《水的电离和溶液的酸碱性》导学案1（4份打包）
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人教版高中化学选修4 3.2 水的电离和溶液的酸碱性（第一课时）.doc 93.50 KB
高中化学选修4 3.2 水的电离和溶液的酸碱性（第三课时）.doc 88.50 KB
人教版高中化学选修4 3.2 水的电离和溶液的酸碱性（第二课时）.doc 147.00 KB
人教版高中化学选修4 3.2 水的电离和溶液的酸碱性（第四课时）.doc 68.50 KB
第三章 第二节水的电离和溶液酸碱性 第二课时
【学习目标】：掌握pH的计算；掌握稀释时的pH变化规律，了解混合溶液PH的计算。
【学习重点】：利用pH的定义pH=-lgc(H+)计算溶液的pH。
【自主学习】
一、溶液的酸碱性与pH值
1、溶液的酸碱性取决于 c(H+)和c(OH—) 的相对大小
2、25℃时溶液的酸碱性，任何情况下
酸性:c(H+) ＞c(OH－) c(H+)＞10－7；
中性:c(H+) ＝c(OH－) c(H+)＝10－7；
碱性:c(H+) ＜c(OH－) c(H+)＜10－7
（请在相应空格填上＞、＜、＝）
3、溶液的pH值（一种表达溶液酸碱度的方法） 数学表达式： pH=－lg c（H+）。
如：c（H+） = 1×10—7mol/L， pH=－lg10—7 ＝7.0
c（H+） = 1×10—5mol/L， pH=－lg10—5 ＝5.0
c（H+） = 1×10—9mol/L， pH=－lg10—9 ＝9.0
4．(1)pH与溶液酸碱性的关系（25℃时）
pH与溶液的酸碱性比较以及变化趋势
pH 溶液的酸碱性
pH<7 c(H+) ＞c(OH－)，溶液呈 酸性 ，pH越小， 溶液的酸性越强
pH=7 c(H+) =c(OH－)，溶液呈中性
pH>7 c(H+) ＜c(OH－)，溶液呈碱性 pH越大，溶液的碱性越强
(2)．改变溶液pH的常用方法
改变溶液pH的方法
pH变化 采取的措施
若pH增大 加碱，
对于酸性溶液可加水稀释
若pH减小 加酸，
对于碱性溶液可加水稀释
（当溶液中氢离子浓度很小时，为了更方便表示酸碱性，通常用pHol/L或小于10-14时，使用pH值更不方便。所以用物质的量浓度表示更好。 pH一般表示1mol/L以下c（H+） 的浓度）
二、溶液pH的测定方法
1、指示剂法：只能测其酸碱性，即PH的大致范围，不能测出具体数值。如：滴加酚酞溶液变红则pH ＞7，滴加石蕊溶液变蓝则pH ＞ 7
常见的酸碱指示剂的变色范围为（参照课本49页进行填写）：
2、精确测量溶液pH的仪器是 PH计 ，读数到 0.01；（参看教材P47）
3、用pH试纸：测定溶液的pH广泛试纸识别差值为1
用pH试纸测定溶液pH的操作是：用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液点在试纸中央，与标准比色卡进行对照得pH 。
若试纸变红则pH ＜ 7（填＜、＞或＝，下同），若试纸变蓝则pH＞ 7，与标准比色卡比较确定的pH是 1--14 （填取值范围）的整数
【合作探究】
一、简单PH计算
计算方法： c(酸)――→电离c(H＋)―→pH c(碱)――→电离c(OH－)――→KWc(H＋)―→pH
中和滴定实验报告
一、实验目的：用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液。
二、实验原理：酸碱中和反应。
三、实验试剂：0.1032mol/L盐酸，未知浓度的NaOH溶液，酚酞溶液、甲基橙溶液
四、实验仪器：铁架台、滴定管夹、烧杯、 、 、
。
五、实验步骤：
（一）滴定管的准备阶段
1、检漏：在使用滴定管前要检查活塞是否漏水，在确保不漏水后方可使用。
2、洗涤：用水冲洗滴定管。
3、润洗：从滴定管上口加入3—5mL所要盛装的酸或碱溶液， ， 使液体润湿滴定管 。
4、装液：用碱式滴定管装已知浓度的NaOH溶液，酸式滴定管滴定装未知浓度的HCl溶液。
5、排气：酸式滴定管 放气，碱式滴定管 放气。
6、调零：控制活塞或玻璃球，使滴定管液面的 与 相平。
7、放液：
用酸式滴定管取出20.00mL未知浓度NaOH溶液的于注入锥形瓶中，并往锥形瓶中滴加几滴 ，现象： 。酸式定管装有的标准液盐酸留待滴定。
（二）滴定阶段
1、把锥形瓶放在碱式滴定管的下面，将滴定管中溶液逐滴滴入锥形瓶中，滴定时，右手不断旋摇锥形瓶，左手控制滴定管活塞，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化，直到滴定终点，现象为： 。此时，记下NaOH溶液使用的体积。
2、把锥形瓶内的溶液倒入废液缸，用蒸馏水把锥形瓶洗干净，滴定管重新调零，重复上述操作2次。
（三）数据处理
0.1032mol/L盐酸的体积（mL） 未知浓度NaOH溶液的体积（mL）
1 20.00
2 20.00
平均值
公式：
计算过程：
（四）误差分析
操作 引起误差
的原因 结果
滴定管操作可能引起的误差 ①滴定管用蒸馏水洗后，没有用标准液润洗
②滴定管用蒸馏水洗后，没有用待测液润洗
1. 教学目标：使学生理解并掌握水的电离平衡及影响因素
2. 水的离子积常数
教学重点、教学难点 水的离子积，
自主学习
水的离子积
1.水的电离，水是一种弱电解质，水的电离可以表示为
H2O + H2O H3O+ + OH— 简写为H2O H+ + OH—
水的电离有以下哪几个特点：
①不能完全电离；②电离过程可逆，存在电离平衡；③条件改变时，电离平衡发生移动。
2.求水的电离平衡常数。
1L水的浓度为： 1000 g•L—1 ÷18 g•mol—1 = 55．56 mol•L—1
实验证明，25℃时，1L水中只有1×10—7mol的水分子发生电离，由于水的浓度是一个定值，那么K电离与C(H2O)的乘积也是一个常数，称为KW。
水的离子积常数 ，在25℃时， Kw = c(H+) •c(OH—) =1×10—14
Kw叫水的离子积常数，简称水的离子积。Kw = 1×10—14
(说明)在没有特别说明的情况下，水的离子积均指25℃时的数值。
（虽然c(H+) 与 c(OH—)都有单位，但水的离子积常数是没有单位的．在计算时，注意别画蛇添足。）
Kw 适用于稀的酸溶液，稀的碱溶液，盐溶液
合作探究：
3.影响水的电离因素分析
（1）温度：升高温度，水的电离平衡 向右进行 ，Kw 变大
升高温度， 促进 水的电离，水的电离平衡 向右 移动，使c(H+) 与 c(OH—) 均增大 ，
例如在100℃时，Kw = 1×10—12，溶液呈中性时c(H+) = c(OH—)= 1×10—6 mol•L—1
（2）改变下列条件水的电离平衡是否移动?向哪个方向移动?水的离子积常数是否改变?是增大还是减小?①升高温度 ②加入NaCI ③加NaOH ④加HCI
①升高温度 右，增大
②加入NaCI，不移动
I ③加NaOH ，左， 不变 ④加HCI，左，不变
水中加入酸后，就成了酸溶液，此时溶液中还有OH—吗? 有浓度< 1×10—7 mol•L—
（3）溶液的酸碱性与c(H+) 、c(OH—)的关系
在水中加酸时，水的电离平衡移动后， c(OH—) 减小，溶液中 c(H+) 增大；在水中加碱时， c(OH—) 增大， c(H+) 减小。不论在酸或碱的稀溶液中， c(H+) 与 c(OH—) 的乘积始终等于水的离子积，在25℃时，为 1×10—14 。在稀溶液中，KW只受温度 影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。
在其它条件一定的情况下，温度升高，KW 增大 ，温度降低，KW 减少 ，。
（4）在0.01mol/LHCl溶液中
c(H+)= ，c (OH-)= ，
c(H＋ )水= ， c(OH－)水= 。
（4）0.01mol/L，1×10—12mol/L 由水电离出的c(H＋ )水和c(OH－)水, 均为1×10—12mol/L
结论：c(H＋ )水= c(OH－)水 。
结论：c(H＋ )水 c(OH－)水
（5）在0.01mol/LNaOH溶液中
c (OH-)= ， c(H+)= ，
由水电离出的c(H＋ )水和c(OH－)水,
c(H＋ )水= ， c(OH－)水= 。
结论：c(H＋ )水 c(OH－)水 。
（5）0.01mol/L，1×10—12mol/L 由水电离出的c(H＋ )水和c(OH－)水, 均为1×10—12mol/L结论：c(H＋ )水= c(OH－)水 。
巩固练习：
1.下列叙述不正确的是
A.如果c(H+)不等于c(OH-)则溶液一定呈现酸性或碱性。
B. c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性
C.如果c(H+)/c(OH-)的值越大则酸性越强。
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