吉林省吉林市第五十五中学高二化学人教版选修4《3.2水的电离和溶液的pH》教案 （2份打包）
吉林省吉林市第五十五中学高二化学人教版选修4《3.2水的电离和溶液的pH（第1课时）》教案.doc
吉林省吉林市第五十五中学高二化学人教版选修4《3.2水的电离和溶液的pH（第2课时）》教案.doc
　　第二节   水的电离和溶液的pH  第一课时
　　教学目的：1、使学生了解水的电离和水的离子积
　　2、生了解溶液的酸碱性与pH的关系
　　3、通过水的离子积和溶液酸碱性等内容的教学，对学生进行矛盾的对立统一、事物间的相互关系和相互制约等辨证唯物主义观点的教育
　　教学重点：水的离子积，溶液酸碱性和溶液pH值的关系
　　教学难点：水的离子积
　　教学过程：
　　引入：水是不是电解质？研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性，而酸碱性与水的电离有密切的关系。那么水是如何电离的呢？精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+ 和OH—：
　　板书：一、水的电离
　　1、水的电离
　　H2O + H2O   H3O+ + OH— 简写为：H2O   H+ + OH—
　　实验测定：25℃ [H+]=[OH-]=1 mol/L      100℃  [H+] = [OH-] = 1 mol/L
　　水的电离与其它弱电解质的电离有何异同？
　　不同点：水是“自身”作用下发生的极微弱的电离。
　　相同点：均是部分电离，存在电离平衡
　　提问：请学生计算水的浓度，1L纯水的物质的量是55•6mol，经实验测得250C时，发生电离的水只有1×10-7mol，二者相比，水的电离部分太小，可以忽略不计。因此电离前后水的物质的量几乎不变，可以视为常数，常数乘以常数必然为一个新的常数，用Kw表示，即为水的离子积常数，简称水的离子积。
　　板书2、水的离子积
　　Kw = c（H+）•c（OH—）
　　由于250C时，c（H+）= c（OH—）= 1×10-7mol/L
　　所以250C时，Kw = c（H+）•c（OH—）=1×10-14（定值）（省去单位）
　　提问：当温度升高时，Kw如何变化？影响Kw的因素是什么？（电离过程是吸热过程）
　　1000C时，Kw = c（H+）•c（OH—）=1×10-12
　　影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，[H+]=[OH-].
　　注：温度升高时Kw增大，所以说Kw时要强调温度。
　　练习：
　　影响因素 条件改变 平衡移动 溶液中的c(H+) 溶液中的c(OH-) Kw
　　温度 升高温度 向右 增大 增大 变大
　　降低温度 向左 减小 减小 变小
　　第二课时
　　教学目的：1、了解指示剂的变色范围，学会用pH试纸测定溶液的pH值
　　2、初步学会计算酸碱的pH值以及氢离子浓度和pH值的互算
　　3、掌握pH相同的强酸与弱酸的几个规律
　　教学重点：有关pH的简单计算
　　教学难点：熟练掌握有关pH的计算
　　教学过程：
　　复习提问：
　　①什么叫水的离子积？影响水的离子积因素？溶液的酸碱性与c（H+）、c（OH—）及pH的关系？溶液pH的计算？求0.1mol/L盐酸溶液中的[OH-]？（25℃）求0.1mol/LnaOH溶液中[H+]？
　　②关于pH相同的酸（含强酸和弱酸）
　　（1）溶液中c（H+）相等 （填“相等”或“不等”）。
　　（2）溶液中溶质的物质的量的浓度：强酸 < 弱酸（填“>”或“<”）。
　　（3）耗碱规律：pH和溶液体积均相同的HCl、H2SO4、CH3COOH与碱完全反应时，消耗碱物质的量最多的是 CH3COOH   。
　　（4）稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原 , 强酸中c（H+）变为原 ,但弱酸中c（H+）减小 小于（填“大于”或“小于”）m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。
　　③pH的有关计算：
　　（1）求酸或碱溶液的pH        a•先判断溶液的酸碱性
　　（2）求强酸或强碱稀释后的pH  b•若为酸性，先求出c（H+）后
　　（3）求混合溶液的pH               由pH =-lg{c（H+）}求pH   
　　①两种强酸（碱）混合           若为碱性，先求c（OH—）后
　　②强酸与强碱混合                 由Kw = c（H+）•c（OH—）
　　（4）pH+pOH=14                    求c（H+），再求pH
　　板书：三、有关溶液pH的计算
　　（一）强酸、强碱自相或互相混合（体积变化忽略不计）
　　（1）酸I+酸II     [H+] = 
　　(2)碱I+碱II      [OH-] = 
　　（3）酸I+碱II
　　完全中和：[H+] = [OH-] = 1 mol/L
　　酸过量：  [H+]= 
　　碱过量：[OH-] = 
　　(二)溶液酸碱性pH计算经验规律
　　（1）两强酸等体积混合 混合后的pH=小的+0.3
　　(2)两强碱等体积混合  混合后的pH=大的—0.3
　　(3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。
　　（4）酸碱等体积混合①pH = 2 某酸与pH = 12 某碱混合pH难定②pH = 4 某酸与pH = 10 NaOH混合 pH≤7③pH = 4 H2SO4与pH = 10 某碱混合pH≥7④0.01mol/L pH = 2 一元酸与0.1mol/L pH = 12一元碱混合pH = 7
　　(5) pH 减小一个单位，[H+]扩大为原来的10倍。  PH增大2个单位，[H+]减为原来的1/100
　　（6）稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原 , 强酸中c（H+）变为原 ,但弱酸中c（H+）减小 小于m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。
　　例1、求下列溶液的pH：
　　（1）某H2SO4溶液的浓度是0•005mol/L ①求此溶液的pH②用水稀释到原来体积的100倍
　　③再继续稀释至104倍
　　（2）pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合
　　（3）pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合