水的电离和溶液的ph(7)

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1、第三节水的电离和溶液的pH值目的要求：（1）从水的电离平衡去理解水的离子积和溶液pH值的含义，掌握溶液pH值跟氢离子浓度和溶液酸碱性的关系。（2）了解指示剂的变色范围，学会用pH试纸测定溶液的pH值。（3）初步学会计算酸碱的pH值以及氢离子浓度和pH值的互算。（4）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：溶液酸碱性和溶液pH值的关系教学过程：引入水是不是电解质？只有通过实验才能测定，但是由于纯水不容易得到，对于纯水的导电性无法在现有的条件下进行，好在有精确的实验结果告诉我们，水是一种极弱的电解质，他能

2、微弱的电离（几乎不导电）。板书一．一．水的电离水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。H2O+H2O====H3O++OH-简写：H2O===H++OH-实验测定：25℃[H+]=[OH-]=1mol/L100℃[H+]=[OH-]=1mol/L板书二．二．水的离子积（Kw）实验测定：25℃[H+][OH-]=1（定值）（省去单位）100℃[H+][OH-]=1板书影响因素：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-].板书溶液的酸碱性讲述由水的离子积可知，在水溶液中，H+和OH-离子共同存在，无论溶液呈酸性或碱性。由此我们可

3、以进行有关[H+]、[OH-]的简单计算。板书（一）（一）  液的酸碱性H2O==H++OH-NaOH==Na++OH-[OH-]升高，[H+]下降，水的电离度降低。H2O==H++OH-HCl==H++Cl-[H+]升高，[OH-]下降，水的电离度降低。实验证明：在稀溶液中：Kw=[H+][OH-]25℃Kw=1练习求0.1mol/L醋酸溶液中的[OH-]？（25℃）[H+]=C酸α酸=0.1mol/L1.32%=1.3210-3mol/L[OH-]==7.5810-12mol/L学生练习：求0.1mol/LNH3H2O中[H+]？板书常温下：中性溶液：[H+]=OH-]=110-7m

4、ol/L酸性溶液：[H+]>[OH-],[H+]>110-7mol/L碱性溶液：[H+]<[OH-],[H+]<110-7mol/L[OH-]>110-7mol/L[H+]越大，酸性越强。[OH-]越大，碱性越强。板书（一）（二）  溶液的pH值1.1.      概念：pH=-lg[H+](pOH=-lg[OH-])常温下，中性溶液：[H+]=OH-]=110-7mol/LpH=7pOH=7酸性溶液：[H+]>110-7mol/LpH<7pH越小，酸性越强。PH=0,[H+]=1mol/L碱性溶液：[H+]<110-7mol/LpH>7pOH<7pH值越大，碱性越强。2.2.     

5、 范围：0-14 3.3.      一组计算式：（1）[H+]=C酸α酸（弱酸）[H+]=nC酸[OH-]=C碱α碱（弱碱）[OH-]=nC碱（2）Kw=[H+][OH-];[H+]=[OH-]=(3)pH=-lg[H+]pOH=-lg[OH-](4)pH+pOH=14（25℃）经验规律一．一．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-]=1mol/L酸过量：[H+]=碱过量：[OH-]= （二）酸碱稀溶液pH值计算途径n元强酸n元弱酸n元强碱n元弱碱 [H+]=nC酸[H+]=C

6、酸α酸[OH-]=nC碱[OH-]=C碱α碱[H+][OH-] pHpOH  (三)溶液酸碱性pH计算经验规律（1）（1）      两强酸等体积混合pH=2[H+]==mol/LpH=4(2)两强碱等体积混合pH=10pH=12[OH-]==mol/L[H+]=5mol/LpH=14–pOH=11.7(3)强酸、强碱等体积混合：pH=2酸过量：[H+]==mol/LpH=10pH=5碱过量[OH-]==mol/LpH=11pH=14-pOH=10.7 板书(三)溶液酸碱性、pH值计算经验规律(1)(1)   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。(2)(

7、2)   酸碱等体积混合pH=2某酸pH难定pH=12某碱pH=4某酸pH<=7pH=10NaOHpH=4H2SO4pH>=7pH=10某碱0.01mol/LpH=2一元酸pH=70.01mol/LpH=12一元碱 (3)pH减小一个单位，[H+]扩大为原来的10倍。PH增大2个单位，[H+]减为原来的板书酸碱指示剂：pH试纸、1.1.      指示剂的变色范围：指示剂发生变化的pH值范围。2.2.      常用指示剂的变色范围