《水的电离和溶液的酸碱性》学案3

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1、3.2《水的电离和溶液的酸碱性》学案（新人教版选修4）（第一课时）复习目标1、使学生了解水的电离和水的离子积，2、了解溶液的酸碱性与pH的关系，3、学会计算酸碱的pH值以及氢离子浓度和pH值的互算，4、掌握pH相同的强酸与弱酸的几个规律，5、了解指示剂的变色范围，学会用pH试纸测定溶液的pH值一、水的电离与溶液的PH值1．水的电离H2O+H2OH3O++OH—简写为：H2OH++OH—实验测定：25℃纯水中C(H＋)=C(OH－)=1mol/L100℃C(H＋)=C(OH－)=1mol/L2．水的离子积常数k

2、w=C(H＋)·C(OH－常温下：kw=3．影响Kw大小的因素是：注意：任何物质的水溶液中，在常温时，KW=，KW与溶液的酸碱性无关，只与：有关。提问：当温度升高时，Kw如何变化？（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，水的电离程度越大。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。）例1：某温度下，纯水中的c（H+）=2.0×10-7mol/L，则此时溶液中c（O

3、H-）为；若温度不变，滴入稀硫酸使c（H+）=5.0×10-6mol/L，则c（OH-）为。〖针对性训练〗1．某温度时，测得纯水中的C(H＋)=2.4×10－7mol/L，则C(OH－)为（）A．2.4×10－7mol/LB．0.1×10－7mol/LC．mol/LD．C(OH－)无法确定2．水的电离过程为H2OH＋＋OH－，不同温度下其离子积常数为kw（25℃）=1.0×10－14，kw（35℃）=2.1×10－14。则下列叙述正确的是（）A．C(H＋)随温度升高而降低B．35℃时，C(H＋)>C(OH－)

4、C．水的电离过程是吸热的D．25℃时的水的电离程度比35℃时的大3．室温下，在PH=12的某溶液中，由水电离的C(OH－)为（）A．1.0×10－7mol/LB．1.0×10－6mol/LC．1.0×10－2mol/LD．1.0×10－12mol/L二：影响水电离平衡的因素：（1）温度：（2）酸、碱：（3）在水中加盐：例2：影响水电离的因素：实例H2OOH-+H+条件改变平衡移电离程度变化溶液中离子总浓度变化H2O电离出C（H+）变化Kw变化动方向升高温度加HCl加NaOH加CH3COONa加NH4Cl加入N

5、aCl固体小结1．影响水电离平衡的因素（1）酸、碱（2）温度（3）易水解的盐（4）其它三、溶液酸碱性：在25℃时，中性溶液：c（H+）c（OH—）c（H+）酸性溶液：c（H+）c（OH—）c（H+）碱性溶液：c（H+）c（OH—）c（H+）例3：下列说法中正确的是（）A、溶液成中性就是pH=7B、溶液成中性指的是C（H+）=C（OH-）C、酸和碱恰好完全反应时，溶液一定成中性D、盐溶液一定成中性【总结：】PH=7时，高（温）碱低（温）酸25℃时为中性。四、溶液的pH值1．溶液的pH值（1）定义pH=-lg{c

6、（H+）（2）pH适用范围稀溶液，0～14之间。室温时完成下表C(H＋)、C(OH－)的相对大小关系C(H＋)的值PHC(H＋)·C(OH－)中性溶液酸性溶液碱性溶液判据适用条件无条件的，任何温度、浓度均适用是有条件的，适用温度为常温注：①水中加酸或碱均抑制水的电离，但由水电离出的c（H+）与c（OH-）总是相等。②任何电解质溶液中，H+与OH—总是共存，但不能大量共存。溶液的酸、碱性主要在于c（H+）与c（OH—）的相对大小。c（H+）与c（OH-）此增彼长，且温度不变Kw=c（H+）·c（OH—）不变。（

7、3）溶液PH的测定方法：粗略测定：精确测定：注：用 pH试纸来测定溶液的pH值的方法：取一小片PH试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取少许待测液，滴在pH试纸上（注意不能将pH试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒，因为这样做，实际上已将溶液稀释，导致所测定的pH不准确）待pH试纸变色后立即（半分钟内）与标准比色卡对照，读取pH值（因为时间长了，试纸所显示的颜色会改变，致使测得的pH不准。）【小结】：有关溶液的pH值的几个注意问题：①pH值是溶液酸碱性的量度。常温下，pH=7溶液呈中性；pH值减小，溶液的酸

8、性增强；pH值增大，溶液的碱性增强。②pH值范围在0-14之间。pH=0的溶液C(H+)=1mol/L；pH=14的溶液C(OH-)=1mol/L。pH改变一个单位，C(H+)就改变10倍，即pH每增大一个单位，C(H+)就减小到原来的1/10；pH每减小一个单位，C(H+)就增大到原来的10倍。③当C(H+)>1mol/L时，pH值为负数，当C(OH-)>1mol/L时，pH>14。对于C(H+)