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(共20張PPT)
化學(xué)
第2節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性
任務(wù)1
任務(wù)2
溶液的酸堿性與pH
水的電離平衡
任務(wù)1
1.回顧水的電離及水的離子積常數(shù)
2.水的電離平衡的移動(dòng)
水的電離平衡
1.回顧水的電離及水的離子積常數(shù)
水是極弱的電解質(zhì)，請(qǐng)回答下列問題。
（1）寫出水的電離方程式和水的離子積表達(dá)式。
（2）在25℃、100℃時(shí)水的離子積分別為Kw =1×10-14、Kw =1×10-12，水的電離過程熱效應(yīng)如何？
（3）25℃時(shí)HCl、NaOH、CH3COONa溶液中的Kw 是多少？
（4）一定溫度下對(duì)NaOH溶液進(jìn)行稀釋，溶液中c(H+)如何改變？
項(xiàng)目 平衡 移動(dòng) 溶液中 c(H+) 溶液中 c(OH-) pH 溶液的 酸堿性 KW 抑制或促進(jìn)
升高溫度
加酸
加堿
Na2CO3
NH4Cl
NaCl
加入金屬Na
2、結(jié)合勒夏特列原理分析外界條件對(duì)水的電離平衡的影響與溶液酸堿性、pH的變化。
【例題】 如圖三條曲線表示不同溫度下水的離子積常數(shù),下列說法不正確的是(　　)
A.圖中溫度:T3>T2>T1
B.圖中pH關(guān)系:pH(B)=pH(D)=pH(E)
C.圖中五點(diǎn)KW間的關(guān)系:E>D>A=B=C
D.C點(diǎn)可能是顯酸性的鹽溶液
√
學(xué)會(huì)調(diào)控溶液的酸堿性
1.如何實(shí)現(xiàn)C點(diǎn)、B點(diǎn)向A點(diǎn)移動(dòng)？
2.如何實(shí)現(xiàn)A點(diǎn)向E點(diǎn)移動(dòng)？
變式訓(xùn)練1
變式訓(xùn)練2
常溫下向HCl溶液中逐滴加入NaOH溶液，水的電離程度如何變化？在圖a中表示來。
V（NaOH溶液）
水的電離程度
10-7
mol/L
V（NaOH溶液）
水的電離程度
10-7
mol/L
促進(jìn)
抑制
促進(jìn)
抑制
若換成CH3COOH溶液呢？在圖b中表示來。
圖a
圖b
任務(wù)2
溶液的酸堿性與pH
1.溶液的酸堿性的判斷
2.pH及其測(cè)量
（1）通過濃度和pH判斷。
將“>”“=”或“<”填在下表空格中:
溶液 c(H+)、c(OH-) 大小比較 常溫/25 ℃ 數(shù)值 pH
中性溶液 c(H+)　 c(OH-) c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1 　　7
酸性溶液 c(H+)　 c(OH-) c(H+)　 1×10-7 mol·L-1 　　7
堿性溶液 c(H+)　 c(OH-) c(H+)　 1×10-7 mol·L-1 　　7
=
=
>
>
<
<
<
>
本質(zhì)
溫度
1.溶液的酸堿性的判斷
常溫下 c(H+) c(OH-) c(H+)水 c(OH-)水
0.01 mol·L-1的HCl溶液
pH=12的NaOH溶液
pH=4的NH4Cl溶液
pH=8的CH3COONa溶液
（2）通過c(H+)水、c(OH-)水判斷
0.01 mol·L-1的HCl溶液中：
來源 H+ OH-
HCl電離
H2O電離
H+ OH-
溶液中
H2O電離
√
√
√
0.01mol/L
10-12mol/L

c(H+)水=c(OH-)水
10-12mol/L
極小值可忽略
點(diǎn)撥
常溫下 c(H+) c(OH-) c(H+)水 c(OH-)水
0.01 mol·L-1的HCl溶液 0.01mol/L 10-12mol/L 10-12mol/L 10-12mol/L
pH=12的NaOH溶液
pH=4的NH4Cl溶液
pH=8的CH3COONa溶液
（2）通過c(H+)水、c(OH-)水判斷
小結(jié)：c(H+)水、c(OH-)水酸堿找小的，鹽類水解找大的。
2.pH及其測(cè)量
（1）計(jì)算公式：
酸性
堿性
(2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(25 ℃)。
pH=-lgc(H+)
(3)溶液pH的測(cè)定
①溶液的pH常用pH試紙測(cè)量，請(qǐng)說明具體操作
②實(shí)驗(yàn)室用什么儀器準(zhǔn)確測(cè)定溶液pH？
用鑷子撕取一小片pH試紙放于潔凈干燥的表面皿（或玻璃片）上，用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在試紙中部，待試紙顯色穩(wěn)定后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比，讀出pH。
pH計(jì)也叫酸度計(jì)
1.如果c(H+)不等于 c(OH-) 則溶液一定呈現(xiàn)酸或堿性。
2.溶液呈酸性，水的電離一定被抑制。
3.如果c(H+)/ c(OH-)的值越大則溶液的酸性越強(qiáng)。
4.升高溫度，純水電離度增大，c(H+)增大，酸性增強(qiáng)。
√
回歸基礎(chǔ)
判斷對(duì)錯(cuò)
×
√
×
（5）一定條件下pH越大，溶液的酸性越強(qiáng)。
（6）某溶液的pH=6,該溶液一定顯弱酸性。
（7）用pH表示任何溶液的酸堿性都很方便。
（8）pH有可能等于負(fù)值。
×
×
×
×
回歸基礎(chǔ)
本課小結(jié)
溶液的酸堿性與pH
水的電離平衡
1.溶液的酸堿性的判斷
2.pH及其測(cè)量
1.水的電離及水的離子積常數(shù)
2.水的電離平衡的移動(dòng)
感謝您的觀看第八單元
水的電離和溶液的酸堿性
教學(xué)目標(biāo)：
1.理解水的電離及水的離子積常數(shù)，外界條件對(duì)水的電離平衡的影響。能調(diào)控溶液的酸堿性
2.了解c(H+)、c(OH-)和水溶液的酸堿性的關(guān)系，能正確測(cè)定溶液的pH。
3.通過水的電離平衡過程中H+、OH-關(guān)系的分析，理解矛盾的對(duì)立統(tǒng)一的辯證關(guān)系。
4.由水的電離體會(huì)自然界統(tǒng)一的和諧美以及“此消彼長(zhǎng)”的動(dòng)態(tài)美。
重點(diǎn):水的離子積
難點(diǎn)：水電離的c(H+)水或c(OH-)水及其計(jì)算
學(xué)法：抓住主次。
【導(dǎo)入】水從屬于弱電解質(zhì)，為什么單另拿出來學(xué)習(xí)？水于人類而言，于化學(xué)學(xué)科而言，其重要性是不言而喻，而它又不僅是弱電解質(zhì)還是溶劑。如此重要和特殊。我們今天進(jìn)入水的電離的學(xué)習(xí)。
水的電離及水的離子積常數(shù)
1.水是極弱的電解質(zhì)，請(qǐng)回答下列問題。
（1）寫出水的電離方程式和水的離子積表達(dá)式。
（2）在25℃、100℃時(shí)水的離子積分別為Kw =1×10-14、Kw =1×10-12，水的電離過程是吸熱還是放熱？
（3）25℃時(shí)鹽酸、NaOH、CH3COONa溶液中的Kw 是多少？
一定溫度下對(duì)NaOH溶液進(jìn)行稀釋，溶液中c(H+)如何改變？
【點(diǎn)撥】（3）Kw不僅適用于純水，也同樣適用于酸堿鹽的稀溶液。（4）稀釋溶液不是所有離子濃度都降低，所以一定要分清主次，OH-是主要離子，其濃度減小，Kw不變，c(H+)增大。
【過渡】酸堿鹽對(duì)水的電離有什么影響呢？
2、結(jié)合勒夏特列原理分析外界條件對(duì)水的電離平衡的影響與溶液酸堿性、pH的變化。
項(xiàng)目 平衡移動(dòng)方向 溶液中c(H+) 溶液中c(OH-) pH 溶液的酸堿性 KW 抑制或促進(jìn)
升高溫度
加酸
加堿
加入鹽 Na2CO3
NH4Cl
加入金屬Na
考向1　影響水電離平衡的因素
【典例1】 如圖三條曲線表示不同溫度下水的離子積常數(shù),下列說法不正確的是(　　)
A.圖中溫度:T3>T2>T1
B.圖中pH關(guān)系:pH(B)=pH(D)=pH(E)
C.圖中五點(diǎn)KW間的關(guān)系:E>D>A=B=C
D.C點(diǎn)可能是顯酸性的鹽溶液
學(xué)生分析，教師點(diǎn)撥
【點(diǎn)撥】圖中表示中性的點(diǎn)在哪里？AE線上。AE線左上方c(H+)增大c(OH-)減小，為酸性，右下方為堿性。請(qǐng)同學(xué)們思考，如果想讓線上的點(diǎn)向線外移動(dòng)，如何調(diào)控？（改變溫度）
如果希望線上的點(diǎn)沿曲線移動(dòng)，又當(dāng)如何調(diào)控？（改變酸堿性，即調(diào)pH）
【對(duì)點(diǎn)演練1】
向HCl溶液中逐滴加入NaOH溶液，水的電離程度如何變化？請(qǐng)?jiān)趫D中用線條表示出來。
【引導(dǎo)思考】此圖中性上方，說明水的電離被促進(jìn)，下方水的電離被抑制。HCl溶液中水的電離是被抑制還是促進(jìn)呢？（向CH3COOH溶液中逐滴加入NaOH溶液，水的電離程度如何變化？留給同學(xué)們課后思考）
【過渡】水的電離被抑制或促進(jìn)，都會(huì)使溶液呈現(xiàn)酸性或堿性。為了進(jìn)一步了解水的電離，
我們要學(xué)會(huì)判斷溶液的酸堿性。常用的方法是通過濃度和pH來判斷，請(qǐng)同學(xué)們快速填寫表格。
并思考運(yùn)用這個(gè)知識(shí)的時(shí)候應(yīng)注意什么。
溶液的酸堿性的判斷
1.通過濃度和pH判斷。將“>”“=”或“<”填在下表空格中:
溶液 c(H+)、c(OH-)相對(duì)大小 常溫/25 ℃
數(shù)值 pH
中性溶液 c(H+)　 c(OH-) c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1 　　7
酸性溶液 c(H+)　 c(OH-) c(H+)　 1×10-7 mol·L-1 　　7
堿性溶液 c(H+)　 c(OH-) c(H+)　 1×10-7 mol·L-1 　　7
【點(diǎn)撥】學(xué)生回答后，給予補(bǔ)充。c(H+)、c(OH-)相對(duì)大小是本質(zhì)，而單一看c(H+)、c(OH-)或pH值，要注意溫度。
【過渡】我們還可以通過c(H+)水、c(OH-)水判斷溶液的酸堿性。這也是一個(gè)考點(diǎn)。
2.通過c(H+)水、c(OH-)水判斷
考向2　水電離的c(H+)水或c(OH-)水及其計(jì)算
【典例2】在25 ℃，0.01 mol·L-1的HCl溶液中：
c (H + ) = ， c (OH - ) = ； c (H + )水 = ， c (OH - )水 =
【分析】H+來源于HCl和H2O的電離，c(OH-)僅來自于水。Kw=（c(H + )水+c(H+ )HCl）·c(OH-)水
=10-14,由于水電離出來的H+非常小，這里可以忽略不計(jì)。故c(H+)=0.01mol·L-1,c(OH-)水 =10-12
mol·L-1 ;那是c (H + )水多少呢？c (H + )水 =c (OH - )水 ，所以c(H+)水 =10-12 mol·L-1。
【對(duì)點(diǎn)演練2】（1）在25 ℃，pH=12的NaOH溶液中：
c (H + ) = ， c (OH - ) = ； c (H + )水 = ， c (OH - )水 =
(2)在25 ℃，pH=2的NH4Cl溶液中：
c (H + ) = ， c (OH - ) = ； c (H + )水 =
【點(diǎn)撥】這里c (OH - )水一般不要求計(jì)算，因?yàn)椴糠諳H -被NH4+結(jié)合。溶液中c (H + )水 =10-12 mol·L-1溶液可酸可堿。這里派生出來的離子共存的考查，酸堿兩種情況都有考慮。
【回歸基礎(chǔ)】
判斷對(duì)錯(cuò)
1.如果c(H+)不等于 c(OH-) 則溶液一定呈現(xiàn)酸堿性。 ( )
2.在水中加酸會(huì)抑制水的電離。 ( )
3.溶液呈酸性，水的電離一定被抑制。 ( )
4.如果c(H+)/ c(OH-)的值越大則溶液的酸性越強(qiáng)。 ( )
5.任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-) 。 ( )
6.c(H+)等于10-6 mol·L-1 的溶液一定呈現(xiàn)酸性。 ( )
7.升高溫度，純水電離度增大，c(H+)增大，酸性增強(qiáng)。 ( )
【本課小結(jié)】本節(jié)課我們學(xué)習(xí)了水的電離及水的離子積常數(shù)和溶液的酸堿性的判斷，水的電離及水的離子積常數(shù)，在應(yīng)用水的電離平衡移動(dòng)時(shí)考慮濃度、溫度，抓住四個(gè)字促進(jìn)、抑制，水的離子積常數(shù)應(yīng)用是要看溫度。溶液的酸堿性的判斷，c(H+)、c(OH-)相對(duì)大小是本質(zhì)。而單一看c(H+)、c(OH-)或pH值，要注意溫度。
【板書設(shè)計(jì)】
第八單元
水的電離和溶液的酸堿性
任務(wù)一：水的電離及水的離子積常數(shù)
H2O H++OH-
任務(wù)二：溶液的酸堿性的判斷
典 例2 HCl H++Cl-
H2O H++OH-
任務(wù)一
任務(wù)二高三一輪復(fù)習(xí)《水的電離和溶液的酸堿性》說課稿
今天，我將從說教材、說教法和學(xué)法、教學(xué)過程和課后反思四個(gè)方面來進(jìn)行說課。
一、說教材
1.教材地位和作用 本節(jié)課屬于高三化學(xué)第一輪復(fù)習(xí)內(nèi)容，是高考復(fù)習(xí)中的重要組成部分，是提高學(xué)生化學(xué)高考成績(jī)的必要環(huán)節(jié)。通過本節(jié)課的復(fù)習(xí)，可以幫助學(xué)生從本質(zhì)上認(rèn)識(shí)溶液的酸堿性，也為后面復(fù)習(xí)鹽類水解的本質(zhì)，以及書寫鹽類水解的化學(xué)方程式打下基礎(chǔ)。
2.教學(xué)目標(biāo)
（1）掌握水的電離及水的離子積常數(shù)，外界條件對(duì)水的電離平衡的影響。
（2）掌握c(H+)、c(OH-)和水溶液的酸堿性的關(guān)系，了解測(cè)定溶液pH的方法。
學(xué)生的學(xué)習(xí)素養(yǎng)目標(biāo)為認(rèn)識(shí)水的電離有一定限度，是可以調(diào)控的。能多角度動(dòng)態(tài)的分析水的電離，能運(yùn)用平衡移動(dòng)原理解決實(shí)際問題，能發(fā)現(xiàn)和提出溶液酸堿性判斷時(shí)有探究?jī)r(jià)值的問題，在探究過程中學(xué)會(huì)合作。
3.教學(xué)重難點(diǎn) 本節(jié)課的教學(xué)重點(diǎn)為水的離積常數(shù)和水的電離平衡影響因素，難點(diǎn)為水溶液中氫離子濃度和氫氧根濃度的計(jì)算
二、說教法和學(xué)法
本節(jié)采用問題引導(dǎo)式和小組合作式教學(xué)方法，結(jié)合問題探究，層層深入，引導(dǎo)學(xué)生思考，培養(yǎng)學(xué)生自主學(xué)習(xí)，主動(dòng)參與合作學(xué)習(xí)的意識(shí)，發(fā)散思維，發(fā)掘?qū)W生創(chuàng)新意識(shí)。使學(xué)生動(dòng)口動(dòng)手動(dòng)腦筋的多層教學(xué)，讓學(xué)生成為真正的主體。不斷提高學(xué)生分析解題能力和應(yīng)用知識(shí)能力。
三、教學(xué)過程
本節(jié)課我采用任務(wù)驅(qū)動(dòng)式教學(xué)。分有兩個(gè)任務(wù)：任務(wù)一水的電離平衡，任務(wù)二溶液的酸堿性和pH。課堂上首先讓學(xué)生明確學(xué)習(xí)目標(biāo)：（1）掌握水的電離及水的離子積常數(shù)，外界條件對(duì)水的電離平衡的影響。（2）掌握c(H+)、c(OH-)和水溶液的酸堿性的關(guān)系，了解測(cè)定溶液pH的方法。
任務(wù)一水的電離平衡：首先通過4個(gè)層層遞進(jìn)問題幫助學(xué)生回顧水的電離特點(diǎn)和離子積常數(shù)的特點(diǎn)。然后以填表形式讓學(xué)生分析水的電離平衡的移動(dòng)；最后通過高考試題和變式訓(xùn)練層層遞進(jìn)的加深學(xué)生對(duì)水的電離的理解，提升應(yīng)用能力。
任務(wù)二溶液的酸堿性和pH：首先以填表對(duì)比的形式使學(xué)生熟悉簡(jiǎn)單溶液酸堿性的判斷方法，重點(diǎn)分析通過c(H+)水、c(OH-)水判斷。然后以問題驅(qū)動(dòng)回顧溶液pH測(cè)定方法，最后回歸基礎(chǔ)，以簡(jiǎn)單的判斷對(duì)錯(cuò)加深對(duì)基礎(chǔ)知識(shí)的理解。
最后給學(xué)生留下課后鞏固思考題。學(xué)有所思。
教學(xué)反思
課堂教學(xué)優(yōu)缺點(diǎn)。優(yōu)點(diǎn)：一定程度上做到了將課堂還給學(xué)生，以學(xué)生為主體，教給學(xué)生運(yùn)用原理，適時(shí)地加以引導(dǎo)，讓學(xué)生發(fā)現(xiàn)問題，解決問題。類題升華，擴(kuò)展思維，避免思維定勢(shì)。缺點(diǎn)：1.課堂開放性不夠徹底，總怕學(xué)生出錯(cuò)，反復(fù)提醒學(xué)生，破壞了學(xué)生獨(dú)立思考。2.習(xí)慣自己的邏輯思維順序，忽略了學(xué)生的基礎(chǔ)、學(xué)生對(duì)老師的陌生感，缺少適時(shí)小結(jié)，知識(shí)網(wǎng)絡(luò)建構(gòu)。3.學(xué)生展示過程中出現(xiàn)的問題不易掌握，課程不完整。
改進(jìn)措施：1.教學(xué)設(shè)計(jì)上，在變式訓(xùn)練2后加一道模擬題回歸實(shí)際應(yīng)用：
常溫下,向V mL 0.1 mol·L-1 HA溶液中滴入0.1 mol·L-1 NaOH溶液,溶液中由水電離出的氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)[-lgc水(H+)]與所加NaOH溶液的體積的關(guān)系如圖所示。下列說法不正確的是(　　)
A.常溫下,Ka(HA)約為10-5
B.P點(diǎn)溶液對(duì)應(yīng)的pH>7
C.M點(diǎn)溶液中存在:c(Na+)=c(A-)+c(HA)
D.N點(diǎn)溶液中存在:c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
課堂教學(xué)中，不要過多提醒學(xué)生，讓學(xué)生充分的動(dòng)起來，發(fā)揮小組優(yōu)勢(shì)，每一個(gè)任務(wù)給學(xué)生設(shè)定好時(shí)間，多巡視，投屏學(xué)生的作業(yè)，學(xué)生出錯(cuò)讓其他學(xué)生糾正。語言要更加精煉。

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