《第二节 水的电离和溶液的pH值》教案

《第二节 水的电离和溶液的pH值》教案

第一课时

教学内容：水的电离和水的离子积

教学目的：1、了解水的电离和水的离子积

2、学会根据水的离子积计算溶液中H+ 和OH- 的浓度。

教学重点：水的离子积

教学难点：在酸碱溶液中如何求H2O电离出的CH+ 和COH- 教学方法：启发、讨论、归纳 教学过程：

[前置知识扫描]

1、 H3PO4中各种离子浓度的大小（不考虑水的电离） 2、 写出下列物质的电离平衡方程式

H2SO4、HCIO、NH3·H2O、NaHCO3、KHSO4、 [新课的准备]

请学生回答弱电解质包括哪些物质？弱酸、弱碱和水。 复习初中化学中学习的PH与溶液酸碱性的关系。 [新课进行] 一、水的电离

1、用灵敏的电流计测定纯水的导电性可知：纯水具有导电性，但极其微弱，为什么呢？说明： （1） 水是一种极微弱的电解质，只能微弱的电离，并存在着平衡。 水的电离方程式：H2O + H2O = H3O+ + OH-

简写为：H2O = H+ + OH-

（2）从纯水的导电性实验测得，25℃时，1L纯水中只有1×10—7mol H2O电离。 ∴CH+ = COH-=1×10-7mol/L

而1L水的物质的量为55.6mol，这与发生电离的水1×10-7mol相比，水的电离部分忽略不计。所以，电离前后，水的物质的量几乎不变，可以看作是一个常数 [结论] ]CH+ ·COH-=KW

KW叫做水的离子积常数，简称水的离子积。 KW= CH+ ·COH-=1×10-7×1×10-7=1×10-14

水的离子积常数反映了一定温度下的水的H+ 浓度和OH- 浓度之间的关系。 二、影响水的电离的因素

① 加入酸或碱，抑制水的电离，KW不变； ② 加入某些盐，促进水的电离，KW不变；

－12

③ 电离过程是一个吸热过程，升温能促进水的电离，KW增大，在100℃时，KW =1×10。 ④ 其它因素：如加入活泼金属，消耗H+，水的电离程度增大。 [讨论] CH+ =1×10-7mol/L的溶液一定呈中性吗？ 说明：溶液或纯水呈中性，是因为溶液中CH+ = COH-

＋－

纯水中溶液H、OH浓度的计算方法：

CH+ = COH- =Kw。

三、在酸、碱溶液中如何求H2O电离出的H+ 浓度和OH- 浓度

水的离子积常数反映了一定温度下的水的H+ 浓度和OH- 浓度之间的关系。 例1、0﹒1mol/LHCI中CH+ 以及水电离出的H+ 浓度和OH- 浓度

[分析]（1）酸影响了水的电离，抑制了水的电离，水电离平衡向左移动。所以，酸电离出的CH+ 很大，是主要的，水电离的CH+ 很小。所以溶液中CH+ 可以近似看作是酸电离出的H+浓度。

∴CH+=0﹒1mol/L

溶液中COH- =10-14/0﹒1=10-13 mol/L 此COH- 就是水电离出的OH- 浓度。 ∴CH+（水）= COH-（水）=10-13 mol/L

结论：纯水中KW=10为单纯水的离子积常数。

对于酸或碱来说，溶液中的H+ 浓度和OH- 浓度的乘积是1×10-14，而抑制了水的电离，使水本身的离子积常数减小。

例2、0﹒1mol/L下列物质的溶液中，CH+ 和COH- 的大小顺序

（1）HCI （2）Ba（OH）2 （3）HF （4）NaOH (5)CH3COOH

例3、将水升温到95℃时，水的电离程度将 ，水的离子积常数将 水的H+ 浓度和OH- 浓度将 ，此时溶液呈 性，pH 7。

四、巩固练习

书面作业：1、教材上习题

2、求0﹒01mol/LNaOH溶液中COH- 以及水电离出的H+ 浓度和OH- 浓度

第二课时

教学内容：溶液的酸碱性和pH值

教学目的：1、了解溶液的酸碱性和pH的关系 2、学会溶液pH的简单计算 教学重点：溶液的酸碱性和PH的关系 教学难点：关于溶液pH的计算

教学方法：推理法、讲述法、分析比较法 教学过程：

一、溶液的酸碱性

1、溶液的酸碱性与CH+ 、COH- 的关系 [提出问题]：

纯水中加入盐酸或氢氧化钠后，水的电离平衡如何移动？建立新平衡时溶液中的CH+ 、COH- 如何变化？ [分析讨论，总结规律]： 结论：无论酸性、中性、碱性溶液里，都同时存在着OH-、H+，常温下，CH+ 、COH- 的乘积是一个常数（1×10-14）

溶液酸碱性 酸性 中性 碱性 CH+ ＞10-7mol =10-7mol ＜10-7mol COH- ＜10-7mol =10-7mol ＞10-7mol CH+ 、COH- CH+ ·COH- CH+＞COH- CH+ = COH- CH+＜COH- 1×10-14 -14

[强调指出]：任何水溶液中存在的H+ 和OH- 作为矛盾的双方，既互相依存，又互相制约，共同决定了溶液的酸碱性。（对立统一的观点）

2、溶液的pH

（1）为什么要引入溶液的pH

示例：植物适宜生长在中性的土壤中，要测土壤溶液的酸碱度；医生要检测病人的血液，尿液等，要测酸碱度，掌握病人的健康状况；有关部门需要经常测定雨水是否是酸雨；工厂要配制电镀液等都需要了解溶液的酸碱性，经常要用到一些CH+很小的溶液，这时就很不方便，因此要引入溶液的pH。

（2）表示方法： pH= -Ig CH+

（3）意义：表示溶液中CH+的大小，即能表示溶液的酸碱性的强弱。

（4）示例：

A、以教材中四种溶液的氢离子浓度为例，求四种溶液的pH.

B、求10ml的0.2 mol/L的H2SO4的pH. 如果将溶液稀释至10倍、100倍，求溶液的pH. C、怎样求pOH？

二、溶液的酸性的强弱与酸的强弱

（1）酸的强弱是以电解质的电离来区分的：强电解质完全电离的酸是强酸，弱电解质只有部分电离的酸是弱酸；溶液的酸性是由溶液中CH+决定的，CH+越大的溶液，则酸性越强，反之越弱。

（2）观点：①强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强②酸性强的溶液不一定是强酸③酸性相同的溶液，弱酸浓度大，中和能力强④中和能力相同的酸提供H+的物质的量相同，但强酸溶液的酸性强。

安排学生课后阅读资料，并完成某些物质的pH的测定，以激发学生的兴趣，培养实验能力。

三、巩固练习

口头作业：教材中二、三两大题

书面作业：计算0﹒01mol/LNaOH溶液、0.01 mol/L的H2SO4溶液的pH. 如果将它们等体积混合，确定溶液的酸碱性，并计算混合液的pH.

第三课时

教学内容：强酸强碱溶液及混合溶液的pH计算 教学目的：1、了解pH的测定方法

2、学会强酸强碱溶液的pH计算以及混合溶液的pH计算

教学重点：学会方法，训练思维，掌握基本计算格式 教学方法：分析、推理 教学过程：

一、 pH的测定 1、pH值的改变

①pH﹤7溶液呈酸性，pH越小，酸性越强；pH每减小1个单位，CH+ 增大10倍 ②pH﹥7溶液呈碱性，pH越大，碱性越强。pH每增加1个单位，CH+ 减小10倍。 ③pH小的酸性溶液，不一定是强酸溶液

④pH每升高一个单位，对于强酸需要稀释10倍，而对于弱酸稀释的倍数超过了10倍；pH每降低一个单位，对于强碱需要稀释10倍，而对于弱碱稀释的倍数超过了10倍。

2、测定方法：测定溶液的pH可用pH试纸，这种试纸使用时不能用水湿润，否则非中性溶液的pH测定值比实际的或大或小，使用时用玻璃棒蘸取少量的待测溶液与pH试纸接触，再与标准比色卡对比，读出pH值。另外也可用pH计准确测定。

二、关于pH值的计算

1、酸性溶液：按C→CH+→pH

2、碱性溶液：按C→COH-→CH+→pH

3、强酸、强碱溶液的稀释后的溶液：对于酸溶液中的CH+，每稀释10n倍，pH增大n个单位，但增大后不超过7，酸仍为酸！ 对于碱溶液中的COH-，每稀释10 n倍，pH减少n个单位，但减少后不小于7，碱仍为碱！ PH值相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱），稀释相同的倍数，pH变化为强酸变化大，弱酸变化小。 极稀溶液中的pH值的计算，应考虑水的电离。 4、强酸与强弱溶液混合的计算： 反应的实质：H++OH-=H2O 三种情况：

（1）恰好中和，pH=7

（2）若余酸，先求中和后的CH+，再求pH。

（3）若余碱，先求中和后的COH-，再通过KW求出CH+，最后求pH。或先求pOH，再由pH=14-pOH。 5、已知酸和碱溶液的pH之和，判断等体积混合后的溶液的p H

（1）若强酸与强碱溶液的pH之和大于14，则混合后显碱性，pH大于7。 （2）若强酸与强碱溶液的pH之和等于14，则混合后显中性，pH等于7。 （3）若强酸与强碱溶液的pH之和小于14，则混合后显酸性，pH小于7。

（4）若酸与碱溶液的pH之和等于14，强、碱中有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显谁性。这是因为酸和碱已电离的H+ 和OH- 恰好中和，谁弱谁的H+ 或OH- 有储备，中和后还能电离，显出酸、碱性来。

三、例题讲解

1、把1mL0﹒05mol/L的H2SO4加水稀释制成100mL溶液，求稀释前和稀释后溶液的pH. 以及由水电离产生的CH+. 答案：4 6 10-10 10-8

2、等体积混合0﹒1mol/L的盐酸和0﹒06mol/L的Ba（OH）2溶液后，溶液的pH等于多少？ 答案：12 3、室温时，将pH=5的H2SO4稀释10倍，则CH+：C(SO42-) =？将稀释后的溶液再稀释100倍，CH+：C(SO42-) =？ 答案：2：1 20：1

四、作业：将10mL0﹒1mol/L的盐酸和10mL0﹒1mol/L Ba（OH）2溶液混合求pH？

本文来源：https://www.bwwdw.com/article/hc1x.html