《水的電離和溶液的酸堿性》設計市賽獲獎

《水的電離和溶液的酸堿性》教學設計●課標要求1．知道水的離子積常數(shù)。2．初步掌握pH測定的方法，知道溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學研究中的重要應用?！裾n標解讀1.了解水的電離及水的離子積常數(shù)。2．了解溶液的酸堿性與pH的意義。●教學地位本課時介紹了水是一種弱電解質(zhì)，在一定條件下水的離子積是常數(shù)。了解測定溶液pH的方法。利用pH，c(H＋)，c(OH－)等判斷水溶液的酸堿性是本章的基礎?！裥抡n導入建議追求健康長壽是人類共同的愿望。人們首先要擁有健康，才有可能獲得財富、地位和幸福。健康從哪里來呢？水是生命之源，如果沒有水，就不可能有生命。風靡日本、歐美等國的活性離子水是一種高品質(zhì)的飲用水。離子水比普通水分子團直徑小，滲透作用快，有利于消除體內(nèi)過多的自由基，能夠延緩機體衰老，且對多種疾病有預防和輔助治療的作用。它的誕生，在全世界掀起了一場飲水領域的革命，善待生命，從水開始。你知道水中有哪些粒子嗎？【提示】水中有H2O、H＋、OH－三種微粒。●教學流程設計課前預習安排：(1)看教材P45～46，填寫【課前自主導學】中的“知識1，水的電離”，并完成【思考交流1】；(2)看教材P46～47頁，填寫【課前自主導學】中的“知識2，溶液的酸堿性與pH”，并完成【思考交流2】。?步驟1：導入新課并對本課時教材地位分析。?步驟2：建議對【思考交流1、2】多提問幾個學生，使80%以上的學生都能掌握該內(nèi)容，以利于下一步對該重點知識的探究。?步驟5：在老師指導下學生自主完成【變式訓練1】和【當堂雙基達標】中的1、4、5三題，驗證學生對探究點的理解掌握情況。?步驟4：教師通過【例1】和教材P45～46頁的講解研析，對“探究1”的內(nèi)容進行總結。?步驟3：師生互動完成“探究1，影響水電離平衡的因素及水的離子積”可利用【問題導思】的設問由淺入深的進行，建議教師除【例1】外，再變換一下命題角度，可采用【教師備課資源】，以拓展學生的思路。?步驟6：師生互動完成探究2，可利用【問題導思】的設問由淺入深的進行。?步驟7：教師通過【例2】和教材P46～47頁的講解研析對“探究2”進行總結。?步驟8：在老師指導下學生自主完成【變式訓練2】和【當堂雙基達標】中的2、3兩題，驗證學生對探究點2的理解掌握情況。?步驟9：先讓學生自主總結本課時學習的主要知識，然后對照【課堂小結】明確掌握的內(nèi)容，并安排課下完成【課后知能檢測】。課標解讀重點難點1.了解水的電離及水的離子積常數(shù)。2.了解溶液的酸堿性與pH的定義。1.利用勒夏特列原理分析H2O的電離平衡。(重點)2.知道水的離子積常數(shù)僅與溫度有關，并運用它進行計算。(難點)3.會用不同方式對溶液酸堿性進行判斷。(重點)

水的電離1.水的電離電離方程式：H2O＋H2OH3O＋＋OH－簡寫：H2OH＋＋OH－電離常數(shù)：K電離＝eq\f(cH＋·cOH－,cH2O)2.水的離子積表達式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)常溫下：Kw＝×10－14，此時c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol/L影響因素：Kw只受溫度影響，溫度越高，Kw越大適用范圍：Kw不僅適用于純水，還可使用于任何水溶液1．某溫度時，水溶液中Kw＝4×10－14，那么該溫度比室溫(25℃【提示】因此時水的離子積大于常溫時水的離子積，故溫度高于25℃溶液的酸堿性與pH(1)計算公式：pH＝－lg[c(H＋)](2)表示意義：表示溶液酸堿性的強弱。pH越小，酸性越強。pH越大，堿性越強。(3)測定方法：溶液pH的測定方法有pH試紙法、pH計法。2．溶液的酸堿性c(H＋)與c(OH－)的關系c(H＋)的范圍(25℃pH范圍(25℃中性溶液c(OH－)＝c(H＋)c(H＋)＝×10－7＝7酸性溶液c(OH－)<c(H＋)c(H＋)>×10－7<7堿性溶液c(OH－)>c(H＋)c(H＋)<×10－7>72．(1)某溶液中c(H＋)＝10－6mol/L，該溶液一定為酸性嗎？(2)某溶液的pH＝7，該溶液一定為中性嗎？(3)某溶液中c(H＋)>c(OH－)，該溶液一定為酸性嗎？【提示】(1)、(2)溫度不確定，不能確定溶液的酸堿性。(3)一定為酸性。影響水電離平衡的因素及水的離子積常數(shù)【問題導思】①升高溫度、水的離子積變大還是變?。俊咎崾尽孔兇?。②常溫下水的離子積為Kw＝10－14，NaOH溶液中Kw是多少？【提示】Kw＝10－141．水的電離平衡H2OH＋＋OH－ΔH>0條件變化移動方向c(H＋)c(OH－)Kw升高溫度向右移動增大增大增大加酸向左移動增大減小不變加堿向左移動減小增大不變加活潑金屬(如Na)向右移動減小增大不變2.水的離子積常數(shù)理解Kw應注意的幾個問題如下：(1)表達式的推出水的電離平衡常數(shù)：K電離＝eq\f(cH＋·cOH－,cH2O)，則c(H＋)·c(OH－)＝K電離·c(H2O)。從實驗可知，在25℃時1L純水中只有1×10－7molH2O電離，電離前后H2O的物質(zhì)的量幾乎不變，因此c(H2O)可視為一常數(shù)，K電離也為一常數(shù)。所以K電離·c(H2O)必然也為常數(shù)，用Kw表示，因此有c(H＋)·c(OH－)＝Kw。(2)影響因素Kw隨溫度的變化而變化，溫度升高，Kw增大；溫度降低，Kw減小。(3)適用范圍Kw不僅適用于純水，還適用于酸、堿、鹽的稀溶液，且由水電離的c水(H＋)＝c水(OH－)。此時，水溶液中水的離子積常數(shù)不變。(4)表達式的應用Kw表達式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中相應離子總物質(zhì)的量濃度。但是一般情況下有：酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水電離出的H＋的濃度)。堿溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)堿(忽略水電離出的OH－的濃度)。1．Kw不僅適用于純水，還適用于酸性或堿性的稀溶液，不管哪種溶液均有c(H＋)水＝c(OH－)水。2．25℃(2022·山西大學附中高二月考)25℃A．向水中加入稀氨水，水的電離平衡逆向移動，c(OH－)降低B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，Kw不變C．向水中加入少量CH3COOH，水的電離平衡逆向移動，c(H＋)降低D．將水加熱，Kw增大，pH不變【解析】A中c(OH－)增大；C中水的電離平衡逆移，但c(H＋)增大；D中加熱水，Kw增大，pH減小；Kw僅與溫度有關，B正確?！敬鸢浮緽本題易錯選A，沒考慮水的電離平衡逆移，是因為加NH3·H2O提供了OH－；也易不選B，錯誤認為c(H＋)增大，Kw增大。1．已知25℃時水的離子積為Kw＝×10－14,35℃A．水中的c(H＋)隨溫度的升高而降低B．25℃時水呈中性，35C．水的電離過程是吸熱過程D．一定溫度下，向水中加入酸或堿時，水的離子積將發(fā)生變化【解析】溫度越高，水的電離程度越大，c(H＋)越大，A不正確；純水在任何溫度下都是中性的，B不正確；電離過程一般是吸熱的，水的電離是中和反應的逆過程，為吸熱過程，C正確；水的離子積只與溫度有關，與溶液濃度無關，D不正確。【答案】C【教師備課資源】25℃時，A．mol·L－1B．mol·L－1C．1×10－12mol·L－1D．5×10－13mol·L－1【解析】本題關鍵在于弄清楚溶液中的c(H＋)主要來源于H2SO4的電離，水電離的c(H＋)可以忽略不計，c(OH－)來源于水的電離。c(H＋)溶液≈c(H＋)H2SO4＝2c(H2SO4)＝2×mol·L－1＝mol·L－1eq\o(――→,\s\up7(根據(jù)水的離,子積常數(shù)),\s\do5(,))Kw＝c(H＋)溶液·c(OH－)水eq\o(――→,\s\up7(變形),\s\do5())c(OH－)水＝eq\f(Kw,cH＋溶液)＝eq\f×10－14,mol·L－1eq\o(――→,\s\up7(水的電離平衡))c(H＋)水＝c(OH－)水＝5×10－13mol·L－1【答案】D溶液的酸堿性與酸堿強弱的關系【問題導思】①強酸的酸性一定比弱酸的酸性強嗎？【提示】不一定。②等濃度等體積的HCl與CH3COOH中和NaOH的量相同嗎？【提示】相同。1．區(qū)別(1)溶液的酸堿性指的是溶液中c(H＋)、c(OH－)的相對大??；而酸和堿的酸堿性是指其潛在的電離出H＋或OH－的能力。(2)酸、堿的強弱是以電解質(zhì)的電離程度來區(qū)分的。強酸、強堿在溶液中完全電離，弱酸、弱堿在溶液中部分電離。2．聯(lián)系(1)強酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強。(2)酸性強的溶液不一定是強酸溶液。(3)酸性相同的溶液弱酸濃度大，中和能力強。例如：c(H＋)＝1mol·L－1的醋酸溶液和鹽酸溶液，體積均為1L時，醋酸溶液中和能力更強。(4)中和能力相同的酸，其提供H＋的能力相同。例如：1Lmol·L－1的CH3COOH和1Lmol·L－1的鹽酸，均可提供mol的H＋。3．溶液pH的測定方法(1)酸堿指示劑這種方法只能測出pH的范圍，一般不能準確測定pH。常用指示劑的變色范圍和顏色變化如下表：指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍(pH)～～～溶液顏色紅(酸色)、橙、黃(堿色)紅(酸色)、紫、藍(堿色)無色(酸色)、淺紅、紅(堿色)(2)pH試紙法：可以粗略測定溶液的pH。其使用方法如下：測量時，將pH試紙放在表面皿或玻璃片上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取溶液滴在干燥的pH試紙上，在半分鐘內(nèi)將試紙與標準比色卡進行對照得pH。測定溶液的pH時，pH試紙不能濕潤，否則，非中性溶液的pH測定值將比實際pH大(酸)或小(堿)。用廣泛pH試紙測溶液的pH時，pH只能讀整數(shù)。(3)pH計：精確測定溶液的pH時使用pH計(也叫酸度計)，測量時可以從儀器上直接讀出溶液的pH。判斷溶液酸堿性1．若用c(H＋)與c(OH－)相對大小，無外界條件限制。2．若用c(H＋)的數(shù)值與10－7mol/L作比較或用pH與7作比較，必須是常溫(或25℃下列溶液一定呈中性的是()A．pH＝7的溶液B．c(H＋)＝c(OH－)的溶液C．由強酸、強堿等物質(zhì)的量反應得到的溶液D．非電解質(zhì)溶于水得到的溶液【解析】A項，只有在25℃下pH＝7的溶液才呈中性，如100℃【答案】B本題易錯選A，認為pH＝7就是中性而忽略了溫度；也易錯選C，沒有考慮酸與堿可能是不同元的。2．下列溶液一定顯堿性的是()A．溶液中c(OH－)>c(H＋)B．溶液中含有OH－C．滴加甲基橙后溶液顯紅色D．滴加甲基橙后溶液顯黃色【解析】堿性溶液中，c(OH－)>c(H＋)，故A對；無論酸性、堿性還是中性溶液都含有OH－，故B錯誤；甲基橙變紅色，pH<，說明溶液呈酸性，故C錯；甲基橙變黃色，pH>，說明溶液可能呈酸性、中性或堿性，故D錯，故選A?！敬鸢浮緼【教師備課資源】取pH均等于2的鹽酸和醋酸各100mL，分別稀釋2倍后，再分別加入0.03g鋅粉，在相同條件下充分反應，下列敘述正確的是()A．醋酸與鋅反應生成的氫氣多B．鹽酸和醋酸中生成的氫氣一樣多C．醋酸與鋅反應的速率大D．鹽酸和醋酸與鋅反應的速率一樣大【解析】本題考查影響弱電解質(zhì)的電離平衡的因素。Zn與酸反應速率的大小取決于溶液中c(H＋)的大小，而生成H2的量則由n(Zn)和n(H＋)決定，pH相同的鹽酸和醋酸都稀釋2倍，鹽酸中c(H＋)變?yōu)樵瓉淼囊话?，而醋酸是弱酸，稀釋后，其電離程度增大，c(H＋)比稀釋前小，但大于原來濃度的一半，即醋酸溶液中c(H＋)大，故鋅與醋酸的反應速率大；酸和鋅的量都是已知的，首先進行過量判斷，經(jīng)計算知鋅的量不足，所以兩種溶液中生成H2的量是相等的．故選BC?！敬鸢浮緽C水的電離水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)電離平衡——影響因素溶液酸堿性的判斷方法1．下列說法中正確的是()A．HCl溶液中無OH－B．NaOH溶液中無H＋C．NaCl溶液中既無OH－也無H＋D．常溫下，任何物質(zhì)的水溶液中都有H＋和OH－，且KW＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14【解析】水的電離平衡H2OH＋＋OH－為動態(tài)平衡。HCl、NaOH、NaCl等任何物質(zhì)的水溶液里都存在一定量的H＋和OH－，故A、B、C都不正確。水的離子積常數(shù)值的大小只與溫度有關而與離子的濃度無關。在常溫下，純水中Kw＝1×10－14，其他水溶液中同樣是Kw＝1×10－14，故D正確。【答案】D2．常溫下，某溶液由水電離出的c(OH－)＝1×10－13mol·L－1，對該溶液的敘述正確的是()A．溶液一定顯酸性B．溶液一定顯堿性C．溶液一定不顯中性D．溶液可能是pH＝13的溶液【解析】根據(jù)水的離子積原理，溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－13mol·L－1，是由于在水中加酸或加堿，抑制了水的電離，如水中加堿c(OH－)＝1×10－1mol·L－1，溶液的pH＝13?！敬鸢浮緾D3．關于pH的測定下列說法正確的是()A．pH試紙在使用之前應用蒸餾水潤濕B．用廣泛pH試紙測得某鹽酸的pH＝C．利用酸堿指示劑可以測溶液的pHD．pH計是精確測定溶液pH的儀器【解析】pH試紙在使用之前不能用水潤濕，如果用水潤濕了則會使酸、堿中的c(H＋)