水的幼兒園教案

水的電離和溶液酸堿性。

作為杰出的教學(xué)工作者，能夠保證教課的順利開(kāi)展，作為高中教師就需要提前準(zhǔn)備好適合自己的教案。教案可以讓學(xué)生們能夠在上課時(shí)充分理解所教內(nèi)容，幫助高中教師能夠井然有序的進(jìn)行教學(xué)。我們要如何寫好一份值得稱贊的高中教案呢？下面是小編為大家整理的“水的電離和溶液酸堿性”，歡迎大家與身邊的朋友分享吧！

水的電離和溶液酸堿性

【考試說(shuō)明要求】

1.了解水的電離和水的離子積常數(shù)；

2.了解溶液PH的定義，能進(jìn)行PH的簡(jiǎn)單計(jì)算。

【基礎(chǔ)知識(shí)梳理】

一、水的電離

1、水是一種電解質(zhì)，其電離方程式為，

水的離子積Kw＝

Kw只隨溫度變化而不隨濃度變化，水的電離是熱過(guò)程，25℃時(shí)，Kw=

2、影響水的電離平衡的因素

⑴溫度⑵酸、堿

⑶易水解的鹽

【思考】分析下列條件的改變對(duì)水的電離平衡的影響：

項(xiàng)目

條件平衡移

動(dòng)方向C(H+)

變化C(OH－)

變化C(H+)與C(OH－)

大小比較Kw溶液

酸堿性

升溫

加入少量H2SO4

加入少量NaOH

加入少量Na2CO3

加入少量FeCl3

【例1】純水在25℃和80℃時(shí)的H+濃度，前后兩個(gè)量的大小關(guān)系為()

A.大于B.等于C.小于D.不能確定

二、溶液的酸堿性和pH

1、溶液的酸堿性取決于溶液中_________和__________的相對(duì)大小。

酸性溶液：C(H+)_____C(OH－)，中性溶液：C(H+)___C(OH－)，堿性溶液：C(H+)__C(OH－)

2．（1）pH＝_______________，pH大小反映了溶液中__________濃度大小，即反映溶液的_______性強(qiáng)弱。

（2）25℃時(shí)，酸性溶液：pH_____，中性溶液：pH_____，堿性溶液：pH_____。

（3）同種溶質(zhì)的稀溶液：c(酸)越大，酸性越_____，pH越_____；c(堿)越大，堿性越_____，pH越_____。

（4）相同pH的酸(或堿)，若酸(或堿)越弱，其物質(zhì)的量濃度越____。

【思考】判斷下列說(shuō)法是否正確？(對(duì)的打√，錯(cuò)誤打×)

⑴pH=0的溶液中C(H+)＝0()

⑵pH相同鹽酸和硫酸分別中和一定量氫氧化鈉溶液，消耗兩種酸體積比為2∶1（）

⑶pH相同的氨水和NaOH溶液中和等量的鹽酸時(shí)，消耗兩種堿體積比為1∶1()

⑷pH=5的鹽酸10mL加水稀釋至1000mL后pH=7()

⑸100℃時(shí)純水的pH=6，則100℃時(shí)純水顯酸性()

⑹pH=4.3的硫酸和pH=9.7的氫氧化鈉溶液中水的電離程度近似相等()

3.pH的計(jì)算

①已知酸堿濃度求pH②稀釋計(jì)算③混合計(jì)算

【例2】⑴求pH=4的鹽酸與水等體積混合后溶液的pH

⑵求pH=12的Ba(OH)2溶液與水以體積比2∶3混合后溶液的pH

⑶常溫下，重水離子積常數(shù)為1.6×10－15，則0.001mol/LNaOD重水溶液1mL加重水稀釋至10L后溶液的pD

⑷求pH=4、pH=6的兩種強(qiáng)酸溶液混合后溶液的pH=5時(shí)的體積比

⑸求pH=8的強(qiáng)堿溶液100mL和pH=9的強(qiáng)堿溶液300mL混合后溶液的pH

⑹求0.1mol/LHCl800mL和0.1mol/LNaOH200mL混合后溶液的pH

⑺等體積的pH=4的鹽酸與醋酸加水稀釋到pH=5，加水體積：前者_(dá)______后者。

4.pH的測(cè)定方法：①pH試紙；②酸堿指示劑；③pH計(jì)等。

【注意】使用pH試紙的方法：。

【思考】若用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)定下列溶液的pH，與實(shí)際相比，結(jié)果如何變化？

①鹽酸溶液②乙酸溶液③氯化鈉溶液④氫氧化鈉溶液

若原鹽酸和乙酸的pH相同，則產(chǎn)生的誤差更大。

【例3】某溫度（t℃）時(shí)，水的離子積為Kw=1×10-13，則該溫度（選填大于、小于或等于）25℃，其理由是

若將此溫度下pH=11的苛性鈉溶液aL與pH=1的稀硫酸bL混合（設(shè)混合后溶液體積的微小變化忽略不計(jì)），試通過(guò)計(jì)算填寫以下不同情況時(shí)兩溶液的體積比：

（1）若所得混合液為中性，則a：b=：；此溶液中各種離子的濃度由大到小排列順序是。

（2）若所得混合液的pH=2，則a：b=：；此溶液中各種離子的濃度由大到小排列順序是。

擴(kuò)展閱讀

高二化學(xué)水的電離和溶液的酸堿性034

一名愛(ài)崗敬業(yè)的教師要充分考慮學(xué)生的理解性，作為高中教師就要根據(jù)教學(xué)內(nèi)容制定合適的教案。教案可以讓學(xué)生們能夠在上課時(shí)充分理解所教內(nèi)容，使高中教師有一個(gè)簡(jiǎn)單易懂的教學(xué)思路。那么怎么才能寫出優(yōu)秀的高中教案呢？小編為此仔細(xì)地整理了以下內(nèi)容《高二化學(xué)水的電離和溶液的酸堿性034》，僅供參考，歡迎大家閱讀。

化學(xué)：3.2《水的電離和溶液的酸堿性》學(xué)案（1）（新人教版選修4）
(第1課時(shí))
【學(xué)習(xí)目標(biāo)】⒈了解水的電離平衡及其“離子積”
⒉了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系

【學(xué)習(xí)重點(diǎn)】⒈水的離子積
⒉溶液的酸堿性和pH的關(guān)系
【學(xué)習(xí)難點(diǎn)】水的離子積
【學(xué)習(xí)過(guò)程】
【情景創(chuàng)設(shè)】
一、水的電離
[思考]水是不是電解質(zhì)？它能電離嗎？寫出水的電離方程式.
1．水的電離：水是電解質(zhì)，發(fā)生電離，電離過(guò)程
水的電離平衡常數(shù)的表達(dá)式為
思考：實(shí)驗(yàn)測(cè)得，在室溫下1LH2O（即mol）中只有1×10-7molH2O電離，則室溫下C(H+)和C(OH-)分別為多少?純水中水的電離度α(H2O)=。
2．水的離子積
水的離子積：KW=。
注：(1)一定溫度時(shí)，KW是個(gè)常數(shù)，KW只與有關(guān)，越高KW越。
25℃時(shí)，KW=，100℃時(shí)，KW=10-12。
(2)KW不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。任何水溶液中，由水所電離而生成的C(H+)C(OH-)。
二、溶液的酸堿性和pH
1．影響水的電離平衡的因素
　（1）溫度：溫度升高，水的電離度，水的電離平衡向方向移動(dòng)，C(H+)和C(OH-)，KW。
?。?）溶液的酸、堿度：改變?nèi)芤旱乃?、堿度均可使水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)。

討論：改變下列條件水的電離平衡是否移動(dòng)？向哪個(gè)方向移動(dòng)？水的離子積常數(shù)是否改變？是增大還是減小？
①升高溫度②加入NaCl③加入NaOH④加入HCl
練習(xí)：①在0.01mol/LHCl溶液中,C(OH-)=，C(H+)=，
由水電離出的H+濃度=，由水電離出的OH-濃度=。,
②在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，
由水電離出的H+濃度=，由水電離出的OH-濃度=。
③在0.01mol/LNaCl溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，
由水電離出的H+濃度=，由水電離出的OH-濃度=。
小結(jié)：（1）升高溫度，促進(jìn)水的電離KW增大
?。?）酸、堿抑制水的電離
2．溶液的酸堿性
溶液的酸堿性常溫（25℃）
中性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L
酸性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L
堿性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L
3．溶液的pH：pH=－lgc(H+)
輕松做答：
（1）C(H+)＝1×10-6mol/LpH=______；C(H+)＝1×10-3mol/LpH=_____
C(H+)＝1×10-mmol/LpH=______；C(OH-)＝1×10-6mol/LpH=______
C(OH-)＝1×10-10mol/LpH=______；C(OH-)＝1×10-nmol/LpH=______
（2）pH=2C(H+)＝________；pH=8c(H+)＝________
（3）c(H+)＝1mol/LpH=______；c(H+)＝10mol/LpH=______
歸納：pH與溶液酸堿性的關(guān)系(25℃時(shí))
pH溶液的酸堿性
pH7溶液呈性，pH越小，溶液的酸性
pH=7溶液呈性
pH7溶液呈性，pH越大，溶液的堿性
【反饋練習(xí)】
1．pH=2的強(qiáng)酸溶液，加水稀釋，若溶液體積擴(kuò)大10倍，則C(H+)或C(OH-)的變化（?。?br> A、C(H+)和C(OH-)都減少B、C(H+)增大C、C(OH-)增大　D、C(H+)減小
2．向純水中加入少量的KHSO4固體（溫度不變），則溶液的（?。?br> A、pH值升高B、C(H+)和C(OH-)的乘積增大C、酸性增強(qiáng)　D、OH-離子濃度減小
3．100℃時(shí)，KW=1×10-12，對(duì)純水的敘述正確的是（　）
　A、pH=6顯弱酸性　B、C(H+)=10-6mol/L，溶液為中性
　C、KW是常溫時(shí)的10-2倍D、溫度不變沖稀10倍pH=7

第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性(第2課時(shí))
【課標(biāo)要求】⒈
了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系
⒉掌握有關(guān)溶液ｐＨ值的簡(jiǎn)單計(jì)算
⒊了解常用的酸堿指示劑
【學(xué)習(xí)重點(diǎn)】⒈水的離子積，Ｈ＋濃度、ＯＨ－濃度、ｐＨ值與溶液酸堿性的關(guān)系
⒉有關(guān)溶液ｐＨ值的簡(jiǎn)單計(jì)算
【學(xué)習(xí)難點(diǎn)】ｐＨ值的計(jì)算
【學(xué)習(xí)過(guò)程】
【情景創(chuàng)設(shè)】
二、溶液的酸堿性和pH
⒈定義：PH=，廣泛pH的范圍為0～14。
注意：當(dāng)溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L時(shí)，不用pH表示溶液的酸堿性。
⒉意義：
溶液的酸堿性常溫（25℃）
中性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
酸性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
堿性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
⒊溶液PH的測(cè)定方法
（1）酸堿指示劑法
　說(shuō)明：常用的酸堿指示劑有石蕊、甲基橙、酚酞試液。
常用酸堿指示劑的ｐＨ變色范圍
指示劑變色范圍的ｐＨ
石蕊５紅色5－8紫色8藍(lán)色
甲基橙3.1紅色3.1－4.4橙色4.4黃色
酚酞8無(wú)色8－10淺紅色10紅色
（2）ｐＨ試紙法
使用方法：
（3）PH計(jì)法
三、PH的應(yīng)用
閱讀教材P49-50
四、有關(guān)pH的計(jì)算
（一）單一溶液的PH計(jì)算
1、分別求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/LBa(OH)2溶液的PH值。
2、已知常溫下濃度為0.01mol/L的CH3COOH溶液的電離度為1%，求該溶液的PH值。
（二）酸堿混合溶液的PH計(jì)算
3、將PH=2的H2SO4溶液與PH=4的H2SO4溶液等體積混合后,求溶液的PH值。
4、將PH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后,求溶液的PH值。
5、常溫下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分別按體積比為1：1，11：9，9：11混合，分別求三種情況下溶液的PH值。

（三）酸、堿加水稀釋后溶液的PH值
6、常溫下，將PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分別稀釋1000倍，求所得溶液的PH值。
思考：若在常溫下，將PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3H2O溶液分別稀釋1000倍，則所得溶液的PH值在什么范圍之內(nèi)。
[反饋練習(xí)]
1．求下列溶液混合后的pH：
(1)把pH＝2和pH=4的兩種強(qiáng)酸溶液等體積混合，其pH＝。
(2)把pH＝12和pH＝14的兩種強(qiáng)堿溶液等體積混合，其pH=。
(3)把pH＝5的H2SO4溶液和pH＝8的NaOH溶液等體積混合，其pH＝。
2．室溫時(shí)，將PH=5的H2SO4溶液稀釋10倍，則C（H+）：C（SO42-）=；
若再將稀釋后的溶液再稀釋100倍,則C（H+）：C（SO42-）=。
2．20mL0.01mol／LKOH溶液的pH為；30mL0.005mol／LH2SO4溶液的pH為；兩溶液混合后，溶液的pH為。
3．設(shè)水的電離平衡線如右圖所示。

（1）若以A點(diǎn)表示25°時(shí)水在電離平衡時(shí)的粒子濃度，當(dāng)溫
度升高到100°時(shí)，水的電離平衡狀態(tài)到B點(diǎn)，則此時(shí)水的離子10-6
積從_________增加到____________；
10-7
（2）將PH=8的Ba(OH)2溶液與PH=5的稀鹽酸混合，并保持
在100°的恒溫，欲使混合溶液的PH=7，則Ba(OH)2溶液和鹽
酸的體積比為_(kāi)_________。

《水的電離和溶液的酸堿性》知識(shí)點(diǎn)整理

學(xué)生們有一個(gè)生動(dòng)有趣的課堂，離不開(kāi)老師辛苦準(zhǔn)備的教案，是認(rèn)真規(guī)劃好自己教案課件的時(shí)候了。認(rèn)真做好教案課件的工作計(jì)劃，才能更好的在接下來(lái)的工作輕裝上陣！你們清楚有哪些教案課件范文呢？以下是小編為大家收集的“《水的電離和溶液的酸堿性》知識(shí)點(diǎn)整理”希望能為您提供更多的參考。

《水的電離和溶液的酸堿性》知識(shí)點(diǎn)整理

水的電離分為兩部分：水的離子積和電離平衡的影響因素?？梢詮乃且环N極弱的電解質(zhì)，弱電解質(zhì)的電離引入，接下來(lái)對(duì)水的離子積進(jìn)行講解，包括公式、適用范圍及影響因素(溫度)。接下來(lái)是影響電離平衡的因素，可通過(guò)引導(dǎo)分析的方式分析出溫度、加酸堿及可水解的鹽的影響及原因，這個(gè)地方可以對(duì)比記憶：直接加氫或氫氧根，抑制水電離;加可水解的鹽，促進(jìn)水電離。

水溶液中H+與OH-的濃度是相等的，但是大多數(shù)溶液中二者是不相等的，就會(huì)顯示酸性或者堿性。接下來(lái)看一下溶液的酸堿性(過(guò)渡)。這一部分的講解可以從溶液酸堿性判斷的依據(jù)及酸堿性強(qiáng)弱的表示方法兩個(gè)方面進(jìn)行講解。在用PH來(lái)表示溶液的酸堿性強(qiáng)弱的部分，除了講解講義上的PH的測(cè)定方法及常見(jiàn)酸堿指示劑及其的變色范圍之外還應(yīng)再擴(kuò)展一部分——PH的計(jì)算方法。

計(jì)算方法分為五種情況：
1.單一酸堿溶液，直接根據(jù)公式、已知濃度進(jìn)行計(jì)算。
2.稀釋，這種情況要注意酸堿無(wú)限稀釋，PH會(huì)無(wú)限接近于7但是不會(huì)跨越7。講解后注意跟2015年上半年教資真題相結(jié)合。
3.酸酸混合，注意混合后氫離子的濃度。
4.堿堿混合，注意先計(jì)算混合后OH-的濃度，然后根據(jù)水的離子積換算出H+的濃度，再進(jìn)行PH的計(jì)算。
5.酸堿混合，根據(jù)混合后的結(jié)果又分為三種情況：中性、酸性、堿性。混合后為酸性的，根據(jù)H+濃度的變化進(jìn)行計(jì)算;混合后為堿性的，注意先計(jì)算混合后OH-的濃度，然后根據(jù)水的離子積換算出H+的濃度，再進(jìn)行PH的計(jì)算。注意結(jié)合2014年下半年教資真題。
除了理論計(jì)算之外我們還可以通過(guò)實(shí)驗(yàn)的方式測(cè)量溶液中的離子濃度。接下來(lái)講解酸堿中和滴定的實(shí)驗(yàn)原理、操作及誤差分析。
為大家提供的高二化學(xué)下冊(cè)水的電離和溶液的酸堿性知識(shí)點(diǎn)，大家仔細(xì)閱讀了嗎？最后祝同學(xué)們學(xué)習(xí)進(jìn)步。

水的電離和溶液的酸堿性學(xué)案（3課時(shí)）

制作人：寶雞石油中學(xué)高二化學(xué)組審核人：寶雞石油中學(xué)高二化學(xué)組
授課時(shí)間：班級(jí)：姓名：組名：
3.2《水的電離和溶液的酸堿性》導(dǎo)學(xué)案（第1課時(shí)）
學(xué)習(xí)目標(biāo):
1、知道水是一種極弱的電解質(zhì)，在一定溫度下，水的離子積是常數(shù)。
2、了解溶液的酸堿性和pH的關(guān)系。
3、掌握水的電離平衡/
學(xué)習(xí)過(guò)程
一、知識(shí)鏈接
1．水的電離：水是電解質(zhì)，發(fā)生電離，電離過(guò)程
水的電離平衡常數(shù)的表達(dá)式為
思考：實(shí)驗(yàn)測(cè)得，在室溫下1LH2O（即mol）中只有1×10-7molH2O電離，則室溫下C(H+)和C(OH-)分別為多少?純水中水的電離度α(H2O)=。
2．水的離子積
水的離子積：KW=。
注：(1)一定溫度時(shí)，KW是個(gè)常數(shù)，KW只與有關(guān)，越高KW越。
25℃時(shí)，KW=，100℃時(shí)，KW=10-12。
(2)KW不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。任何水溶液中，由水所電離而生成的C(H+)C(OH-)。
二、自主探究
溶液的酸堿性和pH
1．影響水的電離平衡的因素
（1）溫度：溫度升高，水的電離度，水的電離平衡向方向移動(dòng)，
C(H+)和C(OH-)，KW。
（2）溶液的酸、堿度：改變?nèi)芤旱乃?、堿度均可使水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)。
三：合作探究
討論：改變下列條件水的電離平衡是否移動(dòng)？向哪個(gè)方向移動(dòng)？水的離子積常數(shù)是否改變？是增大還是減??？
①升高溫度②加入NaCl③加入NaOH④加入HCl
練習(xí)：①在0.01mol/LHCl溶液中,C(OH-)=，C(H+)=，
由水電離出的H+濃度=，由水電離出的OH-濃度=。,
②在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，
由水電離出的H+濃度=，由水電離出的OH-濃度=。
③在0.01mol/LNaCl溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，
由水電離出的H+濃度=，由水電離出的OH-濃度=。
小結(jié)：（1）升高溫度，促進(jìn)水的電離KW增大
（2）酸、堿抑制水的電離
2．溶液的酸堿性
溶液的酸堿性常溫（25℃）
中性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L
酸性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L
堿性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L
3．溶液的pH：pH=－lgc(H+)
輕松做答：
（1）C(H+)＝1×10-6mol/LpH=______；C(H+)＝1×10-3mol/LpH=_____
C(H+)＝1×10-mmol/LpH=______；C(OH-)＝1×10-6mol/LpH=______
C(OH-)＝1×10-10mol/LpH=______；C(OH-)＝1×10-nmol/LpH=______
（2）pH=2C(H+)＝________；pH=8c(H+)＝________
（3）c(H+)＝1mol/LpH=______；c(H+)＝10mol/LpH=_____

歸納：pH與溶液酸堿性的關(guān)系(25℃時(shí))
pH溶液的酸堿性
pH7溶液呈性，pH越小，溶液的酸性
pH=7溶液呈性

pH7溶液呈性，pH越大，溶液的堿性
四：學(xué)習(xí)評(píng)價(jià)

1．pH=2的強(qiáng)酸溶液，加水稀釋，若溶液體積擴(kuò)大10倍，則C(H+)或C(OH-)的變化（）
A、C(H+)和C(OH-)都減少B、C(H+)增大
C、C(OH-)增大D、C(H+)減小
2．向純水中加入少量的KHSO4固體（溫度不變），則溶液的（?。?br> A、pH值升高B、C(H+)和C(OH-)的乘積增大
C、酸性增強(qiáng)　D、OH-離子濃度減小
3．100℃時(shí)，KW=1×10-12，對(duì)純水的敘述正確的是（?。?br> 　A、pH=6顯弱酸性B、C(H+)=10-6mol/L，溶液為中性
　C、KW是常溫時(shí)的10-2倍D、溫度不變沖稀10倍pH=7五：總結(jié)與反思

高二化學(xué)下冊(cè)《水的電離和溶液的酸堿性》知識(shí)點(diǎn)整理

高二化學(xué)下冊(cè)《水的電離和溶液的酸堿性》知識(shí)點(diǎn)整理

1、水電離平衡：:
水的離子積：KW=c[H+]·c[OH-]
25℃時(shí),[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1*10-14
注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定
KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)

2、水電離特點(diǎn)：(1)可逆(2)吸熱(3)極弱

3、影響水電離平衡的外界因素：
①酸、堿：抑制水的電離KW〈1*10-14
②溫度：促進(jìn)水的電離(水的電離是吸熱的)
③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離KW〉1*10-14

4、溶液的酸堿性和pH：
(1)pH=-lgc[H+]
(2)pH的測(cè)定方法：
酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。
變色范圍：甲基橙3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酞8.2~10.0(淺紅色)
pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可。
注意：①事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙;②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍