1、水溶液 酸碱中和滴定（第一课时复习课）授课教师：谢雅秀教学目标：1. 了解水的电离、离子积常数的含义，并能应用水的离子积进行相关计算，认识溶液的酸碱度与 H+与OH-，以及与pH的关系，了解溶液pH的定义及测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。2. 使学生了解从单一物质到多种物质，分清主次矛盾的研究思路，初步学会对复杂体系研究的一般方法。3. 通过认识调控溶液的酸碱度，pH在工农业生产中的重要作用，使学生体会化学对人类生产、生活的作用。教学的重点与难点： 对水的电离过程和Kw含义的理解，有关pH、Kw的简单计算。课型：复习课教法：预习-讨论-讲-练-小结相结合教学用具：多媒体、投影仪教学过
2、程：一、考点一:水的电离和水的离子积1、水的电离1.水的电离方程式： 、自偶电离 。写出液氨自电离的电离方程式2、水的离子积常数水电离的正反应为 反应，其电离平衡常数：Ka = 水的离子积常数：Kw=H+OH- 表达式：25，KW=c(H+)c(OH-)= 。影响因素：KW一个温度函数，与溶质无关，升高温度，水的电离平衡 移动，KW 。如1000C 时Kw =1.010-12 mol2L-2 . 无论是纯水还是酸、碱、盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。讨论：同一温度下水的离子积常数与溶液的Kw相同吗？Kw =1.010-12 mol2L-2 的温度比25高还是低？【课堂练习】1、
3、已知水在25和95时，其电离平衡曲线如右图所示：25时水的电离平衡曲线应为_(填“A”或“B”)，请说明理由 2、水在不同温度下其平衡常数为K(25)1.01014，K(35)2.11014。则下列叙述正确的是A.c(H)随着温度的升高而降低 B.在35时，c(H)c(OH-)C.水的电离程度(25)(35) D.水的电离是吸热的考点二:影响水的电离平衡的因素1. 影响水的电离平衡的因素酸和碱:酸或碱的加入都会电离出 H+或OH,均使水的电离 移动,从而 水的电离。温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离， H+与OH-同时同等程度的增加，pH ，但 H+与OH-始终相等，故仍呈 。
4、能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均 水的电离，使水的电离程度 。其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的 H+直接作用，使H+减少，因而促进水的电离平衡正向移动。讨论：1）、NaHSO4与NaHSO3对水的电离如何影响？2）、某溶液由水电离出的c(H+)=110-12mol/L，溶液呈酸性还是碱性或是酸性或碱性？2、水电离出的c(H+)或c(OH-)的计算规律 (1) 中性溶液：c(H+)c(OH)1.010-7molL-1。(2) 溶质为酸的溶液：H+来源于酸电离和水电离，而OH只来源于水。如计算pH2的盐酸中水电离出的c(H+)：方法是先求出溶液中的c(OH)10-1
5、2 molL-1，即水电离出的c(H+)c(OH)10-12 molL-1。(3) 溶质为碱的溶液OH来源于碱电离和水电离，而H只来源于水。如pH12的NaOH溶液中，c(H)1012 molL1，即水电离产生的c(OH)c(H)1012 molL1。(4) 水解呈酸性或碱性的盐溶液 ：H和OH均由水电离产生。如pH2的NH4Cl溶液中，水电离的c(H)102molL1，水电离产生的OH浓度也为102molL1，但因被NH结合，最终溶液中的OH只有1012molL1。pH12的Na2CO3溶液中H、OH浓度变化与之相似。讨论：从上面例题中可看出：25 pH2的盐酸与pH12的NaOH溶液中由水
6、电离出c(H+)或c(OH-)相等，若pH都不改变，将盐酸换成醋酸，NaOH换成氨水由水电离出c(H+)或c(OH-)还相等吗？pH2的NH4Cl溶液与pH12的Na2CO3溶液由水电离出c(H+)或c(OH-)相等，若pH都不改变，其它盐是否也有一样的结论呢？可概括为：酸碱“浓度等”，抑制程度同；两盐“浓度等”，促进程度同； 水电离出的c(H+)c(OH-) 注：“浓度等”指c(H+)c(OH-)【课堂练习】(1)下列微粒中不能破坏水的电离平衡的是（ ） A、H+ B、OH- C、S2- D、Na+（2）常温下，某溶液中由水电离出来的c(H)1.010-13molL-1，该溶液可能是二氧化硫
7、 氯化铵水溶液 硝酸钠水溶液 氢氧化钠水溶液AB C D(3)某温度下纯水中c(H+) = 210-7 mol/L，则此时溶液中的c(OH-) = _。若温度不变，滴入稀盐酸使c(H+) = 510-6 mol/L，则此时溶液中的c(OH-) = _（4）室温下，由水电离产生的c(OH-)=10-11mol/L的溶液中，一定大量共存的离子组是 （ ）可能大量共存的离子组是（ ）ANa+ 、 NH4+ 、 Cl- 、SO42- B. S2- 、 CH3COO- 、Na+ 、 NH4+ C. K+ 、 Na+ 、 HCO3- 、NO3- D. K+ 、 Na+ 、 NO3- 、SO42-（5）常温
8、下,某溶液中由水电离的c(H+)=110-12mol/L,则该溶液的PH值可能是多少?6、下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H浓度之比是1）pH=3的盐酸2）pH=3的醋酸3）pH=3的氯化铵溶液4）pH=11的氢氧化钠水溶液 考点三：溶液的酸碱性与pH1.溶液的酸碱性：决定于c（H）与c（OH ）的关系（是溶液显酸性或碱性的根本原因）（1）c（H） c（OH ），溶液呈中性；（2）c（H） c（OH ），溶液呈酸性；（3）c（H） c（OH ），溶液呈碱性。讨论：1、判断溶液的酸碱性有哪些方法？ 2、对水升高温度电离度增大，酸性增强吗？酸碱性的判断方法：酸碱指示剂法、pH试纸法、pH计法等
9、。（1）.定量测定： 标准比色卡中的数据都是整数,pH计更精确注意：pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差，用pH试纸读出的pH只能是整数。用pH计测定：可精确测量溶液的pH。pH试纸法讨论： pH试纸的使用 能否直接把pH试纸伸到待测液中？是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？如不正确，说明理由，同时分析是否一定有误差？能否用广泛pH试纸测出pH=7.1？【课堂练习】1)、pH试纸使用操作中正确的是 （ ）A.将pH试纸的一端浸入溶液，观察颜色的变化B.将pH试纸浸入溶液一会儿，再取出跟标准比色卡相比较C.取一小块pH试纸放在洁净玻璃片上，用洁净的玻璃棒沾
10、取被测溶液，滴在pH试纸上，半分钟后与标准比色卡对照D.先将pH试纸用蒸馏水润湿，再用洁净的玻璃棒沾取被测溶液，滴在pH试纸上，颜色变化后与比色卡对照2)、将10mL 0.21mol/L 的盐酸和10mL 0.1mol/L的Ba(OH)2 溶液混合 ,再加入水稀释至1L . 取出10mL滴入酚酞 、石蕊试液分别呈现什么颜色？.定性测定：酸碱指示剂法小结：溶液的酸碱性判断用 c(H+)与c(OH-)的相对大小判断， 用pH值判断注意：用c(H+)与c(OH-)的相对大小判断溶液的酸碱性是无条件的，任何温度、浓度都适用；用pH值判断溶液酸碱性的条件是 。例如1000C时水的离子积为Kw=1.0X1
11、0-12， 此温度下中性溶液的pH= 。【课堂练习】1、溶液的酸碱性-正误判断1）、如果c(H+)不等于c(OH-)则溶液一定呈现酸碱性。2）、在水中加酸会抑制水的电离。3）、任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。4）、c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。2、某温度（t）时，水的KW=10-13，则该温度（填大于、等于或小于）_25，将此温度下pH=11的NaOH溶液aL与pH=1的H2SO4溶液bL混合，（1）若所得混合溶液为中性，则a：b=_；（10：1）（2）若所得混合溶液pH=2，则a：b=_。（9：2）2. pH（1）表示方法： pH= -lg C(H+)讨论：此
12、公式中C(H+)能忽略水电离出的H+吗？（2）pH 与溶液中c（H）的关系。25，纯水的pH=7，溶液显中性，pH7的溶液为碱性。pH表示溶液酸碱性的强弱。pH越小，溶液酸性越强；反之，溶液的碱性越强。使用范围：110-14molL-1c(H+)1 molL-1。即：0pH14。（但pH可以大于14，也可以小于1）注意：pH为7的溶液不一定为中性。100，KW =110-12，c(H+) =c（OH ）=110-6mol/L，此时pH=6，但溶液仍为中性。判断溶液酸碱性的依据是比较溶液中c(H+)、c（OH ）的相对大小。3. 关于pH值的计算.计算原则若溶液为酸性，先求c（H），再求pH；例
13、1求25时，0.005mol/L的H2SO4溶液的pH: 若溶液为碱性，先求c（OH ），再由c（H）=求c（H），最后求pH。例2求25时，10-5mol/L的NaOH溶液的pH: （3）其它溶液其它溶液的pH计算方法是：想办法求出溶液中的c(H+)然后取负对数例325时，某浓度的醋酸溶液中，由水电离的c(H+)=110-12mol/L,该溶液的 pH 例425时，某浓度的氨水中，由水电离的c(H+)=110-12mol/L,该溶液的pH （4）强酸混合 l 强酸混合后溶液的pH求算的方法是：先求出混合后的c(H+)混，即：c(H+)混c(H+)1V1c(H+)2V2(V1+V2)再根据公式
14、pH=-lgc(H+)求pH。如pH和pH的两种盐酸等体积混合后的pH 。如pH和pH的两种盐酸若按体积比2：3混合后溶液的pH= 。 （5）强碱溶液混合l强碱混合后溶液的pH求算的方法是：先求出混合后的c(OH-)混即：c(OH-)混c(OH-)1V1c(OH-)2V2(V1+V2)，再通过求出c(H+),最后求pH。讨论：此公式能用 强酸混合后溶液的pH求算的方法的公式吗？如pH和pH11两种NaOH溶液等体积混合后的pH 。如pH和pH11两种NaOH溶液若按体积比2：3混合后溶液的pH= 。小结：0.3规则（近似规则）若两种强酸溶液或两种强碱溶液等体积混合，且其PH相差2个或2 个以上
15、时，混合液的PH有如下近似规律： 两强酸等体积混合时，混合液的PH=PH小+0.3； 两强碱等体积混合时，混合液的PH=PH大0.3。（6）强酸和强碱溶液混合 这里的混合，实为中和，要发生反应：H+OH-H2O,中和后溶液的pH有三种情况： 若恰好中和，pH 若酸有剩，根据中和后剩余的c(H+)即c(H+)（过）c(H+)1V1c(OH-)2V2）/(V1+V2)再求pH。；此时pH7若碱有剩，根据中和后剩余的c(OH-),即c(OH-) (过)c(OH-)1V1c(H+)2V2）/(V1+V2)，然后通过求出c(H+)，最后求pH。此时pH7例：25，pH12的NaOH溶液100mL加0.0
16、1mol/L HCl 100mL，溶液的 pH 。小结：常温下两溶液的PH值相加等于14，强强呈中性，谁弱呈谁性。考点四：稀释型（指单一溶质加水稀释或相当于水的稀释作用）实质：稀释前后酸或碱的物质的量不变。一般计算公式：c1V1c2V2，据此求出稀释后酸或碱的物质的量的浓度。特殊结论：若为酸：强酸，PHa,稀释10n倍，PH ；若为弱酸，PHa,稀释10n倍, PH ；若酸的溶液无限稀释，则无论酸的强弱，PH一律接近于 若为碱：强碱，PHa,稀释10n倍, PH ；弱碱，PHa,稀释10n倍, PH ；若碱的溶液无限稀释，则无论碱的强弱，PH一律接近于 。PPT若为酸：强酸，PHa,稀释10n
17、倍，PHa+n ；若为弱酸，PHa,稀释10n倍,a PHa+n；若酸的溶液无限稀释，则无论酸的强弱，PH一律接近于 若为碱：强碱，PHa,稀释10n倍, PHan；弱碱，PHa,稀释10n倍, an. PHa；若碱的溶液无限稀释，则无论碱的强弱，PH一律接近于7。下列六种情况下的PH分别为多少?PH2的HCl溶液稀释1000倍，所得溶液的PH（ ） PH2的CH3COOH溶液稀释1000倍，所得溶液的PH（ ） PH11的NaOH溶液稀释100倍，所得溶液的PH（ ） PH11的NH3H2O溶液稀释100倍，所得溶液的PH（ ） 【课堂练习】1室温时将PH=5的硫酸溶液稀释1000倍后，则c
18、(H+):c(SO42-)是（ ）A. 2:1 B. 21:1 C. 20:1 D. 22:12 有下列几种选项可供选择，请将代号填入相应的括号内 A PH 7 B PH7 C PH7 D PH7 E PH7 F无法确定 PH2的HCl与PH12NaOH溶液等体积混合后,溶液的PH为（ E ）PH2的HCl与PH12的NH3H2O溶液等体积混合后，溶液的PH为（ A ） PH2的CH3COOH溶液与PH12NaOH溶液等体积混合后，溶液的PH为（ B ） PH2的酸与PH12NaOH溶液等体积混合后，溶液的PH为（ C ） PH2的HCl与PH12某碱溶液等体积混合后，溶液的PH为（ D ）
19、PH2的某酸与PH12某碱溶液等体积混合后，溶液的PH为（ F ） 分析：上述试题特点有以下几点:酸与碱的PH之和为14；酸与碱溶液的体积相等。 结论：酸与碱溶液混合后的酸碱性判断取决于酸碱的强弱：同强显中性；谁弱谁过量，显谁性。酸弱酸过量，显酸性，PH7。3现有常温下的六份溶液：1）0.01 mol/L醋酸溶液2）0.01 mol/L盐酸溶液3）PH12的氨水4）PH12的NaOH溶液5）0.01 mol/L醋酸溶液与PH12的氨水等体积混合后所得的溶液6）0.01 mol/L盐酸溶液与PH12的NaOH溶液等体积混合后所得的溶液（1）其中水的电离程度最大的是 （填序号，下同）水的电离程度相
20、同的是 ；（2）若将2）、3）混合后所得溶液的PH7，则消耗溶液的体积2） 3）（填，或）；（3）将六份溶液同等稀释10倍后，溶液的PH；1） 2），3） 4），5） 6）（填，或）；答案：（1）6） ，2）3）4） （2）（3）小结：酸按酸，碱按碱，无限稀释7为限。两强相混强点3，酸是加，碱是减。两强混合看过量，剩谁余谁按谁算。两强等混值为7，pH之和为14, 谁弱呈谁性。板书： 1.水的电离和水的离子积 2.影响水的电离平衡的因素非曲直 4. pH值测定方法 5 .溶液稀释的PH计算有关规律布置作业：考纲教学后记： 本节课容易出错的内容均以讨论的方式让学生加深印象，做到尽量少出错，再配套一些有代表性的课堂练习帮助学生掌握并突破本节的重点与难点，从而达到本节的教学目的。附件1：律师事务所反盗版维权声明附件2：独家资源交换签约学校名录（放大查看）学校名录参见：
