高中化学人教版 (新课标)选修4 化学反应原理第二节 水的电离和溶液的酸碱性教案设计

这是一份高中化学人教版 (新课标)选修4 化学反应原理第二节 水的电离和溶液的酸碱性教案设计，共17页。

江南中学___化学__学科教学设计
课 题
3.2水的电离和溶液的酸碱性
授课人
陈友松
课时安排
3课时
课型
新授
授课时间
11.29-12.4
课标依据

1．知道水的离子积常数，能进行溶液pH的简单计算。
    2．初步掌握测定溶液pH的方法，知道溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要应用。

教材分析
本节教材在弱电解质电离平衡的基础上，将水看成一种反应物浓度不变的弱电解质，从一般到特殊认识水的电离平衡的特征（水的电离平衡和离子积），逐步认识水溶液中离子浓度的特点（溶液的酸碱性），从定性到定量的研究其酸碱性（溶液pH的简单计算），最后考虑其应用（中和滴定实验和应用）。在方法上遵循从一般到特殊，从定性到定量，从简单到复杂的认识观。

学情分析



学生已经知道了化学平衡常数的含义及应用；能够熟练应用改变外界条件平衡移动的一般规律；系统的掌握了水的电离、溶液的酸碱性等知识。具备提出问题，分析问题和解决问题的能力，适合开展实验探究、类比迁移、讨论合作的学习方式。

三
维
学
目
标





知识与能力：
1． 知道水是一种弱电解质，外界条件会影响其电离平衡的移动
2．  知道水的离子积常数不仅适用与纯水，也适用于稀的电解质溶液。 
3． 了解测定溶液pH的方法有pH试纸测量（广泛pH试纸和精密pH试纸）、pH计测量和酸碱滴定测量，了解各种方法的优缺点及适用条件。 
4． 掌握酸碱中和滴定的原理和操作方法，并能进行误差分析。 
5． 能进行溶液pH的简单计算；了解pH在工农业生产和科学研究中的重要作用。
过程与方法：
 1、经历对水的离子积常数的分析，加深对弱电解质电离平衡的认识，了解一般与特殊的辩证关系。
 2、经历对溶液中H+和OH-浓度的变化对酸碱性的影响分析，体会对立统一及由量变到质变的辩证思想。
 3、通过亲手操作酸碱滴定实验及误差分析，体会操作原理对具体操作步骤和方法的指导作用，训练思维的有序性和严谨性。

情感态度与价值观：
1、了解化学定量分析的方法，体验化学在科学研究中作用和地位，提高学生的科学素质。 
2、通过酸碱溶液中离子浓度对溶液性质的影响，培养学生辩证唯物主义的世界观和方法论。

教
学
重
难
点

教学重点：溶液的酸碱性及其定量表示方法，酸碱滴定的原理及操作
教学难点：溶液的酸碱性的定量表示方法，酸碱滴定的操作


教法
与
学法
实验探究法、比较法 
教学资源
多媒体课件




教
学
过
程
设
计












师生活动
设计意图
批注
第一课时
【引入】
由复习强电解质盐酸的电离和弱电解质醋酸的电离入手，提出问题——水是如何电离的？如何用实验证明水的电离过程？
精确的纯水导电实验
一．水的电离与水的离子积常数
[教师] 精确的纯水导电实验说明什么？
[学生]水是一种极弱的电解质，电离方程式可表示为：


H2O+H2O H3O+ +OH- 或H2O H+ +OH-
[教师]请用公式表述水的电离常数
[学生]
[分析]1L纯水的物质的量是55·6mol，经实验测得250C时，发生电离的水只有1×10-7mol，二者相比，水的电离部分太小，可以忽略不计。因此电离前后水的物质的量几乎不变，可以视为常数，常数乘以常数必然为一个新的常数，用Kw w表示，即为水的离子积常数，简称水的离子积。
Kw = c（H+）·c（OH—）
由于250C时，c（H+）= c（OH—）= 1×10-7mol/L
所以250C时，Kw = c（H+）·c（OH—）=1×10-14
[探究]影响水的电离平衡的因素
[教师]情景1：观察下表的数据
t(℃)
0
10
20
25
40
50
90
100
Kw/10-14
0.134
0.292
0.681
1.01
2.92
5.47
38.0
55.0
1） 从以上数据中发现什么递变规律？
2） 以上数据说明温度与水的电离程度之间存在什么关系？

[学生小结]在 H2O H+ +OH-中，
升高温度，水的电离程度______，水的电离平衡向____移动，Kw_____。
降低温度，水的电离程度______，水的电离平衡向____移动，Kw_____
[PPT小结]温度越高，Kw越大。 Kw在一定温度下是个常数。
升高温度，促进水的电离。
水的电离是一个吸热过程。
[教师]水的离子积Kw= [H+ ][OH-]=1×10-14不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
[教师]情景2：比较下列情况下，C(H+) 和C(OH—)的值或变化趋势。

纯水
加入少量盐酸
加入少量NaOH
C(H+)



C(OH—)



C(H+) 与C(OH—)大小比较




[学生小结]：对于电离平衡　H2O 　　H+ +OH-中

c(H+)
c(OH-)
c(H+)与c(OH-)大小比较
Kw
酸碱性
水的电离平衡
蒸
馏
水
水






加酸






加碱






[教师]情景3：有哪些方法可以抑制水的电离？
[学生] 加酸、加碱、降温。
[教师小结]酸、碱由于电离产生的H＋或OH－对水的电离平衡起抑制作用，使水的电离程度减小，而某些盐溶液中由于Ac－、NH4＋等“弱离子”因结合水电离出的H＋或OH－能促进水的电离平衡（下一节介绍），使水的电离程度增大，但无论哪种情况，只要温度不变，KW就不变。
①水中加酸或碱均抑制水的电离，但由水电离出的c（H+）与c（OH—）总是相等。
②任何电解质溶液中，H+与OH—总是共存，c(H+)与c(OH—)此增彼长，且Kw = c(H+)·c(OH—)不变。
[教师]情景4：请计算（1）常温下，浓度为1×10-5 mol/L的盐酸溶液中，由水电离产生的c(H+)是多（2）常温下，浓度为1×10-5 mol/L的NaOH溶液中，由水电离产生的c(OH-)是多少？
（3）在常温下，由水电离产生的c(H+) =1×10-9 mol/L的溶液，则该溶液的酸碱性如何？
[引申]判断溶液酸碱性强弱的依据是什么？
[学生小结]溶液的酸碱性
酸性溶液：c (H+) ______ c (OH—)， c (H+) ______ 1.0×10-7mol/L
碱性溶液：c (H+) ______ c (OH—) ，c (H+) ______ 1.0×10-7mol/L
中性溶液：c (H+) ______ c (OH—) ，c (H+) ______ 1.0×10-7mol/L
二．c(H+) 和 c(OH-) 与溶液酸碱性、pH的关系
[教师]溶液的酸碱性如何表示？
1、溶液的酸碱性可用c（H＋）与c（OH－）表示。
2、c(H+) 和 c(OH-)都较小的稀溶液（＜1mol/L），化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱。pH表示c(H+)的负对数，pH＝－lg[H＋]
中性溶液c（H＋）＝1×10－7mol/L pH＝7
酸性溶液c（H＋）＞1×10－7mol/L pH＜7
碱性溶液c（H＋）＜1×10－7mol/L pH＞7
[小结]pH的适应范围：稀溶液，0～14之间；
酸性溶液中c（H＋）越大，酸性越强，pH越小；碱性溶液中c（OH－）越大，c（H＋）越小，pH越大，碱性越强。
[教师]如何测定pH？
pH的测定方法：
粗略测定：（1）酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞
常用酸碱指示剂及其变色范围：
指示剂
变色范围的pH
石蕊
＜5红色
5～8紫色
＞8蓝色
甲基橙
＜3.1红色
3.1～4.4橙色
＞4.4黄色
酚酞
＜8无色
8～10浅红
＞10红色
（2）pH试纸 ——最简单的方法。
操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。
注意：①事先不能用水湿润pH试纸；②只能读取整数值或范围
精确测定：pH计
三．pH的应用

第二课时
四．pH值的计算
[教师]pH是氢离子浓度的负对数(室温) ，pH=—lg c(H+)
pH值计算1—— 单一溶液
[练习1]取1mol/L的HCl溶液，其pH是多少？取1mol/L的硫酸，其pH是多少？
[练习2]1mLpH=3的HCl溶液，其c(H+)是多少？
[巩固练习]
1．同一浓度的强酸与弱酸的pH值的比较，如0.1mol/L的盐酸与0.1mol/L的醋酸的pH值的比较
2．同一浓度的强碱与弱碱的pH值的比较，如0.1mol/L的NaOH溶液与0.1mol/L的氨水的pH值的比较
3．同一pH值的强酸（如盐酸）与弱酸（如醋酸）的浓度比较：c(HCl)与c(HAc)的关系
4．同一pH值的强碱（如NaOH溶液）与弱碱（如氨水）的浓度比较：c(NaOH)与c(NH3·H2O)的关系
5．体积相同、pH相同的HCl溶液和CH3COOH溶液，与NaOH溶液中和时两者消耗NaOH的物质的量
A．相同 B．中和HCl的多 C．中和CH3COOH的多 D．无法比较
[学生小结]强弱电解质酸溶液的浓度与氢离子浓度的比较
pH值计算2—— 强酸的稀释
[练习3]1mLpH=3的HCl溶液加水稀释到100mL后，溶液的pH是多少？
pH值计算3——强碱的稀释
[练习4]取pH=12的NaOH溶液与水按1：99的体积比混合后，溶液的pH值是多少？
【小结】稀释过程溶液pH值的变化规律：
1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＝pH原＋n （但始终不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原＋n （但始终不能大于或等于7）
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＝pH原－n （但始终不能小于或等于7）
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n （但始终不能小于或等于7）
pH值计算4——强酸、强碱的混合
酸I+碱II
完全中和：c（H+） = c（OH—） = 1mol/L
酸过量： c（H+）=
碱过量：c（OH—） =
[练习5]取80mLNaOH溶液加入到120mL盐酸中，所得溶液的pH为2。如果混合前NaOH溶液和盐酸的物质的量溶液浓度相同，则它们的浓度是多少？
第三课时
对于本部分内容是化学实验中为数不多的定量实验，为此采用的教学方法为实践式教学法，具体教学设计如下：
1、定义：用已知物质的量的浓度的 来测定未知浓度的 的方法。
2、原理：
[教师] 盐酸与NaOH溶液的酸碱中和反应的原理是什么？两者的定量关系是什么？
[实验原理分析]c（H+）V（酸）=c（OH—）V（碱）
[练习]1．10mL0.100mol/L HCl溶液与10mL0.100mol/L NaOH溶液反应后，溶液的pH值是多少？
2．20mL0.100mol/L HCl溶液与10mL0.100mol/L NaOH溶液反应后，溶液的pH值是多少？
3．10mL0.100mol/L HCl溶液与10mL0.200mol/L NaOH溶液反应后，溶液的pH值是多少？
3、实验的关键:
(1) 准确测量参加反应的两种溶液的体积。
(2) 准确中和反应是否恰好完全反应。
4、实验仪器及试剂:
仪器:酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、 铁架台、滴定管夹、烧杯、白纸、pH计。
试剂：标准液、待测液、指示剂。
5、指示剂的选择：
⑴原则：①终点时，指示剂的颜色变化明显；
②变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏。
⑵常见指示剂变色范围
甲基橙：（红）－3.1～橙 色～4.4－（黄）
酚 酞：（无）－8.2～粉红色～10.0－(红)
石 蕊：（红）－5.0～紫 色～8.0－（蓝）
[练习]向20.00mL 0.100mol/L HCl中滴加0.100mol/L NaOH溶液过程中，溶液的pH值变化如下，你发现了什么现象与规律，而在实际的中和滴定中，我们需要注意哪些方面？
V(NaOH)/mL
0.00
10.00
15.00
18.00
19.00
19.96
20.00
20.04
21.00
pH
1.0
1.2
1.8
2.3
2.6
3.9
7
10.0
11.4
[引导学生小结]在接近pH=7时，很少量的酸或碱的加入，就会引起溶液pH突变。

20mL
7
pH
V（NaOH）
0
V（NaOH）
0
7
20mL
pH
[练习]以下哪一条曲线符合上述实验中过程的pH-V(NaOH)曲线
图A




图B

pH
V（NaOH）
0
7
20mL




图C

图D

[学生]图D
[引申]进行酸碱中和滴定时，当滴定接近终点时，应注意哪些实验操作？

[视频介绍]pH计、酸碱滴定管的使用
[学生实验] 实验测定酸碱反应曲线
按照课本P50实践活动进行，教师讲解实验注意问题。
6、实验步骤
⑴检漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是否灵活；
⑵洗涤润洗：用水洗净后，各用少量待装液润洗滴定管2－3次；
⑶装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，使液面高于刻度2-3cm。
⑷赶气泡：①酸式:快速放液；②碱式:橡皮管向上翘起。
⑸调读数：调节滴定管中液面高度，在“0－1”ml之间，并记下读数。
⑹取液：①从碱式滴定管中放出25.00ml氢氧化钠溶液于锥形瓶中；②滴入2滴酚酞试液，将锥形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底衬一张白纸。
⑺滴定：左手控制酸式滴定管活塞，右手拿住锥形瓶瓶颈，边滴入盐酸，边不断顺时针方向摇动，眼睛要始终注视锥形瓶溶液的颜色变化。
⑻记读数：当看到加一滴盐酸时，锥形瓶中溶液红色突变无色时，停止滴定，准确记下盐酸读数，并准确求得滴定用去的盐酸体积。
⑼算：整理数据进行计算。
【学生】书写实验记录，并对实验结果进行分析。
[设计意图]通过学生的实践活动，对中和滴定的操作和实验数据的处理有初步了解，为下一步教学活动做知识准备。
7、误差分析
下面是用标准酸滴定待测碱而引起的结果变化情况 ，在实验时若出现下列情况，对实验结果有什么影响？
实验操作情况
对c碱的影响
①开始滴定时滴定管尖嘴处留有气泡
偏
②读数开始时仰视，终止时俯视
偏
③到滴定终点时尚有一滴酸挂在滴定管尖嘴外而未滴入锥瓶
偏
④洗净的酸管未用标准液润洗
偏
⑤洗净的锥瓶用待测碱润洗
偏
⑥不小心将标准液滴至锥瓶外
偏
⑦不小心将待测碱液溅至锥瓶外
偏
⑧滴定前向锥形瓶中加入10 mL蒸馏水，其余操作正常


【巩固练习】
[问题1]滴定管的种类有几种？使用时要注意哪些问题？为什么？
[问题2]怎样检查滴定管是否漏液？如何排净滴定管中的气泡？如何润洗滴定管？怎样读取数据？
[问题3]在实验室进行实验时，为什么要把初始液面调至“0”或“0”刻度以下？将一个量程为25mL 的滴定管中液面在“0”刻度的溶液全部放入量筒中，溶液的体积为：（A）大于25mL（B）等于25mL（C）小于25mL，为什么？
[教师小结]







从运用已学知识分析、推导新知识入手，减少学生的陌生感，做好知识的铺垫。

















通过探究，讨论得到影响水的电离平衡的影响因素，完成教学目标3














































加深对水的离子积常数Kw的认识与理解，为Kw在酸碱溶液中的应用做好准备。
















































































强调 c(H+)=n (H+)/V(aq) ， pH=—lg c(H+)，

强调pH值计算公式的变式： c(H+)=10-pH






















应用强弱电解质的概念于pH值的计算，有助于新旧知识的联系与应用。
强调 c(H+)降低为原先的1/10倍，pH上升一个单位

引入碱溶液的计算，强调可利用Kw常数计算溶液的c(H+)，且pH=—lg c(H+)；或求pOH。
















































让学生理解与把握酸碱中和的定量关系，巩固pH值的计算。
























通过数据建立滴定曲线，明白在接近终点时pH的变化，知道指示剂选择对滴定结果的影响。

















让学生善于根据图中数据体会酸碱中和过程中pH值的变化趋势与变化快慢。












































将知识进行归纳整理，应用实验解决实际问题。

当堂检测
有效练习
1．同一浓度的强酸与弱酸的pH值的比较，如0.1mol/L的盐酸与0.1mol/L的醋酸的pH值的比较
2．同一浓度的强碱与弱碱的pH值的比较，如0.1mol/L的NaOH溶液与0.1mol/L的氨水的pH值的比较
3．同一pH值的强酸（如盐酸）与弱酸（如醋酸）的浓度比较：c(HCl)与c(HAc)的关系
4．同一pH值的强碱（如NaOH溶液）与弱碱（如氨水）的浓度比较：c(NaOH)与c(NH3·H2O)的关系
5．体积相同、pH相同的HCl溶液和CH3COOH溶液，与NaOH溶液中和时两者消耗NaOH的物质的量
A．相同 B．中和HCl的多 C．中和CH3COOH的多 D．无法比较
6、取80mLNaOH溶液加入到120mL盐酸中，所得溶液的pH为2。如果混合前NaOH溶液和盐酸的物质的量溶液浓度相同，则它们的浓度是多少？

板书设计

三、有关溶液pH的计算
（一）强酸、强碱自相或互相混合（体积变化忽略不计）
（1）酸I+酸II [H+] =
(2)碱I+碱II [OH-] =
（3）酸I+碱II
完全中和：[H+] = [OH-] = 1mol/L
酸过量： [H+]=
碱过量：[OH-] =
(二)溶液酸碱性pH计算经验规律
（1）两强酸等体积混合 混合后的pH=小的+0.3
(2)两强碱等体积混合 混合后的pH=大的—0.3
(3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。
（4）酸碱等体积混合①pH = 2 某酸与pH = 12 某碱混合pH难定②pH = 4 某酸与pH = 10 NaOH混合 pH≤7③pH = 4 H2SO4与pH = 10 某碱混合pH≥7④0.01mol/L pH = 2 一元酸与0.1mol/L pH = 12一元碱混合pH = 7
(5) pH 减小一个单位，[H+]扩大为原来的10倍。 PH增大2个单位，[H+]减为原来的1/100
（6）稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c（H+）变为原来的1/m ,但弱酸中c（H+）减小 小于m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。

教学反思
第一课时：
溶液的酸碱性涉及的内容较多，其中有酸、碱的电离的问题、还有盐的水解问题，学生往往抓不住问题的本质而产生混淆。该内容是复习中的一个重点和难点。
第二课时：
溶液的酸碱性尽管复杂多变，但都和水的电离有关，水的电离是溶液酸碱性的基础、母体和载体。离开了水的电离谈溶液的酸碱性，就变成了“无水之源”。抓住了水的电离，不管外加物质对水的电离平衡的如何影响，但水电离的氢离子一定等于氢氧根离子，这就抓住了问题的本质。这是突破这一难点的重要策略。
第三课时：
从教学实际中我体会到，教学要精心设计，多方面准备，灵活实施，才会真正落实教学的有效性。今后我将以有效课堂教学设计为突破口，不断提高课堂教学的有效性。
备注