2019-2020年高一化學 第二冊 第三章 電離平衡 第二節(jié)水的電離和溶液的pH(第二課時)大綱人教版.doc

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2019-2020年高一化學 第二冊 第三章 電離平衡 第二節(jié)水的電離和溶液的pH(第二課時)大綱人教版 ［復習提問］常溫下，溶液中的c(H+)和c(OH－)有什么關系？ ［生］乘積等于110－14 ［師］溶液的酸堿性由什么決定？ ［生］由H+和OH－濃度的相對大小決定。 ［引入新課］既然溶液中H+和OH－濃度的乘積為一常數，那么只要我們知道溶液中的H+或OH－濃度，就會知道溶液顯酸性還是顯堿性，如某溶液中H+濃度為110－9molL－1，我們一看就知道該溶液顯堿性，但對于很稀的溶液，離子濃度小，用H+或OH－濃度來表示其酸堿性很不方便，因此，在化學上常用pH來表示溶液的酸堿性，我們這節(jié)課就學習pH的有關計算。 ［板書］2.溶液的pH ［師］我們已經知道，pH=7時溶液呈中性，pH＞7溶液顯堿性，pH＜7溶液顯酸性，那么pH與溶液中H+濃度有何關系呢？規(guī)定，溶液的pH等于H+濃度的負對數。 ［板書］pH=－lg{c(H+)} ［講述并板書］若某溶液c(H+)=m10－nmolL－1，那么，該溶液的pH=n－lgm ［師］請同學們根據pH的計算方法填寫下表。 ［投影］ c(H+) molL－1 100 10－1 10－2 10－3 10－4 10－5 10－6 10－7 10－8 10－9 10－10 10－11 10－12 10－13 10－14 PH 酸堿性 ［學生填完后，指定學生匯報結果，最后得出下列結論］ c(H+) molL－1 100 10－1 10－2 10－3 10－4 10－5 10－6 10－7 10－8 10－9 10－10 10－11 10－12 10－13 10－14 PH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 酸堿性 —————酸性減弱 中性—————堿性增強 ［問］在上表中，c(H+)=10－3molL－1的溶液中c(OH－)等于多少？ ［生］10－11molL－1 ［師］你是怎樣求出來的？ ［生］用水的離子積除以c(H+)。 ［師］請同學們做以下練習。 ［投影］1.求0.05 molL－1的H2SO4溶液的pH。 2.求0.5 molL－1的Ba(OH)2溶液的H+濃度及pH ［指定兩個學生板演］ 答案：1.pH=1 2.c(H+)==10－14（molL－1），pH=14 ［師］如果我們已知某溶液的pH，怎樣求該溶液的H+或OH－濃度呢？下面我們看一道題。 ［投影］［例］：計算pH=2的H2SO4溶液中濃度及溶液中OH－濃度。 ［問］根據pH的計算公式，可推出由pH計算溶液H+濃度的公式嗎？ ［學生回答教師板書］c(H+)=10－pH ［師］下面我們來算一下這道題。 ［副板書］解：c(H+)=10－2molL－1 ［以下師生邊分析邊板書］ 因為1 mol H2SO4電離出2 mol H+，所以c(H2SO4)=c(H+)=0.510－2molL－1=510－3molL－1 因為c(OH－)=，所以c(OH－)= ［師］請同學們自己完成以下練習： ［投影］求pH=9的NaOH溶液中的c(OH－)及由水電離出的c(OH－)水。 答案c(OH－)=10－5 molL－1 c(OH－)水=10－9 molL－1 ［問題探究］已知100℃時，純水的離子積為110－12，此時純水的pH等于多少？呈酸性嗎？為什么？ ［學生討論得出答案］此時純水中的但并不呈酸性，而是中性，。因為此時水中的c(H+)=c(OH－)=10－6 molL－1，和H+和OH－的濃度相等，所以水仍是中性的 ［師］那么請同學們計算一下，100℃時，pH=7的溶液是酸性還是堿性的？ ［生］因為100℃時，pH=6的溶液是中性的，pH>6的溶液中, c(OH－)> c(OH+),因而pH=7的溶液堿性的. ［總結］從這個問題我們可以看出，只有在常溫下，才能說pH=7的溶液顯中性，溫度改變時，中性溶液的pH可能大于7，也可能小于7。 ［師］下面我們看一看溶液在稀釋時pH有何變化。 ［板書］①溶液稀釋后pH的計算 ［投影］1.常溫下，取0.1 mL 0.5 molL－1的硫酸，稀釋成100 mL的溶液，求稀釋后溶液的pH。 ［師］請同學們先求一下稀釋前溶液的pH。 ［學生計算后回答］pH=0。 ［師］稀釋后H+的物質的量是否改變？ ［生］不變。 ［師］請同學們算一下稀釋后溶液的pH。 ［一個學生板演］ c(H+)==110－3 molL－1 pH=－lg110－3=3 ［師］堿稀釋后如何求溶液的pH呢？下面我們再做一道題。 ［投影］2.pH=13的NaOH溶液稀釋1000倍，求稀釋后溶液的pH。 ［師］pH=13的NaOH溶液中c(H+)和c(OH－)分別為多少？ ［生］c(H+)為10－13 molL－1，c(OH－)為10－1 molL－1。 ［師］NaOH溶液中的H+來源于什么？OH－主要來源于什么？ ［生］H+來自水的電離，而OH－主要來自NaOH的電離。 ［講述］NaOH溶液稀釋時，由于水的電離平衡發(fā)生移動，所以溶液中H+的物質的量也有很大變化，但由NaOH電離出的OH－的物質的量是不變的，所以稀釋時溶液中OH－的物質的量幾乎不變（由水電離出的OH－可忽略不計）。在計算堿溶液稀釋后的pH時，必須先求出稀釋后溶液中的OH－濃度，再求出H+，然后再求溶液的pH。下面我們做一下第2題。 ［以下邊分析邊板書］ 解：pH=13的NaOH溶液中c(OH－)= =10－1 molL－1，稀釋1000倍后，c(OH－)==10－4 molL－1，所以c(H+)==10－10molL－1 pH=－lg10－10=10 ［投影練習］ 1.常溫下，將0.05 mL 1 molL－1的鹽酸滴加到50 mL純水中，求此溶液的pH。 2.pH=10的NaOH加水稀釋至原來的100倍，求稀釋后溶液的pH。 答案：1.pH=3 2.pH=8 ［師］如將pH為5的HCl溶液稀釋1000倍，溶液的pH為多少？ ［生甲］pH=8 ［生乙］pH接近于7但比7小。 ［師］酸稀釋后可能變成堿嗎？ ［生］不能。 ［師］所以甲的回答是錯誤的。 ［講述］在上述的幾道題中，實際上我們都忽略了水的電離。但當溶液很稀，由溶質電離出的H+或OH-濃度接近10-7 molL－1時，水的電離是不能忽略的，忽略水的電離，會引起很大誤差。下面我們共同計算pH=5的HCl溶液稀釋1000倍后的pH. ［副板書］ 解：設pH=5的HCl取1體積，水取999體積。 則稀釋后：c(H+)=≈1.110－7molL－1 pH=7－lg1.1＜7 ［師］同學們從以上的幾道例題可以找出溶液稀釋時pH的計算規(guī)律嗎？ ［學生討論后回答，教師總結并板書］ a.pH=n的強酸稀釋10m倍，稀釋后pH=n+m； b.pH=n的強堿稀釋10m倍，稀釋后pH=n－m； c.若按上述公式算出的pH改變了溶液本身的性質，則稀釋后pH一定接近7，酸略小于7，堿略大于7。 ［師］下面我們再討論溶液混合時pH的計算方法。 ［板書］②溶液混合后pH的計算 ［投影］1.將pH=8和pH=10的兩種NaOH溶液等體積混合后，溶液中c(H+)最接近（ ） A.(10－8+10－10) molL－1 B.(10－8+10－10) molL－1 C.(110－4+510－10) molL－1 D.210－10 molL－1 ［分析］兩種性質相同的溶液混合后，所得溶液的濃度可根據溶質和溶液體積分別相加后，再重新求解，要求堿溶液的pH，必須先求混合液OH－濃度。 ［副板書］解：因為pH=8，所以c(H+)=10－8 molL－1 則c(OH－)= =10－6 molL－1 又因為pH=10,所以c(H+)=10－10 molL－1 則c(OH－)= =10－4 molL－1 等體積混合后： c(OH－)= ≈10－4 molL－1 所以c(H+)==210－10 molL－1 所以答案為D。 ［投影］2.常溫下，pH=4的HCl和pH=10的NaOH等體積混合，求混合液的pH。 ［啟發(fā)學生思考］酸的c(H+)和堿的c(OH－)分別為多少？鹽酸和NaOH以等物質的量反應后生成什么？ ［結論］混合液pH=7。 ［師］請同學們討論一下pH=5的鹽酸和pH=10的NaOH等體積混合溶液顯什么性？ pH=3的鹽酸與pH=10的NaOH等體積混合后溶液顯什么性？你從中可找到什么規(guī)律？ ［學生討論后回答，教師總結并板書］ pH酸+pH堿＞14，pH混＞7 pH酸+pH堿＜14，pH混＜7 pH酸+pH堿=14，pH混=7 強酸和強堿等體積混合 ［講述］我們這節(jié)課主要學習了pH的計算方法，從pH的取值范圍我們可以看出，當H+或OH－濃度大于1 molL－1時，用pH表示溶液酸堿性并不簡便，此時pH會出現負值，因此，對于c(H+)或c(OH－)大于1 molL－1的溶液，直接用H+或OH－濃度來表示溶液的酸堿性。 我們這節(jié)課學習的溶液的pH與生產、生活有著密切的聯系，是綜合科目考試的熱點，下面請同學們討論以下兩題： 血液 肺 ［投影］1.人體血液的pH保持在7.35~7.45，適量的CO2可維持這個pH變化范圍，可用以下化學方程式表示：H2O+CO2 H2CO3 H++HCO。又知人體呼出的氣體中CO2體積分數約5%。下列說法正確的是（ ） A.太快而且太深的呼吸可以導致堿中毒。（pH過高） B.太快而且太深的呼吸可導致酸中毒。（pH過低） C.太淺的呼吸可導致酸中毒。（pH過低） D.太淺的呼吸可導致堿中毒。（pH過高） 答案：AC 2.生物上經常提到緩沖溶液，向緩沖溶液中加少量酸或少量堿，pH幾乎不變。舉例說明生物上常見的緩沖溶液加酸或加堿時pH幾乎不變的原因。 答案：常見的緩沖溶液：①Na2CO3與NaHCO3 ②NaH2PO4與Na2HPO4 ③NH4Cl與NH3H2O等。 以NH4Cl與NH3H2O為例說明：在NH4Cl與NH3H2O的混合溶液中，NH4Cl====NH+Cl－，NH3H2O NH+OH－，加酸時NH3H2O電離出的OH－中和了加進去的H+，使NH3H2O電離平衡正向移動，溶液pH幾乎不變。加堿時，溶液中的NH與OH－結合，生成NH3H2O，使溶液pH幾乎不變。 ［布置作業(yè)］課本習題二 三、2 ●板書設計 2.溶液的pH pH=－lg{c(H+)} 若c(H+)=m10－nmolL－1，則pH=n－lgm ①溶液稀釋后pH的計算 a.pH=n的強酸稀釋10m倍，稀釋后pH=n+m； b.pH=n的強堿稀釋10m倍，稀釋后pH=n－m； c.若按上述公式算出的pH改變了溶液本身的性質，則稀釋后pH一定接近7，酸略小于7，堿略大于7。 ②溶液混合后pH的計算 pH酸+pH堿＞14，pH混＞7 pH酸+pH堿＜14，pH混＜7 pH酸+pH堿=14，pH混=7 強酸、強堿等體積混合 ●教學說明 本節(jié)的重點是溶液pH的計算，但在給出pH的計算公式之后，求出H+濃度，再代入公式求pH學生是很容易掌握的。本節(jié)課在教學中通過典型例題和練習，在使學生掌握pH的簡單計算的同時理解以下幾個問題：①pH≠7 的溶液不一定不是中性的；②要計算堿的混合液的pH，必須先求OH－濃度，再求H+濃度，最后再求pH；③溶液稀釋，混合時pH的計算規(guī)律。從而使學生從更深更廣的角度認識pH。 參考練習 1．某溶液在25℃時由水電離出的H+的濃度為110-12 molL－1，下列說法正確的是（ ） A.HCO、HS-、HPO等離子在該溶液中不能大量共存 B.該溶液的pH可能為2 C.向該溶液中加入鋁片后，一定能生成H2 D.若該溶液中的溶質只有一種，它一定是酸或者是堿 解答提示：“由水分子電離出的H+濃度為110-12 molL－1，這是水的電離平衡被抑制的結果。抑制水電離的物質，可能是NaOH等堿，也可能是HCl等非強氧化性酸，還可能是HNO3這樣的強氧化性酸，另外也可能是NaHSO4這樣的鹽?！? 答案：AB 2．25℃，NaOH溶液pH為a，某酸溶液pH為b，a + b=14, a≥11，將兩種溶液按等體積混合，下列說法中正確的是（ ） A.混合溶液的pH必定為7 B.混合溶液pH≤7 C.向混合溶液中加入Cl2溶液，可能生成Mg（OH）2沉淀 D.混合溶液中可能有兩種溶液 解答提示：酸溶液中的酸可能是強酸，也可能是弱酸 答案：BD 3．在25℃時，若10體積的強酸溶液與1體積的強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前，該強酸溶液的pH與強堿溶液的pH之和應滿足的關系是（ ） 答案：pH酸+ pH堿=15