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第二节 水的电离和溶液的酸碱性(一)

教学目的:

1、  知道水的离子积常数，通过水的离子积的计算，提高有关的计算能力，加深对水的电离平衡的认识。

2、通过水的电离平衡分析，提高运用电离平衡基本规律分析问题和解决问题的能力。

3、通过水的电离平衡过程中H+、OH-关系的分析，理解矛盾的对立统一的辩证关系。

教学重点：水的离子积常数

教学难点：水的离子积常数

教学过程：

新课引入：在上节课我们学习了强电解质和弱电解质，知道水也是一种弱电解质。怎样证明水也是一种弱电解质呢？精确实验表明：当我们用灵敏电流计测定纯水的导电性的时候发现纯水也能够微弱的导电。我们知道物体要导电要么具有能够自由移动的电子，要么有自由移动的阴、阳离子。而纯水是一种非金属化合物，不可能存在自由移动的电子，所以只能说明纯水中存在着少量的阴阳离子。

那纯水中的阴阳离子到底是什么离子呢？实际上纯水中的水分子能够部分发生电离，水分子发生电离后产生的离子分别是H₃O⁺和OH^― 。

虽然水分子能够发生电离，但是发生电离的的水分子所占比例很小，所以水是一种极弱电解质，存在有电离平衡：

1、H₂O + H₂O＝H₃O^＋ + OH^-       简写： H₂O ＝ H^＋+ OH^-

［讲］与化学平衡一样，当电离达到平衡时，电离产物H^＋和OH^―浓度之积与未电离的H₂O的浓度之比也是一个常数。

2、 H₂O的电离常数K_电离

[讲]实验测得在25℃时，1L纯水(即55.6 mol)只有1×10^－7mol H₂O电离，因此纯水中c（H^＋）＝c（OH^－）＝ 1×10^－7mol/L。由于水的电离极其微弱，所以电离前后H₂O的物质的量几乎不变，c（ H₂O）可以看做是个常数，则有C(H^＋)·C(OH^―)==K_电离·C(H₂O)。同样，温度不变的时候K_电离也是个常数，常数K_电离与常数C(H₂O)的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积常数，简称水的离子积，记作K_W，即K _W= c（H^＋）· c（OH^－）

3、水的离子积： 25℃ K _W= c（H^＋）·c（OH^－）==1.0×10^－14。

我们知道弱电解质的电离会受很多外界因素的影响，那到底有哪些因素呢？电解质的电离过程是一个吸热的过程，所以温度对水的电离肯定会产生影响。升高温度，水的电离平衡右移，电离程度增大，C(H^＋)和C(OH^―)同时增大，K_W增大，但由于C(H^＋)和C(OH^―)始终保持相等，故仍呈中性。

［讲］K_W不仅适用于纯水(或其他中性溶液)，也适用于酸、碱、盐的稀水溶液。在不同溶液中，C(H^＋)、C(OH^―)可能不同，但是由水电离出的氢离子和氢氧根离子的浓度始终相同。在任何溶液中的C(H^＋)与C(OH^―)的乘积始终是一个常数。

4、K_W不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液，不管是哪种溶液均有：C(H^＋)_H2O == C(OH^―)_H2O        K_W== C(H^＋)_溶液·C(OH^―)_溶液

5、影响因素：

（1）温度：K_W与温度有关，温度越高，Kw越大，水的电离度越大。

（2）外加离子：

①同离子效应：抑制电离

向纯水中加入酸或碱，由于酸(碱)电离产生的H^＋(OH^―)，使溶液中的C(H^＋)或C(OH^―)增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小。

②反应离子：促进电离

在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H^＋和OH^―结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大。

（3）加入活泼金属：促进电离

   向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属能与水电离的H^＋直接作用，产生氢气，促进水的电离。

第二节 水的电离和溶液的酸碱性(二)

教学目的:

1、理解溶液的pH跟溶液中c(H⁺)之间的关系，能进行溶液的pH的简单计算

2、初步掌握测定溶液的pH的方法，知道溶液pH在工农业生产和科学研究中的重要应用

3、通过不同溶液混合后pH的计算，掌握具体情况具体分析的思考方法，提高分析问题解决问题能力。

教学重点：pH与溶液酸碱性的关系，有关溶液的pH的简单计算

教学难点：各类溶液混合后的c(H⁺)、pH的计算

教学过程：

新课引入： 由水的离子积可知，在水溶液中，无论溶液呈酸性或碱性，H^＋和OH^-离子都可以共同存在。那H^＋和OH^-离子的浓度与溶液的酸碱性到底有什么关系呢？

二、溶液的酸碱性与pH

1、溶液的酸碱性

思考：酸溶液中是否存在OH^－？碱溶液中是否存在H^＋？

[讲]碱溶液中：H₂O  H^＋ + OH^－ NaOH == Na^＋ + OH^－，c（OH^－）升高，水的电离程度降低c（H^＋）下降，这时c（H^＋）< c（OH^－）；酸溶液中：H₂O  H^＋+ OH^－ HCl == H^＋+ Cl^－，  c（H^＋）升高，水的电离程度降低，c（OH^－）下降，这时c（H^＋）> c（OH^－）。

通过上面的两个实例说明，在酸溶液中可存在OH^－，同样在碱溶液中可以存在H^＋。溶液的酸碱性是由H^＋ 和OH^－浓度的相对大小决定的。

c（H^＋）=c（OH^－） 溶液呈中性， c（H^＋）= c（OH^－）=1×10^－7mol/L

c（H^＋）> c（OH^－）  溶液呈酸性，c（H^＋）>1×10^－7mol/L，c（OH^－）>1×10^－7mol/L

c（H^＋）< c（OH^－）  溶液呈碱性, c（H^＋）<1×10^－7mol/L，c（OH^－）>1×10^－7mol/L

［小结］最后，我们需要格外注意的是，酸的强弱是以电解质的电离来区分的：强电解质即能完全电离的酸是强酸，弱电解质即只有部分电离的酸是弱酸。溶液的酸性强弱则取决于溶液中C(H^＋)。C(H^＋)越大，溶液的酸性越强；C(H^＋)越小，溶液的酸性越弱。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强；酸性强的溶液不一定是强酸溶液。

例1、求25℃0.01mol/L盐酸的C(OH^－)
[分析]1、在该溶液中存在哪几种电离2、c(H^＋)×c(OH^－)中的c(H^＋)应等于两者之和
3、HCl  =  H^＋  ＋ Cl^－                  H₂O＝H^＋＋OH^－
　0.01 　   0.01   0.01                　x  x
所以，(0.01+x)x=10^－14    一般地，x 与0.01相比，可以忽略不计
随堂练习：1、求25℃0.05mol/LBa(OH)₂溶液C(H^＋)

2、求25℃0.05mol/L硫酸溶液由水电离出来的［H^＋］
[过渡]从上述数据，上述c(H^＋)、c(OH^－)的数据都比较小，用c(H^＋)、c(OH^－)浓度来表示溶液的酸碱性强弱使用起来非常不方便，因此，化学上常采用pH来表示溶液的酸碱性的强弱。

三、pH

1、定义：pH=－lg[c(H^＋)]
[讲]溶液的pH指的是用C(H^＋)的负常用对数来表示溶液的酸碱性强弱，即pH=－lg[c(H^＋)]，要注意的是的，当溶液中C(H^＋)或C(OH^―)大于1 mol 时，不用pH来表示溶液的酸碱性。pH的范围为0-14

中性溶液，c(H^＋)=c(OH^－)＝10^－7mol/L　pH=7

酸性溶液，c(H^＋)>c(OH^－)            pH<7

碱性溶液，c(H^＋)<c(OH^－)            pH>7

2、pH的范围：0---14

溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。
[过]那么，如何测定某溶液的酸碱性，即如何测定溶液的pH值呢？

3、pH的测定方法

(1) 试纸的使用

 [设问]如何使用呢？要不要先用水浸湿呢？浸湿对测定结果有何影响？

[讲]一般先把一小块的试纸放在表面皿或玻璃片上，用沾有待测溶液的玻璃棒点试纸的中部，，再用标准比色卡与之比较，来确定溶液的pH值。不能用水浸湿，这样会溶液变稀，测定结果向pH=7的方向靠近。标准比色卡的颜色与光谱一致，按pH从小到大依次的：红橙色(酸性)；绿(中性)；蓝靛紫(碱性)。

过］除了试纸外，我们在实验室最常用的是酸碱指示剂。

(2) 酸碱指示剂

［讲］酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱，它们的颜色变化在一定的pH范围内发生，因此，可以用这些弱酸、弱碱来测定溶液的pH。但只能测出pH的范围，不能准确测定pH。

［讲］上述两种测定方法虽然都能测定溶液的PH值，但都不是很精确，要想准确测定溶液的pH可以使用pH计。

 (3) pH计

4、pH的应用

［讲］测试和调控溶液的pH，对工农业生产、科学研究、以及日常生活和医疗保健都具有重要意义。在医疗上，当体内的酸碱平衡失调时，血液的pH是诊断疾病的一个重要参数，而利用药物调控pH则是辅助治疗的重要手段之一。在生活中，人们洗发时用的护发素，其主要功能也是调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度。在环保领域中，酸性或碱性废水处理常常利用中和反应，在中和处理的过程中可用pH自动测定仪进行监测和控制。在农业生产中，因土壤pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性，各种作物生长都对土壤土壤的pH范围有一定的要求。在科学实验和工业生产中，溶液的pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。

 [过渡]用pH来表示溶液的酸碱性，是十分方便，所以掌握有关的pH计算是十分重要的。

四、pH的有关计算

1、单一溶液的pH计算

(1) 求强酸溶液的pH

例1：求1×10^-3mol/LHCl溶液的PH       解：PH=-lg10^-3=3

［练习］求1×10^-3mol/L H₂SO₄溶液的PH

 (2).求强碱溶液的pH

例2、求0.1mol/L NaOH溶液的PH       解:C(H⁺)=1×10^-13mol/L  PH=-lg10^-13=13

［练习］求0.1mol/L Ba(OH)₂溶液的PH     

 2.混合溶液的pH计算

(1)求强酸与强酸混合溶液的pH

例3、10mL0.1mol/L HCl与20mL0.2mol/L HCl混合，求该混合溶液的PH值。

C(H⁺)=(0.01×0.1+0.02×0.2)mol/(0.01+0.02)L=0.17mol/L PH=-lg1.7×10^-1=1- lg1.7

［练习］将PH=1和PH=3的盐酸溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值。

解:C(H⁺)=(0.1×V+0.001×V)mol/2VL=0.0505mol/l  PH=-lg5.05×10^-2=2- lg5.05=1.3

 (2)求强碱与强碱混合溶液的PH

例4、10mL0.1mol/LNaOH与20mL0.2mol/L Ba(OH)2混合，求该混合溶液的PH值。

解：C(OH^_)=(0.01×0.1+0.02×0.2×2)mol/(0.01+0.02)L=0.3mol/L

C(H⁺)=3×10^-14mol/L  PH=-lg3×10^-14=14- lg3

［练习］将PH=11和PH=13的NaOH溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值。

解:C(HO^-)=(0.001×V+0.1×V)mol/2VL=0.0505mol/l

C(H⁺)=1。98×10^-13mol/L  PH=-lg1。98×10^-13=13-lg1。98=12。7

 (3)求强酸与强碱混合溶液的PH

例5、10mL0.1mol/LHCl与10mL0.2mol/LNaOH混合，求该混合溶液的PH值。

解：n(H⁺)=1×10^-3mol  n(OH^_)=0.002 mol

余: C(OH^-)=0.001mol  C(H⁺)=1×10^-10mol/L    PH=1×10^-10=10

［练习］将PH=6的HCl和PH=10的NaOH溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值。

解: C(H⁺)=1×10^-6mol/L n(H⁺)=1×10^-6Vmol n(OH^-)=1×10^-4 V mol 故余约n(OH^-)=1×10^-4 V mol  C(OH^-)=5×10^-5mol/L  C(H⁺)=2×10^-10mol/L   PH=-lg2×10^-10=10- lg2

3、稀释的计算

例6、0.0001mol/L的盐酸溶液，求其pH值，用水稀释10倍，求其pH值，用水稀释1000倍后，求其pH值。  pH＝4　　pH＝5　pH＝7

（1）强酸 pH=a，加水稀释10ⁿ倍，则pH=a+n

（2）弱酸 pH=a，加水稀释10ⁿ倍，则pH<a+n

（3）强碱 pH=b，加水稀释10ⁿ倍，则pH=b-n

（4）弱碱 pH=b，加水稀释10ⁿ倍，则pH>b-n

第三节 水的电离和溶液的酸碱性(三)

教学目的:

1、理解酸碱中和反应的实质，知道酸碱中和滴定概念。

2、掌握中和滴定计算的步骤和方法，熟记酸碱中和滴定实验用到主要仪器名称和用途。

3、通过中和反应实质、中和滴定原理的分析，体会化学反应在工农业、科研中的应用。提高学习化学的兴趣。

教学重点：中和滴定的原理、中和滴定的相关计算

教学难点：酸碱中和滴定相关计算

教学过程：

新课引入：现在有一瓶没有标签的氢氧化钠溶液，我们不知道它的浓度，有没有办法很快的知道它的浓度呢？【肯定可以】

［讲］在酸碱中和反应中，酸和碱都是按照一定的比例在进行反应，如果我们使用一种已知物质的量浓度的碱溶液跟未知浓度的盐酸溶液完全中和，测出二者所用的体积，根据化学方程式中酸和碱完全中和时的物质的量的比值，就可以求得未知浓度的盐酸溶液的物质的量浓度。这种用已知浓度的酸或碱来测定未知浓度的碱或酸的实验方法就叫做酸碱中和滴定。

五、中和滴定的原理

1、定义：用已知浓度的酸或碱来测定未知浓度的碱或酸的实验方法。

2、原理：C(B)==

［讲］酸碱中和滴定的关键点有两个：其一是要准确测定出参加中和反应的酸、碱溶液的体积，这需要选用精确度较高的实验仪器，并正确使用，其二是要准确判断中和反应是否恰好完全反应，这需要选用适当的酸碱指示剂，并通过颜色变化来准确判断

3、关键：(1) 准确地测定两种溶液的体积  (2) 准确地判断滴定终点

［讲］中和滴定所用的实验仪器有酸式滴定管、碱式滴定管、移液管或量筒、滴定管夹、铁架台、锥形瓶等。中和滴定所用的试剂有已知浓度的酸或碱溶液，也称标准溶液、未知浓度的碱或酸溶液也称待测溶液、适当的指示剂。在这里最为关键的就是酸碱指示剂的选择。

4、酸碱指示剂的选择

［讲］酸碱恰好完全中和的时刻叫滴定终点，为准确判定滴定终点，须选用变色明显，变色范围的pH与恰好中和时的pH吻合的酸碱指示剂。通常是甲基橙或酚酞指示剂而不能选用石蕊试液。

［讲］指示剂的用量一般是2-3滴。当指示剂刚好变色，并在半分钟内不褪色，即认为已达到滴定终点。下面让我们讨论一下实验仪器的使用和基本操作

六、实验操作

1、滴定管的结构

［讲］酸式滴定管有一玻璃活塞，因碱溶液与玻璃反应生成硅酸盐，是一种矿物胶，具有粘性，故不能把碱溶液装入酸式滴定管。而碱式滴定管有一段橡皮胶管，因此，不能装酸液，酸会腐蚀橡皮管；碱式滴定管也不能装有氧化性的溶液，氧化剂会把橡皮管氧化。

［问］在使用滴定管前要进行一些准备工作，其中最重要的是检查是否漏水。

2、滴定管的使用

(1) 检漏   （2）润洗仪器。

［讲］从滴定管上口倒入3～5mL盛装的溶液，倾斜着转动滴定管，使液体湿润全部滴定管内壁，然后用手控制活塞，将液体放入预置的烧杯中。在加入酸、碱反应液之前，洁净的酸式滴定管和碱式滴定管还要分别用所要盛装的酸、碱溶液润洗2-3次。

(3) 装液

［讲］在滴定管下放一烧杯，调节活塞，是滴定管尖嘴部分充满溶液，并使液面处于0或0以下某一位置，准确读数，并记录。

［过］下面以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例来讲述一下实验过程。

3、中和滴定操作

实验步聚：

［讲］（1）量取待测盐酸溶液20。00mL 于锥形瓶中，滴入2-3滴酚酞 ，振荡。

（2）把锥形瓶放在碱式滴定管的下面，并在瓶子底垫一块白瓷砖，小心滴入碱液，边滴边摇动锥形瓶，直到因加入一滴碱液后，溶液由元色变成红色，并在半分钟内不褪去为止，滴定结束。

（3）参考实验记录表，每隔一定体积，记录并测pH：

（4）根据实验数据，以氢氧化钠体积为横坐标，以所测的pH为纵坐标绘制中和反应曲线：

[思考与交流]强酸与强碱完全中和时，溶液的pH就为7，但指示剂变色时，溶液的pH不等于7，为什么可将滴定终点当成完全中和的点？

根据滴定曲线图进行分析（结合滴定曲线说明）强酸强碱完全中和时溶液的pH就为7，而滴定的终点则是通过指示剂颜色的变化来观察，此时溶液的pH往往不是7，但由滴定曲线可知：在滴定过程中开始一段时间溶液的pH变化不大，处于量变过程中，而在接近完全中和时，滴入0.02的碱溶液时，溶液的pH变化很大，溶液由酸性变中性再变成碱性发生了突变，往事后再滴入碱溶液，溶液的pH变化又比较缓慢，说明滴定过程中，溶液的酸碱性变化经过了由量变引起质变的过程，有一段发生了pH突变的过程，完全中和和酚酞或甲基橙指示剂变色的pH虽不同，但只相差半滴，即只有0.02左右，这种误差是在许可的范围之内。

［小结］中和滴定前，必须用滴定液多次润洗滴定管，以确保溶液的浓度不被剩余在滴定管中的水稀释变小；加入指示剂的量控制在2滴～3滴，以避免指示剂消耗酸或碱；临近终点时，滴液要慢，至指示剂变色“不立即”褪去或变为原色即为终点，避免过量。重视测定结果的复核。即重复实验测定2次以上，取实验平均值。根据计算公式，求出计算值。

［过］当实验结束后我们又应该如何处理数据呢？

4、数据处理

例 用0.1032 mol/L HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液，重复三次的实验数据如下表所示。计算滴定所测NaOH溶液的物质的量浓度。

解：V(HCl)==27.84 mL   C(NaOH)==0.1149 mol/L

［讲］此题有两种方法，法一，即教材所给出的，先求出三次滴定时消耗的盐酸的中，并求出其耗用盐酸的体积的平均值。本法适用于每次所取待测液体积相同时的数据处理。方法二是分别未别求出NaOH溶液待测溶液的体积，再求平均值。本法适用于每次所取待测注的体积不同时的数据处理，若计算出的三个浓度的数据相差较大，表明实验失败，应重做。

［过］滴定法测定待测液的浓度时，消耗标准溶液偏多，则结果偏高；消耗标准溶液偏少，则结果偏纸。其误差可从计算式分析，以用已知浓度的酸滴定未知浓度的碱为例。

七、误差分析

1、 误差分析依据：C待=

实验操作中可能引起C_标和V_待的变化，最终影响V_标。

2、 产生误差的来源

(1)    操作不当

1 滴定管的洗涤不当。

［讲］正确的方法是先水洗后润洗。

A、定管用水先后未用标准液润洗就直接注入标准液(实际消耗V_标偏大，结果偏大)。

B、滴定管用水洗后未用待测液润洗就直接注入锥形瓶(实际滴定的V_测减小，消耗V_标减小，结果偏小)。

2 锥形瓶的洗涤

［讲］正确的方法是只水洗。

A、锥形瓶用水洗后用待测液润洗(实际滴定的V_测增大，消耗V_标增大，结果偏大)

B、锥形瓶用水洗后没有干燥(无影响)  C、滴定前向锥形瓶中加入蒸馏水(无影响)

3 滴定管尖嘴部分留有气泡

［讲］正确的方法是移液或滴定前排尽滴定管尖嘴部分气泡

A、滴定前盛标准液的滴定管尖嘴有气泡，滴定后消失(实际消耗的V_标多一个气泡体积，结果偏大)

B、盛待测液的滴定管尖端嘴有气泡，移到锥形瓶后消失(锥形瓶中V_测少一个气泡的体积，实际消耗的V_标减少，结果偏小)

4 读数不规范

［讲］正确的读数方法是：滴定后等1-2 min待滴定管内壁附着液体自然流下再读数，视线与液体凹液面保持水平。俯视读数，结果偏小，仰视读数，结果偏大。

A、滴定前仰视，滴定后俯视(V_标=滴定后读数一滴定前读数，V_标数偏小，结果偏小。但实际放出的液体体积偏大)

B、滴定完毕立即读数(V_标读数偏大，结果偏大)

(2) 终点判断不当。

［讲］终点判断是中和滴定的关键。以指示剂的变色，且半分钟不褪色为标准。

A、过早地估计终点(未完全中和，V_标偏小，结果偏小)

B、用HCl滴定NaOH，以甲基橙做指标剂，溶液由黄—橙---红作为终点(HCl 过量，V_标读数偏大，结果偏大)

(3)标准溶液配制不当

［讲］标准液的配制或存放不当，会因在滴定中消耗标准液的体积改变而造成实验误差。此类问题采用极端假设法帮助分析。