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2019-2020年鲁科版高中化学选修4第三章物质在水溶液中的行为第1节水溶液第2课时教学设计2【教学目标】知识与技能
1.弄清溶液酸碱性与[H+]、[OH—]及pH的关系,
2.通过练习掌握pH的简单计算
3.了解常用测量溶液酸碱性的方法过程与方法
1.了解从水到水溶液、从单一物质到多种物质、分清主次矛盾的研究思路学生学会数据的处理和分析,体验类比、迁移的学习方法,培养思维能力以及研究问题的能力2.学生通过环环相扣的习题的计算,归纳出有关溶液pH计算的技巧和方法,学会融会贯通,举一反三情感、态度与价值观通过认识pH在工农业生产中的重要作用,体会化学对人类生产、生活的作用【教学过程】
一、【教学思维导图】
二、溶液的酸碱性与pH
1.溶液的酸碱性[H+]=[OH—],溶液呈中性[H+][OH—],溶液呈酸性,且[H+]越大酸性越强[H+][OH—],溶液呈碱性,且[OH—]越大酸性越强
2.溶液酸碱性的一种表示——pH表达式pH=—lg[H+]
(1)pH书写标准,p要小写,H要大写
(2)pH范围通常0~14
三、“pH的简单计算”1求25℃
0.01mol/L盐酸的pH析
①在该溶液中存在哪几种电离
②KW=[H+]×[OH—]中的[H+]应等于两者之和;[OH—]只来自于水
③HCl =H+ +Cl-
0.01
0.01 H2OH++OH- x x[H+]=[H+]酸+[H+]水所以,
0.01+xx=10-14一般地,x与
0.01相比,可以忽略不计pH=—lg[H+]=—lg
0.01=
22.水溶液的pH、[H+]与酸碱性的有何关系?【强调】此图为常温下(25℃时)水溶液的pH、[H+]与酸碱性的关系
3.溶液酸碱度的测定酸碱指示剂pH
123.
14.4567891011121314甲基橙红色橙色黄色石蕊红色紫色蓝色酚酞无色粉红色红色
四、溶液的酸碱性与pH的关系1.溶液酸碱性、[H+]、[OH-]、pH对照表溶液性质[H+]与[OH-]大小关系[H+]/mol·L-1pH25℃任意温度25℃中性[H+]=[OH-][H+]=[H+]=1×10-7pH=7酸性[H+]>[OH-][H+]>[H+]>1×10-7pH<7碱性[H+]<[OH-][H+]<[H+]<1×10-7pH>
72.25℃时,溶液酸碱性与[H+]、pH的关系图示1图示2相关说明溶液中[H+]越小,[OH-]越大,溶液的碱性越强,pH越大;溶液中[H+]越大,[OH-]越小,溶液的酸性越强,pH越小【特别提醒】 1pH每增大1个单位,[H+]减小到原来的\f110,[OH-]增大10倍2可用pH试纸粗略测定溶液的pH,利用酸度计可精确测定溶液的pH
五、[思考探究]1在25℃时,
0.5×10-2mol·L-1BaOH2溶液的pH是多少?【提示】 pH=1225℃时
0.5×10-2mol·L-1BaOH2溶液中[OH-]=2×
0.5×10-2mol·L-1=1×10-2mol·L-1;[H+]=KW/[OH-]=1×10-14/1×10-2=1×10-12mol·L-1,pH=-lg[H+]=-lg1×10-12=122将pH=1的盐酸稀释1000倍,溶液的pH为多少?若为硫酸呢?【提示】 pH=1的盐酸中[H+]=
0.1mol·L-1,稀释1000倍,则[H+]=
0.0001mol·L-1,pH=4;pH=1的硫酸溶液中[H+]=
0.1mol·L-1,稀释1000倍,则[H+]=
0.0001mol·L-1,pH=43将pH=13的NaOH溶液稀释1000倍,溶液的pH为多少?若为BaOH2呢?【提示】 pH=13的NaOH溶液中[OH-]=10-1mol·L-1,将溶液稀释1000倍,则溶液的[OH-]=10-4mol·L-1,[H+]=10-10mol·L-1,pH=10;pH=13的BaOH2溶液中[OH-]=10-1mol·L-1,将溶液稀释1000倍,则溶液的[OH-]=10-4mol·L-1,[H+]=10-10mol·L-1,pH=104常温下,将pH=5的盐酸加水稀释1000倍后,pH=8,对吗?【提示】 不对因为酸溶液pH<7,纯水呈中性,无论向酸中加多少水也不可能变成碱性溶液,故pH=5的盐酸加水稀释时,只能趋近于中性,不能成为碱性,pH会无限接近于7525℃时,将pH=1和pH=3的盐酸等体积混合,求该混合溶液的pH【提示】 [H+]==
0.0505mol·L-1pH=-lg
5.05×10-2=2-lg
5.05≈
1.3625℃时,pH=13的NaOH溶液与pH=11的BaOH2溶液等体积混合,混合溶液的pH计算过程如下pH=13的NaOH溶液[H+]=10-13mol·L-1pH=11的BaOH2溶液[H+]=10-11mol·L-1故二者的混合溶液中[H+]=×10-13mol·L-1+10-11mol·L-1=5×10-12mol·L-1故pH=-lg[H+]=-lg5×10-12≈
11.3该过程正确吗?【提示】 不正确强碱混合求算溶液的pH时,必须先计算溶液中的[OH-],然后借助KW求算出[H+],最后求得pH[OH-]==
0.0505mol·L-1pH=-lg=-lg
1.98×10-13=13-lg
1.98≈
12.7725℃时,将pH=6的盐酸和pH=10的NaOH溶液等体积混合,求该混合溶液的pH【提示】 [H+]=1×10-6mol·L-1nH+=1×10-6VmolnOH-=1×10-4VmolnOH->nH+,故OH-剩余;剩余nOH-≈1×10-4Vmol[OH-]=5×10-5mol·L-1[H+]=2×10-10mol·L-1pH=-lg2×10-10=10-lg2=
9.
77.有关pH的计算
(1)单一溶液的PH计算分别求
0.05mol/LH2SO4溶液和
0.05mol/LBaOH2溶液的PH值
(2)酸碱混合溶液的PH计算
(3)将PH=2的H2SO4溶液与PH=4的H2SO4溶液等体积混合后求溶液的PH值
(4)将PH=8的NaOH溶液与PH=10的NaOH溶液等体积混合后求溶液的PH值
(5)酸、碱加水稀释后溶液的PH值常温下,将PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分别稀释1000倍,求所得溶液的PH值
(6)【思考】若在常温下,将PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3·H2O溶液分别稀释1000倍,则所得溶液的PH值在什么范围之内
六、【板书设计】
三、溶液的酸碱性与pH
1、溶液的酸碱性[H+]=[OH—],溶液呈中性[H+][OH—],溶液呈酸性,且[H+]越大酸性越强[H+][OH—],溶液呈碱性,且[OH—]越大酸性越强
2、溶液酸碱性的一种表示——pH表达式pH=—lg[H+]常温下中性溶液[H+]=[OH—]=
1.0×10—7mol·L—1pH=7酸性溶液[H+][OH—],[H+]
1.0×10—7mol·L—1pH7碱性溶液[H+][OH—],[H+]
1.0×10—7mol·L—1pH
73、溶液酸碱度的测定与测控溶液酸碱度的意义
(1)溶液酸碱度的测定方法
①酸碱指示剂
②pH试纸
③pH计
(2)测控溶液酸碱度的意义
七、检测题
1.用滴定法测定K2CO3含KCl杂质的质量分数,下列操作可能会引起测定值偏高的是 A.试样中加入酚酞作指示剂,用标准液进行滴定B.滴定管用蒸馏水洗涤后,直接注入标准酸液进行滴定C.锥形瓶用蒸馏水洗涤后,直接加入待测溶液滴定D.滴定管用蒸馏水洗涤后,直接注入待测液,取
25.00mL进行滴定
2.室温下,用
0.100mol·L-1NaOH溶液分别滴定
20.00mL
0.100mol·L-1的盐酸和醋酸溶液,滴定曲线如图所示下列说法正确的是 A.Ⅱ表示的是滴定醋酸溶液的曲线B.pH=7时,滴定醋酸溶液消耗的VNaOH小于
20.00mLC.VNaOH=
20.00mL时,cCl-=cCH3COO-D.VNaOH=
10.00mL时,醋酸溶液中cNa+cCH3COO-cH+cOH-
3.
4.下列说法正确的是 A.向10mL浓度为
0.1mol·L-1CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水,在滴加过程中水的电离程度始终增大B.
0.01mol·L-1醋酸溶液中水的电离程度小于
0.01mol·L-1盐酸中水的电离程度C.常温下将
0.01mol·L-1盐酸与pH=12的氨水等体积混合,所得溶液中由水电离出的cOH-1×10-7mol·L-1D.常温下将
0.01mol·L-1醋酸溶液与等浓度的氨水等体积混合,所得溶液中由水电离出的cOH-1×10-7mol·L-
15.求下列溶液的pH常温条件下已知lg2=
0.
310.005mol·L-1的H2SO4溶液2将pH=8的NaOH与pH=10的NaOH溶液等体积混合3常温下,将pH=5的盐酸与pH=9的NaOH溶液以体积比11∶9混合4将pH=3的HCl与pH=3的H2SO4等体积混合
50.001mol·L-1的NaOH溶液6pH=2的盐酸与等体积的水混合7pH=2的盐酸加水稀释到1000倍
6.在某温度时,测得
0.01mol·L-1的NaOH溶液的pH=111该温度下水的离子积常数Kw=______________2在此温度下,将pH=a的NaOH溶液VaL与pH=b的硫酸VbL混合
①若所得混合液为中性,且a=12,b=2,则Va∶Vb=_________________________
②若所得混合液为中性,且a+b=12,则Va∶Vb=___________________________参考答案
1.【解析】选B滴定管应用待装液进行润洗,否则会引起待装液浓度下降,若为标准酸液会引起测定值偏高,若为待测液会引起测定值偏低【易错提醒】滴定的误差分析,都要依据公式c待=来判断其中V待为准确量取的待测液体积,c标为准确配制的标准液浓度,这二者在误差分析时视为定值;因各种原因使得所耗标准液体积V标变大或变小,V标变大,则c待偏高,V标变小,则c待偏低【答案】B
2.【解析】选B相同浓度的盐酸和醋酸溶液,由于盐酸是一元强酸,在水溶液中完全电离,醋酸是一元弱酸,在水溶液中部分电离,所以醋酸溶液的pH大因此Ⅰ表示的是醋酸溶液的曲线,Ⅱ表示的是盐酸的曲线,A错误;NaOH是强碱,盐酸是强酸,当pH=7时,二者恰好反应,物质的量相等,所以VNaOH=
20.00mL若与醋酸溶液反应的NaOH溶液的体积也是
20.00mL则得到的是醋酸钠溶液,醋酸钠是强碱弱酸盐,溶液显碱性,因此若要使pH=7,则滴加的NaOH溶液体积就要小于
20.00mL,B正确;任何溶液都符合电荷守恒、质子守恒、物料守恒在醋酸溶液中加入
20.00mLNaOH溶液时,醋酸根离子会发生水解反应,所以除了醋酸根离子外,还存在醋酸分子根据物料守恒,可得cCl-=cNa+=cCH3COO-+cCH3COOH,C错误;VNaOH=
10.00mL时,得到的是醋酸和醋酸钠等浓度的混合溶液由于在等浓度的醋酸与醋酸钠的混合溶液中,醋酸分子的电离大于醋酸钠的水解,所以根据物料守恒和电荷守恒可得溶液中cCH3COO-cNa+cH+cOH-,D错误【答案】B
3.【解析】选C在滴加过程中,溶液的pH逐渐变大,水的电离程度在溶液显中性之前逐渐变大,显中性之后逐渐变小,A错误;等浓度的醋酸和盐酸,醋酸的pH大,水的电离程度大,B错误;混合后,氨水过量,溶液显碱性,由水电离出的cOH-1×10-7mol·L-1,C正确;醋酸与氨水等浓度等体积混合得CH3COONH4溶液显中性,由水电离出的cOH-=1×10-7mol·L-1,D错误【答案】C
4.【解析】A、B都是关于溶液pH的变化问题,1L、pH=2的盐酸刚好与
0.23gNa反应,反应完全后溶液呈中性,故pH=7,而1L、pH=2的醋酸溶液则相对于
0.23gNa是过量的,反应完全后溶液呈酸性,pH7,因此A错,B对;Na可以与盐酸、醋酸和水反应产生氢气,由题知在两溶液中产生氢气的体积都取决于钠的质量,最后两溶液中产生氢气的体积是相同的,显然C不对;D项看起来盐酸与醋酸最后产生的氢气体积相同,但从细节上看,Na在盐酸中的反应比在醋酸中的快,这点不对,因为条件是“pH均等于2”,反应开始后醋酸中的氢离子浓度比盐酸中的氢离子浓度大,反应当然较快【答案】B
5.【解析】4将pH=8的NaOH与pH=10的NaOH溶液等体积混合后,溶液中[H+]很明显可以根据pH来算,可以根据经验公式来求算pH=10-lg2即
0.3,所以答案为
9.75pH=5的盐酸溶液中[H+]=10-5mol·L-1,pH=9的氢氧化钠溶液中[OH-]=10-5mol·L-1,两者以体积比11∶9混合,则酸过量,混合液的pH小于7[H+]=mol·L-1=
1.0×10-6mol·L-1,pH=-lg
1.0×10-6=6【答案】12
29.7 36 43511
62.3
756.【解析】 1由题意知,溶液中[H+]=10-11mol·L-1,[OH-]=
0.01mol·L-1,故Kw=[H+]·[OH-]=10-13mol2·L-22
①根据中和反应H++OH-===H2O[H+]·V酸=[OH-]·V碱10-2·Vb=10-13/10-12·Va即==1∶10
②根据中和反应H++OH-===H2O[H+]·Vb=[OH-]·Va10-b·Vb=10-13/10-a·Va==1013-a+b=10,即Va∶Vb=10∶1【答案】 110-13mol2·L-2 2
①1∶10
②10∶1。