第三章水溶液中的离子平衡教案.doc

课题：第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离教学目的知识与技能1、能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论2、了解电离平衡常数及其意义3、了解强电解质和弱电解质与结构的关系过程方法通过实验，培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方法情感价值观通过本节课的学习，意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各种变化相互制约的复杂的平衡体系重 点强、弱电解质的概念和弱电解质的概念难 点弱电解质的电离平衡知识结构与板书设计第三章 水溶液中的离子平衡 第一节 弱电解质的电离一、强弱电解质电解质：在水溶液或熔化状态下能导电的化合物。强电解质:在水分子作用下，能完全电离为离子的化合物(如强酸、强碱和大多数盐)弱电解质:在水分子作用下，只有部分分子电离成为离子化合物(如弱酸、弱碱和水)二、弱电解质的电离 1、CH3COOH CH3COO+H2、在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。3、电离平衡的特征：(1) 逆-弱电解质的电离是可逆的(2) 等-V电离=V结合 0(3) 动-电离平衡是一种动态平衡 (4) 定-条件不变，溶液中各分子、离子 的浓度不变，溶液里既有离子又有分子 (5) 变-条件改变时，电离平衡发生移动。4、影响因素：(1)内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱，电离程度越小。(2) 外因： 浓度：温度升高，平衡向电离方向移动。 浓度：溶液稀释有利于电离 同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动三、电离平衡常数1、定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积嗖溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示。2、表示方法：AB A+B 3、同一弱电解质在同一温度下发生浓度变化时，其电离常数不变。4、K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。K值只随温度变化。5、同一温度下，不同种弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。6、多元弱酸电离平衡常数：K1K2K3，其酸性主要由第一步电离决定。教学过程备注回顾什么是电解质？ 投影请大家根据电解质的概念，讨论以下几种说法是否正确，并说明原因。1.石墨能导电，所以是电解质。2.由于BaSO4不溶于水，所以不是电解质。3.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。4.SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。学与问酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子，不同的电解质电离程度是否有区别？第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离思考与交流盐酸与醋酸是生活中常用的酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁和去除水垢，为什么不用盐酸代替醋酸呢？ 问醋酸的去水垢能力不如盐酸强，除浓度之外是否还有其它因素？投影实验3-1：讲在实验中我们要注意的是：(1) HCl和CH3COOH都是电解质，在水溶液中都能发生电离。(2) 镁无论是与盐酸还是醋酸反应，其实质都是与溶液中的H反应。(3) 由于酸液浓度、温度、体积均相同，且镁条的量也相同，因此，实验中影响反应速率的因素只能是溶液中H的浓度的大小，实验结果 开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，pH值盐酸为1，醋酸小于1小组探讨反应现象及pH值不同的原因？探讨结果由于镁与盐酸反应速率较大，表明同体积、同浓度的盐酸比醋酸溶液中c(H)大，并由此推断：在水溶液中，HCl易电离，CH3COOH较难电离；由于相同物质的量浓度的盐酸比醋酸溶液的pH小，且盐酸的物质的量浓度与盐酸中的H浓度几乎相等，表明溶液中HCl分子是完全电离，而CH3COOH分子只有部分电离。结论不同电解质在水中的电离程度不一定相同。一、强弱电解质电解质：在水溶液或熔化状态下能导电的化合物。强电解质:在水分子作用下，能完全电离为离子的化合物(如强酸、强碱和大多数盐)弱电解质:在水分子作用下，只有部分分子电离成为离子化合物(如弱酸、弱碱和水)投影小结强弱电解质的比较 科学探究实验：用两支试管分别取0.1 mol/L的盐酸溶液和0.1mol/L的醋酸溶液各5 mL，测其溶液的pH 另取两支小烧杯，分别盛50 mL蒸馏水。向其中一个烧杯内滴入1滴(约0.05 mL)0.1mol/L盐酸，向另一烧杯中滴入1滴 mol/L的醋酸，搅拌后，分别测其pH 。投影图3-1 3-2结论：强电解质HCl在水中是完全电离的，弱电解质醋酸在水中只有部分部分分子发生电离。二、弱电解质的电离 讲因为HCl不存在电离平衡，CH3COOH存在电离平衡，随着H的消耗，CH3COOH的电离平衡发生移动，使H得到补充，所以CH3COOH溶液中H+浓度降低得比HCl中慢，所以CH3COOH在反应过程中速率较快。问请大家再回答一个问题：CH3COO和H+在溶液中能否大量共存？讲我们知道，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH3COOH会电离成CH3COO和H，与此同时，电离出的CH3COO和H+又会结合成CH3COOH分子，随着CH3COOH分子的电离，CH3COOH分子的浓度逐渐减小，而CH3COO和H+浓度会逐渐增大，所以CH3COOH的电离速率会逐渐减小，CH3COO和H+结合成CH3COOH分子的速率逐渐增大，即CH3COOH的电离过程是可逆的。1、CH3COO+H CH3COOH 讲在醋酸电离成离子的同时，离子又在重新结合成分子。当分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率时，就达到了电离平衡状态。这一平衡的建立过程，同样可以用速率时间图来描述。投影图3-3弱电解质电离平衡状态建立示意图讲请同学们根据上图的特点，结合化学平衡的概念，说一下什么叫电离平衡。2、在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。问电离平衡也属于一种化学平衡，那么电离平衡状态有何特征？ 学生讨论后回答前提：弱电解质的电离；达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等；动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止；达电离平衡时，离子和分子共存，其浓度不再发生变化；指电离平衡也是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。3、电离平衡的特征：(1) 逆-弱电解质的电离是可逆的(2) 等-V电离=V结合 0(3) 动-电离平衡是一种动态平衡 (4) 定-条件不变，溶液中各分子、离子 的浓度不变，溶液里既有离子又有分子 (5) 变-条件改变时，电离平衡发生移动。 问哪些条件改变可引起化学平衡移动？例在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O NH4+OH下列几种情况能否引起电离平衡移动？向哪个方向移动？加NH4Cl固体 加NaOH溶液 加HCl 加CH3COOH溶液 加热 加水 加压讲加水时，会使单位体积内NH3·H2O分子、NH4、OH粒子数均减少，根据勒沙特列原理，平衡会向粒子数增多的方向，即正向移动。但此时溶液中的NH4及OH浓度与原平衡相比却减小了，这是为什么呢？请根据勒夏特列原理说明。4、影响因素：(1)内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱，电离程度越小。讲由于弱电解质的电离是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。(2) 外因： 浓度：温度升高，平衡向电离方向移动。讲同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。但是虽然电离程度变大，但溶液中离子浓度不一定变大。 浓度：溶液稀释有利于电离 讲增大弱电解质电离出的某离子的浓度，电离平衡向将向离子结合成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的电离程度将减小；减小弱电解质电离出的离子的浓度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动讲除此之外，我们还可以通过化学反应影响平衡移动，在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。思考与交流分析一元弱酸或弱减的电离平衡，完成下列问题：1、写出弱酸和弱减的电离方程式。2、填写下表中的空白。投影HA电离过程中体系各离子浓度变化C（H+）C（A）C（HA）HA初溶于水时小小大达到电离平衡前变大变大变小达到电离平衡时不再变化不再变化不再变化BOH电离过程中体系各离子浓度变化C（OH）C（B）C（HA）等体积等浓度的B、OH混和时小小大达到电离平衡前变大变大变小不再变化不再变化不再变化随堂练习：弱电解质的电离方程式的书写与强电解质不同。试写出下列物质的电离方程式：1、H2CO3 2、H2S 3、 NaHCO3 4、NaHSO4 5、HClO小结强电解完全电离，用“=”，弱电解质部分电离，用“”，多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步电离为主。而多元弱碱则不分步。对于酸式盐的电离要格外注意，强酸的酸式盐要完全电离，弱酸的酸式盐电离的是酸式酸根投影NaHSO4 (水溶液)= Na+H+SO42 NaHSO4(熔融)= Na+HSO4 NaHCO3= Na+HCO3 过渡氢硫酸和次氯酸都是弱酸，那么它们的酸性谁略强一些呢？那就要看谁的电离程度大了，弱酸电离程度的大小可用电离平衡常数来衡量。三、电离平衡常数讲对于弱电解质，一定条件下达到电离平衡时，各组分浓度间有一定的关系，就像化学平衡常数一样。如弱电解质AB：1、定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积嗖溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示。2、表示方法：AB A+B 讲弱电解质的电离常数表达式中的C(A+)、C(B-)和C(AB)均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值，并不是直接指溶质的物质的量浓度值。并且，在温度一定时，其电离常数就是一个定值。讲电离常数随着温度而变化，但由于电离过程热效应较小。温度改变对电离常数影响不大，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。3、同一弱电解质在同一温度下发生浓度变化时，其电离常数不变。讲弱酸的电离平衡常数一般用Ka表示，弱碱用Kb表示。请写出CH3COOH和NH3·H2O的电离平衡常数表达式投影Ka= Kb=4、K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。K值只随温度变化。启发电离平衡常数和化学平衡常数一样，其数值随温度改变而改变，但与浓度无关。电离平衡常数要在相同温度下比较。投影实验32：向两支分别盛有0.1mol/LCH3COOH和硼酸的试管中加入等浓度的碳酸钠溶液，观察现象。 结论：酸性：CH3COOH>碳酸>硼酸。5、同一温度下，不同种弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。讲弱电解质的电离常数越大，只能说明其分子发生电离的程度越大，但不一定其溶液中离子浓度大，也不一定溶液的导电性强。讲多元弱酸是分步电离的，每步都有各自的电离平衡常数，那么各步电离平衡常数之间有什么关系？多元弱酸与其他酸比较相对强弱时，用哪一步电离平衡常数来比较呢？请同学们阅读课本43有关内容。6、多元弱酸电离平衡常数：K1K2K3，其酸性主要由第一步电离决定。讲电离难的原因： a、一级电离出H 后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H 的吸引力，使第二个H 离子电离困难的多；b、一级电离出的H 抑制了二级的电离。学生活动请打开书43页，从表31中25时一些弱酸电离平衡常数数值，比较相对强弱。 草酸>磷酸>柠檬酸>碳酸。投影p43页 表3-1讲对于多元弱碱的电离情况与多元弱酸相似，其碱性由第一步电离的电离平衡常数决定。投影知识拓展-电离度1、定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数(包括已电离的和未电离的)百分率，称为电离度，通常用表示。2、表达式： 3、意义：(1) 电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的电离程度 (2) 温度相同，浓度相同时，不同弱电解质的电离度不同的，越大，表示酸类的酸性越强。(3) 同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。教学回顾：课题：第二节 水的电离和溶液的酸碱性(一) 教学目的知识技能1、 知道水的离子积常数，过程方法1、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的解决问题的能力。2、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情感价值观1、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。2、由水的电离体会自然界统一的和谐美以及“此消彼长”的动态美。重 点水的离子积。难 点水的离子积。知识结构与板书设计第二节 水的电离和溶液酸碱性一、水的电离1、H2O + H2O H3O + OH- 简写： H2O H+ OH-2、 H2O的电离常数K电离 3、水的离子积(ion-product contstant for water )：25 K W= c（H）· c（OH）= = 1.0×1014。4、影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。 对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，5、KW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 KW= C(H)溶液·C(OH)溶液二、溶液的酸碱性与pH1、溶液的酸碱性稀溶液中25： Kw = c（H）·c（OH）=1×10-14常温下：中性溶液：c（H）=c（OH）=1×107mol/L酸性溶液：c（H）> c（OH）, c（H）>1×107mol/L碱性溶液：c（H）< c（OH）, c（H）<1×107mol/L c（OH）>1×107mol/L教学过程备注实验导课用灵敏电流计测定纯水的导电性。现象：灵敏电流计指针有微弱的偏转。 说明：能导电，但极微弱。分析原因：纯水中导电的原因是什么？结论：水分子能够发生电离，水分子发生电离后产生的离子分别是H3O+和OH ，发生电离的水分子所占比例很小。水是一种极弱电解质，存在有电离平衡：第二节 水的电离和溶液酸碱性一、水的电离讲水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。投影水分子电离示意图：实验测定：25 c（H）= c（OH）=1×107mol/L100 c（H）= c（OH）= 1×106mol/L 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 3、水的离子积：25 K W= c（H）· c（OH）= = 1.0×1014。投影 表3-2 总结水的电离的影响因素。4、影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，投影知识拓展-影响水电离平衡的因素1、温度： 水的电离是吸热过程，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，KW增大，但由于C(H)和C(OH)始终保持相等，故仍呈中性。2、酸、碱 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。3、含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐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。4、强酸的酸式盐向纯水中加入强酸的酸式盐，如加入NaHSO4，由于电离产生H，增大C(H)，使水的电离平衡左移，抑制了水的电离5、加入活泼金属 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。5、KW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 KW= C(H)溶液·C(OH)溶液过渡由水的离子积可知，在水溶液中，H和OH-离子共同存在，无论溶液呈酸性或碱性。由此我们可以进行有关c（H）、 c（OH）的简单计算。二、溶液的酸碱性与pH1、溶液的酸碱性学生阅读p46页 思考与交流 讲碱溶液中：H2O H + OH NaOH = Na + OH， c（OH）升高， c（H）下降，水的电离程度降低。酸溶液中：H2O H + OH HCl = H + Cl ， c（H）升高，c（OH）下降，水的电离程度降低。实验证明：在稀溶液中：Kw = c（H）·c（OH） 25 Kw=1×1014稀溶液中25： Kw = c（H）·c（OH）=1×10-14常温下：中性溶液：c（H）=c（OH）=1×107mol/L酸性溶液：c（H）> c（OH）, c（H）>1×107mol/L碱性溶液：c（H）< c（OH）, c（H）<1×107mol/L c（OH）>1×107mol/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。溶液的酸性则决定于溶液中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；酸性相同的溶液，弱酸浓度大、中和能力强；中和能力相同的酸，提供H的物质的量相同，但强酸溶液的酸性强。 教学回顾：课题：第二节 水的电离和溶液的酸碱性(二) 教学目的知识与技能1、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、理解溶液的pH。理解溶液的pH跟溶液中c(H+)之间的关系。过程与方法1、通过各种类型溶液pH的计算，掌握电解质溶液pH计算方法。2、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。3、通过溶液pH的测试方法，掌握实验室测试溶液酸碱性的方法。情感态度价值观通过用pH表示溶液的酸碱性，理解化学学科中对极小数值的表示方法，让学生体会化学学科的特有价值。重 点pH与溶液酸碱性的关系，有关溶液的pH的简单计算难 点各类溶液、各类混合后的c(H+)、pH的计算。知识结构与板书设计三、pH1、定义：pH=lgc(H)2、广泛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。3、pH的测定方法(1) 试纸的使用 (2) 酸碱指示剂 (3) pH计4、pH的应用四、pH的有关计算1、单一溶液的pH计算(1) 求强酸溶液的pH (2)求强碱溶液的pH 2.混合溶液的pH计算 (1)求强酸与强酸混合溶液的pH (2)求强碱与强碱混合溶液的pH(3)求强酸与强碱混合溶液的PH3、稀释的计算（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教学过程备注回顾水的电离、离子积常数、水电离平衡的影响因素、溶液的酸碱性.过渡利用离子积计算溶液中的H或OH浓度点击试题例1、求250.01mol/L盐酸的C(H)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？随堂练习1、求250.05mol/LBa(OH)2溶液C(H)2、求250.05mol/L硫酸溶液由水电离出来的H三、pH1、定义：pH=lgc(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=lgc(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。广泛pH的范围为0-142、广泛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？讲用pH试纸、pH计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？投影图3-7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弱有机酸或弱有机碱，它们的颜色变化在一定的pH范围内发生的，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，一般不能准确测定pH。投影指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围pH 3.1-4.45-88-10溶液颜色红-橙-黄红-紫-蓝无色-浅红-红讲上述两种测定方法，都不是很精确，要想准确测定溶液的pH应该使用pH计(3) pH计4、pH的应用投影 图3-8 表3-3过渡用pH来表示溶液的酸碱性，是十分方便，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随堂练习求1×10-3mol/LH2SO4溶液的PH (2).求强碱溶液的pH 例2、求0.1mol/LNaOH溶液的PH随堂练习求0.1mol/LBa(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/LHCl与20mL0.2mol/LHCl混合，求该混合溶液的PH值。随堂练习将PH=1和PH=3的盐酸溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值。 (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。随堂练习将PH=11和PH=13的NaOH溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值。 (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。随堂练习将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。讲当强酸溶液与强碱溶液等体积混合时，若pH酸+pH碱=14，溶液呈中性。pH酸+pH碱14，则H或OH过量，则先求剩余C(H)或C(OH)，再求混合溶液的pH 投影小结: 强酸、强碱溶液两两等体积混合时pH的计算混合物质两种溶液pH关系混合后溶液pHA、B均为酸pHA<pHBpHA+0.3A、B均为碱pHA<pHBpHB-0.3A是酸、B是碱pHA+pHB=147pHA+pHB<14(酸剩余)pHA+0.3pHA+pHB>14(酸剩余)pHB-0.3注意：酸碱溶液的pH之差必须2，否则误差较大讲当强酸溶液与强碱溶液混合呈中性时，二者体积与pH的关系投影若pH酸+pH碱=14，V酸：V碱=1：1若pH酸+pH碱=A>14，V酸：V碱=10A-14若pH酸+pH碱=A<14，V酸：V碱=1：1014-A讲相同体积酸溶液与碱溶液混合，若为一元弱酸，pH酸+pH碱=14，在未指定强、弱时，pH不一定是7。若为强碱弱酸，则混合后有弱酸有余，则pH7；若为强酸弱碱则混合后弱碱有余，则pH7。这种方法只能判断溶液的酸碱性，无法准确计算出pH3、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。 pH4pH5pH7（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随堂练习在25时，有pH为a的盐酸和pH为b的NaOH溶液，取VaL该盐酸，同该NaOH溶液中和，需Vb L NaOH溶液，填空：（1）若a+b=14，则Va:Vb=_（填数字）。（2）若a+b=13，则Va:Vb=_（填数字）。（3）若a+b>14，则Va:Vb=_（填表达式），且Va_ Vb（填：>、<、=）（题中a6、b8）。教学回顾：课题：第三节 水的电离和溶液的酸碱性(三) 教学目的知识与技能1、掌握酸碱中和滴定概念。2、理解酸碱中和反应的实质。3、熟记酸碱中和滴定实验用到主要仪器名称、仪器的用途。4、掌握中和滴定实验计算的步骤和方法。过程与方法1、通过中和反应实质、中和滴定原理的分析，体会化学家是怎样利用中和反应来设计化学定量测定方法的。2、掌握酸碱中和滴定反应中的化学计算方法。情感价值观通过酸碱中和反应的实质到中和滴定方法等相互之间的联系的分析，理解化学反应在工农业、科研中的应用。提高学习化学的兴趣。重 点中和滴定原理的认识难 点酸碱中和滴定有在关计算知识结构与板书设计五、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)=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4、酸碱指示剂的选择六、实验操作1、滴定管的结构2、滴定管的使用(1) 检漏 （2）润洗仪器 (3) 装液3、中和滴定操作4、数据处理七、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 滴定管的洗涤不当 锥形瓶的洗涤 滴定管尖嘴部分留有气泡 读数不规范(2) 终点判断不当。(3)标准溶液配制不当教学过程备注 投影展示所画的滴定曲线图：3-10 小结接近终点（pH7）时，很少量的酸和碱会引起pH突变，酸碱反应终点附近pH突变情况是定量测定酸或碱浓度时选择指示剂的重要依据。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。讲在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完全中和，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，从而求得求知浓度的碱或酸溶液的物质的量浓度。2、原理：C(B)=讲酸碱中和滴定的关键有两个：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。投影中和情况指示剂变色情况强碱滴定酸酚酞无色粉红色酸滴定强碱粉红色无色碱滴定强酸甲基橙红色橙色强酸滴定碱黄色红色 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。过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、滴定管的结构投影图3-9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35mL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。投影图3-12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。板书3、中和滴定操作投影实验步聚：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：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3、 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。4、 产生误差的来源(2) 操作不当 滴定管的洗涤不当。讲正确的方法是先水洗后润洗。滴投影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)。 锥形瓶的洗涤讲正确的方法是只水洗。投影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) 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投影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) 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。投影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。投影A、过早地估计终点(未完全中和，V标偏小，结果偏小)B、