高中化学3_3_2盐溶液的酸碱性教学设计新人教版选修4

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高中化学人教版选修4 3.2水的电离和溶液的酸碱性--2ph计算课件

C(H+) =
=
=1 ×10-4mol/L =1 ×10-10mol/L
pH=-lgC(H+) =10
关键：抓住氢氧根离子进行计算！
练习
溶液的稀释
pH=3的稀盐酸加水稀释100倍 pH=2的稀硫酸加水稀释100倍
稀释后溶液pH
5 4
pH=11的NaOH溶液加水稀释100倍
9
pH=12的Ba(OH)2溶液加水稀释100倍
pH=7 （25℃）
碱性溶液： c（H+）<c（OH—）
pH>7 （25℃）
（一般不特别说明均指常温25℃）
2、pH＝－lgC(H＋)
相关计算：稀释不变性、酸以氢、碱以氢氧根、酸碱
比谁狠。
3、pH的测定
pH计算9 pH= 2的盐酸和pH= 13的氢氧化钠混合，
（1）若使混合后的溶液呈中性，则V酸/V碱=? （2）混合后溶液的pH=3 V酸/V碱=? （3）混合后溶液的pH=11 V酸/V碱=?
同pH的酸稀释相同的倍数，强酸和弱酸变化幅度大的是？
练习 A
常温下溶液的pH
0
酸性增强碱性增强
1
2
3
4
5
中性
6 7
8
9
10
11
12
13
14
C(H+) C(OH-)
100 10-1 10-2 10-3 10-4
10-14 结论：
10-13 10-12
1.强酸（或强碱）每稀释10倍，
10-11 10-10
练习
1、有相同pH的三种酸HX、HY、HZ的溶液，稀释相同倍数后，pH
的变化值依次增大，则 HX、 HY、 HZ的酸性由强到弱的顺序是

高中化学3.2《水的电离和溶液的酸碱性》学案新人教版选修4

3.2《水的电离和溶液的酸碱性》学案（新人教版选修4）（第一课时）复习目标1、使学生了解水的电离和水的离子积，2、了解溶液的酸碱性与pH 的关系，3、学会计算酸碱的pH 值以及氢离子浓度和pH 值的互算，4、掌握pH 相同的强酸与弱酸的几个规律，5、了解指示剂的变色范围，学会用pH 试纸测定溶液的pH 值一、水的电离与溶液的PH 值 1．水的电离 H 2O + H 2OH 3O + + OH —简写为：H 2OH + + OH—实验测定：25℃纯水中 C(H ＋)=C(OH －)=1710-⨯mol/L100℃ C(H ＋)=C(OH －) = 1610-⨯ mol/L2．水的离子积常数 k w = C(H ＋)·C(OH －常温下： k w = 3．影响Kw 大小的因素是：注意：任何物质的水溶液中，在常温时，K W = ，K W 与溶液的酸碱性无关，只与：有关。

提问：当温度升高时，K w 如何变化？（电离过程是吸热过程）1000C 时，K w = c （H +）·c （OH —）=1×10-12影响因素：温度越高，Kw 越大，水的电离程度越大。

对于中性水，尽管Kw 、电离度增大，但仍是中性水，[H +]=[OH -].（注：温度升高时K w 增大，所以说K w 时要强调温度。

）例1：某温度下，纯水中的c （H +）=2.0×10-7mol/L ，则此时溶液中c （OH -）为；若温度不变，滴入稀硫酸使c （H +）=5.0×10-6mol/L ，则c （OH -）为。

〖针对性训练〗1．某温度时，测得纯水中的C(H ＋)=2.4×10－7mol/L ，则C(OH －)为（）A ．2.4×10－7mol/L B ．0.1×10－7mol/L C ．714104.2100.1--⨯⨯ mol/L D ．C(OH －)无法确定2．水的电离过程为H 2O H ＋＋OH －，不同温度下其离子积常数为k w （25℃）=1.0×10－14，k w （35℃）=2.1×10－14。

3.2.2《溶液pH的计算》教学设计(含解析)人教版高中化学选修4

（人教版选修4）第三章《水溶液中的离子平衡》教学设计第二节水的电离和溶液的酸碱性（第二课时溶液pH的计算）【答案】 B【解析】 pH 计算方法为：酸按酸，碱按碱，酸碱混合看过量，无限稀释7为限。

稀释后A 项pH ≈7；B 项pH ＝9；C 项pH ≈9.7；D 项pH ≈7。

【板书】活动二、酸、碱溶液混合后pH 的计算方法【问题探究1】（1常温下，pH ＝2的盐酸与pH ＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，求混合溶液的c (H ＋)及pH 。

【交流】c (H ＋)＝[1×10－2mol ·L －1+10×10－4mol ·L －1]/(1+10)L ＝1.0×10－3mol ·L －1,故溶液的pH ＝3。

【问题探究2】（2）常温下，将200 mL 5×10－3mol ·L －1NaOH 溶液与100 mL 2×10－2mol ·L－1NaOH 溶液混合后，求溶液的c (OH －)、c (H ＋)及pH 。

【交流】c (OH －)＝1.0×10－2mol ·L －1，c (H ＋)＝1.0×10－12mol ·L －1，pH ＝12。

【问题探究3】（3）常温下，pH ＝12的NaOH 溶液与pH ＝2的硫酸，若等体积混合后，求溶液的pH 为多少？若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH 又为多少？【交流】先判断酸、碱谁过量，若酸过量，直接求c (H ＋)和pH ，若碱过量，则先求c (OH －)，再求c (H ＋)和pH 。

可得前者酸碱恰好完全反应，则pH ＝7，后者酸过量pH ＝3。

【方法探究】强酸碱混合后溶液pH 的计算基本思路是什么？【交流1】(1)强酸与强酸混合：c (H ＋)混＝c 1H ＋·V 1＋c 2H ＋·V 2V 1＋V 2，然后再求pH 。

高中化学第三章第二节第2课时 pH的计算酸碱中和滴定教案新人教版选修4

第2课时 pH 的计算酸碱中和滴定[明确学习目标] 1.掌握pH 的简单计算，了解pH 在日常生活、生产中的应用。

2.了解混合溶液pH 的计算方法，了解溶液稀释时pH 的变化规律。

3.掌握酸碱中和滴定的原理、操作方法和滴定误差分析。

4.能正确选择指示剂。

一、pH 的计算 1．计算公式pH ＝□01－lg c (H ＋)，K w ＝c (H ＋)·c (OH －)。

2．计算思路二、酸碱中和滴定及误差分析 1．概念用□01已知物质的量浓度的酸(或碱)测定□02未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法。

2．实验用品(1)仪器：□03酸式滴定管(如图A)、□04碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、□05锥形瓶、烧杯等。

(2)试剂：□06标准液、□07待测液、□08指示剂、蒸馏水。

(3)滴定管的使用①酸性、□09氧化性的试剂一般用□10酸式滴定管，因为酸和氧化性物质能□11腐蚀橡胶。

②碱性的试剂一般用□12碱式滴定管。

3．操作步骤(1)查漏：检查滴定管□13是否漏液。

(2)润洗：加入酸碱反应液之前，滴定管要用□14所要盛装的溶液润洗2～3遍。

(3)装液：将反应液加入到相应的滴定管中，使液面位于“□150”刻度或□16“0”刻度以上某一刻度处。

(4)调液：调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满反应液，并使液面处于□17“0”刻度或□18“0”刻度以下某一刻度，并记录读取数值。

(5)滴定：在□19锥形瓶中加入一定体积的待测液，滴入□201～2滴指示剂，开始滴定，达到□21终点时，记录刻度。

4．数据处理重复2～3次实验，取□22平均值代入计算式计算。

5．中和滴定误差分析方法分析误差要根据计算式c 待＝□23c 标·V 标V 待分析：当用标准液滴定待测溶液时，c 标、V 待均为□24定值，c 待的大小取决于□25V 标的大小，V 标偏大，则结果□26偏高；V 标□27偏小，则结果偏低。

人教版高中化学选修4《水的电离和溶液的酸碱性》说课稿教案设计2套

第三章其次节水的电离和溶液的酸碱性我说课的内容是一般高中课程标准试验教科书〔人教版〕化学•选修 4 第三章其次节水的电离和溶液的酸碱性〔第一课时〕。

下面我从几个方面谈谈我对处理这节课的一些看法：一、教材分析〔一〕、教材地位和作用本节内容包括水的电离、水的离子积。

只有生疏水的电离平衡及其移动，才能从本质上生疏溶液的酸碱性和 pH。

本节的学习也为盐类的水解及电解等学问的教学奠定根底。

教材从试验事实入手，说明水是一种极弱的电解质，存在着电离平衡。

由此引出水的电离平衡常数，进而引出水的离子积，并使学生了解水的离子积是个很重要的常数。

在25℃时 K = c (H+)* c (OH -)。

学生了解在室温时，w不仅是纯水，就是在酸性或碱性稀溶液中，其c (OH -) 与c (H+) 的乘积总是一个常数—1×10-14 。

使学生了解在酸性溶液中，不是没有 OH - ,而是其中的c (H+)>c(OH -)；在碱性溶液中，不是没有H+，而是其中的c(H+)<c(OH -)；在中性溶液中，并不是没有H+和OH -，而是c(H+)=c(OH -)。

使学生了解溶液中H+浓度.与 OH -浓度的关系，了解溶液酸碱性的本质。

〔二〕、教学三维目标依据课标的评价建议及教学目标的要求，结合本教材的内容及学生特点，我确定如下的教学目标：学问与技能1、理解水的电离、水的电离平衡和水的离子积。

2、使学生了解溶液的酸碱性和 PH 的关系。

过程与方法1、通过水的离子积的运算，提高有关的计算力量，加深对水的电离平衡的生疏。

2、通过水的电离平衡分析，提高运用电离平衡根本规律分析问题和解决问题的力量。

情感态度与价值观1、通过水的电离平衡过程中 H+、OH-关系的分析，理解冲突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。

〔三〕、教学重点、难点依据课标、教材内容设置及对今后教学的影响，本节课的教学重点是水的离子积，c(H+)、PH 与溶液酸碱性的关系。

2021-2022版高中化学第三章第二节第2课时溶液pH的计算作业课件新人教版选修42

【补偿训练】 1.有关pH计算结果一定正确的是 ( ) ①强酸pH=a,加水稀释到10n倍,则pH=a+n ②弱酸pH=a,加水稀释到10n倍,则pH<a+n(a+n<7) ③强碱pH=b,加水稀释到10n倍,则pH=b-n ④弱碱pH=b,加水稀释到10n倍,则pH>b-n(b-n>7)
A.①② C.③④
提示:不一样多。因为NaOH为强碱,稀释时c(OH-)与溶液体积成反比,即稀释10倍就可以使pH从13变为12;而 NH3·H2O为弱碱,在稀释时,随着水的加入,不仅使c(OH-) 减小,而且影响氨水的电离平衡,从而使c(OH-)不是成倍数地减少,即氨水pH从13变为12,要稀释10倍以上。
(6)常温下,将pH=5的盐酸加水稀释1 000倍后,pH=8,对吗? 提示:不对。因为酸溶液pH<7,纯水呈中性,向酸中无论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 7。
提示:pH=1,c(H+)=0.1 mol·L-1,c(H2SO4)= 0.05 mol·L-1。pH=12,c(H+)=1×10-12 mol·L-1,
c(OH-) =
KW c(H＋)
111100－ 1142
=1×10-2mol·L-1,故氢氧化
钡溶液的浓度是5×10-3mol·L-1。
(2)25 ℃某溶液由水电离出的c(H+)=1×10-12mol·L-1, 请探究该溶液的pH可能为多少?
pH=_-_l_g_1_=_0_。
【规律总结】
2.强碱溶液混合: 在25℃时,计算下列碱溶液混合后溶液的pH: (1)1 L 0.005 mol·L-1NaOH溶液与0.015 mol·L-1

学高中化学第3章第3节《盐类的水解》(第1课时教学案新人教版选修4【精品教案】

不同类盐溶液呈现不同酸碱性的原因。
【激趣点拨】
1、CH3OONa溶液为什么显碱性？
CH3OONa=CH3OO— + Na+
+
H2O H+ + OH—
CH3COOH
①总的离子方程式
②溶液中_____（有或无）弱电解质（化学式：）生成，水的电离平衡__________（被破坏或不受影响），并向方向移动，因而（促进、抑制）了水的电离。C（H+）C（OH—）（填“＞”“＜”或“＝”），呈性。
第一课时盐类水解的规律
【教学目标】
1.能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式。
2.能通过比较、分类、归纳、概括盐类水解的实质，得出盐类水解的规律。
【重点难点】1.盐类水解的本质。2.盐类水解方程式的书写和分析。
盐溶液
NaCl
NH4Cl
CH3COONa
AlCl3
Na2CO3
⑤.某些盐溶液在混合时,一种盐溶液的阳离子和另外一种盐溶液的阴离子在一起同时发生水解，这样互相促进了对方的水解,如果水解趋于完全,可以用“=”连接反应物和生成物，水解生成的难溶物或挥发物可加“↓”或“↑”如:将Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合,立即产生白色沉淀和大量气体,离子方程式为: Al3++3HCO3—= Al(OH)3↓+ 3CO2↑
【典型例题】
1．对盐类水解过程的实质正确的说法是
A．盐的电离平衡破坏B.水的电离平衡发生移动
C．溶液的 pH发生改变 D.没有发生中和反应[来源:学科网]
2.若pH＝3的酸溶液和pH＝11的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性，其原因可能是( )
A.生成了一种强酸弱碱盐B.弱酸溶液和强碱溶液反应

高中化学_3_3盐类的水解_知识精讲教案_新人教版选修4

高二化学盐类的水解知识精讲人教版一. 学习目标：1.理解水的电离、溶液的酸碱性、C(H +)与pH 的关系 2.理解水解原理3.理解盐的水解的应用二. 重点、难点1. 理解盐类水解的实质，能初步根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性。

2. 学会并掌握盐类水解的离子方程式。

理解指示剂的变色范围，学会用pH 试纸测定溶液的pH 值。

3. 理解盐类水解在工农业生产和日常生活中的应用。

三、具体内容（一）盐类的水解实验：把少量的醋酸钠、氯化铵、氯化钠的晶体分别投入三个盛有蒸馏水的试管，溶解，然后用pH 试纸加以检验。

现象：CH 3COONa pH>7 )()(-+<OH c H c NH 4Cl pH<7 )()(-+>OH c H c NaCl pH=7 )()(-+=OH c H c思考：醋酸钠、氯化铵都是盐，是强电解质，他们溶于水完全电离成离子，电离出的离子中既没有氢离子，也没有氢氧根离子，OH －与H ＋毫无疑问都来自于水的电离；也就是说，由水电离出来的H ＋和OH －的物质的量浓度总是相等的，为什么会出现不相等的情况呢？分析：醋酸钠电离出来的离子跟水发生了作用。

CH 3COONa === Na ＋ + CH 3COO －+H 2O OH － + H ＋CH 3COOHCH 3COO －能与水溶液中的氢离子结合生成难电离的醋酸分子，从而使水的电离向正反应方向移动，这时，)(3-COO CH c 下降，)(-OH c 升高、)(+H c 下降，使得)()(-+<OH c H c ，溶液呈碱性。

化学方程式为：CH 3COONa + H 2O CH 3COOH +NaOH 同样，NH 4Cl 溶液中：NH 4Cl === NH 4+ + Cl －+H 2O OH － + H ＋NH 3·H 2O化学方程式为：NH 4Cl + H 2O NH 3·H 2O + HCl1. 盐类的水解：在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。

高中化学 3-3-1盐溶液呈现不同酸碱性的原因新人教版选修4

3．盐类水解反应离子方程式的书写盐类水解一般程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般________“↑”或“↓”。盐类水解是________反应，除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写________号，而写________号。
[答案] 一、(2)
盐溶液
1．已知在相同条件下NH3·H2O与CH3COOH电离程度几乎相等，CH3COOH的酸性比H2CO3强，那么NH4HCO3溶液显酸性、碱性还是中性？
提示：显碱性，因为H2CO3比醋酸弱，HCO的水解能力比CH3COO－强，而CH3COO－的水解能力与NH相当，故 HCO 水解能力比NH强，因此，该溶液应显碱性。
溶液碱性为：NaZ＞NaY＞NaX，则对应的弱酸的酸性强弱
为：HX＞HY＞HZ。
【答案】 C
1.水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。 2．水解反应是可逆过程，因此要用“ ”符号，不能用“＝”。通常情况下，中和反应是趋于完成的反应，所以盐的水解程度很小，产物的量很少，因此方程式中不标 “↑”“↓”符号，也不把易分解的生成物(如NH3·H2O、 H2CO3 等 ) 写成其分解产物的形式。如 NH4Cl ＋ H2O NH3·H2O＋HCl；离子方程式为NH ＋H2O＝NH3·H2O。
(NH4)2SO4、NH4Cl、NH4NO3、AlCl3、FeCl3……
理论解释：以NH4Cl溶液为例：
水中存在H2O的电离平衡：
H2O
H＋＋OH－
NH4Cl溶于水后电离：
NH4Cl＝Cl－＋NH
当溶液中有NH 和OH－时，也会形成化学平衡：
NH ＋OH－
NH3·H2O

高中化学《3.3盐类的水解》教案新人教版选修4-新人教版高二选修4化学教案

第三节盐类的水解知识目标:1、使学生理解盐类水解的本质及盐类水解对溶液酸、碱性的影响及变化规律。

2、盐类水解的离子方程式与化学方程式。

能力目标：1、培养学生分析问题的能力，使学生学会透过现象看本质。

2、培养学生归纳思维能力和逻辑推理能力。

3、培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法教育。

美育目标：通过对盐类水解规律的总结，体会自然万物变化的丰富多彩。

教学重点：盐类水解的本质，理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解的规律。

教学难点：盐类水解方程式的书写和分析。

教学方法：启发式实验引导法教学过程：复习提问：当溶液中，c(H+) = c(OH-) 中性，常温下，pH = 7 c(H+) < c(OH-) 碱性，常温下，pH > 7 c(H+) < c(OH-) 酸性，常温下，pH < 7酸的溶液显酸性，碱的溶液显碱性，那么酸与碱反应生成的盐，溶液显什么性？讲解：同学们，实验是我们探求未知问题的好方法，下面我们做一个实验来看看，将盐溶于水后，溶液的酸碱性到底如何呢？实验：①取少量CH3COONa溶于水，滴加几滴酚酞试剂，观察颜色变化。

②取少量NH4Cl溶于水，滴加几滴紫色石蕊试剂，观察颜色变化。

③取少量NaCl，溶于水，找一名同学测一下pH值。

注：对于②可以做一个对比，清水中加几滴紫色石蕊试剂，进行比较。

结论：①CH3COONa 碱性②NH4Cl 酸性③NaCl 中性学生实验：用PH试纸检验Na2CO3、Al2(SO4)3、KNO3溶液的酸碱性。

讨论：由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱有什么关系？小结：盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：强碱弱酸盐的水溶液显碱性强酸弱碱盐的水溶液显酸性强酸强碱盐的水溶液显中性讲述：下面我们分别来研究不同类盐的水溶液酸碱性不同的原因。

同学活动：请同学们讨论一下第一个问题，为什么CH3COONa水溶液呈碱性呢？醋酸钠、氯化钠都是盐，是强电解质，他们溶于水完全电离成离子，电离出的离子中既没有氢离子，也没有氢氧根离子，而纯水中H+]=OH-]，显中性。

高中化学第三章第二节溶液的pH及计算学案2新人教版选修4

高中化学第三章第二节溶液的pH及计算学案2新人教版选修4第一篇：高中化学第三章第二节溶液的pH及计算学案2新人教版选修4溶液的pH4、有关pH的简单计算【例12】25℃，将pH＝9与pH＝12的两种强碱溶液等体积混合，求混合后溶液的pH结论:⑷强碱与强碱混合：先计算溶液中，再根据Kw计算溶液中，再运用pH定义式注意：①等体积混合时，pH混(pH1＋pH2)/2 ②当△pH≥2 pH混＝【例13】25℃，0.2 mol/L HCl溶液与0.5 mol/LBa(OH)2溶液等体积混合，求混合后溶液的pH 【例14】25℃，将pH＝2与pH＝11的强酸和强碱溶液等体积混合，求混合后溶液的pH【例15】25℃，pH=1强酸溶液和pH=13的强碱溶液等体积混合，求混合后溶液的pH结论：⑸强酸强碱混合溶液，应先比较n(H)和n(OH)大小若n(H)＞n(OH)，则酸过量，先求剩余，再求pH 若n(OH)＞n(H)，则碱过量，先求余，再利用_______求最后求pH。

【例16】用纯水稀释pH＝4的盐酸溶液至⑴ 10倍⑵ 100倍⑶ 1000倍⑷ 100000倍求稀释后溶液的pH。

【例17】pH＝4的CH3COOH溶液稀释100倍，求稀释后溶液的pH变化范围【例18】25℃，用纯水稀释pH=10的NaOH溶液至⑴ 10倍⑵ 100倍⑶ 1000倍⑷ 100000倍求稀释后溶液的pH。

【例19】25℃，pH=13的NH3·H2O溶液稀释100倍，求稀释后溶液的pH变化范围－＋＋－＋－结论：（6）稀释问题① 若将强酸冲稀10，pH增大个单位，若弱酸稀释则但若无限冲稀，pH接近于但②若将强碱冲稀10，pH减小个单位。

若是弱碱稀释则但若无限冲稀，pH接近于但练习1、甲、乙两溶液的pH值分别为6和8，下列叙述中不正确的是A．甲的H数目是乙的100倍C．乙不可能是稀醋酸+nnB．甲不可能是稀氨水D．甲不可能是强酸溶液，乙不可能是强碱溶液2、将pH＝3的H2SO4溶液和pH＝12的NaOH溶液混和，若使混和后溶液的pH＝7，则 H2SO4溶液和NaOH溶液的体积比是A．1︰20 B．1︰10 C．20︰1 D．10︰13、1体积pH＝2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH为A．9.0 B．9.5 C．10.5 D．11.04、现有pH＝a和pH＝b的两种NaOH溶液，已知b＝a＋2，将两种溶液等体积混和后，所得溶液的pH值接近于A．a－lg2 B．b－lg2 C．a＋lg2 D．b＋lg25、对重水也可用定义pH一样定义pD＝－lgc(D)，现已知重水的离子积为1.6×10下关于pD的叙述正确的是A．中性溶液pD等于7 B．在D2O中溶解0.01mol DCl配成1升溶液，则pD等于2.0 C．在D2O中溶解0.01mol NaOD配成1升溶液，则pD等于12.0 D．当由重水电离出来的c(D)等于10+—13+—15，以mol/L时，溶液的pD等于1或136、为更好表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度（AG）的概念，AG＝lg，则下列叙述正确的是 A．中性溶液的AG＝0B．常温下0.lmol/L氢氧化钠溶液的AG＝12 C．酸性溶液的AG ＜0D．常温下0.lmol/L盐酸溶液的AG＝127、在25℃时，水的离子积常数KW＝1×10—14，在100℃时，KW＝1×10—1，说明A．水的电离过程是一个吸热过程B．100℃时，KW较大C．KW 与电离平衡无直接关系++D．25℃时的c(H)比100℃的时c(H)大8、往纯水中加入下列物质，能使水的电离平衡发生移动的是A．NaCl固体B．NaOH固体 C．乙醇D．CH3COOH第二篇：高中化学选修4教学设计有关pH的简单计算第二课时教学目的：1、了解指示剂的变色范围，学会用pH试纸测定溶液的pH值2、初步学会计算酸碱的pH值以及氢离子浓度和pH值的互算3、掌握pH相同的强酸与弱酸的几个规律教学重点：有关pH的简单计算教学难点：熟练掌握有关pH的计算教学过程：复习提问：—①什么叫水的离子积？影响水的离子积因素？溶液的酸碱性与c（H+）、c（OH）及pH的关系？溶液pH的计-算？求0.1mol/L盐酸溶液中的[OH]？（25℃）求0.1mol/LnaOH溶液中[H+]？+②关于pH相同的酸（含强酸和弱酸）（1）溶液中c（H）相等（填“相等”或“不等”）。

高中化学3.2pH的计算(第2课时)课件新人教版选修4

2.认识稀释等条件变化对 pH 的影响
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目标
(mùbiāo)导
航
预习(yùxí)
导引
1.溶液的酸碱性与 pH
定义:(H +)的负对数,pH = -lg(H +)
意义:pH 越大,溶液的碱性越强
pH
pH 越小,溶液的酸性越强
适用范围:1 × 10-14 mol·L-1 ≤ (H +) ≤ 1 ·L-1
稀释后两溶液pH仍相同,则m和n的关系是(
)
A.m=nB.m>n
C.m<n D.无法判断
解析:醋酸是弱酸,在稀释时不断地电离出氢离子,故稀释相同的倍数
时,其pH变化值比盐酸的pH变化小,因此,若稀释后两溶液pH仍相同,则醋
mol·L-1=2×10-12 mol·L-1,pH=-lg(2×10-12)=12-lg 2=11.7
答案:(1)①2 ②4 ③7
(2)3.3 (3)11.7 (4)11.7
第十四页，共28页。
一
二
知识(zhī shi)
精要
第十五页，共28页。
思考
(sīkǎo)探
究
典题例解
迁移
(qiānyí)应
应用
(4)NaOH 溶液中 c(OH-)=1×10-2 mol·L-1,
HCl 溶液中 c(H+)=1×10-4 mol·L-1,二者等体积反应,碱过量,
反应后溶液呈碱性,
所以反应后
=
1×10-14
5×10-3
-2
-4
1×10
-1×10
c(OH-)=
2
mol·L-1=5×10-3 mol·L-1,c(H+)

3.2.3《酸碱中和滴定》教学设计(含解析)人教版高中化学选修4

（人教版选修4）第三章《水溶液中的离子平衡》教学设计第二节水的电离和溶液的酸碱性（第三课时酸碱中和滴定）pH ＝2的盐酸中性 7 0.015 mol ·L －1的硫酸酸性 2 0.004 mol ·L －1的硫酸碱性11【讨论1】（1）阅读教材P47—48页内容，思考酸碱中和滴定的原理是什么？【交流1】酸碱中和反应的实质可用离子方程式H ＋＋OH －===H 2O 来表示；【交流2】在中和反应中，H ＋、OH －之间的物质的量关系是n (H ＋)＝n (OH －)；若用参加反应的c (H＋)、c (OH －)来表示，其关系式为c (H ＋)·V 酸＝c (OH －)·V 碱，由此可计算c (H ＋)，其表达式是c (H ＋)＝c OH －·V 碱V 酸；也可计算c (OH －)，其表达式是c (OH －)＝c H ＋·V 酸V 碱。

由c (H ＋)、c (OH －)可分别求出相应酸、碱的浓度。

【讨论2】（2）请根据以上原理分析，归纳总结中和滴定的概念，思考酸碱中和滴定的关键是什么？【交流1】中和滴定是利用中和反应，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。

其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为标准液，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为待测液。

【交流2】中和滴定的关键是准确判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)，其方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其颜色的变化，指示剂选择的基本原则是变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。

【交流3】常选用的指示剂是酚酞或甲基橙，不用石蕊溶液的原因是石蕊溶液颜色变化不明显且突变范围太宽（见教材P49页资料）。

指示剂变色范围的pH 石蕊 <5.0红色 5.0～8.0紫色 >8.0蓝色甲基橙 <3.1红色 3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞<8.2无色8.2～10.0浅红色 >10.0红色【讨论3】（3）中和滴定的有哪些主要仪器及使用注意事项是什么？【交流1】酸碱中和滴定所用的主要仪器是锥形瓶和滴定管。

3.2.1《溶液的酸碱性与pH》教学设计(含解析)人教版高中化学选修4

（人教版选修4）第三章《水溶液中的离子平衡》教学设计第二节水的电离和溶液的酸碱性（第一课时溶液的酸碱性与pH）【引入】精确的实验证明水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH—。

研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性与pH，那么溶液的酸碱性或pH与水的电离又有什么关系呢？我们学习完本节的内容就知道了。

【板书】活动一、水的电离【阅读思考】阅读教材P45页内容，对比醋酸的电离，分析水的电离有何特点？【交流1】（1）醋酸的电离方程式是CH3COOH H＋＋CH3COO－，其电离常数表达式是K a＝c H＋·c CH3COO－。

c CH3COOH【交流2】（2）水是一种极弱的电解质，极难电离。

【交流3】水的电离方程式是H 2O ＋H 2O H 3O ＋＋OH －或简写为H 2OH ＋＋OH －。

【投影】【交流4】水的电离常数表达式是K 电离＝c H ＋·c OH －c H 2O。

【问题探究1】（1）已知在室温下55.6mol 的水中只有1×10-7molH 2O 电离，则电离前后水的物质的量浓度几乎不变，根据水的电离常数表达式，阅读教材P45 页相关内容，分析c (H ＋)·c (OH－)有何特点？回答什么是水的离子积常数？【交流】根据水的电离常数表达式，可推导写出c (H ＋)·c (OH －)＝K 电离·c(H 2O)＝常数，该常数叫做水的离子积常数，简称水的离子积。

实验证明在常温下，水的离子积常数K w ＝1.0×10－14。

【问题探究2】（2）联系酸、碱对水的电离平衡移动的影响，根据水的离子常数的定义，思考室温条件下纯水中，c (H ＋)和c (OH －)有何特点？酸、碱的稀溶液中c (H ＋)和c (OH －)又有何特点？【交流】室温纯水中c (H ＋)＝1.0×10－7mol ·L －1；若某酸溶液中c (H ＋)＝1.0×10－4mol ·L －1，则该溶液中c (OH －)＝1.0×10－10_mol ·L －1。

【优化课堂】高二化学人教版选修四学案：3.3.2 影响盐类水解的主要因素和盐类水解反应的应用

第2课时影响盐类水解的主要因素和盐类水解反应的应用[学习目标] 1.了解影响盐类水解的因素。

2.了解盐类水解在生产、生活、化学实验和科学研究中的应用。

(重点) 3.掌握溶液中离子浓度的大小比较问题。

(重难点)一、盐类水解的影响因素1．向CH3COONa溶液中加入盐酸时水解平衡如何移动？当向溶液中加入氢氧化钠时，平衡如何移动？【提示】CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，加入盐酸时，c(OH－)减小，平衡向右移动；加入氢氧化钠时c(OH－)增大，平衡向左移动。

2．Na2CO3溶液加水稀释时c(OH－)减小，c(H＋)也变小吗？【提示】c(OH－)浓度减小，c(H＋)增大。

二、盐类水解在生产、生活中的应用1．用纯碱溶液清洗油污时，加热可以增强其去污能力。

2．配制FeCl3溶液时，可加入少量盐酸可抑制其水解。

3．铝盐、铁盐可用作净水剂。

4．利用水解反应来获得纳米材料(氢氧化物可变为氧化物)。

5．用方程式表示以TiCl4为原料制备TiO2的原理TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·x H2O＋4HCl，TiO2·x H2O焙烧,TiO2＋x H2O。

6．泡沫灭火器的灭火原理是利用了水解反应，反应的离子方程式是：Al3＋＋3HCO－3 ===Al(OH)3↓＋3CO2↑。

3．实验室配制FeCl3溶液时，常将FeCl3固体溶解在盐酸中而不是直接溶解在水中，为什么？【提示】用盐酸可抑制Fe3＋的水解，防止生成Fe(OH)3沉淀。

4．明矾为什么能够净化水？用离子方程式表示其净水的原因。

【提示】明矾的化学式为KAl(SO4)2·12H2O，明矾电离出的Al3＋能发生水解反应：Al3＋＋3HO Al(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体具有很强的吸附能力，能吸附水中的悬浮2物并沉降，故明矾能够净水。

1．易误诊断(1)加水稀释，水解平衡向逆反应方向移动。

()(2)加热时促进了CH3COO－的水解，抑制了CH3COOH的电离。

实验中学高中化学 3.3.2盐溶液的酸碱性教学设计新人教版选修4(2021年整理)

广东省肇庆市实验中学高中化学3.3.2盐溶液的酸碱性教学设计新人教版选修4编辑整理：尊敬的读者朋友们：这里是精品文档编辑中心，本文档内容是由我和我的同事精心编辑整理后发布的，发布之前我们对文中内容进行仔细校对，但是难免会有疏漏的地方，但是任然希望（广东省肇庆市实验中学高中化学3.3.2盐溶液的酸碱性教学设计新人教版选修4）的内容能够给您的工作和学习带来便利。

同时也真诚的希望收到您的建议和反馈，这将是我们进步的源泉，前进的动力。

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盐溶液的酸碱性课题：第三章第三节盐类的水解（盐溶液的酸碱性)授课班级课时第二课时教学目的知识与技能1、理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解2、理解盐类水解的实质3、能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式过程与方法1、培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质.2、通过比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解的规律，再揭示盐类水解的本质3、由实验中各种盐溶液的pH的不同分析其原因,进而找出影响盐类水解的因素及应用。

情感态度价值观培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法的教育重点盐类水解的概念和规律难点盐类水解方程式的书写课型讲授：习题: 复习：讨论：其他：集体备课教案个人备课教案[引入］我们知道盐溶液中的H+和OH-都来源于水的电离，而水本身是中性的，为什么加入某些盐就会显酸性或碱性,而加入另一些盐仍呈中性呢？这节课我们就来研究这个问题。

第三节盐类的水解一、探究盐溶液的酸碱性[问］由上述实验结果分析,盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系?强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性强酸强碱盐的水溶液，呈中性［过渡]下面我们分别研究不同类型的盐溶液酸碱性不同的原因。

高中化学专题3 第二单元溶液的酸碱性教学设计选修4

第二单元溶液的酸碱性第一课时溶液的酸碱性(教师用书独具)●课标要求1．能进行溶液pH的简单计算。

2．初步掌握测定溶液pH的方法。

●课标解读1.知道溶液的酸碱性与pH的关系。

2．学会pH的简单计算，知道溶液稀释时，pH的变化规律。

会计算各类混合溶液的pH。

●教学地位溶液的酸碱性与pH是高中化学基础理论和基本计算之一，是历年高考考查的热点，从知识体系上看，是已学习的初中知识“溶液的酸碱度”和高中必修内容“极弱电解质水的电离”知识的延伸，是学习盐类水解知识的铺垫。

(教师用书独具)●新课导入建议同学们，你们吃过刚上市的青苹果吗？它们什么味道？你还尝过哪些有酸味的东西？在我们日常生活中，除了这些有酸味的东西，还有没有显碱性的溶液呢？酸与碱的区别在哪？对于不能品尝的溶液，我们又该如何确定它们是酸性还是碱性呢？今天我们就来探究这些问题。

●教学流程设计课前预习安排：1．看教材P71填写[课前自主导学]中的“一，溶液酸碱性与溶液中c(H＋)和c(OH－)的关系”并完成[思考交流1]，看教材P72，填写[课前自主导学]中的“二，溶液的pH，三，溶液的酸碱性测量。

”并完成[思考交流2、3]2．建议方式：同学之间可以进行讨论交流⇒步骤1：导入新导入新课，本课时教学地位分析⇒步骤2：建议对[思考交流1、2、3]多提问几个学生，使80%以上的学生都能掌握该内容，以利于下一步对该重点知识的探究⇓步骤5：在老师指导下由学生自主完成[变式训练1]和[当堂双基达标]中的1、2题，验证学生对探究点的理解掌握情况。

⇐步骤4：教师通过[例1]和教材P71的讲解对探究1中的“溶液的酸碱性的判断方法”进行总结。

⇐步骤3：师生互动完成探究1“溶液的酸碱性与c(OH－)、c(H＋)以及pH的关系”。

互动方式：可利用[问题导思]所设置的问题，由浅入深进行师生互动。

建议除例1外，再变换一下命题角度，设置一些备选例题以拓展学生的思路。

⇓步骤6：师生互动完成探究2“溶液pH的计算”。