化学人教版选修4教案：第三章第二节水的电离和溶液的酸碱性第二课时 Word版含解析

第二课时溶液的酸碱性与pH
教材分析
通过水的离子积的理解和应用，认识到溶液酸碱性与水的电离有着密切的联系。

溶液的酸碱性本质上是由溶液中c(H＋)、c(OH－)相对大小所决定的。

对于c(H＋)和c(OH－)都比较小的稀溶液，用pH来表示溶液的酸碱性更简单。

课本还介绍了溶液pH的大小在生产生活中的应用，让学生从身边感受到溶液酸碱性的重要意义。

三维目标
知识与技能
初步掌握测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。

过程与方法
通过具体的实验操作加深对知识的理解与运用，增强分析判断及解决实际问题的能力。

情感态度与价值观
通过对溶液pH的简单计算，培养学生的逻辑思维能力。

教学重难点
教学重点
c(H＋)、pH与溶液酸碱性的关系。

教学难点
有关溶液pH的计算。

教学过程设计
引入新课
[复习引入]
1．某温度时，测得纯水中的c(H＋)＝2×10－7mol/L，则c(OH－)＝________，此温度时K W＝________；若此温度下，测得某溶液中c(H＋)＝1×10－7 mol/L，则该溶液________性。

2．常温下，0.1 mol/L HCl中水电离出的c(H＋)＝________。

推进新课
[过渡]因为表示较小的c(H＋)＝10－12mol/L时，很麻烦，所以引入了一种方便的表示方法：
[分析]c(H＋)→lg{c(H＋)}→－lg{c(H＋)}
10－12mol/L→ －12 12
负对数——p H＋——H
1．定义：用H＋物质的量浓度的负对数来表示。

pH＝－lg{c(H＋)}
[投影]例：c(H＋)＝10－7 mol/L pH＝－lgc(H＋)＝7
c(H＋)＝10－5 mol/L pH＝－lgc(H＋)＝5
c(H＋)＝10－12 mol/L pH＝－lgc(H＋)＝12
c(H＋)＝1 mol/L pH＝－lgc(H＋)＝0
[板书]2.溶液的酸、碱性和pH的关系(25 ℃)
中性：c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol/L pH＝7
酸性：c(H＋)＞c(OH－)c(H＋)＞1×10－7 mol/L pH＜7
碱性：c(H＋)＜c(OH－)c(H＋)＜1×10－7 mol/L pH＞7
[投影]在25 ℃条件下
c(H ＋
)、pH 与溶液酸碱性的关系
[思考]在100 ℃时，溶液pH ＝7，该溶液呈什么性？
[结论]100 ℃时，c(H ＋)·c(OH －)＝10－
12→中性时pH ＝6＜7，故该溶液呈碱性。

[板书]二、有关溶液pH 的计算 1．单一溶液pH 的计算
[投影]求25 ℃时10－
5 mol/L 、0.1 mol/L 、1 mol/L 盐酸溶液的pH 分别为多少？
[学生板书]pH ＝－lg{c(H ＋
)}＝－lg1×10—5＝5
pH ＝－lg{c(H ＋
)}＝－lg1×10—1＝1
pH ＝－lg{c(H ＋
)}＝－lg1＝0
[试一试]10－
5 mol/L 、0.1 mol/L 、1 mol/L NaOH 溶液的pH 为多少？
[学生板书]pH ＝－lg{c(H ＋)}＝－lg{K W /c(OH －)}＝－lg(10－14/10－
5)＝9
pH 2＝－lg[c(OH －1)]＝－lg[K W /c(OH －)]＝－lg(10－14/10－
1)＝13
pH 3＝－lg[c(H ＋)]＝－lg[K W /c(H ＋)]＝－lg[10－
14/1]＝14 [小结]1.一种酸或一种碱pH 的计算
酸：先求c(H ＋)再求pH 碱：先算c(OH －)，再利用K W 计算出c(H ＋
) [板书]2.混合溶液pH 的计算 ①强酸与强酸混合
[投影]例：在25 ℃时，pH ＝2的盐酸溶液与pH ＝4的盐酸溶液等体积混合，混合后溶液的pH 等于多少？
解：pH ＝－lg{c(H ＋)}＝－lg{(1×10－2＋1×10－4)/2}＝－lg(5×10－
3)＝2.3
[练习]pH ＝2的盐酸和pH ＝5的硫酸溶液等体积混合后，所得溶液的pH ＝2.3。

[小结]1.抓住氢离子进行计算！
2．当相加、减的两个量相差100倍以上时，小的可忽略。

3．两种pH 不同的强酸等体积混合时，ΔpH≥2时，pH 混＝pH 小＋0.3。

[板书]②强碱与强碱混合
[投影]例：将pH ＝8的氢氧化钠溶液与pH ＝10的氢氧化钠溶液等体积混合后，溶液中的氢离子浓度最接近于( )
A.
10－
8＋10－10
2
mol·L －1
B.10－6＋10－
42
mol·L －
1
C ．(10－8＋10
－10
) mol·L －
1 D ．2×10
－10
mol·L －
1
解释：c(OH－)＝(1×10－6＋1×10—4)/(1＋1)＝5×10－5 mol/L
c(H＋)＝K W/c(OH－)＝2×10－10 mol·L－1
答案：D
[练习]pH＝13的Ba(OH)2溶液与pH＝10的NaOH溶液体积比按1∶1混合后的pH12.7。

[小结]1.抓住OH－进行计算，再转化为H＋。

2．两种pH不同的强碱等体积混合时，ΔpH≥2时，pH混＝pH大－0.3。

[板书]③强碱与强酸混合
[投影]试一试：在25 ℃时，100 mL 0.6 mol/L的盐酸与等体积0.4 mol/L的NaOH溶液混合后，溶液的pH等于多少？
[学生板书]NaOH＋HCl＝＝＝NaCl＋H2O
0.040.06
pH＝－lg{c(H＋)}＝－lg{0.02/(0.1＋0.1)}＝1
[举一反三]在25 ℃时，100 mL 0.4 mol/L的盐酸与等体积0.6 mol/L的NaOH溶液混合后，溶液的pH等于多少？
[学生板书] NaOH＋HCl＝＝＝NaCl＋H2O
0.060.04
c(OH－)＝(0.06－0.04)÷(0.1＋0.1)＝0.1 mol/L
c(H＋)＝K W/c(OH－)＝1×10－13 mol·L－1
pH＝－lg{c(H＋)}＝13
[小结]1.酸过量抓住氢离子进行计算！
2．碱过量抓住氢氧根离子进行计算！
[板书]3.有关溶液稀释时pH的计算
①酸的稀释
[投影]试一试：
在25 ℃时，1×10－5 mol·L－1的盐酸溶液中，c(OH－)＝1×10－9 mol/L。

将上述盐酸稀释10倍，溶液中c(H＋)＝1×10－6_mol·L－1c(OH－)＝1×10－8_mol·L－1。

将上述溶液稀释10 000倍，溶液中c(H＋)＝1×10－7_mol·L－1c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1。

[分析]当酸溶液稀释10 000倍时，酸提供的c(H＋)很小时，不能忽略水电离出的c(H＋)。

c(H＋)＝c(H＋)水＋c(H＋)酸＝10－7 mol/L＋10－9mol/L≈10－7 mol/L
[板书]②碱的稀释
[投影]在25 ℃时，pH＝9的NaOH溶液稀释到10倍，pH等于多少？如果稀释10 000倍后，溶液的pH等于多少？
[学生板书]稀释到10倍c(OH－)＝10－5/10＝10－6 mol/L
c(H＋)＝K W/c(OH－)＝1×10－8 mol·L－1
pH＝－lg{c(H＋)}＝8
稀释到10 000倍
c(OH－)＝c(OH－)水＋c(OH－)碱＝10－7mol/L＋10－9mol/L≈10－7 mol/L
c(H＋)＝K W/c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1
pH＝－lg{c(H＋)}＝7
[小结]1.碱的稀释先求c(OH－)，再转换成c(H＋)。

2．当酸、碱提供的c(H＋)、c(OH－)很小时，不能忽略水电离出的c(H＋)、c(OH－)。

[拓展]在25 ℃时，如果将1×10－5 mol·L－1的醋酸溶液稀释10倍，此时溶液的pH是否仍然等于6?
[学生讨论]醋酸是弱酸，不能完全电离，虽然经过稀释后醋酸的电离程度增大，但产生的c(H＋)仍是小于1×10－6 mol·L－1，所以溶液的pH大于6。

[过渡]这节课我们重点和大家一起学习了有关溶液pH的计算，那么如何通过实验方法来测定溶液的pH?
[学生讨论]用pH试纸、pH计。

[设问]pH试纸如何使用呢？要不要先用水浸湿呢？浸湿对测定结果有何影响？
[结论]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对比，来确定溶液的pH。

不能用水浸湿，这样会溶液变稀，测定结果可能增大、也可能减小、也可能不变。

[设问]判断是否正确：某学生用pH试纸测定溶液的pH，测出结果为3.56。

[学生讨论]pH试纸(最常用)的测定结果只能到3。

用pH计测量溶液的pH
[投影]展示简易pH计，并测定0.1 mol/L的盐酸、0.1 mol/L的NaOH溶液的pH。

[投影]0.1 mol/L的盐酸溶液pH＝1.000.1 mol/L的NaOH溶液pH＝13.00
[分析]pH计可以精确测定溶液的pH。

[板书]三、pH的应用
1．医疗上 2.生活中 3.农业生产中等
[自学]学生阅读课本。

[投影]
人体几种体液和代谢产物的正常pH 一些常见食物的酸碱性
[
解溶液的酸碱性与pH的关系，同时关注溶液的pH对生产、生活的影响。

板书设计
一、溶液的酸碱性与pH
1．定义：用H＋物质的量浓度的负对数来表示。

pH＝－lg{c(H＋)}
2．溶液的酸、碱性和pH的关系(25 ℃)
中性：c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol/L pH＝7
酸性：c(H＋)＞c(OH－)c(H＋)＞1×10－7 mol/L pH＜7
碱性：c(H＋)＜c(OH－)c(H＋)＜1×10－7 mol/L pH＞7
二、有关溶液pH的计算
1．单一溶液pH的计算
2．混合溶液pH的计算
①强酸与强酸混合②强碱与强碱混合③强碱与强酸混合
3．有关溶液稀释时pH的计算
①酸的稀释②碱的稀释
三、pH的应用
1．医疗上 2.生活中 3.农业生产中等
教学反思
学生通过对水的离子积的理解及应用，求算溶液的pH并不是很难。

关键是从本质上来理解溶液的pH与溶液酸碱性的关系。

备课资料
一、酸碱质子理论
1．概念
酸：酸碱质子理论认为能够提供质子(H＋)的物质都是酸。

碱：酸碱质子理论认为能够接受质子(H＋)的物质都是碱。

2．常见的酸、碱
酸：HCl、H2SO4、HNO3、NH＋4等。

碱：NaOH、KOH、NH3、Cl－、CH3COO－等。

3．共轭关系
根据酸碱质子理论，酸给出质子后变成碱，碱接受质子后变成酸，这种酸碱对应关系称为共轭关系。

例如：CH3COOH和CH3COO－是共轭酸碱对，CH3COOH是CH3COO－的共轭酸，CH3COO－是CH3COOH的共轭碱。

二、拉平效应和区分效应
1．拉平效应：将酸的强度拉平的作用叫做溶剂的拉平效应。

产生原因：HCl、HI、H2SO4、HNO3等强酸在水中是完全电离，所以得出相同浓度的强酸酸度相同。

然而不同强酸中的化学键和键的强度是各不相同的，那为什么酸度会相同呢？这主要是因为溶剂水具有较强的碱性所致。

水能使这些强酸中的质子完全转移，因而它们间酸碱反应是不可逆的。

例如：HCl＋H2O＝＝＝H3O＋＋Cl－，使得这些强酸的相对强弱在水中表现不出来，这种作用就称为拉平效应。

具有拉平效应的溶剂称为拉平溶剂。

2．区分效应：能够区分酸(或碱)的强弱作用称为溶剂的区分效应。

产生原因：若把强酸放在碱性比水弱的溶剂(如甲醇)中研究，它们把质子转移给溶剂的倾向有很大差别，使下列反应进行越来越不完全：
HI＋CH 3OH CH3OH＋2＋I－
HBr＋CH3OH CH3OH＋2＋Br－
HCl＋CH3OH CH3OH＋2＋Cl－
酸碱质子化甲醇离子
此时，由于酸分子内部结构(键的强度)所引起的酸性强度差别明显表现出来。

其酸性顺序：HI＞HBr＞HCl。

这种作用称为区分效应，甲醇是上述强酸的区分溶剂。

3．相互联系
溶剂的拉平效应和区分效应与溶质、溶剂的酸碱性相对强弱有关。

如水是HI、HBr、HCl 的拉平剂，却是HCl、HAc、HCN的区分溶剂，在水中它们的酸性显示出明显的区别。