高中化学选修4全册教案（启东中学内部资料）-人教版免费下载

由天下分享时间：2024/12/26 9:50:29 加入收藏我要投稿点赞

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2?2? （2）要使0.2mol/L CuSO4溶液中的Cu沉淀较为完全（使Cu浓度降低至原来的千分之一），

则应向溶液里加入NaOH溶液，使溶液[OH]为。布置作业

第二课时

P60一、填空题：2．3．4．

P61四、板书设计

第二课时

一、电解质，非电解质

1．定义：在水溶液中或熔融状态下，能导电的化合物叫电解质。

［思考］①BaSO4，AgCl在水溶液中，不导电，它属于非电解质吗？为什么？ ②NH3(g)溶于水能导电，则氨气是电解质吗？为什么？ ③共价化合物在液态时，能否导电？为什么？

2．电解质导电实质，电解质溶液导电能力强弱的原因是什么？二、强电解质，弱电解质 1．区分电解质强弱的依据：

电解质在溶液中“电离能力”的大小。

2．电离方程式：

电离方程式书写也不同

（1）强电解质：NaCl?Na?Cl KOH?K?OH

???? （2）弱电解质：CH3COOH?CH3COO?H NH3?H2O?NH4?OH

???? 3．强弱电解质与结构关系。

（1）强电解质结构：强碱，盐等离子化合物（低价金属氧化物）；强酸，极性共价化合物；

（2）弱电解质结构：弱酸，弱碱具有极性共价位的共价化合物。

三、弱电解质电离平衡 1．电离平衡定义

在一定条件下（如温度，浓度），当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速度相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。

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2．电离平衡与化学平衡比较

“等”：电离速率与离子结合成分子的速率相等。 “定”：离子、分子的浓度保持一定。

“动”：电离过程与离子结合成分子过程始终在进行。

“变”：温度、浓度等条件变化，平衡就被破坏，在新的条件下，建立新的平衡。 3．影响电离平衡的外界因素

（1）温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。温度降低，电离平衡向左移动，电离程度减小。

（2）浓度：电解质溶液浓度越大，平衡向右移动，电离程度减小；电解质溶液浓度越小，平衡向左移动，电离程度增大； 4．电离平衡常数

（1）一元弱酸电离平衡常数：ka

CH3COOHCH3COO??H?

c(CH3COO?)?c(H?) Ka?c(CH3COOH) （2）一元弱碱电离平衡常数：kb

NH3?H2O?NH?4?OH

c(OH?)?c(NH?4) Kb?c(NH3?H2O) （3）多元弱酸是分步电离，每步各有电离常数。如：H3PO4

H3PO4H2PO?4?HPO24?3H??H2PO? 4 K1?7.5?10??8H??HPO2 4 K2?6.2?10?13?H??PO3 4 K3?2.2?10 （4）电离平衡常数只随温度变化而变化，而与浓度无关。

（5）K的意义：

K值越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强。 K值越小，弱电解质较难电离，其对应弱酸、弱碱较弱。

教案点评：此教案体现了在教学建议中的方法，运用了知识的迁移方法，用化学平衡的知识的作为

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基础，来学习电离平衡。同时，又运用了化学平衡移动的原理，应用于电离平衡。从而使电离平衡的学习变得相对容易。

第二节水的电离和溶液的pH

第一课时

教学目的：1、使学生了解水的电离和水的离子积

2、生了解溶液的酸碱性与pH的关系

3、通过水的离子积和溶液酸碱性等内容的教学，对学生进行矛盾的对立统一、事物间的

相互关系和相互制约等辨证唯物主义观点的教育

教学重点：水的离子积，溶液酸碱性和溶液pH值的关系教学难点：水的离子积教学过程：

引入：水是不是电解质？研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性，而酸碱性与水的电离有密切的关系。那么水是如何电离的呢？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：

板书：一、水的电离 1、水的电离

——

H2O + H2O H3O+ + OH 简写为：H2O H+ + OH

实验测定：25℃ [H]=[OH]=1?10mol/L 100℃ [H] = [OH] = 1?10mol/L

?7?6水的电离与其它弱电解质的电离有何异同？

不同点：水是“自身”作用下发生的极微弱的电离。相同点：均是部分电离，存在电离平衡

提问：请学生计算水的浓度，1L纯水的物质的量是55·6mol，经实验测得250C时，发生电离的水只有1×10-7mol，二者相比，水的电离部分太小，可以忽略不计。因此电离前后水的物质的量几乎不变，可以视为常数，常数乘以常数必然为一个新的常数，用Kw表示，即为水的离子积常数，简称水的离子积。

板书2、水的离子积

—

Kw = c（H+）·c（OH）

—

由于250C时，c（H+）= c（OH）= 1×10-7mol/L

0—

所以25C时，Kw = c（H+）·c（OH）=1×10-14（定值）（省去单位）

提问：当温度升高时，Kw如何变化？影响Kw的因素是什么？（电离过程是吸热过程）

0—

100C时，Kw = c（H+）·c（OH）=1×10-12

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，[H+]=[OH-].

注：温度升高时Kw增大，所以说Kw时要强调温度。练习：影响因素温度条件改变升高温度平衡移动向右溶液中的c(H+) 增大溶液中的c(OH-) 增大 Kw 变大第 33 页共 65 页

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降低温度加入酸酸碱性加入碱向左向左向左减小增大减小减小减小增大变小不变不变过渡：在常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅是纯水，就是在酸性或碱性的稀溶液里，H+ 浓度

—

和OH浓度的乘积总是一个常数——1×10-14，请考虑一下，当纯水中加入盐酸或氢氧化钠时，c（H+）

—

和c（OH）如何变化？

板书：二、溶液的酸碱性和pH（常温下）：

+—

1、溶液的酸碱性与c（H）和c（OH）的关系：投影显示空表，教师引导填写，然后推出结论。电解质溶液纯水盐酸氢氧化钠对水电离平衡的影响加HCl，c（H+）增大，平衡左移加NaOH，c—（OH）增大，平衡左移 +—溶液中 c（H+）（mol/L） =10-7 >10-7 <10-7 溶液中c—（OH）（mol/L） =10-7 <10-7 >10-7 c（H+）与 c（H+）· 溶液——c（OH）比较 c（OH）酸碱性相等 c（H+）> —c（OH） c（H+）< —c（OH） 10-14 10-14 10-14 中性酸性碱性中性溶液c（H）= c（OH）= 1×10mol/L

+—+-7

酸性溶液c（H）> c（OH），c（H）> 1×10mol/L

+—+-7

碱性溶液c（H）< c（OH），c（H）< 1×10mol/L

+—

注：①水中加酸或碱均抑制水的电离，但由水电离出的c（H）与c（OH）总是相等。

+—+

②任何电解质溶液中，H与OH总是共存，但不能大量共存。溶液的酸、碱性主要在于c（H）

—+—+—

与c（OH）的相对大小。c（H）与c（OH）此增彼长，且Kw = c（H）·c（OH）不变。

+—

讲述：酸性溶液中c（H）越大，酸性越强，碱性溶液中c（OH）越大，碱性越强。我们经常用到

++-7

一些c（H）很小的溶液，如c（H）=1×10 mol/L的溶液，用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。为此，化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱。 2、溶液的pH：

（1）定义：pH =-lg{c（H）}

(2)适应范围：稀溶液，0～14之间。有关溶液的pH值的几个注意问题：

①pH值是溶液酸碱性的量度。常温下，pH=7溶液呈中性；pH值减小，溶液的酸性增强；pH值增大，溶液的碱性增强。

②pH值范围在0-14之间。pH=0的溶液并非没有H+，而是C(H+)=1mol/L；pH=14的溶液并非没有OH-，而是C(OH-)=1mol/L。pH改变一个单位，C(H+)就改变10倍，即pH每增大一个单位，C(H+)就减小到原来的1/10；pH每减小一个单位，C(H+)就增大到原来的10倍。 ③当C(H+)>1mol/L时，pH值为负数，当C(OH-)>1mol/L时，pH>14。对于C(H+)或C(OH-)大于1mol/L的溶液，用pH值表示反而不方便，所以pH值仅适用于C(H+)或C(OH-)小于等于1mol/L的稀溶液。

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④也可用pOH来表示溶液的酸碱性，pOH=-lgC(OH--)，因为C(H+)·C(OH-)=10-14，若两边均取负对数，得pH+pOH=14。

⑤可用 pH试纸来测定溶液的pH值。方法：用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液，滴在pH试纸上（注意不能将pH试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒，因为这样做，实际上已将溶液稀释，导致所测定的pH不准确）将pH试纸显示的颜色随即（半分钟内）与标准比色卡对照，确定溶液的pH值（因为时间长了，试纸所显示的颜色会改变，致使测得的pH不准。）

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”）。

（2）溶液中溶质的物质的量的浓度：强酸 < 弱酸（填“>”或“<”）。

（3）耗碱规律：pH和溶液体积均相同的HCl、H2SO4、CH3COOH与碱完全反应时，消耗碱物质的量最多的是 CH3COOH 。

（4）稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c（H）

变为原来的1/m ,但弱酸中c（H）减小小于（填“大于”或“小于”）m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。