水溶液化學教案設計參考

　　學習目標

　　1． 能描述弱電解質在水溶液中的電離平衡，了解酸堿電離理論。

　　2． 知道水的離子積常數(shù)，能進行溶液pH的簡單計算。

　　3． 初步掌握測定溶液pH的方法，知道溶液pH的調控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學研究中的重要應用。

　　4． 弄清強弱電解質及其溶液導電性的關系。

　　知識梳理

　　1． 水的電離方程式____________，水的離子積常數(shù)表示為________________________，溫度升高，Kw_________。在一定溫度下的稀水溶液中，[H+][OH-]等于_______________。

　　2． 水溶液的酸堿性與[H+]和[OH-]的大小關系：[H+]=[OH-]，溶液呈_____性；[H+]______[OH-]，溶液呈酸性，且[H+]越_______酸性越強；[H+]______[OH-]，溶液呈堿性，且 [OH-]越___堿性越強。

　　3． 人們常用pH來表示溶液的酸堿性，表示為： pH___________；常溫下中性溶液[H+]___[OH-]=________，pH =______；酸性溶液[H+]___[OH-]， [H+]_______， pH _____；堿性溶液[H+]____[OH-]，[H+]_______，pH_____。

　　4． 強電解質是指________________________________________________________，

　　弱電解質是指_______________________________________________________,

　　在水中存在電離平衡的是_____（強、弱）電解質。在醋酸溶液中存在的微粒有___________________，原因__________________________。

　　5． 溶劑化作用是指_____________________________________________________。

　　學習導航

　　1． 方法導引

　　（1） 弄清水的離子積的涵義是完成本節(jié)學習的關鍵。只有通過對水的電離特點的分析，才能認識在中性、堿性或酸性的稀溶液里，水的離子積在一定溫度下是個常數(shù)，才能對溶液酸堿性有本質的認識，并為認識溶液pH打下基礎。

　�。�2） 有關pH的計算，可根據(jù)下面幾個問題，閱讀課文相互討論解決。為什么要引進pH的概念？什么是溶液的pH值？溶液的酸堿性和pH有什么關系？是不是對任何濃度的水溶液，用pH表示溶液酸堿性都是方便的？測定溶液pH的方法有哪些？

　�。�3） 從平衡的角度理解弱電解質的水溶液中存在的微粒有離子和分子。

　　（4） 回憶復習電離、非電解質、強弱電解質，電解質導電的原因。引出導電性的強弱跟電解質的電離程度有什么關系？電解質在溶液里的電離程度跟它們的化學鍵有什么關系？

　　2.例題解析

　　例1．90℃時水的離子積Kw=3.8×10-13mol2.L-2,該溫度時純水的PH是

　　A 等于7 B小于7 C 大于7 D 無法確定

　　解析.25℃時，在純水中[H+]=[OH-]=1×10-7 mol.L-1, pH=7, Kw =[H+][OH-]=1×10-14 mol2.L-2;當溫度升高時，純水的電離度增大,[H+]=[OH-]>1×10-7mol.L-1, pH=7,Kw=[H+][OH->]1×10-14 mol2.L-2。

　　中性溶液的pH不一定等于7，pH=7的溶液不一定是中性溶液，在任何條件下，中性溶液一定有關系[H+]=[OH-]。

　　例2. 為更好地表示溶液的酸堿性，科學家提出了酸度(AG)的概念，AG=lg[H+]/[OH-]，則下列敘述正確的是 ( )

　　A．中性溶液的AG=0

　　B．酸性溶液的AG<0

　　C．常溫下0.1 mol.L-1氫氧化鈉溶液的AG=12

　　D．常溫下0.1 mol.L-1鹽酸溶液的AG=12

　　解析.中性溶液[H+]=[OH-]，則AG=0；酸性溶液[H+]> [OH-]，則AG>0；0.1 mol.L-1鹽酸溶液中，[H+]=0.1 mol.L-1：，[OH-]=1×10-13 mol.L-1：可求得AG=12，同理0.1mol.L-1氫氧化鈉溶液的AG=_12。

　　例3. PH=5和PH=3的兩種鹽酸以1：2體積比混合，該混合液的pH為 ( )。

　　A．3.2 B，4.0 C．4.2 D．5.0

　　解析. 混合后[H+]=（10-5 V+10-3×2V）/3V=6.7×10-4 mol.L-1，PH= —lg[H+]=3.2

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