1、第三章 水溶液中的離子反應與平衡第二節 水的電離和溶液的pH第2課時教學設計【教學目標】1.認識溶液的酸堿性及pH。2.掌握檢驗溶液pH的方法。3.了解溶液的pH的計算及溶液稀釋時pH的變化規律。4.了解溶液pH的調控在工農業生產和科學研究中的應用。【教學重難點】溶液酸堿性與pH的計算【教學過程】1.新課導入設疑酸性溶液中只有H+，堿性溶液中只有OH-？講解純水中，對水電離平衡是無影響的，c(H+)=c(OH-)=10-7，在純水中，加入少量的HCl，引入了H+，導致平衡左移，c(H+)10-7，c(OH-)10-7，即c(H+)c(OH-)；在純水中，加入少量的NaOH，引入了OH-，平衡左

2、移，c(H+)10-7，c(OH-)10-7，即c(H+)c(OH-)。所以酸性溶液中存在OH-，堿性溶液中存在H+。追問那么如何判斷溶液的酸堿性？2.新課講授講通過表格我們可知，純水中，溶液為中性，c(H+)=c(OH-)；在純水中加入酸，溶液為酸性溶液，c(H+)c(OH-)；在純水中加入堿，溶液為堿性溶液，c(H+)c(OH-)。強調不能用c(H+)等于多少來判斷溶液酸、堿性，只能通過c(H+)與c(OH-)的相對大小來判斷。設疑在初中化學中我們用pH表示溶液的酸堿度，那么pH與c(H+)又是什么關系呢？板書pH=lgc(H+)。講解酸性溶液，c(H+)10-7，pH7；中性溶液，c(H

3、+)=10-7，pH=7；堿性溶液，c(H+)10-7，pH7。pH越小，溶液的酸性越強，堿性越弱，pH的適用范圍是014。強調pH越小，溶液的酸性越強，堿性越弱，pH的適用范圍是014。講解如何測定溶液的pH?我們在中學階段用酸堿指示劑測定溶液的酸堿性，常見的酸堿指示劑有甲基橙、石蕊、酚酞。展示酸堿指示劑的變色范圍。強調甲石酚要記清，紅黃紅藍無色紅。三點一四點四，五八八十要分清。講解溶液的pH可以用pH試紙測量，也可以用pH計測量。廣泛pH試紙的范圍為014(最常用)或010，用廣泛pH試紙測定溶液的pH都為整數；精密pH試紙的pH范圍較窄，可以判別0.2或0.3的pH差值。使用時把一小片試

4、紙放在表面皿或點滴板上，用潔凈干燥的玻璃棒直接蘸取少量待測液點在干燥的pH試紙上，半分鐘內，與標準比色卡對照可確定溶液的pH。設疑pH=7的溶液一定是中性溶液嗎？回答不一定。25 時,pH=7的溶液呈中性,溫度高于25 時,由于水的電離程度增大,KW1.010-14,此時pH=7呈堿性。判斷溶液酸堿性的唯一標準是溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小,不應看pH的大小,因此只有滿足c(H+)=c(OH-)的溶液才一定呈中性。追問某溶液中由水電離產生的c(H+) = 10-12 mol/L ，則該溶液呈酸性還是堿性？回答c(H+)水=c(OH-)水=10-12mol/L，若c(H+)aq=c(

5、H+)水=10-12mol/L，則c(OH-)aq=10-2mol/L溶液顯堿性；若c(OH-)aq=c(OH-)水=10-12mol/L，則c(H+)aq=10-2mol/L溶液顯酸性。講解 關于pH的計算，也是需要我們掌握的內容。若溶液為中性，c(H+)=c(OH)=1.0 10-7 mol/L。若溶質為酸的溶液，H+來源于酸的電離和水的電離，而OH只來源于水的電離。即c(H+)=c酸(H+)+c水(H+)，且溶液中Kw=c(H+)c(OH)。溶質為堿的溶液，OH來源于堿的電離和水的電離，而H+只來源于水的電離。即c(OH)=c堿(OH)+c水(OH)，且溶液中Kw=c(H+)c(OH)。對于單一溶液pH的計算，若為酸性溶液，酸電離出H+，根據c(H+)可得出溶液的pH。若為堿性溶液，堿電離出OH-，根據Kw=c(H+)c(OH)，可計算出c(H+)，從而得出溶液的pH。對于強酸、強堿混合后溶液pH的計算，原則上“誰過量就先求誰”。學生活動做練習題。過渡工農業生產和科學實驗中常常涉及溶液的酸堿性，人們的生活和健康也與溶液的酸堿性有密切關系。因此，測試和調控溶液的pH，對工農業生產、科學研究，以及日常生活和醫療保健等都具有重要意義。講解例如，農業生產。土壤的pH影響植物對不同形態養分的吸收劑養分的有效性，各種作物生長都對