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1課時）[教課標要求]1．認識水的電離平衡及其影響因素。2．了解水的離子積[核心素養目標]能運用弱電解質的電離模型分析水的電離，發展應用模型解決問題的能力。一、水的電離1.水的微弱電離(1)水是一種極弱的電解質。(2)水的電離方程式為__________________________，簡寫為_________________________。(3)水的電離平衡常數為K電離=___________________。2.水的離子積常數(1)表達式:Kw=__________。(2)影響因素:水的離子積Kw只受溫度的影響，溫度升高，Kw______________。在室溫(25℃)時，純水中，c(H+)=c(OH—)=_________________，故Kw=___________。(3)適用范圍:Kw不僅適用于________，也適用于_______________________。3、影響水的電離平衡的因素改變條件移動方向c(H+)c(OH—)Kw升高溫度加少量鹽酸加少量NaOH溶液加少量Na【思考題】1．在室溫下，酸或堿的稀溶液中，由水電離出的H+和OH—的濃度相等嗎？c(H+)?c(H—)=1.0×10—14還成立嗎？______________________________________________________________________________________________2．在水的離子積Kw=c(H+)?c(OH—)中，c(H+)、c(OH—)是指水電離出的c(H+)、c(OH—)嗎？______________________________________________________________________________________________3．(判斷)水是一種極弱的電解質，通電可促進水的電離。______________________________________________________________________________________________4．相同溫度下，在0.1mol?L—1NaOH溶液和0.1mol?L—1鹽酸中水的離子積相等?________________________5．利用Kw求水溶液中c(H+)、c(OH—)(1)在室溫下，0.01mol?L—1的鹽酸中，c(OH—)是_______，水電離出的c(H+)又是______(2)在室溫下，0.01mol?L—1的NaOH溶液中，c(H+)是_______水電離出的c(OH—)又是_______(3)由上面的計算可知，室溫下，某溶液中水電離出的c(H+)=1×10—12mol?L—1，則此溶液可能是_________溶液，也可能是______________溶液。[課堂檢測]1.下列關于水的離子積常數的敘述中,正確的是A.因為水的離子積常數的表達式是Kw=c(H+)?c(OH—),所以Kw隨溶液中H+和OH—濃度的變化而變化B.水的離子積常數Kw與水的電離常數是同一個物理量C.水的離子積常數僅僅是溫度的函數,隨著溫度的變化而變化D.水的離子積常數Kw與水的電離常數K電離是兩個沒有任何關系的物理量2.25℃時,水的電離達到平衡:H2OH++OH—ΔH>0,下列敘述正確的是A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移動,c(OH)減小B.向水中加入少量固體硫酸氫鈉,c(H+)增大,Kw不變C.向水中加入稀鹽酸,平衡正向移動,c(H+)增大D.將水加熱,Kw增大,pH不變3.已知25℃時水的離子積為KW=1.0×10?14，35℃時水的離子積為KW=2.1×10?14。下列說法中正確的是A.水中的c(H+)隨溫度的升高而降低B.25℃時水呈中性，35℃時水呈酸性C.水的電離過程是吸熱過程D.一定溫度下，向水中加入酸或堿時，水的離子積將發生變化4.能影響水的電離平衡,并使溶液中的c(H+)>c(OH—)的措施是A.向純水中投入一小塊金屬鈉B.將水加熱煮沸C.向水中通入SO2D.向水中加入NaCl[自我總結]

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）[教課標要求] 1．學會判斷溶液的酸堿性；2．會計算有關溶液的ｐＨ值。[核心素養目標]會有關溶液ｐＨ值的計算，了解溶液PH的調控在工農業生產和科研中的應用。【探究點一】一、溶液的酸堿性和pH1.溶液的酸堿性常溫（25℃）中性溶液：C(H+)C(OH)C(H+)1×107mol/LpH7酸性溶液：C(H+)C(OH)C(H+)1×107mol/LpH7堿性溶液：C(H+)C(OH)C(H+)1×107mol/LpH72.pH值（1）概念：即pH=，【跟蹤訓練】常溫時：①溶液中C(H+)=1×103mol/L，求溶液的PH值②溶液中C(OH)=1×102mol/L，求溶液的PH值③PH=2的鹽酸中的C(H+)=mol/L；④PH=8的氫氧化鈉溶液中的C(OH)=mol/L(2)適用范圍：（廣泛PH的范圍為0～14）pH01234567891011121314酸性中性堿性（3）意義：PH越小，酸性越；PH越大，堿性越。（4）溶液PH的測定方法①ｐＨ試紙法用PＨ試紙測定溶液PH值的操作方法：注意：①事先不能用水濕潤pH試；②只能讀取整數值或范圍。②PH計法【探究點二】有關pH的計算1.單一溶液的PH計算（忽略由水電離的H+和OH）【例題】(1)求0.05mol/LH2SO4溶液的PH值？（2）求0.05mol/LBa(OH)2溶液的PH值？2.酸堿混合溶液的pH計算【例題】將pH=2的H2SO4溶液與pH=4的H2SO4溶液等體積混合后,求溶液的pH值。【例題】將pH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后,求溶液的pH值。【例題】常溫下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分別按體積比為11：9混合，求混合后溶液的PH值。【點撥】強酸與強酸混合，先計算出混合溶液的C(H+)，在計算PH值；強堿與強堿混合，先求出混合溶液的C(OH)，再由C(H+)=KW/C(OH)得C(H+)；強酸與強堿混合，先判斷過量，誰過量先算誰。【課堂檢測】1．下列說法正確的是()A．c(H＋)＝c(OH－)＝10－6mol/L的溶液一定呈中性B．pH＝7的溶液一定是呈中性C．pH＝6的溶液一定是呈酸性D．能使酚酞顯無色的溶液一定是酸性溶液濃度均為0.1mol·L－1的下列溶液：①鹽酸、②醋酸、③氫氧化鈉、④氨水，四種溶液中H＋濃度由大到小的順序是(填序號)；PH值由大到小的順序是(填序號)。[自我總結]

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3課時）[教課標要求] 1．學會判斷溶液的酸堿性；2．會計算有關溶液的ｐＨ值。[核心素養目標]有關溶液ｐＨ值的計算【復習鞏固】1.pH、體積都相同的醋酸和硫酸分別跟足量的碳酸鈉溶液反應，在相同條件下放出CO2氣體的體積()A．醋酸多B．硫酸多C．一樣多D．無法比較2.常溫下某溶液中，由水電離出的c(H＋)為1×10－12mol/L，該溶液中一定能大量共存的離子組是()A．K＋、Na＋、S2－、COeq\o\al(2－,3)B．Na＋、K＋、SOeq\o\al(2－,4)、NOeq\o\al(－,3)C．Fe2＋、Mg2＋、Cl－、SOeq\o\al(2－,4)D．NHeq\o\al(＋,4)、Cl－、K＋、SOeq\o\al(2－,3)3.①把pH12的NaOH溶液V1和pH=2的HCl溶液V2混后溶液呈中性則V1∶2=；②把pH1的NaOH溶液V1和pH=2的l液V2混合，溶液呈中性。則V1∶2=；③把pH=3的NaOH溶液V1和pH=2的l液V2混合，溶液呈中性。則V1V2=。3.常溫下，下列三種溶液中，由水電離出的氫離子濃度之比為()①1mol/L鹽酸②0.1mol·L－1鹽酸③0.01mol·L－1NaOH溶液A．1∶10∶100B．0∶1∶12C．14∶13∶12D．14∶13∶2【探究點】1.酸或堿，加水稀釋后溶液的pH值（1）強酸的稀釋將pH=3的鹽酸加水稀釋到100倍，稀釋后溶液的pH變為將pH=3的醋酸加水稀釋到100倍，稀釋后溶液的pH（2）強堿的稀釋將pH=11的NaOH溶液加水稀釋到100倍，稀釋后溶液的pH變為將pH=11的氨水，加水稀釋到100倍，稀釋后溶液的pH【點撥】在稀釋的過程中，強電解質的PH值變化程度2.無限稀釋后，溶液PH值的計算(1)將PH值=5的鹽酸，加水稀釋1000倍，則稀釋后溶液的PH值7(2)將PH值=9的鹽酸，加水稀釋1000倍，則稀釋后溶液的PH值7【點撥】酸、堿溶液無限稀釋時，pH只能接近7，但酸不能大于7，堿不能小于7【課堂檢測】1．分析下列酸溶液稀釋后的pH(1)pH＝3的鹽酸，若加水稀釋10倍，其pH為；若加水稀釋10n倍，其pH為。(2)pH＝3的醋酸溶液，加水稀釋10倍，其pH大小范圍應是。(3)pH＝11的氫氧化鈉溶液，若加水稀釋10倍，其pH為；若加水稀釋10n倍，其pH為。(4)pH＝11的氨水，若加水稀釋10n倍，其pH大小范圍應是。2．pH＝2的A、B兩種酸溶液各1mL，分別加水稀釋到1000mL，其pH與溶液體積的關系如右圖所示。回答下列問題：(1)若a＝5，則A為________酸，B為________酸(填“強”或“弱”)，若再稀釋1000倍，則A的pH7(2)若A、B都是弱酸，則a的范圍是________。[自我總結]

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4課時）[課標要求目標]掌握酸堿中和滴定的原理。掌握酸堿中和滴定的操作方法。[核心素養目標]1.掌握酸堿中和滴定的操作方法和誤差分析，發展“科學探究與創新意識”學科核心素養。2.了解滴定曲線的意義，發展“變化觀念與平衡思想”學科核心素養。[重點難點]酸堿中和滴定的實驗操作、計算方法和誤差分析。中和滴定概念和原理：（一）概念：利用中和反應，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。（二）原理：1、中和反應實質：H++OH=H2O(填離子方程式)。2、原理：酸提供的H＋與堿提供的OH－的物質的量相等。即c(H+)·V(酸)=c(OH)·V(堿)(均為強電解質)。實驗所需要的儀器：（展示酸堿式滴定管，閱讀P91“實驗儀器使用說明”）1、儀器：錐形瓶、酸式滴定管、堿式滴定管、pH計、滴定管夾、鐵架臺。儀器a是酸式滴定管，可盛裝的溶液酸性溶液、中性溶液、強氧化性溶液儀器b是堿式滴定管，盛裝的溶液堿性溶液、中性溶液、非氧化性溶液。2、滴定管的使用方法①查漏：使用滴定管前，首先要檢查是否完好、漏液。②潤洗：滴定管加入酸、堿反應液之前，先用蒸餾水洗滌干凈，然后分別用盛裝溶液潤洗23遍。③裝液：分別將酸、堿反應液加入酸式、堿式滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2～3mL處。④調液：調節活塞或玻璃球，使滴定管尖嘴部分充滿反應液，并使液面處于“0”或“0”刻度以下。二、酸堿中和滴定的操作1、在前期準備完畢后，按照操作要領向酸式滴定管中加入未知濃度的HCl溶液，靜置片刻后，記錄液面刻度為“0”。旋轉活塞，向錐形瓶中放入20.00mL鹽酸，則液面刻度為20.00時關閉活塞。①錐形瓶需用該待測鹽酸潤洗嗎？為什么？不需要。潤洗時會有HCl溶液殘留在錐形瓶內，使取的HCl溶液體積大于20.00mL。②應該如何做才能做到準確讀數？為什么要靜置片刻后才能讀數？讀數時，視線與凹液面的最低點相平。靜置片刻后讀數是為了保證滴定管內壁的附著的溶液全部流下來。2、向錐形瓶中加入2～3滴酚酞做指示劑，此時溶液呈無色。當滴入最后一滴NaOH溶液后，溶液剛好變為紅色且30s內不褪色時，停止滴加。①如何選擇指示劑？顏色變化明顯；變色范圍窄；生成的鹽溶液的酸堿性。②判斷滴定時，為何要等半分鐘？使鹽酸與氫氧化鈉溶液充分反應。3、按照操作要領向堿式滴定管中加入0.1000mol/L的NaOH溶液，靜置片刻后，記錄液面刻度V1，向2中錐形瓶內逐滴滴加0.1000mol/L的NaOH溶液，直到溶液變色后停止滴加，靜置30s后，記錄液面刻度V2。滴定過程中，眼睛應注視錐形瓶中溶液顏色的變化、滴定快慢（一滴一滴地滴入，不可成股流下）。4、為保證測定的準確性，上述滴定操作應該重復2～3次，算出鹽酸濃度的平均值。實驗編號標準NaOH溶液的濃度（mol·L－1）標準NaOH溶液的體積（mL）待測鹽酸的體積（mL）待測鹽酸的濃度（mol·L－1）V1V2V2－V1計算值平均值10.1000019.9519.9520.000.10030.100020.1000020.0520.0520.000.099730.1000024.0024.0020.00誤差太大，舍去。5、數據處理：待測液HCl溶液的濃度為：[課堂練習]1.用0.1026mol/L的鹽酸滴定25.00mL未知濃度的氫氧化鈉溶液，滴定達終點時，滴定管中的液面如圖所示，正確的讀數為()A．22.30mLB．22.35mLC．23.65mL D．23.70mL下列說法正確的是()A.用圖示儀器Ⅰ準確量取25.00mL酸性KMnO4溶液B.裝置Ⅱ可用于已知濃度的氫氧化鈉溶液測定未知濃度鹽酸的實驗C.量筒“0”刻度在底部，滴定管的“0”刻度在接近尖嘴處D.在向滴定管中加液體時，不一定每次都把液面調到“0”刻度

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5課時）[課標要求目標]掌握酸堿中和滴定的操作方法。掌握酸堿中和滴定的數據處理及有關計算。[核心素養目標]1.掌握酸堿中和滴定的操作方法和誤差分析，發展“科學探究與創新意識”學科核心素養。2.了解滴定曲線的意義，發展“變化觀念與平衡思想”學科核心素養。[重點難點]酸堿中和滴定的實驗操作、計算方法和誤差分析。一、復習酸堿中和滴定的實驗操作（以氫氧化鈉滴定鹽酸為例）（1）實驗儀器：錐形瓶：水洗、裝待測液，加指示劑滴定管的使用：驗漏、水洗、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面，初始讀數注意：滴定管可用于準確量取一定體積的溶液，讀數精確到0.01。滴定管上、下端都有一段沒刻度。兩次讀數的差值是所用溶液的體積。如有一支50ml酸式滴定管，當所盛溶液，液面在10.00ml刻度處，把滴定管中的溶液全部流下排出，承接在量筒中，量筒內溶液的體積大于40ml。排氣泡的方法：除去酸式滴定管內部的氣泡，應快速放液以趕走氣泡；除去堿式滴定管內部的氣泡，可以將尖嘴部分斜向上彎曲45度，擠壓玻璃球，快速放液以趕走氣泡。（2）滴定過程：左手滴定右手搖，眼睛注視錐形瓶內溶液顏色變化；終點的現象：當滴入最后一滴X溶液，顏色由X變成X色，且在半分鐘內不恢復。二、實驗誤差分析操作及讀數誤差分析儀器的洗滌或潤洗未用標準液潤洗滴定管偏大未用待測液潤洗移液管或所用的滴定管偏小用待測液潤洗錐形瓶偏大洗滌后錐形瓶未干燥無影響滴定時濺出液體標準液漏滴在錐形瓶外一滴偏大待測液濺出錐形瓶外一滴偏小將移液管下部的殘留液吹入錐形瓶偏大尖嘴處有氣泡滴前有氣泡，滴后無氣泡偏大讀數不正確滴前仰視，滴后平視偏小滴前平視，滴后仰視偏大滴前仰視，滴后俯視偏小到達終點后，滴定管尖嘴處懸一滴標準液偏大【注意】利用計算公式分析鹽酸濃度的誤差，所有的誤差都歸結為對V(NaOH)的影響[課堂練習]1.①堿式滴定管沒有用堿潤洗偏大②酸式滴定管沒有用酸潤洗偏小③滴定前錐形瓶中有少量水無影響④錐形瓶用待測液潤洗偏大⑤起始讀數正確，達到滴定終點仰視讀數偏小⑥達終點后，滴定管尖嘴處懸一滴標準液偏大⑦滴定前堿式滴定管下端有氣泡，滴定終點氣泡消失偏大⑧錐形瓶中顏色由無色變紅色，立即記錄終點讀數后，溶液又恢復無色偏小2.下列錯誤操作中，能造成中和滴定結果偏低的是()A.用滴定管量取標準液時，開始時平視，滴定后仰視B.盛標準液的滴定管尖嘴部分有氣泡未排出就開始滴定C.往錐形瓶中加待測液時，對滴定管讀數，