化学 选修四 全书教案原创

HI△H＜0，其平衡常数跟温度有如下关系：请据表分析，平衡常数与反应的热效应有什么关系？T(K)623698763K66.954.445.9⑶利用K可判断反应的热效应：EQ\B\lc\{(\a\al(若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应,若升高温度，K值减小，则正反应为放热反应,))【练习】教学反思：第一节弱电解质的电离知识目标1.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡及影响因素，了解酸碱电离理论。2.使学生了解电离平衡常数及其意义。能力目标1、能从物质分类和结构上加以理解电解质与非电解质、强弱电解质2、从理论及实验角度辨析强弱电解质重点电离平衡的建立与电离平衡的移动，从化学平衡的建立和化学平衡的移动理论认识电离平衡的建立与电离平衡的移动。难点外界条件对电离平衡的影响强弱电解质的辨析教学过程教学步骤、内容师生活动[提问]什么是电解质？什么是非电解质？[回答]在水溶液或熔化状态下能导电的化合物叫电解质。[投影］请大家根据电解质的概念，讨论以下几种说法是否正确，并说明原因。1.石墨能导电，所以是电解质。2.由于BaSO4不溶于水，所以不是电解质。3.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。4.SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。【板书】[学与问］酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子，不同的电解质电离程度是否有区别？[回答]有区别，电解质有强弱之分。[板书]第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离[思考]盐酸与醋酸是生活中常用的酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁和去除水垢，为什么不用盐酸代替醋酸呢？[回答]醋酸腐蚀性比盐酸小，酸性弱。[追问]醋酸的去水垢能力不如盐酸强，除浓度之外是否还有其它因素？[实验]3-1：体积相同，氢离子浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条反应，并测量溶液的pH值。1mol/LHCl1mol/LCH3COOH与镁条反应现象溶液的pH值[实验结果]开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，pH值盐酸为1，醋酸小于1[小组探讨]反应现象及pH值不同的原因？[汇报]探讨结果：开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，说明1mol/LHCl中氢离子浓度大，即氢离子浓度为1mol/L，说明HCl完全电离；而开始1mol/LCH3COOH与镁条反应较慢，说明其氢离子浓度较盐酸小，即小于1mol/L，说明醋酸在水中部分电离。HCl是强电解质，CH3COOH是弱电解质。[阅读40页图]两溶液中存在的粒子有哪些？［提问］什么叫强电解质？什么叫弱电解质？［板书］一、强弱电解质在水溶液里全部电离成离子的电解质叫强电解质；如强酸、强碱、绝大多数盐。只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。如弱酸、弱减、水。［过渡］勒沙特列原理不仅可用来判断化学平衡的移动方向，而且适用于一切动态平衡，当然也适用于电离平衡，像我们刚才提到的体积相同，浓度相同的盐酸和醋酸分别与足量的镁条反应，氢气谁多？请同学们想一想如何从电离平衡的移动去解释？[板书]二、弱电解质的电离[回答］因为HCl不存在电离平衡，CH3COOH存在电离平衡，随着H＋的消耗，CH3COOH的电离平衡发生移动，使H＋得到补充，所以最终得到氢气一样多。［提问］请大家再回答一个问题：CH3COO－和H+在溶液中能否大量共存？［回答］不能。［讲解］我们知道，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH3COOH会电离成CH3COO－和H＋，与此同时，电离出的CH3COO－和H+又会结合成CH3COOH分子，随着CH3COOH分子的电离，CH3COOH分子的浓度逐渐减小，而CH3COO－和H+浓度会逐渐增大，所以CH3COOH的电离速率会逐渐减小，CH3COO－和H+结合成CH3COOH分子的速率逐渐增大，即CH3COOH的电离过程是可逆的。[板书]1、CH3COOHCH3COO－+H＋［接着讲述］在醋酸电离成离子的同时，离子又在重新结合成分子。当分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率时，就达到了电离平衡状态。这一平衡的建立过程，同样可以用速率—时间图来描述。［板书］弱电解质电离平衡状态建立示意图［归纳］请同学们根据上图的特点，结合化学平衡的概念，说一下什么叫电离平衡。［学生叙述，教师板书］2、在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。完成书中41页思考与交流［提问］电离平衡也属于一种化学平衡，则电离平衡状态有何特征？［学生讨论后回答］逆：对象--弱电解质；等；动定：达电离平衡时，离子和分子共存，其浓度不再发生变化；变：［提问］哪些条件改变可引起化学平衡移动？［回答］浓度、温度、压强。［投影］在氨水中存在电离平衡：NH3·H2ONH4＋+OH－下列几种情况能否引起电离平衡移动？向哪个方向移动？①加NH4Cl固体②加NaOH溶液③加HCl④加CH3COOH溶液⑤加热⑥加水⑦加压［答案］①逆向移动②逆向移动③正向移动④正向移动⑤正向移动⑥正向移动⑦不移动［讲述］加水时，会使单位体积内NH3·H2O分子、NH4＋、OH－粒子数均减少，根据勒沙特列原理，平衡会向粒子数增多的方向，即正向移动。但此时溶液中的NH4＋及OH－浓度与原平衡相比却减小了，这是为什么呢？请根据勒夏特列原理说明。[回答］因为根据勒沙特列原理，平衡移动只会“减弱”外界条件的改变，而不能“消除”。[板书]3、影响因素：浓度（1）同离子效应：加入含相同离子的强电解质，逆向移动（2）化学反应：加入能某种离子反应的物质，正向移动（3）加水稀释，正向移动，电离程度增大，但各微粒浓度均减小（越稀越电离）温度：越热越电离条件改变移动方向C（H+）C(CH3COOH)导电性K升温CH3COONa(s)浓盐酸NaOH(S)NaCO3NaCl加水加冰醋酸[练习2]由于弱电解质存在电离平衡，因此弱电解质的电离方程式的书写与强电解质不同。试写出下列物质的电离方程式：1、H2CO32、H2S3、NaHCO34、NaHSO45、HClO6、Fe(OH)37Al(OH)38Ca(OH)2[板书]4、电离方程式强电解质用“=”弱电解质用=1\*GB3①多元弱酸分步电离，以第一步为主=2\*GB3②多元弱碱分步电离，习惯上合并书写[过渡］氢硫酸和次氯酸都是弱酸，则它们的酸性谁略强一些呢？那就要看谁的电离程度大了，弱酸电离程度的大小可用电离平衡常数来衡量。［板书］三、电离平衡常数［讲述］对于弱电解质，一定条件下达到电离平衡时，各组分浓度间有一定的关系，就像化学平衡常数一样。［讲述］弱酸的电离平衡常数一般用Ka表示，弱碱用Kb表示。请写出CH3COOH和NH3·H2O的电离平衡常数表达式1、［学生活动］Ka=Kb=［讲解］从电离平衡常数的表达式可以看出，分子越大，分母越小，则电离平衡常数越大，即2、弱电解质的电离程度越大，电离平衡常数越大，因此，电离平衡常数可用来衡量弱电解质相对强弱。则，用电离平衡常数来比较电解质相对强弱时，要注意什么问题呢？［启发］电离平衡常数和化学平衡常数一样，其3、数值随温度改变而改变，但与浓度无关。电离平衡常数要在相同温度下比较。[实验]3－2：向两支分别盛有0.1mol/LCH3COOH和硼酸的试管中加入等浓度的碳酸钠溶液，观察现象。[结论]酸性：CH3COOH>碳酸>硼酸。［讲述］3、多元弱酸分步电离，每步都有各自的电离平衡常数，则各步电离平衡常数之间有什么关系？多元弱酸与其他酸比较相对强弱时，用哪一步电离平衡常数来比较呢？请同学们阅读课本43有关内容。［学生看书后回答］多元弱酸电离平衡常数：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步电离决定。［讲述］请打开书43页，从表3－1中25℃时一些弱酸电离平衡常数数值，比较相对强弱。［回答］草酸>磷酸>柠檬酸>碳酸。［讲述］对于多元弱碱的电离情况与多元弱酸相似，其碱性由第一步电离的电离平衡常数决定。［小结并板书］1.电离平衡常数的意义：判断弱酸、弱碱的相对强弱。2.温度升高电离平衡常数增大，但浓度改变电离常数不变。3.多元弱酸、多元弱碱分步电离，K1＞K2＞K3……，酸性或碱性由K1决定。教学反思第二节水的电离和溶液的酸碱性知识目标1.1知道水的离子积常数Kw及其与温度的关系。1.2了解溶液的pH、溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度大小、溶液酸碱性三者之间的关系。1.3知道pH与c(H+)的定量关系，能进行溶液pH的简单计算。能力目标2.1初步掌握测定溶液pH的方法2.2了解酸碱中和滴定的原理；学会使用滴定管，能利用中和滴定法测定强酸或强碱溶液的浓度；了解酸碱中和过程中溶液pH的变化规律。2.3知道溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要应用。重点溶液的酸碱性及其定量表示方法，酸碱滴定的原理及操作难点溶液的酸碱性的定量表示方法，酸碱滴定的操作教学过程教学步骤、内容师生活动【引入】弱电解质醋酸的电离入手，提出问题——水是如何电离的？如何用实验证明水的电离过程？精确的纯水导电实验一．水的电离与水的离子积常数[教师]精确的纯水导电实验说明什么？[学生]水是一种极弱的电解质，电离方程式可表示为：1、H2O+H2OH3O++OH-或H2OH++OH-[教师]请用公式表述水的电离常数[学生]2、[分析]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Kww表示，即为水的离子积常数，简称水的离子积。Kw=c（H+）·c（OH—）由于250C时，c（H+）=c（OH—）=1×10-7mol/L所以250C时，Kw=c（H+）·c（OH—）=1×10-14[板书]3、影响水的电离平衡的因素[教师]情景1：观察下表的数据t(℃)0102025405090100Kw/10-140.1340.2920.6811.012.925.4738.055.0从以上数据中发现什么递变规律？以上数据说明温度与水的电离程度之间存在什么关系？[学生小结]升高温度，水的电离程度______，水的电离平衡向____移动，Kw_____。降低温度，水的电离程度______，水的电离平衡向____移动，Kw_____[板书]（1）水的电离是一个吸热过程，升高温度，促进水的电离。温度越高，Kw越大。Kw在一定温度下是个常数。【提问】常温下，0.1mol/L的盐酸中，Kw是否仍为常数？[教师]水的离子积Kw=[H+][OH-]=1×10-14不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。[教师]情景2：比较下列情况下，C(H+)和C(OH—)的值或变化趋势。纯水加入少量盐酸加入少量NaOHC(H+)C(OH—)C(H+)与C(OH—)大小比较[学生小结]：对于电离平衡H2OH++OH-中c(H+)c(OH-)c(H+)与c(OH-)大小比较Kw酸碱性水的电离平衡蒸馏水NaCl（s）加酸后加碱后[教师]情景3：有哪些方法可以抑制水的电离？[学生]加酸、加碱、降温。[教师小结]酸、碱由于电离产生的H＋或OH－对水的电离平衡起抑制作用，使水的电离程度减小，而某些盐溶液中由于Ac－、NH4＋等“弱离子”因结合水电离出的H＋或OH－能促进水的电离平衡（下一节介绍），使水的电离程度增大，但无论哪种情况，只要温度不变，KW就不变。(2)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，c(H+)与c(OH—)此增彼长，且Kw=c(H+)·c(OH—)不变。[教师]情景4：请计算（1）常温下，浓度为1×10-5mol/L的盐酸溶液中，c(OH--)为多少？由水电离产生的c(H+)是多少？（2）常温下，浓度为1×10-5mol/L的NaOH溶液中，C(H+)为多少？由水电离产生的c(OH-)是多少？（3）在常温下，由水电离产生的c(H+)=1×10-9mol/L的溶液，则该溶液的酸碱性如何？[引申]溶液中存在H+，溶液是否一定显酸性？判断溶液酸碱性强弱的依据是什么？[学生小结]4、溶液的酸碱性绝对依据相对依据（常温）酸性溶液：c(H+)______c(OH—)，c(H+)______1.0×10-7mol/L碱性溶液：c(H+)______c(OH—)，c(H+)______1.0×10-7mol/L中性溶液：c(H+)______c(OH—)，c(H+)______1.0×10-7mol/L二．c(H+)和c(OH-)与溶液酸碱性、pH的关系[教师]溶液的酸碱性如何表示？1、溶液的酸碱性可用c（H＋）与c（OH－）表示。2、c(H+)和c(OH-)都较小的稀溶液（＜1mol/L），化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱。1、定义：pH表示c(H+)的负对数，pH＝－lg[H＋]中性溶液c（H＋）＝1×10－7mol/LpH＝7酸性溶液c（H＋）＞1×10－7mol/LpH＜7碱性溶液c（H＋）＜1×10－7mol/LpH＞7适应范围：稀溶液，0～14之间；意义：酸性溶液中c（H＋）越大，酸性越强，pH越小；碱性溶液中c（OH－）越大，c（H＋）越小，pH越大，碱性越强。[教师]如何测定pH？2、pH的测定方法：粗略测定：（1）酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞常用酸碱指示剂及其变色范围：（2）pH试纸——最简单的方法。操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。注意：①事先不能用水湿润pH试纸；②只能读取整数值或范围精确测定：pH计三．pH的应用第二课时四．pH值的计算[教师]pH是氢离子浓度的负对数(室温)，pH=—lgc(H+)1——单一溶液[练习1][设计意图]强调c(H+)=n(H+)/V(aq)，pH=—lgc(H+)，[练习2][设计意图]强调pH值计算公式的变式：c(H+)=10-pH[巩固练习]1．同一浓度的强酸与弱酸的pH值的比较，如0.1mol/L的盐酸与0.1mol/L的醋酸的pH值的比较2．同一浓度的强碱与弱碱的pH值的比较，如0.1mol/L的NaOH溶液与0.1mol/L的氨水的pH值的比较3．同一pH值的强酸（如盐酸）与弱酸（如醋酸）的浓度比较：c(HCl)与c(HAc)的关系4．同一pH值的强碱（如NaOH溶液）与弱碱（如氨水）的浓度比较：c(NaOH)与c(NH3·H2O)的关系5．体积相同、pH相同的HCl溶液和CH3COOH溶液，与NaOH溶液中和时两者消耗NaOH的物质的量A．相同B．中和HCl的多C．中和CH3COOH的多D．无法比较[学生小结]强弱电解质酸溶液的浓度与氢离子浓度的比较[设计意图]应用强弱电解质的概念于pH值的计算，有助于新旧知识的联系与应用。2——强酸的稀释[练习3][设计意图]强调c(H+)降低为原先的1/10倍，pH上升一个单位3——强碱的稀释[练习4][设计意图]引入碱溶液的计算，强调可利用Kw常数计算溶液的c(H+)，且pH=—lgc(H+)；或求pOH。【小结】稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＝pH原＋n（但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原＋n（但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＝pH原－n（但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n（但始终不能小于或等于7）4——强酸、强碱的混合酸I+碱II完全中和：c（H+）=c（OH—）=1mol/L酸过量：c（H+）=碱过量：c（OH—）=[练习5]取80mLNaOH溶液加入到120mL盐酸中，所得溶液的pH为2。如果混合前NaOH溶液和盐酸的物质的量溶液浓度相同，则它们的浓度是多少？第三课时对于本部分内容是化学实验中为数不多的定量实验，为此采用的教学方法为实践式教学法，具体教学设计如下：1、定义：用已知物质的量的浓度的来测定未知浓度的的方法。2、原理：[教师]盐酸与NaOH溶液的酸碱中和反应的原理是什么？两者的定量关系是什么？[实验原理分析]c（H+）V（酸）=c（OH—）V（碱）[练习]1．10mL0.100mol/LHCl溶液与10mL0.100mol/LNaOH溶液反应后，溶液的pH值是多少？2．20mL0.100mol/LHCl溶液与10mL0.100mol/LNaOH溶液反应后，溶液的pH值是多少？3．10mL0.100mol/LHCl溶液与10mL0.200mol/LNaOH溶液反应后，溶液的pH值是多少？[设计意图]让学生理解与把握酸碱中和的定量关系，巩固pH值的计算。3、实验的关键:准确测量参加反应的两种溶液的体积。准确中和反应是否恰好完全反应。4、实验仪器及试剂:仪器:酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯、白纸、pH计。试剂：标准液、待测液、指示剂。5、指示剂的选择：⑴原则：①终点时，指示剂的颜色变化明显；②变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏。⑵常见指示剂变色范围甲基橙：（红）－3.1～橙色～4.4－（黄）酚酞：（无）－8.2～粉红色～10.0－(红)石蕊：（红）－5.0～紫色～8.0－（蓝）[练习]向20.00mL0.100mol/LHCl中滴加0.100mol/LNaOH溶液过程中，溶液的pH值变化如下，你发现了什么现象与规律，而在实际的中和滴定中，我们需要注意哪些方面？V(NaOH)/mL0.0010.0015.0018.0019.0019.9620.0020.0421.00pH1.01.21.82.32.63.9710.011.4[引导学生小结]在接近pH=7时，很少量的酸或碱的加入，就会引起溶液pH突变。[设计意图]通过数据建立滴定曲线，明白在接近终点时pH的变化，知道指示剂选择对滴定结果的影响。V（NaOH）0720mLV（NaOH）0720mL20mL7pHV（NaOH）0pHpHV（NaOH）0pHV（NaOH）0720mL20mL7pHV（NaOH）0图A图B图A图B图D图C[学生]图D图C[引申]进行酸碱中和滴定时，当滴定接近终点时，应注意哪些实验操作？[设计意图]让学生善于根据图中数据体会酸碱中和过程中pH值的变化趋势与变化快慢。[视频介绍]pH计、酸碱滴定管的使用[学生实验]实验测定酸碱反应曲线按照课本P50实践活动进行，教师讲解实验注意问题。6、实验步骤⑴检漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是否灵活；⑵洗涤润洗：用水洗净后，各用少量待装液润洗滴定管2－3次；⑶装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，使液面高于刻度2-3cm。⑷赶气泡：①酸式:快速放液；②碱式:橡皮管向上翘起。⑸调读数：调节滴定管中液面高度，在