陜西省石泉縣高中化學(xué) 第三章 水溶液中的離子平衡 3.2 水的電離和溶液的酸堿性教案 新人教版選修4.doc

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3.2水的電離和溶液的酸堿性 課標(biāo)依據(jù) 1．知道水的離子積常數(shù)，能進(jìn)行溶液pH的簡(jiǎn)單計(jì)算。 2．初步掌握測(cè)定溶液pH的方法，知道溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中的重要應(yīng)用。 教材分析 本節(jié)教材在弱電解質(zhì)電離平衡的基礎(chǔ)上，將水看成一種反應(yīng)物濃度不變的弱電解質(zhì)，從一般到特殊認(rèn)識(shí)水的電離平衡的特征（水的電離平衡和離子積），逐步認(rèn)識(shí)水溶液中離子濃度的特點(diǎn)（溶液的酸堿性），從定性到定量的研究其酸堿性（溶液pH的簡(jiǎn)單計(jì)算），最后考慮其應(yīng)用（中和滴定實(shí)驗(yàn)和應(yīng)用）。在方法上遵循從一般到特殊，從定性到定量，從簡(jiǎn)單到復(fù)雜的認(rèn)識(shí)觀。 學(xué)情分析 學(xué)生已經(jīng)知道了化學(xué)平衡常數(shù)的含義及應(yīng)用；能夠熟練應(yīng)用改變外界條件平衡移動(dòng)的一般規(guī)律；系統(tǒng)的掌握了水的電離、溶液的酸堿性等知識(shí)。具備提出問題，分析問題和解決問題的能力，適合開展實(shí)驗(yàn)探究、類比遷移、討論合作的學(xué)習(xí)方式。 三 維 學(xué) 目 標(biāo) 知識(shí)與能力： 1． 知道水是一種弱電解質(zhì)，外界條件會(huì)影響其電離平衡的移動(dòng) 2． 知道水的離子積常數(shù)不僅適用與純水，也適用于稀的電解質(zhì)溶液。 3． 了解測(cè)定溶液pH的方法有pH試紙測(cè)量（廣泛pH試紙和精密pH試紙）、pH計(jì)測(cè)量和酸堿滴定測(cè)量，了解各種方法的優(yōu)缺點(diǎn)及適用條件。 4． 掌握酸堿中和滴定的原理和操作方法，并能進(jìn)行誤差分析。 5． 能進(jìn)行溶液pH的簡(jiǎn)單計(jì)算；了解pH在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中的重要作用。 過程與方法： 1、經(jīng)歷對(duì)水的離子積常數(shù)的分析，加深對(duì)弱電解質(zhì)電離平衡的認(rèn)識(shí)，了解一般與特殊的辯證關(guān)系。 2、經(jīng)歷對(duì)溶液中H+和OH-濃度的變化對(duì)酸堿性的影響分析，體會(huì)對(duì)立統(tǒng)一及由量變到質(zhì)變的辯證思想。 3、通過親手操作酸堿滴定實(shí)驗(yàn)及誤差分析，體會(huì)操作原理對(duì)具體操作步驟和方法的指導(dǎo)作用，訓(xùn)練思維的有序性和嚴(yán)謹(jǐn)性。 情感態(tài)度與價(jià)值觀： 1、了解化學(xué)定量分析的方法，體驗(yàn)化學(xué)在科學(xué)研究中作用和地位，提高學(xué)生的科學(xué)素質(zhì)。 2、通過酸堿溶液中離子濃度對(duì)溶液性質(zhì)的影響，培養(yǎng)學(xué)生辯證唯物主義的世界觀和方法論。 教 學(xué) 重 難 點(diǎn) 教學(xué)重點(diǎn)：溶液的酸堿性及其定量表示方法，酸堿滴定的原理及操作 教學(xué)難點(diǎn)：溶液的酸堿性的定量表示方法，酸堿滴定的操作 教法 與 學(xué)法 實(shí)驗(yàn)探究法、比較法 教學(xué)資源 多媒體課件 教 學(xué) 過 程 設(shè) 計(jì) 師生活動(dòng) 設(shè)計(jì)意圖 批注 第一課時(shí) 【引入】 由復(fù)習(xí)強(qiáng)電解質(zhì)鹽酸的電離和弱電解質(zhì)醋酸的電離入手，提出問題——水是如何電離的？如何用實(shí)驗(yàn)證明水的電離過程？ 精確的純水導(dǎo)電實(shí)驗(yàn) 一．水的電離與水的離子積常數(shù) [教師] 精確的純水導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)說明什么？ [學(xué)生]水是一種極弱的電解質(zhì)，電離方程式可表示為： H2O+H2O H3O+ +OH- 或H2O H+ +OH- [教師]請(qǐng)用公式表述水的電離常數(shù) [學(xué)生] [分析]1L純水的物質(zhì)的量是556mol，經(jīng)實(shí)驗(yàn)測(cè)得250C時(shí)，發(fā)生電離的水只有110-7mol，二者相比，水的電離部分太小，可以忽略不計(jì)。因此電離前后水的物質(zhì)的量幾乎不變，可以視為常數(shù)，常數(shù)乘以常數(shù)必然為一個(gè)新的常數(shù)，用Kw w表示，即為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積。 Kw = c（H+）c（OH—） 由于250C時(shí)，c（H+）= c（OH—）= 110-7mol/L 所以250C時(shí)，Kw = c（H+）c（OH—）=110-14 [探究]影響水的電離平衡的因素 [教師]情景1：觀察下表的數(shù)據(jù) t(℃) 0 10 20 25 40 50 90 100 Kw/10-14 0.134 0.292 0.681 1.01 2.92 5.47 38.0 55.0 1） 從以上數(shù)據(jù)中發(fā)現(xiàn)什么遞變規(guī)律？ 2） 以上數(shù)據(jù)說明溫度與水的電離程度之間存在什么關(guān)系？ [學(xué)生小結(jié)]在 H2O H+ +OH-中， 升高溫度，水的電離程度______，水的電離平衡向____移動(dòng)，Kw_____。 降低溫度，水的電離程度______，水的電離平衡向____移動(dòng)，Kw_____ [PPT小結(jié)]溫度越高，Kw越大。 Kw在一定溫度下是個(gè)常數(shù)。 升高溫度，促進(jìn)水的電離。 水的電離是一個(gè)吸熱過程。 [教師]水的離子積Kw= [H+ ][OH-]=110-14不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。 [教師]情景2：比較下列情況下，C(H+) 和C(OH—)的值或變化趨勢(shì)。 純水 加入少量鹽酸 加入少量NaOH C(H+) C(OH—) C(H+) 與C(OH—)大小比較 [學(xué)生小結(jié)]：對(duì)于電離平衡　H2O 　　H+ +OH-中 c(H+) c(OH-) c(H+)與c(OH-)大小比較 Kw 酸堿性 水的電離平衡 蒸 餾 水 水 加酸 加堿 [教師]情景3：有哪些方法可以抑制水的電離？ [學(xué)生] 加酸、加堿、降溫。 [教師小結(jié)]酸、堿由于電離產(chǎn)生的H＋或OH－對(duì)水的電離平衡起抑制作用，使水的電離程度減小，而某些鹽溶液中由于Ac－、NH4＋等“弱離子”因結(jié)合水電離出的H＋或OH－能促進(jìn)水的電離平衡（下一節(jié)介紹），使水的電離程度增大，但無論哪種情況，只要溫度不變，KW就不變。 ①水中加酸或堿均抑制水的電離，但由水電離出的c（H+）與c（OH—）總是相等。 ②任何電解質(zhì)溶液中，H+與OH—總是共存，c(H+)與c(OH—)此增彼長(zhǎng)，且Kw = c(H+)c(OH—)不變。 [教師]情景4：請(qǐng)計(jì)算（1）常溫下，濃度為110-5 mol/L的鹽酸溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H+)是多（2）常溫下，濃度為110-5 mol/L的NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(OH-)是多少？ （3）在常溫下，由水電離產(chǎn)生的c(H+) =110-9 mol/L的溶液，則該溶液的酸堿性如何？ [引申]判斷溶液酸堿性強(qiáng)弱的依據(jù)是什么？ [學(xué)生小結(jié)]溶液的酸堿性 酸性溶液：c (H+) ______ c (OH—)， c (H+) ______ 1.010-7mol/L 堿性溶液：c (H+) ______ c (OH—) ，c (H+) ______ 1.010-7mol/L 中性溶液：c (H+) ______ c (OH—) ，c (H+) ______ 1.010-7mol/L 二．c(H+) 和 c(OH-) 與溶液酸堿性、pH的關(guān)系 [教師]溶液的酸堿性如何表示？ 1、溶液的酸堿性可用c（H＋）與c（OH－）表示。 2、c(H+) 和 c(OH-)都較小的稀溶液（＜1mol/L），化學(xué)上常采用pH來表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。pH表示c(H+)的負(fù)對(duì)數(shù)，pH＝－lg[H＋] 中性溶液c（H＋）＝110－7mol/L pH＝7 酸性溶液c（H＋）＞110－7mol/L pH＜7 堿性溶液c（H＋）＜110－7mol/L pH＞7 [小結(jié)]pH的適應(yīng)范圍：稀溶液，0～14之間； 酸性溶液中c（H＋）越大，酸性越強(qiáng)，pH越小；堿性溶液中c（OH－）越大，c（H＋）越小，pH越大，堿性越強(qiáng)。 [教師]如何測(cè)定pH？ pH的測(cè)定方法： 粗略測(cè)定：（1）酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞 常用酸堿指示劑及其變色范圍： 指示劑 變色范圍的pH 石蕊 ＜5紅色 5～8紫色 ＞8藍(lán)色 甲基橙 ＜3.1紅色 3.1～4.4橙色 ＞4.4黃色 酚酞 ＜8無色 8～10淺紅 ＞10紅色 （2）pH試紙 ——最簡(jiǎn)單的方法。 操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液點(diǎn)試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較讀數(shù)即可。 注意：①事先不能用水濕潤(rùn)pH試紙；②只能讀取整數(shù)值或范圍 精確測(cè)定：pH計(jì) 三．pH的應(yīng)用 第二課時(shí) 四．pH值的計(jì)算 [教師]pH是氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)(室溫) ，pH=—lg c(H+) pH值計(jì)算1—— 單一溶液 [練習(xí)1]取1mol/L的HCl溶液，其pH是多少？取1mol/L的硫酸，其pH是多少？ [練習(xí)2]1mLpH=3的HCl溶液，其c(H+)是多少？ [鞏固練習(xí)] 1．同一濃度的強(qiáng)酸與弱酸的pH值的比較，如0.1mol/L的鹽酸與0.1mol/L的醋酸的pH值的比較 2．同一濃度的強(qiáng)堿與弱堿的pH值的比較，如0.1mol/L的NaOH溶液與0.1mol/L的氨水的pH值的比較 3．同一pH值的強(qiáng)酸（如鹽酸）與弱酸（如醋酸）的濃度比較：c(HCl)與c(HAc)的關(guān)系 4．同一pH值的強(qiáng)堿（如NaOH溶液）與弱堿（如氨水）的濃度比較：c(NaOH)與c(NH3H2O)的關(guān)系 5．體積相同、pH相同的HCl溶液和CH3COOH溶液，與NaOH溶液中和時(shí)兩者消耗NaOH的物質(zhì)的量 A．相同 B．中和HCl的多 C．中和CH3COOH的多 D．無法比較 [學(xué)生小結(jié)]強(qiáng)弱電解質(zhì)酸溶液的濃度與氫離子濃度的比較 pH值計(jì)算2—— 強(qiáng)酸的稀釋 [練習(xí)3]1mLpH=3的HCl溶液加水稀釋到100mL后，溶液的pH是多少？ pH值計(jì)算3——強(qiáng)堿的稀釋 [練習(xí)4]取pH=12的NaOH溶液與水按1：99的體積比混合后，溶液的pH值是多少？ 【小結(jié)】稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律： 1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀＝pH原＋n （但始終不能大于或等于7） 2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH?。紁H原＋n （但始終不能大于或等于7） 3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH?。絧H原－n （但始終不能小于或等于7） 4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH?。緋H原－n （但始終不能小于或等于7） pH值計(jì)算4——強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的混合 酸I+堿II 完全中和：c（H+） = c（OH—） = 1mol/L 酸過量： c（H+）= 堿過量：c（OH—） = [練習(xí)5]取80mLNaOH溶液加入到120mL鹽酸中，所得溶液的pH為2。如果混合前NaOH溶液和鹽酸的物質(zhì)的量溶液濃度相同，則它們的濃度是多少？ 第三課時(shí) 對(duì)于本部分內(nèi)容是化學(xué)實(shí)驗(yàn)中為數(shù)不多的定量實(shí)驗(yàn)，為此采用的教學(xué)方法為實(shí)踐式教學(xué)法，具體教學(xué)設(shè)計(jì)如下： 1、定義：用已知物質(zhì)的量的濃度的 來測(cè)定未知濃度的 的方法。 2、原理： [教師] 鹽酸與NaOH溶液的酸堿中和反應(yīng)的原理是什么？?jī)烧叩亩筷P(guān)系是什么？ [實(shí)驗(yàn)原理分析]c（H+）V（酸）=c（OH—）V（堿） [練習(xí)]1．10mL0.100mol/L HCl溶液與10mL0.100mol/L NaOH溶液反應(yīng)后，溶液的pH值是多少？ 2．20mL0.100mol/L HCl溶液與10mL0.100mol/L NaOH溶液反應(yīng)后，溶液的pH值是多少？ 3．10mL0.100mol/L HCl溶液與10mL0.200mol/L NaOH溶液反應(yīng)后，溶液的pH值是多少？ 3、實(shí)驗(yàn)的關(guān)鍵: (1) 準(zhǔn)確測(cè)量參加反應(yīng)的兩種溶液的體積。 (2) 準(zhǔn)確中和反應(yīng)是否恰好完全反應(yīng)。 4、實(shí)驗(yàn)儀器及試劑: 儀器:酸式滴定管、堿式滴定管、錐形瓶、 鐵架臺(tái)、滴定管夾、燒杯、白紙、pH計(jì)。 試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測(cè)液、指示劑。 5、指示劑的選擇： ⑴原則：①終點(diǎn)時(shí)，指示劑的顏色變化明顯； ②變色范圍越窄越好，對(duì)溶液的酸堿性變化較靈敏。 ⑵常見指示劑變色范圍 甲基橙：（紅）－3.1～橙 色～4.4－（黃） 酚 酞：（無）－8.2～粉紅色～10.0－(紅) 石 蕊：（紅）－5.0～紫 色～8.0－（藍(lán)） [練習(xí)]向20.00mL 0.100mol/L HCl中滴加0.100mol/L NaOH溶液過程中，溶液的pH值變化如下，你發(fā)現(xiàn)了什么現(xiàn)象與規(guī)律，而在實(shí)際的中和滴定中，我們需要注意哪些方面？ V(NaOH)/mL 0.00 10.00 15.00 18.00 19.00 19.96 20.00 20.04 21.00 pH 1.0 1.2 1.8 2.3 2.6 3.9 7 10.0 11.4 [引導(dǎo)學(xué)生小結(jié)]在接近pH=7時(shí)，很少量的酸或堿的加入，就會(huì)引起溶液pH突變。 20mL 7 pH V（NaOH） 0 V（NaOH） 0 7 20mL pH [練習(xí)]以下哪一條曲線符合上述實(shí)驗(yàn)中過程的pH-V(NaOH)曲線 圖A 圖B pH V（NaOH） 0 7 20mL 圖C 圖D [學(xué)生]圖D [引申]進(jìn)行酸堿中和滴定時(shí)，當(dāng)?shù)味ń咏K點(diǎn)時(shí)，應(yīng)注意哪些實(shí)驗(yàn)操作？ [視頻介紹]pH計(jì)、酸堿滴定管的使用 [學(xué)生實(shí)驗(yàn)] 實(shí)驗(yàn)測(cè)定酸堿反應(yīng)曲線 按照課本P50實(shí)踐活動(dòng)進(jìn)行，教師講解實(shí)驗(yàn)注意問題。 6、實(shí)驗(yàn)步驟 ⑴檢漏：檢查兩滴定管是否漏水、堵塞和活塞轉(zhuǎn)動(dòng)是否靈活； ⑵洗滌潤(rùn)洗：用水洗凈后，各用少量待裝液潤(rùn)洗滴定管2－3次； ⑶裝液：用傾倒法將鹽酸、氫氧化鈉溶液注入酸、堿滴定管中，使液面高于刻度2-3cm。 ⑷趕氣泡：①酸式:快速放液；②堿式:橡皮管向上翹起。 ⑸調(diào)讀數(shù)：調(diào)節(jié)滴定管中液面高度，在“0－1”ml之間，并記下讀數(shù)。 ⑹取液：①?gòu)膲A式滴定管中放出25.00ml氫氧化鈉溶液于錐形瓶中；②滴入2滴酚酞試液，將錐形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底襯一張白紙。 ⑺滴定：左手控制酸式滴定管活塞，右手拿住錐形瓶瓶頸，邊滴入鹽酸，邊不斷順時(shí)針方向搖動(dòng)，眼睛要始終注視錐形瓶溶液的顏色變化。 ⑻記讀數(shù)：當(dāng)看到加一滴鹽酸時(shí)，錐形瓶中溶液紅色突變無色時(shí)，停止滴定，準(zhǔn)確記下鹽酸讀數(shù)，并準(zhǔn)確求得滴定用去的鹽酸體積。 ⑼算：整理數(shù)據(jù)進(jìn)行計(jì)算。 【學(xué)生】書寫實(shí)驗(yàn)記錄，并對(duì)實(shí)驗(yàn)結(jié)果進(jìn)行分析。 [設(shè)計(jì)意圖]通過學(xué)生的實(shí)踐活動(dòng)，對(duì)中和滴定的操作和實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)的處理有初步了解，為下一步教學(xué)活動(dòng)做知識(shí)準(zhǔn)備。 7、誤差分析 下面是用標(biāo)準(zhǔn)酸滴定待測(cè)堿而引起的結(jié)果變化情況 ，在實(shí)驗(yàn)時(shí)若出現(xiàn)下列情況，對(duì)實(shí)驗(yàn)結(jié)果有什么影響？ 實(shí)驗(yàn)操作情況 對(duì)c堿的影響 ①開始滴定時(shí)滴定管尖嘴處留有氣泡 偏 ②讀數(shù)開始時(shí)仰視，終止時(shí)俯視 偏 ③到滴定終點(diǎn)時(shí)尚有一滴酸掛在滴定管尖嘴外而未滴入錐瓶 偏 ④洗凈的酸管未用標(biāo)準(zhǔn)液潤(rùn)洗 偏 ⑤洗凈的錐瓶用待測(cè)堿潤(rùn)洗 偏 ⑥不小心將標(biāo)準(zhǔn)液滴至錐瓶外 偏 ⑦不小心將待測(cè)堿液濺至錐瓶外 偏 ⑧滴定前向錐形瓶中加入10 mL蒸餾水，其余操作正常 【鞏固練習(xí)】 [問題1]滴定管的種類有幾種？使用時(shí)要注意哪些問題？為什么？ [問題2]怎樣檢查滴定管是否漏液？如何排凈滴定管中的氣泡？如何潤(rùn)洗滴定管？怎樣讀取數(shù)據(jù)？ [問題3]在實(shí)驗(yàn)室進(jìn)行實(shí)驗(yàn)時(shí)，為什么要把初始液面調(diào)至“0”或“0”刻度以下？將一個(gè)量程為25mL 的滴定管中液面在“0”刻度的溶液全部放入量筒中，溶液的體積為：（A）大于25mL（B）等于25mL（C）小于25mL，為什么？ [教師小結(jié)] 從運(yùn)用已學(xué)知識(shí)分析、推導(dǎo)新知識(shí)入手，減少學(xué)生的陌生感，做好知識(shí)的鋪墊。 通過探究，討論得到影響水的電離平衡的影響因素，完成教學(xué)目標(biāo)3 加深對(duì)水的離子積常數(shù)Kw的認(rèn)識(shí)與理解，為Kw在酸堿溶液中的應(yīng)用做好準(zhǔn)備。 強(qiáng)調(diào) c(H+)=n (H+)/V(aq) ， pH=—lg c(H+)， 強(qiáng)調(diào)pH值計(jì)算公式的變式： c(H+)=10-pH 應(yīng)用強(qiáng)弱電解質(zhì)的概念于pH值的計(jì)算，有助于新舊知識(shí)的聯(lián)系與應(yīng)用。 強(qiáng)調(diào) c(H+)降低為原先的1/10倍，pH上升一個(gè)單位 引入堿溶液的計(jì)算，強(qiáng)調(diào)可利用Kw常數(shù)計(jì)算溶液的c(H+)，且pH=—lg c(H+)；或求pOH。 讓學(xué)生理解與把握酸堿中和的定量關(guān)系，鞏固pH值的計(jì)算。 通過數(shù)據(jù)建立滴定曲線，明白在接近終點(diǎn)時(shí)pH的變化，知道指示劑選擇對(duì)滴定結(jié)果的影響。 讓學(xué)生善于根據(jù)圖中數(shù)據(jù)體會(huì)酸堿中和過程中pH值的變化趨勢(shì)與變化快慢。 將知識(shí)進(jìn)行歸納整理，應(yīng)用實(shí)驗(yàn)解決實(shí)際問題。 當(dāng)堂檢測(cè) 有效練習(xí) 1．同一濃度的強(qiáng)酸與弱酸的pH值的比較，如0.1mol/L的鹽酸與0.1mol/L的醋酸的pH值的比較 2．同一濃度的強(qiáng)堿與弱堿的pH值的比較，如0.1mol/L的NaOH溶液與0.1mol/L的氨水的pH值的比較 3．同一pH值的強(qiáng)酸（如鹽酸）與弱酸（如醋酸）的濃度比較：c(HCl)與c(HAc)的關(guān)系 4．同一pH值的強(qiáng)堿（如NaOH溶液）與弱堿（如氨水）的濃度比較：c(NaOH)與c(NH3H2O)的關(guān)系 5．體積相同、pH相同的HCl溶液和CH3COOH溶液，與NaOH溶液中和時(shí)兩者消耗NaOH的物質(zhì)的量 A．相同 B．中和HCl的多 C．中和CH3COOH的多 D．無法比較 6、取80mLNaOH溶液加入到120mL鹽酸中，所得溶液的pH為2。如果混合前NaOH溶液和鹽酸的物質(zhì)的量溶液濃度相同，則它們的濃度是多少？ 板書設(shè)計(jì) 三、有關(guān)溶液pH的計(jì)算 （一）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿自相或互相混合（體積變化忽略不計(jì)） （1）酸I+酸II [H+] = (2)堿I+堿II [OH-] = （3）酸I+堿II 完全中和：[H+] = [OH-] = 1mol/L 酸過量： [H+]= 堿過量：[OH-] = (二)溶液酸堿性pH計(jì)算經(jīng)驗(yàn)規(guī)律 （1）兩強(qiáng)酸等體積混合 混合后的pH=小的+0.3 (2)兩強(qiáng)堿等體積混合 混合后的pH=大的—0.3 (3)當(dāng)按所給反應(yīng)物質(zhì)的量之比計(jì)算時(shí)，酸堿不論強(qiáng)弱，誰(shuí)大誰(shuí)過剩，溶液呈誰(shuí)性。 （4）酸堿等體積混合①pH = 2 某酸與pH = 12 某堿混合pH難定②pH = 4 某酸與pH = 10 NaOH混合 pH≤7③pH = 4 H2SO4與pH = 10 某堿混合pH≥7④0.01mol/L pH = 2 一元酸與0.1mol/L pH = 12一元堿混合pH = 7 (5) pH 減小一個(gè)單位，[H+]擴(kuò)大為原來的10倍。 PH增大2個(gè)單位，[H+]減為原來的1/100 （6）稀釋規(guī)律：分別加水稀釋m倍時(shí)，溶液的物質(zhì)的量的濃度均變?yōu)樵瓉淼?1/m , 強(qiáng)酸中c（H+）變?yōu)樵瓉淼?/m ,但弱酸中c（H+）減小 小于m倍，故稀釋后弱酸酸性強(qiáng)于強(qiáng)酸。 教學(xué)反思 第一課時(shí)： 溶液的酸堿性涉及的內(nèi)容較多，其中有酸、堿的電離的問題、還有鹽的水解問題，學(xué)生往往抓不住問題的本質(zhì)而產(chǎn)生混淆。該內(nèi)容是復(fù)習(xí)中的一個(gè)重點(diǎn)和難點(diǎn)。 第二課時(shí)： 溶液的酸堿性盡管復(fù)雜多變，但都和水的電離有關(guān)，水的電離是溶液酸堿性的基礎(chǔ)、母體和載體。離開了水的電離談溶液的酸堿性，就變成了“無水之源”。抓住了水的電離，不管外加物質(zhì)對(duì)水的電離平衡的如何影響，但水電離的氫離子一定等于氫氧根離子，這就抓住了問題的本質(zhì)。這是突破這一難點(diǎn)的重要策略。 第三課時(shí)： 從教學(xué)實(shí)際中我體會(huì)到，教學(xué)要精心設(shè)計(jì)，多方面準(zhǔn)備，靈活實(shí)施，才會(huì)真正落實(shí)教學(xué)的有效性。今后我將以有效課堂教學(xué)設(shè)計(jì)為突破口，不斷提高課堂教學(xué)的有效性。 備注