水的幼兒園教案
作為一名為他人授業(yè)解惑的教育工作者，有必要進行細致的教案準備工作，編寫教案有利于我們準確把握教材的重點與難點，進而選擇恰當的教學方法。那么大家知道正規(guī)的教案是怎么寫的嗎？以下是小編整理的水的幼兒園教案，歡迎大家分享。
水的幼兒園教案1
【考試說明要求】
1.了解水的電離和水的離子積常數；
2.了解溶液PH的定義，能進行PH的簡單計算。
【基礎知識梳理】
一、水的電離
1、水是一種電解質，其電離方程式為，水的離子積Kw＝
Kw只隨溫度變化而不隨濃度變化，水的電離是熱過程，25℃時，Kw=
2、影響水的電離平衡的因素
⑴溫度⑵酸、堿
�、且姿獾柠}
【思考】分析下列條件的改變對水的電離平衡的影響：
項目
條件平衡移
動方向C(H+)
變化C(OH－)
變化C(H+)與C(OH－)
大小比較Kw溶液
酸堿性
升溫
加入少量H2SO4
加入少量NaOH
加入少量Na2CO3
加入少量FeCl3
【例1】純水在25℃和80℃時的H+濃度，前后兩個量的大小關系為( )
A.大于B.等于C.小于D.不能確定
二、溶液的酸堿性和pH
1、溶液的酸堿性取決于溶液中_________和__________的相對大小。
酸性溶液：C(H+)_____C(OH－)，中性溶液：C(H+)___C(OH－)，堿性溶液：C(H+)__C(OH－)
2．（1）pH＝_______________，pH大小反映了溶液中__________濃度大小，即反映溶液的_______性強弱。
（2）25℃時，酸性溶液：pH_____，中性溶液：pH_____，堿性溶液：pH_____。
�。�3）同種溶質的稀溶液：c(酸)越大，酸性越_____，pH越_____；c(堿)越大，堿性越_____，pH越_____。
�。�4）相同pH的酸(或堿)，若酸(或堿)越弱，其物質的量濃度越____。
【思考】判斷下列說法是否正確？(對的打√，錯誤打×)
�、舙H=0的溶液中C(H+)＝0( )
�、苝H相同鹽酸和硫酸分別中和一定量氫氧化鈉溶液，消耗兩種酸體積比為2∶1（）
�、莗H相同的氨水和NaOH溶液中和等量的鹽酸時，消耗兩種堿體積比為1∶1( )
�、萷H=5的鹽酸10mL加水稀釋至1000mL后pH=7( )
⑸100℃時純水的pH=6，則100℃時純水顯酸性( )
�、蕄H=4.3的硫酸和pH=9.7的氫氧化鈉溶液中水的電離程度近似相等( )
3.pH的計算
①已知酸堿濃度求pH②稀釋計算③混合計算
【例2】⑴求pH=4的鹽酸與水等體積混合后溶液的pH
�、魄髉H=12的Ba(OH)2溶液與水以體積比2∶3混合后溶液的pH
�、浅叵�，重水離子積常數為1.6×10－15，則0.001mol/LNaOD重水溶液1mL加重水稀釋至10L后溶液的pD
�、惹髉H=4、pH=6的兩種強酸溶液混合后溶液的'pH=5時的體積比
�、汕髉H=8的強堿溶液100mL和pH=9的強堿溶液300mL混合后溶液的pH
⑹求0.1mol/LHCl800mL和0.1mol/LNaOH200mL混合后溶液的pH
�、说润w積的pH=4的鹽酸與醋酸加水稀釋到pH=5，加水體積：前者_______后者。
4.pH的測定方法：①pH試紙；②酸堿指示劑；③pH計等。
【注意】使用pH試紙的方法：。
【思考】若用濕潤的pH試紙測定下列溶液的pH，與實際相比，結果如何變化？
�、冫}酸溶液②乙酸溶液③氯化鈉溶液④氫氧化鈉溶液
若原鹽酸和乙酸的pH相同，則產生的誤差更大。
【例3】某溫度（t℃）時，水的離子積為Kw=1×10-13，則該溫度（選填大于、小于或等于）25℃，其理由是
若將此溫度下pH=11的苛性鈉溶液aL與pH=1的稀硫酸bL混合（設混合后溶液體積的微小變化忽略不計），試通過計算填寫以下不同情況時兩溶液的體積比：
（1）若所得混合液為中性，則a：b=：；此溶液中各種離子的濃度由大到小排列順序是。
（2）若所得混合液的pH=2，則a：b=：；此溶液中各種離子的濃度由大到小排列順序是。
水的幼兒園教案2
水的電離分為兩部分：水的離子積和電離平衡的影響因素。可以從水是一種極弱的電解質，弱電解質的電離引入，接下來對水的離子積進行講解，包括公式、適用范圍及影響因素(溫度)。接下來是影響電離平衡的因素，可通過引導分析的方式分析出溫度、加酸堿及可水解的鹽的影響及原因，這個地方可以對比記憶：直接加氫或氫氧根，抑制水電離；加可水解的鹽，促進水電離。
水溶液中H+與OH-的濃度是相等的，但是大多數溶液中二者是不相等的，就會顯示酸性或者堿性。接下來看一下溶液的酸堿性(過渡)。這一部分的講解可以從溶液酸堿性判斷的依據及酸堿性強弱的表示方法兩個方面進行講解。在用PH來表示溶液的酸堿性強弱的部分，除了講解講義上的PH的測定方法及常見酸堿指示劑及其的變色范圍之外還應再擴展一部分——PH的計算方法。
計算方法分為五種情況：
1.單一酸堿溶液，直接根據公式、已知濃度進行計算。
2.稀釋，這種情況要注意酸堿無限稀釋，PH會無限接近于7但是不會跨越7。講解后注意跟20xx年上半年教資真題相結合。
3.酸酸混合，注意混合后氫離子的濃度。
4.堿堿混合，注意先計算混合后OH-的濃度，然后根據水的離子積換算出H+的濃度，再進行PH的計算。
5.酸堿混合，根據混合后的結果又分為三種情況：中性、酸性、堿性。混合后為酸性的，根據H+濃度的變化進行計算；混合后為堿性的，注意先計算混合后OH-的濃度，然后根據水的離子積換算出H+的濃度，再進行PH的計算。注意結合20xx年下半年教資真題。
除了理論計算之外我們還可以通過實驗的方式測量溶液中的離子濃度。接下來講解酸堿中和滴定的實驗原理、操作及誤差分析。
為大家提供的高二化學下冊水的電離和溶液的酸堿性知識點，大家仔細閱讀了嗎？最后祝同學們學習進步。
水的電離和溶液的酸堿性學案（3課時）
制作人：寶雞石油中學高二化學組審核人：寶雞石油中學高二化學組
授課時間：班級：姓名：組名：
3.2《水的電離和溶液的酸堿性》導學案（第1課時）
學習目標：
1、知道水是一種極弱的電解質，在一定溫度下，水的離子積是常數。
2、了解溶液的酸堿性和pH的關系。
3、掌握水的電離平衡/
學習過程
一、知識鏈接
1．水的電離：水是電解質，發(fā)生電離，電離過程
水的電離平衡常數的表達式為
思考：實驗測得，在室溫下1LH2O（即mol）中只有1×10-7molH2O電離，則室溫下C(H+)和C(OH-)分別為多少?純水中水的電離度α(H2O)=。
2．水的離子積
水的離子積：KW=。
注：(1)一定溫度時，KW是個常數，KW只與有關，越高KW越。
25℃時，KW=，100℃時，KW=10-12。
(2)KW不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。任何水溶液中，由水所電離而生成的C(H+)C(OH-)。
二、自主探究
溶液的酸堿性和pH
1．影響水的電離平衡的因素
（1）溫度：溫度升高，水的電離度，水的電離平衡向方向移動，C(H+)和C(OH-)，KW。
�。�2）溶液的酸、堿度：改變溶液的酸、堿度均可使水的電離平衡發(fā)生移動。
三、合作探究
討論：改變下列條件水的電離平衡是否移動？向哪個方向移動？水的離子積常數是否改變？是增大還是減��？
�、偕邷囟娶诩尤隢aCl③加入NaOH④加入HCl
練習：①在0.01mol/LHCl溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，由水電離出的H+濃度=，由水電離出的OH-濃度=。，②在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，由水電離出的H+濃度=，由水電離出的'OH-濃度=。
�、墼�0.01mol/LNaCl溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，由水電離出的H+濃度=，由水電離出的OH-濃度=。
小結：
�。�1）升高溫度，促進水的電離KW增大
（2）酸、堿抑制水的電離
2．溶液的酸堿性
溶液的酸堿性常溫（25℃）
中性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L
酸性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L
堿性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L
3．溶液的pH：pH=－lgc(H+)
輕松做答：
（1）C(H+)＝1×10-6mol/LpH=______；C(H+)＝1×10-3mol/LpH=_____
C(H+)＝1×10-mmol/LpH=______；C(OH-)＝1×10-6mol/LpH=______
C(OH-)＝1×10-10mol/LpH=______；C(OH-)＝1×10-nmol/LpH=______
（2）pH=2C(H+)＝________；pH=8c(H+)＝________
�。�3）c(H+)＝1mol/LpH=______；c(H+)＝10mol/LpH=_____
歸納：pH與溶液酸堿性的關系(25℃時)
pH溶液的酸堿性
pH7溶液呈性，pH越小，溶液的酸性
pH=7溶液呈性
pH7溶液呈性，pH越大，溶液的堿性
四、學習評價
1．pH=2的強酸溶液，加水稀釋，若溶液體積擴大10倍，則C(H+)或C(OH-)的變化（）
A、C(H+)和C(OH-)都減少B、C(H+)增大
C、C(OH-)增大D、C(H+)減小
2．向純水中加入少量的KHSO4固體（溫度不變），則溶液的（�。�
A、pH值升高B、C(H+)和C(OH-)的乘積增大
C、酸性增強 D、OH-離子濃度減小
3．100℃時，KW=1×10-12，對純水的敘述正確的是（�。�
A、pH=6顯弱酸性B、C(H+)=10-6mol/L，溶液為中性
C、KW是常溫時的10-2倍D、溫度不變沖稀10倍pH=7
五、總結與反思
高二化學下冊《水的電離和溶液的酸堿性》知識點整理
1、水電離平衡：
水的離子積：KW=c[H+]·c[OH-]
25℃時，[H+]=[OH-]=10-7mol/L；KW=[H+]·[OH-]=1*10-14
注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定
KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)
2、水電離特點：(1)可逆(2)吸熱(3)極弱
3、影響水電離平衡的外界因素：
①酸、堿：抑制水的電離KW〈1*10-14
�、跍囟龋捍龠M水的電離(水的電離是吸熱的)
③易水解的鹽：促進水的電離KW〉1*10-14
4、溶液的酸堿性和pH：
(1)pH=-lgc[H+]
(2)pH的測定方法：
酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。
變色范圍：甲基橙3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酞8.2~10.0(淺紅色)
pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。
注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍
水的幼兒園教案3
【學習目標】
�、绷私馑碾婋x平衡及其“離子積”
⒉了解溶液的酸堿性和pH的關系
【學習重點】
�、彼碾x子積
�、踩芤旱乃釅A性和pH的關系
【學習難點】水的離子積
【學習過程】
【情景創(chuàng)設】
一、水的電離
[思考]水是不是電解質？它能電離嗎？寫出水的電離方程式.
1．水的電離：水是電解質，發(fā)生電離，電離過程
水的電離平衡常數的表達式為
思考：實驗測得，在室溫下1LH2O（即mol）中只有1×10-7molH2O電離，則室溫下C(H+)和C(OH-)分別為多少?純水中水的電離度α(H2O)=。
2．水的離子積
水的離子積：KW=。
注：(1)一定溫度時，KW是個常數，KW只與有關，越高KW越。
25℃時，KW=，100℃時，KW=10-12。
(2)KW不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。任何水溶液中，由水所電離而生成的C(H+)C(OH-)。
二、溶液的酸堿性和pH
1．影響水的電離平衡的因素
（1）溫度：溫度升高，水的電離度，水的電離平衡向方向移動，C(H+)和C(OH-)，KW。
�。�2）溶液的酸、堿度：改變溶液的酸、堿度均可使水的電離平衡發(fā)生移動。
討論：改變下列條件水的電離平衡是否移動？向哪個方向移動？水的離子積常數是否改變？是增大還是減��？
�、偕邷囟娶诩尤隢aCl③加入NaOH④加入HCl
練習：①在0.01mol/LHCl溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，由水電離出的H+濃度=，由水電離出的OH-濃度=。，②在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，由水電離出的H+濃度=，由水電離出的OH-濃度=。
③在0.01mol/LNaCl溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，由水電離出的H+濃度=，由水電離出的OH-濃度=。
小結：
�。�1）升高溫度，促進水的電離KW增大
（2）酸、堿抑制水的電離
2．溶液的酸堿性
溶液的酸堿性常溫（25℃）
中性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L
酸性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L
堿性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L
3．溶液的pH：pH=－lgc(H+)
輕松做答：
�。�1）C(H+)＝1×10-6mol/LpH=______；C(H+)＝1×10-3mol/LpH=_____
C(H+)＝1×10-mmol/LpH=______；C(OH-)＝1×10-6mol/LpH=______
C(OH-)＝1×10-10mol/LpH=______；C(OH-)＝1×10-nmol/LpH=______
�。�2）pH=2C(H+)＝________；pH=8c(H+)＝________
（3）c(H+)＝1mol/LpH=______；c(H+)＝10mol/LpH=______
歸納：pH與溶液酸堿性的關系(25℃時)
pH溶液的酸堿性
pH7溶液呈性，pH越小，溶液的酸性
pH=7溶液呈性
pH7溶液呈性，pH越大，溶液的堿性
【反饋練習】
1．pH=2的強酸溶液，加水稀釋，若溶液體積擴大10倍，則C(H+)或C(OH-)的變化（�。�
A、C(H+)和C(OH-)都減少B、C(H+)增大C、C(OH-)增大 D、C(H+)減小
2．向純水中加入少量的KHSO4固體（溫度不變），則溶液的（ ）
A、pH值升高B、C(H+)和C(OH-)的乘積增大C、酸性增強 D、OH-離子濃度減小
3．100℃時，KW=1×10-12，對純水的敘述正確的是（�。�
A、pH=6顯弱酸性 B、C(H+)=10-6mol/L，溶液為中性
C、KW是常溫時的10-2倍D、溫度不變沖稀10倍pH=7
第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性(第2課時)
【課標要求】
�、�
了解溶液的酸堿性和pH的關系
⒉掌握有關溶液ｐＨ值的簡單計算
�、沉私獬Ｓ玫乃釅A指示劑
【學習重點】
�、彼碾x子積，Ｈ＋濃度、ＯＨ－濃度、ｐＨ值與溶液酸堿性的關系
�、灿嘘P溶液ｐＨ值的簡單計算
【學習難點】ｐＨ值的計算
【學習過程】
【情景創(chuàng)設】
二、溶液的酸堿性和pH
�、倍x：PH=，廣泛pH的范圍為0～14。
注意：當溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。
�、惨饬x：
溶液的酸堿性常溫（25℃）
中性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
酸性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
堿性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7
�、橙芤篜H的測定方法
（1）酸堿指示劑法
說明：常用的酸堿指示劑有石蕊、甲基橙、酚酞試液。
常用酸堿指示劑的ｐＨ變色范圍
指示劑變色范圍的ｐＨ
石蕊５紅色5－8紫色8藍色
甲基橙3.1紅色3.1－4.4橙色4.4黃色
酚酞8無色8－10淺紅色10紅色
�。�2）ｐＨ試紙法
使用方法：
�。�3）PH計法
三、PH的應用
閱讀教材P49-50
四、有關pH的計算
�。ㄒ唬﹩我蝗芤旱腵PH計算
1、分別求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/LBa(OH)2溶液的PH值。
2、已知常溫下濃度為0.01mol/L的CH3COOH溶液的電離度為1%，求該溶液的PH值。
�。ǘ┧釅A混合溶液的PH計算
3、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。
4、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。
5、常溫下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分別按體積比為1：1，11：9，9：11混合，分別求三種情況下溶液的PH值。
�。ㄈ┧�、堿加水稀釋后溶液的PH值
6、常溫下，將PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分別稀釋1000倍，求所得溶液的PH值。
思考：若在常溫下，將PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3H2O溶液分別稀釋1000倍，則所得溶液的PH值在什么范圍之內。
[反饋練習]
1．求下列溶液混合后的pH：
(1)把pH＝2和pH=4的兩種強酸溶液等體積混合，其pH＝。
(2)把pH＝12和pH＝14的兩種強堿溶液等體積混合，其pH=。
(3)把pH＝5的H2SO4溶液和pH＝8的NaOH溶液等體積混合，其pH＝。
2．室溫時，將PH=5的H2SO4溶液稀釋10倍，則C（H+）：C（SO42-）=；
若再將稀釋后的溶液再稀釋100倍，則C（H+）：C（SO42-）=。
2．20mL0.01mol／LKOH溶液的pH為；30mL0.005mol／LH2SO4溶液的pH為；兩溶液混合后，溶液的pH為。
3．設水的電離平衡線如右圖所示。
�。�1）若以A點表示25°時水在電離平衡時的粒子濃度，當溫度升高到100°時，水的電離平衡狀態(tài)到B點，則此時水的離子10-6積從_________增加到____________；10-7
�。�2）將PH=8的Ba(OH)2溶液與PH=5的稀鹽酸混合，并保持在100°的恒溫，欲使混合溶液的PH=7，則Ba(OH)2溶液和鹽酸的體積比為__________。
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