第三章水溶液中的離子平衡教案.

1、課題：第三章 水溶液中的離子平衡第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離教學(xué)目的知識與技能1、能描述弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，了解酸堿電離理論2、了解電離平衡常數(shù)及其意義3、了解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)與結(jié)構(gòu)的關(guān)系過程方法通過實驗，培養(yǎng)學(xué)生觀察、分析能力，掌握推理、歸納、演繹和類比等科學(xué)方法情感價值觀通過本節(jié)課的學(xué)習(xí)，意識到整個自然界實際就是各類物種相互依存、各種變化相互制約的復(fù)雜的平衡體系重 點強(qiáng)、弱電解質(zhì)的概念和弱電解質(zhì)的概念難 點弱電解質(zhì)的電離平衡知識結(jié)構(gòu)與板書設(shè)計第三章 水溶液中的離子平衡 第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離一、強(qiáng)弱電解質(zhì)電解質(zhì)：在水溶液或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。強(qiáng)電解質(zhì):在水分子作用下，能完全電離

2、為離子的化合物(如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大多數(shù)鹽)弱電解質(zhì):在水分子作用下，只有部分分子電離成為離子化合物(如弱酸、弱堿和水)二、弱電解質(zhì)的電離 1、CH3COOH CH3COO+H2、在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合生成分子的速率相等時，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。3、電離平衡的特征：(1) 逆-弱電解質(zhì)的電離是可逆的(2) 等-V電離=V結(jié)合 0(3) 動-電離平衡是一種動態(tài)平衡 (4) 定-條件不變，溶液中各分子、離子 的濃度不變，溶液里既有離子又有分子 (5) 變-條件改變時，電離平衡發(fā)生移動。4、影響因素：(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)。通常電

3、解質(zhì)越弱，電離程度越小。(2) 外因： 濃度：溫度升高，平衡向電離方向移動。 濃度：溶液稀釋有利于電離 同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使電離平衡向逆方向移動三、電離平衡常數(shù)1、定義：在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積嗖溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，用K表示。2、表示方法：AB A+B 3、同一弱電解質(zhì)在同一溫度下發(fā)生濃度變化時，其電離常數(shù)不變。4、K值越大，電離程度越大，相應(yīng)酸 (或堿)的酸(或堿)性越強(qiáng)。K值只隨溫度變化。5、同一溫度下，不同種弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸

4、性越強(qiáng)。6、多元弱酸電離平衡常數(shù)：K1K2K3，其酸性主要由第一步電離決定。教學(xué)過程備注回顧什么是電解質(zhì)？ 投影請大家根據(jù)電解質(zhì)的概念，討論以下幾種說法是否正確，并說明原因。1.石墨能導(dǎo)電，所以是電解質(zhì)。2.由于BaSO4不溶于水，所以不是電解質(zhì)。3.鹽酸能導(dǎo)電，所以鹽酸是電解質(zhì)。4.SO2、NH3、Na2O溶于水可導(dǎo)電，所以均為電解質(zhì)。學(xué)與問酸、堿、鹽都是電解質(zhì)，在水中都能電離出離子，不同的電解質(zhì)電離程度是否有區(qū)別？第三章 水溶液中的離子平衡第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離思考與交流鹽酸與醋酸是生活中常用的酸，鹽酸常用于衛(wèi)生潔具的清潔和去除水垢，為什么不用鹽酸代替醋酸呢？ 問醋酸的去水垢能力不如鹽酸強(qiáng)

5、，除濃度之外是否還有其它因素？投影實驗3-1：講在實驗中我們要注意的是：(1) HCl和CH3COOH都是電解質(zhì)，在水溶液中都能發(fā)生電離。(2) 鎂無論是與鹽酸還是醋酸反應(yīng)，其實質(zhì)都是與溶液中的H反應(yīng)。(3) 由于酸液濃度、溫度、體積均相同，且鎂條的量也相同，因此，實驗中影響反應(yīng)速率的因素只能是溶液中H的濃度的大小，實驗結(jié)果 開始1mol/LHCl與鎂條反應(yīng)劇烈，pH值鹽酸為1，醋酸小于1小組探討反應(yīng)現(xiàn)象及pH值不同的原因？探討結(jié)果由于鎂與鹽酸反應(yīng)速率較大，表明同體積、同濃度的鹽酸比醋酸溶液中c(H)大，并由此推斷：在水溶液中，HCl易電離，CH3COOH較難電離；由于相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸比

6、醋酸溶液的pH小，且鹽酸的物質(zhì)的量濃度與鹽酸中的H濃度幾乎相等，表明溶液中HCl分子是完全電離，而CH3COOH分子只有部分電離。結(jié)論不同電解質(zhì)在水中的電離程度不一定相同。一、強(qiáng)弱電解質(zhì)電解質(zhì)：在水溶液或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。強(qiáng)電解質(zhì):在水分子作用下，能完全電離為離子的化合物(如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大多數(shù)鹽)弱電解質(zhì):在水分子作用下，只有部分分子電離成為離子化合物(如弱酸、弱堿和水)投影小結(jié)強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較 科學(xué)探究實驗：用兩支試管分別取0.1 mol/L的鹽酸溶液和0.1mol/L的醋酸溶液各5 mL，測其溶液的pH 另取兩支小燒杯，分別盛50 mL蒸餾水。向其中一個燒杯內(nèi)滴入1滴(約0.05

7、mL)0.1mol/L鹽酸，向另一燒杯中滴入1滴 mol/L的醋酸，攪拌后，分別測其pH 。投影圖3-1 3-2結(jié)論：強(qiáng)電解質(zhì)HCl在水中是完全電離的，弱電解質(zhì)醋酸在水中只有部分部分分子發(fā)生電離。二、弱電解質(zhì)的電離 講因為HCl不存在電離平衡，CH3COOH存在電離平衡，隨著H的消耗，CH3COOH的電離平衡發(fā)生移動，使H得到補(bǔ)充，所以CH3COOH溶液中H+濃度降低得比HCl中慢，所以CH3COOH在反應(yīng)過程中速率較快。問請大家再回答一個問題：CH3COO和H+在溶液中能否大量共存？講我們知道，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH3COOH會電離成CH3COO和H，與此同時，電離出的CH3C

8、OO和H+又會結(jié)合成CH3COOH分子，隨著CH3COOH分子的電離，CH3COOH分子的濃度逐漸減小，而CH3COO和H+濃度會逐漸增大，所以CH3COOH的電離速率會逐漸減小，CH3COO和H+結(jié)合成CH3COOH分子的速率逐漸增大，即CH3COOH的電離過程是可逆的。1、CH3COO+H CH3COOH 講在醋酸電離成離子的同時，離子又在重新結(jié)合成分子。當(dāng)分子電離成離子的速率等于離子結(jié)合成分子的速率時，就達(dá)到了電離平衡狀態(tài)。這一平衡的建立過程，同樣可以用速率時間圖來描述。投影圖3-3弱電解質(zhì)電離平衡狀態(tài)建立示意圖講請同學(xué)們根據(jù)上圖的特點，結(jié)合化學(xué)平衡的概念，說一下什么叫電離平衡。2、在一

9、定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合生成分子的速率相等時，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。問電離平衡也屬于一種化學(xué)平衡，那么電離平衡狀態(tài)有何特征？ 學(xué)生討論后回答前提：弱電解質(zhì)的電離；達(dá)電離平衡時，分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等；動態(tài)平衡，即達(dá)電離平衡時分子電離成離子和離子結(jié)合成分子的反應(yīng)并沒有停止；達(dá)電離平衡時，離子和分子共存，其濃度不再發(fā)生變化；指電離平衡也是一定條件下的平衡，外界條件改變，電離平衡會發(fā)生移動。3、電離平衡的特征：(1) 逆-弱電解質(zhì)的電離是可逆的(2) 等-V電離=V結(jié)合 0(3) 動-電離平衡是一種動態(tài)平衡 (4)

10、 定-條件不變，溶液中各分子、離子 的濃度不變，溶液里既有離子又有分子 (5) 變-條件改變時，電離平衡發(fā)生移動。 問哪些條件改變可引起化學(xué)平衡移動？例在氨水中存在電離平衡：NH3·H2O NH4+OH下列幾種情況能否引起電離平衡移動？向哪個方向移動？加NH4Cl固體 加NaOH溶液 加HCl 加CH3COOH溶液 加熱 加水 加壓講加水時，會使單位體積內(nèi)NH3·H2O分子、NH4、OH粒子數(shù)均減少，根據(jù)勒沙特列原理，平衡會向粒子數(shù)增多的方向，即正向移動。但此時溶液中的NH4及OH濃度與原平衡相比卻減小了，這是為什么呢？請根據(jù)勒夏特列原理說明。4、影響因素：(1)內(nèi)因：電解

11、質(zhì)本身的性質(zhì)。通常電解質(zhì)越弱，電離程度越小。講由于弱電解質(zhì)的電離是吸熱的，因此升高溫度，電離平衡將向電離方向移動，弱電解質(zhì)的電離程度將增大。(2) 外因： 濃度：溫度升高，平衡向電離方向移動。講同一弱電解質(zhì)，增大溶液的物質(zhì)的量濃度，電離平衡將向電離方向移動，但電解質(zhì)的電離程度減小；稀釋溶液時，電離平衡將向電離方向移動，且電解質(zhì)的電離程度增大。但是雖然電離程度變大，但溶液中離子濃度不一定變大。 濃度：溶液稀釋有利于電離 講增大弱電解質(zhì)電離出的某離子的濃度，電離平衡向?qū)⑾螂x子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動，弱電解質(zhì)的電離程度將減??；減小弱電解質(zhì)電離出的離子的濃度，電離平衡將向電離方向移動，弱電解質(zhì)的

12、電離程度將增大。同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使電離平衡向逆方向移動講除此之外，我們還可以通過化學(xué)反應(yīng)影響平衡移動，在弱電解質(zhì)溶液中加入能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時，可以使電離平衡向電離方向移動。思考與交流分析一元弱酸或弱減的電離平衡，完成下列問題：1、寫出弱酸和弱減的電離方程式。2、填寫下表中的空白。投影HA電離過程中體系各離子濃度變化C（H+）C（A）C（HA）HA初溶于水時小小大達(dá)到電離平衡前變大變大變小達(dá)到電離平衡時不再變化不再變化不再變化BOH電離過程中體系各離子濃度變化C（OH）C（B）C（HA）等體積等濃度的B、OH混和時小小大達(dá)

13、到電離平衡前變大變大變小不再變化不再變化不再變化隨堂練習(xí)：弱電解質(zhì)的電離方程式的書寫與強(qiáng)電解質(zhì)不同。試寫出下列物質(zhì)的電離方程式：1、H2CO3 2、H2S 3、 NaHCO3 4、NaHSO4 5、HClO小結(jié)強(qiáng)電解完全電離，用“=”，弱電解質(zhì)部分電離，用“”，多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，以第一步電離為主。而多元弱堿則不分步。對于酸式鹽的電離要格外注意，強(qiáng)酸的酸式鹽要完全電離，弱酸的酸式鹽電離的是酸式酸根投影NaHSO4 (水溶液)= Na+H+SO42 NaHSO4(熔融)= Na+HSO4 NaHCO3= Na+HCO3 過渡氫硫酸和次氯酸都是弱酸，那么它們的酸性誰略強(qiáng)一些呢？那就要看誰的

14、電離程度大了，弱酸電離程度的大小可用電離平衡常數(shù)來衡量。三、電離平衡常數(shù)講對于弱電解質(zhì)，一定條件下達(dá)到電離平衡時，各組分濃度間有一定的關(guān)系，就像化學(xué)平衡常數(shù)一樣。如弱電解質(zhì)AB：1、定義：在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積嗖溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，用K表示。2、表示方法：AB A+B 講弱電解質(zhì)的電離常數(shù)表達(dá)式中的C(A+)、C(B-)和C(AB)均為達(dá)到電離平衡后各粒子在溶液中的濃度值，并不是直接指溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度值。并且，在溫度一定時，其電離常數(shù)就是一個定值。講電離常數(shù)隨著溫度而變化，但由于電離過程熱效應(yīng)較

15、小。溫度改變對電離常數(shù)影響不大，所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對電離常數(shù)的影響。電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是不會改變的。3、同一弱電解質(zhì)在同一溫度下發(fā)生濃度變化時，其電離常數(shù)不變。講弱酸的電離平衡常數(shù)一般用Ka表示，弱堿用Kb表示。請寫出CH3COOH和NH3·H2O的電離平衡常數(shù)表達(dá)式投影Ka= Kb=4、K值越大，電離程度越大，相應(yīng)酸 (或堿)的酸(或堿)性越強(qiáng)。K值只隨溫度變化。啟發(fā)電離平衡常數(shù)和化學(xué)平衡常數(shù)一樣，其數(shù)值隨溫度改變而改變，但與濃度無關(guān)。電離平衡常數(shù)要在相同溫度下比較。投影實驗32：向兩支分別盛有0.1mol/LC

16、H3COOH和硼酸的試管中加入等濃度的碳酸鈉溶液，觀察現(xiàn)象。 結(jié)論：酸性：CH3COOH>碳酸>硼酸。5、同一溫度下，不同種弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。講弱電解質(zhì)的電離常數(shù)越大，只能說明其分子發(fā)生電離的程度越大，但不一定其溶液中離子濃度大，也不一定溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)。講多元弱酸是分步電離的，每步都有各自的電離平衡常數(shù)，那么各步電離平衡常數(shù)之間有什么關(guān)系？多元弱酸與其他酸比較相對強(qiáng)弱時，用哪一步電離平衡常數(shù)來比較呢？請同學(xué)們閱讀課本43有關(guān)內(nèi)容。6、多元弱酸電離平衡常數(shù)：K1K2K3，其酸性主要由第一步電離決定。講電離難的原因： a、一級電離出H 后，剩下的酸根陰離子帶

17、負(fù)電荷，增加了對H 的吸引力，使第二個H 離子電離困難的多；b、一級電離出的H 抑制了二級的電離。學(xué)生活動請打開書43頁，從表31中25時一些弱酸電離平衡常數(shù)數(shù)值，比較相對強(qiáng)弱。 草酸>磷酸>檸檬酸>碳酸。投影p43頁 表3-1講對于多元弱堿的電離情況與多元弱酸相似，其堿性由第一步電離的電離平衡常數(shù)決定。投影知識拓展-電離度1、定義：弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時，已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)(包括已電離的和未電離的)百分率，稱為電離度，通常用表示。2、表達(dá)式： 3、意義：(1) 電離度實質(zhì)上是一種平衡轉(zhuǎn)化率。表示弱電解質(zhì)在水中的電離程度 (2) 溫度相同，濃度

18、相同時，不同弱電解質(zhì)的電離度不同的，越大，表示酸類的酸性越強(qiáng)。(3) 同一弱電解質(zhì)的濃度不同，電離度也不同，溶液越稀，電離度越大。教學(xué)回顧：課題：第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性(一) 教學(xué)目的知識技能1、 知道水的離子積常數(shù)，過程方法1、通過水的電離平衡分析，提高運用電離平衡基本規(guī)律分析問題的解決問題的能力。2、通過水的離子積的計算，提高有關(guān)的計算能力，加深對水的電離平衡的認(rèn)識情感價值觀1、通過水的電離平衡過程中H+、OH-關(guān)系的分析，理解矛盾的對立統(tǒng)一的辯證關(guān)系。2、由水的電離體會自然界統(tǒng)一的和諧美以及“此消彼長”的動態(tài)美。重 點水的離子積。難 點水的離子積。知識結(jié)構(gòu)與板書設(shè)計第二節(jié) 水的電

19、離和溶液酸堿性一、水的電離1、H2O + H2O H3O + OH- 簡寫： H2O H+ OH-2、 H2O的電離常數(shù)K電離 3、水的離子積(ion-product contstant for water )：25 K W= c（H）· c（OH）= = 1.0×1014。4、影響因素：溫度越高，Kw越大，水的電離度越大。 對于中性水，盡管Kw,電離度增大，但仍是中性水，5、KW不僅適用于純水，還適用于酸性或堿性的稀溶液，不管是哪種溶液均有：C(H)H2O = C(OH)H2O KW= C(H)溶液·C(OH)溶液二、溶液的酸堿性與pH1、溶液的酸堿性稀溶液中2

20、5： Kw = c（H）·c（OH）=1×10-14常溫下：中性溶液：c（H）=c（OH）=1×107mol/L酸性溶液：c（H）> c（OH）, c（H）>1×107mol/L堿性溶液：c（H）< c（OH）, c（H）<1×107mol/L c（OH）>1×107mol/L教學(xué)過程備注實驗導(dǎo)課用靈敏電流計測定純水的導(dǎo)電性?，F(xiàn)象：靈敏電流計指針有微弱的偏轉(zhuǎn)。 說明：能導(dǎo)電，但極微弱。分析原因：純水中導(dǎo)電的原因是什么？結(jié)論：水分子能夠發(fā)生電離，水分子發(fā)生電離后產(chǎn)生的離子分別是H3O+和OH ，發(fā)生電離的水

21、分子所占比例很小。水是一種極弱電解質(zhì)，存在有電離平衡：第二節(jié) 水的電離和溶液酸堿性一、水的電離講水是極弱的電解質(zhì)，發(fā)生微弱的（自偶）電離。投影水分子電離示意圖：實驗測定：25 c（H）= c（OH）=1×107mol/L100 c（H）= c（OH）= 1×106mol/L 1、H2O + H2O H3O + OH- 簡寫： H2O H+ OH-講與化學(xué)平衡一樣，當(dāng)電離達(dá)到平衡時，電離產(chǎn)物H和OH濃度之積與未電離的H2O的濃度之比也是一個常數(shù)。2、 H2O的電離常數(shù)K電離 3、水的離子積：25 K W= c（H）· c（OH）= = 1.0×1014。投

22、影 表3-2 總結(jié)水的電離的影響因素。4、影響因素：溫度越高，Kw越大，水的電離度越大。對于中性水，盡管Kw,電離度增大，但仍是中性水，投影知識拓展-影響水電離平衡的因素1、溫度： 水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離平衡右移，電離程度增大，C(H)和C(OH)同時增大，KW增大，但由于C(H)和C(OH)始終保持相等，故仍呈中性。2、酸、堿 向純水中加入酸或堿，由于酸(堿)電離產(chǎn)生的H(OH)，使溶液中的C(H)或C(OH)增大，使水的電離平衡左移，水的電離程度減小。3、含有弱酸根離子或弱堿陽離子的鹽在純水中加入含有弱酸根離子或弱堿陽離子的鹽，由于它們能跟水電離出的H和OH結(jié)合生成難電離物

23、，使水的電離平衡右移，水的電離程度增大。4、強(qiáng)酸的酸式鹽向純水中加入強(qiáng)酸的酸式鹽，如加入NaHSO4，由于電離產(chǎn)生H，增大C(H)，使水的電離平衡左移，抑制了水的電離5、加入活潑金屬 向純水中加入活潑金屬，如金屬鈉，由于活潑金屬能與水電離的H直接作用，產(chǎn)生氫氣，促進(jìn)水的電離。5、KW不僅適用于純水，還適用于酸性或堿性的稀溶液，不管是哪種溶液均有：C(H)H2O = C(OH)H2O KW= C(H)溶液·C(OH)溶液過渡由水的離子積可知，在水溶液中，H和OH-離子共同存在，無論溶液呈酸性或堿性。由此我們可以進(jìn)行有關(guān)c（H）、 c（OH）的簡單計算。二、溶液的酸堿性與pH1、溶液的酸

24、堿性學(xué)生閱讀p46頁 思考與交流 講堿溶液中：H2O H + OH NaOH = Na + OH， c（OH）升高， c（H）下降，水的電離程度降低。酸溶液中：H2O H + OH HCl = H + Cl ， c（H）升高，c（OH）下降，水的電離程度降低。實驗證明：在稀溶液中：Kw = c（H）·c（OH） 25 Kw=1×1014稀溶液中25： Kw = c（H）·c（OH）=1×10-14常溫下：中性溶液：c（H）=c（OH）=1×107mol/L酸性溶液：c（H）> c（OH）, c（H）>1×107mol/L堿

25、性溶液：c（H）< c（OH）, c（H）<1×107mol/L c（OH）>1×107mol/L小結(jié)最后，我們需要格外注意的是，酸的強(qiáng)弱是以電解質(zhì)的電離來區(qū)分的：強(qiáng)電解質(zhì)即能完全電離的酸是強(qiáng)酸，弱電解質(zhì)即只有部分電離的酸是弱酸。溶液的酸性則決定于溶液中C(H)。C(H)越大，溶液的酸性越強(qiáng)；C(H)越小，溶液的酸性越弱。強(qiáng)酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強(qiáng)；酸性強(qiáng)的溶液不一定是強(qiáng)酸溶液；酸性相同的溶液，弱酸濃度大、中和能力強(qiáng)；中和能力相同的酸，提供H的物質(zhì)的量相同，但強(qiáng)酸溶液的酸性強(qiáng)。 教學(xué)回顧：課題：第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性(二) 教學(xué)目的知識

26、與技能1、能進(jìn)行溶液的pH的簡單計算2、初步掌握測定溶液的pH的方法，知道溶液pH在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中的重要應(yīng)用3、理解溶液的pH。理解溶液的pH跟溶液中c(H+)之間的關(guān)系。過程與方法1、通過各種類型溶液pH的計算，掌握電解質(zhì)溶液pH計算方法。2、通過不同溶液混合后pH的計算，掌握具體情況具體分析的思考方法，提高分析問題解決問題能力。3、通過溶液pH的測試方法，掌握實驗室測試溶液酸堿性的方法。情感態(tài)度價值觀通過用pH表示溶液的酸堿性，理解化學(xué)學(xué)科中對極小數(shù)值的表示方法，讓學(xué)生體會化學(xué)學(xué)科的特有價值。重 點pH與溶液酸堿性的關(guān)系，有關(guān)溶液的pH的簡單計算難 點各類溶液、各類混合后的c(H+

27、)、pH的計算。知識結(jié)構(gòu)與板書設(shè)計三、pH1、定義：pH=lgc(H)2、廣泛pH的范圍：0-14；溶液的酸性越強(qiáng)，其pH越?。蝗芤旱膲A性越強(qiáng)，其pH越大。3、pH的測定方法(1) 試紙的使用 (2) 酸堿指示劑 (3) pH計4、pH的應(yīng)用四、pH的有關(guān)計算1、單一溶液的pH計算(1) 求強(qiáng)酸溶液的pH (2)求強(qiáng)堿溶液的pH 2.混合溶液的pH計算 (1)求強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合溶液的pH (2)求強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合溶液的pH(3)求強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合溶液的PH3、稀釋的計算（1）強(qiáng)酸 pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n（2）弱酸 pH=a，加水稀釋10n倍，則pH<a+n（3）強(qiáng)堿 pH=

28、b，加水稀釋10n倍，則pH=b-n（4）弱堿 pH=b，加水稀釋10n倍，則pH>b-n教學(xué)過程備注回顧水的電離、離子積常數(shù)、水電離平衡的影響因素、溶液的酸堿性.過渡利用離子積計算溶液中的H或OH濃度點擊試題例1、求250.01mol/L鹽酸的C(H)分析1、在該溶液中存在哪幾種電離2、c(H)×c(OH)中的c(H)應(yīng)等于兩者之和？隨堂練習(xí)1、求250.05mol/LBa(OH)2溶液C(H)2、求250.05mol/L硫酸溶液由水電離出來的H三、pH1、定義：pH=lgc(H)講溶液的pH指的是用C(H)的負(fù)常用對數(shù)來表示溶液的酸堿性強(qiáng)弱，即pH=lgc(H)，要注意的是

29、的，當(dāng)溶液中C(H)或C(OH)大于1 mol 時，不用pH來表示溶液的酸堿性。廣泛pH的范圍為0-142、廣泛pH的范圍：0-14溶液的酸性越強(qiáng)，其pH越??；溶液的堿性越強(qiáng)，其pH越大。過那么，如何測定某溶液的酸堿性，即如何測定溶液的pH值呢？講用pH試紙、pH計3、pH的測定方法(1) 試紙的使用 設(shè)問如何使用呢？要不要先用水浸濕呢？浸濕對測定結(jié)果有何影響？投影圖3-7過除了試紙外，我們在實驗室最常用的是酸堿指示劑。(2) 酸堿指示劑講酸堿指示劑一般是弱有機(jī)酸或弱有機(jī)堿，它們的顏色變化在一定的pH范圍內(nèi)發(fā)生的，因此，可以用這些弱酸、弱堿來測定溶液的pH。但只能測出pH的范圍，一般不能準(zhǔn)確測

30、定pH。投影指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍pH 3.1-4.45-88-10溶液顏色紅-橙-黃紅-紫-藍(lán)無色-淺紅-紅講上述兩種測定方法，都不是很精確，要想準(zhǔn)確測定溶液的pH應(yīng)該使用pH計(3) pH計4、pH的應(yīng)用投影 圖3-8 表3-3過渡用pH來表示溶液的酸堿性，是十分方便，掌握有關(guān)的pH計算是十分重要的。四、pH的有關(guān)計算1、單一溶液的pH計算(1) 求強(qiáng)酸溶液的pH 例1：求1×10-3mol/LHCl溶液的PH隨堂練習(xí)求1×10-3mol/LH2SO4溶液的PH (2).求強(qiáng)堿溶液的pH 例2、求0.1mol/LNaOH溶液的PH隨堂練習(xí)求0.1mol/LBa(O

31、H)2溶液的PH 2.混合溶液的pH計算 (1)求強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合溶液的pH 例3、10mL0.1mol/LHCl與20mL0.2mol/LHCl混合，求該混合溶液的PH值。隨堂練習(xí)將PH=1和PH=3的鹽酸溶液等體積混合，求該混合溶液的PH值。 (2)求強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合溶液的PH例4、10mL0.1mol/LNaOH與20mL0.2mol/L Ba(OH)2混合，求該混合溶液的PH值。隨堂練習(xí)將PH=11和PH=13的NaOH溶液等體積混合，求該混合溶液的PH值。 (3)求強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合溶液的PH例5、10mL0.1mol/LHCl與10mL0.2mol/LNaOH混合，求該混合溶液的PH值。隨

32、堂練習(xí)將PH=6的HCl和PH=10的NaOH溶液等體積混合，求該混合溶液的PH值。講當(dāng)強(qiáng)酸溶液與強(qiáng)堿溶液等體積混合時，若pH酸+pH堿=14，溶液呈中性。pH酸+pH堿14，則H或OH過量，則先求剩余C(H)或C(OH)，再求混合溶液的pH 投影小結(jié): 強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液兩兩等體積混合時pH的計算混合物質(zhì)兩種溶液pH關(guān)系混合后溶液pHA、B均為酸pHA<pHBpHA+0.3A、B均為堿pHA<pHBpHB-0.3A是酸、B是堿pHA+pHB=147pHA+pHB<14(酸剩余)pHA+0.3pHA+pHB>14(酸剩余)pHB-0.3注意：酸堿溶液的pH之差必須2，否則誤

33、差較大講當(dāng)強(qiáng)酸溶液與強(qiáng)堿溶液混合呈中性時，二者體積與pH的關(guān)系投影若pH酸+pH堿=14，V酸：V堿=1：1若pH酸+pH堿=A>14，V酸：V堿=10A-14若pH酸+pH堿=A<14，V酸：V堿=1：1014-A講相同體積酸溶液與堿溶液混合，若為一元弱酸，pH酸+pH堿=14，在未指定強(qiáng)、弱時，pH不一定是7。若為強(qiáng)堿弱酸，則混合后有弱酸有余，則pH7；若為強(qiáng)酸弱堿則混合后弱堿有余，則pH7。這種方法只能判斷溶液的酸堿性，無法準(zhǔn)確計算出pH3、稀釋的計算例6、0.0001mol/L的鹽酸溶液，求其pH值，用水稀釋10倍，求其pH值，用水稀釋1000倍后，求其pH值。 pH4pH

34、5pH7（1）強(qiáng)酸 pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n（2）弱酸 pH=a，加水稀釋10n倍，則pH<a+n（3）強(qiáng)堿 pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=b-n（4）弱堿 pH=b，加水稀釋10n倍，則pH>b-n隨堂練習(xí)在25時，有pH為a的鹽酸和pH為b的NaOH溶液，取VaL該鹽酸，同該NaOH溶液中和，需Vb L NaOH溶液，填空：（1）若a+b=14，則Va:Vb=_（填數(shù)字）。（2）若a+b=13，則Va:Vb=_（填數(shù)字）。（3）若a+b>14，則Va:Vb=_（填表達(dá)式），且Va_ Vb（填：>、<、=）（題中a6、b8）。教學(xué)回顧：課

35、題：第三節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性(三) 教學(xué)目的知識與技能1、掌握酸堿中和滴定概念。2、理解酸堿中和反應(yīng)的實質(zhì)。3、熟記酸堿中和滴定實驗用到主要儀器名稱、儀器的用途。4、掌握中和滴定實驗計算的步驟和方法。過程與方法1、通過中和反應(yīng)實質(zhì)、中和滴定原理的分析，體會化學(xué)家是怎樣利用中和反應(yīng)來設(shè)計化學(xué)定量測定方法的。2、掌握酸堿中和滴定反應(yīng)中的化學(xué)計算方法。情感價值觀通過酸堿中和反應(yīng)的實質(zhì)到中和滴定方法等相互之間的聯(lián)系的分析，理解化學(xué)反應(yīng)在工農(nóng)業(yè)、科研中的應(yīng)用。提高學(xué)習(xí)化學(xué)的興趣。重 點中和滴定原理的認(rèn)識難 點酸堿中和滴定有在關(guān)計算知識結(jié)構(gòu)與板書設(shè)計五、中和滴定的原理1、定義：用已知濃度的酸或堿來測

36、定未知濃度的堿或酸的實驗方法。2、原理：C(B)=3、關(guān)鍵：(1) 準(zhǔn)確地測定兩種溶液的體積 (2) 準(zhǔn)確地判斷滴定終點4、酸堿指示劑的選擇六、實驗操作1、滴定管的結(jié)構(gòu)2、滴定管的使用(1) 檢漏 （2）潤洗儀器 (3) 裝液3、中和滴定操作4、數(shù)據(jù)處理七、誤差分析1、 誤差分析依據(jù)：C待=實驗操作中可能引起C標(biāo)和V待的變化，最終影響V標(biāo)。2、 產(chǎn)生誤差的來源(1) 操作不當(dāng) 滴定管的洗滌不當(dāng) 錐形瓶的洗滌 滴定管尖嘴部分留有氣泡 讀數(shù)不規(guī)范(2) 終點判斷不當(dāng)。(3)標(biāo)準(zhǔn)溶液配制不當(dāng)教學(xué)過程備注 投影展示所畫的滴定曲線圖：3-10 小結(jié)接近終點（pH7）時，很少量的酸和堿會引起pH突變，酸堿

37、反應(yīng)終點附近pH突變情況是定量測定酸或堿濃度時選擇指示劑的重要依據(jù)。五、中和滴定的原理1、定義：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。講在酸堿中和反應(yīng)中，使用一種已知物質(zhì)的量濃度的酸或堿溶液跟未知濃度的堿或酸溶液完全中和，測出二者所用的體積，根據(jù)化學(xué)方程式中酸和堿完全中和時的物質(zhì)的量的比值，從而求得求知濃度的堿或酸溶液的物質(zhì)的量濃度。2、原理：C(B)=講酸堿中和滴定的關(guān)鍵有兩個：其一是要準(zhǔn)確測定出參加中和反應(yīng)的酸、堿溶液的體積，這需要選用精確度較高的實驗儀器，并正確使用，其二是要準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好完全反應(yīng)，這需要選用適當(dāng)?shù)乃釅A指示劑，并通過顏色變化來準(zhǔn)確判斷3、關(guān)鍵：(1

38、) 準(zhǔn)確地測定兩種溶液的體積(2) 準(zhǔn)確地判斷滴定終點講中和滴定所用的實驗儀器有酸式滴定管、堿式滴定管、移液管或量筒、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶等。中和滴定所用的試劑有已知濃度的酸或堿溶液，也稱標(biāo)準(zhǔn)溶液、未知濃度的堿或酸溶液也稱待測溶液、適當(dāng)?shù)闹甘緞?。在這里最為關(guān)鍵的就是酸堿指示劑的選擇。4、酸堿指示劑的選擇講酸堿恰好完全中和的時刻叫滴定終點，為準(zhǔn)確判定滴定終點，須選用變色明顯，變色范圍的pH與恰好中和時的pH吻合的酸堿指示劑。通常是甲基橙或酚酞指示劑而不能選用石蕊試液。投影中和情況指示劑變色情況強(qiáng)堿滴定酸酚酞無色粉紅色酸滴定強(qiáng)堿粉紅色無色堿滴定強(qiáng)酸甲基橙紅色橙色強(qiáng)酸滴定堿黃色紅色 講指示劑的用

39、量一般是2-3滴。當(dāng)指示劑剛好變色，并在半分鐘內(nèi)不褪色，即認(rèn)為已達(dá)到滴定終點。過下面讓我們討論一下實驗儀器的使用和基本操作六、實驗操作1、滴定管的結(jié)構(gòu)投影圖3-9講酸式滴定管有一玻璃活塞，因堿溶液與玻璃反應(yīng)生成硅酸鹽，是一種礦物膠，具有粘性，故不能把堿溶液裝入酸式滴定管。而堿式滴定管有一段橡皮膠管，因此，不能裝酸液，酸會腐蝕橡皮管；堿式滴定管也不能裝有氧化性的溶液，氧化劑會把橡皮管氧化。問在使用滴定管前要進(jìn)行一些準(zhǔn)備工作，其中最重要的是檢查是否漏水。2、滴定管的使用(1) 檢漏 （2）潤洗儀器。講從滴定管上口倒入35mL盛裝的溶液，傾斜著轉(zhuǎn)動滴定管，使液體濕潤全部滴定管內(nèi)壁，然后用手控制活塞，

40、將液體放入預(yù)置的燒杯中。在加入酸、堿反應(yīng)液之前，潔凈的酸式滴定管和堿式滴定管還要分別用所要盛裝的酸、堿溶液潤洗2-3次。(3) 裝液講在滴定管下放一燒杯，調(diào)節(jié)活塞，是滴定管尖嘴部分充滿溶液，并使液面處于0或0以下某一位置，準(zhǔn)確讀數(shù)，并記錄。投影圖3-12過下面以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液為例來講述一下實驗過程。板書3、中和滴定操作投影實驗步聚：講（1）量取待測鹽酸溶液20。00mL 于錐形瓶中，滴入2-3滴酚酞 ，振蕩。（2）把錐形瓶放在堿式滴定管的下面，并在瓶子底墊一塊白瓷磚，小心滴入堿液，邊滴邊搖動錐形瓶，直到因加入一滴堿液后，溶液由元色變成紅色，并在半分鐘內(nèi)不褪去為止，滴定結(jié)束。（3）

41、參考實驗記錄表，每隔一定體積，記錄并測pH： （4）根據(jù)實驗數(shù)據(jù)，以氫氧化鈉體積為橫坐標(biāo)，以所測的pH為縱坐標(biāo)繪制中和反應(yīng)曲線：小結(jié)中和滴定前，必須用滴定液多次潤洗滴定管，以確保溶液的濃度不被剩余在滴定管中的水稀釋變??；加入指示劑的量控制在2滴3滴，以避免指示劑消耗酸或堿；臨近終點時，滴液要慢，至指示劑變色“不立即”褪去或變?yōu)樵礊榻K點，避免過量。重視測定結(jié)果的復(fù)核。即重復(fù)實驗測定2次以上，取實驗平均值。根據(jù)計算公式，求出計算值。過當(dāng)實驗結(jié)束后我們又應(yīng)該如何處理數(shù)據(jù)呢？4、數(shù)據(jù)處理講此題有兩種方法，法一，即教材所給出的，先求出三次滴定時消耗的鹽酸的中，并求出其耗用鹽酸的體積的平均值。本法適用

42、于每次所取待測液體積相同時的數(shù)據(jù)處理。方法二是分別未別求出NaOH溶液待測溶液的體積，再求平均值。本法適用于每次所取待測注的體積不同時的數(shù)據(jù)處理，若計算出的三個濃度的數(shù)據(jù)相差較大，表明實驗失敗，應(yīng)重做。過滴定法測定待測液的濃度時，消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液偏多，則結(jié)果偏高；消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液偏少，則結(jié)果偏紙。其誤差可從計算式分析，以用已知濃度的酸滴定未知濃度的堿為例。七、誤差分析3、 誤差分析依據(jù)：C待=實驗操作中可能引起C標(biāo)和V待的變化，最終影響V標(biāo)。4、 產(chǎn)生誤差的來源(2) 操作不當(dāng) 滴定管的洗滌不當(dāng)。講正確的方法是先水洗后潤洗。滴投影A、定管用水先后未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗就直接注入標(biāo)準(zhǔn)液(實際消耗V標(biāo)偏大，結(jié)果偏

43、大)。B、滴定管用水洗后未用待測液潤洗就直接注入錐形瓶(實際滴定的V測減小，消耗V標(biāo)減小，結(jié)果偏小)。 錐形瓶的洗滌講正確的方法是只水洗。投影A、錐形瓶用水洗后用待測液潤洗(實際滴定的V測增大，消耗V標(biāo)增大，結(jié)果偏大)B、錐形瓶用水洗后沒有干燥(無影響)C、滴定前向錐形瓶中加入蒸餾水(無影響) 滴定管尖嘴部分留有氣泡講正確的方法是移液或滴定前排盡滴定管尖嘴部分氣泡投影A、滴定前盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管尖嘴有氣泡，滴定后消失(實際消耗的V標(biāo)多一個氣泡體積，結(jié)果偏大)B、盛待測液的滴定管尖端嘴有氣泡，移到錐形瓶后消失(錐形瓶中V測少一個氣泡的體積，實際消耗的V標(biāo)減少，結(jié)果偏小) 讀數(shù)不規(guī)范講正確的讀數(shù)方法

44、是：滴定后等1-2 min待滴定管內(nèi)壁附著液體自然流下再讀數(shù)，視線與液體凹液面保持水平。俯視讀數(shù)，結(jié)果偏小，仰視讀數(shù)，結(jié)果偏大。投影A、滴定前仰視，滴定后俯視(V標(biāo)=滴定后讀數(shù)一滴定前讀數(shù)，V標(biāo)數(shù)偏小，結(jié)果偏小。但實際放出的液體體積偏大)B、滴定完畢立即讀數(shù)(V標(biāo)讀數(shù)偏大，結(jié)果偏大)(2) 終點判斷不當(dāng)。講終點判斷是中和滴定的關(guān)鍵。以指示劑的變色，且半分鐘不褪色為標(biāo)準(zhǔn)。投影A、過早地估計終點(未完全中和，V標(biāo)偏小，結(jié)果偏小)B、用HCl滴定NaOH，以甲基橙做指標(biāo)劑，溶液由黃橙-紅作為終點(HCl 過量，V標(biāo)讀數(shù)偏大，結(jié)果偏大)(3)標(biāo)準(zhǔn)溶液配制不當(dāng)講標(biāo)準(zhǔn)液的配制或存放不當(dāng)，會因在滴定中消耗標(biāo)

45、準(zhǔn)液的體積改變而造成實驗誤差。此類問題采用極端假設(shè)法幫助分析。教學(xué)回顧：課題：第三節(jié) 鹽類的水解(一) 教學(xué)目的知識與技能1、理解強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽的水解2、理解鹽類水解的實質(zhì)3、能運用鹽類水解的規(guī)律判斷鹽溶液的酸堿性，會書寫鹽類水解的離子方程式過程與方法1、培養(yǎng)學(xué)生分析問題的能力，使學(xué)生會透過現(xiàn)象看本質(zhì)。2、通過比較、分類、歸納、概括等方法得出鹽類水解的規(guī)律，再揭示鹽類水解的本質(zhì)3、由實驗中各種鹽溶液的pH的不同分析其原因，進(jìn)而找出影響鹽類水解的因素及應(yīng)用。情感價值觀培養(yǎng)學(xué)生的實驗技能，對學(xué)生進(jìn)行科學(xué)態(tài)度和科學(xué)方法的教育重 點鹽類水解的概念和規(guī)律難 點鹽類水解方程式的書寫知識結(jié)構(gòu)與板書設(shè)

46、計第三節(jié) 鹽類的水解一、探究鹽溶液的酸堿性強(qiáng)堿弱酸鹽的水溶液，呈堿性 強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液，呈酸性 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液，呈中性二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因1、鹽類水解：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的過程中。2、鹽類水解的實質(zhì)：是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)中和水解 酸 + 堿 鹽 + 水3、鹽類水解破壞了水的電離平衡，促進(jìn)了水的電離4、鹽類水解的類型及規(guī)律：(1)有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性。(2) 組成鹽的酸越弱，水解程度越大(3) 同濃度的正鹽與其酸式鹽相比，正鹽的水解程度比酸式鹽的水解程度大。(4) 弱酸酸式鹽的酸堿性

47、要看酸式酸根電離和水解的相對強(qiáng)弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解為主，其溶液顯堿性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以電離為主，其溶液顯酸性5、鹽類水解離子方程式的書寫(1) 寫法：誰弱寫誰，都弱都寫；陽離子水解生成H+，陰離子水解生成OH-；陰陽離子都水解，生成弱酸和弱堿。(2) 注意的問題：水和弱電解質(zhì)應(yīng)寫成分子式，不能寫成相應(yīng)的離子。水解反應(yīng)是可逆過程，因此要用可逆符號，并不標(biāo)“”、“” 符號。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外）多元酸鹽的水解是分步進(jìn)行的。 多元堿的鹽也是分步水解的，由于中間過程復(fù)雜，可寫成一步，(3) 雙水解方程式的書寫：弱酸弱堿鹽中陰、陽離子相互

48、促進(jìn)水解，我們稱之為雙水解。教學(xué)過程備注 引入我們知道鹽溶液中的H+和OH-都來源于水的電離，而水本身是中性的，為什么加入某些鹽就會顯酸性或堿性，而加入另一些鹽仍呈中性呢？這節(jié)課我們就來研究這個問題。 第三節(jié) 鹽類的水解 一、探究鹽溶液的酸堿性問由上述實驗結(jié)果分析，鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強(qiáng)弱間有什么關(guān)系？ 強(qiáng)堿弱酸鹽的水溶液，呈堿性 強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液，呈酸性 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液，呈中性過渡下面我們分別研究不同類型的鹽溶液酸堿性不同的原因。思考與交流根據(jù)下表，對三類不同鹽溶液中存在的各種粒子（不要忘記水及電離）及粒子間的相互作用進(jìn)行比較、分析，從中找出不同鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因

49、。NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液C（H）和C（OH）相對大小C（H）C（OH）C（H）C（OH）C（H）C（OH）溶液中的粒子Na+、Cl-、H+、OH-、H2ONH4+、Cl-、H+、NH3·H2O、OH-、H2OCH3COOH-、Na+、H+、OH-、H2O、CH3COOH有無弱電解質(zhì)生成無有有相關(guān)化學(xué)方程式H2OH+OH-NaCl Na+ + Cl-H2OH+OH-NH4+ OH- NH3·H2OH2OH+OH-CH3COO- + H+ CH3COOH講請同學(xué)們討論一下第一個問題，為什么CH3COONa水溶液呈堿性呢？醋酸鈉、氯化鈉都是鹽，是強(qiáng)電解質(zhì)，

50、他們?nèi)苡谒耆婋x成離子，電離出的離子中既沒有氫離子，也沒有氫氧根離子，而純水中H+=OH-，顯中性。而實際上醋酸鈉顯堿性，即H+<OH-,氯化銨溶液顯酸性，即H+>OH-二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因講CH3COONa溶于水之后，完全電離。（因為CH3COONa是強(qiáng)電解質(zhì)。）投影CH3COONa CH3COO- + Na+問把CH3COONa溶于水之后，溶液中存在哪些電離平衡？投影 H2O H+ + OH-講我們知道，CH3COOH是一種弱酸，在溶液中部分電離，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根據(jù)，可逆反應(yīng)，反應(yīng)物和生成物同時共存，那么就一定有CH3COOH。投影CH3COO

51、- + H+ CH3COOH講把式聯(lián)立，可得到投影水解方程式：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH講這說明CH3COONa溶于水后，反應(yīng)有NaOH生成，所以溶液顯堿性。把上述化學(xué)方程式改寫成離子方程式。投影CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-講隨著CH3COONa的加入，對水的電離有什么影響呢？促進(jìn)了水的電離，可以看作是使水分解了。醋酸鈉與水反應(yīng)的實質(zhì)是：醋酸鈉電離出的醋酸根離子和水電離出的氫離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)醋酸的過程。投影1、弱酸強(qiáng)堿鹽，水解顯堿性 CH3COONa = CH3COO + Na+ 投影2、強(qiáng)酸弱堿鹽，水解顯酸性 NH4Cl = NH

52、4+ + Cl 投影3、強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽：不水解4、弱酸弱堿鹽：雙水解，水解程度增大。講根據(jù)剛才我們一起分析的各種鹽在水溶液在的情況，大家思考：什么是鹽的水解？鹽的水解有什么規(guī)律？鹽的水解與酸堿中和反應(yīng)有和聯(lián)系？1、鹽類水解：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的過程中。講在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+ 或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。在溶液中由鹽電離出的弱酸的陰離子或弱堿的陽離子跟水電離出的氫離子或氫氧根離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)弱酸或弱堿，破壞了水的電離平衡，使其平衡向右移動，引起氫離子或氫氧根離子濃度的變化。2、鹽類水解的實質(zhì)：是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)中和水解 酸 + 堿 鹽 + 水講通常鹽類水解程度是很小的，且反應(yīng)前后均有弱電解質(zhì)存在，所以是可逆反應(yīng)，不過有些鹽能夠徹底水解，不存在平衡問題，因此