人教版高中化學(xué)《水溶液中的離子平衡》教學(xué)設(shè)計(jì)

1、知識(shí)結(jié)構(gòu)教學(xué)設(shè)計(jì)王楊江蘇省淮州中學(xué)化學(xué)平衡理論2水的電離和溶液的4難溶電解質(zhì)的溶解平衡 難溶#不? T溶解平衡 應(yīng)托沉淀的生 成、溶解、轉(zhuǎn)移溶度積水的電離平？衡+弱 電解質(zhì)的業(yè)成-鹽類水解一水解的 應(yīng)用（平衡移動(dòng)）水解 常數(shù)3整類的水解實(shí)踐活動(dòng)：測(cè)定 酸堿反應(yīng)腳線 滴癥實(shí)驗(yàn)操作不反應(yīng)曲馥酸堿性、一水是極弱電解質(zhì)f綜爵運(yùn)用水（稀溶液）18子積為常數(shù)一稀暗港酸堿性及表示肯法pHApH應(yīng)用第一課時(shí) 弱電解質(zhì)的電離 水的電離和溶液的酸堿性三維目標(biāo) 知識(shí)與技能1 ?復(fù)習(xí)回顧電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)等概念。2?復(fù)習(xí)回顧電離方程式的書(shū)寫(xiě)注意事項(xiàng)。3?復(fù)習(xí)水的電離和溶液酸堿性等知識(shí)。過(guò)程與方法通過(guò)

2、提問(wèn)、填圖、例題等方式使學(xué)生回顧所學(xué)過(guò)的知識(shí)。情感態(tài)度與價(jià)值觀認(rèn)識(shí)自然科學(xué)中的對(duì)立統(tǒng)一的辯證唯物主義。教學(xué)重難點(diǎn)教學(xué)重點(diǎn)電離方程式的書(shū)寫(xiě)，關(guān)于溶液pH的計(jì)算。教學(xué)難點(diǎn)關(guān)于溶液pH的計(jì)算。教學(xué)方法練習(xí)、合作探究、多媒體展示。教學(xué)過(guò)程設(shè)計(jì)引入新課開(kāi)門(mén)見(jiàn)山今天，我們來(lái)復(fù)習(xí)剛剛學(xué)過(guò)的這一章一一水溶液中的離子平衡。首先請(qǐng)大家回憶弱電解質(zhì)電離的知識(shí)點(diǎn)，來(lái)看這樣幾個(gè)問(wèn)題。1 ?理解電解質(zhì)和非電解質(zhì)的概念時(shí)的注意點(diǎn)電解質(zhì)非電解質(zhì)概念在水溶液或融化狀態(tài)卜在水溶液中和熔化狀態(tài)卜能夠?qū)щ姷幕衔锒疾荒軌驅(qū)щ姷幕衔镫婋x特點(diǎn)全部或部分電離化合物不直接電離溶液中存在的微粒離子或分子與離子共存溶質(zhì)分子結(jié)構(gòu)特點(diǎn)離子化合物、

3、少量共價(jià)化合物極性鍵結(jié)合的共價(jià)化合物實(shí)例酸、堿、鹽、金屬氧化物和水非金屬氧化物、氣態(tài) 氫化物、大多數(shù)的 有機(jī)物2?強(qiáng)弱電解質(zhì)與結(jié)構(gòu)的關(guān)系分類強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念溶于水可完全電離的電解質(zhì)溶于水只有帶B分電離的電解質(zhì)化合物類型離子化合物及TB分共價(jià)化合物部分電離，存在電離平衡微粒存在的形式陰陽(yáng)離子和水分子陰陽(yáng)離子、電解質(zhì)分子以及水分子 電離方程式的書(shū)寫(xiě)+2 H2SO4 = = = 2H + SO2NaOH = = = Na + 0H2sl2_ C|CH3COOH AACH3COO + HNH3 HzOaa NH 4 + OH【總結(jié)】一、電解質(zhì)和非電惴價(jià)、=龜N耐口C|l電解質(zhì)廠否一一非電解質(zhì)能否匚

4、 化合物 電離且一 強(qiáng)電解質(zhì)衽弱電解質(zhì)電解質(zhì)熱或水踴唱自由移動(dòng)離子電離【思考1】下列物質(zhì)石墨三氧化硫液態(tài)氯化氫氯氣熔融的硫酸鉀食鹽晶體硫酸溶液乙醇醋酸氨水，其中能夠?qū)щ姷氖?,強(qiáng)電解質(zhì)是,弱電解質(zhì)是,非電解質(zhì)是。注意：化合物不是電解質(zhì)即為非電解質(zhì)，單質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。導(dǎo)電微粒是它們本身電離提供。難溶性化合物不一定就是弱電解質(zhì)。如BaS0 4等仍為強(qiáng)電解質(zhì)，雖然BaS0 4難溶，但它溶解那一部分是完全電離的。提問(wèn)3.影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素有哪些？回答溫度：升高溫度，平衡向電離的方向移動(dòng)，但如果溶質(zhì)為揮發(fā)性物質(zhì)，則加熱會(huì)導(dǎo)致濃度下降。濃度：將弱電解質(zhì)加水稀釋，平衡向電離方向移動(dòng)；減

5、少生成物濃度， 可以促進(jìn)電離；加入與陰陽(yáng)離子相同的離子時(shí)，則產(chǎn)生同離子效應(yīng)，抑制電解質(zhì)的電離【思考2】例如：填表（1L0.1 mol/L的CH3COOH溶液）加水升溫加NaOH固體加HCI溶液（等濃度）力口 CH3COONa 固體平衡移動(dòng)fJJ+n/LJ JfJn(H ) +c(H )JJfJc（口）導(dǎo)電能力Jffff由上述的分析得知，弱電解質(zhì)電離平衡的移動(dòng)同樣遵守勒夏特列原理思考3氫硫酸溶液存在如下平衡：H2sH + + HS，HSH + S2:現(xiàn)使該溶液中pH增大，則c(S2)如何變化？ 請(qǐng)用電離平衡移動(dòng)原理解釋為何AI(OH) 3既能溶于強(qiáng)酸，又能溶于強(qiáng)堿？ 設(shè)計(jì)一個(gè)實(shí)驗(yàn)，證明 CH3C

6、OOH是弱電解質(zhì)，鹽酸為強(qiáng)電解質(zhì)？思考4下列陰離子，其中最易結(jié)合H*的是A . C6H50B . CH3COO -C. OH -D . C2H5。思考5例如：同體積、同濃度(同pH), 一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較c(NH ； ) c(OH )書(shū)與K 電離=c(NH3 H2O)c+c(H )PH中和堿的能力v(H 2)開(kāi)始v(H 2)HCI相同大小相同相同大HAc小大小c+ c(H )PH中和堿的能力v(H 2)開(kāi)始v(H 2)HCI小相同相同小小相同HAc大大大提問(wèn)回顧電離平衡常數(shù)的相關(guān)內(nèi)容 請(qǐng)書(shū)寫(xiě)NH3 H20的電離平衡常數(shù)表達(dá)式回憶，整理4.電離常數(shù)(1)概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電

7、離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比值是一個(gè)常數(shù)。這個(gè)就是電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用K來(lái)表示。(2)電離常數(shù)的意義：根據(jù)電離常數(shù)數(shù)值的大小，可以估算弱電解質(zhì)電離的趨勢(shì)，K值越大，電離程度越大。(3)電離常數(shù)的影響因素：電離常數(shù)數(shù)值隨溫度改變而改變，但由于電離過(guò)程熱效應(yīng)較小，溫度改變對(duì)電離常數(shù)影響不大，其數(shù)量級(jí)一般不變， 所以室溫范圍內(nèi)可認(rèn)為電離平衡常數(shù)是不變的。電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無(wú)關(guān)，同一溫度下，無(wú)論弱酸、弱堿的濃度 如何變化，電離常數(shù)是不會(huì)改變的。提問(wèn)5.電離方程式的書(shū)寫(xiě)需要注意哪些方面？回答強(qiáng)電解質(zhì)在水中完全電離，因此用弱電解質(zhì)在水中部分電

8、離，因此用“一 ”。多元弱酸在水溶液中是分步電離，且以第一步電離為主。 而多兀弱堿的電離則可一步書(shū)寫(xiě)。例題1.下列物質(zhì)既能導(dǎo)電又屬電解質(zhì)的是()A .硝酸鉀溶液B .硫酸銅晶體C.熔融的氯化鈉D .無(wú)水乙醇解析：導(dǎo)電的微粒一是自由電子， 另一是自由的陰陽(yáng)離子， 屬于電解質(zhì)的物質(zhì)應(yīng)是化合 物。在上述物 質(zhì)中，硝酸鉀溶液是屬于混合物，無(wú)水乙醇是非電解質(zhì)，硫酸銅晶體雖然有陰、陽(yáng)離子，但這些離子不能自由移動(dòng)。答案：C2?下列敘述中，能證明某物質(zhì)是弱電解質(zhì)的是()A ?溶化時(shí)不導(dǎo)電B ?水溶液的導(dǎo)電能力很差C.不是離子化物，而是極性共價(jià)化合物D.溶液中已電離的離子和未電離的分子共存解析：判斷強(qiáng)、弱電解質(zhì)

9、的關(guān)鍵，是在水溶液里能否完全電離，是否存在電離平衡。答案：D TOC o 1-5 h z 下列電離方程式書(shū)寫(xiě)正確的是(+ +2 A . NaHC0 3 = = = Na + H + CO3)B . (NH4)2SO4 2NH4 + S04D . Al(OH) 3 H + + AIO2 + H2OpHC. H2s 3H + + S3過(guò)渡在復(fù)習(xí)回顧了弱電解質(zhì)的電離平衡的知識(shí)之后，我們?cè)賮?lái)梳理水的電離和溶液的內(nèi)容。整理1.影響水的電離程度的因素溫度：升高溫度，水的電離程度增強(qiáng)，水的離子積增大。酸或堿：加入酸或堿時(shí)都會(huì)抑制水的電離，但在稀溶液中，水的離子積常數(shù)不變。易水解的鹽：鹽類的水解可促進(jìn)水的電離

10、。思考1能發(fā)生自電離的共價(jià)化合物很多。如BrF3+ BrF3 BrF4+ BrF?,從水自電離進(jìn)行思考，寫(xiě)出液氨、乙醇、乙酸自電離的電離方程式。思考2能使H2O+ H2OH3O+ + OH 電離平衡向右移動(dòng)，且所得溶液呈酸性的是()A .在水中加 NaHCO 3B .在水中加 CuCb+6C.在水中加稀硫酸D.將水加熱到(其中c(H ) = 1X10 mol/L)投影2.溶液中pH的計(jì)算酸的pH :先求溶液中c(H +),再根據(jù)公式計(jì)算 pH。當(dāng)溶液為強(qiáng)酸時(shí)，加水稀釋時(shí)，每 稀釋10倍，pH 增加1,但溶液只能接近7。如果為弱酸，則增加的幅度比強(qiáng)酸小。堿的pH :先求溶液中c(OH ),由水的

11、離子積常數(shù)求出c(H +),進(jìn)而求出pH。如果為強(qiáng)堿，每稀釋10倍，pH降低1,但溶液的pH只能接近7;若為弱堿，則降低的幅度小于強(qiáng) 堿。酸與酸混合：當(dāng)兩種強(qiáng)酸混合時(shí)，先由H +的物質(zhì)的量與溶液的體積求出c(H +),然后求出pH。堿與堿混合：當(dāng)兩種強(qiáng)堿混合時(shí)，先求出由OH 的物質(zhì)的量和溶液的體積求出c(OH ),由水的離子積常數(shù)求出 c(H +),進(jìn)而求出pH。酸堿混合時(shí)：首先判斷哪種物質(zhì)過(guò)量，來(lái)判斷溶液的酸堿性，如果為酸性，則通過(guò)求得 TOC o 1-5 h z c(H + )而得到pH;若為堿性，則首先計(jì)算 c(OH ),由水的離子積求得c(H +),進(jìn)而求出pH。 +12例題4.在水電

12、離出的c(H ) = 1 X0 mol/L的溶液中，一定能大量共存的離子組是() HYPERLINK l bookmark33 o Current Document A .Al3+、NH+、SO4、ClB . Na+、K+、COA SO八C.K+、Fe2+、Cl、NO3D . Na+、Ba2 +、Cl、NO3解析：c(H )H 2O = c(OH )H 20= 1 X10 mol/L ,說(shuō)明溶液中 c(H )溶液=1 X10 mol/L 或c(OH)溶液=1 X02 mol/L ,即溶液的pH = 2或pH = 12。在酸性和堿性溶液中都能存在的只 能是D。答案：D5.下列四種溶液中，由水電離

13、生成的氫離子濃度之比為：是pH = 0的鹽酸0.1 mol/L的鹽酸 0.01 mol/L的NaOH溶液 pH = 11的NaOH溶液A. 1 : 10 :C. 14 : 13 :100011B. 0 : 1 : 12 : 11D. 14 : 13 : 2 : 3=1 X10 1412解析：pH = 0的鹽酸c(H + )= 1 mol/L由水電離產(chǎn)生的 c(H + )H2O = c(OH 一)出。14+-1 X10-130.1 mol/L的鹽酸，由水電離產(chǎn)生的c(H )H2O= C(OH尸0廠=1X10 mol/L ;0. 01 mol/L的NaOH溶液，c(OH -尸0.01 mol/L

14、,由水電離產(chǎn)生的 14+1 X1012+11c(H )= = 1X10 mol/L ; pH = 11 的 NaOH 溶液，c(H )H 2O = 1X0mol/L。則由水電離產(chǎn)生的c(H + )之比：:：=10 14 : 10 13 : 10 12 : 10 11 =1 : 10 : 100 : 1 000，故答案為 A。答案：A投影3.酸堿中和滴定的定義和特點(diǎn)(1)定義：用已知濃度的酸(堿)來(lái)測(cè)定未知濃度堿(酸)的方法叫做酸堿的中和滴定。特點(diǎn)：它具有簡(jiǎn)便、快捷、有足夠準(zhǔn)確度的特點(diǎn)。(3)中和滴定所需的儀器有：酸堿中和滴定的儀器是：酸式滴定管，堿式滴定管，滴定 管夾，鐵架臺(tái)，錐 形瓶，燒杯。

15、中和滴定所需的藥品有：標(biāo)準(zhǔn)液、待測(cè)液、指示劑。(5)中和滴定過(guò)程中的注意事項(xiàng)滴定管的使用：先檢驗(yàn)是否漏水，然后用水清洗，再用待裝溶液洗滌2? 3次，排除尖嘴處的氣泡；裝溶液，并調(diào)節(jié)溶液的高度在刻度線之內(nèi)，記錄體積。保留小數(shù)點(diǎn)后兩位。滴定時(shí)用移液管或滴定管取待測(cè)液于錐形瓶中，并加入指示劑，滴定時(shí)眼睛注視錐形瓶中顏色的變化以及溶液的流速，當(dāng)?shù)稳肴芤?0 s后溶液顏色不再變化，則可以判斷反應(yīng)進(jìn)行完畢，記錄所有標(biāo)準(zhǔn)液的體積。計(jì)算出待測(cè)溶液的濃度。(6)常見(jiàn)酸堿指示劑及變色范圍酸堿指7K劑變色范圍甲基橙V 3.1紅色3.1? 4.4 橙色 4.4黃色石蕊V 5.0紅色5.0? 8.0 紫色 8藍(lán)色酚酗：

16、V 8.0無(wú)色8.0? 10.0淺紅色 10無(wú)色測(cè)定溶液pH值的方法：(1)酸堿指示劑用于粗測(cè)溶液pH范圍；(2)pH試紙用以粗略地測(cè)定溶液酸堿性的強(qiáng)弱；(3)pH計(jì)用以精確地測(cè)定溶液的pH。注意：用pH試紙測(cè)定溶液的pH, 一般先把一小塊放在表面皿或玻璃片上，用沾有待測(cè)液的玻璃棒點(diǎn)試紙的中部，不能把試紙放在待測(cè)液中，也不能用水濕潤(rùn)再測(cè)定pH板書(shū)設(shè)計(jì)一、弱電解質(zhì)的電離1?電解質(zhì)、非電解質(zhì)的比較2?強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的區(qū)別和聯(lián)系?影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素.電離常數(shù).電離方程式的書(shū)寫(xiě)二、水的電離和溶液酸堿性.影響水的電離程度的因素.溶液中pH的計(jì)算.酸堿中和滴定的定義和特點(diǎn)參考練習(xí).足量的鎂與一

17、定質(zhì)量的鹽酸反應(yīng)，由于反應(yīng)速率太快，若要減慢反應(yīng)速率，但不能影響產(chǎn)生氫氣的總質(zhì)量，可以加入下列物質(zhì)中的是()A. H2OB. NaOHC. K2CO3D. CHsCOONa2.把0.05 mol NaOH固體分別加入100 mL下列液體中，溶液的導(dǎo)電能力變化不大的是()A .自來(lái)水B. 0.5 mol/L鹽酸C. 0.5 mol/L 醋酸D. 0.5 mol/L 氨水()C.蔗糖D.硫酸鋼10 L溶液，稀釋后溶液對(duì)指示劑的顏色變化中正確3?物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，且該物質(zhì)屬于非電解質(zhì)的是A .澳化鈉B.三氧化硫.將1 mLpH為5.5的鹽酸稀釋成 的是()A.滴入酚醐試劑變?yōu)闇\紅色C.滴入甲基橙試

18、液顯紅色. pH = 13的強(qiáng)堿與pH = 2的強(qiáng)酸溶液混合， 為()A. 11 : 1B. 9 : 1. pH相同的鹽酸溶液和醋酸溶液分別和鋅反應(yīng)， 氣體一樣多，則下列判斷正確的是()A .整個(gè)反應(yīng)階段平均速率：醋酸鹽酸C.參加反應(yīng)的鋅的質(zhì)量：鹽酸二醋酸B .滴入石蕊試液呈紫色D .紅色石蕊試紙沾上溶液后顯藍(lán)色所得溶液pH = 11,則強(qiáng)堿與強(qiáng)酸體積比C. 1 : 11D. 1 : 9若最后鋅都有已完全溶解，但放出的B ?反應(yīng)所需時(shí)間：醋酸鹽酸D ?開(kāi)始反應(yīng)速率：鹽酸醋酸(1)如果加入蒸儲(chǔ)水，應(yīng)加mL(體積變化忽略不計(jì)) 如果加入pH = 10的NaOH溶液，應(yīng)加如果加入0.01 mol/L

19、鹽酸應(yīng)加 mL 0mL。&常溫下，將m體積pH = a的氫氧化鈉溶液與pH = b的醋酸溶液等體積混合，恰好 完全反應(yīng),則該溫度下醋酸的電離度可以表示為.在25 C時(shí)，若 在混合以前，該強(qiáng)酸的10體積的某強(qiáng)酸溶液與1體積的某強(qiáng)堿溶液混合后溶液呈中性，則 pH與 強(qiáng)堿pH之間應(yīng)滿足的關(guān)系是.在一定溫度下， 冰醋酸加水稀釋過(guò)程中，溶液的導(dǎo)電能力I隨加入水的體積 V變化的由線如下圖所示。請(qǐng)回答：.有一 pH為12的NaOH溶液100 mL ,要使它的pH降到11?！包c(diǎn)導(dǎo)電能力為0的理由是a, b, c三點(diǎn)溶液中c(H)由小到大的順序?yàn)?a, b, c三點(diǎn)中電離度最大的是 (4)若使c點(diǎn)溶液中c(Ac

20、)增大，溶液c(H +)減小，可采取的措施是：;:。11. NaOH和Ba(OH)2混合溶液的pH = 14,取該溶液100 mL，持續(xù)通入 CO?,當(dāng)CO2通入0.56 L 時(shí)，生成沉淀最多(氣體體積均指標(biāo)態(tài)，設(shè)溶液體積不發(fā)生改變)，試通過(guò)計(jì)算回答：(1)NaOH和Ba(OH)2的物質(zhì)的量濃度是多少？(2)當(dāng)通入CO2的體積為1.68L時(shí)，溶液中各離子(除H +和OH)物質(zhì)的量濃度各是多少？答案：1.AD 2.B3.B 4.B5.D 6.AC(1)900(2)1000 (3)81.8(a b)（1）醋酸是由分子構(gòu)成（2）cv av b （3）c10)% 9.a+ b= 15的，沒(méi)有自由移動(dòng)的

21、離子，故不能導(dǎo)電。加入醋酸鈉 加入 NaOH 溶液加入鎂(1)C(NaOH)= 0.5 mol/L CBa(OH) 2= 0.25 mol/L(2)C (Na +) = 0.5 mol/L C(HCO 3 ) = 0.5 mol/L C (Ba2+) = 0.25 mol/L教學(xué)反思本節(jié)課復(fù)習(xí)內(nèi)容較多，涉及電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)等概念的辨析，涉及電離方程式的書(shū)寫(xiě)，涉及水的電離和溶液酸堿性等諸多知識(shí)。特別是電解質(zhì)溶液pH 的計(jì)算更是其中的重點(diǎn)和難點(diǎn)，需要通過(guò)不同類型的練習(xí)，讓學(xué)生真正掌握計(jì)算的方法和要點(diǎn)。備課資料驗(yàn)證醋酸是弱電解質(zhì)的方案 方案一 配制某濃度的醋酸溶液，向其中滴入幾滴

22、甲基橙試液，然后再加入少量醋酸鈉 晶體，振蕩?，F(xiàn)象溶液由紅色逐漸變?yōu)槌壬?。原理醋酸是弱電解質(zhì)，其水溶液中存在著電離平衡：Ch： 00II Cl 13COO + H+o根據(jù)化學(xué)平衡移動(dòng)原理， 在醋酸溶液中加入醋酸鈉晶體后， 溶液中的醋酸根離子濃度增大，醋酸電離平衡向左移動(dòng)，導(dǎo)致H +濃度減小，因此溶液由紅色逐漸變?yōu)槌壬?方案二 配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞試液?，F(xiàn)象溶液由無(wú)色變?yōu)闇\紅色。原理醋酸鈉是強(qiáng)堿弱酸鹽， 溶于水后要發(fā)生水解，其水溶液中存在著水解平衡：CH 3COO + H2O = = = CH3COOH + OH 。根據(jù)鹽類水解理論，醋酸根離子與水電離出的氫離子結(jié)合生成弱

23、電解質(zhì)醋酸， 破壞了水的電離平衡， 導(dǎo)致氫氧根離子濃度大于氫離子濃度， 使溶液顯堿性。方案三 稱取一定量的無(wú)水醋酸配制 0.1 mol/L 的醋酸溶液，測(cè)定該溶液的 pH ?，F(xiàn)象測(cè)出的 pH 1 。原理因?yàn)榇姿釣槿跛幔?弱電解質(zhì) ） ，在水溶液中只有部分電離，所以 0.1 mol/L 的醋酸溶液中的 H +濃度小于0.1 mol/L ，溶液的 pH 1 。方案四 在燒杯里加入濃醋酸，接通電源，然后緩緩加入蒸餾水并不斷攪拌，觀察電流表中電流強(qiáng)度的變化?，F(xiàn)象電流表中電流強(qiáng)度先逐漸變大，然后逐漸變小。原理強(qiáng)電解質(zhì)濃溶液成倍稀釋時(shí)， 導(dǎo)電能力是成倍減弱的；而弱電解質(zhì)濃溶液在稀釋時(shí)，因大部分弱電解質(zhì)尚未

24、電離， 在加入少量水后，弱電解質(zhì)電離程度增大， 電離出的離子數(shù)目增加，其增加的幅度大于稀釋的影響，導(dǎo)電性增強(qiáng) （ 表現(xiàn)為電流表中電流強(qiáng)度增大） ；變成稀溶液后，電離程度雖然增大，稀釋的影響大于離子數(shù)目增加的影響，導(dǎo)電性又逐漸減弱 （ 表 現(xiàn)為電流表中電流強(qiáng)度減小 ） 。方案五 配制 pH 相同的鹽酸和醋酸溶液，取1 mL 上述鹽酸和醋酸分別用蒸餾水稀釋相 同倍數(shù) （如100 倍），再測(cè)定稀釋后兩溶液的pH ?，F(xiàn)象鹽酸 pH 變化大，醋酸pH 變化小。原理鹽酸是強(qiáng)電解質(zhì)，在溶液中完全電離，因此稀釋后 H +的物質(zhì)的量不變，濃度則變?yōu)樵瓉?lái)的 1/100 , pH 增大 2 個(gè)單位；對(duì)于醋酸，因?yàn)榇?/p>

25、在電離平衡， 加水稀釋時(shí)電離平衡向右移動(dòng)，雖然使醋酸電離產(chǎn)生的 H + 的物質(zhì)的量增大，但由于體積增大了 100 倍，增大幅度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于 H +的增大幅度，所以在稀釋后H +濃度減小，但比原來(lái)的1/100 要大，故其pH 增大值小于 2 個(gè)單位。方案六 配制相同濃度的鹽酸和醋酸，分別測(cè)定兩溶液的 pH ?，F(xiàn)象鹽酸溶液的 pH 小，醋酸溶液的 pH 大。原理pH與溶液中H +濃度大小有關(guān)，H +濃度越大pH越小。鹽酸是強(qiáng)電解質(zhì)，在溶液 中完全電離，因 此鹽酸溶液中：c(H + )= c(HCI);醋酸是弱電解質(zhì)，在溶液中只有部分電離，溶液中：c(H +) v C(CH3C00H)。由此可見(jiàn)，當(dāng)兩溶

26、液濃度相等時(shí)，鹽酸溶液中H +濃度大于醋酸溶液中H +濃度，所以鹽酸溶液的pH小，醋酸溶液的pH大。方案七配制濃度相同的鹽酸和醋酸溶液，加入純度、質(zhì)量都相同的同種鋅粉。現(xiàn)象兩溶液與鋅反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的速率：鹽酸醋酸。相同溫度時(shí)，鋅與酸溶液反應(yīng)生成氫氣的速率與溶液中的H +濃度大小有關(guān)，H +濃度越大生成氫氣的反應(yīng)速率越大。因?yàn)辂}酸是強(qiáng)電解質(zhì)，醋酸是弱電解質(zhì)，當(dāng)溶液濃度相同時(shí)，鹽酸中H +濃度大于醋酸溶液中H +濃度，所以兩溶液與鋅反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的速率：鹽酸大于醋酸。第二課時(shí)鹽類的水解和離子共存三維目標(biāo)知識(shí)與技能?通過(guò)回憶、投影、練習(xí)等途徑讓學(xué)生掌握鹽類水解的定義、實(shí)質(zhì)、類型、規(guī)律等。2?掌握鹽類水解

27、離子方程式的書(shū)寫(xiě)，并通過(guò)例題的形式分析常見(jiàn)的問(wèn)題。3? 了解鹽類水解知識(shí)的應(yīng)用4?了解難溶電解質(zhì)的溶解平衡過(guò)程與方法根據(jù)例題、提問(wèn)等方式讓學(xué)生回憶有關(guān)知識(shí)和解決問(wèn)題的方法。情感態(tài)度與價(jià)值觀認(rèn)識(shí)自然科學(xué)中的對(duì)立統(tǒng)一的辯證唯物主義。教學(xué)重難點(diǎn)教學(xué)重點(diǎn)鹽類水解的相關(guān)內(nèi)容。教學(xué)難點(diǎn)電解質(zhì)溶液中離子濃度大小的判斷。教學(xué)方法練習(xí)、合作探究、多媒體展示。教學(xué)過(guò)程設(shè)計(jì)引入新課復(fù)習(xí)請(qǐng)大家回憶鹽類水解的實(shí)質(zhì)是什么？回答鹽類在水溶液中電離出的離子跟水電離出的或OH生成難電離的分子或離子，從而破壞了水的電離平衡，使水的電離度增大。判斷鹽類水解能否水解的條件：一看能否溶，不溶不水解；二看有無(wú)弱，無(wú)弱不水解。追問(wèn)大家回答

28、得非常好。為了進(jìn)一步掌握鹽類水解的有關(guān)內(nèi)容，請(qǐng)?zhí)顚?xiě)下表： 1 ?鹽類水解的類型鹽的類型是否水解常見(jiàn)能水解的離子溶液pH值強(qiáng)堿弱酸鹽水解一價(jià)：CH3COO、HS、AIO2、CIO、HCO3二價(jià)：s2 、co3、sq3、hpo4 三價(jià)：po3、aso4pH 7強(qiáng)酸弱堿鹽水解一價(jià)：NH4、Ag +二價(jià)：Fe2*、Cu2+ Sn Zn2 + 三價(jià)：Al3*、Fe3+pH V 7強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解PH = 7提問(wèn)請(qǐng)說(shuō)出水解的規(guī)律和溶液酸堿性的判斷回答2.水解規(guī)律：有弱才水解，無(wú)弱不水解；誰(shuí)弱誰(shuí)水解，越弱越水解；三價(jià)陽(yáng)離子都水解，多元弱酸根離子分步水解。3?溶液酸堿性判斷：誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，強(qiáng)酸酸式鹽顯酸性，弱酸

29、酸式鹽由酸式根離子電離和水解相對(duì)強(qiáng)弱來(lái)決定。(1)鹽的弱酸根離子對(duì)應(yīng)酸越弱，水解程度就越大，溶液的堿性就越強(qiáng)。如相同物質(zhì)的量濃度的CHsCOONa和W2CO3溶液，因碳酸比醋酸弱，故 Na2CO3溶液pH大于CHsCOONa溶液。以其 可判斷相同物質(zhì)的量濃度的強(qiáng)堿弱酸鹽溶液的pH ,或據(jù)鹽溶液的pH大小判斷其對(duì)應(yīng)酸的相對(duì)強(qiáng)弱。(2)多元弱酸的酸根離子水解是分步進(jìn)行的，第一步水解程度比第二步水解程度大，故相同物質(zhì)的量濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液，Na2CO3溶液堿性比NaHCO ?強(qiáng)。(3)弱酸酸式鹽溶液酸堿性由酸式根離子的電離程度和水解程度的相對(duì)大小決定：若電離程度大于水解程度溶液呈酸

30、性，如NaHSOs、NaH 2P04等。若電離程度小于水解程度溶液呈堿性，如 NaHS、NaHCO 3、Na2HPO4等。投影4?鹽類水解離子方程式的書(shū)寫(xiě)1) 一般地說(shuō)，鹽類水解程度不大，應(yīng)該用“-”表示，水解平衡時(shí)一般不會(huì)產(chǎn)生沉淀和氣體，所以不用符號(hào)和“俵示。(2)多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的，可用多步水解方程式表示。女口 Na2CO3溶液的水解可表示為：CO亍+出0 - HCO 3 + 0H； HCO 3 +H2O H2CO3+ OH ,不能寫(xiě)成：CO2 + 2H2O H2CO3+ 2OH試一試?yán)??用一價(jià)離子組成白四種鹽：AC、BD、AD、BC的1 mol/L溶液，在室溫下前兩種溶液的p

31、H = 7,第三種溶液的pH 7,最后一種溶液pH V 7,則：(A)但)(C)(D)堿性AOH BOHAOH V BOHAOH BOHAOH V BOH酸性HC HDHC HDHC V HDHC V HD解析：根據(jù)水解規(guī)律，強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解，溶液呈中性，強(qiáng)酸弱堿鹽，溶液呈酸性，強(qiáng)堿弱酸鹽，溶液呈堿性，弱酸弱堿鹽，可能呈中性、酸性也可能呈堿性。根據(jù)題意：AOH為強(qiáng)堿，BOH為弱堿；HC為強(qiáng)酸，HD為弱酸。 答案：A 投影影響鹽類水解的因素 影響鹽類水解的主要因素是鹽本身的性質(zhì)。另外還受外在因素影響： 1.溫度：鹽的水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，升高溫度水解程度增大。 2 ?濃度：鹽的濃度越小，一般水解程

32、度越大。加水稀釋鹽的溶液，可以促進(jìn)水解。3.溶液的酸、堿性：鹽類水解后，溶液會(huì)呈不同的酸、堿性，因此控制溶液的酸、堿 性，可以促進(jìn)或抑 制鹽的水解，故在鹽溶液中加入酸或堿都能影響鹽的水解。例2.FeCI 3水解離子方程式如下：Fe3+ + 3H 2O Fe(OH) 3+ 3H*請(qǐng)?zhí)顚?xiě)下表不同條件F對(duì)FeCb水解平衡的影響:條件移動(dòng)方向H *數(shù)PHFe3*水解度現(xiàn)象升溫向右增加減小增大顏色加深(黃T紅棕)通HCI向左增加減小減小顏色變淺加水向右增加增大增大顏色變淺加Fe粉向左減小增大增大顏色變淺力口 NaHCO 3向右減小增大增大紅褐色沉淀，有氣泡產(chǎn)生投影鹽類水解知識(shí)的應(yīng)用1 ?判斷鹽溶液的酸堿

33、性和比較鹽溶液酸堿性的強(qiáng)弱時(shí)，通常需考慮鹽的水解。如相同條件，相同物質(zhì)的量濃度的下列八種溶液：Na2CO3、NaAc、Na2SO4、NaHCO ?、NaOH、(NH4)2SO4、NaClO 等溶液，pH 由大到小的順序?yàn)椋篘aOH NaClO Na2CO3 NaHCO 3NaAc Na2SO4 (NH 4)2SO4 NaHSOq。2.比較鹽溶液中各離子濃度的相對(duì)大小時(shí)，當(dāng)鹽中含有易水解的離子，需考慮鹽的水解。試一試?yán)?3.25 C 時(shí)，在濃度均為 1 mol/L 的(NH 4)2SO4、(NH4”CO3、(NH 4)2Fe(SO4)2 三種溶液中，若測(cè)得其中c(NH 4)分別為a、b、c(單位

34、為mol/L),則下列判斷正確的是()A . a= b = cB. c abC. b a cD . a c b解析：NH4水解：NH4水解顯酸性，CO3水解顯堿性，F(xiàn)e2+水解也顯酸性；(NH4) 2CO3水解程度大， Fe2+的水解抑制了 NH；的水解。答案：B3?判斷溶液中離子能否大量共存。當(dāng)有弱堿陽(yáng)離子和弱酸陰離子之間能發(fā)出雙水解，則不能在溶液中大量共存。如：Al3*、NH；與HCO3、CO2、SiO3等，不能在溶液中大量共存。4?配制易水解的鹽溶液時(shí)，需考慮抑制鹽的水解，如在配制強(qiáng)酸弱堿鹽溶液時(shí)，需滴加幾滴對(duì)應(yīng)的強(qiáng)酸，來(lái)抑制鹽的水解。Al 2s3時(shí)，因無(wú)法在溶液中制取，AICI3、Mg

35、CJ、FeCl3等溶液時(shí),得不到HCl氣體，以抑制FeC*的水解,5?選擇制備鹽的途徑時(shí)，需考慮鹽的水解。如制備 會(huì)完全水解，只能由干法直接反應(yīng)制取。加熱蒸干AICI3、MgCl 2 FeCl3晶體，必須在蒸發(fā)過(guò)程中不斷通入才能得到其固體。試一試?yán)?厘制得較純的FeS沉淀，在FeCl2溶液中加入的試劑是()A . Na2sB. NaHSC . H2sD . (NH 4)2S解析：Fe2+能水解：Fe2； + 2出。陽(yáng)0【)2+ 2H要得到較純的FeS沉淀，加入的試劑需盡量能抑制 Fe2+的水解。而Na2s和NaHS溶液中和HS能與Fe2+發(fā)生雙水解， 使Fe2；水解平衡 向右移動(dòng)，能生成Fe(

36、OH)2沉淀。而H?S與FeCb溶液不反應(yīng)。(NH4)2S溶液中NH；水解呈酸性，能抑制 Fe2；的水解。故應(yīng)選 Do答案：D.化肥的合理使用，有時(shí)需考慮鹽的水解。如鏤態(tài)氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸 二氫鈣和草木灰不能混合施用。因草木灰(有效成分K2CO3)水解呈堿性。. 制備Fe(OH) 3膠體，Al(OH) 3膠體和用FeCb、AlCl 3等凈水時(shí)，是利用 Fe3；、Al3；水解成 Fe(OH)3、Al(OH) 3膠體，能吸附水中懸浮的小微粒而沉定，起到凈水作用。&某些試劑的實(shí)驗(yàn)室存放，需要考慮鹽的水解。如Na2CO3、Na2SiO3等水解呈堿性，不能存放在磨口玻璃塞的試劑瓶中；NH4F

37、不能存放在玻璃瓶中，應(yīng) NH4F水解應(yīng)會(huì)產(chǎn)生HF,腐蝕玻璃。.溶液中，某些離子的除雜，需考慮鹽的水解。Fe3；離子，可在加熱攪拌下加入一種試劑,試一試?yán)??為了除去氯化鎂酸性溶液中的 過(guò)濾后再加入適量鹽酸。這種試劑是 () Fe3 + 3H2O Fe(OH) 3+ 3H*加入 MgO 或 MgCO 3 能發(fā)生如下反應(yīng)： MgO + 2H* = Mg2+ H2O, MgCO 3 + 2H + = = = Mg2+ + CO2 T+ H2O,且MgO、MgCO 3不溶于水，酸c(H +)降低，促進(jìn)Fe3+水解平衡向左移 動(dòng)，既除Fe2：又不會(huì)引入新的雜質(zhì)，故應(yīng)選 A、DoA .氧化鎂B.氫氧化鈉解

38、析：除雜的基本原則是不引入新的雜質(zhì),C.碳酸鈉D .碳酸鎂B、C應(yīng)排除。Fe3；在溶液中存在水解平衡：答案： AD10?工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、日常生活中，常利用鹽的水解知識(shí)。泡沫滅火器產(chǎn)生泡沫是利用了A12(SO4)3和NaHCO s相混合發(fā)生雙水解反應(yīng)，產(chǎn)生了CO2, Al 3+ + 3HCO 3 = AI(OH )3J+ 3CO2 t(2)日常生活中用熱堿液洗滌油污物品比冷堿液效果好，是由于加熱促進(jìn)了 Na2CO3水解使溶液堿性增強(qiáng)。水垢的主要成分是CaCO 3 和 Mg(OH ) 2，基本上不會(huì)生成MgCO s, 是因?yàn)镸gCO ?微 溶于水，受熱時(shí)水解生成更難溶的 Mg(OH) 2 。 試一試

39、例 6?焙模精密鑄造工業(yè)常將水玻璃與石英粉混合攪拌成模殼涂料，撒碾，浸泡在氯化銨溶液中使之硬化定型， 請(qǐng)用離子方程式表示其硬化成型原理。 現(xiàn)有些工廠將NH 4CI溶液改為 MgCL 溶液，這是為什么？解析：因?yàn)?NH4與SiO2能發(fā)生雙水解：2NH4+ SQ22NH3T+ H2SQ3將NH4CI改成MgCI 2溶液是因 為 MgCI 2 水解顯酸性，可發(fā)生類似的反應(yīng)：Mg + SiO3 + 2H2O = = = Mg(OH) 2八+ H2SQ3J 投影 難點(diǎn)、疑點(diǎn) 解析：1. 如何判斷鹽溶液與鹽溶液反應(yīng)類型鹽與鹽溶液反應(yīng)時(shí)，如果生成物中有氣體生成，難溶物質(zhì)生成或難電離物質(zhì)生成， 以及兩種水解方

40、式 不同的鹽溶液相混合，由于相互促進(jìn)，一般發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)。如：CuSO4 + Na?S= = = Na2SO4+ CuS八,FeCI 3+ 3AgNO 3= = = Fe(NO 3) 3+ 3AgCI J鹽溶液與鹽溶液相混合時(shí)，如果陽(yáng)離子和陰離子都能發(fā)生水解，且有沉淀或氣體產(chǎn)生，相互促進(jìn)，使水解完全，則一般發(fā)生雙水解反應(yīng)。如Al3+與CO2 、HCO3、SiO2 AIO 2、CIO 一等。如果一種鹽能電離出具有強(qiáng)氧化性的離子， 另一種鹽能電離出具有強(qiáng)還原性的離子，則一般發(fā)生氧化還原反應(yīng)。如 2FeCl 3 + 2KI = 2FeC + 2KCI + J2 ?如何判斷溶液中離子能否大量共存判斷溶

41、液中離子能否大量共存，實(shí)際上就是判斷溶液中離子間能否相互發(fā)生反應(yīng)， 一般可以從下面幾個(gè)方面考慮：(1)看離子間能否發(fā)生沉淀反應(yīng)。常見(jiàn)的離子間沉淀反應(yīng)有：H +與 SiO2 , AIO2； Al3 +、Zn2+、Fe3+、Cu2+、Fe2+、Ag +與OH ;Fe2+、Zn2+、Cu2+、Ag+、Hg2+、與S2;Ag +與C、Br、l、CO,、PO3 ; Ba2+、Mg2+、Ca2+與CO2 , SO,、PO ； HPO4一等都能生成 沉淀，在溶液中不能大量共存?？措x子間能否生成氣體。如H +與HS、S2 HCO3、CO3 , S2O2： SO3 , HSO3 ；NH 4與 OH 等有氣體產(chǎn)生

42、，在溶液中不能大量共存?？措x子間能否生成弱電解質(zhì)。如H +與F 、PO4 , HP。2: CIO . CH 3COO ； OH 與 HCO 3、 HS 、 HSO3、 H2PO4、 HPO4 、 NH ； 等，不能在溶液中大量共存。(4)看離子之間能否發(fā)生氧化還原反應(yīng)。如Fe3+與S、HS ;酸性條件下，MnO4或NO3與Fe2+、S2 , 、SO3一等，不能在溶液中大量共存。另外還須注意題干的要求，如果是無(wú)色溶液，F(xiàn)e2+、Cu2 +、MnO4、Fe3+等在溶液中不能存在；如是酸性溶液，那么能與H +反應(yīng)的離子不能存在；如是堿性溶液，那么能與OH 反應(yīng)的離子不能存在。試一試 例 7?某無(wú)色透

43、明濃溶液，跟金屬鋁反應(yīng)放出H2, 試判斷下列離子：Mg2+、 Cu2+、Ba、H Ag +、SO42 SO32 HCO3、OH NO 3一中，何者能存在于此溶液中：(1)當(dāng)生成Al *時(shí)，可存在 。(2)當(dāng)生成AlO 2一時(shí)，可存在 。解析：無(wú)色溶液，可排除 Cu2+的存在；Al能與Ag +發(fā)生量換反應(yīng)，可排除 Ag +存在；HC0 3在酸性溶液和堿性溶液中都不能存在，可排除。(1)當(dāng)生成AI3+時(shí)，說(shuō)明溶液是酸性，則S02、OH、N03不可能存在；(2)當(dāng)生成AIO2時(shí)，說(shuō)明溶液是堿性，則 Mg2*、H +不可 能存在。答案：(1)Mg2*、H*、S024 Ba2*、0H、N03板書(shū)設(shè)計(jì)一、

44、鹽類水解的實(shí)質(zhì)二、鹽類水解的類型和規(guī)律1.鹽類水解的類型2.水解規(guī)律：有弱才水解，無(wú)弱不水解；誰(shuí)弱誰(shuí)水解，越弱越水解；三價(jià)陽(yáng)離子都水 解，多元弱酸根離子分步水解。.溶液酸堿性判斷：誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，強(qiáng)酸酸式鹽顯酸性，弱酸酸式鹽，由酸式根離子電 離和水解的相對(duì)強(qiáng) 弱來(lái)決定。.鹽類水解離子方程式的書(shū)寫(xiě)三、影響鹽類水解的因素四、鹽類水解知識(shí)的應(yīng)用1.判斷鹽溶液的酸堿性和比較鹽溶液酸堿性的強(qiáng)弱時(shí)，通常需考慮鹽的水解。2.比較鹽溶液中各離子濃度的相對(duì)大小時(shí)，當(dāng)鹽中含有易水解的離子，需考慮鹽的水解。.判斷溶液中離子能否大量共存。當(dāng)有弱堿陽(yáng)離子和弱酸陰離子之間能發(fā)生雙水解，則不能在溶液中大量共存。如：Al 3+

45、NH4與HCO3、C02、Si03等，不能在溶液中大量共存。.配制易水解的鹽溶液時(shí)，需考慮抑制鹽的水解，如在配制強(qiáng)酸弱堿鹽溶液時(shí)，需滴加幾滴對(duì)應(yīng)的強(qiáng)酸，來(lái)抑制鹽的水解。.選擇制備鹽的途徑時(shí)，需考慮鹽的水解。.化肥的合理使用，有時(shí)需考慮鹽的水解。 3*7?制備Fe(0H) 3膠體，AI(0H)3膠體和用FeCb、AICI3等凈水時(shí)，是利用Fe 、Al水解成Fe(0H)3、AI(0H) 3膠體，能吸附水中懸浮的小微粒而沉定，起到凈水作用。&某些試劑的實(shí)驗(yàn)室存放，需要考慮鹽的水解。9?溶液中，某些離子的除雜，需考慮鹽的水解。.工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、日常生活中，常利用鹽的水解知識(shí)。五、難點(diǎn)、疑點(diǎn)解析?如何判斷鹽溶液與鹽溶液反應(yīng)類型。?如何判斷溶液中離子能否大量共存。參考練習(xí)1.下列物質(zhì)溶于水，電離出的陰離子能使水的電離平衡向右移動(dòng)的是CH3C00NaNaH 2PO4NH 4I2. 25 C時(shí)，測(cè)得某 c(H *)之比是(A. 1 : 10生