電離平衡電離平衡教案

第三章電離平衡第一節(jié)電離平衡教材分析：本節(jié)教材共分三方面內(nèi)容：強(qiáng)弱電解質(zhì)與化合物構(gòu)造的關(guān)系，弱電解質(zhì)的電離平衡，以及電離平衡常數(shù)。教材是在三方面內(nèi)容基礎(chǔ)上建立起來(lái)的：初中化學(xué)中的溶液導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)、高一教材中的強(qiáng)弱電解質(zhì)的概念及電離和上一章所學(xué)的化學(xué)平衡的建立及移動(dòng)的有關(guān)知識(shí)。因此，本節(jié)內(nèi)容即使相對(duì)是新知識(shí)，但只要把握好三方面的基礎(chǔ)的作用，完全能夠很容易建立新的知識(shí)點(diǎn)。對(duì)于強(qiáng)弱電解質(zhì)與化合物構(gòu)造的關(guān)系，教學(xué)中只要把常見(jiàn)的化合物，如，酸、堿、鹽、氧化物等與電解質(zhì)強(qiáng)弱建立聯(lián)系即可，教學(xué)中還要闡明強(qiáng)弱電解質(zhì)在水溶液中存在的粒子的不同。弱電解質(zhì)電離平衡是本章的重點(diǎn)，也是此后各節(jié)內(nèi)容特別是鹽的水解知識(shí)的基礎(chǔ)，十分重要，弱電解質(zhì)電離平衡的特性必須認(rèn)真掌握。有關(guān)弱電解質(zhì)的平衡的影響因素即電離平衡的移動(dòng)，即使課本中沒(méi)有具體闡明，但教學(xué)中應(yīng)當(dāng)依賴(lài)化學(xué)平衡移動(dòng)原理讓學(xué)生結(jié)合具體實(shí)例討論，在研究中學(xué)習(xí)。有關(guān)電離平衡常數(shù)問(wèn)題，首先要結(jié)合化學(xué)平衡常數(shù)的特性，建立電離平衡常數(shù)的概念，也要討論得出電離平衡常數(shù)的意義。有關(guān)多元酸的電離問(wèn)題，一定建立有關(guān)規(guī)律。教學(xué)目的與規(guī)定:1．使學(xué)生理解強(qiáng)、弱電解質(zhì)與構(gòu)造的關(guān)系。2．使學(xué)生理解電解質(zhì)的電離平衡以及濃度等條件對(duì)電離平衡的影響3．常識(shí)性介紹電離平衡常數(shù)。教學(xué)重點(diǎn)：電離平衡的建立以及電離平衡的移動(dòng)教學(xué)難點(diǎn)：外界條件對(duì)電離平衡的影響，電離平衡常數(shù)教學(xué)辦法：講述法、比較發(fā)現(xiàn)法、實(shí)驗(yàn)法、啟發(fā)引導(dǎo)法課型：新課學(xué)時(shí)：2教學(xué)內(nèi)容：第一學(xué)時(shí)新課的準(zhǔn)備:復(fù)習(xí)強(qiáng)弱電解質(zhì)概念，強(qiáng)弱電解質(zhì)的電離及電離方程式的書(shū)寫(xiě)；復(fù)習(xí)化學(xué)鍵的知識(shí)。設(shè)問(wèn)：強(qiáng)弱電解質(zhì)與其構(gòu)造有無(wú)關(guān)系呢？新課進(jìn)行：一、強(qiáng)、弱電解質(zhì)與構(gòu)造的關(guān)系復(fù)習(xí)：強(qiáng)電解質(zhì)電解質(zhì)弱電解質(zhì)化合物非電電解質(zhì)從氯化鈉、硫酸鉀、鹽酸、硫酸、硝酸等為強(qiáng)電解質(zhì)說(shuō)起：強(qiáng)電解質(zhì)：水溶液中完全電離，絕大多數(shù)為離子化合物和強(qiáng)極性共價(jià)化合物，如，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽；弱電解質(zhì)：水溶液中不完全電離，絕大多數(shù)為含極性鍵的共價(jià)化合物，如，弱酸、弱堿、水。設(shè)問(wèn)：碳酸鈣與一水合氨分別是強(qiáng)電解質(zhì)，還是弱電解質(zhì)？二、弱電解質(zhì)的電離平衡1、電離平衡的建立以醋酸為例：CH3COOHCH3COO－＋H＋闡明：醋酸的電離是一種可逆的過(guò)程，首先分子電離出離子，另首先離子重新結(jié)合成分子。當(dāng)矛盾的過(guò)程勢(shì)均力敵時(shí)，也能夠建立平衡——電離平衡：在一定條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子（離子化）的速率與和離子重新結(jié)合生成分子（分子化）的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)成了平衡狀態(tài)。①?gòu)碾婋x開(kāi)始：CH3COOHCH3COO－＋H＋（醋酸加水）②從離子結(jié)合成分子開(kāi)始：CH3COO－＋H＋CH3COOH（醋酸鈉溶液中加入鹽酸）2、電離平衡的特性“動(dòng)”——?jiǎng)討B(tài)平衡；“等”——V分子化=V離子化；“定”——弱電解質(zhì)的電離程度保持一定，溶液中多個(gè)粒子的濃度保持一定；“變”——外界條件發(fā)生變化，電離平衡也要發(fā)生移動(dòng)。3．影響電離平衡的因素討論：在氨水中，分別加入適量鹽酸、NaOH溶液和NH4Cl溶液，對(duì)NH3·H2O的電離平衡各有什么影響？有關(guān)分子及離子濃度發(fā)生怎么樣的變化？并簡(jiǎn)要闡明理由。①加入適量鹽酸，平衡如何移動(dòng)？NH3·H2ONH4＋＋OH－②加入NaOH溶液，平衡如何移動(dòng)？③加入氯化銨溶液，平衡如何移動(dòng)？闡明：②、③平衡如何移動(dòng)，取決于加入溶液的濃度。強(qiáng)調(diào)：①對(duì)弱電解質(zhì)溶液的稀釋過(guò)程中，弱電解質(zhì)的電離程度增大，溶液中離子數(shù)目增多，溶液中離子濃度由小變大，再變?。虎陔婋x均為吸熱過(guò)程，升高溫度，電離程度增大，離了數(shù)目增多，離子濃度增大。新課的延伸：①電離度的概念介紹：與化學(xué)平衡中轉(zhuǎn)化率性質(zhì)相似的參數(shù)，適合于弱電解質(zhì)建立平衡時(shí)，反映電解質(zhì)的電離程度的大小，能夠用于判斷電解質(zhì)的強(qiáng)弱，電離度的影響因素；②對(duì)于NH3＋H2ONH3·H2ONH4＋＋OH－平衡體系，變化壓強(qiáng)、加水稀釋、升高溫度，電離平衡如何移動(dòng)？教學(xué)小結(jié)：總結(jié)電離平衡的建立、特性、影響因素；練習(xí)電離方程式、，強(qiáng)調(diào)多元酸的分步電離。作業(yè)：P60一、填空題1、2、4課堂討論P(yáng)61三、四，書(shū)面作業(yè)課后小結(jié)：第二學(xué)時(shí)新課的準(zhǔn)備:1、復(fù)習(xí)電離平衡的建立、特性及影響因素；2、討論對(duì)弱電解質(zhì)溶液加水稀釋后，各粒子濃度的變化狀況；3、請(qǐng)學(xué)生書(shū)寫(xiě)鹽酸、硫酸、醋酸電離的電離方程式；4、復(fù)習(xí)化學(xué)平衡常數(shù)概念及體現(xiàn)式。新課進(jìn)行：三、電離平衡常數(shù)1．電離平衡常數(shù)闡明：電離平衡與化學(xué)平衡同樣，各離子濃度與分子濃度之間在一定溫度下也存在著一定量關(guān)系。以一水合氨和醋酸電離為例，電離平衡常數(shù)體現(xiàn)式：C（NH4＋）·C（OH－）K=（NH3·H2O）C（H＋）·C（CH3COO－）K=（CH3COOH）強(qiáng)調(diào)：①電離平衡常數(shù)的意義：判斷弱酸弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱；②電離平衡常數(shù)受溫度的影響（影響不大），與濃度無(wú)關(guān)。2．多元弱酸的電離多元弱酸分步電離，每一步電離都有電離常數(shù)，各步的電離程度也不相似，其中第一級(jí)電離程度最大：K1＞K2＞K3＞……＞Ki。以磷酸電離為例：H3PO4H＋＋H2PO4－K1=7.5×10－3H2PO4－H＋＋HPO42－K2=6.2×10－8HPO42－H＋＋PO43－K3=2.2×10－13強(qiáng)調(diào)：①多元弱堿電離與多元弱酸電離狀況相似。②多元弱酸電離以第一級(jí)為主，只寫(xiě)第一級(jí)電離也可。新課的延伸：電離度與平衡常數(shù)影響因素不同比較。教學(xué)小結(jié)：電離平衡常數(shù)與多元弱酸的電離。作業(yè)：P61一、填空題3、4；二、選擇題課后小結(jié)：第三章第二節(jié)水的電離和溶液的PH教材分析：本節(jié)事實(shí)上是電離平衡在水的電離及電離平衡移動(dòng)方面的具體運(yùn)用，是第三節(jié)鹽類(lèi)水解的基礎(chǔ)。節(jié)節(jié)教學(xué)的核心之一是水的離子積常數(shù)的導(dǎo)出，強(qiáng)調(diào)水的離子積常數(shù)是水的電離平衡常數(shù)的一種表達(dá)形式。本節(jié)另一種核心是溶液的酸堿性及溶液的PH，一定溫度下不管是純水，還是酸堿的稀溶液中，水溶液中水電離出的H＋、OH－濃度之積總為一種常數(shù)，溶液出現(xiàn)酸堿性，只是溶液中H＋、OH－濃度相對(duì)大小不同。在介紹溶液PH時(shí)，應(yīng)當(dāng)闡明“P”的含義，還要強(qiáng)調(diào)引入PH的意義。教學(xué)目的與規(guī)定:1、使學(xué)生理解水的電離和水的離子積；2、使學(xué)生理解溶液的酸堿性和PH的關(guān)系。教學(xué)重點(diǎn)：水的離子積，c（H＋）、PH與溶液酸堿性的關(guān)系。教學(xué)難點(diǎn)：水的離子積，有關(guān)PH計(jì)算。教學(xué)辦法：推理法、講述法、分析比較法課型：新課學(xué)時(shí)：2教學(xué)內(nèi)容：第一學(xué)時(shí)新課的準(zhǔn)備:復(fù)習(xí)電離平衡常數(shù)的體現(xiàn)式，以一水合氨電離表達(dá)之。請(qǐng)學(xué)生回答弱電解質(zhì)涉及哪些物質(zhì)？弱酸、弱堿和水。復(fù)習(xí)初中的化學(xué)中學(xué)習(xí)的PH與溶液酸堿性的關(guān)系。引入課題：實(shí)驗(yàn)證明，水確實(shí)是一種極弱的電解質(zhì)，在25℃時(shí)，純水中c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol·L－，闡明水能夠電離。新課進(jìn)行：第二節(jié)水的電離和溶液的PH一、水的電離水的電離：H2O＋H2OH3O＋＋OH－簡(jiǎn)寫(xiě)：H2OH＋＋OH－K=c（H＋）c（OH－）

c（H2O）已知純水的物質(zhì)的量濃度為55.6mol/L，c（H＋）·c（OH－）=55.6×KwKw=c（H＋）·c（OH－）。（闡明水的濃度幾乎不變）1、水的離子積普通把Kw叫做水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積，只與溫度有關(guān)。已知在25℃時(shí)，水中的H＋濃度與OH－濃度均為1×10－7mol/L，因此在25℃時(shí)，Kw=c（H＋）·c（OH－）=1×10－7×1×10－7=1×10－14。2、影響水的電離的因素①加入酸或堿，克制水的電離，Kw不變；②加入某些鹽，增進(jìn)水的電離，Kw不變；③升高溫度，電離過(guò)程是一種吸熱過(guò)程，增進(jìn)水的電離，水的離子積增大，在100℃時(shí)，KW=1×10－12。新課的延伸：1、c（H＋）=1×10－7mol/L，溶液一定呈中性嗎？闡明：溶液或純水呈中性，是由于溶液中c（H＋）=c（OH－）。2、純水中溶液H＋、OH－濃度的計(jì)算辦法：c（H＋）=c（OH－）=。教學(xué)小結(jié)：水的離子積及25℃時(shí)純水中水的離子積常數(shù)。影響水的離子積常數(shù)的因素。計(jì)算純水中H＋、OH－濃度的辦法。作業(yè)：P65一、1課堂作業(yè)思考乙醇呈中性與純水呈中性是一回事嗎？課后小結(jié)：第二學(xué)時(shí)新課的準(zhǔn)備:1、25℃時(shí)水的離子積常數(shù)值；2、水的離子積常數(shù)與溫度的關(guān)系；3、往純水中加入稀鹽酸和NaOH溶液后，c（OH－）、c（H＋）如何變化？從平衡移動(dòng)原理加以解釋。新課進(jìn)行：二、溶液的酸堿性和PH講述：常溫時(shí)，由于水的電離平衡的存在，不僅純水，并且在酸性或堿性的稀溶液中，均存在H＋、OH－，且c（H＋）·c（OH－）=1×10－14。1、溶液的酸堿性分析：中性溶液中，c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L；酸性溶液中，c（H＋）＞c（OH－），c（H＋）＞1×10－7mol/L；堿性溶液中，c（H＋）＜c（OH－），c（H＋）＜1×10－7mol/L。強(qiáng)調(diào)：①含水的稀溶液中，H＋與OH－共存，H＋與OH－的相對(duì)多少?zèng)Q定溶液的酸堿性，但兩者濃度的積必為常數(shù)；②堿性溶液中的c（H＋）=/c（OH－）；同理，酸性溶液中的c（OH－）=/c（H＋）。闡明：當(dāng)我們表達(dá)很稀的溶液時(shí)，如，c（H＋）=1×10－7mol/L，用c（H＋）或c（OH－）表達(dá)溶液的酸堿性很不方便。2、溶液的PH化學(xué)上慣用c（H＋）的負(fù)慣用對(duì)數(shù)表達(dá)溶液酸堿性的強(qiáng)弱：PH=lg｛c（H＋）｝計(jì)算：純水中，c（H＋）=1×10－7mol/L，PH=lg｛c（H＋）｝=lg1×10－7=7；1×10－2mol/LHCl溶液，PH=lg｛c（H＋）｝=lg1×10－2=2；1×10－2mol/LNaOH溶液，c（H＋）=1×10－12mol/L，PH=lg｛c（H＋）｝=12；3×10－5mol/LHCl溶液，PH=lg｛c（H＋）｝=5－lg3。強(qiáng)調(diào)：①c（H＋）=m×10－nmol/L，PH=n－lgm。②溶液酸堿性與PH值的關(guān)系中性溶液中，c（H＋）=1×10－7mol/L，PH=7；酸性溶液中，c（H＋）＞1×10－7mol/L，，溶液酸性越強(qiáng)，溶液的PH值越?。粔A性溶液中，c（H＋）＜1×10－7mol/L，PH＞7，溶液堿性越強(qiáng)，溶液的PH值越大。③c（H＋）、PH、溶液酸堿性的關(guān)系c（H＋+）10010-110-210-310-410-510-610-710-810-910-1010-1110-1210-1310-14PH012345678910111