高中二年級上學期化學《水溶液中的離子反應與平衡總復習》教學設計

人教版（2019）普通高中教科書選修性必修1化學反應原理第三章水溶液中的離子反應與平衡總復習教學設計【課程標準】1．能描述弱電解質在水溶液中的電離平衡，了解酸堿電離理論。

2．知道水的離子積常數，能進行溶液pH的簡單計算。

3．認識鹽類水解的原理，歸納影響鹽類水解程度的主要因素，能舉例說明鹽類水解在生產、生活中的應用。

4．能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀轉化的本質?！窘滩姆治觥克芤褐械碾x子平衡與化學平衡密切相關。本章內容實際上是應用前一章所學的化學平衡理論，探討水溶液中離子間的相互作用。電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的過程分析，體現了化學平衡理論的指導作用；pH的應用、鹽類水解反應的應用、沉淀溶解平衡的應用等，體現了理論知識在生產、生活中的應用價值。【學情分析】學生已經學了上一章中的化學平衡的理論知識，在必修中還學過電解質的知識。在學習這章內容的時候，注意應用已學知識，從電離平衡到水解平衡到溶解平衡層層遞進，難度較大。【教學目標】認識電解質、鹽類的水解的概念及方程式的書寫。理解電離平衡、水解平衡、溶解平衡的影響因素。掌握溶液pH值、電離平衡常數、水解平衡常數、溶度積的計算公式。掌握溶液中的離子濃度的大小比較?！窘虒W重難點】重點：電離平衡、水解平衡、溶解平衡。難點：相關計算。【教學方法】歸納總結、舉一反三【教學過程】環(huán)節(jié)一【電解質和鹽類水解】電解質（1）電解質：在水溶液或熔融狀態(tài)下能夠導電的化合物。例如：酸、堿、鹽、金屬氧化物、H2O非電解質：在水溶液和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物。例如：非金屬氧化物、大部分的有機物（蔗糖、酒精）、NH3（2）強電解質：能夠全部電離的電解質。例如：強酸、強堿、絕大多數的鹽、活潑金屬氧化物。弱電解質：不能夠全部電離的電解質。例如：弱酸、弱堿、水。注：判斷電解質的強弱與溶解性無關，與溶液的導電性無關。硫酸鋇是強電解質，醋酸是弱電解質；濃醋酸可能比很稀的鹽酸導電能力強。（3）電離方程式的書寫原則：遵循質量守恒、電荷守恒書寫要點：①強電解質：“=”、弱電解質:“”。NaCl=Na++Cl-HFH++F-②多元弱酸分步電離，以第一步電離為主，分步書寫；多元弱堿分步電離，一步書寫。H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-Fe(OH)3Fe3++3OH-③強酸酸式鹽的電離。NaHSO4=Na++H++SO42-（水中）NaHSO4=Na++HSO4-（熔融狀態(tài)）④弱酸酸式鹽的電離。NaHCO3=Na++HCO3-HCO3-H++CO32-2、鹽類的水解（1）概念：在水溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應叫鹽類的水解。（2）規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性。（3）鹽類水解的方程式書寫：①必須寫“”②不寫“↑”、“↓”③H2CO3、H2SO3等不拆開④多元弱酸陰離子分步水解，分步書寫，以第一步為主；多元弱堿陽離子水解方程式一步寫完CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-CO32-+H2OHCO3-+OH-HCO3-+H2OH2CO3+OH-環(huán)節(jié)二【平衡影響因素】電離平衡影響因素（1）內因：物質本身的性質（2）外因：①溫度：由于電離過程是吸熱的過程，所以升高溫度，平衡向電離方向移動，電離程度增大，電離平衡常數K增大。②濃度：I、加水稀釋，平衡向電離的方向移動，電離程度增大，但離子濃度減小，電離平衡常數K不變。II、增大弱電解質的濃度，平衡向電離方向移動，離子濃度增大，但電離程度減小，電離平衡常數K不變。III、加入同濃度的弱電解質溶液，平衡不移動，各微粒濃度不變、電離程度不變。IV、加入其它試劑，減小或增大弱電解質電離出的某離子的濃度，可促進或抑制電離。1mol·L－1CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH>0反應的影響改變條件平衡移動n(H＋)c(H＋)電離程度Ka加水稀釋向右增大減小增大不變加冰醋酸向右增大增大減小不變通氯化氫向左增大增大減小不變加氫氧化鈉向右減小減小增大不變加醋酸鈉向左減小減小減小不變加入鎂粉向右減小減小增大不變升高溫度向右增大增大增大增大以0.水解平衡影響因素（1）內因：物質本身的性質。（2）外因：①溫度：升高溫度，平衡向右移動，水解程度增大，酸堿性增強。②濃度：I、加水稀釋，平衡向右移動，水解程度大，但酸（或堿）性減弱。II、鹽的濃度越高，平衡向右移動，酸（或堿）性增強，但水解程度小。III、同離子效應：加酸或堿抑制或促進水解。以FeCl3水解為例Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，填寫外界條件對水解平衡的影響。條件移動方向H+數pH值升溫向右增多減小通HCl向左增多減小加水向右增多增大加NaHCO3向右減小增大3、沉淀溶解平衡影響因素（1）內因：難溶電解質本身的性質（2）外因：①溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。②濃度：加水，平衡向溶解方向移動，溶解度不變。③同離子效應：加入相同的離子，平衡向沉淀方向移動，溶解度減小。④加入與體系中某些離子反應的物質，產生氣體或更難溶的物質，導致平衡向溶解的方向移動。以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)ΔH＞0為例，填寫外因對溶解平衡的影響：外界條件移動方向平衡后c(Ag＋)平衡后c(Cl－)Ksp升高溫度向右增大增大增大加水稀釋向右不變不變不變加入AgNO3向左增大減小不變通入HCl向左減小增大不變 環(huán)節(jié)三【掌握有關計算】溶液pH值的計算pH＝－lgc(H＋)單一溶液pH的計算強酸：c(酸)→c(H+)→pH強堿：c(堿)→c(OH-)→c(H+)→pH混合溶液pH的計算兩種強酸混合：c(H+)混=兩種強堿混合：c(OH-)混=強酸與強堿混合：①若恰好完全反應，溶液呈中性，pH=7②酸過量，c(H+)過量=③堿過量，c(OH-)過量=弱電解質的電離平衡常數一元弱酸HA的電離平衡常數：根據HAH＋＋A－，Ka=一元弱堿BOH的電離平衡常數：根據BOHB＋＋OH－，Kb=（3）多元弱酸電離平衡常數：如H2CO3，K1=K2=。3、鹽類水解平衡常數CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－Kh=Kw/Ka4、溶度積以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)為例：Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)式中的濃度是任意時刻的濃度。(1)Qc>Ksp：溶液過飽和，有沉淀析出(2)Qc＝Ksp：溶液飽和，處于平衡狀態(tài)(3)Qc<Ksp：溶液未飽和，無沉淀析出環(huán)節(jié)四【離子濃度關系】1、溶液中的三大守恒關系（1）電荷守恒規(guī)律任何電中性溶液中，陰離子所帶負電荷總數等于陽離子所帶正電荷總數。如Na2CO3溶液：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)CH3COONa溶液：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)（2）物料守恒規(guī)律電解質溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但元素總是守恒的。如0.1mol/L的Na2CO3溶液：c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]=0.2mol/L0.1mol/L的CH3COONa溶液：c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.1mol/L（3）質子守恒規(guī)律如Na2S水溶液中的質子轉移情況如圖所示：c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)2、溶液中離子濃度大小比較（1）多元弱酸：多元弱酸的電離是分步進行的，電離程度前面步遠大于后面步。如H2S溶液中離子濃度的大小關系c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)>c(OH－)（2）多元弱酸的正鹽：多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的，水解程度前面步遠大于后面步。如Na2S溶液中離子濃度的大小關系c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH－)＞c(HS－)>c（H2S）>c(H+)（3）多元弱酸的酸式鹽：看弱酸根離子的電離與水解程度的大小。①水解>電離：如NaHS溶液中離子濃度的大小關系c(Na+)＞c(HS-)＞c(OH－)＞c（H2S）>c(H+)>c(S2－)②水解<電離：如NaHSO3溶液中離子濃度的大小關系