化學(xué)新人教教案選修4第三章水溶液中離子平衡

化學(xué)新人教版教課設(shè)計(jì)選修4第三章水溶液中的離子均衡化學(xué)新人教版教課設(shè)計(jì)選修4第三章水溶液中的離子均衡化學(xué)新人教版教課設(shè)計(jì)選修4第三章水溶液中的離子均衡第三章水溶液中的離子均衡第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離教知識(shí)與學(xué)技術(shù)過(guò)程目方法感情的價(jià)值觀

1、能描繪弱電解質(zhì)在水溶液中的電離均衡，認(rèn)識(shí)酸堿電離理論2、認(rèn)識(shí)電離均衡常數(shù)及其意義3、認(rèn)識(shí)強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)與構(gòu)造的關(guān)系經(jīng)過(guò)實(shí)驗(yàn)，培育學(xué)生察看、剖析能力，掌握推理、歸納、演繹和類比等科學(xué)方法經(jīng)過(guò)本節(jié)課的學(xué)習(xí)，意識(shí)到整個(gè)自然界實(shí)質(zhì)就是各種物種互相依存、各樣變化互相限制的復(fù)雜的均衡系統(tǒng)要點(diǎn)強(qiáng)、弱電解質(zhì)的看法和弱電解質(zhì)的看法難點(diǎn)弱電解質(zhì)的電離均衡第三章水溶液中的離子均衡第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離一、強(qiáng)弱電解質(zhì)電解質(zhì)：在水溶液或融化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。強(qiáng)電解質(zhì):在水分子作用下，能完整電離為離子的化合物(如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大部分鹽)知弱電解質(zhì):在水分子作用下，只有局部分子電離成為離子化合物(如弱酸、弱識(shí)堿和水)結(jié)二、弱電解質(zhì)的電離構(gòu)－＋1、CHCOOHCHCOO+H與2、在必定條件〔如溫度、濃度〕下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離書(shū)子從頭聯(lián)合生成分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就抵達(dá)了均衡狀態(tài)，這叫電離設(shè)均衡。3、電離均衡的特色：逆--弱電解質(zhì)的電離是可逆的等--V電離=V聯(lián)合≠0動(dòng)--電離均衡是一種動(dòng)向均衡定--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變--條件改變時(shí)，電離均衡發(fā)生挪動(dòng)。4、影響要素：內(nèi)因：電解質(zhì)自己的性質(zhì)。往常電解質(zhì)越弱，電離程度越小。外因：①濃度：溫度高升，均衡向電離方向挪動(dòng)。②濃度：溶液稀釋有益于電離○3同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中參加同弱電解質(zhì)擁有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使電離均衡向逆方向挪動(dòng)三、電離均衡常數(shù)1、定義：在必定條件下，弱電解質(zhì)的電離抵達(dá)均衡時(shí)，溶液中電離所生成的各樣離子濃度的乘積嗖溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離均衡常數(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(shí)，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，酸性越強(qiáng)。6、多元弱酸電離均衡常數(shù)：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步電離決定。備教課過(guò)程注[回想]什么是電解質(zhì)？[投影］請(qǐng)大家依據(jù)電解質(zhì)的看法，議論以下幾種說(shuō)法能否正確，并說(shuō)明原由。石墨能導(dǎo)電，所以是電解質(zhì)。因?yàn)锽aSO4不溶于水，所以不是電解質(zhì)。鹽酸能導(dǎo)電，所以鹽酸是電解質(zhì)。2、NH3、Na2O溶于水可導(dǎo)電，所以均為電解質(zhì)。[學(xué)與問(wèn)］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)電離程度是否有差別？第三章水溶液中的離子均衡第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離[思慮與溝通]鹽酸與醋酸是生活中常用的酸，鹽酸常用于衛(wèi)生潔具的潔凈和去除水垢，為何不用鹽酸取代醋酸呢？[問(wèn)]醋酸的去水垢能力不如鹽酸強(qiáng)，除濃度以外能否還有其余要素？[投影]實(shí)驗(yàn)3-1：［講］在實(shí)驗(yàn)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)鎂不論是與鹽酸還是醋酸反應(yīng)，其實(shí)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，所以，實(shí)驗(yàn)中影響反應(yīng)速率的要素只好是溶液中H＋的濃度的大小，[實(shí)驗(yàn)結(jié)果]開(kāi)始1mol/LHCl與鎂條反應(yīng)強(qiáng)烈，pH值鹽酸為1，醋酸小于1[小組商討]反應(yīng)現(xiàn)象及pH值不同的原由？[商討結(jié)果]因?yàn)殒V與鹽酸反應(yīng)速率較大，說(shuō)明同體積、同濃度的鹽酸比醋酸溶液中c(H＋)大，并由此推測(cè)：在水溶液中，HCl易電離，CHCOOH較難電離；因?yàn)橄嗤镔|(zhì)的量3濃度的鹽酸比醋酸溶液的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，說(shuō)明溶液中HCl分子是完整電離，而CH3COOH分子只有局部電離。［結(jié)論］不同電解質(zhì)在水中的電離程度不必定相同。一、強(qiáng)弱電解質(zhì)電解質(zhì)：在水溶液或融化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。強(qiáng)電解質(zhì):在水分子作用下，能完整電離為離子的化合物(如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大部分鹽)弱電解質(zhì):在水分子作用下，只有局部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)的比較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念在水溶液中所有電離的電在水溶液中局部電解質(zhì)離的電解質(zhì)物質(zhì)類型強(qiáng)堿、強(qiáng)酸、全局部鹽弱酸、弱堿、水電離過(guò)程不行逆、完整電離可逆、局部電離溶液中存只有離子有離子、也有分子在的微粒NH3·H2O、實(shí)例HSO、NaOH、NaSO等CHCOOH、HF、HS242432等［科學(xué)研究］實(shí)驗(yàn)：用兩支試管分別取0.1mol/L的鹽酸溶液和的醋酸溶液各5mL，測(cè)其溶液的pH另取兩支小燒杯，分別盛50mL蒸餾水。向此中一個(gè)燒杯內(nèi)滴入1滴(約鹽酸，向另一燒杯中滴入1滴mol/L的醋酸，攪拌后，分別測(cè)其pH。[投影]圖3-13-2結(jié)論：強(qiáng)電解質(zhì)—HCl在水中是完整電離的，弱電解質(zhì)—醋酸在水中只有局部局部分子發(fā)生電離。二、弱電解質(zhì)的電離[講］因?yàn)镠Cl不存在電離均衡，＋33電離均衡發(fā)生挪動(dòng)，使＋獲取增補(bǔ)，所以+HCHCOOH溶液中H濃度降低得比HCl中慢，3所以CHCOOH在反應(yīng)過(guò)程中速率較快。3［問(wèn)］請(qǐng)大家再回復(fù)一個(gè)問(wèn)題：－+在溶液中可否大批共存？CH3COO和H［講］我們知道，醋酸參加水中，在水分子的作用下，CH3COOH會(huì)電離成－＋CH3COO和H，與此同時(shí)，電離出的－+CH3COO和H又會(huì)聯(lián)合成CH3COOH分子，跟著CH3COOH分子的電離，CH3COOH分子的濃度漸漸減小，而－+CH3COOH的電離CH3COO和H濃度會(huì)漸漸增大，所以3－+33速率會(huì)漸漸減小，CHCOO和H聯(lián)合成CHCOOH分子的速率漸漸增大，即CHCOOH的電離過(guò)程是可逆的。－＋CH3COOH1、CH3COO+H［講］在醋酸電離成離子的同時(shí)，離子又在從頭聯(lián)合成分子。當(dāng)分子電離成離子的速率等于離子聯(lián)合成分子的速率時(shí)，就抵達(dá)了電離均衡狀態(tài)。這一均衡的成立過(guò)程，同樣能夠用速率—時(shí)間圖來(lái)描繪。［投影］圖3-3弱電解質(zhì)電離均衡狀態(tài)成立表示圖［講］請(qǐng)同學(xué)們依據(jù)上圖的特色，聯(lián)合化學(xué)均衡的看法，說(shuō)一下什么叫電離均衡。2、在必定條件〔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從頭聯(lián)合生成分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就抵達(dá)了均衡狀態(tài)，這叫電離均衡。［問(wèn)］電離均衡也屬于一種化學(xué)均衡，那么電離均衡狀態(tài)有何特色？［學(xué)生議論后回復(fù)］前提：弱電解質(zhì)的電離；①達(dá)電離均衡時(shí)，分子電離成離子的速率和離子聯(lián)合成分子的速率相等；②動(dòng)向均衡，即達(dá)電離均衡時(shí)分子電離成離子和離子聯(lián)合成分子的反應(yīng)并無(wú)停止；③達(dá)電離均衡時(shí)，離子和分子共存，其濃度不再發(fā)生變化；④指電離均衡也是必定條件下的均衡，外界條件改變，電離均衡會(huì)發(fā)生挪動(dòng)。3、電離均衡的特色：逆--弱電解質(zhì)的電離是可逆的等--V電離=V聯(lián)合≠0動(dòng)--電離均衡是一種動(dòng)向均衡定--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變--條件改變時(shí)，電離均衡發(fā)生挪動(dòng)。［問(wèn)］哪些條件改變可惹起化學(xué)均衡挪動(dòng)？［例］在氨水中存在電離均衡：NH3·H2O＋－以下幾種狀況可否惹起電離NH4+OH均衡挪動(dòng)？向哪個(gè)方向挪動(dòng)？①加NH4Cl固體②加NaOH溶液③加HCl④加CHCOOH溶液⑤加熱⑥加水⑦加壓3［講］加水時(shí)，會(huì)使單位體積內(nèi)＋－粒子數(shù)均減少，依據(jù)勒沙特324列原理，均衡會(huì)向粒子數(shù)增加的方向，即正向挪動(dòng)。但此時(shí)溶液中的＋－濃度NH及OH4與原均衡對(duì)比卻減小了，這是為何呢？請(qǐng)依據(jù)勒夏特列原理說(shuō)明。4、影響要素：內(nèi)因：電解質(zhì)自己的性質(zhì)。往常電解質(zhì)越弱，電離程度越小。［講］因?yàn)槿蹼娊赓|(zhì)的電離是吸熱的，所以高升溫度，電離均衡將向電離方向挪動(dòng)，弱電解質(zhì)的電離程度將增大。外因：①濃度：溫度高升，均衡向電離方向挪動(dòng)。［講］同一弱電解質(zhì)，增大溶液的物質(zhì)的量濃度，電離均衡將向電離方向挪動(dòng)，但電解質(zhì)的電離程度減小；稀釋溶液時(shí)，電離均衡將向電離方向挪動(dòng)，且電解質(zhì)的電離程度增大?？墒枪倘浑婋x程度變大，但溶液中離子濃度不必定變大。②濃度：溶液稀釋有益于電離［講］增大弱電解質(zhì)電離出的某離子的濃度，電離均衡向?qū)⑾螂x子聯(lián)合成弱電解質(zhì)分子的方向挪動(dòng)，弱電解質(zhì)的電離程度將減?。粶p小弱電解質(zhì)電離出的離子的濃度，電離均衡將向電離方向挪動(dòng)，弱電解質(zhì)的電離程度將增大?！?同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中參加同弱電解質(zhì)擁有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使電離均衡向逆方向挪動(dòng)［講］除此以外，我們還能夠經(jīng)過(guò)化學(xué)反應(yīng)影響均衡挪動(dòng)，在弱電解質(zhì)溶液中參加能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，能夠使電離均衡向電離方向挪動(dòng)。[思慮與溝通]剖析一元弱酸或弱減的電離均衡，達(dá)成以下問(wèn)題：1、寫(xiě)出弱酸和弱減的電離方程式。2、填寫(xiě)下表中的空白。［投影］HA電離過(guò)程中系統(tǒng)各離子濃度變化C〔H+〕C〔A－〕C〔HA〕HA初溶于水時(shí)小小大抵達(dá)電離均衡前變大變大變小抵達(dá)電離均衡時(shí)不再變化不再變化不再變化BOH電離過(guò)程中系統(tǒng)各離子濃度變化－〕＋〕C〔HA〕C〔OHC〔B等體積等濃度的＋－混和時(shí)小小大B、OH抵達(dá)電離均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(shū)寫(xiě)與強(qiáng)電解質(zhì)不同。試寫(xiě)出以下物質(zhì)的電離方程式：1、H2CO32、H2S3、NaHCO34、NaHSO45、HClO［小結(jié)］強(qiáng)電解完整電離，用“==〞，弱電解質(zhì)局部電離，用“〞，多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，以第一步電離為主。而多元弱堿那么不分步。關(guān)于酸式鹽的電離要分外注意，強(qiáng)酸的酸式鹽要完整電離，弱酸的酸式鹽電離的是酸式酸根［投影］NaHSO4(水溶液)==Na＋＋2―+H+SO4NaHSO4(熔融)==Na＋―+HSO4＋―NaHCO3==Na+HCO3[過(guò)渡］氫硫酸和次氯酸都是弱酸，那么它們的酸性誰(shuí)略強(qiáng)一些呢？那就要看誰(shuí)的電離程度大了，弱酸電離程度的大小可用電離均衡常數(shù)來(lái)權(quán)衡。三、電離均衡常數(shù)［講］關(guān)于弱電解質(zhì)，必定條件下抵達(dá)電離均衡時(shí)，各組分濃度間有必定的關(guān)系，就像化學(xué)均衡常數(shù)相同。如弱電解質(zhì)AB：1、定義：在必定條件下，弱電解質(zhì)的電離抵達(dá)均衡時(shí)，溶液中電離所生成的各樣離子濃度的乘積嗖溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離均衡常數(shù)，用K表示。2、表示方法：AB+－c(A)c(B-)A+BK電離c(AB)［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)均為抵達(dá)電離均衡后各粒子在溶液中的濃度值，其實(shí)不是直接指溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度值。并且，在溫度一準(zhǔn)時(shí)，其電離常數(shù)就是一個(gè)定值。［講］電離常數(shù)跟著溫度而變化，但因?yàn)殡婋x過(guò)程熱效應(yīng)較小。溫度改變對(duì)電離常數(shù)影響不大，所以室溫范圍內(nèi)可忽視溫度對(duì)電離常數(shù)的影響。電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度沒(méi)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(huì)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(shí)，其電離常數(shù)不變。［講］弱酸的電離均衡常數(shù)一般用Ka表示，弱堿用Kb表示。請(qǐng)寫(xiě)出CH3COOH和NH3·H2O的電離均衡常數(shù)表達(dá)式［投影］a=c(CH3COO-)c(H)b=c(NH4)c(OH-)c(CH3COOH)c(NH3H2O)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。［啟迪］電離均衡常數(shù)和化學(xué)均衡常數(shù)相同，其數(shù)值隨溫度改變而改變，但與濃度無(wú)關(guān)。電離均衡常數(shù)要在相同溫度下比較。[投影]實(shí)驗(yàn)

3－2：向兩支分別盛有

3COOH和硼酸的試管中參加等濃度的碳酸鈉溶液，察看現(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，只好說(shuō)明其分子發(fā)生電離的程度越大，但不必定其溶液中離子濃度大，也不必定溶液的導(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均衡常數(shù)，那么各步電離均衡常數(shù)之間有什么關(guān)系？多元弱酸與其余酸比較相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)，用哪一步電離均衡常數(shù)來(lái)比較呢？請(qǐng)同學(xué)們閱讀課本43有關(guān)內(nèi)容。6、多元弱酸電離均衡常數(shù)：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步電離決定。［講］電離難的原由：a、一級(jí)電離出H＋后，剩下的酸根陰離子帶負(fù)電荷，增添了對(duì)H＋的吸引力，使第二個(gè)H＋離子電離困難的多；b、一級(jí)電離出的H＋克制了二級(jí)的電離。［學(xué)生活動(dòng)］請(qǐng)打開(kāi)書(shū)43頁(yè)，從表3－1中25℃時(shí)一些弱酸電離均衡常數(shù)數(shù)值，比較相對(duì)強(qiáng)弱。草酸>磷酸>檸檬酸>碳酸。［投影］p43頁(yè)表3-1［講］關(guān)于多元弱堿的電離狀況與多元弱酸相像，其堿性由第一步電離的電離均衡常數(shù)決定。［投影］知識(shí)拓展------電離度1、定義：弱電解質(zhì)在水中的電離抵達(dá)均衡狀態(tài)時(shí)，已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)(包含已電離的和未電離的)百分率，稱為電離度，往常用α表示。2、表達(dá)式：3、意義：電離度實(shí)質(zhì)上是一種均衡轉(zhuǎn)變率。表服輸電解質(zhì)在水中的電離程度(2)溫度相同，濃度相同時(shí)，不同弱電解質(zhì)的電離度不同的，α越大，表示酸類的酸性越強(qiáng)。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。教課回想：課題：第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性(一)教知識(shí)學(xué)技術(shù)目過(guò)程的方法

1、知道水的離子積常數(shù)，1、經(jīng)過(guò)水的電離均衡剖析，提升運(yùn)用電離均衡根本規(guī)律剖析問(wèn)題的解決問(wèn)題的能力。2、經(jīng)過(guò)水的離子積的計(jì)算，提升有關(guān)的計(jì)算能力，加深對(duì)水的電離均衡的認(rèn)感情價(jià)值觀

識(shí)1、經(jīng)過(guò)水的電離均衡過(guò)程中H+、OH-關(guān)系的剖析，理解矛盾的對(duì)峙一致的辯證關(guān)系。要點(diǎn)難點(diǎn)

2、由水的電離領(lǐng)會(huì)自然界一致的和睦美以及“此消彼長(zhǎng)〞的動(dòng)向美。水的離子積。水的離子積。第二節(jié)水的電離和溶液酸堿性一、水的電離22O3＋-2O＋-1、HO+HHO+OH簡(jiǎn)寫(xiě)：HH+OH2、H2O的電離常數(shù)K電離＝＝

C(H)?C(OH-)C(H2O)知識(shí)3、水的離子積(ion-productcontstantforwater)：25℃KWc〔＋〕·c〔－〕×－14。結(jié)=HOH104、影響要素：溫度越高，Kw越大，水的電離度越大。與關(guān)于中性水，只管Kw,電離度增大，但還是中性水，5、KW不單合用于純水，還合用于酸性或堿性的稀溶液，不論是哪一種溶液均有：C(H)H2O==C(OH―)H2OK==C(H)溶液·C(OH)溶液書(shū)＋W＋―設(shè)二、溶液的酸堿性與pH1、溶液的酸堿性＋－-14稀溶液中25℃：Kw=c〔H〕·c〔OH〕=1×10常溫下：c〔c〔－〕×中性溶液：＋〕－7mol/Lc〔H=OH=110酸性溶液：＋〕>c〔－〕,c〔＋〕×－7mol/LHOHH>110＋－＋－7－－7mol/L堿性溶液：c〔H〕<c〔OH〕,c〔H〕<1×10mol/Lc〔OH〕>1×10教課過(guò)程備注[實(shí)驗(yàn)導(dǎo)課］用敏捷電流計(jì)測(cè)定純水的導(dǎo)電性?，F(xiàn)象：敏捷電流計(jì)指針有輕微的偏轉(zhuǎn)。說(shuō)明：能導(dǎo)電，但極輕微。剖析原由：純水中導(dǎo)電的原由是什么？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―，發(fā)H3O+和OH生電離的水分子所占比率很小。水是一種極弱電解質(zhì)，存在有電離均衡：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)生輕微的〔自偶〕電離。[投影]水分子電離表示圖：實(shí)驗(yàn)測(cè)定：25＋－〕=1×10－7mol/L℃c〔H〕=c〔OH＋－×10－6mol/L100℃c〔H〕=c〔OH〕=11、H2O+H2OH＋-簡(jiǎn)寫(xiě)：H2O＋-3O+OHH+OH［講］與化學(xué)均衡相同，當(dāng)電離抵達(dá)均衡時(shí)，電離產(chǎn)物＋―濃度之積與未電離的H和OHH2O的濃度之比也是一個(gè)常數(shù)。-2、H2O的電離常數(shù)K電離＝＝C(H)?C(OH)C(H2O)3、水的離子積：＋－－1425℃KW=c〔H〕·c〔OH〕==1.0×10。[投影]表3-2總結(jié)水的電離的影響要素。4、影響要素：溫度越高，Kw越大，水的電離度越大。關(guān)于中性水，只管Kw,電離度增大，但還是中性水，［投影］知識(shí)拓展---影響水電離均衡的要素1、溫度：水的電離是吸熱過(guò)程，高升溫度，水的電離均衡右移，電離程度增大，C(H＋)和―＋―C(OH)同時(shí)增大，KW增大，但因?yàn)镃(H)和C(OH)一直保持相等，故仍呈中性。2、酸、堿向純水中參加酸或堿，因?yàn)樗?堿)電離產(chǎn)生的H＋(OH―)，使溶液中的C(H＋)或―C(OH)增大，使水的電離均衡左移，水的電離程度減小。3、含有弱酸根離子或弱堿陽(yáng)離子的鹽在純水中參加含有弱酸根離子或弱堿陽(yáng)離子的鹽，因?yàn)樗鼈兡芨婋x出的H＋和―OH聯(lián)合生成難電離物，使水的電離均衡右移，水的電離程度增大。4、強(qiáng)酸的酸式鹽向純水中參增強(qiáng)酸的酸式鹽，如參加NaHSO4，因?yàn)殡婋x產(chǎn)生H＋，增大C(H＋)，使水的電離均衡左移，克制了水的電離5、參加開(kāi)朗金屬向純水中參加開(kāi)朗金屬，如金屬鈉，因?yàn)殚_(kāi)朗金屬能與水電離的H＋直接作用，產(chǎn)生氫氣，促進(jìn)水的電離。5、KW不單合用于純水，還合用于酸性或堿性的稀溶液，不論是哪一種溶液均有：C(H)H2O==C(OH―)H2OK==C(H＋)溶液·C(OH)溶液＋W―[過(guò)渡]由水的離子積可知，在水溶液中，＋-H和OH離子共同存在，不論溶液呈酸性或堿性。由此我們能夠進(jìn)行有關(guān)＋－〕的簡(jiǎn)單計(jì)算。c〔H〕、c〔OH二、溶液的酸堿性與pH1、溶液的酸堿性學(xué)生閱讀p46頁(yè)[思慮與溝通][講]堿溶液中：H2OH＋－＋－，－〕高升，c〔H+OHNaOH==Na+OHc〔OH＋〕降落，水的電離程度降低。酸溶液中：H2OH＋+OH－HCl==H＋+Cl－，＋－c〔H〕高升，c〔OH〕降落，水的電離程度降低。實(shí)考證明：在稀溶液中：＋〕·c－25℃Kw=1×10－14Kw=c〔H〔OH〕稀溶液中℃：Kw=c〔＋〕·c〔－〕×10-1425HOH=1常溫下：＋－－7中性溶液：c〔H〕=c〔OH〕=1×10mol/L酸性溶液：c〔＋〕>c－〕,c〔＋〕×－7mol/Lc〔Hc〔OHc〔H>110c〔堿性溶液：＋〕<－〕,＋〕×－7mol/L－〕×－H〔OHH<110OH>1107mol/L［小結(jié)］最后，我們需要分外注意的是，酸的強(qiáng)弱是以電解質(zhì)的電離來(lái)劃分的：強(qiáng)電解質(zhì)即能完整電離的酸是強(qiáng)酸，弱電解質(zhì)即只有局部電離的酸是弱酸。溶液的酸性那么決定于溶液中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)酸溶液的酸性不必定比弱酸溶液的酸性強(qiáng)；酸性強(qiáng)的溶液不必定是強(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，供給H的物質(zhì)的量相同，但強(qiáng)酸溶液的酸性強(qiáng)。教課回想：課題：第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性(二)知識(shí)教與技術(shù)學(xué)過(guò)程目與方法的感情

1、能進(jìn)行溶液的pH的簡(jiǎn)單計(jì)算2、初步掌握測(cè)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。1、經(jīng)過(guò)各樣種類溶液pH的計(jì)算，掌握電解質(zhì)溶液pH計(jì)算方法。2、經(jīng)過(guò)不同溶液混淆后pH的計(jì)算，掌握詳細(xì)狀況詳細(xì)剖析的思慮方法，提升剖析問(wèn)題解決問(wèn)題能力。3、經(jīng)過(guò)溶液pH的測(cè)試方法，掌握實(shí)驗(yàn)室測(cè)試溶液酸堿性的方法。經(jīng)過(guò)用pH表示溶液的酸堿性，理解化學(xué)學(xué)科中對(duì)極小數(shù)值的表示方法，讓學(xué)生體態(tài)度會(huì)化學(xué)學(xué)科的特有價(jià)值。價(jià)值觀要點(diǎn)pH與溶液酸堿性的關(guān)系，有關(guān)溶液的pH的簡(jiǎn)單計(jì)算難點(diǎn)各種溶液、各種混淆后的c(H+)、pH的計(jì)算。三、pH1、定義：pH=－lg[c(H＋)]2、寬泛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。3、pH的測(cè)定方法知(1)試紙的使用(2)酸堿指示劑(3)pH計(jì)識(shí)4、pH的應(yīng)用結(jié)四、pH的有關(guān)計(jì)算構(gòu)1、單調(diào)溶液的pH計(jì)算與(1)求強(qiáng)酸溶液的pH(2)求強(qiáng)堿溶液的pH板混淆溶液的pH計(jì)算書(shū)(1)求強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混淆溶液的pH(2)求強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混淆溶液的pH設(shè)PH(3)求強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混淆溶液的計(jì)3、稀釋的計(jì)算1〕強(qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n倍，那么pH=a+n2〕弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，那么pH<a+n3〕強(qiáng)堿pH=b，加水稀釋10n倍，那么pH=b-n4〕弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，那么pH>b-n教課過(guò)程備注[回想]水的電離、離子積常數(shù)、水電離均衡的影響要素、溶液的酸堿性.[過(guò)渡]利用離子積計(jì)算溶液中的＋－H或OH濃度［點(diǎn)擊試題］例1、求25℃鹽酸的C(H＋)[剖析]1、在該溶液中存在哪幾種電離2、c(H＋)×c(OH－)中的c(H＋)應(yīng)等于二者之和？［隨堂練習(xí)］1、求25℃0.05mol/LBa(OH)2溶液C(H＋)2、求25℃硫酸溶液由水電離出來(lái)的［H＋］三、pH1、定義：pH=－lg[c(H＋)][講]溶液的pH指的是用C(H＋)的負(fù)常用對(duì)數(shù)來(lái)表示溶液的酸堿性強(qiáng)弱，即pH=－lg[c(H＋)]，要注＋―pH的范意的是的，當(dāng)溶液中C(H)或C(OH)大于1mol時(shí)，不用pH來(lái)表示溶液的酸堿性。寬泛圍為0-142、寬泛pH的范圍：0-14溶液的酸性越強(qiáng)，其pH越小；溶液的堿性越強(qiáng)，其pH越大。[過(guò)]那么，如何測(cè)定某溶液的酸堿性，即如何測(cè)定溶液的pH值呢？[講]用pH試紙、pH計(jì)3、pH的測(cè)定方法(1)試紙的使用[設(shè)問(wèn)]如何使用呢？要不要先用水浸潤(rùn)呢？浸潤(rùn)對(duì)測(cè)定結(jié)果有何影響？［投影］圖3-7［過(guò)］除了試紙外，我們?cè)趯?shí)驗(yàn)室最常用的是酸堿指示劑。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，它們的顏色變化在必定的pH范圍內(nèi)發(fā)生的，所以，能夠用這些弱酸、弱堿來(lái)測(cè)定溶液的pH。但只好測(cè)出pH的范圍，一般不可以正確測(cè)定pH。［投影］指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍5-88-10溶液顏色紅-橙-黃紅-紫-藍(lán)無(wú)色-淺紅-紅［講］上述兩種測(cè)定方法，都不是很精準(zhǔn)，要想正確測(cè)定溶液的pH應(yīng)當(dāng)使用pH計(jì)(3)pH計(jì)4、pH的應(yīng)用[投影]

圖3-8

表

3-3[過(guò)渡]用

pH來(lái)表示溶液的酸堿性，是十分方便，掌握有關(guān)的

pH計(jì)算是十分重要的。四、pH的有關(guān)計(jì)算1、單調(diào)溶液的pH計(jì)算求強(qiáng)酸溶液的pH1：求1×10-3mol/LHCl溶液的PH-3［隨堂練習(xí)］求1×10mol/LH2SO4溶液的PH(2).求強(qiáng)堿溶液的pH2、求溶液的PH［隨堂練習(xí)］求0.1mol/LBa(OH)2溶液的PH2.混淆溶液的pH計(jì)算(1)求強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混淆溶液的pH例3、

與

混淆，求該混淆溶液的

PH值。［隨堂練習(xí)］將

PH=1和

PH=3的鹽酸溶液等體積混淆，求該混淆溶液的

PH值。(2)求強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混淆溶液的PH例4、與20mL0.2mol/LBa(OH)2混淆，求該混淆溶液的PH值。［隨堂練習(xí)］將PH=11和PH=13的NaOH溶液等體積混淆，求該混淆溶液的PH值。(3)求強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混淆溶液的PH例5、與混淆，求該混淆溶液的PH值。［隨堂練習(xí)］將PH=6的HCl和PH=10的NaOH溶液等體積混淆，求該混淆溶液的PH值。［講］當(dāng)強(qiáng)酸溶液與強(qiáng)堿溶液等體積混淆時(shí)，假定pH酸+pH堿=14，溶液呈中性。pH酸+pH堿≠14，那么H＋＋―pH或OH過(guò)度，那么先求節(jié)余C(H)或C(OH)，再求混淆溶液的［投影］小結(jié):強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液兩兩等體積混淆時(shí)pH的計(jì)算混淆物質(zhì)兩種溶液pH關(guān)系混淆后溶液pHA、B均為酸pHA<pHBpHAA、B均為堿pHA<pHBpHBpH+pH=147ABA是酸、B是堿pH+pH<14(酸節(jié)余)ABApHA+pHB>14(酸節(jié)余)pHB注意：酸堿溶液的pH之差一定≥2，否那么偏差較大［講］當(dāng)強(qiáng)酸溶液與強(qiáng)堿溶液混淆呈中性時(shí)，二者體積與pH的關(guān)系［投影］假定pH酸+pH堿=14，V酸：V堿=1：1pH酸+pH堿=A>14，V酸：V堿=10A-14pH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淆，假定為一元弱酸，

pH酸+pH堿=14，在未指定強(qiáng)、弱時(shí)，

pH不一定是

7。假定為強(qiáng)堿弱酸，那么混淆后有弱酸有余，那么

pH＜7；假定為強(qiáng)酸弱堿那么混淆后弱堿有余，那么

pH＞7。這種方法只好判斷溶液的酸堿性，沒(méi)法正確計(jì)算出pH3、稀釋的計(jì)算例6、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。pH＝4pH＝5pH＝7〔1〕強(qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n倍，那么pH=a+n〔2〕弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，那么pH<a+n〔3〕強(qiáng)堿pH=b，加水稀釋n10倍，那么pH=b-n〔4〕弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，那么pH>b-n［隨堂練習(xí)］在25℃時(shí)，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VbLNaOH溶液，填空：1〕假定a+b=14，那么Va:Vb=____________〔填數(shù)字〕。2〕假定a+b=13，那么Va:Vb=____________〔填數(shù)字〕。3〕假定a+b>14，那么Va:Vb=_____________〔填表達(dá)式〕，且Va_________Vb〔填：>、<、=〕〔題中a≤6、b≥8〕。教課回想：課題：第三節(jié)水的電離和溶液的酸堿性(三)知識(shí)教與技術(shù)學(xué)過(guò)程目與方法的感情價(jià)值觀

1、掌握酸堿中和滴定看法。2、理解酸堿中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)。3、熟記酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)用到主要儀器名稱、儀器的用途。4、掌握中和滴定實(shí)驗(yàn)計(jì)算的步驟和方法。1、經(jīng)過(guò)中和反應(yīng)實(shí)質(zhì)、中和滴定原理的剖析，領(lǐng)會(huì)化學(xué)家是如何利用中和反應(yīng)來(lái)設(shè)計(jì)化學(xué)定量測(cè)定方法的。2、掌握酸堿中和滴定反應(yīng)中的化學(xué)計(jì)算方法。經(jīng)過(guò)酸堿中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)到中和滴定方法等互相之間的聯(lián)系的剖析，理解化學(xué)反應(yīng)在工農(nóng)業(yè)、科研中的應(yīng)用。提升學(xué)習(xí)化學(xué)的興趣。要點(diǎn)中和滴定原理的認(rèn)識(shí)難點(diǎn)酸堿中和滴定有在關(guān)計(jì)算五、中和滴定的原理1、定義：用濃度的酸或堿來(lái)測(cè)定未知濃度的堿或酸的實(shí)驗(yàn)方法。識(shí)C(A)?V(A)2、原理：C(B)==結(jié)V(B)構(gòu)3、要點(diǎn)：(1)正確地測(cè)定兩種溶液的體積(2)正確地判斷滴定終點(diǎn)4、酸堿指示劑的選擇板六、實(shí)驗(yàn)操作書(shū)1、滴定管的構(gòu)造設(shè)2、滴定管的使用計(jì)(1)檢漏〔2〕潤(rùn)洗儀器(3)裝液3、中和滴定操作4、數(shù)據(jù)辦理七、偏差剖析1、偏差剖析依照：C待=

C標(biāo)*V標(biāo)V待實(shí)驗(yàn)操作中可能惹起C標(biāo)和V待的變化，最后影響V標(biāo)。2、產(chǎn)生偏差的根源操作不妥○滴定管的清洗不妥○錐形瓶的清洗1234○滴定管尖嘴局部留有氣泡○讀數(shù)不標(biāo)準(zhǔn)(2)終點(diǎn)判斷不妥。(3)標(biāo)準(zhǔn)溶液配制不妥備教課過(guò)程注[投影]展現(xiàn)所畫(huà)的滴定曲線圖：3-10[小結(jié)]靠近終點(diǎn)〔pH≈7〕時(shí)，極少許的酸和堿會(huì)惹起pH突變，酸堿反應(yīng)終點(diǎn)鄰近pH突變狀況是定量測(cè)定酸或堿濃度時(shí)選擇指示劑的重要依照。五、中和滴定的原理1、定義：用濃度的酸或堿來(lái)測(cè)定未知濃度的堿或酸的實(shí)驗(yàn)方法。［講］在酸堿中和反應(yīng)中，使用一種物質(zhì)的量濃度的酸或堿溶液跟未知濃度的堿或酸溶液完整中和，測(cè)出二者所用的體積，依據(jù)化學(xué)方程式中酸和堿完整中和時(shí)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)==

C(A)?V(A)V(B)［講］酸堿中和滴定的要點(diǎn)有兩個(gè)：其一是要正確測(cè)定出參加中和反應(yīng)的酸、堿溶液的體積，這需要采納精準(zhǔn)度較高的實(shí)驗(yàn)儀器，并正確使用，其二是要正確判斷中和反應(yīng)是否恰巧完整反應(yīng)，這需要采納適合的酸堿指示劑，并經(jīng)過(guò)顏色變化來(lái)正確判斷3、要點(diǎn)：(1)正確地測(cè)定兩種溶液的體積正確地判斷滴定終點(diǎn)［講］中和滴定所用的實(shí)驗(yàn)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(tái)、錐形瓶等。中和滴定所用的試劑有濃度的酸或堿溶液，也稱標(biāo)準(zhǔn)溶液、未知濃度的堿或酸溶液也稱待測(cè)溶液、適合的指示劑。在這里最為要點(diǎn)的就是酸堿指示劑的選擇。4、酸堿指示劑的選擇［講］酸堿恰巧完整中和的時(shí)刻叫滴定終點(diǎn)，為正確判斷滴定終點(diǎn)，須采納變色顯然，變色范圍的pH與恰巧中和時(shí)的pH符合的酸堿指示劑。往常是甲基橙或酚酞指示劑而不可以采納石蕊試液。［投影］中和狀況指示劑變色狀況強(qiáng)堿滴定酸酚酞無(wú)色—粉紅色酸滴定強(qiáng)堿粉紅色—無(wú)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］指示劑的用量一般是2-3滴。當(dāng)指示劑恰巧變色，并在半分鐘內(nèi)不退色，即以為已抵達(dá)滴定終點(diǎn)。［過(guò)］下邊讓我們議論一下實(shí)驗(yàn)儀器的使用和根本操作六、實(shí)驗(yàn)操作1、滴定管的構(gòu)造［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，故不可以把堿溶液裝入酸式滴定管。而堿式滴定管有一段橡皮膠管，

所以，不可以裝酸液，酸會(huì)腐化橡皮管；堿式滴定管也不可以裝有氧化性的溶液，

氧化劑會(huì)把橡皮管氧化。［問(wèn)］在使用滴定管前要進(jìn)行一些準(zhǔn)備工作，此中最重要的是檢查能否漏水。2、滴定管的使用檢漏〔2〕潤(rùn)洗儀器。［講］從滴定管上口倒入3～5mL盛裝的溶液，傾斜著轉(zhuǎn)動(dòng)滴定管，使液體潤(rùn)濕所有滴定管內(nèi)壁，而后用手控制活塞，將液體放入預(yù)置的燒杯中。在參加酸、堿反應(yīng)液從前，干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(rùn)洗2-3次。裝液［講］在滴定管下放一燒杯，調(diào)理活塞，是滴定管尖嘴局部充滿溶液，并使液面處于00以下某一地點(diǎn)，正確讀數(shù)，并記錄。［投影］圖3-12［過(guò)］下邊以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液為例來(lái)敘述一下實(shí)驗(yàn)過(guò)程。［板書(shū)］3、中和滴定操作[投影]實(shí)驗(yàn)步聚：［講］〔1〕量取待測(cè)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邊，并在瓶子底墊一塊白瓷磚，當(dāng)心滴入堿液，邊滴邊搖動(dòng)錐形瓶，直到因參加一滴堿液后，溶液由元色變?yōu)榧t色，并在半分鐘內(nèi)不褪去為止，滴定結(jié)束?！?〕參照實(shí)驗(yàn)記錄表，每隔必定體積，記錄并測(cè)pH：4〕依據(jù)實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)，以氫氧化鈉體積為橫坐標(biāo)，以所測(cè)的pH為縱坐標(biāo)繪制中和反應(yīng)曲線：［小結(jié)］中和滴定前，一定用滴定液頻頻潤(rùn)洗滴定管，以保證溶液的濃度不被節(jié)余在滴定管中的水稀釋變小；參加指示劑的量控制在2滴～3滴，以防備指示劑耗費(fèi)酸或堿；鄰近終點(diǎn)時(shí)，滴液要慢，至指示劑變色“不立刻〞褪去或變?yōu)樵礊榻K點(diǎn)，防備過(guò)度。重視測(cè)定結(jié)果的復(fù)核。即重復(fù)實(shí)驗(yàn)測(cè)定2次以上，取實(shí)驗(yàn)均勻值。依據(jù)計(jì)算公式，求出計(jì)算值。［過(guò)］當(dāng)實(shí)驗(yàn)結(jié)束后我們又應(yīng)當(dāng)如何辦理數(shù)據(jù)呢？4、數(shù)據(jù)辦理［講］本題有兩種方法，法一，即教材所給出的，先求出三次滴準(zhǔn)時(shí)耗費(fèi)的鹽酸的中，并求出其耗用鹽酸的體積的均勻值。本法合用于每次所取待測(cè)液體積相同時(shí)的數(shù)據(jù)處理。方法二是分別未別求出NaOH溶液待測(cè)溶液的體積，再求均勻值。本法合用于每次所取待測(cè)注的體積不同時(shí)的數(shù)據(jù)辦理，假定計(jì)算出的三個(gè)濃度的數(shù)據(jù)相差較大，說(shuō)明實(shí)驗(yàn)失敗，應(yīng)重做。［過(guò)］滴定法測(cè)定待測(cè)液的濃度時(shí)，耗費(fèi)標(biāo)準(zhǔn)溶液偏多，那么結(jié)果偏高；耗費(fèi)標(biāo)準(zhǔn)溶液偏少，那么結(jié)果偏紙。其偏差可從計(jì)算式剖析，以用濃度的酸滴定未知濃度的堿為例。七、偏差剖析3、偏差剖析依照：C待=

C標(biāo)*V標(biāo)V待實(shí)驗(yàn)操作中可能惹起C標(biāo)和V待的變化，最后影響V標(biāo)。4、產(chǎn)生偏差的根源(2)操作不妥○1滴定管的清洗不妥。［講］正確的方法是先水洗后潤(rùn)洗。滴［投影］A、定管用水先后未用標(biāo)準(zhǔn)液潤(rùn)洗就直接注入標(biāo)準(zhǔn)液(實(shí)質(zhì)耗費(fèi)V標(biāo)偏大，結(jié)果偏大)。B、滴定管用水洗后未用待測(cè)液潤(rùn)洗就直接注入錐形瓶(實(shí)質(zhì)滴定的V測(cè)減小，耗費(fèi)V標(biāo)減小，結(jié)果偏小)。○2錐形瓶的清洗［講］正確的方法是只水洗。［投影］A、錐形瓶用水洗后用待測(cè)液潤(rùn)洗(實(shí)質(zhì)滴定的V測(cè)增大，耗費(fèi)V標(biāo)增大，結(jié)果偏大)B、錐形瓶用水洗后沒(méi)有乏味(無(wú)影響)C、滴定前向錐形瓶中參加蒸餾水(無(wú)影響)○3滴定管尖嘴局部留有氣泡［講］正確的方法是移液或滴定前排盡滴定管尖嘴局部氣泡［投影］A、滴定前盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管尖嘴有氣泡，滴定后消逝(實(shí)質(zhì)耗費(fèi)的V標(biāo)多一個(gè)氣泡體積，結(jié)果偏大)B、盛待測(cè)液的滴定管尖端嘴有氣泡，移到錐形瓶后消逝(錐形瓶中V測(cè)少一個(gè)氣泡的體積，實(shí)質(zhì)耗費(fèi)的V標(biāo)減少，結(jié)果偏小)○4讀數(shù)不標(biāo)準(zhǔn)［講］正確的讀數(shù)方法是：滴定后等1-2min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，仰望讀數(shù)，結(jié)果偏大。［投影］A、滴定前仰望，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(shí)質(zhì)放出的液體體積偏大)B、滴定完成立刻讀數(shù)(V標(biāo)讀數(shù)偏大，結(jié)果偏大)終點(diǎn)判斷不妥。［講］終點(diǎn)判斷是中和滴定的要點(diǎn)。以指示劑的變色，且半分鐘不退色為標(biāo)準(zhǔn)。［投影］A、過(guò)早地預(yù)計(jì)終點(diǎn)(未完整中和，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(diǎn)(HCl過(guò)度，V標(biāo)讀數(shù)偏大，結(jié)果偏大)標(biāo)準(zhǔn)溶液配制不妥［講］標(biāo)準(zhǔn)液的配制或寄存不妥，會(huì)因在滴定中耗費(fèi)標(biāo)準(zhǔn)液的體積改變而造成實(shí)驗(yàn)偏差。此類問(wèn)題采納極端假定法幫助剖析。教課回想：課題：第三節(jié)鹽類的水解(一)知識(shí)教與技術(shù)學(xué)過(guò)程目與方法的感情

、理解強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽的水解、理解鹽類水解的實(shí)質(zhì)、能運(yùn)用鹽類水解的規(guī)律判斷鹽溶液的酸堿性，會(huì)書(shū)寫(xiě)鹽類水解的離子方程式、培育學(xué)生剖析問(wèn)題的能力，使學(xué)生會(huì)透過(guò)現(xiàn)象看實(shí)質(zhì)。、經(jīng)過(guò)比較、分類、歸納、歸納等方法得出鹽類水解的規(guī)律，再揭露鹽類水解的實(shí)質(zhì)、由實(shí)驗(yàn)中各樣鹽溶液的pH的不同剖析其原由，從而找出影響鹽類水解的要素及應(yīng)用。培育學(xué)生的實(shí)驗(yàn)技術(shù)，對(duì)學(xué)生進(jìn)行科學(xué)態(tài)度和科學(xué)方法的教育價(jià)值觀要點(diǎn)鹽類水解的看法和規(guī)律難點(diǎn)鹽類水解方程式的書(shū)寫(xiě)第三節(jié)鹽類的水解一、研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、鹽溶液體現(xiàn)不同酸堿性的原由+-1、鹽類水解：在溶液中，因?yàn)辂}的離子與水電離出來(lái)的H或OH聯(lián)合生成弱電解質(zhì)的過(guò)程中。2、鹽類水解的實(shí)質(zhì)：是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)中和酸

+

堿

鹽

+

水知水解3、鹽類水解損壞了水的電離均衡，促進(jìn)了水的電離識(shí)4、鹽類水解的種類及規(guī)律：結(jié)有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同(1)構(gòu)強(qiáng)顯中性。與構(gòu)成鹽的酸越弱，水解程度越大板同濃度的正鹽與其酸式鹽對(duì)比，正鹽的水解程度比酸式鹽的水解程度(3)書(shū)大。設(shè)弱酸酸式鹽的酸堿性要看酸式酸根電離和水解的相對(duì)強(qiáng)弱。計(jì)2-在溶液中以水解為主，其溶液顯堿性；--在溶液中HCO3-,HS-,HPO4HSO3,H2PO4以電離為主，其溶液顯酸性5、鹽類水解離子方程式的書(shū)寫(xiě)寫(xiě)法：誰(shuí)弱寫(xiě)誰(shuí)，都弱都寫(xiě)；陽(yáng)離子水解生成H+，陰離子水解生成OH-；陰陽(yáng)離子都水解，生成弱酸和弱堿。注意的問(wèn)題：○1水和弱電解質(zhì)應(yīng)寫(xiě)成分子式，不可以寫(xiě)成相應(yīng)的離子?！?水解反應(yīng)是可逆過(guò)程，所以要用可逆符號(hào)，其實(shí)不標(biāo)“↑〞、“↓〞符號(hào)。Al2S3、Al2(SO4)3例外〕○3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，因?yàn)橹虚g過(guò)程復(fù)雜，可寫(xiě)成一步，雙水解方程式的書(shū)寫(xiě)：弱酸弱堿鹽中陰、陽(yáng)離子互相促進(jìn)水解，我們稱之為雙水解。備教課過(guò)程注[引入]我知道溶液中的+-H和OH都根源于水的離，而水自己是中性的，什么參加某些就會(huì)酸性或堿性，而參加另一些仍呈中性呢？我就來(lái)研究個(gè)。第三節(jié)鹽類的水解一、研究鹽溶液的酸堿性[]由上述果剖析，溶液的酸堿性與生成的酸和堿的弱有什么關(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[渡]下邊我分研究不同型的溶液酸堿性不同的原由。［思慮與溝通］依據(jù)下表，三不同溶液中存在的各樣粒子〔不要忘水及離〕及粒子的互相作用行比、剖析，從中找出不同溶液呈不同酸堿性的原由。NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液＋＋＋－＋－〕C〔H〕和C〔OHC〔H〕＝C〔OHC〔H〕＞C〔OH〕C〔H〕＜C〔OH－〕相大?。橙芤褐械牧Ｗ?-+-+-+-++-Na、Cl、H、OH、NH4、Cl、H、NH3·H2O、CH3COOH、Na、H、OH、HOOH、HOHO、CH3COOH2-22有無(wú)弱解無(wú)有有生成有關(guān)化學(xué)方程H2O+＋H2O+-H2O+-HH＋OHH＋OH式-+--++OHNH4+OHCH3COOH+-NH·HOCHCOOHNaCl＝Na+Cl323［］同學(xué)一下第一個(gè)，什么CH3COONa水溶液呈堿性呢？醋酸、化都是，是解，他溶于水完整離成離子，離出的離子中既沒(méi)有離子，也沒(méi)有氧根離子，而水中[H+]=[OH-]，中性。而上醋酸堿性，即[H+]<[OH-],化溶液酸性，即[H+]>[OH-]二、鹽溶液體現(xiàn)不同酸堿性的原由［］CH3COONa溶于水以后，完整離?！惨駽H3COONa是解?！?+???⑴［投影］CH3COONa═CH3COO+Na［］把CH3COONa溶于水以后，溶液中存在哪些離均衡？［投影］H2OH++OH-???⑵33-［］我知道，CHCOOH是一種弱酸，在溶液中局部離，溶液中既然存在CHCOO+CHCOOH。和H，依據(jù)，可逆反，反物和生成物同共存，那么就必定有3-+CHCOOH???⑶［投影］CHCOO+H33［］把⑴⑵⑶式立，可獲?。弁队埃菟夥匠淌剑篊H3COONa+H2OCH3COOH+NaOH［］明CH3COONa溶于水后，反有NaOH生成，所以溶液堿性。把上述化學(xué)方程式改寫(xiě)成離子方程式。3-23-［投影］CHCOO+HOCHCOOH+OH［］跟著CHCOONa的參加，水的離有什么影響呢？促了水的離，能夠看作3是使水分解了。醋酸與水反的是：醋酸離出的醋酸根離子和水離出的離子合生成弱解醋酸的程。［投影］1、弱酸堿，水解堿性CH-+3COONa=CH3COO+Na［投影］2、酸弱堿，水解酸性NH++Cl-4Cl=NH4［投影］3、酸堿：不水解4、弱酸弱堿：雙水解，水解程度增大。［］依據(jù)才我一同剖析的各樣在水溶液在的狀況，大家思慮：什么是的水解？的水解有什么律？的水解與酸堿中和反有和系？1、鹽類水解：在溶液中，因?yàn)辂}的離子與水電離出來(lái)的+-H或OH聯(lián)合生成弱電解質(zhì)的過(guò)程中。［］在溶液中離出來(lái)的離子跟水所離出來(lái)的H+或OH-合生成弱解的反，叫做的水解。在溶液中由離出的弱酸的陰離子或弱堿的陽(yáng)離子跟水離出的離子或氧根離子合生成弱解弱酸或弱堿，損壞了水的離均衡，使其均衡向右移，惹起離子或氧根離子度的化。2、鹽類水解的實(shí)質(zhì)：是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)中和酸+堿水解

+水［］往常水解程度是很小的，且反前后均有弱解存在，所以是可逆反，不有些能底水解，不存在均衡，所以不是可逆反，是我此后會(huì)介的雙水解。［］水解程中，水的離程度有何化？增大［］可水解的是損壞水的離均衡，使水的離均衡正向移的程。3、鹽類水解損壞了水的電離均衡，促進(jìn)了水的電離［］的水解可看作酸堿中和反的逆反，吸程。［］CH3COONa能夠看作是弱酸CH3COOH和堿NaOH生成的，種叫做堿弱酸。4、鹽類水解的種類及規(guī)律有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。構(gòu)成鹽的酸越弱，水解程度越大［講］比如，物質(zhì)的量濃度相同的兩種鹽溶液，

NaA和

NaB，其溶液的

pH前者大于后者，那么酸

HA

和

HB的相對(duì)強(qiáng)弱為

HB>HA，這條規(guī)律可用于利用鹽的

pH值判斷酸性的強(qiáng)弱。［投影］酸的強(qiáng)弱次序：H3PO4>H2SO3>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>A(OH)3同濃度的正鹽與其酸式鹽對(duì)比，正鹽的水解程度比酸式鹽的水解程度大。弱酸酸式鹽的酸堿性要看酸式酸根電離和水解的相對(duì)強(qiáng)弱。2-在溶液中以水解為主，其溶液顯堿性；--在溶液中HCO,HS,HPOHSO,HPO3--4324以電離為主，其溶液顯酸性［問(wèn)］請(qǐng)大家依據(jù)我們剛才書(shū)寫(xiě)水解方程式的方法，談?wù)剷?shū)寫(xiě)時(shí)，要注意哪些問(wèn)題？5、鹽類水解離子方程式的書(shū)寫(xiě)［講］一般鹽類水解程度小，水解產(chǎn)物極少，往常不生成積淀隨和體，也不發(fā)生水解，所以鹽類水解的離子方程式中不標(biāo)“↑〞和“↓〞，也不把生成物寫(xiě)成其分解產(chǎn)物的形式。［講］鹽類水解是可逆反應(yīng)，是中和反應(yīng)的可逆反應(yīng)，而中和反應(yīng)是趨于達(dá)成的反應(yīng)，所以鹽的水解是輕微的，鹽類水解不寫(xiě)==，而用“〞(1)寫(xiě)法：誰(shuí)弱寫(xiě)誰(shuí)，都弱都寫(xiě)；陽(yáng)離子水解生成＋，陰離子水解生成―；HOH陰陽(yáng)離子都水解，生成弱酸和弱堿。［講］多元弱酸的酸根離子水解是分步進(jìn)行的，以第一步水解為主；而多元弱堿的陽(yáng)離子水解的離子方程式較復(fù)雜，中學(xué)階段只需求一步寫(xiě)究竟即可。值得注意的是，其最平生成的弱堿不打“↓〞，因其水解的量極少，不會(huì)生成積淀，但可形成膠體，注意的問(wèn)題：○1水和弱電解質(zhì)應(yīng)寫(xiě)成分子式，不可以寫(xiě)成相應(yīng)的離子?！?水解反應(yīng)是可逆過(guò)程，所以要用可逆符號(hào)，其實(shí)不標(biāo)“↑〞、“↓〞符號(hào)。Al2S3、Al2(SO4)3例外〕○3多元酸鹽的水解是分步進(jìn)行的。如：2-+H2O--HCO-+H2OH2CO3+OH-CO3HCO3+OH3多元堿的鹽也是分步水解的，因?yàn)橹虚g過(guò)程復(fù)雜，可寫(xiě)成一步，如：Cu2++2HOCu(OH)2+2H+Al3++3H2OAl(OH)3+3H+［講］多元弱酸的酸根離子既有水解偏向，又有電離偏向，以水解為主，溶液顯堿性，以電離為主的，溶液顯酸性。雙水解方程式的書(shū)寫(xiě)：弱酸弱堿鹽中陰、陽(yáng)離子互相促進(jìn)水解，我們稱之為雙水解。［講］在書(shū)寫(xiě)雙水解方程式時(shí)，我們也要注意總結(jié)一些規(guī)律。［投影］○1能互相促進(jìn)水解的兩離子，假如其一含有氫元素，寫(xiě)離子方程式時(shí)在反應(yīng)物端不寫(xiě)H2O，假如促進(jìn)水解的兩離子都不含氫元素，寫(xiě)離子方程式時(shí)反應(yīng)物端一定寫(xiě)H2O，有“==〞和“↑〞和“↓〞○2書(shū)寫(xiě)能互相促進(jìn)水解的兩離子的離子方程式時(shí)，依照電荷比較簡(jiǎn)單。常有的能發(fā)生互相促進(jìn)水解的離子有：Al3＋2――2――、AlO―；Fe3＋與AlO―2―、22333―＋與AlO―、SiO2-等。3342教課回想：課題：第三節(jié)鹽類的水解(二)知識(shí)教技術(shù)學(xué)過(guò)程目方法的感情價(jià)值觀

1、認(rèn)識(shí)鹽類水解在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和平時(shí)生活的應(yīng)用1、培育學(xué)生剖析問(wèn)題的能力2、培育學(xué)生歸納思想能力和邏輯推理能力1、經(jīng)過(guò)對(duì)鹽類水解規(guī)律的總結(jié)，領(lǐng)會(huì)自然萬(wàn)物變化的豐富多彩要點(diǎn)難點(diǎn)

鹽類水解的影響要素鹽類水解的應(yīng)用三、鹽類水解的影響要素1、內(nèi)因：鹽自己的性質(zhì)2、外因：(1)溫度：升溫促進(jìn)水解結(jié)(2)濃度：稀釋促進(jìn)水解(3)外加酸堿3、不考慮水解的狀況四、鹽類水解的應(yīng)用板1、剖析判斷鹽溶液酸堿性〔或PH范圍〕要考慮水解書(shū)2、比較鹽溶液離子濃度大小或離子數(shù)時(shí)要考慮水解。設(shè)3、配制易水解的鹽溶液時(shí)，需考慮克制鹽的水解計(jì)4、制備某些無(wú)水鹽時(shí)要考慮鹽的水解5、判斷離子可否大批共存時(shí)要考慮鹽的水解。6、化肥的合理施用，有時(shí)也要考慮鹽類的水解7、某些試劑的實(shí)驗(yàn)室儲(chǔ)存要考慮鹽的水解8、用鹽作凈水劑時(shí)需考慮鹽類水解9、Mg、Zn等較開(kāi)朗金屬溶于強(qiáng)酸弱堿鹽(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中產(chǎn)生H210、某些鹽的分離除雜要考慮鹽類水解11、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、平時(shí)生活中，常利用鹽的水解知識(shí)12、加熱蒸干鹽溶液析出固體13、判斷鹽對(duì)應(yīng)酸的相對(duì)強(qiáng)弱備教課過(guò)程注［回想］鹽類水解屬于離子反應(yīng)，其實(shí)質(zhì)是：在溶液中鹽電離出來(lái)的離子與水所電離出來(lái)的H＋―聯(lián)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。水解均衡就是一種化或OH學(xué)均衡，鹽類水解的程度大小與物質(zhì)的天性有關(guān)。所以，反應(yīng)中形成的弱酸或弱堿電離程度越小，那么鹽的水解程度越大。鹽類水解也是酸堿中和反應(yīng)的逆過(guò)程。中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，所以水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)。P57頁(yè)［科學(xué)研究］［投影小結(jié)］1、因FeCl3屬于強(qiáng)酸弱堿鹽，生成的Fe(OH)3是一種弱堿，并且難溶，所以FeCl3易水解。其水解反應(yīng)的化學(xué)方程式：Fe3＋+3H2OFe(OH)3+3H＋2、影響FeCl3水解的要素有：(1)參加少許FeCl3晶體，增大C(Fe3＋)；(2)加水稀釋；(3)參加少許鹽酸，增大C(H＋)；(4)參加少許NaF晶體，降低C(Fe3＋)；(5)參加少許NaHCO3，降低C(H＋)；(6)高升溫度判斷上述水解均衡挪動(dòng)的方向依照有多種，一是均衡原理，二是能夠經(jīng)過(guò)溶液顏色深淺變化作判斷(如加熱時(shí)，溶液顏色顯然變深，說(shuō)明均衡是向水解方向挪動(dòng))；三是經(jīng)過(guò)溶液酸度變化(如參加少許FeCl3晶體前后，測(cè)溶液PH的變化)；四是察看有無(wú)紅褐色積淀析出(如參加少許NaHCO3后，使Fe3＋的水解程度趨勢(shì)完整)3、經(jīng)過(guò)實(shí)驗(yàn)得出的主要結(jié)論有：1〕Fe3＋水解是一個(gè)可逆過(guò)程2〕水解均衡也是一個(gè)動(dòng)向均衡3〕Fe3＋的水解屬于吸熱反應(yīng)4〕改變均衡的條件〔如溫度、濃度等〕，水解均衡就會(huì)發(fā)生挪動(dòng)〔5〕當(dāng)參加的物質(zhì)能與溶液中的離子聯(lián)合成很難電離的弱電解質(zhì)，F(xiàn)e3＋的水解程度就可能趨勢(shì)完整［引入］這節(jié)課我們就來(lái)系統(tǒng)研究水解的影響要素有哪些？三、鹽類水解的影響要素［講］當(dāng)水解速率與中和反應(yīng)速率相等時(shí)，處于水解均衡狀態(tài)。假定改變條件，水解平衡就會(huì)發(fā)生挪動(dòng)，依照勒沙特列原理。1、內(nèi)因：鹽自己的性質(zhì)2、外因：溫度：升溫促進(jìn)水解濃度：稀釋促進(jìn)水解外加酸堿［講］鹽的水解是吸熱反應(yīng)，所以高升溫度，水解程度增大。稀釋鹽溶液，可促進(jìn)水解，鹽的濃度越小，水解程度越大；但增大鹽的濃度，水解均衡固然正向挪動(dòng)，但水解程度減小。外加酸堿能促進(jìn)或克制鹽的水解，比如，水解酸性的鹽溶液，假定參加堿，就會(huì)中和溶液中的H＋，使均衡向水解方向挪動(dòng)而促進(jìn)水解，假定加酸那么克制水解。3、不考慮水解的狀況［講］不水解的兩種可溶性強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液相混淆，按復(fù)分解進(jìn)行剖析，如BaCl2＋Na2SO4＝＝BaSO4＋2NaCl。水解反應(yīng)不可以互相促進(jìn)的、可溶性強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽相混淆，一般按復(fù)分解進(jìn)行，如BaCl2＋Na2CO3＝＝BaCO3＋2NaCl。假定是擁有氧化性的鹽和擁有還原性的鹽溶液反應(yīng)時(shí)，一般可發(fā)生氧化還原反應(yīng)：2FeCl322＋2NaCl＋NaS＝＝2FeClS四、鹽類水解的應(yīng)用［講］鹽類水解的程度一般很輕微，往常不考慮它的影響，但碰到以下?tīng)顩r時(shí)，一定考慮水解。1、剖析判斷鹽溶液酸堿性〔或PH范圍〕要考慮水解［講］等體積、等物質(zhì)的量濃度的氨水和鹽酸混淆后，因?yàn)橥暾磻?yīng)生成強(qiáng)酸弱堿鹽NH4Cl，所以PH＜7，溶液顯酸性［練習(xí)］1、有學(xué)生做以下實(shí)驗(yàn)：將盛有滴加酚酞的NaHCO3溶液〔〕的試管微熱時(shí)，察看到該溶液的淺紅色加深；假定冷卻至室溫時(shí)，那么又變回本來(lái)的淺紅色。發(fā)生該現(xiàn)象的主要原由是＿＿＿＿＿2、相同溫度、相同物質(zhì)的量濃度的四種溶液：①ＣＨ3ＣＯＯＮａ，②ＮａＨＳＯ4，③ＮａＣｌ，④，按ｐＨ由大到小擺列正確的選項(xiàng)是〔〕。Ａ．①＞④＞③＞②Ｂ．①＞②＞③＞④Ｃ．④＞③＞①＞②Ｄ．④＞①＞③＞②2、比較鹽溶液離子濃度大小或離子數(shù)時(shí)要考慮水解。［講］比如在磷酸鈉晶體中，n(Na＋)=3n(PO43―)，但在Na3PO4溶液中，因?yàn)镻O43―的水解，有c(Na＋43―),又如，在23溶液中，陰離子濃度的大小次序)>3c(PO為：c(CO32――3―)>c(OH)>c(HCO)3、配制易水解的鹽溶液時(shí)，需考慮克制鹽的水解［講］配制強(qiáng)酸弱堿溶液時(shí)，需滴幾滴相應(yīng)的強(qiáng)酸，可使水解均衡向左挪動(dòng)，克制弱堿陽(yáng)離子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液時(shí)，因其陽(yáng)離子發(fā)生諸如Fe3＋+3H2OFe(OH)3+3H＋的水解而呈污濁狀，假定先將FeCl3溶于稀HCl中，再用水稀釋到所需濃度，可使溶液一直澄清。相同配制CuSO4溶液，可先將CuSO4溶于稀H2SO4中，而后加水稀釋。配制強(qiáng)堿弱酸鹽溶液時(shí)，需幾滴相應(yīng)的強(qiáng)堿，可使水解均衡向左挪動(dòng)，克制弱酸根離子的水解。如配制Na2CO3、Na2S溶液時(shí)滴幾滴NaOH溶液。4、制備某些無(wú)水鹽時(shí)要考慮鹽的水解［講］比如將揮發(fā)性酸對(duì)應(yīng)的鹽(AlCl3、FeBr2、Fe(NO3)3等)的溶液加熱蒸干，得不到鹽自己。以蒸干AlCl3溶液來(lái)說(shuō)，AlCl3溶液中AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl，蒸干過(guò)程中，HCl揮發(fā)，水解均衡向右移，生成Al(OH)3，Al(OH)3加熱分解：2Al(OH)3==Al2O3+3H2O，故最后加熱到質(zhì)量不再變化時(shí)，固體產(chǎn)物是Al2O3。又如，有些鹽(如Al23)，沒(méi)法在溶液中制取，只好由單質(zhì)S)會(huì)發(fā)生雙水解(能進(jìn)行幾乎完全的水解直接反應(yīng)制取。5、判斷離子可否大批共存時(shí)要考慮鹽的水解。［講］弱堿陽(yáng)離子與弱酸根離子在溶液中假定能發(fā)生雙水解，那么不可以大批共存，能發(fā)生雙水解反應(yīng)的離子有：Al3＋與CO32―、HCO3―、S2―、HS―、AlO2―等；Fe3＋與CO32―、HCO3―、AlO2―等；NH4＋與SiO32―、AlO2―等。這里還需要我們注意的是Fe3＋與S2―、HS―也不可以共存，但不是因?yàn)榘l(fā)生雙水解，而是因?yàn)榘l(fā)生氧化還原反應(yīng)6、化肥的合理施用，有時(shí)也要考慮鹽類的水解［講］銨態(tài)氮肥與草木灰不可以混淆施用。因草木灰的成分是K2332―CO水解呈堿性；CO+H2OHCO3――＋―43效降低；過(guò)磷酸鈣不可以與草木灰混淆施用，因Ca(HPO)2水溶液顯酸性，KCO溶液2423顯堿性，二者混淆時(shí)生成了難溶于水的CaCO、Ca(PO)2或CaHPO，不可以被作物吸3344收。長(zhǎng)久施用(NH4)2SO4的土壤因NH4＋的水解而使土壤的酸性增強(qiáng)：NH4＋+H2ONH3·H2O＋H＋7、某些試劑的實(shí)驗(yàn)室儲(chǔ)存要考慮鹽的水解［講］比如Na――水解，使溶液呈堿性，―2、HCO3OH與玻璃中2CO3、NaHCO3溶液因CO3SiO2反應(yīng)生成硅酸鹽，使試劑瓶頸與瓶塞粘結(jié)，因此不可以用帶玻璃塞的試劑瓶?jī)?chǔ)存，一定用帶橡皮塞的試劑瓶保留。8、用鹽作凈水劑時(shí)需考慮鹽類水解［講］比如，明礬KAl(SO23＋+3H2OAl(OH)3(膠體)+3H4)2·12HO凈水原理：Al＋，Al(OH)3膠體表面積大，吸附能力強(qiáng)，能吸附水中懸浮雜質(zhì)生成積淀而起到凈水作用。9、Mg、Zn等較開(kāi)朗金屬溶于強(qiáng)酸弱堿鹽(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中產(chǎn)生H2［講］將Mg條投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3產(chǎn)生，有關(guān)離子方程式為＋NH4+H2O＋＋2＋＋H2Mg與FeCl3、AlCl3、NH4Cl溶液均能反應(yīng)NH3·H2O＋H，Mg＋2H＝＝Mg10、某些鹽的分離除雜要考慮鹽類水解［講］比如為了除掉氯化鎂酸性溶液中的Fe3＋可在加熱攪拌條件下參加氧化鎂，氧化鎂與Fe3＋水解產(chǎn)生H＋反應(yīng)：MgO＋2H＋＝＝Mg2＋＋H2O，使水解均衡Fe3＋＋3H2OFe(OH)3+3H＋不停向右挪動(dòng)，F(xiàn)e3＋會(huì)生成Fe(OH)3積淀而被除掉。11、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、平時(shí)生活中，常利用鹽的水解知識(shí)［講］泡沫滅火器產(chǎn)生泡沫是利用了Al2〔SO4〕3和NaHCO3相混淆發(fā)生雙水解反應(yīng)，產(chǎn)生了CO3＋＋3HCO―＝＝Al(OH)3＋3CO2；平時(shí)生活頂用熱堿液清洗油污制品2，Al3比冷堿液成效好，是因?yàn)榧訜岽龠M(jìn)了Na2CO3水解，使溶液堿性增強(qiáng)。；水垢的主要成分是CaCO3233和Mg(OH)，根本上不會(huì)生成MgCO，是因?yàn)镸gCO微溶于水，受熱時(shí)水解生成更難溶的Mg(OH)2；小蘇打片可治療胃酸過(guò)多；磨口試劑瓶中不可以盛放Na2SiO3、Na2CO3等試劑。12、加熱蒸干鹽溶液析出固體［講］不水解、不分解的鹽的溶液加熱蒸干時(shí)，析出鹽的晶體，如NaCl；但能水解，生成的酸不揮發(fā)，也能析出該鹽的晶體，如Al2(SO4)3；能水解，但水解后生成的酸有揮發(fā)性，那么析出金屬氫氧化物，假定蒸干后持續(xù)加熱，那么可分解為金屬氧化物，如AlCl3；假定鹽在較低溫度下受熱能水解，那么加熱蒸干其溶液時(shí)，鹽已分解，如Ca(HCO3)2。13、判斷鹽對(duì)應(yīng)酸的相對(duì)強(qiáng)弱［講］比如，物質(zhì)的量濃度相同的兩種鹽溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，那么酸HA和HB的相對(duì)強(qiáng)弱為HB>HA教課回想：專題：電解質(zhì)溶液中有關(guān)離子濃度的判斷教知識(shí)1、學(xué)會(huì)運(yùn)用鹽類水解的知識(shí)和守恒的看法解決離子濃度的問(wèn)題學(xué)技術(shù)目過(guò)程的方法感情價(jià)值觀

1、培育學(xué)生運(yùn)用對(duì)比法和依照客觀事實(shí)解決問(wèn)題的邏輯思想能力1、指引學(xué)生建立“透過(guò)現(xiàn)象，抓住實(shí)質(zhì)〞的辯證唯心主義認(rèn)識(shí)看法，培育學(xué)生擅長(zhǎng)察看、勤于思慮的科學(xué)態(tài)度要點(diǎn)難點(diǎn)

溶液中微粒濃度的大小比較雙水解問(wèn)題知識(shí)結(jié)構(gòu)

一、電離均衡理論和水解均衡理論電離理論：水解理論：二、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系1、電荷守恒：電解質(zhì)溶液中的陰離子的負(fù)電荷總數(shù)等于陽(yáng)離子的正電荷總數(shù)，2、物料守恒：就電解質(zhì)溶液而言，物料守恒是指電解質(zhì)發(fā)生變化〔反應(yīng)或電離〕前某元素的原子〔或離子〕的物質(zhì)的量等于電解質(zhì)變化后溶液中所有含該元素的原子〔或離子〕的物質(zhì)的量之和。3、質(zhì)子守恒：不論溶液中聯(lián)合氫離子還是失掉氫離子，但氫原子總數(shù)一直為定值，也就是說(shuō)聯(lián)合的氫離子的量和失掉氫離子的量相等。二、典型題――溶質(zhì)單調(diào)型1、弱酸溶液中離子濃度的大小判斷弱酸溶液中離子濃度大小的一般關(guān)系是：C(顯性離子)>C(一級(jí)電離離子)>C(二級(jí)電離離子)>C(水電離出的另一離子)2、弱堿溶液3、能發(fā)生水解的鹽溶液中離子濃度大小比較---弱酸強(qiáng)堿型(1)一元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關(guān)系是：C(不水解離子)>C(水解離計(jì)子)>C(顯性離子)>C(水電離出的此外一種離子)(2)二元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關(guān)系是：C(不水解離子)>C(水解離子)>C(顯性離子)>C(二級(jí)水解離子)>C(水電離出的另一離子)(3)二元弱酸的酸式鹽溶液中離子濃度大小的一般關(guān)系是：C(不水解離)>C(水解離子)>C(顯性離子)>C(水電離出的另一離子)>C(電離獲取的酸根離子)三、典型題----兩種電解質(zhì)溶液相混淆型的離子濃度的判斷1、強(qiáng)酸與弱堿混淆2、強(qiáng)堿與弱酸混淆：C(弱電解質(zhì)的離子)>C(強(qiáng)電解質(zhì)的離子)>C(顯性離子)>C(水電離出的另一離子)3、強(qiáng)堿弱酸鹽與強(qiáng)酸混淆和強(qiáng)酸弱堿鹽與強(qiáng)堿混淆4、酸堿中和型(1)恰巧中和型

(2)pH

等于

7型

(3)

反應(yīng)過(guò)度型四、守恒問(wèn)題在電解質(zhì)溶液中的應(yīng)用1、兩種物質(zhì)混淆不反應(yīng)：2、兩種物質(zhì)恰巧完整反應(yīng)3、兩種物質(zhì)反應(yīng)，此中一種有節(jié)余：〔1〕酸與堿反應(yīng)型〔2〕鹽與堿(酸)反應(yīng)型4、不同物質(zhì)同種離子濃度比較型備教課過(guò)程注［引入］電解質(zhì)溶液中有關(guān)離子濃度的判斷是最近幾年高考的重要題型之一。解此種類題的要點(diǎn)是掌握“兩均衡、兩原理〞，即弱電解質(zhì)的電離均衡、鹽的水解均衡和電解質(zhì)溶液中的電荷守恒、物料守恒原理。第一，我們先來(lái)研究一下解決這種問(wèn)題的理論根基。一、電離均衡理論和水解均衡理論電離理論：［講］⑴弱電解質(zhì)的電離是輕微的，電離耗費(fèi)的電解質(zhì)及產(chǎn)生的微粒都是少許的，同時(shí)注意考慮水的電離的存在；⑵多元弱酸的電離是分步的，主要以第一步電離為主；水解理論：［投］從鹽類的水解的特色剖析：水解程度是輕微的〔一般不超出2‰〕。比如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH―)理清溶液中的均衡關(guān)系并分清主次：［講］⑴弱酸的陰離子和弱堿的陽(yáng)離子因水解而消耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞-c(HCO3)。⑵弱酸的陰離子和弱堿的陽(yáng)離子的水解是微量的〔雙水排除外〕，所以水解生成的弱電解質(zhì)及產(chǎn)生+-H的〔或OH〕也是微量，但因?yàn)樗碾婋x均衡和鹽類水解均衡的存在，所以水解后的酸性溶液中+-c(H)〔或堿性溶液中的c(OH)〕老是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃度；⑶一般來(lái)說(shuō)“誰(shuí)弱誰(shuí)水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性〞，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈堿性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根離子的水解是分步進(jìn)行的，主要以第一步水解為主。［過(guò)］守恒思想是一種重要的化學(xué)思想，其實(shí)質(zhì)就是抓住物質(zhì)變化中的某一個(gè)特定恒量進(jìn)行分析，不研究某些細(xì)枝末節(jié)，不考慮門(mén)路變化，只考慮反應(yīng)系統(tǒng)中某些組分互相作用前后某種物理量或化學(xué)量的始態(tài)和終態(tài)。利用三種守恒關(guān)系——電荷守恒〔溶液電中性〕、物料守恒〔元素守恒〕、質(zhì)子守恒〔水的電離守恒〕。除此以外還猶如質(zhì)量守恒、元素守恒、電子守恒、能量守恒等這里只議論電解質(zhì)溶液中的守恒問(wèn)題。二、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系1、電荷守恒：電解質(zhì)溶液中的陰離子的負(fù)電荷總數(shù)等于陽(yáng)離子的正電荷總數(shù)，［講］電荷守恒的重要應(yīng)用是依照電荷守恒列出等式，比較或計(jì)算離子的物質(zhì)的量或物質(zhì)的量濃度。如〔1〕在只含有＋－＋―+)+c(HA、M、H、OH四種離子的溶液中c(A＋)==c(M-)+c(OH―),假定c(H＋)＞c(OH―)，那么必定有c(A+)＜c(M-)。［投影］比如，在NaHCO溶液中，有以下關(guān)系：C(Na＋)+c(H3＋――2―))==c(HCO3)+c(OH)+2c(CO3［注］書(shū)寫(xiě)電荷守恒式一定①正確的判斷溶液中離子的種類；②弄清離子濃度和電荷濃度的關(guān)系。2、物料守恒：就電解質(zhì)溶液而言，物料守恒是指電解質(zhì)發(fā)生變化〔反應(yīng)或電離〕前某元素的原子〔或離子〕的物質(zhì)的量等于電解質(zhì)變化后溶液中所有含該元素的原子〔或離子〕的物質(zhì)的量之和。［講］實(shí)質(zhì)上，物料守恒屬于原子個(gè)數(shù)守恒和質(zhì)量守恒。［講］在Na2S溶液中存在著2―的水解、―的電離和水解、水的電離，粒子間有以下SHS關(guān)系［投影］c(S2―)+c(HS―)+c(H2S)==1/2c(Na＋)(Na＋,S2―守恒)C(HS―)+2c(S2―)+c(H)==c(OH―)(H、O原子守恒)［講］在NaHS溶液中存在著HS―的水解和電離及水的電離。―――＋2―HO＋―HS＋HOHS＋OHHSH＋SH＋OH222［投影］從物料守恒的角度剖析，有以低等式：c(HS―)+C(S2―)+c(H2S)==c(Na＋)；從電荷守恒的角度剖析，有以低等式：c(HS―)+2(S2―)+c(OH―)==c(Na＋)+c(H＋)；將以上兩式相加，有：c(S2―)+c(OH―)==c(H2S)+c(H＋)［講］得出的式子被稱為質(zhì)子守恒3、質(zhì)子守恒：不論溶液中聯(lián)合氫離子還是失掉氫離子，但氫原子總數(shù)一直為定值，也就是說(shuō)聯(lián)合的氫離子的量和失掉氫離子的量相等。［過(guò)］現(xiàn)將此類題的解題方法作以下總結(jié)。二、典型題――溶質(zhì)單調(diào)型1、弱酸溶液中離子濃度的大小判斷［講］解此類題的要點(diǎn)是緊抓弱酸的電離均衡［點(diǎn)擊試題］的H2S溶液中所存在離子的濃度由大到小的擺列次序是_________________分析：在H2S溶液中有以下均衡：H2SH＋+HS―；HS―H＋+S2―。多元弱酸的電離以第一步為主，第二步電離較第一步弱得多，但兩步電離都產(chǎn)生H＋，所以答案應(yīng)為：c(H＋)>c(HS―)>c(S2―)>c(OH―)弱酸溶液中離子濃度大小的一般關(guān)系是：C(顯性離子)>C(一級(jí)電離離子)>C(二級(jí)電離離子)>C(水電離出的另一離子)［過(guò)］相同的思慮方式能夠解決弱堿溶液的問(wèn)題2、弱堿溶液［點(diǎn)擊試題］室溫下，的氨水溶液中，以下關(guān)系式中不正確的選項(xiàng)是A.c(OH-)＞c(H+)B.c(NH3·H2O)+c(NH4+C.c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+)D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)［過(guò)］下邊我們以弱酸強(qiáng)堿鹽為例，來(lái)介紹一下能發(fā)生水解的鹽溶液中離子濃度大小比較的解題方法3、能發(fā)生水解的鹽溶液中離子濃度大小比較---弱酸強(qiáng)堿型［講］解此類題型的要點(diǎn)是抓住鹽溶液中水解的離子［點(diǎn)擊試題］在CHCOONa溶液中各離子的濃度由大到小擺列次序正確的選項(xiàng)是()3A、c(Na＋)>c(CH――)>c(H＋)3COO)>c(OHB、―＋)>c(OH―)>c(H＋)c(CH3COO)>c(NaC、c(Na＋)>c(CH―＋)>c(OH―)3COO)>c(HD、c(Na＋)>c(OH――＋))>c(CH3COO)>c(H分析：在CH3COONa溶液中：CH3COONaNa＋+CH3COO――，CH3COO+H2OCH3COOH+OH―；而使c(CH3COO―)降低且溶液體現(xiàn)堿性，那么c(Na＋)>c(CH―)，c(OH―3COO)>c(H＋)，又因一般鹽的水解程度較小，那么c(CH3COO――)>c(OH),所以A選項(xiàng)正確。一元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關(guān)系是：C(不水解離子)>C(水解離子)>C(顯性離子)>C(水電離出的此外一種離子)［點(diǎn)擊試題］在Na2CO3溶液中各離子的濃度由小到大的擺列次序是______分析：在Na2CO3溶液中，Na2CO3==2Na＋+CO32―，CO32―+H2OHCO3―+OH―，HCO3―+H2OH2CO3+OH―。CO32―水解使溶液體現(xiàn)堿性，那么C(OH―)>C(H＋)，因?yàn)镃O32―少局部水解，那么C(CO32―)>C(HCO3―)，HCO3―又發(fā)生第二步水解，那么C(OH―――)與)>C(HCO3)，第二步水解較第一步水解弱得多，那么C(HCO3C(OH―――)有關(guān)不大，但C(H＋)比C(OH)小得多，所以C(HCO3)>C(H＋)。本題的答案為：C(H＋)<C(HCO3―)<C(OH―)<C(CO32―)<C(Na＋)二元弱酸鹽溶液中離子濃度的一般關(guān)系是：C(不水解離子)>C(水解離子)>C(顯性離子)>C(二級(jí)水解離子)>C(水電離出的另一離子)［隨堂練習(xí)］在Na2S溶液中以下關(guān)系不正確的選項(xiàng)是A．c(Na+)=2c(HS－)+2c(S2－)+c(H2S)B．B．c(Na+)+c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－)C．c(Na+)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)D．c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+c(H2S)［點(diǎn)擊試題］判斷的NaHCO3溶液中離子濃度的大小關(guān)系分析：因NaHCO3==Na＋+HCO3―，HCO3―+H2OH2CO3+OH―，HCO3―H＋+CO32―。HCO3―的水解程度大于電離程度，所以溶液呈堿性，且C(OH―)>C(CO32―)。因?yàn)樯倬植克夂碗婋x，那么C(Na＋)>C(HCO3―)>C(OH―)>C(H＋)>C(CO32―)。二元弱酸的酸式鹽溶液中離子濃度大小的一般關(guān)系是：C(不水解離子)>C(水解離子)>C(顯性離子)>C(水電離出的另一離子)>C(電離獲取的酸根離子)［隨堂練習(xí)］草酸是二元弱酸，草酸氫鉀溶液呈酸性，在2O4溶液中，以下關(guān)系正確的選項(xiàng)是〔CD〕A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+c(C2O42-)．c(HC2O4-)+c(C2O42-．c(C2O42-)＞c(H2C2O4)．c(K+)=c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42-)［過(guò)］下邊再讓我們利用上述規(guī)律來(lái)解決一下強(qiáng)酸弱堿鹽的問(wèn)題［點(diǎn)擊試題］在氯化銨溶液中，以下關(guān)系正確的選項(xiàng)是〔〕A.c(Cl-)＞c(NH4++-+-)＞c(H+-)＞c(H)＞c(OH)B.c(NH4)＞c(Cl)＞c(OH)C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-)D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)三、典型題----兩種電解質(zhì)溶液相混淆型的離子濃度的判斷［講］解此類題的要點(diǎn)是抓住兩溶液混淆后生成的鹽的水解狀況以及混淆時(shí)弱電解質(zhì)有無(wú)節(jié)余，假定有節(jié)余，那么應(yīng)議論弱電解質(zhì)的電離。下邊以一元酸、一元堿和一元酸的鹽為例進(jìn)行剖析。1、強(qiáng)酸與弱堿混淆［點(diǎn)擊試題］PH=13的NH3·H2O和PH=1的鹽酸等體積混淆后所得溶液中各離子濃度由大到小的擺列次序是

____________分析：PH==1

的HCl，C(H＋)==0.1mol/L

，PH=13

的NH

3·H2O，C(OH

―mol/L

，那么

NH

3

·H2O

的濃度遠(yuǎn)大于

0.1mol/L

，所以，兩溶液混淆時(shí)生成

NH

4Cl為強(qiáng)酸弱堿鹽，氨水過(guò)度，且

C(NH

3

·H2O)>C(NH

4Cl)，那么溶液的酸堿性應(yīng)由氨水決定。即

NH

3·H2O

的電離大于

NH

4＋的水解，所以溶液中的離子濃度由大到小的次序?yàn)椋篊(NH4＋)>C(Cl―)>C(OH―)>C(H＋)。［講］需要我們注意的是，強(qiáng)酸弱堿鹽溶液中參加必定量的弱堿，

解題方法與本題相同。2、強(qiáng)堿與弱酸混淆［點(diǎn)擊試題］PH=X的NaOH溶液與PH=Y的CHCOOH溶液，X+Y=14，且Y<3。將上述3兩溶液等體積混淆后，所得溶液中各離子濃度由大到小的次序正確的選項(xiàng)是()A、＋――＋)C(Na)>C(CH3COO)>C(OH)>C(HB、―＋＋―C(CH3COO)>C(Na)>C(H)>C(OH)C、―＋―＋)C(CH3COO)>C(Na)>C(OH)>C(HD、＋―＋―C(Na)>C(CH3COO)>C(H)>C(OH)分析：同上，PH==X的NaOH溶液中，C(OH―)==10-(14-X)mol/L，PH==Y的CH3COOH溶液中，C(H＋)==10-Ymol/L，因?yàn)閄+Y==14，NaOH溶液中C(OH―)等于CH3COOH溶液中C(H＋)。所以C(CH3COOH)遠(yuǎn)大于10-Ymol/L，CH3COOH過(guò)量，所以選項(xiàng)B正確。［講］上述兩題的特色是PH1+PH2==14，且等體積混淆。其溶液中各離子濃度的關(guān)系的特色是C(弱電解質(zhì)的離子)>C(強(qiáng)電解質(zhì)的離子)>C(顯性離子)>C(水電離出的另一離子)3、強(qiáng)堿弱酸鹽與強(qiáng)酸混淆和強(qiáng)酸弱堿鹽與強(qiáng)堿混淆［點(diǎn)擊試題］0.2mol/L的CHCOOK與0.1mol/L的鹽酸等體積混淆后，溶液中以下粒3子的物質(zhì)的量關(guān)系正確的選項(xiàng)是()A、――＋)>C(CHCOOH)C(CHCOO)==C(Cl)==C(H33B、――＋33C、――)>C(H＋)>C(CHCOOH)C(CHCOO)>C(Cl33D、――＋C(CHCOO)>C(Cl)>C(CH3COOH)>C(H)3分析：兩溶液混淆后CH3COOK+HClKCl+CH3COOH，又知CH3COOK過(guò)度，反應(yīng)后溶液中CH3COOK、CH3COOH和KCl物質(zhì)的量相等。因?yàn)镃H3COOH的電離和CH3COO―的水解程度均很小，且CH3COOH的電離占主導(dǎo)地位，所以，C(CH3COO―)>C(H＋)>C(OH―)。又知C(Cl―mol/L，C(CH3mol/L。所以，選項(xiàng)中D是正確的。4、酸堿中和型(1)恰巧中和型［點(diǎn)擊試題］在10ml0.1mol·L-1NaOH溶液中參加同體積、同濃度HAc溶液，反應(yīng)后溶液中各微粒的濃度關(guān)系錯(cuò)誤的選項(xiàng)是()。A．c(Na+)＞c(