人教版高中化學選擇性必修一第三章水溶液中的離子反應與平衡VIP

課時1強電解質與弱電解質第一節(jié)電離平衡第三章水溶液中的離子反應與平衡01學習目標

CONTENT電解質與非電解質，強、弱電解質02強、弱電解質與物質類別關系03電離方程式，電解質溶液導電原因一.知識回顧：物質分類物質混合物（多種）純凈物（一種）化合物單質電解質非電解質強電解質弱電解質根據化合物____________或____________自身是否能產生自由移動的離子，分為電解質和非電解質。在水溶液中熔融狀態(tài)下強電解質弱電解質電解質強弱電解質與物質類別關系強酸（記六個強酸）絕大多數鹽強堿離子型氧化物（活潑金屬氧化物）弱酸難電離的絡合物弱堿（記六個弱堿）水練習1：用下列物質填空①NH4Cl(s)

②NaOH(s)

③H2S(g)

④NaHCO3(s)

⑤H3PO4(l)

⑥H2SO4

(l)

⑦NH3(g)

⑧鹽酸

(aq)

（1）屬于強電解質的有_____________

；（2）屬于弱電解質的有_____________;（3）屬于非電解質的有_____________;（4）該狀態(tài)下能導電的有__________。①②④⑥③⑤⑦

⑧隨堂演練二.電解質導電的原因、條件和導電性強弱分析1.電解質導電的原因2.導電條件

所存在的狀態(tài)中有自由移動的陰陽離子，通電時自由離子作定向移動水溶液或融化狀態(tài)導電3.導電性強弱與自由移動的離子的物質的量濃度和所帶電荷數有關，與電解質的強弱無關，與電解質的物質的量無關練習2：思考下列問題（1）能導電的物質一定是電解質嗎？（2）Na2O是電解質嗎？其水溶液導電嗎？（3）SO2是電解質嗎？SO2的水溶液導電嗎？（4）強電解質導電性一定強，弱電解質導電性一定弱嗎？

不一定，如金屬或鹽酸溶液等能導電，但不是電解質

是。水溶液導電是因為與水反應生成的NaOH是強電解質

不是。水溶液導電是因為與水反應生成的H2SO3是弱電解質

不一定，導電性強弱只與自由移動的離子濃度和離子所帶電荷數有關，與電解質的強弱無關。隨堂演練三.強弱電解質及其電離實驗0.1mol·L－1HCl0.1mol·L－1CH3COOH與鎂反應現(xiàn)象劇烈反應，產生氣體緩慢反應，產生氣體結論Mg與鹽酸反應快，表明鹽酸中c(H＋)較____溶液的pH數值________(填“相同”或“不相同”)結論相同物質的量濃度的鹽酸和醋酸溶液中c(H＋)________

(填“相同”或“不相同”)實驗結論HCl和CH3COOH的電離程度______大不相同不同不相同1.參見課本實驗3-1拓展訓練：寫出下列物質的電離方程式（1）CH3COOH在水溶液中電離CH3COOH

CH3COO－＋H＋

ΔH＞0CH3COOH+H2O

CH3COO－＋H3O＋

ΔH＞0（2）液態(tài)水的電離H2O

OH－＋H＋

ΔH＞0H2O+H2O

OH－＋H3O＋

ΔH＞02.強弱電解質的概念全部電離強酸強堿鹽只有部分電離弱酸弱堿3.強弱電解質在水中的電離參見課本圖3-1和圖3-2強電解質（HCl)弱電解質(CH3COOH)相同點都是電解質，在水溶液中都能電離。電離程度電離過程電解質在溶液中的微粒形式完全電離部分電離不可逆過程“=”陰、陽離子（無溶質分子）溶質分子、陰、陽離子可逆過程“”4.電解質在水中的電離方程式的書寫（1）電離：電解質溶于水或者受熱熔化時，離解成自由移動的離子的過程叫做電離。（2）電離方程式的書寫強電解質完全電離用“=”連接，弱電解質部分電離，用“”連接多元弱酸的電離要分步書寫，以第一步電離為主；多元弱堿的電離一步書寫即可例如：H3PO4在水溶液中的電離方程式分三步書寫：H3PO4H++H2PO4-(1)為主要電離H2PO4-H++HPO42-

(2)HPO42-H++PO43-(3)電離程度極小

例如：多元弱堿則一步書寫Cu(OH)2Cu2++2OH-練習3：寫出下列物質在特定環(huán)境中的電離方程式寫出下列物質在水溶液中的電離方程式①HClO4

HClO4=ClO4-+H+②Ba(OH)2

Ba(OH)2=Ba2++OH-③H2SH2SH++HS-④NaHCO3

NaHCO3=Na++HCO32-⑤NaHSO4NaHSO4

=Na++H++SO42-

NaHSO4

=Na++HSO4-（熔融狀態(tài)下）隨堂演練

強電解質弱電解質定義水中(或熔融狀態(tài))全部電離水中只有部分電離化合物類型離子化合物及具有強極性鍵的共價化合物(除HF)某些具有弱極性鍵的共價化合物電離程度全部電離部分電離電離過程不可逆過程可逆過程，存在電離平衡存在微粒陰、陽離子，無電解質分子有陰、陽離子和電解質分子強弱電解質電離對比分析練習4:下列關于強、弱電解質的敘述中正確的是(

)A.強電解質都是離子化合物，弱電解質都是共價化合物B.強電解質都是可溶性化合物，弱電解質都是難溶性化合物C.強電解質的水溶液中無溶質分子，弱電解質的水溶液中有溶質分子D.強電解質的導電能力強，弱電解質的導電能力弱C隨堂演練①硫酸銅晶體、②碳酸鈣固體、③純磷酸、

④硫化氫、

⑤三氧化硫、⑥金屬鎂、

⑦石墨、

⑧固態(tài)苛性鉀、⑨氨水、

⑩氫氧化鈣固體、?液態(tài)HCl、

?液態(tài)CH3COOH(1)屬于強電解質的是________(填序號，下同)；(2)屬于弱電解質的是_____

___；(3)屬于非電解質的是

；(4)既不是電解質，又不是非電解質的是________；(5)該狀態(tài)下能導電的是________。鞏固練習：用下列物質按要求填空⑤

⑥⑦⑨

⑥⑦⑨③④?①②⑧⑩?

課時2弱電解質電離平衡的建立和影響因素第一節(jié)

電離平衡01學習目標

CONTENT弱電解質的電離平衡02影響電離平衡的因素03電離常數的意義一.弱電解質的電離平衡的建立在一定條件下(如溫度和濃度)，

的速率和_________的速率相等時，電離過程達到電離平衡狀態(tài)。弱電解質離子化分子化反應速率v(電離)v(結合)v(電離)=v(結合)電離平衡狀態(tài)時間電離平衡是一種化學平衡弱電解質的電離平衡形成過程中體系各粒子濃度的變化類別項目c(CH3COO－)c(H＋)c(CH3COOH)初溶于水時__________________________達到電離平衡前__________________達到電離平衡時__________________接近于0接近于0最大增大增大減小不變（最大）不變（最大）不變（最小）CH3COOH

CH3COO－＋H＋

ΔH＞0弱電解質電離的特點：程度小、可逆、吸熱弱電質達到電離平衡的特征如：NH3?H2O

OH－＋NH4＋

ΔH＞0可逆相等動態(tài)恒定移動電離平衡標志：變量不變即可，注意壓強和密度不能作為達到平衡的標志二.影響弱電質電離平衡的因素內因：自身性質決定的外因：溫度、濃度、同離子效應、化學反應等溫度：越熱越電離。升溫促進電離（但溫度過高，引起物質分解等副反應）濃度：越稀越電離。稀釋促進電離（加入不反應的任何溶液相于加水稀釋）同離子效應：增大反應物或生成物中的某個離子濃度，平衡朝相反方向移動化學反應：據勒夏特列原理，化學反應改變了某種物質濃度，平衡朝削弱這種改變的方向移動

對HClO

ClO－＋H＋

ΔH＞0，分析外界條件變化對平衡影響改變條件移動方向c(ClO－)c(H＋)n(H＋)電離程度導電能力加水稀釋加較濃硫酸升高溫度加Na2CO3(s)加Na2SO3(s)加NaClO(s)加Na2SO4(aq)向右減小增多增強向左減小增大減弱減小增大增多減小向右增大增多增大增大增強向右減小減少增大增大增強向右增大增多減小增大增強向左減小減少增大減小增強向右減小增多減小增大減弱三.電離常數1.概念：在一定溫度下，當弱電解質在水溶液中達到電離平衡時，溶液中電離出的各離子______________與未電離的分子的________的比值是一個常數。濃度冪的乘積濃度冪3.影響因素：電離常數只與______有關，升高溫度，K值增大。4.意義：表示弱電解質的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質的電離程度越____，酸(或堿)性就越____。溫度大強對于一元弱酸HAH++A-，平衡時Ka=c(H+).c(A-)c(HA)對于一元弱堿MOHM++OH-，平衡時Kb=c(M+).c(OH-)c(MOH)6．K值只隨溫度變化，是個溫度常數5.通常：弱酸的電離平衡常數叫作Ka,Ka值越大,弱酸的酸性越強；

弱堿的電離平衡常數叫作Kb,Kb值越大,弱堿的堿性越強；應用研究：根據電離常數比較酸的強弱（1）根據25℃時的電離平衡常數，比較醋酸、碳酸的酸性強弱因為：K（醋酸）>K（碳酸第一步）故，酸性：醋酸>碳酸（2）仔細觀察課本實驗3-2，描述實驗現(xiàn)象，討論該現(xiàn)象說明什么？現(xiàn)象：碳酸鈉滴入等濃度的醋酸溶液（1mol/L）中，有大量氣泡產生結論：酸性：醋酸>碳酸HCO3－

H++CO32-7．影響電離常數大小的因素物質的本性決定只隨溫度變化8．多元弱酸的電離分步電離H2CO3H++HCO3－（第一步電離K1）（第二步電離K2）每一步的電離程度是不一樣的，K1》K2》K3…..（一般要相差105）。多元弱酸的酸性由第一步電離決定思考：為什么多元弱酸的第2步、第3步電離程度越來越?。繌谋碇蝎@取信息的能力：幾種多元弱酸的電離常數（25℃）比較它們的相對強弱：草酸>磷酸>檸檬酸>碳酸弱酸電離常數弱酸電離常數H2CO3K1＝4.4×10-7K2=4.7×10-11H2C2O4（草酸）K1＝5.4×10-2K2=4.4×10-5H3PO4K1＝7.1×10-3K2＝6.3×10-8K3＝4.2×10-13H3C6H5O7（檸檬酸）K1＝7.4×10-4K2＝1.73×10-5K3＝4×10-7思考：若將NaHC2O4固體投入NaHCO3溶液中，有啥現(xiàn)象？知識拓展1：弱電解質的電離度電離度：弱電解質電離程度相對大小的參數電離度（α）

α=已電離的分子數弱電解質分子總數（1）與弱電解質的本性有關

（2）外因②濃度越稀，弱電解質的電離度越大③加入弱電解質，電離度減小影響電離度大小的因素①溫度越高，弱電解質的電離度越大知識拓展2：多重反應的電離常數分步電離：H2S

H++HS－（第一步電離K1）HS－

H++S2-（第二步電離K2）總電離方程式：H2S

2H++S2-（總電離K總）總電離K總=K1.K2悟寫出H2S在水中的電離方程式A.自來水B.0.5mol·L－1的鹽酸C.0.5mol·L－1的醋酸D.0.5mol·L－1的氨水B溶液的導電性溶液中離子的總濃度離子所帶電荷練習1：把0.05molNaOH固體分別加入下列100mL液體中，溶液的導電性基本不變的是（）隨堂演練練習2：在甲酸的下列性質中，可以證明它是弱電解質的是（

）A．1mol/L甲酸溶液中c(H+)約為1×10-2mol/LB．甲酸能與水以任意比互溶C．10mL1mol/L甲酸恰好10mL1mol/LNaOH溶液完全反應D．在相同條件下，甲酸的導電性比強酸溶液的導電性弱A隨堂演練練習3：用水稀釋0.1mol/L氨水時,溶液中隨著水量的增加而減小的是()BCA.c(OH-)/c(NH3·H2O)B.c(NH3·H2O)/n(OH-)C.c(OH-)

D.OH-的物質的量解析：氨水中存在的電離平衡：NH3·H2O

NH4＋＋OH－隨堂演練課時1水的電離第二節(jié)水的電離和溶液的pH01學習目標

CONTENT水的電離02水的離子積常數03影響水的電離平衡的因素【思考與討論】

在水溶液中，酸、堿和鹽全部或部分以離子形式存在，那么，其中的溶劑——水是全部以分子形式存在，還是部分以離子形式存在呢?怎樣驗證你的猜想？方法一：利用靈敏電流表測定水的導電性燈泡亮，電路正常燈泡不亮，純水不導電或導電能力弱靈敏電流表指針偏轉，純水能導電但導電能力弱結論：水是一種極弱的電解質，能發(fā)生微弱的電離水質檢測筆方法二：利用手持技術測定水的電導率鹽水一、水的電離精確的導電性實驗表明，純水絕大部分以H2O的形式存在，但其中也存在著極少量的H3O+和OH-。這表明水是一種極弱的電解質，能發(fā)生微弱的電離:H2O＋H2OH3O＋

＋OH－簡寫為H2OH＋

＋OH－H+為裸露的質子，不穩(wěn)定，容易與水結合形成H3O+（水合氫離子）【思考】如何衡量水的電離的限度？二.水的離子積常數1.定義：在一定溫度下，當水的電離達到平衡時,電離產物H+和OH-濃度之積是一個常數,記作KW，叫做水的離子積常數,簡稱水的離子積。KW可由實驗測得，也可以通過理論計算求得。2.表達式：

KW=c(H+)·c(OH-)

在25℃時，純水中的c(H＋)＝c(OH－)＝10-7mol·L－1，KW=1.0×10-14

表3-1不同溫度下水的離子積常數①水的電離程度很微弱。在25℃時，1L水（55.6mol）中有1×10-7mol水分子電離。55.6×107個水分子才有1個電離。二.水的離子積常數表3-1不同溫度下水的離子積常數②溫度升高，水的離子積KW增大。水的電離是吸熱過程,升高溫度，促進水的電離,Kw增大。Kw只與溫度有關,與濃度無關。在使用Kw時一定要強調溫度。二.水的離子積常數三.影響水的電離平衡的因素△H>01.溫度：水的電離是吸熱過程，升高溫度，促進水電離。故升高溫度，KW增大改變條件平衡移動方向c(H+)c(OH-)H+與OH-

濃度大小Kw升高溫度增大增大增大（促進電離）↑c(H+)=c(OH-)2.加入酸溶液或堿溶液：改變條件平衡移動方向c(H+)c(OH-)H+與OH-

濃度大小Kw加HCl加NaOH增大減小不變（抑制電離）↑c(H+)＞c(OH-)減小增大不變（抑制電離）↑c(H+)＜c(OH-)

加入酸或堿，抑制水電離，Kw不變三.影響水的電離平衡的因素3.加入活潑金屬（Na、K）：改變條件平衡移動方向c(H+)c(OH-)H+與OH-濃度大小Kw加Nac(H+)＜c(OH-)減小增大不變（促進電離）↑三.影響水的電離平衡的因素四.水的離子積KW應用時的注意事項1.任何水溶液中都同時存在H+和OH-。Kw表達式中，c(H＋)和c(OH－)均表示整個溶液中H＋和OH－的濃度，而不單指水產生的。2.在電解質水溶液中，c(H+)與c(OH-)不一定相等,

但由水電離產生的c(H+)與c(OH-)永遠相等。3.KW不僅適用于純水,還可適用于稀的電解質水溶液。

即在電解質水溶液中

也成立。1.25℃，0.01mol/L鹽酸溶液中c(H+)和c(OH-)分別為多少？

由水電離出的c(H+)和c(OH-)分別是多少？Kw表達式中的c(H＋)、c(OH－)是整個溶液中H＋、OH－的濃度，而不是單指由水電離出的c(H＋)、c(OH－)。在酸溶液中，c(H+)來自于酸電離和水電離,且c(H+)酸?c(H+)水，因此，可近似認為c(H+)來自于酸電離，而忽略水電離的H+。c(OH-)來自于水的電離,且電離程度很小。隨堂演練2.室溫下，0.01mol/LNaOH溶液中c(H+)、c(OH-)分別為多少？

由水電離出的c(H+)和c(OH-)分別是多少？在堿溶液中，可以近似認為c(OH-)來自于堿電離，而忽略水電離出的OH－；溶液中的c(H＋)來自于水的電離。隨堂演練3.室溫下，某溶液中由水電離產生的c(H+)=10-12mol/L，則該溶液是酸溶液還是堿溶液？并計算該溶液中c(H+)的可能值？隨堂演練該溶液可能為酸溶液也可能為堿溶液，該溶液中c(H+)=10-12mol/L或10-2mol/L隨堂演練D

課時2溶液的酸堿性與pH

第二節(jié)水的電離和溶液的pH01學習目標

CONTENT溶液pH的計算02溶液的稀釋依據官能團分類一、溶液pH的計算(25℃)1、單一溶液pH的計算：（1）①強酸溶液(HnA)：HnA的濃度為cmol／L,則有c(H+)=nc

mol／L;pH=-lgc(H+)=-lg(nc)②一元弱酸溶液：

Ka·c

c(H+)=③弱酸HA濃度為cmol/L,電離度為α，則pH=-lg（cα）

一、溶液pH的計算(25℃)①強堿溶液[B(OH)n]：B(OH)n的濃度為cmol／L,則有c(OH-)=ncmol／L;②一元弱堿溶液：

Kb·c

c(OH-)=pH=﹣lgc(H+)=14+lg(nc)③弱堿BOH濃度為cmol/L,電離度為α，則pH=14+lg(cα)（2）【例1】已知：常溫下,Kw＝1.0×10－14，100℃時，

Kw＝1.0×10－12，計算pH：（1）25℃，0.005mol／LH2SO4溶液pH＝

；（2）100℃，0.005mol／LH2SO4溶液pH＝

；（3）25℃，0.005mol／LBa(OH)2溶液pH＝

；（4）100℃，0.005mol／LBa(OH)2溶液pH＝

；c(OH-)?一、溶液pH的計算(25℃)一、溶液pH的計算(25℃)2、溶液混合的pH計算：（1）強酸混合后計算pH先求混合后的c(H＋)，再求pH【例2】計算pH=3的鹽酸與pH=5的硫酸等體積混合后的pH。

計算pH=2的鹽酸和pH=5的硫酸等體積混合后的pH。兩強酸等體積混合,若ΔpH≥2時，pH混=pH小+0.3兩強酸等體積混合，若≥100，c(H+)小的可忽略一、溶液pH的計算(25℃)（2）兩強堿混合后計算pH【例3】計算pH=10與pH=12的NaOH溶液等體積混合后的pH。

計算pH=13的Ba(OH)2與pH=10的NaOH溶液等體積混合后的pH。先求混合后的c(OH－)，通過

，再求pH。兩強堿等體積混合時，若ΔpH≥2，pH混=pH大-0.3一、溶液pH的計算(25℃)（3）強酸與強堿溶液混合計算pH實質：酸堿中和反應：H++OH-=H2O,即H+與OH-抵消。方法：先分別求出酸的n(H＋)和堿的n(OH-)，判斷誰過量；

若酸過量，求剩余c(H＋)，再求pH。

若堿過量，先求剩余c(OH-),再求c(H+),最后算pH?！纠?】取物質的量濃度均為0.05mol／L的NaOH和HCl溶液，以體積比2:3混合，求所得溶液的pH?！纠?】常溫下將pH=3的HCl和pH=12的NaOH溶液，若等體積混合后，溶液的pH為

；若按4∶6的體積比混合后，溶液的pH為

；若混合后溶液呈中性，則兩溶液的體積比為

。

一、溶液pH的計算(25℃)二、溶液的稀釋1.強酸的稀釋例1：取1mLpH＝3的硫酸溶液加水稀釋到100mL，pH？加水稀釋到1000mL，pH？加水稀釋到10000mL，pH？56接近7當pH接近6時，再加水稀釋，由水電離產生的H+不能再忽略。二、溶液的稀釋2.強堿的稀釋例2：取1mLpH＝11的NaOH溶液加水稀釋到100mL，pH？加水稀釋到1000mL，pH？加水稀釋到10000mL，pH？98接近7當pH接近8時，再加水稀釋，由水電離產生的OH-不能再忽略。結論：強酸或強堿每稀釋10倍，pH值向7靠攏一個單位。注意：pH=6或8時，不可忽略水的電離，只能接近7，酸堿溶液無限稀釋，pH只能約等于7或接近7：酸不能大于7；堿不能小于7酸稀釋堿稀釋強酸pH=a,加水稀釋10n倍后，pH=a+n;強堿pH=b,加水稀釋10n倍后，pH=b-n。二、溶液的稀釋3.弱酸的稀釋例3：將pH＝2的醋酸稀釋10倍后，pH？⑴pH＝a的弱酸稀釋10n倍后，pH增

大量小于n，即a＜pH＜a＋n⑵pH相同的兩種酸稀釋相同倍數后，

誰的酸性強誰的pH變化大。⑶

稀釋到相同pH時,稀釋的倍數：

醋酸＞鹽酸

稀釋102倍后，pH？＜3＜4鹽酸醋酸V水32pH10倍二、溶液的稀釋4.弱堿的稀釋例4：將pH＝12的氨水稀釋10倍后，pH？⑴

pH＝b的弱堿稀釋10n倍后，pH減

小量小于n，即b-n＜pH＜b⑵

pH相同的兩種堿稀釋相同倍數后，

誰的堿性強誰的pH變化大。⑶

稀釋到相同pH時,稀釋的倍數：

氨水＞NaOH

稀釋102倍后，pH？>11>10NaOH溶液氨水V水1211pH10倍二、溶液的稀釋結論：弱酸或弱堿每稀釋10倍，pH值向7靠攏不到一個單位。弱酸pH=a,加水稀釋10n倍后，pH＜a+n;弱堿pH=b,加水稀釋10n倍后，pH＞b-n。二、溶液的稀釋【典例1】常溫下，若1體積硫酸與2體積pH＝11的氫氧化鈉溶液混合后的溶液的pH＝3(混合后體積變化不計)，則二者物質的量濃度之比應為 (

)

A．5∶1

B．5∶2C．1∶5D．2∶5B典例分析【典例2】有關常溫下pH均為3的硫酸和醋酸溶液的說法正確的是(

)A．分別加水稀釋100倍后，硫酸溶液的pH變化比醋酸溶液小B．兩種溶液中，由水電離出的c(H＋)＝1×10－11mol·L－1C．與pH＝11的NaOH溶液等體積混合后，都恰好中和D．分別加入足量鋅片充分反應后，兩溶液中產生的氫氣的量一樣多B典例分析1.下列各圖中的曲線，能表示大量喝水時，人體胃液pH變化的是()B.C.D.A.A隨堂演練2.常溫下，濃度均為1mol/L的HX溶液、HY溶液，分別加水稀釋，溶液pH隨濃度變化如圖，下列敘述正確的是()A.HX是強酸，溶液每稀釋至原體積的10倍，pH始終增大1B.常溫下HY的電離常數為C.溶液中水的電離程度：a大于bD.消耗同濃度NaOH溶液的體積：a點大于b點B隨堂演練3.下列敘述正確的是(

)A．95℃純水的pH<7，說明加熱可導致水呈酸性B．pH＝3的醋酸溶液，稀釋至10倍后pH＝4C．0.2mol·L－1的鹽酸，與等體積水混合后pH＝1D．pH＝3的醋酸溶液與pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH＝7C隨堂演練課時3酸堿中和滴定第二節(jié)水的電離和溶液的pH01學習目標

CONTENT酸堿中和滴定實驗02酸堿中和滴定誤差分析03依據官能團分類2.原理：中和反應中，酸提供的H＋與堿提供的OH－之間的

相等。物質的量1.概念：依據中和反應，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的方法。H++OH

H2O?酸堿中和滴定概念和原理預習檢測：標準液待測液待測定量取一定體積已知0.1000mol/Lc(HCl)V[HCl(aq)]c(NaOH)＝.V[NaOH(aq)]【問題1】需測得哪些數據能計算出c(NaOH)？酸堿中和滴定實驗

活動一：實驗室有一瓶未知濃度的NaOH溶液，一瓶濃度為0.1000mol/L的HCl溶液，如何準確測出NaOH溶液的濃度？V[HCl(aq)]V[NaOH(aq)].c(NaOH).＝c(HCl)思考：在下列儀器中選出能夠準確量取溶液體積的儀器

準確測量參加反應的兩種溶液的體積選用更加精確的儀器

酸式滴定管堿式滴定管【問題2】你認為中和滴定實驗要解決的關鍵問題是什么？最小分刻度：0.1mL可估讀到0.01mL酸堿中和滴定實驗儀器3.主要儀器酸堿中和滴定實驗儀器標有量程、使用溫度、刻度(“0”刻度在上方，越往下讀數越大）

酸式滴定管（A）：酸性、氧化性的試劑

最小分刻度：0.1mL可估讀到0.01mL

堿式滴定管（B）：堿性的試劑幾種常用指示劑的變色范圍pH酚酞甲基橙石蕊酸堿中和滴定實驗確定滴定終點【問題3】

如何判斷中和反應什么時候“恰好”反應完全（即判斷滴定終點）？

方法：在待測溶液中加入酸堿指示劑【困惑】強酸與強堿“恰好”反應時，所得溶液的pH＝7，用酚酞作指示劑時，實際滴定終點的pH＝8.2，為什么可以將滴定終點當成“恰好”反應的點？pH1210864210203040反應終點V[HCl(aq)]/mL中和反應過程中的pH變化曲線突變范圍0V[HCl(aq)]/mL19.9820.0020.02pH1074誤差-0.1%0+0.1%酸堿中和滴定實驗確定滴定終點pH1210864210203040反應終點V[HCl(aq)]/mL突變范圍0酚酞甲基橙酸堿中和滴定實驗指示劑的選擇由曲線可以看出，在酸、堿中和滴定過程中，溶液的pH在接近滴定終點時有一個突變過程，在此范圍內，滴加很少的酸(或堿)，溶液的pH就有很大的變化，能使指示劑的顏色變化明顯，所以即使酚酞、甲基橙的變色不在恰好中和的pH＝7的點上，但體積差距很小，可以忽略不計。幾種常用指示劑的變色范圍

4、指示劑選擇原則：在突變范圍內指示劑有明顯的顏色變化。石蕊的紫色和藍色差別不夠明顯，不用作指示劑。

25.00mL待測NaOH溶液0.1000mol/L鹽酸酚酞甲基橙石蕊酸堿中和滴定實驗指示劑的選擇特別提醒若滴定終點為堿性時，選擇酚酞，酸性時，選擇甲基橙，中性時，酚酞、甲基橙都行，一般不選擇石蕊，變色現(xiàn)象不明顯。

活動一：閱讀教材實驗活動2，歸納總結滴定管的使用方法及酸堿中和滴定的實驗操作步驟。

酸堿中和滴定實驗操作5、滴定管的使用方法：檢漏——潤洗（蒸餾水——待裝液（2-3次））——裝液（尖嘴部位不能有氣泡，凹液面與“0”刻度相切或低于“0”刻度）——調節(jié)初始讀數、記錄——放液——讀數、記錄注：

1、錐形瓶不能用待測液或標準液潤洗2、錐形瓶中加1-2滴指示劑

控制活塞錐形瓶內溶液顏色變化搖動錐形瓶注意:①滴速：先快后慢，當接近終點時，應一滴一搖，甚至半滴一搖，利用錐形瓶內壁承接尖嘴處懸掛的半滴溶液。②終點的判斷：滴入最后半滴標準液，指示劑變色，且在半分鐘內不變回原色，視為滴定終點。酸堿中和滴定實驗操作數據處理：為減少實驗誤差，重復實驗2～3次，求出所用標準溶液體積的平均值，然后再計算待測液的物質的量濃度。6、滴定操作：

平行滴定三次，記錄相關數據滴定次數待測NaOH溶液的體積/mL已知濃度HCl溶液滴定前讀數滴定后讀數體積/mL25.0025.0025.0032100027.8427.8427.8527.85酸堿中和滴定實驗數據計算27.8327.83將三次滴定的HCl溶液體積取平均值：27.84mlc(NaOH)=c(HCl)·V[HCl(aq)]V[NaOH(aq)]0.02500L0.1000mol/L×0.02784

L＝0.11136mol/L＝滴定管正確的讀數方法是視線、刻度線、凹液面最低點在同一水平線上。試分析下列圖示讀數對滴定結果的影響：返回(1)如圖Ⅰ，開始仰視讀數，滴定完畢俯視讀數，滴定結果會偏小酸堿中和滴定誤差分析(2)如圖Ⅱ，開始俯視讀數，滴定完畢仰視讀數，滴定結果會偏大7、滴定管讀數誤差分析步驟操作V標準c待測洗滌酸式滴定管未用標準溶液潤洗________堿式滴定管未用標準溶液潤洗________錐形瓶用待測溶液潤洗________錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水___________取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失__________以用標準鹽酸滴定待測氫氧化鈉溶液為例：變大偏高變小偏低變大偏高不變無影響變小偏低酸堿中和滴定誤差分析滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失________振蕩錐形瓶時部分液體濺出________部分酸液滴出錐形瓶外________溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液無變化________讀數滴定前讀數正確，滴定后俯視讀數(或前仰后俯)________滴定前讀數正確，滴定后仰視讀數(或前俯后仰)________變大偏高變小偏低變大偏高變大偏高變小偏低變大偏高酸堿中和滴定誤差分析課時1鹽類的水解課時2鹽類水解的影響因素第三節(jié)鹽類的水解01學習目標

CONTENT鹽類水解02

鹽類水解方程式的書寫03鹽類水解的影響因素酸溶液顯酸性堿溶液顯堿性鹽溶液是否顯中性？實驗探究探究實驗：測定溶液的酸堿性藥品：CH3COONa溶液Na2CO3溶液NH4Cl溶液Al2(SO4)3溶液NaCl溶液K2SO4溶液儀器：PH試紙、比色卡玻璃棒、玻璃片堿性酸性中性實驗結果統(tǒng)計分析及推理1.CH3COONa是什么類型的電解質?2.它在水中以什么形式存在？3.其水溶液中存在哪些離子？4.這些離子能相互反應嗎？若反應，結果怎么樣？CH3COONa溶液顯堿性的原因探究CH3COONa=CH3COO-+Na++CH3COOH探討與交流（以CH3COONa溶液為例）C(H+)<C(OH-)堿性CH3COONa

溶液H2OH++OH-CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHNH4Cl=NH4++Cl-+NH3·H2OH2OOH-+

H+

探討與交流（以NH4Cl溶液為例）

酸性

NH4Cl溶液

C(OH-)<C(H+)NH4Cl+H2ONH3.H2O+HClNaCl溶液的情況又如何呢？1.鹽類水解的定義H2OH++

OH-CH3COONa=Na++CH3COO-NH4Cl=Cl-+NH4+

在鹽溶液中，鹽電離出的離子（弱酸陰離子或弱堿陽離子）跟水所電離出的H+或OH-結合生成弱電解質分子的反應就叫做鹽類的水解。

2.鹽類水解的條件、實質和規(guī)律水解的條件：在水溶液中、易溶于水、

電離出弱酸陰離子或弱堿陽離子。水解的實質：破壞了水的電離平衡,促進水的電離。水解的規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解，誰弱誰水解，誰強顯誰性。鹽類水解反應與中和反應的關系如何？CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH鹽+水酸+堿中和水解中和水解探究問題水解反應與中和反應互為逆反應特點：可逆：是中和反應的逆反應。微弱：通常鹽類水解程度小。吸熱：中和反應放熱，水解反應吸熱。符合化學平衡移動原理。1.下列離子在水溶液中不會發(fā)生水解的是（）A、NH4+B、SO42_

C、Al3+D、F_B2.下列溶液PH小于7的是（）A、溴化鉀B、硫酸銅C、硫化鈉D、硝酸鋇B【課堂練習】3.下列溶液pH小于7的是A、氯化鉀B、硫酸銅C、硫化鈉D、硝酸鋇4.下列溶液能使酚酞指示劑顯紅色的是A.碳酸鉀B.硫酸氫鈉C.碳酸氫鈉D.氯化鐵5.下列離子在水溶液中不會發(fā)生水解的是A.NH4+B.SO42–

C.Al3+D.F–【課堂練習】3.鹽類水解方程式的書寫（1）因為水解程度小，一般要用，氣體、

難溶物不打“↑”、“↓”，不穩(wěn)定物不分解。（2）一元弱酸強堿鹽和一元弱堿強酸鹽

弱酸根離子＋水弱酸＋OH－

弱堿陽離子＋水弱堿＋H＋（3）多元弱酸強堿鹽(正鹽)：多元弱酸的酸根離

子的水解是分步進行的，酸根離子帶幾個負

電荷寫幾個方程式。

其中第一步水解程度遠遠大于第二步水解。（4）多元弱堿強酸鹽:只寫一個方程式。3.鹽類水解方程式的書寫（一）一元弱酸強堿鹽如：CH3COONa、NaF化學方程式：離子方程式：CH3COONa+H2OCH3COOH

+NaOHCH3COO–

+H2OCH3COOH+OH–化學方程式：離子方程式：NaF+H2OHF

+NaOHF–

+H2OHF+OH–3.鹽類水解方程式的書寫（二）多元弱酸強堿鹽(正鹽）如：Na2CO3、Na3PO4離子方程式：HCO3

–

+H2OH2CO3

+OH

–CO3

2–

+H2OHCO3

–

+OH

–(主)(次)Na2CO3溶液中含有的粒子？5種離子，2種分子。3.鹽類水解方程式的書寫（三）弱堿強酸鹽水解如：NH4Cl、CuSO4、AlCl3水解的離子方程式：NH4+

+H2ONH3·H2O+H+Cu2+

+2H2OCu(OH)2

+2H+Al

3+

+3H2OAl(OH)3

+3H+3.鹽類水解方程式的書寫（四）弱酸弱堿鹽水解①一般雙水解，如：CH3COONH4②CH3COO–

+NH4+

+H2OCH3COOH+NH3·H2O(NH4)2CO3

NH4HCO3“完全雙水解”，用“=”、“↑”、“↓”。Al

3+

+3HCO3–Al(OH)3

+

3CO21093.鹽類水解方程式的書寫(五)多元弱酸的酸式酸根離子水解與電離共存①強酸酸式鹽的酸式根只電離，不水解，溶液呈酸性②弱酸酸式鹽的酸式根既電離又水解NaHSO4＝如:NaHCO3＝HCO3-H+

+

CO32-

HCO3-+H2OOH-

+H2CO3

如:3.鹽類水解方程式的書寫a.

電離>水解，則溶液顯酸性，抑制水的電離。如：NaHSO3、NaH2PO4b.水解>電離，則溶液顯堿性，促進水的電離。如：NaHCO3、Na2HPO4、KHS

3.鹽類水解方程式的書寫1、強酸強堿鹽的水溶液都顯中性嗎？2、某鹽溶液呈中性，該鹽一定沒有水解嗎？

3、鹽類的水解反應都是可逆反應嗎？不一定NaHSO4不一定CH3COONH4溶液顯中性不一定某些雙水解反應不可逆思考與討論6.下列水解的離子方程式正確的()A、CO32-+2H2OCO2↑+2OH-

B、I-+H2OHI+OH-

C、SO32-+2H2OH2SO3+2OH-

D、Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+D【課堂練習】7.物質的量濃度相同的下列溶液中，含微粒種類最多的是()A、CaCl2B、CH3COONaC、NH3D、K2SD【課堂練習】4、水解平衡的影響因素（1）內因：鹽(弱離子)本身的性質越弱越水解①弱酸強堿鹽:

②弱堿強酸鹽:

形成鹽的弱酸酸性越弱，其酸根離子越易水解，溶液的堿性越強。

形成鹽的堿

堿性越弱,其金屬陽離子越易水解，溶液的酸性越強。8.比較同濃度的下列溶液的堿性：Na2CO3與Na2SiO3

Na2CO3與NaClO

小于小于【課堂練習】升高溫度能促進鹽類水解（水解吸熱）越稀越水解，越熱越水解①溫度：②濃度：溶液越稀，水解程度越大，但酸堿性越弱。（2）外因：4、水解平衡的影響因素④鹽水解情況相同的離子的水解相互抑制，水解情況相反的離子的水解相互促進（雙水解）③外加酸堿對強堿弱酸鹽，加酸促進水解，加堿抑制水解。對強酸弱堿鹽，加酸抑制水解，加堿促進水解。4、水解平衡的影響因素CH3COONa溶液改變下列條件練習1向10mL0.1mol/L氨水中逐滴加入0.1mol/L鹽酸。當滴至混合溶液恰好呈中性時，消耗鹽酸的體積() A．10mL

B．＞10mL C．＜10mL D．＝5mLC隨堂演練練習2pH=11的氨水和pH=3的鹽酸等體積混合，所得混合液呈（）A酸性B堿性C中性D無法確定B隨堂演練練習3下列鹽的水溶液中,離子濃度比正確的是（

）

D、NaFc(Na+):c(F-)<1:1B、K2SO4c(K+):c(SO42-)=2:1C、(NH4)2SO4c(NH4+):c(SO42-)<2:1A、NaClOc(Na+):c(ClO-)=1:1BC隨堂演練課時3鹽類水解的應用第三節(jié)鹽類的水解鹽類水解的應用學習目標

CONTENT1、判斷或比較溶液的酸堿性強弱例如：0.1mol/L下列溶液pH值由大到小的順序是

①H2SO4②NH3.H2O③NaOH

④NH4Cl⑤NaCl⑥CH3COONa

⑦HCl⑧CH3COOH⑨Ba(OH)2

⑨>③>②>⑥>⑤>④>⑧>⑦>①如：用明礬、FeCl3等作凈水劑水解生成Al(OH)3、Fe(OH)3膠體具有吸附作用，可以吸附水中雜質和懸浮物形成沉淀2、凈水劑的選擇用鹽作洗滌劑:Na2CO3、C17H35COONa等CO32-+H2OHCO3-+OH-溶液呈堿性。加熱促進水解，堿性更強,去污效果更好C17H35COO-+H2OC17H35COOH+OH-3、洗滌劑的應用考慮鹽的水解如：草木灰（含K2CO3）不能和銨態(tài)氮肥混和使用，不能和磷肥（主要成分是磷酸二氫鈣）混合使用4、一些化肥的使用要考慮鹽的水解草木灰的成分：K2CO3，水解呈堿性.CO32-＋H2OHCO3-+OH-HCO3-＋H2OH2CO3+OH-銨態(tài)氮肥——銨鹽，水解呈酸性.NH4+＋H2ONH3·H2O+H+5、一些離子的共存要考慮鹽的水解例：某同學欲配制下列含有較多量不同陰、陽離子的4種水溶液，其中配不成的是（）A.

Ca2+、Al3+、Cl-、HCO3-

B.Mg2+、Al3+、Cl-、SO42-

C.Na+、OH-、K+、Cl-

D.Ca2+、Al3+、NO3-、Cl-A內筒(玻璃筒)里面放入什么藥品？外筒(鐵筒)放入什么藥品？玻璃筒Al2(SO4)3溶液鐵筒:NaHCO3溶液Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑；6.泡沫滅火器要考慮鹽類的水解7.某些鹽溶液的配制與保存FeCl3：加少量稀鹽酸FeCl2：加少量稀鹽酸和鐵屑加相應的酸或堿抑制Fe2+的水解防止Fe2+被氧化練習1：在配制Al2(SO4)3溶液時，為了防止發(fā)生水解，可以加入少量的

，在配制Na2S溶液時，為了防止發(fā)生水解，可以加入少量的

?！菊n堂練習】8、鹽溶液蒸干時要考慮鹽的水解思考：向FeCl3溶液中加MgO有什么現(xiàn)象？除去MgCl2溶液中的FeCl3用什么試劑？

Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+①加Mg(OH)2②加MgO③加MgCO3除雜試劑：不溶于水，與H+反應，不引入新雜質9、除雜時可能要考慮鹽的水解思考：除去CuCl2溶液中的FeCl3用什么試劑？

CuOCu(OH)2CuCO3等【思考與討論】練習2：某溶液中含有銅離子和二價鐵離子，如何除去鐵離子得到比較純凈的銅離子已知各離子的水解情況：Cu2+Fe2+Fe3+開始水解的PH值653水解完全的PH值76.54操作過程：首先向溶液中加入

。使Fe2+氧化成Fe3+氧氣、臭氧、雙氧水等【課堂練習】然后向溶液中加入

調節(jié)溶液的pH值到5左右，最后過濾除去Fe(OH)3得到純凈的銅離子。CuOCu(OH)2CuCO3等【課堂練習】如：碳酸鈉溶液呈堿性，證明碳酸是弱酸10、證明酸或堿是強弱電解質11、其他應用

（2）比較溶液中離子濃度的大小時一般要考慮鹽的水解。（1）“焊藥”—金屬焊接時常用于除去金屬表面的氧化膜，常用ZnCl2、NH4Cl；課時1難溶電解質的沉淀溶解平衡第四節(jié)沉淀溶解平衡01學習目標

CONTENT難溶電解質的溶解平衡共價鍵的極性與有機反應0203沉淀溶解平衡的影響因素溶度積

海底美麗的珊瑚礁近年來卻因使海水中二氧化碳濃度增大而逐漸停止生長，甚至死亡。

溶洞中美麗的石筍、鐘乳石和石柱是大自然創(chuàng)造的奇跡。而它們是如何形成的？課題導入課題導入人們習慣上將溶解度小于0.01g的電解質稱為難溶電解質。盡管難溶電解質的溶解質的溶解度很小，但在水中并不是絕對不溶。引導探究1Ag＋和Cl－的反應能進行到底嗎？難溶物一定不溶解嗎？引導探究2（1）恰好反應沒有？（2）溶液中還含有Ag+和Cl-嗎？【問題討論】【實驗】向盛有2mL0.1mol/LAgNO3溶液的試管中加入2mL0.1mol/LNaCl溶液。引導探究2【繼續(xù)實驗】取上層清液，滴加KI溶液，有何現(xiàn)象？說明了什么？有黃色沉淀生成，說明溶液中依然有Ag+、Cl-存在，即Ag＋和Cl－的反應不能進行到底。引導探究2結論：AgCl沉淀是難溶物，但不是絕對不溶，只不過溶解度很小，難溶物在水中存在溶解平衡。引導探究21、定義：在一定溫度下，難溶電解質溶于水，沉淀的溶解和生成速率相等，溶液達到飽和狀態(tài)時，即建立了溶解平衡（也叫沉淀溶解平衡）。一、難溶電解質的溶解平衡2、沉淀溶解平衡的建立一、難溶電解質的溶解平衡3、特征可逆動態(tài)=離子濃度一、難溶電解質的溶解平衡4、表達式難溶電解質用“s”標明狀態(tài)，溶液中的離子用“

”標明狀態(tài)，并用“?

”連接。

aq一、難溶電解質的溶解平衡5、生成難溶電解質的離子反應的限度反應完全的標志：對于常量的化學反應來說，化學上通常認為殘留在溶液中的離子濃度小于

mol/L時，沉淀就達完全。1×10-5一、難溶電解質的溶解平衡根據本節(jié)課所學內容，請思考如何使沉淀反應完成后，溶液中的Ag+濃度能夠盡量?。磕隳芟氤鰩追N辦法？思考與討論影響難溶電解質溶解平衡的因素a、絕對不溶的電解質是沒有的當溶液中殘留的離子濃度<1×10-5mol/L時，沉淀就達到完全。b、同是難溶電解質，溶解度差別也很大。c、易溶電解質做溶質時只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。①內因：電解質本身的性質

引導探究3特例：a.隨溫度變化不明顯：NaClb.隨溫度升高反而降低：Ca(OH)2c.與水以任意比混溶：乙醇等②外因：

a、濃度：加水，平衡向溶解方向移動。b、溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。特例：Ca(OH)21、濃度：加水，平衡向溶解方向移動。2、溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。3、加入相同離子，平衡向沉淀方向移動。二、影響難溶電解質溶解平衡的因素對于溶解平衡：MmAn(s)mMn+(aq)

+nAm-(aq)有：KSP=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n在一定溫度下，KSP是一個常數。1、溶度積（Ksp）：難溶電解質的溶解平衡中，離子濃度冪的乘積。三、溶度積KSP三、溶度積KSPQKSP=QKSP>QKSP<溶液過飽和，有沉淀析出溶液飽和，沉淀與溶解處于平