七、探究電解質(zhì)溶液性質(zhì)

七、探究電解質(zhì)溶液的性質(zhì)7.1電解質(zhì)的電離7.2研究電解質(zhì)在溶液中的化學(xué)反應(yīng)7.3鹽溶液的酸堿性7.4電解質(zhì)溶液在通電情況下的變化（一）教材分析1、本章知識結(jié)構(gòu)化合物非電解質(zhì)電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)電離平衡水的電離水溶液的酸堿性鹽類水解水溶液中的反應(yīng)離子反應(yīng)水溶液在通電情況下的反應(yīng)電解2、本章作用和地位（1）電離理論是中學(xué)化學(xué)重要的基礎(chǔ)理論之一。本章內(nèi)容理論性強(qiáng)，知識面廣，應(yīng)用廣泛，充滿辯證法，有利于對學(xué)生進(jìn)行科學(xué)方法和辯證唯物主義思想的教育，有利于培養(yǎng)學(xué)生解決化學(xué)問題的能力。（2）學(xué)生在初中就學(xué)習(xí)了酸堿鹽及其性質(zhì)，高一又結(jié)合元素及其化合物知識的學(xué)習(xí)介紹了電解飽和食鹽水、電離方程式、離子方程式、水的電離、溶液的酸堿性和pH等有關(guān)內(nèi)容。為使學(xué)生對電離理論有一個(gè)比較完整、深入的認(rèn)識，教材設(shè)置了本章內(nèi)容。3、本章教學(xué)目標(biāo)●知識與技能（1）電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)（B）（2）電離方程式的書寫（B）（3）電離平衡及影響電離平衡的因素（B）（4）離子反應(yīng)、離子方程式的書寫（B）（5）鹽類的水解概念、鹽類水解的一般規(guī)律、鹽類水解的應(yīng)用（B）（6）電解飽和食鹽水的原理、電解池的基本組成、電解氯化銅溶液及其電極反應(yīng)（B）●過程與方法（1）通過從物質(zhì)結(jié)構(gòu)知識來分析電解質(zhì)電離的過程，培養(yǎng)學(xué)生的抽象思維能力。（2）通過學(xué)習(xí)電離平衡及其影響因素，培養(yǎng)學(xué)生分析、判斷、推理的能力。（3）通過從離子反應(yīng)中總結(jié)出其反應(yīng)規(guī)律，培養(yǎng)學(xué)生從個(gè)別到一般，從現(xiàn)象到本質(zhì)的分析、歸納、推理能力。4、本章重、難點(diǎn)●重點(diǎn)：強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的電離平衡、離子反應(yīng)與離子反應(yīng)方程式、鹽類水解、電解。●難點(diǎn)：弱電解質(zhì)的電離平衡、離子方程式的書寫●情感態(tài)度與價(jià)值觀（1）通過對電離過程的學(xué)習(xí)，對學(xué)生進(jìn)行內(nèi)因、外因的辯證關(guān)系的教育。（2）通過電離平衡及其移動規(guī)律的學(xué)習(xí)，對學(xué)生進(jìn)行物質(zhì)之間相互聯(lián)系和轉(zhuǎn)化的辯證觀點(diǎn)教育。（3）通過離子反應(yīng)一般規(guī)律的學(xué)習(xí)，滲透矛盾的普遍性存在于特殊性中的辯證觀點(diǎn)的教育。范例：鹽類的水解一、教學(xué)目標(biāo)知識與技能：1、理解鹽類水解的概念。2、初步掌握鹽類水解的一般規(guī)律。3、初步學(xué)會書寫簡單的水解化學(xué)方程式和離子方程式的書寫。4、理解水解的一些應(yīng)用。過程與方法：1、初步運(yùn)用水解的知識解釋工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和生活中的一些化學(xué)現(xiàn)象。2、學(xué)習(xí)科學(xué)分析的方法。二、一般教學(xué)流程引入實(shí)驗(yàn)探究問題探究練習(xí)、提高總結(jié)歸納、小結(jié)學(xué)生實(shí)驗(yàn)、交流認(rèn)識鹽溶液呈現(xiàn)不同的酸堿性問題、分析、討論1、強(qiáng)堿弱酸鹽溶液為什么呈堿性？2、強(qiáng)酸弱堿鹽溶液為什么呈酸性？3、強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液為什么呈中性？鹽類水解的定義本質(zhì)特點(diǎn)規(guī)律化學(xué)反應(yīng)方程式、離子方程式的書寫探究學(xué)習(xí)●實(shí)驗(yàn)探究→理論解釋→建構(gòu)新的知識結(jié)構(gòu)實(shí)驗(yàn)可以激發(fā)學(xué)生探究的興趣●已有概念、理論→理論推理分析→實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證→建構(gòu)新的知識結(jié)構(gòu)有利于突出學(xué)科知識的完整性復(fù)習(xí)對水的電離的認(rèn)識問題探究整理思路、總結(jié)認(rèn)識復(fù)習(xí)對水的電離的認(rèn)識●水的電離很弱，可以用哪些常數(shù)來衡量？電離度、Kw●有哪些辦法可以抑制水的電離？問題探究整理思路、總結(jié)認(rèn)識●通過問題讓學(xué)生建立已有知識與新知識的關(guān)系師：要讓水中氫離子濃度降低，有什么辦法？生：可加入能易與氫離子結(jié)合的離子？比如：硫離子和醋酸根離子。師：你為什么認(rèn)為這些離子易與氫離子結(jié)合？生：因?yàn)檫@些離子與氫離子結(jié)合形成的酸是比較弱的酸。師：離子結(jié)合就是發(fā)生了離子反應(yīng)，如果是復(fù)分解型的離子反應(yīng)，那么離子反應(yīng)要滿足什么條件呢？生：應(yīng)該生成比較弱的電解質(zhì)。師：弱的電解質(zhì)就是難電離的物質(zhì)，還有呢？生：易揮發(fā)、難溶解的物質(zhì)。師：那么，你考慮的易與氫離子結(jié)合的物質(zhì)，其實(shí)就是能與氫離子反應(yīng)生成難電離、易揮發(fā)、難溶解的離子，而它們一般都是陰離子。請大家寫出能想到的所有離子，以及它們與氫離子反應(yīng)的離子方程式。CH3COO—+H2OCH3COOH+OH—師：能不能表示醋酸在水中的行為呢？生：不可以，因?yàn)榇姿崾侨蹼娊赓|(zhì)，它在離子方程式中不能寫成CH3COO—的形式，既然寫了CH3COO—就肯定不是醋酸。師：醋酸里有無醋酸根離子？生：有。師：有，為什么不能與水發(fā)生這個(gè)反應(yīng)呢？生：因?yàn)榇姿嶂械拇姿岣x子很少，所以不能這么寫。師：那么將HAc放入水中，對水的電離是促進(jìn)還是抑制？生：應(yīng)該是抑制。師：為什么？生：醋酸溶液中大部分是醋酸分子。師：氫離子的抑制作用是主要的。所以這里的Ac—只能表示KAc、NaAc這類物質(zhì)，而不能表示HAc●讓學(xué)生充分暴露思維的過程，還原學(xué)習(xí)的自然過程問題設(shè)計(jì)的策略：策略1、注意有層次的提問。對學(xué)生來說，他們對教師提出的問題總是關(guān)注問題解決方法和答案的正確與否，而很少會考慮到答案背后所蘊(yùn)涵的思想和思維方式。在沒有教師幫助的情況下，他們很難達(dá)到較高的思維水平。作為教師就需要注意問題設(shè)計(jì)的層次性，不斷地引導(dǎo)學(xué)生由淺入深地感悟知識的內(nèi)在聯(lián)系，體會挖掘知識內(nèi)涵的樂趣。策略2：注意有結(jié)構(gòu)的提問。具有較高質(zhì)量的問題應(yīng)具備以下特點(diǎn)：①與學(xué)生原有的知識結(jié)構(gòu)有一定的關(guān)聯(lián)；②能引起學(xué)生探究的興趣，激發(fā)求知的欲望；③問題的解決路徑可以不唯一，可以涉及不同的領(lǐng)域；④在問題的解決過程中，包含有一般方法的學(xué)習(xí)。策略3：在互動中生成問題。教師通過注意傾聽學(xué)生的發(fā)言，觀察學(xué)生的反應(yīng)，捕捉討論過程中生成的資源，確定下一步教學(xué)的方向，才能引發(fā)進(jìn)一步的師生互動、生生互動，將教學(xué)過程引向深入。

●從無序向有序●從疏漏向嚴(yán)謹(jǐn)●從散點(diǎn)向結(jié)構(gòu)化三、問題設(shè)計(jì)問題探究1：強(qiáng)堿弱酸鹽溶液（如NaAc等）為什么呈堿性？①沒有加入NaAc之前，水是什么性？為什么？②加入了NaAc之后，溶液中H+和OH—濃度有何變化？③是什么因素使溶液中OH—濃度大于H+濃度？④當(dāng)NaAc溶于水后，溶液中存在幾種電離過程？⑤這時(shí)溶液中有幾種離子？⑥這4種離子在溶液中碰撞時(shí)，哪些離子之間可以相互結(jié)合？為什么？⑦水的電離平衡會怎樣移動？為什么？⑧請寫出NaAc溶于水發(fā)生反應(yīng)的化學(xué)方程式和離子方程式。5、本章教學(xué)建議（1）本章內(nèi)容邏輯性很強(qiáng)，可采用“問題－分析－討論”的探究性學(xué)習(xí)方法。（2）重視新舊知識的聯(lián)系。（3）加強(qiáng)教學(xué)的直觀性，做好實(shí)驗(yàn)、多媒體等，實(shí)現(xiàn)宏觀和微觀的轉(zhuǎn)化。（4）注重及時(shí)的歸納小結(jié)。（5）注重課堂練習(xí)反饋。一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)電解質(zhì)非電解質(zhì)化合物水溶液中電離水溶液中和熔化狀態(tài)不電離水溶液中或熔化狀態(tài)1、概念電離理論2、電解質(zhì)的電離電解質(zhì)水溶液或熔化狀態(tài)離解自由移動的離子導(dǎo)電電離離子化合物共價(jià)化合物電解質(zhì)水中熔化電離水中電離（堿、鹽）（酸）證明電解質(zhì)是離子化合物還是共價(jià)化合物的方法——在熔融狀態(tài)下是否導(dǎo)電。電解質(zhì)非電解質(zhì)化合物強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)按能否電離按電離程度3、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)強(qiáng)酸強(qiáng)堿絕大多數(shù)鹽弱電解質(zhì)弱酸弱堿少數(shù)鹽水4、電離方程式（1）強(qiáng)電解質(zhì)的電離為不可逆過程，電離方程式一定要用“→”（2）弱電解質(zhì)的電離為可逆過程，電離方程式則一定用“”（3）多元弱酸的電離分步寫，多元弱堿則一步書寫.2、多元弱酸的電離平衡★是分步進(jìn)行的，每一步都是可逆過程?！锲渌嵝詮?qiáng)弱由第一步電離決定。①H2CO3HCO3-+H+（主要）②HCO3-H++CO32-（極弱）電離常數(shù)K1>>K2二、弱電解質(zhì)的電離平衡★

等：V(電離)=V(結(jié)合)★定：各分子濃度，離子濃度保持不變★動：一定條件下的動態(tài)平衡。★變：外界條件改變時(shí),電離平衡的移動方向遵循“勒沙特列原理”。1、電離平衡的特征3、影響電離平衡的因素CH3COOHCH3COO—＋H＋—Q加NH4Ac晶體加少量鹽酸加少量NaOH晶體加濃醋酸加水稀釋加Zn粉平衡移動的方向n(H+)電離度αC(H+)PH←↓↓↓↑←↑↓↑↓→↓→↓↑→↑↓↑↓→↑↑↓↑→↓↑↓↑三、水的電離和溶液的PH值(一）水是極弱的電解質(zhì)1、水的電離：H2O+H2OH3O++OH—簡寫：H2OH++OH—2、水的離子積常數(shù)Kw250CKw=[H+]·[OH-]=1×10-7·1×10-7=1×10-141000CKw=[H+]·[OH-]=1×10-6·1×10-6=1×10-12★溫度不變，無論是酸性、堿性、中性的稀溶液中Kw總是一個(gè)常數(shù)。1、水的電離：H2O+H2OH3O++OH—H3O++OH—3、影響水的電離平衡的因素（1）酸、堿：在純水中加入酸或堿，均使水的電離平衡左移，水的電離度減小。（2）溫度：水的電離是吸熱過程，升溫促進(jìn)水的電離，水的電離平衡右移。純水在溫度高于25℃時(shí)，pH<7。（3）易水解的鹽：能水解的鹽促進(jìn)水的電離，使水的電離度增大。（4）其它因素：如活潑的金屬與水電離出的H＋直接反應(yīng)，促進(jìn)水的電離。（二）PH與溶液的酸堿性pH＝-lg[H+]中性溶液：c(H+)=c(OH－)酸性溶液：c(H+)>c(OH－)堿性溶液：c(H+)<c(OH－)常溫下pH=7pH<7pH>7pH的測定方法：①pH試紙②酸堿指示劑③pH計(jì)指示劑變色范圍石蕊<5(紅色)5-8(紫色)>8(藍(lán)色)甲基橙<3.1(紅色)3.1-4.4(橙色)>4.4(黃色)酚酞<8(無色)8-10(淺紅色)>10(紅色)（三）有關(guān)pH的計(jì)算1、有關(guān)稀釋過程pH值計(jì)算2、兩強(qiáng)酸混合3、兩強(qiáng)堿混合4、中和反應(yīng)中的pH值計(jì)算5、由水電離出的H＋和OH—濃度的計(jì)算四、鹽溶液的酸堿性（一）鹽溶液的酸堿性和鹽組成的關(guān)系1、強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 中性2、強(qiáng)酸弱堿鹽酸性3、弱酸強(qiáng)堿鹽堿性4、弱堿弱酸鹽復(fù)雜（可能為酸、堿、中性）NH4Cl→NH4＋＋Cl—H2OOH—＋H＋NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl＋NH3·H2ONH4＋＋H2ONH3·H2O＋H＋（二）鹽類水解1、鹽類水解定義：溶液中鹽的離子跟水電離出的H+或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)（弱酸、弱堿）的反應(yīng)。2、鹽類水解規(guī)律：●無弱不水解●有弱才水解●越弱越水解●誰強(qiáng)顯誰性3、水解方程式書寫注意事項(xiàng)：1）鹽類水解程度很小，產(chǎn)物很少，通常不生成沉淀、氣體、也不發(fā)生分解。2）多元弱酸根分步水解；多元弱堿根水解一步到位。4、鹽類水解的特點(diǎn)和實(shí)質(zhì)鹽+水酸+堿★鹽的水解促進(jìn)水的電離★酸堿抑制水的電離水解中和（三）影響水解的因素：1、內(nèi)因：對應(yīng)的弱酸、弱堿越弱，鹽越易水解。相同濃度的強(qiáng)酸弱堿鹽溶液，酸性越強(qiáng)，對應(yīng)弱堿的堿性越弱；相同濃度的強(qiáng)堿弱酸鹽溶液，堿性越強(qiáng)，對應(yīng)弱酸的酸性越弱。外界條件對NH4Cl水解平衡的影響NH4++H2ONH3·H2O+H+—Q條件移動方向n(H+)pH值水解率現(xiàn)象通HCl加水加入NH4Cl加Mg2、外因：1、溫度：鹽類水解是吸熱反應(yīng)，升高溫度可促進(jìn)水解。2、鹽的濃度：稀釋溶液促進(jìn)水解。3、酸或堿：酸可抑制陽離子水解，促進(jìn)陰離子水解；堿可抑制陰離子水解，促進(jìn)陽離子水解。（四）完全雙水解Al3+與HCO3－、CO32－、ClO－、S2－、HS－、AlO2－等；Fe3+與HCO3－、CO32－、AlO2－等；（五）鹽類水解的應(yīng)用1)判斷或比較鹽溶液的酸堿性。2)比較鹽溶液中離子種類多少或濃度的判斷。3)配制硫酸銅、氯化鐵、硫酸鋁等溶液需加相應(yīng)的酸。4)加熱蒸干鹽溶液,判斷得到什么物質(zhì)時(shí)。5)明礬凈水：Al3++3H2O Al(OH)3（膠體）+3H+6)制取氫氧化鐵膠體： Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+7)

化肥的使用：例：碳酸鉀和磷酸二氫鈣不能混用。碳酸鉀和氯化銨等銨鹽不能混用。8)灰堿洗油污：CO32—+H2O HCO3-+OH- HCO3—+H2O H2CO3+OH-9)酸堿滅火器：Al3++3HCO3-→

Al(OH)3↓+3CO2↑２Al3++3CO32-+3H2O→2Al(OH)3↓+3CO2↑10)氯化銨除銹：NH4++H2ONH3?H2O+H+

11)離子共存。五、酸式鹽水溶液的酸堿性NaHSO4→Na++H++SO42－強(qiáng)酸的酸式鹽只有電離，沒有水解，一定顯酸性。NaHCO3→Na++HCO3－HCO3－

H++CO32－HCO3－

+H2O

H2CO3+OH－（電離，顯酸性）（水解，顯堿性）弱酸鹽溶液的酸堿性由電離程度和水解程度的相對大小決定的。電離程度大于水解程度溶液顯酸性。如H2PO4－、HSO3－等鹽。水解程度大于電離程度溶液顯堿性。如HCO3－、HPO42－、HS－等大多數(shù)的酸式鹽。六、溶液中微粒濃度的關(guān)系和比較（1）兩個(gè)平衡：①電離平衡②水解平衡①電荷平衡──就是溶液中的陽,陰離子的正負(fù)電荷總數(shù)相等②物料平衡───就是某一組分的原始濃度應(yīng)該等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和（2）兩個(gè)守恒:七、電解質(zhì)在溶液中的化學(xué)反應(yīng)（一）離子反應(yīng)1、離子反應(yīng)：把有離子參加或有離子生成的化學(xué)反應(yīng)稱為離子反應(yīng)。2、離子反應(yīng)類型：●復(fù)分解反應(yīng)型(離子互換型)●氧化還原型3、離子反應(yīng)發(fā)生的條件:●復(fù)分解型(1)生成難溶或微溶物質(zhì)(2)生成難電離物質(zhì)（H2O、弱酸、弱堿等）(3)生成氣體物質(zhì)★向著溶液中離子濃度減少的方向進(jìn)行●氧化—還原型強(qiáng)氧化劑+強(qiáng)還原劑→弱氧化劑+弱還原劑(二)離子方程式1、離子方程式：用實(shí)際參加反應(yīng)的離子的符號來表示離子之間反應(yīng)的式子叫離子方程式。2、離子方程式的書寫步驟：●一寫：寫出化學(xué)反應(yīng)的方程式?！穸穑簩⒎磻?yīng)前后可溶性的強(qiáng)電解質(zhì)拆成離子形式；把單質(zhì)、氧化物、難溶、難電離、氣體物質(zhì)依然寫成化學(xué)式形式?！袢齽h：刪去反應(yīng)前后不參加反應(yīng)的離子?！袼牟椋簷z查離子方程式兩邊的原子個(gè)數(shù)是否相等，電荷總數(shù)是否相等。3、離子方程式表示的意義：離子反應(yīng)不僅表示一個(gè)具體電解質(zhì)溶液中的化學(xué)反應(yīng)實(shí)質(zhì)，而且代表了同一類型化學(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)。4、如何書寫與“量”有關(guān)的離子方程式（1）試劑滴加順序不同如：Al3＋與OH－、AlO2－與H＋、CO32－與H＋（2）CO2、SO2與堿溶液反應(yīng)，CO2通入次氯酸鈣、偏鋁酸鈉溶液（3）酸式鹽與堿反應(yīng)如：NaHCO3與Ca(OH)2、Ca(HCO3)2與NaOH、氫氧化鋇與硫酸氫鈉反應(yīng)等。氣體少量時(shí)，生成正鹽；氣體過量時(shí)，生成酸式鹽。（6）關(guān)于苯酚的反應(yīng)苯酚與碳酸鈉溶液反應(yīng)；苯酚鈉溶液中通入少量或過量CO2，都生成碳酸氫鈉。（4）明礬與氫氧化鋇溶液反應(yīng)注意Al(OH)3的兩性（5）氧化還原反應(yīng)如：FeBr2溶液中通入Cl25、判斷離子反應(yīng)正確與否的五條原則：(1)依據(jù)物質(zhì)反應(yīng)的客觀事實(shí)例1：鐵與稀鹽酸反應(yīng)：2Fe+6H+→

2Fe3++3H2↑(2)必須遵守質(zhì)量守恒定律（原子守恒）例2：Cl2+I—→

Cl—+I2(3)必須遵守電荷平衡原理例3：氯氣通入FeCl2溶液中：Fe2++Cl2→

Fe3++2Cl—(4)氧化還原反應(yīng)還必須遵守得失電子守恒原理.應(yīng)注意判斷氧化劑和還原劑轉(zhuǎn)移電子數(shù)是否配平例4：FeCl3溶液中加入Fe粉Fe3++Fe→2Fe2+(5)必須遵循定組成原理(即物質(zhì)中陰、陽離子組成固定)例5：Ba(OH)2溶液和稀H2SO4混合Ba2＋+OH—+H++SO42—→

BaSO4↓+H2O1、已知某溶液中存在較多的H＋、SO42－、NO3－，則溶液中還可能大量存在的離子組是A．Al3+、CH3COO—、Cl—

B.Na+、NH4+、Cl—C．Mg2+、Cl—、Fe2+

D.Mg2+、Ba2+、Br—2、下列離子方程式中正確的是A．H2SO4與Ba(OH)2溶液反應(yīng):Ba2++2OH—+2H++SO42－→BaSO4↓+2H2OB．Ca(HCO3)2與過量Ca(OH)2溶液反應(yīng):Ca2++2HCO3－＋2OH－→CaCO3↓+CO32－+2H2OC．Na2CO3溶液中通入少量CO2:CO32－+CO2+H2O→2HCO3－D．CH3COOH溶液與NaOH溶液反應(yīng):H++OH—→H2OBA、C3、室溫下，下列溶液等體積混合后，所得溶液的pH一定大于7的是A．0.1mol/L的鹽酸和0.1mol/L的氫氧化鈉溶液B．0.1mol/L的鹽酸和0.1mol/L的氫氧化鋇溶