水溶液中的离子平衡的复习教案(一)
2024届高考化学一轮复习教案(人教版)第七单元 水溶液中的离子反应与平衡 第1讲
第七单元 水溶液中的离子反应与平衡第1讲 电离平衡复习目标1．理解弱电解质在水中电离平衡建立及其影响因素。
2．能利用电离平衡常数进行相关计算。
考点一 弱电解质的电离平衡1．电离平衡的建立在一定条件下，的速率相等时，电离过程就达到平衡。
如图所示(1)开始时，v (电离v (结合) (2)平衡的建立过程中，v (电离)05≥v (结合)。
(3)当v (电离(结合)时，电离过程达到平衡状态。
2．电离平衡的特征3．影响弱电解质电离平衡的因素请指出下列各说法的错因(1)氨溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH＋4)时，表明NH3·H2O 电离处于平衡状态。
错因：NH3·H2O电离出的c(OH－)始终等于c(NH＋4)，并不能表明NH3·H2O 的电离处于平衡状态。
(2)25 ℃时，向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加水进行稀释，各离子浓度均减小。
错因：酸溶液被稀释，溶液pH增大，c(OH－)增大。
(3)常温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液存在BOH===B ＋＋OH－。
错因：常温下，若BOH为一元强碱，则pH＝13，故BOH为弱碱，BOH B ＋＋OH－。
(4)向氨水中加入少量NH4Cl固体，会使溶液的pH增大。
错因：加入少量NH4Cl固体，电离平衡逆向移动，c(OH－)减小，pH减小。
(5)强电解质都是离子化合物。
错因：许多共价化合物如强酸、氯化铝等都是强电解质。
(6)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。
错因：0.1__mol·L－1__CH3COOH溶液加水稀释，醋酸分子浓度、醋酸根离子浓度、氢离子浓度均减小。
1．电离平衡也属于平衡体系，具有平衡体系的一切特征，也受外界条件如温度、浓度等的影响，其变化也适用平衡移动原理来解释。
以CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH>0为例分析：改变条件移动方向n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)电离程度升温向右增大增大增大增大浓度加水稀释向右增大减小减小增大加冰醋酸向右增大增大增大减小同离子效应加固体醋酸钠向左减小减小增大减小通入HCl气体向左增大增大减小减小加入与弱电解质离子反应的物质加固体氢氧化钠向右减小减小增大增大加入镁粉向右减小减小增大增大2．外界条件对电离平衡影响的四个“不一定”(1)加水稀释电解质时，溶液中离子的离子浓度不一定减小。
(完整)水溶液中的离子平衡复习教案
个性化教学辅导教案学科: 化学任课教师：授课时间：2013 年第三章水溶液中的离子平衡3。
1 弱电解质的电离一．知识要点1.电解质：在水溶液里或熔融状态下自身能够导电的化合物.在水溶液中或熔融状态下都不导电的化合物叫做非电解质。
强电解质是在水溶液中能够完全电离的电解质.弱电解质：在水溶液中只能部分电离的电解质，如碳酸。
注意：①某些难溶于水的盐（如AgCl），虽然其溶解度很小，但其溶解于水的部分是完全电离的，它属于强电解质。
②单质既不是电解质也不是非电解质。
③CO2、NH3等水溶液能够导电，但却是非电解质。
④一般的，强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的化合物不一定都是强电解质,如HF是弱电解质.2.弱电解质的电离平衡：电离方程式为HA H+ + A—影响电离平衡的因素：①温度：升温，弱电解质的电离程度增大②浓度：稀释溶液，弱电解质的电离程度增大③加入试剂：如在醋酸溶液中加入NaOH固体，弱电解质的电离程度增大。
3.电解质的电离方程式：强电解质完全电离，用“=”，弱电解质部分电离，用，多元弱酸分步电离，必须分步书写电离方程式,一般只写第一步，多元弱碱也分步电离，但可按一步电离写出。
4.电离常数：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
用K表示(酸用Ka表示，碱用Kb表示），如HA H+ + A—, K=c（H+)×c（A-）/c（HA）.影响电离常数的因素：①温度，温度一定时，电离常数是一个定值②电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关。
二．常考点例题解析例1： 0。
1mol/L的CH3COOH溶液中,CH3COOH CH3COO—+H+，对于该平衡，下列叙述正确的是（）A。
加水时，平衡向逆反应方向移动B. 加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动C。
加入少量0.1mol/L盐酸,溶液中c(H+）减小D. 加入少量CH3COONa固体,平衡向正反应方向移动例2：把0。
溶液中的离子平衡专题复习——教案新部编本
教师学科教案[ 20 – 20 学年度第__学期]任教学科：_____________任教年级：_____________任教老师：_____________xx市实验学校《溶液中的离子平衡》专题复习教学设计（一）教学目标1、知识与技能目标1）认识溶液中的离子平衡的常见题型，并能应用电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡进行解题2）学会溶液体系的一般解题方法2、过程与方法目标1）通过学生的自主归纳，使学生明确哪些知识已经掌握，哪些需要巩固加强。
2）通过对知识的系统归纳，使学生的知识系统化、网络化。
3、情感态度与价值观目标体会学习中的自我诊断和及时补漏。
使学生认识到：发现知识系统的缺漏并完善补缺才是复习的有效方法。
（二）教学内容分析溶液中的离子平衡是高考中的常见考点，题目虽变化多端，但题型相对固定。
知识系统包含：电离平衡，水解平衡，沉淀溶解平衡。
考查形式有：溶液酸碱性的分析、解释，pH计算、比较，微粒浓度的大小比较和等量关系。
（三）学情分析学生通过一轮复习已经对电解质溶液的有关知识点有了较为全面的认识。
因为一轮复习容量大，时间紧，而且距现在时间相对较长，所以学生对知识的掌握可能已经零散，甚至遗忘。
因此，二轮复习将首先诊断学生知识掌握情况，查缺补漏；其次，通过对知识的归纳分析使知识系统化、网络化；再次，通过《考纲》解读明确高考对这部分知识的要求；最后通过针对性的练习巩固知识和学会应用知识。
（四）重点、难点重点：三个平衡体系、pH计算、微粒的大小比较、三个等式关系难点：微粒的大小比较、三个等式关系（五）教学方法诊断教学法、练习法（六）学习方法诊断学习法、练习法（七）教学流程《考纲》解读→ 学生回忆、归类知识点→ 教师归类分析知识点、考点→解题指导→针对性练习（八）教学活动设计教学过程学生活动教师活动目的引入阅读考纲解读明确考试目标，做到有的放矢自主学习1、学生回顾，并写下本专题所涉及知识点并对知识点做归类巡视、个别指导学生自主学习，通过回忆强化已有知识2、学生间相互交换学习归类整理的资料相互学习、取长补短分析讲解思考记录投影：知识点归类弱酸电离平衡电离平衡弱碱电离平衡水的电离平衡溶液中的水解平衡离子平衡沉淀溶解平衡三个等式关系；归类整理使知识系统化、网络化；学生对比自己的归类作出取舍、学习。
水溶液中的离子平衡教案
水溶液中的离子平衡教案一、教学目标1.了解水溶液的离子平衡概念及其相关常量。
2.掌握常量的计算方法，了解平衡常量与反应速率的关系。
3.能够运用离子平衡原理分析、解决实际问题。
4.培养学生的实验能力，提高其学科素养。
二、教学内容1. 水溶液中的离子平衡•离子平衡的定义•离子积和溶度积的概念•离子活度和离子活度积的定义及其关系2. 离子平衡常量•酸碱平衡常量–酸度常数与碱度常数–酸碱常数的计算方法–酸度计和碱度计的使用•溶解度平衡常量–溶解度积的概念–溶解度平衡常量的计算方法–溶解度实验的操作方法3. 离子平衡原理•离子平衡原理的基本假设•离子平衡原理的应用实例–酸碱反应–水解反应–溶解度平衡三、教学方法1. 教师讲授法教师通过讲解、演示、实验等方式，让学生了解离子平衡、常量计算等方面的知识。
2. 学生自主探究法教师引导学生通过实验，探究离子平衡中的概念和计算方法。
3. 问题导向法教师提出具体问题或场景，让学生应用离子平衡原理和常量计算方法进行解答，提高其分析和解决问题的能力。
四、教学重点和难点1. 教学重点•离子平衡概念的理解。
•常量计算方法的掌握。
2. 教学难点•酸度常数与酸度计的使用。
•溶解度平衡常量的计算方法。
五、教学评价和反思1. 教学评价本教学方案注重实验，培养学生的实验能力和科学思想。
同时，采用问题导向法，启发学生积极思考，提高其分析和解决问题的能力。
2. 教学反思本教学方案在教学过程中，学生的合作意识和实验技能有待进一步加强，需要更多的实验训练和团队合作机会。
在教学中，以学生为中心，更加注重学生的学习兴趣和实践能力，不断激发学生的学习热情。
水溶液中的离子平衡高考知识点(一)
水溶液中的离子平衡高考知识点(一)水溶液中的离子平衡高考知识点一：离子的概念•离子是指在溶液或熔融状态下带有电荷的化学物质。
•阳离子是带有正电荷的离子，形成离子时失去了一个或多个电子。
•阴离子是带有负电荷的离子，形成离子时获得了一个或多个电子。
知识点二：水的电离和自离解•水的分子在一定程度上可以发生电离，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
•自离解是指水分子自身发生电离，形成氢离子和氢氧根离子的平衡反应。
•自离解可表示为：H2O ⇌ H+ + OH-知识点三：酸性和碱性溶液•酸性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度高于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
•碱性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度低于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
•中性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度等于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
知识点四：酸碱指示剂•酸碱指示剂是一种能够通过颜色的变化来判断溶液酸碱性的化学物质。
•酸性溶液下常见的指示剂有酚酞和甲基橙，颜色呈红色。
•碱性溶液下常见的指示剂有苏丹红和碘化钾淀粉溶液，颜色呈黄色或蓝色。
•中性溶液下常见的指示剂是酚酞和甲基橙的混合物，呈橙黄色。
知识点五：酸碱中和反应•酸碱中和反应是指酸和碱发生反应，生成盐和水的化学反应。
•酸和碱的中和反应满足反应物摩尔比为1:1的化学方程式。
•例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O，盐是NaCl，水是H2O。
知识点六：电解质和非电解质•电解质是指在溶液中或熔融状态下能够导电的物质，可以分为强电解质和弱电解质。
•强电解质在溶液中能完全离解成离子，如NaCl。
•弱电解质在溶液中只能部分离解成离子，如醋酸。
•非电解质是指在溶液中不能导电的物质，如蔗糖。
知识点七：水溶液中离子浓度的计算•根据溶液中离子的摩尔比例，可以计算出离子的浓度。
•离子浓度的计算公式为：离子浓度 = 溶质摩尔浓度× 离子的电离度（当为电解质时）。
•电离度是指电解质溶液中某种离子溶液中的浓度与溶质摩尔浓度的比值。
【2014】水溶液中的离子平衡复习【人教版(新课标)】
4、根据与其他物质发生化学反应的速率、生 成气体的量等判定
(1).pH相同、体积也相同的强酸和弱酸分别于足 量活泼金属反应时，起始速率相同；在反应过程 中，弱酸反应较快，产生的气体量多；而强酸反 应较慢，产生气体的量少。 (2).同浓度、同体积的强酸和弱酸，分别与足量较 活泼的金属反应，强酸生成氢气的速率较大；弱酸 产生气体的速率较小。当两者为同元酸时，产生气 体的物质的量相同。
特征：
四、难溶电解质的溶解平衡
1、表达式： 以Mg(OH)2为例 Mg(OH)2 Mg2+ +2OH2 2+ Ksp==C(Mg ).C (OH-)
2、沉淀的生成
Cu2+ + H2S ==CuS + 2H+
3、沉淀的溶解
CaCO3 + 2HCl == CaCl2 + CO2 +H2O
3、沉淀的转化
AgCl AgBr AgI Ag2S
专题要点:
一.判断一元酸(HA)为弱酸的方法及实验设计
1、根据定义 (1).强酸在水溶液中全部电离，不存在溶质分子； 弱酸在水溶中部分电离，因存在电离平衡，所以既 含溶质离子，又含溶质分子。 (2).同温度、同浓度的强酸溶液的导电性强于弱酸 溶液的导电性。 (3).pH相同的强酸和弱酸，弱酸的物质的量浓度大 于强酸的物质的量浓度。
c ( H ) c ( OH )溶液 水 显碱性:
浓度：
温度↑，水的电离程度变大，平衡右移
三、盐类的水解
实质：——生成弱电解质，促进水的电离。
条件： 1.盐中必须有弱酸根离子或弱碱阳离子
2.盐必须溶于水 盐 类 1.弱的程度越大，水解能力越强。 的 水 规律： 2.盐的浓度越小，水解程度越大。 解 3.温度越高，水解程度越大。 1.为酸碱中和的逆反应。 2.水解程度一般微弱。
(完整word版)水溶液中的离子平衡教案
课题：第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离教学目的知识与技能1、能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论2、了解电离平衡常数及其意义3、了解强电解质和弱电解质与结构的关系过程方法通过实验,培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方法情感价值观通过本节课的学习，意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各种变化相互制约的复杂的平衡体系重点强、弱电解质的概念和弱电解质的概念难点弱电解质的电离平衡知识结构与板书设计第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离一、强弱电解质电解质：在水溶液或熔化状态下能导电的化合物.强电解质：在水分子作用下，能完全电离为离子的化合物(如强酸、强碱和大多数盐）弱电解质：在水分子作用下，只有部分分子电离成为离子化合物(如弱酸、弱碱和水)二、弱电解质的电离1、CH3COOH CH3COO－+H＋2、在一定条件（如温度、浓度)下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
3、电离平衡的特征：（1) 逆--弱电解质的电离是可逆的（2）等-—V电离=V结合≠ 0(3）动-—电离平衡是一种动态平衡（4) 定—-条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子(5）变--条件改变时，电离平衡发生移动。
4、影响因素：(1)内因:电解质本身的性质。
通常电解质越弱，电离程度越小。
(2) 外因：①浓度：温度升高，平衡向电离方向移动。
②浓度：溶液稀释有利于电离错误!同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动三、电离平衡常数1、定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积嗖溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示。
2、表示方法：AB A++B－3、同一弱电解质在同一温度下发生浓度变化时，其电离常数不变。
化学专题复习课件水溶液中的离子平衡
H3O++OH—
H20
H++OH—
•
（正反应为吸热反应）
⑵水的离子积常数：Kw=[H+][OH-]
• 250C 时Kw =1.0×10-14 mol2·L-2
• 1000C 时Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .
• ⑶无论是纯水还是酸、碱、盐等电解质的 稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
离子浓度大小比较： 三个守恒关系
(1)微粒数守恒关系(即物料守恒)。
(2) 电荷守恒。
(3)水电离的离子数平衡关系(即质子守恒)。
3.质子守恒： 电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的 物质的量应相等。
如:在Na2CO3溶液中 H+、HCO3-、H2CO3 为得 到质子后的产物； OH- 为失去质子后的产物 c(OH-)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
化学平衡理论
溶剂
水
水电离平衡
水
溶
液
中
的
离
子
弱电解质的电离平衡
平 衡
加入一种 电解质
水溶 液
盐类的水解平衡
难溶电解质的溶解平衡
水溶液中的离子平衡
• 一、强、弱电解质的判断方法 • 1．电离方面：能否完全电离，如： • (1)0.1 mol·L－1CH3COOH溶液pH约为3； • (2)0.1 mol CH3COOH溶液的导电能力比
水溶液中的离子平衡的复习教案
水溶液中的离子平衡（复习）§1 知识要点一、弱电解质的电离1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质下列说法中正确的是（ ）A 、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；B 、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子；C 、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；D 、Na 2O 2和SO 22、电解质与非电解质本质区别：溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电下列说法中错误的是（ ）A 、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；B 、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；C 、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；D 、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。
3、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 等属于非电解质4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 44、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc 为例)：为强电解质）（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc 溶液的pH>2；（3）测NaAc 溶液的pH 值； （4）测pH= a 的HAc 稀释100倍后所得溶液pH<a +2（5）将物质的量浓度相同的HAc 溶液和NaOH 溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mLpH=1的HAc 溶液消耗pH=13的NaOH 溶液的体积大于10mL;（7）将pH=1的HAc 溶液与pH=13的NaOH 溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc 溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率最佳的方法是 和 ；最难以实现的是 ，说明理由 。
水溶液中的离子平衡复习建议(张璇)0
通HCl（g） 加醋酸钠（s） 加冰醋酸（s） 加水稀释
③怎样用实验证明CH3COOH是一种弱酸。 ④0.1mol•L-1的HCl与0.1mol•L-1的CH3COOH有 何不同？ ⑤pH=1的HCl与pH=1的CH3COOH有何不同？
（2）盐类的水解平衡 ①0.1mol•L-1 CH3COONa溶液和0.1mol•L-1 NaHCO3溶液有何不同？ （醋酸K=1.75×10-5，碳酸K1=4.4×10-7， K2=4.7×10-11） ②0.1mol•L-1 Na2CO3溶液和0.1mol•L-1 NaHCO3溶液有何不同？ （碳酸K1=4.4×10-7，K2=4.7×10-11） ③NaHSO4、NaHSO3和 NaHCO3都是酸式盐， NaHSO4溶液呈强酸性，NaHSO3溶液呈弱酸 性，而NaHCO3溶液呈弱碱性，为什么？
（2010年）H3BO3溶液中存在如下反应： H3BO3(aq)+H2O(l) [B(OH)4](aq)+H+(aq)已知0.70 mol· L-1 H3BO3溶液中， 上述反应于298K达到平衡时，c平衡 (H+)=2.0×10-5mol· L-1，c平衡(H3BO3)≈c起 始(H3BO3)，水的电离可忽略不计，求此温度 下该反应的平衡常数K（H2O的平衡浓度不列 入K的表达式中，计算结果保留两位有效数字）
（2013年）50℃时，下列各溶液中，离 子的物质的量浓度关系正确的是 A．pH=4的醋酸中：c(H+)=4.0molL-1 B．饱和小苏打溶液中：c(Na+)=c(HCO3-) C．饱和食盐水中： c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-) D．pH=12的纯碱溶液中： c(OH-)=1.0×10-2mol· L-1
水溶液中的离子平衡教案
水溶液中的离子平衡教案教案名称：水溶液中的离子平衡教学对象：高中化学学生课时数：2课时教学目标：1.理解水溶液中离子平衡的概念和相关术语。
2.掌握浓度的计算方法，能够计算离子浓度。
3.了解离子平衡对溶液的物理化学性质的影响。
教学准备：1. PowerPoint演示文稿和相关实验材料。
2.实验器材：玻璃容器、电极、电压计等。
3.学生课前作业。
教学过程：第一课时：1.导入（5分钟）引导学生回忆上节课学过的有关离子的知识，复习离子的概念和离子的形成。
2.介绍（10分钟）使用PowerPoint演示文稿，介绍水溶液中的离子平衡的概念，并解释为什么水溶液中存在着离子平衡的现象。
解释离子平衡的相关术语，如离子互相转化、离子的溶解和沉淀等。
3.计算离子浓度（15分钟）解释如何计算离子浓度，介绍摩尔浓度和等维度浓度的计算公式，并举例进行计算。
帮助学生理解并掌握计算离子浓度的方法。
4.案例分析（15分钟）提供一些实际的案例进行分析和讨论，帮助学生熟悉离子平衡的应用。
例如，一杯含有KCl、NaCl和CaCl2的水溶液中，每种离子的浓度分别为0.1mol/L、0.2mol/L和0.3mol/L，计算溶液中各离子的总浓度。
5.小结（5分钟）对本节课的内容进行小结和总结，强调学生需要掌握的重点和难点。
第二课时：1.实验演示（15分钟）利用实验演示的方法，展示离子平衡对溶液的物理化学性质的影响。
例如，在两个玻璃容器中分别加入NaCl和AgNO3的水溶液，观察不同离子浓度下的溶液的电导性质和颜色变化。
2.分组讨论（10分钟）将学生分成小组，让他们根据实验结果，讨论不同离子浓度对溶液性质的影响，并总结规律。
3.总结（10分钟）组织全班讨论，总结离子平衡对溶液的物理化学性质的影响，强调离子浓度对溶液电导性、沉淀和溶解等方面的影响。
4.作业布置（5分钟）布置相关的课后作业，包括计算离子浓度的练习题和写一个关于离子平衡在生活中应用的小论文等。
高中二年级上学期化学《水溶液中的离子反应与平衡总复习》教学设计
人教版（2019）普通高中教科书选修性必修1化学反应原理第三章水溶液中的离子反应与平衡总复习教学设计【课程标准】1．能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论。
2．知道水的离子积常数，能进行溶液pH的简单计算。
3．认识盐类水解的原理，归纳影响盐类水解程度的主要因素，能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。
4．能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀转化的本质。
【教材分析】水溶液中的离子平衡与化学平衡密切相关。
本章内容实际上是应用前一章所学的化学平衡理论，探讨水溶液中离子间的相互作用。
电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的过程分析，体现了化学平衡理论的指导作用；pH的应用、盐类水解反应的应用、沉淀溶解平衡的应用等，体现了理论知识在生产、生活中的应用价值。
【学情分析】学生已经学了上一章中的化学平衡的理论知识，在必修中还学过电解质的知识。
在学习这章内容的时候，注意应用已学知识，从电离平衡到水解平衡到溶解平衡层层递进，难度较大。
【教学目标】1.认识电解质、盐类的水解的概念及方程式的书写。
2.理解电离平衡、水解平衡、溶解平衡的影响因素。
3.掌握溶液pH值、电离平衡常数、水解平衡常数、溶度积的计算公式。
4.掌握溶液中的离子浓度的大小比较。
【教学重难点】1.重点：电离平衡、水解平衡、溶解平衡。
2.难点：相关计算。
【教学方法】归纳总结、举一反三【教学过程】环节一【电解质和盐类水解】1、电解质（1）电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。
例如：酸、碱、盐、金属氧化物、H2O非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物。
例如：非金属氧化物、大部分的有机物（蔗糖、酒精）、NH3（2）强电解质：能够全部电离的电解质。
例如：强酸、强碱、绝大多数的盐、活泼金属氧化物。
弱电解质：不能够全部电离的电解质。
例如：弱酸、弱碱、水。
注：判断电解质的强弱与溶解性无关，与溶液的导电性无关。
硫酸钡是强电解质，醋酸是弱电解质；浓醋酸可能比很稀的盐酸导电能力强。
水溶液中的离子平衡教案
水溶液中的离子平衡教案一、教学目标1.理解水溶液中的离子平衡概念及其现象表现。
2.掌握弱酸和弱碱溶液的离子平衡计算方法。
3.掌握化学平衡式的书写方法。
二、教学重点1.理解弱酸和弱碱溶液的离子平衡计算方法。
2.掌握化学平衡式的书写方法。
三、教学难点1.掌握弱酸和弱碱溶液的离子平衡计算方法。
2.理解化学平衡式的书写方法。
四、教学内容及进度安排1. 水溶液中的离子平衡概念1.离子的概念及水溶液的电离现象。
2.水溶液中阳离子和阴离子浓度的计算。
3.离子平衡的概念及其在水溶液中的表现。
2. 弱酸和弱碱的离子平衡计算方法1.弱酸和弱碱的概念及其离子平衡式的表示方法。
2.离子平衡常数及其计算方法。
3.pH值的计算及其与离子浓度的关系。
4.酸度常数及其计算方法。
3. 化学平衡式的书写方法1.化学反应的概念及其平衡态的定义。
2.化学平衡式的表示方法及其计算。
五、教学方法1.讲解法。
2.实验演示法。
3.案例分析法。
六、教学评价1.课堂即时问答。
2.实验报告评分。
3.家庭作业。
七、教学资源1.实验室。
2.实验器材及试剂。
3.计算机及投影仪等。
八、教学反思本次教学主要是介绍了水溶液中的离子平衡概念及计算方法，让学生能够理解弱酸弱碱溶液的离子平衡计算方法，并掌握化学平衡式的书写方法。
在教学过程中，我们采用了讲解法、实验演示法、案例分析法等多种教学方法，使学生能够更好地理解和掌握相关知识。
在教学反思中，我们认为可以加强课堂互动和讨论，增加学生自主学习的时间，提高教学效果。
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水溶液中的离子平衡的复习教案（一）
第一课时
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质、非电解质；强电解质、弱电解质
混和物
强电解质：强酸、强碱、绝绝大部分金属氧化物和盐。
如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质：弱酸、弱碱和水。
如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O
下列说法中准确的是（）
A、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；
B、强电解质溶液中不存有溶质分子；弱电解质溶液中必存有溶质分子；
C、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；
D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：
在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）
电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物
离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电
下列说法中错误的是（）
A、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；
B、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；
C、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；
D、相同条件下，pH相同的盐酸和醋酸的导电性相同。
3、强电解质与弱电质的本质区别：
在水溶液中是否完全电离（或是否存有电离平衡）
注意：
①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）
4、强弱电解质通过实验实行判定的方法(以HAc为例)：
（1）溶液导电性对比实验；（2）测0.01mol/LHAc溶液的pH>2；
（3）测NaAc溶液的pH值；（4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a +2
（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性
（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL;
（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性
（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率
最佳的方法是；最难以实现的是，说明理由。
（提示：实验室能否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？
为什么？）
5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：
(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)＜pH(HB)
(2)pH值相同时，溶液的浓度CHA＜CHB
(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB
物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是，pH最大的是；
体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为。
pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是，最大的是；
体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为。
甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10mol/L时，甲酸中的c(H+)为乙酸中c(H+)的3倍，欲使两溶液中c(H+)相等，则需将甲酸稀释至原来的倍（填“<”、“>”或=”）；试推测丙酸的酸性比乙酸强还是弱。