水溶液中的离子平衡教案
酸碱中和滴定第二课时水溶液中的离子平衡教学设计教案高中化学北京海淀
酸碱中和滴定（第二课时）[教学目标] 1、理解酸碱中和滴定的原理。
2、初步了解酸碱中和滴定的操作方法。
3、掌握有关酸碱中和滴定的简单计算。
[教学重点] 酸碱中和滴定的原理[教学难点] 酸碱中和滴定的计量依据及计算[教学类型] 新授课[教学方法] 讲授法[教学内容]复习：酸碱中和滴定反应实质：即H++OH-=H2O，酸碱中和滴定的计量依据和计算：酸和碱起反应的物质的量之比等于它们化学计量数比。
如何准确判断中和反应是否恰好进行完全，即中和滴定终点的确定，中和滴定操作步骤为（1）检漏；（2）润洗；（3）装液；（4）调液面；（5）取液；（6）滴定；（7）记好数据；（8）数据处理。
讲解：中和滴定顺口溜酸式碱式莫混用，读数视线要水平；充满尖嘴不留气，液面不要高于零；莫忘滴加指示剂，开始读数要记清；左手慢慢旋活塞，右手旋摇锥形瓶；两眼紧盯待测液，颜色突变立即停；滴定步骤及误差分析：误差分析，引起待测液浓度不准确的因素有（1）仪器洗涤未按要求；（2）滴定管在滴定前有气泡，滴定后没有气泡；（3）滴定管读数方法不准确（仰视或俯视）；（4）滴定管漏液；（5）标准液不标准；（6）待测液润洗锥形瓶等。
二、重难点精析1、酸碱中和滴定的原理X元酸A和Y元酸B发生完全中和反应，根据中和反应的实质，A与B反应的化学方程式为：利用上面这些关系式，并根据中和反应完全时滴定用去的已知浓度的酸（或碱）溶液的体积，就很容易计算出酸或碱溶液的浓度。
2、酸碱中和滴定的关键（1）关键有两个：准确测定参加反应的两种溶液的体积，以及准确判断中和反应是否恰好进行完全。
为准确测定溶液的体积，应选用精确度较高的滴定管和移液管（不作要求），并注意正确使用。
（2）指示剂的选择选择指示剂时，一般要求变色明显（所以一般不选用石蕊），指示剂的变色范围与恰好中和时的pH要吻合。
①在酸碱中和滴定的实验中，不用石蕊作指示剂，主要原因是：石蕊的“红色→紫色”、“紫色→蓝色”的颜色变化不够明显，不利于及时、准确地作出酸碱是否恰好完全中和的判断。
(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。
实验酸碱中和滴定第二课时水溶液中的离子平衡教学设计教案高中化学北京海淀
实验酸碱中和滴定[教学目标] 1．使学生掌握酸碱中和滴定的操作方法。
2．使学生掌握酸碱中和滴定的误差分析。
[教学重点] 酸碱中和滴定的操作方法[教学难点] 酸碱中和滴定的计量依据及计算[教学类型] 实验课[教学方法] 自学与边示范边讲解相结合[教学内容]一、酸碱中和滴定1·主要仪器：(1)滴定管酸式：玻璃活塞碱式：乳胶管（内有玻璃球）(2)铁架台（带滴定管夹）(3)锥形瓶（可装待测液，也可装标准液）(4)烧杯（盛废液，不能装待测液）2·药品：(1)标准液 (2)待测液 (3)指示剂 (4)蒸馏水(洗涤和稀释时使用)3·操作过程：【3—2】用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液(1)用标准液润洗滴定管2～3次，取标准液。
(2)用待测液润洗滴定管2～3次，取待测液25·00mL于锥形瓶中。
(3)向锥形瓶中滴加2滴酚酞指示剂。
(4)中和滴定：注意指示剂颜色的突变，记下始读数和末读数，差值即为滴定值（要滴定2～3次，取平均值）。
(5)利用中和滴定原理计算。
注：滴定管的使用方法：(1)准备过程：检漏↓水洗↓待装液润洗2～3次↓装液至0刻度以上↓赶气泡，调整液面至0刻度以下，记下始读数和末读数。
(2)滴定操作：左手控制活塞或玻璃球，右手摇动锥形瓶↓眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
滴定管的读数必须读到小数点后两位，如25·00mL 等[实验3—13] 用已知浓度的HCl滴定未知浓度的NaOH溶液。
1.准备工作：①洗涤锥形瓶。
（用水洗净即可，如用待测液润洗，结果会偏大）②洗涤滴定管、检查是否漏水。
（滴定管用标准液润洗，否则结果偏大）2.滴定阶段：加液、排气泡、调整液面、加指示剂、滴定、观察、记录、数据处理。
重复滴定2～3次。
[总结提高]1. 通过化学反应掌握滴定原理。
2. 掌握滴定误差大小的关键V（A）。
1。
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教案
水溶液中的离子平衡学案§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 ②2、3、2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如4不溶于水，但溶于水的4全部电离，故4为强电解质） 【思考】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 、2O 2和2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
【思考】 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，相同的盐酸和醋酸的导电性相同。
二、水的电离和溶液的酸碱性1、水的电离平衡：H 2 + 水的离子积： = []·[OH -] 25℃时, []=[] =10-7 ; = []·[OH -] = 10-14 注意：只与温度有关，温度一定，则值一定不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱 ：抑制水的电离（之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制） ②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离（之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进） 【思考】试比较3的、4的4、11的、10 23四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序物质单质化合物 电解质非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。
(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。
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 。
第三章 水溶液中的离子平衡
第三章：水溶液中的离子平衡第一节：弱电解质的电离（教案）〈教学目标〉：1.认识电解质有强弱，能从物质的分类角度区别强弱电解质，能用化学平衡理论描述电解质在水溶液中的电离平衡。
2.理解弱电解质的电离平衡以及外界条件对电离平衡的影响。
3.了解电离平衡常数，能用电离平衡常数解释有关离子浓度的问题。
〈重、难点〉：强弱电解质的概念和电离平衡〈本节学案〉一、强弱电解质﹝复习回顾﹞现有物质：①NaCl晶体②蔗糖③Cu ④CO2⑤乙醇⑥H2SO4⑦醋酸⑧水⑨盐酸⑩NH3.H2O以上属于电解质的是①⑥⑦⑧⑩，属于非电解质的是②④⑤，两者都不是的是③⑨，属于强电解质的是①⑥，属于弱电解质的是⑦⑧⑩。
﹙实验3-1﹚：分别实验等体积、等浓度的盐酸、醋酸溶液与等量的Mg条反应并测两溶液的PH。
结论：两种酸与活泼金属反应的剧烈程度及PH值有差别，说明两种溶液的浓度不同，近而说明两种酸溶液中的H+浓度不同。
①强电解质：在水溶液中或熔融状态下，能够完全电离的电解质。
1.定义②弱电解质：在水溶液中，只有部分电离的电解质。
2.区别：是否完全电离3.分类：﹙举例说明﹚活泼的金属氧化物强电解质大多数盐电解质强酸、强碱弱酸弱电解质弱碱水二、弱电解质的电离1.电离平衡①定义：在一定的条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
+②特征：逆、等、定、动、变③影响弱电解质平衡移动的因素：浓度、温度、加其他物质等ａ.温度：升高温度，有利于电离，平衡正向移动。
（为什么？）ｂ.浓度：溶液稀释，有利于电离，平衡正向移动。
ｃ.同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，将抑制电离。
ｄ.加入与弱电解质电离产生某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。
2.电离方程式①强电解质： KOH ＝ K+ + OH- H2SO4＝2H+ + SO42-②弱电解质：CH3COOH CH3COO- + H+ NH3.H2O NH4+ + OH-3.电离平衡常数k a = C(H+) . C(CH3COO-)K b= C(NH4+).C(OH-)(CH3COOH) (NH3.H2O)注意：①电离平衡常数只与温度T有关②多元弱酸、弱碱电离，酸碱性由第一步电离决定③K值大，电离程度大，酸性或碱性越强四、练习1.下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（D ）A、CH3COOHB、Cl2C、NH4HCO3D、S022.下列物质是强电解质的是( C )A. CH3COOHB. SO3C.BaSO4D. 石墨3.已知HClO的酸性比H2CO3弱，下列反应Cl2＋H2O HCl ＋HClO,要使溶液中HClO的浓度增大，则应采取的措施（ A ）A、光照B、加入石灰石C、加入固体NaOHD、加水。
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。
高中化学集体备课《第三章水溶液中的离子平衡》第三节盐类的水解教案苏教版选修
高中化学集体备课?第三章水溶液中的离子平衡?第三节盐类的水解教案苏教版选修〔一〕授课班级课时教学目的知识与技能1、理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解2、理解盐类水解的实质3、能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性,会书写盐类水解的离子方程式过程与方法1、培养学生分析问题的水平,使学生会透过现象看本质.2、通过比拟、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解的规律,再揭示盐类水解的本质3、由实验中各种盐溶液的pH的不同分析其原因,进而找出影响盐类水解的因素及应用.情感态度价值观培养学生的实验技能,对学生进行科学态度和科学方法的教育重点盐类水解的概念和规律难点盐类水解方程式的书写知识结构与板书设计第三节盐类的水解一、探究盐溶液的酸碱性强碱弱酸盐的水溶液,呈碱性强酸弱碱盐的水溶液,呈酸性强酸强碱盐的水溶液,呈中性二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因1、盐类水解(hydrolysis of salts)：在溶液中,由于盐的离子与水电离出来的H+或011-结合生成弱电解质的过程中.2、盐类水解的实质：是酸碱中和反响的逆反响酸+碱盐 +水3、盐类水解破坏了水的电离平衡,促进了水的电离4、盐类水解的类型及规律：(1)有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解,都弱都水解；谁强显谁性,同强显中性.(2)组成盐的酸越弱,水解程度越大(3)同浓度的正盐与其酸式盐相比,正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大.中和水解(4)弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱.II C03-,HS-,HP042-在溶液中以水解为主,其溶液显碱性；IIS03- ,H2P04-在溶液中以电离为主,其溶液显酸性5、盐类水解离子方程式的书写(1)写法：谁弱写谁,都弱都写；阳离子水解生成H+,阴离子水解生成0H-；阴阳离子都水解,生成弱酸和弱碱.(2)注意的问题：1水和弱电解质应写成分子式,不能写成相应的离子.2水解反响是可逆过程,因此要用可逆符号,并不标、符号.(A12S3、A12(S04)3例外)3多元酸盐的水解是分步进行的.多元碱的盐也是分步水解的,由于中间过程复杂,可写成一步,⑶双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解,我们称之为双水解.教学过程教学步骤、内容教学方法、手段、师生活动科学探究1、选择适宜的方法测试下表所列盐溶液(可酌情替换、增加)的酸碱性2、根据形成该盐的酸和碱的强弱,将下表中盐按强酸强碱盐、强酸弱酸盐、强碱弱酸盐分类盐溶液NaCl Na2C03 NaIIC03 NH4C1酸碱性中性碱性碱性酸性盐类型强酸强碱盐强碱弱酸盐强碱弱酸盐强酸弱碱盐盐溶液Na2s04 CH3C()0Na (NH4)2S04酸碱性中性碱性酸性盐类型强酸强碱盐强碱弱酸盐强酸弱碱盐3、分析上述实验结果,归纳其与盐的类型间的关系,并从电离平衡的角度寻找原因盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐强碱弱酸盐溶液的酸碱性中性酸性碱性引入我们知道盐溶液中的H+和OH-都来源于水的电离,而水本身是中性的,为什么加入某些盐就会显酸性或碱性,而参加另一些盐仍呈中性呢？这节课我们就来研究这个问题.板书第三节盐类的水解一、探究盐溶液的酸碱性问由上述实验结果分析,盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系？板书强碱弱酸盐的水溶液,呈碱性强酸弱碱盐的水溶液, 呈酸性强酸强碱盐的水溶液,呈中性过渡下面我们分别研究不同类型的盐溶液酸碱性不同的原因.思考与交流根据下表,对三类不同盐溶液中存在的各种粒子 (不要忘记水及电离)及粒子间的相互作用进行比拟、分析,从中找出不同盐溶液呈现不同酸碱性的原因.N aCl溶液NH4C1 溶液C113C00Na 溶液C ( H )和C ( 0H )相对大小C(II ) C ( OH ) C ( II ) C ( OH ) C ( 11 ) C ( 011 ) 溶液中的粒子Na+、Cl-、H+、01卜、H20 NH4+、Cl-、11+、NH3 H20、Oil-. 1120 C113C001I-. Na+、H+、OH-、 1120. CII3C00II有无弱电解质生成无有有相关化学方程式1120 H+ OH- NaCl Na+ + Cl- 1120 H+ OH- NH4++ 011- NH3 1120 1120 H+ on- CII3C00- + 11+ CH3C001I 讲请同学们讨论一下第一个问题,为什么CH3C00Na水溶液呈碱性呢？醋酸钠、氯化钠都是盐,是强电解质,他们溶于水完全电离成离子,电离出的离子中既没有氢离子,也没有氢氧根离子,而纯水中H+=OH-,显中性.而实际上醋酸钠显碱性,即H+OH-板书二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因讲CH3C00Na溶于水之后,完全电离.(由于CH3C()0Na是强电解质.)投影CH3C00Na CII3C00- + Na+问把CH3C00Na溶于水之后,溶液中存在哪些电离平衡？投影1120 H+ + 0H-讲我们知道,CH3C00H是一种弱酸, 在溶液中局部电离,溶液中既然存在CH3C00-和II+,根据,可逆反响,反响物和生成物同时共存,那么就一定有C113C00IIo投影CH3C00- + H+ CI13C001I讲把式联立,可得到投影水解方程式：CH3C00Na + 1120 CH3C00II + NaOH 讲这说明 CH3C00Na 溶于水后,反响有NaOH生成,所以溶液显碱性.把上述化学方程式改写成离子方程式.投影 CH3C00- + 1120 CII3C00II + 0H-讲随着 CII3C00Na 的参加,对水的电离有什么影响呢？促进了水的电离,可以看作是使水分解了.醋酸钠与水反响的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程.投影1、弱酸强碱盐,水解显碱性CH3C00Na = CH3C00 + Na+ + 1120 H+ + OH C1I3C00H CII3C00Na + 1120 CH3C00H + NaOlI CU3C00 + 1120 CII3C00II + OH思考与交流NH4C1溶液中存在那些电离和电离平衡？溶液中那些离子间相互作用使溶液呈酸性？投影2、强酸弱碱盐水解 NH4C1 = NH4+ + C1 + 1120 OH + H+ NH3 1120 NH4C1 + 1120 NH3 1120 + 1IC1 NH4+ + 1120 NH3 1120 + H+ 讲大家要注意一个,就是我们以前就学过的,可逆反响是不能进行彻底的.由上可知,强碱弱酸盐水解使溶液显碱性,强酸弱碱盐水解使溶液显酸性.但强酸强碱盐会发生水解吗？不会！讲说得好！是不会.由于强酸强碱盐所电离出来的离子都不会和水电离出来的H+或0H-发生反响,比方NaCl,电离出来的Na+和C1-都不会与水电离出来的H+或0H-反响.那么,弱酸弱碱盐又是什么情况呢？投影3、强酸强碱盐：不水解弱酸弱碱盐：双水解,水解程度增大.讲根据刚刚我们一起分析的各种盐在水溶液在的情况,大家思考：什么是盐的水解？盐的水解有什么规律？盐的水解与酸碱中和反响有和联系？板书1、盐类水解(hydrolysis of salts)：在溶液中,由于盐的离子与水电离出来的H+或0H-结合生成弱电解质的过程中.讲在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或0H- 结合生成弱电解质的反响,叫做盐类的水解.在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱,破坏了水的电离平衡,使其平衡向右移动,引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化.板书2、盐类水解的实质：是酸碱中和反响的逆反响酸+碱盐+水讲通常盐类水解程度是很小的,且反响前后均有弱电解质存在,所以是可逆反响,不过有些盐能够彻底水解,不存在平衡问题,因此不是可逆反响,这是我们以后会详细介绍的双水解.问盐类水解过程中,水的电离程度有何变化？增大讲可见盐类水解的实质是破坏水的电离平衡,使水的电离平衡正向移动的过程.板书3、盐类水解破坏了水的电离平衡,促进了水的电离讲盐的水解可看作酸碱中和反响的逆反响,为吸热过程.讲ClI3C00Na可以看作是弱酸C1I3C001I和强碱NaOll生成的盐,这种盐叫做强碱弱酸盐.板书4、盐类水解的类型及规律讲由强碱和弱酸反响生成的盐, 称为强碱弱酸盐,含有以下(CH3C00Na) C032-,P043-,S2- ,S032-,C10-,F-,弱酸根的盐,常会发生水解.N H4C1可以看作是强酸IIC1和弱碱MI31I20反响生成的盐,我们把这种盐叫做强酸弱碱盐.类似这样的盐还有A12(S04)3、 FeCl3、CuS04等.由于NaCl电离出的Na+和C1-都不能与水电离出来的H+或0H-结合生成弱电解中和水解质,所以强碱强酸盐不能水解,不会破坏水的电离平衡,因此其溶液显中性. 强酸强碱盐、难溶于水的盐不水解.对于弱酸弱碱盐(NH4Ac),由于一水合氨和醋酸的电离度相近,因此铁离子、醋酸跟离子水解程度相近,从二溶液显中性.板书(1)有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解,都弱都水解；谁强显谁性,同强显中性.讲强碱弱酸盐水解显碱性,强酸弱碱盐水解显酸性,强酸强碱盐不水解显中性.弱酸弱碱盐水解后溶液的酸碱性由水解所生成的酸、碱相对强弱决定.板书(2)组成盐的酸越弱,水解程度越大讲例如,物质的量浓度相同的两种盐溶液,NaA和NaB,其溶液的pH前者大于后者,那么酸HA和HB的相对强弱为1IB11A,这条规律可用于利用盐的pH值判断酸性的强弱.投影酸的强弱顺序：II3P04H2S03HFCII3C001I1I2C03H2SHC10A1 (0H) 3 板书⑶同浓度的正盐与其酸式盐相比,正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大.(4)弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱.II C()3-, HS-, HP042-在溶液中以水解为主,其溶液显碱性；I1S03- J2P04-在溶液中以电离为主,其溶液显酸性问请大家根据我们刚刚书写水解方程式的方法,说说书写时,要注意哪些问题？板书5、盐类水解离子方程式的书写讲一般盐类水解程度小,水解产物很少,通常不生成沉淀和气体,也不发生水解,因此盐类水解的离子方程式中不标"〞和,也不把生成物写成其分解产物的形式.讲盐类水解是可逆反响,是中和反响的可逆反响,而中和反应是趋于完成的反响,所以盐的水解是微弱的,盐类水解不写二,而用“ 〞板书⑴写法：谁弱写谁,都弱都写；阳离子水解生成H ,阴离子水解生成0H ；阴阳离子都水解,生成弱酸和弱碱.讲多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的,以第一步水解为主；而多元弱碱的阳离子水解的离子方程式较复杂,中学阶段只要求一步写到底即可.值得注意的是,其最终生成的弱碱不打,因其水解的量极少,不会生成沉淀,但可形成胶体,投影以a,,C032为例,的水解的离子方程式：C032 +1120 1IC03 +0H (主要)1IC03 +1120 112C03 +011 (次要)A13水解的离子方程式：A13 +31120 Al(0H)3 +3H 板书(2)注意的问题：1水和弱电解质应写成分子式,不能写成相应的离子.2水解反响是可逆过程,因此要用可逆符号,并不标、符号.(A12S3、A12(S04)3例外)3多元酸盐的水解是分步进行的.如：C032+ 1120 HC03 +0H HC03 +1120 II2C03 + 0H 多元碱的盐也是分步水解的,由于中间过程复杂,可写成一步,如：Cu2++2H20 Cu(011)2 +2H+ A13+ +3H20 Al (011)3 +3H+ 讲多元弱酸的酸根离子既有水解倾向,又有电离倾向,以水解为主,溶液显碱性,以电离为主的,溶液显酸性.讲些盐溶液在混合时,一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子在一起都发生水解,相互促进对方的水解,使两种离子的水解趋于完全.例如,将A12(S04)3溶液和NaIIC03溶液混合,立即产生白色沉淀和大量气体.这是由于混合前A12(S04)3溶液显酸性,A13 +3II20 Al(011)3 +311 , NaHC03 溶液显酸性:IIC03 +H20 I12C03 +0H ,混合后由于 II +011 == 1120 ,使两个水解反响互相促进,使其水解反响互相促进,使其各自水解趋于完全,所以产生白色沉淀和C02气体,A13 +3HC03 ==Al〔0H〕3 +3C02 板书〔3〕双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解,我们称之为双水解.讲在书写双水解方程式时,我们也要注意总结一些规律.投影1能相互促进水解的两离子,如果其一含有氢元素,写离子方程式时在反响物端不写H20 ,如果促进水解的两离子都不含氢元素,写离子方程式时反响物端必须写1120 ,有“二二〞和和2书写能相互促进水解的两离子的离子方程式时,根据电荷比拟简单.常见的能发生相互促进水解的离子有：A13 与 S2、US、C032、IIC03、A102 ； Fe3 与 A102、C032、IIC03 ； NH4 与 A102、Si032一等.小结各类盐水解的比拟.盐类实例能否水解引起水解的离子对水的电离平衡的影响溶液的酸碱性强碱弱酸盐ClI3C00Na能弱酸阴离子促进水电离碱性强酸弱碱盐NI44C1能弱碱阳离子促进水电离酸性强碱强酸盐NaCl不能无无中性随堂练习1、物质的量浓度相同的以下溶液中,符合按PH由小到大的顺序排列的是〔C 〕A、Na2C03、NaIIC03、NaCl、NH4C1B、Na2C03、NaFICO3、NH4C1、 NaClC、 (NH4)2S04、NH4C1、 NaNO3、Na2SD、NH4CL (NH4) 2S04、Na2S、NaNO3规律小结水解造成的酸性没有弱酸的酸性强,水解造成的碱性不如弱碱的碱性强；盐所对应的酸越弱水解造成的碱性越强；盐所对应的碱越弱,水解生成的酸的酸性越强2、以下反响不属于水解反响生成或水解方程式不正确的选项是(D )1IIC1+H20 1130+ +C12 ZnC12 +H20 Zn (011)2 +2I1C13Na2C03+H20 H2C03 +2NaOH4 A12(S04)3 +6H202A1 (Oil) 3+31I2C03A、12B、34C、124D、全部教学回忆：教案课题：第三节盐类的水解(二授课班级课时教学知识与技能1、了解盐类水解在工农业生产和日常生活的应用目的过程与方法1、培养学生分析问题的水平2、培养学生归纳思维水平和逻辑推理水平情感态度价值观1、通过对盐类水解规律的总结,体会自然万物变化的丰富多彩重点盐类水解的影响因素难点盐类水解的应用知识结构与板书设计三、盐类水解的影响因素1、内因：盐本身的性质2、外因：〔1〕温度：升温促进水解〔2〕浓度：稀释促进水解〔3〕外加酸碱3、不考虑水解的情况四、盐类水解的应用1、分析判断盐溶液酸碱性〔或P11范围〕要考虑水解2、比拟盐溶液离子浓度大小或离子数时要考虑水解.3、配制易水解的盐溶液时,需考虑抑制盐的水解4、制备某些无水盐时要考虑盐的水解5、判断离子能否大量共存时要考虑盐的水解.6、化肥的合理施用,有时也要考虑盐类的水解7、某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解8、用盐作净水剂时需考虑盐类水解9、Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐〔如NH4C1、 A1C13、FeC13等〕溶液中产生11210、某些盐的别离除杂要考虑盐类水解11、工农业生产、日常生活中,常利用盐的水解知识12、加热蒸干盐溶液析出固体13、判断盐对应酸的相对强弱14、制备纳米材料教学过程教学步骤、内容教学方法、手段、师生活动回忆盐类水解属于离子反响,其实质是：在溶液中盐电离出来的离子与水所电离出来的II或0H结合生成弱电解质的反响,叫做盐类的水解.水解平衡就是一种化学平衡, 盐类水解的程度大小与物质的本性相关.因此,反响中形成的弱酸或弱碱电离程度越小,那么盐的水解程度越大.盐类水解也是酸碱中和反响的逆过程.中和反响是放热反响,因此水解反响是吸热反响.科学探究探究目的：通过实验探究促进或抑制FeC13水解的条件,了解影响盐类水解程度的因素.实验过程：1、从反响物性质考虑,FeC13是否容易发生水解？水解生成物是什么？写出其水解反响的化学方程式2、应用平衡移动原理,从反响条件考虑,影响FeC13水解的因素可能有哪些？参照下表设计、写出实验步骤序号可能影响因素实验操作现象解释或结论1盐的浓度2溶液的酸碱性33、归纳总结实验结果,得出结论并与同学交流投影小结1、因FeC13属于强酸弱碱盐,生成的Fe(OH)3是一种弱碱,并且难溶,所以FeC13易水解.其水解反响的化学方程式：Fe3 +3H20 Fe (011)3 +3112、影响FeC13水解的因素有：(1)参加少量FeC13晶体,增大C(Fe3 )； (2)加水稀释；(3)参加少量盐酸,增大C(H )； (4)参加少量NaF晶体,降低C(Fe3 )； (5)参加少量NaIIC03,降低C(H )；(6)升高温度判断上述水解平衡移动的方向依据有多种,一是平衡原理,二是可以通过溶液颜色深浅变化作判断(如加热时,溶液颜色明显变深,说明平衡是向水解方向移动);三是通过溶液酸度变化(如参加少量FeC13晶体前后,测溶液PII的变化)；四是观察有无红褐色沉淀析出(如参加少量NaHC03后,使 Fe3的水解程度趋向完全)小.外加酸碱能促进或抑制盐的水解,例如,水解酸性的盐溶液,假设参加碱,就会中和溶液中的II ,使平衡向水解方向移动而促进水解,假设加酸那么抑制水解.过那么,在什么情况下不需要考虑水解呢？板书3、不考虑水解的情况讲不水解的两种可溶性强酸强碱盐溶液相混合,按复分解进行分析,如BaC12 Na2S04 BaS042NaCl o 水解反响不能相互促进的、可溶性强酸强碱盐相混合,一般按复分解进行,如BaC12 Na2C03 BaC032NaCl o假设是具有氧化性的盐和具有复原性的盐溶液反响时,一般可发生氧化复原反响： 2FeC13 Na2S2FeC122NaCl S过那么盐类水解有什么应用呢？板书四、盐类水解的应用讲盐类水解的程度一般很微弱,通常不考虑它的影响,但遇到以下情况时,必须考虑水解.板书1、分析判断盐溶液酸碱性(或PH范围)要考虑水解讲等体积、等物质的量浓度的氨水和盐酸混合后,由于完全反响生成强酸弱碱盐NH4C1,所以PII7,溶液显酸性随堂练习1、有学生做如下实验：将盛有滴加酚酬的NaIIC03溶液(0. Imol/L)的试管微热时,观察到该溶液的浅红色加深；假设冷却至室温时,那么又变回原来的浅红色.发生该现象的主要原因是2、相同温度、相同物质的量浓度的四种溶液：3, 4,,,按由大到小排列正确的选项是解析：此题考查学生对盐类水解规律的掌握和理解,硫酸氢钠和氯化钠都是强酸强碱盐,不水解.氯化钠溶液呈中性,硫酸氢钠溶液呈酸性.另外两盐均水解,水溶液都呈碱性,其水溶液碱性的相对强弱可依“越弱越水解〞的规律比拟,即组成盐的离子与水电离的或结合成的弱电解质,电离度越小,该盐水解程度就越大,乙酸钠和苯酚钠的水解产物分别是乙酸和苯酚,由于苯酚是比乙酸更弱的电解质,即苯酚钠的水解程度大,其水溶液的碱性较强,也较大,正确选项为.板书2、比拟盐溶液离子浓度大小或离子数时要考虑水解.讲例如在磷酸钠晶体中,n(Na ) =3n(P043 ),但在Na3P04 溶液中,由于P043的水解,有c(Na )3c(P043 ),又如,在0. lmol/L Na2c03溶液中,阴离子浓度的大小顺序为：c (C032 )c(01I ) c (UC03 )板书3、配制易水解的盐溶液时,需考虑抑制盐的水解讲配制强酸弱碱溶液时,需滴几滴相应的强酸,可使水解平衡向左移动, 抑制弱碱阳离子的水解,如配制FeCl3、SnC12溶液时,因其阳离子发生诸如Fe3 +31120 Fe(0II)3 +311的水解而呈浑浊状,假设先将FeC13溶于稀HC1 中,再用水稀释到所需浓度,可使溶液始终澄清.同样配制CuS04溶液,可先将Q1S04溶于稀H2s04中,然后加水稀释.讲配制强碱弱酸盐溶液时,需几滴相应的强碱,可使水解平衡向左移动,抑制弱酸根离子的水解.如配制Na2C03、Na2S溶液时滴几滴NaOH溶液.随堂练习实验室在配制硫酸铁溶液时,先把硫酸铁晶体溶解在稀硫酸中,再加水稀释至所需浓度,如此操作的目的是()A、预防硫酸铁分解B、抑制硫酸铁水解C、促进硫酸铁溶解D、提升溶液的PII板书4、制备某些无水盐时要考虑盐的水解讲例如将挥发性酸对应的盐(A1C13、 FeBr2、Fe(N03)3等)的溶液加热蒸干,得不到盐本身.以蒸干 A1C13 溶液来说,A1C13 溶液中 A1C13+3H20 Al (0H) 3 +3HC1,蒸干过程中,HC1挥发,水解平衡向右移,生成 Al(0II)3 , Al (011) 3 加热分解：2A1(OH)3==A1203+3H20,故最终加热到质量不再变化时,固体产物是A1203o又如,有些盐(如 Al2s3)会发生双水解(能进行几乎彻底的水解),无法在溶液中制取,只能由单质直接反响制取.随堂练习把A1C13溶液蒸干后再灼烧,最后得到的主要固体产物是,其理由是(用化学方程式表示,并配以必要的文字说明)板书5、判断离子能否大量共存时要考虑盐的水解.讲弱碱阳离子与弱酸根离子在溶液中假设能发生双水解,那么不能大量共存,能发生双水解反响的离子有：A13 与 C032、11C03、S2、US、A102 等；Fe3 与 C032、IIC03、A102 等；NH4 与 SiO32、A102 等.这里还需要我们注意的是Fe3与S2、 HS也不能共存,但不是由于发生双水解,而是由于发生氧化复原反响板书6、化肥的合理施用,有时也要考虑盐类的水解讲锭态氮肥与草木灰不能混合施用.因草木灰的成分是K2C03水解呈碱性；C032 +H2011C03 +0H ,铁态氮肥中NH4遇0H逸出NH3, 使氮元素损失,造成氮肥肥效降低；讲过磷酸钙不能与草木灰混合施用,因Ca(H2P04)2水溶液显酸性,K2c03溶液显碱性,两者混合时生成了难溶于水的CaCO3、Ca3(P04)2或CaIIP04 ,不能被作物吸收.讲长期施用(NH4)2S04的土壤因NH4的水解而使土壤的酸性增强：NH4 +H20 NH3 1120 II随堂练习为了同时对某农作物施用分别含有N、P、K三种元素的化肥,对于给定的化肥：K2C03 KC1 Ca(H2P04)2 (NH4)2S04 氨水,最适合的组合是 () A、B、C、D、板书7、某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解讲例如Na2C03、NaIIC03溶液因C032、1IC03水解,使溶液呈碱性,011 与玻璃中的Si02反响生成硅酸盐,使试剂瓶颈与瓶塞粘结,因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存,必须用带橡皮塞的试剂瓶保存.板书8、用盐作净水剂时需考虑盐类水解讲例如,明矶KAl(S04)212H20 净水原理：A13 +3H20 Al(01I)3 (胶体)+311 , Al (011) 3 胶体外表积大,吸附水平强,能吸附水中悬浮杂质生成沉淀而起到净水作用.板书9、Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4C1、 A1C13、FeC13等)溶液中产生112讲将Mg条投入NH4cl溶液中,有H讲水垢的主要成分是CaC03和Mg(011)2,根本上不会生成MgC03 ,是由于MgC03微溶于水,受热时水解生成更难溶的 Mg(011)2讲小苏打片可治疗胃酸过多讲磨口试剂瓶中不能盛放 Na2Si03、Na2C03等试剂.板书12、加热蒸干盐溶液析出固体讲不水解、不分解的盐的溶液加热蒸干时,析出盐的晶体,如NaCl；但能水解,生成的酸不挥发,也能析出该盐的晶体,如A12(S04)3 ；能水解,但水解后生成的酸有挥发性,那么析出金属氢氧化物,假设蒸干后继续加热,那么可分解为金属氧化物,如A1C13；假设盐在较低温度下受热能水解,那么加热蒸干其溶液时,盐已分解,如Ca(HC03)2o板书13、判断盐对应酸的相对强弱讲例如,物质的量浓度相同的两种盐溶液,NaA和NaB,其溶液的pH前者大于后者, 那么酸HA和HB的相对强弱为HBHA随堂练习物质的量浓度相同的三种盐,,的溶液,其II 依次为8, 9, 10,那么,,的酸性由强到弱的顺板书14、制备纳米材料讲例如,用TiC14制备Ti02 ：TiC14+(x+2)1120 (过量)TiO2 xII20 +4IIC1 o制备时参加大量的水,同时加热,促进水解趋于完全,所得Ti02 X1120经焙烧得Ti02o类似的方法也可用来制备SnO、SnO2、Sn203 等.小结盐类水解的知识不仅在以上我们提到的配制某溶液或分离提纯某些物质方面用得到,它还有更广泛的应用,如在农业生产中化肥能否混合施用的问题,日常生活中用到的泡沫灭火器的原理等等,都与盐类水解有关.同学们如果有兴趣的话,可在课余时间到图书馆查阅一些相关资料,来进一步了解盐类水解的应用.教学回忆：教案课题：第三节盐类的水解〔三〕专题：电解质溶液中有关离子浓度的判断授课班级课时教学目知识与技能1、学会运用盐类水解的知识和守恒的观点解决离子浓度的问题过程与方法1、培养学生运用比照法和依据客观事实解决问题的逻辑思维水平的情感态度价值观1、引导学生树立“透过现象,抓住本质〞的辩证唯物主义认识观点,培养学生善于观察、勤于思考的科学态度重点溶液中微粒浓度的大小比拟难点双水解问题知识结构与板书设计一、电离平衡理论和水解平衡理论1、电离理论：2、水解理论：二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数,2、物料守恒：就电解质溶液而言,物料守恒是指电解质发生变化〔反响或电离〕前某元素的原子〔或离子〕的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子〔或离子〕的物质的量之和.3、质子守恒：无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子,但氢原子总数始终为定值,也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等.二、典型题溶质单一型1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C〔显性离子〕C〔一级电离离子〕C〔二级电离离子〕C〔水电离出的另一离子〕2、弱碱溶液。
高三化学水溶液中离子平衡专题教学案2
CaSO4·2H2O[含有少量Fe(OH)3]，提纯CaSO4·2H2O的主要操作步骤：向沉淀中加入过量__________，充分反应后，过滤、洗涤、干燥。
AgSCN白1.0×10-6，若用AgNO3去滴定NaSCN溶液，可选用为滴定的指示剂的物质为______，达到滴定终点时的现象为_________．A．NaCl B．BaBr2C．NaSCN D．Na2CrO4
3.返滴定：SrCl2·6H2O产品纯度检测：称取1.000 g产品溶解于适量水中，向其中加入含AgNO31.100×10－2mol的AgNO3溶液，待Cl―完全沉淀后，用含Fe3+的溶液作指示剂，用0.2000 mol/L的NH4SCN标准溶液滴定剩余的AgNO3，使剩余的Ag+完全沉淀。①达到终点的现象是________。
水溶液离子平衡2
一、滴定：(1)回顾中和滴定的实验步骤、仪器（滴定管读数），药品。(2)指示剂选择及终点现象：①已知：I2＋2S2O ===S4O ＋2I－②Fe3+滴定I-：；③用酸性高锰酸钾溶液滴定草酸：。强酸和强碱中和滴定时，指示剂为？强酸和弱碱中和滴定时，指示剂为？弱酸和强碱中和滴定时？碳酸钠与碳酸氢钠混合溶液测组分，指示剂为？
④将AgCl与AgBr的饱和溶液等体积混合，再加入足量AgNO3溶液，AgCl沉淀多于AgBr；
⑤向0.1 mol/LMgCl2和0.1 mol/LCuCl2混合液中，逐滴加入NaOH，先出现白色沉淀，后出及注意事项。
②含Fe3+、Cu2+、Mn2+的溶液中，为除去Fe3+而不损失Cu2+、Mn2+，当离子浓度小于1.0×10-5时，认为该离子沉淀完全。Ksp(Fe(OH)3)=1.0×10-38, Ksp(Cu(OH)2)=1.0×10-20，Ksp(Mn(OH)2)=4.0×10-14，调pH的范围为_____。
最新人教版高中化学《水溶液中的离子平衡复习》示范教案(第2课时)
第二课时盐类的水解和离子共存三维目标知识与技能1．通过回忆、投影、练习等途径让学生掌握盐类水解的定义、实质、类型、规律等。
2．掌握盐类水解离子方程式的书写，并通过例题的形式分析常见的问题。
3．了解盐类水解知识的应用4．了解难溶电解质的溶解平衡过程与方法根据例题、提问等方式让学生回忆有关知识和解决问题的方法。
情感态度与价值观认识自然科学中的对立统一的辩证唯物主义。
教学重难点教学重点盐类水解的相关内容。
教学难点电解质溶液中离子浓度大小的判断。
教学方法练习、合作探究、多媒体展示。
教学过程设计引入新课[复习]请大家回忆盐类水解的实质是什么？[回答]盐类在水溶液中电离出的离子跟水电离出的H＋或OH－生成难电离的分子或离子，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离度增大。
判断盐类水解能否水解的条件：一看能否溶，不溶不水解；二看有无弱，无弱不水解。
[追问]大家回答得非常好。
为了进一步掌握盐类水解的有关内容，请填写下表：[回答]2.水解规律：有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解；三价阳离子都水解，多元弱酸根离子分步水解。
3．溶液酸碱性判断：谁强显谁性，强酸酸式盐显酸性，弱酸酸式盐由酸式根离子电离和水解相对强弱来决定。
(1)盐的弱酸根离子对应酸越弱，水解程度就越大，溶液的碱性就越强。
如相同物质的量浓度的CH3COONa和Na2CO3溶液，因碳酸比醋酸弱，故Na2CO3溶液pH大于CH3COONa溶液。
以其可判断相同物质的量浓度的强碱弱酸盐溶液的pH，或据盐溶液的pH大小判断其对应酸的相对强弱。
(2)多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二步水解程度大，故相同物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液，Na2CO3溶液碱性比NaHCO3强。
(3)弱酸酸式盐溶液酸碱性由酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小决定：①若电离程度大于水解程度溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。
②若电离程度小于水解程度溶液呈碱性，如NaHS、NaHCO3、Na2HPO4等。
2018-2019学年人教版 选修4 第3章 水溶液中的离子平衡教学安排教案
第三章水溶液中的离子平衡一、教学内容概述本章是选修4《化学反应原理》的第三章，它包含四节内容：第一节弱电解质的电离；第二节水的电离和溶液的酸碱性；第三节盐类的水解；第四节难溶电解质的溶解平衡。
本章内容应用前一章所学化学平衡理论，探讨水溶液中离子间的相互作用，内容比较丰富，理论与实际、知识与技能兼而有之，如电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的过程分析，体现了化学理论的指导作用。
pH的应用、盐类水解反应的应用、沉淀转化的应用等，展示了相关知识在生产、生活中的应用价值。
酸碱中和滴定介绍和测定酸碱反应曲线的实验则是学习实验操作技能。
在教学功能上，这一章起着巩固和深化前一章所学知识的作用。
全章4节内容可分为两条知识链：一是与弱电解质相关的电离平衡，包括1-3节，它们在知识的认识水平上是渐进的，前一节是后一节的基础和铺垫；二是沉淀溶解平衡，安排在第4节，它的知识基础是溶解度和化学平衡理论。
从整体上看，本章内容以深入认识水溶液中离子反应的本质为核心问题线索，分别研究了各类物质（弱电解质、水、盐类、难溶电解质）在水溶液中的离子平衡，使学生发现化学平衡、电离程度和溶解度之间的关系，并了解这些原理的应用。
教材内容框架如下：二、本章教学内容在选修模块内容体系中的地位和作用学习“水溶液中的离子平衡”主题的基础是义务教育阶段化学（或科学）、高中阶段必修课程化学1、化学2模块中相关的元素化合物知识，以及本模块中主题2中化学平衡方面的理论知识。
1．物质在水溶液中的行为与化学反应中的能量转化和化学反应限度的关系化学反应原理模块前两个专题分别从化学热力学、动力学的角度介绍了有关化学反应的规律和理论，本专题以前两个专题的理论为基础，选取了最常见、最典型的水溶液体系来引导学生运用所学理论（特别是化学平衡理论）分析物质的行为。
例如，本专题在化学平衡常数的基础上建立水的离子积常数、电离平衡常5．掌握从简单到复杂、从单一研究对象到多个研究对象的复杂体系的研究方法。
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。
新人教版高中化学第三章水溶液中的离子平衡章末整合教案选修
一、酸、碱中和滴定曲线１．酸碱滴定过程中溶液pH的变化特点在酸碱反应过程中，溶液的pH会发生变化，对于强酸强碱的反应，开始时由于被中和的酸（或碱）浓度较大，加入少量的碱（或酸）对其pH的影响不大。
当反应接近终点（pH≈7）时，很少量的碱（或酸）就会引起溶液pH突变，酸、碱的浓度不同，pH突变范围不同。
２．酸碱滴定曲线酸碱滴定曲线是以酸碱混合过程中滴加酸（或碱）的量为横坐标，以溶液pH为纵坐标绘出的曲线。
向２0．00 mL 0．１000 mol·L—１HCl溶液中滴加0．１000 mol·L—１NaOH溶液过程中pH变化如下表所示：V （NaO H）/mL 0．00１0．00１５．00１8．00１9．00１9．96２0．00２0．0４２１．00２２．00３0．0pH１１．４8１．8５２．２8２．５9４．007．00１0．３１１．３9１１．68１２．３0由表中数据绘制滴定曲线如下图：[特别提示] （１）酸碱中和滴定曲线有一突变过程。
（２）从滴定曲线的起点可判断滴定的过程，若起点为酸性，则为碱溶液滴定酸溶液，否则相反。
二、溶液中离子浓度的大小和粒子的守恒关系１．明确两个“微弱”（１）弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。
如弱酸HA溶液中c（HA）>c（H＋）>c（A—）>c（OH—）。
（２）单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。
ⅰ.单一溶液中不同离子浓度的大小比较１正盐溶液基本遵循c（不水解离子）>c（水解离子）>c（显性离子），当离子外有角标时，顺序提前，如醋酸钠溶液中有c（Na＋）>c（CH３COO—）>c（OH—）>c（H＋）。
在浓度为c mol·L—１（NH４）２SO４溶液中，c（NH错误!）>c（SO错误!）>c（H＋）>c（OH—）。
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水溶液中的离子平衡学案§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等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质）【思考】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 2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
【思考】 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。
二、水的电离和溶液的酸碱性1、水的电离平衡：H 2OH + + OH - 水的离子积：K W = [H +]·[OH -] 25℃时, [H +]=[OH -] =10-7 mol/L ; K W = [H +]·[OH -] = 10-14 注意：K W 只与温度有关，温度一定，则K W 值一定K W 不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱 ：抑制水的电离（pH 之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离（pH 之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）【思考】试比较pH=3的HAc 、pH=4的NH 4Cl 、pH=11的NaOH 、pH=10 Na 2CO 3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是 。
4、溶液的酸碱性和pH ：（1）pH= -lg[H +]物质 单质 化合物 电解质 非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。
强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。
弱电解质：弱酸、弱碱和水。
混和物纯净物注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。
【思考】已知100℃时，水的K W=1×10-12，则该温度下①NaCl的水溶液中[H+]= ，pH = ，溶液呈性。
②0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH=（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞pH试纸——最简单的方法。
操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果（填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是。
（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：指示剂变色范围的PH石蕊＜5红色5～8紫色＞8蓝色甲基橙＜3.1红色 3.1～4.4橙色＞4.4黄色酚酞＜8无色8～10浅红＞10红色【思考】试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：①强酸滴定强碱最好选用的指示剂为：原因是；②强碱滴定强酸最好选用的指示剂为：，原因是；③中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是。
三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合： [H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合： [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混)3、强酸与强碱的混合：注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！【思考】将pH=1的HCl和pH=5的H2SO4溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=10的NaOH溶液和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液后pH= 。
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n5、任何溶液稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；无限稀释后pH均为7。
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
【思考】pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH为，若使其pH变为5，应稀释的倍数应（填不等号）100； pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为。
【思考】pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中[H+] ：[SO42-]= ；五、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。
(如:Na2CO3＞NaHCO3)2、盐类水解的特点：（1）可逆（2）程度小（3）吸热3、影响盐类水解的外界因素：①温度②浓度③酸碱【思考】下列说法错误的是：A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3- 存在；B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深；C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱；D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。
【思考】 Na2CO3溶液呈碱性原因用离子方程式表示为 _____________ ；能减少Na2CO3溶液中CO32- 浓度的措施可以是（）①加热②加少量NaHCO3固体③加少量(NH4)2CO3固体④加少量NH4Cl ⑤加水稀释⑥加少量NaOH4、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4-②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）【思考】写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式________________________________________并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系。
5、双水解反应：（图示及反应）6、盐类水解的应用：（略）六、溶液中微粒浓度的大小比较（三大守恒：电荷守恒物料守恒质子守恒）【思考】分析Na2CO3溶液和NaHCO3溶液中的三大守恒及离子浓度大小关系七、溶解平衡1、电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性加水均能促进三大平衡；加热均能促时三大平衡（溶解平衡个别例外）；三大平衡均为水溶液中的平衡，故都不受压强的影响；均遵循勒夏特列原理。
2、Q c与KQ c为浓度商 K为平衡常数化学平衡常数(K)、电离常数(K a)、水解常数(K b)、溶度积(K sp)。
Q c与K 的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：Q c>K，过平衡状态，反应将逆向进行；Q c=K，平衡状态；Q c<K，未平衡状态，反应将正向进行【思考】（1）对于Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2-(aq)，其K sp的表达式为（2）下列说法中不正确的是①用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小；②一般地，物质的溶解度随温度的升高而增加，故物质的溶解大多是吸热的；③对于Al(OH)3(s) Al(OH)3 Al3+ + 3OH-，前者为溶解平衡，后者为电离平衡；④除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀比用CO32-好，说明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大;【思考】已知25℃时CaSO4的K sp=9.1×10-6，若将0.02mol/L的Na2SO4溶液与0.004mol/LCaCl2溶液等体积混合，试通过计算溶液中是否有沉淀析出?§2 方法、归纳和技巧1、溶液导电能力的变化【例1】把0.05mol NaOH固体分别加入到100mL下列液体中，溶液导电能力变化最小的是A．0.05 mol·L—1硫酸B．0.6 mol·L—1盐酸C．0.5 mol·L—1的醋酸； D．0.5 mol·L—1KCl溶液方法：写将化学程式改为离子方程式的第一步，比较反应前后溶液中离子数的变化关键：不需考虑弱电解质的电离及离子的水解；注意加入物质是否过量2、水电离出的[H+]浓度为已知条件的离子共存判断【例2】在由水电离产生的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液中，一定可以大量共存离子组是A)NH4+,Al3+,Br-,SO42- B)Na+,Mg2+,Cl-,NO3-C)K+,Ba2+,Cl-,NO3- D)K+,Na+,SO32-,SO42-【例3】由水电离产生的c（H+）=1×10-5mol/L的溶液，其溶质可能是A、NaHSO4B、AlCl3C、H2SO4D、NaH2PO4注意：若由水电离产生的H+浓度大于10-7mol/L，则溶液一定呈酸性，溶质中一定有强酸弱碱盐。
3、“14”规则的运用【例4】将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是：A． [NH4+]＞[Cl-]＞ [H＋]＞[OH-] B．[NH4+]＞[Cl-] ＞[OH-]＞[H＋]C．[Cl-] ＞[NH4+]＞[H＋] ＞[OH-] D．[Cl-]＞[NH4+]＞[OH-]＞[H＋]解析：利用“pH之和为14的酸碱等体积混合后，谁弱谁过量显谁性。
”规律，判断反应后溶液为NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液且呈碱性，而溶液呈碱性，则以氨水的电离为主，选B【例5】在常温下10mLpH=10的KOH溶液中，加入pH=4的一元酸HA溶液至pH刚好等于7（设反应前后体积不变），则对反应后溶液的叙述正确的是A、[A-] = [K+]B、[H+] = [OH-]<[K+]<[A-]C、V总≤20mLD、V总≥20mL解析：分HA为强酸和弱酸两种情况，再结合“14”规则：假如酸为弱酸，则加入10mL弱酸后溶液呈酸性，而已知溶液呈中性，故加入的弱酸体积小于10mL。