化學(xué)人教版選修四第三章 水溶液中的離子平衡——教師

1、張家口四中2013級(jí)高二化學(xué)教學(xué)案選修4 第三章水溶液中的離子平衡 編寫人：谷永兵 審定人：化學(xué)組第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離第一課時(shí)強(qiáng)弱電解質(zhì)及其電離電離方程式的書寫 學(xué)習(xí)目標(biāo)：1、會(huì)區(qū)分電解質(zhì)、非電解質(zhì)及強(qiáng)、弱電解質(zhì) 2、能說出常見的強(qiáng)弱電解質(zhì) 3、會(huì)書寫強(qiáng)弱電解質(zhì)的電離方程式 4、記住常見的弱電解質(zhì)預(yù)習(xí)提綱一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1、電解質(zhì)與非電解質(zhì)的判斷電解質(zhì)是指在水溶液 或 熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的 化合物；非電解質(zhì)是指在水溶液和熔融狀態(tài)下 不能導(dǎo)電的 化合物。說明：(1)單質(zhì) 既不是 電解質(zhì)，也 不是 非電解質(zhì)。(2)在水溶液里能夠?qū)щ娀蛉廴跔顟B(tài)下能夠?qū)щ?，兩個(gè)條件中只要具備一個(gè)即可。(3)在溶

2、液里或熔融狀態(tài)時(shí)，化合物本身電離出自由移動(dòng)的離子而導(dǎo)電時(shí)，才是電解質(zhì)。如氨氣、二氧化碳、五氧化二磷等的水溶液能夠?qū)щ?，但是屬于非電解質(zhì)。(4)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力由 離子濃度與 離子所帶的電荷數(shù)來(lái)決定。(5)電解質(zhì)一般有酸、 堿 、 鹽 和離子型氧化物。2、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)比較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義略略化合物類型 離子 化合物及某些具有 共價(jià)鍵的共價(jià)化合物某些具有共價(jià)鍵 的共價(jià)化合物電離程度全部部分電離過程不可逆，無(wú) 電離 平衡，因此電離方程式中間用“ 等”號(hào)可逆，存在 電離 平衡，因此電離方程式中間用“可逆 ”號(hào)溶質(zhì)微粒有 陰離子、 陽(yáng)離子，不存在 電解質(zhì) 分子既有 陰 、 陽(yáng) 離子，又有

3、電解質(zhì)分子實(shí)例絕大多數(shù) 鹽 ： 強(qiáng) 酸： 強(qiáng)_堿： 弱 酸：弱 堿：_水_;少部分鹽 知識(shí)點(diǎn)記憶：1、常見的弱電解質(zhì)弱酸： 一元弱酸 HF、HClO、CH3COOH、HAlO、苯酚 ； 二元弱酸 H2CO3、H2SO3、H2S、H2SiO3、 ； 三元弱酸H3PO4 ； 弱堿： NH3·H2O 、難溶性堿 ；水。 2、弱電解質(zhì)電離的特點(diǎn) 弱電解質(zhì)的電離是 微弱 的、_可逆_的、_吸熱_的、 分步 的。例1 下列物質(zhì)：a、氨水 b、液態(tài)HCl c、Fe d、固體BaSO4e、冰醋酸f、SO2 g、Na2O h、CO2 i、NH3j、NaCl固體k、KOH溶液l、蔗糖其中能導(dǎo)電的有ack

4、，屬于電解質(zhì)的有bdegj，屬于非電解質(zhì)的有fhil，屬于強(qiáng)電解質(zhì)的有bgj，屬于弱電解質(zhì)的有e 。例2 按要求書寫下列物質(zhì)的電離方程式： （1） CH3COOH NH3H2O H2CO3 H2SO4（2）NaHSO4溶液中 熔化時(shí) NaHCO3溶液中 熔化時(shí)例2（1）CH3COOHCH3COO- + H+ NH3·H2ONH4+ + OH-H2CO3HCO3- + H+ HCO3- CO32- + H+ H2SO4 = 2H+ +SO42-（2）NaHSO4 =Na+ + H+ +SO42- NaHSO4 =Na+ + HSO4-NaHCO3 =Na+ + HCO3- HCO3-

5、H+ + CO32-NaHCO3 =Na+ + HCO3- 【課堂練習(xí)】1、下列物質(zhì)導(dǎo)電能力最差的是( D ) A. 熔融氫氧化鈉 B.鹽酸 C. 石墨 D. 固體氯化鉀2、下列物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，但屬于非電解質(zhì)的化合物是（ D ）ACH3COOH B.Cl2 C.NH4HCO3 D.SO23、下列化合物屬于弱電解質(zhì)的是（ D ）AHClO4 B.Ba（OH）2 C.CO2 D.HF4、關(guān)于強(qiáng)弱電解質(zhì)的敘述下列正確的是（ C ）A 強(qiáng)電解質(zhì)都是離子化合物，弱電解質(zhì)都是共價(jià)化合物。B 強(qiáng)電解質(zhì)都是可溶性化合物，弱電解質(zhì)都是難溶性化合物。C 強(qiáng)電解質(zhì)的稀溶液中無(wú)溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)的溶液中存在溶質(zhì)分

6、子。D 弱電解質(zhì)的水溶液的導(dǎo)電能力比強(qiáng)電解質(zhì)弱。5、下列事實(shí)能說明亞硝酸是弱電解質(zhì)的是（ D ）A 用HNO2作導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈光較暗B HNO2是共價(jià)化合物 C.亞硝酸不與氯化鈉反應(yīng)D常溫下，0.1mol/L亞硝酸溶液的C(H+)為7.1×10-3mol/L6下列敘述中，能證明某物質(zhì)是弱電解質(zhì)的是：（ D ）A水溶液的導(dǎo)電能力很差B不是離子化合物，而是極性共價(jià)化合物C熔化時(shí)不導(dǎo)電D溶液中已電離出的離子和未電離的溶質(zhì)分子共存7下列圖象是在一定溫度下，向不同電解質(zhì)溶液中加入新物質(zhì)時(shí)，溶液的導(dǎo)電性能（I）隨新物質(zhì)加入量（m）的變化曲線圖。以下四個(gè)導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)，其中與A 圖變化趨勢(shì)一致的是 （2

7、） ，與B 圖變化趨勢(shì)一致的是 1）（3） ，與C 圖變化趨勢(shì)一致的是 （4） 。(1)Ba(OH)2溶液中滴入H2SO4溶液至過量 (2)醋酸溶液中滴入NH3·H2O至過量(3)澄清石灰水中通入CO2至過量 (4)NH4Cl溶液中逐漸加入適量NaOH固體 I I I m(g) m(g) m(g) A B C第二課時(shí) 弱電解質(zhì)的電離平衡 學(xué)習(xí)目標(biāo)：1、能利用電離平衡原理解釋弱電解質(zhì)在水溶液中的電離情況，會(huì)書寫電離方程式。2、能說出外界條件（溫度、濃度）對(duì)弱電解質(zhì)電離平衡的影響【復(fù)習(xí)回顧】根據(jù)電解質(zhì)的電離程度不同，可以將電解質(zhì)分為 強(qiáng)電解質(zhì) 和 弱電解質(zhì)。它們的電離特點(diǎn)分別是 強(qiáng)電解質(zhì)

8、全部電離，弱電解質(zhì)部分電離 ，HCl是 強(qiáng)電解質(zhì) ， CH3COOH是 弱電解質(zhì) ?！疽胄抡n】 一、電離平衡 將上述兩種物質(zhì)分別加入水中，它們發(fā)生的變化相同嗎？結(jié)合學(xué)案剛剛復(fù)習(xí)的知識(shí)進(jìn)行討論交流，并寫出它們電離的方程式。結(jié)論： 不相同, CH3COOH屬于弱電解質(zhì),在溶液中不完全電離,HCl屬于強(qiáng)電解質(zhì),完全電離電離方程是為： 略 ； 略 思考：CH3COOH電離的速率會(huì)不會(huì)減小到停止？CH3COO 和H+結(jié)合的速率是否會(huì)無(wú)限增大？（用化學(xué)平衡知識(shí)推斷）總結(jié)：當(dāng)電離達(dá)到最大程度之后,CH3COOH電離成H+和CH3COO-的速率與H+和CH3COO-結(jié)合成CH3COOH的速率相等，達(dá)到平衡。

9、練習(xí)：寫出醋酸的電離方程式，畫出醋酸電離過程中正、逆反應(yīng)速率隨時(shí)間的變化曲強(qiáng)調(diào)：弱電解質(zhì)的電離方程式要用 可逆 號(hào)連接。結(jié)論：電離平衡就是在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時(shí)，溶液中分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化，這叫做電離平衡二、電離平衡的影響因素從化學(xué)平衡的知識(shí)出發(fā)尋找可能對(duì)電離平衡產(chǎn)生影響的因素結(jié)論：影響電離平衡的因素有：內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)；外因 濃度，溫度等 。練習(xí)：完成下表 （ 向醋酸溶液中加入各種物質(zhì)時(shí)的電離平衡移動(dòng)）移動(dòng)方向c(CH3COOH)c(CH3COO-)c(H+)電離程度 加入少量鹽酸結(jié)合增大減少增大減小加入少

10、量NaOH電離減少增大減少增大加入少量醋酸鈉結(jié)合增大增大減少減少加入少量水 電離減小減小減小增大加入氯化鈉溶液電離減少減少減少增大升高溫度電離減少增大增大增大總結(jié)：溫度越高，電離程度越 大 ，濃度越低，電離程度越 大 。 即：越熱越 電離 ，越稀越 電離 。隨堂練習(xí)： 完成課本41頁(yè)思考與交流的1、2小題三、電離平衡常數(shù)、電離度 （ 閱讀課本42 43頁(yè)完成下列問題）1、請(qǐng)參照化學(xué)平衡常數(shù)，寫出CH3COOH達(dá)到電離平衡時(shí)，電離平衡常數(shù)的計(jì)算公式 略 結(jié)論：電離平衡常數(shù) 不 隨弱電解質(zhì)溶液的初始濃度變化而 變化 ，只與 溫度 有關(guān)，溫度 越高，電離平衡常數(shù)越 大 2、電離平衡常數(shù)的意義：反映弱

11、酸、弱堿酸堿性的相對(duì)強(qiáng)弱。 強(qiáng)調(diào)：多元弱酸是 分步 電離、各級(jí)電離常數(shù)依次 減少 （相差很大）、一定濃度的多元弱酸溶液的酸性主要由 一級(jí) 電離程度決定例：氫氟酸、醋酸、氫氰酸(HCN)在室溫下的電離常數(shù)分別為： Ka(HF)6.8×10-4 mol·L-1 Ka (CH3COOH)=1.7×10-5 mol·L-1Ka (HCN)6.2×10-10 mol·L-1Ka的數(shù)值表明，這三種酸的酸性由弱到強(qiáng)的順序是：HCN <CH3COOH< HCN 【本節(jié)知識(shí)點(diǎn)】 電離平衡 弱電解質(zhì)的電離平衡 影響電離平衡的因素 電離平衡常數(shù)

12、作業(yè)：完成課本4344頁(yè)15小題課后練習(xí)：1、將0.1mol/L的氫硫酸用水沖稀后，下列有關(guān)的各說法中，不正確的是( C D )  AH2S的電離程度會(huì)增大BH+離子的數(shù)目會(huì)增多Cc(H+)增大 D電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性增強(qiáng)2、當(dāng)某一定濃度的醋酸溶液在不同溫度下測(cè)其c(H+),其結(jié)果是（D ）A缺少限制條件,無(wú)法測(cè)定 Bc(H+)相同 C溫度低時(shí), c(H+)大 D溫度高時(shí), c(H+)大3、0.1mol/L的醋酸溶液中存在著電離平衡： ,若使c(H+)減小，可加入下列物質(zhì)是（  AB）A醋酸鈉晶體 BNaOH晶體 C同濃度的醋酸溶液  

13、D稀鹽酸4、下列電離方程式中，正確的是（ D ） ANH3·H2O=NH4+OH BCuCl2=Cu2+Cl2 CH2CO32H+CO32 DNaOH=Na+OH5、25時(shí)，在0.5L 0.2mol·L-1的HA溶液中，有0.01 mol的HA電離成離子。求該溫度下HA的電離平衡常數(shù)？ 2.2×103第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性（第一課時(shí)） 學(xué)習(xí)目標(biāo)： 1、能夠說出水的離子積常數(shù)的意義，以及影響Kw的因素 2、能夠列出在任何水溶液中C(H+)和C(OH)的關(guān)系，以及由水電離出的C(H+)和C(OH)的關(guān)系 3、會(huì)說溶液顯酸性、堿性或中性的原因 4、會(huì)計(jì)算溶液的p

14、H學(xué)習(xí)過程 一、水的電離和水的離子積常數(shù)【導(dǎo)入】運(yùn)用已學(xué)過的弱電解質(zhì)電離平衡原理解決下面問題。（1）水是一種_弱_電解質(zhì)，請(qǐng)寫出在純水或稀溶液中水發(fā)生的電離方程式 H2O + H2O H3O+ + OH- 或 H2O H+ + OH- 。水的電離平衡常數(shù)可表示為： K=C（H+）×C（OH）/C(H2O) ，該電離平衡常數(shù)只與_溫度_有關(guān)。因?yàn)樗碾婋x極其微弱，在室溫下55.6mol H2O中只有1×10-7mol H2O電離，電離前后H2O的物質(zhì)的量幾乎不變，因此c(H2O)可視為常數(shù)，這樣上式可變形成乘積的形式： K·c(H2O)=C（H+）×C（O

15、H） ，其中常數(shù)K電離與常數(shù)c(H2O)的積為一新的 常數(shù) ，叫做水的 離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱 水的離子積 ，記作 KW ，所以水的離子積常數(shù)表達(dá)式為： KW=C（H+）×C（OH） 。 水的離子積常數(shù)只與_溫度有關(guān)。（2） 提示：我們經(jīng)常用pH來(lái)表示溶液的酸堿度，其實(shí)pH就是氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)，即：pH= -lgC(H+) 現(xiàn)在測(cè)得25時(shí)純水的pH = 7，則在25時(shí)的純水中： C(H+)=1×107mol/L 、C(OH-)= 1×107 mol/L ，由水的電離方程式可知由水電離出的C(H+) 與C(OH-)關(guān)系為 相等（填相等或不等）。水的離子積Kw = C(H

16、+) ·C(OH-)= 1×1014 【總結(jié)】水是一種 極弱 的電解質(zhì)，在25時(shí)水的離子積Kw= C(H+) ·C(OH-) =1×1014，水的離子積只與_溫度_有關(guān)。二、溶液的酸堿性和pH引入課題：（討論下列因素對(duì)水電離平衡的影響應(yīng)用化學(xué)平衡原理）純水加少量鹽酸加少量氫氧化鈉加少量氯化鈉C(H+)不變?cè)龃鬁p少不變C(OH-)不變減少增大不變C(H+)和C(OH-)的大小關(guān)系不變不變不變不變?nèi)芤旱乃釅A性不變酸性增強(qiáng)堿性增強(qiáng)不變問：酸性溶液中是否存在OH？堿性溶液中是否存在H+ ？試解釋原因。 不論是酸性溶液中還是堿性溶液都存在弱電解質(zhì)水，水會(huì)電離產(chǎn)生O

17、H和H+ 歸納整理一、溶液的酸堿性與c(H+）、 c(OH-）關(guān)系 酸性溶液：_ c(H+）>c(OH-）_中性溶液：_ c(H+）=c(OH-）_堿性溶液：_ c(H+）< c(OH-）_可見，用C(H+)和C(OH-)都可以表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。初中我們用 pH 表示溶液的酸堿度， pH就是 氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù) ，表示為：pH = 略 。 pH的范圍是 014 ，測(cè)定pH的方法為： pH試紙、酸度計(jì)。 思考與交流假設(shè)100時(shí)水的離子積常數(shù)Kw=10-121、在100時(shí)，純水中c(H+）為多少？ 106mol/L2、c(H+）1×107mol/L是否說明100時(shí)純水溶液

18、呈酸性？否3、100 時(shí)，c(H+） = 1×107mol/L溶液呈酸性還是堿性？堿性本節(jié)知識(shí)總結(jié) 1、在任何水溶液中都存在氫離子和 氫氧根離子，它們的關(guān)系是 _濃度乘積是一個(gè)常數(shù) , 2、水的離子積常數(shù)只與_溫度_有關(guān)。 3、由水電離出的氫離子和氫氧根離子的關(guān)系是 濃度相等_ 4、pH等于 氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù) ，表示為： 略 。 5、溶液的酸堿性與氫離子濃度、氫氧根離子濃度和pH的大小 無(wú)關(guān)， 只與溶液中 氫離子濃度與氫氧根離子濃度的相對(duì)大小 有關(guān)。第2課時(shí) 溶液pH的計(jì)算學(xué)習(xí)目標(biāo)：1、 能熟練說出溶液中氫離子濃度與氫氧根離子濃度的關(guān)系，以及由水電離出的氫離子和氫氧根離子濃度的關(guān)系

19、2、 會(huì)利用pH的計(jì)算公式進(jìn)行pH的計(jì)算3、 能夠求出一定物質(zhì)的量濃度的強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液的pH，及由水電離出的氫離子濃度或氫氧根離子濃度4、 能說出酸或堿對(duì)水的電離平衡的影響學(xué)習(xí)過程：1、 本節(jié)所用到的知識(shí)點(diǎn)回顧：（1） 溶液中C(H+)和C(OH-)的關(guān)系是？由水電離出的C(H+)和C(OH-)的關(guān)系是？KW與什么有關(guān)？ 略（2） pH怎么計(jì)算？ 略 （3） 寫250C時(shí)純水中存在的電離平衡，此時(shí)水中C(H+)和C(OH-)各是多少？若加入鹽酸，對(duì)水的電離平衡有何影響？此時(shí)由水電離出C(H+)和C(OH-)如何變化？加入氫氧化鈉呢？ 107mol/L ； 向離子結(jié)合方向 ；C(H+)增大C(O

20、H-)減小 向離子結(jié)合方向 ；C(H+)減小C(OH-)增大2、 學(xué)習(xí)過程（1） 一定物質(zhì)的量濃度的強(qiáng)酸溶液或強(qiáng)堿溶液pH及由水電離出的C(H+)或C(OH)的計(jì)算例1：求250C時(shí)，0.1mol/LHCl水溶液的pH及由水電離出的C(H+)分析：在鹽酸溶液中存在的電離方程式為： HCl=H+ + Cl H2O H+ + OH- , 溶液中存在的微粒有 H+ 、ClOH- 、H2O 、。 氫氧根離子來(lái)源于水 的電離，即：C(OH)溶液= C(OH)水，氫離子來(lái)源于 鹽酸 和 水 的電離，即：C(H+)溶液 = C(H+)鹽酸 + C(H+)水 鹽酸電離出的C(H+)為0.1mol/L ，由于鹽

21、酸對(duì)水的電離平衡的 抑制作用（填促進(jìn)或抑制），所以水電離出的C(H+) 小于 107mol/L（填大于、小于或等于）,由于鹽酸電離出的C(H+)遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于水電離出的C(H+)，所以水電離出的C(H+)水可以忽略不計(jì)，一般認(rèn)為:當(dāng)酸或堿電離出的C(H+)或C(OH)大于水電離出的C(H+)或C(OH)的100倍時(shí)，水電離出的C(H+)或C(OH)可忽略不計(jì)。又由于溶液中由水電離出的C(H+)和C(OH)的關(guān)系是相等 （填相等或不等），所以溶液中由水電離出的C(H+)即等于C(OH)，依據(jù)公式：C(OH) = KW/ C(H+) 即可求得溶液中C(OH),即:由水電離出的C(OH) ,所以該題的解法

22、為：解：鹽酸中存在的電離有 HCl=H+ + Cl H2O H+ + OH- ,所以此溶液中 C(H+)溶液 = C(H+)鹽酸 + C(H+)水 ，C(OH)溶液= C(OH)水由于C(H+)鹽酸 >> C(H+)水所以 C(H+) C(H+)鹽酸 = 0.1mol/L pH = 略 （填公式） pH = 1 （填數(shù)值）又C(H+)水= C(OH)水 = C(OH)溶液= KW/ C(H+)溶液 C(H+)水= 1×1013mol/L答：該溶液的pH為1 ,由水電離出的1×1013mol/L 追蹤練習(xí) 1、求250C時(shí)0.05mol/L的硫酸溶液的pH以及由水

23、電離出的C(H+)水 1 ;1012mol/L2、求250C時(shí)0.01mol/L的氫氧化鈉溶液的pH以及由水電離出的C(OH)水 12 ;1012mol/L3、求250C時(shí)0.05mol/L的氫氧化鋇溶液的pH以及由水電離出的C(OH)水 12 ;1012mol/L（2）強(qiáng)酸溶液或強(qiáng)堿溶液稀釋后pH的計(jì)算例2：250C時(shí)，將0.1mol/LHCl水溶液稀釋至原來(lái)的100倍后，溶液的pH及由水電離出的C(H+)水3 ；1011mol/L追蹤練習(xí) 4、250C時(shí)，將5mol/L氫氧化鈉水溶液稀釋至原來(lái)的500倍后，求溶液的pH及由水電離出的C(OH)水12 ;1012mol/L（3）強(qiáng)酸溶液與強(qiáng)堿

24、溶液混合后溶液PH的計(jì)算例3：250C時(shí)，將0.1mol/LHCl水溶液500mL與0.05mol/L硫酸溶液500mL混合(混合后溶液體積變化忽略不計(jì))，求混合后溶液的pH及由水電離出的C(H+)水 1；1013mol/L例4：250C時(shí)，將0.1mol/LHCl水溶液與0.3mol/L氫氧化鈉溶液等體積混合(混合后溶液體積變化忽略不計(jì))，求混合后溶液的pH及由水電離出的C(OH)水 13 ;1013mol/L追蹤練習(xí) 5、 250C時(shí)，將0.01mol/LNaOH溶液與0.19mol/LNaOH溶液等體積混合(混后溶液體積變化忽略不計(jì))，求混合后溶液的pH及由水電離出的C(OH)水 13

25、;1013mol/L 6、250C時(shí)，將0.15mol/L硫酸溶液與0.3mol/LNaOH溶液按體積比為2:1混合(混合后溶液體積變化忽略不計(jì))，求混合后溶液的pH及由水電離出的C(H+)水1 ;1013mol/L第3課時(shí) 酸堿性中和滴定學(xué)習(xí)目標(biāo)：1、 能說出酸堿中和滴定的原理2、 能復(fù)述酸堿滴定的過程3、會(huì)根據(jù)滴定過程對(duì)滴定結(jié)果進(jìn)行誤差分析4、會(huì)對(duì)實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)進(jìn)行數(shù)學(xué)處理學(xué)習(xí)過程：一、酸堿中和滴定1.酸堿中和滴定是指利用已知濃度的酸(或堿)去滴定一定體積未知濃度的堿(或酸),通過測(cè)定反應(yīng)完全時(shí)消耗已知濃度的酸(或堿)的體積,從而推算出未知濃度的堿(或酸)的濃度的方法，是中學(xué)化學(xué)中最重要的定量實(shí)

26、驗(yàn)方法。2.原理：其實(shí)質(zhì)為 H+ + OH- = H2O。若用A代表酸，B代表堿，據(jù)酸和堿反應(yīng)時(shí)的物質(zhì)的量之比等于它們的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比，則 c(B)=當(dāng)1時(shí)，可簡(jiǎn)化為：c(B) 或 c(A) 二、滴定過程中的pH變化及終點(diǎn)判斷酸堿滴定過程中，溶液的pH發(fā)生了很大的變化。若用標(biāo)準(zhǔn)的強(qiáng)酸溶液滴定未知濃度的強(qiáng)堿溶液，則反應(yīng)開始時(shí)溶液的pH變化很?。ㄌ睢按蟆被颉靶　保?，隨著強(qiáng)酸的滴入，溶液的pH逐漸減小 ；當(dāng)二者恰好中和時(shí)溶液的pH = 7；當(dāng)酸過量一滴時(shí)，溶液立即變?yōu)?酸性。若用強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸則恰恰相反。根據(jù)滴定過程中的pH變化及酸堿指示劑在酸性或堿性溶液中的顏色變化，只要選擇合適的指示劑（滴定終點(diǎn)盡

27、可能與變色范圍一致），即可準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好進(jìn)行。在實(shí)驗(yàn)室里選用的指示劑一般為 酚酞或甲基橙，當(dāng)用酸滴定堿時(shí)，用 甲基橙做指示劑 ，恰好中和時(shí)顏色由 黃 色變成 紅色；當(dāng)用堿滴定酸時(shí)，用酚酞作指示劑，恰好中和時(shí)顏色由無(wú) 色變?yōu)?紅色。三、中和滴定的操作過程儀器： 酸式滴定管,堿式滴定管,錐形瓶,滴定管夾 ，藥品：標(biāo)準(zhǔn)濃度的鹽酸、一定濃度的氫氧化鈉。滴定管介紹： 右圖甲是： 酸式滴定管 ，不能用來(lái)存放 堿性液體 。 乙是：堿式滴定管 ，不能用來(lái)存放 酸性液體或強(qiáng)氧化性液體 。滴定管的“0”刻度在滴定管的上_部，它的準(zhǔn)確度為_0.01mm。1.準(zhǔn)備過程：檢查滴定管是否漏液 用水洗滌滴定管用標(biāo)

28、準(zhǔn)液潤(rùn)洗 裝標(biāo)準(zhǔn)溶液并調(diào)零(記錄初讀數(shù))取一定體積的待測(cè)液于錐形瓶2.滴定過程：移取待測(cè)溶液，加指示劑23滴，滴定，判斷終點(diǎn)，讀數(shù)，重復(fù)實(shí)驗(yàn)，計(jì)算。注a、操作時(shí)左手控制活塞 ，右手控制錐形瓶，眼睛,注視錐形瓶?jī)?nèi)溶液顏色的變化。滴速：先快 后 慢（填“快”或“慢”），當(dāng)接近終點(diǎn)時(shí)，應(yīng)一滴一搖。b、終點(diǎn)判斷：當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螜z測(cè)液時(shí)溶液變色，且30內(nèi)顏色不在發(fā)生變化。針對(duì)性訓(xùn)練1、某學(xué)生中和滴定實(shí)驗(yàn)的過程如下：(a)取一支堿式滴定管，(b)用蒸餾水洗凈，(c)加入待測(cè)的NaOH溶液，(d)記錄液面刻度的讀數(shù)，(e)用酸式滴定管精確放出一定量標(biāo)準(zhǔn)酸液，(f)置于未經(jīng)標(biāo)準(zhǔn)酸液潤(rùn)洗的潔凈錐形瓶中，(g)加

29、入適量蒸餾水，(h)加入2滴酚酞試液，(i)開始滴定，邊滴邊搖蕩，(j)邊注視滴定管內(nèi)液面變化，(k)當(dāng)小心滴到溶液由無(wú)色變成粉紅色時(shí)，即停止滴定。(l)記錄液面刻度的讀數(shù)。(m)根據(jù)滴定管的兩次讀數(shù)得出NaOH溶液的體積為22 mL。指出上述實(shí)驗(yàn)過程中的錯(cuò)誤之處(用編號(hào)表示)(a)(c)(d)(k) (m)2、用已知濃度的NaOH溶液測(cè)定某H2SO4溶液的濃度，參考右圖，從下表中選出正確選項(xiàng) C D錐形瓶中的溶液滴定管中的溶液選用指示劑選用滴定管A堿酸石蕊（乙）B酸堿酚酞（甲）C堿酸甲基橙（甲）D酸堿酚酞（乙）四、中和滴定誤差分析 以一定物質(zhì)的量濃度的鹽酸滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液為例：CH

30、Cl ×VHCl= CNaOH ×VNaOH CNaOH = CHCl ×VHCl/ VNaOH而公式中CHCl 及VNaOH 都是已知量（VNaOH滴定時(shí)取一定的量），所以CNaOH 與VHCl成正比例，因此滴定過程中一切的變化都可歸結(jié)為VHCl的變化。如：若滴定過程中盛鹽酸的滴定管用蒸餾水清洗后，沒有用標(biāo)準(zhǔn)液潤(rùn)洗，則鹽酸濃度會(huì)變小，從而引起所用鹽酸的體積增大，即VHCl偏大，所以測(cè)得的氫氧化鈉溶液的濃度比實(shí)際值偏大。針對(duì)性訓(xùn)練下面是用標(biāo)準(zhǔn)酸滴定待測(cè)堿而引起的結(jié)果變化情況 ：實(shí)驗(yàn)操作情況對(duì)c堿的影響開始滴定時(shí)滴定管尖嘴處留有氣泡偏 高讀數(shù)開始時(shí)仰視，終止時(shí)俯視偏

31、 低 到滴定終點(diǎn)時(shí)尚有一滴酸掛在滴定管尖嘴外而未滴入錐瓶偏 高 洗凈的酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)液潤(rùn)洗偏 高 洗凈的錐瓶用待測(cè)堿潤(rùn)洗偏 高 不小心將標(biāo)準(zhǔn)液滴至錐瓶外偏高 不小心將待測(cè)堿液濺至錐瓶外偏低滴定前向錐形瓶中加入10 mL蒸餾水，其余操作正常無(wú)影響 第三節(jié) 鹽類的水解 第一課時(shí)：鹽類的水解 學(xué)習(xí)目標(biāo)： 1、能說出鹽類水解的實(shí)質(zhì)。2、會(huì)正確書寫鹽類水解的離子方程式。知識(shí)回顧 溶液呈酸性的原因是_ c(H+）>c(OH-）_，呈堿性的原因是_ c(H+）<c(OH-） 呈中性的原因是_ c(H+）=c(OH-）?！疽搿?酸溶液呈酸性，堿溶液呈堿性，是不是鹽溶液一定呈中性呢？不一定【實(shí)

32、驗(yàn)】用pH試紙檢測(cè)下列鹽溶液的酸堿性 1、 NaCl溶液 KNO3溶液 Na2SO4 溶液 呈_中_性 2、 CH3COONa溶液 Na2CO3溶液 KHCO3溶液 呈_堿_性 3、 NH4Cl溶液 CuCl2溶液 Al2（SO4）3溶液 呈_酸_性【設(shè)疑】 為什么第1組溶液呈中性，第2組溶液呈堿_性，第3組溶液呈酸_性？ 讓我們從他們的共同組成特點(diǎn)進(jìn)行分析， 第1組溶液中的鹽都可以看成是 _強(qiáng)_酸和_強(qiáng)_堿生成的鹽，如：NaCl可以看成是鹽酸和氫氧化鈉反應(yīng)生成的，因此這樣的鹽稱為強(qiáng)酸強(qiáng)堿_鹽 結(jié)論： 強(qiáng)酸強(qiáng)堿_鹽溶液呈_中 性。 第2組溶液中的鹽都可以看成是 弱酸_和_強(qiáng)堿_ 生成的，如：C

33、H3COONa可以看成是醋酸和氫氧化鈉反應(yīng)生成的，因此這樣的鹽稱為_強(qiáng)堿弱酸_鹽 結(jié)論：_強(qiáng)堿弱酸_鹽溶液_堿 性。 第3組溶液中的鹽都可以看成是 強(qiáng)酸_和弱堿 生成的，如：NH4Cl可以看成是鹽酸和一水合氨反應(yīng)生成的，因此這樣的鹽稱為_強(qiáng)酸弱堿 鹽 結(jié)論： _強(qiáng)酸弱堿_鹽溶液呈_酸_性。 強(qiáng) 酸強(qiáng) 堿鹽 如： 溶液呈 性 強(qiáng) 酸弱 堿鹽 如： 溶液呈 性鹽的分類 強(qiáng) 堿弱 酸鹽 如： 溶液呈 性 弱 酸弱 堿鹽 如： （高中階段不做研究）【引入】現(xiàn)在我們來(lái)分析：1、為什么強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液呈中性，以NaCl的水溶液為例 在NaCl的水溶液存在的電離有： NaCl=Na+ + Cl 、 H2O

34、 H+ + OH- 由于溶液中C(H+)_=_ C(OH)，所以溶液呈 中 性。2、為什么強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液呈酸 性，以NH4Cl的水溶液為例 在NH4Cl的水溶液存在的電離有： NH4Cl=NH4+Cl 、H2O H+ + OH- 由于溶液中的NH4+會(huì)結(jié)合由水電離出的OH，使水的平衡向電離 方向移動(dòng)，從而使溶液中C(H+)_>_ C(OH)，溶液呈_酸_性。 總結(jié)：NH4Cl水溶液中存在的電離平衡有： H2O H+ + OH- NH4+ + OH- NH3·H2O總反應(yīng)：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+溶液中：C(H+)_>_ C(OH)，溶液

35、呈_酸_性。練習(xí)：分析：為什么CuSO4溶液呈酸性。 略3、為什么強(qiáng)堿酸弱酸鹽的水溶液呈酸 性，以CH3COONa水溶液為例 在CH3COONa的水溶液存在的電離有：CH3COONa =CH3COO+Na+、H2O H+ + OH- 由于溶液中的CH3COO會(huì)結(jié)合由水電離出的H+ ，使水的平衡向 方向移動(dòng)，從而使溶液中C(H+)_<_ C(OH)，溶液呈_堿_性。 總結(jié)：CH3COONa水溶液中存在的電離平衡有： H2O H+ + OH- CH3COO + H+ CH3COOH總反應(yīng)：CH3COO + H2O CH3COOH + OH溶液中：C(H+)_<_ C(OH)，溶液呈_堿

36、_性。練習(xí)：分析：為什么NaHCO3溶液呈堿性。 略總結(jié)1鹽類的水解：強(qiáng)酸弱堿鹽或強(qiáng)堿弱酸鹽在溶于水時(shí)，電離出來(lái)的_弱的酸根_離子或弱堿陽(yáng) 離子跟水電離出來(lái)的H+或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)，使得溶液中的C(H+)不等于C(OH)，從而使這種鹽溶液呈現(xiàn)酸性或堿性，鹽與水發(fā)生的這種反應(yīng)叫做鹽類的水解。2鹽類的水解實(shí)質(zhì)：由于鹽溶液中_弱酸的酸根離子或弱堿的陽(yáng)離子_存在，破壞了水的電離平衡，從而使鹽溶液呈現(xiàn)酸性或堿性。3.鹽類的水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng) 反應(yīng)的逆反應(yīng)。4.鹽類水解的離子方程式的寫法規(guī)律：（1）首先它符合離子方程式的書寫規(guī)律，其次是鹽的水解一般是可逆的，寫 號(hào)（2）多元弱酸的酸根水解是 分

37、步 進(jìn)行的。一般以第 一 步水解為主，第 二 步水解程度很小，往往可以忽略。（3）多元弱堿陽(yáng)離子也是 分步 水解的，但這類陽(yáng)離子的水解反應(yīng)一般比較復(fù)雜，通常以 一步反應(yīng)的方式 表示。水解口訣：無(wú)弱不水解、有弱才水解、誰(shuí)弱誰(shuí)水解、誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性【練習(xí)】：寫出下列鹽的水解方程式或離子方程式：（略）CH3COONa NH4Cl: AlCl3： Na2CO3： NaF： 第二課時(shí)：影響鹽類的水解的因素 學(xué)習(xí)目標(biāo)： 1、知道鹽類水解的特點(diǎn)2、能說出影響鹽類水解的因素，并能分析當(dāng)外界因素變化時(shí)，平衡的移動(dòng)情況3、對(duì)一些生活中的實(shí)例能用鹽類水解的知識(shí)進(jìn)行解釋4、能推導(dǎo)出水解常數(shù)的表達(dá)式并能說出水解常數(shù)表示的意義

38、學(xué)習(xí)過程：一、影響鹽類水解因素：內(nèi)因：（主要因素） 鹽本身的性質(zhì) ，組成鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸越 弱 (或陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿越 弱)，水解程度越大 。即：越弱越水解 練習(xí)：1、已知弱酸酸性大小順序?yàn)椋篐X > HY > HZ ，則相同物質(zhì)的量濃度的KX、KY、KZ的PH大小順序?yàn)? KX<KY<KZ 2、 物質(zhì)的量濃度相同的XCl、YCl其pH分別為5和4，則XOH、YOH堿性強(qiáng)弱比較為： XOH > YOH 外因： 溫度；濃度；外加酸、堿或鹽 1、溫度：鹽的水解是 吸熱反應(yīng)，因此升高溫度水解程度增大。即：越熱越水解 2、濃度：鹽的濃度越小，水解程度越 大 。即：越稀越水解

39、3、外加酸堿能促進(jìn)或抑制鹽的水解。例如水解顯酸性的鹽溶液，若加入堿，就會(huì)中和溶液中的 H+,使平衡向 水解 方向移動(dòng)而促進(jìn)水解，若加酸則 抑制 水解。練習(xí)：針對(duì)下列平衡體系回答問題Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+條件移動(dòng)方向H數(shù)pHFe3水解率現(xiàn)象升溫水解大小大溶液顏色加深通HCl抑制水解大小小顏色變淺加H2O水解小大大淺加NH4Cl抑制水解大小小淺加NaHCO3水解小大大深加FeCl3水解大小小深小結(jié)：水解的特點(diǎn)：水解是 微弱的 、吸熱的 、 可逆的 、分步的。二、溶液中各離子濃度的比較 （1）溶液中離子濃度的比較 設(shè)問：在NH4Cl溶液中都存在哪些粒子，各粒子的濃度（水的

40、濃度不做比較）大小順序?yàn)椋?NH4+、Cl、H+、OH、NH3·H2O 、H2O Cl > NH4+ > H+ > NH3·H2O > OH練習(xí)：1、 在Na2CO3溶液中存在哪些粒子，各粒子的濃度（水的濃度不做比較）大小順序?yàn)?？Na+、CO32、HCO3、H+、OH、H2CO3、H2O由大到?。篘a+、CO32、OH、HCO3、H2CO3、H+2、 在K2S溶液中存在哪些粒子，各粒子的濃度（水的濃度不做比較）大小順序?yàn)椋?K+、S2、HS、H+、OH、H2S、H2O由大到?。篕+、S2、OH、HS、H2S、H+3、 在NaHCO3溶液中存在哪些粒子

41、，各粒子的濃度（水的濃度不做比較）大小順序?yàn)椋?Na+、CO32、HCO3、H+、OH、H2CO3、H2O由大到?。篘a+、HCO3、OH、H2CO3、H+、CO3（2）溶液中離子濃度的等量關(guān)系1、電荷守恒：溶液整體顯電 中 性，由于陽(yáng)離子帶 正 電荷，陰離子帶 負(fù) 電荷，所以陽(yáng)離子帶 正 電荷總數(shù) 等于 陰離子帶 負(fù) 電荷總數(shù)。 例1：在Na3PO4溶液中存在的粒子有Na+、PO43、HPO42、H2PO4、H3PO4、 H+、OH、H2O 其中帶負(fù)電荷的有：PO43、HPO42、H2PO4、OH，帶正電荷的有： Na+ 、H+ 。所以：Na+ +H+ = 3PO43+2HPO42+H2PO

42、4+OH。練習(xí)：根據(jù)電荷守恒寫出下列溶液中離子濃度間存在的等量關(guān)系NaF CH3COOK Na2CO3 Na2S2、質(zhì)量守恒例2：在0.1mol/L Na3PO4溶液中存在的粒子有Na+、PO43、HPO42、H2PO4、H3PO4、 H+、OH、H2O 溶液中含P原子的粒子有：PO43、HPO42、H2PO4、H3PO4、，據(jù)質(zhì)量守恒可知：P= PO43+HPO42+H2PO4+H3PO4，Na3PO4中鈉原子和磷原子的關(guān)系是： Na=3P，在溶液中鈉原子以_鈉_離子形式存在，磷原子以PO43、HPO42、H2PO4、H3PO4、_粒子形式存在，所以存在： Na+=3（PO43+ HPO42

43、+H2PO4+H3PO4、） 關(guān)系。 練習(xí)：1、根據(jù)質(zhì)量守恒寫出下列溶液中存在的粒子濃度間的等量關(guān)系 NaF CH3COOK Na2CO3 Na2S2、在Na2S溶液中下列關(guān)系不正確的是（ A、 D ）    A、C（Na+）=2C（HS-）+2C（S2-）+C（H2S）    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（

44、H+）+C（H2S）3、20ml 1mol/L醋酸溶液與40ml 0.5mol/L燒堿溶液混合后，溶液中離子濃度的關(guān)系正確的是 （A、D ）    A、C（Na+）>C（CH3COO-）>C（OH-）>C(H+)    B、C(Na+)>C(OH-)>C(H+)>C(CH3COO-)    C、C(Na+)+C(H+)>C(CH3COO-)+C(OH-)    D、C(Na+)+C（H+）=C(CH3COO-)+C(OH-)4、把0.

45、02mol/LHAc溶液和0.01mol/LNaOH溶液等體積混合，下列說法正確的是 （ A、D）Ac(Ac)c(Na+)Bc(HAc)c(Ac)C2c(H+)c(Ac)c(HAc)Dc(HAc)+ c(Ac)=0.01mol·L-1三、鹽類水解的應(yīng)用思考：實(shí)驗(yàn)室長(zhǎng)時(shí)間配制的FeCl3溶液、CuSO4溶液等為什么會(huì)出現(xiàn)絮狀物？該怎樣防止此現(xiàn)象出現(xiàn)？ 水解，加入少量的鹽酸、稀硫酸練習(xí)：1、許多鹽水解會(huì)生成膠狀、難溶于水且無(wú)毒的氫氧化物，此氫氧化物可以吸附水中的雜質(zhì)粒子。請(qǐng)寫出明礬KAl(SO4)2·12H2O凈水原理的離子方程式。 略2、請(qǐng)用鹽類水解平衡的移動(dòng)來(lái)解釋：為什么生

46、活中用Na2CO3代替NaOH來(lái)去除油污？熱溶液去污能力強(qiáng)還是冷溶液去污能力強(qiáng)？為什么？（請(qǐng)用必要的文字說明和離子方程式回答） 水解呈堿性，加熱是水解程度增大，堿性增強(qiáng)。3、把三氯化鐵溶液蒸干灼燒，最后得到的固體產(chǎn)物是（D ）    A、無(wú)水三氯化鐵 B、氫氧化鐵 C、氧化亞鐵 D、三氧化二鐵4、泡沫滅火器工作原理（原因用離子方程式表示）：（1）NaHCO3溶液呈 堿 性，原因 略 （2）Al2(SO4)3溶液呈 酸 性，原因 略 （3）若將上述兩種溶液混合，會(huì)有什么現(xiàn)象出現(xiàn)？請(qǐng)寫出總反應(yīng)的離子方程式。 有氣體和白色絮狀沉淀產(chǎn)生。略四、鹽的水解常數(shù)1、水解常數(shù)的推

47、導(dǎo)HA表示酸，MOH表示堿，MA表示由他們生成的鹽，該鹽水解常數(shù)的推導(dǎo)： 略2、水解常數(shù)表示的意義 水解常數(shù)中弱酸或弱堿的電離常數(shù)越小 ，其生成的鹽水解程度就越大 ，即越弱 越水解。第四節(jié)、難溶電解質(zhì)的溶解平衡【學(xué)習(xí)目標(biāo)】 1、能說出難溶電解質(zhì)的溶解平衡的建立過程，2、會(huì)運(yùn)用平衡移動(dòng)原理分析、解決沉淀的溶解和轉(zhuǎn)化問題【學(xué)習(xí)重點(diǎn)】難溶電解質(zhì)的溶解平衡，沉淀的轉(zhuǎn)化【學(xué)習(xí)難點(diǎn)】沉淀的轉(zhuǎn)化和溶解【學(xué)習(xí)過程】思考與交流 指導(dǎo)學(xué)生閱讀P61-62，思考：1、難溶電解質(zhì)的定義是什么？在水中的溶解度小于0.01g的電解質(zhì)2、難溶物的溶解度是否為0？在20時(shí)電解質(zhì)的溶解性與溶解度的關(guān)系如下：溶解性易溶可溶微溶難

48、溶溶解度>10g1g<s<10g0.01g<s<1g< 0.01g3、當(dāng)AgNO3與NaCl反應(yīng)生成難溶AgCl時(shí)，溶液中是否含有Ag+和Cl-？此溶液是否為AgCl的飽和溶液？ 有，是飽和溶液4、難溶電解質(zhì)（如AgCl）是否存在溶解平衡？仔細(xì)閱讀、思考理解，并寫出AgCl的溶解平衡表達(dá)式。 AgCl Ag+ + Clks5uks5uks5uks5uks5u5、溶解平衡的特征： 逆、等、定、動(dòng)、變一、沉淀溶解平衡與溶度積1、沉淀溶解平衡：一定溫度下，當(dāng)沉淀溶解的 速率和沉淀生成 的速率相等時(shí)，形成飽和 溶液，達(dá)到平衡狀態(tài)，這種平衡稱為沉淀溶解平衡，也叫溶解平衡。 2、溶度積常數(shù)（溶度積）：描述沉淀溶解平衡的常數(shù)，用Ksp表示。（參照溶解平衡常數(shù)K） MmAn (S) mMn+ + nAm Ksp = Cm( Mn+)·Cn(Am) 練習(xí): 寫出AgCl、Fe(OH)3、Ag2SO4的沉淀溶解平衡及其Ksp的表達(dá)式。AgCl Fe(OH)3 Ag2SO4 3、影響溶度積的因素 內(nèi)因：與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)有關(guān)。 外因：它只與溫度 有關(guān)與沉淀的量 無(wú)關(guān)（填有關(guān)或無(wú)關(guān)）。（1）絕大多數(shù)難溶鹽的溶解是吸熱 過程。（2）加入含相同離子的電解質(zhì)溶液可 抑制 沉淀的溶解（同離子效應(yīng)）4、Ksp的意義：反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力。注意：（1）溶