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弱电解质的电离
【学法指导】1.认真阅读教科书，努力完成基础部分的内容；
2.结合学过的知识，通过对比分析，或者阅读资料完成能力部分。
3.课堂上通过合作交流研讨，认真听取同学讲解及教师点拨，排除疑难；
学
习
目
标
知识与技能
过程与方法
情感态度与价值观
了解电解质、强电解质和弱电解质的概念，学会区分强弱电解质。
实验探究、讨论分析、总结归纳
体会矛盾双方的对立统一关系。
教学重点
强、弱电解质的概念。
教学难点
强、弱电解质的概念。
【学习过程】
【旧知回顾】
⒈电解质：_____________________________
_______
___
2.非电解质：________________________________
_
【讨论分析】
请大家根据电解质的概念，讨论以下几种说法是否正确，并说明原因。
①.石墨能导电，所以是电解质。
②.由于BaSO4不溶于水，所以不是电解质。
③.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。
④.SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。
练习：下列物质中Cu、NaCl固体、NaOH固体、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、NaCl溶液、H2O、酒精。_______________
是电解质，_______________________是非电解质，_______________既不是电解质，也不是非电解质。
3.溶液为什么能导电，导电的强弱与什么有关？
【新课导学】一、强弱电解质
（观察试验3-1：P40
等体积等浓度的盐酸与醋酸的比较）
1mol/LHCl
1mol/LCH3COOH
与镁条反应现象
溶液的pH值
根据实验现象，探索下列问题：（小组讨论）
（1）上述反应的实质是什么？影响反应速率的因素是什么？
（2）当酸溶液的物质的量浓度相等时，pH
值是否相等，即c(H+)是否相等？
结论：
讨论：⒈
CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小，
CaCO3属于强电解质，而Fe(OH)3属于弱电解质；CH3COOH、HCl的溶解度都很大，
HCl属于强电解质，而CH3COOH
属于弱电解质。电解质的强弱与其溶解性有何关系？强弱电解质的本质区别是什么？
⒉
BaSO4、AgCl是强电解质还是弱电解质，为什么？
结论：
［知识整理］：1、强弱电解质的概念理解与整理
强电解质
弱电解质
概念
化合物类型
电离程度
在溶液中存在形式
电离过程
［预习检测1］下列电解质中，NaCl、NaOH，NH3·H2O、CH3COOH，BaSO4,AgCl，Na2O,K2O，H2O
_______________________________________是强电解质
_______________________________________是弱电解质
［预习检查2］在甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是
（
）
A.
1mol/L的甲酸溶液中c（H+）约为1×10－2
mol/L
B.
甲酸能与水以任意比例互溶
C.
1mol/L的甲酸溶液10mL恰好与10mL1mol/L水的电离和溶液的酸碱性
【学法指导】1.认真阅读教科书，努力完成基础部分的内容；
2.结合学过的知识，通过对比分析，或者阅读资料完成能力部分。
3.课堂上通过合作交流研讨，认真听取同学讲解及教师点拨，排除疑难；
学
习
目
标
知识与技能
过程与方法
情感态度与价值观
⒈了解溶液的酸碱性和pH的关系⒉掌握有关混合溶液ｐＨ值的简单计算3、了解溶液稀释时pH的变化规律
培养学生的计算和分析能力
培养学生严谨的学习态度
教学重点
⒈水的离子积，Ｈ＋浓度、ＯＨ－浓度、ｐＨ值与溶液酸碱性的关系⒉有关溶液ｐＨ值的计算
教学难点
ｐＨ值的计算
【学习过程】、
【旧知回顾】
溶液的酸碱性和pH
⒈定义：PH=
，广泛pH的范围为0～14。
注意：当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。
⒉意义：
溶液的酸碱性
常温（25℃）
中性溶液：C(H+)
C(OH-)
C(H+)
1×10-
7mol/L
pH
7
酸性溶液：C(H+)
C(OH-)
C(H+)
1×10-7mol/L
pH
7
碱性溶液：C(H+)
C(OH-)
C(H+)
1×10-7mol/L
pH
7
【新知讲解】
一、溶液PH的测定方法
（1）酸碱指示剂法
说明：常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。
常用酸碱指示剂的ｐＨ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浅红色
>10红色
（2）ｐＨ试纸法
使用方法：
（3）PH计法
二、有关pH的计算
（一）单一溶液的PH计算
[例1]
分别求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L
Ba(OH)2溶液的PH值。
[例2]
已知常温下浓度为0.01mol/L的CH3COOH溶液的电离度为1%，求该溶液的PH值。
（二）酸碱混合溶液的PH计算
[例3]
将PH=2的H2SO4溶液与PH=4的H2SO4溶液等体积混合后,求溶液的PH值。
[例4]
将PH=8的NaOH溶液与PH=10的NaOH溶液等体积混合后,求溶液的PH值。
[例5]
常温下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分别按体积比为1:1、11:9、9:11混合，分别求三种情况下溶液的PH值。
[小结]
有关pH计算的解题规律
（1）单一溶液的pH计算
①
强酸溶液，如HnA，设浓度为c
mol·L－1，则
c（H+）=
nc
mol·L－1，pH=
—lg{c（H+）}=
—lg
nc
②
强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c
mol·L－1，则
c（H+）=
10—14/nc
mol·L－1，pH=
—lg{c（H+）}=14+lg
nc
（2）酸碱混合pH计算
①
适用于两种强酸混合
c(H+)混
=
[c(H+)1V1+
c(H+)2V2]
/（V1+
V2）。
②
适用于两种强碱混合
c(OH—)混
=
[c(OH—)1V1+
c(OH—)2V2]
/（V1+
V2）
③
适用于酸碱混合，一者过量时：
c(OH—)混
|
c(H+)酸V酸
—
c(OH—)碱V碱|
c(H+)混
V酸
+
V碱
说明：
①若两种强酸（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH
=
pH小
+
0.3
②若两种强碱（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH
=
pH大
—
0.3
④
恰好完全反应，则c(H+)酸V酸
=
c(OH—)碱V碱
（三）酸、碱加水稀释后溶液的PH值
[例6]
常温下，将PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分别稀释1000倍，求所得溶液的PH值。
思考：若在常温下，将PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3·H2O溶液分别稀释1000倍，则所得溶液的PH值在什么范围之内。
[小结]
稀释后溶液pH的变化规律
（1）
酸碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不可能大于或小于7
（2）
对于pH
=
a
的强酸和弱酸溶液，每稀释10n
倍，强酸的pH就增大n个单位，即
pH
=
a
+
n
(
a
+
n
＜
7
)
，弱酸的pH范围是：a
＜
pH
＜
a
+
n
。
[练习]
画出酸溶液在稀释过程中pH的变化图
（3）
对于pH
=
b的强碱和弱碱溶液，每稀释10n
倍，强碱的pH就减小n个单位，即
pH
=b
-
n
(
b
-
n
＞
7
)
，弱碱的pH范围是：b
-
n
＜
pH
＜
b
。
[练习]
画出碱溶液在稀释过程中pH的变化图
（4）
对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，强酸pH变化程度比弱酸的大（强碱和弱碱也类似）
说明：弱酸、弱碱在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体的数值，只能确定其pH范围。
【我的疑惑】
【反馈练习】
1．求下列溶液混合后的pH：
(1)
把pH＝2和pH=4的两种强酸溶液等体积混合，其pH＝
。
(2)
把pH＝12和pH＝14的两种强碱溶液等体积混合，其pH=
。
(3)
把pH＝5的H2SO4溶液和pH＝8的NaOH溶液等体积混合，其pH＝
。
2．室温时，将PH=5的H2SO4溶液稀释10倍，则C（H+）：C（SO42-）=
；
若再将稀释后的溶液再稀释100倍,则C（H+）：C（SO42-）=
。
3．20
mL
0.01mol／L
KOH溶液的pH为
；30
mL
0.005mol／L
H2SO4溶液的pH为
；两溶液混合后，溶液的pH为
。
4．设水的电离平衡线如右图所示。
（1）若以A点表示25°时水在电离平衡时的粒子浓度，当温
度升高到100°时，水的电离平衡状态到B点，则此时水的离子
10-6
积从_________增加到____________；
10-7
（2）将PH=8的Ba(OH)2溶液与PH=5的稀盐酸混合，并保持
在100°的恒温，欲使混合溶液的PH=7，则Ba(OH)2溶液和盐
酸的体积比为__________
。
我的（反思、收获、问题）：
C(OH-)
A水的电离和溶液的酸碱性
【学法指导】1.认真阅读教科书，努力完成基础部分的内容；
2.结合学过的知识，通过对比分析，或者阅读资料完成能力部分。
3.课堂上通过合作交流研讨，认真听取同学讲解及教师点拨，排除疑难；
学
习
目
标
知识与技能
过程与方法
情感态度与价值观
1、理解酸碱中和滴定的基本原理。2、初步学会中和滴定的基本操作方法。3、掌握酸碱中和的有关计算和简单误差分析。
培养实验操作，观察实验现象，总结实验结论和绘制图像的能力。
培养学生是实事求是的学习态度。
教学重点
掌握中和滴定的方法
教学难点
中和滴定的操作技术和实验误差分析
【学习过程】
【旧知回顾】
测定溶液酸碱性的方法有哪些？
定性测定：
定量测定：
【新知讲解】
一、酸碱中和滴定的原理
1、实质：H++OH-＝H2O
酸、碱有强弱之分，但酸、碱中和反应的实质不变。
例：HCl+NaOH＝NaCl+H2O
CH3COOH+NaOH＝CH3COONa+H2O
H2SO4+2NH3·H2O＝(NH4)2SO4+2H2O
反应中，起反应的酸、碱物质的量之比等于它们的化学计量数之比。
例如：2NaOH+H2SO4＝Na2SO4+2H2O
由
H2SO4---------NaOH
1mol
2mol
C酸·V酸
C碱·V碱
则C碱=
2、概念：
________________________________________________________________________叫“中和滴定”。
二、中和滴定操作
1、仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、滴定管夹、锥形瓶、铁架台。
酸式滴定管可盛装________________
碱式滴定管不能盛装__________________
2、试剂：标准浓度的溶液，待测浓度的溶液，指示剂。
3、滴定前准备
（1）检查滴定管是否漏液
（2）玻璃仪器洗涤：
①
水洗
②
用标准液润洗装标准液的滴定管
③
用待测液润洗装待测液的滴定管
（3）向用标准液润洗过的滴定管中装入标准液。调整液面到0刻度或0刻度以下（注意O刻度在上方），排除滴定管尖嘴部分气泡，记下刻度读数。
（4）往锥形瓶中加入一定体积(一般为20.00mL)的待测液
注意：锥形瓶只能用蒸馏水洗
，一定不能用待测液润洗，否则结果会偏高，锥形瓶取液时要用滴定管（或用相应体积规格的移液管），不能用量筒。
（5）向锥形瓶中加入2-3滴指示剂。
[指示剂的选择]
指示剂的颜色变化要灵敏，变色范围最好接近等当点，且在滴定终点由浅色变深色，即：碱滴定酸宜用酚酞作指示剂，酸滴定碱宜用甲基橙作指示剂（滴定过程中一般不能用石蕊作指示剂）。
注意：指示剂用量不能过多，因指示剂本身也具有弱酸性或弱碱性，会使滴定中耗标准液量增大或减小，造成滴定误差。
4、滴定操作
左手操作滴定管，右手摇动锥形瓶，眼睛注意观察锥形瓶中溶液颜色变化，到最后一滴刚好使指示剂颜色发生改变，且半分钟不再变化为止，记下刻度读数。
再重复上述操作一次或两次。（定量分析的基本要求）
终点的判断方法：最后一滴刚好使指示剂颜色发生改变，半分钟不再变化。
滴定终点不是酸碱恰好完全反应，但是由于在酸碱恰好完全反应前后，少加一点标准液或多加一滴标准液，会使pH发生很大的变化，可以使酸碱指示剂变色，对于结果影响不大。
5、数据的处理
取两次操作或叁次操作所耗实际试液体积的平均值进行计算。（如果有偏差太大的要舍去）
注意：
用滴定管的精确度为0.01mL，故无论用滴定管取待测液或用标准液滴定达终点计数时，待测液和标准液体积都必须精确到小数点后第二位数。
三、中和滴定误差分析
造成滴定误差的关键因素是：
①
标准液浓度是否准确
②
待测液体积
③
滴定时耗标准液的体积。
因此，滴定时引起误差的错误操作常有以下几点：
1、锥形瓶水洗后，又用待测液润洗，再取液，待测液实际用量增大造成测定结果是浓度偏高。
2、不能用量筒取待测液，因量筒为粗略量具，分度值为最大量度的1/50，精度低，要用移液管取液。
3、滴定管水洗后未用标准液润洗就直接装入标准液，造成标准液稀释，滴定中耗体积增大，测定结果是使待测液浓度偏高。
4、滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失，气泡作标准液体积计算，造成测定结果浓度偏高。
5、滴定过程中，标准液滴到锥形瓶外，或盛标准液滴定管漏液，读数时，V标偏大，造成测定结果是待测液浓度偏大。
6、盛待测液滴定管水洗后，未用待测液润就取液入锥形瓶，造成待测液被稀释，测定结果浓度偏低。
7、读数不准确，例如，盛标准液的滴定管，滴定前仰视，读数偏大，滴定后俯视，读数偏小。造成计算标准液体积差偏小，待测液测定结果浓度偏低。
8、待测液溅到锥形瓶外或在瓶壁内上方附着未被标准液中和，测定结果待测液浓度偏低。
9、标准液滴入锥形瓶后未摇匀，出现局部变色或刚变色未等待半分钟观察变色是否稳定就停止滴定，造成滴定未达终点，测定结果待测液浓度偏低。
注意：
（1）酸式滴定管可以盛装酸性或强氧化性等液体，但一定不能盛装碱液，
碱式滴定管只能盛装碱性或对橡胶无腐蚀性液体，一定不能盛装酸性或强氧化性液体。
（2）滴定管使用时，下端没有刻度部分液体不能用于滴定。
（3）滴定管规格常有25.00mL和50.00mL两种。
（4）滴定完成后，应即时排除滴定管中废液，用水洗净，倒夹在滴定管架上。
（5）中和滴定的终点是指示剂变色点，故溶液一定不是中性。而酸、碱恰刚巧完全中和时，溶液不一定呈中性。
[例1]
准确量取25.00mL
KMnO4溶液可以选用的仪器是（
）
A、50mL量筒
B、10mL量筒
C、50mL酸式滴定管
D、50mL碱式滴定管
[例2]
在一支25mL的酸式滴定管中盛入0.1mol/L
HCl溶液，其液面恰好在5mL刻度处。若把滴定管内溶液全部放入烧杯中,再用0.1mol/L
NaOH溶液进行中和，则所需NaOH溶液的体积
（
）
A．大于20mL
B．小于20mL
C．等于20mL
D．等于5mL
[例3]
下图是向20.00mL盐酸中逐渐滴入NaOH溶液时，溶液pH值变化的图象，根据图象分析，下列结论中不正确的是（
）
A、盐酸起始浓度为0.1mol·L-1
B、NaOH溶液浓度为0.08mol·L-1
C、滴入碱量为20mL时，向混合溶液中滴入2滴甲基橙试液，溶液显橙色
D、滴到中和点时，耗NaOH物质的量为0.002mol
【反馈练习】
1．室温下0.l
mol·L－1
NaOH溶液滴定a
mL某浓度的HCl溶液，达到终点时消耗NaOH溶液b
mL，此时溶液中氢离子的浓度c(H+)
/
mol·L－1是
A．0.la/(a+b)
B．0.1b/(a+b)
C．1×107
D．1×10－7
2．下列实验中，直接采用沾有水滴的仪器，对实验结果没有影响的是
A．氨的喷泉实验
B．实验室制氧气：试管
C．中和滴定：锥形瓶
D．中和滴定：滴定管
3．实验室用标准盐酸溶液测定某NaOH溶液的浓度，用甲基橙作指示剂，下列操作中可能使测定结果偏低的是
A．酸式滴定管在装酸液前未用标准盐酸溶液润洗2~3次
B．开始实验时酸式滴定管尖嘴部分有气泡，在滴定过程中气泡消失
C．锥形瓶内溶液颜色变化由黄色变橙色，立即记下滴定管液面所在刻度
D．盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2~3次
4．实验室有一瓶混有氯化钠的氢氧化钠固体试剂，经测定NaOH的质量分数约为82.0%，为了验证其纯度，用浓度为0.2mol/L的盐酸进行滴定，试回答下列问题：
（1）托盘天平称量5.0g固体试剂，用蒸馏水溶解于烧杯中，并振荡，然后立即直接转入
500mL容量瓶中，恰好至刻度线，配成待测液备用。请指出以上操作中出现的五处错误。
（2）将标准盐酸装在25.00mL
滴定管中，调节液面位置在
处，并记下刻度。
（3）取20.00mL待测液，待测定。该项实验操作的主要仪器有________________。
用
_______________试剂作指示剂时，滴定到溶液颜色由_________
刚好至_______
色时为止。
（4）滴定达终点后，记下盐酸用去20.00mL，计算NaOH的质量分数为
。
（5）试分析滴定误差可能由下列哪些实验操作引起的
。
A．转移待测液至容量瓶时，未洗涤烧杯
B．酸式滴定管用蒸馏水洗涤后，直接装盐酸
C．滴定时，反应容器摇动太激烈，有少量液体溅出
D．滴定到终点时，滴定管尖嘴悬有液滴
E．读滴定管开始时仰视，读终点时俯视
5．如图
（1）图I表示10mL量筒中液面的位置，A与B、B与C刻度相差1mL，如果刻度A为4，量筒中液体体积是
mL。
（2）图II表示50mL滴定管中液面的位置，如果液面处
的读数是a，则滴定管中液体的体积（填代
号）
。
A．是a
mL
B．是（50－a）mL
C．一定大于a
mL
D．一定大于（50－a）mL
我的（反思、收获、问题）：盐类水解
【学法指导】1.认真阅读教科书，努力完成基础部分的内容；
2.结合学过的知识，通过对比分析，或者阅读资料完成能力部分。
3.课堂上通过合作交流研讨，认真听取同学讲解及教师点拨，排除疑难；
学
习
目
标
知识与技能
过程与方法
情感态度与价值观
1．理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解的过程，掌握盐类水解的本质。2．掌握盐类水解方程式的书写方法。
学会分析问题，学会透过现象看本质
培养学生严谨的学习态度
教学重点
盐类水解的本质
教学难点
盐类水解方程式的书写和分析
【学习过程】
【旧知回顾】
1、
中和反应的实质是什么？
2、
在盐酸溶液中存在着哪些平衡？在醋酸溶液中存在着哪些平衡？（用方程式表达）
醋酸的存在对水的电离平衡有什么影响？
3、
盐的分类：
从形成盐的酸与碱的强弱角度，可将盐分为四类：
___________、_________、_________、_____________。
【新知讲解】
一、探究盐溶液的酸碱性
[科学探究]
阅读课本P54，观察实验
①
根据实验结果填写下表：
盐溶液
Na2CO3
NH4Cl
NaCl
CH3COONa
Al2(SO4)3
KNO3
操作：加石蕊
蓝
红
紫
蓝
蓝
紫
操作：加酚酞
红
无
无
红
红
无
结论：酸碱性
盐的类型
②
[讨论]
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。
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
二、寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因
[回顾]
决定溶液酸碱性的根本因素是什么？
[思考与交流]
自学课本P55~P56，讨论并给出下列问题的答案
1．强碱弱酸盐的水解
(1)
CH3COONa溶液中存在着几种离子？写出电离方程式。
(2)
溶液中哪些离子可能相互结合，对水的电离平衡有何影响？为什么CH3COONa溶液显碱性？
(3)
写出CH3COONa溶液水解的化学方程式和离子方程式。
2．强酸弱碱盐的水解
[自我检查]
应用盐类水解的原理，分析NH4Cl溶液显酸性的原因，并写出有关的离子方程式。
三、盐类的水解:
[归纳]
1、定义
________________________________________________________叫做盐类的水解。
2、盐类水解的实质：
在水溶液中盐电离出的阳离子（或阴离子）结合水电离出的________离子（或________离子），破坏了水的电离平衡，___________水的电离，使得溶液中H+或OH－的浓度不等，因此溶液显示不同的酸性、碱性或中性。
2、说明：（1）只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+或OH－结合生成弱电解质。
（2）盐类水解使水的电离平衡发生了移动，并使溶液显酸性或碱性。
（3）盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
盐＋水酸+碱
（中和反应的逆反应）
中和反应
________
热，所以水解
_________
热.
中和反应程度
________
，所以水解程度
__________
(较大、较小),书写水解方程式时要用可逆符号。由于程度较小，一般不标明气体,沉淀符号.
（4）盐溶液（除酸式盐溶液）中H+和OH－全部由水电离提供，在常温下，溶液中
c(H+)·c(OH－)＝10－14
盐类
实例
能否水解
引起水解离子
对水的电离平衡影响
溶液的酸碱性
强碱弱酸盐
CH3COONa
强酸弱碱盐
NH4Cl
强酸强碱盐
NaCl
3、盐类水解的规律
水解的规律是：
有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解。谁强显谁性，同强显中性。
[例题1]
有四种一元酸HA、HB、HC、HD，相同物质的量浓度的NaD和NaB溶液的pH，前者比后者大，NaA溶液呈中性，1mol/L的KC溶液遇酚酞试液呈红色；同体积、同物质的量浓度的HB、HC用样的装置分别作导电性试验，发现后者的灯泡比前者亮，则这四种酸的酸性由强到弱的顺序为________________________。
[例题2]
某两种二元酸H2A、H2B在水中的电离方程式分别是：
H2A
H+
+
HA–
，HA–
H+
+A2–
H2B
H+
+
HB–
，HB–
H+
+
B2–
。
回答下列问题：
（1）NaHB溶液显_______
__（填“酸性”，“中性”，或“碱性”）。
理由是______________________________
____（用离子方程式表示）。
NaHA溶液显_______
__
，请说明理由。
（2）Na2B溶液显_______
__（填“酸性”，“中性”，或“碱性”）。
理由是______________________________
____（用离子方程式表示）。
三、盐类水解离子方程式的书写
[书写规则]
1、盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“”号。
2、一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。
在书写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）写成其分解产物的形式。个别水解程度较大的水解反应，有明显沉淀时用“↓”
3、
多元弱酸的盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。
如Na2CO3的水解过程:
第一步：CO32－+H2O
HCO3－+OH－（主要）
第二步：HCO3－+H2O
H2CO3+OH－（次要）
4、多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作是一步水解反应。如：
Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
总之，水解方程式的书写规律：
谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成__________，阴离子水解生成______________，阴阳离子都水解生成弱酸和弱碱。
[练习]
写出下列物质水解的离子方程式
（1）硫酸铁_________________________________________
（2）明矾_______________________________________
（3）将NH4Cl加入到重水中
（4）由FeCl3制Fe(OH)3胶体
【反馈练习】
1．下列物质加入水中，能使水的电离度增大，溶液的pH值减小的是
A、HCl
B、Al2(SO4)3
C、Na2S
D、NH3.H2O
2．下列物质溶解于水时，电离出的阴离子能使水的电离平衡向右移动的是
A、CH3COONa
B、Na2SO4
C、NH4Cl
D、H2SO4
3．下列式子属于水解反应，且溶液呈酸性是
A、HCO3—+H2O
H3O++CO32—
B、Fe3++3H2O
Fe(OH)3+3H+
C、HS—+H2O
H2S+OH—
D、NH4++H2O
NH3·H2O+H+
4．pH均为5的NH4Cl溶液和稀盐酸中，由水电离出的H+浓度比较
A.
一样大
B.
前者大
C.
后者大
D.
无法判断
5．pH=9的NaOH中水的电离度为α1，pH=9的CH3COONa溶液中中水的电离度为α2，则α1/α2的值是
A.
1
B.
5/9
C.
1×104
D.
1×10-4
6．等物质的量浓度下列四种溶液中，NH4+浓度最大的是
A、NH4Cl
B、NH4HCO3
C、NH4HSO4
D、NH4NO3
7．判断下列盐溶液的酸碱性，若该盐能水解，写出其水解反应的离子方程式。
（1）KF
（2）NH4NO3
（3）Na2SO4
（4）FeCl3
（5）NaHCO3
我的（反思、收获、问题）：盐类水解
【学法指导】1.认真阅读教科书，努力完成基础部分的内容；
2.结合学过的知识，通过对比分析，或者阅读资料完成能力部分。
3.课堂上通过合作交流研讨，认真听取同学讲解及教师点拨，排除疑难；
学
习
目
标
知识与技能
过程与方法
情感态度与价值观
1、进一步理解盐类水解的实质，能根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性2、能快速、正确地书写盐类水解的离子方程式3、掌握影响水解平衡移动的因素
学会分析问题，学会透过现象看本质
培养学生严谨的学习态度
教学重点
盐类水解的影响因素及其应用
教学难点
盐类水解方程式的书写和分析
【学习过程】
【旧知回顾】
一、盐类水解的实质
1．盐类水解的实质_________________________________________________________
2．盐类水解反应生成酸和碱，所以盐类水解反应可看着是中和反应的逆反应。
二、盐类水解的类型和规律
1．强碱弱酸盐水解，溶液呈_______
__性，PH_________7。如CH3COONa等。
原因是_______与水电离出的_
__结合生成_______，从而使溶液中c(H+)
，c(OH-)
，从而使c(OH-)
c(H+)，溶液呈
性。
写出下列盐水解的离子方程式：
CH3COONa
K2CO3
2．强酸弱碱盐水解，溶液呈___
__性，PH__
__7。如NH4Cl等。
原因是_______与水电离出的_
__结合生成_____
。从而使溶液中c(H+)
，c(OH-)
，从而使c(OH-)
c(H+)，溶液呈
性。
写出下列盐水解的离子方程式：
FeCl3
（NH4））2SO4
3．强酸强碱盐不发生水解，溶液呈__
___性，PH___
_7。
4．弱酸弱碱盐强烈水解，溶液的酸碱性取决于形成盐的酸和碱的相对强弱。
5．弱酸酸式盐的水解。溶液液的酸碱性取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大
小。若电离程度___
__水解程度，则溶液呈酸性。如NaHSO3、NaH2PO4等。若
电离程度___
___水解程度，则溶液呈碱性。如NaHCO3、Na2HPO4等
水解规律：“谁弱谁水解，无弱不水解，都弱双水解，谁强显谁性，都强显中性”。
[思考与交流]
(1)
用____
___可鉴别NH 4Cl、NaCl、CH3COONa三种溶液。
(2)
相同浓度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液的PH大小顺序为____________
(3)
相同浓度拓NaX、NaY、NaZ溶液的PH值分别等于8、9、10，则对应三种酸的酸性强弱顺序为________________________.
【新知讲解】
一、影响盐类水解的因素
[科学探究]
完成课本P57
[科学探究]
通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件，了解影响盐类水解程度的因素。
FeCl3水解的化学方程式：
影响因素
实验操作
现象
平衡移动方向
Fe3+的水解程度
PH变化
浓度
加FeCl3
加水
溶液的酸碱度
加HCl
加少量的NaOH
加NaHCO3
加Na2CO3
温度
温度升高
[归纳总结]
影响盐类水解的因素
（1）盐类本身的性质：
这是影响盐类水解的主要因素。组成盐的酸或碱越弱，其水解程度___________，溶液的碱性或酸性______________________
（2）温度：盐的水解是____________反应。因此升高温度其水解程度_____________。
（3）浓度：盐的浓度越小，其水解程度越______________.
（4）溶液的酸碱性：控制溶液的酸碱性，可以促进或抑制盐的水解。
如Na2CO3溶液中加碱可以___________水解，加酸可以_____________水解。
【反馈练习】
1．能使Na2CO3溶液中Na+与CO32-
更接近2:1的措施是
A
加水
B
加Na2CO3粉末
C
加KOH固体
D
加热
2．为了使Na 2S溶液中[]/[S2-]的比值变小，可加入的物质是：①适量盐酸；②适量NaOH溶液；③适量KOH溶液；④适量KHS溶液
A、①②
B、②③
C、③④
D、①③
3．为了配制CH3COO-与Na+离子物质的量浓度值比为1：1的溶液，可向溶液中加入
A、适量的盐酸
B、适量的NaOH固体
C、适量的KOH
固体
D、适量的NaCl固体
4．在6份0.01mol/L氨水中分别加入下列各物质：A．浓氨水B．纯水
C．少量K2CO3
D．少量H2SO4
E．少量NaOH固体
F．少量Al2(SO4)3固体
（1）能使c(OH—)减小、c(NH4+)增大的是_______
（2）能使c(OH—)增大、c(NH4+)减小的是_______
（3）能使c(OH—)和c(NH4+)都增大的是_________
（4）能使c(OH—)和c(NH4+)都减小的是_________
5．应用平衡移动原理分析醋酸钠溶液水解平衡的移动情况，如下表所示：
条件变化
C(CH3COO-)
C(CH3COOH)
C(OH-)
C(H+)
PH
水解程度
升高温度
加水
加醋酸
加醋酸钠
加盐酸
加NaOH
二、盐类水解的应用
1、判断溶液的酸碱性：
(1)
将0.1mol/L的下列溶液按PH由小到大的顺序排列
①Na2CO3
②NaHCO3
③NaOH
④
NaNO3
⑤
CH3COOH
⑥
NaHSO4
⑦
NH4Cl
________________________________________________________________
(2)
酸式盐溶液的酸碱性：酸性NaHSO3____________
NaH2PO4
碱性NaHCO3
__________NaHS__________
Na2HPO4
2、配制盐溶液时，加酸或碱抑制水解：
为了防止配制FeCl3溶液时可能浑浊，应向溶液中加入
抑制
水解。
3、把盐溶液蒸干制取无水盐晶体：把下列盐溶液蒸干得到何种物质：
AlCl3____
___
Al2（SO4）3
_____
___
FeCl3______
__
Na2CO3______
_
CuSO4
__
___
4、判断溶液中的离子能否共存：（某些双水解反应）
主要掌握Al3+（Fe3+）与HCO3-、CO32-
、AlO2-、S2-不共存。
5、某些活泼金属与盐溶液的反应：Mg粉投入NH4Cl溶液中反应的离子方程式：
___________________________________
___________
6、试剂存放：盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，原因是
_____________________________________________
盛放NH4F溶液不能用玻璃瓶，是因为_______________________________________
7、日常生活中的应用：
（1）泡沫灭火器原理(方程式)_____________
__________________
（2）为什么,KAl（SO4）2
,Fe2（SO4）3、Al2（SO4）3等盐可用做净水剂
_______________________
______
(3)
草木灰为什么不能和铵态氮肥混合使用
______________
___________________
【反馈练习】
1．在一定条件下发生下列反应，其中属于盐类水解反应的是
A.NH4+
＋2H2O
NH3·H2O
＋
H3O+
B.HCO3-
+
H2O
H3O+
+
CO32-
C.
HS－＋H＋===
H2S
D.Cl2＋H2O
H＋＋Cl－＋HClO
2．在CH3COONa溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是
A.c(Na+)﹥c(CH3COO-)﹥c(OH-)﹥c(H+)
B.c(CH3COO-)﹥c(Na+)﹥c(OH-)﹥c(H+)
C.c(Na+)﹥c(CH3COO-)﹥c(H+)﹥c(OH-)
D.c(Na+)﹥c(OH-)﹥c(CH3COO-)﹥c(H+)
3．25℃时，在物质的量浓度均为1mol/
L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中，c（NH4＋）分别为a、b、c（单位为mol/
L）。下列判断正确的是
A.
a>b>c
B.
b>a>c
C.
a>c>b
D.
c>a>b
4．物质的量浓度相同的下列溶液：①Na2CO3、
②NaHCO3、③H2CO3、④(NH4)2CO3、⑤NH4HCO3按[CO32—]由小到大排列的顺序是
（A）⑤＜④＜③＜②＜①
（B）③＜⑤＜②＜④＜①
（C）③＜②＜⑤＜④＜①
（D）③＜⑤＜④＜②＜①
5．某酸式盐NaHY的水溶液显碱性，下列叙述正确的是（
）
A、H2Y的电离方程式：H2Y2H+
+
Y2–
B、HY
–
离子水解的离子方程式：HY
–
+
H2OH2Y
+
OH
–
C、该酸式盐溶液中离子浓度大小关系：c(Na+)
>
c(HY
–
)
>
c(OH
–
)
>
c(H+)
D、该酸式盐溶液中离子浓度关系：c(H+)
+
2c(H2Y)
=
c(OH
–
)
+
2c(Y2–
)
6.室温下，下列溶液等体积混合后，所得溶液的pH一定大于7的是
A
0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钠溶液
B
0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钡溶液
C
pH＝4的醋酸溶液和pH＝10的氢氧化钠溶液
D
pH＝4的盐酸和pH＝l0的氨水
7．在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32－＋H2OHCO3－＋OH－。下列说法正确的是
A．稀释溶液，水解平衡常数增大
B．通入CO2，平衡朝正反应方向移动
C．升高温度，减小
D．加入NaOH固体，溶液pH减小
8．25
℃时，浓度均为0.2
mol/L的NaHCO3和Na2CO3溶液中,下列判断不正确的是
A．均存在电离平衡和水解平衡
B．存在的粒子种类相同
C．c(OH-)前者大于后者
D．分别加入NaOH固体，恢复到原温度，c(CO33-)均增大
9．下列叙述正确的是
A．0.1
mol/LC6H5ONa溶液中：c(Na+)＞c(C6H5O-)＞c(H+)＞c(OH-)
B．Na2CO3溶液加水稀释后，恢复至原温度，pH和Kw均减小
C．pH=5的CH3COOH溶液和pH=5的NH4Cl溶液中，c(H+)不相等
D．在Na2S溶液中加入AgCl固体，溶液中c(S2-)下降
我的（反思、收获、问题）：水的电离和溶液的酸碱性
【学法指导】1.认真阅读教科书，努力完成基础部分的内容；
2.结合学过的知识，通过对比分析，或者阅读资料完成能力部分。
3.课堂上通过合作交流研讨，认真听取同学讲解及教师点拨，排除疑难；
学
习
目
标
知识与技能
过程与方法
情感态度与价值观
⒈了解水的电离平衡及其“离子积”⒉了解溶液的酸碱性和pH的关系
教学重点
⒈水的离子积
⒉溶液的酸碱性和pH的关系
教学难点
⒈水的离子积
⒉溶液的酸碱性和pH的关系
【学习过程】
【旧知回顾】
1、
写出下列物质在水溶液中的电离方程式
KHCO3
KAl(SO4)2
H2SO4
H2S
Ca(OH)2
NH3·H2O
2、[思考]
①
我们通常会说纯水不导电，那么水是不是电解质？它能电离吗？如能请写出水的电离方程式。
②
纯水中有哪些微粒？根据所学的弱电解质的电离平衡，请列举出可能会影响水的电离的因素。
【新知讲解】
一、水的离子积
阅读P45：
1．水的电离：水是
电解质，发生
电离，电离过程
水的电离平衡常数的表达式为
2．[思考]：
实验测得，在室温下1L
H2O（即
mol）中只有1×10-7
mol
H2O电离，则室温下C(H+)和C(OH-)分别为多少
3．水的离子积
水的离子积表达式：KW=
。
阅读P46：
一定温度时，KW是个常数，KW只与
有关，
越高KW越
。
25℃时，KW=
，100℃时，KW=10-12。
注意：
（1）KW不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
任何水溶液中，由水所电离而生成的c
(H+)
c
(OH-)。
[思考]：pH
=
7
的溶液一定是酸性吗？
（2）25℃时，任何水溶液中，H+
离子浓度和OH-
离子的浓度乘积都为
1×10-
14
二、溶液的酸碱性和pH
1．影响水的电离平衡的因素
（1）温度：温度升高，水的电离度
，水的电离平衡向
方向移动，C(H+)和C(OH-)
，KW
。
（2）溶液的酸、碱度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。
例题1：
①
在0.01mol/LHCl溶液中,
C(H+)=
，
C(OH-)=
，
由水电离出的H+浓度=
，由水电离出的OH-浓度=
。,
②
在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)=
，C(H+)=
，
由水电离出的H+浓度=
，由水电离出的OH-浓度=
。
③
在0.01mol/LNaCl溶液中，
C(OH-)=
，C(H+)=
，
由水电离出的H+浓度=
，由水电离出的OH-浓度=
。
[小结]
根据上面的计算，填写下表（影响水的电离平衡的因素）
条件变化
平衡移动方向
c（H+）（mol/L）
c（OH－）（mol/L）
水的电离程度
KW
升高温度
H2OH＋＋OH－
加入NaCl
加入HCl
加入NaOH
结论：
（1）升高温度，促进水的电离KW增大
（2）酸、碱抑制水的电离
例题2：（08上海）常温下，某溶液中由水电离的c(H＋)=1×10－13mol·L－1，该溶液可能是
①
二氧化硫水溶液
②
氯化铵水溶液
③
硝酸钠水溶液
④
氢氧化钠水溶液
A．①④
B．①②
C．②③
D．③④
2．溶液的酸碱性
阅读P46：思考与交流
讨论：①
在酸性溶液中是否有OH-，在碱性溶液中是否存在H+，试说明原因。
②
决定溶液酸碱性的因素是什么？
小结：
溶液的酸碱性：
常温（25℃）
中性溶液：C(H+)
C(OH-)
C(H+)
1×10-
7mol/L
酸性溶液：C(H+)
C(OH-)
C(H+)
1×10-7mol/L
碱性溶液：C(H+)
C(OH-)
C(H+)
1×10-
7mol/L
3．溶液的pH：
pH=－lgc(H+)
注意：当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。
【轻松做答】
（1）C(H+)＝1×10-6mol/L
pH=______；C(H+)＝1×10-3mol/L
pH=__
___
C(H+)＝1×10-mmol/L
pH=______
；C(OH-)＝1×10-6mol/L
pH=______
C(OH-)＝1×10-10mol/L
pH=______
；C(OH-)＝1×10-
nmol/L
pH=___
___
（2）pH=2
C(H+)＝________
；pH=8
c(H+)＝________
（3）c(H+)＝1mol/L
pH=
______
；c(H+)＝10mol/L
pH=
______
归纳：pH与溶液酸碱性的关系(25℃时)
pH
溶液的酸碱性
pH<7
溶液呈
性，pH越小，溶液的酸性
pH=7
溶液呈
性
pH>7
溶液呈
性，pH越大，溶液的碱性
【知识拓展】
1、溶液的pOH
=
____
2、证明：在25℃时，pH
+
pOH
=
14
说明：如果题目中没有指明温度，则默认为常温（25℃）
【反馈练习】
1．pH=2的强酸溶液，加水稀释，若溶液体积扩大10倍，则C(H+)或C(OH-)的变化（
）
A、C(H+)和C(OH-)都减少
B、C(H+)增大
C、C(OH-)增大
D、C(H+)减小
2．向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的
（
）
A、pH值升高
B、C(H+)和C(OH-)的乘积增大
C、酸性增强
D、OH-离子浓度减小
3．100℃时，KW=1×10-12，对纯水的叙述正确的是
（
）
A、pH=6显弱酸性
B、C(H+)=10-6mol/L，溶液为中性
C、KW是常温时的10-2倍
D、温度不变冲稀10倍pH=7
【课后练习】
1、下列说法中正确的是
A．在25℃的纯水中，c(H+)＝c(OH－)＝10－7
mol/L，呈中性
B．溶液中若c(H+)＞10－7
mol/L，则c(H+)＞c(OH－)，溶液显酸性
C．c(H+)越大，则pH值越大，溶液的碱性越强
D．pH值为0的溶液中c(H+)
=
0
mol/L
2、pH相同，物质的量浓度最大的酸是
A．HCl
B．H3PO4
C．H2SO4
D．CH3COOH
3、下列叙述正确的是
A．向0.1
mol/L醋酸溶液中加入少量醋酸钠溶液，溶液的pH增大
B．向0.1
mol/L醋酸溶液中加入少量NaOH溶液，溶液中c(Ac－)增大
C．向0.1
mol/L醋酸溶液中不断加水，溶液中c(H＋)增大
D．向0.1
mol/L醋酸溶液中滴入少量浓盐酸，溶液的导电性减弱
4、100℃时，Kw＝1.0×10－12，若100℃某溶液中的c（H＋）＝1.0×10－7mol/L，则该溶液
A．呈中性
B．呈碱性
C．呈酸性
D．c(OH－)/
c(H＋)＝100
5、向纯水中加入少量NaHSO4（温度不变），则溶液的
A．pH值升高
B．pH值降低
C．c(OH－)、
c(H＋)增大
D．c(H+)＞c(OH－)
6、常温下，某溶液中，由水电离出的c(H+)＝1.0×10－11mol/L，该溶液pH可能为
A．11
B．3
C．8
D．7
7、体积相同、pH相同的盐酸和醋酸，与碱中和时消耗的量
A．相同
B．盐酸多
C．醋酸多
D．无法比较
8、与纯水的电离相似，液氨中存在着微弱的电离：2NH3NH4＋＋NH2－。据此判断以下叙述中错误的是
A．液氨中含有NH3、NH4＋、NH2－等粒子
B．一定温度下液氨中c(NH4＋)、
c(NH2－)是一个常数
C．液氨的电离达到平衡时，c(NH3)＝c(NH4＋)＝c(NH2－)
D．只要不加入其他物质，液氨中c(NH4＋)＝c(NH2－)
9、在水电离出的c(H+)＝10－14mol/L的溶液中，一定能大量共存的
A．K＋、Na＋、HCO3－、Cl－
B．K＋、Br＋、AlO2－、Cl－
C．SO42－、Na＋、NO3－、Cl－
D．SO42－、NH4＋、Al3＋、Cl－
10、氢离子浓度相同的等体积的两份溶液A和B；A为盐酸，B为醋酸，分别和锌反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，且放出氢气的质量相同，则下列说法正确是的
①反应所需要的时间B＞A
②开始反应时的速率A＞B
③参加反应的锌的物质的量A＝B
④反应过程的平均速率B＞A
⑤盐酸里有锌剩余
⑥醋酸里有锌剩余
A．③④⑤
B．③④⑥
C．②③⑤
D．②③⑤⑥
11、将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(H+)最接近于
A．1/2·
(10－8＋10－10)
mol/L
B．(10－8＋10－10)
mol/L
C．（1.0×10－14＋5×10－5）mol/L
D．2×10－10
mol/L
12、重水（D2O）的离子积为1.6×10－15，可以用pH一样的定义来规定pD＝－lg｛c(D+)｝，以下pD的叙述中，正确的是
A．中性溶液中pD＝7.0
B．含0.01mol的NaOD的D2O的溶液1L，其pD＝12.0
C．溶解0.01
mol的DCl的D2O的溶液1L，其pD＝2.0
D．在100mL0.25
mol/L的DCl的重水溶液中，加入50mL0.2
mol/L的NaOD的重水溶液，所得溶液的pD＝1.0
我的（反思、收获、问题）：弱电解质的电离
【学法指导】1.认真阅读教科书，努力完成基础部分的内容；
2.结合学过的知识，通过对比分析，或者阅读资料完成能力部分。
3.课堂上通过合作交流研讨，认真听取同学讲解及教师点拨，排除疑难；
学
习
目
标
知识与技能
过程与方法
情感态度与价值观
理解弱电解质的电离平衡，以及温度、浓度等条件对电离平衡的影响
实验探究、讨论分析、总结归纳
体会矛盾双方的对立统一关系。
教学重点
电离平衡的建立以及电离平衡的移动。
教学难点
电离平衡的建立以及电离平衡的移动。
【学习过程】
【旧知回顾】
1.强电解质_________________________________________________,如:____________________
2.弱电解质_________________________________________________,如:_____________________
3.勒夏特列原理:______________________________________________________________________
【新课导学】
二、弱电解质的电离
电离
CH3COOH
CH3COO—
+
H+
结合
以CH3COOH电离为例思考与讨论：（以化学平衡理论为依据小组讨论）
（1）电离平衡是如何建立的？
（2）电离平衡状态有哪些特点？
(3)关于上述电离平衡，什么条件的改变会使平衡向电离的方向移动？
［结论］
1、电离平衡：
2、电离平衡的特征：
3、影响弱电解质电离平衡的因素：
［针对训练1］、以0.1mol/LCH3COOH溶液中的平衡移动为例，讨论：
改变条件
平衡移动方向
c(H+)
c(CH3COO-)
溶液导电能力
加少量硫酸
加CH3COONa
(s)
加NaOH(s)
加水稀释
滴入纯醋酸
加热升温
加醋酸铵晶体
［针对训练2］
1．等物质的量浓度、等体积的盐酸和醋酸分别与足量的Zn反应，反应速率何者快？产生的H2的量关系如何？
2．氢离子浓度相等、体积相同的盐酸和醋酸分别与足量的Zn反应，反应速率何者快？产生的H2的量关系如何？
【科学视野】
三.电离常数（以自学为主）
与化学平衡常数相似，在弱电解质溶液中也存在着电离平衡常数，叫做电离常数。只与温度有关。电离常数能用来计算弱酸溶液中的H+的浓度及比较弱酸酸性相对强弱。
例如，醋酸，碳酸和硼酸298K时的电离常数分别是1.75×10-5，4.4×10-7+(第一步电离)和5.8×10-10
由此可知，+醋酸，碳酸和硼酸的酸性依次减弱。
1．
一元弱酸和弱碱的电离平衡常数
如：CH3COOH
CH3COO—
+
H+
Ka=
写出NH3·H2O的电离平衡常数
NH3·H2O
NH4+
+OH—
Kb=
注：①K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离。所以可以用Ka或Kb的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。
②K只与温度有关，不随浓度改变而改变。
2．
多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性主要由第一步电离决定。
如H3PO4的电离：
H3PO4
H+
+
H2PO4-
K1
H2PO4-
H+
+
HPO42-
K2
HPO42-
H+
+
PO43-
K3
注：K1>K2>K3
①K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离。
②多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性主要由第一步电离决定。
我的（反思、收获、问题）：

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