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第二节 水的电离和溶液的PH值
学习目标：1、掌握水的离子积常数及溶液的PH值的意义
2、掌握氢离子的浓度，溶液的PH值与溶液的酸碱性的关系
3、掌握溶液PH 值的有关计算
学习过程：!语法错误， )
1、 水的电离
2、 水的电离方程式
3、 讨论；水的电离与其他弱电解质有何异同？
4、 水的离子积常数
25℃时水的离子积常数是
5、 讨论；温度对水的离子积常数有何影响？
6、 影响水的离子积常数的因数？
二：溶液的酸碱性和江苏省宿迁中学高二化学教案
第三章 电离平衡 (第二节　水的电离和溶液的ｐＨ 第 3 课时) 总第 课时
【教学目标】1、了解溶液的酸碱性和ｐＨ的关系
2、掌握有关溶液ｐＨ值的简单计算
3、了解常用的酸碱指示剂
【教学重点】１、水的离子积，Ｈ＋浓度、ＯＨ－浓度、ｐＨ值与溶液酸碱性的关系
2、有关溶液ｐＨ值的简单计算
【教学过程】：
〖复习引入〗
练习：1、10ml0.05mol/L的H2SO4溶液，ｐＨ＝　　　；稀释至1000ｍｌ时ｐＨ＝　　
　　2、4克氢氧化钠固体溶于水的1Ｌ溶液，ｐＨ＝　　　　，再加水稀释100倍后
　　　　　ｐＨ＝　　　　。
　　3、ｐＨ相同的某强酸（甲）和一元弱酸（乙），用“>”“=”“<”填写：
　　　　①.溶液中ｃ（Ｈ＋）：甲　　　乙；溶液的物质的量浓度：甲　　　乙
②.体积相同的两种溶液分别与足量的锌反应，
反应刚开始时的速率：甲　　　乙；反应进行一段时间后的速率甲　　　乙整个反应过程的平均速率：甲　　　乙
生成氢气的量：甲　　　乙
③.同体积的两种溶液稀释相同倍数后溶液的ｐＨ：甲　　　乙；
同体积的两种溶液稀释成相同ｐＨ的溶液，需加入水的体积：甲　　　乙
　思考：有两瓶ｐＨ＝2的酸溶液，一瓶是强酸，一瓶是弱酸。现只有石蕊试液、酚酞试液、ｐＨ试纸和蒸馏水，简述如何用最简便的试验方法来鉴别两瓶酸。
【讲授新知】5.两强酸或两强碱混合后溶液的ｐＨ
　　　方法：求出混合后的ｃ（Ｈ＋）或ｃ（ＯＨ－），一般混合后体积不改变，即总体积为两者之和。
例题：求40ml0.5mol/LHCl和10ml0.3mol/LHCl混合后溶液的ｐＨ＝？
　　　
　　　求ｐＨ＝２的HCl和ｐＨ＝４的H2SO4等体积混合后的ｐＨ＝？
　
　　　求ｐＨ＝10的NaOH和ｐＨ＝8的Ba(OH)2等体积混合后的ｐＨ＝？
注意：两强碱混合时应先求出混合后的ｃ（ＯＨ－），再根据水的离子积换算出ｃ（Ｈ＋）
结论：两强酸ｐＨ相差2或2以上的，等体积混合：ｐＨ＝ｐＨ小 ＋0.3
　　两强碱ｐＨ相差2或2以上的，等体积混合：ｐＨ＝ｐＨ大－0.3
　　　
6.强酸和强碱混合后的ｐＨ
　　　方法：因强酸和强碱混合后会发生：Ｈ＋＋ＯＨ－＝Ｈ２Ｏ，所以要求出剩余的Ｈ＋浓度或ＯＨ－浓度，再求出ｐＨ。
例题：等体积的0.1ｍｏｌ/Ｌ的盐酸与0.06ｍｏｌ/Ｌ的Ba(OH)2溶液混合后的ｐＨ＝？
ｐＨ＝2的盐酸和ｐＨ＝10的氢氧化钠等体积混合后的ｐＨ＝？
　　
　　　ｐＨ＝4的硫酸和ｐＨ＝10的氢氧化钠等体积混合后的ｐＨ＝？
　　　ｐＨ＝6的盐酸和ｐＨ＝10的氢氧化钡等体积混合后的ｐＨ＝？
　结论：强酸（ｐＨ酸）和强碱（ｐＨ碱）等体积混合后如：
　　　　　　ｐＨ酸＋ｐＨ碱＝14　则混合后的　ｐＨ＝7
ｐＨ酸＋ｐＨ碱<14　则混合后的　ｐＨ<7　ｐＨ＝ｐＨ酸＋0.3
ｐＨ酸＋ｐＨ碱>14　则混合后的　ｐＨ>7　ｐＨ＝ｐＨ碱－0.3
　
高考热点例释：1.在250Ｃ时，若10体积某强酸溶液与1体积某强碱混合后，溶液呈中性，
则混合之前该酸的ｐＨ与碱的ｐＨ之间应满足的关系是　　　　　　　　　。
2.将ｐＨ＝3的强酸和ｐＨ＝12的强碱混合，当混合后的ｐＨ等于11时，强酸与强碱的体积比是　　　　　　　　　　　　。
3.在250Ｃ时有ｐＨ为ａ的ＨＣｌ和ｐＨ为ｂ的ＮａＯＨ溶液，取ＶａＬ该盐酸
　用该ＮａＯＨ溶液中和，需ＮａＯＨ溶液ＶｂＬ，问：
⑴若ａ＋ｂ＝14，则Ｖａ/Ｖｂ＝
⑵若ａ＋ｂ＝13，则Ｖａ/Ｖｂ＝
⑶若ａ＋ｂ>14，则Ｖａ/Ｖｂ＝ , Ｖａ Ｖｂ
课堂检测：1.将60ml0.5mol/L氢氧化钠溶液和40ml0.4mol/L硫酸相混合后，溶液的ｐＨ＝？
　　　　　2.在一定体积未知浓度的硝酸钡溶液中，逐滴加入ｐＨ＝1的稀硫酸，至溶液中的Ｂａ２＋恰好完全沉淀时，测的溶液的ｐＨ＝2，若忽略混合时体积的变化，两溶液的体积之比为　　（　　　　　）
　　　　　　　　Ａ.1：10　　　Ｂ．1：9　　　Ｃ.10：1　　　Ｄ.9：1
　　　　　3.向50ｍｌ0.018ｍｏｌ/ＬAgNO3溶液中加入50ml0.020mol/L的盐酸，生成沉淀，
如果溶液中c(Ag+)和c(Cl-)的乘积是一个常数：c(Ag+)·c(Cl-)＝1.0×10－10
试求：沉淀生成后溶液中c(Ag+)＝　　　　　　　　　　　。
　　　沉淀生成后溶液的ｐＨ＝　　　　　　　　　。
　
教后记：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
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江苏省宿迁中学高二化学备课组 中心发言人南师大化科院陈凯授课讲义- 1 -
高二化学（试验本必修）授课讲义（2）
第三节.电离平衡
[教案与学案]：
一、教学目标
1.使学生了解强、弱电解质与物质结构的关系。
2.使学生理解弱电解质的电离平衡以及浓度等条件对电离平衡的影响。
3.常识性介绍电离平衡常数。
二、教学重点
电离平衡的建立及电离平衡的移动。
三、教学难点
外界条件对电离平衡的影响，电离平衡常数。
四、教学用具
HCl溶液、CH3COOH溶液、NaOH溶液、NH3·H2O溶液、NaCl溶液各500 mL (0.5 mol·L－1)，电解装置一
套，导线若干。
五、教学过程
[实验导入]教师依次演示HCl、CH3CHOOH、NaOH、NH3·H2O、NaCl五种溶液的导电能力并启发学生分析推论，从而得出HCl、NaOH、NaCl导电能力强，CH3COOH，NH3·H2O导电能力弱的结论。教师及时把这五种物质分类：导电能力强的HCl、NaOH、NaCl叫强电解质，导电能力弱的CH3COOH、NH3·H2O叫弱电解质。
[板书] 第三节 电离平衡
1、 强电解质和弱电解质
[讨论比较]教师提出设问：为什么强电解质和弱电解质的导电能力不同？请从电解质溶液能导电的原因逐步分析。
电解质溶液能导电是由于溶液里有能自由移动的离子存在。溶液的导电性不同→溶液中自由移动的离子浓度不同→电解质的电离程度不同→电解质有强弱之分。强电解质完全电离，弱电解质不完全电离。紧接着板书：
[板书]强电解质：在水溶液中完全电离的电解质。
弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质。
继续讨论比较：为什么强电解质在水溶液里能完全电离而弱电解质只能部分电离呢？引出下一个问题。
[板书]二、弱电解质的电离
及时提出问题让学生思考：到底弱电解质中哪一部分分子能电离呢？
讲解：其实每个弱电解质分子的性质相同，在溶液中都有电离的可能，只是电离产生的离子在运动过程中相互碰撞又结合成了分子，其电离过程是可逆的，同可逆反应一样，开始时电离速率快，随时间推移，电离速度逐渐减小，离子结合成分子的速率增大，最终必达到υ(正)=υ(逆)，弱电解质的电离在一定条件下也可以达到平衡状态，引出第三个问题。
[板书]三、电离平衡
[引导讨论]什么是电离平衡？
定义：在一定条件下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液未电离的分子浓度和已电离的离子浓度保持不变的状态叫电离平衡。
特点：动、定、变。
通过以上学习我们知道，强电解质和弱电解质的不同在于电离程度不同，那么怎样用化学用语来表示呢？用不同的电离方程式来表示，从而引出第四个问题。
[板书]四、电离方程式
教师一边写一边讲解，强电解质用等号，弱电解质用可逆号，如：
NaCl====Na++Cl－ CH3COOH====CH3COO－+H+
上述表示方式只表示溶液里电解质分子和离子的种类，不表示电离程度的大小，不同弱电解质电离程度不同，那么可用什么来表示电离程度的大小呢？引出第五个问题：
[板书]五、电离平衡常数
定义：对一元弱酸或一元弱碱来讲，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。
表示：例CH3COOH的电离平衡常数为：
CH3COOH ==== H++CH3COO－
Ka =
特点：电离平衡常数同化学平衡常数一样，不随浓度的变化而变化，而只随温度的变化而变化。
总结提高：
1.强、弱电解质的区分。
2.电离平衡常数与化学平衡常数类似。
[例题精解]：
1.下列关于电解质电离的叙述中，正确的是（ ）
A.碳酸钙在水中溶解度很小，其溶液的电阻率很大，所以碳酸钙是弱电解质
B.碳酸钙在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全部电离，所以碳酸钙是强电解质
C.氯气和氨气的水溶液导电性都很好，所以它们是强电解质
D.水难电离，纯水几乎不导电，所以水是弱电解质
答案：BD
解析：电解质是指在水溶液中或融化状态下能够导电的化合物。根据电解质在水中电离的程度，又分为强电解质和弱电解质。一般在水中完全电离的为强电解质，而在水中只能部分电离的为弱电解质。强电解质主要指强酸、强碱和大部分盐类化合物；弱酸弱碱则主要为弱电解质。其中，水是一种常见的中性弱电解质。在强电解质中，除我们熟悉的强酸、强碱和可溶性的盐，如：HCl、H2SO4、HNO3、NaOH、KOH、Ba(OH)2外，还有些化合物如AgCl、BaSO4、CaCO3等，它们在水中溶解度较小，难溶于水，但它们溶于水的部分是完全电离的，因此也是强电解质。
2.把0.05 mol NaOH固体分别加入下列100 mL液体中，溶液的导电性基本不变的是（ ）
A.自来水 B.0.5 mol·L－1的盐酸
C.0.5 mol·L－1的醋酸 D.0.5 mol·L－1的氨水
答案：B
解析：溶液的导电性基本不变，指最终溶液中可自由移动离子的浓度不变。A中加入 NaOH，溶液的导电性会显著增强。B中NaOH+HCl====NaCl+H2O，等物质的量的酸、碱反应，生成Na+、Cl－的浓度和反应前H+、Cl－浓度相同，所以导电性不变。C中由于生成强电解质CH3COONa，使溶液的导电性增强。D中加入NaOH，导电性增强。
3..硫化氢的水溶液中有如下动态平衡：
H2S ==== H++HS－ HS－ ==== H++S2－ H2O ==== H++OH－
在物质的量浓度为0.1 mol·L－1的H2S溶液中，下列各离子间的关系正确的是（ ）
A.c(H+)= c(HS－)+2 c(S2－)+ c(OH－)
B.2 c(H+)=2 c(HS－)+ c(S2－)+2 c(OH－)
C. c(H+)= c(HS－)+2 c(S2－)
D. c(H+)=2 c(S2－)+ c(OH－)
答案：A
解析：H2S溶于水生成的氢硫酸为二元酸，所以分步不完全电离。电离出的阴、阳离子所带的负、正电荷相等。又因为第一步电离生成的HS－要继续进行第二步电离，所以第一步电离出的c(HS)相当于最后溶液中c(HS－)与c(S2－)之和，所以c(H+)= c(HS－)+2 c(S2－)+ c(OH－)。
[实验探索]：
电解质溶液
一、实验目的
1.学会pH试纸的使用方法。
2.加深对电解质有关知识的了解。
3.加深对盐类水解的原理的理解。
4.通过判断不同盐溶液酸碱性强弱的实验，培养分析问题的能力。
二、实验用品
试管、试管夹、滴管、玻璃棒、镊子、酒精灯、火柴。
0.1 mol·L－1 HCl溶液、1 mol·L－1 HCl溶液、0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液、1 mol·L－1CH3COOH溶液、饱和Na2CO3溶液、1 mol·L－1(NH4)2SO4溶液、NaCl溶液、1 mol·L－1CH3COONa溶液、2%氨水、锌粒、酚酞试液、pH试纸。
三、实验步骤
（一）pH试纸的使用
（二）强弱电解质
1.用pH试纸判断溶液的pH。
2.稀释CH3COOH溶液，观察pH的变化。
3.比较锌粒与HCl和CH3COOH溶液反应的快慢。
（三）盐类的水解
1.用pH试纸检测几种盐水解后的pH。
2.检测温度对盐类水解的影响。
四、问题和讨论
根据实验结果，说明温度对CH3COONa溶液的水解有什么影响？
答：CH3COONa存在着下述平衡：
CH3COONa+H2O ==== CH3COOH+NaOH
加热能促进CH3COONa水解，使溶液碱性增强。
***水的电离和溶液PH值（选修，高考现在化学的学生须学！）
一、教学目标
1.使学生了解水的电离和水的离子积。
2.使学生了解溶液的酸碱性和pH的关系。
二、教学重点
水的离子积、c(H+)、pH与溶液酸碱性的关系。
三、教学难点
水的离子积，有关pH的简单计算。
四、教学过程
[引入新课]研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性。电解质溶液的酸碱性跟水的电离有着密切的关
系。为了从本质上认识溶液的酸碱性，就要了解水的电离情况。
[板书]一、水的电离
水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH－：
H2O+H2O ==== H3O++OH－
通常简写为：H2O ==== H++OH－
从实验可知，在25℃时，1 L纯水中只有1×10－7 mol H2O电离，根据平衡常数定义有：
K= 则：c(H+)·c(OH－)=K·c(H2O)
由于电离的水很少，故c(H2O)=55.6 mol·L－1为一常数，K也为一常数。常数乘常数必然为一个新的常数，用KW表示，因此有：
c(H+)·c(OH－)=KW KW为水的离子积常数，简称为水的离子积。在25℃时，水中H+浓度和OH－浓度都是1×10－7 mol·L－1，所以
KW= c(H+)·c(OH－)=1×10－7×1×10－7=1×10－14
因水的电离为一吸热过程，所以当温度升高时，利于水的电离，水的离子积增大。
二、溶液的酸碱性和pH
由于水的电离是一种平衡，不仅是纯水，就是酸性或碱性溶液里，H+、OH－都存在。在纯水和中性溶液中，c(H+)= c(OH－)；酸性溶液可以认为是向中性溶液加入了大量H+，这样破坏了水的电离平衡c(H+)＞c(OH－)；碱性溶液可以认为是向中性溶液中加入了大量OH－，使水的电离平衡受到了破坏，这样c(OH－)＞c(H+)。
在溶液中c(H+)越大，酸性越强；c(H+)越小，酸性越弱。
在溶液中用浓度来表示酸碱性强弱很不方便，为此，化学上常用pH来表示溶液酸、碱性的强弱：pH=－lg{ c(H+)}
例如，纯水中c(H+)=10－7 故pH=－lg10－7=7
那么pH和溶液的酸碱性有什么关系呢？
在中性溶液中 c(H+)=10－7 pH=7
在酸性溶液中 c(H+)＞10－7 pH＜7
在碱性溶液中 c(H+)＜10－7 pH＞7
溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。
[总结提高]1.对碱性溶液要通过水的离子积常数来求出c(H+)，再求pH。
[学习指导]：
在化学教学中，有关pH的内容占有相当的比重，并逐渐在高考中占有一定的分值。关于pH的考查一般分为两类：一类是溶液的pH的定量计算，另一类是溶液的pH的定性比较。高考试题已发展到考查溶液的pH的计算和定性比较相互结合。在化学教学中应注意与数学的结合，将化学问题抽象成数学问题，借助数学手段去处理，可准确、简捷、快速地解题。现通过下列四道题的分析，以巩固pH教学知识点。
例1.（1994年全国高考31题）25℃时，若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合之前，该强酸的pH与强碱的pH之间应满足的关系是 。
分析：此题剖析的关键在于“混合后溶液呈中性这一条件，在教学中要培养学生除了正向思维外，还要学会逆向思维，这样很快得出：
10×c(H+)酸=1×c(OH－)碱
pH酸+pH碱=15
例2.（1998年全国高考18题）pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合后，所得的混合溶液的pH=11,则强碱与强酸的体积比是（ ）
A.11︰1 B.9︰1 C.1︰11 D.1︰9
分析：阅读此题后，立即可以得出酸与碱中和后，碱性物质过量，从而可以列出算式：
c(OH－)混=
V(碱)︰V(酸)=1︰9
例3.室温下，体积为Va、pH=a的盐酸溶液可恰好中和Vb、pH=b的氢氧化钡溶液。若a+b=15，a+b=14,
a+b=13，则Va与Vb的比值应分别为（ ）
分析：从题意可知溶液呈中性。由pH=a的盐酸中，c(H+)=10－a，pH=b的氢氧化钡溶液中，c(OH－)=
，则n(H+)=n(OH－)，即有10－a×Va=10b－14×Vb。
令a+b分别等于15、14、13，则答案为：10、1、。
例4.(2000年全国高考26题)25℃时，若体积为Va、pH=a的某一元强酸与体积为Vb、pH=b的某一元强碱混合，恰好中和，且已知Va＜Vb和a=0.5b。请填写下列空白。
（1）a值可否等于3（填“可”或“否”） ，其理由是 。
（2）a值可否等于5（填“可”或“否”） ，其理由是 。
（3）a的取值范围是 。
分析：通过第（3）问的分析，可以回答前两问，由pH=a的酸c(H+)=10－a，pH=b的碱c(OH－)=10b－14，由恰好中和可得
c(H+)a×Va= c(OH－)b×Vb
=
由Va＜Vb得10a+b－14＜1
a+b－14＜0
a=0.5b
pH=b=2a 2a＞7 a＞
则＜a＜
答案：略
此题是考查溶液的pH计算与定性比较相结合的试题，是对学生发散思维的扩展和延伸，
第四节.盐类水解
[教案与学案]：
一、教学目标
1.知识：使学生理解盐类水解的实质，掌握水解的规律，学会书写盐类水解的离子方程式。
2.能力：培养和发展学生的观察能力、思维能力、自学能力和实验能力。
[教学重点]盐类水解的实质，水解的应用。
[教学难点]水解离子方程式的书写。
[教学用品]实验仪器及用品（共8组）：试管、试管架、HCl溶液、NaCl溶液、NaOH溶液、CH3COONa溶液、NH4Cl溶液、Na2CO3溶液、Al2(SO4)3溶液、酚酞溶液、石蕊试液、小黑板2个。
二、教学过程
引入情境：
师：同学们，厨师为了蒸出膨松可口的馒头，要在发好的面团里加入一种什么物质？
生：纯碱。
师：它的化学式是Na2CO3，属于盐类物质，那为什么把它叫做纯碱呢？今天让大家做实验，来探索其中的奥妙。
师：大家做实验探究方案中的实验1，如实填写实验报告。
实验：用pH试纸检验HCl溶液、NaOH溶液和NaCl溶液的酸碱性。
生：A使石蕊变红，B使石蕊变蓝，C中紫色不变。
师：三种溶液中c(H+)与c(OH－)的关系怎样？
生：A中c(H+)＞c(OH－)，B中c(H+)＜c(OH－)，C中c(H+)= c(OH－)。
师：三种溶液各显什么性？
生：A显酸性，B显碱性，C显中性。
师：NaCl溶液显中性，其他盐类是否也显中性呢？它们中的c(H+)和c(OH－)的关系可能有哪些？今天我们做实验来探究盐类水解的实质和规律。
[板书] 第四节 盐类的水解
实验：用pH试纸检验CH3COONa溶液的酸碱性。
师：纯水中c(H+)= c(OH－)，而CH3COONa的水溶液显碱性，这是什么原因呢？阅读课文85～86页回答：（1）为什么CH3COONa溶液中c(H+)＜c(OH－)？（2）CH3COONa电离出的哪种离子使水电离出的c(H+)或c(OH－)发生变化？（3）变过的过程是怎样的？
生：归纳水解的过程：
结合→消耗→破坏→移动→平衡→结果
其中，“结合”是原因，“破坏→移动”是实质。
[板书]一、盐类的水解
A.定义：在溶液中盐的离子跟水电离出的H+或OH－生成弱电解质的反应叫盐类的水解。
B.实质：破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡发生移动。
C.关系：酸+碱 ===== 盐 + 水
D.规律：弱酸强碱盐水解显碱性；强酸弱碱盐水解显酸性；强酸强碱盐不水解显中性。
二、盐类水解的利用
[板书]盐类水解主要应用于盐类的配制等。
●总结提高
1.学生总结盐类水解的实质和规律。
2.口诀：谁弱谁水解，谁强显谁性。
[学习指导]：
1. 盐类水解的应用
盐类水解在中学阶段主要有12种应用，现归纳如下：
1.配制和贮存易水解的盐溶液
例：（1）实验室保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量盐酸，为什么？（2）实验室配制AlCl3溶液，先把它溶解在盐酸中而后加水稀释，为什么？
解：（1）因FeCl3容易水解：
FeCl3+3H2O ==== Fe(OH)3+3HCl
FeCl3溶液中加少量盐酸，意在抑制FeCl3的水解。
(2)先把AlCl3溶解在盐酸中而后加水稀释，意在防止AlCl3水解生成Al(OH)3。
2.分析盐溶液的酸碱性或中和反应后溶液的酸碱性
例：试指出下列溶液的酸碱性。（1）Na2CO3溶液；（2）NH4Cl溶液；（3）NaCl溶液；（4）CH3COOH；（5）等体积等物质的量浓度的NH3·H2O和盐酸混合后的溶液。
解：（1）呈碱性；（2）呈酸性；（3）呈中性；（4）呈中性；（5）呈酸性。
3.加热浓缩或蒸发可水解的盐溶液
例：加热蒸发FeCl3溶液，能得到纯净FeCl3晶体吗？
解：不能，因在加热浓缩过程中，FeCl3水解生成Fe(OH)3，HCl在加热过程中挥发。
4.极易水解的盐的制取
例：为什么不能从溶液中直接制取Al2S3
解：因Al3+、S2－均能水解，Al3+水解使溶液呈酸性，S2－水解使溶液呈碱性。如Al3+、S2－在同一溶液中，它们将相互促进水解而使水解完全，从而得不到Al2S3。
5.混施肥料
酸性肥料与碱性肥料不能同时施用。
6.镁与强酸的铵盐溶液反应
例：在NH4Cl或AlCl3溶液中加入镁条会产生气泡，为什么？
解：NH4Cl和AlCl3在溶液中水解均使溶液呈酸性，镁与溶液中的H+反应放出H2。
7.制胶体及用盐作净水剂
例：明矾和FeCl3可用作净水剂，为什么？
解：因明矾中的Al3+、FeCl3中的Fe3+均能水解而分别生成Al(OH)3胶体和Fe(OH)3胶体。Al(OH)3胶体、Fe(OH)3 胶体均能吸附水中的悬浮杂质而沉淀，从而起到净水的作用。
8.比较盐溶液或酸碱混合液中各离子浓度的大小。
例：将0.2 mol·L－1盐酸与0.1 mol·L－1的NaAlO2溶液等体积混合，其离子浓度由小到大的顺序是（ ）
解：c(OH－)＜c(H+)＜c(Al3+)＜c(Na+)＜c(Cl－)
9.比较物质的量浓度相同的酸碱盐溶液的pH大小
例：相同温度、相同物质的量浓度的下列各组溶液，按pH依次减小的顺序排列正确的是（ ）
A.CH3COONa Na2CO3 NaHSO4 NaCl
B.HCl CH3COOH NH4Cl NaHCO3
C.NaOH Ba(OH)2 H2SO4 HCl
D.NH4Cl CH3COOH NaHSO4 H2SO4
答案：D
10.判断溶液中离子能否大量共存
例：Al3+和HCO由于相互促进水解，不能大量共存于同一溶液中。
11.加热法除去Mg(HCO3)2暂时硬度产物的分析Mg(HCO3)2+2Ca(OH)2====2CaCO3↓+Mg(OH)2↓+2H2O。
因Mg(OH)2的溶解度较MgCO3小得多，在强碱性环境下，MgCO3水解得Mg(OH)2，故最后产物是Mg(OH)2而不是MgCO3。
12.纯碱代替烧碱去油污原理的分析
纯碱Na2CO3在水中水解程度较大，溶液呈碱性，故可用纯碱代替烧碱用于清除油污。
2. 水解与电离
盐类水解与弱电解质的电离平衡是中学化学基本理论中非常重要的内容，但是学生学习这部分知识时，常因内容的抽象性、多变性以及两者复杂的关系而将二者混为一谈。为此，笔者将从以下几个方面对这两个概念进行论述和比较，以便提高我们的教学效果。
（一）本质区别
从进行两过程的物质类别来看，水解的物质是盐类，而电离平衡针对的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水等。
从实质上来看，盐类水解本质是盐电离出来的弱酸酸根离子或弱碱阳离子与水电离出来的H+或OH－结合生成弱酸或弱碱等难电离的物质，从而促进水电离的过程。可表示为：
M++H2O ==== MOH（弱碱）+H+（显酸性）
R－+H2O ==== HR（弱酸）+OH－（显碱性）
其特征为：盐类水解反应是中和反应的逆过程，由于中和反应进行较彻底，是放热反应，故盐类水解反应一般进行的不彻底，程度小且吸热。
电离是指电解质溶于水或受热熔化时，离解出自由移动离子的过程。其中弱酸、弱碱等弱电解质在水溶液中只能部分电离，而大部分仍以分子的形式存在，即弱电解质的电离是一个可逆过程，存在电离平衡。
（二）相似性
1.盐类水解与弱电解质的电离都具有可逆性，均属于动态平衡。
2.两平衡一般情况下，程度都比较小且均为吸热过程，即升高温度，盐类水解、弱电解质的电离程度都增大，反之则均减小。
3.两过程的进行都与水分子的存在和运动分不开。水解是盐与水之间的化学变化，溶液越稀，发生水解的离子与水分子有效碰撞的几率越高，越有利于水解的进行。弱电解质在水溶液中的电离也是受水分子的作用，溶液越稀，则其电离程度越大，电离度也越大。
（三）二者的联系
在我们研究盐类水解进行程度的问题时，总是离不开分析水解生成的弱酸或弱碱的强弱，即其电离能力的大小。这是因为二者还存在着一定的联系。
在学习中我们知道，有一类盐即强酸强碱所形成的盐（如NaCl）不发生水解，原因是在水溶液中强酸酸根离子、强碱阳离子不具有与H+、OH－结合生成难电解物质的性质，即在水溶液中强酸、强碱完全电离。所以发生水解的条件是盐电离出的离子必须为弱酸酸根离子或弱碱阳离子，才可与水反应生成弱电解质。弱电解质电离程度不同，盐类水解进行的程度就有差异，溶液的酸碱性就会受到影响。
例1. 0.1 mol·L－1的下列几种溶液：A. Na2CO3 B.CH3COONa C.NaCl D.NaHCO3 E. NH4Cl
其pH由大到小的顺序是 。
分析：发生水解的有A、B、D、E，其中显碱性的是A、B、D，碱性的强弱可比较对应酸的电离。即比较CH3COOH与H2CO3的第一步、第二步电离程度的大小，可知该题答案应是ADBCE。
因此，盐类水解程度大小判定的依据是比较弱电解质的电离能力，即可通过电离度（α）或电离平衡常数（K）值的大小进行比较。
例2.已知0.1 mol·L－1的某一元弱酸HA和0.1 mol·L－1的某一元弱碱BOH的电离度相等，则盐BA的溶液显 性（填“酸”“碱”或“中性”），其理由是 。
分析：根据已知两酸、碱的电离度相等，可知A－与B+两离子的水解程度也相同，所以溶液显中性。
***[例题精解]：（选修加必修）
1. 95℃时，水中的H+的物质的量浓度为10－6 mol·L－1，若把0.01 mol的NaOH固体溶解于95℃水中配成1 L溶液，则溶液的pH为（ ）
A.4 B.10 C.2 D.12
答案：B
解析：纯水的电离：H2O === H++OH－，在常温时c(H+)·c(OH－)=10－14，即水的离子积为KW=10－14。KW为温度常数，升温有利于水的电离，使H+浓度增大，为10－6 mol·L－1，则c(OH－)=10－6 mol·L－1，故KW= c(H+)·c(OH－)=10－6×10－6=10－12，当c(OH－)=0.01 mol·L－1时，c(H+)=10－12/0.01=10－10 mol·L－1，故溶液的pH=10。
2.pH=9 的Ba(OH)2溶液与pH=12的KOH溶液，按4︰1的体积比混合，则混合溶液中H+浓度为（单位：mol·L－1）( )
A.×(4×10－9+1×10－12) B.×(8×10－9+1×10－12)
C.5×10－10 D.5×10－12
答案：D
解析：两种碱溶液的pH已知，若求混合溶液的pH，不能直接用pH，如：×10－9+×10－12。因为对OH－而言，H+的浓度是非常小的，小于水电离出的H+浓度，OH－抑制水的电离。若用pH直接求氢离子的浓度，就忽略了OH－对水电离平衡的影响。正确的方法，应先求出溶液中的OH－浓度，再据KW求出溶液中H+的浓度。对Ba(OH)2讲：c(OH－)=10－5，对KOH而言，c(OH－)=10－2，
故 c(OH－)混= 则 c(H+)=
3.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+)，以下关于pD的叙述正确的是（ ）
A.中性溶液中pD=7.0
B.在1 L D2O的溶液中溶解0.01 mol NaOD(设溶液的体积为1 L)，其pD=12.0
C.在1 L D2O中溶解0.01 mol DCl(设溶液的体积为1 L)，其pD=2.0
D.在100 mL 0.25 mol·L－1的DCl的重水溶液中加入50 mL 0.2 mol·L－1的NaOD的重水溶液，其pD=2.0
答案：C
解析：对重水来说，由于离子积为1.6×10－15，则中性溶液中pD≠7，应约为7.5。又因为1 L中有0.01 mol OD－，所以pOD=2，则pD也不应等于12.0，因KW不是1×10－14，若1 L中有0.01 mol D+，则c(D+)=0.01,∴pD=2，对D选项而言：c(D+)=(0.1×0.25－0.05×0.2)/0.15=0.1 故pD=1。
4.常温时，下列溶液的pH等于8或大于8的是（ ）
A.0.1 mol·L－1的NaOH溶液滴定稀盐酸，用酚酞做指示剂滴定到终点
B.pH=6的醋酸用水稀释100倍
C.pH=10的氢氧化钠溶液稀释1000倍
D.0.1 mol·L－1的硫酸100 mL跟0.2 mol·L－1 NaOH溶液150 mL完全反应
答案：AD
解析：pH等于8或大于8的为碱性溶液，在稀释过程中，酸无限稀释，pH只能趋近于7，但不能超过7，同理，碱稀释时，pH能趋近于7，但不能小于7。从所给选项看，A选项用酚酞做指示剂，变色范围≥8，则所得溶液的pH符合题设要求。B选项应接近于7。C选项也趋近于7。D选项中0.02 mol H+与0.03 mol的OH－反应，c(OH－)==0.04 mol·L－1
故 pH=14－pOH=12.6
5.能使水的电离平衡向电离方向移动，而且溶液为酸性的是（ ）
A.将水加热到99℃ B.滴入稀H2SO4
C.加入NaHCO3 D.加入CaCl2
答案：D
解析：加热，溶液的pH改变，但酸碱性不变，应为中性。加H+，平衡逆向移动。加NaHCO3为碱性，加CaCl2为酸性。
6.有下列四种溶液：①盐酸 ②FeCl3 ③NaOH ④Na2CO3 溶液的pH分别为4、4、10、10，四种溶液中水的电离度分别为α1、α2、α3、α4，则下列关系式正确的是（ ）
A.α1=α2＞α3=α4HHHHHHHHHHHHHHHHHHkkdk K K K ddk k k dk aa;dk fj dj fj dk ddddkdkdkdkdkdkkd中右右右右右右 B.α1=α2=α3=α4
C.α2=α4＞α1=α3 D.α1=α3＞α2=α4
答案： C
解析：四种溶液中，盐酸和氢氧化钠分别为抑制水的电离，水的电离度减小，由于pH与pOH相等，说明c(H+)= c(OH－)，抑制的程度相同，所以α1=α3，对FeCl3而言，为强酸弱碱盐水解，促进水的电离，α将变大；Na2CO3为强碱弱酸盐；水解促进水的电离，α也将变大，同样二者水解后的溶液。c(H+)= c(OH－)，说明对水的电离促进程度相同，α2=α4，所以关系正确的为C。
7.在FeCl3和Fe2(SO4)3的混合溶液中，若不计Fe3+的水解，当溶液中c(Fe3+)= c(SO)时，下列判断正确的是（ ）
A. c(Fe3+)＞c(Cl－) B. c(SO)＞c(Cl－)
C. c(SO)＜c(Cl－) D.FeCl3和Fe2(SO4)3的物质的量相等
答案：D
解析：设Fe2(SO4)3中SO的浓度为x，
Fe2(SO4)3 ～ 2Fe + 3SO
x
FeCl3 ～ Fe + 3Cl－
x－=
故 c(Cl－)=x mol·L－1，说明FeCl3和Fe2(SO4)3的物质的量相等。
8.有一种酸式盐AHB，它的水溶液显弱碱性，今有下列说法，其中正确的是（ ）
A.同浓度的AOH溶液和H2B溶液，电离程度前者大于后者
B.HB－的电离程度大于HB－的水解程度
C.该盐的电离方程式为AHB === A++HB－
D.在溶液中离子浓度大小顺序一般为：c(A+)＞c(HB－)＞c(OH－)＞c(B2－)＞c(H+)
答案：AD
解析：酸式盐AHB水溶液为弱碱性，说明HB－为弱酸根离子。而AOH为弱碱，其α要大于H2B，所以A选项正确。溶液为碱性，说明HB－的水解程度大于电离程度。由于盐为强电解质，可完全电离，所以AHB ==== A++HB－。根据前述分析，溶液中其离子浓度的顺序为：
c(A+)＞c(HB－)＞c(OH－)＞c(B2－)＞c(H+)
第五节.酸碱中和滴定
[教案与学案]：
一、教学目标
1．使学生理解酸碱中和滴定的原理。
2．使学生初步了解酸碱中和滴定的操作方法。
3．使学生掌握酸碱中和滴定的简单计算。
二、教学重点
酸碱中和滴定的原理。
三、教学难点
酸碱中和滴定的计量依据及计算。
四、教学用品
铁架台、滴定夹、酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、酚酞试液。
五、教学过程
[新课引入]我们研究物质时，常需鉴定物质是由哪些成分组成的，这叫定性分析；有时还得知道某些
物质的含量，叫定量分析。
用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法叫酸碱中和滴定。
[板书]一、酸碱中和滴定的原理
1．酸、碱反应的本质为：
H++OH－===H2O
例：HCl+NaOH===NaCl+H2O
则：（v为化学计量数）如用A代表酸，用B代表碱，则有：
又因c= 所以n=cV
则上式可表示为：，如为一元酸和一元碱中和时：
由于，则有：c(B)=，因此c(B)的大小就决定于V（A）的大小。
[板书]二、酸碱中和滴定的操作
滴定步骤及误差分析：
[实验2—6]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）。
[学习指导]：
1. 关于酸碱中和滴定的一些问题
1．等当点
当滴加的标准溶液和被测物质恰好反应时，这一时刻称为等当点。在酸碱中和滴定中，到达等当点时溶液不一定都是中性的，有时呈酸性、有时呈碱性，这要看中和后生成盐的性质。强酸和强碱的中和滴定，在等当点时溶液呈中性；强碱滴定弱酸，因生成的盐又要水解，在等当点时溶液呈碱性；同理，强酸滴定弱碱，在等当点时溶液呈酸性。
2．滴定终点
酸碱中和滴定是否达到等当点，在实际操作中通常是用酸碱指示剂的颜色变化来表示滴定的终点。酸碱指示剂颜色变化半分钟不褪色的时刻，即为滴定终点。等当点和滴定终点一般很难吻合，为了减少滴定误差，需要选择合适的指示剂，使滴定终点尽可能接近等当点，这就涉及酸碱中和滴定指示剂选择问题。
3．指示剂的选择
选择指示剂，必须明确pH的跃迁范围和指示剂的变色范围。中和滴定时，当误差在±0.1%时，即为准确值，由此，当酸碱中和滴定时，少滴0.1%或多滴0.1%时pH的变化范围，即为pH的跃迁范围，由此可得下表：
滴定种类 PH跃迁范围
强酸强碱互滴 4.30～9.70
强碱滴定弱酸 7.74～9.70
强酸滴定弱碱 4.00～7.10
2. 中和滴定实验结果的分析
中和滴定实验是中学化学中的一个重要实验，其实验结果的分析，也是中学化学教学中的一个难点。以往的教材中有一当量定律N1V1=N2V2，对于浓度误差的分析曾有很好的作用，但由于标准单位制的执行等原因，当量浓度的知识已从中学教学中取消，因而新教材上也就砍掉了当量定律这一知识内容，使学生分析起来就变得更困难了。在处理这段内容时，利用学生现有的知识，引入一个新的公式，将物质的量浓度与当量定律有机地结合起来，对学生分析实验结果及浓度计算均有很大帮助。
n酸c酸V酸=n碱c碱V碱
式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；
c——酸或碱的物质的量浓度；
V——酸或碱溶液的体积。
当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：
c碱=
上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致
c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于其理论值时，c碱偏高，反之则偏低。即：c碱==BV酸
同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然，即c酸=BV碱。
下面是用标准酸滴定待测碱而引起的结果变化情况 ：
实验操作情况 对c碱的影响
①开始滴定时滴定管尖嘴处留有气泡 偏高
②读数开始时仰视，终止时俯视 偏低
③到滴定终点时尚有一滴酸挂在滴定管尖嘴外而未滴入锥瓶 偏高
④洗净的酸管未用标准液润洗 偏高
⑤洗净的锥瓶用待测碱润洗 偏高
⑥不小心将标准液滴至锥瓶外 偏高
⑦不小心将待测碱液溅至锥瓶外 偏低
⑧滴定前向锥形瓶中加入10 mL蒸馏水，其余操作正常 无影响
分析：对于表中①③④⑤⑥各项，标准液的实际用量V 酸均超出其理论所需用量，即体积读数增大。
V酸增大，根据c碱=BV酸，则所得待测碱液的浓度c碱的数据较其实际浓度偏高；对于第⑦项V酸实际用量减少，则c碱偏低；对于⑧项，向待测液中加水稀释，虽然稀释后原待测液的浓度减小了，但溶液中OH－的物质的量并未发生变化，因而所需标准酸的体积亦不发生变化，对待测碱液的浓度便不产生影响。
在读数时，应将滴定管放正，两眼平视，视线与溶液凹面最低处水平相切。但在实际操作中，可能会出现视线偏高（俯视）或视线偏低（仰视）的情况 ，从而使数据不准而造成误差。值得注意的是，这种情况在量筒、容量瓶和滴定管的读数时均有可能出现，只不过滴定管的零刻度与前两种不同，与量筒恰好相反，读数结果亦相反，先仰视后俯视则导致V酸数据偏小，c碱偏低。
[例题精解]：
1.用标准的NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，选用酚酞作为指示剂，造成测定结果偏高的原因可能是（ ）
A.配制标准溶液的NaOH中混有Na2CO3杂质
B.滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，其他操作正确
C.盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过，未用未知液润洗
D.滴定到终点读数时，发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液
答案：D
解析： NaOH ～ HCl
1 1
V(NaOH)·c(NaOH) V(HCl)·c(HCl)
所以c(HCl)=
讨论：V(NaOH)、c(NaOH)、c(HCl)的大小，可推知c(HCl)是否会出现误差。对A选项来说，由于等量的NaOH变成Na2CO3后，所需HCl的量减少，所以结果偏低。对B选项滴定终点时，由于滴定管“零”刻度在上，俯视读数变小，仰视读数变大，因为V碱变小，c酸偏低。C选项中，锥形瓶不用待测液润洗，加水不影响测定。D选项中悬挂的液体已包含在V(NaOH)中，使V增大，C(HCl)值偏高。
2.用标准的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，下列各操作中，不会引起实验误差的是（ ）
A．用蒸馏水洗净酸式滴定管后，装入标准盐酸进行滴定
B．用蒸馏水洗净锥形瓶后，再用NaOH溶液润洗，而后装入一定体积的NaOH溶液进行滴定
C．用碱式滴定管取10.00 mL NaOH溶液放入用蒸馏水洗净的锥形瓶中，再加入适量蒸馏水进行滴定
D．改用移液管取10.00 mL的NaOH溶液，放入锥形瓶后，把移液管尖嘴液体吹去
答案：C
解析：A中未用标准液润洗，使c酸变小，则V酸偏大，c碱偏高。B中锥形瓶用NaOH润洗，使n碱偏大，耗酸量增大，则结果c碱偏高。C中加水，n碱不变，结果不变。D中尖嘴不应吹去，否则使碱量增加，结果偏高。
3.用下列方法测定空气中的污染物含量：将一定体积的空气通入吸收剂，并测定其电导的变化（导体的电阻愈小，它的电导愈大），如测定H2S的含量，若用CuSO4溶液吸收，可测定很大范度范围内的H2S，但电导变化不大；若用浓溴水吸收，仅限于低浓度范围内的H2S，但有很高的灵敏度。现要兼顾吸收容量与灵敏度，测定空气中Cl2的含量，则应选用下列吸收剂中的（ ）
A.Na2SO3溶液 B.KI溶液
C.NaOH溶液 D.H2O
答案：A
解析：溶液电导的变化与溶液中离子浓度有关，离子浓度变大，电导变大，题中给出的4种吸收剂分别与Cl2反应情况如下：
Na2SO3+Cl2+H2O===Na2SO4+2HCl（离子数目变大）
2KI+Cl2===I2+2KCl（离子数目基本不变）
NaOH+Cl2===NaCl+NaClO+H2O（离子数目基本不变）
Cl2+H2O===HCl+HClO（离子数目变大）
再兼顾吸收容量，只有A符合题意。
[实验探索]：
中和滴定
一、实验目的
1．练习中和滴定的实验操作。
2．通过实验进一步理解中和滴定的原理和计算方法。
3．通过实验培养科学态度和训练科学方法。
二、实验用品
酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、烧杯、锥形瓶、铁架台、白纸。
标准的0.2000 mol·L－1 HCl溶液、未知浓度的NaOH溶液、酚酞试液、蒸馏水。
三、实验步骤
1．调整滴定管。
2．把待测液注入锥形瓶。
3．滴定。
4．洗涤。
5．重复滴定，记录数据并计算。
四、问题和讨论
1．在进行中和滴定时，为什么要用标准液润洗酸式滴定管2～3次？用酸液润洗后，如果再用蒸馏水润洗一次，这种操作是否正确？
答：防止滴定管内可能存有水，当加入标准液时将标准液的浓度降低，影响结果准确性。
如果用蒸馏水润洗滴定管后，当加入酸溶液后，滴定管中残存的水会使酸的浓度降低，使实验中所消耗的酸的实际体积较理论值大，即使所测的浓度较实际值偏高。
2．滴定用的锥形瓶是否也要用待测的碱溶液润洗？锥形瓶装待测液前是否必须保持干燥？为什么？
答：滴定用的锥形瓶不能用被滴定的碱溶液润洗。因为若用碱溶液润洗，会使锥形瓶中残留有碱液，在滴定时消耗的酸量会加大，使实验测得的结果比理论值大。
锥形瓶不必保持干燥。因为在滴定时，当酸与碱的物质的量正好符合化学反应式所表示的化学计量关系时，即达到滴定终点。这与锥形瓶中是否有水没有关
中和
水解
得 a＜第1页 2003-9-28
盐类的水解(必修)
〖教学目标〗
1．了解水的电离。
2．了解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解。
3．了解盐类水解的利用。
〖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。
〖课时安排〗3课时
〖教学过程〗第一课时
[引言]我们知道，酸溶液呈酸性，碱溶液呈碱性，那么，盐溶解于水后，所形成的水溶液是否呈中性？要回答这个问题，首先要了解水和电离。
[板书]盐类的水解
一、水的电离
[分析讲解]精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱电离，生成H3O+和OH- ：
[板书] H2O+H2OH3O++OH-
[讲解] H2O、 H3O+、OH-的电子式，通常上式也可简写为：H2O==H++OH-
从纯水的导电实验测得，在25℃时，1L纯水中只有1×10-7molH2O电离，因此纯水中H+和OH-浓度各等于1×10-7mol/L，其c(H+)与c(OH-)的乘积为一常数，等于1×10-14。
在常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅是纯水，就是在酸性或碱性的稀溶液里，H+和OH-浓度的乘积也总是一个常数——1×10-14。在中性溶液里,H+和OH-的浓度相等,都不得是1×10-7mol/L；在酸性溶液里，不是没有OH-，而是其中的H+浓度比OH-浓度大；在碱性溶液里也不是没有H+，而是其中的OH-浓度比H+浓度大。
[分析]我们已经知道溶液的酸碱性可用PH来表示。综合上述知识，我们可以归纳出常温时溶液的酸碱性、c(H+)和PH的关系如下：
[板书]
中性溶液 c(H+)=c(OH-)=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+)7
[讲解]溶液中的c(H+)越大，PH越小，溶液的酸性越强；溶液中的c(H+)越小，PH越大，溶液的酸性越弱。
[练习]课后习题一：1、2
[引导学生阅读教材“阅读”内容]PH及测定溶液PH的实际意义。
[作业]课后习题四：1；预习盐类的水解。
〖教学过程〗第二课时
[演示实验]用PH试纸检验CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2(SO4)2、NaCl、KNO3溶液的酸碱性。
[学生描述实验结果] CH3COONa、Na2CO3的水溶液呈碱性；NH4Cl、Al2(SO4)2的水溶液呈酸性；NaCl、KNO3的水溶液呈中性。
[分析] CH3COONa、Na2CO3是强碱和弱酸反应生成的盐；NH4Cl、Al2(SO4)2是强酸和弱碱反应生成的盐；NaCl、KNO3是强酸和强碱反应生成的盐。
[归纳总结] 强碱和弱酸反应生成的盐的水溶液呈碱性；强酸和弱碱反应生成的盐的水溶液呈酸性；强酸和强碱反应生成的盐的水溶液呈中性。
[板书]1．强碱和弱酸反应生成的盐溶液呈碱性
[引入]水是很弱的电解质，能微弱地电离出H+和OH-,二者的浓度相等，并处于动态平衡状态。
[分析]CH3COOHNa是强碱NaOH与弱酸CH3COOH中和所生成的盐，它是强电解质，在它的水溶液里并存着下列几种电离：
[板书]
[讲解分析]由于CH3COO-与水电离的H+结合生成了弱电解质CH3COOH，消耗了溶液中的H+，从而破坏了水的电离平衡。随着溶液里C(H+)的减小，水的电离平衡向右移动，于是C(OH-)随着增大，直到建立新的平衡。结果，溶液里C(OH-)>C(H+)，从而使溶液呈碱性。
[板书] CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH
或 CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-
[讲解]这种在溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
由上式可见，盐类水解后生成酸和碱，即盐类的水解反应可看作是酸碱中和反应的逆反应。
[板书] 酸+碱盐+水
[分析]Na2CO3的水解。
[板书]强碱和弱酸反应生成的盐溶液呈碱性
2．强酸和弱碱生成盐的水解
[分析]NH4Cl的水解：NH4Cl是强酸弱碱盐，它是强电解质，在水溶液里的水解过程可表示如下：
[板书]
[讲解]由于NH4+与OH-结合生成了弱电解质NH3.H2O ，破坏了水的电离平衡。随着溶液中C(OH-)的减小，水的电离平衡向右移动，于是C(H+)大于C(OH-)，从而使溶液呈酸性，这一的反应也可表示如下：
[板书] NH4Cl+H2O NH3.H2O +HCl
或NH4++H2O NH3.H2O +H+
[讲解]其他强酸弱碱盐如Cu(NO3)2、Al2(SO4)3、(NH4)2SO4等，的水解也都属于这种类型。
[总结板书]强酸弱碱盐的水溶液呈酸性。
[讲解]强酸和强碱所生成的盐如NaCl等，由于它们电离生成的阴、阳离子不与溶液中的H+或OH-结合生成弱电解质，所以水中H+浓度和OH-浓度保持不变，没有破坏水的电离平衡，因此，这种由强酸和强碱中和生成的盐不发生水解，溶液呈中性。弱酸和弱碱所生成盐的水解比较复杂，这里就不介绍了。
[总结]盐类水解反应的实质是：盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应（板书）。它是中和反应的逆反应。
[练习]课后习题一：3、4；习题二：1、2。
[作业]课后习题三。
〖教学过程〗第三课时
[引言]盐类水解程度的大小，主要由盐的本性所决定，但当水解达到平衡时，跟其它平衡一样，也受温度、浓度等条件的影响。
[讲解分析]在盐溶液中加入适量酸或碱后，由于增大了盐溶液中H+和OH-的浓度，使平衡向左或向右移动，这样。就可以抑制或促进水解反应的进行。
[板书]三、盐类水解的利用
[举例]在实验室里配制FeCl3溶液时，由于FeCl3是强酸弱碱所生成的盐，可以水解生成难溶的Fe(OH)3：
[由学生写出水解反应方程式]
FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl
致使溶液混浊，得不到澄清的FeCl3溶液。因此，在配制FeCl3溶液时，如果加入一定量的盐酸，就可使上述上述平衡向可逆反应方向进行，从而抑制FeCl3的水解。
[讲解]通常在配制FeCl3、SnCl2等溶液时，常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到所需要的浓度，以抑制它们的水解。
盐类水解是中和反应的逆反应。中和反应是放热反应，水解反应就必然是吸热反应。因此，升高温度能促进盐类的水解。在实践中，常应用这一原理，采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。例如，不纯的KNO3中常含有杂质Fe3+，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3+。
[练习]课后习题一：5；习题四：2、3。
[作业]把过量的铝片加入烧瓶中，从分液漏斗中加入氯化铜溶液，开启活塞，氯化铜溶液慢慢流出，反应开始进行。铝片新断口处先冒气泡，慢慢出现紫红色铜，很快整个铝片都产生大量气泡，反应速度加快，把铝片冲起。溶液颜色慢慢变成浅灰色。有大量铜生成，铜表面仍有大量气泡产生。
反应结束后烧瓶发烫，温度可达80℃左右，溶液量明显减少。倾出反应液，向烧瓶中通入CO2气体，很快产生铜绿。
1．集气瓶中收集到的气体是 气体，试写出生成该气体的离子方程式：
⑴ ；
⑵ 。
2．生成铜的离子方程式为：
。
3．铜表面有大量气泡产生的原因是：
。
4．写出生成铜绿的化学方程式：
。
5．实验开始时必需先 。
EMBED PBrush
CH3COOH
+
H2O H+ + OH-
CH3COONaCH3COO-+Na+
+
NH4ClNH4++ Cl-
H2O OH- + H+
HCOO3-
CuCl2溶液
Al《电离平衡》测试题
可能用到的相对原子质量： H: 1 O: 16 N: 14 Na: 23 Cl: 35.5 C: 12 Ca: 40
Cu:64 S: 32 Fe: 56 Ag: 108 Zn:65
1．表示0.1mol·L-1NaHCO3溶液有关微粒浓度的关系正确的
A．c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+c(CO32-)+c(OH-) B．c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)
C．c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(H+)>c(OH-) D．c(OH-)=c(H+)+c(H2CO3)+c(HCO3-)
2．下列叙述正确的是
A．pH=3和pH=4的盐酸各10mL混合，所得溶液的pH=3.5
B．溶液中c(H+)越大，pH值也越大，溶液的酸性就越强
C．液氯虽然不导电，但溶解于水后导电情况良好，因此，液氯也是强电解质
D．当温度不变时，在纯水中加入强碱溶液不会影响水的离子积常数
3．某固体化合物A不导电，但熔化或溶于水都能完全电离。下列关于A的说法中，正确的是
A．A是非电解质　　　　 　　　　　　 B．A是强电解质
C．A是离子化合物　　　 　　　　　　 D．A是弱电解质
4．常温下，在物质的量浓度均为0.01 mol· L-1的CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，若c(CH3COO-)＞c(Na+)。则下列表述中不正确的是
A．c(H+)＞c(OH-) B．c(H+)×c(OH-)=1×10-14
C．c(CH3COOH)＞c(CH3COO-) D．c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.02 mol· L-1
5．分别将等pH或等物质的量浓度的盐酸和醋酸等体积混合，和Zn反应生成H2的体积随时间（同温、同压下测定）的变化图示如下：
其中正确的是
A．①③　　　　　　　　　　　　　　 B．②④
C．①②③　　　　　　　　　　　　　 D．①②③④
6．在25℃时，浓度均为1 mol·L-1 的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2（硫酸亚铁铵）三种溶液中，测得其中c(NH4＋)分别为 a、b、c（mol/L），则下列判断正确的是
A．a＞b＞c B．c＞a＞b C．b＞a＞c D．a＞c＞b
7．有一种酸式盐AHB，它的水溶液呈弱碱性。则以下说法：①相同物质的量浓度的AOH
溶液和H2B溶液，前者的电离程度大于后者的电离程度；②H2B不是强酸；③HB－的电
离程度大于HB－的水解程度；④该盐溶液的电离方程式一般写成：AHB=A++HB－，HB－
=H++B2－其中错误的是
A．①② B．③④ C．②③ D．①④
8．某学生的实验报告中有下列数据：①用托盘天平称取11.7g氯化钠；②用100mL的量筒
量取21.48mL盐酸；③用容量瓶配制216mL 1mol/L的氯化钠溶液；④用酸式滴定管量
取25.00mL硫酸溶液；⑤用pH试纸测定H2SO4溶液的pH为3.2。其中合理的是
A．只有①④ B．只有②④ C．只有①③ D．只有②⑤
9．在25℃时，向10mL pH=10的NaOH溶液中加入pH=4的某一元酸HA的溶液，至pH
恰好等于7（假设反应前后溶液密度不变），则对于反应后的溶液，下列关系一定正确的是
A．c(Na+)＞c(A-) B．c(H+)= c(OH－)< c(Na+)C．溶液体积≥20mL D．溶液体积≤20mL
10．夏天，鸡没有汗腺只能依赖“喘息”调节体温。鸡过度的呼出CO2，使下列平衡向左移动导致蛋壳变薄，使农场主和超市经营者蒙受经济损失。
CO2(g) CO2(aq) ，CO2(aq)+H2O H2CO3(aq)
H2CO3(aq) H+(aq)+HCO3－(aq)， HCO3－(aq) H+(aq)+CO32－(aq)
Ca+(aq)+CO32－(aq) CaCO3(s)（蛋壳）
澳大利亚学者研究发现，夏季给鸡喂食下列某种饮料会使蛋壳变厚，这种饮料是
A．淡盐水 B．碳酸水 C．蔗糖 D．澄清石灰水
11． 设NA为阿伏加德罗常数，下列说法不正确的是
A．1L0.1mol/L的Na2CO3溶液中，含Na+0.2 NA个，CO32-小于0.1 NA个
B．1L0.3mol/L的K2SO4溶液中，含K+和SO42-离子总数为0.9 NA个
C．2L0.6mol/L的Fe2（SO4）3溶液中，含Fe3＋离子总数为2.4 NA个
D．0.1mol/L的H3PO4溶液中，c(H+)∶c(PO43-)<3∶1
12．某元素R的相对原子质量为M，他的最高价氧化物的对应水化物的化学式为HaROb(a＞1)，则下列有关叙述中正确的是
A．该酸的水溶液中 c(H+):c(ROba-)=a:1
B．该酸的摩尔质量为 (a+M+16b)g/mol
C．100mL该酸溶液，只能中和4g NaOH
D．若0.1mol/L的酸溶液的pH=1，则他的钠盐NaaROb的水溶液pH=7
13．已知以下两个反应都能定量完成：R-+H2S（少量）=HR+HS-，2Z+H2S（少量）=2HZ+S2-。则在相同条件下，对有关分子、离子电离出H+能力的比较正确的是
A．HR＞H2S＞HZ＞HS－ B．HZ＞H2S＞HS－＞HR
C．H2S＞HR＞HS－＞HZ D．H2S＞HR＞HZ＞HS－
14．在相同温度下，等体积等物质的量的浓度的4种稀溶液：①Na2SO4、②H2SO4、③NaHSO4、④Na2S中所含带电微粒数由多到少的顺序是
A．①=④>③=② B．④=①>③>② C．①>④>③>② D．④>①>③>②
15．已知K2HPO4溶液中的水解程度大于电离程度，对于平衡：HPO42-+H2O H3O++PO43-，欲使溶液中c(HPO42-)、c(H3O+)、c(PO43-)三种离子浓度均减小，可采取的方法是
A．加水　　　　　　　B．加热 C．加消石灰　　　　　 D．加硝酸银
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15
16．现有下列两组溶液：(Ⅰ)组：0.1mol/L的醋酸和盐酸；（Ⅱ）组：pH值=11的氨水和氢氧化钠溶液．
（1）若将它们加水稀释相同的倍数，试比较（Ⅰ）组和（Ⅱ）组溶液pH值的大小：(Ⅰ)组中 ；(Ⅱ)组中 ．
（2）若将它们稀释成相同的pH值，试比较（Ⅰ）组和（Ⅱ）组溶液稀释倍数大小：（Ⅰ）组中 ；（Ⅱ）组中 ．
（3）现有两瓶pH值相同醋酸和盐酸，试用最简便的实验将其区别开来．
17.用中和滴定法测定NaOH和Na2CO3混合溶液中的NaOH的质量分数时，可先在混合溶液中加过量BaCl2溶液，使Na2CO3完全变成BaCO3沉淀，然后用标准盐酸溶液滴定（用酚酞做指示剂）。试回答：
（1）向混有BaCO3沉淀的 NaOH溶液中滴加盐酸，为什么不会使BaCO3溶解而能测定NaOH的质量分数？__________________________________________________________________。
（2）为什么在滴定过程中要不断振荡锥形瓶？____________________________________。
（3）滴定终点时溶液颜色如何突变？_________________________________。
（4）能否改用甲基橙做指示剂测出NaOH的质量分数？为什么？
18．为测定实验室长期存放的Na2SO3固体的纯度，某研究性学习小组设计了多种实验方案。准确称取Wg固体样品，配成250mL溶液。分成三组进行实验：
甲组：量取25.00mL上述溶液，加入足量的盐酸化的BaCl2溶液，过滤、洗涤和干燥沉淀，称得沉淀的质量为m1g。
乙组：量取25.00mL上述溶液，加入足量的BaCl2溶液，过滤、洗涤和干燥沉淀，称重，其质量为m2g。
丙组：量取25.00mL上述溶液，用amol·L—1酸性KmnO4溶液进行滴定。
（5SO32—+2MnO4—+6H+ 5SO42—+2Mn2++3H2O），消耗KmnO4溶液的体积为bmL。
（1）配制250mLNa2SO3溶液时，必须用到的实验仪器有：烧杯、玻璃棒、滴管和
。
（2）在丙组实验中滴定时是否需要选择指示剂 （填“需要”或“不需要”）。滴定终点的颜色变化是 。
（3）用丙组的实验数据，计算Na2SO3固体的纯度： 。
（4）实验中发现，乙组同学测定的Na2SO3纯度比甲组和丙组同学的结果都要低。试分析产生上述现象的原因（用化学方程式表示） 。
19.已知①ZnCl2·xH2O易溶于水，且其水溶液呈酸性；②SOCl2极易与水发生下列反应：SOCl2+H2O=SO2+2HCl。实验室制取无水氯化锌是将ZnCl2·xH2O与SOCl2混合加热的方法．试回答：
（1）混合加热时发生的化学方程式： ；
（2）SOCl2的作用是 ．
20．某二元弱酸（简写为H2A）溶液，按下式发生一级和二级电离：H2A HA-+H+，HA- H++A2- 已知相同浓度时的电离程度H2A＞ HA-，现有下列四种溶液：
A．0.01mol/L的H2A溶液　　　　　　
B．0.01mol/L的NaHA溶液
C．0.02mol/L的HCl与0.04mol/L的NaHA的等体积混合液
D．0.02mol/L的NaOH与0.02mol/L的NaHA等体积混合液
据此，填写下列空白（填序号）：
（1）c(H+)最大的是________________，最小的是_________________。
（2）c(H2A)最大的是_______________，最小的是_________________。
21．某工业废水，经化验含Cl2的物质的量浓度为0.001mol/L，且此废水的pH=4，为了除去10L此废水中的游离氯，需加入0.025mol/Lna2SO3溶液多少毫升？除氯后溶液的pH约为多少？
22．向50mL0.018mol/L的AgNO3溶液中，加入50mL0.02mol/L的盐酸，生成了沉淀．如果溶液中c(Ag+)、c(Cl-)的乘积是一个常数：c(Ag+) c(Cl-)=1.0×10-10，求：
(1)沉淀生成后溶液中c(Ag+)是多少？
(2)沉淀生成后溶液的pH值是多少？课题：电离平衡（第一课时） 安徽省舒城中学　蒋平
“电离平衡”的教与学设计
安徽省舒城中学　蒋平
课 题： 高二化学第三章第一节电离平衡（第一课时）
【教材分析】
本节课内容分为两个部分，强、弱电解质与结构的关系，弱电解质的电离平衡。前面，学生已了解了电解质和非电解质，强电解质和弱电解质的概念，掌握了化学平衡的基础知识，所以，教材内容设计中，很自然地将已有的知识进行迁移和运用，从而加深学生对相关知识的理解，降低本节课学习的难度，提高教学效果，同时培养了学生的能力。弱电解质电离平衡的建立和电离平衡的移动，不仅是本节的重点，也是本章的核心和后面几节的基础，而这些知识点，教材没有作具体介绍，采用的是联想、讨论、推理的方式来进行的，这是新教材不同旧教材的重要特色之一，这样，不仅让学生在活动中学会了新知，更培养了学生灵活应用知识的能力，并在知识运用中来加深对所学知识的理解，充分调动了学生学习的主动性和积极性，充分体现了学生是教学活动的主体，是学习的主人的新理念。
【教材目标】
1、通过教学，让学生了解强、弱电解质与结构的关系。
2、让学生理解弱电解的电离平衡以及浓度等条件对电离平衡的影响。
3、培养学生分析、归纳问题和灵活应用知识的能力；培养学生的探究能力和表达能力。
4、培养学生主动参与、积极探索的良好的学习品性；培养学生的辩证唯物主义观点。
【教材重点】
1、电离平衡的建立；
2、电离平衡的移动。
【教材难点】
1、外界条件对电离平衡的影响；
　 2、学生各种能力的培养。
【教学方法】
联想——推理，讨论——归纳
【教与学过程设计】
教学过程 教学内容 活动与目的
一、强、弱电解质与结构的关系
NaCl、NaOH是由什么键构成的什么化合物？在水溶液里电解质以什么形式存在？HCl是由什么键构成的什么化合物？在水溶液里以什么形式存在？离子化合物（如强碱和大部分盐类）某些具有极性键的共价化合物（如强酸）它们在水溶液里全部以离子形式存在，可用电离方程式表示NaCl ＝ Na＋　＋ Cl－ 师问生答巩固旧知，为新知学习奠定基础。设疑激趣激发兴趣，引起注意。培养学生结构决定性质的辩证观点引导学生分析讨论培养学生分析问题的能力，培养学生主动参与学习的精神。学生归纳，教师引导培养学生归纳问题的能力教师示范
教学过程 教学内容 活动与目的
分析讨论
问题过渡
思考讨论
CH3COOH，NH3·H2O是由什么键构成的什么化合物？在水溶液里电解质以什么形式存在？
（如弱酸、弱碱和水）
学生练习，教师指导巩固提高。引导学生分析讨论培养学生分析问题的能力。养成积极参与学习良好意识。学生归纳，教师引导培养学生归纳问题的能力联想可逆反应强调电离方程式用“ ”表示。设疑激趣，引起注意学生讨论，教师引导，联想可逆反应和化学平衡进行知识迁移。教师引导，学生作图并讲解突出重点之一，培养学生动手能力和语言表达能力。
教学过程 教学内容 活动与目的
类比联想
思考讨论
电离平衡的特征：
动：V电离＝V结合≠0
定：外界条件一定，溶液中分子、离子浓度一定
变：影响平衡的条件改变，平衡移动。
在氨水中存在怎样的电离平衡？向其中分别加入适量的盐酸、溶液、溶液对平衡有什么影响？
强电解质：由离子键或极性键构成的化合物，在水溶液中完全电离，过程不可逆，表示用“＝”，电解质全部以水合离子形式存在。
P 60—61 一（1、2、4）、三、四
引导联想进行知识迁移，培养学生推理、归纳能力。组织讨论联想外界条件对化学平衡的影响，以突破本课难点之一，同时突出了本课的又一重点。边总结引导学生看书插图3—1，3—2，3—4。巩固本节课重点知识。加深理解，巩固提高
【板书设计】
第三章　　　电离平衡
第一节　　　电离平衡
一、强、弱电解质与结构的关系
　　　　　 大部分盐类　
离子化合物
强 碱
强 酸
弱 酸
弱 碱
水
二、弱电解的电离平衡
1、建立
2、定义
在一定条件下，当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态──电离平衡。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
3、特征
动：动态平衡，V电离＝V结合≠0
定：条件定，浓度定
变：影响平衡的条件改变，平衡移动
强电解质
电离
结合
t(时间)
V结合
V电离＝V结合
V电离
(速率)
V
t(时间)
V结合
V电离＝V结合
V电离
(速率)
V
强电解质（完全电离）
弱电解质（部分电离）
共价化合物
PAGE
３电解质溶液(三)
【知识目标】
1、 理解盐类水解的原理，能判断盐溶液的酸碱性。
2、 了解盐和盐反应的基本类型。
3、 掌握溶液中守恒原理及应用。
【知识点扫描】
1、 盐类的水解的实质
1、 盐类水解反应的过程和结果（以CH3COONa为例）
①过程
②结果
③表示
2、 盐类水解的规律
①有弱才水解 无弱不水解 谁弱谁水解 越弱越水解 越稀越水解 谁强显谁性
②大多数盐的水解程度较小
③一些常见酸式盐溶液的酸碱性
A 只有电离无水解
B 既有电离又有水解
思考1：浓度为0.1mol/L的8种溶液①HNO3，②H2SO4，③HCOOH，④Ba(OH02，⑤NaOH，
⑥CH3COONa，⑦KCl，⑧NH4Cl溶液，其pH由小到大的顺序___________________
思考2：已知一种的酸和一种的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性，其原因可能是
A 浓的强酸和稀的强碱溶液反应 B浓的弱酸和稀的强碱溶液反应
C 等浓度的强酸和弱碱溶液反应 D生成了一种强酸弱碱盐
思考3：将 NH4NO3 溶解于水中, 为了使该溶液中的 NH4+ 和 NO3- 离子的物质的量浓度之比等于
1 : 1, 可以采取的正确措施为:
A. 加入适量的硝酸, 抑制 NH4+ 的水解
B. 加入适量的氨水溶液, 使溶液的 PH = 7
C. 加入适量的 NaOH 溶液, 使溶液的 PH = 7
D. 加入适量的 NaNO3 溶液, 抑制 NH4NO3 的电离
二、影响水解平衡的因素
内因——决定性因素，盐的本身性质
外因（1）浓度
（2）温度
（3）溶液的PH值
注意：
①常见的双水解反应
②盐和盐反应的类型
三、水解知识应用
1、 判断盐溶液的酸碱性及其强弱
2、 利用盐类双水解——泡沫灭火器
3、 分析比较盐溶液中离子浓度大小
4、 配制盐溶液或加热浓缩盐溶液
5、 判断离子共存问题
6、 解释一些化学现象：净水剂、制胶体、化学肥料的混用、除杂、无水AlCl 3 瓶盖打开有白雾等。
思考3：将0.2mol/L的Ba(OH)2溶液跟0.15mol/L的KHSO4溶液等体积混合，溶液中离子浓度大小顺序正确的是
A.［OH—］＞［K＋］＞［Ba2＋］＞［SO42-］ B.［OH—］＞［K＋］＞［Ba2＋］＝［SO42-］
C.［K＋］＞［OH—］＞［Ba2＋］＞［SO42-］ D.［K＋］＞［OH—］＞［SO42-］＞［Ba2＋］
思考4：下列各组离子中，在碱性溶液中共存，且加入盐酸过程中，会产生气体和沉淀的是
A.Na＋、NO3-、AlO—2、SO42- B.Na＋、NO3-、SiO32-、K＋
C.K＋、Cl—、AlO2-、CO32- D.K＋、Cl—、HCO3-、Ca2＋
思考5：某氨水的pH=x,某盐酸的pH=y,x+y=14,且x>11,将上述氨水和盐酸等体积混合后,所得溶液中各种离子的浓度由大到小的顺序为
　A.[Cl-]>[NH4+]>[H+]>[OH-] 　 B.[NH4+]>[Cl-]>[OH-]>[H+]
　C.[Cl-]>[NH4+]>[OH-]>[H+] 　 D.[NH4+]>[Cl-]>[H+]>[OH-]
两种电解质溶液混合后
一种盐溶液中
1
2胶体、溶液
能力目标
(1)了解胶体的制备方法,掌握胶体的有关性质
(2)初步学会胶体的提纯方法
(3)能用胶体知识解释日常生活和自然现象，培养实验探究能力。
(4)掌握有关溶液、溶解度概念及其计算
能力培养
一、分散系、
分散系：一种（或几种）物质以粒子形式分散到另一种物质里所形成的混合物。
注意：1、微粒——可以是单个分子或离子或分子集合体 例如：Fe(OH)3(胶体)、淀粉胶体
分散质——被分散成微粒的物质
2、分散系组成
分散剂——微粒分散在其中的物质
思考：分散质、分散剂是相对还是绝对的？举例说明
3.根据分散系定义可知：分散系一定是纯净物还是混合物 是否一定是液体
二、胶体
（一）胶体与其它分散系的区别：
思考：⑴如何验证FeCl3饱和溶液滴到沸水中煮沸后形成的液体与我们所熟悉的溶液、悬浊液、乳浊液不同？
⑵如何验证胶体分散质的粒子比溶液分散质的大？
⑶如何验证胶体分散质的粒子比悬浊液分散质的小？
⑷溶液、胶体、悬浊液、乳浊液是按照什么来划分的？它们各自微粒有多大？
（二）胶体
1、胶体的定义：
2、胶体的净化方法：——渗析：由于胶粒较大不能透过半透膜，而离子、小分子可透过半透膜，用此法可将胶体提纯。
例1：如何将碘化钾从淀粉胶体中分离出来？分离后怎样证明碘化钾溶液中没有淀粉？又怎样证明淀粉溶胶中没有KI？
例2：下列物质分离的方法中，根据粒子的大小进行分离的是 （ ）
A、结晶 B、过滤 C、蒸馏 D、渗析
气溶胶（云、烟、雾）：分散剂为气体
3、胶体的种类较多：按照分散剂的不同，可分为 液溶胶（Fe(OH)3等）：分散剂为液体
固溶胶（有色玻璃，烟水晶）：分散剂为固体
4、三种分散系的比较：请填写下表：
浊液悬浊液 乳浊液 溶 液 胶 体
定 义
特 点
本 质差 别
能 否透 过滤 纸
能 否透 过半 透膜
鉴别
小结：胶体是以分散质粒子大小为特征的，它只是物质的一种存在形式，如NaCl溶于水形成溶液，如果分散在酒精中可形成胶体。可见，同种分散质在不同的分散剂中可以得到不同的分散系。
（三）、胶体的性质：
⑴丁达尔效应： 。丁达尔效应是胶体独有的性质，因此是鉴别胶体与其它分散系最简单的方法。
思考：胶体为什么会有丁达尔效应？
例3：有三瓶无色液体，蒸馏水、氯化钠溶液、淀粉溶液，能否检出哪一瓶是淀粉溶液？
⑵.布朗运动： 叫布朗运动。布朗运动是胶体稳定的一个因素。
思考：胶体为什么会作布朗运动？是否只有胶体才具有该性质？
⑶电泳现象： 可鉴别胶体与其它分散系，主要用于证明胶粒带电且带有何种电荷，反之，若已知胶粒带何种电荷[如Fe(OH)3胶体]可验证蓄电池的正负极。由于同种胶粒带同种电荷，也是胶体稳定的一个因素。
胶粒带电情况其中带正电的有：金属氢氧化物、金属氧化物、如Al(OH)3、Fe(OH)3胶体
带负电的有：非金属氧化物、金属硫化物、硅酸及土壤，如H2SiO3、As2S3胶体，淀粉胶粒不带电。
思考： A、在外加电场的作用下，胶体为什么会产生电泳现象？
B、通过一个简单实验，证明KMnO4溶液的颜色由MnO4－引起而不是K+引起？
C、是否所有的胶体都有电泳现象
⑷胶体的聚沉：
①加入电解质溶液：中和胶粒所带电荷，使之聚成大颗粒。显然，胶粒带正电，所加电解质中阴离子所带负电荷越高，阴离子浓度越大，聚沉效果越明显；胶粒带负电，所加电解质中阳离子电荷愈高、离子浓度愈大，聚沉效果越明显.
例4 要使H2SiO3胶体聚沉，加入下列物质中的哪一种，效果最明显？（物质的量浓度相同，体积相同） （ ）
A、Na2SO4 B、MgCl2 C、酒精溶液 D、FeCl3
例5 向Fe(OH)3胶体中加入下列哪种物质，先出现浑浊，后又澄清 （ ）
A、Na3PO4 B、MgSO4 C、盐酸 D、硅酸胶体
②加入带相反电荷胶粒的胶体：互相中和电性，减小同种电性的相互排斥而使之聚成大颗粒。
③加热：温度升高，胶粒碰撞速率加快，从而使小颗粒成为大颗粒而聚沉。
胶体聚沉后一般情况下都生成沉淀，但有些胶体聚沉后，胶体粒子和分散剂凝聚在一起，成为不流动的冻状物，这类物质叫凝胶。常见的重要的凝胶：⑴豆腐——重要的植物蛋白质；⑵硅胶——硅酸胶体聚沉，在空气中失水成为含水4%的SiO2其表面积大，因而吸附性强，常用做干燥剂、吸附剂及催化剂载体。
例6：除去大气中的灰尘，往往通过高压电，而使之聚集沉降，这是利用了胶体的 （ ）
A、丁达尔现象 B、电泳 C、聚沉 D、布朗运动
（四）、胶体的应用：
1 士壤的保肥作用
2 制豆腐的化学原理
3 江河入海口处形成三角洲
4 明矾净水原理
三、溶液
（一）、溶解平衡：
1、溶质溶解过程：溶质溶解过程分为以下两个过程：
溶质分子或离子扩散过程→物理过程——吸热
溶质分子或离子水合过程→化学过程——放热
溶质溶解于水温度升高、降低还是基本不变取决于扩散过程吸收的热量与水合过程放出的热量大小.，例如：浓H2SO4、NaOH固体溶于水放出大量的热；NH4NO3溶于水吸收大量的热；NaCl等溶于水温度基本不变.
2、溶解平衡：
一定温度、一定量的溶剂，溶质溶解的速率等于结晶速率，溶解达到平衡状态，溶液浓度不再变化，所得的溶液为饱和溶液，反之为不饱和溶液。
说明： 1、在一定条件下，溶液达到饱和时，溶液处于溶解平衡状态，它与化学平衡状态相似，具有“等”、“定”、“动”、“变”等特点。即在一定条件下，当溶液达饱和时，溶质溶解和结晶的速率相等，溶液处于动态平衡，溶液的浓度保持不变。当条件改变时，例如：改变温度，对于溶质的溶解度随温度升高而增大的可使溶液由饱和变成不饱和。
2、当溶液溶解一种溶质达饱和时，溶液中仍可溶解其他溶质。
例7：Ag2SO4(s) 2Ag++SO42－
思考：Ag2SO4溶于水达到溶解平衡改变下列条件中的一个，平衡是否会移动，平衡向哪个方向移动？
①升温 ②加Ag2SO4 ③加入AgNO3 ④加入BaCl2 ⑤加压
说明：正因为溶解平衡的存在，任何溶质都不能无限制地溶解到水里，一旦达到溶解平衡形成的溶液称为饱和溶液。
注意：①饱和与不饱和溶液是相对的，一定要注意前提条件：“一定温度、一定量溶剂”，否则没有任何意义；②升高温度是否所有饱和溶液均能转化为不饱和溶液？③饱和溶液与浓溶液、不饱和溶液与稀溶液之间没有明确关系，只有在相同温度，相同溶质、饱和溶液比不饱和溶液浓一些。④但饱和溶液与不饱和溶液可以相互转化，一般地，
升温、加溶剂
饱和溶液 不饱和溶液
降温、加溶质
（二）、溶解度
1、固体溶解度（S）
⑴影响因素：溶质、溶剂的本性——内因
温度——外因
⑵意义： 已知溶解度在该温度下，100g水中最多能溶解溶质质量及饱和溶液的质量分数
　⑶溶解度的计算公式：
①％=ω
②=
③=
④=(适用于温度不变，加入溶剂或蒸发溶剂)
⑤=（适用于溶剂不变，改变温度）
（4）有关溶解度的计算
例8：将90℃饱和氯化铵溶液680g，蒸发100g水再冷却至40℃，将析出晶体多少克？已知90℃时溶解度为71.3g，40℃时溶解度为45.8g。
（解法1）：（析）这个问题可以按两步进行计算：
（1）求90℃时蒸发100g水将析出多少克晶体。
由90℃氯化铵的溶解度可知，100g水最多能溶71.3g 氯化铵，所以在90℃蒸发100g水将析出71.3g氯化铵。
（2）析出晶体后，余下508.7g饱和溶液，从90℃降温至40℃将析出晶体多少克。
设508.7g饱和氯化铵溶液从90℃降温至40℃可析出晶体的质量为x，可根据比例关系解出x
508.7g∶x=171.3g∶25.5g
x=75.7g
蒸发水100g和降温后，共析出晶体
75.7g+71.3g=147g。
指出：上述比例关系只适用于析出的晶体不含结晶水时的有关计算，而且要注意，若原溶液不是饱和溶液，上述比例关系不成立。
（解法2）：守恒法，即高温下饱和液中溶质的质量=析晶后饱和溶液中溶质的质量+蒸发水和降温后析出的晶体的质量。
可先求出680g饱和氯化铵溶液中含有水和氯化铵的质量。再求出蒸发100g水后，余下的水的质量，并求出在40℃时，余下的水最多能溶解多少克氯化铵。原有的饱和溶液中氯化铵的质量和蒸发水及降温后饱和溶液中所含溶质质量之差为析出的晶体的质量。
具体方法是：（1）求90℃时，680g的饱和氯化铵溶液中，溶质和溶剂的质量。设溶剂的质量为x。
根据溶解度的数据可知：
在90℃时，若以100g水配制饱和氯化铵溶液，则饱和液的质量为171.3g。因此可得以下比例式：
171.3g∶100g=680g∶x
x=397g（水的质量）
氯化铵的质量=680g-397g=283g
蒸发100g水后，余下水297g，在40℃时，297g水最多能溶氯化铵的质量为y，则根据40℃时，溶解度的数据列出比例式可求出y。
297g∶y=100g∶45.8g，y=136.0g
析出晶体的质量应为283.0g-136.0g=147.0g。
例9：（析出的晶体带结晶水时的有关计算） 80℃时，饱和硫酸铜溶液310g，加热蒸发掉100g水，再冷却至30℃，可析出多少克胆矾？
（80℃硫酸铜S=55g， 30℃ S=25g）
讨论并回答：可有多种方法进行计算，如下：
解法1　 析出晶体后的溶液仍为饱和溶液，所以析晶之后饱和溶液中水和溶质的质量比=100∶S。
设80℃310g饱和溶液中含xg水，则310g∶x=（100+55）∶100，x=200g。
溶质质量为（310-200）g=110g。
蒸发100g水后，设析出胆矾的质量为y，则其中含结晶水为9y/25g，无水硫酸铜为16y/25g，析晶后溶液中余下水（200-100-9y/25）g，余下溶质的质量为（110-16y/25）g。
30℃时，硫酸铜的溶解度为25g，所以析出晶体后，饱和溶液中溶质和溶剂的质量比为25∶100。所以，
（200-100-9y/25）g∶（110-16y/25）g=100∶25
解出y=154g
解法2 　析晶前溶质质量为110g，析出晶体质量为y。溶液中溶质质量为
（110-16y/25）g，饱和溶液的质量为（310-100-y）g。所以
（100+25）∶25=（310-100-y）g∶（110-16y/25）g
解出y=154 g
解法3　 用守恒法。
原溶液中溶质质量=析晶后饱和溶液中溶质质量+晶体中的溶质质量。
设析出xg胆矾，其中硫酸铜的质量为16x/25，结晶水的质量为9x/25。蒸发水和冷却后，溶液中溶剂的质量为100-9x/25。根据30℃硫酸铜的溶解度可知：晶后溶质的质量：溶剂质量=25∶100，所以溶质质量=[25（100-9x/25）÷100]g。原饱和溶液溶质的质量110g=16x/25g+[25（100-9x/25）÷100]g
解出x=154g
解法4　 设析出胆矾的质量为x
余下的饱和溶液质量∶余下溶质质量=（100+S）∶S
余下饱和溶液的质量为310-100-x，余下溶质为110-16x/25。
（210-x）∶（110-16x/25）=125∶25解x=154g
【小结】带结晶水合物的析晶计算的基本思路是：析出结晶水合物后的溶液仍为饱和溶液，其中溶剂与溶质的质量比=100∶S，或饱和溶液的质量与溶质质量之比=（100+S）∶S。
例10：某温度下，取足量的MgSO4饱和溶液加入1g无水硫酸镁，析出3.15g，MgSO4 7H2O求：（1）该温度下硫酸镁的溶解度和溶质的质量分数？
（2）要使6.3gMgSO4 7H2O晶体溶解至少应加多少克的水才能配成饱和溶液。
例11、某温度下，100g饱和氯化钠溶液中含有氯化钠26.5g,，若向此溶液中添加3.5gNaCl和 6.5g水，则所得溶液的质量分数是
例12：其温度下，向足量饱和Na2SO4溶液中加入ag无水Na2SO4，结果析出bg Na2SO4 10H2O晶体，则b-a的含义
例13、20℃时SCuSO4=20g ，向100克水中投入40g CuSO4后， （ ）
A、得溶液120g B、得晶体25g C、得溶液>120g D、得晶体31.25g
把上述混和液中晶体滤出，再投入100g水中充分搅拌后 （ ）
A、不能全溶解 B、形成不饱和溶液 C、恰好全溶解得饱和溶液
2、气体溶解度：在一定的温度下，1.01×105Pa，1体积水中达到饱和时，所溶解的气体的体积数。（指换算成标况下的体积数）
常见气体常温常压下的溶解度：CO2:1 Cl2:2 H2S:2.6 SO2:40 HCl:500 NH3:700
影响因素： 温度——T升高，溶解度减小
压强——P增大，溶解度增大
例14：O2在标况时溶解度为0.049，在标况时，100g水中最多溶解O2的量为 （ ）
A、0．0049g B、0.049g C、0.007g D、0.0049L
3、溶解度曲线
⑴会绘制曲线（用光滑的曲线） 温度升高有些溶质的S显著增大 如KNO3
⑵意义： 线——表示溶解度随温度变化情况 温度升高有些溶质的S基本不变 如NaCl
温度升高个别溶质的S降低 如Ca(OH)2
线上的任一点表示溶质在某温度下的溶解度 此时V结晶=V溶解
点 线上方的点表示过饱和溶液 此时V结晶＞V溶解
线下方的点表示不饱和溶液 此时V结晶＜V溶解
交点——不同溶质在该温度下溶解度相同。
4、溶解度与溶解性关系 ：
S<0.01g难溶
0.01g1gS>10g易溶
三、溶液浓度
1、质量百分比浓度（质量分数）ω=×100%
配制方法：①计算（需溶质、溶剂的量）
②称量或量取（固体称、液体量取）
③溶解
例 用粗盐配制100g15%的NaCl溶液，说明具体操作步骤及所用的仪器.
2、物质的量浓度
3、ppm浓度，即一百万克溶液里所含溶质质量.
四、混合物分离
1、 过滤：适用于固体与液体的分离
2、 萃取、分液——利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同进行分离的操作。
3、 结晶：蒸发结晶——溶解度受温度影响较小的物质（如NaCl）
冷却结晶——可溶两种溶质溶解度受温度影响不同。（如KNO3）
思考：①NaCl晶体中少量KNO3如何除去？②KNO3晶体中少量NaCl如何除去？
4、 蒸馏——分离沸点不同的液态混合物
5、 分馏——利用蒸馏原理，得到一定沸点范围的蒸馏产物，如石油、煤焦油成份的分离。
6、 渗析——提纯胶体
7、 盐析——分离胶体（如制肥皂，提纯蛋白质）
8、 洗气——分离气体混合物（如除去Cl2中HCl）
9、 加热—— 热分解（如CaO中少量CaCO3）
升华（如NaCl中少量I2）
10、电解精炼——如由粗铜制纯铜
能力巩固
一、选择题：
1、不能用有关胶体的观点解释的现象是 （ ）
A、 在江河入海处易形成三角洲
B、 0.01mol/LAgNO3溶液中滴入同浓度NaI溶液，看不到黄色沉淀
C、 在NaF溶液中滴入AgNO3溶液看不到沉淀
D、 同一钢笔同时使用不同牌号的墨水易发生堵塞
2、下列各种场合，不涉及运用胶体性质的是 （ ）
A、肥皂工业中的“盐析” B、水泥遇水会硬
C、土壤中施用含NH4+、K+的肥料不易流失，而含尿素、NO3-的肥料易随水流失
D、浑浊河水经静止或过滤后就澄清了
3、电泳实验发现，硫化砷胶粒向阳极移动，下列不能使硫化砷胶体聚沉的措施是 （ ）
A、 加入A l2(SO4)3溶液
B、 加入硅酸胶体
C、 加热
D、 加入Fe(OH)3胶体
4、下列关于Fe(OH)3胶体的说法中不正确的是 （ ）
A、 Fe(OH)3胶体与硅酸溶胶混合将产生聚沉现象
B、 Fe(OH)3胶体粒子在电场影响下将向阳极移动
C、 液溶胶中Fe(OH)3胶体粒子不停地做布朗运动
D、 光线通过Fe(OH)3溶胶时会发生丁达尔效应
5、如图装置，U型管中盛有Fe(OH)3胶体，以两个碳棒为电极进行通电，一段时间后，下列途述正确的是 ( ）
A、 x是阳极，y是阴极
B、 x附近颜色加深，y附近的颜色变浅
C、 x是阴极，y极附近颜色加深
D、 y是阴极，x极附近颜色加深
6、用Cu(OH)2胶体作电泳实验时，阴极附近蓝色加深，往胶体是加入下列物质时，不发生聚沉的是 ( )
A、海水 B、静置后的泥水 C、氢氧化铁胶体 D、葡萄糖溶液
7、下列可有相同的方法除去混有的杂质的是 （ ）
A、 淀粉溶液中混有少量NaCl杂质；蔗糖中混有少量NaCl杂质
B、 Fe(OH)3胶体中混有少量盐酸；淀粉溶液中混有少量KI
C、 Na2CO3中混有少量NaHCO3；NaHCO3中混有少量Na2CO3
D、 铁粉中混有少量硫粉；碘中混有少量NaCl
8、下列属于物理变化的是 （ ）
A、蛋白质的盐析 B、布朗运动 C、碱液去油污 D、白磷和红磷互变
9、浓度为30%的KNO3溶液冷却到下列何温度范围内，便有晶体开始析出 （ ）
A、0—10℃ B、10℃—20℃ C、20℃—30℃ D、30℃—40℃
KNO3溶解度
温度（℃） 0 10 20 30 40
溶解度（g） 13.3 20.9 31.6 45.8 63.9
10、在t0C时，取物质A的a%（质量分数）溶液100g，蒸发去Pg水，冷却到t0C时析出A的不含结晶水的晶体qg,则A在t0C时的溶解度为 （ ）
11、在t0C时，向xg KNO3不饱和溶液中加入ag KNO3或蒸发掉bg水恢复到t0C，溶液均达到饱和，据此下列推论不正确的是（ ）
A、 若将原不饱和溶液蒸发掉2bg水恢复到原温度，能析出2ag KNO3
B、 在t0C时，KNO3的溶解度为
C、 若原溶液浓度为，则x=2b
D、在t0C时，所配得的KNO3溶液的质量百分比浓度≤
12、恒温密闭容器的饱和溶液中，再放入一块缺角的该盐晶体，一段时间后，此晶体会（ ）
A、质量和形状都改变 B、质量和形状都不改变
C、质量不变，形状改变 D、质量减小，形状不变
13、t0C，取相同浓度KNO3溶液150g和75g，各蒸发20g水，分别析出m1g和m2g晶体，则m1与m2的关系可能为（ ）
A、m1>m2 B、m114、一定温度时，若A的饱和溶液浓度为16.7%，向此饱和溶液中加入Rg A的无水物，温度不变时析出wg带一定结晶水的A盐晶体，则从饱和溶液中析出的溶质质量为 （ ）
A、R·16.7%g B、w·16.7%g C、(w－R)·16.7%g D、(w+R)·16.7%g
15、固体物质的溶解度大小，与下列哪些因素无关 （ ）
A、溶质本性 B、溶剂的种类 C、溶剂的量的多少 D、压强
二、填空
1、提纯下列各组物质，括号内为杂质，填写合适的试剂及方法.
混合物 加入试 剂 分离方法 混合物 加入试 剂 分离方法
C2(HC) C2H5OH(CH3COOH)
CO2(SO2) FeC2(FeC3)
H2S(HBr) Fe2O3(A2O3)
Na2O 2(Na2O) 溴苯（溴）
HNO3(H2SO4) Na2SO4(NH4C)
K2CO3(KHCO3) NO(NO2)
SO2(SO3) CH3COOC2H5（乙酸）
C2H4(SO2) C2H2（H2S）
2、在下列横线上填写合适的分离方法
淀粉液中含有泥沙 淀粉中含少量食盐
KNO3晶体中含有少量食盐 NaC晶体中含有少量KNO3 ———————————————————————
乙醚中混有甲苯 食盐水中含少量溴
3、（1）把Wg无水FeSO4溶液配成1mL溶液，测得密度为ρ1，那么其物质的量浓度为 ，质量分数为
（2）把Wg无水FeSO4溶于VmL水配成溶液，测得密度为ρ2，求其物质的量浓度为 ，质量分数为
（3）把WgFeSO4·7H2O溶于VmL水配成溶液，密度为ρ3，则其物质的量浓度为 ，质量分数为 .
（4）已知98%的浓硫酸物质的量浓度为18.4mo·L－1，试判断49%的硫酸物质的量浓度 9·2mo·L－1（填>、<或=），通过计算和叙述说明判断的依据
能力提高
一、选择题（每小题1—2个正确答案）
1、在2mlNaCl溶液中加入1滴AgNO3溶液，有白色沉淀生成；再加入1滴KI溶液沉淀转化为黄色，然后再加入1滴Na2S溶液，沉淀又转化为黑色（以上所用的溶液物质的量浓度均相同），下列表示各沉淀物溶解度由大到小的顺序正确的是 （ ）
A、Ag2S AgI AgCl B、AgCl AgI Ag2S
C、AgI AgCl Ag2S D、AgCl Ag2S AgI
2、将质量百分比浓度为3p%的X溶液与p%的X溶液等体积混合后，其质量百分比浓度小于2p%，则X可能是下列物质中的 （ ）
A、H2SO4 B、氨水 C、NaOH D、C2H5OH
3、t1℃时KNO3的溶解度为S1g，t2℃时KNO3溶解度为S2g，将Ag t2℃时的KNO3饱和溶液降温至t1℃时，KNO3溶液的质量将变为（g） （ ） A、 B、 C、 D、
4、有xg浓度为10%的KNO3溶液，将其浓度变为20%，可采用的方法是 （ ）
A、蒸发掉g水 B、蒸发掉溶剂质量的
C、加入gKNO3晶体 D、加入gKNO3晶体
5、有3g白色粉末，溶于10g水中，冷却至室温时析出2g粉末，将析出的2g粉末再溶解于10g热水中，冷却至室温时析出1.5g固体，据此可确定白色粉末是 （ ）
A、混合物 B、纯净物 C、某种盐 D、结晶水合物
6、（MCE93）下图是几种盐的溶解度曲线，下列说法正确的是 （ ）
　　　　　　　　　　　
A 、40℃时将35gNaCl溶 于100g水中，降温至0℃时，可析出NaCl晶体
B、20℃时KNO3饱和溶液的质量分数是31.6%
C、60℃时，200g水中溶解80gCuSO4达饱和，当降至30℃时，可析出30gCuSO4晶体
D、30℃时，将35g KNO3和35gNaCl同时溶于100g水中，蒸发时先析出的是NaCl
7、某温度下，在100克水中加入m克CuSO4或加入n克CuSO4 .5H2O，均可使溶液恰好达到饱和，则m与n的关系符合 （ ）
A．m＝n　　　　 　 B．m＝　　　
C．m＝　 　D．m＝
8、（96年）将60℃的硫酸铜饱和溶液100克，冷却到20℃，下列说法正确的是 ( 　)。
(A)溶液质量不变　　　　　　　　　　　　　 　(B)溶剂质量发生变化　　
(C)溶液为饱和溶液,浓度不变　　　　　　　 (D)有晶体析出,溶剂质量不变
9、对于难溶盐MX（溶解的那一部分在溶液中完全电离），其饱和溶液中的M+和X－的物质的量的浓度之间的关系类似于[H+][OH－]=KW，存在等式[M+][X－]=K.现将足量的AgC分别放入下列物质中，AgC的溶解度由大到小排列的顺序是 （ ）
①20mL0.1mo·L－1(NH4)2CO3溶液 ②30mL0.02mo·L－1CaC2溶液
③40mL0.03mo·L－1盐酸 ④10mL蒸馏水 ⑤50mL0.05mo·L－1AgNO3溶液
A、①②③④⑤ B、①④③②⑤ C、⑤④②①③ D、④③⑤②①
二、填空：阅读不列内容，完成1~3题
1、有一包由硝酸钾和不溶性杂质组成的固体混合物投入一定量的水中，在保证无水分蒸发和前提下改变温度，测得固体混合物的溶解情况如下：表一 实验结果
温度（℃） 10 40 75
剩余固体（g） 261 175 82
表二 硝酸钾在不同温度时溶解度
温度（℃） 10 40 50 60 65 80
溶解度（g） 20.9 63.9 85.5 110 126 169
通过计算回答：
（1） 实验过程中所用水的质量是
（2） 对75℃所得溶液的下列说法正确的是： ( )
A、 该溶液是饱和溶液
B、 该溶液是不饱和溶液
C、 82g剩余固体中一定有硝酸钾
D、 82g剩余固体 中可能有硝酸钾
(3) 原固体混合物中含硝酸钾的质量
2、在饱和Na2CO3溶液通入足量CO2，会有晶体析出，此晶体是________，析出此晶体的原因是因为_____________________.
在饱和食盐水中先通入足量的氨气，再通入足量CO2，会有NaHCO3晶体析出；若在饱和食盐水中先通入足量CO2，再通入氨气，往往没有晶体析出，原因是_____________________.
三、计算题：
1、 一定温度下在135gCuSO4溶液中取出，加入5g无水CuSO4恰好达到饱和，在剩下的的CuSO4溶液中，加入过量的铁粉，待反应完全后，测得溶液的质量为89.5g.
⑴求原135gCuSO4溶液是由多少克CuSO4·5H2O晶体和多少克水配制而成的。
⑵该温度下CuSO4的溶解度。
2、A、B两种化合物的溶解度曲线如下图。
现要用结晶法从A、B混和物中提取A。
(不考虑A、B共存时，对各自溶解度的影响。)
(1)取50克混和物，将它溶于100克热水，
然后冷却至20℃。若要使A析出而B不析出，
则混和物中B的质量百分比(B%)最高不能超过多少？(写出推理及计算过程。)
(2)取W克混和物，将它溶于100克热水，然后冷却至10℃。若仍要使A析出而B不析出，请写出在下列两种情况下,混和物中A的质量百分比(A％)应满足什么关系式。(以W、a、b表示。只需将答案填写在下列横线的空白处.)
答：当W＜a+b时，A％　　　　　　。
　　当W＞a+b时，A％　　　　　　。
3、（1）电解食盐用的盐水中含Ca2+30ppm,问这样的盐水1×103kg，需加多少千克Na2CO3才能把Ca2+除去？
（2）已知200C时有[Ca2+][CO32－]=8×10－9,当[Ca2+]≤1×10－5mo·L－1时，可看作Ca2+沉淀完全，欲使该盐水中Ca2+沉淀完全，求加入0.1mo·L－1Na2CO3溶液的最小体积（假设此时盐水的密度为1g·cm－3）
4、用Na2SO3和S粉在水溶液中加热反应，可制得Na2S2O3。100C和700C时，Na2S2O3在100g水中分别最多溶解60.0g和212g.常温下从溶液中析出的晶体是Na2S2O3·5H2O. Na2S2O3在酸性溶液中立即完全分解：Na2S2O3+2HC=S↓+SO2↑+H2O+2NaC；现出15.1gNa2SO3溶于80mL水，另取5.00g硫粉用少许乙醇润湿后（以便硫能被水润湿）加到上述溶液中，用小火加热至微沸，反应约1小时后过滤，滤液在1000C经蒸发浓缩冷却至100C后，析出Na2S2O3·5H2O晶体。
（1） 若加入的S粉不用乙醇润湿，对反应的影响是
A、 会降低反应速率 B、需要提高反应速率 C、增大反应体系PH值 D、会减少产量
（2） 反应1小时后过滤，其目的是
（3） 滤液中除Na2S2O3和可能未反应完全的Na2SO3外，最可能存在的无机杂质是 ，
它是由 而产生的，如果滤液中该杂质的含量不很低，其检测方法是
（4） 设Na2SO3跟硫粉完全反应，当将滤液蒸发浓缩后，冷却至700C，溶液的体积约为
30mL，该溶液是否达到饱和？ .试通过计算说明（700C时Na2S2O3饱和溶液的密度为1.17g·cm－3）
（5）若要计算在1000C时将溶液蒸发至体积为30.0mL，再冷却到100C时，所得到的Na2S2O3·5H2O的质量，你认为 。（填写一个选项字母）
A、前面提供的数据已足够
B、还需要提供1000C时溶液的密度（1.14·cm－3）
C、还需要提供结晶后剩余溶液的体积（10.0mL）
（6）根据第（5）小题你的选择（若选A则直接计算，若选B或C则可选用其数据），计算从100C，30mL溶液中结晶而析出的Na2S2O3·5H2O的质量
　
1
16【高三化学学案】
课题：水的电离与溶液的pH(第一课时)
【教学目标】：
掌握水的电离的概念和电离平衡的移动规律，培养学生应用水的电离平衡进行计算的能力。
【教学重点、难点】：
水的电离平衡及影响平衡的因素；有关电离度、水的离子积常数的计算。
【教学过程设计】：
[引言] 第47届联合国大会确定每年3月22日是世界水日。旨在使全世界都关心解决淡水资源短缺的问题。我们人类居住的地球上，淡水资源并不丰富，一些水资源已被污染，而世界人口正在迅猛增加，工业正在迅速发展，对水的需求量越来越大，因此水资源短缺的矛盾正日益尖锐。 “世界水日”呼唤地球儿女要珍惜每一滴水，采取节水技术、防治污染、植树造林等多种措施，合理利用和保护水资源。
［复习］：1.水分子的空间构型为______型，H—O键的键角为________水是＿＿＿＿
分子（填“极性”或“非极性”）。
2、水的主要物理性质：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
［新课］：水的电离和溶液的pH
1、 水的电离
水是一种极弱的电解质，存在电离平衡：______________________，简写成：____________________。
在25℃时，纯水中H+和OH-的浓度各等于＿＿＿＿＿mol/L。
则：Kw=[H+][OH-]=＿＿＿＿。此常数不仅适用于纯水，也适用于酸性或碱性的稀溶液。
＜问题1＞：求25℃时，纯水的电离度和纯水的pH。
＜小结＞：计算的核心问题是理解概念。
＜问题2＞：经测定100℃时纯水的pH=6，求此时，纯水中[H+]和[OH-]各为多少？Kw和α 如何变化？
＜小结＞：（1）、升高温度，水的电离平衡如何移动？为什么？
（2）、平衡移动的结果使Kw和α增大还是减小。
＜问题3＞：25℃时，重水（D2O）的离子积为1.6×10-16，也可用pH一样的定义来规定其酸碱度： pD=-lg[D+]
（1） 写出重水的电离方程式。
（1） 求25℃时，重水中各种离子的物质的量浓度。
（1） 求25℃时，重水的pD。
（4）如某D2O溶液的pD为7，则该溶液显酸性、碱性还是中性？
（5）欲使某D2O溶液的pD为5，可通过加入哪类物质来达到目的。
＜问题4＞：常温下，0.01 mol L-1的盐酸中，由水电离出的氢离子浓度是多大？
＜小结＞：（1）由盐酸电离来的[H+]是由水电离出来的[H+]的多少倍？
（2）由以上计算结果，你可以得出什么结论？
＜问题5＞：常温下，pH=5的氯化铵溶液中的[OH-]及由水电离出来的[H+]、[OH-]各为多大？
＜小结＞：
＜课堂小结＞：水的电离平衡及其影响因素。
［作业］：
1、 在80℃时，纯水的pH小于7，其原因是＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
2、 室温下，在pH＝12的某溶液中，由水电离出来的［OH-］为＿＿＿＿＿＿＿＿或＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
《哈佛之路》P409“基础型”2、3题。
【课外学习指导】：水是一个综合点：它与环境保护、生物的生长、人类的健康等问题密切相关。化学学科内，水有着举足轻重的作用：溶剂、反应物等等。大家可从以下方面加以总结：
一、水对生物生长的作用 植物的生长离不开水。如果水分供应失调，就会影响植物的正常生长。因为水分是植物体内重要的组成部分之一。一般植物都含60—80%的水分，有时甚至达90%以上。一切养分首先要溶解在水中才能进入植物体内。光合作用、呼吸作用及细胞内一系列变化都必须有水的参加才能完成。 水分也是动物体的主要组成成分，如昆虫体内含水量达46—92%，人体内63%是水分。水是一切生命过程得以正常进行的生理要素，一切生物化学过程必须在水中进行。营养物质和异化作用的产物主要以水溶状态输送。同时水中含有钠、钙、镁、钾等无机盐类，是大多数动物必不可少的物质来源。水的摄入与排泄还有助于陆生动物调节体温。
二、水的自净作用 污染物排入江河或其它水域后，经过扩散、稀释、沉淀、氧化、受微生物的作用而分解等，使水体可基本上或完全恢复到原来的状态，这个过程称为水体自净。水体的自净能力是有限的，如果排入水体的污染物数量超过某一界限时，将造成水体的永久性污染，这一界限称为水体的自净容量或水环境容量。
三、水污染对人健康的影响 水污染对人的健康影响有以下两个方面。（1）污染的水体含有致病的微生物和病毒等。如痢疾杆菌可在水中存活数天甚至数周，伤寒杆菌可在水中存活1至3周，有些病毒甚至在水中生活数月或更长时间。这些病毒微生物会引起各种肠道传染病的蔓延。（2）水中的有毒有害物质会引起人的中毒。有毒物质主要来源于工业废水和农药污染。这些有毒物质直接对人的健康有害。难于被人觉察的是，这些有毒物质还会在水生蔬菜或水生生物体内蓄积，食用后会造成中毒或慢性中毒。
四、水体"富营养化" 湖泊、水库等水域的植物营养成分（氮、磷等）不断补给，过量积聚，致使水体营养过剩的现象称为水体“富营养化”。由于水体中营养物质过多，水生生物（主要是藻类）大量繁殖。藻类的的呼吸作用及死亡藻类的分解作用消耗大量的氧，致使水体处于严重的缺氧状态，并分解出毒物质，从而给水质造成严重的不良后果。 富营养化虽然是一个自然过程，但人类的活动（如大量生活污水直接排入水体）可能会加速这一过程，这种情况下的富营养化称为人为富营养化。富营养化的直接后果的造成大量的鱼类的死亡，另外对工业、生活、灌溉用水都有不利的影响。
五、世界淡水资源　　许多人把地球想象为一个蔚蓝色的星球，其71％的表面积覆盖水。其实，地球上97.5％的水是咸水，只有2.5％是淡水。而在淡水中，将近70％冻结在南极和格陵兰的冰盖中，其余的大部分是土壤中的水分或是深层地下水，难以开采供人类使用。江河、湖泊、水库及浅层地下水等来源的水较易于开采供人类直接使用，但其数量不足世界淡水的1％，约占地球上全部水的0.007％。全球每年降落在大陆上的降水量约为110万亿立方米，扣除大气蒸发和被植物吸收的水量，世界上江河径流量约为42.7万亿立方米，按1995年的世界人口计算，每人每年可获得的平均水量为7300立方米。由于世界人口不断增加，这一平均数已较1970年下降了37％。各国水资源排队　　世界各国和地区由于地理环境不同，拥有水资源的数量差别很大。按水资源量大小排队，前几名依次是：巴西、俄罗斯、加拿大、中国、美国、印度尼西亚、孟加拉国、印度。若按人口平均，就是另一种结果了。中国人均水资源量只相当于世界人均量的1／4。严重缺水的国家　　世界淡水资源的65％集中在10个国家里，而占人口40％的80个国家却严重缺水。如果一个国家年人均水量在2000立方米以下，就是缺水的国家。人均水量在1000立方米以下的，是严重缺水国，共有15个：埃及、阿联酋、阿曼、佛得角、布隆迪、阿尔及利亚、也门、约旦、沙特阿拉伯、巴巴多斯、新加坡、巴林、利比亚、科威特、卡塔尔、马耳他（年人均水量仅82立方米）。中国人均水量不富，是缺水国家之一。水资源的未来　　人类对水的需求量与日俱增。全世界1975年用水量为3万亿立方米，1994年为4.3万亿立方米，2000年为7万亿立方米。有人分析，2030年以后，世界水资源将供不应求；2050年，亏水2300亿立方米；2070年，亏水4100亿立方米。我国专家分析，中国2050年总需水量为8000亿立方米，比现在增加2400亿立方米。其中，城市生活用水800亿立方米，工业用水3000亿立方米，农业用水4200亿立方米。淡水有多少　　地球上的水，尽管数量巨大，而能直接被人们生产和生活利用的，却少得可怜。首先，海水又咸又苦，不能饮用，不能浇地，也难以用于工业。其次，淡水只占总水量的2.6%左右，其中的绝大部分（占99%），被冻结在远离人类的南北两级和冻土中，无法利用，只有不到1%的淡水，它们散布在湖泊里、江河中和地底下。与全世界总水体比较起来，淡水量真如九牛一毛。
六、各国生活水价比较
七、其它：如水解反应小结、地球上的水资源、水污染的防治、海水的淡化方法等。试从图书馆或互联网上查找资料。江苏省宿迁中学高二化学教案
第三章 电离平衡 (第二节　水的电离和溶液的ｐＨ 第 2 课时) 总第 课时
【教学目标】1、了解溶液的酸碱性和ｐＨ的关系
2、掌握有关溶液ｐＨ值的简单计算
【教学重点】１、水的离子积，Ｈ＋浓度、ＯＨ－浓度、ｐＨ值与溶液酸碱性的关系
2、有关溶液ｐＨ值的简单计算
〖复习引入〗 ：写出水的电离方程式，影响水的电离因素有哪些？
　　　　　　　　什么叫水的离子积？它受什么因素影响？
　　　练习：1、某温度下，纯水中ｃ（Ｈ＋）＝2.0×10－7ｍｏｌ/Ｌ，则此溶液中ｃ（ＯＨ－）为　　　　ｍｏｌ/Ｌ，该温度时的Ｋｗ＝　　　　。如温度不变，滴入稀盐酸使ｃ（Ｈ＋）＝5.0×10－6ｍｏｌ/Ｌ，则ｃ（ＯＨ－）为　　　　ｍｏｌ/Ｌ。
　　　　　　2、常温时，将4克氢氧化钠固体溶于水得1Ｌ溶液，此时由水电离出的ＯＨ－
　　　　　　　　的浓度为　　　　　　　；标准状态下，3.36Ｌ氯化氢溶于水得150ｍｌ溶液，此时由水电离出的Ｈ＋的浓度为　　　　　　　。
【讲授新知】
　　　二、溶液的酸碱性和ｐＨ值
1、 溶液的酸碱性
〖讲述〗：由于水的电离平衡的存在，无论是纯水还是酸性或碱性的稀溶液里，Ｈ＋的浓度和ＯＨ－浓度的乘积总是一个常数
〖小结〗：常温时：中性溶液　ｃ（Ｈ＋）＝ｃ（ＯＨ－）＝10－7ｍｏｌ/Ｌ
　　　　　　 酸性溶液　ｃ（Ｈ＋）>ｃ（ＯＨ－）　ｃ（Ｈ＋）>10－7ｍｏｌ/Ｌ
碱性溶液　ｃ（Ｈ＋）<ｃ（ＯＨ－）　ｃ（ＯＨ－）>10－7ｍｏｌ/Ｌ
〖思考〗：1000Ｃ时，Ｋｗ＝1.0×10－12，则酸性溶液中ｃ（Ｈ＋）>　　　　ｍｏｌ/Ｌ
2、 溶液的ｐＨ
ｐＨ的定义　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
ｐＨ的意义：ｐＨ大小反映了溶液中　　　　　浓度的大小，即反映了溶液的　
　　　强弱，溶液的ｐＨ越小则酸性越　　；溶液的ｐＨ越大则碱性越　　　。
〖注意〗：通常ｐＨ的范围在0－14，如果溶液的ｐＨ大于14或小于0，则直接使用ｃ（Ｈ＋）或ｃ（ＯＨ－）的大小来表示溶液的酸碱性。
〖练习〗：常温时，中性、酸性、碱性溶液中，ｐＨ分别是多少？
〖说明〗：①ｐＨ每改变一个单位，则ｃ（Ｈ＋）或ｃ（ＯＨ－）就改变10倍。如，ｐＨ每增大1个单位，则ｃ（Ｈ＋）　　　　倍或ｃ（ＯＨ－）　　　　倍。
②使溶液ｐＨ增大的方法有：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
使溶液ｐＨ减小的方法有：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
〖思考〗：①在800Ｃ时水的离子积Ｋｗ＝3.6×10－13，该温度下纯水的ｐＨ＝　，等于7吗为什么？
　　②由水电离出的ｃ（Ｈ＋）＝1×10－12ｍｏｌ/Ｌ的溶液中，ｐＨ可能为多少？
3、 溶液ｐＨ的基本计算
⑴强酸、强碱溶液的ｐＨ
〖方法〗：求出强酸、强碱溶液中的ｃ（Ｈ＋），强酸直接由酸的浓度求出，强碱先由碱的浓度求出ｃ（ＯＨ－），再根据水的离子积换算出ｃ（Ｈ＋），然后用公式：
　　　　　　ｐＨ＝－Ｌｇ〔Ｈ＋〕
〖例题〗：求0.01ｍｏｌ/Ｌ的ＮａＯＨ溶液的ｐＨ
　　　　求0.005ｍｏｌ/Ｌ的硫酸溶液的ｐＨ
〖练习〗：按ｐＨ由小到达排列
Ａ、0.01ｍｏｌ/Ｌ的ＮａＯＨ溶液　Ｂ、0.01ｍｏｌ/Ｌ的盐酸　Ｃ、水
Ｄ、0.05ｍｏｌ/Ｌ的硫酸溶液　　　Ｅ、0.05ｍｏｌ/Ｌ的氢氧化钡溶液
　　　　　⑵：一元弱酸、弱碱溶液的ｐＨ
〖方法〗：根据电离平衡常数，求出弱酸、弱碱中已电离出的ｃ（Ｈ＋）或ｃ（ＯＨ－）
　　　　一元弱酸中ｃ（Ｈ＋）＝　　　　　　；一元弱碱中ｃ（ＯＨ－）＝　　　　　　
〖例题〗：0.1ｍｏｌ/Ｌ的醋酸溶液的ｐＨ，已知此时醋酸的Ｋａ＝1.6×10－4
〖练习〗：求0.05ｏｌ/Ｌ的氨水的ｐＨ，已知此时氨水的Ｋｂ＝2.0×10－5
〖思考〗：0.1ｍｏｌ/Ｌ的盐酸和醋酸ｐＨ相同吗？ｐＨ相同的盐酸和醋酸浓度相同吗？为什么？
〖注意〗：多元弱酸或弱碱的电离主要由Ｋ1决定，它的ｐＨ计算与一元弱酸弱碱方法相同　　
⑶、强酸、强碱稀释后溶液的ｐＨ
〖方法〗：因强酸、强碱是完全电离，溶液稀释多少倍，相应Ｈ＋或ＯＨ－的浓度就减小多少倍，如0.1ｍｏｌ/Ｌ的盐酸稀释100倍，即Ｈ＋浓度减小100倍，ｐＨ相应上升2个单位；强碱稀释时ＯＨ－的浓度就减小，相对Ｈ＋浓度增大，ｐＨ下降。
〖练习〗：0.01ｍｏｌ/Ｌ的盐酸和氢氧化钠分别稀释1000倍后，ｐＨ是多少？
　　ｐＨ＝3的硫酸稀释100倍后，ｐＨ＝？
〖思考〗：ｐＨ＝6的盐酸稀释10倍后ｐＨ＝7吗？ｐＨ＝9的氢氧化钠稀释100倍后ｐＨ＝7吗？
　　　
〖小结〗：①强酸每稀释10ｎ倍ｐＨ增大ｎ个单位；强碱每稀释10ｎ倍，ｐＨ减小ｎ个单位
②强酸无限稀释时，ｃ（Ｈ＋）总是大于ｃ（ＯＨ－），所以稀释后的ｐＨ接近7但比7稍小；强碱无限稀释时　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
⑷、弱酸、弱碱稀释后溶液的ｐＨ
〖方法〗：因弱酸、弱碱是部分电离，且在加水稀释过程中，电离平衡向正反应方向移动，弱酸、弱碱在稀释后ｃ（Ｈ＋）或ｃ（ＯＨ－）的减少量总是小于强酸强碱稀释后的减少量。
〖例题〗：ｐＨ＝2的醋酸稀释10倍后，ｐＨ＝？
〖注意〗：弱酸、弱碱的稀释不要求具体计算，但要了解变化范围。
〖思考〗：ｐＨ相同的盐酸和醋酸稀释相同体积后，ｐＨ相同吗？
ｐＨ相同的盐酸和醋酸分别加水稀释ｎ倍和ｍ倍ｐＨ仍保持相同，则ｍ　　　ｎ
教后记　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
　　　
　　
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江苏省宿迁中学高二化学备课组 中心发言人《pH值与中和反应》教学设计
武汉市十四初中 陈光辉
此文发表于《化学教学与实验》2003年第6期
教学目标：了解pH 值的意义与溶液的酸碱度，会用pH试纸检验溶液的酸碱度；知道中和反应；了解酸碱性对生命活动、农作物的影响，以及中和反应在实际中的应用；通过探究实验培养学生科学方法，科学情感。
设计思路：我根据《全日制化学课程标准》，借鉴人民教育出版社发行义务教育课程标准实验教科书《化学》和上海教育出版社发行义务教育课程标准实验教科书《化学》。从日常生活物质介绍角度引出溶液的酸碱度——pH 值的意义以及在实际中的应用，通过了解酸碱性对生命活动、农作物的影响引出中和反应。通过中和反应的探究实验，了解酸碱变化与pH 值间的关系，并利用它来解决实际中的问题。设计如下：
教学过程：
想一想 石蕊、酚酞通常只能初略的检测溶液是酸性还是碱性,如何精确地检测溶液的酸碱程度呢 大多数植物适合在中性或微酸性的土壤里生长，我们能用石蕊或酚酞试液去测定土壤的酸碱度的大小吗？
溶液的酸碱度常用pH值来表示，PH值的范围一般定在0—14之间。
pH＜7为酸性液体；
pH＝7为中性液体；
pH＞7为碱性液体。
测定溶液的酸碱程度可以用pH试纸，不同酸碱度的溶液使这种试纸显示不同颜色。
课件展示：土壤酸碱性的测定学生操作图片，雨水酸碱性的测定学生的操作图片，尿液酸碱性的测定医生的操作图片
讨论
1．根据以上图片，查阅资料讨论了解和应用溶液的酸碱度的作用；
2．如果要了解气体的酸碱度，用pH试纸可以测定吗？如果能够测定，怎样测定呢？
活动
测定常见溶液、几种果汁、食品、人体汗液、人尿等的酸碱度。记入你的学习档案中。
阅读材料
人体内物质的pH值
身体内不同部分的物质具有不同的pH值。唾液的pH=6.6,胃液含有盐酸，胃部的酸性环境（pH=1.5）和小肠的碱性环境（pH=8.4）对消化不同的食物是必需的。另外血液本身是中性的，但是，当血液进入心脏和肺后，会携带大量溶解的二氧化碳，使血液偏弱酸性（pH=6.5）。
教师叙述：酸碱之间变化有什么特点？如何调节溶液的酸碱度？
实验探究 中和反应
材料和仪器：锥形瓶、稀盐酸、氢氧化钠溶液、pH试纸、玻璃棒、白瓷板，酒精灯、蒸发皿、三角架、量筒。
步骤：1. 用量筒量取浓度为7.3%稀盐酸溶液50毫升,注入锥形瓶内。
2. 用量筒逐次加入5毫升8%稀氢氧化钠溶液，然后摇匀。
3．用pH试纸依次测出每次锥形瓶中溶液的pH值，直至混合溶液的pH值达到7为止。
4．将上述实验反应后的溶液倒入蒸发皿加热至有大量固体出现时，停止加热，观察固体的颜色。
结果：1.将测量结果填入表1，并绘制pH值随体积变化曲线。
加入氢氧化钠 pH值 加入氢氧化钠 pH值
0 40
5 45
10 50
15 55
20 60
25 65
30 70
35 75
10 PH
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 60 65 70 75
分析与思考：一共需要多少毫升氢氧化钠溶液 最后得到固体残留物的特点？你认为是什么？
在这个反应中，溶液的pH值有什么变化？是什么原因？
氢氧化钠与盐酸反应，生成氯化钠和水。
NaOH＋HCl＝NaCl＋H2O
（碱）（酸） （盐） （水）
由酸和碱相互作用生成盐和水的反应叫做中和反应（Neutralization）。
中和反应在生产和生活中具有广泛的应用，如改良土质、科学施肥、减少酸雨、中和胃酸过多、调节人体体内平衡、化工生产等等，都要用到中和反应。
课件展示：改良土质图片，中和胃酸过多图片，泡菜图片
讨 论 根据以上图片讨论以下问题：
1．我国西部有大片的盐碱地，不适合农作物的生长，你认为如何改良这些土壤呢？
2．当你胃酸过多，应该服用什么药物？你注意过药品上的说明吗？
酸碱用途
小故事：英国水手——lime(坏血病与喝柠檬)
在课件中,呈现日常生活中应用常见的酸碱的事例：
中和反应在生产和生活中具有广泛的应用，如改善土质、科学施肥、减少酸雨、中和胃酸过多、调节人体体内平衡等等，都要用到中和反应。酸碱中和滴定
教学目标
知识技能：使学生初步掌握酸碱中和滴定的原理和有关计算，初步学会酸碱和滴定的实验操作方法，了解酸碱中和滴定所使用的仪器。
能力培养：通过酸碱中和滴定相关量关系、使用仪器和指示剂的选择、实验操作中有关问题的讨论，发展学生的思维能力。
科学思想：对学生进行热爱科学、尊重科学和依靠科学的科学思想教育。
科学品质：激发学生学习化学的兴趣，培养学生严谨、求实的优良品质。
科学方法：通过酸碱中和滴定实验中的测定、记录、数据处理等实验方法，对学生渗透科学方法的教育。
重点、难点 酸碱中和滴定的实验操作方法及有关计算。
教学过程设计
教师活动 学生活动 设计意图
[问]有3.2g某物质A，在足量的氧气中燃烧，将生成的物质用足量的浓硫酸吸收后，浓硫酸增重3.6g,再用碱石灰吸收余下的无色无味的气体，碱石灰增重4.4g,问A中有哪些元素组成？C、H、O[板书]定性分析：含C、H→定量分析：含O[引]在我们的工农业生产活动和科学研究中，还有一种既重要又常用、既简单又科学的定量分析方法，那就是今天我们将学习的内容---酸碱中和滴定。[板书]第四节 酸碱中和滴定[设问]什么是酸碱中和滴定？[板书]定义：用已知浓度的酸（或碱）测定未知浓度的碱（或酸）的方法。C（酸）===C（碱）[展示]用0.2000 mol/L的HCl测定未知浓度的NaOH溶液。 思考、回答C、H、O思考 揭示本课教学目标，激发学生的学习兴趣。
[问]用0.2000 mol/L的HCl测定未知浓度的NaOH溶液的原理是什么？[板书]一、酸碱中和滴定原理1.酸碱中和反应实质：H++OH-=H2O[问]酸和碱反应有什么关系吗？试找出下列各反应中C酸、C碱、V酸、V碱之间的关系： 盐酸跟氢氧化钠溶液恰好中和 盐酸跟氢氧化钡溶液恰好中和 硫酸跟氢氧化钠溶液恰好中和 磷酸跟氢氧化钠溶液恰好中和 思考并回答，写出离子方程式： H++OH---H2O先写出有关反应的化学方程式，然后根据化学方程式中各反应物的物质的量之比找出酸和碱两溶液的相关量之间的关系。 培养学生的分析能力。
[归纳总结]引导学生得出如下关系：ν元酸和ν’元碱恰好中和时，有如下的[板书]2.关系：νC酸V酸=ν’C碱V碱若是一元酸与一元碱反应则：C酸V酸=C碱V碱很显然如果已知四个量中的任意三个量可以求出另外一个量。[例题]投影：中和未知浓度的氢氧化钠溶液25.00ml，需加入0.2000mol/L的盐酸溶液12.50ml，氢氧化钠溶液的物质的量浓度是多少？引导学生分析题目，找出已知量和未知量各是什么？然后师生共同完成解题过程。 思考、归纳总结。在教师引导下审题，找出已知V碱=25.00ml V酸=12.50mlC酸=0.2000mol/L 求：C碱=？然后，与教师共同完成解题过程。 培养学生归纳能力。巩固上面酸碱中和滴定的相关量的关系，培养学生的计算技能。
由例题引入[再次展示] 0.2000 mol/L的HCl、未知浓度的NaOH溶液。[问]我们可以量出未知浓度的氢氧化钠溶液V（NaOH）=25，HCl的浓度是已知的：0.2000mol/L，那么，需加入的HCl溶液的体积为12.5ml，这12.5ml是如何知道的呢？[分析]虽然中和反应没有明显的现象，但NaOH溶液PH>7，随着HCl溶液的加入PH值变小，当PH=7时恰好完全中和，溶液的PH值可以用PH试纸来测，但这样会不方便且误差大，我们一般用酸碱指示剂来指示酸与碱什么时候恰好完全反应—即终点[板书]3.终点判断：酸碱指示剂：酚酞、石蕊、甲基橙等。1．中和滴定不选用石蕊指示剂；2．已知浓度强酸滴定未知浓度强碱一般选用甲基橙作指示剂；3．已知浓度强碱滴定未知浓度强酸一般选用酚酞指示剂。 培养学生的分析能力。
下面我们就来用0.2000 mol/L的HCl测定未知浓度的NaOH溶液。[板书]二、.酸碱中和滴定 了解酸碱中和滴定。
[板书]铁架台、滴定管夹、酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、烧杯、 感知、记忆。 初步记住中和滴定所用仪器。
[展示]依次介绍中和滴定管所用仪器的名称、特点、异同点和使用的正确方法，并做好示范操作。1.准备：检漏、水洗、润洗、装液、调“0” 观察、思考、并产生疑问：为什么酸式滴定管与碱式滴定管结构上不同。 对酸碱中和滴定所使用的仪器给学生以感性认识。
[质疑4]为什么酸式滴定管与碱式滴定管结构上不同呢？提示同学们从玻璃的主要成分及碱的化学性质等角度考虑。 思考、讨论得出：碱液能与玻璃的主要成分二氧化硅发生化学反应，所以碱式滴定管用乳胶管结构代替。 培养学生应用化学知识解释化学问题的能力。
[板书]2.中和滴定操作[边讲边实验]用已知浓度的0.2000mol/L盐酸溶液滴定未知浓度的氢氧化钠为例。[投影]实验步聚（见附件2） 观察、记录、计算、体会酸碱中和滴定的实验操作方法。 初步掌握酸碱中和滴定实验的操作方法。
[讲述]中和滴定在实际中的应用意义。 听讲。 激发学生热爱科学的兴趣
[小结]采用录像的方式再现中和滴定操作的要点、实验步骤，结合录像片小结。 巩固中和滴定实验操作方法牟认识，加深理解。 巩固、加深理解。
[布置作业]预习实验二；课本第5页第3、4、5题。 明确作业及要求。 巩固练习。
[投影]随堂检测酸碱恰好完全中和时，它们的（ ）一定相等。质量 （B）物质的量质的量浓度 （D）H+和OH-的物质的量物质的量浓度相同、体积也相同的一元酸和一元碱相互中时，溶液（ ）。 （A）显酸性（B）显碱性（C）显中性（D）酸碱性无法判断 3．用已知物质的量浓度的NaOH溶液滴定未知物质的量浓度的HCl溶液，一般选用（ ）作指示剂，用已知物质的量溶液泊HCl溶液滴定未知物质的量浓度的NaOH溶液，一般选用（ ）作指示剂。4．知物质的量浓度的盐酸滴定未知物质的量浓度的氢氧化钠溶液，下列操作会导致测定结果偏高的是（ ）。 （A）用标准的盐酸溶液润洗酸式滴定管2-3次 （B）用待测碱液润洗碱式滴定管2-3次 （C）用待测碱液润洗锥形瓶2-3次 （D）用蒸馏水润洗锥形瓶2-3次 酸碱中和的本质，酸碱中和的相关量的关系。酸碱中和相关量的关系，盐类水解。 了解酸碱中和滴定指示剂的选择。 理解酸碱中和滴定的实验操作。
附1. 随堂检测答案 1. (D) 2.(D) 3.酚酞 甲基橙 4. （C）
附2. 投影片酸碱中和滴定实验的操作步聚：
1．滴定前的准备工作
（1）用蒸馏水洗涤滴定管；（2）检查滴定管；（3）用标准液润洗碱式滴定管；（4）取标准氢氧化钠溶液，使液面在“0”刻度以下（5）用待测液润洗酸式滴定管；（6）取待测定盐酸溶液，使液面在“0”刻度以下。 以上操作均要注意逐出气泡。
2．滴定
（1） 量取待测盐酸溶液25mL 于锥形瓶中，滴入2-3滴酚酞 ，振荡。
（2） 把锥形瓶放在碱式滴定管的下面，并在瓶子底垫一块白瓷砖，小心滴入碱液，边滴边摇动锥形瓶，直到因加入一滴碱液后，溶液由元色变成红色，并在半分钟内不褪去为止；记录滴定前后液面刻度于下表。
（3）把锥形瓶子里的溶液倒掉，用蒸馏水把锥 形瓶子洗干净，按上述操作重复一次。
（4）取两面三刀次测定数值的平均值计算待测盐酸的物质的量浓度。
滴定次数 待测酸溶液体积 标准碱溶液的体积
mL 滴定前 滴定后 体积
第一次
第二次
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1第四节 酸碱中和滴定
教学目的要求：
1、使学生了解酸碱中和滴定的原理。
2、使学生初步了解酸碱中和滴定的操作方法。
3、使学生了解有关酸碱中和滴定的简单计算。
4、激发学生的创新意识，培养学生的分析问题、解决问题的能力。
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。
课时安排：2
第 一 课 时
教具：投影片、演示实验材料（盐酸标准溶液、未知浓度的NaOH溶液、酚酞； 25mL的酸式滴定管、25mL的碱式滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧 杯；中和滴定的录象带、放像机、投影仪。）
教学过程：
[复习] 1、什么是中和反应？酸碱中和反应的实质是什么？
2、写出下列三个反应的化学方程式，并改成离子方程式：
①HCl+NaOH
②H2SO4+NaOH
③H3PO4+NaOH
[小结]酸碱中和反应的实质：H++OH-=H2O；酸碱恰好完全反应时，其物质的量之比 等于化学计量数之比。
[讲授]如果用A代表酸，B代表碱，即，又c= ，n=cV即 =
cB= ·。利用上面这些关系式，并根据中和反应完全时，滴定用去已知浓度的酸（碱）溶液的体积，就很容易算出碱（酸）溶液的浓度。
[板书] 第四节 酸碱中和滴定
一、酸碱中和滴定的原理
1、定义：用已知物质的量浓度的酸(或碱)测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法叫做酸碱中和滴定。
[投影例题] P71，注意解题规范。
[板书]2、原理 cB= ·
3、关键：①准确测定参加反应的两种溶液的体积；
②准确判断中和反应是否恰好进行完全。
二、 酸碱中和滴定
[仪器介绍]名称、构造、规格、性能、用途、使用方法(如：装液体观察刻度、如何操作及控制活塞、如何振荡锥形瓶、如何判 断滴定终点)、注意事项、读数方法 等。如：酸(碱)式滴定管、锥形瓶、滴定架(夹)等。
[演示实验] P72（实验3--2）滴定操作（可先观看实验录象再演示）：
（1）滴定前
① 洗涤、检漏
②润洗（用什么溶液润洗？为什么要润洗？）
③ 装溶液（充满尖嘴，为什么？怎样才能充满？）
④ 调整液面（到零或零以下）（为什么？）
⑤ 记录起始读数（精确到0.01）（怎样观察液面？）
（2）滴定中 用已知浓度的HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液
① 取NaOH溶液 25 mL（V 2）于锥形瓶中，加2 滴酚酞试液。
a. 从碱式滴定管中放出 25 mLNaOH溶液（怎样操做作）
b. 锥形瓶是否要用碱液润洗？是否要干燥？为什么？
c. 加少量水稀释，对滴定结果有无影响？为什么？
② 滴定（锥形瓶下衬一白纸）
a. 操作方法：左手（见图）
b.速度：先快后慢；快不成线；越来越慢。
c.判断滴定终点：视线始终注视锥形瓶中溶液颜色的变化，红色刚好褪去（反滴一滴又变为红色）
d.记录终了读数，求出所用HCl溶液的体积V1（一般滴定三次，取平均值）
（3）滴定后
① 数据处理，计算NaOH溶液的浓度（四位有效数字），贴上标签。
② 清洗仪器（碱式滴定管活塞处衬一纸片，将滴定管倒夹在滴定管架上）
[板书] 实验操作步骤：
⑴准备①洗涤②查漏③润洗④注液⑤排气泡⑥调整液面⑦读数
⑵滴定①量取待测液，加指示剂②滴定至终点，读数③重复操作④计算
[作业]P75三、四、五
第 二课 时
教具：投影片、投影仪。
教学过程：
[复习] 1、中和滴定的定义、原理、实验操作。
2、P75一、二练习。
[投影例题] P73，注意有效数字和解题规范。
[板书] 三 *中和滴定误差分析：
[讲述]由滴定原理cB=·可知：vB 、vA 、cA、VB 不变，cB 的大小由VA的大小来决定。
[板书]消耗标准液多，结果偏高，消耗标准液少，结果偏低。
[投影练习]中和滴定时(已知酸的浓度)，下列错误操作对所测 碱液的浓度有何影响？
（1）酸式（或碱式）滴定管未用待装溶液润洗 ——偏高（或偏低）
（2）锥形瓶用待装碱液润洗——偏高
（3）滴定前酸式（或碱式）滴定管尖嘴有气泡（后无）——偏高（或偏低）
（4）滴定后酸式（或碱式）滴定管尖嘴有气泡（前无）——偏低（或偏高）
（5）观察液面时，滴定前俯视，滴定后仰视——偏高
（6）观察液面时，滴定仰俯视，滴定后俯视——偏低
（7）滴定前酸式(或碱式)滴定管液面未调到“0”或“0”以下——偏低（或偏高）
（8）锥形瓶中溶液的红色刚好褪去时，瓶壁上还沾有少量碱液或振荡时有溶液溅出 ——偏低
[板书] 四、*酸碱指示剂：
1、测定溶液pH 的方法：
（1）酸碱指示剂 （2）pH 试纸 （3）pH 计
（定性、半定量） （定量，粗） （精密）
2、酸碱指示剂——指示酸碱性（ P.74 表3—— 2）
3、用pH 试纸测定溶液的pH ：
方法：（不得先润湿）把pH 试纸置于玻片或表面皿上，用玻棒把待测液滴在pH 试纸上，将试纸显示的颜色跟标准比色卡对照，即可知溶液的pH 。
[作业]《课课练》课时9—2、8.第四节 酸碱中和滴定（第一课时）
教学目标
知识技能：使学生初步掌握酸碱中和滴定的原理和有关计算，初步学会酸碱和滴定的实验操作方法，了解酸碱中和滴定所使用的仪器。
能力培养：通过酸碱中和滴定相关量关系、使用仪器和指示剂的选择、实验操作中有关问题的讨论，发展学生的思维能力。
科学方法：通过酸碱中和滴定实验中的测定、记录、数据处理等实验方法，对学生渗透科学方法的教育。
重点、难点 酸碱中和滴定的实验操作方法及有关计算。
教学过程设计
例题1：有3.2g某物质A，在足量的氧气中燃烧，将生成的物质用足量的浓硫酸吸收后，浓硫酸增重3.6g,再用碱石灰吸收余下的无色无味的气体，碱石灰增重4.4g,问A中有哪些元素组成？
定性分析： 定量分析：
1、 酸碱中和滴定的定义
定义：
2、 酸碱中和反应的原理
写出下列反应的离子反应方程式：
a、 HCl+NaOH—
b、 HCl+Ba（OH）2—
c、 H 2SO4+KOH —
1、 中和反应的实质：
书写离子反应方程式：
1mL 0.1mol/LH3PO4溶液中加入3mL 0.1mol/L 的NaOH溶液
2、 在反应时，酸和碱起反应的物质的量之比等于它们的 之比。
表达式：
若将物质的量用n=CV计算：
3、 中和滴定计算关系：
通式：
若为一元酸碱中和反应为：
例题2中和未知浓度的氢氧化钠溶液25.00ml，需加入0.2000mol/L的盐酸溶液12.50ml，氢氧化钠溶液的物质的量浓度是多少？
练习：
1． 酸碱恰好完全中和时，它们的（ ）一定相等。
（A） 质量 （B）物质的量
（C） 质的量浓度 （D）H+和OH-的物质的量
2． 物质的量浓度相同、体积也相同的一元酸和一元碱相互中时，溶液（ ）。
（A）显酸性 （B）显碱性 （C）显中性 （D）酸碱性无法判断
三、酸碱中和反应
[问]我们可以量出未知浓度的氢氧化钠溶液V（NaOH）=25，HCl的浓度是已知的：0.2000mol/L，那么，需加入的HCl溶液的体积为12.5ml，这12.5ml是如何知道的呢？
1、终点的判断——使用酸碱指示剂。
思考：有无pH值恰好等于7的酸碱指示剂？
⑴指示剂选择的要求：
⑵酸碱指示剂
指示剂 PH范围 酸色 碱色
甲基橙
甲基红
石蕊
酚酞
说明
1．中和滴定不选用石蕊指示剂；
2．已知浓度强酸滴定未知浓度强碱一般选用甲基橙作指示剂；颜色由
3．已知浓度强碱滴定未知浓度强酸一般选用酚酞指示剂。颜色由
练习：用已知物质的量浓度的NaOH溶液滴定未知物质的量浓度的HCl溶液，一般选用（ ）作指示剂，用已知物质的量溶液的HCl溶液滴定未知物质的量浓度的NaOH溶液，一般选用（ ）作指示剂。
1、 液体体积的量取
量取液体体积的可以用哪些仪器？精确量取呢？
复习滴定管的构造和使用。
练习：
1、 有一支50mL的酸式滴定管，其中盛有溶液，液面愉好在10.00mL刻度处。把滴定管中的液体全部流下放出，承接在量筒中，量筒内溶液的体积为
A、大于40mL B、等于40mL C、小于40mL D、等于10mL
2、 向10mLpH=12的NaOH溶液中加入10mL某酸，再滴入几滴甲基橙，则溶液呈红色，这种酸可能是
A、PH=2的硫酸 B、PH=2的醋酸
C、0.01mol/L的醋酸 D、0.01mol/L的硝酸
3、 有①②③三瓶体积相等，浓度都是1mol/L的HCl溶液，将①加热蒸发至体积减少一半，在②中加入少量CH3COONa固体（加入后溶液仍为强酸性）；③不作改变。然后以酚酞作指示剂，用NaOH溶液滴定上述三个溶液，所消耗的NaOH溶液的体积是
A.③=②>③ B.②>①>③ C.③=②>① D.①=②=③
4、 用0.01mol/LnaOH溶液滴定0.02mol/L的稀硫酸，中和后加水至50mL，若滴定终点有误差：①多滴了一滴NaOH溶液②少滴一滴NaOH溶液（设1滴为0.05mol/L）则①和②丙次滴定后溶液中c(OH-)的比值是多少？
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2第三节 电离平衡
学习目标：
1．了解弱电解质的电离平衡。
2．了解浓度、温度等因素对电离平衡的影响。
学习重点：
弱电解质电离平衡的建立
学习要点：
复习：
指出下列物质哪些是强电解质？哪些是弱电解质？
H2SO4 NaCl CH3COOH Na2CO3 NaCl
NH3·H2O H2O H2CO3 HCl
强电解质是： 。
弱电解质是： 。
强电解质 弱电解质
1． 弱电解质电离平衡的建立
1． 建立
2． 定义
3． 特征
写出H2CO3、NH3·H2O、H3PO4电离方程式
2． 影响电离平衡的因素
1． 浓度对电离平衡的影响
[讨论] 在氨水中，分别加入适量盐酸、NaOH溶液、NH4Cl溶液，对氨水的电离平衡有什么影响？
加入物质 适量盐酸 NaOH溶液 NH4Cl溶液
对电离平衡影响
结论：
2． 温度对电离平衡的影响第三节 盐类水解
【复习引入】
当水中加入酸或碱时，对水的电离平衡有何影响？
当在水中加入盐时，是否对水的电离平衡产生影响呢？
【讲授新知识】
一.盐类的水解
1.盐溶液的酸碱性
【分类】正盐、酸式盐和碱式盐
含氧酸盐和无氧酸盐
强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、强酸强碱盐和弱酸弱碱盐
【演示】用pH试纸测定CH3COONa、NH4Cl、NaCl溶液的pH
溶液 CH3COONa NH4Cl NaC
pH
酸碱性
c（H+）和c（OH-）的关系
盐的类型
能否水解
【结论】盐溶液不一定都是中性的，有的呈酸性，有的呈碱性。
【思考】这些盐本身是既不能电离出H，又不能电离出OH的正盐，它们的溶液为什么会呈现不同的性质呢？
分析：由水的电离平衡可知，纯水中c（H+） c（OH-），而盐溶液显示出酸或碱性，说明溶液中c（H+） c（OH-），所以水的电离平衡 （发生移动、不发生移动）。
下面结合实验具体分析如下 ( 盐类水解.ppt )
【思考】①溶液中存在哪些微粒？其中哪些离子可以结合成弱电解质？②其中H和OH浓度的大小关系如何？
总的离子方程式： ；总的化学方程式：
【小结】①溶液中c（H+） c（OH-）（填“＞”“＜”“＝”，下同），呈 性。②生成弱电解质 ，水的电离平衡被破坏，并向 方向移动，因而 （促进、抑制）了水的电离。
Ⅱ.氯化铵溶液（分析方法同上）
总的化学方程式： ；总的离子方程式：
【小结】①溶液中c（H+） c（OH-）（填“＞”“＜”“＝”，下同），呈 性。②生成弱电解质 ，水的电离平衡被破坏，并向 方向移动，因而 （促进、抑制）了水的电离。
Ⅲ.氯化钠溶液
NaCl=Na++Cl-；H2OH++OH-。
【思考】以上离子能否结合生成弱电解质？水的电离平衡是否被破坏？溶液的性质如何？
【思考】①这些离子 结合生成弱电解质，水的电离平衡 被破坏。②溶液中c（H+） c（OH-），呈 性。
小结 ( shuijiexiaojie%20.ppt )
3.盐类水解反应规律
（1）强碱弱酸盐，如 ；能水解，溶液呈 性，Ph 7。
实质： 。
分析：K2CO3的水解，写出CO32-水解的离子方程式： 。
【思考】CO32-水解时有没有CO2放出？为什么？
【注意】一般情况下，水解比较微弱，所以水解反应式中通常不能写“=”“↑”“↓”。
【练习】写出Na2S、NaHCO3、NaCN水解的化学方程式和离子方程式：
（2）强酸弱碱盐，如： ；能水解，溶液呈 性，pH 7。
实质： 。
【练习】写出CuSO4和AlCl3水解的离子方程式。
（3）强酸强碱盐
如： ；不水解，溶液呈 性，pH 7。
实质： 。
（4）双水解反应
例：Na2CO3与AlCl3溶液混合时的水解反应。
【注意】有些水解反应能进行得比较彻底，所以水解反应中必须使用“=”“↑”“↓”。有些双水解反应不能趋于完全，但比单独水解的程度要大一些。（如NH4+和CO32-）
【归纳】常见的能发生完全双水解反应的离子：
Al3+——CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-； NH4+——AlO2-、SiO32-；
Fe3+——AlO2-、CO32-、HCO3-；（Fe3+与S2-、HS-发生氧化还原反应）。
写出双水解反应的离子方程式：
【总结】①盐类水解规律——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多元弱酸根水解分步写，以第一步为主；多元弱碱阳离子不分步写。
判断FeCl3、、NaHCO3、Na3PO4、K2S、（NH4）2SO4、BaCl2的水溶液能否水解？写出水解的离子方程式：
【练习】
1.在水中加入下列物质，可使水的电离平衡向电离方向移动的是（ ）
A.H2SO4 B.KOH C.FeCl3 D.Ba（NO）2
2.判断下列盐类水解的叙述中正确的是（ ）
A.溶液呈中性的盐一定是强酸、强碱生成的盐 B.含有弱酸根盐的水溶液一定呈碱性 C.盐溶液的酸碱性主要决定于形成盐的酸和碱的相对强弱 D.碳酸溶液中氢离子的物质的量浓度是碳酸根离子物质的量浓度的两倍。
3.物质的量浓度相同的下列溶液中，含微粒种类最多的是（ ）
A.CaCl2 B.CH3COONa C.NH3 D.K2S
4.下列各组离子，在强碱性溶液中可以大量共存的是（ ）
A.K+、Na+、HSO3-、Cl- B.Na+、Ba2+、Al3+、NO3-
C.NH4+、K+、Cl-、NO- D.K+、Ba2+、Cl-、S2-
5.为了使Na2S溶液中c（Na+）/c（S2-）的比值变小，可加入的物质是（ ）
A.适量盐酸 B.适量NaOH溶液 C.适量KOH溶液 D.适量KHS溶液
6.pH=4的醋酸和氯化铵溶液中，水的电离程度的关系前者与后者比较（ ）
A.大于 B.小于 C.等于 D.无法确定
7.能证明醋酸是弱酸的事实是（ ）
A.醋酸能使紫色石蕊试液变红 B.醋酸能被弱碱氨水中和
C.醋酸钠溶液的pH大于7 D.常温下，0.1mol/L醋酸溶液中的c（H+）=1.32×10-3
8.下列水解离子方程式正确的是（ ）
A.Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+ B.Br-+H2OHBr+OH-
C.CO32-+2H2OH2CO3+2OH- D.NH4++2H2ONH3·H2O+H3O+
9.物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY、NaZ溶液，其pH依次为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序为（ ）
A.HX、HZ、HY B.HZ、HY、HX C.HX、HY、HZ D.HY、HZ、HX
10.下列各组中的比值等于2 ：1的是（ ）
A.pH约为12的烧碱溶液与Ba（OH）2溶液的物质的量浓度之比
B.K2S溶液中，c（K+）与c（S2-）之比
C.相同温度下0.2mol/L醋酸溶液与0.1mol/L醋酸溶液中的c（H+）之比
D.10mL 0.5mol/L的盐酸与5mL0.5mol/L盐酸溶液中的c（H+）之比。
11.能使H2OH++OH-电离平衡向正反应方向移动，而且所得溶液显酸性的是（ ）
A.将水加热到99℃，使水的pH=6.1 B.在水中滴入H2SO4
C.在水中加入小苏打 D在水中加入氯化铝
12.有物质的量浓度均为1mol/L的下列溶液：NH3·H2O、NH4Cl、NaHSO4、KNO3、KOH、Ba（OH）2、（NH4）SO4、NaHCO3、H2SO4、CH3COOH，其pH由大到小的顺序排列是： 。
13.某温度下0.1mol/LNa2CO3溶液中c（Na+）/c（CO32-）=20/9，其原因是：
。现往Na2CO3溶液中通入一定量的CO2后，c（Na+）/c（CO32-）=5/2，其原因是：
，此时c（HCO3-）的物质的量浓度为 （溶液体积变化忽略）。
14.水解反应是广泛存在的一类反应，盐类水解即为一例，越弱越水解是盐水解的重要规律，如NaCl不水解，而MgCl2水解，而同浓度的AlCl3水解程度比MgCl2高，从同周期中元素金属性递变规律看H4SiO4的碱性更弱，因而SiCl4水解更完全
Mg3N2及CaC2与水反应也可看作水解，注意以下规律：
；↑
写出下列化学方程式：
①SiCl4水解： ；②PCl5水解：
③Ca3P2与水反应： 。
④Mg3C2与水反应： 。
第二课时
【复习引入】
写出下列离子水解的离子方程式：武汉市新洲四中 作者：林大勤
试回答以下几个问题：弱电解质电离有何特点？根据电解质的分类，水属于哪一类？一、水的电离1．水的电离平衡 水是一种极弱电解质，能微弱电离。问题：醋酸在水分子作用下电离的方程式如何书写？水的电离方程式如何书写？电离方程式： 或 问题：根据弱电解质的电离平衡分析如何改变条件，能使水的电离平衡向左或向右移动？并由此归纳出哪些因素可以影响水的电离平衡？2。水的电离平衡移动a、 b、 二、水的离子积水的离子积常数： KW= 又称 一定温度时，KW是个常数， 25℃时，KW=1×10-14例：25℃时某盐酸溶液中由水电离出的C（H+）为10-12mol/L，求由水电离出的c（OH-）？水电离出的c（H+）和c（OH-）是什么关系？此时H2O电离出的c（H+）·c（OH-）等于多少？溶液中[OH-]又是多少？溶液中的c（H+）·c（OH-）又等于多少？结论：（1）任何水溶液中，水所电离而生成的[H+]=[OH-]（2）KW不仅适用于纯水，也适用于酸，碱，盐的稀溶液。即在任何水溶液中， KW=[H+]×[OH-] 不完全电离、可逆过程存在电离平衡、条件改变电离平衡发生移动弱电解质通过多种方式说明水是弱电解质水的导电实验II、实验数据（25℃时）H2O == H+ + OH-初始浓度55.6 0 0平衡浓度55.6-10-7 10-7 10-7A、升高温度(水的电离是一吸热过程)如:100时,水中[H+]=[OH-]=10-6B、加入HCl（HAc）（浓度）C、加入NaOH（NH3·H2O）（浓度）D、加入其它能使水中[H+]和[OH-]变化的物质（NaHSO4、Na、Na2CO3）（浓度）根据数据求出25℃时水的离子积常数过渡：在溶液又是什么情况？【解答】常温下当向水中加入盐酸时，水的电离平衡移动，其溶液中H+、OH-浓度如何变化？此时说明酸性溶液中存在OH-，碱性溶液中存在H+。那么在纯水及溶液中其[H+]与[OH-]间有何关系？在25℃时，当向水中加入酸（碱）
第二节 水的电离及溶液的PH值
思考：当温度升高时，水的离子积会怎样变化？为什么？结论：（3）KW只与温度有关，温度越高KW越大。与溶液浓度无关。思考：25℃时，在下面情况下，水的电离平衡及Kw如何变化？（1）水中加水 （2）水中加冰练习：1．向纯水中加入少量硫酸氢钠溶液（温度不变），则溶液中的A．酸性增强 B．Kw增大 C．c（OH-）增大 D．c（H+）增大2．能影响水的电离平衡并使溶液中的c（H+）＞c（OH-）的是A．向水中投入一小块金属钠 B．将水加热煮沸C．向水中能入CO2气体 D．向水中加食盐晶体3．关于水的离子积常数，下列说法正确的是纯水中，c（H+）·c（OH-）=1×10-14纯水中，25℃时，c（H+）·c（OH-）=1×10-1425℃时，任何稀溶液中，c（H+）·c（OH-）=1×10-14Kw随温度升高而增大4．与纯水的电离相似，液氨中存在着微弱的电离：2NH3 == NH4+ + NH2-，据此判断以下叙述中错误的是液氯中含有NH3、NH4+、NH2-一定温度下，液氨中，c（NH4+）·c（NH2-）是一个常数液氨的最离达到平衡时c（NH3）= c（NH4+）= c（NH2-）只要不加入其他物质，液氨中一定有c（NH4+）= c（NH2-）5． 水的电离过程为H2O == H+ + OH-，在不同温度下其离子积常数为K(25℃)=1.0×10-14，K(35℃)=2.1×10-14。则下列叙述中正确的是A．c（H+）随着温度的升高而降低 　 B．在35℃时，c（H+）＞c（OH-） C．水在25℃时的电离程度大 　 D．水的电离是吸热的6．某温度下，纯水中c（H+）=2.0×10-7mol/L，则此时溶液中 c（OH-）= mol/L若温度不变，滴入稀盐酸使c（H+）=5.0×10-6mol/L，则 c（OH-）为 mol/L 时，溶液为酸或碱，水的电离平衡逆向移动，溶液中的[H+]/[OH-]减小，而[OH-]/[H+]增大，但实验证明，其溶液中[H+]·[OH-]始终不变水中加水时，温度不变，Kw不变；水中加冰时，温度降低，Kw减小考察盐对水电离平衡的影响判断离子积对弱电解质电离平衡的加深理解主要考察温度对电离平衡及离子积的影响运用Kw
问题：水中加酸，就成了酸溶液，此时溶液中还有OH-吗？
二、溶液的酸碱性和Ph
1．溶液的酸碱性与[H+]、[OH-]间的关系第三节 盐的水解
学习目标：1、掌握盐类水解的定义、实质
2、掌握盐类水解的类型、规律、能根据盐的组成判断溶液的酸碱性
3、掌握影响盐类水解的因数。
学习要点：
思考1、为什么酸的溶液显酸性、碱的溶液显碱性？
2、盐 CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2(SO4)3、NaCl、KNO3的溶液呈什么
性？
结论：强碱弱酸盐水溶液呈 ，
强酸弱碱盐水溶液呈 ，
强酸强碱盐水溶液呈 。
思考：为什么盐类的组成不同，溶液的酸碱性不同？
一：盐类的水解
（一）盐的水解
1、强碱和弱碱所生成的盐的水解
CH3COONa水解方程式
离子方程式
练习、分析Na2CO3的溶液为什么呈碱性？
小结： 。
2、强酸和弱碱所生成的盐的水解
NH4Cl水解方程式
离子方程式
练习、分析Al2（SO4）3的溶液为什么呈碱性？
小结 。
思考：什么是盐的水解？
盐的水解与酸碱中和反应有和联系？
（二）盐水解的实质
1、 盐的水解：
2、 注意点：（1） ，
（2） ，
（3） ，
（4） 。
练习Nalco 溶液、KNO3溶液等由强碱和强酸所生成的盐呈什么性？为什么？
3、 强碱和强酸所生成的盐溶液不水解
盐类水解小结： 。
盐的水解 实例 是否水解 水解离子 溶液的pH
强碱弱酸盐 Na2S、K2CO3、KHCO3、ahs
强酸弱碱盐 NH4Cl、FeCl3、CuSO4
强酸强碱盐 Nalco、Na2SO4、KNO3、BaCl2
注意：1、弱酸和弱碱所生成的盐也能水解、如CH3COONH4、（NH4）2S水
程度较NH4Cl、CH3COONa大，溶液中存在水解平衡，但不能水解完
全。水解后溶液的酸碱性由水解所生成酸碱的相对强弱决定
2、组成盐的弱碱阳离子（用M+表示）能水解显酸性，组成盐的弱酸
阴离子（用R-表示）能水解显碱性。
M+ + H2O == MOH + H+ 显酸性
R- + H2O ==RH + OH- 显碱性
3、 弱酸酸式盐溶液酸碱性，取决于酸式根离子的电离程度和水解程度
的相对大小。（1）若电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如NaHSO3、
NaH2PO4
（2）若电离程度小于水解程度，溶液显碱性，如NaHCO3、Na2HP O4
例题、有学生做如下实验，将盛有滴加酚酞的NaHCO3（0.1mol/L）的试液微
热时，观察到该溶液的浅红色加深；若冷却至室温时则又变回原来的浅红色，
发生该现象的主要原因
是 。
练习1、配制FeCl2溶液时，即要加 ，其作用是 ；又要加 ，其作用 。
例3、把AlCl3溶液蒸干后在灼烧，，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）
。
练习2、实验室所有下列试：①Noah溶液、②水玻璃、③Na2S溶液、④Na2CO3溶液⑤ NH4Cl溶液、⑥ 澄清的石灰水、⑦ 浓硫酸，其中必须用带橡胶塞的试剂瓶保存的是 （ ）
A、①⑥ B、①②③④⑥ C、①②③⑥ D 、①②③④
练习3、为了除去氯化镁酸性溶液中的F2+离子，在加热搅拌的条件下加入一种试剂，过滤后在加入适量盐酸。这种试剂是 （ ）
A、氧化镁 B、氢氧化镁 C、碳酸钠 D、碳酸镁
课后检测
1、下列离子分子分别加入，能使水中C（H+）增大的是
A、co- B、CL- C、HCO3- D、NH4+
2、物质的浓度相同的三种盐，NaX、NaY、nazi的溶液，其pH依次为8、9、
10，则HX、HY、HZ 酸性由强到弱的顺序是
A、HX>HZ>HY B.HZ>HY>HX C.HX>HY>HZ D.HY>HZ>HX
3、下列有关盐类水解的说法不正确的是
A、盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡
B、盐类的水解是酸碱中和反应的逆反应
C、盐类水解的结果使盐溶液不一定显中性
D、Na2CO3溶液中C（Nab）是C（CO32-）2倍
4、加热蒸干下列各物质的溶液，能得到该物质晶体的是
A、Na2CO3 B、FeCl3 C、Al（NO3）3 D、Ca（HCO3）2
5、盐类水解反应的实质是 。
6、盐类水解规律是：强酸弱碱盐，其水溶液呈 ；强碱弱酸盐，其水溶液
呈 ；强酸强碱盐，其水溶液呈 。
7、 Al2（SO4）3水解的离子方程式为 。在配制Al2（SO4）3溶液时，为了防止水解应加入少量的 。
8、 将Mg粉加入NH4Cl溶液中，求产生混合气体的相对分子质量。
NaCO3+HCL=Nalco+H2O+CO2第三节 盐类的水解
公开课教案 孙汝香
教学目的
1、 使学生理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解。
2、 培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质。
3、 培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法教育。
教学重点 盐类水解的本质
教学难点 盐类水解议程式的书写和分析
实验准备 试管、玻璃棒、CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2(SO4)3、NaCl、KNO3、蒸馏水、酚酞试液、PH试纸。
教学方法 启发式实验引导法
教学过程
[提问引入] 酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，盐溶液是否显中性？
[演示] 1、用酚酞试液检验Na2CO3溶液的酸碱性。
2、用PH试纸检验NH4Cl、NaCl溶液的酸碱性。(通过示范说明操作要领，并强调注意事项)
[学生实验] 用PH试纸检验CH3COONa、Al2(SO4)3、KNO3溶液的酸碱性。
[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。
[学生小结] 盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：
强碱弱酸盐的水溶液 显碱性
强酸弱碱盐的水溶液 显酸性
强酸强碱盐的水溶液 显中性
[讲述] 下面我们分别研究不同类盐的水溶液酸碱性不同的原因。
[板书] 一、盐类的分解
1、 强碱弱酸的水解
[讨论] (1) CH3COONa溶液中存在着几种离子？
(2)哪些离子可能相互结合，对水的电离平衡有何影响？
(3)为什么CH3COONa溶液显碱性？
[讲解] CH3COONa溶于水时，CH3COONa电离出的CH3COO--和水电离出的H+结合生成难电离的CH3COOH，消耗了溶液中的H+，使水的电离平衡向右移动，产生更多的OH-，建立新平衡时，c(OH-)>c(H+)，从而使溶液显碱性。
[板书] (1) CH3COONa的水解
CH3COONa ==== CH3COO--+Na+
+
H2O ==== H+ + OH--
CH3COO
CH3COONa+H2O=====CH3COOH+NaOH
或 CH3COO--+H2O===== CH3COOH+OH--
[小结] (投影)
(1) 这种在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH--结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的分解。
(2) 只有弱酸的阴离子或阳离子才能与H+或OH--结合生成弱电解质。
(3) 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。
(4) 盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
(5) 盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“===”号。
[讨论] 分析Na2CO3的水解过程，写出有关反应的离子方程式。
[板书] (2) Na2CO3的水解
第一步：CO32--+H2O==HCO3--+OH--(主要)
第二步：HCO3--+H2O==H2CO3+OH--(次要)
[强调] (1)多元弱酸的盐分步水解，以第一步为主。
(2)一般盐类水解的程度很小，水解产物很小。通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写离子方程式时一般不标“↑”或“↓”，也不把生成物(如HCO3、NH3·H2O等)写成其分解产物的形式。
[板书] 2、强酸弱碱盐的分解
[讨论] 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。
[学生小结] NH4Cl溶于水时电离出的NH4+与水电离出的OH--结合成弱电解质NH3·H2O，消耗了溶液中的OH--，使水的电离平衡向右移动，产生更多的H+，建立新平衡时，c(H+)>c(OH-)，从而使溶液显酸性。
[讨论] 以NaCl为例，说明强酸强碱盐能否分解。
[学生小结] 由于NaCl电离出的Na+和Cl--都不能与水电离出的OH--或H+结合生成弱电解质，所以强酸强碱盐不能水解，不会破坏水的电离平衡，因此其溶液显中性。
[总结] 各类盐水解的比较
盐类 实例 能否水解 引起水解的电离 对水的电离平衡的影响 溶液的酸碱性
强碱弱酸盐 CH3COONa 能 弱酸阴离子 促进水 的电离 碱性
强酸弱碱盐 NH4Cl 能 弱碱阳离子 促进水的电离 酸性
强酸强碱盐 NaCl 不能 无 无 中性
(投影显示空表，具体内容由学生填)
[巩固练习]
1、 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) NaSO4 (4)CuSO4
2、在溶液中，有关离子浓度的关系正确的是( )
A.c(Na+)=2c(CO32-) B.c(H+)>c(OH--)
C.c(CO32-)>c(HCO3-) D. c(HCO3-)> c(OH--)
[作业布置] 课本习题一、二、三电解质溶液(二)
【知识目标】
1、掌握水的电离平衡、PH值等重要概念及有关PH值的计算。
2、掌握测定溶液酸碱性的方法
【知识点扫描】
一、水的电离
1、水是极弱的电解质
C（H+）
纯水常温下数据 Kw
pH
2、水的离子积——纯水及电解质稀溶液中（C≤1mol·L－1）[OH－][H+]=kw
3、影响水的电离平衡的因素
①酸、碱
②温度
③易水解的盐
④其它因素
思考1：能发生自电离的共价化合物很多。如BrF3+BrF3 BrF4－+BrF2+，从水自电离进行思考，写出液氨、乙醇、乙酸自由离的电离方程式。
思考2：能使H2O+H2O H3O++OH— 电离平衡向右移动，且所得溶液呈酸性的是
A、在水中加NaHCO3 B、在水中加CuCl2
C、在水中加稀硫酸 D、将水加热到（其中C（H+）=1×10-6mol/L）
二、溶液的酸碱性
1、 溶液的酸碱性取决于溶液中c（H+）与c（OH-）的相对大小
2、 溶液酸碱性的判断规律
①pH相同的酸（或碱），酸（或碱）越弱，其物质的量浓度越大
②pH相同的强酸和弱酸溶液，如加水稀释相同的倍数，则强酸溶液pH变化大；碱也如此
③酸与碱的pH之和14为，等体积混合
a、若为强酸强碱 b、若为强酸弱碱若 c为弱酸强碱
3、常见的酸碱批示剂
三、溶液的pH
1、溶液的pH
思考3： 对于重水(D2O) (常温下D2O的离子积是1.6×10-15)，可以用和pH值一样的定义来规定重氢离子的负对数pD,下列关于pD值的叙述正确的是:
A.中性重水的pD值为7 B.在1L重水中溶解0.01molDCl, 其pD值为4
C.在1L重水中溶解0.01mol NaOD ,其pD值为12
D.在100mL 0.25mol/L的DCl重水溶液中加入50mL0.2mol/L的NaOD的重水溶液时 , 其pD值为1
思考4： HA、HB、HC三种物质的量浓度为0.1mol/L的一元弱酸，HA溶液的pH值为2.1，HB溶液由水电离出的[H+]H20=2×10-12mol/L，HC溶液中[H+]/[OH-]的值为106。则三种酸由强到弱的顺序为________。
思考5：在100℃下，将PH=3的硫酸溶液和PH=10的NaOH溶液混合，若要使混合后溶液的PH=7，则硫酸溶液和NaOH溶液的体积比约为_________
2、关于溶液pH的计算
（1）酸或碱的稀释：
思考6：①溶液甲、乙的pH值分别为5.3和3.3的酸溶液。
则甲溶液中的[H+]是乙溶液中[H+]的 倍；
若甲溶液为稀盐酸，将它稀释至原体积的10倍，其pH值变为______，再稀释1000倍，pH值又变为______。
②pH值为11的苛性钠溶液稀释至原体积的10倍，其pH值变为 ___。
③pH＝11的氨水稀释至原体积的100倍，所得溶液的pH值范围是 。
④pH＝11的氨水稀释到pH＝10，则NH3·H2O的电离平衡向_______方向移动，所得氨水的物质的量浓度 （填大于、小于或等于）原溶液浓度的1/10。
⑤pH＝2的醋酸溶液的物质的量浓度 （填大于、小于或等于）pH＝3的醋酸溶液物质的量浓度的10倍。
由上可推知：
稀酸溶液稀释时，pH值变___，稀碱溶液稀释时，pH值变____。(填“大”或“小”)
但稀酸或稀碱溶液无论稀释倍数如何大，其pH值不会 ________（指常温）。
思考7：pH=2的A、B两种酸溶液各1mL，分别加水稀释到1000mL，其pH值与溶液体积V的关系如图所示。下列说法正确的是：
A. A、B两酸溶液的物质的量浓度一定相等
B. 稀释后，A溶液的酸性比B溶液强
C. a=5时，A是强酸，B是弱酸
D. 若A、B都是弱酸，则5＞a＞2
思考8：将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中[SO42-]：[H+]=？
A、1：1 B、1：2 C、1：10 D、10：1
（2）溶液的混合
思考9：pH=2的盐酸和pH=4的盐酸溶液等体积混合后，所得溶液的pH＝　　　　。
pH=3的盐酸和pH=4的硫酸溶液体积比按1∶1混合后溶液的pH＝　　　　。
pH=13 的Ba(OH)2 溶液与pH=10的NaOH溶液体积比按1∶1混合后的pH值______。
pH=13 的NaOH溶液与pH=12的NaOH溶液体积比按1∶1混合后的pH值______。
在25℃时，100ml 0.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH值等于多少？
在25℃时，100ml 0.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH值等于多少？
把pH=13的NaOH溶液与pH=2的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH=11，则NaOH溶液和硫酸溶液的体积之比为_____。
把pH=12 的NaOH溶液V1 和 pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。则V1：V2= _________；
把pH=11的NaOH溶液V1 和 pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。则V1：V2= _________；
把pH=13 的NaOH溶液V1 和 pH=2的HCl溶液V2混合后，溶液呈中性。则V1：V2= _________；
【课堂练习】
1、将pH=2的H2SO4溶液和pH=10的NaOH溶液相混合，混和后溶液pH=7，H2SO4溶液和NaOH溶液的体积比为 （ ）
A、1∶10 B、1∶20 C、1∶9 D、1∶100
2、25℃时，将某强酸和某强碱溶液按10∶1的体积比混合溶液恰好呈中性，则混合前此强酸与强碱溶液的pH之和是 （ ）
A、12 B、13 C、14 D、15
3、pH=1 的醋酸与pH=13 的NaOH等体积混合能否恰好反应？
4、中和相同体积、相同pH值的Ba(OH)2、NaOH和NH3·H2O三种稀溶液，所用相同物质的量浓度的盐酸的体积分别为V1、V2、V3，则三者关系为 ： （ ）
A、V1>V2>V3 B、V1C、V11、
2、
1、
表示方法
测定方法
换算关系
A
A
B
1000
V/mL
pH
2
1
7
a
B
pH
1
1说课题目：第三章 第三节 盐类的水解
各位评委，老师们：
大家好！我是李华，来自哈尔滨市第八中学，今天我说课的题目是《盐类的水解》，它选自高中化学第二册第三章第三节，下面我将根据自己的教学实践，从以下几点汇报我对这节课的教学设计和体会。
一 教材分析
（1） 本节在教材中的地位和作用。
本章教材是高中化学的教学重点之一，通过本章的教学，不仅可以加深对强，弱电解质，离子反应和离子方程式等知识的理解，而且还可以进一步指导高三有关电解和物质的检验等知识的学习，起着承上启下的作用。教材重视理论联系实际，而本节正是向学生介绍所学的知识在日常生活，工农业生产和科学实验中的重要作用。
（2） 教学目标和重难点
通过教材分析，依据新的课程标准，教学大纲，考纲和素质教育的要求，立如下目标。
1．巩固已有的化学知识，拓宽知识面，提出对盐类水解的应用的新设想，并用实验验证。
2．学会解决一些实际问题，逐步培养创新精神和实践能力。
3. 学会自主学习，合作学习，研究性学习。
4．感受讨论盐类水解应用的过程，获得成功的启示和经验，树立正确的人生观和价值观。
对盐类水解的应用的教学要求，大纲只要求A层次，但在具体讨论盐类水解的利用实例时，由于往往涉及到盐类水解的本质以及平衡移动原理等知识，因此教学要求为C层次，所以本节课教学重点为盐类水解的应用，现行《化学教学大纲》指出教学中应十分重视培养学生的观察，实验，思维，自学能力，这对他们的自身的发展有十分重要的意义，而培养这些能力，理论联系实际是十分必要的，也是学生感到困难的地方，本节教学难点就是解决实际生活中的几个问题。
（3） 学生状况的分析
学生在前面已经学过盐类水解的实质，规律，平衡移动原理，已具备了解决盐类水解应用的知识储备，高二的学生自学能力，小组讨论，交流信息的能力，分析能力都、达到一定程度，而且在心理上都有探索创新的欲望，因此我们决定充分发挥学生的这些特点，充分利用自主，自研的学习方法，进行本节的教学工作。
二 教学手段与教学方法
教学手段主要是利用多媒体设备和实验仪器。
我采用的是研究体验式创新教学法的变式二研究发现式创新教学程序。
→ → →
三 教材处理及教学设计
根据创新教学程序进行了如下设计：
教学程序 教学过程 设计意图，效果
课前准备 组织教学：师生问好后，教师略停几秒钟，留出静静空白 集中学生的注意力，此时无声胜有声
导引目标与内容 采用复习旧课，导入新课法：利用投影先向学生提几个以前学过的对今天学新知识又有用的问题，如盐类水解的实质，规律，影响水解平衡的因素，找学生回答，不完善的同学和老师可以给予补充，引出本节目标盐类水解的应用。 引起学生的回忆和思考，为学习新的知识奠定了良好的知识基础并做好了心理准备。
提供信息，条件，学生研究探索交流信息，合作成功 一 新课开始播放一段有关焊接金属的录像，创设问题情境：如何除掉金属表面的锈？教师再进行建议性启发：不用酸能除锈吗？小组讨论并实验。再进行追问：为什么在实际生活中用氯化铵而不用酸呢？在展台上进行对比实验。演示课件铵根离子水解二 让学生配制氯化锌溶液，通过知识与现象的矛盾提出问题：氯化锌易溶于水，为什么会有沉淀呢？如何得到澄清的溶液呢？学生通过分析可得出沉淀有可能是锌离子水解造成的，可加酸抑制水解。动手实验验证想法。给出思考题：氯化铝溶液蒸干后灼烧，最终得到的产物是什么？三 让同学自行设计方案并进行实验：除掉硝酸钾溶液中混有的三价铁离子。提示性启发学生初中是如何除的？不加试剂能不能作到？实验中进行个别指导。把实验现象明显的在展台上展示。 学生根据以往的知识很容易答出用酸。引导学生提出假设，通过实验验证假设，从而培养了他们的创新思维和实践能力。学生通过合作交流信息得出结论氯化铵溶液可以除锈。利用讨论中，学生的不同看法引起矛盾冲突，激发学生的思维活动，最终得出盐类水解的第一个应用：除锈。把微观世界直观的展示在学生面前，从物质内部结构证实学生的结论，使其获得成功的喜悦。激起学生的探索欲望，引发探索行为。学生可自行得出结论盐类水解应用2配制溶液。达到学习的新境界，不教即会。深化了得出的结论，并引出下面的问题。让学生进行假设性，预测性研究，挑战学生的智慧，有效培养学生研究问题的内在兴趣，使学生在研究与探索的过程中获得成功的启示和经验。交流信息，得出应用3除杂。通过学生亲自做实验将研究式学习与体验式学习融为一体，把抽象的水解知识与现实生活有机的结合起来，突破了本节的难点。
巩固与创新应用 通过老师实地拍摄的录像（实验室一角），网上摘录的图片，文章和生活中的一些事例的分析，使学生将学到的知识运用到不同的问题情境中去，进行创新性应用。 学生得出应用4至7。大大开阔了学生的眼界，对所学知识有自己的认识，理解，应用。
反思与小结 静思几秒钟，让学生谈上完本节课的感想，收获，评估自己的习惯。 增加学生的体验，提高学习质量和效益。常此以往，将收益无穷。
研究性作业 以课本为基础，让学生总结：判断溶液中离子浓度大小顺序的方法，这是近几年高考热点之一，作业答案不是唯一的，得到课本外搜索信息，也是本节课内容的更深刻的研究。 培养学生综合分析，总结归纳的能力。
四 教学体会
本节课教学设计合理，学生有足够的时间开展研究和体验，学生的创新素质得到了培养和锻炼，但对个别学生的帮助，指导还需加强。
课前准备
教师创造情境
导引目标与
内 容
提供信息，条件
学生研究探索
交流信息合作成 功
巩固与创新
应 用
反思与小 结
研 究 性
作 业第四节 酸碱中和滴定（第二课时）
三、酸碱中和滴定
用已知浓度为0.01mol/L的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液25mL为例：
1． 酸碱中和滴定所用的仪器：
思考：为什么酸式滴定管与碱式滴定管结构上不同呢？
提示：从玻璃的主要成分及碱的化学性质等角度考虑。
2． 滴定管的准备：
A、滴定管的准备
⑴ 检漏——检查滴定管是否漏水：将滴定管盛水固定在铁架台上，
静置数分钟，看活塞部位或橡皮管连接处有无渗水或尖嘴部位有无漏水。
（2）水洗——先用自来水洗涤，再用蒸馏水洗涤2~3次。
（3）润洗——用标准液（ ）润洗酸式滴定管；
用待测液（ ）溶液润洗碱式滴定管。
（4）装液——装入标准盐酸溶液，调整液面在（ ）刻度以下，
注意（ ），记下读数。
装入待测定NaOH溶液，调整液面在“0”刻度以下，（ ）
记下读数。
B、锥形瓶的准备
用自来水洗涤后，用蒸馏水洗涤。注意不能用（ ）润洗。
3．滴定
（1） 量取待测NaOH溶液25mL 于锥形瓶中，滴入2-3滴( ) ，振荡。
（2） 把锥形瓶放在( )式滴定管的下面，并在瓶子底垫一块白瓷砖，小心滴入( )液，边滴边摇动锥形瓶，眼睛始终盯着锥形瓶。直到因加入一滴酸液后，溶液由（ ）色变 成（ ）色，并在半分钟内不褪去为止；记录滴定前后液面刻度于下表。
（3）把锥形瓶子里的溶液倒掉，用蒸馏水把锥 形瓶子洗干净，按上述操作重复一次。
（4）取三次测定数值的平均值计算待测盐酸的物质的量浓度。
滴定次数 待测碱液体积 标准酸溶液的体积
mL 滴定前 滴定后 体积
第一次
第二次
第三次
练习：
某学生中和滴定实验过程如下：
1、取一支酸式滴定管，用蒸馏水洗净，即加入标准的盐酸溶液，记录液面刻度读数，用碱式滴定管精确放出一定量待测的NaOH溶液，置于未经待测液润洗的洁净锥形瓶中，加入适量蒸馏水，加入酚酞试液2滴，滴定时，边滴边振荡，边注视滴定管中液面的变化，当小心滴到溶液由无色恰好变成粉红色时，即停止滴定，记录液面刻度读数，根据滴定管的两次读数得出盐酸溶液体积为22mL。
指出上述过程中的错误之处。
2、某同学在实验报告中有以下实验数据：①用托盘天平称取11.7克食盐②用量筒量取5.26ml盐酸；③用pH试纸测得溶液的pH是3.25；④用标准NaOH溶液滴滴定未知浓度的正西，用去23.10mLNaOH溶液。其中数据合理的是
A、①④ B、②③ C、①③ D、②④
3、下列仪器使用前不需检查是否漏水的是　 [　　　 ]
A．量筒 B．分液漏斗 C．酸式滴定管 D．容量瓶随 堂 检 测 题
班级 姓名 成绩
1．在常温下，pH等于4的硫酸溶液中的c(H+) 、c(OH-)和Kw分别是多少？
2．下列溶液中：①0.1mol·L-l盐酸溶液②0.1mol·L-l硫酸溶液③0.1mol·L-l氢氧化钠溶液④0.1mol·L-l醋酸溶液；c(H+)由小到大的排列顺序是 。
3．25℃时，在 0.2mol·L-l氨水中分别加入下列物质，溶液中c(H+) 、c(OH-)、 Kw如何变化？
加入的物质 少量KOH 少量HNO3 少量硫酸铵晶体
c(H+)的变化
c(OH-)的变化
Kw如何变化
教 学 设 计
执教教师：栖霞中学 张福喜
2001年12月14日
第三章 电离平衡单元复习
一、水的电离与溶液的pH
教学目标
知识技能：掌握水是一种极弱的电解质，存在电离平衡，了解水的离子积的含义，正确判断电离平衡的移动，掌握有关纯水及水溶液中各种量的计算及换算，如离子浓度、离子积常数、溶液的pH等。
能力培养：培养学生对知识的迁移能力，通过训练使学生能做到举一反三，达到触类旁通的效果，不断提高学生抽象思维和逻辑思维的能力。
科学思想：学会多层面、多角度的分析和看待问题，对学生进行矛盾的对立统一、事物间的相互联系和相互制约等辩证唯物主义观点的教育；要善于抓住矛盾的主要方面去讨论问题，形成尊重事实、尊重科学的学风。
科学品质：能够应用电离及平衡移动的理论，解决一些具体的问题。训练学生分析问题和解决问题的综合能力。引导学生进行一些简单的实验设计，逐步培养学生的创造性，从而全面提高学生的科学素质。
科学方法：比较和分类、分析和综合等逻辑方法。
重点、难点
水的电离平衡及影响平衡的因素；有关溶液的pH、c(H+)和c(OH—)浓度、 水的离子积常数的计算。
教学过程设计
第一课时
教 师 活 动 学 生 活 动 设计意图
[引言]水是生物生存的基本物质，也是我们非常熟悉的一种物质。我们对水的认识已经更全面、更深入。请同学们从微观的角度，从量的方面谈一谈对纯水的认识。展示：水的分子结构水的电离。 回答：1．每个水分子是由2个氢原子和1个氧原子构成。相对分子质量为18。2．分子的空间构型为折线形，H一O键的键角为104.5°。3．水是一种极弱的电解质。4．强电解质：强酸、强碱、大部分盐。5．弱电解质：弱酸、弱碱、水等。 通过启发、联想、描述，激活学生的思维，使学生迅速进入学习状态。
过渡：同化学平衡一样，弱电解质的电离也能达到平衡状态。当离子化速率等于分子化速率时，则电离过程就达到了平衡状态，称电离平衡。如： 展示：CH3COOH的电离过程。 领悟：用化学平衡的知识进行迁移。回答：1．水的电离存在电离平衡：H2O H++ OH— 或：H2O + H2O H3O++ OH—2．CH3COOH的电离：CH3COOH H++CH3COO- 以旧带新，知识迁移
分析：电离平衡的特征： 动、定、变。展示： 弱电解质的V-T图。电离平衡常数。提问：多元弱酸的电离有何特点，如何判断弱酸的相对强弱。 小结：1．弱电解质的电离过程是可逆的，是动态平衡。2．在一定条件下（温度、压强），达平衡时溶液里离子浓度和分子浓度保持不变，且分子多、离子少。3．条件改变时，电离平衡发生移动。4．K= 5．多元弱酸是分步电离的，弱酸的相对强弱可根据相同条件下的K（或K1）值大小来判断。 培养学生系统地归纳总结知识。引导学生认识弱电解质的电离处于平衡状态时的特征。
练习：例1．在平衡体系中：CH3COOH H++CH3COO- -热，若改变下列条件之一时，平衡怎样移动？1．减小c（H+）。2．加入少量醋酸钠。3．升高温度。 思考：条件改变时，对电离平衡发生移动的影响。回答：1．向右移动。2．向左移动。3．向右移动。 学会分析问题的方法。掌握外界条件对电离平衡的影响。
过渡：下面我们以水为中心，利用必要的信息和我们已有的知识，通过推理和计算从更多的方面来认识水。板书：1．有关纯水的计算 思考：把以往所学知识中与水有关的内容尽量多的调动出来，为进一步的学习做好必要的准备。1．在25℃时，纯水中H+和OH—的物质的量浓度各等于1×10-7mol·L-l。则K===1.8×10-16。2．Kw＝c(H+)·c(OH-) = 1×10-14。 明确要讨论的问题，使学生的思维过程有序，重点突出。
例2．从纯水的导电实验可以测得，在25℃(常温)时，纯水中c(H+)和c(OH-)各等于1×10-7 mol·L-l。求25℃时，纯水的pH。 计算：根据定义，利用已知条件有：pH＝-lg｛c(H+)｝=-lg 10-7＝7 回忆归纳知识，经过推论和计算，得出新结论，训练学生对知识的迁移能力。
提问：(1)以上计算结果适用于什么条件之下 (2)在计算过程中，我们是否使用了水的密度 所用数据是否精确。(3)你认为该题在审题时要注意哪些问题 请给出关键词。 讨论：(1)适用于常温的条件下。(2)使用了水的密度，认为近似为1g·cm-3。忽略了温度对水的密度的影响。(3)纯水、25℃。 培养思维的精确性和严密性，提高思维品质。
例3：经测定100℃时纯水的pH＝6，求此时，纯水中c(H+)、 c(OH-)和Kw各为多少 计算：pH＝6， c(H+)= 1×10-6 mol·L-l。c(OH-)1×10-6 mol·L-l。Kw＝c(H+)·c(OH-) = 1×10-12。 通过变换已知条件，检查学生对知识的掌握情况，及时反馈问题，巩固所学知识。
提问(1)温度使水的电离平衡如何发生移动 为什么 (2)平衡移动的结果使Kw、 c(H+)和 c(OH-)增大还是减小 讨论：(1)升高温度，水的电离平衡向右移动。因为电离过程吸热。(2)平衡移动的结果使Kw、 c(H+)和 c(OH-)均增大 通过讨论，使学生不但知其然，而且知其所以然。
例4： 25℃时，重水(D2O)的离子积为1.6×10-15，也可用pH一样的定义来规定其酸碱度：pD＝-lg｛c(D+)｝。(1)写出重水的电离方程式。(2)求25℃时，重水中各种离子的物质的量浓度。(3)求25℃时重水的pD。 讨论：(1) D2O D+ + OD- (2)已知：c(D+)·c(OD-)=1.6×10-15，所以重水中：c(D+)·c(OD-) = 4×10-8mol·L-l。(3)25时pD＝-lg｛c(D+)｝=-lg(4×10-8) = 7.4。 检查对pH 概念的理解，训练对信息的转换处理能力和自学能力。
提问：如某D2O溶液的pD为7，则该溶液显酸性、碱性还是中性 讨论：由于中性D2O的pD为7.4，所以pD为7时是酸性溶液。 将例题所涉及的知识引申，以便从更深、更广的角度认识问题。
引导:下面我们就来讨论有关酸性溶液的计算。板书：2．有关酸性溶液的计算 思考：为下一步学习做好准备。记录：明确本节课要学习的第二个重点问题。 合理过渡，科学引导，以启迪思维。
例5：常温下，将0. 05mL l mol·L-l的盐酸滴加到50mL纯水中，求此溶液的pH 和c(OH-)。（溶液体积仍为50mL）提问：(1)在该溶液中，由水电离出来的c(H+)是多大 计算：c(H+ ) ==0.001mol·L-lpH＝-lg(1×10-3) = 3 c(OH-)=1×10-11 mol·L-l。讨论： 复习有关酸性溶液pH的计算方法。训练学生多层面、多角度的看待问题，能够发现事物问的联系与制约的关系，要善于抓住矛盾的主要方面去研究和解决问题。
(2)由盐酸电离出来的c(H+)是由水电离出来的c(H+) 的多少倍 (3)由以上计算结果，你可以得出什么推论 (1)约为1×10-11 mol·L-l。(2)约为108倍。(3)当向纯水中加入酸时，水的电离平衡向左移动；此时水所电离出来的H+往往可以忽略不计，我们只需根据盐酸全部电离产生的H+的物质的量和溶液的体积，求出c(H+) 即可求出溶液的pH。
小结：本节课复习的重点知识，我们掌握了水的电离、电离平衡、电离平衡的移动、电离平衡常数、pH及相关的简单计算。 归纳、领悟：掌握知识、揭示规律、形成网络、强化应用。 培养学生自学、归纳、总结、概括知识的能力。
随堂检测：1．在常温下，pH等于4的硫酸溶液中的c(H+) 、c(OH-)和Kw分别是多少？2．下列溶液中：①0.1mol·L-l盐酸溶液②0.1mol·L-l硫酸溶液③0.1mol·L-l氢氧化钠溶液④0.1mol·L-l醋酸溶液；c(H+)由小到大的排列顺序是 。3．25℃时，在 0.2mol·L-l氨水中分别加入下列物质，溶液中c(H+) 、c(OH-)、 Kw如何变化？加入的物质少量KOH少量HNO3少量硫酸铵晶体c(H+)的变化c(OH-)的变化Kw如何变化 通过有关水的电离平衡移动和溶液pH的综合计算，培养学生运用知识的综合能力。
作业：1．通过今天的复习，我们已经知道了在酸性溶液中水的电离平衡要发生移动，但移动的方向因所加物质的不同而不同。那么，在碱溶液、盐溶液中，水的电离平衡又将发生怎样的移动 请在深刻理解的基础上，参考某些资料，编写三道碱及盐对水的电离平衡产生影响的计算题在下节课上进行交流。2．课本：P77 一、1．2．4． 二、1．2．3． 五、3．附：如须详细了解有关知识，请访问：http:// ( http: / / )http://www. ( http: / / www. )http://www.k12. ( http: / / www.k12. )http://xfz.k12. ( http: / / xfz.k12. ) 通过编写简单的例题，训练学生举一反三的能力；并培养抽象思维的能力和表达能力。
附：随堂检测答案
1．c(H+) =1×10-4 mol·L-l、c(OH-)=1×10-10 mol·L-l、Kw=1×10-14。
2．③④①②
3．减小、增大、增大；增大、减小、减小；不变、不变、不变。
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5第三章 电离平衡
第一节 电离平衡
教材分析：
本节教材共分三方面内容：强弱电解质与化合物结构的关系，弱电解质的电离平衡，以及电离平衡常数。
教材是在三方面内容基础上建立起来的：初中化学中的溶液导电实验、高一教材中的强弱电解质的概念及电离和上一章所学的化学平衡的建立及移动的有关知识。因此，本节内容虽然相对是新知识，但只要把握好三方面的基础的作用，完全可以很容易建立新的知识点。
对于强弱电解质与化合物结构的关系，教学中只要把常见的化合物，如，酸、碱、盐、氧化物等与电解质强弱建立联系即可，教学中还要说明强弱电解质在水溶液中存在的粒子的不同。
弱电解质电离平衡是本章的重点，也是今后各节内容特别是盐的水解知识的基础，十分重要，弱电解质电离平衡的特征必须认真掌握。关于弱电解质的平衡的影响因素即电离平衡的移动，虽然课本中没有具体说明，但教学中应该依赖化学平衡移动原理让学生结合具体实例讨论，在研究中学习。
关于电离平衡常数问题，一方面要结合化学平衡常数的特征，建立电离平衡常数的概念，也要讨论得出电离平衡常数的意义。
关于多元酸的电离问题，一定建立有关规律。
教学目的与要求:
1． 使学生了解强、弱电解质与结构的关系。
2． 使学生理解电解质的电离平衡以及浓度等条件对电离平衡的影响
3． 常识性介绍电离平衡常数。
教学重点：
电离平衡的建立以及电离平衡的移动
教学难点：
外界条件对电离平衡的影响，电离平衡常数
教学方法：
讲述法、比较发现法、实验法、启发引导法
课型：新课
课时：2
教学内容：
第一课时
新课的准备:
复习强弱电解质概念，强弱电解质的电离及电离方程式的书写；
复习化学键的知识。
设问：强弱电解质与其结构有没有关系呢？
新课进行：
一、强、弱电解质与结构的关系
复习： 强电解质
电解质 弱电解质
化合物
非电电解质
从氯化钠、硫酸钾、盐酸、硫酸、硝酸等为强电解质说起：
强电解质：水溶液中完全电离，绝大多数为离子化合物和强极性共价化合物，如，强酸、强碱、绝大多数盐；
弱电解质：水溶液中不完全电离，绝大多数为含极性键的共价化合物，如，弱酸、弱碱、水。
设问：碳酸钙与一水合氨分别是强电解质，还是弱电解质？
二、弱电解质的电离平衡
1、电离平衡的建立
以醋酸为例：CH3COOH CH3COO －＋H＋
说明：醋酸的电离是一个可逆的过程，一方面分子电离出离子，另一方面离子重新结合成分子。当矛盾的过程势均力敌时，也可以建立平衡——电离平衡：
在一定条件下，当电解质分子电离成离子（离子化）的速率与和离子重新结合生成分子（分子化）的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
①从电离开始：CH3COOH CH3COO －＋H＋（醋酸加水）
②从离子结合成分子开始： CH3COO －＋H＋ CH3COOH （醋酸钠溶液中加入盐酸）
2、电离平衡的特征
“动”——动态平衡；
“等”——V分子化=V离子化；
“定”——弱电解质的电离程度保持一定，溶液中各种粒子的浓度保持一定；
“变”——外界条件发生变化，电离平衡也要发生移动。
3．影响电离平衡的因素
讨论：
在氨水中，分别加入适量盐酸、NaOH溶液和NH4Cl溶液，对NH3·H2O的电离平衡各有什么影响？有关分子及离子浓度发生怎么样的变化？并简要说明理由。
①加入适量盐酸，平衡如何移动？
NH3·H2O NH4＋＋O H－ ②加入NaOH溶液，平衡如何移动？
③加入氯化铵溶液，平衡如何移动？
说明：②、③平衡如何移动，取决于加入溶液的浓度。
强调：
①对弱电解质溶液的稀释过程中，弱电解质的电离程度增大，溶液中离子数目增多，溶液中离子浓度由小变大，再变小；
②电离均为吸热过程，升高温度，电离程度增大，离了数目增多，离子浓度增大。
新课的延伸：
1 电离度的概念简介：与化学平衡中转化率性质相同的参数，适合于弱电解质建立平衡时，反映电解质的电离程度的大小，可以用于判断电解质的强弱，电离度的影响因素；
2 对于NH3＋H2O NH3·H2O NH4＋＋O H－平衡体系，改变压强、加水稀释、升高温度，电离平衡如何移动？
教学小结：
总结电离平衡的建立、特征、影响因素；
练习电离方程式、，强调多元酸的分步电离。
作业：P60一、填空题 1、2、4课堂讨论
P61三、四，书面作业
课后小结：
第二课时
新课的准备:
1、复习电离平衡的建立、特征及影响因素；
2、讨论对弱电解质溶液加水稀释后，各粒子浓度的变化情况；
3、请学生书写盐酸、硫酸、醋酸电离的电离方程式；
4、复习化学平衡常数概念及表达式。
新课进行：
三、电离平衡常数
1．电离平衡常数
说明：电离平衡与化学平衡一样，各离子浓度与分子浓度之间在一定温度下也存在着一定量关系。以一水合氨和醋酸电离为例，电离平衡常数表达式：
C（NH4＋）·C（OH－）
K=
（NH3·H2O）
C（H＋）·C（CH3COO－）
K=
（CH3COOH）
强调：①电离平衡常数的意义：判断弱酸弱碱的相对强弱；②电离平衡常数受温度的影响（影响不大），与浓度无关。
2．多元弱酸的电离
多元弱酸分步电离，每一步电离均有电离常数，各步的电离程度也不相同，其中第一级电离程度最大：K1＞K2＞K3＞……＞Ki。
以磷酸电离为例：H3PO4 H＋＋H2PO4－ K1=7.5×10－3
H2PO4－ H＋＋HPO42－ K2=6.2×10－8
HPO42－ H＋＋PO43－ K3=2.2×10－13
强调：①多元弱碱电离与多元弱酸电离情况相似。②多元弱酸电离以第一级为主，只写第一级电离也可。
新课的延伸：电离度与平衡常数影响因素不同比较。
教学小结：电离平衡常数与多元弱酸的电离。
作业：P61一、填空题3、4；二、选择题
课后小结：
第三章
第二节 水的电离和溶液的PH
教材分析：
本节实际上是电离平衡在水的电离及电离平衡移动方面的具体运用，是第三节盐类水解的基础。
节节教学的关键之一是水的离子积常数的导出，强调水的离子积常数是水的电离平衡常数的一种表示形式。
本节另一个关键是溶液的酸碱性及溶液的PH，一定温度下不论是纯水，还是酸碱的稀溶液中，水溶液中水电离出的H＋、OH－浓度之积总为一个常数，溶液出现酸碱性，只是溶液中H＋、OH－浓度相对大小不同。在介绍溶液PH时，应该说明“P”的含义，还要强调引入PH的意义。
教学目的与要求:
1、 使学生了解水的电离和水的离子积；
2、 使学生了解溶液的酸碱性和PH的关系。
教学重点：水的离子积，c（H＋） 、PH与溶液酸碱性的关系。
教学难点：水的离子积，有关PH计算。
教学方法：推理法、讲述法、分析比较法
课型：新课
课时：2
教学内容：
第一课时
新课的准备:
复习电离平衡常数的表达式，以一水合氨电离表示之。
请学生回答弱电解质包括哪些物质？弱酸、弱碱和水。
复习初中的化学中学习的PH与溶液酸碱性的关系。
引入课题：实验证明，水确实是一种极弱的电解质，在25℃时，纯水中c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol·L－，说明水可以电离。
新课进行：
第2节 水的电离和溶液的PH
1、 水的电离
水的电离：H2O＋H2O H3O＋＋OH－
简写： H2O H＋＋OH－
K= c（H ＋）c（OH－）
c（H2O）
已知纯水的物质的量浓度为55.6mol/L，c（H ＋）·c（OH－）=55.6×Kw
Kw= c（H ＋）·c（OH－）。（说明水的浓度几乎不变）
1、水的离子积
通常把Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积，只与温度有关。
已知在25℃时，水中的H ＋浓度与OH－浓度均为1×10－7mol/L，所以在25℃时，Kw= c（H ＋）·c（OH－）=1×10－7×1×10－7=1×10－14。
2、影响水的电离的因素
1 加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变；
2 加入某些盐，促进水的电离，Kw不变；
3 升高温度，电离过程是一个吸热过程，促进水的电离，水的离子积增大，在100℃时，KW=1×10－12。
新课的延伸：
1、c（H ＋）=1×10－7mol/L，溶液一定呈中性吗？
说明：溶液或纯水呈中性，是因为溶液中 c（H ＋）=c（OH－）。
2、纯水中溶液H ＋、OH－浓度的计算方法：
c（H ＋）=c（OH－）=。
教学小结：
水的离子积及25℃时纯水中水的离子积常数。
影响水的离子积常数的因素。
计算纯水中H ＋、OH－浓度的方法。
作业：P65一、1课堂作业
思考乙醇呈中性与纯水呈中性是一回事吗？
课后小结：
第二课时
新课的准备:
1、 25℃时水的离子积常数值；
2、 水的离子积常数与温度的关系；
3、 往纯水中加入稀盐酸和NaOH溶液后，c（OH－）、c（H ＋）如何变化？从平衡移动原理加以解释。
新课进行：
2、 溶液的酸碱性和PH
讲述：常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅纯水，而且在酸性或碱性的稀溶液中，均存在H ＋、OH－，且c（H ＋）·c（OH－）=1×10－14。
1、溶液的酸碱性
分析：中性溶液中，c（H ＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L；
酸性溶液中，c（H ＋）＞c（OH－），c（H ＋）＞1×10－7mol/L；
碱性溶液中，c（H ＋）＜c（OH－），c（H ＋）＜1×10－7mol/L。
强调：①含水的稀溶液中，H ＋与OH－共存，H ＋与OH－的相对多少决定溶液的酸碱性，但二者浓度的积必为常数；
②碱性溶液中的c（H ＋）=/c（OH－） ；同理，酸性溶液中的c（OH－）=/ c（H ＋）。
说明：当我们表示很稀的溶液时，如，c（H ＋）=1×10－7mol/L，用c（H ＋）或c（OH－）表示溶液的酸碱性很不方便。
2、溶液的PH
化学上常用c（H ＋）的负常用对数表示溶液酸碱性的强弱：
PH=lg｛c（H ＋）｝
计算：
纯水中，c（H ＋）= 1×10－7mol/L ， PH=lg｛c（H ＋）｝=lg 1×10－7=7；
1×10－2mol/LHCl溶液，PH=lg｛c（H ＋）｝=lg1×10－2=2；
1×10－2mol/LNaOH溶液，c（H ＋）=1×10－12mol/L，PH=lg｛c（H ＋）｝=12；
3×10－5mol/LHCl溶液，PH=lg｛c（H ＋）｝=5－lg3。
强调：①c（H ＋）=m×10－nmol/L，PH=n－lgm。
②溶液酸碱性与PH值的关系
中性溶液中，c（H ＋）=1×10－7mol/L，PH=7；
酸性溶液中， c（H ＋）＞1×10－7mol/L，，溶液酸性越强，溶液的PH值越小；
碱性溶液中， c（H ＋）＜1×10－7mol/L，PH＞7，溶液碱性越强，溶液的PH值越大。
③c（H ＋）、PH、溶液酸碱性的关系
c（H ＋+） 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14
PH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
酸碱性 中性 酸性增强 碱性增强
为了方便，PH值的范围：0～14， c（H ＋）或c（OH－）大于1mol/L的溶液，直接用溶液浓度表示溶液酸碱性。
新课的延伸：
“P”的含义：负常用对数的意思，引入“POH”：
POH=lg｛c（OH－）｝，
pH+POH= lg｛c（H ＋）｝＋lg｛c（OH－）｝
= PH=lg｛c（H ＋）｝·｛c（OH－）｝
=lg
=14
教学小结：
1、 溶液的酸碱性；
2、 溶液的PH值及酸碱性的关系。
作业：
P65一、2；二课堂练习
三、作业。
课后小结：
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8江苏省宿迁中学高二化学教学案（总第　　　课时）
第三章 电离平衡 (第二节　水的电离和溶液的ｐＨ 第 4 课时) 总第 课时
【教学目标】1、了解溶液的酸碱性和ｐＨ的关系
2、掌握有关溶液ｐＨ值的简单计算
3、了解常用的酸碱指示剂
【教学重点】１、水的离子积，Ｈ＋浓度、ＯＨ－浓度、ｐＨ值与溶液酸碱性的关系
2、有关溶液ｐＨ值的简单计算
【教学过程】：
〖复习引入〗
练习：①将ｐＨ等于3的强酸溶液和ｐＨ等于12的强碱溶液混合，当溶液的ｐＨ11时，强酸于强碱的体积比是　　　　　（　　　　　）
　　　　Ａ．9：2　　　Ｂ．９：１　　　Ｃ．１：１０　　　Ｄ．２：５
　②250Ｃ时，向ＶｍｌｐＨ＝ａ的盐酸中滴加ｐＨ＝ｂ的氢氧化钠溶液10Ｖｍｌ
　　　时，溶液中Cl-的物质的量恰好等于Na+的物质的量，则此时a+b的值为　（　）
　　　　Ａ．13　　　　Ｂ．14　　　　Ｃ．15　　　　Ｄ．不能确定
　③为了更好的表示溶液的酸碱性，科学家提出酸度（ＡＧ）的概念，
AG=lg〔c(H+)/c(OH-)〕,下列叙述正确的是　　（　　　　）
Ａ．中性溶液的ＡＧ＝０
Ｂ．酸性溶液的ＡＧ<０
Ｃ．常温下0.1ｍｏｌ/Ｌ氢氧化钠溶液的ＡＧ＝12
Ｄ．常温下0.1ｍｏｌ/Ｌ盐酸溶液的ＡＧ＝12
④室温时，将ｐＨ＝5的硫酸稀释10倍ｃ（Ｈ＋）：ｃ（ＳＯ４２－）＝　　　　　
将稀释后的溶液再稀释100倍，ｃ（Ｈ＋）：ｃ（ＳＯ４２－）＝　　　　
⑤某温度下，纯水中的ｃ（Ｈ＋）＝2.0×10－7ｍｏｌ/Ｌ，则此时溶液中的
ｃ（ＯＨ－）＝　　　　　　　　，若温度不变，滴入稀硫酸使ｃ（Ｈ＋）＝5.0×10－6ｍｏｌ/Ｌ，则ｃ（ＯＨ－）＝　　　　　　　　。
教授新知
三．常用酸碱指示剂及其变色范围　
　说明：常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液和ｐＨ试纸。ｐＨ试纸在使用时不要湿润，直接把试液滴在试纸上，过一会与标准比色卡比较，得出溶液的ｐＨ。
　　　　　　　　　　　　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
四．测定ｐＨ的实际意义
　　看书本Ｐ64－65页，了解常用食物和人体几种体液及代谢产物的正常ｐＨ
练习1.将10ml0.21mol/LHCl和10ml0.1mol/LBa(OH)2溶液混合，在用水稀释至5Ｌ，
　　　　 取出10ｍｌ，滴入甲基橙试剂，溶液显示的颜色是　　（　　　）
　　　　 Ａ．蓝色　　　Ｂ．红色　　　Ｃ．黄色　　　Ｄ．橙色
　　　2.向10ｍｌｐＨ＝12的氢氧化钠溶液中加入10ｍｌ某酸，再滴入几滴甲基橙，
　　　　 溶液呈红色，这种酸可能是　　（　　　　）
　　　　 Ａ．ｐＨ＝2的硫酸　　　　　　Ｂ．0.01ｍｏｌＬ的ＨＦ酸
　　　　 Ｃ．ｐＨ＝2的醋酸　　　　　　Ｄ．0.01ｍｏｌＬ的硝酸
3.下列溶液一定是碱性的是　　　　　（　　　　　）
　　　　 Ａ．溶液中ｃ（ＯＨ－）＞ｃ（Ｈ＋）　　Ｂ．溶液中含有ＯＨ－离子
　　　　 Ｃ．滴加甲基橙溶液显红色　　　　　　Ｄ．滴加甲基橙溶液显黄色
　　 4.当0.1ｍｏｌ/Ｌ的醋酸:CH3COOH==CH3COO-+H+达电离平衡后，若使醋酸的电离平衡向右移动且溶液的ｐＨ增大，可加入的试剂为　　（　　　　　）
　　　　 Ａ．CH3COONa B.H2O C. HCl D.NH3·H2O
5.在某温度下可逆反应ＨＡ＝＝Ｈ＋＋Ａ－（正反应为吸热反应）的电离常数为Ｋａ
　　　　　下列说法正确的是　　　　　　（　　　　）
　　　　　Ａ．Ｋａ越大，表示该弱酸较易电离　　Ｂ．Ｋａ越大，表示该弱酸较难电离
　　　　　Ｃ．Ｋａ随反应物浓度的改变而改变　　Ｄ．Ｋａ随体系温度的升高而增大
　　６．ｃ１、ｃ２、ｋ１、ｋ２、ｐＨ１、ｐＨ２分别表示两种一元弱酸的浓度、电离平衡常数和溶液的ｐＨ如果已知ｐＨ１＞ｐＨ２，ｋ１＞ｋ２，则ｃ１ｃ２的关系是(　　　）
　　　　　　Ａ．ｃ１＞ｃ２　　　Ｂ．ｃ１＝ｃ２　　　Ｃ．ｃ１<ｃ２　　Ｄ．无法确定
总结：相同浓度、相同体积的一元强酸和一元弱酸的比较：
　　　　
　　比较项目酸 ｃ（Ｈ＋） ｐＨ 中和碱的能力 与活泼金属反应产生Ｈ２量 开始与金属反应的速率
一元强酸
一元弱酸
相同ｐＨ、相同体积的一元强酸和一元弱酸的比较：
　　　　
　　比较项目酸 ｃ（Ｈ＋） ｃ（酸） 中和碱的能力 与活泼金属反应产生Ｈ２量 开始与金属反应的速率
一元强酸
一元弱酸
教后记　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　.
　
宿迁中学高二化学背课组　　　　　中心发言人　　　　　　课题：电离平衡（第一课时） 安徽省舒城中学　蒋平
“电离平衡”的教与学设计
安徽省舒城中学(231300)　蒋平
课 题： 高二化学第三章第一节电离平衡（第一课时）
【教材分析】
本节课内容分为两个部分，强、弱电解质与结构的关系，弱电解质的电离平衡。前面，学生已了解了电解质和非电解质，强电解质和弱电解质的概念，掌握了化学平衡的基础知识，所以，教材内容设计中，很自然地将已有的知识进行迁移和运用，从而加深学生对相关知识的理解，降低本节课学习的难度，提高教学效果，同时培养了学生的能力。弱电解质电离平衡的建立和电离平衡的移动，不仅是本节的重点，也是本章的核心和后面几节的基础，而这些知识点，教材没有作具体介绍，采用的是联想、讨论、推理的方式来进行的，这是新教材不同旧教材的重要特色之一，这样，不仅让学生在活动中学会了新知，更培养了学生灵活应用知识的能力，并在知识运用中来加深对所学知识的理解，充分调动了学生学习的主动性和积极性，充分体现了学生是教学活动的主体，是学习的主人的新理念。
【教材目标】
1、通过教学，让学生了解强、弱电解质与结构的关系。
2、让学生理解弱电解的电离平衡以及浓度等条件对电离平衡的影响。
3、培养学生分析、归纳问题和灵活应用知识的能力；培养学生的探究能力和表达能力。
4、培养学生主动参与、积极探索的良好的学习品性；培养学生的辩证唯物主义观点。
【教材重点】
1、电离平衡的建立；
2、电离平衡的移动。
【教材难点】
1、外界条件对电离平衡的影响；
　 2、学生各种能力的培养。
【教学方法】
联想——推理，讨论——归纳
【教与学过程设计】
教学过程 教学内容 活动与目的
一、强、弱电解质与结构的关系
NaCl、NaOH是由什么键构成的什么化合物？在水溶液里电解质以什么形式存在？HCl是由什么键构成的什么化合物？在水溶液里以什么形式存在？离子化合物（如强碱和大部分盐类）某些具有极性键的共价化合物（如强酸）它们在水溶液里全部以离子形式存在，可用电离方程式表示NaCl ＝ Na＋　＋ Cl－ 师问生答巩固旧知，为新知学习奠定基础。设疑激趣激发兴趣，引起注意。培养学生结构决定性质的辩证观点引导学生分析讨论培养学生分析问题的能力，培养学生主动参与学习的精神。学生归纳，教师引导培养学生归纳问题的能力教师示范
教学过程 教学内容 活动与目的
分析讨论
问题过渡
思考讨论
CH3COOH，NH3·H2O是由什么键构成的什么化合物？在水溶液里电解质以什么形式存在？
（如弱酸、弱碱和水）
学生练习，教师指导巩固提高。引导学生分析讨论培养学生分析问题的能力。养成积极参与学习良好意识。学生归纳，教师引导培养学生归纳问题的能力联想可逆反应强调电离方程式用“ ”表示。设疑激趣，引起注意学生讨论，教师引导，联想可逆反应和化学平衡进行知识迁移。教师引导，学生作图并讲解突出重点之一，培养学生动手能力和语言表达能力。
教学过程 教学内容 活动与目的
类比联想
思考讨论
电离平衡的特征：
动：V电离＝V结合≠0
定：外界条件一定，溶液中分子、离子浓度一定
变：影响平衡的条件改变，平衡移动。
在氨水中存在怎样的电离平衡？向其中分别加入适量的盐酸、溶液、溶液对平衡有什么影响？
强电解质：由离子键或极性键构成的化合物，在水溶液中完全电离，过程不可逆，表示用“＝”，电解质全部以水合离子形式存在。
P 60—61 一（1、2、4）、三、四
引导联想进行知识迁移，培养学生推理、归纳能力。组织讨论联想外界条件对化学平衡的影响，以突破本课难点之一，同时突出了本课的又一重点。边总结引导学生看书插图3—1，3—2，3—4。巩固本节课重点知识。加深理解，巩固提高
【板书设计】
第三章　　　电离平衡
第一节　　　电离平衡
一、强、弱电解质与结构的关系
　　　　　 大部分盐类　
离子化合物
强 碱
强 酸
弱 酸
弱 碱
水
二、弱电解的电离平衡
1、建立
2、定义
在一定条件下，当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态──电离平衡。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
3、特征
动：动态平衡，V电离＝V结合≠0
定：条件定，浓度定
变：影响平衡的条件改变，平衡移动
强电解质
电离
结合
t(时间)
V结合
V电离＝V结合
V电离
(速率)
V
t(时间)
V结合
V电离＝V结合
V电离
(速率)
V
强电解质（完全电离）
弱电解质（部分电离）
共价化合物
PAGE
１电解质溶液(一)
【知识目标】
1、 了解电解质、非电解质、强电解质、弱电解质等基本概念。
2、 理解电解的电离平衡概念。
3、 掌握弱电解质电离平衡规律及其应用，会比较一元强酸（或强碱）与一元弱酸（或弱碱）的性质。
【知识点扫描】
1、 电解质和非电解质、强电解质和弱电解质
否 非电解质
化合物 是 强电解质
能
否 弱电解质
电解质 自由移动离子
电离
强电解质 弱电解质
概念
电离程度
电离平衡
过程表示
溶液中存在微粒微粒种类
电离方程式
思考1、下列物质①石墨②三氧化硫③液态氯化氢④氯气⑤熔融的硫酸钾⑥食盐晶体⑦硫酸溶液⑧乙醇⑨醋酸⑩氨水，其中能够导电的是__________，强电解质是_______，弱电解质是__________，非电解质是_____________。
注意：①化合物不是电解质即为非电解质，单质既不是电解质也不是非电解质。
②导电微粒是它们本身电离提供
③难溶性化合物不一定就是弱电解质。如BaSO4等仍为强电解质。虽然BaSO4难溶，但它溶解那一部分是完全电离的。
二、弱电解质的电离平衡
1、概念
特点：（1）“动”
（2）“定”：
（3）“变”：
2、影响因素
内因（决定性因素）——弱电解质的本性。
外因：溶液浓度——
温度——
其它因素：如改变PH值等。
3、电离平衡常数
K=
意义：判断弱电解质相对强弱。
思考2：填表（0.01mol/L醋酸溶液）
改变条件 加水 加入冰醋酸 升温 加NaOH固体 加浓硫酸
电离程度
H+数目
CH+（mol/L）
电离常数
导电能力
思考3：①氢硫酸溶液存在如下平衡：H2S H++HS－，HS－ H++S2－。现使该溶液中PH值增大，则[S2－]如何变化？
②请用电离平衡移动原理解释为何Al (OH)3既能溶于强酸，又能溶于强碱？
③设计一个实验，证明CH3COOH是弱电解质，盐酸为强电解质？
思考4：下列阴离子，其中最易结合H+的是
A、C6H5O－ B、CH 3COO－ C、OH－ D、C2H5 O－
三、一元强酸与一元弱酸的比较
相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较
比较项目 C（H+） pH 中和碱的能力 与活泼金属产生H2的量 与金属反应的开始速率
一元强酸
一元弱酸
相同pH、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较
比较项目 C（酸） C（H+） 加水稀释相同倍数pH 中和碱的能力 与活泼金属产生H2的量 与金属反应的开始速率
一元强酸
一元弱酸
课堂练习：
1、在体积都为1L，PH值都等于2的盐酸和醋酸溶液中，投入0.65g锌，则下列哪组曲线比较符合客观事实（ ）
2、从植物在中可提取出一种简写为HIn有机物，它在水溶液中存在下列平衡：Hin（红色） H++In－（黄色），而可用作酸碱指示剂，能使溶指示剂在溶液中显黄色，最合适选用的试剂是（ ）
A、HCl B、Na2O2 C、NaHCO3 D、NaHSO4
EMBED AutoCAD.Drawing.14
是否
完全
能否
电离
热或水的作用
1
1第四节酸碱中和滴定（第三课时）
四、中和滴定的误差分析
用已知浓度为0.01mol/L的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液25mL为例：
误差分析的依据：
在c(NaOH)×V(NaOH)=c(HCl)×V(HCl)式中，标准溶液盐酸的浓度c(HCl)不变，待测溶液体积V(NaOH)不变，则c(NaOH)决定于V(HCl)。若操作失误引起V(HCl)的误差，影响c(NaOH)的大小，V(HCl)偏大，则 c(NaOH)偏大， V(HCl)偏小，则 c(NaOH)偏小，由此判断误差。
练习：用已知浓度为0.01mol/L的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液25mL为例，判断以下情况的c(NaOH)偏高还是偏低？
1、 滴定管用水洗后即装液体进行滴定。
2、 锥形瓶用蒸馏水洗涤后，又用待测液润洗。
3、 滴定前，滴定管中有气泡，滴定后气泡消失。
4、 滴定前，滴定管中尖嘴处没有有气泡，滴定后出现气泡。
5、 滴定后滴定管尖嘴处在一滴液体。
6、 滴定前平视，终点时仰视。
7、 滴定前仰视，终点时平视。
8、 滴定前仰视，终点时俯视。
9、 NaOH溶液在滴定时溅在锥形瓶壁上且没有洗下。
10、 滴定前，滴定管尖嘴处悬有一滴液体。
11、 碱式滴定管用水活后就用来量取待测液。
12、 滴定过程中，待测液在振荡时溅出外面。
13、 滴定前锥形瓶中有少量蒸馏水。
14、 滴定过程中用蒸馏水洗涤锥形瓶内壁。
15、 在配制盐酸标准液时，没有进行洗涤这一步。
16、 配制盐酸标准液时，定容过程中液面高出了刻度线。
17、 在碱式滴定管往锥形瓶中放NaOH溶液时，多滴了1滴。
18、 酸式滴定管有渗漏。
19、 快近终点时没有静置半分钟，而是一变色马上停止加液体。
练习1：知物质的量浓度的盐酸滴定未知物质的量浓度的氢氧化钠溶液，下列操作会导致测定结果偏高的是（ ）。
（A）用标准的盐酸溶液润洗酸式滴定管2-3次
（B）用待测碱液润洗碱式滴定管2-3次
（C）用待测碱液润洗锥形瓶2-3次
（D）用蒸馏水润洗锥形瓶2-3次
练习2：用中和滴定测定NaOH和Na2CO3的混合物中的NaOH溶液的含量时，可先在混合液体中加过量BaCl2溶液，使 Na2CO3完全变成BaCO3沉淀，然后用标准盐酸滴定（用酚
酞作指示剂）。试回答：
11 混合有BaCO3沉淀的NaOH溶液中滴入盐酸，为什么不会使BaCO3溶解而能测定NaOH的含量。
②滴定终点时溶液的颜色如何突变？
③能否改用甲基橙为指示剂若使用甲基橙作批示剂，则测定结果如何？上高第二中学化学教案 2002－2003学年第 一 学期 第3 周 授课班级：高二（1） 授课教师：胡靖波
课题：　第一节 电离平衡
教学目标：1. 使学生了解强弱电解质与结构的关系
2．了解弱电解质的电离平衡及影响条件
3.常识性介绍电离平衡常数。
　　　　　　4．通过迁移旧知，讨论学习新知，调动和培养学生学习的主动性和积极性
重点: 电离平衡的建立及影响条件
难点: 电离平衡的建立及影响条件
教时: 共 2教时 第1 教时
教学过程
新课引入: 化学平衡中有一种电离涉及如水溶液中发生的许多离子反应，酸的强弱的判断，盐溶液的酸碱性，人体体液的PH与健康的关系等。
【板书】 第一节 电离平衡
【提问】高一学习了电解质、强弱电解质的概念回答下列问题：
⑴硫酸　⑵蔗糖　⑶氨　⑷HAc ⑸NH3·H2O　⑹锌粒 ⑺NH4Ac ⑻乙醇　
⑼石墨　⑽Ca(OH)2 ⑾H3PO4 ⑿Na2O2
判断上述物质中属于非电解质的是＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
属于电解质的是＿＿＿＿＿＿。
属于强电解质的是＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
属于弱电解质的是＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
【指导】回忆电解质，非电解质，强电解质，弱电解质的概念找出答案：
属于非电解质的是⑵⑶⑻。
属于电解质的是⑴⑷⑸⑺⑽⑾⑿。
属于强电解质的是⑴⑺⑽⑿。
属于弱电解质的是⑷⑸⑾。
【提问】强弱电解质与结构的关系如何？
【板书】一、强弱电解质与结构的关系
【演示課件】NaCl在水中溶解和电离过程
【分析】NaCl是由离子鍵构成的离子化合物，溶于水时在水分子作用下，阴阳离子脱离晶体表面，全部电离成为能够自由移动的水合阴阳离子，是强电解质。
【演示课件】HCl在水中电离的过程。
【分析】HCl是由具有极性鍵的共价化合物，液态时不导电，但溶于水后，在水分子的作用下也能全部电离为自由移动的水合阴阳离子和。
【小结】具有离子鍵的离子化合物如强碱，金属氧化物，大多数的盐类，以及某些具有极性
鍵的共价化合物如强酸都属于强电解质。
【练习】书写电离方程式：
①NaCl
②H2SO4
【讲述】强电解质溶于水完全电离，溶液中不存在电解质分子，书写电离方程式用‘＝’表示。那么弱电解质的电离过程呢？我们以醋酸为例分。
【演示課件】弱酸醋酸溶于水时的电离过程。
【提问】醋酸是哪类化合物？溶于水前的存在形式是什么？溶于水后发生了什么变化？
【指导】是具有极性鍵的共价化合物，溶于水前以分子的形式存在，溶于水后，在水分子的作用下，只有部分电离为离子，还有末电离的电解质分子存在，是弱电解质。
【板书】某些具有极性鍵的共价化合物如弱酸弱碱和水是弱电解质。
【讲述】CH3COOH 水溶液中，既有CH3COOH 分子，又有电离出的H＋和CH3COO－　，H＋和
CH3COO－又可重新结合成 CH3COOH分子，因此 CH3COOH分子电离成离子的趋向和离子重新碰撞结合成 CH3COOH分子的趋向并存，电离过程是可逆的，同可逆反应一样，最终也能达到平衡。
【板书】二、弱电解质的电离平衡
1. 弱电解质电离平衡的建立
【讲述】当弱电解质分子的电离速率等于离子重新结合成分子的速率时，即达到电离平衡状态。此时单位时间内分子数和离子重新结合生成的分子数相等，溶液中各微粒浓度保持不变
【板书】2、电离平衡
（1） 定义：一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子速率相等的状态叫弱电解质的电离平衡。弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。
（2） 电离方程式　　CH3COOH
　　　
【练习】写出下列化合物的电离方程式
①NH3·H2O　　　　　　　②HClO
【比较】强弱电解质的电离方程式书写不同之处。
【讲述】电离平衡是化学平衡的一种，与化学平衡具备同样的特征。
【板书】3、电离平衡状态的特征
【小结】等：即弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子速率相等
　　　　动：即弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子速率相等，不等于零。
　　　　定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。
　　　　变：外界条件改变，平衡被破坏，发生移动。
【小结】
强电解质 弱电解质
概念 在水溶液里全部电离为离子的电解质 溶于水后，只有部分电离的电解质化合物
类型 离子化合物或有强极性键的共价化合物 弱极性键的共价化合物
电离程度 100%电离 部分电离
电离过程 不可逆过程，无电离平衡了 可逆过程，存在电离平衡
溶液中粒子 阴、阳离子，溶剂分子但无电解质分子 既有阴阳离子，又有水分子、还有电解质分子
实例 多数盐（包括难溶盐）、强酸、强碱、活泼金属的氧化物 弱酸、弱碱
电离方程式 用“=”连接如KNO3=K+ +NO3－ “　　 　”连接用如H2S 　　H++HS－
1 【练习】1.写出下列化合物的电离方程式：
2 NaHSO3
3 NaHCO3
4 H2CO3
2．下列叙述中能证明某物质是弱电解质的是（　）
A． 熔化时不导电。
B.不是离子化合物，而是极性共价化合物。
C.水溶液的导电能力很差。
D.溶液中已电离的离子和末电离的分子共存。
布置作业:P57 一，二
板书设计:
第1节 电离平衡
1、 强弱电解质与结构的关系
具有离子鍵的离子化合物如强碱，金属氧化物，大多数的盐类，以及某些具有极性鍵的共价化合物如强酸都属于强电解质。
某些具有极性鍵的共价化合物如弱酸弱碱和水是弱电解质。
二、弱电解质的电离平衡
1．弱电解质电离平衡的建立
2、电离平衡
（2） （1）定义：一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子速率相等的状态叫弱电解质的电离平衡。弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。
（3） 电离方程式　　CH3COOH CH3COO- +H+
　3、电离平衡状态的特征
【小结】
等：即弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子速率相等
动：即弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子速率相等，不等于零。
定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。
变：外界条件改变，平衡被破坏，发生移动。
课题：　第一节 电离平衡
教学目标：1. 使学生了解强弱电解质与结构的关系
2．了解弱电解质的电离平衡及影响条件
重点: 电离平衡的影响条件
难点: 电离平衡常数
教时: 共 2教时 第2教时
教学过程
【复习】强弱电解质与结构的关系，电离平衡的定义及特征。
新课引入
【引言】电离平衡是化学平衡的一种，电离平衡状态是暂时的相对的。外界条件改变，电离平衡也要移动，移动时同样遵循勒夏特列原理。
【板书】4.外界条件对电离平衡的影响（以CH3COOH的电离平衡为例分析）
1） 浓度
增大CH3COOH浓度，平衡向右移动（电离程度减小），
稀释溶液，平衡向右移动（电离程度增大）
2） 温度
升高温度，平衡向右移动，电离程度增大（断鍵吸热，正反应为吸热）
【填空】在醋酸的电离平衡中改变条件下列值的变化？
平衡移动方向 　C（H+） C（CH3COO－） C（CH3COOH） C（H+）/C（CH3COOH）
加热
加水
加冰醋酸
加NaOH
加HCl
加CHCOONa
【提问】不同弱电解质，电离程度是否相同？通过什么能反映出弱电解质的相对强弱呢
【板书】三、电离平衡常数
1． 定义　与化学平衡常数类似，对于一元弱酸或弱碱，如果用溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中末电离分子浓度相比，就能得到一个常数，叫电离平衡常数，用K表示。
2.表达式　
K=
2.
（一般弱酸的用Ka表示，弱碱的用Kb表示）
【练习】写出（1）CH3COOH　　（2）NH3·H2O的电离平衡常数表达式。
【讨论】联想化学平衡常数的意义，分析　电离平衡常数所表达的意义.
【板书】3.电离平衡常数的意义
　　　　⑴.K反映了一定条件下弱电解质电离平衡时溶液中各组分浓度之间的关系。
⑵.K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离，因此查表后可根据K值的大 小，可判断弱电解质的相对强弱。
【讲述】例如：查表知250C时HNO2 K＝4.6×10-4 CH3COOH K=1.8×10-5 因此HNO2比CH3COOH酸性稍强。
【提问】电离平衡常数K值的大小受什么因素的影响？
【板书】⑶.电离平衡常数不随浓度的变化而变化，只受温度影响，但随温度影响的变化不大。
【提问】刚才我们学习的是一元弱酸或弱碱的电离情况，对于多元弱酸弱碱的电离又如何？【讲述】多元弱酸或多元弱碱的电离是分步的。
【板书】H3PO4的电离方程式及各步电离平衡常数如下：
H3PO4 H++H2PO4- K1=7.5 10-3
H2PO4- H++HPO42- K2=6.2 10-8
HPO42- H++PO43- K3=2.2 10-13
【板书】⑷.多元弱酸或多元弱碱是分步电离的，每步的K值不同，电离方程式应该分步写不能合并，由于K1＞K2＞K3多元弱酸或弱碱的酸碱性主要由第一步决定。
1 【练习】1.写出下列物质在水溶液中的电离方程式
3. H2CO3　②H2SO3　③NaHSO4　④NaHCO3　
4. 课本P57　一　二
【作业】课本P57　三　四
板书设计:
4.外界条件对电离平衡的影响（以CH3COOH的电离平衡为例分析）
1).浓度
增大CH3COOH浓度，平衡向右移动（电离程度减小），
稀释溶液，平衡向右移动（电离程度增大）
2).温度
升高温度，平衡向右移动，电离程度增大（断鍵吸热，正反应为吸热）
三、电离平衡常数
1.定义　与化学平衡常数类似，对于一元弱酸或弱碱，如果用溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中末电离分子浓度相比，就能得到一个常数，叫电离平衡常数，用K表示。
2.表达式　
K=
（一般弱酸的用Ka表示，弱碱的用Kb表示）
3.电离平衡常数的意义
　　　　⑴.K反映了一定条件下弱电解质电离平衡时溶液中各组分浓度之间的关系。
⑵.K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离，因此查表后可根据K值的大 小，可判断弱电解质的相对强弱。
2． (3).多元弱酸或多元弱碱是分步电离的，每步的K值不同，电离方程式应该分步写不能合并，由于K1＞K2＞K3多元弱酸或弱碱的酸碱性主要由第一步决定。
时间
速率　
两种速率相等，处于平衡状态
结合速率
电离速率
时间
速率　
两种速率相等，处于平衡状态
结合速率
电离速率
EMBED Word.Picture.8

No. 2002 年 9月 12日

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