资源简介

第一节 电离平衡
教学目的：
1、 学生了解强、弱电解质与结构的关系。
2、 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、 使学生了解电离度。
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：归纳比较、启发引导
教学过程：
一、强、弱电解质与结构的关系
强电解质（完全电离）
电解质 弱电解质（部分电离）
1、化合物
非电电解质
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：碳酸钙与氨水分别是强电解质，还是弱电解质？
2、分析强电解质和弱电解质的结构，填写《劝学》P137表格。
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”：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，分别通入适量HCl、加NaOH固体、加水、通NH3、微热、加NH4Cl固体和加Na2CO3固体，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。
完成《劝学》P137表格
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，溶液中离子浓度变小（稀释后溶液体积增大）；
②电离均为吸热过程，升高温度，电离程度增大，离子数目增多，离子浓度增大。
4、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；
三、名题赏析：《劝学》P138例1至例3
四、疑难曝光：《劝学》P138
五、跟踪训练：《劝学》P138
第二节 水的电离 PH值
教学目的：
1、了解水的离子积。
2、了解溶液的pH的概念，并能进行有关的简单计算。
教学重点：水的离子积和PH的关应用
教学难点：强酸强碱溶液中水电离的H+ 或OH- 浓度的计算；PH计算。
教学方法：归纳比较、启发引导
教学过程：
一、基础知识精讲：
要点1:水是一种极弱的电解质：H2OH++OH-在一定温度下，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，即KW=c(H+)·c(OH-)，KW叫水的离子积常数，简称水的离子积.
要点2:水的电离是吸热过程，所以，升高温度，可使水的电离平衡向电离的方向移动，因此c(H+)和c(OH-)都增大，故KW也会增大.如100℃的纯水中：KW=c(H+)·c(OH-)=1×10-6·1×10-6=1×10-12，若没有指定温定，则可认为是在常温下，即25℃时KW=1×10-14
要点3:水的离子积(KW)揭示了任何溶液中都存在的水的电离平衡.因此KW只受温度影响，不受溶液的浓度的影响.不管是在酸性，碱性，还是中性溶液中，只要是在常温下，KW都可认为是1×10-14.
要点4:对于c(H+)很小的稀溶液，用c(H+)的数值来表示溶液的酸碱性强弱很不方便.为此采用c(H+)的负对数来表示，称为溶液的PH，即PH=-lg｛c(H+)｝.由此式可知PH每增大1个单位，c(H+)就减为原为原来的1/10；PH每减小1个单位，c(H+)就增大为原来的10倍.
要点5：本节知识网
要点6:方法引导
本节可用电离平衡理论来研究水的电离(因为水是一种极弱的电解质)；也可用归纳小结来学习PH的有关计算
1.纯水中存在如下平衡：H2OH++OH--Q，当改变条件时，填写表中各项内容.
改变条件 平衡移动方向 PH 水电离出的c(H+) KW
升温 →右移 减小 增大 变大
通入HCl气体 ←左移 减小 减小 不变
加入NaOH固体 ←左移 增大 减小 变大
加入NH4Cl固体 →右移 减小 增大 不变
加入金属钠 →右移 增大 增大 不变
2.有关PH的简单计算：见《劝学》
二、名题赏析：《劝学》
三、疑难曝光：《劝学》
四、跟踪训练：《劝学》
第3节 盐类水解
教学目的：
1、了解弱酸根离子或弱碱金属离子的水解平衡。
2、理解盐类水解的实质和应用。
教学重点：强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解平衡
教学难点：盐类水解的本质。
教学方法：归纳比较、启发引导
教学过程：
一、基础知识精讲：
要点1：盐类水解的实质是：在溶液中盐电离出的离子跟水电离出的H+或OH-生成弱电解质(弱酸或弱碱)，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸碱性.
要点2：盐类水解的规律为“遇弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性”.如强酸强碱盐不水解；弱碱强酸盐水解显酸性；强碱弱酸盐水解显碱性.
要点3：盐类的水解是酸碱中和反应的逆反应，一般水解进行到一定程度达到平衡状态，影响水解平衡的因素有浓度、温度等.浓度越小，则水解程度越大；升高温度，水解程度增大.
要点4：盐类水解离子方程式的书写方法，除了遵循离子方程式的书写原则外，还应注意：①反应物中写出参加水解的离子和水，②单水解用“”号，完全双水解才用“=”，③多元弱酸根离子的水解应分步写，④单水解产物不应打“=”
要点5：知识网络
要点6：方法引导
1.盐类水解的应用：见《劝学》
2.守恒原理的运用
(1)电荷守恒：电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等.
(2)物料守恒(原子守恒)：即原子在变化过程(水解、电离)中数目不变.
(3)质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中由水电离出的H+与OH-离子守恒.(可由电荷守恒及质量守恒推出).
例1：在0.01mol/LNaHS溶液中
①电荷守恒： c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)
②硫守恒：c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.01mol/L 或c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=c(Na+)
③水电离出的H+和OH-守恒： c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)
例2：在0.1mol/L Na2CO3溶液中
①电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)
②质量守恒：c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)=0.1mol/L
③水电离出的H+ 和OH- 守恒： c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
二、名题赏析：《劝学》
三、疑难曝光：《劝学》
四、跟踪训练：《劝学》
第四节 酸碱中和滴定
教学目的：
1、使学生理解酸碱中和的实质和应用
2、掌握中和反应的计算，初步学会中和滴定的实验操作技能。
教学重点：强酸和强碱的中和滴定。
教学难点：有关强酸和强碱中和滴定的计算。
教学方法：归纳比较、启发引导
教学过程：
一、基础知识精讲：
要点1:用已知物质的浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法叫中和滴定.
要点2:酸碱中和滴定的仪器是：酸式滴定管，碱式滴定管，滴定管夹，铁架台，锥形瓶，烧杯.
要点3:酸碱中和滴定一般选用的指示剂是甲基橙和酚酞，石蕊试液由于变色的PH范围较大而且变色不明显，所以通常不选用，为减小误差，指示剂的用量要控制在2～3滴.
要点4:滴定误差分析：滴定测定待测液的浓度时消耗标准溶液多，则结果偏高；消耗标准溶液少，则结果偏低.从计算式分析，当酸碱恰好中和时有如下关系：C标V标n标=C待V待n待
故C待=，由于C标，n标，V待n待均为定值，所以C待的大小取决于V标的大小，V标偏大，则C标偏大；V标偏小，则C标偏小.
要点5: 知识网络
【重点难点解析】
重点：酸碱中和滴定原理.
难点：①中和滴定的准确操作.即定量实验如何确保数据测定的准确性，可靠性；②酸碱中和滴定的计量依据与计算.
中和滴定中的误差分析：
以盐酸滴定NaOH为例，依据C待=进行分析.
(1)滴定前，用蒸馏水洗滴定管后，未用标准溶液润洗，由于滴定管内存有少量水，使标准酸液浓度降低，则消耗标准酸即V酸偏大，则C碱值偏高.
(2)滴定前，滴定管尖端有气泡，滴定后气泡消失说明一部分酸液用于填充气泡所占体积，则V酸增大，C碱偏高.
(3)滴定前，用得测液润洗锥形瓶，则会使待测液物质的量增加，因而滴定时所用的酸液的V酸值增大，C酸值偏高.
(4)读V酸的刻度时，滴定前平视，滴定后俯视，则读出的V酸数值偏小，因而C碱值偏低.
(5)若用甲基橙作指示剂，最后一滴酸滴入使溶液由橙色变为红色.当溶液变为橙色时已达滴定终点，若溶液变为红色，说明酸过量，V酸值增大，则C碱值偏高.
(6)滴定前用蒸馏水将盛入锥形瓶里的一定容积的待测液稀释，虽然待测液浓度小了，但是溶质的物质的量没变.因而中和时所消耗的酸的体积V酸不变，则C碱值也没有变化.

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