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1、人教版選修4 化學(xué)第三單元全部教案 弱電解質(zhì)的電離 【教學(xué)設(shè)計(jì)】 本節(jié)書(shū)包括兩本分：一是“電解質(zhì)有強(qiáng)弱之分”；二是“弱電解質(zhì)的電離過(guò)程是可逆的”存在平衡，學(xué)生在學(xué)習(xí)必修模塊時(shí)已經(jīng)學(xué)習(xí)過(guò)電解質(zhì)和非電解質(zhì)概念，在原基礎(chǔ)上進(jìn)一步學(xué)習(xí)強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)以及弱電解質(zhì)的電離。學(xué)生已具有化學(xué)平衡的有關(guān)知識(shí)，所以一旦認(rèn)識(shí)到弱電解質(zhì)溶液中同樣存在著可逆過(guò)程，那么很自然就會(huì)運(yùn)用化學(xué)平衡理論產(chǎn)生對(duì)電離平衡的分析。本節(jié)內(nèi)容重點(diǎn)突出概念理論這條主要線(xiàn)索，重視學(xué)生形成概念的過(guò)程。 【教學(xué)目標(biāo)】 知識(shí)與技能： 1．掌握強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的概念和判斷。 2．理解弱電解質(zhì)電離平衡，以及溫度、濃度等條件對(duì)電離平衡的

2、影響。 過(guò)程與方法： 1．運(yùn)用實(shí)驗(yàn)探究認(rèn)識(shí)電解質(zhì)有強(qiáng)弱之分，再?gòu)慕M成上理解強(qiáng)、弱電解質(zhì)的判斷。 2．通過(guò)對(duì)弱電解質(zhì)電離平衡的分析和認(rèn)識(shí)，培養(yǎng)學(xué)生知識(shí)遷移能力。 情感態(tài)度與價(jià)值觀(guān)： 1．通過(guò)小組實(shí)驗(yàn)探究培養(yǎng)學(xué)生合作精神和自主學(xué)習(xí)的能力。 2．通過(guò)探究實(shí)驗(yàn)活動(dòng)及結(jié)果分析獲得正確認(rèn)識(shí)，體驗(yàn)科學(xué)認(rèn)知過(guò)程。 【教學(xué)重點(diǎn)】 強(qiáng)、弱電解質(zhì)的概念和弱電解質(zhì)的電離平衡建立。 【教學(xué)難點(diǎn)】 弱電解質(zhì)的電離平衡的建立。 【教學(xué)方法】 小組實(shí)驗(yàn)探究法、比較法、知識(shí)遷移法等。 【教學(xué)準(zhǔn)備】 多媒體教室、ppt課件。 實(shí)驗(yàn)儀器及用品：PH試紙、試管、試管架、燒杯、砂紙、膠頭滴管、 玻璃棒、

3、鑷子。 實(shí)驗(yàn)試劑：1mol/L醋酸、1mol/L鹽酸、0.1mol/L醋酸、0.1mol/L鹽酸、蒸餾水、鎂帶、醋酸鈉。 同學(xué)們你們認(rèn)為自己家鄉(xiāng)陵水美不美呢？咱們家鄉(xiāng)最美的地方在哪？（學(xué)生舉例）概括為：“三灣”“三島”“兩湖”。這些美輪美奐的景點(diǎn)都有什么？——水。水是自然界里含量豐富的溶劑之一，許多化學(xué)反應(yīng)需要在水溶液中進(jìn)行，那么物質(zhì)溶于水后會(huì)發(fā)生怎樣的變化？以何種形式存在的？帶著這些問(wèn)題我們將開(kāi)始第三章水溶液中的離子平衡的學(xué)習(xí)。 ①NaCl溶液、②NaOH、③H 2SO 4 、④Cu、⑤CH 3 COOH、⑥NaCl、⑦CO 2 、⑧乙醇、⑨Na 2 O、⑩ HCl

4、 請(qǐng)同學(xué)們指出這些物質(zhì)哪些是電解質(zhì)？哪些是非電解質(zhì)？說(shuō)出你的判斷依據(jù)。 ②③⑤⑥⑨⑩是電解質(zhì)⑦⑧非電解質(zhì) 在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔锸请娊赓|(zhì) 在水溶液和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物是非電解質(zhì)。 電解質(zhì)在水中能發(fā)生電離，那么電離程度都相同嗎？我們通過(guò)實(shí)驗(yàn)探究 實(shí)驗(yàn)探究1 實(shí)驗(yàn)探究2 各小組交流實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象 為什么兩酸的濃度相同，反應(yīng)產(chǎn)生的現(xiàn)象不同呢？ Mg+2H+ =Mg2++H 2 ↑ 鎂無(wú)論是與鹽酸還是與醋酸反應(yīng)，其實(shí)質(zhì)都是與溶液中的＿＿＿＿反應(yīng) 反應(yīng)劇烈程度的不同，是由于溶液中的＿＿＿＿＿不同而引起的 鎂與鹽酸反應(yīng)比鎂與醋酸反應(yīng)劇烈，說(shuō)明＿＿＿＿＿＿＿

5、＿＿＿＿＿＿＿＿＿ pH （鹽酸）＜ pH（醋酸），證明＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿ 得出實(shí)驗(yàn)結(jié)論 HCl和CH 3 COOH的在水溶液電離程度不同 HCl和CH 3 COOH在水中的電離示意圖，從圖中我們獲得了什么信息？ HCl分子在水中完全電離，CH 3 COOH分子在水中部分電離 【板書(shū)設(shè)計(jì)】 一、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的概念 強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中能全部電離成離子的電解質(zhì)。如強(qiáng)酸，強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽、活潑的金屬氧化物。 弱電解質(zhì)：在水溶液中只部分電離成離子的電解質(zhì)。如弱酸、弱堿、水。 下列電解質(zhì)中：NaCl、NaOH、H 2SO 4 、NH 3

6、 H 2 O、BaSO 4 、Na 2 O、H 2 O、 H 2 CO 3 __________________________是強(qiáng)電解質(zhì)_____________________是弱電解質(zhì)。 二、弱電解質(zhì)的電離 醋酸分子能部分電離出離子，即： CH3COOH CH3COO- + H+ 溶液中有沒(méi)有醋酸根與氫離子結(jié)合為醋酸呢？ 實(shí)驗(yàn)探究3 向試管中加入少量 0.1mol/L的鹽酸，測(cè)其pH，再向其中加入的少量的CH3COONa固體，測(cè)混合后溶液的pH，比較前后的pH的大小。 分析酸性強(qiáng)弱發(fā)生變化的原因。 結(jié)論_______________

7、____________________________________ 即：CH 3COO- + H+ CH 3 COOH 因此弱電解質(zhì)的電離過(guò)程是可逆的，其電離方程式可表示為： CH 3COOH CH 3 COO- + H+ 醋酸在電離過(guò)程中各微粒濃度有會(huì)發(fā)生怎樣變化呢？討論完成，再展示。 咱們可根據(jù)以上表中各微粒濃度變化能畫(huà)出這個(gè)過(guò)程的V ～t 圖。 V(電離電離) = V(結(jié)合) 電離平衡狀態(tài) V(結(jié)合CH 3COOH 電離的V ～t 圖 同學(xué)們結(jié)合圖示描述電離平衡。 （一）、電離平衡的定義：在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的

8、速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)。 弱電解質(zhì)的電離平衡與化學(xué)平衡一樣可以符合勒夏特列原理。 請(qǐng)用化學(xué)平衡移動(dòng)的知識(shí)分析：25℃時(shí)，50mL 0.10mol/L 醋酸溶液中，若分別作如下改變，對(duì)上述平衡有何影響？ 升溫，一般有利弱電解質(zhì)的電離平衡向電離方向移動(dòng)。 （二）外界條件對(duì)電離平衡的影響 1．濃度：越稀越電離 2．溫度：電離過(guò)程是吸熱過(guò)程 溫度升高，電離程度增大 溫度降低，電離程度減小 隨堂練習(xí) 1mol/L的鹽酸、醋酸、硫酸各1L，分別加入足量的鋅。 開(kāi)始反應(yīng)時(shí)產(chǎn)生氫氣的速率：____________________。 最終收集到的氫氣的物質(zhì)

9、的量____________________。 已知單位體積的稀溶液中，非揮發(fā)性溶質(zhì)的分子或離子越多，該溶液的沸點(diǎn)就越高。則下列溶液沸點(diǎn)最高的是（） A．0.01 mol/L的蔗糖溶液 溶液 B．0.01 mol/L的CaCl 2 C．0.02 mol/L的NaCl溶液 COOH溶液 D．0.02 mol/L的CH 3 弱電解質(zhì)的電離 一、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的概念 二、弱電解質(zhì)的電離 （1）電離平衡定義 （2）影響電離平衡外因 第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性(一) 教學(xué)目的: 1、知道水的離子積常數(shù)，通過(guò)水的離子積的計(jì)算，提高有關(guān)的計(jì)算能力，加深對(duì)水的電離平衡的

10、認(rèn)識(shí)。 2、通過(guò)水的電離平衡分析，提高運(yùn)用電離平衡基本規(guī)律分析問(wèn)題和解決問(wèn)題的能力。 3、通過(guò)水的電離平衡過(guò)程中H+、OH-關(guān)系的分析，理解矛盾的對(duì)立統(tǒng)一的辯證關(guān)系。 教學(xué)重點(diǎn)：水的離子積常數(shù) 教學(xué)難點(diǎn)：水的離子積常數(shù) 教學(xué)過(guò)程： 新課引入：在上節(jié)課我們學(xué)習(xí)了強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)，知道水也是一種弱電解質(zhì)。怎樣證明水也是一種弱電解質(zhì)呢？精確實(shí)驗(yàn)表明：當(dāng)我們用靈敏電流計(jì)測(cè)定純水的導(dǎo)電性的時(shí)候發(fā)現(xiàn)純水也能夠微弱的導(dǎo)電。我們知道物體要導(dǎo)電要么具有能夠自由移動(dòng)的電子，要么有自由移動(dòng)的陰、陽(yáng)離子。而純水是一種非金屬化合物，不可能存在自由移動(dòng)的電子，所以只能說(shuō)明純水中存在著少量的陰陽(yáng)離子。 那純

11、水中的陰陽(yáng)離子到底是什么離子呢？實(shí)際上純水中的水分子能夠部分發(fā)生電離，水分子發(fā)生電離 后產(chǎn)生的離子分別是H3O+和OH―。 雖然水分子能夠發(fā)生電離，但是發(fā)生電離的的水分子所占比例很小，所以水是一種極弱電解質(zhì)，存在有電離平衡： 1、H 2O + H 2 O H 3 O＋ + OH-簡(jiǎn)寫(xiě)： H 2 O H＋+ OH- ［講］與化學(xué)平衡一樣，當(dāng)電離達(dá)到平衡時(shí)，電離產(chǎn)物H＋和OH―濃度之積與未電離的H2O的濃度之比也是一個(gè)常數(shù)。 2、 H 2O的電離常數(shù)K 電離 ＝＝ O) C(H ) C(OH ) C(H 2 - ? + [講]實(shí)驗(yàn)測(cè)得在25℃時(shí)

12、，1L純水(即55.6 mol)只有110－7mol H2O電離，因此純水中c（H＋）＝c（OH－）＝110－7mol/L。由于水的電離極其微弱，所以電離前后H2O的物質(zhì)的量幾乎不變，c（H2O）可以看做是個(gè)常數(shù)，則有C(H＋)C(OH―)==K電離C(H2O)。同樣，溫度不變的時(shí)候K電離也是個(gè)常數(shù)，常數(shù)K電離與常數(shù)C(H2O)的積作為一新的常數(shù)，叫做水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積，記作K W，即K W= c（H＋） c（OH－） 3、水的離子積：25℃K W= c（H＋）c（OH－）==1.010－14。 我們知道弱電解質(zhì)的電離會(huì)受很多外界因素的影響，那到底有哪些因素

13、呢？電解質(zhì)的電離過(guò)程是一個(gè)吸熱的過(guò)程，所以溫度對(duì)水的電離肯定會(huì)產(chǎn)生影響。升高溫度，水的電離平衡右移，電離程度增大，C(H＋)和C(OH―)同時(shí)增大，K W增大，但由于C(H＋)和C(OH―)始終保持相等，故仍呈中性。 ［講］K W不僅適用于純水(或其他中性溶液)，也適用于酸、堿、鹽的稀水溶液。在不同溶液中，C(H＋)、C(OH―)可能不同，但是由水電離出的氫離子和氫氧根離子的濃度始終相同。在任何溶液中的C(H＋)與C(OH―)的乘積始終是一個(gè)常數(shù)。 4、K W 不僅適用于純水，還適用于酸性或堿性的稀溶液，不管是哪種溶液均有：C(H＋) H2O == C(OH―) H2O K

14、W == C(H＋) 溶液 C(OH―) 溶液 5、影響因素： （1）溫度：K W 與溫度有關(guān)，溫度越高，Kw越大，水的電離度越大。 （2）外加離子： ①同離子效應(yīng)：抑制電離 向純水中加入酸或堿，由于酸(堿)電離產(chǎn)生的H＋(OH―)，使溶液中的C(H＋)或C(OH―)增大，使水的電離平衡左移，水的電離程度減小。 ②反應(yīng)離子：促進(jìn)電離 在純水中加入含有弱酸根離子或弱堿陽(yáng)離子的鹽，由于它們能跟水電離出的H＋和OH―結(jié)合生成難電離物，使水的電離平衡右移，水的電離程度增大。 （3）加入活潑金屬：促進(jìn)電離 向純水中加入活潑金屬，如金屬鈉，由于活潑金屬能與水電離的H＋直接作用

15、，產(chǎn)生氫氣，促進(jìn)水的電離。 第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性(二) 教學(xué)目的: 1、理解溶液的pH跟溶液中c(H+)之間的關(guān)系，能進(jìn)行溶液的pH的簡(jiǎn)單計(jì)算 2、初步掌握測(cè)定溶液的pH的方法，知道溶液pH在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中的重要應(yīng)用 3、通過(guò)不同溶液混合后pH的計(jì)算，掌握具體情況具體分析的思考方法，提高分析問(wèn)題解決問(wèn)題能力。 教學(xué)重點(diǎn)：pH與溶液酸堿性的關(guān)系，有關(guān)溶液的pH的簡(jiǎn)單計(jì)算 教學(xué)難點(diǎn)：各類(lèi)溶液混合后的c(H+)、pH的計(jì)算 教學(xué)過(guò)程： 新課引入：由水的離子積可知，在水溶液中，無(wú)論溶液呈酸性或堿性，H＋和OH-離子都可以共同存在。那H ＋和OH-離子的濃度與溶液的酸堿

16、性到底有什么關(guān)系呢？ 二、溶液的酸堿性與pH 1、溶液的酸堿性 思考：酸溶液中是否存在OH－？堿溶液中是否存在H＋？ [講]堿溶液中：H2O H＋ + OH－ NaOH == Na＋ + OH－，c（OH－）升高，水的電離程度降低c（H＋）下降，這時(shí)c（H＋） c（OH－）。 通過(guò)上面的兩個(gè)實(shí)例說(shuō)明，在酸溶液中可存在OH－，同樣在堿溶液中可以存在H＋。溶液的酸堿性是由H＋和OH－濃度的相對(duì)大小決定的。 c（H＋）=c（OH－）溶液呈中性，c（H＋）= c（OH－）=110－7mol/L c（H＋）> c（OH－）溶液呈酸性，c（H＋）>110－7mol/L，c（OH－）>110

17、－7mol/L c（H＋）［小結(jié)］最后，我們需要格外注意的是，酸的強(qiáng)弱是以電解質(zhì)的電離來(lái)區(qū)分的：強(qiáng)電解質(zhì)即能完全電離的酸是強(qiáng)酸，弱電解質(zhì)即只有部分電離的酸是弱酸。溶液的酸性強(qiáng)弱則取決于溶液中C(H＋)。C(H＋)越大，溶液的酸性越強(qiáng)；C(H＋)越小，溶液的酸性越弱。強(qiáng)酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強(qiáng)；酸性強(qiáng)的溶液不一定是強(qiáng)酸溶液。 例1、求25℃0.01mol/L鹽酸的C(OH－) [分析]1、在該溶液中存在哪幾種電離2、c(H＋)c(OH－)中的c(H＋)應(yīng)等于兩者之和 3、HCl = H＋＋ Cl－ H2O＝H＋＋OH－ 0.01

18、 0.01 0.01 x x 所以，(0.01+x)x=10－14 一般地，x 與0.01相比，可以忽略不計(jì) 隨堂練習(xí)：1、求25℃0.05mol/LBa(OH)2溶液C(H＋) 2、求25℃0.05mol/L硫酸溶液由水電離出來(lái)的［H＋］ [過(guò)渡]從上述數(shù)據(jù)，上述c(H＋)、c(OH－)的數(shù)據(jù)都比較小，用c(H＋)、c(OH－)濃度來(lái)表示溶液的酸堿性強(qiáng)弱使用起來(lái)非常不方便，因此，化學(xué)上常采用pH來(lái)表示溶液的酸堿性的強(qiáng)弱。 三、pH 1、定義：pH=－lg[c(H＋)] [講]溶液的pH指的是用C(H＋)的負(fù)常用對(duì)數(shù)來(lái)表示溶液的酸堿性強(qiáng)

19、弱，即pH=－lg[c(H＋)]，要注意的是的，當(dāng)溶液中C(H＋)或C(OH―)大于1 mol 時(shí)，不用pH來(lái)表示溶液的酸堿性。pH的范圍為0-14 中性溶液，c(H＋)=c(OH－)＝10－7mol/L pH=7 酸性溶液，c(H＋)>c(OH－) pH堿性溶液，c(H＋)2、pH的范圍：0---14 溶液的酸性越強(qiáng)，其pH越??；溶液的堿性越強(qiáng)，其pH越大。 [過(guò)]那么，如何測(cè)定某溶液的酸堿性，即如何測(cè)定溶液的pH值呢？ 3、pH的測(cè)定方法 (1) 試紙的使用 [設(shè)問(wèn)]如何使用呢？要不要先用水浸濕呢？浸濕對(duì)測(cè)定結(jié)果有何影響？ [講]一般先把一小塊的試紙放

20、在表面皿或玻璃片上，用沾有待測(cè)溶液的玻璃棒點(diǎn)試紙的中部，，再用標(biāo)準(zhǔn)比色卡與之比較，來(lái)確定溶液的pH值。不能用水浸濕，這樣會(huì)溶液變稀，測(cè)定結(jié)果向pH=7的方向靠近。標(biāo)準(zhǔn)比色卡的顏色與光譜一致，按pH從小到大依次的：紅橙色(酸性)；綠(中性)；藍(lán)靛紫(堿性)。 過(guò)］除了試紙外，我們?cè)趯?shí)驗(yàn)室最常用的是酸堿指示劑。 (2) 酸堿指示劑 ［講］酸堿指示劑一般是有機(jī)弱酸或有機(jī)弱堿，它們的顏色變化在一定的pH范圍內(nèi)發(fā)生，因此，可以用這些弱酸、弱堿來(lái)測(cè)定溶液的pH。但只能測(cè)出pH的范圍，不能準(zhǔn)確測(cè)定pH。 指示劑甲基橙石蕊酚酞 變色范圍pH 3.1-4.4 5-8 8-10 溶液顏色紅-橙-黃紅

21、-紫-藍(lán)無(wú)色-淺紅-紅 ［講］上述兩種測(cè)定方法雖然都能測(cè)定溶液的PH值，但都不是很精確，要想準(zhǔn)確測(cè)定溶液的pH可以使用pH計(jì)。 (3) pH計(jì) 4、pH的應(yīng)用 ［講］測(cè)試和調(diào)控溶液的pH，對(duì)工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、科學(xué)研究、以及日常生活和醫(yī)療保健都具有重要意義。在醫(yī)療上，當(dāng)體內(nèi)的酸堿平衡失調(diào)時(shí)，血液的pH是診斷疾病的一個(gè)重要參數(shù)，而利用藥物調(diào)控pH則是輔助治療的重要手段之一。在生活中，人們洗發(fā)時(shí)用的護(hù)發(fā)素，其主要功能也是調(diào)節(jié)頭發(fā)的pH使之達(dá)到適宜的酸堿度。在環(huán)保領(lǐng)域中，酸性或堿性廢水處理常常利用中和反應(yīng)，在中和處理的過(guò)程中可用pH自動(dòng)測(cè)定儀進(jìn)行監(jiān)測(cè)和控制。在農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中，因土壤pH影響植物對(duì)不同形態(tài)

22、養(yǎng)分的吸收及養(yǎng)分的有效性，各種作物生長(zhǎng)都對(duì)土壤土壤的pH范圍有一定的要求。在科學(xué)實(shí)驗(yàn)和工業(yè)生產(chǎn)中，溶液的pH的控制常常是影響實(shí)驗(yàn)結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個(gè)關(guān)鍵因素。 [過(guò)渡]用pH來(lái)表示溶液的酸堿性，是十分方便，所以掌握有關(guān)的pH計(jì)算是十分重要的。 四、pH的有關(guān)計(jì)算 1、單一溶液的pH計(jì)算 (1) 求強(qiáng)酸溶液的pH 例1：求110-3mol/LHCl溶液的PH 解：PH=-lg10-3=3 ［練習(xí)］求110-3mol/L H2SO4溶液的PH (2).求強(qiáng)堿溶液的pH 例2、求0.1mol/L NaOH溶液的PH 解:C(H+)=110-13mol/L PH=-lg10-1

23、3=13 ［練習(xí)］求0.1mol/L Ba(OH)2溶液的PH 2.混合溶液的pH計(jì)算 (1)求強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合溶液的pH 例3、10mL0.1mol/L HCl與20mL0.2mol/L HCl混合，求該混合溶液的PH值。 C(H+)=(0.010.1+0.020.2)mol/(0.01+0.02)L=0.17mol/L PH=-lg1.710-1=1- lg1.7 ［練習(xí)］將PH=1和PH=3的鹽酸溶液等體積混合，求該混合溶液的PH值。 解:C(H+)=(0.1V+0.001V)mol/2VL=0.0505mol/l PH=-lg5.0510-2=2- lg5.05=1.3

24、 (2)求強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合溶液的PH 例4、10mL0.1mol/LNaOH與20mL0.2mol/L Ba(OH)2混合，求該混合溶液的PH值。 解：C(OH_)=(0.010.1+0.020.22)mol/(0.01+0.02)L=0.3mol/L C(H +)=310-14mol/L PH=-lg310-14 =14- lg3 ［練習(xí)］將PH=11和PH=13的NaOH 溶液等體積混合，求該混合溶液的PH 值。 解:C(HO -)=(0.001V+0.1V)mol/2VL=0.0505mol/l C(H +)=1。9810-13mol/L PH=-lg1。9810-13=

25、13-lg1。98=12。7 (3)求強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合溶液的PH 例5、10mL0.1mol/LHCl 與10mL0.2mol/LNaOH 混合，求該混合溶液的PH 值。 解：n(H +)=110-3mol n(OH _ )=0.002 mol 余: C(OH -)=0.001mol C(H +)=110-10mol/L PH=110-10=10 ［練習(xí)］將PH=6的HCl 和PH=10的NaOH 溶液等體積混合，求該混合溶液的PH 值。 解: C(H +)=110-6mol/L n(H +)=110-6Vmol n(OH -)=110-4 V mol 故余約n(OH -

26、)=110-4 V mol C(OH -)=510-5mol/L C(H +)=210-10mol/L PH=-lg210-10=10- lg2 3、稀釋的計(jì)算 例6、0.0001mol/L 的鹽酸溶液，求其pH 值，用水稀釋10倍，求其pH 值，用水稀釋1000倍后，求其pH 值。 pH ＝4 pH ＝5 pH ＝7 （1）強(qiáng)酸 pH=a ，加水稀釋10n 倍，則pH=a+n （2）弱酸 pH=a ，加水稀釋10n 倍，則pH（4）弱堿 pH=b ，加水稀釋10n 倍，則pH>b-n 第三節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性(三) 教學(xué)目的: 1、理解酸堿中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)，知道酸

27、堿中和滴定概念。 2、掌握中和滴定計(jì)算的步驟和方法，熟記酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)用到主要儀器名稱(chēng)和用途。 3、通過(guò)中和反應(yīng)實(shí)質(zhì)、中和滴定原理的分析，體會(huì)化學(xué)反應(yīng)在工農(nóng)業(yè)、科研中的應(yīng)用。提高學(xué)習(xí)化學(xué)的興趣。 教學(xué)重點(diǎn)：中和滴定的原理、中和滴定的相關(guān)計(jì)算 教學(xué)難點(diǎn)：酸堿中和滴定相關(guān)計(jì)算 教學(xué)過(guò)程： 新課引入：現(xiàn)在有一瓶沒(méi)有標(biāo)簽的氫氧化鈉溶液，我們不知道它的濃度，有沒(méi)有辦法很快的知道它的濃度呢？【肯定可以】 ［講］在酸堿中和反應(yīng)中，酸和堿都是按照一定的比例在進(jìn)行反應(yīng)，如果我們使用一種已知物質(zhì)的量濃度的堿溶液跟未知濃度的鹽酸溶液完全中和，測(cè)出二者所用的體積，根據(jù)化學(xué)方程式中酸和堿完全中和時(shí)的物質(zhì)

28、的量的比值，就可以求得未知濃度的鹽酸溶液的物質(zhì)的量濃度。這種用已知濃度的酸或堿來(lái)測(cè)定未知濃度的堿或酸的實(shí)驗(yàn)方法就叫做酸堿中和滴定。 五、中和滴定的原理 1、定義：用已知濃度的酸或堿來(lái)測(cè)定未知濃度的堿或酸的實(shí)驗(yàn)方法。 2、原理：C(B)==V(B) V(A)C(A)? ［講］酸堿中和滴定的關(guān)鍵點(diǎn)有兩個(gè)：其一是要準(zhǔn)確測(cè)定出參加中和反應(yīng)的酸、堿溶液的體積，這需要選 用精確度較高的實(shí)驗(yàn)儀器，并正確使用，其二是要準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好完全反應(yīng)，這需要選用適當(dāng)?shù)乃釅A指示劑，并通過(guò)顏色變化來(lái)準(zhǔn)確判斷 3、關(guān)鍵：(1) 準(zhǔn)確地測(cè)定兩種溶液的體積 (2) 準(zhǔn)確地判斷滴定終點(diǎn) ［講］中和滴定所用

29、的實(shí)驗(yàn)儀器有酸式滴定管、堿式滴定管、移液管或量筒、滴定管夾、鐵架臺(tái)、錐形瓶等。中和滴定所用的試劑有已知濃度的酸或堿溶液，也稱(chēng)標(biāo)準(zhǔn)溶液、未知濃度的堿或酸溶液也稱(chēng)待測(cè)溶液、適當(dāng)?shù)闹甘緞Ｔ谶@里最為關(guān)鍵的就是酸堿指示劑的選擇。 4、酸堿指示劑的選擇 ［講］酸堿恰好完全中和的時(shí)刻叫滴定終點(diǎn)，為準(zhǔn)確判定滴定終點(diǎn)，須選用變色明顯，變色范圍的pH與恰好中和時(shí)的pH吻合的酸堿指示劑。通常是甲基橙或酚酞指示劑而不能選用石蕊試液。 中和情況指示劑變色情況 強(qiáng)堿滴定酸酚酞無(wú)色—粉紅色 酸滴定強(qiáng)堿粉紅色—無(wú)色 堿滴定強(qiáng)酸甲基橙紅色—橙色 強(qiáng)酸滴定堿黃色—紅色 ［講］指示劑的用量一般是2-3滴。當(dāng)指示劑

30、剛好變色，并在半分鐘內(nèi)不褪色，即認(rèn)為已達(dá)到滴定終點(diǎn)。下面讓我們討論一下實(shí)驗(yàn)儀器的使用和基本操作 六、實(shí)驗(yàn)操作 1、滴定管的結(jié)構(gòu) ［講］酸式滴定管有一玻璃活塞，因堿溶液與玻璃反應(yīng)生成硅酸鹽，是一種礦物膠，具有粘性，故不能把堿溶液裝入酸式滴定管。而堿式滴定管有一段橡皮膠管，因此，不能裝酸液，酸會(huì)腐蝕橡皮管；堿式滴定管也不能裝有氧化性的溶液，氧化劑會(huì)把橡皮管氧化。 ［問(wèn)］在使用滴定管前要進(jìn)行一些準(zhǔn)備工作，其中最重要的是檢查是否漏水。 2、滴定管的使用 (1) 檢漏（2）潤(rùn)洗儀器。 ［講］從滴定管上口倒入3～5mL盛裝的溶液，傾斜著轉(zhuǎn)動(dòng)滴定管，使液體濕潤(rùn)全部滴定管內(nèi)壁，然后用手控制活塞，

31、將液體放入預(yù)置的燒杯中。在加入酸、堿反應(yīng)液之前，潔凈的酸式滴定管和堿式滴定管還要分別用所要盛裝的酸、堿溶液潤(rùn)洗2-3次。 (3) 裝液 ［講］在滴定管下放一燒杯，調(diào)節(jié)活塞，是滴定管尖嘴部分充滿(mǎn)溶液，并使液面處于0或0以下某一位置，準(zhǔn)確讀數(shù)，并記錄。 ［過(guò)］下面以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液為例來(lái)講述一下實(shí)驗(yàn)過(guò)程。 3、中和滴定操作 實(shí)驗(yàn)步聚： ［講］（1）量取待測(cè)鹽酸溶液20。00mL 于錐形瓶中，滴入2-3滴酚酞，振蕩。 （2）把錐形瓶放在堿式滴定管的下面，并在瓶子底墊一塊白瓷磚，小心滴入堿液，邊滴邊搖動(dòng)錐形瓶，直到因加入一滴堿液后，溶液由元色變成紅色，并在半分鐘內(nèi)不褪去為止，

32、滴定結(jié)束。 （3）參考實(shí)驗(yàn)記錄表，每隔一定體積，記錄并測(cè)pH： （4）根據(jù)實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)，以氫氧化鈉體積為橫坐標(biāo)，以所測(cè)的pH為縱坐標(biāo)繪制中和反應(yīng)曲線(xiàn)： [思考與交流]強(qiáng)酸與強(qiáng)堿完全中和時(shí)，溶液的pH就為7，但指示劑變色時(shí)，溶液的pH不等于7，為什么可將滴定終點(diǎn)當(dāng)成完全中和的點(diǎn)？ 根據(jù)滴定曲線(xiàn)圖進(jìn)行分析（結(jié)合滴定曲線(xiàn)說(shuō)明）強(qiáng)酸強(qiáng)堿完全中和時(shí)溶液的pH就為7，而滴定的終點(diǎn)則是通過(guò)指示劑顏色的變化來(lái)觀(guān)察，此時(shí)溶液的pH往往不是7，但由滴定曲線(xiàn)可知：在滴定過(guò)程中開(kāi)始一段時(shí)間溶液的pH變化不大，處于量變過(guò)程中，而在接近完全中和時(shí)，滴入0.02的堿溶液時(shí)，溶液的pH變化很大，溶液由酸性變中性再變成堿性

33、發(fā)生了突變，往事后再滴入堿溶液，溶液的pH變化又比較緩慢，說(shuō)明滴定過(guò)程中，溶液的酸堿性變化經(jīng)過(guò)了由量變引起質(zhì)變的過(guò)程，有一段發(fā)生了pH突變的過(guò)程，完全中和和酚酞或甲基橙指示劑變色的pH雖不同，但只相差半滴，即只有0.02左右，這種誤差是在許可的范圍之內(nèi)。 ［小結(jié)］中和滴定前，必須用滴定液多次潤(rùn)洗滴定管，以確保溶液的濃度不被剩余在滴定管中的水稀釋變??；加入指示劑的量控制在2滴～3滴，以避免指示劑消耗酸或堿；臨近終點(diǎn)時(shí)，滴液要慢，至指示劑變色“不立即”褪去或變?yōu)樵礊榻K點(diǎn)，避免過(guò)量。重視測(cè)定結(jié)果的復(fù)核。即重復(fù)實(shí)驗(yàn)測(cè)定2次以上，取實(shí)驗(yàn)平均值。根據(jù)計(jì)算公式，求出計(jì)算值。 ［過(guò)］當(dāng)實(shí)驗(yàn)結(jié)束后我們又

34、應(yīng)該如何處理數(shù)據(jù)呢？ 4、數(shù)據(jù)處理 例用0.1032 mol/L HCl溶液滴定未知濃度的NaOH溶液，重復(fù)三次的實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)如下表所示。計(jì)算滴定所測(cè)NaOH 溶液的物質(zhì)的量濃度。 實(shí)驗(yàn)序號(hào)HCl溶液體積待測(cè)NaOH溶液體積 1 27.84 25.00 2 27.8 3 25.00 3 27.85 25.00 解：V(HCl)==27.84 mL C(NaOH)==0.1149 mol/L ［講］此題有兩種方法，法一，即教材所給出的，先求出三次滴定時(shí)消耗的鹽酸的中，并求出其耗用鹽酸的體積的平均值。本法適用于每次所取待測(cè)液體積相同時(shí)的數(shù)據(jù)處理。方法二是分別未別求出NaOH溶液待測(cè)溶

35、液的體積，再求平均值。本法適用于每次所取待測(cè)注的體積不同時(shí)的數(shù)據(jù)處理，若計(jì)算出的三個(gè)濃度的數(shù)據(jù)相差較大，表明實(shí)驗(yàn)失敗，應(yīng)重做。 ［過(guò)］滴定法測(cè)定待測(cè)液的濃度時(shí)，消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液偏多，則結(jié)果偏高；消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液偏少，則結(jié)果偏紙。其誤差可從計(jì)算式分析，以用已知濃度的酸滴定未知濃度的堿為例。 七、誤差分析 1、誤差分析依據(jù)：C待= 待標(biāo) 標(biāo)V V * C 實(shí)驗(yàn)操作中可能引起C 標(biāo)和V 待 的變化，最終影響V 標(biāo) 。 2、產(chǎn)生誤差的來(lái)源 (1)操作不當(dāng) ○1滴定管的洗滌不當(dāng)。 ［講］正確的方法是先水洗后潤(rùn)洗。 A、定管用水先后未用標(biāo)準(zhǔn)液潤(rùn)洗就直接注入標(biāo)準(zhǔn)液(實(shí)際消耗V標(biāo)偏大

36、，結(jié)果偏大)。 B、滴定管用水洗后未用待測(cè)液潤(rùn)洗就直接注入錐形瓶(實(shí)際滴定的V測(cè)減小，消耗V標(biāo)減小，結(jié)果偏小)?！?錐形瓶的洗滌 ［講］正確的方法是只水洗。 A、錐形瓶用水洗后用待測(cè)液潤(rùn)洗(實(shí)際滴定的V測(cè)增大，消耗V標(biāo)增大，結(jié)果偏大) B、錐形瓶用水洗后沒(méi)有干燥(無(wú)影響) C、滴定前向錐形瓶中加入蒸餾水(無(wú)影響) ○3滴定管尖嘴部分留有氣泡 ［講］正確的方法是移液或滴定前排盡滴定管尖嘴部分氣泡 A、滴定前盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管尖嘴有氣泡，滴定后消失(實(shí)際消耗的V標(biāo)多一個(gè)氣泡體積，結(jié)果偏大) B、盛待測(cè)液的滴定管尖端嘴有氣泡，移到錐形瓶后消失(錐形瓶中V測(cè)少一個(gè)氣泡的體積，實(shí)際消耗的

37、V標(biāo)減少，結(jié)果偏小) ○4讀數(shù)不規(guī)范 ［講］正確的讀數(shù)方法是：滴定后等1-2 min待滴定管內(nèi)壁附著液體自然流下再讀數(shù)，視線(xiàn)與液體凹液面保持水平。俯視讀數(shù)，結(jié)果偏小，仰視讀數(shù)，結(jié)果偏大。 A、滴定前仰視，滴定后俯視(V標(biāo)=滴定后讀數(shù)一滴定前讀數(shù)，V標(biāo)數(shù)偏小，結(jié)果偏小。但實(shí)際放出的液體體積偏大) B、滴定完畢立即讀數(shù)(V標(biāo)讀數(shù)偏大，結(jié)果偏大) (2) 終點(diǎn)判斷不當(dāng)。 ［講］終點(diǎn)判斷是中和滴定的關(guān)鍵。以指示劑的變色，且半分鐘不褪色為標(biāo)準(zhǔn)。 A、過(guò)早地估計(jì)終點(diǎn)(未完全中和，V標(biāo)偏小，結(jié)果偏小) B、用HCl滴定NaOH，以甲基橙做指標(biāo)劑，溶液由黃—橙---紅作為終點(diǎn)(HCl 過(guò)量，V

38、標(biāo)讀數(shù)偏大，結(jié)果偏大) (3)標(biāo)準(zhǔn)溶液配制不當(dāng) ［講］標(biāo)準(zhǔn)液的配制或存放不當(dāng)，會(huì)因在滴定中消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積改變而造成實(shí)驗(yàn)誤差。此類(lèi)問(wèn)題采用極端假設(shè)法幫助分析。 核心素養(yǎng)背景下—《鹽類(lèi)的水解》教學(xué)設(shè)計(jì)及反思 該節(jié)教學(xué)內(nèi)容選自人教版《化學(xué)選修4》中的第三章第三節(jié) 一、教學(xué)背景分析 （一）教材分析： 1.教材的地位和作用 《鹽類(lèi)的水解》在人教版選修4《水溶液中的離子平衡》第三節(jié)，在此之前，學(xué)生已經(jīng) 學(xué)習(xí)了平衡特征及移動(dòng)原理，并討論了電解質(zhì)在水溶液中的行為，包括弱電解質(zhì)的電離平衡和水的電離平衡兩個(gè)平衡體系，都是平衡原理的具體應(yīng)用。學(xué)生也初步從微觀(guān)角度認(rèn)識(shí)了溶液酸堿性的實(shí)質(zhì)。在此基礎(chǔ)上

39、再來(lái)探究鹽類(lèi)在溶液中的變化規(guī)律，以及對(duì)溶液酸堿性的影響。既能促進(jìn)學(xué)生的認(rèn)知發(fā)展，也是對(duì)平衡原理和弱電解質(zhì)概念的具體應(yīng)用和再認(rèn)識(shí)。同時(shí)，鹽類(lèi)水解的知識(shí)又是后續(xù)電化學(xué)（原電池和電解池）學(xué)習(xí)的必備基礎(chǔ)。從知識(shí)結(jié)構(gòu)上講，鹽類(lèi)水解平衡是繼弱酸、弱堿平衡體系之后的又一個(gè)電解質(zhì)溶液的平衡體系，利于學(xué)生形成完整的電解質(zhì)溶液的平衡體系。 2.教學(xué)內(nèi)容分析： 本節(jié)內(nèi)容包括鹽類(lèi)水解的過(guò)程、定義及實(shí)質(zhì)，鹽類(lèi)水解的過(guò)程和實(shí)質(zhì)是重點(diǎn)內(nèi)容，鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)是難點(diǎn)。教材在設(shè)計(jì)上先是通過(guò)實(shí)驗(yàn)讓學(xué)生感受鹽溶液的酸堿性，獲取鹽溶液并不一定呈中性的感性認(rèn)知，這是第一層。在學(xué)生完成感性認(rèn)識(shí)后，教材引導(dǎo)學(xué)生從微觀(guān)角度去探究鹽溶液呈酸堿

40、性的本質(zhì)，教材分類(lèi)討論了鹽在水溶液中形成弱酸或弱堿的過(guò)程，分析了這一變化對(duì)水電離平衡的影響，從而在更深刻的微觀(guān)粒子變化的水平揭示了鹽溶液呈酸堿性的實(shí)質(zhì)。 （二）學(xué)情分析： 鹽類(lèi)的水解是在學(xué)生已經(jīng)學(xué)習(xí)了化學(xué)平衡原理的基礎(chǔ)上討論電解質(zhì)在水溶液中的電離行為，包括弱電解質(zhì)的電離平衡和水的電離平衡兩個(gè)平衡體系；學(xué)生也知道溶液酸堿性的本質(zhì)原因，在此基礎(chǔ)上再來(lái)探究 鹽類(lèi)在水溶液中的酸堿性規(guī)律，這樣有助于促進(jìn)學(xué)生的認(rèn)知發(fā)展。學(xué)生已有離子方程式書(shū)寫(xiě)、化學(xué)平衡、電離平衡以及溶液的pH等知識(shí)，這幾部分知識(shí)對(duì)學(xué)生來(lái)說(shuō)均有一定的難度，而鹽類(lèi)的水解又是這幾部分知識(shí)的綜合利用，就更有難度，因此，學(xué)生能否積極主動(dòng)獲取知

41、識(shí)就顯得十分重要。 二、教學(xué)目標(biāo) 1.通過(guò)學(xué)生自己動(dòng)手做實(shí)驗(yàn)認(rèn)識(shí)鹽類(lèi)水解的過(guò)程、原理、實(shí)質(zhì)及規(guī)律；培養(yǎng)學(xué)生動(dòng)手實(shí)驗(yàn)?zāi)芰Α?wèn)題分析能力和自主學(xué)習(xí)能力。落實(shí)實(shí)驗(yàn)探究和創(chuàng)新意識(shí)的核心素養(yǎng)。 2.能夠正確書(shū)寫(xiě)鹽類(lèi)水解反應(yīng)的離子方程式，落實(shí)變化觀(guān)念和平衡思想的核心素養(yǎng)。 3.通過(guò)實(shí)驗(yàn)探究及問(wèn)題討論的方法，引導(dǎo)學(xué)生從微粒間相互作用這一微觀(guān)本質(zhì)的角度去理解鹽溶液呈現(xiàn)酸堿性這一宏觀(guān)現(xiàn)象。落實(shí)宏觀(guān)辨析和微觀(guān)探析的核心素養(yǎng)。 4.運(yùn)用類(lèi)比、分類(lèi)、歸納、概括等方法探究鹽類(lèi)水解的規(guī)律及實(shí)質(zhì)，鍛煉分析、推理能力。落實(shí)證據(jù)推理和模型認(rèn)知的核心素養(yǎng)。 5.通過(guò)對(duì)身邊純堿去油污、工業(yè)上用氯化鋅溶液來(lái)清洗金屬上的銹

42、斑等問(wèn)題的分析，體會(huì)化學(xué)與生活、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、環(huán)境保護(hù)的關(guān)系，樹(shù)立關(guān)注社會(huì)的意識(shí)和責(zé)任感。落實(shí)科學(xué)精神和社會(huì)責(zé)任的核心素養(yǎng)。 三、教學(xué)重難點(diǎn)： 教學(xué)重點(diǎn)：認(rèn)識(shí)鹽類(lèi)水解的的過(guò)程及實(shí)質(zhì)。 教學(xué)難點(diǎn)：通過(guò)探究鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因，揭示鹽類(lèi)水解的規(guī)律及實(shí)質(zhì)。 四、教學(xué)過(guò)程設(shè)計(jì)及解析 教學(xué)環(huán)節(jié)1：提出問(wèn)題，引入新課 提問(wèn)：常溫下，水為什么呈中性？如果在水中加入酸或堿后溶液分別呈什么性？為什么？ 學(xué)生回答：常溫下，水中c（ H+）= c(OH-)呈中性，酸溶液中c（ H+）> c(OH-)溶液呈酸性，堿溶液中：c（ H+）追問(wèn)：那么鹽溶液的酸堿性情況怎么樣呢？鹽溶液是不是一定呈中性呢？

43、 學(xué)生回答：有的說(shuō)是，有的說(shuō)不一定。 設(shè)計(jì)意圖：基于核心素養(yǎng)的教學(xué)一個(gè)顯著的特征是解決真實(shí)問(wèn)題。本節(jié)課以水為什么呈中性？如果在水中加入酸或堿后溶液分別呈什么性？為什么？鹽溶液是不是一定呈中性？ 設(shè)置問(wèn)題情境，引入新課，過(guò)渡自然，激發(fā)學(xué)習(xí)興趣，輕松進(jìn)入學(xué)習(xí)狀態(tài)。不斷地設(shè)置臺(tái)階，由學(xué)生熟悉的舊知識(shí)入手，逐漸由舊知識(shí)引出新知識(shí)。目的在于激起學(xué)生對(duì)酸溶液呈酸性、堿溶液呈堿性原因的回憶，明確溶液的酸堿性由氫離子和氫氧根離子的相對(duì)多少?zèng)Q定，為分析鹽溶液的酸堿性做好鋪墊。 教學(xué)環(huán)節(jié)2：實(shí)驗(yàn)探究，掌握規(guī)律 教師提出：下面大家利用所給儀器和藥品，自己檢驗(yàn)所給幾種鹽溶液的酸堿性。 分組實(shí)驗(yàn)：對(duì)鹽溶液進(jìn)行

44、酸堿性測(cè)定（教材54頁(yè)）。見(jiàn)下表： 交流小結(jié)：溶液呈中性的有：NaCl 、Na2SO4 溶液呈酸性的有：NH4Cl 、(NH4)2SO4 溶液呈堿性的有：CH3COONa、 NaHCO3、Na2CO3 得出結(jié)論：鹽溶液有酸性、堿性還有中性。 尋找規(guī)律;請(qǐng)同學(xué)們分析鹽的類(lèi)型與溶液的酸堿性有什么關(guān)系？并完成下表。 鹽的類(lèi)型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽 溶液的酸堿性 交流小結(jié):由學(xué)生討論并歸納鹽的類(lèi)型與鹽溶液酸堿性的關(guān)系并引導(dǎo)學(xué)生得到初步的判斷鹽溶液酸堿性的方法：“誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，都強(qiáng)顯中性?！? 思考:顯示不同酸堿性的鹽溶液中C(H+)和C(OH－)又怎樣的關(guān)系呢？ 結(jié)論：強(qiáng)酸弱堿

45、鹽——酸性，C(H+)＞C(OH－) 強(qiáng)堿弱酸鹽——堿性，C(H+)＜C(OH－) 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽——中性，C(H+)= C(OH－) 設(shè)計(jì)意圖:通過(guò)學(xué)生的自主探究活動(dòng)，使學(xué)生認(rèn)識(shí)到原來(lái)鹽溶液并不都是呈中性，有的顯酸性，有的顯堿性。“這是為什么呢？”從而進(jìn)一步激發(fā)學(xué)生求知的欲望。同時(shí)提示學(xué)生借用分類(lèi)的方法，使學(xué)生能夠?qū)Ⅺ}分成不同的三類(lèi)，從而為進(jìn)一步判斷鹽溶液的酸堿性搭設(shè)了探究的臺(tái)階。我最初給學(xué)生準(zhǔn)備的是PH試紙，結(jié)果發(fā)現(xiàn)PH試紙對(duì)中性和弱堿性或弱酸性溶液的區(qū)分度不大，不利于學(xué)生迅速判斷溶液的酸堿性，而且每次要和比色卡對(duì)照，花費(fèi)時(shí)間較長(zhǎng)。最后改用石蕊溶液和酚酞溶液作為指示劑供學(xué)生選擇，效果較好

46、。這個(gè)過(guò)程是通過(guò)學(xué)生的自主實(shí)驗(yàn)了解事物的宏觀(guān)現(xiàn)象，同時(shí)也落實(shí)了實(shí)驗(yàn)探究和創(chuàng)新意識(shí)的核心素養(yǎng)。 教師質(zhì)疑：1．為什么都是鹽溶液，卻表現(xiàn)出不同的酸堿性，其原因是什么？ 2．上述三種類(lèi)型的鹽溶液中H+與OH—都來(lái)自于水的電離；但由水電離出來(lái)的H+和OH－的濃度總是相等的，為什么某些鹽溶液中會(huì)出現(xiàn)不相等的情況呢？ 教學(xué)環(huán)節(jié)3：深入分析，理解實(shí)質(zhì) 教師引導(dǎo)：以CH3COONa為例引導(dǎo)學(xué)生分析其水溶液中的粒子。 學(xué)生活動(dòng)：獨(dú)立思考或小組討論，分析、感悟鹽溶液是呈酸堿性的原因，交流分享自己的看法和發(fā)現(xiàn)。 教師引導(dǎo)學(xué)生得出正確的結(jié)論，并用板書(shū)展示變化過(guò)程： 解析：當(dāng)CH3COONa溶于水后，溶液

47、中共有Na +、CH3COO－、H+、OH－四種離子。CH3COO－和 H+能發(fā)生反應(yīng)結(jié)合成弱電解質(zhì)CH3COOH ，結(jié)果改變了溶液中H+和OH－濃度的相對(duì)大小，使OH－濃度大于H+濃度，所以CH3COONa 溶液呈堿性。 離子方程式：CH3COO－+ H2O → CH3COOH + OH－ 可以從CH3OONa水解的化學(xué)方程式中，同學(xué)們可以發(fā)現(xiàn)鹽的水解可以看作是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng) 中和 堿+酸鹽+水 水解 設(shè)計(jì)意圖：通過(guò)板書(shū)和講解促進(jìn)學(xué)生對(duì)知識(shí)的理解，同時(shí)給學(xué)生一個(gè)示范，為學(xué)生下一步的類(lèi)比分析和正確書(shū)寫(xiě)水解反應(yīng)的離子方程式打好基礎(chǔ)。通過(guò)深入分析，引導(dǎo)學(xué)生從微觀(guān)角度去探究鹽

48、溶液呈酸堿性的本質(zhì)，討論了鹽在水溶液中形成弱酸或弱堿的過(guò)程，分析了這一變化對(duì)水電離平衡的影響，從而更深刻的從微觀(guān)粒子變化的水平揭示了鹽溶液呈酸堿性的實(shí)質(zhì)，進(jìn)而正確地書(shū)寫(xiě)了相關(guān)的離子方程式，這個(gè)過(guò)程充分地落實(shí)了宏觀(guān)辨析和微觀(guān)探析、化學(xué)變化和平衡思想、證據(jù)推理和模型認(rèn)知的化學(xué)核心素養(yǎng)。 思考：氯化銨溶液中有哪些離子？這些離子有無(wú)結(jié)合成“新分子”的可能？請(qǐng)同學(xué)們自主分析：學(xué)生分析后用展示： 分析：有NH4+、Cl－、H+、OH－四種離子。NH4+和OH－能結(jié)發(fā)生反應(yīng)合成弱電解質(zhì)NH3H2O，即產(chǎn)生了新的可逆反應(yīng)，促進(jìn)了水的電離，同時(shí)建立了新的平衡體系。結(jié)果改變了溶液中H+和OH－濃度的相對(duì)大小，

49、使H+濃度大于OH－濃度，所以氯化銨溶液呈酸性。 課堂練習(xí)：請(qǐng)一位同學(xué)在黑板上練習(xí)書(shū)寫(xiě)離子方程式，其他同學(xué)寫(xiě)在練習(xí)本上。 離子方程式：NH4++ H2O →NH3H2O+ H+ 講解：1. 通過(guò)以上分析可知，鹽溶液中的粒子不是靜止的，孤立的，而是運(yùn)動(dòng)的，相互聯(lián)系、相互制約的對(duì)立與統(tǒng)一的關(guān)系，當(dāng)各種粒子的量相當(dāng)時(shí)達(dá)到平衡，共存于溶液中。 2.鹽類(lèi)水解反應(yīng)的方程式書(shū)寫(xiě)注意事項(xiàng)：①可逆②程度微弱，無(wú)氣體或沉淀符號(hào)③多元弱酸根離子水解是分步的，多元弱堿陽(yáng)離子水解是一步的 設(shè)計(jì)意圖：培養(yǎng)學(xué)生的分析、概括能力，為得出鹽類(lèi)的水解的概念打下鋪墊。培養(yǎng)學(xué)生舉一反三、類(lèi)比遷移的能力。類(lèi)推思想是學(xué)習(xí)化學(xué)的

50、一種重要能力。用上述學(xué)會(huì)的思想進(jìn)行合理推測(cè)，這樣不僅提高課堂教學(xué)效率，同時(shí)也培養(yǎng)了學(xué)生學(xué)習(xí)化學(xué)的能力。在教學(xué)中滲透對(duì)立與統(tǒng)一的辯證思想，提升了學(xué)生的科學(xué)核心素養(yǎng)。 討論：以NaCl為例，說(shuō)明強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽為什么顯中性？ 學(xué)生：由于NaCl電離出的Na+和Cl-都不能與水電離出的OH-或H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)，所以強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不能水解，不會(huì)破壞水的電離平衡，因此其溶液顯中性。 教師：通過(guò)對(duì)以上CH3COONa、 NH4Cl、NaCl的水溶液酸堿性的探究，請(qǐng)同學(xué)們歸納：為什么有的鹽溶液呈酸性有些呈堿性？ 交流小結(jié)：通過(guò)分析可以看出上述微觀(guān)過(guò)程的共同點(diǎn)： ①鹽溶液呈現(xiàn)酸性或堿性時(shí)溶液中必然產(chǎn)生弱電

51、解質(zhì)。（產(chǎn)生弱電解質(zhì)的原因是鹽在溶液中可電離出弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子） ②水的電離被破壞，即促進(jìn)了水的電離，導(dǎo)致C(H+)≠C(OH－)了，使溶液呈酸堿性。 鹽溶液中這一變化我們稱(chēng)之為鹽類(lèi)的水解。 投影：鹽類(lèi)的水解 教師引導(dǎo)：引導(dǎo)學(xué)生分析得出鹽類(lèi)水解的定義，思考鹽電離出的所有離子是否都發(fā)生了水解，加深對(duì)定義的理解。 投影1．定義：在溶液中由鹽電離產(chǎn)生的離子跟水電離產(chǎn)生的H+或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類(lèi)的水解。 交流討論;鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強(qiáng)弱間有什么關(guān)系？鹽類(lèi)要發(fā)生水解需具備什么條件？ 學(xué)生小結(jié): 有弱才水解，無(wú)弱不水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，都強(qiáng)顯中性。能電離

52、出弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子的鹽才能發(fā)生水解(或在溶液中生成弱電解質(zhì)的鹽才能水解) 投影2．條件：能電離出弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子的鹽才能發(fā)生水解(或在溶液中生成弱電解質(zhì)的鹽才能水解) 思考:鹽類(lèi)水解的本質(zhì)是什么？ 投影:3．實(shí)質(zhì)：弱電解質(zhì)的生成破壞了水的電離平衡，促進(jìn)了水的電離,結(jié)果使溶液中H+和OH－濃度不相等。思考與交流：鹽類(lèi)的水解是否屬于離子反應(yīng)？學(xué)了本節(jié)知識(shí)后，你對(duì)離子反應(yīng)的發(fā)生條件有沒(méi)有新的認(rèn)識(shí)？學(xué)生：思考、討論，得出離子反應(yīng)的發(fā)生條件應(yīng)將生成水改成生成弱電解質(zhì)的結(jié)論。 課堂小結(jié):以合作小組為單位，討論后談?wù)勥@節(jié)課的收獲。 設(shè)計(jì)意圖;弄清鹽的水解的發(fā)生條件和本質(zhì)以后，引導(dǎo)學(xué)生重

53、新認(rèn)識(shí)離子反應(yīng)的發(fā)生條件，既是對(duì)原有知識(shí)的深化，又是對(duì)本節(jié)概念的應(yīng)用和小結(jié)，以合作小組為單位，討論后談?wù)勥@節(jié)課的收獲讓本節(jié)課的知識(shí)得到升華。 教學(xué)環(huán)節(jié)4: 解決問(wèn)題，拓展應(yīng)用 1.請(qǐng)同學(xué)們思考并討論解釋: （1）為什么工業(yè)上用氯化鋅溶液來(lái)清洗金屬上的銹斑？ （2）在日常生活中，我們?yōu)槭裁闯Ｓ眉儔A去油污？ 2．下列水溶液的濃度均0.1molL－1,請(qǐng)你分析這些溶質(zhì)是促進(jìn)還是抑制了水的電離，并說(shuō)明原因。。 ①.Na2CO3溶液②.NaOH溶液③. NaNO3溶液④.NH4Cl溶液⑤HCl溶液 [設(shè)計(jì)意圖]引導(dǎo)同學(xué)們進(jìn)一步關(guān)注化學(xué)反應(yīng)原理，運(yùn)用化學(xué)知識(shí)解決實(shí)際問(wèn)題。 是社會(huì)責(zé)任的高度

54、體現(xiàn)，提升了“科學(xué)精神與社會(huì)責(zé)任”這一核心素養(yǎng)。 【板書(shū)設(shè)計(jì)】 第三節(jié)鹽類(lèi)的水解 主板書(shū)：一、探究鹽溶液的酸堿性 結(jié)論：強(qiáng)酸弱堿鹽——酸性，C(H+)＞C(OH－) 強(qiáng)堿弱酸鹽——堿性，C(H+)＜C(OH－) 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽——中性，C(H+)= C(OH－) 二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因 鹽類(lèi)的水解 1.定義：鹽電離出來(lái)的離子（弱酸根離子或弱堿根離子），與水電離出的或結(jié)合成弱電解質(zhì)的反 應(yīng)叫鹽類(lèi)的水解。 2.實(shí)質(zhì)：生成弱電解質(zhì)，促進(jìn)水的電離。（導(dǎo)致C(H+)≠C(OH－)，建立了新的平衡體系） 3.鹽類(lèi)水解的規(guī)律（部分） 有弱方水解，無(wú)弱不水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中

55、性。 4.鹽類(lèi)水解反應(yīng)的方程式： ①可逆②程度微弱，無(wú)氣體或沉淀符號(hào) ③多元弱酸根離子水解是分步的，多元弱堿陽(yáng)離子水解是一步的 教學(xué)反思： 首先由水的電離呈中性引入，通過(guò)實(shí)驗(yàn)探究鹽溶液的酸堿性，從現(xiàn)象出發(fā)，圍繞水的電離平衡展開(kāi)分析，引導(dǎo)學(xué)生根據(jù)溶液酸堿性與溶液中H+、OH–濃度的關(guān)系這一核心思路，綜合應(yīng)用前面所學(xué)知識(shí)，分析溶液中各種微粒間的相互作用，由表及里，層層深入，最后得出鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)是促進(jìn)了水的電離這一結(jié)論。從教學(xué)效果來(lái)看，課堂氣氛活躍，學(xué)生主動(dòng)探究意識(shí)強(qiáng)，體現(xiàn)了以學(xué)生為主體的新課程理念。問(wèn)題引入，溫故導(dǎo)新,改用石蕊溶液和酚酞溶液作為指示劑供學(xué)生選擇，效果較好,注重引導(dǎo)，在教

56、學(xué)活動(dòng)中，始終把學(xué)生的自主學(xué)習(xí)放在第一位，學(xué)生真正成為了學(xué)習(xí)活動(dòng)的主角，教師精心設(shè)計(jì)一個(gè)個(gè)問(wèn)題，引導(dǎo)學(xué)生去分析原因，發(fā)現(xiàn)問(wèn)題，經(jīng)過(guò)理論分析，動(dòng)手書(shū)寫(xiě)，解決問(wèn)題，本節(jié)課充分落實(shí)了化學(xué)科核心素養(yǎng)。不足的是水解方程式訓(xùn)練得少，課后得加強(qiáng)書(shū)寫(xiě)訓(xùn)練。 難溶電解質(zhì)的溶解平衡教學(xué)設(shè)計(jì) 教材：人教版《化學(xué)選修4》第三章第四節(jié)（第1課時(shí)） 【教材分析】 1．課標(biāo)要求: 能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)。 解讀：建立沉淀溶解平衡的概念，能從離子的層面描述沉淀溶解平衡的建立及移動(dòng)原因，知道沉淀的轉(zhuǎn)化的本質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動(dòng) 2．教材教學(xué)價(jià)值：學(xué)生在本章前三節(jié)學(xué)習(xí)了弱電解質(zhì)的電離平衡、水的電離、溶

57、液的酸堿性以及鹽類(lèi)水解等知識(shí)，本節(jié)學(xué)習(xí)內(nèi)容，可幫助建立沉淀溶解平衡模型，全面認(rèn)識(shí)水溶液中的離子平衡，進(jìn)而理解溶液中發(fā)生離子反應(yīng)的原理，加深對(duì)復(fù)分解反應(yīng)發(fā)生條件的新認(rèn)識(shí)。同時(shí)，通過(guò)學(xué)習(xí)沉淀溶解平衡的影響因 素，學(xué)會(huì)應(yīng)用溶解沉淀平衡移動(dòng)原理解決實(shí)際問(wèn)題的方法。 3．學(xué)情分析：高二學(xué)生已經(jīng)學(xué)習(xí)了復(fù)分解反應(yīng)、化學(xué)平衡和溶液中電離平衡的相關(guān)知識(shí)，具有較好的知識(shí)基礎(chǔ)和較高的學(xué)習(xí)能力，具備應(yīng)用已有知識(shí)解決簡(jiǎn)單實(shí)際問(wèn)題的能力，能獨(dú)立或合作完成簡(jiǎn)單的實(shí)驗(yàn)探究活動(dòng)，有著較強(qiáng)烈的探究欲望。 【設(shè)計(jì)思路】 本節(jié)課設(shè)計(jì)的指導(dǎo)思想為“以學(xué)生為主體，教師為主導(dǎo)”。通過(guò)任務(wù)牽引，問(wèn)題驅(qū)動(dòng)，活動(dòng)支架，建立難溶電解質(zhì)的溶

58、解平衡的概念并初步學(xué)會(huì)溶解平衡知識(shí)的應(yīng)用。 本節(jié)課的教學(xué)分“創(chuàng)設(shè)情境、實(shí)驗(yàn)探究、閱讀資料、分析討論、歸納總結(jié)、練習(xí)反饋”等幾個(gè)環(huán)節(jié)。從溶洞的形成、鍋爐爆炸情景引入，通過(guò)飽和食鹽水析晶、AgCl在水中是否存在A(yíng)g+和Cl-的實(shí)驗(yàn)探究，以及對(duì)溶解度數(shù)據(jù)的分析討論，形成“溶液達(dá)到飽和時(shí)固體的溶解速率與沉淀（結(jié)晶）速率相等”的認(rèn)識(shí)，從而建立難溶電解質(zhì)的溶解平衡的概念，歸納出平衡的特征。最后通過(guò)練習(xí)反饋，鞏固所學(xué)知識(shí)。 本節(jié)課力圖通過(guò)創(chuàng)設(shè)情景激發(fā)學(xué)生的興趣，通過(guò)實(shí)驗(yàn)探究、閱讀資料及思考交流等學(xué)習(xí)手段，搭建學(xué)習(xí)支架，培養(yǎng)學(xué)生的自主學(xué)習(xí)能力合作學(xué)習(xí)能力。通過(guò)滲透哲學(xué)思想，促進(jìn)學(xué)生情感、態(tài)度、價(jià)值觀(guān)的發(fā)展

59、。 【教學(xué)目標(biāo)】 知識(shí)與技能 1．通過(guò)參與實(shí)驗(yàn)探究，知道難溶電解質(zhì)在水溶液中存在溶解沉淀平衡。 2．通過(guò)溶解沉淀平衡建立過(guò)程的討論與總結(jié)，能描述難溶電解質(zhì)溶解沉淀平衡的特征。 3．能根據(jù)溶解沉淀平衡的特征，總結(jié)出影響溶解沉淀平衡的因素，并能解釋簡(jiǎn)單的實(shí)驗(yàn)象及生活中的實(shí)際問(wèn)題。 過(guò)程與方法 1．通過(guò)參與實(shí)驗(yàn)探究、閱讀與分析資料的學(xué)習(xí)過(guò)程，初步學(xué)會(huì)獲取信息的方法。 2．通過(guò)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象的分析、平衡模型的建立與表示，能體會(huì)現(xiàn)象、本質(zhì)和符號(hào)表征的認(rèn)識(shí)事物的方法。 3．通過(guò)化學(xué)平衡、電離平衡知識(shí)與溶解沉淀平衡知識(shí)的類(lèi)比學(xué)習(xí)，知道知識(shí)遷移的意義。 情感態(tài)度與價(jià)值觀(guān) 1．通過(guò)分析沉淀溶解平

60、衡建立的過(guò)程，體會(huì)對(duì)立統(tǒng)一思想；通過(guò)分析影響平衡移動(dòng)的因素，體會(huì)內(nèi)因與外因的關(guān)系；通過(guò)電解質(zhì)在水中的溶解度得比較，體會(huì)絕對(duì)與相對(duì)的關(guān)系。 2．通過(guò)實(shí)驗(yàn)探究與合作交流的學(xué)習(xí)過(guò)程，提高合作意識(shí)。 【教學(xué)重點(diǎn)】難溶電解質(zhì)的溶解平衡及其影響因素。 【教學(xué)難點(diǎn)】難溶電解質(zhì)的溶解平衡的建立。 【教學(xué)策略】實(shí)驗(yàn)探究、分析討論、歸納總結(jié) 【實(shí)驗(yàn)用品】飽和的NaCl溶液、濃鹽酸、0.02 molL－1AgNO3溶液、KI溶液、試管架、試管、滴瓶。 【教學(xué)流程圖】 【教學(xué)過(guò)程】 創(chuàng)設(shè)情境：教師播放美麗的溶洞圖片、高郵一中鍋爐爆炸新聞視頻報(bào)道引入，提醒學(xué)生難溶物的存在利弊共存。要

61、解決實(shí)際問(wèn)題從理論學(xué)習(xí)入手。 【設(shè)計(jì)意圖】從生活中所見(jiàn)的事例入手，使學(xué)生體驗(yàn)化學(xué)源于生活的思想，并能在生活中提出問(wèn)題，進(jìn)行思考從而引出本節(jié)課研究的對(duì)象—《難溶電解質(zhì)的溶解平衡》 實(shí)驗(yàn)探究（分組）——認(rèn)識(shí)溶解平衡的存在 探究一：在飽和NaCl溶液中加入濃鹽酸，觀(guān)察現(xiàn)并記錄現(xiàn)象？ 思考與交流:加入濃鹽酸后為何有現(xiàn)象？ 交流結(jié)果：在NaCl的飽和溶液中，存在溶解平衡 NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) 加濃鹽酸會(huì)使c(Cl- )增加，平衡逆向移動(dòng)，因而有 NaCl晶體析出。 探究二：取上述混合溶液2～3mL加入2～5滴0.02mol/L AgNO3溶液觀(guān)察并記

62、錄現(xiàn)象。（靜置一段時(shí)間）思考與交流： 1．寫(xiě)出有關(guān)反應(yīng)的離子方程式。 2．上述實(shí)驗(yàn)的上層清液中的有哪些陽(yáng)離子？ 探究三：用長(zhǎng)膠頭滴管取探究二中的上層清液加入KI溶液，觀(guān)察現(xiàn)象。 教師巡視指導(dǎo)學(xué)生完成探究實(shí)驗(yàn)。 思考與交流：黃色沉淀是什么？如何生成的？Ag+從何而來(lái)？ 交流結(jié)果：黃色沉淀是AgI，當(dāng)AgNO3溶液與NaCl溶液恰好完全反應(yīng)生成難溶AgCl時(shí)，溶液中仍然存在A(yíng)g+和Cl-，說(shuō)明AgCl仍能溶解（NaCl過(guò)量了，為什么溶液中還有Ag+） 【設(shè)計(jì)意圖】實(shí)驗(yàn)選用飽和食鹽水析晶、AgCl存在的清液中加入KI溶液產(chǎn)生黃色沉淀的方法，創(chuàng)設(shè)問(wèn)題情境，在反應(yīng)后的溶液中還是有Ag+存在

63、，形成認(rèn)知沖突，激發(fā)探究的欲望。 閱讀資料、分析討論——建立溶解平衡模型 指導(dǎo)閱讀：課本P61-62判斷表3-4幾種電解質(zhì)的溶解度 思考交流： 1．難溶電解質(zhì)都能溶解嗎？ 2．固體不再溶解時(shí)溶液是否達(dá)到飽和？固體質(zhì)量和溶液中離子濃度是否發(fā)生改變？ 3．難溶的電解質(zhì)在水中沉淀與離子共存，是否也存在溶解沉淀平衡呢？ 【設(shè)計(jì)意圖】學(xué)生通過(guò)閱讀、討論，認(rèn)識(shí)到難溶電解質(zhì)仍能溶解。 交流結(jié)果：電解質(zhì)在水中都能溶解，只是溶解的程度不同；在飽和AgCl溶液中，當(dāng)v（溶解）＝v（沉淀）時(shí)，建立溶解平衡AgCl(s) Cl－(aq) + Ag＋(aq) 歸納總結(jié)——溶解平衡的特征及影響因素 知

64、識(shí)回顧：化學(xué)平衡的概念 思考交流： 1．溶解平衡的概念。 2．溶解平衡的特征。 3．溶解平衡的影響因素 +— 改變條件平衡移動(dòng)方向C（Ag+ ）C（Cl-） 升溫 加水 加AgCl（s） 加NaCl（s） AgNO3(s) 加NaNO3(aq) 4．溶解平衡建立的過(guò)程蘊(yùn)含哪些哲學(xué)思想？ 【設(shè)計(jì)意圖】培養(yǎng)學(xué)生對(duì)知識(shí)遷移的能力，加深學(xué)生對(duì)化學(xué)平衡、弱電解質(zhì)的電離平衡、水的電離、以及鹽類(lèi)水解等知識(shí)理解。 交流結(jié)果： （1）影響平衡移動(dòng)的因素 ① 溫度：絕大多數(shù)難溶電解質(zhì)的溶解是吸熱過(guò)程。升溫，絕大多數(shù)平衡向溶解成離子方向移動(dòng)。 ②濃度：A．加水稀釋?zhuān)胶庀蛉芙獬呻x子方向移動(dòng)；B．增大相同離子濃度，平衡向沉淀生成方向移 動(dòng)；C．減小相同離子濃度，平衡向溶解成離子方向移動(dòng)。