主題三溶液與水溶液中的離子反應弱電解質的解離平衡2離子反應和離子方程式4鹽的水解5學生實驗6水的離子積和溶液的pH3溶液組成的表示方法1第一節溶液組成的表示方法

1.物質的量及摩爾質量

3.一定物質的量濃度溶液的配

制

課程標準要求：

了解物質的量和摩爾質量的概念，了解溶液組成的表示方法及其相關計算，學會一定物質的量濃度溶液的配制方法。

核心知識：宏觀辨識與微觀探析變化觀念與平衡思想現象觀察與規律認知實驗探究與創新意識科學態度與社會責任化學學科核心素養《溶液組成的表示方法》

2.物質的量濃度及計算核心素養發展目標1.

通過討論質量和微粒數之間的關系，理解物質的量和摩爾質量的物理意義，了解物質的量與粒子數目、物質質量之間的換算關系，發展宏觀辨識與微觀探析、現象觀察與規律認知等化學學科核心素養。2.通過配制一定物質的量濃度的溶液，了解溶液組成的表示方法及其相關計算，學會一定物質的量濃度溶液的配制步驟，發展實驗探究與創新意識等化學學科核心素養。3.通過學習一定物質的量濃度溶液的配制方法，感受物質的量的引入對人類生產、生活帶來的巨大便利，培養精益求精、科學嚴謹的工作態度，發展科學態度與社會責任等化學學科核心素養。知識學習培養目標1.了解物質的量和摩爾質量的概念，理解物質的量的物理意義，了解物質的量與粒子數目、物質質量之間的換算關系。2.了解物質的量濃度的定義，理解溶質的物質的量、質量與溶液的物質的量濃度之間的關系，了解溶液組成的表示方法及其相關計算。3.學會配制一定物質的量濃度溶液的方法步驟，認識物質的量濃度在人類生產、生活中的廣泛應用。

在醫院里經常用到生理鹽水和葡萄糖注射液，想一想：這些溶液的濃度是怎么標注的呢？你知道溶液的組成有哪些表示方法？溶液組成的表示方法注射液①醫院所用的生理鹽水和葡萄糖注射液的濃度常用質量分數表示。②除了質量分數，還可以用物質的量濃度表示溶液的組成。點撥一、物質的量物質的量活動一米是一粒一粒的，但是我們生活中描述“米”的時候，是用“粒”來衡量的嗎？如果不是，思考并小組討論用什么衡量米的多少？①生活中通常不用“粒”來描述米的多少；②一般用質量來衡量米的多少，比如“千克”和“斤”。討論結果米①用“質量”來衡量米的多少，而不是用“粒”，這樣能將問題簡單化。同理，在化學反應中不可能只是幾個粒子之間參加反應，而是一定質量的物質參與反應。②

國際科學界建議采用“物質的量”將宏觀質量與微觀粒子數目聯系起來。點撥知識驛站

物質的量是用來描述物質所含粒子數目多少的物理量，符號——

n，單位——摩爾，mol。粒子數目與物質的量之間的關系是什么？物質的量規律總結①規定：1mol物質所含的基本微粒數目和0.012kg12C中所含的碳原子數目相等。②

阿伏加德羅常數：0.012kg12C中所含的碳原子數叫作阿伏加德羅常數，符號為“NA”。③實驗測得：

NA≈6.02×1023/mol④物質的量（n）、阿伏加德羅常數（NA）與微粒數（N）之間的關系為：

物質的量例題1

0.5molNH3約含有多少NH3分子？物質的量=0.5mol×6.02×1023mol-1=3.01×1023解：答：0.5molNH3

約含有3.01×1023個NH3

分子。注意：使用n時，必須指明所指的微粒。例如，n（SO42-）、n（H2）等活動二

圖3-1-1是1mol不同的化學物質，其粒子數均為6.02×1023，想一想：它們的質量也相同嗎？

圖3-1-11mol不同的物質物質的量知識驛站

單位物質的量的某物質所具有的質量，稱為該物質的摩爾質量，符號為M

，單位為

g/mol。物質的量規律總結①物質的量（n）、摩爾質量（M）和物質的質量（m）間的關系為:如果以g/mol為單位，任何物質的摩爾質量數值上就等于該物質化學式的式量。

物質的量例題2物質的量答：3mol水的質量是54g。解：已知3mol水的質量是多少克?知識驛站

物質的量的引入，除了可以知道各物質之間的粒子數及質量關系之外，還可以知道各物質之間物質的量的關系。Fe2O3+3CO2Fe+3CO2

粒子數之比1∶3:2∶3質量之比160∶84:112∶132物質的量之比1∶3:2∶3高溫物質的量之比等于粒子數之比。物質的量例題3將80gNaOH完全中和，需要H2SO4多少摩爾？根據化學式：2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O2mol2mol1moln(H2SO4)答：將80gNaOH完全中和，需要1molH2SO4

2mol:2mol=1mol:n(H2SO4)解：物質的量知識拓展

摩爾體積是指1mol物質的體積。物質摩爾體積的大小主要取決于物質粒子的大小和粒子之間的距離。對固體和液體而言，摩爾體積的常用單位是cm3/mol，其大小主要取決于微粒的大小。而氣體的摩爾體積則主要取決于氣體分子間的平均距離。由于微粒間的距離會因溫度、壓強的不同而發生變化，為便于比較，規定了標準狀況：溫度為0℃、壓強為101.325kPa。物質的量知識拓展

通常，把單位物質的量的氣體所占的體積稱為氣體的摩爾體積，符號為Vm，常用單位為L/mol。實驗發現：在標準狀況下，Vm=22.4L/mol。

氣體摩爾體積（Vm）、氣體的體積（V）

、物質的量（n）三者的關系如下：

阿伏加德羅定律：在相同的溫度和壓強下，相同體積的任何氣體都含相同數目的分子。

物質的量二、物質的量濃度物質的量濃度

結合圖3-1-2，小組討論圖中“葡萄糖”“總膽素”“直接膽紅素”“間接膽紅素”等項目的參考值的單位（mmol/L或μmol/L），你有什么發現？活動三圖3-1-2體檢報告單物質的量濃度點撥

在這些項目的參考值的單位中，都有物質的量與體積的比值。物質的量與體積的比值代表什么？物質的量濃度知識驛站

單位體積的溶液中所含溶質的物質的量，稱為溶液的物質的量濃度。符號為c，常用單位為mol/L。數學表達式為：答：配制0.2mol/LNa2CO3溶液500mL，需稱取Na2CO3固體10.6g。根據題意解：已知物質的量濃度例題4例題4配制0.2mol/LNa2CO3溶液500mL，需稱取Na2CO3固體多少克？物質的量濃度實驗探究一定物質的量濃度溶液的配制通常有兩個途徑：

（1）用固體藥品配制溶液；

（2）濃溶液稀釋。

以配制0.1mol/LNaCl溶液250mL為例

實驗步驟有關問題計算并稱量用天平稱取氯化鈉固體的質量為

g溶解加速溶解的操作是

g

轉移轉移的操作步驟是

g

洗滌洗滌原則是

g

定容誤差分析是

g

一定物質的量濃度溶液的配制的方法步驟需NaCl1.46g。計算物質的量濃度用電子天平準確稱取NaCl1.46g。稱量計算物質的量濃度實驗室常用電子天平提示條件不允許的學校可改用托盤天平準確稱取NaCl1.5g。稱量溶解在燒杯中用適量水溶解。計算物質的量濃度將NaCl溶液轉入容量瓶，并用少量水洗滌燒杯2~3次，洗滌液也轉入容量瓶。洗滌轉移稱量溶解計算物質的量濃度洗滌轉移向容量瓶中加蒸餾水到接近刻度線處1~2cm處，再改用膠頭滴管定容。定容稱量溶解計算物質的量濃度洗滌轉移定容混勻蓋好瓶塞，將溶液倒轉搖動數次混勻。稱量溶解計算物質的量濃度（資源：0.1mol/LNaCl溶液的配制）物質的量濃度洗滌轉移定容混勻稱量溶解計算總結一定物質的量濃度的溶液的配制步驟：一定物質的量濃度溶液的配制物質的量濃度在實驗室里，配制一定物質的量濃度的溶液，所用的核心儀器是容量瓶，以小組為單位，討論容量瓶的使用及注意事項？容量瓶活動四物質的量濃度使用注意事項使用前應檢查瓶塞處是否漏水；不能在容量瓶中進行溶解、稀釋、反應等操作；向容量瓶內加入液體時，應用玻璃棒引流；容量瓶為精密量器，不宜長期存放溶液（尤其是堿性溶液）容量瓶讀數物質的量濃度活動五在實際工作中，經常需要對一定濃度的濃溶液進行稀釋，以配制濃度較稀的溶液。請同學們以小組為單位討論：濃溶液稀釋的方法步驟。思考如何計算稀釋后溶液的濃度？提示：用水稀釋較濃的物質的量濃度溶液時，只增加了溶劑，改變了溶液的體積，而溶質的物質的量不變。物質的量濃度稀釋定律

稀釋前溶液的濃度（c1）和體積（V1），與稀釋后溶液的濃度（c2）和體積（V2）的關系：

c1·V1=c2·V2提示：一定物質的量濃度的溶液，不論取用多少，其濃度都是定值。物質的量濃度拓展活動容量瓶定容時，應當正確讀數，俯視或仰視均可造成讀數誤差，請同學思考并討論分析仰視與俯視時溶液物質的量濃度變化？溶液實際體積偏小，濃度偏大。溶液實際體積偏大，濃度偏小。容量瓶讀數態度端正，精益求精，科學嚴謹。課后實踐

阿伏加德羅常數是物理學和化學中的一個重要常數，是后人為紀念提出分子學說的意大利物理學家阿伏加德羅（1776—1856）而設。請以小組為單位，查閱資料，了解阿伏加德羅的生平和科學貢獻，并在課堂上進行交流討論。第二節弱電解質的解離平衡

1.電解質的解離

3.弱電解質的解離平衡及影響

解離平衡的因素

課程標準要求：

了解電解質的解離和弱電解質的解離平衡，知道弱電解質水溶液的組成，能從化學平衡的角度認識影響弱電解質解離平衡的因素。

核心知識：宏觀辨識與微觀探析變化觀念與平衡思想現象觀察與規律認知實驗探究與創新意識科學態度與社會責任化學學科核心素養《弱電解質的解離平衡》

2.弱電解質水溶液的組成核心素養發展目標1.

通過觀察不同電解質溶液導電能力的差異，了解電解質的解離、弱電解質的解離平衡以及不同電解質的解離特點，理解強、弱電解質的差別及解離條件，發展宏觀辨識與微觀探析等化學學科核心素養。2.通過觀察加入氯化銨固體前后，氨水中酚酞指示劑顏色的變化，體會外界條件變化對弱電解質解離平衡的影響，發展變化觀念與平衡思想、實驗探究與創新意識等化學學科核心素養。3.通過運用化學平衡移動原理解釋弱電解質的解離平衡，加深對化學平衡影響因素的理解，認識強、弱電解質水溶液的組成，發展現象觀察與規律認知等化學學科核心素養。知識學習培養目標1.回顧電解質的概念，了解電解質的解離和弱電解質的解離平衡，認識電解質解離的本質，學會判斷強電解質與弱電解質。2.了解不同電解質的解離特點，理解強、弱電解質的差別及解離條件，學會解離方程式的書寫方法，知道解離常數的概念和意義。3.了解強、弱電解質在水溶液中的存在狀態，知道弱電解質水溶液的組成，進一步加深對化學平衡影響因素的理解，能運用勒夏特列原理解釋具體的解離平衡。

潔廁靈和食醋常被視為生活中的除垢利器，但兩者的除垢能力有很大差別。想一想，其中的原因是什么？弱電解質的解離平衡（a）潔廁靈（b）食醋點撥

潔廁靈和食用醋都能去除污垢，區別是潔廁靈的主要成分是鹽酸，屬于強酸，食用醋的主要成分是醋酸，是弱酸。弱電解質的解離平衡一、強電解質與弱電解質強電解質與弱電解質活動一如圖3-2-1所示，把等體積、濃度均為1mol/L的鹽酸、醋酸（HAc）、氫氧化鈉溶液、氯化鈉溶液和氨水分別倒入5個燒杯中。接通電源，將各小燈泡的明亮程度填入表3-2-1。圖3-2-1?比較電解質溶液的導電能力強電解質與弱電解質溶液HClHAcNaOHNaClNH3·H2O小燈泡明暗程度表3-2-1?小燈泡明亮程度記錄5種溶液通電后燈泡的明暗程度有所不同；鹽酸、氫氧化鈉溶液、氯化鈉溶液通電后燈泡的亮度強于同濃度的醋酸溶液和氨水。現象為什么HCl,NaOH,NaCl溶液通電后燈泡亮度強于HAc和NH3·H2O？強電解質與弱電解質①5種溶液都能導電，說明其中都存在自由移動的離子。②

燈泡明暗程度不同意味著不同溶液的導電能力不一樣，而溶液的導電能力與溶液中自由移動的離子濃度有關。③鹽酸、氫氧化鈉、氯化鈉三種溶液對應的燈泡更亮，說明其中自由移動的離子濃度更大。總結強電解質與弱電解質知識驛站

凡是在水溶液里或熔融狀態下能夠導電的化合物稱為電解質。酸、堿、鹽都是電解質。強電解質與弱電解質電解質在水溶液中能夠導電的原因是它們在溶液中發生了解離（圖3-2-3），產生了能夠自由移動的離子。例如，氯化鈉在溶液中解離成為自由移動的鈉離子和氯離子，因此氯化鈉溶液能夠導電。圖3-2-3?電解質解離示意圖規律總結強電解質與弱電解質活動二在鹽酸和醋酸溶液中，分別加入石蕊試液、Mg條、NaHCO3粉末，觀察實驗現象，并將結果填入表3-2-2中。加入物石蕊試液鎂條NaHCO3粉末鹽酸醋酸表3-2-2?解離程度對溶液的酸性強弱的影響強電解質與弱電解質相同條件下，鹽酸與石蕊試液顯色更深，與Mg條反應更劇烈，與NaHCO3粉末反應產生的CO2更迅速，這說明等體積、等濃度的鹽酸解離出的氫離子更多，即HCl在水中的解離程度更大。總結知識驛站

在水溶液中能夠完全解離的電解質稱為強電解質，只能部分解離的電解質稱為弱電解質。如何判斷電解質是強電解質還是弱電解質呢?強電解質與弱電解質

強酸、強堿和大多數鹽類是強電解質，它們在水溶液中的解離是完全而且不可逆的，通常用“”表示完全解離。弱酸、弱堿和極少數鹽是弱電解質，它們在水溶液中的解離是部分而且可逆的，通常用“”表示部分解離。注意強電解質強酸強堿大多數鹽HCl、H2SO4、HNO3等NaOH、KOH、Ba(OH)2等NaCl、K2SO4、NH4NO3等弱電解質弱酸弱堿少數鹽HAc、H2CO3等NH3?H2O等PbAc2等強電解質與弱電解質知識驛站

通常用解離方程式表示電解質的解離，例如，NaCl、NaOH、HCl、HAc和NH3·H2O的解離方程式分別為：HAcH++Ac-NH3·H2ONH4++OH-NaOHNa++OH-NaClNa++Cl-HClH++Cl-

強電解質與弱電解質結論潔廁靈的主要成分是鹽酸，是強酸，屬于強電解質，而食用醋的主要成分是醋酸，是弱酸，屬于弱電解質。鹽酸和醋酸都能解離出氫離子，但相同濃度下鹽酸產生的氫離子濃度更大，因此潔廁靈的除垢效果更好。（a）潔廁靈（b）食醋二、弱電解質的解離平衡弱電解質的解離平衡活動三在

3支盛有氨水的試管中各加入幾滴酚酞試液，分別向3支試管中加入H2SO4、NaOH溶液以及NH4Cl顆粒，將溶液顏色變化填入表3-2-3中，并分析顏色變化的原因。加入物硫

酸氫氧化鈉溶液氯化銨（s）加入前加入后加入前加入后加入前加入后氨水+酚酞試液

表3-2-3?外界條件對弱電解質解離的影響弱電解質的解離平衡

酚酞滴入氨水中呈紅色，滴入硫酸溶液后顏色變淺至無色；加入氫氧化鈉溶液后，紅色加深，加入氯化銨顆粒后顏色變淺。實驗現象氨水的解離發生了什么變化？弱電解質的解離平衡

NH3·H2O是弱電解質，在水溶液中存在如下解離過程和解離平衡，而加入H2SO4、NaOH和NH4Cl后會分別增加溶液中H+、OH-和NH4+，進而導致該平衡的移動。NH3·H2ONH4++OH-

與化學平衡類似，解離平衡也是一種動態平衡。當溫度、濃度等條件發生變化時，解離平衡會發生移動。即解離平衡同樣遵循勒夏特列原理。注意弱電解質的解離平衡知識驛站

解離平衡的平衡常數，稱為解離常數，弱酸的解離常數用Ka表示，弱堿的解離常數用Kb表示。不同的電解質有不同的解離常數。其數值越大，表示平衡時溶液中弱電解質解離的離子的濃度越大，而弱電解質分子的濃度越小。弱電解質的解離平衡活動四

向2支分別盛有2mL0.1mol/L醋酸溶液和2mL飽和硼酸溶液的試管中，逐滴加入等濃度的Na2CO3溶液，觀察現象并討論下面問題：醋酸、碳酸、硼酸三種弱酸的相對強弱？據此，能否認為解離常數是電解質強弱的反映？弱電解質的解離平衡現象與結論醋酸能與Na2CO3溶液反應產生氣泡，而硼酸與Na2CO3溶液相遇無現象。可見：酸性從強到弱依次為：醋酸＞碳酸＞硼酸溶液中解離出的H+濃度大小為：醋酸＞碳酸＞硼酸弱電解質的解離平衡知識驛站（1）

解離常數的數值越大，弱電解質相對越強。（2）解離常數的數值和溶液的溫度有關，而與溶液的濃度無關。當溶液溫度變化不大時，可以不考慮溫度對解離常數的影響。（3）多元弱酸在水溶液中的解離是分步進行的。其酸性主要由第一步解離決定。強電解質與弱電解質表3-2-4?常見的幾種弱電解質的解離常數（25℃）弱電解質的解離平衡課后實踐不正常的呼吸可導致血液中的酸堿不平衡，引起呼吸酸中毒或呼吸堿中毒。上網查閱資料并運用化學平衡移動原理分析太快而太深的過度呼吸會導致呼吸堿中毒，太慢而太淺的呼吸會導致呼吸酸中毒的原因，并嘗試把你的解釋做成小動畫或宣傳頁。在班級進行交流展評。第三節水的離子積和溶液的pH

1.水的解離及水的離子積

2.溶液酸堿性與pH的關系

課程標準要求：

認識水的解離，了解水的離子積常數，認識溶液的酸堿性與pH關系，掌握用pH試紙測定溶液pH的方法，知道溶液pH的調控在工農業生產和科學研究中的應用。

核心知識：宏觀辨識與微觀探析變化觀念與平衡思想現象觀察與規律認知實驗探究與創新意識科學態度與社會責任化學學科核心素養《水的離子積和溶液的pH》

4.pH調控的應用

3.pH試紙法測定溶液的pH核心素養發展目標1.通過水的導電實驗認識水的解離，了解水的離子積常數，發展宏觀辨識與微觀探析等化學學科核心素養。3.通過實踐活動了解國家標準對生產、生活用水及污水、工業廢水等關于pH的規定，討論溶液酸堿性對生產、環境和生活的影響，知道溶液pH的調控在工農業生產和科學研究中的應用，發展科學態度與社會責任等化學學科核心素養。2.通過比較溶液中[H+]和[OH-]的相對大小，判斷溶液的酸堿性，認識溶液的酸堿性與pH

的關系，掌握用試紙測定溶液pH的方法；發展現象觀察與規律認知等化學學科核心素養。知識學習培養目標1.認識水的解離，了解水的離子積常數的概念，知道水的離子積是化學平衡常數的一種。3.知道溶液pH的調控在工農業生產和科學研究中的應用。提升社會責任感。2.理解溶液pH的定義，認識溶液的酸堿性與pH的關系，掌握用試紙測定溶液pH的方法，學會有關溶液

pH

的簡單計算。安全用電常識中指出，不能用濕手觸摸帶電的家用電器，否則可能導致觸電事故。水的離子積和溶液的pH水為什么會導電？其中是否含有自由移動的離子？點撥水能導電，說明水中存在自由移動的離子，即水可以發生解離。而純水的導電性很差，說明水中離子的量很少，解離程度很微弱。水的離子積和溶液的pHH2O

H++OH-精確的實驗證明：水是一種極弱的電解質，能微弱的解離。水的解離程度如何呢？

一、水的離子積水的離子積活動一實驗測得，在25℃時，1L純水中解離出的H+和OH-都是1×10-7mol，根據弱電解質的解離平衡的相關知識，計算水的解離常數。簡寫為

根據弱電解質的解離平衡理論，水的解離常數表達式為：點撥由于水的解離程度極小，相對1L的水來說，已解離部分可以忽略不計，因此，表達式中[H2O]幾乎不變，可以視為常數水的離子積

即水的解離平衡常數表達式可以改寫成：

Kw是水中[H+]和[OH–]的乘積，叫作水的離子積常數，簡稱水的離子積。水的離子積

在25℃時，每升水中有1×10–7mol的水分子解離。則在純水中：[H+]=[OH–]=1×10–7mol/L=1×10–7×1×10–7=1×10–14所以提示

在稀溶液中，溶質的濃度很小。[H2O]同樣可以看成是個常數，因此不管是在純水還是稀溶液中，[H+]和[OH–]的乘積都是一個常數。Kw不僅適用于純水中，還適用于任何以水作溶劑的稀溶液。水的離子積

觀察表3-3-1中的水的離子積常數，說說你的發現？溫度/℃010202550100Kw/×10-140.1340.2920.6811.015.4755.0活動二表3-3-1不同溫度下水的離子積常數Kw=

1×10–14點撥

Kw是溫度的函數，溫度升高，Kw增大。在溫度變化不大時，可近似看成常數。常溫下該數值一般可以認為是1×10–14。水的離子積

依據弱電解質解離平衡的影響因素和水的離子積，小組合作討論影響水的解離的因素，并填寫表3-3-2。活動三表3-3-2影響水解離平衡的因素(25℃）[H+][OH-][H+]與[OH-]大小比較Kw酸堿性水的解離平衡水//相等1×10-14中性/加酸1×10-14加堿1×10-14增大減小[H+]>[OH-]酸性逆向移動減小增大[H+]<[OH-]堿性逆向移動加酸或加堿都對水的解離有抑制作用

二、溶液的酸堿性和pH溶液的酸堿性和pH知識驛站

在純水和任何稀溶液中，[H+]和[OH–]之間存在下列關系：即[H+]和[OH–]的關系是此消彼長的關系。溶液的酸堿性和pH

由于Kw在一定溫度下是一個常數，而溶液中的[H+]和[OH–]又是此消彼長的關系。那么，溶液的酸堿性與溶液中的H+和OH-濃度有何關系？小組交流你的看法。活動四提示

中性溶液，是指[H+]和[OH–]相等的溶液，酸性溶液是指[H+]大于[OH–]的溶液，堿性溶液是指[OH–]大于[H+]的溶液。所以，常溫下，溶液的酸堿性與[H+]、[OH-]的關系可以表示為：

中性溶液

[H+]=1×10-7mol/L=[OH-]

酸性溶液

[H+]>1×10-7mol/L>[OH-]

堿性溶液[H+]<1×10-7mol/L<[OH-]溶液中[H+]越大，酸性越強，堿性越弱；溶液中[H+]越小，酸性越弱，堿性越強。

判斷下列溶液分別屬于酸性、中性還有堿性溶液？酸性溶液中性溶液堿性溶液=1×10–5mol/L[H+]=1×10–7mol/L[H+]=1×10–11mol/L[H+]溶液的酸堿性和pH例題1提示

既可以用[H+]表示溶液的酸堿性，也可以用[OH–]表示溶液的酸堿性，習慣上使用[H+]表示溶液的酸堿性。

稀溶液中的[H+]很小，使用[H+]表示溶液的酸堿性時很不方便。小組討論：有沒有更簡便的表示方式呢？活動五溶液的酸堿性和pH溶液的酸堿性和pH知識驛站

通常采用[H+]的負對數來表示溶液的酸堿性，這個數值稱為溶液的pH。

計算下列溶液的pH？

溶液的酸堿性和pH例題2=1×10–5mol/L[H+]①=1×10–7mol/L[H+]②=1×10–11mol/L[H+]③

②

解：①

③

溶液的pH與溶液的酸堿性關系如何？依據表3-3-3中數據，小組討論：酸性溶液、堿性溶液、中性溶液的pH規律。溶液[H+]/(mol/L)溶液pH中性溶液1×10-77酸性溶液1×10-55堿性溶液1×10-1111溶液的酸堿性和pH活動六表3-3-3中性、酸性和堿性溶液pH比較結論中性溶液pH=7，酸性溶液pH<7，堿性溶液pH>7觀察圖3-3-2，并思考[H+]和pH與溶液酸堿性之間的關系？溶液的酸堿性和pH活動七圖3-3-2[H+]和pH與溶液酸堿性之間的關系結論溶液的酸性越強，pH越小；溶液的堿性越強，pH越大。溶液的pH每相差1個單位，[H+]就相差10倍。pH的使用范圍一般是0~14，超過此范圍時可直接使用[H+]或[OH–]表示。計算0.1mol/L鹽酸的pH？解：HCl是強電解質，在溶液中完全解離[H+]=[HCl]=0.1

mol/L答：0.1mol/L鹽酸的pH等于1。溶液的酸堿性和pH例題3計算0.1mol/LNaOH溶液的pH？解：NaOH是強電解質，在溶液中完全解離答：0.1mol/LNaOH的pH等于13。溶液的酸堿性和pH例題4溶液的酸堿性和pH知識驛站測定溶液pH的方法主要有：（1）酸堿指示劑法（2）pH試紙法（3）pH計（酸度計）法

初中化學中已接觸過石蕊和酚酞兩種酸堿指示劑。小組討論：可用作酸堿指示劑的物質通常具有什么特點？使用酸堿指示劑能夠準確測定溶液的pH嗎？溶液的酸堿性和pH活動八提示

在不同pH的溶液中能顯示出不同顏色的化合物可用作酸堿指示劑，通常為有機弱酸或有機弱堿。單一指示劑只能粗略指示溶液的pH范圍常見的酸堿指示劑及其變色范圍溶液的酸堿性和pH知識驛站

酸堿指示劑由一種顏色過渡到另一種顏色時溶液的pH變化范圍叫作指示劑的變色范圍。常見酸堿指示劑及其變色范圍見下圖。溶液的酸堿性和pH活動九

使用pH試紙可以確定溶液近似的pH。請以小組為單位測定下列物質pH，并展開討論：pH試紙的使用方法，最后將測定過程制作成視頻進行交流。插入視頻：pH和溶液的酸堿性（試紙法）

pH試紙是由多種酸堿指示劑的混合溶液浸制而成的，常用的廣泛pH試紙可近似測定的pH范圍為1~14。（插入視頻31用酸度計測定溶液pH）溶液的酸堿性和pH知識驛站pH計又稱酸度計，是準確測定溶液pH的精密儀器。常見的有臺式、便攜式和筆式pH計。水的離子積和溶液的pH課后實踐

測定pH在生產與日常生活中都具有重要的意義。請以小組為單位，開展以下課后實踐活動。（1）已知雨水的pH小于5.6時，就成為酸雨，會對生態環境造成危害。上網查閱資料了解酸雨的危害，并收集當地雨水測定其pH，判斷是否為酸雨。（2）“藏糧于地、藏糧于技”是現代農業發展觀念。結合教材表3-3-3所列農作物最適宜的pH。選取當地的雨水和土壤樣品，測定其pH，提出適合當地的農作物種植建議。第四節

離子反應和離子方程式

1.離子反應的概念和發生條件

課程標準要求：

認識離子反應及發生離子反應的條件；了解離子反應方程式的書寫方法。

核心知識：宏觀辨識與微觀探析變化觀念與平衡思想現象觀察與規律認知實驗探究與創新意識科學態度與社會責任化學學科核心素養《離子反應離子方程式》

2.離子方程式及其書寫核心素養發展目標1.通過觀察氯化鈉溶液分別與硝酸鈉、硝酸銀溶液混合后的現象，了解發生離子反應的條件。發展宏觀辨識與微觀探析等化學學科核心素養。2.通過分析硫酸銅和氫氧化鈉溶液的反應，理解離子反應的本質，了解離子方程式的書寫方法，提升規律總結能力。發展現象觀察與規律認知、變化觀念與平衡思想等化學學科核心素養。3.通過討論離子反應在科學研究、生產生活和環境保護中的應用，體會化學科學對人類社會發展的重要推動作用。發展科學態度與社會責任等化學學科核心素養。知識學習培養目標1.運用電解質在水溶液中發生解離的知識，結合復分解反應進行到底的條件，認識離子反應及其發生條件。2.以CuSO4溶液和BaCl2溶液的反應為例，練習書寫離子方程式，學會正確書寫離子方程式的方法步驟。3.理解離子反應的本質，了解離子反應在科學研究、生產、生活和環境保護中的應用。

一、離子反應觀看實驗視頻，思考為何向硫酸銅溶液中滴入氫氧化鈉溶液，會產生淡藍色的絮狀沉淀？離子反應提示藍色絮狀沉淀是Cu(OH)2插入實驗視頻：9氫氧化鈉和硫酸銅反應離子反應點撥

電解質溶于水后會全部或者部分地解離成離子：CuSO4

Cu2+

+SO42-NaOHNa++OH-反應前Na+

、

SO42-

、

Cu(OH)2反應后不同離子之間存在相互作用這是什么類型的化學反應？離子反應知識驛站

電解質溶于水后，能夠部分或全部地解離成組成它的離子。因此，電解質在水溶液中所起的反應必然有離子參加，這種有離子參加的反應稱為離子反應。離子反應的實質是什么？小組合作完成實驗：向兩支試管中各加入適量氯化鈉溶液，再分別向其中逐滴滴加硝酸鈉溶液、硝酸銀溶液，仔細觀察實驗現象、填寫表格，并解釋原因。離子反應活動一滴加溶液NaNO3溶液

AgNO3溶液加入前加入后加入前加入后現象表3-4-1

現象記錄表白色沉淀無明顯現象無色透明無色透明提示：白色沉淀是AgCl離子反應

AgNO3+NaCl

AgCl

↓+NaNO3反應后點撥AgNO3

Ag+

+NO3-NaClNa++Cl-NaNO3Na++NO3-

反應前反應前后溶液中離子來源和種類該反應實質是Ag+和Cl-結合生成AgCl沉淀。

Ag++Cl-

AgCl

↓

二、離子方程式離子方程式知識驛站

電解質在水溶液中的反應實質上離子間的反應，因此化學上常用實際參加反應的離子符號來表示反應的進行。用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子，稱為離子方程式。如何正確的書寫離子方程式呢？離子方程式知識驛站

離子方程式與化學方程式的含義是不同的：（1）化學方程式只表示了一定物質間的某個具體化學反應。（2）離子方程式不僅說明了一個化學反應的實質，還表明了同一類化學反應的特點。Ag++Cl-

AgCl

↓該離子方程式表示：溶液中自由的Cl–和自由的Ag+結合生成了氯化銀沉淀離子方程式活動二

寫出硫酸銅溶液與氫氧化鈉溶液的反應方程式，根據離子反應和離子方程式的定義，小組討論：反應前后，各離子的濃度發生怎樣的變化？CuSO4+2NaOHCu(OH)2↓+Na2SO4離子方程式CuSO4

、NaOH和Na2SO4都是強電解質，在溶液中完全解離。反應前溶液中的微粒主要為：Cu2+

、SO42-

、Na+、OH-反應后溶液中的微粒主要為：Na+、SO42-、Cu(OH)2

Cu2++2OH-Cu(OH)2↓OH–和Cu2+結合生成了氫氧化銅沉淀使兩者濃度降低離子方程式的書寫步驟寫

正確寫出反應的化學方程式。改

將易溶性的強電解質改寫成離子形式。刪

刪去方程式兩邊不參加反應的離子，并化簡。查

檢查方程式兩邊各元素的原子個數和電荷數是否相等。哪些物質須要改成離子形式？離子方程式離子方程式知識驛站常見的易溶性強電解質三強酸三強堿幾乎所有的易溶性鹽HCl、H2SO4、HNO3等NaOH、KOH、Ba(OH)2等離子方程式知識拓展學習范圍內常見鹽的溶解性（1）所有鈉鹽、鉀鹽、銨鹽和硝酸鹽都可溶于水。（2）氯化物中AgCl不溶于水。PbCl2微溶于水。（3）碳酸鹽中只有鈉鹽、鉀鹽、銨鹽溶于水。（4）硫酸鹽中BaSO4、PbSO4不溶于水，CaSO4、Ag2SO4微溶于水。離子方程式離子方程式離子反應發生的條件有哪些呢？溶液中所有離子均無變化，即反應沒有發生。問題：NaNO3與KCl能否發生反應？離子反應發生的條件點撥假如發生了反應，則：

溶液中的離子互換反應發生的條件：（1）生成難溶物質(沉淀)（2）生成揮發性物質(氣體)（3）生成弱電解質(如水)離子反應發生的條件知識驛站（1）生成難溶物質的離子反應例1例2離子反應發生的條件（2）生成揮發性物質的離子反應例3例4離子反應發生的條件例6（3）生成弱電解質的離子反應例5離子反應發生的條件交流討論Cu2O作光催化劑可將致癌的酸性廢水中的Cr2O72-轉化為Cr3+，同時生成O2，小組討論：如何配平該反應的離子方程式？Cr2O72-＋H+Cr3++O2↑+H2OCu2O光2Cr2O72-＋16H+4Cr3++3O2↑+8H2OCu2O光離子反應和離子方程式課后實踐

某河段兩岸有甲、乙兩家工廠，排出的廢水中分別含有下列離子中的三種：K+、Ag+、Fe3+、OH-、Cl-、NO3-等，經測定，甲廠的廢水呈明顯堿性。（1）判斷甲、乙廠的廢水中所含離子；（2）請問采取哪些相應的措施，可將大部分污染性強的離子通過沉淀而除去，請用離子方程式表示。（3）從“三廢”利用、環境保護等角度考慮，兩家工廠在生產中應采取哪些措施（舉出兩種即可）？第五節鹽的水解

1.鹽的水解的原理

課程標準要求：

認識強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽水解的原理，了解可溶性鹽水解的實質和規律，知道影響鹽類水解的主要因素。

核心知識：宏觀辨識與微觀探析變化觀念與平衡思想現象觀察與規律認知實驗探究與創新意識科學態度與社會責任化學學科核心素養《鹽的水解》

2.鹽的水解的實質和規律

3.影響鹽的水解的因素核心素養發展目標1.

通過比較不同鹽的溶液的酸堿性，運用化學平衡移動原理探析其中的原因，建立鹽的水解的概念，認識強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽水解的原理，發展宏觀辨識與微觀探析等化學學科核心素養。2.通過測定相同濃度不同鹽溶液的pH，歸納鹽的類型與其溶液酸堿性的關系。了解可溶性鹽水解的實質和規律，發展現象觀察與規律認知、變化觀念與平衡思想等化學學科核心素養。3.通過實驗探究，掌握影響鹽類水解的主要因素，認識鹽的水解在科學研究、生產生活中的應用，發展變化觀念與平衡思想、實驗探究與創新意識、科學態度與社會責任等化學學科核心素養。知識學習培養目標1.測定相同濃度不同鹽的溶液的pH，認識鹽的類型，了解與其溶液酸堿性的關系，認識強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽水解的原理。2.依據實驗現象，歸納總結可溶性鹽水解的實質和規律，形成研究鹽的水解問題的一般思路。3.知道影響鹽類水解的主要因素，了解明礬凈化水的原理，認識鹽的水解在人類生產、生活以及科學研究中的廣泛應用。

Na2CO3是日常生活中經常用到的一種鹽，但它的俗名卻稱為純堿，在生活中也常常作為堿來使用。那么，人們為什么會將Na2CO3這種鹽稱之為“堿”呢？鹽的水解純堿Na2CO3

一、鹽水解的類型鹽水解的類型知識驛站

鹽是酸堿中和反應的產物，依據反應生成鹽的酸和堿通常把正鹽分為四類：（1）強酸和強堿中和生成的鹽——強酸強堿鹽，如NaCl（2）強酸和弱堿中和生成的鹽——強酸弱堿鹽，如NH4Cl（3）強堿和弱酸中和生成的鹽——強堿弱酸鹽，如NaAc（4）弱堿和弱酸中和生成的鹽——弱酸弱堿鹽，如NH4Ac點撥純堿（Na2CO3）為強堿弱酸鹽廣泛pH試紙1314135791124681012

小組合作，在點滴板上用pH試紙測定0.1mol/LNaAc

溶液、NH4Cl溶液、NaCl溶液及蒸餾水的pH。pH=7pH=5蒸餾水NaAcNH4ClNaClpH=7pH=9活動一鹽水解的類型鹽水解的類型溶液NaAcNH4ClNaCl蒸餾水pH酸堿性鹽的類型強酸弱堿鹽強堿強酸鹽——強堿弱酸鹽

堿性酸性中性中性

同樣是鹽的溶液，濃度也相同，為何有的顯堿性而有的顯酸性？現象與結論

蒸餾水和0.1mol/LNaCl（強酸強堿鹽）溶液呈中性；0.1mol/LNaAc（強堿弱酸鹽）溶液呈堿性；0.1mol/LNH4Cl（強堿弱酸鹽）溶液呈酸性。表3-5-1

不同鹽溶液的酸堿性鹽水解的類型活動二

以小組為單位，結合電解質解離，以NaAc溶液為例，分析其中存在哪些反應？溶液中存在哪些離子？探析溶液呈堿性的原因。并將結果填入表3-5-1點撥NaAc溶液中存在兩個解離：根據離子反應發生的條件，H+和Ac-能結合生成難電離的弱電解質HAc，導致H+濃度減小，促使水的解離平衡向右移動，解離程度變大，且[OH-]>[H+]。

Ac-+H2O HAc+OH-鹽水解的類型知識驛站

這種在溶液中鹽的離子跟水解離出來的H+

或OH-

結合生成弱電解質的反應，稱為鹽的水解。強堿弱酸鹽，水溶液顯堿性

表3-5-2列出了實驗測得的0.1mol/L幾種正鹽溶液的pH。參照NaAc溶液顯堿性的分析過程，小組合作：（1）分析NH4Cl溶液顯酸性的原因；（2）總結不同類型的鹽溶液其酸堿性有何規律？弱酸弱堿鹽強堿強酸鹽強堿弱酸鹽強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽強酸弱堿鹽中性中性堿性堿性酸性酸性7NH4Ac鹽的類型溶液酸堿性711955pHCuSO4NH4ClNaClNa2CO3NaAc鹽溶液鹽水解的類型活動三表3-5-2

實驗測得的幾種正鹽溶液的pH鹽水解的類型點撥

NH4++H2O

NH3·H2O+H+強酸弱堿鹽，水溶液顯酸性結論

鹽水解的實質是組成鹽的離子與水解離出來的H+或OH-結合生成弱電解質，破壞了水的解離平衡。鹽水解的類型活動四

表3-5-2中數據表明：NH4Ac（弱酸弱堿鹽）的水溶液呈中性。試以小組為單位，分析NH4Ac水溶液呈中性的原因，總結弱酸弱堿鹽發生水解的規律。點撥NH4++

Ac-+H2ONH3·H2O+HAcNH4Ac

水解后生成一水合氨和醋酸，由于兩者的解離常數幾乎相等，故其溶液顯中性。鹽水解的類型知識驛站

對于弱酸弱堿鹽而言其水溶液的酸堿性取決于其水解后生成的弱酸與弱堿的相對強弱。即：Ka>Kb

弱酸相對更強，水解消耗的H+少，溶液呈酸性；Ka<Kb弱堿相對更強，水解消耗的OH–少，溶液呈堿性；Ka≈Kb弱酸和弱堿的強弱相接近，水解消耗的H+

和OH–差不多，溶液呈中性。交流討論由強酸強堿所生成的鹽，在溶液中能否發生水解？點撥

由強酸和強堿中和所生成的鹽即強酸強堿鹽（如NaCl），由于它們解離生成的陰離子和陽離子都不與水解離出來的H+

或OH-結合生成弱電解質，所以溶液中H+

濃度和OH-

濃度保持不變，沒有破壞水的解離平衡。因此，強酸強堿鹽不發生水解，溶液顯中性。鹽水解的類型鹽水解的類型知識驛站各類正鹽的水解具有以下特點：強堿弱酸鹽，水解呈堿性；強酸弱堿鹽，水解呈酸性；弱酸弱堿鹽，強烈水解，溶液酸堿性由弱酸弱堿的相對強弱決定；強堿強酸鹽不水解，溶液呈中性。

點撥

鹽的水解遵循以下規律：

有弱才水解；無弱不水解；

越弱越水解；誰強顯誰性。

二、影響鹽水解的因素

鹽的水解是一個可逆過程，最終會達到平衡狀態。請類比影響化學平衡的因素，小組討論：哪些因素會影響鹽的水解？合作完成實驗，仔細觀察實驗現象并分析總結影響因素有哪些？活動五影響鹽水解的因素影響因素猜想：濃度、溫度可能會影響鹽的水解實驗探究1：鹽本身的性質對鹽的水解的影響取2支試管并編號，在試管1中加入1mol/LNa2CO3

溶液2mL，試管2中加入1mol/LNaHCO3

溶液2mL，再各滴入3～5滴酚酞試液，觀察比較現象并填寫表3-5-3。試管編號

1mol/LNa2CO3溶液/mL

1mol/LNaHCO3溶液/mL紅色深淺120202表3-5-3實驗現象記錄表紅色深紅色較淺影響鹽水解的因素現象與結論

試管1中顏色比試管2中深，

說明Na2CO3

溶液的堿性強于NaHCO3溶液

，即Na2CO3

的水解程度大于NaHCO3實驗探究1：鹽本身的性質對鹽的水解的影響鹽水解的程度主要由鹽本身的性質所決定影響鹽水解的因素

組成鹽的酸或堿越弱，這種鹽的水解程度就越大。結論實驗探究2：濃度對鹽的水解的影響取2支試管并編號，在試管3和試管4，各加入1mol/LFeCl3

溶液2mL，在試管3中加入等體積蒸餾水，觀察比較現象并填寫表3-5-4。試管編號

1mol/L

FeCl3溶液/mL蒸餾水/mL紅棕色深淺變化322420表3-5-4實驗現象記錄表加深影響鹽水解的因素無變化

鹽溶液的濃度越小，水解程度就越大結論實驗探究3：溫度對鹽的水解的影響取2支試管并編號，在試管5和試管6，各加入1mol/LFeCl3

溶液2mL，將試管6加熱，觀察比較現象并填寫表3-5-5。試管編號

1mol/L

FeCl3溶液/mL加熱紅棕色深淺變化52——62加熱表3-5-5實驗現象記錄表無變化影響鹽水解的因素加深

鹽的水解是吸熱反應，升高溫度，水解程度增大。結論實驗探究4：外加酸、堿對鹽的水解的影響向試管1中加入少許固體NaOH，振搖至全溶，觀察現象。向試管4的溶液中通入HCl，觀察現象并填寫表3-5-6。試管編號

1mol/L

FeCl3溶液/mL1mol/LNa2CO3溶液/mL其他紅棕色深淺變化（與原來相比）102加堿420加酸表3-5-6實驗現象記錄表加深影響鹽水解的因素變淺

對于水解顯堿性的鹽加入堿會抑制其水解；而對于水解顯酸性的鹽加入酸則會抑制其水解。結論鹽的水解

只有在極濃和高酸度下，SnCl2

溶液才可保持清亮，你能用離子方程式加以說明嗎？交流討論點撥

氯化亞錫為強酸弱堿鹽，水解呈酸性，加入酸或者增加鹽溶液的濃度可以抑制水解，防止生成白色沉淀堿式氯化亞錫：

SnCl2+H2O

Sn(OH)Cl↓+HCl課后實踐

鹽的水解平衡是化學平衡的一種，在日常生活、工農業生產和科學研究中應用廣泛。例如，利用鹽的水解原理可以判斷溶液的酸堿性、制造泡沫滅火器、指導農業施肥和實驗室配制溶液、凈水、除雜、去油污，甚至制備納米材料等。請以小組為單位，上網查閱資料，以“鹽的水解的應用”為題制作一期墻報，并在年級進行展評。鹽的水解學生實驗一定物質的量濃度溶液的配制一定物質的量濃度溶液的稀釋溶液pH的測定

1.一定物質的量濃度溶液的配制

2.一定物質的量濃度溶液的稀釋

課程標準要求：

掌握一定物質的量濃度溶液的配制、稀釋和pH的測定的方法，養成細心觀察、主動探索的學習態度和規范操作、精益求精的實驗習慣。發展現象觀察與規律認知、科學態度與社會責任等化學學科核心素養。

核心知識：宏觀辨識與微觀探析變化觀念與平衡思想現象觀察與規律認知實驗探究與創新意識科學態度與社會責任化學學科核心素養《學生實驗》

3.溶液pH的測定核心素養發展目標1.通過實驗，掌握一定物質的量濃度溶液的配制方法，學會規范使用實驗儀器，準確記錄并分析實驗數據，發展現象觀察與規律認知等化學學科核心素養。3.通過實驗，掌握溶液pH測定的方法，養成細心觀察、主動探索的學習態度和規范操作、精益求精的實驗習慣，發展科學態度與社會責任等學科核心素養。2.通過實驗，掌握一定物質的量濃度溶液的稀釋方法，通過濃鹽酸等化學品操作過程中注意事項的學習，強化實驗實訓過程的安全意識，發展實驗探究與創新意識等化學學科核心素養。知識學習培養目標1.掌握從固體試劑配制一定物質的量濃度溶液的方法步驟，學會相關的計算和容量瓶的使用。3.熟記常見酸堿指示劑的變色范圍及其在酸性或堿性溶液中的顏色，掌握溶液pH的測定的方法，學會pH試紙和pH計的正確使用。2.掌握從濃溶液稀釋配制一定物質的量濃度溶液的方法步驟，鞏固相關計算技能和容量瓶的正確使用。

一、一定物質的量濃度溶液的配制一定物質的量濃度溶液的配制

結合初中所學溶液知識，小組討論：如何配制一定濃度的溶液？一般需要用到哪些實驗儀器？活動一點撥

配制步驟：用托盤天平稱取一定質量的溶質——量筒量取所需水的體積——在燒杯中溶解——裝入試劑瓶——貼上標簽實驗儀器：托盤天平、量筒、玻璃棒、試劑瓶、標簽紙一定物質的量濃度溶液的配制容量瓶知識驛站

配制一定物質的量濃度溶液的核心儀器是容量瓶。容量瓶為梨形、長頸、平底玻璃瓶，其上有刻度線、容積以及使用溫度，是一種能夠準確計量溶液體積的量器。容量瓶不能用作反應器，不能用于溶解、稀釋等操作，也不能用來長期存放溶液。活動二一定物質的量濃度溶液的配制

觀察容量瓶的結構，閱讀教材內容，小組討論：如何正確使用容量瓶?1.容量瓶使用前必須檢查瓶塞處是否漏水。2.容量瓶檢漏后必須洗凈注入自來水至容