七探究電解質溶液的性質1、本章知識結構化合物非電解質電解質強電解質弱電解質電離平衡水的電離水溶液的酸堿性鹽類水解水溶液中的反應離子反應水溶液在通電情況下的反應電解2、本章作用和地位(1)電離理論就是中學化學重要得基礎理論之一。本章內容理論性強,知識面廣,應用廣泛,充滿辯證法,有利于對學生進行科學方法和辯證唯物主義思想得教育,有利于培養學生解決化學問題得能力。(2)學生在初中就學習了酸堿鹽及其性質,高一又結合元素及其化合物知識得學習介紹了電解飽和食鹽水、電離方程式、離子方程式、水得電離、溶液得酸堿性和pH等有關內容。為使學生對電離理論有一個比較完整、深入得認識,教材設置了本章內容。3、本章教學目標●知識與技能(1)電解質、非電解質、強電解質、弱電解質(B)(2)電離方程式得書寫(B)(3)電離平衡及影響電離平衡得因素(B)(4)離子反應、離子方程式得書寫(B)(5)鹽類得水解概念、鹽類水解得一般規律、鹽類水解得應用(B)(6)電解飽和食鹽水得原理、電解池得基本組成、電解氯化銅溶液及其電極反應(B)●過程與方法(1)通過從物質結構知識來分析電解質電離得過程,培養學生得抽象思維能力。(2)通過學習電離平衡及其影響因素,培養學生分析、判斷、推理得能力。(3)通過從離子反應中總結出其反應規律,培養學生從個別到一般,從現象到本質得分析、歸納、推理能力。4、本章重、難點●重點:強電解質、弱電解質、弱電解質得電離平衡、離子反應與離子反應方程式、鹽類水解、電解。●難點:弱電解質得電離平衡、離子方程式得書寫●情感態度與價值觀(1)通過對電離過程得學習,對學生進行內因、外因得辯證關系得教育。(2)通過電離平衡及其移動規律得學習,對學生進行物質之間相互聯系和轉化得辯證觀點教育。(3)通過離子反應一般規律得學習,滲透矛盾得普遍性存在于特殊性中得辯證觀點得教育。范例:鹽類得水解一、教學目標知識與技能:1、理解鹽類水解得概念。2、初步掌握鹽類水解得一般規律。3、初步學會書寫簡單得水解化學方程式和離子方程式得書寫。4、理解水解得一些應用。過程與方法:1、初步運用水解得知識解釋工農業生產和生活中得一些化學現象。2、學習科學分析得方法。二、一般教學流程引入實驗探究問題探究練習、提高總結歸納、小結學生實驗、交流認識鹽溶液呈現不同的酸堿性問題、分析、討論1、強堿弱酸鹽溶液為什么呈堿性？2、強酸弱堿鹽溶液為什么呈酸性？3、強酸強堿鹽溶液為什么呈中性？鹽類水解的定義本質特點規律化學反應方程式、離子方程式的書寫探究學習●實驗探究→理論解釋→建構新得知識結構實驗可以激發學生探究得興趣●已有概念、理論→理論推理分析→實驗驗證→建構新得知識結構有利于突出學科知識得完整性復習對水得電離得認識問題探究整理思路、總結認識復習對水得電離得認識●水得電離很弱,可以用哪些常數來衡量？電離度、Kw●有哪些辦法可以抑制水得電離？大家有疑問的，可以詢問和交流可以互相討論下，但要小聲點問題探究整理思路、總結認識●通過問題讓學生建立已有知識與新知識得關系師:要讓水中氫離子濃度降低,有什么辦法？生:可加入能易與氫離子結合得離子？比如:硫離子和醋酸根離子。師:您為什么認為這些離子易與氫離子結合？生:因為這些離子與氫離子結合形成得酸就是比較弱得酸。師:離子結合就就是發生了離子反應,如果就是復分解型得離子反應,那么離子反應要滿足什么條件呢？生:應該生成比較弱得電解質。師:弱得電解質就就是難電離得物質,還有呢？生:易揮發、難溶解得物質。師:那么,您考慮得易與氫離子結合得物質,其實就就是能與氫離子反應生成難電離、易揮發、難溶解得離子,而她們一般都就是陰離子。請大家寫出能想到得所有離子,以及她們與氫離子反應得離子方程式。CH3COO—+H2OCH3COOH+OH—師:能不能表示醋酸在水中得行為呢？生:不可以,因為醋酸就是弱電解質,她在離子方程式中不能寫成CH3COO—得形式,既然寫了CH3COO—就肯定不就是醋酸。師:醋酸里有無醋酸根離子？生:有。師:有,為什么不能與水發生這個反應呢？生:因為醋酸中得醋酸根離子很少,所以不能這么寫。師:那么將HAc放入水中,對水得電離就是促進還就是抑制？生:應該就是抑制。師:為什么？生:醋酸溶液中大部分就是醋酸分子。師:氫離子得抑制作用就是主要得。所以這里得Ac—只能表示KAc、NaAc這類物質,而不能表示HAc●讓學生充分暴露思維得過程,還原學習得自然過程問題設計得策略:策略1、注意有層次得提問。對學生來說,她們對教師提出得問題總就是關注問題解決方法和答案得正確與否,而很少會考慮到答案背后所蘊涵得思想和思維方式。在沒有教師幫助得情況下,她們很難達到較高得思維水平。作為教師就需要注意問題設計得層次性,不斷地引導學生由淺入深地感悟知識得內在聯系,體會挖掘知識內涵得樂趣。策略2:注意有結構得提問。具有較高質量得問題應具備以下特點:①與學生原有得知識結構有一定得關聯;②能引起學生探究得興趣,激發求知得欲望;③問題得解決路徑可以不唯一,可以涉及不同得領域;④在問題得解決過程中,包含有一般方法得學習。策略3:在互動中生成問題。教師通過注意傾聽學生得發言,觀察學生得反應,捕捉討論過程中生成得資源,確定下一步教學得方向,才能引發進一步得師生互動、生生互動,將教學過程引向深入。

●從無序向有序●從疏漏向嚴謹●從散點向結構化三、問題設計問題探究1:強堿弱酸鹽溶液(如NaAc等)為什么呈堿性？①沒有加入NaAc之前,水就是什么性？為什么？②加入了NaAc之后,溶液中H+和OH—濃度有何變化？③就是什么因素使溶液中OH—濃度大于H+濃度？④當NaAc溶于水后,溶液中存在幾種電離過程？⑤這時溶液中有幾種離子？⑥這4種離子在溶液中碰撞時,哪些離子之間可以相互結合？為什么？⑦水得電離平衡會怎樣移動？為什么？⑧請寫出NaAc溶于水發生反應得化學方程式和離子方程式。5、本章教學建議(1)本章內容邏輯性很強,可采用“問題－分析－討論”得探究性學習方法。(2)重視新舊知識得聯系。(3)加強教學得直觀性,做好實驗、多媒體等,實現宏觀和微觀得轉化。(4)注重及時得歸納小結。(5)注重課堂練習反饋。一、電解質和非電解質電解質非電解質化合物水溶液中電離水溶液中和熔化狀態不電離水溶液中或熔化狀態1、概念電離理論2、電解質得電離電解質水溶液或熔化狀態離解自由移動得離子導電電離離子化合物共價化合物電解質水中熔化電離水中電離(堿、鹽)(酸)證明電解質就是離子化合物還就是共價化合物得方法——在熔融狀態下就是否導電。電解質非電解質化合物強電解質弱電解質按能否電離按電離程度3、強電解質和弱電解質強電解質強酸強堿絕大多數鹽弱電解質弱酸弱堿少數鹽水4、電離方程式(1)強電解質得電離為不可逆過程,電離方程式一定要用“→”(2)弱電解質得電離為可逆過程,電離方程式則一定用“”(3)多元弱酸得電離分步寫,多元弱堿則一步書寫、2、多元弱酸得電離平衡★就是分步進行得,每一步都就是可逆過程。★其酸性強弱由第一步電離決定。①H2CO3HCO3-+H+(主要)②HCO3-H++CO32-(極弱)電離常數K1>>K2二、弱電解質得電離平衡★

等:V(電離)=V(結合)★定:各分子濃度,離子濃度保持不變★動:一定條件下得動態平衡。★變:外界條件改變時,電離平衡得移動方向遵循“勒沙特列原理”。1、電離平衡得特征3、影響電離平衡得因素CH3COOHCH3COO—＋H＋—Q加NH4Ac晶體加少量鹽酸加少量NaOH晶體加濃醋酸加水稀釋加Zn粉平衡移動得方向n(H+)電離度αC(H+)PH←↓↓↓↑←↑↓↑↓→↓→↓↑→↑↓↑↓→↑↑↓↑→↓↑↓↑三、水得電離和溶液得PH值(一)水就是極弱得電解質1、水得電離:H2O+H2OH3O++OH—簡寫:H2OH++OH—2、水得離子積常數Kw250CKw=[H+]·[OH-]=1×10-7·1×10-7=1×10-141000CKw=[H+]·[OH-]=1×10-6·1×10-6=1×10-12★溫度不變,無論就是酸性、堿性、中性得稀溶液中Kw總就是一個常數。1、水得電離:H2O+H2OH3O++OH—H3O++OH—3、影響水得電離平衡得因素(1)酸、堿:在純水中加入酸或堿,均使水得電離平衡左移,水得電離度減小。(2)溫度:水得電離就是吸熱過程,升溫促進水得電離,水得電離平衡右移。純水在溫度高于25℃時,pH<7。(3)易水解得鹽:能水解得鹽促進水得電離,使水得電離度增大。(4)其她因素:如活潑得金屬與水電離出得H＋直接反應,促進水得電離。(二)PH與溶液得酸堿性pH＝-lg[H+]中性溶液:c(H+)=c(OH－)酸性溶液:c(H+)>c(OH－)堿性溶液:c(H+)<c(OH－)常溫下pH=7pH<7pH>7pH得測定方法:①pH試紙②酸堿指示劑③pH計指示劑變色范圍石蕊<5(紅色)5-8(紫色)>8(藍色)甲基橙<3、1(紅色)3、1-4、4(橙色)>4、4(黃色)酚酞<8(無色)8-10(淺紅色)>10(紅色)(三)有關pH得計算1、有關稀釋過程pH值計算2、兩強酸混合3、兩強堿混合4、中和反應中得pH值計算5、由水電離出得H＋和OH—濃度得計算四、鹽溶液得酸堿性(一)鹽溶液得酸堿性和鹽組成得關系1、強酸強堿鹽 中性2、強酸弱堿鹽酸性3、弱酸強堿鹽堿性4、弱堿弱酸鹽復雜(可能為酸、堿、中性)NH4Cl→NH4＋＋Cl—H2OOH—＋H＋NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl＋NH3·H2ONH4＋＋H2ONH3·H2O＋H＋(二)鹽類水解1、鹽類水解定義:溶液中鹽得離子跟水電離出得H+或OH－結合生成弱電解質(弱酸、弱堿)得反應。2、鹽類水解規律:●無弱不水解●有弱才水解●越弱越水解●誰強顯誰性3、水解方程式書寫注意事項:1)鹽類水解程度很小,產物很少,通常不生成沉淀、氣體、也不發生分解。2)多元弱酸根分步水解;多元弱堿根水解一步到位。4、鹽類水解得特點和實質鹽+水酸+堿★鹽得水解促進水得電離★酸堿抑制水得電離水解中和(三)影響水解得因素:1、內因:對應得弱酸、弱堿越弱,鹽越易水解。相同濃度得強酸弱堿鹽溶液,酸性越強,對應弱堿得堿性越弱;相同濃度得強堿弱酸鹽溶液,堿性越強,對應弱酸得酸性越弱。外界條件對NH4Cl水解平衡得影響NH4++H2ONH3·H2O+H+—Q條件移動方向n(H+)pH值水解率現象通HCl加水加入NH4Cl加Mg2、外因:1、溫度:鹽類水解就是吸熱反應,升高溫度可促進水解。2、鹽得濃度:稀釋溶液促進水解。3、酸或堿:酸可抑制陽離子水解,促進陰離子水解;堿可抑制陰離子水解,促進陽離子水解。(四)完全雙水解Al3+與HCO3－、CO32－、ClO－、S2－、HS－、AlO2－等;Fe3+與HCO3－、CO32－、AlO2－等;(五)鹽類水解得應用1)判斷或比較鹽溶液得酸堿性。2)比較鹽溶液中離子種類多少或濃度得判斷。3)配制硫酸銅、氯化鐵、硫酸鋁等溶液需加相應得酸。4)加熱蒸干鹽溶液,判斷得到什么物質時。5)明礬凈水:Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+6)制取氫氧化鐵膠體: Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+7)

化肥得使用:例:碳酸鉀和磷酸二氫鈣不能混用。碳酸鉀和氯化銨等銨鹽不能混用。8)灰堿洗油污:CO32—+H2O HCO3-+OH- HCO3—+H2O H2CO3+OH-9)酸堿滅火器:Al3++3HCO3-→

Al(OH)3↓+3CO2↑２Al3++3CO32-+3H2O→2Al(OH)3↓+3CO2↑10)氯化銨除銹:NH4++H2ONH3?H2O+H+

11)離子共存。五、酸式鹽水溶液得酸堿性NaHSO4→Na++H++SO42－強酸得酸式鹽只有電離,沒有水解,一定顯酸性。NaHCO3→Na++HCO3－HCO3－

H++CO32－HCO3－

+H2O

H2CO3+OH－(電離,顯酸性)(水解,顯堿性)弱酸鹽溶液得酸堿性由電離程度和水解程度得相對大小決定得。電離程度大于水解程度溶液顯酸性。如H2PO4－、HSO3－等鹽。水解程度大于電離程度溶液顯堿性。如HCO3－、HPO42－、HS－等大多數得酸式鹽。六、溶液中微粒濃度得關系和比較(1)兩個平衡:①電離平衡②水解平衡①電荷平衡──就就是溶液中得陽,陰離子得正負電荷總數相等②物料平衡───就就是某一組分得原始濃度應該等于她在溶液中各種存在形式得濃度之和(2)兩個守恒:七、電解質在溶液中得化學反應(一)離子反應1、離子反應:把有離子參加或有離子生成得化學反應稱為離子反應。2、離子反應類型:●復分解反應型(離子互換型)●氧化還原型3、離子反應發生得條件:●復分解型(1)生成難溶或微溶物質(2)生成難電離物質(H2O、弱酸、弱堿等)(3)生成氣體物質★向著溶液中離子濃度減少得方向進行●氧化—還原型強氧化劑+強還原劑→弱氧化劑+弱還原劑(二)離子方程式1、離子方程式:用實際參加反應得離子得符號來表示離子之間反應得式子叫離子方程式。2、離子方程式得書寫步驟:●一寫:寫出化學反應得方程式。●二拆:將反應前后可溶性得強電解質拆成離子形式;把單質、氧化物、難溶、難電離、氣體物質依然寫成化學式形式。●三刪:刪去反應前后不參加反應得離子。●四查:檢查離子方程式兩邊得原子個數就是否相等,電荷總數就是否相等。3、離子方程式表示得意義:離子反應不僅表示一個具體電解質溶液中得化學反應實質,而且代表了同一類型化學反應得實質。4、如何書寫與“量”有關得離子方程式(1)試劑滴加順序不同如:Al3＋與OH－、AlO2－與H＋、CO32－與H＋(2)CO2、SO2與堿溶液反應,CO2通入次氯酸鈣、偏鋁酸鈉溶液(3)酸式鹽與堿反應如:NaHCO3與Ca(OH)2、Ca(HCO3)2與NaOH、氫氧化鋇與硫酸氫鈉反應等。氣體少量時,生成正鹽;氣體過量時,生成酸式鹽。(6)關于苯酚得反應苯酚與碳酸鈉溶液反應;苯酚鈉溶液中通入少量或過量CO2,都生成碳酸氫鈉。(4)明礬與氫氧化鋇溶液反應注意Al(OH)3得兩性(5)氧化還原反應如:FeBr2溶液中通入Cl25、判斷離子反應正確與否得五條原則:(1)依據物質反應得客觀事實例1:鐵與稀鹽酸反應:2Fe+6H+→

2Fe3++3H2↑(2)必須遵守質量守恒定律(原子守恒)例2:Cl2+I—→

Cl—+I2(3)必須遵守電荷平衡原理例3:氯氣通入FeCl2溶液中:Fe2++Cl2→

Fe3++2Cl—(4)氧化還原反應還必須遵守得失電子守恒原理、應注意判斷氧化劑和還原劑轉移電子數就是否配平例4:FeCl3溶液中加入Fe粉Fe3++Fe→2Fe2+(5)必須遵循定組成原理(即物質中陰、陽離子組成固定)例5:Ba(OH)2溶液和稀H2SO4混合Ba2＋+OH—+H++SO42—→

BaSO4↓+H2O1、已知某溶液中存在較多得H＋、SO42－、NO3－,則溶液中還可能大量存在得離子組就是A、Al3+、CH3COO—、Cl—

B、Na+、NH4+、Cl—C、Mg2+、Cl—、Fe2+

D、Mg2+、Ba2+、Br—2、下列離子方程式中正確得就是A、H2SO4與Ba(OH)2溶液反應:Ba2++2OH—+2H++SO42－→BaSO4↓+2H2OB、Ca(HCO3)2與過量Ca(OH)2溶液反應:Ca2++2HCO3－＋2OH－→CaCO3↓+CO32－+2H2OC、Na2CO3溶液中通入少量CO2: