云南省高中化学 3.2.2水的电离和溶液的酸碱性（第二课时）教案
新人教版选修4
一、内容及其解析
1、 内容：水的电离、溶液的酸碱性与溶液的PH 。
2、 解析：学习水的电离以及影响水的电离的因素、水的离子积，，c （H +
）、PH 与溶液酸碱性的关系。
二、目标及其解析 1、目标：（1）、了解水的电离和水的离子积 （2）、了解溶液的酸碱性与pH 的关系 2、解析： （1）、通过学习知道水的电离和水的离子积和离子积常数，知道水的电离受其他因素的影响。
（2）要求懂得溶液的酸碱性与pH 的关系及PH 的测定方法，学会用PH 的理论进行有关溶液PH 的计算。
三、教学问题诊断分析
1、教学重点：水的离子积，溶液酸碱性和溶液pH 值的关系
2、教学难点：水的离子积，有关溶液PH 的简单计算。 四、教学过程： 引入：水是不是电解质？研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性，而酸碱性与水的电离有密切的关系。那么水是如何电离的呢？精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱
地电离，生成H 3O + 和OH —
： 一、水的电离（第一课时） 1、水的电离
H 2O + H 2O H 3O + + OH — 简写为：H 2O H + + OH
—
实验测定：25℃ [H +
]=[OH -]=1710-?mol/L 100℃ [H +
] = [OH -
] = 16
10
-?mol/L
水的电离与其它弱电解质的电离有何异同？
不同点：水是“自身”作用下发生的极微弱的电离。 相同点：均是部分电离，存在电离平衡
提问：请学生计算水的浓度，1L 纯水的物质的量是55·6mol ，经实验测得250
C 时，发生电
离的水只有1×10-7
mol ，二者相比，水的电离部分太小，可以忽略不计。因此电离前后水的物质的量几乎不变，可以视为常数，常数乘以常数必然为一个新的常数，用K w 表示，即为水的离子积常数，简称水的离子积。 2、水的离子积
K w = c （H +）·c （OH —
）
由于250C 时，c （H +）= c （OH —）= 1×10-7
mol/L
所以250C 时，K w = c （H +）·c （OH —）=1×10-14（定值）（省去单位）
提问：当温度升高时，K w 如何变化？影响K w 的因素是什么？（电离过程是吸热过程）
1000C 时，K w = c （H +）·c （OH —）=1×10
-12
影响因素：温度越高，Kw 越大，水的电离度越大。对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍
是中性水，[H +]=[OH -].
注：温度升高时K w 增大，所以说K w 时要强调温度。
练习：
影响因素条件改变平衡移动溶液中的c(H+) 溶液中的c(OH-) Kw
温度
升高温度向右增大增大变大
降低温度向左减小减小变小
酸碱性加入酸向左增大减小不变加入碱向左减小增大不变
过渡：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+ 浓度和OH—浓度的乘积总是一个常数——1×10-14，请考虑一下，当纯水中加入盐酸或氢氧化钠时，c（H+）和c（OH—）如何变化？
二、溶液的酸碱性和pH（常温下）：
1、溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH—）的关系：
投影显示空表，教师引导填写，然后推出结论。
电解质溶液对水电离平衡
的影响
溶液中
c（H+）
（mol/L）
溶液中c
（OH—）
（mol/L）
c（H+）与
c（OH—）比较
c（H+）·
c（OH—）
溶液
酸碱
性
纯水=10-7 =10-7 相等10-14中性
盐酸加HCl，c（H+）
增大，平衡左移>10-7 <10-7c（H+）>
c（OH—）
10-14酸性
氢氧化钠加NaOH，c（OH
—）增大，平衡
左移
<10-7 >10-7c（H+）<
c（OH—）
10-14碱性
中性溶液c（H+）= c（OH—）= 1×10-7mol/L
酸性溶液c（H+）> c（OH—），c（H+）> 1×10-7mol/L
碱性溶液c（H+）< c（OH—），c（H+）< 1×10-7mol/L
注：①水中加酸或碱均抑制水的电离，但由水电离出的c（H+）与c（OH—）总是相等。
②任何电解质溶液中，H+与OH—总是共存，但不能大量共存。溶液的酸、碱性主要在于c（H+）与c（OH—）的相对大小。c（H+）与c（OH—）此增彼长，且K w = c（H+）·c（OH—）不变。讲述：酸性溶液中c（H+）越大，酸性越强，碱性溶液中c（OH—）越大，碱性越强。我们经常用到一些c（H+）很小的溶液，如c（H+）=1×10-7mol/L的溶液，用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。为此，化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱。
2、溶液的pH：
（1）定义：pH =-lg{c（H+）}
(2)适应范围：稀溶液，0～14之间。
有关溶液的pH值的几个注意问题：
①pH值是溶液酸碱性的量度。常温下，pH=7溶液呈中性；pH值减小，溶液的酸性增强；pH 值增大，溶液的碱性增强。
②pH值范围在0-14之间。pH=0的溶液并非没有H+，而是C(H+)=1mol/L；pH=14的溶液并非没有OH-，而是C(OH-)=1mol/L。pH改变一个单位，C(H+)就改变10倍，即pH每增大一个单位，C(H+)就减小到原来的1/10；pH每减小一个单位，C(H+)就增大到原来的10倍。
③当C(H+)>1mol/L时，pH值为负数，当C(OH-)>1mol/L时，pH>14。对于C(H+)或C(OH-)大于1mol/L的溶液，用pH值表示反而不方便，所以pH值仅适用于C(H+)或C(OH-)小于等于1mol/L的稀溶液。
④也可用pOH来表示溶液的酸碱性，pOH=-lgC(OH--)，因为C(H+)·C(OH-)=10-14，若两边均取负对数，得pH+pOH=14。
⑤可用 pH试纸来测定溶液的pH值。方法：用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液，滴在pH试纸上（注意不能将pH试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒，因为这样做，实际上已将溶液稀释，导致所测定的pH不准确）将pH试纸显示的颜色随即（半分钟内）与标准比色卡对照，确定溶液的pH值（因为时间长了，试纸所显示的颜色会改变，致使测得的pH不准。）
小结：
1、溶液的pH：
（1）定义：pH =-lg{c（H+）}
(2)适应范围：稀溶液，0～14之间。
有关溶液的pH值的几个注意问题：
①pH值是溶液酸碱性的量度。常温下，pH=7溶液呈中性；pH值减小，溶液的酸性增强；pH 值增大，溶液的碱性增强。
②pH值范围在0-14之间。pH=0的溶液并非没有H+，而是C(H+)=1mol/L；pH=14的溶液并非没有OH-，而是C(OH-)=1mol/L。pH改变一个单位，C(H+)就改变10倍，即pH每增大一个单位，C(H+)就减小到原来的1/10；pH每减小一个单位，C(H+)就增大到原来的10倍。
③当C(H+)>1mol/L时，pH值为负数，当C(OH-)>1mol/L时，pH>14。对于C(H+)或C(OH-)大于1mol/L的溶液，用pH值表示反而不方便，所以pH值仅适用于C(H+)或C(OH-)小于等于1mol/L的稀溶液。
④也可用pOH来表示溶液的酸碱性，pOH=-lgC(OH--)，因为C(H+)·C(OH-)=10-14，若两边均取负对数，得pH+pOH=14。
⑤可用 pH试纸来测定溶液的pH值。
配餐作业：
一、基础题（A组题）
1．下列说法正确的是( )
A．HCl溶液中无OH－
B．NaOH溶液中无H＋
C．KCl溶液中既无H＋也无OH－
D．常温下，任何物质的水溶液中都有H＋和OH－，且K W＝1×10－14
解析：无论是酸、还是碱，无论是电解质还是非电解质，只要在水溶液中，都存在水的电离平衡。25℃时，在任何物质的水溶液中都有：K W＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14。
答案：D
2．常温下，在0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中，水的离子积是( )
A．1.0×10－14B．1.0×10－13
C．1.32×10－14D．1.32×10－15
解析：水的离子积只与温度有关，与溶液的酸、碱性无关。常温下，K W＝1.0×10－14。
答案：A
3．(2011·郑州高二检测)能影响水的电离平衡，并使溶液中的c(H＋)>c(OH－)的操作是
( ) A．向水中投入一小块金属钠
B．将水加热煮沸
C．向水中加入二氧化碳气体
D．向水中加食盐晶体
解析：A项加金属钠跟水反应生成NaOH，c(OH－)>c(H＋)，错误；B项加热促进水的电离，但c(H＋)＝c(OH－)，错误；D项对水的电离平衡没有影响，c(H＋)＝c(OH－)，错误。
答案：C
二、巩固题（B 组题）
1．K W 仅仅是温度的函数。下列关于K W 与温度关系的叙述中，正确的是( ) A ．温度越高，K W 越大 B ．温度越低，K W 越大
C ．随着温度的升高，K W 可能增大也可能减小
D ．随着温度的升高，K W 肯定增大，H ＋和OH －
浓度同时升高
解析：K W 仅仅是温度的函数，由于水的电离是一个吸热过程，温度升高，K W 增大，但溶液中c (H ＋)和c (OH －)的变化无法判断，可能同时升高，也可能一个升高一个降低。 答案：A
2．[双选题]常温下，某溶液中由水电离出来的c (H ＋)＝1.0×10－13 mol ·L －1
，该溶液可能是( )
A ．二氧化硫水溶液
B ．氯化钠水溶液
C ．硝酸钠水溶液
D ．氢氧化钠水溶液
解析：c (H ＋)水＝1.0×10－13 mol/L<1.0×10－7
mol/L ，
说明水的电离受到抑制，溶液既可能呈酸性，也有可能呈碱性。A 项，SO 2＋H 2O H 2SO 3，
H
2SO 3HSO －3＋H ＋，HSO －3SO 2－3＋H ＋，溶液呈酸性；D 项，NaOH===Na ＋＋OH －
，溶液呈碱性。 答案：AD
3．常温下，下列三种溶液中，由水电离出的氢离子浓度之比为( )
①1 mol/L 的盐酸 ②0.1 mol ·L －1
的盐酸
③0.01 mol ·L －1
的NaOH
A ．1∶10∶100
B ．0∶1∶12
C ．14∶13∶12
D ．14∶13∶2
解析：①1 mol/L 盐酸中c (H ＋
)＝1 mol/L ，
由水电离出的c (H ＋)水＝10－14
mol/L ，
②0.1 mol/L 盐酸中，c (H ＋
)＝0.1 mol/L ，
由水电离出的c (H ＋)水＝10－13
mol/L ，
③0.01 mol/L NaOH 溶液中，c (OH －
)＝0.01 mol/L ，
由水电离出的c (H ＋)水＝10－12
mol/L ， 则三者由水电离出的氢离子浓度之比为： 10－14∶10－13∶10－12
＝1∶10∶100。 答案：A 4．在相同温度下，0.01 mol/L NaOH 溶液和0.01 mol/L 的盐酸相比，下列说法正确的是( )
A ．由水电离出的c (H ＋
)相等
B ．由水电离出的c (H ＋)都是1.0×10－12
mol/L
C ．由水电离出的c (OH －
)都是0.01 mol/L D ．两者都促进了水的电离
解析：若该温度下水的离子积常数为K W (这里没有说是25℃)，则在0.01 mol/L 的NaOH 溶液中，由水电离的c (H ＋
)＝
K W
c OH －
＝
K W
0.01
mol/L 。 在0.01 mol/L 的HCl 溶液中，由水电离出的c (H ＋
)＝c (OH －
)水电离＝K W
0.01
mol/L 。
答案：A
三、提高题（C 组提）
1．(8分)(1)某温度(t ℃)时，水的K W ＝1×10－12
，则该温度(填“>”、“<”或“＝”)________25℃，其理由是________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)该温度下，在c (H ＋)＝1×10－7 mo l /L 的NaOH 溶液中，由水电离出的c (OH －
)＝________ mol/L 。
解析：(1)升高温度，K W 增大，现K W ＝1×10－12>1×10－14
，因此温度高于25℃。
(2)NaOH 溶液中由水电离出来的c (OH －)等于溶液中c (H ＋)，即为1×10－7 mol ·L －1
。 答案：(1)> 升温促进水电离，K W 增大
(2)1×10－7
2．(9分)在某温度下的水溶液中，c (H ＋)＝10x mol/L ，c (OH －)＝10y
mol/L ，x 与y 的关系如图所示：
(1)该温度下，水的离子积为________。
(2)该温度下，0.01 mol/L NaOH 溶液中c (H ＋
)为________。
解析：(1)选取图像中的一点，如当x ＝－5时，y ＝－10，故水的K w ＝10－5·10－10
＝10－15
。
(2)0.01 mol/L NaOH 溶液中c (OH －)＝10－2 mol/L ，故c (H ＋)＝K w c OH －
＝10－15
10
－2＝10－13
(mol/L)。
答案：(1)10－15 (2)10－13
mol/L
教学反思：
高二化学《水的电离和溶液的酸碱性》典型例题及习题 （一）典型例题 【例1】常温下，纯水中存在电离平衡：H O H+-，请填空： 【例2】室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离生成的c(OH－)为（）双选 A.1.0×10－7 mol·Ｌ－1 B.1.0×10－6 mol·Ｌ－1 C.1.0×10－2 mol·Ｌ－1 D.1.0×10－12 mol·Ｌ－1 【例3】室温下，把1mL0.1mol/L的H2SO4加水稀释成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H+，其浓度接近于（） A. 1×10-4 mol/L B. 1×10-8 mol/L C. 1×10-11 mol/L D. 1×10-10 mol/L 【分析】温度不变时，水溶液中氢离子的浓度和氢氧根离子的浓度乘积是一个常数。在酸溶液中氢氧根离子完全由水电离产生，而氢离子则由酸和水共同电离产生。当酸的浓度不是极小的情况下，由酸电离产生的氢离子总是远大于由水电离产生的(常常忽略水电离的部分)，而水电离产生的氢离子和氢氧根离子始终一样多。所以，酸溶液中的水电离的氢离子的求算通常采用求算氢氧根离子。 稀释后c(H+)=（1×10-3L×0.1mol/L）/2L = 1×10-4mol/L c(OH-) = 1×10-14/1×10-4 = 1×10-10 mol/L 【答案】D 【例4】将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c (SO42－）：c (H+)约为（） A、1：1 B、1：2 C、1：10 D、10：1 【分析】根据定量计算，稀释后c(H+)=2×10-8mol·L-1，c(SO42-)=10-8mol·L-1，有同学受到思维定势，很快得到答案为B。其实，题中设置了酸性溶液稀释后，氢离子浓度的最小值不小于1×10-7mol·L-1。所以，此题稀释后氢离子浓度只能近似为1×10-7mol·L-1。 【答案】C
学科教师辅导学案
③删除两边没有参加反应的离子，化简各物质的系数成最简整数比。 ④检查方程式两边各原子数是否守恒，电荷总数是否守恒。 B．离子反应实质法 ①分析反应物在水溶液中的存在形式。易溶于水、易电离的反应物写出其电离方程式；难溶于水、气体、难电离的物质写化学式。 ②判断反应物存在形式的微粒哪些能相互作用生成沉淀、水、气体或者发生氧化还原反应。 ③综合上述两步写出离子方程式并配平。 知识点三：离子方程式的书写及正误判断 1．离子方程式正误的判断方法 2．书写离子方程式时的注意要点 (1)离子反应要符合客观事实不要臆造。 (2)多元弱酸的酸式酸根离子不拆开写。如NaHSO3应拆分为Na＋和HSO－3。 (3)盐类水解的离子方程式书写易忽视符号“===”与“”、“↑”与“↓”的正确使用。 (4)注意几个涉及氧化还原反应的离子方程式，如少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中，产物为CaSO4而不是CaSO3；向Fe(OH)3悬浊液中加入稀碘化氢溶液中，产物中的Fe元素应为Fe2＋而不是Fe3＋。 (5)注意“量”的条件，如漂白粉溶液通入少量CO2：Ca2＋＋2ClO－＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO；通入足量CO2：ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO－3。 (6)注意反应环境，不在溶液中进行的离子反应不能写离子方程式，如实验室用NH4Cl固体和Ca(OH)2固体反应制取NH3的反应。 (7)注意操作顺序，操作顺序不同，离子方程式有时也不同。如AlCl3溶液逐滴加入到NaOH溶液和NaOH溶液逐滴加入到AlCl3溶液中的反应。 (8)注意是否漏掉了离子反应，如Ba(OH)2溶液与NaHCO3溶液反应，既要写出OH－与HCO－3生成CO2－3的反应，又不能漏掉Ba2＋与CO32-生成BaCO3的反应。 (9)看是否遵循守恒规律，离子方程式中一定符合两个守恒、电荷守恒、质量(原子)守恒，如是氧化还原反应则还要遵循得失电子守恒。 【领悟·整合】 离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且还表示所有同一类的反应。例如：强酸、强碱之间的中和反应大都可以表示为：H+＋OH－＝H2O。书写离子方程式时要注意：（1）易溶、易电离的物质（强酸、强碱、大多数可溶性盐）以实际参加反应的离子符号表示；（2）离子方程式两边的原子个数、电荷数均应相等。 精讲精练 【例1】已知白色PbSO4难溶于水，也不溶于HNO3，却可溶于醋酸铵饱和溶液中，其反应式为： PbSO4+CH3COONH4(CH3COO)2Pb+(NH4)2SO4在无色的(CH3COO)2Pb溶液中通入H2S气体，有黑色沉淀(PbS)生
高中化学解题方法--水的电离如何判断(或计算)溶液中c水(H＋)或c水(OH－)的大小，如何找出c水(H＋)与c水(OH－)的物料守恒关系，是本篇解决的问题。 ●难点磁场 请试做下列题目，然后自我界定学习本篇是否需要。 Na2S(aq)中，下列说法正确的是________。 A.2c(Na＋)＋c(H＋)====c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－) B.c(Na＋)＋c(H＋)====2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－) C.c(H＋)＋c(HS－)＋2(H2S)====c(OH－) D.c(Na＋)====2c(S2－)＋2(HS－)＋2c(H2S) ●案例探究 [例1]室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离生成的c(OH－)为 A.1.0×10－7 mol·Ｌ－1 B.1.0×10－6 mol·Ｌ－1 C.1.0×10－2 mol·Ｌ－1 D.1.0×10－12 mol·Ｌ－1 命题意图：考查学生对不同条件下水电离程度的认识，同时考查学生思维的严密性。 知识依托：水的离子积。 错解分析：pH=12的溶液，可能是碱溶液，也可能是盐溶液。忽略了强碱弱酸盐的水解，就会漏选D。 解题思路：先分析pH=12的溶液中c(H＋)、c(OH－)的大小。由c(H＋)=10－pH得： c(H＋)=1.0×10－12 mol·L－1 c(OH－)=1.0×10－2 mol·L－1 再考虑溶液中的溶质：可能是碱，也可能是强碱弱酸盐。 最后进行讨论： (1)若溶质为碱，则溶液中的H＋都是水电离生成的： c水(OH－)=c水(H＋)=1.0×10－12 mol·Ｌ－1 (2)若溶质为强碱弱酸盐，则溶液中的OH－都是水电离生成的： c水(OH－)=1.0×10－2 mol·Ｌ－1 答案：CD [例2](NH4)2CO3(aq)中存在________种粒子。试完成下列问题： (1)根据电荷守恒，写出一个用离子浓度表示的等式：； (2)根据水的电离，写出一个含有c(H＋)和c(OH－)的等式：； (3)根据(NH4)2CO3中，C、N原子个数关系，写出一个含有c(NH＋4)和c(CO-2 3 )的等式：。 命题意图：考查学生对电荷守恒和物料守恒的认识；考查学生分析、解决、归纳水解问题的能力。 知识依托：盐类的水解。 错解分析：不清楚CO-2 3与其所带电荷的关系而错解(1)；不清楚H2CO3、HCO- 3 中氢的 来源及他们与水电离的OH－的关系而错解(2)；不清楚(NH4)2CO3中C、N原子个数比为1∶2，及碳、氮的具体存在形式而错解(3)。 解题思路：(NH4)2CO3(aq)中存在以下几种水解和电离方程式： (NH4)2CO3====2NH+ 4＋CO-2 3
课题：第3 章物质在水溶液中的行为 第2 节弱电解质的电离盐类的水解 课本：化学反应原理 一、教材中的作用与地位 弱电解质的电离平衡是鲁科版版化学选修4 第三章物质在水溶液中的行为第二节弱电解质的电离盐类的水解第一课时。本节内容在化学反应原理学习中起到承前启后的作用，弱电解质的电离平衡是对第二章化学平衡理论的应用、延伸和拓展，为学习盐类水解等知识做好铺垫，体现了化学理论的重要指导作用。 二、教学目标 知识与技能 了解电离平衡概念。能运用化学平衡理论描述弱电解质在水溶液中的电离平衡。了解电离平衡常数并会运用电离平衡常数进行简单计算。 过程与方法 通过化学平衡理论的分析与应用，理解弱电解质在水中的电离平衡状态。通过小组合作探究交流掌握有关电离平衡常数的简单计算。 情感态度价值观
体会科学探究对化学的重要作用，提高学生学习化学的兴趣。 三、教学重点 弱电解质的电离平衡以及电离平衡常数的有关计算 四、教学难点 电离平衡常数的有关简单计算 五、教学方法 启发式教学合作学习自主学习讲练结合 六、设计理念 在教学方法采用六人一组的合作学习、科学探究学习的教学方式。以 学生为主体，概念从引入、分析到运用都给予学生足够的思考空间，教师适时加以引导，组织学生参与探究、合作学习。教学中充分发挥每位学 生的特长，使学生的个性得到张扬，课堂成为学生成长的乐园。 七、教学设计： 【复习提问】1.什么是电解质?什么是强电解质和弱电解质？ 2. 强弱电解质的电离方程式的书写原则是什么？ 【课堂引入】回顾化学平衡的建立，想一想电离平衡是如何建立的？电离
平衡的特点？ 【新课讲授】以工业合成氨为例，回顾化学平衡的建立，让学生思考醋酸 的电离平衡如何建立，得出弱电解质电离平衡的特点。 CH3COOH CH COO- + H+ 1．概念 在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，称为电离平衡状态 3.电离平衡的特点： 【提出问题】如何定量的描述化学反应进行的程度？ 怎样定量的表示弱电解质电离能力的强弱？ 向学生引入电离平衡常数和电离度的概念。 【新课讲授】 一、电离平衡常数 1.在一定条件下达到时，弱电解质电离形成的
弱电解质的电离平衡 第一节电解质和溶液的导电性 1、电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。主要有酸、碱、盐、金属氧化物和水 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。主要有大多数有机物（如酒精、蔗糖）、非金属氧化物（如：CO2、SO2?)和某些非金属氢化物(如：NH3） 强电解质：在水溶液里完全电离的电解质。包括强酸、强碱和大多数盐。酸是共价化合物，其他的是离子化合物。离子化合物与共价化合物的重要区别是共价化合物在熔融状态下不导电。 弱电解质：在水溶液里部分电离的电解质。包括弱酸、弱碱和水。 归纳： 活泼金属的氧化物 大多数盐离子键—离子化合物 强电解质强碱 （完全电离）强酸 电解质 弱电解质弱酸极性键——共价化合物 （部分电离）弱碱 水 注意事项? ①电解质必须是化合物。（首先必须是纯净物）?②化合物不一定都是电解质? ③电解质须有条件：水溶液里或熔融状态。?④电解质必须是自身能够电离出离子的化合物。 ○5电解质不一定导电。强碱和盐等离子化合物在固态时，阴、阳离子不能自由移动，所以 不能导电，但熔融状态下或溶于水时能够导电。酸在固态或液态（熔融状态）时只有分子，没有自由移动的离子，因而也不导电，在水溶液里受水分子的作用，电离产生自由移动的离子，而能够导电。 ［典型例题］【例题1】有下列物质：①烧碱固体②铁丝③氯化氢气体④稀硫酸⑤SO2⑥氨水⑦碳酸钠粉末⑧蔗糖晶体⑨熔融氯化钠⑩胆矾。请用序号填空： （1）上述状态下可导电的是________； （2）属于电解质的是__________； （3）属于非电解质的是_________； （4）属于电解质但在上述状态下不能导电的是___________。 答案：（1）②④⑥⑨（2）①③⑦⑨⑩（3）⑤⑧（4）①③⑦⑩ 【例题2】下列关于强弱电解质及在水溶液中的存在说法正确的是 A、NaCl溶液中只有阴阳离子存在，没有分子存在
水的电离和溶液的pH 知识梳理 一、水的电离 1．电离方程式 H2O+H2O H3O++OH－简写成H2O H++OH－ 平衡常数表达式__________________，温度升高，平衡常数_________。 【答案】K=c（H+）·c(OH-)；变大 2．水的离子积常数 （1）表达式：Kw=____________________ 注意： ①式子中c（H+）、c(OH-)是_______________________________。 ①任何水溶液（酸、碱、盐等）中都是H+、OH-共存的，且都是Kw=c(H+) ×c(OH-) ①温度升高，Kw值___________（与浓度无关）（Kw （25①）=10-14）。 【答案】c（H+）·c(OH-)；溶液中离子的总浓度；变大 3．利用Kw的定量计算 【练一练】 （1）常温下，0.01mol/L盐酸溶液中c(H+)和c(OH-)为多少? （2）常温下，0.01mol/L NaOH溶液中c(H+)、c(OH-)为多少? （3）常温下，0.01mol/L盐酸溶液中由水电离出的c(H+)、c(OH-) 分别是多少？ （4）常温下，0.1mol/L NaOH溶液中由水电离出的c(H+) 、c(OH-)分别是多少？ 【答案】c(H+)=0.01mol/L c(OH-)=10-12mol/L；c(OH-)=0.01mol/L c(H+)=10-12mol/L c(H+)水=10-12mol/L c(OH-)水=10-12mol/L；c(OH-)水=10-12mol/L c(H+)水=10-12mol/L 4．水的电离平衡 对常温下的纯水进行下列操作，完成下表
水 溶 液 中 的 离 子 平 衡 （笔记） 一、水的电离： 1． 水是一种极弱的电解质，水的电离是永恒存在的。只要是水溶液，不要忽略H + 和 OH –的同时存在，注意不是大量共存。 （1）水分子能够发生电离，存在有电离平衡： H 2O+H 2O H 3O + ＋ OH – 简写为 H 2O H + ＋ OH – （2）水分子发生电离后产生的离子分别是H 3O + 和OH – （3）发生电离的水分子所占比例很小 根据水的电离平衡，写出相应的平衡常数表达式 应有K 电离＝ 室温时，1L 纯水中（即55.56mol/L ）测得只有1×10-7molH 2O 发生电离，电离前后H 2O 的物质的量几乎不变，故c (H 2O)可视为常数，上式可表示为：c (H +)·c (OH –)＝K 电离·c (H 2O) K 电离与常数c (H 2O)的积叫做水的离子积常数，用K W 表示 2．水的离子积： 一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中室温时K W ＝c (H +)·c (OH –) =1×10-14 水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的K W 增大。同样K W 只与温度有关。 归纳： ①电离常数是表示弱电解质电离趋势的物理量。K 值越大，电离趋势越大。 ②一种弱电解质的电离常数只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。 ③电离常数随温度升高而增大。室温范围温度对电离常数影响较小，可忽略 ④水的离子积不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐稀溶液 ⑤任何溶液中由水电离的c (H +)与c (OH –)总是相等的 3．影响水的电离平衡的因素：酸、碱、水解盐等。 二、溶液的酸碱性和pH 1． 常温pH=7（中性） pH ＜7 （酸性） pH ＞7（碱性） 2．pH 测定方法：pH 试纸、酸碱指示剂、pH 计 3．溶液pH 的计算方法 （1）酸溶液： n (H +)→c(H +)→pH c (H +)·c (OH -) c (H 2O)
五、教学策略设计: 纳一巩固训练。《弱电解质的电离平衡》 一、教材分析 （1）本章内容理论性强，知识点之间环环相扣、循序渐进，理论与实际、知识与技能并举，而本节内容既是化学平衡理论的延伸和拓展，又是水的电离与盐类水解的桥梁和纽带，是学生学好本章的前提和基础。 （2）本节内容有利于引导学生根据已有的知识和生活经验去探究和认识化学，激发学生探究和学习的兴趣，促进学生学习方式的多样化。 二、学情分析 （1）学生已学习了化学平衡和化学平衡移动原理，知道这一原理也适用于其它平衡体系。通过引导学生将化学平衡移动原理迁移到弱电解质的电离平衡中，可有效突破本节重难点。 （2）学生已初步掌握了通过自主学习、合作学习、探究学习主动获取知识，学生具有较强的好奇心和求知欲。 三、教学目标 1.知识与技能 （1）掌握弱电解质的电离平衡。 （2）理解外加物质、温度、电解质浓度对电离平衡的影响。 2.过程与方法 （1）应用可逆反应的相关知识，理解弱电解质在水溶液中的电离平衡状态。 （2）分析弱电解质的电离平衡，认识事物变化中内因和外因的辩证关系，学习从现象到本质的 思维方法。 3?情感态度与价值观 通过弱电解质电离平衡及平衡移动的学习，初步建立事物之间的联系和转化等辩证观点。 四、教学重难点：弱电解质的电离平衡及外界条件对电离平衡的影响。- 创设问题情境一问题探究（分组讨论、分组实验）一展示交流一精讲归 六、教学方法：实验探究法、类比迁移法等。 七、教学媒体：多媒体（PPT）、学生平板电脑等。 八、教学评价：教师评价和生生互评相结合。 九、教学过程 实施方案设计意图
如何证明盐酸是强酸，而醋酸是弱酸呢？这节课我们就用实验事 实来说明弱电解质的电离平衡。首先请学生完成实验来感受 CH 3C00H 和HCI 电离程度的差异。可选药品有： O.1mol/L CH 3C00H 、0.1moI/L HCI 、蒸馏水、镁条等。可选器材有： pH 传感器，电导率传感器等。 从宏观上让学生感知醋酸的电 离 是不完全的。让学生在愉快 的氛围中探索新知，切身感受 到化学学习的快乐、品尝到成 功的喜悦。培养学生严谨实验、 细致观察，探索问题真相，得 出正确结论的能力。 教师讲解醋酸部分电离的原因，分析醋酸达到电离平衡的过程， 引导学生回顾化学平衡的特征， 提出思考：如何证明醋酸电离平 衡的存在？ 请学生设计实验证明醋酸电离平衡的存在。 可选药品有：O.1mol/L CH 3COOH 、CH 3C00Na 固体、冰醋酸、 蒸馏水等。可选器材有：pH 传感器等。 引导学生利用平衡移动的原 理，间接证明醋酸电离平衡的 存在，从微观上证明醋酸的电 离是可逆的，并为探究温度及 加水稀释对醋酸电 离平衡的影 响做好铺垫。 教师做演示实验，进一步探究温度及加水稀释对醋酸电离平衡的 影响，学生根据实验现象，自主得出相关结论： (1) 弱电解质电离吸热，升咼温度，平衡向电离方向移动； (2) 加水稀释，平衡向电离方向移动 --越稀越电离； 讨论交流得出外界条件对电离 平衡的影响。 总结： 一、 感受弱电解质和强电解质电离程度的差异： 在浓度等其他条件相同的情况下， (1) 溶液pH 值不同； (2) 与Mg 反应，产生氢气速率不同； (3) 溶液导电性(电导率)不同； 二、 证明弱电解质电离平衡的存在： (1) 浓度：稀释弱电解质，电离平衡正向移动，稀释促进电离； (2) 温度：电离吸热，升温电离平衡正向移动，升温促进电离； (3) 冋离子效应：加入与弱电解质电离出的离子相冋的离子， 电离平衡逆向移动； 课堂训练1、2 从个别到一般，总结归纳本节 的学习重点，便于学生系统理 解和形成知识网络。课堂训练 利于巩固和检验学生学习效 果。 弱电解质电离的拓展： 电离平衡是一种特殊的平衡，所有化学平衡的知识也适合于电离 平衡。 引导学生通过类比迁移的方法，思考下列问题： (1) 写出醋酸电离的平衡常数的计算式，即醋酸的电离常数； (2) 探讨温度对醋酸电离常数的影响； 适度拓展，引导学生在“电离 平衡”和“化学平衡”之间建 立联 系。利用已有的平衡常数 的概念， 采用类比迁移的方法 引导学生学 习电离平衡常数的 相关知识。 十、板书设计 弱电解质的电离平衡 1. 电离平衡：在一定条件下，当弱电解质电离成离子的速率和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，这叫做电离平衡。 2. 电离平衡的特征： “等”、“动”、“定”、“变”。
高中化学盐类水和电离知识点总结 精品管理1
高中化学盐类水和电离知识点总结 一、盐类的水解反应 1.定义：在水溶液中，盐电离产生的离子与水电离的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的反应。 2.实质：由于盐的水解促进了水的电离，使溶液中c(H+)和c(OH)-不再相等，使溶液呈现酸性或碱性。 3.特征 (1)一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。 (2)盐类水解是中和反应的逆过程：，中和反应是放热的，盐类水解是吸热的。 (3)大多数水解反应进行的程度都很小。 (4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。 4.表示方法 (1)用化学方程式表示：盐＋水?酸＋碱 如AlCl3的水解：AlCl3 +3H20 ?Al+3+ 3Cl- (2)用离子方程式表示：盐的离子＋水?酸(或碱)＋OH－(或H＋) 如AlCl3的水解：Al+3+ 3H2O ?Al(OH)3 + 3H+ 二、影响盐类水解的因素 1.内因——盐的本性 (1)弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强。
(2)弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。 2．外因 (1)温度：由于盐类水解是吸热的过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。 (2)浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大； 增大盐的浓度，水解平衡向右移动，水解程度减小。 (3)外加酸碱：H+可抑制弱碱阳离子水解，OH-能抑制弱酸阳离子水解。（酸性溶液抑制强酸弱碱盐的水解，碱性溶液促进强酸弱碱盐的水解；碱性溶液抑制强碱弱酸盐的水解，酸性溶液促进强碱弱盐盐的水解） 三、盐类水解的应用 1.判断盐溶液的酸碱性 (1)多元弱酸的强碱盐的碱性：正盐＞酸式盐； 如 mol·L－1的Na2CO3和NaHCO3溶液的碱性：Na2CO3＞NaHCO3。 (2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。 如mol·L－1的①NaCl，②Na2CO3，③AlCl3溶液的pH大小：③＜①＜②。 2．利用明矾、可溶铁盐作净水剂 如：Fe+3+3H2O ?Fe(OH)3＋3H+ 3．盐溶液的配制与贮存 配制FeCl3溶液时加入一定量酸(盐酸)抑制水解； 配制CuSO4溶液时加入少量稀硫酸，抑制铜离子水解。 4.制备胶体 如：向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，产生红褐色胶体。F e+3+3H2O Fe(OH)3（胶体）＋3H+
第二节水的电离和溶液的酸碱性 知识点一 水的电离和水的离子积 一、水的电离 1.电离平衡和电离程度 ①水是极弱的电解质，能微弱电离： H 2O+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H 2O H ++OH -；ΔH >0 ② 实验测得：室温下1LH2O （即55.6mol ）中只有1×10-7mol 发生电离，故25℃时，纯水中c(H + )=c(OH -)=1×10-7 mol/L ，平衡常数O) c(H ) c(OH )c(H K 2-?= +电离 2.影响水的电离平衡的因素 （1）促进水电离的因素： ①升高温度：因为水电离是吸热的，所以温度越高K 电离越大。 c(H +)和c(OH -)同时增大，K W 增大，但c(H +)和c(OH -)始终保持相等，仍显中性。 纯水由25℃升到100℃，c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。 ②加入活泼金属 向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H ＋ 直接发生置换反应，产生H 2，使水的电离平衡向右移动。 ③加入易水解的盐 由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，K W 不变。 ④电解 如用惰性电极电解NaCl 溶液、CuSO 4溶液等。 （2）抑制水电离的因素： ①降低温度。 ②加入酸、碱、强酸酸式盐。 向纯水中加酸和强酸酸式盐（NaHSO4）能电离出H+、碱能电离出OH-，平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 不变。 练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下： 1. 水的离子积 （1）概念：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此c （H2O ）可视为常数，则在一定温度时，c(H +)与c(OH -)=K 电离c(H2O)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。 K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。 注意： ①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。与c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 约为1×10-12。
一）盐类水解口诀：有弱才水解，越弱越水解，双弱双水解，谁强显谁性。（1）有弱才水解 要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子（包括铵离子）。 如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH，则Na+是强碱金属离子，不会水解。NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ，则Cl-是强酸根离子，也不会水解。 所以，NaCl在水溶液中不会发生水解。 又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH，则CH3COO- 是弱酸根离子，会水解。消耗H2O电离出的H+，结合成CH3OOH分子。使得水中OH-多出。 所以，CH3COONa的水溶液显碱性。 （2）越弱越水解 盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱，水解的程度越大。 如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-对应的酸是H2CO3；SO3^2-对应的酸是H2SO3 由于H2CO3的酸性弱于H2SO3 则，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，结合的H+更多。 所以，Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强。 （3）双弱双水解 当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时，则盐的这两种离子都会发生水解。阳离子水解结合水电离出的OH-；阴离子水解结合水电离出的H+，所以双水解发生的程度往往较大。 如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ；CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH 则NH4+和CH3COO-都会发生水解，NH4+结合OH-形成NH3*H2O；CH3COO-结合H+形成CH3COOH，相互促进，水解程度较大。 （4）谁强显谁性 主要是针对双水解的盐，即弱酸弱碱盐，由于盐中的阴离子水解结合H+，阳离子水解结合OH- 要判断盐溶液的酸碱性，则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小。 如：(NH4)CO3 ，由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强（实际上比较的是两者的电离度，中学不做要求，只需记忆），则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的H+更多，有OH-多出。 所以，(NH4)2CO3 溶液显碱性。 又如：CH3COONH4，由于NH3的碱性和CH3COOH的酸性相当，则NH4+的水解度和CH3COO-的程度差不多，使得水溶液中的H+和OH-也差不多。 所以CH3COONH4溶液显中性。 再如：(NH4)2SO3，由于NH3的碱性比H2SO3的酸性弱，则NH4+的水解度比SO3^2-的水解度大，使得水溶液中消耗的OH-更多，有H+多出。 所以，(NH4)2SO3溶液显酸性。 （二）根据盐类的不同，可分为：强酸强碱盐（不水解）；强酸弱碱盐；强碱弱酸盐；弱酸弱碱盐 （1）强酸弱碱盐 如：NH4Cl的水解离子方程式：
高中化学电离平衡教案 水的电离和溶液的pH 教案由查字典化学网为您整理提供： 教学目标 知识目标 了解水的电离和水的离子积; 了解溶液的酸碱性和pH值的关系及有关pH值的简单计算。 能力目标 培养学生的归纳思维能力及知识的综合应用能力。 情感目标 对学生进行对立统一及事物间相互联系与相互制约的辩证唯物主义观点的教育。 教学建议 教材分析 本节内容包括水的电离、水的离子积、水的pH。只有认识水的电离平衡及其移动，才能从本质上认识溶液的酸碱性和pH值。本节的学习也为盐类的水解及电解等知识的教学奠定基础。 教材从实验事实入手，说明水是一种极弱的电解质，存在着电离平衡。由此引出水的电离平衡常数，进而引出水的离子积，并使学生了解水的离子积是个很重要的常数。在25℃
时，，这是本节教学的重点之一。 本节教学的另一个重点是使学生了解在室温时，不仅是纯水，就是在酸性或碱性稀溶液中，其浓度与浓度的乘积总是一个常数—。使学生了解在酸性溶液中，不是没有，而是其中的;在碱性溶液中，不是没有，而是其中的;在中性溶液中，并不是没有和，而是。使学生了解溶液中浓度与浓度的关系，了解溶液酸碱性的本质。工在此基础上，教材介绍了的含义，将与联系起来，并结合图3-7，介绍了有关的简单计算。图3-8是对本部分内容的小结。 使用来表示溶液的酸碱性是为了实际使用时更简便，教材的最后提到了溶液的大于1mol/L时，一般不用来表示溶液的酸碱性，而是直接用的浓度来表示，以教育学生应灵活应用所学的知识。 教法建议 从水的电离平衡入手，掌握水的离子积和溶液的pH。 水的离子积的教学是完成本节教学任务的关键，从纯水是弱电解质，只能微弱的电离出发，应用电离理论导出水的离子积常数。推导过程中应着重说明电离前后几乎不变的原因，并将其看做常数。然后由两个常数的乘积为常数而得出水的离子积常数。启发学生应用平衡移动原理，讨论温度对水的电离平衡的影响，进而得出水的离子积随温度升高而增大这一结论。
知识点一 水的电离和水的离子积 一、水的电离 1.电离平衡和电离程度 ①水是极弱的电解质，能微弱电离： H 2O+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H 2O H ++OH -；ΔH >0 ② 实验测得：室温下1LH2O （即55.6mol ）中只有1×10-7mol 发生电离，故25℃时，纯水中c(H + )=c(OH -)=1×10-7 mol/L ，平衡常数O) c(H ) c(OH )c(H K 2-?= +电离 2.影响水的电离平衡的因素 （1）促进水电离的因素： ①升高温度：因为水电离是吸热的，所以温度越高K 电离越大。 c(H +)和c(OH -)同时增大，K W 增大，但c(H +)和c(OH -)始终保持相等，仍显中性。 纯水由25℃升到100℃，c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。 ②加入活泼金属 向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H ＋ 直接发生置换反应，产生H 2，使水的电离平衡向右移动。 ③加入易水解的盐 由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，K W 不变。 ④电解 如用惰性电极电解NaCl 溶液、CuSO 4溶液等。 （2）抑制水电离的因素： ①降低温度。 ②加入酸、碱、强酸酸式盐。 向纯水中加酸和强酸酸式盐（NaHSO4）能电离出H+、碱能电离出OH-，平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 不变。 练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下： 1. 水的离子积 （1）概念：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此c （H2O ）可视为常数，则在一定温度时，c(H +)与c(OH -)=K 电离c(H2O)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。 K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。 注意： ①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。与c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 约为1×10-12。 ②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，K W
高二化学电离水解部分笔记整理 ————Believe in yourself 电离平衡 一.相关概念 电解质：熔融状态或水溶液中能导电的化合物???????一部分氧化物盐 碱 酸 非电解质：熔融状态或水溶液中都不能导电的化合物?? ? ?? ??四氯化碳蔗糖乙醇 一部分有机物： 4 11221252CCl O H C OH H C 电解质 ?? ?? ? ??? ?????????????2 322 3`324332233 43424342COO)CH Pb HgCl O H NH SO H PO H SiO H S H HF HClO HAc HNO HCO NH NO NH NaCl OH Ba KOH NaOH HClO HNO SO H HCl （、少数盐：弱碱：、、、、、、弱酸：弱电解质、、绝大多数盐：）（、、强碱：、、、强酸：强电解质、 一元强酸与一元弱酸的比较 ② 相同 pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表：
弱电解质的电离平衡 1 ．概念 在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和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，这叫做电离平衡。 2 ．特征（动态平衡） （1）逆：可逆反应 （2）动：动态平衡 （3）等v （离子化）==v （分子化）≠0 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 （5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 1 ）浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。 电离方程式的书写 要求： ①质量守恒：即：“=”两边原子种类，数目、质量不变。 ②电荷守恒：即：正电荷总数=负电荷总数。 ③元素或原子团的化合价数等于形成的阳离子所带的正电荷数。同理，元素或原子团的负价数等于形成的阴离子所带的负电荷数。离子的个数用阿拉伯数字标在离子符号之前。( 1 ）强电解质，完全电离用“===”， 如：CH3COONH4 ===CH3COO一＋NH4+ A12 ( SO4)3 ==2A13 + + 3 SO42一 ( 2 ）弱电解质，部分电离用“”， 如：CH3COOH CH3COO一＋H+ NH3 ·H2O NH4＋+OH— ( 3 ）多元弱酸，分步电离，以第一步为主 H2CO3H+十HCO3—HCO3—H十十CO32— ( 4 ）多元弱碱一步电离Cu (O H ) 2Cu2++ 2O H— ( 5 ）酸式盐： 强酸的酸式盐完全电离，一步完成NaHSO4 ==Na+十H+十SO42— 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成NaHCO3==Na 十十HCO3— HCO3—H 十+ CO32 — 盐类的水解 定义：在水溶液中盐电离出的阴阳离子与H2O电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应（有弱才水解）
2019-2020学年高中化学第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离（第1课时）教案新人教版选修4 教学目标： 知识与技能： 1.掌握强电解质与弱电解质的概念和判断； 2. 掌握PH计的使用方法等化学实验技能； 过程与方法： 1.运用实验探究认识电解质有强弱之分，再从结构和组成上理解强、弱电解质的概念和判断； 2.进一步熟悉实验探究的一般步骤与方法 情感态度与价值观： 1.通过小组实验探究培养学生合作精神和自主学习的能力； 2. 通过本节课的学习，让学生进一步掌握透过现象看本质和由特殊到一般等科学认识物质的方法。 教学重点：强、弱电解质的概念和强、弱电解质的判断 教学难点：强、弱电解质的判断 教学方法：小组实验探究法、比较法等 教学用具：多媒体教室，ppt课件， 实验仪器及用品：PH计、75mL烧杯、试管、废液缸、滤纸、沙纸, 实验试剂：1mol/L醋酸、1mol/L盐酸、蒸馏水、镁带 教学过程： [复习] 电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物 非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能够导电的化合物 一、电解质有强弱之分 小组实验（实验 3-1） 投影小组实验记录（教师进行评价）；
学生小组讨论并作出实验结论； 1. 镁无论是与盐酸还是与醋酸反应,其实质是与溶液中的____反应.同体积、 同浓度的盐酸和醋酸分别与金属镁反应，( )与镁的反应速率明显较快；说明____________________________________________ 2. pH越小,溶液中的H+浓度越( ) [学生归纳] 投影小组作出实验结论（教师进行评价）； 结论:相同浓度的盐酸与醋酸,其溶液中的的H+浓度____. 当两种不同强度的酸,浓度相同时，是不同的。 投影完整实验结论； 完整实验结论：(1)盐酸、醋酸都是电解质、在水中都能发生电离 (2)镁无论是与盐酸还是与醋酸反应，其实质都是与溶液中的H+ 反应 (3)反应剧烈程度的不同，是由于溶液中的H+ 浓度不同而引起的 (4)镁与盐酸反应比镁与醋酸反应剧烈，说明C（H+盐酸）> C（H+盐酸） [观察] 盐酸与醋酸在水中的电离示意图，观察两种溶液中溶质微粒有多少种？(5)盐酸分子在水中完全电离，醋酸分子在水中部分电离 板书： （一）、强电解质与弱电解质的概念和判断 问题探究（小组讨论）： 1.强电解质溶液离子浓度大，而弱电解质溶液离子浓度小，是否正确？为什么？试举例说明 2. 强电解质溶液导电能力大，而弱电解质溶液导电能力小，是否正确？为什么？试举例说明 投影小组讨论结论（小组互评）
高二化学《水的电离》知识点汇总 高二化学《水的电离》知识点汇总 一、水的离子积 纯水大部分以H2的分子形式存在，但其中也存在极少量的H3+(简写成H+)和H-，这种事实表明水是一种极弱的电解质。水的电离平衡也属于化学平衡的一种，有自己的化学平衡常数。水的电离平衡常数是水或稀溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，一般称作水的离子积常数，记做。只与温度有关，温度一定，则值一定。温度越高，水的电离度越大，水的离子积越大。 对于纯水说，在任何温度下水仍然显中性，因此(H+)=(H&ar;)，这是一个容易理解的知识点。当然，这种情况也说明中性和溶液中氢离子的浓度并没有绝对关系，pH=7表明溶液为中性只适合于通常状况的环境。此外，对于非中性溶液，溶液中的氢离子浓度和氢氧根离子浓度并不相等。但是在由水电离产生的氢离子浓度和氢氧根浓度一定相等。 二、其它物质对水电离的影响 水的电离不仅受温度影响，同时也受溶液酸碱性的强弱以及在水中溶解的不同电解质的影响。H+和H&ar;共存，只是相对含量不同而已。溶液的酸碱性越强，水的电离程度不一定越大。
无论是强酸、弱酸还是强碱、弱碱溶液，由于酸电离出的H+、碱电离出的H&ar;均能使H2<=>H&ar; + H+平衡向左移动，即抑制了水的电离，故水的电离程度将减小。 盐溶液中水的电离程度：①强酸强碱盐溶液中水的电离程度与纯水的电离程度相同;②NaHS4溶液与酸溶液相似，能抑制水的电离，故该溶液中水的电离程度比纯水的电离程度小;③强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐都能发生水解反应，将促进水的电离，故使水的电离程度增大。 三、水的电离度的计算 计算水的电离度首先要区分由水电离产生的氢离子和溶液中氢离子的不同，由水电离的氢离子浓度和溶液中的氢离子浓度并不是相等，由于酸也能电离出氢离子，因此在酸溶液中溶液的氢离子浓度大于水电离的氢离子浓度;同时由于氢离子可以和弱酸根结合，因此在某些盐溶液中溶液的氢离子浓度小于水电离的氢离子浓度。只有无外加酸且不存在弱酸根的条下，溶液中的氢离子才和水电离的氢离子浓度相同。溶液的氢离子浓度和水电离的氢氧根离子浓度也存在相似的关系。 因此计算水的电离度，关键是寻找与溶液中氢离子或氢氧根离子浓度相同的氢离子或氢氧根离子浓度。我们可以得到下面的规律：①在电离显酸性溶液中，(H&ar;)溶液=(H&ar;)水=(H+)水;②在电离显碱性溶液中，(H+溶液=(H+)水=(H&ar;)水;③在水解显酸性的溶液中，(H+)溶液=(H+)水=(H&ar;)水;④在水解显碱性的溶液中，(H&ar;)溶液
2020届高三化学一轮复习精品教学案+分层练习电离平衡水的电离和溶液的ph值 【考纲要求】 1. 从水的电离平稳去明白得水的离子积和溶液pH值的含义，把握溶液pH值跟氢离子浓度和溶液酸碱性的关系。 2.了解指示剂的变色范畴，学会用pH试纸测定溶液的pH值。 3.把握酸碱的pH值运算以及氢离子浓度和pH值的互算。 4.通过水的离子积和溶液酸碱性等内容的教学，对学生进行矛盾的对立统一、事物间的相互关系和相互制约等辨证唯物主义观点的教育。 教与学方案 【自学反馈】 一、水的电离和水的离子积 1.水的电离和电离平稳：水是一种电解质，它能柔弱地电离，生成和离子，电离方程式为， 简写为：；ΔH<0。在一定温度下，纯水电离生成的c(H+)=c(OH－)，实验测得在25°C时，c(H+)=c(OH－)= 。 现在水的电离度为。 2.阻碍水的电离平稳的因素： ⑴温度：当温度升高时，水的电离平稳向方向移动，这时水中的c〔H+〕、c〔OH－〕如何变化？水的电离度。 ⑵浓度： 往水中加入酸或碱，水的电离平稳的移动方向是，水的电离度将；假设往水中加入强碱弱酸盐或强酸弱碱盐，水的电离平稳的移动方向是，水的电离度将； 3.水的离子积： 在一定温度下，水中或中c〔H+〕与c〔OH－〕的乘积是一个常数，用Kw 表示，称为水的离子积常数，温度不同，Kw不同，在25°C时，Kw= = ；当温度升高时，Kw将，比如在100°C时，K w= ，现在水的电离度为。在常温下，c〔H+〕=0.01mol/L的强酸溶液与c〔OH－〕=0.01mol/L 的强碱溶液中，Kw= ，水的电离度= 。
二、溶液的酸碱性和pH值 1.溶液的酸碱性：25°C时：中性溶液c〔H+〕=c〔OH－〕= pH= ；溶液的酸碱性与溶液pH值是否等于7 〔填有关或无关〕，与溶液中c(H+)和c(OH－)的有关。酸性溶 液； 碱性溶 液； 2.溶液的pH值： ⑴概念：。 ⑵表达式： pH值适合于表示溶液的酸碱性，什么缘故？ 三、酸、碱批示剂及溶液pH值的实验测定方法 ⑴常用指示剂及变色范畴 指示剂：变色范畴： 甲基橙 酚酞 石蕊 ⑵测定溶液pH值方法： 精确方法：pH计法 常用方法：pH试纸法 。不能先用水潮湿 pH试纸的缘故是。 【例题解析】 例1常温下：(1)将pH=1的HCl溶液加水稀释10倍后，溶液pH= ；稀释100倍，pH= ；稀释10n倍后，pH= 。 (2)将pH=12的NaOH溶液加水稀释10倍后，溶液pH= ；稀释100倍，pH= 稀释10n倍后，pH = 。 (3)将pH=13的强碱溶液与pH=3的强酸溶液等体积混合，所得溶液的pH= 。
班級: 座號: 姓名: 7—1 水溶液中的酸鹼性 01、pH值：又叫＿＿＿＿＿，用以表示水溶液之 酸鹼度。 (1)定義：pH值為＿＿＿＿＿＿的對數負值， 即pH＝＿＿＿＿＿＿＿＿。 (2)若﹝H＋﹞＝a×10－b M，則pH＝＿＿＿＿＿。 (3)若pH＝C，則﹝H＋﹞＝＿＿＿＿＿＿。 (4)﹝H＋﹞愈大，pH值＿＿＿＿＿。 02、水的解離：H2O(l)→ ← H＋(aq)＋OH－(aq) (1)1公升純水在25℃時可解離出＿＿＿＿mol 的H＋和＿＿＿＿mol的OH－，所以﹝H＋﹞ ＝＿＿＿＿M，﹝OH－﹞＝＿＿＿＿M， ﹝H2O﹞＝＿＿＿＿＿＿M。 (2)純水的解離度α＝＿＿＿＿＿＿。 (3)水的離子積常數(K w)＝＿＿＿＿＿＿＝＿＿ ＿＿＿＿＝＿＿＿＿＿＿………25℃時。 (4)純水的pH值： a.﹝H＋﹞＝﹝OH－﹞＝＿＿＿＿＿＿M。 b.pH＝pOH＝＿＿＿＿＿＿。 c.pH＋pOH＝＿＿＿＿＿……………25℃。 d.溫度上升，則K w值＿＿＿＿＿，pH＋pOH 值＿＿＿＿＿。 03、溶液的酸鹼性(25℃)： (1)加酸於水中時，則﹝H＋﹞＿＿＿﹝OH－﹞， ﹝H＋﹞＿＿＿10－7M，pH＿＿＿7，水溶液 呈＿＿＿性。 (2)加鹼於水中時，則﹝H＋﹞＿＿＿﹝OH－﹞， ﹝OH－﹞＿＿＿10－7M，pH＿＿＿7，水溶液 呈＿＿＿性。 例：求下列溶液的pH值？ (1)0.01M HCl (2)0.01M H2 SO4 (3)0.01M Ca(OH)2 (4)0.01M KOH 例：求下列溶液的﹝H＋﹞？ (1)pH＝4.7 (2)pH＝5.5 (3)pH＝7.4 (4)pH＝11.2 例：求下列溶液的pOH值？ (1)﹝H＋﹞＝8×10－4 M (2)﹝H＋﹞＝9×10－5 M (3)﹝OH－﹞＝6×10－3 M (4)﹝OH－﹞＝3×10－4 M 例：若水溶液中﹝OH－﹞＝10－2M，則pH＝？ 例：血液的pH＝7.40，則﹝H＋﹞＝？ 例：求在100℃時水的pH＝？(水的離子積常數K w ＝10－12) 例：在25℃時﹝NaOH﹞＝2×10－3M，則溶液中﹝H ＋﹞＝？ 例：0.05M Ba(OH)2溶液中，﹝H＋﹞＝？ 例：0.2M NaOH溶液中﹝OH－﹞為純水之多少倍？ 例：甲溶液之pH＝4，乙溶液之pH＝10，則甲乙兩溶液中﹝H＋﹞濃度比為多少？ 7—2 酸鹼學說 01、酸的通性： (1)使石蕊試紙由＿＿＿＿＿＿。 (2)具有＿＿＿味。 (3)與活潑金屬反應放出＿＿＿＿氣。