2017_2018学年高中化学第三章水溶液中的离子平衡第二节水的电离和溶液的pH第3课时学案1新人教版选修4

第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。

非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成电解质分子时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。

C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。

D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。

叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。

）表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]11、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。

如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14物质单质化合物电解质非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。

山东省济宁市高中化学第三章水溶液中的离子平衡第二节水的电离和溶液的酸碱性学案（无答案）新人教版选修4 1.掌握水的离子积K w和pH的概念。

2.掌握酸、碱对水的电离的影响。

3．掌握溶液酸碱性的特征与pH的关系。

知识点一水的电离阅读教材P45～P46，思考并填空。

1．水的电离水是一种极弱的电解质，电离方程式为，简写为，水的电离常数K电离＝。

2．水的离子积常数(1)推导由精确的实验可知，25 ℃时1 L纯水(55.6 mol)只有1×10－7 mol H2O电离，则c(H2O)几乎不变，可视为常数，又因为K电离为常数，所以c(H＋)·c(OH－)＝K电离·c(H2O)为一常数，记为K w。

(2)表达式K w＝。

25 ℃时，K w＝。

(3)影响因素水的离子积K w只受的影响，温度升高，K w。

(4)适用范围K w不仅适用于纯水，还适用于。

1．判断正误(1)水是电解质，所以纯水能导电。

( )(2)盐酸中无OH－，只有H＋和Cl－以及水分子。

( )(3)加热，水的电离程度增大，但K w不变。

( )2．某温度下，测得纯水中的c(H＋)＝2×10－7 mol/L，则c(OH－)为( )A．2×10－7 mol/L B．0.1×10－7 mol/L C．0.5×10－7 mol/L D．无法确定3．影响水的电离平衡的因素水的电离平衡：H2O H＋＋OH－ΔH>0影响因素移动方向c(H＋) c(OH－) K w升温向移动加酸向移动加碱向移动加活泼金属(如Na) 向移动关于水的离子积常数，下列说法不正确的是( )A．蒸馏水中，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14B．纯水中，25 ℃时，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14C．25 ℃时，任何以水为溶剂的稀溶液中c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14D．K w值随温度升高而增大外界因素对水的电离平衡的影响1．25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－ΔH>0，下列叙述正确的是( ) A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低B．向水中加入少量固体硫酸氢钠， c(H＋)增大，K w不变C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低D．将水加热，K w增大，c(H＋)不变水电离出c(H＋)和c(OH－)的计算2．常温下，0.1 mol/L的NaOH溶液中由水电离的OH－的物质的量浓度为( )A．0.1 mol/L B．1.0×10－13 mol/LC．1.0×10－7 mol/L D．无法确定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的盐酸③0.01 mol/L的NaOHA．1∶10∶100 B．0∶1∶12C．14∶13∶12 D．14∶13∶2知识点二溶液的酸碱性与pH阅读教材P46～P47，思考并填空。

第三章水溶液中的离子反应与平衡本章复习提纲专题一溶液中离子浓度的大小和粒子的守恒关系1．明确两个“微弱”(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。

如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)。

(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。

ⅰ.单一溶液中不同离子浓度的大小比较①正盐溶液基本遵循c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)，当离子外有角标时，顺序提前，如醋酸钠溶液中有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。

在浓度为c mol·L－1(NH4)2SO4溶液中，c(NH＋4)>c(SO2－4)>c(H＋)>c(OH－)。

②酸式盐溶液a．以电离为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(电离产物)>c(水解产物)。

如NaHSO3溶液中，c(Na＋)>c(HSO－3)>c(H＋)>c(SO2－3)>c(OH－)。

b．以水解为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(水解产物)>c(电离产物)。

如NaHCO3溶液中，c(Na＋)>c(HCO－3)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO2－3)。

ⅱ.混合溶液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。

①如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，NH3·H2O的电离程度大于NH＋4的水解程度。

则c(NH＋4)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。

②又如相同浓度的CH3COOH和CH3COONa溶液中，因CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，则c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。

[特别提示]多元弱酸要考虑分步电离(K a1≫K a2≫K a3)，多元弱酸的正盐要依据分步水解分析离子浓度，如Na2CO3溶液中，c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－3)>c(H＋)。

《水的电离和溶液的pH》教学设计方案（第一课时）一、教学目标1. 理解水的电离过程以及影响水电离的因素。

2. 掌握溶液pH值的定义和计算方法。

3. 了解溶液酸碱性的影响因素。

二、教学重难点1. 教学重点：水的电离过程及影响水电离的因素，pH值的定义和计算方法。

2. 教学难点：如何将理论知识与实际应用相结合，理解溶液酸碱性的影响因素。

三、教学准备1. 准备教学PPT和相关视频素材。

2. 准备实验器材，进行水的电离实验。

3. 准备一些常见溶液，让学生进行pH值测量和记录。

4. 准备一些与溶液酸碱性相关的案例，用于课堂讨论。

四、教学过程：本节课为高中化学课程《水的电离和溶液的pH》的第一课时，教学目标包括理解水的电离和溶液的pH概念，掌握测定溶液pH 的方法，以及学会运用pH值判断溶液酸碱性。

教学过程如下：1. 导入新课：通过展示水和酸碱性不同的溶液，引导学生思考水的性质和溶液酸碱性的关系，从而引出本节课的主题。

2. 讲授新课：（1）水的电离：通过实验展示水电离过程，引导学生观察实验现象，理解水的离子性质和水电离产生的氢离子、氢氧根离子对溶液酸碱性的影响。

（2）溶液的pH：通过讲解pH值的概念、计算方法和表示方法，让学生了解如何用pH值判断溶液酸碱性，并掌握测定溶液pH的方法。

可以通过演示实验和学生实验相结合的方式，让学生亲手操作测定溶液pH的仪器，学会如何准确测量溶液pH。

（3）应用举例：通过实例讲解如何根据溶液的pH值判断溶液的酸碱性，让学生学会将所学知识应用于实际生活。

3. 课堂互动：鼓励学生提出疑问，分享自己的想法和见解，通过讨论交流，加深学生对知识的理解和掌握。

4. 作业布置：布置与本节课内容相关的作业，包括理论题和实验题，要求学生运用所学知识解决实际问题。

5. 课堂小结：回顾本节课的重点内容，强调知识要点，帮助学生梳理所学知识，加深印象。

6. 拓展延伸：介绍一些与本节课内容相关的拓展知识，引导学生继续探究和学习。

水溶液中的离子平衡教材分析及教学设计一、教材分析：(一)本章教材的总体认识：1、地位和作用：第二章已学习化学平衡原理，本章学习水溶液中的离子平衡。

离子平衡知识与化学平衡知识密切相关，尤其是化学平衡的建立和平衡移动原理等知识及其学习方法，可直接用来指导对离子平衡的学习。

因此，本章是化学平衡学习的继续与拓展。

对电离平衡、水解平衡和溶解平衡的掌握，是对中学化学的平衡理论体系的丰富和完善。

本章是高中化学的重要内容之一，是中学化学基础理论的一个重要部分，也是学生整个中学阶段的难点。

通过本章的学习，不仅可以加深对已学过的强弱电解质、离子反应和离子方程式等知识的理解，而且还可以进一步指导有关电解和物质的检验等知识的学习。

有关电离平衡，盐类水解，离子浓度大小比较等知识考点是历年高考考查的热点和难点，依知识点设计的考题，题型多样，考题具有较强综合性。

在本章结束或复习时总结化学平衡、电离平衡、溶解平衡及水解平衡等四大动态平衡的范围、原理、影响条件、热效应及平衡特征，以便让学生建构完整的平衡知识体系。

2、内容及结构(二)教学目标：1、知识与技能：(1)能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论。

(2)知道水的离子积常数，能进行溶液pH的简单计算。

(3)初步掌握测定溶液pH的方法，知道溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要应用。

(4)认识盐水解的原理，归纳影响盐类水解程度的主要因素，能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。

(5)能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀转化的本质。

2、过程与方法：(1)能够从结构和组成上加以理解电解质的相关概念，通过对实验的探究和实验结果的分析能从平衡移动的角度理解电离平衡及其移动和移动后结果比较。

(2)通过水的离子积的导出，加深对弱电解质电离的理解，找到溶液发生酸碱性变化的平衡点。

(3)通过分析酸或碱的稀溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小，加深理解pH的大小与酸碱性的关系。

(4)通过实验并应用归纳法分析盐类水解的规律，分析不同盐类呈现不同酸碱性的本质原因。

第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离考点一 电解质、非电解质、强电解质、弱电解质等概念辨析(1)电解质与非电解质 电解质是在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，而非电解质是在上述情况下都不能导电的化合物。

电解质与非电解质的相同点是研究对象都是 化合物 ，二者的主要不同是在溶于水或熔化状态下能否导电。

强电解质 弱电解质相同点都是电解质，在水溶液中(或熔融状态下)都能电离，都能导电，与溶解度无关 不同点 键型离子键或极性键 极性键 电离程度 完全电离 部分电离 电离过程 不可逆 可逆、存在电离平衡 表示方法电离方程式用等号 电离方程式用可逆号 电解质在溶液中粒子形式水合离子 分子、水合离子 离子方程式中表示 形式离子符号或化学式 化学式考点二 常见强弱电解质电离方程式的书写(1)强酸、强碱、正盐（个别情况除外如醋酸铅）在水溶液中 完全电离 ，不写可逆符号：示例：H 2SO 4 = 2H + + SO 42- Ba （OH ）2 = Ba 2+ + 2OH -(2)弱酸电离方程式的书写： 分步进行 ，每步可逆示例：CH 3COOH CH 3COO - +H +H 3PO 4 H + + H 2PO 4- H 2PO 4- H + + HPO 42- HPO 42- H + + PO 43-(3)弱碱电离方程式的书写（多元弱碱一步写完）：示例：NH 3·H 2O NH 4+ + OH - Fe （OH ）3 Fe 3+ + 3OH -(4)两性氢氧化物电离方程式的书写：双向电离，双向可逆示例：H ++AlO 2-+ H 2O Al （OH ）3 Al 3+ +3OH -(5)可溶性酸式盐电离方程式的书写：金属阳离子全部电离且不可逆，酸式酸根除HSO 4-外全部分步电离，每步可逆示例：NaHSO 4 = Na + + H + + SO 4- 完全电离； HSO 3- H + + SO 3- 分步电离第二节 水的电离和溶液酸碱性考点一 水的电离平衡概念和影响平衡的因素1.水的电离平衡和电离平衡常数H 2O + H 2O H 3O + + OH - ΔH>0 或者 H 2O H + + OH - ΔH>0①25℃时：K W = c(H +)•c(OH -)=10-14mol ·L -1[特别提醒]：常见的弱电解质弱酸：如H 2S 、H 2CO 3、CH 3COOH 、HF 、HCN 、HClO 等。