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以苏教版高中化学《化学反应原理》专题3《溶液中的离子反应》中难溶电解质的溶解平衡单元教学设计一、教材内容分析1、沉淀溶解平衡是苏教版高中化学教材选修4《化学反应原理》专题三（溶液中的离子反应）第四单元的内容。
2、沉淀的生成和溶解是生产、生活及科学研究中十分重要的现象，沉淀溶解原理在生产、生活中应用也十分广泛。
例如误服钡盐中毒后如何处理、应如何使牙齿变得更坚固、如何除去水垢中的硫酸钙等问题的解决都需要用到有关沉淀溶解平衡的知识。
本节教材按照由简到繁、逐步递进的原则构建。
首先分析单一难溶电解质在水中的行为，建立起沉淀溶解平衡的概念，引入描述这种平衡的平衡常数——溶度积；在此基础上分析沉淀的生成和溶解，最后考虑比较复杂的沉淀转化问题。
本节教材设计中始终依据实际例子来诠释抽象的概念，通过对具体问题的讨论分析带动原理的学习，引导学生利用平衡移动的一般规律一步步揭示沉淀溶解平衡的本质。
二、学情分析在学生学习了平衡移动原理、电离平衡及水解平衡之后，教材接着介绍“难溶电解质的沉淀溶解平衡”。
有关化学平衡的计算规则和平衡移动原理同样适用，只是从沉淀平衡原理的角度解释有关的化学现象和实际问题，通过第一课时的学习，学生已经掌握了沉淀溶解平衡概念、影响因素以及溶度积规则，会利用溶度积规则进行相关计算。
三、设计思路通过以氯化钠、氯化银溶液溶解平衡的建立，氯化银沉淀转化为碘化银沉淀，碘化银再转化为硫化银沉淀，以及除水垢的实验探究教学，让学生掌握溶解平衡建立的条件，沉淀转化和沉淀溶解的规律。
在教学过程中，，促进学生独立思考，自主学习，合作交流，实验探究，应用化学原理解决实际问题，从而帮助学生形成终生学习的能力。
四、教学目标知识与技能：让学生掌握难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用，并运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和沉淀的转化问题。
培养了学生的知识迁移能力、动手实验的能力、实验探究的能力和逻辑推理能力。
过程与方法：引导学生设计实验、动手实验、分析实验、自主学习、独立思考，根据实验现象，学会分析、解决问题。
高考总复习九――溶液中的离子反应-CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN高考总复习九――溶液中的离子反应编稿：高金彬责编：宋杰[考点扫描]1．电解质的概念、强电解质和弱电解质的概念。
2．电解质在水溶液的电离，以及电解质溶液的导电性。
3．弱电解质的电离平衡概念。
4．水的电离、离子积常数5．溶液pH等概念。
测定溶液pH值的方法，能进行pH值的简单计算。
6．盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
7．离子反应的概念、离子反应发生的条件。
8．难溶电解质的溶解平衡。
[知识点拨]一．电解质及强弱电解质1．物质的分类：2．电解质及强弱电解质⑴电解质和非电解质电解质非电解质关键词①溶于水或融化；②化合物；③导电①溶于水或融化；②化合物；③均不导电电离特点完全电离或部分电离不直接电离举例酸、碱、盐、水等化合物非金属氧化物(CO、CO2)，大部分有机物等⑵强电解质与弱电解质强电解质弱电解质定义溶于水后完全电离的电解质溶于水后部分电离的电解质化合物类型离子化合物及强极性键的共价化合物(除HF) 某些具有弱极性键的共价化合物电离程度完全电离部分电离电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡溶液中存在的微粒(除水分子) 只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子实例绝大多数盐(包括难溶性盐)、强酸、强碱等弱酸、弱碱、两性氢氧化物、水等电离方程式KNO3＝K++NO3－NH3·H2O NH4++OH－【知识拓展】I．几个易错知识点的分析①电解质和非电解质必须是化合物，不能是单质也不能是混合物。
②电解质是溶质本身能电离。
即：其水溶液能导电者，它不一定是电解质。
如：SO2、CO2、NH3等。
③在水中导电极差的化合物，不一定不是电解质。
如：BaSO4、CaCO3等难溶盐，因为其溶解度太小，导电性不易测出，但属强电解质。
A B C DX浓度（mol/L）0.12 0.04 0.03 0.09 Y浓度（mol/L）0.04 0.12 0.09 0.03[课后练习]1、下列是实验操作中，能达到实验目的是（）用100mL量筒量取5.2mL盐酸用托盘天平称取25.20g氯化钠用100mL容量瓶配制50mL 0.1mol·L-1盐酸用25.00mL碱式滴定管量取14.80mL NaOH溶液2、有已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，下列操作正确的是（）酸式滴定管用蒸馏水洗净后，直接加入已知浓度的盐酸锥形瓶用蒸馏水洗净后，再用未知浓度的NaOH待测液荡洗2~3次滴定前没有排除滴定管尖嘴处的气泡D、读数时视线与滴定管内液体的凹液面最低处保持水平4、用0.1mol·L-1NaOH溶液滴定0.1mol·L-1盐酸，如达到滴定终点时不慎多加了1滴NaOH （1滴溶液的体积约为0.05mL），继续加水至50mL，所得溶液的PH是（）A、4B、7.2C、10D、11.35、准确量取25.00mL高锰酸钾溶液，可选用的仪器是（）A、50mL量筒B、10mL量筒C、50mL酸式滴定管D、50mL碱式滴定管6、下列仪器中，没有“0”刻度线的是（）A、温度计B、量筒C、酸式滴定管D、托盘天平游码刻度尺7、用移液管取10ml烧碱溶液注入25ml洁净的碱式滴定管中，则液面读数应（）A、在10mL——15mL之间B、恰好在15mL处C、小于15mLD、大于15mL[直击高考]1、（1）图I表示10mL量筒中液面的位置，A与B，B与C刻度间相差1mL，如果刻度A为4，量筒中液体的体积是___________________mL。
（2）图II表示50mL滴定管中液面的位置，如果液面处的读数是a，则滴定管中液体的体积（填代号）______________。
是amL是(50-a)mL一定大于amLD、一定大于(50-a)mL2．某同学进行中和滴定实验，并绘制出如图所示的滴定曲线。
2018-2019学年高中化学第二章化学物质及其变化第二节第2课时《离子反应及其发生的条件》知识点归纳及例题解析新人教版必修1编辑整理：尊敬的读者朋友们：这里是精品文档编辑中心，本文档内容是由我和我的同事精心编辑整理后发布的，发布之前我们对文中内容进行仔细校对，但是难免会有疏漏的地方，但是任然希望（2018-2019学年高中化学第二章化学物质及其变化第二节第2课时《离子反应及其发生的条件》知识点归纳及例题解析新人教版必修1）的内容能够给您的工作和学习带来便利。
同时也真诚的希望收到您的建议和反馈，这将是我们进步的源泉，前进的动力。
本文可编辑可修改，如果觉得对您有帮助请收藏以便随时查阅，最后祝您生活愉快业绩进步，以下为2018-2019学年高中化学第二章化学物质及其变化第二节第2课时《离子反应及其发生的条件》知识点归纳及例题解析新人教版必修1的全部内容。
第2课时离子反应及其发生的条件[学习目标定位］ 1.了解离子反应的含义及离子方程式的书写方法.理解离子反应的本质。
2.掌握复分解型离子反应发生的条件。
掌握一些常见离子能否共存的判断方法。
一离子方程式完成下列实验,并填表:实验操作实验现象实验结论无明显变化K＋、Cl－、Na＋、SO错误!相互之间不发生化学反应产生白色沉淀Ba2＋与SO错误!反应生成BaSO4，可表示为Ba2＋＋SO2－，4===BaSO4↓归纳总结离子反应及离子方程式（1）离子反应是有离子参加或生成的反应。
(2）离子方程式是用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
（3）离子方程式的书写步骤及要求（以BaCl2和Na2SO4反应为例)①“写"化学方程式，必须根据实验事实BaCl2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaCl。
②“改”反应物和生成物,将易溶、易电离的物质改写成离子形式,其他物质写化学式[如单质、沉淀、气体、难电离物质(如H2O、CH3COOH)、氧化物等］2Cl－＋Ba2＋＋SO错误!＋2Na＋===2Cl－＋BaSO4↓＋2Na＋。
第1课时溶液的酸碱性学习目标：1.掌握溶液的酸碱性与pH的关系。
(重点)2.学会计算酸碱的pH以及氢离子浓度和pH的互算。
(重难点)[自主预习·探新知]一、溶液的酸碱性根据溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小，溶液可分为碱性溶液、酸性溶液和中性溶液。
微点拨：25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol/L，如果未指明温度，当c(H＋)或c(OH－)等于10－7 mol/L时溶液不一定呈中性。
二、溶液的pH1．溶液的pH概念|表达式→|意义越大，溶液的碱性越强|适用范围→pH的取值范围为0～14，适用于c＋和c－都较小的稀溶液|注意→pH等于0的溶液不是酸性最强的溶液；pH等于14的溶液也不是碱性最强的溶液2．溶液酸碱性的判断与测量(1)酸碱指示剂①紫色石蕊试液，遇酸变红，遇碱变蓝色。
②无色酚酞遇碱变红色。
(2)pH试纸(3)pH计pH计精度高，可直接从仪器中读数。
3．c(H＋)、pH与溶液酸碱性的关系25 ℃时，溶液中c(H＋)、pH与酸碱性的关系如图所示：微点拨：pH＝7的溶液不一定是中性溶液；只有在室温(25 ℃)下，pH＝7的溶液才是中性溶液。
[基础自测]1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)溶液的酸性越强，pH越小。
( )(2)pH＝14的溶液，碱性最强；pH＝0的溶液，酸性最强。
( )(3)用pH试纸测溶液的pH时，应将玻璃棒洗净后立即蘸取待测液滴于试纸上，与标准比色卡对照。
( )(4)c(H＋)<c(OH－)的溶液一定显碱性。
( )【答案】(1)√(2)×(3)×(4)√2．判断溶液的酸碱性有多种方法。
下列溶液中，一定呈酸性的是( )A．常温下能够使石蕊试液显蓝色的溶液B．溶液的pH>7C．溶液中c(H＋)>c(OH－)D．溶液中c(H＋)>1×10－7mol·L－1C[碱性溶液遇石蕊试液显蓝色，酸性溶液遇石蕊试液显红色，故A错；溶液的pH与温度有关，室温下或高于室温，pH>7都不会显酸性，c(H＋)>1×10－7mol·L－1在较高温度下不一定显酸性；在任意温度下，只要c(H＋)>c(OH－)，溶液一定呈酸性，C正确。
] 3．下列说法中正确的是( )【导学号：73702174】A．pH＝0的溶液不存在B ．使用广范pH 试纸测得某溶液的pH ＝3.5C ．中性溶液的pH 不一定等于7D ．酸或碱溶液在稀释时，溶液的pH 均减小C [pH ＝0的溶液中，c (H ＋)＝1 mol·L －1，该溶液存在；广范pH 试纸读数为整数；在不同温度下，中性溶液的pH 可能大于、等于或小于7；酸溶液在稀释时，pH 增大，碱溶液稀释时，pH 减小。
][合 作 探 究·攻 重 难]1．单一溶液的pH 计算(1)强酸溶液，如H n A ，设物质的量浓度为c mol·L －1，c (H ＋)＝nc mol·L －1，pH ＝－lgc (H ＋)＝－lg nc 。
(2)强碱溶液，如B(OH)n ，设浓度为c mol·L －1，c (H ＋)＝10－14ncmol·L －1，pH ＝－lg c (H＋)＝14＋lg nc 。
2．混合溶液的计算 (1)强酸溶液与强酸溶液混合c (H ＋)混＝c 1＋V 1＋c 2＋V 2V 1＋V 2，然后再求pH 。
强酸溶液与强酸溶液等体积混合，若pH 差值≥2，混合后pH ＝pH 小＋0.3。
(2)强碱溶液与强碱溶液混合c (OH －)混＝c 1－V 1＋c 2－V 2V 1＋V 2c (H ＋)＝K wc－混，再求pH 。
强碱溶液与强碱溶液等体积混合，若pH 差值≥2，混合后的pH ＝pH 大－0.3。
(3)强酸与强碱混合恰好完全反应，溶液呈中性，pH ＝7； 酸过量：c (H ＋)混＝n ＋－n －V 1＋V 2→pH；碱过量：c (OH －)混＝n－－n ＋V 1＋V 2c (H ＋)＝10－14c－混mol·L －1，pH ＝－lg c (H ＋)。
酸碱等体积混合，酸与碱pH之和为14：若为强酸与强碱，则pH＝7；若为强酸与弱碱，则pH>7；若为弱酸与强碱，则pH<7。
3．酸碱溶液稀释时pH的变化可用数轴表示(1)强酸、弱酸溶液的稀释：(2)强碱、弱碱溶液的稀释：[当堂达标·固双基]题组1 判断溶液的酸碱性1．下列溶液一定呈中性的是( )A．pH＝7B．c(H＋)＝c(OH－)C．c(H－)＝10－7mol·L－1D．c(H＋)>c(OH－)B[只要c(H＋)＝c(OH－)，溶液一定呈中性。
]2．下列关于溶液酸碱性的说法正确的是( )A．pH＝7的溶液呈中性B．中性溶液中一定有c(H＋)＝1.0×10－7mol·L－1C．c(H＋)＝c(OH－)的溶液呈中性D．在100 ℃时，纯水的pH<7，因此呈酸性C[A项中运用pH判断溶液的酸碱性时，用到了水的离子积常数，它与温度有关，但A 项未给出温度，所以错误；在中性溶液中，c(H＋)和c(OH－)一定相等，但并不一定是c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1，所以B项错误，C项正确；100 ℃的纯水中，虽然pH<7，但c(H＋)＝c(OH－)。
还是中性，所以D项错误。
]判断溶液的酸碱性时需注意的问题(1)利用pH判断溶液的酸碱性时，只有在25 ℃时，pH＝7才是中性溶液。
(2)用c(H＋)、c(OH－)的相对大小来判断溶液的酸碱性，不受温度影响。
题组2 计算不同溶液中水电离出的c(H＋)与c(OH－)3．常温下，在pH＝12的某碱溶液中，由水电离出的c(OH－)为( )【导学号：73702175】A．1.0×10－7mol·L－1B．1.0×10－6mol·L－1C．1.0×10－3mol·L－1D．1.0×10－12mol·L－1D[由水电离出的c(H＋)＝10－pH mol·L－1＝1.0×10－12mol·L－1，由水电离出的c(OH－)等于由水电离出的c(H＋)，所以，由水电离出的c(OH－)也等于1.0×10－12mol·L－1。
] 4．下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比(①∶②∶③∶④)是( )【导学号：73702176】①p H＝0的盐酸②0.1 mol·L－1的盐酸③0.01 mol·L－1的NaOH溶液④pH＝11的NaOH溶液A．1∶10∶100∶1 000B．0∶1∶12∶11C．14∶13∶12∶11D．14∶13∶2∶3A[①中c(H＋)＝1 mol·L－1，由K w知，溶液中c(OH－)＝1.0×10－14mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(OH－)相等，为1.0×10－14mol·L－1；同理，②中c(H＋)＝0.1 mol·L －1，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13mol·L－1；③中c(OH－)＝1.0×10－2mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(H＋)相等，为 1.0×10－12mol·L－1；④中c(OH－)＝1.0×10－3 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－11mol·L－1。
即(1.0×10－14)∶(1.0×10－13)∶(1.0×10－12)∶(1.0×10－11)＝1∶10∶100∶1 000。
]计算溶液中水电离出的c＋与c－时注意以下几点：①因为H 2O H＋＋OH－，所以由水电离出的c＋＝c－。
②酸溶液中的OH－和碱溶液中的H＋都是水电离出的。
计算溶液中水电离出的c＋与c－的方法：①计算酸溶液中水电离出的c＋时，首先根据已知条件计算溶液中的c＋，再根据K w＝c＋c－计算出溶液中的c－，然后根据水电离出的c＋＝c－，确定由水电离出的c＋。
②计算碱溶液中水电离出的c－时，首先根据已知条件计算溶液中的c－，再根据K w ＝c＋c－计算出溶液中的c＋，然后根据水电离出的c＋＝c－，确定由水电离出的c －。
题组3 pH 的简单计算5．现有温度相同，pH ＝a 和pH ＝b 的两种NaOH 溶液，已知b ＝a ＋2，将两种溶液等体积混合后，所得溶液的pH 接近于( )A ．a －lg2B ．b －lg2C ．a ＋lg2D ．b ＋lg2B [pH ＝a 的NaOH 溶液，c (H ＋)＝10－amol·L －1，c (OH －)＝10a －14mol·L －1；pH ＝b 的NaOH 溶液，c (H ＋)＝10－bmol·L －1，c (OH －)＝10b －14mol·L －1；而溶液等体积混合后：c (OH－)＝10a －14mol·L －1×1 L＋10b －14mol·L －1×1 L 2 L，由于b ＝a ＋2，所以c (OH －)≈5×10b －15mol·L －1；则c (H ＋)＝2×10－bmol·L －1，所以pH ＝b －lg 2，故答案选B 。
]6．计算25 ℃时下列溶液的pH:【导学号：73702177】(1)1 mL pH ＝2的H 2SO 4溶液加水稀释至100 mL ，pH ＝________； (2)0.001 mol·L －1的盐酸，pH ＝________； (3)0.01 mol·L －1的NaOH 溶液，pH ＝________；(4)0.015 mol·L －1的硫酸溶液与0.01 mol·L －1的NaOH 溶液等体积混合，混合溶液的pH ＝________。
【解析】 (1)稀释前，pH ＝2，c (H ＋)＝1×10－2mol·L－1；稀释后，c (H ＋)＝1×10－2×1×10－3100×10－3mol·L －1＝1×10－4 mol·L －1，则pH ＝－lg 10－4＝4。
