1、選修4化學反應(yīng)原理第三章 水溶液中的離子平衡教材分析廣州市鐵一中學 謝惠芳一、教材地位和功能模塊選修4化學反應(yīng)原理第二章已學習了中學化學里的重要理論之一化學平衡，本章要學習水溶液中的離子平衡。離子平衡知識與化學平衡知識密切相關(guān)，尤其是化學平衡的建立和平衡移動原理等知識及其學習方法，可直接用來指導對離子平衡的學習是化學平衡學習的繼續(xù)與拓展。對離子平衡體系的掌握，是對中學化學的平衡理論體系的再豐富、再完善，這是一個十分重要且有意義的問題。本章是高中化學的重要內(nèi)容之一，是中學化學基礎(chǔ)理論的一個重要部分，也是學生整個中學階段的難點。通過本章的學習，不僅可以加深對已學過的強弱電解質(zhì)、離子反應(yīng)和離子方程式

2、等知識的理解，而且還可以進一步指導有關(guān)電解和物質(zhì)的檢驗等知識的學習。有關(guān)電離平衡，鹽類水解，離子濃度大小比較等知識考點是歷年高考考查的熱點和難點，依知識點設(shè)計的考題，題型多樣，考題具有較強綜合性。本章書內(nèi)容豐富，理論知識與技能兼而有之：電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的過程分析，體現(xiàn)了化學理論的指導作用；pH的應(yīng)用、鹽類水解反應(yīng)的應(yīng)用、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用等，展示了相關(guān)知識在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用價值；酸堿中和滴定介紹和測定酸堿反應(yīng)曲線的實驗則是學習實驗操作技能。有助于學生深入理解元素化合物知識，促進學生的化學反應(yīng)知識系統(tǒng)化、結(jié)構(gòu)化，能幫助學生發(fā)展邏輯推理能力，提高學生的科學素養(yǎng)，同時通過探究活動和專題

3、研究等豐富的學習活動，培養(yǎng)學生科學探究能力。在教學功能上，這一章有關(guān)水溶液中離子平衡的學習起著延伸、拓展和鞏固前一章所學的化學平衡知識的作用。二、教材內(nèi)容和教材結(jié)構(gòu)1. 本章主要內(nèi)容本章內(nèi)容一共分為四部分，第一部分為第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離，講述電離平衡，這是本章學習的重點和基礎(chǔ)。學習之后對該節(jié)知識理解的深入與否，直接影響到以后幾節(jié)的學習。第二部分為第二節(jié)水的電離和溶液酸堿性，主要介紹溶液呈酸堿性的原因以及酸堿反應(yīng)曲線的測定方法。對該部分知識的學習，具有很強的理論意義和實際意義。第三部分為第三節(jié)鹽類的水解，主要介紹鹽類的水解，水解平衡，鹽溶液顯酸堿性的原因及鹽類水解的應(yīng)用。第四部分為第四節(jié)難溶電解

4、質(zhì)的溶解平衡，主要介紹沉淀的溶解平衡及其應(yīng)用。這章內(nèi)容始終以溶液中的離子平衡為主線，將這四部分知識緊密聯(lián)系在一起，顯示了本章教材知識內(nèi)在的邏輯性與嚴密性。1、弱電解質(zhì)的電離：電解質(zhì)有強弱弱電解質(zhì)電離為可逆電離平衡電離常數(shù)2、水的電離和溶液酸堿性：水是極弱電解質(zhì)水(稀溶液)離子積KW稀溶液酸堿性及pHpH簡單計算調(diào)控pH的應(yīng)用3、鹽類的水解：鹽溶液酸堿性鹽類的水解影響鹽類的水解的因素鹽類的水解應(yīng)用實踐活動：測定中和反應(yīng)曲線滴定實驗操作 pH計測量pH繪制滴定曲線4、難溶電解質(zhì)的溶解平衡：難溶不溶溶解平衡溶度積應(yīng)用：沉淀的生成、溶解、轉(zhuǎn)移化學平衡理論解釋溶液中的離子反應(yīng)深入綜合運用2. 本章教材結(jié)

5、構(gòu) 注：陰影為新增知識點，楷體為選學內(nèi)容三、新課標要求與重點難點1. 新課標中相應(yīng)要求 溶液中的離子平衡  內(nèi)容標準活動與探究建議  1能描述弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，了解酸堿電離理論。  2知道水的離子積常數(shù)，能進行溶液pH的簡單計算。  3初步掌握測定溶液pH的方法，知道溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學研究中的重要應(yīng)用。  4認識鹽類水解的原理，歸納影響鹽類水解程度的主要因素，能舉例說明鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用。  5能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)。 &#

6、160;實驗：用pH計測定中和反應(yīng)過程中溶液pH的變化，繪制滴定曲線。  實驗：測定不同鹽溶液的pH，說明這些鹽溶液呈酸性、中性或堿性的原因。  實驗探究：促進或抑制氯化鐵的水解。  實驗：沉淀的轉(zhuǎn)化。  查閱資料并交流：含氟牙膏預防齲齒的化學原理，提出加氟預防齲齒需要注意的問題。2. 本章學習重點、難點（1） 弱電解質(zhì)的電離平衡、電離平衡的移動及電離平衡常數(shù)。（2） 水溶液顯酸性、堿性的原理及溶液pH的計算；測定酸堿反應(yīng)曲線的原理、方法。（3） 鹽溶液的水解平衡。（4） 難溶電解質(zhì)的溶解平衡以及溶度積的有關(guān)計算。（5） 有

7、關(guān)電離平衡常數(shù)、溶液的pH、溶度積的計算。本章學習的主要內(nèi)容是水溶液中離子的平衡。通過初中和高中必修化學課程的學習，學生已經(jīng)掌握了元素化合物的知識，認識了許多離子反應(yīng)的實例和離子反應(yīng)發(fā)生的條件；通過前一章的學習，初步掌握了化學平衡理論。離子平衡知識與化學平衡知識密切相關(guān)，本章內(nèi)容實際上是應(yīng)用化學平衡理論探討水溶液中離子間的相互作用，應(yīng)用化學平衡的建立和平衡移動原理等知識直接指導對離子平衡等知識的學習。四、教學策略固體溶解平衡初中閱讀思考:沉淀反應(yīng)能否完全? 與固體的溶解類比難溶電解質(zhì)的溶解平衡離子反應(yīng),離子方程式化學1pH與濃度的關(guān)系pH的計算pH，酸堿度初中直接遷移電離平衡化學平衡前章情景：

8、不同電解質(zhì)的電離程度是否有區(qū)別強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)弱電解質(zhì)的電離平衡酸、堿、鹽是電解質(zhì)，電解質(zhì)電離化學1銜接方式引出新知識銜接知識1. 注意與已學知識的銜接，重視兩條知識鏈的落實 教學中充分利用初中和高中必修、選修已學的知識，采用理論推理與實驗探究相結(jié)合的方法，逐步分析并推出一系列新知識點（新概念）知識點之間環(huán)環(huán)相扣。全章4節(jié)內(nèi)容可分為兩條知識鏈：一是與弱電解質(zhì)相關(guān)的電離平衡，包括l3節(jié)。它們在知識的認識水平上是漸進的前一節(jié)是后一節(jié)的基礎(chǔ)和鋪墊；二是沉淀溶解平衡安排在第4節(jié)。它的知識基礎(chǔ)是溶解度和化學平衡理論。2. 控制教學內(nèi)容的深廣度，重視知識呈現(xiàn)的選擇性 在運用已學知識分析、推導新知識的過程

9、中，可以通過搭設(shè)小臺階減小理論學習的坡度（如上面各節(jié)框圖所示），降低學習難度，給學生留出自主學習的時間和空間。在保證達到課程標準規(guī)定的基本要求的前提下，要注意教學內(nèi)容的深廣度。如對于沉淀溶解平衡，課標僅僅要求定性地描述，知道沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)，在教學中就不宜定量分析和計算；教材在科學視野欄目中提供的與正文內(nèi)容緊密相連的更深入些的知識如電離常數(shù)、鹽的水解常數(shù)、溶度積等為學生選擇性學習提供內(nèi)容，應(yīng)根據(jù)學生實際情況決定教學策略；對于溶液pH計算，只要求計算強酸溶液、強堿溶液以及涉及這兩者反應(yīng)后混合液的PH；教材以資料的形式提供的某些相關(guān)數(shù)據(jù)、事例等內(nèi)容，在教學中能達到幫助學生更好理解正文內(nèi)容的目的便可。

10、以上這些內(nèi)容都有賴于教師在教學中注意呈現(xiàn)知識的選擇性，準確把握好教學內(nèi)容的深廣度。3. 落實教材活動、探究欄目內(nèi)容，激發(fā)學生的學習興趣理論性比較強是本章的特點，在教學中應(yīng)注意不可忽視理論與實際的聯(lián)系，陷入到從理論到理論的教學誤區(qū)中，導致學生逐漸喪失學習化學的興趣。根據(jù)化學學科的特點及學生的心理生理特點，本章教材在理論分析中穿插了一定量的實驗、科學探究、思考與交流，運用驗證推理、探究和分析等方法，使理論分析豐富、生動起來，本章提供了三項科學探究和實踐活動：實踐活動：用pH計測定中和反應(yīng)過程中溶液pH的變化，繪制滴定曲線?？茖W探究：測定不同鹽溶液的pH，尋找這些鹽溶液呈酸性、中性或堿性的原因?？茖W

11、探究：探究促進或抑制氯化鐵的水解的條件。這些活動與探究建議內(nèi)容豐富、形式多樣，探究性較強。其中是在教學中多年使用的探究活動，是新的活動內(nèi)容。做好這些探究活動有利于激發(fā)學生的學習興趣，促使學生主動參與其中，使之在學習科學知識的同時，培養(yǎng)學習化學的濃厚興趣。4. 運用邏輯推理，展示化學原理的形成過程水溶液中的離子平衡是重要的化學原理部分，它具有較嚴密的邏輯性，是適用于幾乎所有在溶液中的化學反應(yīng)的普遍規(guī)律。這些原理的形成是由特殊到一般、由具體到抽象、由現(xiàn)象到本質(zhì)的認識過程，是在這種由感性認識到理性認識的不斷循環(huán)所進行的歸納、演繹等邏輯推理過程中逐漸產(chǎn)生的。因此在教學中應(yīng)抓住本章內(nèi)容的基本特征充分運用

12、邏用推理，重視創(chuàng)設(shè)、歸納電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡等化學原理的過程分析，以及運用相關(guān)原理解決問題的演繹過程。5. 注意理論聯(lián)系實際，體現(xiàn)化學知識的社會價值本章內(nèi)容涉及的應(yīng)用知識較豐富覆蓋面也較大，呈現(xiàn)形式多樣。不僅在24節(jié)的正文中均有pH的應(yīng)用、鹽類水解反應(yīng)的應(yīng)用、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用等一定篇幅的應(yīng)用內(nèi)容，在家庭小實驗、資料等欄目及問題的引出中，教材多處以不同方式涉及了相關(guān)知識的應(yīng)用、由于其中相當部分的內(nèi)容不僅僅是簡單的事實介紹，而是于實際問題中應(yīng)用所學進行理論分析或技能實踐，因此在教學中落實這些理論聯(lián)系實際的內(nèi)容，有助于學生鞏固、加深對相關(guān)知識的理解。五、課時建議 第一節(jié) 1課時 第二節(jié) 3

13、課時實驗測定酸堿滴定曲線 1課時 第三節(jié) 2課時 第四節(jié) 2課時 復習與測試 4課時 小計 13課時【各節(jié)知識重點難點】第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離1.強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的引出與比較電解質(zhì)在水溶液中可根據(jù)離解成離子的程度大小分為強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)，它們的區(qū)別關(guān)鍵在于電離程度的大小。2.弱電解質(zhì)的電離平衡是動態(tài)平衡弱電解質(zhì)溶于水時，既有弱電解質(zhì)分子的電離過程，又有離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的過程。在一定條件下當弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時，就達到了電離平衡。3.弱電解質(zhì)電離方程式的書寫只有在弱電解質(zhì)的溶液中才存在電離平衡，所以，正確書寫弱電解質(zhì)的電離方程式是一個

14、重要的知識點。書寫弱電解質(zhì)的電離方程式應(yīng)注意：（1）用“可逆號”而不用“=”來表示。 （2）多元弱酸例如：H2CO3H+ + HCO3-，HCO3-H+ + CO32-是分步電離的，且一步比一步難電離，以第一步電離為主。4. 補充：影響電離平衡移動的因素： 濃度：弱電解質(zhì)溶液中，水越多，濃度越稀，則弱電解質(zhì)的電離程度越大。溫度：電離過程需吸收能量，所以升高溫度，電離程度增加。同離子效應(yīng)：向弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)相同的離子，則弱電解質(zhì)的電離程度減小。離子反應(yīng)效應(yīng)：若向弱電解質(zhì)溶液中加入能與弱電解質(zhì)的離子結(jié)合的離子，則弱電解質(zhì)的電離程度變大。5. 電離常數(shù)：通過科學視野電離常數(shù)介紹了解弱電解

15、質(zhì)的強弱比較，強化弱電解質(zhì)的分步電離。第二節(jié) 水的電離和溶液的pH一、水的電離1.水的電離 H2O + H2O H3O+ + OH- 簡寫為：H2O H+ + OH-2.水的離子積 計算水的濃度，1L純水的物質(zhì)的量是55·6mol，經(jīng)實驗測得250C時，發(fā)生電離的水只有1×10-7mol，二者相比，水的電離部分太小，可以忽略不計。因此電離前后水的物質(zhì)的量幾乎不變，可以視為常數(shù)，常數(shù)乘以常數(shù)必然為一個新的常數(shù)，用Kw表示，即為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。影響因素：溫度越高，Kw越大，水的電離度越大。對于中性水，盡管Kw,電離度增大，但仍是中性水，H+=OH-.二、溶液的酸

16、堿性和pH（常溫下）：（1）定義：pH =-lgc（H+） (2)適應(yīng)范圍：稀溶液，014之間。有關(guān)溶液的pH的幾個注意問題：pH是溶液酸堿性的量度。常溫下，pH=7溶液呈中性；pH值減小，溶液的酸性增強；pH值增大，溶液的堿性增強。pH范圍在0-14之間。pH=0的溶液并非沒有H+，而是c (H+)=1mol/L；pH=14的溶液并非沒有OH-，而是c(OH-)=1mol/L。pH改變一個單位，c (H+)就改變10倍，即pH每增大一個單位，c(H+)就減小到原來的1/10；pH每減小一個單位，C(H+)就增大到原來的10倍。當c(H+)>1mol/L時，pH為負數(shù)，當c(OH-)&g

17、t;1mol/L時，pH>14。對于c (H+)或c(OH-)大于1mol/L的溶液，用pH表示反而不方便，所以pH僅適用于c(H+)或c(OH)小于等于1mol/L的稀溶液。也可用pOH來表示溶液的酸堿性，pOH=-lgc(OH-)，因為c(H+)·c(OH-)=10-14，若兩邊均取負對數(shù)，得pH+pOH=14?？捎?#160;pH試紙來測定溶液的pH。方法：用潔凈的干玻璃棒直接蘸取少許待測液，滴在pH試紙上（注意不能將pH試紙先用水沾濕或用濕的玻璃棒，因為這樣做，實際上已將溶液稀釋，導致所測定的pH不準確）將pH試紙顯示的顏色隨即（半分鐘內(nèi)）與標準比色卡對照，確定溶液的p

18、H（因為時間長了，試紙所顯示的顏色會改變，致使測得的pH不準。）三、有關(guān)溶液pH的計算1.單一溶液pH的計算 強酸pH的計算強酸溶液,如HnA，設(shè)濃度為c mol·L-1則c(H+) =nc mol·L-1, pH=-lgc(H+) =- lgnc強堿pH的計算強堿溶液，如B(OH)n，設(shè)濃度為c mol·L-1則c(H+) =10-14 / nc , pH=-lgc(H+) =14 + lgnc2.酸、堿混合溶液pH的計算3. 溶液的稀釋規(guī)律對于強堿溶液c (OH-) 每稀釋10n倍, pH減小n個單位（減小后不超過7）。對于強酸溶液c (H+) 每稀釋10n倍

19、, pH增大n個單位（增大后不超過7）。對于pH相同的強酸與弱酸，當稀釋相同倍數(shù)時，pH的變化不同，其結(jié)果是強酸變化程度比弱酸大。對于物質(zhì)的量濃度相同強堿與弱堿，當稀釋相同倍數(shù)時，pH的變化也不同，其結(jié)果是強堿變化程度比弱堿大。四、有關(guān)溶液pH的應(yīng)用中和滴定的實踐活動與誤差分析：根據(jù)中和滴定原理得出酸堿相互反應(yīng)量的關(guān)系：n(酸)c(酸)V(酸)= n(堿)c(堿)V(堿) n(酸)或 n(堿)分別表示1 mol酸或堿電離出的H+或OH-的物質(zhì)的量。造成中和滴定的誤差原因很多，如讀數(shù)誤差、操作誤差、計算誤差、指示劑的選擇誤差、藥品不純引起的誤差等。因此，要做好本實驗，必須各個環(huán)節(jié)都要注意。一般待

20、測的為某一物質(zhì)的濃度以c(酸)為例，此時c(堿)為標準濃度是已知的。取放在錐形瓶中溶液的體積為準確量取的，也是已知的，n(酸)、n(堿)對于給定的反應(yīng)已是定值，這樣，待測濃度是否準確，只取決于滴定管中讀取的體積。引起這個體積誤差的常有讀數(shù)，儀器洗滌，滴定管漏液，標準液不標準（如稱量、配量、混入雜質(zhì)等引起的），指示劑用錯，待測液的量取等。下面就以標準鹽酸滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液為例，分析造成誤差的常見因素，并判斷對待測堿濃度的影響。產(chǎn)生誤差的常見因素的誤差儀器洗滌酸式滴定管水洗后未用標準液潤洗偏大移液管水洗后未用待測液潤洗偏小錐形瓶水洗后用待測液潤洗偏大量器讀數(shù)滴定前俯視酸式滴定管，滴定后平視

21、偏大滴定前仰視酸式滴定管，滴定后俯視偏小操作不當?shù)味ㄇ八崾降味ü芗庾觳糠钟袣馀?，滴定結(jié)束后氣泡消失偏大滴定結(jié)束，滴定管尖端掛一滴液體未滴下偏大將移液管尖嘴部分的液體吹出偏大滴定過程中，振蕩錐形瓶時，不小心將溶液濺出偏小用甲基橙作指示劑，滴至橙色，半分鐘內(nèi)又還原成黃色，不處理就計算偏小第三節(jié) 鹽類的水解“鹽類的水解”是電解質(zhì)理論的組成部分，它屬于化學基礎(chǔ)理論知識。教材把這部分內(nèi)容安排在強弱電解質(zhì)和電離平衡之后，目的是使鹽類水解過程和規(guī)律的探討能在電離理論和強弱電解質(zhì)概念的指導下進行, 運用學生已有知識，從中發(fā)掘出鹽類水解新知識的“生長點”。 本節(jié)內(nèi)容分為三部分：建立鹽類水解的概念；探討鹽類水解的

22、規(guī)律；運用鹽類水解的知識。其中，鹽類水解的概念是基礎(chǔ)，旨在揭示鹽類水解的實質(zhì)，并為研究鹽類水解規(guī)律提供依據(jù)。鹽類水解的規(guī)律是核心，它是鹽類水解原理的具體化，并使鹽類水解一般概念得以直接應(yīng)用。鹽類水解的利用，則是通過具體的情境和應(yīng)用實例，加深對鹽類水解及其規(guī)律的理解、鞏固?？傊?，本節(jié)教材涉及的知識面較寬,綜合性較強,是前面已學過的電解質(zhì)的電離、水的電離平衡以及平衡移動原理等知識的綜合應(yīng)用。因此，本節(jié)教材是本章的重點和難點。根據(jù)鹽類水解的影響因素，在實際生產(chǎn)和生活中常通過改變?nèi)芤褐邢嚓P(guān)物質(zhì)的濃度或溶液溫度來調(diào)節(jié)鹽的水解程度。一、鹽類的水解1.鹽類水解定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H

23、+ 或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。（在溶液中由鹽電離出的弱酸的陰離子或弱堿的陽離子跟水電離出的氫離子或氫氧根離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)弱酸或弱堿，破壞了水的電離平衡，使其平衡向右移動，引起氫離子或氫氧根離子濃度的變化。）中和水解 酸 + 堿 鹽 + 水2.鹽類水解的本質(zhì)：弱酸陰離子和弱堿的陽離子和水電離出的H+或OH-離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)，促進了水的電離。說明：1.只有弱酸的陰離子或弱堿的陽離子才能與H+ 或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)。2.鹽類水解使水的電離平衡發(fā)生了移動，并使溶液呈酸性或堿性。3.鹽類水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。二、鹽類水解的類型 溶液中離子濃度大小及溶液酸堿

24、性的判斷1.對于強堿弱酸鹽的水溶液來說，由于弱酸根離子發(fā)生水解，結(jié)合H+生成弱酸，使氫離子濃度降低，溶液中c(OH-) > c(H+) ，溶液呈堿性，且其弱酸根對應(yīng)弱酸的酸性越弱，水解程度越大，溶液的堿性越強。2.對于強酸弱堿鹽的水溶液來說，由于弱堿的陽離子發(fā)生水解，結(jié)合OH-生成弱堿，使氫氧根的離子濃度降低，并使溶液中c(H+) > c(OH-) ，溶液呈酸性，且其陽離子對應(yīng)弱堿的堿性越弱，水解程度越大，溶液的酸性越強。三、影響水解的因素：內(nèi)因：鹽類本身的性質(zhì) 這是影響鹽類水解的內(nèi)在因素。組成鹽的酸或堿越弱，鹽的水解程度越大，其鹽溶液的酸性或堿性就越強?！盁o弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，誰強顯誰性”外因：1.溫度 由于鹽的水解作用是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，所以鹽的水解是吸熱反應(yīng)，溫度升高，水解程度增大。2.濃度 溶液濃度越小，實際上是增加了水的量，可使平衡相正反應(yīng)方向移動，使鹽的水解