第三章水溶液中

第三章 水溶液中的离子平衡 第一节 弱电解质的电离（第一课时）

一、目标导学：

⒈ 电解质概念：_____________________________ ，类别有________ ⒉ 下列物质Cu、NaCl固体、NaOH固体、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、

NaCl溶液、H2O、酒精中属于电解质的是__________________________

⒊写出下列电解质的电离方程式： NaCl：__________________

NaOH ：____________________

H2SO4：________________________ NaHCO3___________________ NaHSO4:___________________ 4：电解质有强弱之分：

阅读P40 等体积、等浓度的盐酸与醋酸的比较填表：

5.弱电解质的电离过程是可逆的

阅读P41 ⑴ 用时间--速率图象陈述弱电解质电离平衡形成过程并陈述其特点：

⑵电离平衡定义：

特别注意：多元弱酸分步电离，多元弱碱一步电离(中学阶段)

H2CO3 ： Fe（OH）3：________________________ ⑶ 弱电解质电离平衡的移动

①弱电解质的电离平衡移动符合 原理 ②影响弱电解质电离平衡的因素有：

内因：______________________________________ 外因：（分别举例说明）

① 温度： ； ② 浓度： ；

③ 同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质：___ ④ 加入能反应的物质： 。 二．设问释疑

三 总结：

四 巩固提升

1.列举几种弱电解质。 2.在NH3·H2O

NH4+＋OH－的平衡中，要使NH3·H2O的电离程度及c（OH－）都

增大，可采取的措施是 A.通入HCl

3.在稀氨水中存在平衡：NH3＋H2O

H＋、OH－

－

NH4＋OH,如进行下列操作，则NH3、NH4、

B.加少量NaOH C. D.升温



（1）通适量HCl气体时，c(NH3) ,c(H＋) 。 （2）加入少量NaOH固体时，c(NH4) ,c(OH－)

。

（3）加入NH4Cl晶体时，c(NH4) ,c(OH－)





第一节 弱电解质的电离（第二课时）

一；目标导学；

1. 弱电解质的强弱跟什么有关？具体是什么关系？

2.以0.1mol/LCH3COOH溶液中的平衡移动为例，讨论：

改变条件 加少量硫酸 加CH3COONa (s) 加NaOH(s) 加水稀释 滴入冰醋酸 加热升温 加醋酸铵晶体二：设问释疑 三：巩固提升 1.

A.1 mol·L－1的甲酸溶液的c（H＋）约为0.01 mol·L－1

B.

B.c（NH3·H2O）／c（OH－

平衡移动方向

c(H+)

c(CH3COO-)

溶液导电能力

C.10 mL 1 mol·L－1甲酸恰好与10 mL 1 mol·L－1

NaOHD.

2.用水稀释0.1 mol·L－

1

A.c（OH－）／c（NH3·H2O） C.c（H＋）和c（OH－3.当溶液中HS－＋H2OA.Cu2＋

2

D.OH－

S2－＋H3O＋达到平衡时，欲使c(S2－)增大，应加入

D.HCl

B.CO3 C.H2O

3.在a、b两支试管中，分别装上形态相同、质量相等足量锌粒，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度

（1）a、b两支试管中的现象：相同点是 ； 不同点是 。原因是________________。

（2）a、b两支试管中生成气体的体积开始时是a 于b，反应完毕后生成气体的总体积是a b，原因是 。

四 总结：

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（第一课时）

一：目标导学

1．水的电离定义：水是 电解质，发生 电离。 电离方程式 或_______________________________ 水的电离常数的表达式为

2． 实验测得，在室温（25℃）下，1L H2O中只有1×10-7 mol H2O电离，则室温下C(H+)和C(OH-)分别为多少? 写出计算过程：

3．把上述_______________看作水的离子积常数 ，值为________________,水的离子积常数简称____________,用Kw表达,Kw= 。 4.阅读P46：

KW只与 有关； 越高，KW越 。不说明温度一般指__________.

25℃时，KW= ，100℃时，______________。

注意：（1）KW不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。 任何水溶液中，

+-由水所电离而生成的c (H)· c (OH)=_______________ ．．．．．

（2）25℃时，任何水溶液中，H+ 离子浓度和OH- 离子的浓度乘积都为 1×10-

14

。温度一定，c (H+)· c (OH-)为定值，等于____________ 思考：c (H+)=10-7的溶液一定呈中性吗？

5.溶液的酸碱性

（1）温度：温度升高，水的电离度 ，水的电离平衡向 方

向移动，C(H)和C(OH) ，KW 。

（2）溶液的酸、碱度：改变溶液的酸碱度可使水的电离平衡发生移动？ 二：设问释疑 三： 巩固提升

1：① 在0.01mol/LHCl溶液中, C(H+ C(OH-电离出的C(H+C(OH-。

+

-

② 在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-C(H+ 由水电离出的C(H+)= ， 由水电离出的C(OH-)= 。 ③ 在0.01mol/LNaCl溶液中， C(OH-)= ，C(H+)= ，由水电离出的C(H+)= ，由水电离出的C(OH-)= 。

2.根据上面的计算，填写下表（影响水的电离平衡的因素）

结论：（1）升高温度，促进水的电离,KW_______

（2）酸、碱抑制水的电离,使水的电离平衡逆向移动，KW______

讨论：1.① 在酸性溶液中是否有OH-，在碱性溶液中是否存在H+，试说明原因。

② 决定溶液酸碱性的因素是什么？

2. 写出溶液酸碱性与c (H+)、c (OH-)大小的关系：

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（第二课时）

一目标导学.

1.pH定义 ：_______________________

2.表达式：pH= ________________ , C(H+)=__________________ 注意：当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。 3.常用_______________________测定溶液的pH值。 4.根据定义计算

⑴：C(H+)＝1×10-6mol/L pH=______； C(H+)＝1×10-11mol/L pH=__ ___ C(OH-)＝1×10-6mol/L pH=____； C(OH-)＝1×10-10mol/L pH=______ ； ⑵：pH=2 C(H+)＝________ ；

pH=8 C(OH-)＝________

⑶:c(H+)＝1mol/L pH= ______ ； c(H+)＝10mol/L pH= ______ 5：pH与溶液酸碱性的关系(25℃时)

二：设问释疑 三：巩固提升

1、证明：在25℃时，pH + pOH = 14 2、将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是 A．水的离子积变大、pH变小、呈酸性

B．水的离子积不变、pH不变、呈中性

C．水的离子积变小、pH变大、呈碱性 D．水的离子积变大、pH变小、呈中性

3、水的电离过程为H2OH＋+OH－，在不同温度下水的离子积常数为：

K(25℃)＝1.0×10－14，K(35℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是 A．c(H+)随着温度的升高而降低 B．在35℃时，c(H+)＞c(OH－) C．水的电离程度（25℃）＞（35℃） D．水的电离是吸热的

4、取1mol/L的HCl溶液，其pH是多少？取1mol/L的硫酸，其pH是多少？

5、室温下，在pH＝12的某溶液中，由水电离的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

6．同一浓度的强酸与弱酸的pH值的比较，如0.1mol/L的盐酸与0.1mol/L的醋酸的pH值：_______________

7．同一浓度的强碱与弱碱的pH值的比较，如0.1mol/L的NaOH溶液与0.1mol/L的氨水的pH值：___________________

8．同一pH值的强酸（如盐酸）与弱酸（如醋酸）的浓度比较：c(HCl)与c(HAc)的关系：_____________________________________

9．同一pH值的强碱（如NaOH溶液）与弱碱（如氨水）的浓度比较：c(NaOH)与c(NH3·H2O)的关系：__________________________________

10．体积相同、pH相同的HCl溶液和CH3COOH溶液，与NaOH溶液中和时两者消耗NaOH的物质的量

A．相同 B．中和HCl的多 C．中和CH3COOH的多 D．无法比较 四:总结

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（第三课时） 一 目标导学.

1、酸碱中和滴定：用已知物质的量的浓度的

来测定未知浓

度的 的方法。

2、原理：一元强酸与一元强碱发生中和反应方程式：______________

浓度关系式：

3、实验仪器及试剂:

仪器: 试剂： 4、指示剂的选择：

⑴原则：①终点时，指示剂的颜色变化明显；

②变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏。

⑵常见指示剂变色范围

甲基橙：（ ）－3.1～ ～4.4－（ ） 酚 酞：（ ）－8.2～ ～10.0－( ) 石 蕊：（ ）－5.0～ ～8.0－（ ） 5、实验的关键:

准确测量参加反应的两种溶液的体积。 准确判断中和反应是否恰好完全反应。 6、实验步骤

⑴检漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是否灵活； ⑵洗涤润洗：用水洗净后，各用少量待装液润洗滴定管2－3次； ⑶装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，使液面高于刻度2-3cm。

⑷赶气泡：①酸式:快速放液；②碱式:橡皮管向上翘起。

⑸调读数：调节滴定管中液面高度，在“0－1”ml之间，并记下读数。 ⑹取液：①从碱式滴定管中放出25.00ml氢氧化钠溶液于锥形瓶中 ②滴入

2滴酚酞试液，将锥形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底衬一张白纸。 ⑺滴定：左手控制酸式滴定管活塞，右手拿住锥形瓶瓶颈，边滴入盐酸，边不断顺时针方向摇动，眼睛要始终注视锥形瓶溶液的颜色变化。

⑻记读数：当看到加一滴盐酸时，锥形瓶中溶液红色突变无色时，停止滴定，准确记下盐酸读数，并准确求得滴定用去的盐酸体积。 ⑼计算：整理数据进行计算。 7、误差分析【尝试】

二：设问释疑 三：巩固提升

1.下表所示。计算滴定所测NaOH溶液浓度。

2．10mL0.100mol/L HCl溶液与10mL0.100mol/L NaOH溶液反应

后，溶液的pH值是_________

3．10mL0.100mol/L HCl溶液与10mL0.200mol/L NaOH溶液反应后，溶液的pH值是_____________

第三节 盐类的水解（第一课时）

一．目标导学： 1.盐溶液的酸碱性

阅读课本P54，填写表格

2.寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因

(1)．强碱弱酸盐的水解

⑵．强酸弱碱盐的水解

二：设问释疑

三：巩固提升

NaCl 溶液的酸碱性 c(H+

)与c(OH-

)

相对大小 溶液中的微粒

有无弱电解质生成

相关化学方程式

四 总结

NH4Cl

CH3COONa

第三节 盐类的水解（第二课时）

一．目标导学： 1.影响盐类水解的因素：___________________

上述因素如何影响盐类水解？

2. 盐类水解的应用有那些？

二：设问释疑

三：巩固提升

1.下列各离子方程式中，属于水解反应的是（ ） A、H2O + H2

O H3O+ + OH- B、OH- + HCO3

- CO32- +H2O C、NH4+ + H2O

NH3·H2O + H+

D、CH3COOH + H2

O

CH3COO- + H3O+

2.HF、CH3COOH是强酸还是弱酸？ 推测NaF、CH3COONa溶液的pH大小？

3.说明CH3COONa溶液中离子浓度大小。

4.NaHCO3溶液pH_______,探索原因。

5、常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液 pH = 7，则此溶液中( ) A.c(HCOO-)>c(Na＋

) B.c(HCOO-)

)

C.c(HCOO-)=c(Na＋

) D.无法确定 c（HCOO-）与 c（Na+

）的关系