高二化学选修4第三章学案全套

高二化学06年秋学期教学案

班级 学号 姓名 第一节 弱电解质的电离(第1课时)

【课标要求】⒈了解电解质、强电解质和弱电解质的概念。

⒉了解强、弱电解质与结构的关系，能正确书写常见物质的电离方程式。

⒊理解弱电解质的电离平衡，以及温度、浓度等条件对电离平衡的影响。

【学习重点】电离平衡的建立以及电离平衡的移动。

【学习难点】电离平衡的建立以及电离平衡的移动。

【学习过程】

【旧知回顾】

⒈电解质：_____________________________ _______ ___

非电解质：________________________________ _

⒉练习：［讨论］下列物质中Cu、NaCl固体、NaOH固体、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、

NaCl溶液、H2O、酒精。_______________ ___是电解质，_______________________是非电

解质，_______________既不是电解质，也不是非电解质

⒊写出下列物质的电离方程式：

NaCl：_____________________ NaOH ：____________________

H2SO4：____________________ NaHCO3___________________

NaHSO4:___________________

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注意：离子型的电解质在水溶液中或熔融状态下都可以导电，而共价型的电解质只有在

水溶液中才能导电

【新知讲解】一、电解质有强弱之分（观察试验3-1：得出强电解质与弱电解质的概念）

强电解质 弱电解质 概念 化合物类型 电离程度 在溶液中存在形式 电离过程 练习：下列电解质中：NaCl、NaOH，NH3·H2O、CH3COOH，BaSO4,AgCl，Na2O,K2O，

Na2O2

_____________________________是强电解质____________________________是弱电解质

讨论：⒈CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小， CaCO3属于强电解质，而Fe(OH)3属于弱电

解质；CH3COOH、HCl的溶解度都很大， HCl属于强电解质，而CH3COOH 属于弱电解

质。电解质的强弱与其溶解性有何关系？怎样区分强弱电解质？

⒉BaSO4、AgCl是强电解质还是弱电解质，为什么？

例⒈在甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是 （ ）

A. 1mol/L的甲酸溶液中c（H+）约为1×10－2 mol/L

. . . . .

B. 甲酸能与水以任意比例互溶

C. 1mol/L的甲酸溶液10mL恰好与10mL1mol/L的NaOH溶液完全反应 D. 在相同条件下，甲酸溶液的导电性比盐酸弱 二、弱电解质的电离过程是可逆的

⒈电离平衡： 。 ⒉电离平衡的特征：

⒊电离方程式的书写：

如CH3COOH NH3·H2O H2O 多元弱酸分步电离，多元弱碱一步电离(中学阶段)

如H2CO3 H3PO4 H2S ⒋弱电解质电离平衡的移动

(1) 弱电解质的电离平衡符合 原理 (2) 影响弱电解质电离平衡的因素有：

① 温度： ； ② 浓度： ；

③ 同离子反应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，将 电

离；

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④ 加入能反应的物质，将 电离。 ⒉以0.1mol/LCH3COOH溶液中的平衡移动为例，讨论： 改变条件 平衡移动方向 c(H+) c(CH3COO-) 溶液导电能力 加少量硫酸 加CH3COONa (s) 加NaOH(s) 加水稀释 滴入纯醋酸 加热升温 加醋酸铵晶体 讨论与探究：

⒈弱电解质加水稀释时，离子浓度_____ _? (填变大、变小、不变或不能确定） ⒉画出用水稀释冰醋酸时离子浓度随加水量的变化曲线。

高二化学06年秋学期教学案

班级 学号 姓名 第一节 弱电解质的电离(第2课时)

【课标要求】⒈巩固强弱电解质的概念.

⒉了解电离平衡常数及电离度的概念

【学习重点】电离平衡的建立以及电离平衡的移动。 【学习难点】电离平衡常数的应用 【学习过程】

. . . . .

【旧知回顾】

（1）划分电解质和非电解质的标准是什么？划分强电解质和弱电解质的标准是什么？

（2）电解质的强弱与溶液导电性的强弱有什么区别与联系？影响弱电解质电离平衡的因

素有哪些?

讨论：1．等物质的量浓度、等体积的盐酸和醋酸分别与足量的Zn反应，反应速率何者

快？产生的H2的量关系如何？

2．氢离子浓度相等、体积相同的盐酸和醋酸分别与足量的Zn反应，反应速率何者

快？产生的H2的量关系如何？

【新知讲解】

三、电离常数

叫做电离常数。

例如：醋酸，碳酸和硼酸298K时的电离常数分别是1.75×10-5，4.4×10-7(第一步电离)和

5.8×10-10

由此可知，醋酸，碳酸和硼酸的酸性 ⒈ 一元弱酸和弱碱的电离平衡常数

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如：CH3COOH CH3COO— + H+

Ka=c(H)c(CH3COO)c(CHCOOH)

3写出NH3·H2O的电离平衡常数 NH3·H2O

NH4+ +OH— Kb=

注：①K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离。所以可以用Ka或Kb的大小判

断弱酸或弱碱的相对强弱。

②K只与 有关，不随 改变而改变。

⒉ 多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性的强弱主要由第 步电离决定。

如H3PO4的电离：

H3PO4

H+ + H2PO4- K1= H2PO4-

H+ + HPO42- K2= HPO42-

H+ + PO43- K3=

注：K1>>K2>>K3

四、电离度的概念及其影响因素

（1）当弱电解质在溶液里达到电离平衡时， 叫做电离

度。

. . . . .

（2）影响电离度的主要因素（内因）是电解质本身的性质；其外部因素（外因）主要是溶液的浓度和温度。溶液越稀，弱电解质的电离度 ；温度升高，电离度 ，因为弱电解质的电离过程一般需要 热量。 思考与交流：

不用计算，判断下列各组溶液中，哪一种电解质的电离度大？

（1）20℃时，0.01mol/LHCN溶液和40℃时0.01mol/LHCN溶液。 （2）10℃时0.01mol/LCH3COOH溶液和10℃时0.1mol/LCH3COOH溶液。

【反馈练习】

⒈在18℃时，H2SO3的Kl＝1.5×10-2、K2＝1.0×10-7，H2S的Kl＝9.1×10-8、K2＝1.1×10-12，则下列说法中正确的

是 （ ）

A. 亚硫酸的酸性弱于氢硫酸 B. 多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C. 氢硫酸的酸性弱于亚硫酸 D. 多元弱酸的酸性主要由第二步电离决定 ⒉能说明醋酸是弱电解质的事实是 （ ）

A．醋酸溶液的导电性比盐酸弱 B．醋酸溶液与碳酸钙反应，缓慢放出二氧化碳 C．醋酸溶液用水稀释后，氢离子浓度下降

D．0.1mol/L的CH3COOH溶液中，氢离子浓度约为0.001mol/L

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⒊下列叙述中错误的是 （ ）

A．离子键和强极性键组成的化合物一般是强电解质 B．较弱极性键组成的极性化合物一般是弱电解质 C．具有强极性键的化合物一定是强电解质 D．具有离子键的难溶强电解质不存在电离平衡

⒋25℃时,在0.5L0.2mol/L的HA溶液中,有0.01mol的HA电离成离子,求该温度下HA的电离常数.

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班级 学号 姓名

第二节 水的电离和溶液的酸碱性

(第1课时)

【课标要求】⒈了解水的电离平衡及其“离子积”

⒉了解溶液的酸碱性和pH的关系

【学习重点】⒈水的离子积

⒉溶液的酸碱性和pH的关系 【学习难点】水的离子积 【学习过程】 【情景创设】

. . . . .

一、水的电离

[思考]水是不是电解质？它能电离吗？写出水的电离方程式.

1．水的电离：水是 电解质，发生 电离，电离过程 水的电离平衡常数的表达式为

思考：实验测得，在室温下1L H2O（即 mol）中只有1×10-7 mol H2O电离，则室温下C(H+)和C(OH-)分别为多少? 纯水中水的电离度α(H2O)= 。 2．水的离子积

水的离子积：KW= 。

注：(1)一定温度时，KW是个常数，KW只与 有关， 越高KW越 。

25℃时，KW= ，100℃时，KW=10-12。

(2)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-)。 二、溶液的酸碱性和pH 1．影响水的电离平衡的因素

（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 。

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（2）溶液的酸、碱度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。 讨论：改变下列条件水的电离平衡是否移动？向哪个方向移动？水的离子积常数是否改变？是增大还是减小？

①升高温度 ②加入NaCl ③加入NaOH ④加入HCl

练习：①在0.01mol/LHCl溶液中, C(OH-)= ， C(H+)= ，由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。,

②在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)= ，C(H+)= ，

由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。

③在0.01mol/LNaCl溶液中， C(OH-)= ，C(H+)= ，

由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。

小结：（1）升高温度，促进水的电离KW增大 （2）酸、碱抑制水的电离 2．溶液的酸碱性

溶液的酸碱性 常温（25℃）

中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L

. . . . .

酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L A 、 C(H + ) 和 C(OH - )都减少 B、C(H+)增大 C、C(OH-)增大 D、C(H+)减小 碱性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L 3．溶液的pH： pH=－lgc(H+) 轻松做答：

（1）C(H+)＝1×10-6mol/L pH=______；C(H+)＝1×10-3mol/L pH=__ ___

C(H+)＝1×10-mmol/L pH=______ ；C(OH-)＝1×10-6mol/L pH=______ C(OH-)＝1×10-10mol/L pH=______ ；C(OH-)＝1×10- nmol/L pH=___ ___ （2）pH=2 C(H+)＝________ ；pH=8 c(H+)＝________ （3）c(H+)＝1mol/L pH= ______ ；c(H+)＝10mol/L pH= ______

归纳：pH与溶液酸碱性的关系(25℃时)

pH 溶液的酸碱性 pH<7 溶液呈 性，pH越小，溶液的酸性 pH=7 溶液呈 性 pH>7 溶液呈 性，pH越大，溶液的碱性 【反馈练习】

1．pH=2的强酸溶液，加水稀释，若溶液体积扩大10倍，则C(H+)或C(OH-)的变化

（ ）

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2．向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的 （ ）

A、pH值升高 B、C(H+)和C(OH-)的乘积增大 C、酸性增强 D、OH-离子浓度减小 3．100℃时，KW=1×10-12，对纯水的叙述正确的是 （ ）

A、pH=6显弱酸性 B、C(H+)=10-6mol/L，溶液为中性 C、KW是常温时的10-2倍 D、温度不变冲稀10倍pH=7

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班级 学号 姓名

第二节 水的电离和溶液的酸碱性(第2课时)

【课标要求】⒈了解溶液的酸碱性和pH的关系

⒉掌握有关溶液ｐＨ值的简单计算

⒊了解常用的酸碱指示剂

【学习重点】⒈水的离子积，Ｈ＋浓度、ＯＨ－浓度、ｐＨ值与溶液酸碱性的关系

⒉有关溶液ｐＨ值的简单计算

. . . . .

【学习难点】ｐＨ值的计算 【学习过程】 【情景创设】

二、溶液的酸碱性和pH

⒈定义：PH= ，广泛pH的范围为0～14。 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。 ⒉意义：

溶液的酸碱性 常温（25℃）

中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L pH 7 酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7 碱性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7 ⒊溶液PH的测定方法 （1）酸碱指示剂法

说明：常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。 常用酸碱指示剂的ｐＨ变色范围

指示剂 变色范围的ｐＨ 石蕊 <５红色 5－8紫色 >8蓝色 甲基橙 <3.1红色 3.1－4.4橙色 >4.4黄色 . 专业word可编辑 .

酚酞 <8无色 8－10浅红色 >10红色 （2）ｐＨ试纸法

使用方法： （3）PH计法 三、PH的应用

阅读教材P47-48 四、有关pH的计算 （一）单一溶液的PH计算

1 、 分别求 0.05mol/LH 2 SO 4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。 2、已知常温下浓度为0.01mol/L的CH3COOH溶液的电离度为1%，求该溶液的PH值。

（二）酸碱混合溶液的PH计算

3、将PH=2的H2SO4溶液与PH=4的H2SO4溶液等体积混合后,求溶液的PH值。

4、将PH=8的NaOH溶液与PH=10的NaOH溶液等体积混合后,求溶液的PH值。

5、常温下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分别按体积比为1：1，11：9，9：11混合，

. . . . .

分别求三种情况下溶液的PH值。

（三）酸、碱加水稀释后溶液的PH值

6、常温下，将PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分别稀释1000倍，求所得溶液的PH值。

思考：若在常温下，将PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3．H2O溶液分别稀释1000倍，则所得溶液的PH值在什么范围之内。

[反馈练习]

1．求下列溶液混合后的pH：

(1) 把pH＝2和pH=4的两种强酸溶液等体积混合，其pH＝ 。 (2) 把pH＝12和pH＝14的两种强碱溶液等体积混合，其pH= 。

(3) 把pH＝5的H2SO4溶液和pH＝8的NaOH溶液等体积混合，其pH＝ 。 2．室温时，将PH=5的H2SO4溶液稀释10倍，则C（H+）：C（SO42-）= ； 若再将稀释后的溶液再稀释100倍,则C（H+）：C（SO42-）= 。 2．20mL0.01mol／LKOH溶液的pH为 ；30mL0.005mol／LH2SO4溶液的pH

C(OH-)

为 ；两溶液混合后，溶液的pH为 。

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3．设水的电离平衡线如右图所示。

（1）若以A点表示25°时水在电离平衡时的粒子浓度，当温

度升高到100°时，水的电离平衡状态到B点，则此时水的离子 10-6 积从_________增加到____________；

10-7

（2）将PH=8的Ba(OH)2溶液与PH=5的稀盐酸混合，并保持 在100°的恒温，欲使混合溶液的PH=7，则Ba(OH)2溶液和盐 10-7 酸的体积比为__________ 。

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班级 学号 姓名 第三节 盐类的电离(第1课时)

【课标要求】1．使学生理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解。

2．培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质。

-6 C(H+)

10

. . . . .

3．培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法教育。

【学习重点】盐类水解的本质

【学习难点】盐类水解方程式的书写和分析 【教学方法】启发式、实验引导法、归纳法 【学习过程】 【情景创设】

一、探究溶液的酸碱性

[科学探究] 根据实验结果填写下表：

盐溶液 Na2CO3 NH4Cl NaCl CH3COONa Al2(SO4)3 KNO3 酸碱性 盐的类型 由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系。

盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：

盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 溶液的酸碱性 二、寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因 1．强碱弱酸盐的水解

[思考与交流](1) CH3COONa溶液中存在着几种离子？写出电离方程式。

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(2)溶液中哪些离子可能相互结合，对水的电离平衡有何影响？为什么CH3COONa溶液显

引起水解的对水的电离 盐类 实例 能否水解 溶液的酸碱性 离子 平衡的影响 强碱弱酸CH3COONa 盐 强酸弱碱NH4Cl 盐 强酸强碱NaCl 盐 碱性？

(3)写出CH3COONa溶液水解的化学方程式和离子方程式。

. . . . .

第二步：HCO3－+H2O Fe3++3H2O

H2CO3+OH－（次要）

4.多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作是一步水解反应。如：

Fe(OH)3+3H+

总之，水解方程式的书写规律：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成弱碱，阴离子水解2．强酸弱碱盐的水解

[思考与交流]应用盐类水解的原理，分析NH4Cl溶液显酸性的原因，并写出有关的离子方程式。 归纳：

（1）这种在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。

（2）只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+或OH－结合生成弱电解质。 （3）盐类水解使水的电离平衡发生了移动，并使溶液显酸性或碱性。 讨论：

（4）盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。水解的规律是：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解。谁强显谁性，同强显中性。 三、盐类水解离子方程式的书写 书写规则：

1.盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“”号。如CH3

COO－+H

2O

CH3COOH+OH－

2.一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）写成其分解产物的形式。个别水解程度较大的水解反应，有明显沉淀时用“↓”

3.多元弱酸的盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。如Na2CO3的水解过程: 第一步：CO32－+H2O

HCO3－+OH－（主要）

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生成弱酸，阴阳离子都水解生成弱酸和弱碱。 【反馈练习】

1．下列物质加入水中，能使水的电离度增大，溶液的pH值减小的是 （ A、HCl B、Al2(SO4)3 C、Na2S D、NH3.H2O 2．判断下列盐溶液的酸碱性，若该盐能水解，写出其水解反应的离子方程式。 （1）KF （2）NH4NO3 （3）Na2SO4 （4）FeCl3 （5）NaHCO3

高二化学06年秋学期教学案

班级 学号 姓名 第三节 盐类的电离(第2课时)

【课标要求】1、理解盐类水解的实质，能根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性 2、掌握盐类水解及其应用

3、能正确书写盐类水解的离子方程式 【学习重点】盐类水解的实质及其影响因素

【学习难点】盐类水解方程式的书写和分析 【学习过程】 【情景创设】 一、盐类水解的实质

1．盐类水解的实质_________________________________________________________

） . . . . .

2．盐类水解过程就是水的电离平衡移动过程，也就是说，盐类的水解能促进水的电离。使水的电离度增大。即在常温下，可水解盐溶液中由水电离出的c(OH_)___10-7mol/L。 （3）强酸强碱盐不发生水解，溶液呈__ ___性，PH___ _7。 （4）弱酸弱碱盐强烈水解，溶液的酸碱性取决于形成盐的酸和碱的相对强弱。 （5）弱酸酸式盐的水解。溶液液的酸碱性取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相

（填＞、＜、＝）

3．盐类水解反应生成酸和碱，所以盐类水解反应可看着是中和反应的逆反应。 4．盐类水解的类型和规律

（1）强碱弱酸盐水解，溶液呈___ __性，PH____7。如CH3COONa等。

原因是_______与水电离出的_ __结合生成_______，从而使溶液中c(H+) ，c(OH-) ，从而使c(OH-) c(H+)，溶液呈 性。 写出下列盐水解的离子方程式：

CH3COONa

K2CO3

（2）强酸弱碱盐水解，溶液呈___ __性，PH__ __7。如NH4Cl等。

原因是_______与水电离出的_ __结合生成_____ 。从而使溶液中

c(H+) ，c(OH-) ，从而使c(OH-) c(H+)，溶液呈 性。 写出下列盐水解的离子方程式： FeCl3

（NH4））2SO4

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对大小。若电离程度___ __水解程度，则溶液呈酸性。如NaHSO3、NaH2PO4等。若电离程度___ ___水解程度，则溶液呈碱性。如NaHCO3Na2HPO4等 水解规律：“谁弱谁水解，无弱不水解，都弱双水解，谁强显谁性，都强显中性”。 [思考与交流] (1)用____ ___可鉴别NH4Cl、NaCl、CH3COONa三种溶液。 (2)相同浓度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液的PH大小顺序为___________________ (3)相同浓度拓NaX、NaY、NaZ溶液的PH值分别等于8、9、10，则对应三种酸的酸性强弱顺序为________________________. 3．影响盐类水解的因素

[科学探究]通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件，了解影响盐类水解程度的因素。 写出FeCl3水解的化学方程式 ，设计实验完成下表

平衡移Fe3+的水影响因素 实验操作 现象 PH 动方向 解程度 加FeCl3 浓度 加水 . . . . .

加HCl 加少量的溶液的 NaOH 酸碱度 加NaHCO3 加Na2CO3 温度 温度升高 [归纳总结]影响盐类水解的因素

（1）盐类本身的性质：这是影响盐类水解的主要因素。组成盐的酸或碱越弱，其水解程度 ，溶液的碱性或酸性

（2）温度：盐的水解是____ _反应。因此升高温度其水解程度_ ____. （3）浓度：盐的浓度越小，其水解程度越___ ___.

（4）溶液的酸碱性：控制溶液的酸碱性，可以促进或抑制盐的水解。如Na2CO3溶液中加碱可以____ _水解。加酸可以___ __水解。 【反馈练习】

1．能使Na2CO3溶液中Na+与CO32- 更接近2:1的措施是 （ ） A 加水 B 加Na2CO3粉末 C 加KOH固体 D 加热 2．为什么热的纯碱溶液去污效果好？

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射阳中学高二化学06年秋学期教学案

班级 学号 姓名 第三节 盐类的电离(第3课时)

【课标要求】1进一步巩固盐类水解的实质的理解

2掌握盐类水解实质并解释一些日常生活中的现象 【学习重点】盐类水解实质并解释一些日常生活中的现象 【学习难点】盐类水解方程式的书写和分析 【学习过程】 【情景创设】

应用平衡移动原理分析醋酸钠溶液水解平衡的移动情况，如下表所示： 条件变化 C(CH3COO-) C(CH3COOH) C(OH-) C(H+) PH 水解程度 升高温度 加水 加醋酸 加醋酸钠 加盐酸 . . . . .

加NaOH 二、盐类水解的应用 1判断溶液的酸碱性：

(1)将0.1mol/L的下列溶液按PH由小到大的顺序排列①Na2CO3②NaHCO3 ③NaOH ④NaNO3 ⑤CH3COOH ⑥NaHSO4 ⑦NH4Cl_________________ ______ (2)酸式盐溶液的酸碱性：酸性NaHSO3 NaH2PO4 碱性NaHCO3 NaHS Na2HPO4 2判断溶液中离子浓度的大小：

(1)CH3COONa溶液中离子浓度大小顺序为________________________ (2)(NH4)2SO4溶液中离子浓度大小顺序为__________________ (3)Na2CO3溶液中离子浓度大小顺序为__________________________ 3配制盐溶液时，加酸或碱抑制水解：

为了防止配制FeCl3溶液时可能浑浊，应向溶液中加入 抑制 水解。

4把盐溶液蒸干制取无水盐晶体：把下列盐溶液蒸干得到何种物质： AlCl3____ ___ Al2（SO4）3 _____ ___ FeCl3______ __ Na2CO3______ _ CuSO4 __ ___

5判断溶液中的离子能否共存：主要掌握Al3+（Fe3+）与HCO3-、CO32- ,AlO2-、S2-不共存。

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6某些活泼金属与盐溶液的反应：Mg粉投入NH4Cl溶液中反应的离子方程式： ___________________________________ ___________ 7试剂存放：盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，原因是

_____________________________________________ _______ 盛放NH4F溶液不能用玻璃瓶，是因为_______________________________________ 8日常生活中的应用：

（1）泡沫灭火器原理(方程式)_____________ __________________ （2）为什么,KAl（SO4）2 ,Fe2（SO4）3、Al2（SO4）3等盐可用做净水剂 _______________________ ___________ (3)草木灰为什么不能和铵态氮肥混合使用

______________ _________________________. 三、电解质溶液中的守恒关系：

（１）电荷守恒：电解质溶液中无论含多少种离子，但溶液总是呈电中性的。即整个溶液中_____ _ __所带的负电荷总数一定等于__ _ __所带正电荷总数。如在ＮＨ４Ｃｌ溶液中有__________ ___________

（２）原子守恒（物料守恒）：电解质溶液中尽管有些离子水解、电离等原因发生改变，但某原子总数是保持不变的。如ＮＨ４Ｃｌ中存在________ ____________.

. . . . .

[思考与交流]写出下列溶液中的各种守恒关系：

①０.１mol／LＮａ２ＣＯ３溶液中：电荷守恒：________ ____ (3)物料守恒：_____ ___________. ②0.1mol/L H2S溶液中电荷守恒__________ _________物料守恒_____ ____________ 【反馈练习】

1.在一定条件下发生下列反应，其中属于盐类水解反应的是 ( ) A.NH4+ ＋2H2O NH3·H2O ＋ H3O+ B.HCO3- + H2O

H3O+ +

CO32-

C.HS－＋H＋=== H2S D.Cl2＋H2O

H＋＋Cl－＋HClO

2.在CH3COONa溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是 （ ） A.c(Na+)﹥c(CH3COO-)﹥c(OH-)﹥c(H+) B.c(CH3COO-)﹥c(Na+)﹥c(OH-)﹥c(H+) C.c(Na+)﹥c(CH3COO-)﹥c(H+)﹥c(OH-) D.c(Na+)﹥c(OH-)﹥c(CH3COO-)﹥c(H+) 3.25℃时，在物质的量浓度均为1mol/ L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中，c（NH4＋）分别为a、b、c（单位为mol/ L）。下列判断正确的是 （ ）

A. a>b>c B. b>a>c C. a>c>b D. c>a>b

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高二化学06年秋学期教学案

班级 学号 姓名 第四节 难溶电解质的溶解平衡

【课标要求】1掌握难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用

2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

【学习重点】难溶电解质的溶解平衡，沉淀的转化 【学习难点】沉淀的转化和溶解 【学习过程】 【情景创设】 一、溶解平衡

[思考与交流] 指导学生阅读P59-60，思考：

1、难溶电解质的定义是什么？难溶物的溶解度是否为0？在20℃时电解质的溶解性与溶解度的关系如下：

溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶 溶解度 2、当AgNO3与NaCl反应生成难溶AgCl时，溶液中是否含有Ag+和Cl-？此溶液是否为

AgCl的饱和溶液？

. . . . .

3、难溶电解质（如AgCl）是否存在溶解平衡？仔细阅读、思考理解，并写出AgCl的溶解平衡表达式。

4、溶解平衡的特征：

二、沉淀反应的应用 （1）沉淀的生成

①沉淀生成的应用：在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀达到分离或某些离子的目的。

②废水处理化学沉淀法工艺流程示意图（见教材P61） ③沉淀的方法

a调节PH法： b加沉淀剂法：

写出使用Na2S、H2S作沉淀剂使Cu2+、Hg2+形成沉淀的离子方程式.

[思考与交流] 1、在生活中，水资源是很宝贵的，如果工业废水中含有Ag+，理论上，你会选择加入什么试剂？

2、粗盐提纯时,NaCl溶液中含有SO42- 离子，选择含Ca2+还是Ba2+离子的试剂除去？ （2）沉淀的溶解

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①沉淀溶解的原理：

②沉淀溶解的实验探究（实验3-3）

[讨论] a、为什么加入1ml盐酸沉淀溶解了？写出反应的化学方程式。

b、为什么加入过量的氯化铵溶液，沉淀也可以溶解？写出反应的化学方程式。

c、试从以上现象中找出沉淀溶解的规律。 （3）沉淀的转化

①沉淀转化的实验探究（实验3-4） 实验一

NaCl和AgNO3 向所得固液 向新得固液 实验步骤 溶液混合 混合物中KI溶液 混合物中Na2S溶液 实验现象 实验结论 实验二

向MgCl2溶液中滴加向白色沉淀中滴加实验步骤 静置 NaOH溶液 FeCl3溶液 实验现象 . . . . .

实验结论 ②沉淀转化的方法及实质

③沉淀转化的应用（阅读教材P63-） 三、溶度积（Ksp） （1）概念：

（2）表达式：对于沉淀溶解平衡MmAn

Mmn+(aq)+Nam-(aq)，Ksp =

（3）溶度积规则：比较Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积（离子积Qc）判断难溶电

解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。

Qc＞Ksp时 Qc＝Ksp时 Qc＜Ksp时

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