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電離平衡教案

時間：2022-10-12 11:01:51 高三化學教案我要投稿

電離平衡教案（通用8篇）

　　作為一名人民教師，總歸要編寫教案，借助教案可以有效提升自己的教學能力。教案應該怎么寫呢？下面是小編收集整理的電離平衡教案，希望對大家有所幫助。

電離平衡教案（通用8篇）

　　電離平衡教案篇1

　　第二課時電離平衡

　　教學目標

　　知識目標：

　　1．掌握弱電解質的電離平衡。

　　2．了解電離平衡常數的概念。

　　3．了解影響電離平衡的因素

　　能力目標：

　　1．培養學生閱讀理解能力。

　　2．培養學生分析推理能力。

　　情感目標：

　　由電解質在水分子作用下，能電離出陰陽離子，體會大千世界陰陽共存，相互對立統一，彼此依賴的和諧美。

　　教學過程

　　今天學習的內容是：“電離平衡”知識。

　　1．弱電解質電離過程（用圖像分析建立）

　　2．當

　　則弱電解質電離處于平衡狀態，叫“電離平衡”，此時溶液中的電解質分子數、離子數保持恒定，各自濃度保持恒定。

　　3．與化學平衡比較

　　（1）電離平衡是動態平衡：即弱電解質分子電離成離子過程和離子結合成弱電解質分子過程仍在進行，只是其速率相等。

　　（2）此平衡也是有條件的平衡：當條件改變，平衡被破壞，在新的條件下建立新的平衡，即平衡發生移動。

　　（3）影響電離平衡的因素

　　A．內因的主導因素。

　　B．外國有：

　　①溫度：電離過程是一個吸熱過程，所以，升高溫度，平衡向電離方向移動。

　　②濃度：

　　問題討論：在的平衡體系中：

　　①加入：

　　②加入：

　　③加入：各離子分子濃度如何變化：、溶液如何變化？（“變高”，“變低”，“不變”）

　　（4）電離平衡常數

　　（ⅱ）一元弱酸：

　　（3）一元弱堿

　　①電離平衡常數化是溫度函數，溫度不變K不變。

　　②值越大，該弱電解質較易電離，其對應的弱酸弱堿較強；值越小，該弱電解質越難電離，其對應的弱酸弱堿越弱；即值大小可判斷弱電解質相對強弱。

　　③多元弱酸是分步電離的，一級電離程度較大，產生，對二級、三級電離產生抑制作用。如：

　　隨堂練習

　　1．足量鎂和一定量的鹽酸反應，為減慢反應速率，但又不影響的總量，可向鹽酸中加入下列物質中的（）

　　A．B．C．D．

　　2．是比碳酸還要弱的酸，為了提高氯水中的濃度，可加入（）

　　A．B．C．D．

　　3．濃度和體積都相同的鹽酸和醋酸，在相同條件下分別與足量固體（顆粒大小均相同）反應，下列說法中正確的是（）

　　A．鹽酸的反應速率大于醋酸的反應速率

　　B．鹽酸的反應速率等于醋酸的反應速率

　　C．鹽酸產生的二氧化碳比醋酸更多

　　D．鹽酸和醋酸產生的二氧化碳一樣多

　　4．下列敘述中可說明酸甲比酸乙的酸性強的是（）

　　A．溶液導電性酸甲大于酸乙

　　B．鈉鹽溶液的堿性在相同物質的量濃度時，酸甲的鈉鹽比酸乙的鈉鹽弱

　　C．酸甲中非金屬元素比酸乙中非金屬元素化合價高

　　D．酸甲能與酸乙的銨鹽反應有酸乙生成

　　5．有兩種一元弱酸的鈉鹽溶液，其物質的量濃度相等，現將這兩種鹽的溶液中分別通入適量的，發生如下反應：

　　和的酸性強弱比較，正確的是（）

　　A．較弱B．較弱C．兩者相同D．無法比較

　　總結、擴展

　　1．化學平衡知識與電離平衡知識對照比較。

　　2．一元弱酸弱堿中與的求法：

　　弱電酸中濃度：（酸為弱酸物質的量濃度）

　　弱堿中濃度：（堿為弱堿物質的'量濃度）

　　3．討論中存在哪些微粒？（包括溶劑）

　　4．擴展

　　難溶電解質在水溶液中存在著電離平衡。在常溫下，溶液中各離子濃度以它們的系數為方次的乘積是一個常數，該常數叫溶度各（）。例如

　　溶液中各離子濃度（加上其方次）的乘積大于、等于溶度積時出現沉淀，反之沉淀溶解。

　　（1）某溶液中，如需生成沉淀，應調整溶液的使之大于。

　　（2）要使0.2mol/L溶液中的沉淀較為完全（使濃度降低至原來的千分之一），則應向溶液里加入溶液，使溶液為。

　　布置作業

　　第二課時

　　P60一、填空題：2．3．4．

　　P61四、

　　板書設計

　　第二課時

　　一、電解質，非電解質

　　1．定義：在水溶液中或熔融狀態下，能導電的化合物叫電解質。

　　［思考］①，在水溶液中，不導電，它屬于非電解質嗎？為什么？

　　②溶于水能導電，則氨氣是電解質嗎？為什么？

　　③共價化合物在液態時，能否導電？為什么？

　　2．電解質導電實質，電解質溶液導電能力強弱的原因是什么？

　　二、強電解質，弱電解質

　　1．區分電解質強弱的依據：

　　電解質在溶液中“電離能力”的大小。

　　2．電離方程式：

　　電離方程式書寫也不同

　　（1）強電解質：

　　（2）弱電解質：

　　3．強弱電解質與結構關系。

　　（1）強電解質結構：強堿，鹽等離子化合物（低價金屬氧化物）；

　　強酸，極性共價化合物；

　　（2）弱電解質結構：弱酸，弱堿具有極性共價位的共價化合物。

　　三、弱電解質電離平衡

　　1．電離平衡定義

　　在一定條件下（如溫度，濃度），當電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速度相等時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫做電離平衡。

　　2．電離平衡與化學平衡比較

　　“等”：電離速率與離子結合成分子的速率相等。

　　“定”：離子、分子的濃度保持一定。

　　“動”：電離過程與離子結合成分子過程始終在進行。

　　“變”：溫度、濃度等條件變化，平衡就被破壞，在新的條件下，建立新的平衡。

　　3．影響電離平衡的外界因素

　　（1）溫度：溫度升高，電離平衡向右移動，電離程度增大。

　　溫度降低，電離平衡向左移動，電離程度減小。

　　（2）濃度：電解質溶液濃度越大，平衡向右移動，電離程度減小；

　　電解質溶液濃度越小，平衡向左移動，電離程度增大；

　　4．電離平衡常數

　　（1）一元弱酸電離平衡常數：

　　（2）一元弱堿電離平衡常數：

　　（3）多元弱酸是分步電離，每步各有電離常數。如：

　　（4）電離平衡常數只隨溫度變化而變化，而與濃度無關。

　　（5）K的意義：

　　K值越大，弱電解質較易電離，其對應弱酸、弱堿較強。

　　K值越小，弱電解質較難電離，其對應弱酸、弱堿較弱。

　　探究活動

　　鈉與飽和溶液反應，描述觀察到的實驗現象，并運用電離平衡知識解釋產生這種現象的原因。

　　將鈉投入到盛有飽和溶液的試管中會產生什么現象呢？

　　實驗操作

　　實驗現象

　　原因

　　1．將鈉投入到盛有飽和溶液的試管中

　　2．向試管中加入足量的水

　　提示：

　　在高一學過鈉與水的反應，在這時學生能夠準確的描述鈉與水的反應現象。如：立即與水反應，浮在水面，四處游動，發出“嘶嘶”響聲，最的溶成閃亮小球。對于溶解度很小也是學生非常熟悉的知識。因此在總結實驗現象時，一般不存在問題。

　　本題的重點在現象的解釋上，即用初中學過的溶解平衡與剛學過的電離平衡等知識來解釋產生該現象的原因。要充分發揮學生的主動性、積極性，讓同學進行分組討論、代表發言。

　　得出鈉與水反應生成的氫氧化鈉極易溶于水，在水中全部電離，以Na⁺與OH^-形式存在。而溶于水后，在水中存在電離平衡：

　　濃度增大后，電離平衡向左邊移動，濃度減小，所以的量會增加，而一定溫度下，在一定量的水中，物質的溶解度是一定的，所以會析出沉淀。

　　電離平衡教案篇2

　　學習目標：

　　1、理解強、弱電解質的概念；

　　2、能描述弱電解質在水溶液中的電離平衡，正確書寫電離方程式；

　　3、能理解一定條下弱電解質的電離平衡移動；

　　4、了解酸堿電離理論。

　　學習重點：電離平衡的建立以及電離平衡的移動

　　學習難點：外界條對電離平衡的影響

　　學習過程：

　　一、電解質有強弱之分

　　教材，判斷下列問題的正誤。

　　1、強電解質在水溶液中能電離，弱電解質不能。

　　2、強電解質溶解度大，弱電解質的溶解度小。

　　3、強電解質的電離過程是不可逆過程，強電解質在水溶液中完全以水合離子形式存在。

　　4、強電解質中的化學鍵是離子鍵或極性鍵，如NaCl中含離子鍵，HCl中含極性鍵，強電解質中無非極性鍵。

　　5、書寫離子方程式時，強電解質寫成離子符號。弱電解質寫成化學式。

　　6、NH3溶于水能導電，并不能說明NH3是電解質，更不能說明NH3是強電解質。

　　思考：1、怎樣證明一份溶液是電解質溶液還是非電解質溶液？電解質與非電解質的.本質區別是什么？

　　思考：2、通過實驗3—1知道，相同濃度的鹽酸與醋酸溶液其PH不同。PH不同說明什么？你分析產生這種現象的原因是什么？

　　電離平衡教案篇3

　　知識目標

　　了解強、弱電解質與結構的關系。

　　理解弱電解質的電離平衡以及濃度等條件對電離平衡的影響。

　　能力目標

　　通過演示電解質導電實驗，培養學生實驗探索能力。

　　通過區分強電解質和弱電解質，培養學生分析判斷能力。

　　培養學生閱讀理解能力。

　　情感目標

　　在分析強弱電解質的同時，體會結構和性質的辯證關系。

　　由電解質在水分子作用下，能電離出陰陽離子，體會大千世界陰陽共存，相互對立統一，彼此依賴的和諧美。

　　教材分析

　　本節內容共分為三部分：強、弱電解質與結構的關系，弱電解質的電離平衡，以及電離平衡常數。其中電離平衡常數在最新的教學大綱中已不再要求。

　　教材從初中溶液的導電性實驗以及高一電離等知識入手，重點說明強電解質在水中全部電離，而弱電解質在水中部分電離，溶液中既有離子，又有分子。

　　同時，教材中配合圖畫，進一步說明強、弱電解質與結構的關系。在此基礎上，轉入到對弱電解質電離平衡的討論。這部分內容是本章知識的核心和后面幾節教學的基礎，也是本節的教學重點。

　　關于外界條件對電離平衡的影響，是本節的難點，教材并沒有具體介紹，而是采用討論的方式，要求學生自己應用平衡移動原理來分析，這樣安排是因學生已具備討論該問題的基礎，而且通過討論，更調動學生學習的主動性、積極必，加深對知識的理解及培養學生靈活運用知識的能力。

　　教法建議

　　關于強、弱電解質與結構的關系：

　　建議以復習相關內容為主，進而說明強、弱電解質與結構的關系。

　　1．課前復習

　　組織學生復習高一有關強、弱電解質以及化學鍵的知識。

　　著重復習：

　　（l）強、弱電解質概念，以及哪類物質是電解質，哪類物質是強電解質，哪類物質是弱電解質；

　　（2）離子鍵、極性鍵。

　　2．課堂教學

　　建議采用回憶、討論、歸納總結的方法組織教學。首先，引導學生回憶電解質的概念并結合實例依據電解質電離程度的大小將其分為強電解質和弱電解質。然后再組織學生結合實例討論各強、弱電解質中的主要化學鍵，從而得出強、弱電解質與結構的關系。

　　關于弱電解質的電離平衡的教學：

　　這既是本章的教學重點也是難點，建議教學中運用化學平衡知識及學習方法來學習本內容，并注意加強教學的直觀性。重點介紹下面問題。

　　l．弱電解質電離平衡的建立

　　從弱電解質溶液中既存在弱電解質分子、又存在其電離出的離子這一事實出發，對弱電解質（如醋酸）溶于水時各微粒變化情況展開討論，使學生明確弱電解質的電離過程是可逆的'。然后，引導學生聯系化學平衡建立的條件，結合課本中圖3－3（可制成掛圖），討論電離平衡的建立。強調指出當弱電解質分子的電離速率等于離子重新結合成分子的速率時，電離過程就達到平衡狀態。有條件的學校可應用計算機輔助教學。

　　2．電離平衡狀態的特征

　　重點分析醋酸的電離平衡，與化學平衡的特征相類比，歸納出電離平衡的特征：

　　（l）電離平衡是動態平衡——“動”。

　　（2）在電離平衡狀態時，溶液中分子和離子的濃度保持不變——“定”。

　　（3）電離平衡是相對的、暫時的，當外界條件改變時，平衡就會發生移動——“變”。

　　3．外界條件對電離平衡的影響

　　利用教材中的討論題，組織學生分組討論。引導學生應用平衡移動原理，分析外界條件的變化對電離平衡的影響，使學生深刻認識影響電離平衡的因素，并了解平衡移動原理的使用范圍。

　　最后，練習電離方程式的書寫，重點強調弱電解質的電離方程式中要用可逆號、多元弱酸的電離要分步寫。

　　電離平衡教案篇4

　　1．知識目標

　　（1）理解水的電離、水的電離平衡和水的離子積。

　　（2）使學生了解溶液的酸堿性和pH的關系。

　　2．能力和方法目標

　　（1）通過水的離子積的計算，提高有關的計算能力，加深對水的電離平衡的認識。

　　（2）通過水的電離平衡分析，提高運用電離平衡基本規律分析問題的解決問題的能力。

　　3．情感和價值觀目標

　　（1）通過水的電離平衡過程中H+、OH—關系的分析，理解矛盾的對立統一的辯證關系。

　　（2）由水的電離體會自然界統一的和諧美以及“此消彼長”的動態美。

　　練習

　　1．室溫下，在pH=12的某溶液中，由水電離出來的c（OH—）為（）。

　　（A）1。0×10—7mol·L—1（B）1。0×10—6mol·L—1

　　（C）1。0×10—2mol·L—1（D）1。0×10—12mol·L—1

　　2．25℃時，某溶液中，由水電離出的c（H+）=1×10—12mol·L—1，則該溶液的pH可能是（）。

　　（A）12（B）7（C）6（D）2

　　3．純水在25℃和80℃時的氫離子濃度，前者和后者的關系是（）。

　　（A）前者大（B）相等（C）前者小（D）不能肯定

　　4．某溫度下，重水（D2O）的離子積常數為1。6×10—15若用定義pH一樣來規定pD=—lg，則在該溫度下，下列敘述正確的是（）。

　　（A）純凈的重水中，pD=7

　　（B）1L溶解有0。01molDC1的重水溶液，其pD=2

　　（C）1L溶解有0。01molNaOD的重水溶液，其pD=12

　　（D）純凈的重水中，>1。0×10—14

　　5．給蒸餾水中滴入少量鹽酸后，下列說法中錯誤的是（）。

　　（A）乘積不變（B）pH增大了

　　（C）降低了（D）水電離出的增加了

　　6．常溫下，下列溶液中酸性最弱的是（）。

　　（A）pH=4（B）=1×10—3mol·L—1

　　（C）=1×10—11mol·L—1（D）·=1×10—14

　　7．某酸溶液的pH=3，則該酸溶液的物質的量濃度為（）。

　　（A）一定大于0。001mol·L—1（B）一定等于0。001mol·L—1

　　（C）一定小于0。001mol·L—1（D）以上說法均欠妥

　　8．常溫下，某溶液中水的電離度a=10—10/55。5（%），該溶液的pH可能是（）。

　　（A）12（B）10（C）4（D）3

　　9．在室溫下，等體積的酸和堿的溶液混合后，pH一定少于7的是（）。

　　（A）pH=3的HNO3跟pH=11的KOH溶液

　　（B）pH=3的鹽酸跟pH=11的'氨水

　　（C）pH=3硫酸跟pH=11的氫氧化鈉溶液

　　（D）pH=3的醋酸跟pH=11的氫氧化鋇溶液

　　10．下列敘述中，正確的是（）。

　　（A）中和10mL0。1mol·L—1醋酸與中和100mL0。01mol·L—1的醋酸所需同種堿溶液的量不同

　　（B）等體積pH=3的酸溶液pH=11的堿溶液相混合后，溶液的pH=7

　　（C）體積相等，pH相等的鹽酸和硫酸溶液中，H+離子的物質的量相等

　　（D）pH=3的甲酸溶液的與pH=11的氨水溶液的相等

　　11．今有a·鹽酸b·硫酸c·醋酸三種酸：

　　（1）在同體積，同pH的三種酸中，分別加入足量的碳酸鈉粉末，在相同條件下產生CO2的體積由大到小的順序是_________________。

　　（2）在同體積、同濃度的三種酸中，分別加入足量的碳酸鈉粉末，在相同條件下產生CO2的體積由大到小的順序是_________________。

　　（3）物質的量濃度為0。1mol·L—1的三種酸溶液的pH由大到小的順序是___________；如果取等體積的0。1mol·L—1的三種酸溶液，用0。1mol·L—1的NaOH溶液中和，當恰好完全反應時，消耗NaOH溶液的體積由大到小的順序是______________（以上均用酸的序號填寫）。

　　12．在25℃時，有pH=a的鹽酸和pH=b的苛性鈉溶液，現取VamL鹽酸用該苛性鈉溶液中和，需VbmL苛性鈉溶液。若a+b=13，則Va/Vb=____________。

　　13．將pH=3的弱酸溶液稀釋100倍，該溶液的pH范圍為：__________________。

　　1CD，2AD，3C，4B，5BD，6D，7D，8AC，9D，10CD。

　　11．（1）c>b=a。（2）b>a=c。（3）c>a>b。b>c=a。

　　12．1：10。

　　13．3<pH<5

　　電離平衡教案篇5

　　[教學目標]

　　1．知識目標

　　（1）電解質與非電解質定義與實例，電離平衡（第一課時）。

　　（2）強電解質和弱電解質概念。從分類標準角度電解質和非電解質、強電解質和弱電解質跟共價化合物、離子化合物等不同分類之間的關系。

　　（3）理解電離度、電離平衡等含義。

　　2．能力和方法目標

　　（1）通過電解質、非電解質、強電解質、弱電解質等分類關系的認識，理解分類方法在化學學習中的作用，掌握用不同分類標準對同一對象進行分類的方法。

　　（2）通過有關實驗，提高從化學實驗探究化學本質的能力。

　　3．情感和價值觀目標

　　由弱電解質的電離、陰陽離子共存等特征，體會矛盾體雙方相附相存的對立統一關系。通過電離平衡中電解質分子的電離、離子間的結合這種動態平衡關系，進一步體驗化學平衡的“動”、“定”、“變”等特征。

　　[重點與難點]

　　本課時的重點是電解質、非電解質的概念，強電解質和弱電解質的概念。

　　本課時的難點是弄清化合物不同分類之間的關系。

　　[教學過程]

　　見ppt文件。

　　課堂練習：

　　1．下列各組物質全部是弱電解質的是（）。

　　（A）H2O、NH3·H2O、H3PO4、HF（B）Cu(OH)2、CH3COOH、C2H5OH、CH3COONa

　　（C）H2SO3、Ba(OH)2、BaSO4（D）H2SiO3、H2S、CO2

　　2．下列物質的水溶液中，除水分子外，不存在其它分子的是（）。

　　（A）NaF（B）NaHS（C）HNO3（D）HClO

　　3．醫院里用HgCl2的稀溶液作手術刀的消毒劑，HgCl2熔融時不導電，熔點低。HgS難溶于水，易溶于氯化鈉飽和溶液中。關于HgCl2的描述合理的是（）。

　　（A）是難溶的共價化合物（B）是離子化合物

　　（C）是一種強電解質（D）是一種弱電解質

　　4．下列物質中，導電性能最差的是（）

　　（A）熔融氫氧化鈉（B）石墨棒（C）鹽酸溶液（D）固體氯化鈉

　　5．下列物質容易導電的是（），化學教案《電離平衡（第一課時）》。

　　（A）熔融的氯化鈉（B）硝酸鉀溶液（C）硫酸銅晶體（D）無水乙醇

　　6．將0.1mol·L-1的CH3COOH溶液稀釋10倍，下列微粒濃度減小得最多的是（）。

　　（A）CH3COO-（B）OH-（C）H+（D）CH3COOH

　　7．濃度與體積都相同的鹽酸和醋酸，在相同條件下分別與足量的碳酸鈣固體（顆粒大小均相同）反應，下列說法中正確的是（）。

　　（A）鹽酸的反應速率大于醋酸的.反應速率

　　（B）鹽酸的反應速率等于醋酸的反應速率

　　（C）鹽酸產生的二氧化碳氣體比醋酸更多

　　（D）鹽酸與醋酸產生的二氧化碳氣體一樣多

　　8．關于強電解質和弱電解質的區別，正確的敘述是（）。

　　（A）強電解質溶液的導電性強于弱電解質溶液的導電性

　　（B）強電解質在溶液中的電離度大于弱電解質在溶液中的電離度

　　（C）強電解質在任何濃度的溶液中都100%以離子的形態存在，而弱電解質則大多數以分子的形態存在于溶液中

　　（D）在一般的濃度下，強電解質的一級電離是不可逆的，而弱電解質的電離是可逆的

　　9．在一定溫度下，在冰醋酸加水稀釋的過程中，溶液的導電能力（I）隨著加入水的體積V變化的曲線如圖所示。請回答：

　　（1）“O”點導電能力為0的理由_________________；

　　（2）a、b、c三點處，溶液的c(H＋)由小到大的順序為__________；

　　（3）a、b、c三點處，電離度最大的是_______；

　　（4）若要使c點溶液中c(Ac-)增大，溶液的c(H＋)減小，可采取的措施是_______、________、_________。

　　10．試用簡單的實驗證明，在醋酸溶液中存在著：CH3COOHH++CH3COO-的電離平衡。要求從促進和抑制CH3COOH電離兩個方面寫出簡要操作、現象及實驗所能說明的問題或結論。

　　課堂練習答案

　　1A，2C，3D，4D，5AB，6D，7AD。8D。

　　9．（1）在“O”點處還未加水，是純醋酸，純醋酸中醋酸分子沒有電離，無自由移動的離子，所以導電能力為0。（2）c<a<b。（3）c點。（4）加入氫氧化鈉固體；加入碳酸鈉固體；加入鎂或鋅等金屬。

　　10．（1）在醋酸溶液中滴入紫色石蕊試液，變紅色；（2）將上述溶液加熱，發現溶液紅色明顯加深，因為弱電解質的電離過程是吸熱反應，升溫使電離程度增大，H+濃度增大，故溶液紅色加深，說明在醋酸溶液中存在著電離平衡。（3）向（1）中加入醋酸銨固體，振蕩后溶液紅色明顯變淺，是由于醋酸銨溶解后，CH3COO-增大，平衡向左移動，即電離程度減小，H+減小，故溶液紅色變淺。說明在醋酸溶液中存在著電離平衡。

　　電離平衡教案篇6

　　第一單元弱電解質的電離平衡

　　弱電解質的電離平衡（第二課時）

　　【學習目標】

　　1、理解弱電解質電離平衡的建立和電離平衡的特征；

　　2、掌握影響電離平衡移動的因素；

　　3、掌握電離平衡常數和電離度的概念，并能用平衡常數討論弱電解質的電離平衡。

　　【課前預習】

　　對于醋酸的電離：CH3COOHCH3COO－+H+

　　1)開始時，V電離和V結合怎樣變化？

　　2)當V電離=V結合時，可逆過程達到一種什么樣的.狀態？畫出V～t圖。

　　【課堂教學】

　　【交流與討論】根據預習的V～t圖像及已有的化學平衡的知識，請歸納弱電解質的電離平衡的定義和特點。

　　【交流與討論】觀察課本P61的表格，根據已有的化學平衡常數及轉化率的知識，歸納和思考以下四個問題：

　　（1）電離平衡常數表達式（K）及意義。

　　（2）影響電離平衡常數大小的因素有哪些？

　　電離平衡常數與稀溶液的濃度_________，與溫度________，一般來說隨溫度升高，電離平衡常數__________。

　　（3）電離度α的表達式及意義。

　　（4）電離度的影響因素有哪些？

　　【學以致用】

　　以0.1mol/L的醋酸溶液為例，當改變下列條件時，下列各項將發生怎樣的變化？

　　平衡移動方向Kan（H+）c（H+）α

　　通入少量氯化氫

　　加入少量氫氧化鈉

　　升溫

　　加少量醋酸鈉固體

　　加入少量冰醋酸

　　加水

　　【總結歸納】影響電離平衡的因素

　　【課堂鞏固】已知NH3+H2ONH3H2ONH4++OH－

　　加入物質鹽酸NaOH溶液NH4Cl溶液加水通入氨氣

　　平衡移動方向

　　【問題解決】

　　現有兩瓶醋酸溶液，其物質的量濃度分別為1mol/Ｌ和0.1mol/Ｌ，那么這兩瓶溶液的氫離子濃度的比值是大于10、小于10、還是等于10？

　　【課后反思】我的問題和收獲

　　電離平衡教案篇7

　　［師］溶液的酸堿性由什么決定？

　　［生］由H+和OH－濃度的相對大小決定。

　　［引入新課］既然溶液中H+和OH－濃度的乘積為一常數，那么只要我們知道溶液中的H+或OH－濃度，就會知道溶液顯酸性還是顯堿性，如某溶液中H+濃度為1×10－9molL－1，我們一看就知道該溶液顯堿性，但對于很稀的溶液，離子濃度小，用H+或OH－濃度來表示其酸堿性很不方便，因此，在化學上常用pH來表示溶液的酸堿性，我們這節課就學習pH的有關計算。

　　［板書］2.溶液的pH

　　［師］我們已經知道，pH=7時溶液呈中性，pH＞7溶液顯堿性，pH＜7溶液顯酸性，那么pH與溶液中H+濃度有何關系呢？規定，溶液的pH等于H+濃度的負對數。

　　［板書］pH=－lg{c(H+)}

　　［講述并板書］若某溶液c(H+)=m×10－nmolL－1，那么，該溶液的pH=n－lgm

　　［師］請同學們根據pH的計算方法填寫下表。

　　［投影］

　　c(H+)molL－110010－110－210－310－410－510－610－710－810－910－1010－1110－1210－1310－14

　　酸堿性

　　［學生填完后，指定學生匯報結果，最后得出下列結論］

　　c(H+)molL－110010－110－210－310－410－510－610－710－810－910－1010－1110－1210－1310－14

　　PH0[1234567891011121314

　　酸堿性

　　—————酸性減弱中性—————堿性增強

　　［問］在上表中，c(H+)=10－3molL－1的溶液中c(OH－)等于多少？

　　［生］10－11molL－1

　　［師］你是怎樣求出來的？

　　［生］用水的離子積除以c(H+)。

　　［師］請同學們做以下練習。

　　［投影］1.求0.05molL－1的H2SO4溶液的pH。

　　2.求0.5molL－1的Ba(OH)2溶液的H+濃度及pH

　　［指定兩個學生板演］

　　答案：1.pH=12.c(H+)==10－14（molL－1），pH=14

　　［師］如果我們已知某溶液的pH，怎樣求該溶液的H+或OH－濃度呢？下面我們看一道題。

　　［投影］［例］：計算pH=2的H2SO4溶液中濃度及溶液中OH－濃度。

　　［問］根據pH的計算公式，可推出由pH計算溶液H+濃度的公式嗎？

　　［學生回答教師板書］c(H+)=10－pH

　　［師］下面我們來算一下這道題。

　　［副板書］解：c(H+)=10－2molL－1

　　［以下師生邊分析邊板書］

　　因為1molH2SO4電離出2molH+，所以c(H2SO4)=c(H+)=0.5×10－2molL－1=5×10－3molL－1

　　因為c(OH－)=，所以c(OH－)=

　　［師］請同學們自己完成以下練習：

　　［投影］求pH=9的NaOH溶液中的c(OH－)及由水電離出的c(OH－)水。

　　答案c(OH－)=10－5molL－1c(OH－)水=10－9molL－1

　　［問題探究］已知100℃時，純水的離子積為1×10－12，此時純水的pH等于多少？呈酸性嗎？為什么？

　　［學生討論得出答案］此時純水中的但并不呈酸性，而是中性，。因為此時水中的c(H+)=c(OH－)=10－6molL－1，和H+和OH－的濃度相等，所以水仍是中性的

　　［師］那么請同學們計算一下，100℃時，pH=7的溶液是酸性還是堿性的？

　　［生］因為100℃時，pH=6的溶液是中性的，pH>6的溶液中,c(OH－)>c(OH+),因而pH=7的溶液堿性的.

　　［總結］從這個問題我們可以看出，只有在常溫下，才能說pH=7的溶液顯中性，溫度改變時，中性溶液的pH可能大于7，也可能小于7。

　　［師］下面我們看一看溶液在稀釋時pH有何變化。

　　［板書］①溶液稀釋后pH的計算

　　［投影］1.常溫下，取0.1mL0.5molL－1的硫酸，稀釋成100mL的溶液，求稀釋后溶液的pH。

　　［師］請同學們先求一下稀釋前溶液的pH。

　　［學生計算后回答］pH=0。

　　［師］稀釋后H+的物質的量是否改變？

　　［生］不變。

　　［師］請同學們算一下稀釋后溶液的pH。

　　［一個學生板演］

　　c(H+)==1×10－3molL－1

　　pH=－lg1×10－3=3

　　［師］堿稀釋后如何求溶液的pH呢？下面我們再做一道題。

　　［投影］2.pH=13的NaOH溶液稀釋1000倍，求稀釋后溶液的pH。

　　［師］pH=13的NaOH溶液中c(H+)和c(OH－)分別為多少？

　　［生］c(H+)為10－13molL－1，c(OH－)為10－1molL－1。

　　［師］NaOH溶液中的H+來源于什么？OH－主要來源于什么？

　　［生］H+來自水的電離，而OH－主要來自NaOH的電離。

　　［講述］NaOH溶液稀釋時，由于水的電離平衡發生移動，所以溶液中H+的物質的量也有很大變化，但由NaOH電離出的OH－的物質的量是不變的`，所以稀釋時溶液中OH－的物質的量幾乎不變（由水電離出的OH－可忽略不計）。在計算堿溶液稀釋后的pH時，必須先求出稀釋后溶液中的OH－濃度，再求出H+，然后再求溶液的pH。下面我們做一下第2題。［以下邊分析邊板書］

　　解：pH=13的NaOH溶液中c(OH－)==10－1molL－1，稀釋1000倍后，c(OH－)==10－4molL－1，所以c(H+)==10－10molL－1

　　pH=－lg10－10=10

　　［投影練習］

　　1.常溫下，將0.05mL1molL－1的鹽酸滴加到50mL純水中，求此溶液的pH。

　　2.pH=10的NaOH加水稀釋至原來的100倍，求稀釋后溶液的pH。

　　答案：1.pH=32.pH=8

　　［師］如將pH為5的HCl溶液稀釋1000倍，溶液的pH為多少？

　　［生甲］pH=8

　　［生乙］pH接近于7但比7小。

　　［師］酸稀釋后可能變成堿嗎？

　　［生］不能。

　　［師］所以甲的回答是錯誤的。［講述］在上述的幾道題中，實際上我們都忽略了水的電離。但當溶液很稀，由溶質電離出的H+或OH-濃度接近10-7molL－1時，水的電離是不能忽略的，忽略水的電離，會引起很大誤差。下面我們共同計算pH=5的HCl溶液稀釋1000倍后的pH.

　　［副板書］

　　解：設pH=5的HCl取1體積，水取999體積。

　　則稀釋后：c(H+)=≈1.1×10－7molL－1

　　pH=7－lg1.1＜7

　　［師］同學們從以上的幾道例題可以找出溶液稀釋時pH的計算規律嗎？

　　［學生討論后回答，教師總結并板書］

　　a.pH=n的強酸稀釋10m倍，稀釋后pH=n+m；

　　b.pH=n的強堿稀釋10m倍，稀釋后pH=n－m；

　　c.若按上述公式算出的pH改變了溶液本身的性質，則稀釋后pH一定接近7，酸略小于7，堿略大于7。

　　［師］下面我們再討論溶液混合時pH的計算方法。

　　［板書］②溶液混合后pH的計算

　　［投影］1.將pH=8和pH=10的兩種NaOH溶液等體積混合后，溶液中c(H+)最接近（）

　　A.×(10－8+10－10)molL－1

　　B.(10－8+10－10)molL－1

　　C.(1×10－4+5×10－10)molL－1

　　D.2×10－10molL－1

　　［分析］兩種性質相同的溶液混合后，所得溶液的濃度可根據溶質和溶液體積分別相加后，再重新求解，要求堿溶液的pH，必須先求混合液OH－濃度。

　　［副板書］解：因為pH=8，所以c(H+)=10－8molL－1

　　則c(OH－)==10－6molL－1

　　又因為pH=10,所以c(H+)=10－10molL－1

　　則c(OH－)==10－4molL－1

　　等體積混合后：

　　c(OH－)=≈×10－4molL－所以c(H+)==2×10－10molL－1

　　所以答案為D。

　　［投影］2.常溫下，pH=4的HCl和pH=10的NaOH等體積混合，求混合液的pH。

　　［啟發學生思考］酸的c(H+)和堿的c(OH－)分別為多少？鹽酸和NaOH以等物質的量反應后生成什么？

　　［結論］混合液pH=7。

　　［師］請同學們討論一下pH=5的鹽酸和pH=10的NaOH等體積混合溶液顯什么性？

　　pH=3的鹽酸與pH=10的NaOH等體積混合后溶液顯什么性？你從中可找到什么規律？

　　［學生討論后回答，教師總結并板書］

　　強酸和強堿等體積混合

　　［講述］我們這節課主要學習了pH的計算方法，從pH的取值范圍我們可以看出，當H+或OH－濃度大于1molL－1時，用pH表示溶液酸堿性并不簡便，此時pH會出現負值，因此，對于c(H+)或c(OH－)大于1molL－1的溶液，直接用H+或OH－濃度來表示溶液的酸堿性。

　　我們這節課學習的溶液的pH與生產、生活有著密切的聯系，是綜合科目考試的熱點，下面請同學們討論以下兩題：

　　［投影］1.人體血液的pH保持在7.35~7.45，適量的CO2可維持這個pH變化范圍，可用以下化學方程式表示：H2O+CO2H2CO3H++HCO。又知人體呼出的氣體中CO2體積分數約5%。下列說法正確的是（）

　　A.太快而且太深的呼吸可以導致堿中毒。（pH過高）

　　B.太快而且太深的呼吸可導致酸中毒。（pH過低）

　　C.太淺的呼吸可導致酸中毒。（pH過低）

　　D.太淺的呼吸可導致堿中毒。（pH過高）

　　答案：AC

　　2.生物上經常提到緩沖溶液，向緩沖溶液中加少量酸或少量堿，pH幾乎不變。舉例說明生物上常見的緩沖溶液加酸或加堿時pH幾乎不變的原因。

　　答案：常見的緩沖溶液：①Na2CO3與NaHCO3②NaH2PO4與Na2HPO4③NH4Cl與NH3H2O等。

　　以NH4Cl與NH3H2O為例說明：在NH4Cl與NH3H2O的混合溶液中，NH4Cl====NH+Cl－，NH3H2ONH+OH－，加酸時NH3H2O電離出的OH－中和了加進去的H+，使NH3H2O電離平衡正向移動，溶液pH幾乎不變。加堿時，溶液中的NH與OH－結合，生成NH3H2O，使溶液pH幾乎不變。

　　［布置作業］課本習題二三、2

　　●板書設計

　　2.溶液的pH

　　pH=－lg{c(H+)}

　　若c(H+)=m×10－nmolL－1，則pH=n－lgm

　　①溶液稀釋后pH的計算

　　a.pH=n的強酸稀釋10m倍，稀釋后pH=n+m；

　　b.pH=n的強堿稀釋10m倍，稀釋后pH=n－m；

　　c.若按上述公式算出的pH改變了溶液本身的性質，則稀釋后pH一定接近7，酸略小于7，堿略大于7。

　　②溶液混合后pH的計算

　　強酸、強堿等體積混合

　　●教學說明

　　本節的重點是溶液pH的計算，但在給出pH的計算公式之后，求出H+濃度，再代入公式求pH學生是很容易掌握的。本節課在教學中通過典型例題和練習，在使學生掌握pH的簡單計算的同時理解以下幾個問題：①pH≠7的溶液不一定不是中性的；②要計算堿的混合液的pH，必須先求OH－濃度，再求H+濃度，最后再求pH；③溶液稀釋，混合時pH的計算規律。從而使學生從更深更廣的角度認識pH。

　　參考練習

　　1．某溶液在25℃時由水電離出的H+的濃度為1×10-12molL－1，下列說法正確的是（）

　　A.HCO、HS-、HPO等離子在該溶液中不能大量共存

　　B.該溶液的pH可能為2

　　C.向該溶液中加入鋁片后，一定能生成H2

　　D.若該溶液中的溶質只有一種，它一定是酸或者是堿

　　解答提示：“由水分子電離出的H+濃度為1×10-12molL－1，這是水的電離平衡被抑制的結果。抑制水電離的物質，可能是NaOH等堿，也可能是HCl等非強氧化性酸，還可能是HNO3這樣的強氧化性酸，另外也可能是NaHSO4這樣的鹽。”

　　答案：AB

　　2．25℃，NaOH溶液pH為a，某酸溶液pH為b，a+b=14,a≥11，將兩種溶液按等體積混合，下列說法中正確的是（）

　　A.混合溶液的pH必定為7

　　B.混合溶液pH≤7

　　C.向混合溶液中加入Cl2溶液，可能生成Mg（OH）2沉淀

　　D.混合溶液中可能有兩種溶液

　　解答提示：酸溶液中的酸可能是強酸，也可能是弱酸

　　答案：BD[

　　3．在25℃時，若10體積的強酸溶液與1體積的強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前，該強酸溶液的pH與強堿溶液的pH之和應滿足的關系是（）

　　答案：pH酸+pH堿=15

　　電離平衡教案篇8

　　教學目標

　　目標

　　理解鹽類水解的本質。

　　理解鹽類水解對溶液酸、堿性的影響及變化規律。

　　了解鹽類水解的利用。

　　目標

　　培養分析問題的能力。

　　培養學生運用對比法和依據客觀事實解決問題的邏輯能力。

　　培養學生邏輯推理能力。

　　情感目標

　　引導學生樹立“通過現象，抓住本質”的辯證唯物主義認識觀點。

　　培養學生善于觀察、勤于思考的科學態度。

　　教學建議

　　教材分析

　　“鹽類的水解”是電解質理論的組成部分，它屬于基礎理論知識。教材把這部分內容安排在強弱電解質和電離平衡之后，目的是使鹽類水解過程和規律的探討能在電離理論和強弱電解質概念的指導下進行,運用學生已有知識，從中發掘出鹽類水解新知識的“生長點”。

　　本節內容分為三部分：建立鹽類水解的概念;探討鹽類水解的規律;運用鹽類水解的知識。其中，鹽類水解的概念是基礎，旨在揭示鹽類水解的實質，并為研究鹽類水解規律提供依據。鹽類水解的規律是核心，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用。鹽類水解的利用，則是通過具體的情境和應用實例，加深對鹽類水解及其規律的理解、鞏固。總之，本節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的電離、水的電離平衡以及平衡移動原理等知識的綜合應用。因此，本節教材是本章的重點和難點。

　　教法建議

　　本節需要為學生提供鮮明的鹽類水解的實驗事實，啟發學生思考，引導學生探究，深入探討實驗的微觀本質，并利用多媒體教學手段，幫助學生實現從感性認識到理性認識的飛躍，以形成鹽類水解的概念;對于鹽的水解規律，要突出個別與一般的辯證關系，要依據教材的典型實例，運用歸納法揭示兩類鹽(強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽)水解的規律;對于鹽類水解的離子方程式和化學方程式的書寫，在教學中要強調書寫的規范要求和注意事項，并加強訓練。最后，運用演繹法，討論鹽類水解知識在實際中的運用，加深對鹽類水解本質及其規律的認識。具體建議如下：

　　1.知識準備(布置作業)：中和反應可表示為“酸+堿==鹽+水”，因此可把鹽理解為是由相應的酸和堿反應完成的，又因為酸有強酸、弱酸，堿有強堿、弱堿，所以生成的鹽就有四種，即強酸弱堿鹽、弱酸弱堿鹽、弱酸強堿鹽、強酸強堿鹽。要求上述四種類型的鹽各舉出2—3例(寫化學式)

　　2.采用實驗探究引入新課。建議將教材中的[實驗3-1]改為學生實驗，并增加一個演示實驗，即“向盛有固體Na2CO3和NH4Cl兩支試管分別注入3--4ml蒸餾水，振蕩使之溶解，再分別滴加2-3滴酚酞試液和紫色石蕊試液，觀察溶液顏色變化”，這樣使學生通過實驗現象，“發現”鹽溶液不都呈中性，引出課題。

　　3.對于“鹽類水解的本質”，建議通過分析CH3COONa、AlCl3的水解，

　　引導學生總結出鹽類水解的本質。

　　4.對于“強酸強堿鹽不水解”這部分內容的教學也不容忽視，學生只有理解了強酸強堿鹽不水解才能更好解鹽類水解的本質和條件;而對于“弱酸弱堿鹽的水解”只要求學生會判斷該類鹽能水解就可以了，不要擴展。

　　5.在講解如何書寫鹽類水解的離子方程式和化學方程式時，要強調說明以下問題：

　　①鹽類水解反應一般是可逆反應，反應方程式中要寫“”號。

　　②一般鹽類水解的程度很小，水解產物的量也很少，通常不生成沉淀或氣體，也不發生分解，在書寫方程式時，一般不標“↑”或“↓”，也不把生成物寫成其分解產物的形式。(如H2CO3，NH3·H2O等)

　　③多元弱酸的鹽的水解反應分步寫方程式，但以第一步為主(如H2CO3);多元弱堿鹽水解不分步寫(如AlCl3)。

　　④鹽類水解反應可視作中和反應的逆反應。

　　6.“影響鹽類水解的外界因素”的教學，對于重點，可啟發學生運用實驗手段自主探究;對于普通，可采取教師演示實驗。同時使學生認識到鹽本身的性質才是主要因素，滲透內、外因的辯證關系。

　　7.對于“鹽類水解的利用”，除了教材中提到的溶液的配制、除雜外，在多舉一些應用實例，如化肥混施、明礬凈水，以豐富學生的視野。

　　8.本節內容結束前，總結歸納鹽類水解知識的應用，以便將知識系統化，規律化，便于學生掌握，同時也教會學生。

　　教學設計方案一

　　重點：理解鹽類水解的本質

　　難點：鹽類水解方程式的書寫和分析

　　本節的第二部分為溶液的酸堿性和pH。教材首先指出常溫下即便是在稀溶液中，水的離子積仍然是一個常數，由此進一步說明c(H+)和c(OH-)的相對大小是決定溶液的酸堿性的根本原因。在具體分析了溶液的酸堿性和c(H+)、c(OH-)的關系之后，結合實際說明了引入pH的必要性，這也為后面討論pH的范圍埋下了伏筆。在給出了pH的表達式之后，教材隨即介紹了pH的簡單計算，并在分析計算結果的基礎上討論了溶液的酸堿性和pH的關系，最后強調了pH的應用范圍。

　　從教材編排的看，整節內容環環相扣、層層遞進，成為一個前后緊密聯系的整體。

　　教材還安排了“”和“閱讀”，這不僅可以豐富學生的知識，更有利于培養學生理論聯系實際的良好學習習慣。

　　還應注意的是，根據新的'國家標準，教材將“pH值”改稱為“pH”。教學中要以教材為準，不可讀錯。

　　教法建議

　　遷移電離平衡理論學習水的電離。可以提出這樣的問題“實驗證明水也有極弱的導電性，試分析水導電的原因”，以問題引發學生的思考，由學生自己根據所學的電離理論得出“水是極弱的電解質，純水中存在水的電離平衡”的結論。對于學生層次較高的班級，利用化學平衡常數推導水的離子積常數，可以在教師指導下由學生獨立完成;對于學生層次較低的班級，可以以教師為主進行推導。

　　推導水的離子積常數，目的在于使學生認識水的離子積常數與水的電離平衡常數之間的聯系，更好地理解水的離子積常數只隨溫度變化而變化的原因。教學中切不可把重點放在使學生掌握水的離子積常數的推導方法上。

　　可以利用動畫，演示水的電離過程，增強直觀性，加深學生對知識的理解，并激發學生，鞏固所學知識。

　　討論溶液的酸堿性時，應先讓學生分析酸、堿對水的電離平衡的影響，分析水中加入酸或堿后c(H+)和c(OH-)的變化。再根據KW=K·c(H2O)高一，說明對于稀溶液而言，c(H2O)也可看作常數。因此，只要溫度一定，無論是純水還是稀溶液在KW都為常數，或者說c(H+)和c(OH-)的乘積都是定值。進而得出水溶液的酸堿性是由c(H+)和c(OH-)的相對大小所決定的結論，并具體說明二者之間的關系。

　　關于pH的教學可以分以下幾步進行。先說明引入pH的意義，再給出計算式，介紹有關pH的簡單計算，最后總結溶液的酸堿性和pH的關系，并強調pH的使用范圍。對于學生層次較高的班級，可以讓學生通過討論來確定pH的使用范圍。

　　可安排學生課下閱讀課后的“資料”和“閱讀”材料，開闊視野，增長知識。

　　教學設計示例

　　水的電離和溶液的pH值

　　重點：水的離子積與溶液酸堿性的關系。

　　難點：水的離子積，有關的簡單計算。

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