水溶液中的离子平衡教案

(完整word版)水溶液中的离子平衡教案

课题：第三章水溶液中的离子平衡

第一节弱电解质的电离

知识

1、能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论

教

与2、了解电离平衡常数及其意义

3、了解强电解质和弱电解质与结构的关系

技能

学

过程

通过实验,培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方

目法

方法

情感

通过本节课的学习，意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各种变

的

化相互制约的复杂的平衡体系

价值观

重点强、弱电解质的概念和弱电解质的概念

难点弱电解质的电离平衡

第三章水溶液中的离子平衡

知

第一节弱电解质的电离

识

一、强弱电解质

结

电解质：在水溶液或熔化状态下能导电的化合物.

构

强电解质：在水分子作用下，能完全电离为离子的化合物(如强酸、强碱和大多

与

数盐）

板

弱电解质：在水分子作用下，只有部分分子电离成为离子化合物(如弱酸、弱碱

书

和水)

设

二、弱电解质的电离

计

1、CHCOOHCHCOO－+H＋

33

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2、在一定条件（如温度、浓度)下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重

新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

3、电离平衡的特征：

（1)逆--弱电解质的电离是可逆的

（2）等-—V=V≠0

电离结合

(3）动-—电离平衡是一种动态平衡

（4)定—-条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有

分子

(5）变--条件改变时，电离平衡发生移动。

4、影响因素：

(1)内因:电解质本身的性质。通常电解质越弱，电离程度越小。

(2)外因：

①浓度：温度升高，平衡向电离方向移动。

②浓度：溶液稀释有利于电离

错误!同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解

质，使电离平衡向逆方向移动

三、电离平衡常数

1、定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各

种离子浓度的乘积嗖溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做

电离平衡常数，用K表示。

2、表示方法：ABA++B－

3、同一弱电解质在同一温度下发生浓度变化时，其电离常数不变。

4、K值越大，电离程度越大，相应酸（或碱）的酸(或碱）性越强。K值只随

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温度变化。

5、同一温度下，不同种弱酸，电离常数越大,其电离程度越大，酸性越强.

6、多元弱酸电离平衡常数：K＞K＞K,其酸性主要由第一步电离决定。

123

教学过程备注

［回顾]什么是电解质？

[投影]请大家根据电解质的概念，讨论以下几种说法是否正确，并说明原因.

1.石墨能导电，所以是电解质。

2。由于BaSO不溶于水，所以不是电解质。

4

3。盐酸能导电，所以盐酸是电解质。

4.SO、NH、NaO溶于水可导电,所以均为电解质。

232

［学与问］酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子，不同的电解质电离程度是否

有区别？

第三章水溶液中的离子平衡

第一节弱电解质的电离

[思考与交流]盐酸与醋酸是生活中常用的酸,盐酸常用于卫生洁具的清洁和去除水垢，为

什么不用盐酸代替醋酸呢？

［问]醋酸的去水垢能力不如盐酸强,除浓度之外是否还有其它因素？

［投影］实验3-1：

［讲］在实验中我们要注意的是:(1）HCl和CHCOOH都是电解质，在水溶液中都能发生

3

电离。（2）镁无论是与盐酸还是醋酸反应,其实质都是与溶液中的H＋反应。（3）由于酸

液浓度、温度、体积均相同，且镁条的量也相同，因此,实验中影响反应速率的因素只能

是溶液中H＋的浓度的大小，

［实验结果]开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈,pH值盐酸为1，醋酸小于1

[小组探讨]反应现象及pH值不同的原因?

[探讨结果]由于镁与盐酸反应速率较大，表明同体积、同浓度的盐酸比醋酸溶液中c(H＋）

大，并由此推断：在水溶液中，HCl易电离，CHCOOH较难电离；由于相同物质的量浓度

3

的盐酸比醋酸溶液的pH小，且盐酸的物质的量浓度与盐酸中的H＋浓度几乎相等,表明溶

液中HCl分子是完全电离，而CHCOOH分子只有部分电离。

3

[结论］不同电解质在水中的电离程度不一定相同.

一、强弱电解质

电解质:在水溶液或熔化状态下能导电的化合物.

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强电解质：在水分子作用下,能完全电离为离子的化合物(如强酸、强碱和大多

数盐)

弱电解质：在水分子作用下,只有部分分子电离成为离子化合物(如弱酸、弱碱

和水）

［投影小结]强弱电解质的比较

强电解质弱电解质

在水溶液中全部电离的电在水溶液中部分电

概念

解质离的电解质

物质类别强碱、强酸、大部分盐弱酸、弱碱、水

电离过程不可逆、完全电离可逆、部分电离

溶液中存

只有离子有离子、也有分子

在的微粒

NH·HO、

32

实例HSO、NaOH、NaSO等CHCOOH、HF、HS

242432

等

［科学探究]实验：用两支试管分别取0.1mol/L的盐酸溶液和0。1mol/L的醋酸溶液各

5mL，测其溶液的pH

另取两支小烧杯，分别盛50mL蒸馏水。向其中一个烧杯内滴入1滴(约0.05mL）

0.1mol/L盐酸，向另一烧杯中滴入1滴mol/L的醋酸，搅拌后，分别测其pH.

[投影］图3-13—2

结论：强电解质—HCl在水中是完全电离的，弱电解质—醋酸在水中只有部分部分分子发

生电离。

二、弱电解质的电离

［讲］因为HCl不存在电离平衡，CHCOOH存在电离平衡，随着H＋的消耗，CHCOOH的电

33

离平衡发生移动，使H＋得到补充，所以CHCOOH溶液中H+浓度降低得比HCl中慢，所以

3

CHCOOH在反应过程中速率较快。

3

［问］请大家再回答一个问题：CHCOO－和H+在溶液中能否大量共存?

3

［讲]我们知道,醋酸加入水中，在水分子的作用下,CHCOOH会电离成CHCOO－和H＋，与此

33

同时，电离出的CHCOO－和H+又会结合成CHCOOH分子，随着CHCOOH分子的电离，CHCOOH

3333

分子的浓度逐渐减小，而CHCOO－和H+浓度会逐渐增大，所以CHCOOH的电离速率会逐渐

33

减小，CHCOO－和H+结合成CHCOOH分子的速率逐渐增大,即CHCOOH的电离过程是可逆的。

333

1、CHCOO－+H＋CHCOOH

33

［讲］在醋酸电离成离子的同时，离子又在重新结合成分子.当分子电离成离子的速率等

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于离子结合成分子的速率时，就达到了电离平衡状态.这一平衡的建立过程，同样可以用

速率—时间图来描述。

［投影]图3—3

弱电解质电离平衡状态建立示意图

［讲］请同学们根据上图的特点，结合化学平衡的概念，说一下什么叫电离平衡.

2、在一定条件(如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重

新结合生成分子的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

［问]电离平衡也属于一种化学平衡，那么电离平衡状态有何特征？

[学生讨论后回答］前提:弱电解质的电离；①达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离

子结合成分子的速率相等；②动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分

子的反应并没有停止；③达电离平衡时，离子和分子共存，其浓度不再发生变化;④指电

离平衡也是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。

3、电离平衡的特征：

(1）逆-—弱电解质的电离是可逆的

(2)等——V=V≠0

电离结合

（3)动--电离平衡是一种动态平衡

(4）定——条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又

有分子

(5)变--条件改变时，电离平衡发生移动。

［问］哪些条件改变可引起化学平衡移动？

［例］在氨水中存在电离平衡：NH·HONH＋+OH－下列几种情况能否引起电离平衡

324

移动？向哪个方向移动？①加NHCl固体②加NaOH溶液③加HCl④加CHCOOH溶液

43

⑤加热⑥加水⑦加压

[讲］加水时,会使单位体积内NH·HO分子、NH＋、OH－粒子数均减少,根据勒沙特列原理，

324

平衡会向粒子数增多的方向，即正向移动。但此时溶液中的NH＋及OH－浓度与原平衡相比

4

却减小了,这是为什么呢？请根据勒夏特列原理说明。

4、影响因素:

（1）内因:电解质本身的性质。通常电解质越弱，电离程度越小。

［讲]由于弱电解质的电离是吸热的，因此升高温度,电离平衡将向电离方向移动，弱电

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解质的电离程度将增大.

(2）外因：

①浓度:温度升高，平衡向电离方向移动。

［讲］同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解

质的电离程度减小;稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动,且电解质的电离程度增大。

但是虽然电离程度变大，但溶液中离子浓度不一定变大。

②浓度：溶液稀释有利于电离

［讲］增大弱电解质电离出的某离子的浓度，电离平衡向将向离子结合成弱电解质分子

的方向移动,弱电解质的电离程度将减小；减小弱电解质电离出的离子的浓度,电离平衡将

向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。

错误!同离子效应:在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，

使电离平衡向逆方向移动

［讲］除此之外，我们还可以通过化学反应影响平衡移动，在弱电解质溶液中加入能与

弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。

[思考与交流］分析一元弱酸或弱减的电离平衡，完成下列问题：

1、写出弱酸和弱减的电离方程式。

2、填写下表中的空白.

［投影］HA电离过程中体系各离子浓度变化

C（H+)C（A－）C(HA）

HA初溶于水时小小大

达到电离平衡前变大变大变小

达到电离平衡时不再变化不再变化不再变化

BOH电离过程中体系各离子浓度变化

C（OH－）C（B＋）C（HA）

等体积等浓度的B＋、OH－混和时小小大

达到电离平衡前变大变大变小

不再变化不再变化不再变化

［随堂练习：弱电解质的电离方程式的书写与强电解质不同。试写出下列物质的电离方程

式：

1、HCO2、HS3、NaHCO4、NaHSO5、HClO

23234

[小结］强电解完全电离,用“==",弱电解质部分电离,用“”，多元弱酸的电离是分

步进行的,以第一步电离为主.而多元弱碱则不分步.对于酸式盐的电离要格外注意，强酸

的酸式盐要完全电离，弱酸的酸式盐电离的是酸式酸根

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[投影］NaHSO(水溶液)==Na＋+H＋+SO2―

44

NaHSO（熔融）==Na＋+HSO―

44

NaHCO==Na＋+HCO―

33

[过渡］氢硫酸和次氯酸都是弱酸，那么它们的酸性谁略强一些呢?那就要看谁的电离程度

大了，弱酸电离程度的大小可用电离平衡常数来衡量。

三、电离平衡常数

［讲]对于弱电解质，一定条件下达到电离平衡时，各组分浓度间有一定的关系，就像化

学平衡常数一样。如弱电解质AB：

1、定义：在一定条件下,弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各

种离子浓度的乘积嗖溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做

电离平衡常数，用K表示。

-

c(A)c(B)

2、表示方法:ABA++B－K

电离c(AB)

［讲］弱电解质的电离常数表达式中的C（A+)、C(B—)和C(AB）均为达到电离平衡后各

粒子在溶液中的浓度值，并不是直接指溶质的物质的量浓度值.并且,在温度一定时，其电

离常数就是一个定值.

［讲］电离常数随着温度而变化，但由于电离过程热效应较小.温度改变对电离常数影响

不大，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，

同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的.

3、同一弱电解质在同一温度下发生浓度变化时,其电离常数不变。

［讲］弱酸的电离平衡常数一般用K表示，弱碱用K表示。请写出CHCOOH和NH·HO

ab332

的电离平衡常数表达式

--

c(CHCOO)c(H)c(NH)c(OH)

[投影]K=3K=4

ac(CHCOOH)bc(NHHO)

332

4、K值越大，电离程度越大，相应酸（或碱)的酸（或碱）性越强。K值只随

温度变化。

[启发］电离平衡常数和化学平衡常数一样,其数值随温度改变而改变，但与浓度无关。电

离平衡常数要在相同温度下比较.

[投影］实验3－2：向两支分别盛有0.1mol/LCHCOOH和硼酸的试管中加入等浓度的碳酸

3

钠溶液,观察现象。结论：酸性：CHCOOH>碳酸〉硼酸。

3

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5、同一温度下,不同种弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。

［讲］弱电解质的电离常数越大,只能说明其分子发生电离的程度越大，但不一定其溶液

中离子浓度大，也不一定溶液的导电性强。

[讲]多元弱酸是分步电离的，每步都有各自的电离平衡常数，那么各步电离平衡常数之间

有什么关系？多元弱酸与其他酸比较相对强弱时，用哪一步电离平衡常数来比较呢？请同

学们阅读课本43有关内容。

6、多元弱酸电离平衡常数：K＞K＞K,其酸性主要由第一步电离决定.

123

［讲］电离难的原因:a、一级电离出H＋后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H＋的

吸引力，使第二个H＋离子电离困难的多；b、一级电离出的H＋抑制了二级的电离.

［学生活动］请打开书43页，从表3－1中25℃时一些弱酸电离平衡常数数值，比较相

对强弱。

草酸〉磷酸〉柠檬酸〉碳酸。

［投影］p43页表3-1

［讲］对于多元弱碱的电离情况与多元弱酸相似，其碱性由第一步电离的电离平衡常数决

定.

[投影］知识拓展—-—---电离度

1、定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分

子总数(包括已电离的和未电离的)百分率，称为电离度，通常用α表示。

2、表达式：

3、意义:

（1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的电离程度

(2）温度相同，浓度相同时，不同弱电解质的电离度不同的，α越大，表示酸类的酸性

越强。

(3)同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀,电离度越大。

教学回顾：

课题：第二节水的电离和溶液的酸碱性(一）

教知识

1、知道水的离子积常数,

学技能

1、通过水的电离平衡分析，提高运用电离平衡基本规律分析问题的解决问题的能

目过程

力。

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2、通过水的离子积的计算，提高有关的计算能力，加深对水的电离平衡的认识

的方法

情感1、通过水的电离平衡过程中H+、OH-关系的分析，理解矛盾的对立统一的辩证关

系。

价值观

2、由水的电离体会自然界统一的和谐美以及“此消彼长"的动态美.

重点水的离子积。

难点水的离子积.

第二节水的电离和溶液酸碱性

一、水的电离

1、HO+HOHO＋+OH-简写:HOH＋+OH—

2232

C(H)•C(OH-)

2、HO的电离常数K＝＝

2电离C(HO)

2

知

3、水的离子积（ion-productcontstantforwater)：

识

25℃K=c(H＋）·c（OH－）==1。0×10－14。

W

结

4、影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大.

构

对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，

与

5、K不仅适用于纯水,还适用于酸性或碱性的稀溶液,不管是哪种溶液均有：C(H

W

板

＋）==C(OH―）K==C（H＋）·C（OH―)

H2OH2OW溶液溶液

书

二、溶液的酸碱性与pH

设

1、溶液的酸碱性

计

稀溶液中25℃：Kw=c（H＋）·c（OH－）=1×10-14

常温下：

中性溶液：c（H＋）=c(OH－）=1×10－7mol/L

酸性溶液：c(H＋）>c（OH－）,c（H＋）>1×10－7mol/L

碱性溶液:c（H＋）<c（OH－)，c（H＋）<1×10－7mol/Lc(OH－）>1×10－7mol/L

第三章第9页共51页

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备

教学过程

注

［实验导课]用灵敏电流计测定纯水的导电性.

现象：灵敏电流计指针有微弱的偏转.说明：能导电，但极微弱。

分析原因:纯水中导电的原因是什么?

结论:水分子能够发生电离，水分子发生电离后产生的离子分别是HO+和OH―，发生电离

3

的水分子所占比例很小。水是一种极弱电解质，存在有电离平衡：

第二节水的电离和溶液酸碱性

一、水的电离

［讲]水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。

［投影]水分子电离示意图：

实验测定：25℃c（H＋)=c(OH－)=1×10－7mol/L

100℃c(H＋）=c（OH－）=1×10－6mol/L

1、HO+HOHO＋+OH—简写：HOH＋+OH-

2232

[讲］与化学平衡一样，当电离达到平衡时，电离产物H＋和OH―浓度之积与未电离的HO

2

的浓度之比也是一个常数。

C(H)•C(OH-)

2、HO的电离常数K＝＝

2电离C(HO)

2

3、水的离子积:

25℃K=c（H＋)·c（OH－）==1.0×10－14。

W

［投影］表3-2总结水的电离的影响因素。

4、影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。对于中性水，尽管Kw,

电离度增大,但仍是中性水,

［投影］知识拓展-—-影响水电离平衡的因素

1、温度：

水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡右移，电离程度增大，C（H＋)和C（OH―)

同时增大,K增大，但由于C(H＋)和C(OH―)始终保持相等,故仍呈中性。

W

2、酸、碱

向纯水中加入酸或碱，由于酸（碱）电离产生的H＋(OH―），使溶液中的C（H＋）或C

（OH―)增大,使水的电离平衡左移，水的电离程度减小.

3、含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐

第三章第10页共51页

(完整word版)水溶液中的离子平衡教案

在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H＋和OH―

结合生成难电离物，使水的电离平衡右移,水的电离程度增大.

4、强酸的酸式盐

向纯水中加入强酸的酸式盐，如加入NaHSO，由于电离产生H＋，增大C（H＋），使水

4

的电离平衡左移,抑制了水的电离

5、加入活泼金属

向纯水中加入活泼金属，如金属钠,由于活泼金属能与水电离的H＋直接作用，产生氢

气，促进水的电离。

5、K不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液,不管是哪种溶液均有：

W

C（H＋)==C(OH―)K==C（H＋）·C（OH―)

H2OH2OW溶液溶液

[过渡]由水的离子积可知，在水溶液中，H＋和OH—离子共同存在，无论溶液呈酸性或碱性.

由此我们可以进行有关c（H＋）、c（OH－)的简单计算.

二、溶液的酸碱性与pH

1、溶液的酸碱性

学生阅读p46页［思考与交流]

[讲]碱溶液中：HOH＋+OH－NaOH==Na＋+OH－，c（OH－）升高,c（H＋）

2

下降，水的电离程度降低。酸溶液中:HOH＋+OH－HCl==H＋+Cl－，c（H＋）

2

升高，c(OH－）下降，水的电离程度降低.

实验证明：在稀溶液中：Kw=c（H＋)·c（OH－）25℃Kw=1×10－14

稀溶液中25℃：Kw=c(H＋）·c（OH－）=1×10-14

常温下：

中性溶液:c（H＋)=c（OH－）=1×10－7mol/L

酸性溶液：c（H＋）>c（OH－)，c（H＋）>1×10－7mol/L

碱性溶液：c(H＋）〈c（OH－）,c（H＋）〈1×10－7mol/Lc（OH－）〉1×10－7mol/L

[小结］最后，我们需要格外注意的是，酸的强弱是以电解质的电离来区分的：强电解质

即能完全电离的酸是强酸，弱电解质即只有部分电离的酸是弱酸。溶液的酸性则决定于溶

液中C（H＋)。C（H＋）越大，溶液的酸性越强；C（H＋）越小,溶液的酸性越弱.强酸溶液

的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强;酸性强的溶液不一定是强酸溶液；酸性相同的溶液,

弱酸浓度大、中和能力强;中和能力相同的酸，提供H＋的物质的量相同，但强酸溶液的酸

性强。

教学回顾：

第三章第11页共51页

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课题：第二节水的电离和溶液的酸碱性（二）

知识1、能进行溶液的pH的简单计算

2、初步掌握测定溶液的pH的方法，知道溶液pH在工农业生产和科学研究中的

与

重要应用

教

技能3、理解溶液的pH。理解溶液的pH跟溶液中c（H+）之间的关系。

过程

学1、通过各种类型溶液pH的计算，掌握电解质溶液pH计算方法.

2、通过不同溶液混合后pH的计算，掌握具体情况具体分析的思考方法,提高分

与

析问题解决问题能力。

目

方法3、通过溶液pH的测试方法，掌握实验室测试溶液酸碱性的方法.

情感

的

通过用pH表示溶液的酸碱性,理解化学学科中对极小数值的表示方法，让

态度

学生体会化学学科的特有价值.

价值观

重pH与溶液酸碱性的关系，有关溶液的pH的简单计算

点

难各类溶液、各类混合后的c（H+）、pH的计算。

点

知三、pH

识1、定义：pH=－lg[c（H＋）]

结2、广泛pH的范围：0-14；

构溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强,其pH越大.

与3、pH的测定方法

板（1)试纸的使用（2）酸碱指示剂（3）pH计

第三章第12页共51页

(完整word版)水溶液中的离子平衡教案

书4、pH的应用

设四、pH的有关计算

计1、单一溶液的pH计算

（1）求强酸溶液的pH(2）求强碱溶液的pH

2.混合溶液的pH计算

(1)求强酸与强酸混合溶液的pH（2)求强碱与强碱混合溶液的pH

（3）求强酸与强碱混合溶液的PH

3、稀释的计算

(1）强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n

（2）弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH〈a+n

(3）强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b—n

（4）弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-n

备

教学过程

注

[回顾]水的电离、离子积常数、水电离平衡的影响因素、溶液的酸碱性.

[过渡］利用离子积计算溶液中的H＋或OH－浓度

［点击试题］例1、求25℃0.01mol/L盐酸的C(H＋）

［分析]1、在该溶液中存在哪几种电离

2、c（H＋）×c(OH－）中的c（H＋)应等于两者之和？

[随堂练习]1、求25℃0.05mol/LBa（OH）溶液C（H＋）

2

2、求25℃0.05mol/L硫酸溶液由水电离出来的［H＋］

三、pH

1、定义：pH=－lg[c(H＋)]

［讲］溶液的pH指的是用C（H＋)的负常用对数来表示溶液的酸碱性强弱,即pH=－lg[c

（H＋)],要注意的是的，当溶液中C(H＋)或C(OH―)大于1mol时，不用pH来表示溶液的

酸碱性。广泛pH的范围为0-14

第三章第13页共51页

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2、广泛pH的范围：0-14

溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。

[过]那么，如何测定某溶液的酸碱性，即如何测定溶液的pH值呢？

［讲]用pH试纸、pH计

3、pH的测定方法

(1）试纸的使用

［设问］如何使用呢？要不要先用水浸湿呢?浸湿对测定结果有何影响？

［投影］图3-7

［过]除了试纸外，我们在实验室最常用的是酸碱指示剂。

(2）酸碱指示剂

［讲］酸碱指示剂一般是弱有机酸或弱有机碱,它们的颜色变化在一定的pH范围内发生

的,因此，可以用这些弱酸、弱碱来测定溶液的pH。但只能测出pH的范围，一般不能准

确测定pH。

［投影]

指示剂甲基橙石蕊酚酞

变色范围3。1—5—88—10

pH4.4

溶液颜色红-橙-红—紫无色—浅红

黄—蓝-红

［讲]上述两种测定方法，都不是很精确，要想准确测定溶液的pH应该使用pH计

（3）pH计

4、pH的应用

［投影］图3-8表3—3

［过渡］用pH来表示溶液的酸碱性，是十分方便，掌握有关的pH计算是十分重要的。

四、pH的有关计算

1、单一溶液的pH计算

（1)求强酸溶液的pH

例1：求1×10-3mol/LHCl溶液的PH

[随堂练习]求1×10—3mol/LHSO溶液的PH

24

(2）。求强碱溶液的pH

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例2、求0。1mol/LNaOH溶液的PH

［随堂练习］求0。1mol/LBa（OH)2溶液的PH

2.混合溶液的pH计算

（1)求强酸与强酸混合溶液的pH

例3、10mL0。1mol/LHCl与20mL0。2mol/LHCl混合,求该混合溶液的PH值.

[随堂练习］将PH=1和PH=3的盐酸溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值。

(2）求强碱与强碱混合溶液的PH

例4、10mL0.1mol/LNaOH与20mL0。2mol/LBa(OH)2混合,求该混合溶液的PH值。

［随堂练习］将PH=11和PH=13的NaOH溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值.

（3）求强酸与强碱混合溶液的PH

例5、10mL0.1mol/LHCl与10mL0.2mol/LNaOH混合,求该混合溶液的PH值。

[随堂练习］将PH=6的HCl和PH=10的NaOH溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值.

[讲]当强酸溶液与强碱溶液等体积混合时，若pH+pH=14，溶液呈中性。pH+pH≠14，

酸碱酸碱

则H＋或OH过量,则先求剩余C（H＋）或C（OH―)，再求混合溶液的pH

［投影］小结:强酸、强碱溶液两两等体积混合时pH的计算

混合后溶液

混合物质两种溶液pH关系

pH

A、B均为酸pH<pHpH+0。3

ABA

A、B均为碱pH<pHpH—0.3

ABB

pH+pH=147

AB

pH+pH<14(酸剩

A是酸、B是ABpH+0。3

余)A

碱

pH+pH〉14(酸剩

ABpH—0。3

余）B

注意:酸碱溶液的pH之差必须≥2，否则误差较大

［讲］当强酸溶液与强碱溶液混合呈中性时,二者体积与pH的关系

［投影］若pH+pH=14，V：V=1：1

酸碱酸碱

若pH+pH=A〉14，V：V=10A—14

酸碱酸碱

若pH+pH=A<14，V:V=1:1014-A

酸碱酸碱

[讲］相同体积酸溶液与碱溶液混合，若为一元弱酸,pH+pH=14,在未指定强、弱时,pH

酸碱

不一定是7。若为强碱弱酸，则混合后有弱酸有余，则pH＜7；若为强酸弱碱则混合后弱

碱有余，则pH＞7。这种方法只能判断溶液的酸碱性,无法准确计算出pH

3、稀释的计算

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例6、0.0001mol/L的盐酸溶液，求其pH值，用水稀释10倍，求其pH值，用水稀释1000

倍后，求其pH值。pH＝4pH＝5pH＝7

（1)强酸pH=a,加水稀释10n倍，则pH=a+n

（2）弱酸pH=a，加水稀释10n倍,则pH<a+n

(3）强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b—n

（4）弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH〉b-n

［随堂练习]在25℃时,有pH为a的盐酸和pH为b的NaOH溶液，取VL该盐酸，同该

a

NaOH溶液中和，需VLNaOH溶液，填空:

b

（1)若a+b=14,则V:V=____________（填数字).

ab

(2）若a+b=13，则V：V=____________(填数字）.

ab

(3）若a+b〉14，则V:V=_____________（填表达式），且VV（填：〉、〈、=)(题中

aba_________b

a≤6、b≥8）。

教学回顾:

课题：第三节水的电离和溶液的酸碱性（三)

知识1、掌握酸碱中和滴定概念.

教2、理解酸碱中和反应的实质。

与

3、熟记酸碱中和滴定实验用到主要仪器名称、仪器的用途。

技能4、掌握中和滴定实验计算的步骤和方法.

学

过程

1、通过中和反应实质、中和滴定原理的分析,体会化学家是怎样利用中和反应来

目与设计化学定量测定方法的。

2、掌握酸碱中和滴定反应中的化学计算方法.

方法

的

通过酸碱中和反应的实质到中和滴定方法等相互之间的联系的分析，理解化

情感

学反应在工农业、科研中的应用。提高学习化学的兴趣.

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价值观

重点中和滴定原理的认识

难点酸碱中和滴定有在关计算

五、中和滴定的原理

1、定义：用已知浓度的酸或碱来测定未知浓度的碱或酸的实验方法。

C(A)V(A)

2、原理：C(B)==

V(B)

3、关键：(1）准确地测定两种溶液的体积（2）准确地判断滴定终点

4、酸碱指示剂的选择

知

六、实验操作

识

1、滴定管的结构

结

2、滴定管的使用

构

（1)检漏（2）润洗仪器(3）装液

与

3、中和滴定操作

板

4、数据处理

书

七、误差分析

设

C*V

1、误差分析依据：C待=标标

计V

待

实验操作中可能引起C和V的变化，最终影响V。

标待标

2、产生误差的来源

(1)操作不当

错误!滴定管的洗涤不当错误!锥形瓶的洗涤

○，3滴定管尖嘴部分留有气泡错误!读数不规范

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（2)终点判断不当。

（3)标准溶液配制不当

备

教学过程

注

[投影］展示所画的滴定曲线图:3—10

［小结]接近终点（pH≈7）时，很少量的酸和碱会引起pH突变，酸碱反应终点附近pH

突变情况是定量测定酸或碱浓度时选择指示剂的重要依据。

五、中和滴定的原理

1、定义：用已知浓度的酸或碱来测定未知浓度的碱或酸的实验方法。

［讲］在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸

溶液完全中和，测出二者所用的体积，根据化学方程式中酸和碱完全中和时的物质的量的

比值,从而求得求知浓度的碱或酸溶液的物质的量浓度.

C(A)V(A)

2、原理：C（B)==

V(B)

［讲］酸碱中和滴定的关键有两个：其一是要准确测定出参加中和反应的酸、碱溶液的体

积，这需要选用精确度较高的实验仪器，并正确使用，其二是要准确判断中和反应是否恰

好完全反应，这需要选用适当的酸碱指示剂，并通过颜色变化来准确判断

3、关键：(1）准确地测定两种溶液的体积

（2)准确地判断滴定终点

［讲］中和滴定所用的实验仪器有酸式滴定管、碱式滴定管、移液管或量筒、滴定管夹、

铁架台、锥形瓶等。中和滴定所用的试剂有已知浓度的酸或碱溶液，也称标准溶液、未知

浓度的碱或酸溶液也称待测溶液、适当的指示剂。在这里最为关键的就是酸碱指示剂的选

择.

4、酸碱指示剂的选择

［讲]酸碱恰好完全中和的时刻叫滴定终点，为准确判定滴定终点,须选用变色明显，变色

范围的pH与恰好中和时的pH吻合的酸碱指示剂.通常是甲基橙或酚酞指示剂而不能选用

石蕊试液.

[投影］

中和情况指示剂变色情况

强碱滴定酸酚酞无色—粉红色

酸滴定强碱粉红色-无色

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(完整word版)水溶液中的离子平衡教案

碱滴定强酸甲基橙红色-橙色

强酸滴定碱黄色—红色

［讲］指示剂的用量一般是2-3滴。当指示剂刚好变色,并在半分钟内不褪色,即认为已达

到滴定终点。

［过］下面让我们讨论一下实验仪器的使用和基本操作

六、实验操作

1、滴定管的结构

［投影］图3—9

［讲］酸式滴定管有一玻璃活塞，因碱溶液与玻璃反应生成硅酸盐，是一种矿物胶,具有

粘性，故不能把碱溶液装入酸式滴定管。而碱式滴定管有一段橡皮胶管，因此，不能装酸

液,酸会腐蚀橡皮管；碱式滴定管也不能装有氧化性的溶液，氧化剂会把橡皮管氧化。

[问］在使用滴定管前要进行一些准备工作,其中最重要的是检查是否漏水.

2、滴定管的使用

(1)检漏（2）润洗仪器。

[讲］从滴定管上口倒入3～5mL盛装的溶液，倾斜着转动滴定管，使液体湿润全部滴定管

内壁，然后用手控制活塞，将液体放入预置的烧杯中。在加入酸、碱反应液之前，洁净的

酸式滴定管和碱式滴定管还要分别用所要盛装的酸、碱溶液润洗2—3次。

(3）装液

［讲］在滴定管下放一烧杯，调节活塞，是滴定管尖嘴部分充满溶液，并使液面处于0或

0以下某一位置，准确读数，并记录。

［投影］图3-12

［过］下面以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例来讲述一下实验过程.

［板书］3、中和滴定操作

[投影］实验步聚：

［讲］（1）量取待测盐酸溶液20.00mL于锥形瓶中,滴入2-3滴酚酞，振荡。

（2）把锥形瓶放在碱式滴定管的下面，并在瓶子底垫一块白瓷砖，小心滴入碱液，边滴

边摇动锥形瓶,直到因加入一滴碱液后,溶液由元色变成红色，并在半分钟内不褪去为止,

滴定结束.

（3)参考实验记录表，每隔一定体积，记录并测pH:

（4）根据实验数据，以氢氧化钠体积为横坐标，以所测的pH为纵坐标绘制中和反应曲线:

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(完整word版)水溶液中的离子平衡教案

[小结]中和滴定前,必须用滴定液多次润洗滴定管，以确保溶液的浓度不被剩余在滴定管

中的水稀释变小；加入指示剂的量控制在2滴～3滴，以避免指示剂消耗酸或碱；临近终

点时,滴液要慢，至指示剂变色“不立即”褪去或变为原色即为终点，避免过量.重视测定

结果的复核。即重复实验测定2次以上，取实验平均值。根据计算公式，求出计算值。

［过］当实验结束后我们又应该如何处理数据呢？

4、数据处理

[讲］此题有两种方法，法一，即教材所给出的，先求出三次滴定时消耗的盐酸的中，并

求出其耗用盐酸的体积的平均值。本法适用于每次所取待测液体积相同时的数据处理。方

法二是分别未别求出NaOH溶液待测溶液的体积，再求平均值。本法适用于每次所取待测

注的体积不同时的数据处理，若计算出的三个浓度的数据相差较大，表明实验失败，应重

做.

［过］滴定法测定待测液的浓度时,消耗标准溶液偏多,则结果偏高;消耗标准溶液偏少，

则结果偏纸。其误差可从计算式分析，以用已知浓度的酸滴定未知浓度的碱为例。

七、误差分析

C*V

3、误差分析依据:C待=标标

V

待

实验操作中可能引起C和V的变化，最终影响V.

标待标

4、产生误差的来源

(2)操作不当

错误!滴定管的洗涤不当.

［讲］正确的方法是先水洗后润洗。滴

［投影］A、定管用水先后未用标准液润洗就直接注入标准液(实际消耗V偏大，结果偏

标

大）。

B、滴定管用水洗后未用待测液润洗就直接注入锥形瓶(实际滴定的V减小,消耗V减小，

测标

结果偏小)。

○，2锥形瓶的洗涤

［讲]正确的方法是只水洗。

［投影]A、锥形瓶用水洗后用待测液润洗（实际滴定的V增大，消耗V增大，结果偏大)

测标

B、锥形瓶用水洗后没有干燥（无影响)

C、滴定前向锥形瓶中加入蒸馏水（无影响)

错误!滴定管尖嘴部分留有气泡

［讲］正确的方法是移液或滴定前排尽滴定管尖嘴部分气泡

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(完整word版)水溶液中的离子平衡教案

［投影]A、滴定前盛标准液的滴定管尖嘴有气泡，滴定后消失(实际消耗的V多一个气泡

标

体积，结果偏大)

B、盛待测液的滴定管尖端嘴有气泡，移到锥形瓶后消失(锥形瓶中V少一个气泡的体积，

测

实际消耗的V减少，结果偏小）

标

错误!读数不规范

［讲]正确的读数方法是：滴定后等1-2min待滴定管内壁附着液体自然流下再读数,视线

与液体凹液面保持水平.俯视读数，结果偏小，仰视读数，结果偏大.

[投影]A、滴定前仰视，滴定后俯视（V=滴定后读数一滴定前读数，V数偏小，结果偏

标标

小。但实际放出的液体体积偏大）

B、滴定完毕立即读数（V读数偏大,结果偏大)

标

（2）终点判断不当。

［讲］终点判断是中和滴定的关键。以指示剂的变色，且半分钟不褪色为标准。

［投影]A、过早地估计终点（未完全中和，V偏小，结果偏小)

标

B、用HCl滴定NaOH，以甲基橙做指标剂，溶液由黄—橙---红作为终点（HCl过量,V

标

读数偏大，结果偏大）

（3）标准溶液配制不当

[讲]标准液的配制或存放不当,会因在滴定中消耗标准液的体积改变而造成实验误差.此

类问题采用极端假设法帮助分析。

教学回顾：

课题:第三节盐类的水解(一）

知识

1、理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解

教与2、理解盐类水解的实质

3、能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式

技能

学1、培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质。

过程

2、通过比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解的规律，再揭示盐类水解的

与本质

目

3、由实验中各种盐溶液的pH的不同分析其原因，进而找出影响盐类水解的因素

方法

及应用.

的情感

培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法的教育

价值观

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