《人教版選修4 化學(xué)第三單元全部教案》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《人教版選修4 化學(xué)第三單元全部教案（45頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、人教版選修4 化學(xué)第三單元全部教案 弱電解質(zhì)的電離 【教學(xué)設(shè)計】 本節(jié)書包括兩本分：一是“電解質(zhì)有強弱之分”；二是“弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的”存在平衡，學(xué)生在學(xué)習(xí)必修模塊時已經(jīng)學(xué)習(xí)過電解質(zhì)和非電解質(zhì)概念，在原基礎(chǔ)上進一步學(xué)習(xí)強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)以及弱電解質(zhì)的電離。學(xué)生已具有化學(xué)平衡的有關(guān)知識，所以一旦認識到弱電解質(zhì)溶液中同樣存在著可逆過程，那么很自然就會運用化學(xué)平衡理論產(chǎn)生對電離平衡的分析。本節(jié)內(nèi)容重點突出概念理論這條主要線索，重視學(xué)生形成概念的過程。 【教學(xué)目標(biāo)】 知識與技能： 1．掌握強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的概念和判斷。 2．理解弱電解質(zhì)電離平衡，以及溫度、濃度等條件對電離平衡的

2、影響。 過程與方法： 1．運用實驗探究認識電解質(zhì)有強弱之分，再從組成上理解強、弱電解質(zhì)的判斷。 2．通過對弱電解質(zhì)電離平衡的分析和認識，培養(yǎng)學(xué)生知識遷移能力。 情感態(tài)度與價值觀： 1．通過小組實驗探究培養(yǎng)學(xué)生合作精神和自主學(xué)習(xí)的能力。 2．通過探究實驗活動及結(jié)果分析獲得正確認識，體驗科學(xué)認知過程。 【教學(xué)重點】 強、弱電解質(zhì)的概念和弱電解質(zhì)的電離平衡建立。 【教學(xué)難點】 弱電解質(zhì)的電離平衡的建立。 【教學(xué)方法】 小組實驗探究法、比較法、知識遷移法等。 【教學(xué)準(zhǔn)備】 多媒體教室、ppt課件。 實驗儀器及用品：PH試紙、試管、試管架、燒杯、砂紙、膠頭滴管、 玻璃棒、

3、鑷子。 實驗試劑：1mol/L醋酸、1mol/L鹽酸、0.1mol/L醋酸、0.1mol/L鹽酸、蒸餾水、鎂帶、醋酸鈉。 同學(xué)們你們認為自己家鄉(xiāng)陵水美不美呢？咱們家鄉(xiāng)最美的地方在哪？（學(xué)生舉例）概括為：“三灣”“三島”“兩湖”。這些美輪美奐的景點都有什么？——水。水是自然界里含量豐富的溶劑之一，許多化學(xué)反應(yīng)需要在水溶液中進行，那么物質(zhì)溶于水后會發(fā)生怎樣的變化？以何種形式存在的？帶著這些問題我們將開始第三章水溶液中的離子平衡的學(xué)習(xí)。 ①NaCl溶液、②NaOH、③H 2SO 4 、④Cu、⑤CH 3 COOH、⑥NaCl、⑦CO 2 、⑧乙醇、⑨Na 2 O、⑩ HCl

4、 請同學(xué)們指出這些物質(zhì)哪些是電解質(zhì)？哪些是非電解質(zhì)？說出你的判斷依據(jù)。 ②③⑤⑥⑨⑩是電解質(zhì)⑦⑧非電解質(zhì) 在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔锸请娊赓|(zhì) 在水溶液和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物是非電解質(zhì)。 電解質(zhì)在水中能發(fā)生電離，那么電離程度都相同嗎？我們通過實驗探究 實驗探究1 實驗探究2 各小組交流實驗現(xiàn)象 為什么兩酸的濃度相同，反應(yīng)產(chǎn)生的現(xiàn)象不同呢？ Mg+2H+ =Mg2++H 2 ↑ 鎂無論是與鹽酸還是與醋酸反應(yīng)，其實質(zhì)都是與溶液中的＿＿＿＿反應(yīng) 反應(yīng)劇烈程度的不同，是由于溶液中的＿＿＿＿＿不同而引起的 鎂與鹽酸反應(yīng)比鎂與醋酸反應(yīng)劇烈，說明＿＿＿＿＿＿＿

5、＿＿＿＿＿＿＿＿＿ pH （鹽酸）＜ pH（醋酸），證明＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿ 得出實驗結(jié)論 HCl和CH 3 COOH的在水溶液電離程度不同 HCl和CH 3 COOH在水中的電離示意圖，從圖中我們獲得了什么信息？ HCl分子在水中完全電離，CH 3 COOH分子在水中部分電離 【板書設(shè)計】 一、強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的概念 強電解質(zhì)：在水溶液中能全部電離成離子的電解質(zhì)。如強酸，強堿、大多數(shù)鹽、活潑的金屬氧化物。 弱電解質(zhì)：在水溶液中只部分電離成離子的電解質(zhì)。如弱酸、弱堿、水。 下列電解質(zhì)中：NaCl、NaOH、H 2SO 4 、NH 3

6、 H 2 O、BaSO 4 、Na 2 O、H 2 O、 H 2 CO 3 __________________________是強電解質(zhì)_____________________是弱電解質(zhì)。 二、弱電解質(zhì)的電離 醋酸分子能部分電離出離子，即： CH3COOH CH3COO- + H+ 溶液中有沒有醋酸根與氫離子結(jié)合為醋酸呢？ 實驗探究3 向試管中加入少量 0.1mol/L的鹽酸，測其pH，再向其中加入的少量的CH3COONa固體，測混合后溶液的pH，比較前后的pH的大小。 分析酸性強弱發(fā)生變化的原因。 結(jié)論_______________

7、____________________________________ 即：CH 3COO- + H+ CH 3 COOH 因此弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的，其電離方程式可表示為： CH 3COOH CH 3 COO- + H+ 醋酸在電離過程中各微粒濃度有會發(fā)生怎樣變化呢？討論完成，再展示。 咱們可根據(jù)以上表中各微粒濃度變化能畫出這個過程的V ～t 圖。 V(電離電離) = V(結(jié)合) 電離平衡狀態(tài) V(結(jié)合CH 3COOH 電離的V ～t 圖 同學(xué)們結(jié)合圖示描述電離平衡。 （一）、電離平衡的定義：在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的

8、速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)。 弱電解質(zhì)的電離平衡與化學(xué)平衡一樣可以符合勒夏特列原理。 請用化學(xué)平衡移動的知識分析：25℃時，50mL 0.10mol/L 醋酸溶液中，若分別作如下改變，對上述平衡有何影響？ 升溫，一般有利弱電解質(zhì)的電離平衡向電離方向移動。 （二）外界條件對電離平衡的影響 1．濃度：越稀越電離 2．溫度：電離過程是吸熱過程 溫度升高，電離程度增大 溫度降低，電離程度減小 隨堂練習(xí) 1mol/L的鹽酸、醋酸、硫酸各1L，分別加入足量的鋅。 開始反應(yīng)時產(chǎn)生氫氣的速率：____________________。 最終收集到的氫氣的物質(zhì)

9、的量____________________。 已知單位體積的稀溶液中，非揮發(fā)性溶質(zhì)的分子或離子越多，該溶液的沸點就越高。則下列溶液沸點最高的是（） A．0.01 mol/L的蔗糖溶液 溶液 B．0.01 mol/L的CaCl 2 C．0.02 mol/L的NaCl溶液 COOH溶液 D．0.02 mol/L的CH 3 弱電解質(zhì)的電離 一、強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的概念 二、弱電解質(zhì)的電離 （1）電離平衡定義 （2）影響電離平衡外因 第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性(一) 教學(xué)目的: 1、知道水的離子積常數(shù)，通過水的離子積的計算，提高有關(guān)的計算能力，加深對水的電離平衡的

10、認識。 2、通過水的電離平衡分析，提高運用電離平衡基本規(guī)律分析問題和解決問題的能力。 3、通過水的電離平衡過程中H+、OH-關(guān)系的分析，理解矛盾的對立統(tǒng)一的辯證關(guān)系。 教學(xué)重點：水的離子積常數(shù) 教學(xué)難點：水的離子積常數(shù) 教學(xué)過程： 新課引入：在上節(jié)課我們學(xué)習(xí)了強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)，知道水也是一種弱電解質(zhì)。怎樣證明水也是一種弱電解質(zhì)呢？精確實驗表明：當(dāng)我們用靈敏電流計測定純水的導(dǎo)電性的時候發(fā)現(xiàn)純水也能夠微弱的導(dǎo)電。我們知道物體要導(dǎo)電要么具有能夠自由移動的電子，要么有自由移動的陰、陽離子。而純水是一種非金屬化合物，不可能存在自由移動的電子，所以只能說明純水中存在著少量的陰陽離子。 那純

11、水中的陰陽離子到底是什么離子呢？實際上純水中的水分子能夠部分發(fā)生電離，水分子發(fā)生電離 后產(chǎn)生的離子分別是H3O+和OH―。 雖然水分子能夠發(fā)生電離，但是發(fā)生電離的的水分子所占比例很小，所以水是一種極弱電解質(zhì)，存在有電離平衡： 1、H 2O + H 2 O H 3 O＋ + OH-簡寫： H 2 O H＋+ OH- ［講］與化學(xué)平衡一樣，當(dāng)電離達到平衡時，電離產(chǎn)物H＋和OH―濃度之積與未電離的H2O的濃度之比也是一個常數(shù)。 2、 H 2O的電離常數(shù)K 電離 ＝＝ O) C(H ) C(OH ) C(H 2 - ? + [講]實驗測得在25℃時

12、，1L純水(即55.6 mol)只有110－7mol H2O電離，因此純水中c（H＋）＝c（OH－）＝110－7mol/L。由于水的電離極其微弱，所以電離前后H2O的物質(zhì)的量幾乎不變，c（H2O）可以看做是個常數(shù)，則有C(H＋)C(OH―)==K電離C(H2O)。同樣，溫度不變的時候K電離也是個常數(shù)，常數(shù)K電離與常數(shù)C(H2O)的積作為一新的常數(shù)，叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，記作K W，即K W= c（H＋） c（OH－） 3、水的離子積：25℃K W= c（H＋）c（OH－）==1.010－14。 我們知道弱電解質(zhì)的電離會受很多外界因素的影響，那到底有哪些因素

13、呢？電解質(zhì)的電離過程是一個吸熱的過程，所以溫度對水的電離肯定會產(chǎn)生影響。升高溫度，水的電離平衡右移，電離程度增大，C(H＋)和C(OH―)同時增大，K W增大，但由于C(H＋)和C(OH―)始終保持相等，故仍呈中性。 ［講］K W不僅適用于純水(或其他中性溶液)，也適用于酸、堿、鹽的稀水溶液。在不同溶液中，C(H＋)、C(OH―)可能不同，但是由水電離出的氫離子和氫氧根離子的濃度始終相同。在任何溶液中的C(H＋)與C(OH―)的乘積始終是一個常數(shù)。 4、K W 不僅適用于純水，還適用于酸性或堿性的稀溶液，不管是哪種溶液均有：C(H＋) H2O == C(OH―) H2O K

14、W == C(H＋) 溶液 C(OH―) 溶液 5、影響因素： （1）溫度：K W 與溫度有關(guān)，溫度越高，Kw越大，水的電離度越大。 （2）外加離子： ①同離子效應(yīng)：抑制電離 向純水中加入酸或堿，由于酸(堿)電離產(chǎn)生的H＋(OH―)，使溶液中的C(H＋)或C(OH―)增大，使水的電離平衡左移，水的電離程度減小。 ②反應(yīng)離子：促進電離 在純水中加入含有弱酸根離子或弱堿陽離子的鹽，由于它們能跟水電離出的H＋和OH―結(jié)合生成難電離物，使水的電離平衡右移，水的電離程度增大。 （3）加入活潑金屬：促進電離 向純水中加入活潑金屬，如金屬鈉，由于活潑金屬能與水電離的H＋直接作用

15、，產(chǎn)生氫氣，促進水的電離。 第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性(二) 教學(xué)目的: 1、理解溶液的pH跟溶液中c(H+)之間的關(guān)系，能進行溶液的pH的簡單計算 2、初步掌握測定溶液的pH的方法，知道溶液pH在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中的重要應(yīng)用 3、通過不同溶液混合后pH的計算，掌握具體情況具體分析的思考方法，提高分析問題解決問題能力。 教學(xué)重點：pH與溶液酸堿性的關(guān)系，有關(guān)溶液的pH的簡單計算 教學(xué)難點：各類溶液混合后的c(H+)、pH的計算 教學(xué)過程： 新課引入：由水的離子積可知，在水溶液中，無論溶液呈酸性或堿性，H＋和OH-離子都可以共同存在。那H ＋和OH-離子的濃度與溶液的酸堿

16、性到底有什么關(guān)系呢？ 二、溶液的酸堿性與pH 1、溶液的酸堿性 思考：酸溶液中是否存在OH－？堿溶液中是否存在H＋？ [講]堿溶液中：H2O H＋ + OH－ NaOH == Na＋ + OH－，c（OH－）升高，水的電離程度降低c（H＋）下降，這時c（H＋） c（OH－）。 通過上面的兩個實例說明，在酸溶液中可存在OH－，同樣在堿溶液中可以存在H＋。溶液的酸堿性是由H＋和OH－濃度的相對大小決定的。 c（H＋）=c（OH－）溶液呈中性，c（H＋）= c（OH－）=110－7mol/L c（H＋）> c（OH－）溶液呈酸性，c（H＋）>110－7mol/L，c（OH－）>110

17、－7mol/L c（H＋）［小結(jié)］最后，我們需要格外注意的是，酸的強弱是以電解質(zhì)的電離來區(qū)分的：強電解質(zhì)即能完全電離的酸是強酸，弱電解質(zhì)即只有部分電離的酸是弱酸。溶液的酸性強弱則取決于溶液中C(H＋)。C(H＋)越大，溶液的酸性越強；C(H＋)越小，溶液的酸性越弱。強酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強；酸性強的溶液不一定是強酸溶液。 例1、求25℃0.01mol/L鹽酸的C(OH－) [分析]1、在該溶液中存在哪幾種電離2、c(H＋)c(OH－)中的c(H＋)應(yīng)等于兩者之和 3、HCl = H＋＋ Cl－ H2O＝H＋＋OH－ 0.01

18、 0.01 0.01 x x 所以，(0.01+x)x=10－14 一般地，x 與0.01相比，可以忽略不計 隨堂練習(xí)：1、求25℃0.05mol/LBa(OH)2溶液C(H＋) 2、求25℃0.05mol/L硫酸溶液由水電離出來的［H＋］ [過渡]從上述數(shù)據(jù)，上述c(H＋)、c(OH－)的數(shù)據(jù)都比較小，用c(H＋)、c(OH－)濃度來表示溶液的酸堿性強弱使用起來非常不方便，因此，化學(xué)上常采用pH來表示溶液的酸堿性的強弱。 三、pH 1、定義：pH=－lg[c(H＋)] [講]溶液的pH指的是用C(H＋)的負常用對數(shù)來表示溶液的酸堿性強

19、弱，即pH=－lg[c(H＋)]，要注意的是的，當(dāng)溶液中C(H＋)或C(OH―)大于1 mol 時，不用pH來表示溶液的酸堿性。pH的范圍為0-14 中性溶液，c(H＋)=c(OH－)＝10－7mol/L pH=7 酸性溶液，c(H＋)>c(OH－) pH堿性溶液，c(H＋)2、pH的范圍：0---14 溶液的酸性越強，其pH越??；溶液的堿性越強，其pH越大。 [過]那么，如何測定某溶液的酸堿性，即如何測定溶液的pH值呢？ 3、pH的測定方法 (1) 試紙的使用 [設(shè)問]如何使用呢？要不要先用水浸濕呢？浸濕對測定結(jié)果有何影響？ [講]一般先把一小塊的試紙放

20、在表面皿或玻璃片上，用沾有待測溶液的玻璃棒點試紙的中部，，再用標(biāo)準(zhǔn)比色卡與之比較，來確定溶液的pH值。不能用水浸濕，這樣會溶液變稀，測定結(jié)果向pH=7的方向靠近。標(biāo)準(zhǔn)比色卡的顏色與光譜一致，按pH從小到大依次的：紅橙色(酸性)；綠(中性)；藍靛紫(堿性)。 過］除了試紙外，我們在實驗室最常用的是酸堿指示劑。 (2) 酸堿指示劑 ［講］酸堿指示劑一般是有機弱酸或有機弱堿，它們的顏色變化在一定的pH范圍內(nèi)發(fā)生，因此，可以用這些弱酸、弱堿來測定溶液的pH。但只能測出pH的范圍，不能準(zhǔn)確測定pH。 指示劑甲基橙石蕊酚酞 變色范圍pH 3.1-4.4 5-8 8-10 溶液顏色紅-橙-黃紅

21、-紫-藍無色-淺紅-紅 ［講］上述兩種測定方法雖然都能測定溶液的PH值，但都不是很精確，要想準(zhǔn)確測定溶液的pH可以使用pH計。 (3) pH計 4、pH的應(yīng)用 ［講］測試和調(diào)控溶液的pH，對工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、科學(xué)研究、以及日常生活和醫(yī)療保健都具有重要意義。在醫(yī)療上，當(dāng)體內(nèi)的酸堿平衡失調(diào)時，血液的pH是診斷疾病的一個重要參數(shù)，而利用藥物調(diào)控pH則是輔助治療的重要手段之一。在生活中，人們洗發(fā)時用的護發(fā)素，其主要功能也是調(diào)節(jié)頭發(fā)的pH使之達到適宜的酸堿度。在環(huán)保領(lǐng)域中，酸性或堿性廢水處理常常利用中和反應(yīng)，在中和處理的過程中可用pH自動測定儀進行監(jiān)測和控制。在農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中，因土壤pH影響植物對不同形態(tài)

22、養(yǎng)分的吸收及養(yǎng)分的有效性，各種作物生長都對土壤土壤的pH范圍有一定的要求。在科學(xué)實驗和工業(yè)生產(chǎn)中，溶液的pH的控制常常是影響實驗結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個關(guān)鍵因素。 [過渡]用pH來表示溶液的酸堿性，是十分方便，所以掌握有關(guān)的pH計算是十分重要的。 四、pH的有關(guān)計算 1、單一溶液的pH計算 (1) 求強酸溶液的pH 例1：求110-3mol/LHCl溶液的PH 解：PH=-lg10-3=3 ［練習(xí)］求110-3mol/L H2SO4溶液的PH (2).求強堿溶液的pH 例2、求0.1mol/L NaOH溶液的PH 解:C(H+)=110-13mol/L PH=-lg10-1

23、3=13 ［練習(xí)］求0.1mol/L Ba(OH)2溶液的PH 2.混合溶液的pH計算 (1)求強酸與強酸混合溶液的pH 例3、10mL0.1mol/L HCl與20mL0.2mol/L HCl混合，求該混合溶液的PH值。 C(H+)=(0.010.1+0.020.2)mol/(0.01+0.02)L=0.17mol/L PH=-lg1.710-1=1- lg1.7 ［練習(xí)］將PH=1和PH=3的鹽酸溶液等體積混合，求該混合溶液的PH值。 解:C(H+)=(0.1V+0.001V)mol/2VL=0.0505mol/l PH=-lg5.0510-2=2- lg5.05=1.3

24、 (2)求強堿與強堿混合溶液的PH 例4、10mL0.1mol/LNaOH與20mL0.2mol/L Ba(OH)2混合，求該混合溶液的PH值。 解：C(OH_)=(0.010.1+0.020.22)mol/(0.01+0.02)L=0.3mol/L C(H +)=310-14mol/L PH=-lg310-14 =14- lg3 ［練習(xí)］將PH=11和PH=13的NaOH 溶液等體積混合，求該混合溶液的PH 值。 解:C(HO -)=(0.001V+0.1V)mol/2VL=0.0505mol/l C(H +)=1。9810-13mol/L PH=-lg1。9810-13=

25、13-lg1。98=12。7 (3)求強酸與強堿混合溶液的PH 例5、10mL0.1mol/LHCl 與10mL0.2mol/LNaOH 混合，求該混合溶液的PH 值。 解：n(H +)=110-3mol n(OH _ )=0.002 mol 余: C(OH -)=0.001mol C(H +)=110-10mol/L PH=110-10=10 ［練習(xí)］將PH=6的HCl 和PH=10的NaOH 溶液等體積混合，求該混合溶液的PH 值。 解: C(H +)=110-6mol/L n(H +)=110-6Vmol n(OH -)=110-4 V mol 故余約n(OH -

26、)=110-4 V mol C(OH -)=510-5mol/L C(H +)=210-10mol/L PH=-lg210-10=10- lg2 3、稀釋的計算 例6、0.0001mol/L 的鹽酸溶液，求其pH 值，用水稀釋10倍，求其pH 值，用水稀釋1000倍后，求其pH 值。 pH ＝4 pH ＝5 pH ＝7 （1）強酸 pH=a ，加水稀釋10n 倍，則pH=a+n （2）弱酸 pH=a ，加水稀釋10n 倍，則pH（4）弱堿 pH=b ，加水稀釋10n 倍，則pH>b-n 第三節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性(三) 教學(xué)目的: 1、理解酸堿中和反應(yīng)的實質(zhì)，知道酸

27、堿中和滴定概念。 2、掌握中和滴定計算的步驟和方法，熟記酸堿中和滴定實驗用到主要儀器名稱和用途。 3、通過中和反應(yīng)實質(zhì)、中和滴定原理的分析，體會化學(xué)反應(yīng)在工農(nóng)業(yè)、科研中的應(yīng)用。提高學(xué)習(xí)化學(xué)的興趣。 教學(xué)重點：中和滴定的原理、中和滴定的相關(guān)計算 教學(xué)難點：酸堿中和滴定相關(guān)計算 教學(xué)過程： 新課引入：現(xiàn)在有一瓶沒有標(biāo)簽的氫氧化鈉溶液，我們不知道它的濃度，有沒有辦法很快的知道它的濃度呢？【肯定可以】 ［講］在酸堿中和反應(yīng)中，酸和堿都是按照一定的比例在進行反應(yīng)，如果我們使用一種已知物質(zhì)的量濃度的堿溶液跟未知濃度的鹽酸溶液完全中和，測出二者所用的體積，根據(jù)化學(xué)方程式中酸和堿完全中和時的物質(zhì)

28、的量的比值，就可以求得未知濃度的鹽酸溶液的物質(zhì)的量濃度。這種用已知濃度的酸或堿來測定未知濃度的堿或酸的實驗方法就叫做酸堿中和滴定。 五、中和滴定的原理 1、定義：用已知濃度的酸或堿來測定未知濃度的堿或酸的實驗方法。 2、原理：C(B)==V(B) V(A)C(A)? ［講］酸堿中和滴定的關(guān)鍵點有兩個：其一是要準(zhǔn)確測定出參加中和反應(yīng)的酸、堿溶液的體積，這需要選 用精確度較高的實驗儀器，并正確使用，其二是要準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好完全反應(yīng)，這需要選用適當(dāng)?shù)乃釅A指示劑，并通過顏色變化來準(zhǔn)確判斷 3、關(guān)鍵：(1) 準(zhǔn)確地測定兩種溶液的體積 (2) 準(zhǔn)確地判斷滴定終點 ［講］中和滴定所用

29、的實驗儀器有酸式滴定管、堿式滴定管、移液管或量筒、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶等。中和滴定所用的試劑有已知濃度的酸或堿溶液，也稱標(biāo)準(zhǔn)溶液、未知濃度的堿或酸溶液也稱待測溶液、適當(dāng)?shù)闹甘緞Ｔ谶@里最為關(guān)鍵的就是酸堿指示劑的選擇。 4、酸堿指示劑的選擇 ［講］酸堿恰好完全中和的時刻叫滴定終點，為準(zhǔn)確判定滴定終點，須選用變色明顯，變色范圍的pH與恰好中和時的pH吻合的酸堿指示劑。通常是甲基橙或酚酞指示劑而不能選用石蕊試液。 中和情況指示劑變色情況 強堿滴定酸酚酞無色—粉紅色 酸滴定強堿粉紅色—無色 堿滴定強酸甲基橙紅色—橙色 強酸滴定堿黃色—紅色 ［講］指示劑的用量一般是2-3滴。當(dāng)指示劑

30、剛好變色，并在半分鐘內(nèi)不褪色，即認為已達到滴定終點。下面讓我們討論一下實驗儀器的使用和基本操作 六、實驗操作 1、滴定管的結(jié)構(gòu) ［講］酸式滴定管有一玻璃活塞，因堿溶液與玻璃反應(yīng)生成硅酸鹽，是一種礦物膠，具有粘性，故不能把堿溶液裝入酸式滴定管。而堿式滴定管有一段橡皮膠管，因此，不能裝酸液，酸會腐蝕橡皮管；堿式滴定管也不能裝有氧化性的溶液，氧化劑會把橡皮管氧化。 ［問］在使用滴定管前要進行一些準(zhǔn)備工作，其中最重要的是檢查是否漏水。 2、滴定管的使用 (1) 檢漏（2）潤洗儀器。 ［講］從滴定管上口倒入3～5mL盛裝的溶液，傾斜著轉(zhuǎn)動滴定管，使液體濕潤全部滴定管內(nèi)壁，然后用手控制活塞，

31、將液體放入預(yù)置的燒杯中。在加入酸、堿反應(yīng)液之前，潔凈的酸式滴定管和堿式滴定管還要分別用所要盛裝的酸、堿溶液潤洗2-3次。 (3) 裝液 ［講］在滴定管下放一燒杯，調(diào)節(jié)活塞，是滴定管尖嘴部分充滿溶液，并使液面處于0或0以下某一位置，準(zhǔn)確讀數(shù)，并記錄。 ［過］下面以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液為例來講述一下實驗過程。 3、中和滴定操作 實驗步聚： ［講］（1）量取待測鹽酸溶液20。00mL 于錐形瓶中，滴入2-3滴酚酞，振蕩。 （2）把錐形瓶放在堿式滴定管的下面，并在瓶子底墊一塊白瓷磚，小心滴入堿液，邊滴邊搖動錐形瓶，直到因加入一滴堿液后，溶液由元色變成紅色，并在半分鐘內(nèi)不褪去為止，

32、滴定結(jié)束。 （3）參考實驗記錄表，每隔一定體積，記錄并測pH： （4）根據(jù)實驗數(shù)據(jù)，以氫氧化鈉體積為橫坐標(biāo)，以所測的pH為縱坐標(biāo)繪制中和反應(yīng)曲線： [思考與交流]強酸與強堿完全中和時，溶液的pH就為7，但指示劑變色時，溶液的pH不等于7，為什么可將滴定終點當(dāng)成完全中和的點？ 根據(jù)滴定曲線圖進行分析（結(jié)合滴定曲線說明）強酸強堿完全中和時溶液的pH就為7，而滴定的終點則是通過指示劑顏色的變化來觀察，此時溶液的pH往往不是7，但由滴定曲線可知：在滴定過程中開始一段時間溶液的pH變化不大，處于量變過程中，而在接近完全中和時，滴入0.02的堿溶液時，溶液的pH變化很大，溶液由酸性變中性再變成堿性

33、發(fā)生了突變，往事后再滴入堿溶液，溶液的pH變化又比較緩慢，說明滴定過程中，溶液的酸堿性變化經(jīng)過了由量變引起質(zhì)變的過程，有一段發(fā)生了pH突變的過程，完全中和和酚酞或甲基橙指示劑變色的pH雖不同，但只相差半滴，即只有0.02左右，這種誤差是在許可的范圍之內(nèi)。 ［小結(jié)］中和滴定前，必須用滴定液多次潤洗滴定管，以確保溶液的濃度不被剩余在滴定管中的水稀釋變小；加入指示劑的量控制在2滴～3滴，以避免指示劑消耗酸或堿；臨近終點時，滴液要慢，至指示劑變色“不立即”褪去或變?yōu)樵礊榻K點，避免過量。重視測定結(jié)果的復(fù)核。即重復(fù)實驗測定2次以上，取實驗平均值。根據(jù)計算公式，求出計算值。 ［過］當(dāng)實驗結(jié)束后我們又

34、應(yīng)該如何處理數(shù)據(jù)呢？ 4、數(shù)據(jù)處理 例用0.1032 mol/L HCl溶液滴定未知濃度的NaOH溶液，重復(fù)三次的實驗數(shù)據(jù)如下表所示。計算滴定所測NaOH 溶液的物質(zhì)的量濃度。 實驗序號HCl溶液體積待測NaOH溶液體積 1 27.84 25.00 2 27.8 3 25.00 3 27.85 25.00 解：V(HCl)==27.84 mL C(NaOH)==0.1149 mol/L ［講］此題有兩種方法，法一，即教材所給出的，先求出三次滴定時消耗的鹽酸的中，并求出其耗用鹽酸的體積的平均值。本法適用于每次所取待測液體積相同時的數(shù)據(jù)處理。方法二是分別未別求出NaOH溶液待測溶

35、液的體積，再求平均值。本法適用于每次所取待測注的體積不同時的數(shù)據(jù)處理，若計算出的三個濃度的數(shù)據(jù)相差較大，表明實驗失敗，應(yīng)重做。 ［過］滴定法測定待測液的濃度時，消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液偏多，則結(jié)果偏高；消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液偏少，則結(jié)果偏紙。其誤差可從計算式分析，以用已知濃度的酸滴定未知濃度的堿為例。 七、誤差分析 1、誤差分析依據(jù)：C待= 待標(biāo) 標(biāo)V V * C 實驗操作中可能引起C 標(biāo)和V 待 的變化，最終影響V 標(biāo) 。 2、產(chǎn)生誤差的來源 (1)操作不當(dāng) ○1滴定管的洗滌不當(dāng)。 ［講］正確的方法是先水洗后潤洗。 A、定管用水先后未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗就直接注入標(biāo)準(zhǔn)液(實際消耗V標(biāo)偏大

36、，結(jié)果偏大)。 B、滴定管用水洗后未用待測液潤洗就直接注入錐形瓶(實際滴定的V測減小，消耗V標(biāo)減小，結(jié)果偏小)?！?錐形瓶的洗滌 ［講］正確的方法是只水洗。 A、錐形瓶用水洗后用待測液潤洗(實際滴定的V測增大，消耗V標(biāo)增大，結(jié)果偏大) B、錐形瓶用水洗后沒有干燥(無影響) C、滴定前向錐形瓶中加入蒸餾水(無影響) ○3滴定管尖嘴部分留有氣泡 ［講］正確的方法是移液或滴定前排盡滴定管尖嘴部分氣泡 A、滴定前盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管尖嘴有氣泡，滴定后消失(實際消耗的V標(biāo)多一個氣泡體積，結(jié)果偏大) B、盛待測液的滴定管尖端嘴有氣泡，移到錐形瓶后消失(錐形瓶中V測少一個氣泡的體積，實際消耗的

37、V標(biāo)減少，結(jié)果偏小) ○4讀數(shù)不規(guī)范 ［講］正確的讀數(shù)方法是：滴定后等1-2 min待滴定管內(nèi)壁附著液體自然流下再讀數(shù)，視線與液體凹液面保持水平。俯視讀數(shù)，結(jié)果偏小，仰視讀數(shù)，結(jié)果偏大。 A、滴定前仰視，滴定后俯視(V標(biāo)=滴定后讀數(shù)一滴定前讀數(shù)，V標(biāo)數(shù)偏小，結(jié)果偏小。但實際放出的液體體積偏大) B、滴定完畢立即讀數(shù)(V標(biāo)讀數(shù)偏大，結(jié)果偏大) (2) 終點判斷不當(dāng)。 ［講］終點判斷是中和滴定的關(guān)鍵。以指示劑的變色，且半分鐘不褪色為標(biāo)準(zhǔn)。 A、過早地估計終點(未完全中和，V標(biāo)偏小，結(jié)果偏小) B、用HCl滴定NaOH，以甲基橙做指標(biāo)劑，溶液由黃—橙---紅作為終點(HCl 過量，V

38、標(biāo)讀數(shù)偏大，結(jié)果偏大) (3)標(biāo)準(zhǔn)溶液配制不當(dāng) ［講］標(biāo)準(zhǔn)液的配制或存放不當(dāng)，會因在滴定中消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積改變而造成實驗誤差。此類問題采用極端假設(shè)法幫助分析。 核心素養(yǎng)背景下—《鹽類的水解》教學(xué)設(shè)計及反思 該節(jié)教學(xué)內(nèi)容選自人教版《化學(xué)選修4》中的第三章第三節(jié) 一、教學(xué)背景分析 （一）教材分析： 1.教材的地位和作用 《鹽類的水解》在人教版選修4《水溶液中的離子平衡》第三節(jié)，在此之前，學(xué)生已經(jīng) 學(xué)習(xí)了平衡特征及移動原理，并討論了電解質(zhì)在水溶液中的行為，包括弱電解質(zhì)的電離平衡和水的電離平衡兩個平衡體系，都是平衡原理的具體應(yīng)用。學(xué)生也初步從微觀角度認識了溶液酸堿性的實質(zhì)。在此基礎(chǔ)上

39、再來探究鹽類在溶液中的變化規(guī)律，以及對溶液酸堿性的影響。既能促進學(xué)生的認知發(fā)展，也是對平衡原理和弱電解質(zhì)概念的具體應(yīng)用和再認識。同時，鹽類水解的知識又是后續(xù)電化學(xué)（原電池和電解池）學(xué)習(xí)的必備基礎(chǔ)。從知識結(jié)構(gòu)上講，鹽類水解平衡是繼弱酸、弱堿平衡體系之后的又一個電解質(zhì)溶液的平衡體系，利于學(xué)生形成完整的電解質(zhì)溶液的平衡體系。 2.教學(xué)內(nèi)容分析： 本節(jié)內(nèi)容包括鹽類水解的過程、定義及實質(zhì)，鹽類水解的過程和實質(zhì)是重點內(nèi)容，鹽類水解的實質(zhì)是難點。教材在設(shè)計上先是通過實驗讓學(xué)生感受鹽溶液的酸堿性，獲取鹽溶液并不一定呈中性的感性認知，這是第一層。在學(xué)生完成感性認識后，教材引導(dǎo)學(xué)生從微觀角度去探究鹽溶液呈酸堿

40、性的本質(zhì)，教材分類討論了鹽在水溶液中形成弱酸或弱堿的過程，分析了這一變化對水電離平衡的影響，從而在更深刻的微觀粒子變化的水平揭示了鹽溶液呈酸堿性的實質(zhì)。 （二）學(xué)情分析： 鹽類的水解是在學(xué)生已經(jīng)學(xué)習(xí)了化學(xué)平衡原理的基礎(chǔ)上討論電解質(zhì)在水溶液中的電離行為，包括弱電解質(zhì)的電離平衡和水的電離平衡兩個平衡體系；學(xué)生也知道溶液酸堿性的本質(zhì)原因，在此基礎(chǔ)上再來探究 鹽類在水溶液中的酸堿性規(guī)律，這樣有助于促進學(xué)生的認知發(fā)展。學(xué)生已有離子方程式書寫、化學(xué)平衡、電離平衡以及溶液的pH等知識，這幾部分知識對學(xué)生來說均有一定的難度，而鹽類的水解又是這幾部分知識的綜合利用，就更有難度，因此，學(xué)生能否積極主動獲取知

41、識就顯得十分重要。 二、教學(xué)目標(biāo) 1.通過學(xué)生自己動手做實驗認識鹽類水解的過程、原理、實質(zhì)及規(guī)律；培養(yǎng)學(xué)生動手實驗?zāi)芰?、問題分析能力和自主學(xué)習(xí)能力。落實實驗探究和創(chuàng)新意識的核心素養(yǎng)。 2.能夠正確書寫鹽類水解反應(yīng)的離子方程式，落實變化觀念和平衡思想的核心素養(yǎng)。 3.通過實驗探究及問題討論的方法，引導(dǎo)學(xué)生從微粒間相互作用這一微觀本質(zhì)的角度去理解鹽溶液呈現(xiàn)酸堿性這一宏觀現(xiàn)象。落實宏觀辨析和微觀探析的核心素養(yǎng)。 4.運用類比、分類、歸納、概括等方法探究鹽類水解的規(guī)律及實質(zhì)，鍛煉分析、推理能力。落實證據(jù)推理和模型認知的核心素養(yǎng)。 5.通過對身邊純堿去油污、工業(yè)上用氯化鋅溶液來清洗金屬上的銹

42、斑等問題的分析，體會化學(xué)與生活、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、環(huán)境保護的關(guān)系，樹立關(guān)注社會的意識和責(zé)任感。落實科學(xué)精神和社會責(zé)任的核心素養(yǎng)。 三、教學(xué)重難點： 教學(xué)重點：認識鹽類水解的的過程及實質(zhì)。 教學(xué)難點：通過探究鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因，揭示鹽類水解的規(guī)律及實質(zhì)。 四、教學(xué)過程設(shè)計及解析 教學(xué)環(huán)節(jié)1：提出問題，引入新課 提問：常溫下，水為什么呈中性？如果在水中加入酸或堿后溶液分別呈什么性？為什么？ 學(xué)生回答：常溫下，水中c（ H+）= c(OH-)呈中性，酸溶液中c（ H+）> c(OH-)溶液呈酸性，堿溶液中：c（ H+）追問：那么鹽溶液的酸堿性情況怎么樣呢？鹽溶液是不是一定呈中性呢？

43、 學(xué)生回答：有的說是，有的說不一定。 設(shè)計意圖：基于核心素養(yǎng)的教學(xué)一個顯著的特征是解決真實問題。本節(jié)課以水為什么呈中性？如果在水中加入酸或堿后溶液分別呈什么性？為什么？鹽溶液是不是一定呈中性？ 設(shè)置問題情境，引入新課，過渡自然，激發(fā)學(xué)習(xí)興趣，輕松進入學(xué)習(xí)狀態(tài)。不斷地設(shè)置臺階，由學(xué)生熟悉的舊知識入手，逐漸由舊知識引出新知識。目的在于激起學(xué)生對酸溶液呈酸性、堿溶液呈堿性原因的回憶，明確溶液的酸堿性由氫離子和氫氧根離子的相對多少決定，為分析鹽溶液的酸堿性做好鋪墊。 教學(xué)環(huán)節(jié)2：實驗探究，掌握規(guī)律 教師提出：下面大家利用所給儀器和藥品，自己檢驗所給幾種鹽溶液的酸堿性。 分組實驗：對鹽溶液進行

44、酸堿性測定（教材54頁）。見下表： 交流小結(jié)：溶液呈中性的有：NaCl 、Na2SO4 溶液呈酸性的有：NH4Cl 、(NH4)2SO4 溶液呈堿性的有：CH3COONa、 NaHCO3、Na2CO3 得出結(jié)論：鹽溶液有酸性、堿性還有中性。 尋找規(guī)律;請同學(xué)們分析鹽的類型與溶液的酸堿性有什么關(guān)系？并完成下表。 鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽 溶液的酸堿性 交流小結(jié):由學(xué)生討論并歸納鹽的類型與鹽溶液酸堿性的關(guān)系并引導(dǎo)學(xué)生得到初步的判斷鹽溶液酸堿性的方法：“誰強顯誰性，都強顯中性?！? 思考:顯示不同酸堿性的鹽溶液中C(H+)和C(OH－)又怎樣的關(guān)系呢？ 結(jié)論：強酸弱堿

45、鹽——酸性，C(H+)＞C(OH－) 強堿弱酸鹽——堿性，C(H+)＜C(OH－) 強酸強堿鹽——中性，C(H+)= C(OH－) 設(shè)計意圖:通過學(xué)生的自主探究活動，使學(xué)生認識到原來鹽溶液并不都是呈中性，有的顯酸性，有的顯堿性?！斑@是為什么呢？”從而進一步激發(fā)學(xué)生求知的欲望。同時提示學(xué)生借用分類的方法，使學(xué)生能夠?qū)Ⅺ}分成不同的三類，從而為進一步判斷鹽溶液的酸堿性搭設(shè)了探究的臺階。我最初給學(xué)生準(zhǔn)備的是PH試紙，結(jié)果發(fā)現(xiàn)PH試紙對中性和弱堿性或弱酸性溶液的區(qū)分度不大，不利于學(xué)生迅速判斷溶液的酸堿性，而且每次要和比色卡對照，花費時間較長。最后改用石蕊溶液和酚酞溶液作為指示劑供學(xué)生選擇，效果較好

46、。這個過程是通過學(xué)生的自主實驗了解事物的宏觀現(xiàn)象，同時也落實了實驗探究和創(chuàng)新意識的核心素養(yǎng)。 教師質(zhì)疑：1．為什么都是鹽溶液，卻表現(xiàn)出不同的酸堿性，其原因是什么？ 2．上述三種類型的鹽溶液中H+與OH—都來自于水的電離；但由水電離出來的H+和OH－的濃度總是相等的，為什么某些鹽溶液中會出現(xiàn)不相等的情況呢？ 教學(xué)環(huán)節(jié)3：深入分析，理解實質(zhì) 教師引導(dǎo)：以CH3COONa為例引導(dǎo)學(xué)生分析其水溶液中的粒子。 學(xué)生活動：獨立思考或小組討論，分析、感悟鹽溶液是呈酸堿性的原因，交流分享自己的看法和發(fā)現(xiàn)。 教師引導(dǎo)學(xué)生得出正確的結(jié)論，并用板書展示變化過程： 解析：當(dāng)CH3COONa溶于水后，溶液

47、中共有Na +、CH3COO－、H+、OH－四種離子。CH3COO－和 H+能發(fā)生反應(yīng)結(jié)合成弱電解質(zhì)CH3COOH ，結(jié)果改變了溶液中H+和OH－濃度的相對大小，使OH－濃度大于H+濃度，所以CH3COONa 溶液呈堿性。 離子方程式：CH3COO－+ H2O → CH3COOH + OH－ 可以從CH3OONa水解的化學(xué)方程式中，同學(xué)們可以發(fā)現(xiàn)鹽的水解可以看作是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng) 中和 堿+酸鹽+水 水解 設(shè)計意圖：通過板書和講解促進學(xué)生對知識的理解，同時給學(xué)生一個示范，為學(xué)生下一步的類比分析和正確書寫水解反應(yīng)的離子方程式打好基礎(chǔ)。通過深入分析，引導(dǎo)學(xué)生從微觀角度去探究鹽

48、溶液呈酸堿性的本質(zhì)，討論了鹽在水溶液中形成弱酸或弱堿的過程，分析了這一變化對水電離平衡的影響，從而更深刻的從微觀粒子變化的水平揭示了鹽溶液呈酸堿性的實質(zhì)，進而正確地書寫了相關(guān)的離子方程式，這個過程充分地落實了宏觀辨析和微觀探析、化學(xué)變化和平衡思想、證據(jù)推理和模型認知的化學(xué)核心素養(yǎng)。 思考：氯化銨溶液中有哪些離子？這些離子有無結(jié)合成“新分子”的可能？請同學(xué)們自主分析：學(xué)生分析后用展示： 分析：有NH4+、Cl－、H+、OH－四種離子。NH4+和OH－能結(jié)發(fā)生反應(yīng)合成弱電解質(zhì)NH3H2O，即產(chǎn)生了新的可逆反應(yīng)，促進了水的電離，同時建立了新的平衡體系。結(jié)果改變了溶液中H+和OH－濃度的相對大小，

49、使H+濃度大于OH－濃度，所以氯化銨溶液呈酸性。 課堂練習(xí)：請一位同學(xué)在黑板上練習(xí)書寫離子方程式，其他同學(xué)寫在練習(xí)本上。 離子方程式：NH4++ H2O →NH3H2O+ H+ 講解：1. 通過以上分析可知，鹽溶液中的粒子不是靜止的，孤立的，而是運動的，相互聯(lián)系、相互制約的對立與統(tǒng)一的關(guān)系，當(dāng)各種粒子的量相當(dāng)時達到平衡，共存于溶液中。 2.鹽類水解反應(yīng)的方程式書寫注意事項：①可逆②程度微弱，無氣體或沉淀符號③多元弱酸根離子水解是分步的，多元弱堿陽離子水解是一步的 設(shè)計意圖：培養(yǎng)學(xué)生的分析、概括能力，為得出鹽類的水解的概念打下鋪墊。培養(yǎng)學(xué)生舉一反三、類比遷移的能力。類推思想是學(xué)習(xí)化學(xué)的

50、一種重要能力。用上述學(xué)會的思想進行合理推測，這樣不僅提高課堂教學(xué)效率，同時也培養(yǎng)了學(xué)生學(xué)習(xí)化學(xué)的能力。在教學(xué)中滲透對立與統(tǒng)一的辯證思想，提升了學(xué)生的科學(xué)核心素養(yǎng)。 討論：以NaCl為例，說明強酸強堿鹽為什么顯中性？ 學(xué)生：由于NaCl電離出的Na+和Cl-都不能與水電離出的OH-或H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)，所以強酸強堿鹽不能水解，不會破壞水的電離平衡，因此其溶液顯中性。 教師：通過對以上CH3COONa、 NH4Cl、NaCl的水溶液酸堿性的探究，請同學(xué)們歸納：為什么有的鹽溶液呈酸性有些呈堿性？ 交流小結(jié)：通過分析可以看出上述微觀過程的共同點： ①鹽溶液呈現(xiàn)酸性或堿性時溶液中必然產(chǎn)生弱電

51、解質(zhì)。（產(chǎn)生弱電解質(zhì)的原因是鹽在溶液中可電離出弱酸陰離子或弱堿陽離子） ②水的電離被破壞，即促進了水的電離，導(dǎo)致C(H+)≠C(OH－)了，使溶液呈酸堿性。 鹽溶液中這一變化我們稱之為鹽類的水解。 投影：鹽類的水解 教師引導(dǎo)：引導(dǎo)學(xué)生分析得出鹽類水解的定義，思考鹽電離出的所有離子是否都發(fā)生了水解，加深對定義的理解。 投影1．定義：在溶液中由鹽電離產(chǎn)生的離子跟水電離產(chǎn)生的H+或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。 交流討論;鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強弱間有什么關(guān)系？鹽類要發(fā)生水解需具備什么條件？ 學(xué)生小結(jié): 有弱才水解，無弱不水解；誰強顯誰性，都強顯中性。能電離

52、出弱酸陰離子或弱堿陽離子的鹽才能發(fā)生水解(或在溶液中生成弱電解質(zhì)的鹽才能水解) 投影2．條件：能電離出弱酸陰離子或弱堿陽離子的鹽才能發(fā)生水解(或在溶液中生成弱電解質(zhì)的鹽才能水解) 思考:鹽類水解的本質(zhì)是什么？ 投影:3．實質(zhì)：弱電解質(zhì)的生成破壞了水的電離平衡，促進了水的電離,結(jié)果使溶液中H+和OH－濃度不相等。思考與交流：鹽類的水解是否屬于離子反應(yīng)？學(xué)了本節(jié)知識后，你對離子反應(yīng)的發(fā)生條件有沒有新的認識？學(xué)生：思考、討論，得出離子反應(yīng)的發(fā)生條件應(yīng)將生成水改成生成弱電解質(zhì)的結(jié)論。 課堂小結(jié):以合作小組為單位，討論后談?wù)勥@節(jié)課的收獲。 設(shè)計意圖;弄清鹽的水解的發(fā)生條件和本質(zhì)以后，引導(dǎo)學(xué)生重

53、新認識離子反應(yīng)的發(fā)生條件，既是對原有知識的深化，又是對本節(jié)概念的應(yīng)用和小結(jié)，以合作小組為單位，討論后談?wù)勥@節(jié)課的收獲讓本節(jié)課的知識得到升華。 教學(xué)環(huán)節(jié)4: 解決問題，拓展應(yīng)用 1.請同學(xué)們思考并討論解釋: （1）為什么工業(yè)上用氯化鋅溶液來清洗金屬上的銹斑？ （2）在日常生活中，我們?yōu)槭裁闯Ｓ眉儔A去油污？ 2．下列水溶液的濃度均0.1molL－1,請你分析這些溶質(zhì)是促進還是抑制了水的電離，并說明原因。。 ①.Na2CO3溶液②.NaOH溶液③. NaNO3溶液④.NH4Cl溶液⑤HCl溶液 [設(shè)計意圖]引導(dǎo)同學(xué)們進一步關(guān)注化學(xué)反應(yīng)原理，運用化學(xué)知識解決實際問題。 是社會責(zé)任的高度

54、體現(xiàn)，提升了“科學(xué)精神與社會責(zé)任”這一核心素養(yǎng)。 【板書設(shè)計】 第三節(jié)鹽類的水解 主板書：一、探究鹽溶液的酸堿性 結(jié)論：強酸弱堿鹽——酸性，C(H+)＞C(OH－) 強堿弱酸鹽——堿性，C(H+)＜C(OH－) 強酸強堿鹽——中性，C(H+)= C(OH－) 二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因 鹽類的水解 1.定義：鹽電離出來的離子（弱酸根離子或弱堿根離子），與水電離出的或結(jié)合成弱電解質(zhì)的反 應(yīng)叫鹽類的水解。 2.實質(zhì)：生成弱電解質(zhì)，促進水的電離。（導(dǎo)致C(H+)≠C(OH－)，建立了新的平衡體系） 3.鹽類水解的規(guī)律（部分） 有弱方水解，無弱不水解；誰強顯誰性，同強顯中

55、性。 4.鹽類水解反應(yīng)的方程式： ①可逆②程度微弱，無氣體或沉淀符號 ③多元弱酸根離子水解是分步的，多元弱堿陽離子水解是一步的 教學(xué)反思： 首先由水的電離呈中性引入，通過實驗探究鹽溶液的酸堿性，從現(xiàn)象出發(fā)，圍繞水的電離平衡展開分析，引導(dǎo)學(xué)生根據(jù)溶液酸堿性與溶液中H+、OH–濃度的關(guān)系這一核心思路，綜合應(yīng)用前面所學(xué)知識，分析溶液中各種微粒間的相互作用，由表及里，層層深入，最后得出鹽類水解的實質(zhì)是促進了水的電離這一結(jié)論。從教學(xué)效果來看，課堂氣氛活躍，學(xué)生主動探究意識強，體現(xiàn)了以學(xué)生為主體的新課程理念。問題引入，溫故導(dǎo)新,改用石蕊溶液和酚酞溶液作為指示劑供學(xué)生選擇，效果較好,注重引導(dǎo)，在教

56、學(xué)活動中，始終把學(xué)生的自主學(xué)習(xí)放在第一位，學(xué)生真正成為了學(xué)習(xí)活動的主角，教師精心設(shè)計一個個問題，引導(dǎo)學(xué)生去分析原因，發(fā)現(xiàn)問題，經(jīng)過理論分析，動手書寫，解決問題，本節(jié)課充分落實了化學(xué)科核心素養(yǎng)。不足的是水解方程式訓(xùn)練得少，課后得加強書寫訓(xùn)練。 難溶電解質(zhì)的溶解平衡教學(xué)設(shè)計 教材：人教版《化學(xué)選修4》第三章第四節(jié)（第1課時） 【教材分析】 1．課標(biāo)要求: 能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)。 解讀：建立沉淀溶解平衡的概念，能從離子的層面描述沉淀溶解平衡的建立及移動原因，知道沉淀的轉(zhuǎn)化的本質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動 2．教材教學(xué)價值：學(xué)生在本章前三節(jié)學(xué)習(xí)了弱電解質(zhì)的電離平衡、水的電離、溶

57、液的酸堿性以及鹽類水解等知識，本節(jié)學(xué)習(xí)內(nèi)容，可幫助建立沉淀溶解平衡模型，全面認識水溶液中的離子平衡，進而理解溶液中發(fā)生離子反應(yīng)的原理，加深對復(fù)分解反應(yīng)發(fā)生條件的新認識。同時，通過學(xué)習(xí)沉淀溶解平衡的影響因 素，學(xué)會應(yīng)用溶解沉淀平衡移動原理解決實際問題的方法。 3．學(xué)情分析：高二學(xué)生已經(jīng)學(xué)習(xí)了復(fù)分解反應(yīng)、化學(xué)平衡和溶液中電離平衡的相關(guān)知識，具有較好的知識基礎(chǔ)和較高的學(xué)習(xí)能力，具備應(yīng)用已有知識解決簡單實際問題的能力，能獨立或合作完成簡單的實驗探究活動，有著較強烈的探究欲望。 【設(shè)計思路】 本節(jié)課設(shè)計的指導(dǎo)思想為“以學(xué)生為主體，教師為主導(dǎo)”。通過任務(wù)牽引，問題驅(qū)動，活動支架，建立難溶電解質(zhì)的溶

58、解平衡的概念并初步學(xué)會溶解平衡知識的應(yīng)用。 本節(jié)課的教學(xué)分“創(chuàng)設(shè)情境、實驗探究、閱讀資料、分析討論、歸納總結(jié)、練習(xí)反饋”等幾個環(huán)節(jié)。從溶洞的形成、鍋爐爆炸情景引入，通過飽和食鹽水析晶、AgCl在水中是否存在Ag+和Cl-的實驗探究，以及對溶解度數(shù)據(jù)的分析討論，形成“溶液達到飽和時固體的溶解速率與沉淀（結(jié)晶）速率相等”的認識，從而建立難溶電解質(zhì)的溶解平衡的概念，歸納出平衡的特征。最后通過練習(xí)反饋，鞏固所學(xué)知識。 本節(jié)課力圖通過創(chuàng)設(shè)情景激發(fā)學(xué)生的興趣，通過實驗探究、閱讀資料及思考交流等學(xué)習(xí)手段，搭建學(xué)習(xí)支架，培養(yǎng)學(xué)生的自主學(xué)習(xí)能力合作學(xué)習(xí)能力。通過滲透哲學(xué)思想，促進學(xué)生情感、態(tài)度、價值觀的發(fā)展

59、。 【教學(xué)目標(biāo)】 知識與技能 1．通過參與實驗探究，知道難溶電解質(zhì)在水溶液中存在溶解沉淀平衡。 2．通過溶解沉淀平衡建立過程的討論與總結(jié)，能描述難溶電解質(zhì)溶解沉淀平衡的特征。 3．能根據(jù)溶解沉淀平衡的特征，總結(jié)出影響溶解沉淀平衡的因素，并能解釋簡單的實驗象及生活中的實際問題。 過程與方法 1．通過參與實驗探究、閱讀與分析資料的學(xué)習(xí)過程，初步學(xué)會獲取信息的方法。 2．通過實驗現(xiàn)象的分析、平衡模型的建立與表示，能體會現(xiàn)象、本質(zhì)和符號表征的認識事物的方法。 3．通過化學(xué)平衡、電離平衡知識與溶解沉淀平衡知識的類比學(xué)習(xí)，知道知識遷移的意義。 情感態(tài)度與價值觀 1．通過分析沉淀溶解平

60、衡建立的過程，體會對立統(tǒng)一思想；通過分析影響平衡移動的因素，體會內(nèi)因與外因的關(guān)系；通過電解質(zhì)在水中的溶解度得比較，體會絕對與相對的關(guān)系。 2．通過實驗探究與合作交流的學(xué)習(xí)過程，提高合作意識。 【教學(xué)重點】難溶電解質(zhì)的溶解平衡及其影響因素。 【教學(xué)難點】難溶電解質(zhì)的溶解平衡的建立。 【教學(xué)策略】實驗探究、分析討論、歸納總結(jié) 【實驗用品】飽和的NaCl溶液、濃鹽酸、0.02 molL－1AgNO3溶液、KI溶液、試管架、試管、滴瓶。 【教學(xué)流程圖】 【教學(xué)過程】 創(chuàng)設(shè)情境：教師播放美麗的溶洞圖片、高郵一中鍋爐爆炸新聞視頻報道引入，提醒學(xué)生難溶物的存在利弊共存。要

61、解決實際問題從理論學(xué)習(xí)入手。 【設(shè)計意圖】從生活中所見的事例入手，使學(xué)生體驗化學(xué)源于生活的思想，并能在生活中提出問題，進行思考從而引出本節(jié)課研究的對象—《難溶電解質(zhì)的溶解平衡》 實驗探究（分組）——認識溶解平衡的存在 探究一：在飽和NaCl溶液中加入濃鹽酸，觀察現(xiàn)并記錄現(xiàn)象？ 思考與交流:加入濃鹽酸后為何有現(xiàn)象？ 交流結(jié)果：在NaCl的飽和溶液中，存在溶解平衡 NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) 加濃鹽酸會使c(Cl- )增加，平衡逆向移動，因而有 NaCl晶體析出。 探究二：取上述混合溶液2～3mL加入2～5滴0.02mol/L AgNO3溶液觀察并記

62、錄現(xiàn)象。（靜置一段時間）思考與交流： 1．寫出有關(guān)反應(yīng)的離子方程式。 2．上述實驗的上層清液中的有哪些陽離子？ 探究三：用長膠頭滴管取探究二中的上層清液加入KI溶液，觀察現(xiàn)象。 教師巡視指導(dǎo)學(xué)生完成探究實驗。 思考與交流：黃色沉淀是什么？如何生成的？Ag+從何而來？ 交流結(jié)果：黃色沉淀是AgI，當(dāng)AgNO3溶液與NaCl溶液恰好完全反應(yīng)生成難溶AgCl時，溶液中仍然存在Ag+和Cl-，說明AgCl仍能溶解（NaCl過量了，為什么溶液中還有Ag+） 【設(shè)計意圖】實驗選用飽和食鹽水析晶、AgCl存在的清液中加入KI溶液產(chǎn)生黃色沉淀的方法，創(chuàng)設(shè)問題情境，在反應(yīng)后的溶液中還是有Ag+存在

63、，形成認知沖突，激發(fā)探究的欲望。 閱讀資料、分析討論——建立溶解平衡模型 指導(dǎo)閱讀：課本P61-62判斷表3-4幾種電解質(zhì)的溶解度 思考交流： 1．難溶電解質(zhì)都能溶解嗎？ 2．固體不再溶解時溶液是否達到飽和？固體質(zhì)量和溶液中離子濃度是否發(fā)生改變？ 3．難溶的電解質(zhì)在水中沉淀與離子共存，是否也存在溶解沉淀平衡呢？ 【設(shè)計意圖】學(xué)生通過閱讀、討論，認識到難溶電解質(zhì)仍能溶解。 交流結(jié)果：電解質(zhì)在水中都能溶解，只是溶解的程度不同；在飽和AgCl溶液中，當(dāng)v（溶解）＝v（沉淀）時，建立溶解平衡AgCl(s) Cl－(aq) + Ag＋(aq) 歸納總結(jié)——溶解平衡的特征及影響因素 知

64、識回顧：化學(xué)平衡的概念 思考交流： 1．溶解平衡的概念。 2．溶解平衡的特征。 3．溶解平衡的影響因素 +— 改變條件平衡移動方向C（Ag+ ）C（Cl-） 升溫 加水 加AgCl（s） 加NaCl（s） AgNO3(s) 加NaNO3(aq) 4．溶解平衡建立的過程蘊含哪些哲學(xué)思想？ 【設(shè)計意圖】培養(yǎng)學(xué)生對知識遷移的能力，加深學(xué)生對化學(xué)平衡、弱電解質(zhì)的電離平衡、水的電離、以及鹽類水解等知識理解。 交流結(jié)果： （1）影響平衡移動的因素 ① 溫度：絕大多數(shù)難溶電解質(zhì)的溶解是吸熱過程。升溫，絕大多數(shù)平衡向溶解成離子方向移動。 ②濃度：A．加水稀釋，平衡向溶解成離子方向移動；B．增大相同離子濃度，平衡向沉淀生成方向移 動；C．減小相同離子濃度，平衡向溶解成離子方向移動。