第二章电解质溶液胶体

1、第二章 电解质溶液 胶体大纲内容：（1） 强电解质、弱电解质；电离度、电离平衡。（2） 水合氢离子、pH值、有关pH值的简单计算pH值和氢离子、氢氧根离子浓度的简单计算。（3） 盐类的水解：强酸弱碱盐、弱酸强碱盐的水解。盐类水解的利用。（4） 酸碱中和的计算。（5） 强酸强碱溶液的中和滴定。（6） 以铜锌电池为例说明原电池的原理、金属的腐蚀：化学腐蚀和电化腐蚀、金属的防护（覆盖保护层和电化学保护法）。（7） 以电解氯化铜溶液为例说明电解原理。电解饱和食盐水氯碱工业的反应原理、立式隔膜电解槽、铝的冶炼（反应原理、电解槽简介）、电镀。（8） 胶体：胶体的重要性质（丁达尔现象、布朗运动、电泳）、胶体

2、的应用。说明：（1） 要求应用电离平衡和平衡移动的原理来解释氢氧化铝具有两性的原因。（2） 只要求强酸、强碱溶液pH值的简单计算。教学目的要求：（1） 使学生掌握强弱电解质、电离度、电离平衡等概念；了解水的离子积和溶液的pH值的概念和应用，并能进行有关的计算。（2） 使学生理解酸碱中和及盐类水解的实质和应用，掌握酸碱中和的概念和计算；初步学会中和滴定实验操作技能。（3） 使学生了解原电池和电解的基本原理及其应用；了解金属腐蚀的原因和防护的一般方法。（4） 通过本章实验及有关原理的推理、论证的教学，进一步提高学生的观察能力、思维能力以及想象力；并对学生进行对立统一辨证唯物主义观点的教育。（5）

3、认识胶体的概念和他的一些重要性质，初步了解胶体的实际应用。（6） 通过胶体的制备和性质，特别是胶体的光学性质的实验，进一步培养学生观察、思维和独立实验的能力。第一节 强电解质和弱电解质目的要求：1 从电解质电离程度掌握强电解质和弱电解质。2 认识弱电解质存在电离平衡。3 认识有弱电解质生成的离子互换反应能发生的原理。4 认识弱电解质在离子反应过程中电离平衡能够发生移动。教学重点：电离平衡及平衡移动教学难点：电离平衡及平衡移动教学过程：引入1 氯化钠晶体、溶液、熔融的导电事实2 电流产生的原因（电动势、自由移动的电荷新课电解质导电是因为他的水溶液或熔化状态能产生自由移动的离子，但是，不同的电解质

4、在水溶液中的导电能力是否相同呢？演示实验2-1（P28）现象：分析（1） 灯亮，导电，有自由移动的离子存在（2） 灯有明有暗：说明自由离子的浓度不同（3） 相同浓度、体积的不同电解质，为什么溶液中自由离子的浓度不同板书第一节 强电解质和弱电解质一 电解质（1） 概念：凡是在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物（酸、碱、盐）。（2） 电离：NaCl = Na+ + Cl-NaOH = Na+ + OH-H2SO4 = 2H+ + SO42-HCl = H+ + Cl-设问是否所有的电解质都能在水溶液中全部电离成相应的离子呢？或者说不同的电解质在其水溶液中导电能力是否相同？我们一起再来观察实验现象

5、。演示实验21强调：5种溶液的浓度均相同、体积相同、电压相同、电极踞相同等，此时灯的亮度与什么因素有关？实验现象：灯亮：盐酸、氢氧化钠、氯化钠 灯暗：氨水、醋酸结论 亮 暗导电性： 强 弱离子浓度： 大 小电离程度： 完全 不完全电解质分类： 强电解质 弱电解质板书二 强电解质和弱电解质1 不同电解质在水溶液中的存在形式离子化合物（如：盐类、强碱）讲述如氯化钠晶体在水中 Na+、Cl-脱离晶体表面进入溶液水合钠离子、水合氯离子 水所以：离子化合物 水合阴离子和水合阳离子板书NaCl = Na+ + Cl-(用普通离子符号表示水合离子)NaOH = Na+ + OH- 结果：只有水合离子，不存在

6、电解质分子。（完全电离） 2某些极性键的共价化合物（如：HCl、H2SO4、HNO3等） 讲述如：HCl：无水时，分子形式存在 有水时：H-ClH2OHCl H+ + Cl-（全部）板书 水强酸 水合氢离子+ 水合酸根离子 结果：只有水合离子，没有电解质分子3某些极性键的共价化合物（如：CH3COOH、NH3。H2O等）讲述电离不充分结果：既有溶质分子，也有电解质的水合离子板书2电离平衡CH3COOH CH3COO- + H+NH3。H2O NH4+ + OH-分析可逆的电离过程如同化学反应的可逆过程一样，存在着两个相反的趋势（电离成离子和离子结合成分子），最终将达到平衡。板书（1） 电离平衡

7、是化学平衡（正反应速率=逆反应速率）（2） 电离平衡是动态平衡（各微粒浓度不在变化）（3） 电离平衡是相对的、暂时的、外界条件改变时，平衡就会移动板书3定义：（1）强电解质：在水溶液里全部电离为离子的电解质（如：强酸、强碱、大部分盐）说明导电性强、灯泡亮度大、是由于完全电离，自由离子浓度大。举例说明强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI、HClO4（6种）强碱：KOH、NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2盐类：CaCl2、CuSO4、AgCl、BaSO4电离方程式：中间用等号：NaCl = Na+ + Cl- CaSO4 = Ca2+ + SO42-（强调：溶解平衡与电离平衡是两

8、个问题）设问是否所有的强电解质的水溶液的导电性都很强呢？分析导电性与溶液中自由离子浓度的大小有关，如果离子浓度大，导电性就强，反之则弱。因此导电性还与溶解的物质的量和溶解度有关。例如：0.1mol/LHCl与0.01mol/LHCl不一样 饱和食盐水与石灰水的导电性不一样。板书（2）弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子（如：弱酸、弱碱）弱酸：碳酸、氢氟酸、次氯酸等弱碱：一水合氨、氢氧化铝、氢氧化铁、氢氧化铜等。电离方程式：由于存在电离平衡，为可逆反应CH3COOH = CH3COO- + H+NH3.H20 = NH4+ + OH-H2CO3 = H+ + HCO3-HCO3- = H+ +

9、 CO32-H2S = H+ + HS-HS- = H+ + S2-设问（1） 与同浓度的电解质溶液相比，因其电离不充分，溶液中自由离子浓度要小，因此其导电性就差。弱电解质溶液比强电解质溶液的导电性就差吗？（2） 50Ml0.0.5mol/L的盐酸和醋酸溶液导电性是否相同？分别向其中加入0.5g锌粒，生成氢气速率谁的快？生成氢气的体积如何？离子方程式为？（3） 电解质在溶液里达到电离平衡时，分子浓度和离子浓度是否相等？板书4弱电解质在离子反应中的表现离子互换反应的条件是什么？弱电解质在离子反应过程中电离平衡会发生移动强弱电解质反应速率的差异讨论Al（OH）3的两性及两个方向的电离平衡作业P32

10、：1、2、3、4、5、6练习册第二节 电离度目的要求：掌握电离度的概念；学会有关电离度的简单计算；培养学生论述外界条件对电离度的影响能力。重点难点：电离度的概念；电离度的计算。教学方法：讲授法教学过程：引入(1)醋酸、氨水、水等是弱电解质，怎样用定量的方法来描述他们的电离程度相对大小？（2）弱酸（如：HCOOH、CH3COOHetc.）的酸性如何对比？板书一 电离度表示弱电解质在水溶液中电离程度的相对大小。当弱电解质在水溶液里达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。1. 计算公式：=2. 只适用于处于电离平衡状态的弱电解质。3. 意义：（1

11、）原有分子总数=已电离分子数+未电离的分子数例如：在醋酸溶液中， = 若=1.32%,表示每10000个醋酸分子中有132个发生电离。（2）表示式可用物质的量或物质的量浓度来表示。问题在25C,求纯水的电离度？（已知：c(H+)=c(OH-)=1mol/L(3)依据电离度可以判断弱酸的酸性和盐的酸碱性（参阅表2-1，在同一条件下）弱酸：值越大，酸性越强 值越小，酸性越弱（4）电离度的适用条件：一定温度、浓度、电离平衡时。对比不同弱电解质的电离度，只有条件相同时才有意义。板书二 影响电离度的因素：1. 内因：2. 外因：（1） 温度：因为电离过程是吸热的，因此温度升高，电离平衡向电离的方向移动，

12、电离度增大。（2） 浓度：（冰醋酸稀释对导电性的影响）现象：开始稀释时，导电性逐渐增强；到一定程度后，导电性逐渐减弱。浓度0.20.10.050.010.0050.0010.9341.321.94.26.012.4结论：溶液浓度减小时，电离度增大，但导电性不一定增强。导电性强弱与溶液中自由移动离子浓度成正比。H+ 0 A 加水量 0 C(mol/L)原因：在某一浓度界限内，稀释时，电离度增大的倍数大于体积增大的倍数，离子浓度是增大的（0 A）.继续再稀释时，离子浓度反而减小（A点以后）。思考（1）0. 3mol/LHAc中H+是0.1mol/LHAc中H+的3倍？（2）0. 将1mol/LHA

13、c溶液稀释100倍，电离度增大100倍？强调：电离度与稀释倍数不成倍数！板书（3） 溶液的酸碱性例如：CH3COOH = CH3COO- + H+加入少量HCl H+增大，平衡左移，减小。加入NaOH OH-中和H+，H+减小，平衡右移， 增大。再例如：NH3.H2O = NH4+ + OH-加入NaOH OH-增大。平衡左移，减小。加入HCl OH-减小，平衡右移， 增大。板书（4） 同离子效应（加入相同离子的盐溶液，电离度减小）例如：CH3COOH = CH3COO- + H+加入CH3COONa CH3COO-增大，平衡左移，减小。NH3.H2O = NH4+ + OH-加入NH4Cl

14、NH4+增大，平衡左移，减小。板书三 有关电离度的计算：例1 对比1L0.1mol/LHAc和1L0.01mol/LHAc的H+多少？例2 求下列两种溶液的OH-（1） 25C时0.1mol/L氨水（=1.33%）（2） 4%NaOH溶液（密度=1.04g/cm3）例3一元弱酸HA的电离度是，含有1molHA的溶液里，平衡时，H+、A-和未电离的HA总个数是阿伏加德罗常数的 倍？例4在HF溶液中，已电离的HF为0.02mol，未电离的HF为0.18mol，求？经验规律（1） 醋酸的电离度虽然小，但与氢氧化钠作用时会持续电离，所以同浓度、同体积的醋酸和盐酸需要同物质的量的氢氧化钠来中和。（2）

15、电离度越大，溶液导电性不一定越强，因为弱电解质溶液中离子浓度不仅取决于电离度，还取决于溶液的体积。作业教材：P36 2练习册第三节 水的电离和溶液的pH值目的要求：（1）从水的电离平衡去理解水的离子积和溶液pH值的含义，掌握溶液pH值跟氢离子浓度和溶液酸碱性的关系。 （2）了解指示剂的变色范围，学会用pH试纸测定溶液的pH值。 （3）初步学会计算酸碱的pH值以及氢离子浓度和pH值的互算。 （4）通过水的离子积和溶液酸碱性等内容的教学，对学生进行矛盾的对立统一、事物间的相互关系和相互制约等辨证唯物主义观点的教育。 教学重点：溶液酸碱性和溶液pH值的关系教学过程：引入水是不是电解质？只有通过实验才

16、能测定，但是由于纯水不容易得到，对于纯水的导电性无法在现有的条件下进行，好在有精确的实验结果告诉我们，水是一种极弱的电解质，他能微弱的电离（几乎不导电）。板书一 水的电离水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。H2O + H2O = H3O+ + OH-简写： H2O = H+ + OH-实验测定：25 H+=OH-=1mol/L 100 H+ = OH- = 1mol/L板书二 水的离子积（Kw）实验测定：25 H+OH-=1（定值）（省去单位）100 H+OH-=1板书影响因素：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，H+=OH-.板书溶液的

17、酸碱性讲述由水的离子积可知，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H+、OH-的简单计算。板书（一） 液的酸碱性 H2O = H+ + OH- NaOH = Na+ + OH- OH-升高， H+下降，水的电离度降低。H2O = H+ + OH-HCl = H+ + Cl- H+升高，OH-下降，水的电离度降低。实验证明：在稀溶液中： Kw = H+OH- 25 Kw=1练习求0.1mol/L醋酸溶液中的OH-？（25）H+=C酸酸=0.1mol/L1.32%=1.3210-3mol/LOH- =7.5810-12mol/L学生练习：求0.1mol/L

18、NH3H2O中H+？板书常温下：中性溶液：H+=OH-=110-7mol/L酸性溶液：H+OH-,H+110-7mol/L碱性溶液：H+OH-,H+110-7mol/LH+越大，酸性越强。OH-越大，碱性越强。板书（二） 溶液的pH值1. 概念：pH=-lgH+ (pOH=-lgOH-) 常温下，中性溶液：H+=OH-=110-7mol/L pH=7 pOH=7 酸性溶液：H+110-7mol/L pH7 pH越小，酸性越强。 PH=0, H+= 1mol/L 碱性溶液：H+7 pOH7 pH值越大，碱性越强。2. 范围：0-143. 一组计算式： （1）H+=C酸酸（弱酸） H+=nC酸 O

19、H-=C碱碱（弱碱） OH-=nC碱（2）Kw = H+OH- ; H+= OH- = (3) pH=-lgH+pOH=-lgOH-(4)pH + pOH = 14（25）经验规律一 强酸、强碱自相或互相混合（体积变化忽略不计）（1）酸I+酸II H+ = (2)碱I+碱II OH- = （3）酸I+碱II完全中和：H+ = OH- = 1mol/L酸过量： H+= 碱过量：OH- = （二）酸碱稀溶液pH值计算途径n元强酸 n元弱酸 n元强碱 n元弱碱H+=nC酸 H+=C酸酸 OH-=nC碱 OH-=C碱碱 H+ OH- pH pOH(三)溶液酸碱性pH计算经验规律（1） 两强酸等体积混合

20、pH=2 H+ = = mol/LpH=4 (2) 两强碱等体积混合pH=10pH=12 OH- = = mol/LH+ = 5mol/LpH = 14 pOH = 11.7 (3) 强酸、强碱等体积混合：pH = 2 酸过量： H+ = = mol/LpH=10 pH = 5 碱过量 OH- = = mol/L pH = 11 pH = 14 - pOH = 10.7板书(三)溶液酸碱性、pH值计算经验规律(1) 当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。(2) 酸碱等体积混合 pH = 2 某酸 pH难定 pH = 12 某碱 pH = 4 某酸 pH=7 pH

21、 = 10 某碱 0.01mol/L pH = 2 一元酸 pH = 7 0.01mol/L pH = 12一元碱(3) pH 减小一个单位，H+扩大为原来的10倍。 PH增大2个单位，H+减为原来的板书酸碱指示剂：pH试纸、1. 指示剂的变色范围：指示剂发生变化的pH值范围。2. 常用指示剂的变色范围：甲基橙 3.1-4.4石蕊 5-8酚酞 8.0-10.03.使用注意事项。练习1. 按如下情况改变0.1mol/LHAc的电离度和pH值，应采取什么措施？(1) 减小，pH减小（ ）（2）减小，pH增大（ ）(3) 增大, pH增大（ ）(4) 增大, pH减小（ ）2. pH = 4的盐酸用

22、水稀释100倍、1000倍、10000倍，pH值各为多少？3. 在0.01mol/LHCl中，由水电离出来的H+为多少？4. 某溶液中由水电离产生的H+= 1mol/L,则该溶液的pH值可能是？5. 某盐酸中1mol/L，某氨水的pH为y,已知：x+y = 14,且y11,将上述两溶液分别取等体积，充分混合后，所的溶液中各离子浓度由大到小的顺序是？6. pH = 5的强酸与pH = 11的强碱溶液混合至pH=7,求酸碱的体积比？作业教材：全做练习册第四节 盐类的水解目的要求：（1）使学生理解盐类水解的实质，能初步根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性，了解盐类水解在工农业生产和日常生活中的应用。（2）

23、 学会并掌握盐类水解的离子方程式。重点难点：盐类水解的实质；离子方程式书写。教学过程：引入实验：把少量的醋酸钠、氯化铵、氯化钠的晶体分别投入三个盛有蒸馏水的试管，溶解，然后用pH试纸加以检验。实验现象：醋酸钠：显碱性氯化钠：显中性氯化铵：显酸性提问(1) 哪些酸是强酸或弱酸？(2) 哪些碱是强碱或弱碱？(3) 盐分为哪几类：正盐、酸式盐、碱式盐、络盐强酸弱碱盐(氯化铵)正盐： 强碱弱酸盐（醋酸钠）强酸强碱盐（氯化钠）弱酸弱碱盐（醋酸铵） 设问酸的溶液显酸性，碱的溶液显碱性，那么酸与碱反应生成的盐，溶液显什么性？讨论醋酸钠、氯化钠都是盐，是强电解质，他们溶于水完全电离成离子，电离出的离子中既没有

24、氢离子，也没有氢氧根离子，而纯水中H+=OH-，显中性。而实际上醋酸钠显碱性，即H+OH-.板书CH3COONa pH7 OH-H+NH4Cl pHOH-NaCl pH=7 H+=OH-明确醋酸钠电离出来的离子跟水发生了作用。那么醋酸钠电离出的哪一种离子能使水中的H+、OH-发生变化？H2O = H+ + OH-NaAc = Ac- + Na+CH3COO-能与水溶液中的氢离子结合生成难电离的醋酸分子，从而使水的电离向正反应方向移动，这时，Ac-下降，OH-升高，H+下降，那么，醋酸钠与水的反应能不能进行得很彻底呢？板书NaAc = Na+ + Ac- +H2O = OH- + H+Hac C

25、H3COO- + H2O = CH3COOH + OH-NH4Cl = NH4+ + OH- +H2O = OH- + H+NH3.H2O NH4Cl + H2O = NH3.H2O + HCl以上两种溶液都并存着两个平衡提问上述两种盐溶液与水反应的实质是什么？醋酸钠与水反应的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。氯化铵与水反应的实质是：氯化铵电离出的铵离子和水电离出的氢氧根离子结合生成弱电解质一水合氨的过程。板书盐类的水解：在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平

26、衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。水解的结果：生成了酸和碱，因此盐的水解反应是酸碱中和反应的逆反应。 酸 + 碱 = 盐 + 水板书1. 强碱弱酸盐的水解：（如：醋酸钠）弱酸阴离子与水电离出的氢离子结合生成弱电解质的反应。平衡时，氢氧根离子浓度氢离子浓度。例如：Na2CO3二元弱酸盐的水解，分步进行。第一步，生成酸式盐和碱Na2CO3 = 2Na+ + CO32- +H2O = OH- + H+ HCO3-离子方程式：CO32- + H2O = HCO3- + OH-第二步，水解生成酸和碱NaHCO3 = Na+ + HCO3- +H2O = OH- + H+ H2CO3离子方程式

27、：HCO3- + H2O = H2CO3 + OH-说明碳酸钠第二步水解的程度非常小，平衡时碳酸浓度很小，不会放出二氧化碳气体。练习硫化钠、磷酸钾分步水解的方程式。板书弱酸的阴离子+ 水= 弱电解质+ 氢氧根离子 结果：氢氧根离子浓度氢离子浓度 溶液呈碱性。板书2. 强酸弱碱盐的水解(如：氯化铵) 实质：组成盐的弱碱阳离子跟水电离出的氢氧根离子结合生成弱电解质的反应。 结果：氢离子浓度氢氧根离子浓度，溶液显酸性。板书AlCl3 = Al3+ 3Cl- +3H2O = 3OH- + 3H+ Al(OH)3Al3+ + 3H2O = Al(OH)3 + 3H+ NH4+ + H2O = NH3.H

28、2O + H+Fe3+ + 3H2O = Fe(OH)3 + 3H+弱碱阳离子 + 水 = 弱电解质 + 氢离子结果：氢离子浓度氢氧根离子浓度，显酸性。板书3. 弱酸弱碱盐的水解：（如：醋酸铵） NH4Ac = NH4+ + Ac- + + H2O = OH- + H+NH3.H2O HacNH4+ + Ac- + H2O = NH3.H2O + Hac由于一水合氨和醋酸的电离度相近，因此铵离子、醋酸跟离子水解程度相近，从二溶液显中性。设问硫化铝在水溶液中不存在，这是为什么？分析Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S如果水解生成的酸碱是极弱的，并且是难溶物和气体，水解程度

29、趋于完全。如：碳酸铵等。板书4. 强酸强碱盐不水解。强酸强碱盐电离出的阴离子、阳离子都不与水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质，所以，溶液中盐电离的阳离子、阴离子和氢离子、氢氧根离子的数目都保持不变，没有破坏水的电离平衡，氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，显中性。板书影响水解的因素：（1） 内因：盐的离子与水中的氢离子或氢氧根离子结合的能力的大小，组成盐的酸或碱的越弱，盐的水解程度越大。“无弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，谁强显谁性”（2） 外因：（一）温度：由于水解反应是中和反应的逆反应，而中和反应是放热反应，因此，水解反应是吸热反应。所以，升高温度会使盐的水解程度增大。（二）浓度：溶

30、液浓度越小，实际上是增加了水的量，可使平衡相正反应方向移动，使盐的水解程度增大。（最好用勒沙特例原理中浓度同时减小的原理来解释）。例题1. 判断溶液的pH值：强酸弱碱盐、强碱弱酸盐等。2. 如何对比NaX、NaY、NaZ的碱性。已知；酸性HXHYHZ3. RU如何对比碳酸钠、碳酸氢钠的碱性。4. 将氯化铝、偏铝酸钠、氯化铁分别蒸干灼烧后的产物是什么？板书与盐类水解有关的应用1. 明矾的净水作用2. 热碳酸钠溶液的洗涤力强3. 制备氢氧化铁胶体4. 氯化铵溶液中加入镁粉产生氢气5. 蒸发氯化铁溶液，不能得到纯绿化铁6. 焊接时可用氯化锌、氯化铵溶液除锈7. 配制氯化铁溶液时需加少量盐酸8. 泡沐

31、灭火器的反应原理9. 比较盐溶液的PH值大小10. 判断溶液中离子浓度大小例如：相同物质的量浓度、相同体积的醋酸和氢氧化钠中和，所得溶液中离子浓度由大到小的顺序是：11. 判断离子是否共存12. 酸式盐溶液酸碱性的判断某些肥料不宜混合使用。（如：草木灰、碳酸铵、重钙等）作业教材 47-48页 1 2 做在书上，3、4、5做在作业本上。练习册：独立完成。第五节 酸碱中和滴定目的要求：掌握中和滴定的原理 初步学会滴定管的正确操作 了解中和滴定的全过程，为学生进行定量实验打下基础。重点难点：中和滴定的操作教学过程：引入化学定量分析的方法很多，而滴定法是其中最基本、最简单的一种，但是滴定的手段有很多种

32、，根据具体情况可以采用不同的滴定方法（如：酸碱滴定、氧化-还原滴定、沉淀滴定、络合滴定），而酸碱滴定是滴定法中最基本，最重要的一种。掌握此种滴定法是化学定量分析的重要手段。板书第五节 酸碱中和滴定一 酸碱中和滴定1原理提问（1）在一定量的碱溶液中，滴加酸，正好中和时，碱和酸应该有什么定量关系？引出H+ + OH = H2O（中和反应实质）n（H+）= n（OH-）根据此种关系，我们可以通过酸碱相互反应来测知未知液浓度（2）不同酸碱的定量关系HCl + NaOH = NaCl + H2O1mol 1molH2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O1mol 2molH3PO4 +

33、3NaOH = Na3PO4 + 3H2O1mol 3mol (3) 溶质的物质的量（mol）=物质的量浓度（mol/L）x溶液体积（L） n = cV阅读在酸碱中和反应中，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，测出二者的体积，根据化学方程式中酸和碱的物质的量的比值，就可以计算出碱或酸的溶液浓度。例题1 在未知浓度氢氧化钠溶液0.23L，需加入0.11mol/L的盐酸溶液0.29L才能完全中和。氢氧化钠的物质的量浓度是多少？板书（4） 定义：用已知物质的量的浓度的酸或碱来测定未知浓度的碱或酸的方法。（在化工生产和化学实验中，经常需要知道某种酸或减的标准浓度，例如：

34、在实验室有未知浓度的氢氧化钠溶液和盐酸溶液，怎样测定他们的准确浓度呢？这就需要利用上述酸碱中和反应中的物质的量之间的关系来测定。）板书2. 仪器：酸式滴定管、碱式滴定管。说明为什么要用滴定管：量筒的精确度不高。滴定管是一根带有精确刻度的细长玻璃管，管的下段有可以控制液体流量的活塞。（1） 优点：易于控制所滴加液体的流量、读数比较精确。（2） 滴定管的正确操作：I 两种滴定管在构造上的不同点：碱式-活塞 酸式-带有玻璃球的橡胶管II 滴定管的读数方法：0刻度在上，从上往下读，最大量程有25Ml、50mL精确度：取到小数点后两位，如：24.00mL、23.38mL 最后一位是估计值。III 滴定管

35、的洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用标准液（或待测液）来润洗。IV 固定；垂直于桌面，高度以滴定管尖伸入锥形瓶约1cm为宜。V 操作：酸式滴定管：碱式滴定管： 挤压位置锥形瓶：上下都不靠。滴定时，禁止：左手离开活塞、眼睛看别的地方，要注视锥形瓶内液体的颜色变化。板书操作过程：（1） 查：（2） 洗：先水洗，后润洗。（3） 盛，调：（4） 取：待测液、指示剂（5） 滴定：（6） 记录读数：（7） 数据处理讨论1. 完全中和点和滴定终点虽然不同，但可以等同计算。如：用0.1mol/LNaOH滴定20mL0.1mol/LHCl. 氢氧化钠体积 H+ pH 0 0.1 1 10.00 0.033 1.48 1

36、5.00 0.0143 1.85 19.50 0.00125 2.9 19.80 0.0005 3.3 19.98 0.00005 4.3 20.00 10-7 7 20.02 2x10-10 9.7 20.20 2x10-11 10.7 pH 7 氢氧化钠体积2. 误差分析：（1） 润洗（2） 进气泡（3） 锥形瓶润洗（4） 滴定管漏水 (5) 读数角度 3 如何减少误差：（1） 管要润洗，瓶只水洗（2） 不漏水，不进气（3） 平视读数板书指示剂的选择：强酸滴定强碱：甲基橙强碱滴定强酸：酚酞（说明选择指示剂的方法和原则）作业教材：1、2做书上；3、4、5做在作业本上练习册： 第六节 原电池

37、金属的腐蚀与防护目的要求：1. 使学生了解原电池的化学原理 2. 了解金属腐蚀，特别是电化腐蚀和金属防护的一般方法。重点、难点：原电池的化学原理和金属的电化腐蚀教学方法：探索法（启发引导）引入我们知道，物质发生化学反应时必然要有能量的变化，也就是说化学能常常与热能、光能等相互转化。比如在一般化学反应里，常表现出放热或吸热的现象，有的化学反应还伴随有发光，产生电流等等。今天我们主要探讨的是有关化学能是如何转变为电能。实验初中我们就已经学习过，活泼金属能与酸反应放出氢气，而不活泼金属就不能与酸反应置换氢气。（1）把一块锌片和一块铜片平行地插入盛有稀硫酸的烧杯中，观察现象。 Zn Cu H2SO4现

38、象：锌片上有气体放出，铜片上无明显现象。分析 Zn + 2H+ = Zn2+ + H2 2e板书金属活动性顺序：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au金属单质失电子能力：强 弱（还原性）金属离子得电子能力：弱 强（氧化性）实验 Zn Cu H2SO4现象：锌片不断溶解、铜片上有气泡、灵敏电流计指针发生偏转。结论两极发生氧化还原反应，产生电流。明确（1） 锌比铜活泼（2） 氢离子在铜片上获得电子板书电极名称 锌片（负极）Zn 2e = Zn2+(氧化反应)电极材料 铜片（正极）2H+ + 2e = H2(还原反应)（电极反应式）总化学方程式：Zn

39、 + 2H+ = Zn2+ + H2板书第六节 原电池 金属的腐蚀与防护一 原电池：1 原电池形成三条件：（1） 正负电极（2） 电解质溶液（3） 电极接触或导线连接2 原理三要点：（1） 相对活泼金属作负极- 电子流出-氧化反应（2） 相对不活泼金属（或碳）作正极-电子流入-还原反应（3） 导线中（接触）有电流通过，使化学能转变为电能3原电池：把化学能转变为电能的装置练习下列能发生原电池反应的是Cu Cu Zn Cu Zn Cu AgNO3 乙醇 硫酸 硫酸实质电极在电解质溶液中的氧化还原反应结果活泼金属被氧化、被腐蚀。板书二、金属腐蚀与防护：1. 金属腐蚀：金属（或合金）跟周围接触到的气体

40、（或液体）反应而腐蚀损耗的过程。（1） 本质：金属原子失电子而被氧化M ne = Mn+ (2) 分类：化学腐蚀：金属与其他物质 直接氧化反应 金属被氧化 （不是电解质溶液）（无电流产生）电化腐蚀：不纯金属或合金 发生原电池反应 活泼金属被氧化 电解质溶液 （有电流产生）板书 （3）钢铁腐蚀： 铁：负极 水膜（电解质溶液） 在钢铁表面形成无数微小原电池 碳：正极分类析氢腐蚀吸氧腐蚀条件水膜酸性较强（弱酸）水膜酸性较弱或呈中性负极反应Fe 2e = Fe2+2Fe 4e = 2Fe2+正极反应2H+ + 2e = H22H2O + O2 + 4e = 4OH-总反应Fe + 2H+ = Fe2+

41、 + H22Fe + 2H2O + O2 = 2Fe(OH)24Fe(OH)2 + 2H2O + O2= 4Fe(OH)3 Fe2O3.xH2O次要主要4. 金属的化学腐蚀：例如：铁在高温下与氧气直接化合而被腐蚀，在工业生产中氯气跟铁或与其他金属化合使金属锈蚀。概念：金属跟接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀。特点：反应简单、金属与氧化剂之间的氧化还原反应。5化学腐蚀与电化腐蚀的对比（1） 相同点：金属原子失电子而被氧化的过程，即金属原子转化为阳离子的过程。（2） 不同点： 条件 金属与氧化剂直接反应 不纯金属与电解质溶液接触 现象 无电流 有电流 本质 金属被氧化 活泼金属被氧化（3）

42、相互关系：往往同时发生，电化腐蚀要比化学腐蚀普遍得多。讨论原电池中的电荷移动方向： e外电路 内电路 阴离子 阳离子板书几种常见新型原电池1 铅蓄电池Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O(-) (+)2. 燃料电池新型电池中，电极的导电材料一般多孔的金属板，负极是通入还原剂的一方，正极是通入氧化剂的一方。如：氢氧燃料电池，电解质溶液为30%的氢氧化钾溶液：正极： O2+ 4e + 2H2O = 4OH-负极： 2H2 4e + 4OH-= 4H2O又如：甲烷燃料电池；电解质溶液为氢氧化钾溶液：正极：2O2 + 8e + 4H2O = 8OH-负极： CH4 +

43、10OH- -8e = CO32- + 7H2O总反应：CH4 + 2O2 + 2OH- = CO32- + 3H2O介绍白口铁马口铁板书金属腐蚀的防护1 金属腐蚀的原因：金属本身的组成和结构是锈蚀的根据；外界条件（如：温度、湿度、与金属接触的物质）是促使金属锈蚀的客观因素。2 防护：（1） 改变金属内部组成结构，可以增强金属耐腐蚀的能力。如：不锈钢。（2） 在金属表面覆盖一层保护层，以断绝金属与外界物质接触，达到耐腐蚀的效果。（油脂、油漆、搪瓷、塑料、电镀金属、氧化成致密的氧化膜）（3） 电化学保护法：牺牲阳极阴极保护法、外加电流阴极保护法。作业教材：1、2、3、4、5练习册第七节 电解 电

44、镀目的要求：使学生了解电解的基本原理及其应用-电解饱和食盐水、铝的冶炼和电镀。 以电解氯化铜为例说明电解原理 电解食盐水：氯碱工业的反应原理、立式隔膜电解槽 铝的冶炼（反应原理、电解槽简介） 电镀（镀锌）、可以介绍铜的精练教学重点：电解的基本原理教学过程：复习提问什么是原电池？画出铜锌原电池的装置图（注明两极名称、所用材料、电荷移动方向）写出电极反应式。新课我们已经讲过电解质溶液能够导电，他们能导电的原因是溶液中有自由移动的离子，且导电性与离子浓度有直接关系，但他与金属导体的导电不一样，在现象上，电解质导电会有明显的变化。回忆电解质溶液导电的实验中现象有哪些？为什么？今天我们主要一起来探讨电解

45、质溶液在通电后所发生的化学变化板书第七节 电解 电镀1.电解的原理：实验 C C CuCl2 C C CuCl2 C C CuCl2现象：阴极：碳棒上覆盖了一层红色物质（铜） 阳极：碳棒表面有气体放出，经用湿润的KI淀粉试纸检验县兰色（氯气）强调阳极：与外电源的正极相连阴极：与外电源的负极相连分析（1） 通电前溶液中的离子： CuCl2 = Cu2+ + 2Cl- H2O = OH- + H+ (自由移动)（2） 通电时两极的反应：在外加电场的作用下，溶液中的离子会发生定向移动：阴离子因带负电荷而向阳极移动，阳离子因带正电荷而向阴极移动。阳极表面周围：Cl-、OH-阴极表面周围：Cu2+、H+ (离子的定向移动)阳极：2Ci- -2e = Cl2(氧化反应)阴极：2H+ + 2e = H2（还原反应）总反应：CuCl2 = Cu + Cl2板书1. 电解：使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起的氧化还原反应的过程。2. 电解槽（池）：电能转变为化学能的装置。3. 电解的条件：电解质必须在溶液中或熔融状态下在直流电作用下4电解反应：阳极发生氧化反应、阴极发生还原反应