高中二年级上学期化学《水溶液中的离子反应与平衡总复习》教学设计

人教版（2019）普通高中教科书选修性必修1化学反应原理第三章水溶液中的离子反应与平衡总复习教学设计【课程标准】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。

2．知道水的离子积常数，能进行溶液pH的简单计算。

3．认识盐类水解的原理，归纳影响盐类水解程度的主要因素，能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。

4．能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀转化的本质。【教材分析】水溶液中的离子平衡与化学平衡密切相关。本章内容实际上是应用前一章所学的化学平衡理论，探讨水溶液中离子间的相互作用。电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的过程分析，体现了化学平衡理论的指导作用；pH的应用、盐类水解反应的应用、沉淀溶解平衡的应用等，体现了理论知识在生产、生活中的应用价值。【学情分析】学生已经学了上一章中的化学平衡的理论知识，在必修中还学过电解质的知识。在学习这章内容的时候，注意应用已学知识，从电离平衡到水解平衡到溶解平衡层层递进，难度较大。【教学目标】认识电解质、盐类的水解的概念及方程式的书写。理解电离平衡、水解平衡、溶解平衡的影响因素。掌握溶液pH值、电离平衡常数、水解平衡常数、溶度积的计算公式。掌握溶液中的离子浓度的大小比较。【教学重难点】重点：电离平衡、水解平衡、溶解平衡。难点：相关计算。【教学方法】归纳总结、举一反三【教学过程】环节一【电解质和盐类水解】电解质（1）电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。例如：酸、碱、盐、金属氧化物、H2O非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物。例如：非金属氧化物、大部分的有机物（蔗糖、酒精）、NH3（2）强电解质：能够全部电离的电解质。例如：强酸、强碱、绝大多数的盐、活泼金属氧化物。弱电解质：不能够全部电离的电解质。例如：弱酸、弱碱、水。注：判断电解质的强弱与溶解性无关，与溶液的导电性无关。硫酸钡是强电解质，醋酸是弱电解质；浓醋酸可能比很稀的盐酸导电能力强。（3）电离方程式的书写原则：遵循质量守恒、电荷守恒书写要点：①强电解质：“=”、弱电解质:“”。NaCl=Na++Cl-HFH++F-②多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，分步书写；多元弱碱分步电离，一步书写。H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-Fe(OH)3Fe3++3OH-③强酸酸式盐的电离。NaHSO4=Na++H++SO42-（水中）NaHSO4=Na++HSO4-（熔融状态）④弱酸酸式盐的电离。NaHCO3=Na++HCO3-HCO3-H++CO32-2、盐类的水解（1）概念：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应叫盐类的水解。（2）规律：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。（3）盐类水解的方程式书写：①必须写“”②不写“↑”、“↓”③H2CO3、H2SO3等不拆开④多元弱酸阴离子分步水解，分步书写，以第一步为主；多元弱碱阳离子水解方程式一步写完CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-CO32-+H2OHCO3-+OH-HCO3-+H2OH2CO3+OH-环节二【平衡影响因素】电离平衡影响因素（1）内因：物质本身的性质（2）外因：①温度：由于电离过程是吸热的过程，所以升高温度，平衡向电离方向移动，电离程度增大，电离平衡常数K增大。②浓度：I、加水稀释，平衡向电离的方向移动，电离程度增大，但离子浓度减小，电离平衡常数K不变。II、增大弱电解质的浓度，平衡向电离方向移动，离子浓度增大，但电离程度减小，电离平衡常数K不变。III、加入同浓度的弱电解质溶液，平衡不移动，各微粒浓度不变、电离程度不变。IV、加入其它试剂，减小或增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可促进或抑制电离。1mol·L－1CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH>0反应的影响改变条件平衡移动n(H＋)c(H＋)电离程度Ka加水稀释向右增大减小增大不变加冰醋酸向右增大增大减小不变通氯化氢向左增大增大减小不变加氢氧化钠向右减小减小增大不变加醋酸钠向左减小减小减小不变加入镁粉向右减小减小增大不变升高温度向右增大增大增大增大以0.水解平衡影响因素（1）内因：物质本身的性质。（2）外因：①温度：升高温度，平衡向右移动，水解程度增大，酸碱性增强。②浓度：I、加水稀释，平衡向右移动，水解程度大，但酸（或碱）性减弱。II、盐的浓度越高，平衡向右移动，酸（或碱）性增强，但水解程度小。III、同离子效应：加酸或碱抑制或促进水解。以FeCl3水解为例Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，填写外界条件对水解平衡的影响。条件移动方向H+数pH值升温向右增多减小通HCl向左增多减小加水向右增多增大加NaHCO3向右减小增大3、沉淀溶解平衡影响因素（1）内因：难溶电解质本身的性质（2）外因：①温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。②浓度：加水，平衡向溶解方向移动，溶解度不变。③同离子效应：加入相同的离子，平衡向沉淀方向移动，溶解度减小。④加入与体系中某些离子反应的物质，产生气体或更难溶的物质，导致平衡向溶解的方向移动。以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)ΔH＞0为例，填写外因对溶解平衡的影响：外界条件移动方向平衡后c(Ag＋)平衡后c(Cl－)Ksp升高温度向右增大增大增大加水稀释向右不变不变不变加入AgNO3向左增大减小不变通入HCl向左减小增大不变 环节三【掌握有关计算】溶液pH值的计算pH＝－lgc(H＋)单一溶液pH的计算强酸：c(酸)→c(H+)→pH强碱：c(碱)→c(OH-)→c(H+)→pH混合溶液pH的计算两种强酸混合：c(H+)混=两种强碱混合：c(OH-)混=强酸与强碱混合：①若恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7②酸过量，c(H+)过量=③碱过量，c(OH-)过量=弱电解质的电离平衡常数一元弱酸HA的电离平衡常数：根据HAH＋＋A－，Ka=一元弱碱BOH的电离平衡常数：根据BOHB＋＋OH－，Kb=（3）多元弱酸电离平衡常数：如H2CO3，K1=K2=。3、盐类水解平衡常数CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－Kh=Kw/Ka4、溶度积以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例：Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)式中的浓度是任意时刻的浓度。(1)Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出(2)Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态(3)Qc<Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出环节四【离子浓度关系】1、溶液中的三大守恒关系（1）电荷守恒规律任何电中性溶液中，阴离子所带负电荷总数等于阳离子所带正电荷总数。如Na2CO3溶液：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)CH3COONa溶液：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)（2）物料守恒规律电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如0.1mol/L的Na2CO3溶液：c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]=0.2mol/L0.1mol/L的CH3COONa溶液：c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.1mol/L（3）质子守恒规律如Na2S水溶液中的质子转移情况如图所示：c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)2、溶液中离子浓度大小比较（1）多元弱酸：多元弱酸的电离是分步进行的，电离程度前面步远大于后面步。如H2S溶液中离子浓度的大小关系c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)>c(OH－)（2）多元弱酸的正盐：多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，水解程度前面步远大于后面步。如Na2S溶液中离子浓度的大小关系c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH－)＞c(HS－)>c（H2S）>c(H+)（3）多元弱酸的酸式盐：看弱酸根离子的电离与水解程度的大小。①水解>电离：如NaHS溶液中离子浓度的大小关系c(Na+)＞c(HS-)＞c(OH－)＞c（H2S）>c(H+)>c(S2－)②水解<电离：如NaHSO3溶液中离子浓度的大小关系