化学选修4-3知识点

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1、第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离教学目标：1、认识电解质有强弱之分。2、能应用化学平衡理论描述弱电解质在水溶液中的电离平衡。教学重点：强、弱电解质的概念和弱电解质的电离平衡。教学难点：弱电解质的电离平衡。教学安排：（复习）电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。常见的电解质：酸、碱、盐。（引入）盐酸和醋酸——强酸和弱酸。强酸和弱酸的区分依据是什么呢？电解质电离的程度。一、强弱电解质：强电解质：在水分子的作用下，能完全电离成离子的化合物。（强酸、强碱、大多数盐，例如：CaCO3溶解度小，但完全电离）弱电解质：在水分子的作用下，只有部分分子

2、电离为离子的化合物。（弱酸、弱碱等，例如醋酸和一水合氨）二、弱电解质的电离过程——可逆弱电解质溶于水，部分电离成离子，而离子在水溶液中又可以碰撞再形成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的过程。例如：HCl====H＋＋Cl－CH3COOHCH3COO－＋H＋（思考）水越多，溶液越稀，电离的程度会有怎样的变化？溶液越稀，离子碰撞的机会就越小，就越难结合成分子，故电离程度增大。但离子浓度不一定增大，溶液导电能力通常会降低。（图示）图3－3：分析弱电解质在水溶液中的电离过程，以及形成电离平衡的整个过程。（练习）P42的“思考与交流”16（习题）P44的1～3。（

3、了解）“科学视野”的电离常数。与平衡常数类似，只与温度有关，与浓度无关。（讨论）P42的实验3－2的酸性强弱：醋酸>碳酸>硼酸（习题）P44的4。作业布置：《优化设计》P67～68，P68的5不做。教学后记：教学的思路似乎不是非常清晰，虽然内容并不复杂，但是备课仍不够充分。学生理解了知识，但是没有通过最好的途径来理解，也是值得思考的一个问题，尽可能让问题简单化，尽可能让学生用最短的途径掌握所学知识才是好的教学。第二节水的电离和溶液的酸碱性（第一课时）教学目标：1、知道水的离子积常数，能进行溶液pH的简单计算。2、掌握测定溶液pH的方法，知道溶液pH的调控

4、在工农业生产和科学研究中的重要应用。教学重点：水的离子积，c(H+)、pH与溶液酸碱性的关系。教学难点：水的离子积，有关溶液pH的简单计算。教学安排：（复习）强弱电解质的区别是什么？在水溶液中的电离程度。水是不是电解质？如果是，强还是弱电解质？是，弱电解质。（引入）水可以发生微弱的电离：2H2OH3O＋＋OH－简写：H2OH＋＋OH－K电离＝C(H+)•C(OH－)/C(H2O)K电离•C(H2O)＝C(H+)•C(OH－)因为H2O电离的非常少，故C(H2O)可认为不变，K电离•C(H2O)不变，为常数。则称为水的离子积：KW＝C(H+)•C(OH－)

5、16室温下，KW＝10－14，若是纯水，则C(H+)＝C(OH－)＝10－7mol/L（图示）P46的表3－2：温度升高水的离子积增大，能带来怎样的信息？水的电离平衡的正方向是吸热。（习题）“思考与交流”（提示）室温下，已知C(H+)可以算出C(OH－)＝10－14/C(H+)同理，已知C(OH－)可以算出C(H＋)＝10－14/C(OH－)（习题）1、C(HCl)＝0.1mol/L，则溶液中C(OH－)＝？由水电离出来的C(H＋)＝？解：C(OH－)＝10－14/C(H+)＝10－13mol/L，由水电离出来的C(H＋)＝C(OH－)＝10－13mol

6、/L（小，相比于HCl可以忽略）2、C(NaOH)＝0.01mol/L，则溶液中C(H＋)＝？由水电离出来的C(OH－)＝？解：C(H＋)＝10－14/C(OH－)＝10－12mol/L，由水电离出来的C(OH－)＝C(H＋)＝10－12mol/L（小，相比NaOH可以忽略）（小结）由于溶液酸碱性不同，水的电离平衡受到破坏，但仍可以形成新的平衡，且KW的值不变。（温度不变）（提问）1、溶液酸碱性与溶液中C(H+)和C(OH－)的关系是怎样的？（室温条件）酸性溶液：C(H+)>C(OH－)C(H+)>10－7mol/LpH<7中性溶液：C(H+)＝C(OH

7、－)C(H+)＝10－7mol/LpH=7碱性溶液：C(H+)7（思考）如果温度升高，C(H+)会受怎样的影响？增大。pH呢？（提问）2、用什么可以表示溶液酸碱性？室温下纯水的pH＝？用pH值表示溶液酸碱性，室温下纯水的pH＝7。3、C(H+)＝C(OH－)＝10－7mol/L，与pH＝7有何关系呢？pH＝－logC(H+)＝7（练习）完成下列表格：酸或碱0.01mol/LHCl10-4mol/LHCl10-4/2mol/LH2SO40.1mol/LNaOH10-3mol/LNaOH10-3/2mol/B

8、a(OH)2pH241311（阅读）1、pH的测量：pH试纸（广泛，精密，专用）