教案Microsoft+Word+文档+(2)

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1、淄博市高中化学优质课评选教案电解质溶液中离子浓度关系及分析策略【教学目标】1、使学生能够综合应用弱电解质的电离、水的电离、盐的水解、分析电解质溶液中各微粒的浓度关系。2使学生明确什么时候考虑电离，什么时候考虑水解，电离及水解的程度相对大小。【重点难点】重点是分析策略，难点是溶液中有两种溶质的情况分析。【教学方法】先学后教，建立解题模型。【教学内容】【基础回顾】1、常见的弱电解质包括，在水溶液中存在平衡。写出醋酸的电离方程式：，２５℃0.1mol/L的CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度只有1.32％，所以一般情况弱电解质的电离程度很小。2、水是一种极弱的电

2、解质，它能微弱地电离，生成和，在２５℃（常温）时，纯水中c(H+)＝c(OH-)＝。２５℃的水溶液中，c(H+)×c(OH-)＝。3　、什么样的盐可以水解？。写出醋酸钠水解的离子方程式：。一般情况盐的水解程度极小。通过基础回顾，使学生巩固基础知识，以便下面的顺利应用，同时了解弱电解质的电离，及盐的水解的程度。【教学过程】（一）弱酸、弱碱溶液中微粒浓度关系规律、小结【例1】在0.01mol/LCH3COOH溶液中的离子浓度关系。【分析】写出该溶液中存在所有方程式：（1）。（2）。①原子守恒：0.01mol/L=注意：①溶液中容易忽略的过程是：水的电离②溶液中一般不考

3、虑什么原子的守恒：因为水能提供H、O原子，溶液中一般不考虑H、O原子的守恒。第5页淄博市高中化学优质课评选教案②电荷守恒：③H+的来源：④离子浓度大小关系：。③溶液中，H+或OH-位置的规律：酸性溶液OH-浓度最小，碱性溶液H+浓度最小【总结】弱电解质溶液中只考虑：电离平衡。电解质溶液中离子浓度关系的分析策略是：①明确溶液中存在的平衡及程度大小②根据平衡判断存在的微粒③根据守恒思想确立溶液中的守恒关系④根据程度大小判断离子浓度大小关系【练习1】在0.01mol/L氨水中的离子浓度关系。（溶质为NH3.H2O）方程式：（1）（2）①原子守恒：0.01mol/L=②电

4、荷守恒：③OH-的来源：④离子浓度大小关系：（二）单一离子水解的盐溶液中微粒浓度关系规律、方法【例2】0.01mol/L的NH4Cl溶液中写出该溶液中存在的所有方程式：（1）(2），（3）①原子守恒：0.01mol/L=②电荷守恒：【总结】什么时候考虑水解：盐溶液中（有弱酸根离子或弱碱阳离子）水解的程度：极小所以盐溶液中，什么离子浓度最大：溶液中原来存在的离子浓度大。第5页淄博市高中化学优质课评选教案③H+的来源：④离子浓度大小关系：。【练习2】0.1mol/LNa2CO3的溶液中写出该溶液中存在的所有方程式：（1）（2），（3）（4）。①原子守恒：0.1mol/

5、L=②电荷守恒：③OH-的来源：④离子浓度大小关系：。二级水解程度远远小于一级水解程度。OH-的来源关系式中c(H2CO3)的系数是因为：每生成一分子H2CO3结合了两个水的H+，剩余两个OH-电荷守恒关系式中，c(CO32-)的系数的含义是：一个CO32-带两个单位的负电荷。（三）多元弱酸强碱酸式盐溶液中微粒浓度关系规律、方法一般情况，弱酸的酸式盐（如NaHSNaHCO3）溶于水，水解大于电离程度，溶液显性。NaHCO3溶液中c(H2CO3)c(CO32-).中强酸的酸式盐（如NaHSO3NaH2PO4）溶于水，电离大于水解程度，溶液显性，在NaHSO3溶液中c

6、(SO32-)c(H2SO3)。【总结】对于酸式盐溶液首先看溶液的酸碱性，显酸性是：电离大于水解。显碱性是：水解大于电离（四）混合溶液中微粒浓度关系规律、方法A弱酸和弱酸强碱盐【例4】将1mol/LCH3COONa的溶液与1mol/LCH3COOH溶液等体积混合后，溶液显酸性。写出该溶液中存在的所有方程式：（1）（2）（3）【注意】两种溶液等体积混合，浓度都变为原来的二分之一。【总结】弱酸和弱酸强碱盐混合，电离和水解的程度都不大，一般情况，电离大于水解第5页淄博市高中化学优质课评选教案（4）。①原子守恒：0.5mol/L＝1mol/L=②电荷守恒：③离子浓度大小关

7、系：。B弱碱和弱碱强酸盐【练习4】、将0.2mol/L的氨水与0.2mol/LNH4Cl溶液等体积混合后，溶液显碱性。写出该溶液中存在的所有方程式：（1）（2）（3）（4）①原子守恒：0.1mol/L=0.2mol/L=②电荷守恒：③离子浓度大小关系：【拓展延伸4】将0.2mol·L－1HCN溶液和0.1mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系式中正确的是：(03江苏，18)A.c(HCN)＜c(CN－)B.c(Na＋)＞c(CN－)C.c(HCN)－c(CN－)=c(OH－）D.c(HCN)＋c(CN－)=0.1mol·L－1两溶液混合，先

8、考虑是否发