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1、《溶液中離子濃度大小的比較》教案 鄂爾多斯市第二中學 徐文 一、教學內(nèi)容分析 本課時是高二化學選修4《化學反應原理》第三章《水溶液中的離子平衡》第三節(jié)鹽類水解應中的一個課時。是基于學生已學習了弱電解質的電離，鹽類水解的原理的基礎上，對溶液中離子濃度的大小做一個全面的分析比較。本課時難度較大，教學中應要遵循循順漸進的原則。 二、教學目標 1、知識目標： （1）理解鹽類水解的實質、過程、一般規(guī)律。 （2）能書寫三個守恒及初步掌握以下幾種常見題型： ① 單一溶液中離子濃度的大小比較； ②同濃度不同種溶液中同種離子濃度的大小比較； ③混合溶液中離子濃度的大小比較。 2、情感目

2、標：培養(yǎng)學生的探究精神，養(yǎng)成用理論知識分析問題和解決問題的能力。 3、能力目標： （1）培養(yǎng)學生分析能力、應用理論解決實際問題能力； （2）培養(yǎng)學生正向思維、逆向思維、發(fā)散思維能力。 4、重點和難點： 重點：初步構建電解質溶液中離子濃度關系分析的一般思維模型與思想方法。 難點：三個守恒的書寫及應用。 三、設計思路 1、指導思想：以學生為主體，讓學生自主地參與到知識的獲得過程中，并給學生充分的表達自己想法的機會，以提高學生的分析實際問題 2、在教學內(nèi)容的安排上：按照步步深入，從易到難，由簡單到復雜的過程。 3、教學手段：根據(jù)本校高二學生的知識結構、心理特點和教學內(nèi)容的實

3、際需要，采取了講述、討論、點撥等教學方法，并結合多媒體進行教學。 四、教學準備 1、 教師做好例題和變式訓練題 2、做好多媒體課件 五、教學過程 溫故知新—必須的知識儲備 （一）電解質的電離規(guī)律 1、強電解質在水溶液中是完全電離的，在溶液中不存在電解質分子； 2、弱電解質在水溶液中是少部分發(fā)生電離的，在溶液中既存在電解質分子又存在電解質離子； 3、多元弱酸分布電離。 （二）水的電離規(guī)律 1、水是一種極弱的電解質，它能微弱地電離，生成H+和OH- ； 2、由水電離產(chǎn)生的c(H+)＝c(OH-)。 3、思考： （1）在純水中加入酸或堿，抑制了水的電離，使水的電離度變??；

4、 （2）在純水中加入弱酸強堿鹽、弱堿強酸鹽，促進了水的電離，使水的電離度變大。 （三）鹽類水解的規(guī)律 1、強酸弱堿鹽如NH4Cl、Al2(SO4)3等水解后溶液呈酸性； 2、強堿弱酸鹽如CH3COONa、Na2CO3等水解后溶液呈堿性； 3、多元弱酸鹽還要考慮分步水解。 鹽溶液中微粒濃度大小的比較—緊抓兩個“微弱”和牢記三個“守恒” （一）緊抓兩個“微弱” 1、弱電解質的電離是微弱的：如稀CH3COOH溶液里粒子濃度的大小為： c(CH3COOH) ＞c(H+)＞c(CH3COO-) ＞c(OH-) 2、 弱根離子的水解是微弱的如：CH3COONa溶液里粒子濃度大小為：

5、 c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(CH3COOH) ＞c(H+) （二）牢記三個“守恒”—以碳酸鈉(Na2CO3)溶液為例 1、電荷守恒規(guī)律： 電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。 如Na2CO3溶液中： c(Na+)＋c(H+)＝2c(CO32-)＋c(HCO3-)＋c(OH-) 2、物料守恒規(guī)律： 電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。 如Na2CO3溶液中n(Na+)：n(CO32-)＝1：2，所以，c(Na+)＝2c(HCO3-

6、)＋2c(CO32-)＋2c(H2CO3) 3、質子守恒規(guī)律： 電解質溶液中分子或離子得到或失去質子（H+）的物質的量應相等。 方法：將物料守恒代入電荷守恒即可得質子守恒c(OH-)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3) （三）練一練 1、寫出CH3COONa溶液中三個守恒關系式 電荷守恒： 物料守恒： 質子守恒： 2、寫出NaHCO3溶液中三個守恒關系式 電荷守恒

7、： 物料守恒： 質子守恒： 3.、常溫下，鹽酸和氨水混合，所得溶液pH=7，則此溶液中關系正確的是（ B ） A．c(NH4+)

8、例1】在0.1 mol/L的NH3H2O溶液中，下列關系不正確的是 （ C ） A. c(OH-)＞c(H+) B. c(NH3H2O) +c(NH4+)=0.1 mol/L C. c(NH4+)＞c(NH3H2O)＞c(OH-)＞c(H+) D. c(OH-) =c(NH4+) + c(H+) 　 （2）弱酸溶液 【例2】在0.1mol/L的H2S溶液中，下列關系錯誤的是 （ A ） A．c(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-) B．c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-) C．c(H+

9、)＞[c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)] D．c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L （3）強酸弱堿鹽溶液 【例3】在氯化銨溶液中，下列關系式正確的是 （ A ） A．c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-) C．c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＝c(OH-) D．c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-) （4）強堿弱酸鹽溶液 【例4】在Na2S溶液中下列關系不正確的是

10、 （ AD ） A．c(Na+) =2c( HS-) +2c(S2-) +c(H2S) B．c(Na+) +c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+ 2c(S2-) C．c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-) D．c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+ c(H2S) 【點撥】電荷守恒：c(Na+) +c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)； 物料守恒：c(Na+) =2c(HS-) +2c(S2-) +2c(H2S)； 質子守恒：c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+2c(H2S)。選AD （5

11、）強堿弱酸的酸式鹽溶液 【例5】碳酸是二元弱酸，碳酸氫鉀溶液呈堿性，在0.1mol/LKHCO3溶液中，下列關系正確的是 （ D ） A．c(K+) +c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+ c(CO32-) B．c(HCO3-) + c(CO32-) =0.1mol/L C．c(CO32-) ＞c(H2CO3) D．c(K+) = c(H2CO3)+ c(HCO3-) + c(CO32-) 3、同濃度不同種溶液中同種離子濃度的大小比較 【例6】等物質的量的下列溶液中，NH4+的濃度由大到小的順序是 ①NH4Cl ②NH4

12、HCO3 ③ NH4HSO4 ④ NH4NO3 3、 混合溶液中離子濃度的大小比較 （1）兩種物質混合不反應 【例7】用物質的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其 中c(CH3COO-)＞c(Na+)，對該混合溶液的下列判斷正確的是( AB ) A．c(H+)＞c(OH-) B．c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2 mol/L C．c(CH3COOH)＞c(CH3COO-) D．c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.2 mol/L （2）兩種物質恰好完全反應 【例8】在10ml 0

13、.1molL-1NaOH溶液中加入同體積、同濃度CH3COOH溶液，反應后溶液中各微粒的濃度關系錯誤的是( A ) A．c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+) C．c(Na+)＝c(CH3COO -)＋c(CH3COOH) D．c(Na+)＋c(H+)＝c(CH3COO-)＋c(OH-) （3）兩種物質反應，其中一種有剩余 【例9】把0.02 molL-1 CH3COOH溶液與0.01 molL-1NaOH溶液等體積混合，則混合液中微粒濃度關系正確的是( AD ) A.

14、 c(CH3COO-)＞c(Na+) B. c(CH3COOH)＞c(CH3COO-) C. 2c(H+)＝c(CH3COO-)-c(CH3COOH) D. c(CH3COOH)+c(CH3COO-)＝0.01 molL-1 【規(guī)律】 1、水解的鹽>雙水解的鹽 2、當溶液中存在水解的顯性離子時，抑制鹽的水解，則該水解的離子濃度大 六、板書設計 鹽溶液中微粒濃度大小的比較 1、緊抓兩個“微弱” 2、牢記三個“守恒” 碳酸鈉(Na2CO3)溶液中的三個守恒規(guī)律 電荷守恒： c(Na+)＋c(H+)＝2c(CO32-)＋c(HCO3-)＋c(OH-) 物料守恒： c(Na+)=2[c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)] 質子守恒： c(OH-)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)