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――高三化学一轮复习电解质溶液中离子浓度大小的比较的教学设计

清新一中　吴玉颜

【考纲要求】

1．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。

2．了解水的电离

3.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。

4.以上知识的综合应用

【高考展望】

电解质溶液中离子浓度大小比较问题是高考的热点之一，多年来全国高考化学试卷年年涉及这种题型，这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、电离度、水的电离、PH值、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力．

【教学过程】

一、实验探究情境设计：往氨水溶液中逐滴加入稀盐酸，溶液的酸碱性如何变化？溶液中离子浓度大小的关系如何？

二、知识回顾：让学生自行回顾并归纳氨水溶液中存在的化学平衡和离子浓度大小关系。

三、问题的提出：逐滴加入稀盐酸——学生讨论并归纳溶液的酸碱性如何，但必须注意药品用量问题。

四、实验探究：老师操作实验

1．向一定量(20mL 0.1mol•L^-1)的氨水溶液中滴加两滴的酚酞，然后入两滴的稀盐酸(0.1mol•L^-1)（氨水过量）；

2．继续滴加至刚好呈中性；

3．继续滴加至刚好完全反应；

4．继续再滴加两滴的稀盐酸，

5．继续再滴加过量较多的稀盐酸；

五、学生结合实验讨论原因并交流意见，书写离子浓度大小的关系。

六、学生结合实验作出pH与所加盐酸溶液体积（V/mL）的关系如图

七、结果呈现并点拨，最后总结出五种大小关系和一种等量关系及关系图。

１.大小关系：

①c（NH₄⁺）＞c（OH^-）＞c（Cl^-）＞c（H⁺）[溶质为NH₃•H₂O(多)和NH₄Cl(少)，溶液呈碱性]

②c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）[溶质为NH₃•H₂O和NH₄Cl，溶液呈碱性]

③c（NH₄⁺）＝c（Cl^-）＞c（OH^-）＝c（H⁺）[溶质为NH₃•H₂O和NH₄Cl，溶液呈中性]

④c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-） [溶质为NH₄Cl，溶液呈酸性]

⑤c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）[溶质为NH₄Cl和HCl，溶液呈酸性]

２.等量关系

c（NH₄⁺）＋c（H⁺）＝c（Cl^-）＋c（OH^-）

３. pH与所加盐酸溶液体积（V/mL）的关系如图

知识归纳

一、电离平衡理论和水解平衡理论：

1．电离平衡：

(1)弱电解质的电离平衡是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时考虑水的电离的存在．例氨水(NH₃•H₂O)中粒子浓度大小关系为：

c（NH₃•H₂O）＞c（OH^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）

(2)多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步为主．例H₂S溶液中微粒浓度大小关系为：c（H₂S）＞c（H⁺）＞c（HS^-）＞c（S^2-）＞c（OH^-）

2．水解平衡：

(1)弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗．例NH₄Cl中有：c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）

(2)弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微弱的(双水解除外)，因此水解生成的弱电解质及产生的H⁺或OH^-也是微量的．但由于水的电离平衡和盐类的水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中的H⁺ (或碱性溶液中的OH^-)总大于水解产生的弱电解质的浓度．例NH₄Cl中有：

c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（NH₃•H₂O）＞c（OH^-）

(3)一般来说,“谁弱谁水解，谁强显谁性”，例Fe₂(SO₄)₃显酸性，Na₂CO₃显碱性．弱酸酸盐特殊：例NaHCO₃显碱性(水解大于电离)，NaHSO₃显酸性(电离大于水解)．

(4)多元弱酸的酸式离子的水解是分步电离的，主要以第一步为主，例Na₂CO₃溶液中微粒浓度关系：c（CO₃^2-）＞c（HCO₃^-）＞c（H₂CO₃）

二、电解质溶液中的三大守恒关系：

1．电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等．例Na₂CO₃溶液中：

c（Na⁺）+c（H⁺）=2c （CO₃^2-）+c（HCO₃^-）+c （OH^-）

2．物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化，变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数不会改变的，例Na₂CO₃溶液中：c（Na⁺）=2c （CO₃^2-）+2c（HCO₃^-）+2c（H₂CO₃）

３.质子守恒：根据水电离出来的H⁺和OH^-的量总是相等的，即结合氢离子和失去氢离子的量是相等．例Na₂CO₃溶液中：c （OH^-）=c（H⁺）+c（HCO₃^-）+2c（H₂CO₃）

课堂练习：　　　　　　　　　　

一、   写出下列物质在水溶液中的离子浓度大小关系和三大守恒关系：

１.H₂SO₃

２. NaHCO₃

二、往NaOH溶液中逐滴加入CH₃COOH溶液，写出离子浓度变化的５种情况．

三、常温下在20mL0.1mol/LNa₂CO₃溶液中逐滴加入0.1mol/L HCl溶液40mL，溶液的pH逐渐降低，此时溶液中含碳元素的微粒物质的量浓度的百分含量（纵轴）也发生变化（CO₂因逸出未画出），如图所示．请回答下列问题：

（1）20mL 0.1mol/LNa₂CO₃溶液呈碱性的原因是（用离子方程式表示）CO₃^2-+H₂O⇌HCO₃^-+OH^- ；其溶液中所有阳离子和阴离子的浓度有何关系？（用等式表示）c（Na⁺）+c（H⁺）=2c（CO₃^2-）+c（HCO₃^-）+c（OH^-） ．
（2）某同学认为该溶液中Na₂CO₃的水解是微弱的，发生水解的CO₃^2-离子不超过其总量的10%．请你设计简单实验证明该同学的观点是否正确用pH试纸（或pH计）测常温下0.1mol•L^-1Na₂CO₃溶液的pH，若pH＜12，则该同学的观点正确；若pH＞12，则该同学的观点不正确 ．
（3）若向20mL 0.1mol/LNa₂CO₃溶液中加入BaCl₂粉末3.328×10^-7g时开始产生沉淀X，则Ksp（X）=8.0×10^-9 ．
（4）请写出OAB段的离子方程式CO₃^2-+H⁺=HCO₃^- ；当混合液pH=6 时，开始放出CO₂气体．

总结规律：

１.  必须有正确的思路：

　　　　　　　　　　　　酸或碱溶液――考虑电离

　　　　　　　单一溶液　盐溶液――考虑水解

电解质溶液　　　　　　　不反应――同时考虑电离和水解

　　　　　　　混合溶液　　　　　　　　生成酸或碱――考虑电离

反应　不过量　生成盐――考虑水解

过量――根据过量程度考虑水解或电离

２.  掌握此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒．

３.  分清主要地位和次要地位．