一、教材分析：
（一）本章教材的總體認識：
1、地位和作用：
第二章已學習化學平衡原理，本章學習水溶液中的離子平衡。離子平衡知識與化學平衡知識密切相關，尤其是化學平衡的建立和平衡移動原理等知識及其學習方法，可直接用來指導對離子平衡的學習。因此，本章是化學平衡學習的繼續與拓展。對電離平衡、水解平衡和溶解平衡的掌握，是對中學化學的平衡理論體系的豐富和完善。本章是高中化學的重要內容之一，是中學化學基礎理論的一個重要部分，也是學生整個中學階段的難點。
通過本章的學習，不僅可以加深對已學過的強弱電解質、離子反應和離子方程式等知識的理解，而且還可以進一步指導有關電解和物質的檢驗等知識的學習。有關電離平衡，鹽類水解，離子濃度大小比較等知識考點是歷年高考考查的熱點和難點，依知識點設計的考題，題型多樣，考題具有較強綜合性。在本章結束或復習時總結化學平衡、電離平衡、溶解平衡及水解平衡等四大動態平衡的范圍、原理、影響條件、熱效應及平衡特征，以便讓學生建構完整的平衡知識體系。
2、內容及結構
（二）教學目標：
1、知識與技能：
（1）能描述弱電解質在水溶液中的電離平衡，了解酸堿電離理論。
（2）知道水的離子積常數，能進行溶液pH的簡單計算。
（3）初步掌握測定溶液pH的方法，知道溶液pH的調控在工農業生產和科學研究中的重要應用。
（4）認識鹽水解的原理，歸納影響鹽類水解程度的主要因素，能舉例說明鹽類水解在生產、生活中的應用。
（5）能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀轉化的本質。
2、過程與方法：
（1）能夠從結構和組成上加以理解電解質的相關概念，通過對實驗的探究和實驗結果的分析能從平衡移動的角度理解電離平衡及其移動和移動后結果比較。
（2）通過水的離子積的導出，加深對弱電解質電離的理解，找到溶液發生酸堿性變化的平衡點。
（3）通過分析酸或堿的稀溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小，加深理解pH的大小與酸堿性的關系。
（4）通過實驗并應用歸納法分析鹽類水解的規律，分析不同鹽類呈現不同酸堿性的本質原因。
（5）討論影響鹽類水解的主要因素，認識鹽類水解的應用，充分理解守恒觀點的具體應用。
（6）通過將“生成沉淀的離子反應”轉化為“固體溶解的問題”來討論，學會變換觀察問題的角度來重新認識和思考原有知識的方法。
（7）通過對沉淀溶解的討論，了解幾種促使沉淀溶解的基本方法。
（8）通過弱電解質的電離、鹽類水解和沉淀轉化的知識學習，將電離平衡、水解平衡和溶解平衡理解為化學平衡的一種特殊形式，加深對平衡移動原理的理解和認識，完成“理論――實踐――理論”的提升。
3、情感態度與價值觀：
（1）通過對弱電解質的電離平衡、水的電離平衡、鹽類水解的規律的總結和溶解平衡的規律和方法的總結讓學生體會事物變化的那種豐富多彩的內在美；
（2）通過電離平衡、水的電離平衡、鹽類水解、溶解平衡的學習，理解外因和內因對事物影響的辯證關系，建立矛盾的統一和轉化的對立統一的自然辯證觀；
（3）通過電離平衡、水的電離平衡、鹽類水解、溶解平衡相關知識的歸納與總結和針對性、階梯性練習的設置與訓練，讓學生體會學習過程的系統、嚴密與循序漸進。
（4）通過實驗和實踐活動理解其原理的設計，了解化學定量分析的方法，學會用圖像和表格等方式去分析問題，提高從事科學探究的能力和綜合素質。
（5）贊賞運用化學反應原理合成新物質對科學技術和人類社會文明所起的重要作用，能對生產、生活和自然界中的有關化學變化現象進行合理的解釋。增強探索化學反應原理的興趣，樹立學習和研究化學的志向。
（三）教學大綱、考試說明
新課標要求
2007年廣東考試說明
內容標準
活動與探究建議
1．能描述弱電解質在水溶液中的電離平衡，了解酸堿電離理論。
2．知道水的離子積常數，能進行溶液pH的簡單計算。
3．初步掌握測定溶液pH的方法，知道溶液pH的調控在工農業生產和科學研究中的重要應用。
4．認識鹽類水解的原理，歸納影響鹽類水解程度的主要因素，能舉例說明鹽類水解在生產、生活中的應用。
5．能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀轉化的本質
①實驗：用pH計測定中和反應過程中溶液pH的變化，繪制滴定曲線。
②實驗：測定不同鹽溶液的pH，說明這些鹽溶液呈酸性、中性或堿性的原因。
③實驗探究：促進或抑制氯化鐵的水解。
④實驗：沉淀的轉化。
⑤查閱資料并交流：含氟牙膏預防齲齒的化學原理，提出加氟預防齲齒需要注意的問題。
7．電解質溶液
(1)了解電解質的概念。了解強電解質和弱電解質的概念。
(2)了解電解質在水溶液中的電離，以及電解質溶液的導電性。
(3)了解弱電解質在水溶液中的電離平衡。
(4)了解水的電離，離子積常數。
(5)了解溶液pH的定義。了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算。
(6)了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應用。
(8)了解難溶電解質的溶解平衡。
8．以上各部分知識的綜合應用。
（四）教學建議：
1、注意與已學知識的銜接，重視兩條知識鏈的落實
教學中充分利用初中和高中必修、選修已學的知識，采用理論推理與實驗探究相結合的方法，逐步分析并推出一系列新知識點（新概念）知識點之間環環相扣。全章4節內容可分為兩條知識鏈：一是與弱電解質相關的電離平衡，包括l～3節。它們在知識的認識水平上是漸進的．前一節是后一節的基礎和鋪墊；二是沉淀溶解平衡安排在第4節。它的知識基礎是溶解度和化學平衡理論。
2、認真學習課程標準、考試說明，把握教學尺度和方向
課程標準是教學的綱領性文件，考試說明是教學方向的指導文件，只有深入領會這兩個方面的要求，才能更好的完成教學任務。比如：非電解質的概念在教材都沒有涉及，但在高考題中出現，并且該選相為正確答案，這就要求在教學中提及該概念；再如：pH測定方法中的酸度計、廣泛pH試紙與精密pH試紙的精度，前者課本并沒有說明（只是在課本的彩圖可以看出），后兩個是以資料的形式呈現。假如我們只重視課程標準而忽視高考說明的話，可能會給高考或者高三復習帶來一定的困難。
3. 控制教學內容的深廣度，重視知識呈現的選擇性
在運用已學知識分析、推導新知識的過程中，可以通過搭設小臺階減小理論學習的坡度（如上面各節框圖所示），降低學習難度，給學生留出自主學習的時間和空間。在保證達到課程標準規定的基本要求的前提下，要注意教學內容的深廣度。如對于沉淀溶解平衡，課標僅僅要求定性地描述，知道沉淀轉化的本質，在教學中就不宜定量分析和計算；教材在科學視野欄目中提供的與正文內容緊密相連的更深入些的知識如電離常數、鹽的水解常數、溶度積等為學生選擇性學習提供內容，應根據學生實際情況決定教學策略；對于溶液pH計算，只要求計算強酸溶液、強堿溶液以及涉及這兩者反應后混合液的PH；教材以資料的形式提供的某些相關數據、事例等內容，在教學中能達到幫助學生更好理解正文內容的目的便可。以上這些內容都有賴于教師在教學中注意呈現知識的選擇性，準確把握好教學內容的深廣度。
4. 落實教材活動、探究欄目內容，激發學生的學習興趣
理論性比較強是本章的特點，在教學中應注意不可忽視理論與實際的聯系，陷入到從理論到理論的教學誤區中，導致學生逐漸喪失學習化學的興趣。根據化學學科的特點及學生的心理生理特點，本章教材在理論分析中穿插了一定量的實驗、科學探究、思考與交流，運用驗證推理、探究和分析等方法，使理論分析豐富、生動起來，本章提供了三項科學探究和實踐活動：①實踐活動：用pH計測定中和反應過程中溶液pH的變化，繪制滴定曲線。②科學探究：測定不同鹽溶液的pH，尋找這些鹽溶液呈酸性、中性或堿性的原因。③科學探究：探究促進或抑制氯化鐵的水解的條件。
這些活動與探究建議內容豐富、形式多樣，探究性較強。其中②是在教學中多年使用的探究活動，①是新的活動內容。做好這些探究活動有利于激發學生的學習興趣，促使學生主動參與其中，使之在學習科學知識的同時，培養學習化學的濃厚興趣。
5、理論分析與實驗探究并重，重視學習過程的作用
理論性比較強是本課程的特點。理論分析是研究、闡述理論問題最重要、最常用的方法，也是學生學習理論性知識和訓練邏輯思維、推理能力的必要途徑。根據化學學科的特點及學生的心理、生理特點，本章的理論分析穿插了一定量的實驗、科學探究、思考與交流，或驗證推理，或引導探究和分析，使理論分析豐富、生動起來，同時也促使學生主動參與其中，使之在習得科學知識的同時，也培養了邏輯思維能力，獲取了科學探究的體驗。
6、發揮計算機輔助教學的作用，增強教學的直觀性
本部分教材的理論性較強，為便于學生直觀了解其特點和本質，可利用計算機課件增強教學的直觀性。比如：在講解鹽酸和醋酸的電離、中和滴定、鹽的pH測定實驗等問題時，可以從網絡上下載一些或自做一些Flash課件，提高教學的直觀性。充分應用網絡優勢，做到資源共享。
7.注意理論聯系實際，體現化學知識的社會價值
本章內容涉及的應用知識較豐富覆蓋面也較大，呈現形式多樣。不僅在2～4節的正文中均有pH的應用、鹽類水解反應的應用、沉淀反應的應用等一定篇幅的應用內容，在家庭小實驗、資料等欄目及問題的引出中，教材多處以不同方式涉及了相關知識的應用、由于其中相當部分的內容不僅僅是簡單的事實介紹，而是于實際問題中應用所學進行理論分析或技能實踐，因此在教學中落實這些理論聯系實際的內容，有助于學生鞏固、加深對相關知識的理解。
（五）課時安排建議：
第一節 弱電解質的電離 2課時
第二節 水的電離和溶液的酸堿性 4課時
第三節 鹽類的水解 3課時
第四節 難溶電解質的溶解平衡 2課時
專題訓練 2課時
復習測試講評 2課時
第一節 弱電解質的電離
(一)、教材內容：
本節包括兩大部分：一是“電解質有強弱之分”；二是“弱電解質的電離過程是可逆的”，并存在著電離平衡。要求學生在已經學過化學平衡理論并了解電解質發生電離和發生離子反應的條件等知識的基礎上，進一步學習強電解質和弱電解質的概念，了解強、弱電解質與酸、堿、鹽在物質類別方面的聯系，及弱電解質的電離平衡以及濃度等條件對電離平衡的影響。
（二）、教學目標：
1、知識與技能：
（1）認識電解質有強弱之分，能應用化學平衡理論描述弱電解質在水溶液的電離平衡。
（2）了解強弱電解質與酸、堿、鹽在物質類別方面的聯系，了解物質的分類方法與強弱電解質之間的關系。
（3）理解弱電解質的電離平衡以及外界條件對電離平衡的影響。
（4）了解電離平衡常數，能用電離平衡常數解釋有關離子濃度的問題。
2、過程與方法：
通過對電解質概念的教學，了解概念形成的一般方法，理解化學平衡原理對電離平衡中的指導作用，了解平衡的思想與方法。
3、情感態度與價值觀：
通過本節的學習，了解物質間的相互聯系、相互依存和相互制約的關系，了解由一般到特殊的辨證關系。
（三）教學重點與難點：
本節教學重點：強、弱電解質的概念和弱電解質的電離平衡
本節教學難點：弱電解質的電離平衡
（四）教學建議：
（1）在復習電解質與非電解質的基礎上了解電解質有強弱之分，以酸、堿、鹽是電解質為切入點，以鹽酸和醋酸的酸性為設疑點，創設教學情景和教學氛圍。在教學設計中，應該充分體現分類原則和分類思想，了解相應的概念。
（2）認真設計實驗3-1，先引導學生書寫Mg與HCl反應的離子方程式，指出金屬與酸的反應實質上是金屬與酸電離出H+的反應，反應的快慢取決于金屬的活動性和H+的濃度；可考慮將課本的實驗結果設計成兩部分，一個用于通過實驗分析幫助學生建立強弱電解質的概念，一個研究強弱電解質反應時的特征，初步建立弱電解質電離平衡的思想。在完成實驗3-1后通過討論得到的結論是：A.由于鎂與鹽酸反應速率較大，表明同體積、同濃度的鹽酸比醋酸溶液中c(H+)大，并由此推斷：在水溶液中，HCl易電離，CH3COOH較難電離；B.由于相同物質的量濃度的鹽酸比醋酸溶液的pH小，且鹽酸的物質的量濃度與鹽酸中H+濃度幾乎相等，表明溶液中HCl分子是完全電離，而CH3COOH分子只有部分電離。通過對實驗結果的分析，得到強弱電解質的概念；在完成概念的基礎上，了解強弱電解質的判斷方法。通過比較鹽酸與醋酸的反應時的特征，結合強酸制弱酸的規律引出醋酸電離與鹽酸與醋酸鈉反應的離子方程式建立醋酸電離可逆的觀點，應用速率變化的觀點和課本圖3-3，建立電離平衡的思想。
（3）為加深對電離平衡的認識，可按照教學參考書的要求，補充實驗3-1-1，充分理解電離平衡是動態平衡，電離平衡是化學平衡的一種特殊形式。在本部分的教學中，應該充分利用實驗手段，強化對電離平衡認識。將電離平衡納入化學平衡的知識體系中，形成知識系統。
（4）在認識電離平衡是化學平衡的基礎上，建議通過補充課堂實驗，加深理解外界條件對電離平衡的影響，①補充醋酸溶液的稀釋實驗，在1mol/L的醋酸溶液中加水，用pH計測pH的變化，將實驗數據繪制成曲線，理解濃度變化與氫離子變化的關系，加深認識稀釋電離平衡的移動方向。②補充在O.1mol/L的加入醋酸鈉固體,用pH計測加入前后的pH值。通過對醋酸鈉的加入使醋酸的pH增大，認識物質加入對電離平衡的影響，加強平衡理論與電離平衡的聯系，形成知識體系。③補充實驗:加熱0.1mol/L的醋酸溶液,用pH計測溫度不同時的pH,理解溫度對電離平衡的影響，加深認識弱酸的電離是一個吸熱過程。這些實驗事實不僅能強化對電離平衡是一種特殊化學平衡的理解，同時為后面的水的電離平衡、鹽類水解平衡和溶解平衡的學習也鋪平了道路。
（5）組織好思考與交流、科學視野的討論，利用討論―填表―分析―歸納的方法強化弱酸與弱堿電離平衡的特點，認識電離平衡的特征。利用知識遷移完成電離平衡常數的教學。
（6）從平衡常數自然引申到電離常數，通過弱酸的電離常數了解二元酸的分步電離和溶液中的氫離子主要是有第一步電離產生的，并用電離常數解釋稀釋平衡移動的方向。同時為解決溶液中離子濃度的比較作知識準備。
（7）在教學方法的選擇上，結合不同的知識點可采用不同的教學方法，本部分內容主要有三個部分：①電解質有強弱之分。本部分教學可采用體驗式教學法，給出一些物質讓學生經歷、感悟其中的強電解質和弱電解質，通過交流和討論使他們對電解質的分類認同，然后形成規律。②弱電解質的電離過程是可逆的。本部分教學可采用探究式教學法，設置探究問題：鹽酸與醋酸的電離有什么不同，學生嘗試用幾種不同的方案進行，通過討論篩選出合理方案進行實驗，通過對實驗的現象分析得出結論。③酸性強弱的比較。本部分教學可采用實踐式教學法，通過課本實驗3-2，結合電離平衡常數進行解釋、應用。
（8）從課后習題中，可以看出對本部分知識的要求是：能知道外界條件對電離平衡的影響，結合電離平衡常數能進行一些簡單的計算，了解溶液中離子的種類和產生的原因，明確強弱電解質在反應時的量和速率等方面的差別。
（五）教學案例：
利用實驗探究和圖表分析突破電離平衡和電離平衡的影響條件：
1、 弱電解質的電離
[學生]探究性實驗1：稀釋實驗
項 目
1mol/L HCl
1mol/L HAc
溶液的pH
稀釋1000倍后，溶液的pH值
[教師]分析上述反應實驗現象
[學生]鹽酸的pH值上升三個單位，即氫離子濃度為原來的1/1000，而醋酸的pH值增大不足2個單位，表明，氫離子的濃度降低要少得多。
[學生]探究性實驗2：酸液中加對應的鹽
物質
1mol/L HCl
1mol/L HAc
溶液的pH
物質
1mol/L HCl中加入少量的NaCl
1mol/L HAc中加入少量的NH4Ac
溶液的pH
[教師]分析上述反應實驗現象
[學生]由于醋酸溶液中，醋酸根離子濃度的增大，導致醋酸溶液的pH值上升，而鹽酸中，加入NaCl，溶液的pH值無明顯變化。
[學生]探究性實驗3．速度實驗
1mol/L HCl
1mol/L HCl+少量的NH4Ac
與鎂反應速度的比較
[教師]分析上述反應實驗現象
[學生]由于鹽酸中，醋酸要離子濃度增大，結合了部分氫離子，使溶液中氫離子濃度下降，與鎂反應產生氣泡的速度下降，劇烈程度減緩。
[設計意圖]讓學生逐步掌握讓弱電解質在水溶液中的電離平衡，體驗弱電解質的電離與分子化兩個可逆過程，鞏固弱電解質的電離平衡的理解。
2、 弱電解質的電離過程是可逆的應用
[教師]利用化學平衡的v-t圖描述CH3COOH在水中的電離情況
[學生]
[教師]上述v-t圖體現了CH3COOH在水中的電離有什么特點？
[學生]電離平衡時：v（離子化）=v（分子化）>0；溶液中的分子濃度和離子濃度保持不變。
[設計意圖]讓學生理解電離平衡與化學平衡的聯系，明白物質之間的相互依賴、相互依存的關系，學習遷移法在化學學習中的作用。
[問題]外界條件對CH3COOH的電離平衡各有什么影響？
CH3COOHCH3COO―+H+
[實驗探究]
探究項目
在1mol/L的醋酸溶液中加水
在O.1mol/L的加入醋酸鈉固體
加熱0.1mol/L的醋酸溶液
用pH計測定實驗前的pH
用pH計測定實驗后的pH
實驗分析
實驗結論
[教師]影響平衡移動的因素有哪些？
[學生]濃度與溫度
[教師] 濃度和溫度對電離平衡影響有什么規律？
[學生]稀釋電離平衡向電離的方向移動，溶液中離子的物質的量增大，濃度減小；加入生成物，電離平衡向逆反應方向移動；溫度升高，電離平衡向電離的方向移動，溶液中離子濃度增大。
[教師]外界條件對電離平衡的影響與外界條件對化學平衡的影響有什么聯系，為什么？
[學生]相同。因為電離平衡是化學平衡的一種特殊形式。
[設計意圖]了解由圖表和實驗研究化學原理的方法，實現認識論中有特殊到一般的規律，實現由實踐到規律的認識上的飛躍。同時，將電離平衡的知識與化學平衡緊密聯系，形成平衡的知識體系。
第二節 水的電離和溶液的酸堿性
（一） 教材內容：
本節教材可分為三個部分：一是水的電離平衡及水的離子積，二是溶液的酸堿性和pH，三是中和滴定。在弱電解質電離平衡的基礎上，將水看成一種反應物濃度不變的弱電解質，從一般到特殊認識水的電離平衡的特征（水的電離平衡和離子積），逐步認識水溶液中離子濃度的特點（溶液的酸堿性），從定性到定量的研究其特征（溶液pH的簡單計算），最后考慮其應用（中和滴定實驗和應用）。在方法上遵循從一般到特殊，從定性到定量，從簡單到復雜的認識觀。
（二）教學目標：
1、知識與技能：
（1）了解水是一種弱電解質，在一定條件下水的離子積是常數。
（2）了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算；了解pH在工農業生產和科學研究中的重要作用。
（3）掌握酸堿中和滴定實驗的方法和原理，能了解中和滴定實驗的應用。
2、過程與方法：
（1）通過對水的離子積的導出，加深對弱電解質電離平衡的認識，了解一般與特殊的關系。
（2）通過對酸堿溶液的分析，了解溶液中數量變化對性質的影響，體會由量變到質變的過程。
3、情感態度與價值觀：
（1）了解化學定量分析的方法，體驗化學在科學研究中作用和地位，提高學生的科學素質。
（2）通過酸堿溶液中離子濃度對溶液性質的影響，培養學生辯證唯物主義的世界觀和方法論。
（三） 、教學重點和難點
本節教學重點：水的離子積，c(H+）、pH與溶液酸堿性的關系。
本節教學難點：水的離子積，有關溶液pH的簡單計算。
（四）教學建議
（1）本節新課引入可由復習弱電解質入手，在上節強酸、強堿和鹽是強電解質，弱酸、弱堿和水是弱電解質的基礎上，直接引出水的電離和電離方程式，然后應用化學平衡原理討論水的電離。
（2）通過水的電離平衡的討論，結合化學平衡常數引導出離子積。在教學中可設計幾個計算，讓學生從計算的結果上理解水的離子積在溫度一定的條件下是一個常數的事實，為pH的計算和鹽類水解做準備。
平衡常數
c（H2O）
c（H+）
c（OH-）
c（H+）?c（OH-）
純水
不變
常數
10-7
10-7
加鹽酸
不變
常數
增大
加燒堿
不變
常數
增大
（3）通過對上面的討論結果的分析，增加水電離平衡的移動方向、溶液中c（H+）和c（OH-）的相對大小、溶液酸堿性，繼續深化討論。通過討論得到以下結論：水的離子積是一個常數，溶液的酸堿性取決于c（H+）和c（OH-）的相對大小。再此基礎上給出pH的計算式和pH的測定方法。
（4）pH的計算應分類型進行教學，按照要求可設計以下題型進行：①強酸與強堿單一溶液的計算②強酸與強堿稀釋問題的計算③酸堿混合問題的計算，理解計算的思路：酸性（c（H+）→pH），堿性（c（OH-）→c（H+）→pH）。
（5）在介紹pH在工農業生產、科學研究、日常生活和醫療保健可結合一些事例進行，一方面可以鞏固知識，另一方面也可使介紹生動具體。比如：在介紹酸堿性在醫療中的作用時，可結合選修一食物的酸堿性與飲食健康進行，在介紹在環保中的應用可結合廢水處理中離子共存的事例進行。
（6）可將介紹中和滴定的實驗改為邊講邊實驗，從實驗目的、實驗原理、實驗用品、實驗步驟、數據記錄、數據處理、誤差分析、問題討論等方面進行，一為講清該實驗給學生感性認識，另一方面組織好學生寫好該實驗報告。
（7）本部分知識在教學方法的選擇上仍具有多樣性，本部分的知識有四個部分①水的電離。本部分知識是弱電解質電離平衡的繼續，因為水是一種弱電解質，因此可采用體驗式教學法。首先根據水是一種弱電解質的事實，進行交流和討論，形成知識規律。②溶液的酸堿性與pH。本部分知識具有較強的應用性，一般探究難以得到理想的效果，建議采用接受式教學法。③pH的應用。本部分知識是pH的應用問題，可采用接受式教學法。④酸堿中和滴定。這是一個學生的實踐活動，教學方式采用實踐式教學法為好。
（8）從本節習題可以看出：在教材上要求學生能分清溶液中氫離子濃度的大小、分析弱酸、弱堿中的離子種類、酸堿混合后pH的計算、了解中和滴定的應用和等體積等pH的強酸與弱酸反應時的量的關系。
（五）教學案例
1、溶液pH的計算：
一．回顧
c(H+)
c(OH-)
c(H+)與c(OH-)大小比較
Kw
酸堿性
加酸后水的電離平衡
蒸水
加酸前
加酸后
[設計意圖]鞏固上一節課關于水的電離以及水的離子積常數等相關知識，加深對溶液酸堿性的理解。
二．溶液的酸堿性
[教師]溶液呈酸性、堿性還是中性，其依據是什么？
A．應看c(H+)和c(OH-)的相對大小
B．應看c(H+)與1×10-7mol/L相對大小比較
C．應看pH值
[學生]溶液酸堿性的判斷關鍵看c(H+)和c(OH-)的相對大小
[引申]B與C選項作出什么的補充才可用于判斷溶液的酸堿性？
[學生] 1×10-7mol/L與pH=7的臨界標準適合于常溫下在溶液。
[教師]怎樣測定溶液的pH呢？各種方法的精確度分別是多少？
[學生]閱讀課本，回答：有廣泛pH試紙、精密pH試紙和酸度計，精確度分別是整數、0.1和0.01。
[教師]pH是怎樣計算的，計算方法是什么？（引出下部分）
[設計意圖]了解pH的公式和測定方法，為計算作準備。
三．pH值的計算
[例題1] 取0.1mol/L的HCl溶液，其pH是多少？取0.1mol/L的NaOH溶液，其pH是多少？
[練習]按pH由小到達排列
A、0.01 mol/L的NaOH溶液 B、0.01 mol/L的鹽酸 C、水
D、0.05 mol/L的硫酸溶液 E、0.05 mol/L的氫氧化鋇溶液
[例題2] 1mLpH=3的HCl溶液加水稀釋到100mL后，溶液的pH是多少？
[練習]將1mL pH=13的NaOH溶液加水稀釋到1000mL，溶液的pH是多少？
[例題3] 10mL0.100mol/L HCl溶液與10mL0.200mol/L NaOH溶液反應后，溶液的pH值是多少？
[練習]101mL pH=2的H2SO4與99mLpH=12的NaOH溶液混合，溶液的pH是多少？
[例題4]將pH=12的NaOH與pH=9的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH是多少？
[練習]將pH=2的HCl與pH=4的HCl等體積混合，溶液的pH是多少？
[學生總結]1、酸堿pH計算的方法：酸性（c（H+）→pH），堿性（c（OH-）→c（H+）→pH），2、計算公式：pH=-lgc(H+)
[設計意圖]通過例題和練習總結pH計算的方法和規律，掌握pH計算的基本技能，培養學生的歸納和總結能力。
3、對實踐活動的建議：
對于本部分內容是化學實驗中為數不多的定量實驗，為此采用的教學方法為實踐式教學法，具體教學設計如下：
一、問題討論：
[問題1]在實驗室中有一瓶長期放置的NaOH溶液，怎樣測定它的濃度？
[設計意圖]通過問題引出課題，了解中和滴定的應用。
[問題2]現采用0.1mol/L HCl測定，怎樣才能知道HCl與NaOH剛好完全反應？怎樣才能測定HCl與NaOH溶液的體積？
[設計意圖]通過該問題的討論引出中和滴定的儀器和指示劑，明確實驗儀器和實驗方法。
[問題3]在20mL 0.1mol/L的NaOH溶液中加入下列體積的0.1mol/LHCl溶液，計算下列溶液混合的pH值。
體積
0
10
15
19
19.96
20
20.04
20.96
21
25
30
pH
[設計意圖]通過數據建立滴定曲線，明白在接近終點時pH的變化，知道指示劑選擇對滴定結果的影響。
二、學生實驗：
按照課本P50實踐活動進行，教師講解實驗注意問題。
三、學生書寫實驗記錄，并對實驗結果進行分析。
[設計意圖]通過學生的實踐活動，對中和滴定的操作和實驗數據的處理有初步了解，為下一步教學活動做知識準備。
四、回答下列問題：
[問題1]滴定管的種類有幾種？使用時要注意哪些問題？為什么？
[問題2]怎樣檢查滴定管是否漏夜？如何排凈滴定管中的氣泡？如何潤洗滴定管？怎樣讀取數據？
[問題3]在實驗室進行實驗時，為什么要把初始液面調至“0”或“0”刻度以下？將一個量程為25mL 的滴定管中液面在“0”刻度的溶液全部放入量筒中，溶液的體積為：（A）大于25mL（B）等于25mL（C）小于25mL，為什么？
[問題4] 下面是用標準酸滴定待測堿而引起的結果變化情況 ，在實驗時若出現下列情況，對實驗結果有什么影響？
實驗操作情況
對c堿的影響
①開始滴定時滴定管尖嘴處留有氣泡
偏
②讀數開始時仰視，終止時俯視
偏
③到滴定終點時尚有一滴酸掛在滴定管尖嘴外而未滴入錐瓶
偏
④洗凈的酸管未用標準液潤洗
偏
⑤洗凈的錐瓶用待測堿潤洗
偏
⑥不小心將標準液滴至錐瓶外
偏
⑦不小心將待測堿液濺至錐瓶外
偏
⑧滴定前向錐形瓶中加入10 mL蒸餾水，其余操作正常
[設計意圖]將知識進行歸納整理，應用實驗解決實際問題。
[學生練習]
1、某學生中和滴定實驗的過程如下：?
(a)取一支堿式滴定管，(b)用蒸餾水洗凈，(c)加入待測的NaOH溶液，(d)記錄液面刻度的讀數，(e)用酸式滴定管精確放出一定量標準酸液，(f)置于未經標準酸液潤洗的潔凈錐形瓶中，(g)加入適量蒸餾水，(h)加入2滴酚酞試液，(i)開始滴定，邊滴邊搖蕩，(j)邊注視滴定管內液面變化，(k)當小心滴到溶液由無色變成粉紅色時，即停止滴定。(l)記錄液面刻度的讀數。(m)根據滴定管的兩次讀數得出NaOH溶液的體積為22 mL。指出上述實驗過程中的錯誤之處(用編號表示) 。?
2、下列實驗中，直接采用沾有水滴的儀器，對實驗結果沒有影響的是( )?
A.氨的噴泉實驗：燒瓶 B.實驗制取氧氣：試管? C.中和滴定：錐形瓶 D.中和滴定：滴定管?
4、 用已知濃度的NaOH溶液測定某H2SO4溶液的濃度，參考右圖，從下表中選出正確選項
錐形瓶中的溶液
滴定管中的溶液
選用指示劑
選用滴定管
A
堿
酸
石蕊
（乙）
B
酸
堿
酚酞
（甲）
C
堿
酸
甲基橙
（甲）
D
酸
堿
酚酞
（乙）
[設計意圖]將所學知識用于實際問題中，完成知識的提升。
第三節 鹽的水解
（一） 教材內容：
本節內容有三個部分：第一部分是找規律，從學生比較熟悉的鹽類物質入手，引導學生通過實驗并運用歸納法分析鹽類的組成與鹽溶液酸堿性的對應關系；第二部分是查原因。以水的電離平衡為基礎，分析鹽類電離出的陰、陽離子與水電離出的H+和OH-結合成弱酸或弱堿的趨勢，明確不同鹽溶液呈現不同酸堿性的本質原因，同時深化對過去所學“離子反應發生的條件”的認識。為此，教科書設計了【思考與交流】、【學與問】和【家庭小實驗】等多種活動與探究的形式。這部分是本節教學的重心，也是對化學平衡、電離平衡以及水的離子積等知識的綜合運用；第三部分是談變化。討論影響鹽類水解的主要因素，同時介紹鹽類水解反應的利用。
（二）教學目標：
1、知識與技能：
（1）理解鹽類水解的本質。
（2）理解鹽類水解對溶液酸、堿性的影響及變化規律。
（3）了解鹽類水解的利用。
2、過程與方法：
（1）通過實驗并運用歸納法分析鹽類水解的基本規律。
（2）以電離平衡為基礎，認真分析鹽類電離出的陰陽離子與水電離出的氫離子與氫氧根離子結合成弱酸或弱堿的趨勢，明確不同類型的鹽類水解的本質和規律，從微觀世界看鹽類水解的本質。
（3）討論鹽類水解的影響因素，認識鹽類水解的應用，注重理論與實踐相結合的方法。
3、情感態度與價值觀：
（1）引導學生樹立“透過現象，抓住本質”的辯證唯物主義認識觀點。
（2）培養學生善于觀察、勤于思考的科學態度。
（二） 教學重點和難點：
本節教學重點：鹽類水解的本質。
本節教學難點：影響水解平衡的因素及水解反應方程式的書寫。
（四）教學建議：
（1）本節可以應用實驗設疑，實驗現象為討論的切入點，采用“列表→討論→歸納→形成概念”的方法來組織教學。在教學中充分發揮實驗的作用，從感性到理性地認識鹽類水解及其規律。以【科學探究】的實驗為基礎，應用圖表將不同類型的鹽溶液的性質進行分析比較，通過討論學生得到結論：強酸弱堿鹽呈酸性，強堿弱酸鹽呈堿性，強酸強堿鹽呈中性。通過設問引出其原因的討論。
（2）在分析鹽溶液呈現不同酸堿性的原因時，應準確把握教材中【思考與交流】的設計意圖，那就是要充分調動學生學習的主動性，讓學生在觀察前面的實驗現象基礎上，學會主動的發現問題、尋找規律、分析原因。教師引導學生充分運用水的電離平衡和鹽類電離的離子方程式，通過化學平衡移動的觀點得出本質原因，同時進行離子方程式的書寫訓練，比較鹽類水解和電離方程式的區別。
（3）在總結鹽類水解規律和水解平衡的基礎上，可通過表格進行外界條件對水解平衡的影響的教學。對于FeCl3的水解平衡：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+,下列因素對平衡有什么影響?
影響條件
實驗操作
現象或H+濃度
平衡移動方向
解釋或結論
鹽的濃度
加入FeCl3晶體
加水稀釋
溫度
升溫
溶液酸堿性
加鹽酸
加NaHCO3
（4）在介紹鹽類水解應用的教學時，應在學生閱讀教材的基礎上，引導學生填寫下表，進行歸納和總結。
（5）建議本部分內容進行一個課時的專題教學，教學內容為溶液中離子濃度大小比較和溶液中三個守恒的應用。進行該專題教學一是加深對水解平衡和電離平衡的認識，二是對本章第一主線知識進行整合，形成一個完整的知識體系。
（6）用好教材中的幾個欄目，按照教材編寫者的意圖選擇教學方法進行教學。本節是本章欄目最多的一節，有：[學與問]一個，設計意圖為：引導學生在做中學，理解離子方程式的書寫方法。[科學探究]2個，分別要求對鹽溶液的酸堿性和影響水解平衡的因素進行探究。[思考與交流]2個，分別通過展示圖表和事實，對鹽類水解的實質和影響因素進行討論，啟迪學生的思維。[家庭小實驗]1個，通過理論與實踐的結合，密切理論與實踐的聯系，培養學生情感態度和價值觀。[科學視野]1個，提供科學素材，引導學生從理論的高度認識鹽類水解的原因和規律。因此，建議將此部分知識介紹給學生，讓學生從較高的角度認識鹽類水解的實質和規律。
（7）在教學方法的選擇上，各部分特征不同，教材設計的教學意圖為：①探究鹽溶液的酸堿性，可采用探究式教學法。②鹽溶液呈現不同酸堿性的原因，可采用體驗式教學法。③影響鹽類水解的因素則是接受式教學法。
（8）從本節習題可以看出，本部分課后習題要求學生掌握離子濃度大小的比較、鹽類水解平衡的影響因素及其應用、特別是鹽類水解在工農業生產上和科學研究中的實際應用設置了三個大題，體現了教材編寫者的意圖。
（五）教學案例：
1、鹽類水解及其本質
[教師]物質的分類方法有哪些？對于鹽來說有哪些不同的分類方法？
[學生]列舉物質的分類方法；鹽的分類可以根據鹽的溶解性、元素等來分類。
[教師設疑]能不能根據酸堿的強弱來分類？
[學生思考回答]可以，可分為強酸強堿鹽、弱酸弱堿鹽、強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽。
[教師引導]每種類型的鹽溶液的性質是否一樣？
[實驗探究]測出以下鹽溶液的PH值，并完成下表
鹽溶液
NaCl
Na2CO3
NH4Cl
Na2SO4
MgCl2
CH3COONa
PH值
酸堿性
鹽的類型
[分析歸納]分析以上實驗數據，你能找出鹽溶液的酸堿性與鹽的類型有何關系嗎？
鹽的類型
強酸強堿鹽
強酸弱堿鹽
強堿弱酸鹽
溶液的酸堿性
[小組討論]1鹽溶液有的呈中性，有的呈堿性，有的呈現酸性，說明鹽溶液中c(H+)與c(OH-)相對大小如何？
2、根據水的電離平衡，為什么形成鹽溶液后，c(H+)與c(OH-)會發生改變呢？與組成鹽的陰、陽離子有沒有關系？
3、以NaCl、CH3COONa、NH4Cl為例分析這三種鹽溶液中可能存在的粒子。
4、分析三種不同類型鹽溶液中的粒子，你可以得出什么結論？
[總結歸納投影]一、鹽類水解
1、 本質：在鹽溶液中，由于鹽電離出的離子與水電離出來的H+或OH-生成弱電解質，從而促進水的電離平衡，使溶液顯示不同程度的酸性或堿性，這個過程我們成為鹽類的水解。對于不能生成弱電解質的鹽則顯中性。
[練習]你能用離子方程式把鹽類水解的過程表示出來嗎？
[拓展思考]剛才我們只討論了三種鹽，其實還有弱酸的酸式鹽、弱酸弱堿鹽等，這些鹽的水溶液的酸堿性又如何確定呢？
[實驗探究2]測量以下鹽溶液的酸堿性
鹽
NaHCO3
NaHSO3
NH4F
CH3COONH4
酸堿性
[思考]1、弱酸酸式鹽中酸式根電離使溶液顯酸性，水解使溶液顯堿性，如何判斷其酸堿性？
2、弱酸弱堿鹽中陰陽離子都可以發生水解，酸根離子使溶液顯堿性，金屬離子或銨根離子使溶液顯酸性，其水溶液酸堿性又如何判斷呢？
[思考并回答]弱酸酸式鹽溶液的酸堿性由電離程度和水解程度的相對強弱來決定其酸堿性；弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性由陰、陽離子水解程度的相對強弱來決定。
[總結歸納投影]2、規律：鹽中弱水解，誰強顯誰性。
2、溶液中離子濃度的大小（可在本章結束后以專題的形式進行）
溶液中微粒濃度大小的比較
【學生分析】1、Na2CO3溶液中存在哪些離子，寫出其反應式？
2、NaHCO3溶液中存在著哪些平衡體系？NaHCO3溶液呈什么性？說明什么問題？存在著哪些守恒關系？
【提問】
根據以上的討論分析：
1．判斷能水解的鹽溶液中離子濃度大小時要明確哪些平衡關系？
2．兩溶液相互混合后，判斷離子濃度大小時要注意什么問題？
討論回答：
1．鹽的電離平衡、水的電離平衡、鹽中弱酸離子或弱堿離子的水解平衡。
2．兩溶液混合后離子濃度大小的比較，要首先分析相互間反應時是弱酸（或弱堿）剩余，雖然生成的鹽的水解也要考慮，但剩余弱酸（或弱堿）的電離占主導地位。
【過渡】
在比較溶液中離子濃度時還常常用到電解質溶液中的三個重要守恒關系：電荷守恒，物料守恒，質子守恒。
【板書】
電荷守恒：電解質溶液中陽離子所帶正電荷總數等于陰離子所帶負電荷總數。
物料守恒：某一分子或離子的原始濃度應等于它在溶液中各種存在形式的濃度之總和，即元素的原子守恒。
質子守恒：水給出的氫離子與氫氧根離子的個數守恒。
【投影】例1
下列溶液中，離子濃度大小的排列順序錯誤的是 [ ]
A．0.1mol/L氯化銨溶液中
[Cl-]＞[NH4+]＞[H+]＞[OH-]
B．0.1mol/L碳酸氫鈉溶液中
C．pH=2鹽酸與pH=12氨水等體積混合
[Cl-]＞[NH4+]＞[H+]＞[OH-]
D．0.2 mol/LCH3COOK和HCl等體積混合
[CH3COO-]＞[Cl-]＞[CH3COOH]＞[H+]
討論分析：
根據NH4Cl的電離及炔NH4+水解溶液呈酸性，因此A正確。而
C中pH=2鹽酸[H+]=1.0×10-2= [HCl]，而pH=12的氨水[OH-]=1.0 ×10-2，但[NH3?H2O]則遠大于1.0×10-2，等體積混合后，因氨水過量，在NH4Cl與氨水的混合液中，溶液顯堿性。所以[NH4+]＞[Cl-]＞[OH-]＞[H+]，C錯誤。
D中CH3COOK+HCl=KCl+CH3COOH，且知，CH3COOK過量，反應后溶液中CH3COOK、CH3COOH、KCl物質的量相等，由于CH3COOH的電離和CH3COO-的水解程度均很小，且此時CH3COOH的電離占主導地位。因此[CH3COOH]＞[H+]、[H+]＞[OH-]，又因[Cl-]=0.05 mol/L、[CH3COO-]＞0.05 mol/L、[CH3COOH]＜0.05 mol/L，因此D正確。
答案為C。
【投影】例2
在Na2S溶液中下列關系不正確的是
A．[Na+]=2[HS-]+2[S2-] +[H2S]
B．[Na+]+[H+]=[OH-]+[HS-]+2[S2-]
C．[Na+]＞[S2-]＞[OH-]＞[HS-]
D．[OH-]=[HS-]+[H+]+[H2S]
【啟發引導】
解答這類題目的思路是：首先確定溶液中各平衡關系及其微粒，然后再分析微粒間的各種守恒關系。
討論分析：
Na2S溶液中存在下列平衡：
Na2S=2Na++S2- H2O H++OH-
S2-+H2O HS-+OH-
HS-+H2O H2S+OH-
①根據電荷守恒：
[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH-]，所以B正確。
②根據物料守恒：（鈉與硫的物質的量2∶1）
[Na+]=2[S2-]+2[HS-]+2[H2S]，所以A錯誤。
根據由水電離產生H+與OH-守恒：（①、②兩式相減）
[OH-]=[HS-]+[H+]+2[H2S]，所以D錯誤。
答案為A、D。
【投影】例3
將標準狀況下體積為2.24LCO2緩緩通入100mL1mol/LNaOH溶液中（溶液體積變化忽略不計），反應結束后，溶液中有關離子物質的量濃度的關系正確的是
討論分析：
CO2=0.01 mol NaOH=0.1mol
根據碳元素的原子守恒：
答案為A、D。
【投影】例4
已知一溶液中有四種離子：X+、Y-、H+、OH-，下列分析結果肯定錯誤的是
A．[Y-]＞[X+]＞[H+]＞[OH-]
B．[X+]＞[Y-]＞[OH-]＞[H+]
C．[H+]＞[Y-]＞[X+]＞[OH-]
D．[OH-]＞[X+]＞[H+]＞[Y-]
討論分析：
題目中四種離子在溶液中一定存在電荷守恒。
即[X+]+[H+]=[Y-]+[OH-]，
根據此等式分析四個選項，
對A選項[Y-]＞[X+]，必有[H+]＞[OH-]；
對B選項[X+]＞[Y-]，必有[OH-]＞[H+]，才能使等式成立；
對C選項[H+]＞[Y-]，必有[OH-]＞[X+]，所以C選項錯誤；
對D選項[OH-]＞[X+]，必有[H+]＞[Y-]，這樣等式成立。
答案為C。
【歸納】
電解質溶液中離子濃度大小的比較盡管復雜，但解題關鍵是抓住平衡主線，認真分析并按照離子的電荷守恒，物料守恒（元素的原子守恒）理清關系，就可快速解答。
第四節 難溶電解質的溶解平衡
（一） 教材內容：
本節教材的知識結構為：
（二）教學目標：
1、知識與技能：
（1）能應用化學平衡理論描述溶解平衡，知道轉化的本質。
（2）根據溶解度和化學平衡的理論，掌握影響溶解平衡的因素。
2、過程與方法：
（1）通過對有難溶物生成的離子反應轉化為難溶電解質溶解問題來討論，學會用變換問題角度的方法研究問題的方法。
（2）通過對沉淀溶解的討論，了解幾種促使沉淀溶解的方法。學會用變化的方式看問題，用發展的觀點看問題的方法。
3、情感態度價值觀：
通過對知識的學習和應用，體會化學平衡知識在解決實際問題中的應用，進一步認識化學知識與人類生活的密切關系。
（三） 重點和難點：
教學重點：難溶電解質的溶解平衡。
教學難點：難溶電解質的溶解平衡，沉淀的形成、溶解和轉化。
（四）教學建議：
（1）新課引入。本節課可以根據教參的建議，應用實驗的方法引入新課，這樣既可以營造通過實驗研究問題的氛圍，又可以為研究沉淀轉化做準備。
【補充實驗3-4-1】展示室溫下NaCl的飽和溶液，并明確NaCl的溶解是在水分子的作用下實現的。
【討論】（1）可采用什么方法判斷該溶液是否為NaCl的飽和溶液？NaCl在水溶液里達到溶解平衡狀態時有何特征？
（2）欲使該溶液中NaCl析出的方法有哪些？
【補充實驗3-4-2】取4 mL NaCl飽和溶液，滴加1～2滴濃鹽酸（約12 mol/L），即可觀察到大量白色沉淀產生。（提示：常溫下NaCl飽和溶液的質量分數約為26.5%，密度約為1.20 g/cm3，物質的量濃度約為5.43 mol/L）
【討論】你認為發生上述變化現象的原因是什么？
【問題】可溶性電解質的溶解既然存在著溶解平衡，那么難溶電解質在水中是否也存在著溶解平衡呢？（可以由此引出新課中的第一個【思考與交流】）
（2）將沉淀溶解問題與離子生成沉淀的反應相聯系，將溶解平衡與化學平衡相聯系，明確用化學平衡的基本規律來研究溶解平衡的相關問題，把知識緊密聯系，形成完整的知識體系。因此，這種討論問題方式的改變不僅僅是為了介紹一個知識點，更是對一種思維方式的探討。當我們需要深入了解事物變化的原因時，常常需要擺脫習慣的定勢思維模式，學會變換觀察問題的角度來重新認識和思考，并且我們關注的也不應僅僅是發生變化的事物本身，還要關注影響事物變化的環境。難溶電解質在水中也會建立一種動態平衡，這種動態平衡和化學平衡、電離平衡一樣合乎平衡的基本特征、滿足平衡的變化基本規律。難溶電解質溶解程度大小可以用沉淀溶解平衡常數--溶度積KSP來進行判斷，因此我們就可以運用溶度積KSP計算溶液中相關離子的濃度。對難溶電解質的溶解平衡常數的正確的理解，一方面要運用前面的影響化學平衡、電離平衡的因素知識進行遷移和類比以達到強化和內化的目標；另一方面要用溶度積KSP知識來分析沉淀的溶解、生成和沉淀的轉化。
（3）關于沉淀的生成和溶解，實際是分別圍繞著難溶電解質溶解平衡中兩個不同的方面進行討論。這部分設計了兩個【思考與交流】活動，主要是激發學生的思維，起一個導向作用，至于討論問題的廣度和深度須視學生實際情況而定。
但需要使學生明白：生成難溶電解質的沉淀，是工業生產、環保工程和科學研究中除雜質或提純物質的重要方法之一（并不是唯一方法！）。可以在重點討論溶液中Fe3+（也可以是其他離子）的沉淀方法的基礎上，大概地介紹以下幾點：
A．沉淀劑的選擇（要求除去溶液中的某種離子，又不能影響其他離子的存在，并且由沉淀劑引入溶液的雜質離子還要便于除去）；
B．形成沉淀和沉淀完全的條件（由于難溶電解質溶解平衡的存在，在合理選用沉淀劑的同時，有時還需要考慮溶液pH和溫度的調控）；
C．不同沉淀方法的應用。①直接沉淀（為除去指定的溶液中某種離子或獲取該難溶電解質）；②分步沉淀（為鑒別溶液中含有哪些離子，或是為分別獲得不同難溶電解質）；③共沉淀（為除去一組某種性質相似的離子，加入合適的沉淀劑）；④通過氧化還原反應等方式改變某離子的存在形式，促使其轉變為溶解度更小的難溶電解質以便分離出去。
（4）關于沉淀的轉化，應該理解為難溶電解質溶解平衡移動的一種特殊形式（盡管原有的難溶電解質并沒有完全轉化為可溶物的形式）。
圍繞【實驗3-4】的討論，結合鹵化銀的轉化和硫化銀的生成，需要從溶解平衡移動的角度具體分析，例如：
盡管課程標準并不要求學生掌握“溶度積相關的計算”，但為了便于學生在【思考與交流】活動中能真正理解難溶電解質轉化的原理，可以考慮把相關溶度積常數作為信息提供給學生，通過教師的輔助，使學生大致了解：雖然AgCl飽和溶液中c(Ag+）很小，但AgI的溶解度更小，所以能使溶液中c(Ag+）降到更低，致使AgCl的溶解平衡發生移動，最終會全部轉化為AgI。
（5）在教學中，應充分發揮四個【思考與交流】的作用，用實驗和圖表的方法來理解沉淀溶解平衡。同時應用計算機輔助教學可充分提供信息，便與學生對知識的歸納和總結。本部分設置四個思考與交流，充分體現編寫者的意圖和本部分知識的地位和作用，其目的是讓學生充分討論和理解平衡原理的本質，更好的使用平衡原理解決生產、生活和科學研究中的實際問題。
（6）將溶解平衡的離子方程式、電離方程式和水解方程式進行集中訓練，理解這幾個可逆反應的異同點，將它們歸納到化學平衡的知識體系中，完成一般到特殊，再有特殊到一般的認識觀。
（7）從課本設置的欄目和教材體系來分析，本部分知識可采用體驗式教學法和接受式教學法較為妥當。從習題上看，本部分的習題主要是以溶解平衡為知識載體，提升化學平衡原理在實際中的應用。
（四） 教學案例：
難溶電解質的溶解平衡與沉淀的轉化
【實驗引出】展示室溫下NaCl的飽和溶液，并明確NaCl的溶解是在水分子的作用下實現的。
【設問】1、可采用什么方法判斷該溶液是否為NaCl的飽和溶液？NaCl在水溶液里達到溶解平衡狀態時有何特征？
2、欲使該溶液中NaCl析出的方法有哪些？
【討論】1、取2mLNaCl溶液于一支試管中，加入少量NaCl晶體，充分振蕩后，晶體沒有溶解，表明該溶液是NaCl的飽和溶液，否則就不是。（可同時用實驗驗證）；當NaCl在水溶液里達到溶解平衡狀態時，其溶解速率與結晶速率相等；并且只要溶解平衡的條件（如溫度、溶劑的量等）不變，該溶液中溶解的NaCl的量就是一個恒定值。
2、①加熱濃縮；②冷凍降溫
【實驗】取4 mLNaCl飽和溶液，滴加1～2滴濃鹽酸（約12 mol/L），觀察實驗現象。
【實驗現象】可觀察到大量白色沉淀產生。
【問】你認為發生上述變化現象的原因是什么？
【學生思考并回答】由于濃鹽酸的加入，使得溶液中c(Cl-)增大，加快了Cl-與Na+的結晶速率，使溶液達到過飽和狀態而析出晶體。
【追問】說明了什么問題呢？如果繼續向飽和溶液中加入NaCl晶體，溶液中Na＋ ，Cl－的量是否會增加?
【學生思考并回答】說明Cl-與Na+的結晶與NaCl晶體的溶解是一個平衡過程，溶液中C(Cl-)增大，平衡向結晶方向移動，故有晶體析出。在飽和溶液中加入NaCl晶體，平衡不發生移動，溶液中Na+ ，Cl-的量不會增加。
【過渡】NaCl是一種可溶性的強電解質，晶體與溶液中的離子存在溶解平衡，那么難溶電解質在水溶液中是否也存在溶解平衡呢？
【板書】第四節難溶電解質的溶解平衡
【思考與交流】指導學生閱讀課本并思考以下問題：
1、難溶電解質的定義是什么？難溶物的溶解度是否為0？你如何理解溶解性表中的“溶”與“不溶”？
2、以AgNO3與NaCl反應生成難溶AgCl為例，根據你對溶解度及反應限度、化學平衡原理的認識，說明生成沉淀的離子反應是否能真正進行到底？溶液中是否含有Ag+和Cl-？
3、難溶電解質是否存在溶解平衡？若有，請寫出AgCl的溶解平衡的表達式，與電離方程式有何區別？并解釋之。
4、 怎樣判斷難溶電解質已經達到溶解平衡？
【板書】一、難溶電解質在溶液中存在溶解平衡
1、 難溶電解質的溶解度很小，但不會等于0，溶解度小于0.001g，則視為難溶。
2、 少量已溶解的沉淀在溶液中存在沉淀，溶解平衡。改變外界條件，平衡會發生移動。
AgCl（s） Cl-（aq）＋ Ag+（aq）
【設問】當向AgNO3和NaCl恰好完全反應的平衡體系中加入I-，若再加入S2-，有何現象？
【學生思考】Ag+與I-反應可以生成AgI沉淀，Ag+與S2-反應可以生成Ag2S沉淀，會不會產生這種沉淀呢？由什么來決定？
【實驗】完成課本實驗3-4，并填寫下表
步驟
AgNO3和NaCl混合溶液
向所得固液混合物中滴加KI溶液
向新得固液混合物中滴加溶液
現象
【思考與交流】1、你能運用你學過的知識或查找相關數據解釋原因嗎？可以得出什么結論？
（當學生無法獨立分析問題時，引導：1、溶液中的Ag+有沒有變化？2、體系中的溶解平衡有沒有發生移動？3、沉淀的轉化和溶解度的大小有什么聯系？）
2、如果將上述兩個實驗中的沉淀生成和轉化的操作步驟顛倒順序，會產生什么結果？
3、如果向MgCl2溶液中滴加NaOH溶液后，在滴加FeCl3溶液，會有什么現象？為什么？請用實驗驗證你的想法。
【總結板書】3、實驗說明，往溶解平衡體系中加入某種離子結合原沉淀電離出的某種離子形成更難溶的沉淀，即將原有沉淀通過加入其他離子轉化為溶解度更小的沉淀。這個過程我們稱為沉淀的轉化。
【思考與交流】1、在工業廢水處理過程中，通常會將FeS固體投入Cu2+，Ag+，Pb2+等重金屬離子的廢水中，你認為可能的原因是什么？運用了什么原理。
3、 加熱可以使硬水中Ca(HCO3)2與Ca(HCO3)2分解為CaCO3與MgCO3沉淀，但實際上鍋垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2,而不是CaCO3與MgCO3，Mg(OH)2,的溶解度比MgCO3的溶解度小，試分析其中的原因？
【小結】學生總結難溶電解質溶解平衡的本質以及沉淀轉換的原理。
【課堂練習】1、將AgNO3溶液依次加入氯化鈉溶液、溴化鈉溶液、碘化鉀溶液中都會出現不同顏色的沉淀，沉淀的顏色變化是 _____ → _____ → ____ _。出現這種顏色變化的原因是：
_ _____
2、將足量BaCO3分別加入：① 30mL 水 ②10mL 0.2mol/LNa2CO3溶液 ③50mL 0.01mol/L 氯化鋇溶液 ④100mL 0.01mol/L鹽酸中溶解至溶液飽和。請確定各溶液中Ba2+的濃度由大到小的順序為： _____
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