选修4化学反应原理《绪言》优质课教案下载

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4.了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法。能进行pH的简单计算。

5.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。

6.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。

7.以上各部分知识的综合利用。

【知识整合】

一、溶液的酸碱性和溶液的PH

1.一个基本不变

相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数基本不变。应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。

2.两种测量方法

溶液的pH值可以用pH试纸测定（精确到整数，且只能在1~14的范围），也可以用pH计（精确到0.1）测定。

3.三个重要比较

水溶液可分为酸性溶液、中性溶液和碱性溶液，下表是常温下这三种溶液的比较

溶液的酸碱性c（H+）与c（OH—）比较c（H+）大小pH酸性溶液c（H+）＞c（OH—）c（H+）＞1×10－7 mol·L—1＜7中性溶液c（H+）=c（OH—）c（H+）＝1×10－7 mol·L—1＝7碱性溶液c（H+）＜c（OH—）c（H+）＜1×10－7 mol·L—1＞7注意：在温度不确定时，溶液酸碱性与pH无必然联系。

4.溶液pH的三种计算方法

（1）公式法：由所给溶液的c（H+）与c（OH—），套用公式pH=—lg c（H+）即可。

（2）稀释法：对于pH=a的酸，强酸稀释10n倍，pH=a+n；弱酸稀释10n，a＜pH ＜a+n；对于pH=b的碱，强碱稀释10n倍，pH=b—n；弱碱稀释10n，b＞pH ＞b—n。

注意：不论酸的强弱，无限稀释时pH均趋向于7，但酸仍显酸性，碱仍呈碱性。

（3）混合法：两强酸混合时，c（H+）混各组分H+的总物质的量与混合溶液总体积的比值，继而用pH=—lgc（H+）计算；两强碱溶液混合时，c（OH—）混等于等于各组分OH—的总物质的量与混合溶液总体积的比值，再通过离子积Kw得出H+浓度，再套pH公式即可。

二、盐类水解的规律

盐的类别溶液酸碱性实例溶液中的弱电解质c（H+）与c（OH—）比较强酸弱碱盐酸性NH4NO3NH3·H2Oc（H+）＞c（OH—）弱酸强碱盐碱性NaHCO3H2CO3c（H+）＜c（OH—）强酸强碱盐中性KNO3无c（H+）=c（OH—）可以归纳为“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性”。

三、微粒浓度大小比较

进行溶液中微粒浓度大小比较的关键是写出溶液中最终溶质的电离和水解，通过观察列出物料守恒、电荷守恒和质子守恒关系式，由已知条件，慎重筛选选项。

【热点透视】

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【典例1】下列叙述正确的是（ ）