第1节 弱电解质的电离平衡
教学目的：理解电解质和非电解质的概念，电解质的电离及离子方程式的意义，
强电解质和弱电解质的概念。理解弱电解质的电离平衡概念和浓度等条件对电离平衡的影响。
教学重点：电离平衡的建立以及电离平衡的移动。
教学难点：电离平衡的建立以及电离平衡的移动；电离平衡常数的应用。 教学过程： 一、知识梳理 1．电解质与非电解质 （1）概念
电解质：在熔融状态或溶液状态下能导电的化合物 非电解质：在熔融状态和溶液状态下都不能导电的化合物 2．强电解质与弱电解质
3．弱电解质的电离—电离平衡 （1）电离平衡
在一定条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速
率相等时，电离过程就达到了平衡状态，称为电离平衡 （2）影响电离平衡的因素
①浓度 同一弱电解质，通常是溶液越稀，电离程度越大 ②温度 升高温度，电解质的电离程度增大 ③外加试剂的影响
第2节 水的电离、pH 及酸碱中和滴定
教学目的：1. 理解水的电离，了解水的电离平衡及其“离子积”，溶液PH 值等概
念，了解酸碱指示剂(石蕊、酚酞、甲基橙) 在溶液中的变化。 2. 掌握酸碱中和滴定的原理、一元强酸强碱中和的基本计算；掌握酸
碱中和滴定的操作，指示剂的选择和误差分析
教学重点：水的离子积；溶液的酸碱性和pH 的关系 ；有关溶液ｐＨ值的简单计
算
教学难点：水的离子积；pH 值的计算 教学过程： 一、知识梳理
1．水的电离、水的离子积
（1）水是一个极弱的电解质。存在极弱的电离：
H 2O
H ++OH- 或 H 2O+H2O
H 3O ++OH-
NH 2－+NH4+
其特点是自身作用下发生的极微弱的电离，类似的还有：2NH 3（2）水的离子积
在25℃时，纯水中的c(H+)=c(OH－)=10－7mol/L ①K w = c(H+) ·c(OH－)=10－14
②水的离子积适用于所有稀的水溶液，而不论其是酸性、碱性或中性溶液
③水的离子积随温度升高而增大 （3）影响水的电离的因素
① 纯水中加入酸或碱，抑制水的电离，由水电离出的H +和OH －等幅减小。
② 纯水中加入能水解的盐，促进水的电离，由水电离出的H +和OH －等幅增大。
③ 任何电解质溶液中的H +和OH －总是共存的，c(H+) 和c(OH－) 此增彼减，但c(H+) ·c(OH－) 仍为常数。在25℃时，K w =10－14。 2．正确认识溶液的酸碱性
(1)某溶液的pH ＝7，该溶液一定呈中性吗？
pH ＝7的溶液不一定呈中性，准确的说只有25℃时pH ＝7才为中性 (2)溶液酸碱性的判据是什么？
一般情况下，所讨论的溶液通常是常温下的溶液，即可根据pH 与7的关系判断溶液的酸碱性，但严格意义上应根据c(H+) 、c(OH－) 的相对大小来对溶液的酸碱性加以判断. 酸性：
c(H+) ＞c(OH－) ；碱性：c(H+) ＜c(OH－) ；中性：c(H+) ＝c(OH－). 3. 溶液混和后的PH 值的计算
(1)强酸与强酸溶液混和，先求［H +］，再求PH 值
浓酸中H 的物质的量
++
稀酸中H 的物质的量
+
V 总［H +］＝
若等体积混和，且原溶液PH 值相差≥2时，PH 混≈PH 小+0.3
K
W
-
-+
(2)强碱与强碱溶液混和，先求［OH ］，通过［H ］＝[OH ]，再求PH 值。
浓碱中OH 物质的量
-
+稀碱中OH 物质的量
-
V 总［OH -］＝
若等体积混和，且原溶液PH 值相差≥2时，则PH 混＝PH 大-0.3 (3)强酸与强碱溶液混和：
H 物质的量
+
-OH 物质的量
-
+V 总
①若酸过量：［H ］＝②若酸碱正好完全反应：PH ＝7
-H 物质的量
+
+
OH 物质的量
-
-
V 总③若碱过量则［OH ］＝再求［ H］和PH 值。 (4)未标明酸碱的强弱，如把PH ＝3与PH ＝11的溶液等体积混和后，其PH 值不一定，若二者为 强酸强碱PH ＝7，若为弱酸强碱，则弱酸有余，PH ＜7，若强酸弱碱混和则弱碱有余，PH ＞7 。
4. 中和滴定
（1）中和滴定的原理
酸碱中和滴定是利用已知浓度的酸(或碱) 去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸) ，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱) 的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸) 的浓度的方法. （2）滴定曲线与指示剂
0.1mol/LNaOH100mL溶液逐滴滴入0.1mol/LHCl溶液中，溶液pH 与加入的NaOH 溶液体积V NaOH 的关系图为
在接近终点时，溶液pH 由4.3～9.7的突跃范围内，氢氧化钠溶液的体积只相差了0.02mL ，与正好反应的100.00mL 只相差0.1mL ，误差为1%，已满足滴定的误差要求。
[思考] 当用酚酞作指示剂时，终点时溶液颜色如何变化？能满足实验要求吗？ （3）滴定过程 Ⅰ滴定前的准备
①滴定管：检漏→洗涤→润洗→注液→排气泡→调液面→读数→记录 ②锥形瓶：水洗（不能用待测液润洗） ③移液管：水洗→润洗 Ⅱ滴定
左手操纵滴定管，右手振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色变化 Ⅲ数据处理 （4）误差分析 原理：C 待=（1）读数 （2）洗涤 （3）气泡 （3）杂质
C 标⋅V 标
V 待
⋅k
第3节 盐类的水解与难溶电解质的溶解平衡
教学目的：1. 理解盐类水解的实质，能根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性；能正
确书写盐类水解的离子方程式
2．运用比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解规律，探究影
响盐类水解程度的主要因素。
3. 掌握难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用
4. 运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和沉淀的转化问题
教学重点：盐类水解的实质及其影响因素；难溶电解质的溶解平衡，沉淀的转化 教学难点：水解规律的综合应用。盐类水解方程式的书写和分析；沉淀的转化和
溶解
教学过程： 一、知识梳理 1．盐类水解的实质
组成盐的弱碱阳离子（用M +表示）能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子（用R -表示）能水解显碱性。
M + + H2
O
MOH + H+ 显酸性
R - + H 2
O
- HR + OH
显
碱性
在溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H +或OH －结合生成弱电解质的反应，叫~。
3．水解规律
（1）强酸强碱盐 不水解 水溶液呈中性 如NaCl 、KNO 3 （2）强碱弱酸盐 能水解 水溶液呈碱性 如Na 2S 、Na 2CO 3 （3）强酸弱碱盐 能水解 水溶液呈酸性
如NH 4NO 3 （4）弱酸弱碱盐 能水解 谁强显谁性 如NH 4Ac 显中性、
(NH4) 2S 显碱性
（写出上述所举盐的水解离子方程式） （5）两种离子同时水解
①相同类型的离子同时水解 ②阴阳离子同时水解 ③双水解 （6）酸式盐的水解：
溶液的酸碱性决定于阴离子是以水解为主要过程还是以电离为主要过程。 ①阴离子是强酸根，如NaHSO 4不水解
NaHSO 4 = Na++H++SO42- 本身电离出H +，呈酸性。 ②阴离子以电离为主：如H 2PO 4-、HSO 3- NaH 2PO 4 = Na++H2PO 4- H 2PO 4-
H ++ HPO42- （主要，大）呈酸性
H 3PO 4 + OH— （次要，小）
H 2PO 4- +H2O
③阴离子以水解为主：HCO 3-、HS -、HPO 42-
HCO 3— +H2
O HCO 3—
4、注意事项
H 2CO 3 + OH— (主要，大) 呈碱性
H + +CO32—（次要，小）
（1）盐类水解使水的电离平衡发生了移动（促进），并使溶液显酸性或碱性。 （2）盐类水解是可逆反应，离子方程式用“
”符号
（3）多元酸盐的水解是分步进行的，以第一步水解为主。多元碱的盐也是（4）一般盐类水解的程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀或气体，
分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步。
也不发生分解，在书写离子方程式时，一般不标“↑”或“↓”，也不把生成物如“H 2CO 3、NH 3·H 2O ”写成其分解产物的形式。 5、影响水解的因素 （1）内因 （2）外因
①温度 ②浓度
升高温度促进水解 加水稀释，水解程度增大
改变水解平衡中某种离子的浓度时，水解就向着能够减弱这盐本身的性质，“越弱越水解”。
③溶液的pH 6、水解应用
种改变的方向移动。
（1）利用硫酸铝、碳酸氢钠水解原理，制泡沫灭火器
（2）配制溶液时抑制水解：（浓度的影响）以FeCl 3、CuSO 4为例加以说明。
（3）热水碱溶液去油污（温度的影响
（4）判断溶液的酸碱性或弱电解质的相对强弱 （5）比较溶液中离子浓度的大小 7、盐溶液中离子浓度大小的比较
电解质溶液中离子浓度大小的比较，涉及到的知识点有电解质电离、弱电解质电离平衡、盐类的水解、离子间的相互作用等。在比较溶液中离子浓度大小时，应根据不同的类型进行分析、解答。同时还经常用到电解质溶液中的两个重要的平衡关系——“电荷守恒”和“物料平衡”。
“电荷守恒” 电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数。
原理：电解质溶液不显电性。所以正电荷总数=负电荷总数
“物料平衡” 某一分子或离子的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和
8. 难溶电解溶解平衡
（1）概念：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。（也叫沉淀溶解平衡） （2）表达式：如： AgCl (s) Cl－（aq ）＋Ag ＋（aq ） （3）特征：逆、动、等、定、变 （4）影响溶解平衡的因素： ①内因：电解质本身的性质 ②外因：
浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 （5）溶度积（平衡常数）——K sp 对于沉淀溶解平衡：（平衡时）
n ＋
Mm A n (s) mM （aq ）＋ nAm —（aq ）
n ＋m m —n
K sp ＝[ c (M) ]·[c(A )]
在一定温度下，K sp 是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积。 若任意时刻有：
Qc ＝ [ c (Mn ＋) ]m ·[c(Am — )]n 则有：
Qc > Ksp 过饱和，析出沉淀， Qc ＝ Ksp 饱和，平衡状态 Qc
9. 沉淀反应
（1）沉淀的生成
应用：生成难溶电解质的沉淀。 方法：① 调pH 值 ② 加沉淀剂 （2）沉淀的溶解 原理：
设法不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动 举例：
① 难溶于水的盐溶于酸中 如：CaCO 3等
② 难溶于水的电解质溶于某些盐溶液 如：Mg(OH) 2溶于NH 4Cl 溶液 （3）沉淀的转化
实质：使溶液中的离子浓度更小
应用:① 锅炉除水垢（CaSO 4） ② 一些自然现象的解释
第1节 弱电解质的电离平衡
教学目的：理解电解质和非电解质的概念，电解质的电离及离子方程式的意义，
强电解质和弱电解质的概念。理解弱电解质的电离平衡概念和浓度等条件对电离平衡的影响。
教学重点：电离平衡的建立以及电离平衡的移动。
教学难点：电离平衡的建立以及电离平衡的移动；电离平衡常数的应用。 教学过程： 一、知识梳理 1．电解质与非电解质 （1）概念
电解质：在熔融状态或溶液状态下能导电的化合物 非电解质：在熔融状态和溶液状态下都不能导电的化合物 2．强电解质与弱电解质
3．弱电解质的电离—电离平衡 （1）电离平衡
在一定条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速
率相等时，电离过程就达到了平衡状态，称为电离平衡 （2）影响电离平衡的因素
①浓度 同一弱电解质，通常是溶液越稀，电离程度越大 ②温度 升高温度，电解质的电离程度增大 ③外加试剂的影响
第2节 水的电离、pH 及酸碱中和滴定
教学目的：1. 理解水的电离，了解水的电离平衡及其“离子积”，溶液PH 值等概
念，了解酸碱指示剂(石蕊、酚酞、甲基橙) 在溶液中的变化。 2. 掌握酸碱中和滴定的原理、一元强酸强碱中和的基本计算；掌握酸
碱中和滴定的操作，指示剂的选择和误差分析
教学重点：水的离子积；溶液的酸碱性和pH 的关系 ；有关溶液ｐＨ值的简单计
算
教学难点：水的离子积；pH 值的计算 教学过程： 一、知识梳理
1．水的电离、水的离子积
（1）水是一个极弱的电解质。存在极弱的电离：
H 2O
H ++OH- 或 H 2O+H2O
H 3O ++OH-
NH 2－+NH4+
其特点是自身作用下发生的极微弱的电离，类似的还有：2NH 3（2）水的离子积
在25℃时，纯水中的c(H+)=c(OH－)=10－7mol/L ①K w = c(H+) ·c(OH－)=10－14
②水的离子积适用于所有稀的水溶液，而不论其是酸性、碱性或中性溶液
③水的离子积随温度升高而增大 （3）影响水的电离的因素
① 纯水中加入酸或碱，抑制水的电离，由水电离出的H +和OH －等幅减小。
② 纯水中加入能水解的盐，促进水的电离，由水电离出的H +和OH －等幅增大。
③ 任何电解质溶液中的H +和OH －总是共存的，c(H+) 和c(OH－) 此增彼减，但c(H+) ·c(OH－) 仍为常数。在25℃时，K w =10－14。 2．正确认识溶液的酸碱性
(1)某溶液的pH ＝7，该溶液一定呈中性吗？
pH ＝7的溶液不一定呈中性，准确的说只有25℃时pH ＝7才为中性 (2)溶液酸碱性的判据是什么？
一般情况下，所讨论的溶液通常是常温下的溶液，即可根据pH 与7的关系判断溶液的酸碱性，但严格意义上应根据c(H+) 、c(OH－) 的相对大小来对溶液的酸碱性加以判断. 酸性：
c(H+) ＞c(OH－) ；碱性：c(H+) ＜c(OH－) ；中性：c(H+) ＝c(OH－). 3. 溶液混和后的PH 值的计算
(1)强酸与强酸溶液混和，先求［H +］，再求PH 值
浓酸中H 的物质的量
++
稀酸中H 的物质的量
+
V 总［H +］＝
若等体积混和，且原溶液PH 值相差≥2时，PH 混≈PH 小+0.3
K
W
-
-+
(2)强碱与强碱溶液混和，先求［OH ］，通过［H ］＝[OH ]，再求PH 值。
浓碱中OH 物质的量
-
+稀碱中OH 物质的量
-
V 总［OH -］＝
若等体积混和，且原溶液PH 值相差≥2时，则PH 混＝PH 大-0.3 (3)强酸与强碱溶液混和：
H 物质的量
+
-OH 物质的量
-
+V 总
①若酸过量：［H ］＝②若酸碱正好完全反应：PH ＝7
-H 物质的量
+
+
OH 物质的量
-
-
V 总③若碱过量则［OH ］＝再求［ H］和PH 值。 (4)未标明酸碱的强弱，如把PH ＝3与PH ＝11的溶液等体积混和后，其PH 值不一定，若二者为 强酸强碱PH ＝7，若为弱酸强碱，则弱酸有余，PH ＜7，若强酸弱碱混和则弱碱有余，PH ＞7 。
4. 中和滴定
（1）中和滴定的原理
酸碱中和滴定是利用已知浓度的酸(或碱) 去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸) ，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱) 的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸) 的浓度的方法. （2）滴定曲线与指示剂
0.1mol/LNaOH100mL溶液逐滴滴入0.1mol/LHCl溶液中，溶液pH 与加入的NaOH 溶液体积V NaOH 的关系图为
在接近终点时，溶液pH 由4.3～9.7的突跃范围内，氢氧化钠溶液的体积只相差了0.02mL ，与正好反应的100.00mL 只相差0.1mL ，误差为1%，已满足滴定的误差要求。
[思考] 当用酚酞作指示剂时，终点时溶液颜色如何变化？能满足实验要求吗？ （3）滴定过程 Ⅰ滴定前的准备
①滴定管：检漏→洗涤→润洗→注液→排气泡→调液面→读数→记录 ②锥形瓶：水洗（不能用待测液润洗） ③移液管：水洗→润洗 Ⅱ滴定
左手操纵滴定管，右手振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色变化 Ⅲ数据处理 （4）误差分析 原理：C 待=（1）读数 （2）洗涤 （3）气泡 （3）杂质
C 标⋅V 标
V 待
⋅k
第3节 盐类的水解与难溶电解质的溶解平衡
教学目的：1. 理解盐类水解的实质，能根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性；能正
确书写盐类水解的离子方程式
2．运用比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解规律，探究影
响盐类水解程度的主要因素。
3. 掌握难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用
4. 运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和沉淀的转化问题
教学重点：盐类水解的实质及其影响因素；难溶电解质的溶解平衡，沉淀的转化 教学难点：水解规律的综合应用。盐类水解方程式的书写和分析；沉淀的转化和
溶解
教学过程： 一、知识梳理 1．盐类水解的实质
组成盐的弱碱阳离子（用M +表示）能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子（用R -表示）能水解显碱性。
M + + H2
O
MOH + H+ 显酸性
R - + H 2
O
- HR + OH
显
碱性
在溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H +或OH －结合生成弱电解质的反应，叫~。
3．水解规律
（1）强酸强碱盐 不水解 水溶液呈中性 如NaCl 、KNO 3 （2）强碱弱酸盐 能水解 水溶液呈碱性 如Na 2S 、Na 2CO 3 （3）强酸弱碱盐 能水解 水溶液呈酸性
如NH 4NO 3 （4）弱酸弱碱盐 能水解 谁强显谁性 如NH 4Ac 显中性、
(NH4) 2S 显碱性
（写出上述所举盐的水解离子方程式） （5）两种离子同时水解
①相同类型的离子同时水解 ②阴阳离子同时水解 ③双水解 （6）酸式盐的水解：
溶液的酸碱性决定于阴离子是以水解为主要过程还是以电离为主要过程。 ①阴离子是强酸根，如NaHSO 4不水解
NaHSO 4 = Na++H++SO42- 本身电离出H +，呈酸性。 ②阴离子以电离为主：如H 2PO 4-、HSO 3- NaH 2PO 4 = Na++H2PO 4- H 2PO 4-
H ++ HPO42- （主要，大）呈酸性
H 3PO 4 + OH— （次要，小）
H 2PO 4- +H2O
③阴离子以水解为主：HCO 3-、HS -、HPO 42-
HCO 3— +H2
O HCO 3—
4、注意事项
H 2CO 3 + OH— (主要，大) 呈碱性
H + +CO32—（次要，小）
（1）盐类水解使水的电离平衡发生了移动（促进），并使溶液显酸性或碱性。 （2）盐类水解是可逆反应，离子方程式用“
”符号
（3）多元酸盐的水解是分步进行的，以第一步水解为主。多元碱的盐也是（4）一般盐类水解的程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀或气体，
分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步。
也不发生分解，在书写离子方程式时，一般不标“↑”或“↓”，也不把生成物如“H 2CO 3、NH 3·H 2O ”写成其分解产物的形式。 5、影响水解的因素 （1）内因 （2）外因
①温度 ②浓度
升高温度促进水解 加水稀释，水解程度增大
改变水解平衡中某种离子的浓度时，水解就向着能够减弱这盐本身的性质，“越弱越水解”。
③溶液的pH 6、水解应用
种改变的方向移动。
（1）利用硫酸铝、碳酸氢钠水解原理，制泡沫灭火器
（2）配制溶液时抑制水解：（浓度的影响）以FeCl 3、CuSO 4为例加以说明。
（3）热水碱溶液去油污（温度的影响
（4）判断溶液的酸碱性或弱电解质的相对强弱 （5）比较溶液中离子浓度的大小 7、盐溶液中离子浓度大小的比较
电解质溶液中离子浓度大小的比较，涉及到的知识点有电解质电离、弱电解质电离平衡、盐类的水解、离子间的相互作用等。在比较溶液中离子浓度大小时，应根据不同的类型进行分析、解答。同时还经常用到电解质溶液中的两个重要的平衡关系——“电荷守恒”和“物料平衡”。
“电荷守恒” 电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数。
原理：电解质溶液不显电性。所以正电荷总数=负电荷总数
“物料平衡” 某一分子或离子的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和
8. 难溶电解溶解平衡
（1）概念：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。（也叫沉淀溶解平衡） （2）表达式：如： AgCl (s) Cl－（aq ）＋Ag ＋（aq ） （3）特征：逆、动、等、定、变 （4）影响溶解平衡的因素： ①内因：电解质本身的性质 ②外因：
浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 （5）溶度积（平衡常数）——K sp 对于沉淀溶解平衡：（平衡时）
n ＋
Mm A n (s) mM （aq ）＋ nAm —（aq ）
n ＋m m —n
K sp ＝[ c (M) ]·[c(A )]
在一定温度下，K sp 是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积。 若任意时刻有：
Qc ＝ [ c (Mn ＋) ]m ·[c(Am — )]n 则有：
Qc > Ksp 过饱和，析出沉淀， Qc ＝ Ksp 饱和，平衡状态 Qc
9. 沉淀反应
（1）沉淀的生成
应用：生成难溶电解质的沉淀。 方法：① 调pH 值 ② 加沉淀剂 （2）沉淀的溶解 原理：
设法不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动 举例：
① 难溶于水的盐溶于酸中 如：CaCO 3等
② 难溶于水的电解质溶于某些盐溶液 如：Mg(OH) 2溶于NH 4Cl 溶液 （3）沉淀的转化
实质：使溶液中的离子浓度更小
应用:① 锅炉除水垢（CaSO 4） ② 一些自然现象的解释