2018-2019年高中化學上學期《離子濃度大小比較》教學設計.doc

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2018-2019年高中化學上學期離子濃度大小比較教學設計學習目標知識與技能1熟悉電離理論和水解理論；2理解溶液中三大守恒過程與方法理清離子濃度大小比較思路；情感、態(tài)度與價值觀學習重點兩大理論、三大守恒的應用學習難點離子濃度大小比較教學環(huán)節(jié)教師活動學生活動設計意圖一、兩大理論1、 熟悉兩大理論，構建思維基點1電離理論(1)弱電解質的電離是微弱的，電離產生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離，如氨水溶液中粒子濃度大小順序：_。(2)多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一級電離（第一步電離程度遠大于第二步電離）。如在H2S溶液中：H2S、HS、S2、H的濃度大小關系是_。2水解理論(1)弱電解質離子的水解損失是微量的（雙水解除外），但由于水的電離，故水解后酸性溶液中c(H)或堿性溶液中c(OH)總是大于水解產生的弱電解質的濃度。如NH4Cl溶液中粒子濃度大小順序：_。(2)多元弱酸的酸根離子的水解是分步進行的，其主要是第一步水解（第一步水解程度遠大于第二步水解）。如在Na2CO3溶液中：H2CO3、HCO3、CO32的濃度大小關系是_。環(huán)節(jié)二、三種守恒二、把握三種守恒，明確等量關系電荷守恒物料守恒質子守恒NH4ClCH3COONaNa2CO3NaHCO3等濃度的Na2CO3與NaHCO3的混合溶液中：電荷守恒：_；物料守恒：_。環(huán)節(jié)三、分析方法三、理清一條思路，掌握分析方法環(huán)節(jié)四、典例導悟4、 典例導悟，分類突破(一)單一溶液中離子濃度大小的比較：1多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析，如0.1 mol/L的H3PO4的溶液中：2一元弱酸的正鹽溶液，如0.1 mol/L的CH3COONa溶液中：3多元弱酸正鹽根據(jù)多元弱酸根的分步水解分析：如0.1 mol/L的Na2CO3溶液中：4 二元弱酸的酸式鹽溶液，如0.1 mol/L的NaHCO3溶液：5不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其它離子對其影響的因素：(1)在相同物質的量的濃度的下列溶液：NH4Cl CH3COONH4 NH4HSO4 (NH4)2SO4 (NH4)2CO3 (NH4)2Fe(SO4)2 氨水中c(NH4+)濃度由大到小的順序：_。(2)濃度均為0.1 molL1的H2S、NaHS、Na2S、H2S和NaHS混合液，溶液pH從大到小的順序是_。(3)c(NH4+)相等的(NH4)2SO4溶液、NH4HSO4溶液、(NH4)2CO3溶液、NH4Cl溶液，其物質的量濃度由大到小的順序為_。(二)混合溶液中離子濃度大小的比較：1兩種物質混合不反應：等物質的量的CH3COOH和CH3COONa混合：等物質的量的NH4Cl和NH3H2O混合：2兩種物質其恰好完全反應：10ml 0.1 mol/L NaOH溶液中加入同體積、同濃度CH3COOH溶液混合：100 mL 0.1 mol/L 醋酸與50 mL 0.2 mol/L NaOH溶液混合：3兩種物質反應，其中一種有剩余(1)酸與堿反應型：pH=7型：常溫下，將甲酸和氫氧化鈉溶液混合，所得溶液pH=7，則此溶液中微粒的濃度關系：_。未指明酸堿的強弱：0.2 mol/L HCN溶液和0.1 mol/L NaOH溶液等體積混合：pH之和等于14的酸和堿溶液的混合（判斷過量）pH=3的CH3COOH與pH=11的NaOH溶液等體積混合：pH=2的鹽酸與pH=12的氨水等體積混合：(2)鹽與酸(堿)反應型弱酸強堿鹽與強酸反應后溶液中離子濃度大小的比較例：將0.1 mol/L的醋酸鈉溶液20 mL與0.1 mol/L鹽酸10 mL混合后，溶液顯酸性，則溶液中有關微粒的濃度關系：_。強酸弱堿鹽與強堿反應后溶液中離子濃度大小的比較例：0.2 mol/L NH4Cl溶液與0.1 mol/L NaOH溶液等體積混合后，溶液中下列微粒的物質的量濃度關系：_。本堂小結：當堂檢測、布置作業(yè)板書設計