选修4 化学反应原理第四节 难溶电解质的溶解平衡教学设计及反思

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高二化学教案（选修四）课题：第三章 第四节难溶电解质的溶解平衡                  (难溶电解质的溶解平衡)授课班级 课  时第二课时教 学 目 的知识与技能让学生掌握难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用，并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。培养学生的知识迁移能力、动手实验的能力和逻辑推理能力。过程与方法引导学生根据已有的知识经验，分析推理出新的知识。情感态度价值观认识自然科学中的对立统一的辨证唯物主义。重 点难溶电解质的溶解平衡难 点难溶电解质的溶解平衡课型讲授：      习题：       复习：      讨论：       其他：集体备课教案个人备课教案引入］ 用初中学习的溶解度知识和高中学习的化学平衡理论。来分析NaCl溶解于水的几种情况，引入新课。设问］在NaCl溶液中，再加入固体溶质，固体有没有溶解过程？当v（结晶）=v（溶解）时，体系处于什么状态？投影］ NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)设问］ NaCl能不能和盐酸反应？补充演示实验——1］ 向饱和NaCl溶液中加浓盐酸学生］观察实验现象，并运用平衡移动原理，讨论产生现象的原因过渡］可溶电解质既然存在溶解平衡，那么难溶电解质是否也存在溶解平衡？第四节  难溶电解质的溶解平衡讲］我们知道，溶液中有难溶于水的沉淀生成是离子反应发生的条件之一。例如，AgNO3溶液与NaCl溶液混合，生成白色沉淀AgCl：如果上述两种溶液是等物质的量浓度、等体积的，一般认为反应可以进行到底。设问］Ag＋和Cl—的反应真的能进行到底吗？思考与交流］指导学生阅读P61-62，一、Ag＋和Cl—的反应真的能进行到底吗？问］1、当AgNO3与NaCl反应生成难溶AgCl时，溶液中是否含有Ag+和Cl-？2、难溶电解质的定义是什么？难溶物的溶解度是否为0？讲］习惯上,将溶解度小于0.01克的电解质称为难溶电解质难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0(生成AgCl沉淀后的溶液中三种有关反应的粒子在反应体系中共存)。讲］生成沉淀的离子反应反应之所以能够发生，在于生成物的溶解度小。化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于10-5mol/L时,沉淀达到完全。问］3、难溶电解质（如AgCl）是否存在溶解平衡？如何表示？讲］是  Cl－（aq）＋Ag＋（aq） AgCl (s)问］4、什么情况下就到达溶解平衡？讲］在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，就到达溶解平衡。1、难溶电解溶解平衡的概念：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）讲］尽管AgCl 溶解度很小并非绝对不容，生成AgCl沉淀会有少量溶解。从固体溶解平衡的角度，不难理解AgCl在溶液中存在下述两个过程：在AgCl溶液中，一方面，在水分子作用下，少量Ag＋ 和Cl―脱离AgCl的表面溶入水中；另一方面，溶液中的Ag＋和Cl―受AgCl表面正、负离子的吸引，回到AgCl的表面析出沉淀。在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，即建立了动态的溶解平衡。过］根据我们前面所学的知识，请同学们归纳出溶解平衡的特征。3、特征：逆、动、等、定、变，是一个多相的、动态的平衡讲］溶解平衡具有等、动、定、变的平衡特征。任何平衡都是相对的、暂时的和有条件的。当改变影响平衡的一个条件，平衡就会发生移动。随堂练习］书写碘化银、氢氧化镁溶解平衡的表达式   AgI(s) Ag＋(aq)+I―(aq)4、影响溶解平衡的因素：问］应该从那几方面去分析？（1）内因：电解质本身的性质讲］不同的电解质在水溶液中溶解的程度不一样，而且差别很大，有的能溶解很多，像NaCl、KCl、NaOH等，这些物质的溶解度大于0.1克，我们通常把它们称作易溶物质。有的溶解的不多，如CaSO4、Ca(OH)2等，这些物质的溶解度在0.01克到0.1克之间，我们通常把它们称作微溶物质，有的溶解的很少，像CaCO3、AgCl、AgS等，这些物质的溶解度小于0.01克，我们通常把它们称作难溶物质，在水溶液中我们把它们称作沉淀。投影］          难溶                     微溶                易溶                   0.01                   0.1                  m(g)①、绝对不溶的电解质是没有的。②、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。③、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。过］根据前面所学知识大家一起来探讨影响溶解平衡的外界因素：（2）外因：讲］通常我们讲的外因包括浓度、温度、压强等。对于溶解平衡来说，在溶液中进行，可忽略压强的影响。下面请同学们考虑浓度、温度对溶解平衡分别有什么影响？讲］若向沉淀溶解平衡体系中加入相同的离子，平衡向生产沉淀的方向移动。若向沉淀溶解平衡体系中加入某些离子，可与体系中某些离子反应生成难溶的物质或气体，则平衡向溶解的方向移动。①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。讲］多数难溶电解质的溶解度随温度的升高而增大，升高温度，平衡向溶解方向移动；但也有少数电解质，溶解度随温度升高而减小。升高温度，平衡向沉淀方向移动。随堂练习］ 石灰乳中存在下列平衡：Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2 OH― (aq),加入下列溶液，可使Ca(OH)2减少的是（  A B     ）A.  Na2CO3溶液       B.  AlCl3溶液     C. NaOH溶液         D.  CaCl2溶液小结］难溶电解质的溶解平衡作为一种平衡体系，遵从平衡移动原理。沉淀溶解平衡跟其他平衡一样也有平衡常数，这个平衡常数应该怎样表示呢？科学视野］指导学生阅读P65科学视野有关内容5、溶度积（平衡常数）——Ksp(1) 对于沉淀溶解平衡：（平衡时）   MmAn (s)   mMn＋（aq）＋ nAm—（aq）   Ksp＝ c (Mn＋)]m·c(Am— )]n   在一定温度下，Ksp 是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积。(2) 溶度积常数的意义：对于相同类型的电解质，Ksp越大，其在水中的溶解能力越大。Ksp 和S均可衡量物质在水中的溶解能力，只有相同类型的物质，才有Ksp 越大S越大的结论。同一物质的Ksp与温度有关，与溶液中的溶质离子浓度无关。讲］通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积---离子积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。(3) 溶度积规则若任意时刻有：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  <  Ksp   未饱和。拓展训练］溶度积的应用1、已知溶度积求离子浓度例1、已知室温下PbI2的溶度积为7.1×10-9，求饱和溶液中Pb2+和I― 的浓度;在c(I― )=0.1mol·L-1的溶液中, Pb2+的浓度最大可达到多少?2、已知溶度积求溶解度：例2、已知 298K 时Mg(OH)2  的 Ksp = 5.61×10－12，求其溶解度S。3、已知溶解度求溶度积例3. 已知AgCl 298 K 时在水中溶解了1.92×10-3g·L-1，计算其Ksp。4、利用溶度积判断离子共存例4、已知298K时， MgCO3的Ksp = 6.82×10-6，溶液中c(Mg2＋ ) = 0.0001 mol·L-1，c(CO32― ) = 0.0001mol·L-1，此时Mg2＋ 和CO32― 能否共存？小结］本节课我们初步认识了沉淀溶解平衡，了解到难溶电解质也存在溶解平衡。并在前面所学的几种平衡的基础上一起探究了沉淀溶解平衡的特征和影响平衡移动的几个因素，以及溶解平衡常数——溶度积。要求同学们能够理解概念，掌握特征和影响平衡移动的因素以及学会将溶度积常数用于相关的判断和计算。                                                                                         教学回顾与反思