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離子反應范文1
關鍵詞：離子反應；教學設計；支架式教學
新課程改革以來，調動學生的積極性，培養學生的自主性和創造性，促進學生的發展，已經成為時代和社會對教育的要求。因而中學教學的理念、模式也在不斷地發生變革。建構主義學習理論作為認知學習理論的一個重要分支，越來越多地被運用于中學教學中。
一、建構主義學習理論的基本思想
1.建構主義學習理論的知識觀、學習觀、學生觀和評價觀
皮亞杰（J.Piaget）是認知發展領域最有影響的一位心理學家，他關于建構主義的基本觀點是：兒童是在與周圍環境相互作用的過程中，逐步建構起關于外部世界的知識，從而使自身認知結構得到發展的。
（1）建構主義的知識觀認為：知識是人們對客觀世界的認識，不同的個體對同一事物的認識程度是不相同的，人們對事物的認識會隨著自身水平的提高而不斷深入、變革、升華，甚至改寫。所以，教師講授的知識學生不一定都理解，真正的理解只能是由學生基于自己的經驗背景而建構起來的，取決于特定情況下的學習活動過程。
（2）建構主義的學習觀認為：學習不是被動接收信息刺激，而是主動地建構意義，是根據自己的經驗背景，對外部信息進行主動地選擇、加工和處理，從而獲得自己的意義。學習過程也不是簡單的信息積累過程，而是由于新舊知識經驗的沖突，由此而引發的認知結構的重組過程。
（3）建構主義的學生觀認為：教學必須重視學習者已有的知識經驗，應當把學習者原有的知識經驗作為新知識的生長點，引導學習者從原有的知識經驗的基礎上，生長出新的知識經驗。
（4）建構主義的評價觀認為：評價的對象不僅僅是學習的結果，也要關注學習的過程。
評價的主體不僅僅是教師，也有學習者自己和學習伙伴，即鼓勵學生進行自我評價，同時關注個體在團隊中的表現。評價的標準不僅僅是看教學目標是否達成，主要看學生是否達到“意義建構”的目標。意義建構是指：學生對當前學習內容所反映的事物的性質、規律以及該事物與其他事物之間的內在聯系達到較深刻的理解。
2.建構主義的教學原則
基于建構主義學習理論的教學，應有以下幾個原則：學生中心原則、情境活動原則、協作互動原則、環境友好原則。
3.建構主義的教學模式和教學方法
支架式教學、拋錨式教學和隨機進入式教學是建構主義的三大典型教學模式。教師可以根據教學內容、學生特點等自主選擇不同的教學模式。
（1）支架式教學
支架式教學被定義為：“支架式教學應當為學習者建構對知識的理解提供一種概念框架。這種框架中的概念是為發展學習者對問題的進一步理解所需要的，為此，事先要把復雜的學習任務加以分解，以便于把學習者的理解逐步引向深入。
支架式教學由以下幾個環節組成：搭腳手架——進入情境——獨立探索——協作學習——效果評價。
（2）拋錨式教學
拋錨式教學也被稱為“實例式教學”、“基于問題的教學”或“情境性教學”，它要求教學過程建立在有感染力的真實事件或真實問題的基礎上。建構主義認為，學習者要想完成對所學知識的意義建構，即達到對該知識所反映事物的性質、規律以及該事物與其他事物之間聯系的深刻理解，最好的辦法是讓學習者到現實世界的真實環境中去感受、去體驗（即通過獲取直接經驗來學習）。
拋錨式教學由以下幾個環節組成：創設情境——確定問題——自主學習——協作學習——效果評價。
（3）隨機進入式教學
由于事物的復雜性和問題的多面性，教師在教學過程中對同一教學內容，往往在不同的時間、不同的情境下，為不同的教學目的，以不同的方式加以呈現。換句話說，學習者可以隨意通過不同途徑、不同方式進入同樣教學內容的學習，從而獲得對同一事物或同一問題的多方面的認識與理解，這就是所謂“隨機進入教學”。
隨機進入式教學由以下幾個環節組成：創設情境——隨機進入——思維訓練——協作學習——效果評價。
二、建構主義學習理論對教學設計的指導
建構主義理論的核心是：以學生為中心，強調學生對知識的主動探索、主動發現和對所學知識意義的主動建構。因此，我認為在進行教學設計時應該注意：
1.前期分析
（1）教學目標分析：教學目標應該包含知識與技能、過程與方法、情感態度與價值觀的多元體系，這樣才有利于學習者的全面發展。
（2）學習者分析：了解學習者已有的知識水平、學習態度和心理特征，基于學習者原有的基礎，找準學生的最近發展區。
2.學習環境設計：設計真實、豐富、多樣的情境，激發學生主動學習，創設友好、合作、愉快的環境，鼓勵學生協作學習。
3.學習活動設計：學生必須自己解決問題，教師只能盡量刺激學生的思維，激發和引導他們獨立或合作解決問題。
4.自主學習設計：合理安排學習過程的各個元素，關鍵是要發揮學生的主動性、積極性，充分體現學生的主體作用。
5.學習評價設計：建立及時、有效、多元的反饋體系，同時鼓勵學生對學習內容與學習過程進行自我評價、小組評價。發展學生自我反思、自我控制的技能，幫助學生完成意義建構。
三、“離子反應”的教學設計
根據建構主義學習理論，對“離子反應”的第一課時進行教學設計，采用支架式教學。
1.教學目標設計
（1）知識與技能：理解并區分電解質、非電解質；能夠區分電解質與能導電的物質；了解電解質電離的過程，會書寫常見酸、堿、鹽的電離方程式，能夠歸納出酸、堿、鹽的定義；認識離子反應及通過實驗探究離子反應發生的條件。
（2）過程與方法：培養學生運用歸納、類比、知識遷移的能力，通過實驗觀察與探究培養學生透過現象看本質的思辨能力，通過自主學習培養學生在網絡中檢索信息、辨別信息以及用科學方法分析問題的能力。
（3）情感態度價值觀：激發學生學習化學的興趣，培養學生嚴謹求實的科學態度和團結協作的精神。
2.學習者分析
學生已經理解了物質分類的方法，了解化合物可分為酸堿鹽和氧化物。具備一定的觀察、實驗和思維能力。初步具備了通過互聯網檢索信息的技能。
3.學習環境設計
（1）任務情境的設計：①試試歸納單質、氧化物、酸、堿、鹽、有機物與電解質、非電解質的關系。②小結判斷一種物質是電解質還是非電解質的方法。③通過實驗探究并歸納出離子反應發生的條件。
（2）媒體環境的設計：①運用多媒體動畫模擬氯化鈉溶解于水的過程，激發學生思考。②向學生提供網絡等學習資源，便于學生查找資料解決問題。③課后提供“離子反應”Flash小游戲供學生下載回去玩。
（3）實驗環境的設計：
①教師演示下列物質的導電性實驗：銅、石墨、水、氯化鈉晶體、氯化鈉溶液、硫酸、稀硫酸、燒堿固體、燒堿溶液、無水酒精、蔗糖溶液、醋酸溶液。
②學生分組實驗，提供下列藥品和儀器：Na2SO4溶液、KCl溶液、BaCl2溶液、NaOH溶液、CuSO4溶液、稀鹽酸、Na2CO3溶液、酚酞試液，小試管若干支，1個膠頭滴管。
（4）協作環境的設計：學生每4人組成1個協作小組，共同查閱資料，交流問題，并整理出討論結果，派代表發言。
4.學習活動設計
（1）教學過程設計：
搭建腳手架，進入問題情境
【實驗引入】下列哪些物質能導電？在能夠導電的物質旁邊標記“√”?？纯磳嶒灲Y果是否跟你推測的一樣。（教師演示實驗）
銅、石墨、水、氯化鈉晶體、氯化鈉溶液、硫酸、稀硫酸、燒堿固體、燒堿溶液、無水酒精、蔗糖溶液、醋酸溶液。
【學生】觀察教師演示實驗并記錄實驗現象。
【教師】從上面的實驗結果中，你能夠歸納出哪類物質在什么情況下可以導電？跟小組同學分享你的看法。
【學生】通過歸納、小組內交流，回答：金屬單質可以導電；某些非金屬單質可以導電；一些酸、堿、鹽在水溶液里可以導電；某些有機物的水溶液可以導電；……
【教師】這些物質為什么可以導電？
【進入情境】多媒體動畫模擬：氯化鈉溶解于水的過程。
【學生】通過思考、小組內討論，回答：金屬單質能夠導電是由于金屬導體中存在自由電子。酸堿鹽的水溶液可以導電是因為溶液中存在能夠自由移動的離子。
【教師】什么是電解質和非電解質？
【學生】電解質是在水溶液里或熔融狀態下能夠導電的化合物。
非電解質是在水溶液里和熔融狀態下都不能導電的化合物。
【教師】研究主題①哪類物質是電解質？哪類物質是非電解質？如何判斷一種物質是電解質還是非電解質？
【教師啟發】展示：知識小卡片——物質的微觀構成。
【學生】提出假設：①與物質的微觀構成粒子有關。
②與物質的分類有關。
【教師】研究主題②離子反應發生的條件是什么？
【教師啟發】復分解反應發生的條件是什么？
【學生】復分解反應發生的條件是生成沉淀、氣體或水。
【教師啟發】沉淀、氣體和水這三者有沒有共同點？
【學生】沉淀、氣體和水都是難電離的物質。
【教師啟發】能否利用實驗室提供的藥品和儀器進行實驗探究。
【學生】提出假設：離子反應發生的條件是溶液中的粒子結合成難電離的物質。
獨立探索，思考方案
【學生獨立思考完成】①歸納單質、氧化物、酸、堿、鹽、有機物與電解質、非電解質的關系。（用交叉分類法表示）小結判斷一種物質是電解質還是非電解質的方法。
②根據實驗室提供的藥品和儀器，設計實驗證明：離子反應發生的條件是溶液中的粒子結合成難電離的物質。
小組合作，協作學習
【學生活動】學生每4人為一小組，交流各自的思考結果，再通過討論、補充后確定本小組的最終結論及實驗方案。教師審定（只要安全、合理的，就允許學生進行實驗，是否能夠達到實驗目的讓實踐去檢驗）后，學生進行實驗、記錄現象、分析結果、得出結論。
組間交流，多元評價
【學生活動】學生以小組為單位，輪流派一名代表上臺發言，展示本小組的實驗方案及結論。在所有代表發言結束后可以有5分鐘時間同學們自由提出質疑、提問或辯論，評出最佳方案。
點評歸納，總結提升
離子反應范文2
化還原反應主要看電子得失轉移，化學式改寫離子反應方程式是一個技巧。拆就是強電解質拆，溶解度表是一定要會背的，但切記強酸強堿和可溶性鹽拆，微溶物質反應物時拆，生成物時不拆。
氧化還原反應化學反應前后，元素的氧化數有變化的一類反應。氧化還原反應的實質是電子的得失或共用電子對的偏移。 氧化還原反應是化學反應中的三大基本反應之一。自然界中的燃燒，呼吸作用，光合作用，生產生活中的化學電池，金屬冶煉，火箭發射等等都與氧化還原反應息息相關。
（來源：文章屋網 ）
離子反應范文3
關鍵詞:離子反應;圖像;碳酸鈉;鹽酸
文章編號:1005-6629(2009)08-0104-03中圖分類號:G633.8文獻標識碼:B
1例題分析
例1. 如圖1表示的是向Na2CO3溶液中滴加稀鹽酸產生CO2的過程:
(1)寫出a點以前發生反應的離子方程式__________________。
(2)寫出a點到b點發生反應的離子方程式 __________________。
(3)若某Na2CO3溶液中含有m mol Na2CO3,向其中滴入一定量的稀鹽酸,恰好使溶液中的Cl-和HCO3-的物質的量之比為2∶1,則滴入的稀鹽酸中HCl的物質的量等于_________mol(用m表示)。
分析:向Na2CO3溶液中滴加稀鹽酸,在此過程中,先發生CO32-+H+=HCO3-、此過程無氣體生成,當所有CO32-完全轉化為HCO3-時,即a點。 a點到b點加入的鹽酸不斷和HCO3-結合生成CO2,即HCO3-+H+=H2O+CO2,CO2隨鹽酸的加入不斷增多,直至HCO3-完全轉變為CO2,即b點,而再加入鹽酸,CO2的量因無反應而保持不變。
由化學反應方程Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl可知,Cl-和HCO3-的物質的量之比為1∶1,若要Cl-和HCO3-的物質的量之比為2∶1,必須發生NaHCO3+ HCl=NaCl+H2O+CO2反應,因此,反應在a點到b點之間,由鈉元素守恒可知2n(Na2CO3) =n(NaCl)+n(NaHCO3),并且 n(NaCl)= 2n(NaHCO3),得n(NaCl)=4m/3 mol, 再由氯元素守恒可知n(HCl)=n(NaCl)=4m/3 mol。
答案:(1)CO32-+H+=HCO3-; (2)HCO3-+H+=H2O +CO2; (3)4m/3
例2. 向濃度相等、體積均為50 mL的A、B兩份NaOH溶液中,分別通入一定量的CO2后,再稀釋到100 mL。
(1)在NaOH溶液中通入一定量的CO2后,溶液中溶質的可能組成是
①_______;②_______;③_______;④_______。
(2)在稀釋后的溶液中逐滴加入0.1 mol/L的鹽酸,產生CO2的體積(標準狀況)與所加鹽酸的體積關系如圖2所示。
①A曲線表明,原溶液通入CO2后,所得溶質與鹽酸反應產生CO2的最大體積是___________mL(標準狀況)。
②B曲線表明,原溶液通入CO2后,所得溶液中溶質的化學式為______________。
③原NaOH溶液的物質的量濃度為__________。
分析:在NaOH溶液中通入一定量的CO2,溶液中溶質的可能組成,可以認為是在NaOH溶液中不斷通入CO2時,溶液中溶質的各種組成情況:①NaOH和Na2CO3;②Na2CO3;③Na2CO3和NaHCO3;④NaHCO3。
由鈉元素守恒可知,75 mL時,溶液的溶質都只有NaCl,因此,無論以上四中情況中的哪一種,都是在75 mL時CO2體積一定,消耗鹽酸體積相同。若只有Na2CO3,發生反應CO32-+H+=HCO3-和HCO3-+ H+=H2O+CO2,兩步消耗鹽酸體積相等,開始生成CO2前后,消耗鹽酸體積之比為1∶1,開始生成氣體應該為75/2 mL。曲線A:開始生成CO2前后,消耗鹽酸體積之比25 mL小于(75-25)mL, 小于1∶1;所得溶液中溶質為Na2CO3和NaHCO3,同理, B曲線60 mL大于(75-60)mL,大于1∶1對應溶液中溶質為NaOH和Na2CO3。A曲線對應的原溶液通入CO2后,所得溶質與鹽酸反應產生CO2的最大體積,也就是25 mL至75 mL鹽酸發生NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2,產生的CO2,V(CO2)=0.1mol?L-1×(75-25)mL×10-3 L?mL-1×22.4 L?mol-1=112 mL。由鈉元素守恒可知75 mL時,0.1 mol?L-1×75 mL×10-3 L?mL-1=50 mL×10-3 L?mL-1×C(NaOH), C(NaOH)=0.15 mol?L-1。
答案:(1)①NaOH和Na2CO3;②Na2CO3;③Na2CO3和NaHCO3; ④NaHCO3
(2)①112; ②NaOH和Na2CO3; ③0.15 mol?L-1
2 跟蹤演練
跟蹤演練1、將5.0 g Na2CO3、NaOH固體混合物完全溶解于水,配成溶液,然后向該溶液中逐滴加入1.0 mol?L-1的硫酸,所加硫酸的體積與產生CO2的體積(標準狀況)關系如圖3所示:
(1)寫出從開始加入硫酸到A點發生反應的離子方程式__________________。
(2)當加入35 mL硫酸時,產生CO2的物質的量為__________________mol。
(3)計算原混合物中NaOH的質量分數__________________。
跟蹤演練2、將一定濃度的NaOH溶液400 mL,平均分為A、B、C、D四等份,分別通入一定量的CO2,然后分別逐滴滴入0.1 mol?L-1的HCl溶液,標準狀況下產生的CO2氣體的體積與所加鹽酸的體積關系圖4所示。
試回答下列問題:
(1)原NaOH溶液的濃度為_______________。
(2)曲線A表明,A溶液中通入CO2后,溶液中的溶質為__________________________,其物質的量為__________________。
(3)曲線B表明,B溶液中通入CO2后,溶液中的溶質為_____________________________,其物質的量是__________________。
離子反應范文4
碘和碘離子反應平衡常數均為7、4乘以十的二次方，單位為升每摩爾。
化學平衡常數，是指在一定溫度下，可逆反應無論從正反應開始，還是從逆反應開始，也不管反應物起始濃度大小，最后都達到平衡，這時各生成物濃度的化學計量數次冪的乘積與各反應物濃度的化學計量數次冪的乘積的比值是個常數，用K表示，這個常數叫化學平衡常數。
（來源：文章屋網 ）
離子反應范文5
2007年高考共有17套試卷中有化學試題，這些試題中對離子反應作了比較詳盡的考查，下面對此作一些探討：
1考查離子能否共存
例1：(2007年江蘇卷-6)向存在大量Na+、Cl-的溶液中通入足量的NH3后，該溶液中還可能大量存在的離子組是
1.2 溶液中離子能否大量共存的解題策略
一看要求：即題干要求是判斷離子的共存還是不共存。
二看條件：如堿性、酸性、無色，因發生氧化還原反應或加入某種物質不會產生氣體或者沉淀，pH值、某指示劑變化，與Al反應放出H2等條件。
三看反應：看能否發生復分解反應、氧化還原反應、水解反應、配合反應。
2 考查離子方程式
例2：(2007年上海-8)下列反應的離子方程式正確的是
2.1 離子方程式的正誤判斷題的解題策略
(1)一看反應是否能發生，如果反應不能發生，當然也就沒有離子方程式可言。
(2)二看反應是否在水溶液或熔融條件下進行，因為在這樣條件下電解質可電離為自由移動的離子，才能發生離子反應。例如：如氯化銨固體與熟石灰固體之間經加熱生成氨氣的反應，就不能用離子方程式表示，只能用化學方程式表示：2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3+2H2O； 又如 NaCl
固體與濃硫酸、Cu與濃硫酸的反應，只能用化學方程式表示：2NaCl+H2SO4(濃)2NaCl+2HCl， Cu+2H2SO4(濃) CuSO4+SO2+2H2O。
(3)三看符號運用是否正確，正確運用連接符號“”和“”及狀態符號“”“”，強電解質的電離、不可逆反應、 雙水解反應應用“ ”；弱電解質的電離、可逆反應、單水解反應應用“”。復分解反應、雙水解反應生成的難溶物用“”，氣體用“”；單水解反應生成的難溶物不用“”，氣體不用“”。
(7)七看是否守恒，一個正確的離子方程式，不僅要遵循物質質量守恒，還要遵循電荷守恒。即反應前后各元素的原子個數要相等，方程式兩邊離子所帶電荷數也應相等。如硫酸亞鐵溶液中加入過氧化氫溶液寫成：Fe2++2H2O2+4H+=Fe3++4H2O就錯了。雖然反應前后各元素原子個數相等，但兩邊電荷數不等。正確的寫法是：2Fe2++H2O2+2H+=2Fe3++2H2O。
分別取它們的水溶液進行實驗，結果如下：
①A溶液與B溶液反應生成白色沉淀，沉淀可溶于E溶液；
②A溶液與C溶液反應生成白色沉淀，沉淀可溶于E溶液；
③A溶液與D溶液反應生成白色沉淀，沉淀可溶于鹽酸；
④B溶液與適量D溶液反應生成白色沉淀，加入過量D溶液，沉淀量減少，但不消失。
據此推斷它們是
A_____________；B_____________；
C_____________；D_____________；
E_____________。
例4：(2007北京理綜-27)(17分)某課外小組對一些金屬單質和化合物的性質進行研究。
(1)下表為“鋁與氯化銅溶液反應”實驗報告的一部分：
按反應類型寫出實驗中發生反應的化學方程式各一個(是離子反應的只寫離子方程式)
置換反應_______________________；
化合反應_______________________。
(2)用石墨作電極，電解上述實驗分離出的溶液，兩極產生氣泡。持續電解，在陰極附近的溶液中還可以觀察到的現象是_____________。
解釋此現象的離子方程式是_______________。
(3)工業上可用鋁與軟錳礦(主要成分為MnO2)反應來煉錳。
①用鋁與軟錳礦冶煉錳的原理是(用化學方程式來表示)_________。
②MnO2在H2O2分解反應中作催化劑。若將適量MnO2加入酸化的H2O2的溶液中，MnO2溶解產生Mn2+，該反應的離子方程式是_______________。
解析：(1)氯化銅溶液反應中Cu2+水解，Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+，將打磨過的鋁片(過量)放入一定濃度的CuCl2溶液中：2Al+6H+ 2Al3++3H2，2Al+3Cu2+ 2Al3++3Cu。紅色固體用蒸餾水洗滌后，置于潮濕空氣中會發生吸氧腐蝕： 2Cu+O2+H2O+CO2 Cu2(OH)2CO3。
(2)根據離子的放電順序規律可知：用石墨作電極電解上述實驗分離出的溶液，陽極上是Cl-放電；陰極上是H+放電， 留下OH-， 而OH-又和Al3+反應生成Al(OH)3沉淀， 過量的OH-又和Al(OH)3反應而使其溶解。
(3)①聯想鋁熱反應便可做答。
②由“若將適量MnO2加入酸化的H2O2的溶液中，MnO2溶解產生Mn2+，”可知H2O2中的-1價的氧變成0價的氧。
答案：(1)2Al+6H+ 2Al3++3H2，2Al+3Cu2+2Al3++3Cu
2Cu+O2+H2O+CO2Cu2(OH)2CO3
(2)白色沉淀生成后，沉淀逐漸溶解至消失
離子反應范文6
弱電解質的電離
一、電解質和非電解質
電解質、非電解質、電離的概念，強電解質、弱電解質的概念。
二、弱電解質的電離程度和電離平衡
（一）弱電解質電離平衡的建立：在一定條件下（如：溫度、壓強），當弱電解質電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫做電離平衡。
（二）電離平衡的特征：具有“
”、“
”、“
”、“
”的特征。
（三）電離平衡常數和電離度
1．電離平衡常數：是指在一定條件下，弱電解質在溶液中達到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值。
HA
H+
+
A－
注：（1）在此計算公式中，離子濃度都是平衡濃度；
（2）電離平衡常數的數值與溫度有關，與濃度無關；弱電解質的電離是吸熱的，一般溫度越高，電離平衡常數越
（填“大”或“小”）；
（3）電離平衡常數反映弱電解質的相對強弱，通常用Ka表示弱酸的電離平衡常數，用Kb表示弱堿的電離平衡常數。Ka越大，弱酸的酸性越強；Kb越大，弱堿的堿性越強。多元弱酸是分布電離的，每一級電離都有相應的電離平衡常數（用Ka1、Ka2等表示），且電離平衡常數逐級減小。
2．電離度
弱電解質的電離度與溶液的濃度有關，一般而言，濃度越大，電離度越小；濃度越小，電離度越大。
（四）影響弱電解質電離平衡移動的因素
1．濃度：弱電解質的溶液中，加水稀釋，電離平衡正移，電離度增大。即稀釋
電離。
思考：此規律用電離平衡常數如何解釋？
2．溫度：因為電離是吸熱的，因此升溫
（填“促進”或“抑制”）電離。
3．加入其它電解質
（1）加入與弱電解質電離出的離子相同的離子，電離平衡
移動，電離度
；
（2）加入與弱電解質電離出的離子反應的離子，電離平衡
移動，電離度
。
思考1：0.1mol/L
CH3COOHCH3COO—
+
H+
平衡移動
H+數目
c（H+）
c（CH3COO-）
電離平衡常數
電離度
溶液的導電能力
NaOH(s)
HCl(g)
NaAc(s)
Na2CO3(s)
加熱
冰醋酸
水
思考2：一元強酸與一元弱酸的比較
（1）相同物質的量濃度、相同體積的HCl與CH3COOH的比較
HCl
CH3COOH
c（H+）
中和酸所用NaOH的物質的量
與過量Zn反應產生H2的體積
與Zn反應的起始反應速率
（2）相同c(H+)、相同體積的HCl與CH3COOH的比較
HCl
CH3COOH
酸的濃度
中和所用NaOH的物質的量
與過量Zn反應產生H2的體積
與Zn反應
起始反應速率
反應過程速率
［例2］已知磷酸是中強度的三元酸，試分析磷酸的各步電離，并用電離平衡理論加以解釋。討論：磷酸與磷酸鈉在同一溶液中能大量共存嗎？為什么？
［例3］在0.2mol/L氨水中存在下列平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH4＋＋OH－，請就可變外界條件時，平衡及溶液中某些項目的改變填寫下表：
改變條件
平衡移動方向
pH
c(NH4＋)
微熱（設溶質不揮發）
通入氨氣至飽和
通少量HCl氣體
加少量NaOH固體
加少量NH4Cl固體
加水稀釋
［例4］已知常溫下一水合氨的Kb＝1.75×10－5，試回答下列問題：
（1）當向該溶液中加入一定量的NaOH固體時，平衡常數是否變化（設溫度不變）？c(OH－)是否變化？
（2）若氨水的起始濃度為0.01mol/L，平衡時c(OH－)是多少？
水的電離和溶液的pH值
一、水的電離：
水是一種極弱的電解質，存在電離平衡：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，簡寫為：H2OH＋＋OH－
根據水的電離平衡，寫出相應的平衡常數表達式，應有
室溫時，1L純水中（即55.56mol/L）測得只有1×10－7molH2O發生電離，電離前后H2O的物質的量幾乎不變，故c（H2O）可視為常數，上式可表示為：c（H＋）·c（OH
－）＝K電離·c（H2O） K電離與常數c（H2O）的積叫做水的離子積常數，用KW
表示，室溫時：KW＝c（H＋）·c（OH
－）＝1×10－14
1、水分子能夠發生電離，水分子發生電離后產生的離子分別是H3O＋和OH－，發生電離的水分子所占比例很??；
2、水的電離是個吸熱過程，故溫度升高，水的KW增大，100℃時Kw
＝c（H＋）·c（OH－）＝1×10－12
3、水的離子積不僅適用于純水，也適用于酸、堿和鹽的稀溶液，任何溶液中由水電離的c（H＋）與c（OH
–）總是相等的；
4、含有H＋的溶液不一定是酸，同樣含OH
－的溶液也不一定是堿，在任何水溶液中都存在H＋和OH
－，溶液顯酸性、中性、還是堿性，主要由c（H＋）和c（OH－）的相對大小決定；
5、在酸、堿和鹽的稀溶液中，均存在水的電離平衡，也就是水溶液中都是H＋、OH－共存的。水溶液中都存在Kw＝c（H＋）·c（OH－）（Kw
25℃＝10－14）；
6、酸、堿由于電離產生的H＋或OH－對水的電離平衡起抑制作用，使水的電離程度減小，而某些鹽溶液中由于Ac－、NH4＋等“弱離子”因結合水電離出的H＋或OH－能促進水的電離平衡，使水的電離程度增大，但無論哪種情況，只要溫度不變，KW就不變。
二、溶液的酸堿性和pH
溶液的酸堿性與溶液中c（H＋）和c（OH－）的關系：
中性溶液c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－7mol/L
酸性溶液c（H＋）＞c（OH－），c（H＋）＞1×10－7mol/L
堿性溶液c（H＋）＜c（OH－），c（H＋）＜1×10－7mol/L
但由于我們經常用到c（H＋）很小的溶液，如c（H＋）＝1×10－7mol/L的溶液，用這樣的量來表示溶液的酸堿性的強弱很不方便。為此，化學上常采用pH來表示溶液酸堿性的強弱。pH表示c（H＋）的負對數，那么，溶液的酸堿性與溶液的pH值的關系為：pH＝－lg
c（H＋）
中性溶液c（H＋）＝1×10－7mol/L
pH＝7；
酸性溶液c（H＋）＞1×10－7mol/L
pH＜7
堿性溶液c（H＋）＜1×10－7mol/L
pH＞7
1、溶液的酸堿性是指溶液中c（H＋）與c（OH－）的相對大小，當c（H＋）＞c（OH－）時，溶液顯酸性，當c（H＋）＜
c（OH－）時，溶液顯堿性，在未注明條件時，不能用pH值等于多少或c（H＋）與1×10－7mol/L的關系來判斷溶液的酸、堿性。一般未注明條件都是指常溫；
2、酸溶液不一定就是酸，也可能是某些鹽溶液，同樣，堿溶液也不一定是堿；
3、水中加酸或堿均抑制水的電離，但由水電離出的c（H＋）與c（OH－）總是相等；
4、任何電解質溶液中，H＋與OH－總是共存，c（H＋）與c（OH－）此消彼長，但只要溫度不變，則Kw
＝c（H＋）·c（OH－）不變；
5、酸性溶液中c（H＋）越大，酸性越強，pH越??；堿性溶液中c（OH－）越大，c（H＋）越小，pH越大，堿性越強；
6、pH的適應范圍：稀溶液，0～14之間；
7、pH的測定方法：酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞
常用酸堿指示劑及其變色范圍：
指示劑
變色范圍的pH
石蕊
＜5紅色
5～8紫色
＞8藍色
甲基橙
＜3.1紅色
3.1～4.4橙色
＞4.4黃色
酚酞
＜8無色
8～10淺紅
＞10紅色
8、pH值的測定也可以用pH試紙――最簡單的方法。
操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液點試紙中部，然后與標準比色卡比較讀數即可。
注意：①事先不能用水濕潤pH試紙；②只能讀取整數值或范圍
三、混合液的pH值計算方法公式
1、強酸與強酸的混合：
先求c(H＋）混：將兩種酸中的H＋離子數相加除以總體積，再求其它）c(H＋)混
＝（c(H＋)1V1＋c(H＋)2V2）/（V1＋V2）
2、強堿與強堿的混合：
先求c(OH－)混：將兩種酸中的OH－離子數相加除以總體積，再求其它）c(OH－)混＝（c(OH－)1V1＋c(OH－)2V2）/（V1＋V2）（注意：不能直接計算c(H＋）混）
3、強酸與強堿的混合：
先據H＋＋OH－
＝H2O計算余下的H＋或OH－，H＋有余，則用余下的H＋數除以溶液總體積求c(H＋）混；OH－有余，則用余下的OH－數除以溶液總體積求c(OH－)混，再求其它
注意點：
（1）在加法運算中，濃度相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計！
（2）混合液的pH值是通過計算混合液的c(H＋）混或c(OH－)混求解的，因此，計算時一定要遵循“酸按酸”、“堿按堿”的原則進行。
（3）不同體積的溶液相互混合時，混合后溶液的體積都會發生改變，但在不考慮溶液體積的變化時，我們可近似認為體積具有加和性，即混合后體積等于原體積的和，當題目給出混合后溶液的密度時，則不能運用體積的加和性來計算溶液的體積，而應該用質量與密度的關系求算溶液的體積。
四、稀釋過程溶液pH值的變化規律
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH?。絧H原＋n
（但始終不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH?。紁H原＋n
（但始終不能大于或等于7）
3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH?。絧H原－n
（但始終不能小于或等于7）
4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH?。緋H原－n
（但始終不能小于或等于7）
注意點：
（1）常溫下不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均為7。
（2）稀釋時，弱酸、弱堿電離程度增大，弱電解質電離產生的離子增多，溶液中c（H＋）和c（OH－）變化較慢，因此溶液的pH變化得慢，強酸、強堿則沒有電離程度的影響，所以變化得快。
（3）相同pH的強酸（強堿）溶液與弱酸（弱堿）溶液稀釋相同的倍數時，強酸（強堿）變化比弱酸（弱堿）的變化幅度要大，可利用這一點來判斷弱電解質的相對強弱。
［例1］常溫下，10－4mol/L
的鹽酸溶液中，c（OH－）＝
mol/L，將上述鹽酸稀釋10倍，溶液中c（H＋）＝
mol/L、c（OH－）＝
mol/L；將上述溶液稀釋10000倍，溶液中c（H＋）＝
mol/L 、c（OH－）＝
mol/L。
［例2］pH＝2的A、B兩種酸溶液各1mL，分別加水稀釋到1000mL，其pH值與溶液體積V的關系如圖所示。下列說法正確的是
（
）
A．A、B兩酸溶液的物質的量濃度一定相等
B．稀釋后，A溶液的酸性比B溶液強
C．a＝5時，A是強酸，B是弱酸
D．若A、B都是弱酸，則5＞a＞2
［例3］將pH＝8的氫氧化鈉溶液與pH＝10的氫氧化鈉溶液等體積混合后，溶液中的氫離子濃度最接近于
（
）
A、mol·L－1
B、mol·L－1
C、（10－8＋10－10）mol·L－1
D、2×10－10
mol·L－1
［例4］50mLpH＝1的硫酸和鹽酸的混合液與50mL的Ba（OH）2溶液相混合，充分反應后過濾，得到沉淀0.466g，濾液的pH為13。
（1）混合酸液中SO42－和Cl－的物質的量濃度
；
（2）Ba（OH）2的物質的量濃度
。
［例5］已知HCO3－比HBrO更難電離，但HBrO的酸性比H2CO3弱，寫出以下反應的離子方程式：
