第三章电离平衡第一节电离平衡教材分析：本节教材共分三方面内容：强弱电解质与化合物结构的关系，弱电解质的电离平衡，以及电离平衡常数。
教材是在三方面内容基础上建立起来的：初中化学中的溶液导电实验、高一教材中的强弱电解质的概念及电离和上一章所学的化学平衡的建立及移动的有关知识。
因此，本节内容虽然相对是新知识，但只要把握好三方面的基础的作用，完全可以很容易建立新的知识点。
对于强弱电解质与化合物结构的关系，教学中只要把常见的化合物，如，酸、碱、盐、氧化物等与电解质强弱建立联系即可，教学中还要说明强弱电解质在水溶液中存在的粒子的不同。
弱电解质电离平衡是本章的重点，也是今后各节内容特别是盐的水解知识的基础，十分重要，弱电解质电离平衡的特征必须认真掌握。
关于弱电解质的平衡的影响因素即电离平衡的移动，虽然课本中没有具体说明，但教学中应该依赖化学平衡移动原理让学生结合具体实例讨论，在研究中学习。
关于电离平衡常数问题，一方面要结合化学平衡常数的特征，建立电离平衡常数的概念，也要讨论得出电离平衡常数的意义。
关于多元酸的电离问题，一定建立有关规律。
教学目的与要求:1．使学生了解强、弱电解质与结构的关系。
2．使学生理解电解质的电离平衡以及浓度等条件对电离平衡的影响3．常识性介绍电离平衡常数。
教学重点：电离平衡的建立以及电离平衡的移动教学难点：外界条件对电离平衡的影响，电离平衡常数教学方法：讲述法、比较发现法、实验法、启发引导法课型：新课课时：2教学内容：第一课时新课的准备:复习强弱电解质概念，强弱电解质的电离及电离方程式的书写；复习化学键的知识。
设问：强弱电解质与其结构有没有关系呢？新课进行：一、强、弱电解质与结构的关系复习：强电解质电解质弱电解质化合物非电电解质从氯化钠、硫酸钾、盐酸、硫酸、硝酸等为强电解质说起：强电解质：水溶液中完全电离，绝大多数为离子化合物和强极性共价化合物，如，强酸、强碱、绝大多数盐；弱电解质：水溶液中不完全电离，绝大多数为含极性键的共价化合物，如，弱酸、弱碱、水。
设问：碳酸钙与一水合氨分别是强电解质，还是弱电解质？二、弱电解质的电离平衡1、电离平衡的建立以醋酸为例：CH3COOH CH3COO －＋H＋说明：醋酸的电离是一个可逆的过程，一方面分子电离出离子，另一方面离子重新结合成分子。
当矛盾的过程势均力敌时，也可以建立平衡——电离平衡：在一定条件下，当电解质分子电离成离子（离子化）的速率与和离子重新结合生成分子（分子化）的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
①从电离开始：CH3COOH CH3COO －＋H＋（醋酸加水）②从离子结合成分子开始：CH3COO －＋H＋CH3COOH （醋酸钠溶液中加入盐酸）2、电离平衡的特征“动”——动态平衡；“等”——V分子化=V离子化；“定”——弱电解质的电离程度保持一定，溶液中各种粒子的浓度保持一定；“变”——外界条件发生变化，电离平衡也要发生移动。
3．影响电离平衡的因素讨论：在氨水中，分别加入适量盐酸、NaOH溶液和NH4Cl溶液，对NH3·H2O 的电离平衡各有什么影响？有关分子及离子浓度发生怎么样的变化？并简要说明理由。
①加入适量盐酸，平衡如何移动？NH3·H2O NH4＋＋O H－②加入NaOH溶液，平衡如何移动？③加入氯化铵溶液，平衡如何移动？说明：②、③平衡如何移动，取决于加入溶液的浓度。
强调：①对弱电解质溶液的稀释过程中，弱电解质的电离程度增大，溶液中离子数目增多，溶液中离子浓度由小变大，再变小；②电离均为吸热过程，升高温度，电离程度增大，离了数目增多，离子浓度增大。
新课的延伸：①电离度的概念简介：与化学平衡中转化率性质相同的参数，适合于弱电解质建立平衡时，反映电解质的电离程度的大小，可以用于判断电解质的强弱，电离度的影响因素；②对于NH3＋H2O NH3·H2O NH4＋＋O H－平衡体系，改变压强、加水稀释、升高温度，电离平衡如何移动？教学小结：总结电离平衡的建立、特征、影响因素；练习电离方程式、，强调多元酸的分步电离。
作业：P60一、填空题1、2、4课堂讨论P61三、四，书面作业课后小结：第二课时新课的准备:1、复习电离平衡的建立、特征及影响因素；2、讨论对弱电解质溶液加水稀释后，各粒子浓度的变化情况；3、请学生书写盐酸、硫酸、醋酸电离的电离方程式；4、复习化学平衡常数概念及表达式。
新课进行：三、电离平衡常数1．电离平衡常数说明：电离平衡与化学平衡一样，各离子浓度与分子浓度之间在一定温度下也存在着一定量关系。
以一水合氨和醋酸电离为例，电离平衡常数表达式：C（NH4＋）·C（OH－）K=（NH3·H2O）C（H＋）·C（CH3COO－）K=（CH3COOH）强调：①电离平衡常数的意义：判断弱酸弱碱的相对强弱；②电离平衡常数受温度的影响（影响不大），与浓度无关。
2．多元弱酸的电离多元弱酸分步电离，每一步电离均有电离常数，各步的电离程度也不相同，其中第一级电离程度最大：K1＞K2＞K3＞……＞K i。
以磷酸电离为例：H3PO4H＋＋H2PO4－K1=7.5×10－3H2PO4－H＋＋HPO42－K2=6.2×10－8HPO42－H＋＋PO43－K3=2.2×10－13强调：①多元弱碱电离与多元弱酸电离情况相似。
②多元弱酸电离以第一级为主，只写第一级电离也可。
新课的延伸：电离度与平衡常数影响因素不同比较。
教学小结：电离平衡常数与多元弱酸的电离。
作业：P61一、填空题3、4；二、选择题课后小结：第三章第二节水的电离和溶液的PH教材分析：本节实际上是电离平衡在水的电离及电离平衡移动方面的具体运用，是第三节盐类水解的基础。
节节教学的关键之一是水的离子积常数的导出，强调水的离子积常数是水的电离平衡常数的一种表示形式。
本节另一个关键是溶液的酸碱性及溶液的PH，一定温度下不论是纯水，还是酸碱的稀溶液中，水溶液中水电离出的H＋、OH－浓度之积总为一个常数，溶液出现酸碱性，只是溶液中H＋、OH－浓度相对大小不同。
在介绍溶液PH时，应该说明“P”的含义，还要强调引入PH的意义。
教学目的与要求:1、使学生了解水的电离和水的离子积；2、使学生了解溶液的酸碱性和PH的关系。
教学重点：水的离子积，c（H＋）、PH与溶液酸碱性的关系。
教学难点：水的离子积，有关PH计算。
教学方法：推理法、讲述法、分析比较法课型：新课课时：2教学内容：第一课时新课的准备:复习电离平衡常数的表达式，以一水合氨电离表示之。
请学生回答弱电解质包括哪些物质？弱酸、弱碱和水。
复习初中的化学中学习的PH与溶液酸碱性的关系。
引入课题：实验证明，水确实是一种极弱的电解质，在25℃时，纯水中c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol·L－，说明水可以电离。
新课进行：第二节水的电离和溶液的PH一、水的电离水的电离：H2O＋H2O H3O＋＋OH－简写：H2O H＋＋OH－K= c（H＋）c（OH－）c（H2O）已知纯水的物质的量浓度为55.6mol/L，c（H＋）·c（OH－）=55.6×K w K w= c（H＋）·c（OH－）。
（说明水的浓度几乎不变）1、水的离子积通常把K w叫做水的离子积常数，简称水的离子积，只与温度有关。
已知在25℃时，水中的H＋浓度与OH－浓度均为1×10－7mol/L，所以在25℃时，K w= c（H＋）·c（OH－）=1×10－7×1×10－7=1×10－14。
2、影响水的电离的因素①加入酸或碱，抑制水的电离，K w不变；②加入某些盐，促进水的电离，K w不变；③升高温度，电离过程是一个吸热过程，促进水的电离，水的离子积增大，在100℃时，K W=1×10－12。
新课的延伸：1、c（H＋）=1×10－7mol/L，溶液一定呈中性吗？说明：溶液或纯水呈中性，是因为溶液中c（H＋）=c（OH－）。
2、纯水中溶液H＋、OH－浓度的计算方法：c（H＋）=c（OH－）=Kw。
教学小结：水的离子积及25℃时纯水中水的离子积常数。
影响水的离子积常数的因素。
计算纯水中H＋、OH－浓度的方法。
作业：P65一、1课堂作业思考乙醇呈中性与纯水呈中性是一回事吗？课后小结：第二课时新课的准备:1、25℃时水的离子积常数值；2、水的离子积常数与温度的关系；3、往纯水中加入稀盐酸和NaOH溶液后，c（OH－）、c（H＋）如何变化？从平衡移动原理加以解释。
新课进行：二、溶液的酸碱性和PH讲述：常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅纯水，而且在酸性或碱性的稀溶液中，均存在H＋、OH－，且c（H＋）·c（OH－）=1×10－14。
1、溶液的酸碱性分析：中性溶液中，c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L；酸性溶液中，c（H＋）＞c（OH－），c（H＋）＞1×10－7mol/L；碱性溶液中，c（H＋）＜c（OH－），c（H＋）＜1×10－7mol/L。
强调：①含水的稀溶液中，H＋与OH－共存，H＋与OH－的相对多少决定溶液的酸碱性，但二者浓度的积必为常数；②碱性溶液中的c（H＋）=Kw/c（OH－）；同理，酸性溶液中的c（OH－）=Kw/ c（H＋）。
说明：当我们表示很稀的溶液时，如，c（H＋）=1×10－7mol/L，用c（H＋）或c（OH－）表示溶液的酸碱性很不方便。
2、溶液的PH化学上常用c（H＋）的负常用对数表示溶液酸碱性的强弱：PH=lg｛c（H＋）｝计算：纯水中，c（H＋）= 1×10－7mol/L ，PH=lg｛c（H＋）｝=lg 1×10－7=7；1×10－2mol/LHCl溶液，PH=lg｛c（H＋）｝=lg1×10－2=2；1×10－2mol/LNaOH溶液，c（H＋）=1×10－12mol/L，PH=lg｛c（H＋）｝=12；3×10－5mol/LHCl溶液，PH=lg｛c（H＋）｝=5－lg3。
强调：①c（H＋）=m×10－n mol/L，PH=n－lgm。
②溶液酸碱性与PH值的关系中性溶液中，c（H＋）=1×10－7mol/L，PH=7；酸性溶液中，c（H＋）＞1×10－7mol/L，，溶液酸性越强，溶液的PH值越小；碱性溶液中，c（H＋）＜1×10－7mol/L，PH＞7，溶液碱性越强，溶液的PH值越大。
③c（H＋）、PH、溶液酸碱性的关系为了方便，PH值的范围：0～14，c（H＋）或c（OH－）大于1mol/L 的溶液，直接用溶液浓度表示溶液酸碱性。