高中化學(xué) 選修四 第三章 ——水溶液中的離子平衡全章教案(優(yōu)秀)

1、高中化學(xué)水溶液中的離子平衡【本節(jié)學(xué)習(xí)目標(biāo)】（1）了解電解質(zhì)的概念（2）根據(jù)電解質(zhì)在水溶液中的電離與電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性，理解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解的概念，并能正確書寫電離方程式（3）理解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡（4）了解水的電離及離子積常數(shù)（5）認(rèn)識溶液的酸堿性、溶液中c(H+)和c(OH)、pH三者之間的關(guān)系，并能進(jìn)行簡單計(jì)算（6）了解酸堿中和滴定的原理（7）了解溶液pH的調(diào)控在生活、生產(chǎn)和科學(xué)研究中重要作用（8）理解鹽類水解的原理，掌握影響鹽類水解程度的主要因素和鹽類水解的應(yīng)用（9）在理解離子反應(yīng)本質(zhì)的基礎(chǔ)上，能從離子角度分析電解質(zhì)在水溶液中的反應(yīng)（8）了解難溶電解質(zhì)的溶解平衡及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)

2、學(xué)習(xí)重點(diǎn)：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素和鹽類水解的應(yīng)用學(xué)習(xí)難點(diǎn)：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，鹽類水解平衡【知識要點(diǎn)梳理】一、電解質(zhì)的電離平衡（一）電解質(zhì)和非電解質(zhì)電解質(zhì)非電解質(zhì)概念在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?。在水溶液和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。微觀結(jié)構(gòu)大多數(shù)離子化合物強(qiáng)極性鍵構(gòu)成的共價(jià)化合物極性鍵或非極性鍵構(gòu)成的共價(jià)化合物實(shí)例酸、堿、鹽、H2O等大多數(shù)有機(jī)物、SO3、CO2等（二）強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念一定條件下能夠全部電離的電解質(zhì)一定條件下只能部分電離的電解質(zhì)電離程度完全電離，不存在電離平衡部分電離，存在電離平衡電

3、離方程式H2SO4=2H+SO42-NaHCO3=Na+HCO3-NaHSO4=Na+H+SO42Ca(HCO3)2=Ca2+2HCO3CH3COOHCH3COO-+H+NH3H2ONH4+OH-H3PO4H+H2PO4H2PO4H+HPO42HPO42H+PO43溶液中溶質(zhì)微粒只有水合離子水合離子，弱電解質(zhì)分子實(shí)例強(qiáng)酸：HCl、HNO3、H2SO4 HBr、HI、HClO4等強(qiáng)堿：KOH、NaOH、Ba(OH)2 Ca(OH)2絕大多數(shù)鹽(BaSO4、AgCl、CaCO3)弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、 HNO2、H3PO4、H2CO3 、H2SiO3、HCOOH CH3COOH

4、、等。弱堿：NH3H2O、Fe(OH)3等不溶性堿說明：BaSO4、AgCl、CaCO3是強(qiáng)電解質(zhì)，它們的水溶液中離子濃度非常小，導(dǎo)電能力非常弱，但溶解的那一小部分是完全電離的； Fe(OH)3的溶解度也很小， Fe(OH)3屬于弱電解質(zhì)；HCl、 CH3COOH的溶解度都很大， HCl屬于強(qiáng)電解質(zhì)，而CH3COOH 屬于弱電解質(zhì)；所以電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解性沒有必然聯(lián)系。（三）、弱電解質(zhì)的電離平衡及其移動(dòng)電離平衡的概念：在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)電離平衡的特征：弱電解質(zhì)的電離平衡屬于化學(xué)平衡中的一種，具有

5、以下一些特征：“逆”弱電解質(zhì)的電離是可逆的“動(dòng)”電離平衡是動(dòng)態(tài)平衡“等” v(離子化)=v (分子化)0“定”在電離平衡狀態(tài)時(shí)，溶液中分子和離子的濃度保持不變。“變”電離平衡是相對的、暫時(shí)的，當(dāng)外界條件改變時(shí)，平衡就會(huì)發(fā)生移動(dòng)3.影響電離平衡的因素：（1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的結(jié)構(gòu)（2）外因：溫度、濃度等（符合勒夏特列原理）思考分析：0.1mol/L醋酸溶液做下列改變后各參數(shù)的變化情況：CH3COOH CH3COO + H+（正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)）移動(dòng)方向電離程度c(CH3COOH)c(H+)c(OH-)導(dǎo)電性KwHCl逆減小增大增大減小增強(qiáng)不變NaOH正增大減小減小增大增強(qiáng)不變H2O正增大減小減小

6、增大減弱不變CH3COONa逆減小增大減小增大增強(qiáng)不變冰醋酸正減小增大增大減小增強(qiáng)不變加熱正增大減小增大增強(qiáng)增大分析：稀釋冰醋酸過程中各量nH+、a、c(H+)、導(dǎo)電性的變化曲線：再如：在0.1molmol-1的氨水溶液中，存在如下電離平衡：NH3+H2ONH4+OH（正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)）。在此平衡體系中，若按下列情況變動(dòng)，請將變化情況填入表中增大用“”，減小用“”向左用“”，向右用“”。升溫通氨氣加水加NaOH(固)加NH4Cl(固)通CO2平衡移動(dòng)方向n(OH)c (OH-)c(NH3H2O)導(dǎo)電能力4電離常數(shù)（1）概念：電離平衡的平衡常數(shù)（2）表示方法：CH3COOHCH3COO+ H+K

7、a=NH3H2ONH4+ +OHKb=弱酸電離常數(shù)（25）H2C2O4K1=5.410-2K2=5.410-5CH3COOHK=1.7510-5H2CO3K1=4.410-7K2=4.710-11酸性：H2C2O4CH3COOHH2CO3（3）說明：K越大，該弱電解質(zhì)越易電離。所以可以用Ka或Kb的大小判斷弱酸或弱堿的相對強(qiáng)弱。K只與溫度有關(guān)，不隨濃度改變而改變。多元弱酸（堿）分步電離，酸（堿）性的強(qiáng)弱主要由第一步電離決定。如H3PO4的電離：H3PO4H+ + H2PO4-K1= 7.110-3H2PO4-H+ + HPO42- K2= 6.310-8 HPO42-H+ + PO43-K3=

8、 4.210-13注：K1K2K3（四）判斷電解質(zhì)強(qiáng)弱的方法(1)不完全電離：0.1mol/L的醋酸pH 1與同濃度的鹽酸對比導(dǎo)電性與同濃度的鹽酸對比溶液的pH與同濃度的鹽酸對比與鋅粉反應(yīng)的速率(2)電離平衡：將溶液沖稀1000倍后pH的變化與同pH的鹽酸等倍沖稀后比較pH變化同pH的鹽酸和醋酸與足量的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的體積或速率(3)水解平衡： 測得0.1mol/L的醋酸鈉溶液的pH 7(4)化學(xué)反應(yīng)(利用較強(qiáng)酸制備較弱酸判斷酸性強(qiáng)弱)將CO2通入苯酚鈉溶液出現(xiàn)混濁:酸性：H2CO3C6H5OH二、水的電離和溶液的pH（一）水的電離與水的離子積在純水或水溶液中H2OH+OH H0或：2H2O

9、H3O+OHH025c(H+)=c(OH-) =110-7mol/L c(H+)c(OH-)=110-14=Kw100 c(H+)=c(OH-) =110-6mol/L c(H+)c(OH-)=110-12=Kw說明：(1)Kw只與溫度有關(guān)，溫度越高Kw越大。因水的電離是吸熱過程，升高溫度Kw將增大，100時(shí)，c(H+)=c(OH-)=110-6mol/L，Kw=c(H+)c(OH-)=110-12。(2)Kw不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。（二）溶液中酸堿性的判斷1、通過濃度和pH判斷判斷溶液的酸堿性一般有兩種方法，例如：方法一25 100中性溶液 c(H+)=c(OH-) pH

10、=7 pH=6酸性溶液 c(H+)c(OH-)pH7pH6堿性溶液 c(H+)c(OH-)pH7pH62、酸堿鹽溶液中c(H+)溶液、c(OH-)溶液、c(H+)水、c(OH-)水CH3COOH溶液NH3H2O溶液CH3COONa溶液NH4Cl溶液pH212122c(H+)溶液10-210-1210-1210-2c(OH-)溶液10-1210-210-210-12c(H+)水10-1210-1210-2c(OH-)水10-1210-1210-2Kw10-1410-1410-1410-143、判斷下列溶液等體積混合后的酸堿性NaOH(0.1mol/L)NH3H2O(0.1mol/L)NaOH(p

11、H=13)NH3H2O(pH=13)HCl(0.1mol/L)中酸中堿CH3COOH(0.1mol/L)堿中堿堿HCl(pH=1)中酸中堿CH3COOH(pH=1)酸酸酸中（三）溶液中pH值的測定方法測定溶液的pH值一般有三種方法：利用酸堿指示劑，酸堿指示劑只能測出大概pH值范圍不能測出具體的pH值；石蕊試液紅色 5 紫色 8 藍(lán)色酚酞試液無色 8.2 粉紅 10 紅色甲基橙紅色 3.1 橙色 4.4 黃色利用pH試紙，pH試紙測定的為溶液中c(H+)濃度，使用時(shí)不能潤濕。正確的操作方法為：用干燥潔凈玻璃棒蘸取試液滴在試紙上，迅速和標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比；用pH計(jì)。（四）關(guān)于簡單pH值的計(jì)算1、酸、堿

12、溶液稀釋后的pH值2、酸或堿溶液的pH值計(jì)算3、酸、堿混合后的PH值計(jì)算兩種強(qiáng)酸混合。核心問題是混合溶液中c(H+)兩種強(qiáng)堿溶液混合強(qiáng)酸與強(qiáng)酸 強(qiáng)堿與強(qiáng)堿強(qiáng)酸與強(qiáng)堿相互混和。三、鹽類水解1鹽類的水解原理： (1)定義：在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的H+或OH-生成弱電解質(zhì)的過程。(2)實(shí)質(zhì)：促進(jìn)水的電離平衡的過程。(3)規(guī)律：有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、誰強(qiáng)顯誰性。(4)特點(diǎn)：水解反應(yīng)和中和反應(yīng)處于動(dòng)態(tài)平衡，水解進(jìn)行程度一般很小。水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)?；谝陨咸攸c(diǎn)，鹽在水解時(shí)不會(huì)產(chǎn)生沉淀和氣體，因此在書寫水解離子方程式時(shí)不畫“”、“”，用可逆號“”連接。多元弱酸根離子分步水解，以第一步

13、為主。2水解平衡移動(dòng)： 以NH4Cl溶液水解為例，分析改變條件對水解平衡的影響：NH4+ + H2O NH3H2O + H+c(NH4+)c(NH3H2O)c(H+)c(OH-)pH水解程度平衡移動(dòng)方向加熱加水通入氨氣加入少量NH4Cl固體通入氯化氫加入少量NaOH固體3、水解的應(yīng)用： (1)判斷鹽溶液的酸堿性及判斷弱酸(或弱堿)酸性(或堿性)強(qiáng)弱。(2)比較溶液中離子濃度的大小(一看反應(yīng)、二分主次、三抓守恒)。(3)判斷溶液中離子能否大量共存。(4)配制某些鹽溶液：配制CuSO4溶液：加少量稀H2SO4抑制Cu2+水解 ；配制FeCl3溶液：加少量稀HCl抑制Fe3+水解 ；配制FeSO4溶

14、液：加少量稀H2SO4抑制Fe2+水解、同時(shí)加少量Fe屑防止Fe2+被氧化。(5)判斷溶液灼燒后產(chǎn)物FeCl3 Fe2O3Fe2(SO4)3 Fe2(SO4)3AlCl3 Al2O3NaAlO2 NaAlO2KAl(SO4)2 KAl(SO4)2Na2CO3 Na2CO3NaHCO3 Na2CO3Na2SO3 Na2SO4Na2SO4 Na2SO4 (6)溶液中某些離子的除雜，需考慮鹽的水解：MgCl2(雜質(zhì)：FeCl3)加MgO、Mg(OH)2 或MgCO3CuCl2(雜質(zhì)：FeCl3) 加CuO、Cu(OH)2 或CuCO3(7)泡沫滅火劑的反應(yīng)原理。(8)明礬、氯化鐵的凈水。(9)純堿(

15、Na2CO3)溶液去油污。Cu（10）制備無水鹽：由MgCl26H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱，以防止Mg2+水解生成Mg(OH)2。四、酸堿中和滴定1滴定原理(1)定義：用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)濃度的實(shí)驗(yàn)方法。(2)原理：以一元強(qiáng)酸與一元強(qiáng)堿反應(yīng)為例：H+ + OH- = H2O1mol1molC1V1C2V2C1V1=C2V2C2=其中C1、V2已知，只要測量出V1，即可得未知酸或堿溶液的濃度C2。說明：完全中和的含義為：nH+=nOH，而不一定是pH=7HClNaOH H2SO42NaOHH3PO43NaOH2滴定終點(diǎn)的確定：選擇合適的指示劑指示劑的變

16、色范圍為：石蕊試液 紅色 5 紫色 8 藍(lán)色酚酞試液 無色 8 粉紅 10紅色甲基橙 紅色 3.1 橙色 4.4 黃色說明：石蕊試液不宜做中和滴定的指示劑。指示劑變色的pH值范圍盡可能與生成鹽的水解得到溶液的pH值吻合3使用儀器(1)酸式滴定管(不能盛放堿液、水解呈堿性的鹽溶液、氫氟酸等)(2)堿式滴定管(不能盛放酸性溶液和強(qiáng)氧化性溶液等)說明：滴定管讀數(shù)保留小數(shù)點(diǎn)后兩位，而量筒和托盤天平讀數(shù)保留小數(shù)點(diǎn)后一位量取液體時(shí)滴定管和量筒的區(qū)別0刻度平視仰視俯視滴定管上5.00偏低(5.00)偏高(5.00)量筒無5.0偏高(5.0)偏低(5.0)滴定管的尖嘴部分充滿液體，但不在計(jì)量范圍內(nèi)；自零點(diǎn)將溶

17、液放空，溶液體積大于量程。讀數(shù)方法：應(yīng)平視，液體凹面與刻度線相切。(3)錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾等4試劑： 標(biāo)準(zhǔn)溶液、待測溶液、指示劑（酚酞試液或甲基橙）5終點(diǎn)的判斷溶液顏色發(fā)生變化且在半分鐘內(nèi)不再變色，多次測定求各體積的平均值6操作： (1)準(zhǔn)備：檢查滴定管是否漏水；潤洗儀器：滴定管潤洗的方法：從滴定管上口倒入 35mL盛裝的溶液，傾斜著轉(zhuǎn)動(dòng)滴定管，使液體濕潤全部滴定管內(nèi)壁，然后用手控制活塞，將液體放入預(yù)置的燒杯中。錐形瓶潤洗的方法：只用蒸餾水洗滌，不能用待測液潤洗 注意： 待測液一般放在滴定管中，也可以放在錐形瓶中取標(biāo)準(zhǔn)溶液：使液面在位于“0”刻度以上23cm處，并將滴定管固定在鐵架臺上。

18、調(diào)節(jié)起始讀數(shù)：在滴定管下放一燒杯，調(diào)節(jié)活塞使滴定管尖嘴部分充滿溶液，并使液面處于0或0以下某一位置，準(zhǔn)確讀數(shù)，并記錄。放出反應(yīng)液：根據(jù)需要從滴定管逐滴放出一定量液體。（2）、滴定(1)、用堿式滴定管(或移液管)取一定體積（如25.00mL）待測液于錐形瓶中，滴入23滴指示劑。(2)、用左手握活塞旋轉(zhuǎn)開關(guān)，右手不斷旋轉(zhuǎn)振蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液的顏色變化，半分鐘內(nèi)不褪色，記下刻度。關(guān)鍵：準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積；準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)（指示劑顏色突變）。（3）、計(jì)算：每個(gè)樣品滴定23次，取平均值求出結(jié)果(詳見課本對應(yīng)部分)。7、誤差分析： 以“用0.1032mol/LHCl溶液滴定未知濃

19、度的NaOH溶液”為例分析（將待測液放入錐形瓶中）已知C2=：C1： HCl標(biāo)準(zhǔn)液濃度, V1：HCl標(biāo)準(zhǔn)液體積 C2：NaOH待測液濃度，V2 ：NaOH待測液體積,由于已提前量取一定體積（V2）待測液于錐形瓶中，C1是定值，所以待測液濃度C2大小取決于標(biāo)準(zhǔn)液體積V1的大小。分析各種因素造成的誤差，將其都?xì)w結(jié)到V1的增大或減少，只要分析V1的大小即可判斷待測液濃度C2偏高或偏低。項(xiàng)目操作不當(dāng)具體內(nèi)容誤差1儀器洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸洗偏高堿式滴定管未用NaOH溶液洗偏低錐形瓶用NaOH溶液洗偏高錐形瓶內(nèi)壁上的NaOH溶液加水沖入瓶內(nèi)無影響2氣泡處理盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管滴定前有氣泡，滴定后無氣泡

20、偏高盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管滴定前無氣泡，滴定后后氣泡偏低3滴定鹽酸滴出瓶外偏高振蕩時(shí)瓶內(nèi)溶液濺出偏低4讀數(shù)（標(biāo)準(zhǔn)液）前仰后平偏低前平后仰偏高前仰后俯偏低前俯后仰偏高5其他滴定終點(diǎn)時(shí)滴定管尖嘴懸一滴溶液偏高指示劑變色立即停止滴定偏低五、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1溶解平衡(1)、概念：在一定條件下，當(dāng)難溶電解質(zhì)溶解和生成速率相等時(shí)，得到難溶電解質(zhì)的飽和溶液，即達(dá)到溶解平衡。(2)、特征：(與化學(xué)平衡相同)a、逆：可逆過程b、等：v(溶解) v(沉淀)c、定：達(dá)到平衡時(shí)，溶液中各離子濃度保持不變d、動(dòng)：動(dòng)態(tài)平衡，v(溶解) v(沉淀) 0e、變：當(dāng)外界條件改變時(shí)，沉淀溶解平衡將發(fā)生移動(dòng)，直到達(dá)到新的平衡。例：一定溫度下，將難溶電解質(zhì)AgCl放入水中時(shí)，會(huì)發(fā)生溶解和沉淀兩個(gè)過程：AgCl(s)Ag+(aq)+ Cl-(aq)初始：v(溶)v(沉)平衡：v(溶)=v(沉)正是這種平衡的存在，決定了Ag+與Cl-的反應(yīng)不能進(jìn)行到底。(3)溶度積常數(shù)：AmBn(s) mAn+(aq) + nDm-(aq)Ksp = cm(An+)cn(Bm-)說明:KSP反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力a、用溶度積直接比較時(shí)，物質(zhì)的類型(如AB型、A2B型、AB2型)必須相同b、對于同種類型物質(zhì)，KSP數(shù)