化学选修4第3章水溶液中的离子平衡教案Word格式文档下载.docx

化学选修4第3章水溶液中的离子平衡教案Word格式文档下载.docx

《化学选修4第3章水溶液中的离子平衡教案Word格式文档下载.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《化学选修4第3章水溶液中的离子平衡教案Word格式文档下载.docx（23页珍藏版）》请在冰点文库上搜索。

（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL;

（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性

（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率

【练习】最佳的方法是和；

最难以实现的是，说明理由

。

（提示：

实验室能否配制0.1mol/L的HAc？

能否配制pH=1的HAc？

为什么？

）

答案：

（3）（4）；

（6）（7）；

HAc为弱酸，pH=1的HAc难以配制。

能；

否，HAc为弱酸，随溶液的的稀释而电离程度增加，故难以配制。

5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：

（1）溶液的物质的量浓度相同时，pH（HA）＜pH（HB）

（2）pH值相同时，溶液的浓度CHA＜CHB

（3）pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB

【练习】物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是，pH最大的是；

体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为。

pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是，最大的是；

甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10mol/L时，甲酸中的c（H+）为乙酸中c（H+）的3倍，欲使两溶液中c（H+）相等，则需将甲酸稀释至原来的3倍（填“<

”、“>

”或“=”）；

试推测丙酸的酸性比乙酸强还是弱。

H2SO4，HAc，V硫酸>

V盐酸=V醋酸（或V硫酸=2V盐酸=2V醋酸）。

H2SO4，HAc；

V醋酸>

V盐酸=V硫酸。

>

，弱

6、酸的酸性强弱与溶液的酸性强弱的联系与区别

酸的酸性强弱是指酸电离出H+的难易（越易电离出H+，酸的酸性越强）；

溶液酸性的强弱是指溶液中[H+]的相对大小（H+浓度越大，溶液的酸性越强）。

溶液的酸性可能是由酸电离产生的H+而引起的，也可能是由强酸弱碱盐水解而引起的。

【练习】下列说法中错误的是

A、强酸溶液的导电性一定比弱酸的强；

B、酸越难以电离出质子，其对应的酸根离子就越易水解；

C、溶液的酸性越强，则溶液中的CH+越大，水的电离程度就越小；

D、在水中完全电离的酸一定是强酸，但强酸的水溶液的酸性不一定强。

A

7、溶液的导电性与电解质强弱的联系与区别

溶液的导电性仅与溶液中的离子浓度及离子所带电荷数的多少相关。

电荷数相同时，离子浓度越大，导电性越强；

离子浓度相同时，离子所带电荷数越多，溶液导电性越强；

电解质溶液导电的同时一定发生电解！

电解质的强弱是指电解质在水中的电离程度。

电解质越强，在水中就越完全电离，反之就越难电离。

相同条件下，强电解质溶液的导电性比弱电解质的强（即导电性对比实验）。

【练习】

（1）常见的三种导电方式为、和电子空穴导电。

（2）浓度相同的HCl、HAc、NaHSO4三种酸并联入同一电路中，导电性最强的是，最弱的是。

第二节、水的电离和溶液的酸碱性

1、水离平衡：

H2O

H++OH-水的离子积：

KW=CH+·

COH-

25℃时,CH+=COH-=10-7mol/L;

KW=CH+·

COH-=10-14

注意：

KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定

KW不仅适用于纯水，适用于任何水溶液（酸、碱、盐）KW=CH+（aq）·

COH-（aq）

2、水电离特点：

（1）可逆

（2）吸热（3）极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：

①温度：

促进水的电离（水的电离是吸热的）

②酸、碱：

抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）

③活泼金属、易水解的盐：

促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）

【练习】试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是。

NH4Cl=Na2CO3>

HAc=NaOH

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=-lgCH+

①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；

②pH＜7溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；

③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。

【练习】已知100℃时，水的KW=1×

10-12，则该温度下：

（1）NaCl的水溶液中CH+=，pH=，溶液呈性。

（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH=；

0.01mol/L的NaOH溶液的pH=

（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞

pH试纸——最简单的方法。

操作：

将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。

①事先不能用水湿润PH试纸；

②只能读取整数值或范围

用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果（填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是。

（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：

指示剂

变色范围的PH

石蕊

＜5红色

5～8紫色

＞8蓝色

甲基橙

＜3.1红色

3.1～4.4橙色

＞4.4黄色

酚酞

＜8.2无色

8.2～10浅红

＞10红色

试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：

①强酸滴定强碱最好选用的指示剂为：

，原因是；

②强酸滴定弱碱最好选用的指示剂为：

③中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是。

三、混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：

（先求CH+（混）：

将两种酸中的H+物质的量相加除以总体积，再求其它）

2、强碱与强碱的混合：

（先求COH-（混）：

将两种酸中的OH-物质的量相加除以总体积，再求其它）（注意:

不能直接计算CH+（混））

3、强酸与强碱的混合：

（先据H++OH-=H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+物质的量除以溶液总体积求CH+（混）；

OH-有余，则用余下的OH-物质的量除以溶液总体积求COH-（混），再求其它）

在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！

将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=；

将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=；

20mLpH=5的盐酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa（OH）2溶液后pH=。

（1.3；

11.7；

9）

四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：

稀释10n倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：

稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n（但始终不能大于或等于7）

3、强碱溶液：

稀释10n倍时，pH稀=pH原－n（但始终不能小于或等于7）

4、弱碱溶液：

稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n（但始终不能小于或等于7）

5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；

6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

【练习】pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为；

pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH为，若使其pH变为5，应稀释的倍数应（填不等号）100；

pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中[H+]：

[SO42-]=；

pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为；

pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为。

（5；

3~5之间；

>

；

20:

1；

8；

8~10）

五、“酸、碱恰好完全反应”酸碱性判断方法

1、酸、碱恰好反应：

看盐的水解判断溶液酸碱性。

（无水解，呈中性）

2、自由H+与OH-恰好中和，即“14规则：

pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。

”原因：

弱者大量剩余，弱者电离显性。

（无弱者，呈中性）

（1）100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈性，原因是

；

pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈性，原因是。

（2）室温时，0.01mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是

A、上述弱酸溶液的pH＝4

B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7

C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7

D、加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH＜7

答案

（1）酸；

恰好反应生成（NH4）2SO4，NH4+水解呈碱性（将题中pH=2改为pH=3）。

碱；

氨水过量，电离产生的OH-使溶液呈碱性。

（2）B

第三节、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

1、盐类水解规律：

有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解、越弱越水解；

谁强显谁性，两弱相促进。

（1）下列物质不水解的是；

水解呈酸性的是；

水解呈碱性的是

①FeS②NaI③NaHSO4④KF⑤NH4NO3⑥C17H35COONa

（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（）

①酸性：

H2S>

H2Se②碱性：

Na2S>

NaHS③碱性：

HCOONa>

CH3COONa

④水的电离程度：

NaAc<

NaAlO2⑤溶液的pH：

NaHSO3<

Na2SO4<

NaHCO3<

NaClO

（1）①②③；

⑤；

④⑥

（2）①③

2、盐类水解的特点：

（1）可逆

（2）程度小（3）吸热

【练习】下列说法错误的是：

（D）

A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在；

B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深；

C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱；

D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。

3、影响盐类水解的外界因素：

①温度：

温度越高水解程度越大（水解吸热）

②浓度：

浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）

③酸碱：

促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；

OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）

【练习】Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为；

能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是（）

①加热②加少量NaHCO3固体③加少量（NH4）2CO3固体

④加少量NH4Cl⑤加水稀释⑥加少量NaOH

CO32-+H2OHCO3-+OH-；

①④⑤

4、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：

如HSO4-

②电离程度＞水解程度，显酸性（如:

HSO3-、H2PO4-）

③水解程度＞电离程度，显碱性（如：

HCO3-、HS-、HPO42-）

【练习】写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式

，并指示溶液中c（H3PO4）、c（HPO42-）与c（H2PO4-）的大小关系。

H2OH++OH-；

H2PO4-HPO42-+H+；

HPO42-PO43-+H+；

H2PO4-+H2OH3PO4+OH-

c（H2PO4-）>

c（HPO42-）>

c（H3PO4）

5、酸碱盐对水的电离的影响

（1）、水中加酸：

酸电离出的H+使平衡H2O

H++OH-逆移，溶液中c（H+）主要是酸电离产生的，只有极小部分由水电离产生（可忽略）；

c（OH-）全由水电离产生。

（2）、水中加碱：

碱电离出的OH-使平衡H2O

H++OH-逆移，溶液中c（OH-）主要是碱电离产生的，只有极小部分由水电离产生（可忽略）；

c（H+）全由水电离产生。

（3）、正盐溶液中的c（H+）、c（OH-）均由水电离产生：

（1）强酸弱碱盐：

如AlCl3，水电离产生的OH-部分被阳离子结合生成了难电离的弱碱，故使溶液中c（H+）>

c（OH-）。

（2）强碱弱酸盐：

如NaAc，水电离产生的H+部分被阴离子结合生成了难电离的弱酸，故使溶液中c（OH-）>

c（H+）。

（4）、酸式盐中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根离子以电离为主，故显酸性而抑制水的电离，其余均以水解为主而促进水的电离。

【练习】已知某NaHSO3溶液的pH=4，则有关NaHSO3溶液的说法中正确的是（A）

A、NaHSO3溶液中水的电离程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液

B、c（HSO3-）>

c（H2SO3）>

c（SO32-）

C、该溶液中由水电离出的c（H+）为1×

10-4mol/L

D、加入少量NaOH使溶液的pH升高会使水的电离受抑制

6、盐类水解的应用：

（1）配制溶液或制备物质时可能要考虑盐的水解：

配制弱碱盐溶液加酸、弱酸盐溶液加碱抑制水解。

盐溶液蒸干时：

蒸发盐溶液时最终能否得到溶质，与溶质的稳定性、水解性、还原性等有密切的联系，若将蒸发所得固体进一步灼烧，所得产物还可能继续发生变化。

1．蒸发不水解、加热也不分解、氧化的盐溶液，如NaCl、BaCl2、K2SO4等溶液，得到的晶体为该盐的晶体2．蒸发能发生水解的盐溶液时：

①蒸发易挥发性强酸弱碱盐溶液。

如FeCl3、AlCl3、Al（NO3）3、AlBr3等溶液，因为水解产物之一为挥发性物质，当加热蒸干其水份时得到氢氧化物，进一步灼烧得到金属氧化物。

②难挥发的强酸弱碱盐溶液。

如加热蒸干Al2（SO4）3、Fe2（SO4）3、CuSO4、KAl（SO4）2等，虽然加热促进了水解，但水解的产物之一H2SO4是高沸点强酸，所以最终会和另一产物Al（OH）3反应生成Al2（SO4）3．加热蒸干仍得到原来的盐。

加热能分解的盐溶液，如Ba（HCO3）2、Ca（HCO3）2等溶液，最后得到BaCO3、CaCO3；

加热蒸干Mg（HCO3）2溶液，得到Mg（OH）2．因为MgCO3在加热蒸干过程中会不断水解，生成溶解度更小的Mg（OH）2．

蒸发挥发性酸的铵盐无剩余固体。

NH4HCO3、（NH4）2CO3、NH4Cl等

蒸发多元弱酸强碱的正盐溶液，如Na2CO3、Na3PO4、Na2SiO3、Na2S、NaAlO2、K2CO3等溶液，因为它们水解的产物无法脱离溶液体系会重新反应生成原物质，最后得到原溶质.

还原性的盐蒸干时会被氧化。

如蒸干FeSO4溶液，最后得到的是Fe2（SO4）3和Fe（OH）3的混合物。

热蒸干Na2SO3溶液，得到Na2SO4；

蒸干Fe（NO3）2溶液，最后得到的是Fe（OH）3．这是因为，在蒸干过程中Fe2+易被氧化为Fe3+，而Fe3+水解生成Fe（OH）3，水解的另一产物HNO3不断挥发、分解，所以最后得到Fe（OH）3．若灼烧最后的氧化物。

加热蒸干NaClO溶液，得到NaCl．这是因为，NaClO易水解生成NaOH和HClO，而HClO不稳定，在加热时分解生成盐酸放出O2，盐酸与NaOH反应生成NaCl和H2O，所以最后得到NaCl．

（2）判断或比较盐溶液的酸碱性强弱时要考虑盐的水解：

越弱越水解≒越水解溶液的酸碱性越强。

（3）比较溶液中离子浓度的大小时一般要考虑盐的水解：

1O多元弱酸溶液，根据多步电离分析，以第一步电离为主，每一步电离依次减弱，　

2O多元弱酸的正盐溶液，首先以电离为主，再根据弱酸根的分步水解分析。

3O多元弱酸的酸式盐溶液，要根据溶液的酸碱性判断酸式酸根的电离、水解程度。

若水解程度大于电离程度溶液呈酸性，如HSO3-、H2PO4-。

若水解程度小于电离程度溶液呈碱性，如HCO3-、HS-。

4O不同溶液中同一种离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。

5O混合液中各离子若能发生化学反应，则优先考虑化学反应，再分析反应后的情况。

6O混合溶液中各离子浓度的比较，要综合分析电离、水解和守恒因素。

比较溶液中粒子浓度的一般

思路：

①确定溶质；

②分析溶质的电离和水解，并依据有关规律作出判断；

③等式关系，分析守恒：

电荷守恒、元素守恒（同一元素守恒、物料守恒、）、质子守恒（水的电离守恒、水电离生成的n（H＋）≡n（OH－））。

方法：

抓紧两个微弱、牢记三个守恒、掌握三种方法。

两个微弱：

弱电解质的电离和弱离子的水解。

三个守恒：

电荷、物料、质子守恒。

（对于复杂的等式要综合运用三个守恒）

三种方法：

比来源、比程度、比影响（反应、促进、抑制）

（4）一些离子的共存要考虑盐的水解：

考虑离子能否大量共存应从下面几个方面考虑：

（1）离子间能否发生复分解反应不能大量共存，复分解反应发生的条件有：

有难溶物、挥发性物质、难电离物质生成

（2）离子间发生氧化还原反应不能大量共存

（3）离子间能发生互促水解（双水解），若有一种水解产物离开体系则不能大量共存。

方程式用=、↑、↓。

弱没有水解产物离开体系则可大量共存。

常见的有：

阳离子有：

NH4+、Fe2+、Fe3+、Al3+

阴离子有：

CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SiO32-、AlO2-、ClO-

熟记：

NH4+Al3+Fe3+（Fe2+）

士eFeS

S2-CO32-（HCO3-）AlO2-

铵盐（（NH4）2CO3，NH4HCO3）等因为NH3的溶解度大难以放出气体，双水解程度较小可以大量共存。

若离子间既能双水解、又能发生氧化还原反应，以氧化还原反应为主。

如：

Fe3+、S2-

若离子间既能双水解、又能发生复分解反应生成难溶盐，以生成溶解度小的为主。

Fe2+、S2-以FeS为主

【注意】

　　①判断离子是否大量共存还有许多隐含的条件，如“无色透明”、“强酸性”、“强碱性”、“pH=X”等。

有色离子通常有：

Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4－

　　②既可以是强酸性也可以是强碱性的条件是：

能溶解Al（OH）3、Al2O3和Al,和Al反应能生H2的溶液（除H+、NO3－和Al产生NO而不产生H2）、水电离产生c（H+）和c（OH－）浓度都小于10－7mol/L的溶液（水电离出c（H+）和c（OH－）的乘积小于10－14、抑制水的电离、一般为酸或碱）、水电离产生c（H+）和c（OH－）浓度都大于10－7mol/L的溶液（水电离出c（H+）和c（OH－）的乘积大于10－14、促进水的电离、一般为弱酸、弱碱溶液或加了活泼金属）。

　　③离子间能发生复分解反应的PO43－、H2PO4－不能大量共存。

PO43－+H2PO4－=2HPO42－

（5）除杂时可能要考虑盐的水解。

（6）一些溶液的保存要考虑盐的水解。

（7）生活中的应用

热的纯碱溶液去污能力强CO32-+H2O

OH-+HCO3-

明矾净水：

Al3++3H2O

Al（OH）3+3H+

泡沫灭火器：

Al（OH）3+3H+HCO3-+H2O

OH-+H2CO3Al3++3HCO3-=Al（OH）3↓+3CO2↑

金属与氯化氨溶液反应：

NH4++H2O

NH3·

H2O+H+Mg+2H+=Mg2++H2↑

一些化肥的使用：

铵态氮肥、磷肥不能与草木灰混合施用：

NH4++CO32-+H2O

H2O+HCO3-，CO32-+H2O

OH-+HCO3-，H2PO4-+OH-=HPO42-+H2O从而使肥效降低。

土壤改良：

酸性土壤用碱性肥料K2CO3、碱性土壤用酸性肥料NH4Cl、（NH4）2SO4

【练习】1、在由水电离产生的c（H+）=1×

10-14mol/L的溶液中，一定可以大量共存的离子组是（C）

A、NH4+,Al3+,Br-,SO42-B、Na+,Mg2+,Cl-,NO3-C、K+,Ba2+,Cl-,NO3-D、K+,Na+,SO32-,SO42-

2、下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是（ACF）

A．pH=2的HA溶液与pH=12的MOH溶液任意比混合：

c（H+）+c（M+）=c（OH-）+c（A-）

B．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液：

c（NaOH）＜c（CH3COONa）＜c（Na2CO3）

C．物质的量浓度相等CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合：

c（CH3COO-）+2c（OH-）=2c（H+）+c（CH3COOH）

D．0.1mol·

L-1的NaHA溶液，其pH=4：

c（HA-）＞c（H+）＞c（H2A）＞c（A2-）

E、0.1mol·

L-1的NaHCO3溶液中:

C（Na+）+C（H+）+C（H2CO3）=C（HCO3-）+C（CO32-）+c（OH-）

F、0.1mol·

L-1的CuSO4·

（NH4）2SO4·

6H2O的溶液中：

C（SO42-）>

C（NH4+）>

C（Cu2+）>

＞c（H+）>

c（OH-）

七、电离、水解方程式的书写原则

1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：

分步书写

H2S的电离H2S

H++HS-；

HS-

H++S2-

Na2S的水解：

H2O+S2-

HS-+OH-H2O+HS-

H2S+OH-

不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。

2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：

一步书写