高二化学必修4第三章学案Word文档格式.docx
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例⒈在甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（）
A.1mol/L的甲酸溶液中c（H+）约为1×
10－2mol/L
B.甲酸能与水以任意比例互溶
C.1mol/L的甲酸溶液10mL恰好与10mL1mol/L的NaOH溶液完全反应
D.在相同条件下，甲酸溶液的导电性比盐酸弱
二、弱电解质的电离过程是可逆的
⒈电离平衡：
。
⒉电离平衡的特征：
⒊电离方程式的书写：
如CH3COOHNH3·
H2OH2O
多元弱酸分步电离，多元弱碱一步电离（中学阶段）
如H2CO3H3PO4H2S
⒋弱电解质电离平衡的移动
（1）弱电解质的电离平衡符合原理
（2）影响弱电解质电离平衡的因素有：
1温度：
；
2浓度：
3同离子反应：
加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，将电离；
④加入能反应的物质，将电离。
⒉以0.1mol/LCH3COOH溶液中的平衡移动为例，讨论：
改变条件
平衡移动方向
c（H+）
c（CH3COO-）
溶液导电能力
加少量硫酸
加CH3COONa（s）
加NaOH（s）
加水稀释
滴入纯醋酸
加热升温
加醋酸铵晶体
讨论与探究：
⒈弱电解质加水稀释时，离子浓度______?
（填变大、变小、不变或不能确定）
⒉画出用水稀释冰醋酸时离子浓度随加水量的变化曲线。
第一节弱电解质的电离（第2课时）
【课标要求】⒈巩固强弱电解质的概念.
⒉了解电离平衡常数及电离度的概念
【学习难点】电离平衡常数的应用
（1）划分电解质和非电解质的标准是什么？
划分强电解质和弱电解质的标准是什么？
（2）电解质的强弱与溶液导电性的强弱有什么区别与联系？
影响弱电解质电离平衡的因素有哪些?
1．等物质的量浓度、等体积的盐酸和醋酸分别与足量的Zn反应，反应速率何者快？
产生的H2的量关系如何？
2．氢离子浓度相等、体积相同的盐酸和醋酸分别与足量的Zn反应，反应速率何者快？
【新知讲解】
三、电离常数
叫做电离常数。
例如：
醋酸，碳酸和硼酸298K时的电离常数分别是1.75×
10-5，4.4×
10-7（第一步电离）和5.8×
10-10
由此可知，醋酸，碳酸和硼酸的酸性
1一元弱酸和弱碱的电离平衡常数
如：
CH3COOH
CH3COO—+H+
Ka=
写出NH3·
H2O的电离平衡常数
NH3·
H2O
NH4++OH—Kb=
注：
K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离。
所以可以用Ka或Kb的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。
K只与有关，不随改变而改变。
2多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性的强弱主要由第步电离决定。
如H3PO4的电离：
H3PO4
H++H2PO4-K1=
H2PO4-
H++HPO42-K2=
HPO42-
H++PO43-K3=
注：
K1>
>
K2>
K3
四、电离度的概念及其影响因素
（1）当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，叫做电离度。
（2）影响电离度的主要因素（内因）是电解质本身的性质；
其外部因素（外因）主要是溶液的浓度和温度。
溶液越稀，弱电解质的电离度；
温度升高，电离度，因为弱电解质的电离过程一般需要热量。
思考与交流：
不用计算，判断下列各组溶液中，哪一种电解质的电离度大？
（1）20℃时，0.01mol/LHCN溶液和40℃时0.01mol/LHCN溶液。
（2）10℃时0.01mol/LCH3COOH溶液和10℃时0.1mol/LCH3COOH溶液。
【反馈练习】
⒈在18℃时，H2SO3的Kl＝1.5×
10-2、K2＝1.0×
10-7，H2S的Kl＝9.1×
10-8、K2＝1.1×
10-12，则下列说法中正确的是（）
A.亚硫酸的酸性弱于氢硫酸B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C.氢硫酸的酸性弱于亚硫酸D.多元弱酸的酸性主要由第二步电离决定
⒉能说明醋酸是弱电解质的事实是（）
A．醋酸溶液的导电性比盐酸弱B．醋酸溶液与碳酸钙反应，缓慢放出二氧化碳
C．醋酸溶液用水稀释后，氢离子浓度下降
D．0.1mol/L的CH3COOH溶液中，氢离子浓度约为0.001mol/L
⒊下列叙述中错误的是（）
A．离子键和强极性键组成的化合物一般是强电解质
B．较弱极性键组成的极性化合物一般是弱电解质
C．具有强极性键的化合物一定是强电解质
D．具有离子键的难溶强电解质不存在电离平衡
⒋25℃时,在0.5L0.2mol/L的HA溶液中,有0.01mol的HA电离成离子,求该温度下HA的电离常数.
第二节水的电离和溶液的酸碱性（第1课时）
【课标要求】⒈了解水的电离平衡及其“离子积”
⒉了解溶液的酸碱性和pH的关系
【学习重点】⒈水的离子积
⒉溶液的酸碱性和pH的关系
【学习难点】水的离子积
【情景创设】
一、水的电离
[思考]水是不是电解质？
它能电离吗？
写出水的电离方程式.
1．水的电离：
水是电解质，发生电离，电离过程
水的电离平衡常数的表达式为
思考：
实验测得，在室温下1LH2O（即mol）中只有1×
10-7molH2O电离，则室温下C（H+）和C（OH-）分别为多少?
纯水中水的电离度α（H2O）=。
2．水的离子积
水的离子积：
KW=。
（1）一定温度时，KW是个常数，KW只与有关，越高KW越。
25℃时，KW=，100℃时，KW=10-12。
（2）KW不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
任何水溶液中，由水所电离而生成的C（H+）C（OH-）。
二、溶液的酸碱性和pH
1．影响水的电离平衡的因素
（1）温度：
温度升高，水的电离度，水的电离平衡向方向移动，C（H+）和C（OH-），KW。
（2）溶液的酸、碱度：
改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。
改变下列条件水的电离平衡是否移动？
向哪个方向移动？
水的离子积常数是否改变？
是增大还是减小？
①升高温度②加入NaCl③加入NaOH④加入HCl
①在0.01mol/LHCl溶液中,C（OH-）=，C（H+）=，
由水电离出的H+浓度=，由水电离出的OH-浓度=。
②在0.01mol/LNaOH溶液中，C（OH-）=，C（H+）=，
③在0.01mol/LNaCl溶液中，C（OH-）=，C（H+）=，
小结：
（1）升高温度，促进水的电离KW增大
（2）酸、碱抑制水的电离
2．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性常温（25℃）
中性溶液：
C（H+）C（OH-）C（H+）1×
10-7mol/L
酸性溶液：
10-7mol/L
碱性溶液：
3．溶液的pH：
pH=－lgc（H+）
轻松做答：
（1）C（H+）＝1×
10-6mol/LpH=______；
C（H+）＝1×
10-3mol/LpH=_____
10-mmol/LpH=______；
C（OH-）＝1×
10-6mol/LpH=______
10-10mol/LpH=______；
10-nmol/LpH=______
（2）pH=2C（H+）＝________；
pH=8c（H+）＝________
（3）c（H+）＝1mol/LpH=______；
c（H+）＝10mol/LpH=______
归纳：
pH与溶液酸碱性的关系（25℃时）
pH
溶液的酸碱性
pH<
7
溶液呈性，pH越小，溶液的酸性
pH=7
溶液呈性
pH>
溶液呈性，pH越大，溶液的碱性
【反馈练习】
1．pH=2的强酸溶液，加水稀释，若溶液体积扩大10倍，则C（H+）或C（OH-）的变化（ ）
A、C（H+）和C（OH-）都减少 B、C（H+）增大C、C（OH-）增大 D、C（H+）减小
2．向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的（ ）
A、pH值升高 B、C（H+）和C（OH-）的乘积增大C、酸性增强 D、OH-离子浓度减小
3．100℃时，KW=1×
10-12，对纯水的叙述正确的是（ ）
A、pH=6显弱酸性 B、C（H+）=10-6mol/L，溶液为中性
C、KW是常温时的10-2倍 D、温度不变冲稀10倍pH=7
第二节水的电离和溶液的酸碱性（第2课时）
【课标要求】⒈了解溶液的酸碱性和pH的关系
⒉掌握有关溶液ｐＨ值的简单计算
⒊了解常用的酸碱指示剂
【学习重点】⒈水的离子积，Ｈ＋浓度、ＯＨ－浓度、ｐＨ值与溶液酸碱性的关系
⒉有关溶液ｐＨ值的简单计算
【学习难点】ｐＨ值的计算
⒈定义：
PH=，广泛pH的范围为0～14。
当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。
⒉意义：
10-7mol/LpH7
10-7mol/LpH7
⒊溶液PH的测定方法
（1）酸碱指示剂法
说明：
常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。
常用酸碱指示剂的ｐＨ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无色
8－10浅红色
10红色
（2）ｐＨ试纸法
使用方法：
（3）PH计法
三、PH的应用
阅读教材P47-48
四、有关pH的计算
（一）单一溶液的PH计算
1、分别求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/LBa（OH）2溶液的PH值。
2、已知常温下浓度为0.01mol/L的CH3COOH溶液的电离度为1%，求该溶液的PH值。
（二）酸碱混合溶液的PH计算
3、将PH=2的H2SO4溶液与PH=4的H2SO4溶液等体积混合后,求溶液的PH值。
4、将PH=8的NaOH溶液与PH=10的NaOH溶液等体积混合后,求溶液的PH值。
5、常温下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分别按体积比为1：
1，11：
9，9：
11混合，分别求三种情况下溶液的PH值。
（三）酸、碱加水稀释后溶液的PH值
6、常温下，将PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分别稀释1000倍，求所得溶液的PH值。
若在常温下，将PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3．H2O溶液分别稀释1000倍，则所得溶液的PH值在什么范围之内。
[反馈练习]
1．求下列溶液混合后的pH：
（1）把pH＝2和pH=4的两种强酸溶液等体积混合，其pH＝。
（2）把pH＝12和pH＝14的两种强碱溶液等体积混合，其pH=。
（3）把pH＝5的H2SO4溶液和pH＝8的NaOH溶液等体积混合，其pH＝。
2．室温时，将PH=5的H2SO4溶液稀释10倍，则C（H+）：
C（SO42-）=；
若再将稀释后的溶液再稀释100倍,则C（H+）：
C（SO42-）=。
C（OH-）
2．20mL0.01mol／LKOH溶液的pH为；
30mL0.005mol／LH2SO4溶液的pH为；
两溶液混合后，溶液的pH为。
3．设水的电离平衡线如右图所示。
（1）若以A点表示25°
时水在电离平衡时的粒子浓度，当温
度升高到100°
时，水的电离平衡状态到B点，则此时水的离子10-6
积从_________增加到____________；
10-7
（2）将PH=8的Ba（OH）2溶液与PH=5的稀盐酸混合，并保持
10-710-6C（H+）
在100°
的恒温，欲使混合溶液的PH=7，则Ba（OH）2溶液和盐
酸的体积比为__________。
第三节 盐类的电离（第1课时）
【课标要求】1．使学生理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解。
2．培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质。
盐类
实例
能否水解
引起水解的离子
对水的电离
平衡的影响
强碱弱酸盐
CH3COONa
强酸弱碱盐
NH4Cl
强酸强碱盐
NaCl
3．培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法教育。
【学习重点】盐类水解的本质
【学习难点】盐类水解方程式的书写和分析
【教学方法】启发式、实验引导法、归纳法
一、探究溶液的酸碱性
[科学探究]根据实验结果填写下表：
盐溶液
Na2CO3
Al2（SO4）3
KNO3
酸碱性
盐的类型
由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系。
盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：
二、寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因
1．强碱弱酸盐的水解
[思考与交流]
（1）CH3COONa溶液中存在着几种离子？
写出电离方程式。
（2）溶液中哪些离子可能相互结合，对水的电离平衡有何影响？
为什么CH3COONa溶液显碱性？
（3）写出CH3COONa溶液水解的化学方程式和离子方程式。
2．强酸弱碱盐的水解
[思考与交流]应用盐类水解的原理，分析NH4Cl溶液显酸性的原因，并写出有关的离子方程式。
（1）这种在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
（2）只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+或OH－结合生成弱电解质。
（3）盐类水解使水的电离平衡发生了移动，并使溶液显酸性或碱性。
（4）盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
水解的规律是：
有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解。
谁强显谁性，同强显中性。
三、盐类水解离子方程式的书写
书写规则：
1.盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“
”号。
如CH3COO－+H2O
CH3COOH+OH－
2.一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。
通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。
在书写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·
H2O等）写成其分解产物的形式。
个别水解程度较大的水解反应，有明显沉淀时用“↓”
3.多元弱酸的盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。
如Na2CO3的水解过程:
第一步：
CO32－+H2O
HCO3－+OH－（主要）
第二步：
HCO3－+H2O
H2CO3+OH－（次要）
4.多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作是一步水解反应。
如：
Fe3++3H2O
Fe（OH）3+3H+
总之，水解方程式的书写规律：
谁弱写谁，都弱都写；
阳离子水解生成弱碱，阴离子水解生成弱酸，阴阳离子都水解生成弱酸和弱碱。
1．下列物质加入水中，能使水的电离度增大，溶液的pH值减小的是（ ）
A、HClB、Al2（SO4）3C、Na2SD、NH3.H2O
2．判断下列盐溶液的酸碱性，若该盐能水解，写出其水解反应的离子方程式。
（1）KF
（2）NH4NO3（3）Na2SO4（4）FeCl3（5）NaHCO3
第三节 盐类的电离（第2课时）
【课标要求】1、理解盐类水解的实质，能根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性
2、掌握盐类水解及其应用
3、能正确书写盐类水解的离子方程式
【学习重点】盐类水解的实质及其影响因素
一、盐类水解的实质
1．盐类水解的实质_________________________________________________________
2．盐类水解过程就是水的电离平衡移动过程，也就是说，盐类的水解能促进水的电离。
使水的电离度增大。
即在常温下，可水解盐溶液中由水电离出的c（OH_）___10-7mol/L。
（填＞、＜、＝）
3．盐类水解反应生成酸和碱，所以盐类水解反应可看着是中和反应的逆反应。
4．盐类水解的类型和规律
（1）强碱弱酸盐水解，溶液呈_____性，PH____7。
如CH3COONa等。
原因是_______与水电离出的___结合生成_______，从而使溶液中c（H+），c（OH-），从而使c（OH-）c（H+），溶液呈性。
写出下列盐水解的离子方程式：
CH3COONa
K2CO3
（2）强酸弱碱盐水解，溶液呈_____性，PH____7。
如NH4Cl等。
原因是_______与水电离出的___结合生成_____。
从而使溶液中c（H+），c（OH-），从而使c（OH-）c（H+），溶液呈性。
FeCl3
（NH4））2SO4
（3）强酸强碱盐不发生水解，溶液呈_____性，PH____7。
（4）弱酸弱碱盐强烈水解，溶液的酸碱性取决于形成盐的酸和碱的相对强弱。
（5）弱酸酸式盐的水解。
溶液液的酸碱性取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
若电离程度_____水解程度，则溶液呈酸性。
如NaHSO3、NaH2PO4等。
若电离程度______水解程度，则溶液呈碱性。
如NaHCO3Na2HPO4等
水解规律：
“谁弱谁水解，无弱不水解，都弱双水解，谁强显谁性，都强显中性”。
[思考与交流]
（1）用_______可鉴别NH4Cl、NaCl、CH3COONa三种溶液。
（2）相同浓度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液的PH大小顺序为___________________
（3）相同浓度拓NaX、NaY、NaZ溶液的PH值分别等于8、9、10，则对应三种酸的酸性强弱顺序为________________________.
3．影响盐类水解的因素
[科学探究]通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件，了解影响盐类水解程度的因素。
写出FeCl3水解的化学方程式，设计实验完成下表
影响因素
实验操作
现象
Fe3+的水解程度
PH
浓度
加FeCl3
加水
溶液的
酸碱度
加HCl
加少量的NaOH
加NaHCO3
加Na2CO3
温度
温度升高
[归纳总结]影响盐类水解的因素
（1）盐类本身的性质：
这是影响盐类水解的主要因素。
组成盐的酸或碱越弱，其水解程度，溶液的碱性或酸性
（2）温度：
盐的水解是_____反应。
因此升高温度其水解程度_____.
（3）浓度：
盐的浓度越小，其水解程度越______.
（4）溶液的酸碱性：
控制溶液的酸碱性，可以促进或抑制盐的水解。
如Na2CO3溶液中加碱可以_____水解。
加酸可以_____水解。
1．能使Na2CO3溶液中Na+与CO32-更接近2:
1的措施是（）
A加水B加Na2CO3粉末C加KOH固体D加热
2．为什么热的纯碱溶液去污效果好？
第三节 盐类的电离（第3课时）
【课标要求】1进一步巩固盐类水解的实质
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