高三一輪復(fù)習(xí) 第八章 水溶液中的離子平衡教案

1、清華優(yōu)才化學(xué)教學(xué)案 水溶液中的離子平衡 水溶液中的離子平衡 第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離1、強(qiáng)弱電解質(zhì)（1） 電解質(zhì)和非電解質(zhì)電解質(zhì)是指溶于水或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?；非電解質(zhì)是指溶于水和熔融狀態(tài)下都不導(dǎo)電的化合物。注：單質(zhì)、 混合物既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。 化合物中屬于電解質(zhì)的有：活潑金屬的氧化物、 水、 酸、 堿和鹽；于非電解質(zhì)的有：非金屬的氧化物、部分非金屬氫化物和大多數(shù)的有機(jī)物。（2）強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中能完全電離的電解質(zhì)稱為強(qiáng)電解質(zhì)（如強(qiáng)酸、 強(qiáng)堿和大部分的鹽）弱電解質(zhì)：在水溶液里只有部分電離為離子（如：弱酸、弱堿、少量鹽和水）。Ø 弱電解質(zhì)特征：存在

2、電離平衡，平衡時(shí)離子和電解質(zhì)分子共存，而且大部分以分子形式存在。（3）強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的區(qū)別強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義溶于水后幾乎完全電離的電解質(zhì)溶于水后只有部分電離的電解質(zhì)化合物類型離子化合物及具有強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物某些具有弱極性鍵的共價(jià)化合物。電離程度幾乎100完全電離只有部分電離電離過程不可逆過程，無電離平衡可逆過程，存在電離平衡溶液中存在的微粒（水分子不計(jì)）只有電離出的陰陽離子，不存在電解質(zhì)分子既有電離出的陰陽離子，又有電解質(zhì)分子實(shí)例絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽）強(qiáng)酸： 強(qiáng)堿： 弱酸：H2CO3 、CH3COOH等。弱堿：NH3·H2O、Cu（OH）2 Fe（OH）3等。少數(shù)鹽：

3、(CH3COO)2Pb、HgCl2 和水（H2O）電離方程式NaHSO4 （aq）= NaHSO4 （熔融）= H2S Al(OH)32、弱電解質(zhì)的電離（1）弱電解質(zhì)電離平衡的建立（弱電解質(zhì)的電離是一種可逆過程）和（2）電離平衡的特點(diǎn)弱電解質(zhì)的電離平衡和化學(xué)平衡一樣，同樣具有“逆、 等、 動(dòng)、定、 變” 的特征。逆：弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的。等：達(dá)電離平衡時(shí)，分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等動(dòng)：動(dòng)態(tài)平衡，即達(dá)電離平衡時(shí)分子電離成離子和離子結(jié)合成分子的反應(yīng)并沒有停止。定：一定條件下達(dá)到電離平衡狀態(tài)時(shí)，溶液中的離子濃度和分子濃度保持不變，溶液里既有離子存在，也有電解質(zhì)分子存在。且分

4、子多，離子少。變：指電離平衡是一定條件下的平衡，外界條件改變，電離平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng)。（3）電離常數(shù)概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K來表示。通常用Ka表示弱酸的電離常數(shù)，用Kb表示弱堿的電離常數(shù)。意義: K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對(duì)應(yīng)的弱酸或弱堿相對(duì)較強(qiáng)。電離常數(shù)的影響因素a.電離常數(shù)隨溫度變化而變化，但由于電離過程熱效應(yīng)較小，溫度改變對(duì)電離常數(shù)影響不大，其數(shù)量級(jí)一般不變，所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對(duì)電離常數(shù)的影響b. 電離常數(shù)與弱酸、 弱堿的濃度無關(guān)，同一

5、溫度下，不論弱酸、 弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是不會(huì)改變的。即：電離平衡常數(shù)與化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只與溫度有關(guān)。（3）影響電離平衡的因素內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)，是決定性因素。外因a.溫度：因電離過程吸熱較少，在溫度變化不大的情況下，一般不考慮溫度變化對(duì)電離平衡的影響。b.濃度：在一定溫度下，濃度越大，電離程度越小。因?yàn)槿芤簼舛仍酱?，離子相互碰撞結(jié)合成分子的機(jī)會(huì)越大，弱電解質(zhì)的電離程度就越小。因此，稀釋溶液會(huì)促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離。c.外加物質(zhì)：若加入的物質(zhì)電離出一種與原電解質(zhì)所含離子相同的離子，則會(huì)抑制原電解質(zhì)的電離，使電離平衡向生成分子的方向移動(dòng)（同離子效應(yīng)）；若加入的物質(zhì)能與弱電解質(zhì)電離出的離

6、子反應(yīng)，則會(huì)促進(jìn)原電解質(zhì)的電離，使電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。Ø 影響醋酸電離的因素HAc H+ + Ac-條件變化平衡移動(dòng)方向C（H+）n（H+）電離度K溫度升高濃 度加H2O加冰HAc外加 物 質(zhì)加NaOH(s)加HCl（g） 加NaAc（s）第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性1、 水的電離（1）水的電離特點(diǎn)水是極弱的電解質(zhì)， 能發(fā)生微弱電離， 電離過程吸熱，存在電離平衡。其電離方程式為（2）水的離子積定義：一定溫度下，水的離子積是一個(gè)定值。我們把水溶液中叫做水的離子積常數(shù)。在25時(shí)，一定溫度時(shí)， Kw是個(gè)常數(shù)，Kw只與溫度 有關(guān)，溫度越高Kw越大任何水溶液中，水所電離而生成的 任何

7、稀溶液中， Ø 影響水電離平衡的因素：a. 溫度：溫度越高，溫度越高Kw越大。b. 酸堿抑制水的電離；鹽類水解促進(jìn)水的電離。2、溶液的酸堿性與pH（1）溶液的酸堿性的本質(zhì)C（H+）、 C（OH-）的關(guān)系中性溶液：酸性溶液：堿性溶液：（2）溶液pH的計(jì)算 pH = lgC（H+）溶液顯酸性：單一酸溶液 pH = lgC（H+） 強(qiáng)酸：pH=a , 加H2O稀釋10n倍，則pH=a+n弱酸：pH=a , 加H2O稀釋10n倍，則pH<a+n 單一酸溶液的稀釋強(qiáng)酸混合液的pHlgC（H+）= c(H+)1V1 + c(H+)2 V2V1 + V2規(guī)律：當(dāng)兩種強(qiáng)酸溶液的pH2,且等體積

8、混合，pH（混）= pH（小）+ 0.3強(qiáng)酸強(qiáng)堿溶液混合lgC（H+）= c(H+)V(H+) - c(OH-)V(OH-) V(H+) + V(OH-)l 思考：溶液顯堿性時(shí)pH的計(jì)算3、 酸堿中和滴定（1）中和滴定的概念用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的實(shí)驗(yàn)方法。（2）酸堿中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)酸堿中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是酸電離產(chǎn)生的H+與堿電離產(chǎn)生的OH-結(jié)合生成水的反應(yīng)。（3）原理：在中和反應(yīng)中，使用一種已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）溶液與未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）溶液完全中和，測出二者所用的體積，根據(jù)化學(xué)方程式中酸堿物質(zhì)的量比求出未知溶液的物質(zhì)的量濃度。（4）指示劑的

9、選擇強(qiáng)酸和強(qiáng)堿相互滴定時(shí)，既可選擇酚酞，也可選擇甲基橙作指示劑；強(qiáng)酸滴定弱堿時(shí)，應(yīng)選擇甲基橙作指示劑；強(qiáng)堿滴定弱酸時(shí)，應(yīng)選擇酚酞作指示劑。變色范圍：甲基橙 3.1-4.4（橙色） 石蕊5.0-8.0（紫色） 酚酞8.2-10.0（淺紅色）中和滴定的操作過程：（1）滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以準(zhǔn)確讀到小數(shù)點(diǎn)后一位。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：

10、用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測液洗）裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù)V(始)（4）試驗(yàn)過程：洗、取、滴、讀、算。滴：錐形瓶下墊一張白紙，滴定過程中左手控制滴定管，右手不斷震蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液的顏色變化，直至加入一滴溶液使錐形瓶中溶液變色，且半分鐘之內(nèi)不褪色，滴定結(jié)束。3、酸堿中和滴定的誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)； c酸或堿的物質(zhì)的量濃度； V酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則： c堿= 4操作注意事項(xiàng)(1)滴速：先快后慢，當(dāng)接近終點(diǎn)時(shí)，應(yīng)一滴一搖。(2)終點(diǎn)：最后一滴恰好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改

11、變且半分鐘內(nèi)不變色，讀出V(標(biāo))記錄。(3)在滴定過程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動(dòng)錐形瓶，兩眼注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化。 (4)儀器洗滌酸式滴定管水洗后，未潤洗(偏高)；酸式滴定管水洗后，誤用待測液潤洗(偏高)；堿式滴定管水洗后，未潤洗(偏低)；錐形瓶水洗后，用待測液潤洗(偏高)。(5)量器讀數(shù)滴定前俯視酸式滴定管，滴定后平視(偏高)；滴定前仰視酸式滴定管，滴定后俯視(偏低)如圖所示；滴定完畢后，立即讀數(shù)，半分鐘后顏色又褪去(偏低)。(5)操作不當(dāng)?shù)味ㄇ八崾降味ü芗庾觳糠钟袣馀?，滴定結(jié)束后氣泡消失(偏高)；滴定過程中，振蕩錐形瓶時(shí)，不小心將溶液濺出(偏低)；滴定過程中，錐形瓶內(nèi)加少量

12、蒸餾水(無影響)。第三節(jié) 鹽類的水解1、探究鹽溶液的酸堿性強(qiáng)堿和弱酸反應(yīng)生成的鹽的水溶液呈堿性；強(qiáng)酸和弱堿反應(yīng)生成的鹽的水溶液呈酸性；強(qiáng)酸和強(qiáng)堿反應(yīng)生成的鹽的水溶液呈中性。2、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因（1）探究鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因鹽溶液的酸堿性與鹽所含的離子在水中能否與水電離出的H+或 OH-生成弱電解質(zhì)有關(guān)。（2）鹽類水解的定義： 在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-原結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)， 叫做鹽類的水解。鹽類水解的實(shí)質(zhì)是水的電離平衡發(fā)生了移動(dòng)?？煽醋髦泻头磻?yīng)的逆反應(yīng)。（3）鹽類水解規(guī)律： “有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性”

13、多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:Na2CO3NaHCO3) ² 酸式鹽溶液的酸堿性： a只電離不水解：如HSO4-顯酸性 b 電離程度水解程度，顯酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） c 水解程度電離程度，顯堿性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）Ø 多元弱酸的酸式酸根離子既有水解傾向又有電離傾向，以水解為主的，溶液顯堿性；以電離為主的溶液顯酸性。例如：HCO3、HPO42在溶液中以水解為主，其溶液顯堿性；HSO3-、H2PO4在溶液中以電離為主，其溶液顯酸性。² 混合溶液的酸堿性： a .電離程度水解程度，顯酸性

14、 b .水解程度電離程度，顯堿性² 雙水解反應(yīng)： 構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-) 與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆） （2）程度小 （3）吸熱（4）影響鹽類水解的外界因素：

15、 溫度：溫度越高，水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解） 濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解） 酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽離子水解；OH -促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解）（5）鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明礬凈水 2、去油污用熱堿水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH- 3、藥品的保存配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸 Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液時(shí)常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制備無水鹽由MgCl2·6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱若不然，則：

16、MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2 （6）鹽類水解方程式的書寫一般要注意一下幾點(diǎn)：a 一般來說鹽類水解的程度不大，是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，由于中和反應(yīng)趨于完成，所以鹽類的水解反應(yīng)是微弱的，鹽類水解的離子方程式寫“ ”。由于鹽類的水解程度一般都很小，通常不生成沉淀和氣體，因此鹽類水解的離子方程式中一般不標(biāo)“”或“”的氣標(biāo)，也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3等）寫成其分解產(chǎn)物的形式。b 能發(fā)生雙水解的離子組，一般來說水解

17、都比較徹底，由于不形成水解平衡，書寫時(shí)生成物出現(xiàn)的沉淀、氣體物質(zhì)要標(biāo)明狀態(tài)，即標(biāo)上“”、“”符號(hào)，中間用“=”連接，如NaHCO3溶液與Al2(SO4)3溶液混合：Al3+ +3HCO3=Al(OH)3+ 3CO2c 多元弱酸的酸根離子水解是分步進(jìn)行的，且以第一步水解為主；多元弱堿的陽離子水解復(fù)雜，可看做一步水解。擴(kuò)展：溶液中微粒濃度的大小比較基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：電荷守恒： 任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和物料守恒（即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）:某原子的總量(或總濃度)其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃

18、度)之和。質(zhì)子守恒： 即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。第四節(jié) 難溶電解質(zhì)的溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡（1）難溶物質(zhì)的溶解度根據(jù)溶解度大小，我們把物質(zhì)分為難溶、易溶、微溶和不溶等。溶解度與溶解性的關(guān)系（2）沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡的定義在一定條件下，難溶電解質(zhì)溶于水形成飽和溶液時(shí)，溶解速度與沉淀速度相等，溶質(zhì)的離子與該固態(tài)物質(zhì)之間建立了動(dòng)態(tài)平衡，叫做沉淀溶解平衡。溶解平衡的特征“逆”沉淀溶解過程是可逆的?！皠?dòng)”動(dòng)態(tài)平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不為0?！暗取??！岸ā边_(dá)到平衡時(shí)，溶液中離子的濃度保持不變?！白儭碑?dāng)改變外界條件時(shí)，溶解平衡將發(fā)生移動(dòng)，達(dá)到新的平衡。注：溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。（3）溶解平衡方程式的書寫 注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)2、 沉淀反應(yīng)的應(yīng)用由于難溶電解質(zhì)的溶解平衡也是動(dòng)態(tài)平衡，因此可以通過改變條件使平衡移動(dòng)溶液中的離