高中化學 第三章 水溶液中的離子平衡學案 新人教版選修4

1、第八章 水溶液中的離子平衡一、考綱要求1、了解電解質(zhì)的概念。了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2、了解電解質(zhì)在水溶液中的電離及電解質(zhì)溶液的導電性。3、了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。4、了解水的電離，離子積常數(shù)。5、了解溶液pH的定義。了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算。6了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應用。7、了解難溶電解質(zhì)的溶解平衡。二、重點、難點1、電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的概念。2、弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素。3、鹽類水解的原理、影響因素及應用。三、知識點梳理第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念1.電解質(zhì)

2、與非電解質(zhì)(1)電解質(zhì)：在_里或_狀態(tài)下能夠?qū)щ姷腳；(2)非電解質(zhì)：在 里或_狀態(tài)下都不能導電的 。2.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)(1)強電解質(zhì)：在水溶液里能夠 的電解質(zhì)，如_、_。(2)弱電解質(zhì)：在水溶液里 的電解質(zhì)，如_、_、少部分鹽及H2O等。3.電離方程式的書寫(1)強電解質(zhì)用_，弱電解質(zhì)用_。(2)多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠遠大于第二步，H2CO3電離方程式：_,_。(3)多元弱堿電離方程式一步寫成，如氫氧化鐵電離方程式：_。二、弱電解質(zhì)的電離平衡1.電離平衡的建立：在一定條件（如溫度、濃度）下，當弱電解質(zhì)_的速率和_的速率相等時，電離過程達到了平衡狀態(tài)。2.外界條件對電離平衡的

3、影響電離平衡是一個吸熱過程，主要受 、 的影響。(1)濃度：增大弱電解質(zhì)的濃度，電離平衡_移動，溶質(zhì)分子的電離程度_；增大電解質(zhì)電離出的某離子的濃度，電離平衡_移動，溶質(zhì)分子的電離程度_。(2)溫度：升高溫度，電離平衡_移動，電離程度_；降低溫度，電離平衡_移動，電離程度_。對于醋酸，CH3COOHCH3COO+H+，外界條件改變對該平衡的影響：項目變化項目加水加熱加少量NaOH(s)加少量CH3COONa(s)通入少量HCl(g)加少量冰醋酸平衡移動電離程度n(H+)c(H+)pH溶液導電性三、電離平衡常數(shù)1.表達式(1)對于一元弱酸HA: HAH+A,平衡常數(shù)K=_;(2)對于一元弱堿BO

4、H: BOHB+OH,平衡常K=_。2.特點(1)電離平衡常數(shù)只與_有關，升溫，K值_。(2)相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)_電離，所對應的酸性或堿性相對越_。(3)多元弱酸的各級電離常數(shù)的大小關系是_ 。四、強酸與弱酸（或強堿與弱堿）的比較等物質(zhì)的量濃度的鹽酸(a)與醋酸（b）等pH的鹽酸(a)與醋酸（b）pH或物質(zhì)的量濃度pH：物質(zhì)的量濃度：溶液的導電性水的電離程度c(Cl)與c(CH3COO)大小等體積溶液中和NaOH的量分別加該酸的鈉鹽固體后pH鹽酸：醋酸：鹽酸：醋酸：第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性一、水的電離1.電離方程式：_ _簡寫成_。2.純水室溫下的數(shù)據(jù)(1)c(H+)=

5、c(OH)=_;(2)水的離子積常數(shù)表達式:Kw= = _;影響因素：Kw只與_有關，_不變, Kw不變；_升高，Kw_，反之, Kw_。(3)pH=_ _。二、溶液的酸堿性與pH1.不同性質(zhì)溶液數(shù)據(jù)對比溶液酸堿性溶液中c(H+)與c(OH)的關系室溫數(shù)值pHKw中性c(H+) c(OH)c(H+)=c(OH)=_7酸性c(H+) c(OH)c(H+) mol·L1_7堿性c(H+) c(OH)c(H+) mol·L1_72.pH試紙的使用(1)方法：把小片試紙放在_上，用_蘸取待測液滴在_的pH試紙上，試紙變色后，與 對比即可確定溶液的pH。(2)注意:pH試紙使用前不能

6、用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能產(chǎn)生誤差；用pH試紙讀出的pH只能是 。三、酸堿中和滴定1.概念利用_反應,用已知濃度的_(或_)來測定未知濃度的_（或_）的實驗方法。2.實驗用品試劑：_、_、 、蒸餾水儀器：_滴定管、_滴定管、滴定管夾、鐵架臺、燒杯、_。3.實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定前的準備滴定管: a._，b.洗滌,c. _,d.裝液,e. _,f.調(diào)液面,g.記錄。錐形瓶： a.注堿液, b.記讀數(shù),c.加 。(2)滴定左手控制_，右手搖動_，眼睛注視 ，滴定至終點時，記錄標準液的體積。4.數(shù)據(jù)處理按上述操作重復 次，求出用去標準鹽酸體積的 值，根據(jù)c

7、(NaOH)=_計算。5.酸堿中和滴定的誤差分析(1)原理中和滴定是一個要求較高的定量實驗，每一個不當或錯誤的操作都會帶來誤差。由cB=·可知，vB、vA是化學方程式中的化學計量數(shù)，VB是準確量取的待測液體積,cA是 的濃度，它們均為定值，所以cB的大小取決于 的大小，VA大則cB ，VA小則cB 。(2)常見誤差以標準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液（酚酞作指示劑）為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：步驟操作VAcB洗滌酸式滴定管未用標準溶液潤洗堿式滴定管未用待測溶液潤洗錐形瓶用待測溶液潤洗錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失滴定酸式滴定管滴定前

8、有氣泡，滴定終點時氣泡消失振蕩錐形瓶時部分液體濺出部分酸液滴出錐形瓶外溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液無變化讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)（或前俯后仰）滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)（或前俯后仰）第3節(jié) 鹽類的水解一、鹽類水解的原理1.水解的條件鹽中必須有_或_。2.水解的實質(zhì)離子結合H+或OHc(H+)或c(OH)_水的電離平衡_c(H+)_ c(OH)溶液呈_或_。3.水解特點(1)一般來說，水解反應是_的，存在_平衡。(2)鹽類水解反應是_的逆反應，因此水解反應是_反應。4.水解規(guī)律無弱不水解，誰弱誰水解，越弱越水解；誰強顯誰性，同強顯中性。二、影響鹽類水解

9、的因素1.內(nèi)因(1)酸或堿越弱，其對應的弱酸根離子或弱堿陽離子的水解的度_；溶液的堿性或酸性_。(2)相同條件下的正鹽水解程度_酸式鹽的水解程度。如Na2CO3水解程度大于NaHCO3（同濃度）。2.外因(1)溫度：升高溫度，水解平衡_，水解程度_。(2)濃度增大鹽溶液的濃度，水解平衡_，水解程度_，但水解產(chǎn)生的離子濃度_；加水稀釋，水解平衡_，水解程度_，但水解產(chǎn)生的離子濃度_。增大c(H+)，促進 的水解，抑制 的水解；增大c(OH)，促進 的水解，抑制 的水解。三、水解方程式書寫的注意事項1.在書寫鹽類水解的離子方程式時一般不標“”或“”，也不把生成物（如NH3·H2O、H2C

10、O3等）寫成其分解產(chǎn)物的形式。2.鹽類水解一般是可逆反應，書寫時一般不寫“=”，而要寫“”。3.多元弱酸鹽的水解分步進行，以第一步為主，一般只寫第一步水解的離子方程式。例如：Na2CO3水解：CO32+H2OHCO3+OH。4.多元弱堿陽離子的水解方程式一步寫完。例如：FeCl3水解：Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+。5.能徹底水解的離子組，由于水解程度較大，書寫時要用“=”、“”、“”等，如NaHCO3溶液與AlCl3溶液混合：Al3+3HCO3=Al(OH)3+3CO2。第4節(jié) 難溶電解質(zhì)的溶解平衡一、溶解平衡的概念與特點1.溶解平衡的建立固體溶質(zhì)溶液中的溶質(zhì)2.溶解平衡的特點：_、_、_、_、_。3.電解質(zhì)在水中的溶解度20時，電解質(zhì)在水中的溶解度與溶解性存在如下關系：溶解性難溶微溶可溶易溶S的范圍(g)S<_<S<_<S<_S>_二、用溶度積概念理解溶解平衡1.溶度積常數(shù)對于溶解平衡：AmBnmAn+(aq)+nBm（aq）,Ksp=_，與