《高中化学-选修四-第三章-——水溶液中的离子平衡全章教案(优秀)》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学-选修四-第三章-——水溶液中的离子平衡全章教案(优秀)（12页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、高中化学水溶液中的离子平衡【本节学习目标】（1）了解电解质的概念（2）根据电解质在水溶液中的电离与电解质溶液的导电性，理解强电解质和弱电解的概念，并能正确书写电离方程式（3）理解弱电解质在水溶液中的电离平衡（4）了解水的电离及离子积常数（5）认识溶液的酸碱性、溶液中c(H+)和c(OH)、pH三者之间的关系，并能进行简单计算（6）了解酸碱中和滴定的原理（7）了解溶液pH的调控在生活、生产和科学研究中重要作用（8）理解盐类水解的原理，掌握影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用（9）在理解离子反应本质的基础上，能从离子角度分析电解质在水溶液中的反应（8）了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质
2、学习重点：弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用学习难点：弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解平衡【知识要点梳理】一、电解质的电离平衡（一）电解质和非电解质电解质非电解质概念在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物。微观结构大多数离子化合物强极性键构成的共价化合物极性键或非极性键构成的共价化合物实例酸、碱、盐、H2O等大多数有机物、SO3、CO2等（二）强电解质和弱电解质强电解质弱电解质概念一定条件下能够全部电离的电解质一定条件下只能部分电离的电解质电离程度完全电离，不存在电离平衡部分电离，存在电离平衡电
3、离方程式H2SO4=2H+SO42-NaHCO3=Na+HCO3-NaHSO4=Na+H+SO42Ca(HCO3)2=Ca2+2HCO3CH3COOHCH3COO-+H+NH3H2ONH4+OH-H3PO4H+H2PO4H2PO4H+HPO42HPO42H+PO43溶液中溶质微粒只有水合离子水合离子，弱电解质分子实例强酸：HCl、HNO3、H2SO4 HBr、HI、HClO4等强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2 Ca(OH)2绝大多数盐(BaSO4、AgCl、CaCO3)弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、 HNO2、H3PO4、H2CO3 、H2SiO3、HCOOH CH3COOH
4、、等。弱碱：NH3H2O、Fe(OH)3等不溶性碱说明：BaSO4、AgCl、CaCO3是强电解质，它们的水溶液中离子浓度非常小，导电能力非常弱，但溶解的那一小部分是完全电离的； Fe(OH)3的溶解度也很小， Fe(OH)3属于弱电解质；HCl、 CH3COOH的溶解度都很大， HCl属于强电解质，而CH3COOH 属于弱电解质；所以电解质的强弱与其溶解性没有必然联系。（三）、弱电解质的电离平衡及其移动电离平衡的概念：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态电离平衡的特征：弱电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种，具有
5、以下一些特征：“逆”弱电解质的电离是可逆的“动”电离平衡是动态平衡“等” v(离子化)=v (分子化)0“定”在电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变。“变”电离平衡是相对的、暂时的，当外界条件改变时，平衡就会发生移动3.影响电离平衡的因素：（1）内因：弱电解质本身的结构（2）外因：温度、浓度等（符合勒夏特列原理）思考分析：0.1mol/L醋酸溶液做下列改变后各参数的变化情况：CH3COOH CH3COO + H+（正反应为吸热反应）移动方向电离程度c(CH3COOH)c(H+)c(OH-)导电性KwHCl逆减小增大增大减小增强不变NaOH正增大减小减小增大增强不变H2O正增大减小减小
6、增大减弱不变CH3COONa逆减小增大减小增大增强不变冰醋酸正减小增大增大减小增强不变加热正增大减小增大增强增大分析：稀释冰醋酸过程中各量nH+、a、c(H+)、导电性的变化曲线：再如：在0.1molmol-1的氨水溶液中，存在如下电离平衡：NH3+H2ONH4+OH（正反应为吸热反应）。在此平衡体系中，若按下列情况变动，请将变化情况填入表中增大用“”，减小用“”向左用“”，向右用“”。升温通氨气加水加NaOH(固)加NH4Cl(固)通CO2平衡移动方向n(OH)c (OH-)c(NH3H2O)导电能力4电离常数（1）概念：电离平衡的平衡常数（2）表示方法：CH3COOHCH3COO+ H+K
7、a=NH3H2ONH4+ +OHKb=弱酸电离常数（25）H2C2O4K1=5.410-2K2=5.410-5CH3COOHK=1.7510-5H2CO3K1=4.410-7K2=4.710-11酸性：H2C2O4CH3COOHH2CO3（3）说明：K越大，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只与温度有关，不随浓度改变而改变。多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性的强弱主要由第一步电离决定。如H3PO4的电离：H3PO4H+ + H2PO4-K1= 7.110-3H2PO4-H+ + HPO42- K2= 6.310-8 HPO42-H+ + PO43-K3=
8、 4.210-13注：K1K2K3（四）判断电解质强弱的方法(1)不完全电离：0.1mol/L的醋酸pH 1与同浓度的盐酸对比导电性与同浓度的盐酸对比溶液的pH与同浓度的盐酸对比与锌粉反应的速率(2)电离平衡：将溶液冲稀1000倍后pH的变化与同pH的盐酸等倍冲稀后比较pH变化同pH的盐酸和醋酸与足量的锌粒反应产生氢气的体积或速率(3)水解平衡： 测得0.1mol/L的醋酸钠溶液的pH 7(4)化学反应(利用较强酸制备较弱酸判断酸性强弱)将CO2通入苯酚钠溶液出现混浊:酸性：H2CO3C6H5OH二、水的电离和溶液的pH（一）水的电离与水的离子积在纯水或水溶液中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说明：(1)Kw只与温度有关，温度越高Kw越大。因水的电离是吸热过程，升高温度Kw将增大，100时，c(H+)=c(OH-)=110-6mol/L，Kw=c(H+)c(OH-)=110-12。(2)Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。（二）溶液中酸碱性的判断1、通过浓度和pH判断判断溶液的酸碱性一般有两种方法，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碱性溶液 c(H+)c(OH-)pH7pH62、酸碱盐溶液中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、判断下列溶液等体积混合后的酸碱性NaOH(0.1mol/L)NH3H2O(0.1mol/L)NaOH(p
11、H=13)NH3H2O(pH=13)HCl(0.1mol/L)中酸中碱CH3COOH(0.1mol/L)碱中碱碱HCl(pH=1)中酸中碱CH3COOH(pH=1)酸酸酸中（三）溶液中pH值的测定方法测定溶液的pH值一般有三种方法：利用酸碱指示剂，酸碱指示剂只能测出大概pH值范围不能测出具体的pH值；石蕊试液红色 5 紫色 8 蓝色酚酞试液无色 8.2 粉红 10 红色甲基橙红色 3.1 橙色 4.4 黄色利用pH试纸，pH试纸测定的为溶液中c(H+)浓度，使用时不能润湿。正确的操作方法为：用干燥洁净玻璃棒蘸取试液滴在试纸上，迅速和标准比色卡对比；用pH计。（四）关于简单pH值的计算1、酸、碱
12、溶液稀释后的pH值2、酸或碱溶液的pH值计算3、酸、碱混合后的PH值计算两种强酸混合。核心问题是混合溶液中c(H+)两种强碱溶液混合强酸与强酸 强碱与强碱强酸与强碱相互混和。三、盐类水解1盐类的水解原理： (1)定义：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程。(2)实质：促进水的电离平衡的过程。(3)规律：有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、谁强显谁性。(4)特点：水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度一般很小。水解反应为吸热反应。基于以上特点，盐在水解时不会产生沉淀和气体，因此在书写水解离子方程式时不画“”、“”，用可逆号“”连接。多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。2水解平衡移动： 以NH4Cl溶液水解为例，分析改变条件对水解平衡的影响：NH4+ + H2O NH3H2O + H+c(NH4+)c(NH3H2O)c(H+)c(OH-)pH水解程度平衡移动方向加热加水
