【课件】高中化学人教新课标-选修四化学反应原理《水溶液中的离子平衡》

新课标人教版课件系列《高中化学》选修4第三章《水溶液中的离子平衡》教学目标１了解电解质、强电解质和弱电解质的概念。２了解强、弱电解质与结构的关系，能正确书写常见物质的电离方程式。３理解弱电解质的电离平衡，以及温度、浓度等条件对电离平衡的影响。４了解水的电离平衡及其“离子积”５了解溶液的酸碱性和pH的关系６使学生理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解。７培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质。８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。９掌握难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用10运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和沉淀的转化问题第三章水溶液中的离子平衡第一节《弱电解质的电离》1、(1)什么叫电解质？举例说明.(2)什么叫非电解质？举例说明.知识回顾：电解质和非电解质比较电解质非电解质概念：在水溶液中或熔化状态下在水溶液和熔化状态能够导电的化合物。下都不能导电的化合物。和结构关系：大多数离子化合物极性键或非极性键构成强极性键共价化合物的化合物实例：酸碱盐，H2O大多数有机物，SO3、CO2等说明：溶液导电与否是由内外因共同作用的结果，内因为必须有电解质，外因在水的作用下两者缺一不可，可用下列图示表示：电解质电离导电溶液导电性强弱是由溶液中自由移动离子浓度决定。1.石墨能导电，所以是电解质。2.由于BaSO4不溶于水，所以不是电解质。3.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。4.SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。讨论以下几种说法是否正确，并说明原因。实验3-1：体积相同，氢离子浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条反应，并测量溶液的pH值1mol/LHCl1mol/LCH3COOH与镁条反应现象溶液的pH值开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，说明1mol/LHCl中氢离子浓度大，即氢离子浓度为1mol/L，说明HCl完全电离；而开始1mol/LCH3COOH与镁条反应较慢，说明其氢离子浓度较盐酸小，即小于1mol/L，说明醋酸在水中部分电离。HCl是强电解质，CH3COOH是弱电解质。探究结果：什么叫强电解质？什么叫弱电解质？在水溶液里全部电离成离子的电解质叫强电解质；如强酸、强碱、绝大多数盐。只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。如弱酸、弱减、水。练习：判断下列物质，属强电解质的有哪些？属弱电解质的有哪些？NaCl、NaOH、H2SO4、CH3COOH、NH3·H2O、Cl2、Cu强电解质：弱电解质：在水溶液里或熔融状态下全部电离成离子的电解质(其离子无分子化倾向)。包括大多数盐类、强酸、强碱。在水溶液里部分电离成离子的电解质(其离子有分子化倾向)包括弱酸(如HAc、H2S)、弱碱(如NH3·H2O)、水。NaCl=Na++Cl-HAcH++Ac-小结：离子化合物大部分的盐类强碱｛共价化合物｛强酸弱酸弱碱水｝｝弱电解质强电解质二、弱电解质的电离平衡思考与讨论：1、开始时，V电离和V结合怎样变化？2、当V电离=V结合时，可逆过程达到一种什么样的状态？画出V～t图。CH3COOHCH3COO-+H+电离结合弱电解质电离的V-t图像V电离V结合0t1t2V电离=V结合平衡状态ⅠtV电离平衡在一定条件（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——思考与讨论：例1，在氨水中存在怎样的电离平衡？向其中分别加入适量的盐酸、NaOH溶液、NH4Cl溶液以及大量的水，对平衡有什么影响？NH3·H2ONH4++OH-加入物质盐酸NaOH溶液NH4Cl溶液加大量水平衡移动方向右左左右影响电离平衡有哪些因素（1）温度电离过程是吸热过程，平衡温度升高向电离方向移动。（2）浓度浓度越大，电离程度越小。（3）其他因素问题探讨1.弱电解质加水稀释时，电离程度_____,离子浓度______?(填变大、变小、不变或不能确定）变大不能确定画出用水稀释冰醋酸时离子浓度随加水量的变化曲线。问题探讨2.金属导电与电解质溶液导电有何不同？升温对二者的导电性有何影响？*自由电子的定向移动；自由移动的离子定向移动*升温，金属导电性减弱；电解质溶液导电性增强说明：①电离平衡是动态平衡，平衡移动符合勒夏特列原理②多元弱酸，分步电离，第一步电离大于第二步电离，第二步电离远大于第三步电离……，例如:0.1mol/LH2S溶液中各步电离[H+]为：H2SH++HS-[H+]=1×10-4mol/LHS-H++S2-[H+]=1×10-13mol/L电离难的原因：a、一级电离出H+后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H+的吸引力，使第二个H+离子电离困难的多；b、一级电离出的H+抑制了二级的电离。例3：0.1mol/L的CH3COOH溶液CH3COOHCH3COO-+H+电离程度n(H+)C(H+)导电能力加水升温加NH4Cl加HCl加NaOH练习1.将0.1mol/L的氨水稀释10倍，随着氨水浓度的降低，下列数据逐渐增大的是（）A.[H+]B.[OH]-C.[OH]-/[NH3·H2O]D.[NH4]+2.一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为减缓反应速率而不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（）A.NaOH(固）B.H2OC.NH4Cl（固）D.CH3COONa(固）ACBD练习3.有H+浓度相同、体积相等的三种酸：a、盐酸b、硫酸c、醋酸，同时加入足量的锌，则开始反应时速率______，反应完全后生成H2的质量_________。（用、=、表示）a=b=ca=bc练习4.下列物质的导电性最差的是（）A.0.1mol/L的盐酸B.0.1mol/L的氢氟酸C.0.1mol/L的氢氰酸D.石墨棒5.把0.05molNaOH固体分别加入100mL下列液体中，溶液的导电性变化不大的是（）A.自来水B.0.5mol/LNH4Cl溶液C.0.5mol/L醋酸D.0.5mol/L盐酸CBD问题：怎样定量的比较弱电解质的相对强弱？电离程度相对大小怎么比较？三、电离平衡常数（K）看课本自学相关内容并思考：（1）什么叫电离平衡常数？（2）电离平衡常数的化学含义是什么？（3）怎样用电离平衡常数比较弱电解质的相对强弱？（4）影响电离平衡常数的因素是什么？弱电解质电离程度相对大小的参数一电离平衡常数（K）对于一元弱酸HAH++A-，平衡时Ka=c(H+).c(A-)c(HA)对于一元弱碱MOHM++OH-，平衡时Kb=c(M+).c(OH-)c(MOH)意义：K值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸(或碱)性越强。K值只随温度变化。已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步的。例：H2CO3H++HCO3-一(1)HCO3-H++CO32-一(2)每一步的电离程度是不一样的。(9)写出H3PO4在水溶液中的电离方程式。H3PO4H++H2PO4-一(1)H2PO4-H++HPO42-一(2)HPO42-H++PO43-一(3)就电离本身而言，你推测每一步的电离程度如何变化，为什么？对于多元酸：多元弱酸是分步电离的，K1》K2（一般要相差105）。多元弱酸的酸性由第一步电离决定。试根据课本中“一些弱酸和弱碱的电离平衡常数”比较它们的相对强弱。草酸磷酸柠檬酸碳酸再见祝同学们学习进步探究实验设计建议：第三章水溶液中的离子平衡第二节《水的电离和溶液的酸碱性》一、水的电离水是一种极弱的电解质精确的导电性实验表明，纯水大部分以分子的形式存在，但其中也存在着极少量的H3O＋和OH－。水中存在着微弱的电离。H2O+H2OH3O++OH-简写为：H2OH++OH-+++-水的离子积(KW)水达到电离平衡时，也存在着电离常数因水的电离极其微弱，在室温下55.6molH2O中只有1×10-7molH2O电离。c(H2O)可视为常数，上式可表示为：c(H+)·c(OH-)c(H2O)=K电离c(H+)·c(OH-)=K电离·c(H2O)=KW水的离子积(KW)水的离子积KW可由实验测得，也可通过计算求得。由上表可知，随着温度的升高，水的离子积增大。一般在室温下，忽略温度的影响。c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14KW=t/℃0102025KW/10-140.1340.2920.6811.014050901002.925.4738.055.0思考与交流根据室温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析下列问题。1.酸或碱的稀溶液的密度与纯水相近，1L酸或碱的稀溶液约为1000g，其中，H2O的物质的量近似为1000g/18g/mol=55.6mol。此时，发生电离的水是否仍为纯水状态时的1×10-7mol？因酸电离出来的H＋或碱电离出来的OH－对水的电离有抑制作用，所以发生电离的水的物质的量小于纯水状态时的1×10-7mol。思考与交流2.比较下列情况下，c(H+)和c(OH-）的值或变化趋势（增加或减少）：纯水加少量盐酸加少量氢氧化钠c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比较10-7mol/L10-7mol/Lc(H+)=c(OH-)变大变小c(H+)c(OH-)变小变大c(H+)c(OH-)3.酸性溶液中是否有OH-存在？碱性溶液中是否有H+存在？溶液的酸碱性与c(H+)的关系c(H+)与c(OH-)关系25℃，c(H+)/mol·L-1溶液酸碱性c(H+)=c(OH-)=1×10-7中性c(H+)c(OH-)1×10-7酸性c(H+)c(OH-)1×10-7碱性溶液的pH1.pH的定义：pH=-lgc(H+)例：c(H+)=0.001mol/LpH=-lg0.001=3例：c(OH-)=0.01mol/Lc(H+)=1×10-14/10-2=1×10-12mol/LpH=-lg1×10-12=12溶液的pH2.pH的适用范围c(H+)≤1mol/L和c(OH-)≤1mol/L的稀溶液。3.pH的意义（常温）98101113121476543210中性碱性增强酸性增强溶液的pH——正误判断1、一定条件下pH越大，溶液的酸性越强。2、用pH表示任何溶液的酸碱性都很方便。3、强酸溶液的pH一定大。4、pH等于6是一个弱酸体系。5、pH有可能等于负值。6、pH相同的强酸和弱酸中c(H+)相同，物质的量浓度也相同。若定义：pOH=-lgc(OH-)pKw=-lgKw则室温下在同一溶液中，pH、pOH与pKw之间有什么关系？-lgKw=-lgc(H+)·c(OH-)pKw=pH+pOH因室温下Kw=1×10-14所以：pH+pOH=14思考与练习溶液的pH4.pH的测定方法一：用pH试纸测定使用方法：用玻璃棒蘸待测液点在pH试纸上，然后与标准比色卡比较。广泛pH试纸只能得到整数值。精密pH试纸可以精确到0.1。pH试纸不可润湿，否则有可能将待测液稀释了。广泛pH试纸精密pH试纸溶液的pH4.pH的测定方法二：用pH计测定pH计算1——酸的稀释例题：①在25℃时，pH等于2的盐酸溶液稀释到原来的10倍，pH等于多少？稀释到1000倍后，pH等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg10－2/10=-lg10-3=3此时不能忽视H2O的电离产生的H＋。设水产生的c(H＋)=c(OH-)=x，则有：(10－8＋x)·x=10-14x≈0.95×10-7mol/Lc(H+)=KW/c(OH-)pH=-lg10-14/0.95×10-8=14-8+0.98=6.98由HCl产生的c(H+)=10-5/1000=10-8mol/L.②在25℃时，pH等于5的盐酸溶液稀释到原来的1000倍后，pH等于多少？解pH=-lgc(H+)=-lg10－2/1000=-lg10-5=5pH计算2——碱的稀释例题：在25℃时，pH等于9的强碱溶液稀释到原来的10倍，pH值于多少？稀释到1000倍后，pH等于多少？解：①c(OH-)=10—5/10≈10-6pH=-lgc(H+)=-lgKW/c(OH-)=-lg10-14/10-6=8②c(OH-)