选修四第三章 水溶液中的离子平衡学案

1第一节弱电解质的电离(第1课时)【课标要求】⒈了解电解质、强电解质和弱电解质的概念。⒉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。⒊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。【学习重点】电离平衡的建立以及电离平衡的移动。【学习难点】电离平衡的建立以及电离平衡的移动。【学习过程】【旧知回顾】⒈电解质：_______________________________________非电解质：_________________________________⒉练习：［讨论］下列物质中Cu、NaCl固体、NaOH固体、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、NaCl溶液、H2O、酒精。__________________是电解质，_______________________是非电解质，_______________既不是电解质，也不是非电解质⒊写出下列物质的电离方程式：NaCl：_____________________NaOH：____________________H2SO4：____________________NaHCO3___________________NaHSO4:___________________注意：离子型的电解质在水溶液中或熔融状态下都可以导电，而共价型的电解质只有在水溶液中才能导电【新知讲解】一、电解质有强弱之分（观察试验3-1：得出强电解质与弱电解质的概念）强电解质弱电解质概念化合物类型电离程度在溶液中存在形式电离过程练习：下列电解质中：NaCl、NaOH，NH3·H2O、CH3COOH，BaSO4,AgCl，Na2O,K2O，Na2O2_____________________________是强电解质____________________________是弱电解质讨论：⒈CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小，CaCO3属于强电解质，而Fe(OH)3属于弱电解质；CH3COOH、HCl的溶解度都很大，HCl属于强电解质，而CH3COOH属于弱电解质。电解质的强弱与其溶解性有何关系？怎样区分强弱电解质？⒉BaSO4、AgCl是强电解质还是弱电解质，为什么？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/LB.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2D.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H2CO3H3PO4H2S⒋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。3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【学习重点】电离平衡的建立以及电离平衡的移动。【学习难点】电离平衡常数的应用【学习过程】【旧知回顾】（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?讨论：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？产生的H2的量关系如何？【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⒈一元弱酸和弱碱的电离平衡常数如：CH3COOHCH3COO—+H+Ka=)()()(33COOHCHcCOOCHcHc写出NH3·H2O的电离平衡常数NH3·H2ONH4++OH—Kb=注：①K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。②K只与有关，不随改变而改变。⒉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：H3PO4H++H2PO4-K1=H2PO4-H++HPO42-K2=HPO42-H++PO43-K3=4注：K1K2K3四、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/L⒊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.5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【学习过程】【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=。注：(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pH1．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。讨论：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练习：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+)=，由水电离出的H+浓度=，由水电离出的OH-浓度=。③在0.01mol/LNaCl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=。6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：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L碱性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L3．溶液的pH：pH=－lgc(H+)轻松做答：（1）C(H+)＝1×10-6mol/LpH=______；C(H+)＝1×10-3mol/LpH=_____C(H+)＝1×10-mmol/LpH=______；C(OH-)＝1×10-6mol/LpH=______C(OH-)＝1×10-10mol/LpH=______；C(OH-)＝1×10-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pH7溶液呈性，pH越小，溶液的酸性pH=7溶液呈性pH7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=77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【学习过程】【情景创设】二、溶液的酸碱性和pH⒈定义：PH=，广泛pH的范围为0～14。注意：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：溶液的酸碱性常温（25℃）中性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7酸性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7碱性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7⒊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。810-710-6C(H+)C(OH-)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