第三章 高中化學(xué)電離平衡

1、 狀元堂一對(duì)一個(gè)性化輔導(dǎo)教案教師張 敏科目化 學(xué)時(shí)間2013 年 7 月 24日學(xué)生李永江年級(jí)高 二學(xué)校 德陽西校區(qū)授課類型弱電解質(zhì)的電離水的電離和溶液的酸堿性鹽類的水解難度星級(jí)教學(xué)內(nèi)容本堂課教學(xué)重點(diǎn)：1. 掌握弱電解質(zhì)電離平衡2. 掌握水的電離和溶液的酸堿性3. 掌握鹽類的水解第三章 水溶液中的離子平衡第一節(jié)：電離平衡1弱電解質(zhì)電離過程（用圖像分析建立） 2當(dāng) 則弱電解質(zhì)電離處于平衡狀態(tài)，叫“電離平衡”，此時(shí)溶液中的電解質(zhì)分子數(shù)、離子數(shù)保持恒定，各自濃度保持恒定。 3與化學(xué)平衡比較 （1）電離平衡是動(dòng)態(tài)平衡：即弱電解質(zhì)分子電離成離子過程和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子過程仍在進(jìn)行，只是其速率相等。

2、（2）此平衡也是有條件的平衡：當(dāng)條件改變，平衡被破壞，在新的條件下建立新的平衡，即平衡發(fā)生移動(dòng)。 （3）影響電離平衡的因素A內(nèi)因的主導(dǎo)因素。 B外國有： 溫度：電離過程是一個(gè)吸熱過程，所以，升高溫度，平衡向電離方向移動(dòng)。濃度：問題討論：在的平衡體系中：加入：加入：加入：各離子分子濃度如何變化：、溶液如何變化？（“變高”，“變低”，“不變”） （4）電離平衡常數(shù) （）一元弱酸： （3）一元弱堿 電離平衡常數(shù)化是溫度函數(shù)，溫度不變K不變。值越大，該弱電解質(zhì)較易電離，其對(duì)應(yīng)的弱酸弱堿較強(qiáng)；值越小，該弱電解質(zhì)越難電離，其對(duì)應(yīng)的弱酸弱堿越弱；即值大小可判斷弱電解質(zhì)相對(duì)強(qiáng)弱。多元弱酸是分步電離的，一級(jí)電離

3、程度較大，產(chǎn)生，對(duì)二級(jí)、三級(jí)電離產(chǎn)生抑制作用。如： 隨堂練習(xí)總結(jié)、擴(kuò)展1化學(xué)平衡知識(shí)與電離平衡知識(shí)對(duì)照比較。2一元弱酸弱堿中與的求法：弱電酸中濃度：（酸為弱酸物質(zhì)的量濃度）弱堿中濃度：（堿為弱堿物質(zhì)的量濃度）3討論中存在哪些微粒？（包括溶劑）4擴(kuò)展難溶電解質(zhì)在水溶液中存在著電離平衡。在常溫下，溶液中各離子濃度以它們的系數(shù)為方次的乘積是一個(gè)常數(shù)，該常數(shù)叫溶度各（）。例如 溶液中各離子濃度（加上其方次）的乘積大于、等于溶度積時(shí)出現(xiàn)沉淀，反之沉淀溶解。 （1）某溶液中，如需生成沉淀，應(yīng)調(diào)整溶液的使之大于 。 （2）要使0.2mol/L 溶液中的沉淀較為完全（使?jié)舛冉档椭猎瓉淼那Х种唬瑒t應(yīng)向溶液里

4、加入溶液，使溶液為 。第二課時(shí) 一、電解質(zhì)，非電解質(zhì)1定義：在水溶液中或熔融狀態(tài)下，能導(dǎo)電的化合物叫電解質(zhì)。思考，在水溶液中，不導(dǎo)電，它屬于非電解質(zhì)嗎？為什么？ 溶于水能導(dǎo)電，則氨氣是電解質(zhì)嗎？為什么？ 共價(jià)化合物在液態(tài)時(shí)，能否導(dǎo)電？為什么？2電解質(zhì)導(dǎo)電實(shí)質(zhì)，電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力強(qiáng)弱的原因是什么？二、強(qiáng)電解質(zhì)，弱電解質(zhì)1區(qū)分電解質(zhì)強(qiáng)弱的依據(jù)：電解質(zhì)在溶液中“電離能力”的大小。2電離方程式：電離方程式書寫也不同 （1）強(qiáng)電解質(zhì)： （2）弱電解質(zhì)： 3強(qiáng)弱電解質(zhì)與結(jié)構(gòu)關(guān)系。 （1）強(qiáng)電解質(zhì)結(jié)構(gòu)：強(qiáng)堿，鹽等離子化合物（低價(jià)金屬氧化物）； 強(qiáng)酸，極性共價(jià)化合物； （2）弱電解質(zhì)結(jié)構(gòu)：弱酸，弱堿具有極性共

5、價(jià)位的共價(jià)化合物。三、弱電解質(zhì)電離平衡 1電離平衡定義 在一定條件下（如溫度，濃度），當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速度相等時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。 2電離平衡與化學(xué)平衡比較 “等”：電離速率與離子結(jié)合成分子的速率相等。 “定”：離子、分子的濃度保持一定。 “動(dòng)”：電離過程與離子結(jié)合成分子過程始終在進(jìn)行。 “變”：溫度、濃度等條件變化，平衡就被破壞，在新的條件下，建立新的平衡。 3影響電離平衡的外界因素 （1）溫度：溫度升高，電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大。 溫度降低，電離平衡向左移動(dòng)，電離程度減小。 （2）濃度：電解質(zhì)溶液濃度越大，平衡向右移動(dòng)，電離

6、程度減??； 電解質(zhì)溶液濃度越小，平衡向左移動(dòng)，電離程度增大； 4電離平衡常數(shù) （1）一元弱酸電離平衡常數(shù)： （2）一元弱堿電離平衡常數(shù)： （3）多元弱酸是分步電離，每步各有電離常數(shù)。如： （4）電離平衡常數(shù)只隨溫度變化而變化，而與濃度無關(guān)。 （5）K的意義：K值越大，弱電解質(zhì)較易電離，其對(duì)應(yīng)弱酸、弱堿較強(qiáng)。K值越小，弱電解質(zhì)較難電離，其對(duì)應(yīng)弱酸、弱堿較弱。教案點(diǎn)評(píng)：此教案體現(xiàn)了在教學(xué)建議中的方法，運(yùn)用了知識(shí)的遷移方法，用化學(xué)平衡的知識(shí)的作為基礎(chǔ)，來學(xué)習(xí)電離平衡。同時(shí)，又運(yùn)用了化學(xué)平衡移動(dòng)的原理，應(yīng)用于電離平衡。從而使電離平衡的學(xué)習(xí)變得相對(duì)容易。第二節(jié) 水的電離和溶液的pH 第一課時(shí)引入：水是不

7、是電解質(zhì)？研究電解質(zhì)溶液時(shí)往往涉及溶液的酸堿性，而酸堿性與水的電離有密切的關(guān)系。那么水是如何電離的呢？精確的實(shí)驗(yàn)證明，水是一種極弱的電解質(zhì)，它能微弱地電離，生成H3O+ 和OH：板書：一、水的電離1、水的電離 H2O + H2O H3O+ + OH 簡寫為：H2O H+ + OH實(shí)驗(yàn)測定：25 H+=OH-=1mol/L 100 H+ = OH- = 1mol/L水的電離與其它弱電解質(zhì)的電離有何異同？不同點(diǎn)：水是“自身”作用下發(fā)生的極微弱的電離。相同點(diǎn)：均是部分電離，存在電離平衡提問：請(qǐng)學(xué)生計(jì)算水的濃度，1L純水的物質(zhì)的量是556mol，經(jīng)實(shí)驗(yàn)測得250C時(shí)，發(fā)生電離的水只有110-7mol，

8、二者相比，水的電離部分太小，可以忽略不計(jì)。因此電離前后水的物質(zhì)的量幾乎不變，可以視為常數(shù)，常數(shù)乘以常數(shù)必然為一個(gè)新的常數(shù)，用Kw表示，即為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。板書2、水的離子積 Kw = c（H+）c（OH）由于250C時(shí)，c（H+）= c（OH）= 110-7mol/L所以250C時(shí)，Kw = c（H+）c（OH）=110-14（定值）（省去單位）提問：當(dāng)溫度升高時(shí)，Kw如何變化？影響Kw的因素是什么？（電離過程是吸熱過程） 1000C時(shí)，Kw = c（H+）c（OH）=110-12影響因素：溫度越高，Kw越大，水的電離度越大。對(duì)于中性水，盡管Kw,電離度增大，但仍是中性水，H+

9、=OH-.注：溫度升高時(shí)Kw增大，所以說Kw時(shí)要強(qiáng)調(diào)溫度。練習(xí)：影響因素條件改變平衡移動(dòng)溶液中的c(H+)溶液中的c(OH-)Kw溫度升高溫度向右增大增大變大降低溫度向左減小減小變小酸堿性加入酸向左增大減小不變加入堿向左減小增大不變過渡：在常溫時(shí)，由于水的電離平衡的存在，不僅是純水，就是在酸性或堿性的稀溶液里，H+ 濃度和OH濃度的乘積總是一個(gè)常數(shù)110-14，請(qǐng)考慮一下，當(dāng)純水中加入鹽酸或氫氧化鈉時(shí)，c（H+）和c（OH）如何變化？板書：二、溶液的酸堿性和pH（常溫下）：1、 溶液的酸堿性與c（H+）和c（OH）的關(guān)系：投影顯示空表，教師引導(dǎo)填寫，然后推出結(jié)論。電解質(zhì)溶液對(duì)水電離平衡的影響溶

10、 液 中c（H+）（mol/L）溶 液 中c（OH）（mol/L）c（H+）與c（OH）比較c（H+）c（OH）溶液酸堿性純水=10-7=10-7相 等10-14中性鹽酸加HCl，c（H+）增大，平衡左移10-7c（OH）10-14酸性氫氧化鈉加NaOH，c（OH）增大，平衡左移10-7c（H+） c（OH），c（H+） 110-7mol/L堿性溶液c（H+） c（OH），c（H+）1mol/L時(shí)，pH值為負(fù)數(shù)，當(dāng)C(OH-)1mol/L時(shí)，pH14。對(duì)于C(H+)或C(OH-)大于1mol/L的溶液，用pH值表示反而不方便，所以pH值僅適用于C(H+)或C(OH)小于等于1mol/L的稀溶液

11、。也可用pOH來表示溶液的酸堿性，pOH=-lgC(OH-)，因?yàn)镃(H+)C(OH-)=10-14，若兩邊均取負(fù)對(duì)數(shù)，得pH+pOH=14?？捎胮H試紙來測定溶液的pH值。方法：用潔凈的干玻璃棒直接蘸取少許待測液，滴在pH試紙上（注意不能將pH試紙先用水沾濕或用濕的玻璃棒，因?yàn)檫@樣做，實(shí)際上已將溶液稀釋，導(dǎo)致所測定的pH不準(zhǔn)確）將pH試紙顯示的顏色隨即（半分鐘內(nèi)）與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照，確定溶液的pH值（因?yàn)闀r(shí)間長了，試紙所顯示的顏色會(huì)改變，致使測得的pH不準(zhǔn)。）第二課時(shí)什么叫水的離子積？影響水的離子積因素？溶液的酸堿性與c（H+）、c（OH）及pH的關(guān)系？溶液pH的計(jì)算？求0.1mol/L鹽酸溶

12、液中的OH-？（25）求0.1mol/LnaOH溶液中H+？關(guān)于pH相同的酸（含強(qiáng)酸和弱酸）（1）溶液中c（H+）相等 （填“相等”或“不等”）。（2）溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量的濃度：強(qiáng)酸 ”或“”）。（3）耗堿規(guī)律：pH和溶液體積均相同的HCl、H2SO4、CH3COOH與堿完全反應(yīng)時(shí)，消耗堿物質(zhì)的量最多的是 CH3COOH 。（4）稀釋規(guī)律：分別加水稀釋m倍時(shí)，溶液的物質(zhì)的量的濃度均變?yōu)樵瓉淼?1/m , 強(qiáng)酸中c（H+）變?yōu)樵瓉淼?/m ,但弱酸中c（H+）減小 小于（填“大于”或“小于”）m倍，故稀釋后弱酸酸性強(qiáng)于強(qiáng)酸。pH的有關(guān)計(jì)算：（1）求酸或堿溶液的pH a先判斷溶液的酸堿性（2）求

13、強(qiáng)酸或強(qiáng)堿稀釋后的pH b若為酸性，先求出c（H+）后（3）求混合溶液的pH 由pH =-lgc（H+）求pH 兩種強(qiáng)酸（堿）混合 若為堿性，先求c（OH）后 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合 由Kw = c（H+）c（OH）（4）pH+pOH=14 求c（H+），再求pH板書：三、有關(guān)溶液pH的計(jì)算（一）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿自相或互相混合（體積變化忽略不計(jì)）（1）酸I+酸II H+ = (2)堿I+堿II OH- = （3）酸I+堿II完全中和：H+ = OH- = 1mol/L酸過量： H+= 堿過量：OH- = (二)溶液酸堿性pH計(jì)算經(jīng)驗(yàn)規(guī)律（1）兩強(qiáng)酸等體積混合 混合后的pH=小的+0.3(2)兩強(qiáng)堿等體積混合

14、 混合后的pH=大的0.3(3)當(dāng)按所給反應(yīng)物質(zhì)的量之比計(jì)算時(shí)，酸堿不論強(qiáng)弱，誰大誰過剩，溶液呈誰性。（4）酸堿等體積混合pH = 2 某酸與pH = 12 某堿混合pH難定pH = 4 某酸與pH = 10 NaOH混合 pH7pH = 4 H2SO4與pH = 10 某堿混合pH70.01mol/L pH = 2 一元酸與0.1mol/L pH = 12一元堿混合pH = 7(5) pH 減小一個(gè)單位，H+擴(kuò)大為原來的10倍。 PH增大2個(gè)單位，H+減為原來的1/100（6）稀釋規(guī)律：分別加水稀釋m倍時(shí)，溶液的物質(zhì)的量的濃度均變?yōu)樵瓉淼?1/m , 強(qiáng)酸中c（H+）變?yōu)樵瓉淼?/m ,但弱

15、酸中c（H+）減小 小于m倍，故稀釋后弱酸酸性強(qiáng)于強(qiáng)酸。例1、求下列溶液的pH：（1）某H2SO4溶液的濃度是0005mol/L 求此溶液的pH用水稀釋到原來體積的100倍再繼續(xù)稀釋至104倍（2）pH=3的鹽酸與pH=5的硫酸等體積混合（3）pH=10和pH=12的兩種NaOH溶液等體積混合（4）pH=12的NaOH和pH =4的HCl等體積混合解析：（1） c（H+）=0005mol/L2=001 mol/L ， pH=-lg10-2=2 c（H+）=001mol/L100=10-4 mol/L ， pH=-lg10-4=4 pH=7（強(qiáng)調(diào)酸稀釋后不會(huì)變成堿?。?）c（H+）=510-4

16、, pH=-lg(510-4)=4-lg5=33(強(qiáng)調(diào)10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不計(jì))（3）因?yàn)槿芤撼蕢A性c（OH）=510-3c（H+）=210-12pH=-lg(210-12)=12-lg2=117（4）NaOH中c（OH）=10-2 mol/L HCl中c（H+）=10-4 mol/L二者等體積反應(yīng)，堿過量，反應(yīng)后溶液呈堿性。所以反應(yīng)后c（OH）=510-3c（H+）=210-12 pH=-lg(210-12)=12-lg2=117例2、某溫度下純水的C(H+)=2.0107mol/L，則此時(shí)C(OH)為多少？若溫度不變，滴入稀H2SO4，使C(H+)=5.010

17、4mol/L，則由水電離產(chǎn)生的C(H+)為多少？答案：；。例3、 常溫下，將pH的NaOH與pH=10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中氫離子濃度最接近（D）A. B. C. D. 例4、pH=13的強(qiáng)堿溶液與pH=2的強(qiáng)酸溶液混合，所得溶液的pH=11，則強(qiáng)堿與強(qiáng)酸的體積比是A、11:1B、9:1C、1:11D、1:9答案：D例5、常溫時(shí)某溶液中，測得由水電離出的C(H+)為10-11mol/L，則對(duì)此溶液的下列敘述中，正確的是（ C D ）A、一定是酸溶液 B、一定是堿溶液 C、可能是pH=3的酸溶液 D、可能是pH=11的堿溶液例6、將pH=5的鹽酸溶液稀釋1000倍后，溶液的pH為（

18、C ）A、等于8B、等于7C、接近7又小于7D、大于7而小于8例7、有PH相等的鹽酸和醋酸（），如何通過實(shí)驗(yàn)的方法證明。解析：經(jīng)分析可知一為強(qiáng)酸（鹽酸），強(qiáng)電解質(zhì)，另一為弱酸（醋酸），弱電解質(zhì)。利用二者在電離過程中的區(qū)別，可用稀釋相同倍數(shù)后測pH的方法進(jìn)行鑒別。答案：取相同體積的兩種酸，加水稀釋10倍，用玻璃棒分別蘸取稀釋后兩種酸，點(diǎn)在PH試紙上，稍后與比色卡比較，其中PH較小的為醋酸，另一為鹽酸。第三節(jié) 鹽類的水解第一課時(shí)復(fù)習(xí)提問：當(dāng)溶液中，c(H+) = c(OH-) 中性，常溫下，pH = 7 c(H+) 7 c(H+) c(OH-) 酸性，常溫下，pH 7酸的溶液顯酸性，堿的溶液顯堿性

19、，那么酸與堿反應(yīng)生成的鹽，溶液顯什么性？ 講解：同學(xué)們，實(shí)驗(yàn)是我們探求未知問題的好方法，下面我們做一個(gè)實(shí)驗(yàn)來看看，將鹽溶于水后，溶液的酸堿性到底如何呢？實(shí)驗(yàn)：取少量CH3COONa溶于水，滴加幾滴酚酞試劑，觀察顏色變化。取少量NH4Cl溶于水，滴加幾滴紫色石蕊試劑，觀察顏色變化。取少量NaCl，溶于水，找一名同學(xué)測一下pH值。注：對(duì)于可以做一個(gè)對(duì)比，清水中加幾滴紫色石蕊試劑，進(jìn)行比較。結(jié)論：CH3COONa 堿性 NH4Cl 酸性 NaCl 中性學(xué)生實(shí)驗(yàn)：用PH試紙檢驗(yàn)Na2CO3、Al2(SO4)3、KNO3溶液的酸堿性。討論：由上述實(shí)驗(yàn)結(jié)果分析，鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強(qiáng)弱有什么

20、關(guān)系？小結(jié)：鹽的組成與鹽溶液酸堿性的關(guān)系：強(qiáng)堿弱酸鹽的水溶液 顯堿性強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液 顯酸性強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液 顯中性講述：下面我們分別來研究不同類鹽的水溶液酸堿性不同的原因。同學(xué)活動(dòng)：請(qǐng)同學(xué)們討論一下第一個(gè)問題，為什么CH3COONa水溶液呈堿性呢？醋酸鈉、氯化鈉都是鹽，是強(qiáng)電解質(zhì)，他們?nèi)苡谒耆婋x成離子，電離出的離子中既沒有氫離子，也沒有氫氧根離子，而純水中H+=OH-，顯中性。而實(shí)際上醋酸鈉顯堿性，即H+OH-板書：一、鹽類的水解：講解：CH3COONa溶于水之后，完全電離。（因?yàn)镃H3COONa是強(qiáng)電解質(zhì)。）板書：CH3COONa CH3COO- + Na+引導(dǎo)： 把CH3COON

21、a溶于水之后，溶液中存在哪些電離平衡？板書： H2O H+ + OH-講解：我們知道，CH3COOH是一種弱酸，在溶液中部分電離，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根據(jù)，可逆反應(yīng)，反應(yīng)物和生成物同時(shí)共存，那么就一定有CH3COOH。板書：CH3COO- + H+ CH3COOH講解：把式聯(lián)立，可得到板書：水解方程式：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH講解：這說明CH3COONa溶于水后，反應(yīng)有NaOH生成，所以溶液顯堿性。學(xué)生活動(dòng)：把上述化學(xué)方程式改寫成離子方程式。板書：CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-說明：鹽類水解方程式書寫注意點(diǎn)1、鹽類水解是

22、可逆反應(yīng)，寫方程式要用“”2、一般鹽類水解程度很小，生成的弱酸或弱堿濃度很小，通常生成氣體或沉淀也不發(fā)生水解，書寫時(shí)產(chǎn)物不用“”和“”。3、多元弱酸生成的鹽水解時(shí)，生成弱酸過程應(yīng)分步表示，以第一步為主。講解：隨著CH3COONa的加入，對(duì)水的電離有什么影響呢？促進(jìn)了水的電離，可以看作是使水分解了。醋酸鈉與水反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是：醋酸鈉電離出的醋酸根離子和水電離出的氫離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)醋酸的過程。板書：1、鹽類水解定義：中和水解在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+ 或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。（在溶液中由鹽電離出的弱酸的陰離子或弱堿的陽離子跟水電離出的氫離子或氫氧根離子結(jié)

23、合生成弱電解質(zhì)弱酸或弱堿，破壞了水的電離平衡，使其平衡向右移動(dòng)，引起氫離子或氫氧根離子濃度的變化。） 酸 + 堿 鹽 + 水板書：2、鹽類水解的本質(zhì)：弱酸的陰離子和弱堿的陽離子和水電離出的H+或OH-離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)，促進(jìn)了水的電離。說明：1、只有弱酸的陰離子或弱堿的陽離子才能與H+ 或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)。2、鹽類水解使水的電離平衡發(fā)生了移動(dòng)，并使溶液呈酸性或堿性。3、鹽類水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。練習(xí)：試分析NH4Cl水解呈酸性的原因講解：CH3COONa可以看作是弱酸CH3COOH和強(qiáng)堿NaOH生成的鹽，這種鹽叫做強(qiáng)堿弱酸鹽。板書：二、鹽類水解的類型1、強(qiáng)堿弱酸鹽水解（CH

24、3COONa）CO32-,PO43-,S2-,SO32-,ClO-,F-講解：由強(qiáng)堿和弱酸反應(yīng)生成的鹽，稱為強(qiáng)堿弱酸鹽，含有以上弱酸根的鹽，常會(huì)發(fā)生水解。討論：分析Na2CO3的水解過程，寫出有關(guān)反應(yīng)的離子方程式。板書： Na2CO3的水解第一步： CO32-+H2OHCO3-+OH- （主要）第二步： HCO3- +H2O H2CO3 +OH- （次要）分析：對(duì)于多元弱酸來說，水解要分步寫。提問：該水解反應(yīng)能放出CO2嗎？不能，因?yàn)檫@樣的水解程度都很小。練習(xí)：寫出K2S水解的化學(xué)方程式和離子方程式。過渡：下面請(qǐng)同學(xué)們討論一下第二個(gè)問題。為什么NH4Cl水溶液呈酸性？學(xué)生活動(dòng)：找一名同學(xué)回答，

25、并到黑板上寫出分析過程?？偨Y(jié)：NH4Cl可以看作是強(qiáng)酸HCl和弱堿NH3H2O反應(yīng)生成的鹽，我們把這種鹽叫做強(qiáng)酸弱堿鹽。類似這樣的鹽還有Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4等。板書：2、強(qiáng)酸弱堿鹽（NH4Cl）Al3+,Fe3+,Cu2+練習(xí)：寫出Al2(SO4)3水解的離子方程式。 Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+Cu（NO3）2 Al2（SO4）3 （NH4）2SO4 AgNO3討論：以NaCl為例，說明強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽能否水解。小結(jié)：由于NaCl電離出的Na+和Cl-都不能與水電離出來的H+ 或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)，所以強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽不能水解，不會(huì)破壞水的電離平衡，因此

26、其溶液顯中性。板書：3、強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽、難溶于水的鹽不水解板書：4、弱酸弱堿鹽（NH4Ac）由于一水合氨和醋酸的電離度相近，因此銨離子、醋酸跟離子水解程度相近，從二溶液顯中性。板書：5、混合鹽溶液（酸式鹽溶液）過渡：那么，我們?cè)跁鴮懰怆x子方程式時(shí)，要注意哪些問題？討論：請(qǐng)大家根據(jù)我們剛才書寫水解方程式的方法，說說書寫時(shí)，要注意哪些問題？練習(xí)：FeCl3、NaHCO3水解的離子方程式及化學(xué)方程式。投影總結(jié)：各類鹽水解的比較。鹽類實(shí)例能否水解引起水解的離子對(duì)水的電離平衡的影響溶液的酸堿性強(qiáng)堿弱酸鹽CH3COONa能弱酸陰離子促進(jìn)水電離堿性強(qiáng)酸弱堿鹽NH4Cl能弱堿陽離子促進(jìn)水電離酸性強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽NaC

27、l不能無無中性板書：三、影響水解的因素：內(nèi)因：鹽類本身的性質(zhì) 這是影響鹽類水解的內(nèi)在因素。組成鹽的酸或堿越弱，鹽的水解程度越大，其鹽溶液的酸性或堿性就越強(qiáng)。“無弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，誰強(qiáng)顯誰性”外因：1、溫度 由于鹽的水解作用是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，所以鹽的水解是吸熱反應(yīng)，溫度升高，水解程度增大。2、濃度 溶液濃度越小，實(shí)際上是增加了水的量，可使平衡相正反應(yīng)方向移動(dòng)，使鹽的水解程度增大。（最好用勒沙特例原理中濃度同時(shí)減小的原理來解釋）3、溶液的酸堿性 鹽類水解后，溶液會(huì)呈現(xiàn)不同的酸堿性。因此，控制溶液的酸堿性可以促進(jìn)或抑制鹽的水解。如在配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸來抑制FeCl3

28、水解。鹽的離子與水中的氫離子或氫氧根離子結(jié)合的能力的大小，組成鹽的酸或堿的越弱，鹽的水解程度越大。過渡：水解反應(yīng)有什么應(yīng)用呢？引入：大家知道泡沫滅火器的滅火原理嗎？它就是利用Al2(SO4)3和NaHCO3溶液反應(yīng)，產(chǎn)生二氧化碳來滅火的。那么Al2(SO4)3和NaHCO3是怎么反應(yīng)？討論：Al3+和HCO3-在水溶液中能大量共存嗎？分析：Al3+易結(jié)合水電離出的OH-，HCO3-易結(jié)合水電離出的H+，兩者在水溶液中會(huì)發(fā)生強(qiáng)烈的雙水解，反應(yīng)進(jìn)行得很徹底。Al3+ 3HCO3- Al(OH)3+3CO2(反應(yīng)前有水參加，反應(yīng)后又有水生成)講述：在我們的生活中，有時(shí)也會(huì)碰到一些問題或觀察到一些現(xiàn)象

29、，你有沒有想過要去分析它，找出其中的原因呢？比如，有一次我在實(shí)驗(yàn)室配制FeCl3溶液時(shí)，放置一段時(shí)間后溶液竟然變渾濁，大家能解釋一下是什么原因？（FeCl3發(fā)生了水解，生成了Fe(OH)3,使溶液變渾濁了。）設(shè)疑：那么怎么配制FeCl3溶液？怎么防止它的水解？（Fe3+ + 3H2OFe(OH)3+3 H+ ,往配制的溶液中加入少量稀鹽酸 ,使平衡向逆進(jìn)行，可以防止FeCl3的水解）思考：怎么配制FeCl2溶液？K2CO3和NH4Cl這兩種肥料能混合使用？混合使用的效果好嗎？板書：四、水解的應(yīng)用水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明礬凈水Al3+3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+ 2、去油污用熱堿

30、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NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制備無水鹽由MgCl26H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(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、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4+H2O NH3H2O+H+ c(Cl

31、-)c(NH4+)c(H+)c(OH)- 1、離子共存：Al3+和HCO3-說明雙水解反應(yīng)能進(jìn)行到底。2、溶液配置：FeCl3的配制3、化肥的使用K2CO3和NH4Cl等例：判斷溶液的pH值：1、強(qiáng)酸弱堿鹽、強(qiáng)堿弱酸鹽等。2、如何對(duì)比NaX、NaY、NaZ的堿性。已知；酸性HXHYHZ3、如何對(duì)比碳酸鈉、碳酸氫鈉的堿性。4、氯化鋁、偏鋁酸鈉、氯化鐵分別蒸干灼燒后的產(chǎn)物是什么？與鹽類水解有關(guān)的應(yīng)用：1、明礬的凈水作用2、熱碳酸鈉溶液的洗滌力強(qiáng)3、制備氫氧化鐵膠體4、氯化銨溶液中加入鎂粉產(chǎn)生氫氣5、蒸發(fā)氯化鐵溶液，不能得到純綠化鐵6、焊接時(shí)可用氯化鋅、氯化銨溶液除銹7、配制氯化鐵溶液時(shí)需加少量鹽酸

32、8、泡沐滅火器的反應(yīng)原理9、比較鹽溶液的PH值大小判斷溶液中離子濃度大小例如：相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的醋酸和氫氧化鈉中和，所得溶液中離子濃度由大到小的順序是：1、判斷離子是否共存2、酸式鹽溶液酸堿性的判斷某些肥料不宜混合使用。（如：草木灰、碳酸銨、重鈣等） 水溶液中的離子平衡（復(fù)習(xí)）1 知識(shí)要點(diǎn)一、弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì)、非電解質(zhì) ；強(qiáng)電解質(zhì) 、弱電解質(zhì) 物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)：大多數(shù)非金屬氧化物和有機(jī)物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)金屬氧化物和鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿和水。

33、如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物 下列說法中正確的是（ ） A、能溶于水的鹽是強(qiáng)電解質(zhì)，不溶于水的鹽是非電解質(zhì)； B、強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子；弱電解質(zhì)溶液中必存在溶質(zhì)分子； C、在熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物一定是離子化合物，也一定是強(qiáng)電解質(zhì)； D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能導(dǎo)電，故兩者均是電解質(zhì)。2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：在一定條件下（溶于水或熔化）能否電離（以能否導(dǎo)電來證明是否電離）電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)共價(jià)化合物離子化合物與共價(jià)化合物鑒別方法：熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電 下列說法中錯(cuò)誤的是（ ）A、非電解質(zhì)一定是共價(jià)化合物；離子化合

34、物一定是強(qiáng)電解質(zhì)；B、強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液一定能導(dǎo)電；非電解質(zhì)的水溶液一定不導(dǎo)電；C、濃度相同時(shí)，強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液的導(dǎo)電性一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)；D、相同條件下，pH相同的鹽酸和醋酸的導(dǎo)電性相同。3、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：在水溶液中是否完全電離（或是否存在電離平衡）注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）4、強(qiáng)弱電解質(zhì)通過實(shí)驗(yàn)進(jìn)行判定的方法(以HAc為例)：（1）溶液導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn)； （2）測0.01mol/LHAc溶液的pH2；（3）測NaAc溶液的pH值；

35、 （4）測pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶液pHa +2（5）將物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈堿性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積大于10mL;（7）將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性（8）比較物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體的速率最佳的方法是 和 ；最難以實(shí)現(xiàn)的是 ，說明理由 。（提示：實(shí)驗(yàn)室能否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？為什么？ ）5、強(qiáng)酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：(1)溶液的物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，pH(HA)pH(H

36、B) (2)pH值相同時(shí)，溶液的濃度CHACHB(3)pH相同時(shí)，加水稀釋同等倍數(shù)后，pHHApHHB物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ，pH最大的是 ；體積相同時(shí)分別與同種NaOH溶液反應(yīng)，消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為 。pH相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，物質(zhì)的量濃度最小的是 ，最大的是 ；體積相同時(shí)分別與同種NaOH溶液反應(yīng)，消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為 。甲酸和乙酸都是弱酸，當(dāng)它們的濃度均為0.10mol/L時(shí)，甲酸中的c(H+)為乙酸中c(H+)的3倍，欲使兩溶液中c(H+)相等，則需將甲酸稀釋至原來的 3倍（填“”或“=”）；試推測丙酸的酸性比乙酸強(qiáng)還是弱

37、。二、水的電離和溶液的酸堿性1、水離平衡：H2OH+ + OH- 水的離子積：KW = H+OH- 25時(shí), H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 10-14注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點(diǎn)：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離（pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制） 溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進(jìn)水的電離（pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進(jìn)） 試比較pH=3的HAc、pH=4的NH

38、4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四種溶液中水的電離程度從大到小的順序是 。4、溶液的酸堿性和pH： （1）pH= -lgH+ 注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對(duì)）； 堿性溶液不一定是堿溶液（可能是 溶液）。已知100時(shí)，水的KW=110-12，則該溫度下（1）NaCl的水溶液中H+= ，pH = ，溶液呈 性。（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH= （2）pH的測定方法：酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞pH試紙 最簡單的方法。 操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，

39、用玻璃棒沾取未知液點(diǎn)試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較讀數(shù)即可。 注意：事先不能用水濕潤PH試紙；只能讀取整數(shù)值或范圍 用濕潤的pH試紙測某稀溶液的pH，所測結(jié)果 （填“偏大”、“偏小”、“不變”或“不能確定”），理由是 。（3）常用酸堿指示劑及其變色范圍：指示劑變色范圍的PH石蕊5紅色58紫色8藍(lán)色甲基橙3.1紅色3.14.4橙色4.4黃色酚酞8無色810淺紅10紅色試根據(jù)上述三種指示劑的變色范圍，回答下列問題：強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿最好選用的指示劑為： ，原因是 ；強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸最好選用的指示劑為： ，原因是 ；中和滴定不用石蕊作指示劑的原因是 。三 、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先

40、求H+混：將兩種酸中的H+離子數(shù)相加除以總體積，再求其它）H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求OH-混：將兩種酸中的OH離子數(shù)相加除以總體積，再求其它）OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計(jì)算H+混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計(jì)算余下的H+或OH-，H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求OH-混，再求其它） 注意：在加法運(yùn)算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計(jì)！ 將pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等體

41、積混合，所得溶液的pH= ；將pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的鹽酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+ n （但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原+n （但始終不能大于或等于7）3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原n （但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原n （但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何

42、溶液無限稀釋后pH均為76、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。 pH=3的HCl稀釋100倍后溶液的pH變?yōu)?；pH=3的HAc溶液稀釋100倍后pH為 ，若使其pH變?yōu)?，應(yīng)稀釋的倍數(shù)應(yīng) （填不等號(hào)）100；pH=5的稀硫酸稀釋1000倍后溶液中H+ ：SO42-= ； pH=10的NaOH溶液稀釋100倍后溶液的pH變?yōu)?；pH=10的NaAc溶液稀釋10倍后溶液的pH為 。五、“酸、堿恰好完全反應(yīng)”與“自由H+與OH-恰好中和”酸堿性判斷方法1、酸、堿恰好反應(yīng)（現(xiàn)金+存款相等）：恰好生成鹽和水，看鹽的水解判斷溶液酸堿性。（無水解，呈中性）2、自由H+與O

43、H-恰好中和（現(xiàn)金相等），即“14規(guī)則：pH之和為14的兩溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性。”：生成鹽和水，弱者大量剩余，弱者電離顯性。（無弱者，呈中性）(1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈 性，原因是 ；pH=3的HCl與pH=11的氨水等體積混合后溶液呈 性，原因是 。（2）室溫時(shí)，0.01mol/L某一元弱酸只有1%發(fā)生了電離，則下列說法錯(cuò)誤的是A、上述弱酸溶液的pH4 B、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7C、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7D、加入等體積pH=10的NaOH溶液后，

44、所得溶液的pH7六、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解規(guī)律： 有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性，兩弱相促進(jìn)，兩強(qiáng)不水解。多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更強(qiáng)。 (如:Na2CO3 NaHCO3)弱酸酸性強(qiáng)弱比較：A、同主族元素最高價(jià)含氧酸的酸性遞減，無氧酸的酸性遞增（利用特殊值進(jìn)行記憶。如酸性：HFH3PO4）B、飽和一元脂肪酸的碳原子數(shù)越小，酸性越強(qiáng)（如HCOOHCH3COOH）C、一些常見的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚為極弱酸；醋酸碳酸；磷酸和H2SO3為中強(qiáng)酸；HClO4為最強(qiáng)含氧酸等。（1）下列物質(zhì)不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；

45、水解呈堿性的是 FeS NaI NaHSO4 KF NH4NO3 C17H35COONa（2）濃度相同時(shí)，下列溶液性質(zhì)的比較錯(cuò)誤的是（ ） 酸性：H2SH2Se 堿性：Na2SNaHS 堿性：HCOONaCH3COONa 水的電離程度：NaAcNaAlO2 溶液的pH：NaHSO3Na2SO4NaHCO3NaClO2、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸熱下列說法錯(cuò)誤的是：A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在；B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈紅色，加熱紅色變深；C、NH4Cl溶液呈酸性這一事實(shí)能說明氨水為弱堿；D、在稀醋酸中加醋酸鈉固體能促進(jìn)醋酸的電離。3、影響鹽類水

46、解的外界因素： 溫度：溫度越高水解程度越大 （水解吸熱）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） Na2CO3溶液呈堿性原原因用方程式表示為 ；能減少Na2CO3溶液中CO32-濃度的措施可以是（ ） 加熱 加少量NaHCO3固體 加少量(NH4)2CO3固體加少量NH4Cl 加水稀釋 加少量NaOH4、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4- 電離程度水解程度，顯酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯堿性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）寫出NaH2PO4溶液中所有的水解和電離方程式 ，并指示溶液中H3PO4、HPO42-與H2PO4-的大小關(guān)系 。5、雙水解反應(yīng)： （1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)為雙水解反應(yīng)（即弱酸弱堿鹽）。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。其促進(jìn)過程以NH4Ac為例解釋如下： NH4Ac = NH4+ + Ac- NH4+ + H2O NH3H2O + H+ Ac + H2O HAc + OH-兩個(gè)水解反應(yīng)生成的H+和OH反應(yīng)生成水而使兩個(gè)水解反應(yīng)的生成物濃度均減少