化學(xué)第三章物質(zhì)在水溶液中的行為學(xué)案魯科版選修

1、第三章物質(zhì)在水溶液中的行為一. 教學(xué)內(nèi)容：物質(zhì)在水溶液中的行為二. 教學(xué)目標(biāo)：1.2.3.4.掌握的簡單計算及其與溶液酸堿性的關(guān)系理解影響鹽類水解的以及水解平衡的移動了解沉淀溶解平衡的概念及其影響會熟練書寫常見反應(yīng)的離子方程式三. 教學(xué)重點、難點的有關(guān)計算及離子方程式的書寫四. 知識分析（一）溶液的酸堿性與1. 溶液的酸堿性的計算（1）表示方法：H濃度、OH濃度、.（2）酸堿性強弱判斷標(biāo)準(zhǔn)：H和OH 相對大小、大小、指示劑.酸性溶液：HOH堿性溶液：HOH中性溶液：HOH2. 有關(guān)溶液的求算（1）單一溶液強酸：先求出溶液的 H濃度，再通過lgH求溶液的。強堿：先求出溶液的 OH濃度，再通過HK

2、w/OH求出溶液的 H濃度，最后求得。溶液的沖?。◤娝峄驈妷A）一般沖稀（沖稀后6 的酸或8 的堿）：不要考慮水電離出的 H（酸溶液中）和 OH（堿溶液中），而酸電離出的 H或堿電離出的 OH的物質(zhì)的量是主體。無限沖?。_稀后6 的酸或8 的堿）：需要考慮水電離出的 H和 OH溶液的混合（不考慮體積效應(yīng)）強酸和強酸：HH1V 1H2V 2/（V1V2）；lgH。強堿和強堿：OHOH1V 1OH2V 2/（V1V2）；HKw/OH；lgH?！疽?guī)律總結(jié)】0.3 規(guī)律：不同（差 2 個及以上）的兩強酸溶液等體積混合，混合液的值比強的弱 0.3；不同（差 2 個強酸和強堿：酸過量：HH及以上）的兩強堿溶

3、液等體積混合，混合液的值比強的弱 0.3；V 酸OH V 堿/（V 酸V 堿）酸堿堿過量：OHOHV 堿HV/（V 堿V 酸）堿酸酸恰好中和：則溶液呈中性（二）弱電解質(zhì)的電離平衡電離平衡研究對象：弱電解質(zhì)電離平衡的建立：CH3COOHCH3COOH（3）定義：在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì)電離成離子的速率和離子重新結(jié)分子的速率相等時，電離就達到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。（4）電離平衡的特點：動：V 電離V 結(jié)合；定：條件一定時，各組分濃度一定；變：條件改變時，平衡移動2. 電離平衡常數(shù)（1）特點與意義：電離常數(shù)受溫度影響，與溶液濃度無關(guān)，溫度一定，電離常數(shù)一定。根據(jù)同一溫度下電離常數(shù)

4、的大小可判斷弱電解質(zhì)電離能力的相對強弱。CH3COOH（2）表達式：CH3COOHKaCH3COOH/ CH3COOH注：弱酸的電離常數(shù)越大，H越大，酸性越強；反之，酸性越弱。H2PO4HHPO42H PO43HKa17.1 103molL1 Ka26.2 108molL1Ka34.5 1013molL1H3PO4H2PO4 HPO42注：多元弱酸各級電離常數(shù)逐級減少，且一般相差很大，故氫離子主要由第一步電離產(chǎn)生弱堿與弱酸具類似規(guī)律：NH3H 2ONH4OH KbNH4OH/NH3H 2O室溫：Kb（NH3H 2O）1.7 105molL13.電離度已電離的溶質(zhì)分子數(shù)/原始溶質(zhì)分子總數(shù) 100

5、注：同溫同濃度，不同的電解質(zhì)的電離度不同同一弱電解質(zhì)，在不同濃度的水溶液中，電離度不同；溶液越稀，電離大。4.影響電離平衡的內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)外因：（符合勒夏特列原理）（1）溫度：升高溫度，電離平衡向電離的方向移動（若溫度變化不大，一般不考慮其影響）（2）濃度：加水稀釋，電離平衡向電離的方向移動，即溶液濃小，弱電解質(zhì)越易電離。加入某強電解質(zhì)（含弱電解離子），電離平衡向生成弱電解質(zhì)的方向移動。加入某電解質(zhì)，消耗弱電解質(zhì)離子，電離平衡向電離的方向移動（三）鹽類的水解1. 鹽類水解的概念（1）原理：CH3COONa 溶液：CH3COONaNaCH3COO；OHH；CH3COOHH2OCH3COO

6、H即：CH3COOH2OCH3COOHOH故：溶液中OHH，溶液顯堿性。NH4Cl 溶液：NH4ClNH4Cl；H2OOHH；NH4OHNH3H2O即：NH4H2ONH3H2OH故：溶液中HOH，溶液呈酸性。（2）定義：鹽電離產(chǎn)生的離子與水電離產(chǎn)生的 H或 OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)，從而破壞了水的電離平衡，而使溶液呈現(xiàn)不同程度的酸、堿性，叫鹽類的水解。實質(zhì)：破壞水的電離平衡。規(guī)律：“有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，誰強顯誰性，同強顯中性”。多元弱酸酸根離子的水解分步進行：CO32H2OHCO3OHHCO3H2OH2CO3OH（很小，可忽略）多元弱堿陽離子的水解分步進行復(fù)雜，以總反應(yīng)表示：Al3

7、3H2O3H【說明】水解反應(yīng)一般程度都很小，水解產(chǎn)物很少，無明顯沉淀、氣體生成。A l（ OH ） 32. 水解平衡的移動（1）影響鹽類水解平衡的內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)， 組成鹽的酸或堿越弱，鹽的水解程大。外因：溫度：升高溫度，平衡向水解的方向移動鹽類的水解是吸熱反應(yīng)。思考：為什么熱的純堿溶液去污效果比冷的好？鹽溶液的濃度：鹽溶液的濃小，鹽就越易水解，加水稀釋促進鹽溶液的水解，平方向移動，水解程度增大；如果增大鹽的濃度，水解平衡雖然正向移動，但水解程度減小。溶液的酸堿性：加酸，抑制弱堿陽離子的水解；加堿，抑制弱酸根離子的水解。（2）某些弱酸弱堿鹽雙水解滅火器的滅火原理：3HCO3 Al2S3：Al

8、2S36H2O2Al （ OH ） 3 3H2SAl3Al （ OH ） 3 3CO2（四）沉淀溶解平衡與溶度積1. 沉淀溶解平衡定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)在水溶液中的溶解速率與離子在固體表面結(jié)合為沉淀的速率相等時，沉淀質(zhì)量和溶液中離子濃度保持不變的狀態(tài)稱為沉淀溶解平衡。特征：動、等、定、變Pb2（aq）2I（aq）KPb2I2PbI2KspPb2I2PbI2 （s）PbI2為常數(shù)， 則 KspKPbI22. 溶度積常數(shù) Ksp定義：達到沉淀溶解平衡時，難溶電解質(zhì)電離出的離子濃度的系數(shù)次方的乘積為一常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)或溶度積。表達式：AmBn（s）mAn（aq）nBm （aq） KspA

9、nmBmn：有，與離子的系數(shù)有關(guān)意義：Ksp 反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力當(dāng)化學(xué)式所表示的組成中陰陽離子個數(shù)比相同時，Ksp 越溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越強。（不同時，不能用 Ksp 直接比較。需用達平衡時共同離子的濃度比較，濃解能力越強。）大，溶【說明】Ksp 只與難溶電解質(zhì)自身性質(zhì)和溫度有關(guān)，與沉淀的量和離子的濃度無關(guān)。影響平衡移動的內(nèi)因：難溶電解質(zhì)自身的性質(zhì) （影響 Ksp）外因：勒夏特列原理溫度：一般溫高，Ksp 越大，平衡向沉淀溶解的方向移動。濃度：加水稀釋，Ksp 不變，沉淀溶解平衡向溶解方向移動。同離子效應(yīng)：向平衡體系中加入含有相同離子的易溶電解質(zhì)，平衡向生成沉淀的方向移動。

10、（五）離子反應(yīng)書寫離子方程式的注意事項如下：原理清、產(chǎn)物準(zhǔn)。例如銅分別與濃硝酸、稀硝酸反應(yīng)還原產(chǎn)物不同。“拆與不拆”：在水溶液中進行的反應(yīng)，只有易溶的強電解質(zhì)才能拆寫成離子形式，其它物質(zhì)（難溶、難電離、易揮發(fā)物質(zhì)、單質(zhì)、非電解質(zhì)、氧化物）都寫成化學(xué)式的形式。（3）微溶物如Ca（OH）2、CaSO4、Ag2SO4要視具體情況而定：濁液寫化學(xué)式（如石灰乳），澄清液寫離子形式（如澄清石灰水）。（4）多種離子參加反應(yīng)時，既不要漏寫，也不要將系數(shù)錯誤化簡。例如：H2SO4 和 Ba（OH）2 反應(yīng)的離子方程式：Ba2SO42BaSO4或 HOHH2O，錯誤漏寫內(nèi)容。Ba2SO42HOHBaSO4H2O，

11、錯誤，化簡錯誤。Ba2SO422H2OHBaSO42H2O，正確。（5）反應(yīng)物的量不同，離子方程式不同。首先找出參加反應(yīng)的離子，量的物質(zhì)所提供的離子必定全部反應(yīng)，所以其比值必定滿足其化學(xué)式中的系數(shù)比，將其按照系數(shù)比寫出，然后將過量的物質(zhì)提供的離子按量物質(zhì)離子所需要的數(shù)值寫出；若出現(xiàn)分?jǐn)?shù)，則在方程式兩邊同乘以一個數(shù)變?yōu)檎麛?shù)即可。例如：NaHSO4 與 Ba（OH）2（）反應(yīng)和 NaHSO4 與 Ba（OH）2（過量）反應(yīng)。兩反應(yīng)中參加反應(yīng)的離子均為 H、OH、Ba2、SO42，前者是 Ba（OH）2，所以先將 Ba2和 OH按 1：2 寫出，然后 1 個 Ba2需要 1 個 SO4 ，2 個 O

12、H 需要 2 個 H ，配平產(chǎn)2物系數(shù)即可：Ba22 OHSO4 2H BaSO42H2O。而后者是 NaHSO42，所以先22將 SO42 和 H按 1：1 寫出，然后 1 個 SO4 需要 1 個 Ba ，1 個H 需要 1 個 OH ，配平產(chǎn)物系數(shù)即可：Ba2SO4 HOH BaSO4H2O2（6）順序不同，離子方程式不同。例如： 向 Na2CO3 溶液中逐滴滴入稀鹽酸直至過量：CO32HHCO3 HCO3H CO2 H2O向鹽酸中逐滴滴入Na2CO3 溶液直至過量：CO322HCO2 H2O【典型例題】例 1. 等體積混合 0.1molL1 的鹽酸和 0.06mol.L1Ba（OH認(rèn)為

13、混合溶液的體積等于進行混合的兩溶液體積之和，溶液的）2 溶液，不考慮體積效應(yīng)，即等于（ ）A. 2.0B. 12.3C. 1.7D 12.0：該題目是酸堿混合的計算。首先要判斷哪種物質(zhì)過量，鹽酸溶液的H0.1molL1，Ba（OH）2 溶液的OH0.06 molL120.12molL1 ，故堿過量。又因為等體積混合，可求出溶液中OH的值為：（0.12molL1 0.1molL1 ）/20.01 molL1所以， lgH14lgOH14lg0.0114212：D點評：酸堿混合求關(guān)鍵是判斷反應(yīng)中什么物質(zhì)過量，然后確定計算對象。例 2.在 Na2CO3 溶液中，下列離子濃度關(guān)系不正確的是（）A. c

14、（Na）c（CO32）c（HCO3）c（OH）B. c（Na）c（H）c（OH）c（HCO3）2 c（CO32）C. c（Na）2c（CO32）c（HCO3）c（H2CO3）D. c（OH）c（H）c（HCO3）2c（H2CO3）：在 Na2CO3 溶液中，Na2CO3 全部電離，Na2CO32NaCO32，且存在著水解平衡：CO32H2OHCO3OH，HCO3H2OH2CO3OH。 因水解是微弱的，故則 A 錯誤。c（Na）c（CO32）c（OH） c（HCO3），c（Na）c（H）c（OH）c（HCO3）2 c（CO32出 C 正確。溶液中的OH全來自于 H2O 的電離，而水電離出根據(jù)溶液

15、中電荷守恒，），故 B 正確。由元素守恒的 H在溶液中以H、HCO3 和H2CO3 的形式存在.由于水電離出的 H和 OH是相等的，水電離出的OH的濃度為c（H）、正確。c（HCO3）和 2c（H2CO3）的和，即 H守恒，可知 D：A點評：判斷離子濃度大小需要綜合電離、水解等知識，還要利用各種守恒關(guān)系來靈活推斷。例 3.已知Ksp（AgCl）1.81010mol2L2 ，將 0.001 molL1 的 NaCl 溶液 和 0.001 mol L1的 AgNO3 溶液等體積混合，是否有AgCl 沉淀生成？：兩溶液等體積混合后，Ag和 Cl 的濃度都等于原來濃度的 1/2： AgCl1/2 0.

16、001 0.0005 molL1在混合溶液中，Q AgCl（ 0.0005 mol L1 ）22.5107mol2L2已知 AgCl的 Ksp1.81010mol2L 2 ，因為 QKsp ，所以有 AgCl 沉淀生成。：有 AgCl 沉淀生成。點評：本題考查溶度積的直接運算。例 4. 下列離子方程式中，正確的是（）A. FeSO4 溶液與H2O2 溶液混合：Fe22H2O24H Fe34 H2O小蘇打溶液與稀硫酸混合：CO322 H CO2 H2O大理石溶解于醋酸：CaCO32 HCa2 CO2 H2OB.C.明礬溶液水解：Al33 H2OAl（OH）33 HD.E.氫氧化鐵與氫碘酸反應(yīng)：Fe（OH）33 HFe3 3H2O：選項 A