河北省保定市物探中心学校第一分校高一化学《电离平衡》复习教案.doc

河北省保定市物探中心学校第一分校高中化学电离平衡复习教案教学目标1、 掌握电解法和非电解法，强电解法和弱电解法的概念；2、 掌握弱电解法的电离方程式；3、 能正确书写电离方程式；4、 掌握电离度的概念及表示的意义。5、水的电离和水的离子积常数。 6、溶液的ph值及有关ph值计算。 7、酸碱指示剂及溶液ph值的测定。8、理解盐类水解的实质；能掌握盐类水解的规律，并能根据盐的组成判断盐溶液的酸 碱性；9、掌握影响盐类水解的因素及盐类水解知识的应用。 知识讲解一、电解质1、电解质和非电解质的概念：凡是在水溶液里或熔化状态下能导电的化合物叫做电解质。凡是在水溶液里和熔化状态下都不能导电的化合物叫做非电解质。理解概念三个关键：均为化合物;在水溶液里或熔化状态下;能否导电(实质是自身能否电离)。注意几个方面：单质既不是电解质也不是非电解质;电解质不一定能导电,如食盐晶体、氯化氢气体等不导电；水溶液能导电的化合物不一定是电解质，如co2、so2、nh3溶于水能导电的原因是生成的h2co3、h2so3、nh3.h2o电离所致，故它们是非电解质。2、强电解质和弱电解质：在水溶液里全部电离为离子的电解质叫做强电解质。包括强酸、强碱、大部分盐类。在水溶液里只有部分电离为离子的电解质叫做弱电解质。包括弱酸、弱碱等。注意点：两者主要区别是在溶液里能不能完全电离,是否存在电离平衡,而不是溶液的导电能力的强弱。强电解质溶液导电性不一定强。有些化合物（如baso4、agcl）虽溶解度小，但属强电解质，因溶解的部分能完全电离。3、弱电解质的电离平衡，在一定条件（如温度、浓度）下，弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。注意点：电离平衡对象:弱电解质;本质:v电离=v结合;特征:是动态平衡,具有动、定、等、变等特点，移动规律符合勒沙特列原理；电离平衡一般为吸热过程。4、电离方程式和离子方程式：电离方程式：强电解质完全电离，书写时用“=”号；弱电解质部分电离，书时用“”号。多元弱酸是分步电离；所以应当分步书写电离方程式，如碳酸的电离：h2co3 h+hco3，hco3 h+co32 不能写成 h2co3 2h+co32- 离子分程式书写时，强电解质（除难溶性盐）一律写离子符号；弱电解质，不论是在反应物中，还是在生成物中，都一律写其化学式。5、电离度的概念：当弱电解质在溶液中达到平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。电离度的表达式:y可代表弱电解质分子数、物质的量和物质的量浓度。表示的意义：在相同条件下，电离度的大小可表示弱电解质的相对强弱。影响电离度大小的因素：内因-电解质的本性;外因-浓度和温度。溶液浓度、电离度与离子浓度三者的关系：对于一元弱酸来说，h+=c 或=h+/c对于一元弱碱来说，oh= c或=oh-/c弱电解质的稀释:弱电解质稀释时,电离度增大,电离产生的离子的物质的量也增大,但离子浓度和溶液导电性的变化视原溶液的浓度决定:若原溶液浓度较小时,两者均减小;若原溶液浓度很浓时,两者先增大后减小。弱电解质在稀释（或在反应中）过程中存大着电离平衡的移动，因此离子浓度不是成倍减小，这一点常隐藏于考题中。 关系；了解指示剂的变色范围，学会ph值的使用方法；掌握溶液ph值的有关计算。二、水的电离 水是一种极弱的电解质，电离方程式为： h2o+h2o h3o+ +oh简写为h2o h+oh。1、 水的电离过程是一个吸热过程。温度升高，水的电离度增大，h+和oh也随之增大；温度降低，水的电离度减小，h+和oh也随之减小。2、 当向水中加入酸或碱，水的电离度减小，但溶液中仍然存在h+和oh，只不过h+与oh不相等；当向水中加入能结合水中的h+或oh的物质（如s2或 al3+时），水的电离平衡向右移动，水的电离度增大。三、水的离子积 在一定温度下，水的电离达平衡状态时，h+和oh的乘积叫做水的离子积，即h+oh= kw。 kw与温度有关： 25时， kw=h+oh=110110 =11014 100时，kw=h+oh=110110 =11012 水的离子积不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐的稀溶液，即水的离子积揭示了在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，所以都有h+和oh。四、溶液的ph值 ph=lgh+ 用来表示溶液酸碱性的强弱。1、 常温下，中性溶液中h+=oh=110mol/l ，ph=7。酸性溶液中h+oh, h+ 110mol/l , ph 7。h+越大，ph值越小，溶液酸性越 强。碱性溶液中h+ 110mol/l , ph 7, oh越大ph值 越大，溶液碱性越强。2、 ph值只适用于h+ 1mol/l或oh 1mol/l的稀溶液，即ph取值范围为0 14，当h+ 1mol/l或oh 1mol/l, 反而不如直接用h+或oh表示酸碱度方便。五、酸碱指示剂及ph值的测定：1、 常见酸碱指示剂及变色范围 指 示 剂 酸 碱 指 示 剂 变 色 范 围 甲 基 橙 4.4 黄 色 石 蕊 8 蓝 色 酚 酞 10 无 色2、 测定溶液ph值的方法：（1）酸碱指示剂用于粗测溶液ph值范围；（2）ph试纸用以精略地测定溶液酸碱性的强弱；（3）ph计用以精确地测定溶液的ph值。注意：用ph试纸测定溶液的ph值,一般先把一小块放在表面皿或玻璃片上，用沾有待测液的玻璃棒点试纸的中部，不能把试纸放在待测液中，也不能用水湿润再测定ph值。 溶液ph值的计算：溶液ph值的计算，常用到下列关系式：一元弱酸：h+= c，一元弱碱：oh= c，h+oh= 11014，ph=lgh+ 六、盐类水解的实质 盐类在水溶液中电离出的离子跟水电离出的h+或oh生成难电离的分子或离子， 从而破坏了水的电离平衡，使水的电离度增大。 判断盐类水解能否水解的条件：一看能否溶，不溶不水解；二看有无弱，无弱不水 解。 七、盐类水解的类型和规律 判断盐类能否发生水解及水解后溶液显酸碱性要看盐电离的离子对应的酸或碱的相 对强弱。 1、盐类水解的类型 盐的类型是否水解 常 见 能 水 解 的 离 子溶液ph值强碱弱酸盐 水解一价：ch3coo-、hs-、ao2-、co-、hco-3二价：s2-、co32-、sio32 -、hpo42-三价：po43-、aso43-p 7强酸弱碱盐 水解一价：nh4+、ag+二价：fe2+、cu2+、sn2+、zn2+三价：a3+、fe3+pnacona2co3nahco3naacna2so4(nh4)2so4nahso4。 2、比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时，当盐中含有易水解的离子，需考虑盐的水解。 3、判断溶液中离子能否大量共存。当有弱碱阳离子和弱酸阴离子之间能发出双水解，则不能在溶液中大量共存。如：a3+、nh4与hco3-、co32-、sio32-等，不能在溶液中大量共存。4、配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解，如在配制强酸弱碱盐溶液时，需滴加几滴对应的强酸，来抑制盐的水解。5、选择制备盐的途径时，需考虑盐的水解。如制备a2s3时，因无法在溶液中制取，会完全水解，只能由干法直接反应制取。加热蒸干ac3、mgc2、fec3等溶液时，得不到ac3、mgc2、fec3晶体，必须在蒸发过程中不断通入hc气体，以抑制fec3的水解，才能得到其固体。6、化肥的合理使用，有时需考虑盐的水解。如铵态氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氢钙和草木灰不能混合施用。因草木灰（有效成分k2co3）水解呈碱性。7、制备 fe(oh)3胶体，a(oh)3胶体和用 fec3、ac3等净水时，是利用fe3+、a3+水解成fe(oh)3、a(oh)3胶体，能吸附水中悬浮的小微粒而沉定，起到净水作用。8、某些试剂的实验室存放，需要考虑盐的水解。如na2co3、na2sio3等水解呈碱性，不能存放在磨口玻璃塞的试剂瓶中；nh4不能存放在玻璃瓶中，应nh4水解应会产生hf，腐蚀玻璃。十、难点、疑点解析： 1、如何判断盐溶液与盐溶液反应类型： (1)盐与盐溶液反应时，如果生成物中有气体生成，难溶物质生成或难电离物质生成，以及两种水解方式相同的盐溶液相混合，由于相互抑制，一般发生复分解反应。如：cuso4+na2s=na2so4+cus， fec3+3agno3=fe(no3)3+3agc (2)盐溶液与盐溶液相混合时，如果阳离子和阴离子都能发生水解，且有沉淀或气体产生，相互促进，使及水解完全,则一般发生双水解反应。如a3+与co32、hco3、sio32、ao2、co等。 (3)如果一种盐能电离出具有强氧化性的离子，另一种盐能电离出具有强还原性的离子，则一般发生氧化还原反应。如2fec3+2ki=2fec2+2kc+i22、 如何判断溶液中离子能否大量共存：判断溶液中离子能否大量共存，实际上就是判断溶液中离子间能否相互发生反应，一般可以从下面几个方面考虑： (1)看离子间能否发生沉淀反应。常见的离子间沉淀反应有:h+与sio32，ao2；3+、zn2+、fe3+、cu2+、fe2+ 、ag+与oh； fe2+ 、zn2+、cu2+、ag+、hg2+、与s2；ag+与c、br、i、co32、po43；ba2+、mg2+、ca2+与co32、so32、po43、hpo42等都能生成沉淀，在溶液中不能大量共存。 (2)看离子间能否生成气体。如h+与hs、s2、hco3、co32、s2o32、so32、hso3；nh4+与oh等有气体产生，在溶液中不能大量共存。(3)看离子间能否生成弱电解质。如h+与f、po43、hpo42、co、ch3c