高二化学第三章电离平衡复习教案

1、高二化学第三章电离平衡复习教案一、知识框架(一)电解质与非电解质盐类强碱强酸弱碱弱酸两性氢氧化物其它 非电解质离子化合物 (离子键) 1电解质 强电解质 化合物 电解质共价化合物 (极性键) 弱电解质 化合物 纯净物单质既不是电解质，又不是非电解质 非极性键非金属单质 金属键金属单质定义：在一定条件下弱电解质离子化速率和分子化速率 _时，则建立电离平衡特征：动、定、变 2弱电解质的电离平衡 弱电解质电离平衡 内因：电解质本身性质影响因素 外因：温度 加水浓度 加本身 H2CO3H+HCO3-HCO3-H+CO32- 3溶液的酸碱性水的电离：H2O+H2OH3O+OH-KW=c(H+)c(OH-

2、)，KW随温度而变化影响水的电离因素：温度、H+或OH-、盐、其它 溶液的酸碱度：pH=-lgc(H+)溶液酸碱性 c(H+)c(OH-) 酸性 pH7 溶液的酸碱性 c(H+)7 c(H+)=c(OH-) 中性 pH=7 酸碱指示剂法测定方法 pH试纸法4有关计算 (两强酸溶液混合)计算方法 (两强碱溶液混合) (酸碱溶液混合且其中一者过量)强酸强碱弱酸弱碱 稀释(二)盐类水解 实质： 盐电离出来的弱酸根或弱碱离子与水电离出的_或_结合生成_ 电离的分子或离子，破坏水的_平衡规律应用 有弱才水解，谁强显谁性；越弱越水解，越强难水解 盐的浓度越小，水解程度越大。盐 类 水 解 温度越高，水解程

3、度越大 判断溶液的酸碱性 判断电解质的相对强弱(酸或碱的强弱) 比较溶液中微粒浓度大小（电荷守恒、物料守恒、质子守恒） 解释某些化学现象及在生产生活中的应用 单水解强碱与多元弱酸组成的正盐分步水解，第一步为主 强酸与多元弱碱组成的正盐简化为一步水解表示方法 多元弱酸酸式盐既有酸式离子水解，又酸式离子电离，溶液 的酸碱性由水解和电离程度的相对大小决定 双水解：一般能进行到底，离子方程式用=、或等(三)中和滴定 定义：用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法 原理：在中和反应中使用一种已知浓度的酸(或碱)溶液与未知浓度的碱 (或酸)溶液完全中和，测出二者所用的体积，根据化学方程式

4、中酸碱 物质的量的比求出未知溶液的浓度关键 准确测定反应过程中溶液的体积中和滴定 准确判定滴定终点仪器 酸式滴定管、碱式滴定管 锥形瓶、铁架台、滴定管夹等 试剂 标准溶液、待测液 指示剂操作 准备：洗涤、查漏、润洗、注液、调节、读数 滴定：移动溶液、滴入指示剂、滴定、判断终点、读数 计算：取两次或两次以上消耗标准溶液体积的平均值，依原理求算二、重点知识阐述与剖析 1电解质与非电解质 单质不是电解质也不是非电解质；而化合物中如酸性氧化物(如SO2、CO2)、碱性气体(如NH3)是非电解质。虽然它们的水溶液能导电，但这是由于它们溶于水后与水发生化学反应生成的酸电离出自由移动离子的缘故，它们本身不能

5、电离出自由移动的离子，所以它们是非电解质。酸、碱、盐和大部分金属氧化物是电解质。 2强电解质和弱电解质 强酸、强碱、大多数盐和某些金属氧化物是强电解质。电解质的强弱与它的溶解性无关，即使那些不溶于水的盐如BaSO4也是强电解质，因为溶解部分完全电离。某些金属氧化物虽然在水溶液中不能电离(有的与水反应)，但它们在熔化状态下一般能完全电离成自由移动的离子，因而它们也是强电解质。 3水的电离和溶液的酸碱性 水是极弱的电解质，在水溶液中存在着水的电离平衡H2OH+OH-，当溶液中加入酸或碱(包括弱酸、弱碱)时，酸碱电离出的H+或OH会抑制水的电离。常温下，水的离子积常数KW=110-14，它与溶解的酸碱性无关。在酸溶液中，KWc(H+)酸c(OH-)水；在碱溶液中，KWc(H+)水c(OH-)碱；在不水解的盐溶液中，KW=c(H+)水c(OH-)水。三、典型例题选讲【例1】在溶液导电性测定装置中盛有饱和石灰水，不断通入CO2时，电流强度随时间变化的曲线正确的是(假设溶液体积不变)【解析】电解质溶液的导电性与溶液中离子浓度大小和离子电荷数多少有关，离子浓度越大，离子所带电荷数越多，溶液的导电性越强(电流强度越大，电阻越小)。把CO2通入石灰水中，发生反应的离子方程式为：Ca2+2OH-+CO2=CaCO3+H2O(离子浓度减小，导电性减弱)，CO2+Ca