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选修4全册教案


专题二 化学反应速率和化学平衡 第一单元 化学反应速率 第一课时 化学反应速率的表示方法

[教学目标] :1、知道化学反应速率的概念及表示方法;
2、认识浓度、压强、温度和催化剂得便感对化学反应速率的影响。

[重点、难点]:化学反应速率的概念及表示方法 [教学方法]:实验、交流讨论、讲解、练习、归纳等 [教学过程]:

>1.定义:用单位时间内反应物浓度的减少或生成物的浓度增加来表示。 若浓度用物质的量(C)来表示,单位为:mol/L,时间用 t 来表示,单位为:秒(s)或分(min) 或小时(h)来表示,则化学反应速率的数学表达式为: V == △C/ t 单位是:mol/(L·s) 或 mol/(L·min) 或 mol/(L·h) 化学反应速率是用单位时间内反应物或生成物的量变化来表示,通常用单位时间内反应物浓度的减 小或生成物浓度的增加来表示,其数学表达式可表示为 V ?

?c ?t

【例题】在 2L 的密闭容器中,加入 1mol 和 3mol 的 H2 和 N2,发生 N2 + 3H2 2NH3 ,在 2s 末时, 测得容器中含有 0.4mol 的 NH3,求该反应的化学反应速率。 解: N2 + 3H2 2NH3 起始量(mol) 1 : 3 0 2s 末量(mol) 1-0.2 : 3-0.6 0.4 变化量(mol) 0.2 : 0.6 0.4 则 VN2==0.2/2×2==0.05 mol/(L·s) VH2==0.6/2×2==0.15 mol/(L·s) VNH3==0.4/2×2==0.1 mol/(L·s) 【明确】理解化学反应速率的表示方法时应注意的几个问题: 1.上述化学反应速率是平均速率,而不是瞬时速率。 2.无论浓度的变化是增加还是减少,一般都取正值,所以化学反应速率一般为正值。 3.对于同一个反应来说,用不同的物质来表示该反应的速率时,其数值不同,但每种物质都可以用 来表示该反应的快慢。 4.在同一个反应中,各物质的反应速率之比等于方程式中的系数比。即: VN2 :VH2 : VNH3 ==== 1 :3 :2 5.对于在一个容器中的一般反应 aA + bB == cC + dD 来说有: VA :VB :VC :VD === △CA :△CB :△CC :△CD === △nA :△nB :△nC :△nD ==== a :b :c :d 6.用化学反应速率来比较不同反应进行得快慢或同一反应在不同条件下反应的快慢时,应选择同一 物质来比较。例如: 可逆反应 A(g)+ B(g) C(g)+ D(g) ,在四种不同情况下的反应速率如下,其中 反应进行得最快的是( B ) A. VA==0.15mol/L·min B. VB==0.6 mol/L·min C. VC==0.4 mol/L·min D.VD==0.01 mol/L·s 对化学反应速率要注意以下几个问题:
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1、物质浓度是物质的量浓度以 mol/L 为单位,时间单位通常可用 s、min、h 表示,因此反应速 率的与常见单位一般为 mol/(l·s)、mol/(l·mon)或 mol/(l·h)。 2、化学反应速率可用反应体系中一种反应物或生成物浓度的变化来表示,一般是以最容易测定 的一种物质表示之,且应标明是什么物质的反应速率。 3、用不同的物质表示同一时间的反应速率时其数值可能不同,但表达的意义是相同的,各物质 表示的反应速率的数值有相互关系,彼此可以根据化学方程式中的各化学计量数进行换算: 对于反应 mA( g ) ? nB( g ) ? pc( g ) ? qD( g ) 来说,则有
V A V B VC V D ? ? ? 。 m n p q

4、一般说在反应过程中都不是等速进行的,因此某一时间内的反应速率实际上是这一段时间内 的平均速率。

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第二课时 影响化学反应速率的因素

[教学目标] :认识浓度、压强、温度和催化剂等对化学反应速率的影响。 [教学重点、难点]:外界条件对化学反应速率的影响。 [教学方法]:实验、交流讨论、讲解、练习、归纳等 [教学过程]:
(一)在其它条件不变的情况下,浓度对化学反应速率的影响 【表征性抽象】当其它条件不变时,增加反应物的浓度,可以增大反应的速率。 【原理性抽象】为什么增大反应物的浓度会影响反应速率呢? (明确)当增加反应物的浓度时,活化分子的数量增加,有效碰撞的频率增大,导致反应速率增大。 【对结论的再理解】1.一个反应的速率主要取决于反应物的浓度,与产物的浓度关系不大 2.对于可逆反应 aA +bB cC + dD 来说,正反应的速率只取决于 A、B 两种物质的浓度,与 C、 D 两种物质的浓度关系不大。而逆反应的速率只取决于 C、D 两种物质的浓度,与 A、B 两种物质的浓 度关系不大。增加 A 或 B 的浓度只可以使正反应的速率增大,不会影响逆反应的速率。 3.固体和纯液体的浓度是一个常数,所以增加这些物质的量,不会影响反应的速率。 【应用】1.用饱和食盐水代替水制乙炔,以减缓太快的反应速率。 2. 制 Fe(OH)2 时,通过降低 NaOH 溶液的含氧量(给溶液加热)来降低 Fe(OH)2 被氧化的速率。 (二)在其它条件不变的情况下,压强对化学反应速率的影响 【提出问题】压强是怎样对化学反应速率进行影响的? 【表征性抽象】对于有气体参加的反应来说,当温度一定时,增大体系的压力,反应速率会加大。 【原理性抽象】为什么增大压强会影响有气体参加的化学反应的速率? (明确)1.一定量气体的体积与其所受的压强成正比。这就是说,如果气体的压强增大到原来的 2 倍,气体的体积就缩小到原来的一半,单位体积内的分子数就增多到原来的 2 倍,即体系中各个物 质的浓度都增加,所以化学反应速率增大。相反,减小压强,气体的体积就扩大,浓度减小,因而 反应速率减小。 2.如果参加反应的物质是固体、液体或溶液时,由于改变压强对它们的体积改变很小,因而 它们的浓度改变也很小,可以认为压强与它们的反应速率无关。 【结论的再理解】1.压强对反应速率的影响是通过改变浓度而影响反应速率的。我们在分析压强对 反应速率的影响时,应最终落实到浓度上,将压强问题转化为浓度问题。 2. 对于那些反应物和生成物都有气体参加的可逆反应来说,增大体系的压强,反应物和生成物的 浓度都增加,所以,正反应的速率和逆反应的速率都增大。 (三)在其它条件不变的情况下,温度对化学反应速率的影响 【提出问题】温度是怎样对化学反应速率进行影响的? 【表征性抽象】在其它条件不变的情况下,升高温度,化学反应要加快。经过实验测定,温度每升 高 10℃,反应速率通常要增大到原来的 2~4 倍。 【原理性抽象】为什么升高温度会使反应速率加快? (明确)当反应物浓度一定时,分子总数一定,升高温度,反应物分子的能量增高,是活化分子的 百分比增大,因而活化分子数量增多,有效碰撞频率增大,所以,反应速率加大。 【对结论的再理解】对于可逆反应来说,升高体系的温度,反应物和生成物中的活化分子数都增加, 所以,正反应的速率和逆反应的速率都增大。
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【应用】1.在实验室进行化学反应时,常常通过给反应物加热来增大反应的速率。 2. 合成氨工业中,是在 500℃的条件下进行反应,以加快反应进行的速度。 3. 为防止食品变质,我们将食品放入冰箱中保存,以降低食品变质的速率。 (四)催化剂对化学反应速率的影响 【提出问题】催化剂是怎样影响化学反应速率的? 【收集事实】途径:1.观察演示实验。2.回顾已有知识 (演示实验)过氧化氢分解的对比实验 (复习回顾)用 KClO3 制氧气的实验 【实验事实的处理】1.写化学方程式 (1) 2H2O2 == 2H2O + O2↑ (2) 2KClO3 == 2KCl +3O2↑ 2. 列表对比 编号 1 2 【表征性抽象】催化剂能加快化学反应速率。 【原理性抽象】为什么催化剂能加快化学反应速率? (明确)当温度和反应物浓度一定时,使用催化剂可使反应途径发生改变,从而降低了反应的活化 能,使得活化分子的百分比增大,因此活化分子的数目增多,有效碰撞频率增大,故 化学反应速率加大。 【对结论的再认识】1.催化剂改变化学反应速率的原因仅仅是改变始态到终态的途径,不改变反应 的结果。例: (1)在加热条件下: 2Cu + O2 == 2CuO 2CuO +2 CH3CH2OH == 2Cu +2 CH3CHO + 2H2O (2)氮的氧化物破坏臭氧: NO + O3 == NO2 + O2 NO2 + O ==NO + O2 2. 能加快反应速率的催化剂叫正催化剂;能减慢化学反应速率的催化剂叫负催化剂。 3. 对可逆反应而言,正催化剂使正、逆反应速率都加快,且加快的程度相同。相反,负催化剂使 正、逆反应速率都减小,且减小的程度相同。 【应用】催化剂在现代化学和化工生产中占有极为重要的地位。大约 85%的反应需要催化剂。尤其是 现代大型化工业、石油工业中,很多反应还必须使用性能良好的催化剂。例;接触法制硫酸工业。 【课堂练习】1.要使在容积恒定的密闭容器中进行的可逆反应 2A(气)+B(固)== 2C(气)+Q(Q>0)的正 反应速率显著加快,可采用的措施是(不考虑固、气态间的接触面积) ( ) A.降温 B.加入 B C.增大体积使压强减小 D.加入 A 2.把除去氧化膜的镁条放入一定浓度的稀盐酸的试管中,发现 H2 的生成速度 V 随时间 t 变化如图。 其 中 t1 — — t2 速 度 变 化 的 原 因 是 ___________________ ; t2 — — t3 速 度 变 化 的 原 因 是 _________________________________。 无催化剂时的反应情况 有催化剂时的反应情况

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V

t 1 t 2 t 3 【实验事实的处理】1.写化学方程式或离子方程式 (1.) Na2S2O3 + H2SO4 == Na2SO4 + SO2 + S↓+ H2O 2+ 或 S2O3 + 2H == SO2 + S↓+ H2O (2.) 2Mg + O2 ===2MgO (3.) CaC2 + H2O === C2H2↑+ Ca(OH)2 2. 列表对比 (1)不同浓度的 Na2S2O3 溶液与 0.1 摩/升的硫酸反应的对比实验表 编号 1 2 Na2S2O3 溶液 10ml 5ml 水 0 5ml 硫 10ml 10ml 酸 出现浑浊的时间(秒)

(2).镁条分别在空气中和纯氧中燃烧的情况对比表 编号 现象 速率 (3)电石分别在水中和饱和食盐水中反应的情况对比表 编号 现象 速率 电石与水的反应 电石与饱和食盐水的反应 镁条与空气反应 镁条与纯氧气反应

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第二单元 化学反应进行的方向和限度 第一课时 化学反应进行的方向
[教学目标] :
1、了解反应的自发性与反应过程中能量变化及熵值变化的关系; 2、能够用熵增原理判断化学反应进行的方向。 [重点、难点]:能够用熵增原理判断化学反应进行的方向 [教学方法]:实验、交流讨论、讲解、练习、归纳等

[教学过程]:
不用借助于外力就可以自动进行的自发过程的共同特点是,体系会对外部做功或释放热量,即 体系趋向于从高能状态转变为低能状态。那是否就意味着放热反应自发进行,吸热反应就是非自发 进行呢? 在 25℃和 1.01×10 Pa 时,2N2O5(g)== 4NO2(g)+O2(g) (NH4)2CO3(s)== NH4 HCO3(s)+NH3(g) ?H=+74.9 kJ/mol
5

?H=+56.7 kJ/mol

上述两个反应都是____________反应,显然只根据反应热(焓变)来判断反应进行的方向是不全面

的。那么究竟如何来判断反应的自发性呢?

一、



与焓一样,混乱度是物质的一个重要属性。热力学用熵来表示物质的混乱度。体系的有序性越 高,即混乱度越__________。熵是物质的一个状态函数,用符号____________表示,它是广度性质 与物质的量有关。对于不同纯物质,由于其组成不同,结构不同,故其熵值不同。对于一种物质, 当其处于固态时晶格单元(分子或离子等)作规则排列,只能在他们的晶格位置附近进行振动,而 当其处于液态时,所有的单元可在总体积中的自由运动。所以,物质处于液态时其混乱度比固态时 增加,即液态的熵值是__________固态的,物质处于气态时其熵值___________液态时。温度升高, 物质的熵值也_____________.

[典型例题 1.]下列物质中,熵值(S)最大的是
A.金刚石 B.Cl2(1)
5

(

)

C.I2(g)

D.Cu(s) ( )

2.水在 273 K、1.01×10 Pa 时可转化为固态,在 373 K 时则又可转化为气态。若分别用 S(g)、S(1)、 S(s)表示水的气、液、固三种状态的熵值,则下列表达式中,正确的是 A.S(g)<S(1)<S(s) C.S(g)>S(1)= S(s) 1、概念:描述体系混乱度的物理量 热力学第三定律:0 K 时任何物质完美晶体的熵值为 0,故通过实验和计算求得各种物质在指定温度 下的熵值,称为物质的规定熵,在标准压力下 1mol 纯物质的熵值叫做标准熵。 2、符号:___________ 3、单位:_____________ 4、熵判据:在与外界隔离的体系中,自发过程将导致体系的熵增大,这个原理也叫做熵增原理。在 用来判断过程的方向时,就称为熵判据。即反应有向熵值增大的方向移动的倾向。 5、同一物质的熵与其聚集状态有关:S(g)>S(l)>S(s) 反应的结果增加了气态物质的量,必同时增加熵,?S 为正值,反之为负值。反应前后气态物质
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B.S(g)>S(1)>S(s) D.S(g)>S(s)>S(1)

的量相等,?S 就比较小。对于不包括气体的反应常发现(不是必然)反应后总物质的量增加会导致 熵增加,仅限于?n 总较大的反应或消耗固体物质生成液体的反应。

[典型例题 3、]下列过程属于熵增过程的是
A.硝酸钾溶解在水里 C.水蒸气凝结为液态水 B.氨气和氯化氢反应生成氯化铵晶体 D.(NH4)2CO3 分解生成二氧化碳、氮气和水 ?S=+488.2J/K·mol ?S=+158.6J/K·mol ?S=+86.1 J/K·mol

( )

[典型例题 4、]
2AgNO3(s)==2Ag(s) + 2NO2(g) +O2(g) CuSO4·5H2O(s)== CuSO4 (s)+ 5H2O(l) 2H3BO3 (s)== B2O3(s) + 3 H2O(l) 6、熵变(?S) :?S==反应物总熵—生成物总熵 7、反应进行方向的判断方法:焓减小及熵增加会使过程倾向于自发进行。但是也有许多过程的焓变 及熵变对过程方向的影响是相反的。 例如:KCl(s) ?H=17.1kJ/mol K (aq)+ Cl (aq) ?S= 76.4 J/K·mol
+ -

2Fe(s) + 3/2O2(g)

Fe2O3(s)

?H= -824kJ/mol ?S= -275 J/K·mol

二、吉布斯自由能
我们用吉布斯自由能综合反映体系的焓和熵两种状态函数,由它的变化来判断过程的自发性。 在等温等压不做有用功的条件下: G=?H—T?S<0 反应能自发进行(T 为热力学温度) G=?H—T?S=0 反应达到平衡状态 G=?H—T?S>0 反应不能自发进行

自发变化总是向吉布斯自由能减小的方向进行。
1、 放热的熵增加(即?H<0, ?S>0)的反应一定能自发进行。 2、 吸热的熵减小(即?H>0, ?S<0 )的反应一定不能自发进行。 3、当焓变和熵变对?H—T?S 贡献相反时,如果二者相差悬殊,可能某一因素占主导地位,可能是焓 变起决定性作用,即大多数放热反应是自发反应;可能是熵变起决定性作用,若干熵增加的反应是 自发反应。

[典型例题]1、下列说法正确的是
A、 放热反应一定是自发进行的反应 C.自发进行的反应常常容易发生 B.吸热反应一定是非自发进行的 D.有些吸热反应也能自发进行





[课堂效益检测]:
1.下列说法中,正确的是 ( ) A.化学反应总是伴随着能量变化的 B.能够自发进行的反应不一定都是放热反应 C.只有放热反应才能够自发进行 D.能够自发进行的反应就一定能够发生并完成 -1 2.已知反应 2H2 (g) + O2 (g) == 2H2O (1) ?H == 285.8 kJ·mol ,下列结论中,正确的是 A.E(反应物)>E(生成物) B.E(反应物)<E(生成物) C.反应放热 D.反应吸热 3.下列热化学方程式中,放出的热量最多的是 ( ) A.CH4 (g)+2O2 (g) == CO2 (g)+2H2O (1) △H B.2CH4 (g)+4O2 (g) == 2CO2 (g)+4H2O (1) △H
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C.CH4 (g)+2O2 (g) == CO2 (g)+2H2O (g) △H D.2CH4 (g)+4O2 (g) == 2CO2 (g)+4H2O (g) △H 5 -1 4.在 25℃、1.01×10 Pa 条件下,反应 2N2O5(g)== 4NO2(g)+O2(g) ?H== +56.7 kJ· mol 能 够自发进行。从能量上分析,生成物的总能量比反应物的总能量 ,从反应前后的熵值看, 反应后的熵值 (填“增加”“减小”或“不变”)。 、 5 5.已知:298 K、1.01×10 Pa 下: -1 -1 -1 石墨:△H===0.0 kJ·mol 、S== 5.74 J·mol ·K ; -1 -1 -1 金刚石:△H== 1.88 kJ·mol 、S== 2.39 J·mol ·K 。 下列叙述中,正确的是 ( ) A.根据焓和熵的观点,石墨比金刚石稳定 B.根据焓和熵的观点,金刚石比石墨稳定 C.根据熵的观点,石墨比金刚石稳定,但根据焓的观点,金刚石比石墨稳定 D.根据焓的观点,石墨比金刚石稳定,但根据熵的观点,金刚石比石墨稳定 -1 -1 -1 6.某化学反应其△H== —122 kJ·mol ,?S== 231 J·mol ·K ,则此反应在下列哪种情况下可自 发进行 ( ) A.在任何温度下都能自发进行 B.在任何温度下都不能自发进行 C.仅在高温下自发进行 D.仅在低温下自发进行

第二课时 化学平衡状态
[教学目标] :1.了解可逆反应,掌握化学平衡的概念及其特点。
2.培养学生分析、归纳,语言表达能力。 3.结合平衡是相对的、有条件的、动态的等特点对学生进行辩证唯物主义教育。科学品质:培 养学生严谨的学习态度和思维习惯。 4.加强新知识的运用,找到新旧知识的连接处是掌握新知识的关键。

[重点]:了解可逆反应,掌握化学平衡的概念及其特点。 [难点]:掌握化学平衡的概念及其特点。 [教学方法]:实验、交流讨论、讲解、练习、类比、归纳等 [教学过程]:
[复习] 什么叫可逆反应?可逆反应有哪些特点? 在相同条件下,既能向正反应方向进行,又能向逆反应方向进行的化学反应,叫可逆反应。 可逆反应的特点:条件同一、反应同时、方向对立 [思考]:化学反应速率研究反应的快慢,研究一个化学反应还需要讨论哪些内容? 还需要研究化学反应进行的程度——化学平衡 一、化学平衡的建立过程 在反应 CO+H2O CO2+H2 中,将 0.01molCO 和 0.01mol H2O (g)通入 1L 密闭容器中,
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反应一段时间后,各物质浓度不变

1、 反应刚开始时: 反应物浓度 最大, 正反应速率 生成物浓度为 2、 反应过程中: 反应物浓度减小,正反应速率逐渐减小 生成物浓度增大,逆反应速率逐渐增大 3、一定时间后,必然出现_正反应速率=逆反应速率 0, 逆反应速率为 最大 0

v v正
v正= v

v逆



t
1

t

4、t1 时刻后, v 正= v 逆 即正反应消耗的量与逆反应生成的量相等,反应物和生物的浓度不再发生 变化 ——化学平衡 二、化学平衡 1、概念:在外界条件不变的条件下,可逆反应可逆反应进行到一定的程度时正反应速率与逆反应速 率相等,化学反应进行到最大限度,反应物和生成物的______不再发生变化,反应混合物处于化学 平衡状态,简称化学平衡 2、化学平衡的性质: ?、反应条件:温度、压强、浓度等不变, ——条件不变是基础 ?、研究对象:可逆反应;不可逆反应一般不会出现平衡状态——可逆反应是前提 ?、本质:v 正= v 逆即同一物质消耗速率与生成速率相等——速率相等是实质 ?、现象:反应混合物组成成分的浓度保持不变——浓度不变是标志 注意:平衡时,反应混合物各组成成分的物质的量浓度、百分含量恒定,但不相等。同时,平衡状 态下,反应体系的压强恒定、反应混合气体的相对分子质量恒定 3、化学平衡的特征:逆、动、等、定、变、同 ?、逆:化学平衡研究的对象是可逆反应 ?、动:化学平衡是动态平衡,虽然达到平衡状态,但正反应和逆反应并未停止 ?、等:化学平衡时,v 正= v 逆>0 ?、定: 反应混合物各组分的浓度保持一定 ?、变:化学平衡建立在一定条件下,条件改变时,平衡就会被破坏,变为不平衡,并在新条件下 建立新的平衡 ?、同:在一定条件下,可逆反应不论是从正反应还是逆反应开始,还是正逆反应同时开始,只要 起始浓度相当,均可以建立相同的化学平衡。即平衡的建立与途径无关 4、达到化学平衡的标志: 正逆反应速率相等和反应混合物各组分浓度保持不变是判断平衡的两大主要标志 ?、直接标志:①、速率关系:正逆反应速率相等。即 V 正=V 逆 应用:判断平衡时,要注意用“同”、“等”、“逆”的原则,即 同:不同物质表示的反应速率必须转化为相同物质表示的反应速率 等:转化后的反应速率必须相等 逆:反应方向必须对立 异 边 同向 , 以反应 mA(g)+nB (g) pC(g)为例达到平衡的标志为: 同 边 异向 , A 的消耗速率与 A 的生成速率相等; 比例计量 A 的消耗速率与 C 的消耗速率之比等于 m :p;
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B 的生成速率与 C 的生成速率之比等于 n :p; A 的生成速率与 B 的消耗速率之比等于 m :n。 例 1、一定条件下,反应 A2(g)+B2(g) 2AB(g)达到平衡的标志是(BD) A、单位时间内生成 n mol A2 同时生成 n molAB B、单位时间内生成 2n mol AB 同时生成 n mol B2 C、单位时间内生成 n mol A2 同时生成 n mol B2 D、单位时间内生成 n mol A2 同时消耗 n mol B2 注意:在判断化学平衡时,要注意化学键数与反应物质的物质的量之间的联系,同时要注意成键、断

键与反应方向之间的关系。
例 2、一定条件下,反应 N2+3H2 2NH3 达到平衡的标志是(AC) A、一个 N≡N 键断裂的同时,有三个 H-H 键形成 B、一个 N≡N 键断裂的同时,有三个 H-H 键断裂 C、一个 N≡N 键断裂的同时,有六个 N-H 键断裂 D、一个 N≡N 键断裂的同时,有六个 N-H 键形成 ②、含量关系:反应混合物各组分的浓度、质量分数、物质的量、摩尔分数、体积分数、分子数之 比保持不变 ?、间接标志:以反应 mA(g)+nB (g) pC(g)为例 ①、混合气体的总压强、总体积、总物质的量不随时间改变而改变, (适用于 m+n≠p 的反应) ②、混合气体的平均相对分子质量、密度不随时间改变而改变, (适用于 m+n≠p 的反应) ③、各气体体积、气体分压、各物质的物质的量不随时间改变 ?、特殊标志: ①、对于有色物质参加反应,如果体系颜色不变,反应达到平衡 ②、对于吸热或放热反应,如果体系温度不变,反应达到平衡 ?、在等系数的气体反应中不能作为平衡判据的是: 气体的总压、气体的总的物质的量、混合气体的平均相对分子质量、混合气体的密度、反应混合物 平衡时物质的量之比 例 3、在一定温度下,向 aL 密闭容器中加入 1molX 气体和 2molY 气体 发生如下反应:X(g)+2Y(g) A、容器内压强不随时间变化 C、容器内 X、Y、Z 的浓度之比为 1:2:2 2Z(g) ,此反应达到平衡的标志是(AB) B、容器内各物质的浓度不随时间变化 D、单位时间消耗 0.1molX 的同时生成 0.2molZ

课后练习:
【1】 在一定温度下,可逆反应 A(气)+3B(气) 2C(气)达到平衡的标志是 ( AC ) A. C 的生成速率与 C 分解的速率相等 C. A、B、C 的浓度不再变化 【2】 A. 下列说法中可以充分说明反应: R(气)+S(气) , 在恒温下已达平衡状态的是( B B. P 和 S 的生成速率相等
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B. 单位时间内生成 nmolA,同时生 3nmolB D. A、B、C 的分子数比为 1:3:2 )

P(气)+Q(气)

反应容器内压强不随时间变化

C. 反应容器内 P、Q、R、S 四者共存 A(固)+3B(气) A.混合气体的压强 A(气)+3B(气)

D. 反应容器内总物质的量不随时间而变化 ( BC ) D.气体的总物质的量 )

【3】在一定温度下的恒容容器中,当下列物理量不再发生变化时,表明反应: 2C(气)+D(气)已达平衡状态的是 B.混合气体的密度 C.B 的物质的量浓度 A

【4】 在一定温度下,下列叙述不是可逆反应 2C(气)+2D(固)达到平衡的标志的是( ①C 的生成 速率与 C 的分解速率相等 ③A、B、C 的浓度不再变化 ⑤混合气体的总压强不再变化 A.②⑧ B.②⑤⑧ ②单位时间内生成 amolA,同时生成 3amolB

④A、B、C 的分压强不再变化 ⑥混合气体的物质的量不再变化 ⑧A、B、C、D 的分子数之比为 1:3:2:2 D.②⑤⑥⑧ C.①③④⑦

⑦单位时间内消耗 amolA,同时生成 3amolB

第二课时 化学平衡常数
[教学目标] :1.了解化学平衡常数的涵义 2.能利用化学平衡常数计算反应物的转化率。
3.掌握有关化学平衡计算题的一般方法(三段式)4.培养学生探索化学反应变化规律的兴趣。

[重点]:1.化学平衡常数的表示方法和应用 2.能利用化学平衡常数计算反应物的转化率。
3.掌握有关化学平衡计算题的一般方法(三段式)

[难点]:化学平衡常数的表示方法和应用;掌握有关化学平衡计算题的一般方法(三段式) [教学方法]:交流讨论、讲授、练习、归纳等 [教学过程]:
一.化学平衡常数 化学平衡常数: 是指在一定温度下,可逆反应无论从正反应开始,还是从逆反应开始,也无论反应物 起始浓度的大小,最后都能达到平衡,这时各种生成物浓度的幂之积除以各反应物浓度的幂之积所得 的比值。它是个常数,用 K 表示,例如: mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)

c p (C ) ? c q ( D) c m ( A) ? c n ( B)

?K

化学平衡常数同阿伏加德罗常数以及物理中的万有引力常数一样都是一个常数,只要温度不变,对 于一个具体的可逆反应就对应一个具体的常数值。 1.使用化学平衡常数应注意的问题: (1)化学平衡常数只与温度有关,与反应物或生成物的浓度无关。 (2)反应物或生成物中有固体和纯液体存在时,由于其浓度可看做常数“1”而不代入公式 (3)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变,则平衡常数改变。若方程 式中各物质的系数等倍扩大或缩小,尽管是同一个反应,平衡常数也会改变。
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例如:N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)的平衡常数为 K1,1/2N2(g)+3/2H2(g) NH3(g)的平衡常数为 K2,NH3(g) 1/2N2(g)+3/2H2(g)的平衡常数为 K3; K1 和 K2 的关系式: K1=K22 。 K2 和 K3 的关系式: K2〃 3=1 。 1 和 K3 的关系式: K1〃 32=1 K K K 2.化学平衡常数的应用。 (1) 化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。 它能够表示出可逆反应进行的完全程度。 一个反应的 K 值越大,说明平衡时生成物的浓度越大,反应物的浓度越小,反应物转化率也越大。 可以说,化学平衡常数是一定温度下一个反应本身固有的内在性质的定量体现。 (2)可以利用平衡常数的值做标准,判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进 行建立平衡。如:对于可逆反应 mA(g) + nB(g) pC(g) +qD(g) ,在一定温度的任意 时刻,反应物与生成物的浓度如下关系: Qc 〈 K,反应向正反应方向进行 [C(C)] p×[C(D)] q Qc = K,反应处于平衡状态 Qc = m n Qc > K,反应向逆方向进行 [C(A)] ×[C(B)] Qc ,叫做该反应的溶液商。 (3)利用 K 可判断反应的热效应 若升高温度,K 值增大,则正反应为吸热反应; 若升高温度,K 值减小,则正反应为放热反应。 二.转化率 :某个指定反应物的转化率= 该反应物的起始浓度? 该反应物的平衡浓度× 100%
( 或者= 该反应物反应中消耗反应)浓度 × 100% 该反应物的起始浓度
( 或者= 该反应物反应中消耗反应)的物质的量× 100% 该反应物的起始物质的 量

该反应物的起始浓度

转化率越大,反应越完全

三、有关化学平衡的计算:起始量、变化量、平衡量的计算关系
在反应 aA(g) + bB (g) 起 变 平 cC (g) + dD (g) 中,计算关系为:

单位 统一

n1 ax n1-ax

n2 bx n2-bx

0 cx cx

0 dx dx

已知条件 计量系数之比

加、减计算

⑴、物质浓度的变化关系: ①、反应物:平衡浓度=

起始浓度-变化浓度

②、生成物:平衡浓度=起始浓度+变化浓度 ③、各物质的变化浓度之比=反应式计量系数之比 ⑵、反应物的转化率:反应物转化为生成物的百分率 反应物转化率(α)= 反应物变化的浓度 ×100% = 该反应物的起始浓度? 该反应物的平衡浓度 ×100% ———————
( = 该反应物反应中消耗反应)浓度 ×100% 该反应物的起始浓度

反应物的起始浓度

该反应物的起始浓度

12

[典型例题 1].将 6mol A 气体和 5mol B 气体混合放入 4L 密闭容器中,发生下列反应:
3A (g) + B (g) 2C (g) + xD (g) ,经过 5min 达到化学平衡,此时生成 C 为 2mol,测得 D 的反应速率为 0.1mol/L·min,计算:①、x 的值;②、平衡时 B 的转化率;③、A 的平衡浓度。

[典型例题 2]、加热 N2O5 时,发生下列两个分解反应:
N2 O5 N2O3+O2 , N2O3 N2O+O2;在 1L 密闭容器中加热 4mol N2O5 达到化学平 衡时 O2 的浓度为 4.50 mol/L, N2O3 的浓度为 1.62 mol/L,求其他各物质的平衡浓度。 解析:这是一个连续平衡的计算,计算思路为:第一个反应的平衡量作为第二个反应的起始量

[典型例题 3]、在密闭容器中,用等物质的量的 A 和 B 发生下列反应: A (g) + 2B (g)
反应达到平衡时,若混合气体中 A 和 B 的物质的量之和与 C 的物质的量相等,求 B 的转化率

2C (g)

第三单元

化学平衡的移动

[教学目标] :正确理解浓度、温度对化学平衡的影响,并能利用勒夏特列原理加以解释 [重点]:理解浓度、温度对化学平衡的影响 [难点]:勒夏特列原理的归纳总结 [教学方法]:实验、交流讨论、讲解、练习、归纳等 [教学过程]:
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一、化学平衡的移动
1、概念: 改变外界条件,破坏原有的平衡状态,建 立起新的平衡状态的过程。 2、移动的原因: 外界条件发生变化。 旧平衡
条件改变

二、影响化学平衡的因素
1、浓度变化对化学平衡的影响
P53 活动与探究
新平衡

v正≠v逆

一段时间后

3、移动的方向:由v正和v逆的相对大小决定。 ①若V正>V逆 , 平衡向正反应方向移动。 ②若V正=V逆 , 平衡不移动。 ③若V正<V逆 , 平衡向逆反应方向移动。

1)结论:在其它条件不变的情况下,增加 反应物的浓度(或减少生成物的浓度),平衡 向正反应方向移动; 反之,增加生成物的浓度(或减少反应物 的浓度 ),平衡向逆反应方向移动。

?增加反应物的浓度, V正 > V逆, 平衡向正反应方向移动; 速率-时间关系图: v
V(molL-1S-1) V正 V”正 = V”逆 平衡状态Ⅱ V正 V正= V逆 V’逆
V(逆) V(正) 原平衡 V’ (正) 新平衡 V’ (逆)

原因分析:

v
V’ (逆) V(正) 原平衡 V(逆) V’ (正)

,

增 大 反 应 物 浓 度

平衡状态Ⅰ V逆

0

t 0 减小生成物的浓度 增大生成物的浓度

t

0

t1

t2

t3

t(s)

v

1、浓度变化对化学平衡的影响
V(正) 原平衡 V’ (逆) V(逆) V’ (正) 新平衡

1)结论:在其它条件不变的情况下,增加反应 物的浓度(或减少生成物的浓度),平衡向正反应 方向移动; 反之,增加生成物的浓度(或减少反应物的浓度 ) ,平衡向逆反应方向移动。

0 减小反应物的浓度

t

2)意义:增大成本较低的反应物的浓度,提高
成本较高的原料的转化率。

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注意
(1)增加固体或纯液体的量,由于浓度 不变,所以化学平衡不移动。 (2)在溶液中进行的反应,如果是稀释 溶液,反应物浓度减小,生成物浓度减 小, V(正) 、V(逆)都减小,但减小的程 度不同,总的结果是化学平衡向反应方程 式中化学计量数之和大的方向移动。

练习:在0.1 mol/L CH3COOH溶液中存在如下 电离平衡: CH3COOH CH3COO- + H+ 对于该平衡,下列叙述正确的是( )

B

A、加入水时,平衡向逆反应方向移动。 B、加入少量氢氧化钠固体,平衡向正 反应方向移动。 C、加入少量0.1 mol/L HCl溶液,溶液 中c(H+)减小 D、加入少量CH3COONa固体,平衡向正反 应方向移动

3)速率-时间关系图: 增大压强
2、压强对化学平衡的影响:
课本P53交流与讨论

aA(g)+bB(g)
V(mol.L-1S-1)

cC(g)+dD(g) a+b > c+d
V‘正 V”正 = V”逆

1)前提条件:

反应体系中有气体参加且反应 。
2)结论: 在其它条件不变的情况下,增大压强,会使 化学平衡向着气体体积缩小的方向移动,减小 压强,会使化学平衡向着气体体积增大的方向 移动。
V正
V正= V逆

V’逆

V逆

0

t1

t2

t(s)

注意:



1.例: I2 + H2

2HI

1、在密闭容器中进行下列反应 CO2(g)+C(s) 2CO(g) △H﹥0 达到平衡后,改变下列条件,则指定物质的浓度及 平衡如何变化: (2)减小密闭容器体积,保持温度不变,则平 增大 。 衡 逆向移动 ; c(CO2) (3)通入N2,保持密闭容器体积和温度不变,则平 衡 不移动 ; c(CO2) 不变 。

增大体系的压强, 平衡不移动, 但浓度增大,颜色加深,速率加快! 2.充入”惰性气体” a 恒压 当成”减压”
V(molL-1S-1)

b 恒容 速率不变,平衡不移动
V ’正 = V ’逆

V正= V逆

(4)通入N2,保持密闭容器压强和温度不变,则平 速率-时间关系图: 衡 正向移动 ; c(CO ) 减小 。 2
T(s)

〔注意〕压强对平衡的影响,是因为压强的改变 引起了浓度的变化;否则平衡不会受到影响。 应用上述分析问题时应注意 2.恒温下, 反应aX(g) bY(g) +cZ(g)达到平衡 ①不要把 V 增大与平衡向正反应方向移动等同起来,只 正 后, 把容器体积压缩到原来的一半且达到新 有 V 正>V 逆时,才使平衡向正反应方向移动 平衡时, X的物质的量浓度由0.1mol/L增大到 ② 不要把平衡向正反应方向移动与原料转化率的提 A 高等同起来,只有当反应物总量不变时,平衡向正 0.19mol/L, 下列判断正确的是: 反应方向移动,反应物的转化率提高;当增大一种 A. a>b+c B. a<b+c 反应物浓度,使平衡向正反应方向移动时,会使另 C. a=b+c D. a=b=c 一种反应物的转化率提高。
0
t2

15

小结:
判断压强引起平衡移动的思路:
?压强如何改变?压强变化是否引起体积变化? ?若体积变化则浓度发生改变 ?浓度改变则引起速率的变化 ?速率变化后,若导致V正 ≠V逆时平衡移动 若V正 = V逆时,则平衡不移动
2、下列反应达到化学平衡时,增大压强,平衡是否 移动?向哪个方向移动? ①2NO(g) + O2(g) ②H2O(g) + CO(g) ③H2O(g) + C(s) ④CaCO3(s) 2NO2(g) 正向移动 CO2(g) + H2(g) 不移动 CO(g) + H2(g) 逆向移动

CaO(s) + CO2(g) 逆向移动 ⑤H2S(g) H2(g) + S(s) 不移动 思考:对于反应②和⑤,增大压强时,平衡没有移动, 但正逆反应速率有无变化?如何变化? (有。增大的倍数相同。)

3、温度对化学平衡的影响:
课本P54活动与探究 已知:Co2++4Cl— 粉红色 室温 热水 冰水 溶液颜色 紫色 蓝色 粉红色 CoCl4 蓝色 平衡移动 正向移动 逆向移动


2.速率-时间关系图:

2NO2

N2O4

V(molL-1S-1) 升高温度 (正反应是放热反应)

⊿H>0
V正

V’逆 V”正 = V”逆 V’正

V正= V逆

V逆

0

t1

t2

t(s)

温度的改变对正逆反应速率都会产生影 响,但影响的程度不同,温度的变化对吸热

3、温度对化学平衡的影响: 1.结论:

反应的速率比放热反应的速率影响大.

具体表现在:
升高温度,正、逆反应速率都增大,但增大

在其它条件不变的情况下, 的倍数不一样,吸热反应速率增大的倍数大。 升高温度,平衡向吸热反应方向移动。 降低温度,正、逆反应速率都减小,但降低 降低温度,平衡向放热反应方向移动。 的倍数不一样,吸热反应速率降低的倍数大。
升高温度
v
V’ (正) V(正) V’ (逆) 原平衡 V(逆) V’ (逆) V’ (正) 新平衡 V(逆) 原平衡 V’ (逆) V’ (正) 新平衡
V(逆)

v
新平衡 V(正) V’ (逆) V’ (正)

降低温度
v
新平衡
V(正) 原平衡 V’ (逆) V’ (逆) 新平衡 新平衡 V’ V’ (正) V(逆) V(正) 原平衡 V’ (逆) V’ (正) V’ (逆) V’ (正) 新平衡 新平衡

v

0

0 t

t

0

t0

t

正反应 △H ﹥ 0

正反应△H ﹤ 0

正反应 △H ﹥ 0

正反应△H ﹤ 0

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催化剂对可逆反应的影响: 同等程度改变化学反应

影响平衡的条件 增大反应物 速率,V’正= V’逆,只改变反应到达平衡所需要 浓 减小生成物 度 的时间,而不影响化学平衡的移动。 减小反应物
V(molL-1S-1) V’正= V’逆

四、催化剂对化学平衡的影响:

平衡移动的结果
平衡移动的方向 平衡移动的结果

向正向移动 向逆向移动
向体积缩小移动 向体积增大移动 向吸热方向移动 向放热方向移动

使反应物浓度减小 使生成物浓度增大 使反应物浓度增大 使生成物浓度减小 使压强减小 使压强增大 使温度降低 使温度升高

增大生成物
压 增大压强 强 减小压强

V正= V逆

0

t1

T(s)

温 升高温度 度 降低温度

要引起化学平衡的移动,必须是由于外 界条件的改变而引起V正≠ V逆。

[注意]
①平衡移动的结果是“减弱”这种改变,而不 是“消除”这种改变。

平衡移动的本质 平衡移动原理(勒夏特列原理):

②原理适用条件:任何动态平衡体系、只 改变一个条件。 改变影响化学平衡的一个条件(如浓度、 ③人为改变平衡,人为是主要的,平衡的 压强、或温度),平衡就向能减弱这种改变 移动起一定抑制作用但不能扭转人为的改 变。 的方向移动。
2、下列不能用勒沙特列原理解释的是(⑤⑥ ) ①红棕色NO2加压后颜色先变深后变浅 ②Fe(SCN)3溶液中加入固体KSCN颜色变深 ③氯水宜保存在低温、避光条件下
3、已建立化学平衡的某可逆反应,当改变条件使 化学平衡向正反应方向移动时,下列有关叙述正 确的是 ① 生成物的百分含量一定增加 ② 生成物的产量一定增加 ③ 反应物的转化率一定增大 ④ 反应物浓度一定降低 ⑤ 正反应速率一定大于逆反应速率 ⑥ 使用了合适的催化剂 A ① ② (B) ② ⑤ (C) ③ ⑤ (D) ④ ⑥



B

④SO2催化氧化成SO3的反应,往往加入过量的空 气 ⑤加催化剂,使氮气和氢气在一定条件下转化为氨 气 ⑥木炭粉碎后与O2反应,速率更快 ⑦由H2,I2,HI组成的平衡体系加压后颜色变深

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总结:影响化学平衡的因素 aA(g)+ bB(g)
改变条件 V 正变化 V 逆变化

c C(g) + d D(g)
说明 V 正、V 逆关系 图象 平衡移动 情况 α (A)

升温 温 度

Δ H>0 Δ H<0

降温

Δ H>0 Δ H<0

增大反应物浓度 浓 减小生成物浓度 增大生成物浓度 度 减小反应物浓度 增大压强 压 强 a+b>c+d a+b<c+d 减小压强 a+b>c+d a+b<c+d 催化剂

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专题三 第一单元
[教学目标] :

弱电解质的电离平衡

1、了解电解质、非电解质、强电解质、弱电解质等基本概念。 2、理解电解的电离平衡概念。 3、掌握弱电解质电离平衡规律及其应用,会比较一元强酸(或强碱)与一元弱酸(或弱碱)的 性质。

[重点]:外界条件对电离平衡的影响,电离平衡常数 [难点]:外界条件对电离平衡的影响 [教学方法]:实验、交流讨论、讲解、类比、推理、练习、归纳等 [教学过程]:
第一课时 强电解质和弱电解质 一、电解质和非电解质、强电解质和弱电解质 否 非电解质 能否 化合物 是 强电解质 电离 是否 能 完全 否 弱电解质
热或水的作用

电解质 电离

自由移动离子

思考与交流

实验探究 醋酸 盐酸 溶液的 pH 与镁条 反应
7

电解质的导电与什么有关? 电解质的导电能力是否相同? 怎样比较导电能力?
5

对实验现象的 解释

一、强弱电解 质
? 电解质: 在水溶液中或熔融状态时
能够导电的化合物。 ? 非电解质:在水溶液中和熔融状态时 都不能导电的化合物。

强酸、强碱、大多数的盐 都是强电解质 弱酸、弱碱、水都是弱电解质

怎样判断强弱电解质

? 强电解质: 在水溶液中能 全部电离的
电解质。 电解质。

? 弱电解质: 在水溶液中能 部分电离的
11

19

12

v 记住: 强 酸:HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、 HBr、HI 弱 酸: CH3COOH、H2CO3、H2SO3、 H3PO4、HClO、HF、 HClO、 HF、 所有的有机羧酸 强 碱: 、NaOH、Ca(OH)2 、Ba(OH)2 KOH 弱 碱:NH3·H2O
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怎样表示强弱电解质的电离过程 电离方程式
电离方程式的书写要点:
强电解质在溶液中完全电离,用“=” 弱电解质在溶液中部分电离,用“ ”

多元弱酸的电离 应分步完成电离方程式, 多元弱碱则一步完成电离方程式。
弱电解质
15
16

强电解质 概念 电离程度 电离平衡 过程表示(是否可逆) 溶液中存在微粒微粒种类 电离方程式

注意:①化合物不是电解质即为非电解质,单质既不是电解质也不是非电解质。 ②导电微粒是它们本身电离提供 ③难溶性化合物不一定就是弱电解质。如 BaSO4 等仍为强电解质。虽然 BaSO4 难溶,但它 溶解那一部分是完全电离的。 思考 1、 下列物质①石墨②三氧化硫③液态氯化氢④氯气⑤熔融的硫酸钾⑥食盐晶体⑦硫酸溶液⑧乙 醇⑨醋酸⑩氨水,其中能够导电的是__________,强电解质是_______,弱电解质是__________,非 电解质是_____________。 问题探究: 1.强电解质溶液离子浓度大 ,而弱电解质溶液离子浓度小,是否正确?为什么?试举例说明 2. 强电解质溶液导电能力大,而弱电解质溶液导电能力小,是否正确?为什么?试举例说明 3.比较酸或碱性强弱的实验方法:

第二课时 弱电解质的电离平衡

[教学目标] :1.理解弱电解质电离平衡的建立和电离平衡的特征;
2.掌握影响电离平衡移动的因素; 3.掌握电离平衡常数和电离度的概念,并能用平衡常数讨论弱电解质的电离平衡。
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CH3COOH CH3COO - + H+ [重点]:影响电离平衡移动的因素、电离平衡常数 [难点]:影响电离平衡移动的因素 速 [教学方法]:实验、交流讨论、讲解、练习、归纳等 率 [教学过程]: V离子化 电离平衡状态 一、弱电解质电离平衡的建立 1. 在一定条件(如温度、浓度)下,当弱电 1、概念:在一定条件下(如:温度、压强) ,当弱电解质电离 解质分子电离成离子的速率和离子重新结 成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时,电离 v分子化 合成分子的速率相等时,电离过程就达到 过程就达到了平衡状态,这叫做电离平衡。 平衡状态 时间 二、电离平衡的特征
弱 研究对象是弱电解质的电离平衡 电离平衡是化学平衡的一种,因此同样具有 等 V离子化=V分子化 “ ”“ 、 ”“ 、 ”“ 、 ”的特征。 动 电离平衡是一种动态平衡 三、电离平衡常数和电离度 2.特点: 定 条件不变,溶液里既有离子又有分 2.特点: 1、电离平衡常数是指在一定条件下,弱电解质在 子,且各分子、离子 的浓度不变, 溶液中达到平衡时,溶液中电离所生成的各种离子 变 条件改变时,电离平衡发生移动。 浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值。 HA H+ + A-

K?

c A- ? c H ? c ?HA?

? ? ? ?

注: (1)在此计算公式中,离子浓度都是平衡浓度; (2)电离平衡常数的数值与温度有关,与浓度无关;弱电解质的电离是吸热的,一般温度越高, 电离平衡常数越 (填“大”或“小”; ) (3)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱,通常用 Ka 表示弱酸的电离平衡常数,用 Kb 表示 弱碱的电离平衡常数。 意义:判断弱电解质相对强弱。Ka 越大,弱酸的酸性越强;Kb 越大,弱碱的碱性越强。 多元弱酸是分布电离的,每一级电离都有相应的电离平衡常数(用 Ka1、Ka2 等表示) ,且电离平 衡常数逐级减小。 2、电离度 ? ? 已电离的弱电解质浓度?100%
弱电解质的初始浓度

注:弱电解质的电离度与溶液的浓度有关,一般而言,浓度越大,电离度越小 ;浓度越小,电离 度越大。 四、影响弱电解质电离平衡移动的因素 内因(决定性因素)——弱电解质的本性。 外因:溶液浓度—— 、温度—— 其它因素:如改变 PH 值等 — 思考 1:0.1mol/L CH3COOH CH3COO + H+ 平衡 移动 NaOH(s) HCl(g)
21

n(H+)

C(H+)

C(CH3COO-)

电离平衡 常数

电离度

溶液的导 电能力

NaAc(s) Na2CO3(s) 加热 冰醋酸 水 1、 浓度:弱电解质的溶液中,加水稀释,电离平衡正移,电离度增大。 即稀释 (填“促进”或“抑制” )电离。 思考:此规律用电离平衡常数如何解释? 2、温度:因为电离是吸热的,因此升温 (填“促进”或“抑制” )电离。 3、加入其它电解质 (1)加入与弱电解质电离出的离子相同的离子,电离平衡 移动,电离度 ; (2)加入与弱电解质电离出的离子反应的离子,电离平衡 移动,电离度 。 思考 2:一元强酸与一元弱酸的比较 (1)相同物质的量浓度、相同体积的 HCl 与 CH3COOH 的比较 HCl C(H ) 中和酸所用 NaOH 的物质的量 与过量 Zn 反应产生 H2 的体积 与 Zn 反应的起始反应速率 (2) 相同 C(H )、相同体积的 HCl 与 CH3COOH 的比较 HCl 酸的浓度 中和所用 NaOH 的物质的量 与过量 Zn 反应产生 H2 的体积 与 Zn 反应 起始反应速率 反应过程速率
+ + +

CH3COOH

CH3COOH

例:将 C(H )相同,溶液体积也相同的两种酸溶液(甲:盐酸;乙:醋酸)分别与锌反应, ,若最后 有一溶液中有锌剩余,且放出的气体一样多,对此有如下判断: (1)反应所需时间:乙 < 甲 (2)开始时反应速率:甲 > 乙 (3)参加反应的锌的质量:甲 = 乙 (4)整个反应阶段的平均速率:乙 > 甲 (5)盛盐酸的容器中有锌剩余 (6)盛醋酸的容器中有锌剩余,以上判断正确的是 ( ) A.(1)(2)(3)(5) B.(1)(3)(5) C.(2)(3)(6) D.(1)(3)(4)(5) 思考 2:填表(0.01mol/L 醋酸溶液) 改变条件 电离程度 H+数目
22

加水

加入冰醋酸

升温

加 NaOH 固体

加浓硫酸

CH+(mol/L) 电离常数 导电能力 思考 3:①氢硫酸溶液存在如下平衡:H2S H++HS ,HS H++S2 。现使该溶液中 - PH 值增大,则[S2 ]如何变化? ②请用电离平衡移动原理解释为何 Al (OH)3 既能溶于强酸,又能溶于强碱? ③设计一个实验,证明 CH3COOH 是弱电解质,盐酸为强电解质? 思考 4:下列阴离子,其中最易结合 H+的是 - - - - A、C6H5O B、CH3COO C、OH D、C2H5O 三、一元强酸与一元弱酸的比较 相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
比较项目 C(H+) pH 中和碱的能力 与活泼金属产生 H2 的量 与金属反应的开 始速率
- - -

一元强酸 一元弱酸 相同 pH、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
比较项目 加水稀释相同 C(酸) C(H+) 倍数 pH 中和碱的 能力 与活泼金属 产生 H2 的量 与金属反应 的开始速率

一元强酸 一元弱酸 课堂练习: 1、在体积都为 1L,PH 值都等于 2 的盐酸和醋酸溶液中,投入 0.65g 锌,则下列哪组曲线比较 符合客观事实( )

PH HCl CH 3 COOH ot
1

t2 A

时间

产 生 H2 速 率

HCl
CH 3 CO OH

o B

t1 t2 时间

产 生 H2 的 量

CH 3 COOH

[H + ]

CH 3 COOH

HCl o t1 t2 时间 C

HCl o t1 t2 D 时间

2、从植物在中可提取出一种简写为 HIn 有机物,它在水溶液中存在下列平衡:Hin(红色) - + H +In (黄色) ,而可用作酸碱指示剂,能使溶指示剂在溶液中显黄色,最合适选用的试剂是( ) A、HCl B、Na2O2 C、NaHCO3 D、NaHSO4 3. A. C. D. 醋酸溶液加水稀释,在稀释过程中 [ bd ] 溶液中 CH3COO-的浓度增大 B. 溶液中 H+个数增多,H+离子的浓度减小 溶液中 H+个数减少,H+的浓度减小 溶液中 CH3COOH 的分子数减少, CH3COOH 的浓度也减小
23

4.欲使醋酸溶液中的 CH3COO-浓度增大,且不放出气体,可加入的少量固体是( ac ) A、NaOH B、NaHCO3 C、CH3COOK D、Mg 5.在 25℃时,用蒸馏水稀释氨水,随溶液的稀释,下列各项中始终保持增大趋势的是( a ) A. B. C. D. C (OH ? ) ? C ( NH ? H O) C (OH ? ) C(H+) 6. 一定量的冰醋酸加水稀释的变化如图所示: (1)稀释过程中,溶液的导电能力将如何变化? (2)稀释过程中,冰醋酸的电离程度如何变化? (3)若将冰醋酸改为 1mol/L 的醋酸溶液,曲线将如何变化? 0 V(H2O) 单位:L) ( 7. 在 1L 浓度为 cmol/L 的弱酸 HA 溶液中,HA、H+和 A-的物质的量之和 ncmol,则 HA 的电离度是 [ c ] 8. 在相同温度下, 0.1mol/L 的氨水(甲)与 0.01mol/L 的氨水(乙),则甲、 乙溶液中氢氧根离子浓度 之比 10。理由是 (甲的浓度是乙的浓度的 10 倍,而浓度越大,电离度越小, 故甲、乙的氢氧根离子浓度之比小于 10)
C ( NH 3 ? H 2O)
C ( NH 4 ) C (OH ? )
3

C ( NH 4 )

?

2

第三课时
一、水的电离

常见的弱电解质
【思考与交流】你能算出纯水或稀溶液 中的c(H2O)吗? 纯水或稀溶液的密度为 1g/cm3。 解:取1L 水或稀溶液
c(H2O)= n(H2O)/V(液) =m(H2O)/[M(H2O)V(液)] =[V(液)ρ (H2O)]/[M(H2O)V(液)] =1000/18=55.56 mol /L

1、水是一种极弱的电解质,能微弱的电离:
+ +

H2O+H2O ( H2O 电离常数:K 电离=

H3

O++OH-

H++OH-)
C(H+)×C(OH-)

C(H2O)

【小结】 (1)Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用 所以 K W =K 电离× C(H2O)= C(H+)×C(OH-) 于其他溶液。 为一个新的常数。 (2)在水溶液中,Kw中的C(OH-) 、 C(H+) 1、水的离子积 指溶液中总的离子浓度。 (3)常温下,任何稀的水溶液中,Kw= 在一定温度时: C(H+)×C(OH-)=Kw,叫水的离子积 C(H+)×C(OH-)=1×10-14 25℃时,Kw=1×10-14 (4)不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液, +)=C(OH-)=1×10-7mol/L C(H 水电离出的C(H+)=C(OH-) + 提问:常数是否就不变呢?根据前面所学知 (5)根据Kw=C(H )×C(OH ) 在特定温度下 识,水的离子积会受什么外界条件影响? 为定值,C(H+) 和C(OH-) 可以互求。
水的浓度为常数, K 电离也是常数

24

1、25℃时,向纯水中加入少量氯化氢气体,仍能保 持不变的是 (C ) A.c(H+) B.c(OH-) C.Kw D.c(H+)/c(OH-) 2、纯水在10℃和50℃的H+浓度,前者与后者的关系 是( B ) A、前者大 B、后者大 C、相等 D、不能确定 3、某温度下纯水中C(H+) = 2×10-7 mol/L,则此时溶 液中的C(OH-) = ___________。 2×10-7 mol/L 若温度不变,滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10-6 mol/L, 则此时溶液中的C(OH-) = ___________。 2×10-9 mol/L

2、影响Kw的因素 Kw只与温度有关,温度 越高, Kw越大
分析表中的数据,有何规律,并解释之
温 度 Kw 0℃ 20℃ 25℃ 50℃ 100℃

1.34×10-15

6.81×10-15

1.01×10-14

5.47×10-14

5.50×10-13

结论: 1)温度越高,越大。 2)水的电离是吸热过程。

课堂练习: 4、若25℃时Kw=1×10-14,求由水电离出来 的 c(H+)? 5、若100℃时Kw=1×10-12,由水电离出来 的 c(H+)? 思考: 若溶液pH=7为中性溶液,那么pH=6是酸 性溶液吗?
+ -

3、影响水的电离平衡移动的因素 思考:影响水的电离平衡移动的因素有哪些 讨论1:改变温度 增大 升高温度α 水———,水的 右 增大 电离平衡向____移动,并且Kw_____。 减小 降低温度α 水———,水的 减小 左 电离平衡向____移动,并且Kw_____。

讨论 2:直接增大[H+]:在 H2 O == H +OH 平衡中,加入( 强酸或强酸的酸式盐 ),增大[H+],则平 衡向左移动,α 水减小,水的电离被抑制,Kw 不变,则[OH ]必然会减小。 + 讨论 3:直接增大[OH-]:在 H2 O == H +OH 平衡中,加入碱 ,增大[OH ] ,则平衡向左移动,α 水 + 减小,水的电离被抑制,Kw 不变,则[H ]必然会减小。

讨论4:减少[H+ ](或减少[OH-] )

【总结】
增大[H+](加酸或强酸酸式盐) 抑制水电离 增大[OH-] (加碱) 降低温度 升高温度 促进水电离 减小[H+]:加含CO32- 、S2-、
CH3COO-、HCO3- 的盐

在H2 O H+ +OH-平衡中,加入 某些盐 , 减小[H+] 或[OH-],则平衡向 左 移动, 不变 α 水____,促进水的电离,Kw_____ 增大 含有下列离子的盐如:CO32- 、 S2-、CH3COO-、以及HCO3- 、 NH4+、Fe3+、 Cu2+、Al3+
现在请同学们阅读课本p67 及表3-4,思考 弱酸弱碱的酸碱性与电离常数的关系 二、弱酸、弱碱 弱酸弱碱的酸碱性强弱决定于同温度 下的电离常数,K越大,酸性(或碱性)越 强 下面请同学们阅读教材p68资料卡 “多元弱酸分步电离” 作业:

减小[OH-]:加含 NH4+、Fe3+、
Cu2+、 Al3+的盐

多元弱酸,分步电离,第一步电离远大 于第二步电离,第二步电离远大于第三 步电离……, 如何用平衡移动原理来解释?

电离难的原因:

a、一级电离出H+后,剩下的酸根阴离 子带负电荷,增加了对H+的吸引力, 使第二个H+离子电离困难的多; b、一级电离出的H+抑制了二级的电离。 结论:多元弱酸的酸性由第一步电离决定。

1、已知100℃时,Kw =1×10-12,分别求出该温度下,纯水、0.1mol/LHCl溶液、 0.1mol/L的NaOH溶液中的c(H+) . 25 2、教材p69 第3题

第二单元
第一课时

溶液的酸碱性
溶液的酸碱性

[教学目标] :1、使学生了解水的电离和水的离子积
2、生了解溶液的酸碱性与 pH 的关系 3、通过水的离子积和溶液酸碱性等内容的教学,对学生进行矛盾的对立统一、事物间的 相互关系和相互制约等辨证唯物主义观点的教育

[重点]:水的离子积,溶液酸碱性和溶液 pH 值的关系 [难点]:水的离子积 [教学方法]:实验、交流讨论、讲解、练习、归纳等 [教学过程]:
1、 溶液的酸碱性与 c(H )和 c(OH )的关系: 投影显示空表,教师引导填写,然后推出结论。 电解质 溶液 纯水 盐酸 氢氧化 钠 加 HCl,c(H ) 增大, 平衡左移 加 NaOH , c
— + + —

对水电离平衡 的影响

溶 液 中 c(H ) (mol/L) =10 >10 <10
-7 -7 +

溶 液 中 c ( OH =10 <10 >10


c(H )与


+

c (H ) · c(OH ) 10 10 10
-14 -14 —

+

溶液 酸碱 性 中性 酸性 碱性

) c(OH )比较 相 c(H )> c(OH )
— +

(mol/L)
-7 -7



-7

-7

c(H )< c(OH )


+

-14

(OH )增大, 平衡左移
+ + + — — — -7

中性溶液 c(H )= c(OH )= 1×10 mol/L 酸性溶液 c(H )> c(OH ) ,c(H )> 1×10 mol/L 碱性溶液 c(H )< c(OH ) ,c(H )< 1×10 mol/L 注:①水中加酸或碱均 抑 制水的电离,但由水电离出的 c(H )与 c(OH )总是相等。 ②任何电解质溶液中,H 与 OH 总是共存,但不能大量共存。溶液的酸、碱性主要在于 c(H ) 与 c(OH )的相对大小。c(H )与 c(OH )此增彼长,且 Kw = c(H )·c(OH )不变。 讲述:酸性溶液中 c(H )越大,酸性越强,碱性溶液中 c(OH )越大,碱性越强。我们经常用到一 些 c(H )很小的溶液,如 c(H )=1×10 mol/L 的溶液,用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很 不方便。为此,化学上常采用 pH 来表示溶液酸碱性的强弱。 2、溶液的 pH: (1)定义:pH =-lg{c(H )} (2)适应范围:稀溶液,0~14 之间。 有关溶液的 pH 值的几个注意问题: ①pH 值是溶液酸碱性的量度。常温下,pH=7 溶液呈中性;pH 值减小,溶液的酸性增强;pH 值增大, 溶液的碱性增强。
26
+ + + -7 + — — + — + — + — + + — + -7 + -7

②pH 值范围在 0-14 之间。pH=0 的溶液并非没有 H ,而是 C(H )=1mol/L;pH=14 的溶液并非没有 OH , 而是 C(OH )=1mol/L。pH 改变一个单位,C(H )就改变 10 倍,即 pH 每增大一个单位,C(H )就减小到 原来的 1/10;pH 每减小一个单位,C(H )就增大到原来的 10 倍。 ③当 C(H )>1mol/L 时,pH 值为负数,当 C(OH )>1mol/L 时,pH>14。对于 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 值仅适用于 C(H )或 C(OH )小于等于 1mol/L 的稀溶液。 ④也可用 pOH 来表示溶液的酸碱性,pOH=-lgC(OH ),因为 C(H )·C(OH )=10 ,若两边均取负对数, 得 pH+pOH=14。 ⑤可用 pH 试纸来测定溶液的 pH 值。方法:用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液,滴在 pH 试纸上 (注意不能将 pH 试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒,因为这样做,实际上已将溶液稀释,导致所测定 的 pH 不准确)将 pH 试纸显示的颜色随即(半分钟内)与标准比色卡对照,确定溶液的 pH 值(因为 时间长了,试纸所显示的颜色会改变,致使测得的 pH 不准。 ) 思考:25℃时, ①.纯水的 pH? 分析:纯水,25℃时 c (H )= 1×10 mol/L ②.物质的量浓度为 1×10 mol/L 盐酸溶液 pH? 分析:c (H )= 1×10 mol/L ③.物质的量浓度为 1×10 mol/L 的 NaOH 溶液 pH?[来源:学+科+网 Z+X+X+K][来 源:Z&xx&k.Com]
-2 + -2 -2 + -7 -+ -14 + + + + + +

+

+

-

c (OH-)= 1×10-2mol/L

练习: 1.在 25 C 某稀溶液中,由水电离产生的 c(H )=10 mol/L,下列有关溶液的叙述正确的是(CD) A.该溶液一定呈酸性 C.该溶液的 pH 可能约为 1
0 0 + -13

B.该溶液一定呈碱性 D.该溶液的 pH 可能约为 13

2.25 C 时,10 体积的某强酸溶液与 1 体积的某强碱溶液混合后溶液呈中性,则混合之前,该强酸的 pH 与强碱的 pH 之间应满足的关系是什么?(pH 酸+pH 碱=15) 3.在 80 C 时,纯水的 pH 小于 7,为什么?(因为水的电离过程是吸热过程,所以升高温度,平衡 右移,使 c(H )=c(OH )>10
+ — —7 0

mol/L,所以 pH 小于 7)
+

4.pH = 4 的盐酸用水稀释 100 倍、1000 倍、10000 倍,pH 值各为多少? 5.在 0.01mol/LHCl 中,由水电离出来的[H ]为多少? 6.某溶液中由水电离产生的[H ]= 1╳10
—x + —10

mol/L,则该溶液的 pH 值可能是?

7.某盐酸中 1╳10 mol/L,某氨水的 pH 为 y,已知:x+y = 14,且 y>11,将上述两溶液分别取等体积, 充分混合后,所的溶液中各离子浓度由大到小的顺序是? 8.pH = 5 的强酸与 pH = 11 的强碱溶液混合至 pH=7,求酸碱的体积比?
27

第二课时
pH 的有关计算: (1)求酸或碱溶液的 pH (2)求强酸或强碱稀释后的 pH (3)求混合溶液的 pH ①两种强酸(碱)混合 ②强酸与强碱混合 (4)pH+pOH=14 板书:三、有关溶液 pH 的计算

PH 值计算专题

a〃先判断溶液的酸碱性 + b〃若为酸性,先求出 c(H+)后由 pH =-lg{c(H )}求 pH — — 若为碱性,先求 c(OH )后由 Kw = c(H+) 〃c(OH ) 求 c(H+) ,再求 pH c.判断酸、碱溶液是稀还是较浓。如果是极稀的溶液,水的电离 不能忽视;如果是较浓的酸、碱溶液,可忽略水的电离

(二)强酸或强碱稀释后pH的计算

(一)单一强酸或强碱pH的计算 pH=-lgc(H+) pOH=-lgc(OH- ) 常温下:pH+pOH=14 ---?
1、求0.05mol/L的H2SO4溶液的pH。

3.取1mLpH=3的H2SO4溶液加水稀释到100mL后,溶 液的pH是多少? 强酸溶液pH(稀释)=pH(原来)+lgn(n为稀释倍数) 4、取pH=12的NaOH溶液与水按1:99的体积比混 合后,溶液的pH是多少?

2、求0.05mol/L的Ba(OH)2溶液的H+浓度及pH。强碱溶液pH(稀释)=pH(原来) - lgn(n为稀释倍数)

思考:
(1) PH=4的盐酸用水稀释100倍、1000倍、 10000倍,PH值各为多少? (2) PH=4的醋酸用水稀释100倍、1000倍, PH值如何变化? (3) PH=10的NaOH溶液用水稀释100倍、1000倍. 10000倍,PH值各为多少? 注意: 酸、碱溶液无限稀释时,溶液的pH只能无限 接近7,但酸的pH永远小于7,碱的pH永远大于7.

(一)强酸、强碱自相或互相混合(体积变化忽略不计) (1)酸 I+酸 II (2)碱 I+碱 II

练习: (三) 强酸与强酸混合

n I ( H ? ) ? n II ( H ? ) VI ? VII n I (OH ? ) ? n II (OH ? ) [OH ] = VI ? VII
[H ] =
+

在25℃时,pH=1的盐酸溶液和pH=4的硫 5. 25℃时,pH=1的盐酸溶液1L和pH=4 酸溶液等体积混合,pH等于多少? 的硫酸溶液1000L混合,pH值等于多少? pH=-lgc(H+) 解: pH=-lgc(H+) (四) 强碱与强碱混合 =-lg(1×10-1+1×10-4)/(1+1) =-lg(1×10—1+1000×10-4)/(1+1000) 6. 在25℃时,pH=9和pH=11的两种氢氧化钠 =-lg5×10-2 溶液等体积混合,pH值等于多少? =-lg2×10—4 =2-lg5 解: c(OH-)=( 1 × 10-5+1×10-3)/(1+1) =4-lg2 pH混= pH小+0.3 =1.3. =5=3.7 -4 × 10 (四) 强碱与强碱混合 c(H+) =1.0×10-14/5 × 10-4=2 × 10-11 关键:抓住氢离子进行计算! 6. 在25℃时,pH=9和pH=11的两种氢氧化钠 关键:抓住氢离子进行计算! pH=-lg2×10-11=11- lg2=11-0.3 溶液等体积混合,pH等于多少? ——— =10.7 解: c(OH-)=( 1 × 10-5+1×10-3)/(1+1) =5 × 10-4 pH混= pH大- 0.3 -) pOH=-lgc(OH 关键:抓住氢氧根离子进行计算! 28 pOH=-lg5×10-4 =4-lg5 =3.3

解:

pH=14- pOH =10.7

关键:抓住氢氧根离子进行计算!

注意:两强碱混合
求:pH=10和pH=8的强碱溶液等体积混合的pH.

解1:c(H+)=(10-10+10-8)/2mol/L=5X10-9mol/L pH=9-lg5=8.3 解2:c(OH-)=(10-4+10-6)/2mol/L=5X10-5mol/L c(H+)=2X10-10mol/L pH=10-lg2=10-0.3 = 9.7
碱混合先算c(OH-),再算c(H+),最后算pH

X

(3)酸 (五) 强酸与强碱混合(1) I+碱 II 7. 在25℃时,100mL O.6mol/L的盐酸与 完 全 等体积0.4mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液 + 中和: ] 的pH等于多少? [H = [OH ] = 解: NaOH+HCl=NaCl+H2O
?7 1 ? 10

mol/L 酸过量:

关键:抓住氢氧根离子进行计算!
[H ]=
+

关键:酸过量先算氢离子浓度! n I ( H ? ) ? n II (OH ? )

0.04 0.06 pH=-lgc(H+) =-lg0.02/(0.1+0.1) =-lg10-1 =1

VI ? VII

碱过量:[OH ] = n I (OH ) ? n II ( H )

?

?

VI ? VII

例: PH=6 的 HCl 和 PH=10 的 NaOH 溶液等体积混 将 合,求该混合溶液的 PH 值。 -6 -6 解: C(H+)=1×10 mol/L n(H+)=1×10 Vmol -4 n(OH )=1×10 V mol -4 故余约 n(OH-)=1×10 V mol -5 -10 C(OH )=5×10 mol/L C(H+)=2×10 mol/L -10 PH=-lg2×10 =10- lg2 (二)溶液酸碱性 pH 计算经验规律

(五) 强酸与强碱混合(2)
8. 在25℃时,100mL 0.4mol/L的盐酸与等体 积0.6mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH等 于多少?

解: NaOH+HCl=NaCl+H2O

0.06 0.04 pOH=-lgc(OH-) =-lg0.02/(0.1+0.1) =1 pH=14 - pOH = 13

关键:碱过量先算氢氧根离子浓度!

混合物质 A、B 均为酸 A、B 均为碱 A 是酸、B 是碱

两种溶液 pH 关系 pHA<pHB pHA<pHB pHA+pHB=14 pHA+pHB<14(酸剩余)

混合后溶液 pH pHA+0.3 pHB-0.3 7 pHA+0.3

pHB-0.3 pHA+pHB>14(酸剩余) (注意:酸碱溶液的 pH 之差必须?2,否则误差较大) (1)两强酸等体积混合 混合后的 pH=小的+0.3 (2)两强碱等体积混合 混合后的 pH=大的—0.3 (3)当按所给反应物质的量之比计算时,酸碱不论强弱,谁大谁过剩,溶液呈谁性。 (4)酸碱等体积混合①pH = 2 某酸与 pH = 12 某碱混合 pH 难定②pH = 4 某酸与 pH = 10 NaOH 混 合 pH?7③pH = 4 H2SO4 与 pH = 10 某碱混合 pH?7④0.01mol/L pH = 2 一元酸与 0.1mol/L pH = 12 一元碱混合 pH = 7
29

(5) pH 减小一个单位,[H+]扩大为原来的 10 倍。 PH 增大 2 个单位,[H+]减为原来的 1/100 + (6)稀释规律:分别加水稀释 m 倍时,溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中 c(H ) + 变为原来的 1/m ,但弱酸中 c(H )减小 小于 m 倍,故稀释后弱酸酸性强于强酸。 例 1、求下列溶液的 pH: (1)某 H2SO4 溶液的浓度是 0·005mol/L ①求此溶液的 pH②用水稀释到原来体积的 100 倍 4 ③再继续稀释至 10 倍 (2)pH=3 的盐酸与 pH=5 的硫酸等体积混合 (3)pH=10 和 pH=12 的两种 NaOH 溶液等体积混合 (4)pH=12 的 NaOH 和 pH =4 的 HCl 等体积混合 + -2 解析: (1)① c(H )=0·005mol/L×2=0·01 mol/L ,? pH=-lg10 =2 + -4 -4 ② c(H )=0·01mol/L÷100=10 mol/L ,? pH=-lg10 =4 ③ pH=7(强调酸稀释后不会变成碱! )
?3 ?5 + -4 -4 (2)c(H )= 10 ? 10 =5×10 , ? pH=-lg(5×10 )=4-lg5=3·3

2

(强调 10 是 10 的 100 倍,所以 10 可以忽略不计) (3)因为溶液呈碱性 c(OH )= 10?4 ? 10?2 =5×10 ?
— -3

-3

-5

-5

c(H )=

+

2

10?14 5 ? 10?3

=2×10

-12

? pH=-lg(2×10 )=12-lg2=11·7
-12

(4)NaOH 中 c(OH )=10 mol/L 液呈碱性。所以反应后 c(OH )= 10

?2



-2

HCl 中 c(H )=10 mol/L 二者等体积反应,碱过量,反应后溶
? 10?4 2

+

-4

=5×10 ?
-3

c



H

+



=

10?14 5 ? 10?3

=2

×

10

-12

? pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11·7
例 2、某温度下纯水的 C(H )=2.0╳10 mol/L,则此时 C(OH )为多少?若温度不变,滴入稀 H2SO4,使 + —4 + C(H )=5.0╳10 mol/L,则由水电离产生的 C(H )为多少? 答案:
c(OH ? ) ? 2.0 ? 10?7 m ol
? ?11 m ol L ; c( H ) 水电离 ? 8 ? 10 L。

+

—7

-

例 3、 常温下, pH ? 8 的 NaOH 与 pH=10 的 NaOH 溶液等体积混合后, 将 溶液中氢离子浓度最接近 (D) A.
1 (1 ? 10 ?8 ? 1 ? 10 ?10 ) mol L 2

B.
L

(1 ? 10?8 ? 1 ? 10?10 ) m ol
2 ? 10?10 m ol

L

C.

(1 ? 10?14 ? 5 ? 10?5 ) m ol

D.

L

例 4、pH=13 的强碱溶液与 pH=2 的强酸溶液混合,所得溶液的 pH=11,则强碱与强酸的体积比是(D) A、11:1 B、9:1 C、1:11 D、1:9 + -11 例 5、 常温时某溶液中, 测得由水电离出的 C(H )为 10 mol/L, 则对此溶液的下列叙述中, 正确的是 (CD) A、一定是酸溶液 B、一定是碱溶液 C、可能是 pH=3 的酸溶液 D、可能是 pH=11 的碱溶液 例 6、将 pH=5 的盐酸溶液稀释 1000 倍后,溶液的 pH 为( C ) A、等于 8 B、等于 7 C、接近 7 又小于 7 D、大于 7 而小于 8

30

例 7、有 PH 相等的盐酸和醋酸( pH ? 5 ) ,如何通过实验的方法证明。 解析:经分析可知一为强酸(盐酸) ,强电解质,另一为弱酸(醋酸) ,弱电解质。利用二者在电离 过程中的区别,可用稀释相同倍数后测 pH 的方法进行鉴别。 答案:取相同体积的两种酸,加水稀释 10 倍,用玻璃棒分别蘸取稀释后两种酸,点在 PH 试纸上, 稍后与比色卡比较,其中 PH 较小的为醋酸,另一为盐酸。 例 1 25℃时,将某强酸和某强碱溶液按 1∶10 的体积比混合后溶液恰好中性,则混合前此强酸 与强碱溶液的 pH 之和是 练习: A.12 B.13 C.14 D.15 取80mLNaOH溶液加入到120mL盐酸中,所得 + 解析 由 H +OH H2O,溶液呈中性,则 溶液的pH为2。如果混合前NaOH溶液和盐酸的物 质的量浓度相同,则它们的浓度是多少? n(H+)=n(OH-),即 c(H+)酸·1=c(OH-)碱·10,将
解:依题意,两种溶液中和后盐酸过量,且反应后 的溶液中: C(H+)=0.01mol/L n(HCl)=(0.08+0.12)L X 0.01mol/L=0.002mol 设反应前两种溶液的物质的量浓度为c

KW c( H ? ) 碱 代入并整理得 pH 酸+pH 碱=13。 c(OH )碱= 本题
-

NaOH
1

+

HCl
1

=

NaCl

+

H2O

正确答案为 B。 *例 2 若室温时,VaLpH=a 的 CH3COOH 溶液与 VbLpH=6 的 NaOH 溶液混合,恰好完全反应,则该
Va CH3COOH 的电离度(1)当 Vb =1 时,? =______; (2) 1 Va Va ? ? 当 Vb =10 时, ______; 当 Vb = 10 时, =______。 (3)
+ -a

0.08Lx c 0.12Lx c – 0.002mol 即:0.08Lx c = 0.12Lx c-0.002mol

答:(略)

解得:c=0.05mol/L

解析 设 CH3COOH 的浓度为 c mol/L。pH=a 的 CH3COOH 中 c(H )=10 c(OH )=10
(b-14)
?

mol/L;pH=b 的 NaOH 溶液中 。

mol/L。因恰好反应,则有 Va×c=Vb×10

(b-14)

,即

Vb Va c=

×10

b-14

Va c( H ) ? = c ×100%= Vb ×10(14-a-b)×100%
Va 讨论: 当 Vb (1)
Va (3)当 Vb

=1 时, 代入上式即得 ? =10(16-a-b)%; 当 V (2)

Va
b

=10 时, 代入上式即得 ? =10

(17-a-b)

%;

1 ( ) = 10 时,代入上式即得 ? =10 15-a-b %

第三课时

酸碱中和滴定

[教学目标] :1.了解酸、碱滴定管的结构特点和使用方法。
2.理解中和滴定的原理,能够绘制中和滴定过程中 PH 变化的曲线。 3.经历中和滴定的过程,知道中和滴定的步骤,初步掌握中和滴定的实验操作。 4.通过体验水洗、标准液洗涤、滴定、读数、平行实验等操作,感受严谨的科学态度对定量实 验的重要性,发展动作技能。 5.在理解中和滴定原理的基础上,掌握实验误差分析策略。 [重点]:中和滴定的基本实验操作 [难点]:实验误差分析 [教学方法]:实验、交流讨论、讲解、练习、归纳等

[教学过程]:
[问题情景]从 P73 页表 3-7 中你能概括出作物适宜生长的土壤 PH 有什么特点?……
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大部分栽培植物喜欢在弱酸性和弱碱性条件下生长,用 pH 低于 3,高于 11 的水灌溉作物,作物很快 死亡。大部分栽培植物喜欢在弱酸性和弱碱性条件下生长。不同作物对土壤的酸碱度要求不同,因 此测定土壤的酸碱度非常重要,那么怎么测定溶液的酸碱性呢? [知识回顾] 1.酸碱中和反应的实质是什么? 2.已知某土壤溶液呈酸性,要想测定其氢离子浓度,根 据中和反应,需要测定哪些数据? [小结]1.中和反应的实质:H++OH-=H2O 2.中和滴定的原理:以盐酸与氢氧化钠反应为例。 HCl + NaOH == NaCl + H2O 如果已知盐酸的浓度,测定 NaOH 的浓度。 量取 VB,读出 VA,即可求出 C(B) 。 [讲解]滴定管的结构和使用方法……让学生观察酸碱 滴定管的结构,注意以下两点 1.酸碱滴定管的结构 2.使用方法
疑问3:两种滴定管有什么差别,怎样使用? 不同之处: 1.控制机关: 2.调零方式: 3.操作指法: 4.盛放对象: 酸式:活塞 碱式:橡胶管+玻璃珠 酸式:转动活塞 碱式:尖嘴朝上,挤压玻璃珠 酸式:大拇指,食、中指轻旋活塞 碱式:大拇指食指捏球中略偏上位 酸式:酸性试剂+氧化剂 碱式:碱性试剂

疑问3:两种滴定管有什么差别,怎样使用? 相 同 之 处: 1.管身刻度: 2.管身标记: 3.用 途: 4.量液原理: 5.加液方式: 6.常见规格: 7.读数要领: 8.使用程序:
(1) “0”在上端; (2) 每大格1mL,每小格0.1mL; (3) 精确度0.01;

(1)温度 (2)容量 (3) “0” 精确量取或滴加液体(细长) V1-V0,体积差 与量筒的区别 “口对口”直接倾倒 25mL 、 50mL (1) “双垂直”; (2) 读2位小数
(3) 视线穿刻度与凹液面最低点相切

查A 洗 漏 涤

润 洗

装 液

排 气

读 数

取 液

1.酸碱滴定管的结构。 (1)酸式滴定用的玻璃活塞,碱式滴定管用的橡皮管。 (思考为什么?) (2)滴定管的刻度从上往下标,下面一部分没有读数,因此使用时不能放到刻度以下。 (3)酸式滴定管不能用来盛放碱溶液,碱式滴定管不盛放酸溶液。 (4)滴定管的精确度为 0.01mL,比量筒精确。 2.使用方法 :检漏 →洗涤 → 润洗 → 装液→ 排气、调零 → 滴定 [思考讨论]怎么确定滴定终点(酸碱恰好完全反应)? 1. 可用 PH 计 2. 酸碱指示剂 溶液颜色变化红后半分钟内不褪色 说明:①所选指示剂必须变色灵敏,明显;终点尽可能与变色防范围一致 ②由于石蕊颜色的变化不易观察,一般不用做中和滴定的指示剂 ③恰好反应生成正盐若水解为碱性用酚酞,若水解为酸性用甲基橙(弱酸滴定强碱 所选择的酸碱指示剂一般用无色酚酞;而强酸滴定弱碱则选择甲基橙) [示范练习]教师示范,学生认真观看,注意观察滴定步骤,识记各步的操作要点。
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1.准备:检漏—→蒸馏水洗—→溶液润洗 2.注入标准液:灌液—→排气泡—→调整液面并记录 3.量取一定体积的待测液:放出待测液—→加指示剂 4.滴定: 滴定操作—→滴定终点判断—→数据读取记录 {操作要点}在教师的引导下,学生回忆操作步骤,进行心理练习,形成动作表象,强化操作顺序 和操作要点,以便顺利准确地进行操作练习。 1.为什么要用待盛液润洗滴定管?怎么润洗? 2.为什么要排尽玻璃尖嘴管中的气泡,怎样操作? 3.滴定过程中用_______手控制活塞,用________手摇动锥形瓶,眼睛应注视__________ 4.如何判断滴定已经达到终点?_______________________________________________ [活动与探究]分组完成教材 P75 页的“活动与探究”,并绘制出滴定过程的 PH 变化图。 [交流讨论]为什么滴定过程中接近终点时 PH 会发生突变? 这个突变有什么意义? [小结] 可通过计算得出多滴 1 滴或少滴 1 滴(约 0.05mL)PH 突变的原因。这种突变说明只要选 择变色范围在这一范围的指示剂, 不会产生很大误差, 因为多滴 1 滴或少滴 1 滴 PH 会产生明显变化。 [巩固应用] 1、(1)图 I 表示 10mL 量筒中液面的位置,A 与 B,B 与 C 刻度间 相差 1mL, 如果刻度 A 为 4,量简中液体的体积是________mL。 (2) II 表示 50mL 滴定管中液画的位置, 图 如果液面处的读数是 a , 则滴定管中液体的体积(填代号)______________。 A. 是 amL C. 一定大于 amL B.是(50-a)mL D.一定大于(50-a)mL

2、某学生中和滴定实验的过程如下:? (a)取一支碱式滴定管,(b)用蒸馏水洗净,(c)加入待测的 NaOH 溶液,(d)记录液面刻度的读数,(e) 用酸式滴定管精确放出一定量标准酸液,(f)置于未经标准酸液润洗的洁净锥形瓶中,(g)加入适量蒸 馏水,(h)加入 2 滴酚酞试液,(i)开始滴定,边滴边摇荡,(j)边注视滴定管内液面变化,(k)当小心滴 到溶液由无色变成粉红色时,即停止滴定。(l)记录液面刻度的读数。(m)根据滴定管的两次读数得出 NaOH 溶液的体积为 22 mL。指出上述实验过程中的错误之处(用编号表示) cfijkm 3.进行中和滴定时,事先不应该用所盛溶液洗涤的仪器是( A.酸式滴定管 B.碱式滴定管 )? D.锥形瓶中溶液颜色变化? D.25 mL 碱式滴定管? 标准溶液体积/mL 平 实际体积 均 值
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。?

)?

C.锥形瓶

D.移液管?

4.中和滴定中,视线应注视( A.滴定管内液面变化 A.25 mL 移液管

B.液滴滴出速度?C. 定管刻度 滴 )? B.25 mL 量筒? 待测溶液体积/mL

5.要准确量取 25.00 mL 稀盐酸,可用的仪器是(

C.25 mL酸式滴定管

[活动与探究]分组完成 P76 页的活动与探究实验,记录数据并填入下表数据记录及处理 滴定 次数 量取前刻 度

量取后刻 度

滴定前刻 度

滴定后刻 度

实际体积

平均 值

1 2 计算:根据上述数据,计算 NaOH 的物质的量浓度_________________________ {误差分析} (在学生讨论的基础上以讨论 1 为例分析概括引导学生得出误差分析的策略,再由学生 运用所学策略解决其余讨论题) {示例}小组讨论:下列操作对实验结果有什么影响? 1. 酸式滴定管用蒸馏水洗涤后未用标准盐酸溶液洗涤。 2. 锥形瓶用蒸馏水洗涤后再用待测液 NaOH 溶液润洗 2-3 次。 3. 滴定前仰视,滴定后俯视。 。 {实验评价}让学生根据误差分析方法,以小组为单位对自己的误差原因进行分析,完成操作反馈, 如果时间不够,可放在课后。 [问题解决] 下面是用标准酸滴定待测碱而引起的结果变化情况 : 实验操作情况 ① 开始滴定时滴定管尖嘴处留有气泡 ② 读数开始时仰视,终止时俯视 ③ 到滴定终点时尚有一滴酸挂在滴定管尖嘴外而未滴入锥瓶 ④ 洗净的碱管未用标准液润洗 ⑤ 洗净的锥瓶用待测碱润洗 ⑥ 不小心将标准液滴至锥瓶外 ⑦ 不小心将待测碱液溅至锥瓶外 ⑧ 滴定前向锥形瓶中加入 10 mL 蒸馏水,其余操作正常 ⑨指示剂(可当作弱酸)用量过多 偏 对 c 碱的影响 偏 偏 偏 偏 偏 偏 偏

[课堂小结]

CB ?

C AV A VB

知 CA,量 VB,读 VA,求 CB

的 液 . 待 准 测 . 备 液 量 取 、 . 一 注 滴 定 入 定 体 标 积 准
1 2 3

滴定 原理 操作步骤 主要仪器

酸碱中和滴定
误差 分析

白 杯 定 纸 、 管 锥 、 形 滴 瓶 定 、 管 铁 架 夹 台 、 、 烧

酸 式 滴 定 管 、 碱 式 滴

4

CB ?

C AV A VB

通过 VA 判断误差
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练习: 1.用 0.01mol/L H2SO4 滴定 0.01mol/L NaOH 溶液,中和后加水到 100m L,若滴定前终点判断有误差: ① 多加 1 滴 H2SO4② 少加 1 滴 H2SO4(1 滴为 0.05mol/L) 求① 和② C(H+)之比的值为多少? 2.某工厂废水中游态氯,通过下列实验测定浓度: (1)取水样 10.0m L 于锥形瓶,加入 10.0m L KI 溶液(足量)滴入指示剂 2~3 滴 (2)取一滴定管依次用自来水、蒸馏水洗净,然后注入 0.01mol Na2S2O3 溶液,调整液面,计下读数 (3)将锥形瓶置于滴定管下进行滴定,发生反应 I2+2Na2S2O3=2NaI+Na2S4O6 回答下列问题 1.步骤(1)加入的试剂是 2.步骤(2)应使用 3.步骤(3)当待测液由 4. Cl2 的实际浓度比所测得浓度应 式滴定管 色变为 色且不再变化即达终点,若耗去 Na2S2O3 溶液 20.0m , (偏大、偏小)造成误差的原因是

L,则废水中的 Cl2 的物质的量浓度为

第三单元 盐类的水解
[教学目标] :
知识目标:1、使学生理解盐类水解的本质及盐类水解对溶液酸、碱性的影响及变化规律。 2、盐类水解的离子方程式与化学方程式。 能力目标:1、培养学生分析问题的能力,使学生学会透过现象看本质。 2、培养学生归纳思维能力和逻辑推理能力。 3、培养学生的实验技能,对学生进行科学态度和科学方法教育。

[重点]:盐类水解的本质,理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解的规律 [难点]:盐类水解方程式的书写和分析 [教学方法]:实验、交流讨论、讲解、练习、归纳、启发式实验引导法等 [教学过程]:复习提问:
当溶液中,c(H ) = c(OH ) 中性,常温下,pH = 7 + c(H ) < c(OH ) 碱性,常温下,pH > 7
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+ -

c(H ) < c(OH ) 酸性,常温下,pH < 7 酸的溶液显酸性,碱的溶液显碱性,那么酸与碱反应生成的盐,溶液显什么性? 讲解:同学们,实验是我们探求未知问题的好方法,下面我们做一个实验来看看,将盐溶于水后, 溶液的酸碱性到底如何呢? 实验:①取少量 CH3COONa 溶于水,滴加几滴酚酞试剂,观察颜色变化。 ②取少量 NH4Cl 溶于水,滴加几滴紫色石蕊试剂,观察颜色变化。 ③取少量 NaCl,溶于水,找一名同学测一下 pH 值。 注:对于②可以做一个对比,清水中加几滴紫色石蕊试剂,进行比较。 结论:①CH3COONa 碱性 ②NH4Cl 酸性 ③NaCl 中性 学生实验:用 PH 试纸检验 Na2CO3、Al2(SO4)3、KNO3 【知识回顾】 溶液的酸碱性。 根据形成盐的酸、碱的强弱来分,盐可以分成哪几类? 讨论:由上述实验结果分析,盐溶液的酸碱性与生 酸 + 碱 == 盐 + 水 (中和反应) 成该盐的酸和碱的强弱有什么关系? 强碱 强酸 酸 碱 小结:盐的组成与盐溶液酸碱性的关系: 弱酸 弱碱 强碱弱酸盐的水溶液 显碱性 1、强酸强碱盐 NaCl、 K2SO4 强酸弱碱盐的水溶液 显酸性 2、强酸弱碱盐 FeCl3、NH4Cl 强酸强碱盐的水溶液 显中性 生成的盐 3、强碱弱酸盐 CH3COONa、K2CO3 讲述:下面我们分别来研究不同类盐的水溶液酸碱 4、弱酸弱碱盐 CH3COONH4、(NH4)2CO3 性不同的原因。 同学活动:请同学们讨论一下第一个问题,为什么 CH3COONa 水溶液呈碱性呢?醋酸钠、氯化钠都是盐, 是强电解质,他们溶于水完全电离成离子,电离出的离子中既没有氢离子,也没有氢氧根离子,而纯 水中[H+]=[OH-],显中性。而实际上醋酸钠显碱性,即[H+]<[OH-],氯化铵溶液显酸性,即[H+]>[OH-] 板书:一、盐类的水解: 讲解:CH3COONa 溶于水之后,完全电离。 (因为 CH3COONa 是强电解质。 ) + 板书:CH3COONa == CH3COO + Na ???? 引导: 把 CH3COONa 溶于水之后,溶液中存在哪些电离平衡? + 板书: H2O H + OH ???? + 讲解:我们知道,CH3COOH 是一种弱酸,在溶液中部分电离,溶液中既然存在 CH3COO 和 H ,根据,可 逆反应,反应物和生成物同时共存,那么就一定有 CH3COOH。 + 板书:CH3COO + H CH3COOH???? 讲解:把???式联立,可得到 板书:水解方程式:CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH 讲解:这说明 CH3COONa 溶于水后,反应有 NaOH 生成,所以溶液显碱性。 学生活动:把上述化学方程式改写成离子方程式。 板书:CH3COO + H2O CH3COOH + OH 说明:盐类水解方程式书写注意点 1、找出盐类组成中会发生水解的离子(弱酸阴离子或弱碱阳离子) ,直接写出盐类水解的离子方程 式。盐类水解是可逆反应,写方程式要用“ ” 2、一般盐类水解程度很小,生成的弱酸或弱碱浓度很小,通常生成气体或沉淀也不发生水解,书写
2

+

-

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时产物不用“↑”和“↓” 。 3、多元弱酸生成的盐水解时,生成弱酸过程应分步表示,以第一步为主。 讲解:随着 CH3COONa 的加入,对水的电离有什么影响呢?促进了水的电离,可以看作是使水分解了。醋 酸钠与水反应的实质是: 醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。 板书:1、盐类水解定义: + 在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的 H 或 OH 结合生成弱电解质的反应, 叫做盐类的水解。 (在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电 解质弱酸或弱碱,破坏了水的电离平衡,使其平衡向右移动,引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。 ) 中和 酸 + 碱 盐 + 水 水解 板书:2、盐类水解的本质: + 弱酸的阴离子和弱碱的阳离子和水电离出的 H 或 OH 离子结合生成弱电解质,促进了水的电离。 + 说明:1、只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与 H 或 OH 结合生成弱电解质。 2、盐类水解使水的电离平衡发生了移动,并使溶液呈酸性或碱性。 3、盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。 练习:试分析 NH4Cl 水解呈酸性的原因 讲解:CH3COONa 可以看作是弱酸 CH3COOH 和强碱 NaOH 生成的盐,这种盐叫做强碱弱酸盐。 板书:二、盐类水解的类型 23221、强碱弱酸盐水解(CH3COONa)CO3 ,PO4 ,S ,SO3 ,ClO ,F 讲解:由强碱和弱酸反应生成的盐,称为强碱弱酸盐,含有以上弱酸根的盐,常会发生水解。 讨论:分析 Na2CO3 的水解过程,写出有关反应的离子方程式。 板书: Na2CO3 的水解 2第一步: CO3 +H2O HCO3 +OH (主要) 第二步: HCO3 +H2O H2CO3 +OH (次要) 分析:对于多元弱酸来说,水解要分步写。 提问:该水解反应能放出 CO2 吗?(不能,因为这样的水解程度都很小。 ) 练习:写出 K2S 水解的化学方程式和离子方程式。 过渡:下面请同学们讨论一下第二个问题。为什么 NH4Cl 水溶液呈酸性? 学生活动:找一名同学回答,并到黑板上写出分析过程。 总结:NH4Cl 可以看作是强酸 HCl 和弱碱 NH3·H2O 反应生成的盐,我们把这种盐叫做强酸弱碱盐。类 似这样的盐还有 Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4 等。 3+ 3+ 2+ 板书:2、强酸弱碱盐(NH4Cl)Al ,Fe ,Cu 练习:写出 Al2(SO4)3 水解的离子方程式。 3+ + Al + 3H2O Al(OH)3 + 3H Cu(NO3)2 Al2(SO4)3 (NH4)2SO4 AgNO3 讨论:以 NaCl 为例,说明强碱强酸盐能否水解。 + + 小结:由于 NaCl 电离出的 Na 和 Cl 都不能与水电离出来的 H 或 OH 结合生成弱电解质,所以强碱强 酸盐不能水解,不会破坏水的电离平衡,因此其溶液显中性。 板书:3、强酸强碱盐、难溶于水的盐不水解 板书:4、弱酸弱碱盐(NH4Ac)
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由于一水合氨和醋酸的电离度相近,因此铵离子、醋酸跟离子水解程度相近,从二溶液显中性。 板书:5、混合盐溶液(酸式盐溶液) 过渡:那么,我们在书写水解离子方程式时,要注意哪些问题? 讨论:请大家根据我们刚才书写水解方程式的方法,说说书写时,要注意哪些问题? 练习:FeCl3、NaHCO3 水解的离子方程式及化学方程式。 投影总结:各类盐水解的比较。 (水解规律) 无弱不水解, 盐类 实例 能否水 引起水解的 对水的电离 溶液的 有弱才水解; 解 离子 平衡的影响 酸碱性 越弱越水解, 强碱弱酸盐 CH3COONa 能 弱酸阴离子 促进水电离 碱性 都弱双水解; 强酸弱碱盐 NH4Cl 能 弱碱阳离子 促进水电离 酸性 谁强显谁性, 强碱强酸盐 NaCl 不能 无 无 中性 都强显中性。 板书:三、影响水解的因素: 内因:盐类本身的性质 这是影响盐类水解的内在因素。组成盐的酸或碱越弱,盐的水解程度越大, 其盐溶液的酸性或碱性就越强。 “无弱不水解,有弱即水解,越弱越水解,谁强显谁性” 外因:1、温度 由于盐的水解作用是中和反应的逆反应,所以盐的水解是吸热反应,温度升高,水 解程度增大。 2、浓度 溶液浓度越小,实际上是增加了水的量,可使平衡相正反应方向移动,使盐的水解程度增 大。 (最好用勒沙特例原理中浓度同时减小的原理来解释) 3、溶液的酸碱性 盐类水解后,溶液会呈现不同的酸碱性。因此,控制溶液的酸碱性可以促进或 抑制盐的水解。如在配制 FeCl3 溶液时常加入少量盐酸来抑制 FeCl3 水解。 盐的离子与水中的氢离子或氢氧根离子结合的能力的大小,组成盐的酸或碱的越弱,盐的水解程度 越大。

Fe3+ 思考: + 3H2O

Fe(OH)3 + 3H+在不 同条件下FeCl3的水解平衡将发生不 同变化,当条件改变时,将相关内 容填入表格中:
pH Fe3+水解率

填表:CH3COONa溶液中存在以下水解平衡: CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH,改 变下列条件,填写变化情况:
改变条件 加入固体 CH3COONa 通入HCl 升温 加水 加NaOH 加HAc 加NH4Cl 平衡移动 C(CH3COO-) 向右 向右 向右 向右 向左 向左 向右 增大 减小 减小 减小 增大 增大 减小 C(OH-) 增大 减小 增大 减小 增大 减小 减小

条件
升温 通HCl 加H2O 加Fe粉
加NaHCO3

移动方向 H+数目

现象
颜色变深 颜色变浅 颜色变浅 颜色变浅
红褐色沉 淀,无色气 体

正反应 逆反应 正反应 逆反应 正反应

增加 增加 增加 减少 减少

降 降 升 升 升

增大 减小 增大 减小 增大

过渡:水解反应有什么应用呢? 引入:大家知道泡沫灭火器的灭火原理吗?它就是利用 Al2(SO4)3 和 NaHCO3 溶液反应,产生二氧化碳 来灭火的。那么 Al2(SO4)3 和 NaHCO3 是怎么反应?
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讨论:Al 和 HCO3 在水溶液中能大量共存吗? 3+ + 分析:Al 易结合水电离出的 OH ,HCO3 易结合水电离出的 H ,两者在水溶液中会发生强烈的双水解, 3+ 反应进行得很彻底。Al + 3HCO3 = Al(OH)3↓+3CO2↑(反应前有水参加,反应后又有水生成) 讲述:在我们的生活中,有时也会碰到一些问题或观察到一些现象,你有没有想过要去分析它,找 出其中的原因呢?比如,有一次我在实验室配制 FeCl3 溶液时,放置一段时间后溶液竟然变浑浊,大 家能解释一下是什么原因?(FeCl3 发生了水解,生成了 Fe(OH)3,使溶液变浑浊了。 ) 设疑:那么怎么配制 FeCl3 溶液?怎么防止它的水解? 3+ + (Fe + 3H2O Fe(OH)3↓+3 H ,往配制的溶液中加入少量稀盐酸 ,使平衡向逆进行,可以防止 FeCl3 的水解) 思考:怎么配制 FeCl2 溶液?K2CO3 和 NH4Cl 这两种肥料能混合使用?混合使用的效果好吗? 板书:四、水解的应用 水解的应用 1、净水 2、去油污 3、药品的保存 明矾净水 用热碱水冼油污物品 ①配制 FeCl3 溶液时常加入少量盐酸 ②配制 Na2CO3 溶液时常加入少量 NaOH 由 MgCl2· 2O 制无水 MgCl2 在 HCl 气流 6H 中加热 用 Al2(SO4)3 与 NaHCO3 溶液混合 实例 Al +3H2O
2CO3 +H2O △ 3+

3+

-

原理 Al(OH)3(胶体)+3H HCO3 +OH
+

Fe +3H2O CO3 +H2O 若不然,则: MgCl2·6H2O Mg(OH)2
3+ + 2-

3+

Fe(OH)3+3H HCO3 +OH

-

+

4、制备无水盐 5、泡沫灭火器 6、 比较盐溶液中



Mg(OH)2+2HCl+4H2O

MgO+H2O
+

Al +3HCO3 =Al(OH)3↓+3CO2↑ NH4 +H2O NH3·H2O+H

比较 NH4Cl 溶液中离子浓度的大小 + + 离子浓度的大小 c(Cl )>c(NH4 )>c(H )>c(OH) 3+ 1、离子共存:Al 和 HCO3 说明双水解反应能进行到底。 2、溶液配置:FeCl3 的配制 3、化肥的使用 K2CO3 和 NH4Cl 等 例:判断溶液的 pH 值: 1、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐等。 2、如何对比 NaX、NaY、NaZ 的碱性。已知;酸性 HX》HY》HZ 3、如何对比碳酸钠、碳酸氢钠的碱性。 4、氯化铝、偏铝酸钠、氯化铁分别蒸干灼烧后的产物是什么? 与盐类水解有关的应用: 1、明矾的净水作用 2、热碳酸钠溶液的洗涤力强 3、制备氢氧化铁胶体 4、氯化铵溶液中加入镁粉产生氢气 5、蒸发氯化铁溶液,不能得到纯绿化铁 6、焊接时可用氯化锌、氯化铵溶液除锈 7、配制氯化铁溶液时需加少量盐酸 8、泡沐灭火器的反应原理 9、比较盐溶液的 PH 值大小 判断溶液中离子浓度大小 例如:相同物质的量浓度、相同体积的醋酸和氢氧化钠中和,所得溶液中离子浓度由大到小的顺序是: 1、判断离子是否共存 2、酸式盐溶液酸碱性的判断 某些肥料不宜混合使用。 (如:草木灰、碳酸铵、重钙等)
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练习: 1、判断下列盐溶液的酸碱性,若该盐能水解,写出其水解反应的离子方程式。 (1)KF (2)NH4NO3 (3)Na2SO4 例 1、浓度为 0.1mol/L 的八种溶液:①HNO3 CH3COONa ⑦KCl (4)CuSO4 ②H2SO4 ③CH3COOH ④Ba(OH)2 ⑤NaOH ⑥

⑧NH4Cl ,其 pH 值由小到大的顺序为(②①③⑧⑦⑥⑤④) 。

分析:以上八种溶液浓度相同,所以可按下列顺序进行排列:多元强酸、一元强酸、一元弱酸、水 解后显酸性的盐溶液,水解后显中性的盐溶液或不水解的正盐溶液、水解后显碱性的盐溶液、一元 弱碱、一元强碱、多元强碱。 例 2、室温下 pH=9 的 NaOH 溶液和 pH=9 的 CH3COONa 溶液中,设由水电离产生的 OH 的物质的量溶液 分别为 Amol/L 和 Bmol/L,则 A 和 B 的关系为(A:B=10 :1) 。 例 3、 25℃, pH ? 2 的酸(HA)溶液和 pH ? 12 的碱(BOH)溶液等体积混和,混合溶液 pH ? 5 。 (1)混合溶液中 A 离子一定发生水解反应。 。
+ -4 -

(2)在(1)中所指离子水解的离子方程式是 A、c(OH )=c(HS )+c(H )+c(H2S) C、c(Na )=c(S )+c(HS )+c(H2S) 和必要的文字说明
0.1 m ol
+ 2+

例 4、在硫化钠水溶液中存在着多种离子和分子,下列关系式正确的是( B、D ) B、c(OH )=c(HS )+c(H )+2c(H2S) D、c(Na )=2c(S )+2c(HS )+2c(H2S)
Al2 O3 ;
+ 2-

例 5、把 AlCl3 溶液蒸干灼烧,最后得到的主要固体产物是 。

,为什么?用化学方程式

3 L NaHCO 溶液中,下列关系中不正确的是( A ) 例 6、 在 ? ? 2? ? ? c( Na ) ? c(HCO3 ) ? c(OH ? ) A. B. c( Na ) ? c( HCO3 ) ? c(H 2CO3 ) ? c(CO3 ) ? ? ? ? 2? ? ? C. c(OH ) ? c( H ) ? c( H 2CO3 ) D. c( Na ) ? c(H ) ? c(HCO3 ) ? c(OH ) ? 2c(CO3 ) 3? 例 7、 为了除去 MgCl2 酸性溶液中的 Fe ,可在加热、搅拌的条件下加入一种试剂,过滤后再加

入适量盐酸,这种试剂是( D ) A. NH 3 ? H 2O B. NaOH C. Na 2 CO3 练习 一、选择题: (每题有 1-2 个正确答案)

D.

MgCO3

1、下列各物质投入水中,因促进水的电离而使溶液呈酸性的是( d A、NaHSO4 B、Na3PO4 a ) C、CH3COOH



D、Al2(SO4)3

2、物质的量浓度相同的三种盐 NaX、NaY 和 NaZ 的溶液,其 pH 值依次为 8、9、10,则 HX、HY、HZ 的酸性由强到弱的顺序是( A、HX、HY、HZ B、HZ、HY、HX C、HX、HZ、HY D、HY、HZ、HX 3、将滴有甲基橙的醋酸钠饱和溶液加热,溶液的颜色是(a ) A、黄色不变 B、黄色变橙色 C、黄色变红色 D、橙色不变 4、下列关于盐类水解的叙述中,错误的是( c ) A、盐类水解是中和反应的逆反应 B、盐类水解过程是吸热过程
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C、含有弱酸根盐的水溶液一定显碱性 D、盐溶液的酸碱性主要决定于形成盐的酸和碱的相对强弱 5、下列各组离子中能在溶液中大量共存,且溶液呈碱性透明的是( ) + + 2+ A、Na 、OH 、H2PO4 、NO3 B、AlO2 、K 、CO3 、Na 3+ + 2+ + + C、Al 、Cl 、AlO2 、Na D、Fe 、K 、H 、NO3 6、用物质的量都是 0.1mol 的 CH3COOH 和 CH3COONa 配制成 1L 混合溶液,已知其中 c(CH3COO )大于 + c(Na )。对该混合溶液的下列判断正确的是( ) + A、c(H )>c(OH ) B、c(CH3COOH)+c(CH3COO )=0.2mol/L C、c(CH3COOH)>c(CH3COO ) D、c(CH3COO )+c(OH )=0.2mol/L 7、100mLpH=11 的氨水与 100mLpH=3 的盐酸相混合,所得的混合液( ) A、显碱性 B、显酸性 C、显中性 D、不能确定其酸碱性 8、物质的量浓度相同的下列溶液:①Na2CO3 ②NaHCO3 ③H2CO3 ④(NH4)2CO3 ⑤NH4HCO3 ,按 2c(CO3 )由小到大排列顺序正确的是( ) A、⑤<④<③<②<① B、③<⑤<②<④<① C、③<②<⑤<④<① D、③<⑤<④<②<① + 29、为了使 Na2S 溶液中 c(Na )/c(S )的比值变小,可加入的物质是( ) A、适量盐酸 B、适量 NaOH C、适量 KOH D、适量 KHS 10、将 0.1mol 下列物质置于 1L 水中充分搅拌后,溶液中阴离子数最多的是( ) A、KCl B、Mg(OH)2 C、Na2CO3 D、MgSO4 二、填空题: 11、写出下列盐溶液水解的离子方程。 (1)(NH4)2SO4: ; (2)AlCl3: ; (3)KF: ; (4)Na3PO4: ; 22+ 3+ 2+ 23+ 12、现有 S 、SO3 、NH4 、Al 、HPO4 、Na 、SO4 、AlO2 、Fe 、HCO3 、Cl 等离子,请按要求填空: (1)在水溶液中,该离子水解呈碱性的是 。 (2)在水溶液中,该离子水解呈酸性的是 。 (3)既能在酸性较强的溶液里大量存在,又能在碱性较强的溶液里大量存在的离子有 。 (4)既不能在酸性较强的溶液里大量存在,又不能在碱性较强的溶液里大量存在的离子有 。 13、泡沫灭火剂的原理是 (写离子方程式) ,其中小苏打溶液放在 筒,Al2(SO4)3 溶液放在 筒,原因是 。 14、 实验室配制 FeSO4 溶液, 溶解时先要加入少量的稀硫酸, 其原因是 ; 配制完毕后要加入少量铁屑,其目的是 。 15、把 AlCl3 溶液蒸干灼烧,最后得到的主要固体产物是 ,为什么?(用化学方程式和 必要的文字说明) 。 16、25℃时将 0.01mol 的 CH3COONa 和 0.002mol 的 HCl 溶于水中形成混合溶液,请将溶液中存在的各 种离子、分子按数目多少的顺序排列 ;混合溶液中 CH3COO 和 OH 两种微 + 粒的物质的量之和比 H 多 mol。
41

17、某二元弱酸(简写为 H2A)溶液,按下式发生一级或二级电离: + + 2H2A H +HA ,HA H +A 已知相同浓度时的电离度 2(H2A)>2(HA ),设有下列四种溶液: A、0.01mol/L 的 H2A 溶液 B、0.01mol/L 的 NaHA 溶液 C、0.02mol/L 的 HCl 与 0.04mol/L 的 NaHA 溶液等体积混合液 D、0.02mol/L 的 NaOH 与 0.02mol/L 的 NaHA 溶液等体积混合 据此,填写下列空白(填代号) : + (1)c(H )最大的是 ,最小的是 。 (2)c(H2A)最大的是 ,最小的是 。 2(3)c(A )最大的是 ,最小的是 。 参考答案 一、1、D2、A3、A4、C5、B6、A、B 7、A8、B9、C、D 10、C + + 3+ + 二、11、 (1)NH4 +H2O NH3·H2O+H (2)Al +3H2O Al(OH)3+3H (3)F +H2O HF+OH 322(4)PO4 +H2O HPO4 +OH ,HPO4 +H2O H2PO4 +OH H2PO4 +H2O H3PO4+OH 222+ 3+ 3+ 12、 (1)S 、SO3 、HPO4 、AlO2 、HCO3 (2)NH4 、Al 、Fe + 22(3)Na 、SO4 、Cl (4)HPO4 、HCO3 3+ 13、Al +3HCO3 =Al(OH)3↓+3CO2↑ 外 内 因为 Al2(SO4)3 水解而致使溶液呈酸性,若放在铁 制外筒中,会反应生成 H2。 2+ 2+ 3+ 14、为了抑制 Fe 的水解 防止 Fe 被空气中的氧气氧化成 Fe 15、 2O3 Al 因为 AlCl3 是挥发性酸所形成的铝盐, 加热促进 AlCl3 水解, 以致完全得到 Al(OH)3, HCl 则挥发掉:AlCl3+3H2O ? Al(OH)3↓+3HCl↑,高温下,可使 Al(OH)3 分解,2Al(OH)3 ? Al2O3+3H2O,固体 产物为 Al2O3。 + + 16、Na >CH3COO >Cl >CH3COOH>H >OH 0.008 17、 (1)A、D (2)C、D (3)D、A

电解质溶液中离子浓度大小比较 专题
【必备相关知识】 一、电离平衡理论和水解平衡理论
1.电离理论: ?弱电解质的电离是微弱的,电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的,同时注意考虑水的电离的存在; 例如 NH3·H2O 溶液中微粒浓度大小关系。 ?多元弱酸的电离是分步的,主要以第一步电离为主; 例如 H2S 溶液中微粒浓度大小关系。 2.水解理论: ?弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗;如 NaHCO3 溶液中有:c(Na+) c(HCO3-)。
+

?弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的(双水解除外),因此水解生成的弱电解质及产生 H+的 (或 OH-)也是微量,但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在,所以水解后的酸性溶液中 c(H )(或碱 性溶液中的 c(OH ))总是大于水解产生的弱电解质的浓度;
42
-

例如(NH4)2SO4 溶液中微粒浓度关系。 ?一般来说“谁弱谁水解,谁强显谁性”,如水解呈酸性的溶液中 c(H+)>c(OH-),水解呈碱性的溶 液中 c(OH-)>c(H+); ?多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的,主要以第一步水解为主。 例如 Na2CO3 溶液中微粒浓度关系。

二、电荷守恒和物料守恒
1. 电荷守恒: 电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。 如 NaHCO3 溶液中: 2.物料守恒:电解质溶液中由于电离或水解因素,离子会发生变化变成其它离子或分子等, 但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。 如 NaHCO3 溶液中 n(Na+):n(C)=1:1,推出: 【注意】书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类;②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。 3.导出式——质子守恒: 如碳酸氢钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将 Na+离子消掉可得: 此关系式也可以按下列方法进行分析,由于指定溶液中氢原子的物质的量为定值,所以无论溶液中结合 氢离子还是失去氢离子, 但氢原子总数始终为定值, 也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。 又如醋酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将钠离子消掉可得: 〖训练 1〗写出 CH3COONa 溶液中三个守恒关系式 电荷守恒: 质子守恒: 〖训练 2〗写出 Na2CO3 溶液中三个守恒关系式 电荷守恒: 质子守恒: 物料守恒: 物料守恒:

【常见题型】 一、溶质单一型
1.弱酸或弱碱溶液:

※※关注三个守恒
- - -

对策:只考虑电离。如在 H3PO4 溶液中,要考虑它是多步电离:c(H+)>c(H2PO4 )>c(HPO42 )>c(PO43 ) 【例 1】在 0.1mol/L 的 H2S 溶液中,下列关系错误的是( ) A.c(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-) C.c(H+)>[c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)] A. c(OH-)>c(H+) C.c(NH4+)>c(NH3·H2O)>c(OH-)>c(H+) 2.强酸弱碱盐溶液: 【例 3】在氯化铵溶液中,下列关系正确的是( ) A.c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-) C.c(NH4+)=c(Cl-)>c(H+)=c(OH-) B.c(NH4+)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH-) D.c(Cl-)=c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)
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B.c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-) D.c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.1mol/L D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)

【例 2】室温下,0.1mol/L 的氨水溶液中,下列关系式中不正确的是( )

3.强碱弱酸盐溶液: 对策:考虑弱酸根的分步水解。如在 Na2CO3 溶液中 c(Na )>c(CO3 )>c(OH )>c(HCO3 ) 【例 4】在 Na2S 溶液中下列关系不正确的是 A. c(Na+) =2c(HS ) +2c(S2 ) +c(H2S) C.c(Na+)>c(S2 )>c(OH )>c(HS ) 4.强碱弱酸的酸式盐溶液: 对策:a.电离为主的 NaHSO3、NaH2PO4 溶液呈酸性, 如 NaHSO3 溶液中离子浓度大小为 c(Na+)>c(HSO3 )>c(H+)>c(SO32 ) >c(OH ) b.水解为主的 NaHCO3、NaH2PO4、NaHS 溶液,呈碱性, 如 NaHCO3 溶液中离子浓度大小为 c(Na )>c(HCO3 )>c(OH )>c(CO3 ) >c(H ) 【例 5】 (2004 年江苏卷)草酸是二元弱酸,草酸氢钾溶液呈酸性,在 0.1mol/LKHC2O4 溶液中,下列 关系正确的是(
+ + + - - 2- + - - - - - - - - + 2- - -

B.c(Na+) +c(H+)=c(OH )+c(HS )+2c(S2 ) D.c(OH )=c(HS )+c(H+)+c(H2S)
- -








2-

A.c(K )+c(H )=c(HC2O4 )+c(OH )+ c(C2O4 ) C.c(C2O42-)>c(H2C2O4)

B.c(HC2O4 )+ c(C2O4 )=0.1mol/L D.c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)

-

2-

练习:
1、(2001 年全国春招题)在 0.1mol·L A.c(Na )=2c(CO3
3 + 2-1

Na2CO3 溶液中,下列关系正确的是(
+ + 2-

)。

B.c(OH )=2c(H ) D.c(Na )<c(CO3 )+c(HCO3 ) )
-

C.c(HCO )>c(H2CO3)
+ +

2、在 0.1mol/L 的 NaHCO3 溶液中,下列关系式正确的是( A.c(Na )>c(HCO3 )>c(H )>c(OH ) 3、 已知某温度下 0.1mol· L 一定正确的是(
- -1

B.c(Na )=c(HCO3 )>c(OH-)>c(H+)
+ -

+

C.c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-) D.c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3) 的 NaHB(强电解质)溶液中 c(H )>c(OH ),则下列有关说法或关系式
-1

)


①HB 的水解程度小于 HB 的电离程度;②c(Na+)=0.1mol· L

?c(B2 );③溶液的 pH=1;④



c(Na+)=c(HB-)+2c(B2-)+c(OH-)。
A.①② B.②③
-1

C.②④
-

D.①②③ )
-1

4、 (2006 江苏)1、下列叙述正确的是( A.0.1mol·L 氨水中,c(OH )=c(NH4 )
+
-1

B.10 mL 0.02mol·L HCl 溶液与 10 mL 0.02mol·L Ba(OH)2 溶液充分混合,若混合后溶液的体积 为 20 mL,则溶液的 pH=12 C.在 0.1mol·L CH3COONa 溶液中,c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+) D.0.1mol·L 某二元弱酸强碱盐 NaHA 溶液中,c(Na )=2c(A )+c(HA )+c(H2A) 5、(05 上海)14、叠氮酸(HN3)与醋酸酸性相似,下列叙述中错误的是( A、HN3 水溶液中微粒浓度大小顺序为:c(HN3)>c(H )>c(N3? )>c(OH? ) B、HN3 与 NH3 作用生成的叠氮酸铵是共价化合物 C、NaN3 水溶液中离子浓度大小顺序为:c(Na+)>c(N3? >c(OH? ) )>c(H+) D、N3? CO2 含相等电子数 与
+
-1 + 2-1



二、两种电解质溶液混合后离子浓度大小的比较
44

对策:①首先考虑电荷守恒,如盐酸和氨水混合,谁过量均有 c(NH4+)+c(H+)=c(Cl )+c(OH ) ②然后考虑离子间的反应; ③再次酸、碱混合时考虑是完全反应还是一种过量;





※※关注混合后溶液的酸碱性(

混合后溶液的酸碱性取决于溶质的电离和水解的情况, 一

般判断原则是:若溶液中有酸或碱存在,要考虑酸和碱的电离,即溶液相应地显酸性或碱性;若溶 液中的溶质仅为盐,则考虑盐水解情况;对于特殊情景要按所给的知识情景进行判断。 ) ④若是等物质的量混合时要考虑是电离为主还是水解为主 Ⅰ CH3COOH 与 CH3COONa,NH3· 2O 与 NH4Cl 溶液混合 H Ⅱ HClO 与 NaClO,HCN 与 NaCN 溶液混合 电离大于水解 水解大于电离

1、两种物质混合不反应:
【例】 :用物质的量都是 0.1 mol 的 CH3COOH 和 CH3COONa 配制成 1L 混合溶液,已知其中 C(CH3COO ) >C(Na ),对该混合溶液的下列判断正确的是( A.C(H )>C(OH ) C.C(CH3COOH)>C(CH3COO )
+ + -

)
-

B.C(CH3COOH)+C(CH3COO )=0.2 mol/L D.C(CH3COO )+C(OH )=0.2 mol/L
+ +

练习 1、现有 NH4Cl 和氨水组成的混合溶液 C(填“>”“<”或“=”) 、 ①若溶液的 pH=7,则该溶液中 C(NH4 ) ②若溶液的 pH>7,则该溶液中 C(NH4 ) ③若 C(NH4 )< C(Cl ),则溶液的 pH
+ -

C(Cl ); C(Cl ); 7。 )




练习 2、 3COOH 与 CH3COONa 等物质的量混合配制成稀溶液, 值为 4.7, CH pH 下列说法错误的是( A、CH3COOH 的电离作用大于 CH3COONa 的水解作用 B、CH3COONa 的水解作用大于 CH3COOH 的电离作用 C、CH3COOH 的存在抑制了 CH3COONa 的水解 D、CH3COONa 的存在抑制了 CH3COOH 的电离

2、两种物质恰好完全反应
【例】(2003 年上海高考题)在 10ml 0.1mol·L NaOH 溶液中加入同体积、同浓度 HAc 溶液,反应后 溶液中各微粒的浓度关系错误的是( A.c(Na )>c(Ac )>c(H )>c(OH ) C.c(Na )=c(Ac )+c(HAC) A、c(Na )>c(CH3COO )>c(OH )>c(H ) C、c(Na )>c(CH3COO-)>c(H )=c(OH-)
+ + +
+ + + -1

)。 B.c(Na )>c(Ac )>c(OH )>c(H ) D.c(Na )+c(H )=c(Ac )+c(OH ) )
+ +
+ + + +

练习:100 mL 0.1 mol· -1 醋酸与 50 mL 0.2 mol· -1 NaOH 溶液混合,在所得溶液中( L L
+ +
-

B、c(Na )>c(CH3COO )>c(H )>c(OH-) D、c(Na )=c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H )

+

3、两种物质反应,其中一种有剩余:
(1)酸与碱反应型
对策: 解答此类题目时应抓住两溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小。 ※※ 关注所给物质的量是物质的量浓度还是 pH( 在审题时,要关注所给物质的量是“物质的量浓 度”还是“pH”,否则会很容易判断错误) 例 1:把 0.02 mol·-1 HAc 溶液与 0.01 mol·-1NaOH 溶液等体积混合,则混合液中微粒浓度关系正确的是( L L
45

)

A、c(Ac-)>c(Na ) C、2c(H+)=c(Ac-)-c(HAc)


+

B、c(HAc)>c(Ac-) D、c(HAc)+c(Ac-)=0.01 mol· -1 L
-1

【例 2】 将 0.2mol· 1HCN 溶液和 0.1mol· : L L 式中正确的是 A. c(HCN)<c(CN ) C. c(HCN)-c(CN )=c(OH )
- - -

的 NaOH 溶液等体积混合后,溶液显碱性,下列关系
+ -

B. c(Na )>c(CN ) D. c(HCN)+c(CN )=0.1mol· L
- -1

【例 3】 设氨水的 pH=x,某盐酸的 pH=y,已知 x+y=14,且 x>11。将上述两溶液分别取等体积 充分混合后,所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序是 A. c(Cl )>c(NH4+)>c(H+)>c(OH ) C. c(NH4+)>c(Cl )>c(OH )>c(H+)
— - - - -

B. c(NH4+)>c(Cl )>c(H+)>c(OH ) D. c(Cl )>c(NH4+)>c(OH )>c(H+)
— - -





【例 4】 (05 江苏)12.常温下将稀 NaOH 溶液与稀 CH3COOH 溶液混合,不可能出现的结果是 ... A.pH > 7,且 c(OH ) > c(Na+) > c(H+) > c(CH3COO ) B.pH > 7,且 c(Na+) + c(H+) = c(OH ) + c(CH3COO ) C.pH < 7,且 c(CH3COO ) >c(H+) > c(Na+) > c(OH ) D.pH = 7,且 c(CH3COO ) > c(Na+) > c(H+) = c(OH ) 练习 1:将 pH=3 的 CH3COOH 与 pH=11 的 NaOH 溶液等体积混合后,所得的混合溶液中,下列关系 式正确的是(
+
— — — — — —

)
+

A、c(Na )>c(CH3COO-)>c(H ) >c(OH-) C、 c(CH3COO-)>c(H )>c(Na )>c(OH-) A、c(Cl )>c(NH4 )>c(OH )>c(H ) C、c(Cl )=c(NH4 )>c(H )=c(OH ) A.c(M+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+) C.c(M+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+) 确的是( )
2-

B、 c(CH3COO-)>c(Na )>c(H )>c(OH-) D、c(CH3COO-)>c(Na )> c(OH-) >c(H ) ) B、c(NH4 )>c(Cl )> c(OH )>c(H ) D、c(NH4 )>c(Cl-)>c(H )>c(OH-)
+ + +
-

+

+

+

+

+

+

练习 2: pH=2 的盐酸与 pH=12 的氨水等体积混合, 将 在所得的混合溶液中, 下列关系式正确的是 (
-

+

-

+
-

+

-

+

+

练习3: 等体积等浓度的MOH 强碱溶液和HA 弱酸溶液混合后,混合溶液中有关离子浓度的关系正确的是( )
B. c(M+)>c(A-)>c(H+)>c(OH-) D. c(M+)+ c(H+) =c(A-)+ c(OH-)

变式练习: (2004 年上海卷)将标准状况下的 2.24LCO2 通入 150ml1mol/LnaOH 溶液中,下列说法正 A.c(HCO3 )略大于 c(CO3 ) C.c(Na )等于 c(CO3 )与 c(HCO3 )之和 ※※变式:pH 等于 7 型 【例 5】 .(2002 年全国高考理综)常温下, 将甲酸和氢氧化钠溶液混合, 所得溶液 pH=7, 则此溶液中( A.c(HCOO )>c(Na ) C.c(HCOO )=c(Na )
+ + + 2-

B.c(HCO3 )等于 c(CO3 ) D.c(HCO3 )略小于 c(CO3 ) )。
2-

-

2-

B.c(HCOO )<c(Na ) D.无法确定 c(HCOO )与 c(Na )的关系
+

-

+

练习、 m mol· -1 的盐酸和 n mol· -1 氨水等体积混合后, 将 L L 溶液的 pH=7, 与 n 的大小关系是_______, m 则盐酸中 c(H+)与氨水中 c(OH-)的大小关系是_______;

※※未指明酸碱的强弱:
例:一元酸 HA 溶液中,加入一定量强碱 MOH 溶液后,恰好完全反应,反应后的溶液中,下列判断 正确的是( )
46

A.[A-]≥[M+] C.若 MA 不水解,则[OH-]<[A-]

B.[A-]≤[M+] D.若 MA 水解,则[OH-]>[A-] )

练习、 实验测得常温下 0.1mol/L 某一元酸(HA)溶液的 pH 值等于 1,0.1mol/L 某一元碱(BOH)溶液里 [H+]/[OH-]=10-12。将此两种溶液等体积混合后,所得溶液呈的各离子的浓度由大到小排列的顺序是( A.[B ]>[A ]>[OH ]>[H ] C.[B ]=[A ]>[H ]=[OH ]
+ + + +

B.[A ]>[B ]>[H ]>[OH ] D.[B+]>[A-]>[H+]>[OH-]

-

+

+

-

(2)盐与碱(酸)反应型
对策: 解答此类题目时应抓住两溶液混合后生成的弱酸或弱碱的电离程度和剩余盐的水解程度的相对大小。 【例 1】. (2001 年上海高考题)将 0.1mol·L
+ + -1

醋酸钠溶液 20mL 与 0.1mol·L 盐酸 10mL 混合后, )。
+ + + -

-1

溶液显酸性,则溶液中有关粒子浓度关系正确的是( A.c(CH3COO )>c(Cl )>c(H )>c(CH3COOH) C.c(CH3COO )=c(Cl )>c(H )>c(CH3COOH) A 10mL0.1mol· L
-1

B.c(CH3COO )>c(Cl )>c(CH3COOH)>c(H ) D.c(Na )+c(H )=c(CH3COO )+c(Cl )+c(OH )
- -

【例 2】 下列混合溶液中,各离子浓度的大小顺序正确的是 氨水与 10mL0.1mol· L
- -1

盐酸混合:c(Cl )>c(NH4+)>c(OH )>c(H+)
- -

B.10mL0.1mol· 1NH4Cl 与 5mL0.2mol· 1NaOH 溶液混合:c(Na+)=c(Cl-)>c(OH-)>c(H+) L L C.10mL0.1mol· 1CH3COOH 溶液与 5mL0.2mol· 1NaOH 溶液混合: L L c(Na+)=c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+) D.10mL0.5mol· 1CH3COONa 溶液与 6mL1mol· L L 质的量浓度关系正确的是 A. c(OH )>c(Ba2+)>c(Na+)>c(CO32 ) C. c(OH )=c(Ba2+)+c(Na+)+c(H+) 粒的物质的量浓度的关系正确的是(
- - - - -1 -

盐酸混合: c(Cl-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)

【例 3】 物质的量浓度相同的 200mL Ba(OH)2 溶液和 150mL NaHCO3 混合后,最终溶液中离子的物 B. c(OH )>c(Na+)>c(Ba2+)>C(H+) D. c(H+)+c(Na+)+2c(Ba2+)=c(OH ) ) B、c(CH3COO-)=c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H ) D、c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H )
+ +
- -

练习 1:将 0.2 mol· -1 CH3COOK 与 0.1 mol· -1 盐酸等体积混合后,溶液的 pH<7,则溶液中下列微 L L A、c(CH3COO )=c(Cl )=c(H )>c(CH3COOH) C、c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(H )>c(CH3COOH) 系正确的是(
+ + + +

练习 2:将 0.4mol/LNH4Cl 溶液和 0.2mol/LNaOH 溶液等体积混合后,溶液中下列微粒的物质的量关 )
+

A 、c(NH4 )=c(Na )=c(OH-)>c(NH3· 2O) H
+

B、 c(NH4 )=c(Na )>c(NH3· 2O) >c(OH-)>c(H ) H
+ +

+

+

+

C、 c(NH4 )>c(Na )>c(OH-)>c(NH3· 2O) D、 c(NH4 )>c(Na )>c(NH3· 2O) >c(OH-)>c(H+) H H

4、不同物质同种离子浓度比较型:
【例题】物质的量浓度相同的下列溶液中,NH4 浓度最大的是( A.NH4Cl B.NH4HSO4
+
+

) 。 ⑤

C.NH3COONH4

D.NH4HCO3 )

练习:1、物质的量浓度相同的下列溶液①(NH4)2CO3 ②(NH4)2SO4 ③NH4HCO3 ④NH4HSO4 NH4Cl ⑥NH3· 2O;按 c(NH4 )由小到大的排列顺序正确的是( H A.③⑤④⑥①③ NH4NO3、⑤、 B.⑥③⑤④①② C.⑥⑤③④①② D.⑥③⑤④②① )

2、 (2006 重庆)11. 温度相同、浓度均为 0.2 mol/L 的 ①(NH4)2SO4、 ②NaNO3、 ③NH4HSO4、 ④ ⑥CH3COONa 溶液,它们的 pH 值由小到大的排列顺序是(
47

A.③①④②⑥⑤

B.①③⑥④②⑤

C.③②①⑥④⑤

D.⑤⑥②④①③

5、其他类型
※※关注利用溶液中阴阳离子的种类来判断溶液中溶质的可能情况 有些题目给定了盐溶液中的阴阳离子种类,可以假设该溶液是相应酸与碱反应后的产物,因此 存在酸碱过量问题。 【例 1】已知某无色透明的溶液中所含的离子仅有 Na+、CH3COO-、H+和 OH-四种离子,试回答下列问题: ? 该溶液所含的四种离子的物质的量浓度大小之间的关系是否只有一种可能 原因是:
- -

(填“是”或“否”) ,其

。 B. c(CH3COO )=c(Na+)>c(OH )=c(H+)
- - - -

? 某学生将该溶液中的四种离子的物质的量浓度按从大到小的顺序排列了若干种可能,其中合理的是: A. c(Na+)>c(CH3COO )>c(OH )>c(H+)
- -

C. c(H+)>c(OH )>c(Na+)>c(CH3COO ) D. c(Na+)>c(CH3COO )>c(H+)>c(OH ) 练习.已知某溶液中存在 Cl-、NH4+、H+、OH- 四种离子经过四位同学测定其浓度大小关系如下,其中 不可能的是 ( ) A.C(Cl-)>C(NH4 )>C(H )>C(OH ) C.C(Cl-)>C(NH4 )>C(OH )>C(H ) ※※关注未知二元酸的电离情况 对所给的二元酸的电离要关注电离的程度:是否完全电离。 【例 2】某二元酸(化学式用 H2A 表示)在水中的电离方程式是: H2A==H++HA;HA ? 2A 溶液显 Na ? 0.1mol· 在 L
2-
-1 - + + + + -

B. C(Cl-)>C(H )>C(NH4 )>C(OH ) D. C(OH )>C(H )>C(Cl-)>C(NH4 )
+ +

+

+

-

H++A2



回答下列问题: (用离子方程式表示) 。
- - -

(填“酸性”,“中性”,或“碱性”) 。理由是: 的 Na2A 溶液中,下列微粒浓度关系式正确的是:


A. c(A ) +c( HA )+c( H2A) =0.1mol· L
- - -

-1


B. c(OH )=c(H ) +c( HA ) D. c(Na+ )= 2c(A2 ) +2c( HA )



+

C. c(Na+ )+ c(H+) =c(OH )+ c( HA )+2c(A2 ) mol· 1(填“<”,“>”,或“=”) L ,理由是: ? 0.1mol· L H 2A
-1 -

? 已知 0.1mol· 1NaHA 溶液的 pH=2,则 0.1mol· -1 H2A 溶液中氢离子的物质的量浓度可能是 0.11 L L NaHA 溶液中各种离子浓度由大到小的顺序是: H++A2已知一级电离远大于二级电离,设有下列四种溶液: B.0.01mol.L-1 的 NaHA 溶液( C(OH-)>C(H ) )
+

练习 1:某二元弱酸(简写为 H2A)溶液,按下式发生一级和二级电离: H++HA-;HA-1

A.0.01mol.L 的 H2A 溶液

C.0.02mol.L-1 的 HCl 与 0.04mol.L-1 的 NaHA 溶液等体积混合液 D.0.02mol.L-1 的 NaOH 与 0.02 mol.L-1 的 NaHA 溶液等体积混合液 据此,填写下列空白(填代号) (1) A 溶液中各离子浓度大小为 B 溶液中各离子浓度大小为 B 溶液中可能存在的等式关系有 D 溶液中各离子浓度大小为 D 溶液中可能存在的等式关系有 (2) C(H+)最大的是______________________,最小的是______________________。
48

(3)C(H2A)最大的是______________________,最小的是______________________。 (4)C(A2-)最大的是______________________, 最小的是______________________。 练习 2:已知某溶液中只存在 OH—、H+、NH4+、Cl—四种离子,某同学推测其离子浓度大小顺序有 如下四种关系: ①.c(Cl—)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH—) ②.c(Cl—)>c(NH4+)>c(OH—)>c(H+) ③.c(NH4+)>c(Cl—)>c(OH—)>c(H+) ④.c(Cl—)>c(H+)>c(NH4+)>c(OH—) 填写下列空白。 ?若溶液中只溶解了一种溶质,则该溶质是 _____________,上述四种离子浓度的大小顺序为 ______________(填序号) 。 ?若上述关系中③是正确的,则溶液中的溶质为____________________________;若上述关系中④ 是正确的,则溶液中的溶质为_____________________________ ?若该溶液是由体积相等的稀盐酸和氨水混合而成,且恰好呈中性,则混合前 c(HCl)_________ c(NH3· 2O) H (填“大于”、“小于”或“等于”,下同) ,混合前酸中 c(H+)和碱中 c(OH—)的关系 c(H+)________c(OH—) 。

第四单元 沉淀溶解平衡
[教学目标] :(1)了解难溶电解质在水中的溶解情况。
(2)理解难溶电解质在水中的沉淀溶解平衡特点,正确理解和掌握溶度积 KSP 的概念。 (3)掌握运用浓度商和平衡常数来分析沉淀的溶解、生成和沉淀的转化。 (4)掌握简单的利用 KSP 的表达式,计算溶液中相关离子的浓度。

[重点]:难溶电解质的溶解平衡 [难点]:难溶电解质的溶解和转化 [教学方法]:实验、交流讨论、自主学习、讲解、练习、归纳等 [教学过程]: 第一课时 沉淀溶解平衡
【引入新课】 【补充演示实验】 向饱和 NaCl 溶液中加浓盐酸 【学生】 观察实验现象,并运用平衡移动原理,讨论产生现象的原因 用初中学习的溶解度知识和 高中学习的化学平衡理论。来分析产生 NaCl 几种情况,引入新课。 【学生】 思考回答 NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)。加入浓盐酸 Cl-浓度上升平衡左移,NaCl 析出
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【补充】要使 NaCl 饱和溶液中析出 NaCl 固体,可采取什么措施? 加热浓缩、降温、加入浓盐酸 【过渡】 可溶电解质既然存在溶解平衡,那么难溶电解质是否也存在溶解平衡?

【板书】 第四节 难溶电解质的溶解平衡
【讲述】我们知道,溶液中有难溶于水的沉淀生成是离子反应发生的条件之一。例如,AgNO3 溶液 与 NaCl 溶液混合,生成白色沉淀 AgCl: 如果上述两种溶液是等物质的量浓度、等体积的,一般认为反应可以进行到底。 再如:Pb(NO3)2 溶液与 NaI 溶液混合,生成白色沉淀 PbI2 + — 【设问】Pb2 和 I 的反应真的能进行到底吗? 活动与探究: 实验过程 现象 解释与结论 【思考与交流】指导学生阅读 P65-66,

【探究】Pb2+和 I—的反应真的能进行到底吗?

【问题】1、Pb(NO3)2 溶液与 NaI 溶液混合,生成白 溶于水 + — 色沉淀 PbI2 时,溶液中是否含有 Pb2 和 I ? 【学生回答】:有 有AgI沉 取上层清液2mL,加入 产生浅 2、 难溶电解质的定义是什么?难溶物的溶解度是否为 0? 淀生成 试管中,逐滴加入 黄色浑 AgNO3溶液,震荡。 Ag++I-=AgI↓ 【学生回答,教师强调】 浊 习惯上,将溶解度小于 0.01 克的电解质称为难溶电解质 绝对不溶的物质是没有的! 难溶电解质的溶解度尽管很小, 但不会等于 0(生成 AgCl 沉淀后的溶液中三种有关反应的粒子在反应 体系中共存)。 【教师强调】生成沉淀的离子反应反应之所以能够发生,在于生成物的溶解度小。 化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于 10-5mol/L 时,沉淀达到完全。 3、难溶电解质(如 AgCl)是否存在溶解平衡?如何表示? - + 【学生回答】:是 Cl (aq)+Ag (aq) AgCl (s) 4、什么情况下就到达溶解平衡? 【学生回答】:在一定温度下,当沉淀溶解和生成的速率相等时,得到 AgCl 的饱和溶液,就到达溶 解平衡。

将少量PbI2固体加入盛 液体先变浑 有一定水的50mL烧杯 浊,静止后又 中用玻璃棒充分搅 变澄清,烧杯 拌,静止一段时间。 底部有沉淀

PbI2难

意义:不表示 电离平衡 + + 表示:一方面:少量的Ag 和Cl 脱离AgCl表面进入水中,另一方面:溶液中的Ag 和Cl 受AgCl表面的阴、阳离子的吸引回到AgCl的表面 【过渡】根据我们前面所学的知识,请同学们归纳出溶解平衡的特征。 【引导学生归纳并板书】

【板书】(一)、难溶电解溶解平衡 1、概念: 在一定条件下,难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉 淀的速率,溶液中各离子的浓度保持不变的状态。 (也叫沉淀溶解平衡) - + 2、表达式:如: AgCl (s) Cl (aq)+Ag (aq)

3、特征:逆、动、等、定、变
【讲解】 溶解平衡具有等、动、定、变的平衡特征。任何平衡都是相对的、暂时的和有条件的。当 改变影响平衡的一个条件,平衡就会发生移动。 练习:书写碘化银、氢氧化镁溶解平衡的表达式

4、溶度积(Ksp)
(1)概念:
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(2)表达式:对于沉淀溶解平衡 AmBn(s) mAn+(aq)+nBm (aq) [An+]m·[Bm ]n=Ksp (3)溶度积规则:比较 Ksp 与溶液中有关离子浓度幂的乘积(离子积 Qc)判断难溶电解质在给 定条件下沉淀能否生成或溶解。 Qc>Ksp 时 是过饱和溶液,向生成沉淀的方向移动 Qc=Ksp 时 是饱和溶液无沉淀析出即平衡状态 Qc<Ksp 时 是不饱和溶液若有固体则发生溶解 例:如果将 2×10-4mol· -1 的 CaCl2 溶液与 3×10-4mol· -1 的 Na2CO3 溶液等体积混合,问能否产生沉 L L -9 2 淀?[已知 CaCO3 的 Ksp=5.0×10 (mol· ] ( Qc=1.5×10-8(mol· 2﹥Ksp 结论是能产生沉淀 ) L-1) L-1)





(4)溶度积常数只与温度及物质的溶解度有关,与溶质离子的浓度无关!一定温度 下,物质的 Ksp 是常数 (5)意义:Ksp 的大小反映了物质在水中的溶解能力。Ksp 越大,其溶解能力越强。 【板书】 :5、影响溶解平衡的因素:
【提问】 :应该从那几方面去分析?

影响难溶电解质溶解平衡的因素:
①内因:电解质本身的性质

【板书】 (1)内因:电解质本身的性质

a、绝对不溶的电解质是没有的。 【展开】 :不同的电解质在水溶液中溶解的程度不 b、同是难溶电解质,溶解度差别也很大。 一样,而且差别很大,有的能溶解很多,像 NaCl、 c、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液 KCl、NaOH 等,这些物质的溶解度大于 0.1 克, 也可存在溶解平衡。 我们通常把它们称作易溶物质。有的溶解的不多, ②外因: a)浓度:加水,平衡向溶解方向移动。 如 CaSO4、Ca(OH)2 等,这些物质的溶解度在 0.01 b)温度:升温,多数平衡向溶解方向移动。 克到 0.1 克之间,我们通常把它们称作微溶物质, 练:书写碘化银、氢氧化镁溶解平衡的表达式 有的溶解的很少,像 CaCO3、AgCl、AgS 等,这 些物质的溶解度小于 0.01 克,我们通常把它们称 作难溶物质,在水溶液中我们把它们称作沉淀。 【副板书】 难溶 微溶 可溶 易溶
0.01 0.1 10 m(g)

【板书】 : ①、绝对不溶的电解质是没有的。 ②、同是难溶电解质,溶解度差别也很大。 ③、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。
根据前面所学知识大家一起来探讨影响溶解平衡的外界因素:

【板书】 : (2)外因:
【讲述】 :通常我们讲的外因包括浓度、温度、压强等。对于溶解平衡来说,在溶液中进行,可忽略 压强的影响。下面请同学们考虑浓度、温度对溶解平衡分别有什么影响?

【学生回答,教师总结板书】 : ①浓度:加水,平衡向溶解方向移动。 ②温度:升温,多数平衡向溶解方向移动。
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练一练

求(1)离子浓度和(2)溶解度

1、已知CaCO3在常温下的KSP为5.0×10-9mol2·-2,则 L 该温度下饱和溶液中Ca2+的物质的量浓度是多少?该 温度下的溶解度又是多少?
解: CaCO3 所以 Ca2++CO32KsP=c(Ca2+) · c(CO32-) 因为c(Ca2+)=c(CO32-)=(5.0×10-9mol2·-2)0.5 L -5mol· -1 =7.071×10 L 因1升水中溶解了7.071×10-5mol的CaCO3 则1升水中溶解的CaCO3的质量为: 7.071×10-5mol×100g· mol-1 =7.071×10-3g 所以该温度下的溶解度为:7.071×10-4g

2、25℃时, Ksp [Mg(OH)2]= 5.6×10-12mol3· -3求 L Mg(OH)2 的饱和溶液中的c(Mg2+)和PH值;若往此饱和 溶液中滴入无色酚酞则溶液呈什么颜色? 解:设饱和溶液中Mg2+的浓度为X Ksp=c(Mg2+)c2(OH-) =X(2X)2 = 5.6×10-12mol3·-3 L 得X=1.12×10-4mol·-1 L c(OH-)=2.24×10-4mol·-1 L C(H+)=4.46×10-11mol·-1 L PH=10.4 PH在8.2~10.0时显粉红色,PH大于10.0显红色 结论:显红色。

3、实验测得某水样中的铁离子的浓度为6×10-6mol·-1 l 若要使水中的铁离子转化为沉淀,则溶液的PH值至少要控 制在多少以上?[已知Fe(OH)3的Ksp为2.6×10-39] 解:设溶液中的OH-离子的浓度最少为X才能使水中的 铁离子转化为沉淀。 KSP=c(Fe3+) ·3(OH-) c =2.6×10-39 =6×10-6×X3 求得X=7.57×10-12mol·-1=c(OH-) L C(H+)=1.32×10-3mol·-1 L PH=2.88 答:PH至少要控制在2.88以上。

(3)利用溶度积判断离子共存:
例4. 已知298K时, MgCO3的 Ksp = 6.82×10-6,溶液中c(Mg2+)=0.0001mol· -1, L c(CO32-) = 0.0001mol· -1,此时Mg2+和CO32L 能否共存? MgCO Mg2+ + CO 2-

解:

c(Mg2+) . c(CO32-) = (0.0001)2 =1×10-8 1×10-8 < 6.82×10-6
所以,此时Mg2+和CO32-能共存

3

3

第二课时

沉淀溶解平衡

练习 1:下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是 A、反应开始时,溶液中各离子浓度相等。 B、沉淀溶解平衡达到平衡时,沉淀的速率和溶解的速率相等 C、沉淀溶解平衡达到平衡时,溶液中溶质的离子浓度相等,且保持不变。 D、沉淀溶解平衡达到平衡时,如果再加入难溶性的该沉淀物,将促进溶解。 练习 2:书写氯化银、氢氧化镁溶解平衡的表达式 练习 3:向有固态氢氧化镁存在的饱和溶液中,分别加入固体醋酸钠、氯化铵时,固体氢氧化镁的质 量有什么变化? 【引入】难溶电解质的沉淀溶解平衡作为一种动态的平衡,我们可以通过改变条件,控制其进行的方 向,沉淀转为溶液中的离子,或者溶液中的离子转化为沉淀。我们共同探究沉淀反应的应用。 【板书】 :二、沉淀溶解平衡的应用 【问题引入】如何处理工业废水中的 Fe ?
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3+

【学生思考、讨论、回答】可以加入含 OH 的溶液将 Fe 转化为 Fe(OH)3 沉淀 【教师补充】加入含 OH 的溶液将 Fe 转化为 Fe(OH)3 沉淀,OH 的溶液就是“沉淀剂” 。还可以通过 调节溶液的 pH 值来使 Fe 转化为 Fe(OH)3 沉淀 【板书】1、沉淀的生成 (1)方法:A、调节 PH 法 B、加沉淀剂法 C、同离子效应法 D、氧化还原法 (欲使某物质沉淀析出的条件:离子积> Ksp) 【说明】1: 沉淀剂的选择:要求除去溶液中的某种离子,又不能影响其他离子的存在,并且由沉淀 剂引入溶液的杂质离子还要便于除去 2:形成沉淀和沉淀完全的条件:由于难溶电解质溶解平衡的存在,在合理选用沉淀剂的同时,有时 还要考虑溶液的 pH 和温度的调控。 3:通过氧化还原反应等方式改变某离子的存在形式,促使其转变为溶解度更小的难电解质以便分离出去 【总结板书】 (2)原则:生成沉淀的反应能发生,且进行得越完全越好 (3)意义:物质的检验、提纯及工厂废水的处理等 【说明】生成难溶电解质的沉淀,是工业生产、环保工程和科学研究中除杂质或提纯物质的重要方 法之一,但不是唯一方法。 【练习 1】 :为除去 MgCl2 溶液中的 FeCl3,可在加热搅拌的条件下加入的一种试剂是( D A、NaOH B、Na2CO3 C、氨水 D、MgO 2、沉淀的溶解(欲使某物质溶解,必要条件:各离子浓度乘积<Ksp) 过渡:既然已经存在沉淀,就存在沉淀溶解平衡。沉淀的溶解就要从沉淀向溶解方向移动考虑。 提问:结合以前的知识,如果想溶解碳酸钙,可以用什么方法? 学生:总结:溶解沉淀的方法: a) 加入足量的水 b)使沉淀转化为气体 c)使沉淀转化为弱电解质 【练习 2】试用平衡移动原理解释下列事实 1、 FeS 不溶于水,但却能溶于稀盐酸中。 2、 CaCO3 难溶于稀硫酸,但却能溶于醋酸中。 3、 分别用等体积的蒸馏水和 0.010mol/L 硫酸洗涤 BaSO4 沉淀,用水洗涤造成的 BaSO4 的损失量大于 用稀硫酸洗涤造成的损失量。 4.石灰乳中存在下列平衡:Ca(OH)2(s) 的是( A B A. Na2CO3 溶液 ) B. AlCl3 溶液 C. NaOH 溶液
3+ - 3+ -



3+



Ca (aq)+2 OH

2+



(aq),加入下列溶液,可使 Ca(OH)2 减少 D. CaCl2 溶液
2-

过渡提问: 当向 AgNO3 和 NaCl 恰好完全反应的平衡体系中加入 I ,若再加入 S ,会看到什么现象? 学生思考:根据实验 3-4 的实验步骤,完成实验。 设问: 通过实验你观察到了什么现象? 板书:3、沉淀的转化 完成试验 3-5,学生阅读 68 页剩余部分。 总结:④加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子。 使平衡向溶解的方向移动。 练习 3:将 AgNO3 溶液依次加入氯化钠溶液、溴化钠溶液、碘化钾溶液中都会出现不同颜色的沉淀,
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沉淀的颜色变化是 _ ____ → _ _ ___ → ____ _。出现这种颜色变化的原因是: _ _____
实验现象 实验1 实验2 实验3
产生白色沉淀 沉淀由白色转 化为浅黄色 沉淀由浅黄色 转化为黑色

_
化学方程式
Ag++Cl-= AgCl↓ AgCl+I2AgI+S2AgI+Cl_ Ag2S↓+2I-

说明硫化银的溶解度小于碘化银,碘化银的溶解度 小于氯化银 结论:实验告诉我们不同的沉淀之间在一定的条件下 是可以相互转化的!

沉淀转化的实质:沉淀溶解平衡的移动
沉淀转化的条件: 一般而言,难溶电解质转化成更加难溶的物质

小结:沉淀的生成、溶解、转化本质上都是沉淀溶解平衡的移动问题,其基本依据主要有 投影:①浓度:加水,平衡向溶解方向移动。 ②温度:升温,多数平衡向溶解方向移动。 ③加入相同离子,平衡向沉淀方向移动。 ④加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子。使平衡向溶解的方向 移动。

练习: 2、CaCO3 在下列液体中溶解度最大的是 ( ) A.H2O B.Na2CO3 溶液 C.CaCl2 溶液 D.乙醇 2、A【解析】B、C 产生同离子效应,溶解度减小 H2O 比乙醇极性大,离子化合物在 H2O 中溶解度更大 3、得到较纯的 FeS 沉淀,应在 FeCl2 溶液中加入的试剂 ( ) A.(NH4)2S B.Na2S C.H2S D.NaHS 23、A【解析】B、D 溶液水解显碱性,除得到 FeS 还会有 Fe(OH)2 沉淀产生,C H2S 电离出的 S 得到的 FeS 沉淀不彻底,而(NH4)2S 溶液完全电离且接近中性,不可能因为溶液的水解产生的酸碱性影响 FeS 沉淀。 4、 要除去 MgCl2 酸性溶液里少量的 FeCl3,不宜选用的试剂是( )。 A. MgO B.MgCO3 C.NaOH D.Mg(OH)2 4、 C【解析】除杂的目的是除去杂质且不引入新的杂质,C.NaOH 引入了 Na+ 。 5、非结合胆红素(VCB)分子中有羟基,被氧化后(生成羧基)与钙离子结合形成胆红素钙的反应,就是 一个沉淀生成的离子反应,从动态平衡的角度分析能预防胆结石的方法是( ) A.大量食用纯碱可使钙离子沉淀完全. ,防止胆结石生成 B.不食用含钙的食品 C.适量服用低维生素 E、低维生素 C 等抗氧化自由基可防治胆结石 D.常喝水稀释钙离子,溶解沉淀 5、C【解析】防止非结合胆红素(VCB)分子中的羟基被氧化 7、在 100mL 0.01mol· -1KCl 溶液中,加入 lmL 0.01mol· -1 AgNO3 溶液,下列说法正确的是(AgCl L L — 的 Ksp=1.8×10 10mol· -1) L ( ) A.有 AgCl 沉淀析出 B.无 AgCl 沉淀析出 C.无法确定 D.有沉淀但不是 AgCl
[

54

7、 【解析】 c=c A Q (Ag+)c · (Cl-) =(0. 01mol· -1 ×0. L 1L)/ 0. 101L+(0. 01mol· -1×0. L 001L)/ 0. 101L >Ksp,溶液中将析出 AgCl 沉淀。 10、 已知 Ksp(AgCl )=1.8×10-10, Ksp(AgI)=1.0×10-16。 下列关于不溶物之间转化的说法中错误的是 ( ) A.AgCl 不溶于水,不能转化为 AgI B.两种不溶物的 Ksp 相差越大,不溶物就越容易转化为更难溶的不溶物 C.AgI 比 AgCl 更难溶于水,所以,AgCl 可以转化为 AgI 1 D.常温下,AgCl 若要在 NaI 溶液中开始转化为 AgI,则 NaI 的浓度必须不低于 ×10-11 mol·-1 L 1.8 10、A【解析】不溶于水不是绝对的不溶,是溶解度小于 0.1g。尽管 AgCl 溶解的很少,但由于 AgI + - 比 AgCl 更难溶于水,溶液中微量 的 Ag 在 I 浓度足够大的溶液中,可以转化为 AgI,而使 AgCl 的 + - - 溶解平衡向产生 Ag 的方向移动,导致 AgCl 溶解。所以 A 错误。根据 1.8×10 10 ·c(I )=1.0×10 1 -16 - -11 -1 可计算得:c(I )= ×10 mol· ,D 正确。 L 1.8 4、下列化学原理的应用,主要用沉淀溶解平衡原理来解释的是 (A ) ①热纯碱溶液的洗涤油污能力强;②误将钡盐[BaCl2、Ba(NO3)2]当作食盐食用时,常用 0.5% 的 Na2SO4 溶液解毒;③溶洞、珊瑚的形成;④碳酸钡不能做“钡餐”而硫酸钡则能;⑤泡沫灭火器灭 火的原理。 A.②③④ B.①②③ C.③④⑤ D.①②③④⑤ ②中 Ba2+有毒,选择 Na2SO4 作沉淀剂,使 Ba2+浓度减小。③中溶洞都是由碳酸盐质的石灰岩形成, 当水中含有二氧化碳时,岩石的溶解速度加快。年复一年被溶蚀出一个个洞穴。当溶有碳酸盐质的 地下水重新滴入洞中时,由于环境中温度降低、压力减小,水中的二氧化碳又溢出,原本溶解在水 中的部分碳酸盐因过饱和而沉淀析出。珊瑚是由于虫黄藻代谢过程中排出二氧化碳溶解在水中产生 碳酸根离子,碳酸根离子与珊瑚虫体内的钙离子合成的碳酸钙就是珊瑚虫骨骼的主要成分。④中碳 酸钡溶解在胃酸中而硫酸钡不溶。①⑤主要用水解平衡原理来解释 1、 下列对水垢的主要成分是 CaCO3 和 Mg(OH)2 而不是 CaCO3 和 MgCO3 的原因解释中正确的有 ( ) A.Mg(OH)2 的溶度积大于 MgCO3 的溶度积,且在水中发生了沉淀转化 B.Mg(OH)2 的溶度积小于 MgCO3 的溶度积,且在水中发生了沉淀转化 — C.MgCO3 电离出的 CO32 发生水解,使水中浓度减小,对 Mg(OH)2 的沉淀溶解平衡而言,Qc ﹤Ksp,生成 Mg(OH)2 沉淀 — — D.MgCO3 电离出的 CO32 发生水解,使水中 OH 浓度增大,对 Mg(OH)2 的沉淀溶解平衡而言, Qc﹥Ksp,生成 Mg(OH)2 沉淀 1、B D【解析】沉淀的转化是把一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质的过程,MgCO3 转化为 — — CaCO3 的实质是 MgCO3 电离出的 CO32 发生水解,使水中 OH 浓度增大,对 Mg(OH)2 的 沉淀溶解 平衡而言,Qc﹥Ksp,生成 Mg(OH)2 沉淀

专题三 水溶液中的离子平衡 复习

一、弱电解质的电离 1、定义:电解质:在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。 非电解质 :在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。 强电解质 :在水溶液里全部电离成离子的电解质 。 弱电解质: 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。
混和物 物质 纯净物 化合物 单质 电解质 非电解质: 非金属氧化物,大部分有机物 强电解质: 强酸,强碱,大多数盐 。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

弱电解质:弱酸,弱碱,极少数盐,水 。如 HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O

。如 SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2?

2、电解质与非电解质本质区别: 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意:①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2 等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物(如 BaSO4 不溶于水,但溶于水的 BaSO4 全部电离, 故 BaSO4 为强电解质)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
55

3、电离平衡:在一定的条件下,当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时, 电离过程就达到了 平衡状态 ,这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素: A、温度:电离一般吸热,升温有利于电离。 B、浓度:浓度越大,电离程度 越小 ;溶液稀释时,电离平衡向着电离的方向移动。 C、同离子效应:在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会 减弱 电离。 D、其他外加试剂:加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时,有利于电离。 5、电离方程式的书写:用可逆符号 弱酸的电离要分布写(第一步为主) 6、电离常数:在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘 积,跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数, (一般用 Ka 表示酸,Kb 表示 + + 碱。 ) 表示方法:AB A +B Ki=[ A ][ B ]/[AB] 7、影响因素: a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响,不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大。 c、同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强。如: H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡:
+ -7

水的离子积:KW =c[H ]·c[OH ]
+ -14

+

-

25℃时, [H ]=[OH ] =10 mol/L ; KW = [H ]·[OH ] = 1*10 注意:KW 只与温度有关,温度一定,则 KW 值一定; KW 不仅适用于纯水,适用于任何溶液(酸、碱、盐) 2、水电离特点: (1)可逆 (2)吸热 (3)极弱 -14 3、影响水电离平衡的外界因素: ①酸、碱 :抑制水的电离 KW〈1*10 -14 ②温度:促进水的电离(水的电离是吸热的) ③易水解的盐:促进水的电离 KW 〉 1*10 + 4、溶液的酸碱性和 pH: (1)pH=-lgc[H ] (2)pH 的测定方法: 酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。 变色范围:甲基橙 3.1~4.4(橙色) 石蕊 5.0~8.0(紫色) 酚酞 8.2~10.0(浅红色) pH 试纸 —操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可 。 注意:①事先不能用水湿润 PH 试纸;②广泛 pH 试纸只能读取整数值或范围 三 、混合液的 pH 值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合: + + (先求[H ]混:将两种酸中的 H 离子物质的量相加除以总体积,再求其它) + + + [H ]混 =([H ]1V1+[H ]2V2)/(V1+V2) 2、强碱与强碱的混合: (先求[OH ]混:将两种酸中的 OH 离子物质的量相加除以总体积,再求其它) + [OH ]混=([OH ]1V1+[OH ]2V2)/(V1+V2) (注意 :不能直接计算[H ]混) + + + + 3、强酸与强碱的混合: (先据 H + OH ==H2O 计算余下的 H 或 OH ,①H 有余,则用余下的 H 数除以 + 溶液总体积求[H ]混;OH 有余,则用余下的 OH 数除以溶液总体积求[OH ] 混,再求其它) 四、稀释过程溶液 pH 值的变化规律:
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1、强酸溶液:稀释 10 倍时,pH 稀 = pH 原+ n (但始终不能大于或等于 7) n 2、弱酸溶液:稀释 10 倍时,pH 稀 〈 pH 原+n (但始终不能大于或等于 7) n 3、强碱溶液:稀释 10 倍时,pH 稀 = pH 原-n (但始终不能小于或等于 7) n 4、弱碱溶液:稀释 10 倍时,pH 稀 〉 pH 原-n (但始终不能小于或等于 7) 5、不论任何溶液,稀释时 pH 均是向 7 靠近(即向中性靠近) ;任何溶液无限稀释后 pH 均接近 7 6、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的 pH 变化得慢,强酸、强碱变化得快。 五、强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律 w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 1、若等体积混合: pH1+pH2=14 则溶液显中性 pH=7 pH1+pH2?15 则溶液显碱性 pH=pH2-0.3 pH1+pH2?13 则溶液显酸性 pH=pH1+0.3 2、若混合后显中性 pH1+pH2=14 V 酸:V 碱=1:1 14-(pH1+pH2) pH1+pH2≠14 V 酸:V 碱=1:10 六、酸碱中和滴定: + — + 1、中和滴定的原理:实质:H +OH =H2O 即酸能提供的 H 和碱能提供的 OH 物质的量相等。 2、中和滴定的操作过程: (1)仪②滴定管的刻度,O 刻度在 上 ,往下刻度标数越来越大,全部容积 大于 它的最大刻 度值,因为下端有一部分没有刻度。滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用 两滴定管酸(或碱) ,也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后 一位 。 (2)药品:标准液;待测液;指示剂。 (3)准备过程:准备:检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。 (洗涤:用洗液洗→检漏:滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗(或待测液洗)→装溶液→排气泡→调液面→ 记数据V(始) (4)试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析:利用 n 酸 c 酸 V 酸=n 碱 c 碱 V 碱进行分析 式中:n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数;c——酸或碱的物质的量浓度; n ? c ?V 酸 酸 酸 V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,则:c 碱= n碱 ?V碱 上述公式在求算浓度时很方便, 而在分析误差时起主要作用的是分子上的 V 酸的变化, 因为在 滴定过程中 c 酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是 V 酸的增大,导致 c 酸偏高;V 碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的,当 在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减少,即 V 酸减小,则 c 碱降低了;对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时,c 碱的 误差与 V 酸的变化成正比,即当 V 酸的实测值大于理论值时,c 碱偏高,反之偏低。 同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。 七、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解) + 1、盐类水解:在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H 或 OH 结合生成弱电解质的反应。 + 2、水解的实质: 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H 或 OH 结合,破坏水的电离,是 平衡向右移动,促进水的电离。 3、盐类水解规律:
57

n

①有 弱 才水解,无弱不水解,越弱越水解;谁 强显谁性,两弱都水解,同强显中性。 ②多元弱酸根, 浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大, 碱性更强。 (如:Na2CO3 >NaHCO3) 4、盐类水解的特点: (1)可逆(与中和反应互逆) (2)程度小 (3)吸热 5、影响盐类水解的外界因素: ①温度:温度越 高 水解程度越大 (水解吸热,越热越水解) ②浓度:浓度越小,水解程度越 大 (越稀越水解) + ③酸碱:促进或抑制盐的水解(H 促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解;OH 促进阳 离子水解而抑制阴离子水解) 6、酸式盐溶液的酸碱性: ①只电离不水解:如 HSO4 显 酸 性 ②电离程度>水解程度,显 酸 性 (如: HSO3 、H2PO4 ) 2③水解程度>电离程度,显 碱 性 (如:HCO3 、HS 、HPO4 ) 7、双水解反应: (1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进,水解程度较大,有的甚至水 解完全。使得平衡向右移。 3+ 3+ 2222+ (2)常见的双水解反应完全的为:Fe 、Al 与 AlO2 、CO3 (HCO3 )、S (HS )、SO3 (HSO3 );S 与 NH4 ; 2+ CO3 (HCO3 )与 NH4 其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边 电荷平衡, 3+ 2如:2Al + 3S + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 8、盐类水解的应用: 9、水解平衡常数 (Kh) 对于强碱弱酸盐:Kh =Kw/Ka(Kw 为该温度下水的离子积,Ka 为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电 离平衡常数) 对于强酸弱碱盐:Kh =Kw/Kb(Kw 为该温度下水的离子积,Kb 为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数) 八、电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原则:分步书写 注意:不管是水解还是电离,都决定于第一步,第二步一般相当微弱。 2、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原则:一步书写 九、溶液中微粒浓度的大小比较 ☆☆基本原则:抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系: ①电荷守恒:任何溶液均显电 中 性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离 子浓度与其所带电荷数的乘积之和 ②物料守恒: (即原子个数守恒或质量守恒)某原子的总量(或总浓度)=其以各种形式存在的所有微粒 的量(或浓度)之和 + ③质子守恒:即水电离出的 H 浓度与 OH 浓度相等。 十、难溶电解质的溶解平衡 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 (1)溶解度 小于 0.01g 的电解质称难溶电解质。 -5 + ( 2 ) 反 应 后 离 子 浓 度 降 至 1*10 以 下 的 反 应 为 完 全 反 应 。 如 酸 碱 中 和 时 [H ] 降 至 -7 -5 10 mol/L<10 mol/L,故为完全反应,用“=” ,常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于
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10 mol/L,故均用“=” 。 (3)难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 (4)掌握三种微溶物质:CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4 (5)溶解平衡常为吸热,但 Ca(OH)2 为放热,升温其溶解度减少。 (6)溶解平衡存在的前提是:必须存在沉淀,否则不存在平衡。 2、溶解平衡方程式的书写 + 2注意在沉淀后用(s)标明状态,并用“ ” 。如:Ag2S(s) 2Ag (aq)+ S (aq) 3、沉淀生成的三种主要方式 (1)加沉淀剂法:Ksp 越小(即沉淀越难溶) ,沉淀越完全;沉淀剂过量能使沉淀更完全。 (2)调 pH 值除某些易水解的金属阳离子:如加 MgO 除去 MgCl2 溶液中 FeCl3。 (3)氧化还原沉淀法: (4)同离子效应法 4、沉淀的溶解: 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有:①酸碱;②氧化还原;③ 沉淀转化 。 5、沉淀的转化: 溶解度大的生成溶解度小的,溶解度小的生成溶解度 更小 的。 如:AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr(淡黄色) AgI (黄色) Ag2S(黑色) 6、溶度积(KSP) (1)定义:在一定条件下,难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率, 溶液中各离子的浓度保持不变的状态。 n+ mn+ m mn (2)表达式:AmBn(s) mA (aq)+nB (aq) KSP= [c(A )] ?[c(B )] (3)影响因素:外因:①浓度:加水平衡向溶解方向移动。 ②温度:升温,多数平衡向溶解方向移动。 (4)溶度积规则:QC 为离子积 QC〉KSP 有沉淀析出 QC= =KSP 平衡状态 QC 〈KSP 未饱和,继续溶解

-5

[教学目标] : [重点]: [难点]: [教学方法]:实验、交流讨论、讲解、练习、归纳等 [教学过程]:
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