【正文】 離子。 ② 多元弱酸的電離是分步的，其方程式要分步書(shū)寫(xiě)，絕不可合并書(shū)寫(xiě)。 ⑵ PH值相同的、元數(shù)相同的強(qiáng)酸（或堿）與弱酸（或堿）， 雖然電離出來(lái)的 H＋ （或 OH－ ）的量相同，但它們所蘊(yùn)藏的 “H＋ ”（或 “OH－ ”）的量是不同的， 弱酸（或堿） 所蘊(yùn)藏的 “H＋ ”（或 “OH－ ”）的量多，因而中和能力是 弱酸（或堿） 的多，與金屬反應(yīng)產(chǎn)生氣體的量也是弱酸（或堿） 的多。 （ 3）物質(zhì)的量濃度為 mol 非電解質(zhì)： 。 CH3COOH CH3COO + H+ Ka= [H+][CH3COO] [CH3COOH] 泗縣三中高二化學(xué)學(xué)案 電離平衡常數(shù) （ 1）涵義：弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比。但是，對(duì)于多元弱堿來(lái)說(shuō)，雖然是分步電離，卻不采取分步書(shū)寫(xiě)的形式。H 2O） （ NH3 CH3COONa = CH3COO— + Na+ + H2O H+ + OH— CH3COOH 【強(qiáng)調(diào)】水的電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大；溶液中 OH—與 H+濃度不再相等 [OH—][H+]，溶液呈堿性。 （ 1）配制 SnCl2時(shí)，應(yīng) （ 2）配制 FeCl2時(shí)，應(yīng)在溶液中加 ，防止 ，加 ，防止 （ 3）保存碳酸鈉溶液時(shí)，試劑瓶應(yīng)用 塞 （ 4）保存 NaF 時(shí)，應(yīng)放在 瓶中 【教師點(diǎn)撥】從平衡移動(dòng)角度考慮，分析化學(xué)過(guò)程 加熱濃縮某些鹽溶液時(shí)考慮水解 AlCl3溶液加熱蒸干后灼燒，最后產(chǎn)物 。有關(guān)的離子方程式為 ， 溶液中除雜時(shí)考慮水解，如硝酸鉀中混有 Fe3+，加熱可除去，水解離 子方程式為 解釋某些化學(xué)現(xiàn)象時(shí)考慮水解，如制備 Fe(OH)3 膠體，明礬凈水。若為等式，分清是何種等式：電荷守恒式中無(wú)中性粒子，質(zhì)子守恒式中無(wú)組成鹽的離子，同時(shí)檢查物料守恒式中的微粒是否寫(xiě)全。 L1KI溶液，觀察實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象。 定 義：難溶電解質(zhì)在溶液中達(dá)到沉淀溶解平衡狀態(tài)時(shí)，其平衡常數(shù)為 _____________________________的乘積為一個(gè)常數(shù)這個(gè)常數(shù)稱之為溶度積常數(shù)簡(jiǎn)稱為溶度積，用 Ksp表示，有單位。 難溶電解質(zhì)在水中的沉淀溶解平衡和化學(xué)平衡、電離平衡一樣，合乎平衡的基本特征、滿足平衡的變化基本規(guī)律。 第 一課時(shí) [實(shí)驗(yàn)探究 ] 實(shí)驗(yàn)步驟： 在裝有少量碘化鉛黃色固體的試管中，注入約 3ml蒸餾水，充分振蕩后靜置。 ［知識(shí)回顧］ 鹽類水解的規(guī)律 ？ 一、 同一溶液中離子濃度大小比較 ［ 例 1］ 寫(xiě)出 H2S溶液 的電離平衡并比較離子濃度？ ［練習(xí)］ Na2CO3溶液中離子濃度的比較？ ［歸納］ 公理：我 們認(rèn)為在水溶液中，弱電解質(zhì)的電離部分占少部分，同樣能水解的離子的水解也是占少部分。 如： Al3+ 和 HCO32 寫(xiě)出水解反應(yīng)的離子方程式： Al3+ 和 S2 如 Al3+和 [Al（ OH） 4]不能共存 ,原因是 Fe3+和 CO32不能共存，原因是 Fe3+和 SO32不能共存，原因是 化肥合理使用有時(shí)要考慮鹽的水解。 物料守恒：某一分子或離子的原始濃度應(yīng)等于它在溶液中各種存在形式的濃度之總和，即元素的原子守恒。 分類 舉例 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 NaCl、 KNO K2SO4 測(cè)定溶液酸堿性的方法有哪些？具體怎樣操作？ 根據(jù)所學(xué)的知識(shí)填寫(xiě)下表 鹽溶液 CH3COONa Na2CO3 NaCl NH4Cl Al2(SO4)3 KNO3 鹽的類型 溶液中存 在的微粒 哪些微?？赡茏饔? 酸溶液顯酸性，堿溶液顯堿性，鹽溶液一定顯中性嗎 ？你能聯(lián)系生活實(shí)際舉些例子嗎？ 【引入新課】碳酸鈉溶液呈堿性，日常生活中可以用 “純堿 ”溶液洗滌餐具；長(zhǎng)期使用銨態(tài)氮肥會(huì)導(dǎo)致土壤酸化，這是為什么呢？ 鹽類水解的原理 【實(shí)驗(yàn)探究】鹽溶液都顯中性嗎？以學(xué)習(xí)小組為單位，利用你們的實(shí)驗(yàn)器材測(cè)定濃度均為、碳酸鈉溶液、氯化鈉溶液、氯化銨溶液、硫酸鋁溶液和硝酸鉀溶液的酸堿性，并做好實(shí)驗(yàn)記錄。 【問(wèn)題探究】 常溫下，將 PH=2 的醋酸稀釋 10 倍，稀釋后溶液的 PH 如何變化？ 某弱酸的電離程度越大，溶 液的酸性越強(qiáng)，對(duì)不對(duì)？ 向冰醋酸中逐漸添加蒸餾水，溶液中 H+濃度如何變化？ 【課堂檢測(cè)】 針對(duì) CH3COOH CH3COO－ ＋ H+ 平衡體系回答問(wèn)題 改變條件 平衡移動(dòng)方向 c(H+) c(CH3COO) 溶液導(dǎo)電能力 加少量鹽酸 加少量冰酸 加 CH3COONa (s) 加 NaOH(s) 加少量鋅粒 加熱升溫 2 、 用 水 稀 釋 mol 【強(qiáng)調(diào)】多元弱酸分步電離，電離方程式分步書(shū)寫(xiě)。 HCl = H+ + Cl CH3COOH CH3COO + H+ 弱電解質(zhì)的電離既然是不完全的，那么一定條件下，電離進(jìn)行到一定程度就會(huì)達(dá)到平衡狀態(tài)，即建立了電離平衡。 第 2 節(jié) 弱電解質(zhì)的電離 鹽類的水解 【學(xué)習(xí)目標(biāo)】 能描述弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，了解酸堿電離理論； 認(rèn)識(shí)鹽類水 解的原理，歸納影響鹽類水解程度的主要因素； 能舉例說(shuō)明鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用。 7．今有 a．鹽酸 b．硫酸 c．醋酸三種酸： （ 1）在同體積，同 pH 的三種酸中，分別加入足量的碳酸鈉粉末， 在相同條件下產(chǎn) 生CO2的體積由大到小的順序是 _________________。 ⑷ 相同物質(zhì)的量濃度、相同元數(shù)的酸（或堿），加水稀釋時(shí)的 PH變化： △ PH[強(qiáng)酸（或堿） ]＞ △ PH[弱酸（或堿） ]。而像 Na HSO4 的電離方式還與它所處的條件有關(guān)（水溶液或熔融態(tài)下不一樣） 2．弱電解質(zhì)的電離方程式 由于弱電解質(zhì)溶于水時(shí)是 部分電離的，存在著電離平衡，故書(shū)寫(xiě)此類物質(zhì)的電離方程式時(shí)用符號(hào) “ ”，如： CH3COOH CH3COO－ ＋ H＋ ； NH3其導(dǎo)電的根本原因在于化合物在這種條件下電離了，產(chǎn)生了自由移動(dòng)的離子，而且只有離子達(dá)到一定程度才能表現(xiàn)出 “導(dǎo)電 ”這一現(xiàn)象。 問(wèn)題二、 強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì) 泗縣三中高二化學(xué)學(xué)案 1．強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的概念 ⑴ 強(qiáng)電解質(zhì)：在稀的水溶液中 完全 電離的電解質(zhì)。 B、 100mL 1mol/L的鹽酸和 50mL 2mol/L的鹽酸分別與足量的鋅反應(yīng)，二者放出氫氣的速率和質(zhì)量均相等。 【問(wèn)題分析示例】 例題 ： 計(jì)算下列溶液的 PH 值： ⑴ 若 PH為 2 和 PH為 4 兩鹽酸 等體積混合，則混合后 PH＝ ； ⑵ 若 PH為 8 和 PH為 13 兩 NaOH 溶液等體積混合，則混合后 PH＝ ； ⑶ 若 PH 為 13 的強(qiáng)堿溶液和 PH 為 2 的強(qiáng)酸溶液以 1∶ 9 體積比混合，則混合后 PH＝ ； 〖思路點(diǎn)撥〗 求強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合后溶液的 PH 的計(jì)算大使，應(yīng)注意酸先求混合后的 [H+]，堿應(yīng)先求混合后的 [ ]，酸堿混合，首先確定是否完全反應(yīng)，再計(jì)算混合后的 [H+]，最后求PH。 『導(dǎo)學(xué)』 ⑴ 強(qiáng)酸溶液每稀釋 倍， [H+]減小為原來(lái)的 ， PH 稀 ＝ PH 原＋ n； ⑵ 強(qiáng)堿溶液每稀釋 倍， [ ]減小為原來(lái)的 ， PH 稀＝ PH 原－ n； ⑶ 強(qiáng)酸和強(qiáng)堿無(wú)限稀釋時(shí)，由于水的電離不能忽略，故混合后的 PH只能無(wú)限接近于 7，或約等于 7，但不能超過(guò) 7。 強(qiáng)堿 Ⅱ ： c（堿） Ⅱ c（ ） Ⅱ [規(guī)律總結(jié) ] ⑴ 通常兩稀溶液混合，可認(rèn)為混合后體積為兩者之和。 A、 pH試紙 B、紅色石蕊試紙 C、淀粉碘化鉀試紙 D、藍(lán)色石蕊試紙 關(guān)于水的離子積常數(shù) (Kw)與水的電離平衡常數(shù) (Kc)的敘述中，正確的是：（ ） A. Kw和 Kc都隨溫度的升高而增大 B. Kw和 Kc數(shù)值不同，但單位相同 C. Kw和 Kc數(shù)值相同，但單位不同 D. Kw和 Kc數(shù)值和單位都不同 常溫時(shí)某溶液中，測(cè)得由水電離出的 C(H+)為 1011mol/L，則對(duì)此溶液的下列敘述中，正確的是（雙選 ） （ ） 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 11．常溫時(shí)，由水電離出的 [H+ ] 常用酸堿指示劑的ｐＨ變色范圍 指示劑 變色范圍的ｐＨ 石蕊 ５紅色 5－ 8紫色 8藍(lán)色 甲基橙 － 酚酞 8無(wú)色 8－ 10淺紅色 10紅色 （ 2） pH試紙法 使用方法： 強(qiáng)調(diào)：不可潤(rùn)濕，若潤(rùn)濕，也不一定產(chǎn)生誤差 用 。L1 C．一定小于 mol （填“促進(jìn)”“抑制”或“不影響”） 二，溶液的酸堿性 1．探究 溶液的酸堿性的實(shí)質(zhì) 在酸或堿溶液中，水的電離平衡被破壞。 （室溫時(shí)可以近似認(rèn)為常溫） (2)、對(duì)于中性水， 若溫度升高， 盡管 Kw增大，但仍是 中性水， [H+]=[OH]. （ 3）、水的離子積是水電離平衡時(shí)的性質(zhì)，它不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽稀溶液。 知道 pH 的含義并進(jìn)行有關(guān) pH 的簡(jiǎn)單計(jì)算。 思考 2： 計(jì)算水中 H+和 OH 的濃度 :實(shí)驗(yàn)測(cè)得，在室溫下 1L H2O（即 mol）中只有 1107 mol H2O 電離，則室溫下 C(H+)和 C(OH)分別為多少 ? 相當(dāng)于多少個(gè)水分子中有一個(gè)電離？ 水的離子積常數(shù) 在一定溫度下， K與 [H2O]都是常數(shù)，其乘積也必然是常數(shù)，因此 [H+][OH]也是 ，Kw= ,式中 Kw稱為 ，簡(jiǎn)稱水的 。 泗縣三中高二化 學(xué)學(xué)案 (4)、在酸溶液中， [H+]近似看成是酸電離出來(lái)的 H+濃度， [OH]則來(lái)自于水的電離。即： ⑴ 酸性： [ ] [ ]， 越大，酸性越強(qiáng)； ⑵ 堿性： [ ] [ ]， 越大，酸性越強(qiáng)； ⑶ 中性： [ ] [ ]。 水 溶液的酸堿性 與 [H+]與 [OH] 的相對(duì)大小的關(guān)系： 常溫（ 25℃ ） 中性溶液： [H+] [OH] [H+] 110 7mol/L 酸性溶液： [H+] [OH] [H+] 110 7mol/L 堿性溶液： [H+] [OH] [H+] 110 7mol/L 溶液的 pH： 人們常用 來(lái)表示溶液的酸堿性。 例 求 PH=2的 H2SO4溶液中 H2SO4的濃度；求 PH=10的 NaOH溶液中 NaOH的濃度。 2．強(qiáng)堿溶液 PH 值的計(jì)算 c（堿） c（ ） c（ H+） PH。 （ 4） 兩強(qiáng)堿混合時(shí) ， 計(jì)