課件高中化學(xué)人教新課標選修四化學(xué)反應(yīng)原理水溶液中的離子平衡ppt課件-在線瀏覽
2025-03-04 11:43本頁面
【正文】 ，以及溫度、濃度等條件對電離平衡的影響。 新課標人教版課件系列 《 高中化學(xué) 》 選修 4 第三章 《 水溶液中的 離子平衡 》 教學(xué)目標 ? １了解電解質(zhì)、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。 ? ２了解強、弱電解質(zhì)與結(jié)構(gòu)的關(guān)系，能正確書寫常見物質(zhì)的電離方程式。 ? ４了解水的電離平衡及其“離子積” ? ５了解溶液的酸堿性和 pH的關(guān)系 ? ６使學(xué)生理解強堿弱酸鹽和強酸弱堿鹽的水解。 ? ８培養(yǎng)學(xué)生的實驗技能，對學(xué)生進行科學(xué)態(tài)度和科學(xué)方法教育。 下都不能導(dǎo)電的化合物 。 ， 所以是電解質(zhì) 。 ， 所以鹽酸是電解質(zhì) 。 討論以下幾種說法是否正確，并說明原因。HCl是強電解質(zhì) ， CH3COOH是弱電解質(zhì) 。 只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)叫弱電解質(zhì) 。 練習(xí)：判斷下列物質(zhì)， 屬強電解質(zhì)的 有哪些？屬弱電解質(zhì)的有哪些？ NaCl、 NaOH 、 H2SO CH3COOH、NH3包括大多數(shù)鹽類、強酸、強堿。H2O)、水。 CH3COOH CH3COO + H+ 電離 結(jié)合 弱電解質(zhì)電離的 Vt圖像 V電離 V結(jié)合 0 t1 t2 V電離 = V結(jié)合 平衡狀態(tài) Ⅰ t V 電離平衡 在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài) —— 思考與討論： 例 1， 在氨水中存在怎樣的電離平衡？向其中分別加入適量的鹽酸、NaOH溶液、 NH4Cl溶液以及大量的水，對平衡有什么影響？ NH3 ?（ 2）濃度 ?濃度越大，電離程度越小。 問題探討 ? 不同？升溫對二者的導(dǎo)電性有何影響 ？ *自由電子的定向移動；自由移動的離子定向移動 *升溫，金屬導(dǎo)電性減弱；電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性增強 說明 ： ① 電離平衡是動態(tài)平衡 ， 平衡移動符合勒夏特列原理 ② 多元弱酸 ， 分步電離 ， 第一步電離大于第二步電離 ， 第二步電離遠大于第三步電離 …… ， 例如 :[H+]為： H2S H++HS [H+]=1 104mol/L HS H++S2 [H+]=1 1013mol/L 電離難的原因 ： a、 一級電離出 H+后 ， 剩下的酸根陰離子帶負電荷 ， 增加了對 H+的吸引力 ， 使第二個 H+離子電離困難的多； b、 一級電離出的 H+抑制了二級的電離 。H2O] D. [NH4]+ ? 2 .一定量的鹽酸跟過量的鐵粉反應(yīng)時，為減緩反應(yīng)速率而不影響生成氫氣的總量，可向鹽酸中加入適量的（ ） ? (固） （固） (固） AC BD 練習(xí) ? H+濃度相同、體積相等的三種酸： a、鹽酸 b、硫酸 c、醋酸，同時加入足量的鋅，則開始反應(yīng)時速率 ______，反應(yīng)完全后生成 H2的質(zhì)量_________。 K值只隨溫度變化。 例 ： H2CO3 H++HCO3 一 (1) HCO3 H++CO32 一 (2) 每一步的電離程度是不一樣的。 H3PO4 H+ + H2PO4 一 (1) H2PO4 H+ + HPO42 一 (2) HPO42 H+ + PO43 一 (3) 就電離本身而言，你推測每一步的電離程度如何變化，為什么？ 對于多元酸： 多元弱酸是分步電離的， K1》 K2（一般要相差 105）。 試根據(jù)課本中“一些弱酸和弱堿的電離平衡常數(shù)”比較它們的相對強弱。水中存在著微弱的電離。 c(H2O)可視為常數(shù)，上式可表示為： c( H+) c( OH) =K電離 ? 由上表可知，隨著溫度的升高，水的離子積增大。 c( H+) ， 1L酸或堿的稀溶液約為 1000 g，其中， H2O的物質(zhì)的量近似為1000 g / 18 g /mol = mol。 思考與交流 ， c (H+)和 c (OH）的值或變化趨勢（增加或減少）： 純水 加少量鹽酸 加少量氫氧 化鈉 c (H+) c (OH) c(H+)和c(OH)大小比較 107mol/L 107mol/L c(H+)=c(OH) 變大 變小 c(H+)c(OH) 變小 變大 c(H+)c(OH) OH存在？堿性溶液中是否有 H+存在？ 溶液的酸堿性與 c(H+)的關(guān)系 c (H+)與 c (OH)關(guān)系 25℃ ， c(H+)/mol （常溫） 9 8 10 11 13 12 14 7 6 5 4 3 2 1 0 中性 堿 性 增 強 酸 性 增 強 ?溶液的 pH—— 正誤判斷 一定條件下 pH越大，溶液的酸性越強。 強酸溶液的 pH一定大。 pH有可能等于負值。 ?若 定義： pOH=lg c(OH) pKw=l g Kw 則室溫下在同一溶液中， pH、 pOH與 pKw之間有什么關(guān)系？ lg Kw= lg c(H+) 廣泛 pH試紙只能得到整數(shù)值。 pH試紙不可潤濕，否則有可能將待測液稀釋了。 設(shè)水產(chǎn)生的 c(H＋ )=c(OH)=x，則有： (10－ 8＋ x) pH=lgc(H+)= =lg101 =1 關(guān)鍵：酸過量抓住氫離子進行計算！ ?pH計算 5—— 強酸與強堿混合 例題：在 25℃ 時， 氫氧化鈉溶液混合后 ,溶液的 pH等于多少？ 解： NaOH+HCl=NaCl+H2O 關(guān)鍵：堿過量抓住氫氧根離子進行計算！ c(OH)=()mol/(+)L=n(NaOH)=,n(HCl)=,NaOH過量。 ② c(OH)=(104+102)mol/(1+1)L = 102 mol/L c(H+)=1014/ 102 =2 1012 mol/L 關(guān)鍵：堿性溶液中抓住 OH進行計算 ② 三、 pH應(yīng)用 ?工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)實驗中常常涉及溶液的酸堿性。 ?3 、酸堿中和滴定中溶液 pH變化（借助酸堿指示劑的顏色變化）是判斷滴定終點的依據(jù)。 在接近滴定終點（ pH=7）時，很少量（約 1滴， mL）的堿或酸就會引起溶液 pH的突變。 滴定曲線 ⒋ 酸堿指示劑的變色范圍 指示劑 pH變色范圍 酸色 堿色 甲基橙 ~ 紅色 黃色 石蕊 ~ 紅色 藍色 酚酞 ~ 無色 紅色 ~ ~ ~ ?NaOH溶液滴定鹽酸和乙酸的滴定曲線 管 ?練習(xí)： ?常溫下 pH=a，體積為 Va的強酸與 pH=b，體積為 Vb的強堿混合，恰好完全反應(yīng)呈中性。 = 10(a+b)14 第三章 水溶液中的離子平衡 第三節(jié) 《 鹽類的水解 》 以水的電離平衡為基礎(chǔ) ,說明 HCl、 NaOH 的水溶液為什么分別顯示酸性和堿性？ 思考： CH3COONa是哪兩種酸堿 反應(yīng)得到的鹽 ? 其水溶液中存在哪些離子？ 這些離子能相互反應(yīng)嗎？ 若反應(yīng)，結(jié)果怎么樣？ H2O H+ + OH_ 醋酸鈉在溶液中的變化 : CH3COONa = CH3COO_ +Na+ + CH3COOH CH3COO +H2O CH3COOH+OH_ CH3COONa + H2O CH3COOH+NaOH 強堿弱酸所生成鹽的水解 NH4Cl = NH4+ + Cl
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