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2019-2020年高一化學《電離平衡》復習教案 [教學目標] 1、 掌握電解法和非電解法，強電解法和弱電解法的概念； 2、 掌握弱電解法的電離方程式； 3、 能正確書寫電離方程式； 4、 掌握電離度的概念及表示的意義。 5、水的電離和水的離子積常數。 6、溶液的PH值及有關PH值計算。 7、酸堿指示劑及溶液PH值的測定。 8、理解鹽類水解的實質；能掌握鹽類水解的規(guī)律，并能根據鹽的組成判斷鹽溶液的酸 堿性； 9、掌握影響鹽類水解的因素及鹽類水解知識的應用。 [知識講解] 一、電解質 1、電解質和非電解質的概念：凡是在水溶液里或熔化狀態(tài)下能導電的化合物叫做電解質。凡是在水溶液里和熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物叫做非電解質。 理解概念三個關鍵：⑴均為化合物;⑵在水溶液里或熔化狀態(tài)下;⑶能否導電(實質是自身能否電離)。 注意幾個方面：⑴單質既不是電解質也不是非電解質;⑵電解質不一定能導電,如食鹽晶體、氯化氫氣體等不導電；⑶水溶液能導電的化合物不一定是電解質，如CO2、SO2、NH3溶于水能導電的原因是生成的H2CO3、H2SO3、NH3.H2O電離所致，故它們是非電解質。 2、強電解質和弱電解質：在水溶液里全部電離為離子的電解質叫做強電解質。包括強酸、強堿、大部分鹽類。在水溶液里只有部分電離為離子的電解質叫做弱電解質。包括弱酸、弱堿等。 注意點：⑴兩者主要區(qū)別是在溶液里能不能完全電離,是否存在電離平衡,而不是溶液的導電能力的強弱。強電解質溶液導電性不一定強。⑵有些化合物（如BaSO4、AgCl）雖溶解度小，但屬強電解質，因溶解的部分能完全電離。 3、弱電解質的電離平衡，在一定條件（如溫度、濃度）下，弱電解質電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等時的狀態(tài)。 注意點：⑴電離平衡對象:弱電解質;⑵本質:V電離=V結合;⑶特征:是動態(tài)平衡,具有動、定、等、變等特點，移動規(guī)律符合勒沙特列原理；⑷電離平衡一般為吸熱過程。 4、電離方程式和離子方程式：⑴電離方程式：強電解質完全電離，書寫時用“=”號；弱電解質部分電離，書時用“”號。多元弱酸是分步電離；所以應當分步書寫電離方程式，如碳酸的電離：H2CO3 H++HCO3—，HCO3— H++CO32 不能寫成 H2CO3 2H++CO32- ⑵離子分程式書寫時，強電解質（除難溶性鹽）一律寫離子符號；弱電解質，不論是在反應物中，還是在生成物中，都一律寫其化學式。 5、電離度的概念：當弱電解質在溶液中達到平衡時，溶液中已經電離的電解質分子數占原來總分子數（包括已電離的和未電離的）的百分數。 ⑴電離度的表達式: Y可代表弱電解質分子數、物質的量和物質的量濃度。 ⑵表示的意義：在相同條件下，電離度的大小可表示弱電解質的相對強弱。 ⑶影響電離度大小的因素：①內因---電解質的本性;②外因---濃度和溫度。 ⑷溶液濃度、電離度與離子濃度三者的關系： 對于一元弱酸來說，[H+]=cα 或α=[H+]/C 對于一元弱堿來說，[OH—]= cα或α=[OH-]/C ⑸弱電解質的稀釋:①弱電解質稀釋時,電離度增大,電離產生的離子的物質的量也增大,但離子濃度和溶液導電性的變化視原溶液的濃度決定:若原溶液濃度較小時,兩者均減小;若原溶液濃度很濃時,兩者先增大后減小。②弱電解質在稀釋（或在反應中）過程中存大著電離平衡的移動，因此離子濃度不是成倍減小，這一點常隱藏于考題中。 關系；了解指示劑的變色范圍，學會PH值的使用方法；掌握溶液PH值的有關計算。 二、水的電離 水是一種極弱的電解質，電離方程式為： H2O+H2O　 H3O+ +OH－　簡寫為　H2O H＋+OH－。 1、 水的電離過程是一個吸熱過程。溫度升高，水的電離度增大，［H+］和［OH－］ 也隨之增大；溫度降低，水的電離度減小，［H+］和［OH－］也隨之減小。 2、 當向水中加入酸或堿，水的電離度減小，但溶液中仍然存在H+和OH－，只不過［H+］與［OH－］不相等；當向水中加入能結合水中的H+或OH－的物質（如S2－或 Al3+時），水的電離平衡向右移動，水的電離度增大。 三、水的離子積 在一定溫度下，水的電離達平衡狀態(tài)時，［H+］和［OH－］的乘積叫做水的離子積，即［H+］［OH－］= Kw。 KW與溫度有關： 25℃時， Kw=［H+］［OH－］=110－７110－７ =110－14 100℃時，Kw=［H+］［OH－］=110－６110－６ =110－12 水的離子積不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液，即水的離子積揭示了在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，所以都有H+和OH－。 四、溶液的PH值 PH=－lg［H+］ 用來表示溶液酸堿性的強弱。 1、 常溫下，中性溶液中［H+］=［OH－］=110－７mol/L ，PH=7。酸性溶液中 ［H+］>［OH－］, ［H+］> 110－７mol/L , PH < 7。［H+］越大，PH值越小，溶液酸性越 強。堿性溶液中［H+］<［OH－］，［OH－］> 110－７mol/L , PH > 7, ［OH－］越大PH值 越大，溶液堿性越強。 2、 PH值只適用于［H+］≤ 1mol/L或［OH－］≤ 1mol/L的稀溶液，即PH取值 范圍為0 ~ 14，當［H+］> 1mol/L或［OH－］> 1mol/L, 反而不如直接用［H+］或［OH－］表示酸堿度方便。 五、酸堿指示劑及PH值的測定： 1、 常見酸堿指示劑及變色范圍 指 示 劑 酸 堿 指 示 劑 變 色 范 圍 甲 基 橙 < 3.1 紅 色 3.1 — 4.4 橙 色 > 4.4 黃 色 石 蕊 < 5.0 紅 色 5.0 — 8.0 紫 色 > 8 藍 色 酚 酞 < 8.0 無 色 8.0 — 10.0 淺紅色 > 10 無 色 2、 測定溶液PH值的方法：（1）酸堿指示劑用于粗測溶液PH值范圍；（2）PH試紙 用以精略地測定溶液酸堿性的強弱；（3）PH計用以精確地測定溶液的PH值。 注意：用PH試紙測定溶液的PH值,一般先把一小塊放在表面皿或玻璃片上，用沾有待測液的玻璃棒點試紙的中部，不能把試紙放在待測液中，也不能用水濕潤再測定PH值。 溶液PH值的計算： 溶液PH值的計算，常用到下列關系式：一元弱酸：［H+］= Cα，一元弱堿： ［OH－］= Cα，［H+］［OH－］= 110－14，PH=－lg［H+］ 六、鹽類水解的實質 鹽類在水溶液中電離出的離子跟水電離出的H+或OH－生成難電離的分子或離子， 從而破壞了水的電離平衡，使水的電離度增大。 判斷鹽類水解能否水解的條件：一看能否溶，不溶不水解；二看有無弱，無弱不水 解。 七、鹽類水解的類型和規(guī)律 判斷鹽類能否發(fā)生水解及水解后溶液顯酸堿性要看鹽電離的離子對應的酸或堿的相 對強弱。 1、鹽類水解的類型 鹽的類型 是否水解 常 見 能 水 解 的 離 子 溶液PH值 強堿弱酸鹽 水解 一價：CH3COO-、HS-、AO2-、CO-、HCO-3 二價：S2-、CO32-、SiO32 -、HPO42- 三價：PO43-、ASO43- PＨ > 7 強酸弱堿鹽 水解 一價：NH4+、Ag+ 二價：Fe2+、Cu2+、Sn2+、Zn2+ 三價：A3+、Fe3+ PＨ< 7 強酸強堿鹽 不水解 PＨ= 7 2、水解規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，越弱越水解；三價陽離子都 水解，多元弱酸根離子分步水解。 3、溶液酸堿性判斷：誰強顯誰性，強酸強堿酸式鹽顯酸性，強堿弱酸酸式鹽，由酸 式根離子電離和水解相對強弱來決定。 (1) 鹽的弱酸根離子對應酸越弱，水解程度就越大，溶液的堿性就越強。如相同物質 的量濃度的CH3COONa 和Na2CO3溶液，因碳酸比醋酸弱，故Na2CO3溶液PH值，大于 CH3COONa溶液。以其可判斷相同物質的量濃度的強堿弱酸鹽溶液的PH值，或據 鹽溶 液的PH值大小，判斷其對應酸的相對強弱。 (2) 多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的，第一步水解程度比第二水解程度大，故 相同物質的量濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液，Na2CO3溶液堿性比NaHCO3強。 (3) 弱酸酸式鹽溶液酸堿性由酸式根離子的電離程度和水解程度的相對大小決定：① 若電離程度大于水解程度溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。②若電離程度小于水解 程度溶液呈堿性，如NaHS、NaHCO3、Na2HPO4等。 4、鹽類水解離子方程式的書寫 (1)一般地說，鹽類水解程度不大，應該用“ ”表示，水解平衡時一般不會產生 沉淀和氣體，所以不用符號“↓”和“↑”表示。 (2)多元弱酸鹽的水解是分步進行的，可用多步水解方程式表示。 如Na2CO3溶液的水解可表示為：CO32－+H2O HCO3－+OH－、 HCO3－+H2O H2CO3+OH－，不能寫成：CO32－+H2O H2CO3+OH－ 八、影響鹽類水解的因素 影響鹽類水解的主要因素是鹽本身的性質。另外還受外在因素影響： 1、溫度：鹽的水解反應是吸熱反應，升高溫度水解程度增大。 2、濃度：鹽的濃度越小，一般水解程度越大。加水稀釋鹽的溶液，可以促進水解。 3、溶液的酸、堿性：鹽類水解后，溶液會呈不同的酸、堿性，因此控制溶液的酸、堿 性，可以促進或抑制鹽的水解，故在鹽溶液中加入酸或堿都能影響鹽的水解。 九、鹽類水解知識的應用 1、 判斷鹽溶液的酸堿性和比較鹽溶液酸堿性的強弱時，通常需改慮鹽的水解。如相同 條件，相同物質的量濃度的下列八種溶液：Na2CO3、NaAc、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、(NH4)2SO4、NaCO等溶液，PH值由大到小的順序為：NaOH>NaCO>Na2CO3>NaHCO3>NaAc>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4。 2、比較鹽溶液中各離子濃度的相對大小時，當鹽中含有易水解的離子，需考慮鹽的水解。 3、判斷溶液中離子能否大量共存。當有弱堿陽離子和弱酸陰離子之間能發(fā)出雙水解，則不能在溶液中大量共存。如：A3+、NH4＋與HCO3-、CO32-、SiO32-等，不能在溶液中大量共存。 4、配制易水解的鹽溶液時，需考慮抑制鹽的水解，如在配制強酸弱堿鹽溶液時，需滴加幾滴對應的強酸，來抑制鹽的水解。 5、選擇制備鹽的途徑時，需考慮鹽的水解。如制備A2S3時，因無法在溶液中制取，會完全水解，只能由干法直接反應制取。加熱蒸干AC3、MgC2、FeC3等溶液時，得不到AC3、MgC2、FeC3晶體，必須在蒸發(fā)過程中不斷通入HC氣體，以抑制FeC3的水解，才能得到其固體。 6、化肥的合理使用，有時需考慮鹽的水解。如銨態(tài)氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氫鈣和草木灰不能混合施用。因草木灰（有效成分K2CO3）水解呈堿性。 7、制備 Fe(OH)3膠體，A(OH)3膠體和用 FeC3、AC3等凈水時，是利用Fe3+、A3+水解成Fe(OH)3、A(OH)3膠體，能吸附水中懸浮的小微粒而沉定，起到凈水作用。 8、某些試劑的實驗室存放，需要考慮鹽的水解。如Na2CO3、Na2SiO3等水解呈堿性，不能存放在磨口玻璃塞的試劑瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，應NH4Ｆ水解應會產生HF，腐蝕玻璃。 十、難點、疑點解析： 1、如何判斷鹽溶液與鹽溶液反應類型： (1)鹽與鹽溶液反應時，如果生成物中有氣體生成，難溶物質生成或難電離物質生成，以及兩種水解方式相同的鹽溶液相混合，由于相互抑制，一般發(fā)生復分解反應。如： CuSO4+Na2S=Na2SO4+CuS↓， FeC3+3AgNO3=Fe(NO3)3+3AgC↓ (2)鹽溶液與鹽溶液相混合時，如果陽離子和陰離子都能發(fā)生水解，且有沉淀或氣體產生，相互促進，使及水解完全,則一般發(fā)生雙水解反應。如A3+與CO32－、HCO3－、SiO32－、AO2－、CO－等。 (3)如果一種鹽能電離出具有強氧化性的離子，另一種鹽能電離出具有強還原性的離子，則一般發(fā)生氧化還原反應。如2FeC3+2KI=2FeC2+2KC+I2 2、 如何判斷溶液中離子能否大量共存： 判斷溶液中離子能否大量共存，實際上就是判斷溶液中離子間能否相互發(fā)生反應， 一般可以從下面幾個方面考慮： (1)看離子間能否發(fā)生沉淀反應。常見的離子間沉淀反應有:H+與SiO32－，AO2－；Ａ3+、 Zn2+、Fe3+、Cu2+、Fe2+ 、Ag+與OH－； Fe2+ 、Zn2+、Cu2+、Ag+、Hg2+、與S2－；Ag+與 C－、Br－、I－、CO32－、PO43－；Ba2+、Mg2+、Ca2+與CO32－、SO32－、PO43－、HPO42－等都能生成沉淀，在溶液中不能大量共存。 (2)看離子間能否生成氣體。如H+與HS－、S2－、HCO3－、CO32－、S2O32－、SO32－、 HSO3－；NH4+與OH－等有氣體產生，在溶液中不能大量共存。 (3)看離子間能否生成弱電解質。如H+與F－、PO43－、HPO42－、CO－、CH3COO－; OH－與HCO3－、HS－、HSO3－、H2PO4－、HPO42－、NH4+等，不能在溶液中大量共存。 (4)看離子間能否發(fā)生雙水解反應：如Fe3+、A3+、NH4+與CO32－、HCO3－、CO2－、 AO2－、SiO32－；A3+與S2－、HS－等，不能在溶液中大量共存。 (5)看離子之間能否發(fā)生氧化還原反應。如Fe3+與S2－、HS－、I－；酸性條件下,MnO4－ 或NO3－與Fe2+ 、S2－、I－、SO32－等，不能在溶液中大量共存。