2019-2020年高一化學(xué)《電離平衡》復(fù)習(xí)教案.doc
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2019-2020年高一化學(xué)《電離平衡》復(fù)習(xí)教案.doc
2019-2020年高一化學(xué)《電離平衡》復(fù)習(xí)教案
[教學(xué)目標(biāo)]
1、 掌握電解法和非電解法,強(qiáng)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(shù)。
6、溶液的PH值及有關(guān)PH值計(jì)算。
7、酸堿指示劑及溶液PH值的測定。
8、理解鹽類水解的實(shí)質(zhì);能掌握鹽類水解的規(guī)律,并能根據(jù)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(shí)的應(yīng)用。
[知識(shí)講解]
一、電解質(zhì)
1、電解質(zhì)和非電解質(zhì)的概念:凡是在水溶液里或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物叫做電解質(zhì)。凡是在水溶液里和熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物叫做非電解質(zhì)。
理解概念三個(gè)關(guān)鍵:⑴均為化合物;⑵在水溶液里或熔化狀態(tài)下;⑶能否導(dǎo)電(實(shí)質(zhì)是自身能否電離)。
注意幾個(gè)方面:⑴單質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì);⑵電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電,如食鹽晶體、氯化氫氣體等不導(dǎo)電;⑶水溶液能導(dǎo)電的化合物不一定是電解質(zhì),如CO2、SO2、NH3溶于水能導(dǎo)電的原因是生成的H2CO3、H2SO3、NH3.H2O電離所致,故它們是非電解質(zhì)。
2、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì):在水溶液里全部電離為離子的電解質(zhì)叫做強(qiáng)電解質(zhì)。包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大部分鹽類。在水溶液里只有部分電離為離子的電解質(zhì)叫做弱電解質(zhì)。包括弱酸、弱堿等。
注意點(diǎn):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(dǎo)電能力的強(qiáng)弱。強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性不一定強(qiáng)。⑵有些化合物(如BaSO4、AgCl)雖溶解度小,但屬強(qiáng)電解質(zhì),因溶解的部分能完全電離。
3、弱電解質(zhì)的電離平衡,在一定條件(如溫度、濃度)下,弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)的狀態(tài)。
注意點(diǎn):⑴電離平衡對(duì)象:弱電解質(zhì);⑵本質(zhì):V電離=V結(jié)合;⑶特征:是動(dòng)態(tài)平衡,具有動(dòng)、定、等、變等特點(diǎn),移動(dòng)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(qiáng)電解質(zhì)完全電離,書寫時(shí)用“=”號(hào);弱電解質(zhì)部分電離,書時(shí)用“”號(hào)。多元弱酸是分步電離;所以應(yīng)當(dāng)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(shí),強(qiáng)電解質(zhì)(除難溶性鹽)一律寫離子符號(hào);弱電解質(zhì),不論是在反應(yīng)物中,還是在生成物中,都一律寫其化學(xué)式。
5、電離度的概念:當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到平衡時(shí),溶液中已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子數(shù)(包括已電離的和未電離的)的百分?jǐn)?shù)。
⑴電離度的表達(dá)式:
Y可代表弱電解質(zhì)分子數(shù)、物質(zhì)的量和物質(zhì)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(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱。
⑶影響電離度大小的因素:①內(nèi)因---電解質(zhì)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(guān)系:
對(duì)于一元弱酸來說,[H+]=cα 或α=[H+]/C
對(duì)于一元弱堿來說,[OH—]= cα或α=[OH-]/C
⑸弱電解質(zhì)的稀釋:①弱電解質(zhì)稀釋時(shí),電離度增大,電離產(chǎn)生的離子的物質(zhì)的量也增大,但離子濃度和溶液導(dǎo)電性的變化視原溶液的濃度決定:若原溶液濃度較小時(shí),兩者均減小;若原溶液濃度很濃時(shí),兩者先增大后減小。②弱電解質(zhì)在稀釋(或在反應(yīng)中)過程中存大著電離平衡的移動(dòng),因此離子濃度不是成倍減小,這一點(diǎn)常隱藏于考題中。
關(guān)系;了解指示劑的變色范圍,學(xué)會(huì)PH值的使用方法;掌握溶液PH值的有關(guān)計(jì)算。
二、水的電離 水是一種極弱的電解質(zhì),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(gè)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(dāng)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(dāng)向水中加入能結(jié)合水中的H+或OH-的物質(zhì)(如S2-或 Al3+時(shí)),水的電離平衡向右移動(dòng),水的電離度增大。
三、水的離子積 在一定溫度下,水的電離達(dá)平衡狀態(tài)時(shí),[H+]和[OH-]的乘積叫做水的離子積,即[H+][OH-]= Kw。 KW與溫度有關(guān):
25℃時(shí), Kw=[H+][OH-]=110-7110-7 =110-14
100℃時(shí),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(qiáng)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(qiáng)。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(qiáng)。
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(dāng)[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(lán) 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(qiáng)弱;(3)PH計(jì)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(diǎn)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(jì)算:
溶液PH值的計(jì)算,常用到下列關(guān)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(shí)質(zhì)
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(duì)應(yīng)的酸或堿的相
對(duì)強(qiáng)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(qiáng)堿弱酸鹽
水解
一價(jià):CH3COO-、HS-、AO2-、CO-、HCO-3
二價(jià):S2-、CO32-、SiO32 -、HPO42-
三價(jià):PO43-、ASO43-
PH > 7
強(qiáng)酸弱堿鹽
水解
一價(jià):NH4+、Ag+
二價(jià):Fe2+、Cu2+、Sn2+、Zn2+
三價(jià):A3+、Fe3+
PH< 7
強(qiáng)酸強(qiáng)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(jià)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(qiáng)顯誰性,強(qiáng)酸強(qiáng)堿酸式鹽顯酸性,強(qiáng)堿弱酸酸式鹽,由酸
式根離子電離和水解相對(duì)強(qiáng)弱來決定。
(1) 鹽的弱酸根離子對(duì)應(yīng)酸越弱,水解程度就越大,溶液的堿性就越強(qiáng)。如相同物質(zhì)
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(zhì)的量濃度的強(qiáng)堿弱酸鹽溶液的PH值,或據(jù) 鹽溶
液的PH值大小,判斷其對(duì)應(yīng)酸的相對(duì)強(qiáng)弱。
(2) 多元弱酸的酸根離子水解是分步進(jìn)行的,第一步水解程度比第二水解程度大,故
相同物質(zhì)的量濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液,Na2CO3溶液堿性比NaHCO3強(qiáng)。
(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(duì)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(yīng)該用“ ”表示,水解平衡時(shí)一般不會(huì)產(chǎn)生
沉淀和氣體,所以不用符號(hào)“↓”和“↑”表示。
(2)多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)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(zhì)。另外還受外在因素影響:
1、溫度:鹽的水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng),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(jìn)水解。
3、溶液的酸、堿性:鹽類水解后,溶液會(huì)呈不同的酸、堿性,因此控制溶液的酸、堿
性,可以促進(jìn)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(shí)的應(yīng)用
1、 判斷鹽溶液的酸堿性和比較鹽溶液酸堿性的強(qiáng)弱時(shí),通常需改慮鹽的水解。如相同
條件,相同物質(zhì)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?yàn)椋篘aOH>NaCO>Na2CO3>NaHCO3>NaAc>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4。
2、比較鹽溶液中各離子濃度的相對(duì)大小時(shí),當(dāng)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(dāng)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(shí),需考慮抑制鹽的水解,如在配制強(qiáng)酸弱堿鹽溶液時(shí),需滴加幾滴對(duì)應(yīng)的強(qiáng)酸,來抑制鹽的水解。
5、選擇制備鹽的途徑時(shí),需考慮鹽的水解。如制備A2S3時(shí),因無法在溶液中制取,會(huì)完全水解,只能由干法直接反應(yīng)制取。加熱蒸干AC3、MgC2、FeC3等溶液時(shí),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(shí)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(shí),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(shí)驗(yàn)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(yīng)NH4F水解應(yīng)會(huì)產(chǎn)生HF,腐蝕玻璃。
十、難點(diǎn)、疑點(diǎn)解析:
1、如何判斷鹽溶液與鹽溶液反應(yīng)類型:
(1)鹽與鹽溶液反應(yīng)時(shí),如果生成物中有氣體生成,難溶物質(zhì)生成或難電離物質(zhì)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(fù)分解反應(yīng)。如:
CuSO4+Na2S=Na2SO4+CuS↓, FeC3+3AgNO3=Fe(NO3)3+3AgC↓
(2)鹽溶液與鹽溶液相混合時(shí),如果陽離子和陰離子都能發(fā)生水解,且有沉淀或氣體產(chǎn)生,相互促進(jìn),使及水解完全,則一般發(fā)生雙水解反應(yīng)。如A3+與CO32-、HCO3-、SiO32-、AO2-、CO-等。
(3)如果一種鹽能電離出具有強(qiáng)氧化性的離子,另一種鹽能電離出具有強(qiáng)還原性的離子,則一般發(fā)生氧化還原反應(yīng)。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(shí)際上就是判斷溶液中離子間能否相互發(fā)生反應(yīng),
一般可以從下面幾個(gè)方面考慮:
(1)看離子間能否發(fā)生沉淀反應(yīng)。常見的離子間沉淀反應(yīng)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(chǎn)生,在溶液中不能大量共存。
(3)看離子間能否生成弱電解質(zhì)。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(yīng):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(yīng)。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。