高中化学《物质在水溶液中的行为》学案2 鲁科版选修4.docVIP

第三章《物质在水溶液中的行为》 一. 教学内容： 物质在水溶液中的行为二. 教学目标： 1. 掌握pH的简单计算及其与溶液酸碱性的关系 2. 理解影响盐类水解的因素以及水解平衡的移动 3. 了解沉淀溶解平衡的概念及其影响因素 4. 会熟练书写常见反应的离子方程式三. 教学重点、难点 pH的有关计算及离子方程式的书写四. 知识分析 （一）溶液的酸碱性与pH的计算 1. 溶液的酸碱性 （1）表示方法：H＋浓度、OH－浓度、pH. （2）酸碱性强弱判断标准：〔H＋〕和〔OH－〕 相对大小、pH大小、指示剂. 酸性溶液：〔H＋〕＞〔OH－〕碱性溶液：〔H＋〕＜〔OH－〕中性溶液：〔H＋〕＝〔OH－〕 ? 2. 有关溶液pH的求算 （1）单一溶液 ①强酸：先求出溶液的H＋浓度，再通过pH＝－lg〔H＋〕求溶液的pH。 ②强碱：先求出溶液的OH－浓度，再通过〔H＋〕＝Kw/〔OH－〕求出溶液的H＋浓度，最后求得pH。 ??? （2）溶液的冲稀（强酸或强碱） ①一般冲稀（冲稀后pH ≤6的酸或pH ≥8的碱）：不要考虑水电离出的H＋（酸溶液中）和OH－（碱溶液中），而酸电离出的H＋或碱电离出的OH－的物质的量是主体。 ②无限冲稀（冲稀后pH＞6的酸或pH＜8的碱）：需要考虑水电离出的H＋和 OH－ ??? （3）溶液的混合（不考虑体积效应） ①强酸和强酸：〔H＋〕＝{[H＋]1·V1＋[H＋]2·V2}/（V1＋V2）； pH＝－lg〔H＋〕。 ②强碱和强碱：〔OH－〕＝{[OH－]1·V1＋[OH－]2·V2}/（V1＋V2）； 〔H＋〕＝Kw/〔OH－〕； ??? pH＝－lg〔H＋〕。 【规律总结】0.3规律：pH不同（差2个单位及以上）的两强酸溶液等体积混合，混合液的pH 值比强的弱0.3； pH不同（差2个单位及以上）的两强碱溶液等体积混合，混合液的pH 值比强的弱0.3； ③强酸和强碱： ??? 酸过量：〔H＋〕＝{[H＋]酸·V酸－[OH－]碱·V碱}/（V酸＋V碱） ??? 碱过量：〔OH－〕＝{[OH－]碱·V碱－[H＋]酸·V酸}/（V碱＋V酸） ??? 恰好中和：则溶液呈中性 ? （二）弱电解质的电离平衡 1. 电离平衡?? （1）研究对象：弱电解质 （2）电离平衡的建立：CH3COOHCH3COO—＋H＋ ? （3）定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 （4）电离平衡的特点： ???? 动：V电离＝V结合；定：条件一定时，各组分浓度一定；变：条件改变时，平衡移动 ? 2. 电离平衡常数 （1）特点与意义： ???? 电离常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。根据同一温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。 （2）表达式：CH3COOHCH3COO—＋H＋ Ka＝[CH3COO—][H＋]/ [CH3COOH]? ??? 注：弱酸的电离常数越大，[H＋]越大，酸性越强；反之，酸性越弱。 H3PO4H2PO4—＋H＋??? Ka1＝7.1 × 10—3mol·L—1 H2PO4—HPO42—＋H＋??? Ka2＝6.2 × 10—8mol·L—1 HPO42—PO43—＋H＋??? Ka3＝4.5× 10—13mol·L—1 注：多元弱酸各级电离常数逐级减少，且一般相差很大，故氢离子主要由第一步电离产生 弱碱与弱酸具类似规律：NH3·H2O???? NH4＋＋OH— ??? Kb＝[NH4＋][OH—]/[NH3·H2O] 室温：Kb（NH3·H2O）＝1.7 × 10—5mol·L—1 ? 3. 电离度 α＝已电离的溶质分子数/原始溶质分子总数 × 100％??? 注：①同温同浓度，不同的电解质的电离度不同 ②同一弱电解质，在不同浓度的水溶液中，电离度不同；溶液越稀，电离度越大。 ? 4. 影响电离平衡的因素 内因：电解质本身的性质 外因：（符合勒夏特列原理） （1）温度：升高温度，电离平衡向电离的方向移动（若温度变化不大，一般不考虑其影响） （2）浓度： ①加水稀释，电离平衡向电离的方向移动，即溶液浓度越小，弱电解质越易电离。 ②加入某强电解质（含弱电解离子），电离平衡向生成弱电解质的方向移动。 ③加入某电解质，消耗弱电解质离子，电离平衡向电离的方向移动 ? （三）盐类的水解 1. 盐类水解的概念 （1）原理：CH3COONa溶液：CH3COONa＝Na＋＋CH3COO—；? H2OOH—＋H＋；CH3COO—＋H＋CH3COOH??????????? 即：CH3COO—＋H2O CH3COOH＋OH— 故：溶液中[OH—]﹥[H＋]，溶液显碱性。 NH4Cl溶液：NH4Cl＝N