选修4第三章《水溶液中的离子平衡》学案Word文件下载.docx
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CH3COOH、HCl的溶解度都很大,HCl属于强电解质,而CH3COOH属于弱电解质。
电解质的强弱与其溶解性有何关系?
怎样区分强弱电解质?
⒉BaSO4、AgCl是强电解质还是弱电解质,为什么?
例⒈在甲酸的下列性质中,可以证明它是弱电解质的是()
A.1mol/L的甲酸溶液中c(H+)约为1×
10-2mol/L
B.甲酸能与水以任意比例互溶
C.1mol/L的甲酸溶液10mL恰好与10mL1mol/L的NaOH溶液完全反应
D.在相同条件下,甲酸溶液的导电性比盐酸弱
二、弱电解质的电离过程是可逆的
阅读P41:
①了解电离平衡的形成过程
②复习化学平衡,比较电离平衡与化学平衡的异同
⒈电离平衡:
⒉电离平衡的特征:
⒊电离方程式的书写:
CH3COOH
NH3·
H2O
H2O
多元弱酸分步电离,多元弱碱一步电离(中学阶段)
H2CO3
H3PO4
H2S
⒋弱电解质电离平衡的移动
(1)弱电解质的电离平衡符合原理
(2)影响弱电解质电离平衡的因素有:
内因:
外因:
①温度:
;
②浓度:
③同离子反应:
加入与弱电解质具有相同离子的强电解质:
④加入能反应的物质:
讨论与探究:
⒈弱电解质加水稀释时,离子浓度______?
(填变大、变小、不变或不能确定)
⒉画出用水稀释冰醋酸时离子浓度随加水量的变化曲线。
例2、以0.1mol/LCH3COOH溶液中的平衡移动为例,讨论:
改变条件
平衡移动方向
c(H+)
c(CH3COO-)
溶液导电能力
加少量硫酸
加CH3COONa(s)
加NaOH(s)
加水稀释
新课标第一网
滴入纯醋酸
加热升温
加醋酸铵晶体
【课后练习】
1、把0.05molNaOH晶体分别加入到100mL下列液体中,溶液导电性变化较大的是
A、自来水B、0.5mol/L盐酸C、0.5mol/LH2SO4D、0.5mol/L氨水
2.下列说法正确的是
A、由强极性键形成的化合物不一定是强电解质
B、强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强
C、NaCl溶液在通电的条件下电离成钠离子和氯离子
D、NaCl晶体中不存在离子
3、下列物质中水溶液中不存在除水电离以外的电离平衡的是
A、(NH4)2SO4B、NaHCO3C、H3PO4D、Fe(OH)3
4、现有①0.1mol/L醋酸溶液;
②0.1mol/L盐酸;
③pH=1的醋酸溶液,分别加水稀释,使体积变为原来的10倍,对于稀释前后溶液的有关说法错误的是
A、稀释前,溶液pH:
①>②=③
B、稀释后,溶液pH:
①>②=③新课标第一网
C、稀释前,溶液中溶质的物质的量浓度:
③>①=②
D、稀释后,溶液中溶质的物质的量浓度:
5、pH=1的两种一元酸HX和HY溶液,分别取100mL加入足量的镁粉,充分反应后,收集到H2体积分别为VHX和VHY。
若相同条件下VHX>VHY,则下列说法正确的是
A、HX可能是强酸B、HY一定是强酸
C、HX的酸性强于HY的酸性D、反应开始时二者生成H2的速率相等
6、三种正盐的混合溶液中含有0.2mol
,则
的物质的量为( )
A.0.1mol B.0.3mol C.0.5mol D.0.15mol
7、下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是
A.相同浓度的两溶液中c(H+)相同
B.100mL0.1mol/L的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C.pH=3的两溶液稀释100倍,pH都为5
D.两溶液中分别加人少量对应的钠盐,c(H+)均明显减小
8、(2004全国)将0.lmol·
醋酸溶液加水稀释,下列说法正确的是
A.溶液中c(H+)和c(
)都减小B.溶液中c(H+)增大
C.醋酸电离平衡向左移动D.溶液的pH增大
9、(2008年广东卷)电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量,根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终应。
右图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。
下列示意图中,能正确表示用NH3·
H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是
【第一节】弱电解质的电离
第2课时
【学习目标】⒈巩固强弱电解质的概念.⒉了解电离平衡常数及电离度的概念
【学习重点】电离平衡的建立以及电离平衡的移动。
【学习难点】电离平衡常数的应用
(1)划分电解质和非电解质的标准是什么?
划分强电解质和弱电解质的标准是什么?
(2)电解质的强弱与溶液导电性的强弱有什么区别与联系?
影响弱电解质电离平衡的因素有哪些?
1.等物质的量浓度、等体积的盐酸和醋酸分别与足量的Zn反应,反应速率何者快?
产生的H2的量关系如何?
2.氢离子浓度相等、体积相同的盐酸和醋酸分别与足量的Zn反应,反应速率何者快?
【新知讲解】
三、电离常数
叫做电离常数。
例如:
醋酸,碳酸和硼酸298K时的电离常数分别是1.75×
10-5,4.4×
10-7(第一步电离)和5.8×
10-10
由此可知,醋酸,碳酸和硼酸的酸性
1一元弱酸和弱碱的电离平衡常数
如:
CH3COO—+H+
Ka=
写出NH3·
H2O的电离平衡常数
NH3·
NH4++OH—Kb=
注:
K越大,离子浓度越大,表示该弱电解质越易电离。
所以可以用Ka或Kb的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。
K只与有关,不随改变而改变。
(2)电离平衡常数的意义:
K值越大,说明电离程度越大,酸碱也就越强;
K值越小,说明电离程度越小,离子结合成分子就越容易,酸碱就越弱。
(3)影响K的外界条件:
对于同一电解质的稀溶液来说,K只随温度的变化而变化,一般温度升高,K值变大。
若不指明温度,一般指25℃。
(4)多元弱酸、多元弱碱的电离
阅读课本P43表3-1
2多元弱酸(碱)分步电离,酸(碱)性的强弱主要由第步电离决定。
如H3PO4的电离:
H3PO4
H++H2PO4-K1=
H2PO4-
H++HPO42-K2=
HPO42-
H++PO43-K3=
注:
K1>
>
K2>
K3
四、电离度的概念及其影响因素
(1)当弱电解质在溶液里达到电离平衡时,叫做电离度。
(2)影响电离度的主要因素(内因)是电解质本身的性质;
其外部因素(外因)主要是溶液的浓度和温度。
溶液越稀,弱电解质的电离度;
温度升高,电离度,因为弱电解质的电离过程一般需要热量。
思考与交流:
不用计算,判断下列各组溶液中,哪一种电解质的电离度大?
(1)20℃时,0.01mol/LHCN溶液和40℃时0.01mol/LHCN溶液。
(2)10℃时0.01mol/LCH3COOH溶液和10℃时0.1mol/LCH3COOH溶液。
【反馈练习】
⒈在18℃时,H2SO3的Kl=1.5×
10-2、K2=1.0×
10-7,H2S的Kl=9.1×
10-8、K2=1.1×
10-12,则下列说法中正确的是()
A.亚硫酸的酸性弱于氢硫酸B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C.氢硫酸的酸性弱于亚硫酸D.多元弱酸的酸性主要由第二步电离决定
⒉能说明醋酸是弱电解质的事实是()
A.醋酸溶液的导电性比盐酸弱B.醋酸溶液与碳酸钙反应,缓慢放出二氧化碳
C.醋酸溶液用水稀释后,氢离子浓度下降
D.0.1mol/L的CH3COOH溶液中,氢离子浓度约为0.001mol/L
⒊下列叙述中错误的是()
A.离子键和强极性键组成的化合物一般是强电解质
B.较弱极性键组成的极性化合物一般是弱电解质
C.具有强极性键的化合物一定是强电解质
D.具有离子键的难溶强电解质不存在电离平衡
4、(09年海南化学·
6)已知室温时,0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离,下列叙述错误的是:
A.该溶液的c(H+)=10-4mol/L
B.升高温度,溶液的pH增大
C.此酸的电离平衡常数约为1×
10-7
D.将此溶液加水稀释后,电离的HA分子数大于0.1%
5、下列有关电离平衡常数(K)的说法中正确的是
A、电离平衡常数(K)越小,表示弱电解质电离能力越弱
B、电离平衡常数与温度无关
C、不同浓度的同一弱电解,其电离平衡常数不同
D、多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1<K2<K3
6.(08天津卷)醋酸溶液中存在电离平衡:
CH3COOH
H++CH3COO-,下列叙述不正确的是
A、醋酸溶液中离子浓度的关系满足:
c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)
B、0.10mol/L的CH3COOH溶液加水稀释,溶液中c(OH-)减小
C、CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固体,平衡逆向移动
D、常温下,pH=2的CH3COOH溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合后,溶液的pH<7
7、25℃时,在0.5L0.2mol/L的HA溶液中,有0.01mol的HA电离成离子,求该温度下HA的电离常数.
8、某同学要通过实验确定某酸HA是弱电解质。
方案如下:
各取相同体积物质的量浓度都为0.1mol/L的HA溶液和盐酸装入两支试管,同时加入纯度相同的足量锌粒,观察现象,即可证明HA是弱电解质。
试回答:
(1)方案中,说明HA是弱电解质的现象是
A、装盐酸的试管中放出H2的速率快
B、装HA溶液的试管中放出H2的速率快
C、两个试管中产生气体速率一样快
(2)请你评价方案中不妥之处
————————————————————————————————————
(3)请你再设计一个简单实验来确定HA是弱电解质(药品和仪器任选)
【第二节】水的电离和溶液的酸碱性
【高考说明】
1、了解水的电离和水的离子积常数
2、了解溶液的pH值的定义,能进行pH的简单计算
3、初步掌握酸碱滴定管的使用方法;
初步掌握中和滴定的原理和方法
4、能通过化学实验收集有关数据和事实,并科学地加以处理
第1课时
【学习目标】⒈了解水的电离平衡及其“离子积”⒉了解溶液的酸碱性和pH的关系
【学习重点】⒈水的离子积⒉溶液的酸碱性和pH的关系
1、写出下列物质在水溶液中的电离方程式
KHCO3KAl(SO4)2
H2SO4H2S
Ca(OH)2NH3·
2、[思考]
①我们通常会说纯水不导电,那么水是不是电解质?
它能电离吗?
如能请写出水的电离方程式。
②纯水中有哪些微粒?
根据所学的弱电解质的电离平衡,请列举出可能会影响水的电离的因素。
一、水的离子积
阅读P45:
1.水的电离:
水是电解质,发生电离,电离过程
水的电离平衡常数的表达式为
2.[思考]:
实验测得,在室温下1LH2O(即mol)中只有1×
10-7molH2O电离,则室温下C(H+)和C(OH-)分别为多少?
3.水的离子积
水的离子积表达式:
KW=。
阅读P46:
一定温度时,KW是个常数,KW只与有关,越高KW越。
25℃时,KW=,100℃时,KW=10-12。
(1)KW不仅适用于纯水,也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
任何水溶液中,由水所电离而生成的c(H+)c(OH-)。
[思考]:
pH=7的溶液一定是酸性吗?
(2)25℃时,任何水溶液中,H+离子浓度和OH-离子的浓度乘积都为1×
10-14
二、溶液的酸碱性和pH
1.影响水的电离平衡的因素
(1)温度:
温度升高,水的电离度,水的电离平衡向方向移动,C(H+)和C(OH-),KW。
(2)溶液的酸、碱度:
改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。
例题1:
①在0.01mol/LHCl溶液中,C(H+)=,C(OH-)=,
由水电离出的H+浓度=,由水电离出的OH-浓度=。
②在0.01mol/LNaOH溶液中,C(OH-)=,C(H+)=,
③在0.01mol/LNaCl溶液中,C(OH-)=,C(H+)=,
[小结]根据上面的计算,填写下表(影响水的电离平衡的因素)
条件变化
(mol/L)
c(OH-)
水的电离程度
KW
升高温度
H++OH-
加入NaCl
加入HCl
加入NaOH
结论:
(1)升高温度,促进水的电离KW增大
(2)酸、碱抑制水的电离
例题2:
(08上海)常温下,某溶液中由水电离的c(H+)=1×
10-13mol·
L-1,该溶液可能是
①二氧化硫水溶液②氯化铵水溶液③硝酸钠水溶液④氢氧化钠水溶液
A.①④B.①②C.②③D.③④
2.溶液的酸碱性
思考与交流
①在酸性溶液中是否有OH-,在碱性溶液中是否存在H+,试说明原因。
②决定溶液酸碱性的因素是什么?
www.xkb1.com
小结:
溶液的酸碱性:
常温(25℃)
中性溶液:
C(H+)C(OH-)C(H+)1×
10-7mol/L
酸性溶液:
10-7mol/L
碱性溶液:
3.溶液的pH:
pH=-lgc(H+)
注意:
当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时,不用pH表示溶液的酸碱性。
【轻松做答】
(1)C(H+)=1×
10-6mol/LpH=______;
C(H+)=1×
10-3mol/LpH=_____
10-mmol/LpH=______;
C(OH-)=1×
10-6mol/LpH=______
10-10mol/LpH=______;
10-nmol/LpH=______
(2)pH=2C(H+)=________;
pH=8c(H+)=________
(3)c(H+)=1mol/LpH=______;
c(H+)=10mol/LpH=______
归纳:
pH与溶液酸碱性的关系(25℃时)
pH
溶液的酸碱性
pH<
7
溶液呈性,pH越小,溶液的酸性
pH=7
溶液呈性
pH>
溶液呈性,pH越大,溶液的碱性
【知识拓展】
1、溶液的pOH=________________
2、证明:
在25℃时,pH+pOH=14
说明:
如果题目中没有指明温度,则默认为常温(25℃)
【反馈练习】
1.pH=2的强酸溶液,加水稀释,若溶液体积扩大10倍,则C(H+)或C(OH-)的变化( )
A、C(H+)和C(OH-)都减少 B、C(H+)增大C、C(OH-)增大 D、C(H+)减小
2.向纯水中加入少量的KHSO4固体(温度不变),则溶液的( )
A、pH值升高 B、C(H+)和C(OH-)的乘积增大C、酸性增强 D、OH-离子浓度减小
3.100℃时,KW=1×
10-12,对纯水的叙述正确的是( )
A、pH=6显弱酸性 B、C(H+)=10-6mol/L,溶液为中性
C、KW是常温时的10-2倍 D、温度不变冲稀10倍pH=7
1、下列说法中正确的是
A.在25℃的纯水中,c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L,呈中性
B.溶液中若c(H+)>10-7mol/L,则c(H+)>c(OH-),溶液显酸性
C.c(H+)越大,则pH值越大,溶液的碱性越强
D.pH值为0的溶液中c(H+)=0mol/L
2、pH相同,物质的量浓度最大的酸是
A.HClB.H3PO4C.H2SO4D.CH3COOH
3、下列叙述正确的是
A.向0.1mol/L醋酸溶液中加入少量醋酸钠溶液,溶液的pH增大
B.向0.1mol/L醋酸溶液中加入少量NaOH溶液,溶液中c(Ac-)增大
C.向0.1mol/L醋酸溶液中不断加水,溶液中c(H+)增大
D.向0.1mol/L醋酸溶液中滴入少量浓盐酸,溶液的导电性减弱
4、100℃时,Kw=1.0×
10-12,若100℃某溶液中的c(H+)=1.0×
10-7mol/L,则该溶液
A.呈中性 B.呈碱性 C.呈酸性 D.c(OH-)/c(H+)=100
5、向纯水中加入少量NaHSO4(温度不变),则溶液的
A.pH值升高 B.pH值降低 C.c(OH-)、c(H+)增大 D.c(H+)>c(OH-)
6、常温下,某溶液中,由水电离出的c(H+)=1.0×
10-11mol/L,该溶液pH可能为
A.11 B.3 C.8 D.7
7、体积相同、pH相同的盐酸和醋酸,与碱中和时消耗的量
A.相同 B.盐酸多 C.醋酸多 D.无法比较
8、与纯水的电离相似,液氨中存在着微弱的电离:
2NH3
NH4++NH2-。
据此判断以下叙述中错误的是
A.液氨中含有NH3、NH4+、NH2-等粒子
B.一定温度下液氨中c(NH4+)、c(NH2-)是一个常数
C.液氨的电离达到平衡时,c(NH3)=c(NH4+)=c(NH2-)
D.只要不加入其他物质,液氨中c(NH4+)=c(NH2-)新课标第一网
9、在水电离出的c(H+)=10-14mol/L的溶液中,一定能大量共存的
A.K+、Na+、HCO3-、Cl-B.K+、Br+、AlO2-、Cl-
C.SO42-、Na+、NO3-、Cl- D.SO42-、NH4+、Al3+、Cl-
10、氢离子浓度相同的等体积的两份溶液A和B;
A为盐酸,B为醋酸,分别和锌反应,若最后仅有一份溶液中存在锌,且放出氢气的质量相同,则下列说法正确是的
①反应所需要的时间B>A ②开始反应时的速率A>B ③参加反应的锌的物质的量A=B ④反应过程的平均速率B>A ⑤盐酸里有锌剩余 ⑥醋酸里有锌剩余
A.③④⑤ B.③④⑥ C.②③⑤ D.②③⑤⑥
11、将pH=8的NaOH溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后,溶液中c(H+)最接近于
A.1/2·
(10-8+10-10)mol/L B.(10-8+10-10)mol/L
C.(1.0×
10-14+5×
10-5)mol/L D.2×
10-10mol/L
12、重水(D2O)的离子积为1.6×
10-15,可以用pH一样的定义来规定pD=-lg{c(D+)},以下pD的叙述中,正确的是
A.中性溶液中pD=7.0B.含0.01mol的NaOD的D2O的溶液1L,其pD=12.0
C.溶解0.01mol的DCl的D2O的溶液1L,其pD=2.0
D.在100mL0.25mol/L的DCl的重水溶液中,加入50mL0.2mol/L的NaOD的重水溶液,所得溶液的pD=1.0
【第二节】水的电离和溶液的酸碱性
第2课时
【课标要求】⒈了解溶液的酸碱性和pH的关系
⒉掌握有关混合溶液pH值的简单计算
3、了解溶液稀释时pH的变化规律
【学习重点】⒈水的离子积,H+浓度、OH-浓度、pH值与溶液酸碱性的关系
⒉有关溶液pH值的计算
【学习难点】pH值的计算
溶液的酸碱性和pH
⒈定义:
PH=,广泛pH的范围为0~14。
⒉意义:
溶液的酸碱性常温(25℃)
10-7mol/LpH7
10-7mol/LpH7
一、溶液PH的测定方法
(1)酸碱指示剂法
说明:
常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。
常用酸碱指示剂的pH变色范围
指示剂
变色范围的pH
石蕊
<
5红色
5-8紫色
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- 水溶液中的离子平衡 选修 第三 水溶液 中的 离子 平衡