溶液中的離子反應(yīng)教案

1、溶液中的離子反應(yīng)復(fù)習(xí)內(nèi)容：1弱電解質(zhì)的電離平衡及水的離子積2溶液的酸堿性、PH的有關(guān)計(jì)算及中和滴定的原理3鹽類水解及其應(yīng)用4沉淀溶解平衡及其影響因素知識(shí)點(diǎn)復(fù)習(xí)一、 弱電解質(zhì)的電離平衡1電解質(zhì)和非電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)時(shí)是否能夠?qū)щ姷幕衔铩?強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)：在水溶液中能否完全電離的電解質(zhì)；與溶解度和導(dǎo)電能力無(wú)關(guān)。3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(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)。4電離常數(shù)： K值越大，電離程度越大，相應(yīng)酸 (或堿)的酸(或堿)性越強(qiáng)。5電離度： 弱電解質(zhì)濃度越大，電離程度越小。6影響因素：溫度電離過(guò)程是吸熱

2、過(guò)程，溫度升高，平衡向電離方向移動(dòng)。 濃度弱電解質(zhì)濃度越大，電離程度越小。 同離子效應(yīng)在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解 質(zhì)，使電離平衡向逆方向移動(dòng)。 化學(xué)反應(yīng)在弱電解質(zhì)溶液中加入能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的某種離子反 應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，可以使電離平衡向電離方向移動(dòng)。7電離方程式的書寫多元弱酸的電離應(yīng)分步完成電離方程式，多元弱堿則一步完成電離方程式。8水的電離：水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱電離。9水的離子積常數(shù)Kw= C(H+)×C(OH) Kw取決于溫度,不僅適用于純水,還適用于其他稀溶液。25時(shí)，Kw =1×10-14 在水溶液中,Kw中的C(OH-)、C(H+)指

3、溶液中總的離子濃度. 常溫下,任何稀的水溶液中均存在離子積常數(shù)，且Kw =1×10-14 。 不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液，水電離出的C(H+)C(OH) 根據(jù)Kw=C(H)×C(OH) 在特定溫度下為定值，C(H) 和C(OH) 可以互求。10影響水的電離平衡移動(dòng)的因素二、溶液的酸堿性1 溶液的酸堿性取決于溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度的相對(duì)大小。 酸性：c(H+)>c(OH-) 中性：c(H+)=c(OH-) 堿性： c(H+)<c(OH-)2常溫下（25） 酸性溶液：C(H+)C(OH-)，C(H+) 1×10 -7mol/L 中性溶液：C

4、(H+)= C(OH-)，C(H+) = 1×10 -7mol/L 酸性溶液：C(H+)C(OH-)，C(H+) 1×10 -7mol/L3溶液的PH值：表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。 PH= -lg c(H+) 適用于稀溶液，當(dāng)溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol時(shí)，直接用濃度表示溶液的酸堿性。4PH值越小，酸性越強(qiáng)，PH越大，堿性越強(qiáng)。 PH范圍014之間，但PH值等于0的溶液不是酸性最強(qiáng)的溶液， PH值等于14的溶液不是堿性最強(qiáng)的溶液。 PH值增加一個(gè)單位C(H+)減小10倍5測(cè)定溶液酸堿性的常用方法: a 酸堿指示劑 （石蕊、酚酞、甲基橙） b PH試紙：廣泛PH試紙

5、：114，只能讀得整數(shù) 精密PH試紙 PH試紙的使用方法：剪下一小塊PH試紙，放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH試紙上，半分鐘內(nèi)與比色卡比較，讀出PH值。 c PH計(jì),它可以精確測(cè)量溶液的PH值。6PH值計(jì)算的常見(jiàn)類型（1）溶液的稀釋 強(qiáng)酸：計(jì)算稀釋后的溶液中的c(H+)，直接換算成PH 強(qiáng)堿：計(jì)算稀釋后的溶液中的c(OH-)，換算成c(H+)再求出PH值?！拘〗Y(jié)】一般情況下，強(qiáng)酸溶液每稀釋10倍，pH值就增加1個(gè)單位，但稀釋后pH值一定小于7；強(qiáng)堿溶液每稀釋10倍，pH值就減小個(gè)單位，但稀釋后pH值一定大于7。（2）強(qiáng)酸與強(qiáng)酸、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合通常兩種稀溶液混合，可認(rèn)為混合

6、后體積為二者體積之和。強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合，先算混合后的H+，再算pH。強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合，先算混合后的OH-，再由Kw求H+及pH，或先算混合后的OH-及pOH，再求pH。絕對(duì)不能先直接求才c(H+)，再按之來(lái)算pH?！窘?jīng)驗(yàn)公式】（其中0.3是lg2的近似值）已知pH的兩強(qiáng)酸等體積混合，混合液的pH=pH小+0.3已知pH的兩強(qiáng)堿等體積混合，混合液的pH=pH大-0.3（3）酸堿混合：先判斷過(guò)量，求出剩余的酸或堿的濃度，再求c(H+) 【注意】 強(qiáng)酸的稀釋根據(jù)c(H+)計(jì)算，強(qiáng)堿的的稀釋首先應(yīng)c(OH-)濃計(jì)算出稀c(OH-)，讓后據(jù)Kw計(jì)算出c(H+)，再計(jì)算出PH，不能直接根據(jù)c(H+)計(jì)算?！究?/p>

7、結(jié)】溶液的稀釋規(guī)律： 強(qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n； 弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則a<pH<a+n； 強(qiáng)堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=b-n； 弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則b>pH>b-n； 酸、堿溶液無(wú)限稀釋時(shí)，pH只能接近7，但酸不能大于7，堿不能小于7（室溫時(shí)） 對(duì)于濃度（或pH）相同的強(qiáng)酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸的pH變化幅度大。（4）強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合：其反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是H+OH-=H2O，所以在計(jì)算時(shí)用離子方程式做比較簡(jiǎn)單，要從以下三種可能去考慮：(室溫時(shí)）（1）若n（H+）=n（OH-），恰好中和，pH=7（2）若n（H

8、+）>n（OH-），酸過(guò)量，計(jì)算剩下 的H+，再算pH（3）若n（H+）<n（OH-），堿過(guò)量，計(jì)算剩下的OH-，再算pH7. 溶液酸堿性判定規(guī)律（1）PH相同的酸（或堿），酸（或堿）越弱，其物質(zhì)的量濃度越大。（2）PH相同的強(qiáng)酸和弱酸溶液，加水稀釋相同的倍數(shù)，則強(qiáng)酸溶液PH變化大；堿也如此。（3）酸和堿的PH之和為14，等體積混合。若為強(qiáng)酸與強(qiáng)堿 ，則PH=7；若為強(qiáng)酸與弱堿。則PH7 ；若為弱酸與強(qiáng)堿，則PH7。（4）等體積的強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合 A、若二者PH之和為14，則溶液呈中性，PH=7 B、若二者PH之和大于14，則溶液呈堿性。 C、若二者PH之和小于14，則溶液呈酸性。8

9、酸堿中和滴定原理 用已知濃度的酸（或堿）來(lái)測(cè)定未知濃度的堿（或酸）的方法叫做酸堿中和滴定。（1）酸式滴定用的是玻璃活塞，堿式滴定管用的是橡皮管。（思考為什么？）（2）滴定管的刻度從上往下標(biāo)，下面一部分沒(méi)有讀數(shù)因此使用時(shí)不能放到刻度以下。（3）酸式滴定管不能用來(lái)盛放堿溶液，堿式滴定管不盛放酸溶液或強(qiáng)氧化性的溶液。 （4）滴定管的精確度為0.01mL，比量筒精確；所以讀數(shù)時(shí)要讀到小數(shù)點(diǎn)后兩位。 實(shí)際滴出的溶液體積=滴定后的讀數(shù)-滴定前的讀數(shù)（5）滴定操作：把滴定管固定在滴定管夾上，錐形瓶放在下面接液體，滴定過(guò)程中用左手控制活塞，用右手搖動(dòng)錐形瓶，眼睛應(yīng)注視錐形瓶中溶液顏色的變化（6）滴定終點(diǎn)判斷：

10、當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏稳芤簳r(shí)顏色發(fā)生變化且半分鐘內(nèi)顏色不再發(fā)生變化即已達(dá)終點(diǎn)。（7）指示劑選擇：強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿酚酞或甲基橙 強(qiáng)酸滴定弱堿甲基橙 強(qiáng)堿滴定弱酸酚酞（8）顏色變化： 強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿：甲基橙由黃色到橙色 酚酞由紅色到無(wú)色 強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸：甲基橙由紅色到橙色 酚酞由無(wú)色到粉紅色（9）酸堿中和滴定中的誤差分析 產(chǎn)生誤差的原因：操作不當(dāng)，滴定終點(diǎn)判斷不準(zhǔn)等。三、鹽類的水解1鹽類水解 定義：在溶液中鹽電離出的離子與水所電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。 實(shí)質(zhì)：破壞水的電離平衡，使水的電離平衡正向移動(dòng)。2 鹽類水解規(guī)律： 有弱才水解：必須含有弱酸或弱堿的離子才能發(fā)生水解； 無(wú)弱不水解：強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽

11、不水解； 都弱都水解：弱酸弱堿鹽因陰、陽(yáng)離子都能發(fā)生水解，可相互促進(jìn)； 誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性：鹽水解后的酸堿性取決于形成鹽的酸和堿的強(qiáng)弱。3多元弱酸的水解多步完成 多元弱堿的水解一步完成4常見(jiàn)完全雙水解 Al3+與AlO2-、HCO3-、CO32-、S2-、HS-、 Fe3+與AlO2-、HCO3-、CO32-5多元弱酸的酸式氫根離子，水解和電離程度的比較： H2PO4-、HSO3-電離強(qiáng)于水解，顯酸性； HCO3-、 HPO42-、HS-水解強(qiáng)于電離，顯堿性；6鹽類水解方程式的書寫規(guī)律 （1）鹽類水解一般是比較微弱的，通常用可逆符號(hào)表示，同時(shí)無(wú)沉淀和氣體產(chǎn)生。 （2）多元弱酸的酸根離子水解是分步進(jìn)行的

12、，第一步水解程度比第二步水解程度大得多。 （3）多元弱堿的陽(yáng)離子水解過(guò)程較為復(fù)雜，通常寫成一步完成。 （4）對(duì)于發(fā)生“完全雙水解”的鹽類，因水解徹底，故用“=”，同時(shí)有沉淀和氣體產(chǎn)生。 （5）多元弱酸的酸式氫根離子，水解和電離同步進(jìn)行。7影響鹽類水解的外界因素：（1）溫度越高越水解（2）濃度越稀越水解 a、增大鹽溶液的物質(zhì)的量濃度，平衡向水解方向移動(dòng)，鹽的水解程度減小 b、稀釋鹽溶液，平衡向水解方向移動(dòng)，鹽的水解程度增大。 c、外加酸或堿：可抑制或促進(jìn)鹽的水解。8鹽類水解的應(yīng)用： （1）鹽溶液酸堿性的判斷： （2）溶液中離子濃度大小的比較： （3）實(shí)驗(yàn)室里配制FeCl3溶液時(shí)，常加入一定量的鹽酸等 （4）泡沫滅火器： （5）蒸干某些鹽溶液時(shí)，往往要考慮鹽的水解： （6）判斷溶液中的離子能否大量共存9電荷守恒：電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，整個(gè)溶液?jiǎn)栴}呈電中性。 物料守恒：某一種離子的原始濃度等于它在溶液中的各種存在形式的濃度之和。四、沉淀溶解平衡1溶解度（S）：在一定溫度下，某物質(zhì)在100g 溶劑里達(dá)到飽和狀態(tài) 時(shí)所溶解的質(zhì)量。2沉淀溶解平衡 概念：在一定的溫度下，當(dāng)沉淀溶解