下载文档原格式
第三章 水溶液中的离子平衡[学习目标定位] 1.正确理解弱电解质的电离平衡及其平衡常数。
2.掌握溶液酸碱性规律与pH 的计算。
3.掌握盐类水解的规律及其应用。
4.会比较溶液中粒子浓度的大小。
5.会分析沉淀溶解平衡及其应用。
一 弱电解质的电离平衡与电离常数1.弱电解质的电离平衡电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是(1)浓度：浓度越大，电离程度越小。
在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。
(2)温度：温度越高，电离程度越大。
因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。
(3)同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH 3COO －的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。
(4)能反应的物质：如向醋酸溶液中加入锌或NaOH 溶液，平衡右移，电离程度增大。
2.电离常数(电离平衡常数) 以CH 3COOH 为例，K ＝c3COO－c＋c3，K 的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K只与温度有关。
对多元弱酸(以H 3PO 4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为K 1、K 2、K 3，它们的关系是K 1≫K 2≫K 3，因此多元弱酸的强弱主要由K 1的大小决定。
【例1】 下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数(25 ℃)。
CH 33COO －＋H ＋H 2CO 3＋＋HCO －3 HCO －3＋＋CO 2－3H 3PO 4H ＋＋H 2PO －4 H 2PO －4H ＋＋HPO2－4 HPO 2－4H ＋＋PO 3－4A.温度升高，K 减小B.向0.1 mol·L －1CH 3COOH 溶液中加入少量冰醋酸，c (H ＋)/c (CH 3COOH)将减小 C.等物质的量浓度的各溶液pH 关系为pH(Na 2CO 3)>pH(CH 3COONa)>pH(Na 3PO 4) D.PO 3－4、HPO 2－4和H 2PO －4在溶液中能大量共存解析 选项A ，一般情况下，电解质的电离是一个吸热过程，因此温度升高电离程度增大，K 增大；选项B ，在0.1 mol·L －1 CH 3COOH 溶液中加入少量冰醋酸，电离平衡向右移动，溶液中c(CH3COO－)增大，K不变，c(H＋)/c(CH3COOH)＝K/c(CH3COO－)，因此c(H＋)/c(CH3COOH)将减小；选项C，由于HPO2－4的电离常数<HCO－3的电离常数<CH3COOH的电离常数，因此正确的关系为pH(Na3PO4)>pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)；选项D，根据H3PO4的三级电离常数可知能发生如下反应H2PO－4＋PO3－4===2HPO2－4，因此PO3－4、HPO2－4和H2PO－4在溶液中不能大量共存。
个性化教学辅导教案学科: 化学任课教师：授课时间：2013 年第三章水溶液中的离子平衡3。
1 弱电解质的电离一．知识要点1.电解质：在水溶液里或熔融状态下自身能够导电的化合物.在水溶液中或熔融状态下都不导电的化合物叫做非电解质。
强电解质是在水溶液中能够完全电离的电解质.弱电解质：在水溶液中只能部分电离的电解质，如碳酸。
注意：①某些难溶于水的盐（如AgCl），虽然其溶解度很小，但其溶解于水的部分是完全电离的，它属于强电解质。
②单质既不是电解质也不是非电解质。
③CO2、NH3等水溶液能够导电，但却是非电解质。
④一般的，强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的化合物不一定都是强电解质,如HF是弱电解质.2.弱电解质的电离平衡：电离方程式为HA H+ + A—影响电离平衡的因素：①温度：升温，弱电解质的电离程度增大②浓度：稀释溶液，弱电解质的电离程度增大③加入试剂：如在醋酸溶液中加入NaOH固体，弱电解质的电离程度增大。
3.电解质的电离方程式：强电解质完全电离，用“=”，弱电解质部分电离，用，多元弱酸分步电离，必须分步书写电离方程式,一般只写第一步，多元弱碱也分步电离，但可按一步电离写出。
4.电离常数：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
用K表示(酸用Ka表示，碱用Kb表示），如HA H+ + A—, K=c（H+)×c（A-）/c（HA）.影响电离常数的因素：①温度，温度一定时，电离常数是一个定值②电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关。
二．常考点例题解析例1： 0。
1mol/L的CH3COOH溶液中,CH3COOH CH3COO—+H+，对于该平衡，下列叙述正确的是（）A。
加水时，平衡向逆反应方向移动B. 加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动C。
加入少量0.1mol/L盐酸,溶液中c(H+）减小D. 加入少量CH3COONa固体,平衡向正反应方向移动例2：把0。
高三一轮复习水溶液中的离子平衡——盐类的水解班级：姓名：【学习目标】1.理解盐类水解的实质和一般规律。
2.能书写简单盐类水解方程式。
3.能说明浓度、温度、酸碱度等对盐类水解平衡的影响。
4.知道盐类水解在生产生活中的应用。
教学重点和难点：盐类水解的影响因素。
【自主学习】教材选修4 P54-58【活动一】盐类水解的实质思考与交流1：（1）指出下列盐中哪些能够发生水解？（2）其水溶液的酸碱性如何？（3）并在其中选择2至3种盐写出其水解的离子方程式。
①KNO3②Na2CO3③FeSO4④NH4Cl水解方程式：思考与交流2：①归纳盐类水解的规律与实质。
②书写水解离子方程式有哪些注意事项？【活动二】盐类水解平衡及影响因素思考与交流1：物质的量浓度相等的下列溶液：①NaClO ②CH3COONa ③NaHCO3弱酸根对应的酸，其酸性由弱到强的顺序是：，则这三种盐溶液pH由大到小的顺序是：。
思考与交流2：归纳小结：影响盐类水解的因素有哪些？如何影响？巩固练习：在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32-+H2O HCO3-+OH-。
下列说法正确的是（）A．稀释溶液，水解平衡常数增大。
B．通入CO2，平衡朝正反应方向移动C．升高温度，c(HCO3-)/c(CO32-)减小D．加入NaOH固体，溶液PH减小【活动三】盐类水解的应用问题解决：1．实验室用纯碱溶液洗涤油污的原理是________________________________(用离子方程式表示)，热的纯碱溶液去污效果更好的原因是___________________。
2．某些金属阳离子水解程度大，在配制相关盐溶液时，可向盐溶液中加入对应的酸，如配制硫酸铝溶液时可加入_____________________；配制FeCl3溶液时可加入____________。
3．工业上将MgCl2·6H2O在HCl气氛中加热脱水制得无水MgCl2的理由是_________________________________________________，实验室却能用MgSO4·7H2O晶体直接加热制得无水MgSO4，原因是__________________________________________________。
第一节电离平衡明课程标准扣核心素养1.从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应。
2．认识弱电解质在水溶液中存在的电离平衡。
3．了解电离平衡常数的含义。
1.宏观辨识与微观探析：能根据实验现象辨识强电解质和弱电解质，认识弱电解质的电离特点及其溶液的组成等。
2．变化观念与平衡思想：能理解电离平衡的特点，运用动态平衡的观点分析浓度、温度等条件变化对电离平衡的影响，利用电离平衡常数进行分析和计算。
强电解质和弱电解质常温下，取相同体积、浓度均为0.1 mol·L－1的盐酸和醋酸，比较它们pH的大小，试验其导电能力，并分别与等量镁条反应。
观察、比较并记录现象如下表：酸0.1 mol·L－1盐酸0.1 mol·L－1醋酸pH 1 >1导电能力强弱与镁条反应剧烈反应，产生气泡缓慢反应，产生气泡[问题探讨]1．常温下浓度均为0.1 mol·L－1的盐酸和醋酸溶液中，c(H＋)相同吗？你能根据二者的pH判断其电离程度吗？提示：不相同，pH越大，c(H＋)越小，0.1 mol·L－1盐酸溶液中c(H＋)大。
0.1 mol·L －1盐酸溶液的pH＝1，则c(H＋)＝0.1 mol·L－1，说明HCl完全电离；而0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH>1，则c(H＋)<0.1 mol·L－1，说明CH3COOH只有一部分发生了电离。
2．电解质溶液的导电能力与什么有关？为什么同浓度的醋酸溶液的导电能力比盐酸的弱？提示：溶液的导电能力与溶液中的离子浓度大小有关，离子浓度越大，导电能力越强；同浓度的盐酸和醋酸中，盐酸完全电离，离子浓度大，醋酸部分电离，离子浓度小，故同浓度的醋酸溶液的导电能力比盐酸的弱。
3．等量的镁与同等浓度的盐酸和醋酸反应的速率不相同，说明了两种溶液中哪种离子的浓度不同？提示：等浓度的盐酸和醋酸与Mg反应的速率不同，说明了两种溶液中c(H＋)不相同。
高二化学备课材料中心发言人：李尚力难溶电解质的溶解平衡一：教学目标 知识技能：让学生掌握难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用，并运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和沉淀的转化问题。
培养学生的知识迁移能力、动手实验的能力和逻辑推理能力。
过程方法：引导学生根据已有的知识经验，分析推理出新的知识。
情感态度价值观：认识自然科学中的对立统一的辨证唯物主义。
二：教学重点：难溶电解质的溶解平衡、沉淀的转化 三：教学难点：沉淀的转化和溶解四：教学方法：实验法、自主学习、合作探究、多媒体展示 五：教学过程： 复习引入： 1、 展示蔗糖溶解平衡的课件，回顾非电解质的溶解平衡。
2、 进一步分析电解质氯化钠在水中的溶解情况（随氯化钠的增多），演示课件。
说明并板书：强电解质溶解的过程就是电离的过程。
提问：当氯化钠的溶解速率和结晶速率相等时，体系将处于什么状态？板书：一、强电解质的溶解平衡回顾：关于平衡前面我们学习了化学平衡、电离平衡、水解平衡，它们的定义均类似且均遵循平衡移动原理（勒夏特列原理），强电解质溶解平衡也不例外。
提问：有那位同学能模仿化学平衡的定义结合我们刚才演示的氯化钠的溶解情况给出强电解质溶解平衡的定义呢？ 投影：1、定义：一定条件下，强电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
（也叫沉淀溶解平衡）提问：1、回顾比较与电离平衡的联系与区别。
2、说明强电解质溶解的特征。
板书：2、特征：等、动、定、变。
强调并板书：变：当条件改变时，强电解质溶解平衡可能发生移动，从而达到新的平衡。
练习1：下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是 A 、反应开始时，溶液中各离子浓度相等。
B 、沉淀溶解平衡达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速率相等C 、沉淀溶解平衡达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且保持不变。
D 、沉淀溶解平衡达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，将促进溶解。
板书：3、表达式：如 NaCl （s ）Na +(aq)+Cl -(aq)练习2：书写氯化银、氢氧化镁溶解平衡的表达式练习3：向有固态氢氧化镁存在的饱和溶液中，分别加入固体醋酸钠、氯化铵时，固体氢氧化镁的质量有什么变化？ 板书：4、影响溶解平衡的因素： 提问：应该从那几方面去分析？ （1）内因：电解质本身的性质展开：不同的电解质在水溶液中溶解的程度不一样，而且差别很大，有的能溶解很多，像NaCl 、KCl 、NaOH 等，这些物质的溶解度大于0.1克，我们通常把它们称作易溶物质。
高中化学——水溶液中的离子平衡【本节学习目标】（1）了解电解质的概念（2）根据电解质在水溶液中的电离与电解质溶液的导电性，理解强电解质和弱电解的概念，并能正确书写电离方程式（3）理解弱电解质在水溶液中的电离平衡（4）了解水的电离及离子积常数（5）认识溶液的酸碱性、溶液中c(H+)和c(OH－)、pH三者之间的关系，并能进行简单计算（6）了解酸碱中和滴定的原理（7）了解溶液pH的调控在生活、生产和科学研究中重要作用（8）理解盐类水解的原理，掌握影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用（9）在理解离子反应本质的基础上，能从离子角度分析电解质在水溶液中的反应（8）了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质学习重点：弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用学习难点：弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解平衡【知识要点梳理】一、电解质的电离平衡（二）．强电解质和弱电解质强电解质弱电解质概念一定条件下能够全部电离的电解质一定条件下只能部分电离的电解质电离程度完全电离，不存在电离平衡部分电离，存在电离平衡电离方程式H2SO4=2H++SO42-NaHCO3=Na++HCO3-NaHSO4=Na++H++SO42－Ca(HCO3)2=Ca2++2HCO3—CH3COOH CH3COO-+H+NH3·H2O NH4++OH-H3PO4H++H2PO4－H2PO4－H++HPO42－HPO42－H++PO43－溶液中溶质微粒只有水合离子水合离子，弱电解质分子实例强酸：HCl、HNO3、H2SO4HBr、HI、HClO4等强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2 Ca(OH)2绝大多数盐(BaSO4、AgCl、CaCO3)弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、 HNO2、H3PO4、H2CO3、H2SiO3、HCOOH CH3COOH、等。
弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3等不溶性碱说明：BaSO4、AgCl、CaCO3是强电解质，它们的水溶液中离子浓度非常小，导电能力非常弱，但溶解的那一小部分是完全电离的； Fe(OH)3的溶解度也很小， Fe(OH)3属于弱电解质；HCl、 CH3COOH的溶解度都很大， HCl属于强电解质，而CH3COOH 属于弱电解质；所以电解质的强弱与其溶解性没有必然联系。
课题：第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离教学目的知识与技能1、能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论2、了解电离平衡常数及其意义3、了解强电解质和弱电解质与结构的关系过程方法通过实验,培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方法情感价值观通过本节课的学习，意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各种变化相互制约的复杂的平衡体系重点强、弱电解质的概念和弱电解质的概念难点弱电解质的电离平衡知识结构与板书设计第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离一、强弱电解质电解质：在水溶液或熔化状态下能导电的化合物.强电解质：在水分子作用下，能完全电离为离子的化合物(如强酸、强碱和大多数盐）弱电解质：在水分子作用下，只有部分分子电离成为离子化合物(如弱酸、弱碱和水)二、弱电解质的电离1、CH3COOH CH3COO－+H＋2、在一定条件（如温度、浓度)下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
3、电离平衡的特征：（1) 逆--弱电解质的电离是可逆的（2）等-—V电离=V结合≠ 0(3）动-—电离平衡是一种动态平衡（4) 定—-条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子(5）变--条件改变时，电离平衡发生移动。
4、影响因素：(1)内因:电解质本身的性质。
通常电解质越弱，电离程度越小。
(2) 外因：①浓度：温度升高，平衡向电离方向移动。
②浓度：溶液稀释有利于电离错误!同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动三、电离平衡常数1、定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积嗖溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示。
2、表示方法：AB A++B－3、同一弱电解质在同一温度下发生浓度变化时，其电离常数不变。
一、基础知识巩固
1、强电解质、弱电解质和非电解质
非电解质:大多数有机物、非金属氧化物、NH 3 化合物
强电解质:强酸、强碱、绝大多数盐、活 电解质 泼金属的氧化物（熔融时完全电离）
弱电解质:弱酸、弱碱、水，(CH 3COO)2Pb
非电解质和电解质的共同点是：_______________, 区别是：___________________________________。
强电解质和弱电解质的区别是：_______________。
溶液导电性与溶液中离子的__________与离子所带的__________有关，与是强弱电解质无直接关系。
强电解质的电离方程式书写用(==/
) 弱电解质的电离方程式书写用(==/ Ka 越大，酸电离出H+的能力就越________ H 2CO 3 Ka 1=
(_____)(_____)(______)c c c ⨯ Ka 2=(_____)(_____)
(______)
c c c ⨯
25℃时 各弱酸K a 从大到小排列为（多元弱酸用Ka 1参与排序）： H 2SO 3 Ka 1=1.2×10-2 Ka 2=5.6×10-8
H 3PO 4 Ka 1=7.1×10-3 Ka 2=6.3×10-8 Ka 3=4.2×10-13 HNO 2 Ka=7.1×10-4 HF Ka=6.8×10-4 CH 3COOH Ka=1.75×10-5
H 2CO 3 Ka 1=4.2×10-7 Ka 2=5.6×10-11 H 2S Ka 1=1.3×10-7 Ka 2=7.1×10-15 HClO Ka=3×10-8 HCN Ka=6.2×10-10
H 2SiO 3 Ka 1=1.7×10-10 Ka 2=1.6×10-12
附NH 3•H 2O K b =1.75×10-54、电离度：
电离平衡时，已电离的分子数占原有溶质总分子数的百分率，成为电离度（电离度即为电离平衡中的转化率）
设醋酸浓度为c HAc
H +
+Ac c 0 0
x
x x
c-x ≈c
x
x
故有
a x x
K c x
⨯=- 故平衡时c(H +
,电离度α=()c H c +弱酸弱碱浓度越小水解程度越大，即稀释弱酸弱碱促进电离） 二、例题与练习
1、下列水溶液中由水电离出的H +浓度c(H +
)H2O >10-7
mol/L 的有： ①HCl(②NH 4Cl ③Na 2CO 3④NaHCO 3⑤NaHSO 3⑥NH 4HCO 3
一、基础知识巩固
5.水解与电离的关系、水解与中和的关系
对应的水解反应与电离反应
水解NH4++H2O
NH3•H2O+H+ΔH>0 K a
电离NH3•H2O
NH4++OH- (+ ΔH>0 K h
H2O
H+ + OH-ΔH>0 K w
有K a×K h=K w
①解释了“越弱越水解”
②水解和放热均吸热，温度升高，既促进弱电解质电离(K a↑)，
又促进弱电解质水解(K h↑)，同时又促进水的电离(K w↑）
对应的水解反应与中和反应
水解NH4++H2O
NH3•H2O+H+ΔH>0 K a
中和NH3•H2O+H+ ====NH4++H2O(+ ΔH<0 K中和
①这两个反应的ΔH互为相反数，因中和都是放热的，所以水
解都是吸热的，温度升高促进水解。
②酸碱中和反应几乎可以完全进行（用==），故水解是微弱的。
6、水解平衡的移动
1）如Al2(CO3)3在溶解性表中不存在，因为投入水中会发生如
下反应：Al2(CO3)3+3H2O==2Al(OH)3↓+3CO2↑（写一写）
2）水玻璃遇NH4Cl溶液会很快凝结：
SiO3
2-+2NH4++2H2O==2NH3•H2O+H2SiO3↓（写一写）
3）如泡沫灭火器原理，将NaHCO3与Al2(SO4)3混合，HCO3-
水解与Al3+水解相互促进，最终水解完全。
Al3++3HCO3-==Al(OH)3↓+3CO2↑（写一写）
4）但实际上并不是相互促进的都能完全水解，如NH4Ac，NH4F
因其两种弱离子水解都不强。
1）盐如AlCl3，FeCl3当加热蒸干其溶液时，会水解：
AlCl3+3H2O
Al(OH)3 + 3HCl，盐酸会在加热过程中不断挥
发，平衡右移，只剩Al(OH)3,继续加热，变成Al2O3
类似的盐还有CuCl2，MgCl2，Al(NO3)3等。
2)有些物质加热蒸干会分解
如NaHCO3，NH4Cl，KMnO4
3)还有些加热时会被空气中氧气氧化
如FeCl2，Na2SO3
1)强酸制弱酸：若复分解反应：酸1+盐1=酸2+盐2能发生，
则可得酸性强弱大小：酸1>酸2
如HAc+NaHCO3==CO2↑+H2O+NaAc，则醋酸强于碳酸
写成离子方程式：HAc+HCO3-==H2CO3(CO2+H2O)+Ac-
为：酸1+酸根1==酸2+酸根2
2)
pH值：只与溶液中的c(H+)有关。
溶液的酸碱性：由溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小判断。
11、酸碱中和滴定
指示剂的选取：
用HCl滴定NaOH，若使用酚酞试剂，则判断终点的现象为
_________________________________________________________________________。
用HCl滴定NH3•H2O，应选用指示剂为______________，终点的颜
色变化为从________色变为___________色。
用NaOH滴定HAc，应选择指示剂为___________________。
滴定管的选取：
若要用KMnO4滴定，应选择_____式滴定管；若要用Na2CO3滴
定，应选择________是滴定管。
误差分析：
分析思路：测量比实际偏大或偏小c(标)×V(标)=c(待)×V(待)
用NaOH标准液滴定未知浓度盐酸，下列操作会造成结果怎
样？
逆反应
1）滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定后无气泡
2）滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度
3）滴定管未用标准液润洗
4）锥形瓶未用待测液润洗
5）锥形瓶用待测液润洗了
12、溶液中离子浓度的比较、守恒关系式
①n(NH3•H2O): n(HCl)=1:1混合---相等于NH4Cl---显酸性
排序c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(NH3•H2O)>c(OH-)
②n(NH3•H2O): n(HCl)=2:1混合---相等于等浓度NH4Cl与NH3•H2O---显碱性
排序c(NH4+)>c(Cl-)>c(NH3•H2O) >c(OH-)>c(H+)
③NH3•H2O与HCl混合刚好显中性---思考方法：若1:1混合，则显酸性；若2:1混合，则显碱性，可见此时n(NH3•H2O): n(HCl)介于1:1和2:1之间，相当于NH3•H2O与NH4Cl混合物，且n(NH3•H2O)<n(NH4Cl)
排序c(NH4+)=c(Cl-)>c(NH3•H2O) >c(OH-)=c(H+)
④pH=12氨水与pH=2盐酸混合----显碱性---相当于相当于NH3•H2O与NH4Cl混合物，且n(NH3•H2O)远大于n(NH4Cl)
排序c(NH3•H2O)>c(NH4+)>c(Cl-) >c(OH-)>c(H+)
下列说法正确的是（）
A.是温室某溶液pH<7，则该物质一定是酸或强酸弱碱盐
B.已知室温时，0.1mol/L某一元弱酸HA的电离平衡常数为10-7 则该酸的电离度约为0.01%
C.0.02mol/L HAc与0.01mol/L NaOH等体积混合，则溶液中2c(H+)+c(CH3COOH)=2c(OH-)+c(CH3COO-)
D.室温不变条件下，想CaSO4饱和溶液中加入Na2SO4溶液，则CaSO4一定会析出，但K sp不会发生变化。
