溶液中的離子反應(yīng)教學(xué)案

1、專(zhuān)題九 溶液中的離子反應(yīng)教學(xué)案【課 題】 第一單元 弱電解質(zhì)的電力平衡（第12課時(shí) ） 總第 12 課時(shí)【課標(biāo)及考綱要求】1. 了解強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)在水溶液中電離程度的差異，能判斷常見(jiàn)的強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。2.了解電離平衡概念，能描述弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。3.會(huì)書(shū)寫(xiě)常見(jiàn)弱電解質(zhì)的電離方程式。4.了解酸堿電離理論?！窘虒W(xué)重點(diǎn)】鐵及其化合物的化學(xué)性；【教學(xué)難點(diǎn)】Fe3+的氧化性，認(rèn)識(shí)Fe3+ +和Fe2+之間的相互轉(zhuǎn)化；【教學(xué)方法】歸納；推理【自主梳理】友情提示：元素化合物知識(shí)是化學(xué)基本概念和基本理論的載體。知識(shí)梳理 考點(diǎn)1 電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)等概念辨析【討論與思考】請(qǐng)

2、指出下列物質(zhì)中哪些是電解質(zhì)，哪些是非電解質(zhì)，哪些既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)，哪些是強(qiáng)電解質(zhì)，哪些是弱電解質(zhì)（填序號(hào)），并說(shuō)出你的判斷依據(jù)。H2SO4 液氨 Ca(OH)2 石墨 NH3·H2O H2O CH3COONH4 C2H5OH CaCO3 氨水 H3PO4 Na2O 電解質(zhì)： 判斷依據(jù)： 非電解質(zhì)： 判斷依據(jù)： 既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)： 判斷依據(jù)： 強(qiáng)電解質(zhì)： 判斷依據(jù)： 弱電解質(zhì)： 判斷依據(jù)： 1電解質(zhì)和非電解質(zhì)電解質(zhì)的概念： 常見(jiàn)物質(zhì)類(lèi)別： 。非電解質(zhì)的概念: 常見(jiàn)物質(zhì)類(lèi)別： ?！咀⒁狻?電解質(zhì)和非電解質(zhì)的范疇都是化合物，所以單質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。2化合物為

3、電解質(zhì)，其本質(zhì)是自身能電離出離子，有些物質(zhì)溶于水時(shí)所得溶液也能導(dǎo)電，但這些物質(zhì)自身不電離，而是生成了一些電解質(zhì)，則這些物質(zhì)不屬于電解質(zhì)。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。3常見(jiàn)電解質(zhì)的范圍：酸、堿、鹽、離子型氧化物。4溶劑化作用：電解質(zhì)溶于水后形成的離子或分子并不是單獨(dú)存在的，而是與水分子相互吸引、相互結(jié)合，以“水合離子”或“水合分子”的形態(tài)存在，這種溶質(zhì)分子或離子與溶劑相互吸引的作用叫做溶劑作用。2強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)的概念： 常見(jiàn)物質(zhì)類(lèi)別： 。弱電解質(zhì)的概念： 常見(jiàn)物質(zhì)類(lèi)別： 。3強(qiáng)、弱電解質(zhì)比較比較的項(xiàng)目強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義化合物類(lèi)型物質(zhì)類(lèi)別離子濃度導(dǎo)電能力電離程度電離平衡溶液

4、中溶質(zhì)微粒電離方程式資料強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì):強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)相同點(diǎn)都是電解質(zhì)，在水溶液中(或熔融狀態(tài)下)都能電離，都能導(dǎo)電，與溶解度無(wú)關(guān)不同點(diǎn)鍵型離子鍵或極性鍵極性鍵電離程度電離過(guò)程表示方法電離方程式用等號(hào)電離方程式用可逆號(hào)電解質(zhì)在溶液中粒子形式水合離子分子、水合離子離子方程式中表示形式離子符號(hào)或化學(xué)式化學(xué)式特別提醒：常見(jiàn)的弱電解質(zhì) 弱酸：如H2S、H2CO3、CH3COOH、HF、HCN、HClO等。HF酸是具有強(qiáng)極性共價(jià)鍵的弱電解質(zhì)。H3PO4、H2SO3從其酸性強(qiáng)弱看屬于中強(qiáng)酸，但仍屬于弱電解質(zhì)。 弱堿：NH3·H2O，多數(shù)不溶性的堿如Fe(OH)3、Cu(OH)2等、兩性氫氧

5、化物如Al(OH)3、Zn(OH)2等。 個(gè)別的鹽：如HgCl2，HgBr2等。 水：是由強(qiáng)極性鍵構(gòu)成的極弱的電解質(zhì)?！咀⒁狻?強(qiáng)、弱電解質(zhì)的范圍：強(qiáng)電解質(zhì)： 、絕大多數(shù)鹽; 弱電解質(zhì)： 、水2強(qiáng)、弱電解質(zhì)與溶解性的關(guān)系：電解質(zhì)的強(qiáng)弱取決于電解質(zhì)在水溶液中是否完全電離，與溶解度的大小 關(guān)。一些難溶的電解質(zhì)，但溶解的部分能全部電離，則仍屬?gòu)?qiáng)電解質(zhì)。如：BaSO4、BaCO3等。3強(qiáng)、弱電解質(zhì)與溶液導(dǎo)電性的關(guān)系：溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)弱與溶液中的離子濃度大小有關(guān)。強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性 強(qiáng)，如很稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液，其離子濃度很小，導(dǎo)電性很弱。而弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性 弱，如較濃的弱電解質(zhì)溶液，其電離出的離子濃度

6、可以較大，導(dǎo)電性可以較強(qiáng)。4強(qiáng)、弱電解質(zhì)與物質(zhì)結(jié)構(gòu)的關(guān)系：強(qiáng)電解質(zhì)一般為離子化合物和一些含強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物，弱電解質(zhì)一般為含弱極性鍵的化合物。5強(qiáng)、弱電解質(zhì)在熔融態(tài)的導(dǎo)電性：離子型的強(qiáng)電解質(zhì)由離子構(gòu)成，在熔融態(tài)時(shí)產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子，可以導(dǎo)電。而共價(jià)型的強(qiáng)電解質(zhì)以及弱電解質(zhì)由分子構(gòu)成，熔融態(tài)時(shí)仍以分子形式存在，所以不導(dǎo)電。6.強(qiáng)弱電解質(zhì)與物質(zhì)分類(lèi)的關(guān)系:(參考<三維設(shè)計(jì)>)試題枚舉【例1】(2006高考全國(guó)，11）11.在0.1mol·L1CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COOH+對(duì)于該平衡，下列敘述正確的是A加入水時(shí)，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)B加

7、入少量NaOH固體，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)C加入少量0.1mol·L1HCl溶液，溶液中c(H+)減小D加入少量CH3COONa固體，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)解析：弱電解質(zhì)的電離平衡 (1）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)，這叫做電離平衡。（2）影響電離平衡的條件：溫度：升高溫度，電離平衡向電離方向移動(dòng)（因?yàn)槿蹼娊赓|(zhì)的電離過(guò)程是吸熱的）。濃度：當(dāng)弱電解質(zhì)溶液被稀釋時(shí)平衡向電離的方向移動(dòng)。A、加水，有利于弱電解質(zhì)的電離，雖離子濃度減小，但離子數(shù)目增加B、加堿于弱酸電離的H+反應(yīng)使電離正向移動(dòng)，但H+濃度減小。

8、C、加強(qiáng)酸提供H+，抑制弱酸電離，但H+濃度增大，溶液酸性增強(qiáng).D、加同陰離子的強(qiáng)電解質(zhì)，同離子抑制弱酸電離，平衡逆向移動(dòng)。答案：B【例2】下列物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，但屬于非電解質(zhì)的是A CH3COOHB Cl2C NH4NO3D SO2解析：本題考查電解質(zhì)和非電解質(zhì)基本概念，因此要正確理解概念的含義并能夠加以區(qū)別切記不能混淆這些概念。Cl2及溶液既不是電解質(zhì)，又不是非電解質(zhì)，因?yàn)镃l2不是化合物其水溶液又是混合物。SO2水溶液能導(dǎo)電但不是自身電離出自由移動(dòng)的離子導(dǎo)電，所以也不是電解質(zhì)因此是非電解質(zhì)。答案：B【例3】下列關(guān)于電解質(zhì)電離的敘述中，不正確的是（ ）A電解質(zhì)的電離過(guò)程就是產(chǎn)生自由移動(dòng)離

9、子的過(guò)程B碳酸鈣在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸鈣全部電離，所以碳酸鈣是強(qiáng)電解質(zhì)C氯氣和氨氣的水溶液導(dǎo)電性都很好，所以它們是強(qiáng)電解質(zhì)D水難電離，純水幾乎不導(dǎo)電，所以水是弱電解質(zhì)解析氯氣和氨氣的水溶液導(dǎo)電是因?yàn)樯闪薍Cl、NH3·H2O等電解質(zhì)，而氯氣為單質(zhì)，氨氣為非電解質(zhì)，故C錯(cuò)；【答案】C 規(guī)律總結(jié) 一定要注意：電解質(zhì)和非電解質(zhì)的對(duì)象是化合物。高考中也?？疾殡娊赓|(zhì)和非電解質(zhì)的理解，他們不是一個(gè)全集。考點(diǎn)2 常見(jiàn)強(qiáng)弱電解質(zhì)的電力平衡及特征4弱電解質(zhì)的電離平衡 概念：在一定條件下（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 時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了 狀態(tài)，

10、這叫做電離平衡。 弱電解質(zhì)電離平衡的特點(diǎn)：“動(dòng)”： ?！暗取保?。“定”： 。“變”： 。弱電解質(zhì)電離平衡的影響因素：內(nèi)因（主要因素）： 外因（次要因素）：濃度： 。溫度： 。酸堿性： 。其它條件： 。電離平衡常數(shù)：一元弱酸：CH3COOHCH3COO-+H+    電離平衡常數(shù) 不變K不變。K值越 ，該弱電解質(zhì)較易電離，其對(duì)應(yīng)的弱酸弱堿較強(qiáng)；K值越，該弱電解質(zhì)越難電離，其對(duì)應(yīng)的弱酸弱堿越弱；即 K值大小可判斷弱電解質(zhì)相對(duì)強(qiáng)弱。電離度：弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)的百分率，稱(chēng)為電離度。常用表示：=5.弱電解質(zhì)的電離平衡

11、(1)特征： (2)影響因素（以CH3COOH CH3COO+ H+為例）濃度：加水稀釋 電離，溶液中(H+) ，c(H+) 溫度：升溫 電離（因?yàn)殡婋x過(guò)程是 熱的）相關(guān)離子：例如加入無(wú)水CH3COONa能 電離，加入鹽酸也 電離，加入堿能 電離，仍然符合 原理【注意】（1）電離常數(shù)服從化學(xué)平衡常數(shù)的一般規(guī)律，只受溫度影響，與溶液的濃度無(wú)關(guān)。溫度一定時(shí)，弱電解質(zhì)具有確定的電離常數(shù)值。（2）電離常數(shù)越大，達(dá)到平衡時(shí)弱電解質(zhì)電離出的離子越多，電解質(zhì)電離程度越大。（3）多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每一步電離都有各自的電離常數(shù)，每一步電離程度各不相同，差異較大，且逐級(jí)減小，故以第一步電離為主，氫離子主

12、要由第一步電離產(chǎn)生。試題枚舉【例4】（2004年高考全國(guó)卷）將0.5mol/LCH3OOH 溶液加水稀釋?zhuān)铝姓f(shuō)法正確的是（）A溶液中c(H+)和c(OH)都減少 B溶液中c(H+)增大 C醋酸電離平衡向左移動(dòng) D溶液的pH增大解析：常溫下，c(H+)·c(OH)KW，加水稀釋?zhuān)琧(H+)減少，c(OH) 增大，據(jù)電離平衡移動(dòng)原理，醋酸的電離平衡向右移動(dòng)。答案：D【例5】一定量的鹽酸跟過(guò)量的鐵粉反應(yīng)時(shí)，為了減緩反應(yīng)速率，且不影響生成氫氣的總量，可向鹽酸中加入適量的（）NaOH固體KNO3溶液水CH3COONa固體A B C D解析：此題主要考離子濃度大小變化以及量的變化之間的判斷判斷

13、。此類(lèi)題目要抓住反應(yīng)后變化和速率影響的因素結(jié)合考慮，對(duì)基礎(chǔ)知識(shí)要求能熟練應(yīng)用。鹽酸一定，鐵粉過(guò)量產(chǎn)生H2的總量取決于鹽酸的多少，為減緩反應(yīng)且不影響H2的產(chǎn)量，應(yīng)從降低c(H+)入手。答案：D【例6】下列電離方程式正確的是（ ）ANaHSO4Na+H+SO42一 BNaHCO3Na+ HCO3一CH3PO43H+PO43 DHF+H2OF+H3O+解析：本題考查強(qiáng)弱電解質(zhì)電離方程式的書(shū)寫(xiě)形式及強(qiáng)弱電解質(zhì)的識(shí)別。此題一般單獨(dú)出現(xiàn)在高考題中可能性不大，但是作為訓(xùn)練題值得大家去思考，特別第四個(gè)答案中的水合氫離子容易被同學(xué)忽略。答案：D【點(diǎn)評(píng)】【例7】（2004年廣東高考）甲酸和乙酸都是弱酸，當(dāng)它們的濃

14、度均為0.10 mol/L時(shí)，甲酸中的c(H+)約為乙酸中的c(H+)的3倍。現(xiàn)有兩種濃度不等的甲酸溶液a和b，以及0.10mol/L的乙酸，經(jīng)測(cè)定它們的pH從大到小依次為a、乙酸、b。由此可知(）Aa的濃度必小于乙酸的濃度 Ba的濃度必大于乙酸的濃度 Cb的濃度必小于乙酸的濃度 Db的濃度必大于乙酸的濃度解析：由同濃度的甲、乙兩酸，甲酸中的c(H+)大于乙酸中的c(H+)，說(shuō)明甲酸的酸性強(qiáng)于乙酸，由pH：a乙酸b知c(H+)：a乙酸b，a的濃度一定小于乙酸的濃度，b的濃度與乙酸的濃度關(guān)系不能確定，可能大于也可能小于，也可以等于。答案：A【課堂練習(xí)】. 已知HClO是比H2CO3還弱的酸，氯水

15、中存在下列平衡：Cl2+H2OHCl+HClO，HClO H+Cl O ，達(dá)平衡后，要使HClO濃度增加，可加入A、H2S B、CaCO3 C、HCl D、NaOH 【解析】對(duì)于A選項(xiàng)，由于H2S與HClO能發(fā)生氧化還原反應(yīng)，因而會(huì)使次氯酸的濃度減小。CaCO3能與HCl反應(yīng)而使Cl2+H2OHCl+HClO的平衡正移，使HClO的濃度增加，同時(shí)還要注意，因HClO是比H2CO3還弱的酸，所以CaCO3不能與HClO H+ClO 電離的H+結(jié)合，因此不會(huì)使次氯酸的濃度因平衡正移而減小。故應(yīng)選B。對(duì)于D，NaOH與H+中和，因而可使兩個(gè)都正向移動(dòng)，結(jié)果會(huì)使HClO濃度減小?？键c(diǎn)3 常見(jiàn)強(qiáng)弱電解質(zhì)

16、電離方程式的書(shū)寫(xiě)及溶液中粒子濃度之間的關(guān)系7.電離方程式的書(shū)寫(xiě)：強(qiáng)電解質(zhì)用“”，弱電解質(zhì)用“” 多元弱酸分步電離，以第 步為主： 例如： (寫(xiě)出電離方程式下同) NH3·H2O H3PO4 (3)酸式鹽：強(qiáng)酸的酸式鹽 電離，一步寫(xiě)出，如NaHSO4 。弱酸的酸式鹽強(qiáng)中有弱酸根,分步寫(xiě)出：如NaHCO3 ；HCO3一 (1)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、正鹽（個(gè)別情況除外如醋酸鉛）在水溶液中 ，不寫(xiě)可逆符號(hào)：示例：H2SO4 ; NaCl ; Ba（OH）2 (2)弱酸電離方程式的書(shū)寫(xiě)： ，每步可逆示例：CH3COOH CH3COO- +H+H3PO4 H2PO4- HPO42- (3)弱堿電離方程式的

17、書(shū)寫(xiě)（多元弱堿一步寫(xiě)完）：示例：NH3·H2O Fe（OH）3 (4)兩性氫氧化物電離方程式的書(shū)寫(xiě)：雙向電離，雙向可逆示例：H+AlO2-+ H2O Al（OH）3 Al3+ +3OH-(5)可溶性酸式鹽電離方程式的書(shū)寫(xiě)：金屬陽(yáng)離子全部電離且不可逆，酸式酸根除HSO4-外全部分步電離，每步可逆示例：NaHSO4 完全電離； NaHSO3- 分步電離特別提醒：弱電解質(zhì)的電離書(shū)寫(xiě)經(jīng)常出現(xiàn)在判斷離子方程式書(shū)寫(xiě)正誤的一個(gè)要點(diǎn)，要會(huì)識(shí)別弱電解質(zhì)?！纠?】下列電離方程式書(shū)寫(xiě)正確的是A. NaHCO3 = Na+ H+ +CO32- B. H2S 2H+ + S2-C. Na2HPO4 = 2Na

18、+ + HPO42- HPO42- H+ + PO43-D. 2 H2O H3O+ + OH-解析根據(jù)電離方程式的書(shū)寫(xiě)規(guī)律，NaHCO3的電離分為兩步，其中第二步是可逆的，而多元弱酸也是分步電離，且每一步都是可逆的，所以A、B都錯(cuò)了。【答案】C、D規(guī)律總結(jié)電離方程式的書(shū)寫(xiě)時(shí)，有人要么全部拆開(kāi)，要么一步到位，要分清楚。一般強(qiáng)電解質(zhì)一步電離、完全電離 ；弱電解質(zhì)分步電離、可逆電離。8.弱電解質(zhì)溶液中粒子濃度關(guān)系： 類(lèi)型(1) 守恒; (2) 守恒 ;(3) 守恒; (4)綜合關(guān)系(含等量和不等關(guān)系)如在0.1mol/L的氫硫酸溶液中，根據(jù)H2S的分步電離，得各離子濃度大小關(guān)系：c(H+)c(HS)

19、c(S2)c(OH)，根據(jù)陰陽(yáng)離子的電荷守恒關(guān)系：c(H+)= 。根據(jù)物料守恒關(guān)系，得0.1mol/L=c(H2S)+ c(S2)+ c(HS)、跟蹤練習(xí)一.選擇題（下列各題均只有一個(gè)合理答案，請(qǐng)將合理答案的序號(hào)填在第卷題首的答案欄內(nèi)，填在其它地方無(wú)效）1. 關(guān)于強(qiáng)、弱電解質(zhì)的敘述不正確的是A、強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中完全電離，不存在電離平衡B、導(dǎo)電能力強(qiáng)的溶液其電解質(zhì)是強(qiáng)電解質(zhì)C、同一弱電解質(zhì)的溶液，當(dāng)溫度不同時(shí)，其導(dǎo)電能力也不相同D、強(qiáng)電解質(zhì)在液態(tài)時(shí)，有的導(dǎo)電，有的不導(dǎo)電2. 氨水中存在著下列平衡：NH3·H2ONH4+ + OH，若要使平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，同時(shí)使OH濃度增大，應(yīng)加入的

20、物質(zhì)是A、NH4Cl 固體 B、硫酸 C、NaOH D、水3. 將0.1mol/L的醋酸溶液加水稀釋?zhuān)铝姓f(shuō)法正確的是A、溶液中c（H+）、c（OH）都減小 B、溶液中c（H+）增大C、醋酸電離度減小 D、溶液PH增大4. 在含有酚酞的0.1mol/L氨水中加入少量的NH4Cl晶體，則溶液顏色A、變藍(lán)色 B、變深 C、變淺 D、不變5. 下列物質(zhì)中導(dǎo)電性最差的是A、熔融的NaOH B、石墨棒 C、鹽酸 D、氯化鈉晶體二、選擇題（下列各題可能有12個(gè)合理答案）6. 醫(yī)院常用HgCl2的稀溶液作手術(shù)刀的消毒劑，HgCl2熔融時(shí)不導(dǎo)電，熔點(diǎn)低。HgS難溶于水，但易溶于NaCl飽和溶液中，關(guān)于HgCl

21、2的描述合理的是A、是難溶的共價(jià)化合物B、是離子化合物C、是一種強(qiáng)電解質(zhì)D、是一種弱電解質(zhì)7. 把0.05molNaOH固體加入到下列100ml液體中，溶液的導(dǎo)電能力變化不大的是A、水 B、0.5mol/L鹽酸 C、0.5mol/L醋酸 D、0.5mol/LNH4Cl溶液8. 一定量的鹽酸跟過(guò)量的鐵粉反應(yīng)時(shí)，為了減緩反應(yīng)速率，且不影響生成氫氣的總量，可向鹽酸中加入適量的A、NaOH固體 B、H2O C、NH4Cl固體 D、CH3COONa固體9. 欲使醋酸溶液中的CH3COO濃度增大，可加入A、NaOH B、NaHCO3 C、CH3COOK D、H2O10. 下列電離方程式中正確的是A、Na2

22、HPO4溶于水：Na2HPO4 = 2Na+ + H+ + PO43B、NaHSO4熔化： Na HSO4 = Na+ + H+ + C、HF溶于少量水中：HFH+ + FD、(NH4)2SO4溶于水： (NH4)2SO42NH4+ + 11. 從下列現(xiàn)象可以判斷某一元酸是強(qiáng)酸的是A、加熱該酸至沸騰也不會(huì)發(fā)生分解B、該酸可以分解石灰石放出CO2C、該酸可以把Al(OH)3溶解D、該酸濃度為0.1mol/L時(shí)的PH為112. 下列事實(shí)一定能說(shuō)明HNO2 是弱電解質(zhì)的是常溫下NaNO2 溶液的PH大于7 用HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)燈泡很暗HNO2和NaCl不能發(fā)生反應(yīng) 0.1mol/LHNO2溶液的

23、PH=2.1A、 B、C、D、13. 用0.01mol/L的NaOH溶液完全完全中和PH=3的下列各溶液100ml，需NaOH溶液體積最大的是A、鹽酸 B、硫酸 C、高氯酸 D、醋酸14. 有等體積、等PH的 Ba(OH)2、NaOH和NH3·H2O三種堿溶液，滴加等濃度的鹽酸將它們恰好中和，用去酸的體積分別為V1、V2 、V3，則三者的大小關(guān)系正確的是A、V1>V2 >V3 B、V1=V2=V3 C、V3 V2= V1 D、V1=V2 >V315. 已知：（1）PH=2的次碘酸（HIO）溶液與PH=12的NaOH溶液等體積混合，所得溶液呈酸性；（2）0.01mol

24、/L的HIO3或HMnO4溶液與PH=12的 Ba(OH)2溶液等體積混合所得溶液均呈中性。則下列有關(guān)結(jié)論不正確的是A、HIO是強(qiáng)酸 B、HIO3是強(qiáng)酸C、HMnO4是強(qiáng)電解質(zhì) D、HIO是弱酸三.填空題16.已知：某種硫酸鹽（MSO4）難溶于水，也難溶于硝酸溶液，卻可以溶解于某種銨鹽溶液中（NH4 B），形成無(wú)色的溶液。在所形成的無(wú)色溶液中通入H2S氣體，有黑色沉淀生成（已知HB是一種易溶于水的弱電解質(zhì)），有關(guān)離子方程式可表示為（未知離子可用M2+、B表示） 17.根據(jù)電離平衡移動(dòng)的原理，設(shè)計(jì)兩種實(shí)驗(yàn)方法，證明氨水是一種弱堿。除氨水外，限從以下范圍內(nèi)選用試劑：蒸餾水、酚酞指示劑、石蕊指示劑、

25、氯化銨晶體、消石灰，濃鹽酸、醋酸銨晶體。方法1 方法2 18.某二元弱酸按下式發(fā)生一級(jí)和二級(jí)電離 ：H2A H+ + HA HAH+ + A2已知：相同濃度時(shí)的電離程度 H2A >HA，設(shè)有下列四種溶液：A、0.01mol/L的H2A溶液B、0.01mol/L的NaHA溶液C、0.02mol/LHCl溶液與0.04mol/L的NaHA溶液等體積混合D、0.02mol/LNaOH溶液與0.02mol/L的NaHA溶液等體積混合據(jù)此填寫(xiě)下列空白（填代號(hào)）：（1）c(H+)最大的是 ；最小的是 ；（2）c（H2A）最大的是 ；最小的是 ；（3）c（A2）最大的是 ；最小的是 。19.已知多元弱

26、酸在水溶液中的電離是分步的，且第一步電離程度遠(yuǎn)大于第二步電離程度，第二步電離程度遠(yuǎn)大于第三步電離程度。今有HA、H2B、H3C三種一元、二元、三元弱酸，根據(jù)“較強(qiáng)酸+較弱酸鹽=較強(qiáng)酸鹽+較弱酸”的反應(yīng)規(guī)律，它們之間能發(fā)生下列反應(yīng)：HA+HC2（少量）= A+H2C H2B（少量）+2A = B2+ 2HA H2B（少量）+H2C= HB+H3C（1）相同條件下，HA、H2B、H3C三種酸中最強(qiáng)的是 ；（2）A、B2、C3、HB、H2C、HC2六種離子中，最易結(jié)合質(zhì)子的是 ；最難結(jié)合質(zhì)子的是 。（3）判斷下列反應(yīng)的離子方程式中正確的是（填標(biāo)號(hào)） 。 A、H3C+ 3A = 3 HA + C3 B

27、、HB+ A = HA + B2C、H3C + B2 = HB+ H2C（4）完成下列反應(yīng)的離子方程式：A、 H3C + OH（過(guò)量） = B、 HA（過(guò)量）+ C3 = 專(zhuān)題九 溶液中的離子反應(yīng)教學(xué)案【課 題】 第二單元 溶液的酸堿性（第3課時(shí) ） 總第 3 課時(shí)【課標(biāo)及考綱要求】1. 了解酸堿理論;2.了解水的的電離平衡和水的離子積常數(shù)。3.了解溶液的PH的定義,能進(jìn)行溶液PH的簡(jiǎn)單計(jì)算;4.初步掌握測(cè)定溶液pH的方法，5. 學(xué)會(huì)使用滴定管，能進(jìn)行酸堿滴定，并能繪制滴定過(guò)程中的pH變化曲線，了解酸堿中和過(guò)程中溶液pH的變化規(guī)律【教學(xué)重點(diǎn)】水的電離和溶液PH的簡(jiǎn)單計(jì)算；【教學(xué)難點(diǎn)】酸堿中和滴

28、定及誤差判斷；【教學(xué)方法】歸納；推理知識(shí)梳理 考點(diǎn)1 水的電離平衡概念和影響平衡的因素1.水的電離和水的離子積水的電離和電離平衡：水是一種 電解質(zhì)，它能微弱地電離，生成 和 離子，電離方程式為 ，簡(jiǎn)寫(xiě)為： ；H<0。在一定溫度下，純水電離生成的c（H+）=c（OH-），實(shí)驗(yàn)測(cè)得在25°C時(shí)，c（H+）=c（OH-）= 。 此時(shí)水的電離度為 ?！纠?】.能發(fā)生自電離的共價(jià)化合物很多。如BrF3 + BrF3 BrF4 + BrF2 ，從水的自電離進(jìn)行思考，寫(xiě)出液氨，乙醇,乙酸自電離的電離方程式。 【解析】 NH3+ NH3NH4+NH2, CH3CH2OH+ CH3CH2OHCH

29、3CH2OH2+CH3CH2O, CH3COOH+ CH3COOHCH3COOH2+CH3COO .影響水的電離平衡的因素：溫度：當(dāng)溫度升高時(shí)，水的電離平衡向 方向移動(dòng)，這時(shí)水中的c（H+）、c（OH-）如何變化？ 濃度：往水中加入酸或堿，水的電離平衡的移動(dòng)方向是 ，若往水中加入強(qiáng)堿弱酸鹽或強(qiáng)酸弱堿鹽，水的電離平衡的移動(dòng)方向是 ， 易水解的鹽：在純水中加入能水解的鹽，不管水解后溶液顯什么性，均 水的電離，使水的電離程度增大，但只要溫度不變，W 變。加入因電離而使溶液呈酸性的酸式鹽, 如:NaHSO4、NaHSO3和NaH2PO4等,相當(dāng)于加入酸的作用,使水的電離度 。 其他因素：如向水中加入活

30、潑金屬，由于與水電離出的H+直接作用，因而促進(jìn)了水的電離平衡向電離的方向移動(dòng)。特別提醒：水的離子積不僅適用于純水，還適用于稀的電解質(zhì)溶液。水的離子積：在一定溫度下，水中或 中c（H+）與c（OH-）的乘積是一個(gè)常數(shù)，用Kw表示，稱(chēng)為水的離子積常數(shù)，溫度不同，Kw不同，在25°C時(shí)，Kw= = ；當(dāng)溫度升高時(shí)，Kw將 ，比如在100°C時(shí)，Kw= ，此時(shí)水的電離度為 。在常溫下，c（H+）=0.01mol/L的強(qiáng)酸溶液與c（OH-）=0.01mol/L的強(qiáng)堿溶液中,Kw= ，水的電離度= 。【例2】向純水中加入少量的KHSO4固體（溫度不變），則溶液的（ ） A、pH值升高B

31、、H+和OH-的乘積增大 C、酸性增強(qiáng)D、OH-離子濃度減小考點(diǎn)2 溶液的酸堿性和pH值溶液的酸堿性：25°C時(shí)：中性溶液c（H+）=c（OH-）= pH= ；酸性溶液 ；堿性溶液 ；溶液的酸堿性與溶液PH值是否等于7 (填有關(guān)或無(wú)關(guān)），與溶液中c（H+）和c（OH-）的 有關(guān)?！纠?】.下列溶液肯定是酸性的是（ ） A. 含 H+離子的溶液 B. 能使酚酞顯無(wú)色的溶液 C. pH7的溶液 D. c(OH)<c(H+) 的溶液 【解析】任何水溶液中均含 H+和OH，故A錯(cuò)。酚酞顯無(wú)色的溶液其pH 8 ，該溶液可能顯酸性，也可能顯中性或堿性，故 B 錯(cuò)。純水在 1000C 時(shí) p

32、H=6 ，但為中性，故 pH 7 的溶液可能顯酸性，也可能顯中性或堿性，故 C 錯(cuò)。答案為 D 。溶液的pH值：概念： 。表達(dá)式： ，pH值適合于表示 溶液的酸堿性。溶液酸堿性的基本規(guī)律（1）溶液酸堿性判定規(guī)律：pH相同的酸，酸越弱，酸物質(zhì)的量濃度越大；pH相同的堿，堿越弱，堿物質(zhì)的量濃度越大。酸與堿的pH之和為14，且等體積混合時(shí)，強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合，pH=7；強(qiáng)酸與弱堿混合，pH7;強(qiáng)堿與弱酸混合，pH7。（2）稀釋后溶液pH的變化規(guī)律對(duì)于強(qiáng)酸溶液，每稀釋10n倍，pH增大n個(gè)單位（增大后不超過(guò)7）。對(duì)于強(qiáng)堿溶液，每稀釋10n倍，pH減小n個(gè)單位（減小后不小于7）。對(duì)于pH相同的強(qiáng)酸與弱酸（或

33、強(qiáng)堿與弱堿）稀釋相同倍數(shù)時(shí)，pH變化不同，其結(jié)果是強(qiáng)酸或強(qiáng)堿的變化的程度大。對(duì)于物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，pH變化不同，其結(jié)果是強(qiáng)酸稀釋后pH增大得比弱酸快（強(qiáng)堿、弱堿類(lèi)似）?！纠?】(1)某溫度下,某溶液的pH=7,該溶液一定是中性溶液?jiǎn)? (2)某溫度下純水的c（H+）=2.0×10-7mol/L。在此溫度下，某溶液中由水電離出的c（H+）為4.0×10-13mol/L，則該溶液的pH值可能是_。解析在該溫度下，kw= c（H+）·c（OH-）=2.0×10-7×2.0×10-7=4.0×10-14。c

34、（H+）4.0×10-13mol/L，則溶液可能呈酸性或堿性。若酸性溶液，溶液中的c（H+）=4.0×10-14/4.0×10-13=1.0×10-1mol/L。所以溶液的pH值=lg c（H+）=lg（1×10-1）=1；若堿性溶液，則溶液的pH值=lg c（H+）=lg4.0×10-13=13lg4=12.4。 【答案】(1)不一定 (2)該溶液的pH值可能為1或12.4。 規(guī)律總結(jié)(1)在25時(shí)是中性溶液，低于25時(shí)是弱酸性溶液，高于25時(shí)是弱堿性溶液。(2)本題的情境轉(zhuǎn)換成非理想狀況，主要考查考生靈活應(yīng)變的能力。3酸、堿批示劑

35、及溶液pH值的實(shí)驗(yàn)測(cè)定方法常用指示劑及變色范圍指示劑變色范圍及顏色變化甲基橙酚酞石蕊測(cè)定溶液pH值方法：精確方法：pH計(jì)法常用方法：pH試紙法 。不能先用水濕潤(rùn)pH試紙的原因是 ；酸堿指示劑:粗略地測(cè)溶液pH范圍專(zhuān)題九 溶液中的離子反應(yīng)教學(xué)案【課 題】 第二單元 溶液的酸堿性（第4課時(shí) ） 總第 4 課時(shí)【課標(biāo)及考綱要求】1. 了解酸堿理論;2.了解水的的電離平衡和水的離子積常數(shù)。3.了解溶液的PH的定義,能進(jìn)行溶液PH的簡(jiǎn)單計(jì)算;4.初步掌握測(cè)定溶液pH的方法，5. 學(xué)會(huì)使用滴定管，能進(jìn)行酸堿滴定，并能繪制滴定過(guò)程中的pH變化曲線，了解酸堿中和過(guò)程中溶液pH的變化規(guī)律【教學(xué)重點(diǎn)】水的電離和溶

36、液PH的簡(jiǎn)單計(jì)算；【教學(xué)難點(diǎn)】酸堿中和滴定及誤差判斷；【教學(xué)方法】歸納；推理知識(shí)歸納 考點(diǎn)3 pH值計(jì)算的基本規(guī)律（參考三維設(shè)計(jì)相關(guān)內(nèi)容）（1）單一溶液的pH計(jì)算強(qiáng)酸溶液，如HnA，設(shè)濃度為c mol·L1，c（H+）nc mol·L1，pHlgc（H+）lgnc。強(qiáng)堿溶液，如 B（OH）n，設(shè)濃度為c mol·L1，c（H+） mol·L1，pHlgc（H+）14lgnc。（2）酸、堿混合pH計(jì)算兩強(qiáng)酸混合c混（H+） 兩強(qiáng)堿混合c混（OH）強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合（3）混合溶液pH的計(jì)算兩種pH不同的強(qiáng)酸溶液混合時(shí)，要先求出混合后溶液中c（H+），再求其pH，

37、當(dāng)?shù)润w積混合時(shí)，可用速算法，即pH=1時(shí)，pH合=pH小+0.26 pH2時(shí)，pH合=pH小+0.3兩種強(qiáng)堿的稀溶液混合時(shí)，必須先求出混合后溶液中c（OH），再利用KW換算成c（H+）求其pH。當(dāng)?shù)润w積混合時(shí)也可用速算法： pH=1時(shí)，pH合=pH大0.26pH2時(shí)，pH合=pH大0.3(4）稀強(qiáng)酸與稀強(qiáng)堿溶液混合后pH的計(jì)算，要先根據(jù)H+OH= H2O計(jì)算出哪種物質(zhì)過(guò)量，然后計(jì)算出過(guò)量的c（H+）或c（OH），再求其pH。(5）pH之和等于14的兩種溶液以等體積相混合時(shí)，其混合溶液的pH的判斷：若兩者都是強(qiáng)電解質(zhì)，則混合后pH=7。 若酸為強(qiáng)酸，堿為弱堿，則混合后pH>7。若酸為弱酸，

38、堿為強(qiáng)堿，則混合后pH<7。(6）等物質(zhì)的量濃度的一元酸、堿等體積混合后溶液的pH的判斷：強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合，pH=7；強(qiáng)酸和弱堿混合，pH<7；弱酸和強(qiáng)堿混合，pH>7；弱酸和弱堿混合，pH由強(qiáng)者決定；未注明酸、堿強(qiáng)弱時(shí)，pH無(wú)法判斷。(7）等體積強(qiáng)酸（pH1）和強(qiáng)堿（pH2）混合：若溶液呈中性，二者pH之和為14。 若溶液呈堿性，二者pH之和大于14。若溶液呈酸性，二者pH之和小于14。【例5】 求下列溶液的pH：（1）某H2SO4溶液的濃度是0.005mol/L：求此溶液的pH；用水稀釋到原來(lái)體積的100倍；再繼續(xù)稀釋至104倍（2）pH=3的鹽酸與pH=5的硫酸等體積混合

39、（3）pH=10和pH=12的兩種NaOH溶液等體積混合（4）pH=12的NaOH和pH =4的HCl等體積混合解析（1） c（H+）=0.005mol/L×2=0.01 mol/L ， pH=-lg10-2=2 c（H+）=0.01mol/L÷100=10-4 mol/L ， pH=-lg10-4=4 pH=7（強(qiáng)調(diào)酸稀釋后不會(huì)變成堿?。?）c（H+）=5×10-4, pH=-lg(5×10-4)=4-lg5=3.3(強(qiáng)調(diào)10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不計(jì))（3）因?yàn)槿芤撼蕢A性c（OH）=5×10-3c（H+）=2

40、15;10-12pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11.7（4）NaOH中c（OH）=10-2 mol/L,HCl中c（H+）=10-4 mol/L 二者等體積反應(yīng)，堿過(guò)量，反應(yīng)后溶液呈堿性。所以反應(yīng)后c（OH）=5×10-3 c（H+）=2×10-12 pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11.7【例6】.( 2006 年廣東高考題)室溫時(shí)，將 xmL pH=a的稀NaOH溶液與ymL pH=b的稀鹽酸充分反應(yīng)。下列關(guān)于反應(yīng)后溶液 pH 的判斷，正確的是( )A. 若x=y，且 a+b=14 ，則 pH>7 B. 若10x=

41、y，且 a+b=13 ，則 pH=7C. 若ax=by，且a+b=13，則pH=7D. 若x=10y，且a+b=14，則pH>7【解析】 pH=a 的稀NaOH溶液c(OH) =10-14+a mol·L-1, pH=b的稀鹽酸c(H+)=10-b mol·L-1. 若x=y,且 a+b=14, 則 n(H+)=n(OH),pH=7,故A錯(cuò)。若10x=y，且 a+b=13 ，則n(H+)>n(OH), pH7故B錯(cuò)。若ax=by，且a+b=13，則n(H+)>n(OH), pH7故C錯(cuò)。答案為 D 。專(zhuān)題九 溶液中的離子反應(yīng)教學(xué)案【課 題】 第二單元 溶液

42、的酸堿性（第5課時(shí) ） 總第 5 課時(shí)【課標(biāo)及考綱要求】1. 了解酸堿理論;2.了解水的的電離平衡和水的離子積常數(shù)。3.了解溶液的PH的定義,能進(jìn)行溶液PH的簡(jiǎn)單計(jì)算;4.初步掌握測(cè)定溶液pH的方法，5. 學(xué)會(huì)使用滴定管，能進(jìn)行酸堿滴定，并能繪制滴定過(guò)程中的pH變化曲線，了解酸堿中和過(guò)程中溶液pH的變化規(guī)律【教學(xué)重點(diǎn)】水的電離和溶液PH的簡(jiǎn)單計(jì)算；【教學(xué)難點(diǎn)】酸堿中和滴定及誤差判斷；【教學(xué)方法】歸納；推理考點(diǎn)4 酸堿中和滴定1.中和滴定的概念及原理(1)概念：用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來(lái)測(cè)定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法。(2)實(shí)質(zhì)：中和反應(yīng)。 (3)關(guān)鍵：準(zhǔn)確測(cè)定 ；準(zhǔn)確判斷 。（答

43、案： 中和 標(biāo)準(zhǔn)液和待測(cè)溶液的體積、反應(yīng)的終點(diǎn)。）2中和滴定所用儀器酸式滴定管、堿式滴定管、錐形瓶、鐵架臺(tái)、滴定管夾、燒杯等3試劑： 標(biāo)準(zhǔn)液、待測(cè)液、指示劑；指示劑的作用：通過(guò)指示劑的顏色變化來(lái)確定滴定終點(diǎn)。指示劑的選擇：變色要靈敏、明顯，一般強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿用甲基橙，強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸用酚酞。4中和滴定的操作（以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定NaOH為例）、準(zhǔn)備：（1）滴定管： 檢驗(yàn)酸式滴定管是否漏水洗滌滴定管后要用標(biāo)準(zhǔn)液洗滌23次，并排除管尖嘴處的氣泡注入標(biāo)準(zhǔn)液至“0”刻度上方23cm處 將液面調(diào)節(jié)到“0”刻度（或“0”刻度以下某一刻度）（2）錐形瓶：只用蒸餾水洗滌，不能用待測(cè)液潤(rùn)洗、滴定：用堿式滴定管取一定體積的待

44、測(cè)液于錐形瓶中，滴入12滴指示劑用左手握活塞旋轉(zhuǎn)開(kāi)關(guān)，右手不斷旋轉(zhuǎn)振蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液顏色變化至橙色或粉紅色出現(xiàn)，記下刻度。、計(jì)算：每個(gè)樣品滴定23次，取平均值求出結(jié)果。、注意點(diǎn)： 滴速：先快后慢，當(dāng)接近終點(diǎn)時(shí)，應(yīng)一滴一搖終點(diǎn)判斷：當(dāng)最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改變而且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來(lái)的顏色，即為滴定終點(diǎn)。5中和滴定的誤差分析原理：滴定待測(cè)液的濃度時(shí)，消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液多，則結(jié)果偏高；消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液少，則結(jié)果偏低。從計(jì)算式分析，當(dāng)酸與堿恰好中和時(shí)，有關(guān)系式：c（標(biāo)）·V（標(biāo)）·n（標(biāo)）=c（待）·V（待）·n（待）（c、V、n分別表示溶液物質(zhì)

45、的量濃度，溶液體積，酸或堿的元數(shù)）。故c（待）=，由于 c（標(biāo)）、n（標(biāo)）、V（待）、n（待）均為定值，所以c（待）的大小取決于V（標(biāo)）的大小，V（標(biāo)）大，則c（待）大，V（標(biāo)）小，則c（待）小。6中和滴定過(guò)程中的pH變化和滴定終點(diǎn)的判斷酸堿滴定過(guò)程中，溶液的pH發(fā)生了很大的變化。若用標(biāo)準(zhǔn)的強(qiáng)酸溶液滴定未知濃度的強(qiáng)堿溶液，則反應(yīng)開(kāi)始時(shí)溶液的pH很大，隨著強(qiáng)酸的滴入，溶液的pH逐漸減??；當(dāng)二者恰好中和時(shí)溶液的pH為7；當(dāng)酸過(guò)量一滴時(shí)，溶液立即變?yōu)樗嵝浴Ｈ粲脧?qiáng)堿滴定強(qiáng)酸則恰恰相反。根據(jù)滴定過(guò)程中的pH變化及酸堿指示劑在酸性或堿性溶液中的顏色變化，只要選擇合適的指示劑，即可準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好進(jìn)

46、行。在實(shí)驗(yàn)室里選用的指示劑一般為酚酞，當(dāng)用酸滴定堿時(shí)，恰好中和時(shí)顏色由紅色剛好褪去；當(dāng)用堿滴定酸時(shí)，恰好中和時(shí)顏色由無(wú)色變?yōu)闇\紅色。7中和滴定實(shí)驗(yàn)主要儀器的使用中和滴定中使用的滴定管分酸式和堿式兩種，使用時(shí)不能混用。酸式滴定管還可用于盛其他酸性或具有強(qiáng)氧化性的物質(zhì)，堿式滴定管還能用于盛裝其他堿性物質(zhì)。中和滴定中有關(guān)儀器的洗滌，滴定管在使用前經(jīng)檢查后要進(jìn)行洗滌，須先用自來(lái)水洗（必要時(shí)用特殊試劑洗）再用蒸餾水洗，然后再用待盛液潤(rùn)洗23次。但錐形瓶用蒸餾水洗凈后不能再用待盛液潤(rùn)洗，否則將會(huì)引起誤差。要注意滴定管的刻度，0刻度在上，往下越來(lái)越大，全部容積大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀](méi)有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過(guò)最低刻度，也不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。8.誤差分析：酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)中的誤差因素主要來(lái)自以下6個(gè)方面（理解）。（一）儀器潤(rùn)洗不當(dāng)1.盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管用蒸餾水洗滌后未用標(biāo)準(zhǔn)液潤(rùn)洗，結(jié)果 。分析：這時(shí)標(biāo)準(zhǔn)液的實(shí)際濃度變小了，所以會(huì)使其用量有所增加，導(dǎo)致c待測(cè)液（物