2019-2020年高一化學(xué)電離平衡復(fù)習(xí)教案教學(xué)目標(biāo)1、 掌握電解法和非電解法，強(qiáng)電解法和弱電解法的概念；2、 掌握弱電解法的電離方程式；3、 能正確書寫電離方程式；4、 掌握電離度的概念及表示的意義。5、水的電離和水的離子積常數(shù)。 6、溶液的PH值及有關(guān)PH值計(jì)算。 7、酸堿指示劑及溶液PH值的測定。8、理解鹽類水解的實(shí)質(zhì)；能掌握鹽類水解的規(guī)律，并能根據(jù)鹽的組成判斷鹽溶液的酸 堿性；9、掌握影響鹽類水解的因素及鹽類水解知識(shí)的應(yīng)用。 知識(shí)講解一、電解質(zhì)1、電解質(zhì)和非電解質(zhì)的概念：凡是在水溶液里或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物叫做電解質(zhì)。凡是在水溶液里和熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物叫做非電解質(zhì)。理解概念三個(gè)關(guān)鍵：均為化合物;在水溶液里或熔化狀態(tài)下;能否導(dǎo)電(實(shí)質(zhì)是自身能否電離)。注意幾個(gè)方面：單質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì);電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電,如食鹽晶體、氯化氫氣體等不導(dǎo)電；水溶液能導(dǎo)電的化合物不一定是電解質(zhì)，如CO2、SO2、NH3溶于水能導(dǎo)電的原因是生成的H2CO3、H2SO3、NH3.H2O電離所致，故它們是非電解質(zhì)。2、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)：在水溶液里全部電離為離子的電解質(zhì)叫做強(qiáng)電解質(zhì)。包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大部分鹽類。在水溶液里只有部分電離為離子的電解質(zhì)叫做弱電解質(zhì)。包括弱酸、弱堿等。注意點(diǎn)：兩者主要區(qū)別是在溶液里能不能完全電離,是否存在電離平衡,而不是溶液的導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱。強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性不一定強(qiáng)。有些化合物（如BaSO4、AgCl）雖溶解度小，但屬強(qiáng)電解質(zhì)，因溶解的部分能完全電離。3、弱電解質(zhì)的電離平衡，在一定條件（如溫度、濃度）下，弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)的狀態(tài)。注意點(diǎn)：電離平衡對(duì)象:弱電解質(zhì);本質(zhì):V電離=V結(jié)合;特征:是動(dòng)態(tài)平衡,具有動(dòng)、定、等、變等特點(diǎn)，移動(dòng)規(guī)律符合勒沙特列原理；電離平衡一般為吸熱過程。4、電離方程式和離子方程式：電離方程式：強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，書寫時(shí)用“=”號(hào)；弱電解質(zhì)部分電離，書時(shí)用“”號(hào)。多元弱酸是分步電離；所以應(yīng)當(dāng)分步書寫電離方程式，如碳酸的電離：H2CO3 H+HCO3，HCO3 H+CO32 不能寫成 H2CO3 2H+CO32- 離子分程式書寫時(shí)，強(qiáng)電解質(zhì)（除難溶性鹽）一律寫離子符號(hào)；弱電解質(zhì)，不論是在反應(yīng)物中，還是在生成物中，都一律寫其化學(xué)式。5、電離度的概念：當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到平衡時(shí)，溶液中已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子數(shù)（包括已電離的和未電離的）的百分?jǐn)?shù)。電離度的表達(dá)式:Y可代表弱電解質(zhì)分子數(shù)、物質(zhì)的量和物質(zhì)的量濃度。表示的意義：在相同條件下，電離度的大小可表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱。影響電離度大小的因素：內(nèi)因-電解質(zhì)的本性;外因-濃度和溫度。溶液濃度、電離度與離子濃度三者的關(guān)系：對(duì)于一元弱酸來說，H+=c 或=H+/C對(duì)于一元弱堿來說，OH= c或=OH-/C弱電解質(zhì)的稀釋:弱電解質(zhì)稀釋時(shí),電離度增大,電離產(chǎn)生的離子的物質(zhì)的量也增大,但離子濃度和溶液導(dǎo)電性的變化視原溶液的濃度決定:若原溶液濃度較小時(shí),兩者均減小;若原溶液濃度很濃時(shí),兩者先增大后減小。弱電解質(zhì)在稀釋（或在反應(yīng)中）過程中存大著電離平衡的移動(dòng)，因此離子濃度不是成倍減小，這一點(diǎn)常隱藏于考題中。 關(guān)系；了解指示劑的變色范圍，學(xué)會(huì)PH值的使用方法；掌握溶液PH值的有關(guān)計(jì)算。二、水的電離 水是一種極弱的電解質(zhì)，電離方程式為： H2O+H2O H3O+ +OH簡寫為H2O H+OH。1、 水的電離過程是一個(gè)吸熱過程。溫度升高，水的電離度增大，H+和OH也隨之增大；溫度降低，水的電離度減小，H+和OH也隨之減小。2、 當(dāng)向水中加入酸或堿，水的電離度減小，但溶液中仍然存在H+和OH，只不過H+與OH不相等；當(dāng)向水中加入能結(jié)合水中的H+或OH的物質(zhì)（如S2或 Al3+時(shí)），水的電離平衡向右移動(dòng)，水的電離度增大。三、水的離子積 在一定溫度下，水的電離達(dá)平衡狀態(tài)時(shí)，H+和OH的乘積叫做水的離子積，即H+OH= Kw。 KW與溫度有關(guān)： 25時(shí)， Kw=H+OH=110110 =11014 100時(shí)，Kw=H+OH=110110 =11012 水的離子積不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液，即水的離子積揭示了在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，所以都有H+和OH。四、溶液的PH值 PH=lgH+ 用來表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。1、 常溫下，中性溶液中H+=OH=110mol/L ，PH=7。酸性溶液中H+>OH, H+> 110mol/L , PH < 7。H+越大，PH值越小，溶液酸性越 強(qiáng)。堿性溶液中H+<OH，OH> 110mol/L , PH > 7, OH越大PH值 越大，溶液堿性越強(qiáng)。2、 PH值只適用于H+ 1mol/L或OH 1mol/L的稀溶液，即PH取值范圍為0 14，當(dāng)H+> 1mol/L或OH> 1mol/L, 反而不如直接用H+或OH表示酸堿度方便。五、酸堿指示劑及PH值的測定：1、 常見酸堿指示劑及變色范圍 指 示 劑 酸 堿 指 示 劑 變 色 范 圍 甲 基 橙 < 3.1 紅 色 3.1 4.4 橙 色 > 4.4 黃 色 石 蕊 < 5.0 紅 色 5.0 8.0 紫 色 > 8 藍(lán) 色 酚 酞 < 8.0 無 色 8.0 10.0 淺紅色 > 10 無 色2、 測定溶液PH值的方法：（1）酸堿指示劑用于粗測溶液PH值范圍；（2）PH試紙用以精略地測定溶液酸堿性的強(qiáng)弱；（3）PH計(jì)用以精確地測定溶液的PH值。注意：用PH試紙測定溶液的PH值,一般先把一小塊放在表面皿或玻璃片上，用沾有待測液的玻璃棒點(diǎn)試紙的中部，不能把試紙放在待測液中，也不能用水濕潤再測定PH值。 溶液PH值的計(jì)算：溶液PH值的計(jì)算，常用到下列關(guān)系式：一元弱酸：H+= C，一元弱堿：OH= C，H+OH= 11014，PH=lgH+ 六、鹽類水解的實(shí)質(zhì) 鹽類在水溶液中電離出的離子跟水電離出的H+或OH生成難電離的分子或離子， 從而破壞了水的電離平衡，使水的電離度增大。 判斷鹽類水解能否水解的條件：一看能否溶，不溶不水解；二看有無弱，無弱不水 解。 七、鹽類水解的類型和規(guī)律 判斷鹽類能否發(fā)生水解及水解后溶液顯酸堿性要看鹽電離的離子對(duì)應(yīng)的酸或堿的相 對(duì)強(qiáng)弱。 1、鹽類水解的類型 鹽的類型是否水解 常 見 能 水 解 的 離 子溶液PH值強(qiáng)堿弱酸鹽 水解一價(jià)：CH3COO-、HS-、AO2-、CO-、HCO-3二價(jià)：S2-、CO32-、SiO32 -、HPO42-三價(jià)：PO43-、ASO43-P > 7強(qiáng)酸弱堿鹽 水解一價(jià)：NH4+、Ag+二價(jià)：Fe2+、Cu2+、Sn2+、Zn2+三價(jià)：A3+、Fe3+P< 7強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 不水解P= 7 2、水解規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，越弱越水解；三價(jià)陽離子都 水解，多元弱酸根離子分步水解。 3、溶液酸堿性判斷：誰強(qiáng)顯誰性，強(qiáng)酸強(qiáng)堿酸式鹽顯酸性，強(qiáng)堿弱酸酸式鹽，由酸 式根離子電離和水解相對(duì)強(qiáng)弱來決定。(1) 鹽的弱酸根離子對(duì)應(yīng)酸越弱，水解程度就越大，溶液的堿性就越強(qiáng)。如相同物質(zhì) 的量濃度的CH3COONa 和Na2CO3溶液，因碳酸比醋酸弱，故Na2CO3溶液PH值，大于 CH3COONa溶液。以其可判斷相同物質(zhì)的量濃度的強(qiáng)堿弱酸鹽溶液的PH值，或據(jù) 鹽溶 液的PH值大小，判斷其對(duì)應(yīng)酸的相對(duì)強(qiáng)弱。(2) 多元弱酸的酸根離子水解是分步進(jìn)行的，第一步水解程度比第二水解程度大，故 相同物質(zhì)的量濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液，Na2CO3溶液堿性比NaHCO3強(qiáng)。(3) 弱酸酸式鹽溶液酸堿性由酸式根離子的電離程度和水解程度的相對(duì)大小決定： 若電離程度大于水解程度溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。若電離程度小于水解 程度溶液呈堿性，如NaHS、NaHCO3、Na2HPO4等。 4、鹽類水解離子方程式的書寫 (1)一般地說，鹽類水解程度不大，應(yīng)該用“ ”表示，水解平衡時(shí)一般不會(huì)產(chǎn)生 沉淀和氣體，所以不用符號(hào)“”和“”表示。 (2)多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的，可用多步水解方程式表示。 如Na2CO3溶液的水解可表示為：CO32+H2O HCO3+OH、 HCO3+H2O H2CO3+OH，不能寫成：CO32+H2O H2CO3+OH八、影響鹽類水解的因素影響鹽類水解的主要因素是鹽本身的性質(zhì)。另外還受外在因素影響： 1、溫度：鹽的水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，升高溫度水解程度增大。 2、濃度：鹽的濃度越小，一般水解程度越大。加水稀釋鹽的溶液，可以促進(jìn)水解。 3、溶液的酸、堿性：鹽類水解后，溶液會(huì)呈不同的酸、堿性，因此控制溶液的酸、堿性，可以促進(jìn)或抑制鹽的水解，故在鹽溶液中加入酸或堿都能影響鹽的水解。 九、鹽類水解知識(shí)的應(yīng)用1、 判斷鹽溶液的酸堿性和比較鹽溶液酸堿性的強(qiáng)弱時(shí)，通常需改慮鹽的水解。如相同條件，相同物質(zhì)的量濃度的下列八種溶液：Na2CO3、NaAc、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、(NH4)2SO4、NaCO等溶液，PH值由大到小的順序?yàn)椋篘aOH>NaCO>Na2CO3>NaHCO3>NaAc>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4。 2、比較鹽溶液中各離子濃度的相對(duì)大小時(shí)，當(dāng)鹽中含有易水解的離子，需考慮鹽的水解。 3、判斷溶液中離子能否大量共存。當(dāng)有弱堿陽離子和弱酸陰離子之間能發(fā)出雙水解，則不能在溶液中大量共存。如：A3+、NH4與HCO3-、CO32-、SiO32-等，不能在溶液中大量共存。4、配制易水解的鹽溶液時(shí)，需考慮抑制鹽的水解，如在配制強(qiáng)酸弱堿鹽溶液時(shí)，需滴加幾滴對(duì)應(yīng)的強(qiáng)酸，來抑制鹽的水解。5、選擇制備鹽的途徑時(shí)，需考慮鹽的水解。如制備A2S3時(shí)，因無法在溶液中制取，會(huì)完全水解，只能由干法直接反應(yīng)制取。加熱蒸干AC3、MgC2、FeC3等溶液時(shí)，得不到AC3、MgC2、FeC3晶體，必須在蒸發(fā)過程中不斷通入HC氣體，以抑制FeC3的水解，才能得到其固體。6、化肥的合理使用，有時(shí)需考慮鹽的水解。如銨態(tài)氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氫鈣和草木灰不能混合施用。因草木灰（有效成分K2CO3）水解呈堿性。7、制備 Fe(OH)3膠體，A(OH)3膠體和用 FeC3、AC3等凈水時(shí)，是利用Fe3+、A3+水解成Fe(OH)3、A(OH)3膠體，能吸附水中懸浮的小微粒而沉定，起到凈水作用。8、某些試劑的實(shí)驗(yàn)室存放，需要考慮鹽的水解。如Na2CO3、Na2SiO3等水解呈堿性，不能存放在磨口玻璃塞的試劑瓶中；NH4不能存放在玻璃瓶中，應(yīng)NH4水解應(yīng)會(huì)產(chǎn)生HF，腐蝕玻璃。十、難點(diǎn)、疑點(diǎn)解析： 1、如何判斷鹽溶液與鹽溶液反應(yīng)類型： (1)鹽與鹽溶液反應(yīng)時(shí)，如果生成物中有氣體生成，難溶物質(zhì)生成或難電離物質(zhì)生成，以及兩種水解方式相同的鹽溶液相混合，由于相互抑制，一般發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)。如：CuSO4+Na2S=Na2SO4+CuS， FeC3+3AgNO3=Fe(NO3)3+3AgC (2)鹽溶液與鹽溶液相混合時(shí)，如果陽離子和陰離子都能發(fā)生水解，且有沉淀或氣體產(chǎn)生，相互促進(jìn)，使及水解完全,則一般發(fā)生雙水解反應(yīng)。如A3+與CO32、HCO3、SiO32、AO2、CO等。 (3)如果一種鹽能電離出具有強(qiáng)氧化性的離子，另一種鹽能電離出具有強(qiáng)還原性的離子，則一般發(fā)生氧化還原反應(yīng)。如2FeC3+2KI=2FeC2+2KC+I22、 如何判斷溶液中離子能否大量共存：判斷溶液中離子能否大量共存，實(shí)際上就是判斷溶液中離子間能否相互發(fā)生反應(yīng)，一般可以從下面幾個(gè)方面考慮： (1)看離子間能否發(fā)生沉淀反應(yīng)。常見的離子間沉淀反應(yīng)有:H+與SiO32，AO2；3+、Zn2+、Fe3+、Cu2+、Fe2+ 、Ag+與OH； Fe2+ 、Zn2+、Cu2+、Ag+、Hg2+、與S2；Ag+與C、Br、I、CO32、PO43；Ba2+、Mg2+、Ca2+與CO32、SO32、PO43、HPO42等都能生成沉淀，在溶液中不能大量共存。 (2)看離子間能否生成氣體。如H+與HS、S2、HCO3、CO32、S2O32、SO32、HSO3；NH4+與OH等有氣體產(chǎn)生，在溶液中不能大量共存。(3)看離子間能否生成弱電解質(zhì)。如H+與F、PO43、HPO42、CO、CH3COO;OH與HCO3、HS、HSO3、H2PO4、HPO42、NH4+等，不能在溶液中大量共存。 (4)看離子間能否發(fā)生雙水解反應(yīng)：如Fe3+、A3+、NH4+與CO32、HCO3、CO2、 AO2、SiO32；A3+與S2、HS等，不能在溶液中大量共存。(5)看離子之間能否發(fā)生氧化還原反應(yīng)。如Fe3+與S2、HS、I；酸性條件下,MnO4或NO3與Fe2+ 、S2、I、SO32等，不能在溶液中大量共存。