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广东省信宜市第一中学高二期末复习化学第三章《水溶液中的离子平衡》教案

※基本信息※
- 资料类型：教(学)案
- 教材版本：不限
- 适用学校：不限
- 所需点数：1点
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- 资料作者：
- 资料大小：233.62KB
- 资料上传：admin
- 资料审核：
- 下载次数：44
- 更新时间：2012-02-08 19:44:38
- 上传时间：2012-02-08 19:45:13
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※资料简介※
第三章水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质、非电解质；强电解质、弱电解质
2、电解质与非电解质本质区别：
在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）
电解质——离子化合物或共价化合物   非电解质——共价化合物
3、强电解质与弱电质的本质区别：
在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）
    注意：①电解质、非电解质都是化合物
②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
          ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）
4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc为例)：
（1）溶液导电性对比实验；
（2）测0.01mol/LHAc溶液的pH>2；
（3）测NaAc溶液的pH值；
（4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a +2
（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性
（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL;
（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性
（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率
5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：
(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)＜pH(HB)
(2)pH值相同时，溶液的浓度CHA＜CHB
(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水离平衡：H2O H+ + OH-     水的离子积：KW = [H+]•[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]•[OH-] = 10-14
注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
      KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）
2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）
   ②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）
③易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）4、溶液的酸碱性和pH：
（1）pH= -lg[H+]
注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是                    溶液）；
②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；
           ③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是                    溶液）。
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞
pH试纸 ——最简单的方法。操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。
       注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围
三、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它）
[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH 离子数相加除以总体积，再求其它）
[OH -]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）
   注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100 倍）的，小的可以忽略不计！
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n （但始终不能大于或等于7）
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n   （但始终不能小于或等于7）
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n （但始终不能小于或等于7）
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
五、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1、盐类水解规律：
   ①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
③弱酸酸性强弱比较：
A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HF<HCl；HNO3>H3P O4）
B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH3COOH）
C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。
2、盐类水解的特点：（1）可逆（2）程度小（3）吸热
3、影响盐类水解的外界因素：
   ①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热）
②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
4、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如HSO4-
②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）
5、双水解反应：
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