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_______________________________________是弱电解质
二.弱电解质的电离
电离
CH3COOH
CH3COO—+H+
结合
(思考与讨论):
(1)开始时,V电离和V结合怎样变化?
(2)当V电离=V结合时,可逆过程达到一种什么样的状态
(3)关于上述电离平衡,什么条件的改变会使平衡向电离的方向移动?
V(电离)V(电离)=V(结合)电离平衡状态
V(结合)
1.电离平衡:
在一定条件(如温度,压强)下,当电解质分子离解成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态,这种状态叫做电离平衡状态。
2.电离平衡的特征:
逆:
弱电解质的电离是可逆的
等:
V电离=V结合=0
动:
v离子化=v分子化≠0的动态平衡
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
变:
条件改变,平衡移动
在醋酸溶液中存在怎样的电离平衡?
向其中分别加入适量的盐酸、NaOH溶液、CH3COONa溶液、水、加热对平衡有什么影响?
3.弱电解质电离平衡的移动
(1)弱电解质的电离平衡符合勒夏特列原理
(2)影响弱电解质电离平衡的因素有:
(学生总结)
1温度:
升高温度有利于电离(因为电离过程是吸热的)
2浓度:
溶液稀释有利于电离
3同离子反应:
加入与弱电解质具有相同离子的强电解质,将抑制电离。
④加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时,可以使电离平衡向电离方向移动
(练习):
3.0.1mol/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
4.电离方程式的书写
NH3·
H2O
NH4++OH—
H2O
H++OH—(简单介绍,后面深入学习)
注:
多元弱酸分步电离,多元弱碱一步电离(中学阶段)
如H2CO3
H++HCO3-
HCO3-
H++CO32-
Fe(OH)3
Fe3++3OH-
(课堂练习)
1、请写出Na2SO4、HClO、NH3·
H2O、H2CO3、Fe(OH)3在水溶液中的电离方程式。
2、1mol/L的盐酸、醋酸、硫酸各1L,分别加入足量的铁。
开始反应时产生氢气的速率__________________,
最终收集到的氢气的物质的量_________________。
pH都为1的盐酸、醋酸、硫酸各1L,分别加入足量的铁。
开始反应时产生氢气的速率__________________,
最终收集到的氢气的物质的量________________
三.电离常数(以自学为主)
与化学平衡常数相似,在弱电解质溶液中也存在着电离平衡常数,叫做电离常数。
只与温度有关。
电离常数能用来计算弱酸溶液中的H+的浓度及比较弱酸酸性相对强弱。
例如:
醋酸,碳酸和硼酸298K时的电离常数分别是1.75×
10-5,4.4×
10-7(第一步电离)和5.8×
10-10
由此可知,+醋酸,碳酸和硼酸的酸性依次减弱。
1.一元弱酸和弱碱的电离平衡常数
如:
Ka=
写出NH3·
H2O的电离平衡常数
Kb=
K越大,离子浓度越大,表示该弱电解质越易电离。
所以可以用Ka或Kb的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。
K只与温度有关,不随浓度改变而改变。
2.多元弱酸(碱)分步电离,酸(碱)性主要由第一步电离决定。
如H3PO4的电离:
H3PO4
H++H2PO4-K1
H2PO4-
H++HPO42-K2
HPO42-
H++PO43-K3
K1>
K2>
K3
K越大,离子浓度越大,表示该弱电解质越易电离。
多元弱酸(碱)分步电离,酸(碱)性主要由第一步电离决定。
(板书设计):
第一节弱电解质的电离平衡
1.强电解质、弱电解质的概念:
在水溶液里或熔融状态下能全部电离的电解质。
(如:
强酸、强碱和大多数盐)
弱电解质:
在水溶液里只有部分电离的电解质。
弱酸、弱碱等)
区别:
是否完全电离
2.弱电解质的电离
①电离平衡状态:
②特点:
动、等、定、变
③影响电离平衡的因素:
浓度、温度、加水等
4电离平衡方程式的书写:
强电解质在溶液中完全电离,用“=”
弱电解质在溶液中部分电离,用“
”
多元弱酸的电离应分步完成电离方程式,多元弱碱则一步完成电离方程式。
3.电离常数(选学内容)
(小结):
1.强电解质、弱电解质的区别
2.弱电解质的电离
①电离平衡状态
②特点
③影响电离平衡的因素
④电离平衡方程式的书写
3.电离常数
(布置作业):
1.课本P461、2、3
2.《名师一号》第一节弱电解质的电离平衡
第二节水的电离和溶液的pH
第一课时
一、教学目的:
1、使学生了解水的电离和水的离子积
2、生了解溶液的酸碱性与pH的关系
3、通过水的离子积和溶液酸碱性等内容的教学,对学生进行矛盾的对立统一、事物间的相互关系和相互制约等辨证唯物主义观点的教育
二、教学重点:
水的离子积,溶液酸碱性和溶液pH值的关系
三、教学难点:
水的离子积
四、教学过程:
(引入):
水是不是电解质?
研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性,而酸碱性与水的电离有密切的关系。
那么水是如何电离的呢?
精确的实验证明,水是一种极弱的电解质,它能微弱地电离,生成H3O+和OH—:
(板书):
一、水的电离
1、水的电离:
H2O+H2O
H3O++OH—简写为:
H++OH—
实验测定:
25℃[H+]=[OH-]=1
mol/L100℃[H+]=[OH-]=1
mol/L
水的电离与其它弱电解质的电离有何异同?
不同点:
水是“自身”作用下发生的极微弱的电离。
相同点:
均是部分电离,存在电离平衡
(提问):
请学生计算水的浓度,1L纯水的物质的量是55·
6mol,经实验测得250C时,发生电离的水只有1×
10-7mol,二者相比,水的电离部分太小,可以忽略不计。
因此电离前后水的物质的量几乎不变,可以视为常数,常数乘以常数必然为一个新的常数,用Kw表示,即为水的离子积常数,简称水的离子积。
(板书)2、水的离子积-----Kw=c(H+)·
c(OH—)
由于250C时,c(H+)=c(OH—)=1×
10-7mol/L
所以250C时,Kw=c(H+)·
c(OH—)=1×
10-14(定值)(省去单位)
当温度升高时,Kw如何变化?
影响Kw的因素是什么?
(电离过程是吸热过程)
1000C时,Kw=c(H+)·
10-12
影响因素:
温度越高,Kw越大,水的电离度越大。
对于中性水,尽管Kw,电离度增大,但仍是中性水,[H+]=[OH-].
温度升高时Kw增大,所以说Kw时要强调温度。
影响因素
条件改变
平衡移动
溶液中的c(H+)
溶液中的c(OH-)
Kw
温度
升高温度
向右
增大
变大
降低温度
向左
减小
变小
酸碱性
加入酸
不变
加入碱
(过渡):
在常温时,由于水的电离平衡的存在,不仅是纯水,就是在酸性或碱性的稀溶液里,H+浓度和OH—浓度的乘积总是一个常数——1×
10-14,请考虑一下,当纯水中加入盐酸或氢氧化钠时,c(H+)和c(OH—)如何变化?
二、溶液的酸碱性和pH(常温下):
1、溶液的酸碱性与c(H+)和c(OH—)的关系:
投影显示空表,教师引导填写,然后推出结论。
电解质
溶液
对水电离平衡的影响
溶液中
c(H+)
(mol/L)
c(H+)与
c(OH—)比较
c(H+)·
溶液酸碱性
纯水
=10-7
相等
10-14
中性
盐酸
加HCl,c(H+)增大,平衡左移
>
10-7
<
c(H+)>
酸性
氢氧化钠
加NaOHc(OH—)增大,平衡左移
c(H+)<
碱性
中性溶液c(H+)=c(OH—)=1×
酸性溶液c(H+)>
c(OH—),c(H+)>
1×
碱性溶液c(H+)<
c(OH—),c(H+)<
水中加酸或碱均抑制水的电离,但由水电离出的c(H+)与c(OH—)总是相等。
任何电解质溶液中,H+与OH—总是共存,但不能大量共存。
溶液的酸、碱性主要在于c(H+)与c(OH—)的相对大小。
c(H+)与c(OH—)此增彼长,且Kw=c(H+)·
c(OH—)不变。
(讲述):
酸性溶液中c(H+)越大,酸性越强,碱性溶液中c(OH—)越大,碱性越强。
我们经常用到一些c(H+)很小的溶液,如c(H+)=1×
10-7mol/L的溶液,用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。
为此,化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱。
2、溶液的pH:
(1)定义:
pH=-lg{c(H+)}
(2)适应范围:
稀溶液,0~14之间。
有关溶液的pH值的几个注意问题:
①pH值是溶液酸碱性的量度。
常温下,pH=7溶液呈中性;
pH值减小,溶液的酸性增强;
pH值增大,溶液的碱性增强。
②pH值范围在0-14之间。
pH=0的溶液并非没有H+,而是C(H+)=1mol/L;
pH=14的溶液并非没有OH-,而是C(OH-)=1mol/L。
pH改变一个单位,C(H+)就改变10倍,即pH每增大一个单位,C(H+)就减小到原来的1/10;
pH每减小一个单位,C(H+)就增大到原来的10倍。
③当C(H+)>
1mol/L时,pH值为负数,当C(OH-)>
1mol/L时,pH>
14。
对于C(H+)或C(OH-)大于1mol/L的溶液,用pH值表示不方便,所以pH值仅适用于C(H+)或C(OH)小于等于1mol/L的稀溶液。
④也可用pOH来表示溶液的酸碱性,pOH=-lgC(OH--),因为C(H+)·
C(OH-)=10-14,若两边均取负对数,得pH+pOH=14。
⑤可用
pH试纸来测定溶液的pH值。
方法:
用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液,滴在pH试纸上(注意不能将pH试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒,因为这样做,实际上已将溶液稀释,导致所测定的pH不准确)将pH试纸显示的颜色随即(半分钟内)与标准比色卡对照,确定溶液的pH值(因为时间长了,试纸所显示的颜色会改变,致使测得的pH不准。
)
《名师一号》第二节水的电离和溶液的pH
(1)
第二节水的电离和溶液的pH
(2)第二课时
教学目的:
1、了解指示剂的变色范围,学会用pH试纸测定溶液的pH值
2、初步学会计算酸碱的pH值以及氢离子浓度和pH值的互算
3、掌握pH相同的强酸与弱酸的几个规律
教学重点:
有关pH的简单计算
教学难点:
熟练掌握有关pH的计算
教学过程:
复习提问:
①什么叫水的离子积?
影响水的离子积因素?
溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH—)及pH的关系?
溶液pH的计算?
求0.1mol/L盐酸溶液中的[OH-]?
(25℃)求0.1mol/LnaOH溶液中[H+]?
②关于pH相同的酸(含强酸和弱酸)
(1)溶液中c(H+)相等(填“相等”或“不等”)。
(2)溶液中溶质的物质的量的浓度:
强酸<
弱酸(填“>
”或“<
”)。
(3)耗碱规律:
pH和溶液体积均相同的HCl、H2SO4、CH3COOH与碱完全反应时,消耗碱物质的量最多的是CH3COOH。
(4)稀释规律:
分别加水稀释m倍时,溶液的物质的量的浓度均变为原来的1/m,强酸中c(H+)变为原来的1/m,但弱酸中c(H+)减小小于(填“大于”或“小于”)m倍,故稀释后弱酸酸性强于强酸。
③pH的有关计算:
(1)求酸或碱溶液的pHa·
先判断溶液的酸碱性
(2)求强酸或强碱稀释后的pHb·
若为酸性,先求出c(H+)后
(3)求混合溶液的pH由pH=-lg{c(H+)}求pH
两种强酸(碱)混合若为碱性,先求c(OH—)后
强酸与强碱混合由Kw=c(H+)·
(4)pH+pOH=14求c(H+),再求pH
三、有关溶液pH的计算
(一)强酸、强碱自相或互相混合(体积变化忽略不计)
(1)酸I+酸II[H+]=
(2)碱I+碱II[OH-]=
(3)酸I+碱II
完全中和:
[H+]=[OH-]=1
酸过量:
[H+]=
碱过量:
[OH-]=
(二)溶液酸碱性pH计算经验规律
(1)两强酸等体积混合混合后的pH=小的+0.3
(2)两强碱等体积混合混合后的pH=大的—0.3
(3)当按所给反应物质的量之比计算时,酸碱不论强弱,谁大谁过剩,溶液呈谁性。
(4)酸碱等体积混合①pH=2某酸与pH=12某碱混合pH难定②pH=4某酸与pH=10NaOH混合pH≤7③pH=4H2SO4与pH=10某碱混合pH≥7④0.01mol/LpH=2一元酸与0.1mol/LpH=12一元碱混合pH=7
(5)pH减小一个单位,[H+]扩大为原来的10倍。
PH增大2个单位,[H+]减为原来的1/100
(6)稀释规律:
分别加水稀释m倍时,溶液的物质的量的浓度均变为原来的1/m,强酸中c(H+)变为原来的1/m,但弱酸中c(H+)减小小于m倍,故稀释后弱酸酸性强于强酸。
例1、求下列溶液的pH:
(1)某H2SO4溶液的浓度是0·
005mol/L
求此溶液的pH
用水稀释到原来体积的100倍
再继续稀释至104倍
(2)pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合
(3)pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合
(4)pH=12的NaOH和pH=4的HCl等体积混合
解析:
(1)
c(H+)=0·
005mol/L×
2=0·
01mol/L,
pH=-lg10-2=2
01mol/L÷
100=10-4mol/L,
pH=-lg10-4=4
pH=7(强调酸稀释后不会变成碱!
(2)c(H+)=
=5×
10-4,
pH=-lg(5×
10-4)=4-lg5=3·
3
(强调10-3是10-5的100倍,所以10-5可以忽略不计)
(3)因为溶液呈碱性c(OH—)=
10-3
c(H+)=
=2×
pH=-lg(2×
10-12)=12-lg2=11·
7
(4)NaOH中c(OH—)=10-2mol/LHCl中c(H+)=10-4mol/L二者等体积反应,碱过量,反应后溶液呈碱性。
所以反应后c(OH—)=
10-12
pH=-lg(2×
例2、某温度下纯水的C(H+)=2.0╳10—7mol/L,则此时C(OH)为多少?
若温度不变,滴入稀H2SO4,使C(H+)=5.0╳10—4mol/L,则由水电离产生的C(H+)为多少?
答案:
;
。
例3、常温下,将pH
的NaOH与pH=10的NaOH溶液等体积混合后,溶液中氢离子浓度最接近
(D)A.
B.
C.
D.
例4、pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合,所得溶液的pH=11,则强碱与强酸的体积比是
A、11:
1B、9:
1C、1:
11D、1:
9
D
例5、常温时某溶液中,测得由水电离出的C(H+)为10-11mol/L,则对此溶液的下列叙述中,正确的是(CD)
A、一定是酸溶液B、一定是碱溶液
C、可能是pH=3的酸溶液D、可能是pH=11的碱溶液
例6、将pH=5的盐酸溶液稀释1000倍后,溶液的pH为(C)
A、等于8B、等于7C、接近7又小于7D、大于7而小于8
例7、有PH相等的盐酸和醋酸(
),如何通过实验的方法证明。
经分析可知一为强酸(盐酸),强电解质,另一为弱酸(醋酸),弱电解质。
利用二者在电离过程中的区别,可用稀释相同倍数后测pH的方法进行鉴别。
取相同体积的两种酸,加水稀释10倍,用玻璃棒分别蘸取稀释后两种酸,点在PH试纸上,稍后与比色卡比较,其中PH较小的为醋酸,另一为盐酸。
1.在250C某稀溶液中,由水电离产生的c(H+)=10-13mol/L,下列有关溶液的叙述正确的是(CD)
A.该溶液一定呈酸性B.该溶液一定呈碱性
C.该溶液的pH可能约为1D.该溶液的pH可能约为13
2.250C时,10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后溶液呈中性,则混合之前,该强酸的pH与强碱的pH之间应满足的关系是什么?
(pH酸+pH碱=15)
3.在800C时,纯水的pH小于7,为什么?
(因为水的电离过程是吸热过程,所以升高温度,平衡右移,使c(H+)=c(OH—)>
10—7mol/L,所以pH小于7)
4.pH=4的盐酸用水稀释100倍、1000倍、10000倍,pH值各为多少?
5.在0.01mol/LHCl中,由水电离出来的[H+]为多少?
6.某溶液中由水电离产生的[H+]=1╳10—10mol/L,则该溶液的pH值可能是?
7.某盐酸中1╳10—xmol/L,某氨水的pH为y,已知:
x+y=14,且y>
11,将上述两溶液分别取等体积,充分混合后,所的溶液中各离子浓度由大到小的顺序是?
8.pH=5的强酸与pH=11的强碱溶液混合至pH=7,求酸碱的体积比?
9室温下,在pH=12的某溶液中,由水电离出来的c(OH-)为()。
(A)1.0×
10-7mol·
L-1(B)1.0×
10-6mol·
L-1(C)1.0×
10-2mol·
L-1(D)1.0×
10-12mol·
L-1
10.25℃时,某溶液中,由水电离出的c(H+)=1×
L-1,则该溶液的pH可能是()。
(A)12(B)7(C)6(D)2
11.纯水在25℃和80℃时的氢离子浓度,前者和后者的关系是()。
(A)前者大(B)相等(C)前者小(D)不能肯定
12.某温度下,重水(D2O)的离子积常数为1.6×
10-15若用定义pH一样来规定pD=-lg[D+],则在该温度下,下列叙述正确的是()。
(A)纯净的重水中,pD=7(B)1L溶解有0.01molDC1的重水溶液,其pD=2
(C)1L溶解有0.01molNaOD的重水溶液,其pD=12
(D)纯净的重水中,[D+][OD-]>
1.0×
10-14
13.给蒸馏水中滴入少量盐酸后,下列说法中错误的是()。
(A)[H+][OH-]乘积不变(B)pH增大了(C)[OH-]降低了(D)水电离出的[H+]增加了
14.常温下,下列溶液中酸性最弱的是()。
A)pH=4(B)[H+]=1×
10-3mol·
L-1(C)[OH-]=1×
10-11mol·
L-1(D)[H+]·
[OH-]=1×
10-14
15.某酸溶液的pH=3,则该酸溶液的物质的量浓度为()。
(A)一定大于0.001mol·
L-1(B)一定等于0.001mol·
L-1
(C)一定小于0.001mol·
L-1(D)以上说法均欠妥
16.常温下,某溶液中水的电离度a=10-10/55.5(%),该溶液的pH可能是()。
(A)12(B)10(C)4(D)3
17.在室温下,等体积的酸和碱的溶液混合后,pH一定少于7的是()。
(A)pH=3的HNO3跟pH=11的KOH溶液(B)pH=3的盐酸跟pH=11的氨水
(C)pH=3硫酸跟pH=11的氢氧化钠溶液(D)pH=3的醋酸跟pH=11的氢氧化钡溶液
18.下列叙述中,正确的是()。
(A)中和10mL0.1mol·
L-1醋酸与中和100mL0.01mol·
L-1的醋酸所需同种碱溶液的量不同
(B)等体积pH=3的酸溶液pH=11的碱溶液相混合后,溶液的pH=7
(C)体积相等,pH相等的盐酸和硫酸溶液中,H+离子的物质的量相等
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- 第三章 教案 第三
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