选修4三四章教学法探讨.docx
- 文档编号:27314162
- 上传时间:2023-06-29
- 格式:DOCX
- 页数:32
- 大小:143.38KB
选修4三四章教学法探讨.docx
《选修4三四章教学法探讨.docx》由会员分享,可在线阅读,更多相关《选修4三四章教学法探讨.docx(32页珍藏版)》请在冰豆网上搜索。
选修4三四章教学法探讨
选修四(三、四章)
大朗校区曾喜英
第3章、水溶液中的离子平衡
第1节弱电解质的电离
强、弱电解质比较
1.电解质的强、弱与其溶解度无关。
难溶的盐如(AgCl、CaCO3等),溶于水的部分能完全电离,是强电解质。
易溶的如CH3COOH在溶液中电离程度小,是弱电解质。
2.CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电,但因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电,不是本身电离出离子,故应为非电解质。
例:
现有¢Ù硫酸铜晶体、¢Ú碳酸钙固体、¢Û纯磷酸、¢Ü硫化氢、¢Ý三氧化硫、¢Þ金属镁、¢ß石墨、¢à固态苛性钾、¢á氨水、¢â熟石灰固体,其中
(1)属于强电解质的是________(填序号,下同);
(2)属于弱电解质的是________________________________________________________________________;
(3)属于非电解质的是________________________________________________________________________;
(4)既不是电解质,又不是非电解质的是________________________________________________________________________;
(5)能导电的是________________________________________________________________________。
【答案】
(1)¢Ù¢Ú¢à¢â
(2)¢Û¢Ü(3)¢Ý (4)¢Þ¢ß¢á (5)¢Þ¢ß¢á
强弱电解质判断的一般思路
(1)先看物质是否是电解质,若不是电解质,则既不是强电解质也不是非电解质。
(2)若是电解质,再看溶液是否完全电离;全部电离的是强电解质,部分电离的为弱电解质。
(3)导电性强、溶解度大的电解质不一定是强电解质。
弱电解质的电离
1.弱电解质的电离平衡同化学平衡类似,故可应用勒夏特列原理解释有关电离平衡移动的问题。
2.条件改变时,电离平衡会发生移动,但电离平衡常数(K)不一定改变,只有当温度改变时,K才改变。
例:
已知0.1mol·L-1的醋酸溶液中存在电离平衡:
CH3COOH?
?
CH3COO-+H+,要使溶液中c(H+)/c(CH3COOH)的值增大,可以采取的措施是( )
A.加少量烧碱溶液 B.升高温度
C.加少量冰醋酸D.加水
【答案】 BD
本题易错选C,错误认为加入CH3COOH后平衡正移,c(H+)增大,而使比值增大;
也易漏选D。
错误的认为加水稀释,离子浓度都减小。
第二节水的电离和溶液的酸碱性
影响水电离平衡的因素及水的离子积常数
1.水的电离平衡
H2O?
?
H++OH- ΔH>0
条件变化
移动方向
c(H+)
c(OH-)
Kw
升高温度
向右移动
增大
增大
增大
加酸
向左移动
增大
减小
不变
加碱
向左移动
减小
增大
不变
加活泼金属
向右移动
减小
增大
不变
2.水的离子积常数
理解Kw应注意的几个问题如下:
(1)表达式的推出
水的电离平衡常数:
K电离=
,则c(H+)·c(OH-)=K电离·c(H2O)。
从实验可知,在25¡æ时1L纯水中只有1¡Á10-7molH2O电离,电离前后H2O的物质的量几乎不变,因此c(H2O)可视为一常数,K电离也为一常数。
所以K电离·c(H2O)必然也为常数,用Kw表示,因此有c(H+)·c(OH-)=Kw。
(2)影响因素
Kw随温度的变化而变化,温度升高,Kw增大;温度降低,Kw减小。
(3)适用范围
Kw不仅适用于纯水,还适用于酸、碱、盐的稀溶液,且由水电离的c水(H+)=c水(OH-)。
此时,水溶液中水的离子积常数不变。
(4)表达式的应用
Kw表达式中,c(H+)、c(OH-)均表示整个溶液中相应离子总物质的量浓度。
但是一般情况下有:
酸溶液中Kw=c(H+)酸·c(OH-)水(忽略水电离出的H+的浓度)。
碱溶液中Kw=c(H+)水·c(OH-)碱(忽略水电离出的OH-的浓度)。
1.Kw不仅适用于纯水,还适用于酸性或碱性的稀溶液,不管哪种溶液均有c(H+)水=c(OH-)水。
2.25¡æ,任何稀的电解质水溶液中c(H+)·c(OH-)=Kw这一关系不变,当条件改变使c(H+)增大时,c(OH-)必然降低,反之亦然。
例:
25¡æ时,下列叙述正确的是( )
A.向水中加入稀氨水,水的电离平衡逆向移动,c(OH-)降低
B.向水中加入少量固体硫酸氢钠,c(H+)增大,Kw不变
C.向水中加入少量CH3COOH,水的电离平衡逆向移动,c(H+)降低
D.将水加热,Kw增大,pH不变
【答案】 B
本题易错选A,没考虑水的电离平衡逆移,是因为加NH3·H2O提供了OH-;也易不选B,错误认为c(H+)增大,Kw增大。
溶液的酸碱性与酸碱强弱的关系
1.区别
(1)溶液的酸碱性指的是溶液中c(H+)、c(OH-)的相对大小;而酸和碱的酸碱性是指其潜在的电离出H+或OH-的能力。
(2)酸、碱的强弱是以电解质的电离程度来区分的。
强酸、强碱在溶液中完全电离,弱酸、弱碱在溶液中部分电离。
2.联系
(1)强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。
(2)酸性强的溶液不一定是强酸溶液。
(3)酸性相同的溶液弱酸浓度大,中和能力强。
例如:
c(H+)=1mol·L-1的醋酸溶液和盐酸溶液,体积均为1L时,醋酸溶液中和能力更强。
(4)中和能力相同的酸,其提供H+的能力相同。
例如:
1L0.1mol·L-1的CH3COOH和1L0.1mol·L-1的盐酸,均可提供0.1mol的H+。
3.溶液pH的测定方法
(1)酸碱指示剂这种方法只能测出pH的范围,一般不能准确测定pH。
常用指示剂的变色范围和颜色变化如下表:
指示剂
甲基橙
石蕊
酚酞
变色范围(pH)
3.1~4.4
5.0~8.0
8.2~10.0
(2)pH试纸法:
可以粗略测定溶液的pH。
其使用方法如下:
测量时,将pH试纸放在表面皿或玻璃片上,用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液滴在干燥的pH试纸上,在半分钟内将试纸与标准比色卡进行对照得pH。
测定溶液的pH时,pH试纸不能湿润,否则,非中性溶液的pH测定值将比实际pH大(酸)或小(碱)。
用广泛pH试纸测溶液的pH时,pH只能读整数。
(3)pH计:
精确测定溶液的pH时使用pH计(也叫酸度计),测量时可以从仪器上直接读出溶液的pH。
判断溶液酸碱性
1.若用c(H+)与c(OH-)相对大小,无外界条件限制。
2.若用c(H+)的数值与10-7mol/L作比较或用pH与7作比较,必须是常温(或25¡æ)。
例 下列溶液一定呈中性的是( )
A.pH=7的溶液
B.c(H+)=c(OH-)的溶液
C.由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液
D.非电解质溶于水得到的溶液
本题易错选A,认为pH=7就是中性而忽略了温度;也易错选C,没有考虑酸与碱可能是不同元的。
pH的计算及溶液稀释pH的变化
pH的计算及溶液稀释pH的变化
1.单一溶液pH的计算
(1)强酸溶液:
据其物质的量浓度计算出c(H+),再通过pH=-lgc(H+)求pH。
(2)强碱溶液:
据其物质的量浓度计算出c(OH-),再利用Kw转化为c(H+)求pH。
2.强酸强碱溶液混合后pH的计算
溶液类型
相关计算
两种强酸混合
¡úc(H+)混=
两种强碱混合
¡úc(OH-)混=
强酸强碱混合恰好完全反应显中性
pH=7
酸过量
先求c(H+)混=
碱过量
先求c(OH-)混=
3.稀释后溶液pH的变化规律
(1)对于强酸溶液(pH=a)每稀释10n倍,pH增大n个单位,即pH=a+n(a+n<7)。
(2)对于强碱溶液(pH=b)每稀释10n倍,pH减小n个单位,即pH=b-n(b-n>7)。
(3)对于弱酸溶液(pH=a)每稀释10n倍,pH的范围是:
a (4)对于弱碱溶液(pH=b)每稀释10n倍,pH的范围是: b-n 例1.求下列溶液的pH: (1)某H2SO4溶液的浓度是0.005mol·L-1, ¢Ù此溶液的pH为________。 ¢Ú用水稀释到原来体积的100倍,pH为________。 ¢Û再继续稀释104倍,pH为________。 (2)pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合,pH为________。 (3)pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合,pH为________。 (4)pH=12的NaOH溶液和pH=4的HCl溶液等体积混合,pH为________。 求溶液pH的方法 先判断溶液的酸碱性酸性¡úc(H+)¡úpH=-lgc(H+)碱性¡úc(OH-)¡úc(H+)= ¡úpH=-lgc(H+) 酸碱中和滴定误差分析 酸碱中和滴定误差分析 中和滴定实验中,产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等,分析误差要根据计算式分析,c待测= ,c标准、V待测均为定值,c待测的大小取决于V标准的大小。 V标准大,则c待测偏大;反之,偏小。 1.上述中和滴定误差分析时,标准液是放在滴定管中,待测液放在锥形瓶中。 若把位置反放,则出现的误差相反。 2.滴定管与量筒因最小刻度的位置相反,故仰视、俯视读数时出现的误差相反。 例、 在中和滴定操作过程中,有以下各项因操作不当引起的实验误差,用¡°偏高¡±¡°偏低¡±或¡°无影响¡±等填空: (1)滴定管用蒸馏水洗净后,未用已知浓度的标准溶液润洗,使滴定结果________; (2)锥形瓶用蒸馏水洗净后,又用待测溶液润洗,使滴定结果________; (3)滴定管(装标准溶液)在滴定前尖嘴处有气泡,滴定终点时无气泡,使滴定结果________; (4)滴定前平视,滴定终点时俯视,使滴定结果________________________________________________________________________; (5)滴定前仰视,滴定终点时平视,使滴定结果________________________________________________________________________; (6)过早估计终点,使滴定结果________; (7)过晚估计终点,使滴定结果________; (8)用含Na2O杂质的NaOH固体来配制已知浓度的标准溶液,用于滴定未知浓度的盐酸,使测得盐酸的浓度________; (9)用含Na2CO3杂质的NaOH固体来配制已知浓度的标准溶液,用于滴定未知浓度的盐酸,使测得盐酸的浓度________; (10)洗涤锥形瓶时,误把稀食盐水当做蒸馏水,然后用锥形瓶装待测的盐酸,用NaOH标准溶液滴定时,对测得的结果________。 第三节盐类的水解 盐类水解的实质和规律 1.盐类水解的实质 在水溶液中盐电离出来的离子(弱碱的阳离子或弱酸的阴离子)结合水电离出的OH-或H+,破坏了水的电离平衡,促进了水的电离,使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。 2.盐类的水解规律 盐的类型 是否水解 溶液的pH 强酸弱碱盐 水解 pH<7 强碱弱酸盐 水解 pH>7 强酸强碱盐 不水解 pH=7 盐对应的酸(或碱)越弱,水解程度越大,溶液碱性(或酸性)越强。 如相同浓度的Na2CO3和CH3COONa溶液的pH前者大于后者。 3.盐类水解的特点 (1)可逆的反应: 盐类水解后生成酸和碱,即盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应。 即 酸+碱 盐+水 但中和反应一般是不可逆的。 (2)吸热反应: 温度升高,水解程度增大 (3)微弱的过程 (4)动态的过程——盐类的水解平衡 盐类的水解反应一般是可逆反应,在一定条件下形成化学平衡,该化学平衡通常叫做水解平衡。 平衡的移动遵循勒夏特列原理。 盐类水解规律 有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解,谁强显谁性,同强显中性。 例: 按要求回答下列问题: (1)KHSO4溶液显________性(填¡°酸¡±、¡°碱¡±或¡°中¡±)。 其原因是(用电离方程式表示)________________________________________________________________________ (2)KHCO3溶液显________性(填¡°酸¡±、¡°碱¡±或¡°中¡±),其原因是(用离子方程式表示)________________________________________________________________________ (3)将上述两溶液混合,离子反应方程式为________________________________________________________________________ (4)在Na2CO3溶液中滴入酚酞,溶液变红。 若在该溶液中再滴入过量的BaCl2溶液,所观察到的现象是________________________________________________________________________ 其原因是(用离子方程式和简要文字说明)________________________________________________________________________ 【答案】 (1)酸 KHSO4===K++H++SO (2)碱性 HCO +H2O? ? H2CO3+OH- (3)H++HCO ===H2O+CO2¡ü (4)产生白色沉淀,溶液红色变浅 CO +H2O? ? HCO +OH-,CO +Ba2+===BaCO3¡ý,Ba2+消耗CO ,使水解平衡逆移,碱性减弱,红色变浅 常见水解的弱离子 (1)弱碱阳离子: NH 、Al3+、Fe3+、Cu2+等。 (2)弱酸根离子: CO 、HCO 、AlO 、SO 、S2-、HS-、SiO 、ClO-、CH3COO-、F-等。 盐类水解离子方程式的书写 1.一般盐类水解程度很小,水解产物很少,通常不生成沉淀和气体,也不发生分解,因此不标¡°¡ý¡±或¡°¡ü¡±,也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式;盐类水解的离子方程式一般不写“===”,而写¡°? ? ¡±。 2.多元弱酸根离子水解的离子方程式应分步书写,且以第一步水解为主,如CO 水解的离子方程式为: CO +H2O? ? HCO +OH-(主要) HCO +H2O? ? H2CO3+OH-(次要) 3.多元弱碱的阳离子水解的离子方程式较复杂,中学阶段只要求一步写出即可。 如Al3+水解的离子方程式常写成: Al3++3H2O? ? Al(OH)3+3H+。 4.某些盐溶液在混合时,一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子都发生水解且相互促进对方的水解,当有沉淀生成时水解趋于完全,可用“===”连接反应物和生成物,水解生成的难溶物或挥发性物质可加¡°¡ý¡±或¡°¡ü¡±等。 例如: 将Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合,立即产生白色沉淀和大量气体,离子方程式为: Al3++3HCO ===Al(OH)3¡ý+3CO2¡ü 1.常见能发生相互促进的离子: Al3+、Fe3+与HCO 、CO 、Al3+与S2-、Al3+与AlO 等。 2.在离子方程式反应物中有H2O不一定是水解。 如HCO +H2O? ? H3O++CO ,其实质是HCO 电离,即HCO ? ? H++CO 。 例: (1)在Cl-、NH 、HSO 、Na+、HCO 五种离子中,既不能电离又不能水解的离子是________,只能水解不能电离的离子是________,只能电离不能水解的离子是______,既能电离又能水解的离子是______________________________________________________________。 (2)写出下列物质水解的离子方程式: ¢ÙNH4Cl: ________________________________________________________________________; ¢ÚCuCl2: ________________________________________________________________________; ¢ÛK2CO3: ________________________________________________________________________; ¢ÜAlCl3溶液与NaHCO3溶液混合: ________________________________________________________________________ ¢ÝFe(NO3)3溶液与Na2CO3溶液混合: ________________________________________________________________________ 【答案】 (1)Na+、Cl- NH HSO HCO (2)¢ÙNH +H2O? ? NH3·H2O+H+ ¢ÚCu2++2H2O? ? Cu(OH)2+2H+ ¢ÛCO +H2O? ? HCO +OH-,HCO +H2O? ? H2CO3+OH- ¢ÜAl3++3HCO ===Al(OH)3¡ý+3CO2¡ü ¢Ý2Fe3++3CO +3H2O===2Fe(OH)3¡ý+3CO2¡ü 书写盐类水解离子方程式的方法思路 (1)一般形式: 弱离子+H2O? ? 弱电解质+H+(或OH-) (2)方法要求: 一判断: 判断弱离子;书写化学式。 二规范: 写¡°? ? ¡±,不标¡°¡ü¡±、¡°¡ý¡±。 三注意: 多元弱酸根分步书写,多元弱碱阳离子一步完成。 四注意: 相互促进水解程度大的要用“===”,并且要标¡°¡ü¡±或¡°¡ý¡±。 溶液中微粒浓度大小比较 1.溶液中的三个守恒关系 (1)电荷守恒规律 电解质溶液中,不论存在多少种离子,溶液总是呈电中性,即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数,如Na2CO3溶液中存在着Na+、CO 、H+、OH-、HCO ,它们存在如下关系: c(Na+)+c(H+)=2c(CO )+c(HCO )+c(OH-) (2)物料守恒规律 电解质溶液中,由于某些离子能水解或电离,离子种类增多,但原子总数是守恒的,如Na2CO3溶液中CO 能水解,故碳元素以CO 、HCO 、H2CO3三种形式存在,它们之间的守恒关系为: c(Na+)=c(CO )+c(HCO )+c(H2CO3) (3)质子守恒规律 质子守恒是依据水的电离H2O? ? H++OH-,水电离产生的H+和OH-的物质的量总是相等的,无论在溶液中该H+和OH-以什么形式存在。 如在Na2CO3溶液中有关系式: c(OH-)=c(H+)+c(HCO )+2c(H2CO3)。 2.离子浓度大小的比较规律 (1)单一溶液 ¢Ù对于多元弱酸溶液,应根据多步电离进行分析。 例如: 在H3PO4的溶液中,c(H+)>c(H2PO )>c(HPO )>c(PO )。 ¢Ú对于多元弱酸的正盐溶液,根据弱酸根的分步水解分析。 例如: Na2CO3溶液中,各离子浓度的大小顺序为: c(Na+)>c(CO )>c(OH-)>c(HCO )>c(H+)。 ¢Û多元弱酸的酸式盐溶液要考虑酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小,如HCO 以水解为主,NaHCO3溶液中c(Na+)>c(HCO )>c(OH-)>c(H+);而HSO 以电离为主,NaHSO3溶液中c(Na+)>c(HSO )>c(H+)>c(OH-)。 ¢Ü不同溶液中同一离子浓度的大小比较,要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。 如在0.10mol·L-1的¢ÙNH4HSO4、¢ÚNH4Cl、¢ÛCH3COONH4、¢Ü(NH4)2SO4溶液中,c(NH )的大小顺序为¢Ü>¢Ù>¢Ú>¢Û。 (2)混合溶液中各离子浓度的大小比较,根据电离程度、水解程度的相对大小分析。 ¢Ù分子的电离大于相应离子的水解 例如等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合溶液,c(NH )>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+);等物质的量浓度的CH3COONa与CH3COOH混合溶液,c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。 ¢Ú分子的电离小于相应离子的水解 例如在0.1mol·L-1的NaCN和0.1mol·L-1的HCN溶液的混合液中,各离子浓度的大小顺序为c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)。 1.多元弱酸的酸式盐中,电离大于水解的主要是HSO 与H2PO ,其他的常见弱酸的酸式酸根,水解大于电离。 2.NaHSO4相当于一元强酸,只电离,不水解。 例: 把0.02mol·L-1CH3COOH溶液和0.01mol·L-1NaOH溶液以等体积混合显酸性,混合溶液中粒子浓度关系正确的是( ) A.c(CH3COO-)>c(Na+) B.c(CH3COOH)>c(CH3COO-) C.2c(H+)=c(CH3COO-)-c(CH3COOH) D.c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.02mol·L-1 【答案】 A 两种电解质的混合溶液 1.解答此类题目时,要抓住: a.两溶液是否反应,b.混合后若生成盐,该盐是否发生水解,c.反应物是否过量,d.酸或碱过量时,是以酸或碱的电离为主,还是以盐的水解为主。 总之解答本类题目,能发生反应的先反应,然后根据反应情况求出溶液中溶质的物质的量,再具体分析其电离和水解的情况,最后排出各离子的浓度关系。 2.高考试题中在比较离子浓度的大小时,常常涉及以下两组混合溶液: a.NH4Cl~NH3·H2O(1¡Ã1) 因为NH3·H2O电离程度大于NH4Cl水解程度,故显碱性。 c(NH )>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+) b.CH3COOH~CH3COONa(1¡Ã1) CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度,故显酸性。 c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-) 盐类水解反应的应用 1.判断盐溶液的酸碱性或pH 例如: 相同物质的量浓度的下列溶液: NaCl、KHSO4、Na3PO4、Na2HPO4、CH3COOH,pH由大到小的顺序为Na3PO4>Na2HPO4>NaCl>CH3COOH>KHSO4。 2.比较盐溶液中离子浓度的大小 例如: NaHCO3溶液中各离子浓度大小顺序为 c(Na+)>c(HCO )>c(OH-)>c(H+)>c(CO )。 3.加热蒸发盐溶液析出固体 盐 (2)水解生成挥发性酸的盐(AlCl3) 氢氧化物 氧化物 (3)较低温度下受热分解的
- 配套讲稿:
如PPT文件的首页显示word图标,表示该PPT已包含配套word讲稿。双击word图标可打开word文档。
- 特殊限制:
部分文档作品中含有的国旗、国徽等图片,仅作为作品整体效果示例展示,禁止商用。设计者仅对作品中独创性部分享有著作权。
- 关 键 词:
- 选修 三四 教学法 探讨