教案：第8章物质在水溶液中的行为

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1、第八章物质在水溶液中的行为第一节 水溶液考点聚焦1了解水的电离及离子积常数2了解溶液pH的定义及测定溶液pH的方法。2 掌握pH的简单计算。知识梳理1水的电离和水的离子积水的电离和电离平衡：水是一种 电解质，它能微弱地电离，生成 和 离子，电离方程式为 ，简写为： ；H0。在一定温度下，纯水电离生成的c（H+）=c（OH-），实验测得在25C时，c（H+）=c（OH-）= 。 此时水的电离度为 。影响水的电离平衡的因素：温度：当温度升高时，水的电离平衡向 方向移动，这时水中的c（H+）、c（OH-）如何变化？ 浓度：往水中加入酸或碱，水的电离平衡的移动方向是 ，若往水中加入强碱弱酸盐或强酸弱碱

2、盐，水的电离平衡的移动方向是 ， 水的离子积：在一定温度下，水中或 中c（H+）与c（OH-）的乘积是一个常数，用Kw表示，称为水的离子积常数，温度不同，Kw不同，在25C时，Kw= = ；当温度升高时，Kw将 ，比如在100C时，Kw= ，此时水的电离度为 。在常温下，c（H+）=0.01mol/L的强酸溶液与c（OH-）=0.01mol/L的强碱溶液中,Kw= ，水的电离度= 。2溶液的酸碱性和pH值溶液的酸碱性：25C时：中性溶液c（H+）=c（OH-）= pH= ；酸性溶液 ；碱性溶液 ；溶液的酸碱性与溶液PH值是否等于7 (填有关或无关），与溶液中c（H+）和c（OH-）的 有关。溶

3、液的pH值：概念： 。表达式： ，pH值适合于表示 溶液的酸碱性。3酸、碱批示剂及溶液pH值的实验测定方法常用指示剂及变色范围指示剂变色范围甲基橙酚酞石蕊测定溶液pH值方法：精确方法：pH计法常用方法：pH试纸法 。不能先用水湿润pH试纸的原因是 。1水的电离和影响因素水是一个极弱的电解质，存在电离平衡： H2OH+OH-（2）影响水电离平衡的因素酸、碱在纯水中加入酸或碱，均使水的电离平衡左移，此时若温度不变，W不变，c（）发生改变，p也随之改变；若向水中加入酸，则c（H+）增大，c（OH）变小，pH变小。温度若升温，由于水电离吸热，升温将促进水的电离，故平衡右移，c（H+）、c（OH）同时增

4、大，pH变小，但由于c（H+）与c（OH）始终保持相等，故仍显中性。易水解的盐在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，但只要温度不变，W不变。其他因素如向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动。2溶液酸碱性的基本规律（1）溶液酸碱性判定规律pH相同的酸，酸越弱，酸物质的量浓度越大；pH相同的碱，碱越弱，碱物质的量浓度越大。酸与碱的pH之和为14，且等体积混合时，强酸与强碱混合，pH=7；强酸与弱碱混合，pH7;强碱与弱酸混合，pH7。（2）稀释后溶液pH的变化规律对于强酸溶液，每稀释10n倍，pH增大n

5、个单位（增大后不超过7）。对于强碱溶液，每稀释10n倍，pH减小n个单位（减小后不小于7）。对于pH相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱）稀释相同倍数时，pH变化不同，其结果是强酸或强碱的变化的程度大。对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，pH变化不同，其结果是强酸稀释后pH增大得比弱酸快（强碱、弱碱类似）。3溶液pH的计算（1）单一溶液的pH计算强酸溶液，如HnA，设浓度为c molL1，c（H+）nc molL1，pHlgc（H+）lgnc。强碱溶液，如 B（OH）n，设浓度为c molL1，c（H+） molL1，pHlgc（H+）14lgnc。（2）酸、碱混合pH计算两强酸混合c混

6、（H+） 两强碱混合c混（OH）强酸与强碱混合考点精析【例1】体积pH=2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH等于A9.0B9.5C10.5D11.0解析： 方法一：盐酸与某一元强碱恰好完全反应时：n（OH）=n（H+）。所以有c（OH）10V=c（H+）V，c（OH）=，c（OH）=103.5 molL1pH=lgc（H+）=lg=lg=lg1010.5=10.5。所以选择C选项。方法二：若1体积pH2.5的盐酸和1体积某浓度的该一元强碱恰好完全反应，则酸中H+浓度等于碱中OH上标浓度，两者的pH之和等于14，也就是碱的pH11.5。将该溶液稀释10倍，就得到题中

7、所用的强碱溶液，其pH减小1，等于10.5。答案: C。【例2】 25 时，若体积为Va、pH=a的某一元强酸与体积为Vb、pH=b的某一元强碱混合，恰好中和，且已知VaVb和a=0.5 b。请填写下列空白。(1）a值可否等于3（填“可”或“否”）_，其理由是_。(2）a值可否等于5（填“可”或“否”）_，其理由是_。(3）a的取值范围是_。解析:本题是对强酸、强碱中和规律的研究，综合性较强。强酸与强碱完全中和，pH之和必为14，即a+b=14，由此可知a=3或a=5均不合题意。难点在a的取值范围的确定上。=10a+b141所以a+b140，而a=0.5b,即3a14,a7,a，所以a1，不符

8、合题意，故a5(3）ac(H2PO4-)c(HPO42-)c(PO43-)多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3的溶液中，c (Na+)c(CO32-)c(OH-)c(HCO3-)不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。如在相同的物质的量浓度的下列各溶液中a、NH4Cl b、CH3COONH4 c、NH4HSO4。c(NH4+)由大到小的顺序是 cab。 混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电解因素、水解因素等。分别以H2S、NaHS、Na2S为例：离子浓度的大小比较：H2S 、NaHS 、Na2S 。五、电解质溶液中的守恒规律电荷守恒：电

9、解质溶液中阴、阳离子所带的正、负电荷数相等，即溶液不显电性。如磷酸溶液中，c (H+)= c (OH-)+ c(H2PO4-)+2 c(HPO42-)+3 c(PO43-)物料守恒：就是电解质溶液中某一组分的原始浓度（起始浓度）应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。如0.1mol/L的NaHS溶液，0.1= c (HS-)+ c (S2-)+ c (H2S)或c (Na+)= c (HS-)+ c (S2-)+ c (H2S)原理守恒：水电离的特征是c (H+)= c (OH-)，据此可以得出下列关系如在K2CO3溶液中：c (OH-)= c (H+)+ c (HCO3-)+2(H2CO3

10、)（也称质子守恒）例题：分别以H2SNaHSNa2S为例离子浓度的守恒关系:物料守恒 、 电荷守恒： ；质子守恒： 。六、盐类水解的应用.判断溶液的酸碱性： ；.判断不同弱电解质的相对强弱： ；.比较溶液中离子浓度：同一溶液中不同离子浓度： 、不同溶液中相同离子浓度： 。.解释某些化学现象及在生产生活中的应用： 。 。考点精析 例1 （2006江苏，13）下列叙述正确的是A0.1molL1氨水中，c(OH-)=c(NH4+)B10 mL 0.02molL1HCl溶液与10 mL 0.02molL1Ba(OH)2溶液充分混合,若混合后溶液的体积为20 mL，则溶液的pH=12C在0.1molL1

11、CH3COONa溶液中，c(OH-)=c(CH3COOH)c(H+)D0.1molL1某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中，c(Na+)=2c(A2-)c(HA-)c(H2A)解析：NH3H2O是弱电解质，它本身电离所产生的两种离子浓度相等，得氨水中的部分OH-来自于H2O的电离，所以c(OH-)c(NH4+)，A错；B项中酸碱中和反应后，pH=-lgC(H+)=-lg（10-14/10-12）=12，B正确；根据盐的消解规律，可以判断C正确；D项中因钠元素的离子与A原子的物质的量之比为11，对应关系应该为c(Na+)=c(A2-)c(HA-)c(H2A)，D错。答案：BC例2 （2006四川，12

12、）25时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的PH7时，下列关系正确的是Ac(NH4+)=c(SO42) Bc(NH4+)c(SO42)Cc(NH4+)c(SO42) Dc(OH)+c(SO42)=c(H+)+c(NH4+)解析： 氨水与稀硫酸反应，至溶液呈中性，即c（H+）=c（OH-）；根据电荷守恒有：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+2c(SO42-),则D错;将前两个等式融合得, c(NH4+)=2c(SO42-),则A错,B对,C错。答案： B例3 已知0.1 molL1的二元酸H2A溶液的pH=4.0，则下列说法正确的是（ ）A在Na2A、NaHA两溶液中，离子种类不相同B

13、在溶质物质的量相等的Na2A、NaHA两溶液中，阴离子总数相等C在NaHA溶液中一定有：c（Na+）+c（H+）=c（HA）+c（OH）+2c（A2）D在Na2A溶液中一定有：c（Na+）c（A2）c（H+）c（OH）解析：0.1 molL1的强酸pH1.0，0.1 molL1的H2A溶液pH4.0，说明它是一种弱酸。Na2A发生水解A2+H2OHA+OH和HA+H2OH2A+OH，溶液中存在HA、A2、H+、OH；NaHA发生水解HA+H2OH2A+OH和电离HAH+A2，溶液中存在HA、A2、H+、OH，所以两溶液中离子种类相同，A不正确。物质的量相等的Na2A和NaHA因为存在上述水解、

14、电离等过程，阴离子数量发生变化，所以阴离子总量不相等，B不正确。由电荷守恒可知c（Na+）+c（H+）=c（HA）+c（OH）+2c（A2），C正确。Na2A溶液显碱性，c（OH）c（H+），D不正确。答案： C例4 化合物SOCl2是一种液态化合物，沸点77 。在盛有10 mL水的锥形瓶中，小心地滴加810滴SOCl2，可观察到剧烈反应，液面上有白雾形成，并有带刺激性气味的气体逸出。该气体可使滴有品红试液的滤纸褪色。轻轻振荡锥形瓶，等白雾消失后，往溶液中滴加AgNO3溶液，有不溶于HNO3的白色凝乳状沉淀析出。（1）根据上述实验，写出SOCl2和水反应的化学方程式：_。（2）AlCl3溶液蒸

15、干灼烧得不到无水AlCl3，而用SOCl2与AlCl36H2O混合共热，可得到无水AlCl3，原因是_。解析：水解的本质是化合物中带正电的基团结合水中电离产生的OH，而带负电部分结合水中电离产生的H+。据题给信息分析，产生的刺激性气体应是SO2，它是由SO2+结合OH转化成H2SO3，而另一带负电的Cl结合水电离的H+生成HCl，与AgNO3反应生成白色的AgCl沉淀。答案： （1）SOCl2+H2O=SO2+2HCl （2）因为蒸干AlCl3溶液时，由于AlCl3水解生成的HCl易挥发，而得到Al（OH）3，但当与SOCl2混合共热时，由于SOCl2极易吸水，防止了AlCl3的水解，有关的化

16、学方程式为6SOCl2+AlCl36H2O=6SO2+AlCl3+12HCl例5用酚酞、石蕊、0.1mol/L氨水、氯化铵晶体、0.1mol/L盐酸、熟石灰和蒸馏水，若仅用上述试剂怎样用简单实验方法证明氨水是弱碱？并指出是通过什么途径证明氨水是弱碱的？解析：证明氨水是弱碱，可通过两条途径：一是证明氨水中存在电离平衡，如方案（1）。另一是证明NH4+作为弱碱阳离子能破坏水的电离平衡发生水解反应，如方案（2）、（3）。答案： 方案（1）取少量氨水，滴加酚酞，溶液呈红色，然后向其中加人少量CH3COONH4晶体，振荡，可看到红色变浅，说明氨水中存在电离平衡，氨水为弱碱。 方案（2）取少量NH4Cl晶

17、体溶于水，滴加石蕊试液，溶液显红色，说明NH4+水解生成了NH3H2O和HCl，从而破坏了水的电离平衡，亦说明氨水是弱碱。 方案（3）将 0.1mol/L NH3 H2O与0.1mol/L盐酸等体积混合，再滴加石蕊试剂，溶液显红色，说明NH4+水解破坏了水的电离平衡，从而说明氨水是弱碱。变式解释说明化学事实：向盛有少量Mg（OH）2 悬浊液培养皿中加入适量的饱和氯化铵溶液。现象 讨论解释其原因：同学甲：实验中存在Mg（OH）2的溶解、结晶平衡： Mg（OH）2（固） Mg2+2OH-。当加入NH4Cl时，由于NH4+水解，NH4+H2ONH3H2O+H+，使溶液呈酸性。H+OH-=H2O，从而

18、使溶液中OH-减小，促进Mg（OH）2溶解，使溶液澄清。同学乙：实验中加入NH4Cl后，溶液中NH4+可与OH-结合从而使Mg（OH）2的溶解平衡右移使溶液澄清。甲、乙同学的两种解释谁的更有道理？ 通过实验来进一步验证： 。为什么乙更合理？答案： Mg（OH）2溶解，使溶液澄清；乙同学的解释合理；向盛有少量Mg（OH）2悬浊液的培养皿中加入CH3COONH4 固体，观察悬浊液是否变澄清。CH3COONH4属弱酸弱碱盐，虽强烈水解但溶液呈中性。同时，CH3COONH4溶液中也有大量NH4+，若Mg（OH）2没有溶解，说明甲同学的解释正确。若Mg（OH）2溶解，则说明乙同学的解释正确；因为Mg（O

19、H）2比 NH3 H2O的碱性强。【小结】理解盐类水解的原理。盐溶液的酸碱性。【作业布置】三维设计对应习题第四节 沉淀溶解平衡考点聚焦1难溶电解质的溶解平衡2沉淀反应的应用。知识梳理1Ag和Cl的反应能进行到底吗？(1）溶解度和溶解性，难溶电解质和易溶电解质之间并无 的界限，浴解度小于 的称为难溶电解质，离子相互反应生成 ，可以认为是完全反应。(2）根据对溶解度及反应限度、化学平衡原理的认识，说明生成沉淀的离子反应是否真正能进行到底？AgCl在溶液中存在两个过程，一方面，在水分子作用下，少量 脱离AgCl表面溶入水中；另一方面，溶液中的 受AgCl表面正负离子的 ，回到AgCl的表面析出 。一

20、定温度下，AgCl饱和溶液建立下列动态平衡的反应式：AgCl（s） Cl（aq）Ag（aq）沉淀、溶解之间由于动态平衡的存住，决定了 反应不能完全进行到底。2溶解平衡的特征： 生成沉淀的离子反应的本质 3沉淀反应的应用(1）在某些工业领域中,常用生成 来达到分离或除去某些离子的目的。(2）如何除去工业原料氯化铵中的杂质氯化铁？(3）要除去某溶液中的SO42离子，加入可溶性钙盐还是钡盐？为什么？(4）判断能否生成沉淀应从哪几个方面考虑？是否可以使要除去的离子全部通过沉淀除去？4沉淀的溶解(1）对于在水中难溶的 ，如果能设法不断移去溶解平衡体系中的相应 ，使平衡向沉淀溶解的方向 ，就可以使沉淀溶解

21、。(2）CaCO3沉淀溶于盐酸中在上述反应中，CO2的生成和逸出，使CaCO3溶解平衡体系中的CO32浓度不断 ，平衡向 方向移动。(3）向3支盛有少量Mg（OH）2试管中分别滴加适量的蒸馏水、盐酸、氯化铵溶液，观察现象滴加试剂蒸馏水盐酸氯化铵溶液现象有关反应式5沉淀的转化(1）实验34在01.mol/LAgNO3溶液中滴加01.mol/LNaCl溶液，再滴加01.mol/LKI溶液，又再滴加01.mol/LNa2S溶液，观察步骤NaCl和AgNO3溶液混合向固体混合物中滴加01.mol/LKI溶液向新固体混合物中滴加01.mol/LNa2S溶液现象（2）实验35向盛有1mL01.mol/LM

22、gCl2溶液中滴12滴NaOH溶液，再滴加2滴.mol/LFeCl3溶液，观察步骤向MgCl2溶液中滴12滴NaOH溶液向白色沉淀中加2滴.mol/LFeCl3溶液现象（3）对于一些用酸或其他方法也不能溶的沉淀，可先将其转化为另一种用酸或其他方法能溶解的 。(4）水垢中含CaSO4的处理。先用 溶液处理，再用盐酸除去。小结：沉淀的溶解的方法常用的方法是：在难溶电解质饱和溶液中加入适当试剂使之与组成沉淀的一种构晶离子结合成另一类化合物，从而使之溶解。具体办法可采用酸碱溶解法、配位溶解法、氧化还原溶解法以及沉淀转化溶解法等。（1） 酸碱溶解法难溶酸常用强碱来溶解：H2SiO3(S)+2NaOH=N

23、a2 SiO3+2H2O难溶弱酸盐常用强酸或较强酸来溶解：CaC2O4(S)+2HCl= CaCl2+H2C2O4难溶碱常用强酸（也可用较弱酸）来溶解：例如，向Mg(OH)2 沉淀中，加入酸或铵盐（2） 发生氧化还原反应使沉淀溶解有些金属硫化物如等，（CuS、HgS等）其溶度积特别小，在饱和溶液中C(S2-）特别少，不能溶于非氧化性强酸，只能溶于氧化性酸，以至减少C(S2-），达到沉淀溶解的目的。如： 3CuS8HNO33Cu（NO3）3S2NO4H2O（3） 生成配合物使沉淀溶解：AgCl加氨水稳定的配合物Ag(NH3)4减少其离子浓度，从而使沉淀溶解。（4）沉淀转化溶解法：BaSO4的溶解

24、。它不能为酸碱所溶解，又不易形成稳定的配离子，也不具有明显的氧化还原性，唯一的办法就是把它转化为一种新的难溶盐弱酸钡盐（常使之转化为BaCO3），然后使之再溶于强酸。考点精析【例1】298K，AgCl的溶解度为1.7910-3gL-1，试求该温度下AgCl的溶度积。解析：已知AgCl的相对分子质量为143.4，则AgCl溶解度为; 1.2510-5（molL-1） 则： C（Ag）C（Cl-）1.2510-5molL-1C（Ag/）C（Cl-）/（1.2510-5）21.5610-10【例2】298K时，Ag2CrO4的为9.010-12，求算Ag2CrO4的溶解度。解析： Ag2CrO4（s）2Ag+（aq）CrO42-（aq）设s为该温度下的溶解度（molL-1） 则：C（CrO42-）s，C（Ag）2sC（Ag）/2C（CrO42-）/（2s）2x9.010-12s1.3110-4（molL-1）从上二例可知：AgCl 的比Ag2CrO4 的大，但AgCl的溶解度反而比Ag2CrO4的小，这是由于两者的溶度积表示式类型不同。由此得出结论：虽然也可表示难溶电解质的溶解能力大小，但只能用来比较相同类型的电解质，即阴离子和阳离子的总数要相同。【小结】理解盐类水解的原理。盐溶液的酸碱性。【作业布置】三维设计对应习题14