3－1弱電解質(zhì)的電離【教學(xué)目標】之知識與技能1、了解強、弱電解質(zhì)的概念、電離平衡常數(shù)2、復(fù)習(xí)物質(zhì)分流的重要意義3、理解弱電解質(zhì)的電離平衡以及濃度等條件對電離平衡的影響【教學(xué)目標】之過程與方法1、能夠從組成和結(jié)構(gòu)上加以理解強弱電解質(zhì)和非電解質(zhì)的概念2、能夠從化學(xué)平衡移動的角度理解電離平衡及其移動【教學(xué)目標】之情感態(tài)度與價值觀1、通過學(xué)習(xí)，鞏固物質(zhì)分類法的應(yīng)用和分類的意義2、通過學(xué)習(xí)，意識到整個自然界實際就是各類物種相互依存、各種變化互相制約的復(fù)雜的平衡體系，而離子平衡就是其中的一個重要平衡【教學(xué)重點】弱電解質(zhì)的電離平衡、電離平衡常數(shù)的意義【教學(xué)難點】弱電解質(zhì)的電離平衡【教學(xué)方法】討論、實驗探究、推理【課時安排】3課時【教學(xué)過程】【知識回顧】判斷：①NaCl溶液；②干冰；③液態(tài)的醋酸；④銅；⑤BaSO4固體；⑥蔗糖；⑦酒精；⑧熔融的KNO3（1）以上物質(zhì)能導(dǎo)電的是：________；（2）以上物質(zhì)屬于電解質(zhì)的是：________；（3）以上物質(zhì)屬于非電解質(zhì)的是：______；（4）以上物質(zhì)屬于強電解質(zhì)的是：______。EQ\B\lc\{(\a\al(電解質(zhì)：在水溶液里或熔化狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?非電解質(zhì)：在水溶液里和熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物,))一、物質(zhì)的分類物質(zhì)：EQ\B\lc\{(\a\al(混合物：溶液、濁液,純凈物：EQ\B\lc\{(\a\al(單質(zhì)：EQ\B\lc\{(\a\al(金屬,非金屬,)),化合物：EQ\B\lc\{(\a\al(非電解質(zhì),電解質(zhì)：酸、堿、鹽、金屬氧化物、H2O,)),)),))【思考】從物質(zhì)分類圖來看，單質(zhì)是非電解質(zhì)嗎？為什么？鹽酸、氨水呢？【講解】單質(zhì)即不是電解質(zhì)又不是非電解質(zhì)；鹽酸、氨水都是混合物，混合物既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)?！舅伎肌侩娊赓|(zhì)為什么能導(dǎo)電？【講解】電解質(zhì)導(dǎo)電的原因：在水溶液里或熔融狀態(tài)自身能直接電離產(chǎn)生自由移動的離子【學(xué)與問】酸堿鹽都是電解質(zhì)，在水中都能電離出離子。不同的電解質(zhì)的電離程度是否相同？【實驗探究】演示實驗3－11mol/LHCl1mol/LCH3COOH與鎂條反應(yīng)的現(xiàn)象快慢溶液的pH0＞0【思考】在本實驗中，兩個反應(yīng)的實質(zhì)是什么？影響它們反應(yīng)速率的因素是什么？【講解】實質(zhì)：2H＋＋Mgeq\o(=)Mg2＋＋H2↑，由于鎂條大小相同，因此影響它們反應(yīng)速率的因素是c(H＋)，c(H＋)越大，反應(yīng)的速率越快【思考】當(dāng)酸溶液的物質(zhì)的量濃度相等時，溶液中的c(H＋)是否相等？怎么判斷？【講解】當(dāng)c(酸)相同時，c(H＋)受酸的強弱不同，電離程度就不相同，因此c(H＋)不一定相等；可以通過測定溶液的pH值來判斷【思考】為什么相同體積、相同濃度的鹽酸和醋酸中，H＋濃度卻不同？【講解】在水溶液中，HCl易電離，CH3COOH較難電離；同時由于c(HCl)＝c(H＋)，表明溶液溶液中HCl分子是完全電離的；但同濃度的醋酸溶液中：c(CH3COOH)＞c(H＋)，說明醋酸只有部分電離【結(jié)論】不同電解質(zhì)在水溶液中的電離程度不一定相同二、強、弱電解質(zhì)1、定義：EQ\B\lc\{(\a\al(強電解質(zhì)：水溶液中全部電離為離子的電解質(zhì),弱電解質(zhì)：水溶液中部分電離為離子的電解質(zhì),))【學(xué)與問】哪些物質(zhì)是強電解質(zhì)？哪些物質(zhì)又是弱電解質(zhì)呢？2、常見的強弱電解質(zhì)：EQ\B\lc\{(\a\al(強電解質(zhì)：EQ\B\lc\{(\a\al(強酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4,強堿：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2,鹽,金屬氧化物)),弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、H2O,))【思考】為什么相同體積、相同濃度的鹽酸和醋酸中，H＋濃度卻不同？【講解】水溶液中：CH3COOHeq\o(→)H＋＋CH3COO－的同時發(fā)生：H＋＋CH3COO－eq\o(→)CH3COOH，所以說，醋酸的電離過程是一個可逆過程，因此，在溶液中始終都有醋酸分子的存在，所以c(CH3COOH)＞c(H＋)，我們可以用圖示來表示這個過程：vvv(電離)v(離)＝v(結(jié))v(結(jié)合)0t【學(xué)與問】從圖示來看，醋酸的電離過程有什么特點？當(dāng)溶液中各成分的濃度不再改變時，電離和結(jié)合過程是否已經(jīng)停止？【講解】從v－t圖像來看，最終是v(電離)＝v(結(jié)合)＞0，此時溶液中的各成分的濃度不再改變，根化學(xué)平衡一樣，體系處于一個動態(tài)平衡狀態(tài)，我們把這個過程叫作電離平衡，它也是化學(xué)平衡的一種三、電離平衡1、定義：在一定條件下（溫度、濃度），弱電解質(zhì)在溶液中電離成離子的速率與離子結(jié)合生成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)【思考】完成教材P41的《思考與交流》【思考】電離平衡既然是一個動態(tài)平衡，那么它有什么特征呢？2、特征：⑴等：v(電離)＝v(結(jié)合)⑵動：是動態(tài)平衡，v(電離)＝v(結(jié)合)≠0⑶定：在一定條件下平衡建立后，溶液中弱電解質(zhì)分子及其電離出的各離子濃度都將保持不變⑷變：是相對平衡，平衡建立在特定條件下，當(dāng)條件發(fā)生改變時，平衡發(fā)生相應(yīng)的移動，適用勒夏特列原理⑸吸：電離過程一般為吸熱過程【思考】化學(xué)平衡會隨著外界條件的改變而發(fā)生相應(yīng)的改變，那么影響電離平衡的因素又有哪些呢？3、外界條件對電離平衡的影響內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)【講解】由于電離平衡也是化學(xué)平衡的一種，所以，外界條件對化學(xué)平衡的影響同樣適用于電離平衡，也符合勒夏特列原理⑴濃度：EQ\B\lc\{(\a\al(電解質(zhì)溶液濃度越大，平衡向右移動，電離程度減小,電解質(zhì)溶液濃度越小，平衡向左移動，電離程度增大,))－－越稀越電離【思考】在1mol/L的CH3COOH溶液中加入1mol/L的HCl或CH3COONa，醋酸的電離將如何變化a、加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，會抑制弱電解質(zhì)的電離，平衡向逆向移動。（同離子效應(yīng)）【思考】在1mol/L的CH3COOH溶液中加入1mol/L的NaOH或Na2CO3，醋酸的電離如何變化b、加入與弱電解質(zhì)的離子反應(yīng)的強電解質(zhì)，會加大弱電解質(zhì)的電離，平衡向正向移動⑵溫度：升高溫度，電離平衡向電離的方向移動，弱電解質(zhì)的電離程度增大【思考】同濃度的強酸與弱酸溶液中，它們的成分和性質(zhì)有何不同？4、一元強酸與一元弱酸的比較⑴相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強酸(如HCl)與一元弱酸(如CH3COOH)的比較c(H＋)pH中和堿的能力與活潑金屬反應(yīng)生成H2與金屬反應(yīng)開始的速率一段時間后反應(yīng)的速率一元強酸大小相同相同大小一元弱酸小大小大⑵相同c(H＋)、相同體積的一元強酸（如HCl）與一元弱酸（如（CH3COOH）的比較c(酸)pH中和堿的能力與活潑金屬反應(yīng)生成H2與金屬反應(yīng)開始的速率一段時間后反應(yīng)的速率一元強酸小相同小少相同小一元弱酸大大多大【思考】如何通過實驗證明NH3·H2O是弱堿？a、指示劑法：NH3·H2Oeq\o(→,\s\up6(加酚酞))溶液變紅eq\o(→,\s\up6(加NH4Cl(s)))紅色變淺b、稀釋法：氨水→測c(OH－)→稀釋100倍→測c(OH－)→EQ\B\lc\{(\a\al(強：c(OH－)減小100倍,弱：c(OH－)減?。?00倍,))【練習(xí)】一定溫度下，醋酸溶液中有電離平衡：CH3COOHAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋CH3COO－，當(dāng)改變影響平衡的某一條件時，將體系中的變化情況填寫下表：條件變化電離平衡移動方向離子數(shù)目離子濃度導(dǎo)電性升高溫度右移增多增大增強加水稀釋右移增多減小減弱加少量冰醋酸右移增多增大增強加少量醋酸鈉晶體左移H＋減少，CH3COO－增多H＋減小，CH3COO－增大增強加少量濃鹽酸左移H＋增多，CH3COO－減少H＋增大，CH3COO－減小增強加少量NaOH右移H＋減少，CH3COO－增多H＋減小，CH3COO－增大增強四、電離方程式的書寫及離子濃度大小的比較1、強電解質(zhì)電離時用“eq\o(=)”：多元強酸（堿、鹽）一步電離HCleq\o(=)H＋＋Cl－H2SO4eq\o(=)2H＋＋SO42－KOHeq\o(=)K＋＋OH－Ba(OH)2eq\o(=)Ba2＋＋2OH－NaCleq\o(=)Na＋＋Cl－Ba(NO3)2eq\o(=)Ba2＋＋2NO3－2、弱電解質(zhì)的電離用“AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())”表示⑴一元弱酸的電離HFAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋F－CH3COOHAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋CH3COO－⑵二元弱酸的電離：分步電離，且以第一步為主第一步第二步H2SAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋HS－HS－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋S2－H2CO3AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋HCO3－HCO3－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋CO32－H2SO3AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋HSO3－HSO3－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋SO32－離子濃度的大?。阂訦2S為例：c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)⑶三元弱酸的電離：分步電離，且以第一步為主EQ\B\lc\{(\a\al(第一步：H3PO4AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋H2PO4－電離程度強,第二步：H2PO4－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋HPO42－電離程度弱,第三步：HPO42－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋PO43－電離程度最弱,))離子濃度：c(H＋)＞c(H2PO4－)＞c(HPO42－)＞c(PO43－)酸性：多元弱酸的酸性以第一步電離為主⑷多元弱堿的電離：一步電離：EQ\B\lc\{(\a\al(Mg(OH)2AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())Mg2＋＋2OH－,Cu(OH)2AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())Cu2＋＋2OH－,Al(OH)2AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())Al3＋＋3OH－,))【講解】電離平衡與化學(xué)平衡都是動態(tài)平衡，所以，電離平衡也有平衡常數(shù)，叫做電離常數(shù)。請閱讀教材P42的《科學(xué)視野》五、電離常數(shù)1、一元弱酸電離平衡常數(shù)CH3COOHAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())CH3COO－＋H＋K＝EQ\f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH))2、一元弱堿電離平衡常數(shù)NH3·H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH4＋＋OH－K＝EQ\f(c(NH4＋)·c(OH－),c(NH3·H2O))【思考】一元弱電解質(zhì)的電離只有一步，那么對于多元弱酸的電離常數(shù)又該如何表示？3、多元弱酸是分步電離，每步各有電離常數(shù)。如：H3PO4H3PO4AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋H2PO4－K1＝7.5×10－3H2PO4－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋HPO42－K2＝6.2×10－8HPO42－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋PO43－K3＝2.2×10－13【學(xué)與問】請閱讀P43的表3－1中《幾種多元弱酸的電離常數(shù)》，比較各級電離常數(shù)之間的關(guān)系，結(jié)合多元弱酸分布電離的電離程度來看，由此我們可以得到什么規(guī)律？4、K的意義：EQ\B\lc\{(\a\al(①K值越大，越易電離，酸（堿）性越強,②多元弱酸的電離常數(shù)：K1＞＞K2＞＞K3,))5、影響因素：EQ\B\lc\{(\a\al(升高溫度，K值增大,降低溫度，K值減小,))【練習(xí)】1．某一元強酸X和某一元弱酸Y的水溶液中，c(H＋)均為1×10－2mol/L，各取這兩種溶液10mL分別與足量金屬鎂反應(yīng)。下列敘述中正確的是A．產(chǎn)生H2量：X＞YB．反應(yīng)消耗鎂的量：X＜YC．反應(yīng)起始時速率：X＝Y(jié)D．反應(yīng)一段時間后速率：X＞Y2．把0.05molNaOH固體分別加入100mL下列液體中，溶液的導(dǎo)電能力變化不大的是A．蒸餾水B．0.5mol/L的鹽酸C．0.5mol/L的醋酸D．0.5mol/L的NH4Cl溶液3．化合物HIn在水溶液中存在以下電離平衡，HIn(aq)(紅色)AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋(aq)＋In－(aq)(黃色)，故可用于作酸堿指示劑?，F(xiàn)有濃度均為0.02mol/L的下列溶液：①鹽酸②石灰水③NaCl溶液④NaHSO4溶液⑤NaHCO3溶液⑥氨水；其中能使指示劑顯紅色的是A．①④B．①④⑤C．②⑥D(zhuǎn)．②⑤⑥4、在稀氨水中存在下列平衡：NH3·H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH4＋＋OH－，當(dāng)改變外界條件時，平衡移動方向及溶液中離子濃度的變化如表：改變條件平衡移動方向離子數(shù)目離子濃度導(dǎo)電性電離程度微熱通少量HCl氣體加少量NaOH固體加少量NH4Cl固體加水稀釋3－2水的電離和溶液的酸堿性【教學(xué)目標】之知識與技能1、了解水是一種弱電解質(zhì)，了解水的離子積常數(shù)所表示的意義2、掌握水的離子積的應(yīng)用、酸堿中和滴定的實驗操作及誤差分析3、能進行pH的簡單技術(shù)，能進行溶液混合的pH大小討論4、練習(xí)使用pH計測定中和反應(yīng)過程中溶液pH的變化，繪制滴定曲線【教學(xué)目標】之過程與方法1、通過與同學(xué)的合作、交流、，了解水的電離和溶液的酸堿性2、通過師生間的合作交流，學(xué)會pH計算方法、技巧和數(shù)學(xué)推理過程，掌握酸堿中和滴定的實驗操作及反應(yīng)曲線的繪制【教學(xué)目標】之情感態(tài)度與價值觀1、通過研究水的電離、溶液的酸堿性，感受溶液的酸堿性與人類生成、生活的關(guān)系，培養(yǎng)學(xué)生學(xué)習(xí)化學(xué)的興趣2、通過對計算問題的思考和交流，培養(yǎng)從事科學(xué)探究的能力和綜合素質(zhì)3、通過探究實踐獲得，理解其設(shè)計原理，了解化學(xué)定量分析的方法，并學(xué)會用圖像和表格的方式去分析問題，培養(yǎng)從事科學(xué)研究的能力【教學(xué)重點】EQ\B\lc\{(\a\al(水的離子積常數(shù),c(H＋)、pH與溶液酸堿性的關(guān)系,酸堿中和滴定的實驗操作及誤差分析))【教學(xué)難點】EQ\B\lc\{(\a\al(水的離子積,有關(guān)溶液pH的簡單計算,))【教學(xué)方法】討論、實驗探究、推理、講練結(jié)合【課時安排】8課時【教學(xué)過程】【知識回顧】溶液導(dǎo)電能力的強弱受哪些因素的影響？【講解】離子濃度和離子所帶電荷數(shù)【學(xué)與問】生活中的水，比如自來水能導(dǎo)電嗎？蒸餾水呢？為什么？【講解】生活中的水都能導(dǎo)電，蒸餾水也能導(dǎo)電。因為在水中存在自由移動的離子【思考】請寫出H2S的電離方程式，思考：與S同族的O的氫化物H2O能電離嗎？【講解】EQ\B\lc\{(\a\al(H2SAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋HS－HS－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋S2－,H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－,))【思考】水能否像H2S一樣電離出O2－？【講解】H2O比H2S穩(wěn)定，水的第一步電離已極其微弱，故水不能電離出O2－一、水的電離1、水的電離【講解】水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱地電離，同時跟其他物質(zhì)的電離一樣，也是一個吸熱過程H2O＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H3O＋＋OH－△H＞0簡寫為：H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－△H＞0【思考】在純水中，c(H＋)與c(OH－)有何關(guān)系？【講解】精確的實驗證明純水中：EQ\B\lc\{(\a\al(25℃時：c(H＋)＝c(OH－)＝10－7,100℃時：c(H＋)＝c(OH－)＝10－6,))【學(xué)與問】根據(jù)電離平衡的影響因素以及水的離子積常數(shù)的影響因素來分析，哪些因素會影響水的電離呢？2、影響水的電離的因素⑴溫度：EQ\B\lc\{(\a\al(升高溫度，水的電離程度增大,降低溫度，水的電離程度減小,))【思考】純水中，溫度改變后，溶液的酸堿性將如何變化？【講解】溫度發(fā)生改變，水的電離程度增大，但水電離出一個H＋就必然會電離出一個OH－，所以c(H＋)和c(OH－)始終相等，故溶液仍呈中性⑵酸、堿：抑制水的電離【學(xué)與問】若向純水中加入強酸的酸式鹽，水的電離程度會怎樣變化？【講解】H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－，NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－，向純水中加入強酸酸式鹽NaHSO4，由于酸式鹽電離產(chǎn)生H＋，使c(H＋)增大，使水的電離平衡左移，水的電離程度減?、呛腥跛岣x子或弱堿陽離子的鹽：促進水的電離【講解】①弱酸鹽：EQ\B\lc\{(\a\al(H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－,Na2CO3eq\o(=)2Na＋＋CO32－,H＋＋CO32－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())HCO3－,溶液顯堿性))，②弱堿鹽：EQ\B\lc\{(\a\al(H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－,NH4Cl＝NH4＋＋Cl－,NH4＋＋OH－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH3·H2O,溶液顯酸性,))在純水中加入含弱酸根離子或弱堿陽離子的鹽，因它們能跟水電離出的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)，使水的電離平衡右移，水的電離程度增大【學(xué)與問】若向純水中加入活潑金屬，水的電離程度會怎樣變化？【講解】2Na＋2H＋eq\o(=)2Na＋＋H2↑。向純水中加入活潑金屬如Na，由于活潑金屬能與水電離出的H＋直接作用，產(chǎn)生H2，促進水的電離，即使水的電離平衡右移，水的電離程度增大【學(xué)與問】你能寫出水的電離常數(shù)的計算式嗎？水的濃度該如何處理？當(dāng)溫度一定時，水的電離常數(shù)有何特點？【講解】因為是純水，其濃度可以看作“1”，在電離常數(shù)表達式中不需要考慮水的濃度，所以水的電離常數(shù)表達式為：K＝c(H＋)·c(OH－)，當(dāng)溫度一定時，如25℃時，K(H2O)＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14，而100℃時為10－12，所以當(dāng)溫度一定時，水的電離常數(shù)即c(H＋)與c(OH－)的乘積為一個常數(shù)，所以我們也把水的電離常數(shù)叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積3、水的離子積⑴定義：一定溫度時，水溶液中c(H＋)與c(OH－)的乘積是一個常數(shù)，叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。寫作：Kw【閱讀】請分析P46的表3－2《不同溫度下水的離子積常數(shù)》表，看看有什么規(guī)律？【講解】從表中可以看出，隨著溫度的升高，水的離子積增大。而在室溫下，水的離子積變化不大，因此可以忽略溫度對離子積的影響⑵室溫時：EQ\B\lc\{(\a\al(c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol/L,Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14,))【講解】同時我們也可以看出，隨著溫度的升高，水的離子積也在增大，這是因為水的電離過程也是一個吸熱過程，而升高溫度，平衡向吸熱方向移動，所以水的離子積增大【學(xué)與問】已知常溫時，c(H＋)＜10－7mol/L的溶液為酸性。在某溫度下，某溶液中的KW＝10－12，且c(OH－)＝10－6mol/L，求該溫度下此溶液的酸堿性【講解】根據(jù)KW＝c(H＋)·c(OH－)可知，c(H＋)＝10－6＝c(OH－)，所以溶液呈中性⑶影響因素【講解】升高溫度eq\o(→)平衡右移eq\o(→)電離程度增大eq\o(→)c(H＋)和c(OH－)同時增大eq\o(→)Kw增大，升高溫度，水的電離程度增大，水的離子積增大①溫度：EQ\B\lc\{(\a\al(升高溫度，KW增大,降低溫度，KW減小,))【思考】根據(jù)電離平衡的電離常數(shù)推測，在純水中加入酸堿鹽，KW將如何變化？【講解】在純水中存在電離平衡H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－，當(dāng)向其中加入酸（如HCl）時，c(H＋)增大，平衡向左移動，c(OH－)減?。划?dāng)向其中加入堿（如NaOH）時，c(OH－)增大，平衡向左移動，c(H＋)減?。坏诔氐母鞣N情況下，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14不變②電解質(zhì)：電解質(zhì)不影響KW【結(jié)論】KW只受溫度影響【思考】在酸性溶液中，是否含有OH－？堿性溶液中是否含有H＋？為什么？【講解】由于水的電離，無論是酸還是堿，都會抑制水的電離，根據(jù)勒夏特列原理，酸、堿都不能使水不發(fā)生電離，而只是減弱其電離程度。所以，無論是酸性溶液還是堿性溶液，又或者是中性溶液中，均存在H＋和OH－，只是含量多少不同。且存在關(guān)系KW＝c(H＋)·c(OH－)是一個常數(shù)【學(xué)與問】在酸性溶液或堿性溶液中，水電離出的H＋和OH－的濃度有什么關(guān)系？【講解】根據(jù)H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－可以看出，水電離出一個H＋就必然會電離出一個OH－，所以任何溶液中：c(H＋水)＝c(OH－水)⑷意義水的離子積常數(shù)揭示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡,都有H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已，在回答“某水溶液中存在哪些離子”時，不能忽略H＋和OH－。4、相關(guān)計算⑴強酸、強堿中的c(H＋)和c(OH－)a、水中：KW＝c(H＋水)·c(OH－水)b、溶液：KW＝c(H＋液)·c(OH－液)c、酸性：KW＝c(H＋酸)·c(OH－水)d、堿性：KW＝c(H＋水)·c(OH－堿)e、中性：KW＝c(H＋水)·c(OH－水)【思考】在強酸或強堿溶液中，水電離出的c(H＋)和c(OH－)有什么關(guān)系？【講解】任何溶液中：c(H＋水)AUTOTEXT==c(OH－水)⑵有關(guān)水電離出的c(H＋水)和c(OH－水)的求法強酸：c(H＋)eq\o(→)c(OH－)eq\o(→)c(H＋水)強堿：c(OH－)eq\o(→)c(H＋)eq\o(→)c(OH－水)【例1】求25℃時0.1mol/L鹽酸中c(H＋)和c(OH－)及c(H＋水)【例2】求25℃時0.1mol/L鹽酸中c(H＋)和c(OH－)及c(OH－水)二、溶液的pH1、常溫時溶液酸堿性與c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系中性：c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol/L酸性：c(H＋)＞c(OH－)c(H＋)＞10－7mol/L堿性：c(H＋)＜c(OH－)c(OH－)＞10－7mol/L【講解】判斷溶液顯酸性還是顯堿性或是中性，關(guān)鍵是看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小，而不是看其數(shù)值是否大于10－7mol/L。100℃時，c(H＋)和c(OH－)均大于10－7mol/L，但水仍呈中性，只有在常溫時才有可以用10－7mol/L來衡量?！局v解】同時，用c(H＋)可直接表示溶液酸堿性強弱，當(dāng)c(H＋)極小時，直接描述不太方便，常用pH的大小表示溶液的酸堿性。2、pH的定義：用溶液中c(H＋)的負對數(shù)表示溶液的pH即pH＝－lg[c(H＋)]pOH＝－lg[c(OH－)]∴pH＋pOH＝{－lg[c(H＋)]}＋{－lg[c(OH－)]}＝－{lg[c(H＋)]＋lg[c(OH－)]}＝－lg[c(H＋)·c(OH－)]＝－lg10－14∴pH＋pOH＝14【思考】請計算10mol/L的HCl溶液和10mol/LNaOH溶液的pH⑴當(dāng)溶液中的c(H＋)或c(OH－)大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性，直接用酸或堿的濃度表示⑵pH的取值范圍：0～14⑶pH及其性質(zhì)：EQ\B\lc\{(\a\al(①溶液的酸性越強，其pH越??；堿性越強，其pH越大,②pH小的酸性溶液，不一定是強酸的溶液，如NaHSO4溶液,③常溫下，中性溶液的pH＝7，其它溫度下pH≠7,④pH相同的酸，酸性越弱，濃度越大，中和能力越強,))⑷常溫下，pH、c(H＋)和c(OH－)與溶液酸堿性的關(guān)系①酸性：pH＜7，c(H＋)＞c(OH－)，c(H＋)＞10－7mol/L②中性：pH＝7，c(H＋)＝c(OH－)，c(H＋)＝10－7mol/L③堿性：pH＞7，c(H＋)＜c(OH－)，c(H＋)＜10－7mol/L⑸pH的計算方法：EQ\B\lc\{(\a\al(酸：c(H＋)eq\o(→)pH,堿：EQ\B\lc\{(\a\al(c(OH－)eq\o(→)c(H＋)eq\o(→)pH,c(OH－)eq\o(→)pOHeq\o(→)pH,)),))①單一溶液的pH計算【例3】求25℃時0.01mol/L鹽酸的pH和水電離出的c(H＋)和c(OH－)【例4】求25℃時0.001mol/LNaOH溶液的pH和水電離出的c(H＋)和c(OH－)②混合溶液（忽略體積變化）a、強酸與強酸：c(H＋)＝EQ\f(c1(H＋)V1＋c2(H＋)V2,V1＋V2)【例5】0.2mol/L的鹽酸30mL與0.1mol/L鹽酸50mL混合，求混合后的pH【練習(xí)1】0.2mol/L的鹽酸30mL與0.1mol/L硫酸20mL混合，求混合后的pH【練習(xí)2】0.1mol/L的鹽酸與0.0001mol/L鹽酸等體積混合，求混合后的pH【思考】根據(jù)剛才的計算，你可以得出一個什么樣的結(jié)論？速算：若是兩種強酸等體積混合，且△pH≥2，則：pH(混)＝pH(小)＋0.3b、強堿與強堿：c(OH－)＝EQ\f(c1(OH－)V1＋c2(OH－)V2,V1＋V2)【例6】pH＝8與pH＝10的NaOH溶液等體積混合，求求混合后的pH【練習(xí)3】0.1mol/L的NaOH溶液20mL與0.2mol/LBa(OH)2溶液30mL混合，求pH【思考】根據(jù)剛才的計算，你可以得出一個什么樣的結(jié)論？速算：若是兩種強堿等體積混合，且△pH≥2，則：pH(混)＝pH(大)－0.3c、強酸與強堿：EQ\B\lc\{(\a\al(①先判斷溶液的酸堿性,②EQ\B\lc\{(\a\al(酸性：c(H＋混)＝EQ\f(c(H＋酸)·V(酸)－c(OH－堿)·V(堿),V(酸)＋V(堿)),堿性：c(OH－混)＝EQ\f(c(OH－堿)·V(堿)－c(H＋酸)·V(酸),V(酸)＋V(堿)),)),))d、pH之和等于14的兩溶液等體積混合后溶液酸堿性的判斷：EQ\B\lc\{(\a\al(強酸強堿：pH＝7,強酸弱堿：pH＞7,弱酸強堿：pH＜7,))③強酸、強堿的稀釋：EQ\B\lc\{(\a\al(強酸：c(H＋)eq\o(→)pH,強堿：c(OH－)eq\o(→)c(H＋)eq\o(→)pH,))【例7】pH＝4的鹽酸稀釋10倍、100倍、1000倍、10000倍，分別求溶液的pH？【例8】pH＝10的NaOH稀釋10、100、1000、10000倍，分別求溶液的pH？【結(jié)論】EQ\B\lc\{(\a\al(a、對強酸每稀釋10倍，pH增大1，直到7為止，但永遠小于7,b、對強堿每稀釋10倍，pH減小1，直到7為止，但永遠大于7,c、同pH的強酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)，強酸pH變化大,同pH的強堿和弱堿稀釋相同倍數(shù)，強堿pH變化大,d、同濃度的強酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)，強酸pH變化大,同濃度的強堿和弱堿稀釋相同倍數(shù)，強堿pH變化大,))【結(jié)論】Ⅰ、同pH的一元強酸和一元弱酸，c(弱酸)＞c(強酸)【思考】同pH、同體積一元強酸和一元弱酸與足量Mg反應(yīng)，產(chǎn)生H2的v和體積【結(jié)論】Ⅱ、同濃度的一元強酸和一元弱酸，pH(強)＜pH(弱)【思考】同濃度、體積一元強酸和一元弱酸與足量Mg反應(yīng)，產(chǎn)生H2的v和體積⑹pH的測定①指示劑法－－口訣：三一二四五八十，紅橙黃紅紫藍色，無淺紅pH3.14.45810甲基橙紅︱橙︱黃石蕊(紫色)紅︱紫︱藍酚酞無︱淺紅︱紅【思考】指示劑法測定溶液的pH有什么缺點？【講解】此法只能測出大概pH范圍，不能測出具體的pH②pH試紙（粗略）【方法】剪塊→干燥的表面皿（或玻片）→玻棒（或滴管）取待測液→滴在試紙上→半分鐘后比色【學(xué)與問】某同學(xué)在使用pH試紙時先用蒸餾水潤濕后再將待測液滴在試紙上，半分鐘后對進行對比，這樣測得的pH是否準確？為什么？【結(jié)論】EQ\B\lc\{(\a\al(a、pH試紙使用時不能潤濕（否則酸偏大，堿偏小，中性不變）,b、測得的數(shù)值為0～14的整數(shù),))③pH計測定（精確）三、pH的應(yīng)用：EQ\B\lc\{(\a\al(1、醫(yī)療上,2、生活中,3、環(huán)境保護,4、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn),5、科學(xué)實驗,))【學(xué)與問】在酸堿中和反應(yīng)中，我們?nèi)绾尾拍苤浪岣鷫A是否恰好完全反應(yīng)？有什么方法嗎？四、酸堿中和滴定【學(xué)與問】酸堿中和反應(yīng)的實質(zhì)是什么？酸堿中和反應(yīng)中有關(guān)量之間有什么關(guān)系？（一）酸堿中和反應(yīng)中相關(guān)量的關(guān)系和計算【例題】濃度為c(酸)、體積為V(酸)的多元強酸HaA中和濃度未知的多元強堿R(OH)b體積為V(堿)的溶液恰好完全反應(yīng)，求堿的物質(zhì)的量濃度c(堿)H＋＋OH－AUTOTEXT==H2O11a·c(酸)·V(酸)b·c(堿)·V(堿)a·c(酸)·V(酸)＝b·c(堿)·V(堿)即：c(堿)＝EQ\f(a,b)×EQ\f(V(酸),V(堿))·c(酸)【講解】由此可見，根據(jù)已知濃度的酸（堿），可以利用中和反應(yīng)來求未知濃度的堿（酸）的濃度1、定義：用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法就叫做酸堿中和滴定【思考】根據(jù)計算式：c(堿)＝EQ\f(a,b)×EQ\f(V(酸),V(堿))·c(酸)分析，運用這種方法的兩個關(guān)鍵問題是什么？2、酸堿中和滴定的兩個關(guān)鍵問題：EQ\B\lc\{(\a\al(⑴準確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積,⑵準確判斷中和反應(yīng)是否恰好完全,))【思考】可以用什么方法來解決這兩個問題？【講解】EQ\B\lc\{(\a\al(⑴需要能在滴加溶液時準確表示所加溶液體積的滴定管,⑵選用能指示酸堿反應(yīng)完全的酸堿指示劑,))【觀察與思考】比較滴定管與量筒，指出它們有何不同之處？3、中和滴定實驗儀器⑴儀器：鐵架臺、滴定管夾、酸式滴定管、堿式滴定管、移液管（洗耳球）、錐形瓶、玻璃棒、燒杯、洗瓶⑵儀器的構(gòu)造①滴定管：EQ\B\lc\{(\a\al(刻度：“0”刻度在上，最大刻度在下，每個刻度為0.1mL,讀法：與量筒相同，但保留2為小數(shù)，估讀1位：0.01mL,結(jié)構(gòu)：EQ\B\lc\{(\a\al(下端有活塞——酸式滴定管,下端是橡皮管中有一小玻璃球——堿式滴定管,)),))【思考】酸堿滴定管的結(jié)構(gòu)為什么不相同？【講解】因為酸要腐蝕橡皮管，而堿要腐蝕玻璃，使玻璃活塞粘連在一起【思考】根據(jù)酸堿滴定管的構(gòu)造的不同，分析它們各自能用來盛裝哪些溶液？用途：EQ\B\lc\{(\a\al(酸式：不能盛裝堿性溶液，其它全可以,堿式：只能盛裝堿性溶液,))②移液管：刻度：只有一個刻度線，定體積、溫度，轉(zhuǎn)移少量液體用③錐形瓶：做中和滴定的反應(yīng)容器【思考】常用的酸堿指示劑有甲基橙、石蕊、酚酞，請分析三種指示劑的變色范圍后思考：它們都能用來做酸堿中和滴定的指示劑嗎？【實驗探究】在三支裝有0.01mol/LHCl溶液試管中分別滴入1～2滴甲基橙、石蕊、酚酞，然后再滴加0.01mol/L的NaOH溶液，觀察溶液顏色的變化特點【實驗現(xiàn)象】甲基橙和酚酞的顏色變化靈敏，酚酞的顏色變化不明顯【思考】根據(jù)實驗現(xiàn)象思考，中和滴定時最好選用什么做指示劑？酸滴堿和堿滴酸選用的指示劑一樣嗎？為什么？4、酸堿指示劑的選擇EQ\B\lc\{(\a\al(⑴中和滴定不選石蕊做指示劑：因為石蕊的顏色變化沒有清晰的界限,⑵用已知濃度的強酸滴定未知濃度的強堿時，一般選用甲基橙做指示劑,⑶用已知濃度的強堿滴定未知濃度的強酸時，一般選用酚酞做指示劑,一般原則：顏色變化由淺入深))【思考】從甲基橙和酚酞的變色范圍來看，一個是3.1～4.4，一個在8～10，此時滴定終點的變色點并不是pH＝7，這樣對中和滴定終點的判斷有沒有影響？【理論探究】在0.1000mol/L的HCl溶液20mL中逐滴滴入0.1000mol/L的NaOH溶液40mL⑴判斷下列情況下溶液的pH值EQ\B\lc\{(\a\al(①未滴NaOH溶液時鹽酸溶液的pH值（pH＝1）,②滴加NaOH溶液到完全反應(yīng)相差1滴(20滴溶液的體積為1mL)，這時溶液的pH值(pH＝4),③完全反應(yīng)后再多加1滴NaOH溶液時的pH值(pH＝10),④逐滴加入NaOH溶液40mL時溶液的pH值（pH＝13）,))⑵通過計算說明：跟完全反應(yīng)所需NaOH溶液相差一滴（或多加一滴），對計算鹽酸的濃度有沒有影響？c(酸)AUTOTEXT==EQ\f(V(堿),V(酸))·c(堿)＝EQ\f(0.1000×(20－EQ\f(1,20)),20)＝0.09975mol/L≈0.100mol/Lc(酸)AUTOTEXT==EQ\f(V(堿),V(酸))·c(堿)＝EQ\f(0.1000×(20＋EQ\f(1,20)),20)＝0.10025mol/L≈0.100mol/L【講解】通過計算，我們發(fā)現(xiàn)多加一滴或者少加一滴NaOH溶液，與實際濃度0.1000mol/L相比，誤差很小，可以忽略不計。因此完全可以選用甲基橙或者酚酞作為酸堿中和滴定的終點判斷指示劑【講解】通過精確的實驗測定，把0.1000mol/L的NaOH溶液逐滴加入到20mL0.1000mol/L的HCl溶液時，溶液pH的變化曲線和指示劑顏色變化情況如下圖所示：pH酚酞甲基橙pH酚酞甲基橙10874.43.1020mLV(NaOH)紅淺紅黃無橙紅【講解】EQ\B\lc\{(\a\al(a、在滴定終點前后，溶液的pH發(fā)生突躍,b、酚酞或甲基橙的變色點落在溶液pH值突躍范圍內(nèi),c、按pH值范圍內(nèi)的體積計算，結(jié)果是可以達到足夠的準確度的,))【結(jié)論】中和滴定可用酚酞或甲基橙做指示劑來指示滴定終點5、酸堿中和滴定操作⑴實驗前的準備①滴定管a、查漏：檢驗滴定管是否漏水【方法】裝水至“0”刻度線以上，直立兩分鐘，不漏水、不滲出，再轉(zhuǎn)動活塞180°（堿式：擠動玻璃球后），檢查一次。b、洗滌：用洗液洗滌后，再用蒸餾水洗凈（標志：無水珠或成股流下）c、潤洗：用要盛裝的溶液潤洗2～3次【思考】為什么在裝液之前要潤洗？【講解】滴定管內(nèi)壁上附著有水，直接裝會將溶液給稀釋d、裝液：先裝入EQ\f(1,3)的待測液，排除尖嘴中的氣泡后，再裝液至“0”刻度以上，然后調(diào)整液面到“0”刻度或以下，記下讀數(shù)【方法】排氣泡的方法：EQ\B\lc\{(\a\al(酸式：將滴定管傾斜至與桌面成30°角左右，打開活塞，,讓液體趕出氣泡,堿式：將滴定管傾斜至與桌面成30°角左右，彎曲橡膠管，,使管口斜向上，擠動玻璃球，讓液體趕出氣泡,))【思考】滴定管在裝液前要潤洗，錐形瓶應(yīng)不應(yīng)該潤洗？潤洗后有什么影響？②移液管：洗滌方法與滴定管相同，也要潤洗③錐形瓶：用蒸餾水洗凈，不潤洗⑵滴定①取一定體積的待測液與錐形瓶中，加入2～3滴指示劑（本實驗用酚酞）【思考】滴定過程中，常常在鐵架臺的底座上放一張白紙，為什么？【講解】滴定過程中，為了更清楚地觀察溶液顏色變化，常常在鐵架臺的底座上放一張白紙②左手控制滴定管活塞，逐滴放出溶液，右手搖動錐形瓶③正確觀察滴定終點：半分鐘不變色④讀數(shù)、紀錄：讀數(shù)注意使視線與滴定管內(nèi)液體凹液面最低處保持水平【思考】滴定完成后，是否就可以立即讀取讀數(shù)了？為什么？【講解】剛剛滴定完成，滴定管上部的溶液還沒有全部流下來，此時讀數(shù)，會使得讀數(shù)偏小。所以應(yīng)在滴定終止1～2min后，才能讀取終點讀數(shù)⑤根據(jù)公式進行計算【實驗步驟歸納】查、洗、潤、裝、滴、算【操作口訣】右手持瓶頸，左手把管控；注視錐形瓶，半分不褪色，滴定才完成【思考】做中和滴定實驗時，我們滴定一次取得的數(shù)據(jù)能否保證測得的數(shù)值是否精確？【講解】滴定操作要重復(fù)至少2次，前后體積差不超過0.02mL，再求平均值，否則重復(fù)操作⑶數(shù)據(jù)處理【講解】為減小誤差，在中和滴定時，要求把同一樣品滴定2～3次，取幾次測定的標準溶液體積的平均值帶如公式進行計算（二）酸堿中和滴定誤差分析【原理】H＋＋OH－eq\o(=)H2O【關(guān)系】設(shè)c(待)、V(待)、c(標)、V(標)分別為待測酸（堿）及標準堿（酸），則有：c(待)·V(待)AUTOTEXT==c(標)·V(標)即c(待)＝EQ\f(V(標),V(待))·c(標)【講解】在中和滴定中，誤差的分析，均可通過引起V(標)的偏大或偏小來判斷c(待)測定值的偏高或偏地。因此，誤差的分析中V(標)的分析是關(guān)鍵。綜合中和滴定實驗的各環(huán)節(jié)，引起實驗的誤差主要有五個方面：（以標準液滴定待測液為例）1、儀器清洗不當(dāng)引起的誤差⑴盛標準液的滴定管未用標準液潤洗，標準液會被稀釋，導(dǎo)致V(標)偏大，則使待測液濃度c(待)偏高⑵盛待測液的滴定管未用待測液潤洗，待測液會被稀釋，導(dǎo)致V(標)偏小，則使待測液濃度c(待)偏低⑶錐形瓶用待測液潤洗，使V(標)偏大，則使待測液c(待)偏高2、讀數(shù)不當(dāng)引起的誤差【講解】因滴定管刻度“0”點在上，且由上到下刻度由小到大：EQ\B\lc\{(\a\al(仰視：仰視滴定管內(nèi)液面，視線下移，測得的刻度值偏大,俯視：俯視滴定管內(nèi)液面，視線上移，測得的刻度值偏小,))故而：EQ\B\lc\{(\a\al(⑴滴定達到終點后仰視讀數(shù)，導(dǎo)致V(標)偏大，則c(待)偏高,⑵滴定達到終點后俯視讀數(shù)，導(dǎo)致V(標)偏小，則c(待)偏低,))3、操作不當(dāng)引起的誤差⑴裝液時，滴定管尖嘴處氣泡未排盡，滴定過程中氣泡消失：①若裝待測液的滴定管：由于加待測液少，必使V(標)偏小，則使得c(待)偏低②若裝標準液的滴定管：刻度顯示的大，即V(標)偏大，則c(待)偏高。⑵滴定過程中,待測液被振蕩出錐形瓶，則V(標)減少，c(待)偏低⑶溶液變色未保持30s即停止滴定，則V(標)偏小，c(待)偏低4、樣品含雜質(zhì)引起的誤差【例題】用標準鹽酸滴定待測NaOH溶液：若稱取的NaOH樣品中含Na2CO3雜質(zhì)（甲基橙作指示劑），因：NaOH～～～HClNa2CO3～～～2HCl40g1mol106g2mol【講解】等質(zhì)量時，Na2CO3消耗酸少，則V(標)減小，c(待)偏低5、中和滴定誤差分析例析【思考】用0.01mol/L的HCl標準溶液滴定未知濃度的NaOH溶液，用酚酞做指示劑，在中和滴定過程中如出現(xiàn)以下情況對實驗結(jié)果有無影響？偏高、低或無？⑴酸式滴定管用蒸餾水洗凈后，立即裝入標準液【講解】酸式滴定管用蒸餾水洗凈后立即裝入標準液將導(dǎo)致標準酸溶液被稀釋，則滴定至終點時消耗標準酸的體積增大，導(dǎo)致實驗結(jié)果偏高。⑵錐形瓶用蒸餾水洗凈后，又用待測堿液潤洗【講解】錐形瓶被待測堿液潤洗等于增加了待測堿液的溶質(zhì)，導(dǎo)致實驗結(jié)果偏高⑶移取堿液的移液管用蒸餾水洗凈后，立即移取待測堿液【講解】上述操作導(dǎo)致待測堿液被稀釋，故實驗結(jié)果偏低⑷用移液管移取堿液后尖嘴部分殘留有溶液【講解】因移液管計量時未包括此殘留溶液，故對實驗結(jié)果無影響⑸當(dāng)最后一滴標準酸溶液滴入后，錐形瓶內(nèi)紅色褪去后立即讀數(shù)【講解】因紅色褪去后還有可能出現(xiàn)，因此可能偏低【歸納】判斷實驗誤差時，主要依據(jù)公式c(待)＝EQ\f(V(標),V(待))·c(標)，分析公式中的c(標)、V(標)的變化，再求出c(待)的變化即可【小結(jié)】判斷滴定誤差，主要是判斷操作引起消耗標準液的體積變化是偏大還是偏小，從而導(dǎo)致c(待)產(chǎn)生相應(yīng)的變化【作業(yè)】P53習(xí)題：9、10、113－3鹽類的水解【教學(xué)目標】之知識與技能1、了解鹽類水解在生產(chǎn)生活中的應(yīng)用2、理解鹽類水解的實質(zhì)3、作為鹽類水解規(guī)律、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解在化學(xué)實驗中的應(yīng)用、溶液中離子濃度大小的判斷方法4、學(xué)會電荷守恒和物料守恒在比較離子濃度大小問題中的應(yīng)用【教學(xué)目標】之過程與方法1、通過實驗并運用歸納法分析鹽類的組成與鹽溶液酸堿性的對應(yīng)關(guān)系2、以水的電離平衡為基礎(chǔ)，認真分析鹽類電離出的陰陽離子與水電離出的H＋或OH－結(jié)合成弱酸或弱堿的趨勢，明確不同的鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的本質(zhì)原因3、認識鹽類水解反應(yīng)的利用，注重理論分析與實驗探究相結(jié)合4、通過一定的例題分析判斷。了解離子濃度大小比較的解題思路【教學(xué)目標】之情感態(tài)度與價值觀1、通過鹽類水解的實驗，樹立實踐是檢驗真理的唯一標準的觀點，通過理解鹽類水解的原理，認識化學(xué)知識與人類生活的密切關(guān)系2、通過對離子濃度大小比較，學(xué)會分析問題和解決問題的方法【教學(xué)重點】鹽類水解的本質(zhì)、離子濃度大小的比較【教學(xué)難點】影響水解平衡的因素及水解反應(yīng)方程式的書寫、離子濃度大小的比較【教學(xué)方法】討論、實驗探究、推理【課時安排】6課時【教學(xué)過程】【思考】根據(jù)形成鹽的酸、堿的強弱來分，鹽可以分為哪幾類？【結(jié)論】鹽的分類：EQ\B\lc\{(\a\al(強酸強堿鹽：NaCl、K2SO4,強酸弱堿鹽：NH4Cl、FeSO4,弱酸強堿鹽：Na2CO3、CH3COONa,弱酸弱堿鹽：(NH4)2CO3、CuS,))【思考】我們知道Na2CO3是鹽，但它的俗稱叫純堿，明明是鹽，為什么要叫“堿”呢？一、探究鹽溶液的酸堿性【實驗探究】見教材P54《科學(xué)探究》：分別測定下列溶液的pH值（視頻）鹽溶液NaClNa2SO4NH4ClAl2(SO4)3MgCl2Na2CO3CH3COONa酸堿性中性中性酸性酸性酸性堿性堿性鹽類型強酸強堿強酸強堿強酸弱堿強酸弱堿強酸弱堿弱酸強堿弱酸強堿【學(xué)與問】請分析上面的鹽的類型與其溶液的酸堿性關(guān)系，看看有什么關(guān)系？【結(jié)論】鹽溶液酸堿性與鹽類型的關(guān)系：EQ\B\lc\{(\a\al(強酸強堿鹽：中性,強酸弱堿鹽：酸性,強堿弱酸鹽：堿性,))【練習(xí)】判斷下列鹽溶液的酸堿性：BaCl2、FeSO4、AlCl3、Cu(NO3)2、Na2S、K3PO4、NaClO【思考】在純水中，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)和c(OH－)應(yīng)該是相等的，當(dāng)加入某些鹽之后，溶液的酸堿性發(fā)生了明顯變化，表明c(H＋)≠c(OH－)，那么導(dǎo)致c(H＋)和c(OH－)不相等的原因是什么？為什么相同類型的鹽對溶液酸堿性的影響相似？二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因【思考】我們知道，純水會發(fā)生電離：H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－，當(dāng)分別加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，請思考下列問題并完成教材P55表：EQ\B\lc\{(\a\al(⑴相關(guān)的電離方程式？,⑵鹽溶液中存在哪些粒子？,⑶哪些粒子間可能結(jié)合（生成弱電解質(zhì)）？,⑷你能寫出相關(guān)的化學(xué)方程式嗎？,))NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液電離方程式NaCl＝Na＋＋Cl－NH4Cl＝NH4＋＋Cl－CH3COONa＝CH3COO－＋Na＋c(H＋)和c(OH－)比較c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)＞c(OH－)c(H＋)＜c(OH－)溶液中的粒子Na＋、Cl－、H＋、OH－、H2ONH4＋、Cl－、H＋、OH－NH3·H2O、H2ONa＋、CH3COO－、H＋、OH－CH3COOH、H2O有無弱電解質(zhì)生成無NH3·H2OCH3COOH相關(guān)化學(xué)方程式NaCl＝Na＋＋Cl－H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－NH4＋＋OH－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH3·H2OH2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－CH3COO－＋H＋AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())CH3COOH【思考】通過對溶液中各成分的分析發(fā)現(xiàn)，含弱酸根離子或弱堿陽離子的鹽對誰的電離平衡有何影響？1、強酸弱堿鹽－－NH4Cl【講解】在NH4Cl溶液中也存在兩個電離：由于NH4＋＋OH－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH3·H2O，因此溶液中，水電離出來的OH－不斷被消耗，打破了水的電離平衡，促使水繼續(xù)電離，電離出OH－還要與NH4＋繼續(xù)反應(yīng)，導(dǎo)致溶液中的c(H＋)＞c(OH－)，最終溶液呈酸性H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－＋NH4Cl＝Cl－＋NH4＋NH3·H2ONH4Cl＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH3·H2O＋HClNH4＋＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH3·H2O＋H＋c(H＋)＞c(OH－)【練習(xí)】請判斷AgNO3溶液顯什么性？并分析原因2、弱酸強堿鹽－－CH3COONa【講解】CH3COONa＝Na＋＋CH3COO－＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())OH－＋H＋CH3COOHCH3COONa＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())CH3COOH＋NaOHCH3COO－＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())CH3COOH＋OH－c(H＋)＜c(OH－)【練習(xí)】請判斷NaClO溶液顯什么性？并分析原因【結(jié)論】鹽溶液呈現(xiàn)出酸堿性的原因是因為鹽電離出的弱酸根離子（或弱堿陽離子）結(jié)合了水電離出的H＋(或OH－)，從而破壞了水的電離平衡，使得c(H＋)≠c(OH－)三、鹽類的水解1、定義：在溶液中鹽電離出來的弱離子跟水所電離出來的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解【思考】請分析P54的《科學(xué)探究》的規(guī)律思考：是否所有的鹽都能發(fā)生水解反應(yīng)？如果不是，那么，什么樣的鹽類才能發(fā)生水解反應(yīng)？因此鹽類發(fā)生水解反應(yīng)的條件是什么？【講解】通過對鹽溶液酸堿性的分析我們發(fā)現(xiàn)，凡是鹽的組成中含有弱酸根離子或者弱堿陽離子的鹽，其水溶液都呈現(xiàn)出一定的酸堿性，所以只要含有弱離子的鹽都能水解2、條件：EQ\B\lc\{(\a\al(有弱就水解,無弱不水解,))【思考】請分析上面的兩個水解反應(yīng)的方程式思考：鹽類水解的實質(zhì)是什么？它與酸堿的中和反應(yīng)有關(guān)系嗎？【講解】在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H＋或OH－結(jié)合成弱電解質(zhì)而破壞水的電離平衡，使溶液中c(H＋)、c(OH－)發(fā)生變化，使鹽溶液顯示一定的酸堿性。即鹽＋水AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())酸＋堿，所以說鹽的水解是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)3、實質(zhì)：弱離子生成弱電解質(zhì)：EQ\B\lc\{(\a\al(生成弱電解質(zhì),促進水的電離,c(H＋)≠c(OH－),))【思考】請大家根據(jù)前面的分析并結(jié)合中和反應(yīng)的熱效應(yīng)思考：水解反應(yīng)是放熱反應(yīng)還是吸熱反應(yīng)？4、特點：可逆、微弱、吸熱5、鹽類水解的類型及規(guī)律⑴強酸強堿鹽【講解】NaCl、KNO3等強酸、強堿鹽不發(fā)生水解，所以溶液呈中性⑵弱酸強堿鹽【講解】CH3COONa、Na2CO3溶液中，CH3COO－＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())CH3COOH＋OH－，CO32－＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())HCO3－＋OH－，導(dǎo)致水的電離平衡向右移動，因此溶液顯堿性⑶強酸弱堿鹽【講解】NH4Cl、Al2(SO4)2溶液中，水解后溶液呈酸性。是因為NH4＋＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH3·H2O＋H＋、Al3＋＋3H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())Al(OH)3＋3H＋，導(dǎo)致水的電離平衡向右移動，所以溶液顯酸性【提問】CH3COONa、Na2CO3中的弱酸根發(fā)生水解顯堿性，NH4Cl、Al2(SO4)3弱堿陽離子發(fā)生水解顯酸性。那么，CH3COONH4、Al2(CO3)3溶液能否發(fā)生水解？將會顯什么性呢？⑷弱酸弱堿鹽－－雙水解【講解】由于CH3COONH4、Al2(CO3)3中的陽離子都是弱堿陽離子，陰離子是弱酸根離子，它們都能發(fā)生水解，且相互促進水解，所以水解程度比上述兩類都大。根據(jù)陰陽離子相互促進水解的程度，弱酸弱堿鹽的水解分為兩種情況①水解進行徹底，一般可生成沉淀和氣體：如2Al3＋＋3CO32－＋3H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())2Al(OH)3↓＋3CO2↑（碳酸鋁在溶液中不存在的原因）2Al3＋＋3S2－＋6H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())2Al(OH)3↓＋3H2S↑常見的雙水解徹底的離子有：EQ\B\lc\{(\a\al(Al3＋與CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－等,Fe3＋與CO32－、HCO3－、AlO2－等,NH4＋與AlO2－、SiO32－等,))【思考】Fe3＋與HS－、S2－是否發(fā)生雙水解，為什么？【講解】由于Fe3＋與HS－、S2－發(fā)生氧化還原反應(yīng)，所以不發(fā)生雙水解②水解進行不徹底，其水解程度雖比前兩類水解程度大，但仍屬于水解程度較弱，無氣體和沉淀生成【講解】如：(NH4)2CO3、NH4HCO3、(NH4)2S、NH4HS、CH3COONH4等NH4＋＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH3·H2O＋H＋……ⅠHCO3－＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H2CO3＋OH－……Ⅱ但是H＋＋OH－AUTOTEXT==H2O，Ⅰ中H＋和Ⅱ中OH－反應(yīng)生成H2O，Ⅰ、Ⅱ平衡都被促進，只有NH3·H2O濃度足夠大才能分解產(chǎn)生NH3。當(dāng)NH3·H2O和H2CO3濃度達到一定程度時，二者可發(fā)生反應(yīng)NH4＋和HCO3－。因此上述總反應(yīng)可表示為HCO3－＋NH4＋＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH3·H2O＋H2CO3。NH4＋和HCO3－相遇時濃度會降低，但存在平衡體系，NH4＋和HCO3－可以大量共存【小結(jié)】EQ\B\lc\{(\a\al(若酸強于堿，如NH4F、NH4HSO3等溶液顯酸性,若堿強于酸，如NH4CN等溶液顯堿性,若酸堿相當(dāng)，如CH3COONH4等溶液呈中性,))【規(guī)律】無弱不水解，有弱就水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰強顯誰性【思考】同濃度的CH3COONa和NaClO溶液中，哪個的堿性更強？為什么？【講解】酸性CH3COOH＞H2CO3＞HClO，如同濃度的CH3COONa和NaClO溶液，因CH3COOH的酸性比HClO強，所以ClO－結(jié)合H＋的能力比CH3COO－強，水解程度大，因此溶液的堿性：CH3COONa＜NaClO【學(xué)與問】鹽的水解也屬于離子反應(yīng)。在認識水解反應(yīng)原理的基礎(chǔ)上，你對“離子反應(yīng)發(fā)生的條件”有沒有什么新的認識？【講解】離子反應(yīng)發(fā)生的條件中，有水生成一條可擴展為弱電解質(zhì)生成6、鹽類水解的表示方法及應(yīng)注意的問題⑴表示方法：離子方程式或化學(xué)方程式⑵注意事項①找