3.3.1酸堿中和與鹽類水解（一）第3章

水溶液中的離子反

應(yīng)與平衡滬科版（2020)選擇性必修101酸堿中和02鹽類水解目錄Content本課學(xué)習(xí)目標(biāo)深入理解酸堿中和滴定是利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度的酸來(lái)測(cè)定未知濃度的堿的方法。熟練掌握滴定管、移液管、錐形瓶等實(shí)驗(yàn)儀器的正確使用方法，包括滴定管的檢漏、潤(rùn)洗、排氣泡、裝液、滴加操作以及準(zhǔn)確讀數(shù)，移液管的準(zhǔn)確移取溶液操作等。能夠分析在滴定過(guò)程中由于操作不當(dāng)、儀器問題以及其他因素對(duì)滴定結(jié)果產(chǎn)生的影響01酸堿中和Chapter鹽酸醋酸用于為什么不同的酸其酸性有強(qiáng)弱之分呢？強(qiáng)酸弱酸用于

新課導(dǎo)入

酸、堿、鹽都是電解質(zhì)，在水中都能電離產(chǎn)生離子。根據(jù)電解質(zhì)在水溶液中電離能力的大小，又可把電解質(zhì)分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中能完全電離，弱電解質(zhì)在溶液中只能部分電離。如何認(rèn)識(shí)弱電解質(zhì)的電離過(guò)程？不同弱電解質(zhì)的電離程度是否有區(qū)別？電離程度會(huì)受哪些因素的影響？

新課導(dǎo)入一、弱電解質(zhì)電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。如：酸、堿、鹽、活潑金屬氧化物、H2O。電離：電解質(zhì)溶于水或受熱熔化時(shí)，形成自由移動(dòng)的離子的過(guò)程。非電解質(zhì)：在水溶液和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。如：多數(shù)有機(jī)化合物、非金屬氧化物和氨等。知識(shí)回顧電解質(zhì)、非電解質(zhì)的前提必須為化合物，故單質(zhì)、混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)；電解質(zhì)必須是化合物本身能電離出離子，否則不屬于電解質(zhì)。例：NH3、SO2、CO2；一、弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中完全電離的電解質(zhì)。常見類型：強(qiáng)酸（如HCl、H2SO4、HNO3等）、強(qiáng)堿（如NaOH、Ba(OH)2、KOH等）、大多數(shù)鹽（包括難溶性鹽，如BaSO4、AgCl等）。電離特點(diǎn)：在水溶液中不存在電解質(zhì)分子，完全以離子形式存在。例如，在水中的電離方程式為HCl=H++Cl-。弱電解質(zhì)：在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)。常見類型：弱酸（如CH3COOH、H2CO3、HCIO等）、弱堿（如NH3·H2O等）、水。電離特點(diǎn)：在水溶液中既有電解質(zhì)分子，又有離子。例如，CH3COOH在水中的電離方程式為CH3COOHCH3COO-+H+0.1mol/L鹽酸pH＝10.1mol/L醋酸pH＝3實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象一、弱電解質(zhì)0.1mol·L—1鹽酸和0.1mol·L—1醋酸分別與等量的鎂條反應(yīng)，現(xiàn)象有何不同？為什么？實(shí)驗(yàn)一、弱電解質(zhì)0.1mol·L—1鹽酸和0.1mol·L—1醋酸分別與等量的鎂條反應(yīng)，現(xiàn)象有何不同？為什么？現(xiàn)象差異的原因反應(yīng)速率差異的核心：H?濃度不同鹽酸是強(qiáng)電解質(zhì)，在水溶液中完全電離：HCl=H++Cl?0.1mol?L?1

鹽酸中，H+濃度接近0.1mol?L?1，初始時(shí)與鎂反應(yīng)的H+充足，反應(yīng)速率快，氣泡劇烈。醋酸是弱電解質(zhì)，在水溶液中部分電離，存在電離平衡：CH3COOH?CH3COO?+H+0.1mol?L?1

醋酸中，H+濃度遠(yuǎn)小于0.1mol?L?1（約1×10?3mol?L?1），初始時(shí)H+濃度低，反應(yīng)速率慢，氣泡緩和。最終H?總量相等的原因：溶質(zhì)的物質(zhì)的量相等

鎂與酸反應(yīng)的本質(zhì)是Mg+2H+=Mg2++H2↑，最終生成H?的量取決于酸中可電離出的H+總物質(zhì)的量。

鹽酸和醋酸的濃度均為0.1mol?L?1，且與等量鎂條反應(yīng)時(shí)，若酸過(guò)量（或鎂完全反應(yīng)時(shí)酸提供的H+總量相等），兩種酸中H+的總物質(zhì)的量相同（1molHCl和1molCH?COOH均含1mol可電離的H?）。

反應(yīng)過(guò)程中，醋酸的電離平衡會(huì)因H+被消耗而不斷正向移動(dòng)，最終所有H+完全釋放，因此與鹽酸生成的H?總量相等。一、弱電解質(zhì)一、弱電解質(zhì)當(dāng)弱電解質(zhì)溶于水，在水分子的作用下，弱電解質(zhì)分子電離出離子，而電離產(chǎn)生的離子又可以重新結(jié)合成分子。弱電解質(zhì)的電離過(guò)程是可逆的，這兩種相反的趨勢(shì)最終將達(dá)到電離平衡狀態(tài)。弱電解質(zhì)電離平衡的建立過(guò)程可用圖3.5表示。

由于弱電解質(zhì)的電離過(guò)程是可逆的，所以電離方程式中用“

”表示。如醋酸（一元弱酸）和一水合氨（一元弱堿）的電離方程式分別為：CH3COOHCH3COO—+H+

NH3·H2ONH4++OH—

電離平衡也是動(dòng)態(tài)平衡，化學(xué)平衡移動(dòng)原理也適用于電離平衡。當(dāng)濃度、溫度等條件改變時(shí)，弱電解質(zhì)的電離平衡也會(huì)發(fā)生移動(dòng)。一、弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)①?gòu)?qiáng)酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等②強(qiáng)堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等③絕大多數(shù)鹽：如NaCl、(NH4)2SO4、BaSO4等④活潑金屬氧化物：Na2O、CaO等①弱酸：HF、HClO、CH3COOH、H2CO3、H2S、H2SO3、H3PO4

等。②弱堿：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等③水是極弱的電解質(zhì)。④少數(shù)鹽：(CH3COO)2Pb強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)與其溶解性無(wú)關(guān)一、弱電解質(zhì)HCl溶于水后，完全電離成H+和Cl-；CH3COOH溶于水后，僅有極少量電離成H+和CH3COO-。鹽酸中存在H+、Cl-

無(wú)HCl分子醋酸溶液中存在H+、CH3COO-和CH3COOH分子（大部分）微觀分析02鹽類水解Chapter二、弱電解質(zhì)的電離平衡不正確。BaSO4是難溶性鹽，其溶液中自由移動(dòng)的離子濃度很小，但溶于水的BaSO4完全電離成Ba2＋和SO42－，故BaSO4是強(qiáng)電解質(zhì)。醋酸部分電離，0.1mol·L－1醋酸溶液中離子濃度較小，因而醋酸是弱電解質(zhì)。BaSO4飽和溶液和0.1mol·L－1醋酸溶液導(dǎo)電能力都很弱，因而它們都是弱電解質(zhì)，是否正確？溶液的導(dǎo)電能力取決于溶液的離子濃度和離子所帶的電荷，與電解質(zhì)的強(qiáng)弱無(wú)關(guān)。二、弱電解質(zhì)的電離平衡多元弱酸是分步電離的(其中以第一步電離為主)，電離程度逐步減弱，要分步書寫電離方程式，不能一步完成。如H2CO3的電離方程式是H2CO3H＋＋HCO3－（主要）

HCO3－H＋＋CO32－

(次要）

多元弱堿的電離也是分步進(jìn)行的，但是一般按一步電離的形式寫。如Fe(OH)3的電離方程式：

Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－二、弱電解質(zhì)的電離平衡酸式鹽的電離①?gòu)?qiáng)酸的酸式鹽：②弱酸的酸式鹽：HCO3－H＋＋CO32－

=Na＋＋HCO3－【規(guī)律】

強(qiáng)等號(hào)，弱可逆；多元弱酸分步寫；多元弱堿一步完。=Na＋＋H++SO42－完全電離第一步完全電離；酸根陰離子部分電離NaHSO4NaHCO3

二、弱電解質(zhì)的電離平衡CH3COOH+H2O

H3O++CH3COO?

水合氫離子H3O+中的H2O可省略不寫CH3COOHH++CH3COO?

速率V(電離)V(結(jié)合)V(電離)=V(結(jié)合)電離平衡狀態(tài)弱電解質(zhì)電離平衡狀態(tài)建立示意圖時(shí)間醋酸電離過(guò)程中CH3COOH分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成CH3COOH分子的速率的變化圖像：電離平衡也是一種化學(xué)平衡二、弱電解質(zhì)的電離平衡外因①溫度②濃度③同離子效應(yīng)影響因素內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)。通常電解質(zhì)越弱電離程度越小。④化學(xué)反應(yīng)平衡移動(dòng)規(guī)律—遵循勒夏特列原理二、弱電解質(zhì)的電離平衡溫度：弱電解質(zhì)的電離一般是吸熱過(guò)程，升高溫度使電離平衡向電離的方向移動(dòng)，電離程度增大。濃度：在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度越小，離子相互碰撞結(jié)合為分子的概率越小，電離程度越大?！霸綗嵩诫婋x”“越稀越電離”加水稀釋能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，弱電解質(zhì)的電離程度增大，但離子濃度卻是減小的。如0.1mol/LCH3COOH溶液加水稀釋，溶液中c(H＋)、c(CH3COOH)、c(CH3COO－)都是降低的。二、弱電解質(zhì)的電離平衡二、弱電解質(zhì)的電離平衡加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的離子時(shí)，電離平衡向電離的方向移動(dòng)，電離程度增大。同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng)，電離程度減小。化學(xué)反應(yīng)：注意：加入同濃度的弱電解質(zhì)溶液→平衡不移動(dòng)→各微粒濃度不變、電離程度不變。“加同離子抑制電離”“反應(yīng)離子促進(jìn)電離”二、弱電解質(zhì)的電離平衡改變條件平衡移動(dòng)方向c(H+)c(Ac-)c(HAc)電離程度加熱加HCI加NaOH(s)加NaAc(s)加無(wú)水醋酸

加水CH3COOHCH3COO-+H+正向增大增大減小逆向增大減小增大正向減小增大減小

逆向減小增大增大

正向增大

增大

增大

正向

減小

減小減小增大減小增大

增大減小減小△H>0二、弱電解質(zhì)的電離平衡弱電解質(zhì)的判斷方法12酸溶液中c(H+)的大小。0.1mol·L-1HA溶液中c(H+)＜0.1mol·L-1；將c(H+)＝1×10-2mol·L-1的HA溶液稀釋100倍，稀釋后溶液中1×10-4

mol·L-1＜c(H+)＜1×10-2mol·L-1。溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱。0.1mol·L-1HCl溶液和0.1mol·L-1HA溶液，前者的導(dǎo)電能力明顯強(qiáng)。弱二、弱電解質(zhì)的電離平衡弱電解質(zhì)的判斷方法34與活潑金屬反應(yīng)速率的大小。相同物質(zhì)的量濃度的HCl溶液和HA溶液，與(形狀、顆粒大小)相同的活潑金屬反應(yīng)，前者的反應(yīng)速率大。典型化學(xué)反應(yīng)-強(qiáng)酸制弱酸。將CO2通入NaA溶液中有HA生成，或HA溶液與NaHCO3溶液不反應(yīng)。弱5存在電離平衡。向某酸溶液中滴加石蕊，之后緩緩加熱，發(fā)現(xiàn)紅色變深。

隨堂小測(cè)1.在0.1mol?L－1的HCN溶液中存在如下電離平衡：HCNH＋＋CN－，下列敘述正確的是(

)A．加入少量NaOH