（浙江选考）高考化学二轮复习 专题六 第4讲 溶液中的离子反应教案-人教版高三全册化学教案.doc

第4讲溶液中的离子反应
[考试说明]
知识内容考试要求(1)几种典型的弱电解质a(2)弱电解质水溶液中的电离平衡b(3)弱电解质的电离方程式b(4)电离度及其简单计算c(5)水的离子积常数b(6)电离平衡常数与弱酸、弱碱的酸碱性强弱之间的关系b(7)多元弱酸的分步电离a(8)溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)的大小关系a(9)pH的概念，pH的大小与溶液酸碱性的关系a(10)pH的简单计算c
续表

知识内容考试要求(11)测定溶液酸碱性的方法，用pH试纸、pH计测定溶液的pHb(12)中和滴定原理及其操作方法b(13)几种常见酸碱指示剂的变色范围a(14)盐类的水解原理，常见盐溶液的酸碱性的判断b(15)盐类水解的简单应用b(16)盐类水解的离子反应方程式b(17)多元弱酸盐的分步水解b(18)影响盐类水解的因素b(19)常见酸式盐溶液的酸碱性判断b
弱电解质的电离平衡[学生用书P51]

1．电离平衡的特征

2．影响电离平衡的外界条件
(1)温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
(2)浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
(3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
(4)加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
3．电离平衡常数的特点
(1)电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K值增大。
(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K1≫K2≫K3≫…，故其酸性取决于第一步。
4．水的离子积常数
(1)表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。室温下，Kw＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程，升高温度，Kw增大。
(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
5．强、弱电解质的判断方法(以HA为例)
(1)从是否完全电离的角度判断
方法1测定一定浓度的HA溶液的pH若测得0.1mol/L的HA溶液的pH＝1，则HA为强酸；若pH>1，则HA为弱酸方法2跟同浓度的盐酸比较导电性若导电性和盐酸相同，则为强酸；若比盐酸弱，则为弱酸方法3跟同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢若反应速率相同，则为强酸；若比盐酸慢，则为弱酸(2)从是否存在电离平衡的角度判断
①从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断
如将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH＝5，则为强酸，若pH<5，则为弱酸。
②从升高温度后pH的变化判断
若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。因为弱酸存在电离平衡，升高温度时，电离程度增大，c(H＋)增大。而强酸不存在电离平衡，升高温度时，只有水的电离程度增大，pH变化幅度小。
(3)从酸根离子是否能发生水解的角度判断
可直接测定NaA溶液的pH：若pH＝7，则HA是强酸；若pH>7，则HA是弱酸。

题组一弱电解质的电离平衡
1．室温下，在pH＝12的某溶液中，分别有甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的c(OH－)的数据分别为甲：1.0×10－7mol·L－1；乙：1.0×10－6mol·L－1；丙：1.0×10－2mol·L－1；丁：1.0×10－12mol·L－1。其中你认为可能正确的数据是()
A．甲、乙 B．乙、丙
C．丙、丁 D．乙、丁
解析：选C。如果该溶液是一种强碱(如NaOH)溶液，则该溶液的OH－首先来自碱(NaOH)的电离，水的电离被抑制，c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，所有这些H＋都来自水的电离，水电离时当然同时提供相同物质的量的OH－，所以丁是对的。如果该溶液是一种强碱弱酸盐溶液，则该溶液之所以呈碱性是由于盐中弱酸根水解的缘故。水解时，弱酸根离子与水反应生成弱酸和OH－，使溶液中c(OH－)>c(H＋)，溶液中的OH－由水电离所得，所以丙也是正确的。
2．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－，若要使平衡向逆方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入适量的物质或采取的措施是()
①NH4Cl固体②硫酸③NaOH固体④水⑤加热
⑥加入少量MgSO4固体
A．①②③⑤ B．③⑥
C．③ D．③⑤
解析：选C。若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NHeq\o\al(＋,4))增大，平衡向逆方向移动，c(OH－)减小，①不符合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向正方向移动，②不符合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡向逆方向移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向正方向移动，c(OH－)减小，④不符合题意；电离属吸热过程，加热平衡向正方向移动，c(OH－)