第四章电解质溶液.中职课件电子教案.ppt

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1、 第四章第四章 电解质溶液电解质溶液学习指南：1了解电解质的解离、强电解质和弱电解质，以及弱电解质的解离平衡；2 理解水的离子积和用pH表示溶液酸碱度的方法，掌握用pH试纸测定溶液酸碱度的方法；3理解离子反应及其发生的条件；了解离子方程式的书写方法；4了解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解及其水溶液酸碱性的判断。5.通过实验，掌握用pH试纸测定溶液酸碱度的方法。 第一节第一节 强电解质强电解质和和弱电解质弱电解质 一、电解质一、电解质在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物叫做电电解质。解质。在水溶液中或熔融状态下都不能导电的化合物叫做非电解质。非电解质。酸、碱、盐都是电解质，它们的水溶液能导电，是因

2、为在溶液中电解质分子发生解离，产生了自由移动的离子，这些带电粒子在外电场的作用下，产生定向移动的结果。如：NaCl，NaOH，HCl的水溶液就能导电。 二、强电解质和弱电解质二、强电解质和弱电解质的概念的概念不同的电解质在水溶液中电离的程度是不同的，可从它们水溶液的导电能力不同来证明。【实验41】取5个烧杯，分别装入100ml 0.1mol/L的下列溶液： 盐酸 醋酸溶液 NaOH溶液 NaCl溶液 氨水，连接电极和灯泡，接通电源，注意观察各灯泡的明亮程度。 实验结果显示：连接在醋酸、氨水溶液中的灯泡比其他3个灯泡暗。 可见体积和浓度相同而种类不同的酸、碱和盐的水溶液在相同条件下的导电能力是不

3、同的。电解质溶液导电能力强弱不同的原因在于不同的电解质在水中的电离程度不同。根据电解质在溶液中的解离能力的大小，可将电解质分为强电解质强电解质和弱电解质弱电解质。 我们把在水溶液中完全解离的电解质，称为强电解质，强电解质在水溶液中全部以离子形式存在，通常用“”表示完全解离。强电解质包括强酸（盐酸、硝酸、硫酸）、强碱（NaOH、KOH、Ba(OH)2）和大多数盐（包括难溶盐）。 我们把在水溶液中只能部分解离的电解质称为弱电解质，弱电解质在水溶液中只有少部分解离成离子，大部分仍然以分子形式存在，通常用“ ”表示部分解离。弱电解质包括弱酸（如：HAc、HF、H2CO3、H2SO3、HCN等）、弱碱（

4、如：氨水和难溶的氢氧化物）和水。 归纳总结归纳总结 第二节水的离子积和溶液第二节水的离子积和溶液pH 一、水的离子积一、水的离子积 实验测得，25时1L纯水中只有110-7 mol的水分子发生解离，由于水总是解离出等量的H+ 和OH- ，因此，纯水中c(H+)=c(OH-)=110-7 mol/L。Kw = c(H+)c(OH-) =110-7110-7 = 110-14 Kw叫做水的离子积水的离子积，它是一个常数，只与温度有关，不同温度下水的离子积不同。常温下，一般认为Kw=110-14。 二、溶液的二、溶液的pH水的离子积不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐的稀溶液，即在纯水和以水作溶剂

5、的稀溶液中都有以下关系式： c(H+)c(OH-) =110-14 溶液中的c(H+)和c(OH-)的相对大小，决定了溶液的酸碱性：c(H+)c(OH-) c(H+)10-7 酸性溶液 c(H+)c(OH-) c(H+)10-7 中性溶液 c(H+)c(OH-) c(H+)10-7 碱性溶液 在实际生活中，仅仅知道某种溶液是酸性还是碱性是很不够的，还必须测定和控制溶液的酸、碱性的强弱程度，即溶液的酸碱度。溶液的酸碱度通常采用采用c(H+)的负对数来表示的负对数来表示，这个值称为溶液的pH。pH的范围在014，若超出此范围，直接用离子浓度表示。pH = lg c(H+) pH越小，c(H+)越大

6、，溶液的酸性越强；pH越大，c(H+)越小，溶液的碱性越强； 测定溶液的pH有多种方法，可以根据检测要求的精确度选用不同的方法：1酸碱指示剂是常用的指示溶液酸碱性的试剂；2检测要求精确，可以用pH计（也称酸度计）等仪器；3检测要求不高，可简单地使用pH试纸、石蕊试纸等，这些试纸在不同酸碱度的溶液里，显示不同的颜色。测定时，把待测溶液滴在pH试纸上，然后把试纸显示的颜色跟标准比色卡对照，便可知道溶液的大致pH。 第三节离子反应和离子方程式第三节离子反应和离子方程式 一、离子反应一、离子反应电解质溶于水后，会完全或部分解离成离子，所以电解质在溶液中所起的反应实质上就是离子之间的反应，我们把凡有离子

7、参加的化学反应叫做离子反应。不是任意两种电解质溶液都能发生离子反应，离子反应的发生需要一定的条件，只有当生成物中有沉淀、沉淀、气体或弱电解质气体或弱电解质（包括水）产生时，离子反应才能发生，这就是离子反应的三个条件。 二、离子方程式二、离子方程式我们把用实际参加反应的离子的符号和化学式来表示离子反应的式子叫离子方程式离子方程式。离子方程式表示了同一类型的离子反应，更能说明离子反应的本质。离子方程式的书写主要包括“写”、“拆”、“删”、“查”四个步骤。以FeCl3和NaOH的反应为例。 一、写写：正确书写化学方程式。 FeCl3 3NaOH 3NaCl Fe(OH)3二、拆拆：把易溶于水强电解质

8、拆写成离子形式，沉淀、气体、水及弱电解质等仍用化学式表示。 Fe3 3Cl 3Na 3OH 3Na 3Cl Fe(OH)3三、删删：删去两边相同的离子。 Fe3 3OH Fe(OH)3四、查查：检查两边原子个数和电荷数是否相等。上面的离子方程式两边都有一个Fe3和三个OH，且两边的电荷总数都为0。 第四节强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解第四节强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解 一、盐的水解类型一、盐的水解类型演示实验 取少量的NaCl、NH4Cl、NaAc 晶体分别放入3支盛有少量水的试管中，振荡试管，使之溶解，然后用pH试纸分别测定其酸碱性。根据形成该盐的酸和碱的强弱，可将盐分成四类：强酸强碱盐、强酸

9、弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐。实验现象如上图，请根据实验结果填写下表：溶液NaClNH4ClNaAc酸碱性 盐的类型 由上图可知，盐溶液有的显酸性，有的显碱性，还有的显中性。盐溶液的酸碱性与盐的类型有关，强碱弱酸盐的溶液显碱性，强酸弱碱盐的溶液显酸性。这是由于盐发生了水解。溶液中盐的离子与水解离出的H或OH作用生成弱电解质的过程，称为盐盐的水解。的水解。 二、强酸弱碱盐的水解二、强酸弱碱盐的水解强酸弱碱盐NH4Cl水溶液显酸性的原因：由NH4Cl解离出的NH4与水解离出OH作用生成弱电解质NH3H2O ，消耗了溶液中OH，使水的解离平衡向右移动，最终导致溶液中C(H)C( OH)，从而使溶液

10、显酸性。 明矾净水的原理：明矾的主要成分为K2SO4Al2(SO4)324H2O，其中K2SO4是强酸强碱盐，不水解，而Al2(SO4)3是强酸弱碱盐，能水解，所以当明矾溶于水后，Al2(SO4)3发生水解：Al(OH)3 胶体能吸附水中悬浮的杂质并形成沉淀，使水澄清，起到净化水的作用，但不能软化水，因它不能减少水中钙离子和镁离子。 三、三、强碱弱酸盐强碱弱酸盐的水解的水解强碱弱酸盐NaAc水溶液显碱性的原因：由NaAc解离出的Ac与水解离出H作用生成了弱电解质HAc ，消耗了溶液中H，使水的解离平衡向右移动，最终导致溶液中C(H)C( OH)，从而使溶液显碱性。CH3COONa水解方程式如下

11、：水解方程式如下：CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- 归纳总结归纳总结1盐类水解的实质盐类水解的实质在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+和和OH-生成弱电解生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸性、碱质，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性。性或中性。2盐类水解的规律盐类水解的规律通常盐类水解程度是很小的，而且是可逆的。盐类水解遵循以下通常盐类水解程度是很小的，而且是可逆的。盐类水解遵循以下规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都

12、弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。强显谁性，同强显中性。3盐类水解的离子方程式书写过程中应注意以下两点：盐类水解的离子方程式书写过程中应注意以下两点：由于盐类水解反应一般是可逆反应，故反应方程式中要写由于盐类水解反应一般是可逆反应，故反应方程式中要写“ ”号。号。 一般盐类水解的程度很小，水解产物的量也很少，通常不生一般盐类水解的程度很小，水解产物的量也很少，通常不生成沉淀或气体，也不发生分解，在书写方程式时，一般不标成沉淀或气体，也不发生分解，在书写方程式时，一般不标“”或或“”，也不把生成物写成其分解产物的形式。，也不把生成物写成其分解产物的形式。 本章小结本章小结概念概念定义或符号定义或符号公式或包含类型公式或包含类型强电解质强电解质在水溶液中完全解离的电解质强酸、强碱、盐强酸、强碱、盐弱电解质弱电解质在水溶液中部分解离的电解质弱酸、弱碱、水弱酸、弱碱、水水的离子积水的离子积KwKw = c(H+)c(OH-) = 110-14pHpHpH = lg c(H+)盐类水解盐类水解溶液中盐的离子与水解离出的溶液中盐的离子与水解离出的H或或OH作用作用生成弱电解质的过程生成弱电解质的过程强酸弱碱盐：溶液显酸性强酸弱碱盐：溶液显酸性强碱弱酸盐：溶液显碱性强碱弱酸盐：溶液显碱性