2018_2019学年高中化学第3章物质在水溶液中的行为（打包18套）鲁科版选修4
2018_2019学年高中化学第3章物质在水溶液中的行为章末小结与测评学案鲁科版选修420180907382.doc
2018_2019学年高中化学第3章物质在水溶液中的行为第1节水溶液第1课时水的电离及电解质在水溶液中的存在形态课件鲁科版选修420180907365.ppt
2018_2019学年高中化学第3章物质在水溶液中的行为第1节水溶液第1课时水的电离及电解质在水溶液中的存在形态学案鲁科版选修420180907366.doc
2018_2019学年高中化学第3章物质在水溶液中的行为第1节水溶液第2课时溶液的酸碱性与pH课件鲁科版选修420180907367.ppt
2018_2019学年高中化学第3章物质在水溶液中的行为第1节水溶液第2课时溶液的酸碱性与pH学案鲁科版选修420180907368.doc
2018_2019学年高中化学第3章物质在水溶液中的行为第2节弱电解质的电离盐类的水解第1课时弱电解质的电离平衡课件鲁科版选修420180907369.ppt
2018_2019学年高中化学第3章物质在水溶液中的行为第2节弱电解质的电离盐类的水解第1课时弱电解质的电离平衡学案鲁科版选修420180907370.doc
2018_2019学年高中化学第3章物质在水溶液中的行为第2节弱电解质的电离盐类的水解第2课时盐类的水解课件鲁科版选修420180907371.ppt
2018_2019学年高中化学第3章物质在水溶液中的行为第2节弱电解质的电离盐类的水解第2课时盐类的水解学案鲁科版选修420180907372.doc
2018_2019学年高中化学第3章物质在水溶液中的行为第2节弱电解质的电离盐类的水解第3课时盐类水解原理的应用课件鲁科版选修420180907373.ppt
2018_2019学年高中化学第3章物质在水溶液中的行为第2节弱电解质的电离盐类的水解第3课时盐类水解原理的应用学案鲁科版选修420180907374.doc
2018_2019学年高中化学第3章物质在水溶液中的行为第3节沉淀溶解平衡课件鲁科版选修420180907375.ppt
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2018_2019学年高中化学第3章物质在水溶液中的行为第4节离子反应第1课时离子反应发生的条件课件鲁科版选修420180907377.ppt
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　　第1课时　水的电离及电解质在水溶液中的存在形态
　　学习目标：1.理解水的电离过程以及水的离子积常数的含义，并能应用水的离子积常数进行相关计算。(重点)2.知道强弱电解质的区别，理解弱电解质的电离特点。(重点)3.能够书写常见弱电解质的电离方程式。
　　[自 主 预 习•探 新 知]
　　1．水的电离
　　(1)水的电离方程式
　　纯水中存在少量的H＋和OH－，是由于水发生微弱的电离产生的：H2O H＋＋OH－。
　　(2)水的电离平衡常数
　　水的电离是一个可逆过程，一定条件下达到电离平衡，其平衡常数可以表示为K＝[H＋][OH－][H2O]。
　　2．水的离子积常数
　　(1)表达式：KW＝[H＋][OH－]。
　　(2)影响因素——温度
　　①25 ℃时：KW＝1.0×10－14mol2•L－2。
　　②水的电离是吸热的可逆过程，故温度升高，KW增大。
　　③水的离子积常数只受温度的影响，与[H＋]、[OH－]的变化无关。
　　微点拨：KW适用于所有的电解质溶液，不仅仅适用于纯水。
　　3．电解质在水溶液中的存在形态
　　(1)强、弱电解质的概念
　　①强电解质：在稀的水溶液中完全电离的电解质。
　　②弱电解质：在稀的水溶液中部分电离的电解质。
　　(2)电解质与物质类别及在水溶液中的存在形态
　　(3)电离方程式
　　书写电离方程式时，强电解质用“===”，弱电解质用“ ”。如
　　①NaCl的电离方程式为NaCl===Na＋＋Cl－。
　　②醋酸和一水合氨的电离方程式分别为
　　CH3COOH CH3COO－＋H＋，NH3•H2O NH＋4＋OH－。
　　微点拨：书写电离方程式时要遵循质量守恒和电荷守恒。
　　4．溶剂化作用
　　(1)溶剂化作用是指溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用。
　　(2)电解质溶于水后的存在形态：由于溶剂化作用，电解质溶于水后以“水合离子”或“水合分子”的形态存在。
　　[基础自测]
　　1．判断对错(对的在括号内打“√”，错的在括号内打“×”。)
　　(1)25 ℃时，0.1 mol•L－1的NaOH溶液中KW＝1×10－13mol2•L－2。(　　)
　　(2)某温度下，纯水中的[H＋]＝2×10－7mol•L－1，则[OH－]＝1.0×10－14mol2•L－22×10－7mol•L－1。(　　)
　　(3)25 ℃时，0.01 mol/L的盐酸中，[OH－]＝1.0×10－12mol•L－1。(　　)
　　(4)强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物。(　　)
　　(5)强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子。(　　)
　　(6)强电解质溶液的导电能力强，弱电解质溶液的导电能力弱。(　　)
　　[提示]　(1)×　25 ℃时，KW＝1.0×10－14mol－2•L－2。
　　(2)×　纯水中[H＋]＝[OH－]＝2×10－7mol•L－1。
　　(3)√
　　(4)×　电解质的强、弱与溶解性无关。
　　(5)√
　　(6)×　溶液的导电性与离子浓度大小有关，与电解质的强弱无关。
　　[教师备选]
　　强弱电解质的本质区别是(　　)
　　A．导电能力　　　　　 B．化学键的类型
　　C．溶解度 D．电离程度
　　D　[根据在水溶液中的电离程度，把电解质分为强电解质和弱电解质。]
　　2．下列措施能使KW增大的是(　　)
　　A．温度不变向水中加入NaOH溶液
　　B．温度不变向水中加入稀H2SO4
　　C．温度不变向水中加入NaCl固体
　　第2课时　溶液的酸碱性与pH
　　学习目标：1.了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。2.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。
　　(重点)3.能够进行有关pH的简单计算。(重难点)
　　[自 主 预 习•探 新 知]
　　1．溶液的酸碱性
　　(1)溶液酸碱性的判断标准：[H＋]与[OH－]的相对大小。
　　(2)溶液酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系
　　[H＋]和[OH－]的关系 溶液酸碱性 酸碱性的强弱
　　[H＋]＝[OH－] 溶液呈中性 －
　　[H＋]＞[OH－] 溶液呈酸性 [H＋]越大，酸性越强
　　[H＋]＜[OH－] 溶液呈碱性 [OH－]越大，碱性越强
　　(3)溶液酸碱性的表示方法
　　①物质的量浓度：当溶液中[H＋]或[OH－]＞1_mol•L－1时，直接用[H＋]或[OH－]表示。
　　②pH：当溶液中[H＋]或[OH－]≤1_mol•L－1时，使用pH表示。
　　微点拨：利用[H＋]和[OH－]的相对大小判断溶液酸碱性，在任何温度下均适用。
　　2．水溶液的pH
　　(1)pH的定义公式，pH＝－lg[H＋]。
　　(2)室温下水溶液的pH、[H＋]及酸碱性的关系
　　pH 0←6 7 8→14
　　[H＋](mol•L－1) 1←10－6 10－7 10－8→10－14
　　[OH－](mol•L－1) 10－14←10－8 10－7 10－6→1
　　溶液
　　酸碱性 pH越小，
　　酸性越强 中性 pH越大，
　　碱性越强
　　微点拨：只有在室温(25 ℃)时，才能利用pH与7的关系判断溶液的酸碱性。
　　3．溶液pH的测量方法
　　(1)酸碱指示剂：不同的指示剂在不同的pH范围内变色。
　　指示剂 变色的pH范围
　　石蕊 ＜5.0红色 5.0～8.0紫色 ＞8.0蓝色
　　甲基橙 ＜3.1红色 3.1～4.4橙色 ＞4.4黄色
　　酚酞 ＜8.2无色 8.2～10.0浅红色 ＞10.0红色
　　(2)pH试纸：将pH试纸放在表面皿(或玻璃片)上，用玻璃棒蘸取待测溶液点在pH试纸的中部，待颜色变化稳定后对照标准比色卡可以得到溶液pH，所得pH均为正整数。
　　(3)酸度计：能够直接测量溶液的pH，读数可以精确到小数点后两位。
　　[基础自测]
　　1．判断对错(对的在括号内打“√”，错的在括号内打“×”。)
　　(1)pH＜7的溶液一定呈酸性。(　　)
　　(2)在任何条件下，纯水都呈中性。(　　)
　　(3)25 ℃时，纯水和烧碱溶液中水的离子积常数不相等。(　　)
　　(4)在100 ℃时，纯水的pH＞7。(　　)
　　(5)25 ℃时，0.01 mol•L－1的KOH溶液的pH＝12。(　　)
　　[提示]　(1)×　25 ℃时pH＜7的溶液一定呈酸性。
　　(2)√
　　(3)×　25 ℃时，任何电解质溶液中KW均为1.0×10－14mol2•L－2。
　　(4)×　100 ℃时，纯水中[H＋]＞10－7mol•L－1，则pH＜7。
　　(5)√
　　2．将25 ℃时下列对应内容用短线连接。
　　[提示]　
　　第1课时　弱电解质的电离平衡
　　学习目标：1.了解弱电解质的电离平衡常数概念和电离平衡常数与电离程度的关系。2.理解影响弱电解质电离平衡的因素及对电离平衡移动的影响。(重点)3.了解常见弱酸和弱碱的电离常数大小，能比较它们的电离能力强弱。(难点)
　　[自 主 预 习•探 新 知]
　　1．弱电解质的电离平衡
　　(1)概念：在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子电离出离子的速率与离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，叫做电离平衡。
　　(2)特点：电离平衡是动态平衡，服从化学平衡的一般规律。
　　2．电离平衡常数
　　(1)定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
　　(2)表达式：一元弱酸：CH3COOH CH3COO－＋H＋
　　Ka＝[CH3COO－][H＋][CH3COOH]
　　一元弱碱：NH3•H2O NH＋4＋OH－
　　Kb＝[NH＋4][OH－][NH3•H2O]。
　　(3)意义：电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。
　　(4)电离平衡常数的特点
　　①电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关，且升高温度K值增大。
　　②相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，对应的酸性(或碱性)越强。
　　③多元弱酸是分步电离，逐级减小且一般相差很大，Ka1≫Ka2，故溶液中的[H＋]主要由第一步电离程度决定。
　　④多元弱碱的电离比较复杂，一般看作是一步电离。
　　3．电离度
　　(1)定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质分子数占原有分子数的百分率，称为电离度，用α表示。
　　(2)表达式：α＝已电离的溶质分子数原有溶质分子总数×100%。
　　(3)影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。
　　4．影响电离平衡的因素
　　(1)弱电解质电离程度的大小是由电解质本身的性质决定的。
　　(2)外界条件对弱电解质的电离平衡的影响
　　因素 影响结果
　　温度 升高温度，电离平衡正向移动
　　浓度 加水稀释，电离平衡正向移动
　　外加物质 加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡逆向移动(同离子效应)
　　加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡正向移动
　　微点拨：弱电解质电离遵循“越稀越电离，越热越电离”的规律。
　　[基础自测]
　　1．判断对错(对的在括号内打“√”，错的在括号内打“×”。)
　　(1)当CH3COOH在水溶液达到电离平衡时：[CH3COOH]＝[H＋]＝[CH3COO－]。(　　)
　　(2)向氨水中滴加酚酞变红色，说明NH3•H2O是弱电解质。(　　)
　　(3)NaHCO3溶液中存在电离平衡：NaHCO3 Na＋＋HCO－3。(　　)
　　(4)H2CO3的电离常数表达式K＝[H＋]2[CO2－3][H2CO3]。(　　)