高中化學(xué)人教版 (新課標(biāo))選修4 化學(xué)反應(yīng)原理第三章水溶液中的離子平衡第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離教案-教案下載-教習(xí)網(wǎng)

[課標(biāo)要求]1．理解強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的概念。2．能描述弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，正確書寫電離方程式。3．理解一定條件下弱電解質(zhì)電離平衡的移動(dòng)。4．了解電離常數(shù)的概念、表達(dá)式和意義。, 1．強(qiáng)電解質(zhì)是指在水溶液中能夠全部電離的電解質(zhì)，如HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4、NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2、鹽。2．弱電解質(zhì)是指在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)，如弱酸、弱堿和水。3．升溫、加水稀釋均能使弱電解質(zhì)的電離程度增大。4．相同條件下，弱酸的電離常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)。 ) 1．電解質(zhì)和非電解質(zhì)2．強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)按圖所示，將體積相同，濃度相同的鹽酸和醋酸與等量鎂條反應(yīng)，并測(cè)量溶液的pH。[問題思考]1．25 ℃時(shí)，1 mol·L－1的CH3COOH溶液中c(H＋)＝1 mol·L－1嗎？提示：CH3COOH未完全電離，c(H＋)小于1 mol·L－1。2．等量的鎂與同等濃度的鹽酸和醋酸反應(yīng)速率不相同，說明了兩種溶液中的哪種離子的濃度不同？提示：等濃度的鹽酸和醋酸與Mg反應(yīng)的速率不同，說明了兩種溶液中c(H＋)不相同。3．通過上述實(shí)驗(yàn)判斷鹽酸、醋酸哪種物質(zhì)是弱電解質(zhì)？提示：醋酸為弱電解質(zhì)。1．強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念溶于水后能完全電離的電解質(zhì)溶于水后只有部分電離的電解質(zhì)化合物類型離子化合物、共價(jià)化合物共價(jià)化合物電離程度完全電離部分電離溶液中存在的微粒(水分子不計(jì))只有電離出的陰、陽(yáng)離子，不存在電解質(zhì)分子既有電離出的陰、陽(yáng)離子，又有電解質(zhì)分子實(shí)例鹽(包括難溶性鹽)；強(qiáng)酸：HNO3、H2SO4等；強(qiáng)堿：KOH、NaOH Ba(OH)2等、弱酸：H2CO3、CH3COOH、HClO等；弱堿：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等水2.對(duì)強(qiáng)、弱電解質(zhì)的理解(1)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶解性無(wú)關(guān)某些鹽如BaSO4、CaCO3等，雖難溶于水卻是強(qiáng)電解質(zhì)；而如CH3COOH、NH3·H2O盡管易溶于水，卻部分電離，是弱電解質(zhì)。(2)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電性沒有必然聯(lián)系溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱由溶液中自由離子的濃度和離子所帶電荷多少?zèng)Q定，很稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性很弱，濃度較大的弱電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性可能較強(qiáng)，弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定弱。1．下列說法中，正確的是(　　)A．強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性一定比弱電解質(zhì)溶液強(qiáng)B．強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液中不存在分子C．SO2和乙醇均屬共價(jià)化合物，在水中都不能電離，均屬非電解質(zhì)D．不同的弱電解質(zhì)只要物質(zhì)的量濃度相同，電離程度也相同解析：選C　溶液的導(dǎo)電能力與溶液中離子濃度及離子所帶電荷數(shù)有關(guān)，與電解質(zhì)的強(qiáng)弱無(wú)關(guān)，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)溶液強(qiáng)，故A錯(cuò)誤；強(qiáng)電解質(zhì)溶于水的部分完全電離，但水是弱電解質(zhì)，微弱電離，大部分以水分子的形式存在，故B錯(cuò)誤；SO2自身不能電離，是非電解質(zhì)，乙醇在水中不能電離，是非電解質(zhì)，故C正確；不同的弱電解質(zhì)濃度相同時(shí)，電離程度不一定相同，故D錯(cuò)誤。2．下列物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，且屬于強(qiáng)電解質(zhì)的是(　　)A．CH3COOH　　　　　　 B．Cl2C．NH4HCO3 D．SO2解析：選C　CH3COOH在水溶液中能部分電離出CH3COO－和H＋，為弱電解質(zhì)，故A錯(cuò)誤；Cl2是單質(zhì)，既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)，故B錯(cuò)誤；NH4HCO3在水溶液中能完全電離出自由移動(dòng)的NH和HCO而導(dǎo)電，為強(qiáng)電解質(zhì)，故C正確；SO2在水溶液中與水反應(yīng)生成亞硫酸，亞硫酸部分電離出自由移動(dòng)的H＋和HSO而導(dǎo)電，SO2自身不能電離，屬于非電解質(zhì)，故D錯(cuò)誤。3．有下列電解質(zhì)：①氯化銨　②氫氧化鈉　③H2S④碳酸氫鈉　⑤磷酸　⑥硫酸請(qǐng)用以上物質(zhì)的序號(hào)，填寫下列空白：(1)屬于強(qiáng)電解質(zhì)的有_____________________________________________________；(2)屬于弱電解質(zhì)的有__________________________________________。解析：強(qiáng)酸(H2SO4)、強(qiáng)堿(NaOH)、鹽(NH4Cl、NaHCO3)屬于強(qiáng)電解質(zhì)；弱酸(H3PO4)屬于弱電解質(zhì)。答案：(1)①②④⑥　(2)③⑤ 1．弱電解質(zhì)的電離平衡在一定條件下(如溫度和濃度)，弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過程達(dá)到電離平衡狀態(tài)。2．弱電解質(zhì)電離平衡的建立3．弱電解質(zhì)的電離方程式弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的，其電離方程式用“”表示。例如：NH3·H2O：NH3·H2ONH＋OH－。弱電解質(zhì)醋酸在水中部分電離，電離的示意圖如下[問題思考]1．醋酸在水中部分電離，如何書寫電離方程式？H2CO3也屬于弱電解質(zhì)，如何書寫電離方程式？弱堿Fe(OH)3呢？提示：CH3COOHCH3COO－＋H＋；H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO；Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。2．若對(duì)燒杯中的醋酸溶液加熱，醋酸的電離程度將如何變化？加水呢？加入少許CH3COONa晶體呢？提示：加熱能促進(jìn)醋酸的電離，電離程度增大；加水能促進(jìn)醋酸的電離，電離程度增大；加入少許CH3COONa晶體能抑制CH3COOH的電離，電離程度減小。1．電離方程式的書寫類型電離方程式的特點(diǎn)典型例子強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，電離方程式寫“===”H2SO4===2H＋＋SO NaOH===Na＋＋OH－NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO弱電解質(zhì)一元弱酸或弱堿不完全電離，電離方程式寫“”CH3COOHCH3COO－＋H＋NH3·H2ONH＋OH－多元弱酸分步電離，以第一步為主，電離方程式寫“”H2CO3H＋＋HCO(主) HCOH＋＋CO(次)多元弱堿用一步電離表示，且電離方程式寫“”Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－2.影響電離平衡的因素(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定了其電離程度的大小。(2)外因：①溫度：升高溫度使電離平衡向電離的方向移動(dòng)。②濃度：濃度降低，電離平衡向電離的方向移動(dòng)，因?yàn)殡x子相互碰撞結(jié)合為分子的幾率減小。③相同離子：在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，電離平衡逆向移動(dòng)。④反應(yīng)離子：加入能與電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的離子時(shí)，電離平衡向電離方向移動(dòng)。1．稀氨水中存在著平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，同時(shí)使c(OH－)增大，應(yīng)加入的物質(zhì)或采取的措施是(　　)①NH4Cl固體?、诹蛩帷、?/span>NaOH固體?、芩、菁訜帷、藜尤肷倭?/span>MgSO4固體A．①②③⑤ B．③C．③④⑥ D．③⑤解析：選B?、偃粼诎彼屑尤?/span>NH4Cl固體，c(NH)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，c(OH－)減小，錯(cuò)誤；②硫酸中的H＋與OH－反應(yīng)，使c(OH－)減小，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，錯(cuò)誤；③當(dāng)在氨水中加入NaOH固體后，c(OH－)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，符合題意；④若在氨水中加入水，稀釋溶液，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，但c(OH－)減小，錯(cuò)誤；⑤電離屬于吸熱過程，加熱平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，c(OH－)增大，錯(cuò)誤；⑥加入MgSO4固體，MgSO4電離出的Mg2＋與氨水中的OH－反應(yīng)生成Mg(OH)2沉淀，使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，且溶液中c(OH－)減小，錯(cuò)誤。2．在0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，要促進(jìn)醋酸電離且使H＋濃度增大，應(yīng)采取的措施是(　　)A．升溫 B．降溫C．加入NaOH溶液 D．加入稀鹽酸解析：選A　醋酸的電離是吸熱過程，升高溫度能促進(jìn)醋酸的電離，且H＋濃度增大，故A正確，B錯(cuò)誤；加入NaOH溶液，OH－和H＋反應(yīng)生成水，能促進(jìn)醋酸的電離，但H＋濃度減小，故C錯(cuò)誤；加入稀鹽酸，H＋濃度增大，但抑制醋酸的電離，故D錯(cuò)誤。3．下列電離方程式書寫正確的是(　　)A．H2S2H＋＋S2－B．H2S＋H2OH3O＋＋HS－C．NH3＋H2O===NH＋OH－D．HClO===H＋＋ClO－解析：選B　H2S為多元弱酸，應(yīng)分步電離，故A錯(cuò)誤；H2S＋H2OH3O＋＋HS－相當(dāng)于H2SH＋＋HS－，故B正確；C項(xiàng)，正確的電離方程式應(yīng)為NH3·H2ONH＋OH－，錯(cuò)誤；弱電解質(zhì)的電離用“”，故D錯(cuò)誤。4．寫出下列電解質(zhì)在水溶液中的電離方程式(1)HClO4：______________________________________________________________；(2)HClO：________________________________________________________________；(3)NaHCO3：_____________________________________________________________；(4)NaHSO4：___________________________________________________________。答案：(1)HClO4===H＋＋ClO(2)HClOH＋＋ClO－(3)NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO(4)NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO[方法技巧]證明HA為一元弱酸的方法(1)比較相同條件下，HA和HCl溶液中c(H＋)的大小(或pH的大小)。(2)比較同濃度的HA、HCl溶液與活潑金屬(如Zn)反應(yīng)的快慢。(3)證明HA溶液中存在著電離平衡。(4)比較同濃度HA和HCl溶液的導(dǎo)電性的強(qiáng)弱。 1．含義：電離平衡的平衡常數(shù)叫做電離常數(shù)，用K表示。2．表示方法：對(duì)于ABA＋＋B－。K＝。3．K的意義：它能表示弱電解質(zhì)的電離能力。(1)溫度一定時(shí)，K越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，K越小，弱電解質(zhì)的電離程度越小；(2)多元弱酸每步電離都有電離常數(shù)，分別表示為K1、K2、K3等，這些常數(shù)間的關(guān)系為K1?K2?K3。[特別提醒]　(1)電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無(wú)關(guān)，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是定值。(2)弱電解質(zhì)的電離常數(shù)只受溫度變化的影響。升高溫度，電離常數(shù)增大。1．下列關(guān)于電離常數(shù)的說法中正確的是(　　)A．電離常數(shù)越小，表示弱電解質(zhì)的電離能力越弱B．電離常數(shù)與溫度無(wú)關(guān)C．不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離常數(shù)不同D．多元弱酸各步電離常數(shù)相互關(guān)系為K1＜K2＜K3解析：選A　電離常數(shù)的大小反映了該弱電解質(zhì)的電離能力，A正確；電離常數(shù)的大小與溫度有關(guān)，因?yàn)槿蹼娊赓|(zhì)電離都吸熱，溫度升高，電離常數(shù)增大，除溫度外，電離常數(shù)與其他因素?zé)o關(guān)，B、C錯(cuò)誤；對(duì)于多元弱酸，第一步電離產(chǎn)生的H＋對(duì)第二步電離起抑制作用，故K1?K2?K3，D錯(cuò)誤。2．在25 ℃時(shí)，0.1 mol·L－1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它們的電離常數(shù)分別為4.6×10－4、1.8×10－4、6.2×10－10、K1＝4.3×10－7和K2＝5.6×10－11，其中氫離子濃度最小的是(　　)A．HNO2　　　　　　　　 B．HCOOHC．HCN D．H2CO3解析：選C　由電離常數(shù)的大小可知，酸性由強(qiáng)到弱的順序是：HNO2>HCOOH>H2CO3>HCN，故c(H＋)最小的是HCN。3．將0.1 mol·L－1 HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是(　　)A．c(H＋) B．Ka(HF)C. D.解析：選C　因HF為弱酸，則濃度為0.1 mol·L－1 HF溶液加水不斷稀釋會(huì)促進(jìn)HF的電離，電離平衡正向移動(dòng)，電離程度增大，n(H＋)增大，但溶液體積也增大，且增大的程度大于n(H＋)增大的程度，所以c(H＋)不斷減小，A項(xiàng)錯(cuò)誤；因電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，則Ka(HF)在稀釋過程中不變，B項(xiàng)錯(cuò)誤；因Ka(HF)＝，當(dāng)HF溶液加水不斷稀釋，c(F－)不斷減小，Ka(HF)不變，則增大，C項(xiàng)正確；剛開始稀釋時(shí)，電離產(chǎn)生等量的H＋和F－，則兩種離子的濃度比值可視為不變，但隨著稀釋的不斷進(jìn)行，由于水電離產(chǎn)生H＋，則c(H＋)不會(huì)低于10－7 mol·L－1，c(F－)不斷減小，比值變小，D項(xiàng)錯(cuò)誤。4．由表格中的電離常數(shù)判斷可以發(fā)生的反應(yīng)是(　　)化學(xué)式電離常數(shù)HClOK＝3×10－8H2CO3K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－11A．NaClO＋NaHCO3===HClO＋Na2CO3B．2HClO＋Na2CO3===2NaClO＋CO2↑＋H2OC．2NaClO＋CO2＋H2O===2HClO＋Na2CO3D．NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3解析：選D　依據(jù)電離常數(shù)分析可知酸性由強(qiáng)至弱為H2CO3>HClO>HCO，根據(jù)強(qiáng)酸可以制取弱酸分析，A項(xiàng)與HClO>HCO矛盾，錯(cuò)誤；B項(xiàng)與H2CO3>HClO矛盾，錯(cuò)誤；C項(xiàng)與H2CO3>HClO>HCO矛盾，反應(yīng)應(yīng)該生成碳酸氫鈉，錯(cuò)誤；D項(xiàng)與H2CO3>HClO>HCO吻合，正確。

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