高三化學(xué) 1_8 弱電解質(zhì)的電離教學(xué)設(shè)計

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弱電解質(zhì)的電離復(fù)習(xí)目標(biāo)（1）鞏固對電解質(zhì)、強弱電解質(zhì)概念的理解。（2）了解弱電解質(zhì)電離平衡的建立及移動的影響因素。（3）能對溶液的導(dǎo)電能力判斷及對強弱酸堿進行比較。教學(xué)重點弱電解質(zhì)電離平衡的建立及移動的影響因素。教學(xué)難點弱電解質(zhì)電離平衡的應(yīng)用。教學(xué)過程考點一 化學(xué)反應(yīng)的方向、化學(xué)平衡狀態(tài)【知識精講】1、 電解質(zhì)（1）電解質(zhì)與非電解質(zhì)電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。非電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下不能導(dǎo)電的化合物?！咀⒁狻侩娊赓|(zhì)和非電解質(zhì)的范疇都是化合物，所以單質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)?；衔餅殡娊赓|(zhì)，其本質(zhì)是自身能電離出離子，有些物質(zhì)溶于水時所得溶液也能導(dǎo)電，但這些物質(zhì)自身不電離，而是生成了一些電解質(zhì)，則這些物質(zhì)不屬于電解質(zhì)。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。常見電解質(zhì)的范圍：酸、堿、鹽、離子型氧化物。溶劑化作用：電解質(zhì)溶于水后形成的離子或分子并不是單獨存在的，而是與水分子相互吸引、相互結(jié)合，以“水合離子”或“水合分子”的形態(tài)存在，這種溶質(zhì)分子或離子與溶劑相互吸引的作用叫做溶劑作用。（2）強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強電解質(zhì)：在溶液中能夠全部電離的電解質(zhì)。則強電解質(zhì)溶液中不存在電離平衡。弱電解質(zhì)：在溶液中只是部分電離的電解質(zhì)。則弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡【注意】強、弱電解質(zhì)的范圍：強電解質(zhì)：強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、水強、弱電解質(zhì)與溶解性的關(guān)系：電解質(zhì)的強弱取決于電解質(zhì)在水溶液中是否完全電離，與溶解度的大小無關(guān)。一些難溶的電解質(zhì)，但溶解的部分能全部電離，則仍屬強電解質(zhì)。如：BaSO4、BaCO3等。強、弱電解質(zhì)與溶液導(dǎo)電性的關(guān)系：溶液的導(dǎo)電性強弱與溶液中的離子濃度大小有關(guān)。強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定強，如很稀的強電解質(zhì)溶液，其離子濃度很小，導(dǎo)電性很弱。而弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定弱，如較濃的弱電解質(zhì)溶液，其電離出的離子濃度可以較大，導(dǎo)電性可以較強。強、弱電解質(zhì)與物質(zhì)結(jié)構(gòu)的關(guān)系：強電解質(zhì)一般為離子化合物和一些含強極性鍵的共價化合物，弱電解質(zhì)一般為含弱極性鍵的化合物。強、弱電解質(zhì)在熔融態(tài)的導(dǎo)電性：離子型的強電解質(zhì)由離子構(gòu)成，在熔融態(tài)時產(chǎn)生自由移動的離子，可以導(dǎo)電。而共價型的強電解質(zhì)以及弱電解質(zhì)由分子構(gòu)成，熔融態(tài)時仍以分子形式存在，所以不導(dǎo)電。2、弱電解質(zhì)的電離平衡（1）特征弱電解質(zhì)的電離平衡指在一定條件下（溫度、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的狀態(tài)。弱電解質(zhì)的電離平衡的特點是：動：(電離)(結(jié)合)的動態(tài)平衡；定：條件一定，分子和離子濃度一定；定：條件一定，分子和離子濃度一定；（2）影響因素（以CH3COOHCH3COO+ H+為例）濃度：加水稀釋促進電離，溶液中(H+)增大，c(H+)減小溫度：升溫促進電離（因為電離過程是吸熱的）相關(guān)離子：例如加入無水CH3COONa能抑制電離，加入鹽酸也抑制電離，加入堿能促進電離，仍然符合勒夏特列原理。（3）電離平衡常數(shù)概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達到平衡時，溶液中電離所產(chǎn)生的各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，用K表示（酸用Ka表示，堿用 Kb表示）。表示方法：ABA+B- K= K的意義：K值越大，表示該電解質(zhì)較易電離，所對應(yīng)的弱酸弱堿較強。從Ka或Kb的大小，可以判斷弱酸和弱堿的相對強弱，例如弱酸的相對強弱： H2SO3（Ka1=1.510-2） H3PO4（Ka1=7.510-3）HF（Ka=7.210-4） HNO2（Ka1=4.610-4） HCOOH（Ka=1.810-4） CH3COOH（Ka=1.810-5） H2CO3（Ka1=4.310-7） H2S（Ka1=9.110-8）影響K值大小的因素：K值不隨濃度而變化，但隨溫度而變化。（4）電離度弱電解質(zhì)在水中的電離達到平衡狀態(tài)時，已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)的百分率，稱為電離度。常用表示：=100%（5）多元弱酸的電離。多元弱酸是分步電離的，且越向后的電離越困難，其電離出來的離子濃度也越小酸性主要由第一步電離決定。如 H3PO4的電離：第一步電離：H3PO4H+H2PO K1第二步電離：H2POH+HPO (較難) K2第三步電離：HPOH+PO （困難） K3 顯然： K1K2K3。在磷酸溶液中，由H3PO4電離出來的離子有H+、H2PO、HPO、PO等離子，其離子濃度的大小關(guān)系為：c(H+)c(H2PO)c(HPO)c(PO) 。【方法精講】1、從“定性”和“定量”兩角度理解電離平衡（1）從定性角度分析電離平衡：應(yīng)該深刻地理解勒夏特列原理平衡向“減弱”這種改變的方向移動，移動結(jié)果不能“抵消”或“超越”這種改變。（2）從定量角度分析電離平衡：當(dāng)改變影響電離平衡的條件后分析兩種微粒濃度之比的變化時，若通過平衡移動的方向不能作出判斷時，應(yīng)采用化學(xué)平衡常數(shù)定量分析。2、判斷強弱電解質(zhì)的方法和規(guī)律： 若0.01 molL1的酸HA溶液的pH2，說明 酸HA在水溶液中沒有完全電離，HA為弱酸；相同pH的強酸、弱酸分別加水稀釋相同倍數(shù)，溶液pH變化大的是強酸，變化小的是弱酸；相同pH的強酸和弱酸，分別加入等量相應(yīng)的鈉鹽，溶液pH增大的是弱酸，pH幾乎不變的是強酸；pH相同、體積相同的強酸和弱酸與堿NaOH完全反應(yīng)時，耗堿量大的是弱酸，或與足量鋅反應(yīng)，產(chǎn)生H2多的是弱酸；取酸的鈉鹽溶于水，測定溶液pH，若pH=7，則對應(yīng)酸為強酸，若pH7，對應(yīng)酸為弱酸。3“電離平衡”分析判斷中六大誤區(qū)(1)誤認(rèn)為電離平衡正向移動，弱電解質(zhì)的電離程度一定增大。如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向電離方向移動，但醋酸的電離程度減小。(2)誤認(rèn)為弱電解質(zhì)在加水稀釋的過程中，溶液中離子濃度都減小，如氨水加水稀釋時，c(H)濃度增大。(3)弱電解質(zhì)溶液加水稀釋過程中，判斷某些微粒濃度的關(guān)系式是否發(fā)生變化時，首先要考慮該關(guān)系式是否是電離常數(shù)、離子積常數(shù)、水解常數(shù)以及它們的變形。(4)誤認(rèn)為溶液的酸堿性取決于pH，如pH7的溶液在溫度不同時，可能呈酸性或堿性，也可能呈中性。(5)誤認(rèn)為由水電離出的c(H)1013mol/L的溶液一定呈堿性。如25，0.1mol/L的鹽酸或氫氧化鈉溶液中由水電離出的c(H)都為1013 mol/L。(6)誤認(rèn)為酸堿恰好中和時溶液一定呈中性。如強酸和弱堿恰好中和溶液呈酸性，強堿和弱酸恰好中和溶液呈堿性，強酸和強堿恰好中和溶液呈中性?！镜淅v】【例1】下列說法正確的是 （ ）A氯化鉀溶液在電流作用下電離成鉀離子和氯離子B二氧化硫的水溶液能導(dǎo)電，故二氧化硫是電解質(zhì)C硫酸鋇難溶于水，所以硫酸鋇屬弱電解質(zhì)D純凈的強電解質(zhì)在液態(tài)時，可能導(dǎo)電【答案】D【解析】A、氯化鉀在水中的電離不需通電，錯誤；B、二氧化硫與水反應(yīng)生成的亞硫酸電離產(chǎn)生離子，使溶液導(dǎo)電，所以亞硫酸是電解質(zhì)，而二氧化硫不是電解質(zhì)，錯誤；C、硫酸鋇雖然難溶于水，但溶于水的部分完全電離，所以是強電解質(zhì)，錯誤；D、純凈的強電解質(zhì)在液態(tài)時可能導(dǎo)電，如離子化合物，在熔融時均能導(dǎo)電，正確，答案選D?！纠?】將濃度為01 molL1 HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是 （ ）Ac(H) BKa(HF)C D【答案】D【解析】將濃度為01 molL1 HF溶液加水不斷稀釋，則HF的電離程度增大，但最終溶液中的c(H)、c(F-)、c(HF)濃度均減小，氫氧根離子濃度增大。A、氫離子濃度減小，錯誤；B、電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，所以稀釋過程中電離常數(shù)不變，錯誤；C、HF電離產(chǎn)生的氫離子與氟離子的濃度相等，所以比值不變，錯誤；D、加水稀釋后，氫離子、HF分子均減少相同的倍數(shù)，但加水稀釋會促進HF的電離，所以HF的濃度減小的更多，所以值增大，正確，答案選D?！纠?】現(xiàn)有常溫下的四種溶液：pH=11的氨水、0.001mol/L的NaOH溶液、pH=3的醋酸、由水電離出的c(H+)=10-11mol/L的鹽酸。下列有關(guān)敘述正確的是 （ ）A分別加水稀釋10倍，四種溶液的pH：B將、分別稀釋到pH =5，由水電離出氫離子的濃度均減小100倍C在、中分別加入適量的氯化銨晶體后，的pH減小，的pH不變D將、兩種溶液等體積混合，所得溶液中：c(OH-)：c(H+)1【答案】A【解析】試題分析：A氨水加水稀釋時，電離程度增大，進一步電離出OH-離子，醋酸加水稀釋電離程度增大，進一步電離出氫離子，則分別加水稀釋10倍后四種溶液的pH大小順序為，A正確；B醋酸為弱電解質(zhì)，將、兩種溶液分別稀釋由pH=3到pH=5，依據(jù)c(H+)c(OH)=10-14，所以由水電離出氫離子的濃度均增大100倍，B錯誤；C在氨水中加入氯化銨，抑制氨水的電離，溶液pH減小，在氫氧化鈉溶液中加入氯化銨，生成一水合氨，溶液pH減小，C錯誤；DpH=11的氨水和pH=3的鹽酸溶液，溶液中氫氧根離子和氫離子濃度相同，等體積混合，由于氨水是弱電解質(zhì)存在電離平衡，混合后氫離子全部反應(yīng)反應(yīng)，氨水又電離出氫氧根離子，所以所得溶液中：c（OH-）：c（H+）1，D錯誤，答案選A。【考題精練】1下列事實說明HNO2為弱電解質(zhì)的是 （ ）01 mol/L HNO2溶液的pH21； 常溫下NaNO2溶液的pH7 ； 用HNO2溶液做導(dǎo)電實驗時，燈泡很暗；HNO2溶液和KCl溶液不發(fā)生反應(yīng) HNO2能與碳酸鈉反應(yīng)制CO2；HNO2不穩(wěn)定，易分解AB C D【答案】D【解析】HNO2若是強酸，正誤01 mol/L HNO2溶液的pH1，而實際pH=211，說明溶液中c(H+)7，說明該鹽是強堿弱酸鹽，所以HNO2是弱酸，正確；用HNO2溶液做導(dǎo)電實驗時，燈泡很暗，只能證明在溶液中自由移動的離子的濃度較小，但這與電解質(zhì)的強弱無關(guān)，錯誤；HNO2溶液和KCl溶液不發(fā)生反應(yīng)，只能證明他們不具備反應(yīng)的條件，與反應(yīng)物的強弱無關(guān)，錯誤；HNO2能與碳酸鈉反應(yīng)制CO2，只能證明酸性HNO2H2CO3，但是不能說明HNO2是強酸還是弱酸，錯誤；HNO2不穩(wěn)定，易分解，可以證明其穩(wěn)定性，這與酸的酸性強弱無關(guān)，錯誤。因此事實說明HNO2為弱電解質(zhì)的是，選項是D。2稀氨水中存在著下列平衡：NH3H2ONHOH，若要使平衡向逆反應(yīng)方向移動，同時使c(OH)增大，應(yīng)加入適量的物質(zhì)是 （ ）NH4Cl固體硫酸NaOH固體水加熱加入少量MgSO4固體A BC D【答案】C【解析】若在氨水中加入NH4Cl固體，c(NH)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動，c(OH)減小，選項不合題意；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，選項不合題意；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，符合題意，項正確；若在氨水中加入水，稀釋溶液，平衡向正反應(yīng)方向移動，但c(OH)減小，選項也不合題意；電離屬吸熱過程，加熱平衡向正反應(yīng)方向移動，c(OH)增大，錯；加入MgSO4固體發(fā)生反應(yīng)Mg22OH=Mg(OH)2，溶液中c(OH)減小，錯。3常溫時，0.01 molL1某一元弱酸的電離常數(shù)Ka106，則下列說法正確的是 ( )A上述弱酸溶液的pH4B加入NaOH溶液后，弱酸的電離平衡向右移動，K值增大C加入等體積0.01 molL1 NaOH溶液后，所得溶液的pH7D加入等體積0.01 molL1 NaOH溶液后，所得溶液的pH7。