第二節(jié)《弱電解質的電離鹽類的水解》導學案

《第二節(jié)《弱電解質的電離鹽類的水解》導學案》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《第二節(jié)《弱電解質的電離鹽類的水解》導學案（9頁珍藏版）》請在裝配圖網上搜索。

1、第二節(jié)《弱電解質的電離 鹽類的水解》導學案 韓雪婷 吳治進 第一課時 ☆預習案☆ 【學習目標】 1、掌握弱電解質在水溶液中存在的電離平衡。 2、會計算弱電解質的電離度。 【重點難點】 弱電解質的電離平衡原理 【預習點】1 電離平衡常數 （1）電離平衡是水溶液中的一種重要的_______。在一定條件下達到______時，弱電解質電離形成的各種_______的濃度的_______與溶液中未電離的_______的濃度之比是一個常數，這個常數稱為電離平衡常數，簡稱電離常數。電離常數服從化學平衡常數的一般規(guī)律，它受________影響，與溶液的__________無關

2、。溫度一定時，弱電解質具有確定的__________。電離常數表征了弱電解質的_______能力，根據相同溫度下電離常數的大小，可以判斷弱電解質電離能力的_____________。 （2）弱酸在水中的電離常數通常用Ka表示。例如：CH3COOHH+＋CH3COO- 弱酸的電離常數越________，達到電離平衡時電離出的__________越多，酸性越_________；反之，酸性越__________。例如，氫氟酸、醋酸、氫氰酸(HCN)在室溫下的電離常數分別為： Ka(HF)＝6.8×10-4 mol·L-1 Ka (CH3COOH)=1.7×

3、10-5 mol·L-1 Ka (HCN)＝6.2×10-10 mol·L-1 Ka的數值表明，這三種酸的酸性由弱到強的順序是：__________________。 （3）多元酸的電離是__________進行的，每一步電離都有各自的_______，通常用Ka1，K a2，…來表示。例如： H3PO4 H2PO4-＋H+ Ka1=7.1×10-3 mol·L-1 H2PO4- HPO42-＋H+ Ka2=6.2×10-8 mol·L-1 HPO42- PO43-＋H+ Ka1=4.5×10-13 mol

4、·L-1 多元弱酸的各級電離常數逐級_____且一般相差___________，所以其水溶液中的H+主要由_______步電離產生的。 對于弱堿來說，也有類似弱酸的規(guī)律。弱酸在水中的電離常數通常用________表示。例如：NH3·H2O NH4+＋OH- 室溫下Kb(NH3·H2O)=1.70×10-5 mol·L-1 【預習點】2 電離度 弱電解質在水中的電離達到平衡狀態(tài)時，已電離的溶質的分子數占原有溶質分子總數（包括已電離的和未電離的）的百分率，稱為電離度，通常用表示。 電離度是衡量離程度的物理量，電離度越大，表明電離程序越大

5、，相反則反之。電離平衡移動，電離度也移動。平衡向電離方向移動，電離度增大；平衡向逆向移動，電離度減小。 ☆ 探究案☆ 1．醋酸，碳酸和硼酸298K時的電離常數分別是1.75×10-5，4.4×10-7(第一步電離)和5.8×10-10，由此可知，醋酸，碳酸和硼酸的酸性 【當堂檢測】 1、下列關于弱電解質的電離常數的敘述中，正確的是（ ） A．弱電解質的電離常數就是電解質加入水后電離出的各種離子的濃度的乘積與未電離的分子的濃 度的比值 B．弱電解質的電離常數只與弱電解質的本性及外界溫度有關 C．

6、同一溫度下，弱酸的電離平衡常數越大，酸性越強；弱堿的電離平衡常數越大，堿性越強 D．多元弱酸的各級電離平衡常數是逐級減小的，且差別很大 2、下列電解質在溶液中存在分子（水分子除外）的是（ ） A．Ba(OH)2 B．CH3COOH C．Ca(OH)2 D．NH3·H2O 3、將1 mol冰醋酸加入到一定量的蒸餾水中最終得到1 L溶液。下列各項中，表征已達到 電離平衡狀態(tài)的是（ ） A．醋酸的濃度達到1 mol·L-1 B．H+的濃度均為0.5 mol·L-1 C．醋酸的濃度、醋酸根離子的濃度、H+的濃度均為

7、0.5 mol·L-1 D．醋酸分子電離成離子的速率和離子重新結合成分子速率相等 4、25℃時，物質的量濃度均為0.1 mol·L-1的溶液里某些弱電爭質的電離度分別為：HF為8%，HNO2為7.16%，CH3COOH為1.32%，HCOOH為4.24%。試比較以上弱酸的酸性強弱順序。 第二節(jié)《弱電解質的電離 鹽類的水解》導學案 第二課時☆預習案☆ 【學習目標】1、掌握外界條件對電離平衡的影響 【重點難點】 1、 影響電離平衡的因素 【預習點】 影響電離平衡的因素 1、內因：____________ 2、外因條件： ①溫度：升高溫度，平衡向_____

8、__的方向移動，這是因為電離的方向是______方向，升溫向______方向移動。但是電離過程的熱效應______，在________變化不大的情況下，一般可不考慮溫度變化對電離平衡的影響。 ②濃度：在一定溫度下，濃度的變化會影響電離平衡。對于同一弱電解質來說，溶液越______，離子相互_________結合成分子的機會越_________，弱電解質的電離程度就越_______。因此，稀釋溶液會促使弱電解質的電離平衡向_______的方向移動。 ③25℃，0.1 mol·L-1醋酸溶液中，CH3COOHH+＋CH3COO- 移動方向 n(H+)/mol [H+]

9、/mol·L-1 pH 導電能力 加水 加冰醋酸 升溫 加少量 NaOH固體 加少量 Na2CO3 通入HCl ☆ 探究案☆ 1．驗確定某酸HA是弱電解質。兩同學的方案是： 甲：① 稱取一定質量的HA配制0.l mol / L的溶液100 mL； ② 用pH試紙測出該溶液的pH值，即可證明HA是弱電解質。 乙：① 用已知物質的量濃度的HA溶液、鹽酸，分別配制pH＝l的兩種酸溶液各100 mL； ② 分別取這兩種溶液各10mL，加水稀釋為10

10、0 mL； ③ 各取相同體積的兩種稀釋液裝入兩個試管，同時加入純度相同的鋅粒，觀察現象，即可證明HA是弱電解質。 （1）在兩個方案的第①步中，都要用到的定量儀器是 （2）甲方案中，說明HA是弱電解質的理由是測得溶液的pH 1（選填＞、＜、＝） 乙方案中，說明HA是弱電解質的現象是 （多選扣分） a．裝HCl溶液的試管中放出H2的速率快； b．裝HA溶液的試管中放出H2的速率快； c．兩個試管中產生氣體速率一樣快。 （3）請你評價：乙方案中難以實現之處和不妥之處 、

11、 。 （4）請你再提出一個合理而比較容易進行的方案（藥品可任取），作簡明扼要表述。 【當堂檢測】 1、鋅粒和鹽酸反應，若向鹽酸中加入一定量固體CH3COONa，產生H2的速率為（ ） A．變快 B．變慢 C．不變 D．先變快后變慢 2、在含有酚酞的0.1 mol·L-1氨水中加入少量的NH4Cl晶體，則溶液顏色（ ） A．變藍色 B．變深

12、 C．變淺 D．不變 3、用水稀釋0.1 mol·L-1氨水時，溶液中隨著水量的增加而減小的是（ ） A．[OH-]/[NH3·H2O] B．[NH3·H2O]/ [OH-] C．[H+]·[OH-] D．n(OH-) 4、對某弱酸稀溶液加熱時，下列敘述錯誤的是（ ） A．弱酸的電離平衡右移 B．弱酸分子的濃度減小 C．溶液的c(OH-)增大 D．溶液的導電性增強 5、取p

13、H均等于2的鹽酸和醋酸各100 mL分別稀釋2倍后，再分別加入0.03 g鋅粉，在 相同條件下充分反應，有關敘述正確的是（ ） A．醋酸與鋅反應放出氫氣多 B．鹽酸和醋酸分別與鋅反應放出的氫氣一樣多 C．醋酸與鋅反應在速率大 D．鹽酸和醋酸分別與鋅反應的速率一樣大 第二節(jié)《弱電解質的電離 鹽類的水解》導學案 第三課時☆預習案☆ 【學習目標】1、掌握鹽的水解原理及規(guī)律 2、掌握水解的表示方法，并能正確書寫水解方程式。 【重點難點】 1、鹽的水解規(guī)律 2、水解方程式的書寫 【預習點】 1、鹽類的水解定義：

14、 在溶液中鹽電離出來的______與水電離出來的____或_____結合生成__________的反應，叫做鹽類的水解。 2、鹽類的水解實質： 在溶液中鹽電離出來的弱酸_____離子或弱堿____離子與水電離出來的___或_____結合生成弱電解質，從而破壞了水的電離平衡，____了水的電離度。大多數鹽的水解使得溶液中______濃度和______離子不相等，從而使溶液顯示出不同程度的酸堿性。 如：醋酸鈉電離產生的______可以與水電離產生的____結合成_____—_____，消耗溶液中的_____，使水的電離平衡向________的方向移動，最終導致溶液中____大

15、于____，因而CH3COONa溶液顯_____性。 氯化銨電離產生的______可以與水電離產生的OH-結合成_________，消耗溶液中的_______，使水的電離平衡向________方向移動，最終導致溶液中_______大于_______，因而NH4Cl溶液顯____性。 中和 水解 鹽類的水解反應可看做中和反應的逆反應：鹽+水酸+堿 3、鹽類的水解條件 ①____________________________________________________ ②______________________________________

16、______________ 4、鹽類的水解特點 ①___________；②___________；③___________；④___________。 5、鹽類的水解規(guī)律 _____________________________________________________________ 6、鹽類的水解表示方法 （1）用化學方程式表示：______________________________ （2）用離子方程式表示：______________________________ （3）書寫水解反應的離子方程式的注意事項

17、 ①通常用“”。因為水解是中和反應的逆反應，是____________。 ②通常不標____或_____。因為水解是微弱的、無氣體和沉淀生成。 ③劇烈的、相互促進的水解用______，標_____、_____。 ④多元弱酸根陰離子_____水解，應______書寫，不能合成一步。 ⑤多元弱堿陽離子水解復雜，書寫其水解反應的離子方程式時，可看成___步。 ☆ 探究案☆ 1、試判斷下列鹽溶液的酸堿性，并用離子方程式說明原因： （1）NH4Cl ：_________；___________________________________ （2

18、） Na2SO3 ：_________；___________________________________ （3） NaF：_________；___________________________________ （4）Al2(SO4)3：_________；___________________________________ 【當堂檢測】 1、NH4Cl溶于重水后，產生的一水合氨和水合氫離子均正確的是（ ） A．NH2D·H2O和D3O+ B．NH3·D2O和HD2O+ C．NH3HDO和D3O+ D．NH

19、2D·HDO和H2DO+ 2、已知物質的量濃度相同三種鹽溶液：NaX、NaY、NaZ，它們的pH依次為：8、9、10，則這三種鹽相對應的酸的酸性遞減的順序正確的是（ ） A．HX>HY>HZ B．HZ>HY>HX C．HY>HX>HZ D．HY>HZ>HX 3、物質的量濃度相同下列溶液中，符合按pH由小到大順序排列的是（ ） A．Na2CO3 NaHCO3 NaCl NH4Cl B．Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl NaCl C．(NH4)2SO4 NH4Cl NaNO3 Na2S D

20、．NH4Cl (NH4)2SO4 Na2S NaNO3 4、下列反應不屬于水解反應或水解方程式不正確的是（ ） ①HCl+H2OH3O++Cl- ②ZnCl2+2H2O===Zn(OH)2+2HCl ③Na2CO3+2H2OH2CO3+2NaOH ④Al2(CO3)3+6H2O2Al(OH)3↓+3H2CO3 A．①② B．③④ C．①②④ D．全部 第二節(jié)《弱電解質的電離 鹽類的水解》導學案 第四課時☆預習案☆ 【學習目標】 掌握外界條件對鹽的水解的影響，了解溶液中離子的濃度判斷方法。 【重點

21、難點】 外界條件對鹽的水解的影響，溶液中離子的濃度大小判斷。 【預習點】 1、影響鹽類水解的內因 鹽本身的性質，組成鹽的酸或堿越_____，則水解程度越大。 2、影響鹽類水解的外因 （1）溫度：因水解是_____過程，故升高溫度可______水解，使水解平衡向_____移動，水解百分率_________。 （2）濃度：增大鹽的濃度，水解平衡向____移動，水解百分率_______。 （3）酸堿度：向鹽溶液中加入H+，可以促進____離子水解，換制____離子水解；向鹽溶液中加入OH-，可以促進____離子水解，換制____離子水解。 3、鹽類水解

22、的應用 [思考]根據所學知識，完成下表。 不同條件對FeCl3水解平衡的影響 條件 移動方向 n(H+) pH Fe3+水解程度 現象 備注 升溫 通HCl 加H2O 加Fe粉 加NaHCO3 不同條件對CH3COONa溶液水解平衡的影響 水解平衡離子方程式 條件改變內容 v(正),v(逆)關系 平衡移動方向 [OH-]變化 增大[CH3COO-] v(正)____v(逆) 減小[CH3COO-] v(正)___

23、_v(逆) 增大[OH-] v(正)____v(逆) 減小[OH-] v(正)____v(逆) 增加[CH3COOH] v(正)____v(逆) 減小[CH3COOH] v(正)____v(逆) 加水 v(正)____v(逆) 升高溫度 v(正)____v(逆) 降低溫度 v(正)____v(逆) ☆ 探究案☆ 【難點探究】如何比較溶液中微粒濃度的大小關系？ 1．方法步驟：先計算、再反應、后考慮（注意：鹽類的水解、弱電解質的電離總體程度很小，一般來說，第一步電離強于第一級水解） 2．任何溶液

24、中都存在著兩種守恒關系：物料守恒和電荷守恒 （1）電解質溶液呈電中性，即溶液中陽離子所帶正電荷總數與陰離子所帶負電荷總數相等 （2）電解質溶液中某一組份的原始濃度（起始濃度）應等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和 （一）熟練掌握兩個規(guī)律 1．多元弱酸電離的規(guī)律，根據多元弱酸分步電離分析 如在H3PO4溶液中：c（H+）＞ c（H2PO4-）＞ c（HPO42-）＞c（PO43-）和c（H+）＞3c（PO43-） 2．鹽類水解的規(guī)律 （二）靈活運用三個守恒 1．電荷守恒：電解質溶液中，無論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數。如在N

25、a2CO3溶液中存在著：Na+、CO32—、H+、OH－、HCO3－它們存在如下關系： c（Na+）+c（H+）=2c（CO32—）+ c（HCO3—）+ c（OH－） 2．物料守恒：電解質溶液中，由于某些離子能水解或電離，使離子或分子種類增多,但某些關鍵性的原子總是守恒的， 如在0.10mol/LNa2CO3溶液中CO32－能水解,故碳元素以CO32－、HCO3－、H2CO3三種形式存在，它們之間的守恒關系為：c（CO32－）+ c（HCO3－）+c（H2CO3）=0.10mol/L 或 c（Na+）=2c（CO32－）+ 2c（HCO3－）+2c（H2CO3） 3．質子守恒：

26、根據水的電離H2OH＋+OH，可知在Na2CO3水溶液中的質子守恒關系為：[H+]+[HCO3-]+2[H2CO3]=[OH-] 【例】Na2S溶液中存在的下列關系，不正確的是（ ） A．c（Na＋）＝2c（S2－）＋2c（HS－）＋2c（H2S） B．c（Na＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（HS－）＋2c（S2－） C．c（OH－）＝c（H＋）＋c（HS－）＋c（H2S） D．c（Na＋）＞c（S2－）＞c（OH－）＞c（HS－） 【當堂檢測】 1、在0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液中，下列各關系式正確的是（ ） A．[Na+]

27、 > [HCO3-] > [H+] > [OH-] B．[Na+] + [H+] = [OH-] + [HCO3-] + 2[CO32-] C．[Na+] = [HCO3-] > [OH-] > [H+] D．[Na+] = [HCO3-] + [CO32-] + [H2CO3] 2、在Na2S溶液中存在如下平衡：S2-+H2OHS-+OH-，HS-+H2OH2S+OH-，若使溶液中[Na+]/[S2-]的比值變小，可加入的物質是（ ） A．適量NaOH B．適量鹽酸 C．適量KOH D．適量KHS 3、CH3COOH與CH3C

28、OONa等物質的量混合配制成的稀溶液，pH為4.7，下列說法錯誤的是（ ） A．CH3COOH的電離作用大于CH3COONa的水解作用 B．CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的電離作用 C．CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解 D．CH3COON的存在抑制了CH3COOHa的電離 4．某無色透明濃溶液，跟金屬鋁反應放出H2，試判斷下列離子：Mg2+、Cu2+、Ba2+ 、H+、Ag+、SO42－、SO32－、 HCO3－、OH－、NO3－中，何者能存在于此溶液中： （1）當生成Al3+時，可存在 ； （2）當生成AlO2－時，可存在 。