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

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弱電解質(zhì)的電離 〖復(fù)習(xí)目標(biāo)〗 （1）鞏固對(duì)電解質(zhì)、強(qiáng)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(dòng)的影響因素。 （3）能對(duì)溶液的導(dǎo)電能力判斷及對(duì)強(qiáng)弱酸堿進(jìn)行比較。 〖教學(xué)重點(diǎn)〗弱電解質(zhì)電離平衡的建立及移動(dòng)的影響因素。 〖教學(xué)難點(diǎn)〗弱電解質(zhì)電離平衡的應(yīng)用。 〖教學(xué)過(guò)程〗 考點(diǎn)一 化學(xué)反應(yīng)的方向、化學(xué)平衡狀態(tài) 【知識(shí)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。 【注意】 ①電解質(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)。 ②化合物為電解質(zhì)，其本質(zhì)是自身能電離出離子，有些物質(zhì)溶于水時(shí)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。 ③常見(jiàn)電解質(zhì)的范圍：酸、堿、鹽、離子型氧化物。 ④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(dú)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(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)：在溶液中能夠全部電離的電解質(zhì)。則強(qiáng)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】 ①?gòu)?qiáng)、弱電解質(zhì)的范圍： 強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽 弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、水 ②強(qiáng)、弱電解質(zhì)與溶解性的關(guān)系： 電解質(zhì)的強(qiáng)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(wú)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?gòu)?qiáng)電解質(zhì)。如：BaSO4、BaCO3等。 ③強(qiáng)、弱電解質(zhì)與溶液導(dǎo)電性的關(guān)系： 溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)弱與溶液中的離子濃度大小有關(guān)。強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定強(qiáng)，如很稀的強(qiáng)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(qiáng)。 ④強(qiáng)、弱電解質(zhì)與物質(zhì)結(jié)構(gòu)的關(guān)系： 強(qiáng)電解質(zhì)一般為離子化合物和一些含強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物，弱電解質(zhì)一般為含弱極性鍵的化合物。 ⑤強(qiáng)、弱電解質(zhì)在熔融態(tài)的導(dǎo)電性： 離子型的強(qiáng)電解質(zhì)由離子構(gòu)成，在熔融態(tài)時(shí)產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子，可以導(dǎo)電。而共價(jià)型的強(qiáng)電解質(zhì)以及弱電解質(zhì)由分子構(gòu)成，熔融態(tài)時(shí)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(shí)的狀態(tài)。弱電解質(zhì)的電離平衡的特點(diǎn)是： ①動(dòng)：υ(電離)＝υ(結(jié)合)≠０的動(dòng)態(tài)平衡； ②定：條件一定，分子和離子濃度一定； ③定：條件一定，分子和離子濃度一定； （2）影響因素（以CH3COOHCH3COO－+ H+為例） ①濃度：加水稀釋促進(jìn)電離，溶液中ｎ(H+)增大，c(H+)減小 ②溫度：升溫促進(jìn)電離（因?yàn)殡婋x過(guò)程是吸熱的） ③相關(guān)離子：例如加入無(wú)水CH3COONa能抑制電離，加入鹽酸也抑制電離，加入堿能促進(jìn)電離，仍然符合勒夏特列原理。 （3）電離平衡常數(shù) ①概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，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(gè)常數(shù)，這個(gè)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）。 ②表示方法：ABA++B- K= ③K的意義：K值越大，表示該電解質(zhì)較易電離，所對(duì)應(yīng)的弱酸弱堿較強(qiáng)。從Ka或Kb的大小，可以判斷弱酸和弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱，例如弱酸的相對(duì)強(qiáng)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） ④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(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，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α表示： α=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(lái)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： K1>K2>K3。在磷酸溶液中，由H3PO4電離出來(lái)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(dòng)，移動(dòng)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(shí)，若通過(guò)平衡移動(dòng)的方向不能作出判斷時(shí)，應(yīng)采用化學(xué)平衡常數(shù)定量分析。 2、判斷強(qiáng)弱電解質(zhì)的方法和規(guī)律： ①若0.01 molL－1的酸HA溶液的pH＞2，說(shuō)明 酸HA在水溶液中沒(méi)有完全電離，HA為弱酸； ②相同pH的強(qiáng)酸、弱酸分別加水稀釋相同倍數(shù)，溶液pH變化大的是強(qiáng)酸，變化小的是弱酸； ③相同pH的強(qiáng)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(qiáng)酸； ④pH相同、體積相同的強(qiáng)酸和弱酸與堿NaOH完全反應(yīng)時(shí)，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； ⑤取酸的鈉鹽溶于水，測(cè)定溶液pH，若pH=7，則對(duì)應(yīng)酸為強(qiáng)酸，若pH＞7，對(duì)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(dòng)，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(dòng)，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(guò)程中，溶液中離子濃度都減小，如氨水加水稀釋時(shí)，c(H＋)濃度增大。 (3)弱電解質(zhì)溶液加水稀釋過(guò)程中，判斷某些微粒濃度的關(guān)系式是否發(fā)生變化時(shí)，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pH＝7的溶液在溫度不同時(shí)，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＋)＝10－13mol/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10－13 mol/L。 (6)誤認(rèn)為酸堿恰好中和時(shí)溶液一定呈中性。如強(qiáng)酸和弱堿恰好中和溶液呈酸性，強(qiáng)堿和弱酸恰好中和溶液呈堿性，強(qiáng)酸和強(qiáng)堿恰好中和溶液呈中性。 【典例精講】 【例1】下列說(shuō)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(qiáng)電解質(zhì)在液態(tài)時(shí)，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(cuò)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(cuò)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(qiáng)電解質(zhì)，錯(cuò)誤；D、純凈的強(qiáng)電解質(zhì)在液態(tài)時(shí)可能導(dǎo)電，如離子化合物，在熔融時(shí)均能導(dǎo)電，正確，答案選D。 【例2】將濃度為0．1 molL－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． 【答案】D 【解析】將濃度為0．1 molL－1 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(cuò)誤；B、電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，所以稀釋過(guò)程中電離常數(shù)不變，錯(cuò)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(cuò)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(huì)促進(jìn)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。 【例3】現(xiàn)有常溫下的四種溶液：①pH=11的氨水、②0.001mol/L的NaOH溶液、③pH=3的醋酸、④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：①＞②＞④＞③ B．將③、④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①、②中分別加入適量的氯化銨晶體后，①的pH減小，②的pH不變 D．將①、④兩種溶液等體積混合，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(shí)，電離程度增大，進(jìn)一步電離出OH-離子，醋酸加水稀釋電離程度增大，進(jìn)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?yàn)棰伲劲冢劲埽劲郏珹正確；B．醋酸為弱電解質(zhì)，將③、④兩種溶液分別稀釋由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(cuò)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(cuò)誤；D．pH=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(cuò)誤，答案選A。 【考題精練】 1．下列事實(shí)說(shuō)明HNO2為弱電解質(zhì)的是 （ ） ①0．1 mol/L HNO2溶液的pH＝2．1； ②常溫下NaNO2溶液的pH>7 ； ③用HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)時(shí)，燈泡很暗；④HNO2溶液和KCl溶液不發(fā)生反應(yīng) ⑤HNO2能與碳酸鈉反應(yīng)制CO2；⑥HNO2不穩(wěn)定，易分解 A．①②③⑤　　　　B．①②④⑤ C．①②⑥ D．①② 【答案】D 【解析】①HNO2若是強(qiáng)酸，正誤0．1 mol/L HNO2溶液的pH＝1，而實(shí)際pH=2．1>1，說(shuō)明溶液中c(H+)<0．1mol/L，因此證明HNO2是弱酸，正確；②常溫下NaNO2溶液的pH>7，說(shuō)明該鹽是強(qiáng)堿弱酸鹽，所以HNO2是弱酸，正確；③用HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)時(shí)，燈泡很暗，只能證明在溶液中自由移動(dòng)的離子的濃度較小，但這與電解質(zhì)的強(qiáng)弱無(wú)關(guān)，錯(cuò)誤；④HNO2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(qiáng)弱無(wú)關(guān)，錯(cuò)誤；⑤HNO2能與碳酸鈉反應(yīng)制CO2，只能證明酸性HNO2>H2CO3，但是不能說(shuō)明HNO2是強(qiáng)酸還是弱酸，錯(cuò)誤；⑥HNO2不穩(wěn)定，易分解，可以證明其穩(wěn)定性，這與酸的酸性強(qiáng)弱無(wú)關(guān)，錯(cuò)誤。因此事實(shí)說(shuō)明HNO2為弱電解質(zhì)的是①②，選項(xiàng)是D。 2．稀氨水中存在著下列平衡：NH3H2ONH＋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)加入適量的物質(zhì)是 （ ） ①NH4Cl固體?、诹蛩帷、跱aOH固體?、芩、菁訜帷、藜尤肷倭縈gSO4固體 A．①②③⑤ B．③⑥ C．③ D．③⑤ 【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(dòng)，c(OH－)減小，①選項(xiàng)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(dòng)，②選項(xiàng)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(dòng)，符合題意，③項(xiàng)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(dòng)，但c(OH－)減小，④選項(xiàng)也不合題意；電離屬吸熱過(guò)程，加熱平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，c(OH－)增大，⑤錯(cuò)；加入MgSO4固體發(fā)生反應(yīng)Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH)－減小，⑥錯(cuò)。 3．常溫時(shí)，0.01 molL－1某一元弱酸的電離常數(shù)Ka＝10－6，則下列說(shuō)法正確的是 (　 ) A．上述弱酸溶液的pH＝4 B．加入NaOH溶液后，弱酸的電離平衡向右移動(dòng)，K值增大 C．加入等體積0.01 molL－1 NaOH溶液后，所得溶液的pH＝7 D．加入等體積0.01 molL－1 NaOH溶液后，所得溶液的pH<7 【答案】A 【解析】設(shè)該一元弱酸為HA：HAH＋＋A－，則Ka＝＝，求得c(H＋)＝10－4 molL－1，故pH＝4。選項(xiàng)B中K值應(yīng)不變，C、D項(xiàng)中pH>7。