2018-2019年高中化學(xué) 第03章 水溶液中的離子平衡 專題3.1.1 弱電解質(zhì)的電離導(dǎo)學(xué)案 新人教版選修4.doc

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3-1-1 弱電解質(zhì)的電離（第一課時） 【學(xué)習目標】 1．掌握弱電解質(zhì)的電離規(guī)律及其應(yīng)用 2．掌握弱電解質(zhì)的電離方程式的書寫 3．電離常數(shù) 【學(xué)習重難點】 學(xué)習重點：弱電解質(zhì)的電離和性質(zhì)；運用弱電解質(zhì)的電離解決實際問題。 學(xué)習難點：弱電解質(zhì)的電離和性質(zhì)；運用弱電解質(zhì)的電離解決實際問題。 【自主預(yù)習】 （一）、電解質(zhì)與非電解質(zhì)的區(qū)別 （1）電解質(zhì) 非電解質(zhì) （2）電離 （3）判斷電解質(zhì)非電解質(zhì)1．Na 2．Br2 3.CaO 4.Al2O3 5．SO3 6．H2S 7．H2SO4 8.HCl 9．HClO 10．HF 11．Ba(OH)2 12． NH3?H2O 13．NaCl 14．BaSO4 15． H2O 16．C2H5OH 17.NH3 18、氨水19、鹽酸 20、氯化鈉溶液 屬于電解質(zhì)的有屬于非電解質(zhì)的有 是強電解質(zhì)的是 弱電解質(zhì)的是 （二）弱電解質(zhì)的電離特點 1：實驗探究比較鹽酸、醋酸的電離程度，可供選擇的試劑有5mol/LHCl、1mol/LCH3COOH、1mol/LHCl、 0.1mol/LCH3COOH，3mol/LHCl、0.5mol/LCH3COOH，0.01mol/LHCl、0.4mol/LCH3COOH、鎂條 強電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 選擇試劑和體積 電離程度 反應(yīng)前溶液的pH 1 3 與等質(zhì)量等體積的鎂條反應(yīng)的劇烈程度， 最終產(chǎn)生H2體積以及所用的時間 V(H2) V(H2) (填<、>、=) t(HCl) t(CH3COOH) 反應(yīng)前酸溶液中存在的微粒 為減緩鎂與鹽酸的反應(yīng)，又不影響生成H2體積的總量可以采用的方法是 ①加濃度更大的鹽酸 ②加水 ③加CH3COONa固體 ④加MgO ⑤加Na2CO3固體 2．比較強、弱電解質(zhì) 強電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 電離程度 完全 部分 電離平衡 沒有 有、可能 溶液中存在的微粒 （水分子不計） 書寫表達用“=” 只有電離出的陰、陽離子，不存在電解質(zhì)分子 書寫表達用“”即有電離出的陰、陽離子（少部分），又有電解質(zhì)分子（大部分）。 電離方程式舉例 H2SO4====2H++SO42— CaCl2====Ca2++2Cl— NH3H2O NH4++OH— H2S H++HS—，HS— H++S2— 實例 絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽例如BaSO4）；堿性氧化物MgO 強酸：H2SO4、HCl、HClO4等； 強堿：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。 HCOOH、CH3COOH、C6H5OH、H2C2O4、HClO、H2CO3、HF、H2S、Al(OH)3、NH3H2O、 3.弱電解質(zhì)的電離的書寫表達形式3.弱電解質(zhì)的電離的書寫表達形式 （1）電離方程式的書寫：強電解質(zhì)用，弱電解質(zhì)用。 （2）多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠遠大于第二步，如碳酸電離方程式：________________________________________________________________________， ________________________________________________________________________。 （3）多元弱堿電離方程式一步寫成，如氫氧化鐵電離方程式： ________________________________________________________________________。 ①CH3COOH ② NH3?H2O ③H2S ④ H2CO3 ⑤ H3PO4⑥Mg(OH)2 4.閱讀科學(xué)視野，思考電離平衡與化學(xué)平衡有何聯(lián)系？ 電離常數(shù)：叫做電離常數(shù)。 根據(jù)實驗3-2和弱酸的電離常數(shù)，判斷推測醋酸、碳酸和硼酸三種弱酸的相對強弱有幾種方法？ 多元弱酸的電離是分步進行的，試寫出碳酸的分步電離的方程式，并寫出電離常數(shù)的表達式。 思考:多元弱堿Al(OH)3的電離是分步的嗎？ 【預(yù)習檢測】 1．下列說法正確的是( ) A．電離平衡常數(shù)受溶液濃度的影響 B．電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱 C．電離常數(shù)大的酸溶液中[H＋]一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的[H＋]大 D．H2CO3的電離常數(shù)表達式：K＝ 2．下列電離方程式中，正確的是( ) A．H2S2H＋＋S2－ B．NaHCO3Na＋＋H＋＋CO C．NaCl===Na＋＋Cl－ D．CH3COOH===CH3COO－＋H＋ 合作探究 探究活動一： 弱電解質(zhì)的電離平衡 1．弱電解質(zhì)在水溶液中的電離都是可逆過程。醋酸是一種常見的弱電解質(zhì)，它的電離方程式是 ，在醋酸溶液中含有的溶質(zhì)粒子有 。 2．圖是醋酸溶于水時，電離過程中，醋酸分子電離成離子的速率、離子重新結(jié)合成醋酸分子的速率隨時間的變化曲線。請回答下列問題： （1）va表示 的速率； vb表示 的速率。 （2）在時間由t0到t1過程中，va的變化是 ，vb的變化是 。 （3）當時間達t1后，va與vb的關(guān)系是 ，此時醋酸達到 狀態(tài)。 3．（1）分析醋酸電離過程中，溶液中各粒子濃度的變化，填寫下表： 粒子濃度 [H＋] [CH3COO－] [CH3COOH] 醋酸初溶于水 達到電離平衡前 達到電離平衡時 （2）若將等體積、等濃度的CH3COONa溶液、鹽酸混合，其過程中[H＋]變化是 ；[CH3COO－]變化是 ； [CH3COOH]變化是 。 4．分析下列條件的改變對醋酸電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋的影響，并填寫下表： 條件改變 平衡移動方向 [H＋] [CH3COO－] 升高溫度 加H2O 加鹽酸 加少量NaOH固體 加少量CH3COONa固體 [歸納總結(jié)] 1．電離平衡狀態(tài) 在一定條件(如溫度、濃度)下，當弱電解質(zhì)分子 和 相等時，電離過程就達到了電離平衡狀態(tài)。 2．電離平衡的特征 （1）弱電解質(zhì)的電離平衡是一種動態(tài)平衡，平衡時其電離過程并沒有 ，只是溶液中各分子和離子的濃度都 。 （2）外界條件發(fā)生變化，電離平衡 。 3．影響電離平衡的因素 （1）溫度：由于電離過程吸熱，升溫，電離平衡向 方向移動；降溫，電離平衡向 方向移動。 （2）濃度：電解質(zhì)溶液的濃度越小，它的電離程度就 。 （3）其他因素：加入含有弱電解質(zhì)離子的強電解質(zhì)，電離平衡向 方向移動。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa會抑制CH3COOH的電離。 4．弱電解質(zhì)的電離方程式的書寫 （1）弱電解質(zhì)的電離方程式的書寫用“”表示。 如NH3H2O的電離方程式是 （2）多元弱酸是分步電離的，電離程度逐步減弱，可分步書寫電離方程式。 如H2CO3的電離方程式是 ， （3）多元弱堿的電離也是分步進行的，但是一般按一步電離的形式書寫。 如Fe(OH)3的電離方程式是 【學(xué)以致用】 1．下列說法正確的是( ) A．根據(jù)溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可證明CH3COOH達到電離平衡狀態(tài) B．根據(jù)溶液中CH3COO－和H＋的物質(zhì)的量濃度相等即可證明CH3COOH達到電離平衡狀態(tài) C．當NH3H2O達到電離平衡時，溶液中NH3H2O、NH和OH－的濃度相等 D．H2CO3是分步電離的，電離程度依次減弱 2．能判斷某酸一定是弱電解質(zhì)的是 ( ) A.該酸易揮發(fā) B.該酸的稀溶液中只有一種分子存在 C.導(dǎo)電能力比鹽酸弱 D.0.1 molL-1的該酸溶液中[H+]為0.001 molL-1 探究活動二：電離平衡常數(shù) 1．電離平衡與化學(xué)平衡類似，請你根據(jù)化學(xué)平衡常數(shù)的表達式，推斷寫出弱電解質(zhì)ABA＋＋B－的電離平衡常數(shù)(簡稱電離常數(shù))的表達式 。 2．一元弱酸的電離常數(shù)用 表示，一元弱堿的電離常數(shù)用 表示。CH3COOH的電離常數(shù)的表達式是 ，NH3H2O的電離常數(shù)的表達式是 。 3．根據(jù)電離常數(shù)的表達式分析判斷，電離常數(shù)K值越大，表示該弱電解質(zhì)越 電離，所對應(yīng)的弱酸的酸性相對 (或弱堿的堿性相對 )。 [歸納總結(jié)] （1）電離平衡常數(shù)是指一定溫度下，弱電解質(zhì)達到電離平衡時， ，簡稱電離常數(shù)，用K表示。電離常數(shù)與濃度無關(guān)，只與溫度有關(guān)。由于電離是 的，所以電離平衡常數(shù)隨著溫度的升高而 。 （2）電離常數(shù)的意義：根據(jù)電離常數(shù)的大小，可以判斷弱電解質(zhì)的 ，K值越大，離子濃度越大，即表示該電解質(zhì)越 。所以從Ka或Kb的大小，可以判斷弱酸和弱堿的強弱。 （3）多元弱酸分步電離，每一步電離都有各自的電離平衡常數(shù)。各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是 ，所以其酸性主要決定于 。 【學(xué)以致用】 3．下列有關(guān)弱電解質(zhì)電離平衡的敘述正確的是( ) A．達到電離平衡時，分子濃度和離子濃度相等 B．達到電離平衡時，由于分子和離子的濃度不斷發(fā)生變化，所以說電離平衡是動態(tài)平衡 C．電離平衡是相對的、暫時的，外界條件改變時，平衡就可能發(fā)生移動 D．電解質(zhì)達到電離平衡后，各種離子的濃度相等 4．在25 ℃時，相同濃度的HF、CH3COOH和HCN(氫氰酸)溶液，它們的電離平衡常數(shù)分別是7.210－4 molL－1、1.810－5 molL－1、4.910－10 molL－1，其中，氫離子的濃度最大的是__________，未電離的溶質(zhì)分子濃度最大的是__________。 【學(xué)習小結(jié)】 【鞏固練習】 1．在0.1 molL－1CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，對于該平衡，下列敘述正確的是( ) A．加入水時，平衡向逆反應(yīng)方向移動 B．加入少量NaOH固體，平衡向正反應(yīng)方向移動 C．加入少量0.1 molL－1HCl溶液，溶液中[H＋]減小 D．加入少量CH3COONa固體，平衡向正反應(yīng)方向移動 2．pH相同的醋酸溶液和鹽酸,分別用蒸餾水稀釋到原溶液的m倍和n倍,稀釋后兩溶液的pH仍相同,則m和n的關(guān)系量是 ( ) A.m=n B.m>n C.m、=) t(HCl) > t(CH3COOH) 反應(yīng)前酸溶液中存在的微粒（不考慮水） H+,Cl-(極少量的OH-),H2O H+,CH3COO-,CH3COOH, ,H2O (極少量的OH-) ②③ 【預(yù)習檢測】1.D 2.C 【合作探究】 探究活動一： 1．CH3COOHH＋＋CH3COO－，H＋、CH3COO－、CH3COOH 2．（1）醋酸分子電離成離子；離子結(jié)合成醋酸分子；（2）不斷減??；不斷增大；（3）va＝vb≠0，電離平衡 3．（1） 粒子濃度 [H＋] [CH3COO－] [CH3COOH] 醋酸初溶于水 接近于0 接近于0 最大 達到電離平衡前 增大 增大 減小 達到電離平衡時 不變 不變 不變 （2）混合初最大，然后減小，達平衡時不變；混合初最大，然后減小，達平衡時不變；混合初接近于0，然后增大，達平衡時不變 4. 條件改變 平衡移動方向 [H＋] [CH3COO－] 升高溫度 向右移動 增大 增大 加H2O 向右移動 減小 減小 加鹽酸 向左移動 增大 減小 加少量NaOH固體 向右移動 減小 增大 加少量CH3COONa固體 向左移動 減小 增大 [歸納總結(jié)]1．電離成離子的速率，離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率；2．（1）停止，保持不變（2）隨之發(fā)生變化；3．（1）正反應(yīng)；逆反應(yīng)；（2）越大；（3）逆反應(yīng)；4．（1）NH3H2ONH＋OH－；H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO；Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 【學(xué)以致用】1.D 2.D 探究活動二 1．K＝；2．Ka，Kb，Ka＝， Kb＝；3.容易，較強，較強 [歸納總結(jié)] （1）弱電解質(zhì)電離生成的各種離子的濃度的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比(為一常數(shù))，吸熱，增大；（2）相對強弱，強；（3）Ka1_?Ka2?Ka3，第一步電離 【學(xué)以致用】 3．C 4.HF，HCN 【鞏固練習】 1．B 2．B 3．D 4． B 5． 條件改變 平衡移動方向 [OH－] [NH] 升溫 正向移動 增大 增大 加H2O 正向移動 減小 減小 加鹽酸 正向移動 減小 增大 加入少量NaOH固體 逆向移動 增大 減小 加入少量NH4Cl固體 逆向移動 減小 增大