高三化学1_8弱电解质的电离教学设计

1、精品教案弱电解质的电离复习目标（ 1 ）巩固对电解质、强弱电解质概念的理解。（ 2 ）了解弱电解质电离平衡的建立及移动的影响因素。（ 3 ）能对溶液的导电能力判断及对强弱酸碱进行比较。教学重点弱电解质电离平衡的建立及移动的影响因素。教学难点弱电解质电离平衡的应用。教学过程考点一化学反应的方向、化学平衡状态【知识精讲】1 、 电解质（ 1 ）电解质与非电解质电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。非电解质：在水溶液里或熔融状态下不能导电的化合物。【注意】电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也

2、能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。如：SO2、SO3、 CO2、 NO 2等。常见电解质的范围：酸、碱、盐、离子型氧化物。溶剂化作用：电解质溶于水后形成的离子或分子并不是单独存在的，而是与水分子相互吸引、 相互结合，以“水合离子”或“水合分子”的形态存在， 这种溶质分子或离子与 溶剂相互吸引的作用叫做溶剂作用。（ 2 ）强电解质和弱电解质强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡【注意】强、弱电解质的范围：强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐弱电解质：弱酸、弱

3、碱、水强、弱电解质与溶解性的关系：电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO 4、 BaCO 3 等。强、弱电解质与溶液导电性的关系：溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。强、弱电解质与物质结构的关系：强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。强、弱电解质在熔融态的导电性：

4、离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。2 、弱电解质的电离平衡（ 1 ）特征弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度） ， 弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。弱电解质的电离平衡的特点是：动：U (电离)="结合)WO的动态平衡；定：条件一定，分子和离子浓度一定；定：条件一定，分子和离子浓度一定；(2)影响因素(以 CH3COOH uCH3CO。+ H+为例)浓度：加水稀释促进电离，溶液中n(H + )增大，c(H + )减小温度：升温促进电离(因

5、为电离过程是吸热的)相关离子：例如加入无水 CH3COONa能抑制电离，加入盐酸也抑制电离，加入碱能促进电离，仍然符合勒夏特列原理。(3)电离平衡常数概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所产生的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示(酸用 Ka表示，碱用 Kb表示)。c(A +) c(B -)表示方法：AB A + +B-K=c(AB)K的意义：K值越大，表示该电解质较易电离，所对应的弱酸弱碱较强。从Ka或Kb的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱：H2SO3(Kai=1.5X1-0)> H 3P

6、O 4 (Kai=7.5X 10)>HF(Ka=7.2X 1-0)> HNO2(Kai=4.6X1-0)> HCOOH (Ka=1.8X 1-0)> CH3COOH(Ka=1.8X T0)>H2CO3(Ka1=4.3X1-0)> H 2s (Ka1=9.1 XT0)影响K值大小的因素：K值不随浓度而变化，但随 温度而变化。(4)电离度弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度。常用 a表示:已电离的溶质分子数八一"7 X 100% 原有溶质分子总数(5)多元弱酸的电离。多元弱酸是分步电离的，且越向

7、后的电离越困难，其电离出来的离子浓度也越小酸性主要由第一步电离决定。如H3PO4的电离:第一步电离： H3PO4H +H 2POK14第二步电离： H2PO =H+HPO2 (较难)K244第三步电离：HPOH+PO(困难)K344显然：Ki>K2>K3。在磷酸溶液中，由H3PO4电离出来的离子有 H+、H2PO > HPO2 、 44Po' 等离子，其离子浓度的大小关系为：c(H + )>c(H 2PO )>c(HPO2)>c(PO 3)。4444【方法精讲】1、从“定性”和“定量”两角度理解电离平衡(1)从定性角度分析电离平衡：应该深刻地理解勒夏

8、特列原理一一平衡向“减弱”这种改变的方向移动，移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。(2)从定量角度分析电离平衡：当改变影响电离平衡的条件后分析两种微粒浓度之比的变化时，若通过平衡移动的方向不能作出判断时，应采用化学平衡常数定量分析。2、判断强弱电解质的方法和规律：若0.01 mol 1L的酸HA溶液的pH >2,说明 酸HA在水溶液中没有完全电离，HA为弱酸；相同pH的强酸、弱酸分别加水稀释相同倍数，溶液 pH变化大的是强酸，变化小的是 弱酸；相同pH的强酸和弱酸，分别加入等量相应的钠盐，溶液pH增大的是弱酸，pH几乎不变的是强酸；pH相同、体积相同的强酸和弱酸与碱NaOH完全反应时

9、，耗碱量大的是弱酸，或与足量锌反应，产生 H2多的是弱酸；取酸的钠盐溶于水，测定溶液pH ,若pH=7 ,则对应酸为强酸，若 pH >7,对应酸为弱酸。3 “电离平衡”分析判断中六大误区(1) 误认为电离平衡正向移动，弱电解质的电离程度一定增大。如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程度减小。(2) 误认为弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中离子浓度都减小，如氨水加水稀释时，c(H )浓度增大。(3) 弱电解质溶液加水稀释过程中，判断某些微粒浓度的关系式是否发生变化时，首先要考虑该关系式是否是电离常数、离子积常数、水解常数以及它们的变形。(4)误认为溶液的酸碱性取决

10、于pH ,如pH =7的溶液在温度不同时，可能呈酸性或碱性，也可能呈中性。(5)误认为由水电离出的 c(H+)= 10 13mol/L的溶液一定呈碱性。 如25 C, 0.1mol/L 的盐酸或氢氧化钠溶液中由水电离出的c(H )都为10 13 mol/L 。(6) 误认为酸碱恰好中和时溶液一定呈中性。如强酸和弱碱恰好中和溶液呈酸性，强碱和弱酸恰好中和溶液呈碱性，强酸和强碱恰好中和溶液呈中性。【典例精讲】【例 1 】下列说法正确的是()A.氯化钾溶液在电流作用下电离成钾离子和氯离子B.二氧化硫的水溶液能导电，故二氧化硫是电解质C.硫酸钢难溶于水，所以硫酸钢属弱电解质D 纯净的强电解质在液态时，

11、可能导电【答案】D【解析】A、氯化钾在水中的电离不需通电，错误；B、二氧化硫与水反应生成的亚硫酸电离产生离子，使溶液导电，所以亚硫酸是电解质，而二氧化硫不是电解质，错误；C、硫酸钢虽然难溶于水，但溶于水的部分完全电离，所以是强电解质，错误；D 、纯净的强电解质在液态时可能导电，如离子化合物，在熔融时均能导电，正确，答案选 D。【例2 将浓度为0. 1 mol，1L HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是( )A. C(H+)B. Ka(HF)C F)C (H+)C. D. 一-C (H +)C (HF)【答案】D【解析】将浓度为 0. 1 mol ;1L HF溶液加水不断稀释，则 HF

12、的电离程度增大，但最终溶液中的C(H + )、C(F-)、C(HF)浓度均减小，氢氧根离子浓度增大。A、氢离子浓度减小，错误；B、电离常数只与温度有关，所以稀释过程中电离常数不变，错误；C、HF电离产生的氢离子与氟离子的浓度相等，所以比值不变，错误； D、加水稀释后，氢离子、HF分子均减C (H + )少相同的倍数，但加水稀释会促进 HF的电离，所以HF的浓度减小的更多， 所以一一-C (HF)值增大，正确，答案选 D。【例3】现有常温下的四种溶液：pH=H、0.00iol/L的NaOH溶液、 pH=3的醋酸、由水电离出的 c(H+)=10 -11 mol/L的盐酸。下列有关叙述正确的是()A

13、.分别加水稀释10倍，四种溶液的pH :B.将、分别稀释到 pH =5 ,由水电离出氢离子的浓度均减小100倍C.在、中分别加入适量的氯化俊晶体后，的 pH减小，的pH不变D.将、两种溶液等体积混合，所得溶液中：c(OH-): c(H+)<1【答案】A【解析】 试题分析：A.氨水加水稀释时，电离程度增大，进一步电离出 OH-离子，醋酸加水稀释电离程度增大，进一步电离出氢离子，则分别加水稀释10倍后四种溶液的 pH大小顺序为下，A正确；B.醋酸为弱电解质，将、两种溶液分别稀释由 pH=3到pH=5 ,依据c(H+) c(OH=10 -14，所以由水电离出氢离子的浓度均增大100倍，B错误；

14、C.在氨水中加入氯化钱，抑制氨水的电离，溶液 pH减小，在氢氧化钠溶液中加入氯化俊，生成一水合氨，溶液pH减小，C错误；D. pH=11的氨水和pH=3的盐酸溶液，溶液中氢氧根离子和氢离子浓度相同，等体积混合，由于氨水是弱电解质存在电离平衡，混合后氢离子全部反应反应，氨水又电离出氢氧根离子，所以所得溶液中：c (OH-): c (H + ) >1 ,D错误，答案选A。【考题精练】1 .下列事实说明 HNO2为弱电解质的是()0.1 mol/L HNO 2溶液的pH = 2. 1; 常温下 NaNO 2溶液的pH>7 ; 用HNO 2溶液做导电实验时，灯泡很暗；2溶液NO KCl溶液

15、不发生反应HNO2能与碳酸钠反应制CO2；HNO2不稳定，易分解A.B.C.D.【答案】D【解析】HNC若是强酸，正误 0.1 mol/L HNO 2溶液的pH = 1 ,而实际pH=2 . 1>1 ,说明溶液中c(H+)<0 . 1mol/L ,因此证明HNO2是弱酸，正确；常温下 NaNO 2溶液的pH>7 ,说明该盐是强碱弱酸盐，所以 HNO 2是弱酸，正确；用 HNO 2溶液做导电实验时，灯泡很暗，只能证明在溶液中自由移动的离子的浓度较小，但这与电解质的强弱无关，错误； HN溶液和KCl溶液不发生反应，只能证明他们不具备反应的条件，与反应物的强弱无关，错误； HNO2

16、能与碳酸钠反应制 CO2,只能证明酸性HNO 2>H 2CO3,但是不能说明HNO 2是强酸还是弱酸，错误；2不确定，易分解，可以证明其稳定性，这与酸的酸性强弱无关， 错误。因此事实说明HNO 2为弱电解质的是， 选项是D。2 .稀氨水中存在着下列平衡：NH 3 2O=NH 4 + OH ,若要使平衡向逆反应方向移动，同时使C(OH-)增大，应加入适量的物质是()NH4Cl固体 硫酸 NaOH固体 水 加热 加入少量MgSO 4固体A.B.D.【解析】若在氨水中加入 NH 4C1固体，C(NH 4)增大，平衡向逆反应方向移动，C(OH-)减小，选项不合题意；硫酸中的H+与OH-反应，使c(OH-)减小，平衡向正反应方向移动，选项不合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，C(OH -)增大，平衡向逆反应方向移动，符合题意，项正确；若在氨水中加入水， 稀释溶液，平衡向正反应方向移动， 但C(OH ) 减小，选项也不合题意；电离属吸热过程，加热平衡向正反应方向移动，C(OH -)增大，错；加入 MgSO 4固体发生反应 Mg 2+ + 2OH =Mg(OH) 2 J ,溶液中C(OH) 一减小， 错。3 .常温时，0.01 molT某子元弱酸的电离常数 Ka= 10 6,则下列说法正确的是()A