2019_2020年高中化學(xué)專題3第1單元第1課時強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)教案蘇教版選修4.docx

第1課時強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)目標(biāo)與素養(yǎng)：1.理解強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的概念。(宏觀辨識與微觀探析)2.能描述弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，會正確書寫電離方程式。(變化觀念與平衡思想)3.理解電離平衡常數(shù)、電離度的概念。(宏觀辨識與微觀探析)一、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1電解質(zhì)和非電解質(zhì)(1)電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。(2)非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。2強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)實驗探究實驗操作實驗現(xiàn)象實驗結(jié)論用pH試紙分別測0.10 molL1的鹽酸、醋酸的pH鹽酸：pH1醋酸：pH1同濃度的鹽酸和醋酸中，c(H)：鹽酸醋酸氣球均增大，但與鹽酸反應(yīng)的氣球鼓起的快鹽酸與鎂的反應(yīng)速率大于醋酸與鎂的反應(yīng)速率總結(jié)論：實驗表明當(dāng)兩種酸的濃度相同時，鹽酸電離出來的氫離子濃度大于醋酸電離出來的氫離子濃度，也就是說，鹽酸的電離程度要高于醋酸。3強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)(1)強電解質(zhì)在水溶液中能夠完全電離的電解質(zhì)。如：強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽。(2)弱電解質(zhì)在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)。如：弱酸、弱堿、極少數(shù)的鹽。微點撥：電解質(zhì)的強弱與其電離程度有關(guān)，與其溶解性無關(guān)，與其溶液導(dǎo)電能力強弱沒有必然聯(lián)系。二、弱電解質(zhì)的電離平衡1弱電解質(zhì)電離平衡的建立(1)弱電解質(zhì)電離過程中正、逆反應(yīng)速率隨時間的變化(如圖所示)(2)電離平衡概念在一定條件下(如溫度、濃度一定)，當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中電離達到最大程度時，電離過程并沒有停止，此時弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化，就達到了電離平衡。(3)電離平衡的特征(4)影響電離平衡的因素內(nèi)因：由電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定。電解質(zhì)越弱，其電離程度越小。外因：a溫度：升溫時，電離平衡向電離方向移動。b濃度：降低濃度(加水)，電離平衡向電離方向移動。c加入含有弱電解質(zhì)離子的強電解質(zhì)，電離平衡向離子結(jié)合成分子方向移動。2電離方程式的書寫(1)定義：表示電解質(zhì)電離過程的式子。(2)表示方法：強電解質(zhì)的電離方程式：用=連接；弱電解質(zhì)的電離方程式：用連接，如CH3COOH、NH3H2O的電離方程式分別為CH3COOHCH3COOH、NH3H2ONHOH。多元弱酸分步電離，以第一步電離為主，如H2CO3的電離方程式為H2CO3HCOH、HCOCOH。多元弱堿分步電離、一步書寫，如Fe(OH)3Fe33OH。三、電離平衡常數(shù)和電離度1電離平衡常數(shù)(K)(1)概念：一定條件下，弱電解質(zhì)達到電離平衡時，各離子濃度的冪之積與未電離的弱電解質(zhì)分子的濃度之比。(2)表達式弱酸HAHA，Ka。弱堿BOHBOH，Kb。(3)影響因素內(nèi)因：取決于電解質(zhì)本身的性質(zhì)。外因：只受溫度影響，且溫度升高，K值越大。(4)意義表示弱電解質(zhì)的電離程度。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。2電離度()(1)表達式100%。(2)影響因素溫度一定時，弱電解質(zhì)溶液的濃度越大，電離度越?。蝗蹼娊赓|(zhì)溶液的濃度越小，電離度越大。弱電解質(zhì)溶液濃度一定時，溫度越高，電離度越大；溫度越低，電離度越小。(1)升高溫度，電離平衡常數(shù)、電離度怎樣變化？(2)如果向醋酸、硼酸中滴加鹽酸，電離平衡怎樣移動？電離平衡常數(shù)、電離度怎樣變化？提示：(1)弱電解質(zhì)的電離過程吸熱，升高溫度，電離平衡正向移動，電離平衡常數(shù)、電離度均增大。(2)滴加鹽酸，醋酸、硼酸的電離平衡逆向移動，電離平衡常數(shù)不變，電離度減小。1判斷正誤(正確的打“”，錯誤的打“”)。(1)NH3的水溶液能導(dǎo)電，所以NH3是電解質(zhì)。()(2)CH3COOH易溶于水，所以CH3COOH是強電解質(zhì)。()(3)弱電解質(zhì)在溶液里達到電離平衡時，分子的濃度和離子的濃度一定相等。()(4)改變條件使電離平衡正向移動，電離平衡常數(shù)、電離度均一定增大。()答案：(1)(2)(3)(4)2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，表明已達到電離平衡狀態(tài)的是()A醋酸的濃度達到1 molL1BH的濃度達到0.5 molL1C醋酸分子的濃度、醋酸根離子的濃度、H的濃度均為0.5 molL1D醋酸分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成醋酸分子的速率相等D在未電離時c(CH3COOH)1 molL1，當(dāng)醋酸、H、CH3COO的濃度不再變化時(但此時三者的濃度不一定是0.5 molL1)，醋酸的電離達到平衡狀態(tài)，故A、B、C均錯誤。依據(jù)平衡狀態(tài)的標(biāo)志即電離成離子的速率與離子結(jié)合成分子的速率相等，可知D正確。3寫出下列電離方程式：(1)HClO_，(2)NaHSO4溶液_，(3)熔融NaHSO4_。解析：(1)為弱酸，屬于弱電解質(zhì)，電離方程式用“”，(2)(3)為鹽，屬于強電解質(zhì)，電離方程式用“=”；NaHSO4為強酸的酸式鹽，在水溶液里電離為Na、H、SO，在熔化狀態(tài)下，只能電離為Na和HSO。答案：(1)HClOHClO(2)NaHSO4=NaHSO(3)NaHSO4(熔融)=NaHSO電離常數(shù)的應(yīng)用1有關(guān)電離常數(shù)的注意事項(1)不同弱電解質(zhì)電離常數(shù)的大小由物質(zhì)本身的性質(zhì)決定，同一溫度下，不同弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，K值越大，電離程度越大。(2)同一弱電解質(zhì)在同一溫度下改變濃度時，其電離常數(shù)不變。(3)電離常數(shù)K只隨溫度的變化而變化，升高溫度，K值增大。(4)多元弱酸各級電離常數(shù)：Ka1Ka2Ka3，其酸性主要由第一步電離決定，Ka值越大，相應(yīng)酸的酸性越強。2電離常數(shù)的相關(guān)計算解題模式：“三段式”，利用始態(tài)、變化、終態(tài)進行求解，如CH3COOHCH3COOH始態(tài)：a molL10 0變化：x molL1 x molL1 x molL1終態(tài)：(ax)molL1 x molL1 x molL1Ka(CH3COOH)。3計算電離度(以一元弱酸HA為例)HAHA起始： c酸0 0平衡： c酸(1)c酸c酸Ka，因為很小，所以(1)1，即Kac酸2，所以?！纠恳阎?5 時，測得濃度為0.1 molL1的BOH溶液中，c(OH)1103 molL1。(1)寫出BOH的電離方程式_；(2)BOH的電離度_；(3)BOH的電離平衡常數(shù)K_。解析：因c(BOH)初始0.1 molL1，c(BOH)電離c(B)c(OH)1103molL1，則電離度100%1%，BOH不完全電離，故電離方程式為BOHBOH，電離平衡時c(BOH)平衡0.1 molL11103 molL10.1 molL1，則電離常數(shù)K1105。答案：(1) BOHBOH(2)1% (3)1105方法點撥有關(guān)電離平衡常數(shù)計算的常用方法依照化學(xué)平衡計算中“三段式”法，通過起始濃度、消耗濃度、平衡濃度，結(jié)合Ka(Kb)、等條件便可以輕松地進行電離平衡的有關(guān)計算。 由、Ka可推出c(H)的常用計算公式：c(H)c，c(H)，與Ka的關(guān)系為。同樣，對于一元弱堿來說，c(OH)c。已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2104、4.6104、4.91010分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)，若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：NaCNHNO2=HCNNaNO2；NaCNHF=HCNNaF；NaNO2HF=HNO2NaF。由此可判斷下列敘述不正確的是()AKa(HF)7.2104BKa(HNO2)4.91010C三種酸的強弱順序為HFHNO2HCNDKa(HCN)Ka(HNO2)HYHZB反應(yīng)HZY=HYZ能夠發(fā)生C同體積、同濃度的三種酸中和堿的能力不同D相同溫度下，1 molL1 HX溶液的電離常數(shù)大于0.1 molL1 HX溶液的電離常數(shù)BA項，由Ka(HZ)Ka(HY)Ka(HX)知酸性：HZHYHX；B項，由“強酸制弱酸”規(guī)律知：HZY=HYZ能夠發(fā)生；C項，同體積、同濃度的三種酸：n(HX)n(HY)n(HZ)，故中和堿的能力相同；D項，電離常數(shù)與濃度無關(guān)，只受溫度影響，故相同溫度下Ka(HX)不變。5將6 g CH3COOH溶于水制成1 L溶液，此溶液的物質(zhì)的量濃度為_；經(jīng)測定溶液中含CH3CO