人教版高二化學選四第三單元弱電解質的電離教案

化合…電解質——離化合…電解質——離子化合物非電質—價合第三單

弱解質的電水液的平衡課

教弱解質的電一【識技】[課標求]了解弱電解質和強電解質的概念，掌握影響弱電解質電離的因。2.掌握的水離子積的應用，學會簡H的計算3.掌酸堿中滴實驗的本作和數(shù)處重點：弱電解的電離溶液酸度值的算難溶液度值的計算、典型例一、電質電、定義電質。非電質：。強電質：電解：混物

。。強解：。、NaOH、NaClBaSO純物電解質在一定件下（溶于水（以能否導非電解：。如SO、CO、CO、、=CH…、電解質弱電質的本質區(qū)別在水溶中否是在平）注：①電解質、非電解質都是化合物②、、CO等質2③強電解質不等于易溶于水的化合如溶于水于水的全部電離為強電質）電質的強與電性、解無關。、強弱質通過實驗證明進行判定的方法以為例)：（1溶電對驗；溶的H；測液的H值；測H=a的稀釋倍得液H+2物量度的溶和NaOH溶體合液呈中10mLpH=1的溶耗的NaOH溶液的體積10mL;將H=1的溶與H=13NaOH等積混合后溶液呈較質量度同的溶與鹽酸別同樣的粒應產(chǎn)生體速率強酸HA）弱酸（）區(qū)別：

(1)液的物的濃度相時HH(HA)

(HB)(2)p值相時溶濃度C

HB(3)p相同時，加水稀釋同等倍數(shù)后，HH

HB、電離平衡：在一定的條件下當電解質分子電離成成離1頁-7+-+++---+++--7+-+++---+++-過程就到了。、電離的點：

。影響離衡因：A、溫度：電離一般吸熱，升有于電離B、濃：度越大，電離程度離的方向移動C同離子效：在弱電解質溶里加入與弱電解質具有同離子的電解質會入與弱電解質的電離產(chǎn)生某種離子反應的物質時，有利于電離。電方程式的書寫：電離常：影因素、電離常數(shù)大主由物質的性定、電常受度變影，受度變化響在溫下一般變化不大、一溫下不弱，離數(shù)越，電程越，酸性越強如HSO>HPO2323二、水的電離溶液的堿性、水電離平：通，上式也可簡寫:

水子積：K25時[H+]l/L;K=[H]·[OH]=：K只與度有關，溫度一定，則K值定WK不僅用純水適用任溶液（酸、、鹽水電特點（）逆2）熱極弱影響水電離平衡的外界因素：酸、堿水的電離（H之為的和的水溶中的電離同的抑制促進水（水的是熱的易水解的鹽：促水的電離（pH之為兩種水鹽溶液中水的電離被同等的促進液的酸堿和：（1）H=

（計算式注：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能

溶）；H＜不是溶（只溫常對）；液不一溶液（是

溶）。（2H的測定方法：酸指劑—、、。p紙作。注意：事先不能用水潤PH試；廣H試紙能取數(shù)值范圍H計三、合的H值算公式強酸的混合H]種的+離物的量加除總體它[H]

（[H]V]V）（V）1222、強堿與強的混合（先[OH-]將兩種中的-離子物的量相加除以總體積，再求其它）[OH

]＝（[OH

]V1

]V）（V）(注意不直接計[H+])21、強酸堿混合：（先據(jù)+O計算余下的或-，①H有，用余的2數(shù)除溶總積[]；有，則用余的OH數(shù)除以溶液總體積求OH-]，再求其它四、釋過溶液H值變律：第頁+-c=堿即：c=堿+-c=堿即：c=堿五、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理和滴：質H+OH=HO酸供的H和能的OH物質量相等。22（1）器：、移液管，定管夾，錐形瓶，燒杯，鐵臺①酸式不能盛放液氫氟及SiONaCO等堿性溶液；堿式滴盛22放酸性液和的度O刻度在，往下刻度標數(shù)來越大，全部容積它的最大刻度，因為端一部分有度。滴時所用溶不超過最刻，不得次滴定使兩定酸或）也不中向定中加②定管以到數(shù)后。（2品：標待測液。（3準程：準備：檢漏、滌、潤、液、趕泡調(diào)液面（滌：用液→檢漏滴管是否水用水洗→用標準洗（或待測液洗→裝溶→排氣泡調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)意：什水，用液？但錐形瓶不能待測液洗？（4）方手勢速度先快后慢注意①眼左操活或小，手蕩形，睛注錐瓶溶的色化②速先快后（5）終定：最后一滴剛使指示劑顏色發(fā)生顯變化。30s不恢復原色（6）指示的選擇：

。如（酸滴定堿甲基橙、堿滴酸用酚酞）（6）數(shù)據(jù)差分析：讀數(shù)：兩位小數(shù)。實驗誤所以應取多次實驗的平均值。、酸堿中和滴定的誤差分誤分析：利nc=ncV進行析酸酸酸堿堿式：—或氫或根數(shù)c——酸或堿的物的量濃度；V—酸堿溶的積。用酸滴定確堿的度時則：n酸酸酸n堿堿上公式在求算度時很方便在分析誤差時起主要作用的是分子的變化因為滴過酸中標準酸其數(shù)值在理論上是變的，若稀釋雖實際值變，但體現(xiàn)的卻是V的增，酸酸導偏；V同樣也是一個定值，它是用標準的器量好后注入錐形瓶中的，當在實操作中酸堿堿液外濺，其實值減小，但引起化的卻是標準酸用量的減少即小則降低了；對酸堿觀中現(xiàn)誤差亦同如。上所，用準酸來測堿濃時，的差V變堿酸成正比即V實測值大于理論值時，偏，之偏低。酸堿n酸酸酸n堿堿第頁物單下中是）列正（說確純凈的法物單下中是）列正（說確純凈的法物鹽同理，用標準堿滴定未知濃度的時亦然。下面用標酸定待測堿而起的果化情況：實驗操情況①開始定時滴定管尖處留有氣泡②讀數(shù)始時仰視，終止時俯視③到滴定終點有一滴掛滴定管嘴而未滴錐瓶④洗凈的酸管用標準潤洗⑤洗凈錐瓶用待測堿洗⑥不小心將標液滴至瓶外⑦小心將待測液濺至錐瓶外⑧滴定前向錐形中加入L蒸水，余操作?？键c§1識電解質的電離

對響堿1、定義：電質、非電解；強電、弱電解質混強電解：強酸、堿絕大多金屬氧化物和鹽。如HCl、NaOH、、BaSO電解能強不必非電解：大數(shù)非金屬化物有機。如SO、COHO、CCl、CH=CH…在下能化離是強NaO和SO溶電222、電：條（或）證否電合合非電解化合離合合：熔能錯的是（）非共強強水水濃的水的導相，pH相同鹽導3、強電解質與弱電質的本：溶否否電注電合②SO、NH、CO等于非2電③強電解質等于易溶于水的化合物（如BaSO不溶于水，但溶于水的全故為44、強弱電解質通過實驗進行判方(以HAc為例：（）導比；（2）測溶液的（測溶液的pH；（4測的稀釋倍液pH<a+2（）將物量相的HAc溶液和溶液等呈性（）中和10mLpH=1的溶液消pH=13的溶液體積大（）將pH=1的HAc溶液與的NaOH溶等呈性第頁++（8的HAc速率是和最難以實的是說明理由。（示：實室能否制0.1mol/L的？能否配制的？為什么？）5、強酸（HA與酸：，pH＜pH(HA)(2)pH度CHA(3)pHpHpHHAHB，小是的是種溶反應耗關系為。pH相的酸硫和醋酸溶，質量度最小的是的是種溶液反耗NaOH溶關系為。為0.10mol/L，甲中的(H乙酸中c(H)的倍中(H+的、“>”或“=”）；試性強弱。例1】列物質的類組合全部確的是編號質質

非電質AHF2BNaHCO

3

NH·HOCCl34CBa(OH)2

HClDAgClHSCOOH2【點】電解質和非電解質的范疇都是化合物，所以單質既是電解質，也不是非電解質。劃分電解質和非電解質標準是在水溶液或熔融態(tài)下能否電。劃分強電解和弱電解質的標是看在水溶里是否完全電?！敬稹緽【例】已知相同條下，HClO的電離常數(shù)小于CO的第一級電離常數(shù)。為了提高氯水中HClO的2濃度，加入AHClB．(s)．HOD．NaOH(s)3【答案】【例下列關于離平衡數(shù)(K的說法中正確的是．組成相似時電離平衡常數(shù)(K)越小，表示弱電解質離能力越弱．電離平衡常數(shù)K與溫度無關．不同濃度的同一弱電解，其電離平衡常()同．多元弱酸各步電平衡常數(shù)相互關系為K<K12【答】A點§2：電離和和堿第頁--+--7+--14+--+--7+--14+1、水離平HOH+水離積K=[H][OH]W25℃時,[H]=[OH]=10mol/L;K=[H]·[OH]=10W注：K只K值WWK不水，適用、堿鹽W電特（）可逆（）吸熱（3影水電離平外：酸堿：抑電（pH之和為14酸溶電被的抑溫：促水電離（電離是）易解鹽促進水的電（pH兩種水解電被的促試比較pH=3的HAc、pH=4的NHClpH=11的NaOH、pH=10NaCO四種溶中水的電離程度從大小的順序是。4、溶酸pH：（）pH=-lg[H]注：①

溶液）；②pH＜溶不一定酸性溶液（只有對）；③

溶已知100的=1×10-12，則該溫度下WNaCl的水液[H]=，pH=呈性。（）稀硫的pH=；的溶的pH測：酸石酚pH試—方操作：將一小塊pH試放在凈玻片上玻注：①濕PH試用的試紙測某稀溶的所測結果（“偏小、“不變”或“不能確定”），由是（）：

。指石蕊＜紅色

變的5～8紫色＞藍甲＜紅色3.1～4.4＞酚酞＜無色～10淺紅＞紅試根據(jù)上三種指劑的變色圍，回下列問題：①強酸滴定強堿最好選用的指示：，原是好指：原是

因強堿；③中滴定不用石蕊作指示劑的是。（、混液的pH值第頁+++----+++----1、強與強酸的混合：（先求[H]：將的子數(shù)相加除以總體積，再求混）[H]=（[H]V+[H]V）（V）混12122、強堿與強堿的求[OH]將兩種酸的-再混）[OH][OH-]V]V）/V+V）意:不能直接計算[H+])混1212混3、強與強堿混合：（先據(jù)+OHO計算余的+或OH-，①H有，則的求[H]OH的OH-數(shù)除以溶液總積混求[OH]）混在加相差倍以（含100倍）的，的可略不！將的HCl和的所溶的將的SO和pH=12的液等體混合，得溶的；4的鹽中加入滴0.004mol/LBa(OH)后pH=。液pH：1、強酸溶液：稀釋n，pH=pH+n（但于）稀原2、弱酸溶液：稀釋n，pH＜pH+n于）稀原3、強堿溶液：稀釋n，pH=pH－n于）稀原4、弱堿溶液：稀釋n，pH＞pH－n（但于）稀原時向靠（即后pH均為的慢，酸、變化。的HCl釋的變?yōu)榈娜芤合♂尡逗髉H為為應pH=5的稀釋1000倍后溶[H][SO2-]=；pH=10的NaOH稀釋的pH為的NaAc稀釋倍溶的pH為?！八帷⑶　癏+與OH-恰和”判法1、酸、堿恰好反應現(xiàn)+存款相等：恰看判呈）2、自H+與OH恰現(xiàn)“14：pH之為體誰顯顯”：生者量者顯者呈）(1)100mLpH=3的SO中加入氨水呈是4；的HCl與后溶液呈是。

性，原因（2室時，0.01mol/L某一有1%發(fā)生了電離，則下列說法錯誤的是A、上述弱酸的pH積溶液后，所得溶液的pH＝加入體積0.01mol/LNaOH溶的＞加入體積的NaOH溶液后，的pH＜7【例在100℃，mL蒸中(OH)?mol/L，改變下列件一，c?)仍等于第頁?6???1+?pH小3.1~4.4?6???1+?pH小3.1~4.4增pH小5增~8減8.2~10增mol/L的是①溫度低到℃②持100，入NaOH固③保持℃加10固體④保持℃蒸發(fā)掉50mLA②

B．④

C．③

D．②④【答B(yǎng)【2】下列關于溶液酸堿性的法中正的是A．pH=7的顯中性B．中性液中，(H

+

)一是1.0×10?7mol·L．(H)=(OH)的溶液中．時，的，顯性【答案三溶液p的量方法（）試紙法pH試紙①pH試紙的使用法取一紙，在潔凈的面皿或玻片上，潔干燥玻棒蘸待液點試紙中央然后標準比色卡對讀出數(shù)值。②pH試紙的種類常用的pH試紙廣泛pH試(pH范圍為114或～，識別的pH差值約為和精密試紙范圍較窄，識別的pH值為。操作意事項：pH試紙不能伸待測液中。pH試紙不能事先潤濕（濕相當于將溶液稀釋）。用pH試紙測定的是一粗略結果用廣泛pH試測出溶液的pH是整數(shù)，而不會是3.1、5.2等小數(shù)。（）計法常用pH計來精確測量溶液的，讀數(shù)時保留兩位小數(shù)pH計（）常用酸堿指劑及其變范圍指示甲基石酚

變色圍色橙黃色色紫藍色色淺紅色紅三、課堂練習【第頁-1+?+?-1+?+?．食用白醋(醋酸濃度約為進行下實驗能證醋酸弱電質的是A醋中滴入石蕊溶呈紅色．白醋加入豆?jié){有沉淀產(chǎn)生．蛋殼浸泡在白醋中有氣體放出．白醋中(H+)=0.01．可以判定某酸是強電解質的合是①該酸熱至沸騰也不解氧化銅③該酸跟石灰石反應出CO④該共合2A①②③B．④．③D都不是．在含量酞的0.1mol·L

氨水中入少量NH晶體則溶顏色4A變藍色．深C．變淺D．不變．在醋溶中COOH離到的是3A顯電中B．液中無CH3C離子恒定不D．c(H)=COO)3．向CHCOOH液中滴入稀氨水，液的導電力發(fā)生化其流I)隨氨水積)3變化曲線是．要證明某酸是弱酸，下列方正確的是．串一燈泡的該酸溶與聯(lián)相小泡的酸并，接電源后，若該溶液上的燈泡暗則明酸弱酸．測定該酸的鈉鹽溶液常溫下的pH，若H＞7，則說明該酸是弱酸．用酸與屬反應，產(chǎn)生泡較，說明該酸是酸中等積等度的NaOH液消耗該酸的量于硫酸，則說明該酸是弱酸．寫出電方程式：。H。23（3）溶。4（4）溶。3（5融N。4．下列水離子積常數(shù)的敘述中，正確的是A因為水的積的式為(Hw

+

)·

?

)，以隨中+和濃度的變化w而變化B．的離子積數(shù)K與的電離平衡常數(shù)K是個量wC．水的離子積數(shù)僅是度的數(shù)，溫的變化而變．下列溶酸堿性的說法中，正確的是．c(H很小溶液定呈性．pH=7的液中性C(H

)溶一定中D．不能使酚酞溶液溶液一性相度下mol/L的和0.01mol/L的鹽酸溶液中，水的電離程度大小為A．NaOH中B酸中大．同D．確定．下列關水的離子積數(shù)或變的判，的是溫度的水的離數(shù)減?。壬呒兊膒H增．新制氯水光照段時間后，pH增第頁?．．．??．．．??D．氧溶久置空氣，pH減?。姓f法正確的是強的溶中存在．pH