2018-2019學(xué)年高中化學(xué) 專題3 溶液中的離子反應(yīng) 第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡 第1課時 強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)學(xué)案 蘇教版選修4.doc

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第1課時　強電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 學(xué)習(xí)目標(biāo)：1.理解強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的概念。(重點)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。(重點) [自 主 預(yù) 習(xí)探 新 知] 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 molL－1的鹽酸、醋酸的pH 鹽酸：pH＝1 醋酸：pH>1 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)電離平衡的建立圖示 (2)電離平衡概念 在一定條件(如溫度、濃度一定)下，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 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CH3COOHCH3COO－＋H＋、NH3H2ONH＋OH－。 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 ①弱酸HAH＋＋A－，Ka＝。 ②弱堿BOHB＋＋OH－，Kb＝。 (3)影響因素 ①內(nèi)因：取決于電解質(zhì)本身的性質(zhì)。 ②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(α) (1)表達式 α＝100%。 (2)影響因素 ①溫度一定時，弱電解質(zhì)溶液的濃度越大，電離度越??；弱電解質(zhì)溶液的濃度越小，電離度越大。 ②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。 [基礎(chǔ)自測] 1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“”)。 (1)HClO是弱酸，所以NaClO是弱電解質(zhì)。(　　) (2)弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)分子，而強電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子。(　　) (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)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H＋)大。(　　) 【答案】　(1)　(2)√　(3)　(4) 2．下列敘述正確的是(　　) A．固體氯化鈉不導(dǎo)電，所以氯化鈉不是電解質(zhì) B．銅絲能導(dǎo)電，所以銅是電解質(zhì) C．氯化氫的水溶液能導(dǎo)電，所以氯化氫是電解質(zhì) D．氨氣溶于水能導(dǎo)電，所以氨氣是電解質(zhì) C　[氯化鈉是電解質(zhì)，A錯誤；銅是單質(zhì)，電解質(zhì)屬于化合物，B錯誤；氨溶于水后發(fā)生反應(yīng)NH3＋H2ONH3H2O，NH3H2O能電離出NH和OH－而使溶液導(dǎo)電，導(dǎo)電的離子不是由NH3直接電離出的，故氨氣是非電解質(zhì)，D錯誤。] 3．下列關(guān)于電離常數(shù)的說法正確的是(　　) 【導(dǎo)學(xué)號：73702155】 A．電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)濃度的增大而增大 B．CH3COOH的電離常數(shù)表達式為Ka＝ C．電離常數(shù)只受溫度影響，與濃度無關(guān) D．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，電離常數(shù)減小 C　[A項，電離常數(shù)與弱電解質(zhì)濃度無關(guān)，只與弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)和所處溫度有關(guān)，錯誤。B項，電離常數(shù)是弱電解質(zhì)，達到電離平衡時，電離產(chǎn)生的離子濃度冪的乘積與未電離的弱電解質(zhì)分子的濃度之比。因此CH3COOH的電離常數(shù)表達式為Ka＝，錯誤。C項，電離常數(shù)只受溫度影響，與濃度無關(guān)，正確。D項，向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，電離平衡逆向移動，c(H＋)減小，c(CH3COO－)增大，但是電離常數(shù)不變，錯誤。] [合 作 探 究攻 重 難] 電解質(zhì)電離方程式的書寫 1.強電解質(zhì)電離方程式書寫的三類易錯點 (1)強酸的酸式鹽的電離，如NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO (2)弱酸的酸式鹽的電離，如NaHCO3===Na＋＋HCO (3)熔融態(tài)時，NaHSO4===Na＋＋HSO 2．弱電解質(zhì) 部分電離，在寫電離方程式時，用“”。 (1)一元弱酸、弱堿一步電離： 如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋， NH3H2O：NH3H2ONH＋OH－。 (2)多元弱酸分步電離，必須分步寫出，不可合并(其中以第一步電離為主)。 如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO(主)， HCOH＋＋CO(次)。 (3)多元弱堿分步電離(較復(fù)雜)，在中學(xué)階段要求一步寫出。 如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 電離常數(shù)的應(yīng)用 向兩支分別盛有0.1 molL－1醋酸和0.1 molL－1硼酸溶液的試管中滴加等濃度Na2CO3溶液，觀察現(xiàn)象。 試管1　　　　　　　　試管2 [思考交流] 1．查閱資料發(fā)現(xiàn)，醋酸、碳酸和硼酸在25 ℃的電離平衡常數(shù)分別是1.7510－5、4.410－7(第一步電離)和5.810－10。它們的酸性強弱順序是怎樣的？有何規(guī)律？試管1、試管2中有何現(xiàn)象？ 【提示】　醋酸>碳酸>硼酸。K值越大，酸性越強。試管1中有氣泡產(chǎn)生，試管2中無明顯現(xiàn)象。 2．升高溫度，電離平衡常數(shù)、電離度怎樣變化？ 【提示】　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。 3．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】　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。 電離常數(shù)的應(yīng)用 (1)比較弱電解質(zhì)的相對強弱。相同溫度下，弱酸的Ka越大，則酸性越強，物質(zhì)的量濃度相同時，c(H＋)越大，電離度越大。 (2)比較計算多元弱酸溶液中c(H＋)大小。多元弱酸是分步電離的，且K1?K2?K3，原因是第一步電離產(chǎn)生的H＋對第二步、第三步電離起到抑制作用，比較溶液中c(H＋)大小時，只考慮第一步電離即可。 (3)Ka大的酸能與Ka小的酸的鹽反應(yīng)，反之不反應(yīng)。 (4)計算電離度(以一元弱酸HA為例) 　 HA　　 H＋?。?　A－ 起始： c酸 0 0 平衡： c酸(1－α) c酸α c酸α K電離＝＝，因為α很小， 所以(1－α)＝1，即K電離＝c酸α2， 所以α＝。 [當(dāng) 堂 達 標(biāo)固 雙 基] 題組1　強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較 1．區(qū)分強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的依據(jù)是(　　) A．溶解度的大小 B．屬于離子化合物還是共價化合物 C．是否存在電離平衡 D．導(dǎo)電性的強弱 C　[強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)在水溶液中是否完全電離。強電解質(zhì)完全電離，不存在電離平衡；弱電解質(zhì)部分電離，電離過程是可逆過程，存在電離平衡。] 2．下列物質(zhì)的分類組合全部正確的是(　　) 選項 強電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 非電解質(zhì) A NaCl HCl CO2 B NaHCO3 NH3H2O CCl4 C Ba(OH)2 BaCO3 Cu D H2SO4 NaOH C2H5OH B　[A項，HCl為強電解質(zhì)；C項，BaCO3為強電解質(zhì)，Cu既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)；D項，NaOH為強電解質(zhì)。] 強弱電解質(zhì)判斷的一般思路 (1)先看物質(zhì)是否是電解質(zhì)，若不是電解質(zhì)，則既不是強電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。 (2)若是電解質(zhì)，再看溶液是否完全電離；全部電離的是強電解質(zhì)，部分電離的是弱電解質(zhì)。 (3)導(dǎo)電性強、溶解度大的電解質(zhì)不一定是強電解質(zhì)。 題組2　電離方程式的書寫 3．在水溶液中，下列物質(zhì)的電離方程式書寫正確的是(　　) A．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO B．HF＋H2O===H3O＋＋F－ C．H2SO32H＋＋SO D．NH3H2ONH＋OH－ D　[HF、NH3H2O屬于弱電解質(zhì)，不完全電離，故D項正確，B項錯誤；H2SO3為二元中強酸，應(yīng)分步電離，故C項錯誤；NaHCO3的電離方程式NaHCO3===Na＋＋HCO，故A錯誤。] 4．寫出下列電離方程式： 【導(dǎo)學(xué)號：73702156】 (1)HClO_____________________________________________________， (2)H2CO3____________________________________________________， (3)NaHSO4溶液_______________________________________________， (4)NaHSO3溶液_______________________________________________， (5)熔融NaHSO4________________________________________________。 【解析】　(1)(2)為弱酸，屬于弱電解質(zhì)，電離方程式用“”，(3)(4)(5)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)HClOH＋＋ClO－　(2)H2CO3H＋＋HCO　(3)NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO (4)NaHSO3===Na＋＋HSO　(5)NaHSO4===Na＋＋HSO 題組3　弱電解質(zhì)的電離平衡 5．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 molL－1 B．H＋的濃度達到0.5 molL－1 C．醋酸分子的濃度、醋酸根離子的濃度、H＋的濃度均為0.5 molL－1 D．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 molL－1，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 molL－1)，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。] 6．在氨水中存在下列電離平衡：NH3H2ONH＋OH－，下列情況能引起電離平衡向正向移動的有(　　) ①加NH4Cl固體?、诩覰aOH溶液　③通HCl?、芗覥H3COOH溶液?、菁铀、藜訅? A．①③⑤　　　　　　 B．①④⑥ C．③④⑤ D．①②④ C　[①加入NH4Cl固體相當(dāng)于加入NH，平衡左移；②加入OH－，平衡左移；③通HCl，相當(dāng)于加入H＋，中和OH－，平衡右移；④加CH3COOH溶液，相當(dāng)于加H＋，中和OH－，平衡右移；⑤加水，稀釋，越稀越電離，平衡右移；⑥加壓，無氣體參加和生成，無影響。] 題組4　電離平衡常數(shù)與電離度 7．已知下面三個數(shù)據(jù)：7.210－4、4.610－4、4.910－10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： NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2 NaCN＋HF===HCN＋NaF NaNO2＋HF===HNO2＋NaF 由此可判斷下列敘述不正確的是(　　) A．K(HF)＝7.210－4 B．K(HNO2)＝4.910－10 C．相同條件下，HF的電離度最大 D．K(HCN)HNO2>HCN。由此可判斷K(HF)>K(HNO2)>K(HCN)，其對應(yīng)數(shù)據(jù)依次為 K(HF)＝7.210－4，K(HNO2)＝4.610－4， K(HCN)＝4.910－10，又因為三者均為一元弱酸，故K越大，酸性越強，電離度越大。] 8．已知25 ℃時，測得濃度為0.1 molL－1的BOH溶液中，c(OH－)＝110－3 molL－1。 【導(dǎo)學(xué)號：73702157】 (1)寫出BOH的電離方程式_____________________________； (2)BOH的電離度α＝______； (3)BOH的電離平衡常數(shù)K＝________________。 【解析】　因c(BOH)初始＝0.1 molL－1，c(BOH)電離＝c(B＋)＝c(OH－)＝110－3molL－1，則電離度α＝100%＝1%，BOH不完全電離，故電離方程式為BOHB＋＋OH－，電離平衡時c(BOH)平衡＝0.1 molL－1－110－3 molL－1≈0.1 molL－1，則電離常數(shù)K＝＝＝110－5。 【答案】　(1) BOHB＋＋OH－　(2)1% (3)110－5