高中化學《弱電解質(zhì)的電離》教學設(shè)計 新人教版選修3

1、第三章水溶液中的離子平衡第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離教學目標:1.能描述弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡,了解酸堿電離理論。2.使學生了解電離平衡常數(shù)及其意義。3.通過實驗,培養(yǎng)學生觀察、分析能力,掌握推理、歸納、演繹和類比等科學方法。教學重點:電離平衡的建立與電離平衡的移動,從化學平衡的建立和化學平衡的移動理論認識電離平衡的建立與電離平衡的移動。教學難點:外界條件對電離平衡的影響。教學過程:一、強弱電解質(zhì) 1.石墨能導電,所以是電解質(zhì)。2.由于BaSO4不溶于水,所以不是電解質(zhì)。3.鹽酸能導電,所以鹽酸是電解質(zhì)。4.SO2、NH3、Na2O溶于水可導電,所以均為電解質(zhì)。講電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物,單質(zhì)

2、既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。故1錯。在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電兩個條件具備其一即可,不須兩個條件同時具備。故2錯?；衔锉旧黼婋x出自由移動的離子而導電時,才是電解質(zhì)。故3對。但NH3、SO2、CO2和P2O5卻是非電解質(zhì)。故4錯。因此,我們要格外注意的是,電解質(zhì)不一定導電,導電物質(zhì)不一定是電解質(zhì);非電解質(zhì)不導電,但不導電的物質(zhì)不一定是非電解質(zhì)。思考鹽酸與醋酸是生活中常用的酸,鹽酸常用于衛(wèi)生潔具的清潔和去除水垢,為什么不用鹽酸代替醋酸呢?醋酸腐蝕性比鹽酸小,酸性弱。醋酸的去水垢能力不如鹽酸強,除濃度之外是否還有其它因素?實驗3-1:體積相同,氫離子濃度相同的鹽酸和醋酸與等量鎂條反應,并測量溶液

3、的pH 值。 實驗結(jié)果探討反應現(xiàn)象及pH值不同的原因?探討結(jié)果:在實驗中我們要注意的是:(1 HCl和CH3COOH都是電解質(zhì),在水溶液中都能發(fā)生電離。(2 鎂無論是與鹽酸還是醋酸反應,其實質(zhì)都是與溶液中的H+反應。(3 由于酸液濃度、溫度、體積均相同,且鎂條的量也相同,因此,實驗中影響反應速率的因素只能是溶液中H+的濃度的大小。開始1mol/LHCl與鎂條反應劇烈,說明1mol/LHCl中氫離子濃度大,即氫離子濃度為1mol/L,說明HCl完全電離;而開始1mol/LCH3COOH與鎂條反應較慢,說明其氫離子濃度較鹽酸小,即小于1mol/L,說明醋酸在水中部分電離。HCl是強電f解質(zhì),CH3

4、COOH是弱電解質(zhì)。(2什么叫強電解質(zhì)?什么叫弱電解質(zhì)? 鹽酸,向另一燒杯中滴入1滴 mol/L的醋酸,攪拌后,分別測其pH 。 現(xiàn)象:鹽酸被稀釋1000倍后,溶液的pH增大3個單位值,表明鹽酸中的氫離子濃度減小到了原來的1/1000;而醋酸被稀釋1000倍后,溶液的pH增大不足2個單位值,表明醋酸中H +的濃度降低要小得多,甚至未低于原溶液的1/100。結(jié)論:證明了強電解質(zhì)HCl在水中是完全電離的,弱電解質(zhì)醋酸在水中只有部分部分分子發(fā)生電離;但隨著溶液的稀釋,發(fā)生電離的醋酸分子數(shù)目增多。即醋酸在水中的電離過程是動態(tài)的,其電離程度并非固定不變,而是隨著溶液的稀釋而增大。實驗結(jié)論:醋酸的電離程度

5、可以隨著外界條件的改變而改變。思考既然CH3COOH的電離過程是動態(tài)的,那么,已經(jīng)電離產(chǎn)生的CH3COO和H+是否能重新結(jié)合成CH3COOH分子呢?有沒有什么辦法可以證明這一點?實驗:取上述盛有剩余溶液的兩支試管,在盛有鹽酸的試管內(nèi)加入0.5克NaCl 晶體,在盛有醋酸的試管內(nèi)加入0.5克CH3COONH4晶體,充分振蕩后,測其溶液的pH現(xiàn)象:在盛鹽酸的試管中加入NaCl晶體,溶液的pH沒有明顯變化;在盛醋酸溶液的試管中加入CH3COONH4晶體,溶液的pH明顯變大結(jié)論:由于c(CH3COO增大,導致pH明顯變大,即c(H+明顯減小,所以醋酸分子電離為離子的過程是可逆的。綜合上述兩個科學探究的

6、實驗可得出結(jié)論:弱電解質(zhì)的電離是可逆的,其電離程度可以隨著外界條件的改變而改變。因此,弱電解質(zhì)的電離也與可逆的化學反應一樣,它的兩種相反的變化趨勢最終會達到平衡。即在一定條件下,弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與其離子重新結(jié)合成分子的速率相等,溶液中弱電解質(zhì)的分子和離子的濃度保持不變,這就是電離平衡。二、弱電解質(zhì)的電離因為HCl不存在電離平衡,CH3COOH存在電離平衡,隨著H+的消耗,CH3COOH的電離平衡發(fā)生移動,使H+得到補充,所以CH3COOH溶液中H+濃度降低得比HCl中慢,所以CH3COOH在反應過程中速率較快。在醋酸電離成離子的同時,離子又在重新結(jié)合成分子。當分子電離成離子的速率等

7、于離子結(jié)合成分子的速率時,就達到了電離平衡狀態(tài)。這一平衡的建立過程,同樣可以用速率時間圖來描述。CH3COOH CH3COO-+H+在醋酸電離成離子的同時,離子又在重新結(jié)合成分子。當分子電離成離子的速率等于離子結(jié)合成分子的速率時,就達到了電離平衡狀態(tài)。這一平衡的建立過程,同樣可以用速率時間圖來描述。 請同學們根據(jù)上圖的特點,結(jié)合化學平衡的概念,說一下什么叫電離平衡。在一定條件(如溫度、濃度下,當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合生成分子的速率相等時,電離過程就達到了平衡狀態(tài),這叫電離平衡.電離平衡概念理解:弱電解質(zhì)的電離;達電離平衡時,分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等;動態(tài)

8、平衡,即達電離平衡時分子電離成離子和離子結(jié)合成分子的反應并沒有停止;達電離平衡時,離子和分子共存,其濃度不再發(fā)生變化;指電離平衡也是一定條件下的平衡,外界條件改變,電離平衡會發(fā)生移動。1、電離平衡的特征:(1 逆-弱電解質(zhì)的電離是可逆的(2 等-V電離=V結(jié)合 0(3 動-電離平衡是一種動態(tài)平衡(4 定-條件不變,溶液中各分子、離子的濃度不變,溶液里既有離子又有分子(5 變-條件改變時,電離平衡發(fā)生移動。問哪些條件改變可引起化學平衡移動?例:在氨水中存在電離平衡:NH3·H2O NH4+OH-下列幾種情況能否引起電離平衡移動?向哪個方向移動?加NH4Cl固體加NaOH溶液加HCl 加

9、CH3COOH溶液加熱加水加壓加水時,會使單位體積內(nèi)NH3·H2O分子、NH4+、OH-粒子數(shù)均減少,根據(jù)勒沙特列原理,平衡會向粒子數(shù)增多的方向,即正向移動。但此時溶液中的NH4+及OH-濃度與原平衡相比卻減小了,這是為什么呢?請根據(jù)勒夏特列原理說明。2、影響因素:(1內(nèi)因:電解質(zhì)本身的性質(zhì)。通常電解質(zhì)越弱,電離程度越小。由于弱電解的電離是吸熱的,因此升高溫度,電離平衡將向電離方向移動,弱電解質(zhì)的電離程度將增大。 (2 外因: 濃度:溫度升高,平衡向電離方向移動。同一弱電解質(zhì),增大溶液的物質(zhì)的量濃度,電離平衡將向電離方向移動,但電解質(zhì)的電離程度減小;稀釋溶液時,電離平衡將向電離方向移

10、動,且電解質(zhì)的電離程度增大。但是雖然電離程度變大,但溶液中離子濃度不一定變大。 濃度:溶液稀釋有利于電離增大弱電解質(zhì)電離出的某離子的濃度,電離平衡向?qū)⑾螂x子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動,弱電解質(zhì)的電離程度將減小;減小弱電解質(zhì)電離出的離子的濃度,電離平衡將向電離方向移動,弱電解質(zhì)的電離程度將增大。3同離子效應:在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì),使電離平衡向逆方向移動 除此之外,我們還可以通過化學反應影響平衡移動,在弱電解質(zhì)溶液中加入能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的某種離子反應的物質(zhì)時,可以使電離平衡向電離方向移動。 思考分析一元弱酸或弱減的電離平衡,完成下列問題: 1、寫出弱酸和弱減的

11、電離方程式。 2、填寫下表中的空白。HA 電離過程中體系各離子濃度變化 同。試寫出下列物質(zhì)的電離方程式:1、H 2CO 32、H 2S3、 NaHCO 34、NaHSO 45、HClO答案;1、H 2CO 3 H +HCO -3 HCO -3H +CO -23 2、H 2SH +HS -HS-H +S 2-3、NaHCO 3=Na +HCO -3 HCO -3H +CO -23 4、N aHSO 4=Na +H +SO -24 5、HClOH +ClO -小結(jié)強電解完全電離,用“=”,弱電解質(zhì)部分電離,用“”,多元弱酸的電離是分步進行的,以第一步電離為主。而多元弱堿則不分步。對于酸式鹽的電離要

12、格外注意,強酸的酸式鹽要完全電離,弱酸的酸式鹽電離的是酸式酸根NaHSO 4 (水溶液= Na +H +SO 42NaHSO 4(熔融= Na +HSO 4NaHCO 3= Na +HCO 3三、電離平衡常數(shù) 氫硫酸和次氯酸都是弱酸， 那么它們的酸性誰略強一些呢？那就要看誰的電離程度大了， 弱 酸電離程度的大小可用電離平衡常數(shù)來衡量。 1、定義：在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度 的乘積嗖溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，用 K 表 示。 2、表示方法：AB A +B + K 電離 c(A + × c(B- = c(A

13、B （1）弱電解質(zhì)的電離常數(shù)表達式中的 C(A+、C(B-和 C(AB均為達到電離平衡后各粒子在 溶液中的濃度值，并不是直接指溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度值。并且，在溫度一定時，其電離常數(shù) 就是一個定值。 （2）電離常數(shù)隨著溫度而變化，但由于電離過程熱效應較小。溫度改變對電離常數(shù)影響不 大，所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對電離常數(shù)的影響。電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)，同 一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是不會改變的。 3、同一弱電解質(zhì)在同一溫度下發(fā)生濃度變化時，其電離常數(shù)不變。 弱酸的電離平衡常數(shù)一般用 Ka 表示，弱堿用 Kb 表示。請寫出 CH3COOH 和 NH3·H2O 的

14、電離平 衡常數(shù)表達式 c(CH 3 COO- × c(H + K= c(CH 3 COOH a c( NH + × c(OH - 4 K= c( NH 3 × H 2 O b 從電離平衡常數(shù)的表達式可以看出，分子越大，分母越小，則電離平衡常數(shù)越大，即弱電解 質(zhì)的電離程度越大， 電離平衡常數(shù)越大， 因此， 電離平衡常數(shù)可用來衡量弱電解質(zhì)相對強弱。 那么，用電離平衡常數(shù)來比較電解質(zhì)相對強弱時，要注意什么問題呢？ 4、K 值越大，電離程度越大，相應酸 (或堿的酸(或堿性越強。K 值只隨溫度變化。 電離平衡常數(shù)和化學平衡常數(shù)一樣，其數(shù)值隨溫度改變而改變，但與濃度無關(guān)。電離

15、平衡常 數(shù)要在相同溫度下比較。 實驗 32： 向兩支分別盛有 0.1mol/LCH3COOH 和硼酸的試管中加入等濃度的碳酸鈉溶液， 觀 察現(xiàn)象。 5、同一溫度下，不同種弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。 弱電解質(zhì)的電離常數(shù)越大， 只能說明其分子發(fā)生電離的程度越大， 但不一定其溶液中離子濃 度大，也不一定溶液的導電性強。 多元弱酸是分步電離的， 每步都有各自的電離平衡常數(shù)， 那么各步電離平衡常數(shù)之間有什么 關(guān)系？多元弱酸與其他酸比較相對強弱時，用哪一步電離平衡常數(shù)來比較呢？ 6、多元弱酸電離平衡常數(shù)：K1K2K3，其酸性主要由第一步電離決定。 6 對于多元弱堿的電離情況與多元弱酸相

16、似，其堿性由第一步電離的電離平衡常數(shù)決定。 課堂練習 1.甲酸的下列性質(zhì)中可以證明它是弱電解質(zhì)的是 1 1 A.1 mol·L 的甲酸溶液的 c（H ）約為 0.01 mol·L B.甲酸與水以任意比例互溶 1 1 C.10 mL 1 mol·L 甲酸恰好與 10 mL 1 mol·L NaOH 溶液完全反應 D.在相同條件下，甲酸的導電性比一元強酸溶液的弱 1 2.用水稀釋 0.1 mol·L 氨水時，溶液中隨著水量的增加而減小的是 A.c（OH ）c（NH3·H2O） B.c（NH3·H2O）c（OH ） C.c（H ）

17、和 c（OH ）的乘積 D.OH 的物質(zhì)的量 2 2 3.當溶液中 HS H2O S H3O 達到平衡時，欲使 c(S 增大，應加入 A.Cu 2 2- B.CO 3 C.H2O D.HCl 4.在 RNH2·H2O + RNH 3 OH 形成的平衡中，要使 RNH2·H2O 的電離程度及 c（OH ）都增大， 可采取的措施是 A.通入 HCl B.加少量 NaOH 固體 5.在稀氨水中存在平衡：NH3H2O C.加水 D.升溫 + NH + 4 OH ,如進行下列操作，則 NH3、NH 4 、H 、OH 濃度如何變化？試用“增大” “減小” “不變”填寫。 （1）通適量 HCl 氣體時，c(NH3 ,c(H （2）加入少量 NaOH 固體時，c(NH + 4 （3）加入 NH4Cl 晶體時，c(NH + 4 ,c(OH ,c(OH 。 。 。 6.在 a、b 兩支試管中，分別裝上形態(tài)相同、質(zhì)量相等的一顆鋅粒，然后向兩支試管中分別 加入相同物質(zhì)的量、相同體積的稀鹽酸和