弱電解質(zhì)的電離及溶液的酸堿性 教案

弱電解質(zhì)的電離及溶液的酸堿性適用學(xué)科化學(xué)適用年級高二適用區(qū)域全國本講時長120min知識點(diǎn)1.電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的定義2.弱電解質(zhì)的電離平衡 3.影響電離平衡的因素4.水的電離和水的離子積5.溶液酸堿性的判斷學(xué)習(xí)目標(biāo)1.能描述弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，2.了解電離平衡常數(shù)及其意義3.了解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)與結(jié)構(gòu)的關(guān)系4.通過實(shí)驗(yàn)，培養(yǎng)學(xué)生觀察、分析能力，掌握推理、歸納、演繹和類比等科學(xué)方法5.通過本節(jié)課的學(xué)習(xí)，意識到整個自然界實(shí)際就是各類物種相互依存、各種變化相互制約的復(fù)雜的平衡體系

學(xué)習(xí)重難點(diǎn)1.弱電解質(zhì)的概念和弱電解質(zhì)的概念和水的電離平衡2.弱電解質(zhì)的電離平衡、溶液酸堿性學(xué)習(xí)過程知識講解考點(diǎn)1電解質(zhì)和非電解質(zhì)1、電解質(zhì)和非電解質(zhì)電解質(zhì)：在水溶液或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。如：酸、堿、鹽、H2O等非電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。如：大多數(shù)有機(jī)物、SO3、CO2、NH3等2、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì):在水分子作用下，能完全電離為離子的化合物。如：包括大多數(shù)鹽類、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、部分堿性氧化物等弱電解質(zhì):在水分子作用下，只有部分分子電離成為離子化合物。如：包括弱酸(如CH3COOH、H2S)、弱堿(如NH3·H2O)、Al(OH)3、H2O等【思考】(1)能導(dǎo)電的物質(zhì)一定是電解質(zhì)嗎？(2)電解質(zhì)一定能導(dǎo)電嗎？【提示】(1)不一定，如金屬或溶液等能導(dǎo)電，但不是電解質(zhì)。(2)不一定，如固體NaCl不導(dǎo)電?？键c(diǎn)2弱電解質(zhì)的電離平衡電離平衡的建立在一定條件(如溫度、濃度一定)下，弱電解質(zhì)在溶液中電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)。如圖：2、弱電解質(zhì)電離方程式的書寫(1)弱電解質(zhì)電離是可逆的，用表示。如：CH3COOHCH3COO－＋H＋NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－(2)多元弱酸分步電離，以第一步電離為主。如H2S的電離方程式為H2SH＋＋HS－、HS－H＋＋S2－。(3)多元弱堿用一步電離來表示：如Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。3、弱電解質(zhì)的電離平衡特征：

弱電解質(zhì)的電離平衡屬于化學(xué)平衡中的一種，具有以下一些特征：

“逆”——弱電解質(zhì)的電離是可逆的

“動”——電離平衡是動態(tài)平衡

“等”——

v(離子化)=v

(分子化)≠0

“定”——在電離平衡狀態(tài)時，溶液中分子和離子的濃度保持不變。

“變”——電離平衡是相對的、暫時的，當(dāng)外界條件改變時，平衡就會發(fā)生移動考點(diǎn)3影響電離平衡的因素與其它平衡相同，弱電解質(zhì)在水中達(dá)到電離平衡時電離程度的大小主要由電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定，同時受到外界條件的影響。電離過程的熱效應(yīng)較小，在溫度變化不大的情況下，一般不考慮溫度對其電離平衡的影響。若溫度升高較多時，電離程度增強(qiáng)，離子濃度增大。在一定溫度下，稀釋溶液，弱電解質(zhì)電離程度增強(qiáng)，離子數(shù)目增多，但由于溶液體積增大而離子濃度降低。當(dāng)加入含有弱電解質(zhì)組成的相同的離子時，弱電解質(zhì)的電離平衡向左移動。對CH3COOHH＋＋CH3COO－的電離平衡，小結(jié)如下：條件變化平衡移動電離度K離子數(shù)目離子濃度加熱正向移動增大增大增多增大稀釋正向移動增大不變增多減小加冰醋酸正向移動減小不變增多增大加鹽酸逆向移動減小不變H＋增多CH3COO－減少加醋酸鈉逆向移動減小不變H＋減少CH3COO－增多考點(diǎn)4弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)1、概念在一定條件下達(dá)到電離平衡時，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比。2、影響因素電離常數(shù)服從化學(xué)平衡常數(shù)的一般規(guī)律，它只與溫度有關(guān)，由于電離過程是吸熱過程，升溫，K值增大。3、應(yīng)用電離常數(shù)表征了弱電解質(zhì)的電離能力，根據(jù)相同溫度下電離常數(shù)的大小可以判斷弱電解質(zhì)電離能力的相對強(qiáng)弱：K越大，表示弱電解質(zhì)的電離程度越大，弱酸的酸性或弱堿的堿性相對越強(qiáng)。表達(dá)式弱酸在水中的電離常數(shù)通常用Ka表示。例如：CH3COOHH＋＋CH3COO－Ka＝eq\f(cCH3COOH,cH＋·cCH3COO－)考點(diǎn)5水的電離和水的離子積常數(shù)水的電離電離電離方程式：H2O＋H2OH3O＋＋OH－簡寫：H2OH＋＋OH－2、水的離子積表達(dá)式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)常溫下：Kw＝1.0×10－14，此時c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol/L例如某溫度下純水中c（H+）=2.0×10-7mol/L，則此時溶液中的c（OH-）=__________。若溫度不變，滴入稀鹽酸使c（H+）=5×10-6mol/L，則此時溶液中的c（OH-）=_____?？键c(diǎn)6、影響水的電離平衡的因素及水的離子積常數(shù)1．水的電離平衡H2OH＋＋OH－ΔH>0條件變化移動方向c(H＋)c(OH－)Kw升高溫度向右移動增大增大增大加酸向左移動增大減小不變加堿向左移動減小增大不變加活潑金屬(如Na)向右移動減小增大不變加強(qiáng)堿弱酸鹽向右移動減小增大不變加強(qiáng)酸弱堿鹽向右移動增大減小不變加強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不移動不變不變不變2.水的離子積常數(shù)在一定溫度時，c(H+)與c(OH-)的乘積是一個常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。KW=c(H+)·c(OH-)，25℃時，KW=1×10-14(無單位)。①KW只受溫度影響，水的電離吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大，KW增大。25℃時KW=1×10-14，100℃時KW約為1×10-12。②水的離子積不僅適用于純水，也適用于其他稀溶液。不論是純水還是稀酸、堿、鹽溶液，只要溫度不變，KW就不變。(2)影響因素Kw隨溫度的變化而變化，溫度升高，Kw增大；溫度降低，Kw減小。(3)表達(dá)式的應(yīng)用Kw表達(dá)式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中相應(yīng)離子總物質(zhì)的量濃度。但是一般情況下有：酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水電離出的H＋的濃度)。堿溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)堿(忽略水電離出的OH－的濃度)。考點(diǎn)7、溶液的酸堿性與酸堿強(qiáng)弱的關(guān)系1、溶液的酸堿性取決于溶液中的c(H+)與c(OH-)的相對大小。在常溫下，中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L；酸性溶液：c(H+)>c(OH-),c(H+)>1×10-7mol/L；堿性溶液：c(H+)<c(OH-)，c(H+)<1×10-7mol/L。2、溶液的pH⑴表示方法pH=-lgc(H+)c(H+)=10-pHpOH=-lgc(OH-)c(OH-)=10-pOH常溫下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。3、溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫時)①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×107mol·L-1，pH=7。②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-),pH<7，酸性越強(qiáng)，pH越小。③堿性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-),pH>7，堿性越強(qiáng)，pH越大。思考：1、甲溶液的pH是乙溶液的2倍，則兩者的c(H+)是什么關(guān)系？2、pH<7的溶液是否一定呈酸性？（注意：pH=0的溶液c(H+)=1mol/L。）4、pH的適用范圍c(H+)的大小范圍為：1.0×10-14mol·L-1<c(H+)<1mol·L-1。即pH范圍通常是0～14。當(dāng)c(H+)≥1mol·L-1或c(OH-)≥1mol·L-1時，用物質(zhì)的量濃度直接表示更方便。5、溶液pH的測定方法①酸堿指示劑法：只能測出pH的范圍，一般不能準(zhǔn)確測定pH。指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍pH3.1～4.45.0～8.08.2～10.0溶液顏色紅→橙→黃紅→紫→藍(lán)無色→淺紅→紅②pH試紙法：粗略測定溶液的pH。pH試紙的使用方法：取一小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿)上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測液滴在試紙的中部，隨即(30s內(nèi))與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比色對照，確定溶液的pH。測定溶液pH時，pH試劑不能用蒸餾水潤濕(否則相當(dāng)于將溶液稀釋，使非中性溶液的pH測定產(chǎn)生誤差)；不能將pH試紙伸入待測試液中，以免污染試劑。標(biāo)準(zhǔn)比色卡的顏色按pH從小到大依次是：紅(酸性)，藍(lán)(堿性)。③pH計法：精確測定溶液pH。6、有關(guān)pH的計算基本原則：一看常溫，二看強(qiáng)弱（無強(qiáng)無弱，無法判斷），三看濃度（pHorc）酸性先算c(H+)，堿性先算c(OH—)⑴單一溶液的pH計算 ①由強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度求pH ②已知pH求強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度⑵加水稀釋計算 ①強(qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n。 ②弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH<a+n。 ③強(qiáng)堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=b-n。 ④弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH>b-n。 ⑤酸、堿溶液無限稀釋時，pH只能約等于或接近于7，酸的pH不能大于7，堿的pH不能小于7。⑥對于濃度（或pH）相同的強(qiáng)酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸的pH變化幅度大。⑶酸堿混合計算 ①兩種強(qiáng)酸混合c(H+)混=②兩種強(qiáng)堿混合c(OH-)混= ③酸堿混合，一者過量時 c(OH-)混或c(H+)混=若酸過量，則求出c(H+)，再得出pH；若堿適量，則先求c(OH-)，再由KW得出c(H+)，進(jìn)而求得pH，或由c(OH-)得出pOH再得pH。三、例題精析【例題1】已知0.1mol·L－1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)的值增大，可以采取的措施是()A．加少量燒堿溶液B．升高溫度C．加少量冰醋酸D．加水【例題2】25℃時，下列敘述正確的是()A．向水中加入稀氨水，水的電離平衡逆向移動，c(OH－)降低B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，Kw不變C．向水中加入少量CH3COOH，水的電離平衡逆向移動，c(H＋)降低D．將水加熱，Kw增大，pH不變四、課堂運(yùn)用【基礎(chǔ)】1、下列物質(zhì)的分類組合全部正確的是()選項強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)非電解質(zhì)ANaClHClCO2BNaHCO3NH3·H2OCCl4CBa(OH)2BaCO3CuDH2SO4NaOHC2H5OH2、下列電離方程式中，正確的是()A．H2S2H＋＋S2－B．NaHCO3==Na＋＋H＋＋COeq\o\al(2－,3)C．NaCl=Na＋＋Cl－D．CH3COOH=CH3COO－＋H＋3、下列關(guān)于電離常數(shù)的說法正確的是()A．電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)的濃度增大而增大B．CH3COOH的電離常數(shù)表達(dá)式為Ka＝eq\f(cCH3COOH,cH＋·cCH3COO－)C．CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa溶液，電離常數(shù)減小D．電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)4．在氨水中存在下列電離平衡：NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－，下列情況能引起電離平衡向正向移動的有()①加NH4Cl固體②加NaOH溶液③通HCl④加CH3COOH溶液⑤加水⑥加壓A．①③⑤B．①④⑥C．③④⑤D．①②④5、已知25℃時水的離子積為Kw＝1.0×10－14,35℃時水的離子積為Kw＝2.1×10－14。下列說法中正確的是()A．水中的c(H＋)隨溫度的升高而降低B．25℃時水呈中性，35℃時水呈酸性C．水的電離過程是吸熱過程D．一定溫度下，向水中加入酸或堿時，水的離子積將發(fā)生變化【鞏固】1、25℃時，0.01mol·L－1的H2SO4溶液中，水電離出的c(H＋)是()A．0.01mol·L－1B．0.02mol·L－1C．1×10－12mol·L－1D．5×10－13mol·L－12、關(guān)于pH的測定下列說法正確的是()A．pH試紙在使用之前應(yīng)用蒸餾水潤濕B．用廣泛pH試紙測得某鹽酸的pH＝2.3C．利用酸堿指示劑可以測溶液的pHD．pH計是精確測定溶液pH的儀器3、常溫時，0.01mol·L－1某一元弱酸的電離常數(shù)Ka＝10－6，則下列說法正確的是()A．上述弱酸溶液的pH＝4B．加入NaOH溶液后，弱酸的電離平衡向右移動，K值增大C．加入等體積0.01mol·L－1NaOH溶液后，所得溶液的pH＝7D．加入等體積0.01mol·L－1NaOH溶液后，所得溶液的pH<74、一定溫度下，向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加少量水，下列有關(guān)說法錯誤的()A．溶液中所有離子的濃度都減小B．CH3COOH的電離程度變大C．水的電離程度變大D．溶液的pH增大5．下列關(guān)于0.1mol·L－1氨水的敘述正確的是 ()A．加入少量氯化鈉溶液，平衡不移動B．加入少量NaOH固體，平衡正向移動C．通入少量氯化氫氣體，平衡正向移動D．加入少量MgSO4固體，抑制NH3·H2O電離6．室溫下，有兩種溶液：①0.01mol·L－1NH3·H2O溶液、②0.01mol·L－1NH4Cl溶液，下列操作可以使兩種溶液中c(NHeq\o\al(＋,4))都增大的是 ()A．加入少量H2O B．加入少量NaOH固體C．通入少量HCl氣體 D．升高溫度【拔高】1、下列溶液一定呈中性的是()A．pH＝7的溶液B．c(H＋)＝c(OH－)的溶液C．由強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等物質(zhì)的量反應(yīng)得到的溶液D．非電解質(zhì)溶于水得到的溶液2、室溫下向10mLpH＝3的醋酸溶液中加水稀釋后，下列說法正確的是 ()A．溶液中導(dǎo)電粒子的數(shù)目減少B．溶液中eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH·cOH－)不變C．醋酸的電離程度增大，c(H＋)亦增大D．再加入10mLpH＝11的NaOH溶液，混合液pH＝73、25℃時，弱酸的電離平衡常數(shù)如表所示，下列說法正確的是 ()弱酸CH3COOHHCNH2CO3Ka1.8×10－54.9×10－10K1：4.3×10－7K2：5.6×10－11A.等物質(zhì)的量濃度溶液pH關(guān)系：pH(NaCN)>pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)B．a(chǎn)mol·L－1HCN與bmol·L－1NaOH溶液等體積混合后所得溶液中c(Na＋)>c(CN－)，則a一定小于bC．往冰醋酸中逐滴加水，溶液導(dǎo)電能力先增大，后減小D．NaHCO3和Na2CO3的混合液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(COeq\o\al(2－,3))課堂總結(jié)本堂課主要學(xué)習(xí)了弱電解質(zhì)的電離及影響因素和溶液酸堿性的表示方法和影響因素。并且還學(xué)習(xí)到酸堿中和滴定的實(shí)驗(yàn)。課后作業(yè)【基礎(chǔ)】1、下列溶液一定顯堿性的是()A．溶液中c(OH－)>c(H＋)B．溶液中含有OH－C．滴加甲基橙后溶液顯紅色D．滴加甲基橙后溶液顯黃色2、常溫下，某溶液由水電離出的c(OH－)＝1×10－13mol·L－1，對該溶液的敘述正確的是()A．溶液一定顯酸性B．溶液一定顯堿性C．溶液一定不顯中性D．溶液可能是pH＝13的溶液3、下列物質(zhì)溶于水時會破壞水的電離平衡，且屬于電解質(zhì)的是()A．氯氣B．二氧化碳C．碘化鉀D．醋酸鈉4、用我們?nèi)粘Ｉ钪械氖秤冒状?醋酸濃度約為1mol·L－1)進(jìn)行下列實(shí)驗(yàn)，能證明醋酸為弱電解質(zhì)的是()A．白醋中滴入石蕊試液呈紅色B．白醋加入豆?jié){中有沉淀產(chǎn)生C．蛋殼浸泡在白醋中有氣體放出D．經(jīng)檢驗(yàn)白醋中c(H＋)約為0.01mol·L－15、將1mol冰醋酸加入到一定量的蒸餾水中最終得到1L溶液。下列各項中，表明已達(dá)到電離平衡狀態(tài)的是()A．醋酸的濃度達(dá)到1mol·L－1B．H＋的濃度達(dá)到0.5mol·L－1C．醋酸分子的濃度、醋酸根離子的濃度、H＋的濃度均為0.5mol·L－1D．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6、欲使醋酸溶液中的CH3COO－濃度增大，電離平衡向右移動，且不放出氣體，可向醋酸溶液中加入少量固體()A．NaOHB．NaHCO3C．CH3COOKD．Mg【鞏固】1、取pH均等于2的鹽酸和醋酸各100mL，分別稀釋2倍后，再分別加入0.03g鋅粉，在相同條件下充分反應(yīng)，下列敘述正確的是()A．醋酸與鋅反應(yīng)生成的氫氣多B．鹽酸和醋酸中生成的氫氣一樣多C．醋酸與鋅反應(yīng)的速率大D．鹽酸和醋酸與鋅反應(yīng)的速率一樣大2、下列說法中正確的是()A．HCl溶液中無OH－B．NaOH溶液中無H＋C．NaCl溶液中既無OH－也無H＋D．常溫下，任何物質(zhì)的水溶液中都有H＋和OH－，且KW＝c(H＋)·c(OH－)＝10－143、下表是常溫下某些一元弱酸的電離常數(shù)：弱酸HCNHFCH3COOHHNO2電離常數(shù)6.2×10－106.8×10－41.8×10－56.4×10－6則0.1mol·L－1的下列溶液中，pH最小的是()A．HCNB．HFC．CH3COOHD．HNO24、下列說法正確的是()A．電離平衡常數(shù)受溶液濃度的影響B(tài)．電離平衡常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱C．電離常數(shù)大的酸溶液中c(H＋)一定比電離常數(shù)小的酸中大D．H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式：K＝eq\f(cH＋·cCO\o\al(2－,3),cH2CO3)5、25℃時，Kw＝1.0×10－14；100℃時，Kw＝1×10－12，下列說法正確的是 ()A．100℃時，pH＝10的NaOH溶液和pH＝2的H2SO4恰好中和，所得溶液的pH＝7B．25℃時，0.2mol·L－1Ba(OH)2溶液和0.2mol·L－1HCl等體積混合，所得溶液pH＝7C．25℃時，0.2mol·L－1NaOH溶液與0.2mol·L－1CH3COOH恰好中和，所得溶液的pH＝7D．25℃時，pH＝12的氨水和pH＝2的H2SO4等體積混合，所得溶液的pH>7【拔高】1、如果25℃時，KW＝1.0×10－14，某溫度下Kw＝1.0×10－12。這說明()A．某溫度下的電離常數(shù)較大B．前者的c(H＋)較后者大C．水的電離過程是一