高三化學 1_8 弱電解質的電離教學設計

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弱電解質的電離 〖復習目標〗 （1）鞏固對電解質、強弱電解質概念的理解。 （2）了解弱電解質電離平衡的建立及移動的影響因素。 （3）能對溶液的導電能力判斷及對強弱酸堿進行比較。 〖教學重點〗弱電解質電離平衡的建立及移動的影響因素。 〖教學難點〗弱電解質電離平衡的應用。 〖教學過程〗 考點一 化學反應的方向、化學平衡狀態(tài) 【知識精講】 1、 電解質 （1）電解質與非電解質 電解質：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。 非電解質：在水溶液里或熔融狀態(tài)下不能導電的化合物。 【注意】 ①電解質和非電解質的范疇都是化合物，所以單質既不是電解質也不是非電解質。 ②化合物為電解質，其本質是自身能電離出離子，有些物質溶于水時所得溶液也能導電，但這些物質自身不電離，而是生成了一些電解質，則這些物質不屬于電解質。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。 ③常見電解質的范圍：酸、堿、鹽、離子型氧化物。 ④溶劑化作用：電解質溶于水后形成的離子或分子并不是單獨存在的，而是與水分子相互吸引、相互結合，以“水合離子”或“水合分子”的形態(tài)存在，這種溶質分子或離子與溶劑相互吸引的作用叫做溶劑作用。 （2）強電解質和弱電解質 強電解質：在溶液中能夠全部電離的電解質。則強電解質溶液中不存在電離平衡。 弱電解質：在溶液中只是部分電離的電解質。則弱電解質溶液中存在電離平衡 【注意】 ①強、弱電解質的范圍： 強電解質：強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽 弱電解質：弱酸、弱堿、水 ②強、弱電解質與溶解性的關系： 電解質的強弱取決于電解質在水溶液中是否完全電離，與溶解度的大小無關。一些難溶的電解質，但溶解的部分能全部電離，則仍屬強電解質。如：BaSO4、BaCO3等。 ③強、弱電解質與溶液導電性的關系： 溶液的導電性強弱與溶液中的離子濃度大小有關。強電解質溶液的導電性不一定強，如很稀的強電解質溶液，其離子濃度很小，導電性很弱。而弱電解質溶液的導電性不一定弱，如較濃的弱電解質溶液，其電離出的離子濃度可以較大，導電性可以較強。 ④強、弱電解質與物質結構的關系： 強電解質一般為離子化合物和一些含強極性鍵的共價化合物，弱電解質一般為含弱極性鍵的化合物。 ⑤強、弱電解質在熔融態(tài)的導電性： 離子型的強電解質由離子構成，在熔融態(tài)時產生自由移動的離子，可以導電。而共價型的強電解質以及弱電解質由分子構成，熔融態(tài)時仍以分子形式存在，所以不導電。 2、弱電解質的電離平衡 （1）特征 弱電解質的電離平衡指在一定條件下（溫度、濃度），弱電解質電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等時的狀態(tài)。弱電解質的電離平衡的特點是： ①動：υ(電離)＝υ(結合)≠０的動態(tài)平衡； ②定：條件一定，分子和離子濃度一定； ③定：條件一定，分子和離子濃度一定； （2）影響因素（以CH3COOHCH3COO－+ H+為例） ①濃度：加水稀釋促進電離，溶液中ｎ(H+)增大，c(H+)減小 ②溫度：升溫促進電離（因為電離過程是吸熱的） ③相關離子：例如加入無水CH3COONa能抑制電離，加入鹽酸也抑制電離，加入堿能促進電離，仍然符合勒夏特列原理。 （3）電離平衡常數(shù) ①概念：在一定條件下，弱電解質的電離達到平衡時，溶液中電離所產生的各種離子濃度的乘積跟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（酸用Ka表示，堿用 Kb表示）。 ②表示方法：ABA++B- K= ③K的意義：K值越大，表示該電解質較易電離，所對應的弱酸弱堿較強。從Ka或Kb的大小，可以判斷弱酸和弱堿的相對強弱，例如弱酸的相對強弱： H2SO3（Ka1=1.510-2）> H3PO4（Ka1=7.510-3）>HF（Ka=7.210-4）> HNO2（Ka1=4.610-4）> HCOOH（Ka=1.810-4）> CH3COOH（Ka=1.810-5）> H2CO3（Ka1=4.310-7）> H2S（Ka1=9.110-8） ④影響K值大小的因素：K值不隨濃度而變化，但隨溫度而變化。 （4）電離度 弱電解質在水中的電離達到平衡狀態(tài)時，已電離的溶質的分子數(shù)占原有溶質分子總數(shù)的百分率，稱為電離度。常用α表示： α=100% （5）多元弱酸的電離。多元弱酸是分步電離的，且越向后的電離越困難，其電離出來的離子濃度也越小酸性主要由第一步電離決定。如 H3PO4的電離： 第一步電離：H3PO4H++H2PO K1 第二步電離：H2POH++HPO (較難) K2 第三步電離：HPOH++PO （困難） K3  顯然： K1>K2>K3。在磷酸溶液中，由H3PO4電離出來的離子有H+、H2PO、HPO、PO等離子，其離子濃度的大小關系為：c(H+)>c(H2PO)>c(HPO)>c(PO) 。 【方法精講】 1、從“定性”和“定量”兩角度理解電離平衡 （1）從定性角度分析電離平衡：應該深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“減弱”這種改變的方向移動，移動結果不能“抵消”或“超越”這種改變。 （2）從定量角度分析電離平衡：當改變影響電離平衡的條件后分析兩種微粒濃度之比的變化時，若通過平衡移動的方向不能作出判斷時，應采用化學平衡常數(shù)定量分析。 2、判斷強弱電解質的方法和規(guī)律： ①若0.01 molL－1的酸HA溶液的pH＞2，說明 酸HA在水溶液中沒有完全電離，HA為弱酸； ②相同pH的強酸、弱酸分別加水稀釋相同倍數(shù)，溶液pH變化大的是強酸，變化小的是弱酸； ③相同pH的強酸和弱酸，分別加入等量相應的鈉鹽，溶液pH增大的是弱酸，pH幾乎不變的是強酸； ④pH相同、體積相同的強酸和弱酸與堿NaOH完全反應時，耗堿量大的是弱酸，或與足量鋅反應，產生H2多的是弱酸； ⑤取酸的鈉鹽溶于水，測定溶液pH，若pH=7，則對應酸為強酸，若pH＞7，對應酸為弱酸。 3．“電離平衡”分析判斷中六大誤區(qū) (1)誤認為電離平衡正向移動，弱電解質的電離程度一定增大。如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向電離方向移動，但醋酸的電離程度減小。 (2)誤認為弱電解質在加水稀釋的過程中，溶液中離子濃度都減小，如氨水加水稀釋時，c(H＋)濃度增大。 (3)弱電解質溶液加水稀釋過程中，判斷某些微粒濃度的關系式是否發(fā)生變化時，首先要考慮該關系式是否是電離常數(shù)、離子積常數(shù)、水解常數(shù)以及它們的變形。 (4)誤認為溶液的酸堿性取決于pH，如pH＝7的溶液在溫度不同時，可能呈酸性或堿性，也可能呈中性。 (5)誤認為由水電離出的c(H＋)＝10－13mol/L的溶液一定呈堿性。如25℃，0.1mol/L的鹽酸或氫氧化鈉溶液中由水電離出的c(H＋)都為10－13 mol/L。 (6)誤認為酸堿恰好中和時溶液一定呈中性。如強酸和弱堿恰好中和溶液呈酸性，強堿和弱酸恰好中和溶液呈堿性，強酸和強堿恰好中和溶液呈中性。 【典例精講】 【例1】下列說法正確的是 （ ） A．氯化鉀溶液在電流作用下電離成鉀離子和氯離子 B．二氧化硫的水溶液能導電，故二氧化硫是電解質 C．硫酸鋇難溶于水，所以硫酸鋇屬弱電解質 D．純凈的強電解質在液態(tài)時，可能導電 【答案】D 【解析】A、氯化鉀在水中的電離不需通電，錯誤；B、二氧化硫與水反應生成的亞硫酸電離產生離子，使溶液導電，所以亞硫酸是電解質，而二氧化硫不是電解質，錯誤；C、硫酸鋇雖然難溶于水，但溶于水的部分完全電離，所以是強電解質，錯誤；D、純凈的強電解質在液態(tài)時可能導電，如離子化合物，在熔融時均能導電，正確，答案選D。 【例2】將濃度為0．1 molL－1 HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是 （ ） A．c(H＋) B．Ka(HF) C． D． 【答案】D 【解析】將濃度為0．1 molL－1 HF溶液加水不斷稀釋，則HF的電離程度增大，但最終溶液中的c(H＋)、c(F-)、c(HF)濃度均減小，氫氧根離子濃度增大。A、氫離子濃度減小，錯誤；B、電離常數(shù)只與溫度有關，所以稀釋過程中電離常數(shù)不變，錯誤；C、HF電離產生的氫離子與氟離子的濃度相等，所以比值不變，錯誤；D、加水稀釋后，氫離子、HF分子均減少相同的倍數(shù)，但加水稀釋會促進HF的電離，所以HF的濃度減小的更多，所以值增大，正確，答案選D。 【例3】現(xiàn)有常溫下的四種溶液：①pH=11的氨水、②0.001mol/L的NaOH溶液、③pH=3的醋酸、④由水電離出的c(H+)=10-11mol/L的鹽酸。下列有關敘述正確的是 （ ） A．分別加水稀釋10倍，四種溶液的pH：①＞②＞④＞③ B．將③、④分別稀釋到pH =5，由水電離出氫離子的濃度均減小100倍 C．在①、②中分別加入適量的氯化銨晶體后，①的pH減小，②的pH不變 D．將①、④兩種溶液等體積混合，所得溶液中：c(OH-)：c(H+)＜1 【答案】A 【解析】 試題分析：A．氨水加水稀釋時，電離程度增大，進一步電離出OH-離子，醋酸加水稀釋電離程度增大，進一步電離出氫離子，則分別加水稀釋10倍后四種溶液的pH大小順序為①＞②＞④＞③，A正確；B．醋酸為弱電解質，將③、④兩種溶液分別稀釋由pH=3到pH=5，依據(jù)c(H+)c(OH－)=10-14，所以由水電離出氫離子的濃度均增大100倍，B錯誤；C．在氨水中加入氯化銨，抑制氨水的電離，溶液pH減小，在氫氧化鈉溶液中加入氯化銨，生成一水合氨，溶液pH減小，C錯誤；D．pH=11的氨水和pH=3的鹽酸溶液，溶液中氫氧根離子和氫離子濃度相同，等體積混合，由于氨水是弱電解質存在電離平衡，混合后氫離子全部反應反應，氨水又電離出氫氧根離子，所以所得溶液中：c（OH-）：c（H+）＞1，D錯誤，答案選A。 【考題精練】 1．下列事實說明HNO2為弱電解質的是 （ ） ①0．1 mol/L HNO2溶液的pH＝2．1； ②常溫下NaNO2溶液的pH>7 ； ③用HNO2溶液做導電實驗時，燈泡很暗；④HNO2溶液和KCl溶液不發(fā)生反應 ⑤HNO2能與碳酸鈉反應制CO2；⑥HNO2不穩(wěn)定，易分解 A．①②③⑤　　　　B．①②④⑤ C．①②⑥ D．①② 【答案】D 【解析】①HNO2若是強酸，正誤0．1 mol/L HNO2溶液的pH＝1，而實際pH=2．1>1，說明溶液中c(H+)<0．1mol/L，因此證明HNO2是弱酸，正確；②常溫下NaNO2溶液的pH>7，說明該鹽是強堿弱酸鹽，所以HNO2是弱酸，正確；③用HNO2溶液做導電實驗時，燈泡很暗，只能證明在溶液中自由移動的離子的濃度較小，但這與電解質的強弱無關，錯誤；④HNO2溶液和KCl溶液不發(fā)生反應，只能證明他們不具備反應的條件，與反應物的強弱無關，錯誤；⑤HNO2能與碳酸鈉反應制CO2，只能證明酸性HNO2>H2CO3，但是不能說明HNO2是強酸還是弱酸，錯誤；⑥HNO2不穩(wěn)定，易分解，可以證明其穩(wěn)定性，這與酸的酸性強弱無關，錯誤。因此事實說明HNO2為弱電解質的是①②，選項是D。 2．稀氨水中存在著下列平衡：NH3H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反應方向移動，同時使c(OH－)增大，應加入適量的物質是 （ ） ①NH4Cl固體　②硫酸?、跱aOH固體　④水?、菁訜帷、藜尤肷倭縈gSO4固體 A．①②③⑤ B．③⑥ C．③ D．③⑤ 【答案】C 【解析】若在氨水中加入NH4Cl固體，c(NH)增大，平衡向逆反應方向移動，c(OH－)減小，①選項不合題意；硫酸中的H＋與OH－反應，使c(OH－)減小，平衡向正反應方向移動，②選項不合題意；當在氨水中加入NaOH固體后，c(OH－)增大，平衡向逆反應方向移動，符合題意，③項正確；若在氨水中加入水，稀釋溶液，平衡向正反應方向移動，但c(OH－)減小，④選項也不合題意；電離屬吸熱過程，加熱平衡向正反應方向移動，c(OH－)增大，⑤錯；加入MgSO4固體發(fā)生反應Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH)－減小，⑥錯。 3．常溫時，0.01 molL－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＝4 B．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0.01 molL－1 NaOH溶液后，所得溶液的pH＝7 D．加入等體積0.01 molL－1 NaOH溶液后，所得溶液的pH<7 【答案】A 【解析】設該一元弱酸為HA：HAH＋＋A－，則Ka＝＝，求得c(H＋)＝10－4 molL－1，故pH＝4。選項B中K值應不變，C、D項中pH>7。