2018-2019學年高中化學 專題3 溶液中的離子反應 第一單元 弱電解質的電離平衡 第1課時 強電解質和弱電解質學案 蘇教版選修4.doc
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第1課時 強電解質和弱電解質 學習目標:1.理解強電解質、弱電解質的概念。(重點)2.能描述弱電解質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 習探 新 知] 一、強電解質和弱電解質 1.電解質和非電解質 (1)電解質:在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。 (2)非電解質:在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物。 2.強電解質和弱電解質實驗探究 實驗操作 實驗現(xiàn)象 實驗結論 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,但與鹽酸反應的氣球鼓起的快 鹽酸與鎂的反應速率大于醋酸與鎂的反應速率 總結論:實驗表明當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.強電解質與弱電解質 (1)強電解質 在水溶液中能夠完全電離的電解質。如:強酸、強堿、絕大多數鹽。 (2)弱電解質 在水溶液中只能部分電離的電解質。如:弱酸、弱堿、極少數的鹽。 微點撥:電解質的強弱與其電離程度有關,與其溶解性無關,與其溶液導電能力強弱沒有必然聯(lián)系。 二、弱電解質的電離平衡 1.弱電解質電離平衡的建立 (1)弱電解質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,當弱電解質在水溶液中電離達到最大程度時,電離過程并沒有停止,此時弱電解質電離成離子的速率和離子結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:表示電解質電離過程的式子。 (2)表示方法:強電解質的電離方程式:用===連接;弱電解質的電離方程式:用連接,如CH3COOH、NH3H2O的電離方程式分別為CH3COOHCH3COO-+H+、NH3H2ONH+OH-。 三、電離平衡常數和電離度 1.電離平衡常數(K) (1)概念:一定條件下,弱電解質達到電離平衡時,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內因:取決于電解質本身的性質。 ②外因:只受溫度影響,且溫度升高,K值越大。 (4)意義 表示弱電解質的電離程度。一定溫度下,K值越大,弱電解質的電離程度越大。 2.電離度(α) (1)表達式 α=100%。 (2)影響因素 ①溫度一定時,弱電解質溶液的濃度越大,電離度越??;弱電解質溶液的濃度越小,電離度越大。 ②弱電解質溶液濃度一定時,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。( ) (2)弱電解質溶液中存在溶質分子,而強電解質溶液中不存在溶質分子。( ) (3)弱電解質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)電離常數大的酸溶液中的c(H+)一定比電離常數小的酸溶液中的c(H+)大。( ) 【答案】 (1) (2)√ (3) (4) 2.下列敘述正確的是( ) A.固體氯化鈉不導電,所以氯化鈉不是電解質 B.銅絲能導電,所以銅是電解質 C.氯化氫的水溶液能導電,所以氯化氫是電解質 D.氨氣溶于水能導電,所以氨氣是電解質 C [氯化鈉是電解質,A錯誤;銅是單質,電解質屬于化合物,B錯誤;氨溶于水后發(fā)生反應NH3+H2ONH3H2O,NH3H2O能電離出NH和OH-而使溶液導電,導電的離子不是由NH3直接電離出的,故氨氣是非電解質,D錯誤。] 3.下列關于電離常數的說法正確的是( ) 【導學號:73702155】 A.電離常數隨著弱電解質濃度的增大而增大 B.CH3COOH的電離常數表達式為Ka= C.電離常數只受溫度影響,與濃度無關 D.向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體,電離常數減小 C [A項,電離常數與弱電解質濃度無關,只與弱電解質本身的性質和所處溫度有關,錯誤。B項,電離常數是弱電解質,達到電離平衡時,電離產生的離子濃度冪的乘積與未電離的弱電解質分子的濃度之比。因此CH3COOH的電離常數表達式為Ka=,錯誤。C項,電離常數只受溫度影響,與濃度無關,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,但是電離常數不變,錯誤。] [合 作 探 究攻 重 難] 電解質電離方程式的書寫 1.強電解質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 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(較復雜),在中學階段要求一步寫出。 如Fe(OH)3:Fe(OH)3Fe3++3OH-。 電離常數的應用 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中有氣泡產生,試管2中無明顯現(xiàn)象。 2.升高溫度,電離平衡常數、電離度怎樣變化? 【提示】 弱電解質的電離過程吸熱,升高溫度,電離平衡正向移動,電離平衡常數、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、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,電離平衡常數不變,電離度減小。 電離常數的應用 (1)比較弱電解質的相對強弱。相同溫度下,弱酸的Ka越大,則酸性越強,物質的量濃度相同時,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,反之不反應。 (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 堂 達 標固 雙 基] 題組1 強電解質與弱電解質的比較 1.區(qū)分強電解質和弱電解質的依據是( ) 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.導電性的強弱 C [強電解質和弱電解質的本質區(qū)別:電解質在水溶液中是否完全電離。強電解質完全電離,不存在電離平衡;弱電解質部分電離,電離過程是可逆過程,存在電離平衡。] 2.下列物質的分類組合全部正確的是( ) 選項 強電解質 弱電解質 非電解質 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;C項,BaCO3為強電解質,Cu既不是電解質也不是非電解質;D項,NaOH為強電解質。] 強弱電解質判斷的一般思路 (1)先看物質是否是電解質,若不是電解質,則既不是強電解質也不是非電解質。 (2)若是電解質,再看溶液是否完全電離;全部電離的是強電解質,部分電離的是弱電解質。 (3)導電性強、溶解度大的電解質不一定是強電解質。 題組2 電離方程式的書寫 3.在水溶液中,下列物質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,不完全電離,故D項正確,B項錯誤;H2SO3為二元中強酸,應分步電離,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: 【導學號: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,電離方程式用“”,(3)(4)(5)為鹽,屬于強電解質,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合成醋酸分子的速率相等 D [在未電離時c(CH3COOH)=1 molL-1,當醋酸、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。依據平衡狀態(tài)的標志即電離成離子的速率與離子結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?、弁℉Cl?、芗覥H3COOH溶液?、菁铀、藜訅? A.①③⑤ B.①④⑥ C.③④⑤ D.①②④ C [①加入NH4Cl固體相當于加入NH,平衡左移;②加入OH-,平衡左移;③通HCl,相當于加入H+,中和OH-,平衡右移;④加CH3COOH溶液,相當于加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 電離平衡常數與電離度 7.已知下面三個數據:7.210-4、4.610-4、4.910-10分別是下列有關的三種酸的電離常數,若已知下列反應可以發(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)- 配套講稿:
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- 2018-2019學年高中化學 專題3 溶液中的離子反應 第一單元 弱電解質的電離平衡 第1課時 強電解質和弱電解質學案 蘇教版選修4 2018 2019 學年 高中化學 專題 溶液 中的 離子 反應
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