2022年高中化學 3-1 弱電解質(zhì)的電離教案 新人教版選修4

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1、2022年高中化學 3-1 弱電解質(zhì)的電離教案 新人教版選修4 ●課標要求 1．能描述弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。 2．了解酸堿電離理論。 ●課標解讀 1.了解電解質(zhì)、非電解質(zhì)及強、弱電解質(zhì)的概念。 2．理解電解質(zhì)的電離平衡及影響因素。 3．了解酸、堿電離的特點。 ●教學地位 本課時介紹了弱電解質(zhì)。通過化學平衡知識復習以及圖表分析，運用歸納、比較、推理、遷移的方法，建立電離平衡概念，學習分析影響電離平衡的因素的方法。是本章的基礎。 ●新課導入建議 蚊蟲、螞蟻等昆蟲叮咬人時常向人體血液內(nèi)注入一種人們稱之為蟻酸(主要成分為HCOOH)的有機酸。當人受到蚊叮蟻咬

2、時，皮膚上常起小皰，這是因為人體血液中酸堿平衡被破壞所致。若不治療，過一段時間小皰也會自行痊愈，這是由于血液中又恢復了原先的酸堿平衡。你能用平衡移動的原理解釋這一事實嗎？ 【提示】　當人受到蚊叮蟻咬時，血液內(nèi)被注入蟻酸，使人體血液內(nèi)的酸性增強，由人體內(nèi)的平衡H2O＋CO2H2CO3H＋＋HCO，可得出酸性增強后，平衡向生成H2CO3的方向移動，濃度增大后血液中便可以釋放出CO2，使酸性降低，從而減輕由于酸性增強引起的小皰，自行痊愈。 ●教學流程設計 課前預習安排：(1)看教材P40，填寫【課前自主導學】中的“知識1，強弱電解質(zhì)”，并完成【思考交流1】； (2)看教材P41～P4

3、2頁，填寫【課前自主導學】中的“知識2，弱電解質(zhì)的電離”，并完成【思考交流2】。 (3)看教材P42～P43頁，填寫【課前自主導學】中的“知識3，電離常數(shù)”，并完成【思考交流3】。?步驟1：導入新課并分析本課時教材地位。?步驟2：建議對【思考交流】多提問幾個學生，使80%以上的學生都能掌握該內(nèi)容，以利于下一步對該重點知識的探究。 ? 步驟6：師生互動完成“探究2”，可利用【問題導思】所設置的問題，師生互動。可使用【教師備課資源】為您提供的例題2，拓展學生的思路。?步驟5：在老師指導下由學生自主完成【變式訓練1】和【當堂雙基達標】中的1、2兩題，驗證學生對探究點的理解掌握情況。?步驟4：教

4、師通過【例1】和教材P40頁的講解，對探究1中的“強、弱電解質(zhì)”進行總結(jié)。?步驟3：師生互動完成“探究1”?？衫谩締栴}導思】所設置的問題，由淺入深地進行師生互動?？墒褂谩窘處焸湔n資源】為您提供的例題1，拓展學生的思路。 　　　　　? 步驟7：教師通過例2和教材P41～P42頁的講解對探究2中的“弱電解電離”進行總結(jié)。?步驟8：在老師指導下學生自主完成【變式訓練2】和【當堂雙基達標】中的3、4、5三題，驗證學生對探究點的理解掌握情況。?步驟9：先讓學生自主總結(jié)本課時學習的主要知識，然后對照【課堂小結(jié)】以明確掌握已學的內(nèi)容，并安排學生課下完成【課后知能檢測】。 課　標　解　讀 重　點

5、　難　點 1.了解電解質(zhì)、非電解質(zhì)及強、弱電解質(zhì)的概念。 2.能正確書寫電解質(zhì)的電離方程式。 3.理解電解質(zhì)的電離平衡及影響因素。 4.了解電離常數(shù)的概念。 1.明確強、弱電解質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別。(重點) 2.注意弱電解質(zhì)電離方程式書寫的注意事項。(重點) 3.從化學平衡的角度分析弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素。(重難點) 強、弱電解質(zhì) 1.電解質(zhì)與非電解質(zhì) 在水溶液或 熔融狀態(tài)下能導電的電解質(zhì)都不能導電的非電解質(zhì)化合物 2．強電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 電解質(zhì)強電解質(zhì)在水中完全電離的電解質(zhì)強酸、強堿和絕大多數(shù)鹽弱電解質(zhì)在水中不完全電離的電解質(zhì)弱酸、

6、弱堿和水 1．(1)能導電的物質(zhì)一定是電解質(zhì)嗎？ (2)電解質(zhì)一定能導電嗎？ 【提示】　(1)不一定，如金屬或溶液等能導電，但不是電解質(zhì)。 (2)不一定，如固體NaCl不導電。 弱電解質(zhì)的電離 1.電離平衡 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：CH3COOHCH3COO－＋H＋ NH3·H2ONH＋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H2SH

7、＋＋HS－、HS－H＋＋S2－。 (3)多元弱堿用一步電離來表示：如Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 2．NaHSO4在熔融狀態(tài)和在水溶液中電離方程式一樣嗎？ 【提示】　熔融態(tài)：NaHSO4===Na＋＋HSO 水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO 電離常數(shù) 電離常數(shù)表示方法：對于ABA＋＋B－，K＝意義：K越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。影響因素：K只與電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關， 對同一電解質(zhì)，溫度升高，K變大。 3．兩種酸HA與HB的電離常數(shù)為K1、K2，若K1

8、HB>HA。 強、弱電解質(zhì)比較 【問題導思】　 ①強弱電解質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別是什么？ 【提示】　在水溶液中能否完全電離。 ②強電解質(zhì)其溶液導電能力一定強嗎？ 【提示】　不一定。 ③難溶物BaSO4、CaCO3等是強電解質(zhì)嗎？ 【提示】　是。 強電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 定義 溶于水后(或在熔融狀態(tài)下)完全電離的電解質(zhì) 溶于水后只有部分電離的電解質(zhì) 化合物 類型 離子化合物及具有強極性鍵的共價化合物(除HF) 某些具有弱極性鍵的共價化合物 電離程度 全部電離 部分電離 電離過程 不可逆過程 可逆過程，存在電離平衡 溶液中存 在微粒(水

9、 分子不計) 只有電離出的陰、陽離子，不存在電解質(zhì)分子 既有電離出的陰、陽離子，又有電解質(zhì)分子 實例 絕大多數(shù)的鹽(包括難溶性鹽)； 強酸：H2SO4、HCl、HClO4、HBr、HI等； 強堿：Ba(OH)2、Ca(OH)2、NaOH、KOH等 部分堿性氧化物：Na2O、CaO等 弱酸：H2CO3、CH3COOH、H2S、HF、HClO等； 弱堿：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等 水及個別鹽 電離 方程式 KNO3===K＋＋NO H2SO4===2H＋＋SO用“===”連接 CH3CO

10、OH H＋＋CH3COO－ NH3·H2ONH＋OH－ 用“”連接 共同特點 在水溶液中或熔融狀態(tài)下能產(chǎn)生自由移動的離子 1．電解質(zhì)的強、弱與其溶解度無關。難溶的鹽如(AgCl、CaCO3等)，溶于水的部分能完全電離，是強電解質(zhì)。易溶的如CH3COOH在溶液中電離程度小，是弱電解質(zhì)。 2．CO2、SO2、NH3等物質(zhì)溶于水能導電，但因為溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等電解質(zhì)導電，不是本身電離出離子，故應為非電解質(zhì)。 　現(xiàn)有①硫酸銅晶體、②碳酸鈣固體、③純磷酸、④硫化氫、⑤三氧化硫、⑥金屬鎂、⑦石墨、⑧固態(tài)苛

11、性鉀、⑨氨水、⑩熟石灰固體，其中 (1)屬于強電解質(zhì)的是________ (填序號，下同)； (2)屬于弱電解質(zhì)的是________________________________________________________________________； (3)屬于非電解質(zhì)的是________________________________________________________________________； (4)既不是電解質(zhì)，又不是非電解質(zhì)的是____________________________________________________________

12、____________； (5)能導電的是________________________________________________________________________。 【解析】　(1)強電解質(zhì)是溶于水全部電離的電解質(zhì)，①②⑧⑩是強電解質(zhì)； (2)③④是溶于水部分電離的電解質(zhì)，屬弱電解質(zhì)； (3)⑤屬于化合物，它的水溶液雖然導電，但并不是它自身電離使溶液導電，所以是非電解質(zhì)； (4)⑥⑦都是單質(zhì)，⑨是混合物，既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)； (5)⑥⑦中均有能夠自由移動的電子，⑨中有自由移動的離子，都能導電，其他物質(zhì)都沒有自由移動的電子或離子，所以不導電。 【答

13、案】　(1)①②⑧⑩　(2)③④ (3)⑤　(4)⑥⑦⑨　(5)⑥⑦⑨ 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)，部分電離的為弱電解質(zhì)。 (3)導電性強、溶解度大的電解質(zhì)不一定是強電解質(zhì)。 1．下列關于強弱電解質(zhì)的敘述中正確的是(　　) A．強電解質(zhì)都是離子化合物，弱電解質(zhì)都是共價化合物 B．強電解質(zhì)都是可溶性化合物，弱電解質(zhì)都是難溶性化合物 C．強電解質(zhì)的水溶液中無溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)的水溶液中有溶質(zhì)分子 D．強電解質(zhì)的導電能力強，弱電解質(zhì)的

14、導電能力弱 【解析】　本題需要在深刻理解強弱電解質(zhì)的異同的基礎上弄清強弱電解質(zhì)與結(jié)構(gòu)的關系，采用舉例法來解答。選項A中，可舉出HCl、HNO3是強電解質(zhì)來加以否定；選項B中，可舉出BaSO4、CaCO3為強電解質(zhì)(盡管它們難溶于水，但它們?nèi)苡谒牟糠质峭耆婋x的)來加以否定；選項D中，若強電解質(zhì)溶液的濃度很小時，其導電能力也會很弱，從而否定之；僅有選項C的說法是正確的，因強電解質(zhì)在水溶液中完全電離為離子，不存在溶質(zhì)分子，而弱電解質(zhì)在水溶液中只能部分電離，溶液中還存在溶質(zhì)分子。故選C。 【答案】　C 【教師備課資源】 電解質(zhì)、溶液的導電能力決定于離子濃度和離子所帶的電荷數(shù)。 　把0.0

15、5 mol NaOH固體分別加入下列100 mL液體中，溶液的導電能力變化不大的是(　　) A．自來水　　　　　　　B．0.5 mol/L鹽酸 C．0.5 mol/L醋酸溶液 D．0.5 mol/L 氯化銨溶液 【解析】　溶液導電能力的大小與溶液中離子濃度的大小、離子所帶的電荷數(shù)的多少有關，離子濃度越大，溶液的導電能力越強，離子所帶電荷數(shù)越多，溶液的導電能力也越強。A項中，水是弱電解質(zhì)，加入NaOH后將產(chǎn)生大量的Na＋和OH－，溶液的導電能力顯著增強；B項中，原溶液中c(H＋)＝c(Cl－)＝0.5 mol/L，加入NaOH后發(fā)生中和反應，反應后溶液中c(Na＋)＝c(Cl－)＝0.5

16、 mol/L，離子濃度基本不變，溶液的導電能力也基本不變；C項中，加入NaOH后，發(fā)生反應CH3COOH＋OH－===CH3COO－＋H2O，溶液中離子濃度增大，溶液的導電能力明顯增強；D項中，加入NaOH后，發(fā)生反應NH＋OH－===NH3·H2O，但溶液中的c(Na＋)、c(Cl－)與加入前的c(NH)、c(Cl－)幾乎相同，因而溶液的導電能力變化不大。故正確答案為BD。 【答案】　BD 弱電解質(zhì)的電離 【問題導思】　 ①弱電解質(zhì)電離是吸熱還是放熱過程？ 【提示】　吸熱 ②增大弱電解質(zhì)的濃度，電離平衡如何移動？其電離程度如何改變？ 【提示】　正移。電離程度減小。 1．弱

17、電解質(zhì)電離平衡的特點 和化學平衡一樣，在弱電解質(zhì)溶液里，也存在著電離平衡，該平衡除了具備化學平衡的特點外，還具有的特點是： (1)電離過程是吸熱的。 (2)分子、離子共存，這完全不同于強電解質(zhì)。 (3)弱電解質(zhì)在溶液中的電離都是微弱的。一般來說，分子已電離的極少，絕大多數(shù)以分子形式存在。如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)大約在1×10－3 mol·L－1左右。 (4)多元弱酸分步電離，電離程度逐步減弱。如H2CO3的電離常數(shù)：K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11。 2．影響電離平衡的因素 電離平衡狀態(tài)時，溶液里離子的濃度和分子的濃度保持不變，但

18、當影響電離平衡狀態(tài)的條件如溫度、濃度等改變時，電離平衡就會從原來的平衡狀態(tài)變化為新條件下新的電離平衡狀態(tài)。 因素 對電離平衡的影響 內(nèi)因 電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定電解質(zhì)電離程度的大小 外 因 溫度 由于電離過程吸熱，溫度改變，平衡移動，升溫促進電離 濃度 電解質(zhì)溶液濃度越小，電離程度越大 外加電解質(zhì) 同離子 效應　 加入含弱電解質(zhì)離子的強電解質(zhì)，電離平衡向逆向移動，抑制電離 含與弱 電解質(zhì) 反應的 離子　 電解質(zhì)電離程度增大，促進電離 如：HClOH＋＋ClO－　ΔH>0(電離是吸熱) 平衡移動方向 H＋數(shù)目 c(H

19、＋) 導電能力 加水 稀釋 正向 增多 減小 減弱 升溫(不 考慮分解) 正向 增多 增大 增強 加少量 NaOH(s) 正向 減少 減小 增強 加入少量 NaClO(s) 逆向 減少 減小 增強 1．弱電解質(zhì)的電離平衡同化學平衡類似，故可應用勒夏特列原理解釋有關電離平衡移動的問題。 2．條件改變時，電離平衡會發(fā)生移動，但電離平衡常數(shù)(K)不一定改變，只有當溫度改變時，K才改變。 　已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋

20、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 【解析】　加燒堿溶液消耗H＋，平衡向右移動，n(H＋)、n(CH3COOH)均減小，但n(H＋)減小程度大，故＝減小，A錯誤；升高溫度，平衡向右移動，n(H＋)增大，n(CH3COOH)減小，比值增大，B正確；加少量冰醋酸，平衡向右移動，n(H＋)增大，但n(H＋)增大程度不如n(CH3COOH)增大的多，故比值減小，C錯誤；加水，平衡向右移動，n(H＋)增大，n(CH3COOH)減小，比值增大，D正確。 【答案】　BD 本題易

21、錯選C，錯誤認為加入CH3COOH后平衡正移，c(H＋)增大，而使比值增大； 也易漏選D。錯誤的認為加水稀釋，離子濃度都減小。 2．將0.1 mol·L－1醋酸溶液加水稀釋，下列說法正確的是(　　) A．溶液中c(OH－)和c(H＋)都減小 B．溶液中c(H＋)增大 C．醋酸電離平衡向左移動 D．溶液的pH增大 【解析】　弱電解質(zhì)溶液存在著電離平衡，加水稀釋，平衡向右移動，c(H＋)減小，c(OH－)增大，pH增大。 【答案】　D 【教師備課資源】 電離平衡常數(shù) 　已知25 ℃，醋酸溶液中各微粒存在下述關系： K＝＝1.75×10－5 下列有關說法可能成立的是

22、(　　) A．25 ℃條件下，向該溶液中加入一定量的鹽酸時，K＝8×10－5 B．25 ℃條件下，向該溶液中加入一定量的鹽酸時，K＝2×10－4 C．標準狀況下，醋酸溶液中K＝1.75×10－5 D．升高到一定溫度，K＝7.2×10－5 【解析】　題中K為醋酸電離常數(shù)的表達式，由于電離常數(shù)不隨濃度變化而變化，只隨溫度變化而變化，所以排除A、B項；且醋酸的電離是吸熱的，所以升高溫度，K增大，降低溫度，K減小。標準狀況下(0 ℃)，溫度低于25 ℃，則K小于1.75×10－5，所以C項錯誤；正確答案為D項。 【答案】　D 弱電解質(zhì)的 電離強電解質(zhì) 弱電解質(zhì)水溶液中是否完全

23、電離電離方程式的書寫常見的物質(zhì)類別弱電解質(zhì)的 電離平衡電離平衡的建立電離平衡的特征影響平衡的因素電離平衡常數(shù) 1．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 NH3·H2O CCl4 C Ba(OH)2 BaCO3 Cu D H2SO4 NaOH C2H5OH 【解析】　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)。 【答案】　B 2．下列電離方程式中，正確的是(　　) A．H2S2H＋＋S2

24、－ B．NaHCO3Na＋＋H＋＋CO C．NaCl===Na＋＋Cl－ D．CH3COOH===CH3COO－＋H＋ 【解析】　H2S是二元弱酸，分步電離，所以A項錯(一般只寫第一步：H2SH＋＋HS－)；NaHCO3為弱酸酸式鹽，其中HCO不能拆分為離子形式，B項錯誤，應為NaHCO3===Na＋＋HCO；CH3COOH為弱酸，部分電離，其電離方程式“===”應改為“”，D項錯誤。 【答案】　C 3．下列關于電離常數(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)表達式為 Ka＝ C．CH3COOH溶液中加入少量

25、CH3COONa溶液，電離常數(shù)減小 D．電離常數(shù)只與溫度有關，與濃度無關 【解析】　K只與溫度有關，與濃度無關，選D。 【答案】　D 4．在氨水中存在下列電離平衡：NH3·H2ONH＋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 ④加CH3COOH溶液?、菁铀、藜訅? A．①③⑤　　　　　　B．①④⑥ C．③④⑤ D．①②④ 【解析】?、偌尤隢H4Cl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；

26、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。 【答案】　C 5．H2S溶于水的電離方程式為 ________________________________________________________________________。 (1)向H2S溶液中加入CuSO4溶液時，電離平衡向______移動，c(H＋)______，c(S2－)_____。 (2)向H2S溶液中加入NaOH固體時，電離平衡向_____移動，c(H＋)__ ___，c(S2－)_____。 (3)若將H2S溶液加熱至沸騰，c(H2S)________。 (4)若要增大H2S

27、溶液中的c(S2－)，最好加入________。 【解析】　H2S是二元弱酸，在水溶液中是分兩步電離的，其電離方程式為H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－。(1)當加入CuSO4時，因發(fā)生反應Cu2＋＋S2－===CuS↓，使平衡右移，導致c(H＋)增大，但c(S2－)減小。(2)當加入NaOH固體時，因發(fā)生反應H＋＋OH－===H2O，使平衡右移，導致c(H＋)減小，但c(S2－)增大。(3)當加熱H2S溶液至沸騰時，因H2S揮發(fā)，使c(H2S)減小。(4)若要增大c(S2－)，最好是加入只與H＋反應的物質(zhì)，可見加入強堿如NaOH固體最適宜。 【答案】　H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－ (1)右　增大　減小　(2)右　減小　增大　(3)減小　(4)NaOH固體(合理即可)