第二节 弱电解质的电离.docx
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第二节弱电解质的电离
第二节弱电解质的电离盐类水解
弱电解质的电离平衡
(第一课时)
【学习目标】
1.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
2.知道电离平衡常数的含义,
【学习重点与难点】电离平衡及电离平衡常数。
【课前预习区】
1.N2O4(g) 2NO2(g)△H>0
无色 红棕色
该反应,恒容升温平衡向移动,气体的颜色,平衡常数K(增大、减小)。
2.什么是电离平衡状态?
什么是电离平衡常数?
平衡常数k受影响,如何影响?
弱电解质的电离如CH3COOH
H++CH3COO-的电离是(吸热、放热),
其电离平衡常数表达式K=,因此升高温度,平衡向
(正向、逆向)移动,电离平衡常数(增大、减小)。
3.写出下列物质溶于水后的电离方程式
CH3COOHNH3·H2O
H2SO4;H2CO3
NaHSO4NaHCO3
【预习达标区】
1.下列各电离方程式中,书写正确的是( )
A.CH3COOH
H++CH3COO-B.KHSO4
K++H++SO
C.Al(OH)3===Al3++3OH-D.NaH2PO4
Na++H2PO
2.下列关于电离常数(K)的说法中正确的是( )
A.电离常数(K)越小,表示弱电解质电离能力越弱
B.电离常数(K)与温度无关
C.不同浓度的同一弱电解质,其电离常数(K)不同
D.多元弱酸各步电离常数相互关系为:
K1 3.在18℃时,H2SO3的Kl=1.5×10-2、K2=1.0×10-7,H2S的Kl=9.1×10-8、K2=1.1×10-12,则下列说法中正确的是() A.亚硫酸的酸性弱于氢硫酸B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 C.氢硫酸的酸性弱于亚硫酸D.多元弱酸的酸性主要由第二步电离决定 4.弱电解质区别于强电解质的理论根据是() A溶液的导电性差B在溶液中离子与离子间存在电离平衡 C溶解度小D在溶液中存在分子和离子之间的电离平衡 【课堂互动区】 【问题组1】探究弱电解质的电离平衡: 测定0.1mol/L醋酸 1.纯醋酸溶于水后,在水分子的作用下,会发生怎样的变化? 2.在醋酸电离的开始阶段,醋酸的电离速率和醋酸的生成速率如何变化? 溶液中各离子及分子的浓度如何变化? 3.在醋酸电离达到最大程度后,醋酸的电离速率和醋酸的生成速率存在什么关系? 溶液中各离子及分子的浓度如何变化? 4.以醋酸的电离为例,在坐标系中画出醋酸电离过程中正、逆反应速率随时间的变化情 【知识整理1】电离平衡的建立 1.电离平衡的概念: 电离平衡的标志有哪些? 2.电离平衡的有哪些特点? 3.总结弱电解质电离方程式书写注意问题: 【问题组2】电离平衡常数 1.根据化学平衡常数的书写方法写出醋酸、一水合氨、碳酸的电离平衡常数 醋酸的电离平衡常数表达式: 一水合氨的电离平衡常数表达式: 碳酸的电离平衡常数的表达式: 2.根据学过的化学平衡常数的思考哪些因素可以影响电离平衡常数? 3.根据Ka表达式和其数值大小,判断HCN、醋酸、HF的酸性强弱,你的结论是什么? 一元弱酸: HAH++A-Ka= 一元弱碱: BOHB++OH-Kb= 4.常温常压下,空气中的CO2溶于水,达到平衡时,溶液的pH=5.60,c(H2CO3)=1.5×10-5mol·L-1。 若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离,试计算H2CO3 +H+的平衡常数(10-5.60=2.5×10-6) 【知识整理2】 1.电离平衡常数表达式及计算: (以碳酸为例) 2.电离常数的影响因素(以下教师根据化学平衡常数引导学生得出) 内因: 弱电解质的;同温下不同的弱电解质,K值 外因: 同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关,只随的变化而变化.温度不变,K值;温度升高,K值. 3.电离常数的意义(以下教师引导学生得出) a.表明弱电解质电离的难易程度.K值越大,电解质越电离;反之,电解质电离. b.比较弱酸或弱碱相对强弱.在一定的温度下,弱酸的电离常数越大,弱酸的酸性. 【课堂检测区】 1.已知25℃时醋酸电离常数为1.8×10-5。 计算0.1mol/L-1的醋酸溶液里H+的物质的量浓度。 2.已知: 常温下NH3·H2O的Kb=1.75×10-5,试回答下列问题: (1)在浓氨水中存有几种不同类型的平衡? (2)当向该溶液中加入一定量的氢氧化钠固体时,平衡常数是否变化(设温度不变)? c(OH-)是否变化? (3)当氨水的起始浓度为0.01mol·L-1,平衡时c(OH-)是多少? 【拓展视野】 电离度 ①定义: 弱电解质在溶液里达电离平衡时,的百分数。 ②电离度的表示(α) 电离度(α)= = (分子、分母同除以阿氏常数) = (分子、分母同除以溶液体积) ③影响电离度的因素: 内因: 。 外因: 。 a.浓度的影响: 电离度随浓度的降低而,原因是。 b.温度的影响: 电离度随温度的升高而,原因是。 因此,用电离度比较几种电解质的相对强弱时,就当注意所给条件,即浓度和温度,如不注明温度通常指25℃。 在相同温度和浓度时,电离度的大小可以表示弱电解质的相对强弱。 【课后巩固区】 1.下列说法正确的是() A.温度升高水的电离程度增大,pH值增大 B.纯水中cH+]与cOH的乘积一定等于1×1014 C.某水溶液中只要cH+=cOH,则一定是中性的 D.电离常数大的弱酸的pH值一定比电离常数小的酸的pH值小 2.(2011全国II卷6)等浓度的系列稀溶液: ①乙酸、②苯酚、③碳酸、④乙醇,它们的PH由小到大排列的正确是(已知Ka(C6H5OH)=1.02×10-5mol/L,Ka(CH3COOH)=1.7×10-5mol/L) A.④②③①B.③①②④C.①②③④D.①③②④ 3.在一定温度下,100ml某弱酸HA溶液中,含有该弱酸的分子数为5.42×1020个,并测得该溶液中c(H+)=10-3mol/L,该弱酸在此条件下的电离度为: ( ) A.9%B.10%C.3%D.0.1% 4.已知 化学式 电离常数 HClO K=3×10-8 H2CO3 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 请写出向NaClO溶液中通入少量的CO2气体的化学方程式 5.下列关于电离平衡常数Ka说法正确的是( ) A.电离平衡常数Ka越小,表示弱电解质电离能力越强 B.电离平衡常数Ka与温度有关 C.不同浓度的同一弱电解质,其电离平衡常数Ka不同。 D.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为: Ka1 6.下列电离方程式书写正确的是( ) A.CH3COOH H++CH3COO-B.NaHSO4 Na++HSO4- C.NH3·H2O NH4++OH-D.H3PO4 3H++PO43- 7.当把1L0.1mol/L的CH3COOH溶液用蒸馏水稀释至10L时( ) A.CH3COOH的浓度升高 B.H3O+离子的数目增加 C.溶液的C(H+)增大 D.CH3COO-离子浓度增大 8.已知氨水在298K时的电离常数Kb=1.8×10-5,氨水溶液中c(OH-)=2.40×10-3mol·L-1,这种氨水的浓度(mol·L-1)是() A.0.32B.0.18C.3.20D.1.80 9.某氨水中c =0.5mol/L时达到电离平衡,若向其中加入c =0.5mol/L的NH4Cl溶液后,NH3·H2O的电离平衡常数将() A.增大B.减少C.不变D.无法判断 10.已知Ka(HCN)=6.2×10-10mol/LKa(CH3COOH)=1.7×10-5mol/L Ka(HF)=6.8×10-4mol/LKa(HNO2)=4.6×10-4mol/L 相同浓度的上述溶液中分子浓度最大的是() AHFBCH3COOHCHNO2DHCN 11.相同温度下,根据三种酸的电离平衡常数,下列判断正确的是 酸 HX HY HZ 电离常数K 9×10-7 9×10-6 10-2 A、三种酸的强弱关系: HX>HY>HZ B、反应HZ+Y-=HY+Z-能够发生 C、三种酸的PH(HX)>PH(HY)>PH(HZ) D、相同温度下1mol/LHX溶液的电离常数大于0.1mol/LHX溶液的电离常数 12已知Ka(HCN)=6.2×10-10mol/LKa(CH3COOH)=1.7×10-5mol/L Ka(HF)=6.8×10-4mol/LKa(HNO2)=4.6×10-4mol/L Ka(C6H5OH)=1.02×10-5mol/L 下列阴离子最容易结合H+是() A、CN-B、CH3COO-C、F-D、NO2-E、C6H5O-F、C2H5O-G、OH- 弱电解质的电离平衡 (第二课时) 【学习目标】 1.能说明温度、浓度、外加物质对电离平衡的影响。 2.通过介绍与电离平衡相关的应用知识,体会化学知识在人类生产生活中的应用 【学习重点与难点】温度、浓度、外加物质对电离平衡的影响。 【课前预习区】 1.影响化学平衡的因素有哪些? 它们是怎样影响化学平衡的? 2.预测弱电解质的电离程度受何影响? 3.阅读课本81页表3-2-2给出的数据可得出什么结论? 根据影响化学平衡的因素,分析预测它们对电离平衡的影响 【预习达标区】 1.在相同温度时100mL0.01mol/L的醋酸溶液与10mL0.1mol/L的醋酸溶液相比较,下列数值前者大于后者的是() A.中和时所需NaOH的量B.电离程度 C.H+的物质的量浓度D.CH3COOH的物质的量 2.某浓度的氨水中存在下列平衡: NH3·H2O NH4++OH-,如想增大NH4+的浓度,而不增大OH-的浓度,应采取的措施是() A、适当升高温度B、加入NH4Cl固体 C、通入NH3D、加入少量盐酸 3.能说明醋酸是弱电解质的事实是() A.醋酸溶液的导电性比盐酸弱 B.醋酸溶液与碳酸钙反应,缓慢放出二氧化碳 C.醋酸溶液用水稀释后,氢离子浓度下降 D.0.1mol/L的CH3COOH溶液中,溶液胡pH值约为3。 ★4.下列叙述正确的是() A.95℃纯水的pH<7,说明加热可导致水呈酸性 B.pH=3的醋酸溶液,稀释至10倍后pH=4 C.0.2mol·L-1的盐酸,与等体积水混合后pH=1 D.pH=3的醋酸溶液,与pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH=7 【课堂互动区】 【实验探究】影响电离平衡的因素 1mol/L醋酸 0.1mol/L醋酸钠 少量水 少量盐酸 少量NaOH溶液 溶液中存在的离子 混合溶液的pH 1.分别向四片涂有0.1mol/L醋酸的pH试纸上滴0.1mol/L醋酸钠、少量水、少量盐酸、少量NaOH溶液,与标准比色卡比较,再测溶液pH并记录。 试从微观角度用平衡移动的观点解释上述实验结果产生的原因? 2.在0.1mol/LCH3COOH溶液存在如下电离平衡: CH3COOH H++CH3COO-,对于该平衡,下列叙述正确的是() A、升高温度,平衡向右移动。 B、加入水时,平衡向左移动。 C、加入0.1mol/HCl溶液,平衡向右移动。 D、加入少量的CH3COONa固体,平衡向右移动。 E、加入NaOH固体平衡向右移动。 F、加入碳酸氢钠固体,平衡向右移动。 【知识整理】 影响电离平衡的因素: 内因: 外因: ①浓度: 稀释时,平衡向移动,原因 【讨论】根据浓度上Q与K的关系解释为什么加水会促进弱电解质的电离? ②温度: 温度越高,电离程度如何变? ,为什么? ③同离子效应: 若向醋酸溶液中加入醋酸钠,醋酸的电离平衡如何变化? ④若加入能与醋酸反应的物质,醋酸的电离平衡如何变化? 【课堂检测区】 1.判断下列说法是否正确,正确的划“√”,错误的划“×”。 ①(2011山东高考T14-A)室温10mL下向pH=3的醋酸溶液中加水稀释后溶液中到电粒子的数目减少。 () ②(2011山东高考T8-A)HClO是弱酸,所以NaClO是弱电解质。 () ③(2010年福建高考T10-C)0.1mol/L一元碱BOH的溶液pH=10,可推知BOH溶液中存在 BOH=B++OH-() ④(2010年北京理综T10-A)0.1mol/LCH3COOH溶液的pH>1,原因是CH3COOH H++CH3COO-() ⑤(2010年全国卷ⅡT8-C)醋酸在醋酸钠溶液中电离的程度大于在纯水中的电离程度。 () ⑥(2012年浙江理综T12-A)常温下将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后,溶液pH=4 2.试用下列用品设计实验方案证明醋酸是一种弱电解质。 可供选择的试剂为(0.1mol/LCH3COOH、0.1mol/LHCl、CH3COONa固体、pH试纸、锌粒、水) 方案编号 实验设计 现象及结论 【课后巩固区】 1.(2011全国新课标卷)将浓度为0.1mol·L-1HF溶液加水不断稀释,下列各量始终保持增大的是() A.c(H+)B.Ka(HF)C. D. 2、(2011山东高考14)室温下向10mLpH=3的醋酸溶液中加入水稀释后,下列说法 正确的是() A.溶液中导电粒子的数目减少 B.溶液中 不变 C.醋酸的电离程度增大,c(H+)亦增大 D.再加入10mlpH=11的NaOH溶液,混合液pH=7 3.甲酸的下列性质中,可以证明它是弱电解质的是() A、1mol/L甲酸溶液的pH约为2 B、甲酸能与水以任何比例互溶 C、10mL1mol/L甲酸恰好与10mL1mol/LNaOH溶液完全反应 D、在相同条件下,甲酸溶液的导电性和强酸溶液的导电性相同 4.(2011福建高考10)常温下0.1mol·L-1醋酸溶液的pH=a,下列能使溶液pH=(a+1)的措施是 A.将溶液稀释到原体积的10倍 B.加入适量的醋酸钠固体 C.加入等体积0.2mol·L-1盐酸 D.提高溶液的温度 5.(2009海南高考N6) 已知室温时,0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离,下列叙述错误的是( ) A、该溶液的pH=4 B、升高温度,溶液的pH增大 C、此酸的电离平衡常数约为1×10-7 D、由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍 6.(2009年山东)pH=2的A、B两种酸溶液各1mL,分别加水稀释到1000mL,其溶液pH与溶液体积的关系如右图所示,则下列说法正确的是 A、B两种酸溶液物质的量浓度一定相等 B、稀释后A酸溶液的酸性比B酸溶液强 C.a=5时,A是弱酸,B是强酸 D.若A、B都是弱酸,则5>a>2 7.HA和HB两种酸的溶液分别加水稀释时,pH变化的简图如图所示,下列叙述中不正确的是( ) A.HA是一种强酸 B.x点,c(A-)=c(B-) C.HB是一种弱酸 D.原溶液中HA的物质的量浓度为HB的10倍 8.一定温度下,冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力变化曲线如图所示,请回答: (1)O点为什么不导电________。 (2)a、b、c三点的pH由小到大的顺序是____________。 (3)H+的物质的量最大的是________(填“a”、“b”或“c”)。 (b点) (4)若使c点溶液中的c(CH3COO-)增大,可以采取下列措施中的________(填序号)。 A.加热B.加很稀的NaOH溶液C.加NaOH固体D.加水 E.加固体CH3COONaF.加入锌粒 ★9、 (1)现有浓度均为0.5mol·l-1体积各50ml的盐酸、醋酸,则 ①三种酸的C(H+)大小顺序; ②与足量Zn反应产生H2的量的大小顺序; ③与足量Zn反应开始时的速率大小; ④中和NaOH的能力大小。 (2)现有PH=1,体积各50ml的盐酸、醋酸,则 ①三种酸的C(H+)大小顺序; ②与足量Zn反应产生H2的量的大小顺序; ③与足量Zn反应开始时的速率大小; ④中和NaOH的能力大小 盐类的水解 (第一课时) 【学习目标】 1.了解电解质在水中溶液酸碱性。 2、认识盐类水解的原理,掌握盐类水解的化学方程式 【学习重点】了解盐类水解的原理 【课前预习区】 1.溶液表现酸性或碱性的根本原因是什么? 2.碳酸钠属于盐类,俗称叫什么? 在水溶液呈什么性? 3.写出NaCl、NH4Cl、CH3COONa的电离方程式 【根据旧知识建构新知识】 4. 1)根据强酸HCl=H++Cl-弱酸CH3COOHCH3COO-+H+ Cl-能够结合H+吗? CH3COO-能够结合H+吗? 2)已知Ka(HCN)=6.2×10-10mol/LKa(CH3COOH)=1.7×10-5mol/L CN-和CH3COO-容易结合H+? 哪种离子更容易结合H+? 5.同理根据电离方程式NaOH=Na++OH—,NH3.H2ONH4++OH— NH4+和Na+哪种离子在水溶液能够结合OH—? 6.已知H2O H++OH-,如果将CH3COONa溶于水,溶液中的离子和离子结合生成分子,使H+OH-(﹥,﹤,﹦),溶液显(酸性、碱性),水的电离平衡向(左、右),对水的电离起到(促进、抑制)。 同理如果将NH4Cl溶于水,溶液中的离子和离子结合生成分子,使H+OH-(﹥,﹤,﹦),溶液显(酸性、碱性),水的电离平衡向(左、右),对水的电离起到(促进、抑制)。 ★7.思考: 1)水在NaCl、NaOH、CH3COONa三种物质的溶液中,水的电离程度由大到小的顺序是。 2)根据Ka(HCN)=6.2×10-10mol/LKa(CH3COOH)=1.7×10-5mol/L,水在同浓度NaCN和CH3COONa溶液中,在哪种溶液中水的电离程度更大? 【预习达标区】 1、下列粒子中,不会破坏水的电离平衡的是() A.F-B.Cu2+C.S2-D.Na+ 2、下列关于盐类水解的叙述错误的是() A.盐类水解是中和反应的逆反应 B.盐类水解过程是吸热过程 C.含有弱酸根盐的水溶液一定显碱性 D.盐溶液的酸碱性主要决定于形成盐的酸和碱的相对强弱 3、在一定条件下发生下列反应,其中属于盐类水解反应的是 () A.NH4++H2O NH3·H2O+H+ B.HCO3-+H2O H3O++CO32- C.HS-+H+=H2SD.Cl2+H2O H++Cl-+HClO 4、下列物质加入水中,能使水的电离度增大,溶液的pH值减小的是( ) A、HClB、Al2(SO4)3C、Na2SD、NH3.H2O ★5、等体积的pH=10NaOH溶液和pH=5CH3COOH溶液混合,pH7(﹥,﹤,﹦) 等体积和等浓度NaOH和CH3COOH溶液混合,pH7(﹥,﹤,﹦) 【课堂互动区】 【活动与探究1】盐类的水解 表中盐溶液的浓度均为0.1mol/L,请判断它们的pH(填﹥7,﹤7,﹦7) 盐 CH3COONa Na2CO3 NaCl NH4Cl 溶液的pH 溶液中存在的微粒 哪些微粒可能发生相互作用 溶液显示酸性或碱性的原因 【问题组1】 1哪些方法可用来测定溶液的酸碱性? 请选择合适的方法测定以上溶液的酸碱性并记录。 2.按要求将表中盐进行分类。 (教师引导学生得出) 酸+碱=盐+水 强酸强碱强酸强碱盐如: NaCl、 强酸弱碱盐NH4Cl、 弱酸弱碱弱酸强碱盐CH3COONa、 弱酸弱碱盐CH3COONH4、 3.根据实验事实,试着从电离平衡角度思考盐溶液为什么有的呈酸性? 有的呈碱性? 【知识整理1】盐类的水解的原理 1.盐类水解的定义: 只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+或OH-结合生成弱电解质。 2.盐类水解的本质: 盐类水解使水的电离平衡发生了移动,并使溶液显酸性或碱性。 3.盐类水解方程式的书写方法 书写原则: 与离子方程式的书写相类似,方程式左边写水解的离子和水的化学式,中间符号用“ ”,右边写生成的弱电解质化学式和水剩余的离子,但沉淀、气体一般不写“↓”、“↑”符号。 整个方程式中电荷、质量要守恒。 展示: 醋酸钠水溶液呈碱性的原因 CH3COONa=CH3COO—+Na+ + H2OH++OH— CH3COOH 化学方程式: CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH 离子方程式: CH3COO—+H2OCH3COOH+OH— 【即时演练1】 1.各类盐水解的比较 盐类 实例 能否水解 引起水解的离子 对水的电离平衡的影响 溶液的酸碱性 强碱弱酸盐 CH3COONa 强酸弱碱盐 NH4Cl 强酸强碱盐 NaCl 2.在水中加入下列物质,可使水的电离平衡向电离方向移动的是() A.H2SO4B.KOHC.FeCl3D.Ba(NO3)2 3.能使H2O H++OHˉ电离平衡向正反应方向移动,而且所得溶液显酸性的是() A.将水加热到99℃,使水的pH=6.1B.在水中滴入稀H2SO4 C.在水中加入小苏打D.在水中加入氯化铝固体 ★4.将等浓度的有一元酸和一元碱两种溶液,两溶液等体积混合后的pH为() A.一定大于7B.一定小于7 C.一定等于7D.大于.小于.或等于7都有可能 【活动与探究2】实验: 水解平衡的移动-----影响因素 1.向盛有0.01mol/LCH3COONa溶液的小试管中加入几滴酚酞,然后微微加热。 2.向试管中加入少量氯化亚锡固体,注入适量蒸馏水产生白色沉淀后加入盐酸。 【问题组2】 1.0.01mol/LCH3COONa溶液的小试管中呈现的现象说明什么问题? 2.已知水解反应是中和反应的逆反应,根据勒夏特列原理,分析平衡: CH3COONa、NH4Cl溶液中加入以下物质后有何变化? 改变条件 平
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