第三章电离平衡第一节电离平衡教案文档格式.docx
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教学内容:
第一课时
新课的准备:
复习强弱电解质概念,强弱电解质的电离及电离方程式的书写;
复习化学键的知识。
设问:
强弱电解质与其结构有没有关系呢?
新课进行:
一、强、弱电解质与结构的关系
复习:
强电解质
电解质 弱电解质
化合物
非电电解质
从氯化钠、硫酸钾、盐酸、硫酸、硝酸等为强电解质说起:
强电解质:
水溶液中完全电离,绝大多数为离子化合物和强极性共价化合物,如,强酸、强碱、绝大多数盐;
弱电解质:
水溶液中不完全电离,绝大多数为含极性键的共价化合物,如,弱酸、弱碱、水。
碳酸钙与一水合氨分别是强电解质,还是弱电解质?
二、弱电解质的电离平衡
1、电离平衡的建立
以醋酸为例:
CH3COOH
CH3COO-+H+
说明:
醋酸的电离是一个可逆的过程,一方面分子电离出离子,另一方面离子重新结合成分子。
当矛盾的过程势均力敌时,也可以建立平衡——电离平衡:
在一定条件下,当电解质分子电离成离子(离子化)的速率与和离子重新结合生成分子(分子化)的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态。
①从电离开始:
CH3COO-+H+(醋酸加水)
②从离子结合成分子开始:
CH3COO-+H+
CH3COOH(醋酸钠溶液中加入盐酸)
2、电离平衡的特征
“动”——动态平衡;
“等”——V分子化=V离子化;
“定”——弱电解质的电离程度保持一定,溶液中各种粒子的浓度保持一定;
“变”——外界条件发生变化,电离平衡也要发生移动。
3.影响电离平衡的因素
讨论:
在氨水中,分别加入适量盐酸、NaOH溶液和NH4Cl溶液,对NH3·
H2O的电离平衡各有什么影响?
有关分子及离子浓度发生怎么样的变化?
并简要说明理由。
①加入适量盐酸,平衡如何移动?
NH3·
H2O
NH4++OH- ②加入NaOH溶液,平衡如何移动?
③加入氯化铵溶液,平衡如何移动?
②、③平衡如何移动,取决于加入溶液的浓度。
强调:
①对弱电解质溶液的稀释过程中,弱电解质的电离程度增大,溶液中离子数目增多,溶液中离子浓度由小变大,再变小;
②电离均为吸热过程,升高温度,电离程度增大,离了数目增多,离子浓度增大。
新课的延伸:
① 电离度的概念简介:
与化学平衡中转化率性质相同的参数,适合于弱电解质建立平衡时,反映电解质的电离程度的大小,可以用于判断电解质的强弱,电离度的影响因素;
② 对于NH3+H2O
NH3·
NH4++OH-平衡体系,改变压强、加水稀释、升高温度,电离平衡如何移动?
教学小结:
总结电离平衡的建立、特征、影响因素;
练习电离方程式、,强调多元酸的分步电离。
作业:
P60一、填空题1、2、4课堂讨论
P61三、四,书面作业
课后小结:
第二课时
1、复习电离平衡的建立、特征及影响因素;
2、讨论对弱电解质溶液加水稀释后,各粒子浓度的变化情况;
3、请学生书写盐酸、硫酸、醋酸电离的电离方程式;
4、复习化学平衡常数概念及表达式。
三、电离平衡常数
1.电离平衡常数
电离平衡与化学平衡一样,各离子浓度与分子浓度之间在一定温度下也存在着一定量关系。
以一水合氨和醋酸电离为例,电离平衡常数表达式:
C(NH4+)·
C(OH-)
K=
(NH3·
H2O)
C(H+)·
C(CH3COO-)
(CH3COOH)
①电离平衡常数的意义:
判断弱酸弱碱的相对强弱;
②电离平衡常数受温度的影响(影响不大),与浓度无关。
2.多元弱酸的电离
多元弱酸分步电离,每一步电离均有电离常数,各步的电离程度也不相同,其中第一级电离程度最大:
K1>K2>K3>……>Ki。
以磷酸电离为例:
H3PO4
H++H2PO4- K1=7.5×
10-3
H2PO4-
H++HPO42-K2=6.2×
10-8
HPO42-
H++PO43- K3=2.2×
10-13
①多元弱碱电离与多元弱酸电离情况相似。
②多元弱酸电离以第一级为主,只写第一级电离也可。
电离度与平衡常数影响因素不同比较。
电离平衡常数与多元弱酸的电离。
P61一、填空题3、4;
二、选择题
第三章
第二节水的电离和溶液的PH
本节实际上是电离平衡在水的电离及电离平衡移动方面的具体运用,是第三节盐类水解的基础。
节节教学的关键之一是水的离子积常数的导出,强调水的离子积常数是水的电离平衡常数的一种表示形式。
本节另一个关键是溶液的酸碱性及溶液的PH,一定温度下不论是纯水,还是酸碱的稀溶液中,水溶液中水电离出的H+、OH-浓度之积总为一个常数,溶液出现酸碱性,只是溶液中H+、OH-浓度相对大小不同。
在介绍溶液PH时,应该说明“P”的含义,还要强调引入PH的意义。
1、 使学生了解水的电离和水的离子积;
2、 使学生了解溶液的酸碱性和PH的关系。
水的离子积,c(H+)、PH与溶液酸碱性的关系。
水的离子积,有关PH计算。
推理法、讲述法、分析比较法
复习电离平衡常数的表达式,以一水合氨电离表示之。
请学生回答弱电解质包括哪些物质?
弱酸、弱碱和水。
复习初中的化学中学习的PH与溶液酸碱性的关系。
引入课题:
实验证明,水确实是一种极弱的电解质,在25℃时,纯水中c(H+)=c(OH-)=1×
10-7mol·
L-,说明水可以电离。
第二节 水的电离和溶液的PH
一、 水的电离
水的电离:
H2O+H2O
H3O++OH-
简写:
H2O
H++OH-
K= c(H+)c(OH-)
c(H2O)
已知纯水的物质的量浓度为55.6mol/L,c(H+)·
c(OH-)=55.6×
Kw
Kw=c(H+)·
c(OH-)。
(说明水的浓度几乎不变)
1、水的离子积
通常把Kw叫做水的离子积常数,简称水的离子积,只与温度有关。
已知在25℃时,水中的H+浓度与OH-浓度均为1×
10-7mol/L,所以在25℃时,Kw=c(H+)·
c(OH-)=1×
10-7×
1×
10-7=1×
10-14。
2、影响水的电离的因素
①加入酸或碱,抑制水的电离,Kw不变;
②加入某些盐,促进水的电离,Kw不变;
③ 升高温度,电离过程是一个吸热过程,促进水的电离,水的离子积增大,在100℃时,KW=1×
10-12。
1、c(H+)=1×
10-7mol/L,溶液一定呈中性吗?
溶液或纯水呈中性,是因为溶液中c(H+)=c(OH-)。
2、纯水中溶液H+、OH-浓度的计算方法:
c(H+)=c(OH-)=
。
水的离子积及25℃时纯水中水的离子积常数。
影响水的离子积常数的因素。
计算纯水中H+、OH-浓度的方法。
P65一、1课堂作业
思考乙醇呈中性与纯水呈中性是一回事吗?
1、 25℃时水的离子积常数值;
2、 水的离子积常数与温度的关系;
3、 往纯水中加入稀盐酸和NaOH溶液后,c(OH-)、c(H+)如何变化?
从平衡移动原理加以解释。
二、 溶液的酸碱性和PH
讲述:
常温时,由于水的电离平衡的存在,不仅纯水,而且在酸性或碱性的稀溶液中,均存在H+、OH-,且c(H+)·
1、溶液的酸碱性
分析:
中性溶液中,c(H+)=c(OH-)=1×
10-7mol/L;
酸性溶液中,c(H+)>c(OH-),c(H+)>1×
碱性溶液中,c(H+)<c(OH-),c(H+)<1×
10-7mol/L。
①含水的稀溶液中,H+与OH-共存,H+与OH-的相对多少决定溶液的酸碱性,但二者浓度的积必为常数;
②碱性溶液中的c(H+)=
/c(OH-);
同理,酸性溶液中的c(OH-)=
/c(H+)。
当我们表示很稀的溶液时,如,c(H+)=1×
10-7mol/L,用c(H+)或c(OH-)表示溶液的酸碱性很不方便。
2、溶液的PH
化学上常用c(H+)的负常用对数表示溶液酸碱性的强弱:
PH=lg{c(H+)}
计算:
纯水中,c(H+)=1×
10-7mol/L,PH=lg{c(H+)}=lg1×
10-7=7;
10-2mol/LHCl溶液,PH=lg{c(H+)}=lg1×
10-2=2;
10-2mol/LNaOH溶液,c(H+)=1×
10-12mol/L,PH=lg{c(H+)}=12;
3×
10-5mol/LHCl溶液,PH=lg{c(H+)}=5-lg3。
①c(H+)=m×
10-nmol/L,PH=n-lgm。
②溶液酸碱性与PH值的关系
中性溶液中,c(H+)=1×
10-7mol/L,PH=7;
酸性溶液中,c(H+)>1×
10-7mol/L,,溶液酸性越强,溶液的PH值越小;
碱性溶液中,c(H+)<1×
10-7mol/L,PH>7,溶液碱性越强,溶液的PH值越大。
③c(H+)、PH、溶液酸碱性的关系
c(H++)
100
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
PH
1
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
酸碱性
中性
酸性增强 碱性增强
为了方便,PH值的范围:
0~14,c(H+)或c(OH-)大于1mol/L的溶液,直接用溶液浓度表示溶液酸碱性。
“P”的含义:
负常用对数的意思,引入“POH”:
POH=lg{c(OH-)},
pH+POH=lg{c(H+)}+lg{c(OH-)}
=PH=lg{c(H+)}·
{c(OH-)}
=lg
=14
1、 溶液的酸碱性;
2、 溶液的PH值及酸碱性的关系。
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- 第三 电离 平衡 第一节 教案