第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離教學(xué)設(shè)計

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1、弱電解質(zhì)的電離（2課時） 主要內(nèi)容： 強弱電解質(zhì)的概念；電離方程式書寫；弱電解質(zhì)的電離平衡及電離常數(shù)（一元及多元弱酸/堿的電離） 一、 課程目標 能描述弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，了解酸堿電離理論。 二、 教材分析 從具體的知識結(jié)構(gòu)來看，化學(xué)平衡、電離平衡、溶解平衡是研究電解質(zhì)在溶液中發(fā)生各種變化的理論基礎(chǔ)，而電離平衡又是聯(lián)系化學(xué)平衡與溶解平衡的紐帶。因此，本節(jié)知識對于后續(xù)章節(jié)的學(xué)習(xí)有重要作用。 本節(jié)包括兩大部分：一是“電解質(zhì)有強弱之分”；二是“弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的”，并存在著電離平衡。學(xué)生在必修1的基礎(chǔ)上需進一步學(xué)習(xí)強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念，了解強弱電解質(zhì)與酸、堿、鹽在

2、物質(zhì)類別方面的聯(lián)系，及弱電解質(zhì)的電離平衡以及濃度等條件對電離平衡的影響。 三、 教學(xué)目標 1、知識與技能： ?掌握強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的概念； ?了解弱電解質(zhì)的電離平衡以及濃度等條件對電離平衡的影響； ?了解電離平衡常數(shù)及電離度。 2、過程與方法： 通過化學(xué)平衡移動學(xué)習(xí)過程理解電離平衡和移動的原因和結(jié)果,體會學(xué)習(xí)相關(guān)理論方法(類比遷移)。 3、情感態(tài)度與價值觀： 體會化學(xué)實驗和科學(xué)探究對化學(xué)的重要作用，提高學(xué)生學(xué)習(xí)化學(xué)的興趣。? 四、教學(xué)重難點 重點：強、弱電解質(zhì)的概念；弱電解質(zhì)的電離平衡 難點：弱電解質(zhì)的電離平衡 五、教學(xué)方法 啟發(fā)式教學(xué)????實驗探究???合作學(xué)

3、習(xí)??????自主學(xué)習(xí)??????講練結(jié)合???演示教學(xué) 六、教學(xué)過程 【實驗3-1】建立強、弱電解質(zhì)的概念，實驗中應(yīng)該強調(diào)以下知識點： （1） HCl和CH3COOH都是電解質(zhì)，在水溶液中都能發(fā)生電離； （2） 實質(zhì)都是與溶液中的H+反應(yīng)； （3） 由于酸液濃度、溫度、體積均相同，且鎂條的量也相同，因此實驗中影響反應(yīng)速率的因素只能是溶液中c（H+）的大小，通過對溶液中pH的測定也能證實這一點； （4） 對基礎(chǔ)好的學(xué)生，可說明：pH的實際意義是溶液中c（H+）的負對數(shù)，使學(xué)生對鹽酸中HCl的完全電離有更為確切的理解。 據(jù)此，可得到的實驗結(jié)論是： （1） 由于鎂與鹽酸反應(yīng)速率較大

4、，表明同體積、同濃度的鹽酸比醋酸溶液中c（H+）大，推斷：在水溶液中，HCl易電離，HAc較難電離； （2） 等濃度的鹽酸比醋酸的pH小，且鹽酸的濃度與鹽酸中c（H+）幾乎相等，表明溶液中HCl分子是完全電離的，而HAc分子只有部分電離。 最終結(jié)論：不同電解質(zhì)在水中的電離程度不一定相同。（引出強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念） 知識回顧 1、電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?。（酸堿鹽、水等） 非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。（大多數(shù)有機物、NH3、及非金屬氧化物NO2、SO3、CO2等） 注意： （1） 屬于化合物范疇，排除單質(zhì)和化合物； （2）

5、導(dǎo)電的不一定是電解質(zhì)，如石墨； （3） NO2、SO3、CO2等水溶液導(dǎo)電但不是電解質(zhì)； （4） BaSO4等難溶鹽水溶液不導(dǎo)電，但是熔融時能導(dǎo)電，也是電解質(zhì) （5） 共價化合物——水溶液中電離，熔融狀態(tài)下不電離（如酸） 離子化合物——水溶液或熔融狀態(tài)下均電離（如堿鹽） 新課導(dǎo)入 鹽酸與醋酸是生活中常用的酸，鹽酸常用于衛(wèi)生潔具的清潔和去除水垢，為什么不用鹽酸代替醋酸呢？ 【引導(dǎo)】醋酸的去水垢能力不如鹽酸強，除濃度之外是否還有其它因素？ 2、強電解質(zhì)與弱電解質(zhì) 【實驗3-1】 （1）上述反應(yīng)的實質(zhì)是什么？影響反應(yīng)速率的因素是什么？ （2）上述鹽酸和醋酸的c(H+)

6、是否相等？ 結(jié)論： ?鹽酸溶液中存在H+、Cl-，無HCl分子；醋酸溶液中存在H+、CH3COO- 和CH3COOH分子 ?同濃度的鹽酸和醋酸H+濃度不同，二者的電離程度不同。 強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。如：強酸、強堿和大多數(shù)鹽類。 弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。如：弱酸、弱堿等。 注意： 1) 強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的根本區(qū)別在于電離程度不同 2) 電解質(zhì)的強弱與溶解性無關(guān) 如：BaSO4為強電解質(zhì)、CH3COOH為弱電解質(zhì) 3) 強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定強 電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力：溶液中離子溶度的大??；溶液中離子所帶電荷的多少

7、 4) 所有的離子化合物都是強電解質(zhì) ----強、弱電解質(zhì)分類及比較見表P37---- 【例1】下列事實可證明氨水是弱堿的是(??? ) A. 氨水能跟氯化亞鐵溶液反應(yīng)生成氫氧化鐵???? B. 銨鹽受熱易分解 C. 0.1 mol·L-1氨水可以使酚酞變紅????? ???? D. 0.1 mol·L-1氨水OH-1的濃度約為0.001 mol·L-1 【思考】為什么醋酸溶于水時只有部分分子電離成H＋和CH3COO－呢？如何描述這一過程呢？ CH3COOH→H++CH3COO- H＋+CH3COO-→CH3COOH 實際上在醋酸的水溶液中存在下面的平衡：CH3COOH

8、 H＋＋CH3COO－ 3、 弱電解質(zhì)的電離 大家再回答一個問題：CH3COO－和H+在溶液中能否大量共存？ ［講］我們知道，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH3COOH會電離成CH3COO－和H＋，與此同時，電離出的CH3COO－和H+又會結(jié)合成CH3COOH分子，隨著CH3COOH分子的電離，CH3COOH分子的濃度逐漸減小，而CH3COO－和H+濃度會逐漸增大，所以CH3COOH的電離速率會逐漸減小，CH3COO－和H+結(jié)合成CH3COOH分子的速率逐漸增大，即CH3COOH的電離過程是可逆的。 [板書]1、CH3COOH CH3COO－+H＋ ［講］在醋酸電離成離子的同時

9、，離子又在重新結(jié)合成分子。當分子電離成離子的速率等于離子結(jié)合成分子的速率時，就達到了電離平衡狀態(tài)。這一平衡的建立過程，同樣可以用速率—時間圖來描述。 弱電解質(zhì)電離平衡狀態(tài)建立示意圖 ［講］請同學(xué)們根據(jù)上圖的特點，結(jié)合化學(xué)平衡的概念，說一下什么叫電離平衡。 ［板書］2、在一定條件（如溫度、濃度）下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合生成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡 ［問］電離平衡也屬于一種化學(xué)平衡，那么電離平衡狀態(tài)有何特征？ ［學(xué)生討論后回答］前提：弱電解質(zhì)的電離；①達電離平衡時，分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等；②動態(tài)平衡，即達

10、電離平衡時分子電離成離子和離子結(jié)合成分子的反應(yīng)并沒有停止；③達電離平衡時，離子和分子共存，其濃度不再發(fā)生變化；④指電離平衡也是一定條件下的平衡，外界條件改變，電離平衡會發(fā)生移動。 ［板書］3、電離平衡的特征： (1) 逆--弱電解質(zhì)的電離是可逆的 (2) 等--V電離=V結(jié)合≠ 0 (3) 動--電離平衡是一種動態(tài)平衡 (4) 定--條件不變，溶液中各分子、離子 的濃度不變，溶液里既有離子又有分子 (5) 變--條件改變時，電離平衡發(fā)生移動。 ［問］哪些條件改變可引起化學(xué)平衡移動？ ［投影］在氨水中存在電離平衡：NH3·H2O NH4＋+OH－下列幾種情況能否引起電離平

11、衡移動？向哪個方向移動？①加NH4Cl固體 ②加NaOH溶液 ③加HCl ④加CH3COOH溶液 ⑤加熱 ⑥加水 ⑦加壓 ［講］加水時，會使單位體積內(nèi)NH3·H2O分子、NH4＋、OH－粒子數(shù)均減少，根據(jù)勒沙特列原理，平衡會向粒子數(shù)增多的方向，即正向移動。但此時溶液中的NH4＋及OH－濃度與原平衡相比卻減小了，這是為什么呢？請根據(jù)勒夏特列原理說明。 [板書]4、影響因素： (1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)。通常電解質(zhì)越弱，電離程度越小。 ［講］由于弱電解質(zhì)的電離是吸熱的，因此升高溫度，電離平衡將向電離方向移動，弱電解質(zhì)的電離程度將增大。 [板書](2) 外因： ① 濃度：溫

12、度升高，平衡向電離方向移動。 ［講］同一弱電解質(zhì)，增大溶液的物質(zhì)的量濃度，電離平衡將向電離方向移動，但電解質(zhì)的電離程度減??；稀釋溶液時，電離平衡將向電離方向移動，且電解質(zhì)的電離程度增大。但是雖然電離程度變大，但溶液中離子濃度不一定變大。 [板書] ② 濃度：溶液稀釋有利于電離 ［講］增大弱電解質(zhì)電離出的某離子的濃度，電離平衡向?qū)⑾螂x子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動，弱電解質(zhì)的電離程度將減?。粶p小弱電解質(zhì)電離出的離子的濃度，電離平衡將向電離方向移動，弱電解質(zhì)的電離程度將增大。 [板書]同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，使電離平衡向逆方向移動 ［講］除此之

13、外，我們還可以通過化學(xué)反應(yīng)影響平衡移動，在弱電解質(zhì)溶液中加入能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時，可以使電離平衡向電離方向移動。 4、電離方程式書寫： [隨堂練習(xí)]由于弱電解質(zhì)存在電離平衡，因此弱電解質(zhì)的電離方程式的書寫與強電解質(zhì)不同。試寫出下列物質(zhì)的電離方程式： 1、H2CO3 2、H2S 3、 NaHCO3 4、NaHSO4 5、HClO ［投影］1、H2CO3 H＋+HCO HCOH＋+CO 2、H2S H＋+HS－ HS－H＋+S2－ 3、NaHCO3====Na＋+HCO HCOH＋+CO 4、NaHSO4====Na＋+H＋+SO

14、5、HClO H＋+ClO－ ［小結(jié)］強電解完全電離，用“==”，弱電解質(zhì)部分電離，用“”，多元弱酸的電離是分步進行的，以第一步電離為主。而多元弱堿則不分步，如Fe(OH)3 。對于酸式鹽的電離要格外注意，強酸的酸式鹽要完全電離，弱酸的酸式鹽電離的是酸式酸根 ［投影］NaHSO4 (水溶液)== Na＋+H＋+SO42― NaHSO4(熔融)== Na＋+HSO4― NaHCO3== Na＋+HCO3― [思考與交流]分析一元弱酸或弱減的電離平衡，完成下列問題： 1、寫出弱酸和弱減的電離方程式。 2、填寫下表中的空白。 ［投影］HA電離過

15、程中體系各離子濃度變化 C（H+） C（A－） C（HA） HA初溶于水時 小 小 大 達到電離平衡前 變大 變大 變小 達到電離平衡時 不再變化 不再變化 不再變化 BOH電離過程中體系各離子濃度變化 C（OH－） C（B＋） C（HA） 等體積等濃度的B＋、OH－混和時 小 小 大 達到電離平衡前 變大 變大 變小 不再變化 不再變化 不再變化 5、電離平衡常數(shù) ［講］對于弱電解質(zhì)，一定條件下達到電離平衡時，各組分濃度間有一定的關(guān)系，就像化學(xué)平衡常數(shù)一樣。如弱電解質(zhì)AB： ［板書］（1）定義：在一定條件下，弱

16、電解質(zhì)的電離達到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積嗖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。 （2）表示方法：AB A++B－ ［講］弱電解質(zhì)的電離常數(shù)表達式中的C(A+)、C(B-)和C(AB)均為達到電離平衡后各粒子在溶液中的濃度值，并不是直接指溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度值。并且，在溫度一定時，其電離常數(shù)就是一個定值。 ［講］電離常數(shù)隨著溫度而變化，但由于電離過程熱效應(yīng)較小。溫度改變對電離常數(shù)影響不大，所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對電離常數(shù)的影響。電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是不會改變的

17、。 ［板書］（3）同一弱電解質(zhì)在同一溫度下發(fā)生濃度變化時，其電離常數(shù)不變。 ［講］弱酸的電離平衡常數(shù)一般用Ka表示，弱堿用Kb表示。請寫出CH3COOH和NH3·H2O的電離平衡常數(shù)表達式 ［投影］Ka = Kb = ［講］從電離平衡常數(shù)的表達式可以看出，分子越大，分母越小，則電離平衡常數(shù)越大，即弱電解質(zhì)的電離程度越大，電離平衡常數(shù)越大，因此，電離平衡常數(shù)可用來衡量弱電解質(zhì)相對強弱。那么，用電離平衡常數(shù)來比較電解質(zhì)相對強弱時，要注意什么問題呢？ ［板書］（4）K值越大，電離程度越大，相應(yīng)酸 (或堿)的酸(或堿)性越強。K值只隨溫度變化。 ［啟發(fā)］電離平衡常數(shù)和化學(xué)平衡常數(shù)一樣

18、，其數(shù)值隨溫度改變而改變，但與濃度無關(guān)。電離平衡常數(shù)要在相同溫度下比較。 [投影]實驗3－2：向兩支分別盛有0.1mol/LCH3COOH和硼酸的試管中加入等濃度的碳酸鈉溶液，觀察現(xiàn)象。 結(jié)論：酸性：CH3COOH>碳酸>硼酸。 ［板書］（5）同一溫度下，不同種弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。 ［講］弱電解質(zhì)的電離常數(shù)越大，只能說明其分子發(fā)生電離的程度越大，但不一定其溶液中離子濃度大，也不一定溶液的導(dǎo)電性強。 ［講］多元弱酸是分步電離的，每步都有各自的電離平衡常數(shù)，那么各步電離平衡常數(shù)之間有什么關(guān)系？多元弱酸與其他酸比較相對強弱時，用哪一步電離平衡常數(shù)來比較呢？請同學(xué)們

19、閱讀課本43有關(guān)內(nèi)容。 ［板書］（6）多元弱酸電離平衡常數(shù)：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步電離決定。 ［講］電離難的原因： a、一級電離出H＋ 后，剩下的酸根陰離子帶負電荷，增加了對H＋ 的吸引力，使第二個H＋ 離子電離困難的多；b、一級電離出的H＋ 抑制了二級的電離。 ［學(xué)生活動］請打開書43頁，從表3－1中25℃時一些弱酸電離平衡常數(shù)數(shù)值，比較相對強弱。 草酸>磷酸>檸檬酸>碳酸。 ［投影］ ［講］對于多元弱堿的電離情況與多元弱酸相似，其堿性由第一步電離的電離平衡常數(shù)決定。 ［投影］知識拓展------電離度 1、定義：弱電解質(zhì)在水中的電離達到平衡狀態(tài)時，

20、已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)(包括已電離的和未電離的)百分率，稱為電離度，通常用α表示。 2、表達式： 3、意義： (1) 電離度實質(zhì)上是一種平衡轉(zhuǎn)化率。表示弱電解質(zhì)在水中的電離程度 (2) 溫度相同，濃度相同時，不同弱電解質(zhì)的電離度不同的，α越大，表示酸類的酸性越強。 (3) 同一弱電解質(zhì)的濃度不同，電離度也不同，溶液越稀，電離度越大。 ［隨堂練習(xí)］ 1、某濃度的氨水中存在下列平衡：NH3·H2ONH4＋ +OH― ，若想增大NH4＋的濃度，而不增大OH―的濃度，應(yīng)采取的措施是( ) A、適當升高溫度 B、加入NH4Cl固體 C、通入NH3

21、 D、加入少量鹽酸 2、在0.1mol/L CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COO―+H＋ ，對于該平衡，下列敘述正確的是( ) A、加入水時，平衡逆反應(yīng)方向移動 B、加入少量的NaOH固體，平衡向正反應(yīng)方向移動 C、加入少量0.1 mol/L HCl溶液，溶液中C(H＋)減少 D、加入少量CH3COONa 固體，平衡向正反應(yīng)方向移動 3、25℃時，50mL 0.10mol/L的醋酸中存在著如下平衡：CH3COOHCH3COO―+H＋。若分別作如下改變，對上述平衡有何影響？ (1) 加入少量冰醋酸，平衡將______，溶液中C(H＋)將_

22、______ (2) 加入一定量蒸餾水，平衡將______，溶液中C(H＋)將_____ (3) 加入少量0.10mol/L鹽酸，平衡將______，溶液中C(H＋)將_____ (4) 加入20 mL 0.10mol/L的NaCl溶液，平衡將______，溶液中C(H＋)將_____ 【例3】下列說法中正確的是（ ） A.根據(jù)溶液中有CH3COOH、CH3COO-和H+即可證明CH3COOH達到電離平衡狀態(tài) B.根據(jù)溶液中CH3COO-和H+的物質(zhì)的量濃度相等即可證明CH3COOH達到電離平衡狀態(tài) C.當NH3·H2O達到電離平衡狀態(tài)時，溶液中NH3·H2O、NH4＋

23、和OH-的濃度相等 D.H2CO3是分步電離的，電離程度依次減弱 【例4】一定量的冰醋酸加水稀釋的變化如圖所示： （1）稀釋過程中，溶液的導(dǎo)電能力將如何變化？ （2）稀釋過程中，冰醋酸的電離程度如何變化？ （3）若將冰醋酸改為1mol/L的醋酸溶液，曲線將如何變化？ 【例5】冰醋酸加水溶解并不斷稀釋過程中，溶液導(dǎo)電能力與加入水的體積有如下變化關(guān)系：試回答：(見小練習(xí)冊) ⑴“0”點導(dǎo)電能力為0的理由是:　只存在醋酸分子,無離子 ⑵a、b、c三點對應(yīng)溶液的PH值由大到小的順序是 a