高中化学人教版 (新课标)选修4 化学反应原理第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离教案

[课标要求]

1．理解强电解质、弱电解质的概念。

2．能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，正确书写电离方程式。

3．理解一定条件下弱电解质电离平衡的移动。

4．了解电离常数的概念、表达式和意义。,

1．强电解质是指在水溶液中能够全部电离的电解质，如HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4、NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2、盐。

2．弱电解质是指在水溶液中只能部分电离的电解质，如弱酸、弱碱和水。

3．升温、加水稀释均能使弱电解质的电离程度增大。

4．相同条件下，弱酸的电离常数越大，酸性越强。

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1．电解质和非电解质

2．强电解质和弱电解质

按图所示，将体积相同，浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条反应，并测量溶液的pH。

[问题思考]

1．25 ℃时，1 mol·L－1的CH3COOH溶液中c(H＋)＝1 mol·L－1吗？

提示：CH3COOH未完全电离，c(H＋)小于1 mol·L－1。

2．等量的镁与同等浓度的盐酸和醋酸反应速率不相同，说明了两种溶液中的哪种离子的浓度不同？

提示：等浓度的盐酸和醋酸与Mg反应的速率不同，说明了两种溶液中c(H＋)不相同。

3．通过上述实验判断盐酸、醋酸哪种物质是弱电解质？

提示：醋酸为弱电解质。

1．强电解质与弱电解质的比较

2.对强、弱电解质的理解

(1)电解质的强弱与溶解性无关

某些盐如BaSO4、CaCO3等，虽难溶于水却是强电解质；而如CH3COOH、NH3·H2O尽管易溶于水，却部分电离，是弱电解质。

(2)电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系

溶液导电能力的强弱由溶液中自由离子的浓度和离子所带电荷多少决定，很稀的强电解质溶液导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。

1．下列说法中，正确的是(　　)

A．强电解质溶液的导电性一定比弱电解质溶液强

B．强电解质的水溶液中不存在分子

C．SO2和乙醇均属共价化合物，在水中都不能电离，均属非电解质

D．不同的弱电解质只要物质的量浓度相同，电离程度也相同

解析：选C　溶液的导电能力与溶液中离子浓度及离子所带电荷数有关，与电解质的强弱无关，强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液强，故A错误；强电解质溶于水的部分完全电离，但水是弱电解质，微弱电离，大部分以水分子的形式存在，故B错误；SO2自身不能电离，是非电解质，乙醇在水中不能电离，是非电解质，故C正确；不同的弱电解质浓度相同时，电离程度不一定相同，故D错误。

2．下列物质的水溶液能导电，且属于强电解质的是(　　)

A．CH3COOH　　　　　　 B．Cl2

C．NH4HCO3  D．SO2

解析：选C　CH3COOH在水溶液中能部分电离出CH3COO－和H＋，为弱电解质，故A错误；Cl2是单质，既不是电解质，也不是非电解质，故B错误；NH4HCO3在水溶液中能完全电离出自由移动的NH和HCO而导电，为强电解质，故C正确；SO2在水溶液中与水反应生成亚硫酸，亚硫酸部分电离出自由移动的H＋和HSO而导电，SO2自身不能电离，属于非电解质，故D错误。

3．有下列电解质：①氯化铵　②氢氧化钠　③H2S

④碳酸氢钠　⑤磷酸　⑥硫酸

请用以上物质的序号，填写下列空白：

(1)属于强电解质的有_____________________________________________________；

(2)属于弱电解质的有__________________________________________。

解析：强酸(H2SO4)、强碱(NaOH)、盐(NH4Cl、NaHCO3)属于强电解质；弱酸(H3PO4)属于弱电解质。

答案：(1)①②④⑥　(2)③⑤

1．弱电解质的电离平衡

在一定条件下(如温度和浓度)，弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到电离平衡状态。

2．弱电解质电离平衡的建立

3．弱电解质的电离方程式

弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。例如：

NH3·H2O：NH3·H2ONH＋OH－。

弱电解质醋酸在水中部分电离，电离的示意图如下

[问题思考]

1．醋酸在水中部分电离，如何书写电离方程式？H2CO3也属于弱电解质，如何书写电离方程式？弱碱Fe(OH)3呢？

提示：CH3COOHCH3COO－＋H＋；

H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO；

Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。

2．若对烧杯中的醋酸溶液加热，醋酸的电离程度将如何变化？加水呢？加入少许CH3COONa晶体呢？

提示：加热能促进醋酸的电离，电离程度增大；加水能促进醋酸的电离，电离程度增大；加入少许CH3COONa晶体能抑制CH3COOH的电离，电离程度减小。

1．电离方程式的书写

2.影响电离平衡的因素

(1)内因：电解质本身的性质决定了其电离程度的大小。

(2)外因：

①温度：升高温度使电离平衡向电离的方向移动。

②浓度：浓度降低，电离平衡向电离的方向移动，因为离子相互碰撞结合为分子的几率减小。

③相同离子：在弱电解质溶液中加入与弱电解质有相同离子的强电解质时，电离平衡逆向移动。

④反应离子：加入能与电解质电离出的离子反应的离子时，电离平衡向电离方向移动。

1．稀氨水中存在着平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是(　　)

①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热　⑥加入少量MgSO4固体

A．①②③⑤  B．③

C．③④⑥  D．③⑤

解析：选B　①若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡向逆反应方向移动，c(OH－)减小，错误；②硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向正反应方向移动，错误；③当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡向逆反应方向移动，符合题意；④若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向正反应方向移动，但c(OH－)减小，错误；⑤电离属于吸热过程，加热平衡向正反应方向移动，c(OH－)增大，错误；⑥加入MgSO4固体，MgSO4电离出的Mg2＋与氨水中的OH－反应生成Mg(OH)2沉淀，使平衡向正反应方向移动，且溶液中c(OH－)减小，错误。

2．在0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，要促进醋酸电离且使H＋浓度增大，应采取的措施是(　　)

A．升温  B．降温

C．加入NaOH溶液  D．加入稀盐酸

解析：选A　醋酸的电离是吸热过程，升高温度能促进醋酸的电离，且H＋浓度增大，故A正确，B错误；加入NaOH溶液，OH－和H＋反应生成水，能促进醋酸的电离，但H＋浓度减小，故C错误；加入稀盐酸，H＋浓度增大，但抑制醋酸的电离，故D错误。

3．下列电离方程式书写正确的是(　　)

A．H2S2H＋＋S2－

B．H2S＋H2OH3O＋＋HS－

C．NH3＋H2O===NH＋OH－

D．HClO===H＋＋ClO－

解析：选B　H2S为多元弱酸，应分步电离，故A错误；H2S＋H2OH3O＋＋HS－相当于H2SH＋＋HS－，故B正确；C项，正确的电离方程式应为NH3·H2ONH＋OH－，错误；弱电解质的电离用“”，故D错误。

4．写出下列电解质在水溶液中的电离方程式

(1)HClO4：______________________________________________________________；

(2)HClO：________________________________________________________________；

(3)NaHCO3：_____________________________________________________________；

(4)NaHSO4：___________________________________________________________。

答案：(1)HClO4===H＋＋ClO

(2)HClOH＋＋ClO－

(3)NaHCO3===Na＋＋HCO，

HCOH＋＋CO

(4)NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO

[方法技巧]

1．含义：电离平衡的平衡常数叫做电离常数，用K表示。

2．表示方法：对于ABA＋＋B－。

K＝。

3．K的意义：它能表示弱电解质的电离能力。

(1)温度一定时，K越大，弱电解质的电离程度越大，K越小，弱电解质的电离程度越小；

(2)多元弱酸每步电离都有电离常数，分别表示为K1、K2、K3等，这些常数间的关系为K1≫K2≫K3。

[特别提醒]　

(1)电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是定值。

(2)弱电解质的电离常数只受温度变化的影响。升高温度，电离常数增大。

1．下列关于电离常数的说法中正确的是(　　)

A．电离常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱

B．电离常数与温度无关

C．不同浓度的同一弱电解质，其电离常数不同

D．多元弱酸各步电离常数相互关系为K1＜K2＜K3

解析：选A　电离常数的大小反映了该弱电解质的电离能力，A正确；电离常数的大小与温度有关，因为弱电解质电离都吸热，温度升高，电离常数增大，除温度外，电离常数与其他因素无关，B、C错误；对于多元弱酸，第一步电离产生的H＋对第二步电离起抑制作用，故K1≫K2≫K3，D错误。

2．在25 ℃时，0.1 mol·L－1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离常数分别为4.6×10－4、1.8×10－4、6.2×10－10、K1＝4.3×10－7和K2＝5.6×10－11，其中氢离子浓度最小的是(　　)

A．HNO2　　　　　　　　 B．HCOOH

C．HCN  D．H2CO3

解析：选C　由电离常数的大小可知，酸性由强到弱的顺序是：HNO2>HCOOH>H2CO3>HCN，故c(H＋)最小的是HCN。

3．将0.1 mol·L－1 HF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.

解析：选C　因HF为弱酸，则浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释会促进HF的电离，电离平衡正向移动，电离程度增大，n(H＋)增大，但溶液体积也增大，且增大的程度大于n(H＋)增大的程度，所以c(H＋)不断减小，A项错误；因电离常数只与温度有关，则Ka(HF)在稀释过程中不变，B项错误；因Ka(HF)＝，当HF溶液加水不断稀释，c(F－)不断减小，Ka(HF)不变，则增大，C项正确；刚开始稀释时，电离产生等量的H＋和F－，则两种离子的浓度比值可视为不变，但随着稀释的不断进行，由于水电离产生H＋，则c(H＋)不会低于10－7 mol·L－1，c(F－)不断减小，比值变小，D项错误。

4．由表格中的电离常数判断可以发生的反应是(　　)

A．NaClO＋NaHCO3===HClO＋Na2CO3

B．2HClO＋Na2CO3===2NaClO＋CO2↑＋H2O

C．2NaClO＋CO2＋H2O===2HClO＋Na2CO3

D．NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3

解析：选D　依据电离常数分析可知酸性由强至弱为H2CO3>HClO>HCO，根据强酸可以制取弱酸分析，A项与HClO>HCO矛盾，错误；B项与H2CO3>HClO矛盾，错误；C项与H2CO3>HClO>HCO矛盾，反应应该生成碳酸氢钠，错误；D项与H2CO3>HClO>HCO吻合，正确。