化学选修4 化学反应原理第1节 水溶液第1课时教学设计及反思

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第1节　水溶液第1课时　水的电离及电解质在水溶液中的存在形态目标与素养：1.理解水的电离过程以及水的离子积常数的含义，并能应用水的离子积常数进行相关计算。(变化观念与平衡思想)2.知道强弱电解质的区别，理解弱电解质的电离特点。(证据推理)3.能够书写常见弱电解质的电离方程式。(变化观念)1．水的电离(1)水的电离方程式纯水中存在少量的H＋和OH－，是由于水分子电离产生的：H2OH＋＋OH－。(2)水的电离平衡常数水的电离是一个可逆过程，在一定条件下达到电离平衡，其平衡常数可以表示为K＝。2．水的离子积常数(1)表达式：KW＝[H＋][OH－]。(2)影响因素——温度①25 ℃时：KW＝1.0×10－14_mol2·L－2。②水的电离是吸热的可逆过程，故温度升高，KW增大。③水的离子积常数只受温度的影响，与[H＋]、[OH－]的变化无关。微点拨：KW适用于所有的电解质溶液，不仅仅适用于纯水。3．电解质在水溶液中的存在形态(1)强、弱电解质的概念①强电解质：在稀的水溶液中完全电离的电解质。②弱电解质：在稀的水溶液中部分电离的电解质。(2)电解质与物质类别及在水溶液中的存在形态(3)电离方程式书写电离方程式时，强电解质用“===”，弱电解质用“”。如①NaCl的电离方程式为NaCl===Na＋＋Cl－。②醋酸和一水合氨的电离方程式分别为CH3COOHCH3COO－＋H＋，NH3·H2ONH＋OH－。4．溶剂化作用(1)溶剂化作用是指溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用。(2)电解质溶于水后的存在形态：由于溶剂化作用，电解质溶于水后以“水合离子”或“水合分子”的形态存在。1．判断对错(对的在括号内打“√”，错的在括号内打“×”。)(1)25 ℃时，0.1 mol·L－1的NaOH溶液中KW＝1×10－13 mol2·L－2。               (　　)(2)某温度下，纯水中的[H＋]＝2×10－7mol·L－1，则[OH－]＝。  (　　)(3)25 ℃时，0.01 mol·L－1的盐酸中，[OH－]＝1.0×10－12mol·L－1。 (　　)(4)强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物。 (　　)(5)强电解质溶液的导电能力强，弱电解质溶液的导电能力弱。 (　　)[提示]　(1)×　25 ℃时，KW＝1.0×10－14 mol2·L－2。(2)×　纯水中[H＋]＝[OH－]＝2×10－7 mol·L－1。(3)√(4)×　电解质的强、弱与溶解性无关。(5)×　溶液的导电性与离子浓度大小有关，与电解质的强弱无关。2．下列措施能使KW增大的是(　　)A．温度不变向水中加入NaOH溶液B．温度不变向水中加入稀H2SO4C．温度不变向水中加入NaCl固体D．加热使溶液温度升高D　[KW只受温度影响，温度升高KW增大。]3．下列电离方程式正确的是________。A．CH3COONaCH3COO－＋Na＋B．Ba(OH)2===Ba＋2＋2OH－C．Fe2(SO4)3===Fe3＋＋SOD．HClOH＋＋ClO－E．H2CO32H＋＋COF．2H2OH3O＋＋OH－[答案]　DF水的电离1.影响水电离平衡的因素影响水的电离平衡的因素主要有温度、溶液的酸碱性等。外界条件对水的电离平衡的影响如下表： H2OH＋＋OH－　ΔH＞0条件变化移动方向[H＋][OH－]KW对平衡的影响升高温度向右移动增大增大增大促进加酸向左移动增大减小不变抑制加碱向左移动减小增大不变抑制加活泼金属，如Na向右移动减小增大不变促进2.水电离出的[H＋]和[OH－]的计算(1)稀酸溶液中，[OH－]来源于水的电离，因此水电离的[H＋]水＝[OH－]＝。(2)稀碱溶液中，[H＋]来源于水的电离，因此水电离的[OH－]水＝[H＋]＝。变化观念与平衡思想：水电离影响因素解疑(1)能影响水的电离的酸和碱，不只有强酸、强碱，弱酸、弱碱也能抑制水的电离。(2)水中加入酸(或碱)后，溶液中[H＋](或[OH－])虽然增大，但是[OH－](或[H＋])减小，KW仍不变。(3)不管是纯水还是在酸、碱、盐溶液中，水电离产生的[H＋]和[OH－]始终相等。【例1】　(1)向水中加入0.1 mol·L－1的盐酸，水的电离平衡向________方向移动。(2)25 ℃时，0.1 mol·L－1的盐酸中，[H＋]＝________mol·L－1，[OH－]＝________mol·L－1，水电离出来的[H＋]＝________mol·L－1。(3)某温度下测得纯水中[H＋]＝2×10－7 mol·L－1，则此时[OH－]＝________；该温度下向纯水中加盐酸使[H＋]＝5×10－6 mol·L－1，则此时[OH－]＝________。[解析]　(1)酸会抑制水的电离。(2)加入盐酸，抑制水的电离，水电离出的[H＋]可忽略不计，溶液中[H＋]＝0.1 mol·L－1，溶液中的[OH－]＝＝1.0×10－13 mol·L－1，水电离出来的[H＋]＝[OH－]溶＝1.0×10－13 mol·L－1。(3)纯水中[H＋]＝[OH－]，则[OH－]＝2×10－7 mol·L－1；则该温度下KW＝4×10－14 mol2·L－2，加入盐酸后，[OH－]＝ mol·L－1＝8×10－9 mol·L－1。[答案]　(1)逆　(2)0.1　1.0×10－13　1.0×10－13(3)2×10－7 mol·L－1　8×10－9 mol·L－1常温时，水电离出的[H＋]为1×10－13 mol·L－1时，溶液的酸碱性如何？[答案]　水电离产生的[H＋]＝1.0×10－13 mol·L－1，水的电离平衡受到抑制，有两种情况，①该溶液可能显酸性，[H＋]＝0.1 mol·L－1，②该溶液可能显碱性，[OH－]＝0.1 mol·L－1，故酸、碱都有可能。25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－，下列叙述正确的是(　　)A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，OH－浓度减小B．向水中加入少量氢氧化钠固体，OH－浓度增大，KW不变C．向水中加入少量冰醋酸，平衡逆向移动，H＋浓度减小D．将水加热，KW增大，H＋浓度不变B　[向水中加入稀氨水，溶液的碱性增强，OH－浓度增大，水的电离受到抑制，平衡逆向移动；向水中加入少量冰醋酸，溶液的酸性增强，H＋浓度增大，水的电离受到抑制，平衡逆向移动；将水加热，KW增大，H＋浓度增大。]电解质的分类与电离1.强电解质与弱电解质比较　　类别项目　　强电解质弱电解质电离程度完全电离部分电离化学键类型离子键、共价键共价键电离过程不可逆，用“===”表示可逆，用“”表示溶液中的存在形式水合离子分子、水合离子相同点都是化合物，在溶液中都能电离，都能导电，与溶解度无关2.电离方程式的书写(1)强电解质一步完全电离，一步写出，用“===”；弱电解质用“”。(2)多元弱酸分步部分电离，分步写出，用“”；如：  H2SHS－＋H＋，HS－S2－＋H＋。(3)多元弱碱分步部分电离，一步写出，用“”；如：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。(4)强酸酸式盐一步完全电离，用“===”；如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。(5)弱酸酸式盐分步电离，第一步完全电离出阳离子和弱酸酸根离子，用“===”，第二步弱酸酸根离子部分电离，用“”；如：NaHCO3===Na＋＋HCO，  HCOCO＋H＋。(6)规范书写离子符号，要配平，满足元素守恒和电荷守恒。小结：强等号弱可逆，多元弱酸分步写，多元弱碱一步写，弱酸酸式盐，强中还有弱。【例2】　下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是(　　)A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物C．强电解质熔化时都完全电离，弱电解质在水溶液中部分电离D．强电解质不一定能导电，弱电解质溶液的导电能力不一定比强电解质弱D　[HCl等共价化合物属强电解质，故A错；强弱电解质与溶解性无关，故B错；强电解质熔化时不一定电离，如液态HCl，故C错。]电解质溶液导电的实质是什么？溶液的导电能力又取决于什么？[答案]　电解质溶液导电是电解的过程，发生了非自发氧化还原反应。溶液的导电能力取决于自由移动的离子浓度以及所带电荷数。1NaHSO4电离要注意是在水溶液里，还是熔融状态。2只含共价键的电解质只有在水溶液里才能发生电离H2O除外，液态和熔融状态均不电离。3弱酸的酸式盐第一步是盐的完全电离，第二部是弱酸酸根的部分电离，容易出错。1．下列电离方程式书写正确的是(　　)A．NaHCO3===Na＋＋H＋＋COB．HF===H＋＋F－C．KAl(SO4)2===K＋＋Al3＋＋2SOD．CH3COONH4CH3COO－＋NHC　[NaHCO3是弱酸酸式盐，是强电解质，完全电离，但HCO不能拆成离子形式；CH3COONH4为强电解质，完全电离用“===”；HF为弱电解质，部分电离，用“”。]2．在四份相同浓度的稀硫酸中分别缓慢滴加下列溶液，其导电能力先减弱至最弱，然后又逐渐增强的是 (　　)A．NaOH溶液　　 B．Ba(OH)2溶液C．BaCl2溶液 D．氨水B　[电解质溶液导电能力的强弱与溶液中离子浓度的大小及阴、阳离子所带的电荷数目有关。在稀硫酸中分别缓慢加入NaOH溶液、BaCl2溶液、氨水，溶液中分别有强电解质Na2SO4、HCl、(NH4)2SO4生成，溶液中仍然存在着大量离子，其导电能力无明显变化。由于H2SO4与Ba(OH)2反应生成BaSO4沉淀和水，故在滴加过程中溶液的导电能力先减弱至最弱，继续加入Ba(OH)2溶液后，溶液中存在Ba2＋和OH－，溶液的导电能力又逐渐增强。]1．如果25 ℃时，KW＝1.0×10－14 mol2·L－2,100 ℃时，KW＝5.5×10－13 mol2·L－2，这说明   (　　)A．25 ℃时水的电离平衡常数较大B．前者[H＋]较后者大C．水的电离是一个吸热过程D．KW与温度无直接关系C　[由题知，考查温度对水的离子积的影响，温度升高，水的KW增大，即[H＋]、[OH－]都增大，说明水的电离程度增大。]2．常温下，某溶液中由水电离出的[H＋]＝1.0×10－13 mol·L－1，该溶液可能是   (　　)A．二氧化硫水溶液　 B．氯化钠水溶液C．硝酸钠水溶液 D．硫酸钠水溶液A　[[H＋]水＝1.0×10－13 mol·L－1＜1.0×10－7 mol·L－1，说明水的电离受到抑制，溶液既可能呈酸性，也有可能呈碱性。A项，SO2＋H2OH2SO3，H2SO3HSO＋H＋，HSOSO＋H＋，溶液呈酸性。]3．水的电离平衡曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)A．图中对应点的温度关系为a＞b＞cB．纯水仅升高温度，可从a点变到c点C．水的离子积常数KW数值大小关系为b＞c＞dD．在b点对应温度下，0.5 mol·L－1的H2SO4溶液与1 mol·L－1的KOH溶液等体积混合，混合后[H＋]＝1×10－7mol·L－1C　[水的电离是吸热过程，温度升高，水的离子积常数增大，根据图中数据得出水的离子积常数KW数值大小关系为b＞c＞a＝d，温度关系为b＞c＞a＝d，C项正确，A项错误；a点和c点的[OH－]相等，若纯水仅升高温度，[OH－]与[H＋]都增大，B项错误；b点的KW＝1×10－12 mol2·L－2，0.5 mol·L－1的H2SO4溶液与1 mol·L－1的KOH溶液等体积混合，充分反应后所得溶液显中性，则[H＋]＝1×10－6 mol·L－1，D项错误。]4．下列电离方程式书写错误的是(　　)A．NH3·H2ONH＋OH－B．Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－C．H2SO4===2H＋＋SOD．NaHCO3===Na＋＋H＋＋COD　[NH3·H2O属于弱电解质，其电离方程式为NH3·H2ONH＋OH－。由于H2CO3为二元弱酸，HCO在离子方程式中不能写成H＋＋CO的形式，NaHCO3的电离方程式中HCO不能拆分，D项电离方程式应为NaHCO3===Na＋＋HCO。]5．下列五种物质：(a)烧碱　(b)锌　(c)五氧化二磷　(d)CH3COOH　(e)碳酸钡。请将符合下列条件的物质的序号填写在横线上：(1)难溶于水，但在高温条件下能分解的电解质是________。(2)固态和液态都能导电，但不是电解质的是________。(3)固态不导电，但熔融状态和水溶液均能导电的是________。(4)固态和熔融状态都不能导电，其水溶液能导电，但是非电解质的是________。[答案]　(1)(e)　(2)(b)　(3)(a)　(4)(c)