高中化学鲁科版选修4 化学反应原理第2节 化学反应的限度第1课时教学设计及反思

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第2节　弱电解质的电离　盐类的水解第1课时　弱电解质的电离平衡目标与素养：1.了解弱电解质的电离平衡常数概念和电离平衡常数与电离程度的关系。(证据推理)2.理解影响弱电解质电离平衡的因素及对电离平衡移动的影响。(变化观念与平衡思想)3.了解常见弱酸和弱碱的电离常数大小，能比较它们的电离能力强弱。(科学探究与创新意识)1．弱电解质的电离平衡(1)概念：在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子电离出离子的速率与离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，叫做电离平衡。(2)特点：电离平衡是动态平衡，服从化学平衡的一般规律。2．电离平衡常数(1)定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。(2)表达式：一元弱酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋Ka＝。一元弱碱：NH3·H2ONH＋OH－Kb＝。(3)意义：电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。(4)电离平衡常数的特点①电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关，且升高温度K值增大。②相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，对应的酸性(或碱性)越强。③多元弱酸是分步电离，逐级减小且一般相差很大，Ka1Ka2，故溶液中的[H＋]主要由第一步电离程度决定。④多元弱碱的电离比较复杂，一般看作是一步电离。3．电离度(1)定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度，用α表示。(2)表达式：α＝×100%。(3)影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。4．影响电离平衡的因素(1)弱电解质电离程度的大小是由电解质本身的性质决定的。(2)外界条件对弱电解质的电离平衡的影响因素影响结果温度升高温度，电离平衡正向移动浓度加水稀释，电离平衡正向移动外加物质加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡逆向移动(同离子效应)加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡正向移动微点拨：弱电解质电离遵循“越稀越电离，越热越电离”的规律。1．判断对错(对的在括号内打“√”，错的在括号内打“×”。)(1)当CH3COOH在水溶液中达到电离平衡时：[CH3COOH]＝[H＋]＝[CH3COO－]。               (　　)(2)向氨水中滴加酚酞变红色，说明NH3·H2O是弱电解质。 (　　)(3)NaHCO3溶液中存在电离平衡：NaHCO3Na＋＋HCO。 (　　)(4)H2CO3的电离常数表达式K＝。 (　　)(5)相同温度下，K(HF)＞K(CH3COOH)，说明酸性：HF＞CH3COOH。  (　　)[提示]　(1)×　弱电解质电离平衡时，溶质分子浓度和离子浓度不一定相等。(2)×　氨水使酚酞变红，说明溶液中含有OH－，不能说明NH3·H2O部分电离。(3)×　NaHCO3的电离方程式为NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。(4)×　Ka1(H2CO3)＝，Ka2(H2CO3)＝。(5)√2．相同温度下，0.1 mol·L－1和0.01 mol·L－1CH3COOH溶液中CH3COOH的电离程度，前者与后者相比(　　)A．大　　　　　 B．小C．相等 D．不能确定B　[CH3COOH溶液浓度“越稀越电离”，故CH3COOH的电离程度：0.1 mol·L－1CH3COOH溶液＜0.01 mol·L－1CH3COOH溶液。]3．在0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，要促进醋酸电离，且使[H＋]增大，应采取的措施是(　　)A．升高温度B．加适量水C．加入0.1 mol·L－1NaOH溶液D．加入0.1 mol·L－1HCl溶液A　[CH3COOHCH3COO－＋H＋为吸热过程，升高温度平衡正向移动，[H＋]增大。]电离常数的应用1.判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。2．判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa。3．利用电离常数可近似计算出弱酸、弱碱溶液中[H＋]或[OH－](忽略水的电离)。【例1】　在相同温度下，三种弱酸的电离常数(mol·L－1)如下：HF(6.8×10－4)、CH3COOH(1.7×10－5)、HClO(4.7×10－8)。则三种酸的酸性最强的是(　　)A．HF B．CH3COOHC．HClO D．无法确定A　[K(HF)＞K(CH3COOH)＞K(HClO)，故酸性：HF＞CH3COOH＞HClO。]1．常温时，0.1 mol·L－1HF溶液的pH＝2，则Ka的数值大约是(　　)A．2 mol·L－1　　　 B．0.1 mol·L－1C．0.01 mol·L－1 D．0.001 mol·L－1D　[由HFH＋＋F－可知K(HF)＝＝＝0.001 mol·L－1。]2．已知三个数据：①7.2×10－4mol·L－1、②4.6×10－4mol·L－1、③4.9×10－10mol·L－1分别是三种酸的电离平衡常数。若这些酸可发生反应：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，NaCN＋HF===HCN＋NaF，NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，则下列叙述正确的是(　　)A．HF的电离平衡常数是①B．HNO2的电离平衡常数是①C．HCN的电离平衡常数是②D．HNO2的电离平衡常数是③A　[根据题中给出的三个反应，利用“强酸制弱酸”的规律，可判断酸性：HF＞HNO2＞HCN，酸性越强电离平衡常数越大，由此推出HF的电离平衡常数为7.2×10－4mol·L－1，HNO2的电离平衡常数为4.6×10－4mol·L－1，HCN的电离平衡常数为4.9×10－10mol·L－1。]外界条件对弱电解质电离的影响实例：CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0影响因素平衡移动方向n(H＋)[H＋][CH3COO－]KapH导电能力升温(不考虑挥发)右增大增大增大增大减小增强加冰醋酸右增大增大增大不变减小增强加入其他物质CH3COONa固体左减小减小增大不变增大增强通HCl气体左增大增大减小不变减小增强NaOH固体右减小减小增大不变增大增强加水稀释右增大减小减小不变增大减弱宏观辨识与微观探析：电离平衡认识误区(1)弱电解质的电离是微弱的，在溶液中主要以弱电解质分子形式存在。(2)对弱电解质溶液升温一般指的是微热，此时电离程度增大，电离常数增大，但是水的离子积一般认为不变。(3)电离平衡发生正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如醋酸溶液中加冰醋酸。(4)多元弱酸分步电离，电离常数逐渐减小，上一步电离产生的H＋对下一步的电离起到抑制作用。(5)弱电解质溶液加水稀释，电离程度增大，但是弱电解质电离出的离子浓度却不是增大，而是减小的。【例2】　现有0.1 mol·L－1氨水10 mL，加蒸馏水稀释到1 L后，下列变化中正确的是(　　)①电离程度增大　②[NH3·H2O]增大　③NH数目增多　④[OH－]增大　⑤导电性增强　⑥增大　⑦减小A．①②③ B．①③⑤C．①③⑥ D．②④⑥C　[氨水中的溶质属于弱电解质，存在电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－，加水稀释，平衡正向移动，电离程度增大，NH和OH－的物质的量增多，但[NH3·H2O]、[OH－]均减小，溶液的导电性减弱，故①③正确，②④⑤错误；稀氨水稀释过程中，由于n(NH)增多，n(NH3·H2O)减少，故增大，⑥正确；Kb＝加水稀释时，Kb不变，⑦错误。]1．在0.1 mol·L－1的HCN溶液中存在如下电离平衡：HCNH＋＋CN－，下列叙述正确的是(　　)A．加入少量NaOH固体，平衡正向移动B．加水，平衡逆向移动C．滴加少量0.1 mol·L－1的HCl溶液，溶液中[H＋]减小 D．加入少量NaCN固体，平衡正向移动A　[加入NaOH固体，OH－与HCN电离产生的H＋反应，平衡正向移动，A项正确；加水，平衡正向移动，B项错误；滴加少量0.1 mol·L－1的HCl溶液，[H＋]增大，C项错误；加入少量NaCN固体，[CN－]增大，平衡逆向移动，D项错误。]2．化学平衡移动原理同样也适用于其他平衡。已知在氨水中存在下列平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－(1)向氨水中加入MgCl2固体时，平衡向________移动，OH－的浓度________，NH的浓度________。(2)向氨水中加入浓盐酸，平衡向________移动，此时溶液中浓度减小的微粒有__________、__________、____________。(3)向饱和浓氨水中加入少量NaOH固体，平衡向______移动，此时发生的现象是__________________________________________________________________________________________________________________________。[解析]　由题目条件，结合平衡移动原理进行判断。[答案]　(1)正反应方向　减小　增大(2)正反应方向　OH－　NH3·H2O　NH3(3)逆反应方向　固体溶解，溶液中有刺激性气味的气体放出弱电解质判断及一元强酸、弱酸的比较1.弱电解质的判断方法(1)弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测得0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH＞1。(2)弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍1＜pH＜2。2．一元强酸与一元弱酸的比较(1)相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 [H＋]pH中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H2的量开始与金属反应的速率　　由H2O电离出的[H＋]一元强酸大小相同相同大小一元弱酸小大小大(2)相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 [H＋]c(酸)中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H2的量开始与金属反应的速率由H2O电离出的[H＋]一元强酸相同小小少相同相同一元弱酸大大多【例3】　下列叙述不正确的是(　　)A．pH相等、体积相等的盐酸和醋酸加水稀释10倍后，前者的pH大于后者B．pH相等、体积相等的盐酸和醋酸分别中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液体积相等C．等浓度、等体积的盐酸和醋酸与足量的锌粉反应，开始时前者产生H2的速率大于后者，最终产生H2的量相等D．等浓度、等体积的盐酸和醋酸分别中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液体积相等B　[pH相等、体积相等的盐酸和醋酸加水稀释10倍后，由于醋酸是弱酸，稀释过程中电离程度变大，稀释后醋酸的酸性强，pH小，A正确；pH相等、体积相等的盐酸和醋酸，由于醋酸是弱酸，浓度比盐酸大，在和盐酸体积相同时，消耗NaOH溶液体积大，B不正确；等浓度、等体积的盐酸和醋酸与足量的锌粉反应，由于醋酸是弱酸，开始时[H＋]小，开始时醋酸产生H2的速率小，但是由于二者浓度相等，所以最终产生H2的量相等，C正确；浓度相等、体积相等，则物质的量就相等，二者消耗的同浓度的NaOH溶液体积相等，D正确。]1．甲酸的下列性质中可以证明它是弱电解质的是 (　　)A．1 mol·L－1的甲酸溶液的[H＋]约为0.01 mol·L－1B．甲酸与水以任意比例互溶C．10 mL 1 mol·L－1甲酸恰好与10 mL 1 mol·L－1 NaOH溶液完全反应D．用甲酸溶液做导电实验，灯泡很暗A　[如果甲酸为强酸，将完全电离，则在1 mol·L－1溶液中[H＋]＝1 mol·L－1，而题目中的[H＋]约为0.01 mol·L－1远小于1 mol·L－1，说明甲酸只部分电离，是弱电解质，A正确；只叙述了甲酸在水中的溶解性，而电解质的强弱与溶解性无关，B错误；因强酸、弱酸都能与碱按化学系数比进行定量反应，只说明甲酸是一元酸，不能说明酸性的强弱，C错误；没有指明甲酸的浓度，也没有与强酸对照，所以无法证明它是弱电解质，D错误。]2．某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4和1.7×10－5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是(　　)A．曲线Ⅰ代表HNO2溶液B．溶液中水的电离程度：b点>c点C．从c点到d点，溶液中保持不变(其中HA、A－分别代表相应的酸和酸根离子)D．相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同C　[由图可知，稀释相同的倍数，Ⅱ的变化大，则Ⅱ的酸性比Ⅰ的酸性强，Ⅱ代表HNO2，Ⅰ代表CH3COOH，故A错误；酸抑制水电离，b点pH小，酸性强，对水电离抑制程度大，故B错误；Ⅱ代表HNO2，c(HNO2)c(OH－)/c(NO2)＝c(H＋)·c(HNO2)c(OH－)/[c(H＋)·c(NO)]＝Kw/K(HNO2)，K为水的离子积常数，K(HNO2)为HNO2的电离常数，这些常数只与温度有关，温度不变，则不变，故C正确；体积和pH均相同的HNO2和CH3COOH溶液，c(CH3COOH)>c(HNO2)，分别滴加同浓度的NaOH溶液至恰好中和，CH3COOH消耗的氢氧化钠溶液体积多，HNO2消耗的NaOH少，故D错误。]1．下列说法正确的是(　　)A．电离平衡常数受溶液浓度的影响B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱C．电离常数大的酸溶液中的[H＋]一定比电离常数小的酸溶液中的[H＋]大D．H2CO3的电离常数表达式为K＝B　[电离平衡常数是温度的函数，与溶液的浓度无关，A项错误；电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱，B项正确；酸溶液中[H＋]既跟酸的电离常数有关，还跟酸的浓度有关，C项错误；碳酸是分步电离的，第一步电离常数表达式为K1＝，第二步电离常数表达式为K2＝，D项错误。]2．下列实验事实不能证明醋酸是弱电解质的是(　　)A．相同pH的醋酸溶液和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，产生H2的起始速率相等B．常温下，测得0.1 mol·L－1的醋酸溶液的pH＝4C．常温下，将pH＝1的醋酸溶液稀释1 000倍，测得其pH＜4D．在相同条件下，物质的量浓度相同的醋酸溶液的导电性比盐酸的弱A　[强、弱电解质的本质区别是看其溶于水后能否完全电离，若完全电离则为强电解质；若部分电离则为弱电解质。A项，pH相同，说明两溶液中的[H＋]相同，与同样的锌反应时产生H2的起始速率相同，无法证明醋酸是否完全电离；B项，若醋酸为强酸，则常温下0.1 mol·L－1的醋酸溶液的pH＝1，而醋酸溶液的pH＝4，证明醋酸未完全电离，是弱电解质；C项，若醋酸为强酸，常温下pH＝1的醋酸溶液稀释1 000倍后，溶液的pH＝4，而pH＝1的醋酸溶液稀释1 000倍后pH＜4，证明醋酸在稀释过程中可以继续电离，原溶液中存在醋酸分子，醋酸未完全电离，是弱电解质；D项，相同条件下，物质的量浓度相同的CH3COOH溶液的导电性比盐酸的弱，证明其溶液中的离子浓度小，即醋酸未完全电离，是弱电解质。]3．用水稀释0.1 mol·L－1CH3COOH时，溶液中随着水量的增加而减小的是(　　)A．　　　 B．C．[H＋]和[OH－]的乘积 D．OH－的物质的量A　[醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀释，平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，[H＋]减小，[OH－]增大，A项正确，B、D项错误；温度不变，KW不变，C项错误。]4．室温下pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示。分别滴加0.1 mol·L－1 NaOH溶液至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则(　　)A．x为弱酸，Vx＜Vy B．x为强酸，Vx＞VyC．y为弱酸，Vx＜Vy D．y为强酸，Vx＞VyC　[由图像可知x稀释10倍，pH变化1个单位(从pH＝2变化为pH＝3)，故x为强酸，而y稀释10倍，pH变化小于1个单位，故y为弱酸；pH均为2的x、y，前者的浓度为0.01 mol·L－1，而后者大于0.01 mol·L－1，故中和至中性时，后者消耗碱液的体积大，所以C正确。]5．已知在25 ℃时，氨水中NH3·H2O的电离常数Kb＝1.8×10－5mol·L－1，回答下列问题：(1)氨水中NH3·H2O的电离常数表达式Kb＝________。(2)当向该氨水中加入一定量的NaOH溶液时，Kb值是否会发生变化？________(填“会”或“不会”)。(3)若该氨水的起始浓度为0.01 mol·L－1，则达到电离平衡时溶液中OH－的物质的量浓度为_______________________________。[解析]　电离常数只与温度有关，与浓度无关。NH3·H2O的电离常数较小，平衡时氨水中[NH3·H2O]近似等于起始浓度0.01 mol·L－1，则[OH－]≈[NH]＝＝ mol·L－1≈4.2×10－4 mol·L－1。[答案]　(1)　(2)不会　(3)4.2×10－4mol·L－1