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高二一单元化学教案：弱电解质的电离平衡教学案

[02-28 22:55:58]   来源：http://www.kmf8.com  高二化学教案   阅读：8852次
概要： 醋酸中由于存在电离平衡 CH3COOH CH3COO-+H+，CH3COOH部分电离，所以c(H+)<0.1 mol•L-1(2)由于三种酸中溶质的物质的量相同，所以与足量NaOH溶液反应生成盐的物质的量也相同。(3)设所用NaOH溶液中n(NaOH)为1 mol。HCl+NaOH===NaCl+H2O所以消耗盐酸的体积V1=1 mol0.1 mol•L-1=10 LH2SO4+2NaOH===Na2SO4+2H2O消耗硫酸的体积V2=12 mol0.1 mol•L-1=5 LCH3COOH+NaOH===CH3COONa+H2O消耗醋酸的体积V3=1 mol0.1 mol•L-1=10 L(4)由于开始时盐酸、硫酸、醋酸中c(H+)为0.1 mol•L-1、0.2 mol•L-1、小于0.1 mol•L-1，所以有v2>v1>v3。第2课时弱电解质的电离平衡[目标要求]1.理解弱电解质的电离平衡。2.掌握电离常数及电离度的概念。一、外界条件对电离平衡的影响电离平衡是一个吸热过程
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醋酸中由于存在电离平衡 CH3COOH CH3COO-+H+，CH3COOH部分电离，所以c(H+)<0.1 mol•L-1

(2)由于三种酸中溶质的物质的量相同，所以与足量NaOH溶液反应生成盐的物质的量也相同。

(3)设所用NaOH溶液中n(NaOH)为1 mol。

HCl+NaOH===NaCl+H2O

所以消耗盐酸的体积V1=1 mol0.1 mol•L-1=10 L

H2SO4+2NaOH===Na2SO4+2H2O

消耗硫酸的体积V2=12 mol0.1 mol•L-1=5 L

CH3COOH+NaOH===CH3COONa+H2O

消耗醋酸的体积V3=1 mol0.1 mol•L-1=10 L

(4)由于开始时盐酸、硫酸、醋酸中c(H+)为0.1 mol•L-1、0.2 mol•L-1、小于0.1 mol•L-1，所以有v2>v1>v3。

第2课时　弱电解质的电离平衡

[目标要求]　1.理解弱电解质的电离平衡。2.掌握电离常数及电离度的概念。

一、外界条件对电离平衡的影响

电离平衡是一个吸热过程，其主要受温度、浓度的影响。

1.浓度

增大弱电解质的浓度，电离平衡正向移动，溶质分子的电离程度减小。

2.温度

升高温度，电离平衡正向移动，电离程度增大;降低温度，电离平衡逆向移动，电离程度减小。

二、电离常数

1.表示方法

对于AB A++B-，K=cA+•cB-cAB。

2.K的意义

用于比较弱电解质的相对强弱，K值越大，电解质越强。多元弱酸只考虑第一步电离。

3.影响因素

电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大。

4.电离度

(1)弱电解质的电离度用α表示

则α=已电离的弱电解质浓度弱电解质的初始浓度×100%，

或α=已电离的弱电解质的分子数弱电解质的初始分子数×100%，

或α=已电离的弱电解质的物质的量弱电解质的初始物质的量×100%。

(2)影响电离度的因素

①温度

升高温度，电离平衡向正反应方向移动，电离度增大。

②浓度

加水稀释，电离平衡向正反应方向移动，电离度增大。即浓度越大，电离度越小，浓度越小，电离度越大。

知识点一　弱电解质的电离平衡

1.下列说法正确的是(　　)

A.根据溶液中有CH3COOH、CH3COO-和H+即可证明CH3COOH达到电离平衡状态

B.根据溶液中CH3COO-和H+的物质的量浓度相等可证明CH3COOH达到电离平衡状态

C.当NH3•H2O达到电离平衡时，溶液中NH3•H2O、NH+4和OH-的浓度相等

D.H2CO3是分步电离的，电离程度依次减弱

答案　D

解析　该题考查了电离平衡的判断及其特点。溶液中除电解质电离出的离子外，还存在电解质分子，能证明该电解质是弱电解质，但不能说明达到平衡状态，A错误;根据CH3COOH CH3COO-+H+知即使CH3COOH电离未达到平衡状态，CH3COO-和H+的浓度也相等，B错误;NH3•H2O达到电离平衡时，溶液中各粒子的浓度不变，而不是相等，何况NH3•H2O电离程度是很小的，绝大多数以NH3•H2O的形式存在，C错误;H2CO3是二元弱酸，分步电离且电离程度依次减小，D正确。

2.下列对氨水溶液中存在的电离平衡NH3•H2O NH+4+OH-叙述正确的是(　　)

A.加水后，溶液中n(OH-)增大

B.加入少量浓盐酸，溶液中c(OH-)增大

C.加入少量浓NaOH溶液，电离平衡正向移动

D.加入少量NH4Cl固体，溶液中c(NH+4)减少

答案　A

解析　A项，加水使NH3•H2O电离平衡右移，n(OH-)增大;B项，加入少量浓盐酸使c(OH-)减小;C项，加入浓NaOH溶液，电离平衡向左移动;D项，加NH4Cl固体，c(NH+4)增大。

知识点二　电离度

3.在100 mL 0.1 mol•L-1的醋酸溶液中，欲使醋酸的电离程度增大，H+浓度减小，可采用的方法是(　　)

A.加热

B.加入100 mL 0.1 mol•L-1的醋酸溶液

C.加入少量的0.5 mol•L-1的硫酸

D.加入少量的1 mol•L-1的NaOH溶液

答案　D

解析　A项，加热促进电离，H+浓度增大;B项，H+浓度不变;C项，加H2SO4抑制电离，但H+浓度增大;D项，加入NaOH，OH-与H+反应，平衡向右移动，H+浓度减小。

4.20 ℃时在0.5 L、0.2 mol•L-1的HA溶液中，有0.01 mol•L-1的HA电离成离子，求该温度下的电离度。

答案　α=0.01 mol•L-10.2 mol•L-1×100%=5%

解析　根据α=已电离的弱电解质浓度弱电解质的初始浓度×100%进行计算。

知识点三　电离常数

5.在25 ℃时，0.1 mol•L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液中，它们的电离平衡常数分别为4.6×10-4mol•L-1、1.8×10-4mol•L-1、4.9×10-10mol•L-1、K1=4.3×10-7mol•L-1和K2=5.6×10-11mol•L-1，其中氢离子浓度最小的是(　　)

A.HNO2 B.HCOOH C.HCN D.H2CO3

答案　C

解析　相同温度时，电离平衡常数越小，其电离程度越小，浓度相同时，电离产生的离子浓度越小。

6.已知下面三个数据：7.2×10-4 mol•L-1、4.6×10-4 mol•L-1、4.9×10-10 mol•L-1分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：

①NaCN+HNO2===HCN+NaNO2，

②NaCN+HF===HCN+NaF，

③NaNO2+HF===HNO2+NaF。

由此可判断下列叙述中，不正确的是(　　)

A.HF的电离平衡常数为7.2×10-4 mol•L-1

B.HNO2的电离平衡常数为4.9×10-10 mol•L-1

C.根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱

D.HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小

答案　B

解析　相同温度下的弱电解质的电离平衡常数是比较弱电解质相对强弱的依据之一。

该题中涉及三个反应。由这三个化学反应方程式可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱。酸性越强，电离常数越大，据此可以将三个K值与酸对应起来。以上三个反应中，第①个反应说明HNO2>HCN，第③个反应说明HF>HNO2，只根据这两个反应即可作出比较。

练基础落实

1.在相同温度时，100 mL 0.01 mol•L-1的醋酸溶液与10 mL 0.1 mol•L-1的醋酸溶液相比较，下列数据中，前者大于后者的是(　　)

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