高三化学 1_8 弱电解质的电离教学设计

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1、弱电解质的电离〖复习目标〗（1）巩固对电解质、强弱电解质概念的理解。（2）了解弱电解质电离平衡的建立及移动的影响因素。（3）能对溶液的导电能力判断及对强弱酸碱进行比较。〖教学重点〗弱电解质电离平衡的建立及移动的影响因素。〖教学难点〗弱电解质电离平衡的应用。〖教学过程〗考点一化学反应的方向、化学平衡状态【知识精讲】1、电解质（1）电解质与非电解质电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。非电解质：在水溶液里或熔融状态下不能导电的化合物。【注意】①电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。②化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶

2、液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。③常见电解质的范围：酸、碱、盐、离子型氧化物。④溶剂化作用：电解质溶于水后形成的离子或分子并不是单独存在的，而是与水分子相互吸引、相互结合，以“水合离子”或“水合分子”的形态存在，这种溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用叫做溶剂作用。（2）强电解质和弱电解质强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡【注意】①强、弱电解质的范围：强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐弱电解质：弱

3、酸、弱碱、水②强、弱电解质与溶解性的关系：6电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO4、BaCO3等。③强、弱电解质与溶液导电性的关系：溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。④强、弱电解质与物质结构的关系：强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。⑤强、弱电解

4、质在熔融态的导电性：离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。2、弱电解质的电离平衡（1）特征弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、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的状态。弱电解质的电离平衡的特点是：①动：υ(电离)＝υ(结合)≠０的动态平衡；②定：条件一定，分子和离子浓度一定；③定：条件一定，分子和离子浓度一定；（2）影响因素（以CH3COOHCH3COO－+H+为例）①浓度：加水稀释促进电离，溶液中ｎ(H+)增大，c(H+)减小②温度：

5、升温促进电离（因为电离过程是吸热的）③相关离子：例如加入无水CH3COONa能抑制电离，加入盐酸也抑制电离，加入碱能促进电离，仍然符合勒夏特列原理。（3）电离平衡常数①概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所产生的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示（酸用Ka表示，碱用Kb表示）。②表示方法：ABA++B-K= ③K的意义：K值越大，表示该电解质较易电离，所对应的弱酸弱碱较强。从Ka或Kb的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱：H2SO3（Ka1=1.5×10-2）>H3PO

6、4（Ka1=7.5×10-3）>HF（Ka=7.2×10-4）>HNO2（Ka1=4.6×10-4）>6HCOOH（Ka=1.8×10-4）>CH3COOH（Ka=1.8×10-5）>H2CO3（Ka1=4.3×10-7）>H2S（Ka1=9.1×10-8）④影响K值大小的因素：K值不随浓度而变化，但随温度而变化。（4）电离度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。常用α表示：α=×100%（5）多元弱酸的电离。多元弱酸是分步电离的，且越向后的电离越困难，其电离出来的离子浓度也越小酸性主要由第一步电离决定。如H3PO4的电

7、离：第一步电离：H3PO4H++H2POK1第二步电离：H2POH++HPO(较难)K2第三步电离：HPOH++PO（困难）K3显然：K1>K2>K3。在磷酸溶液中，由H3PO4电离出来的离子有H+、H2PO、HPO、PO等离子，其离子浓度的大小关系为：c(H+)>c(H2PO)>c(HPO)>c(PO)。【方法精讲】1、从“定性”和“定量”两角度理解电离平衡（1）从定性角度分析电离平衡：应该深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“减弱”这种改变的方向移动，移动结果不能