人教版 (2019)选择性必修1第一节 电离平衡学案设计

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第一节　电离平衡1.能从宏观物质的类别，确定电解质在水溶液中的存在形式，认识到弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的计算与应用。宏观辨识与微观探析2.能从弱电解质的电离程度上建立平衡的思想，初步学会用平衡移动的原理解决相关问题。变化观念与平衡思想要点一　强电解质和弱电解质1．电解质和非电解质2．实验探究实验操作酸0.1 mol/L盐酸0.1 mol/L醋酸pH13导电能力盐酸>醋酸与镁条反应反应剧烈，产生气体反应缓慢，产生气体实验结论相同物质的量浓度的盐酸中的c(H＋)比醋酸大，盐酸的电离能力比醋酸强3．强电解质和弱电解质4．电解质电离方程式的书写(1)强电解质完全电离，在写电离方程式时，用“===”；弱电解质溶于水，部分电离产生的离子在溶液中相互碰撞又会结合成分子，因此，弱电解质的电离过程是可逆的，在写电离方程式时，用“”。(2)一元弱酸、弱碱一步电离。如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋。如NH3·H2O：NH3·H2ONH＋OH－。(3)多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并(其中以第一步电离为主)。如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO(主)，HCOH＋＋CO(次)。(4)多元弱碱分步电离(较复杂)，在中学阶段要求一步写出。如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。要点二　弱电解质的电离平衡1．醋酸电离过程中粒子浓度的变化 c(CH3COOH)c(H＋)c(CH3COO－)初溶于水时最大00达到平衡前减小增大增大达到平衡时不变不变不变2．弱电解质电离平衡的建立在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，即达到了电离平衡状态。如图所示：要点三　电离平衡常数1．概念在一定条件下，当弱电解质的电离达到电离平衡时，对于一元弱酸或一元弱碱来说，弱电解质电离所生成的各种离子的浓度的乘积，与溶液中未电离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。通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数。如醋酸的电离常数Ka＝；NH3·H2O的电离常数Kb＝。2．意义(1)在同一温度下，电离常数越大，弱电解质越易电离；反之亦然。比较电离常数的大小可以判断弱电解质的相对强弱。(2)多元弱酸的各步电离常数大小Ka1>Ka2>Ka3>……当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。(1)强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子。(　　)(2)BaSO4难溶于水，溶液导电能力很弱，为弱电解质。(　　)(3)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。(　　)(4)向0.1 mol·L－1 NH3·H2O溶液中加入少量的NH4Cl晶体时溶液中的c(OH－)增大。(　　)(5)电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱。(　　)(6)弱电解质电离平衡向右移动，电离平衡常数一定增大。(　　)答案 (1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√　(6)×(1)电解质的强弱与溶液导电能力无必然联系，很稀的强电解质溶液导电能力也会很弱。(2)电解质的强弱与其溶解性无关，某些难溶电解质(如CaCO3、AgCl、BaSO4)也是强电解质。(3)弱电解质的电离平衡也是动态平衡，存在平衡移动，但电离常数只受温度影响。考点一　强、弱电解质的比较与判断1．弱电解质的导电能力一定小于强电解质吗？答案 不一定，溶液的导电能力与溶液中自由移动的离子浓度有关，与电解质的强弱没有关系。1．电解质、非电解质概念理解(1)“化合物”“电离”“不电离”三个关键词。①电解质、非电解质都必须是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。②电解质在水溶液或熔融状态下能电离，而非电解质在这两种情况下均不电离。(2)必须是电解质本身电离出离子，否则不是电解质。①CO2、SO2、SO3、NH3等物质的水溶液能导电，是由于它们与水作用生成了能电离的物质(电解质)，而非本身发生了电离，因而不是电解质；而溶于水后生成的H2CO3、H2SO3、H2SO4、NH3·H2O等则是电解质。②Na2O、CaO、Na2O2等在熔融状态下能导电，所以它们是电解质。(3)对于一些难溶的物质如BaSO4，由于溶解度太小，溶液导电性极弱，但熔融态的BaSO4能够完全电离成Ba2＋、SO，故BaSO4是强电解质。2．强电解质与弱电解质的比较 强电解质弱电解质化合物类型离子化合物及具有极性键的共价化合物某些具有极性键的共价化合物电离程度全部电离部分电离电离过程不可逆可逆，存在电离平衡溶液中存在微粒(水分子不计)只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子范围绝大多数盐(包括难溶性盐)、强酸、强碱、部分碱性氧化物弱酸、弱碱、水、极少数盐电离方程式KNO3=== K＋＋NOH2SO4=== 2H＋＋SO用“===”连接NH3·H2ONH＋OH－用“”连接共同特点在水溶液中或熔融状态下能产生自由移动的离子【例题1】 下列物质：(1)能导电的是____；(2)属于电解质的是____；(3)属于非电解质的是____；(4)属于强电解质的是____；(5)属于弱电解质的是____。(填字母)A．NaOH溶液　B．Cu　C．液态HCl　D．液态CH3COOH  E．蔗糖溶液  F．液氨　G．氨水  H．胆矾晶体  I．石墨　J．无水乙醇解析 离子化合物在水溶液中或熔融状态下能导电，共价化合物中的电解质在水溶液里能导电，金属单质和部分非金属单质能导电。HCl、CuSO4·5H2O属于强电解质(注意：胆矾是纯净物而不是混合物)，CH3COOH属于弱电解质，NH3、C2H5OH属于非电解质，NaOH溶液、Cu、蔗糖溶液、氨水、石墨等既不属于电解质，也不属于非电解质。答案 (1)ABGI　(2)CDH　(3)FJ　(4)CH　(5)D【变式1】 下列关于弱电解质的说法正确的是(　　)A．弱电解质需要通电才能发生电离B．醋酸达到电离平衡时，CH3COO－和H＋不再生成CH3COOHC．H2SO4是共价化合物，所以它是弱电解质D．弱电解质溶液中，既有溶质分子，又有溶质电离出来的离子答案　D解析　弱电解质在水分子的作用下即可发生电离，不需要通电，A项错误；醋酸达到电离平衡时，存在CH3COOH CH3COO－＋H＋的动态平衡，即有CH3COO－和H＋生成CH3COOH，B项错误；共价化合物不一定是弱电解质，例如HCl、H2SO4等都是强电解质，C项错误。考点二　弱电解质的电离平衡影响因素2．已知CH3COOHCH3COO－＋H＋达到平衡状态﹐加水稀释时，溶液酸性、n(H＋)、c(H＋)如何变化？答案 酸性减弱，n(H＋)增大，但c(H＋)减小。3．在实验室里，可以采取哪些方法促进醋酸的电离？若要抑制醋酸的电离可以采取哪些方法？答案 因为醋酸的电离是吸热的，所以加热可以促进醋酸的电离，另外，加水稀释、加碱、加入较活泼的金属等能降低氢离子浓度的物质都能促进醋酸的电离。降低温度、加强酸、加醋酸盐等都能抑制醋酸的电离。1．电离平衡的特征2．外界条件对电离平衡的影响(以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例)条件改变平衡移动电离程度n(H＋)c(H＋)导电能力加水正向增大增大减小减弱升温正向增大增大增大增强加醋酸钠(s)逆向减小减小减小增强通HCl(g)逆向减小增大增大增强加NaOH(s)正向增大减小减小增强3.电离平衡向右移动，电离程度不一定增大。如增大弱电解质浓度，电离平衡向右移动，但电离程度减小。4．电离平衡向右移动，电解质的分子浓度不一定减小，电解质的离子浓度也可能减小。如增大弱电解质浓度，电离平衡向右移动，但电解质分子浓度增大；加水稀释弱电解质的稀溶液，电离平衡向右移动，但离子浓度、电解质分子浓度均减小。【例题2】 氨水中存在电离平衡NH3·H2ONH＋OH－，下列操作中能引起电离平衡逆向移动的是(　　)A．加NH4Cl固体  B．通HClC．加CH3COOH溶液  D．加水思维导引：首先判断加入的物质是否与NH3·H2O平衡体系中的微粒反应，或增大相关微粒的浓度，再判断导致平衡移动的方向。答案　A解析　A项，加入NH4Cl固体相当于加入NH，平衡左移，正确；B项，通HCl，相当于加入H＋，中和OH－，平衡右移，错误；C项，加CH3COOH溶液，相当于加H＋，中和OH－，平衡右移，错误；D项，加水稀释，越稀越电离，平衡右移，错误。【变式2】 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即可证明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　醋酸电离出醋酸根离子和氢离子，无论是否平衡，三种微粒都有，A项错误；平衡状态时离子浓度不变，离子浓度不一定相等，B项错误；电离平衡时，各离子浓度不变，不一定相等，C项错误。考点三　电离平衡常数的计算与应用4．已知：醋酸、碳酸在25 ℃的电离平衡常数分别是1.75×10－5、Ka1＝4.5×10－7和Ka2＝4.7×10－11。在Na2CO3溶液中加醋酸产生CO2气体，试从电离平衡常数的角度解释原因是什么？答案 醋酸的电离平衡常数大，酸性强，较强的酸可以制备较弱的酸。1．关于电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)　　　　　　HX　　　　　H＋　　＋　　X－起始(mol/L)  c(HX)  　　　　0            0平衡(mol/L)  c(HX)－c(H＋)   c(H＋)       c(X－)则Ka＝＝。(1)已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则Ka＝，代入数值求解即可。(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)由于Ka值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝，代入数值求解即可。2．电离常数的特点及其应用(1)电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。(2)电离常数K只随温度的变化而变化：同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变；电离一般是吸热的，升高温度，K值增大。(3)多元弱酸电离常数：K1≫K2≫K3，其酸性主要由第一步电离决定，K值越大，相应酸的酸性越强。(4)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。【例题3】 已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1% 发生电离，下列叙述错误的是(　　)A．HA为一元弱酸B．升高温度，c(H＋)增大C．此酸的电离平衡常数约为1×10－8D．溶液中c(H＋)＝10－4 mol·L－1思维导引：根据HA的电离常数表达式，结合0.1%的电离，进行近似计算。答案　C解析　HA在水中部分电离，故为一元弱酸，A项正确；HA在水中存在电离平衡，升高温度，促进平衡向电离的方向移动，c(H＋)增大，B项正确；由电离平衡常数的表达式可知Ka＝≈1×10－7，C项错误；根据HA在水中的电离度可计算出c(H＋)＝0.1%×0.1 mol·L－1＝10－4 mol·L－1，D项正确。【变式3】 相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(　　)酸HXHYHZ电离常数K9×10－79×10－61×10－2A．三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZB．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生C．由电离平衡常数可以判断，HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸D．相同温度下，1 mol·L－1HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离常数答案　B解析　相同温度下，酸的电离常数越大，电离程度越大，酸性越强，根据电离平衡常数知，这三种酸的强弱顺序是HZ＞HY＞HX，A项错误；HZ的酸性大于HY，根据强酸制取弱酸知，HZ＋Y－===HY＋Z－能发生，B项正确；根据电离平衡常数知，这三种酸均属于弱酸，C项错误；相同温度下，同一物质的电离平衡常数相同，D项错误。1．(强、弱电解质的比较与判断)下列物质的分类组合全部正确的是(　　)选项强电解质弱电解质非电解质ANaClHClCO2BNaHCO3NH3·H2OCCl4CBa(OH)2BaCO3CuDH2SO4NaOHC2H5OH答案　B解析　A项，HCl为强电解质，错误；C项，BaCO3为强电解质，Cu既不是电解质也不是非电解质，错误；D项，NaOH为强电解质，错误。2．(电离方程式的书写)下列电离方程式正确的是(　　)A．NaHCO3溶于水：NaHCO3Na＋＋HCOB．NaHSO4溶于水：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SOC．HF溶于少量水：HF===H＋＋F－D．H2CO3溶液：H2CO3===2H＋＋CO答案　B解析　NaHCO3是酸式盐，在水溶液中完全电离，电离方程式用“===”，即NaHCO3===Na＋＋HCO，A项错误；NaHSO4溶于水，在水中完全电离，B项正确；HF为一元弱酸，部分电离，电离方程式应用“”，C项错误；H2CO3为二元弱酸，分步电离，其电离方程式为H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，D项错误。3．(电离平衡与移动)已知酸性HCO<HClO<H2CO3，反应Cl2＋H2OHCl＋HClO达到平衡后，要使HClO的浓度增大，可采取的措施是(　　)A．光照  B．加入NaOH固体C．加入水  D．加入NaHCO3固体答案　D解析　光照会促进HClO分解，使HClO的浓度减小，A项不符合题意；加入NaOH固体，会与HCl和HClO发生反应，使HClO的浓度减小，B项不符合题意；加入水，会使溶液变稀，HClO的浓度减小，C项不符合题意；加入NaHCO3，HCO与H＋反应，平衡正向移动，HCO与HClO不反应，HClO浓度增大，D项符合题意。4．(强、弱电解质的比较)下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是(　　)A．相同浓度的两溶液中c(H＋)相同B．10 mL 0.1 mol/L的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠C．c(H＋)＝10－3 mol/L的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5 mol/LD．向两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小答案　B解析　相同浓度的两溶液，醋酸部分电离，故醋酸的c(H＋)比盐酸的小，A项错误；二者都是一元酸，等物质的量的CH3COOH和HCl消耗NaOH的物质的量相等，B项正确；醋酸稀释过程中其电离平衡向电离方向移动，故稀释后醋酸的c(H＋)大于10－5 mol/L，C项错误；醋酸溶液中加入醋酸钠，由于增大了醋酸根离子的浓度，抑制了醋酸电离，使c(H＋)减小，而盐酸中加入氯化钠，对溶液中c(H＋)无影响，D项错误。5．(电离平衡常数的计算与应用)25 ℃ 时，三种酸的电离平衡常数如表：化学式CH3COOHH2CO3HClO电离平衡常数1.8×10－5K1＝4.3×10－7，K2＝5.6×10－113.0×10－8回答下列问题：(1)一般情况下，当温度升高时，Ka(填“增大”“减小”或“不变”)。(2)下列四种离子结合质子的能力由大到小的顺序是____(填序号)。a．CO  b．ClO－c．CH3COO－  d．HCO(3)下列反应不能发生的是____(填序号)。a．CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋CO2↑＋H2Ob．ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClOc．CO＋2HClO===CO2↑＋H2O＋2ClO－d．2ClO－＋CO2＋H2O===CO＋2HClO解析 (1)弱电解质的电离为吸热过程，升高温度，促进弱电解质的电离，所以当温度升高时，Ka增大。(2)电离平衡常数越大，酸越强，越易电离，则酸性强弱为CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO，酸根离子对应的酸的酸性越强，酸根离子结合质子的能力越弱，则四种离子结合质子的能力由大到小的顺序是CO>ClO－>HCO>CH3COO－，即a>b>d>c。(3)酸性强弱为CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO。a项，碳酸的酸性小于CH3COOH，所以CH3COOH能够制取碳酸，该反应能够发生；b项，CH3COOH的酸性大于HClO，CH3COOH能够制取HClO，该反应能够发生；c项，HClO的酸性小于碳酸，该反应无法发生；d项，酸性H2CO3>HClO>HCO，则碳酸与次氯酸根离子反应只能生成碳酸氢根离子，不会生成CO，该反应不能发生。答案 (1)增大　(2)a>b>d>c　(3)cd