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

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H2SO4

C．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＋＋SO

D．HClOH＋＋ClO－

E．H2CO32H＋＋CO

F．2H2OH3O＋＋OH－

[答案]　DF

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：

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。]

1.强电解质与弱电解质比较

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＋＋CO

B．HF===H＋＋F－

C．KAl(SO4)2===K＋＋Al3＋＋2SO

D．CH3COONH4CH3COO－＋NH

C　[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＞c

B．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＞d

D．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－1

C　[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＋＋SO

D．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO

D　[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)