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1、第1课时强电解质和弱电解质目标与素养：1.理解强电解质、弱电解质的概念。(宏观辨识与微观探析)2.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，会正确书写电离方程式。(变化观念与平衡思想)3.理解电离平衡常数、电离度的概念。(宏观辨识与微观探析)一、强电解质和弱电解质1电解质和非电解质(1)电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。(2)非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。2强电解质和弱电解质实验探究实验操作实验现象实验结论用pH试纸分别测0.10 molL1的盐酸、醋酸的pH盐酸：pH1醋酸：pH1同浓度的盐酸和醋酸中，c(H)：盐酸醋酸气球均增大，但与盐酸反应的气球鼓起的快盐酸与
2、镁的反应速率大于醋酸与镁的反应速率总结论：实验表明当两种酸的浓度相同时，盐酸电离出来的氢离子浓度大于醋酸电离出来的氢离子浓度，也就是说，盐酸的电离程度要高于醋酸。3强电解质与弱电解质(1)强电解质在水溶液中能够完全电离的电解质。如：强酸、强碱、绝大多数盐。(2)弱电解质在水溶液中只能部分电离的电解质。如：弱酸、弱碱、极少数的盐。微点拨：电解质的强弱与其电离程度有关，与其溶解性无关，与其溶液导电能力强弱没有必然联系。二、弱电解质的电离平衡1弱电解质电离平衡的建立(1)弱电解质电离过程中正、逆反应速率随时间的变化(如图所示)(2)电离平衡概念在一定条件下(如温度、浓度一定)，当弱电解质在水溶液中电
3、离达到最大程度时，电离过程并没有停止，此时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，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，就达到了电离平衡。(3)电离平衡的特征(4)影响电离平衡的因素内因：由电解质本身的性质决定。电解质越弱，其电离程度越小。外因：a温度：升温时，电离平衡向电离方向移动。b浓度：降低浓度(加水)，电离平衡向电离方向移动。c加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡向离子结合成分子方向移动。2电离方程式的书写(1)定义：表示电解质电离过程的式子。(2)表示方法：强电解质的电离方程式：用=连接；弱电解质的电离方程式：用连接，如CH3COOH、NH3H2O的电离方程式分别为
4、CH3COOHCH3COOH、NH3H2ONHOH。多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，如H2CO3的电离方程式为H2CO3HCOH、HCOCOH。多元弱碱分步电离、一步书写，如Fe(OH)3Fe33OH。三、电离平衡常数和电离度1电离平衡常数(K)(1)概念：一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，各离子浓度的幂之积与未电离的弱电解质分子的浓度之比。(2)表达式弱酸HAHA，Ka。弱碱BOHBOH，Kb。(3)影响因素内因：取决于电解质本身的性质。外因：只受温度影响，且温度升高，K值越大。(4)意义表示弱电解质的电离程度。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大。2电离度()(1)表达式10
5、0%。(2)影响因素温度一定时，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大。弱电解质溶液浓度一定时，温度越高，电离度越大；温度越低，电离度越小。(1)升高温度，电离平衡常数、电离度怎样变化？(2)如果向醋酸、硼酸中滴加盐酸，电离平衡怎样移动？电离平衡常数、电离度怎样变化？提示：(1)弱电解质的电离过程吸热，升高温度，电离平衡正向移动，电离平衡常数、电离度均增大。(2)滴加盐酸，醋酸、硼酸的电离平衡逆向移动，电离平衡常数不变，电离度减小。1判断正误(正确的打“”，错误的打“”)。(1)NH3的水溶液能导电，所以NH3是电解质。()(2)CH3COOH易溶于水，所以CH
6、3COOH是强电解质。()(3)弱电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度一定相等。()(4)改变条件使电离平衡正向移动，电离平衡常数、电离度均一定增大。()答案：(1)(2)(3)(4)2将1 mol冰醋酸加入到一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项中，表明已达到电离平衡状态的是()A醋酸的浓度达到1 molL1BH的浓度达到0.5 molL1C醋酸分子的浓度、醋酸根离子的浓度、H的浓度均为0.5 molL1D醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成醋酸分子的速率相等D在未电离时c(CH3COOH)1 molL1，当醋酸、H、CH3COO的浓度不再变化时(但此时三者的浓度不
7、一定是0.5 molL1)，醋酸的电离达到平衡状态，故A、B、C均错误。依据平衡状态的标志即电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等，可知D正确。3写出下列电离方程式：(1)HClO_，(2)NaHSO4溶液_，(3)熔融NaHSO4_。解析：(1)为弱酸，属于弱电解质，电离方程式用“”，(2)(3)为盐，属于强电解质，电离方程式用“=”；NaHSO4为强酸的酸式盐，在水溶液里电离为Na、H、SO，在熔化状态下，只能电离为Na和HSO。答案：(1)HClOHClO(2)NaHSO4=NaHSO(3)NaHSO4(熔融)=NaHSO电离常数的应用1有关电离常数的注意事项(1)不同弱电解质电离常
8、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)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。(3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。(4)多元弱酸各级电离常数：Ka1Ka2Ka3，其酸性主要由第一步电离决定，Ka值越大，相应酸的酸性越强。2电离常数的相关计算解题模式：“三段式”，利用始态、变化、终态进行求解，如CH3COOHCH3COOH始态：a molL10 0变化：x molL1 x molL1 x molL1终态：(ax)molL1 x molL1 x molL1Ka(CH3COOH)。3计算电离度(以一元弱酸
9、HA为例)HAHA起始： c酸0 0平衡： c酸(1)c酸c酸Ka，因为很小，所以(1)1，即Kac酸2，所以。【例】已知25 时，测得浓度为0.1 molL1的BOH溶液中，c(OH)1103 molL1。(1)写出BOH的电离方程式_；(2)BOH的电离度_；(3)BOH的电离平衡常数K_。解析：因c(BOH)初始0.1 molL1，c(BOH)电离c(B)c(OH)1103molL1，则电离度100%1%，BOH不完全电离，故电离方程式为BOHBOH，电离平衡时c(BOH)平衡0.1 molL11103 molL10.1 molL1，则电离常数K1105。答案：(1) BOHBOH(2)
10、1% (3)1105方法点拨有关电离平衡常数计算的常用方法依照化学平衡计算中“三段式”法，通过起始浓度、消耗浓度、平衡浓度，结合Ka(Kb)、等条件便可以轻松地进行电离平衡的有关计算。 由、Ka可推出c(H)的常用计算公式：c(H)c，c(H)，与Ka的关系为。同样，对于一元弱碱来说，c(OH)c。已知下面三个数据：7.2104、4.6104、4.91010分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCNHNO2=HCNNaNO2；NaCNHF=HCNNaF；NaNO2HF=HNO2NaF。由此可判断下列叙述不正确的是()AKa(HF)7.2104BKa(HNO2)4.910
11、10C三种酸的强弱顺序为HFHNO2HCNDKa(HCN)Ka(HNO2)HYHZB反应HZY=HYZ能够发生C同体积、同浓度的三种酸中和碱的能力不同D相同温度下，1 molL1 HX溶液的电离常数大于0.1 molL1 HX溶液的电离常数BA项，由Ka(HZ)Ka(HY)Ka(HX)知酸性：HZHYHX；B项，由“强酸制弱酸”规律知：HZY=HYZ能够发生；C项，同体积、同浓度的三种酸：n(HX)n(HY)n(HZ)，故中和碱的能力相同；D项，电离常数与浓度无关，只受温度影响，故相同温度下Ka(HX)不变。5将6 g CH3COOH溶于水制成1 L溶液，此溶液的物质的量浓度为_；经测定溶液中含CH3COO为1.4103 molL1，此温度下醋酸的电离常数：Ka_，温度升高Ka将_(填“变大”“不变”或“变小”)。解析：c(CH3COOH)0.1 molL1，CH3COOH=CH3COOH起始(molL1)0.1 0 0平衡(molL1) 0.11.41031.41031.4103Ka1.99105。答案：0.1 molL11.99105变大课时