高二化学选修4.3.1弱电解质的电离解析

第三章第一节弱电解质的电离教案
第一课时强电解质和弱电解质
一、教材分析
“弱电解质的电离平衡”是高一教材第7 章第一节第三课时的内容，属于化学基本概念和基础理论范畴。

从教材的体系看，起承上启下的作用，在第二课时已辨析过强弱电解质，它是前两课时学习溶液导电性实验、强弱电解质知识的延续和深化，也是第六章《揭示化学反应速率和平衡之谜》化学平衡理论知识的应用，同时又是学习电解质溶液理论知识的基础，是研究物质在水溶液中行为和认识溶液中离子反应的起始课。

从研究方法看，它是通过宏观实验现象从微观角度认识在溶液中电离情况，透过现象从微粒的角度认识电离平衡的本质。

二、化学新课程标准
认识电解质的强弱和能用化学平衡理论描述电解质在水溶液中的电离平衡
三、学生情况分析
根据以往的教学经验，学生已经学习了强、弱电解质和弱电解质的电离，对化学平衡知识也有了系统地学习，已能初步解决化学平衡问题，高一第二学期的学生在初中、高一也积累了些许元素化合物的知识。

在高一学习过原子结构、化学键、氧化还原反应、化学平衡等理论知识，有了一定的研究理论知识的经验和能力，具备一定的联想和逻辑推理能力。

但学生对于离子的概念一直比较薄弱，设计并动手实验方面还较为欠缺，同时还对化学平衡移动的影响因素应用还不够熟练，有待在实践中继续加强。

四、教学目标
1.知识与技能
了解强、弱电解质的概念，复习物质分类的重要意义。

2．过程与方法
能够从组成和结构上加以理解强电解质、弱电解质和非电解质的概念。

3．情感态度与价值观
通过本课时的学习，巩固物质分类法的应用和分类的意义。

五、教学重点、难点
强弱电解质的概念及其与结构的关系。

六、课时安排：2课时
八、教学过程
【投影】电解质的导电性实验录像
【思考】为什么物质在水溶液里或熔化状态下能够导电？
【现象分析】灯光亮→导电→有自由移动的离子→电解质发生电离→电离：化合物在溶于水或受热熔化时，离解成自由移动的离子的过程。

【复习】电解质与非电解质
电解质非电解质
概念在水溶液中或熔化状态下能够导
电的化合物
在水溶液中和熔化状态下不能够导
电的化合物
溶液中存在的微粒离子或分子与离子共存溶质分子结构特点离子化合物、少量共价化合物共价化合物
实例酸、碱、盐，金属氧化物等非金属氧化物，大多数有机物等
影响电解质溶液导电能力的因素：①离子的浓度；②离子的电荷数；③温度。

【思考】为什么同浓度的电解质在水溶液里导电性不同？
【分析】灯光越亮→导电性超强→溶液中自由移动的离子浓度越大→不同的电解质电离程度不同。

【板书】第一节弱电解质的电离
一、强弱电解质
【投影】1、强弱电解质的比较
强电解质弱电解质概念在水溶液中全部电离的电解质在水溶液中部分电离的电解质物质类别强碱、强酸、多数盐弱酸、弱碱、水
电离过程不可逆、完全电离可逆、部分电离溶液中存在的微粒只有离子有离子、也有分子实例HNO3、NaOH、Na2SO4、CaCO3等氨水、醋酸、氢氟酸、碳酸等
【思考】请将下列物质按要求分类：H2SO4、CO2、NaOH、BaSO4、NH3 、SO2、NH3·H2O 、C2H5OH
电解质：H2SO4、NaOH、BaSO4、NH3·H2O
非电解质：CO2、NH3、SO2、C2H5OH
强电解质：H2SO4、NaOH、BaSO4弱电解质：NH3·H2O
【板书】二、电解质电离方程式的书写
1、强电解质
【讲解】完全电离，在写电离方程式时，用“===”。

如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO2－4。

Ba(OH)2：Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－。

BaSO4：BaSO4===Ba2＋＋SO2－4。

【板书】2、弱电解质
部分电离，在写电离方程式时，用“”。

⑴一元弱酸、弱碱一步电离。

如CH3COOH：CH3COOH CH3COO－＋H＋。

NH3·H2O：NH3·H2O NH＋4＋OH－。

【讲解】⑵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：H2CO3H＋＋HCO－3(主)，HCO－3H＋＋CO2－3(次)。

⑶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)3Fe3＋＋3OH－。

⑷两性氢氧化物按两种方式电离。

如Al(OH)3：H＋＋AlO2－＋H2O Al(OH)3Al3＋＋3OH－
【归纳】方法：先判断强、弱电解质，决定符号――强等号，弱可逆；多元弱酸分步写，多元弱碱写一步。

注意：①NaHSO4在不同条件下的电离方程式的书写；
NaHSO4Na＋＋HSO4－NaHSO4Na＋＋H＋＋SO42－
②NaHCO3在不同条件下的电离方程式的书写。

NaHCO3＝Na＋＋HCO3－HCO3－＝H＋＋CO32－（可以不写）
【投影】练习：写出下列物质的电离方程式
⑴NH3·H2O；
⑵HClO；
⑶H2SO3；
⑷Fe(OH)3；
⑸Al(OH)3；
⑹NaHCO3 ；
⑺NaHSO4
⑻Ba(OH)2
第二课时弱电解质的电离
固原一中柯占中
【教学目标】
1．知识与技能
⑴了解弱电解质的电离平衡。

⑵了解电离平衡常数的意义。

2．过程与方法
能够从化学平衡移动的角度理解电离平衡及其移动。

3．情感态度与价值观
通过本课时学习，意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各种变化相互制约的复杂的平衡体系，而离子平衡就是其中的一个重要平衡。

【教学重点、难点】
⑴弱电解质的电离平衡。

⑵电离平衡常数的意义。

【教学过程】
【情境导入】盐酸和醋酸是生活中经常用到的酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁或除水垢。

我们知道醋酸的腐蚀性比盐酸小，比较安全，为什么不用醋酸代替盐酸呢？
醋酸是除水垢的能力不如盐酸强，除浓度因素外，是否还有其他原因？
【实验3－1】
【分析】⑴当酸溶液的物质的量浓度相等时，溶液中的pH不同，说明什么？
说明盐酸和醋酸溶液中的H+浓度是不同的。

⑵为什么相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸溶液中，H+浓度却不同？
说明HCl和CH3COOH的电离程度不同。

⑶镁无论是与盐酸还是与醋酸反应，其实质都是与溶液中的H＋反应。

⑷反应剧烈程度的不同，是由于溶液中的H＋浓度不同不同而引起的
⑸镁与盐酸反应比镁与醋酸反应剧烈，说明＿c盐酸( H+)> c醋酸( H+)，盐酸和醋酸溶液的电
离程度不同。

【投影】盐酸溶液和醋酸溶液中微粒结构示意图
【讨论】弱电解质的电离
⑴以少量冰醋酸溶于水形成0.1mol / L溶液为例。

①微粒间的相互作用：
CH3COOH+H2O→H3O++CH3COO－
H3O++CH3COO－→CH3COOH+H2O
CH3COOH+H2O H3O++CH3COO－
简单表示CH3COOH H++CH3COO－
②分析正、逆反应速率的变化。

CH3COOH CH3COO - + H+
醋酸在电离过程中各微粒浓度的变化：
c(H+) c(Ac-) c(HAc) V(正) V(逆) 开始很小最小(0) 最大最大最小(0) 紧接着增大增大减小减小增大
最后不变不变不变相等
【板书】一、弱电解质的电离
1、弱电解质在水溶液中电离的特点
CH3COOH H++CH3COO－
部分电离可逆存在电离平衡
2、弱电解质的电离平衡
⑴定义：电离平衡状态是指在一定条件下（如温度、浓度等）的弱电解质的溶液中，弱电
解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等，溶液中各分子、离子的浓度保持不变的状态。

⑵特征
逆：弱电解质的电离是可逆过程；
等：弱电解质的电离速率与离子重新结合速率相等V(电离)＝V(结合)
动：动态平衡，V(电离)＝V(结合)≠0
定：溶液里离子浓度、分子浓度保持不变
变：当支持电离平衡状态的条件改变，电离平衡会发生移动。

【补充实验3－1－1】用两支试管分别取0.1mol/L盐酸和0.1mol/L的醋酸各5ml，测其溶液的pH。

现象：盐酸pH＝1，醋酸pH≈3
分析：盐酸的pH＝1，醋酸pH≈3，说明盐酸是完全电离的，而醋酸是部分电离的。

另取两只小烧杯烧杯内，分别盛50ml蒸馏水。

向其中一个烧杯内滴入1滴(约
0.05ml)0.1mol/L盐酸，向另一个滴入1滴0.1mol/L的醋酸，搅拌后，分别测其pH。

现象：盐酸pH＝4，醋酸pH＜5
分析：盐酸pH＝4，说明盐酸被稀释1000倍后，溶液的pH增大3个单位值,表明盐酸中c(H+)减小到原来的1/1000；而醋酸被稀释1000倍后，溶液的pH增大不足2个单位值, 表明醋酸中c(H+) 降低程度要小得多，甚至未低于原溶液的1/100。

讨论：醋酸被稀释1000倍后，溶液中c(H+)降低程度较小的原因。

结论：进一步证明了强电解质－－HCl在水中是完全电离的，弱电解质－－醋酸在水中只有部分分子发生电离；但随着溶液的稀释，发生电离的醋酸分子数目增多。

即醋酸在水中的电离过程是动态的，其电离程度并非固定不变，而是随着溶液的稀释而增多。

实验结论：弱电解质（醋酸）的电离程度可以随着外界条件的改变而改变。

【思考与交流】既然CH3COOH的电离过程是动态的，那么，已经电离产生的CH3COO－和H＋是否
可能重新结合成CH3COOH分子呢？有没有什么办法可以证明这一点呢？
【补充实验3－1－2】取【补充实验3－1－1】中剩余溶液的两支试管，在盛有盐酸的试管中加入0.5克NaCl晶体，在盛有醋酸的试管中加入0.5克CH3COONH4晶体，充分振荡后，测其溶液
的pH。

现象：在盛有盐酸的试管中加入NaCl晶体,溶液的pH没有明显的变化；在盛有醋酸的试管
中加入CH3COONH4晶体，溶液的pH明显变大。

结论：由于c(CH3COO－)增大，导致pH明显增大，即c(H+)明显减小，所以醋酸（弱电解质）分子电离为离子的过程是可逆的。

【板书】⑶影响电离平衡的因素
内因：电解质本身的性质。

通常电解质越弱电离程度越小。

外因：当外界条件改变时，符合“勒夏特列原理”。

①温度：电离过程是吸热过程，升高温度，平衡向电离方向移动。

②浓度：当电离达到平衡时，加水稀释向电离的方向移动，电离程度增大；增加弱电解质
浓度，向电离的方向移动，但电离程度减小。

【思考】弱电解质稀释中电离程度增大，其溶液的中离子的浓度如何变化？
用水稀释冰醋酸时离子浓度随加水量的变化曲线。

【板书】③同离子效应：加入同弱电解质电离所产生的离子相同离子，电离平衡向逆方向移动。

④化学反应：加入能与弱电解质电离产生的离子反应的物质时，减少离子的浓度，使电离
平衡向电离方向移动。

【投影】练习1：讨论完成表格：CH3COOH CH3COO-- + H+
改变条件平衡移动方向C(H+)C(Ac---)C(HAc)
加热正向增大增大减小
通HCl逆向增大减小增大加NaOH(s)正向减小增大减小
加NaAc(s)逆同减小增大增大
加CH3COOH正向增大增大增大
加水正向减小减小减小
【思考与讨论】NH3·H2O NH4+ + OH－在氨水中存在怎样的电离平衡？若向其中分别加入：
①升高温度②加氨气③水④NH4Cl溶液⑤NaOH溶液⑥适量的盐酸
对上述电离平衡有什么影响？
【知识拓展】问题一：怎样定量的比较弱电解质的相对强弱?电离程度相对大小怎么比较？
【板书】1、电离平衡常数（K）
⑴定义：一定温度下，弱电解质电离的离子浓度的乘积与弱电解质未电离的分子浓度之比
是一个常数，叫做电离平衡常数，简称电离常数，用“K”还未表示。

对于一元弱酸：HA H++A-K＝c(H＋)·c(A－) c(HA)
对于一元弱碱：MOH M++OH-K＝c(B＋)·c(OH－) c(BOH)
(2) 意义：K值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸(或碱)性越强。

(3)影响因素：①电离常数的大小首先由物质的本性决定，同一温度下不同弱电解质的电离常数不同。

②电离常数随温度升高而增大，但由于电离过程中热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响
③电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的
⑷应用：判断弱酸或弱碱的电离程度或酸性（或碱性）的相对强弱。

【讲解】如：H2S H++HS- K1＝c(H＋)·c(HS－)
c(H2S)
＝1.32×10－7
HS-H++S2-K2＝c(H＋)·c(S2－)
c(HS－)
＝7.10×10－15
一般K1>>K2 >>K3 ，说明多元弱酸的电离主要以第一步为主。

电离常数数值的大小，可以估算弱电解质电离的趋势。

K值越大，电离程度越大，酸性越强。

如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：
H2SO3＞H3PO4＞HF＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
【板书】⑸多元弱酸溶液中的离子浓度关系
【讲解】H3PO4分三步电离，第一步最强(K1＝7.1×10－3)，第二步弱(K2＝6.3×10－8)，第三步最弱(K3＝4.2×10－13)。

所以其溶液中离子浓度的关系为：
c(H＋)>c(H2PO－4)>c(HPO2－4)>c(PO3－4)>c(OH－)。

弱电解质电离程度相对大小的另一种参数-------电离度
【板书】2、电离度α ：与温度和电解质的浓度有关。

【课后反思】
根据以往的教学经验，学生对简单的平衡移动知识掌握的情况较好，当然，由于我设计这堂课时先引用了化学平衡的问题情境，也可以在课堂上生成对学生掌握平衡知识的了解，如果学生掌握较好的话，可以在巩固、复习的基础上，通过以旧带新，把高中化学的平衡思想逐渐系统化。

而对学生理解有困难的、思路模糊之处，例如稀释弱电解质溶液对电离平衡的影响进行重点分析，使学生在分析实验、比较演绎中感悟，同时结合应用例子，感悟化学与生活、社会、健康的密切联系。