《2022年高中化學 第三章第一節(jié) 弱電解質的電離教案 新人教版選修4》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《2022年高中化學 第三章第一節(jié) 弱電解質的電離教案 新人教版選修4（16頁珍藏版）》請在裝配圖網上搜索。

1、 2022年高中化學 第三章第一節(jié) 弱電解質的電離教案 新人教版選修4 一、教學內容 本節(jié)包括兩大部分：一是“電解質有強弱之分”；二是“弱電解質的電離過程是可逆的”，并存在著電離平衡。要求學生在已經學過化學平衡理論并了解電解質發(fā)生電離和發(fā)生離子反應的條件等知識的基礎上，進一步學習強電解質和弱電解質的概念，了解強、弱電解質與酸、堿、鹽在物質類別方面的聯系，及弱電解質的電離平衡以及濃度等條件對電離平衡的影響。 二、教學目標 1、能描述弱電解質在水溶液中的電離平衡，了解酸堿電離理論。 2、使學生了解電離平衡常數及其意義。 3、通過實驗，培養(yǎng)學生觀察、分析能力，掌握推理、歸納、演繹和類比

2、等科學方法。 三、教學重點 1、強、弱電解質的概念。 2、弱電解質電離平衡的建立與電離平衡的移動，從化學平衡的建立和化學平衡的移動理論認識電離平衡的建立與電離平衡的移動。 四、教學難點 弱電解質的電離平衡及外界條件對電離平衡的影響。 五、課時安排 2課時 六、教學用品 試管(10mL 4只)、砂紙、膠頭滴管、玻璃棒、pH試紙(廣泛)、鎂條、鹽酸(0.1mol/L)、醋酸(0.1mol/L)、硼酸溶液(飽和)、Na2CO3溶液。 七、教學方法 實驗、分析、討論和總結歸納。 八、教學過程： 第 一 課 時 [引言] 同學們都知道，我們生活的地球表面3/4被水覆蓋，所以

3、我們稱地球是一個“水球”。水是地球上最常見的、最廣泛的溶劑，在初三化學學習時就知道——在水中進行的化學反應很快；而酸、堿、鹽在水溶液中進行的反應都是離子反應；今天開始我們將以化學平衡理論知識為基礎，進一步探討酸、堿、鹽在水中的離子反應。 [板書] 第三章 水溶液中的離子平衡 [知識回憶] 1、什么是電解質？什么是非電解質？ [答] 在水溶液或熔化狀態(tài)下能導電的化合物叫電解質。 在水溶液和熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物叫非電解質。 [注]①電解質必須是化合物； ②化合物不一定是電解質； ③能導電的物質不一定是電解質； ④電離是電解質導電的前提條件。 [投影] 2、練習：

4、以下是12種中學化學中常見的物質：⑴Cu；⑵NaCl；⑶NaHSO4；⑷SO3；⑸H2SO4；⑹C2H5OH；⑺CaCO3；⑻BaSO4；⑼Cu(OH)2；⑽Fe(OH)3；⑾NaOH；⑿NH3·H20。請按下列分類標準回答問題。 (1)屬于電解質的是 。 (2)能電離出H+的是 ，屬于酸的是 。 (3)屬于堿的是 ，其中難溶性的堿是 。 (4)難溶的鹽是 。 [學與問] 酸、堿、鹽都是電解質，在水中都能電離出離子，不同

5、的電解質電離程度是否有區(qū)別？ [回答] 有區(qū)別。 [過渡] 不同的電解質由于性質不同，在水溶液中電離程度有強弱之分，今天我們開始學習電解質在水中電離的有關知識。 [板書] 第一節(jié) 弱電解質的電離 [思考] 鹽酸與醋酸是生活中常用的酸，鹽酸和醋酸可用于衛(wèi)生潔具的清潔和去除水垢，為什么常用鹽酸而不用醋酸呢？ [回答] 醋酸的酸性弱，去水垢能力不如鹽酸強。 [追問] 濃度相同的醋酸和鹽酸，為什么醋酸的酸弱？ [實驗探究] [實驗3-1] 分別試驗等體積、等濃度的鹽酸和醋酸溶液與等量鎂條反應；并測這兩種酸的pH值。 1mol/L HCl 1mol/L CH3

6、COOH 與鎂條反應現象 快速產生氣體 慢速產生氣體 溶液的pH值 ＜1 2或3 [實驗結果] 開始0.1mol/L HCl與鎂條反應劇烈； pH值鹽酸等于1，醋酸大于1。 [小組探討] 反應現象及pH值不同的原因？ [講解] 離子反應的速率取決于溶液中離子濃度和離子的擴散速率，開始0.1mol/L HCl與鎂條反應劇烈，說明0.1mol/L HCl中氫離子濃度大，即氫離子濃度為0.1mol/L，說明HCl完全電離；而開始0.1mol/L CH3COOH與鎂條反應較慢，說明其氫離子濃度較鹽酸小，即小于0.1mol/L，說明CH3COOH在水中部分電離。 [看圖]P4

7、0 [過渡] 通過上面實驗我們可以看到，同樣是電解質，在水中的電離能力卻不相同，HCl在水中能夠全部電離成離子，而CH3COOH在水中不能全部電離成離子。根據這個原則，在化學上把電解質分成兩類——強電解質和弱電解質。 [板書] 一、強弱電解質 1、定義： 在水溶液里全部電離成離子的電解質叫強電解質； 只有一部分分子電離成離子的電解質叫弱電解質。 2、判斷： (1)強酸、強堿、絕大多數鹽為強電解質。 (2)弱酸、弱減、水為弱電解質。 [設疑] 弱電解質在水中為什么不能全部電離呢？ [板書] 二、弱電解質的電離 ［講解］ 電解質溶于水時，在水溶液中

8、存在兩個相反的過程，一是電解質離解成自由移動的離子的過程，一是自由移動的離子結合成電解質分子的過程；強電解質在水溶液中的逆過程可以忽略不計，而弱電解質的逆過程程度較大，這樣就使弱電解質在水溶液中經過一段時間后會存在一個電離平衡。 以醋酸為例，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH3COOH會電離成CH3COO-和H+，與此同時，電離出的CH3COO-和H+又會結合成CH3COOH分子，即CH3COOH的電離過程是可逆的。 電離(或稱離子化) 結合(或稱分子化) CH3COOH CH3COO- + H+ 隨著CH3COOH分子的電離

9、，CH3COOH分子的濃度逐漸減小，而CH3COO-和H+濃度會逐漸增大，所以CH3COOH的電離速率會逐漸減小，CH3COO-和H+結合成CH3COOH分子的速率逐漸增大；當分子電離成離子的速率等于離子結合成分子的速率時，就達到了平衡狀態(tài),這種平衡叫做電離平衡。這一平衡的建立過程，同樣可以用速率—時間圖來描述。 [閱讀] 教材P41 電離速率 結合速率 電離平衡狀態(tài) 反應速率 時間 弱電解質電離平衡狀態(tài)建立示意圖 [歸納］ 請同學們根據上圖的特點，結合化學平衡的概念，說一下什么叫電離平衡。 [教師和學生共同敘述，板書] 1、電離平衡

10、(1)定義： 在一定條件(如溫度、濃度)下，當電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合生成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。 [提問] 電離平衡也屬于一種化學平衡，那么電離平衡狀態(tài)有何特征？ [學生討論后回答] ①逆——弱電解質的電離是可逆的； ②等——達電離平衡時，分子電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等； ③動——動態(tài)平衡，即達電離平衡時分子電離成離子和離子結合成分子的反應并沒有停止； ④定——達電離平衡時，離子和分子共存，其濃度不再發(fā)生變化； ⑤變——指電離平衡也是一定條件下的平衡，外界條件改變，電離平衡會發(fā)生移動。 [板書] (2)

11、化學平衡的特征： 一逆、二等、三動、四定、五變。 前提：弱電解質的電離。 [課堂小結] 1、今天我們學習了強弱電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質叫強電解質；只有一部分分子電離成離子的電解質叫弱電解質。強酸、強堿、絕大多數鹽為強電解質。弱酸、弱減、水為弱電解質。 2、弱電解質的電離：在一定條件(如溫度、濃度)下，當電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合生成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。 化學平衡的特征：一逆、二等、三動、四定、五變。 前提：弱電解質的電離。 [課堂練習] 1、下列物質的水溶液能導電，但屬于非電解質的是 A.CH3COOH

12、 B.Cl2 C.NH4HCO3 D.SO2 2、甲酸的下列性質中可以證明它是弱電解質的是 A.1 mol·L-1的甲酸溶液的c(H+)約為0.01 mol·L-1 B.甲酸與水以任意比例互溶 C.10 mL 1 mol·L-1甲酸恰好與10 mL 1 mol·L-1NaOH溶液完全反應 D.在相同條件下，甲酸的導電性比一元強酸溶液的弱 3、下列有關“電離平衡”的敘述正確的是 A.電解質在水溶液里達到電離平衡時，分子的濃度和離子的濃度相等 B.電離平衡時，由于分子和離子的濃度不再發(fā)生變化，所以說電離平衡是靜態(tài)平衡 C.電

13、離平衡是相對的、暫時的，外界條件改變時，平衡就會發(fā)生移動 D.電解質達到電離平衡后，各離子的濃度相等 [課后思考] 1、CH3COO-和H+在溶液中能否大量共存？ 2、等體積、等濃度的鹽酸和醋酸溶液與足量的鎂條反應；哪個先反應完？ 3、體積相同，氫離子濃度相同的鹽酸和醋酸分別與足量的鎂條反應，最后放出氫氣多的是那種酸？ [答案] 1、不能。 2、因為HCl不存在電離平衡，CH3COOH存在電離平衡，隨著H+的消耗，CH3COOH的電離平衡發(fā)生移動，使H＋得到補充，所以CH3COOH溶液中H+濃度降低得比HCl中慢，所以CH3COOH在反應過程中速率較快，醋酸先反應完。 3、體

14、積相同，氫離子濃度相同的鹽酸和醋酸分別與足量的鎂條反應，最后醋酸放出氫氣多，這與醋酸存在電離平衡有關，請同學們想一想如何從電離平衡的移動去解釋？ [板書計劃] 第三章 水溶液中的離子平衡 §3-1 弱電解質的電離 一、強弱電解質 1、定義： 在水溶液里全部電離成離子的電解質叫強電解質； 只有一部分分子電離成離子的電解質叫弱電解質。 2、判斷： (1)強酸、強堿、絕大多數鹽為強電解質。 (2)弱酸、弱減、水為弱電解質。 二、弱電解質的電離 1、電離平衡 (1)定義： 在一定條件(如溫度、濃度)下，當電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合生成分子的速率相等時，電離

15、過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。 (2)化學平衡的特征： 一逆、二等、三動、四定、五變。 [課后反思] 第二課時

16、 [知識回顧] 上一節(jié)課我們學習了強弱電解質和弱電解質的電離 1、強弱電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質叫強電解質；只有一部分分子電離成離子的電解質叫弱電解質。強酸、強堿、絕大多數鹽為強電解質。弱酸、弱減、水為弱電解質。 2、弱電解質的電離：在一定條件(如溫度、濃度)下，當電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合生成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。 化學平衡的特征：一逆、二等、三動、四定、五變。 前提：弱電解質的電離。 [檢測] 1、下列物質是強電解質的是 A.硫酸鋇 B.石墨 C.濃硫酸 D.HI 2、下列說法正確的是

17、 A.強電解質一定是離子化合物，弱電解質一定是共價化合物。 B.強電解質一定是易溶于水的化合物，弱電解質一定是難溶于水的化合物。 C.CO2的水溶液導電能力很弱，所以CO2是弱電解質。 D.屬于共價化合物的電解質在熔融狀態(tài)下一般不導電。 [思考與交流]P41 根據圖3-3及前一章所學的化學平衡理論，分析一元弱酸(HA)或弱堿(BOH)的電離平衡過程，并完成下列問題： 1、寫出弱酸和弱減的電離方程式。 HA H+ + A- BOH B+ + OH- 2、填寫下表中的空白。 HA電離過程中體系各離子濃度變化 C(H+) C(A-) C(

18、HA) HA初溶于水時 0 0 最大 達到電離平衡前 變大 變大 變小 達到電離平衡時 不再變化 不再變化 不再變化 BOH電離過程中體系各離子濃度變化 C(OH-) C(B+) C(BOH) 等體積等濃度的B+、OH-混和時 最大 最大 0 達到電離平衡前 變小 變小 變大 達到電離平衡時 不再變化 不再變化 不再變化 [過渡] 電解質性質不同，造成了電解質的電離程度不同；對酸(堿)來說，在相同條件下，決定了溶液的酸(堿)性的強弱。如何判斷酸(堿)性強弱呢？ [實驗3-2]P42 向兩支分別盛有0.1mol/L CH3COO

19、H和硼酸的試管中加入等濃度的碳酸鈉溶液，觀察現象。 [現象] CH3COOH與Na2CO3溶液反應，產生氣體；硼酸與Na2CO3溶液不反應。 [結論] 酸性：CH3COOH > H2CO3 > H3BO3。 [過渡] 根據上面實驗的原理我們可以判斷酸(堿)的酸性(堿性)強弱，有沒有更精確的表示酸(堿)的酸性(堿性)的強弱呢？ [板書] 2、電離平衡常數 [講述] 對于弱電解質，一定條件下達到電離平衡時，各組分濃度間有一定的關系，就像化學平衡常數一樣。如弱電解質AB： [板書] K = c(A+)·c(B-) c(AB) AB A+ + B- [講

20、述] 弱酸的電離平衡常數一般用Ka表示，弱堿用Kb表示。請寫出CH3COOH和NH3·H2O的電離平衡常數表達式 Kb = c(NH4+)·c(OH-) c(NH3·H2O) Ka = c(CH3COO-)·c(H+) c(CH3COOH) [學生活動] [講解] 從電離平衡常數的表達式可以看出，分子越大，分母越小，則電離平衡常數越大，即弱電解質的電離程度越大，電離平衡常數越大，因此，電離平衡常數可用來衡量弱電解質相對強弱。那么，用電離平衡常數來比較電解質相對強弱時，要注意什么問題呢？ ［啟發(fā)］ 電離平衡常數和化學平衡常數一樣，其數值隨溫度改變而改變，但與濃度無

21、關。電離平衡常數要在相同溫度下比較。 [講述] 多元弱酸是分步電離的，每步都有各自的電離平衡常數，那么各步電離平衡常數之間有什么關系？多元弱酸與其他酸比較相對強弱時，用哪一步電離平衡常數來比較呢？請同學們閱讀課本43有關內容。 [學生看書后回答] 多元弱酸電離平衡常數：K1 ＞ K2 ＞ K3，其酸性主要由第一步電離決定。 [講述] 請打開書43頁，從表3-1中25℃時一些弱酸電離平衡常數數值，比較相對強弱。 [回答] 草酸 > 磷酸 > 檸檬酸 > 碳酸。 [講述] 對于多元弱堿的電離情況與多元弱酸相似，其堿性由第一步電離的電離平衡常數決定。 [提問]

22、哪些條件改變可引起化學平衡移動？ [回答] 濃度、溫度、壓強。 [投影] 在氨水中存在電離平衡：NH3·H2O NH4+ + OH- 下列幾種情況能否引起電離平衡移動？向哪個方向移動？ ①加NH4Cl固體；②加NaOH溶液；③加HCl；④加CH3COOH溶液；⑤加熱；⑥加水；⑦加壓。 ［答案］①逆向移動；②逆向移動；③正向移動；④正向移動；⑤正向移動；⑥正向移動；⑦不移動。 [講述] 加水時，會使單位體積內NH3·H2O分子、NH4+、OH-粒子數均減少，根據勒沙特列原理，平衡會向粒子數增多的方向，即正向移動。但此時溶液中的NH4+及OH-濃度與原平衡相比卻減小了，

23、這是為什么呢？請根據勒夏特列原理說明。 [回答] 因為根據勒沙特列原理，平衡移動只會“減弱”外界條件的改變，而不能“消除”。 [板書] 3、影響因素：①濃度 ②溫度 [練習2] 由于弱電解質存在電離平衡，因此弱電解質的電離方程式的書寫與強電解質不同。試寫出下列物質的電離方程式： 1、H2CO3；2、H2S；3、 NaHCO3；4、NaHSO4；5、HclO。 1、H2CO3 H+ + HCO3- HCO3- H+ + CO32- 2、H2S H+ + HS- HS- H+ + S2- 3、NaHCO3 = Na+

24、+ HCO3- HCO3- H+ + CO32- 4、NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42- 5、HClO H+ + ClO- [過渡] 氫硫酸和次氯酸都是弱酸，那么它們的酸性誰略強一些呢？那就要看誰的電離程度大了，弱酸電離程度的大小可用電離平衡常數來衡量。 [板書] [小結并板書] 1、電離平衡常數的意義：判斷弱酸、弱堿的相對強弱。 2、溫度升高電離平衡常數增大，但濃度改變電離常數不變。 3、多元弱酸、多元弱堿分步電離，K1＞K2＞K3……，酸性或堿性由K1決定。 [課堂練習] 2、用水稀釋0.1 mol·L－1氨水時，

25、溶液中隨著水量的增加而減小的是 A.c(OH－)/c(NH3·H2O) B.c(NH3·H2O)/c(OH－) C.c(H＋)和c(OH－)的乘積 D.OH－的物質的量 3、當溶液中HS- + H2O S2- + H3O+達到平衡時，欲使c(S2-)增大，應加入 A.Cu2+ B.CO32- C.H2O D.HCl 4、在RNH2·H2O RNH3+ + OH-形成的平衡中，要使RNH2·H2O的電離程度及c(OH-)都增大，可采取的措施是 A.通入HCl B.加少量NaOH

26、固體 C.加水 D.升溫 5、在稀氨水中存在平衡：NH3 + H2O NH4+ + OH-,如進行下列操作，則NH3、NH4+、H+、OH-濃度如何變化？試用“增大”“減小”“不變”填寫。 (1)通適量HCl氣體時，c(NH3) ,c(H＋) 。 (2)加入少量NaOH固體時，c(NH4+) ,c(OH-) 。 (3)加入NH4Cl晶體時，c(NH4+) ,c(OH-) 。 6、在a、b兩支試管中，分別裝

27、上形態(tài)相同、質量相等的一顆鋅粒，然后向兩支試管中分別加入相同物質的量、相同體積的稀鹽酸和稀醋酸。填寫下列空白： (1)a、b兩支試管中的現象：相同點是 ；不同點是 。原因是 。 (2)a、b兩支試管中生成氣體的體積開始時是a 于b，反應完畢后生成氣體的總體積是a b，原因是 。

28、 [參考答案] 1.AD 2.B 3.B 4.D 5.(1)減小 增大 (2)減小 增大 (3)增大 減小 6.(1)都產生氣泡，Zn溶解 a產生氣泡、Zn溶解速度都快 HCl完全電離，HCl中的c(H+)大于CH3COOH中的c(H+) (2)大 等于 a中c(H＋)大于b中的c(H＋),而酸的總量相等 [作業(yè)] P44 1、2、3、4、5 [板書計劃] 第三章 水溶液中的離子平衡 第一節(jié) 弱電解質的電離 一、電解質有強弱之分 在水溶液里全部電離成離子的電解質叫強電解質；如強酸、強堿、絕大多數鹽。 只有一部分分子電離成離子的電解

29、質叫弱電解質。如弱酸、弱減、水。 二、弱電解質的電離過程是可逆的 電離(或稱離子化) 結合(或稱分子化) 1、CH3COOH CH3COO- + H+ 電離速率 結合速率 電離平衡狀態(tài) 反應速率 時間 弱電解質電離平衡狀態(tài)建立示意圖 2、在一定條件(如溫度、濃度)下，當電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合生成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。 3、影響因素：①濃度 ②溫度 三、電離平衡常數 AB A+ + B- 1、

30、電離平衡常數的意義：判斷弱酸、弱堿的相對強弱。 2、溫度升高電離平衡常數增大，但濃度改變電離常數不變。 3、多元弱酸、多元弱堿分步電離，K1＞K2＞K3……，酸性或堿性由K1決定。 教學建議如下： 1、新課導入?？梢砸罁赃x擇幾幅有代表性的畫面展示自然奇觀和科技時事資料，幫助學生了解：為什么說地球上廣闊的水域是離子反應廣泛存在的先決條件，為什么說離子反應是了解生命過程的基礎，以及研究離子反應在現代化工生產和環(huán)保建設中有何意義。 2、【實驗3-1】的目的是幫助學生建立強電解質和弱電解質的概念，是本課的基本要求，實驗中應強調以下知識點： (1)HCl和CH3COOH都是電

31、解質，在水溶液中都能發(fā)生電離； (2)鎂無論是與鹽酸還是醋酸反應，其實質都是與溶液中的H+反應； (3)由于酸液濃度、溫度、體積均相同，且鎂條的量也相同，因此，實驗中影響反應速率的因素只能是溶液中c(H+)的大小，通過對溶液pH的測定也能證實這一點； (4)對于學習基礎較好的學生，可以向他們說明pH的實際意義是指溶液中c(H+)的負對數，以利于學生對鹽酸中HCl的完全電離有更為確切的理解。 據此，可通過實驗現象得出結論： (1)由于鎂與鹽酸反應速率較大，表明同體積、同濃度的鹽酸比醋酸溶液中c(H+)大，并由此推斷：在水溶液中，HCl易電離，CH3COOH較難電離； (2)由于相同物

32、質的量濃度的鹽酸比醋酸溶液的pH小，且鹽酸的物質的量濃度與鹽酸中H+濃度幾乎相等，表明溶液中HCl分子是完全電離，而CH3COOH分子只有部分電離。 最終的實驗結論是：不同電解質在水中的電離程度不一定相同。進而引出強電解質和弱電解質的概念： 強電解質——在水分子作用下，能完全電離為離子的化合物(如強酸、強堿和大多數鹽) 弱電解質——在水分子作用下，只有部分分子電離為離子的化合物(如弱酸、弱堿等) 3、為了幫助學生認識弱電解質的電離過程是動態(tài)的、可逆的，理解弱電解質的電離平衡是一個動態(tài)平衡，可以補充相關實驗或實驗事實，即讓學生通過感性認識加深對相關理論的理解。 【補充實驗3-1-1】

33、 用兩支試管分別取0.1 mol/L鹽酸和0.1 mol/L醋酸各5 mL，測其溶液的pH。 另取兩只小燒杯，分別盛50 mL蒸餾水。向其中一個燒杯內滴入1滴(約0.05 mL)0.1 mol/L鹽酸，向另一個燒杯中滴入1滴0.1 mol/L醋酸，攪拌后，分別測其pH。 現象：鹽酸被稀釋1000倍后，溶液的pH增大3個單位值，表明鹽酸中氫離子濃度減小到了原來的1/1000；而醋酸被稀釋1000倍后，溶液的pH增大不足2個單位值，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。 討論：引導學生重點分析醋酸稀釋1000倍后，溶液中c(H+)降低程度較小的原因。 結論：進

34、一步證明了強電解質——HCl在水中是完全電離的，弱電解質——醋酸在水中只有部分分子發(fā)生電離；但隨著溶液稀釋，發(fā)生電離的醋酸分子數目增多。 即醋酸在水中的電離過程是動態(tài)的，其電離程度并非固定不變，而是隨著溶液的稀釋而增大。 最終的實驗結論是：醋酸的電離程度可以隨著外界條件的改變而改變。 思考與交流：既然CH3COOH的電離過程是動態(tài)的，那么，已經電離產生的CH3COO-和H+是否可能重新結合成CH3COOH分子呢？有沒有什么辦法可以證明這一點呢？ 【補充實驗3-1-2】 取【補充實驗3-1-1】中盛有剩余溶液的兩支試管，在盛有鹽酸的試管內加入0.5 g NaCl晶體，在盛有醋酸的試管內

35、加入0.5 g CH3COONH4晶體，充分振蕩后，測其溶液的pH。 現象：在盛鹽酸的試管中加入NaCl晶體，溶液的pH沒有明顯變化；在盛醋酸溶液的試管中加入CH3COONH4晶體，溶液的pH明顯變大。 結論：由于c(CH3COO-)增大,導致pH明顯變大，即c(H+)明顯減小，所以醋酸分子電離為離子的過程是可逆的。 綜合【補充實驗3-1-1】和【補充實驗3-1-2】的實驗可得結論：弱電解質的電離是可逆的，其電離程度可以隨著外界條件的改變而改變。因此，弱電解質的電離也與可逆的化學反應一樣，它的兩種相反的變化趨勢最終會達到平衡。即在一定條件下，弱電解質分子電離成離子的速率與其離子重新結合成

36、分子的速率相等，溶液中弱電解質的分子和離子的濃度保持不變，這就是電離平衡。 4、圍繞圖3-3的教學，可采取先微觀后宏觀、先具體后抽象的原則，并借助學生已經具備的化學平衡移動原理的知識來實現教學目標。具體過程設計如下： (1)以少量冰醋酸溶于水形成0.1 mol/L溶液為例 ①先從微觀粒子間的作用分析。當CH3COOH分子進入水中，必然受到水分子的包圍，并在水分子的作用下使一部分CH3COOH離解為自由移動的CH3COO-和H+；與此同時，已經電離出的CH3COO-和H+在向四周擴散的過程中，也會有部分重新結合成CH3COOH分子。其過程可表示為：CH3COOH CH3COO-

37、 + H+ ②再分別從正向和逆向兩個變化過程分析物質濃度對變化速率的影響。 由于醋酸的電離，使c(CH3COOH)不斷減小，CH3COOH分子電離速率相應不斷降低(即單位時間里，在單位體積內能夠發(fā)生電離的CH3COOH分子數目不斷減少)。 圖3-1 弱電解質電離過程中正逆反應速率與時間的關系 一方面，由于溶液中c(CH3COO-)和c(H+)的逐漸增大，CH3COO-和H+間的平均距離逐漸減小，離子重新結合成分子的速率就逐漸增大。 經過一段時間后，當醋酸分子發(fā)生電離的速率與相應離子結合成分子的速率相等時，其電離過程就達到了平衡狀態(tài)。 相關變化圖象可抽象地表示為圖3-1。 (2)討

38、論：關于上述電離平衡，哪些條件的改變會導致該平衡向電離方向移動？ ①加入少量冰醋酸；②加水稀釋；③加少量NaOH溶液；④加鋅?；蚣尤胂跛徙U等均可。(說明：升高溫度，一般有利于弱電解質的電離平衡向電離方向移動，但對醋酸的電離平衡影響比較復雜，所以盡量回避在此討論。) 另外，教材中相應的【思考與交流】可以認為是對上述圖象分析的補充。 5、本節(jié)教材通過【科學視野】引入了“電離常數”的概念，意在使有興趣的學生比照化學平衡常數了解電離平衡常數表達式的意義，了解影響電離常數大小的因素以及電離常數大小與弱電解質相對強弱的關系。教學中不作要求，但指導學生閱讀時可注意以下幾個方面： (1)電離常數表達式

39、的意義 以醋酸電離為例，強調電離常數表達式中的c(H+)、c(CH3COO-)和 c(CH3COOH)均為達到電離平衡后各粒子在溶液中的濃度值，并不是直接指溶質的物質的量的濃度值。并且，在溫度一定時，其電離常數就是一個定值。 (2)影響電離常數大小的因素 ①通過同一溫度下，不同弱電解質的電離常數不同，說明電離常數的大小首先由物質的本性決定。 ②弱電解質的電離常數受溫度變化的影響，但在室溫下一般變化不大。 ③同一弱電解質在同一溫度下發(fā)生濃度變化時，其電離常數不變，說明弱電解質的電離常數大小不受其濃度變化的影響。 (3)電離常數大小與弱電解質相對強弱之間的關系 通過【實驗3-2】可得

40、出如下結論： 同一溫度下，不同種弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。 需要說明：弱電解質的電離常數越大，只能說明其分子發(fā)生電離的程度越大，但不一定其溶液中離子濃度大，也不一定溶液的導電性強。例如：1 mol/L CH3COOH溶液就比0.01 mol/L HF(K電離= 7.2×10-4)溶液中的c(H+)大。 二、活動建議 【實驗3-1】 1、溶液pH的測定， 應在加入鎂條之前進行， 由于其中1 mol/L鹽酸的pH為0， 1 mol/L醋酸的pH為2.4。顯然，實驗中使用pH計測量比較合適。 2、實驗中，鎂條表面應用砂紙打磨，除去氧化層。該實驗只要求學生通過pH的相對

41、大小了解兩種溶液中c(H+)的相對大小。得出“溶液中HCl比CH3COOH易電離”的結論。 【實驗3-2】 硼酸在水中屬于可溶性物質，在常溫下，飽和硼酸溶液的濃度約為1 mol/L。實驗中，可先測飽和硼酸溶液的pH(約等于5)，了解其弱酸性，再使其與Na2CO3溶液反應。 三、問題交流 【學與問】 學生通過必修化學1的學習，已經知道電解質在水中都能發(fā)生電離，在此基礎上，善于思考的學生可能會進一步想到電離程度的問題。這個【學與問】意在啟發(fā)學生思考，同時引出本節(jié)的教學內容——弱電解質的電離。 【思考與交流】 應用化學平衡原理分析弱酸弱堿的電離平衡過程，意在加深學生對化學平衡、電離平衡

42、的理解。要求學生填寫的表格與教科書中圖3-3表述的是同一件事，其目的是讓學生在分析平衡過程的同時學習圖示和表格的運用。 1、弱酸電離方程式：HA H+ + A- 弱堿電離方程式：BOH B+ + OH- 2、填寫下表中的空白 表3-1 HA電離過程中體系各粒子濃度的變化 表3-2 BOH電離過程中體系各粒子濃度的特點 四、習題參考 (一) 參考答案 1、 2、氨水中存在的粒子：NH3·H2O、NH4+、OH- 氯水中存在的粒子：Cl2、Cl-、H+、ClO- 3、(1) 錯。導電能力的強弱取決于電解質溶液中離子的濃度，因此強、弱電解質溶液導電能力

43、與二者的濃度及強電解質的溶解性有關。 (2) 錯。酸與堿反應生成鹽，所需堿的量只與酸的物質的量有關，鹽酸和醋酸都是一元酸，物質的量濃度相同的鹽酸和醋酸中含有相同物質的量的H+。 (3) 錯。一水合氨是弱堿，在水溶液中是部分電離的，其電離平衡受氨水濃度的影響，濃溶液的電離程度低于稀溶液。因此氨水稀釋一倍時，其OH-濃度降低不到一半。 (4) 錯。醋酸中的氫沒有全部電離為H+。 ※(5) 錯。此題涉及水解較復雜，不要求學生考慮水解。 4、(1) 不變。一定溫度下，該比值為常數——平衡常數。 (2) 4.18×10-4 mol/L 5、(1) 略; (2) 木頭中的電解質雜質溶于水中

44、，使其具有了導電性。 (二) 補充習題 1、25 ℃時，50 mL 0.10 mol/L醋酸中存在下述平衡： 若分別作如下改變，對上述平衡有何影響？ (1)加入少量冰醋酸，平衡將 ，溶液中c(H+)將 (增大、減小、不變)； (2)加入一定量蒸餾水，平衡將 ，溶液中c(H+) 將(增大、減小、不變)； (3)加入少量0.10 mol/L鹽酸，平衡將 ，溶液中c(H+)將 (增大、減小、不變)； (4)加入20 mL 0.10 mol/L NaCl溶液，平衡將

45、 ，溶液中c(H+)將 (增大、減小、不變)。 2、已知CH3COOH分子內的相鄰原子間都是以共價鍵結合的，在水分子作用下，可以電離產生CH3COO-和H+。并且，溶液的導電能力將隨著溶液中離子濃度的增大而增強。 向盛有2 mL冰醋酸的燒杯中，滴加一定量水使其稀釋為0.001 mol/L的醋酸溶液，同時測量通過該溶液的電流強度(實驗裝置如下圖所示)。試在下面的坐標圖中繪出電流計中指示的電流強度隨著加水量增多而發(fā)生變化的圖象。 參考答案： 1、(1)向電離方向移動，增大；(2)向電離方向移動，減?。?3)向離子結合成分子的方向移動，增大；(4)向電離方向移動，減小。 2、見圖。