第二節(jié)《弱電解質(zhì)的電離鹽類(lèi)的水解》導(dǎo)學(xué)案

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1、第二節(jié)弱電解質(zhì)的電離 鹽類(lèi)的水解導(dǎo)學(xué)案韓雪婷 吳治進(jìn)第一課時(shí) 預(yù)習(xí)案 【學(xué)習(xí)目標(biāo)】 1、掌握弱電解質(zhì)在水溶液中存在的電離平衡。2、會(huì)計(jì)算弱電解質(zhì)的電離度。【重點(diǎn)難點(diǎn)】 弱電解質(zhì)的電離平衡原理【預(yù)習(xí)點(diǎn)】1 電離平衡常數(shù) （1）電離平衡是水溶液中的一種重要的_。在一定條件下達(dá)到_時(shí)，弱電解質(zhì)電離形成的各種_的濃度的_與溶液中未電離的_的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)稱(chēng)為電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)電離常數(shù)。電離常數(shù)服從化學(xué)平衡常數(shù)的一般規(guī)律，它受_影響，與溶液的_無(wú)關(guān)。溫度一定時(shí)，弱電解質(zhì)具有確定的_。電離常數(shù)表征了弱電解質(zhì)的_能力，根據(jù)相同溫度下電離常數(shù)的大小，可以判斷弱電解質(zhì)電離能力的_。 （2）弱酸在水

2、中的電離常數(shù)通常用Ka表示。例如：CH3COOHH+CH3COO- 弱酸的電離常數(shù)越_，達(dá)到電離平衡時(shí)電離出的_越多，酸性越_；反之，酸性越_。例如，氫氟酸、醋酸、氫氰酸(HCN)在室溫下的電離常數(shù)分別為： Ka(HF)6.810-4 molL-1 Ka (CH3COOH)=1.710-5 molL-1 Ka (HCN)6.210-10 molL-1 Ka的數(shù)值表明，這三種酸的酸性由弱到強(qiáng)的順序是：_。 （3）多元酸的電離是_進(jìn)行的，每一步電離都有各自的_，通常用Ka1，K a2，來(lái)表示。例如： H3PO4 H2PO4-H+ Ka1=7.110-3 molL-1 H2PO4- HPO42-H+

3、 Ka2=6.210-8 molL-1 HPO42- PO43-H+ Ka1=4.510-13 molL-1 多元弱酸的各級(jí)電離常數(shù)逐級(jí)_且一般相差_，所以其水溶液中的H+主要由_步電離產(chǎn)生的。 對(duì)于弱堿來(lái)說(shuō)，也有類(lèi)似弱酸的規(guī)律。弱酸在水中的電離常數(shù)通常用_表示。例如：NH3H2O NH4+OH- 室溫下Kb(NH3H2O)=1.7010-5 molL-1【預(yù)習(xí)點(diǎn)】2 電離度 弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)（包括已電離的和未電離的）的百分率，稱(chēng)為電離度，通常用表示。 電離度是衡量離程度的物理量，電離度越大，表明電離程序越大，相反則反之。電離平衡移動(dòng)，

4、電離度也移動(dòng)。平衡向電離方向移動(dòng)，電離度增大；平衡向逆向移動(dòng)，電離度減小。 探究案1醋酸，碳酸和硼酸298K時(shí)的電離常數(shù)分別是1.7510-5，4.410-7(第一步電離)和5.810-10，由此可知，醋酸，碳酸和硼酸的酸性 【當(dāng)堂檢測(cè)】1、下列關(guān)于弱電解質(zhì)的電離常數(shù)的敘述中，正確的是（ ） A弱電解質(zhì)的電離常數(shù)就是電解質(zhì)加入水后電離出的各種離子的濃度的乘積與未電離的分子的濃度的比值 B弱電解質(zhì)的電離常數(shù)只與弱電解質(zhì)的本性及外界溫度有關(guān) C同一溫度下，弱酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性越強(qiáng)；弱堿的電離平衡常數(shù)越大，堿性越強(qiáng) D多元弱酸的各級(jí)電離平衡常數(shù)是逐級(jí)減小的，且差別很大2、下列電解質(zhì)在溶液中存

5、在分子（水分子除外）的是（ ） ABa(OH)2 BCH3COOH CCa(OH)2 DNH3H2O3、將1 mol冰醋酸加入到一定量的蒸餾水中最終得到1 L溶液。下列各項(xiàng)中，表征已達(dá)到電離平衡狀態(tài)的是（ ） A醋酸的濃度達(dá)到1 molL-1 BH+的濃度均為0.5 molL-1 C醋酸的濃度、醋酸根離子的濃度、H+的濃度均為0.5 molL-1 D醋酸分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子速率相等4、25時(shí)，物質(zhì)的量濃度均為0.1 molL-1的溶液里某些弱電爭(zhēng)質(zhì)的電離度分別為：HF為8%，HNO2為7.16%，CH3COOH為1.32%，HCOOH為4.24%。試比較以上弱酸的酸性強(qiáng)弱順

6、序。第二節(jié)弱電解質(zhì)的電離 鹽類(lèi)的水解導(dǎo)學(xué)案第二課時(shí)預(yù)習(xí)案【學(xué)習(xí)目標(biāo)】1、掌握外界條件對(duì)電離平衡的影響【重點(diǎn)難點(diǎn)】 1、 影響電離平衡的因素【預(yù)習(xí)點(diǎn)】 影響電離平衡的因素1、內(nèi)因：_2、外因條件： 溫度：升高溫度，平衡向_的方向移動(dòng)，這是因?yàn)殡婋x的方向是_方向，升溫向_方向移動(dòng)。但是電離過(guò)程的熱效應(yīng)_，在_變化不大的情況下，一般可不考慮溫度變化對(duì)電離平衡的影響。 濃度：在一定溫度下，濃度的變化會(huì)影響電離平衡。對(duì)于同一弱電解質(zhì)來(lái)說(shuō)，溶液越_，離子相互_結(jié)合成分子的機(jī)會(huì)越_，弱電解質(zhì)的電離程度就越_。因此，稀釋溶液會(huì)促使弱電解質(zhì)的電離平衡向_的方向移動(dòng)。 25，0.1 molL-1醋酸溶液中，CH3

7、COOHH+CH3COO-移動(dòng)方向n(H+)/molH+/molL-1pH導(dǎo)電能力加水加冰醋酸升溫加少量NaOH固體加少量Na2CO3通入HCl 探究案1驗(yàn)確定某酸HA是弱電解質(zhì)。兩同學(xué)的方案是：甲： 稱(chēng)取一定質(zhì)量的HA配制0.l mol / L的溶液100 mL； 用pH試紙測(cè)出該溶液的pH值，即可證明HA是弱電解質(zhì)。乙： 用已知物質(zhì)的量濃度的HA溶液、鹽酸，分別配制pHl的兩種酸溶液各100 mL； 分別取這兩種溶液各10mL，加水稀釋為100 mL； 各取相同體積的兩種稀釋液裝入兩個(gè)試管，同時(shí)加入純度相同的鋅粒，觀察現(xiàn)象，即可證明HA是弱電解質(zhì)。（1）在兩個(gè)方案的第步中，都要用到的定量?jī)x

8、器是 （2）甲方案中，說(shuō)明HA是弱電解質(zhì)的理由是測(cè)得溶液的pH 1（選填、）乙方案中，說(shuō)明HA是弱電解質(zhì)的現(xiàn)象是 （多選扣分）a裝HCl溶液的試管中放出H2的速率快；b裝HA溶液的試管中放出H2的速率快；c兩個(gè)試管中產(chǎn)生氣體速率一樣快。（3）請(qǐng)你評(píng)價(jià)：乙方案中難以實(shí)現(xiàn)之處和不妥之處 、 。（4）請(qǐng)你再提出一個(gè)合理而比較容易進(jìn)行的方案（藥品可任?。骱?jiǎn)明扼要表述。【當(dāng)堂檢測(cè)】1、鋅粒和鹽酸反應(yīng)，若向鹽酸中加入一定量固體CH3COONa，產(chǎn)生H2的速率為（ ） A變快 B變慢 C不變 D先變快后變慢2、在含有酚酞的0.1 molL-1氨水中加入少量的NH4Cl晶體，則溶液顏色（ ） A變藍(lán)色 B

9、變深 C變淺 D不變3、用水稀釋0.1 molL-1氨水時(shí)，溶液中隨著水量的增加而減小的是（ ） AOH-/NH3H2O BNH3H2O/ OH- CH+OH- Dn(OH-)4、對(duì)某弱酸稀溶液加熱時(shí)，下列敘述錯(cuò)誤的是（ ） A弱酸的電離平衡右移 B弱酸分子的濃度減小 C溶液的c(OH-)增大 D溶液的導(dǎo)電性增強(qiáng)5、取pH均等于2的鹽酸和醋酸各100 mL分別稀釋2倍后，再分別加入0.03 g鋅粉，在相同條件下充分反應(yīng)，有關(guān)敘述正確的是（ ） A醋酸與鋅反應(yīng)放出氫氣多 B鹽酸和醋酸分別與鋅反應(yīng)放出的氫氣一樣多 C醋酸與鋅反應(yīng)在速率大 D鹽酸和醋酸分別與鋅反應(yīng)的速率一樣大第二節(jié)弱電解質(zhì)的電離 鹽

10、類(lèi)的水解導(dǎo)學(xué)案第三課時(shí)預(yù)習(xí)案【學(xué)習(xí)目標(biāo)】1、掌握鹽的水解原理及規(guī)律 2、掌握水解的表示方法，并能正確書(shū)寫(xiě)水解方程式?！局攸c(diǎn)難點(diǎn)】 1、鹽的水解規(guī)律 2、水解方程式的書(shū)寫(xiě)【預(yù)習(xí)點(diǎn)】 1、鹽類(lèi)的水解定義： 在溶液中鹽電離出來(lái)的_與水電離出來(lái)的_或_結(jié)合生成_的反應(yīng)，叫做鹽類(lèi)的水解。2、鹽類(lèi)的水解實(shí)質(zhì)： 在溶液中鹽電離出來(lái)的弱酸_離子或弱堿_離子與水電離出來(lái)的_或_結(jié)合生成弱電解質(zhì)，從而破壞了水的電離平衡，_了水的電離度。大多數(shù)鹽的水解使得溶液中_濃度和_離子不相等，從而使溶液顯示出不同程度的酸堿性。 如：醋酸鈉電離產(chǎn)生的_可以與水電離產(chǎn)生的_結(jié)合成_，消耗溶液中的_，使水的電離平衡向_的方向移動(dòng)，

11、最終導(dǎo)致溶液中_大于_，因而CH3COONa溶液顯_性。 氯化銨電離產(chǎn)生的_可以與水電離產(chǎn)生的OH-結(jié)合成_，消耗溶液中的_，使水的電離平衡向_方向移動(dòng)，最終導(dǎo)致溶液中_大于_，因而NH4Cl溶液顯_性。中和水解 鹽類(lèi)的水解反應(yīng)可看做中和反應(yīng)的逆反應(yīng)：鹽+水酸+堿3、鹽類(lèi)的水解條件 _ _4、鹽類(lèi)的水解特點(diǎn) _；_；_；_。5、鹽類(lèi)的水解規(guī)律 _6、鹽類(lèi)的水解表示方法 （1）用化學(xué)方程式表示：_ （2）用離子方程式表示：_ （3）書(shū)寫(xiě)水解反應(yīng)的離子方程式的注意事項(xiàng) 通常用“”。因?yàn)樗馐侵泻头磻?yīng)的逆反應(yīng)，是_。 通常不標(biāo)_或_。因?yàn)樗馐俏⑷醯摹o(wú)氣體和沉淀生成。 劇烈的、相互促進(jìn)的水解用_，

12、標(biāo)_、_。 多元弱酸根陰離子_水解，應(yīng)_書(shū)寫(xiě)，不能合成一步。 多元弱堿陽(yáng)離子水解復(fù)雜，書(shū)寫(xiě)其水解反應(yīng)的離子方程式時(shí)，可看成_步。 探究案1、試判斷下列鹽溶液的酸堿性，并用離子方程式說(shuō)明原因：（1）NH4Cl ：_；_（2） Na2SO3 ：_；_（3） NaF：_；_（4）Al2(SO4)3：_；_【當(dāng)堂檢測(cè)】1、NH4Cl溶于重水后，產(chǎn)生的一水合氨和水合氫離子均正確的是（ ） ANH2DH2O和D3O+ BNH3D2O和HD2O+ CNH3HDO和D3O+ DNH2DHDO和H2DO+2、已知物質(zhì)的量濃度相同三種鹽溶液：NaX、NaY、NaZ，它們的pH依次為：8、9、10，則這三種鹽相對(duì)應(yīng)

13、的酸的酸性遞減的順序正確的是（ ） AHXHYHZ BHZHYHX CHYHXHZ DHYHZHX3、物質(zhì)的量濃度相同下列溶液中，符合按pH由小到大順序排列的是（ ） ANa2CO3 NaHCO3 NaCl NH4Cl BNa2CO3 NaHCO3 NH4Cl NaCl C(NH4)2SO4 NH4Cl NaNO3 Na2S DNH4Cl (NH4)2SO4 Na2S NaNO34、下列反應(yīng)不屬于水解反應(yīng)或水解方程式不正確的是（ ） HCl+H2OH3O+Cl- ZnCl2+2H2O=Zn(OH)2+2HCl Na2CO3+2H2OH2CO3+2NaOH Al2(CO3)3+6H2O2Al(O

14、H)3+3H2CO3 A B C D全部第二節(jié)弱電解質(zhì)的電離 鹽類(lèi)的水解導(dǎo)學(xué)案第四課時(shí)預(yù)習(xí)案【學(xué)習(xí)目標(biāo)】 掌握外界條件對(duì)鹽的水解的影響，了解溶液中離子的濃度判斷方法?！局攸c(diǎn)難點(diǎn)】 外界條件對(duì)鹽的水解的影響，溶液中離子的濃度大小判斷?！绢A(yù)習(xí)點(diǎn)】1、影響鹽類(lèi)水解的內(nèi)因 鹽本身的性質(zhì)，組成鹽的酸或堿越_，則水解程度越大。2、影響鹽類(lèi)水解的外因 （1）溫度：因水解是_過(guò)程，故升高溫度可_水解，使水解平衡向_移動(dòng)，水解百分率_。 （2）濃度：增大鹽的濃度，水解平衡向_移動(dòng)，水解百分率_。 （3）酸堿度：向鹽溶液中加入H+，可以促進(jìn)_離子水解，換制_離子水解；向鹽溶液中加入OH-，可以促進(jìn)_離子水解，換制

15、_離子水解。3、鹽類(lèi)水解的應(yīng)用思考根據(jù)所學(xué)知識(shí)，完成下表。不同條件對(duì)FeCl3水解平衡的影響條件移動(dòng)方向n(H+)pHFe3+水解程度現(xiàn)象備注升溫通HCl加H2O加Fe粉加NaHCO3不同條件對(duì)CH3COONa溶液水解平衡的影響水解平衡離子方程式條件改變內(nèi)容v(正),v(逆)關(guān)系平衡移動(dòng)方向OH-變化增大CH3COO-v(正)_v(逆)減小CH3COO-v(正)_v(逆)增大OH-v(正)_v(逆)減小OH-v(正)_v(逆)增加CH3COOHv(正)_v(逆)減小CH3COOHv(正)_v(逆)加水v(正)_v(逆)升高溫度v(正)_v(逆)降低溫度v(正)_v(逆) 探究案【難點(diǎn)探究】如何

16、比較溶液中微粒濃度的大小關(guān)系？1方法步驟：先計(jì)算、再反應(yīng)、后考慮（注意：鹽類(lèi)的水解、弱電解質(zhì)的電離總體程度很小，一般來(lái)說(shuō)，第一步電離強(qiáng)于第一級(jí)水解）2任何溶液中都存在著兩種守恒關(guān)系：物料守恒和電荷守恒（1）電解質(zhì)溶液呈電中性，即溶液中陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)與陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)相等（2）電解質(zhì)溶液中某一組份的原始濃度（起始濃度）應(yīng)等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和（一）熟練掌握兩個(gè)規(guī)律1多元弱酸電離的規(guī)律，根據(jù)多元弱酸分步電離分析如在H3PO4溶液中：c（H+） c（H2PO4-） c（HPO42-）c（PO43-）和c（H+）3c（PO43-）2鹽類(lèi)水解的規(guī)律（二）靈活運(yùn)用三個(gè)守恒1電荷守恒

17、：電解質(zhì)溶液中，無(wú)論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)。如在Na2CO3溶液中存在著：Na+、CO32、H+、OH、HCO3它們存在如下關(guān)系： c（Na+）+c（H+）=2c（CO32）+ c（HCO3）+ c（OH）2物料守恒：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能水解或電離，使離子或分子種類(lèi)增多,但某些關(guān)鍵性的原子總是守恒的， 如在0.10mol/LNa2CO3溶液中CO32能水解,故碳元素以CO32、HCO3、H2CO3三種形式存在，它們之間的守恒關(guān)系為：c（CO32）+ c（HCO3）+c（H2CO3）=0.10mol/L 或 c（Na+）=2c

18、（CO32）+ 2c（HCO3）+2c（H2CO3）3質(zhì)子守恒：根據(jù)水的電離H2OH+OH，可知在Na2CO3水溶液中的質(zhì)子守恒關(guān)系為：H+HCO3-+2H2CO3=OH-【例】Na2S溶液中存在的下列關(guān)系，不正確的是（ ）Ac（Na）2c（S2）2c（HS）2c（H2S）Bc（Na）c（H）c（OH）c（HS）2c（S2）Cc（OH）c（H）c（HS）c（H2S）Dc（Na）c（S2）c（OH）c（HS）【當(dāng)堂檢測(cè)】1、在0.1 molL-1 NaHCO3溶液中，下列各關(guān)系式正確的是（ ） ANa+ HCO3- H+ OH- BNa+ + H+ = OH- + HCO3- + 2CO32-

19、CNa+ = HCO3- OH- H+ DNa+ = HCO3- + CO32- + H2CO32、在Na2S溶液中存在如下平衡：S2-+H2OHS-+OH-，HS-+H2OH2S+OH-，若使溶液中Na+/S2-的比值變小，可加入的物質(zhì)是（ ） A適量NaOH B適量鹽酸 C適量KOH D適量KHS3、CH3COOH與CH3COONa等物質(zhì)的量混合配制成的稀溶液，pH為4.7，下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是（ ） ACH3COOH的電離作用大于CH3COONa的水解作用 BCH3COONa的水解作用大于CH3COOH的電離作用 CCH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解 DCH3COON的存在抑制了CH3COOHa的電離4某無(wú)色透明濃溶液，跟金屬鋁反應(yīng)放出H2，試判斷下列離子：Mg2+、Cu2+、Ba2+ 、H+、Ag+、SO42、SO32、HCO3、OH、NO3中，何者能存在于此溶液中： （1）當(dāng)生成Al3+時(shí)，可存在 ；（2）當(dāng)生成AlO2時(shí)，可存在 。