小學語文微課教案

電離平衡。

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電離平衡--電解質

教學目標

知識目標
使學生了解強、弱電解質與結構的關系
使學生理解弱電解質的電離平衡的建立和外界條件對電離平衡的影響
使學生初步了解電離平衡常數(shù)

能力目標
使學生能夠運用電離平衡理論及其學習方法探究電離平衡知識，培養(yǎng)學生的知識遷移能力和分析、推理能力。
通過設置“討論題”，培養(yǎng)學生的思維的嚴密性和語言表達的條理性和準確性。
利用一些探究性的問題，培養(yǎng)學生獨立思考，獨立分析問題、解決問題的能力和實驗設計能力，提高學生的實驗技能。

情感目標
使學生樹立對立統(tǒng)一的辯證唯物主義觀點，培養(yǎng)學生鉆研精神和科學態(tài)度。

教學建議

教材分析
本節(jié)內容分為三部分。第一部分為強、弱電解質與結構的關系，教材設置該內容的主要目的是復習強、弱電解質概念，進而從化學鍵的角度分析強、弱電解質與結構的關系，加深學生對強、弱電解質概念的理解，為后面進一步學習弱電解質的電離平衡打下基礎。強、弱電解質的概念和化學鍵理論，都是以前所學的知識，通過建立兩部分知識之間的聯(lián)系，使學生在物質結構的層次上認識強、弱電解質的概念，溫故而知新，便于學生對強、弱電解質概念的內涵和外延有更加深刻的理解。同時，也使學生進一步認識結構對物質性質的決定作用。有助于培養(yǎng)學生的歸納、總結知識的能力。
第二部分為弱電解質的電離平衡，包括電離平衡的建立及濃度等外界條件對電離平衡的影響，是本節(jié)的重點和本章的核心，是上一章化學平衡知識的拓展和深化，是學習后面的幾節(jié)知識的重要基礎。通過該部分的學習，有利于學生加深對各種平衡體系的共性的認識，并且能夠培養(yǎng)學生遷移運用所學知識的能力。由于本節(jié)知識具有較強的理論性，比較抽象，為了便于學生的理解，教材中安排了一些插圖和表格，使知識形象、生動，以引起學生興趣，降低學習的難度。本節(jié)最后設置的“討論”題，有利于發(fā)揮教師的主導作用和學生的主體作用，使學生積極參與教學活動，可以激發(fā)學生的學習積極性、主動性，培養(yǎng)學生獨立分析問題和解決問題的能力。
第三部分電離平衡常數(shù)，是對電離平衡的定量描述。根據(jù)K值，可以判斷弱電解質電離程度的大小，比較弱酸、弱堿的相對強弱。對該部分知識的學習可使學生對電離平衡的特征有更加深入的理解，并為下一節(jié)水的離子積的學習奠定基礎。同時還能夠使學生學到對平衡體系進行定量研究的科學方法。

教法建議
指導學生運用歸納、對比的方法，復習強、弱電解質的概念，分析強、弱電解質與化合物分類（酸、堿、鹽）、化合物類型（離子化合物、共價化合物）和化學鍵類型的關系。使學生能夠正確地區(qū)分強電解質和弱電解質，為學習弱電解質的電離平衡打下良好基礎。
指導學生遷移化學平衡的知識和學習方法學習電離平衡。
可以提出如下問題引導學生思考：（1）弱電解質溶于水后不能完全電離的原因是什么？（2）建立電離平衡的條件是什么？（3）電離平衡的特征是什么？（4）改變外界條件對電離平衡會產(chǎn)生怎樣的影響？讓學生聯(lián)系化學平衡的學習方法進行分析、討論，獨立尋求答案，獲取知識。使學生認識到化學平衡的原理完全適用于弱電解質的電離平衡，建立起新知識與舊知識之間的聯(lián)系，學會類比推理的方法。在本節(jié)的教學中，不宜采用注入式教學方法，即以教師為中心地灌輸知識，這不僅不能使學生深入理解知識，不利于培養(yǎng)學生獨立探究知識的能力，而且會扼殺學生的學習積極性和主動性。
有條件的學校，應盡可能地使用電教手段，借助電腦動畫，形象直觀地模擬、演示醋酸的電離平衡的建立過程，便于學生更好的理解電離平衡的建立和特征，從而突出重點，突破難點。
對于電離平衡常數(shù)的教學，要重點介紹其意義，使學生學會運用電離平衡常數(shù)的大小比較弱酸或弱堿的相對強弱。而不應涉及有關電離平衡常數(shù)的計算。這與化學平衡常數(shù)的教學思路上完全一致的。

--方案一

第一課時電解質

教學目標

知識目標：

1．電解質與非電解質定義與實例。

2．電解質分類：強電解質和弱電解質。

3．強電解質和弱電解質的區(qū)分方法與實例。

能力目標：

1．通過演示電解質導電實驗，培養(yǎng)學生實驗探索能力。

2．通過區(qū)分強電解質和弱電解質，培養(yǎng)學生分析判斷能力。

情感目標：

在分析強弱電解質的同時，體會結構和性質的辯證關系。

教學過程

1．基礎知識導學

（1）電解質與非電解質。

在溶液里或熔融狀態(tài)下能導電的化合物叫電解質。

插入演示實驗：電解質溶液的導電性實驗。

問題討論：

（1）是非辯論。

①電解質一定是化合物，非電解質一定不是化合物。

②化合物一定是電解質。

③單質是非電解質。

（2）哪些物質是常見電解質？它們結構的特點是什么？

？

是不是電解質？為什么？

、氨氣溶于水都能導電，是電解質嗎？

氯化氫和鹽酸都叫電解質嗎？

（3）電解質溶液導電能力

電解質溶液導電能力強弱與單位體積中能自由移動的離子數(shù)目有關，即與自由移動的離子的濃度（非絕對數(shù)目）有關。離子濃度大，導電能力強。

討論：試比較0.1L2mol/l鹽酸與2L0.1mol/l鹽酸，哪一種導電能力強？

（4）強電解質與弱電解質的區(qū)別（指導閱讀后填表或討論）

強電解質

弱電解質

定義

溶于水后幾乎完全電離的電解質。

溶于水后只有部分電離的電解質。

化合物類型

離子化合物及具有強極性鍵的共

價化合物。

某些具有強極性鍵的共價化合物。

電離過程

不可逆過程，無電離平衡。

可逆過程，具有電離平衡。

電離程度

幾乎100%完全電離。

只有部分電離。

溶液中存在的

微粒

（水分子不計）

只有電離出的陰、陽離子，不存在

電解質分子。

既有電離出的陰、陽離子，又有電解質分子。

實例

絕大多數(shù)鹽（包括難溶鹽）

強酸：

強堿：

低價金屬氧化物：

弱酸：

弱堿（、大多數(shù)難溶堿如）

電離方程式

2．重點、難點剖析

（1）電解質和非電解質均是指化合物而言，但認為除電解質之外的物質均是非電解質的說法是錯誤的，如單質不屬于非電解質。

（2）電解質與電解質溶液區(qū)別：

電解質是純凈物，電解質溶液是混合物。

（3）電解質必須是在水分子的作用或受熱熔化后，化合物本身直接電離出自由移動的離子的化合物，才是電解質，并不是溶于水能導電化合物都是電解質。如等溶于水都能導電，但是非電解質。它們導電的原因是：這些自由移動的離子并非直接電離出來的。

（4）電解質溶液導電能力是由溶液中自由移動的離子濃度決定的，離子濃度大，導電能力強；離子濃度小，導電能力弱。離子濃度大小受電解質的強弱和溶液濃度大小的決定。所以強電解質溶液導電能力不一定強，弱電解質溶液導電能力也不一定弱。

3．思維發(fā)展與反饋

把0.01mol純凈的燒堿固體分別投入下列100mL的溶液中，溶液的導電能力有明顯變化的是（）

A．0.5mol/L的硫酸B．0.5mol/L的醋酸溶液

C．0.25mol/L的鹽酸D．0.25mol/L的硫酸銅溶液

隨堂練習

1．下列物質：①能導電的是（）

②屬于電解質的是（）

③屬于非電解質的是（）

A．溶液　B．

C．液態(tài)D．液態(tài)

E．蔗糖溶液F．液氨G．氨水H．溶液

I．石墨J．無水乙醇

2．把0.05mol固體分別加入到下列100mL液體中，溶液的導電性基本不變，該液體是（）

A．自來水B．0.5mol/L鹽酸

C．0.5mol/L醋酸D．0.5mol/L氨水

3．下表中物質的分類組合完全正確的是（）

編號

A

B

C

D

強電解質

弱電解質

非電解質

布置作業(yè)

第一課時

P60一、填空題（1）

P61二、選擇題1．2．

P61三、

板書設計

第一課時

一、電解質，非電解質

二、強電解質，弱電解質

表格填空

強電解質

弱電解質

定義

化合物類型與結構

電離過程

電離程度

溶液中存在的微粒

（水分子不計）

實例

電離方程式

探究活動

鈉與飽和溶液反應，描述觀察到的實驗現(xiàn)象，并運用電離平衡知識解釋產(chǎn)生這種現(xiàn)象的原因。

將鈉投入到盛有飽和溶液的試管中會產(chǎn)生什么現(xiàn)象呢？

實驗操作

實驗現(xiàn)象

原因

1．將鈉投入到盛有飽和溶液的試管中

2．向試管中加入足量的水

提示：

在高一學過鈉與水的反應，在這時學生能夠準確的描述鈉與水的反應現(xiàn)象。如：立即與水反應，浮在水面，四處游動，發(fā)出“嘶嘶”響聲，最的溶成閃亮小球。對于溶解度很小也是學生非常熟悉的知識。因此在總結實驗現(xiàn)象時，一般不存在問題。

本題的重點在現(xiàn)象的解釋上，即用初中學過的溶解平衡與剛學過的電離平衡等知識來解釋產(chǎn)生該現(xiàn)象的原因。要充分發(fā)揮學生的主動性、積極性，讓同學進行分組討論、代表發(fā)言。

得出鈉與水反應生成的氫氧化鈉極易溶于水，在水中全部電離，以Na+與OH-形式存在。而溶于水后，在水中存在電離平衡：

濃度增大后，電離平衡向左邊移動，濃度減小，所以的量會增加，而一定溫度下，在一定量的水中，物質的溶解度是一定的，所以會析出沉淀。

電離平衡和電化學

電離平衡和電化學
[命題方向]
《考試大綱》中對這部分內容的要求可以總結成如下幾條：
（1）理解鹽類水解的原理．了解鹽溶液的酸堿性。理解影響弱電解質電離平衡的因素。理解弱電解質的電離跟鹽的水解的內在聯(lián)系，能根據(jù)這種聯(lián)結關系進行辯證分析。
（2）能用電離原理、鹽類水解原理分析比較溶液的酸堿性強弱，判斷溶液中某些離子間濃度大小，解決一些實際問題。
（3）理解原電池原理及構成原電池的條件。理解原電池反應和一般氧化還原反應的異同。能分析常見化學電源的化學原理。
（4）理解化學腐蝕和電化腐蝕、析氫腐蝕和吸氧腐蝕的異同。了解生產(chǎn)實際中常見的金屬防腐方法的化學原理和金屬防腐的一般方法。
（5）理解電解的基本原理。記住電解反應中常見離子在陰、陽極的放電順序。陽極上失電子順序為AlZnFeSnPb(H)CuHgAgS2-I-Br-Cl-OH-含氧酸根離子F-；陰極上得電子順序為O2Cl2Br2I2SAg+Hg2+Cu2+(H+)Pb2+Fe2+Zn2+Al3+……
（6）電解原理的應用：氯堿工業(yè)、冶煉鋁、電鍍、精煉銅等。
近幾年考查這方面內容的試題在高考所占的比例較大，在理科綜合試題每年都會2-3道選題、一道大題，在化學單科試題也常會有大題出現(xiàn)。
[復習重點]
1．本章內容的核心是實質是化學平衡移動原理的具體應用，電離平衡、水解平衡、原電池反應、電解反應中都涉及到化學平衡移動原理。下表列舉了這部分內容中的跟平衡移動有關的一些實例：
表：化學平衡與其它各類平衡的關系
知識內容與化學平衡之間的聯(lián)系
弱電解質的電離電離平衡實質上就是一種化學平衡，可以用化學平衡移動原理對弱電解質的電離平衡作定性的、或定量的分析。根據(jù)電離度大小可比較弱電解質相對強弱，根據(jù)相應鹽的水解程度也可比較弱電解質的相對強弱。
水的電離水是一種很弱的電解質，加酸、加堿會抑制水的電離，升高溫度會促進水的電離。Kw=[OH-][H+]是水的電離平衡的定量表現(xiàn)，H+、OH-濃度可以用這個關系進行換算。
鹽類水解鹽類水解（如F-+H2OHF+OH-）實質上可看成是兩個電離平衡移動的綜合結果：①水的電離平衡向正方向移動（H2OH++OH-），②另一種弱電解質的電離平衡向逆方向移動（HFF-+H+）。也可以看成是中和反應的逆反應，升高溫度會促進水解。
中和滴定水的電離程度很小，H++OH-=H2O的反應程度很大，所以可以利用這個反應進行中和滴定實驗，測定酸或堿溶液的濃度。
原電池反應和電解反應原電池反應和電解反應實質是氧化還原反應，其特點是一個氧化還原反應分成了兩個電極反應（卻氧化反應、還原反應分別在不同的電極上發(fā)生反應）。一些原電池的電極反應（如鋼鐵的吸氧腐蝕正極的電極反應O2+2H2O+4e=4OH-）涉及到水的電離平衡移動造成pH變化。電解硫酸、氫氧化鈉、氯化鈉等溶液過程中，在陰極或陽極附近由于電極反應而使水的電離平衡發(fā)生移動造成pH變化。
2．本部分內容的知識體系

3．原電池
（1）原電池的構成條件：這是一種把化學能轉化為電能的裝置.從理論上說，任何一個自發(fā)的氧化還原反應均可設計成原電池。
a.負極與正極：作負極的一般是較活潑的金屬材料，作正極的材料用一般導體即可
b.電解質溶液：
c.閉合回路
注意：通常兩種不同金屬在電解溶液中構成原電池時,較活潑的金屬作負極,但也不是絕對的,嚴格地說,應以發(fā)生的電極反應來定.例如，Mg-Al合金放入稀鹽酸中,Mg比Al易失去電子,Mg作負極;將Mg-Al合金放入燒堿溶液中，由于發(fā)生電極反應的是Al,故Al作負極。
（2）原電池的工作原理：
（1）電極反應（以銅鋅原電池為例）：負極：Zn-2e-=Zn2+（氧化反應）
正極：2H++2e-=H2↑（還原反應）
（2）電子流向：從負極（Zn）流向正極（Cu）
（3）電流方向：從正極（Cu）流向負極（Zn）
（4）能量轉變：將化學能轉變成電能
（3）電極反應：
在正、負極上發(fā)生電極反應不是孤立的，它往往與電解質溶液緊密聯(lián)系。如氫-氧燃料電池，它的負極是多孔的鎳電極，正極為覆蓋氧化鎳的鎳電極，電解質溶液是KOH溶液，在負極通入H2，正極通入O2，電極反應：
負極：2H2+4OH-－4e-=4H2O
正極：O2+2H2O+4e-=4OH-
負極的反應我們不能寫成：2H2－4e-=4H+。因生成的H+會迅速與OH-生成H2O。
（4）金屬的腐蝕：
金屬的腐蝕分為兩類：
（１）化學腐蝕：金屬或合金直接與周圍介質發(fā)生反應而產(chǎn)生的腐蝕。
（２）電化腐蝕：不純的金屬或合金因發(fā)生原電池反應而造成的腐蝕。
最普遍的鋼鐵腐蝕是：負極：2Fe-4e-=2Fe2+
正極：O2+2H2O+4e-=4OH-
（注：在少數(shù)情況下，若周圍介質的酸性較強，正極的反應是：2H++2e-=H2↑）
金屬的腐蝕以電化腐蝕為主.例如,鋼鐵生銹的主要過程為:
2Fe-4e-=2Fe2+

O2+2H2O+4e-=4OH-

2Fe(OH)3=Fe2O3nH2O+(3-n)H2O
（5）金屬的防護
一般有三條途徑：其一是改變金屬內部結構，如制成合金，其二是涂保護層，其三是電化學保護法。例如在鐵表面鍍上鋅或錫，即成白鐵與馬口鐵，但一旦破損，因原電池反應，白鐵外面的鋅可進一步起保護作用，而馬口鐵外面的錫反而會加速腐蝕（鐵作負極被溶解）。
4．電解原理及其應用
直流電通過電解質溶液時使陰陽兩極發(fā)生氧化還原反應的過程。電解是一個電能轉化為化學能的過程。
從參加反應的物質來分電解反應可分成五類：
（1）H2O型：實質是電解水。如電解硝酸鈉、氫氧化鈉、硫酸等溶液。
（2）溶質型：溶質所電離出來的離子發(fā)生氧化還原，如電解氯化銅、溴化氫等溶液。
（3）硫酸銅溶液型：電解產(chǎn)物是金屬、氧氣與酸。如電解硫酸銅溶液生成單質銅、氧氣和硫酸，電解硝酸銀溶液時生成單質銀、氧氣和硝酸。
（4）氯化鈉溶液型：電解產(chǎn)物是非金屬單質、氫氣與堿。如電解氯化鈉溶液時生成氯氣、氫氣和氫氧化鈉，電解溴化鉀溶液時生成溴單質、氫氣和氫氧化鉀。
（5）電鍍型：鍍層金屬作陽極，陽極反應是：M-ne-=Mn+，鍍件作陰極，陰極反應是：Mn++ne-=M。（電解精煉與電鍍，實質上是相同的）
[典型題析]
[例1]熔融鹽燃料電池具有高的發(fā)電效率，因而受到重視，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混和物作電解質，CO為負極燃氣，空氣與CO2的混和氣為正極助燃氣，制得在650℃下工作的燃料電池。完成有關的電池反應式：
負極反應式：2CO+2CO32-－4e－＝4CO2
正極反應式：
總電池反應式：
[解析]本題屬于那種源于教材又高于教材的題型，從通常原電池的電解質溶液，一下過渡到熔融鹽，不少人無法適應，當年高考失分也很嚴重。其實，我們只要從最基本的一點－燃料電池分析，其總電池反應式應為：2CO+O2=2CO2，然后逆向思考正極反應式－應為總反應式減去負極反應式，就可得出結果：O2+2CO2+4e－=2CO32-。
[例2]普通干電池中裝有二氧化錳和其它物質，二氧化錳的作用是（）
A.和正極作用把碳變成CO2
B.把正極附近生成的H2氧化成水
C.電池中發(fā)生化學反應的催化劑
D.和負極作用，將鋅變成鋅離子Zn2+
[解析]鋅錳干電池的負極材料是鋅，故負極反應是Zn－2e－=Zn2+。正極導電材料是石墨棒。兩極間為MnO2、NH4Cl、ZnCl2的糊狀物。正極NH4+發(fā)生還原反應生成NH3和（H），繼而被MnO2氧化為水，使碳極附近不致產(chǎn)生H2氣泡而使電極極化，故MnO2也可稱為正極的去極劑，使正極附近生成的H2氧化為水。正極反應：
2MnO2+2NH4++2e－==Mn2O3+2NH3+H2O
電池總反應為：Zn+2MnO2+2NH4+=Zn2++Mn2O3+2NH3+H2O
本題答案為B。
[例3]將0.lmol醋酸溶液加水稀釋，下列說法正確的是（）
A．溶液中c(H+)和c(OH-)都減小B．溶液中c(H+)增大
C．醋酸電離平衡向左移動D．溶液的pH增大
[解析]答案為D。
主要考查電離平衡知識。弱酸的電離可聯(lián)系到溶液的pH、物質的量濃度、水的電離平衡等基礎知識，要用到化學平衡移動原理。要注意酸溶液稀釋時，溶液的c(OH-)增大，同樣堿溶液稀釋時溶液中的c(H+)增大。
[例4]已知0.1molL-1的二元酸H2A溶液的pH=4.0，則下列說法中正確的是（）
A．在Na2A、NaHA兩溶液中，離子種類不相同
B．在溶質物質的量相等的Na2A、NaHA兩溶液中，陰離子總數(shù)相等
C．在NaHA溶液中一定有：c(Na+)+c(H+)=c(HA-)+c(OH-)+2c(A2-)
D．在Na2A溶液中一定有：c(Na+)c(A2-)c(H+)c(OH-)
[解析]答案選C。
主要考查電離平衡、鹽類水解等理論知識。弱電解質的電離平衡、鹽類的水解平衡都會反映到溶液中各種離子濃度的關系之中，從分析離子關系角度考查電離平衡和鹽類水解平衡理論知識，可以較好地區(qū)分學生對相關理論內容的理解水平。
根據(jù)題給條件可判斷，H2A的第一級電離就較弱，屬于弱酸。所以在Na2A、NaHA溶液中由于水解和電離，兩溶液中所含離子種類數(shù)肯定相同。在Na2A溶液中，由于A2-水解，陰離子總數(shù)增加，在NaHA溶液中由于HA-水解陰離子總數(shù)要減小，所以兩溶液中陰離子總數(shù)前者多。任何溶液中，陽離子所帶正電荷總數(shù)跟陰離子所帶負電荷總數(shù)必定相等。所以，在Na2A溶液中H+濃度小于OH-離子濃度。
[例5]剪長約6cm、寬2cm的銅片、鋁片各一片，分別用接線柱平行地固定在一塊塑料板上（間隔2cm）。將銅片與鋁片分別和電流表的“+”、“－”端相連接，電流表指針調到中間位置。取兩個50mL的小燒杯，在一個燒杯中注入約40mL的濃硝酸，在另一只燒杯中注入40mL0.5mol/L的硫酸溶液。試回答下列問題：
（1）兩電極同時插入稀硫酸中，電流表指針偏向（填“鋁”或“銅”）極，鋁片上電極反應式為；
（2）兩電極同時插入濃硝酸時，電流表指針偏向（填“鋁”或“銅”）極，此時鋁是（填“正”或“負”）極，鋁片上電極反應式為。
[解析]電極的確定依賴于具體的電極反應，在這個問題上，學生易受思維定勢的影響，以為金屬越活潑，便一定是負極，殊不知，在濃硝酸中，Al表面產(chǎn)生了鈍化，發(fā)生反應的是Cu。因此，當Al、Cu同時插入稀硫酸時，電流表指針偏向Al。（電流方向從正極到負極）。電極反應式為：Al-3e－=Al3+。而當Al、Cu同時插入濃硝酸時，電流表指針偏向Cu，Al作正極，且電極反應式為：NO3-+4H++3e－=NO+2H2O。

[預測與訓練]
1．0.100molL-1的Na2S的溶液中，下列關系不正確的是（）
A．c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1B．c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)
C．c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)D．c(Na+)+c(H+)=c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)
2．在某未知溶液中再溶入CH3COONa晶體，測得[Na＋]與[CH3COO－]幾乎相等，則原溶液可能是（）
A．HCl溶液B．NaOH溶液C．KCl溶液D．KOH溶液
3．已知同溫同濃度時①H2CO3比H2S電離度大，②H2S比HCO3－電離度大，則下列反應不正確的是（）
（A）Na2CO3＋H2S＝NaHCO3＋NaHS
（B）Na2S＋H2O＋CO2＝NaHS＋NaHCO3
（C）2NaHCO3＋H2S＝Na2S＋2H2O＋2CO2
（D）2NaHS＋H2O＋CO2＝Na2CO3＋2H2S
4．將0.03molCl2緩緩通入含0.02molH2SO3和0.02molHBr的混和溶液中，在此過程中，溶液中的[H＋]與Cl2用量的關系示意圖是（溶液的體積不變）（）
ABCD
5．下列操作中，能使電離平衡H2OH＋＋OH－，向右移動且溶液呈酸性的是（）
（A）向水中加入NaHSO4溶液（B）向水中加入Al2(SO4)3溶液
（C）向水中加入Na2CO3溶液（D）將水加熱到100℃，使pH＝6
6．要使水的電離平衡向右移動，且使pH＜7，可采取的措施是（）
A加少量NaOHB加少量NH4ClC加少量鹽酸D加熱
7．在室溫下，0.1mol/L100ml的醋酸溶液中，欲使其溶液的pH減小，但又要使醋酸電離度減少，應采取（）
A加入少量CH3COONa固體B通入少量氯化氫氣體
C提高溫度D加入少量純醋酸
8．下圖為氫氧燃料電池原理示意圖，按照此圖的提示，下列敘述不正確的是（）
A．a(chǎn)電極是負極
B．b電極的電極反應為：4OH-—4e-=2H2O+O2↑
C．氫氧燃料電池是一種具有應用前景的綠色電源
D．氫氧燃料電池是一種不需要將還原劑和氧化劑全部儲藏在電池內的新型發(fā)電裝置
9．電解原理在化學工業(yè)中有廣泛應用。右圖表示一個電解池，裝有電解液a；X、Y是兩電極板，通過導線與直流電源相連?；卮鹨韵聠栴}：
（1）若X、Y都是惰性電極，a是飽和NaCl溶液，實驗開始時，同時在兩邊各滴入幾滴酚酞試液，則
①電解池中X極上的電極反應式為。在X極附近觀察到的現(xiàn)象是。
②Y電極的電極反應式為,檢驗該電極反應產(chǎn)物的方法是。
（2）如要用電解方法精煉粗銅，電解液a選用CuSO4溶液，則
①X的電極材料是，電極反應式為。
②Y電極的材料是,電極反應式為。
（說明：雜質發(fā)生的電極反應不必寫出）
10．某種胃藥片的制酸劑為碳酸鈣，其中所含的制酸劑質量的測定如下：
①需配制0.1molL-1的鹽酸和0.1molL-1的氫氧化鈉溶液；
②每次取一粒（藥片質量均相同）0.2g的此胃藥片，磨碎后加入20.00mL蒸餾水；
③以酚酞為指示劑，用0.1molL-1的氫氧化鈉溶液滴定，需用去VmL達滴定終點；
④加入25.00mL0.1molL-1的鹽酸溶液。
（1）寫出實驗過程的步驟（寫編號順序）______________。
（2）下圖所示的儀器中配制0.1molL-1鹽酸溶液和0.1molL-1氫氧化鈉溶液肯定不需要的儀器是（填序號）_________，配制上述溶液還需要的玻璃儀器是（填儀器名稱）__________。
（3）配制上述溶液應選用的容量瓶的規(guī)格是（填字母）__________________。
（A）50mL、50mL（B）100mL、100mL
（C）100mL、150mL（D）250mL、250mL
（4）寫出有關的化學方程式_____________________________。
（5）胃藥中含碳酸鈣的質量是________。
11．將0.05mol/L的鹽酸溶液和未知濃度的NaOH溶液以1︰2的體積比混和，所得溶液的pH＝12，用上述NaOH溶液滴定pH＝3的某一元弱酸溶液20mL，達到終點時消耗NaOH溶液12.5mL，試求：
（1）NaOH溶液的物質的量的濃度；
（2）此一元弱酸的物質的量的濃度；
[參考答案]
1D。2D。3CD。4A。5B。6BD。76B。8B。
9．（1）①2H++2e-=H2↑放出氣體，溶液變紅。
②2Cl--2e-=Cl2↑把濕潤的碘化鉀淀粉試紙放在Y電極附近，試紙變藍色。
（2）①純銅Cu2++2e-=Cu②粗銅Cu-2e-=Cu2+
10．（1）這一問主要是為了考查學生對中和滴定實驗過程的理解和掌握情況而設問的。為了保證所得滴定結果的準確度，同一樣品溶液要重復滴定2次以上。所以操作步驟應為：①②④③②④③（或②①④③②④③）。
但有好多學生沒有想到要重復滴定一次，回答成①②④③。
（2）第（2）問的回答也是要從中和滴定實驗操作過程去聯(lián)想回憶。答案為：A、C；玻璃棒、燒杯。
（3）要滴定2次以上，所以樣品溶液的總體積應超過75mL，應選B。
（4）CaCO3+2HCl=CaCl2+CO2+H2OHCl+NaOH=NaCl+H2O
（5）
11．（1）0.04mol/L（2）0.025mol/L（3）4.0%

高三化學《電離平衡》導學案

俗話說，磨刀不誤砍柴工。作為教師就要精心準備好合適的教案。教案可以讓學生們能夠更好的找到學習的樂趣，幫助教師提前熟悉所教學的內容。教案的內容要寫些什么更好呢？為此，小編從網(wǎng)絡上為大家精心整理了《高三化學《電離平衡》導學案》，僅供參考，歡迎大家閱讀。

高三化學《電離平衡》導學案

教學目標

知識目標：

1.掌握弱電解質的電離平衡。

2.了解電離平衡常數(shù)的概念。

3.了解影響電離平衡的因素

能力目標：

1.培養(yǎng)學生閱讀理解能力。

2.培養(yǎng)學生分析推理能力。

情感目標：

由電解質在水分子作用下，能電離出陰陽離子，體會大千世界陰陽共存，相互對立統(tǒng)一，彼此依賴的和諧美。

教學過程

今天學習的內容是：“電離平衡”知識。

1.弱電解質電離過程(用圖像分析建立)

2.當

則弱電解質電離處于平衡狀態(tài)，叫“電離平衡”，此時溶液中的電解質分子數(shù)、離子數(shù)保持恒定，各自濃度保持恒定。

3.與化學平衡比較

(1)電離平衡是動態(tài)平衡：即弱電解質分子電離成離子過程和離子結合成弱電解質分子過程仍在進行，只是其速率相等。

(2)此平衡也是有條件的平衡：當條件改變，平衡被破壞，在新的條件下建立新的平衡，即平衡發(fā)生移動。

(3)影響電離平衡的因素

A.內因的主導因素。

B.外國有：

①溫度：電離過程是一個吸熱過程，所以，升高溫度，平衡向電離方向移動。

②濃度：

問題討論：在的平衡體系中：

①加入：

②加入：

③加入：各離子分子濃度如何變化：、、、溶液如何變化?(“變高”，“變低”，“不變”)

(4)電離平衡常數(shù)

(ⅱ)一元弱酸：

(3)一元弱堿

①電離平衡常數(shù)化是溫度函數(shù)，溫度不變K不變。

②值越大，該弱電解質較易電離，其對應的弱酸弱堿較強;值越小，該弱電解質越難電離，其對應的弱酸弱堿越弱;即值大小可判斷弱電解質相對強弱。

③多元弱酸是分步電離的，一級電離程度較大，產(chǎn)生，對二級、三級電離產(chǎn)生抑制作用。如：

隨堂練習

1.足量鎂和一定量的鹽酸反應，為減慢反應速率，但又不影響的總量，可向鹽酸中加入下列物質中的()

A.B.C.D.

2.是比碳酸還要弱的酸，為了提高氯水中的濃度，可加入()

A.B.C.D.

3.濃度和體積都相同的鹽酸和醋酸，在相同條件下分別與足量固體(顆粒大小均相同)反應，下列說法中正確的是()

A.鹽酸的反應速率大于醋酸的反應速率

B.鹽酸的反應速率等于醋酸的反應速率

C.鹽酸產(chǎn)生的二氧化碳比醋酸更多

D.鹽酸和醋酸產(chǎn)生的二氧化碳一樣多

4.下列敘述中可說明酸甲比酸乙的酸性強的是()

A.溶液導電性酸甲大于酸乙

B.鈉鹽溶液的堿性在相同物質的量濃度時，酸甲的鈉鹽比酸乙的鈉鹽弱

C.酸甲中非金屬元素比酸乙中非金屬元素化合價高

D.酸甲能與酸乙的銨鹽反應有酸乙生成

5.有兩種一元弱酸的鈉鹽溶液，其物質的量濃度相等，現(xiàn)將這兩種鹽的溶液中分別通入適量的，發(fā)生如下反應：

和的酸性強弱比較，正確的是()

A.較弱B.較弱C.兩者相同D.無法比較

總結、擴展

1.化學平衡知識與電離平衡知識對照比較。

2.一元弱酸弱堿中與的求法：

弱電酸中濃度：(酸為弱酸物質的量濃度)

弱堿中濃度：(堿為弱堿物質的量濃度)

3.討論中存在哪些微粒?(包括溶劑)

4.擴展

難溶電解質在水溶液中存在著電離平衡。在常溫下，溶液中各離子濃度以它們的系數(shù)為方次的乘積是一個常數(shù)，該常數(shù)叫溶度各()。例如

溶液中各離子濃度(加上其方次)的乘積大于、等于溶度積時出現(xiàn)沉淀，反之沉淀溶解。

(1)某溶液中，如需生成沉淀，應調整溶液的使之大于。

(2)要使0.2mol/L溶液中的沉淀較為完全(使?jié)舛冉档椭猎瓉淼那Х种?，則應向溶液里加入溶液，使溶液為。

布置作業(yè)

第二課時

P60一、填空題：2.3.4.

P61四、

板書設計

第二課時

一、電解質，非電解質

1.定義：在水溶液中或熔融狀態(tài)下，能導電的化合物叫電解質。

[思考]①，在水溶液中，不導電，它屬于非電解質嗎?為什么?

②溶于水能導電，則氨氣是電解質嗎?為什么?

③共價化合物在液態(tài)時，能否導電?為什么?

2.電解質導電實質，電解質溶液導電能力強弱的原因是什么?

二、強電解質，弱電解質

1.區(qū)分電解質強弱的依據(jù)：

電解質在溶液中“電離能力”的大小。

2.電離方程式：

電離方程式書寫也不同

(1)強電解質：

(2)弱電解質：

3.強弱電解質與結構關系。

(1)強電解質結構：強堿，鹽等離子化合物(低價金屬氧化物);

強酸，極性共價化合物;

(2)弱電解質結構：弱酸，弱堿具有極性共價位的共價化合物。

三、弱電解質電離平衡

1.電離平衡定義

在一定條件下(如溫度，濃度)，當電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速度相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。

2.電離平衡與化學平衡比較

“等”：電離速率與離子結合成分子的速率相等。

“定”：離子、分子的濃度保持一定。

“動”：電離過程與離子結合成分子過程始終在進行。

“變”：溫度、濃度等條件變化，平衡就被破壞，在新的條件下，建立新的平衡。

3.影響電離平衡的外界因素

(1)溫度：溫度升高，電離平衡向右移動，電離程度增大。

溫度降低，電離平衡向左移動，電離程度減小。

(2)濃度：電解質溶液濃度越大，平衡向右移動，電離程度減小;

電解質溶液濃度越小，平衡向左移動，電離程度增大;

4.電離平衡常數(shù)

(1)一元弱酸電離平衡常數(shù)：

(2)一元弱堿電離平衡常數(shù)：

(3)多元弱酸是分步電離，每步各有電離常數(shù)。如：

(4)電離平衡常數(shù)只隨溫度變化而變化，而與濃度無關。

(5)K的意義：

K值越大，弱電解質較易電離，其對應弱酸、弱堿較強。

K值越小，弱電解質較難電離，其對應弱酸、弱堿較弱。

探究活動

鈉與飽和溶液反應，描述觀察到的實驗現(xiàn)象，并運用電離平衡知識解釋產(chǎn)生這種現(xiàn)象的原因。

將鈉投入到盛有飽和溶液的試管中會產(chǎn)生什么現(xiàn)象呢?

實驗操作

實驗現(xiàn)象

原因

1.將鈉投入到盛有飽和溶液的試管中

2.向試管中加入足量的水

提示：

在高一學過鈉與水的反應，在這時學生能夠準確的描述鈉與水的反應現(xiàn)象。如：立即與水反應，浮在水面，四處游動，發(fā)出“嘶嘶”響聲，最的溶成閃亮小球。對于溶解度很小也是學生非常熟悉的知識。因此在總結實驗現(xiàn)象時，一般不存在問題。

本題的重點在現(xiàn)象的解釋上，即用初中學過的溶解平衡與剛學過的電離平衡等知識來解釋產(chǎn)生該現(xiàn)象的原因。要充分發(fā)揮學生的主動性、積極性，讓同學進行分組討論、代表發(fā)言。

得出鈉與水反應生成的氫氧化鈉極易溶于水，在水中全部電離，以Na+與OH-形式存在。而溶于水后，在水中存在電離平衡：

濃度增大后，電離平衡向左邊移動，濃度減小，所以的量會增加，而一定溫度下，在一定量的水中，物質的溶解度是一定的，所以會析出沉淀。

弱電解質的電離平衡

一名優(yōu)秀的教師就要對每一課堂負責，高中教師要準備好教案，這是高中教師的任務之一。教案可以讓上課時的教學氛圍非?；钴S，讓高中教師能夠快速的解決各種教學問題。那么怎么才能寫出優(yōu)秀的高中教案呢？下面是小編精心為您整理的“弱電解質的電離平衡”，僅供參考，歡迎大家閱讀。

弱電解質的電離平衡
【學習目標】
1、理解弱電解質電離平衡的建立和電離平衡的特征；
2、掌握影響電離平衡移動的因素；
3、掌握電離平衡常數(shù)和電離度的概念，并能用平衡常數(shù)討論弱電解質的電離平衡。
【學習重難點】影響電離平衡移動的因素、電離平衡常數(shù)
【課時安排】2課時
【學習過程】
一、弱電解質電離平衡的建立
在一定條件下（如：溫度、壓強），當弱電解質電離
成離子的速率和離子重新結合成分子的速率相等時，電離
過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。
二、電離平衡的特征
電離平衡是化學平衡的一種，因此同樣具有“”、“”、“”、“”的特征。
三、電離平衡常數(shù)和電離度
1、電離平衡常數(shù)是指在一定條件下，弱電解質在溶液中達到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值。
HAH++A-
注：（1）在此計算公式中，離子濃度都是平衡濃度；
（2）電離平衡常數(shù)的數(shù)值與溫度有關，與濃度無關；弱電解質的電離是吸熱的，一般溫度越高，電離平衡常數(shù)越（填“大”或“小”）；
（3）電離平衡常數(shù)反映弱電解質的相對強弱，通常用Ka表示弱酸的電離平衡常數(shù)，用Kb表示弱堿的電離平衡常數(shù)。Ka越大，弱酸的酸性越強；Kb越大，弱堿的堿性越強。
多元弱酸是分布電離的，每一級電離都有相應的電離平衡常數(shù)（用Ka1、Ka2等表示），且電離平衡常數(shù)逐級減小。
2、電離度
注：弱電解質的電離度與溶液的濃度有關，一般而言，濃度越大，電離度越??；濃度越小，電離度越大。
四、影響弱電解質電離平衡移動的因素
1、濃度：弱電解質的溶液中，加水稀釋，電離平衡正移，電離度增大。
即稀釋（填“促進”或“抑制”）電離。
思考：此規(guī)律用電離平衡常數(shù)如何解釋？

2、溫度：因為電離是吸熱的，因此升溫（填“促進”或“抑制”）電離。
3、加入其它電解質
（1）加入與弱電解質電離出的離子相同的離子，電離平衡移動，電離度；
（2）加入與弱電解質電離出的離子反應的離子，電離平衡移動，電離度。
思考1：0.1mol/LCH3COOHCH3COO—+H+
平衡移動H+數(shù)目C（H+）C（CH3COO-）電離平衡常數(shù)電離度溶液的導電能力
NaOH(s)
HCl(g)
NaAc(s)
Na2CO3(s)
加熱
冰醋酸
水
思考2：一元強酸與一元弱酸的比較
(1)相同物質的量濃度、相同體積的HCl與CH3COOH的比較
HClCH3COOH
C（H+）
中和酸所用NaOH的物質的量
與過量Zn反應產(chǎn)生H2的體積
與Zn反應的起始反應速率
(2)相同C(H+)、相同體積的HCl與CH3COOH的比較
HClCH3COOH
酸的濃度
中和所用NaOH的物質的量
與過量Zn反應產(chǎn)生H2的體積
與Zn反應起始反應速率
反應過程速率
例：將C(H+)相同，溶液體積也相同的兩種酸溶液（甲：鹽酸；乙：醋酸）分別與鋅反應，，若最后有一溶液中有鋅剩余，且放出的氣體一樣多，對此有如下判斷：
（1）反應所需時間：乙甲（2）開始時反應速率：甲乙（3）參加反應的鋅的質量：甲=乙（4）整個反應階段的平均速率：乙甲（5）盛鹽酸的容器中有鋅剩余（6）盛醋酸的容器中有鋅剩余，以上判斷正確的是（）
A．(1)(2)(3)(5)B．(1)(3)(5)C．(2)(3)(6)D．(1)(3)(4)(5)
【課堂練習】
1、下列關于電離平衡常數(shù)(K)的說法正確的是()
A.電離平衡常數(shù)(K)只與弱電解質本身和溫度有關
B.電離平衡常數(shù)(K)隨濃度的變化而變化
C.電離平衡常數(shù)(K)越大標志著該電解質電離程度越小
D.電離平衡常數(shù)(K)只與弱電解質本身有關,與其它外部因素無關
2、一定量的鹽酸與過量的鐵粉反應時，為了減緩反應速率，且不影響生成Ｈ2的總量，可向鹽酸中加入適量的（）
Ａ．NaOH(S)Ｂ．H2OＣ．NH4Cl(S)Ｄ．CH3COONa
3、使某弱酸HX的電離程度增大，溶液中的C（H+）減小的措施有（）
A．加水稀釋B.加NaXC.加熱D.加鎂粉
4、欲使醋酸溶液中的CH3COO-濃度增大,且不放出氣體,可加入的少量固體是()
A.NaOHB.NaHCO3C.CH3COOKD.Mg
5、用水稀釋0.1mol/L氨水是，溶液中隨水的量增加而減小的是（）
A.C（OH-）/C（NH3H2O）B.C（NH3H2O）/C（OH-）
C.C（OH-）D.n（OH-）
6、甲酸的下列性質中可以證明它是弱電解質的是（）
Ａ．0.1mol/L甲酸溶液的C(H+)﹤0.1mol/L
Ｂ．甲酸能與水以任意比例互溶
Ｃ．10mL1mol/L甲酸恰好與10mL1mol/LNaOH的溶液完全反應
Ｄ．在相同的條件下，甲酸的導電性比一元強酸溶液的弱
7、同物質的量濃度,同體積的HCl和醋酸,分別與過量同情況的Na2CO3固體反應時,下列敘述正確的是()
Ａ．反應速率HCl＞CH3COOHＢ．氣泡逸出速率CH3COOH＞HCl
Ｃ．在相同條件下兩酸產(chǎn)生的CO2的體積相同
Ｄ．如果兩酸的C(H+)同時，兩酸物質的量濃度HCl＞CH3COOH
8、在同一溫度下，某弱電解質溶液a，強電解質溶液b，金屬導體c的導電能力相同。當升高溫度后，它們的導電能力將是（）
A．a(chǎn)＞b＞cB．a(chǎn)＝b＝cC．c＞a＞bD．b＞a＞c
9、（1）甲、乙兩瓶氨水的濃度分別為1mol/L和0.1mol/L，則甲、乙兩瓶氨水C（OH-）之比10（填“大于”、“等于”或“小于”）
（2）某一元弱酸A和二元強酸B的C（H+）相等，若將兩溶液稀釋相同的倍數(shù)，其溶液的C（H+）AB（填“大于”、“等于”或“小于”），其原因是。
10、（1）已知氨水在298K時的電離常數(shù)是K=1.8×10-5，氨水溶液中C(OH-)=2.4×10-3mol/L，問這種氨水的濃度是多少？
（2）250C某溶液中，0.1mol/L的HA已電離成離子,還有0.9mol/L未電離,求a.

【鞏固練習】
1、在含有酚酞的0.1mol/L氨水中加入少量的NH4Cl晶體，則溶液顏色（）
A.變藍色B.變深C.變淺D.不變
2、化合物HIn在水溶液中因存在以下電離平衡，故可用作酸堿指示劑
HIn（溶液）H+（溶液）+In－（溶液）
紅色黃色
濃度為0.02mol/L的下列各溶液①鹽酸②石灰水③NaCl溶液④NaHSO4溶液⑤
NaHCO3溶液⑥氨水其中能使指示劑顯紅色的有（）
A．①④⑤B．②⑤⑥C．①④D．②③⑥
3、在100mL0.1mol/L的氨水中,欲使氨水的電離度變大,而溶液的堿性減弱,可采用的是
A.加熱B.加水C.加少量NH4Cl固體D.加CH3COOH溶液（）
4、現(xiàn)有H+濃度相同的醋酸溶液和鹽酸，分別用蒸溜水稀釋，至原體積的m倍和n倍，稀釋后兩溶液的H+濃度仍然相等，則m和n的關系是（）
Ａ．m＞nＢ．m＝nＣ．m＜nＤ．無法確定
5、某溫度下，在500mL0.01mol/LCH3COOH溶液中含CH3COOH、H+、CH3COO-共3.13×10-21個,求該溫度下,此溶液中的CH3COOH的電離常數(shù)和電離度.

[研究性學習]1、已知250C時幾種物質的電離度(溶液濃度均為0.1mol/L)如下表(已知硫酸的第一步電離是完全的):
①H2SO4溶液
HSO4-H++SO42-②NaHSO4溶液
HSO4-H++SO42-③醋酸溶液
CH3COOHH++CH3COO-④鹽酸
HCl=H++Cl-
10%29%1.33%100%
(1)250C時,0.1mol/L上述幾種溶液中C(H+)由大到小的順序是(填序號,下同).
(2)250C時,C(H+)相同的上述溶液,其物質的量濃度由大到小的順序是
(3)250C時,0.1mol/LH2SO4溶液中的HSO4-的電離度小于0.1mol/LNaHSO4溶液中HSO4-的電離度的原因是
2、已知Cu（OH）2沉淀在一定條件下可以溶解在氨水中，有關反應的化學方程式為：
Cu（OH）2+4NH3H2O[Cu（NH3）4]2++2OH-+4H2O
（1）操作1：在盛有0.1mol/L、3mLCuSO4溶液的試管中滴加0.2mol/L、3mLNaOH溶液，結果出現(xiàn)藍色的懸濁液，有關的離子方程式是
（2）操作2：在盛有0.1mol/L、3mLCuSO4溶液的試管中滴加0.2mol/L、3mL氨水溶液，結果也出現(xiàn)藍色的懸濁液，有關的離子方程式是
（3）在上述兩種懸濁液中分別滴加2mol/L的氨水溶解之，請從平衡移動的角度思考哪一種懸濁液更易溶解為清液？；理由是
（4）請設計一個實驗方案驗證上述觀點（或理由）的可靠性。