第1課時強電解質和弱電解質目標與素養：1.理解強電解質、弱電解質的概念。(宏觀辨識與微觀探析)2.能描述弱電解質在水溶液中的電離平衡，會正確書寫電離方程式。(變化觀念與平衡思想)3.理解電離平衡常數、電離度的概念。(宏觀辨識與微觀探析)一、強電解質和弱電解質1電解質和非電解質(1)電解質：在水溶液里或熔融狀態下能導電的化合物。(2)非電解質：在水溶液里和熔融狀態下都不能導電的化合物。2強電解質和弱電解質實驗探究實驗操作實驗現象實驗結論用pH試紙分別測0.10 molL1的鹽酸、醋酸的pH鹽酸：pH1醋酸：pH1同濃度的鹽酸和醋酸中，c(H)：鹽酸醋酸氣球均增大，但與鹽酸反應的氣球鼓起的快鹽酸與鎂的反應速率大于醋酸與鎂的反應速率總結論：實驗表明當兩種酸的濃度相同時，鹽酸電離出來的氫離子濃度大于醋酸電離出來的氫離子濃度，也就是說，鹽酸的電離程度要高于醋酸。3強電解質與弱電解質(1)強電解質在水溶液中能夠完全電離的電解質。如：強酸、強堿、絕大多數鹽。(2)弱電解質在水溶液中只能部分電離的電解質。如：弱酸、弱堿、極少數的鹽。微點撥：電解質的強弱與其電離程度有關，與其溶解性無關，與其溶液導電能力強弱沒有必然聯系。二、弱電解質的電離平衡1弱電解質電離平衡的建立(1)弱電解質電離過程中正、逆反應速率隨時間的變化(如圖所示)(2)電離平衡概念在一定條件下(如溫度、濃度一定)，當弱電解質在水溶液中電離達到最大程度時，電離過程并沒有停止，此時弱電解質電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都不再發生變化，就達到了電離平衡。(3)電離平衡的特征(4)影響電離平衡的因素內因：由電解質本身的性質決定。電解質越弱，其電離程度越小。外因：a溫度：升溫時，電離平衡向電離方向移動。b濃度：降低濃度(加水)，電離平衡向電離方向移動。c加入含有弱電解質離子的強電解質，電離平衡向離子結合成分子方向移動。2電離方程式的書寫(1)定義：表示電解質電離過程的式子。(2)表示方法：強電解質的電離方程式：用=連接；弱電解質的電離方程式：用連接，如CH3COOH、NH3H2O的電離方程式分別為CH3COOHCH3COOH、NH3H2ONHOH。多元弱酸分步電離，以第一步電離為主，如H2CO3的電離方程式為H2CO3HCOH、HCOCOH。多元弱堿分步電離、一步書寫，如Fe(OH)3Fe33OH。三、電離平衡常數和電離度1電離平衡常數(K)(1)概念：一定條件下，弱電解質達到電離平衡時，各離子濃度的冪之積與未電離的弱電解質分子的濃度之比。(2)表達式弱酸HAHA，Ka。弱堿BOHBOH，Kb。(3)影響因素內因：取決于電解質本身的性質。外因：只受溫度影響，且溫度升高，K值越大。(4)意義表示弱電解質的電離程度。一定溫度下，K值越大，弱電解質的電離程度越大。2電離度()(1)表達式100%。(2)影響因素溫度一定時，弱電解質溶液的濃度越大，電離度越小；弱電解質溶液的濃度越小，電離度越大。弱電解質溶液濃度一定時，溫度越高，電離度越大；溫度越低，電離度越小。(1)升高溫度，電離平衡常數、電離度怎樣變化？(2)如果向醋酸、硼酸中滴加鹽酸，電離平衡怎樣移動？電離平衡常數、電離度怎樣變化？提示：(1)弱電解質的電離過程吸熱，升高溫度，電離平衡正向移動，電離平衡常數、電離度均增大。(2)滴加鹽酸，醋酸、硼酸的電離平衡逆向移動，電離平衡常數不變，電離度減小。1判斷正誤(正確的打“”，錯誤的打“”)。(1)NH3的水溶液能導電，所以NH3是電解質。()(2)CH3COOH易溶于水，所以CH3COOH是強電解質。()(3)弱電解質在溶液里達到電離平衡時，分子的濃度和離子的濃度一定相等。()(4)改變條件使電離平衡正向移動，電離平衡常數、電離度均一定增大。()答案：(1)(2)(3)(4)2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。下列各項中，表明已達到電離平衡狀態的是()A醋酸的濃度達到1 molL1BH的濃度達到0.5 molL1C醋酸分子的濃度、醋酸根離子的濃度、H的濃度均為0.5 molL1D醋酸分子電離成離子的速率和離子重新結合成醋酸分子的速率相等D在未電離時c(CH3COOH)1 molL1，當醋酸、H、CH3COO的濃度不再變化時(但此時三者的濃度不一定是0.5 molL1)，醋酸的電離達到平衡狀態，故A、B、C均錯誤。依據平衡狀態的標志即電離成離子的速率與離子結合成分子的速率相等，可知D正確。3寫出下列電離方程式：(1)HClO_，(2)NaHSO4溶液_，(3)熔融NaHSO4_。解析：(1)為弱酸，屬于弱電解質，電離方程式用“”，(2)(3)為鹽，屬于強電解質，電離方程式用“=”；NaHSO4為強酸的酸式鹽，在水溶液里電離為Na、H、SO，在熔化狀態下，只能電離為Na和HSO。答案：(1)HClOHClO(2)NaHSO4=NaHSO(3)NaHSO4(熔融)=NaHSO電離常數的應用1有關電離常數的注意事項(1)不同弱電解質電離常數的大小由物質本身的性質決定，同一溫度下，不同弱電解質的電離常數不同，K值越大，電離程度越大。(2)同一弱電解質在同一溫度下改變濃度時，其電離常數不變。(3)電離常數K只隨溫度的變化而變化，升高溫度，K值增大。(4)多元弱酸各級電離常數：Ka1Ka2Ka3，其酸性主要由第一步電離決定，Ka值越大，相應酸的酸性越強。2電離常數的相關計算解題模式：“三段式”，利用始態、變化、終態進行求解，如CH3COOHCH3COOH始態：a molL10 0變化：x molL1 x molL1 x molL1終態：(ax)molL1 x molL1 x molL1Ka(CH3COOH)。3計算電離度(以一元弱酸HA為例)HAHA起始： c酸0 0平衡： c酸(1)c酸c酸Ka，因為很小，所以(1)1，即Kac酸2，所以。【例】已知25 時，測得濃度為0.1 molL1的BOH溶液中，c(OH)1103 molL1。(1)寫出BOH的電離方程式_；(2)BOH的電離度_；(3)BOH的電離平衡常數K_。解析：因c(BOH)初始0.1 molL1，c(BOH)電離c(B)c(OH)1103molL1，則電離度100%1%，BOH不完全電離，故電離方程式為BOHBOH，電離平衡時c(BOH)平衡0.1 molL11103 molL10.1 molL1，則電離常數K1105。答案：(1) BOHBOH(2)1% (3)1105方法點撥有關電離平衡常數計算的常用方法依照化學平衡計算中“三段式”法，通過起始濃度、消耗濃度、平衡濃度，結合Ka(Kb)、等條件便可以輕松地進行電離平衡的有關計算。 由、Ka可推出c(H)的常用計算公式：c(H)c，c(H)，與Ka的關系為。同樣，對于一元弱堿來說，c(OH)c。已知下面三個數據：7.2104、4.6104、4.91010分別是下列有關的三種酸的電離常數，若已知下列反應可以發生：NaCNHNO2=HCNNaNO2；NaCNHF=HCNNaF；NaNO2HF=HNO2NaF。由此可判斷下列敘述不正確的是()AKa(HF)7.2104BKa(HNO2)4.91010C三種酸的強弱順序為HFHNO2HCNDKa(HCN)Ka(HNO2)HYHZB反應HZY=HYZ能夠發生C同體積、同濃度的三種酸中和堿的能力不同D相同溫度下，1 molL1 HX溶液的電離常數大于0.1 molL1 HX溶液的電離常數BA項，由Ka(HZ)Ka(HY)Ka(HX)知酸性：HZHYHX；B項，由“強酸制弱酸”規律知：HZY=HYZ能夠發生；C項，同體積、同濃度的三種酸：n(HX)n(HY)n(HZ)，故中和堿的能力相同；D項，電離常數與濃度無關，只受溫度影響，故相同溫度下Ka(HX)不變。5將6 g CH3COOH溶于水制成1 L溶液，此溶液的物質的量濃度為_；經測定溶液中含CH3CO