第三章第一節：弱電解質的電離教學目標：掌握弱電解質的電離平衡。了解電離平衡常數的概念。了解影響電離平衡的因素重點、難點：外界條件對電離平衡的影響，電離平衡常數。教學方法：實驗探究、類比、推理等教學方法結合使用。引入：問題：什么是電解質？哪些物質屬于電解質？一、電解質，非電解質1．定義：在水溶液中或熔融狀態下，能導電的化合物叫電解質。上述兩種情況下都不導電的化合物叫非電解質。2．酸、堿、鹽都是電解質。二、強電解質，弱電解質區分電解質強弱的依據：分組實驗3-11mol/lHCl1mol/lCH3COOH與鎂條反應現象實驗結論分組實驗3-11mol/lHCl1mol/lCH3COOH溶液的PH（用PH計測定）實驗結論2．電離方程式：（1）強電解質：HCl=H++Cl-（2）弱電解質：CH3COOHCH3COO-+H+3．強弱電解質與結構關系。（1）強電解質：強堿、強酸和多數鹽；（2）弱電解質：弱酸、弱堿和水等。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，這叫做電離平衡。弱電解質電離過程（用圖像分析建立）當則弱電解質電離處于平衡狀態，叫“電離平衡”，此時溶液中的電解質分子數、離子數保持恒定，各自濃度保持恒定。2．與化學平衡比較（由學生總結比較）（1）電離平衡是動態平衡：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，即平衡發生移動。（3）影響電離平衡的因素A．內因的主導因素。B．外因有：（理論推測，實驗驗證）①濃度。在CH3COOHCH3COO-+H+的平衡體系中：稀釋實驗1mol/lHCl1mol/lCH3COOH溶液的PH稀釋1000倍后溶液的PH0.001mol/lHCl0.001mol/lCH3COOH預測實測預測實測理論解釋。b、加入相應的鹽1mol/lHCl1mol/lCH3COOH溶液的PH加入少量NaCl固體加入少量CH3COONa固體溶液的PH預測實測預測實測理論解釋：②溫度1mol/lHCl1mol/lCH3COOH溶液的PH加熱后溶液的PH預測實測預測實測理論解釋：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。練習：完成下表在氨水中進行如下實驗操作操作/項目PH[OH-[NH4+][NH3H2O]加入NH4Cl固體加入NaOH固體加入HCl溶液3.電離平衡常數（自學點撥）實驗3-2（分組）1mol/l硼酸1mol/lCH3COOH溶液的PH加入Na2CO3溶液現象實驗結論及解釋：（1）一元弱酸電離平衡常數：（2）一元弱堿電離平衡常數：（3）多元弱酸是分步電離，每步各有電離常數。如：（4）電離平衡常數只隨溫度變化而變化，而與濃度無關。（5）K的意義：①電離平衡常數化是溫度函數，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，產生，對二級、三級電離產生抑制作用。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．鹽酸產生的二氧化碳比醋酸更多D．鹽酸和醋酸產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，現將這兩種鹽的溶液中分別通入適量的，發生如下反應：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為方次的乘積是一個常數，該常數叫溶度各（）。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（使濃度降低至原來的千分之一），則應向溶液里加入溶液，使溶液為。第三章第一節：弱電解質的電離（學習卷）一、電解質，非電解質定義：在水溶液中或熔融狀態下，能導電的化合物叫電解質。上述兩種情況下都不導電的化合物叫非電解質酸、堿和鹽都是二、強電解質，弱電解質1．區分電解質強弱的依據：分組實驗3-11mol/lHCl1mol/lCH3COOH與鎂條反應現象實驗結論分組實驗3-11mol/lHCl1mol/lCH3COOH溶液的PH（用PH計測定）實驗結論2．電離方程式：（1）強電解質：HCl=H++Cl-（2）弱電解質：CH3COOHCH3COO-+H+3．強弱電解質與結構關系。（1）強電解質：強堿、強酸和多數鹽；如：（2）弱電解質：弱酸、弱堿和水等。如：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，這叫做電離平衡。弱電解質電離過程（用圖像分析建立）當時，弱電解質電離處于平衡狀態，叫“電離平衡”，此時溶液中的電解質分子數、離子數保持恒定，各自濃度保持。2．與化學平衡比較（學生總結比較）（1）電離平衡的特點：（2）影響電離平衡的因素A．內因的主導因素。B．外因有：（理論推測實驗驗證）①濃度。在CH3COOHCH3COO-+H+的平衡體系中：稀釋實驗1mol/lHCl1mol/lCH3COOH溶液的PH稀釋1000倍后溶液的PH0.001mol/lHCl0.001mol/lCH3COOH預測實測預測實測理論解釋。c、加入相應的鹽1mol/lHCl1mol/lCH3COOH溶液的PH加入少量NaCl固體加入少量CH3COONa固體溶液的PH預測實測預測實測理論解釋：②溫度1mol/lHCl1mol/lCH3COOH溶液的PH加熱后溶液的PH預測實測預測實測理論解釋：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。練習：完成下表在氨水中進行如下實驗操作操作/項目PH[OH-[NH4+][NH3H2O]加入NH4Cl固體加入NaOH固體加入HCl溶液電離平衡常數（自學）實驗3-2（分組）1mol/l硼酸1mol/lCH3COOH溶液的PH加入Na2CO3溶液現象實驗結論及解釋：（1）一元弱酸電離平衡常數：=（2）一元弱堿電離平衡常數：=（3）多元弱酸是分步電離，每步各有電離常數。如：（4）k的意義（與化學平衡常數比較）①電離平衡常數化是溫度函數，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，產生，對二級、三級電離產生抑制作用。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．鹽酸產生的二氧化碳比醋酸更多D．鹽酸和醋酸產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，現將這兩種鹽的溶液中分別通入適量的，發生如下反應：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．