312弱電解質(zhì)的電離平衡（第2課時(shí)電離平衡常數(shù)強(qiáng)酸與弱酸的比較）（教案）-2022-2023學(xué)年高二化學(xué)（2019選擇性必修1）

3.1.2弱電解質(zhì)的電離平衡第2課時(shí)一、核心素養(yǎng)發(fā)展目標(biāo)1.構(gòu)建電離平衡常數(shù)模型，并能應(yīng)用模型解釋弱電解質(zhì)在水中發(fā)生的變化。2.利用電離平衡常數(shù)相對(duì)大小關(guān)系，建立弱電解質(zhì)相對(duì)強(qiáng)弱和“強(qiáng)酸制弱酸”的思維模型。3.認(rèn)識(shí)電離度及應(yīng)用。二、教學(xué)重難點(diǎn)重點(diǎn)：1.電離平衡常數(shù)的公式及相關(guān)計(jì)算；2.強(qiáng)酸與弱酸的比較難點(diǎn)：電離平衡常數(shù)的公式及相關(guān)計(jì)算。三、教學(xué)方法探究法、總結(jié)歸納法、分組討論法等四、教學(xué)過(guò)程【導(dǎo)入】問(wèn)題導(dǎo)入：怎樣定量比較弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱？電離程度相對(duì)大小怎么比較？【展示】醋酸電離達(dá)到平衡時(shí)（25℃），實(shí)驗(yàn)測(cè)定的溶液中各種微粒的濃度如下：【生】完成相應(yīng)數(shù)據(jù)的計(jì)算?！局v解】在一定溫度下，醋酸在水溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)的值是常數(shù)。電離平衡常數(shù)在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中弱電解質(zhì)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的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用K表示。弱酸和弱堿的電離常數(shù)分別用Ka和Kb表示.一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HA?H＋＋A－，如：CH3COOH：Ka＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)；一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOH?B＋＋OH－，如：NH3·H2O：Kb＝eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)。c(A）、c(B十）、c(HA）和c(BOH）均為達(dá)到電離平衡后各粒子在溶液中的濃度值K值越大，電離能力越強(qiáng)，相應(yīng)弱酸(或弱堿)的酸(或堿)性越強(qiáng)?！菊故尽繋追N弱酸和弱堿的電離平衡常數(shù)（25℃）多元弱酸、多元弱堿的電離平衡常數(shù)多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用K1、K2等來(lái)分別表示。例如，如H2S在水溶液中分兩步電離，電離常數(shù)表達(dá)式分別為Ka1＝eq\f(cH＋·cHS－,cH2S)、Ka2＝eq\f(cH＋·cS2－,cHS－)。電離常數(shù)的大?。篕a1?Ka2；多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。影響因素：1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)的本性。電解質(zhì)越弱，Ka（或Kb）越小,越難電離，酸(堿)的酸(堿)性越弱。【展示】醋酸和HCN的電離平衡常數(shù)【生】酸性：CH3COOH＞HCN【展示】pH計(jì)測(cè)定不同溫度下0.05mol/L醋酸的pH，實(shí)驗(yàn)結(jié)果：【生】外因：只與T有關(guān)，T越大，Ka（Kb）越大?！局v解】越熱越電離應(yīng)用：1、根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，相同條件下，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。2、根據(jù)電離常數(shù)可以判斷鹽與酸(或堿)反應(yīng)是否發(fā)生，一般符合相同條件下“強(qiáng)酸（堿）制弱（堿）”規(guī)律。例：已知25℃時(shí)，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)如下：HCOOH：Ka=1.77×104，HCN：Ka=4.9×1010，H2CO3：Ka1=4.4×107，Ka2=4.7×1011，則以下反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行的是________(填字母)。a．HCOOH＋NaCN=HCOONa＋HCNb．NaHCO3＋NaCN=Na2CO3＋HCNc．NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3d．2HCOOH＋CO32=2HCOO－＋H2O＋CO2↑e．H2O＋CO2＋2CN－=2HCN＋CO32【生】be3、根據(jù)濃度商Q與電離平衡常數(shù)K的相對(duì)大小判斷電離平衡的移動(dòng)方向。例：若將0.1mol/L醋酸加水稀釋，使其溶質(zhì)的濃度變?yōu)樵瓉?lái)的0.5倍，你能判斷醋酸電離平衡移動(dòng)的方向嗎？判斷依據(jù)1越稀越電離判斷依據(jù)2借助電離常數(shù)進(jìn)行判斷Q＜Ka4、根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH·cH＋)＝eq\f(Ka,cH＋)，加水稀釋時(shí)，c(H＋)減小，Ka值不變，則eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)增大?！菊故尽看姿犭婋x達(dá)到平衡時(shí)（25℃），實(shí)驗(yàn)測(cè)定的溶液中各種微粒的濃度表：電離度：1、概念：弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，可用弱電解質(zhì)已電離部分的濃度與其起始濃度的比值來(lái)表示電離的程度，簡(jiǎn)稱為電離度，通常用符號(hào)α表示。2、數(shù)學(xué)表達(dá)式α＝eq\f(已電離的弱電解質(zhì)濃度,弱電解質(zhì)的起始濃度)×100%3、意義：表示弱電解質(zhì)在水中的電離程度，同一弱電解質(zhì)電離度越大，電離程度越大。4、電離度的影響因素內(nèi)因（決定因素）——弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)外因——隨溫度升高而增大——隨濃度增大而減小電離度與化學(xué)平衡的轉(zhuǎn)化率類似?！菊故尽坑秒妼?dǎo)率傳感器測(cè)得的20mL冰醋酸加水稀釋過(guò)程中溶液的電導(dǎo)率變化曲線，發(fā)現(xiàn)在稀釋過(guò)程中電導(dǎo)率出現(xiàn)先增大后減小的現(xiàn)象，請(qǐng)嘗試解釋原因。電離常數(shù)的計(jì)算——三段式法例：25℃amol·L－1的CH3COOHCH3COOHCH3COO－＋H＋起始濃度/(mol·L－1)a0 0變化濃度/(mol·L－1)xx x平衡濃度/(mol·L－1)a－x x x則Ka＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)＝eq\f(x2,a－x)≈eq\f(x2,a)。注意由于弱電解質(zhì)的電離程度比較小，平衡時(shí)弱電解質(zhì)的濃度(a－x)mol·L－1一般近似為amol·L－1。例：在某溫度時(shí)，溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為0.2mol·L?1的氨水中，達(dá)到電離平衡時(shí)，已電離的NH3·H2O為1.7×10?3mol·L?1，試計(jì)算該溫度下NH3·H2O的電離常數(shù)（Kb）?！旧开?dú)立完成計(jì)算一元強(qiáng)酸(堿)與一元弱酸(堿)的比較1．相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項(xiàng)目酸c(H＋)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應(yīng)時(shí)的起始反應(yīng)速率一元強(qiáng)酸大強(qiáng)相同相同大一元弱酸小弱小2.相同體積、相同c(H＋)的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項(xiàng)目酸c(H＋)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應(yīng)時(shí)的起始反應(yīng)速率一元強(qiáng)酸相同相同小少相同一元弱酸大多【課堂小結(jié)】師生共同完成。一、電離常數(shù)表達(dá)式二、電離常數(shù)影響因素內(nèi)因：由物質(zhì)本性決定；外因：同一弱電解質(zhì)的稀溶液，只受溫度影響三、電離常數(shù)作用意義：比較弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱借助Q與K的關(guān)系，判斷電離平衡移動(dòng)方向計(jì)算相關(guān)粒子的濃度【課堂練習(xí)】1．常溫下，向氨水中加水稀釋的過(guò)程中，NH3·H2O的電離平衡常數(shù)、電離度、溶液導(dǎo)電性的變化正確的是()A．增大、增大、減小 B．不變、增大、減小C．不變、減小、減小 D．減小、減小、增大答案B2．下列關(guān)于鹽酸與醋酸兩種