具有極性共價鍵的弱電解質(例如部分弱酸、弱堿。水也是弱電解質)溶于水時，其分子可以微弱電離出離子。下面是學習啦小編整理了弱電解質的電離平衡教學案，希望對你的學習有幫助。

　　溶液中的離子反應

　　第一單元 弱電解質的電離平衡

　　第1課時　強電解質和弱電解質教案

　　[目標要求]　1.了解電解質與非電解質，強電解質與弱電解質的概念。2.認識強弱電解質與物質類別、物質結構的關系。3.了解常見的強、弱電解質。4.了解電解質在水溶液中的電離及溶液的導電性。

　　一、強弱電解質

　　1.電解質和非電解質

　　(1)根據化合物在水溶液中或熔融狀態下是否產生自由移動的離子，可把化合物分為電解質和非電解質。

　　電解質：在水溶液中或熔融狀態下能產生自由移動的離子的化合物。

　　非電解質：在水溶液中或熔融狀態下不能產生自由移動的離子的化合物。

　　電解質和非電解質的范疇都是化合物，所以單質既不是電解質，也不是非電解質。

　　(2)Na、Cl2、NH3、SO2、NO2溶于水后，其溶液都能導電。它們不是(填“是”或“不是”)電解質，在其水溶液中的電解質分別是(水除外)NaOH、HCl和HClO、NH3•H2O、H2SO3、HNO3。

　　(3)常見的電解質有酸、堿、鹽、離子型氧化物。

　　2.強電解質和弱電解質

　　實驗探究(Ⅰ)：同濃度醋酸和鹽酸的電離程度

　　實驗步驟：在兩只錐形瓶中分別加入等體積的濃度均為1 mol•L-1的鹽酸和醋酸，在兩個氣球中分別加入經砂紙打磨過的長度相同的鎂條，然后將氣球套在錐形瓶口，同時將氣球中的鎂條送入錐形瓶中，觀察實驗現象。

　　實驗現象：如下表所示。

　　1 mol•L-1HCl 1 mol•L-1

　　CH3COOH 對實驗現象的解釋

　　與鎂條反應的速率 快 慢 HCl與鎂的反應速率快，說明同

　　濃度時，HCl中c(H+)大

　　溶液的pH 0 2.4 鹽酸的pH小，說明鹽酸中的

　　c(H+)大于醋酸中的c(H+)

　　實驗結論：同濃度鹽酸的電離程度大于醋酸。

　　實驗探究(Ⅱ)：同濃度的NaOH溶液與氨水的電離程度

　　實驗步驟：取pH為12的氫氧化鈉和氨水各1 mL于錐形瓶中，分別用酚酞作為指示劑，用HCl作為標準溶液進行滴定。

　　實驗現象：兩溶液消耗HCl標準溶液的體積：氨水溶液>氫氧化鈉溶液。

　　實驗結論：NaOH和NH3•H2O的電離程度不同，pH相同的NaOH的濃度小于NH3•H2O的濃度，說明NaOH完全電離，而NH3•H2O只是部分電離。

　　歸納總結：(1)根據電解質在水溶液里是否全部電離，可把電解質分為強電解質和弱電解質。

　　強電解質：在水溶液中能夠完全電離的電解質稱為強電解質。

　　弱電解質：在水溶液中只能部分電離的電解質稱為弱電解質。

　　(2)常見的強電解質有強酸、強堿和鹽;常見的弱電解質有弱酸、弱堿、極少數的鹽[如(CH3COO)2Pb等]。

　　二、弱電解質的電離過程是可逆的

　　1.電離平衡的建立

　　在一定條件(如溫度、濃度)下，當弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態。

　　2.弱電解質電離方程式的書寫

　　(1)弱電解質電離是可逆的，用“ ”表示。

　　如：CH3COOH H++CH3COO-，

　　NH3•H2O NH+4+OH-。

　　(2)多元弱酸分步電離，以第一步電離為主。如H2S電離方程式為H2S H++HS-、

　　HS- H++S2-。

　　(3)多元弱堿的電離過程復雜，中學階段要求一步寫出其電離方程式，如：Cu(OH)2 Cu2++2OH-

　　知識點一　電解質、非電解質

　　1.下列物質的水溶液能導電，但屬于非電解質的是(　　)

　　A.CH3COOH B.Cl2 C.NH4HCO3 D.SO2

　　答案　D

　　解析　選項中的4種物質的水溶液都能導電，但原因有所不同。CH3COOH和NH4HCO3均為電解質，水溶液能導電;Cl2和SO2的水溶液能導電，是因為它們與水發生反應Cl2+H2O HCl+HClO，SO2+H2O??H2SO3，因生成物均為電解質，故溶液也導電。電解質和非電解質都是化合物，Cl2是單質，因此只有SO2為非電解質。

　　2.電解質是(　　)

　　A.在溶于水或熔融狀態下全部電離的化合物

　　B.在溶于水或熔融狀態下能導電的化合物

　　C.可溶性鹽類

　　D.導電性很強的物質

　　答案　B

　　知識點二　強電解質、弱電解質

　　3.下列關于電解質電離的敘述中，正確的是(　　)

　　A.碳酸鈣在水中溶解度很小，所以碳酸鈣是弱電解質

　　B.碳酸鈣在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸鈣全部電離，所以碳酸鈣是強電解質

　　C.氯氣和氨氣的水溶液導電性都很好，所以它們是強電解質

　　D.水難電離，純水幾乎不導電，所以水是非電解質

　　答案　B

　　4.關于強、弱電解質的敘述正確的是(　　)

　　A.強電解質都是離子化合物，弱電解質都是共價化合物

　　B.強電解質都是可溶性化合物，弱電解質都是難溶性化合物

　　C.強電解質的水溶液中無溶質分子，弱電解質的水溶液中有溶質分子

　　D.強電解質的水溶液導電能力強，弱電解質的水溶液導電能力弱

　　答案　C

　　知識點三　離子方程式的書寫

　　5.下列電離方程式書寫正確的是(　　)

　　A.Al2(SO4)3 2Al3++3SO2-4

　　B.HF H++F-

　　C.H2S 2H++S2-

　　D.Ca(OH)2 Ca2++2OH-

　　答案　B

　　解析　Al2(SO4)3和Ca(OH)2是強電解質，電離方程式書寫時應用“===”連接，只有弱電解質電離方程式的書寫用“ ”;而H2S是弱電解質，屬于二元弱酸，應分步電離;則只有B正確。

　　6.在水溶液中，下列電離方程式正確的是(　　)

　　A.CH3COOH CH3COO-+H+

　　B.NaHSO4===Na++HSO-4

　　C.NaHCO3===Na++H++CO2-3

　　D.H3PO4===3H++PO3-4

　　答案　A

　　練基礎落實

　　1.常壓下，僅能在水溶液中導電的電解質是(　　)

　　A.KOH B.CH3OH C.CO2 D.KHCO3

　　答案　D

　　2.在水溶液中下列電離方程式書寫正確的是(　　)

　　A.Ca(OH)2 Ca2++2OH-

　　B.NaHCO3===Na++H++CO2-3

　　C.H2CO3??2H++CO2-3

　　D.Na2SO4===2Na++SO2-4

　　答案　D

　　解析　Ca(OH)2為強電解質;NaHCO3電離產生Na+與HCO-3;H2CO3為多元弱酸，分步電離，不可一步完成。

　　3.下列說法正確的是(　　)

　　A.NaCl溶液在電流作用下電離成鈉離子和氯離子

　　B.溶于水后能電離出氫離子的化合物都是酸

　　C.硫酸鋇難溶于水，但硫酸鋇屬于強電解質

　　D.二氧化碳溶于水能部分電離，故二氧化碳屬于弱電解質

　　答案　C

　　4.關于強弱電解質及非電解質的組合完全正確的是(　　)

　　A B C D

　　強電解質 NaCl H2SO4 CaCO3 HNO3

　　弱電解質 HF BaSO4 HClO HI

　　非電解質 Cl2 蔗糖 C2H5OH SO2

　　答案　C

　　5.在電解質溶液的導電性裝置(如圖所示)中，若向某一電解質溶液中逐滴加入另一溶液，則燈泡由亮變暗，至熄滅后又逐漸變亮的是(　　)

　　A.鹽酸中逐滴加入食鹽溶液

　　B.硫酸中逐滴加入氫氧化鈉溶液

　　C.硫酸中逐滴加入氫氧化鋇溶液

　　D.醋酸中逐滴加入氨水(氨水為弱電解質，CH3COONH4為強電解質)

　　答案　C

　　練方法技巧

　　6.下列敘述中正確的是(　　)

　　A.固體氯化鈉不導電，所以氯化鈉是非電解質

　　B.銅絲能導電，所以銅是電解質

　　C.氯化氫水溶液能導電，所以氯化氫是電解質

　　D.三氧化硫溶于水能導電，所以三氧化硫是電解質

　　答案　C

　　解析　本題考查了電解質和非電解質的判斷，解答時要從“研究對象”、“導電的條件”、“導電的實質”三個角度分析，而不能錯誤的認為“導電的就是電解質，不導電的就是非電解質”。A項NaCl不導電，是因為雖然NaCl晶體中有Na+、Cl-，但不能自由移動，將它溶于水或熔融時則可導電，所以NaCl是電解質;B項銅是單質不是化合物;D項SO3溶于水導電，是生成的H2SO4溶液導電，H2SO4是電解質，而SO3不是電解質，只有C項正確。

　　7.下列說法正確的是(　　)

　　A.電解質的電離是在通電的條件下進行的

　　B.在水溶液中和熔融狀態下能夠導電的化合物是電解質

　　C.電解質電離的條件是溶于水或受熱熔化

　　D.強電解質能夠電離，弱電解質不能電離

　　答案　C

　　解析　電解質是在溶于水或熔融狀態下發生電離的，電離并不需要通電，所以A錯，C項對;在水溶液中或熔融狀態下能夠導電的化合物就是電解質，兩個條件滿足一個即可，并不需要兩個條件同時滿足，所以B項錯誤;強、弱電解質在溶于水或熔融狀態下均可以電離，所以D項敘述錯誤。

　　8.把0.05 mol NaOH固體，分別加入下列100 mL溶液中，溶液的導電能力變化不大的是(　　)

　　①自來水　②0.5 mol•L-1鹽酸　③0.5 mol•L-1醋酸　④0.5 mol•L-1NH4Cl溶液

　　A.①② B.②④ C.③④ D.②③

　　答案　B

　　解析　離子濃度變化不大，導電能力變化就不大。在H2O中、CH3COOH中加入NaOH固體，離子濃度都增大，向HCl中加入NaOH固體，自由移動離子數基本不變，則離子濃度變化不大，向NH4Cl中加入NaOH固體，離子濃度基本不變。

　　練綜合拓展

　　9.下列物質中，屬于強電解質的是________(均填序號);屬于弱電解質的是________。

　　①水　②氨水　③鹽酸　④醋酸　⑤硫酸鋇　⑥氯化銀　⑦氯化鈉　⑧氫氣　⑨醋酸銨

　　答案　⑤⑥⑦⑨　①④

　　解析　強、弱電解質都是指的化合物，它們的區別在于其在水溶液中能否完全電離。現針對有關物質分析如下：氫氣為單質，不是化合物，既不是電解質又不是非電解質;氨水(NH3的水溶液)、鹽酸(HCl的水溶液)為混合物，是電解質溶液，其中NH3•H2O和氯化氫是電解質;硫酸鋇(BaSO4)、氯化銀(AgCl)由于溶解度小，離子濃度小，所以導電性弱，但溶解的部分完全電離，所以不僅是電解質，而且是強電解質;CH3COOH、NH3•H2O雖都是弱電解質，但兩者反應的產物醋酸銨(CH3COONH4)由于在水溶液中完全電離，卻是強電解質。CH3COOH+NH3•H2O===CH3COONH4+H2O(中和反應);CH3COONH4===CH3COO-+NH+4。

　　10.雙氧水(H2O2)和水都是極弱電解質，但H2O2比H2O更顯酸性。

　　(1)若把H2O2看成是二元弱酸，請寫出在水中的電離方程式：

　　________________________________________________________________________

　　________________________________________________________________________。

　　(2)鑒于H2O2顯弱酸性，它能同強堿作用形成正鹽，在一定條件下也可形成酸式鹽。請寫出H2O2與Ba(OH)2作用形成鹽的化學方程式：

　　________________________________________________________________________

　　________________________________________________________________________。

　　(3)水電離生成H3O+和OH-叫作水的自偶電離。同水一樣，H2O2也有極微弱的自偶電離，其自偶電離的方程式為

　　________________________________________________________________________

　　________________________________________________________________________。

　　答案　(1)H2O2 H++HO-2、HO-2 H++O2-2

　　(2)H2O2+Ba(OH)2===BaO2+2H2O或2H2O2+Ba(OH)2===Ba(HO2)2+2H2O

　　(3)H2O2+H2O2 H3O+2+HO-2

　　解析　H2O2看成是二元弱酸，電離方程式分步寫，即H2O2 H++HO-2，HO-2 H++O2-2。H2O2+Ba(OH)2===BaO2+2H2O或2H2O2+Ba(OH)2===Ba(OH2)2+2H2O。根據H2O+H2O H3O++OH-的自偶電離知H2O2自偶電離的方程式為H2O2+H2O2 H3O+2+HO-2。

　　11.現有濃度均為0.1 mol•L-1的鹽酸、硫酸、醋酸三種溶液，回答下列問題：

　　(1)若三種溶液中c(H+)分別為a1 mol•L-1、a2 mol•L-1、a3 mol•L-1，則它們的大小關系為________。

　　(2)等體積的以上三種酸分別與過量的NaOH溶液反應，若生成的鹽的物質的量依次為b1 mol、b2 mol、b3 mol，則它們的大小關系為________。

　　(3)分別用以上三種酸中和一定量的NaOH溶液生成正鹽，若需要酸的體積分別為V1、V2、V3，其大小關系為________。

　　(4)分別與Zn反應，開始時生成H2的速率為v1、v2、v3，其大小關系為________。

　　答案　(1)12a2=a1>a3(答a2>a1>a3也可)

　　(2)b1=b2=b3

　　(3)V1=V3=2V2　(4)v2>v1>v3

　　解析　(1)鹽酸中

　　c(H+)=c(HCl)=0.1 mol•L-1

　　硫酸中c(H+)=2c(H2SO4)=2×0.1 mol•L-1=0.2 mol•L-1

　　醋酸中由于存在電離平衡 CH3COOH CH3COO-+H+，CH3COOH部分電離，所以c(H+)<0.1 mol•L-1

　　(2)由于三種酸中溶質的物質的量相同，所以與足量NaOH溶液反應生成鹽的物質的量也相同。

　　(3)設所用NaOH溶液中n(NaOH)為1 mol。

　　HCl+NaOH===NaCl+H2O

　　所以消耗鹽酸的體積V1=1 mol0.1 mol•L-1=10 L

　　H2SO4+2NaOH===Na2SO4+2H2O

　　消耗硫酸的體積V2=12 mol0.1 mol•L-1=5 L

　　CH3COOH+NaOH===CH3COONa+H2O

　　消耗醋酸的體積V3=1 mol0.1 mol•L-1=10 L

　　(4)由于開始時鹽酸、硫酸、醋酸中c(H+)為0.1 mol•L-1、0.2 mol•L-1、小于0.1 mol•L-1，所以有v2>v1>v3。

　　第2課時　弱電解質的電離平衡教案

　　[目標要求]　1.理解弱電解質的電離平衡。2.掌握電離常數及電離度的概念。

　　一、外界條件對電離平衡的影響

　　電離平衡是一個吸熱過程，其主要受溫度、濃度的影響。

　　1.濃度

　　增大弱電解質的濃度，電離平衡正向移動，溶質分子的電離程度減小。

　　2.溫度

　　升高溫度，電離平衡正向移動，電離程度增大;降低溫度，電離平衡逆向移動，電離程度減小。

　　二、電離常數

　　1.表示方法

　　對于AB A++B-，K=cA+•cB-cAB。

　　2.K的意義

　　用于比較弱電解質的相對強弱，K值越大，電解質越強。多元弱酸只考慮第一步電離。

　　3.影響因素

　　電離常數只與溫度有關，升高溫度，K值增大。

　　4.電離度

　　(1)弱電解質的電離度用α表示

　　則α=已電離的弱電解質濃度弱電解質的初始濃度×100%，

　　或α=已電離的弱電解質的分子數弱電解質的初始分子數×100%，

　　或α=已電離的弱電解質的物質的量弱電解質的初始物質的量×100%。

　　(2)影響電離度的因素

　　①溫度

　　升高溫度，電離平衡向正反應方向移動，電離度增大。

　　②濃度

　　加水稀釋，電離平衡向正反應方向移動，電離度增大。即濃度越大，電離度越小，濃度越小，電離度越大。

　　知識點一　弱電解質的電離平衡

　　1.下列說法正確的是(　　)

　　A.根據溶液中有CH3COOH、CH3COO-和H+即可證明CH3COOH達到電離平衡狀態

　　B.根據溶液中CH3COO-和H+的物質的量濃度相等可證明CH3COOH達到電離平衡狀態

　　C.當NH3•H2O達到電離平衡時，溶液中NH3•H2O、NH+4和OH-的濃度相等

　　D.H2CO3是分步電離的，電離程度依次減弱

　　答案　D

　　解析　該題考查了電離平衡的判斷及其特點。溶液中除電解質電離出的離子外，還存在電解質分子，能證明該電解質是弱電解質，但不能說明達到平衡狀態，A錯誤;根據CH3COOH CH3COO-+H+知即使CH3COOH電離未達到平衡狀態，CH3COO-和H+的濃度也相等，B錯誤;NH3•H2O達到電離平衡時，溶液中各粒子的濃度不變，而不是相等，何況NH3•H2O電離程度是很小的，絕大多數以NH3•H2O的形式存在，C錯誤;H2CO3是二元弱酸，分步電離且電離程度依次減小，D正確。

　　2.下列對氨水溶液中存在的電離平衡NH3•H2O NH+4+OH-敘述正確的是(　　)

　　A.加水后，溶液中n(OH-)增大

　　B.加入少量濃鹽酸，溶液中c(OH-)增大

　　C.加入少量濃NaOH溶液，電離平衡正向移動

　　D.加入少量NH4Cl固體，溶液中c(NH+4)減少

　　答案　A

　　解析　A項，加水使NH3•H2O電離平衡右移，n(OH-)增大;B項，加入少量濃鹽酸使c(OH-)減小;C項，加入濃NaOH溶液，電離平衡向左移動;D項，加NH4Cl固體，c(NH+4)增大。

　　知識點二　電離度

　　3.在100 mL 0.1 mol•L-1的醋酸溶液中，欲使醋酸的電離程度增大，H+濃度減小，可采用的方法是(　　)

　　A.加熱

　　B.加入100 mL 0.1 mol•L-1的醋酸溶液

　　C.加入少量的0.5 mol•L-1的硫酸

　　D.加入少量的1 mol•L-1的NaOH溶液

　　答案　D

　　解析　A項，加熱促進電離，H+濃度增大;B項，H+濃度不變;C項，加H2SO4抑制電離，但H+濃度增大;D項，加入NaOH，OH-與H+反應，平衡向右移動，H+濃度減小。

　　4.20 ℃時在0.5 L、0.2 mol•L-1的HA溶液中，有0.01 mol•L-1的HA電離成離子，求該溫度下的電離度。

　　答案　α=0.01 mol•L-10.2 mol•L-1×100%=5%

　　解析　根據α=已電離的弱電解質濃度弱電解質的初始濃度×100%進行計算。

　　知識點三　電離常數

　　5.在25 ℃時，0.1 mol•L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液中，它們的電離平衡常數分別為4.6×10-4mol•L-1、1.8×10-4mol•L-1、4.9×10-10mol•L-1、K1=4.3×10-7mol•L-1和K2=5.6×10-11mol•L-1，其中氫離子濃度最小的是(　　)

　　A.HNO2 B.HCOOH C.HCN D.H2CO3

　　答案　C

　　解析　相同溫度時，電離平衡常數越小，其電離程度越小，濃度相同時，電離產生的離子濃度越小。

　　6.已知下面三個數據：7.2×10-4 mol•L-1、4.6×10-4 mol•L-1、4.9×10-10 mol•L-1分別是三種酸的電離平衡常數，若已知這些酸可發生如下反應：

　　①NaCN+HNO2===HCN+NaNO2，

　　②NaCN+HF===HCN+NaF，

　　③NaNO2+HF===HNO2+NaF。

　　由此可判斷下列敘述中，不正確的是(　　)

　　A.HF的電離平衡常數為7.2×10-4 mol•L-1

　　B.HNO2的電離平衡常數為4.9×10-10 mol•L-1

　　C.根據①③兩個反應即可知三種酸的相對強弱

　　D.HNO2的電離平衡常數比HCN大，比HF小

　　答案　B

　　解析　相同溫度下的弱電解質的電離平衡常數是比較弱電解質相對強弱的依據之一。

　　該題中涉及三個反應。由這三個化學反應方程式可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次減弱。酸性越強，電離常數越大，據此可以將三個K值與酸對應起來。以上三個反應中，第①個反應說明HNO2>HCN，第③個反應說明HF>HNO2，只根據這兩個反應即可作出比較。