第8章 第1节 弱电解质的电离平衡-【创新教程】2024高考化学总复习大一轮教师用书word（新教材，人教单选版）

第一节　弱电解质的电离平衡 课程标准 核心素养(教师用书独具) 1.从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应 2．认识电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义 3．能用化学用语正确表示水溶液中的离子反应与平衡，能通过实验证明水溶液中存在的离子平衡，能举例说明离子反应与平衡在生产、生活中的应用 1.变化观念与平衡思想：认识弱电解质的电离有一定限度，是可以调控的。能多角度、动态地分析弱电解质的电离平衡，并运用电离平衡原理解决实际问题 2．证据推理与模型认知：知道可以通过分析、推理等方法认识电离平衡的本质特征、建立模型。能运用模型解释电离平衡的移动，揭示现象的本质和规律 3．科学探究与创新意识：能发现和提出有关弱电解质的判断问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究 考点一　弱电解质的电离平衡及其影响因素 一、强、弱电解质 1．概念及分类 2．电离方程式的书写 强电解质用“===”连接，弱电解质用“”连接。 常见类型 电离方程式 强电解质 硫酸钾：K2SO4===2K＋＋SO 一元弱酸、弱碱 乙酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋ 一水合氨：NH3·H2ONH＋OH－ 多元弱酸 分步电离，如碳酸： H2CO3H＋＋HCO、 HCOH＋＋CO 多元弱碱 一步写出，如氢氧化铁： Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ 酸式盐 强酸的 酸式盐 水溶液中完全电离，如NaHSO4： NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO 弱酸的 酸式盐 水溶液中不能完全电离，如NaHCO3： NaHCO3===Na＋＋HCO、 HCOH＋＋CO 二、弱电解质的电离平衡 1．弱电解质电离平衡的概念：在一定条件下，当弱电解质　电离产生离子　的速率和　离子结合成分子　的速率相等时，电离过程达到平衡状态。 2．电离平衡的建立与特征 (1)开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 (2)平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。 (3)当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。 3．外界条件对电离平衡的影响 以CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH>0为例： 改变条件 移动方向 n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 电离程度 浓 度 加水稀释 　正向　 　增大　 　减小　 　减小　 　增大　 加冰醋酸 　正向　 　增大　 　增大　 　增大　 　减小　 同离子效应 通入 HCl(g) 　逆向　 　增大　 　增大　 　减小　 　减小　 加醋酸 钠固体 　逆向　 　减小　 　减小　 　增大　 　减小　 升高温度 　正向　 　增大　 　增大　 　增大　 　增大　 说明 ①稀醋酸加水稀释时，溶液中不会所有的离子浓度都减小； ②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度也不一定增大； ③电离平衡右移，电离程度也不一定增大 三、电解质溶液的导电能力与溶液中离子的关系 电解质溶液导电能力取决于自由移动离子的浓度及离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。 将冰醋酸、浓醋酸和稀醋酸分别加水稀释，其导电能力随加水量的变化曲线如图： 1．易错辨析(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)在溶液里导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质(　×　) (2)常温下0.01 mol·L－1的HA溶液pH>2，说明HA是弱酸(　√　) (3)室温下，由0.1 mol/L一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－(　×　) (4)1 L 0.1 mol·L－1的乙酸溶液中含H＋的数量为0.1NA(　×　) (5)同一弱电解质的溶液，当温度或浓度不同时，其导电能力也不同(　√　) (6)向0.1 mol·L－1 NH3·H2O溶液中加入少量的NH4Cl晶体时溶液中的c(OH－)增大(　×　) (7)常温下，向pH＝2的醋酸溶液中加入醋酸铵固体，可抑制醋酸的电离(　√　) (8)纯的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电(　√　) 2．以0.1 mol·L－1的醋酸溶液为例填写下表中各项变化。 平衡移动方向 平衡常数Ka n(H＋) c(H＋) 导电性 加水稀释 加冰醋酸 升温 加CH3COONa(s) 加NaOH(s) 通入HCl(g) 答案：正向　不变　增大　减小　减弱　正向　不变　增大　增大　增强　　正向　增大　增大　增大　增强　逆向　不变　减小　减小　增强　正向