第一篇：水的電離 教案

第二節 水的電離

威寧縣小海中學 戴恩旭

教學目標

1.知識目標

了解水的電離和水的離子積； 2.能力目標

培養學生的歸納思維能力及知識的綜合應用能力。3.情感目標

對學生進行對立統一及事物間相互聯系與相互制約的辯證唯物主義觀點的教育。教學分析

本節內容包括水的電離、水的離子積、水的pH。只有認識水的電離平衡及其移動，才能從本質上認識溶液的酸堿性和pH值。本節的學習也為鹽類的水解及電解等知識的教學奠定基礎。教學重點：水的電離與水的離子積。教學難點：水的離子積。教學過程 【引言】

在初中我們學習了溶液的酸、堿度可用pH值表示，這是為什么呢？為什么可以用pH表示溶液的酸性，也可以表示溶液的堿性？唯物辯證法的宇宙觀認為：“每一事物的運動都和它周圍的其他事物相互聯系著和相互影響著。物質的酸堿性是通過水溶液表現出來的，所以，先研究水的電離。

一、水的電離

［實驗演示］用靈敏電流計測定純水的導電性。

現象：靈敏電流計指針有微弱的偏轉。

說明：能導電，但極微弱。

分析原因：純水中導電的原因是什么？

結論：水是一種極弱電解質，存在有電離平衡。[指出]精確的實驗證明水具有微弱的導電性，水是弱電解質微弱的電離產生自由移動的離子H+、OH-，我們研究電解質溶液往往涉及溶液酸堿性，而這與水的電離產生H+、OH-有密切關系，為了從本質上認識溶液的酸堿性，我們需要了解水的電離情況。

[設問]水是弱電解質，寫出水的電離方程式。[討論]弱電解質電離的特點。學生回答及補充。完成練習

H2O+H2O H3O++OH-或H2O H++OH-【針對學生所做情況簡要講評。H+、OH-共存；逆、動、等、定、變】 [指出]精確的實驗證明，純水在25℃，1L純水中只有1*10-7molH2O電離。[展示]電離常數表達式材料。

寫出水的電離常數表達式K=c(H+)?c(OH-)÷c(H2O)

K?c(H2O)=c(H+)?c(OH-)由很少見的c(H2O)，學生討論探究簡化水的電離常數表達式。

二、水的離子積

[定義]Kw=c(H+)?c(OH-)，Kw叫做水的離子積常數或水的離子積。

[設問]寫出水在25℃時，水的離子積常數（水的離子積）。完成

Kw=c(H+)?c(OH-)=1X10-7?1X10-7 =1X10-14 [設問]對于弱電解質水的離子積常數，按照勒夏特列原理溫度對Kw如何影響？ 【分析、討論回答】

水的電離是一個吸熱過程，溫度升高，水的離子積常數增大。

[指出]c(H2O)近似為定值，在一定溫度下K為定值，因此K?c(H2O)為定值，則c(H+)?c(OH-)為定值，對于定值c(H+)?c(OH-)我們引入另外一個符號Kw表示。[指出]100℃時，Kw約為1X10-12，比25℃時約增大100倍

[設問]對H2O這一電離平衡具有“變”的特征，運用勒夏特列原理分析，當向水中分別加入酸溶液、堿溶液時，平衡如何移動，c(H+)?c(OH-)值是否變化？ [指出]由于有水的電離平衡存在，不論在純水、稀酸、稀堿性溶液中均有H+、OH-共存，25℃時水溶液中c(H+)?c(OH-)=1X10-14

[討論]溶液中均有H+、OH-共存，溶液的酸、堿性如何確定？ 回答

中性溶液c(H+)=c(OH-)酸性溶液c(H+)>c(OH-)堿性溶液c(H+)

純水、稀酸、稀堿性溶液中c(H+)、c(OH-)濃度大小關系 【辨證唯物主義教育】

[指出]25℃時，由于Kw=1X10-14 [討論]中性溶液c(H+)=？c(OH-)=？

酸性溶液c(H+)及堿性溶液c(H+)與中性溶液c(H+)大小關系？ 中性溶液c(H)=c(OH)=1X10

酸性溶液c(H+)>c(OH-)c(H+)>1X10-7 堿性溶液c(H+)

一、水的電離

二、水的離子積

第二篇：電離平衡(教案)

高中化學專題：電解質及電離平衡

一、電解質與非電解質的概念

1.電解質：在水溶液里或熔融狀態下能導電的化合物

例如：

H2SO4、NaHCO3、NH4Cl

Na2O、Na2O2、Al2O3

非電解質：在水溶液里和熔融狀態下都不能導電的化合物

例如：非金屬氧化物（CO2、SO2、NO2）；某些非金屬氫化物（NH3）；

大多數有機物（葡萄糖、甘油、苯）

說明 ：離子化合物在熔融或溶于水時離子鍵被破壞，電離產生了自由移動的離子而導電；共價化合物只有在溶于水時才能導電．因此，可通過使一個化合物處于熔融狀態時能否導電的實驗來判定該化合物是共價化合物還是離子化合物． 例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

注： ①單質和混合物既不屬于電解質也不屬于非電解質。②電解質必須是自身能直接電離出自由移動的離子的化合物。

③對于電解質來說，只須滿足一個條件即可，而對非電解質則必須同時滿足兩個條件。

2.強電解質：溶于水或熔融狀態下幾乎完全電離的電解質。含有離子鍵的離子化合物和某些具有極性鍵的共價化合物；

強酸：H2SO4、HCl；強堿：Ba（HO）

2、Ca（HO）2；絕大多數鹽（包括難容）

弱電解質：溶于水或熔融狀態下只有部分電離的電解質

某些具有極性鍵的共價化合物；弱酸：H2CO3、CH3COOH；弱堿：NH3·H2O、Fe（OH）3；個別鹽：HgCl2 ；水

例2：甲酸的下列性質中，可以證明它是弱電解質的是（）。

A．1mol/L甲酸溶液的c(H+)=10mol/L

B．甲酸以任意比與水互溶

C．10mL 1mol/L甲酸恰好與10mL 1mol/L NaOH溶液完全反應D．在相同條件下，甲酸溶液的導電性比一元強酸溶液的弱 ①電解質的強弱與化學鍵有關，但不由化學鍵類型決定。強電解質含有離子鍵或強極性鍵，但含有強極性鍵的不一定都是強電解質，如H2O、HF等都是弱電解質。

②電解質的強弱與溶解度無關。如BaSO4、CaCO3等。③電解質的強弱與溶液的導電能力沒有必然聯系。-C．NH4HCOD．SO2

疑問：熔融狀態下的Fe（既不是電解質也不是非電解質）、Nacl溶液（既不是電解質也不是非電解質，電解質溶液

注意：1.電解質不一定導電(如NaCl晶體、無水醋酸)，導電物質不一定是電解質(如石墨)，非電解質不導電，但不導電的物質不一定是非電解質。

2.電解質溶液導電性不一定比弱電解質強。飽和強電解質溶液導電性不一定比弱電解質強。

二、電解平衡 1.電離平衡的含義

在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質分子電離成離子的速率與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保持不變的狀態叫電離平衡狀態。任何弱電解質在水溶液中都存在電離平衡，達到平衡時，弱電解質具有該條件下的最大電離程度。2．影響電離平衡的因素

（1）濃度：越稀越電離 醋酸的電離平衡中，加水稀釋，平衡向右移動，電離程度變大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)變小 ；

加入少量冰醋酸，平衡向右移動，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大，但電離程度變小。

（2）溫度：T越高，電離程度越大

（3）同離子效應

加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，使電離平衡向逆反應方向移動。（4）化學反應

加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質時，可使平衡向電離方向移動。

例3：（南昌測試題）在CH3COOH的電離平衡中，要使電離平衡右移，且氫離子濃度增大，應采取的措施是（）。

A.加NaOH(s)B.加濃鹽酸

C.加水

D.加熱

例4：用水稀釋0.1mol/L氨水時，溶液中隨著水量的增加而減小的是（）。

A.c(OH-)/c(NH3?H2O)B.c(NH3?H2O)/c(OH-)C.c(OH-)D.n(OH-)3．電離方程式的書寫

強酸的酸式鹽，如NaHSO4完全電離，但在熔融狀態和水溶液里的電離是不相同的。熔融時：NaHSO4=Na++HSO4-溶于水時：NaHSO4=Na++H++SO42-（5）電離溶液中的守恒

Na2S溶液：Na2S=2Na+S；S+H2O

+

2-2-

HS-+OH；HS+H2O

--

H2S+OH；H2O

H+OH。

+-①根據電荷守恒：[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH-]②根據物料守恒：（鈉與硫的物質的量2∶1）[Na+]=2[S2-]+2[HS-]+2[H2S] ③根據由水電離產生H與OH守恒：[OH]=[HS]+[H]+2[H2S] 4．電離平衡常數 +---+

習題：

1．現有如下六種物質：①Cl2 ②NO2 ③NH3 ④H2SO4 ⑤蔗糖 ⑥NaOH ⑦CH3COOH ⑧HCl。用序號回答下列問題：

(1)水溶液能導電的有__①②③④⑥⑦⑧__(2)熔化或液態能導電的有__⑥__(3)屬于非電解質的有_②③⑤_(4)屬于電解質的有_④⑥⑦⑧_，其中屬于強電解質的有__④⑥⑧__，屬于弱電解質的有_⑦__

+--+-2.(2013年上海理綜卷)H2S水溶液中存在電離平衡H2S H+ HS和HS H+ S,若向溶液中（C）

A.加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大； B.通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液PH增大； C.滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液PH減小；

D.加入少量硫酸銅固體（忽略體積變化），溶液中所有離子濃度都減小。

3.(2004年廣東，3)pH相同的鹽酸和醋酸兩種溶液中，它們的（D）A.H+的物質的量相同

B.物質的量濃度相同 C.H+的物質的量濃度不同

D.H+的物質的量濃度相同

－－解析：pH相同的HCl和CH3COOH，其c(H+)相同，且都等于10pH mol·L1；由于HCl為強酸可完全電離，而CH3COOH為弱酸只能部分電離，故在c(H+)相同時，c(HCl)＜c(CH3COOH)。由于n(H+)=c(H+)·V(aq)，所以在體積沒有給出時不能確定兩種溶液的n(H+)是否相同。

－

4.(2004年江蘇，17)草酸是二元弱酸，草酸氫鉀溶液呈酸性。在0.1 mol · L1 KHC2O4溶液中，下列關系正確的是（CD）

－－A.c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH)+c(C2O42-)

B.c(HC2O4-)+c(C2O42-)=0.1 mol·L1 C.c(C2O42-)＞c(H2C2O4)

D.c(K+)=c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42-)

－解析：電荷守恒c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH)+2c(C2O42-)，碳元素守恒可知

－－c(HC2O4-)+c(C2O42-)+c(H2C2O4)=0.1 mol·L1，而c(K+)=0.1 mol·L1。草酸氫鉀溶液呈酸性，則HC2O4-的電離程度大于水解程度，故c(C2O42-)＞c(H2C2O4)。

5、（2012年四川理綜）常溫下，下列溶液中的微粒濃度關系正確的是（D）

A．新制氯水中加入固體NaOH：c(Na＋)=c(Cl－)+c(ClO－)+c(OH－)B．pH=8.3的NaHCO3溶液：c(Na＋)＞c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(H2CO3)

C．pH=11的氨水與pH=3的鹽酸等體積混合：c(Cl－)=c(NH4＋)＞c(OH－)=c(H＋)D．0.2mol?L－1CH3COOH溶液與0.1mol?L－1NaOH溶液等體積混合：

2c(H＋)－2c(OH－)=C(CH3COO－)－C(CH3COOH)【解析】A項不符合電荷守恒，錯；pH=8.3的NaHCO3的溶液中，則HCO3的水解大于電離，故CO32-的濃度小于H2CO3，B錯；pH=11的氨水與pH=3的鹽酸等體積混合，氨水過量，溶液顯堿性，C項錯誤；根據物料守恒，D項正確。

第三篇：第三章 第二節 水的電離和溶液的酸堿性教案

第三章 第二節 水的電離和溶液的酸堿性

一、電離常數

1、寫出CH3COOH、H2CO3、H2S的電離方程式

2、根據電離方程式寫出電離常數的表達式

3、影響電離常數大小的因素： ①同一溫度下，不同弱電解質的電離常數不同，說明電離常數的大小由物質的本性決定

②電離常數受溫度的影響，溫度升高時，電離常數增大

③同一弱電解質在同一溫度下發生濃度變化時，其電離常數不變，說明弱電解質的電離常數大小不受其濃度變化的影響

二、水的電離

1、水是一種________的電解質，其電離方程式為：

_______________________________________、___________________________

2、水的離子積常數

（1）概念：在一定溫度下，c(H+)和c(OH-)的乘積是一個______，即KW=____________，25℃時，KW=__________，100℃時，KW=__________（2）注意點：

①KW隨溫度變化而變化，溫度升高，KW______________； ②適用范圍：____________________________________；

③任何水溶液中均含有_____________，且由水電離的c(H+)和c(OH-)________。

3、影響水電離的因素

[思考]改變下列條件水的電離平衡是否移動？向哪個方向移動？水的離子積是否改變？是增大還是減小？

（1）升高溫度

（2）加入NaCl（3）加入NH4Cl（4）加Na2CO（5）加NaOH

（6）加HCl

總結：（1）升高溫度，_______水的電離，水的離子積________；

（2）加入某些鹽，________水的電離，KW________；（3）加入酸或堿，________水的電離，KW________。

酸、堿由于電離產生的H＋或OH－對水的電離平衡起抑制作用，使水的電離程度減小，而某些鹽溶液中由于CO32－、NH4＋等“弱離子”因結合水電離出的H＋或OH－能促進水的電離平衡，使水的電離程度增大，但無論哪種情況，只要溫度

不變，KW就不變。

①水中加酸或堿均抑制水的電離，但由水電離出的c（H+）與c（OH—）總是相等。

②任何電解質溶液中，H+與OH—總是共存，c(H+)與c(OH—)此增彼長，且Kw = c(H+)·c(OH—)不變。

三、溶液的酸堿性

1、計算：

（1）常溫下，濃度為1×10-5 mol/L的鹽酸溶液中，由水電離產生的c(H+)是多少？

（2）常溫下，濃度為1×10-5 mol/L的NaOH溶液中，由水電離產生的c(OH-)是多少？

（3）在常溫下，由水電離產生的c(H+)=1×10-9 mol/L的溶液，則該溶液的酸堿性如何？

2、溶液的酸堿性

酸性溶液：c(H+)______ c(OH—)，c(H+)______ 1.0×10-7mol/L 堿性溶液：c(H+)______ c(OH—)，c(H+)______ 1.0×10-7mol/L 中性溶液：c(H+)______ c(OH—)，c(H+)______ 1.0×10-7mol/L

3、c(H+)和 c(OH-)與溶液酸堿性、pH的關系

（1）、溶液的酸堿性可用c（H＋）與c（OH－）表示。（2）、c(H+)和 c(OH-)都較小的稀溶液（＜1mol/L），化學上常采用pH來表示溶液酸堿性的強弱。pH表示c(H+)的負對數，pH＝－lg[H＋] 中性溶液c（H＋）＝1×10－7mol/L pH＝7 酸性溶液c（H＋）＞1×10－7mol/L pH＜7 堿性溶液c（H）＜1×10mol/L pH＞7 注意：①PH的變化趨勢與H＋濃度相反

②一般PH只適用于H＋濃度小于1mol/L的溶液 ③酸或堿無限稀釋時PH只能無限接近7 ④PH相同的溶液，c（H＋）一定相同，但物質的量不一定相同 ⑤溶液中性是指c（H＋）= c(OH-)，而PH不一定等于7 例1：

100℃時，純水的kW＝10－12，pH＝，溶液呈（填酸性、堿性、中性）＋

－74、PH的計算

（1）兩種強酸(或強堿)溶液混合后pH值的計算

首先要注意兩點:(1)由于pH值適用于稀溶液,兩種稀溶液混合,其總體積可以近似看作混合前兩者體積之和。(2)對于稀強酸溶液混合,可先求出混合溶液中+的c(H),再求其pH值,若是強堿溶液混合,必須先求出混合液的c(OH-),然后通過水的離子積計算出c(H+),再求其pH值。

例

2、pH值為2和4的兩種鹽酸溶液等體積混合，求pH值?

pH為8和13的兩種NaOH溶液按1:2體積比混合，求pH值?

（2）PH相同時：

①無論何種溶液，都相同

②弱酸的物質的量濃度大于強酸的物質的量濃度 ③用水稀釋相同的倍數時，強酸的PH變化比弱酸大（3）物質的量濃度相同時

①強酸的PH小于弱酸的PH，強堿的PH大于弱堿PH ②中和能力相同

③稀釋相同倍數時，強酸或強堿的PH變化程度比弱酸弱堿的變化大

練習： 1、100℃時關于純水的敘述正確的是

A pH＝6，呈弱酸性

B [H＋]＝10－6mol/L，溶液為中性 C Kw值是常溫時的10－2倍 D pH＝7，溶液為中性

2、常溫下，1mol純水中所含氫離子的物質的量為

A 10－7mol B 10－14mol C 1mol D 1.8×10－9mol

3、水是一種極弱的電解質，在室溫下平均每n個水分子只有一個水分子能電離，則n是

A 1×10－4 B 55.6×107 C 1×107 D 6.02×1021

4、常溫下某溶液中由水電離的c(H＋)＝1×10－10mol/L，該溶液中溶質不可能是

A NaHSO4 B Al2(SO4)3 C NaOH D HCl

5、下列操作中，能使電離平衡H2OH＋＋OH－，向右移動且溶液呈酸性的是

A 向水中加入NaHSO4溶液 B 向水中加入Al2(SO4)3溶液 C 向水中加入Na2CO3溶液 D 將水加熱到100℃，使pH＝6

6、要使水的電離平衡向右移動，且使pH值＜7，可采取的措施是

A 加少量NaOH B 加少量NH4Cl C 加少量鹽酸 D 加熱 7、100℃時，純水的kW＝10－12，pH＝，溶液呈（填酸性、堿性、中性）；若此時每n個水分子中有1個H2O發生電離，則n值為 ；將pH等于7的Ba(OH)2溶液和5×10－5mol/L的H2SO4溶液按一定的體積比混和后，溶液的pH值等于5，可知，Ba(OH)2溶液和H2SO4溶液的體積比為。

8、在0℃時水的pH 7（填大于、等于或小于），理由是。9、25℃時向純水中加入NaOH溶液使其濃度為0.1mol/L，則此溶液中水電離出的[OH－]是 mol/L。

10、在正常情況下，下列液體pH小于7的是

A 人體血液 B 人體胃液 C 小蘇打溶液 D 生理鹽水

11、下列溶液置露于空氣中，開始一段時間溶液的pH值變小的是

①H2S ②H2SO3 ③Na2S ④Ca(OH)2 ⑤氯水 ⑥Na2SO3

A ①②④ B ②⑤⑥ C ①②④⑤ D ②④⑤⑥

12、常溫下分別將下列各組中的兩種溶液等體積混合，所得溶液的pH一定等于7的是

A 0.1mol/L的某一元酸和0.1mol/L的某一元堿 B 0.1mol/L的某二元強酸和0.1mol/L的某二元堿 C pH＝2的某一元酸和pH＝12的某一元堿 D pH＝3的某二元強酸和pH＝11的某一元強堿

13、下列四種溶液中：①pH值為0的鹽酸；②0.1mol/L的鹽酸；③0.01mol/L

＋的氫氧化鈉溶液；④pH值為11的氫氧化鈉溶液。由水電離生成的［H］之比依次為

A 0：1：12：11 B 14：13：12：11 C 14：13：2：3 D 1：10：100：1000

14、相同物質的量濃度的下列化合物的水溶液，按pH減小順序排列的是

A NaHSO4 CH３COONa NH4Cl NaNO3 B NaNO3 CH3COONa NaHSO4 NH4Cl C CH3COONa NaNO3 NH4Cl NaHSO4 D NaNO3 CH3COONa NH4Cl NaHSO4

15、物質的量濃度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大順序排列的是

A Na2CO3 NaHCO3 NaCl NH4Cl B Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl NaCl C(NH4)2SO4 NH4Cl NaNO3 Na2S D NH4Cl(NH4)2SO4 Na2S NaNO3

16、a、b、c、d四種溶液pH值都小于7，已知四種溶液中[H＋]和[OH－]之和由大到小的順序是b＞a＞d＞c，則這四種溶液pH值由大到小的順序是

A c＞d＞a＞b B b＞a＞d＞c C a＞b＞c＞d D 無法確定

17、現有強酸甲溶液的pH＝1，強酸乙溶液的pH＝2，則酸甲與酸乙的物質的量濃度之比不可能的是

A 2：1 B 5：1 C 10：1 D 20：1

18、有甲、乙兩種溶液，甲溶液的pH值是乙溶液的兩倍，則甲溶液中[H＋]與乙溶液中[H＋]的關系

A 2：1 B 100：1 C 1：100 D 無法確定

19、若想使10mL 0.05mol/L H2SO4溶液的pH增大2個單位，下列方法不可行的是

A 向溶液中加入適量的氯化銨固體

B 向溶液中加入一定體積的pH＝4的鹽酸 C 向溶液中加水至溶液體積為1000mL D 向溶液中加入適量的醋酸鈉固體

20、pH＝2的溶液，其H＋濃度為0.01mol/L，下列四種情況的溶液：①25℃的溶液、②100℃的溶液、③強酸溶液、④弱酸溶液，與上述符合的有

A ①③ B ①②③④ C ③④ D ①③④

第四篇：《電解質和電離》教案1

《電解質和電離》教案 班級：

學號：

姓名：

一、教學目標

1、掌握電解質、非電解質、強電解質、弱電解質、電離的概念，區分電解質和非電解質。

2、掌握電離方程式的書寫。

二、教學重難點

1、教學重點：電離方程式的書寫，電解質和非電解質的區分。

2、教學難點：電解質和非電解質的區分。

三、教學方法

實驗、分析、討論、歸納

四、教學過程

【引入】

我們在初中曾觀察過酸、堿、鹽在水溶液中導電的實驗現象。不僅如此，如果將氯化鈉、硝酸鉀、氫氧化鈉等固體分別加熱至熔化，它們也能導電。【板書】

一、酸、堿、鹽在水溶液中的電離

1、電解質

定義：在水溶液或熔融狀態下能夠導電的化合物叫電解質。

【講解】

對于電解質我們要注意以下兩點：

1、電解質是化合物；

2、電解質是在水溶液中或熔融狀態下導電。

【練習】

指出下列那些物質是電解質：

NaCl（固體）

NaOH

H2SO

4BaC2l

CO2 【分析】

首先。我們來看NaCl（固體），雖然它不導電，但它在水溶液或熔融狀態均導電，因此它是電解質，再看NaOH、H2SO4

CO2呢？有同學說BaCl2，它們都能導電，因此都是電解質。那么它溶于水后也能導電，是電解質，其實是錯的，因為它溶于水后生成了H2CO3，導電的是H2CO3，而不是CO2本身，因此，我們稱它為非電解質。【板書】

2、在水溶液或熔融狀態下均不導電的化合物叫做非電解質。

注意：單質既不是電解質也不是非電解質。【提問】

在做水的導電和鹽的導電實驗時，我們能夠觀察到當溶液是水時，燈泡沒有當溶液是鹽時的亮，為什么？ 【學生回答】

導電能力鹽溶液要強于水溶液 【講解】

對。為什么導電能力有強弱之分呢？那是因為酸、堿、鹽能導電是因為它們在水溶液中發生了電離，產生了能夠自由移動的離子。【板書】

3、電離：在水溶液中能過產生自由移動的離子的現象叫電離。【講解】

請大家看書P30圖2-9 【教師歸納】 【板書】

??NaCl?Na?Cl

【講解】

這樣的方程式，我們稱它為電離方程式。而不是所有的電解質在水溶液中都能完全電離的，就像水，它只有一部分電離，因此，我們稱它為弱電解質，而像NaCl，在溶液中是能完全電離的，我們稱它為強電解質。而導電能力呢，就與電解質的電離程度有關。【板書】

4、強電解質：在水溶液中完全電離的化合物（強酸、強堿、大多數鹽）。

弱電解質：在水溶液中部分電離的化合物（弱酸、弱堿）。??

5、弱電解質的離子方程式：H2CO3?H?HCO3

注意：在書寫電離方程式時，若是強電解質，則用“=”連接，若是弱電解質，則用“?”連接。【例】

?2???HSO?2H?SONaOH?N?aO

244

2?2?

CuSO4?Cu?SONH3?H2O?NH??OH? 【練習】

寫出下列物質的電離方程式：

lKOH

HNOH2SO

3HCl

H2S

FeC

Ca(OH)2

Zn(NO3)2

BaC2l

NH4C l【講解】

????HCl?H?Cl

H2S?H?HS

2????FeCl?Fe?2Cl

KOH?K?OH 2????HNO?H?NOH?HSO3

H2SO3?

Ca(OH)2?Ca2??2OH?

Zn(NO3)2?Zn2??2NO3?

2????

BaCl2?Ba?2Cl

NH4Cl?NH4?Cl

通過上面我們所做的練習，我們可以看到一些規律，比如：所有的酸，它們電離時，所電離出得陽離子全是H?。因此，我們可以從電離的角度為酸重新下一個定義。【板書】

6、酸：電離時生成的陽離子全部都是氫離子的化合物。

【提問】

請同學們也重電離的角度去定義堿和鹽。

【學生討論】 【教師歸納】 【板書】

堿：電離時生成的陰離子全部都是氫氧根離子的化合物。

鹽：電離時生成的陰離子全部都是酸根離子，陽離子全部都是金屬離子的化合物（銨鹽除外）。【小結】

這節課我們的一個重難點就是電解質和非電解質，及電離方程式的書寫。學好這節課的內容對我們下節課要學的離子反應有很重要的作用，我希望大家下去的時候能多多練習。【作業】

P33

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第五篇：電離平衡教案示例

電離平衡

教學設計

教學目標 知識與技能

明確強弱電解質與結構的關系； 明確電解質的初步分類；

知道電解質的電離平衡及溫度、濃度等條件對電離平衡的影響。過程與方法

學會運用電離平衡理論解釋一些簡單的化學問題。情感態度和價值觀

由電解質在水分子作用下能電離出陰陽離子，體會大千世界陰、陽共存，相互對立統一，彼此依賴的和諧美； 教學重點

電離平衡的建立與電離平衡的移動，從化學平衡的建立和化學平衡的移動理論來認識電離平衡的建立與電離平衡的移動。

教學難點

電離平衡的建立與電離平衡的移動，從化學平衡的建立和化學平衡的移動理論來認識電離平衡的建立與電離平衡的移動。

教學方法 講述法、比較發現法、實驗法、啟發引導法 教學課時 2課時 教學過程 第一課時 新課的準備：

復習強弱電解質概念，強弱電解質的電離及電離方程式的書寫； 復習化學鍵的知識。

設問：強弱電解質與其結構有沒有關系呢？ 新課進行：

一、強、弱電解質與結構的關系

復習：強電解質、電解質、弱電解質、化合物、非電電解質 從氯化鈉、硫酸鉀、鹽酸、硫酸、硝酸等為強電解質說起：

強電解質：水溶液中完全電離，絕大多數為離子化合物和強極性共價化合物，如，強酸、強堿、絕大多數鹽； 弱電解質：水溶液中不完全電離，絕大多數為含極性鍵的共價化合物，如，弱酸、弱堿、水。設問：碳酸鈣與一水合氨分別是強電解質，還是弱電解質？

二、弱電解質的電離平衡 1．電離平衡的建立 以醋酸為例：

CH3COOHCH3COO－?H?

說明：醋酸的電離是一個可逆的過程，一方面分子電離出離子，另一方面離子重新結合成分子。當矛盾的過程勢均力敵時，也可以建立平衡——電離平衡：

在一定條件下，當電解質分子電離成離子（離子化）的速率與和離子重新結合生成分子（分子化）的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態。

①從電離開始：

CH3COOHCH3COO－?H?（醋酸加水）

②從離子結合成分子開始：

CH3COO－?H?2．電離平衡的特征 CH3COOH（醋酸鈉溶液中加入鹽酸）

“動”——動態平衡；

“等”——V分子化=V離子化；

“定”——弱電解質的電離程度保持一定，溶液中各種粒子的濃度保持一定； “變”——外界條件發生變化，電離平衡也要發生移動。3．影響電離平衡的因素 討論：

在氨水中，分別加入適量鹽酸、NaOH溶液和NH4Cl溶液，對NH3·H2O的電離平衡各有什么影響？有關分子及離子濃度發生怎么樣的變化？并簡要說明理由。

①加入適量鹽酸，平衡如何移動？ ②加入NaOH溶液，平衡如何移動？ ③加入氯化銨溶液，平衡如何移動？

說明：②、③平衡如何移動，取決于加入溶液的濃度。強調：

①對弱電解質溶液的稀釋過程中，弱電解質的電離程度增大，溶液中離子數目增多，溶液中離子濃度由小變大，再變小；

②電離均為吸熱過程，升高溫度，電離程度增大，離了數目增多，離子濃度增大。新課的延伸：

①電離度的概念簡介：與化學平衡中轉化率性質相同的參數，適合于弱電解質建立平衡時，反映電解質的電離程度的大小，可以用于判斷電解質的強弱，電離度的影響因素；

②對于NH3?H2O教學小結： NH3H2O+NH4?OH－平衡體系，改變壓強、加水稀釋、升高溫度，電離平衡如何移動？ 總結電離平衡的建立、特征、影響因素； 練習電離方程式，強調多元酸的分步電離。課后小結： 板書設計 第一節 電離平衡

一、強、弱電解質與結構的關系

二、弱電解質的電離平衡 1．電離平衡的建立 2．電離平衡的特征 “動”——動態平衡；

“等”——V分子化=V離子化；

“定”——弱電解質的電離程度保持一定，溶液中各種粒子的濃度保持一定； “變”——外界條件發生變化，電離平衡也要發生移動。3．影響電離平衡的因素 第二課時 新課的準備：

1．復習電離平衡的建立、特征及影響因素； 2．討論對弱電解質溶液加水稀釋后，各粒子濃度的變化情況； 3．請學生書寫鹽酸、硫酸、醋酸電離的電離方程式； 新課進行： 4．多元弱酸的電離

多元弱酸分步電離，每一步電離均有電離常數，各步的電離程度也不相同，其中第一級電離程度最大：K1＞K2＞K3＞……＞Ki

以磷酸電離為例：

H3PO4 H??H2PO－4－K1=7．5×103

H2PO－42－ H??HPO4K2=6．2×108 －－HPO24－ H??PO34K3=2．2×10－13

強調：①多元弱堿電離與多元弱酸電離情況相似。②多元弱酸電離以第一級為主，只寫第一級電離也可。新課的延伸：電離平衡常數 1．電離平衡常數

說明：電離平衡與化學平衡一樣，各離子濃度與分子濃度之間在一定溫度下也存在著一定量關系。以一水合氨和醋酸電離為例。

強調：①電離平衡常數的意義：判斷弱酸弱堿的相對強弱；②電離平衡常數受溫度的影響（影響不大），與濃度無關。電離度與平衡常數影響因素不同比較。

教學小結：多元弱酸的電離。課后小結： 板書設計

4．多元弱酸的電離

多元弱酸分步電離，其中第一級電離程度最大：K1＞K2＞K3＞……＞Ki。