第一篇：【化學】魯科版選修4《化學反應原理》教案：3.2《弱電解質的電離 鹽類的水解》(第5課時)

知識改變命運，學習成就未來

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【解析】鹽類的水解使溶液呈現酸堿性，所以必然會破壞了純水的電離平衡。Na2CO3溶液中，首先Na2CO3==2Na＋＋CO3２－，但有弱會水解，CO3２－＋H2O－

HCO3－＋H＋，HCO3＋H2OH2CO3＋H＋。所以c(Na＋)大于c(CO3２－)的２倍

【題5】在水中加入下列物質，可以促進水電離的是（C）A.H2SOB.NaOH

C.Na2COD.KNO3 【解析】2H2OOH＋H3O，加酸加堿均會抑制水的電離，強酸強堿鹽不影響水的電離，－

＋含弱酸陰離子或弱堿陽離子的鹽均可以促進水的電離。【題6】下列水解反應的化學方程式錯誤的是（A）A.Fe３＋＋3H2O＝Fe(OH)3＋3H＋ B.HSO3＋H2OC.C6H5COO－＋H2O－H2SO3＋OH

C6H5COOH＋OH－

－D.Al３＋＋3 HCO3－＝Al(OH)3↓＋3CO2↑

【解析】A應該為可逆符號，而不是等號。D為雙水解，相互促進至最后完全。【題7】鹽酸、醋酸和碳酸氫鈉是生活中常見的物質。下列表述正確的是（C）A.在NaHCO3溶液中加入與其等物質的量的NaOH，溶液中的陰離子只有CO3２－和OH－ B.NaHCO3溶液中：c(H)＋c(H2CO3)＝c(OH)C.10 mL 0.10 mol?L－１CH3COOH溶液加入等物質的量的NaOH后，溶液中離子的濃度由大到小的順序是：c(Na＋)> c(CH3COO－)> c(OH－)> c(H＋)D.中和體積與pH都相同的HCl溶液和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物質的量相同 【解析】在NaHCO3溶液中加入與其等物質的量的NaOH，恰好生成Na2CO3，而Na2CO3中CO3２－會水解生成HCO3－，故A錯誤。c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋ c(CO3２－)質子守恒，故B錯誤。CH3COOH溶液加入等物質的量的NaOH，恰好生成CH3COONa，CH3COO發生水解生成CH3COOH和OH－，所以c(Na＋)> c(CH3COO－)> c(OH－)> c(H＋)。HCl溶液和CH3COOH溶液的pH都相同，說明二者產生出的H＋一樣多，CH3COOH為弱酸，部分電離，所以要電離出相同的H＋，其物質的量濃度必然要比鹽酸多。【題８】醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH（B）

A.CH3COOH溶液中離子濃度的關系滿足：c(H)＝c(OH)＋c(CH3COO)B.0.1 mol/L的CH3COOH溶液加水稀釋，溶液中c(OH－)減小 C.CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，平衡逆向移動

＋

－

－

－＋

－

H＋＋CH3COO－，下列敘述不正確的是歡迎各位老師踴躍投稿，稿酬豐厚 郵箱：zxjkw@163.com

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D.常溫下，pH＝２的CH3COOH溶液與pH＝12的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH<７

【解析】電荷守恒：c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)；加水稀釋，促進醋酸的電離，但c(H＋)卻減小，再依據水的離子積可得c(OH)增大；加入少量CH3COONa固體，抑制了醋酸的電離，平衡向逆反應方向移動；pH＝２的CH3COOH溶液與pH＝12的NaOH溶液等體積混合后，恰好生成CH3COONa，但CH3COO水解產生OH，所以pH>７。【題９】加熱蒸干下列各物質的溶液，能得到該物質晶體的是（A）A.Na2COB.FeCl3

C.Al(NO3)

2D.Ca(HCO3)2

【解析】FeCl3加熱蒸干產物為Fe(OH)3，Al(NO3)2加熱蒸干產物為Al(OH)3，Ca(HCO3)2加熱蒸干產物為CaCO3。

【題１0】為了除去MgCl２酸性溶液中的Fe３＋，可在加熱攪拌的條件下加入一種試劑，過濾后再加入適量的鹽酸，這種試劑是（D）

A.NH3?H2O

B.NaOH

C.Na2CO3

D.MgCO3

【解析】不能引入雜質，所以需要使用的試劑陽離子也應該為Mg2＋。【題１１】下列操作能使水的電離平衡發生移動，而且溶液呈酸性的是（BC）A.加入小蘇打

B.滴加稀硫酸 C.加入FeCl3?6H2O晶體

D.加入NaOH固體

【解析】四個選項均可使水的電離平衡發生移動，B、D是抑制水的電離，A、C是促進水的電離，要特別注意NaHCO3溶于水時即可發生HCO3－的電離，又可發生HCO3－的水解，但電離趨勢小于水解趨勢，故溶液呈堿性。【題１2】下列電解質在溶液中存在分子的是（C）

A.Ba(OH)

2B.CH3COOH

C.Ca(OH)2

D.NH3?6H2O 【解析】本題考查的是強弱電解質的分類，弱電解質在水中不能完全電離，故存在電解質分子。

【題１３】一定溫度下，將一定量的冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導電能力變化如下圖所示，下列說法正確的是（C）A.a、b、c三點溶液的pH：c < a < b B.a、b、c三點醋酸的電離程度：c > a > b C.用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH，測量結果偏小

D.a、b、c三點溶液用1 mol/L氫氧化鈉溶液中和，消耗氫氧化鈉溶液體積：c < a

－

－

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【解析】pH大小與[H]有關，pH大[H]小。導電能力與離子濃度有關，在醋酸溶液中離子來源于醋酸的電離，所以醋酸溶液的導電能力越強說明[H＋]越大，A不對。電離度在一定溫度下與濃度有關，溶液越席電離度越大，B錯誤。a處溶液稀釋時，[H＋]增大，pH減小，C正確。既然是“一定質量的冰醋酸”，則消耗氫氧化鈉溶液體積應該是a＝b＝c，D錯誤。＋

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第二篇：【化學】魯科版選修4《化學反應原理》教案：3.2《弱電解質的電離 鹽類的水解》(第7課時)

第七課時

【題１】下列溶液中有關物質的量濃度關系正確的是（AC）

A.pH＝２的HA溶液與pH＝１２的MOH溶液任意比混合：c(H＋)＋c(M＋)＝c(OH－)＋c(A－)

B.pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三種溶液：c(NaOH)

C.物質的量濃度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等體積混合：c(CH3COO－)＋2c(OH－)＝2c(H＋)＋c(CH3COOH)

D.0.1 mol?L－１的NaHA溶液，其pH＝４：c(HA－)>c(H＋)>c(H2A)>c(A2－)

【解析】A電荷守恒；B應為c(NaOH)c(H＋)>c(A2－)>c(H2A)。

【題2】室溫下，0.5 mol?L－１相同體積的下列４種溶液：①KCl，②FeCl３，③HF，④Na2CO3，其中所含陽離子數由多到少的順序是（D）

A.④>①＝②>③B.①>④>②>③C.④>①>③>②D.④>②>①>③

【解析】本題主要考察對強弱電解質及電離與水解主次矛盾的掌握情況，由于電解質在水中以電離為主，水解是及其微弱的，所有四種物質中Na2CO3電離出的陽離子數必為最多，HF為弱電解質，電離出的H＋必為最少，先排除B、C，再觀察KCl和FeCl３，如果只考慮電離，二者電離的陽離子應相等，但Fe３＋存在水解且一個可水解生成三個H＋，導致溶液中陽離子數增多，故選D。

【題3】欲使0.1 mol?L－１的NaHCO3溶液中c(H＋)、c(CO3２－)、c(HCO3－)都減小，其方法是

（D）

A.通入CO2氣體B.加入NaOH固體 C.通入HCl氣體 D.加入飽和石灰水溶液

【解析】加入飽和石灰水時發生的反應為：

HCO3—＋OH－＝CO3２－＋H2OCO3２－＋Ca２＋＝CaCO3↓

【題４】下列離子方程式中書寫正確的是（C）

A.NaOH溶液中通入過量H2S氣體：H2S＋2 OH＝S

B.FeCl3水解：FeCl3＋3 H2O＝Fe(OH)3↓＋3 H＋ －２－＋H2O

C.NaHCO3溶液和醋酸反應：HCO3－＋CH3COOH＝CH3COO－＋H2O＋CO2

D氨水中加入明礬溶液：3OH－＋Al3＋＝Al(OH)3↓

【解析】A應為H2S＋OH－HS＋H2OB應為Fe＋3 H2O－３＋Fe(OH)3＋3 HD＋應為3NH3?H2O＋Al3＋＝Al(OH)3↓＋3NH4＋

【題5】一種pH＝３的酸性溶液和一種pH＝１１的堿溶液等體積混合后測得溶液的pH＝

5.6，其原因可能是（B）

A.濃的強酸和稀的弱堿溶液反應B.濃的弱酸和稀的強溶液反應

C.等濃度的強酸和弱堿溶液反應D.生成了一種強酸弱堿鹽

【解析】酸和堿溶液混合后顯酸性，其原因可能是：兩種溶液恰好完全反應，但參與反應的是強酸和弱堿，生成的強酸弱堿鹽水解而使溶液呈酸性。酸和堿沒有恰好反應，反應后酸有余，因而溶液顯酸性，而本題中，若生成強酸弱堿鹽，則堿應過量，呈堿性，所以只能滿足B的情況。

【題6】濃度均為0.1 mol?L－１的甲酸和NaOH溶液等體積混合后，下列關系正確的是（A）

A.[Na＋]>[HCOO—]>[OH－]>[H＋]B.[HCOO—] > [Na＋]>[OH－]>[H＋]

C.[Na＋]＝[HCOO—]＝[OH－]＝[H＋]D.[Na＋]＝[HCOO—]>[OH－]>[H＋]

【解析】甲酸是弱酸，甲酸鈉的水解呈堿性，即有[Na＋]>[HCOO—] 和[OH－]>[H＋]。

【題７】NaHCO3溶液中，存在多種分子和離子，下列關系式中不正確的是（C）

A.[Na]＝[CO3＋２－]＋[HCO3]＋[H2CO3]B.[Na]> [HCO3]> [OH]>[CO3－＋－－２－]

C.[OH－]＝[HCO3－]＋[H＋]＋2[H2CO3]

D.[OH－]＋[HCO3－]＋2[CO3２－]＝[H＋]＋[Na＋]

【解析】A為物料守恒，正確；由于HCO3－水解大于電離，B正確；C應為[OH－]＝ [H＋]＋[H2CO3]－[CO3２－]；D為電荷守恒。

【題８】將20 mL0.4 mol?L－１NH4NO3溶液與50 mL0.1 mol?L－１Ba(OH)2溶液混合，則混合溶液中各離子濃度的大小順序是（B）

A.[NO3－]>[OH－]>[NH4＋]>[Ba２＋]B.[NO3－] >[Ba２＋]>[OH－]>[NH4＋]

C.[Ba２＋]>[NO3－]>[OH－]>[NH4＋]D.[NO3－] >[Ba２＋] >[NH4＋]>[OH－]

【解析】混合后溶質為0.08mol NH3?H2O、0.04molBa(NO3)2和0.01mol Ba(OH)2，溶液呈強堿性。

【題9】已知多元弱酸在水溶液中的電離是分步進行的，且第一步電離程度遠大于第二步電離程度，第二步電離遠大于第三步電離程度……，今有HA、H2B、H3C三種弱酸，根據“較強酸＋較弱酸鹽＝較強酸鹽＋較弱酸”的反應規律，它們之間能發生下列反應：A.HA＋HC２－＝A－＋H2C－B.H2B(少量)＋２A－＝B２－＋2 HA

C.H2B(少量)＋H2C＝HB＋H3C

請回答下列問題：

（１）相同條件下，HA、H2B、H3C三種酸中，酸性最強的是。

（２）A、B、C－２－３－－－、HB、H2C、HC－－２－六種離子，最易結合質子（H）的是；＋

最難結合質子的是。

（３）下列反應的離子方程式正確的是。

A.H3C＋３A－＝３HA＋C３－B.HB－＋A－＝HA＋B２－

（４）完成下列反應離子方程式

A.H3C＋OH－(過量)＝

B.HA(過量)＋C＝

【解析】（１）根據“強酸”制“弱酸”的原理，由A可知酸性：HA>H2C－；由B可知酸性：H2B>HB－>HA；由C可知酸性：H2B> H3C > HB－；三種酸中，H2B為最強酸。（２）由（１）知酸性：H2B> H3C > HB－>HA> H2C－> HC２－；酸性越弱，其對應的陰離子越易結合H＋，則最易結合H＋的是C３－；酸性越強，其對應的陰離子越不易結合H＋，則最難與H＋３－結合的是HB－。（３）A應為：H3C＋A－＝HA＋H2C－。（４）過量的OH－能中和掉酸中的－３－所有氫：H3C＋3OH＝３H2O＋C，因為酸性：H3C > HA> H2C> HC－２－

【題１０】（１）向Na2CO3的濃溶液中逐滴加入稀鹽酸，直到不再生成CO2氣體為止，則在此過程中，溶液的[HCO3－]變化趨勢可能是：①逐漸減小；②逐漸增大；③先逐漸增大，而后減小；④先逐漸減小，而后增大。４種趨勢中可能的是。

（２）pH相同的HCl溶液，H2SO4溶液、CH3COOH溶液各100 mL。

①３種溶液中，物質的量濃度最大的是。

②分別用0.1的NaOH溶液中和，其中消耗NaOH溶液最多的是。

③反應開始時，反應速率。

A.HCl最快B.H2SO4最快C.CH3COOH最快D.一樣快

（３）某溫度下，純水中的[H＋]＝2.0×10－７mol?L－１，則此時[OH－]＝。相同條件下，測得①NaHCO3溶液，②CH3COONa溶液，③NaClO溶液３種稀溶液的pH相同。那么，它們的物質的量濃度由大到小的順序是。

【解析】發生的反應為：CO3２－＋H＝HCO3，HCO3＋H＝CO2↑＋H2O。＋－－＋

體積相同、pH相同的三種溶液中，n(CH3COOH)>n(HCl)＝2n(H2SO4)。

純水中[H＋]＝[OH－]=.2.0×10－７mol?L－１。由于酸性：CH3COOH>H2CO3>HClO，故pH順

序相反。

【題１１】25℃時，KHS溶液里存在著下列平衡：

①HS－＋H2OOH－＋H2S②HS－H＋＋S２—

（１）是電離平衡，是水解平衡。

（２）當向其中加入CuSO4溶液時，生成了CuS沉淀，則電離平衡向移動，水解平衡向移動，[H]變。（填“大”或“小”）

（３）當向其中加入NaOH固體時，［S２—］變。（填“大”或“小”）

（４）若將溶液加熱至沸騰，[OH－]?[H＋]將變（填“大”或“小”）

【解析】（１）②①（２）正反應方向逆反應方向大

（３）大（４）大

【題１２】常溫下，pH＝５的H2SO4和Al2(SO4)3溶液中，水的電離度分別為α1和α2，則α1和α2的關系為，由水電離出的[H＋]之比為

【解析】H2SO4溶液中，水的電離被抑制，水電離處出的[H＋]＝1.0×10－９mol?L－１而中，水的電離被促進，水電離的[H＋]＝1.0×10－５mol?L－１.【題１３】試用簡單的實驗證明，在醋酸溶液中存在著CH3COOH的電離平衡。

【解析】一定抓住三個：醋酸溶液濃度與H濃度的比較；溶液中存在電離平衡；醋酸鹽的性質。一定物質的量的醋酸溶液沖稀100倍，測其稀釋前后pH的變化值小于２。＋＋

第三篇：【化學】魯科版選修4《化學反應原理》教案：1.1《化學反應的熱效應》(第5課時)

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A.瞬間產生大量高溫氣體推動航天飛機飛行

B.從能量變化的角度，主要是化學能轉變為熱能和動能

C.反應的焓變大于零

D.在方程式后增加ΔH及其數據即為熱化學方程式

【解析】該反應產生出3種氣體，而且題目也給了該反應物的混合物為固體燃料，所以可以判定A、B均為正確的。選項C錯誤，因為放熱反應，焓變小于零。選項D也錯誤，因為還缺反應物和生成物的狀態以及，焓變的溫度。

【題5】某短跑運動員體重70kg,，其跑時以1/7秒沖出1m遠，消耗的能量為6860J，其能量全部由消耗體內葡萄糖提供，熱化學方程式為C6H12O6(s)＋6O2(g)===6CO2(g)＋6H2O(l);ΔH=-2804kJ/mol，則所消耗葡萄糖的質量為(C)A.0.22g

B.0.55g

C.0.44g

D.0.66g 【解析】本題只要利用總能量除以焓變，即可得需該反應物的物質的量，再將反應物的物質的量乘以其摩爾質量即為答案：

6.86kJ?180g/mol?0.44g

2804kJ/mol【題6】強酸與強堿的稀溶液發生中和反應: H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)ΔH=-57.3kJ·mol－

1分別向1L0.5mol·L－1的NaOH溶液中加入：①稀醋酸 ②濃硫酸 ③稀硝酸，恰好完全反應的熱效應分別為ΔH1、ΔH2、ΔH3，它們的關系正確的是（D）A.ΔH1>ΔH2>ΔH3

B.ΔH2<ΔH1<ΔH3

C.ΔH1=ΔH2=ΔH3

D.ΔH1>ΔH3>ΔH2

【解析】用③稀硝酸是我們正常學習的中和熱57.3kJ/mol，若改用①稀醋酸這種酸為弱酸，部分電離，中和反應產生的熱量會被繼續電離所吸收，故釋放出的熱量數值會變小；若用②濃硫酸，濃硫酸有自己的特性，那就是溶于劇烈放熱，故釋放出的熱量數值會很大。另外三者均為放熱反應，焓變小于零，數值越大的其焓變的值越小。所以有選項D是正確的。【題7】下列說法正確的是（CD）A.需要加熱方能發生的反應一定是吸熱反應 B.放熱反應在常溫下一定很容易發生

C.反應是吸熱還是放熱必須看反應物和生成物所具有的總能量的相對大小 D.吸熱反應在一定條件下也能發生

【解析】并不是所有的吸熱反應都需要加熱，需要加熱的也未必是吸熱反應，因為有些放熱反應也需要加熱來促使反應的發生。放熱反應主要體現的有熱量放出的化學反應，而沒有指代在常溫下能容易發生。

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【題8】下列反應中生成物的總能量大于反應物總能量的是（D）A.氫氣在氧氣中燃燒

B.鐵絲在氧氣中燃燒

C.硫在氧氣中燃燒

D.焦碳在高溫下與水蒸氣反應

【解析】按題目來說，就是尋找吸熱反應，所有的燃燒為放熱反應，所以本題中就只有焦碳在高溫下與水蒸氣反應為吸熱反應了。

【題9】下列關于ΔH（焓變）的說法正確的是（BD）A.在任何條件下，化學反應的焓變都等于化學反應的反應熱 B.ΔH >0時，反應吸收熱量；ΔH <0時，反應放出熱量 C.熱化學方程式中ΔH的值與物質前的化學計量數無關 D.ΔH的值可以通過實驗測得

【解析】反應熱是化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該溫度下的熱效應，而焓變是反應物和產物之間的焓之差，二者不存在相等的關系。焓變的值是受化學計量數影響的，是按倍數變化的。

【題11】磷在氧氣中燃燒，可能生成兩種固態氧化物。3.1g的單質磷（P）在3.2g氧氣中燃燒，至反應物耗盡，并放出X kJ熱量。

（1）通過計算確定反應產物的組成（用化學式表示）是

，其相應的質量（g）為

。（2）已知單質磷的燃燒熱為Y kJ/mol，則1mol P與O2反應生成固態P2O3的反應熱ΔΗ=。

（3）寫出1mol P與O2反應生成固態P2O3的熱化學方程式：

。【解析】

本題中磷燃燒可能生成P2O3和P2O5，要確定二者的比例，需要通過題目中的兩個數據來聯立方程組求解。設3.1g中有物質的量為x的磷生成P2O3，有物質的量為y的磷生成P2O5。故

x+y=3.1g/31g?mol-1 ①

3x+5y=2×3.2g/32g mol-1

②

解得x=y=0.05mol 所以可確定反應產物的組成為P2O3和P2O5，且質量分別為0.05mol×110g mol-1/2=2.75g 和0.05mol×142g mol-1/2=3.55g 單質磷的燃燒熱為Y kJ/mol即1mol磷完全燃燒生成P2O5釋放熱量為Y kJ。從

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N2H4(g)+O2(g)==N2(g)+2H2O(g)

ΔΗ2=-534 kJ/mol ②

試計算1mol肼和二氧化氮完全反應時放出的熱量為

kJ，寫出肼和二氧化氮反應的熱化學方程式

。【解析】

根據蓋斯定律有：②-1/2① 得N2H4(g)+NO2(g)== 3/2N2(g)+2H2O(g)

ΔΗ=-534 kJ/mol-1/2×67.7 kJ/mol=-567.85 kJ/mol 熱化學方程式：2N2H4(g)+2NO2(g)== 3N2(g)+4H2O(g)ΔΗ=-1135.7 kJ/mol

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第四篇：化學：3.1《弱電解質的電離》教案(新人教版選修4)

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第一節弱電解質的電離

一、教學設計

本章引言開門見山地指明了即將進一步研究的知識范圍——酸、堿、鹽在水溶液中發生的離子反應及其影響因素，并簡要揭示了應用這類反應的廣泛領域，給人以開闊的視野，感受到天地之間的生態平衡、自然奇觀、礦產資源以及許多現代科技的應用都與離子的存在、遷移和物質間的轉化有著密切聯系。使學生意識到：整個自然界實際就是各類物種相互依存、各種變化相互制約的復雜的平衡體系，而離子平衡就是其中的一個重要方面。這種理念在教學中的貫徹對學生在學習過程中開闊思路、完善知識體系是有幫助的。

從具體知識結構來看，化學平衡、電離平衡、溶解平衡是研究電解質在溶液中發生各種變化的理論基礎，而電離理論又是聯系化學平衡與溶解平衡的紐帶。因此，本節知識對于后續章節的學習有著重要的指導作用。

本節包括兩大部分：一是“電解質有強弱之分”；二是“弱電解質的電離過程是可逆的”，并存在著電離平衡。要求學生在已經學過化學平衡理論并了解電解質發生電離和發生離子反應的條件等知識的基礎上，進一步學習強電解質和弱電解質的概念，了解強、弱電解質與酸、堿、鹽在物質類別方面的聯系，及弱電解質的電離平衡以及濃度等條件對電離平衡的影響。

本節教學重點：強、弱電解質的概念和弱電解質的電離平衡。

本節教學難點：弱電解質的電離平衡。

教學建議如下：

1.新課導入。可以依據引言選擇幾幅有代表性的畫面展示自然奇觀和科技時事資料，幫助學生了解：為什么說地球上廣闊的水域是離子反應廣泛存在的先決條件，為什么說離子反應是了解生命過程的基礎，以及研究離子反應在現代化工生產和環保建設中有何意義。

2.【實驗3-1】的目的是幫助學生建立強電解質和弱電解質的概念，是本課的基本要求，實驗中應強調以下知識點：

（1）HCl和CH3COOH都是電解質，在水溶液中都能發生電離；

（2）鎂無論是與鹽酸還是醋酸反應，其實質都是與溶液中的H+反應；

（3）由于酸液濃度、溫度、體積均相同，且鎂條的量也相同，因此，實驗中影響反應速率的因素只能是溶液中c(H+)的大小，通過對溶液pH的測定也能證實這一點；

（4）對于學習基礎較好的學生，可以向他們說明pH的實際意義是指溶液中c(H+）的負對數，以利于學生對鹽酸中HCl的完全電離有更為確切的理解。

據此，可通過實驗現象得出結論：

（1）由于鎂與鹽酸反應速率較大，表明同體積、同濃度的鹽酸比醋酸溶液中c(H+)大，并由此推斷：在水溶液中，HCl易電離，CH3COOH較難電離；

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綜合【補充實驗3-1-1】和【補充實驗3-1-2】的實驗可得結論：弱電解質的電離是可逆的，其電離程度可以隨著外界條件的改變而改變。因此，弱電解質的電離也與可逆的化學反應一樣，它的兩種相反的變化趨勢最終會達到平衡。即在一定條件下，弱電解質分子電離成離子的速率與其離子重新結合成分子的速率相等，溶液中弱電解質的分子和離子的濃度保持不變，這就是電離平衡。

4.圍繞圖3-3的教學，可采取先微觀后宏觀、先具體后抽象的原則，并借助學生已經具備的化學平衡移動原理的知識來實現教學目標。具體過程設計如下：

（1）以少量冰醋酸溶于水形成0.1mol/L溶液為例

①先從微觀粒子間的作用分析。當CH3COOH分子進入水中，必然受到水分子的包圍，并在水分子的作用下使一部分CH3COOH離解為自由移動的CH3COO-和H+；與此同時，已經電離出的CH3COO-和H+在向四周擴散的過程中，也會有部分重新結合成CH3COOH分子。其過程可表示為：

CH3COOHCH3COO-+H+

②再分別從正向和逆向兩個變化過程分析物質濃度對變化速率的影響。

由于醋酸的電離，使c(CH3COOH)不斷減小，CH3COOH分子電離速率相應不斷降低（即單位時間里，在單位體積內能夠發生電離的CH3COOH分子數目不斷減少）。

圖3-1弱電解質電離過程中正逆反應速率與時間的關系

一方面，由于溶液中c(CH3COO-）和c(H+）的逐漸增大，CH3COO-和H+間的平均距離逐漸減小，離子重新結合成分子的速率就逐漸增大。

經過一段時間后，當醋酸分子發生電離的速率與相應離子結合成分子的速率相等時，其電離過程就達到了平衡狀態。

相關變化圖象可抽象地表示為圖3-1。

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需要說明：弱電解質的電離常數越大，只能說明其分子發生電離的程度越大，但不一定其溶液中離子濃度大，也不一定溶液的導電性強。例如：1mol/LCH3COOH溶液就比0.01mol/LHF（K電離=7.2×10-4）溶液中的c(H+)大。

二、活動建議

【實驗3-1】

1.溶液pH的測定，應在加入鎂條之前進行，由于其中1mol/L鹽酸的pH為0，1mol/L醋酸的pH為2.4。顯然，實驗中使用pH計測量比較合適。

2.實驗中，鎂條表面應用砂紙打磨，除去氧化層。該實驗只要求學生通過pH的相對大小了解兩種溶液中c(H+）的相對大小。得出“溶液中HCl比CH3COOH易電離”的結論。

【實驗3-2】

硼酸在水中屬于可溶性物質，在常溫下，飽和硼酸溶液的濃度約為1mol/L。實驗中，可先測飽和硼酸溶液的pH（約等于5），了解其弱酸性，再使其與Na2CO3溶液反應。

三、問題交流

【學與問】

學生通過必修化學1的學習，已經知道電解質在水中都能發生電離，在此基礎上，善于思考的學生可能會進一步想到電離程度的問題。這個【學與問】意在啟發學生思考，同時引出本節的教學內容——弱電解質的電離。

【思考與交流】

應用化學平衡原理分析弱酸弱堿的電離平衡過程，意在加深學生對化學平衡、電離平衡的理解。要求學生填寫的表格與教科書中圖3-3表述的是同一件事，其目的是讓學生在分析平衡過程的同時學習圖示和表格的運用。

1.弱酸電離方程式：HAH++A-

弱堿電離方程式：BOHB++OH-

2.填寫下表中的空白

表3-1HA電離過程中體系各粒子濃度的變化

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5.(1)略;

(2)木頭中的電解質雜質溶于水中，使其具有了導電性。

(二)補充習題

1.25℃時，50mL0.10mol/L醋酸中存在下述平衡：________________________________

若分別作如下改變，對上述平衡有何影響？

（1）加入少量冰醋酸，平衡將________，溶液中c(H+）將____（增大、減小、不變）；

（2）加入一定量蒸餾水，平衡將________，溶液中c(H+）將（增大、減小、不變）；

（3）加入少量0.10mol/L鹽酸，平衡將________，溶液中c(H+）將（增大、減小、不變）；

（4）加入20mL0.10mol/LNaCl溶液，平衡將________，溶液中c(H+）將（增大、減小、不變）。

2.已知CH3COOH分子內的相鄰原子間都是以共價鍵結合的，在水分子作用下，可以電離產生CH3COO-和H+。并且，溶液的導電能力將隨著溶液中離子濃度的增大而增強。

向盛有2mL冰醋酸的燒杯中，滴加一定量水使其稀釋為0.001mol/L的醋酸溶液，同時測量通過該溶液的電流強度（實驗裝置如下圖所示）。試在下面的坐標圖中繪出電流計中指示的電流強度隨著加水量增多而發生變化的圖象。

參考答案：

1.（1）向電離方向移動，增大；（2）向電離方向移動，減小；（3）向離子結合成分子的方向移動，增大；（4）向電離方向移動，減小。

2.見圖。

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第五篇：【化學】魯科版選修4《化學反應原理》教案：3.4《離子反應》(第6課時)

（第六課時）

【題１】甲溶液的pH＝６，乙溶液的pH＝２，則下列敘述正確的是（D）A.甲、乙兩溶液的[H＋]之比為400:1

B.甲、乙兩溶液均呈酸性 C.甲中水的電離程度小于乙中水的電離程度

D.甲中水的電離程度與乙中水的電離程度無法比較

【解析】甲、乙兩溶液中[H]之比(１×10 mol?L)：(１×10

＋

－6

－１

－２

mol?L

－１)＝１：１×10，４故A錯。未指明溶液的溫度，Kw值未確定，pH<７的溶液不一定呈酸性，故B錯誤。若甲、乙兩溶液都是酸的溶液，則甲中[H＋]較小，H2O的電離被抑制程度小，電離程度大，乙中[H＋]較大，H2O的電離被抑制程度大，電離程度小；若甲、乙兩溶液都是強酸弱堿鹽的溶液，＋

＋則甲中[H]較小，H2O的電離程度較小，乙中[H]較大，H2O的電離程度較大。綜合上述分析，可知C錯，D對。

【題２】等體積、等物質的量濃度的氫硫酸和硫酸溶液中，存在的離子總數的關系是（B）A.H2S中多

B.H2SO4中多

C.一樣多

D.無法比較

【解析】本題考查電解質的強弱與電離的關系。氫硫酸、硫酸分別屬于弱電解質、強電解質，前者在溶液中只有極少量電離，盡管溶液的體積、物質的量濃度一樣，但是離子的個數卻是后者大于前者。

【題３】在0.1 mol?L－１硫酸溶液中，水電離出的氫離子濃度是（A）

A.5×10－１３ mol?L－１ B.0.02 mol?L－１ C.１×10－７ mol?L－１ D.１×10－１２mol?L－１

【解析】硫酸屬于二元強酸，硫酸溶液中c(H＋)＝0.0２mol?L－１，由此可以求出氫氧根離子的濃度：c(OH－)＝Kw／c(H＋)＝10－１４／0.0２ mol?L－１＝5×10－１３ mol?L－１，根據水的電離特點，可知由水電離出的氫離子濃度必等于其所電離出的氫氧根離子的濃度。

【題４】已達到電離平衡的的醋酸溶液中，為了促進醋酸的電離，同時使溶液的pH降低，應采取的措施是（B）

A.加一定量的水

B.加熱溶液

C.加入少量鹽酸

D.再加入少量冰醋酸

【解析】加一定量的水，促進了醋酸電離，但氫離子濃度卻會降低，引起溶液pH升高；加入少量鹽酸和再加入少量冰醋酸等措施均會抑制醋酸的電離，雖然氫離子濃度高了，也不符合要求。

【題５】某一元酸HR的溶液中，H＋與HR的個數之比為m:n，則此時HR的電離平衡常數為（A）

A.m２／n

B.m２／(m+n)

C.m２／(n－m)

D.n２／m２

【解析】根據一元弱酸的電離方程式HRH＋＋R－，可知其電離常數等于氫離子和酸根離子濃度的乘積再除以弱酸分子的濃度。所以選項A符合題意。【題６】某溫度下，可逆反應HA

H＋＋A－的電離常數為Ka，下列說法正確的是（AD）

A.Ka越大，表示該弱酸較易電離

B.Ka越大，表示該弱酸較難電離 C.Ka隨反應物濃度的改變而改變

D.Ka隨體系溫度的改變而改變

【解析】本題考查對電離平衡常數的理解以及影響因素，各離子濃度的系數次方乘積與原來總的分子濃度系數次方的比值，只受溫度影響。

【題７】相同溫度下的Na2CO3和NaHCO3溶液的pH，前者和后者的關系是（A）A.前者大

B.相等

C.前者小

D.不能肯定

【解析】本題考查影響鹽類的水解程度大小的有關因素，從內因來看，由于多元弱酸電離出正酸根離子最困難（弱酸的各級電離程度不同，最后一步的電離最困難），所以其正酸根離子就比酸式根離子更易水解，所以本題中Na2CO3的水解程度就比NaHCO3大，故而溶液的堿性前者比后者大。

【題８】下列各式屬于正確的反應離子方程式的是（A）A.NH4＋＋H2OB.S２－NH3?H2O＋H＋

－＋2H2O===H2S＋2OH

CH3COO－＋H3O＋ C.CH3COOH＋H2OD.CH3COOH＋OH－==== CH3COO－＋H2O 【解析】本題考查書寫鹽類水解離子方程式的原則。B選項錯誤，因為多元弱酸的水解是分步進行的，不能合起來寫；C選項也是錯誤的，因這是電離方程式，不是水解方程式；D選項也不對，因這是一個酸堿中和的離子方程式。【題９】關于“鹽類的水解”反應的說法正確的是（C）A.溶液呈中性的鹽一定是強酸強堿生成的鹽 B.含有弱酸根離子的鹽的水溶液一定呈堿性

C.鹽溶液的酸堿性主要決定于形成鹽的酸堿性的相對強弱 D.同濃度的NH4Cl和NaCl pH之和大于14 【解析】鹽溶液的酸堿性主要決定于形成的鹽的酸堿性的相對強弱：強酸強堿鹽，因不水解，溶液仍呈中性；某些弱酸弱堿鹽，比如CH3COONH4，因醋酸和氨水的酸堿性相當，所以兩種離子的水解程度相等，溶液也仍呈中性；由此可知A、B選項均錯；同濃度的NH4Cl和NaCl，前者的pH<７，后者的pH＝７，所以兩者之和小于１４，所以也錯。

【題１０】將20 mL.0.4 mol?L

－１

硝酸銨溶液跟50 mL.0.1 mol?L

－１

氫氧化鋇溶液混合，則混合溶液中各離子濃度的大小順序是（B）

A.c(NO3－)>c(OH－)>c(NH4＋)>c(Ba２＋)B.c(NO3－)>c(Ba２＋)>c(OH－)>c(NH4＋)C.c(Ba)>c(NO3)>c(OH)>c(NH4)D.c(NO3)>c(Ba)>c(NH4)>c(OH)【解析】NH4＋和OH－生成一水合氨過程中，其他離子未參加反應，故Ba２＋為0.005 mol，NO3為0.008 mol。根據反應計算，OH過量了0.002 mol，溶液顯堿性；因為溶液較稀，且反應在常溫時進行（無加熱條件），氨氣不會全部逸出，故溶液中仍有氨水電離出的NH4＋，NH4＋要比OH－少的多，所以c(OH－)>c(NH4＋)。【題１１】下列反應的離子方程式正確的是（C）A.鋁片跟氫氧化鈉溶液反應：Al＋2OH＝AlO2＋H2↑ B.硫酸鎂溶液跟氫氧化鋇溶液反應： SO4２－＋Ba２＋＝BaSO4↓

C.碳酸鈣跟醋酸反應：CaCO3＋２CH3COOH＝Ca２＋＋2CH3COO－＋H2O＋CO2↑ D.銅片跟稀硝酸反應：Cu＋NO3－＋4H＋＝Cu２＋＋NO↑＋2 H2O 【解析】離子反應方程式的分析應根據離子反應發生的條件，找出參加反應的離子，再抓住關鍵，即參加反應的離子來源物質的性質，確定所書寫的化學符號。離子方程式判斷的常見錯誤為：化學反應原理不正確、不能正確使用化學符號、電荷數不守恒、忽略了反應物用量的影響等。A、D選項電荷均不守恒，其中A選項還存在反應原理的錯誤。B選項中未找全參加反應的離子，除Ba２＋與SO4２－生成沉淀外，Mg２＋和OH－亦發生反應生成沉淀。【題１２】醋酸是因為過度燃燒煤和石油，生成硫的氧化物及氧化物溶于水而生成硫酸和硝酸的緣故。某次雨水的分析數據如下：

[NH4＋]＝2.0×10－５ mol?L－１，[Cl－]＝6.0×10－５ mol?L－１，[Na＋]＝1.9×10－５ mol?L－１，[NO3－

－

－－

－２＋－

－

＋

－

２＋

＋

－]＝2.3×10－５ mol?L－１，[SO4

２－

]＝2.8×10

－５

mol?L

－１，則該酸雨的pH為（D）

【解析】本題要根據溶液中正負電荷總數相等（即電荷守恒）求出[H＋]，再求出pH。因為電解質溶液中陰離子所帶負電荷總數一定和陽離子所帶正電荷總數相等，即[NH4＋]＋[Na＋]＋[H＋]＝[Cl－]＋[NO3－]＋２[SO4２－]

故[H＋]＝１×10－４ mol?L－１，pH＝４。