第二章电解质溶液学案电离度目的要求：掌握电离度的概念；学会有关电离度的简单计算；培养学生论述外界条件对电离度的影响能力。重点难点：电离度的概念；电离度的计算。教学方法：讲授法教学过程：引入(1)醋酸、氨水、水等是弱电解质，怎样用定量的方法来描述他们的电离程度相对大小？（2）弱酸（如：HCOOH、CH3COOHetc.）的酸性如何对比？板书一．电离度表示弱电解质在水溶液中电离程度的相对大小。当弱电解质在水溶液里达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。1.计算公式：α=2.只适用于处于电离平衡状态的弱电解质。3.意义：（1）原有分子总数=已电离分子数+未电离的分子数例如：在醋酸溶液中，α=若α=1.32%,表示每10000个醋酸分子中有132个发生电离。（2）表示式可用物质的量或物质的量浓度来表示。问题在25C,求纯水的电离度？（已知：c(H+)=c(OH-)=1mol/L(3)依据电离度可以判断弱酸的酸性和盐的酸碱性（参阅表2-1，在同一条件下）弱酸：α值越大，酸性越强α值越小，酸性越弱（4）电离度的适用条件：一定温度、浓度、电离平衡时。对比不同弱电解质的电离度，只有条件相同时才有意义。板书二．影响电离度的因素：1.内因：2.外因：（1）温度：因为电离过程是吸热的，因此温度升高，电离平衡向电离的方向移动，电离度增大。（2）浓度：（冰醋酸稀释对导电性的影响）现象：开始稀释时，导电性逐渐增强；到一定程度后，导电性逐渐减弱。浓度0.20.10.050.010.0050.001α0.9341.321.94.26.012.4结论：溶液浓度减小时，电离度增大，但导电性不一定增强。导电性强弱与溶液中自由移动离子浓度成正比。[H+]α0A加水量0C(mol/L)原因：在某一浓度界限内，稀释时，电离度增大的倍数大于体积增大的倍数，离子浓度是增大的（0A）.继续再稀释时，离子浓度反而减小（A点以后）。思考（1）0.3mol/LHAc中[H+]是0.1mol/LHAc中[H+]的3倍？（2）0.将1mol/LHAc溶液稀释100倍，电离度增大100倍？强调：电离度与稀释倍数不成倍数！板书（3）溶液的酸碱性例如：CH3COOH===CH3COO-+H+加入少量HCl[H+]增大，平衡左移，α减小。加入NaOHOH-中和H+，[H+]减小，平衡右移，α增大。再例如：NH3.H2O=====NH4++OH-加入NaOH[OH-]增大。平衡左移，α减小。加入HCl[OH-]减小，平衡右移，α增大。板书（4）同离子效应（加入相同离子的盐溶液，电离度减小）例如：CH3COOH====CH3COO-+H+加入CH3COONa[CH3COO-]增大，平衡左移，α减小。NH3.H2O======NH4++OH-加入NH4Cl[NH4+]增大，平衡左移，α减小。板书三．有关电离度的计算：例1．对比1L0.1mol/LHAc和1L0.01mol/LHAc的H+多少？例2．求下列两种溶液的[OH-]（1）25C时0.1mol/L氨水（α=1.33%）（2）4%NaOH溶液（密度=1.04g/cm3）例3．一元弱酸HA的电离度是α，含有1molHA的溶液里，平衡时，H+、A-和未电离的HA总个数是阿伏加德罗常数的倍？例4．在HF溶液中，已电离的HF为0.02mol，未电离的HF为0.18mol，求α？经验规律（1）醋酸的电离度虽然小，但与氢氧化钠作用时会持续电离，所以同浓度、同体积的醋酸和盐酸需要同物质的量的氢氧化钠来中和。（2）电离度越大，溶液导电性不一定越强，因为弱电解质溶液中离子浓度不仅取决于电离度，还取决于溶液的体积。作业教材：P362练习册第一节水的电离和溶液的pH值目的要求：（1）从水的电离平衡去理解水的离子积和溶液pH值的含义，掌握溶液pH值跟氢离子浓度和溶液酸碱性的关系。（2）了解指示剂的变色范围，学会用pH试纸测定溶液的pH值。（3）初步学会计算酸碱的pH值以及氢离子浓度和pH值的互算。（4）通过水的离子积和溶液酸碱性等内容的教学，对学生进行矛盾的对立统一、事物间的相互关系和相互制约等辨证唯物主义观点的教育。教学重点：溶液酸碱性和溶液pH值的关系教学过程：引入水是不是电解质？只有通过实验才能测定，但是由于纯水不容易得到，对于纯水的导电性无法在现有的条件下进行，好在有精确的实验结果告诉我们，水是一种极弱的电解质，他能微弱的电离（几乎不导电）。板书一．水的电离水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。H2O+H2O====H3O++OH-简...
