高二化學電解質教案及練習題
作為一無名無私奉獻的教育工作者，總歸要編寫教案，教案是教學活動的總的組織綱領和行動方案。那要怎么寫好教案呢？以下是小編整理的高二化學電解質教案及練習題，供大家參考借鑒，希望可以幫助到有需要的朋友。
高二化學電解質教案：
一、教學目標
知識與技能：
1.了解強、弱電解質在水溶液中電離程度的差異及原因，
2.在化學平衡概念的基礎上理解電離平衡概念。能運用電離平衡原理解釋弱電解質在水溶液中的電離情況，
過程與方法：
通過強弱電解質概念的學習，掌握學習概念性知識的常用方法：歸納法和演繹法。通過合作學習，活動與探究，學習科學探究的一般方法，培養提出問題、探究問題和解決問題的能力;
情感、態度和價值觀：
認識電離理論對實踐的指導作用，用滲透由現象看本質的辯證觀點。
二、教學重點：
弱電解質的電離平衡
三、教學方法：
四人一組，采用合作學習，實驗探究學習的方法。
四、設計理念
1.在教材處理上結合蘇教版、人教版的特點，重點分析弱電解質的電離平衡，教師創設問題情景，從對比實驗入手，引導學生分析實驗現象不同的原因是c(H+)不同，再通過閱讀課本了解醋酸和鹽酸在水中的電離情況，由學生小結強弱電解質的本質區別。通過設計科學探究實驗、交流與討論，歸納出證明醋酸是弱酸的方法以幫助學生理解電離平衡的移動。
2.在教學方法上根據教材的特點采用四人一組的合作學習、科學探究學習的教學方式。以學生為主體，概念從引入、分析到運用都給予學生足夠的思考空間，教師適時加以引導，組織學生參與探究、合作學習。教學中充分發揮每位學生的特長，小組學生分工明確，有記錄的、發言的、實驗探究的，學生的個性得到張揚，課堂成為學生成長的樂園。
五.教學設計過程
教師活動學生活動設計意圖【演示實驗】
（1）在四個小燒杯中分別加入物質的量濃度均為0.1 mol·L-1
HCl、NaOH、CH3COOH、NH3.H2O溶液各10mL，將連有燈泡、導線的碳棒分別插入溶液中。
（2）在錐形瓶中先各放20 mL0.1 mo·.L-1鹽酸和0.1 mol·L-1醋酸，后同時投放等量的NaHCO3粉末，然后迅速套上氣球
觀察四個燈泡的亮暗程度，
思考影響導電能力的因素，產生不同實驗現象的原因。
觀察現象，比較反應產生氣泡速率的快慢。分析原因，寫出鹽酸與醋酸溶液中的溶質通過比較相同條件的一元酸、堿溶液的導電性，判斷溶液中離子濃度的大小
讓學生知道酸與NaHCO3反應的實質是與H+反應，速率不同即溶液中c(H+)的大小不同【提問】
（1）上述實驗現象說明相同條件下醋酸與鹽酸溶液中c(H+)不同，你能解釋原因嗎？
（2）醋酸是怎樣電離的？（投影）
（3）上述v-t體現了CH3COOH在水中的電離有什么特點？
（4）影響CH3COOH的電離平衡的因素有哪些，怎樣影響？怎樣證明CH3COOH是弱酸？
【實驗指導】指導學生完成下列對比實驗，分析實驗現象及原因。組織學生交流、歸納。
【學生歸納1】醋酸溶液中，加入少量的CH3COONH4固體，由于醋酸根離子濃度的增大，導致醋酸溶液的pH值增大，而鹽酸中，加入NaCl，溶液的pH值不變。
【學生歸納2】
鹽酸中加入少量CH3COONH4固體后由于c(CH3COO-)增大，結合了部分氫離子，使溶液中c(H+)濃度下降，與鎂反應產生氣泡的速度減慢，劇烈程度減弱。
【提問】從這些實驗中你能說明什么問題？
【小結】（投影）
1．影響電離平衡的因素-濃度、溫度
2.寫出能證明CH3COOH是弱酸的方法
【及時對各小組的驗證方法組織互相評價】
【投影】
（1）分別取相同物質的量濃度的HCl和CH3COOH溶液，比較其導電性。
（2）測相同物質的量濃度的HCl、CH3COOH溶液的pH值。
（3）對比物質的量濃度相同的HCl、CH3COOH溶液與接觸面積相同的Mg帶或NaHCO3粉末反應的速率.
（4）測定0.1 mol/L的醋酸的pH, pH＞1
【課堂練習】
（1）課本P59-問題解決設計實驗比較0.1 mol·L-1NaOH溶液與0.1 mol·L-1的NH3·H2O的電離程度
（2）課本Ｐ65-7分析氯水成份，設計實驗方案促使氯氣與水反應的化學平衡正向移動。
氯水成份：
促使氯氣與水反應的化學平衡正向移動的方法（至少3種）
【課堂檢測】
欲使CH3COOH電離平衡向右移動，且增大c(CH3COO-),可采取的措施是（至少3種）相互交流，得出強弱電解質的概念并舉例說明常見的強弱電解質
閱讀課本P59，
學生上黑板用化學平衡的v-t圖描述CH3COOH在水中的電離情況
學生上黑板寫出醋酸的電離方程式
討論得出電離平衡時的特點
分組討論-實驗探究
【探究性實驗1】
酸液中加對應的鹽
（1）測0.1 mol·L-1HCl和
0.1 mol·L-1CH3COOH的pH值
（2）在0.1 mol·L-1HCl中加入少量的NaCl固體，再測pH值
（3）0.1 mol·L-1CH3COOH中加入少量的醋酸銨固體，測pH值
【探究性實驗2】
速度對比實驗
在兩支試管中分別加入0.1 mol·L-1HCl 10 mL，再在一支試管中加入少量的醋酸銨固體。再在兩支試管中分別加入表面積、大小均相同的鎂帶。觀察實驗現象。
學生思考、小結
學生舉例說明影響因素及平衡移動的方向
四人一組，分組討論，書寫方法，實物投影展示驗證方法。
各小組間互相評價，歸納可行、簡單的方法。
體驗成功，
歸納整理實驗驗證方法，并交流得出最簡單可行的方法是：
測定0.1 mol/L的醋酸的pH, pH＞1
【體驗探究】
交流討論可行方案，并用實驗驗證：
測0.1 mol·L-1NaOH溶液與0.1 mol·L-1的NH3·H2O的pH值
學生上黑板寫出氯氣與水反應的化學方程式并寫出氯水的成份
相互評價，并交流使化學平衡正向移動的方法：加水、通入氯氣、光照、加入NaOH、NaHCO3、Mg等能與H+反應的物質….
學生積極思考，參與討論，師生小結：
加入Zn粉、升溫、
加入NaOH、加入Na2CO3
加入Na2O等引導學生從醋酸與鹽酸物質的量濃度相同，而氫離子濃度不同的角度分析強弱電解質的本質區別。
讓學生知道化學平衡移動原理也能適用于電離平衡
讓學生知道弱電解質的電離是可逆的，書寫方程式應用培養學生的科學探究能力
證明CH3COOH溶液中存在電離平衡
通過速率對比實驗證0.1 mol·L-1HCl中加入少量的
CH3COONH4固體會減小c(H+),從而說明CH3COOH是弱電解質
進一步鞏固影響電離平衡的因素
進一步鞏固化學平衡移動原理
加深理解強弱電解質的本質區別-是否完全電離。讓學生知道相同條件下的醋酸和鹽酸因為c(H+)不同，所以導電性不同，pH值不同，與酸反應的速率不同
讓學生理解只需比較相同條件c(OH-)即可。
進一步理解化學平衡的適用范圍，知道HClO也是弱酸
檢測課堂效果。高二化學電解質練習題：
一、選擇題
1.某一密閉絕熱容器中盛有飽和Ca(OH)2溶液，當加入少量CaO粉末時，下列說法正確的是( )
①有晶體析出 ②c[Ca(OH)2]增大 ③pH不變
④c(H+)c(OH-)的`積不變 ⑤c(H+)一定增大
A.① B.①③
C.①②④ D.①⑤
答案：D
點撥：CaO與水反應生成Ca(OH)2的同時會放熱，在絕熱容器中熱量不損失，溫度升高，Ca(OH)2的溶解度減小，析出晶體，溶液中溶質的濃度減小。由于溫度升高，水的離子積增大。溶液中Ca(OH)2的溶解度減小，所以溶液中的OH-的濃度減小，因此H+的濃度增大，①⑤正確。
2.下列敘述正確的是( )
A.某溶液中所有離子的濃度大小排序是：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)，則該溶液的溶質一定是CH3COONa和CH3COOH
B.CH3COOH與NaOH的混合溶液顯堿性，則溶液中各離子濃度大小排序一定為：c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)
C.常溫下，a mol/L的CH3COOH溶液與b mol/L的 NaOH溶液等體積混合后溶液的pH=7，則一定有a=b
D.常溫下，pH=3的CH3COOH溶液與pH=11的NaOH溶液等體積混合后溶液的pH一定等于7
答案：A
點撥：B項，溶液中各離子濃度也可能為c(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-)>c(H+)或c(Na+)>c(CH3COO-)=c(OH-)>c(H+);C項，若a=b，二者恰好完全反應得到CH3COONa溶液，pH>7;D項，CH3COOH為弱酸，等體積混合時，醋酸的物質的量遠大于NaOH，即醋酸過量，所得溶液顯酸性。
3.將20 mL 0.1 molL-1的氨水與10 mL 0.1 molL-1的鹽酸混合，所得到的溶液中離子濃度的關系錯誤的是( )
A.c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(Cl-)
B.c(NH4+)+c(NH3H2O)=2c(Cl-)
C.2c(OH-)-2c(H+)=c(NH4+)-c(NH3H2O)
D.c(H+)=c(NH3H2O)+c(OH-)
答案：D
點撥：混合后溶液中存在NH4Cl與NH3H2O，其物質的量之比為1∶1。A項，電荷守恒，正確。B項，物料守恒，正確。C項，質子守恒，可由電荷守恒、物料守恒進行相應的運算而得。D項，當溶液中只有NH4Cl時，該式成立。
4.等濃度的下列稀溶液：①乙酸、②苯酚、③碳酸、④乙醇，它們的pH由小到大排列正確的是( )
A.④②③① B.③①②④
C.①②③④ D.①③②④
答案：D
點撥：等濃度的溶液，酸性越強，pH越小。酸性：乙酸>碳酸>苯酚，乙醇呈中性，可知pH由小到大的順序為：①③②④，D正確。
5.下列說法正確的是( )
A.25℃時，NH4Cl溶液的Kw大于100℃時NaCl溶液的Kw
B.SO2通入碘水中，反應的離子方程式為SO2+I2+2H2O===SO32-+2I+4H+
C.加入鋁粉能產生H2的溶液中，可能存在大量的Na+、Ba2+、AlO2-、NO3-
D.100℃時，將pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合，溶液顯中性
答案：C
點撥：A項，溶液中的KW隨溫度的升高而增大，故A項錯誤;B項，不符合得失電子守恒規律——僅發生了得電子過程，無失電子過程，故B項錯誤;C項，Al既能與強堿性溶液反應產生H2，又能與強酸性(不存在氧化性酸根離子)溶液反應產生H2，該項離子在強堿性環境中可共存，故C項正確;D項，100℃的pH=12的NaOH溶液中的c(OH-)>10-2molL-1，而pH=2的鹽酸中的c(H+)=10-2molL-1，因此，兩者混合時NaOH溶液過量，溶液顯堿性，故D項錯誤。
6.常溫下0.1molL-1醋酸溶液的pH=a ，下列能使溶液pH=(a+1)的措施是( )
A.將溶液稀釋到原體積的10倍 B.加入適量的醋酸鈉固體
C.加入等體積0.2 molL-1鹽酸 D.提高溶液的溫度
答案：B
點撥：A項，醋酸是弱酸，弱酸溶液每稀釋10倍pH增加不到1個單位;C項，加入等體積0.2 molL-1的鹽酸，溶液中的H+主要來自于鹽酸的電離，此時溶液中的H+濃度大于0.1 molL-1，混合液的pH比a要小;D項，溫度升高，CH3COOH的電離程度增大pH減小;B項，加入CH3COONa后，溶液中的CH3COO-濃度增大，促使醋酸的電離平衡逆向移動，H+濃度下降，pH增大。
7.根據酸堿質子理論，凡是能給出質子的分子或離子都是酸，凡是能結合質子的分子或離子都是堿。按照這個理論，下列微粒屬于兩性物質的是( )
①HS- ②CO32- ③H2PO4- ④NH3 ⑤H2S ⑥CH3COOH ⑦OH- ⑧H2O ⑨NO2- ⑩NH2CH2COOH
A.①⑤ B.③⑥
C.①②⑨ D.①③⑧⑩
答案：D
點撥：所給微粒中既能結合H+又能提供H+的有HS-、H2PO4-、H2O和H2N—CH2COOH，因此這四種物質從酸堿質子理論的角度上看既是酸又是堿，即兩性物質。
8.常溫下，對下列四種溶液的敘述正確的是( )
編號 ① ② ③ ④
溶液 氨水 氫氧化鈉溶液 醋酸溶液 鹽酸
pH 11 11 3 3
A.②、③兩溶液相比，溶液中水的電離程度不同
B.四種溶液分別加水稀釋10倍，pH變化最大的是①和③
C.①、②、③中分別加入少量的醋酸銨固體后，三種溶液的pH均減小
D.①、④兩溶液按一定體積比混合，所得溶液中離子濃度的關系不存在：c(H+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(NH4+)
答案：D
點撥：A項，②、③中c(OH-)=c(H+)=10-3mol/L，對水的電離起同等程度的抑制作用，故兩溶液中水的電離程度相同。B項，加水稀釋同樣倍數時強堿比弱堿pH變化大，強酸比弱酸pH變化大。C項，③中加少量醋酸銨固體后，平衡CH3COOH??CH3COO-+H+向逆反應方向移動，pH增大。D項，c(H+)不會大于c(Cl-)。
9.對滴有酚酞試液的下列溶液，操作后顏色變深的是( )
A.明礬溶液加熱 B.CH3COONa溶液加熱
C.氨水中加入少量NH4Cl固體 D.小蘇打溶液中加入少量的NaCl固體
答案：B
點撥：明礬水解顯酸性，加熱促進水解，酚酞在酸性溶液中不顯色，故A項錯誤;CH3COONa水解顯堿性，加熱促進水解，c(OH-)增大，溶液紅色加深，B項正確;氨水顯弱堿性，NH4Cl水解顯酸性，溶液中c(OH-)減小，紅色變淺，C項錯誤;加入少量NaCl固體對NaHCO3水解不產生影響，溶液顏色無變化，D項錯誤。
10.下列各溶液中，微粒的物質的量濃度關系正確的是( )
A.0.1 molL-1的(NH4)2SO4溶液中：c(SO42-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)
B.0.1 molL-1的Na2CO3溶液中：c(OH-)=c(HCO3-)+c(H+)+c(H2CO3)
C.0.1 molL-1的NH4Cl溶液與0.05 molL-1的NaOH溶液等體積混合：
c(Cl-)>c(Na+)>c(NH4+)>c(OH-)>c(H+)
D.c(NH4+)相等的(NH4)2SO4溶液，NH4HSO4溶液、(NH4)2CO3溶液和NH4Cl溶液：c[(NH4)2SO4]
答案：D
點撥：A項由于鹽類的水解比較微弱，所以c(NH4+)>c(SO42-);B項根據質子守恒c(OH-)=c(HCO3-)+c(H+)+2c(H2CO3);C項兩者反應后生成相同物質的量的NH3H2O、NH4Cl和NaCl，NH3H2O的電離程度大于NH4+的水解程度，NH4+的濃度比Na+大;D項四種鹽的物質的量濃度相同時，c(NH4+)的大小關系為：c[(NH4)2SO4]> c[(NH4)2CO3] > c(NH4HSO4)>c(NH4Cl)，當四種鹽提供的NH4+濃度相等時，c[(NH4)2SO4]
11.下列溶液中微粒的物質的量濃度關系一定正確的是( )
A.0.2 molL-1CH3COONa溶液和0.1molL-1HCl溶液等體積混合后：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH-)
B.pH=3的鹽酸和NaNO3的混合溶液中：c(Na+)=c(Cl-)
C.0.1 molL-1 NaHCO3溶液中：
c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(OH-)
D.物質的量濃度相等的HCN(弱酸)和NaCN溶液等體積混合后有：c(HCN)+2c(H+)=2c(OH-)+c(CN-)
答案：D
點撥：A項，應為c(Na+)>c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH-);B項，只給了鹽酸的濃度，NaNO3的濃度未知，故不能確定c(Na+)與c(Cl-)的大小關系;C項，為電荷守恒關系，應為c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2×c(CO32-)+c(OH-)。
12.下列說法正確的是( )
A.常溫下0.4 mol/L HB溶液和0.2 mol/L NaOH溶液等體積混合后溶液的pH=3，則混合溶液中離子濃度的大小順序為：c(Na+)>c(B-)>c(H+)>c(OH-)
B.常溫時，pH均為2的CH3COOH溶液和HCl溶液、pH均為12的氨水和NaOH溶液，四種溶液中由水電離出的c(H+)相等
C.常溫下0.1mol/L的下列溶液①NH4Al(SO4)2，②NH4Cl，③NH3H2O，④CH3COONH4中，c(NH4+)由大到小的順序是：②>①>④>③
D.0.1 mol/L pH為4的NaHB溶液中：c(HB-)>c(H2B)>c(B2-)
答案：B
點撥：A項，電荷不守恒，正確的順序是c(B-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-);C項，Al3+對NH4+的水解有抑制作用，CH3COO-對NH4+的水解有促進作用。而NH3H2O電離程度較小，產生的NH4+濃度很低，四種溶液中NH4+濃度由大到小的順序是①>②>④>③;D項，由于NaHB溶液的pH=4，說明HB-的電離程度大于水解程度，所以B2-的濃度大于H2B的濃度。
13.下列表述或判斷不正確的是( )
A.根據CH3COO-+H2O??CH3COOH+OH-能說明CH3COOH是弱電解質
B.根據NH3+H3O+===NH4++H2O能說明NH3結合H+的能力比H2O強
C.pH相等的①Na2CO3;②NaOH;③CH3COONa三種溶液，物質的量濃度的大小順序為：③>①>②
D.相同條件下等物質的量濃度的①NaCl溶液;②NaOH溶液;③HCl溶液中由水電離出的c(H+)：③>①>②
答案：D
點撥：A項CH3COO-水解證明CH3COOH是弱酸，是弱電解質;B項NH3能奪取H3O+中的H+，證明NH3結合H+的能力比H2O強;C項當濃度相同時，pH②>①>③，所以當pH相等時③>①>②;D項NaOH溶液和HCl溶液抑制水的電離(且程度相同)，NaCl溶液中水的電離程度最大，應為①>②=③。
14.常溫下，用0.100 0mol/L NaOH溶液分別滴定20.00 mL0.100 0mol/L醋酸溶液，得到2條滴定曲線，如下圖所示：
以HA表示酸，下列說法正確的是( )
A.滴定鹽酸的曲線是圖2
B.達到B、D狀態時，兩溶液中離子濃度均為c(Na+)=c(A-)
C.達到B、E狀態時，反應消耗的n(CH3COOH)>n(HCl)
D.當0 mLc(H+)>c(OH-)
答案：B
點撥：A項，0.1 mol/L鹽酸pH=1，所以圖1是NaOH滴定HCl的滴定曲線;C項，B、E點對應消耗NaOH的體積都是a mL，所以消耗掉的CH3COOH、HCl的物質的量是相等的;D項，當所加的NaOH量比較少時，混合液中H+、Na+濃度可能是c(H+)>c(Na+)。
15.室溫下，在25 mL 0.1 molL-1NaOH溶液中逐滴加入0.2 molL-1CH3COOH溶液，pH與滴加CH3COOH溶液體積的關系曲線如下圖所示，若忽略兩溶液混合時的體積變化，下列有關粒子濃度關系的說法錯誤的是( )
A.在A、B間任一點，溶液中一定都有
c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
B.在B點：a>12.5，且有c(Na+)=c(CH3COO-)>c(OH-)=c(H+)
C.在C點：c(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
D.在D點：c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.1molL-1
答案：C
點撥：C項，電荷不守恒，在C點溶液呈酸性，離子濃度關系應為：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。
二、非選擇題
16.氯堿工業中電解飽和食鹽水的原理。
(1)電解飽和食鹽水的離子方程式是____________________________________。
(2)電解時用鹽酸控制陽極區溶液的pH在2～3。用化學平衡移動原理解釋鹽酸的作用：________________________________________________________________________。
(3)電解所用的鹽水需精制，去除有影響的Ca2+、Mg2+，NH4+，SO42-[c(SO42-)>c(Ca2+)]。精制流程如下(淡鹽水和溶液A來自電解池)：
①鹽泥a除泥沙外，還含有的物質是________。
②過程Ⅰ中將NH4+轉化為N2的離子方程式是___________________________________ _____________________________________。
③BaSO4的溶解度比BaCO3的小，過程Ⅱ中除去的離子有________。
④經過程Ⅲ處理，要求鹽水c中剩余Na2SO3的含量小于5mg /L，若鹽水b中NaClO的含量是7.45 mg /L，則處理10m3 鹽水b，至多添加10% Na2SO3溶液________kg(溶液體積變化忽略不計)。
答案：(1)2Cl-+2H2O=====通電H2↑+Cl2↑+2OH-
(2)Cl2與水反應：Cl2+H2O?
?HCl+HClO，增大HCl的濃度使平衡逆向移動，減少Cl2在水中的溶解，有利于Cl2的逸出
(3)①Mg(OH)2
②2NH4++3Cl2+8OH-===N2↑+6Cl-+8H2O
③SO42-、Ca2+
④1.76
點撥：(1)略
(2)抓住信息(化學平衡移動)，分析陽極區的存在的化學平衡只有Cl2與水反應;
(3)①由信息用溶液A(NaOH溶液)調pH=11、溶液中含有Mg2+，所以有沉淀Mg(OH)2生成;
②由信息可知NH4+被氧化生成N2，所以氯氣是氧化劑，溶液顯堿性用OH-和H2O配平即可;
③BaCO3(s)?
?Ba2+(aq)+CO32-(aq)，Ba2+與溶液中的SO42-結合生成更難溶的BaSO4，且使BaCO3(s)?
?Ba2+(aq)+CO32-(aq)右移，生成CO32-與溶液中的Ca2+結合生成CaCO3;④反應的化學方程式為Na2SO3+NaClO===Na2SO4+NaCl，n(NaClO)=104L×7.45mgL-1×10-3gmg-1÷74.5 gmol-1=1 mol，所以參加反應的n(Na2SO3)=1 mol，參加反應的m(Na2SO3)=126 g，溶液中最多剩余的m(Na2SO3)=104 L×5 mgL-1×10-3gmg-1=50 g，所以總共最多加入m(Na2SO3)=(126g+50g)=176g，需10%的Na2SO3為1.76 kg。