3.2.1--弱電解質(zhì)的電離平衡課件

1、第3章 物質(zhì)在水溶液中的行為第2節(jié) 弱電解質(zhì)的電離 鹽類的水解第1課時(shí) 弱電解質(zhì)的電離平衡1. 了解弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)概念和電離平衡常數(shù)與電離程度的關(guān)系。2. 理解影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素及對(duì)電離平衡移動(dòng)的影響。3.了解常見弱酸和弱堿的電離常數(shù)大小，能比較它們的電離能力強(qiáng)弱。【目標(biāo)與素養(yǎng)】一、弱電解質(zhì)的電離平衡1、概念：在一定條件(如溫度、濃度)下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離出離子的速率與離子結(jié)合成分子的速率 時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，叫做電離平衡。2、特點(diǎn)：電離平衡是動(dòng)態(tài)平衡，服從化學(xué)平衡的一般規(guī)律。相等二、電離平衡常數(shù)1、定義：在一定條件下達(dá)到電離平衡時(shí)，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度

2、的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)稱為電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)。2、表達(dá)式：Ka = _。一元弱堿：NH3 H2O NH4+ + OHKb = _。3、意義：電離常數(shù)表征了弱電解質(zhì)的_，根據(jù)相同溫度下電離常數(shù)的大小可判斷弱電解質(zhì)電離能力的_。一元弱酸：CH3COOH CH3COO + H+相對(duì)強(qiáng)弱電離能力4、電離平衡常數(shù)的特點(diǎn)（1）電離平衡常數(shù)只與 有關(guān)，與 無(wú)關(guān)，且升高溫度K值 。（2）相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越 電離，對(duì)應(yīng)的酸性(或堿性)越強(qiáng)。（3）多元弱酸是 電離，逐級(jí)減小且一般相差很大，Ka1Ka2，故溶液中的H+主要由第一步電離程度決定。（4）多元

3、弱堿的電離比較復(fù)雜，一般看作是一步電離。溫度濃度增大易分步電離常數(shù)的應(yīng)用1判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱。相同溫度下，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。2判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生。一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律，如25 時(shí)，Ka(HCOOH) = 1.77104 mol/L，Ka(HCN) = 4.91010 mol/L。故知：HCOOH + NaCN = HCN + HCOONa。3利用電離常數(shù)可近似計(jì)算出弱酸、弱堿溶液中H+或OH(忽略水的電離)。練習(xí)1：在相同溫度下，三種弱酸的電離常數(shù)(mol/L)如下：HF(6.8104)、CH3COOH(1.7105)、HClO (4.7108)。則三種酸的

4、酸性最強(qiáng)的是()AHF BCH3COOHCHClO D無(wú)法確定練習(xí)2：常溫時(shí)，0.1 mol/L HF溶液的pH = 2，則Ka的數(shù)值大約是() A2 mol/L B0.1 mol/L C0.01 mol/L D0.001 mol/L三、影響電離平衡的因素因素影響結(jié)果溫度升高溫度，電離平衡_移動(dòng)濃度加水稀釋，電離平衡_移動(dòng)正向正向外加物質(zhì)加入與弱電解質(zhì)電離出的離子相同的離子，電離平衡_移動(dòng)(同離子效應(yīng))加入與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的離子，電離平衡_移動(dòng)逆向正向1、弱電解質(zhì)電離程度的大小由電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定。2、外界條件對(duì)弱電解質(zhì)的電離平衡的影響弱電解質(zhì)電離：“越熱越電離，越稀越電離”。外界

5、條件對(duì)弱電解質(zhì)電離的影響實(shí)例：CH3COOH H+ + CH3COO H0影響因素平衡移動(dòng)方向n(H+)H+CH3COOKapH導(dǎo)電能力升溫右增大增大增大增大減小增強(qiáng)冰醋酸右增大增大增大不變減小增強(qiáng)加CH3COONa左減小減小增大不變?cè)龃笤鰪?qiáng)通HCl氣體左增大增大減小不變減小增強(qiáng)加NaOH右減小減小增大不變?cè)龃笤鰪?qiáng)加水稀釋右增大減小減小不變?cè)龃鬁p弱練習(xí)1：現(xiàn)有0.1 molL1氨水10 mL，加蒸餾水稀釋到1 L后，下列變化中正確的是() 電離程度增大 NH3 H2O增大 NH4+數(shù)目增多 OH增大 導(dǎo)電性增強(qiáng) 增大 減小 A B C D練習(xí)2：在0.1 mol/L的HCN溶液中存在如下電離平

6、衡：HCN H+ + CN，下列敘述正確的是()A加入少量NaOH固體，平衡正向移動(dòng)B加水，平衡逆向移動(dòng)C滴加少量0.1 mol/L的HCl溶液，溶液中H+減小 D加入少量NaCN固體，平衡正向移動(dòng)弱電解質(zhì)判斷及一元強(qiáng)酸、弱酸的比較1. 弱電解質(zhì)的判斷方法 (1) 弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離，如測(cè)得0.1 mol/L的CH3COOH溶液的pH1。 (2) 弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動(dòng)，如pH = 1的CH3COOH加水稀釋10倍，1pH2。 H+pH中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率由H2O電離出的H+一元強(qiáng)酸大小相同相同大小一元弱酸小

7、大小大2一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較(1) 相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較(2) 相同pH( H+ )、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較 H+c(酸)中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率由H2O電離出的H+一元強(qiáng)酸相同小小少相同相同一元弱酸大大多練習(xí)1：下列敘述不正確的是() ApH相等、體積相等的鹽酸和醋酸加水稀釋10倍后，前者的pH大于后者 BpH相等、體積相等的鹽酸和醋酸分別中和0.1 mol/L的NaOH溶液，消耗NaOH溶液體積相等 C等濃度、等體積的鹽酸和醋酸與足量的鋅粉反應(yīng)，開始時(shí)前者產(chǎn)生H2的速率大于后者，最終產(chǎn)生H2的量相等 D等

8、濃度、等體積的鹽酸和醋酸分別中和0.1 mol/L的NaOH溶液，消耗NaOH溶液體積相等練習(xí)2：甲酸下列性質(zhì)中可證明它是弱電解質(zhì)的是 () A1mol/L的甲酸溶液的H+約為0.01mol/L B甲酸與水以任意比例互溶 C10mL 1mol/L甲酸恰好與10mL 1mol/L NaOH溶液完全反應(yīng) D用甲酸溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗練習(xí)3：關(guān)于鹽酸與醋酸兩種稀溶液的說(shuō)法正確的是() A相同濃度的兩溶液中H+相同 B100mL 0.1mol/L的兩溶液能中和等物質(zhì)的量的氫氧化鈉 CpH = 3的兩溶液稀釋100倍后，pH都為5 D相同濃度時(shí)醋酸導(dǎo)電能力強(qiáng)四、電離度1、定義：弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)

9、到平衡狀態(tài)時(shí)，已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)的百分率稱為電離度，用表示。2、表達(dá)式： =（原有溶質(zhì)分子總數(shù) / 已電離的溶質(zhì)分子數(shù)） 100%。3、影響因素：弱電解質(zhì)的電離度與溶液的濃度有關(guān)，一般而言，濃度越大，電離度越 ；濃度越小，電離度越 。小大練習(xí)1：判斷對(duì)錯(cuò)(1) 當(dāng)CH3COOH在水溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)： CH3COOH = H+ = CH3COO ()(2) 向氨水中滴加酚酞變紅色，說(shuō)明NH3 H2O是弱電解質(zhì) ()(3) NaHCO3溶液中存在電離平衡： NaHCO3 Na+ + HCO3 ()(4) H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式 ()(5) 相同溫度下，K(HF)K(CH3COOH)，說(shuō)明酸性： HFCH3COOH。 ()練習(xí)2：相同溫度下，0.1 mol/L和0.01 mol/L CH3C