1、第3章 物質在水溶液中的行為第2節 弱電解質的電離 鹽類的水解第1課時 弱電解質的電離平衡1. 了解弱電解質的電離平衡常數概念和電離平衡常數與電離程度的關系。2. 理解影響弱電解質電離平衡的因素及對電離平衡移動的影響。3.了解常見弱酸和弱堿的電離常數大小，能比較它們的電離能力強弱。【目標與素養】一、弱電解質的電離平衡1、概念：在一定條件(如溫度、濃度)下，當弱電解質分子電離出離子的速率與離子結合成分子的速率 時，電離過程就達到了平衡狀態，叫做電離平衡。2、特點：電離平衡是動態平衡，服從化學平衡的一般規律。相等二、電離平衡常數1、定義：在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質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常數，這個常數稱為電離平衡常數，簡稱電離常數。2、表達式：Ka = _。一元弱堿：NH3 H2O NH4+ + OHKb = _。3、意義：電離常數表征了弱電解質的_，根據相同溫度下電離常數的大小可判斷弱電解質電離能力的_。一元弱酸：CH3COOH CH3COO + H+相對強弱電離能力4、電離平衡常數的特點（1）電離平衡常數只與 有關，與 無關，且升高溫度K值 。（2）相同條件下，K值越大，表示該弱電解質越 電離，對應的酸性(或堿性)越強。（3）多元弱酸是 電離，逐級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、弱堿的電離比較復雜，一般看作是一步電離。溫度濃度增大易分步電離常數的應用1判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱。相同溫度下，電離常數越大，酸性(或堿性)越強。2判斷復分解反應能否發生。一般符合“強酸制弱酸”規律，如25 時，Ka(HCOOH) = 1.77104 mol/L，Ka(HCN) = 4.91010 mol/L。故知：HCOOH + NaCN = HCN + HCOONa。3利用電離常數可近似計算出弱酸、弱堿溶液中H+或OH(忽略水的電離)。練習1：在相同溫度下，三種弱酸的電離常數(mol/L)如下：HF(6.8104)、CH3COOH(1.7105)、HClO (4.7108)。則三種酸的

4、酸性最強的是()AHF BCH3COOHCHClO D無法確定練習2：常溫時，0.1 mol/L HF溶液的pH = 2，則Ka的數值大約是() 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果溫度升高溫度，電離平衡_移動濃度加水稀釋，電離平衡_移動正向正向外加物質加入與弱電解質電離出的離子相同的離子，電離平衡_移動(同離子效應)加入與弱電解質電離出的離子反應的離子，電離平衡_移動逆向正向1、弱電解質電離程度的大小由電解質本身的性質決定。2、外界條件對弱電解質的電離平衡的影響弱電解質電離：“越熱越電離，越稀越電離”。外界

5、條件對弱電解質電離的影響實例：CH3COOH H+ + CH3COO H0影響因素平衡移動方向n(H+)H+CH3COOKapH導電能力升溫右增大增大增大增大減小增強冰醋酸右增大增大增大不變減小增強加CH3COONa左減小減小增大不變增大增強通HCl氣體左增大增大減小不變減小增強加NaOH右減小減小增大不變增大增強加水稀釋右增大減小減小不變增大減弱練習1：現有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+數目增多 OH增大 導電性增強 增大 減小 A B C D練習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B加水，平衡逆向移動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，平衡正向移動弱電解質判斷及一元強酸、弱酸的比較1. 弱電解質的判斷方法 (1) 弱電解質的定義，即弱電解質不能完全電離，如測得0.1 mol/L的CH3COOH溶液的pH1。 (2) 弱電解質溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動，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產生H2的量開始與金屬反應的速率由H2O電離出的H+一元強酸大小相同相同大小一元弱酸小

7、大小大2一元強酸與一元弱酸的比較(1) 相同物質的量濃度、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較(2) 相同pH( H+ )、相同體積的一元強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產生H2的量開始與金屬反應的速率由H2O電離出的H+一元強酸相同小小少相同相同一元弱酸大大多練習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，開始時前者產生H2的速率大于后者，最終產生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2：甲酸下列性質中可證明它是弱電解質的是 () 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 D用甲酸溶液做導電實驗，燈泡很暗練習3：關于鹽酸與醋酸兩種稀溶液的說法正確的是() 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相同濃度時醋酸導電能力強四、電離度1、定義：弱電解質在水中的電離達

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