2017-2018学年人教版选修4 第3章第1节 弱电解质的电离（课件+学案+作业）打包

第1节 弱电解质的电离 第2课时　弱电解质的电离平衡 [目标导航]　1.理解电离平衡的概念。2.了解电离度的概念及其简单的计算。3.能运用电离平衡原理解释弱电解质在水溶液中的电离情况。 一、弱电解质的电离平衡 1．定义 在一定条件下(如温度和浓度)，电解质电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程达到电离平衡状态。 2．建立过程(用v­t图像描述) 3．特征 4．外界条件对电离平衡的影响 ①内因：弱电解质本身的性质。 ②外因：浓度、温度、加入试剂等。 5．电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例：CH3COOHCH3COO－＋H＋(正向吸热)。 实例(稀溶液) CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0 改变条件 加水稀释 加入少量冰醋酸 加入HCl(g) 加入NaOH(s) 加入镁粉 升温 加入CH3COONa(s) 平衡移动方向 向右 向右 向左 向右 向右 向右 向左 n(H＋) 增大 增大 增大 减小 减小 增大 减小 c(H＋) 减小 增大 增大 减小 减小 增大 减小 c(CH3COO－) 减小 增大 减小 增大 增大 增大 增大 c(CH3COOH) 减小 增大 增大 减小 减小 减小 增大 导电能力 减弱 增强 增强 增强 增强 增强 增强 【方法导引】　弱电解质的电离平衡是化学平衡的一种表现形式，完全具有化学平衡的特征和本质，对它进行分析、判断的原理与化学平衡相同。 【合作探究】 1．电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子浓度一定增大吗？ 答案　都不一定。如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能“消除”，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大；加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。 2．冰醋酸加水稀释过程中c(H＋)是如何变化的？写出变化图，并说明原因。 答案　在向醋酸中加水之前，醋酸分子尚未电离，c(H＋)＝0。在加水稀释之后，醋酸的电离开始随着水的逐渐加入，电离平衡逐渐向生成CH3COO－和H＋的方向移动。在此过程中V(溶液)和n(H＋)都逐渐增大。c(H＋)从0开始增加。随着水的加入，虽然促进CH3COOH的电离，但由于V(溶液)的增加，c(H＋)呈减小趋势。 如图所示 二、电离平衡常数(K)、电离度(α) 1．电离常数 (1)表示方法 ABA＋＋B－　K＝ 弱电解质的电离常数表达式中的c(A＋)、c(B－)和c(AB)均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值，并不是直接指溶质的物质的量浓度值，并且在温度一定时，其电离常数就是一个定值。 ①一元弱酸、一元弱碱的电离常数。例如： CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝ NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝）·c（OH－）,c（NH3·H2O）) ②多元弱酸、多元弱碱的电离常数。 多元弱酸的电离是分步进行的，每步都有相应的电离常数，通常用Ka1，Ka2，Ka3等来分别表示。 例如：H3PO4H＋＋H2PO Ka1＝）·c（H＋）,c（H3PO4）) H2PO）)）·c（H＋）,c（H2PO　Ka2＝H＋＋HPO HPO）)）·c（H＋）,c（HPO　Ka3＝H＋＋PO 多元弱酸各步的电离常数大小的比较为Ka1≫Ka2≫Ka3，因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况相类似，但多元弱碱的电离可写成一步。 (2)影响因素 电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大。 (3)电离常数的意义 ①表示多元弱酸溶液中离子浓度的关系。 H3PO4分三步电离，第一步最强(Ka1＝7.5×10－3)，第二步弱(Ka2＝6.2×10－8)，第三步最弱(Ka3＝2.2×10－13)，c(H＋)＞c(H2PO)＞c(OH－)。)＞c(PO)＞c(HPO H2S分两步电离，第一步强(Ka1＝9.1×10－8)，第二步弱(Ka2＝1.1×10－12)，c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)＞c(OH－) ②根据电离常数的大小，可以估算弱电解质电离的程度。例如，在相同条件下，K值越大，弱酸的电离程度越大，酸性越强。在相同条件下，常见弱酸的酸性强弱关系为 H3PO4＞HF＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO。 2．电离度 (1)弱电解质的电离度用α表示 则α＝×100%， 或α＝×100%， 或α＝×10