（鲁科版）化学选修四：3.2弱电解质的电力 盐类的水解3课时课件 （3份打包）

第2节 弱电解质的电离 盐类的水解 第1课时 弱电解质的电离平衡 1.掌握弱电解质的电离平衡及其特征。 2.了解电离平衡常数的表示方法和含义。 3.掌握影响电离平衡的因素。 等体积、等浓度的盐酸、醋酸与镁条(用砂纸打磨)的反应。 观察、比较气球鼓起的快慢等现象。思考等浓度的盐酸、醋酸溶液中的H+浓度的大小关系。 1.0.1mol·L-1的盐酸和0.1mol·L-1的醋酸pH相同吗？ 2.pH=3的盐酸和醋酸，酸的浓度相同吗？ pH=3，说明[H+]相等，都等于10-3 mol·L-1，醋酸部分电离，说明分子更多，醋酸的浓度更大。 盐酸完全电离，酸性强，pH小。 如何判断某电解质是弱电解质？ （1）电解质溶液中，电离出的离子与未电离的分子共存。 （2）某一元酸HA，当浓度为0.1 mol·L-1时，溶液的pH=3。 （3）根据物质的类别判断弱电解质。 弱酸、弱碱、水。 H2CO3、HClO、H2S、HF、CH3COOH NH3·H2O Fe(OH)3等 v电离 v结合 0 t1 t2 v电离= v结合 t v CH3COOH CH3COO- + H+ 一、弱电解质的电离平衡 电离平衡状态 电离 结合 在一定条件（如温度、浓度）下， 当电解质分子电离成离子和离子重新结合成分子的速率相等时，各种微粒的浓度保持不变，电离过程就达到了平衡状态——电离平衡。 2.特征： 逆、动、等、定、变。 1.定义： 参考可逆反应的化学平衡，思考如何定量描述弱电解质的电离程度。 一般用电离平衡常数 和 平衡转化率。 电离度。 写出下列电离的电离平衡常数表达式： ② NH3·H2O NH4+ + OH- ① CH3COOH H+ + CH3COO¯ Ka= [H+][CH3COO－] [CH3COOH] Kb= [NH4+][OH- ] [NH3·H2O] 1.表示方法 Ka= Kb= （1）只有温度变，才有K变。 （2）意义：K值越大，表示弱电解质电离程度越大。 2.注意事项： 二、电离平衡常数（K） 一元弱酸 HA H+ +A－， 一元弱碱 MOH M++OH－， [H+][A-] [HA] [M+][OH-] [MOH] 3.多元弱酸在水溶液中的电离 ——分步电离，以第一步为主。　 主要原因： 一级电离出的H+抑制了二级的电离。 Ka1>>Ka2 例：H2CO3 H+ + HCO3- Ka1 HCO3- H+ + CO32- Ka2 25℃时醋酸的Ka=1.7×10-5 mol·L-1，求0.10 mol·L-1的醋酸溶液中H+的浓度。 结合三段式，利用电离常数的表达式计算。 【提示】 起始 转化 平衡 0.10 mol·L-1 0 0 x x x (0.10-x)mol·L-1 x x 设生成的H+ 物质的量浓度为x。 Ka= x2 (0.10-x)mol·L-1 ≈ x2 0.10 mol·L-1 =1.7×10-5 mol·L-1 x= =1.3×10-3 mol·L-1 【解析】 CH3COOH H+ + CH3COO - 1.已知25℃时，下列酸的电离常数如下，则相同浓度的 下述溶液中[H+]浓度最小的是( ) （KHF=7.2×10-4 KHCN=4.9×10-10 KHNO2=4.6×10-4 KCH3COOH=1.8×10-5) A.HF B.HCN C.HNO2 D.CH3COOH B 归纳：一元酸的电离常数越大，酸性越强。 2.下列电离方程式书写正确的是（ ） A.H2CO3 2H++CO32- B.NaHCO3 ==== Na+ +H++CO32- C.CH3COOH ====CH3COO-+H+ D.BaCO3 Ba2++CO32- E.HCO3-+H2O CO32-+H3O+ F.Fe(OH)3 Fe3++3OH- EF 电离过程是吸热过程，温度升高向电离方向移动。 三、影响电离平衡的有哪些因素 1.内因：电解质本身的性质。 2.外界条件 （1）温度 （2）浓度 浓度越大，电离程度（转化率）越小。 越热越电离。 越稀越电离。 抑制或促进。 （3）加入其他物质： 平衡右移 稀醋酸溶液中， 加水稀释平衡如何移动？ 【解析】加水稀释一倍时， =1/2 Kc QC = ？ QC < KC 1/2[H+]·1/2[CH