弱電解質(zhì)的電離平衡

1、弱電解質(zhì)的電離平衡重學(xué)習(xí)重難點(diǎn)】影響電離平衡移動(dòng)的因素、電離平衡常數(shù)【學(xué)習(xí)過程】廣強(qiáng)電解質(zhì)（概念：）電解質(zhì)，化合物1概念：I）弱電解質(zhì)（概念：）純凈非電解質(zhì)（概念：）單質(zhì)I混合物注：1.無論是電解質(zhì)還是非電解質(zhì)都必須是化合物；2 .電解質(zhì)必須是本身能電離出離子；3 .電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力由自由移動(dòng)的離子的濃度與離子所帶的電荷數(shù)決定，與電解質(zhì)的強(qiáng)弱無關(guān)。例1下列物質(zhì)：a.氨水b.液態(tài)HClc.Fed.固體BaSOe.冰醋酸f.SO2g.Na2Oh.COI.NH3j.NaCl固體k.KOH溶液l.蔗糖其中能導(dǎo)電的有,屬于電解質(zhì)的有,屬于非電解質(zhì)的有,屬于強(qiáng)電解質(zhì)的有_,屬于弱電解質(zhì)的有。NaHCO

2、3溶液中熔化時(shí)二、弱電解質(zhì)電離平衡的建立在一定條件下（如：溫度、壓強(qiáng)），當(dāng)弱電解質(zhì)電離“成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。三、電離平衡的特征電離平衡是化學(xué)平衡的一種，因此同樣具有“”、“”、“”、“”的特征。四、電離平衡常數(shù)和電離度1.電離平衡常數(shù)是指在一定條件下，弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值。HAH+A-cAcHKcHA注：（1）在此計(jì)算公式中，離子濃度都是平衡濃度;（2）電離平衡常數(shù)的數(shù)值與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)；弱電解質(zhì)的電離是吸熱的，一般溫度越高，電離平衡常數(shù)（填“大”

3、或“小”）;（3）電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱，通常用“表示弱酸的電離平衡常數(shù)，用&表示弱堿的電離平衡常數(shù)。Ka越大，弱酸的酸性越強(qiáng)；&越大，弱堿的堿性越強(qiáng)。多元弱酸是分布電離的，每一級(jí)電離都有相應(yīng)的電離平衡常數(shù)（用心、Ka2等表示），且電離平衡常數(shù)逐級(jí)減小。強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)共同特點(diǎn)電離程度電離過程（是否可逆）溶質(zhì)微?；衔镱愋臀镔|(zhì)類別強(qiáng)酸：弱酸：強(qiáng)堿：絕大多數(shù)鹽：弱堿：水、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較2.電離度已電離的弱電解質(zhì)濃度100%弱電解質(zhì)的初始濃度注：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，電離度越小五、影響弱電解質(zhì)電離平衡移動(dòng)的因素1.2.;濃度越小

4、，電離度越大。濃度：弱電解質(zhì)的溶液中，加水稀釋，電離平衡正移，電離度增大。即稀釋（填“促進(jìn)”或“抑制”）電離。思考：此規(guī)律用電離平衡常數(shù)如何解釋?溫度：因?yàn)殡婋x是吸熱的，因此升溫（填“促進(jìn)”或“抑制”）電離。注：難溶鹽（如：BaSQAgCl、CaCO等）一般是強(qiáng)電解質(zhì)，盡管難溶，但溶于水的那部分是完全電離的。而許多難溶性堿（如Al（OH3）卻是弱電解質(zhì)。例2按要求書寫下列物質(zhì)的電離方程式：3.加入其它電解質(zhì)(1)(2)加入與弱電解質(zhì)電離出的離子相同的離子，電離平衡加入與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的離子，電離平衡移動(dòng)，電離度移動(dòng)，電離度(1)CH3COOHNH3?屋。思考1:0.1mol/LCH3

5、COOHCHCOO+H+H2COH2S0(2)NaHSOD溶液中熔化時(shí)弱電解質(zhì)的電離平衡第5頁共5頁水的電離平衡常數(shù)的表達(dá)式為平衡移動(dòng)H+數(shù)目C(H+)一.C(CHCQQ電離平衡常數(shù)電離度溶液的導(dǎo)電能力NaOH(s)HCl(g)NaAc(s)Na2CQ(s)加熱冰醋酸水思考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HCl與CHCOOH1比較HClCH3CQQHC(H+)中和酸所用NaQH勺物質(zhì)的量與過量Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2的體積與Zn反應(yīng)的起始反應(yīng)速率(2)相同C(H+)、相同體積的HCl與CHCOOHJ比較HClCH3CQQH酸的濃度中和所用NaQH勺物質(zhì)的量與過量Zn反應(yīng)產(chǎn)

6、生H2的體積與Zn反應(yīng)起始反應(yīng)速率反應(yīng)過程速率例：將C(H+)相同，溶液體積也相同的兩種酸溶液(甲：鹽酸；乙：醋酸)分別與鋅反應(yīng)，若最后有一溶液中有鋅剩余，且放出的氣體一樣多，對(duì)此有如下判斷：(1)反應(yīng)所需時(shí)間：乙甲(2)開始時(shí)反應(yīng)速率：甲乙(3)參加反應(yīng)的鋅的質(zhì)量：甲=乙(4)整個(gè)反應(yīng)階段的平均速率：乙>甲(5)盛鹽酸的容器中有鋅剩余(6)盛醋酸的容器中有鋅剩余,以上判斷正確的是()A.(1)(2)(3)(5)B.(1)(3)(5)C.(2)(3)(6)D.(1)(3)(4)(5)學(xué)學(xué)習(xí)難點(diǎn)】水的離子積一、水的電離思考水是不是電解質(zhì)？它能電離嗎？寫出水的電離方程式1 .水的電離：水是電

7、解質(zhì)，發(fā)生電離，電離過程思考：實(shí)驗(yàn)測得，在室溫下1LH2O(即mol)中只有1X10-7molH2O電離，則室溫下C(H+)和C(OH)分別為多少？純水中水的電離度a(H2O)=。2 .水的離子積水的離子積：KW=。注：(1)一定溫度時(shí)，Kw是個(gè)常數(shù),Kw只與有關(guān)，越高KW越。1225c時(shí)，Kw=,100c時(shí)，Kw=10。(2)Kw不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。任何水溶液中，由水所電離而生成的C(H+)C(OH)。二、溶液的酸堿性和pH1 .影響水的電離平衡的因素(1)溫度：溫度升高，水的電離度，水的電離平衡向方向移動(dòng)，C(H+)和C(OH),Kwo(2)溶液的酸、堿度：改變?nèi)芤?/p>

8、的酸、堿度均可使水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)。討論：改變下列條件水的電離平衡是否移動(dòng)？向哪個(gè)方向移動(dòng)？水的離子積常數(shù)是否改變？是增大還是減小？升高溫度加入NaCl加入NaOH加入HCl練習(xí)：在0.01mol/LHCl溶液中，C(OH-)=,C(H+)=,由水電離出的H+濃度=,由水電離出的OH濃度=。，在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH)=,C(H+)=,由水電離出的H+濃度=,由水電離出的OH濃度=。在0.01mol/LNaCl溶液中，C(OH-)=,C(H+)=,由水電離出的H+濃度=,由水電離出的OH濃度=。小結(jié)：(1)升高溫度，促進(jìn)水的電離KW曾大(2)酸、堿抑制水的電離2 .溶液的

9、酸堿性本質(zhì)：【反饋練習(xí)】1. pH=2的強(qiáng)酸溶液，加水稀釋，若溶液體積擴(kuò)大10倍，則C(H+)或C(OH)的變化()AC(H+)和C(OH)都減少BC(H+)增大C、C(OH)增大D>C(H+)減小2. 向純水中加入少量的KHSO固體(溫度不變)，則溶液的()ApH值升高BC(H+)和C(OH)的乘積增大C、酸性增強(qiáng)D>OH子濃度減小3. 100C時(shí)，K=1X10-12,對(duì)純水的敘述正確的是()ApH=6顯弱酸性B、C(H+)=10-6mol/L,溶液為中性C、Kw是常溫時(shí)的10-2倍D溫度不變沖稀10倍pH=7學(xué)學(xué)習(xí)難點(diǎn)】pH值的計(jì)算【學(xué)習(xí)過程】二、溶液的酸堿性和pHL定義：PH

10、=,廣泛pH的范圍為014。注意：當(dāng)溶液中H+或OH-大于1mol/L時(shí)，不用pH表示溶液的酸堿性。2 .意義：3 .溶液PH的測定方法(1)酸堿指示劑法說明：常用的酸堿指示劑有石蕊、甲基橙、酚酗:試液。常用酸堿指示劑的pH變色范圍指示劑變色范圍的pH石蕊<5紅色5-8紫色>8藍(lán)色甲基橙<3.1紅色3.14.4橙色>4.4里/色酚町<8無色8-10淺紅色>10紅色(2) pH試紙法使用方法：(3) PH計(jì)法三、PH的應(yīng)用四、有關(guān)pH的計(jì)算(一)單一溶液的PH計(jì)算1、分別求0.05mol/LH2SO溶液和0.05mol/LBa(OH)2溶液的PH值。2、已知常

11、溫下濃度為0.01mol/L的CHCOO解液的電離度為1%求該溶液的PH值。(二)酸堿混合溶液的PH計(jì)算3、將PH=2的H2SQ溶液與PH=4的H2SQ溶液等體積混合后，求溶液的PH值。4、將PH=8的NaOhH§M與PH=10的NaOH(等體積混合后，求溶液的PH值。5、常溫下PH=4的HCl和PH=10的NaOH另1J按體積比為1 : 1, 11: 9, 9: 11混合，分別求三種情況下溶液的PH值。(三)酸、堿加水稀釋后溶液的PH值6、常溫下，將PH=1的H2SO溶液和PH=13的NaOHB液分另稀釋1000倍，求所得溶液的PH值。思考：若在常溫下，將PH=1的CHCOO解液和

12、PH=13的NH-H2O溶液分別稀釋1000倍，則所得溶液的PH值在什么范圍之內(nèi)。反饋練習(xí)1 .求下列溶液混合后的pH:(1)把pH=2和pH=4的兩種強(qiáng)酸溶液等體積混合，其pH=。(2)把pH=12和pH=14的兩種強(qiáng)堿溶液等體積混合，其pH=。(3)把pH=5的H2SQ溶液和pH=8的NaOHm等體積?!合，其pH=。2 .室溫時(shí)，將PH=5的H2SO溶液稀釋10倍，則C(由：C(SO2-)=;若再將稀釋后的溶液再稀釋100倍，則C(H+):C(SQ2-)=。鹽類的水解學(xué)學(xué)習(xí)難點(diǎn)】鹽類水解方程式的書寫和分析歸納：(1)這種在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的

13、反應(yīng)，叫做鹽類的水解。(2)只有弱酸的陰離子或弱堿的陽離子才能與H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)。(3)鹽類水解使水的電離平衡發(fā)生了移動(dòng)，并使溶液顯酸性或堿性。討論：(4)鹽類水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。水解的規(guī)律是：三、鹽類水解離子方程式的書寫【反饋練習(xí)】1 .下列物質(zhì)加入水中，能使水的電離度增大，溶液的pH值減小的是()A、HClB、Al2(SO4)3C、N&SD、NH.H2O2 .判斷下列鹽溶液的酸堿性，若該鹽能水解，寫出其水解反應(yīng)的離子方程式。(1) KF(2)NHNO(3)NaSO(4)FeCl3(5)NaHCO【情景創(chuàng)設(shè)】一、鹽類水解的實(shí)質(zhì)1 .鹽類水解的實(shí)質(zhì)2 .鹽類水解過

14、程就是水的電離平衡移動(dòng)過程，也就是說，鹽類的水解能促進(jìn)水的電離。使水的電離度增大。即在常溫下，可水解鹽溶液中由水電離出的c(OH-)10-7mol/L。(填>、V、=)3 .鹽類水解反應(yīng)生成酸和堿，所以鹽類水解反應(yīng)可看著是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。思考與交流(1)用可鑒別NHCl、NaCl、CHCOONaE種溶液。(2)相同濃度的N&CO、NaHCOCHCOON溶液的PH大小順序?yàn)橛绊懸蛩貙?shí)驗(yàn)操作現(xiàn)象平衡移 動(dòng)力向Fe+的水 解程度PH濃度加 FeCl3相同濃度拓NaX、NaY、NaZ溶液的PH值分別等于8、9、10,則對(duì)應(yīng)三種酸的酸性強(qiáng)弱順序?yàn)榧铀芤旱?酸堿度力口 HCl加少量的Na

15、OH力口 NaHCO力口 N&CO溫度溫度升高5判斷溶液中的離子能否共存：主要掌握Al3+ (Fe3+)與HCO、CO2- ,AlO 2、S2-不共存。6某些活潑金屬與鹽溶液的反應(yīng)：Mg粉投入NHCl溶液中反應(yīng)的離子方程式：7試劑存放：盛放 NaCO溶液的試劑瓶不能用玻璃塞，原因是盛放NHF溶液不能用玻璃瓶，是因?yàn)?8日常生活中的應(yīng)用：(1)泡沫滅火器原理(方程式)(2)為什么，KAl (SO) 2 ,Fe 2 (SO) 3、Al 2 (SO) 3等鹽可用做凈水劑(3)草木灰為什么不能和錢態(tài)氮肥混合使用歸納總結(jié)影響鹽類水解的因素(1)鹽類本身的性質(zhì)：這是影響鹽類水解的主要因素。組成鹽的

16、酸或堿越弱，其水解程度，溶液的堿性或酸性(2)溫度：鹽的水解是反應(yīng)。因此升高溫度其水解程度.(3)濃度：鹽的濃度越小，其水解程度越.(4)溶液的酸堿性：控制溶液的酸堿性，可以促進(jìn)或抑制鹽的水解。如Na2CO籀液中加堿可以水解。加酸可以水解?！痉答伨毩?xí)】1 .能使NaCO溶液中Na+與CO2-更接近2:1的措施是()A加水B加NaCO粉末C加KOH固體D加熱2 .為什么熱的純堿溶液去污效果好？應(yīng)用平衡移動(dòng)原理分析醋酸鈉溶液水解平衡的移動(dòng)情況，如下表所示:條件變化C(CHOQC(CHCOOH)C(OH)C(H+)PH水解程度升高溫度加水加醋酸加醋酸鈉加鹽酸力口NaOH二、鹽類水解的應(yīng)用1判斷溶液的

17、酸堿性：(1)將0.1mol/L的下列溶液按PH由小到大的順序排列NaCONaHCONaOHNaNOCHCOOHNaHSONHCl_(2)酸式鹽溶液的酸堿性：酸性NaHSONaKPQ堿性NaHCONaHSNazHPO2判斷溶液中離子濃度的大小：(1)CH3COONa#液中離子濃度大小順序?yàn)?2)(NH4)2SO4溶液中離子濃度大小順序?yàn)?3)Na2CO3溶液中離子濃度大小順序?yàn)?配制鹽溶液時(shí)，加酸或堿抑制水解：為了防止配制FeCl3溶液時(shí)可能渾濁，應(yīng)向溶液中加入抑制水解。4把鹽溶液蒸干制取無水鹽晶體：把下列鹽溶液蒸干得到何種物質(zhì)：AlCl3Al2(SO)3FeCl3NaCOCuSO4弱電解質(zhì)的

18、電離平衡第5頁共5頁、選擇題:1、下列有關(guān)離子反應(yīng)的敘述不正確的是()A.溶液中有難溶于水的沉淀生成是離子反應(yīng)的發(fā)生條件之一B.離子反應(yīng)發(fā)生的方向總是向著溶液中離子濃度降低的方向進(jìn)行C.離子反應(yīng)生成的沉淀的溶解度為零D.生成沉淀的離子反應(yīng)之所以能發(fā)生，在于生成物的溶解度小2、鋁和錢的性質(zhì)相似，如M(OH)3都是難溶的兩性氫氧化物。在自然界錢常以極少量分散于鋁礦，如Al2O3中。用NaOH溶液處理鋁礦(Al2O3)時(shí)，生成NaAlO2、NaGaO2；而后通入適量CO2,得Al(OH)3沉淀，而NaGaO2留在溶液中(循環(huán)多次后成為提取錢的原料)。發(fā)生后一步反應(yīng)是因?yàn)?)A、錢酸酸性強(qiáng)于鋁酸B、鋁酸酸性強(qiáng)于錢酸C、錢濃度小，所以不沉淀D、Al(OH)3是難溶物3、在2mL物質(zhì)的量濃度相等的NaCl和NaI溶液中滴入幾滴AgNO的液，發(fā)生的反應(yīng)為()A.只有AgCl沉淀生成B.只有AgI沉淀生成C.生成等物質(zhì)的量的AgCl和AgI沉淀D.兩種沉淀都有，但以AgI為主4、25c時(shí)，KaHF3.6104molL1,Ksp(CaF2)1,4610*B*10*mol3L3.現(xiàn)向1L0.2molL1HF溶液中加入1L0.2molL1CaC12y溶液，則下列說法中，正確的是()A.25c時(shí)，0.1molL11HF溶液中pH=1B.Ksp(CaF2)隨溫度和濃度的變化