選修四第3章第1節(jié) 弱電解質(zhì)電離

第三章水溶液中的離子平衡第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離電解質(zhì)非電解質(zhì)概念：在水溶液或熔化狀態(tài)下在水溶液和熔化狀態(tài)能夠?qū)щ姷幕衔铩Ｏ露疾荒軐?dǎo)電的化合物。和結(jié)構(gòu)關(guān)系：大多數(shù)離子化合物極性鍵或非極性鍵構(gòu)成強(qiáng)極性鍵共價(jià)化合物的化合物實(shí)例：酸、堿、鹽、H2O大多數(shù)有機(jī)物、SO3、CO2等

說(shuō)明：溶液導(dǎo)電與否是由內(nèi)外因共同作用的結(jié)果，內(nèi)因?yàn)楸仨氂须娊赓|(zhì)，外因在水的作用下兩者缺一不可，可用下列圖示表示：電解質(zhì)電離導(dǎo)電復(fù)習(xí)回顧：電解質(zhì)和非電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)弱最主要由溶液中自由移動(dòng)的離子濃度決定。

練習(xí)：把下列物質(zhì)分類（1）電解質(zhì)________________（2）非電解質(zhì)____________（3）既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)________①NaCl

②BaSO4

③CaH2

④CO2

⑤Cu⑥HF⑦Na2O⑧AlCl3⑨

NH3·H2O

⑩酒精①

②③⑥⑦⑧⑨④⑩⑤判斷是否為電解質(zhì)的關(guān)鍵:看化合物在融化狀態(tài)或水溶液中是否自身電離電解質(zhì)非電解質(zhì)物質(zhì)混合物純凈物單質(zhì)化合物[思考與練習(xí)]：指出下列說(shuō)法是否正確，為什么？1.石墨能導(dǎo)電，所以是電解質(zhì)2.由于BaSO4不溶于水，所以不是電解質(zhì)3.鹽酸能導(dǎo)電，所以鹽酸是電解質(zhì)4.SO2、NH3、Na2O溶于水可導(dǎo)電,所以均為電解質(zhì)[注意]⑴電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是針對(duì)化合物而言。(4)電解質(zhì)必須是溶質(zhì)本身電離出離子。(3)電解質(zhì)與溶解度是無(wú)關(guān)的。(2)單質(zhì)與混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。電解質(zhì)電離導(dǎo)電溶液導(dǎo)電性強(qiáng)弱是由溶液中自由移動(dòng)離子濃度決定。什么是電離?電解質(zhì)的電離程度是否都相同?實(shí)驗(yàn)3-1：體積相同，濃度相同的鹽酸和醋酸與等量鎂條反應(yīng)，并測(cè)量溶液的pH值

0.1mol/LHCl0.1mol/LCH3COOH與鎂條反應(yīng)現(xiàn)象

溶液的pH值

快慢13一.強(qiáng)、弱電解質(zhì)根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象，探索下列問(wèn)題：（1）反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是什么？影響反應(yīng)的速率的因素是什么？（2）當(dāng)酸溶液的物質(zhì)的量濃度相等時(shí)，pH值是否相等，即c(H+)是否相等？

開始0.1mol/LHCl與鎂條反應(yīng)劇烈，說(shuō)明0.1mol/LHCl中氫離子濃度大，即氫離子濃度為0.1mol/L，說(shuō)明HCl完全電離；而開始0.1mol/LCH3COOH與鎂條反應(yīng)較慢，說(shuō)明其氫離子濃度較鹽酸小，即小于0.1mol/L，說(shuō)明醋酸在水中部分電離。HCl是強(qiáng)電解質(zhì)，CH3COOH是弱電解質(zhì)。探究結(jié)果：1.強(qiáng)電解質(zhì)：

2.弱電解質(zhì)：在水溶液里能全部電離的電解質(zhì)(其離子無(wú)分子化傾向)。在水溶液里只有部分電離的電解質(zhì)(其離子有分子化傾向)。CaCO3、HNO3屬于強(qiáng)電解質(zhì)CH3COOH、Fe(OH)3屬于弱電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：是否完全電離!A.溶液的導(dǎo)電能力B.同條件下導(dǎo)電能力C.在水溶液中的電離程度D.溶解性E.化學(xué)鍵類型例題判斷強(qiáng)弱電解質(zhì)的依據(jù)是（）討論：電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解性有無(wú)關(guān)系？C3、電離方程式的書寫（1）強(qiáng)電解質(zhì)的電離方程式：強(qiáng)電解質(zhì)全部電離，用“＝”連接H2SO4=2H++SO42－

HCl=H++

Cl－KOH=K++OH－

Ba(OH)2=Ba2++2OH－CuSO4=Cu2++SO42－

Ba(NO3)２=Ba2++2NO3－（2）弱電解質(zhì)的電離方程式：Ａ、弱電解質(zhì)部分電離，用“”聯(lián)接。Ｂ、多元弱電解質(zhì)電離是分級(jí)電離。Ｃ、多元弱堿電離是分級(jí)電離，但一步到位。[口訣]:強(qiáng)等號(hào);弱可逆;多元弱酸分步寫,多元弱堿一步完。

H2CO3H++HCO3－

HCO3－

H++CO32－

H3PO4H++H2PO4－

H2PO4－H++HPO42－

HPO42－H++H2PO43－

NH3.H2ONH4++

OH－

Cu(OH)2Cu2++2OH－

Fe(OH)3Fe3++3OH－如：HAcH++Ac－①先判斷強(qiáng)、弱電解質(zhì)，決定符號(hào)練習(xí)：寫出下列物質(zhì)的電離方程式⑴NH3·H2O；⑵HClO；⑶H2SO3；⑷Fe(OH)3；(5)Al(OH)3；

(6)NaHCO3；(7)NaHSO4(8)Ba(OH)2③多元弱堿也是分步電離，但書寫電離方程式時(shí)寫總式②多元弱酸分步電離，電離能力逐漸降低④Al(OH)3有酸式和堿式電離⑤多元弱酸的酸式鹽的電離方程式

（3）酸式鹽的電離NaHSO4=Na++H++SO42－

KHCO3=K++HCO3－

HCO3－

H++CO32離子化合物大部分的鹽類強(qiáng)堿共價(jià)化合物強(qiáng)酸弱酸弱堿水弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)離子型氧化物電解質(zhì)非電解質(zhì)多數(shù)有機(jī)物某些非金屬氧化物化合物

單質(zhì)純凈物混合物物質(zhì)小結(jié)：二、弱電解質(zhì)的電離平衡思考與討論：

(2)當(dāng)V電離=V結(jié)合時(shí)，可逆過(guò)程達(dá)到一種什么樣的狀態(tài)。

CH3COOHCH3COO-+H+電離結(jié)合

(1)開始時(shí)，V電離和V結(jié)合怎樣變化？

(3)關(guān)于上述電離平衡，什么條件的改變會(huì)使平衡向電離的方向移動(dòng)？寫出一元弱酸(HA)和一元弱堿(BOH)電離方程式并填寫下表00最大最大0不變不變不變最大達(dá)到電離平衡時(shí)電離平衡狀態(tài)建立Vtt1V(電離)＝V(結(jié)合)在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子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(guò)程就達(dá)到了平衡。電離速率分子化速率1、定義：在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子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(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)—電離平衡。電離平衡狀態(tài)是指

在一定條件下（如溫度、濃度等）的弱電解質(zhì)的溶液中，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等，溶液中各分子、離子的濃度保持不變的狀態(tài)。

前提實(shí)質(zhì)標(biāo)志2.特點(diǎn)：動(dòng)電離平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡定條件不變，溶液里既有離子又有分子，且各分子、離子的濃度不變。變條件改變時(shí)，電離平衡發(fā)生移動(dòng)。等V電離=V結(jié)合≠0逆弱電解質(zhì)的電離是可逆的3、影響電離平衡的因素(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)。通常電解質(zhì)越弱電離程度越小?！痹饺踉诫y電離”(2)外因：①溫度；②濃度；③同離子效應(yīng)；④化學(xué)反應(yīng)。達(dá)平衡后，當(dāng)外界條件改變時(shí)符合“勒夏特列原理”電離過(guò)程是吸熱過(guò)程，升高溫度，平衡向電離方向移動(dòng).（溫度越高越易電離）①溫度②濃度當(dāng)電離達(dá)到平衡時(shí)，加水稀釋向電離的方向移動(dòng)，電離程度增大(越稀越電離);增加弱電解質(zhì)濃度，向電離的方向移動(dòng)，但電離程度減小.思考：弱電解質(zhì)稀釋中電離程度如何變化？其溶液的中離子的濃度如何變化？

用水稀釋冰醋酸時(shí)離子濃度隨加水量的變化曲線。③同離子效應(yīng)加入同弱電解質(zhì)電離所產(chǎn)生的離子相同離子，電離平衡向逆方向移動(dòng)④化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，減少離子的濃度，使電離平衡向電離方向移動(dòng)。

例：在氨水中存在上述電離平衡，若采取下列措施:①升高溫度②加氨氣③水④NH4Cl溶液

⑤NaOH溶液⑥適量的鹽酸對(duì)上述電離平衡有什么影響？思考與討論：NH3·H2ONH4

++OH-三.電離平衡常數(shù)(K)—“科學(xué)視野”

[看課本自學(xué)相關(guān)內(nèi)容并思考]：(1)什么叫電離平衡常數(shù)？(2)電離平衡常數(shù)的化學(xué)含義是什么？(3)怎樣用電離平衡常數(shù)比較弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱?(4)影響電離平衡常數(shù)的因素是什么？（1）電離平衡常數(shù)（K）定義對(duì)于一元弱酸HAH++A-Ka=c(H+).c(A-)

c(HA)對(duì)于一元弱堿MOHM++OH-Kb=c(M+).c(OH-)

c(MOH)（3）K值只隨溫度變化。（2）意義：K值越大，電離程度越大，相應(yīng)酸(或堿)的酸(或堿)性越強(qiáng)。反之越弱。判斷弱酸、弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱科學(xué)視野P42：電離常數(shù)如：H2SH++HS-K1=1.3×10-7HS-H++S2-K2=1.3×10-15一般K1>>K2>>K３

，說(shuō)明多元弱酸的電離主要以第一步為主

電離常數(shù)數(shù)值的大小，可以估算弱電解質(zhì)電離的趨勢(shì)。K值越大，電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如相同條件下常見(jiàn)弱酸的酸性強(qiáng)弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO1、弱電解質(zhì)電離程度相對(duì)大小的另一種參數(shù)-------電離度α

=已電離的分子數(shù)

弱電解質(zhì)分子總數(shù)【知識(shí)拓展】CH3COOHCH3COO-+H+α=n（Ac-）n（HAc原）α=n（H+）n（HAc原）α=C（Ac-）C（HAc原）例：250C時(shí)，在0.5L0.2mol/L的HA溶液中，有0.04mol的HA電離成離子。求該溫度下該濃度HA的電離程度。求該溫度下0.1mol/L的HA的電離程度。求該溫度下1mol/L的HA的電離程度。改變條件C（T不變）平衡移動(dòng)方向C(H+)C(Ac---)C(HAc)電離常數(shù)

加熱

通HCl

加NaOH(s)

加NaAc(s)

加CH3COOH

加水討論完成表格：CH3COOHCH3COO--+H+正向增大增大減小逆向增大減小增大正向減小增大減小逆向減小增大增大正向增大增大增大正向減小減小減小增大不變不變不變不變不變【知識(shí)拓展】2、強(qiáng)酸和弱酸的比較（1）等體積,等濃度的鹽酸和醋酸1mol/LHClA1mol/LCH3COOHBC(H+)與Zn反應(yīng)快慢與足量Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2量A>BA>BA=B開始時(shí)c(H+)酸的濃度開始時(shí)反應(yīng)速率反應(yīng)過(guò)程中平均反應(yīng)速率生成等量氫氣所需的時(shí)間反應(yīng)過(guò)程中速率下降快慢生成等量的氫氣消耗Zn與足量的Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2量（2）體積、PH相同的鹽酸（A）與醋酸（B）分別與鋅反應(yīng)A=B

A<BA=BA<BA>BA>BA=BA<B思考與練習(xí)

1.氫氧化鋁的電離方程式可以表示為

AlO2—

+H++H2OAl(OH)3Al3++3OH—,試根據(jù)平衡移動(dòng)的原理解釋下列問(wèn)題：（1）向氫氧化鋁沉淀中加入鹽酸，沉淀溶解，原因

____，有關(guān)的離子方程式___________。（2）向氫氧化鋁沉淀中加入苛性鈉溶液，沉淀溶解，原因_________，有關(guān)的離子方程式__________________________________。練習(xí)2：有H+濃度相同、體積相等的三種酸：a、鹽