《弱電解質(zhì)的電離平衡》參考課件1

第1課時(shí)弱電解質(zhì)的電離平衡第3章物質(zhì)在水溶液中的行為第2節(jié)弱電解質(zhì)的電離鹽類(lèi)的水解弱電解質(zhì)的電離平衡

學(xué)習(xí)探究本節(jié)知識(shí)目錄

探究點(diǎn)二電離平衡常數(shù)

目標(biāo)定位知識(shí)回顧自我檢測(cè)

探究點(diǎn)一弱電解質(zhì)的電離平衡學(xué)習(xí)目標(biāo)定位1.會(huì)描述弱電解質(zhì)的電離平衡，能正確書(shū)寫(xiě)弱電解質(zhì)的電離方程式，會(huì)分析電離平衡的移動(dòng)。2.知道電離平衡常數(shù)的意義。學(xué)習(xí)重難點(diǎn)：電解平衡的影響因素和電離平衡常數(shù)。知識(shí)回顧1．將下列(Ⅰ)中的物質(zhì)與(Ⅱ)、(Ⅲ)中的物質(zhì)類(lèi)型用短線連接起來(lái)。單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)知識(shí)回顧Kw＝[H＋][OH－]增大減小10－12mol·L－12或12學(xué)習(xí)探究探究點(diǎn)一：弱電解質(zhì)的電離平衡

CH3COOH

H＋＋CH3COO－H＋、CH3COO－、CH3COOH2.右圖是醋酸溶于水時(shí)，電離過(guò)程中，醋酸分子電離成離子的速率、離子重新結(jié)合成醋酸分子的速率隨時(shí)間的變化曲線。請(qǐng)回答下列問(wèn)題：

(1)va表示

的速率；

vb表示

的速率。

(2)在時(shí)間由t0到t1過(guò)程中，va的變化是

，vb的變化是

。

(3)當(dāng)時(shí)間達(dá)t1后，va與vb的關(guān)系是

，此時(shí)醋酸達(dá)到

狀態(tài)。醋酸分子電離成離子離子結(jié)合成醋酸分子不斷減小不斷增大va＝vb≠0電離平衡學(xué)習(xí)探究接近于0接近于0最大減小最大最大不變不變不變?nèi)缓鬁p小，達(dá)平衡時(shí)不變混合初最大，混合初最大，然后減小，混合初接近于0，然后增大，達(dá)平衡時(shí)不變達(dá)平衡時(shí)不變學(xué)習(xí)探究向右移動(dòng)向左移動(dòng)向右移動(dòng)向右移動(dòng)向左移動(dòng)增大減小增大減小減小增大減小減小增大增大疑難解析勒·夏特列原理不但適用于化學(xué)平衡，也適用于其他平衡如：電離平衡、水解平衡、沉淀的溶解平衡等。學(xué)習(xí)探究歸納總結(jié)1．電離平衡狀態(tài)2．電離平衡的特征率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了電離平衡狀態(tài)。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(1)弱電解質(zhì)的電離平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡，平衡時(shí)其電離過(guò)程并沒(méi)有停止，只是溶液中各分子和離子的濃度都保持不變。(2)外界條件發(fā)生變化，電離平衡隨之發(fā)生變化。學(xué)習(xí)探究歸納總結(jié)加入含有弱電解質(zhì)離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)；加入能與弱電解質(zhì)離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。由于電離過(guò)程吸熱，升溫，電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)；降溫，電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。(1)溫度：電解質(zhì)溶液的濃度越小，它的電離程度就越大。(2)濃度：(3)其他因素：3．影響電離平衡的因素學(xué)習(xí)探究歸納總結(jié)４．弱電解質(zhì)的電離方程式的書(shū)寫(xiě)題目解析學(xué)習(xí)探究活學(xué)活用能證明該電解質(zhì)是弱電解質(zhì)，但不能說(shuō)明達(dá)到平衡狀態(tài)判斷電離達(dá)平衡的標(biāo)志是：一、V電離=V結(jié)合。二、可變量達(dá)不變。相等并不能證明達(dá)平衡，平衡也不一定相等。D題目解析學(xué)習(xí)探究加入HCl時(shí)H＋的濃度變大,平衡向其減小的方向(也就是逆反應(yīng)方向)移動(dòng)，但最終H+的濃度比未加HCl前還是要大加入CH3COONa固體，CH3COO-

的濃度增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)加入水促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離加入NaOH固體,與H＋反應(yīng)，H＋的濃度變小，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)

B如CH3COOH的電離常數(shù)的表達(dá)式是NH3·H2O的電離常數(shù)的表達(dá)式是學(xué)習(xí)探究探究點(diǎn)二：電離平衡常數(shù)

疑難總結(jié)1．電離平衡與化學(xué)平衡類(lèi)似，根據(jù)化學(xué)平衡常數(shù)的表達(dá)式，則弱電解質(zhì)ABA＋＋B－的電離平衡常數(shù)(簡(jiǎn)稱電離常數(shù))的表達(dá)式為2.一元弱酸的電離常數(shù)用Ka

表示，一元弱堿的電離常數(shù)用Kb表示。對(duì)于一般的可逆反應(yīng)，mA(g)＋nB(g)

pC(g)＋qD(g)，當(dāng)在一定溫度下達(dá)到平衡時(shí)，化學(xué)平衡常數(shù)為[]學(xué)習(xí)探究3．根據(jù)電離常數(shù)的表達(dá)式分析判斷，電離常數(shù)K值越大，表示該弱電解質(zhì)越容易電離，所對(duì)應(yīng)的弱酸的酸性相對(duì)較強(qiáng)(或弱堿的堿性相對(duì)較強(qiáng))。學(xué)習(xí)探究歸納總結(jié)(3)多元弱酸分步電離，每一步電離都有各自的電離平衡常數(shù)。各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是Ka1?Ka2?Ka3，所以其酸性主要決定于第一步電離。(1)電離常數(shù)的定義：指一定溫度下，弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，弱電解質(zhì)電離生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比(為一常數(shù))，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用K表示。電離常數(shù)與濃度無(wú)關(guān)，只與溫度有關(guān)。由于電離是吸熱的，所以電離平衡常數(shù)隨著溫度的升高而增大。(2)電離常數(shù)的意義：根據(jù)電離常數(shù)大小，可以判斷弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱，K值越大，離子濃度越大，即表示該電解質(zhì)越強(qiáng)。所以從Ka或Kb的大小，可以判斷弱酸或弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱。題目解析學(xué)習(xí)探究活學(xué)活用電離平衡常數(shù)是溫度的函數(shù)，與溶液濃度無(wú)關(guān)酸中c(H＋)既跟酸的電離常數(shù)有關(guān)，還跟酸的濃度有關(guān)B學(xué)習(xí)探究活學(xué)活用題目解析一定溫度下，當(dāng)溶液的濃度一定時(shí)，[H＋]隨電離常數(shù)的增大而增大。題中K(HF)>K(CH3COOH)>K(HCN)，故氫離子濃度HF溶液最大，余下的未電離的HF分子最少，而HCN溶液中未電離的HCN分子濃度最大。

HCNHF學(xué)習(xí)小結(jié)題目解析自我檢測(cè)1234二元弱酸，分步電離，分步寫(xiě)出其中不能拆分為離子形式弱電解質(zhì)的電離要用可逆號(hào)C5自我檢測(cè)1234C5題目解析自我檢測(cè)1234由題意可知，要使反應(yīng)速率減小，而不改變H2的量，則要求[H＋]減小，而n(H＋)不變，可采取的措施是加水或加CH3COONa固體。D5題目解析自我檢測(cè)1234B電離平衡常數(shù)越大，電離程度越大，同濃度時(shí)，電離產(chǎn)生的[H＋