1、第一單元 弱電解質的電離平衡【學習目標】1掌握電解質的強弱與導電性強弱的區別。2理解弱電解質電離平衡的建立和電離平衡的特征；3掌握影響電離平衡移動的因素；4掌握電離平衡常數和電離度的概念，并能用平衡常數討論弱電解質的電離平衡。【學習重難點】影響電離平衡移動的因素、電離平衡常數【學習過程】回顧復習 強電解質（概念： ） 電解質化合物（概念： ） 弱電解質（概念： ）純凈物 非電解質（概念： ） 單質 混合物注：1. 無論是電解質還是非電解質都必須是化合物；2. 電解質必須是本身能電離出離子；3. 電解質溶液的導電能力由自由移動的離子的濃度與離子所帶的電荷數決定，與電解質的強弱無關。例1 下列物質

2、：a. 氨水 b. 液態HCl c. Fe d. 固體BaSO4e. 冰醋酸f. SO2 g. Na2O h. CO2 I. NH3 j. NaCl固體k. KOH溶液l. 蔗糖其中能導電的有，屬于電解質的有，屬于非電解質的有，屬于強電解質的有，屬于弱電解質的有。一、強電解質和弱電解質的比較強電解質弱電解質共同特點電離程度電離過程（是否可逆）溶質微粒化合物類型物質類別強酸： 強堿： 絕大多數鹽： 弱酸： 弱堿： 水注：難溶鹽（如：BaSO4、AgCl、CaCO3等）一般是強電解質，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（OH）3）卻是弱電解質。例2 按要求書寫下列物質的

3、電離方程式： （1） CH3COOH NH3H2O H2CO3 H2SO4（2）NaHSO4溶液中熔化時 NaHCO3溶液中熔化時二、弱電解質電離平衡的建立在一定條件下（如：溫度、壓強），當弱電解質電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫做電離平衡。三、電離平衡的特征 電離平衡是化學平衡的一種，因此同樣具有“ ”、“ ”、“ ”、“ ”的特征。四、電離平衡常數和電離度1電離平衡常數是指在一定條件下，弱電解質在溶液中達到平衡時，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。 HA H+ + A- 注：（1）在此計算公式中，離子濃度都是

4、平衡濃度；（2）電離平衡常數的數值與溫度有關，與濃度無關；弱電解質的電離是吸熱的，一般溫度越高，電離平衡常數越 （填“大”或“小”）；（3）電離平衡常數反映弱電解質的相對強弱，通常用Ka表示弱酸的電離平衡常數，用Kb表示弱堿的電離平衡常數。Ka越大，弱酸的酸性越強；Kb越大，弱堿的堿性越強。多元弱酸是分布電離的，每一級電離都有相應的電離平衡常數（用Ka1、Ka2等表示），且電離平衡常數逐級減小。2電離度 注：弱電解質的電離度與溶液的濃度有關，一般而言，濃度越大，電離度越小 ；濃度越小，電離度越大。五、影響弱電解質電離平衡移動的因素1濃度：弱電解質的溶液中，加水稀釋，電離平衡正移，電離度增大。即

5、稀釋 （填“促進”或“抑制”）電離。思考：此規律用電離平衡常數如何解釋？ 2溫度：因為電離是吸熱的，因此升溫 （填“促進”或“抑制”）電離。3加入其它電解質 （1）加入與弱電解質電離出的離子相同的離子，電離平衡 移動，電離度 ； （2）加入與弱電解質電離出的離子反應的離子，電離平衡 移動，電離度 。思考1：0.1mol/L CH3COOHCH3COO + H+平衡移動H+數目C（H+）C（CH3COO-）電離平衡常數電離度溶液的導電能力NaOH(s)HCl(g)NaAc(s)Na2CO3(s)加熱冰醋酸水思考2：一元強酸與一元弱酸的比較(1)相同物質的量濃度、相同體積的HCl與CH3COOH的

6、比較 HClCH3COOHC（H+）中和酸所用NaOH的物質的量與過量Zn反應產生H2的體積與Zn反應的起始反應速率 (2) 相同C(H+)、相同體積的HCl與CH3COOH的比較 HCl CH3COOH酸的濃度中和所用NaOH的物質的量與過量Zn反應產生H2的體積與Zn反應起始反應速率反應過程速率例：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，若最后有一溶液中有鋅剩余，且放出的氣體一樣多，對此有如下判斷：（1）反應所需時間：乙 < 甲（2）開始時反應速率：甲 > 乙（3）參加反應的鋅的質量：甲 = 乙（4）整個反應階段的平均速率：乙 > 甲（5）盛鹽酸