弱電解質的電離平衡1.能從宏觀、微觀角度對弱電解質在水溶液中的電離過程有全面的認識。2.能根據平衡移動原理，定性理解溫度、濃度等外在條件對弱電解質電離平衡的影響。3.能用電離常數從理論上解釋弱電解質電離平衡的移動。習學目標

稀釋前2mol/L

稀釋后0.2mol/L0.2mol/L

稀釋前2mol/L

稀釋后0.2mol/LHCl完全電離，酸的濃度與氫離子濃度相等CH3COOH部分電離酸的濃度與氫離子濃度不相等

問題分析：HClH++Cl?在實驗室中，經常將酸進行稀釋，需要知道稀釋后酸的濃度和氫離子濃度。分別取1mL2mol/L鹽酸和1mL2mol/L醋酸，均加水稀釋到10mL，稀釋后的溶液，酸的濃度和氫離子濃度分別為多少？情境導入寫出醋酸的電離方程式，并寫出該電離方程式的平衡常數表達式c(CH3COO?)·c(H+)K＝c(CH3COOH)這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數。公式中各粒子的濃度是平衡時的濃度，如c(CH3COOH)是電離后的濃度，不是初始濃度，由于電離比較弱，平衡時的c(CH3COOH)近似等于初始濃度知識點一電離平衡常數Ka=c(H+).c(A－)c(HA)Kb=c(M+).c(OH－)c(MOH)一、電離平衡常數(K)①對于一元弱酸：HAH＋+A－，平衡時：②對于一元弱堿：MOH

M＋+OH－，平衡時：1.定義：弱電解質在一定條件下電離達到平衡時，溶液中的電離出來的各離子濃度冪乘積與溶液中未電離的電解質分子濃度的比值是一個常數，叫電離平衡常數。

2.表示方法：

注意：均指達到電離平衡時的濃度知識點一電離平衡常數HCO3－

H＋＋CO32－③多元弱酸的電離是分步進行的，每步各有電離平衡常數，通常用K1、K2等來分別表示。例如：H2CO3

注意：④由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數，而用以后要學到的難溶物的溶度積常數Ksp。H2CO3

H＋＋HCO3－Ka1>>Ka2問題：為什么多元弱酸的分步電離一步比一步困難？1、一級電離出H+后，剩下的酸根陰離子帶負電荷，增加了對H+的吸引力，使第二個H+電離困難得多；2、從平衡的角度講，上一級電離出的H+對下一級電離有抑制作用。知識點一電離平衡常數

1.書寫下列電解質的電離方程式，寫出對應的電離常數表達式，多步電離的判斷各步電離常數的大小。(1)HClO(2)NH3·H2O(3)H2S

(4)H3PO4NH3·H2O

NH4＋＋OH－HClO

H＋＋ClO－H2S

H＋＋HS－HS－

H＋＋S2－Ka1=c(H+).c(HS－)c(H2S)Ka2=c(H+).c(S2－)c(HS－)Ka1>>Ka2練一練知識點一電離平衡常數類比化學平衡常數，對于給定的化學反應，化學平衡常數大小通常與溫度相關。電離常數大小受溫度影響推測3.影響電離常數的因素

溫度20℃24℃pH3.053.03

pH計測定不同溫度下0.05mol/L醋酸的pH，實驗結果如下表所示：分子變大分母變小升高溫度電離平衡正向移動Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)CH3COOH

H++CH3COO?升高溫度電離常數增大(1)溫度對電離平衡常數的影響知識點一電離平衡常數電離常數由物質本性決定Ka(CH3COOH)＞Ka(HCN)Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)CH3COOH

H++CH3COO?已知:25℃時，相同濃度的CH3COOH溶液與HCN溶液相比較，CH3COOH溶液酸性相對更強你能比較該溫度下CH3COOH、HCN電離常數的大小嗎？Ka＝c(CN?)·c(H+)c(HCN)

HCN

H++CN?(2)物質本身的性質對電離平衡常數起決定作用知識點一電離平衡常數練一練2.下列關于電離平衡常數(K)的說法中正確的是()A．組成相似時電離平衡常數(K)越小，表示弱電解質電離能力越弱B．電離平衡常數(K)與溫度無關C．不同濃度的同一弱電解質，其電離平衡常數(K)不同D．多元弱酸各步電離平衡常數相互關系為K1<K2<K3A知識點一電離平衡常數CH3COOH的電離常數（25℃）＝1.75×10?5Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)＝6.2×10?10Ka＝c(CN?)·c(H+)c(HCN)CH3COOH＞HCN酸性：(1)相同溫度下，直接比較弱電解質的相對強弱HCN的電離常數（25℃）4.電離平衡常數的應用知識點一電離平衡常數

＜Ka

c(CH3COOH)2Q＝c(H+)2·c(CH3COO?)2CH3COOHCH3COO?

+H+＝Ka2加水稀釋，電離平衡向電離的方向移動c(CH3COOH)c(CH3COO?)·c(H+)Ka＝(2)判斷電離平衡移動的方向例：若將0.1mol/L醋酸加水稀釋，使其溶質的濃度變為原來的一半，你能判斷醋酸電離平衡移動的方向嗎？知識點一電離平衡常數(3)比較弱電解質中微粒濃度比值的變化。如:醋酸溶液中加水稀釋過程中是如何變化的?增大K變形減少變量知識點一電離平衡常數（1）電離度弱電解質在水中達到電離平衡狀態時，已電離的電解質分子數占原有電解質分子總數的百分率，稱為電離度。XXX起始C00平衡C-XXX5.電離平衡常數的計算注意：溫度越高，電離度越大；稀釋溶液，電離度變大。知識點一電離平衡常數(2)利用三段式法求Ka和KbC初/mol·L－1 0.200?C/mol·L－1

C平/mol·L－1某溫度下，氨水的濃度為2.0mol·L–1，達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O為1.7×10-3

mol·L–1。計算該溫度下的電離平衡常數。

=0.21.7×10-3≈×1.7×10-31.4×10-51.7×10?30.2?1.7×10?31.7×10?31.7×10?31.7×10?31.7×10?3知識點一電離平衡常數3.常溫下，將0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請填寫下列表達式中的數據變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。變小變大不變不變練一練知識點一電離平衡常數【思考與討論】鎂條與等濃度、等體積的鹽酸、醋酸的反應

向兩個錐形瓶中各加入0.05g鎂條，蓋緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2mL2mol·L－1鹽酸、2mL2mol·L－1醋酸，測得錐形瓶內氣體的壓強隨時間的變化如圖所示：反應初期：鹽酸的反應速率比醋酸___大反應過程中：鹽酸的反應速率始終比醋酸

，鹽酸的反應速率減小

，醋酸的反應速率減小______。大明顯不明顯最終：二者產生的氫氣的量基本

，速率幾乎都變為___。相等零知識點二強酸與弱酸的比較二、強酸(堿)與弱酸(堿)的比較1.一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較(1)相同物質的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較比較項目c(H＋)pH中和堿的能力與活潑金屬反應產生H2的量開始與金屬反應的速率鹽酸醋酸溶液相同大小小大相同大小0.1mol/LHClH＋＋Cl－00.10.1mol/LCH3COOHCH3COO－＋H＋0.1mol/Laa知識點二強酸與弱酸的比較(2)相同c(H＋)、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較比較項目c(H＋)c(酸)中和堿的能力與活潑金屬反應產生H2的量開始與金屬反應的速率鹽酸醋酸溶液小大相同小大少多相同CH3COOHCH3COO－＋H＋a=0.1mol/LHClH＋＋Cl－0.1mol/L0.1mol/Lbb>0.1mol/La知識點二強酸與弱酸的比較①加入足量的Zn，H2體積的變化圖像②加水稀釋，pH值的變化圖像改變下列條件，請在橫線上寫出下列曲線代表那種酸的變化曲線(1)相同體積、相同濃度的鹽酸和醋酸鹽酸醋酸鹽酸醋酸深度思考知識點二強酸與弱酸的比較改變下列條件，請在橫線上寫出下列曲線代表那種酸的變化曲線(2)相同體積、相同c(H＋)的鹽酸和醋酸，鹽酸醋酸①加入足量的Zn，H2體積的變化圖像深度思考7pHV(水)0鹽酸醋酸②加水稀釋，pH的變化圖像知識點二強酸與弱酸的比較練一練1.下列關于鹽酸與醋酸兩種稀溶液的說法正確的是A.相同濃度的兩溶液中c(H＋)相同B.100mL0.1mol·L－1的兩溶液能中和等物質的量的氫氧化鈉C.c(H＋)＝10－3

mol·L－1的兩溶液稀釋100倍，c(H＋)均為10－5

mol·L－1D.向兩溶液中分別加入少量對應的鈉鹽，c(H＋)均明顯減小B知識點二強酸與弱酸的比較（2）借助Q與K的關系，判斷電離平衡移動方向（3）計算相關粒子的濃度電離常數影響因素表達式作用意義（1）比較弱電解質的相對強弱【課堂小結】1．在0.1mol?L-1CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：

，對于該平衡，下列敘述正確的是()A．加入少量CH3COONa固體，平衡正向移動，溶液的pH減小B．加入少量NaOH固體，并恢復到室溫，電離平衡常數增大C．加入少量0.1mol?L-1HCl溶液，溶液中c(H+)減小D．加熱時，CH3COOH的電離平衡常數增大DCH3COOHCH3COO?

+H+隨堂訓練2.已知0.1mol·L－1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是()A．加少量燒堿溶液

B．降低溫度C．加少量冰醋酸

D．加水D隨堂訓練