第2節弱電解質電離鹽類水解第1課時第1頁第2頁第3頁【舊知回顧】化合物電解質非電解質強電解質弱電解質（強酸、強堿、大多數鹽）（弱酸、弱堿、水）HCl=H++Cl-CH3COOHCH3COO-+H+化學平衡狀態定義特征（逆等動定變）第4頁弱電解質化學平衡狀態弱電解質電離平衡第5頁1、電離：化合物在水溶液或熔融狀態離解成自由移動離子過程。zxxk2、導電：要有自由移動帶電微粒。3、電解質、非電解質、與強、弱電解質：電解質：在水溶液中或熔融狀態下能夠導電化合物非電解質：在水溶液中和熔融狀態下都不導電化合物強電解質：弱電解質：在水溶液全部電離成離子電解質在水溶液部分電離成離子電解質

基本概念第6頁HCl＝Cl－＋H＋CH3COOHCH3COO－＋H＋看圖談區分?第7頁知識回顧：1.化學平衡（1）平衡建立(V-t圖和c-t圖)vt正反應速率逆反應速率化學平衡狀態ct生成物反應物第8頁知識回顧：1.化學平衡（2）化學平衡概念可逆反應在一定條件下進行到一定程度時，正反應速率和逆反應速率相等，反應物和生成物濃度不再發生改變，反應到達化學平衡狀態。第9頁弱電解質電離平衡（以CH3COOH例）1、V-t圖和c-t圖Vt電離速率結合速率電離平衡狀態ct分子濃度離子濃度第10頁

電離平衡

弱電解質電離平衡是指在一定條件（如溫度、濃度）下，當電解質分子電離成離子速率和離子重新結合成份子速率相等時，電離過程就到達了平衡狀態，這叫做電離平衡。

結合分子離子電離㈡表示方法：電離方程式㈠概念第11頁1.屬于弱電解質電離過程3.電離方向是吸熱方向，是溶質微粒數增多方向；2.電離平衡逆等動、定、變電離平衡特征CH3COOHCH3COO-+H+CH3COOH+H2OCH3COO-+H3O+第12頁動

電離平衡是一個動態平衡

定

條件不變，溶液中各分子、離子

濃度恒定不變。變

條件改變時，電離平衡發生移動。

等V電離=V結合≠0逆

弱電解質電離是可逆過程弱電解質電離平衡3.電離平衡特點第13頁

在一定條件下，當弱電解質分子電離成離子速率和離子重新結合生成份子速率相等時，電離過程就到達了平衡狀態，叫電離平衡。CH3COOHCH3COO-+H+tvv（電離成離子）v（結合成份子）電離平衡狀態特征?K=

[H+]

.[CH3COO-][CH3COOH]電離平衡常數思索:怎樣定量比較弱電解質相對強弱？

第14頁

Ka值越大，電離程度越大，到達電離平衡時電離出H+越多，酸性越強。反之，酸性越弱。K服從化學平衡常數普通規律，受溫度影響，溫度一定，弱電解質含有確定平衡常數。例：Ka(HCN)=6.2×10-10mol/LKa(CH3COOH)=1.7×10-5mol/LKa(HF)=6.8×10-4mol/L酸性強弱次序：HF>CH3COOH>HCN第15頁電離平衡移動條件升溫：促進電離⑴溫度⑵濃度⑶加與電離平衡相關物質加水稀釋：促進電離CH3COOHCH3COO-+H+加少許醋酸鈉固體抑制電離加少許氫氧化鈉固體促進電離第16頁電離平衡常數1.定義：弱電解質，電離平衡時，各組分濃度關系。2.表示式：Ka=[H+][Ac-][HAc]

Kb=[NH4+][OH-][NH3·H2O]3.意義：25℃時HFK=7.2×10–4

HAcK=1.8×10–5∴酸性：HF＞HAc同溫度下，電離常數大小表示了弱電解質相對強弱在一定溫度下，電離常數與濃度無關。第17頁二、弱電解質電離程度表示：1.電離平衡常數K：Ka=c(H+).c(A-)

c(HA)Kb=c(M+).c(OH-)

c(MOH)對于一元弱酸：HAH++A-，平衡時對于一元弱堿：MOHM＋+OH-，平衡時（1）K表示式：第18頁（3）影響電離平衡常數大小原因：A.電離平衡常數大小是由物質本性決定，在同一溫度下，不一樣弱電解質電離常數不一樣。B.與化學平衡常數一樣，同一弱電解質電離平衡常數只受溫度影響，不受濃度影響。（2）電離平衡常數意義：在相同條件下，K值越大，弱電解質電離程度越大，對應酸(或堿)酸(或堿)性越強。第19頁弱電解質電離程度表示：弱電解質電離度α：當弱電解質在溶液中到達電離平衡時，溶液中已經電離電解質分子數占原來電解質總分子數（包含已電離和未電離）百分數。（1）α表示式：第20頁電離度1.概念在一定條件下弱電解質到達電離平衡時，已經電離電解質分子數占原電解質總數（包含電離沒有電離）分數。CH3COOHCH3COO-+H+α=n（Ac-）n（HAc原）α=C（Ac-）C（HAc原）α=n（H+）n（HAc原）電離度實質是化學平衡中轉化率計算方法是三步法“初始”、“轉化”、“平衡”2.表示方法第21頁3、影響電離度大小原因（1）與弱電解質本性相關（2）外因①溫度越高，弱電解質電離度越大，反則反②濃度越稀，弱電解質電離度越大，反則反4.電離度意義在同溫同濃度條件下，電離度越大，弱電解質相對較強。反則反。③加入影響電離其它物質第22頁用于解釋常見化學改變：③對氨水加熱，溶液pH值怎樣改變改變？NH3+H2ONH3·

H2ONH4++

OH-①為何Al(OH)3既溶于強酸、又溶于強堿？應用1：H++

AlO2-+H2OAl(OH)3Al3++

3OH-電離平衡原理應用第23頁【探究任務一】了解電離平衡狀態及其特征

CH3COOHCH3COO-+H+電離結合第24頁相同溫度下，比較酸或堿強弱。判斷反應進行程度判斷反應進行狀態應用溫度溫度影響原因mol·L-1(mol·L-1)-2單位表示式在一定溫度下，當一個可逆反應到達化學平衡狀態時，生成物平衡濃度系數次冪之積與反應物平衡濃度系數次冪之積比值是一個常數。定義CH3COOHCH3COO-+H+N2+3H2

2NH3示例電離平衡常數化學平衡常數【探究任務二】化學平衡常數到電離平衡常數遷移

類比Ka=第25頁【探究任務三】影響電離平衡原因

2.向小燒杯中加入適量1mol·L-1CH3COOH溶液，測量溶液pH值；再向溶液中加入少許醋酸鈉固體，測量溶液pH值。1.用專用玻璃棒和pH試紙測出兩種不一樣濃度醋酸pH值：①1mol·L-1CH3COOH溶液②0.01mol·L-1CH3COOH溶液試驗結論試驗統計試驗項目表3-2-2數據分析結論：越熱越電離越稀越電離同離子效應溫馨提醒：測量溶液pH值操作方法取一張pH試紙放在干燥潔凈表面皿上，再用干燥潔凈玻璃棒蘸取待測溶液，點在pH試紙上，顯色后馬上跟標準比色卡對照，讀出其pH。

試驗要求：小組合作，明確分工操作規范，統計準確定性解釋：①pH值改變②碰撞理論定量解釋：Q與Ka比較定量&定性定性解釋：平衡移動原理定量解釋：Q與Ka比較第26頁思索交流：0.1mol/LCH3COOH溶液中CH3COOHCH3COO-+H+電離程度n(H+)C(H+)C(Ac-)加水鋅粒加醋酸鈉加HCl加NaOH增大增大增大減小減小增大增大增大減小減小減小減小減小減小減小減小增大增大減小增大第27頁同時練習第28頁依據下表數據（均在同溫下測定）可得出弱電解質強弱次序正確是（）酸HXHYHZ物質量濃度（mol·L-1）0.10.20.3

電離平衡常數7.2×10-41.8×10-41.8×10-5A.HX>HY>HZ

B.HZ>HY>HX

C.HY>HZ>HXD.HZ>HX>HYA第29頁2.0.1mol·L-1CH3COOH溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，加水稀釋或加入少許CH3COONa晶體時，都會引發(

)A.溶液pH增大B.[CH3COO-]變小C.溶液導電能力減弱D.溶液中[OH-]減小A第30頁3.以下說法中正確是A.電離度大物質是強電解質B.弱電解質電離度隨溶液稀釋而增大，所以在不停稀釋過程中溶液導電能力不停增強C.1mL0.1mol/L氨水與10mL0.01mol/L氨水中所含OH-離子數目相等D.1L1mol/L鹽酸中含有1molH+D第31頁4．將0.lmol/LCH3COOH溶液加水稀釋或加入少許CH3COONa晶體時，都會引發A．溶液pH增加B．CH3COOH電離度變大C．溶液導電能力減弱D．溶液中[OH－]減小A第32頁5．在相同溫度時100mL0.01mol/L醋酸溶液與10mL0.1mol/L醋酸溶液相比較，以下數值前者大于后者是（）A中和時所需NaOH量B電離度CH+物質量DCH3COOH物質量B、C第33頁A.NaOH固體B.NaCl固體6.足量金屬Mg和一定量鹽酸反應，為減慢反應速率，但又不影響產生H2總量，可向鹽酸中加入適量（）C.水D.CH3COONa固體CD第34頁7.25℃時醋酸Ka=1.7×10-5mol·L-1，求0.10mol·L-1醋酸溶液中H+濃度。結合三段式，利用電離常數表示式計算。【提醒】第35頁起始轉化平衡0.10mol·L-100xxx(0.10-x)mol·L-1xx設生成H+物質量濃度為x。Ka=x2(0.10-x)mol·L-1≈x20.10mol·L-1=1.7×10-5mol·L-1x==1.3×10-3mol·L-1【解析】CH3COOHH++CH3COO-第36頁8.已知25℃時，以下酸電離常數以下，則相同濃度下述溶液中[H+]濃度最小是()（KHF=7.2×10-4

KHCN=4.9×10-10KHNO2=4.6×10-4KCH3COOH=1.8×10-5)A.HF

B.HCNC.HNO2D.CH3COOHB歸納：一元酸電離常數越大，酸性越強。第37頁9.以下電離方程式書寫正確是（）A.H2CO32H++CO32-B.NaHCO3====Na++H++CO32-C.CH3COOH====CH3COO-+H+

D.BaCO3Ba2++CO32-E.HCO3-+H2OCO32-+H3O+F.F