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第2節(jié) 弱電解質的電離 鹽類的水解,第 1 課 時 弱電解質的電離平衡,,,,晨背關鍵語句,理解教材新知,應用創(chuàng)新演練,把握熱點考向,,,,,,考向一,,,考向二,第3章 物質在水溶液中的行為,,,,,,隨堂基礎鞏固,,,課時跟蹤訓練,,知識點二,,知識點一,,(1)弱電解質在水溶液中存在電離平衡，電離常數受溫度影響。 (2)弱電解質電離程度的大小主要由電解質本身的性質決定，同時受外界條件溫度、濃度等影響。 (3)根據相同溫度下電離常數的大小可以判斷弱電解質的相對強弱。,1．概念 在一定條件下達到 時，弱電解質電離 形成的各種 的濃度的 與溶液中未電離 的 的濃度之比。 2．影響因素 電離常數服從化學平衡常數的一般規(guī)律，它只 與 有關，由于電離過程是 過程，升溫，K值 。,電離平衡,離子,乘積,分子,溫度,吸熱,增大,3．應用 電離常數表征了弱電解質的 ，根據相同溫度下電離常數的大小可以判斷弱電解質電離能力的 ：K越大，表示弱電解質的電離程度 ，弱酸的酸性或弱堿的堿性相對 。,電離能力,相對強弱,越大,越強,多元弱酸的電離是 進行的，每一步電離都有各自的 ，通常用Ka1、Ka2……來表示，Ka1?Ka2，即以第一步電離為主。,分步,電離常數,,,電離常數是化學平衡常數的一種，具有化學平衡常數的特點和規(guī)律，利用電離常數可以計算離子濃度，也可以比較酸或堿的強弱，在一定溫度下，同種類型的酸或堿可根據電離常數比較其酸性或堿性的強弱。如Ka(CH3COOH)＝1.75 ×10－5 mol·L－1Ka(HCN)＝ 6.2×10－10 mol·L－1，所以酸性：CH3COOHHCN。,1．下列關于弱電解質的電離平衡常數的敘述中， 正確的是 ( ) A．因為電離過程是吸熱過程，所以溫度越高， 同一弱電解質的電離平衡常數越小 B．弱電解質的電離平衡常數是由各微粒的平衡 濃度表達的，所以弱電解質的電離平衡常數 只與濃度有關,C．對于不同的弱酸，電離平衡常數越大，酸性一 定越強，可以通過電離平衡常數的大小判斷弱 酸的相對強弱 D．弱電解質的電離平衡常數是衡量弱電解質電離 程度大小的一種方法 解析：電離常數與溫度有關，在一定溫度下，可以通過電離常數大小判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱。 答案：D,1.內因 弱電解質 是決定性因素。 2．外因 (1)溫度：升高溫度，電離平衡向 移動，平衡 常數 ；降低溫度，電離平衡向 移動，平衡 常數 。 (2)濃度：改變平衡體系中某一離子的濃度， 平衡向能夠 這種改變的方向移動，平衡常數 。濃度越大，電離程度 。在稀釋溶液時， 電離平衡 移動。,本身的性質,右,增大,左,減小,減弱,不變,越小,向右,(3)外加物質：加入具有相同離子的物質，如醋酸 溶液中加CH3COONa晶體或鹽酸，平衡 移動， 電離程度 。加入能反應的離子，如醋酸溶液中 加入NaOH，平衡 移動。 (4)加水稀釋： 加水稀釋弱電解質溶液時，電離平衡右移，離子 的物質的量增大，溶液的體積也增大，由于溶液體積 增大是主要的，所以離子濃度一般會減小。,向左,減小,向右,2．0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在電離平衡： CH3COOH CH3COO－＋H＋，加水稀釋或 加入少量CH3COONa晶體時，都會引起 ( ) A．溶液的pH增大 B．CH3COOH電離程度變大 C．溶液的導電能力減弱 D．溶液中[OH－]減少,解析：CH3COOH溶液中存在CH3COOH CH3COO－＋H＋。當加入水時，溶液中CH3COOH、CH3COO－、H＋的濃度都減小。因為KW＝[H＋]·[OH－]， 所以[OH－]變大。因為溶液變稀，所以CH3COOH 電離程度變大。當加入CH3COONa晶體時，發(fā)生CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，使得溶液中 [CH3COO－]變大，平衡CH3COOH CH3COO－＋ H＋左移，CH3COOH電離程度小，[H＋]減小。,答案： A,[例1] (2011·山東高考)室溫下向10 mL pH＝3的 醋酸溶液中加水稀釋后，下列說法正確的是 ( ),[答案] B,(1)外界條件對電離平衡影響遵循化學平衡移動原理，以0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液為例，分析如下：,提示：要促進 CH3COOH 電離即平衡 向右移動， pH增大， 即[H＋]減小，因此采取的措施應 是[H＋]減小引起的平衡右移。 答案：①加水稀釋 ②加入Na2CO3固體 ③加入NaOH ④加入Zn等活潑金屬,要促進CH3COOH的電離并使pH增大，可采取哪些措施？,[例2] 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[H＋]相同 B．100 mL 0.1 mol·L－1的兩溶液能中和等物質 的量的氫氧化鈉 C．pH＝3的兩溶液稀釋100倍，pH都為5 D．兩溶液中分別加入少量對應的鈉鹽，[H＋] 均明顯減少,[解析] 因為鹽酸是強酸，完全電離：HCl=== H＋＋Cl－，醋酸是弱酸，部分電離：CH3COOH CH3COO－＋H＋，相同濃度的兩溶液中，鹽酸中[H＋] 遠大于醋酸中[H＋]。100 mL 0.1 mol·L－1的鹽酸和醋酸 都能中和0.01 mol的NaOH，B正確。pH＝3的鹽酸稀釋 100倍后pH＝5，而pH＝3的CH3COOH稀釋100倍， 3＜pH＜5，因為加水又促進了CH3COOH的電離。 鹽酸中加入少量NaCl，[H＋]不變，而CH3COOH中 加入少量CH3COONa后，[CH3COO－]增大， CH3COOH的電離平衡向左移動，[H＋]減小，pH增大。,[答案] B,判斷強酸、弱酸的方法 (1)同濃度同元數的兩種酸中，[H＋]大的為強酸或較強酸。 (2)同pH的兩種酸與Zn或Mg反應時，一段時間后，生成H2的速率減小較快的為強酸或較強酸。 (3)pH相同的兩種酸，當體積相同時，中和堿的量較多的為弱酸或較弱酸。 (4)加水稀釋相同倍數，pH變化大的為強酸或較強酸。 (5)同濃度的兩種一元酸，導電能力強的為強酸或較強酸。,用pH均為2的鹽酸和醋酸溶液，分別中和等體積、 等物質的量濃度的氫氧化鈉溶液，當氫氧化鈉恰好 被完全中和時，消耗鹽酸和醋酸溶液的體積分別為 V1和V2，則V1和V2的關系正確的是 ( ) A．V1＝V2 B．V1V2 D．V1≤V2,解析：NaOH的物質的量相同，因pH＝2的醋酸的濃度要大于pH＝2的鹽酸的濃度，因此醋酸溶液消耗的體積要少。 答案：C,