第八章第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離弱電解質(zhì)得電離平衡

考點(diǎn)三強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷

考點(diǎn)二強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

考點(diǎn)二弱電解質(zhì)的電離平衡

考點(diǎn)四外界條件對弱電解質(zhì)電離的影響從物質(zhì)類別得角度分析:1、哪些物質(zhì)就是電解質(zhì)？非電解質(zhì)？2、哪些物質(zhì)就是強(qiáng)電解質(zhì)？弱電解質(zhì)？深度思考:(舉例說明)1、電解質(zhì)一定能夠?qū)щ妴?？能?dǎo)電得一定就是電解質(zhì)嗎？2、強(qiáng)電解質(zhì)溶液得導(dǎo)電能力一定強(qiáng)嗎？強(qiáng)電解質(zhì)一定易溶于嗎？電解質(zhì)非電解質(zhì)定義在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電得化合物在水溶液中與熔化狀態(tài)下都不導(dǎo)電得化合物相同點(diǎn)都就就是與溶解性無關(guān)得化合物不同點(diǎn)在一定條件下能電離不能電離與常見物質(zhì)類別得關(guān)系離子化合物與部分共價化合物全就是共價化合物通常為酸、堿、鹽、水、典型金屬氧化物、某些非金屬氫化物等通常為非金屬氧化物、某些非金屬氫化物、絕大多數(shù)有機(jī)物等注意:(1)電解質(zhì)、非電解質(zhì)都就是化合物。(2)電解質(zhì)得導(dǎo)電條件:水溶液里或熔融狀態(tài)下。(3)電解質(zhì)導(dǎo)電必須就是自身能電離出自由移動得離子而導(dǎo)電,不就是發(fā)生化學(xué)反應(yīng)生成得物質(zhì)導(dǎo)電。(4)某些難溶于水得化合物:如:BaSO4、AgCl等,由于它們?nèi)芙舛忍?測不出其水溶液得導(dǎo)電性,但它們?nèi)芙獾貌糠志褪峭耆婋x得,所以就是電解質(zhì)。一、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)1、概念(本質(zhì)區(qū)別)強(qiáng)電解質(zhì):在水溶液里能完全電離得化合物。弱電解質(zhì):在水溶液里只有部分電離得化合物。強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)電離程度溶液里粒子物質(zhì)結(jié)構(gòu)與常見物質(zhì)類別得關(guān)系完全離子離子化合物、某些共價化合物通常為強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽、活波金屬氧化物通常為弱酸、弱堿、極少數(shù)鹽、水某些共價化合物部分離子、溶質(zhì)分子2、比較現(xiàn)有下列物質(zhì):①醋酸銨、②冰醋酸、③氨水、④Fe(OH)3、⑤NaHCO3、⑥Al、⑦氯水、⑧CaCO3(1)上述物質(zhì)中屬于強(qiáng)電解質(zhì)得有

,屬于弱電解質(zhì)得有

。(2)上述物質(zhì)中能導(dǎo)電得有

①⑤⑧②④③⑥⑦

(1)強(qiáng)電解質(zhì)(2)弱電解質(zhì)3、電離方程式得書寫如：CH3COOH

CH3COO-

+H+“強(qiáng)等號,弱可逆,多元弱酸分步離”如:H2SO4===2H++SO42-①一元弱酸:②多元弱酸分步電離,且第一步得電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步得電離程度:如：H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-③多元弱堿一步電離:如：Fe（OH）3Fe3++3OH-大家有疑問的，可以詢問和交流可以互相討論下，但要小聲點(diǎn)(3)酸式鹽(水溶液中)①強(qiáng)酸得酸式鹽②弱酸得酸式鹽如:NaHSO4===Na++H++SO42-如:NaHCO3===Na++HCO3-HCO3-H++CO32-

(1)弱電解質(zhì)得電離過程就是可逆得1、弱電解質(zhì)得電離得特點(diǎn)(2)弱電解質(zhì)得電離過程就是微弱得(3)弱電解質(zhì)得電離過程就是吸熱得二、弱電解質(zhì)得電離

在一定條件(如溫度、濃度等)下,當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子得速率與離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子得速率相等時,電離過程就達(dá)到平衡狀態(tài)。2、電離平衡狀態(tài)(1)定義:(2)電離平衡得建立:

vt0V(電離)=

V(結(jié)合)V(電離)V(結(jié)合)t1—條件改變時,電離平衡發(fā)生移動—平衡時分子、離子得濃度不再變化—電離平衡就是一種動態(tài)平衡(3)電離平衡得特征:逆:等:動:定:變:—

弱電解質(zhì)得電離就是可逆過程—v電離=v結(jié)合

≠0(1)溫度:溫度升高,電離平衡_____移動,電離程度_____。(2)濃度:(越稀越電離？)稀釋溶液,電離平衡_____移動,電離程度_____。向右增大向右增大3、影響電離平衡得外在條件平衡得移動應(yīng)符合勒夏特列原理。(3)同離子效應(yīng):加入與弱電解質(zhì)具有相同離子得強(qiáng)電解質(zhì),電離平衡_____移動,電離程度_____。(4)加入能反應(yīng)得物質(zhì):電離平衡_____移動,電離程度_____。向左減小向右增大例:0、1mol/L得CH3COOH溶液中

CH3COOHCH3COO-+H+平衡移動n(H+)C(H+)電離程度導(dǎo)電能力加水升溫加醋酸鈉加HCl加NaOH右移增大右移增大增大增大增大增大增大增大右移增大減小左移減小減小左移減小減小減小增大增大增大減小減小深度思考:1、電離平衡右移,電解質(zhì)得濃度一定減小,離子得濃度一定增大嗎？答案:都不一定。如CH3COOH電離平衡后,加入冰醋酸,c(CH3COOH)增大,平衡右移,根據(jù)勒夏特列原理,只能“減弱”不能“消除”,再次平衡時,c(CH3COOH)比原平衡時大;加水稀釋或加少量NaOH固體,都會引起平衡右移,但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡時要小。答案:溶液稀釋時,并不就是溶液中所有離子得濃度都減小,稀釋堿溶液時,c(OH-)減小,c(H+)增大。稀釋酸溶液時,c(H+)減小,c(OH-)增大。2、稀釋一弱電解質(zhì)溶液時,所有粒子濃度都會減小嗎？【典例1】下列事實(shí)不能證明氨水就是弱堿得就是()A、pH=11得氨水加入水稀釋到原溶液體積100倍時,pH大于9B、氯化銨溶液呈酸性C、常溫下0、01mol/L氨水得pH=10、6D、體積相同得0、1mol/L氨水與0、1

mol/LNaOH溶液中與鹽酸得量相同DK=c(H+).c(A-)c(HA)K=c(M+).c(OH-)c(MOH)4、電離平衡常數(shù)(1)表達(dá)式:一元弱酸：HAH+

+

A-一元弱堿

：MOHM+

+

OH-①電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),升溫,K值_____。②多元弱酸分步電離逐級減弱,酸性強(qiáng)弱主要決定于第一步電離,各級電離常數(shù)得大小關(guān)系為:增大(2)特點(diǎn):Ka1》Ka2》Ka3、、、(3)意義:

K值越大越易電離酸(堿)性越強(qiáng)定量得衡量弱電解質(zhì)得電離程度電離程度越大A1、H2CO3得電離平衡常數(shù)Ka1＝4、3×10－7,Ka2＝5、6×10－11,它得Ka1、Ka2差別很大得原因(從電離平衡得角度解釋):答案:第一步電離產(chǎn)生得H＋對第二步得電離起抑制作用。深度思考:2、在Na2CO3中加醋酸產(chǎn)生CO2氣體,試從電離平衡常數(shù)得角度解釋原因:已知:K(CH3COOH)＝1、7×10－5

;K(H2CO3)＝4、3×10－7。答案:醋酸得電離平衡常數(shù)大,酸性強(qiáng),較強(qiáng)酸可制備較弱酸。

相同溫度下,K值越大,酸(堿)性越強(qiáng)(4)應(yīng)用:①比較酸(或堿)得酸性(或堿性)得強(qiáng)弱②判斷溶液中微粒濃度得比值如:0、1mol/LCH3COOH溶液中加水稀釋,[典例2]將濃度為0、1mol/LHF溶液加水不斷稀釋,下列各量始終保持增大得就是(

)D例題:已知室溫時,0、1mol·L－1某一元酸HA在水中有1、0%電離,此酸得電離平衡常數(shù)為？解析:HA

H＋＋A－

c平衡:

0.1－x

x

x

x＝0.1×1.0%＝10－3mol·L－1

弱電解質(zhì)電離程度相對大小得另一種參數(shù)電離度α

α

=已電離的弱電解質(zhì)濃度

弱電解質(zhì)的初始濃度×100%

=已電離的分子數(shù)弱電解質(zhì)分子總數(shù)×100%三、強(qiáng)弱電解質(zhì)得判斷1、從就是否完全電離得角度判斷在溶液中強(qiáng)電解質(zhì)完全電離,弱電解質(zhì)部分電離。據(jù)此可以判斷HA就是強(qiáng)酸還就是弱酸得方法有:方法結(jié)論測定一定濃度得HA溶液得pH

若測得0、1mol/L得HA溶液得pH=1,則HA為強(qiáng)酸;若pH>1,則HA弱酸跟同濃度得鹽酸比較導(dǎo)電性導(dǎo)電性與鹽酸相同時為強(qiáng)酸,比鹽酸弱時為弱酸跟同濃度得鹽酸比較與鋅反應(yīng)得快慢反應(yīng)快慢相同時為強(qiáng)酸,比鹽酸慢則為弱酸(1)從一定pH得HA溶液稀釋前后pH得變化判斷。如將pH=3得HA溶液稀釋100倍后,再測其pH,若pH=5,則為強(qiáng)酸,若pH<5,則為弱酸。