1、第三章 水溶液中的離子平衡,第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離,（第二課時）,復習內(nèi)容,1定義 判斷強弱電解質(zhì)(方法?) 2表示方法 書寫電離方程式(方法?),抓“化合物，電離程度”,抓“符號，分步不和并”,3電離平衡的建立（溶液） 4定義 5如何理解定義？,特點:逆 等 動 定 變,移動原理：勒氏原理,三、電離平衡常數(shù),1、概念 在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是 一個常數(shù)，這個常數(shù)叫電離平衡常數(shù) 通常用K表示。酸用Ka表示，堿用Kb表示,2、表示方法,AB A+ + B-,練習： 寫出HAc （醋酸簡寫） NH3H2O的電離平衡常

2、數(shù)的表達式,注：c 指平衡時各組分的濃度；K無單位,3、意義：,A、K反應(yīng)了電離平衡時,各組分濃度的關(guān)系,B、K值大小可以判斷弱電解質(zhì)相對強弱,、影響因素,溫度,例1：已知電離度是已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)占電解質(zhì)分子總數(shù)的百分數(shù)。.在1L濃度為,cmol/L的弱酸HA溶液中,HA、H+和A-的物質(zhì)的量之和ncmol,則HA的電離度是,C,下表是常見弱酸的電離平衡常數(shù)（25）,2、對于弱酸，在一定條件溫度下達到電離平衡時，各微粒的濃度存在一種定量關(guān)系：若25時，HA H+A- ， 則 K= 式中：K為電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，c為平衡濃度。,CH3COOH CH3COO-+H+,K=1.7610-

3、5,H2S H+HS-,HCO3- H+ CO32-,K2=5.6110-11,K1=4.3110-7,H2CO3 H+HCO3-,HS- H+ S2-,K1=9.110-8,K2=1.110-12,H3PO4 H+H2PO4-,H2PO4 H+HPO42-,HPO4 H+PO43-,K1=7.510-3,K2=6.2310-8,回答下列各問：,K3=2.210-13,（1）K只于溫度有關(guān)，當溫度升高時，K值 。,增大,（4）多元弱酸是分步電離的，每一步都有相應(yīng)的電離平衡常數(shù)，對于同一種多元弱酸的K1、K2 、K3之間存在著數(shù)量上的規(guī)律是：。,（2）在溫度相同時，各弱酸的K值不同，K值越大酸的

4、酸性 。,越強,(3)若把CH3COOH ,H2CO3,HCO3-,H2S，HS- ，H3PO4。H2PO4-;HPO42-都看成酸，其中酸性最強的是 ；酸性最強弱的是。,H3PO4,HPO42-,K1K2 K3,.幾個注意的問題：,B、稀醋酸和稀磷酸的稀釋：電離程度增大，而離子濃度始終是減小的。,稀釋弱電解質(zhì)溶液（溫度不變），電離程度 ，平衡向移動，自由離子數(shù)目；離子濃度，溶液導電能力。電離平衡常數(shù)（填變或不變）,增大,電離方向,增多,增大或減小,增強或減弱,不變,A、對于冰醋酸和磷酸：加水溶解并不斷稀釋的過程中，電離程度 平衡向移動自由離子濃度先 后；,電離方向,大,小,ac b,C,相等,“0”點導電能力為0的理由是:,a、b、c三點對應(yīng)溶液的H+值由大到小的順序是,a、b、c三點中電離程度最大的是 。電離平衡常數(shù)的關(guān)系 .,加堿加碳酸鈉加鎂或鋅,2、有兩瓶pH=2的酸溶液,一瓶是強酸,一瓶是弱酸.現(xiàn)只有石蕊試液、酚酞試液、pH試紙和蒸餾水,而沒有其它試劑.簡述如何用最簡便的實驗方法來判別哪瓶是強酸:,各取等體積酸液,用蒸餾水稀釋相同倍數(shù),然后用PH試紙分別測其PH值,PH值變化大的那瓶是強酸.,3.有H+濃度相同、體積