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1、 弱电解质的电离平衡【学习重难点】影响电离平衡移动的因素、电离平衡常数【学习过程】 强电解质（概念： ） 电解质化合物（概念： ） 弱电解质（概念： ）纯净物 非电解质（概念： ） 单质 混合物注：1. 无论是电解质还是非电解质都必须是化合物；2. 电解质必须是本身能电离出离子；3. 电解质溶液的导电能力由自由移动的离子的浓度与离子所带的电荷数决定，与电解质的强弱无关。例1 下列物质：a. 氨水 b. 液态HCl c. Fe d. 固体BaSO4e. 冰醋酸f. SO2 g. Na2O h. CO2 I. NH3 j. NaCl固体k. KOH溶液l. 蔗糖其中能导电的有，属于电解质的有，属于
2、非电解质的有，属于强电解质的有，属于弱电解质的有。一、强电解质和弱电解质的比较强电解质弱电解质共同特点电离程度电离过程（是否可逆）溶质微粒化合物类型物质类别强酸： 强碱： 绝大多数盐： 弱酸： 弱碱： 水注：难溶盐（如：BaSO4、AgCl、CaCO3等）一般是强电解质，尽管难溶，但溶于水的那部分是完全电离的。而许多难溶性碱（如Al（OH）3）却是弱电解质。例2 按要求书写下列物质的电离方程式： （1） CH3COOH NH3H2O H2CO3 H2SO4（2）NaHSO4溶液中熔化时 NaHCO3溶液中熔化时二、弱电解质电离平衡的建立在一定条件下（如：温度、压强），当弱电解质电离成离子的速率
3、和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。三、电离平衡的特征 电离平衡是化学平衡的一种，因此同样具有“ ”、“ ”、“ ”、“ ”的特征。四、电离平衡常数和电离度1电离平衡常数是指在一定条件下，弱电解质在溶液中达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值。 HA H+ + A- 注：（1）在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度；（2）电离平衡常数的数值与温度有关，与浓度无关；弱电解质的电离是吸热的，一般温度越高，电离平衡常数越 （填“大”或“小”）；（3）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，通常用Ka表示弱酸的电离平衡常数，用K
4、b表示弱碱的电离平衡常数。Ka越大，弱酸的酸性越强；Kb越大，弱碱的碱性越强。多元弱酸是分布电离的，每一级电离都有相应的电离平衡常数（用Ka1、Ka2等表示），且电离平衡常数逐级减小。2电离度 注：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小 ；浓度越小，电离度越大。五、影响弱电解质电离平衡移动的因素1浓度：弱电解质的溶液中，加水稀释，电离平衡正移，电离度增大。即稀释 （填“促进”或“抑制”）电离。思考：此规律用电离平衡常数如何解释？ 2温度：因为电离是吸热的，因此升温 （填“促进”或“抑制”）电离。3加入其它电解质 （1）加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡 移
5、动，电离度 ； （2）加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡 移动，电离度 。思考1：0.1mol/L CH3COOHCH3COO + H+平衡移动H+数目C（H+）C（CH3COO-）电离平衡常数电离度溶液的导电能力NaOH(s)HCl(g)NaAc(s)Na2CO3(s)加热冰醋酸水思考2：一元强酸与一元弱酸的比较(1)相同物质的量浓度、相同体积的HCl与CH3COOH的比较 HClCH3COOHC（H+）中和酸所用NaOH的物质的量与过量Zn反应产生H2的体积与Zn反应的起始反应速率 (2) 相同C(H+)、相同体积的HCl与CH3COOH的比较 HCl CH3COOH酸的浓度中
6、和所用NaOH的物质的量与过量Zn反应产生H2的体积与Zn反应起始反应速率反应过程速率例：将C(H+)相同，溶液体积也相同的两种酸溶液（甲：盐酸；乙：醋酸）分别与锌反应，若最后有一溶液中有锌剩余，且放出的气体一样多，对此有如下判断：（1）反应所需时间：乙 乙（3）参加反应的锌的质量：甲 = 乙（4）整个反应阶段的平均速率：乙 甲（5）盛盐酸的容器中有锌剩余 （6）盛醋酸的容器中有锌剩余，以上判断正确的是（ ）A(1)(2)(3)(5)B(1)(3)(5)C(2)(3)(6)D(1)(3)(4)(5)【学习难点】水的离子积一、水的电离 思考水是不是电解质？它能电离吗？写出水的电离方程式.1水的电
7、离：水是 电解质，发生 电离，电离过程 水的电离平衡常数的表达式为 思考：实验测得，在室温下1L H2O（即 mol）中只有110-7 mol H2O电离，则室温下C(H+)和C(OH-)分别为多少? 纯水中水的电离度(H2O)= 。2水的离子积 水的离子积：KW= 。注：(1)一定温度时，KW是个常数，KW只与 有关， 越高KW越 。25时，KW= ，100时，KW=10-12。(2)KW不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。 任何水溶液中，由水所电离而生成的C(H+) C(OH-)。二、溶液的酸碱性和pH1影响水的电离平衡的因素 （1）温度：温度升高，水的电离度 ，水的电离平衡向 方
8、向移动，C(H+)和C(OH-) ，KW 。（2）溶液的酸、碱度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。讨论：改变下列条件水的电离平衡是否移动？向哪个方向移动？水的离子积常数是否改变？是增大还是减小？升高温度 加入NaCl 加入NaOH 加入HCl练习：在0.01mol/LHCl溶液中, C(OH-)= ， C(H+)= ，由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。,在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)= ，C(H+)= ，由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。在0.01mol/LNaCl溶液中， C(OH-)= ，C(H+)= ，由水电离出的H
9、+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。小结：（1）升高温度，促进水的电离KW增大 （2）酸、碱抑制水的电离2溶液的酸碱性本质：【反馈练习】1pH=2的强酸溶液，加水稀释，若溶液体积扩大10倍，则C(H+)或C(OH-)的变化（ ）A、C(H+)和C(OH-)都减少B、C(H+)增大 C、C(OH-)增大D、C(H+)减小 2向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的 （ ） A、pH值升高B、C(H+)和C(OH-)的乘积增大 C、酸性增强D、OH-离子浓度减小 3100时，KW=110-12，对纯水的叙述正确的是 （ ） A、pH=6显弱酸性B、C(H+)=10-6mol/L，
10、溶液为中性 C、KW是常温时的10-2倍D、温度不变冲稀10倍pH=7 【学习难点】值的计算【学习过程】二、溶液的酸碱性和pH定义：PH= ，广泛pH的范围为014。注意：当溶液中H+或OH-大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。意义：溶液PH的测定方法（1）酸碱指示剂法说明：常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。常用酸碱指示剂的变色范围指示剂变色范围的石蕊8蓝色甲基橙4.4黄色酚酞10红色（2）试纸法使用方法： （3）PH计法三、PH的应用四、有关pH的计算（一）单一溶液的PH计算1、分别求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。2、已知常温下浓度为0.01mol/L的CH3COOH溶液的电离度为1%，求该溶液的PH值。（二）酸碱混合溶液的PH计算3、将PH=2的H2SO4溶液与PH=4的H2SO4溶液等体积混合后,求溶液的PH值。4、将PH=8的NaOH溶液与PH=10的NaOH溶液等体积混合后,求溶液的PH值。5、常温下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分别按体积比为1：1，11：9，9：11混合，分别求三种情况下溶液的PH值。（三）酸、碱加水稀释后溶液的PH值6、常温下，将PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分别
