基础课时16 弱电解质的电离平衡 学习任务 1．通过了解弱电解质在水溶液中存在电离平衡，能正确书写弱电解质的电离方程式，会分析电离平衡的移动，培养变化观念与平衡思想的化学核心素养。 2．通过分析、推理等方法认识电离平衡常数、电离度的意义，建立电离平衡常数的表达式书写、计算和“强酸制弱酸”的思维模型，培养证据推理与模型认知的化学核心素养。 一、弱电解质的电离平衡 1．弱电解质电离平衡的建立 (1)弱电解质电离过程中离子生成和结合成分子的速率随时间的变化(如图所示)。 (2)电离平衡概念。 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离达到最大限度时，电离过程并未停止。此时，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中弱电解质分子和离子的浓度都不再发生变化，弱电解质的电离达到了电离平衡状态。 (3)电离平衡的特征。 (4)影响电离平衡的因素。 ①内因：由电解质本身的性质决定。电解质越弱，其电离程度越小。 ②外因： a．温度：升温时，电离平衡向电离方向移动。 b．浓度：降低浓度(加水)，电离平衡向电离方向移动。 c．加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡向离子结合成分子的方向移动。 2．电离方程式的书写 (1)定义：表示电解质电离过程的式子。 (2)表示方法： ①强电解质的电离方程式用“===”连接；弱电解质的电离方程式用“ ”连接。CH3COOH、NH3·H2O的电离方程式分别为CH3COOH CH3COO－＋H＋、＋OH－。 ②多元弱酸分步电离、分步书写，以第一步电离为主，如H2CO3的电离方程式为＋H＋、＋H＋。 ③多元弱碱分步电离、一步书写，如 Fe3+＋3OH－。 (正确的打“√”，错误的打“×”) (1)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。 (×) (2)25 ℃时，0.1 mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释，各离子浓度均减小。 (×) (3)电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度一定增大。 (×) (4)H2S的电离方程式为H2S 2H＋＋S2-。 (×) (5)NaHSO4在水溶液中的电离方程式为。 (×) (6)BaSO4溶于水，导电性很弱，故电离方程式为。 (×) 二、电离平衡常数 1．概念 在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。 2．电离平衡常数的表示方法 AB A＋＋B－ K＝ (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数。 例如，CH3COOH CH3COO－＋H＋ Ka＝； ＋OH－ Kb＝。 (2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数。 多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如， Ka1＝； Ka2＝。 多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1 Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。 3．意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。 4．电离常数的影响因素 (1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本身性质所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。 (正确的打“√”，错误的打“×”) (1)改变条件，电离平衡正向移动，电离平衡常数一定增大。 (×) (2)改变条件，电离平衡常数增大，电离平衡一定正向移动。 (√) (3)相同条件下，可根据电离平衡常数的大小，比较弱电解质的相对强弱。 (√) (4)同一弱电解质，浓度大的电离平衡常数大。 (×) 三、电离度 1．定义 与化学平衡的转化率类似，电离达到平衡时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比 ... ...
~~ 您好，已阅读到文档的结尾了 ~~
