2017-2018学年高中化学鲁科版选修4（课件+课时跟踪检测+教学案）：第3章 第2节 弱电解质的电离 盐类的水解 （6份打包）

第2节弱电解质的电离　盐类的水解 第1课时　弱电解质的电离平衡 [课标要求] 1．应用化学平衡理论描述弱电解质在水溶液中的电离平衡。 2．知道电离平衡常数与弱酸、弱碱的酸碱性强弱之间的关系。 1．弱电解质在水溶液中的电离是吸热过程，存在电离平衡，其电离平衡 常数只与电解质本身的性质(内因)和温度(外因)有关。 2．弱电解质在水溶液中的电离平衡遵循勒·夏特列原理，其平衡受外界 条件如温度、浓度等影响。 3．根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质的相对强弱。 1．概念 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比。电离平衡常数简称电离常数。 2．影响因素 电离常数服从化学平衡常数的一般规律，它只与温度有关，由于电离过程是吸热过程，升温，K值增大。 3．应用 电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱，K越大，表示弱电解质的电离程度越大，弱酸的酸性或弱碱的碱性相对越强。 4．表达式 (1)弱酸在水中的电离常数通常用Ka表示。例如CH3COOH??H＋＋CH3COO－， Ka＝。 多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，如H2CO3电离： H2CO3??HCO＋H＋　Ka1＝ HCO??CO＋H＋　Ka2＝ 且Ka1＞Ka2。 (2)弱碱在水中的电离常数通常用Kb表示，例如 NH3·H2O??NH＋OH－， Kb＝。 [特别提醒] (1)计算多元弱酸溶液的[H＋]或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 (2)利用电离常数可近似计算出弱酸、弱碱溶液中[H＋]或[OH－](忽略水的电离)。 [H＋]＝或[OH－]＝ 1．下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是(　　) A．电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱 B．电离平衡常数(K)与温度无关 C．不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同 D．多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1＜K2＜K3 解析：选A　K的大小直接反映了该电解质的电离能力，A选项正确。B、C选项考查影响K的因素，K的大小只与温度有关，因为弱电解质电离都吸热，温度升高K增大，除温度外，K与其他因素无关，B、C选项错。对于多元弱电解质，K1?K2?K3，D选项错。 2．在25 ℃时，0.1 mol·L－1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离常数分别为4.6×10－4、1.8×10－4、6.2×10－10、K1＝4.3×10－7和K2＝5.6×10－11，其中氢离子浓度最小的是(　　) A．HNO2　　　　　　　　 B．HCOOH C．HCN D．H2CO3 解析：选C　由电离常数的大小可知，酸性由强到弱的顺序是：HNO2>HCOOH>H2CO3>HCN，故[H＋]最小的是HCN。 1．内因 弱电解质本身的性质，如相同条件下CH3COOH电离程度大于H2CO3。 2．外因 (1)温度：升高温度，电离平衡向右移动，平衡常数增大；降低温度，电离平衡向左移动，平衡常数减小。 (2)浓度：改变平衡体系中某一离子的浓度，平衡向能够减弱这种改变的方向移动，平衡常数不变。浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动。 (3)相同离子：在弱电解质溶液中加入与弱电解质有相同离子的强电解质时，电离平衡向左移动。 (4)反应离子：加入能与电解质电离出的离子反应的离子时，电离平衡向右移动。 (5)实例(以CH3COOH??CH3COO－＋H＋　ΔH>0为例) 影响因素 平衡移动方向 n(H＋) [H＋] [CH3COO－] Ka pH 导电能力 升温(不考虑挥发) 右 增大 增大 增大 增大 减小 增强 加冰醋酸 右 增大 增大 增大 不变 减小 增强 加入 CH3COONa固体 左 减小 减小 增大 不变 增大 增强 其他 通入HCl气体 左 增大 增大 减小 不变 减小 增强 物质 NaOH固体 右 减小 减小 增大 不变 增大 增强 加水稀释 右 增大 减小 减小 不变 增大 减弱 1．0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOH??CH3COO ... ...