弱电解质的电离1课件

第三章水溶液中的离子平衡1弱电解质的电离平衡探究实验：•课本P40实验3-1当酸溶液的物质的量浓度相等时，pH值是否相等，即c(H+)是否相等？结论：不同的电解质在水中的电离程度不一定相同1、属于电解质的是属于非电解质是①NaCl、②NaOH、③H2SO4、④Cu、⑤CH3COOH、⑥NH3·H2O、⑦Cl2、⑧乙醇、⑨蔗糖、⑩水2、属于强电解质是：属于弱电解质是知识回顾：既不是电解质也不是非电解质是：①②③⑤⑥⑩⑧⑨④⑦①②③⑤⑥⑩一、电解质有强弱之分•电解质：•非电解质：•强电解质：•弱电解质：在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物。在水溶液中和熔融状态时都不能导电的化合物。能全部电离的电解质。能部分电离的电解质。小结：大部分的盐类强碱强酸弱酸弱碱水弱电解质强电解质离子型氧化物电解质非电解质多数有机物某些非金属氧化物化合物极少数的盐CH3COOHCH3COO－+H+思考与讨论：电离结合1.开始时，v(电离)和v(结合)怎样变化？2.当v(电离)=v(结合)时，可逆过程达到一种什么样的状态？画出v～t图。二、弱电解质电离过程是可逆的（正向吸热）3.关于上述电离平衡，什么条件的改变会使平衡向电离的方向移动？二、弱电解质电离过程是可逆的•一定条件，当分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达成平衡状态，称为电离平衡。电离平衡的含义特征——逆、等、动、定、变、同三、影响电离平衡的因素①浓度：增大电解质分子的浓度,电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度则减小。(1)内因：电解质本性。通常电解质越弱，电离程度越小。(2)外因：溶液的浓度、温度、同离子效应、离子反应效应等。②温度：温度升高,电离平衡将向电离方向移动。平衡移动规律—勒沙特列原理改变条件C平衡移动方向C(H+)C(CH3COO---)C(CH3COOH)加热加盐酸加NaOH加CH3COONa加CH3COOH加水外界条件对电离平衡的影响：讨论完成表格：CH3COOHCH3COO--+H+正向移动增大增大减少逆向移动增大减少增大正向移动减少增大减少逆向移动减少增大增大正向移动增大增大增大正向移动减少减少减少四、电离平衡常数的含义•电离达成平衡后，溶液中电离出来的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度之比值是个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。K=c(H+)•c(OH－)c(H2O)H2OH++OH－如：探究实验：•课本P42实验3-2你能否推测CH3COOH、H3BO3、H2CO3三种弱酸的相对强弱，及其与电离常数大小的关系？1.酸性强弱：CH3COOH＞H2CO3＞H3BO32.平衡常数大小（第一步）：CH3COOH＞H2CO3＞H3BO3电离平衡常数的意义：判断弱酸、弱碱的相对强弱。K值越大，对应弱酸或弱碱相对越强。练习：试写出Na2SO4、NaOH、H2SO4在水溶液里的电离方程式。Na2SO4=2Na++SO42－NaOH=Na++OH－H2SO4=2H++SO42－五、电离方程式的书写练：写出HClO、NH3·H2O在水溶液的电离方程式HClOH++ClO－NH3·H2ONH4++OH－请写出H2CO3、Fe(OH)3的电离方程式。H2CO3H++HCO3－Fe(OH)3Fe3++3OH－HCO3－H++CO32－练习：注意点•强电解质在溶液中完全电离，用“＝”•弱电解质在溶液中部分电离，用“”•多元弱酸分步电离，且第一步的电离远远大于第二步；•多元弱碱的电离方程式一步写成；•小结1、电离平衡常数的意义：判断弱酸、弱碱的相对强弱。2、温度升高电离平衡常数增大，但浓度改变电离常数不变。3、多元弱酸、多元弱碱分步电离，以第一步电离为主（详见课本）4.溶液导电性的强弱与溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷有关。探究实验证明醋酸是弱电解质有哪些方法？•方法一：测0.1mol/L的HAc的pH值，若大于1，则为弱酸。•方法二：测出NaCl显中性，NaAc显碱性,则为弱酸。•方法三：取pH值等于3的HCl、HAc溶液各10mL，分别稀释至100mL，分别测出溶液的pH值，HAc溶液pH值在3～4之间，则为弱酸。