(12)第一单元_弱电解质的电离平衡

弱电解质的电离平衡1 电离平衡常数（1）定义在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度（次方）的乘积与溶液中未电离的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。

通常用K a表示弱酸在水中的电离常数，K b表示弱碱在水中的电离常数。

（2）表达式①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式CH3COOHCH3COO-＋H＋NH3·H2ONH +＋OH-4②多元弱酸的电离常数表达式多元酸的电离是分步进行的，每一步电离均有自己的电离常数。

H3PO4H＋＋H2PO－4H2PO－H＋＋4HPO2-4H+＋HPO2-4PO3-4教材剖析【教材P98】 “多元弱酸的各级电离常数逐级减小。

对于各级电离常数相差很大的多元弱酸，其水溶液中的H ＋主要是由第一步电离产生的。

”【教材剖析】 多元弱酸第一步电离出H ＋后，剩余的酸根离子带负电荷，对H ＋的吸引力增强，使其电离出H ＋更困难，故一般K a1>>K a2>>K a3……。

因此计算多元弱酸溶液中的c （H＋）或比较弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。

（3）意义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。

弱酸的电离常数越大，弱酸电离出H ＋的能力就越强，酸性也就越强；反之，酸性越弱。

如：名师提醒（1）电离常数服从化学平衡常数的一般规律，只受温度的影响。

（2）电离常数相对较大、电离能力较强的弱电解质，其溶液的导电能力不一定强。

这是因为溶液的导电能力与溶液中的离子浓度和离子所带电荷数有关。

（3）相同温度下，等浓度的多种一元弱酸溶液，弱酸的电离常数越大，溶液中c （H ＋）越大，溶液的导电能力也就越强。

2 电离度（1）定义弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率称为电离度，通常用α表示。

一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下自身能够电离出自由移动离子的化合物;叫电解质..非电解质：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物..概念理解：①电解质、非电解质都是化合物;能导电的物质可能是溶液混合物、金属单质;但他们不属于电解质非电解质的研究对象;因此他们既不是电解质也不是非电解质；②自身电离：SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反应形成酸或碱;但发生电离的并不是他们本身吗;因此属于非电解质；③只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐;如液态氯化氢是化合物;只存在分子;没有发生电离;因此不能导电;又如NaHCO3在高温时即分解;不能通过熔融态证明其为电解质；只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物;如Na2O、CaO;他们在溶液中便不存在;要立刻反应生成键;因此不能通过溶液中产生离子证明；既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐;绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离;某些盐熔融时也发生电离;如BaSO4..④电离不需要通电等外界条件;在熔融或者水溶液中即能够产生离子；⑤是电解质;但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态;否则即便存在离子也无法导电;比如NaCl;晶体状态不能导电..⑥电解质的强弱与导电性、溶解性无关..如如BaSO4不溶于水;但溶于水的BaSO4全部电离;故BaSO4为强电解质..导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关..强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质..弱电解质：在水溶液里只有一部分电离成离子的电解质 ..2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水;其中强电解质与偌电解质常见分类：3、电离方程式的书写——“强等号;弱可逆;多元弱酸分步离”①强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO错误! ..②弱电解质a．一元弱酸;如CH3COOH：CH3COOH CH3COO－＋H＋..b．多元弱酸;分步电离;分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度;如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO错误!、HCO错误!H＋＋CO错误!..原因是上一级电离出的H＋是下一级电离的产物;对下一级电离电离有抑制作用c ．多元弱碱;虽然分布电离;但是书写时一步到位..如FeOH 3：FeOH 3Fe 3＋＋3OH －.. ③酸式盐a ．强酸的酸式盐b ．弱酸的酸式盐：“强中有弱”;如NaHCO 3：NaHCO 3===Na ＋＋HCO 错误!、HCO 错误!H ＋＋CO 错误! ..4．弱电解质的电离平衡 1电离平衡的建立在一定条件如温度、浓度等下;当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时;电离过程就达到平衡..平衡建立过程如图所示..2电离平衡的特征3影响弱电解质电离平衡的因素内因：弱电解质本身的性质;是决定因素..4电离过程是可逆过程;可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡..以0.1 mol·L －1CH 3COOH 溶液为例：CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋正向吸热..实例稀溶液CH 3COOHH ＋＋CH 3COO － ΔH >0平衡移动方导电能1．表达式1对于一元弱酸HAHA H＋＋A－;平衡常数K a＝错误!..2对于一元弱碱BOHBOH B＋＋OH－;平衡常数K b＝错误!..2．特点1电离平衡常数错误!2多元弱酸是分步电离的;各级电离平衡常数的大小关系式是K1K2 K3……;所以多元弱酸的酸性决定于其第一步电离..3．意义相同条件下;K值越大;表示该弱电解质越易电离;所对应的酸性或碱性相对越强..如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H 2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO..4．实例1填写下表2CH 3COOH 酸性大于HClO 酸性填“大于”“小于”或“等于”;判断的依据：相同条件下;电离常数越大;电离程度越大;c H ＋越大;酸性越强..3磷酸是三元中强酸①磷酸的电离方程式是H 3PO 4H ＋＋H 2PO 错误!、H 2PO 错误!H ＋＋HPO 错误!、HPO 错误!H ＋＋PO 错误!..②电离平衡常数表达式是：K a1＝错误!;K a2＝错误!;K a3＝错误!.. ③比较大小：K a1>K a2>K a3.. 5.电离常数的计算 以弱酸HX 为例：1已知c HX 和c H ＋;求电离常数 HXH ＋ ＋ X －起始mol·L －1：c HX 0 0 平衡mol·L －1：c HX －c H ＋ c H ＋ c H ＋ 则：K ＝错误!＝错误!..由于弱酸只有极少一部分电离;c H ＋的数值很小;可做近似处理：c HX －c H ＋≈c HX;则K ＝错误!;代入数值求解即可..2已知c HX 和电离常数;求c H ＋HXH ＋ ＋ X －起始： c HX 0 0 平衡： c HX －c H ＋ c H ＋ c H ＋则：K＝错误!＝错误!由于K值很小;c H＋的数值很小;可做近似处理：c HX－c H＋≈c HX;则：c H＋＝错误!;代入数值求解即可..强酸与弱酸或强碱与弱碱的比较1．一元强酸与一元弱酸的比较判断一种酸是强酸还是弱酸时;其实质就是看它在水溶液中的电离程度;完全电离即为强酸;不完全电离即为弱酸..还可以证明溶液中是否存在该电解质的电离平衡;存在电离平衡的为弱电解质;反之为强电解质..最常用实验验证方法有：1测0.01 mol·L －1 HA 溶液的pH;若pH ＝2;HA 是强酸；若pH>2;HA 是弱酸..2测NaA 溶液的pH;若pH ＝7;HA 为强酸；若pH>7;则HA 为弱酸.. 3．稀释时溶液pH 变化特点比较如图：a 、b 分别为pH 相等的NaOH 溶液和氨水稀释曲线..c 、d 分别为pH 相等的盐酸和醋酸溶液稀释曲线..请体会图中的两层含义：1加水稀释相同倍数后的pH 大小：氨水>NaOH 溶液;盐酸>醋酸溶液..若稀释10n倍;盐酸、NaOH 溶液pH 变化n 个单位;但pH<7或pH>7;不能pH ＝7;而氨水与醋酸溶液pH 变化不到n 个单位..2稀释后的pH 仍然相等;则加水量的大小：氨水>NaOH 溶液;醋酸溶液>盐酸..易错警示 1酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系;前者看电离程度;后者看溶液中c H ＋和c OH －的相对大小..强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强..2弱酸、弱碱是弱电解质;但它们对应的盐一般为强电解质;如醋酸铵：CH 3COONH 4===NH 错误!＋CH 3COO －..强、弱电解质的判断方法1在相同浓度、相同温度下;比较导电能力的强弱..如同体积同浓度的盐酸和醋酸;前者的导电能力强于后者..2在相同浓度、相同温度下;比较反应速率的快慢;如将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中;速率前者比后者快..3浓度与pH 的关系;如0.01 mol·L －1的醋酸溶液pH>2;说明醋酸是弱酸..4测对应盐的酸碱性;如CH 3COONa 溶液呈碱性;则证明醋酸是弱酸.. 5稀释前后的pH 与稀释倍数的变化关系..如将pH ＝2的酸溶液稀释1000倍;若pH<5;则证明酸为弱酸；若pH ＝5;则证明酸为强酸..6采用实验证明存在电离平衡;如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红;再加CH 3COONH 4晶体;颜色变浅..7利用较强酸碱制备较弱酸碱判断电解质强弱..如将CO 2通入苯酚钠溶液中;出现浑浊..说明碳酸酸性大于苯酚..8同pH 的强酸和弱酸;分别加该酸的钠盐固体;溶液的pH 增大的是弱酸;pH 几乎不变的是强酸..9pH 相同、体积相同的强酸和弱酸与碱反应时消耗碱多的为弱酸..二、极弱电解质--水的电离和溶液的酸碱性水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质;电离方程式为2H 2O H 3O ＋＋OH －;简写为H 2OH ＋＋OH －..2．水的离子积常数K w ＝c H ＋·c OH －..1室温下：K w＝1×10－14..2影响因素：只与温度有关;温度一定;则K值一定..水的电离是吸热W过程;升高温度;K w增大..= H+·OH- = 110-1425℃时; H+=OH- =10-7 mol/L ; KW3适用范围：K w不仅适用于纯水;也适用于稀的电解质水溶液..3．关于纯水的几个重要数据4．影响水的电离平衡的因素和影响K w的因素1加热;促进水的电离;K w增大..2加入酸或碱;抑制水的电离;K w不变..3①加入强酸强碱的正盐;不影响水的电离..②加入强酸的酸式盐;抑制水的电离..③加入可水解的盐如FeCl 3、Na 2CO 3、NH 4Cl;促进水的电离.. 4加入与水反应的活泼金属如Na 、K;促进水的电离..易错警示 1任何情况下水电离产生的c H ＋和c OH －总是相等的.. 2水的离子积常数适用于任何酸、碱、盐的稀溶液..即K w ＝c H ＋·c OH－中的c H ＋、c OH －分别是溶液中H ＋、OH －的总浓度;不一定是水电离出的c H ＋和c OH －..3水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用;因此;室温下;若由水电离出的c H ＋<1×10－7 mol·L －1;该溶液可能显酸性;也可能显碱性..小结：常温下水电离产生c H ＋和c OH －计算的5种类型任何水溶液中水电离产生的c H ＋和c OH －总是相等的;有关计算有以下5种类型以常温时的溶液为例..1中性溶液：c OH －＝c H ＋＝10－7 mol·L －1.. 2酸的溶液——OH －全部来自水的电离..实例：pH ＝2的盐酸中c H ＋＝10－2 mol·L －1;则c OH －＝K w /10－2＝1×10－12mol·L －1;即水电离出的c H ＋＝c OH －＝10－12 mol·L －1.. 3碱的溶液——H ＋全部来自水的电离..实例：pH ＝12的NaOH 溶液中c OH －＝10－2 mol·L －1;则c H ＋＝K w /10－2＝1×10－12mol·L －1;即水电离出的c OH －＝c H ＋＝10－12 mol·L －1..4水解呈酸性的盐溶液——H ＋全部来自水的电离..实例：pH ＝5的NH 4Cl 溶液中;由水电离出的c H ＋＝10－5 mol·L －1;因部分OH －与部分NH 错误!结合使c OH －＝10－9 mol·L －1..5水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离..实例：pH＝12的Na2CO3溶液中;由水电离出的c OH－＝10－2mol·L－1;因部分H＋与部分CO错误!结合使c H＋＝10－12mol·L－1..注意：要区分清楚溶液组成和性质的关系;酸性溶液不一定是酸溶液;碱性溶液不一定是碱溶液..。

弱电解质的电离平衡知识点集团文件版本号：（M928-T898-M248-WU2669-I2896-DQ586-M1988）一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下自身能够电离出自由移动离子的化合物,叫电解质。

非电解质：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物。

概念理解：①电解质、非电解质都是化合物，能导电的物质可能是溶液（混合物）、金属（单质），但他们不属于电解质非电解质的研究对象，因此他们既不是电解质也不是非电解质；②自身电离：SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反应形成酸或碱，但发生电离的并不是他们本身吗，因此属于非电解质；③只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐，如液态氯化氢是化合物，只存在分子，没有发生电离，因此不能导电，又如NaHCO3在高温时即分解，不能通过熔融态证明其为电解质；只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物，如Na2O、CaO，他们在溶液中便不存在，要立刻反应生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明；既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐，绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离，某些盐熔融时也发生电离，如BaSO4。

④电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子；⑤是电解质，但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在离子也无法导电，比如NaCl ，晶体状态不能导电。

⑥电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

如如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质。

导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关。

强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质：在水溶液里只有一部分电离成离子的电解质 。

2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强电解质与偌电解质常见分类：3、电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”①强电解质：如H 2SO 4：H 2SO 4===2H ＋＋SO 2－4 。

弱电解质的电离平衡1.水的离子积常数式中的K称为水的离子积常数，经常用Kw表示。

Kw 是标准平衡常数，式中的浓度根基上相对浓度。

由于本章中使用标准浓度极其频繁，故省略除以的写法。

要注重它的实际意义。

H2O=H++OH- H>0吸热反响。

温度升高时，K值变大。

温度/K 273 295 373Kw 74 在溶液中，只要有H2O,H+,OH-三者共存，之间就存在如下的数量关系：[H+][OH-]=Kw 不管溶液是酸性，碱性，依旧中性。

常温下，[H+]=特殊温时，溶液的中性只能是指:[H+]=[OH-] 2pH值和pOH值pH表示-lg[H+]pOH表示-lg[OH-]因为[H+][OH-因此pH+pOH=14pH和pOH一般的取值范围是1-14,但也有时超出,如[H+]=10,那么pH=-1二弱酸和弱减的电离平衡1电离平衡常数将醋酸的分子式简写成HAc,用Ac-代表醋酸根,那么醋酸的电离平衡能够表示成:HAc=H++Ac-用表示酸式电离的电离平衡常数，经常简写作。

且:氨水NH3·H2O是典型的弱碱，用(简写成)表示碱式电离常数，那么有:NH3·H2O=NH4++OH-以H2S为例，讨论二元弱酸的分步电离平衡，第一步H2S=H++HS-第二步HS-=H++2关于电离平衡的计算例1.的HF溶液的[H+]。

不能近似计算[H+相对误差为14%,过大。

第一步和第二步的两个方程式相加，得:H2S=2H++平衡常数表示处于平衡状态的几种物质的浓度关系，确切地讲是活度的关系。

然而在我们的计算中，近似地认为活度系数f=1，即用浓度代替活度。

,的大小能够表示弱酸和弱碱的离解程度，K 的值越大，那么弱酸和弱碱的电离程度越大。

例2的HAc的[H+],pH值和电离度。

解：将平衡浓度代进平衡常数的表达式中:就差不多特不清楚了。

起始浓度用C0表示，C0=,C0>>x,能够近似地有C0-x C0,0.10-x0.10.利用这种近似，能够简化计算，防止用公式法解一元二次方程。

弱电解质的电离平衡知识点弱电解质的电离平衡是指在水溶液中，电解质分子部分离解为离子，并且离子和未离子之间的反应达到平衡的过程。

弱电解质在溶液中的电离程度相对较低，因此离子与未离子之间的平衡反应更加显著。

下面是弱电解质的电离平衡的几个重要知识点：1.电离方程式HA⇌H++A-这个方程式表示了HA分子在水中部分离解产生H+离子和A-离子。

2.平衡常数平衡常数（K）描述了反应物与生成物的浓度之间的关系。

对于弱电解质的电离反应，可以使用离子质量浓度或者摩尔浓度来表示。

例如对于上述的电离反应，平衡常数K可以计算为：K=[H+][A-]/[HA]其中[H+],[A-],和[HA]分别代表H+离子、A-离子和HA分子的浓度。

3.离子积离子积是离子浓度的乘积。

对于上述电离反应，离子积可以表示为：离子积=[H+][A-]离子积是一个测量电离反应进行程度的指标。

值得注意的是，弱电解质的电离平衡中，离子积通常比平衡常数小得多。

4.改变电离程度的因素5.pH值弱电解质的电离程度直接关系到水溶液的pH值。

水溶液的pH值是表征溶液中H+离子浓度的一个指标。

对于弱酸来说，更多的H+离子会使溶液的pH值降低，因此溶液越酸。

反之，如果被添加到溶液中的溶质可以与H+离子结合形成HA分子，那么会降低H+离子浓度，使得溶液的pH值升高，溶液会变得更碱性。

总结：弱电解质的电离平衡是指在水溶液中电解质分子部分离解为离子，并且离子和未离子之间的反应达到平衡的过程。

这个平衡过程可以用电离方程式来表示，并且有一个平衡常数和离子积。

弱电解质的电离程度可以受到多个因素的影响，包括浓度、温度、溶液中其他物质的存在以及溶解度等。

在水溶液中，弱电解质的电离程度直接关系到溶液的pH值。

弱电解质的电离平衡1.弱电解质的电离平衡：在一定条件下，当弱电解质电离成离子的速率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。

以CH3COOH的电离为例：注意：电离平衡是一种特殊的平衡，所有平衡的相关原理和知识（如勒夏特列原理）均适用于电离平衡。

2.电离平衡常数和电离度，以CH3COOH CH3COO-+H+为例：（1）写出CH3COOH电离的平衡常数的计算式：K=________________，CH3COOH电离的平衡常数叫做CH3COOH的电离常数，记作__________。

（2）Ka可以衡量弱电解质的电离程度：弱酸的Ka越大，其酸性越_______（填“强”或“弱”）。

（3）Ka的大小只与_________有关，它们的相互关系为：________越大，Ka越_______。

（4）写出CH3COOH电离转化率的计算式：α=________________，CH3COOH电离的转化率叫做CH3COOH的电离度。

弱酸或弱碱的电离度一般小于______________。

注意：多元弱酸是分步电离的，其酸性主要决定于第_______步电离。

如H2S的电离为：H2S________________________________________。

3.影响弱电解质电离平衡移动的因素：（1）同离子效应：加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡________移动（填“向左”或“向右”），电离度________（填“变大”或“变小”）。

加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡________移动（填“向左”或“向右”），电离度________（填“变大”或“变小”）。

（2）浓度：弱电解质的溶液中，加水稀释，电离平衡_______移动（填“向左”或“向右”），电离度________（填“变大”或“变小”），即稀释________（填“促进”或“抑制”）电离。

（3）温度：弱电解质电离时要破坏_____________，电离是________（填“吸热”或“放热”）的，因此升温________（填“促进”或“抑制”）电离。

第一单元 弱电解质的电离平衡[考纲展示]1．了解电解质的概念。

了解强电解质和弱电解质的概念。

2.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。

3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。

考 点 一 弱电解质的电离平衡[学生用书P 139]一、电解质二、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当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，且溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化时，电离过程达到了平衡。

2．电离平衡的特征3．电离平衡的影响因素(1)内因：弱电解质本身的性质。

(2)外因：浓度、温度、加入试剂等。

4．电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。

以0.1 mol·L －1－＋H ＋ΔH >0。

三、电离平衡常数1．O －＋HClO －2．CH 3COOH 的酸性大于HClO 的酸性(填“大于”、“小于”或“等于”)，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c (H ＋)越大，酸性越强。

3．电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。

电离平衡常数越大，电离程度越大。

多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。

4．外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K 值增大，原因是电离是吸热过程。

5．碳酸是二元弱酸。

(1)电离方程式是H2CO 3H ＋＋HCO －3，HCO －3 H ＋＋CO 2－3。

(2)电离平衡常数表达式：K a 1＝c （H ＋）·c （HCO －3）c （H 2CO 3），K a 2＝c （H ＋）·c （CO 2－3）c （HCO －3）。

(3)比较大小：K a 1>K a 2。

名师点拨(1)强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物；弱电解质主要是某些共价化合物。

弱电解质的电离平衡—教案
一、教学目标
【知识与技能】
1.了解强、弱电解质在水溶液中电离程度的差异。

2.理解电离平衡概念，能运用电离平衡原理解释弱电解质在水溶
液中的电离情况。

【过程与方法】
通过合作学习，活动与探究，学习科学探究的一般方法，提出问题、探究问题和解决问题的能力得到提高。

【情感态度与价值观】
认识电离理论对实践的指导作用，用渗透由现象看本质的辩证观点。

二、教学重难点
【重点】
弱电解质的电离平衡
【难点】
弱电解质的电离平衡
三、教学过程
(一)实验导入
提出问题：相同浓度的醋酸与盐酸溶液中c(H+)不同，原因是什么，请学生根据学过的强、弱电解质的知识回答。

【醋酸与盐酸物质的量浓度相同，而氢离子浓度不同，说明盐酸
的电离程度高于醋酸。

氯化氢溶于水后，完全电离成H和Cl，而
醋酸溶于水后，仅有极少量发生电离生成CH3COO-和H+，大部分
仍以醋酸分子的形式存在。

】
从而引出本节课"弱电解质的电离平衡"。

(二)新课讲授
1.弱电解质的电离平衡
多媒体出示醋酸分子与水分子作用并发生电离的过程示意图：
2.电离平衡常数与电离度
出示下表，请学生填写表中空白，将结论与同学交流讨论：。

弱电解质电离平衡
弱电解质电离平衡是一种重要的物理过程，它在微生物和生物器官的活动中扮
演着不可或缺的角色。

当离子获得浓度和电位平衡时，它们才能被视为弱离子，发挥出它们的作用。

虽然有许多过程可以实现这种平衡，但弱电解质电离平衡是最有效的方式。

离子被定义为具有正电荷（以电子质量计算）或负电荷（以原子单位计量）的
离子，因此弱离子平衡实际上是一种静电平衡。

为了实现这种平衡，需要改变浓度差和电位差，使其同时受到游离离子和反应离子的影响，它们的浓度也相应的发生变化。

为了达到最佳的平衡，在未受到外部影响的情况下，离子间的浓度和电位应该是一致的。

弱电解质电离平衡具有许多优点，主要是更快的电离过程，更活跃的电场现象
和更快的电子迁移现象。

它实现了电荷均衡，并可以有效地控制电量传输的特性。

它也可以控制电极上有机物的电荷积累，从而促进它们的有效传导。

另外，由于静止环境，就不会有离子冲击而造成的电荷失败。

弱电解质电离的平衡过程对于生物器官的活动和微生物的影响都是不可或缺的，它可以保持良好的化学稳定和电荷分布，并提供良好的渗透。

由于它使用了浓度和电位差，细胞器官可以获得良好的电荷传递。

此外，弱电解质电离平衡也可以调节电位，从而提供良好的水分吸收。

总之，弱电解质电离平衡具有很多优点，对细胞器官的活动和微生物的影响发
挥着不可或缺的作用。

因此，有必要深入研究这种过程，为生物学和医学提供有用的信息，推动生物领域的发展。

专题十二水溶液中的离子平衡第一课时弱电解质的电离平衡【课堂目标】1.举例常见的弱电解质，并判断离子共存问题。

区分强弱电解质的电离方程式2.会分析（温度、浓度）对弱电解质电离平衡的影响。

3.相同浓度、相同PH的一元强酸与一元弱酸的性质比较【基础梳理】活动一：电解质1.举例常见的弱电解质(1)弱酸：。

(2)弱碱：。

(3)H2O辨析：常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的打“√”( )①c(H＋)/c(OH－)=1012的溶液：K＋、Ba2＋、NO3－、CH3COO－( )②滴入酚酞显红色的溶液中：NH4＋、Na＋、Cl－、NO3－( )③滴入甲基橙变红色的溶液中：Ca2＋、Na＋、ClO－、NO3－( )④滴入紫色石蕊试液变红色的溶液中：K＋、Na＋、Cl－、F－( )⑤由水电离出的c(H＋)=10－13mol·L－1的溶液中：Na＋、Cl－、CO32－、NO3－( )⑥溶液中c(H＋)=10－13mol·L－1的溶液中：Na＋、Cl－、CO32－、NO3－( )⑦与铝反应产生大量氢气的溶液：Na＋、K＋、CO32－、NO3－( )⑧pH=l的溶液中：Mg2＋、Na＋、AlO2－、SO42－2.电离方程式的书写(1)H2SO4：。

(2)CH3COOH：。

(3)H2CO3：。

(4)Ba(OH)2：。

(5)Mg(OH)2：。

(6)NH3·H2O：。

(7)NaCl：。

(8)AgCl：。

活动二：分析(温度、浓度等)对弱电解质电离平衡的影响以CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq) △H＞0为例【例1】稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2O NH＋4＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入适量的物质是①NH4Cl固体②硫酸③NaOH固体④水⑤加热⑥加入少量MgSO4固体A.①②③⑤B.③⑥C.③D.③⑤【变式1】已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中值增大，可以采取的措施是A.加少量烧碱B.升高温度C.加少量冰醋酸D.加水活动三：一元强酸与一元弱酸的比较1.相同物质的量浓度、相同体积的盐酸和醋酸的比较2.相同pH、相同体积的盐酸和醋酸的比较【例2】一定温度下，有a、盐酸；b、硫酸；c、醋酸三种酸。

弱电解质的电离平衡考点一：弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。

平衡建立过程如图所示。

2．电离平衡的特征二、影响电离平衡的外界条件1．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。

2．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。

3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。

4．加入能反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。

三、实例分析以CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋ΔH >0为例：名师点拨(1)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度也不一定增大。

例如：对于CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋平衡后，加入冰醋酸，c (CH 3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，再次平衡时，c (CH 3COOH)比原平衡时大；加水稀释或加少量NaOH 固体，都会引起平衡右移，但c (CH 3COOH)、c (H ＋)都比原平衡时要小。

(2)稀释弱电解质溶液时，并非所有粒子浓度都减小。

例如：HA 溶液稀释时，c (HA)、c (H ＋)、c (A －)均减小(参与平衡建立的微粒)，但c (OH －)会增大。

考 点 二 电离平衡常数一、表达式1．对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离平衡常数K ＝c （H ＋）·c （A －）c （HA ）。

2．对于一元弱碱BOH ：BOHB ＋＋OH －，电离平衡常数K ＝c （B ＋）·c （OH －）c （BOH ）。

二、特点1．电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K 值增大。

2．多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3≫…，故其酸性取决于第一步。

三、意义K 越大―→越易电离―→酸（碱）性越强名师点拨(1)电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。