人教高中化学第1讲 弱电解质的电离平衡（教案）.doc

第1课时　必备知识——弱电解质的电离平衡
知识清单
[重要概念]①强电解质；②弱电解质；③电离；④电离平衡
[基本规律]①外界条件对电离平衡的影响；②电离平衡常数及相关计算
知识点1　弱电解质的电离平衡
1．弱电解质
(1)概念

(2)强、弱电解质与化合物类型的关系
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。
2．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)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡状态。
(2)电离平衡的建立与特征
①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
3．外界条件对电离平衡的影响
(1)理论依据：依据化学平衡移动原理进行分析，平衡向“减弱”这种改变的方向移动，
移动结果不能“消除”或“超越”这种改变。
(2)具体分析：
①浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，其浓度越小，越易电离。
②温度：对于同一弱电解质，其他条件相同时，温度越高，电离程度越大。
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例进行分析：
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
加水稀释
向右
增大
减小
减弱
加入少量
冰醋酸
向右
增大
增大
增强
通入HCl(g)
向左
增大
增大
增强
加入NaOH(s)
向右
减小
减小
增强
加入镁粉
向右
减小
减小
增强
升高温度
向右
增大
增大
增强
4.溶液中离子浓度变化的宏观判断方法
(1)有颜色的离子：通过溶液颜色的变化来判断，可用比色计测量离子浓度。
(2)H＋或OH－浓度：可用酸碱指示剂或pH计测量H＋或OH－浓度的变化。
(3)溶液的导电性：常用溶液的电导率，定量描述溶液的导电性。电解质溶液的电导率与离子浓度和离子所带电荷数成正比。
[通关1] (易错排查)判断正误
(1)(2020.7·浙江选考)常温下，NaCN溶液呈碱性，说明HCN是弱电解质(√)
(2)(2020.7·浙江选考)常温下，pH为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液pH增大(√)
(3)(2020.1·浙江选考)相同温度下，pH相等的盐酸、CH3COOH溶液中，c(OH－)相等(√)
(4)(2020.1·浙江选考)中和pH和体积均相等的氨水、NaOH溶液，所需HCl的物质的量相等(×)
(5)(2019·全国卷Ⅲ)常温下pH＝2的H3PO4溶液加水稀释使电离度增大，溶液pH减小(×)
[通关2] (2021·重庆南川中学检测)甲酸(HCOOH)是一种一元弱酸，下列性质中可以证明它是弱电解质的是(　　)
A.常温下，1 mol·L－1甲酸溶液中的c(H＋)约为1×10－2mol·L－1
B.甲酸能与碳酸钠反应放出二氧化碳
C.10 mL 1 mol·L－1甲酸溶液恰好与10 mL 1 mol·L－1NaOH溶液完全反应
D.甲酸溶液与锌反应比强酸溶液缓慢
A　[常温下，1 mol·L－1HCOOH溶液中c(H＋)约为1×10－2 mol·L－1，说明HCOOH部分电离，则HCOOH为弱电解质，A正确；甲酸能与Na2CO3反应放出CO2，则HCOOH的酸性强于H2CO3，不能判断是否为弱电解质，B错误；等体积等浓度甲酸和NaOH溶液完全反应，证明甲酸是一元酸，不能判断是否为弱电解质，C错误；题目未指明强酸是一元酸，且未指明甲酸和强酸的浓度，故无法判断甲酸是否为弱电解质，D错误。]
[通关3] (2021·河南部分重点校联考)一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是(　　)
A.a、b、c三点溶液的pH：c＜a＜b
B.a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c＜a＜b
C.用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小
D.a、b、c三点溶液用1 mol·L－1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液体积：c＜a＜b
C　[由导电能力知c(H＋)：b＞a＞c，故pH：c＞a＞b，A错误；加水体积越大，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c＞b＞a，B错误；用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，c(H＋)增大，pH偏小，C正确；