新人教版化學(xué)選修4高中弱電解質(zhì)的電離一-免費(fèi)閱讀
【正文】 （ 2）加入少量 NaOH 固體時(shí)， c(NH?4 ) ,c(OH－ ) （ 3）加入 NH4Cl晶體時(shí)， c(NH?4 ) ,c(OH－ ) a、 b 兩支試管中，分別裝上形態(tài)相同、質(zhì)量相等的一顆鋅粒，然后向兩支試管中 （ 1） a、 b 兩支試管中的現(xiàn)象：相同點(diǎn)是 ；不同點(diǎn)是 。 L－ 1 B. mL 1 mol電離平衡常數(shù)要在相同溫度下比較 。電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無(wú)關(guān)， 同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是不會(huì)改變的。試寫出下列物質(zhì)的電離方程式： H2CO3 H2S NaHCO3 NaHSO4 HClO 答案； H2CO3 H＋ +HCO?3 HCO?3 H＋ +CO?23 H2S H＋ +HS－ HS－ H＋ +S2－ NaHCO3====Na＋ +HCO?3 HCO?3 H＋ +CO?23 NaHSO4====Na＋ +H＋ +SO?24 HClO H＋ +ClO－ ［小結(jié)］ 強(qiáng)電解完全電離，用“ ==”，弱電解質(zhì)部分電離，用“ ”，多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，以第一步電離為主。 (2) 外因： ① 濃度： 溫度升高，平衡向電離方向移動(dòng)。 電離平衡的特征： (1) 逆 弱電解質(zhì)的電離是可逆的 (2) 等 V 電離 =V 結(jié)合 ≠ 0 (3) 動(dòng) 電離平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡 (4) 定 條件不變，溶液中各分子、離子 的濃度不變，溶液里既有離子又有分 子 (5) 變 條件改變時(shí)，電離平衡發(fā)生移動(dòng)。 在醋酸電離成離子的同時(shí)，離子又在重新結(jié)合成分子。 結(jié)論 ：證明了強(qiáng)電解質(zhì) — HCl在水中是完全電離的，弱電解質(zhì) — 醋酸在水中只有部分部分分子發(fā)生電離；但隨著溶液的稀釋，發(fā)生電離的醋酸分子數(shù)目增多。 (3) 由于酸液濃度、溫度、體積均相同，且鎂條的量也相同，因此，實(shí)驗(yàn)中影響反應(yīng)速率的因素只能是溶液中 H＋ 的濃度的大小。故 3 對(duì)。 BaSO4不溶于水，所以不是電解質(zhì)。 第三章 水溶液中的離子平衡 第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離 教學(xué)目標(biāo)： ，了解酸堿電離理論。 ，所以鹽酸是電解質(zhì)。但 NH SO CO2和 P2O5卻是非電解質(zhì)。 開(kāi)始 1mol/LHCl 與鎂條反應(yīng)劇烈，說(shuō)明 1mol/LHCl 中氫離子濃度大，即氫離子濃度為 1mol/L，說(shuō)明 HCl 完全電離；而開(kāi)始 1mol/LCH3COOH 與鎂條反應(yīng)較慢，說(shuō)明其氫離子濃度較鹽酸小，即小于 1mol/L，說(shuō)明醋酸在水中部分電離。即醋酸在水中的電離過(guò)程是動(dòng)態(tài)的，其電離程度并非固定不變，而是隨著溶液的稀釋而增大。當(dāng)分子電離成離子的速率等于離子結(jié)合成分子的速率時(shí)，就達(dá)到了電離平衡狀態(tài)。 ［問(wèn)］ 哪些條件改變可引起化學(xué)平衡移動(dòng)？ 例： 在氨水中存在電離平衡： NH3 同一弱電解質(zhì)，增大溶液的物質(zhì)的量濃度，電離平衡將向電離方向移動(dòng)，但電解質(zhì)的電離程度減小；稀釋溶液時(shí)，電離平衡將向電離方向移動(dòng)，且電解質(zhì)的電離程度增大。而多元弱堿則不分步。 同一弱電解質(zhì)在同一溫度下發(fā)生濃度變化時(shí)，其電離常數(shù)不變。 實(shí)驗(yàn) 3－ 2：向兩支分別盛有 液，觀察現(xiàn)象。 L－ 1甲酸恰好與
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