新人教版化學(xué)選修4高中弱電解質(zhì)的電離一(完整版)
【正文】 ― 和 H＋ 是否能重新結(jié)合成 CH3COOH分子呢？有沒有什么辦法可以證明這一點(diǎn)？ 實(shí)驗(yàn) ：取上述盛有剩余溶液的兩支試管，在盛有鹽酸的試管內(nèi)加入 NaCl 晶體，在盛有醋酸的試管內(nèi)加入 CH3COONH4 晶體，充分振蕩后，測(cè)其溶液的 pH 現(xiàn)象 ：在盛鹽酸的試管中加入 NaCl晶體，溶液的 pH沒有明顯變化；在盛醋酸溶液的試管中加入 CH3COONH4晶體，溶液的 pH明顯變大 結(jié)論 ：由于 c(CH3COO― )增大，導(dǎo)致 pH 明顯變大，即 c(H＋ )明顯減小，所以醋酸分子電離為離子的過程是可逆的。 CH3COOH CH3COO－ +H＋ 在醋酸電離成離子的同時(shí)，離子又在重新結(jié)合成分子。 H2O分子、 NH4＋ 、 OH－ 粒子數(shù)均減少，根據(jù)勒沙特列原理，平衡會(huì)向粒子數(shù)增多的方向，即正向移動(dòng) 。 ② 濃 度 ： 溶液稀釋有利于電離 增大弱電解質(zhì)電離出的某離子的濃度，電離平衡向?qū)⑾螂x子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng)，弱電解質(zhì)的電離程度將減小；減小弱電解質(zhì)電離出的離子的濃度，電離平衡將向電離方向移動(dòng)，弱電解質(zhì)的電離程度將增大。 定義：在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積嗖溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，用 K表示。請(qǐng)寫出 CH3COOH 和 NH3 弱電解質(zhì)的電離常數(shù)越大，只能說明其分子發(fā)生電離的程度越大，但不一定其溶液中離子濃度大，也不一定溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)。 L－ 1 （ OH－ ）／ c（ NH3 參考答案： 5.（ 1）減小 增大 （ 2）減小 增大 （ 3）增大 6.（ 1）都產(chǎn)生氣泡， Zn 溶解 a 產(chǎn)生氣泡、 Zn 溶解速度都快 HCl 完全電離， HCl 中的 c(H+)大于 CH3COOH 中的 c(H+) （ 2）大 等于 a 中 c(H＋ )大于 b 中的 c(H＋ ),而酸的總量相等 。 H2O）／ c（ OH－ （ H＋ ）和 c（ OH－ ）的乘積 － HS－ ＋ H2O S2－ ＋ H3O＋ 達(dá)到平衡時(shí)，欲使 c(S2－ )增大，應(yīng)加入 ＋ ?23 RNH2 對(duì)于多元弱堿的電離情況與多元弱酸相似，其堿性由第一步電離的電離平衡常數(shù)決定 。那么，用電離平衡常數(shù)來比較電解質(zhì)相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)，要注意什么問題呢？ K 值越大，電離程度越大，相應(yīng)酸 (或堿 )的酸 (或堿 )性越強(qiáng)。并且，在溫度一定時(shí)，其電離常數(shù)就是一個(gè)定值。 [思考 ]分析一元弱酸或弱減的電離平衡，完成下列問題： 寫出弱酸和弱減的電離方程式。 影響因素 ： (1)內(nèi)因： 電解質(zhì)本身的性質(zhì)。這一平衡的建立過程，同樣可以用速率 — 時(shí)間圖來描述。因此，弱電解質(zhì)的電離也與可逆的化學(xué)反應(yīng)一樣，它的兩種相反的變化趨勢(shì) 最終會(huì)達(dá)到平衡。H 2 O 和所有難溶性的堿和所有難溶性的堿 ［科學(xué)探究］ 實(shí)驗(yàn)：用兩支試管分別取 mol/L的鹽酸溶液和 ，測(cè)其溶液的 pH 另取兩支小燒杯，分別盛 50 mL 蒸餾水。 醋酸的去水垢能力不如鹽酸強(qiáng)，除濃度之外是否還有其它因素？ [實(shí)驗(yàn) ]31：體積相同，氫離子濃度相同的鹽酸和醋酸與等量鎂條反應(yīng)，并測(cè)量溶液的pH 值。在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電兩個(gè)條件具備其一即可，不須兩個(gè)條件同時(shí)具備。 教學(xué)難點(diǎn)
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