新人教版化學選修4高中弱電解質的電離一-資料下載頁
2025-11-11 03:08本頁面
【導讀】，了解酸堿電離理論。，培養(yǎng)學生觀察、分析能力，掌握推理、歸納、演繹和類比等科學方法。識電離平衡的建立與電離平衡的移動。根據課本內容，什么是電解質？BaSO4不溶于水，所以不是電解質。、NH3、Na2O溶于水可導電，所以均為電解質。［講］電解質、非電解質都是化合物，單質既不是電解質也不是非電解質。液里或熔融狀態(tài)下能導電兩個條件具備其一即可，不須兩個條件同時具備。但NH3、SO2、CO2和P2O5卻是。解質；非電解質不導電，但不導電的物質不一定是非電解質。鎂無論是與鹽酸還是醋酸反應，其實質都是與溶液中的H＋反應。開始1mol/LHCl與鎂條反應劇烈，說明1mol/LHCl中氫離子。應較慢，說明其氫離子濃度較鹽酸小，即小于1mol/L，說明醋酸在水中部分電離。強電解質，CH3COOH是弱電解質。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目增多。相反的變化趨勢最終會達到平衡。
【正文】 對強弱。那么，用電離平衡常數來比較電解質相對強弱時，要注意什么問題呢？ K 值越大，電離程度越大，相應酸 (或堿 )的酸 (或堿 )性越強。 K 值只隨溫度變化。 電離平衡常數和化學平衡常數一樣，其數值隨溫度改變而改變，但與濃度無關。電離平衡常數要在相同溫度下比較 。 實驗 3－ 2：向兩支分別盛有 液，觀察現象。 同一溫度下，不同種弱酸 ，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。 弱電解質的電離常數越大，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，也不一定溶液的導電性強。 多元弱酸是分步電離的，每步都有各自的電離平衡常數，那么各步電離平衡常數之間有什么關系？多元弱酸與其他酸比較相對強弱時，用哪一步電離平衡常數來比較呢？ 多元弱酸電離平衡常數： K1＞ K2＞ K3，其酸性主要由第一步電離決定。 對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決定 。 [課堂練習 ] 1. mol L－ 1的甲酸溶液的 c（ H＋ ）約為 mol L－ 1 B. mL 1 mol L－ 1甲酸恰好與 10 mL 1 mol L－ 1NaOH D. mol L－ 1 （ OH－ ）／ c（ NH3 H2O （ NH3 H2O）／ c（ OH－ （ H＋ ）和 c（ OH－ ）的乘積 － HS－ ＋ H2O S2－ ＋ H3O＋ 達到平衡時，欲使 c(S2－ )增大，應加入 ＋ ?23 RNH2 H2O RNH?3 ＋ OH－ 形成的平衡中，要使 RNH2 H2O 的電離程度及 c（ OH－ HCl NaOH C. ： NH3＋ H2O NH?4 ＋ OH－ ,如進行下列操作，則 NH NH?4 、H＋ 、 OH－ （ 1）通適量 HCl氣體時， c(NH3) ,c(H＋ ) 。 （ 2）加入少量 NaOH 固體時， c(NH?4 ) ,c(OH－ ) （ 3）加入 NH4Cl晶體時， c(NH?4 ) ,c(OH－ ) a、 b 兩支試管中，分別裝上形態(tài)相同、質量相等的一顆鋅粒，然后向兩支試管中 （ 1） a、 b 兩支試管中的現象：相同點是 ；不同點是 。原因是 。 （ 2） a、 b 兩支試管中生成氣體的體積開始時是 a 于 b，反應完畢后生成氣體的總體積是 a b，原因是 。 參考答案： 5.（ 1）減小 增大 （ 2）減小 增大 （ 3）增大 6.（ 1）都產生氣泡， Zn 溶解 a 產生氣泡、 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
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