人教版高中化学选修4第五章电解质溶液整章精品教案第一节弱电解质的电离平衡[基础知识精析]复习目标1．电解质与非电解质的概念、判断。2．电解质溶液的导电性。3．强电解质与弱电解质的概念、判断。4．弱电解质的电离平衡及平衡移动。5．电离方程式的书写。6．能正确书写电离方程式。一．电解质、非电解质和强、弱电解质电解质和非电解质的概念在水溶液里和熔融状态下能导电的化合物叫电解质；在以上两种情况下都不能导电的化合物叫非电解质：强电解质和弱电解质：在水溶液中完全电离的电解质叫做强电解质，部分电离的电解质叫弱电解质。强电解质和弱电解质研究的条件是稀的水溶液，本质区别是电解质在水分子的作用下电离出离子能力的大小（可通过电解质溶液的导电实验验证）。注意：不能简单地根据溶液导电能力的强弱来判断电解质的相对强弱，因为溶液的导电能力强弱还与温度、浓度等因素有关。（1）强电解质（强酸、强碱、大多数盐，包括一些难溶性盐）完全电离（2）弱电解质的电离（弱酸、弱碱、少数盐）不能完全电离二、电解质、非电解质与导电情况的关系11、电解质不是在任何情况下都导电，如食盐晶体、氯化氢气体等不导电。在水中不导电不一定不是电解质，在水中导电也不一定就是电解质，非电解质溶于水形成的溶液不一定不导电。2、不能简单地根据溶液导电能力的强弱来判断电解质的相对强弱，因为溶液的导电能力强弱与溶液中自由移动的离子浓度和价态、温度等因素有关。一、弱电解质的电离平衡：（一）、*电离度1．概念：表示弱电解质在水溶液中电离程度的相对大小。当弱电解质在水溶液里达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。2．计算公式：α=只适用于处于电离平衡状态的弱电解质。意义：（1）原有分子总数=已电离分子数+未电离的分子数例如：在醋酸溶液中，α=若α=1.32%,表示每10000个醋酸分子中有132个发生电离。（2）表示式可用物质的量或物质的量浓度来表示。(3)依据电离度可以判断弱酸的酸性和盐的酸碱性弱酸：α值越大，酸性越强；α值越小，酸性越弱（4）电离度的适用条件：一定温度、浓度、电离平衡时。（5）对比不同弱电解质的电离度，只有条件相同时才有意义。5．影响电离度的因素：（1）温度：因为电离过程是吸热的，因此温度升高，电离平衡向电离的方向移动，电离度增大。（2）浓度：溶液浓度减小时，电离度增大，但导电性不一定增强。（原因：在某一浓度界限内，稀释时，电离度增大的倍数大于体积增大的倍数，离子浓度是增大的。继续再稀释时，离子浓度反而减小。导电性强弱与溶液中自由移动离子浓度成正比。）（3）溶液的酸碱性：例如：CH3COOHCH3COO-+H+加入少量HCl[H+]增大，平衡左移，α减小。加入NaOHOH-中和H+，[H+]减小，平衡右移，α增大。再例如：NH3.H2ONH4++OH-加入NaOH[OH-]增大。平衡左移，α减小。加入HCl[OH-]减小，平衡右移，α增大。（4）同离子效应（加入相同离子的盐溶液，电离度减小）例如：CH3COOHCH3COO-+H+加入CH3COONa[CH3COO-]增大，平衡左移，α减小。NH3.H2ONH4++OH-加入NH4Cl[NH4+]增大，平衡左移，α减小。（二）、电离平衡1、概念：在一定条件（如温度、浓度）下，当弱电解质分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率时，电离过程就达到了平衡状态，这种状态就叫做弱电解质的电离平衡。2、特点：3“动”：动态平衡。一定条件下，弱电解质的分子离解成自由移动的离子和离子重新结合成分子的运动总在进行着。“等”：v(分子化)=v(离子化)；“定”：弱电解质的电离程度保持一定，溶液中各种粒子的浓度保持一定；“变”：外界条件发生变化，电离平衡也要发生移动3、影响电离平衡的主要因素：3内因：电解质本身的性质，电离平衡是动态平衡，平衡时，溶液里离子的浓度和分子的浓度都保持不变，与化学平衡相似，也能用勒沙特列原理来解释。外部因素（外因）：主要是溶液的浓度和温度。溶液越稀，弱电解质的电离度越大；温度升高，电离度增大，因为弱电解质的电离过程一般需要吸收热量。电离平衡是动态平衡，平衡时，溶液里离子的浓度和分子的浓度都保持不变，与化学...
