电离平衡2

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3.1.2电离平衡常数(课件)高二化学(人教版2019选择性必修1)

例：醋酸溶液中加水稀释一倍后，电离平衡移动的方向？ .
Ka＝，
，稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝
＝ Ka
Q<Ka，平衡向电离方向移动。
任务类比化学平衡常数掌握电离平衡常数
6.计算
.
任务类比化学平衡常数掌握电离平衡常数
6.计算
.
（1）意义：表示弱电解质的电离程度，同一弱电解质电离度越大，电离程度越大。（2）电离度的影响因素
第三章水溶液中的离子反应与平衡
第一节电离平衡第2课时电离平衡常数
学习目标
通过类比化学平衡常数，掌握电离平衡常数表达式书写，了解电离平衡常数的影响因素，掌握电离平衡常数的主要应用。
新课导入
1.旧知链接：写出mA(g)＋nB(g)⇌pC(g)＋qD(g)的化学平衡常数K表达式。
2.思考：如何定量表示醋酸的电离程度？写出写出醋酸的电离方程式，并写出该电离方程式的平衡常数表达式。可以用电离平衡常数定量表示醋酸的电离程度。 CH3COOH⇌CH3COO-+H+
任务类比化学平衡常数掌握电离平衡常数
2．电离平衡常数的表示方法 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数例如：CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋ Ka＝________________；
NH3·H2O⇌NH4＋+OH－ Kb＝________________。
任务类比化学平衡常数掌握电离平衡常数
2．电离平衡常数的表示方法 (2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有电离平衡常数，通常用Ka1、 Ka2等来分别表示。例如， H2CO3⇌H＋＋HCO3-（主要） Ka1＝________________；

实验二电离平衡与沉淀反应

第27页，共27页。
2. 5mL缓冲溶液+1滴1 mol·L-1HCl，测其pH 值。
5mL缓冲溶液+1滴 1mol·L-1NaOH，测其 pH值。 3. 测蒸馏水的pH值;
5mL蒸馏水 +1滴 1mol·L-1HCl，测其pH 值；
5mL蒸馏水 +1滴 1mol·L-1NaOH，测其pH 值
第27页，共27页。
沉淀生成
AgNO3+NaCl→AgCl CaCl2+(NH4)2C2O4→ CaC2O4 CuSO4+Na2S→CuS
(1)用生成弱电解质的
方法溶解CaC2O4沉淀
(2)生成配离子的方法沉淀
溶解 AgCl沉淀
溶解
(3)用氧化还原的方法溶解CuS
CaC2O4+2HCl=CaCl2+ H2C2O4 AgCl+2NH3·H2O= [Ag(NH3)2]Cl+2H2O
1. 8.5mL 1mol·L-1HAc +1.5mL 1mol·L-1 NaAc 组成缓冲溶液，用pH 试纸测其pH值。
pH=4
第27页，共27页。
4.0=4.74+lgVNaAc/VHAc VNaAc+V HAc=10mL 由上述两式得：
VHAc=8.5mL VNaAc=1.5mL
2. 5mL缓冲溶液+1滴
碱性碱性酸性
CO32-+H2O
HCO3-+OHNaCl=Na++ClAl3++3H2O Al(OH)3+3H+
PO43- +H2O HPO42- +OH– HPO42- +H2O H2PO4- +OH– H2PO4HPO42- +H+

高三化学电离平衡2

例3:在10mL0.1mol/L氨水中逐滴加入0.1mol/L盐酸，当滴至混合液呈中性时，消耗盐酸的体积（ B ）Ａ . 等于 10mL Ｃ.大于10mL Ｂ . 小于 10mL Ｄ.等于５mL
例4:常温下，浓度均为0.1mol/L的HA、HB、HC、 HD四种一元酸,已知HA溶液中c(H＋)＝0.01mol/L
(2)pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液pH变化较大；碱也如此.
(3)酸与碱的pH之和为14，等体积混合 ①若为强酸与强碱，则pH=7 ②若为强酸与弱碱，则pH>7 ③若为弱酸与强碱，则pH<7
范例：甲溶液pH=2, 乙溶液pH=12. 当两者等体积混和后,有关pH值变化的叙述正确的是 ( D ) A.pH＞7 B.pH=7 C.pH＜7 D.前三种都有可能
①強酸与強酸混合：pH混 = pH小 + 0.3
_ 0.3 pH = pH ②強碱与強碱混合：混大
4.强酸和强碱混合(发生中和反应,忽略体积变化)
可能情况有三种: ①若酸和碱恰好中和.即n(H＋)＝ n(OH-), pH＝7. ②若酸过量,求出过量的c(H＋),再求pH值.
③若碱过量,求出过量的c(OH-),再求出c(H＋)后求pH值 . 特例:若强酸与强碱等体积混合 :
①若pH酸＋pH碱＝14，则完全中和 pH＝7. ②若pH酸＋pH碱＞14,则碱过量 ③若pH酸＋pH碱＜14,则酸过量 pH≈pH碱－0.3 pH≈pH酸＋0.3
例.在25℃时，若10体积某強酸溶液与1体积某強碱溶液混合后溶液呈中性，则混合之前该強酸溶液的pH与该強碱溶液的pH之间应满足的关系是酸与碱溶液的pH之和为。 15
B.在液氨中加入NH4Cl，液氨的离子积不变； C.此温度下液氨的离子积为1×10-30；

人教版高中化学选择性必修一第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节第二课时电离平衡

+
-
平衡移
n(H+)
影响因素
动方向
升温
右
增大
c(H+) c(CH3COO-) 电离度
增大
增大
温度：升温向吸热方向即电离方向移动
增大
影响电离平衡的因素
新课探究
思考：CH3COOH⇌CH3COO-+H+ 完成下表中外界条件改变对各参数的影响
影响因素
平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) 电离度
分析：查阅资料知25℃时，1 mol/L的次氯酸和氢氟酸溶液中c(H+)不同，
原因？
次氯酸
氢氟酸
c(H+)
1.73×10-4
1.87×102
电离平衡常数究
表达式：
CH3COOH⇌CH3COO- +H+
(1)CH3COOH的电离常数Ka=
(2)NH3·H2O的电离常数Kb=
H2CO3⇋H +
+

HCO
0.1 mol·L-1CH3COOH溶液中 ,经测定溶液中c(CH3COO-)为1.4×10-3
mol·L-1,求此温度下醋酸的电离常数Ka
+
−
CH3COOH
H + CH3COO
−1
起始(mol·L )： 0.1 mol·L-1
0
0
−1
转化(mol·L )：
−1
平衡(mol·L )：
x
0.1 −x
酸(碱)性相对强弱时,通常只考虑第一步电离。
电离平衡常数
应用 2 ：回顾84消毒液的作用原理，(即少量的CO2通入次氯酸钠溶液中

2.弱电解质的电离平衡

根据对0.1
mol· L-1的醋酸溶液进行的下列有关变化，完成表格
电离平衡移动方向 c(H+) c(CH3COO—)
加热加水加CH3COOH 加NaOH
加HCl
2、电离方程式的书写强电解质电离用等号，弱电解质电离用可逆号多元弱酸分步电离多元弱碱写成一步电离的形式强酸酸式盐一步电离到各离子，用等号；弱酸酸式盐第一步电离到阳离子和酸式酸根离子，用等号；酸式酸根离子再电离，遵照分步电离，用可逆号
一定能在下列溶液中大量共存的离子组是
A.含有大量Al3+的溶液：Na+、NH4+、SO42-、ClB.c(H+)=1×10-13mol· -1 的溶液： Na+ 、 Ca2+ 、 L SO42-、CO32C. 含有大量 Fe3+ 的溶液： Na+ 、 Mg2+ 、 NO3- 、 SCND.含有大量NO3-的溶液：H+、Fe2+、SO42-、Cl-
浓度均为0.1
mol· -1的三种溶液等体积混合，充 L 分反应后没有沉淀的一组溶液是（） A.BaCl2 、NaOH 、 NaHCO3 B. Na2CO3 、 MgCl2 、 H2SO4 C.AlCl3 、 NH3· 2O 、 NaOH H D.Ba(OH)2 、 CaCl2 、 Na2SO4
下列各组离子能大量共存，当溶液中
c(H+)=10—10 mol•L—1时，有气体产生；而当溶液中c(H+)=10—13 mol•L—1时，又能生出沉淀。该组离子可能是（） A．Na+、Cu2+、NO3—、CO32— B．Ba2+、K+、Cl—、HCO3— C．Fe2+、Na+、SO42—、NO3— D．Mg2+、NH4+、SO42—、Cl—

高中化学 (大纲版)第二册第三章电离平衡第一节电离平衡(第二课时)

高中化学（大纲版）第二册第三章电离平衡第一节电离平衡(第二课时)［引言］上节课我们学习了电解质的强弱与结构的关系，并且已经知道弱电解质的溶液中，既有分子，又有离子，下面我们就来共同学习弱电解质的电离平衡的有关知识。

［设疑］一定量的盐酸与足量的锌反应，生成H 2的量取决于什么因素？［生］取决于盐酸中HCl 的物质的量［师］那么氢离子浓度相同，溶液体积也相同的盐酸和醋酸分别与过量的锌反应，最后生成的H 2是否一样多？［生甲］一样多［生乙］醋酸多［师］谁的回答正确呢？等我们学完电离平衡的知识之后自然就会明白。

下面我们就以醋酸为例，说一说什么叫电离平衡。

［板书］二、弱电解质的电离平衡［板书］1.概念［问题探究］CH 3COO －和H +在溶液中能否大量共存？［生］不能。

［师］我们知道，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH 3COOH 会电离成CH 3COO－和H +，与此同时，电离出的CH 3COO －和H +又会结合成CH 3COOH 分子，随着CH 3COOH分子的电离，CH 3COOH 分子的浓度逐渐减小，而CH 3COO －和H +浓度会逐渐增大，所以CH 3COOH 的电离速率会逐渐减小，CH 3COO －和H +结合成CH 3COOH 分子的速率逐渐增大，即CH 3COOH 的电离过程是可逆的。

［副板书］CH 3 CH 3COO －+H +［接着讲述］在醋酸电离成离子的同时，离子又在重新结合成分子。

当分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率时，就达到了电离平衡状态。

这一平衡的建立过程，同样可以用速率—时间图来描述。

［投影］弱电解质电离平衡状态建立示意图［师］请同学们根据上图的特点，结合化学平衡的概念，说一下什么叫电离平衡。

电离（或称离子化）结合（或称分子化）［学生叙述，教师板书］在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

电离平衡(第2课时弱电解质的电离平衡)(练习)(解析版)

弱电解质的电离平衡——随堂演练知识落实一、选择题1．下列事实中，可以证明醋酸是弱电解质的是()A．1 mol·L－1的醋酸溶液中，c(H＋)＝1 mol·L－1B．醋酸与水以任意比互溶C．10 mL 1 mol·L－1的醋酸溶液恰好与10 mL 1 mol·L－1的NaOH溶液完全反应D．在相同条件下，醋酸溶液的导电性比盐酸弱答案D解析A项中若醋酸完全电离，则c(H＋)＝1 mol·L－1，说明醋酸为强电解质，A项不符合题意；C项是与强碱的反应，不能说明其电离程度的大小；D项是在相同条件下，比较二者导电性强弱，醋酸溶液的导电性弱，说明醋酸溶液中离子浓度小，即醋酸的电离程度小，盐酸中的HCl是完全电离的，故说明醋酸是部分电离，为弱电解质。

2．下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是()选项A B C D强电解质Fe NaCl CaCO3HNO3弱电解质CH3COOH NH3H3PO4Fe(OH)3非电解质C12H22O11(蔗糖)BaSO4C2H5OHH2O答案C解析A项，Fe既不是电解质也不是非电解质，错误；B项，NH3是非电解质，BaSO4是强电解质，错误；D项，H2O是弱电解质，错误。

3．在0.1 mol·L－1的HCN溶液中存在如下电离平衡：HCN ⇌H＋＋CN－，下列叙述正确的是()A．加入少量NaOH固体，平衡正向移动B．加水，平衡逆向移动C．滴加少量0.1 mol·L－1的HCl溶液，溶液中c(H＋)减小D．加入少量NaCN固体，平衡正向移动答案A解析加入NaOH固体，OH－与HCN电离产生的H＋反应，平衡正向移动，A项正确；加水，平衡正向移动，B项错误；滴加少量0.1 mol·L－1的HCl溶液，c(H＋)增大，C项错误；加入少量NaCN固体，c(CN－)增大，平衡逆向移动，D项错误。

第2讲弱电解质的电离平衡(人教

增大
减小
减小
减小
增大减弱
不变不变
增大
增大
增大
增大
减小增强
以0.1 mol· L－1CH3COOH溶液为例：CH3COOH
CH3COO－＋H＋ ΔH＞0。
改变条件通入 HCl(g)
平衡电离 c (CH c (CH 导电 3 3 移动 n(H＋) c(H＋) 程度 COO－) COOH) 能力 (α) 方向向左增大增大减小减小增大增大减小减小增大增强增强
（4）特点： ①电离平衡常数只与温度有关，与弱电解质分子和各离子浓度无关。 ②多元弱酸是分步电离的，它的每一步电离都有相应的电离常数，常常用K1、K2、K3等表示。且：K1 ＞K2＞K3，溶液的酸性主要取决于第一步电离。
[思考· 感悟]
2. 电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子的浓度一定增大吗？［提示］都不一定。如对于CH3COOH
［NH4 ］［OH ］ Kb＝。［NH3· H2O］
（3）意义：电离平衡常数表征了弱电解质的电离能力。 ①温度相同时，K越大，弱电解质越强。
常见弱酸的相对强弱如下：
H2SO3＞H3PO4＞HNO2＞HCOOH＞CH3COOH＞ H2CO3＞H2S ②温度、浓度相同时，K越大，电离度α 越大。
(6)采用实验证明存在电离平衡。如氨水中滴入酚酞试液变红，再加 NH4Cl，颜色变浅。 (7)利用较强酸 (碱 )制备较弱酸 (碱 )判断电解质强弱。如将 CO2 通入苯酚钠溶液中，出现浑浊。说明酸性：H2CO3＞ OH。
(8)利用元素周期律进行判断。如非金属性 Cl ＞ S＞ P＞ Si ，则对应最高价含氧酸酸性 HClO4＞ H2SO4 ＞ H3PO4 ＞ H2SiO3( 最高价氧化物对应水化物 ) ；金属性 Na ＞ Mg ＞ Al ，则碱性 NaOH ＞ Mg(OH)2＞Al(OH)3。

第一节电离平衡第2课时电离平衡常数强酸与弱酸比较学案

第一节电离平衡第2课时电离平衡常数强酸与弱酸比较学案知识梳理一、电离平衡常数 1．概念在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K 表示。

2．电离平衡常数的表示方法 ABA ＋＋B －K ＝c (A ＋)·c (B －)c (AB )(1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数。

例如：CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋K a ＝c (CH 3COO －)·c (H ＋)c (CH 3COOH )NH 3·H 2ONH ＋4＋OH －K b ＝c (NH ＋4)·c (OH －)c (NH 3·H 2O )(2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数。

多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用K 1、K 2等来分别表示。

例如， H 2CO 3H ＋＋HCO －3 K a1＝c (HCO －3)·c (H ＋)c (H 2CO 3)；HCO －3H ＋＋CO 2－3 K a2＝c (H ＋)·c (CO 2－3)c (HCO －3)。

多元弱酸各步电离常数的大小比较为K a1≫K a2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。

由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。

3．意义表示弱电解质的电离能力。

一定温度下，K 值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。

4．电离常数的影响因素(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本性所决定。

(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。

5．电离常数的计算——三段式法例：25 ℃ a mol·L－1的CH 3COOHCH 3COOHCH 3COO －＋H ＋起始浓度/mol·L －1 a 0 0变化浓度/mol·L －1 x x x 平衡浓度/mol·L －1 a －x x x 则K a ＝c (CH 3COO －)·c (H ＋)c (CH 3COOH )＝x 2a －x ≈x 2a注意由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a －x ) mol·L －1一般近似为 a mol·L －1。

第三章第1节电离平衡第2课时弱电解质的电离平衡课件—2021-2022学年人教版

增大
不变
12.(1)某浓度的氨水中存在平衡：NH3·H2O NH＋ 4 ＋OH－。如想增大 NH＋ 4
的浓度而不增大 OH－的浓度，应采取的措施是____b_d___(填字母)。
a.适当升高温度 c.通入NH3
b.加入NH4Cl固体 d.加入少量浓盐酸
随堂巩固
6.下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在
【学习任务一】弱电解质的电离平衡
CH3COOH
CH3COO- + H+
3. 电离平衡特点弱、等、定、动、变
ΔH ＞0
当浓度、温度等条件改变时，电离平衡会发生移动。
4. 电离平衡移动（1）浓度的影响：越稀越电离
对同一弱电解质，通常溶液中弱电解质的结合成分子的机会越少，
，离子间通过碰撞
（2）温度的影响：越热越电离电离是吸热反应，温度升高平衡向右移动，平衡常数和电离度均增大
小
少
大
多
相同
随堂巩固
B 7.下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是
A.相同浓度的两溶液中c(H＋)相同 B.100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠 C.c(H＋)＝10－3 mol·L－1的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5 mol·L－1 D.向两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小
【学习任务一】弱电解质的电离平衡
CH3COOH
CH3COO- + H+
2. 电离平衡常数、电离度
（2）电离度
①列出醋酸的电离平衡的“三段式” 【问题3】
②写出醋酸的电离度的表达式

电离平衡定义

电离平衡定义电离平衡定义电离平衡：阴极上生成的正离子(2e+离子)的数量和阳极上得到的电子( 2e-离子)的数量相等。

定义的由来：阴极：能吸收电子，或者能把电子发射出来而变成离子的任何一种物质。

如石墨、活性炭、食盐等。

阳极：能失去电子，或者能接受电子而变成离子的任何一种物质。

如硫酸根、硝酸根等。

电离平衡是一个动态过程。

在电离平衡过程中，阳极和阴极都可以发生离子的积累和离子的释放，它们只不过随时间的先后次序不同而已。

在反应器内， [gPARAGRAPH3]很容易将阳极表面的电子带走，以至于阳极得不到足够的电子，因此阳极积累的是阴离子而不是阳离子。

随着反应器内阴离子浓度的增加，阳极失去的电子也逐渐增多，在浓度差的作用下，一部分阳极得到的电子就会经阳极表面向外扩散，使阳极区的电位降低，这样阳极就有更多的电子去补偿电位的降低，从而使阳极积累的是阳离子而不是阴离子。

在阳极产生的离子和从阴极扩散到阳极的离子在电位降低后达到了电离平衡，即为电离平衡。

在电离平衡条件下，电子和离子的电荷总数相等，即离子积累=电子释放。

电离平衡的建立，要求两极存在适当的电位差。

电离平衡与电解池原理有着密切的关系。

例如，在电解池中，不论阴、阳极材料相同还是不同，它们之间的电位差值必须大于1.0V。

这个电位差就是所谓的电解电压，它只与材料和电位有关，不受极性的影响。

阳极和阴极材料是相同的，但两极电位的差别小于0.1V时，也能建立起电离平衡，并且与阳极上发生的是氧化反应有关。

在一般情况下，阳极反应比阴极反应快得多。

因为在电解池中，电解液中的H+对阴极有很强的溶解作用。

这就使得阴极区域的H+浓度高于电解液中的H+浓度，以至于H+的迁移率大于电子的迁移率。

另外，电解液中的Na+对阴极也有很强的溶解作用。

这就使得阴极区域的K+浓度高于电解液中的K+浓度，以至于K+的迁移率大于电子的迁移率。

因此，可以说在电解池中阴极的氧化速度远远大于阳极的氧化速度，从而导致阴极上积累的是阴离子而不是阳离子。

第二章电离平衡答案

第二章电离平衡（酸碱及沉淀）一、选择题（20分）1．0.40 mol ·dm -3丙酸溶液的pH 是 (K a = 1.3 ⨯ 10-5)……………………………………（）(A) 0.40 (B ) 2.64 (C) 5.28 (D) 4.882. 下列各组酸碱中，不属于共轭酸碱对的是（A ）H 2Ac +–HAc ；（B ）NH 3–NH 2-；（C ）HNO 3–NO 3-；（D ）H 2SO 4–SO 42-；3. 将1.0 mol·L -1 NH 3·H 2O 与0.1 mol·L -1 NH 4Cl 水溶液按哪种体积比混合[V (NH 3):V (NH 4Cl)]，能配得缓冲能力最强的缓冲溶液是（A ） 1:1 （B ） 2:1 （C ） 10:1 （D ） 1:104. 已知一元弱酸HB 溶液的浓度为0.1 mol·L -1，pH=3.00，则0.1 mol·L -1的共轭碱NaB 溶液的pH 为（A ） 11.00 （B ） 9.00 （C ） 8.50 （D ） 9.505．295K 时，水的K w 是1.0×10-14；313K 时，K w 是3.8×10-14，则313K 时，C(H 3O +)=1.0×10-7的水溶液是( )（A ）酸性（B ）中性（C ）碱性（D ）缓冲溶液6．某温度下，Ksp (Mg(OH)2) = 8.39×10-12，则Mg(OH)2的溶解度为( )mol·L -1（A ） 2.05×10-4 （B ） 2.03×10-4 （C ） 1.28×10-4 （D ）. 2.90×10-47．欲配制pH=6.50的缓冲溶液，用下列何种酸最好( )（A ）(CH 3)2AsO 2H (a K =6.4×10-7)；（B ） ClCH 2COOH (a K =1.40×10-3)（C ） CH 3COOH (a K =1.76×10-5) （D ） HCOOH (a K =1.77×10-4)8．Mg(OH)2在下列四种情况下，其溶解度最大的是( )（A ）在纯水中；（B ）在0.1 mol·L -1的HAc 溶液中；（C ）在0.1 mol·L -1的NH 3·H 2O 溶液中；（D ）在0.1 mol·L -1的MgCl 2溶液中。

二级电离平衡常数

二级电离平衡常数
二级电离平衡常数表示的是在某一特定浓度下，一个电离反应的平衡状态。

这个常数的大小取决于电解质的性质和溶液的浓度，而且对于一种特定的电解质来说，这个常数是一定的。

在实际应用中，二级电离平衡常数可以用来计算电解质的电离程度，预测溶液的离子组成，以及用于药物设计和化学工程等领域。

同时，二级电离平衡常数的测定也可以帮助我们了解电解质的性质和行为，为相关领域的研究提供重要的数据支持。

电离平衡2

3.1.2电离平衡常数(课件)高二化学(人教版2019选择性必修1)

实验二电离平衡与沉淀反应

高三化学电离平衡2

人教版高中化学选择性必修一 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 第二课时 电离平衡

2.弱电解质的电离平衡

高中化学 (大纲版)第二册 第三章 电离平衡 第一节电离平衡(第二课时)

电离平衡(第2课时 弱电解质的电离平衡)(练习)(解析版)

第2讲 弱电解质的电离平衡(人教

第一节 电离平衡第2课时 电离平衡常数 强酸与弱酸比较学案

第三章第1节电离平衡第2课时弱电解质的电离平衡 课件—2021-2022学年人教版