化学人教版2019选择性必修1 3.1电离平衡（共30张ppt）

(共30张PPT)
第三章 第一节
电离平衡
一、强电解质和弱电解质
主要成分是盐酸(HCl)，为什么不用醋酸(CH3COOH)？
一、强电解质和弱电解质
为什么除水垢用醋酸(CH3COOH)、而不用盐酸(HCl)？
一、强电解质和弱电解质
宏观性质
【实验3-1】
取相同体积，0.1mol/L的盐酸和醋酸，比较它们pH的大小，试验其导电能力，并分别与等量镁条反应，观察、比较并记录现象。
酸 0.1 mol/L 盐酸 0.1 mol/L 醋酸
pH
导电能力
与镁条反应
1 接近3
强 弱
迅速产生大量气泡
产生气泡相对缓慢
一、强电解质和弱电解质
宏观性质
实验分析：
相同浓度的盐酸与醋酸的H+浓度不同，即电离程度不同
pH＝－lg c(H＋)
通过测得的pH可知，盐酸完全电离，醋酸部分电离。
一、强电解质和弱电解质
强电解质：在水溶液里能完全电离的电解质。
（强酸、强碱、大部分盐）
弱电解质：在水溶液里只有部分电离的电解质。
（弱酸、弱碱、水）
电解质溶液的导电能力与离子浓度和离子所带电荷数有关，强电解质溶液的导电能力不一定强。电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系。
一、强电解质和弱电解质
弱酸导电性一定比强酸的导电性弱吗？
1．现有以下物质:①硫酸铜晶体　②碳酸钙固体　③纯磷酸　④硫化氢　⑤三氧化硫　⑥金属镁　⑦石墨　
⑧固态苛性钾　⑨氨水　⑩熟石灰固体。
(1)属于强电解质的是　　　　　(填序号,下同)。
(2)属于弱电解质的是　 。
①②⑧⑩
③④
练一练
Cl－ H3O+
图3-1HCl在水中电离示意图 图3-2 CH3COOH在水中电离示意图
H3O+ CH3COO－ CH3COOH
HCl
CH3COOH
一、强电解质和弱电解质
微观分析
弱电解质部分电离,可逆过程，既有电离出的离子，又存在电解质分子。电离方程式用“ ”。
一、强电解质和弱电解质
符号表征
①多元弱酸是分步电离，书写电离方程式时分步写。如H2CO3的电离：
HCO3－ H＋＋CO32－
H2CO3 H＋＋HCO3－
(其中以第一步电离为主)
一、强电解质和弱电解质
符号表征
一、强电解质和弱电解质
符号表征
②多元弱碱的电离也是分步进行的，但其电离过程比较复杂，通常一步书写。
如Fe(OH)3的电离：
Fe(OH)3 Fe3＋＋3OH－
2.请写出H2SO4、Al(OH)3、NaHCO3 、 NaHSO4 、Ba(OH)2在水溶液中的电离方程式。
练一练
1.电离平衡状态建立
反应速率
弱电解质电离平衡状态建立示意图
时间
v（电离成离子）
v（结合成分子）
v(电离) = v(结合)
电离平衡状态
二、弱电解质的电离平衡
2.特征
电离平衡是一种动态平衡
条件不变，溶液各分子、离子的浓度不变。
条件改变时，电离平衡发生移动。
V电离=V结合≠0
弱电解质的电离是可逆的
逆
等
动
定
变
二、弱电解质的电离平衡
改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) c(CH3COOH) 电离程度(α)
加水稀释
加入少量冰醋酸
向右
增大
减小
减小
减小
增大
向右
增大
增大
增大
增大
减小
CH3COOH CH3COO--+ H+
二、弱电解质的电离平衡
——3.影响电离平衡的因素
定性分析
α= —————————×100%
已电离的溶质分子数
原有溶质分子总数
改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) c(CH3COOH) 电离程度(α)
CH3COOH CH3COO--+ H+
加HCl(g)
加NaOH(s)
向左
增大
增大
减小
增大
减小
向右
减小
减小
增大
减小
增大
二、弱电解质的电离平衡
——3.影响电离平衡的因素
定性分析
改变 条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) c(CH3COOH) 电离程度(α)
加入CH3COONa(s)
加入 镁粉
升高 温度
向左
减小
减小
增大
增大
减小
向右
减小
减小
增大
减小
增大
向右
增大
增大
增大
减小
增大
二、弱电解质的电离平衡
——3.影响电离平衡的因素
定性分析
温度：
电离过程吸热；升温，电离程度增大。
浓度：
对于同一弱电解质，通常溶液中弱电解质的浓度越小，离子间通过碰撞结合成分子的机会越少，电离程度越大。
（2）外因
（1）内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱，电离程度越小。
二、弱电解质的电离平衡
加入与弱电解质电离所产生的离子相同的离子，电离平衡逆向移动；
加入能与弱电解质电离产生的离子反应的物质时，电离平衡正向移动。
其他：
——3.影响电离平衡的因素
定性分析
3.在 H2S 的饱和溶液中存在如下平衡①H2S H + + HS–
② HS– H + + S2– ，且知第一级电离的程度远大于第二电离的程度，采取下列哪种措施后，既增大c（S2–）又能提高溶液的pH值还能使电离平衡逆向移动 ( )
A.加NaOH (s) B.通入H2S (g)
C .降温 D.加入 Na2S (s)
D
练一练
通入H2 S
加入 Na2S
降温
加入NaOH
移动方向
PH
c（S2–）
↑
↑
→
—
—
—
↓
↑
←
↑
↑
←
三、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，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的沉积，与溶液中未电离分子的浓度之比是个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、 Kb表示。
定量表征
三、电离平衡常数
定量表征
2.表示方法
(1)一元弱酸、一元弱碱的电离常数
CH3COOH CH3COO－+H+
Ka=
c(CH3COO－)
·c(H+)
c(CH3COOH)
三、电离平衡常数
定量表征
【例题】在某温度时，溶质的物质的量浓度为 0.2 mol·L 1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10 3 mol·L 1，试计算该温度下NH3·H2O的电离常数（Kb）
NH3·H2O NH4+ + OH
起始浓度/(mol·L 1)
变化浓度/(mol·L 1)
平衡浓度/(mol·L 1)
0.2
0
0
1.7×10 3
c(NH3·H2O)＝(0.2 1.7×10 3) mol·L 1 ≈ 0.2 mol·L 1
1.7×10 3
1.7×10 3
0.2 1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
＝
(1.7×10 3)·(1.7×10 3)
0.2
≈
1.4×10 5
c(NH3·H2O)
Kb＝
c(NH4+ )·c(OH )
三、电离平衡常数
定量表征
2.表示方法
(2)多元弱酸、多元弱碱的电离常数
多元弱酸的电离分步进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2、Ka3等表示
H2CO3 H+＋HCO3-
HCO3- H+＋CO32-
Ka2＝
c(H+)×c(CO32-)
c(HCO3-)
Ka1＝
c(H+)×c(HCO3-)
c(H2CO3)
＝4.5×10-7
＝4.7×10-11
25℃时H2CO3 的两步电离常数为
H2CO3 的两步电离常数Ka1 Ka2
三、电离平衡常数
定量表征
弱电解质 电离常数
HF 6.3×10-4
CH3COOH 1.75×10-5
HClO 4.0×10-8
HNO2 5.6×10-4
教科书附录II：
某些弱电解质的电离常数（25 ℃）
同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由弱电解质的性质所决定
——3.影响因素
三、电离平衡常数
定量表征
弱电解质 电离常数
HF 6.3×10-4
CH3COOH 1.75×10-5
HClO 4.0×10-8
HNO2 5.6×10-4
教科书附录II：
某些弱电解质的电离常数（25 ℃）
酸性：HF＞CH3COOH>HNO2＞HClO
电离常数越大，弱电解质越易电离
——3.影响因素
三、电离平衡常数
定量表征
同一弱电解质溶液， 电离常数K只受温度影响
——3.影响因素
升高温度，电离常数K值增大（电解质的电离过程吸热）
在使用电离平衡常数时应指明温度
内因(决定因素)：弱电解质本身的性质
外因：温度(随着温度的升高而增大)
三、电离平衡常数
——3.影响因素
定量表征
三、电离平衡常数
定量表征
4.应用
①比较相同温度下弱电解质的相对强弱
②计算相关粒子的浓度
③根据Q与Ka或Kb比较，判断电离平衡移动方向
4.下表是几种弱酸常温下的电离平衡常数：
练一练
则下列说法中不正确的是（ ）
A. 碳酸的酸性强于氢硫酸
B. 多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C. 常温下，加水稀释醋酸， 减小
D. 向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离平衡常数不变
C