化学人教版（2019）选择性必修1 3.1 电离平衡（共57张ppt）

(共57张PPT)
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
强电解质和弱电解质
知识回顾
(1)什么叫电解质？
在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物。
在水溶液中和熔融状态都不能导电的化合物。
(2)什么叫非电解质？
包括酸、 碱、 盐、活泼金属氧化物、水等。
包括大多数有机物、NH3、大部分非金属氧化物等。
(3)电解质的导电
条件：
溶于水或熔融状态
本质 :
自由离子的定向移动
能力：
离子浓度、离子所带电荷
【注意】
①电解质导电的条件：水溶液里或熔融状态下。
①电解质导电必须是该化合物本身能电离出自由移动的离子而导电
盐酸常用于卫生洁具的清洁，比如某些洁厕灵有效成分是盐酸。
醋酸的腐蚀性比盐酸的小，为什么不用醋酸代替盐酸呢？
任务一: 研究在相同条件下，不同电解质的电离程度是否有区别。
酸 0.1 mol/L 盐酸 0.1 mol/L 醋酸
pH
导电能力
与镁条反应
实验3-1
取等体积、0.1 mol/L的盐酸和醋酸溶液，比较其pH值的大小，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
结论:
HCl在水中的电离程度大于CH3COOH
c(H+)=10-pH
0.1mol/L HCl(aq)
c(H+)
=0.1 mol/L
0.1mol/L CH3COOH(aq)
c(H+)≈
10-3 mol/L
结论:
HCl分子在水中完全电离
醋酸分子在水中部分电离，且非常微弱
数据分析
已知： pH＝ lgC(H+)
酸 0.1 mol/L 盐酸 0.1 mol/L 醋酸
主要粒子
H2O
、H+、
CH3COO
H2O
、H+、
Cl
盐酸、醋酸的对比
HCl？
CH3COOH？
√
Cl－ H3O+
图示模拟微观电离
HCl完全电离
CH3COOH部分电离
HCl在水中电离示意图 CH3COOH在水中电离示意图
H3O+ CH3COO－ CH3COOH
强电解质
弱电解质
一、强、弱电解质的定义、物质类别与比较
强电解质 弱电解质
定义 在水溶液中能_______电离 在水溶液中只能_______电离
电离过程
在溶液中的存在形式
完全
部分
不可逆，
可逆
只有离子
既有离子，又有电解质分子
常见的弱电解质：
①弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3 、CH3COOH等。
②弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等
③水是极弱的电解质、
常见的强电解质：
(1)强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。
(2)强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等。
(3)绝大多数盐：如NaCl、(NH4)2SO4、BaSO4等。
(4)活泼金属氧化物
1.下列物质属于强电解质的是 , 属于弱电解质的是______ 。
a. HCl b. NaCl
c. CH3COOH d. Na2SO4
e. NaOH f. Cu(OH)2
g. NH3.H2O h. H2O
c f g h
a b d e
练一练
怎样区分强弱电解质？
从物质分类角度区分
2.下列物质能导电的是__________，
属于强电解质的是__________，
属于弱电解质的是__________，
属于非电解质的是_________。
a.铜丝 b.NaCl c.石墨 d.冰醋酸 e.HCl的水溶液 f.蔗糖 g.SO2 h.NaHCO3 i. BaSO4 j.氨水
a c e j
b h i
d
f g
电解质的强弱与其溶解性有何关系？
强电解质
弱电解质
能否根据溶液导电能力判断电解质的相对强弱？
无关
不能
思考与交流
难溶：BaSO4 Fe(OH)3
易溶：HCl CH3COOH
结论：电解质的强弱与其溶解性和导电能力无必然联系。
弱电解质的电离平衡
电离方程式
强电解质 强酸
强碱
盐 正盐
强酸的酸式盐
弱酸的酸式盐
完全电离，如HCl === H+ + Cl-
完全电离，如Ba(OH)2 === Ba2+ + 2OH-
原则：遵循质量守恒、电荷守恒、客观事实
完全电离，如CH3COONH4 = CH3COO - + NH4+
完全电离，如NaHSO4＝Na＋＋H+＋SO42-（水溶液）
第一步完全电离，第二步弱酸酸根部分电离，如
NaHCO3＝Na＋＋HCO3－ ；HCO3－ H＋＋CO32－
NaHSO4 （熔融） ＝Na＋＋HSO4－ （熔融态）
弱电解质 一元弱酸
一元弱碱
H2O
多元弱酸
多元弱碱
电离方程式
碱式
酸式
两性氢氧化物双向电离
部分电离，CH3COOH H++CH3COO-
部分电离，NH3·H2O NH4+ + OH -
部分电离，H2O H+ + OH -
分步电离，分步写出，（以第一步电离为主）
H2CO3 H+ +HCO3
；HCO3 H+ + CO32
Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH
分步电离，一步写出
(1)开始时，V电离 和 V结合怎样变化？
(2)当V电离 = V结合时，可逆过程达到一种什么样的状态？画出V～t图。
思考：冰醋酸是如何建立平衡的？
CH3COOH CH3COO - + H+
电离
结合
c(H+) c(CH3COO-) c(CH3COOH) v(电离) v(结合)
醋酸初溶于水时
接着
最后
0(最小)
0(最小)
最大
增大
最大
0(最小)
增大
减小
减小
增大
不变
不变
不变
不变
不变
电离平衡状态建立
反应速率
V(电离)
V(结合)
V(电离) = V(结合) 电离平衡状态
弱电解质电离平衡状态建立示意图
时间
电离平衡是一种动态平衡。
逆：弱电解质的电离是可逆过程
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成分子的速率相等时, 电离过程就达到了平衡状态， 这种平衡状态叫做弱电解质的电离平衡。
动：电离平衡是一种动态平衡
定：条件不变, 溶液中各分子、离子的浓度不变
变：条件改变时，电离平衡发生移动
等：V电离 = V结合≠0
电离平衡的建立
定义
1
特征
2
影响电离平衡的因素
(1) 内因：电解质自身性质，电解质越弱电离程度越小
(2) 外因：电离平衡是动态平衡，遵循勒夏特列原理。
影响电离平衡的条件有温度、浓度、酸碱盐等
3
三、弱电解质的电离平衡
改 变 条 件 平衡移 动方向 电离 程度 导电
能力
加 热
通HCl(g)
加NaOH (s)
加NaAc (s)
加HAc(s)
加水稀释
正向
增大
增大
减小
逆向
增大
减小
增大
正向
减小
增大
减小
逆向
减小
增大
增大
正向
增大
增大
增大
正向
减小
减小
减小
增大
减小
增大
增大
减小
减小
c(H+)
c(Ac-)
c(HAc)
三、弱电解质的电离平衡
H>0
电离过程吸热
勒夏特列原理
“果”不抵“因”
n(H+)
增大
增大
减小
减小
增大
增大
增大
增大
增大
增大
增大
减小
①温度：弱电解质的电离为吸热，升温促使电离平衡正向移动。
（越热越电离）
影响电离平衡的因素
④离子反应效应：加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，将促进平衡，向正向移动。
②加水： 稀释溶液，电离平衡向正向移动，因为离子相互碰撞结合为分子的几率减小。（越稀越电离）
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，将抑制平衡，向逆向移动。
3
三、弱电解质的电离平衡
C
D
【例2】25℃时10mL0.10mol/L醋酸中存在电离平衡：
CH3COOH CH3COO-+H+
(1)加入少量冰醋酸，醋酸电离程度___________(填“增大”、“减小”、“不变”，下同)。
(2)加入少量0.5mol/L盐酸，上述平衡向_______移动，c(H+)__________
(3)加入一定量蒸馏水，上述平衡向_________移动，n(H+)________
(4)加入少量的Na2CO3固体，醋酸电离程度__________
减小
练一练
逆向
增大
正向
增大
增大
2.在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示：
(3)a、b、c三点对应的溶液中CH3COOH电离程度最大的是______。
(4)若使b点对应的溶液中c(CH3COO-)增大，c(H+)减小，可采用的方法是______（填序号）
① 加入H2O ②加入NaOH固体
③加入浓硫酸 ④ 加入Na2CO3固体　　　　　　
b>a>c
(1)“Ｏ”点不能导电的理由__________________________。
(2)a、b、c三点溶液c（H+）由大到小的顺序为________________。 　　　　　　
没有自由移动的离子
C
②④
思考：教科书第61页
2 mol/L 的盐酸和醋酸，
初始阶段的c(H+)分别为: 、 。
2 mol/L
小于 2 mol/L
与Mg条反应，初始阶段的反应速率： 。
问题分析：
盐酸 ＞ 醋酸
HCl==H+ + Cl
Mg
+
c(H+)下降更为明显
CH3COOH CH3COO + H+
Mg
+
c(H+)下降，电离平衡正向移动
c(H+)下降幅度不如盐酸中明显
与Mg条化学反应速率的变化，盐酸的减小非常明显，醋酸的相对变化幅度小。
2 mL 2 mol/L 的盐酸可电离的n(H+)= 。
2 mL 2 mol/L醋酸可电离的n(H+)= 。
0.004 mol
0.004 mol
该实验中：
反应结束后，n(H2)＝ 。
0.002 mol
相同条件下，两锥形瓶压强基本相等。
电离平衡常数
定性 → 定量
盐酸和醋酸
电离程度有多大？
定量计算
电离程度不同
电离程度盐酸强于醋酸
1、定义：
在一定条件下，当弱电解质达到电离平衡时，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。
电离平衡常数
电离平衡常数
（2）一元弱碱的电离常数 Kb
（1）一元弱酸的电离常数 Ka
CH3COOH CH3COO- + H+
NH3·H2O NH4++ OH-
表达式中各物质的浓度均为达到电离平衡后溶液中的浓度值。在温度一定时，其电离常数就是一个定值。
多元弱酸的电离是分步进行的，每一步各有电离常数通常用K1 K2 K3等来分别表示。
例如
H3PO4 H+ + H2PO4-
H2PO4- H+ + HPO42-
HPO42- H+ + PO43-
【思考】对比如下数据，电离平衡常数受哪些因素的影响？
表1：25℃ 几种弱酸的 Ka
表2：不同温度下CH3COOH的 Ka
温度 Ka
0℃ 1.66×10-5
10℃ 1.73×10-5
25℃ 1.75×10-5
弱电解质 Ka
HF 6.3×10-4
CH3COOH 1.75×10-5
HCN 6.2×10-10
相同温度下，Ka 越大，弱酸越易电离，酸性越强。
(2)外因：温度；升高温度，平衡正向移动，电离常数 K 增大。
(1)内因：弱酸的自身性质决定。
影响电离平衡常数K的因素
电离常数的影响因素
(1)电离常数只受温度影响，由于电离是吸热的，因此升高温度，电离常数 。
增大
注意：升高温度对电离常数影响不大
因此在室温范围内可以忽略电离常数变化。
(2)电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关。同一温度下，无论弱酸弱碱浓度如何变化，其电离常数始终不会变化。
多元弱酸各步电离常数大小比较：K1>>K2>>K3, 因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定的。
电离平衡常数K的计算——（1）K值的求算
【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。
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
0.2 1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
NH3·H2O NH4+ + OH
c(NH3·H2O)
Kb＝
c(NH4+ )· c(OH )
＝
(1.7×10 3)·(1.7×10 3)
(0.2 1.7×10 3)
0.2
≈
(1.7×10 3)·(1.7×10 3)
≈1.4×10 5
基本步骤：
（1）列出“三段式”计算
（2）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。（即忽略弱电解质电离的部分）
　　　　　　 CH3COOH CH3COO－＋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
＝
x·x
0.2
≈
1.75×10 5
变化浓度/(mol·L 1)
x
x
x
平衡浓度/(mol·L 1)
x
0.2 x
x
c(CH3COOH)＝(0.2 x) mol·L 1 ≈ 0.2 mol·L 1
c(H+)＝ x ＝ 0.00187 mol/L
【例题】已知25 ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10 5，计算0.2mol·L 1的CH3COOH达到电离平衡时c(H)的浓度。
0
起始浓度/(mol·L 1)
0.2
0
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
电离平衡常数K的计算——（2）粒子平衡时浓度的求算
【例】在某温度，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，试计算有多少比例的NH3·H2O发生了电离？
电离度：实际上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的电离程度。
电离平衡常数K的计算——（3）电离度的计算
电离度＝
1.7×10 3×V(溶液)
0.2×V(溶液)
×100%
＝
0.85%
已电离弱电解质分子数
原弱电解质分子数
×100%
电离度 =
已电离的溶质浓度
溶质的初始浓度
= ————————×100%
K的意义：K表征了弱电解质的电离能力。根据相同温度下，电离常数的大小可以判断弱电解质的相对强弱。
1、判断弱电解质的相对强弱
弱酸的Ka越大，电离程度越大，越容易电离出H+，酸性越强。
弱碱的Kb越大，电离程度越大，越容易电离出OH-，碱性越强。
CH3COOH H2CO3 H2S
K=1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=9.1×10-8
K2=1.1×10-12
酸性：CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞＞HS
二、电离平衡常数的应用
实验操作 向盛有2 mL 1mol/L 醋酸的试管中滴加1 mol/L Na2CO3溶液，观察现象。你能否由此推测Ka(CH3COOH)与Kal(H2CO3) 的大小？
实验现象
原理
结论
有气泡产生
反应生成了CO2，化学方程式为：
2CH3COOH + Na2CO3=2CH3COONa + H2O +CO2↑
CH3COOH的酸性比H2CO3的强，Ka(CH3COOH) > Ka1(H2CO3)
1、判断弱电解质的相对强弱
弱酸的Ka越大，电离程度越大，越容易电离出H+，酸性越强。
弱碱的Kb越大，电离程度越大，越容易电离出OH-，碱性越强。
二、电离平衡常数的应用
2、强酸制弱酸——弱酸与盐溶液的反应规律
利用电离平衡常数，可以判断复分解反应能否发生，以及确定产物。
二、电离平衡常数的应用
酸性：HCOOH ＞ HCN
HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa
【例题】 已知：Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1
Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1
HCOONa 与 HCN不反应
问下列反应是否能发生，若能发生请写出化学方程式：
（1）HCOOH与NaCN溶液：
（2）HCOONa 与 HCN溶液：
3、比较溶液中离子浓度的大小
二、电离平衡常数的应用
【例题】已知：磷酸存在的三步电离，这三步的电离常数大小进行比较，
第一步 第二步 第三步。
H3PO4 H+ + H2PO4- 、H2PO4- H+ + HPO42- 、HPO42- H+ + PO43-
在磷酸溶液中粒子大小进行比较：
C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43-) c(OH-)
>
>
>
>
>
>
【练习】求H2S溶液的微粒浓度大小关系分别为：
实验操作
实验现象 有 产生
实验结论 CH3COOH酸性大于碳酸
Ka大小比较 Ka(CH3COOH) Ka1(H2CO3)
实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较
气泡
大于
酸性强弱的比较
A
B
强弱电解质的比较
浓度均为0.01mol·L－1的强酸HA与弱酸HB pH均为2的强酸HA与弱酸HB
pH大小
c(H+)大小
c(HA)与c(HB)大小
c(A-)与c(B-)大小
溶液导电性
2 ＝ pHHA 相等
四、强弱电解质的比较
已知：HA代表强酸，HB代表弱酸
c(H+)HA > c(H+) HB
相等
相等
c(HA) < c(HB)
c(A－)>c(B－)
c(A－)＝c(B－)
HA>HB
HA＝HB
浓度均为0.01mol·L-1的强酸HA与弱酸HB pH均为2的强酸HA与弱酸HB
与金属反应初始速率
体积相同时中和碱的量
体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量
分别加入A－和B－后溶液pH的变化
加水稀释至原体积的10倍后
HA：不变
HB：变大
HA：不变
HB：变大
HA溶液的pH变化程度大于HB溶液
HA>HB
HA＝HB
HA＝HB
HAHA＝HB
HA【思考】设计实验证明：
醋酸溶液中存在CH3COOH CH3COO－＋H＋的电离平衡。
①测定0.1mol/L的醋酸溶液的PH：
大于1
②在醋酸溶液中滴入石蕊溶液，溶液呈红色，再加热溶液。
加热后红色变深。说明加热能促进醋酸的电离，c(H＋)增大，红色加深。即可证明醋酸溶液中存在电离平衡。
③在醋酸溶液中滴入石蕊溶液，溶液呈红色，再加入少量CH3COONa固体。
红色变浅
④在室温下，将锌粒投入相同浓度的醋酸和盐酸中，比较起始速率大小。
盐酸产生H2快
弱电解质的证明方法
1、18 ℃时,H2A(酸):Ka1=4.3×10-7 , Ka2=2.1×10-12;
H2B(酸):Ka1=1.0×10-7 , Ka2=6.3×10-13。在浓度相同的两种溶液中,用“>”“<”或“=”填空。
(1)H+的浓度:H2A　　　H2B。
(2)酸根离子的浓度:c(A2-)　　　c(B2-)。
(3)酸分子的浓度:c(H2A)　　　c(H2B)。
(4)溶液的导电能力:H2A　 　H2B。
>
>
<
>
随堂巩固
2、高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。
以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离平衡常数：
从以上表格中判断以下说法中不正确的是( )
A.在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离
B.在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的
C.在冰醋酸中硫酸的电离方程式为：H2SO4 = 2 H++ SO42-
D.水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区别这四种酸的强弱
随堂巩固
C
谢谢~