化学人教版（2019）选择性必修1 3.1.1电离平衡（共59张ppt）
文档属性
| 名称 | 化学人教版（2019）选择性必修1 3.1.1电离平衡（共59张ppt） |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 5.4MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-10-13 08:47:51 | ||
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文档简介
(共59张PPT)
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
学习目标 1min
1．从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应。
2．理解强电解质、弱电解质的概念。
3．认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。
自学指导 6min
阅读课本第56-59页，完成课堂新坐标第40-41页
校对答案
一、强电解质和弱电解质
1. 大 大于 大
2．完全 强碱 部分 弱酸
二、弱电解质的电离平衡
1．相等 2．电离 越大
3．
自学检测 3min
×
√
×
×
水分子
H2SO3
BaCO3溶解的部分完全电离，是强电解质
离子化合物 共价化合物
大本P40
C
＞7，强碱弱酸盐显碱性
醋酸反应速率慢，说明其中c(H+)低，部分电离，为弱电解质
相等
醋酸的导电能力弱，说明其中c(H+)较低，部分电离，为弱电解质
大本P40
A
只与温度有关
K1＞K2＞K3
大本P41
在醋酸溶液中滴入石蕊溶液，溶液变红，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。说明醋酸溶液中存在电离平衡。
现象是产生无色气体。说明醋酸的酸性强于碳酸，即CH3COOH的Ka大于H2CO3的Ka1。
大本P41
教师点拨1 25min
【知识回顾】
定义 种类
电解质
非电解质
在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物
在水溶液和熔融状态下都不导电的化合物
电解质溶液导电的原因：电解质溶液中含有_______________。
自由移动的离子
酸:H2SO4、HCl、CH3COOH、H2CO3
碱:NaOH、NH3·H2O、Cu(OH)2
盐:NaCl、CaCO3
④金属氧化物:Na2O、CaO、MgO
⑤水
非金属氧化物：
SO2、SO3、CO2、CO、P2O5
大部分有机物：蔗糖、C2H5OH、CH4
NH3
溶液的导电能力与取决于__________________________。
离子浓度和离子所带电荷数
既不是电解质也不是非电解质，电解质和非电解质都是化合物。
判断下列说法是否正确，并说明理由
3．纯硫酸在熔融状态下不导电，那它是电解质吗？
是，硫酸溶于水可导电，电解质导电的条件是在水溶液或熔融状态下，两个条件具备一个即可。
2．BaSO4、AgCl、CaCO3均难溶于水，它们是电解质吗？
是，溶于水的那部分是完全电离的。
1．铜丝、盐酸能导电，它们是电解质吗？
4．SO2溶于水形成的溶液以及Na2O熔融状态下都能导电，这两种氧化物都是电解质吗？
SO2不是，Na2O是电解质。在水溶液里或熔融状态下，自身电离出自由移动离子的化合物才是电解质。
【知识回顾】
练一练：现有下列物质：
①石墨 ②BaSO4 ③稀盐酸 ④CO2 ⑤CaO
⑥NaCl ⑦硫酸 ⑧熔融KCl ⑨酒精 ⑩冰醋酸
以上指定物质中，能导电的是__________
属于属于电解质的是________________非电解质的是______
①③⑧
④⑨
①电解质、非电解质都是化合物；
单质和混合物既不属于电解质，也不属于非电解质。
②电解质本身不一定导电（如固态NaCl、液态HCl不导电）。
电解质是在水溶液或熔融状态下能电离出自由移动的离子而导电。
③能导电的物质不一定是电解质（例Cu、NaCl溶液）。
④电解质应是本身导电，而不是与水发生化学反应后生成的物质
导电（如SO2、CO2、NH3等）。
②⑤⑥⑦⑧⑩
主要成分是盐酸(HCl)，为什么不用醋酸(CH3COOH)？
为什么除水垢用醋酸(CH3COOH)、而不用盐酸(HCl)。
酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子。在相同条件下，不同电解质的电离程度是否有区别？
一、强电解质和弱电解质
【实验3-1】：体积相同，0.1mol/L的盐酸和醋酸，比较它们PH的大小，测试其导电能力，并分别与等量镁条反应，观察现象。
酸 0.1mol/L HCl 0.1mol/L CH3COOH
pH
导电能力
与镁条反应
常温时，测定0.1 mol/L 盐酸、0.1 mol/L 醋酸的pH。
0.1 mol/L 盐酸 pH＝1
0.1 mol/L 醋酸 pH ≈ 3
资料卡片：pH= -lgc(H+)
pH=1 c(H+) =0.1mol/L
pH=2.8 c(H+) =0.00168mol/L
用水质检测笔检测0.1 mol/L 盐酸、0.1 mol/L 醋酸、蒸馏水的导电性。
（已知：相同温度下，水质检测笔读数越大，溶液的导电性越强）
读数：7180 187 2
导电性：
0.1 mol/L 盐酸 ＞ 0.1 mol/L 醋酸
离子浓度：
0.1 mol/L 盐酸 ＞ 0.1 mol/L 醋酸
溶质电离行为的差异，造成实验结果不同
0.1mol/L盐酸
产生气泡较快
0.1mol/L醋酸
产生气泡较慢
将两根相同的镁条分别放入0.1 mol/L 盐酸、0.1 mol/L 醋酸中，观察现象。
(1)反应速率都是先快后慢，镁与盐酸的反应速率比醋酸的要快。
(2)最终反应结束时，产生氢气的体积是相同的。
酸 0.1 mol/L 盐酸 0.1 mol/L 醋酸
pH
导电能力
与镁条反应
1 2.8
强 弱
产生气泡较快
产生气泡较慢
数据分析
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
盐酸
醋酸
盐酸完全电离，醋酸只是极少部分发生电离
电解质有强弱之分
盐酸 醋酸
存在的微粒
电离程度
H+、Cl-
H+、CH3COO- 和CH3COOH
完全电离
部分电离(≈1%)
强电解质：在水溶液中能够全部电离的电解质。
特点：完全电离，只有离子，无分子，不可逆。
类别：强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4
强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2
大部分盐：NaCl、KNO3、CH3COONH4、BaSO4、CaCO3等
活泼金属氧化物：Na2O、CaO等
特点：不完全电离，既有分子又有离子，可逆。
类别：弱酸：CH3COOH、HClO、H2S、H2SO3、H2CO3 等
弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等
极少数盐：Pb(CH3COO)2、HgCl2等
H2O： 是极弱电解质。
弱电解质：在水溶液中能够部分电离的电解质。
注意：
①电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系。
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。
②电解质的强弱与其溶解度无关。
某些难溶盐，虽然溶解度小，但其溶于水的部分完全电离，仍属于强电解质。有少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等。
强弱电解质的区分依据不是看该物质溶解度的大小，也不是看其水溶液导电能力的强弱，而是看溶于水的部分是否完全电离。
练习：现有以下物质:①硫酸铜晶体 ②AlCl3 ③冰醋酸 ④硫化氢 ⑤三氧化硫 ⑥金属镁 ⑦石墨 ⑧亚硫酸钠 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 。
(3)属于非电解质的是 。
(4)既不是电解质，又不是非电解质的是 。
(5)能导电的是 。
①②⑧⑩
③④
⑤
⑥⑦⑨
⑥⑦⑨
2.电离和电离方程式
(1)电离：
电解质在水溶液中或熔融状态下产生自由移动离子的过程。
(2)电离方程式：
表示电解质电离成自由移动离子的式子。
3.电离方程式的书写：
(1)强电解质
全部电离，不可逆，只有离子，没有分子。电离方程式用“ = ”。
如：HCl = H+ + Cl-，NaOH = Na+ + OH-，NaCl = Na+ + Cl-。
强电解质
正盐：CH3COONa = CH3COO－＋Na＋ NH4Cl = NH4＋＋Cl－
CH3COONH4 = CH3COO－＋NH4＋
CaCO3 = Ca2+ ＋CO32- BaSO4 = Ba2+ ＋SO42-
多元强酸酸式盐：NaHSO4= Na+ + H++ SO42- （溶液）
NaHSO4= Na+ + HSO4- （熔融）
多元弱酸酸式盐：NaHCO3= Na+ + HCO3- （溶液）
NaHCO3= Na+ + HCO3- （熔融）
①一元弱酸、弱碱一步电离:
②多元弱酸是分步电离；以第一步电离为主
如H2CO3的电离：
HCO3－ H＋＋CO32－ (次要)
H2CO3 H＋＋HCO3－ (主要)
说明：弱酸电离程度较小，主要以分子形式存在。
(2)弱电解质
部分电离，可逆，既有离子，又有分子。电离方程式用“”。
③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－
CH3COOH CH3COO－＋H＋
NH3 H2O NH4＋＋OH－
④Al(OH)3的电离： Al(OH)3 Al3+ + 3OH- (碱式电离)
Al(OH)3 H+ + AlO2- + H2O (酸式电离)
化合物
非电解质
强电解质
弱电解质
电解质
弱酸
弱碱
水
大部分盐类
强碱
活泼金属氧化物
强酸
多数有机物
NH3等
共价
化合物
离子
化合物
物质
纯净物
单质
混合物
溶液
胶体
浊液
分类小结
非金属氧化物
二、弱电解质的电离平衡
1. 电离的过程
CH3COOH H＋＋CH3COO－
CH3COOH H＋＋CH3COO－
H＋＋CH3COO－ CH3COOH
醋酸
分子和离子的平衡混合物
醋酸根离子
醋酸分子
水分子
水合氢离子
水
c(H+) C(CH3COO-) c(CH3COOH)
CH3COOH初溶于水时
达到电离平衡前
达到电离平衡时
速率
时间
时间
浓度
0 t1
0 t1
最小 最小 最大
不变 不变 不变
变大 变大 变小
υ电离
υ结合
υ电离 =υ结合
电离平衡状态
c(CH3COOH)
c(CH3COO-)、c(H+)
1. 电离平衡态的建立
弱电解质的电离平衡指的是在一定条件(如温度、压强）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。
动：电离平衡是一种动态平衡
变：条件改变时，电离平衡发生移动
等：V电离 = V结合≠0
逆：弱电解质的电离是可逆过程
定：平衡时分子、离子的浓度不再变化
弱：研究对象是弱电解质
勒夏特列原理
2. 电离平衡的特征
①电离过程是吸热的。
②弱电解质的电离属于可逆过程，分子、离子共存。
③弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。一般来说，电离的分子极少，绝大多数以分子形式存在。如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10－3 mol·L－1左右。电离方向是微粒数增多的过程。
3. 弱电解质电离的特点：
电离度 (α) :
α= —————————×100%
已电离的溶质分子数
原有溶质分子总数
已电离的溶质浓度
溶质的初始浓度
= ————————×100%
弱电解质在水中达到电离平衡时，已电离的溶质分子数占原有溶质分子总数的百分数，称为电离度。
①电离度α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。电离度越大，则表示弱电解质电离程度越大。
②同一弱电解质的电离度与浓度、温度有关。
溶液越稀，电离度越大；温度越高，电离度越大；
4. 弱电解质电离平衡的影响因素：
通常电解质越弱电离程度越小。
(1)内因：
弱电解质本身的性质。
(2)外因：
①温度
②浓度
③其他因素
当外界条件改变时符合“勒夏特列原理”
加入试剂 条件改变 平衡移动方向 电离程度 平衡时微粒浓度 c(H+) c(CH3COO-)
加热升温
升高T
正向
增大
增大
增大
越热越电离：升高温度——促进
①温度
CH3COOH CH3COO- + H+
ΔH>0
越稀越电离：加水稀释——促进
②浓度
CH3COOH CH3COO- + H+
加入试剂 条件改变 平衡移动方向 电离程度 平衡时微粒浓度 c(H+) c(CH3COO-)
加水稀释
加冰醋酸
正向
增大
减小
减小
正向
减小
增大
增大
浓度变小
增加反应物浓度
加入试剂 条件改变 平衡移动方向 电离程度 平衡时微粒浓度 c(H+) c(CH3COO-)
加CH3COONa(s)
加少量浓盐酸
逆向
减小
增大
减小
逆向
减小
增大
减小
c(CH3COO-)↑
c(H+)↑
同离子效应：增大电离出的离子浓度——抑制
②浓度
CH3COOH CH3COO- + H+
②浓度
CH3COOH CH3COO- + H+
加入试剂 条件改变 平衡移动方向 电离程度 平衡时微粒浓度 c(H+) c(CH3COO-)
加NaOH(s)
加金属Mg
正向
增大
增大
减小
正向
增大
减小
增大
c(H+)↓
c(H+)↓
离子反应效应：减小电离出的离子浓度——促进
冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中，溶液导电能力与加入水的体积有如下变化关系：试回答：
冰醋酸中只有醋酸分子,无离子。
C 越稀越电离
(1)“0”点导电能力为0的理由是:
①加NaOH固体 ②加Na2CO3固体 ③加镁或锌 ④加CH3COONa固体
相等。
(2)a、b、c三点中电离程度最大的是____。
电离平衡常数的关系：
(3)若使c点溶液中[CH3COO-]、pH值均增大，可采取的措施有:
外界因素对电离平衡的影响
大本P41
血液中的HCO3-和H＋反应生成H2CO3，H2CO3分解产生CO2，CO2从肺部呼出，上述平衡逆向移动，及时地把进入的H＋从血液中除去，pH基本不变。
平衡正向移动，从而抑制pH的升高，而血液中增多的HCO3- 可以通过肾脏的调节降低其浓度。
H2CO3H＋+HCO3-
C
D
大本P42
↑
↓
逆移
↑
↓
↓
正移
↓
↑
自学检测
对一元弱酸或者一元弱碱来说，在一定条件下，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个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、 Kb表示。
三、电离平衡常数
表达式：
Ka＝
c (H＋)·c( A－)
c(HA)
Kb＝
c (B＋)·c(OH－)
c(BOH)
对于一元弱酸 HA H＋＋A－
对于一元弱碱 BOH B＋＋OH－
教师点拨
H2CO3是二元弱酸，其电离方程式和电离常数分别为：
＝4.5×10－7
c(H＋)·c(HCO3－)
c(H2CO3)
Ka1＝
H2CO3 H＋＋HCO3－
＝4.7×10－11
c(H＋)·c(CO32－)
c(HCO3－)
Ka2＝
HCO3－ H＋＋CO32－
多元弱酸或多元弱碱的电离是分步进行的，所以几元酸，就有几个电离常数。多元弱酸电离常数依次称为Ka1、Ka2……
Ka1 Ka2，因此计算多元弱酸溶液的c(H＋)及比较多元弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
K值相对大小与弱酸的相对强弱有何关系？
从表达式可以看出，K值越大，该电解质越易电离，酸性越强，其对应的盐碱性越弱。
例如，在25℃时，
Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)
故酸性：H2CO3＞HClO＞HCO3－
Ka＝
c (H＋)·c( A－)
c(HA)
弱电解质 电离常数
H2CO3 Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
HClO 4.0×10－8
CH3COOH 1.75×10－5
某些弱电解质的电离常数（25℃）
【思考】K值相对大小与弱酸的相对强弱有何关系？能否设计一个实验证明你的结论。
酸性： CH3COOH＞H2CO3
K值：Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)
【实验3-2】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CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小？
碳酸钠
醋酸
有大量气泡产生
【结论】
【现象】
部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
电离平衡常数(25 ℃) K＝1.77×10－4 K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 3.0×10－8
按要求回答下列问题：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为
_________________________。
(2)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_____________________________
(3)按要求书写下列离子方程式
将少量CO2气体通入NaClO溶液中___________________。
HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
S2－＞CO32-＞ClO－＞HS－＞HCO3-＞HCOO－
ClO－＋CO2＋H2O =HClO＋ HCO3—
自学检测
注意
电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。对应弱电解质越易电离，相应的酸(或碱)性越强。
电离常数K只与温度有关，升高温度，K值增大。因为电离常数随温度变化不大，所以室温时可以不考虑温度对电离常数的影响。
多元弱酸电离常数：K1 K2 K3，其酸性主要由第一步电离决定，K值越大，相应酸的酸性越强。计算多元弱酸中的c(H+)，或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。多元弱碱的情况与多元弱酸相似。
有关电离常数的计算
【例】在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.20mol·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）。
【解】NH3·H2O的电离方程式及有关粒子的浓度如下：
NH3·H2O NH4＋ ＋ OH－
起始浓度/(mol·L－1 ) 0.2 0 0
c(NH3·H2O)＝(0.2－1.7×10－3)mol·L－1 ≈ 0.2mol·L－1
Kb＝
c(NH4＋)·c(OH－)
c(NH3·H2O)
＝
(1.7×10－3)·(1.7×10－3)
0.2
≈1.4×10－5
【答】该温度下NH3·H2O的电离常数约为1.4×10－5。
变化浓度/(mol·L－1 ) 1.7×10－3 1.7×10－3 1.7×10－3
平衡浓度/(mol·L－1 ) 0.2－1.7×10－3 1.7×10－3 1.7×10－3
有关电离常数的计算
【例】已知25℃下，醋酸溶液中存在下述关系：c(H+)·c(CH3COO)/c(CH3COOH)=1.75×10－5其中的数值是该温度下醋酸的电离平衡常数。试回答下述问题：
(1)当向该溶液中加入一定量的盐酸时，上式中的数值 ，理由是 。
温度不变，弱电解质的电离平衡常数不变
不变
(2)若醋酸的起始浓度为0.010mol/L，平衡时c(H＋)是多少？
（提示：醋酸的电离常数很小，平衡时的c(CH3COOH)可近似视为仍等于0.010mol/L。）
4.18×10－4mol/L
【解析】（2）设电离平衡时H＋物质的量浓度为x
因醋酸的电离程度很小，故0.010-x ≈ 0.010
0.010
0
0
0.010-x
x
x
即 x2/0.010=1.75×10－5， x=4.18×10-4mol/L
K＝
= 1.75×10－5
x2
0.010-x
＝
CH3COOH CH3COO－＋H＋
c(起始)
c(平衡)
c(H＋) ·c(CH3COO－)
c(CH3COOH)
强弱电解质比较
浓度均为10-2mol·L－1的强酸HA与弱酸HB pH均为2的
强酸HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度
与金属反应初始速率
同体积时中和碱的量
同体积时与足量活泼金属反应产生H2的量
c(A－)与c(B－)大小
2＝pHHA10-2mol·L－1=c(HA)HA>HB
HA＝HB
HA＝HB
HAHA＝HB
HAc(A－)>c(B－)
c(A－)＝c(B－)
电离常数的理解与应用
加水稀释醋酸电离平衡正向移动，故电离度增大；温度不变，电离常数不变；加水稀释电离出更多的H＋，但不能抵消加水稀释c(H＋)的减小，溶液的导电性减弱。
醋酸的Ka＝1.75×10－5 ＜ 柠檬酸的Ka1＝7.44×10－4，柠檬酸的酸性强。
A
大本P42
当堂训练
B
C
A
大本P43
随堂自测
C
B
NaOH固体
(答案合理即可)
右
增大 减小 不变
右
减小 增大
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
学习目标 1min
1．从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应。
2．理解强电解质、弱电解质的概念。
3．认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。
自学指导 6min
阅读课本第56-59页，完成课堂新坐标第40-41页
校对答案
一、强电解质和弱电解质
1. 大 大于 大
2．完全 强碱 部分 弱酸
二、弱电解质的电离平衡
1．相等 2．电离 越大
3．
自学检测 3min
×
√
×
×
水分子
H2SO3
BaCO3溶解的部分完全电离，是强电解质
离子化合物 共价化合物
大本P40
C
＞7，强碱弱酸盐显碱性
醋酸反应速率慢，说明其中c(H+)低，部分电离，为弱电解质
相等
醋酸的导电能力弱，说明其中c(H+)较低，部分电离，为弱电解质
大本P40
A
只与温度有关
K1＞K2＞K3
大本P41
在醋酸溶液中滴入石蕊溶液，溶液变红，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。说明醋酸溶液中存在电离平衡。
现象是产生无色气体。说明醋酸的酸性强于碳酸，即CH3COOH的Ka大于H2CO3的Ka1。
大本P41
教师点拨1 25min
【知识回顾】
定义 种类
电解质
非电解质
在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物
在水溶液和熔融状态下都不导电的化合物
电解质溶液导电的原因：电解质溶液中含有_______________。
自由移动的离子
酸:H2SO4、HCl、CH3COOH、H2CO3
碱:NaOH、NH3·H2O、Cu(OH)2
盐:NaCl、CaCO3
④金属氧化物:Na2O、CaO、MgO
⑤水
非金属氧化物：
SO2、SO3、CO2、CO、P2O5
大部分有机物：蔗糖、C2H5OH、CH4
NH3
溶液的导电能力与取决于__________________________。
离子浓度和离子所带电荷数
既不是电解质也不是非电解质，电解质和非电解质都是化合物。
判断下列说法是否正确，并说明理由
3．纯硫酸在熔融状态下不导电，那它是电解质吗？
是，硫酸溶于水可导电，电解质导电的条件是在水溶液或熔融状态下，两个条件具备一个即可。
2．BaSO4、AgCl、CaCO3均难溶于水，它们是电解质吗？
是，溶于水的那部分是完全电离的。
1．铜丝、盐酸能导电，它们是电解质吗？
4．SO2溶于水形成的溶液以及Na2O熔融状态下都能导电，这两种氧化物都是电解质吗？
SO2不是，Na2O是电解质。在水溶液里或熔融状态下，自身电离出自由移动离子的化合物才是电解质。
【知识回顾】
练一练：现有下列物质：
①石墨 ②BaSO4 ③稀盐酸 ④CO2 ⑤CaO
⑥NaCl ⑦硫酸 ⑧熔融KCl ⑨酒精 ⑩冰醋酸
以上指定物质中，能导电的是__________
属于属于电解质的是________________非电解质的是______
①③⑧
④⑨
①电解质、非电解质都是化合物；
单质和混合物既不属于电解质，也不属于非电解质。
②电解质本身不一定导电（如固态NaCl、液态HCl不导电）。
电解质是在水溶液或熔融状态下能电离出自由移动的离子而导电。
③能导电的物质不一定是电解质（例Cu、NaCl溶液）。
④电解质应是本身导电，而不是与水发生化学反应后生成的物质
导电（如SO2、CO2、NH3等）。
②⑤⑥⑦⑧⑩
主要成分是盐酸(HCl)，为什么不用醋酸(CH3COOH)？
为什么除水垢用醋酸(CH3COOH)、而不用盐酸(HCl)。
酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子。在相同条件下，不同电解质的电离程度是否有区别？
一、强电解质和弱电解质
【实验3-1】：体积相同，0.1mol/L的盐酸和醋酸，比较它们PH的大小，测试其导电能力，并分别与等量镁条反应，观察现象。
酸 0.1mol/L HCl 0.1mol/L CH3COOH
pH
导电能力
与镁条反应
常温时，测定0.1 mol/L 盐酸、0.1 mol/L 醋酸的pH。
0.1 mol/L 盐酸 pH＝1
0.1 mol/L 醋酸 pH ≈ 3
资料卡片：pH= -lgc(H+)
pH=1 c(H+) =0.1mol/L
pH=2.8 c(H+) =0.00168mol/L
用水质检测笔检测0.1 mol/L 盐酸、0.1 mol/L 醋酸、蒸馏水的导电性。
（已知：相同温度下，水质检测笔读数越大，溶液的导电性越强）
读数：7180 187 2
导电性：
0.1 mol/L 盐酸 ＞ 0.1 mol/L 醋酸
离子浓度：
0.1 mol/L 盐酸 ＞ 0.1 mol/L 醋酸
溶质电离行为的差异，造成实验结果不同
0.1mol/L盐酸
产生气泡较快
0.1mol/L醋酸
产生气泡较慢
将两根相同的镁条分别放入0.1 mol/L 盐酸、0.1 mol/L 醋酸中，观察现象。
(1)反应速率都是先快后慢，镁与盐酸的反应速率比醋酸的要快。
(2)最终反应结束时，产生氢气的体积是相同的。
酸 0.1 mol/L 盐酸 0.1 mol/L 醋酸
pH
导电能力
与镁条反应
1 2.8
强 弱
产生气泡较快
产生气泡较慢
数据分析
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
盐酸
醋酸
盐酸完全电离，醋酸只是极少部分发生电离
电解质有强弱之分
盐酸 醋酸
存在的微粒
电离程度
H+、Cl-
H+、CH3COO- 和CH3COOH
完全电离
部分电离(≈1%)
强电解质：在水溶液中能够全部电离的电解质。
特点：完全电离，只有离子，无分子，不可逆。
类别：强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4
强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2
大部分盐：NaCl、KNO3、CH3COONH4、BaSO4、CaCO3等
活泼金属氧化物：Na2O、CaO等
特点：不完全电离，既有分子又有离子，可逆。
类别：弱酸：CH3COOH、HClO、H2S、H2SO3、H2CO3 等
弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等
极少数盐：Pb(CH3COO)2、HgCl2等
H2O： 是极弱电解质。
弱电解质：在水溶液中能够部分电离的电解质。
注意：
①电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系。
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。
②电解质的强弱与其溶解度无关。
某些难溶盐，虽然溶解度小，但其溶于水的部分完全电离，仍属于强电解质。有少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等。
强弱电解质的区分依据不是看该物质溶解度的大小，也不是看其水溶液导电能力的强弱，而是看溶于水的部分是否完全电离。
练习：现有以下物质:①硫酸铜晶体 ②AlCl3 ③冰醋酸 ④硫化氢 ⑤三氧化硫 ⑥金属镁 ⑦石墨 ⑧亚硫酸钠 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 。
(3)属于非电解质的是 。
(4)既不是电解质，又不是非电解质的是 。
(5)能导电的是 。
①②⑧⑩
③④
⑤
⑥⑦⑨
⑥⑦⑨
2.电离和电离方程式
(1)电离：
电解质在水溶液中或熔融状态下产生自由移动离子的过程。
(2)电离方程式：
表示电解质电离成自由移动离子的式子。
3.电离方程式的书写：
(1)强电解质
全部电离，不可逆，只有离子，没有分子。电离方程式用“ = ”。
如：HCl = H+ + Cl-，NaOH = Na+ + OH-，NaCl = Na+ + Cl-。
强电解质
正盐：CH3COONa = CH3COO－＋Na＋ NH4Cl = NH4＋＋Cl－
CH3COONH4 = CH3COO－＋NH4＋
CaCO3 = Ca2+ ＋CO32- BaSO4 = Ba2+ ＋SO42-
多元强酸酸式盐：NaHSO4= Na+ + H++ SO42- （溶液）
NaHSO4= Na+ + HSO4- （熔融）
多元弱酸酸式盐：NaHCO3= Na+ + HCO3- （溶液）
NaHCO3= Na+ + HCO3- （熔融）
①一元弱酸、弱碱一步电离:
②多元弱酸是分步电离；以第一步电离为主
如H2CO3的电离：
HCO3－ H＋＋CO32－ (次要)
H2CO3 H＋＋HCO3－ (主要)
说明：弱酸电离程度较小，主要以分子形式存在。
(2)弱电解质
部分电离，可逆，既有离子，又有分子。电离方程式用“”。
③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－
CH3COOH CH3COO－＋H＋
NH3 H2O NH4＋＋OH－
④Al(OH)3的电离： Al(OH)3 Al3+ + 3OH- (碱式电离)
Al(OH)3 H+ + AlO2- + H2O (酸式电离)
化合物
非电解质
强电解质
弱电解质
电解质
弱酸
弱碱
水
大部分盐类
强碱
活泼金属氧化物
强酸
多数有机物
NH3等
共价
化合物
离子
化合物
物质
纯净物
单质
混合物
溶液
胶体
浊液
分类小结
非金属氧化物
二、弱电解质的电离平衡
1. 电离的过程
CH3COOH H＋＋CH3COO－
CH3COOH H＋＋CH3COO－
H＋＋CH3COO－ CH3COOH
醋酸
分子和离子的平衡混合物
醋酸根离子
醋酸分子
水分子
水合氢离子
水
c(H+) C(CH3COO-) c(CH3COOH)
CH3COOH初溶于水时
达到电离平衡前
达到电离平衡时
速率
时间
时间
浓度
0 t1
0 t1
最小 最小 最大
不变 不变 不变
变大 变大 变小
υ电离
υ结合
υ电离 =υ结合
电离平衡状态
c(CH3COOH)
c(CH3COO-)、c(H+)
1. 电离平衡态的建立
弱电解质的电离平衡指的是在一定条件(如温度、压强）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。
动：电离平衡是一种动态平衡
变：条件改变时，电离平衡发生移动
等：V电离 = V结合≠0
逆：弱电解质的电离是可逆过程
定：平衡时分子、离子的浓度不再变化
弱：研究对象是弱电解质
勒夏特列原理
2. 电离平衡的特征
①电离过程是吸热的。
②弱电解质的电离属于可逆过程，分子、离子共存。
③弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。一般来说，电离的分子极少，绝大多数以分子形式存在。如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10－3 mol·L－1左右。电离方向是微粒数增多的过程。
3. 弱电解质电离的特点：
电离度 (α) :
α= —————————×100%
已电离的溶质分子数
原有溶质分子总数
已电离的溶质浓度
溶质的初始浓度
= ————————×100%
弱电解质在水中达到电离平衡时，已电离的溶质分子数占原有溶质分子总数的百分数，称为电离度。
①电离度α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。电离度越大，则表示弱电解质电离程度越大。
②同一弱电解质的电离度与浓度、温度有关。
溶液越稀，电离度越大；温度越高，电离度越大；
4. 弱电解质电离平衡的影响因素：
通常电解质越弱电离程度越小。
(1)内因：
弱电解质本身的性质。
(2)外因：
①温度
②浓度
③其他因素
当外界条件改变时符合“勒夏特列原理”
加入试剂 条件改变 平衡移动方向 电离程度 平衡时微粒浓度 c(H+) c(CH3COO-)
加热升温
升高T
正向
增大
增大
增大
越热越电离：升高温度——促进
①温度
CH3COOH CH3COO- + H+
ΔH>0
越稀越电离：加水稀释——促进
②浓度
CH3COOH CH3COO- + H+
加入试剂 条件改变 平衡移动方向 电离程度 平衡时微粒浓度 c(H+) c(CH3COO-)
加水稀释
加冰醋酸
正向
增大
减小
减小
正向
减小
增大
增大
浓度变小
增加反应物浓度
加入试剂 条件改变 平衡移动方向 电离程度 平衡时微粒浓度 c(H+) c(CH3COO-)
加CH3COONa(s)
加少量浓盐酸
逆向
减小
增大
减小
逆向
减小
增大
减小
c(CH3COO-)↑
c(H+)↑
同离子效应：增大电离出的离子浓度——抑制
②浓度
CH3COOH CH3COO- + H+
②浓度
CH3COOH CH3COO- + H+
加入试剂 条件改变 平衡移动方向 电离程度 平衡时微粒浓度 c(H+) c(CH3COO-)
加NaOH(s)
加金属Mg
正向
增大
增大
减小
正向
增大
减小
增大
c(H+)↓
c(H+)↓
离子反应效应：减小电离出的离子浓度——促进
冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中，溶液导电能力与加入水的体积有如下变化关系：试回答：
冰醋酸中只有醋酸分子,无离子。
C 越稀越电离
(1)“0”点导电能力为0的理由是:
①加NaOH固体 ②加Na2CO3固体 ③加镁或锌 ④加CH3COONa固体
相等。
(2)a、b、c三点中电离程度最大的是____。
电离平衡常数的关系：
(3)若使c点溶液中[CH3COO-]、pH值均增大，可采取的措施有:
外界因素对电离平衡的影响
大本P41
血液中的HCO3-和H＋反应生成H2CO3，H2CO3分解产生CO2，CO2从肺部呼出，上述平衡逆向移动，及时地把进入的H＋从血液中除去，pH基本不变。
平衡正向移动，从而抑制pH的升高，而血液中增多的HCO3- 可以通过肾脏的调节降低其浓度。
H2CO3H＋+HCO3-
C
D
大本P42
↑
↓
逆移
↑
↓
↓
正移
↓
↑
自学检测
对一元弱酸或者一元弱碱来说，在一定条件下，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个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、 Kb表示。
三、电离平衡常数
表达式：
Ka＝
c (H＋)·c( A－)
c(HA)
Kb＝
c (B＋)·c(OH－)
c(BOH)
对于一元弱酸 HA H＋＋A－
对于一元弱碱 BOH B＋＋OH－
教师点拨
H2CO3是二元弱酸，其电离方程式和电离常数分别为：
＝4.5×10－7
c(H＋)·c(HCO3－)
c(H2CO3)
Ka1＝
H2CO3 H＋＋HCO3－
＝4.7×10－11
c(H＋)·c(CO32－)
c(HCO3－)
Ka2＝
HCO3－ H＋＋CO32－
多元弱酸或多元弱碱的电离是分步进行的，所以几元酸，就有几个电离常数。多元弱酸电离常数依次称为Ka1、Ka2……
Ka1 Ka2，因此计算多元弱酸溶液的c(H＋)及比较多元弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
K值相对大小与弱酸的相对强弱有何关系？
从表达式可以看出，K值越大，该电解质越易电离，酸性越强，其对应的盐碱性越弱。
例如，在25℃时，
Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)
故酸性：H2CO3＞HClO＞HCO3－
Ka＝
c (H＋)·c( A－)
c(HA)
弱电解质 电离常数
H2CO3 Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
HClO 4.0×10－8
CH3COOH 1.75×10－5
某些弱电解质的电离常数（25℃）
【思考】K值相对大小与弱酸的相对强弱有何关系？能否设计一个实验证明你的结论。
酸性： CH3COOH＞H2CO3
K值：Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)
【实验3-2】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CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小？
碳酸钠
醋酸
有大量气泡产生
【结论】
【现象】
部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
电离平衡常数(25 ℃) K＝1.77×10－4 K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 3.0×10－8
按要求回答下列问题：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为
_________________________。
(2)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_____________________________
(3)按要求书写下列离子方程式
将少量CO2气体通入NaClO溶液中___________________。
HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
S2－＞CO32-＞ClO－＞HS－＞HCO3-＞HCOO－
ClO－＋CO2＋H2O =HClO＋ HCO3—
自学检测
注意
电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。对应弱电解质越易电离，相应的酸(或碱)性越强。
电离常数K只与温度有关，升高温度，K值增大。因为电离常数随温度变化不大，所以室温时可以不考虑温度对电离常数的影响。
多元弱酸电离常数：K1 K2 K3，其酸性主要由第一步电离决定，K值越大，相应酸的酸性越强。计算多元弱酸中的c(H+)，或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。多元弱碱的情况与多元弱酸相似。
有关电离常数的计算
【例】在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.20mol·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）。
【解】NH3·H2O的电离方程式及有关粒子的浓度如下：
NH3·H2O NH4＋ ＋ OH－
起始浓度/(mol·L－1 ) 0.2 0 0
c(NH3·H2O)＝(0.2－1.7×10－3)mol·L－1 ≈ 0.2mol·L－1
Kb＝
c(NH4＋)·c(OH－)
c(NH3·H2O)
＝
(1.7×10－3)·(1.7×10－3)
0.2
≈1.4×10－5
【答】该温度下NH3·H2O的电离常数约为1.4×10－5。
变化浓度/(mol·L－1 ) 1.7×10－3 1.7×10－3 1.7×10－3
平衡浓度/(mol·L－1 ) 0.2－1.7×10－3 1.7×10－3 1.7×10－3
有关电离常数的计算
【例】已知25℃下，醋酸溶液中存在下述关系：c(H+)·c(CH3COO)/c(CH3COOH)=1.75×10－5其中的数值是该温度下醋酸的电离平衡常数。试回答下述问题：
(1)当向该溶液中加入一定量的盐酸时，上式中的数值 ，理由是 。
温度不变，弱电解质的电离平衡常数不变
不变
(2)若醋酸的起始浓度为0.010mol/L，平衡时c(H＋)是多少？
（提示：醋酸的电离常数很小，平衡时的c(CH3COOH)可近似视为仍等于0.010mol/L。）
4.18×10－4mol/L
【解析】（2）设电离平衡时H＋物质的量浓度为x
因醋酸的电离程度很小，故0.010-x ≈ 0.010
0.010
0
0
0.010-x
x
x
即 x2/0.010=1.75×10－5， x=4.18×10-4mol/L
K＝
= 1.75×10－5
x2
0.010-x
＝
CH3COOH CH3COO－＋H＋
c(起始)
c(平衡)
c(H＋) ·c(CH3COO－)
c(CH3COOH)
强弱电解质比较
浓度均为10-2mol·L－1的强酸HA与弱酸HB pH均为2的
强酸HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度
与金属反应初始速率
同体积时中和碱的量
同体积时与足量活泼金属反应产生H2的量
c(A－)与c(B－)大小
2＝pHHA
HA＝HB
HA＝HB
HA
HA
c(A－)＝c(B－)
电离常数的理解与应用
加水稀释醋酸电离平衡正向移动，故电离度增大；温度不变，电离常数不变；加水稀释电离出更多的H＋，但不能抵消加水稀释c(H＋)的减小，溶液的导电性减弱。
醋酸的Ka＝1.75×10－5 ＜ 柠檬酸的Ka1＝7.44×10－4，柠檬酸的酸性强。
A
大本P42
当堂训练
B
C
A
大本P43
随堂自测
C
B
NaOH固体
(答案合理即可)
右
增大 减小 不变
右
减小 增大