3.1.2 弱电解质的电离平衡 课件（共38张ppt）高中化学人教版（2019）选择性必修一

(共38张PPT)
弱电解质的电离平衡
醋酸的腐蚀性比盐酸小，比较安全，为什么不用醋酸代替盐酸呢？
盐酸和醋酸是生活中常用到的两种酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁
问：你认为它们的电离程度有无差异 你能设计实验验证你的猜想吗
电解质在水溶液中或熔化状态下离解成自由移动离子的过程
【实验3-1】
对等体积、浓度均为0.1 mol/L的盐酸和醋酸溶液试验其导电能力，并将其分别跟等量镁条的反应，测其pH值。观察比较并记录实验现象。
酸 0.1 mol·L－1盐酸 0.1 mol·L－1醋酸
pH
导电能力 较____ 较____
与镁条反应的现象 产生无色气泡_____ 产生无色气泡_____
实验结论 实验表明盐酸中c(H＋) ，说明盐酸的电离程度 醋酸的电离程度 1
2.8
强
弱
较慢
更大
大于
较快
Cl－ H3O+
全部电离
部分电离
HCl在水中电离示意 CH3COOH在水中电离示意图
H3O+ CH3COO－ CH3COOH
HCl
CH3COOH
盐酸与醋酸在水中的电离示意图
CH3COOH ＋H2O CH3COO－＋H3O＋
HCl＝Cl－＋H＋
HCl＋H2O＝Cl－＋H3O＋
1 mol·L-1 醋酸中电离出的氢离子浓度仅为0.004mol·L-1 左右。
完全电离
部分电离
强电解质与弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
相同点 都是电解质（化合物），在水溶液中都能电离。 电离程度
电解质在溶液中微粒形式
电离方程式的表示方法
完全电离
部分电离
离子
分子、离子
HCl＝Cl－＋H＋
CH3COOH ＋H2O CH3COO－＋H3O＋
强弱电解质的区分与该物质溶解度的大小无关
强电解质溶液的导电能力不一定强于弱电解质。
电解质溶液的导电能力主要由溶液中自由移动离子浓度和电荷数决定。
常见的强电解质
（1）强酸:
（2）强碱:
（3）大部分盐: 如NaCl等,包括部分难溶性的盐CaCO3、BaSO4等
如HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、 HBr、HI等
如NaOH、KOH、Ba(OH)2 、Ca(OH)2等
常见的弱电解质
（1）弱酸：
如CH3COOH、H2CO3、H2SiO3、 H3PO4、HNO2、H2S、H2SO3、HF、HClO等
（2）弱碱:
（3）两性氢氧化物：Al(OH)3
（4） 水、极少数盐（醋酸铅(CH3COO)2Pb）等
如NH3.H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等
化
合
物
电解质
非电解质
强电解质
弱电解质
强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI、HMnO4
强碱：NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2、KOH
大部分盐：
弱酸：HF、HClO、H2CO3、H2SO3、H3PO4、CH3COOH
弱碱：NH3·H2O、Fe（OH）2、Fe（OH）3、……
水、少部分盐：(CH3COO) 2Pb
大部分有机物：除有机酸等之外
非金属的氧化物：CO、CO2、SO2、SO3、NO、NO2……
小结：
大部分氢化物：除水之外
练3：请写出H2SO4、NH3·H2O 、H2CO3、Al(OH)3、NaHCO3 、 NaHSO4 、 CH3COOH 、Ba(OH)2 、Fe(OH)3在水溶液中的电离方程式。
Fe(OH)3 Fe3＋＋3OH－
CH3COOH 　H＋＋CH3COO－
表示电解质电离的式子叫电离方程式
MgCl2=Mg2++2Cl-
NaOH=Na++OH-
H2SO4=2H++SO42—
NaHCO3：
NaHSO4：
电解质的电离
（1）强电解质的电离
（2）弱电解质的电离
NH3·H2O NH4 + +OH-
（3）酸式盐的电离
NaHSO4=Na++H++SO42—
NaHCO3=Na++HCO3-
NaHSO4=Na++HSO4-
水溶液
熔融状态
多元弱酸分步写，
多元弱碱一步完。
强等号，弱可逆；
1.过程 CH3COOH CH3COO- + H+
电离
结合
c(CH3COOH) c(H+) c(CH3COO- )
CH3COOH初溶于水时
达到平衡前
达到平衡时
思考与讨论：
最大
最小
最小
变小
变大
变大
不变
不变
不变
深入探究
弱电解质的电离
（1）电离开始后分子及各离子浓度如何变化 v（电离 ）和 v（结合）怎 样变化？
（2）当电离达到最大程度时， v（电离）和 v（结合）是什么关系 溶液中各分子与离子浓度是否变化
醋酸分子
醋酸根离子或氢离子
请你画出对应浓度-时间图和时间-速率图
弱电解质溶液中：弱电解质分子和离子共存
弱电解质的电离程度是“微弱”的
电离平衡：在一定条件（如温度、浓度）下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度保持不变，电离过程就达到了平衡状态
1、定义：
电离平衡是一种动态平衡
条件不变，溶液中各分子、离子的浓度
保持不变
v电离（离子化）=v结合（分子化）
条件改变时，电离平衡发生移动。
等
动
定
变
2、特征
=0
溶液中存在分子和离子，且分子多，离子少
25℃时,0.1mol·L-1的乙酸溶液达到平衡,改变下列条件，请填表：
特征：变---外界条件改变时，电离平衡发生移动。
例如：加入电解质、加入其它的物质、改变温度、加水稀释等
CH3COOH CH3COO－+H＋
分析思路：外界条件改变→平衡移动方向→平衡移动的结果
改变条件 平衡移动 c(H+) n(H+) c(CH3COO－) 电离程度 溶液导电能力
加热升温
加水稀释
通少量HCl
加NaOH(s)
加醋酸钠固体
加冰醋酸
加等浓度醋酸
不移动
不变
不变
不变
不变
25℃ 初始浓度/mol·Ｌ－１ 1.00 0.100
平衡浓度（mol·Ｌ－１） CH3COOH
CH3COO- 4.21×10-3 1.34×10-3
H+ 4.21×10-3 1.34×10-3
　
　　　　　　
1.8×10-5
1.8×10-5
0.99579
0.09866
0.421%
1.34%
【交流与讨论】
加水稀释，促进电离；
加水稀释
【结论】因在稀溶液体系中，弱电解质的稀释程度大于电离程度；故作为溶质的弱电解质分子和作为溶质的弱电解质电离出离子的浓度都降低。
⑶a、b、c三点中电离程度最大的是 　。
在一定温度下，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：
冰醋酸中只存在醋酸分子,无离子
a﹥c﹥b
C
⑴“0”点导电能力为0的理由是:　　　　　　　　　　　　　
⑵a、b、c三点对应溶液的pH值由大到小的顺序是：　　　　　　
⑷若使c点溶液中c(Ac-)、pH值均增大，可采取的措施有:
①加碱②加碳酸钠③加镁或锌
影响因素
（1）内因：
（2）外因：
弱电解质的电离平衡
电解质本身的性质
①温度升高，有利于电离
②浓度越稀，越有利于电离
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子
的强电解质，能抑制电离。
④能反应的离子：加入能与弱电解质的某种离子
反应的强电解质，能促进电离。
浓 度
①改变弱电解质浓度
②同离子效应:
(增大生成的离子的浓度)
(减小生成的离子的浓度)
a.加水稀释：正向移动，电离程度增大
b.增大浓度：正向移动，电离程度减小
逆向移动
正向移动
温度：
电离吸热，升高温度，平衡正向移动
③能反应的离子：加入能与弱电解质的
某种离子反应的强电解质，能促进电离。
内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱电离程度越小。
二、影响弱电解质电离平衡的因素
外
因
15.在一定温度下，对冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力I随加入水的体积V变化的曲线如图所示。
请回答下列问题：(1)a、b、c三点对应的溶液中，c(H＋)由小到大的顺序为__________。
c＜a＜b
(2)a、b、c三点对应的溶液中，CH3COOH的电离程度最大的是______。
c
(3)若使c点对应的溶液中c(CH3COO－)增大，则下列措施中，可行的是____________________(填字母，下同)。
A.加热　　　B.加入NaOH稀溶液 C.加入K2CO3固体
D.加水 E.加入CH3COONa固体 F.加入锌粒
ACEF
(4)在稀释过程中，随着醋酸浓度的减小，下列始终保持增大趋势的是______。
A.c(H＋) B.n(H＋)
BD
在稀溶液体系中，弱电解质的稀释程度大于电离程度。
电离程度大于稀释程度
稀释程度大于电离程度
电离平衡常数
１、概念：
　　 在一定条件（温度）下，弱电解质的电离达到平衡时，弱电解质电离生成的各种离子浓度乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。
２、计算式：
一般弱酸的用Ka表示,弱碱地用Kb表示
Ka（CH3COOH）=
对于一元弱酸 HA H++A-，平衡时
对于一元弱碱 MOH M++OH-，平衡时
K值越大，电离程度越 ，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越 。
①表达式：
②意义：
③影响因素：
强
大
电离平衡常数
内因:
弱电解质本身的性质
温度
电离常数 K 只受温度影响
外因:
电离是吸热的过程：
升高温度，平衡正向移动，电离常数 K _______
增大
常见弱酸的电离平衡常数（25℃）
H2SO3 H3PO4 HNO2 HF
1.54×10-2 7.6×10-3 4.6×10-4 3.53×10-4
CH3COOH H2CO3 H2S
1.76×10-5 4.3×10-7 9.1×10-8
HClO HCN H2SiO3
2.9×10-8 4.93×10-10 2.2×10-10
H2SO3
H3PO4
HNO2
HF
＞CH3COOH＞H2CO3＞
H2S
HClO
HCN
H2SiO3
一定温度下，弱电解质的K值越大，电离程度越大，酸性（或碱性）越强。
思考：Ka1、Ka2差别很大的原因(从电离平衡的角度解释)：
①第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用。
②一级电离出H+后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H+的吸引力，使第二个H+离子电离困难的多。
多元弱酸的电离以第一步为主
应用1：判断酸溶液中离子种类并比较浓度大小
在磷酸溶液中:
c(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43-) c(OH-)
>
>
>
>
起始浓度（mol/l）
转化浓度(mol/l )
平衡浓度(mol/l)
C（H+）
C- C（H+）
C（H+）
0
0
C
C（H+）
C（H+）
C（H+)
当Ka﹤10-4 ,
NH3·H2O NH4+ + OH-
起始浓度（mol/l）
0
0
c
转化浓度（mol/l）
C（OH-）
C（OH-）
C（OH-)
平衡浓度（mol/l）
C（OH-）
C- C（OH-）
C（OH-）
当Kb﹤10-4，
CH3COOH H+ + CH3COO
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 )
[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
有关电离平衡常数的计算
应用2：根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
电离常数 K 只受温度影响
2.在一定温度下，加水逐渐稀释1 mol·L－1氨水的过程中，随着水量的增加，请说明溶液中下列含量的变化：
(1)n(OH－)______(填“增大”“减小”或“不变”，下同)。
增大
增大
不变
NH3·H2O NH4+ + OH
反应本质
2CH3COOH + Na2CO3
==2CH3COONa + H2O + CO2↑
酸性：CH3COOH ＞ H2CO3
实验结论：
Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3)
实验3-2:向盛有2 mL 0.1 mol/L 醋酸的试管中加入等浓度 Na2CO3溶液，观察现象。能否推测出CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1 的大小？
根据电离平衡常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，相同条件下相对强的酸(或碱)可以制相对弱的酸(或碱)。
应用2：较强酸制较弱酸
3.25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：
CH3COOH：Ka＝1.75×10－5
H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11
HClO：Ka＝4.0×10－8
(1)CH3COOH、H2CO3、 、HClO的酸性由强到弱的顺序：
________________________________。
CH3COOH
提问1：判断反应CH3COONa＋H2CO3 ===CH3COOH＋ NaHCO3能发生吗？
提问2：向NaClO溶液中通入少量CO2反应能否进行？若能进行，写出反应的化学方程式。
CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClO
已知：H2S： K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15
H2CO3：K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11
提问3：含H2S尾气用足量的Na2CO3溶液来吸收。写出离子反应方程式。____________
不能
H2S + CO32－ = HS－+ HCO3－
(2) 结合H＋的能力由强到弱的顺序：
______________________________。
3.25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：
CH3COOH：Ka＝1.75×10－5
H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11
HClO：Ka＝4.0×10－8
－
(3)写出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化学方程式：____________________________________。
NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3
应用3：判断离子结合质子的能力
一般弱酸的电离常数越小，酸性越弱，弱酸根离子结合氢离子的能力就越强。
【提升练习1】图(Ⅰ) 为二元酸H2A溶液中各微粒的百分含量 δ(即物质的量百分数)随溶液pH的变化曲线(25℃)。如H2A溶液中的H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(A2－)随pH的变化如图所示
[已知δ(A2－)＝ ]。请求出H2A的电离平衡常数。
c(HA－)× c(H+)
c(H2A)
Ka1=
=10-4.02
c(A2-)× c(H+)
c(HA-)
Ka2=
=10-6.20
[提升练习2]己二酸(H2X)溶液中：溶液的pH与离子浓度变化的关系如图(Ⅱ)所示。请求出H2X的电离平衡常数。
图(Ⅱ)
用好lg1=0
H2X HX- + H +
HX- X2- + H +
c(HX－)× c(H+)
c(H2X)
Ka1=
c(X2-)× c(H+)
c(HX-)
Ka2=
①表达式
②意义：
在一定条件（温度、浓度）下，弱电解质电离程度的大小
弱电解质的电离度
【练习】某二元酸（H2A）按如下方式发生一级和二级电离：H2A＝HA-+H+ HA- A2-+H+
测定25℃时，0.1mol·L-1H2A溶液中c(H+)=0.11mol·L-1，则该条件下， HA- 的电离度为 .
10%
H2A＝HA-+H+
0.1
0.1
0.1
HA- A2-+H+
初始浓度 0.1 0 0
平衡浓度 0.01
转化浓度 0.01 0.01 0.01
0.09 0.01
【思考与讨论】向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。请回答下列问题 ：
（1)两个反应的反应速率及其变化有什么特点？
（2）反应结束时，两个锥形瓶内气体的压强基本相等，由此你能得出什么结论？
n(Mg) = 0.0021 mol
n(酸) = 0.004 mol
【结 论】1.等质量的镁分别与同体积同浓度的盐酸和醋酸反应时,与盐酸反应的速率大，与醋酸反应的速率小。
2.过量的镁分别与同体积同浓度的盐酸和醋酸反应时,生成氢气的体积相同。
宏观辨识 微观探析
反应 初期 盐酸的反应速率比醋酸___ 盐酸是强酸， 电离，醋酸是弱酸，
电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋) ，因而反应速率____
反应 过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸 ，盐酸的反应速率减小 ，醋酸的反应速率减小______ 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡 ，消耗的氢离子能及时 ，所以一段时间速率变化不明显
由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况：
大
完全
部分
较大
较大
大
明显
不明显
正向移动
电离补充
最终 二者产生的氢气的量基本 ，速率几乎都变为___ 镁条稍微过量，两种酸的物质的量 ，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎
，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎 ，因而产生的H2的量几乎 。
两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎________
相等
零
相同
消耗完全
相同
相同
都变为0
由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况：
(1)相同体积、相同物质的量浓度（c）的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
比较 项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率
一元强酸
一元弱酸
一元强酸与一元弱酸的比较
大
小
强
弱
相同
相同
大
小
(2)相同体积、相同PH值的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率
一元强酸
一元弱酸 一元强酸与一元弱酸的比较
相同
相同
小
大
少
多
相同