鲁科版高中化学选择性必修1第3章物质在水溶液中的行为3.2.1弱电解质的电离平衡教学课件

(共22张PPT)
第2节 弱电解质的电离 盐类水解
强电解质与弱电解质
强电解质
在稀的水溶液中完全电离的电解质
弱电解质
在水溶液中部分电离的电解质
溶质在溶液中大部分以分子形式存在，仅少部分发生电离。
溶质在溶液中只以离子形式存在
强酸、强碱、绝大多数盐
弱酸、弱碱、水
弱电解质的电离是可逆过程，存在着电离平衡。
CH3COOH CH3COO - + H+
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？
在一定的条件下,往一杯水中加进一定量的冰醋酸。
电离
结合
c(CH3COOH) v(电离) c(H+) c(CH3COO-) v(结合)
开始时
然后
v电离 = v结合
0
0
最大
最大
0
增大
增大
减小
减小
增大
不变
不变
不变
不变
不变
电离平衡状态
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
一、弱电解质电离平衡状态的建立
CH3COOH分子电离开始时，分子电离成离子的速率随着分子浓度的减小而逐渐减小；同时离子结合成分子的速率随着离子浓度的增大而逐渐增大。经过一段时间后，两者的速率相等，达到电离平衡状态。
在一定条件下(如温度和浓度)，当弱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 即（ v(电离)＝ v(结合) ≠ 0 ）时，电离过程就达到了电离平衡状态。
1、电离平衡
动：
变：条件改变时，电离平衡发生移动
等：
逆：弱电解质的电离是可逆过程
定：条件一定，平衡体系中分子、离子的浓度不再变化
弱：研究对象是弱电解质
平衡移动规律—勒夏特列原理
2. 电离平衡的特征
v电离 = v结合≠0 动态平衡
弱酸的电离平衡常数：Ka acid
弱碱的电离平衡常数：Kb base
二、电离平衡常数
1.概念
弱电解质在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度（次方）的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
电离常数服从化学平衡常数的一般规律，只受温度影响。
2.表达式
一元弱酸：
一元弱碱：
多元弱酸：
CH3COOH CH3COO- + H+

NH3 H2O NH4+ + OH-

Ka=
c平(CH3COO-) .c平 (H+)
c平(CH3COOH)
Kb=
c平(OH-) .c平 ( NH4+)
c平(NH3 . H2O)
分步电离，每一步都有自己的电离常数，通常用Ka1、Ka2 来表示
HCO3-可看做酸，其Ka=H2CO3的Ka2
多元弱碱：
电离复杂，一步书写。
电离常数表征了弱电解质的电离能力。(自身决定)
弱酸的电离常数Ka越大，其电离出H+能力就越强，即酸性越强。
Ka（HCN）= 6.2×10-10mol . L-1
Ka（CH3COOH）= 1.7×10-5mol . L-1
Ka（HF）= 6.8×10-4mol . L-1
3.意义
温度一定时，弱电解质具有确定的电离常数。
室温下：
一定温度下，Ka(或Kb)值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。
H3PO4 H+ + H2PO4-
H2PO4- H+ + HPO42-
HPO42- H+ + PO43-
=7.1×10-3mol . L-1
=6.2×10-8mol . L-1
=4.5×10-13mol . L-1
多元弱酸的各级电离常数逐渐减小。对于各级电离常数相差很多的多元弱酸，其水溶液中的H+主要是由第一步电离产生的。

Ka1＝
Ka3＝
Ka2＝

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。
（口诀：分步进行，一步定量）
同一弱电解质，电离常数的大小只与温度有关。
4.影响因素
K值随温度变化不大。在温度变化不大的情况下，一般不考虑通过改变温度来调控电离平衡。
K值较小，弱电解质的电离很微弱。
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，电离常数 K 增大。(弱电解质电离吸热)
(1)内因：弱酸的自身性质决定。
①电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关，且升高温度K值增大
②相同条件下，K值越大，该弱电解质越易电离，对应的酸(或碱)越强。
③多元弱酸分步电离，Ka逐级减小且一般相差很大，Ka1 Ka2，故溶液中的c(H＋) 主要由第一步电离程度决定
电离平衡常数的特点
（1）可逆过程,分子、离子共存，离子和分子之间存在电离平衡。这完全不同于强电解质。
（2）电离过程是吸热的。
（3）电离是微弱的。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。
弱电解质电离的特点
电离度：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数的百分率。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。
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%
5.电离平衡常数K的计算
例如：在25 ℃时，0.01mol·L 1的CH3COOH溶液中，醋酸的电离度是1.3%。即大约每77个醋酸分子中有1个醋酸分子电离成CH3COO 和H+
＝
x·x
0.2-x
=
1.75×10 5
x
x
x
x
0.2 x
x
c(H+)＝ x ＝ 0.001 87 mol/L
0
0.2
0
变化浓度/(mol·L 1)
平衡浓度/(mol·L 1)
起始浓度/(mol·L 1)
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
数据处理
电离度α=
×100%＝0.935%
0.00187
0.2
≈
x·x
0.2
【深度思考】1
已知在室温时，0.1 mol·L－1的HA在水中有0.1%发生电离，则该酸的Ka为多少？溶液pH为多少？
(0.1 1×10 4) mol·L 1 ≈ 0.1 mol·L 1
起始浓度/(mol·L 1)
变化浓度/(mol·L 1)
平衡浓度/(mol·L 1)
0.1
0
0
1×10 4
0.1 1×10 4
1×10 4
1×10 4
1×10 4
1×10 4
HA H+ + A
数据处理
c(HA)
Ka＝
c(H+ )· c(A )
＝
(1×10 4)·(1×10 4)
(0.1 1×10 4)
0.1
≈
(1×10 4)·(1×10 4)
=1×10 7
电离度α
pH＝-lgc(H+)=-lg(1×10 4)=4
（1）列出“三段式”
（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）
小结：电离平衡常数K的计算
　　　　　　 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
电离常数为Ka，初始浓度为c的一元弱酸，溶液中c(H＋)≈
Ka·c
[例]已知室温下H2CO3 的电离常数为Ka1=4×10-7 Ka2=5.6×10-11。
求0.001mol·L－1 H2CO3溶液的c(H+)。
电离常数为Kb，初始浓度为c的一元弱碱，溶液中c(OH-)≈
Kb·c
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
Ka=1.8×10-5 Ka1=4.3×10-7
Ka2=5.6×10-11 Ka1=9.1×10-8
Ka2=1.1×10-12
三、电离平衡常数的应用
2、比较离子结合质子H+的能力大小:
弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根阴离子结合H+的能力就越强。
离子结合H+的能力： CH3COO ＜HCO3 ＜HS ＜CO32- ＜S2
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
2CH3COOH + Na2CO3=2CH3COONa + H2O +CO2↑
CH3COOH的酸性比H2CO3的强，Ka(CH3COOH) > Kal(H2CO3)
较强酸制较弱酸:——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。
CH3COOH + CO32- = CH3COO- + HCO3
CH3COOH + HCO3 =CH3COO- +H2O +CO2↑
左上（较强酸）+右下（较弱酸盐）=左下（较强酸盐）+右上（较弱酸）
离子结合H+的能力： CH3COO ＜HCO3 ＜CO32-
25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO
电离平衡常数/(mol·L－1) 1.7×10－5 Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11 3.0×10－8
酸性：
CH3COOH>H2CO3
>HClO
【深度思考】2
>HCO3-
向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2:
NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3
离子结合H+的能力： CH3COO ＜HCO3 ＜ ClO ＜ CO32-
过量CO2？
H2CO3酸性弱于CH3COOH，CH3COONa与CO2＋H2O不反应
同温下，pH相同的溶液中，浓度：HClO>H2CO3>CH3COOH
3、比较溶液中离子浓度的大小
三、电离平衡常数的应用
【例题】磷酸存在三步电离：
电离常数大小比较：Ka1 Ka2 Ka2 。
H3PO4 H+ + H2PO4-
H2PO4- H+ + HPO42-
HPO42- H+ + PO43-
溶液中还存在水的极微弱电离
H2O H+ + OH-
在磷酸溶液中粒子大小进行比较：
>
>
【练习】H2S溶液的微粒浓度大小关系为：
C(H+)> c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)>c(OH-)
将0 .1mol/L的氨水稀释10倍，随着氨水浓度的降低，下列数据逐渐增大的是（ ）
A.
B. c(OH-)
C. c(NH4+) /c(NH3·H2O)
D. c(NH4+)
c(NH3·H2O) / c(OH-)
判断溶液中微粒浓度比值的变化情况
弱酸或弱碱加水稀释时，溶液中不一定所有离子浓度都减小
C
4、判断电离平衡的移动方向
例：一定浓度的CH3COOH溶液，平衡后加水稀释一倍，平衡移动方向？
QKa= ————————
c平(H+)c平(CH3COO-)
c平(CH3COOH)
Q= ———————————— = 0.5Ka
0.5c平(H+) ·0.5c平(CH3COO-)
0.5c平(CH3COOH)
【例题】已知在25℃下，CH3COOH、H2CO3和HClO的电离常数如下：
CH3COOH的K a =1.75×10-5，H2CO3 的 Ka1＝4.5×10-7， Ka2＝4.7×10-11，HClO的Ka=3.2×10-8
在Na2CO3和NaClO的混合溶液中逐滴加入醋酸，发生离子方程式的先后顺序为：
CH3COOH>H2CO3
>HClO
>HCO3-
离子结合H+的能力： CH3COO ＜HCO3 ＜ ClO ＜ CO32-
CH3COOH + CO32- = CH3COO- + HCO3
CH3COOH + HCO3 =CH3COO- +H2O +CO2↑
CH3COOH + ClO =CH3COO- +HClO