第三章 水溶液中的离子反应（复习课件）-高二化学同步精品课堂（苏教版2019选择性必修第一册）

第三章 水溶液中的离子反应 授课人： 目录 CONTENTS 第一节 弱电解质的电离平衡 第二节 溶液的酸碱性 第三节 盐类的水解 第三节 沉淀溶解平衡 第四节 第一节 Part One 弱电解质的电离平衡 一、强电解质和弱电解质 强电解质 弱电解质 电解质 在水溶液里或熔融状态下全部电离成离子的电解质。 在水溶液里只有部分分子电离成离子的电解质。 如HCl溶于水完全电离成H＋和Cl－。 如氨水中只有少部分一水合氨分子电离成OH-和NH4+，大部分仍以分子的形式存在。 一、强电解质和弱电解质 强电解质 弱电解质 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：Na2O、CaO等 ①弱酸：HF、HClO、CH3COOH、H2CO3、H2S、H2SO3、H3PO4 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。 ④少数盐：(CH3COO)2Pb 强电解质、弱电解质与其溶解性无关 二、弱电解质的电离平衡 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离达到最大限度时，电离过程并未停止。此时弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中电解质分子和离子的浓度都不再发生变化，弱电解质的电离 达到了电离平衡状态。 定义 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 电离平衡也是一种化学平衡 二、弱电解质的电离平衡 如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10-3 mol·L-1左右。 特点 电离过程是吸热的。 弱电解质的电离属于可逆过程，分子、离子共存。 弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。 电离方向是微粒数增多的过程。 二、弱电解质的电离平衡 逆： 弱电解质的电离是可逆过程 等： v(电离) = v(结合) ≠0 动： 电离平衡是一种动态平衡 定： 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 平衡移动规律—勒夏特列原理 特 征 二、弱电解质的电离平衡 外因 ①温度 ②浓度 ③同离子效应 当外界条件改变时符合“勒夏特列原理” 越强越电离 影响因素 内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱电离程度越小。 ④化学反应 “越热越电离” “越稀越电离” “同抑异促” 三、电离平衡常数 电离平衡常数 1、含义： 在一定条件下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离的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。 弱酸和弱碱的电离常数分别用Ka和Kb表示. K 值越大，电离能力越强，相应弱酸 (或弱碱)的酸(或碱)性越强。 三、电离平衡常数 2、表示方法： c(A -）、 c(B十）、 c(HA）和c(BOH） 均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值 (1)一元弱酸HA的电离常数：根据HA H＋＋A－， 可表示为 (2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH B＋＋OH－， 可表示为 Ka= c ( H+) .c( A-) c(HA) Kb= c ( B+).c( OH- ) c(BOH) 多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数， 通常用K1、K2等来分别表示。 H2CO3 H＋＋HCO3－ HCO3－ H＋＋CO32－ c(HCO3-) c(H+) c(H2CO3) c(H+) c(HCO3-) c(CO32-) Ka1＝ Ka2＝ 三、电离平衡常数 由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。 三、电离平衡常数 电离常数的大小：Ka1≫Ka2≫Ka3； 多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 分步进行，一步定性 Ka1≫Ka2≫Ka3原因： 第一步电离产生的H＋对第二、三步的电离起抑制作用，使其电离平衡逆向移动。 三、电离平衡常数 3、影响因素： （1）内因：弱电解质的本身性质。 电解质越弱，Ka（或Kb）越小,越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。 越热越电离 （2）外因：只与T有关 T越大， Ka（Kb）越大。 三、电离平衡常数 4、应用： 根据电离平衡常数可以判断