3.1 电离平衡(word教参)-【状元桥·优质课堂】2024-2025学年新教材高中化学选择性必修第一册（人教版2019）

第一节　电离平衡 目标导航 [知识导图] [课程标准] 1.能从宏观物质的类别，确定电解质在水溶液中的存在形式，认识到弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的计算与应用。 2.能从弱电解质的电离程度上建立平衡的思想，初步学会用平衡移动的原理解决相关问题。 （见学生用书P62） 1　强电解质和弱电解质 1.电解质和非电解质 2.实验探究 实验操作 酸 0.1 mol/L盐酸 0.1 mol/L醋酸 pH 1 3 导电能力 盐酸　􀀅＞　醋酸 与镁条 反应 反应　􀀆剧烈　，产生气体 反应　􀀇缓慢　，产生气体 实验结论 相同物质的量浓度的盐酸中的c（H＋）比醋酸　􀀈大　，盐酸的电离能力比醋酸　􀀉强　 3.强电解质和弱电解质 4.电解质电离方程式的书写 （1）强电解质完全电离，在写电离方程式时，用“　⑰　　　　”；弱电解质溶于水，部分电离产生的离子在溶液中相互碰撞又会结合成分子，因此，弱电解质的电离过程是可逆的，在写电离方程式时，用“　⑱　　　　”。 （2）一元弱酸、弱碱一步电离。 如CH3COOH：　⑲CH3COOHCH3COO－＋H＋　。 如NH3·H2O：　⑳NH3·H2ON＋OH－　。 （3）多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并（其中以第一步电离为主）。 如H2CO3：　㉑H2CO3H＋＋HC　　　　（主），　㉒HCH＋＋C　　　　（次）。 （4）多元弱碱分步电离（较复杂），在中学阶段要求一步写出。如Fe（OH）3：Fe（OH）3Fe3＋＋3OH－。 2　弱电解质的电离平衡 1.醋酸电离过程中粒子浓度的变化 c（CH3COOH） c（H＋） c（CH3COO－） 初溶于水时 　㉓最大　 0 0 达到平衡前 　㉔减小　 　㉕增大　 　㉖增大　 达到平衡时 　㉗不变　 　㉘不变　 　㉙不变　 2.弱电解质电离平衡的建立 在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率　㉚相等　时，即达到了电离平衡状态。如图所示： 3　电离平衡常数 1.概念 在一定条件下，当弱电解质的电离达到电离平衡时，对于一元弱酸或一元弱碱来说，弱电解质电离所生成的各种离子的浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称　㉛电离常数　。通常用Ka、Kb分别表示　㉜弱酸　、　㉝弱碱　的电离平衡常数。如醋酸的电离常数Ka＝　㉞　　　　；NH3·H2O的电离常数Kb＝　㉟　　　　。 2.意义 （1）在同一温度下，电离常数越大，弱电解质越　㊱易　电离；反之亦然。比较电离常数的大小可以判断弱电解质的　㊲相对强弱　。 （2）多元弱酸的各步电离常数大小Ka1＞Ka2＞Ka3＞……当Ka1≫Ka2时，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　㊳第一步　电离。 判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 （1）强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子。（　√　） （2）BaSO4难溶于水，溶液导电能力很弱，为弱电解质。（　×　） （3）电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。（　×　） （4）向0.1 mol·L－1 NH3·H2O溶液中加入少量的NH4Cl晶体时溶液中的c（OH－）增大。（　×　） （5）电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱。（　√　） （6）弱电解质电离平衡向右移动，电离平衡常数一定增大。（　×　） 　 名师提醒 （1）电解质的强弱与溶液导电能力无必然联系，很稀的强电解质溶液导电能力也会很弱。 （2）电解质的强弱与其溶解性无关，某些难溶电解质（如CaCO3、AgCl、BaSO4）也是强电解质。 （3）弱电解质的电离平衡也是动态平衡，存在平衡移动，但电离常数只受温度影响。 （见学生用书P63） 1　强、弱电解质的比较与判断 1.弱电解质的导电能力一定小于强电解质吗？ 不一定，溶液的导电能力与溶液中自由移动的离子浓度有关，与电解质的强弱没有关系。 强电解质与弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 化合物 类型 离子化合物及具有极性键的共价化合物 某些具有极性键的共价化合物 电离程度 全部电离 部分电离 电离过程 不可逆 可逆，存在电离平衡 溶液中存 在微粒（水 分子不计） 只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子 范围 绝大多数盐（包括难溶性盐）、强酸、强碱、部分碱性氧化物 弱酸、弱碱、水、极少数盐 电离方 程式 用“”连接 用“”连接 共同特点 在水溶液中或熔融状态下能产生自由移动的离子 【例题1】下列物质：（1）能导电的是　　　　；（2）属于电解质的是　　　　；（3）属于非电解质的是　　　　；（4）属于强电解质的是　　　　；（5）属于弱电解质的是　　　　。（填字母） A. NaOH溶液　B. Cu　C.液态HCl D.液态CH3COOH　E.蔗糖溶液　F.液氨 G.氨水　H.胆矾晶体　I.石墨　J.无水乙醇 解析　离子化合物在水溶液中或熔融状态下能导电，共价化合物中的电解质在水溶液里能导电，金属单质和部分非金属单质能导电。HCl、CuSO4·5H2O属于强电解质（注意：胆矾是纯净物而不是混合物），CH3COOH属于弱电解质，NH3、C2H5OH属于非电解质，NaOH溶液、Cu、蔗糖溶液、氨水、石墨等既不属于电解质，也不属于非电解质。 答案：（1）ABGI　（2）CDH　（3）FJ　（4）CH （5）D 　 归纳总结 判断电解质的易错点 ①CO2、SO2、SO3、NH3等物质的水溶液能导电，是由于它们与水作用生成了能电离的物质（电解质），而非本身发生了电离，因而不是电解质；而溶于水后生成的H2CO3、H2SO3、H2SO4、NH3·H2O等则是电解质。 ②Na2O、CaO、Na2O2等在熔融状态下能导电，所以它们是电解质。 ③对于一些难溶的物质如BaSO4，由于溶解度太小，水溶液导电性极弱，但熔融态的BaSO4能够完全电离成Ba2＋、S，故BaSO4是强电解质。 【变式1】能说明醋酸是弱电解质的依据是（　　） A.醋酸能与碳酸钠反应，并有二氧化碳气体生成 B.醋酸溶液能使紫色石蕊试液变红 C.用醋酸溶液做导电实验时，灯泡较暗 D.在氢离子浓度相等的醋酸和盐酸中，前者的物质的量浓度大得多 答案　D　 解析　醋酸和碳酸钠反应生成二氧化碳，说明醋酸酸性大于碳酸，不能说明醋酸部分电离，所以不能证明醋酸是弱电解质，A项错误；醋酸溶液能使紫色石蕊试液变红色，说明醋酸溶液呈酸性，不能说明醋酸部分电离，所以不能证明醋酸是弱电解质，B项错误；溶液导电性与离子浓度成正比，用醋酸作实验时灯泡较暗，说明溶液中离子浓度降低，不能说明醋酸部分电离，所以不能证明醋酸是弱电解质，C项错误；pH相等的不同一元酸中，酸的浓度越大其电离程度越小，在pH相等的醋酸和盐酸中，前者的物质的量浓度大得多，说明醋酸部分电离，所以证明醋酸为弱电解质，D项正确。 2　弱电解质的电离平衡影响因素 2.已知CH3COOHCH3COO－＋H＋达到平衡状态﹐加水稀释时，溶液酸性、n（H＋）、c（H＋）如何变化？ 酸性减弱，n（H＋）增大，但c（H＋）减小。 3.在实验室里，可以采取哪些方法促进醋酸的电离？若要抑制醋酸的电离可以采取哪些方法？ 因为醋酸的电离是吸热反应，所以加热可以促进醋酸的电离，另外，加水稀释、加碱、加入较活泼的金属等能降低氢离子浓度的物质都能促进醋酸的电离。降低温度、加强酸、加醋酸盐等都能抑制醋酸的电离。 1.电离平衡的特征 2.外界条件对电离平衡的影响（以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例） 条件 改变 平衡 移动 电离 程度 n（H＋） c（H＋） 导电 能力 加水 正向 增大 增大 减小 减弱 升温 正向 增大 增大 增大 增强 加醋酸钠（s） 逆向 减小 减小 减小 增强 通HCl（g） 逆向 减小 增大 增大 增强 加NaOH（s） 正向 增大 减小 减小 增强 【例题2】氨水中存在电离平衡NH3·H2ON＋OH－，下列操作中能引起电离平衡逆向移动的是（　　） A.加NH4Cl固体 　　B.通HCl C.加CH3COOH溶液 　　D.加水 思维导引：首先判断加入的物质是否与NH3·H2O平衡体系中的微粒反应，或增大相关微粒的浓度，再判断导致平衡移动的方向。 答案　A　 解析　加入NH4Cl固体相当于加入N，平衡左移，A项正确；通HCl，相当于加入H＋，中和OH－，平衡右移，B项错误；加CH3COOH溶液，相当于加H＋，中和OH－，平衡右移，C项错误；加水稀释，越稀越电离，平衡右移，D项错误。 【变式2】下列说法正确的是（　　） A.根据溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 B.根据溶液中CH3COO－和H＋的物质的量浓度相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态 C.当NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中NH3·H2O、N和OH－的浓度相等 D. H2CO3是分步电离的，电离程度依次减弱 答案　D　 解析　醋酸电离出醋酸根离子和氢离子，无论是否平衡，三种微粒都有，A项错误；平衡状态时离子浓度不变，离子浓度不一定相等，B项错误；电离平衡时，各离子浓度不变，不一定相等，C项错误。 　 归纳总结 电离平衡的两个易错点 ①电离平衡向右移动，电离程度不一定增大。如增大弱电解质浓度，电离平衡向右移动，但电离程度减小。 ②电离平衡向右移动，电解质的分子浓度不一定减小，电解质的离子浓度也可能减小。如增大弱电解质浓度，电离平衡向右移动，但电解质分子浓度增大；加水稀释弱电解质的稀溶液，电离平衡向右移动，但离子浓度、电解质分子浓度均减小。 3　电离平衡常数的计算与应用 4.已知：醋酸、碳酸在25 ℃的电离平衡常数分别是1.75×10－5、Ka1＝4.5×10－7和Ka2＝4.7×10－11。在Na2CO3溶液中加醋酸产生CO2气体，试从电离平衡常数的角度解释原因是什么？ 醋酸的电离平衡常数大，酸性强，较强的酸可以制备较弱的酸。 1.关于电离平衡常数的计算（以弱酸HX为例） 　　　　　　HX　　　H＋＋　　X－ 起始（mol/L） c（HX） 0 0 平衡（mol/L） c（HX）－c（H＋） c（H＋） c（X－） 其中c（H＋）＝c（X－）， 则Ka＝＝。 （1）已知c（HX）和c（H＋），求电离平衡常数： 由于弱酸只有极少一部分电离，c（H＋）的数值很小，可做近似处理c（HX）－c（H＋）≈c（HX），则Ka＝，代入数值求解即可。 （2）已知c（HX）和电离平衡常数，求c（H＋）： 由于Ka值很小，c（H＋）的数值很小，可做近似处理c（HX）－c（H＋）≈c（HX），则c（H＋）＝，代入数值求解即可。 2.电离常数的特点及其应用 （1）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。 （2）电离常数K只随温度的变化而变化：同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变；电离一般是吸热的，升高温度，K值增大。 （3）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。 （4）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 【例题3】已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1％ 发生电离，下列叙述错误的是（　　） A. HA为一元弱酸 B.升高温度，c（H＋）增大 C.此酸的电离平衡常数约为1×10－8 D.溶液中c（H＋）＝10－4 mol·L－1 思维导引：根据HA的电离常数表达式，结合0.1％的电离，进行近似计算。 答案　C　 解析　HA在水中部分电离，故为一元弱酸，A项正确；HA在水中存在电离平衡，升高温度，促进平衡向电离的方向移动，c（H＋）增大，B项正确；由电离平衡常数的表达式可知Ka＝≈1×10－7，C项错误；根据HA在水中的电离度可计算出c（H＋）＝0.1％×0.1 mol·L－1＝10－4 mol·L－1，D项正确。 【变式3】相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是（　　） 酸 HX HY HZ 电离常数K 9×10－7 9×10－6 1×10－2 A.三种酸的强弱关系：HX＞HY＞HZ B.反应HZ＋Y－HY＋Z－能够发生 C.由电离平衡常数可以判断，HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸 D.相同温度下，1 mol·L－1HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离常数 答案　B　 解析　相同温度下，酸的电离常数越大，电离程度越大，酸性越强，根据电离平衡常数知，这三种酸的强弱顺序是HZ＞HY＞HX，A项错误；HZ的酸性大于HY，根据强酸制取弱酸知，HZ＋Y－HY＋Z－能发生，B项正确；根据电离平衡常数知，这三种酸均属于弱酸，C项错误；相同温度下，同一物质的电离平衡常数相同，D项错误。 （见学生用书P66） 1. （强、弱电解质的比较与判断）下表中物质的分类完全正确的是（　　） 选项 A B C D 强电解质 KNO3 H2SO4 BaSO4 HClO4 弱电解质 Fe（OH）3 CaCO3 HClO K2SO4 非电解质 SO2 Al H2O C2H5OH A. A B. B C. C D. D 答案　A　 解析　KNO3是强电解质， Fe（OH）3是弱电解质，SO2是非电解质，A项正确；CaCO3是强电解质，不是弱电解质，Al既不是电解质也不是非电解质，B项错误；水为弱电解质，C项错误；K2SO4是强电解质，不是弱电解质，D项错误。 2.（电离方程式的书写）下列电离方程式正确的是（　　） A. NaHCO3溶于水：NaHCO3Na＋＋HC B. NaHSO4溶于水：NaHSO4Na＋＋H＋＋S C. HF溶于少量水：HFH＋＋F－ D. H2CO3溶液：H2CO32H＋＋C 答案　B　 解析　NaHCO3是酸式盐，在水溶液中完全电离，电离方程式用“”，即NaHCO3Na＋＋HC，A项错误；NaHSO4溶于水，在水中完全电离，B项正确；HF为一元弱酸，部分电离，电离方程式应用“”，C项错误；H2CO3为二元弱酸，分步电离，其电离方程式为H2CO3H＋＋HC，HCH＋＋C，D项错误。 3.（电离平衡与移动）已知酸性HC＜HClO＜H2CO3，反应Cl2＋H2OHCl＋HClO达到平衡后，要使HClO的浓度增大，可采取的措施是（　　） A.光照 B.加入NaOH固体 C.加入水 D.加入NaHCO3固体 答案　D　 解析　光照会促进HClO分解，使HClO的浓度减小，A项不符合题意；加入NaOH固体，会与HCl和HClO发生反应，使HClO的浓度减小，B项不符合题意；加入水，会使溶液变稀，HClO的浓度减小，C项不符合题意；加入NaHCO3，HC与H＋反应，平衡正向移动，HC与HClO不反应，HClO浓度增大，D项符合题意。 4.（强、弱电解质的比较）对室温下pH相同、体积相同的氨水与氢氧化钠两种稀溶液，分别采取下列措施，有关叙述正确的是（　　） A.温度均升高20 ℃，两溶液的pH均不变 B.加入适量氯化铵固体后，两溶液的pH均减小 C.加水稀释100倍后，氨水中c（OH－）比氢氧化钠溶液中的小 D.与足量的氯化铁溶液反应，产生的氢氧化铁沉淀一样多 答案　B　 解析　升高温度，NH3·H2O电离程度变大，A项错误；加入氯化铵之后，由于同离子效应，NH3·H2O的电离程度减小，c（OH－）降低，溶液pH减小，而NaOH溶液中，N和OH－反应，使得c（OH－）降低，溶液pH也减小，B项正确；向pH相同的两溶液中加水稀释100倍，NaOH溶液的pH的变化量为2，而氨水的pH的变化量小于2，即稀释后，氨水的pH更高，则氨水中c（OH－）比氢氧化钠溶液中的大，C项错误；体积相同、pH相同的两溶液中，n（OH－）相同，但是氨水中存在电离平衡，实际上未电离的NH3·H2O还有很多，这部分NH3·H2O还可以再提供OH－，故这两种溶液和足量的FeCl3反应，氨水产生的Fe（OH）3更多，D项错误。 5.（电离平衡常数的计算与应用）（1）25 ℃时H2S的Ka1＝1.0×10－7，此温度下0.1 mol·L－1 H2S溶液的c（H＋）为　　　　mol·L－1。 （2）25 ℃时，a mol·L－1CH3COOH溶液中c（H＋）＝b mol·L－1，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离平衡常数Ka＝　　　　。 （3）已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：HCOOH：Ka＝1.77×10－4，HCN：Ka＝4.9×10－10，H2CO3：Ka1＝4.30×10－7，Ka2＝5.61×10－11，则以下反应不能自发进行的是　　　　（填字母）。 a. HCOOH＋NaCNHCOONa＋HCN b. NaHCO3＋NaCNNa2CO3＋HCN c. NaCN＋H2O＋CO2HCN＋NaHCO3 d.2HCOOH＋C2HCOO－＋H2O＋CO2↑ e. H2O＋CO2＋2CN－2HCN＋C 解析　（1）设H2S第一步电离出的氢离子浓度为x，列三段式： 　　　　　　　　H2SH＋＋HS－ 起始（mol/L） 0.1 0 0 转化（mol/L） x x x 平衡（mol/L） 0.1－x x x， Ka1＝＝≈＝1.0×10－7，解得x＝1.0×10－4，相对于第一步电离，第二步电离和水电离生成的氢离子可以忽略不记，则此温度下0.1 mol·L－1H2S溶液的c（H＋）为1.0×10－4mol·L－1。（2）a mol·L－1 CH3COOH溶液的c（H＋）＝b mol·L－1，由CH3COOHCH3COO－＋H＋可知，Ka＝＝。（3）酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，酸性：HCOOH＞HCN，反应HCOOH＋NaCNHCOONa＋HCN能发生，a不符合题意；酸性：HCN＞HC，反应NaHCO3＋NaCNNa2CO3＋HCN不能发生，b符合题意；酸性：H2CO3＞HCN，反应NaCN＋H2O＋CO2HCN＋NaHCO3能发生，c不符合题意；酸性：HCOOH＞H2CO3，反应2HCOOH＋C2HCOO－＋H2O＋CO2↑能发生，d不符合题意；酸性：H2CO3＞HCN＞HC，反应H2O＋CO2＋2CN－2HCN＋C不能发生，e符合题意；故选be。 答案：（1）1.0×10－4　（2）　（3）be 学科网（北京）股份有限公司 $$