第43讲 弱电解质的电离平衡（课件PPT）-【名师导航】2025年高考化学一轮微考点分层突破（通用版）

第43讲　弱电解质的电离平衡 第四部分 化学反应原理 第八章 水溶液中的离子反应与平衡 复习目标 1.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 2.理解电离常数的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关计算。 1.1弱电解质电离平衡的建立 反应速率 V(电离) V(结合) V(电离) =V(结合) 时间 CH3COOH CH3COO - + H+ 结合 1)当醋酸晶体溶于水瞬间，V电离和V结合怎样？ 2)醋酸在电离过程中各微粒浓度如何变化？ 3)当V电离 = V结合时，可逆过程达到 电离平衡状态 电离 知识点一 弱电解质的电离平衡及影响因素 1.2弱电解质的电离平衡 ②特征 动：V电离 = V结合≠0 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 逆：弱电解质的电离是可逆过程 ①定义:一定条件(如温度、浓度)下，当弱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, 电离过程就达到平衡状态——电离平衡。 定：平衡时分子、离子的浓度不再变化 哪些条件的改变会使电离平衡发生移动？ 知识点一 弱电解质的电离平衡及影响因素 ---表示了弱电解质的电离程度的相对强弱。 ③影响电离平衡的因素 Ⅰ.内因：电解质的本性。 电解质越弱电离程度越小 例如，电离程度：盐酸 > 醋酸 > 碳酸 电离度(α) = n(已电离的电解质分子) n(起始的电解质分子总量)   ---类似“反应物的转化率” 定义：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子占原来总分子数的百分数。常用α表示。 电离度： 知识点一 弱电解质的电离平衡及影响因素 1.2弱电解质的电离平衡 Ⅱ.外因: 温度、浓度、加入其它电解质等 ⑴温度： 温度越高越电离 升温平衡向电离方向移动。 （电离吸热） ⑵浓度： a.加入少量冰醋酸 b.加水稀释 例，0.1mol/L醋酸溶液中， 醋酸浓度 ，平衡朝 方向进行 醋酸浓度 ，平衡朝 方向进行 电离 电离 但α(CH3COOH) 减小 增大 减小 α(CH3COOH) 增大 结论： a.加入电解质分子，增大分子浓度，电离平衡正向移动，(但α减小)。反之，增大离子浓度，平衡逆向移动。 b.加水稀释，分子浓度减小，平衡正向移动， α增大 浓度越稀越电离 越热越电离，越稀越电离 知识点一 弱电解质的电离平衡及影响因素 1.2弱电解质的电离平衡 →加入能反应的离子： ⑶加入其它电解质 向电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，平衡向左移动。 如，醋酸溶液中加入醋酸钠固体，由于C(CH3COO-)↑，平衡左移 →同离子效应： 电离平衡向右移动 如，醋酸溶液中加入氢氧化钠固体，由于C(H+)↓，平衡右移 电离平衡和化学平衡一样，当外界条件改变时符合勒夏特列原理。 知识点一 弱电解质的电离平衡及影响因素 1.2弱电解质的电离平衡 【应用体验】 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 加水稀释 加入少量冰醋酸 通入HCl(g) 加NaOH(s) 加CH3COONa(s) 升高温度 向右 增大 减小 减弱 向右 增大 增大 增强 向左 增大 增大 增强 向右 减小 减小 增强 向左 减小 减小 增强 向右 增大 增大 增强 1.以0.1 mol/LCH3COOH溶液为例 CH3COOH CH3COO-+ H+ 分析外界条件对平衡的影响 知识点一 弱电解质的电离平衡及影响因素 1.2弱电解质的电离平衡 2.弱电解质加水稀释时，电离程度 。离子浓度 ? (填变大、变小、不变或不能确定） 变大 →画出用水稀释冰醋酸时离子浓度、 pH随加水量的变化曲线。 不能确定 知识点一 弱电解质的电离平衡及影响因素 1.2弱电解质的电离平衡 1.分别画出冰醋酸和0.1 mol·L－1的醋酸加水稀释时导电能力的变化图。 答案 知识点一 弱电解质的电离平衡及影响因素 1.2弱电解质的电离平衡 【对点达标】 1.能证明蚁酸(HCOOH)是弱酸的实验事实是（ ） A.HCOOH溶液与Zn反应放出H2 B.0.1 mol·L－1 HCOOH溶液可使紫色石蕊溶液变红 C.HCOOH溶液与Na2CO3反应生成CO2 D.常温时0.1 mol·L－1 HCOOH溶液的pH＝2.3 D 只能证明蚁酸 具有酸性 只能证明蚁酸的酸性比碳酸强 知识点一 弱电解质的电离平衡及影响因素 2.H2S水溶液中存在电离平衡：H2S H＋＋HS－和HS－ H＋＋S2－。若向H2S溶液中（ ） A.加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 B.通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大 C.滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小 D.加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小 C 减小 2H2S＋SO2=3S↓＋2H2O 当SO2过量时溶液显酸性，而且酸性比H2S强，pH减小 √ 减小 Cl2＋H2S=2HCl＋S↓ √ H2S+Cu2+=CuS↓+2H+，H+浓度增大 知识点一 弱电解质的电离平衡及影响因素 2.1电离平衡常数（K） 1.概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度(幂次方)的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 一定温度(T)下 一元弱酸：HA H++A- Ka= 一元弱碱：BOH B++OH- , Kb= 注意：均指达到电离平衡时的浓度 2.表达式 知识点二 电离平衡常数及应用 3.特点 (1)K值只随温度变化。 一般来说，电离是吸热的，升高温度，K增大。 (2)相同温度下，K值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸(或碱)性越强。 ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越____。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越_____。 小 大 (3)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是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，通常只考虑第一步电离。 知识点二 电离平衡常数及应用 2.1电离平衡常数（K） 例如H3PO4的电离： (主要) (弱) (极弱) 结论：多元弱酸的酸性由第一步电离决定。 K1 =7.1×10-3 =6.3×10-8 =4.2×10-13 K2 K3 问 题:为什么多元弱酸的分步电离一步比一步困难？ 1. 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+电离困难得多； 2.从平衡的角度讲，上一级电离出的H+对下一级电离有抑制作用。 知识点二 电离平衡常数及应用 2.1电离平衡常数（K） 2.2 电离常数的应用 ①比较弱电解质酸性(或碱性)强弱 弱酸 电离常数 CH3COOH H2CO3 H2C2O4 H3PO4 1.75×10-5 K1=4.5×10-7 K2=4.7×10-11 K1=5.0×10-2 K2=5.4×10-5 K1=7.1×10-3 K2=6.3×10-8 K3=4.2×10-13 →几种弱酸的电离平衡常数(25℃) 草酸>磷酸>醋酸>碳酸 比较上表中四种酸的酸性强弱： 知识点二 电离平衡常数及应用 【应用体验】 根据表中提供的数据，判断下列离子方程式或化学方程式书写正确的是（ ） 化学式 HClO H2CO3 电离常数/mol·L-1 K=3×10-8 K1=4×10-7 K2=4×10-11 A．向Na2CO3溶液中滴加少量氯水：CO32-+2Cl2+H2O=2Cl-+2HClO+CO2↑ B．向NaHCO3溶液中滴加少量氯水：2HCO3-+Cl2=Cl-+ClO-+2CO2↑+H2O C．向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClO D．向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2+2NaClO+H2O=Na2CO3+2HClO 酸性：H2CO3＞HClO＞HCO3- 知识点二 电离平衡常数及应用 2.2 电离常数的应用 ②判断多元弱酸溶液中离子浓度大小关系 则氢硫酸溶液中各离子浓度大小关系为： 。 > > > 【应用体验】磷酸溶液中有哪些离子？ 各离子浓度大小关系为 ？ C(H+) C(H2PO4—) C(HPO42—) C(PO43—) C(OH—) > > > > 知识点二 电离平衡常数及应用 2.2 电离常数的应用 2.3电离常数的计算—三段式法 典例.已知25℃时，醋酸的Ka =1.75×10-5，求25℃ a mol/L的CH3COOH溶液的pH 　　　　　　 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 注意：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。 则Ka＝ ≈ = x即c(H+)= pH √ Ka· a 弱酸中已知初始浓度和Ka计算pH方法 知识点二 电离平衡常数及应用 【应用体验】 1. 25 ℃时，0.10 mol·L－1 HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为___________。 1.0×10－5 2. 25 ℃时，a mol·L－1 CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－b mol·L－1， 用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离常数Ka＝___________。 知识点二 电离平衡常数及应用 2.3电离常数的计算—三段式法 必备知识 已知25 ℃时，某浓度为c的一元弱酸HA的电离度为α，求该温度下的HA 的电离常数(Ka)。 1.电离常数与电离度的关系 解析　　HA　　 　H＋ ＋　A－　 c·(1－α) c·α 　　c·α c·α 　　 c·α 　　c·α c 　　　　0 　　 0 起始 　　 转化 　　 平衡 Ka＝ 则Ka＝c·α2 可认为1－α≈1， α很小， ＝ 热点突破 电离常数的相关计算 (1)根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式。 2.计算电离常数的思维方法 (2)根据题干信息，结合电荷守恒、元素守恒(物料守恒)， 找出各微粒的浓度，代入表达式即可。 (3)若有图像信息，可选择曲线上特殊点(能准确读出纵、横坐标的数值)， 确定各微粒的浓度，最后代入平衡常数表达式计算。 热点突破 电离常数的相关计算 必备知识 类型一　根据溶液中微粒浓度的关系计算电离常数 1.(单一溶液)已知标准状况下，1 L水能溶解V LSO2气体,且饱和溶液中的SO2有 反应生成H2SO3,测得c(H＋)=0.2 mol/L,计算该条件下的V=_____。 73.92 解析:溶液中H2SO3的浓度为 已知H2SO3的第一步电离平衡常数Ka1=0.02，忽略第二步电离和溶液体积的变化) = mol·L－1 起始浓度 转化浓度 平衡浓度 H2SO3 H＋＋ HSO3- 0.2 0.2 0.2 　 0.2 0.2 0 0 - 0.2 Ka1= ＝ =0.02 解得V=73.92 分类突破 热点突破 电离常数的相关计算 分类突破 c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)+c(CH3COO-) (1)常温下，向a mol/L CH3COONa溶液中滴加等体积的b mol/L盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka=_______(用含a和b的代数式表示)。 CH3COOH　　 CH3COO－ ＋ H＋ 解析: 电荷守恒： 元素质量守恒： c(CH3COOH)=c(Cl-) ? ? = ＝ a 2 b 2 ＝ c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-) 2.(混合溶液) 类型一　根据溶液中微粒浓度的关系计算电离常数 热点突破 电离常数的相关计算 分类突破 (2)常温下，将a mol/L的醋酸与b mol/L的Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)=c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka= (用含a和b的代数式表示)。 CH3COOH　　 CH3COO－ ＋ H＋ 解析: 2c(Ba2＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋c(CH3COO－) 电荷守恒： 首先， c(CH3COO－) =2c(Ba2＋) ＝b mol·L－1 b mol/L 所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性 元素质量守恒： c(CH3COOH)+c(CH3COO-) a 2 ＝ mol·L－1 a 2 ( -b) mol/L Ka＝ ＝ 类型一　根据溶液中微粒浓度的关系计算电离常数 热点突破 电离常数的相关计算 分类突破 （3）在25 ℃下，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH4+)＝c(Cl－)，则溶液显 性(填“酸”、“碱”或“中”)；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝___________。 解析　电荷守恒，溶液显中性。 中 c(NH4+)＝c(Cl－) = 氮元素守恒 类型一　根据溶液中微粒浓度的关系计算电离常数 热点突破 电离常数的相关计算 分类突破 1.常温下，向20 mL 0.010 mol/L的HA溶液中逐滴加入0.010 mol/L的NaOH溶液，溶液中lg c(OH－)与所加NaOH溶液的体积(V)的关系如图。 (1)判断HA为强酸还是弱酸。 解析: 溶液中c(OH－)=10－10 mol·L－1 M点时 即0.010 mol/L的HA溶液中c(H＋)=10－4 mol·L－1 HA为一元弱酸 (2)若HA为弱酸，请计算在P点的电离平衡常数。 关键:在相同温度下，M、P点的电离常数相同 HA H＋＋A－ c(A－) ≈c(H＋) =10－4 mol·L－1 Ka(HA)＝ ＝1.0×10－6 ≈ ，用M点计算电离常数。 题组二　利用图像节点或交点计算电离常数 热点突破 电离常数的相关计算 分类突破 2.已知草酸为二元弱酸H2C2O4 HC2O4-＋H＋Ka1，HC2O4- C2O42-＋H＋Ka2， 常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O4-、C2O42-三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。 则常温下： (1)Ka1＝_______。 10－1.2 由图像可知pH=1.2时，c(HC2O4-)=c(H2C2O4) Ka1＝ c(HC2O4-)·c(H＋) c(H2C2O4) 找“特殊点”计算 ＝10－1.2。 (2)Ka2＝_______。 10－4.2 [pH=4.2时,c(HC2O4-)=c(C2O42-)] Ka2＝ c(C2O42-)·c(H＋) c(HC2O4-) ＝10－4.2 HC2O4- H2C2O4 C2O42- 学会看图 计算Ka1 计算Ka2 题组二　利用图像节点或交点计算电离常数 热点突破 电离常数的相关计算 分类突破 题组二　利用图像节点或交点计算电离常数 Ka1＝ c(HC2O4-)·c(H＋) c(H2C2O4) c(C2O42-)·c(H＋) c(HC2O4-) (3)pH=2.7时,溶液中 = 。 Ka2＝ 1000 找“特殊关系” ＝ ＝ =1000 HC2O4- C2O42- 热点突破 电离常数的相关计算 分类突破 知识网络 1.室温下，对于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液。下列判断正确的是（ ） A.该溶液中CH3COO－的粒子数为6.02×1022 B.加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低 C.滴加NaOH溶液过程中，n(CH3COO－)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol D.与Na2CO3溶液反应的离子方程式为CO32-＋2H＋=H2O＋CO2↑ C 0.1molCH3COOH CH3COOH CH3COO-+ H+ 抑制醋酸的电离,溶液的pH升高 元素质量守恒 醋酸是弱电解质，离子反应中不能拆写 当堂检测 2.(2022·全国乙卷)常温下，一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10－3。在某体系中，H+与A－不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。 设溶液中c总(HA)=c(HA)+c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是（ ） A.溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH－)+c(A－) B.溶液Ⅱ中的HA的电离度[ ]为 C.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等 D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10－4 溶液Ⅰ的pH=7.0 ＜ 相等 × 故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等 × 当堂检测 B.溶液Ⅱ中的HA的电离度[ ]为 √ 溶液ⅡpH=1.0, 即c(H+)=0.1 mol/L Ka(HA)＝ =1.0×10－3 溶液中c总(HA)=c(HA)+c(A－) 已知: =1.0×10－3 ＝ 当堂检测 D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10－4 溶液ⅠpH=7.0, 即c(H+)=10-7mol/L Ka(HA)＝ =1.0×10－3 溶液中c总(HA)=c(HA)+c(A－) 已知: =1.0×10－3 溶液Ⅰ中c总(HA)=(104+1)c(HA) 由B项解析可知c总(HA)＝1.01 c(HA) 溶液Ⅱ中， =(104＋1)∶1.01≈104 当堂检测 3.已知25 ℃碳酸电离常数为Ka1、Ka2， 当溶液pH=12时，c(H2CO3):c(HCO3-):c(CO32-)＝1∶______∶___________。 1012·Ka1 1024·Ka1·Ka2 H2CO3 HCO3-＋H+ Ka1 c(HCO3-)·c(H+) c(H2CO3) c(CO32-)·c(H+) c(HCO3-) ＝ ＝ HCO3- CO32-＋H+　Ka2 ＝ c(HCO3-)×10－12 c(H2CO3) c(H2CO3):c(HCO3-)＝1∶1012·Ka1 ＝ c(CO32-)×10－12 c(HCO3-) c(HCO3-):c(CO32-)＝1∶1012·Ka2 c(H2CO3):c(CO32-)=1∶(1024·Ka1·Ka2) 当堂检测 4.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℃) Ka=1.77×10-4 Ka1=1.1×10-7 Ka2=1.3×10-13 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka=4.0×10-8 (1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为_____________。 HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO 按要求回答下列问题： (2)相同浓度的HCOO-、HS-、S2-、HCO3-、CO32-、ClO-结合H＋的能力由强到弱的顺序为_________________________________________。 S2－＞CO32-＞ClO－＞HS－＞HCO3-＞HCOO－ HS－< HCO3- < HClO < H2S < H2CO3 < HCOOH 根据Ka可知酸性: 当堂检测 (3)运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学方程式不正确的是________(填序号)。 ①②④ ①次氯酸与NaHCO3溶液的反应：HClO＋HCO3-=ClO－＋H2O＋CO2↑ ②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－=CO32-＋2HClO ③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋ClO－=HCO3-＋HClO ④硫化氢通入NaClO溶液中：H2S＋ClO－=HS－＋HClO ⑤碳酸钠滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋CO32-=2HCOO－＋CO2↑＋H2O HS－< HCO3- < HClO < H2S < H2CO3 < HCOOH 根据Ka可知酸性: × × √ × √ 当堂检测 10－7 mol·L－1 (－) mol·L－1 mol·L－1 mol·L－1 10－7 mol·L－1 NH3·H2O　　NH　 　＋　　OH－ 10－7 mol·L－1 mol·L－1 Kb＝＝。 mol·L－1 (－) mol·L－1 $$