3.1 电离平衡 课件 2024-2025学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第1节 电离平衡 选择性必修一 化学反应原理 旧知回顾 (1)什么叫电解质？ (2)什么叫非电解质？ (3)电解质和非电解质的研究对象是什么？ 在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物 包括酸、 碱、 盐、活泼金属氧化物、水 等 在水溶液中和熔融状态都不能导电的化合物 包括非金属氧化物、非金属氢化物、大多数有机物。 如：SO3、CO2、NH3、蔗糖、酒精 化合物，溶于水或融熔状态是导电的条件。 2 （1）电解质和非电解质是指化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。 注意： （2）NH3、CO2、SO2等本身不能导电，是非电解质，但是其溶于水后与水反应，所对应的生成物NH3.H2O，H2CO3，H2SO3能导电，是电解质。 （3）BaSO4 ，AgCl难溶于水，但溶解的部分是完全电离的，所以它们是电解质。 （4）能导电的物质不一定是电解质， 如石墨。电解质本身也不一定能导电，如NaCl固体。 （5）电解质包括离子化合物和共价化合物。离子化合物是水溶液中和熔融状态下均能导电，如强碱和盐；共价化合物是只在水溶液中能导电如HCl 3 例题：下列物质中：①NaOH溶液 ②NaCl ③盐酸 ④CO2 ⑤CaCO3 ⑥ Fe ⑦硫酸 ⑧乙醇 ⑨融熔CaCl2 ⑩Na2O 能导电的物质是： ； 属于电解质的是： ； 属于非电解质的是： ； ①③⑥⑨ ②⑤⑦⑨⑩ ④⑧ 4 (1) 强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质 (2) 弱电解质：在水溶液里，部分电离的电解质 一. 强电解质和弱电解质 常见的强电解质： 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 常见的弱电解质： ①弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3 、CH3COOH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。 5 盐酸和醋酸是生活中常用的酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁，我们知道，醋酸的腐蚀性较小，比较安全，为什么不用醋酸代替盐酸呢？ 将体积相同、浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条反应，并测量溶液的pH。 实验3-1 实验3-1 0.1 mol/L HCl 0.1mol/L CH3COOH 与镁条反应的现象 溶液的pH值 导电能力 产生气泡的速度较快 产生气泡的速度较慢 1 2~3 强 弱 （3）为什么相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸中，H+浓度却不同？ 根据实验现象，讨论下列问题 （1）镁条和酸的反应的实质是什么？影响反应速率的因素是什么？ （2）当酸溶液的物质的量浓度相等时，溶液中的H+浓度是否相等？怎么判断？ Mg+2H+ = Mg2++H2↑ 反应速率不同，pH不同，说明盐酸和醋酸中的H+浓度是不同的。 说明HCl和CH3COOH的电离程度不同。 7 盐酸与醋酸在水中的电离示意图 观察两种溶液中溶质微粒有多少种？ 说明: HCl分子在水中完全电离 醋酸分子在水中部分电离 8 二、电离方程式的书写方法 1.强电解质 完全电离，符号用“＝”。如： 2.弱电解质 部分电离，符号选用“⇌”,如： CH3COONH4 = CH3COO - + NH4+ Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH - (1)一元弱酸弱碱的电离： NH3·H2O⇌NH4+ + OH - （2）多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步电离为主，一级比一级难电离。溶液的酸性主要由第一步电离决定 (3)多元弱碱分步电离，但一步书写。 9 (4)两性氢氧化物双向电离 （酸式电离） （碱式电离） (5)酸式盐的电离 强酸的酸式盐完全电离: 弱酸的酸式盐第一步完全电离: NaHSO4 = Na+ +H+ +SO42-（水溶液） NaHSO4 = Na+ +HSO4-（熔融） 10 强电解质 弱电解质 相同点 都是电解质，在水溶液中都能电离，与溶解度无关 不同点 物质类别 强酸、强碱、大多数盐 弱酸、弱碱、水 溶质微粒 离子 分子（多）、离子 电离程度 完全电离（不可逆） 部分电离（可逆） 表示方法 电离方程式用“ = ” 电离方程式用“⇌” 实例 强酸、强碱、盐 弱酸、弱碱、水 电离方程式 NaCl=Na++Cl- HF⇌H++F- 强电解质与弱电解质的比较 11 CH3COOH CH3COO - + H+ 电离 结合 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？画出V～t图。 思考：在一定的条件下,往一杯水中加进一定量的冰醋酸会发生如何的变化？ 12   c(H+) c(CH3COO-) c(CH3COOH) v(电离) v(结合) 醋酸初溶于水时           接着           最后           接近于0 接近于0 最大 增大 最大 0(最小) 增大 减小 减小 增大 不变 不变 不变 不变 不变 电离平衡状态建立 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 13 2.特征 1.定义:在一定条件(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, 电离过程就达到了平衡状态 ― 电离平衡 动：电离平衡是一种动态平衡 定：条件不变,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。 等：V电离 = V结合≠0 逆：弱电解质的电离是可逆过程 三、电离平衡 14 四、电离平衡的影响因素 弱电解质的电离是可逆的、电离是吸热的 1、温度 2、浓度 由于弱电解质电离是吸热的，因此温度越高，电离平衡向正向移动，电离程度增大。（越热越电离） a.对于同一弱电解质，增大浓度，电离平衡正向移动，但电离程度减小。 b.对于同一弱电解质，加水稀释，电离平衡正向移动，而且电离程度增大。（越稀越电离） 3、同离子效应 在弱电解质溶液中，加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动。 4、化学反应 在弱电解质溶液中，加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质，电离平衡向正反应方向移动 15 注意 1)弱电解质溶液稀释时，电离平衡正向移动，溶液中离子的物质的量增大，而离子浓度减小； 2)对于冰醋酸，加水溶解并不断稀释的过程中，平衡正向移动，离子浓度先增大后减小 冰醋酸稀释 以醋酸的电离平衡为例： △H>0 外界条件对电离平衡的影响可归纳如下： 改 变 条 件 平衡移 动方向 c(H+) c(Ac-) c(HAc) 电离 程度 加 热 加 盐 酸 加NaOH (s) 加NaAc (s) 加冰醋酸 加 水 正向 增大 增大 减小 逆向 增大 减小 增大 正向 减小 增大 减小 逆向 减小 增大 增大 正向 增大 增大 增大 正向 减小 减小 减小 增大 减小 增大 增大 减小 减小 17 0.1mol/L的CH3COOH溶液中CH3COOH⇌CH3COO- + H+对于该平衡，下列叙述正确的是（ ） A．加水时，平衡向逆反应方向移动 B．加少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动 C．加少量0.1mol/L盐酸，溶液中c(H+)减小 D．加少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动 B 随堂小练 18 五、电离平衡常数 1、概念：在一定温度下，当弱电解质达到电离平衡时，弱电解质电离出的各离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。 弱酸和弱碱的电离常数分别用Ka和Kb表示 2、表达式 　 对于一元弱酸 HA⇌H++A-，平衡时 Ka= c ( H+) .c( A-) c(HA) 注意：弱电解质的电离常数表达式中 均为达到电离平衡后溶液中的浓度值。在温度一定时，其电离常数就是一个定值。 19 ①一元弱酸、一元弱碱的电离常数 例如：CH3COOH⇌CH3COO- + H+ NH3·H2O⇌NH4+ + OH- ②多元弱酸、多元弱碱的每一步电离都有电离常数 通常用Ka1 Ka2 或 Kb1 Kb2等加以区分。 例如： H3PO4 ⇌H+ + H2PO4- H2PO4- ⇌ H+ + HPO42- HPO42- ⇌ H+ + PO43- a a a 20 【例题】  在 某 温 度 时， 溶 质 的 物 质 的 量 浓 度 为 0.20 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） 3、特点 　 多元弱酸的各级电离常数逐渐减小。 多元弱酸各步电离常数大小比较：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 4 、影响因素 （1）内因：由弱电解质本身性质决定，同一温度，不同弱电解质，K不同。 （2）外因：同一弱电解质，温度升高，K增大（与浓度无关） 5、电离常数的意义 （1）K值越大，表示该弱电解质越易电离，其酸(或碱)性越强。 弱酸酸性强弱口诀：亚硫磷氟醋；碳硫次氯硅。 22 （2）比较溶液中离子浓度的大小 如磷酸的三步电离的电离常数，第一步 第二步 第三步。在磷酸溶液中 C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43-) > > > > > (3)比较离子结合质子的能力大小 一般弱酸的电离常数越小，电离程度越弱，弱酸的酸性越弱，此时弱酸根离子结合氢离子的能力就越 。 强 23 比较:已知醋酸的酸性比碳酸强，结合H+的能力强弱 CO32- HCO3- CH3COO- > > 解释:2CH3COOH+Na2CO3= 2CH3COONa +H2O+CO2（强酸制弱酸）的原因 醋酸溶液中存在： CH3COOH⇌ CH3COO- + H+ 由于CO32- HCO3- CH3COO-结合H+的能力依次减弱，所以CO32-结合了H+，使醋酸的电离平衡正向移动，最后生成二氧化碳。 24 6、总结电离常数与电离程度的联系和区别 （1）公式不同： （2）影响因素不同 电离度与温度、浓度等有关系。 电离常数只与温度有关系。 （3）意义相同，都表示弱电解质的电离程度相对大小和酸性相对强弱。 25 例1：电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度的物理量。已知： 弱酸 电离平衡常数（25°C） CH3COOH Ka= 1.8×10－5 HCN Ka= 4.9×10－10 H2CO3 Ka1= 4.3×10－7 Ka2= 5.6×10－11 （1）25℃时，有等浓度的HCN溶液、H2CO3溶液和CH3COOH溶液，三种溶液的酸性由强到弱的顺序 （2）向NaCN溶液中通入少量的CO2，发生的反应方程式 CH3COOH>H2CO3>HCN CO2+NaCN+H2O=HCN+NaHCO3 运用1：判断酸的强弱 7、电离平衡常数的应用 26 2、高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离平衡常数： C 从以上表格中判断以下说法中不正确的是( ) A.在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离 B.在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的 C.在冰醋酸中硫酸的电离方程式为：H2SO4 = 2 H++ SO42- D.水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区别这四种酸的强弱 27 1、已知：H2S： K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15 H2CO3：K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11 含H2S尾气用足量的Na2CO3溶液来吸收。 写出离子反应方程式。____________ H2S + CO32－ = HS－+ HCO3－ 运用2：强酸制弱酸 2、已知25℃时两种酸的电离常数： Ka(CH3COOH)=1.75×10-5, Ka(HClO)=3.0×10-8 判断该反应是否能发生，若能，完成反应方程式；若不能，无需。 CH3COOH + Ca(ClO)2 —— 2CH3COOH + Ca(ClO)2＝ (CH3COO)2 Ca + 2HClO 28 1、乙酰水杨酸是一元弱酸(可用HA表示)。在一定温度下。 0.1mol/L 乙酰水杨酸水溶液中。它的电离度为 5.7%，求该酸的电离常数。 解：乙酰水杨酸的电离方程式为 HA⇌ A—+ H+ 在0.1mol/L该酸的水溶液中，平衡时：     = 0.1mol/L× 5.7%= 5.7×10—3mol/L   = 0.1mol/L× （1—5.7%)= 0.0943mol/L   =3.4×10—4 运用3、电离常数的有关计算 29 2、（天津高考）已知25 ℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10–5。若氨水的浓度为 2.0 mol·L–1。 溶液中的c(OH–)= mol·L–1。 6.0×10–3 Kb= x2 2－x = x2 2 = = 1.8×10–5 x= 6.0×10–3 c(NH4+) c(OH–) c(NH3·H2O) 30 $$