第一节：电离平衡 课件-2026届高三化学一轮复习

一轮复习 第九单元 水溶液中的离子反应与平衡 第一节：电离平衡 CH3COOH ⇌CH3COO- + H+ （电离） （结合） 时间 反应速率 0 弱电解质电离平衡状态建立示意图 v(电离) v(结合) v(电离) = v(结合) 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？ 一、弱电解质的电离平衡 1.概念： 在一定条件下，当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 2.特征: 逆 等 动 定 变 —— 弱电解质电离是可逆过程 —— V电离 = V结合 —— 动态平衡：V电离 = V结合≠0 —— 条件不变时,各组分浓度不变 —— 条件改变时，电离平衡发生移动 一、弱电解质的电离平衡 3.影响因素 弱电解质的电离 —— 吸热过程，升温平衡正向移动 ① 越稀越电离 温度： 浓度 （1）内因： （2）外因 电解质自身的结构和性质 —— 主要因素 ② 同离子效应： 加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，将抑制弱电解质的电离,即平衡逆向移动 —— 次要因素 一、弱电解质的电离平衡 醋酸电离平衡： CH3COOH ⇌CH3COO- + H+ 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CH3COOH 加 水 正向 增大 增大 减小 增大 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 减小 增大 增大 减小 减小 一、弱电解质的电离平衡 4.弱电解质的判断方法 实验方法 结论 ①测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA为强酸；pH>2，HA为弱酸 ②测NaA溶液的pH pH＝7，HA为强酸；pH>7，HA为弱酸 ③相同条件下，测相同浓度的HA和HCl溶液的导电能力 若HA溶液的导电能力比HCl溶液的弱，则HA为弱酸 ④测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍数前后的pH变化 若HA溶液的pH变化较小，则HA为弱酸 ⑤测等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量 若HA溶液反应过程中产生H2较快且最终产生H2的量较多，则HA为弱酸 ⑥测等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和等浓度碱所需碱的量 若HA溶液耗碱量大，则HA为弱酸 课堂练习1.下列操作能证明HF是弱电解质的是(　　) A．用氢氟酸在玻璃上刻字 B．用氢氟酸做导电性试验，灯泡很暗 C．在0.1 mol/L的HF溶液中加水，测得c(OH－)增大 D．常温下，在10 mL pH＝2的HF溶液中加入10 mL 0.01 mol/L NaOH溶液混合溶液呈酸性 D 课堂练习2.下列用来判断CH3COOH是一种弱酸的说法正确的是(　　) ①向pH＝3的HCl溶液中加入CH3COONa固体，溶液pH增大　②pH相同的盐酸和CH3COOH溶液，取相同体积分别用标准NaOH溶液滴定测其浓度，CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液的体积较大　③常温下，0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH > 1　④0.1 mol·L－1的盐酸与过量的Mg反应，当加入CH3COONa固体后，反应速率减慢，但生成氢气的总量不变　⑤相同物质的量浓度、相同体积的CH3COOH溶液和盐酸分别与足量的活泼金属反应，消耗金属的量相同　⑥常温下，pH＝4的CH3COOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性　⑦CH3COOH溶液中有两种分子存在　⑧常温下，醋酸钠溶液的pH大于7 A．②③④⑤⑥⑦ B．①②③④⑥⑦⑧ C．②③⑤⑥⑧ D．全部 B 【思考与讨论】向两个锥形瓶中各加入0.05g镁条，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。请回答下列问题 ： （1)两个反应的反应速率及其变化有什么特点？ （2）反应结束时，两个锥形瓶内气体的压强基本相等，由此你能得出什么结论？ 压强/kPa 时间/s 0 100 200 300 120 140 160 镁与盐酸、醋酸反应时气体压强随时间的变化示意图 2 mol/L盐酸 2 mol/L醋酸 反应速率：盐酸 > 醋酸 产生氢气的量相同 一、弱电解质的电离平衡 5.一元强酸、一元弱酸的比较 (1)相同物质的量浓度的一元强酸、一元弱酸 1L 0.1mol/L的盐酸 1L 0.1mol/L的醋酸 c(H＋) 导电能力 中和氢氧化钠能 力 与过量锌反应产生氢气的量 n(H2) 与过量锌反应产生氢气的 速 率 稀释相同倍数c(H＋) 加对应酸的钠盐后 c(H＋) 盐酸 醋酸 盐酸大于醋酸 盐酸大于醋酸 盐酸等于醋酸 盐酸等于醋酸 盐酸大于醋酸 盐酸大于醋酸 盐酸不变醋酸变小 注意：一元强酸、一元弱酸中和碱的能力、和足量金属单质反应产生氢气的量取决于酸的物质的量 一、弱电解质的电离平衡 5.一元强酸、一元弱酸的比较 (2)相同c(H＋)的一元强酸、一元弱酸 酸的物质的量浓度 起始溶液 导电能力 中和氢氧化钠能 力 与过量锌反应产生氢气的量 n(H2) 与过量锌反应产生氢气的 速 率 稀释相同倍数c(H＋) 加对应酸的钠盐后 c(H＋) 盐酸 醋酸 盐酸小于醋酸 盐酸等于醋酸 盐酸小于醋酸 盐酸小于醋酸 开始：盐酸等于醋酸，之后：盐酸小于醋酸 盐酸小于醋酸 盐酸不变醋酸变小 注意：一元强酸、一元弱酸中和碱的能力、和足量金属单质反应产生氢气的量取决于酸的物质的量 【思考与讨论】一定温度下，有a.盐酸 b.硫酸 c.醋酸三种酸： （1）当三种酸物质的量浓度相同时，c(H+)由大到小的顺序是 （2）同体积、同物质的量浓度的三种酸,中和NaOH的能力由大到小的顺序是 （3）当三种酸c(H+)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是 （4）将c(H+)相同且体积相同的三种酸，分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH=7，则消耗NaOH溶液体积的大小关系 （5）将c(H+)相同的三种酸均稀释100倍后，c(H+)由大到小的顺序是 b > a > c b > a = c c > a > b c > a = b c > a = b 一、弱电解质的电离平衡 6.电解质溶液导电能力的判断 离子浓度: 离子所带电荷数: 离子所带电荷数越多，导电能力越强 自由移动离子的浓度越大，导电能力越强 例:将冰醋酸和稀醋酸分别加水稀释，其导电能力随加水量的变化曲线如图所示 (1)OA段随加水量的增多，导电能力增强，其原因是冰醋酸发生了电离，溶液中离子浓度增大 (2)AB段导电能力减弱，原因是随着水的加入，溶液的体积增大，离子浓度减小，导电能力减弱 课堂练习3.一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是(　　) A．a、b、c三点溶液的pH：c < a < b B．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c < a < b C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小 D．a、b、c三点溶液用1 mol·L－1 NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液体积：c < a < b C 课堂练习4.电导率可用于衡量电解质溶液导电能力的强弱。室温下，用0.100 mol·L－1氨水滴定10 mL浓度均为0.100 mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合液，滴定过程中溶液电导率曲线如图。下列说法正确的是(　　) A．①溶液中c(H＋)为0.200 mol·L－1 B．溶液温度高低为① > ③ > ② C．③点溶液中有c(Cl－) > c(CH3COO－) D．③点后因离子数目减少使电导率略减小 C 课堂练习5.常温下，将浓度为0.1 mol·L－1的HF溶液加水稀释，下列各量保持增大的是(　　) A．①⑥ B．②④ C．③⑦ D．④⑤ C 二、电离平衡常数 1.定义： 弱电解质电离形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，这个常数称为电离平衡常数（弱酸—Ka ，弱碱—Kb） 2.表达式: CH3COOH ⇌CH3COO- + H+ NH3·H2O ⇌NH4+ + OH- 二、电离平衡常数 3.电离平衡常数特点 (1)电离平衡常数只与温度有关，升高温度，K 值增大 (2)多元弱酸的各级电离常数逐渐减小：Ka1 ≫ Ka2 ≫ Ka3 注意：多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 （一步定性） 4.电离平衡常数应用 (1)比较弱电解质的相对强弱：电离常数越大，对于弱酸来讲、其酸性越强 醋酸：Ka = 1.75×10-5 次氯酸：Ka = 4.0×10-8 酸性：醋酸 > 次氯酸 二、电离平衡常数 4.电离平衡常数应用 (2)比较酸根阴离子结合质子的能力：酸越容易电离出氢离子，对应的酸根阴离子结合氢离子的能力越弱 醋酸：Ka = 1.75×10-5 次氯酸：Ka = 4.0×10-8 酸性：CH3COOH > HClO 结合氢离子能力：CH3COO- < ClO- (3)比较溶液中离子浓度的大小 H3PO4 ⇌ H+ + H2PO4- H2PO4- ⇌ H+ + HPO42- HPO42- ⇌ H+ + PO43- C(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43-) c(OH-) > > > > 二、电离平衡常数 4.电离平衡常数应用 (4)判断反应能否发生或者判断产物是否正确 已知：H2S： Ka1＝1.3×10－7 Ka2＝7.1×10－15 H2CO3： Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝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－ 已知：H2C2O4： Ka1＝5.4×10－2 Ka2＝5.4×10－5 H2CO3： Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 向Na2CO3溶液中滴加少量草酸溶液来吸收，离子反应方程式：____________________________________ H2C2O4 + 2CO32－ = C2O42－ + 2HCO3－ 二、电离平衡常数 5.电离平衡常数的有关计算 例1.在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.2mol/L的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10－3 mol/L。试计算该温度下NH3·H2O的电离常数（Kb） NH3·H2O ⇌ NH4+ + OH- 开始： 变化： 平衡： mol/L 0.2 0 0 1.7×10－3 1.7×10－3 1.7×10－3 0.2-1.7×10－3 1.7×10－3 1.7×10－3 c(NH3·H2O) = (0.2-1.7×10－3)mol/L ≈ 0.2mol/L ≈ 1.4×10－5 二、电离平衡常数 5.电离平衡常数的有关计算 例2.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 二、电离平衡常数 5.电离平衡常数的有关计算 例3.25 ℃时，a mol·L－1弱酸盐NaA溶液与b mol·L－1的强酸HB溶液等体积混合，溶液呈中性，则HA的电离常数Ka 电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)＋c(B－) 元素守恒：c(HA)＋c(A－)＝0.5a 二、电离平衡常数 5.电离平衡常数的有关计算 例4.某二元弱酸(H2A)溶液中，H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(x)随pH的变化如图所示 课堂练习6.稀氨水中存在平衡：NH3·H2O ⇌NH4+＋OH－。若要使平衡逆向移动，同时使c(OH－)增大，应采取的措施是(　　) ①加NH4Cl固体　②加硫酸　③加NaOH固体　④加水　⑤加热　⑥加少量MgSO4固体 A．①②③⑤ B．④⑥ C．③ D．③⑤ C 一轮复习 $