第14讲 弱电解质的电离平衡 课件-2027届高三化学一轮复习

2027届一轮复习课件 1课时 考点14弱电解质的电离平衡 适用精简高效 考点一. 强电解质和弱电解质 物质的分类 物质 混合物 纯净物 单质 化合物 电解质 非电解质 强电解质 弱电解质 大多数有机物 非金属氧化物及氢化物 活泼金属氧化物 大多数盐 强碱 强酸 弱酸 弱碱 水 离子 化合物 共价化合物 极少数盐 电解质的强弱与溶液导电能力，与物质溶解度，与化学键无关系 弱电解质的判断方法 实验设计思路：以证明某酸（HA）是弱酸为例 考点二. 电解质的电离 1.电离： 电解质在水溶液或熔化时离解出自由移动离子的过程 2.电离的条件: 离子化合物: 水溶液或熔化 共价化合物: 水溶液 3.电离方程式的书写规律 ①.强电解质在溶液中或熔化时完全电离，用“＝” ②.弱电解质在溶液中部分电离，用“ ” ③.多元弱酸分步电离,以第一步为主 ④.多元弱碱也分步电离(较复杂)，但写成一步 ⑤.共价键在熔化(液态)时不断裂. (1)H2S (2)Cu(OH)2 (3)CaCO3 (4)KHSO4 (5)NaHCO3 H+ + HS- HS- H+ +S2- Cu2+ + 2OH- = Ca2+ +CO32- == K+ +H+ +SO42- 水 KHSO4 熔化 === K+ + HSO4- = Na+ + HCO3-   + 三、弱电解质的电离平衡 1.弱电解质的电离的特点:可逆、微弱、吸热 示例 2.弱电解质电离平衡的建立 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与离子重新结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化时，电离过程就达到了平衡状态，如下图所示 3、弱电解质的电离平衡 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 ②特征 逆：弱电解质的电离是可逆过程 等：V电离 = V结合 动：V电离 = V结合≠0 动态平衡 定：平衡时分子、离子的浓度不再变化 变：条件改变时，电离平衡发生移动 ③影响电离平衡的因素 Ⅰ.内因：电解质的本性 电离度： 表示了弱电解质的电离程度的相对强弱 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(α) = n(已电离的电解质分子) n(起始的电解质分子总量)   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 ⑵浓度： 浓度越稀越电离 结论： 越热越电离，越稀越电离 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 ⑶加入其它电解质 同离子效应： 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。 考点三、弱电解质的电离平衡常数 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。 2.表达式 一元弱酸：HA H++A- Ka= 一元弱碱：BOH B++OH- , Kb= 3.特点 ①电离平衡常数：(弱酸)Ka、（弱碱）Kb ②电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强 ③电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大 ④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 ⑤相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小 ⑥相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大 如H3PO4的电离： K1 =7.1×10-3 (主要) K2 =6.3×10-8 (弱) K3 =4.2×10-13 (极弱) 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 原因 4、电离常数与电离度的关系 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)。 解析　　HA　　 　H＋ ＋　A－　 起始 　　 转化 　　 平衡 c 　　　　 0 　　　0 c·α 　　　 c·α 　　  c·α c·(1－α) 　　c·α 　　  c·α Ka＝ ＝ 则Ka＝c·α2 α很小， 可认为1－α≈1， 5、电离常数的应用 （1）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： 。 > > > ②磷酸溶液中各离子浓度大小关系为 C(H+) > > > > C(H2PO4—) C(HPO42—) C(PO43—) C(OH—) ① ③常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。 变小 = 变大 = 方法一:将浓度之比转化为物质的量之比进行比较 方法二：凑常数法 方法一:将浓度之比转化为物质的量之比进行比较 方法二：凑常数法 （2）利用K判断弱电解质(酸碱性)的相对强弱 酸 HCN HClO HF HNO2 CH3COOH 常温下Ka 6.2×10-10 4.0×10-8 6.3×10-4 5.6×10-4 1.75×10-5 酸性相对强弱： HF >HNO2 > CH3COOH > HClO > HCN 酸 H2C2O4 H2SO3 H2CO3 H2S 常温下 Ka 5.6×10-2 1.4×10-2 4.5×10-7 1.1×10－7 1.5×10-4 6.0×10-8 4.7×10-11 1.3×10－13 酸性相对强弱： H2C2O4 >H2SO3 > H2CO3 > H2S （3）利用K判断结合质子能力 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 （4）利用K判断强酸制弱酸问题 常温下，向等物质的量浓度的两种一元酸的盐溶液中，分别通入少量的CO2，发生如下反应：NaA＋CO2＋H2O＝HA＋NaHCO3 ；2NaB＋CO2＋H2O＝2HB＋Na2CO3，则等物质的量浓度的HA和HB在水中电离出H＋的能力大小关系是 A.HA较强 B.HB较强 C.两者一样 D.无法比较 得质子（H+）能力：A-< CO32- 得质子（H+）能力：B-> CO32- 失质子（H+）能力：HA > HCO3- 失质子（H+）能力：HB < HCO3- （5）利用K判断粒子浓度比值问题 变小 变小 不变 变大 不变 常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变” 经典题1、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 与水反应生成H2SO3,测得c(H＋)=0.2 mol/L,计算该条件下的V=_____ 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) 解：溶液中H2SO3的浓度为 = mol·L－1 H2SO3 H＋＋ HSO3- 起始浓度 转化浓度 平衡浓度 0.2 　 0.2 0.2 0 0 Ka1= ＝ =0.02 - 0.2 0.2 0.2 解得V=73.92 经典题2、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＝ 中 解　电荷守恒，溶液显中性。 c(NH4+)＝c(Cl－) = 氮元素守恒 经典题3、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。 (1)Ka1＝_______。 10－1.2 (2)Ka2＝_______。 10－4.2 Ka1＝ c(HC2O4-)·c(H＋) c(H2C2O4) ＝10－1.2。 Ka2＝ c(C2O42-)·c(H＋) c(HC2O4-) ＝10－4.2 [pH=4.2时,c(HC2O4-)=c(C2O42-)] (2)________； (1)________； 相同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为_________________________________________。 S2－＞CO＞ClO－＞HS－＞HCO＞HCOO－ (2)________； (5)________。 (1)________； (3)________； (4)________； mol·L－1 NH3·H2O　　NH　 　＋　　OH－ (－) mol·L－1 mol·L－1 10－7 mol·L－1 Kb＝＝。 $