3.1电离平衡 课件 -2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 [知识回顾] 什么是电解质与非电解质？分别包括哪些类别的物质？ 物质类别： 酸、碱、盐、H2O、活泼金属氧化物等 在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。 在水溶液里和熔融状态下都不能够导电的化合物。 电解质： 非电解质： 物质类别：多数有机物、某些非金属氧化物(CO2、SO2等)、 某些非金属氢化物(NH3等) 化合物 [知识运用] 下列物质中： ①金属铜 ②固态NaCl ③O2 ④H2SO4 ⑤碳棒 ⑥酒精水溶液 ⑦KOH溶液 ⑧熔融KNO3 ⑨葡萄糖 ⑩ 氨气 ⑪盐酸 ⑫NH3·H2O 电解质： ； 非电解质： ； 能导电： ； ①⑤⑦⑧⑪⑫ ②④⑧⑫ ⑨⑩ ①混合物、单质既不是电解质也不是非电解质。 ②必须是电解质本身电离出的离子导电（谁电离,谁是电解质） ③是否为电解质，与溶解度无关。 ④电解质不一定导电，导电的不一定是电解质 ⑤电解质导电的：条件：溶于水或熔融状态 本质：自由离子的定向移动 能力：与离子浓度、离子所带电荷数有关 相同条件下，不同电解质的电离程度是否有区别? 【实验3-1】 取相同体积、0.1 mol/L的盐酸和醋酸，比较它们pH的大小，试验其导电能力，并分别与等量镁条反应，观察、比较并记录。 酸 0.1 mol/L 盐酸 0.1 mol/L 醋酸 pH 导电能力 与镁条反应 1 3 强 弱 反应剧烈， 产生大量气泡 反应缓慢， 产生少量气泡 思考：是什么原因导致了实验现象的差异？ 实验表明两种酸中 H+浓度是不同的，即 HCl 和 CH3COOH 的电离程度不同。 在稀溶液中，HCl 全部电离生成 H+ 和 Cl-。 在稀溶液中，CH3COOH只有部分电离生成CH3COO-和H+。 不彻底、可逆过程 一、强电解质与弱电解质 特点：完全电离，只有离子，无分子，不可逆，电离方程式用“=”连接 类别：强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4 强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2 大部分盐（包括难溶盐）NaCl、NH4Cl、Fe(NO3)3、BaSO4等 活泼金属氧化物Na2O等 特点：不完全电离，既有分子又有离子，可逆，存在电离平衡，电离方程式用“ ”连接，多元弱酸分步写；多元弱碱一步完 类别：弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3、 CH3COOH等 弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等 少数盐：醋酸铅、HgCl2等 H2O是极弱电解质。 强电解质： 在水溶液中能够全部电离的电解质。 弱电解质： 在水溶液中能够部分电离的电解质。 【易错警示】电解质的强、弱与其溶解性、导电能力无关。 练习：现有以下物质:①硫酸铜晶体　 ②AlCl3 ③冰醋酸　 ④硫化氢　⑤三氧化硫　⑥金属镁　⑦石墨　⑧亚硫酸钠 ⑨氨水　 ⑩熟石灰固体。 (1)属于强电解质的是　　　　　(填序号,下同)。  (2)属于弱电解质的是　 。  (3)属于非电解质的是　 。  (4)既不是电解质,又不是非电解质的是　　　　　。  (5)能导电的是　　　　　。  ①②⑧⑩ ③④ ⑤ ⑥⑦⑨ ⑥⑦⑨ 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、导电能力无关 不同点 结构特点 离子化合物和具有 强极性键的共价化合物 某些具有弱极性键的 共价化合物 物质类别 强酸、强碱、大多数盐 部分金属氧化物等 弱酸、弱碱、水、少数盐等 溶质微粒 离子 分子（多）、离子（少） 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 NaCl=Na++Cl- HF ⇌ H+ + F- 强、弱电解质的比较 水 冰醋酸 CH3COOH CH3COO - + H+ 电离 结合 （1）当醋酸晶体溶于水瞬间，V电离和V结合怎样？在电离过程中各微粒浓度如何变化？ 思考：将冰醋酸加入水中，冰醋酸会发生如何的变化？   c(CH3COOH) c(H+) c(CH3COO-) v(电离) v(结合) 开始时           接着           最后           0 0 最大 最大 0 增大 增大 减小 减小 增大 不变 不变 不变 不变 不变 v（电离） v（结合） 速率 弱电解质电离平衡状态建立示意图 时间 v(电离) = v(结合) 电离平衡状态 0 （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。 你能给电离平衡下个定义吗？ 二、弱电解质的电离平衡 meiyangyang8602 1、定义：在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，溶液中各组分的浓度不变，电离过程就达到了平衡状态，这种状态叫做电离平衡状态。 2、电离平衡的特征 动：电离平衡是一种动态平衡 变：条件改变时，电离平衡发生移动 等：V电离 = V结合≠0 逆：弱电解质的电离是可逆过程 定：平衡时分子、离子的浓度不再变化 平衡移动规律—勒夏特列原理 思考：哪些条件的改变会使电离平衡发生移动？ ---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 （1）内因：电解质的本性。 通常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： 越强越电离 （2）外因: pH计测定不同温度下0.05 mol/L 醋酸的pH，实验结果如下表所示： 温度 20 ℃ 24 ℃ pH 3.05 3.03 【已知pH越小，c(H+)越大】 CH3COOH CH3COO− + H+ 吸热还是放热？ ①温度 平衡移动方向 n（酸） n(H+) n(酸根) C（酸） C(H+) C(酸根) 导电能力 电离程度 升高温度 向右 减小 增大 增大 减小 增大 增大 增强 增大 “越热越电离(升温促电离)” （2）外因: ②浓度： 平衡移动方向 n(酸) n(H+) n(酸根) C(酸) C(H+) C(酸根) 导电能力 电离程 加水稀释 CH3COOH CH3COO− + H+ 向右 减小 增大 增大 减小 减小 减小 减弱 增大 “越稀越电离” 本质：对同一弱电解质，通常溶液中弱电解质的浓度越小，离子间通过碰撞结合成分子的机会越少，电离程度越大。 A.加水稀释 B.加电解质： a.增大弱电解质浓度:平衡向右移动，电离程度减小；（越稀越电离） b.同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的 强电解质，使电离平衡逆向移动。（同粒抑电离） c.化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离出的某种离子 反应的物质时，使电离平衡正向移动。（反应促电离） CH3COOH CH3COO− + H+ 条件改变 平衡移动方向 电离 程度 n(H＋) c(H＋) n(Ac-) c(Ac-) c(HAc) 溶液导电能力 升高温度 加水稀释 通入HCl气体 加少量冰醋酸 加少量NaOH(s) 加少量CH3COONa(s) CH3COOH CH3COO− + H+ ∆H>0 练习：在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示： (3)a、b、c三点对应的溶液中CH3COOH电离程度最大的是______。 (4)若使b点对应的溶液中c(CH3COO-)增大，c(H+)减小，可采用的方法是______（填序号） ① 加入H2O ②加入NaOH固体 ③加入浓硫酸 ④ 加入Na2CO3固体　　　　　　 b>a>c (1)“Ｏ”点不能导电的理由________________。 (2)a、b、c三点溶液c（H+）由大到小的顺序为______。 　　　　　　 没有自由移动的离子 C ②④ 三、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平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，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，用K表示。弱酸的用Ka表示，弱碱的用Kb表示。 2.表达式： 对于一元弱酸 HA H++A- Ka= c ( H+) .c( A-) c(HA) 对于一元弱碱 BOH B++OH- Kb= c ( B+).c( OH- ) c(BOH) c(A -）、c(B十）、c(HA）和c(BOH）均为达到电离平衡时的平衡浓度。 3、多元弱酸的电离平衡常数: 多元弱酸分步电离，每一步都有电离平衡常数， 通常用Ka1、Ka2、Ka3……来分别表示。 H2CO3 H＋＋HCO3－ Ka1＝ HCO3－ H＋＋CO32－ Ka2＝ 25℃时H2CO3 的两步电离常数为： 4.3×10-7 5.6×10-11 就电离本身而言，每一步的电离程度如何变化，为什么？ 电离平衡常数的大小：Ka1≫Ka2 ；多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 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.电离常数K的意义: 电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下，电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。 ①弱碱的Kb越大，电离程度越大，越容易电离出OH-，碱性越强。 ②弱酸的Ka越大，电离程度越大，越容易电离出H+，酸性越强。 Ka1（H2SO3）=1.54×10-2 Ka1 (H3PO4)=7.1×10-3 Ka(HF)=6.8×10-4 Ka(CH3COOH)=1.7×10-5 Ka1（H2CO3）=4.54×10-7 Ka1(H2S)=1.0×10-7 Ka (HClO)=3.2×10-8 Ka (HCN)=6.2×10-10 (常温下) 酸性强弱排序：H2SO3 > H3PO4 > HF > CH3COOH > H2CO3> H2S > HClO > HCN 升高温度，电离常数K值增大 “电解质越弱，越难电离，电离常数K越小” 内因： 外因： 由物质本性决定 同一弱电解质， 电离常数K只受温度影响 注意：在使用电离平衡常数时应指明温度 5、电离平衡常数的影响因素： 6、电离常数的应用 A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO-═CO32-+2HClO  B.少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中： SO2+H2O+Ca2++2ClO- ═CaSO3↓+2HClO  C.少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2+H2O+2CO32-═SO32-+2HCO3-  D.等浓度、体积的NaHCO3与NaHSO3混合：H++HCO3- ═ CO2↑+H2O 25℃时，弱酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是 弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3 K 1.8×10-5 4.9×10-10 Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka1=1.5×10-2 Ka2=1.0×10-7 C (1)利用电离平衡常数判断复分解反应是否发生以及确定产物 “强酸制备弱酸” 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数 1.7×10-5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 4.7×10-8 请回答下列问题： (1)CH3COOH、H2CO3、HClO、HCO3-的酸性由强到弱的顺序为： CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3- (2)同浓度的CH3COO－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为： 已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： 判断酸性强弱：K值越大，电离程度越大，酸(或碱)性越强。 比较离子结合质子（H+）的能力大小：弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根阴离子结合H+的能力就越强。 ⑵比较离子结合质子的能力大小: （3）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： 。 > > > 练习：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—) > > > > （4）比较弱电解质中微粒浓度比值的变化： 依据弱电解质的电离常数表达式，可以比较浓度改变时(温度不变)溶液中某些微粒浓度的变化。 思考:醋酸溶液中加水稀释过程中 是如何变化的? 变式训练： 25℃，H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。将SO2通入氨水中， 当c(OH-)降至1.0×10-7 mol·L-1时，溶液中的c(SO32-)/c(HSO3-) = 。  0.62 加水稀释，K值不变，c(H+)减小，则 始终保持增大。 （5）利用平衡常数进行相关计算 已知25℃醋酸的电离常数K = 1.75×10－5 ，若醋酸的起始浓度为0.010mol/L，平衡时氢离子浓度c(H＋)是_______________ （提示：醋酸的电离常数很小，平衡时的c(CH3COOH)可近似视为仍等于0.010mol/L。） 4.18×10－4mol/L “三段式”的应用 (6)用电离常数判断电离平衡移动方向: 将1L 0.1 mol/L 醋酸加水稀释到2L，判断电离平衡移动的方向? Ka = c(CH3COO-) · c(CH3COO-) c(CH3COOH) 条件改变瞬间： Qc = c(CH3COO-) · c(CH3COO-) 1 2 1 2 c(CH3COOH) 1 2 K > Q 加水稀释促进电离 【思考与讨论】向两个锥形瓶中各加入0.05 g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。 (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？ 过量的镁分别与体积相同、浓度相同的盐酸和醋酸反应时，生成H2的体积相同。 等质量的镁分别与体积相同、浓度相同的盐酸和醋酸反应时，与盐酸的反应速率大，与醋酸的反应速率小。 四、一元强酸和一元弱酸的比较 （1）相同物质的量浓度、相同体积时 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 一元弱酸 大 强 小 弱 相同 相同 快 慢 关键：H+总量相同，但起始时C(H+):强酸 >> 弱酸 　 c(酸) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的反应速率 开始 反应过程 一元强酸 相同 一元弱酸 小 大 小 大 少 多 相同 慢 快 关键：同PH，即C(H+)相同 则浓度：弱酸 强酸； H+总量：弱酸 强酸 >> >> （2）相同pH、相同体积时 现有两瓶浓度为0.1mol/L的无色透明的一元酸溶液。如何用最简便的实验方法来判断哪瓶是强酸，哪瓶是弱酸？ 流 交 与 考 思 1、从是否完全电离的角度判断 ⑴测定相同浓度的HA溶液的pH 若测得0.1 mol/L的HA溶液的pH＝1，则HA为强酸； 若pH＞1，则HA为弱酸。 ⑵比较溶液的导电性 浓度相同时，强酸导电性更强。 ⑶比较和金属反应的快慢 相同条件下，把锌粒投入等浓度的一元强酸与弱酸溶液中，强酸反应速率更快 2、从是否存在电离平衡的角度判断 在水溶液中，只有弱电解质存在电离平衡，条件改变电离平衡会发生移动。 ①判断升温后pH的变化。 若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。 ②判断一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化。 如将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，测其pH＝5，则为强酸，若pH＜5，则为弱酸。 ③判断过量的锌与等体积、等pH的HA溶液和盐酸反应生成H2的量 若两种溶液生成H2的量相等，则HA为强酸； 若HA溶液生成H2的量多，则HA为弱酸。 Lavf58.29.100 Packed by Bilibili XCoder v2.0.2 CH3COOH>H2CO3>HClO COeq \o\al(2－,3)>ClO－>HCOeq \o\al(－,3)>CH3COO－ ClO－＋CO2＋H2O=HClO＋HCOeq \o\al(－,3) $