2023版人教高中同步化學(xué)選擇性必修一：第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第一節(jié)電離平衡

第一節(jié)電離平衡1.從電離、離子反應(yīng)、化學(xué)平衡的角度認(rèn)識電解質(zhì)水溶液的組成、性質(zhì)和反

應(yīng)。2.理解強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的概念。3.認(rèn)識弱電解質(zhì)在水溶液中存在電離平衡,了解電離平衡常數(shù)的含義。

強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

1.電解質(zhì)的分類特別提醒

(1)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電能力沒有必然聯(lián)系。溶液的導(dǎo)電能力與離子濃度

和離子所帶電荷數(shù)有關(guān),強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強(qiáng)。(2)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解度無關(guān)。某些難溶鹽,雖然溶解度小,但其溶于水的部

分完全電離,它屬于強(qiáng)電解質(zhì)。有少數(shù)鹽盡管能溶于水,但其在水溶液中只有部

分電離,屬于弱電解質(zhì),如(CH3COO)2Pb等。2.電解質(zhì)電離方程式的書寫(1)強(qiáng)電解質(zhì)完全電離,在寫電離方程式時(shí),用“

”;弱電解質(zhì)部分電離,在寫電離方程式時(shí),用“

”。(2)一元弱酸、弱堿一步電離:如CH3COOH:CH3COOH

CH3COO-+H+;NH3·H2O:NH3·H2O

N

+OH-。(2)多元弱酸分步電離,必須分步寫出,不可合并(其中以第一步電離為主)。如H2CO3:H2CO3

H++HC

(主),HC

H++C

(次)。(3)多元弱堿分步電離(較復(fù)雜),在中學(xué)階段要求一步寫出。如Fe(OH)3:Fe(OH)3

Fe3++3OH-。

弱電解質(zhì)的電離平衡

1.弱電解質(zhì)的電離平衡在一定條件下(如溫度和濃度),溶液中弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成

分子的速率相等時(shí),電離達(dá)到平衡狀態(tài)。如圖所示:

2.影響電離平衡的外界條件(1)溫度:由于電離過程吸熱,升高溫度,電離平衡向⑤

右

移動;降低溫度,電離平衡向⑥

左

移動。(2)濃度:對于同一弱電解質(zhì),通常溶液中弱電解質(zhì)的濃度越小,它的電離程度就⑦

越大

。(3)其他因素:加入含有弱電解質(zhì)離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí),電離平衡向⑧

左

移動;加

入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí),電離平衡向⑨

右

移動。

電離平衡常數(shù)

1.表達(dá)式(1)一元弱酸HA的電離常數(shù):根據(jù)HA

H++A-,可表示為Ka=⑩

。(2)一元弱堿BOH的電離常數(shù):根據(jù)BOH

B++OH-,可表示為Kb=

。2.特點(diǎn)(1)對于同一弱電解質(zhì)的稀溶液來說,電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),升高溫度,K值

增大。(2)從電離平衡常數(shù)的大小可以看出弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱,某弱電解質(zhì)的K越大,表

示該弱電解質(zhì)越易電離,酸性或堿性越強(qiáng)。例如,在25℃時(shí),K(HNO2)=5.6×10-4,K

(CH3COOH)=1.75×10-5。由此可知,HNO2的酸性比CH3COOH強(qiáng)。(3)多元弱酸的各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是Ka1?Ka2?Ka3……故其酸性強(qiáng)弱主要

取決于第一步電離。

判斷正誤,正確的畫“√”,錯(cuò)誤的畫“?”。1.人體血漿中存在如下平衡:H++HC

H2CO3

CO2+H2O,以維持人體血液pH的相對穩(wěn)定,若靜脈滴注大量生理鹽水,則人體血液的pH減小

(

?)2.可樂屬于碳酸飲料,H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式:Ka=

(

?)3.食醋中含有CH3COOH,25℃時(shí),0.1mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀釋,溶液中各

離子濃度均減小

(

?)4.氨氣溶于水,當(dāng)NH3·H2O電離出的c(OH-)=c(N

)時(shí),表明NH3·H2O的電離處于平衡狀態(tài)

(

?)提示:NH3+H2O

NH3·H2O

N

+OH-,NH3·H2O電離出的c(OH-)與c(N

)始終相等,故當(dāng)NH3·H2O電離出的c(OH-)=c(N

)時(shí)不能表明NH3·H2O的電離處于平衡狀態(tài)。5.弱電解質(zhì)的電離平衡右移,電離平衡常數(shù)一定增大

(

?)提示:對于同一弱電解質(zhì)的稀溶液來說,電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān);若改變濃度

使電離平衡向右移動,則電離平衡常數(shù)不變。6.等濃度的醋酸溶液和鹽酸與Zn反應(yīng)時(shí)生成H2的速率:醋酸>鹽酸

(

?)提示:醋酸是弱電解質(zhì),部分電離;等濃度的醋酸溶液和鹽酸,鹽酸中c(H+)大,與Zn

反應(yīng)時(shí)鹽酸中產(chǎn)生氫氣的速率大。7.濃度為0.1mol·L-1的CH3COOH溶液,加水稀釋,則

減小

(

?)提示:加水稀釋,n(CH3COO-)增大,n(CH3COOH)減小,故

增大。8.在25℃時(shí),醋酸的電離平衡常數(shù)K=1.75×10-5,向該溶液中加入一定量的鹽酸后,

醋酸的電離平衡常數(shù)可能增大為8×10-5

(

?)提示:對于同一弱電解質(zhì)的稀溶液來說,電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)。

外界因素對電離平衡的影響正常人血液的pH相對穩(wěn)定,維持在7.35~7.45之間。如果pH變化超出這一范圍,機(jī)

體的酸堿平衡將被打破,嚴(yán)重時(shí)可危及人的生命。正常情況下,人體內(nèi)的代謝過

程不斷產(chǎn)生酸或堿,但是這些酸或堿進(jìn)入血液并沒有引起血液的pH發(fā)生明顯的

變化,這是什么原因呢?研究表明,人體血漿中存在H2CO3/HC

緩沖體系,可通過化學(xué)平衡的移動,起到維持血液pH穩(wěn)定的作用。問題人體血液中存在如下平衡:H2CO3

H++HC

。1.當(dāng)人體代謝產(chǎn)生的酸進(jìn)入血液時(shí),上述平衡將會發(fā)生怎樣的移動以維持血液的

pH基本不變?提示:當(dāng)人體代謝產(chǎn)生的酸進(jìn)入血液時(shí),相當(dāng)于血液中的c(H+)增大,使題述平衡向左移動,以維持人體血液的pH基本不變。2.當(dāng)人體代謝產(chǎn)生的堿進(jìn)入血液時(shí),上述平衡將會發(fā)生怎樣的移動以維持血液的

pH基本不變?提示:當(dāng)人體代謝產(chǎn)生的堿進(jìn)入血液時(shí),題述平衡向右移動,以維持人體血液的pH

基本不變。3.試用簡單的實(shí)驗(yàn)證明在醋酸溶液中存在著CH3COOH

CH3COO-+H+的電離平衡(要求寫出簡要操作、實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象及實(shí)驗(yàn)?zāi)苷f明的問題)。提示:在醋酸溶液中滴入石蕊試液,溶液呈紅色,加熱溶液顏色明顯變深。說明溶

液中存在醋酸的電離平衡,加熱能促進(jìn)醋酸的電離。

弱電解質(zhì)電離平衡移動結(jié)果的判斷需克服思維定式(1)電離平衡向右移動,電離程度不一定增大。如增大弱電解質(zhì)的濃度,電離平衡

向右移動,但電離程度減小。(2)電離平衡向右移動,電解質(zhì)的分子濃度不一定減小,電解質(zhì)的離子濃度不一定

增大。如增大弱電解質(zhì)的濃度,電離平衡向右移動,但電解質(zhì)分子的濃度增大。

H2S水溶液中存在電離平衡:H2S

H++HS-和HS-

H++S2-。若向H2S溶液中

()A.加水,平衡向右移動,溶液中c(H+)增大B.通入過量SO2氣體,平衡向左移動,溶液中c(H+)減小C.滴加新制氯水,平衡向左移動,溶液中c(H+)增大D.加入少量硫酸銅固體(忽略溶液體積變化),溶液中所有離子濃度都減小C思路點(diǎn)撥首先分析題目所給的電離平衡,然后根據(jù)選項(xiàng)改變的條件分析電離平衡移動的方向及對體系中各離子濃度的影響。解析

加水促進(jìn)H2S電離,但c(H+)減小,A項(xiàng)錯(cuò)誤;通入過量SO2氣體發(fā)生反應(yīng)2H2S+

SO2

3S↓+2H2O,當(dāng)SO2過量時(shí)溶液顯酸性,而且酸性比H2S水溶液強(qiáng),c(H+)增大,B項(xiàng)錯(cuò)誤;滴加新制氯水,發(fā)生反應(yīng)Cl2+H2S

2HCl+S↓,平衡向左移動,c(H+)增大,C項(xiàng)正確;加入少量硫酸銅固體,發(fā)生反應(yīng)H2S+Cu2+

CuS↓+2H+,H+濃度增大,D項(xiàng)錯(cuò)誤。

電離平衡常數(shù)的理解與應(yīng)用向兩支分別盛有0.1mol/L醋酸溶液和0.1mol/L硼酸溶液的試管中滴加等濃度Na2CO3溶液,觀察現(xiàn)象。

問題1.查閱資料發(fā)現(xiàn),醋酸、碳酸和硼酸在25℃時(shí)的電離平衡常數(shù)分別是1.75×10-5、4.5×10-7(第一步電離)和5.8×10-10。它們的酸性強(qiáng)弱順序是怎樣的?有何規(guī)律?提示:醋酸>碳酸>硼酸。在相同溫度下,Ka越大,酸性越強(qiáng)。2.根據(jù)問題1的分析,預(yù)測你能看到什么現(xiàn)象?提示:試管1中有無色氣體產(chǎn)生,試管2中沒有明顯現(xiàn)象。3.在25℃時(shí),H2CO3的電離平衡常數(shù)Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11,有人認(rèn)為Ka1、Ka2差

別很大的主要原因是第一步電離產(chǎn)生的H+對第二步的電離起抑制作用。你認(rèn)為

這種觀點(diǎn)對嗎?試從影響平衡常數(shù)因素的角度闡明你的觀點(diǎn)。提示:這種觀點(diǎn)不正確。對于同一弱電解質(zhì)的稀溶液來說,電離常數(shù)只與溫度有

關(guān),與溶液中的H+濃度無關(guān)。

電離常數(shù)的應(yīng)用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強(qiáng)弱,同一溫度下,電離常數(shù)越大,酸性(或堿性)越強(qiáng)。(2)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生,一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。(3)判斷溶液中某些離子濃度比值的變化。

已知7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分別是某溫度下三種酸的電離常數(shù)。若已知下

列反應(yīng)可以發(fā)生:NaCN+HNO2

HCN+NaNO2、NaCN+HF

HCN+NaF、NaNO2+HF

HNO2+NaF。由此可判斷下列敘述中不正確的是

()A.K(HF)=7.2×10-4B.K(HNO2)=4.9×10-10C.一元弱酸的酸性強(qiáng)弱順序?yàn)镠F>HNO2>HCND.K(HCN)<K(HNO2)<K(HF)B思路點(diǎn)撥根據(jù)酸的酸性強(qiáng)弱與電離平衡常數(shù)的關(guān)系分析解答本題。解析

相同溫度下,酸的電離常數(shù)越大,該酸的酸性越強(qiáng),結(jié)合強(qiáng)酸制弱酸分析可

知,亞硝酸的酸性大于氫氰酸而小于氫氟酸,所以亞硝酸的電離平衡常數(shù)為4.6×10-4,故B錯(cuò)誤。

常溫下,將0.1mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀釋,請?zhí)顚懴铝斜磉_(dá)式中的數(shù)據(jù)變化

情況(填“變大”“變小”或“不變”)。(1)

變小

。(2)

變大

。(3)

變小

。(4)

不變

。(5)

不變

。思路點(diǎn)撥將醋酸的電離平衡常數(shù)進(jìn)行適當(dāng)?shù)霓D(zhuǎn)化和變形,從而解答本題。解析

(1)將該式變?yōu)?/p>

=

,稀釋時(shí)c(CH3COO-)減小,因而其比值變小。(2)將該式變?yōu)?/p>

=

,稀釋時(shí)c(H+)減小,因而其比值變大。(3)假設(shè)無限稀釋,c(CH3COO-)逐漸減小為0,c(H+)趨近于10-7mol·L-1,因而比值變

小。(4)此式為Ka的表達(dá)式。(5)將該式變?yōu)?/p>

=

(提示:KW為水的離子積常數(shù),將在本章第二節(jié)學(xué)習(xí))。規(guī)律方法

溶液中某些粒子