弱電解質(zhì)電離平衡 課件 2023-2024學(xué)年高二上學(xué)期化學(xué)人教版（2019）選擇性必修1

第二章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第一節(jié)電離平衡3.1.2弱電解質(zhì)的電離平衡1、掌握弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡、電離平衡的特征及影響電離平衡的因素 2、知道電離平衡常數(shù)的意義，了解電離度的概念，掌握相關(guān)計算3、利用電離平衡常數(shù)相對大小關(guān)系，建立判斷強弱電解質(zhì)和“強酸制弱酸”的思維模型。學(xué)習(xí)目標(biāo)

CH3COOH

CH3COO-+H+電離結(jié)合①開始時，V電離和V結(jié)合怎樣變化？②當(dāng)V電離=V結(jié)合時，可逆過程達(dá)到一種什么樣的狀態(tài)？并畫出V～t圖。1、在一定的條件下,往一杯水中加進(jìn)一定量的冰醋酸會發(fā)生如何的變化，請回答下列問題思考

c(H+)c(CH3COO-)c(CH3COOH)v(電離)v(結(jié)合)醋酸初溶于水時

接著

最后

0(最小)0(最小)最大增大最大0(最小)增大減小減小增大不變不變不變不變不變電離平衡狀態(tài)建立反應(yīng)速率V(電離)V(結(jié)合)V(電離)=V(結(jié)合)電離平衡狀態(tài)弱電解質(zhì)電離平衡狀態(tài)建立示意圖時間一、電離平衡狀態(tài)1.概念在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化，電離過程就達(dá)到了電離平衡狀態(tài)2.建立過程3.表示方法①弱(逆)：研究對象是弱電解質(zhì)的可逆反應(yīng)②等：弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等③動：電離平衡是一種動態(tài)平衡，即1molCH3COOH電離同時則有1molCH3COOH分子形成④定：條件不變，溶液中各分子、離子的濃度不變，溶液里既有離子又有分子⑤變：條件改變時，電離平衡發(fā)生移動，各粒子的濃度要發(fā)生改變4.電離平衡的影響因素(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)，通常電解質(zhì)越弱，電離程度越小(越弱越電離)(2)外因①濃度：電解質(zhì)溶液的濃度越小，它的電離程度就越大(越稀越電離)；濃度越大，電離程度越小

a．同一弱電解質(zhì)，稀釋溶液時，電離平衡將向電離的方向移動，電離程度增大，但溶液中離子濃度不一定變大，如：弱酸HA溶液稀釋時，c(HA)、c(H＋)、c(A－)均減小(參與平衡建立的微粒)，但c(OH－)會增大b．增大溶液的物質(zhì)的量濃度，電離平衡將向電離方向移動，但電解質(zhì)的電離程度減?、跍囟龋喝蹼娊赓|(zhì)的電離一般是吸熱過程，升高溫度使電離平衡向電離的方向移動，電離程度增大(越熱越電離)③同離子效應(yīng)——加入具有相同離子的物質(zhì)

加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動，電離程度減?、芑瘜W(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的離子時，電離平衡向電離方向移動，電離程度增大外界條件對電離平衡的影響可歸納如下：

改變條件平衡移動方向c(H+)c(Ac-)c(HAc)

電離程度

加熱

加鹽酸

加NaOH(s)

加NaAc(s)

加CH3COOH

加水稀釋加Na2CO3(s)正向增大增大減小逆向增大減小增大正向減小增大減小逆向減小增大增大正向增大增大增大正向減小減小減小增大減小增大增大減小減小以0.1mol/LCH3COOH?CH3COO－＋H+為例ΔH>0正向減小增大減小增大1、已知0.1mol/L的醋酸溶液中存在電離平衡：

CH3COOH?CH3COO-+H+要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是（

）

A加少量燒堿溶液B升高溫度

C加少量冰醋酸D加水BD【練一練】2、參考可逆反應(yīng)的化學(xué)平衡，思考如何定量描述弱電解質(zhì)的電離程度?思考一般用電離平衡常數(shù)和電離度二、電離平衡常數(shù)1.概念在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示2.電離平衡常數(shù)的表示方法如弱電解質(zhì)

AB?A＋＋B－

(在此計算公式中，離子濃度都是平衡濃度，酸一般用Ka表示，堿用Kb表示)，溫度一定時，其電離常數(shù)就是一個定值。Ka=c(H+).c(A-)

c(HA)(1)一元弱酸的電離平衡常數(shù)：CH3COOH?CH3COO－＋H＋

(2)一元弱堿的電離平衡常數(shù)：NH3·H2O?NH4+＋OH－

H2CO3?H＋＋HCO3－HCO3－?H＋＋CO32－

(3)多元弱酸的電離平衡常數(shù)：多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用K1、K2等來分別表示例如：H3PO4?H++H2PO4-

H2PO4-?

H++HPO42-

HPO42-?

H++PO43-

(4)弱堿的電離平衡常數(shù)：由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數(shù)，而用以后要學(xué)到的難溶物的溶度積常數(shù)【幾點注意】①電離平衡常數(shù)與濃度無關(guān)，只與溫度有關(guān)，升高溫度，K值增大②多元弱酸的各級電離常數(shù)逐漸減小。多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較為Ka1?Ka2，第一級電離程度較大(遠(yuǎn)大于第二步)，第一步電離產(chǎn)生的H+，對第二級、第三級電離起抑制作用，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定（記?。悍植竭M(jìn)行，一步定性）。3.電離平衡常數(shù)的意義表示弱電解質(zhì)的電離能力。通常情況下，Ka越大，弱酸的酸性相對越強；Kb越大，弱堿的堿性相對越強；多元弱酸是分步電離的，每一級電離都有相應(yīng)的電離平衡常數(shù)(用Ka1、Ka2等表示)，且Ka1>>Ka2>>Ka3，其酸性主要由第一步電離決定4.電離常數(shù)的影響因素(1)內(nèi)因：同一溫度下，不同的弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，說明電離常數(shù)首先由物質(zhì)的本性所決定(2)外因：對于同一弱電解質(zhì)，電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，由于電離為吸熱過程，所以電離平衡常數(shù)隨溫度升高而增大5、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用(1)根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，相同條件下，即對于弱電解質(zhì)，其電離常數(shù)越大，一般此弱電解質(zhì)的電離程度越大，對于弱酸來講，其酸性一般越強。H3PO4H2SO3HFHNO2HCOOHCH3COOHH2CO3H2SHCN>>>>>>>>(2)Ka大的酸能與Ka小的酸對應(yīng)的鹽反應(yīng)，反之不反應(yīng)，即符合“強酸制弱酸”規(guī)律。(3)根據(jù)濃度商Q與電離平衡常數(shù)K的相對大小判斷電離平衡的移動方向(4)根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況例：0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，的值增大還是減?。考铀♂寱r，c(H＋)減小，Ka值不變，所以比值增大(5)比較溶液中離子濃度的大小例：磷酸的三步電離的電離常數(shù)，第一步

第二步

第三步。在磷酸溶液中C(H+)

c(H2PO4-)

c(HPO42-)

c(PO43-)

c(OH-)>>>>>>(6)比較離子結(jié)合質(zhì)子(H+)的能力大小一般弱酸的電離常數(shù)越小，電離程度越弱，弱酸的酸性越弱，此時弱酸根離子結(jié)合氫離子的能力就越強。酸越弱，對應(yīng)的酸根離子結(jié)合氫離子的能力就越強例：已知醋酸的酸性比碳酸強，結(jié)合H+的能力強弱

CO32-HCO3-CH3COO->>3、有同學(xué)認(rèn)為，如果向84消毒液中加入食醋，能增強殺菌消毒效果。已知醋酸與次氯酸的電離平衡常數(shù)如下：Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HClO)＝4.0×10－8，試判斷這種說法的可能性。思考根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷醋酸的酸性大于次氯酸的酸性，根據(jù)“強酸制弱酸”的規(guī)律，可以判斷NaClO能與CH3COOH發(fā)生反應(yīng)生成次氯酸，從而增強“84”消毒液的殺菌消毒效果。6、實驗探究【實驗3-2】CH3COOH與H2CO3酸性強弱比較實驗過程向盛有2mL1mol·L－1醋酸的試管中滴加1mol·L－1Na2CO3溶液，觀察現(xiàn)象實驗示意圖

實驗現(xiàn)象有氣泡產(chǎn)生實驗結(jié)論CH3COOH酸性大于碳酸Ka大小比較Ka(CH3COOH)大于Ka1(H2CO3)三、電離度及其應(yīng)用1.概念弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時，已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)(包括已電離的和未電離的)百分率，稱為電離度，通常用α表示2.電離度的表示方法3.電離度的意義電離度實質(zhì)上是一種平衡轉(zhuǎn)化率，表示弱電解質(zhì)在水中的電離程度4.電離常數(shù)的計算(1)一元弱酸：HA?H+＋A-(2)一元弱酸：BOH?B+＋OH-

例：濃度相同的HCl、CH3COOH，溶液中H+濃度關(guān)系為：前者

后者H+濃度相同的HCl、CH3COOH，則HCl分子、CH3COOH分子的濃度的關(guān)系為：前者

后者><5、電離度與電離常數(shù)的關(guān)系25℃cmol·L－1的CH3COOH溶液中CH3COOH?CH3COO－＋H＋起始濃度/mol·L－1

c00變化濃度/mol·L－1

x

x

x平衡濃度/mol·L－1

c－x

x

x【注意】由于弱電解質(zhì)的電離程度比較小，平衡時弱電解質(zhì)的濃度(a－x)mol·L－1一般近似為amol·L－12、已知25℃時，0.1mol/LCH3COOH溶液，Ka=1.75×10-5，則醋酸的電離度是多少？電離出的氫離子濃度是多少？【練一練】溶液中各種離子濃度的大小關(guān)系：（1）公式不同：（2）影響因素不同：（3）意義相同：都表示弱電解質(zhì)的電離程度相對大小和酸性相對強弱。

電離度與溫度、濃度等有關(guān)系。電離常數(shù)只與溫度有關(guān)系。6、總結(jié)電離常數(shù)與電離程度的聯(lián)系和區(qū)別3.部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：弱酸電離平衡常數(shù)（25°C）HCOOHKa=1.77×10－4HCNKa=4.9×10－10H2CO3Ka1=4.3×10－7Ka2=5.6×10－11下列選項錯誤的是（）A.2CN-+H2O+CO2=2HCN+CO32-

B.2HCOOH+CO32-=2HCOO-+H2O+CO2C.酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>HCO3-

D濃度相同的HCOOH和HCN溶液，前者的導(dǎo)電能力強A【練一練】四、強酸和弱酸比較1、實驗探究鎂條與等濃度、等體積鹽酸、醋酸的反應(yīng)實驗過程向兩個錐形瓶中各加入0.05g鎂條，蓋緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2mL2mol/L鹽酸、2mL2mol/L醋酸，測得錐形瓶內(nèi)氣體的壓強隨時間的變化如圖所示壓強與時間圖宏觀辨識微觀探析反應(yīng)初期鹽酸的反應(yīng)速率比醋酸大鹽酸是強酸，完全電離，醋酸是弱酸，部分電離，同濃度的鹽酸和醋酸，鹽酸中的c(H＋)較大，因而反應(yīng)速率較大反應(yīng)過程中鹽酸的反應(yīng)速率始終比醋酸大，鹽酸的反應(yīng)速率減小明顯，醋酸的反應(yīng)速率減小不明顯醋酸中存在電離平衡，隨反應(yīng)的進(jìn)行，電離平衡正向移動，消耗的氫離子能及時電離補充，所以一段時間速率變化不明顯最終二者產(chǎn)生的氫氣的量基本相等，速率幾乎都變?yōu)榱沔V條稍微過量，兩種酸的物質(zhì)的量相同，隨醋酸電離，平衡正向移動，醋酸幾乎消耗完全，最終二者與鎂條反應(yīng)的氫離子的物質(zhì)的量幾乎相同，因而產(chǎn)生的H2的量幾乎相同。兩種酸都幾乎消耗完全，反應(yīng)停止，因而反應(yīng)速率幾乎都變?yōu)?2、一元強酸和一元弱酸的比較(以一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較為例)酸比較項目等溶質(zhì)濃度、等體積的HCl(a)與CH3COOH(b)pH相同、體積相同的HCl(a)與CH3COOH(b)c(H+)a>ba=bpHa<ba=b酸分子的起始物質(zhì)的量濃度a=ba<bc(Cl-)與c(CH3COO-)大小c(Cl—)>c(CH3COO—)c(Cl—)=c(CH3COO—)溶液的導(dǎo)電性a>ba=b中和酸所用NaOH的物質(zhì)的量a=ba<b與過量Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2的體積a=ba<b與Zn反應(yīng)的起始反應(yīng)速率a>ba=b；反應(yīng)過程中a<b分別加該酸的鈉鹽固體后pHa：不變；b：變大a：不變；b：變大升高溫度PH變化a：不變；b：變小a：不變；b：變小加水稀釋到10V的PHa：PH+1；b：(PH，PH+1)a：PH+1；b：(PH，PH+1)同濃度的鹽溶液PHa：7；