第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第一節(jié)電離平衡CONTENT010203強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)弱電解質(zhì)的電離平衡電離平衡常數(shù)鹽酸和醋酸是生活中經(jīng)常用到的酸。鹽酸常用于衛(wèi)生潔具的清潔。醋酸的腐蝕性比鹽酸的小，比較安全，為什么不用醋酸代替鹽酸呢？有效成分是鹽酸潔廁靈【實(shí)驗(yàn)3-1】取相同體積、0.1mol/L的鹽酸和醋酸，比較它們pH的大小，試驗(yàn)其導(dǎo)電能力，并分別與等量鎂條反應(yīng)。一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)實(shí)驗(yàn)操作實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象實(shí)驗(yàn)結(jié)論用pH計(jì)分別測0.1mol/L鹽酸、醋酸的pH鹽酸：pH______1醋酸：pH____1同濃度的鹽酸和醋酸中，c(H+)：鹽酸______醋酸燈泡明亮程度：鹽酸______醋酸同濃度的鹽酸和醋酸中，離子總濃度：鹽酸___醋酸用相同的鎂條分別與0.1mol/L鹽酸和醋酸反應(yīng)氣球均脹大，但鎂粉與鹽酸反應(yīng)的氣球鼓起得更_______鹽酸與鎂的反應(yīng)速率_____醋酸與鎂的反應(yīng)速率結(jié)論：實(shí)驗(yàn)表明當(dāng)兩種酸的濃度相同時(shí)，鹽酸電離出來的c(H+)________醋酸電離出來的c(H+)，即鹽酸的電離程度____________醋酸的電離程度一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)=＞＞＞＞＞快＞＞一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1.定義：強(qiáng)電解質(zhì)：弱電解質(zhì)：2.強(qiáng)弱電解質(zhì)與結(jié)構(gòu)的關(guān)系:在水溶液中或熔融狀態(tài)下能完全電離的電解質(zhì)。（如：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大多數(shù)鹽）在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)。（如：弱酸、弱堿等）化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)強(qiáng)堿大部分鹽活潑金屬氧化物強(qiáng)酸弱電解質(zhì)弱酸弱堿水個(gè)別鹽某些氣態(tài)氫化物非金屬氧化物大多數(shù)有機(jī)物NaOH、Ca(OH)2等NaCl、CaCO3、NaHCO3等Na2O、Na2O2等H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI等H2CO3、HNO2、CH3COOH、HCN、H3PO4、H2SO3、H2S等NH3·H2O、Cu(OH)2等(CH3COO)2Pb等NH3、CH4等CO2、SO2、NO2等蔗糖、酒精等離子化合物共價(jià)化合物化合物注意：強(qiáng)弱電解質(zhì)的區(qū)分依據(jù)不是看該物質(zhì)溶解度的大小,也不是看其水溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱,而是看____________________________。其在水溶液中是否完全電離3.電離方程式的書寫強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中完全電離，用“＝”。弱電解質(zhì)在溶液中部分電離，用“

”多元弱酸電離分步寫，不可合并，其中以第一步電離為主；多元弱堿在中學(xué)階段要求一步寫出?！揪毩?xí)1】下列屬于電解質(zhì)的是__________________，屬于非電解質(zhì)的是

______________________

①NaCl溶液

②NaOH③H2SO4

④Cu⑤CH3COOH

⑥NH3·H2O⑦CO2

⑧乙醇

⑨水②③⑤⑥⑨⑦⑧【練習(xí)2】填空：a、石墨b、SO2c、液態(tài)HCld、Cl2

e、熔融硫酸鉀f、食鹽晶體g、硫酸溶液h、乙醇i、氨水

j、Cuk、冰醋酸

能導(dǎo)電的是____________________；屬于強(qiáng)電解質(zhì)的是_____________；

屬于弱電解質(zhì)的是_____________；屬于非電解質(zhì)的是_________________。a、e、g、i、jc、e、fkb、h【練習(xí)3】請寫出Na2SO4、HClO、NH3·H2O、H3PO4、Fe(OH)3、NaHCO3、NaHSO4在水溶液中的電離方程式。Na2SO4=2Na++SO42－HClO

H++ClO－NH3·H2O

NH4++OH－H3PO4H++H2PO4－HPO42－H++PO43－Fe(OH)3Fe3++3OH－H2PO4－

H++HPO42－NaHCO3=Na++HCO3－NaHSO4=Na++H++SO42－二、弱電解質(zhì)的電離平衡1.電離平衡的建立

2.電離平衡狀態(tài)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__________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_________________。速率電離平衡狀態(tài)3.電離平衡的特征——研究對象為弱電解質(zhì)——電離平衡與化學(xué)平衡一樣是動態(tài)平衡——達(dá)到平衡時(shí)，溶液中離子濃度和分子濃度都保持不變——弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等弱等動定變——條件改變，電離平衡發(fā)生移動，各粒子的濃度都要發(fā)生改變4.電離平衡的影響因素【練習(xí)4】以CH3COOHCH3COO—+H+為例，分析改變以下條件后的影響改變條件平衡移動方向n(H+)c(H+)c(CH3COOH)電離程度導(dǎo)電能力加水稀釋

加入少量冰醋酸

通入HCl(g)

加入NaOH(s)

加入鎂粉

升高溫度

正向移動正向移動逆向移動正向移動正向移動正向移動增大增大增大增大增大增大增大增大減小減小減小增大增大增大增大減小減小減小減小減小減小增大減小減小減弱增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)因素影響結(jié)果溫度升高溫度，電離平衡___________移動濃度加水稀釋，電離平衡___________移動外加物質(zhì)加入與弱電解質(zhì)電離出的離子相同的離子，電離平衡__________移動（同離子效應(yīng)）加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的離子，電離平衡_________移動正向正向逆向正向越熱越電離越稀越電離4.電離平衡的影響因素三、電離平衡常數(shù)1.定義：在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，對一元弱酸或一元弱堿來說，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(gè)_________，這個(gè)常數(shù)叫作電離平衡常數(shù)，簡稱____________，用______表示（通常用Ka

、Kb

分別表示_______、______的電離平衡常數(shù)）。常數(shù)電離常數(shù)K弱酸弱堿一元弱酸(HA)的電離的平衡常數(shù)HAA?+H+c(A?)·c(H+)c(HA)Ka＝一元弱堿(BOH)的電離的平衡常數(shù)Kb＝c(B+)·c(OH?)c(BOH)HBOH?+B+2.電離常數(shù)的表示方法(1)一元弱酸和一元弱堿（2）多元弱酸多元弱酸：多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，各步都有平衡常數(shù)，通常用Ka1、Ka2

來表示，如H2CO3：H2CO3H++HCO3—Ka1=____________________

H++CO32—Ka2=___________________HCO3—注意：多元弱酸各步電離常數(shù)大小關(guān)系為Ka1＞＞Ka2＞＞Ka3，因此多元弱酸的酸性主要由第一步?jīng)Q定。c(H+)?c(HCO3—)c(H2CO3)c(H+)?c(CO32—)c(HCO3—)①從平衡移動角度：第一步電離產(chǎn)生的H+抑制了第二步的電離；②從原子結(jié)構(gòu)角度：第一步電離后生成的陰離子較難再進(jìn)一步電離出帶正電荷的H+。3.意義表示弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度_______________。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________所決定。（2）外因：對于同一弱電解質(zhì)，電離平衡常數(shù)只與__________有關(guān)，電離一般為吸熱過程，因此電離平衡常數(shù)隨溫度升高而__________。越大性質(zhì)溫度增大5.電離常數(shù)的計(jì)算——三段式法例：25℃時(shí)，cmol?L-1的CH3COOH溶液：CH3COOHCH3COO—+H+起始濃度/(mol?L-1)c00變化濃度/(mol?L-1)xxx平衡濃度/(mol?L-1)c-xxx≈則c(H+)=________________Kac√mol/Lc(H+)?c(CH3COO—)c(CH3COOH)Ka==x2c—xx2c6.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(qiáng)弱，相同條件下，K越大，酸性（或堿性）___________________。（2）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。（3）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，如25℃時(shí)，Ka(HCOOH)=1.77×10-4，Ka(HCN)=4.9×10-10，酸性：HCOOH_______HCN，HCOOH+NaCN=HCN+HCOONa能否發(fā)生？越強(qiáng)＞能（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。如：0.1mol/L的CH3COOH溶液加水稀釋，則c(CH3COO—)/c(CH3COOH)________(填“增大”“減小”或“不變”)【練習(xí)5】用水逐漸稀釋0.1mol/L的氨水，若溫度保持不變，則始終保持增大趨勢的是（

）A、c(OH—)B、c(NH4+)C、c(NH3·H2O)D、c(NH4+)/c(NH3·H2O)增大D【練習(xí)6】在常溫時(shí)，用蒸餾水稀釋1mol/L的醋酸溶液至0.01mol/L，隨溶液的稀釋，下列各項(xiàng)中始終保持增大趨勢的是（

）A、c(H+)/c(CH3COOH)B、c(CH3COO—)/c(H+)C、c(CH3COOH)/c(CH3COO—)D、c(CH3COO—)·c(H+)/c(CH3COOH)A7.電離度（1）定義：弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)的百分率，稱為電離度，用α表示。（2）表達(dá)式：

（3）影響因素：弱電解質(zhì)的電離度與溶液的濃度有關(guān)，一般而言，濃度越大，電離度越??；濃度越小，電離度越大。（4）電離常數(shù)K與α的關(guān)系25℃時(shí)，cmol?L-1的CH3COOH溶液，其電離度為α。CH3COOHCH3COO—+H+起始濃度/(mol?L-1)c00變化濃度/(mol?L-1)cαcαcα平衡濃度/(mol?L-1)c(1-α)cαcαcα2c(H+)?c(CH3COO—)c(CH3COOH)Ka=≈=c2α2c(1-α)【練習(xí)7】將大小相同、質(zhì)量相等的鎂條，放入下列溶液中，反應(yīng)速率按由大到小的順序排列正確的是（

）(1)2mol/LH3PO4(2)2mol/LCH3COOH(3)2mol/LCH3COOH中加入少量的CH3COONa(4)2mol/L的鹽酸A、(1)(3)(2)(4)B、(4)(1)(2)(3)C、(4)(2)(1)(3)D、(1)(4)(3)(2)【練習(xí)8】濃度相同的下列溶液中，SO32—濃度最大的是（

）A、H2SO3B、NaHSO3C、Na2SO3BC【練習(xí)9】25℃時(shí)，部分弱酸的電離平衡常數(shù)如表：弱酸HCOOHH2SH2CO3HClO電離平衡常數(shù)Ka=1.8×10-4Ka1=1.1×10-7Ka2=1.3×10-13Ka1=4.5×10-7Ka2=4.7×10-11Ka=4.0×10-8根據(jù)以上信息寫出下列離子方程式：（1）次氯酸與碳酸鈉溶液的反應(yīng)：______________________________________________________（2）少量CO2通入NaClO溶液中：____________________________________________________HClO+CO32—=ClO—+HCO3—ClO—+CO2+H2O=HClO+HCO3—（3）H2S氣體通入NaClO溶液中：_________________________________________________（4）碳酸鈉溶液滴入足量甲酸溶液中：_________________________________________________（5）碳酸鈉溶液中通入少量H2S氣體：_________________________________________________H2S+ClO—=S↓+Cl—+H2O2HCOOH+CO32—=2HCOO—+H2O+