第一節(jié)電離平衡人教版選擇性必修一高二化學

第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡【思考】1、為什么潔廁靈的成分是鹽酸，而不是醋酸？2、石蕊試液為什么遇酸變紅遇堿變藍？一、思考電解質(zhì)非電解質(zhì)在________或__________下能夠?qū)щ姷腳_________水溶液熔融狀態(tài)化合物在________和__________下均不能夠?qū)щ姷腳_________水溶液熔融狀態(tài)化合物酸、堿、鹽、金屬氧化物、金屬氫化物、水【類別】【類別】非金屬氧化物(除水)、大多有機物、NH3二、回顧：電解質(zhì)和非電解質(zhì)【實驗3-1】0.1mol/LHCl0.1mol/LCH3COOHpH值pH=1pH≈30.1mol/L鹽酸pH＝10.1mol/L醋酸pH＝3三、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)0.1mol/LHCl0.1mol/LCH3COOH【實驗3-1】導電能力強弱離子濃度：0.1mol/L鹽酸＞0.1mol/L醋酸溶質(zhì)電離行為有差異三、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)0.1mol/LHCl0.1mol/LCH3COOH【實驗3-1】與鎂條反應(yīng)產(chǎn)生氣泡速度較快產(chǎn)生氣泡速度較慢三、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)【實驗3-1】0.1mol/LHCl0.1mol/LCH3COOHpH值導電能力與鎂條反應(yīng)pH=1pH≈3強弱產(chǎn)生氣泡速度較快產(chǎn)生氣泡速度較慢pH不同，說明:鹽酸和醋酸中的H+濃度不同，

即HCl和CH3COOH的電離程度不同。三、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強電解質(zhì)弱電解質(zhì)在水溶液中能_______電離強酸：如

HCl強堿：如KOH大部分鹽：如NaCl、BaSO4

活潑金屬氧化物：Al2O3【類別】【類別】弱酸：H2CO3、CH3COOH、弱堿：NH3·H2O、Al(OH)3水完全在水溶液中只能_______電離部分強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)與其溶解性無關(guān)三、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)電離方程式強電解質(zhì)完全電離，符號用“＝”。如：HClBa(OH)2Na2CO3NaHSO4

NaHCO3CH3COONH4三、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)電離方程式強電解質(zhì)完全電離，符號用“＝”。如：HCl=H++Cl-Ba(OH)2=Ba2++2OH-Na2CO3=2Na++CO32-NaHSO4

=Na++H++SO42-NaHCO3

=

Na+

+HCO3-CH3COONH4=CH3COO-+NH4+三、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)電離方程式弱電解質(zhì)

部分電離，符號選用“?”,如：一元弱酸、一元弱堿多元弱酸分步電離，必須分步書寫（以第一步電離為主）多元弱堿分步電離，通常合并書寫CH3COOHNH3·H2OH2CO3Al(OH)3三、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)電離方程式弱電解質(zhì)

部分電離，符號選用“?”,如：一元弱酸、一元弱堿多元弱酸分步電離，必須分步書寫（以第一步電離為主）多元弱堿分步電離，通常合并書寫

三、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)HCl在水中完全電離醋酸在水中部分電離主要粒子H2OH2OH+H+CH3COO?Cl?CH3COOH三、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

（1）定義

一定條件（如溫度、濃度）下，當弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子重新結(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)生變化時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)。1、電離平衡等定動變（2）特點四、弱電解質(zhì)的電離平衡2、電離平衡的影響因素本質(zhì)因素：電解質(zhì)本身的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)1）溫度不同溫度下0.05mol/L醋酸的pH：溫度20℃24℃pH3.053.03溫度升高，pH減小，c(H+)增大

大多數(shù)弱電解質(zhì)電離吸熱，溫度升高,平衡正向移動,電離程度增大ΔH

＞0越熱越電離——遵循勒夏特列原理四、弱電解質(zhì)的電離平衡2、電離平衡的影響因素2）濃度

①增大醋酸濃度③加水稀釋平衡移動方向電離程度正向減小正向增大越稀越電離②加入醋酸鈉固體逆向減小離子濃度導電能力四、弱電解質(zhì)的電離平衡

在一定條件下，當弱電解質(zhì)的電離達到平衡時，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度冪指數(shù)的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數(shù)。1、電離平衡常數(shù)K弱堿的電離常數(shù)Kb弱酸的電離常數(shù)Ka一元弱酸、一元弱堿

五、電離平衡常數(shù)多元弱酸、多元弱堿1）多元弱酸的電離是分步進行的，每一步各有電離常數(shù)。

通常用K1

、K2

、K3等來分別表示

H2CO3

2）多元堿4.3×10-75.6×10-11五、電離平衡常數(shù)2、電離平衡常數(shù)的意義

一定溫度下，弱電解質(zhì)的K值越大，電離程度越大，酸性（或堿性）越強。CH3COOHH2CO3K=1.8×10-5Ka1=4.3×10-7Ka2=5.6×10-11

酸性：

五、電離平衡常數(shù)3、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用1）比較酸性強弱—制備弱酸以下表中是某些弱電解質(zhì)的電離常數(shù)（25℃），比較它們的酸性強弱。弱電解質(zhì)電離常數(shù)HClOHFHNO24.0×10?86.3×10?45.6×10?4

酸性：HF＞HNO2＞HClO五、電離平衡常數(shù)3、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用2）溶液中離子濃度的大小判斷C(H+)

c(H2PO4-)

c(HPO42-)

c(PO43-)

c(OH-)

離子濃度：K1＞K2＞K3>>>>五、電離平衡常數(shù)3、電離平衡常數(shù)的應(yīng)用3）判斷離子結(jié)合質(zhì)子的能力一般弱酸的電離常數(shù)越小，酸性越弱，弱酸根離子結(jié)合氫離子的能力就越強。

酸性：

CH3COO-_____

HCO3-_____

CO32-＜＜

結(jié)合H+能力：五、電離平衡常數(shù)溫度電離常數(shù)K只受溫度影響電離是吸熱的：升高溫度，平衡正向移動，電離常數(shù)K_______

增大在室溫時，可以不考慮溫度對電離常數(shù)的影響。

內(nèi)因:

外因:弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)溫度20℃24℃pH3.053.03Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)分子變大分母變小六、電離平衡常數(shù)的影響因素1、電離程度αC(已電離）C(初始）α%=×100%

C(已電離）C(初始）α%=×100%=C初/mol·L－1

m00?C/mol·L－1

x

x

xC平/mol·L－1

m－x

x

x

m×100%xm≈

m－x七、電離平衡的相關(guān)計算2、電離平衡常數(shù)C初/mol·L－1 0.200?C/mol·L－1

C平/mol·L－1某溫度下，氨水的濃度為

0.2mol·L–1，達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O為1.7×10-3mol·L–1。計算該溫度下的電離平衡常數(shù)。

=0.21.7×10-3≈×1.7×10-31.4×10-51.7×10?30.2?1.7×10?31.7×10?31.7×10?31.7×10?31.7×10?3若起始濃度0.1mol·L–1七、電離平衡的相關(guān)計算電離平衡電解質(zhì)和非電解質(zhì)強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)平衡的建立與特征影響因素：弱電解質(zhì)的電離平衡內(nèi)因——電解質(zhì)本身外因——溫度、濃度完全電離部分電離八、總結(jié)八、總結(jié)電離平衡常數(shù)電離平衡常數(shù)電離平衡常數(shù)的影響因素電離程度、電離平衡常數(shù)的計算電離平衡常數(shù)的計算內(nèi)因——電解質(zhì)本身外因——只受溫度影響表達式意義和應(yīng)用1、下列物質(zhì)中：①NaOH溶液②NaCl③鹽酸④CO2

⑤CaCO3⑥Fe⑦硫酸⑧乙醇⑨融熔CaCl2⑩Na2O能導電的物質(zhì)是：

；屬于電解質(zhì)的是：

；①③⑥⑨②⑤⑦⑨⑩九、練習

九、練習ccbd九、練習3、4、以下表中是某些弱電解質(zhì)的電離常數(shù)（25℃），比較它們的酸性強弱。弱電解質(zhì)電離常數(shù)HClOHFHNO24.0×10?86.3×10?45.6×10?4

酸性：HF＞HNO2＞HClO九、練習5、已知25℃，NH3·H2O的Kb=。若氨水的濃度為

2.0mol·L–1。求溶液中的氫氧根離子濃度c(OH–)。6.0×10–3=2-x

x?x