資源簡介

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第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第一節 電離平衡
第1課時 強電解質和弱電解質
教學目標
1、教學目標
1) 通過對電解質進行分類，進一步掌握物質分類的方法，并能從微觀層面理解強、弱電解質的本質區別。
2) 認識弱電解質的電離平衡，能運用電離平衡描述和解釋化學現象，并預測可能的結果，樹立對立統一、聯系發展和動態平衡的觀點。
3) 建構電離平衡常數模型，并能應用模型解釋弱電解質在水溶液中發生的變化。
2、教學重點和難點
1) 重點：弱電解質的電離平衡和電離平衡常數。
2) 難點：弱電解質的電離平衡。
本章概述
上一章我們學習了化學平衡的一般規律，本章將依次討論發生在水溶液中的弱酸弱堿的電離平衡、鹽類水解平衡、沉淀溶解平衡等。
這些發生在水溶液中的離子反應，它們的活化能都比較低，反應速率較快，因此它們的平衡問題顯得尤為重要。
這類反應都在液相中進行，所以壓力對反應的影響可以忽略；由于反應的熱效應小，實踐中通常也不關注溫度對反應的影響，只討論濃度對反應的影響。
引入新課
鹽酸和醋酸是生活中經常用到的酸。
鹽酸常用于衛生潔具的清潔。比如潔廁靈的有效成分是鹽酸。
我們知道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？
回顧
電解質：在水溶液中或熔融狀態下能導電的化合物
電離：電解質溶于水或受熱融化時，形成自由移動的離子的過程
回顧
活動一：在燒杯中畫出HCl氣體溶解在水中后，該溶液中存在微粒的微觀示意圖(不考慮水的電離)，并寫出電離方程式
溶解
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
活動展示
A同學
B同學
Cl
H＋
Cl
H＋
H＋
Cl
電離方程式：____________________
HCl ＝H＋＋Cl
電離方程式：____________________
HCl ＝H＋＋Cl
猜想
活動二：嘗試在燒杯中畫出冰醋酸溶解在水中后，該溶液中存在微粒的微觀示意圖(不考慮水的電離)，并寫出電離方程式
溶解
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
活動展示
C同學
D同學
電離方程式：____________________
H＋
CH3COO
H＋
CH3COO
CH3COOH
CH3COO＝H＋＋CH3COO
電離方程式：____________________
E同學
H＋
CH3COO
CH3COOH
電離方程式：____________________
CH3COO＝H＋＋CH3COO
CH3COO H＋＋CH3COO
證據推理
實驗1：取相同體積、0.1mol/L的鹽酸和醋酸分別與等量的鎂條反應，觀察、比較并記錄現象。
酸 0.1mol/L鹽酸 0.1mol/L醋酸
與鎂條反應
Mg＋2HCl＝MgCl2＋H2↑
Mg＋2HAc＝MgAc2＋H2↑
迅速產生大量氣泡
產生氣泡相對緩慢
證據推理
實驗1：取相同體積、0.1mol/L的鹽酸和醋酸分別與等量的鎂條反應，觀察、比較并記錄現象。
酸 0.1mol/L鹽酸 0.1mol/L醋酸
與鎂條反應
Mg＋2HCl＝MgCl2＋H2↑
Mg＋2HAc＝MgAc2＋H2↑
迅速產生大量氣泡
產生氣泡相對緩慢
思考：能否從化學反應速率的角度來解釋該現象產生的原因？
原因：等濃度的鹽酸和醋酸溶液中c(H+)鹽酸 > c(H+)醋酸
證據推理
實驗2：取相同體積、0.1mol/L的鹽酸和醋酸，比較它們pH的大小
酸 0.1mol/L鹽酸 0.1mol/L醋酸
與鎂條反應 迅速產生大量氣泡 產生氣泡相對緩慢
pH
pH數據的含義
證據推理
實驗2：取相同體積、0.1mol/L的鹽酸和醋酸，比較它們pH的大小
酸 0.1mol/L鹽酸 0.1mol/L醋酸
與鎂條反應 迅速產生大量氣泡 產生氣泡相對緩慢
pH
pH數據的含義
約為1
約為3
0.1mol/L鹽酸中c(H+)=0.1mol/L
0.1mol/L醋酸中c(H+)=0.001mol/L
大約每100個CH3COOH只有1個CH3COOH發生電離
模型構建
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
液面
電解質(HCl)電離的結果
液面
電解質(CH3COOH)電離的結果
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COO
CH3COOH
CH3COOH
H＋
活動展示
C同學
D同學
電離方程式：____________________
H＋
CH3COO
H＋
CH3COO
CH3COOH
CH3COO＝H＋＋CH3COO
電離方程式：____________________
E同學
H＋
CH3COO
CH3COOH
電離方程式：____________________
CH3COO＝H＋＋CH3COO
CH3COO H＋＋CH3COO
√
(未考慮微弱電離)
強弱電解質
1) 強電解質：在水溶液中能夠全部電離的電解質
2) 弱電解質：在水溶液中只有部分電離的電解質
模型認知
1) 左→右：弱電解質電離成離子
CH3COOH CH3COO + H＋
液面
電離過程是可逆的，存在電離平衡
2) 右←左：離子結合成弱電解質
CH3COO
CH3COOH
H＋
CH3COO
CH3COOH
H＋
電離平衡
活動三：根據化學平衡方面知識，嘗試畫出冰醋酸電離過程中的v-t曲線
t
v
0
v電離
v結合
v電離＝v結合
t1
電離平衡
強弱電解質
常見的強弱電解質
強電解質
弱電解質
強酸
強堿
絕大多數鹽
弱酸
弱堿
水
HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI
KOH、NaOH、Ba(OH)2、 Ca(OH)2
NaCl、BaSO4、 NH4Cl等
H2S、H2CO3、CH3COOH、HClO等
NH3·HO、Fe(OH)2、 Fe(OH)3等
符號表征——電離方程式
類型 電離情況分析 舉例
強電解質
弱電解質
多元弱酸
多元弱堿
完全電離
用“＝”
部分電離
用“ ”
HClO4＝
Ba(OH)2＝
NH4Cl＝
NH3·H2O
CH3COOH
H＋ + ClO4
Ba2＋ + 2OH
NH4＋ + Cl
NH4＋ + OH
CH3COO + H＋
分步電離，以第一步電離為主
分步電離，但一般用一步電離表示
H2CO3
HCO3
H＋ + HCO3 (主)
H＋ + CO32 (次)
Cu2＋ +2OH
Cu(OH)2
H2CO3
HCO3
H＋
CO32
H＋
學以致用
同濃度條件下鹽酸中的c(H＋)大于醋酸中c(H＋)，濃度越大，反應速率越快，去污速率越快。
CaCO3＋2H＋＝Ca2＋＋CO2↑＋H2O
符號表征——電離方程式
拓展：1) 酸式鹽
① 強酸的酸式鹽：
如：水溶液中 NaHSO4＝
熔融狀態 NaHSO4＝
② 弱酸的酸式鹽：
如：水溶液中 NaHCO3＝
2) 兩性化合物：
如：Al(OH)3
完全電離，一步完成
Na＋＋H＋＋SO42
Na＋＋HSO4
Na＋＋HCO3
HCO3 H＋＋CO32
Al(OH)3
Al3＋ +3OH
AlO2 +H＋+H2O
強中有弱，分步完成
雙向電離
在熔融狀態下電離共價鍵不發生斷裂
符號表征
練、下列各項中電解質的電離方程式中正確的是(　　)
NaHCO3水溶液：NaHCO3＝Na＋＋H＋＋CO32
B. 熔融狀態的NaHSO4：NaHSO4＝Na＋＋HSO4
C. HF的水溶液：HF＝H＋＋F
D. H2S 的水溶液：H2S 2H＋＋S2
B
課堂小結
強弱電解質及電離平衡
概念
強電解質：全部電離(強酸、強堿、大部分鹽)
弱電解質：部分電離(弱酸、弱堿、H2O)
電離方程式書寫
1) 多元弱酸分步電離
2) 多元弱堿一般按一步電離書寫
3) 弱酸酸式鹽先完全電離，酸式酸根再分步電離
隨堂練習
練、用如圖所示裝置分別進行下列各組物質的導電性實驗，
小燈泡的亮度比反應前明顯減弱的是(　　)
A．向亞硫酸鈉溶液中通入氯氣
B．向硝酸銀溶液中通入少量氯化氫
C．向氫碘酸飽和溶液中通入少量氧氣
D．向氫氧化鈉溶液中通入少量氯氣
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第一節 電離平衡
第2課時 弱電解質的電離平衡
回顧
電離
結合
CH3COOH CH3COO + H＋
t
v
0
v電離
v結合
v電離＝v結合
t1
電離平衡
弱電解質的電離平衡：在一定條件(如一定溫度、濃度)下，當弱電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合成弱電解質分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫做電離平衡。
電離平衡的特征
特征：與化學平衡相似
1) 逆：電離平衡是可逆過程
2) 等：v電離＝v結合 ≠ 0
3) 動：電離平衡是一種動態平衡
4) 定：平衡時溶液中離子的濃度和分子的濃度保持不變
5) 變：當外界條件(如溫度、濃度)改變時，電離平衡被破壞
電離平衡的影響因素
1) 內因：弱電解質本身的性質 (決定性因素)
2) 外因：溫度、濃度、同離子效應、化學反應
任務一：利用勒夏特列原理，討論改變溫度、濃度、化學反應等因素時對電離平衡產生的影響
1) 溫度：絕大多數的弱電解質電離都是吸熱的
升高溫度，平衡_________移動，電離程度______
向右/正向
增大
特例：HF H＋＋F H＝ 104kJ·mol 1
電離平衡的影響因素
2) 濃度：化學平衡模板 1＜1＋1
途徑：① 加水稀釋、② 增大電解質溶液濃度
① 加水稀釋
(類似于化學平衡的減壓) (即：1＜1＋1)
加水稀釋，平衡______移動，電離程度______；
電離生成的離子濃度______，電解質分子濃度______。
向右
增大
減小
減小
規律：越稀越電離 (稀釋有利于弱電解質的電離)
② 增大電解質溶液濃度
電離平衡______移動，電離程度______；
電離生成的離子濃度______，電解質分子濃度_____。
向右
減小
增大
增大
(類似于化學平衡的加壓) (即：1＜1＋1)
電離平衡的影響因素
3) 同離子效應：在弱電解質溶液中加入與弱電解質具有相同離子的強電解質，電離平衡向左移動，弱電解質的電離受到抑制，電離程度減小。
4) 化學反應：若外加物質能與弱電解質電離出的離子發生反應，則電離平衡向右移動，弱電解質的電離受到促進，電離程度增大。
電離平衡的影響因素
填表：CH3COOH CH3COO + H＋ ΔH > 0
改變條件 移動方向 c(H＋) c(Ac ) c(HAc) 電離程度
加熱
通HCl
加 NaOH(s)
加NaAc(s)
加CH3COOH
加 水
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
電離平衡的影響因素
練、稀氨水中存在著下列平衡：NH3·H2O NH4＋＋OH 若要使平衡向逆方向移動，同時使c(OH )增大，應加入的物質或采取的措施是(　　)
①NH4Cl固體　 ②硫酸　 ③NaOH固體　
④水　 ⑤加熱 ⑥加入少量MgSO4固體
A. ①②③⑤ B. ③ C. ③④⑥ D. ③⑤
B
質疑
請寫出以下反應的化學方程式
1) 向Ca(ClO)2溶液中通入少量的CO2；
2) 向NaClO溶液中通入少量的CO2
Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3↓＋HClO
NaClO＋CO2＋H2O＝NaHCO3＋HClO
電離平衡常數
25oC時CH3COOH電離平衡體系中各粒子的濃度
CH3COOH CH3COO + H＋ ΔH > 0
起始時各離子濃度/(mol L)
HAc
c(H＋)·c(Ac )
c(HAc)
平衡時各離子濃度/(mol L)
平衡時
Ac
H＋
HAc
Ac
H＋
0.01
0
0
0.1
0
0
0
0.01
0.01
0
0.1
0.1
9.584×10 3
4.160×10 4
4.162×10 4
9.868×10 2
1.321×10 3
1.341×10 3
9.586×10 3
4.141×10 4
4.151×10 4
9.866×10 2
1.325×10 3
1.337×10 3
1.806×10 5
1.795×10 5
1.793×10 5
1.796×10 5
結論：在一定溫度下，當弱電解質的電離達到平衡時，溶液中各組分的濃度之間存在一定的關系。
電離平衡常數
1) 概念：對一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質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，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數。
符號：弱酸、弱堿的電離常數通常分別用Ka、 Kb表示
2) 表示方法：
① 一元弱酸、一元弱堿的電離常數
CH3COOH CH3COO + H＋
NH3·H2O NH4＋＋OH
c(H＋)·c(CH3COO )
c(HAc)
Ka=
c(NH4＋)·c(OH )
c(NH3·H2O)
Kb=
電離平衡常數
② 多元弱酸、多元弱堿的電離常數
H2CO3 H＋+ HCO3
c(H＋)·c(HCO3 )
c(H2CO3)
Ka1＝
c(H＋)·c(CO32 )
c(HCO3 )
Ka2＝
Ⅰ) 多元弱酸的各步電離常數通常分別用Ka1、Ka2······表示
HCO3 H＋+ CO32
注意：1) 多元弱酸各步電離常數的大小一般為 K1 >> K2 >> K3，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。
2) c(H＋)、c(HCO3 )均是指該體系中總的c(H＋)、c(HCO3 )。
3) 多元弱堿的電離比較復雜，高中階段不討論。
電離平衡常數的影響因素
1) 內因：弱電解質本身的性質(決定因素)
2) 外因：溫度(隨溫度升高而增大，HF除外)
提示：同化學平衡常數一樣，對于同一電解質的稀溶液來說，電離常數只與溫度有關，不受粒子濃度的影響。
電離平衡常數的應用
實驗3 2·教材P59：HAc的Ka和H2CO3的Ka1的大小比較
向盛有2mL1mol/L醋酸的試管中滴加1mol/LNa2CO3溶液。觀察現象。
實驗現象
解釋
實驗結論
有氣泡產生
2CH3COOH＋Na2CO3＝2CH3COONa＋H2O＋CO2↑
酸性：HAc＞H2CO3，Ka(HAc)＞Ka1(H2CO3)
結論：在相同溫度下，等濃度的弱酸(弱堿)的電離常數越大，其酸性(堿性)越強；
應用一：根據電離平衡常數判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱
相同條件下，電離平衡常數越大，酸性(或堿性)越強
應用二：根據電離常數判斷鹽與酸反應是否發生(酸性較強的酸制備酸性較弱的酸)
電離平衡常數的應用
應用三：根據電離常數判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況
練、用水稀釋0.1 mol/L氨水時，溶液中隨著水量的增加而減小的是( )
A. c(OH )/c(NH3·H2O) B. c(NH3·H2O)/c(OH ) C. n(OH ) 　 　　
B
應用一：根據電離平衡常數判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱
應用二：根據電離常數判斷鹽與酸反應是否發生(酸性較強的酸制備酸性較弱的酸)
解惑
分析：將CO2通入NaClO溶液中可視為H2CO3與ClO－之間的反應。
查表：25oC時Ka1(H2CO3)＝4.2×10－7、Ka2(H2CO3)＝5.6×10－11、Ka(HClO)＝4.8×10－8，可知：Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)
從“強酸制弱酸”的角度定性分析：
主要發生的反應： CO2＋H2O＋ClO－ HCO3－＋HClO
而不是： CO2＋H2O＋2ClO－ CO32－＋2HClO
定量計算：
1) CO2＋H2O＋ClO－ HCO3 ＋HClO K1＝10.5 (程度較大)
2) CO2＋H2O＋2ClO－ CO32 ＋2HClO K2＝1.47×10 2 (很難)
隨堂檢測
練、在一定溫度下，冰醋酸加水溶解并不斷稀釋過程中，溶液導電能力與加入水的體積有如下變化關系：
(1)“o”點導電能力為0的理由是:
_______________________________；
(2)a、b、c三點對應溶液的c(H＋)由
大到小的順序是:__________；
(3)a、b、c三點中電離程度最大的是
_____，電離常數的關系______； 　　　　　　　　　　　　　
(4)若使c點溶液中c(Ac )增大、c(H＋)減小，
可采取的措施有:______________________________。
導電
能力
o
a
b
c
V水
沒有水冰醋酸沒有電離，無離子
b﹥c﹥a
C
相等
加堿、加碳酸鈉、加鎂、NaAc等
隨堂檢測
(5)在b→c稀釋過程中，下列始終保持增大趨勢的是( )
A. c(H＋) B. n(H＋)
C.
D.
c(CH3COO )
c(CH3COOH)
c(CH3COOH)
c(H＋)
導電
能力
o
a
b
c
V水
拓展：電離度(α)
注：1) 溫度越高，電離度越大；
電離度(α)＝
已電離弱電解質的分子數
弱電解質分子總數
Ka
c
＝
2) 稀釋溶液，電離度增大；
3) 衡量弱電解質電離程度相對大小的另一種參數。
強酸、弱酸的比較
1) 相同體積、相同物質的量濃度的鹽酸和醋酸
c(H＋)
與鎂條反應快慢
與足量鎂反應產生H2量
中和NaOH能力
鹽酸 ＞ 醋酸
由c(H＋)決定
由能電離出的n(H＋)決定
由電離程度決定
鹽酸 ＞ 醋酸
鹽酸＝醋酸
鹽酸＝醋酸
強酸、弱酸的比較
2) 相同體積、相同c(H＋)的鹽酸和醋酸
酸的濃度
開始時反應速率
反應過程中平均反應速率
生成等量氫氣所需的時間
反應過程中速率下降快慢
生成等量的氫氣消耗鎂
與足量的鎂反應產生H2量
一元酸的濃度＝c(H+)/α
鹽酸 ＜ 醋酸
開始時c(H+)
鹽酸 ＝ 醋酸
弱電解質H+有補給強電解質沒有
鹽酸 ＜ 醋酸
弱電解質H+有補給強電解質沒有
鹽酸 ＞ 醋酸
弱電解質H+有補給強電解質沒有
鹽酸 ＞ 醋酸
由n(H2)決定
鹽酸 ＝ 醋酸
能電離出的n(H+)
鹽酸 ＜ 醋酸
謝謝

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