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(共38張PPT)
弱電解質的電離平衡
醋酸的腐蝕性比鹽酸小，比較安全，為什么不用醋酸代替鹽酸呢？
鹽酸和醋酸是生活中常用到的兩種酸，鹽酸常用于衛生潔具的清潔
問：你認為它們的電離程度有無差異 你能設計實驗驗證你的猜想嗎
電解質在水溶液中或熔化狀態下離解成自由移動離子的過程
【實驗3-1】
對等體積、濃度均為0.1 mol/L的鹽酸和醋酸溶液試驗其導電能力，并將其分別跟等量鎂條的反應，測其pH值。觀察比較并記錄實驗現象。
酸 0.1 mol·L－1鹽酸 0.1 mol·L－1醋酸
pH
導電能力 較____ 較____
與鎂條反應的現象 產生無色氣泡_____ 產生無色氣泡_____
實驗結論 實驗表明鹽酸中c(H＋) ，說明鹽酸的電離程度 醋酸的電離程度 1
2.8
強
弱
較慢
更大
大于
較快
Cl－ H3O+
全部電離
部分電離
HCl在水中電離示意 CH3COOH在水中電離示意圖
H3O+ CH3COO－ CH3COOH
HCl
CH3COOH
鹽酸與醋酸在水中的電離示意圖
CH3COOH ＋H2O CH3COO－＋H3O＋
HCl＝Cl－＋H＋
HCl＋H2O＝Cl－＋H3O＋
1 mol·L-1 醋酸中電離出的氫離子濃度僅為0.004mol·L-1 左右。
完全電離
部分電離
強電解質與弱電解質的比較
強電解質 弱電解質
相同點 都是電解質（化合物），在水溶液中都能電離。 電離程度
電解質在溶液中微粒形式
電離方程式的表示方法
完全電離
部分電離
離子
分子、離子
HCl＝Cl－＋H＋
CH3COOH ＋H2O CH3COO－＋H3O＋
強弱電解質的區分與該物質溶解度的大小無關
強電解質溶液的導電能力不一定強于弱電解質。
電解質溶液的導電能力主要由溶液中自由移動離子濃度和電荷數決定。
常見的強電解質
（1）強酸:
（2）強堿:
（3）大部分鹽: 如NaCl等,包括部分難溶性的鹽CaCO3、BaSO4等
如HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、 HBr、HI等
如NaOH、KOH、Ba(OH)2 、Ca(OH)2等
常見的弱電解質
（1）弱酸：
如CH3COOH、H2CO3、H2SiO3、 H3PO4、HNO2、H2S、H2SO3、HF、HClO等
（2）弱堿:
（3）兩性氫氧化物：Al(OH)3
（4） 水、極少數鹽（醋酸鉛(CH3COO)2Pb）等
如NH3.H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等
化
合
物
電解質
非電解質
強電解質
弱電解質
強酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI、HMnO4
強堿：NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2、KOH
大部分鹽：
弱酸：HF、HClO、H2CO3、H2SO3、H3PO4、CH3COOH
弱堿：NH3·H2O、Fe（OH）2、Fe（OH）3、……
水、少部分鹽：(CH3COO) 2Pb
大部分有機物：除有機酸等之外
非金屬的氧化物：CO、CO2、SO2、SO3、NO、NO2……
小結：
大部分氫化物：除水之外
練3：請寫出H2SO4、NH3·H2O 、H2CO3、Al(OH)3、NaHCO3 、 NaHSO4 、 CH3COOH 、Ba(OH)2 、Fe(OH)3在水溶液中的電離方程式。
Fe(OH)3 Fe3＋＋3OH－
CH3COOH 　H＋＋CH3COO－
表示電解質電離的式子叫電離方程式
MgCl2=Mg2++2Cl-
NaOH=Na++OH-
H2SO4=2H++SO42—
NaHCO3：
NaHSO4：
電解質的電離
（1）強電解質的電離
（2）弱電解質的電離
NH3·H2O NH4 + +OH-
（3）酸式鹽的電離
NaHSO4=Na++H++SO42—
NaHCO3=Na++HCO3-
NaHSO4=Na++HSO4-
水溶液
熔融狀態
多元弱酸分步寫，
多元弱堿一步完。
強等號，弱可逆；
1.過程 CH3COOH CH3COO- + H+
電離
結合
c(CH3COOH) c(H+) c(CH3COO- )
CH3COOH初溶于水時
達到平衡前
達到平衡時
思考與討論：
最大
最小
最小
變小
變大
變大
不變
不變
不變
深入探究
弱電解質的電離
（1）電離開始后分子及各離子濃度如何變化 v（電離 ）和 v（結合）怎 樣變化？
（2）當電離達到最大程度時， v（電離）和 v（結合）是什么關系 溶液中各分子與離子濃度是否變化
醋酸分子
醋酸根離子或氫離子
請你畫出對應濃度-時間圖和時間-速率圖
弱電解質溶液中：弱電解質分子和離子共存
弱電解質的電離程度是“微弱”的
電離平衡：在一定條件（如溫度、濃度）下，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，溶液中各分子和離子的濃度保持不變，電離過程就達到了平衡狀態
1、定義：
電離平衡是一種動態平衡
條件不變，溶液中各分子、離子的濃度
保持不變
v電離（離子化）=v結合（分子化）
條件改變時，電離平衡發生移動。
等
動
定
變
2、特征
=0
溶液中存在分子和離子，且分子多，離子少
25℃時,0.1mol·L-1的乙酸溶液達到平衡,改變下列條件，請填表：
特征：變---外界條件改變時，電離平衡發生移動。
例如：加入電解質、加入其它的物質、改變溫度、加水稀釋等
CH3COOH CH3COO－+H＋
分析思路：外界條件改變→平衡移動方向→平衡移動的結果
改變條件 平衡移動 c(H+) n(H+) c(CH3COO－) 電離程度 溶液導電能力
加熱升溫
加水稀釋
通少量HCl
加NaOH(s)
加醋酸鈉固體
加冰醋酸
加等濃度醋酸
不移動
不變
不變
不變
不變
25℃ 初始濃度/mol·Ｌ－１ 1.00 0.100
平衡濃度（mol·Ｌ－１） CH3COOH
CH3COO- 4.21×10-3 1.34×10-3
H+ 4.21×10-3 1.34×10-3
　
　　　　　　
1.8×10-5
1.8×10-5
0.99579
0.09866
0.421%
1.34%
【交流與討論】
加水稀釋，促進電離；
加水稀釋
【結論】因在稀溶液體系中，弱電解質的稀釋程度大于電離程度；故作為溶質的弱電解質分子和作為溶質的弱電解質電離出離子的濃度都降低。
⑶a、b、c三點中電離程度最大的是 　。
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：試回答：
冰醋酸中只存在醋酸分子,無離子
a﹥c﹥b
C
⑴“0”點導電能力為0的理由是:　　　　　　　　　　　　　
⑵a、b、c三點對應溶液的pH值由大到小的順序是：　　　　　　
⑷若使c點溶液中c(Ac-)、pH值均增大，可采取的措施有:
①加堿②加碳酸鈉③加鎂或鋅
影響因素
（1）內因：
（2）外因：
弱電解質的電離平衡
電解質本身的性質
①溫度升高，有利于電離
②濃度越稀，越有利于電離
③同離子效應：加入與弱電解質具有相同離子
的強電解質，能抑制電離。
④能反應的離子：加入能與弱電解質的某種離子
反應的強電解質，能促進電離。
濃 度
①改變弱電解質濃度
②同離子效應:
(增大生成的離子的濃度)
(減小生成的離子的濃度)
a.加水稀釋：正向移動，電離程度增大
b.增大濃度：正向移動，電離程度減小
逆向移動
正向移動
溫度：
電離吸熱，升高溫度，平衡正向移動
③能反應的離子：加入能與弱電解質的
某種離子反應的強電解質，能促進電離。
內因：電解質本身的性質。通常電解質越弱電離程度越小。
二、影響弱電解質電離平衡的因素
外
因
15.在一定溫度下，對冰醋酸加水稀釋的過程中，溶液的導電能力I隨加入水的體積V變化的曲線如圖所示。
請回答下列問題：(1)a、b、c三點對應的溶液中，c(H＋)由小到大的順序為__________。
c＜a＜b
(2)a、b、c三點對應的溶液中，CH3COOH的電離程度最大的是______。
c
(3)若使c點對應的溶液中c(CH3COO－)增大，則下列措施中，可行的是____________________(填字母，下同)。
A.加熱　　　B.加入NaOH稀溶液 C.加入K2CO3固體
D.加水 E.加入CH3COONa固體 F.加入鋅粒
ACEF
(4)在稀釋過程中，隨著醋酸濃度的減小，下列始終保持增大趨勢的是______。
A.c(H＋) B.n(H＋)
BD
在稀溶液體系中，弱電解質的稀釋程度大于電離程度。
電離程度大于稀釋程度
稀釋程度大于電離程度
電離平衡常數
１、概念：
　　 在一定條件（溫度）下，弱電解質的電離達到平衡時，弱電解質電離生成的各種離子濃度乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫電離平衡常數，簡稱電離常數，用K表示。
２、計算式：
一般弱酸的用Ka表示,弱堿地用Kb表示
Ka（CH3COOH）=
對于一元弱酸 HA H++A-，平衡時
對于一元弱堿 MOH M++OH-，平衡時
K值越大，電離程度越 ，相應酸 (或堿)的酸(或堿)性越 。
①表達式：
②意義：
③影響因素：
強
大
電離平衡常數
內因:
弱電解質本身的性質
溫度
電離常數 K 只受溫度影響
外因:
電離是吸熱的過程：
升高溫度，平衡正向移動，電離常數 K _______
增大
常見弱酸的電離平衡常數（25℃）
H2SO3 H3PO4 HNO2 HF
1.54×10-2 7.6×10-3 4.6×10-4 3.53×10-4
CH3COOH H2CO3 H2S
1.76×10-5 4.3×10-7 9.1×10-8
HClO HCN H2SiO3
2.9×10-8 4.93×10-10 2.2×10-10
H2SO3
H3PO4
HNO2
HF
＞CH3COOH＞H2CO3＞
H2S
HClO
HCN
H2SiO3
一定溫度下，弱電解質的K值越大，電離程度越大，酸性（或堿性）越強。
思考：Ka1、Ka2差別很大的原因(從電離平衡的角度解釋)：
①第一步電離產生的H＋對第二步的電離起抑制作用。
②一級電離出H+后，剩下的酸根陰離子帶負電荷，增加了對H+的吸引力，使第二個H+離子電離困難的多。
多元弱酸的電離以第一步為主
應用1：判斷酸溶液中離子種類并比較濃度大小
在磷酸溶液中:
c(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43-) c(OH-)
>
>
>
>
起始濃度（mol/l）
轉化濃度(mol/l )
平衡濃度(mol/l)
C（H+）
C- C（H+）
C（H+）
0
0
C
C（H+）
C（H+）
C（H+)
當Ka﹤10-4 ,
NH3·H2O NH4+ + OH-
起始濃度（mol/l）
0
0
c
轉化濃度（mol/l）
C（OH-）
C（OH-）
C（OH-)
平衡濃度（mol/l）
C（OH-）
C- C（OH-）
C（OH-）
當Kb﹤10-4，
CH3COOH H+ + CH3COO
起始濃度/(mol·L 1)
變化濃度/(mol·L 1)
平衡濃度/(mol·L 1)
0.2
0
0
1.7×10 3
c(NH3·H2O)＝(0.2 1.7×10 3) mol·L 1 ≈ 0.2 mol·L 1
1.7×10 3
1.7×10 3
0.2 1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
＝
(1.7×10 3)·(1.7×10 3)
0.2
≈
1.4×10 5
c(NH3·H2O)
Kb＝
c(NH4+ )·c(OH )
[例題]在某溫度時，溶質的物質的量濃度為 0.2 mol·L 1的氨水中，達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O為1.7×10 3 mol·L 1，試計算該溫度下NH3·H2O的電離常數（Kb）
NH3·H2O NH4+ + OH
有關電離平衡常數的計算
應用2：根據電離平衡常數判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。
電離常數 K 只受溫度影響
2.在一定溫度下，加水逐漸稀釋1 mol·L－1氨水的過程中，隨著水量的增加，請說明溶液中下列含量的變化：
(1)n(OH－)______(填“增大”“減小”或“不變”，下同)。
增大
增大
不變
NH3·H2O NH4+ + OH
反應本質
2CH3COOH + Na2CO3
==2CH3COONa + H2O + CO2↑
酸性：CH3COOH ＞ H2CO3
實驗結論：
Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3)
實驗3-2:向盛有2 mL 0.1 mol/L 醋酸的試管中加入等濃度 Na2CO3溶液，觀察現象。能否推測出CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1 的大??？
根據電離平衡常數可以判斷鹽與酸(或堿)反應是否發生，相同條件下相對強的酸(或堿)可以制相對弱的酸(或堿)。
應用2：較強酸制較弱酸
3.25 ℃時，幾種弱酸的電離平衡常數如下：
CH3COOH：Ka＝1.75×10－5
H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11
HClO：Ka＝4.0×10－8
(1)CH3COOH、H2CO3、 、HClO的酸性由強到弱的順序：
________________________________。
CH3COOH
提問1：判斷反應CH3COONa＋H2CO3 ===CH3COOH＋ NaHCO3能發生嗎？
提問2：向NaClO溶液中通入少量CO2反應能否進行？若能進行，寫出反應的化學方程式。
CO2+NaClO+H2O=NaHCO3+HClO
已知：H2S： K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15
H2CO3：K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11
提問3：含H2S尾氣用足量的Na2CO3溶液來吸收。寫出離子反應方程式。____________
不能
H2S + CO32－ = HS－+ HCO3－
(2) 結合H＋的能力由強到弱的順序：
______________________________。
3.25 ℃時，幾種弱酸的電離平衡常數如下：
CH3COOH：Ka＝1.75×10－5
H2CO3：Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11
HClO：Ka＝4.0×10－8
－
(3)寫出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化學方程式：____________________________________。
NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3
應用3：判斷離子結合質子的能力
一般弱酸的電離常數越小，酸性越弱，弱酸根離子結合氫離子的能力就越強。
【提升練習1】圖(Ⅰ) 為二元酸H2A溶液中各微粒的百分含量 δ(即物質的量百分數)隨溶液pH的變化曲線(25℃)。如H2A溶液中的H2A、HA－、A2－的物質的量分數δ(A2－)隨pH的變化如圖所示
[已知δ(A2－)＝ ]。請求出H2A的電離平衡常數。
c(HA－)× c(H+)
c(H2A)
Ka1=
=10-4.02
c(A2-)× c(H+)
c(HA-)
Ka2=
=10-6.20
[提升練習2]己二酸(H2X)溶液中：溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖(Ⅱ)所示。請求出H2X的電離平衡常數。
圖(Ⅱ)
用好lg1=0
H2X HX- + H +
HX- X2- + H +
c(HX－)× c(H+)
c(H2X)
Ka1=
c(X2-)× c(H+)
c(HX-)
Ka2=
①表達式
②意義：
在一定條件（溫度、濃度）下，弱電解質電離程度的大小
弱電解質的電離度
【練習】某二元酸（H2A）按如下方式發生一級和二級電離：H2A＝HA-+H+ HA- A2-+H+
測定25℃時，0.1mol·L-1H2A溶液中c(H+)=0.11mol·L-1，則該條件下， HA- 的電離度為 .
10%
H2A＝HA-+H+
0.1
0.1
0.1
HA- A2-+H+
初始濃度 0.1 0 0
平衡濃度 0.01
轉化濃度 0.01 0.01 0.01
0.09 0.01
【思考與討論】向兩個錐形瓶中各加入0.05 g鎂條，蓋緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2 mL 2 mol·L－1鹽酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，測得錐形瓶內氣體的壓強隨時間的變化如圖所示。請回答下列問題 ：
（1)兩個反應的反應速率及其變化有什么特點？
（2）反應結束時，兩個錐形瓶內氣體的壓強基本相等，由此你能得出什么結論？
n(Mg) = 0.0021 mol
n(酸) = 0.004 mol
【結 論】1.等質量的鎂分別與同體積同濃度的鹽酸和醋酸反應時,與鹽酸反應的速率大，與醋酸反應的速率小。
2.過量的鎂分別與同體積同濃度的鹽酸和醋酸反應時,生成氫氣的體積相同。
宏觀辨識 微觀探析
反應 初期 鹽酸的反應速率比醋酸___ 鹽酸是強酸， 電離，醋酸是弱酸，
電離，同濃度的鹽酸和醋酸，鹽酸中的c(H＋) ，因而反應速率____
反應 過程中 鹽酸的反應速率始終比醋酸 ，鹽酸的反應速率減小 ，醋酸的反應速率減小______ 醋酸中存在電離平衡，隨反應的進行，電離平衡 ，消耗的氫離子能及時 ，所以一段時間速率變化不明顯
由上述圖像分析兩種反應的反應速率的變化情況：
大
完全
部分
較大
較大
大
明顯
不明顯
正向移動
電離補充
最終 二者產生的氫氣的量基本 ，速率幾乎都變為___ 鎂條稍微過量，兩種酸的物質的量 ，隨醋酸電離，平衡正向移動，醋酸幾乎
，最終二者與鎂條反應的氫離子的物質的量幾乎 ，因而產生的H2的量幾乎 。
兩種酸都幾乎消耗完全，反應停止，因而反應速率幾乎________
相等
零
相同
消耗完全
相同
相同
都變為0
由上述圖像分析兩種反應的反應速率的變化情況：
(1)相同體積、相同物質的量濃度（c）的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
比較 項目 酸 c(H＋) 酸性 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應產生H2的總量 與同一金屬反應時的起始反應速率
一元強酸
一元弱酸
一元強酸與一元弱酸的比較
大
小
強
弱
相同
相同
大
小
(2)相同體積、相同PH值的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
比較項目 酸 c(H＋) 酸性 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應產生H2的總量 與同一金屬反應時的起始反應速率
一元強酸
一元弱酸 一元強酸與一元弱酸的比較
相同
相同
小
大
少
多
相同

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