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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
判斷：①NaCl溶液；②干冰；③液態的醋酸；④銅；⑤BaSO4固體；
⑥蔗糖；⑦酒精；⑧熔融的KNO3。
（1）以上物質能導電的是： ；
（2）以上物質屬于電解質的是： ；
（3）以上物質屬于非電解質的是： 。
【知 識 回 顧】
電解質：在水溶液里或熔化狀態下能夠導電的化合物。
非電解質：在水溶液里和熔化狀態下都不能導電的化合物。
注意：（1）單質即不是電解質又不是非電解質。
在水溶液里或熔融狀態自身能直接電離產生自由移動的離子。
（2）電解質導電的原因：
物質
純凈物
混合物
單質
化合物
酸
堿
鹽
氧化物
溶液
膠體
濁液
物質
純凈物
混合物
單質
化合物
溶液
膠體
濁液
電解質
非電解質
既不是電解質，
也不是非電解質。
判斷物質是否屬于電解質：
一看：是不是化合物；
二看：是不是導電；（熔化或水溶液中）
三看：是不是自身電離。
請你說說！
日常生活中你了解的鹽酸和醋酸用途
鹽酸主要用于衛生清潔，如潔廁劑的主要成分是鹽酸(HCl)，為什么不用醋酸(CH3COOH)？
為什么除水垢用檸檬酸或醋酸(CH3COOH)、而不用鹽酸(HCl)？
比較同體積、同濃度的鹽酸和醋酸溶液的pH值及分別與等量鎂條反應
實驗探究：實驗3-1
大
小
快
慢
項 目 0.1mol/L HCl 0.1mol/L CH3COOH
溶液的pH
導電能力
與足量鎂條反應產生氣泡的速度比較
思考：
（1）鎂條和酸的反應的實質是什么？影響反應速率的因素是什么？
（2）當酸溶液的物質的量濃度相等時，溶液中的c(H+)是否相等？怎么判斷？
（3）為什么相同體積、相同濃度的鹽酸和醋酸中， c(H+)卻不同？
強
弱
Cl－ H3O+
HCl在水中電離示意圖 CH3COOH在水中電離示意圖
H3O+ CH3COO－ CH3COOH
不徹底、可逆過程
完全電離
部分電離
主要粒子
H2O
H2O
H+
H+
CH3COOH
CH3COO
Cl
【微觀探析】
一、強電解質和弱電解質
強電解質 弱電解質
電離程度
結構特點
物質類別
溶質微粒
水溶液中完全電離，
無電離平衡。
水溶液中只部分電離，
存在電離平衡。
強酸、強堿、多數鹽、部分堿性氧化物等
弱酸、弱堿、水、少數鹽等
只有水合離子
溶質分子與水合離子共存
離子化合物和具有
強極性鍵的共價化合物
某些具有弱極性鍵的
共價化合物
2、電解質電離的條件：
離子化合物：熔化、溶于水
共價化合物：溶于水
1、電解質的強弱與其溶解度無關，只與電離程度有關。
3、影響電解質溶液導電能力的主要因素 ——
自由離子的濃度
溶液的濃度
溶質的電離程度
注意：
現有以下物質:①硫酸銅晶體　 ②AlCl3 ③冰醋酸　 ④硫化氫?、萑趸颉?br/>⑥金屬鎂　⑦石墨 ⑧亞硫酸鈉 ⑨氨水　 ⑩熟石灰固體。
(1)屬于強電解質的是　 　　　　(填序號,下同)。
(2)屬于弱電解質的是　 。
(3)屬于非電解質的是　 。
(4)既不是電解質,又不是非電解質的是　　　　　。
(5)能導電的是　　　　　。
①②⑧⑩
③④
⑤
⑥⑦⑨
⑥⑦⑨
電離方程式的書寫
1.強電解質在溶液中完全電離，用“=”
強電解質 強酸
強堿
鹽 正鹽
強酸的 酸式鹽
弱酸的 酸式鹽
復鹽
HCl = H+ + Cl-
Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-
NaHSO4 = Na++HSO4-（熔融狀態）
NaHSO4 = Na++H++SO42- （水溶液）
KAl(SO4)2= K+ + Al3+ + 2SO42-
①一元弱酸、弱堿一步電離一步寫出
HClO
HF
H2O
NH3.H2O
H++ClO-
H++F-
H++OH-
NH4++OH-
CH3COOH CH3COO + H+
②多元弱酸分步電離，必須分步寫出
H2SO3
H3PO4
H2CO3 H＋＋HCO3－
HCO3－ H＋＋CO32－
③多元弱堿分步電離(較復雜)，在中學階段要求一步寫出
Cu(OH)2 Cu2++2OH-
Fe(OH)3 Fe3++3OH-
物
質
純
凈
物
混
合
物
單
質
化
合
物
電
解
質
非電解質:
強
電
解
質
弱
電
解
質
強酸：HCl、 HBr、HI、 HNO3、H2SO4 、HClO4等
強堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2
多數鹽： NaNO3、NaCl、NaHCO3等
弱酸：CH3COOH 、H3PO4 、H2CO3、HF、HClO、
H2S、H2SO3、HCN等
弱堿：NH3 H2O、Fe(OH)3等
水
CO2、SO2、NH3、蔗糖、酒精
物質的分類:
易溶強電解質
難溶強電解質
難溶鹽（CaCO3、AgCl ··· ··· ）
部分金屬氧化物：
Na2O2、CuO、Al2O3等
兩性氫氧化物：Al(OH)3等
極少數的鹽：(CH3COO)2Pb、 HgCl2等
1、寫出下列電解質的電離方程式
① HF
② HI
③ Ca(OH)2
④ NH3·H2O
⑤ Al(OH)3
⑥ KHCO3
⑦ NaHSO3
⑧ KHSO4（水溶液中）
⑨ KHSO4（熔融狀態）
以下導電性實驗，其中與A圖變化趨勢一致的是______，與B圖變化趨勢一致的是______，與C圖變化趨勢一致的是_______。
①Ba(OH)2溶液中滴入H2SO4溶液至過量
②醋酸溶液中滴入NH3·H2O至過量
③澄清石灰水中通入CO2至過量
④NH4Cl溶液中逐漸加入適量NaOH固體
2、在一定溫度下向不同電解質溶液中加入新物質時溶液的導電性能發生變化，下圖所示是其電流(I)隨新物質加入量(m)的變化曲線。
①③
②
④
A.　　　　　 B.　　　 C.
課后作業
1、復習本節課知識
2、
討論：在一定的條件下，往一杯水中加進一定量的冰醋酸會發生如何的變化？
CH3COOH CH3COO - + H+
電離
結合
c(H+) c(CH3COO-) c(CH3COOH) v(電離) v(結合)
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
速率
時間/t
時間/t
濃度/C
t1
t1
o
o
υ電離
υ結合
υ電離 =υ結合
電離平衡狀態
C(CH3COOH)
C(CH3COO-)、C(H+)
二、弱電解質的電離平衡
變 —— 條件改變，平衡移動
2、電離平衡的特點
動 —— 動態平衡
定 —— 溶液中離子濃度和分子濃度保持不變
逆 —— 離子化與分子化的過程可逆
等 —— v(電離)___v(結合)___0
1、電離平衡的定義：
一定條件下，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時的狀態叫電離平衡
=
≠
1.本質因素：電解質本身的結構和性質，越弱越難電離
探究學習: 影響電離平衡的因素
取相同體積、0.1 mol/L的鹽酸和醋酸，試驗其導電能力
離子濃度大，導電能力強
離子濃度小，導電能力弱
2.冰醋酸和鹽酸加水稀釋過程離子濃度變化
鹽酸導電能力的變化
醋酸導電能力的變化
越稀越電離
冰醋酸稀釋
探究學習: 影響電離平衡的因素
pH計測定不同溫度下0.05 mol/L 醋酸的pH，實驗結果如下表所示：
溫度 20 ℃ 24 ℃
pH 3.05 3.03
（已知pH越小，c(H+)越大）
探究學習: 影響電離平衡的因素
3. 溫度對電離平衡的影響
↓
越熱越電離
當改變影響平衡的某一條件時，將體系中的變化情況填寫下表：
討論：一定溫度下，醋酸溶液中有電離平衡
CH3COOH CH3COO- + H+
平衡體系 條件 的變化 變化 電離平衡移動方向 離子 數目 離子濃度 導電性
c(H+) c(CH3COO-)
升高溫度
加水稀釋
加少量冰醋酸
加少量醋酸鈉晶體
加入少量濃鹽酸
加少量NaOH
加少量鋅粒
越稀越電離
↓
同離子效應
↓
（1）向溶液中加入與弱電解質電離有相同離子的強電解質，
使電離平衡向逆方向移動。
（二）影響電離平衡的因素
2、濃度：
（1）增大弱電解質溶液濃度，電離平衡向電離方向移動，
溶液中電解質分子和電離生成的離子濃度都增大。
1、溫度：升高溶液溫度，電離平衡向電離方向移動。
內因：弱電解質本身的性質
（因電離過程是破壞化學鍵的吸熱過程。）
（2） 通常，減小弱電解質溶液濃度，即加水稀釋弱電解質溶液時，
電離平衡向電離方向移動，
電解質分子和電離生成的離子濃度都減小。
（勒夏特列原理也適用于電離平衡）
3、加入其它電解質：
（2）加入與弱電解質電離出的離子反應的離子，電離平衡正向移動。
你知道嗎？
小孩大哭過后，容易出現抽抽搭搭，停不下來、喘不上氣，
或者手腳僵硬等癥狀。如何緩解呢？
已知人體血液中存在如下平衡：
H2O + CO2 H2CO3 H+ + HCO

3
人體血液的pH需維持在7.35~7.45。當pH＜7.35會導致酸中毒，
pH大于7.45會導致堿中毒。
小孩大哭后出現的生理癥狀，與上述平衡相關，是隨著哭泣，呼出大量CO2，平衡發生移動，發生了輕微堿中毒。
可用紙袋，罩于鼻、口上再呼吸，增加動脈血CO2濃度。
及時就醫
電離度( α )
：弱電解質在溶液里達到電離平衡時，
溶液中已經電離的電解質分子數占原來分子總數的百分數。
了解：電離程度的定量表示方法
注意：在相同條件下，電離度越大，電解質越強。
討論1：常溫時，1mol/L的CH3COOH溶液和0.1mol/L的CH3COOH溶液，
其c(H+) 之比為（ ）
A . 1：1 B. 10：1 C. <10：1 D. >10：1
C
當改變影響平衡的某一條件時，將體系中的變化情況填寫下表：
討論2：定溫下，醋酸溶液中有電離平衡
CH3COOH CH3COO- + H+
平衡體系 條件 的變化 變化 電離平衡移動方向 離子 數目 離子濃度 導電性 電離程度（電離度）
升高溫度
加水稀釋
加少量冰醋酸
加少量醋酸鈉晶體
加入少量濃鹽酸
加少量NaOH
加少量鋅粒
討論3：為何多元弱酸電離以一級電離為主，逐級漸難？
1、某一元強酸X和某一元弱酸Y的水溶液中，c(H+)均為1×10-2mol·L-1，
各取這兩種溶液10mL分別與足量金屬鎂反應。下列敘述中正確的是（ ）
A、產生H2量：X>Y
B、反應消耗鎂的量：XC、反應起始時速率：X=Y
D、反應一段時間后速率：X>Y
2、把0.05mol NaOH固體分別加入100ml下列液體中，溶液的導電能力變化不大
的是 （ ）
A.蒸餾水 B.0.5mol·L-1 的鹽酸
C.0.5mol·L-1 的 醋酸 D. 0.5mol·L-1 的 NH4Cl 溶液
3、化合物HIn在水溶液中存在以下電離平衡，
故可用于作酸堿指示劑
現有濃度均為0.02mol/L的下列溶液：①鹽酸 ②石灰水
③NaCl溶液 ④NaHSO4溶液⑤NaHCO3溶液 ⑥氨水
其中能使指示劑顯紅色的是（ ）
A、①④ B、①④⑤ C、②⑥ D、②⑤⑥
4、石灰乳懸濁液中存在下列平衡
向一定量的此懸濁液中加入少量生石灰，維持溫度不變，下列
說法中正確的是（ ）
A、溶液中Ca2+數目減少 B、c(Ca2+)增大
C、溶液中c(OH-)不變 D、溶液中OH-數目不變
5、在稀氨水中存在下列平衡：NH3·H2O NH4++OH-，當改變外界條件時，平衡移動方向及溶液中離子濃度的變化如表：
改變條件
平衡移
動方向
離子
數目
離子濃度
電離
程度
微熱(設溶質不揮發)
通少量HCl氣體
加少量
NaOH固體
加少量
NH4Cl固體
加水稀釋
導電性
課后作業
2、《升華》
1、復習本節課知識
討論：從電離平衡的角度分析皮膚被螞蟻、毛蟲叮咬后出現紅胂的原因。
甲酸(HCOOH)又稱蟻酸，酸性很強，有腐蝕性，能刺激皮膚出現紅腫。甲酸存在手某些蟻類和毛蟲的分泌物中。
已知人體血液中存在如下平衡：
H2O + CO2 H2CO3 H+ + HCO

3
人體血液的pH需維持在7.35~7.45。當pH＜7.35會導致酸中毒，pH大于7.45會導致堿中毒。
是否可以定量分析？
電離平衡常數
三、電離平衡常數
1.電離平衡常數 K
在一定條件下，當弱電解質的電離達到平衡時，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。
弱酸、弱堿的電離常數通常分別用Ka、 Kb表示
2.電離平衡常數表達式：
AB A++B－
K=
c(B－）
·c(A+)
c(AB)
3.多元弱酸、多元弱堿的電離常數
①多元弱酸的電離分步進行，各步的電離常數通常分別用Ka1、Ka2、Ka3等
Ka1＝
c(H+)×c(HCO3-)
c(H2CO3)
H2CO3 H+＋HCO3-
HCO3- H+＋CO32-
Ka2＝
c(H+)×c(CO32-)
c(HCO3-)
= 4.5×10-7
= 4.7×10-11
一般多元弱酸各步電離常數的大小為Ka1 》Ka2 》Ka3等，
因此，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。
②多元弱堿的情況與多元弱酸類似
電離常數 K 只受溫度影響?。。?br/>K越大
越易電離
酸(堿)性越強
4.電離平衡常數的意義
一定溫度下，
Ka＝1.7×10－5
H2CO3 H＋＋HCO3－ Ka1＝4.3×10－7
HCO3－ H＋＋CO32－ Ka2＝5.6×10－11
Kb＝1.7×10－5
CH3COOH的Ka = 的Kb
二者電離程度相同
【實驗3-2】
向盛有2mL 1mol/L醋酸的試管中滴加1mol/L碳酸鈉溶液中，觀察現象。
實驗現象：生成大量氣泡
實驗原理：
2CH3COOH + Na2CO3 = 2CH3COONa + CO2↑ + H2O
酸性強弱：CH3COOH＞H2CO3
電離常數大小：Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3)
(1)根據濃度商Q與電離平衡常數K的相對大小判斷電離平衡的移動方向。
.
Ka＝ ，稀釋一倍后，假設平衡不移動，
則Q＝ ＝ Ka，
Q例：醋酸溶液中加水稀釋一倍后，電離平衡移動的方向？
5.電離平衡常數的應用
化學式 CH3COOH H2CO3 HClO
電離平衡常數 1.7×10-5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 4.7×10-8
討論1：已知25 ℃時，幾種弱酸的電離平衡常數如下：
比較離子結合質子（H+）的能力大?。?br/>弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根陰離子結合H+的能力就越強。
①CH3COOH、H2CO3、HClO、HCO3-的酸性由強到弱的順序為：
CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3-
②同濃度的CH3COO－、HCO3-、CO32-、ClO－結合H＋的能力由弱到強的順序為：
（2）利用電離平衡常數判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，判斷復分解反應能否發生，以及確定產物。
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
CH3COO－加水稀釋，K值不變，c(H+)減小，則 始終保持增大。
練習：常溫下，將0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請填寫下列
表達式的數值變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。
c(H+)
c(CH3COOH)
（1）
c(CH3COOH)
c(CH3COO )· c(H+)
（2）
c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
（3）
變小
不變
變小
（1）K值的求算
6.有關電離平衡常數的計算
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
0.2 1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
NH3·H2O NH4+ + OH
c(NH3·H2O)
Kb＝
c(NH4+ )· c(OH )
＝
(1.7×10 3)·(1.7×10 3)
(0.2 1.7×10 3)
0.2
≈
(1.7×10 3)·(1.7×10 3)
≈1.4×10 5
討論：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。
教材P 58 例題
＝
x·x
0.2
≈
1.75×10 5
變化濃度/(mol·L 1)
x
x
x
平衡濃度/(mol·L 1)
x
0.2 x
x
c(CH3COOH)＝(0.2 x) mol·L 1 ≈ 0.2 mol·L 1
c(H+)＝ x ＝ 0.001 87 mol/L
0
起始濃度/(mol·L 1)
0.2
0
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
(2)平衡時離子濃度的求算
討論：在某溫度，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，試計算有多少比例的NH3·H2O發生了電離？
電離度：實際上是一種平衡轉化率，表示弱電解質在水中的電離程度。
3.電離度的計算
電離度＝
1.7×10 3×V(溶液)
0.2×V(溶液)
×100%
＝
0.85%
已電離弱電解質分子數
原弱電解質分子數
×100%
電離度 =
已電離的溶質濃度
溶質的初始濃度
= ————————×100%
【總結】
根據電離平衡常數，可以計算弱酸弱堿溶液中的H+、OH-的濃度。
電離常數與電離程度的聯系和區別
(1)計算方法不同；
(2)影響因素不同，電離度與溫度、濃度等有關系，電離常數只與溫度有關系；
(3)意義相同，都表示弱電解質的電離程度相對大小和酸性相對強弱。
x
x
x
起始
c
0
0
平衡
c-x
x
x
4.利用平衡常數求離子濃度的比值
討論：25℃,H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。當c(H+)為1.0×10-5 mol·L-1時，
溶液中的c(SO32-)/c(HSO3-) = 。
Ka2=
c(SO32—)
c(H+)
c(HSO3—)
c(SO32—)·1.0×10－5
=
c(HSO3—)
=6.2×10－8
=6.2×10－3
c(SO32—)
c(HSO3—)
n(Mg) = 0.0021 mol
n(酸) = 0.004 mol
教材P 59
v =△P/△t
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑
0.0021 mol
0.004 mol
Mg + 2CH3COOH = (CH3COO)2Mg + H2↑
0.004 mol
0.0021 mol
0.002 mol
0.002 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。
課后作業
2、《升華》P69 知識點2及例題1~8
1、復習本節課知識

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