資源簡介

(共71張PPT)
基礎課時16　弱電解質的電離平衡
專題3　水溶液中的離子反應
第一單元　弱電解質的電離平衡
學習
任務 1．通過了解弱電解質在水溶液中存在電離平衡，能正確書寫弱電解質的電離方程式，會分析電離平衡的移動，培養(yǎng)變化觀念與平衡思想的化學核心素養(yǎng)。
2．通過分析、推理等方法認識電離平衡常數(shù)、電離度的意義，建立電離平衡常數(shù)的表達式書寫、計算和“強酸制弱酸”的思維模型，培養(yǎng)證據(jù)推理與模型認知的化學核心素養(yǎng)。
必備知識　自主預習儲備
一、弱電解質的電離平衡
1．弱電解質電離平衡的建立
(1)弱電解質電離過程中離子生成和結合成分子的速率隨時間的變化(如圖所示)。
(2)電離平衡概念。
在一定溫度下，當弱電解質在水溶液中的電離達到最大限度時，電離過程并未停止。此時，弱電解質分子電離成離子的速率與離子結合成弱電解質分子的速率____，溶液中弱電解質分子和離子的濃度都不再________，弱電解質的電離達到了電離平衡狀態(tài)。
(3)電離平衡的特征。
相等
發(fā)生變化
弱電解質
＝
保持不變
(4)影響電離平衡的因素。
①內因：由電解質本身的性質決定。電解質越弱，其電離程度越小。
②外因：
a．溫度：升溫時，電離平衡向____方向移動。
b．濃度：降低濃度(加水)，電離平衡向____方向移動。
c．加入含有弱電解質離子的強電解質，電離平衡向______________的方向移動。
電離
電離
離子結合成分子
CH3COOH CH3COO－＋H＋
Fe3＋＋3OH－
×
×
×
×
×
×
各種離子濃度的乘積
未電離分子的濃度
3．意義
表示弱電解質的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質的電離程度越__，酸(或堿)性越__。
4．電離常數(shù)的影響因素
(1)內因：同一溫度下，不同的弱電解質的電離常數(shù)____，說明電離常數(shù)首先由物質的________所決定。
(2)外因：對于同一弱電解質，電離平衡常數(shù)只與____有關，由于電離為____過程，所以電離平衡常數(shù)隨________而增大。
大
強
不同
本身性質
溫度
吸熱
溫度升高
判一判　(正確的打“√”，錯誤的打“×”)
(1)改變條件，電離平衡正向移動，電離平衡常數(shù)一定增大。 (　)
(2)改變條件，電離平衡常數(shù)增大，電離平衡一定正向移動。 (　)
(3)相同條件下，可根據(jù)電離平衡常數(shù)的大小，比較弱電解質的相對強弱。 (　)
(4)同一弱電解質，濃度大的電離平衡常數(shù)大。 (　)
×
√
√
×
三、電離度
1．定義
與化學平衡的轉化率類似，電離達到平衡時，可用弱電解質已電離部分的濃度與其起始濃度的比值來表示電離的程度，簡稱電離度，用符號α表示。一般而言，弱電解質溶液的濃度越大，電離度越小；反之，電離度越大。
3．意義
(1)電離度實質上是一種平衡轉化率。表示弱電解質在水中的________。
(2)同一弱電解質的濃度不同，電離度也不同，溶液越稀，電離度____。
電離程度
越大
練一練　乙酰水楊酸(俗稱阿司匹林)是一種一元弱酸(用HA表示)。在一定溫度下，0.10 mol·L-1乙酰水楊酸水溶液中，乙酰水楊酸的電離度為5.7%，求該酸的電離平衡常數(shù)。
關鍵能力　情境探究達成
弱電解質的電離平衡
分子的速率隨著離子濃度的增大而逐漸增大。經(jīng)過一段時間后，兩者的速率相等，達到電離平衡狀態(tài)。與其他化學平衡一樣，當濃度、溫度等條件改變時，電離平衡會發(fā)生移動。對于同一弱電解質，通常溶液中弱電解質的濃度越小，離子間結合成分子的機會越少，電離程度越大。當弱電解質分子電離時，一般需要吸收熱量，所以升高溫度，電離平衡向電離的方向移動，從而使弱電解質的電離程度增大。因此，在談到弱電解質的電離程度時，應當指出該弱電解質溶液中溶質的濃度和溫度。如不注明溫度，通常指25 ℃。
[問題探究]
[問題1]　弱電解質達到電離平衡后，還會繼續(xù)電離嗎？
提示：一定條件下，弱電解質達到電離平衡后，還會繼續(xù)電離，只是電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等。
[問題2]　電離平衡右移，電解質分子的濃度一定減小嗎？離子濃度一定增大嗎？
提示：都不一定。如對于CH3COOH CH3COO－＋H＋平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根據(jù)勒夏特列原理，再次平衡時，c(CH3COOH)比原平衡時大；加水稀釋或加少量NaOH固體，都會引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡時要小。
[問題3]　冰醋酸加水稀釋過程中c(H＋)是如何變化的？
提示：在向冰醋酸中加水之前，醋酸分子尚未電離，c(H＋)＝0。在加水稀釋之后，隨著水的逐漸加入醋酸開始電離，電離平衡逐漸向生成CH3COO－和H＋的方向移動。在此過程中V(溶液)和n(H＋)都逐漸增大。c(H＋)從0開始增加。隨著水的加入，雖然促進CH3COOH的電離，但由于V(溶液)的增加，c(H＋)呈減小趨勢。
如圖所示：
[歸納總結]
1．電離方程式的書寫
類型 電離方程
式的特點 典型例子
強電解質 完全電離，電離方程式寫“===”
類型 電離方程
式的特點 典型例子
弱電
解質 一元弱酸或弱堿 不完全電離，電離方程式寫“ ”
多元弱酸 分步電離，以第一步為主，電離方程式寫“ ”
多元弱堿 用一步電離表示，且電離方程式寫“ ” Cu(OH)2 Cu2+＋2OH－
2．外界條件對電離平衡的影響
電離過程是可逆過程，可直接用化學平衡移動原理分析電離平衡。
影響因素 電離程度 原因
本身性質 電解質本身性質決定電解質的電離程度 結構決定性質
反應條件 溫度(升溫) 增大 電離過程是吸熱的
濃度(減小) 增大 濃度減小，離子結合生成弱電解質分子的速率小
影響因素 電離程度 原因
反應條件 外加電解質 同離子效應 減小 離子(產(chǎn)物)濃度增大，平衡左移
消耗弱電解質電離出的離子 增大 離子(產(chǎn)物)濃度減小，平衡右移
3．以0.1 mol·L-1CH3COOH溶液為例：CH3COOH CH3COO－＋H＋(正向吸熱)
實例(稀溶液) CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH＞0
條件改變 平衡移動方向 c(H＋) n(H＋) 電離程度 導電能力
升高溫度 向右移動 增大 增大 增大 增強
加H2O 向右移動 減小 增大 增大 減弱
通HCl 向左移動 增大 增大 減小 增強
實例(稀溶液) CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH＞0
加少量NaOH(s) 向右移動 減小 減小 增大 增強
加少量CH3COONa (s) 向左移動 減小 減小 減小 增強
加少量CH3COOH 向右移動 增大 增大 減小 增強
[能力達成]
1．按照要求書寫下列物質的電離方程式：
(1)Na2CO3溶于水________________________________________。
(2)NaHSO4溶于水________________________________________。
(3)BaCO3溶于水_________________________________________。
(4)Ca(OH)2溶于水________________________________________。



Ca(OH)2===Ca2+＋2OH－
電離平衡常數(shù)及其應用
[問題探究]
[問題1]　結合以上實驗，思考以下問題：
(1)試管中有什么現(xiàn)象？可以得出什么結論？
(2)寫出CH3COOH與H2CO3的電離方程式、平衡常數(shù)表達式，并比較平衡常數(shù)的大小。
(3)電離平衡常數(shù)大小與酸性強弱有什么關系？
[問題2]　在一定溫度下，已知a mol·L-1的一元弱酸HA溶液中，電離度為α，電離平衡常數(shù)為K，試推導a、α、K三者關系。
√
√
√
×
[歸納總結]
1．有關電離平衡常數(shù)的注意事項
(1)不同弱電解質電離常數(shù)的大小由物質本身的性質決定，同一溫度下，不同弱電解質的電離常數(shù)不同，K越大，電離程度越大。
(2)同一弱電解質在同一溫度下改變濃度時，其電離常數(shù)不變。
(3)電離常數(shù)K只隨溫度的變化而變化，升高溫度，K增大。
(4)多元弱酸各級電離常數(shù)：Ka1 Ka2 Ka3，其酸性主要由第一步電離決定，Ka越大，相應酸的酸性越強。
[能力達成]
1．已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分別是下列有關的三種酸的電離常數(shù)，若已知下列反應可以發(fā)生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2、NaCN＋HF===HCN＋NaF、NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判斷下列敘述不正確的是(　　)
A．Ka(HF)＝7.2×10-4
B．Ka(HNO2)＝4.9×10-10
C．三種酸的強弱順序為HF>HNO2>HCN
D．Ka(HCN)√
B　[相同溫度下弱電解質的電離常數(shù)的大小是比較弱電解質相對強弱的條件之一。根據(jù)題中反應可知三種一元弱酸的酸性強弱順序為HF＞HNO2＞HCN，由此可判斷：Ka(HF)＞Ka(HNO2)＞Ka(HCN)，其對應數(shù)據(jù)依次為Ka(HF)＝7.2×10-4、Ka(HNO2)＝4.6×10-4、Ka(HCN)＝4.9×10-10。]
2．已知25 ℃時，測得濃度為0.1 mol·L-1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10-3 mol·L-1。
(1)寫出BOH的電離方程式：__________________。
(2)BOH的電離度α＝______。
(3)BOH的電離平衡常數(shù)Kb＝________。
BOH B＋＋OH－　
1%
1×10-5
學習效果　隨堂評估自測
2
4
3
題號
1
√
1．下列有關“電離平衡”的敘述正確的是(　　)
A．電解質在溶液里達到電離平衡時，分子的濃度和離子的濃度相等
B．達到電離平衡時，由于分子和離子的濃度不再發(fā)生變化，所以說電離平衡是靜態(tài)平衡
C．電離平衡是相對的、暫時的，外界條件改變時，平衡可能會發(fā)生移動
D．弱電解質在溶液中存在電離平衡，強電解質的溶液中一定不存在電離平衡
2
4
3
題號
1
C　[A項，達到電離平衡時，分子的濃度和離子的濃度均不變，但未必相等；B項，達到電離平衡時，分子仍然要電離為離子，離子也要結合為分子，只是二者速率相等，即電離平衡是動態(tài)平衡；D項，強電解質的溶液中存在水的電離平衡。]
2
3
題號
1
4
√
B　[電離常數(shù)與濃度無關，只受溫度影響。]
2
3
題號
4
1
√
2
3
題號
4
1
2
4
3
題號
1
4．已知在室溫時，0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，回答下列各問題：
(1)該溶液的c(H＋)＝__________________。
(2)HA的電離平衡常數(shù)K＝________。
(3)升高溫度時，K將________(填“增大”“減小”或“不變”，下同)，pH將________。
1×10-4 mol·L-1　
1×10-7
增大
減小
2
4
3
題號
1
題號
基礎課時固基練(16)　弱電解質的電離平衡
1
3
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2
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7
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10
11
√
D　[該題考查了電離平衡的判斷及其特點。溶液中除電解質電離出的離子外，還存在電解質分子，能證明該電解質是弱電解質，但不能說明電離達到平衡狀態(tài)，A錯誤；根據(jù)CH3COOH CH3COO－＋H＋知即使CH3COOH未達電離平衡狀態(tài)，CH3COO－和H＋的濃度也相等，B錯誤；NH3·H2O達到電離平衡時，溶液中各粒子的濃度不變，而不是相等，NH3·H2O的電離程度是很小的，絕大多數(shù)以NH3·H2O的形式存在，C錯誤；H2CO3是二元弱酸，分步電離且電離程度依次減弱，D正確。]
題號
1
3
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2
4
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題號
2
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√
題號
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1
√
3．在0.1 mol·L-1的HCN溶液中存在如下電離平衡：HCN H＋＋CN－，下列敘述不正確的是(　　)
A．加入少量NaOH固體，平衡正向移動
B．加水，平衡正向移動
C．滴加少量0.1 mol·L-1的HCl溶液，溶液中c(H＋)增大
D．加入少量NaCN固體，平衡正向移動
D　[加入少量NaOH固體，OH－與HCN電離產(chǎn)生的H＋反應，平衡正向移動，A項正確；加水，平衡正向移動，B項正確；滴加少量0.1 mol·L-1的HCl溶液，c(H＋)增大，C項正確；加入少量NaCN固體，c(CN－)增大，平衡逆向移動，D項錯誤。]
題號
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1
√
B　[由于Ka(HCOOH)>Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)>Ka2(H2CO3)，所以只有B項反應不能自發(fā)進行。]
題號
2
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11
1
5．下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10-5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10-3)在水中的電離度和濃度關系的是(　　)
A　　　　　　B
C　　　　　　D
√
題號
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1
B　[根據(jù)甲、乙的電離平衡常數(shù)得，這兩種物質都是弱電解質，在溫度不變、濃度相等時，電離程度CH3COOH＜CH2ClCOOH，可以排除A、C；當濃度增大時，物質的電離程度減小，排除D選項，故B項正確。]
題號
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1
√
6．在25 ℃時，0.1 mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它們的電離平衡常數(shù)分別為4.6×10-4、1.8×10-4、4.9×10-10、Ka1＝4.3×10-7和Ka2＝5.6×10-11，其中氫離子濃度最大的是(　　)
A．HNO2 　B．HCOOH 　C．HCN 　D．H2CO3
A　[相同溫度下，相同濃度的酸溶液中酸的電離平衡常數(shù)越大，則該酸的酸性越強，酸溶液中氫離子濃度越大，H2CO3以第一步電離為主，根據(jù)電離平衡常數(shù)知，酸的酸性強弱順序是HNO2>HCOOH>H2CO3>HCN，所以氫離子濃度最大的酸是HNO2，故選A。]
題號
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3
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1
√
題號
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1
題號
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1
8．在一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中，溶液
的導電能力如圖所示，下列說法有誤的是(　　)
A．“O”點導電能力為0的理由是在“O”點處醋
酸未電離，無自由移動的離子
B．A、B、C三點溶液c(H＋)由大到小的順序為B＞A＞C
C．若使C點溶液中c(CH3COO－)增大，溶液的c(H＋)減小，可加入少量醋酸鈉粉末
D．B點導電能力最強說明B點離子物質的量最大
√
題號
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1
D　[A.在O點時，冰醋酸中不存在自由移動的離子，所以不導電，故A正確；B.溶液中存在的離子濃度越大，溶液的導電能力越大，A、B、C三點，C點溶液導電能力最小，所以C點時醋酸溶液中H＋濃度最小，B點溶液導電能力最大，所以B點時醋酸溶液中H＋濃度最大，因此三點溶液c(H＋)由大到小的順序為B＞A＞C，故B正確；C.加入少量醋酸鈉粉末，溶液中c(CH3COO－)增大，CH3COOH CH3COO－
＋H＋平衡逆向移動，c(H＋)減小，故C正確；D.B點溶液導電能力最大，所以B點時醋酸溶液中H＋濃度最大，根據(jù)n＝cV可知離子物質的量不僅與濃度有關，還與溶液的體積有關，因此無法判斷B點離子物質的量是否為最大，故D錯誤。]
題號
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1
√
題號
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1
√
10．一元弱酸HA(aq)中存在下列電離平衡：HA A－＋H＋。將
1.0 mol HA分子加入1.0 L水中，如圖所示，表示溶液中HA、H＋、A－的物質的量濃度隨時間而變化的曲線正確的是(　　)
A　　　　　　　B
C　　　　　　　D
題號
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1
C　[A項不正確，原因多種：(1)c(H＋)平衡≠c(A－)平衡，(2)c(A－)平衡＝1.0 mol·L-1；B項不正確，因為c(A－)平衡＝c(H＋)平衡＝1.2 mol·L-1
>1.0 mol·L-1；D項不正確，原因多種：(1)c(H＋)起始＝c(A－)起始＝1.0 mol·L-1，(2)c(HA)起始＝0。]
題號
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1
11．電離度可表示電解質的相對強弱，電離度α＝(已電離的電解質/原有電解質)×100%。已知在25 ℃時幾種物質(微粒)的電離度(溶液濃度均為0.1 mol·L-1)如表所示：
物質(微粒) 電離度α
A 10%
B 29%
C 醋酸：CH3COOH CH3COO－＋H＋ 1.33%
D 鹽酸：HCl===H＋＋Cl－ 100%
題號
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1
ADBC　
硫酸的第一步電離產(chǎn)生的氫離子抑制了硫酸氫根離子的電離


1.8×10-7%
題號
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1
[解析]　(1) 硫酸第一步完全電離，第二步部分電離，硫酸中c(H＋)＝(0.1＋0.1×10%)mol/L＝0.11 mol/L；硫酸氫鈉溶液中，c(H＋)＝(0.1×29%)mol/L＝0.029 mol/L；醋酸溶液中，c(H＋)＝(0.1×1.33%)mol/L＝0.00 133 mol/L；鹽酸溶液中，c(H＋)＝0.1 mol/L；所以c(H＋)由大到小的順序是ADBC。
題號
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題號
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