弱電解質的電離平衡（課件）高二化學（2019選擇性）

第一節(jié)

弱電解質的電離平衡

課時1

強電解質和弱電解質

弱電解質的電離平衡

第三章

水溶液中的離子反應授課人：學習目標1．通過分析、推理等方法認識強弱電解質的本質特征及電離平衡常數(shù)的意義，建立判斷強弱電解質和“強酸制弱酸”的思維模型。2．知道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。課程導入鹽酸醋酸用于為什么不同的酸其酸性有強弱之分呢？強酸弱酸用于常溫時，測定0.1mol/L鹽酸、0.1mol/L醋酸的pH。0.1mol/L鹽酸pH＝10.1mol/L醋酸pH＝3實驗1一、強電解質和弱電解質等濃度的鹽酸比醋酸溶液電離出的c(H＋)大結論鹽酸的電離程度大于醋酸。一、強電解質和弱電解質分別向等體積1mol/L鹽酸、1mol/L醋酸中加入等量鎂條。實驗2開始階段鹽酸產生氣泡速度較快，且氣球體積較大。反應結束時二者氣球的體積一樣大。一、強電解質和弱電解質結論2、隨反應的進行，醋酸還能繼續(xù)電離H＋，最終提供的n(H＋)與鹽酸相同。1、金屬與酸溶液反應生成鹽和氫氣，其本質是金屬與酸電離出的氫離子發(fā)生反應，反應速率主要取決于溶液中的c(H＋)。等濃度的鹽酸比醋酸溶液電離出的c(H＋)大，前者的反應速率明顯更大。一、強電解質和弱電解質微觀分析氯化氫溶于水后，完全電離成氫離子和氯離子；醋酸溶于水后，僅有極少量電離成氫離子和醋酸根離子。鹽酸中存在H+、Cl-

無HCl分子醋酸溶液中存在H+、CH3COO-和CH3COOH分子（大部分）一、強電解質和弱電解質強電解質弱電解質電解質在水溶液里或熔融狀態(tài)下全部電離成離子的電解質。在水溶液里只有部分分子電離成離子的電解質。如HCl溶于水完全電離成H＋和Cl－。如氨水中只有少部分一水合氨分子電離成OH-和NH4+，大部分仍以分子的形式存在。一、強電解質和弱電解質強電解質弱電解質①強酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等②強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等③絕大多數(shù)鹽：如NaCl、(NH4)2SO4、BaSO4等④活潑金屬氧化物：Na2O、CaO等①弱酸：HF、HClO、CH3COOH、H2CO3、H2S、H2SO3、H3PO4

等。②弱堿：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等③水是極弱的電解質。④少數(shù)鹽：(CH3COO)2Pb強電解質、弱電解質與其溶解性無關一、強電解質和弱電解質不正確。BaSO4是難溶性鹽，其溶液中自由移動的離子濃度很小，但溶于水的BaSO4完全電離成Ba2＋和SO42－，故BaSO4是強電解質。醋酸部分電離，0.1mol·L－1醋酸溶液中離子濃度較小，因而醋酸是弱電解質。BaSO4飽和溶液和0.1mol·L－1醋酸溶液導電能力都很弱，因而它們都是弱電解質，是否正確？溶液的導電能力取決于溶液的離子濃度和離子所帶的電荷，與電解質的強弱無關。強電解質電離方程式弱電解質電離方程式H2SO42H++SO2?4NaOHNa++OH?NaClNa++Cl?CH3COOHCH3COO?

+H+NH3·H2ONH

+OH?+4一、強電解質和弱電解質多元弱酸是分步電離的(其中以第一步電離為主)，電離程度逐步減弱，要分步書寫電離方程式，不能一步完成。如H2CO3的電離方程式是H2CO3H＋＋HCO3－（主要）

HCO3－H＋＋CO32－

(次要）

多元弱堿的電離也是分步進行的，但是一般按一步電離的形式寫。如Fe(OH)3的電離方程式：

Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－一、強電解質和弱電解質酸式鹽的電離①強酸的酸式鹽：②弱酸的酸式鹽：HCO3－H＋＋CO32－

=Na＋＋HCO3－【規(guī)律】

強等號，弱可逆；多元弱酸分步寫；多元弱堿一步完。=Na＋＋H++SO42－完全電離第一步完全電離；酸根陰離子部分電離NaHSO4NaHCO3

一、強電解質和弱電解質二、弱電解質的電離平衡CH3COOH+H2O

H3O++CH3COO?

水合氫離子H3O+中的H2O可省略不寫CH3COOHH++CH3COO?

二、弱電解質的電離平衡在一定的條件下，往一杯水中加進一定量的冰醋酸會發(fā)生如何的變化？

CH3COOHCH3COO-+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二、弱電解質的電離平衡反應速率V(電離)V(結合)V(電離)=V(結合)電離平衡狀態(tài)弱電解質電離平衡狀態(tài)建立示意圖時間醋酸電離過程中CH3COOH分子電離成離子的速率與離子結合成CH3COOH分子的速率的變化圖像：電離平衡也是一種化學平衡二、弱電解質的電離平衡在一定溫度下，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相等，溶液中電解質分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化，弱電解質的電離達到了電離平衡狀態(tài)。定

義二、弱電解質的電離平衡如0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10-3mol·L-1左右。特點電離過程是吸熱的。弱電解質的電離屬于可逆過程，分子、離子共存。弱電解質在溶液中的電離都是微弱的。電離方向是微粒數(shù)增多的過程。二、弱電解質的電離平衡逆：弱電解質的電離是可逆過程等：v(電離)

=v(結合)

≠0動：電離平衡是一種動態(tài)平衡定：溶液中各分子、離子的濃度不變。變：條件改變時，電離平衡發(fā)生移動平衡移動規(guī)律—勒夏特列原理特

征二、弱電解質的電離平衡外因①溫度②濃度③同離子效應當外界條件改變時符合“勒夏特列原理”越強越電離影響因素內因：電解質本身的性質。通常電解質越弱電離程度越小。④化學反應二、弱電解質的電離平衡溫度：弱電解質的電離一般是吸熱過程，升高溫度使電離平衡向電離的方向移動，電離程度增大。濃度：在一定溫度下，同一弱電解質溶液，濃度越小，離子相互碰撞結合為分子的幾率越小，電離程度越大?！霸綗嵩诫婋x”“越稀越電離”加水稀釋能促進弱電解質的電離，弱電解質的電離程度增大，但離子濃度卻是減小的。如0.1mol/LCH3COOH溶液加水稀釋，溶液中c(H＋)、c(CH3COOH)、c(CH3COO－)都是降低的。二、弱電解質的電離平衡加入能與弱電解質電離出的離子發(fā)生反應的離子時，電離平衡向電離的方向移動，電離程度增大。同離子效應：加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，可使電離平衡向結合成弱電解質分子的方向移動，電離程度減小?；瘜W反應：注意：加入同濃度的弱電解質溶液→平衡不移動→各微粒濃度不變、電離程度不變“同抑異促”二、弱電解質的電離平衡改變條件平衡移動方向c(H+)c(Ac-)c(HAc)電離程度加熱加鹽酸加NaOH(s)加NaAc(s)加無水醋酸

加水CH3COOHCH3COO-+H+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△H>0二、弱電解質的電離平衡c(H＋)決定反應速率的大小，n(H＋)決定消耗n(NaOH)及產生n(H2)。同體積、同物質的量濃度的一元強酸與一元弱酸的比較二、弱電解質的電離平衡比較項目c(酸)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與足量活潑金屬反應過程中的速率變化一元強酸小相同小少相同下降得快一元弱酸大大多下降得慢同體積、同c(H＋)（等pH）的一元強酸與一元弱酸的比較二、弱電解質的電離平衡弱電解質的判斷方法12酸溶液中c(H+)的大小。0.1mol·L-1HA溶液中c(H+)＜0.1mol·L-1；將c(H+)＝1×10-2mol·L-1的HA溶液稀釋100倍，稀釋后溶液中1×10-4

mol·L-1＜c(H+)＜1×10-2mol·L-1。溶液導電能力的強弱。0.1mol·L-1HCl溶液和0.1mol·L-1HA溶液，前者的導電能力明顯強。弱二、弱電解質的電離平衡弱電解質的判斷方法34與活潑金屬反應速率的大小。相同物質的量濃度的HCl溶液和HA溶液，與(形狀、顆粒大小)相同的活潑金屬反應，前者的反應速率大。典型化學反應-強酸制弱酸。將二氧化碳通入NaA溶液中有HA生成，或HA溶液與NaHCO3溶液不反應。弱5存在電離平衡。向某酸溶液中滴加石蕊，之后緩緩加熱，發(fā)現(xiàn)紅色變深。典例解析例

在0.1mol?L－1的HCN溶液中存在如下電離平衡：HCNH＋＋CN－，下列敘述正確的是(

)A．加入少量NaOH固體，平衡逆向移動B．加水，平衡正向移動C．滴加少量0.1mol?L－1的HCl溶液，溶液中c(H＋)減小D．加入少量NaCN固體，平衡正向移動B課堂小結強電解質和弱電解質弱電解質的電離平衡不良反應強弱電解質的分類強弱電解質的電離電離平衡的定義、特點電離平衡的影響因素弱電解質的判斷隨堂練習1、稀氨水中存在平衡NH3?H2O

NH＋OH－，若要使平衡逆向移動，同時使c(OH－)增大，應加入的物質或采取的措施正確的