3.1電離平衡++課件+++【知識(shí)精研+拓展延伸】高二下學(xué)期化學(xué)人教版（2019）選擇性必修2

第一節(jié)電離平衡第三章

水溶液中的離子反應(yīng)與平衡為什么叫“電解質(zhì)水”？配料：水、赤蘚糖醇、維生素E、維生素B6、食用鹽、氯化鉀、葡糖糖酸鋅、檸檬酸、檸檬酸鈉、三氯蔗糖、食用香精回顧：什么是電解質(zhì)？舊知回顧1.什么叫電解質(zhì)？2.什么叫非電解質(zhì)？3.電解質(zhì)和非電解質(zhì)的研究對(duì)象是什么？在水溶液中或熔融狀態(tài)時(shí)能夠?qū)щ姷幕衔锇ㄋ?、堿、鹽、、活潑金屬氧化物、少數(shù)有機(jī)物、水

在水溶液中和熔融狀態(tài)都不能導(dǎo)電的化合物包括大多數(shù)有機(jī)物、NH3、大部分非金屬氧化物。如：NO2、SO3、CO2化合物，溶于水或融熔狀態(tài)是導(dǎo)電的條件?！揪?】現(xiàn)有下列物質(zhì)：①石墨②BaSO4③稀鹽酸④CO2⑤CaO⑥NaCl⑦硫酸⑧熔融KCl⑨酒精⑩醋酸?NaCl溶液以上指定物質(zhì)中，屬于電解質(zhì)的是_____________屬于非電解質(zhì)的是____________能導(dǎo)電的是____________②⑤⑥⑦⑧⑩④⑨①③⑧?（1）電解質(zhì)、非電解質(zhì)都必須是化合物；（2）電解質(zhì)包括離子化合物和共價(jià)化合物。離子化合物是水溶液中和熔融狀態(tài)下均能導(dǎo)電，如強(qiáng)堿和鹽；共價(jià)化合物是只有在水溶液中能導(dǎo)電，如HCl（3）電解質(zhì)一定是自身能電離產(chǎn)生離子；在水溶液里能導(dǎo)電的化合物，不一定是電解質(zhì)；（如：CO2、SO2、SO3、NH3屬于非電解質(zhì)）（4）電解質(zhì)與其溶解性無(wú)關(guān)；（如：

BaSO4、AgCl等是電解質(zhì)）（5）電解質(zhì)導(dǎo)電需要條件：水溶液或熔融狀態(tài)下。（如：電解質(zhì)不一定導(dǎo)電，導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)。）注意【練2】下列物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，但屬于非電解質(zhì)的是()A.CH3CH2COOHB.Cl2C.NH4HCO3D.SO2D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經(jīng)常用到的酸。鹽酸常用于衛(wèi)生潔具的清潔,比如某些潔廁靈有效成分是鹽酸。情境導(dǎo)入1.【實(shí)驗(yàn)探究】對(duì)等體積、濃度均為0.1mol/L的鹽酸和醋酸溶液試驗(yàn)其導(dǎo)電能力，并將其分別跟等量鎂條的反應(yīng)，測(cè)其pH值。觀察比較并記錄實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象。

強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)一酸1.0mol·L－1鹽酸1.0mol·L－1醋酸pH較______較________導(dǎo)電能力較____較____與鎂反應(yīng)現(xiàn)象產(chǎn)生無(wú)色氣泡較____產(chǎn)生無(wú)色氣泡較____結(jié)論鹽酸反應(yīng)快，表明鹽酸中c(H＋)較____，說(shuō)明鹽酸的電離程度______醋酸的電離程度小（pH=1）大（pH≈3）強(qiáng)

快

大大于弱慢鹽酸與醋酸在水中的電離示意圖觀察兩種溶液中溶質(zhì)微粒有多少種？說(shuō)明:HCl分子在水中完全電離，醋酸分子在水中部分電離鹽酸中存在H+、Cl-

無(wú)HCl分子醋酸溶液中存在H+、CH3COO-和CH3COOH分子2．強(qiáng)、弱電解質(zhì)的比較

類別強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念在水溶液中能_______電離在水溶液中只能_______電離電解質(zhì)在溶液中存在形式只有

；既有陰、陽(yáng)離子，又有電解質(zhì)

；化合物類型離子化合物、部分共價(jià)化合物共價(jià)化合物實(shí)例完全部分陰、陽(yáng)離子分子①?gòu)?qiáng)酸，如HCl、H2SO4②強(qiáng)堿，如KOH、Ba(OH)2③大部分鹽（包括難溶性鹽），如NaCl、BaSO4④活潑金屬氧化物Na2O①弱酸，如CH3COOH、HClO②弱堿，如NH3·H2O、Mg(OH)2③水④極少數(shù)鹽，如(CH3COO)2Pb、HgCl2【練3】下列物質(zhì)能導(dǎo)電的是

，屬于強(qiáng)電解質(zhì)的是______，屬于弱電解質(zhì)的是____，屬于非電解質(zhì)的是____。①銅絲

②NaCl③石墨

④冰醋酸

⑤HCl的水溶液⑥蔗糖

⑦SO2

⑧NaHCO3

⑨BaSO4

⑩氨水【練4】BaSO4是強(qiáng)電解質(zhì)，CH3COOH是弱電解質(zhì)，那么BaSO4溶液的導(dǎo)電性一定比CH3COOH溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)嗎？請(qǐng)說(shuō)出你判斷的理由。①③

⑤⑩②⑧⑨④⑥⑦答：不正確。BaSO4雖是強(qiáng)電解質(zhì)，但是屬于難溶性鹽，其溶液中離子濃度很小，導(dǎo)電性差。電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電能力沒(méi)有必然聯(lián)系。溶液的導(dǎo)電能力取決于溶液中自由移動(dòng)的離子的溶度以及離子所帶的電荷數(shù)。2、電解質(zhì)電離方程式的書寫（1）強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，用“

”

①?gòu)?qiáng)酸：HCl

②強(qiáng)堿：Ba(OH)2＝

③正鹽：Na2CO3＝

④強(qiáng)酸的酸式鹽：NaHSO4

⑤弱酸的酸式鹽：NaHCO3=＝H++Cl-Ba2++2OH-

熔融：水溶液：第一步完全電離第二步部分電離

多元弱酸：部分電離分步書寫

多元弱堿部分電離一步到位

【練5】寫出下列物質(zhì)的電離方程式（1）HClO（2）KHSO3（3）CaCO3（4）Cu(OH)2（5）H2S課堂小結(jié)【思考】在一定的條件下，往一杯水中加進(jìn)一定量的冰醋酸會(huì)發(fā)生如何的變化？1)開(kāi)始時(shí)，V電離和V結(jié)合怎樣變化？2)當(dāng)V電離=V結(jié)合時(shí)，可逆過(guò)程達(dá)到一種什么樣的狀態(tài)？畫出V～t圖。

CH3COOH

CH3COO-+H+電離結(jié)合

弱電解質(zhì)的電離平衡二

c(H+)c(CH3COO-)c(CH3COOH)v(電離)v(結(jié)合)醋酸初溶于水時(shí)

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反應(yīng)速率V(電離)V(結(jié)合)V(電離)=V(結(jié)合)電離平衡狀態(tài)弱電解質(zhì)電離平衡狀態(tài)建立示意圖時(shí)間電離平衡也是一種化學(xué)平衡1.含義一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率

時(shí)，溶液中各分子和離子的濃度保持

的狀態(tài)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，如下圖所示。相等

弱電解質(zhì)的電離平衡二2.平衡的建立（v-t圖）不變3.電離平衡的特征

逆：弱電解質(zhì)的電離是可逆過(guò)程等：v(電離)

=v(結(jié)合)

≠0動(dòng)：電離平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡定：溶液中各分子、離子的濃度不變。變：條件改變時(shí)，電離平衡發(fā)生移動(dòng)（平衡移動(dòng)規(guī)律—勒夏特列原理）4.電離平衡的特點(diǎn)

①電離過(guò)程是

。②弱電解質(zhì)的電離屬于

，分子、離子共存③弱電解質(zhì)在溶液中的電離都是

。

如0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10-3mol·L-1左右。

④電離方向是微粒數(shù)

的過(guò)程.吸熱的可逆過(guò)程微弱的增多1、溫度2、濃度由于電離是吸熱的，因此溫度越高，電離度越大。溶液越稀，離子相遇結(jié)合成分子越困難，因此更有利于電離。3、同離子效應(yīng)加入含有弱電解質(zhì)離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)4、離子反應(yīng)加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)，電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)5.影響電離平衡的因素內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)，越強(qiáng)越電離。----越熱越電離----越稀越電離----抑制電離----促進(jìn)電離因素平衡移動(dòng)方向電離程度c(H+)c(CH3COO-)導(dǎo)電能力加濃鹽酸加冰醋酸加NaOH加CH3COONa加水稀釋升溫加NaCl固體右移右移右移右移不移左移左移減小不變?cè)龃鬁p小減小增大增大減小增大增大增大減小不變減小減小增大增大不變?cè)龃鬁p小增大增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)減弱增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)以醋酸的電離平衡為例：H>0【練1】在0.1mol/L的NH3·H20溶液中存在如下電離平衡：NH3·H2O

NH4＋＋OH－。下列敘述正確的是

()

A.

加入少量濃鹽酸，平衡逆向移動(dòng)B.

加入少量NaOH固體，平衡正向移動(dòng)C.

加入少量0.1mol/LNH4Cl溶液，溶液中c(OH-)減小D.

加入少量MgSO4固體，溶液pH增大C【練2】在相同溫度時(shí)，100mL0.01mol/L的醋酸溶液與10mL

0.1mol/L的醋酸溶液相比，下列數(shù)值前者大于后者的是（

）A.中何時(shí)所需NaOH的量B.H+物質(zhì)的量濃度C.H+物質(zhì)的量D.CH3COOH的物質(zhì)的量C【思考】怎樣定量比較弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱？電離程度相對(duì)大小怎么比較？

在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用K表示。

電離平衡常數(shù)三Ka表示弱酸的電離平衡常數(shù)Kb表示弱堿的電離平衡常數(shù)例如，醋酸的電離常數(shù)可表示為：1．含義：2.表達(dá)式

c(A-）、c(B十）、c(HA）和c(BOH）均為達(dá)到電離平衡后各粒子在溶液中的濃度值(1)一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HAH＋＋A－，可表示為(2)一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOHB＋＋OH－，可表示為Ka=c(H+).c(A-)c(HA)Kb=c(B+).c(OH-)c(BOH)(3)多元弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)

多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用Ka1、Ka2等來(lái)分別表示。例如，

H2CO3H＋＋HCO3－

HCO3－H＋＋CO32－

c(HCO3-)c(H+)c(H2CO3)c(H+)c(HCO3-)c(CO32-)Ka1＝Ka2＝

由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數(shù)，而用以后要學(xué)到的難溶物的溶度積常數(shù)。電離常數(shù)的大?。篕a1?Ka2；多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。第一步電離產(chǎn)生的H+抑制了第二步電離電離平衡常數(shù)表示弱電解質(zhì)的電離能力。相同條件下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越

，酸性（或堿性）越

。大強(qiáng)CH3COOHH2CO3H2SK=1.8×10-5K1=4.3×10-7K2=5.6×10-11K1=9.1×10-8K2=1.1×10-12

3、電離平衡常數(shù)的意義4、影響弱電解質(zhì)電離常數(shù)的因素：

（1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)的本性。

電解質(zhì)越弱，Ka（或Kb）越小,越難電離，酸(堿)的酸(堿)性越弱。（2）外因：只與溫度有關(guān)T越大，Ka（Kb）越大。CH3COOH25℃0℃電離平衡常數(shù)Ka=1.75×10-5Ka=1.65×10-525℃CH3COOHHCN電離平衡常數(shù)Ka=1.75×10-5Ka=4.9×10-10【練1】下列關(guān)于電離常數(shù)(K)的說(shuō)法中正確的是

(

)A．電離常數(shù)(K)越小，表示弱電解質(zhì)的電離能力越弱B．電離常數(shù)(K)與溫度無(wú)關(guān)C．不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離常數(shù)(K)不同D．多元弱酸各步電離常數(shù)相互關(guān)系為K1<K2<K3A起始濃度/(mol·L?1)變化濃度/(mol·L?1)平衡濃度/(mol·L?1)0.2001.7×10?3c(NH3·H2O)＝(0.2?1.7×10?3)mol·L?1

≈0.2mol·L?11.7×10?31.7×10?30.2?1.7×10?31.7×10?31.7×10?3＝(1.7×10?3)·(1.7×10?3)0.2≈1.4×10?5c(NH3·H2O)Kb＝c(NH4+

)·c(OH?)【例】在某溫度時(shí)，溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為0.2mol·L?1的氨水中，達(dá)到電離平衡時(shí)，已電離的NH3·H2O為1.7×10?3mol·L?1，試計(jì)算該溫度下NH3·H2O的電離常數(shù)（Kb）和電離度（α）。NH3·H2ONH4++OH?近似處理！解：5.有關(guān)電離常數(shù)的計(jì)算---三段式法【練2】已知25℃時(shí)，測(cè)得濃度為0.1mol/L的堿BOH的溶液中，c（OH-）=1×10-3mol/L。(1)寫出BOH的電離方程式:

。(2)BOH的電離平衡常數(shù)Kb=

。(3)若t℃時(shí)，BOH的平衡常數(shù)為1×10-7，結(jié)合（2）的計(jì)算可知t℃

25℃。若該堿的起始濃度也為0.1mol/L，則溶液中c（B+）=

mol/L。1×10-5<1×10-46.電離平衡常數(shù)的應(yīng)用：①判斷弱酸（弱堿）相對(duì)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性（堿性）越強(qiáng)如常見(jiàn)弱酸的電離平衡常數(shù)（25℃）H2SO3H3PO4HFCH3COOH1.54×10-27.6×10-33.53×10-41.76×10-5

H2CO3H2SHClO4.3×10-79.1×10-82.9×10-8酸性:H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO②判斷復(fù)分解反應(yīng)是否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律【練3】25℃時(shí)，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)為：CH3COOH：Ka

=1.8×10-5H2CO3：

Ka1=4.3×10-7Ka2=5.6×10-11

HClO:Ka=4.0×10-8（1）CH3COOH、H2CO3、HCO3-、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)椋?/p>

。（2）CH3COO-、HCO3-、CO32-、ClO-結(jié)合H+的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)椋?/p>

。（3）寫出向NaClO和CH3COONa的混合溶液中通入少量CO2的化學(xué)方程式：

。③判斷溶液中粒子濃度比值的變化④計(jì)算弱酸或弱堿溶液中電離出離子的濃度

【課堂小結(jié)】酸堿性強(qiáng)弱電離平衡常數(shù)學(xué)法指導(dǎo)：先列表達(dá)式1.已知離子濃度計(jì)算電離平衡常數(shù)2.已知電離平衡常數(shù)計(jì)算離子濃度3.已知電離平衡常數(shù)計(jì)算未知平衡常數(shù)溫度計(jì)算外因意義考點(diǎn)1.判斷正誤：（1）電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度一定減小，離子濃度一定增大（

）（2）25℃時(shí)，0.1mol/LCH3COOH溶液加水稀釋，各離子的濃度均減少（

）（3）電離平衡向右移動(dòng)，弱電解質(zhì)的電離程度一定增大（

）（4）BaSO4溶于水，導(dǎo)電性很弱，故為弱電解質(zhì)（

）××××2.下列關(guān)于強(qiáng)、弱電解質(zhì)的敘述，正確的是（）

A．強(qiáng)電解質(zhì)都是離子化合物，弱電解質(zhì)都是共價(jià)化合物

B．強(qiáng)電解質(zhì)都可溶，弱電解質(zhì)都難溶

C．強(qiáng)電解質(zhì)溶液中無(wú)溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)溶液中有溶質(zhì)溶質(zhì)分子

D．強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力強(qiáng)，弱電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力弱3.某濃度的氨水中存在下列平衡：NH3?H2O?NH4++OH-，如想增大NH4+的濃度，但不增大OH-的濃度，應(yīng)采取的措施是（）A.適當(dāng)升高溫度B.加入NH4Cl固體C.通入NH3D.加入少量濃氨水CB4.相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離常數(shù)，下列判斷正確的是（

）A.三種酸的強(qiáng)弱關(guān)系：HX>HY>HZB.反應(yīng)