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第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
第1课时 强电解质和弱电解质
教学目标
1、教学目标
1) 通过对电解质进行分类，进一步掌握物质分类的方法，并能从微观层面理解强、弱电解质的本质区别。
2) 认识弱电解质的电离平衡，能运用电离平衡描述和解释化学现象，并预测可能的结果，树立对立统一、联系发展和动态平衡的观点。
3) 建构电离平衡常数模型，并能应用模型解释弱电解质在水溶液中发生的变化。
2、教学重点和难点
1) 重点：弱电解质的电离平衡和电离平衡常数。
2) 难点：弱电解质的电离平衡。
本章概述
上一章我们学习了化学平衡的一般规律，本章将依次讨论发生在水溶液中的弱酸弱碱的电离平衡、盐类水解平衡、沉淀溶解平衡等。
这些发生在水溶液中的离子反应，它们的活化能都比较低，反应速率较快，因此它们的平衡问题显得尤为重要。
这类反应都在液相中进行，所以压力对反应的影响可以忽略；由于反应的热效应小，实践中通常也不关注温度对反应的影响，只讨论浓度对反应的影响。
引入新课
盐酸和醋酸是生活中经常用到的酸。
盐酸常用于卫生洁具的清洁。比如洁厕灵的有效成分是盐酸。
我们知道醋酸的腐蚀性比盐酸的小，比较安全，为什么不用醋酸代替盐酸？
回顾
电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物
电离：电解质溶于水或受热融化时，形成自由移动的离子的过程
回顾
活动一：在烧杯中画出HCl气体溶解在水中后，该溶液中存在微粒的微观示意图(不考虑水的电离)，并写出电离方程式
溶解
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
Cl
H
活动展示
A同学
B同学
Cl
H＋
Cl
H＋
H＋
Cl
电离方程式：____________________
HCl ＝H＋＋Cl
电离方程式：____________________
HCl ＝H＋＋Cl
猜想
活动二：尝试在烧杯中画出冰醋酸溶解在水中后，该溶液中存在微粒的微观示意图(不考虑水的电离)，并写出电离方程式
溶解
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
活动展示
C同学
D同学
电离方程式：____________________
H＋
CH3COO
H＋
CH3COO
CH3COOH
CH3COO＝H＋＋CH3COO
电离方程式：____________________
E同学
H＋
CH3COO
CH3COOH
电离方程式：____________________
CH3COO＝H＋＋CH3COO
CH3COO H＋＋CH3COO
证据推理
实验1：取相同体积、0.1mol/L的盐酸和醋酸分别与等量的镁条反应，观察、比较并记录现象。
酸 0.1mol/L盐酸 0.1mol/L醋酸
与镁条反应
Mg＋2HCl＝MgCl2＋H2↑
Mg＋2HAc＝MgAc2＋H2↑
迅速产生大量气泡
产生气泡相对缓慢
证据推理
实验1：取相同体积、0.1mol/L的盐酸和醋酸分别与等量的镁条反应，观察、比较并记录现象。
酸 0.1mol/L盐酸 0.1mol/L醋酸
与镁条反应
Mg＋2HCl＝MgCl2＋H2↑
Mg＋2HAc＝MgAc2＋H2↑
迅速产生大量气泡
产生气泡相对缓慢
思考：能否从化学反应速率的角度来解释该现象产生的原因？
原因：等浓度的盐酸和醋酸溶液中c(H+)盐酸 > c(H+)醋酸
证据推理
实验2：取相同体积、0.1mol/L的盐酸和醋酸，比较它们pH的大小
酸 0.1mol/L盐酸 0.1mol/L醋酸
与镁条反应 迅速产生大量气泡 产生气泡相对缓慢
pH
pH数据的含义
证据推理
实验2：取相同体积、0.1mol/L的盐酸和醋酸，比较它们pH的大小
酸 0.1mol/L盐酸 0.1mol/L醋酸
与镁条反应 迅速产生大量气泡 产生气泡相对缓慢
pH
pH数据的含义
约为1
约为3
0.1mol/L盐酸中c(H+)=0.1mol/L
0.1mol/L醋酸中c(H+)=0.001mol/L
大约每100个CH3COOH只有1个CH3COOH发生电离
模型构建
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
H＋
Cl
H＋
Cl
H＋
Cl
液面
电解质(HCl)电离的结果
液面
电解质(CH3COOH)电离的结果
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
CH3COO
CH3COOH
CH3COOH
H＋
活动展示
C同学
D同学
电离方程式：____________________
H＋
CH3COO
H＋
CH3COO
CH3COOH
CH3COO＝H＋＋CH3COO
电离方程式：____________________
E同学
H＋
CH3COO
CH3COOH
电离方程式：____________________
CH3COO＝H＋＋CH3COO
CH3COO H＋＋CH3COO
√
(未考虑微弱电离)
强弱电解质
1) 强电解质：在水溶液中能够全部电离的电解质
2) 弱电解质：在水溶液中只有部分电离的电解质
模型认知
1) 左→右：弱电解质电离成离子
CH3COOH CH3COO + H＋
液面
电离过程是可逆的，存在电离平衡
2) 右←左：离子结合成弱电解质
CH3COO
CH3COOH
H＋
CH3COO
CH3COOH
H＋
电离平衡
活动三：根据化学平衡方面知识，尝试画出冰醋酸电离过程中的v-t曲线
t
v
0
v电离
v结合
v电离＝v结合
t1
电离平衡
强弱电解质
常见的强弱电解质
强电解质
弱电解质
强酸
强碱
绝大多数盐
弱酸
弱碱
水
HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI
KOH、NaOH、Ba(OH)2、 Ca(OH)2
NaCl、BaSO4、 NH4Cl等
H2S、H2CO3、CH3COOH、HClO等
NH3·HO、Fe(OH)2、 Fe(OH)3等
符号表征——电离方程式
类型 电离情况分析 举例
强电解质
弱电解质
多元弱酸
多元弱碱
完全电离
用“＝”
部分电离
用“ ”
HClO4＝
Ba(OH)2＝
NH4Cl＝
NH3·H2O
CH3COOH
H＋ + ClO4
Ba2＋ + 2OH
NH4＋ + Cl
NH4＋ + OH
CH3COO + H＋
分步电离，以第一步电离为主
分步电离，但一般用一步电离表示
H2CO3
HCO3
H＋ + HCO3 (主)
H＋ + CO32 (次)
Cu2＋ +2OH
Cu(OH)2
H2CO3
HCO3
H＋
CO32
H＋
学以致用
同浓度条件下盐酸中的c(H＋)大于醋酸中c(H＋)，浓度越大，反应速率越快，去污速率越快。
CaCO3＋2H＋＝Ca2＋＋CO2↑＋H2O
符号表征——电离方程式
拓展：1) 酸式盐
① 强酸的酸式盐：
如：水溶液中 NaHSO4＝
熔融状态 NaHSO4＝
② 弱酸的酸式盐：
如：水溶液中 NaHCO3＝
2) 两性化合物：
如：Al(OH)3
完全电离，一步完成
Na＋＋H＋＋SO42
Na＋＋HSO4
Na＋＋HCO3
HCO3 H＋＋CO32
Al(OH)3
Al3＋ +3OH
AlO2 +H＋+H2O
强中有弱，分步完成
双向电离
在熔融状态下电离共价键不发生断裂
符号表征
练、下列各项中电解质的电离方程式中正确的是(　　)
NaHCO3水溶液：NaHCO3＝Na＋＋H＋＋CO32
B. 熔融状态的NaHSO4：NaHSO4＝Na＋＋HSO4
C. HF的水溶液：HF＝H＋＋F
D. H2S 的水溶液：H2S 2H＋＋S2
B
课堂小结
强弱电解质及电离平衡
概念
强电解质：全部电离(强酸、强碱、大部分盐)
弱电解质：部分电离(弱酸、弱碱、H2O)
电离方程式书写
1) 多元弱酸分步电离
2) 多元弱碱一般按一步电离书写
3) 弱酸酸式盐先完全电离，酸式酸根再分步电离
随堂练习
练、用如图所示装置分别进行下列各组物质的导电性实验，
小灯泡的亮度比反应前明显减弱的是(　　)
A．向亚硫酸钠溶液中通入氯气
B．向硝酸银溶液中通入少量氯化氢
C．向氢碘酸饱和溶液中通入少量氧气
D．向氢氧化钠溶液中通入少量氯气
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
第2课时 弱电解质的电离平衡
回顾
电离
结合
CH3COOH CH3COO + H＋
t
v
0
v电离
v结合
v电离＝v结合
t1
电离平衡
弱电解质的电离平衡：在一定条件(如一定温度、浓度)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
电离平衡的特征
特征：与化学平衡相似
1) 逆：电离平衡是可逆过程
2) 等：v电离＝v结合 ≠ 0
3) 动：电离平衡是一种动态平衡
4) 定：平衡时溶液中离子的浓度和分子的浓度保持不变
5) 变：当外界条件(如温度、浓度)改变时，电离平衡被破坏
电离平衡的影响因素
1) 内因：弱电解质本身的性质 (决定性因素)
2) 外因：温度、浓度、同离子效应、化学反应
任务一：利用勒夏特列原理，讨论改变温度、浓度、化学反应等因素时对电离平衡产生的影响
1) 温度：绝大多数的弱电解质电离都是吸热的
升高温度，平衡_________移动，电离程度______
向右/正向
增大
特例：HF H＋＋F H＝ 104kJ·mol 1
电离平衡的影响因素
2) 浓度：化学平衡模板 1＜1＋1
途径：① 加水稀释、② 增大电解质溶液浓度
① 加水稀释
(类似于化学平衡的减压) (即：1＜1＋1)
加水稀释，平衡______移动，电离程度______；
电离生成的离子浓度______，电解质分子浓度______。
向右
增大
减小
减小
规律：越稀越电离 (稀释有利于弱电解质的电离)
② 增大电解质溶液浓度
电离平衡______移动，电离程度______；
电离生成的离子浓度______，电解质分子浓度_____。
向右
减小
增大
增大
(类似于化学平衡的加压) (即：1＜1＋1)
电离平衡的影响因素
3) 同离子效应：在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，弱电解质的电离受到抑制，电离程度减小。
4) 化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，则电离平衡向右移动，弱电解质的电离受到促进，电离程度增大。
电离平衡的影响因素
填表：CH3COOH CH3COO + H＋ ΔH > 0
改变条件 移动方向 c(H＋) c(Ac ) c(HAc) 电离程度
加热
通HCl
加 NaOH(s)
加NaAc(s)
加CH3COOH
加 水
正向
增大
增大
减小
逆向
增大
减小
增大
正向
减小
增大
减小
逆向
减小
增大
增大
正向
增大
增大
增大
正向
减小
减小
减小
增大
减小
增大
增大
减小
减小
电离平衡的影响因素
练、稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2O NH4＋＋OH 若要使平衡向逆方向移动，同时使c(OH )增大，应加入的物质或采取的措施是(　　)
①NH4Cl固体　 ②硫酸　 ③NaOH固体　
④水　 ⑤加热 ⑥加入少量MgSO4固体
A. ①②③⑤ B. ③ C. ③④⑥ D. ③⑤
B
质疑
请写出以下反应的化学方程式
1) 向Ca(ClO)2溶液中通入少量的CO2；
2) 向NaClO溶液中通入少量的CO2
Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3↓＋HClO
NaClO＋CO2＋H2O＝NaHCO3＋HClO
电离平衡常数
25oC时CH3COOH电离平衡体系中各粒子的浓度
CH3COOH CH3COO + H＋ ΔH > 0
起始时各离子浓度/(mol L)
HAc
c(H＋)·c(Ac )
c(HAc)
平衡时各离子浓度/(mol L)
平衡时
Ac
H＋
HAc
Ac
H＋
0.01
0
0
0.1
0
0
0
0.01
0.01
0
0.1
0.1
9.584×10 3
4.160×10 4
4.162×10 4
9.868×10 2
1.321×10 3
1.341×10 3
9.586×10 3
4.141×10 4
4.151×10 4
9.866×10 2
1.325×10 3
1.337×10 3
1.806×10 5
1.795×10 5
1.793×10 5
1.796×10 5
结论：在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中各组分的浓度之间存在一定的关系。
电离平衡常数
1) 概念：对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。
符号：弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、 Kb表示
2) 表示方法：
① 一元弱酸、一元弱碱的电离常数
CH3COOH CH3COO + H＋
NH3·H2O NH4＋＋OH
c(H＋)·c(CH3COO )
c(HAc)
Ka=
c(NH4＋)·c(OH )
c(NH3·H2O)
Kb=
电离平衡常数
② 多元弱酸、多元弱碱的电离常数
H2CO3 H＋+ HCO3
c(H＋)·c(HCO3 )
c(H2CO3)
Ka1＝
c(H＋)·c(CO32 )
c(HCO3 )
Ka2＝
Ⅰ) 多元弱酸的各步电离常数通常分别用Ka1、Ka2······表示
HCO3 H＋+ CO32
注意：1) 多元弱酸各步电离常数的大小一般为 K1 >> K2 >> K3，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
2) c(H＋)、c(HCO3 )均是指该体系中总的c(H＋)、c(HCO3 )。
3) 多元弱碱的电离比较复杂，高中阶段不讨论。
电离平衡常数的影响因素
1) 内因：弱电解质本身的性质(决定因素)
2) 外因：温度(随温度升高而增大，HF除外)
提示：同化学平衡常数一样，对于同一电解质的稀溶液来说，电离常数只与温度有关，不受粒子浓度的影响。
电离平衡常数的应用
实验3 2·教材P59：HAc的Ka和H2CO3的Ka1的大小比较
向盛有2mL1mol/L醋酸的试管中滴加1mol/LNa2CO3溶液。观察现象。
实验现象
解释
实验结论
有气泡产生
2CH3COOH＋Na2CO3＝2CH3COONa＋H2O＋CO2↑
酸性：HAc＞H2CO3，Ka(HAc)＞Ka1(H2CO3)
结论：在相同温度下，等浓度的弱酸(弱碱)的电离常数越大，其酸性(碱性)越强；
应用一：根据电离平衡常数判断弱酸(或弱碱)的相对强弱
相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强
应用二：根据电离常数判断盐与酸反应是否发生(酸性较强的酸制备酸性较弱的酸)
电离平衡常数的应用
应用三：根据电离常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况
练、用水稀释0.1 mol/L氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是( )
A. c(OH )/c(NH3·H2O) B. c(NH3·H2O)/c(OH ) C. n(OH ) 　 　　
B
应用一：根据电离平衡常数判断弱酸(或弱碱)的相对强弱
应用二：根据电离常数判断盐与酸反应是否发生(酸性较强的酸制备酸性较弱的酸)
解惑
分析：将CO2通入NaClO溶液中可视为H2CO3与ClO－之间的反应。
查表：25oC时Ka1(H2CO3)＝4.2×10－7、Ka2(H2CO3)＝5.6×10－11、Ka(HClO)＝4.8×10－8，可知：Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)
从“强酸制弱酸”的角度定性分析：
主要发生的反应： CO2＋H2O＋ClO－ HCO3－＋HClO
而不是： CO2＋H2O＋2ClO－ CO32－＋2HClO
定量计算：
1) CO2＋H2O＋ClO－ HCO3 ＋HClO K1＝10.5 (程度较大)
2) CO2＋H2O＋2ClO－ CO32 ＋2HClO K2＝1.47×10 2 (很难)
随堂检测
练、在一定温度下，冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中，溶液导电能力与加入水的体积有如下变化关系：
(1)“o”点导电能力为0的理由是:
_______________________________；
(2)a、b、c三点对应溶液的c(H＋)由
大到小的顺序是:__________；
(3)a、b、c三点中电离程度最大的是
_____，电离常数的关系______； 　　　　　　　　　　　　　
(4)若使c点溶液中c(Ac )增大、c(H＋)减小，
可采取的措施有:______________________________。
导电
能力
o
a
b
c
V水
没有水冰醋酸没有电离，无离子
b﹥c﹥a
C
相等
加碱、加碳酸钠、加镁、NaAc等
随堂检测
(5)在b→c稀释过程中，下列始终保持增大趋势的是( )
A. c(H＋) B. n(H＋)
C.
D.
c(CH3COO )
c(CH3COOH)
c(CH3COOH)
c(H＋)
导电
能力
o
a
b
c
V水
拓展：电离度(α)
注：1) 温度越高，电离度越大；
电离度(α)＝
已电离弱电解质的分子数
弱电解质分子总数
Ka
c
＝
2) 稀释溶液，电离度增大；
3) 衡量弱电解质电离程度相对大小的另一种参数。
强酸、弱酸的比较
1) 相同体积、相同物质的量浓度的盐酸和醋酸
c(H＋)
与镁条反应快慢
与足量镁反应产生H2量
中和NaOH能力
盐酸 ＞ 醋酸
由c(H＋)决定
由能电离出的n(H＋)决定
由电离程度决定
盐酸 ＞ 醋酸
盐酸＝醋酸
盐酸＝醋酸
强酸、弱酸的比较
2) 相同体积、相同c(H＋)的盐酸和醋酸
酸的浓度
开始时反应速率
反应过程中平均反应速率
生成等量氢气所需的时间
反应过程中速率下降快慢
生成等量的氢气消耗镁
与足量的镁反应产生H2量
一元酸的浓度＝c(H+)/α
盐酸 ＜ 醋酸
开始时c(H+)
盐酸 ＝ 醋酸
弱电解质H+有补给强电解质没有
盐酸 ＜ 醋酸
弱电解质H+有补给强电解质没有
盐酸 ＞ 醋酸
弱电解质H+有补给强电解质没有
盐酸 ＞ 醋酸
由n(H2)决定
盐酸 ＝ 醋酸
能电离出的n(H+)
盐酸 ＜ 醋酸
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