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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 弱电解质的电离平衡
1.通过分析、推理等方法认识强弱电解质的本质特征，建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的思维模型。
2. 知道弱电解质在水溶液中存在电离平衡，能正确书写弱电解质的电离方程式，会分析电离平衡的移动。
学习目标
课堂导入
盐酸（HCl强酸）
醋酸（CH3COOH弱酸）
食醋可以代替盐酸，作除垢剂吗
探究实验
【实验3-1】
取相同体积、0.1 mol/L的盐酸和醋酸，比较它们pH的大小，试验其导电能力，并分别与等量镁条反应。观察、比较并记录现象。
【实验3-1】实验结论
酸 0.1 mol·L－1 盐酸 0.1 mol·L－1 醋酸
pH
导电能力
与等量镁条反应现象
实验结论
较小
较大
较强
较弱
产生无色气泡较快
产生无色气泡较慢
①相同物质量浓度的盐酸比醋酸溶液电离出的c(H＋)大，盐酸的电离程度大于醋酸。
②随反应的进行，醋酸还能继续电离H＋，最终提供的氢离子数与盐酸相同。
微观分析:
说明: HCl分子在水中完全电离，醋酸分子在水中部分电离。
盐酸中存在H+、Cl-
无HCl分子
醋酸溶液中存在H+、CH3COO-
和CH3COOH分子
一、强电解质和弱电解质
1．强电解质和弱电解质
强电解质:
在水溶液中能全部电离的电解质。
溶液中只有阴、阳离子。
如强酸、强碱、大部分盐(包括难溶性盐)等。
弱电解质:
在水溶液中只能部分电离的电解质。
溶液中既有阴、阳离子，又有电解质分子。
如弱酸、弱碱、水等。
强电解质
(全部电离)
弱电解质
（部分电离）
①六大强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等
②四大强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等
③绝大多数盐：如NaCl、(NH4)2SO4、BaSO4等
④活泼金属氧化物：Na2O、CaO等
①弱酸：HF、HClO、CH3COOH、H2CO3、H2S、H2SO3等。
②弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等
③水是极弱的电解质。
④少数盐：醋酸铅(CH3COO)2Pb、氯化汞HgCl2、氯化亚汞Hg2Cl2
一、强电解质和弱电解质
一、强电解质和弱电解质
2．电离方程式的书写
强电解质电离方程式
弱电解质电离方程式
H2SO4 2H+ +
NaOH Na+ + OH
NaCl Na+ + Cl
CH3COOH CH3COO + H+
NH3·H2O + OH
一、强电解质和弱电解质
3．电离方程式的书写注意事项
多元弱酸是分步电离的(其中以第一步电离为主)，电离程度逐步减弱，要分步书写电离方程式，不能一步完成。如H2CO3的电离方程式是：
多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式写。如Fe(OH)3的电离方程式：
H2CO3 H＋＋（主要）
HCO3－ H＋＋ (次要）
Fe(OH)3 Fe3＋＋3OH－
二、弱电解质的电离平衡
1．电离平衡状态的建立
在一定条件下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化时就达到了电离平衡状态。
v(电离) = v(结合) 达到电离平衡状态
弱电解质电离平衡状态建立示意图
v(电离)
v(结合)
反应速率
时间
电离平衡也是一种化学平衡
CH3COOH CH3COO－＋H＋
二、弱电解质的电离平衡
2．电离平衡状态的特征
研究弱电解质的可逆反应
v电离＝v结合≠0
动态平衡
平衡时，各微粒(分子、离子)的浓度保持不变
条件改变，平衡会发生移动，移动规律符合勒夏特列原理
逆
等
动
定
变
电离过程是吸热的。
弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。
二、弱电解质的电离平衡
3．电离平衡的影响因素
外因：
①温度
②浓度
③同离子效应
当外界条件改变时符合“勒夏特列原理”
内因：电解质本身的性质，通常电解质越弱电离程度越小。
④化学反应
越强越电离。
二、弱电解质的电离平衡
温度：
弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
浓度：
在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几率越小，电离程度越大。
“越热越电离”
“越稀越电离”
实验测得：用水稀释冰醋酸时氢离子浓度随加水量的变化曲线
4．影响电离平衡的外因
二、弱电解质的电离平衡
同离子效应：
加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度减小。
加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
化学反应：
注意：加入同浓度的弱电解质溶液→平衡不移动→各微粒浓度不变、电离程度不变
“同抑异促”
4．影响电离平衡的外因
二、弱电解质的电离平衡
改变条件 平衡移动方向 c(H+) c(CH3COO-) c(CH3COOH) 电离程度
加 热
加盐酸
加NaOH(s)
加CH3COONa(s)
加无水醋酸
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
加入固体：保证足量的溶质，同时控制溶液体积基本不变。
H>0
CH3COOH CH3COO－＋H＋
三、电解质溶液的导电性
1.金属为什么可以导电？ 电解质溶液为什么也能导电？
2.如何增强电解质溶液导电能力？
离子浓度越大，离子所带电荷越多，导电能力越强。
有自由移动的电子。
有自由移动的离子。
导电原理：
电解质在溶液中电离成自由移动的阴、阳离子，定向移动，形成电流。
1.正误判断
(1)电离平衡向右移动，电解质分子浓度一定减小，离子浓度一定增大。
(2)电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度一定增大 。
(3)导电能力强的溶液里自由移动的离子数目一定比导电能力弱的溶液里自由移动的离子数目多 。
(4)盐酸的导电能力一定比醋酸溶液的强。
(5)随着温度的升高，弱电解质溶液和金属的导电能力均增强。
(6)向H2S溶液中通入Cl2直至过量，混合溶液的导电能力增强 。
×
×
×
×
×
√
课堂练习
2.下列物质的分类组合全部正确的是（　　）
选项 强电解质 弱电解质 非电解质
A NaCl HF Cl2
B NaHCO3 NH3·H2O CCl4
C Ba(OH)2 HCl Cu
D AgCl H2S HClO
课堂练习
B
3.下列对氨水中存在的电离平衡：NH3·H2O ＋OH－叙述正确的是（　　）
A.加水后，溶液中n(OH－)增大
B.加入少量浓盐酸，溶液中c(OH－)增大
C.加入少量浓氢氧化钠溶液，电离平衡正向移动
D.加入少量氯化铵固体，溶液中c()减少
A
课堂练习
4.已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中 的值增大，可以采取的措施是（　　）
A.加少量烧碱溶液
B.加少量醋酸钠
C.加少量冰醋酸
D.加水
D
课堂练习
5.已知：H2S和H2SO3都是弱酸，且H2S的酸性更弱；H2S被SO2、Cl2、O2氧化后的产物都是S。向H2S饱和溶液中通入足量SO2，溶液导电能力与通入气体体积的关系可用图中的_____(填字母，下同)表示；向H2S饱和溶液中通入足量Cl2，溶液导电能力与通入气体体积的关系可用图中的______表示；向H2S饱和溶液中通入足量O2，溶液导电能力与通入气体体积的关系可用图中的_____表示。
A
C
D
课堂练习
本节内容结束

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