电离平衡2
3.1.2电离平衡常数(课件)高二化学(人教版2019选择性必修1)
例：醋酸溶液中加水稀释一倍后，电离平衡移动的方向？ .
Ka＝ ，
，稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝
＝ Ka
Q<Ka，平衡向电离方向移动。
任 务 类比化学平衡常数 掌握电离平衡常数
6.计算
.
任 务 类比化学平衡常数 掌握电离平衡常数
6.计算
.
（1）意义：表示弱电解质的电离程度，同一弱电解质电离度越大，电离程度越大。 （2）电离度的影响因素
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 电离平衡常数
学习目标
通过类比化学平衡常数，掌握电离平衡常数表达式书写，了 解电离平衡常数的影响因素，掌握电离平衡常数的主要应用。
新课导入
1.旧知链接：写出mA(g)＋nB(g)⇌pC(g)＋qD(g)的化学平衡常数K表达式。
2.思考：如何定量表示醋酸的电离程度？写出写出醋酸的电离方程式，并 写出该电离方程式的平衡常数表达式。 可以用电离平衡常数定量表示醋酸的电离程度。 CH3COOH⇌CH3COO-+H+
任 务 类比化学平衡常数 掌握电离平衡常数
2．电离平衡常数的表示方法 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数 例如：CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋ Ka＝________________；
NH3·H2O⇌NH4＋+OH－ Kb＝________________。
任 务 类比化学平衡常数 掌握电离平衡常数
2．电离平衡常数的表示方法 (2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数 多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有电离平衡常数，通常用Ka1、 Ka2等来分别表示。例如， H2CO3⇌H＋＋HCO3-（主要） Ka1＝________________；
实验二电离平衡与沉淀反应
2. 5mL缓冲溶液+1滴1 mol·L-1HCl，测其pH 值。
5mL缓冲溶液+1滴 1mol·L-1NaOH，测其 pH值。 3. 测蒸馏水的pH值;
5mL蒸馏水 +1滴 1mol·L-1HCl，测其pH 值；
5mL蒸馏水 +1滴 1mol·L-1NaOH，测其pH 值
第27页，共27页。
沉淀 生成
AgNO3+NaCl→AgCl CaCl2+(NH4)2C2O4→ CaC2O4 CuSO4+Na2S→CuS
(1)用生成弱电解质的
方法溶解CaC2O4沉淀
(2)生成配离子的方法 沉淀
溶解 AgCl沉淀
溶解
(3)用氧化还原的方法 溶解CuS
CaC2O4+2HCl=CaCl2+ H2C2O4 AgCl+2NH3·H2O= [Ag(NH3)2]Cl+2H2O
1. 8.5mL 1mol·L-1HAc +1.5mL 1mol·L-1 NaAc 组成缓冲溶液，用pH 试纸测其pH值。
pH=4
第27页，共27页。
4.0=4.74+lgVNaAc/VHAc VNaAc+V HAc=10mL 由上述两式得：
VHAc=8.5mL VNaAc=1.5mL
2. 5mL缓冲溶液+1滴
碱性 碱性 酸性
CO32-+H2O
HCO3-+OHNaCl=Na++ClAl3++3H2O Al(OH)3+3H+
PO43- +H2O HPO42- +OH– HPO42- +H2O H2PO4- +OH– H2PO4HPO42- +H+
高三化学电离平衡2
例3:在10mL0.1mol/L氨水中逐滴加入0.1mol/L盐酸， 当滴至混合液呈中性时，消耗盐酸的体积（ B ） Ａ . 等于 10mL Ｃ.大于10mL Ｂ . 小于 10mL Ｄ.等于５mL
例4:常温下，浓度均为0.1mol/L的HA、HB、HC、 HD四种一元酸,已知HA溶液中c(H＋)＝0.01mol/L
(2)pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同 的倍数，则强酸溶液pH变化较大；碱也如此.
(3)酸与碱的pH之和为14，等体积混合 ①若为强酸与强碱，则pH=7 ②若为强酸与弱碱，则pH>7 ③若为弱酸与强碱，则pH<7
范例：甲溶液pH=2, 乙溶液pH=12. 当两者等体积混和 后,有关pH值变化的叙述正确的是 ( D ) A.pH＞7 B.pH=7 C.pH＜7 D.前三种都有可能
①強酸与強酸混合 ：pH混 = pH小 + 0.3
_ 0.3 pH = pH ②強碱与強碱混合 ： 混 大
4.强酸和强碱混合(发生中和反应,忽略体积变化)
可能情况有三种: ①若酸和碱恰好中和.即n(H＋)＝ n(OH-), pH＝7. ②若酸过量,求出过量的c(H＋),再求pH值.
③若碱过量,求出过量的c(OH-),再求出c(H＋)后求pH值 . 特例:若强酸与强碱等体积混合 :
①若pH酸＋pH碱＝14，则完全中和 pH＝7. ②若pH酸＋pH碱＞14,则碱过量 ③若pH酸＋pH碱＜14,则酸过量 pH≈pH碱－0.3 pH≈pH酸＋0.3
例.在25℃时，若10体积某強酸溶液与1体 积某強碱溶液混合后溶液呈中性，则混合 之前该強酸溶液的pH与该強碱溶液的pH之 间应满足的关系是 酸与碱溶液的pH之和为 。 15
B.在液氨中加入NH4Cl，液氨的离子积不变； C.此温度下液氨的离子积为1×10-30；
人教版高中化学选择性必修一 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 第二课时 电离平衡
-
平衡移
n(H+)
影响因素
动方向
升温
右
增大
c(H+) c(CH3COO-) 电离度
增大
增大
温度： 升温向吸热方向即电离方向移动
增大
影响电离平衡的因素
新课探究
思考：CH3COOH⇌CH3COO-+H+ 完成下表中外界条件改变对各参数的影响
影响因素
平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) 电离度
分析：查阅资料知25℃时，1 mol/L的 次氯酸和氢氟酸溶液中c(H+)不同，
原因？
次氯酸
氢氟酸
c(H+)
1.73×10-4
1.87×102
电离平衡常数究
表达式：
CH3COOH⇌CH3COO- +H+
(1)CH3COOH的电离常数Ka=
(2)NH3·H2O的电离常数Kb=
H2CO3⇋H +
+
HCO
0.1 mol·L-1CH3COOH溶液 中 ,经测定溶液中c(CH3COO-)为1.4×10-3
mol·L-1,求此温度下醋酸的电离常数Ka
+
−
CH3COOH
H + CH3COO
−1
起始(mol·L )： 0.1 mol·L-1
0
0
−1
转化(mol·L )：
−1
平衡(mol·L )：
x
0.1 −x
酸(碱)性相对强弱时,通常只考虑 第一步 电离。
电离平衡常数
应 用 2 ： 回顾84消毒液的作用原理，(即少量的CO2通入次氯酸钠溶液中
2.弱电解质的电离平衡
根据对0.1
mol· L-1的醋酸溶液进行的下列有关 变化，完成表格
电离平衡移动方向 c(H+) c(CH3COO—)
加热 加水 加CH3COOH 加NaOH
加HCl
2、电离方程式的书写 强电解质电离用等号，弱电解质电离用可逆号 多元弱酸分步电离 多元弱碱写成一步电离的形式 强酸酸式盐一步电离到各离子，用等号； 弱酸酸式盐第一步电离到阳离子和酸式酸根离子，用 等号；酸式酸根离子再电离，遵照分步电离，用可逆 号
一定能在下列溶液中大量共存的离子组是
A.含有大量Al3+的溶液：Na+、NH4+、SO42-、ClB.c(H+)=1×10-13mol· -1 的 溶 液 ： Na+ 、 Ca2+ 、 L SO42-、CO32C. 含 有 大 量 Fe3+ 的 溶 液 ： Na+ 、 Mg2+ 、 NO3- 、 SCND.含有大量NO3-的溶液：H+、Fe2+、SO42-、Cl-
浓度均为0.1
mol· -1的三种溶液等体积混合，充 L 分反应后没有沉淀的一组溶液是（ ） A.BaCl2 、NaOH 、 NaHCO3 B. Na2CO3 、 MgCl2 、 H2SO4 C.AlCl3 、 NH3· 2O 、 NaOH H D.Ba(OH)2 、 CaCl2 、 Na2SO4
下 列 各 组 离 子 能 大 量 共 存 ， 当 溶 液 中
c(H+)=10—10 mol•L—1时，有气体产生；而 当溶液中c(H+)=10—13 mol•L—1时，又能生 出沉淀。该组离子可能是（ ） A．Na+、Cu2+、NO3—、CO32— B．Ba2+、K+、Cl—、HCO3— C．Fe2+、Na+、SO42—、NO3— D．Mg2+、NH4+、SO42—、Cl—
高中化学 (大纲版)第二册 第三章 电离平衡 第一节电离平衡(第二课时)
高中化学 （大纲版）第二册 第三章 电离平衡 第一节电离平衡(第二课时)［引言］上节课我们学习了电解质的强弱与结构的关系，并且已经知道弱电解质的溶液中，既有分子，又有离子，下面我们就来共同学习弱电解质的电离平衡的有关知识。
［设疑］一定量的盐酸与足量的锌反应，生成H 2的量取决于什么因素？［生］取决于盐酸中HCl 的物质的量［师］那么氢离子浓度相同，溶液体积也相同的盐酸和醋酸分别与过量的锌反应，最后生成的H 2是否一样多？［生甲］一样多［生乙］醋酸多［师］谁的回答正确呢？等我们学完电离平衡的知识之后自然就会明白。
下面我们就以醋酸为例，说一说什么叫电离平衡。
［板书］二、弱电解质的电离平衡［板书］1.概念［问题探究］CH 3COO －和H +在溶液中能否大量共存？［生］不能。
［师］我们知道，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH 3COOH 会电离成CH 3COO－和H +，与此同时，电离出的CH 3COO －和H +又会结合成CH 3COOH 分子，随着CH 3COOH分子的电离，CH 3COOH 分子的浓度逐渐减小，而CH 3COO －和H +浓度会逐渐增大，所以CH 3COOH 的电离速率会逐渐减小，CH 3COO －和H +结合成CH 3COOH 分子的速率逐渐增大，即CH 3COOH 的电离过程是可逆的。
［副板书］CH 3 CH 3COO －+H +［接着讲述］在醋酸电离成离子的同时，离子又在重新结合成分子。
当分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率时，就达到了电离平衡状态。
这一平衡的建立过程，同样可以用速率—时间图来描述。
［投影］弱电解质电离平衡状态建立示意图［师］请同学们根据上图的特点，结合化学平衡的概念，说一下什么叫电离平衡。
电离（或称离子化） 结合（或称分子化）［学生叙述，教师板书］在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
电离平衡(第2课时 弱电解质的电离平衡)(练习)(解析版)
弱电解质的电离平衡——随堂演练知识落实一、选择题1．下列事实中，可以证明醋酸是弱电解质的是()A．1 mol·L－1的醋酸溶液中，c(H＋)＝1 mol·L－1B．醋酸与水以任意比互溶C．10 mL 1 mol·L－1的醋酸溶液恰好与10 mL 1 mol·L－1的NaOH溶液完全反应D．在相同条件下，醋酸溶液的导电性比盐酸弱答案D解析A项中若醋酸完全电离，则c(H＋)＝1 mol·L－1，说明醋酸为强电解质，A项不符合题意；C项是与强碱的反应，不能说明其电离程度的大小；D项是在相同条件下，比较二者导电性强弱，醋酸溶液的导电性弱，说明醋酸溶液中离子浓度小，即醋酸的电离程度小，盐酸中的HCl是完全电离的，故说明醋酸是部分电离，为弱电解质。
2．下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是()选项A B C D强电解质Fe NaCl CaCO3HNO3弱电解质CH3COOH NH3H3PO4Fe(OH)3非电解质C12H22O11(蔗糖)BaSO4C2H5OHH2O答案C解析A项，Fe既不是电解质也不是非电解质，错误；B项，NH3是非电解质，BaSO4是强电解质，错误；D项，H2O是弱电解质，错误。
3．在0.1 mol·L－1的HCN溶液中存在如下电离平衡：HCN ⇌H＋＋CN－，下列叙述正确的是()A．加入少量NaOH固体，平衡正向移动B．加水，平衡逆向移动C．滴加少量0.1 mol·L－1的HCl溶液，溶液中c(H＋)减小D．加入少量NaCN固体，平衡正向移动答案A解析加入NaOH固体，OH－与HCN电离产生的H＋反应，平衡正向移动，A项正确；加水，平衡正向移动，B项错误；滴加少量0.1 mol·L－1的HCl溶液，c(H＋)增大，C项错误；加入少量NaCN固体，c(CN－)增大，平衡逆向移动，D项错误。
第2讲 弱电解质的电离平衡(人教
增大
减小
减小
减小
增大 减弱
不 变 不 变
增大
增大
增大
增大
减小 增强
以0.1 mol· L－1CH3COOH溶液为例：CH3COOH
CH3COO－＋H＋ ΔH＞0。
改变 条件 通入 HCl(g)
平衡 电离 c (CH c (CH 导电 3 3 移动 n(H＋) c(H＋) 程度 COO－) COOH) 能力 (α) 方向 向左 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 减小 增大 增强 增强
（4）特点： ①电离平衡常数只与 温度 有关，与弱电解质分子 和各离子浓度无关。 ②多元弱酸是分步电离的，它的每一步电离都有相 应的电离常数，常常用K1、K2、K3等表示。且：K1 ＞K2＞K3，溶液的酸性主要取决于 第一步 电离。
[思考· 感悟]
2. 电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子 的浓度一定增大吗？ ［提示］ 都不一定。如对于CH3COOH
［NH4 ］［OH ］ Kb＝ 。 ［NH3· H2O］
（3）意义：电离平衡常数表征了弱电解质的电离能力。 ①温度相同时，K越大，弱电解质 越强 。
常见弱酸的相对强弱如下：
H2SO3＞H3PO4＞HNO2＞HCOOH＞CH3COOH＞ H2CO3＞H2S ②温度、浓度相同时，K越大，电离度α 越大。
(6)采用实验证明存在电离平衡。 如氨水中滴入 酚酞试液变红，再加 NH4Cl，颜色变浅。 (7)利用较强酸 (碱 )制备较弱酸 (碱 )判断电解质 强弱。如将 CO2 通入苯酚钠溶液中，出现浑浊。说 明酸性：H2CO3＞ OH。
(8)利用元素周期律进行判断。如非金属性 Cl ＞ S＞ P＞ Si ，则对应最高价含氧酸酸性 HClO4＞ H2SO4 ＞ H3PO4 ＞ H2SiO3( 最高价氧化物对应水化 物 ) ； 金 属 性 Na ＞ Mg ＞ Al ， 则 碱 性 NaOH ＞ Mg(OH)2＞Al(OH)3。
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已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步的。 已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步的。 H++HCO3- 一(1) 例：H2CO3 HCO3H++CO32- 一(2) 每一步的电离程度是不一样的。 每一步的电离程度是不一样的。
(9)写出H3PO4在水溶液中的电离方程式。 (9)写出 写出H 在水溶液中的电离方程式。 + + H PO - 一(1) H3PO4 H 2 4
二、电离平衡
v
v电离 v分子化
电离平衡和化 学平衡一样， 学平衡一样， 电离平衡 当外界条件改 变时符合勒沙 t 特列原理。 特列原理。 t’
影响电离平衡有哪些因素
（1）温度 ） 电离过程是吸热过程， 电离过程是吸热过程，平衡温度升高向电 离方向移动。 离方向移动。 2） （2）浓度 浓度越大，电离程度越小。 浓度越大，电离程度越小。 （3）其他因素 ）
第一节
电离平衡
（第二课时） 第二课时）
可逆反应有什么特征？ 可逆反应有什么特征？化学平衡有什么特 征？ 若在纯水滴加冰醋酸， 若在纯水滴加冰醋酸，试分析一下所形成 的水溶液中发生哪些变化？ 的水溶液中发生哪些变化？ 以醋酸为例，研究弱电解质的电离过程中 以醋酸为例， 实质上包含着哪几个过程？ 实质上包含着哪几个过程？ 弱电解质的电离过程中包含： 弱电解质的电离过程中包含： （1）分子电离成离子； ）分子电离成离子； （2）离子结合成分子。 ）离子结合成分子。
H2PO4 2HPO
4
H+ + H+ +
HPO4 PO4
3-
2-
一(2) 一(3)
就电离本身而言， 就电离本身而言，你推测每一步的电离程 度如何变化，为什么？ 度如何变化，为什么？
对于多元酸： 对于多元酸：
多元弱酸是分步电离的， 多元弱酸是分步电离的，K1》K2（一般要 相差10 相差 5）。 多元弱酸的酸性由第一步电离决定。 多元弱酸的酸性由第一步电离决定。 试根据课本中“一些弱酸和弱碱的电离平衡 试根据课本中“ 常数”比较它们的相对强弱。 常数”比较它们的相对强弱。
讨论： 讨论：
1、在盐酸中加少量 NaCl固体，在醋酸溶液 NaCl固体 固体， NaAc固体 固体， 中加少量 NaAc固体，将分别对两种酸的电离有 怎样的影响？ 怎样的影响？ 2、在0.1mol/L醋酸溶液分别：加热、加入少 0.1mol/L醋酸溶液分别：加热、 醋酸溶液分别 量盐酸、加入少量氢氧化钠、加入醋酸铵晶体， 量盐酸、加入少量氢氧化钠、加入醋酸铵晶体， 电离平衡会怎样移动？溶液中c(H+)怎样变化？ 电离平衡会怎样移动？ 怎样变化？ 3、强电解质溶液中有无可能存在电离平衡？ 强电解质溶液中有无可能存在电离平衡？
问题： 问题：怎样定量的比较弱电解质的相
对强弱？电离程度相对大小怎么比较？ 对强弱？电离程度相对大小怎么比较？
电离平衡常数（ 三、电离平衡常数（K）
看课本自学相关内容并思考： 看课本自学相关内容并思考： 什么叫电离平衡常数？ （1）什么叫电离平衡常数？ 电离平衡常数的化学含义是什么？ （2）电离平衡常数的化学含义是什么？ （3）怎样用电离平衡常数比较弱电解质的相 对强弱？ 对强弱？ 影响电离平衡常数的因素是什么？ （4）影响电离平衡常数的因素是什么？
弱电解质电离程度相对大小的另一种参 数-------
电离度α 电离度
α=
已电离的分子数 弱电解质分子总数
讨论： 以上定义式， 讨论：根据 以上定义式，你还能 得出哪些计算α的关系式？ 得出哪些计算α的关系式？
弱电解质电离程度相对大小的参数一 弱电解质电离程度相对大小的参数一
电离平衡常数（ ） 电离平衡常数（K）
对于一元弱酸 HAKa=H+来自A-，平衡时c(HA)
c ( H+) .c( A-)
对于一元弱碱 MOH
Kb=
M++OH-，平衡时
c ( M+).c( OH- ) c(MOH)
意义： 值越大 电离程度越大， 值越大， 意义：K值越大，电离程度越大，相应酸 (或 或 的酸(或碱 性越强。 值只随温度变化 值只随温度变化。 碱)的酸 或碱 性越强。K值只随温度变化。 的酸 或碱)性越强