第三章第一節

電離平衡

一、強電解質和弱電解質主要成分是鹽酸(HCl)，為什么不用醋酸(CH3COOH)？一、強電解質和弱電解質為什么除水垢用醋酸(CH3COOH)、而不用鹽酸(HCl)？一、強電解質和弱電解質宏觀性質【實驗3-1】取相同體積，0.1mol/L的鹽酸和醋酸，比較它們pH的大小，試驗其導電能力，并分別與等量鎂條反應，觀察、比較并記錄現象。酸0.1mol/L鹽酸0.1mol/L醋酸pH導電能力與鎂條反應1接近3強弱迅速產生大量氣泡產生氣泡相對緩慢一、強電解質和弱電解質宏觀性質實驗分析：相同濃度的鹽酸與醋酸的H+濃度不同，即電離程度不同pH＝－lgc(H＋)通過測得的pH可知，鹽酸完全電離，醋酸部分電離。一、強電解質和弱電解質強電解質：在水溶液里能完全電離的電解質。

（強酸、強堿、大部分鹽）弱電解質：在水溶液里只有部分電離的電解質。

（弱酸、弱堿、水）電解質溶液的導電能力與離子濃度和離子所帶電荷數有關，強電解質溶液的導電能力不一定強。電解質的強弱與溶液導電能力沒有必然聯系。一、強電解質和弱電解質弱酸導電性一定比強酸的導電性弱嗎？1．現有以下物質:①硫酸銅晶體②碳酸鈣固體③純磷酸④硫化氫⑤三氧化硫⑥金屬鎂⑦石墨⑧固態苛性鉀⑨氨水⑩熟石灰固體。(1)屬于強電解質的是

(填序號,下同)。

(2)屬于弱電解質的是

。

①②⑧⑩③④練一練Cl－H3O+圖3-1HCl在水中電離示意圖圖3-2

CH3COOH在水中電離示意圖H3O+CH3COO－CH3COOHHClCH3COOH一、強電解質和弱電解質微觀分析弱電解質部分電離,可逆過程，既有電離出的離子，又存在電解質分子。電離方程式用“”。一、強電解質和弱電解質符號表征①多元弱酸是分步電離，書寫電離方程式時分步寫。如H2CO3的電離：HCO3－H＋＋CO32－H2CO3H＋＋HCO3－(其中以第一步電離為主)一、強電解質和弱電解質符號表征一、強電解質和弱電解質符號表征②多元弱堿的電離也是分步進行的，但其電離過程比較復雜，通常一步書寫。如Fe(OH)3的電離：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－2.請寫出H2SO4、Al(OH)3、NaHCO3

、NaHSO4

、Ba(OH)2在水溶液中的電離方程式。練一練1.電離平衡狀態建立反應速率弱電解質電離平衡狀態建立示意圖時間v（電離成離子）v（結合成分子）v(電離)=v(結合)電離平衡狀態二、弱電解質的電離平衡2.特征電離平衡是一種動態平衡條件不變，溶液各分子、離子的濃度不變。條件改變時，電離平衡發生移動。V電離=V結合≠0

弱電解質的電離是可逆的逆等動定變二、弱電解質的電離平衡改變條件平衡移動方向n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)c(CH3COOH)電離程度(α)加水稀釋加入少量冰醋酸向右增大減小減小減小增大向右增大增大增大增大減小CH3COOHCH3COO--+H+二、弱電解質的電離平衡——3.影響電離平衡的因素定性分析α=—————————×100%已電離的溶質分子數原有溶質分子總數改變條件平衡移動方向n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)c(CH3COOH)電離程度(α)CH3COOHCH3COO--+H+加HCl(g)加NaOH(s)向左增大增大減小增大減小向右減小

減小增大減小增大二、弱電解質的電離平衡——3.影響電離平衡的因素定性分析改變條件平衡移動方向n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)c(CH3COOH)電離程度(α)加入CH3COONa(s)加入鎂粉升高溫度向左減小減小增大增大減小向右減小減小增大減小增大向右增大增大增大減小增大二、弱電解質的電離平衡——3.影響電離平衡的因素定性分析溫度：電離過程吸熱；升溫，電離程度增大。濃度：對于同一弱電解質，通常溶液中弱電解質的濃度越小，離子間通過碰撞結合成分子的機會越少，電離程度越大。（2）外因（1）內因：電解質本身的性質。通常電解質越弱，電離程度越小。二、弱電解質的電離平衡加入與弱電解質電離所產生的離子相同的離子，電離平衡逆向移動；加入能與弱電解質電離產生的離子反應的物質時，電離平衡正向移動。其他：——3.影響電離平衡的因素定性分析3.在H2S的飽和溶液中存在如下平衡①H2SH++HS–

②HS–H++S2–

，且知第一級電離的程度遠大于第二電離的程度，采取下列哪種措施后，既增大c（S2–）又能提高溶液的pH值還能使電離平衡逆向移動()A.加NaOH(s)B.通入H2S(g)C.降溫D.加入Na2S(s)D練一練通入H2S加入Na2S

降溫

加入NaOH移動方向PHc（S2–）↑↑→———↓↑←↑↑←三、電離平衡常數1.概念在一定條件下，當弱電解質的電離達到平衡時，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關系。對一元弱酸一元弱堿來說，溶液中弱電解質電離所生成的各種離子濃度的沉積，與溶液中未電離分子的濃度之比是個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數。弱酸、弱堿的電離常數通常分別用Ka、

Kb表示。定量表征三、電離平衡常數定量表征2.表示方法(1)一元弱酸、一元弱堿的電離常數CH3COOHCH3COO－+H+Ka=c(CH3COO－)·c(H+)c(CH3COOH)三、電離平衡常數定量表征【例題】在某溫度時，溶質的物質的量濃度為0.2mol·L?1的氨水中，達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O為1.7×10?3mol·L?1，試計算該溫度下NH3·H2O的電離常數（Kb）NH3·H2ONH4++OH?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?)三、電離平衡常數定量表征2.表示方法(2)多元弱酸、多元弱堿的電離常數多元弱酸的電離分步進行，各步的電離常數通常分別用Ka1、Ka2、Ka3等表示H2CO3H+＋HCO3-

HCO3-

H+＋CO32-Ka2＝c(H+)×c(CO32-)c(HCO3-)Ka1＝c(H+)×c(HCO3-)c(H2CO3)＝4.5×10-7＝4.7×10-1125℃時H2CO3的兩步電離常數為H2CO3的兩步電離常數Ka1?Ka2

三、電離平衡常數定量表征弱電解質電離常數HF6.3×10-4CH3COOH1.75×10-5HClO4.0×10-8HNO25.6×10-4教科書附錄II：某些弱電解質的電離常數（25℃）同一溫度下，不同弱電解質的電離常數不同，說明電離常數首先由弱電解質的性質所決定——3.影響因素三、電離平衡常數定量表征弱電解質電離常數HF6.3×10-4CH3COOH1.75×10-5HClO4.0×10-8HNO25.6×10-4教科書附錄II：某些弱電解質的電離常數（25℃）酸性：HF＞CH3COOH>HNO2＞HClO電離常數越大，弱電解質越易電離——3.影響因素三、電離平衡常數定量表征同一弱電解質溶液，電離常數K只受溫度影響——3.影響因素升高溫度，電離常數K值增大（電解質的電離過程吸熱）在使用電離平衡常數時應指明溫度內因(決定因素)：弱電解質本身的性質外因：溫度(隨著溫度的升高而增大)三、電離平衡常數——3.影響因素定量表征三、電離平衡常數定量表征