第三章

水溶液中的離子反應與平衡第1節電離平衡選擇性必修一

化學反應原理舊知回顧(1)什么叫電解質？(2)什么叫非電解質？

(3)電解質和非電解質的研究對象是什么？在水溶液中或熔融狀態時能夠導電的化合物包括酸、堿、鹽、活潑金屬氧化物、水

等在水溶液中和熔融狀態都不能導電的化合物包括非金屬氧化物、非金屬氫化物、大多數有機物。如：SO3、CO2、NH3、蔗糖、酒精化合物，溶于水或融熔狀態是導電的條件。

（1）電解質和非電解質是指化合物，單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。注意：

（2）NH3、CO2、SO2等本身不能導電，是非電解質，但是其溶于水后與水反應，所對應的生成物NH3.H2O，H2CO3，H2SO3能導電，是電解質。（3）BaSO4

，AgCl難溶于水，但溶解的部分是完全電離的，所以它們是電解質。（4）能導電的物質不一定是電解質，

如石墨。電解質本身也不一定能導電，如NaCl固體。（5）電解質包括離子化合物和共價化合物。離子化合物是水溶液中和熔融狀態下均能導電，如強堿和鹽；共價化合物是只在水溶液中能導電如HCl例題：下列物質中：①NaOH溶液②NaCl③鹽酸④CO2

⑤CaCO3

⑥Fe⑦硫酸⑧乙醇⑨融熔CaCl2⑩Na2O能導電的物質是：

；屬于電解質的是：

；屬于非電解質的是：

；①③⑥⑨②⑤⑦⑨⑩④⑧(1)強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質(2)弱電解質：在水溶液里，部分電離的電解質一.強電解質和弱電解質常見的強電解質：①強酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等②強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等③絕大多數鹽：如NaCl、(NH4)2SO4、BaSO4等常見的弱電解質：①弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3

、CH3COOH等。②弱堿：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等③水是極弱的電解質。鹽酸和醋酸是生活中常用的酸，鹽酸常用于衛生潔具的清潔，我們知道，醋酸的腐蝕性較小，比較安全，為什么不用醋酸代替鹽酸呢？將體積相同、濃度相同的鹽酸和醋酸與等量鎂條反應，并測量溶液的pH。實驗3-1實驗3-10.1mol/LHCl0.1mol/LCH3COOH與鎂條反應的現象溶液的pH值導電能力產生氣泡的速度較快產生氣泡的速度較慢12~3強弱（3）為什么相同體積、相同濃度的鹽酸和醋酸中，H+濃度卻不同？根據實驗現象，討論下列問題（1）鎂條和酸的反應的實質是什么？影響反應速率的因素是什么？（2）當酸溶液的物質的量濃度相等時，溶液中的H+濃度是否相等？怎么判斷？Mg+2H+=Mg2++H2↑反應速率不同，pH不同，說明鹽酸和醋酸中的H+濃度是不同的。說明HCl和CH3COOH的電離程度不同。鹽酸與醋酸在水中的電離示意圖觀察兩種溶液中溶質微粒有多少種？說明:HCl分子在水中完全電離

醋酸分子在水中部分電離二、電離方程式的書寫方法1.強電解質完全電離，符號用“＝”。如：2.弱電解質

部分電離，符號選用“?”,如：CH3COONH4=CH3COO-+NH4+Ba(OH)2

=Ba2+

+2OH-(1)一元弱酸弱堿的電離：NH3·H2O?NH4++OH-

（2）多元弱酸的電離是分步進行的，以第一步電離為主，一級比一級難電離。溶液的酸性主要由第一步電離決定(3)多元弱堿分步電離，但一步書寫。(4)兩性氫氧化物雙向電離（酸式電離）（堿式電離）(5)酸式鹽的電離強酸的酸式鹽完全電離:弱酸的酸式鹽第一步完全電離:NaHSO4=Na++H++SO42-（水溶液）

NaHSO4=Na++HSO4-（熔融）強電解質弱電解質相同點都是電解質，在水溶液中都能電離，與溶解度無關不同點物質類別強酸、強堿、大多數鹽弱酸、弱堿、水溶質微粒離子分子（多）、離子電離程度完全電離（不可逆）部分電離（可逆）表示方法電離方程式用“=”電離方程式用“?”實例強酸、強堿、鹽弱酸、弱堿、水電離方程式NaCl=Na++Cl-HF?H++F-強電解質與弱電解質的比較CH3COOHCH3COO-+H+電離結合1)開始時，V電離和V結合怎樣變化？2)當V電離=V結合時，可逆過程達到一種什么樣的狀態？畫出V～t圖。思考：在一定的條件下,往一杯水中加進一定量的冰醋酸會發生如何的變化？

c(H+)c(CH3COO-)c(CH3COOH)v(電離)v(結合)醋酸初溶于水時

接著

最后

接近于0接近于0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電離平衡狀態建立反應速率V(電離)V(結合)V(電離)=V(結合)

電離平衡狀態弱電解質電離平衡狀態建立示意圖時間2.特征1.定義:在一定條件(如溫度、濃度)下，當弱電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速率相等時,電離過程就達到了平衡狀態―

電離平衡動：電離平衡是一種動態平衡定：條件不變,溶液中各分子、離子的濃度不變變：

條件改變時，電離平衡發生移動。等：V電離=V結合≠0逆：弱電解質的電離是可逆過程三、電離平衡四、電離平衡的影響因素弱電解質的電離是可逆的、電離是吸熱的1、溫度2、濃度由于弱電解質電離是吸熱的，因此溫度越高，電離平衡向正向移動，電離程度增大。（越熱越電離）a.對于同一弱電解質，增大濃度，電離平衡正向移動，但電離程度減小。b.對于同一弱電解質，加水稀釋，電離平衡正向移動，而且電離程度增大。（越稀越電離）3、同離子效應在弱電解質溶液中，加入含有弱電解質離子的強電解質，電離平衡向逆反應方向移動。4、化學反應在弱電解質溶液中，加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質，電離平衡向正反應方向移動注意1)弱電解質溶液稀釋時，電離平衡正向移動，溶液中離子的物質的量增大，而離子濃度減小；2)對于冰醋酸，加水溶解并不斷稀釋的過程中，平衡正向移動，離子濃度先增大后減小冰醋酸稀釋以醋酸的電離平衡為例：△H>0外界條件對電離平衡的影響可歸納如下：

改變條件平衡移動方向c(H+)c(Ac-)c(HAc)

電離程度

加熱

加鹽酸

加NaOH(s)

加NaAc(s)

加冰醋酸

加水正向增大增大減小逆向增大減小增大正向減小增大減小逆向減小增大增大正向增大增大增大正向減小減小減小增大減小增大增大減小減小

0.1mol/L的CH3COOH溶液中CH3COOH?CH3COO-

+H+對于該平衡，下列敘述正確的是（

）A．加水時，平衡向逆反應方向移動B．加少量NaOH固體，平衡向正反應方向移動C．加少量0.1mol/L鹽酸，溶液中c(H+)減小D．加少量CH3COONa固體，平衡向正反應方向移動B隨堂小練五、電離平衡常數1、概念：在一定溫度下，當弱電解質達到電離平衡時，弱電解質電離出的各離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數。弱酸和弱堿的電離常數分別用Ka和Kb表示2、表達式

對于一元弱酸

HA?H++A-，平衡時Ka=c(H+).c(A-)

c(HA)注意：弱電解質的電離常數表達式中

均為達到電離平衡后溶液中的濃度值。在溫度一定時，其電離常數就是一個定值。①一元弱酸、一元弱堿的電離常數例如：CH3COOH?CH3COO-

+H+

NH3·H2O?NH4++OH-

②多元弱酸、多元弱堿的每一步電離都有電離常數通常用Ka1Ka2

或Kb1Kb2等加以區分。

例如：H3PO4?H++H2PO4-

H2PO4-?

H++HPO42-

HPO42-?

H++PO43-

aaa【例題】

在某溫度時，溶質的物質的量濃度為0.20mol·L-1

的氨水中，達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O為1.7×10-3

mol·L-1。試計算該溫度下NH3·H2O的電離常數（Kb）3、特點

多元弱酸的各級電離常數逐漸減小。多元弱酸各步電離常數大小比較：Ka1>Ka2>Ka3,當Ka1>＞Ka2時，計算多元弱酸中的c（H+），或比較多元弱酸酸性的相對強弱時，通常只考慮第一步電離4、影響因素（1）內因：由弱電解質本身性質決定，同一溫度，不同弱電解質，K不同。（2）外因：同一弱電解質，溫度升高，K增大（與濃度無關）5、電離常數的意義（1）K值越大，表示該弱電解質越易電離，其酸(或堿)性越強。弱酸酸性強弱口訣：亞硫磷氟醋；碳硫次氯硅。（2）比較溶液中離子濃度的大小如磷酸的三步電離的電離常數，第一步

第二步

第三步。在磷酸溶液中C(H+)

c(H2PO4-)

c(HPO42-)

c(PO43-)>>>>>(3)比較離子結合質子的能力大小一般弱酸的電離常數越小，電離程度越弱，弱酸的酸性越弱，此時弱酸根離子結合氫離子的能力就越

。強比較:已知醋酸的酸性比碳酸強，結合H+的能力強弱CO32-HCO3-CH3COO->>解釋:2CH3COOH+Na2CO3=2CH3COONa+H2O+CO2（強酸制弱酸）的原因醋酸溶液中存在：CH3COOH?CH3COO-+H+由于CO32-HCO3-

CH3COO-結合H+的能力依次減弱，所以CO32-結合了H+，使醋酸的電離平衡正向移動，最后生成二氧化碳。6、總結電離常數與電離程度的聯系和區別（1）公式不同：（2）影響因素不同電離度與溫度、濃度等有關系。電離常數只與溫度有關系。（3）意義相同，都表示弱電解質的電離程度相對大小和酸性相對強弱。例1：電離平衡常數是衡量弱電解質電離程度的物理量。已知：弱酸電離平衡常數（25°C）CH3COOHKa=1.8×10－5HCNKa=4.9×10－10H2CO3Ka1=4.3×10－7Ka2=5.6×10－11（1）25℃時，有等濃度的HCN溶液、H2CO3溶液和CH3COOH溶液，三種溶液的酸性由強到弱的順序（2）向NaCN溶液中通入少量的CO2，發生的反應方程式CH3COOH>H2CO3>HCNCO2+NaCN+H2O=HCN+NaHCO3運用1：判斷酸的強弱7、電離平衡常數的應用2、高氯酸、硫酸、硝酸和鹽酸都是強酸，其酸性在水溶液中差別不大。以下是某溫度下這四種酸在冰醋酸中的電離平衡常數：C從以上表格中判斷以下說法中不正確的是(

)A.在冰醋酸中這四種酸都沒有完全電離B.在冰醋酸中高氯酸是這四種酸中最強的C.在冰醋酸中硫酸的電離方程式為：H2SO4=

2

H++SO42-D.水對于這四種酸的強弱沒有區分能力，但醋酸可以區別這四種酸的強弱

1、已知：H2S：K1＝1.3×10－7K2＝7.1×10－15

H2CO3：K1＝4.3×10－7K2＝5.6×10－11含H2S尾氣用足量的Na2CO3溶液來吸收。寫出離子反應方程式。____________H2S+CO32－=HS－+HCO3－

運用2：強酸制弱酸2、已知25℃時兩種酸的電離常數：Ka(CH3COOH)=1.75