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2017-2018年度高中化学 第三章 物质在水溶液中的行为 第二节 弱电解质的电离盐类的水解(第1课时)讲义 鲁_图文

发布时间:

第2节弱电解质的电离盐类的水解第 1课时

【旧知回顾】

化合物

电解质

强电解质 弱电解质

(强酸、强碱、大多数盐) HCl = H+ + Cl-
(弱酸、弱碱、水)

非电解质

CH3COOH

CH3COO- + H+

化学平衡状态

定义 特征 (逆 等 动 定 变)

弱电解质 化学平衡状态

弱电解质的电离平衡

基本概念

1、电离: 2、导电:

化合物在水溶液或熔融状态离解成自由移动 的离子过程。 zxxk 要有自由移动的带电微粒。

3、电解质、非电解质、与强、弱电解质:

电解质:在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物

非电解质:在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物

强电解质:

在水溶液全部电离成离子的电解质

弱电解质:

在水溶液部分电离成离子的电解质

看图谈区别?
HCl=Cl-+H+
CH3COOH CH3COO-+H+

知识回顾 :1.化学平衡

(1)平衡的建立(V-t图和c-t图)

v

c

正反应速率 化学平衡状态

生成物

逆反应速率
t

反应物
t

知识回顾 :1.化学平衡
(2)化学平衡的概念 可逆反应在一定条件下进行到一
定程度时,正反应速率和逆反应速率相等, 反应物和生成物的浓度不再发生改变,反 应达到化学平衡状态。

弱电解质电离平衡 (以CH3COOH例)

1、 V-t图和c-t图

V

c

电离速率 结合速率

电离平衡状态
t

分子浓度
离子浓度
t

㈠概念

电离平衡

弱电解质的电离平衡是指在一定条件(如温度、

浓度)下,当电解质分子电离成离子的速率和离子

重新结合成分子的速率相等时,电离过程就达到了

平衡状态,这叫做电离平衡。

㈡表示方法:电离方程式

电离

分子

离子

结合

电离平衡的特征

1.属于弱电解质的电离过程

2.电离平衡

等 逆

3.电离方向是吸热方向, 是溶质微粒数增多的方向;

CH3COOH CH3COOH +H2O

CH3COO - + H+

动、定、变 CH3COO - + H3O+

弱电解质电离平衡
3.电离平衡的特点
逆 弱电解质的电离是可逆过程 动 电离平衡是一种动态平衡 等 V电离=V结合≠0 定 条件不变,溶液中各分子、离子的
浓度恒定不变。 变 条件改变时,电离平衡发生移动。

v CH3COOH

CH3COO- + H+

K= 特征? 电衡离常平数v(电离成离子)[H电[+C]离H.[平3CCH衡O3OC状OH态O] -]

思考:怎样定量的比较弱电解质的相对强弱?

v(结合成分子) t
在一定条件下,当弱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,叫电离平衡。

K 服从化学平衡常数的一般规律,受温度影响, 温度一定,弱电解质具有确定的平衡常数。
例: Ka (HCN)=6.2×10-10mol/L Ka(CH3COOH)=1.7×10-5mol/L Ka (HF)=6.8×10-4mol/L
酸性强弱顺序:HF > CH3COOH > HCN Ka值越大,电离程度越大,达到电离平衡时电
离出的H+越多,酸性越强。反之,酸性越弱。

电离平衡移动的条件

CH3COOH

⑴C温H3CO度O -

+ H+
升温:促进电离

⑵浓度 加水稀释:促进电离

⑶加与电离平衡相关的物质

加少量醋酸钠固体 抑制电离

加少量氢氧化钠固体 促进电离

电离平衡常数

1.定义:弱电解质,电离平衡时,各组分浓度的关系。

2.表达式:

Ka =

[H+] [Ac-] [HAc]

Kb =

3.意义:25℃时 HF K=7.2×10 –4

∴ 酸性:HF > HAc

[NH4+] [OH-] [NH3·H2O]
HAc K=1.8×10 –

同温度下,电离常数的大小表示了弱电解质的相对强弱

在一定温度下,电离常数与浓度无关。

二、弱电解质电离程度的表示:

1.电离平衡常数K:

(1)K表达式:

对于一元弱酸:HA

H++A-,平衡时

Ka=

c ( Hc+()HA.c)( A-)

对于一元弱碱:MOH

M++OH-,平衡时

Kb=

c ( Mc+)(.McO(H)OH- )

(2)电离平衡常数意义: 在相同条件下,K值越大,弱电解质的电离程度越大, 相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。
(3)影响电离平衡常数大小的因素:
A.电离平衡常数大小是由物质的本性决定的,在 同一温度下,不同弱电解质的电离常数不同。
B.与化学平衡常数一样,同一弱电解质的电离平 衡常数只受温度影响,不受浓度影响。

弱电解质电离程度的表示: 弱电解质的电离度 α:
当弱电解质在溶液中达到电离平衡时,溶液中已经电离的电解质分子数占原来电 解质总分子数(包括已电离和未电离的)的百分数。
(1)α 的表达式:
??已 弱 电 电 离 解 的 质 弱 的 度 电 ?1 初 0 解 % 0 始 ?已 质 浓 弱 电 的 度 电 离 浓 解 的质 弱 数 分 电 ?1子 0 解 % 0总

电离度 1.概念
在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时,已经电离的电解质分子数占原电解质 总数(包括电离的没有电离的)的分数。

CH3COOH
2.C表H3C示OO方- 法+ H+
C(Ac-) α=
C(HAc原)

n(Ac-) α=
n(HAc原) n(H+)
α= n(HAc原)

电离度实质是
计算方法是三步法

化学平衡中的转化率 “初始”、“转化”、“平衡”

3、影响电离度大小的因素
(1)与弱电解质的本性有关 (2)外因
①温度越高,弱电解质的电离度越大,反则反 ②浓度越稀,弱电解质的电离度越大,反则反
③加入影响电离的其他物质
4.电离度的意义
在同温同浓度的条件下,电离度越大,弱电解质相对较强。反则反。

电离平衡原理的应用

应用1:

用于解释常见的化学变化:

① 为什么Al(OH)3既溶于强酸、又溶于强碱?

H+ + AlO2- +H2O Al3+ + 3OH-
③对氨水加热,溶液的pH值如何变化变化?

Al(OH)3

NH3 + H2O NH4+ + OH-

NH3· H2O

【探究任务一】理解电离平衡状态及其特征

CH3COOH

电离 CH3COO- + H+
结合

【探究任务二】化学平衡常数到电离平衡常数的迁移

示例
定义
表达式 单位
影响因素 应用

化学平衡常数

电离平衡常数

N2+3H2

2NH3

CH3COOH

CH3COO- + H+

在一定温度下,当一个可逆反 应达到化学平衡状态时,生成 类比

物平衡浓度的系数次幂之积与

反应物平衡浓度的系数次幂之

积的比值是一个常数。

(mol·L-1)-2

Ka=

[H? ][CH3COO? ] [CH3COOH]

mol·L-1

温度

温度

1.判断反应进行的限度 2.判断反应进行状态

相同温度下,比较酸或碱的 强弱。

【探究任务三】影响电离平衡的因素

表3-2-2数据分析结论: 定量&定性

越热越电离

实验项目

温取馨一实提张示p验H:试记测纸录量放溶在液干燥pH洁值净的的操实表作验面方皿法结上论,再用

1.用专用玻璃棒和pH试纸测 干定燥性洁解净释的:玻璃棒蘸取待测溶液,点在pH试纸

出两种不同浓度醋酸的pH值: 上①,pH显值色的后变立化即跟标准比色卡对照,读出其pH。

①1 mol·L-1 CH3COOH溶液 ②碰撞理论

越稀越电离

②0.01 mol·L-1 CH3COOH溶 液

定量解释: Q与Ka的比较

2.向小烧杯中加入适量 1 mol·L-1 CH3COOH溶液,
测量溶液pH值;再向溶液中

定性解释: 实平验衡要移求动:原理 小定组量合解作释,:明确分工

加入少量醋酸钠固体,测量 操Q与作K规a的范比,较记录准确

溶液pH值。

同离子效应

思考交流:0.1mol/L的CH3COOH溶液中

CH3COOH

CH3COO-+H+

电离程度

n(H+)

C(H+) C(Ac-)

加水 锌粒 加醋酸钠 加HCl 加NaOH

增大 增大 减小 减小 增大

增大 减小 减小 增大 减小

减小 减小 减小 增大 减小

减小
增大 增大 减小 增大

同步练习

1.根据下表数据(均在同温下测定)可得出弱电解质强弱
A 2.顺序正确的是( )



HX

HY

HZ

物质的量浓度

(mol·L-1)

0.1

0.2

0.3

电离平衡常数
A.HX>HY>HZ C.HY>HZ>HX

7.2×10-4

1.8×10-4

B.HZ>HY>HX D.HZ>HX>HY

1.8×10-5

2.0.1 mol·L-1CH3COOH溶液中存在电离平衡:CH3COOH

CH3COO- +H+,加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时,都会引起

A( )

A.溶液的pH增大

B.[CH3COO-]变小

C.溶液的导电能力减弱

D.溶液中[OH-]减小

D 3.下列说法中正确的是
A.电离度大的物质是强电解质 B.弱电解质的电离度随溶液稀释而增大,因此在不断稀释过 程中溶液的导电能力不断增强 C.1mL 0.1 mol/L 氨水与10mL 0.01 mol/L 氨水中所含OH离子数目相等 D.1L1 mol/L盐酸中含有1 mol H+

4.将0.l mol/L CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体

时,都会引起 A.溶液的pH增加

A

B.CH3COOH电离度变大 C.溶液的导电能力减弱

D.溶液中[OH-]减小

5.在相同温度时100mL 0.01mol/L的醋酸溶液与10mL 0.

B、C 1mol/L的醋酸溶液相比较,下列数值前者大于后者的是





A 中和时所需NaOH的量

B 电离度

C H+的物质的量

D CH3COOH的物质的量

6.足量金属Mg和一定量的盐酸反应,为减慢

反应速率,但又不影响产生H2的总量,可向
盐酸中加入适量( CD)

A.NaOH固体 B.NaCl固体

C.水

D.CH3COONa固体

7.25℃时醋酸的Ka=1.7×10-5 mol·L-1,求0.10 mol·L-1的醋酸溶液中H+的浓 度。
【提示】 结合三段式,利用电离常数的表达式计算。

【解析】 设生成的H+ 物质的量浓度为x。

起始 转化

CH3COOH
0.10 mol·L-1
x

H+ + CH3COO -

0

0

x

x

平衡

(0.10-x)mol·L-1

x

x

Ka=

x2 (0.10-x)mol·L-1

x2 ≈
0.10 mol·L-1

=1.7×10-5 mol·L-1

x=

[0.10 ?1.7 ?10?5 (mol

L?1

)2

?
]

1 2

=1.3×10-3 mol·L-1

B 8.已知25℃时,下列酸的电离常数如下,则相同浓度的

下述溶液中[H+]浓度最小的是(

)

(KHF=7.2×10-4 KHNO2=4.6×10-4
A.HF

KHCN=4.9×10-10 KCH3COOH=1.8×10-5)
B.HCN

C.HNO2

D.CH3COOH

归纳:一元酸的电离常数越大,酸性越强。

EF 9.下列电离方程式书写正确的是( )

A.H2CO3

2H++CO32-

B.NaHCO3 ==== Na+ +H++CO32-

C.CH3COOH ====CH3COO-+H+

D.BaCO3

Ba2++CO32-

E.HCO3-+H2O

CO32-+H3O+

F.Fe(OH)3

Fe3++3OH-

10.在0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中存在如下电离平衡:

CH3COOH

CH3COO―+H+。对于该平衡,下列叙述正确

A 的是( )
A.加入少量NaOH固体,平衡向正反应方向移动

B.加水,反应速率增大,平衡向逆反应方向移动

C.滴加少量0.1 mol·L-1HCl溶液,溶液中c(H+)减少

D.加入少量CH3COONa固体,平衡向正反应方向移动

11.空气中的CO2溶于水,达到平衡时,溶液的pH=5.60,

c(H2CO3)=1.5 mol·L-1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级

电离,则H2CO3

HCO3- + H+的平衡常数K1=

4.2×10-12 mol·L-1 。(已知:10-5.60=2.5×10-6)

【解析】 因为pH=5.60,所以[H+]=10-5.60=2.5×10-6 mol·L-1

H2CO3

H+ +HCO3-

平衡时: 1.5 mol·L-1

2.5×10-6 mol·L-1

2.5×10-6 mol·L-1

K1=4.2×10-12 mol·L-1

再见



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