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第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第一節 電離平衡
第1課時 弱電解質的電離平衡
按物質的組成分類
物質
純凈物
混合物
單質
金屬
單質
非金屬
單質
電解質
非電解質
化合物
按在水溶液或熔融狀態下能否導電分類
即不是電解質也不是非電解質
在水溶液中或熔融狀態下能導電
在水溶液中和熔融狀態下都不能導電
酸，堿，鹽，水、活潑金屬氧化物等
非金屬氧化物、
大部分有機物：蔗糖、酒精
知識回顧：什么是電解質？什么是非電解質？從物質類別的角度說明，常見的電解質有哪些？非電解質有哪些？
思考：相同濃度相同體積的不同電解質的導電能力一樣嗎？
任務一 強電解質 弱電解質
探究實驗：取等體積、0.1 mol/L的鹽酸和醋酸溶液，比較其pH值的大小，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
約為3
較強
較弱
產生氣泡速度較快
產生氣泡速度較慢
思考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？
思考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？
思考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？
Mg + 2H+ = Mg2+ + H2↑
氫離子濃度
①反應速率不同 ②pH不同
鹽酸和醋酸的電離程度不同
任務一 強電解質 弱電解質
從微觀層面理解電解導電能力不同的本質區別
液 面
液 面
鹽酸
醋酸溶液
H+
Cl-
H+
Cl-
H+
Cl-
Cl-
H2O
H+
H+
Cl-
H+
Cl-
H+
Cl-
H+
Cl-
H+
Cl-
Cl-
H+
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
H2O
CH3COOH
CH3COOH
CH3COOH
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
CH3COO-
CH3COOH
CH3COO-
CH3COOH
H+
HCl = H+ + Cl-
CH3COOH CH3COO- + H+
完全電離
不完全電離
任務一 強電解質 弱電解質
在水溶液中能完全電離的電解質
①強酸：H2SO4、HCl、HNO3、HBr、HI、HClO4等。
②強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等。
③絕大多數鹽，包括難溶性的鹽。
強電解質
①弱酸：H2CO3、CH3COOH、 HClO等。
②弱堿：NH3·H2O等。
③H2O。
在水溶液中不能完全電離的電解質
弱電解質
電解質的強弱與其在水中的溶解度無關
電解質不完全電離，書寫電離方程時要用 ” “
任務一 強電解質 弱電解質
電離方程式的書寫
(1)強電解質完全電離用“=”連接（書寫H2SO4、BaSO4）
H2SO4=2H++SO42- BaSO4=Ba2++SO42-
(2)弱電解質部分電離用“ ”連接（書寫CH3OOH、NH3H20、H2O）
CH3COOH CH3COO-+H+ NH3·H2O NH4++OH- H2O H++OH-
①多元弱酸分步電離分布書寫（書寫H2CO3）
H2CO3 H++HCO3-(主要) HCO3- H++CO32-
②多元弱堿分布電離一步書寫(書寫Mg(OH)2)
Mg(OH)2 Mg2++2OH-
(3)多元強酸酸式鹽的電離: NaHSO4(水溶液)=Na＋+H＋+SO42- NaHSO4(熔融)=Na＋+HSO4-
(4)多元弱酸酸式鹽的電離: NaHCO3=Na＋+HCO3- HCO3- H++CO32-
問題：電離是化學反應嗎？
不是，只有化學鍵斷裂，沒有化學鍵形成，是吸熱過程。
任務二 弱電解質的電離平衡
c(H+) c(CH3COO-) c(CH3COOH) v(電離) v(結合)
醋酸初溶于水時
接著
最后
0(最小)
0(最小)
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
速率
時間/t
時間/t
濃度/C
t1
t1
o
o
υ電離
υ結合
υ電離 =υ結合
電離平衡狀態
C(CH3COOH)
C(CH3COO-)、C(H+)
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？
CH3COOH CH3COO - + H+
電離平衡也是一種化學平衡
任務二 弱電解質的電離平衡
在一定條件下，當弱電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合生成分子的速率相等時，電離過程就達到了電離平衡狀態。
1.電離平衡的定義
2.電離平衡的特點
研究對象為弱電解質，微弱電離
ν (電離) = ν (結合)
逆
等
動
≠0
動態平衡
定
液中各分子、離子的濃度不變
變
外界條件改變時，電離平衡發生移動
任務二 弱電解質的電離平衡
3.電離平衡的影響因素理論分析
問題：回憶影響化學平衡的因素，分析影響電離平衡的因素？
內因：弱電解質本身的性質，越強電離程度越大
符合“勒夏特列原理”
電離度：表示弱電解質的電離程度的相對強弱
電離度(α) =
n(已電離的電解質分子)
n(起始的電解質分子總量)
×100%
外因：溫度和濃度
任務二 弱電解質的電離平衡
3.電離平衡的影響因素理論分析
問題：回憶影響化學平衡的因素，分析影響電離平衡的因素？
內因：弱電解質本身的性質，越強電離程度越大
符合“勒夏特列原理”
外因：溫度和濃度
CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH>0
加水，
加含有相同離子的強電解質時,
加能與電離出的離子反應的物質,
升高溫度,
濃度
溫度：
相當于增大反應物濃度，電離平衡正移
加該電解質固體,
相當于增大生成物濃度，電離平衡逆移
相當于減小生成物濃度，電離平衡正移
同離子效應
電離平衡正移，越熱電離程度越大
電離平衡正移，越稀電離程度越大
任務二 弱電解質的電離平衡
改變條件 平衡移 動方向 電離 程度 n(H+) c(H+) n(Ac ) c(Ac ) n(HAc) c(HAc) 導電
能力
升高溫度
加冰醋酸
加水
通入HCl
加NaAc(s)
加 NaOH(s)
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
減小
減小
減小
增大
減小
增大
增大
減小
正向
增大
增大
增大
減小
增強
增強
增強
增強
減弱
增強
增大
增大
減小
減小
增大
增大
增大
減小
增大
增大
增大
增大
減小
增大
減小
增大
減小
增大
CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH>0
4.電離平衡的影響因素實例分析
課堂練習
0.1 mol·L-1CH3COOH溶液中存在電離平衡:CH3COOH H+ + CH3COO- 。加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時,都會引起
A.溶液的酸性減弱
B.CH3COOH電離程度變大
C.溶液的導電能力減弱
D.溶液中c(CH3COO-)減小
E.溶液中醋酸分子減少
A
課堂練習
某化學小組在一定溫度下，將冰醋酸加水稀釋，溶液的導電能力I隨加入水的體積V變化的曲線如圖所示。
(1)O點導電能力幾乎為0的原因是___________________________________。
(2)圖像中a～b階段，加水稀釋，溶液中c(H+)如何變化？______，簡述原因：_____________________________________________________________
_________________________________。
(3)圖像中b～c階段，加水稀釋，溶液中c(H+)如何變化？
______，簡述原因：________________________________
____________________________________________________。
(4) a、b、c三點，CH3COOH電離程度最大的是______。
加水稀釋，醋酸的電離平衡向右移動，n(H+)增大，但溶液體積增大沒有n(H+)增大的明顯，因而c(H+)增大
O點冰醋酸中沒有水，醋酸未電離，無自由移動的離子存在
增大
減小
加水稀釋，醋酸的電離平衡向右移動， n(H+)增大，但溶液體積增大更明顯，因而c(H+)減小
c

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