3.1 电离平衡 基础知识讲义 人教版高中化学选择性必修一教案课件-高中化学选择性必修一.doc

第一节 电离平衡一、强电解质和弱电解质（一）电解质与非电解质1、电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物例如：酸、碱、盐、活泼金属氧化物、少数有机物、H2O2、非电解质：在水溶液或熔融状态下都不能导电的化合物例如：非金属氧化物、大部分的有机物、NH3注：（1）必须是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质例如：铜、氯化钠水溶液 （2）电解质不一定导电，导电的不一定是电解质例如：氯化钠固体、氯化钠水溶液 （3）非电解质不导电，不导电的不一定是非电解质例如：氢气 （4）电解质必须是化合物本身能电离出离子，否则不属于电解质例如：NH3、SO2、CO2（二）强弱电解质1、强电解质：（1）定义：在水溶液中能够全部电离的电解质 （2）特点：完全电离，只有离子，无分子，不可逆，电离方程式用“=”连接 （3）类别：强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2大部分盐（包括难溶盐）、活泼金属氧化物2、弱电解质：（1）定义：在水溶液中能够部分电离的电解质 （2）特点：不完全电离，既有分子又有离子，可逆，存在电离平衡，电离方程式用“”连接（3）类别：弱酸、弱碱、水、极少的盐（醋酸铅Pb(CH3COO)2、HgCl2）注：①电解质的强弱与溶解性无关，与溶液的导电性无必然联系②电解质的导电性与溶液中自由移动的离子浓度有关，自由移动的离子浓度越大，离子所带电荷数越多，导电性越强（三）电离方程式的书写1、原则：遵循质量守恒、电荷守恒、客观事实2、书写：①强电解质：“=”、弱电解质：“”②多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，分步书写；多元弱碱分步电离，一步书写酸式碱式③两性氢氧化物：Al3++3OH-Al(OH)3 H++AlO2-+H2O④强酸酸式盐的电离：NaHSO4=Na++H++SO42- （水中） NaHSO4=Na++HSO4-（熔融状态） ⑤弱酸酸式盐的电离：NaHCO3= Na++HCO3- HCO3- H++CO32-二、弱电解质的电离平衡（一）定义：在一定条件（如温度、压强）下，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡状态，这种平衡状态叫做弱电解质的电离平衡（二）特征：逆、等、动、定、变逆——可逆过程 等——v电离=v结合 动——动态平衡 定——离子、分子的浓度保持一定 变——条件变、平衡动（三）影响因素1、内因：物质本身的性质2、外因：（1）温度：由于电离过程是吸热的过程，所以升高温度，平衡向电离方向移动，电离程度增大（2）浓度：①加水稀释→平衡向电离的方向移动→电离程度增大→但离子浓度减小②增大弱电解质的浓度→平衡向电离方向移动→但电离程度减小③加入同浓度的弱电解质溶液→平衡不移动→各微粒浓度不变、电离程度不变④加入其它试剂，减小或增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可促进或抑制电离（四）举例：以醋酸电离为例：CH3COOH(aq) CH3COO-(aq)+H+(aq) ΔH>0改变条件平衡移动方向电离程度n(H+)c(H+)c(CH3COO-)导电能力加水稀释正向增大增大减小减小减弱加入少量冰醋酸正向减小增大增大增大增强通入HCl(g)逆向减小增大增大减小增强加入NaOH(s)正向增大减小减小增大增强加入镁粉正向增大减小减小增大增强升高温度正向增大增大增大增大增强加入CH3COONa(s)逆向减小减小减小增大增强加入NaCl(s)不移动不变不变不变不变增强三、电离平衡常数（一）定义：在一定条件下，达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度幂的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。

一般弱酸用Ka表示，弱碱用Kb表示（二）表达式：以ABA++B-为例，则注：在计算电离平衡常数时，弱电解质分子的浓度，常用起始浓度代替平衡浓度进行忽略计算（三）影响因素：1、物质本身的性质决定 2、只受温度影响，升高温度，电离平衡常数增大，电离程度越大（四）意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应溶液的酸性或碱性越强（五）说明：1、K越大，只能说明其分子发生电离的程度越大，但其溶液中的离子浓度不一定大，导电能力也不一定强2、多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的K，对于同一种弱酸的K1、K2、K3，总有K1》K2》K3，即电离程度逐渐减弱这是因为上一级电离产生的H+，对下一级电离起到抑制作用所以计算多元弱酸溶液的c(H+)或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。