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影响电离平衡的因素PPT

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电离平衡

电离平衡
①温度：电离是吸热过程，升高温度，平衡向离子化方向移动
（越热越电离）
②浓度：
思考：
醋酸溶液中存在此电离平衡：
CH3COOH CH3COO- +H+
1. 升高温度，平衡向哪个方向移动？离子化方向 2. 加水，平衡向哪个方向移动？ 离子化方向
n（H+）、c（H+）如何变化？
增大 减小
二、弱电解质的电离平衡
5. 1mol/L的盐酸、醋酸、硫酸各
1L，分别加入足量的铁。 开始反应时产生氢气的速率
________
硫酸＞盐酸＞醋酸
，
。
最终收集到的氢气的物质的量
硫酸＞盐酸 = 醋酸 ______
6. 冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中，溶液导电 能力与加入水的体积有如下变化关系：试回答：
⑴“0”点导电能力为0的理由是: 冰醋酸中只 存在醋酸分子,无离子。 ⑵a、b、c三点对应溶液的PH值由大到小的 顺序是 a﹥c﹥ b ⑶a、b、c三点中电离程度最大的是 C 。电 离平衡常数的关系 相等 . ⑷若使c点溶液中C(Ac-)、PH 值均增大，可采取的措施有: ①加碱②加碳酸钠③加镁或锌

B.
C ( NH 4 ) C (OH )

C.
C ( NH 3 H 2 O) C ( NH 4 )

D.
C (OH )

4.相同温度下，两种稀氨水A和B，浓 度分别为0.2mol/L和0.1mol/L，
则A、B的OH-浓度之比为（ B ） A.大于2 B. 小于2 C. 等于2 D. 不能肯定
[思考4]
1.金属导电与电解质溶液导电有何不同？ 升温对二者的导电性有何影响？
*自由电子的定向移动；

《电离平衡》PPT课件

《电离平衡》PPT课件
● 液氨----HCl、HNO3、HAc的拉平溶剂
液氨碱性比水强！！！
7.2.2 水的电离与溶液的酸度
1．水的电离
水分子电离程度较小：
H2O（l）+ H2O（l）= H3O++ OHH2O（l）= H++ OH-
295K： KӨ=KW=[H+][ OH-]=1.0× 10-14 Kw称水的离子积常数
NH +4
H+ + NH3
H2PO-4
H+ + HPO42-
H2SO4 H+ + HSO-4
HSO-4
H+ + SO24-
● 共轭关系，互为共轭酸碱对。 酸越强，它的共轭碱越弱；酸越弱它的共轭碱越强
◆ 有的离子可以是碱，也可以是酸，如HSO4-等 ◆ 没有盐的概念。盐在在质子论中都是离子酸或离子碱。
[In]/[HIn]≤1/10时----HIn的颜色 [In]/[HIn]≥10/1时----In的颜色 [In]/[HIn]=1时 ----理论变色点
pKHIn± 1的pH范围称为指示剂的变色pH范围
甲基橙 ( Methyl Orange， MO)
(CH3)2N—
—N=N—
—SO3-
4.4 黄
OH- H+ pKa=3.4
Kw意义----一定温度时水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常
数
温度升高，KW增大
2．溶液的pH值
● 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度 ----溶液酸碱性的定
量标度
● 在[H+]<1mol·L-1时，pH值表示溶液的酸度 pH =-lg[H+] pOH=- lg

人教版《电离平衡》课件PPT

人教版《电离平衡》课件PPT
(5)相同温度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小( )
增__大__
减__小__
减__弱__ 不__变__
9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2
加入少量冰醋酸 向右 9×10－10，H2S：Ka1＝4.
错因：________________________________________________________
谁不向前看，谁就会面临许多困难。
加NaOH(s) 向右 c点的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)
在年轻人的颈项上，没有什么东西能比事业心这颗灿烂的宝珠。
减__小__ 减__小__ 增__强__ 不__变__
7×10－15，则反应Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN能否发生？
(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
6.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变 化可以确定滴定反应的终点。如图是KOH溶液 分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线 示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O 溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线 的是
√
解析 HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O，先与 HCl反应，生成同样为强电解质的NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液稀 释，所以电导率下降。当HCl被中和完后，继续与CH3COOH弱电解质反 应，生成CH3COONH4，为强电解质，所以电导率增大。HCl与CH3COOH 均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，因为溶液 被稀释，有下降趋势。

3.1.2影响电离平衡的因素及电离平衡常数课件高二上学期化学人教版选择性必修1

3.1.2影响电离平衡的因素及电离平衡常数课件高二上学期化学人教版选择性必修1

减小 增大 增大
增大 减小 增大 增大
增大 减小 增大
减小 减小 增大 增大
减小 增大
减小 增大 增大 减小 增大
增大 增大
增大 增大 减小 增大 增大
影响因素
内因 外因
弱电解质本身的性质。（决定性因素） 通常电解质越弱电离程度越小。
温度
越热越电离
弱电解质的电离是吸热 升温平衡向电离方向移动
浓度
越稀越电离
酸
比较项目 c(H＋
)
酸性
中和碱 的能力
与足量活泼金
属反应产生H2 的总量
一元强酸 一元弱酸
大强 相同
小弱
相同
与同一金属 反应时的起 始反应速率
大
小
三、强酸、弱酸与活泼金属反应的特点
2、一元强酸和一元弱酸的比较
(2)同体积、同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋
酸)的比较
酸
比较项目
c(H＋
实验数据:25℃ 时1L 水约等于 55.6 mol, 约有 10-7 mol H2O 分子发生 电离。
任务一：认识水的电离平衡
1、水的电离实质
【简写】H2O ⇌ H＋+OH－
①c(H+) 水 = c(OH-)水 ②微弱
H2O+H2O ⇌ H3O++OH－
H+为裸质子，不稳定，与 水结合，形成H3O+即水合 氢离子
什么影响？
改变条件
移动 方向
n(H+) c(H+) c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
电离 程度
导电 能力
通入HCl(g) 逆移 增大 增大 加NaOH(s) 正移 减小 减小

第3课时 电离平衡常数 课件 2022-2023学年高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1

第3课时 电离平衡常数 课件 2022-2023学年高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1

分析问题的化学本质， 出现轻微碱中毒后，如何缓解中毒症状呢？
模块三 电离平衡常数
课知前识引入回顾
(1) 如何判断电离平衡？
(2)影响电离平衡的因素有哪些 ？
课前预习
1. 如何书写电离方程式？ 2.影响K值大小的因素有哪些？?
2. K值相对大小与弱酸的相对强弱有何关系 ? 3. 以H2CO3为例，为什么多元弱酸Ka1≫Ka2呢？
化学式 CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡 回答下列问题： 常数
1.8×10-5
K1=4.4×10-7 K2=4.7×10-11
3.0×10-8
（1）下列四种物质电离出质子的能力由大到小的顺序是【_答__案__】___(填标号)。
查阅资料电离平衡常数：Ka(醋酸)＝1.75×10－5 Ka1(碳酸)＝4.5×10－7 25℃时 Ka(醋酸)＞Ka1(碳酸)
课堂知小识导结图
对课点堂训练检测 题型一：电离平衡常数的意义
【例1】（2021·全国高二）下表是几种弱酸在常温下的电离平街常数： D
CH3COOH H2CO3
H2S
H3PO4
【练习1】写出醋酸的电离方程式，并写出该电离方程式的平 衡常数表达式。
K＝c(CcH(3CCHO3OC−O)O·H)c(H+)
这个常数叫做
，简称
。
知知识识精讲精讲
三、电离平衡常数
➢1.定义：对一元弱酸或者一元弱碱来说，在一定条件下，弱电解质的电 离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的 乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是个常数，这个常数称 为电离平衡常数，简称电离常数。
⑤ ⑥
对点训练
题型三：书写电离常数表达式

水的电离平衡和影响平衡的因素

水的电离平衡和影响平衡的因素

【温馨提示】(1)混合后溶液呈酸性时，一定用 c(H＋)计算pH；呈碱性时，一定用c(OH－)计算pH。 (2)若强酸(pH＝a，体积为V酸)强碱(pH＝b，体积 为V碱)混合后呈中性，则有：V酸/V碱＝10(a＋b－ pKW)
1.(2010· 广东茂名4月调研)已知在100 ℃的温度下(本 题涉及的溶液其温度均为100 ℃)，水的离子积KW＝ 1×10－12。下列说法正确的是( A ) A．0.05 mol· L－1的H2SO4溶液pH＝1 B．0.001 mol· L－1的NaOH溶液pH＝11 C．0.005 mol· L－1的H2SO4溶液与0.01 mol· L－1的NaOH 溶液等体积混合，混合溶液pH为6，溶液显酸性 D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝11 的NaOH溶液50 mL
2．碱性溶液 步骤：先求出溶液中氢氧根离子浓度即c(OH－)， 然后根据KW求出溶液中氢离子浓度即c(H＋)，最 后求出溶液的pH。 c(OH－)的求算式与酸性溶液中c(H＋)的求算式 相似，只需把公式中的H＋改为OH－，酸改为碱即 可。 说明：若忽略混合前后溶液体积的变化，则混合 后溶液体积近似等于混合前各溶液体积之和，即 V混＝V1＋V2。
【考点释例2】将pH＝3的H2SO4溶液和pH＝12的 NaOH溶液混合，当混合溶液的pH＝10时，强酸和 强碱的体积之比为( B ) A．1∶9 B．9∶1 C．10∶1 D．1∶10 【解析】pH＝10时，c(H＋)＝1×10－10 mol· L－1， c(OH－)＝1×10－4 mol· L－1。
【解析】0.05 mol· L－1的H2SO4溶液中c(H＋)＝0.10 mol· L－1，pH＝1。 2.(1)pH＝a的CH3COOH溶液稀释100倍后所得溶 液pH < a＋2(填“>”或“<”)。 (2)0.01 mol/L CH3COOH溶液的pH > 2(填“>”或 “<”)。 (3)0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH > 7(填“>”或 “<”)。

人教版《电离平衡》课件PPT5

人教版《电离平衡》课件PPT5

可逆过程，部分电离
既有电离出的阴、阳离 子，又有电解质分子
强电解质和弱电解质
强电解质和弱电解质
2、强电解质和弱电解质 (2)强、弱电解质的概念及比较
强电解质
弱电解质
化合物类型 离子化合物、共价化合物
共价化合物
电离方程式(举例) 共同特点
KNO3==K++NO3− CH3COOH
H2SO4==2H++SO42− NH3·H2O
弱电解质的电离
1、电离方程式 (2)电离方程式的书写 ⑤强酸的酸式盐完全电离
NaHSO4 == Na++H++SO42－ ⑥弱酸的酸式盐第一步完全电离
NaHCO3==Na+ +HCO3－
HCO3－
总结规律:强等号H+,+弱C可O3逆2−，多元弱酸分步写，多元弱碱一步完。
弱电解质的电离
弱电解质的电离
表示电解质在水溶液中或熔融状态下电离成能够自由移动的离子的式子叫做电离方程式。
⑤2强、强强 电酸电的解解酸质质式和盐和弱完电弱全解电电质离解质
追踪着鹿的猎人是看不见山的。
2、强电解质和弱电解质 寄言燕雀莫相唣，自有云霄万里高。
强电解质和弱电解质
有志者自有千方百计，无志者只感千难万难。
变：当外界条件(如2、温度强、电浓度解)改质变时和，弱电离电平解衡被质破坏
D．SO2
不为穷变节，不为贱易志。
有志者自有千方百计，无志者只感千难万难。
无随所堂求则检无测所获。
有志者自有千方百计，无志者只感千难万难。
男子千年志，吾生未有涯。
少年心事当拿云。
才自清明志自高。
壮志志高与 山毅峰力矮是，事路业从的脚双下翼伸。

鲁科版高中化学选择性必修1化学反应原理精品课件 第3章 第2节 第1课时 弱电解质的电离平衡

鲁科版高中化学选择性必修1化学反应原理精品课件 第3章 第2节 第1课时 弱电解质的电离平衡

则 Ka=
平(H+ )·平(X-)
+
始 (HX)-平 (H )
=
H+
+ X-
0
0
c平(H+) c平(X-)
2 (H+ )
平
始 (HX)-平(H+ )
由于弱酸只有极少一部分电离,c平(H+)的数值很小,可做近似处理:c始(HX)-
c平(H+)≈c始(HX)。
2 (H+ )
则 Ka=
平
(OH
)
4
平
平
+
NH4 +OH ,Kb=
(NH3 ·H2 O)
平
。
(3)意义:电离常数表征了弱电解质的电离能力,根据相同温度下电离常数
的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。
(4)影响因素。
同一弱电解质,电离常数K的大小只与温度有关,与浓度无关,温度升高时,
电离常数增大。
3.电离度
(1)定义:弱电解质在水中的电离达到平衡状态时,已电离的溶质的分子数
1 (CH COOH)
2
3
2 平
所以平衡向电离方向移动。
(3)根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
给弱电解质加水稀释时,能促进弱电解质的电离,溶液中离子和分子的浓度
会发生相应的变化,但温度不变时电离常数不变,题目中经常利用电离常数
来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如把0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液
平 (H+ )·平 (HCO3 )
-
电离的,第一步电离常数表达式为 Ka1=
2-
平 (H+ )·平 (CO3 )

影响电离平衡因素

影响电离平衡因素
回顾上节内容 1、电解质的分类 2、弱电解质电离平衡的建立及特征
3、电离平衡常数
回顾历史 电解质是溶于水溶液中或在熔融状态下就能够导电 的化合物
决定溶液导电性强 弱的因素是什么？
溶液的导电性
电解质溶液导电性与溶液中
自由移动离子的浓度成正比
离子所带电荷成正比
议一议
你有几种办法让醋酸的电离平衡发生移动?
CH3COOH
CH3COO
H
一、酸、碱、盐在水溶液中的电离
物质在水中电离的比较
二、影响电离平衡的外界条件
1、温度 电离过程是吸热过程，温度升高 平衡向电离方向移动,电离度增大. 电离平衡常数也增大
越热越电离
2、浓度 弱电解质浓度越大，电离度越小。 电离平衡常数的大小与溶液的浓 度无关.
越稀越电离
⑷若使c点溶液中[Ac-]、PH值均 增大，可采取的措施有: ①加碱②加碳酸钠③加镁或锌
[练习7]
3、加入其它电解质 （1）加入与弱电解质电离出的离子相同的离 子，电离平衡逆向 移动，电离程度减小 ； （2）加入与弱电解质电离出的离子反应的离 子,电离平衡正向 移动，电离程度增大 ；
二、影响电离平衡的外界条件：
CH3COOH
加冰醋酸 加醋酸钠 加HCl 加NaOH 减小 减小 减小 增大
CH3COO- + H+
C(H+) C(AC-)
电离程度 n(H+)C(Hຫໍສະໝຸດ C)增大 增大 增大 减小
增大 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 减小 增大
锌粒
升温 加大量水
增大 增大 增大
减小 增大
增大 增大 减小 减小
减小

电离平衡课件

电离平衡课件
电离平衡ppt课件
目录
• 电离平衡的基本概念 • 电离平衡的表示方法 • 电离平衡的实验研究 • 电离平衡的应用 • 电离平衡的发展前景
CHAPTER 01
电离平衡的基本概念
电离平衡的定义
电离平衡是指在一定条件下，弱电解 质在水溶液中达到动态平衡的状态， 此时正、逆向电离速率相等，溶液中 离子浓度保持不变。
土壤改良
利用电离平衡原理，通过调节土壤的pH值和离子组成，改善土壤 的结构和肥力，提高农作物的产量和质量。
空气净化
在空气净化过程中，电离平衡理论有助于去除空气中的有害气体和 颗粒物，提高空气质量。
在生命科学中的应用
生物体内的酸碱平衡
电离平衡理论对于维持生物体内的酸碱平衡具有重要意义，对于生 物体的正常生理功能至关重要。
离子交换技术
利用电离平衡原理，通过离子交换剂将溶液中的 离子与其他离子进行交换，从而达到分离、纯化 和浓缩的目的。
药物合成与分离
在药物合成过程中，电离平衡理论对于药物的分 离和纯化具有重要意义，有助于提高药物的纯度 和收率。
在环境科学中的应用
污水处理
电离平衡理论在污水处理中发挥着重要作用，通过调节污水的pH 值和离子组成，实现污水中污染物的去除和分离。
度之比。
计算步骤
首先确定弱电解质和溶剂的种类 ，然后计算出溶液中离子浓度的 变化，最后根据离子浓度变化计
算出电离平衡常数。
注意事项
在计算电离平衡常数时，应注意 离子浓度的单位和比例尺的选择
。
CHAPTER 03
电离平衡的实验研究
实验目的和实验原理
实验目的 探究电离平衡的形成机制。
验证电离平衡的原理及其影响因素。
与环境科学的交叉

高考化学(全国通用)：弱电解质的电离平衡(PPT讲解版)

高考化学(全国通用)：弱电解质的电离平衡(PPT讲解版)
弱电解质的电离平衡
优秀同龄人的陪伴 让你的青春少走弯路
弱电解质的电离平衡的知识点特点
一、【简单好懂，抓好细节】 知识点相对简单，好理解 常考细节，需抓好关键点 二、【弄清原理，举一反三】 积累电离平衡移动的情形 题型较固定，变化不大 弄清原理是关键，举一反三
使用说明-内容说明
PART 1
构建弱电解质的电离平衡知识网络图
4、意义：衡量弱电解质的电离程度 （1）电离常数越大，弱电解质的电离程度越大 （2）相同温度和浓度的弱酸（碱），电离常数越大，酸（碱）性越强。
如：在25℃时，HNO2的K=4.6×10 -4，CH 3COOH的K=1.8×10 -5，HNO 2的酸性比CH 3COOH的强
电离度
1、概念：一定条件下，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弱电解质 总分子数的百分比。
Ka
=
c(H c(
) c(N HN)
)
ROH(弱碱) R OH
Kb
c(R )gt;>Ka2>>K
a3
H2CO3 H HCO3
注意：
HCO3
H CO32
K a1
c(H ) c(HCO3 ) c(H 2CO3)
Ka2
c(H ) c(CO32 ) c(HCO3 )
答案解析1
1．关于强、弱电解质叙述正确的是（ꢀꢀ） A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物 B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物 C．强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子 D．强电解质的水溶液导电能力强，弱电解质的水溶液导电能力弱
解析： A．氯化氢为强电解质，但氯化氢为共价化合物，氢氧化铝为弱电解质，但它是离子化合物，故A错误； B．硫酸钡为强电解质，难溶于水，醋酸为弱电解质，易溶于水，故B错误； C．强电解质在水中完全电离，不存在溶质分子，弱电解质在水中部分电离，存在溶质分子，故C正确； D．水溶液中导电能力与自由移动的电荷浓度有关，与强弱电解质无关，故D错误。 故选C．

3.1.2电离平衡常数 课件(共18张PPT)高中化学 人教版(2019)选择性必修1

3.1.2电离平衡常数 课件(共18张PPT)高中化学 人教版(2019)选择性必修1

酸
HCN CH3COOH H3PO2
电离常数 5×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2
A.三种酸的酸性强弱:HCN>CH3COOH>H3PO2 B.反应H3PO2+CH3COO- == CH3COOH+H2PO2-能够发生 C.由电离常数可以判断，H3PO2属于强酸，HCN和CH3COOH属于弱酸 D.等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液，与足量锌粉反应，H3PO2产生H2最多
NH3·H2O
0.2 1.7×10−3
NH+4 + OH−
0
0
1.7×10−3 1.7×10−3
0.2 −1.7×10−3 1.7×10−3 1.7×10−3
忽略水的电离
c(NH3·H2O)＝(0.2−1.7×10−3) mol·L−1 ≈ 0.2 mol·L−1
Kb＝
c(NH4+ )· c(OH−) ＝ c(NH3·H2O)
图像问题
④、等PH：强/弱稀释
等PH稀释：弱酸后劲足
盐酸和醋酸溶液加水稀释
pH
HCl 7
b
a
CH3COOH
0 V'
V(水)
稀释过程中： 弱酸电离平衡正移，不断电离H+， 使c(H+)浓度降低的更慢，PH变化更缓
Ka＝c(CcH(C2CHl2CCOlCOO-)O· cH(H) +＝)
(1.1×10−2)·(1.1×10−2)
(0.1 −1.1×10−2)
= 1.4×10−3
电离平衡常数的应用
思考 已知Ka/Kb，如何计算一元弱酸、弱碱溶液中的H+、OH-的浓度
一元弱酸溶液中 c(H+) ＝ cKa
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减小
增强
增大
增大
减小
增大
减小
增强
加NaOH(s)
加醋 酸钠(s) 加入镁粉 升高温度
向右
向左 向右 向右
减小
减小 减小 增大
减小
减小 减小 增大
增大
增大 增大 增大
减小
增大 减小 减小
增大
减小 增大 增大
增强
增强 增强 增强
典型例题
例1 0.1mol/L的CH3COOH溶液中
CH3COOH
CH3COO- + H+对于该平衡，下列叙述正确的是（B ）
人教版高中化学选修4（高二）
第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
第2课时 影响电离平衡的因素
复习巩固：
1、下列属于电解质的是 ③ ⑦ 属于非电解质的是 ④ ⑥
① 铜 ② 氨水 ③ CH3COOH ④蔗糖⑤石墨
⑥乙醇
⑦碳酸钠
⑧盐酸
电解质 水溶液或熔融状态下能导电的化合物
非电解质
直接电离
水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物
1、弱电解质的电离常数表达式中的。c(A 十）、 c(B-） 和c(AB） 均为达到电离 平衡后各粒子在溶液中的浓度值。 2、当温度一定时，其电离常数是定值。 3、电离常数的大小反映强弱电解质的电离程度。K值越大，弱电解质越易电离，其 对应的弱酸（弱碱）越强。 4、多元弱酸是分步电离的，一级电离常数程度最大，一般有K1 》K2 》K3。 5、弱酸的电离常数用Ka表示，弱碱的电离常数用Kb表示。
3、电离是吸热的; 4、Ka只与温度有关，与浓度无关；
典型例题
例2 数据：7.2×10﹣4、4.6×10﹣4、4.9×10﹣10分别是三种酸的电离平衡常数， 若已知这些酸可发生如下反应： ①NaCN+HNO2===HCN+NaNO2， ②NaCN+HF====HCN+NaF， ③NaNO2+HF===HNO2+NaF。
常见的非电解质有:NH3、CO2、SO2、SO3、NO2、蔗糖、酒精、苯等。
复习巩固：
2、下列属于强电解质的是 ⑦ 属于弱电解质的是 ③
① 铜 ② 氨水 ③ CH3COOH ④蔗糖⑤石墨 ⑥乙醇 ⑦碳酸钠 ⑧盐酸
强电解质 弱电解质
水溶液中完全电离的电解质 溶液中除水分子外没有其他分子 强酸、强碱、大部分盐
人教版高中化学选修4（高二）
第三章 水溶液中的离子平衡
感谢各位的仔细聆听
第2课时 影响电离平衡的因素
（1）内因：弱电解质的性质
弱电解质的本性，相同条件下，越弱电离程度越小。
H2SO3＞ CH3COOH＞H2CO3 ＞苯酚
知识回顾：
（2）外因：浓度、温度、同离子效应
以弱电解质HB的电离为例：HB
H++B-。
（1）浓度：稀释溶液，电离平衡向 正反应 方向移动，电离程度 增大 ，n(H
＋)、n(B－) 增大 ，但c(H＋)、c(B－)均 减小 。
度 增大。
知识回顾：
以 CH3COOH
改变条件
加水稀释 加少量 冰醋酸 通入HCl(g)
平衡移动方 向
向右
向右
向左
CH3COO- + H+为例，外界因素对电离平衡的影响见下表：
n(H＋)
增大
c(H＋)
减小
c(CH3COO－)
减小
c(CH3COOH)
减小
电离程度(α)
增大
导电 能力
减弱
增大
增大
增大
增大
对于一元弱酸：HA
H+ + A-，平衡时
c ( H+) .c( A-) Ka=
c(HA)
4、电离平衡常数
对于一元弱酸：HA H+ + A-，平衡时
c ( H+) .c( A-) Ka=
c(HA)
对于一元弱碱：MOH
M＋ + OH-，平衡时
c ( M+).c( OH- ) Kb=
c(MOH)
注意：
溶液的浓度 开始时反应速率
反应过程中平均反应速率 生成等量氢气所需的时间 生成等量的氢气消耗Zn 与足量的Zn反应产生H2量
A<B A=B
A<B A>B A=B A<B
练习
1、1mol/L的盐酸、醋酸、硫酸各1L，分别加入足量的铁。 开始反应时产生氢气的速率____硫__酸__＞__盐_酸__＞__醋__酸_____， 最终收集到的氢气的物质的量___硫__酸_＞__盐__酸__=_醋__酸_____。 2、pH都为1的盐酸、醋酸、硫酸各1L，分别加入足量的铁。 开始反应时产生氢气的速率 _____三__者__相_等___________， 最终收集到的氢气的物质的量 ____醋__酸_＞__硫__酸__=_盐__酸____。
导 电 能 力
典型例题
例3 在一定温度下，冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中，溶液导电能力与加入水 的体积有如下变化关系：试回答：
⑴“0”点导电能力为0的理由是: 冰醋酸中只存在醋酸分子,无离子
⑵a、b、c三点对应溶液的PH值由大到小的顺序是： ⑶a、b、c三点中电离程度最大的是 C 。电离平衡常数的关系 a﹥c﹥b 。 ⑷若使c点溶液中c(Ac-)、PH值均增大，可采取的措施有:
①加碱②加碳酸钠③加镁或锌
总结：
1、等体积、等浓度的盐酸和醋酸
C(H+) 与Zn反应开始时的速率
与足量Zn反应产生H2量 中和碱的能力
1mol/L HCl
A
与C(H+)的 大小有关
1mol/L CH3COOH B
A>B
与n(H+)的多 少有关
与n(H+)的 多少有关
A>B A=B A=B
总结：
2、c(H+)相等的、体积相同的盐酸（A）与醋酸（B）分别与锌反应
（2）温度：弱电解质电离吸热，温度升高，电离平衡向 正反应方向移动，HB
的电离程度
增，大 c(H＋)、c(B－)均 增大 。
（3）同离子效应：在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电
解质，电离平衡向
逆反应 方向移动，电离程度
减小。
（4）加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向 正反应方向移铁粉反应时，为减缓反应速率而不影响生成氢
气的总量，可向盐酸中加入适量的
（ BD ）
A.NaOH(固) B.H2O
C.NH4Cl(固) D.CH3COONa (固)
课堂小结：
一、弱电解质的电离 1.定义：V ’电离= V ’结合 2.特征：逆、动、等、定、变 二、电离平衡常数 1.表示方法： 2.注意事项：K（ T）；K越大，电离程度越大。 三、影响电离平衡的因素 1.内因 2.外因：越热越电离，越稀越电离。
水溶液中部分电离的电解质 溶液中除水分子外还有弱电解质分子 弱酸、弱碱、水
一、弱电解质的电离平衡
1、电离平衡的建立 在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结
合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。只有弱电解质才存在电 离平衡。电离平衡建立过程如图所示。
一、弱电解质的电离平衡
由此可判断下列叙述中，不正确的是（ B ）
A．HF的电离平衡常数为7.2×10﹣4 B．HNO2的电离平衡常数为4.9×10﹣10 C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱 D．HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小
问题探讨：
弱电解质加水稀释时，电离程度__变__大_,离子浓度__不__能_确__定__? (填变大、变小、不变 或不能确定） 画出用水稀释冰醋酸时离子浓度、导电能力随加水量的变化曲线。
2、电离平衡的特征
知识回顾：
1、勒夏特列原理： 如果改变影响平衡的条件之一（浓度、温度、压强），那么平衡向着能够减弱 这种改变的方向移动。 2、影响化学平衡移动的因素： 内因：反应物的性质 外因：浓度、压强、温度 3、影响电离平衡的因素： 内因：弱电解质的性质 外因：浓度、温度、同离子效应
知识回顾：
A．加水时，平衡向逆反应方向移动
B．加少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
C．加少量0.1mol/L盐酸，溶液中c(H+)减小
D．加少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
4、电离平衡常数
（1）定义：在温度一定时，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中电 离出的各离子浓度幂之积与未电离的分子的浓度幂的比值时一个常数。 （2）电离平衡常数
分析数据，结合实验，得出结论
25℃时,几种弱酸的电离常数
名称 HF H2CO3 CH3COOH HClO
电离常数 3.5×10-4 4.3×10-7 1.8×10-5 3.0×10-8
不同温度下醋酸的电离常数
温度 25℃ 50℃
电离常数 1.8×10-5 5.1×10-5
1、相同温度相同下，Ka越大，酸性越强； 2、温度越高，同一弱电解质的Ka(或Kb)越大；