2023版人教高中同步化學(xué)選擇性必修一：第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第一節(jié)電離平衡

第一節(jié)電離平衡1.從電離、離子反應(yīng)、化學(xué)平衡的角度認(rèn)識電解質(zhì)水溶液的組成、性質(zhì)和反

應(yīng)。2.理解強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的概念。3.認(rèn)識弱電解質(zhì)在水溶液中存在電離平衡,了解電離平衡常數(shù)的含義。

強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

1.電解質(zhì)的分類特別提醒

(1)電解質(zhì)的強弱與溶液的導(dǎo)電能力沒有必然聯(lián)系。溶液的導(dǎo)電能力與離子濃度

和離子所帶電荷數(shù)有關(guān),強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強。(2)電解質(zhì)的強弱與其溶解度無關(guān)。某些難溶鹽,雖然溶解度小,但其溶于水的部

分完全電離,它屬于強電解質(zhì)。有少數(shù)鹽盡管能溶于水,但其在水溶液中只有部

分電離,屬于弱電解質(zhì),如(CH3COO)2Pb等。2.電解質(zhì)電離方程式的書寫(1)強電解質(zhì)完全電離,在寫電離方程式時,用“

”;弱電解質(zhì)部分電離,在寫電離方程式時,用“

”。(2)一元弱酸、弱堿一步電離:如CH3COOH:CH3COOH

CH3COO-+H+;NH3·H2O:NH3·H2O

N

+OH-。(2)多元弱酸分步電離,必須分步寫出,不可合并(其中以第一步電離為主)。如H2CO3:H2CO3

H++HC

(主),HC

H++C

(次)。(3)多元弱堿分步電離(較復(fù)雜),在中學(xué)階段要求一步寫出。如Fe(OH)3:Fe(OH)3

Fe3++3OH-。

弱電解質(zhì)的電離平衡

1.弱電解質(zhì)的電離平衡在一定條件下(如溫度和濃度),溶液中弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成

分子的速率相等時,電離達(dá)到平衡狀態(tài)。如圖所示:

2.影響電離平衡的外界條件(1)溫度:由于電離過程吸熱,升高溫度,電離平衡向⑤

右

移動;降低溫度,電離平衡向⑥

左

移動。(2)濃度:對于同一弱電解質(zhì),通常溶液中弱電解質(zhì)的濃度越小,它的電離程度就⑦

越大

。(3)其他因素:加入含有弱電解質(zhì)離子的強電解質(zhì)時,電離平衡向⑧

左

移動;加

入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時,電離平衡向⑨

右

移動。

電離平衡常數(shù)

1.表達(dá)式(1)一元弱酸HA的電離常數(shù):根據(jù)HA

H++A-,可表示為Ka=⑩

。(2)一元弱堿BOH的電離常數(shù):根據(jù)BOH

B++OH-,可表示為Kb=

。2.特點(1)對于同一弱電解質(zhì)的稀溶液來說,電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),升高溫度,K值

增大。(2)從電離平衡常數(shù)的大小可以看出弱電解質(zhì)的相對強弱,某弱電解質(zhì)的K越大,表

示該弱電解質(zhì)越易電離,酸性或堿性越強。例如,在25℃時,K(HNO2)=5.6×10-4,K

(CH3COOH)=1.75×10-5。由此可知,HNO2的酸性比CH3COOH強。(3)多元弱酸的各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是Ka1?Ka2?Ka3……故其酸性強弱主要

取決于第一步電離。

判斷正誤,正確的畫“√”,錯誤的畫“?”。1.人體血漿中存在如下平衡:H++HC

H2CO3

CO2+H2O,以維持人體血液pH的相對穩(wěn)定,若靜脈滴注大量生理鹽水,則人體血液的pH減小

(

?)2.可樂屬于碳酸飲料,H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式:Ka=

(

?)3.食醋中含有CH3COOH,25℃時,0.1mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀釋,溶液中各

離子濃度均減小

(

?)4.氨氣溶于水,當(dāng)NH3·H2O電離出的c(OH-)=c(N

)時,表明NH3·H2O的電離處于平衡狀態(tài)

(

?)提示:NH3+H2O

NH3·H2O

N

+OH-,NH3·H2O電離出的c(OH-)與c(N

)始終相等,故當(dāng)NH3·H2O電離出的c(OH-)=c(N

)時不能表明NH3·H2O的電離處于平衡狀態(tài)。5.弱電解質(zhì)的電離平衡右移,電離平衡常數(shù)一定增大

(

?)提示:對于同一弱電解質(zhì)的稀溶液來說,電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān);若改變濃度

使電離平衡向右移動,則電離平衡常數(shù)不變。6.等濃度的醋酸溶液和鹽酸與Zn反應(yīng)時生成H2的速率:醋酸>鹽酸

(

?)提示:醋酸是弱電解質(zhì),部分電離;等濃度的醋酸溶液和鹽酸,鹽酸中c(H+)大,與Zn

反應(yīng)時鹽酸中產(chǎn)生氫氣的速率大。7.濃度為0.1mol·L-1的CH3COOH溶液,加水稀釋,則

減小

(

?)提示:加水稀釋,n(CH3COO-)增大,n(CH3COOH)減小,故

增大。8.在25℃時,醋酸的電離平衡常數(shù)K=1.75×10-5,向該溶液中加入一定量的鹽酸后,

醋酸的電離平衡常數(shù)可能增大為8×10-5

(

?)提示:對于同一弱電解質(zhì)的稀溶液來說,電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)。

外界因素對電離平衡的影響正常人血液的pH相對穩(wěn)定,維持在7.35~7.45之間。如果pH變化超出這一范圍,機

體的酸堿平衡將被打破,嚴(yán)重時可危及人的生命。正常情況下,人體內(nèi)的代謝過

程不斷產(chǎn)生酸或堿,但是這些酸或堿進(jìn)入血液并沒有引起血液的pH發(fā)生明顯的

變化,這是什么原因呢?研究表明,人體血漿中存在H2CO3/HC

緩沖體系,可通過化學(xué)平衡的移動,起到維持血液pH穩(wěn)定的作用。問題人體血液中存在如下平衡:H2CO3

H++HC

。1.當(dāng)人體代謝產(chǎn)生的酸進(jìn)入血液時,上述平衡將會發(fā)生怎樣的移動以維持血液的

pH基本不變?提示:當(dāng)人體代謝產(chǎn)生的酸進(jìn)入血液時,相當(dāng)于血液中的c(H+)增大,使題述平衡向左移動,以維持人體血液的pH基本不變。2.當(dāng)人體代謝產(chǎn)生的堿進(jìn)入血液時,上述平衡將會發(fā)生怎樣的移動以維持血液的

pH基本不變?提示:當(dāng)人體代謝產(chǎn)生的堿進(jìn)入血液時,題述平衡向右移動,以維持人體血液的pH

基本不變。3.試用簡單的實驗證明在醋酸溶液中存在著CH3COOH

CH3COO-+H+的電離平衡(要求寫出簡要操作、實驗現(xiàn)象及實驗?zāi)苷f明的問題)。提示:在醋酸溶液中滴入石蕊試液,溶液呈紅色,加熱溶液顏色明顯變深。說明溶

液中存在醋酸的電離平衡,加熱能促進(jìn)醋酸的電離。

弱電解質(zhì)電離平衡移動結(jié)果的判斷需克服思維定式(1)電離平衡向右移動,電離程度不一定增大。如增大弱電解質(zhì)的濃度,電離平衡

向右移動,但電離程度減小。(2)電離平衡向右移動,電解質(zhì)的分子濃度不一定減小,電解質(zhì)的離子濃度不一定

增大。如增大弱電解質(zhì)的濃度,電離平衡向右移動,但電解質(zhì)分子的濃度增大。

H2S水溶液中存在電離平衡:H2S

H++HS-和HS-

H++S2-。若向H2S溶液中

()A.加水,平衡向右移動,溶液中c(H+)增大B.通入過量SO2氣體,平衡向左移動,溶液中c(H+)減小C.滴加新制氯水,平衡向左移動,溶液中c(H+)增大D.加入少量硫酸銅固體(忽略溶液體積變化),溶液中所有離子濃度都減小C思路點撥首先分析題目所給的電離平衡,然后根據(jù)選項改變的條件分析電離平衡移動的方向及對體系中各離子濃度的影響。解析

加水促進(jìn)H2S電離,但c(H+)減小,A項錯誤;通入過量SO2氣體發(fā)生反應(yīng)2H2S+

SO2

3S↓+2H2O,當(dāng)SO2過量時溶液顯酸性,而且酸性比H2S水溶液強,c(H+)增大,B項錯誤;滴加新制氯水,發(fā)生反應(yīng)Cl2+H2S

2HCl+S↓,平衡向左移動,c(H+)增大,C項正確;加入少量硫酸銅固體,發(fā)生反應(yīng)H2S+Cu2+

CuS↓+2H+,H+濃度增大,D項錯誤。

電離平衡常數(shù)的理解與應(yīng)用向兩支分別盛有0.1mol/L醋酸溶液和0.1mol/L硼酸溶液的試管中滴加等濃度Na2CO3溶液,觀察現(xiàn)象。

問題1.查閱資料發(fā)現(xiàn),醋酸、碳酸和硼酸在25℃時的電離平衡常數(shù)分別是1.75×10-5、4.5×10-7(第一步電離)和5.8×10-10。它們的酸性強弱順序是怎樣的?有何規(guī)律?提示:醋酸>碳酸>硼酸。在相同溫度下,Ka越大,酸性越強。2.根據(jù)問題1的分析,預(yù)測你能看到什么現(xiàn)象?提示:試管1中有無色氣體產(chǎn)生,試管2中沒有明顯現(xiàn)象。3.在25℃時,H2CO3的電離平衡常數(shù)Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11,有人認(rèn)為Ka1、Ka2差

別很大的主要原因是第一步電離產(chǎn)生的H+對第二步的電離起抑制作用。你認(rèn)為

這種觀點對嗎?試從影響平衡常數(shù)因素的角度闡明你的觀點。提示:這種觀點不正確。對于同一弱電解質(zhì)的稀溶液來說,電離常數(shù)只與溫度有

關(guān),與溶液中的H+濃度無關(guān)。

電離常數(shù)的應(yīng)用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱,同一溫度下,電離常數(shù)越大,酸性(或堿性)越強。(2)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生,一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。(3)判斷溶液中某些離子濃度比值的變化。

已知7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分別是某溫度下三種酸的電離常數(shù)。若已知下

列反應(yīng)可以發(fā)生:NaCN+HNO2

HCN+NaNO2、NaCN+HF

HCN+NaF、NaNO2+HF

HNO2+NaF。由此可判斷下列敘述中不正確的是

()A.K(HF)=7.2×10-4B.K(HNO2)=4.9×10-10C.一元弱酸的酸性強弱順序為HF>HNO2>HCND.K(HCN)<K(HNO2)<K(HF)B思路點撥根據(jù)酸的酸性強弱與電離平衡常數(shù)的關(guān)系分析解答本題。解析

相同溫度下,酸的電離常數(shù)越大,該酸的酸性越強,結(jié)合強酸制弱酸分析可

知,亞硝酸的酸性大于氫氰酸而小于氫氟酸,所以亞硝酸的電離平衡常數(shù)為4.6×10-4,故B錯誤。

常溫下,將0.1mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀釋,請?zhí)顚懴铝斜磉_(dá)式中的數(shù)據(jù)變化

情況(填“變大”“變小”或“不變”)。(1)

變小

。(2)

變大

。(3)

變小

。(4)

不變

。(5)

不變

。思路點撥將醋酸的電離平衡常數(shù)進(jìn)行適當(dāng)?shù)霓D(zhuǎn)化和變形,從而解答本題。解析

(1)將該式變?yōu)?/p>

=

,稀釋時c(CH3COO-)減小,因而其比值變小。(2)將該式變?yōu)?/p>

=

,稀釋時c(H+)減小,因而其比值變大。(3)假設(shè)無限稀釋,c(CH3COO-)逐漸減小為0,c(H+)趨近于10-7mol·L-1,因而比值變

小。(4)此式為Ka的表達(dá)式。(5)將該式變?yōu)?/p>

=

(提示:KW為水的離子積常數(shù),將在本章第二節(jié)學(xué)習(xí))。規(guī)律方法

溶液中某些粒子