2013-2014学年高中化学选修四第一单元 弱电解质的电离平衡

第二课时弱电解质的电离平衡[情景导入]醋酸和一水合氨都是弱电解质,弱电解质在水溶液里不能完全电离,存在电离平衡。我们前面已学习了化学平衡;那么化学平衡的特征能不能适合电离平衡呢?如何定量地表示弱电解质电离能力的强弱?弱电解质的电离程度又会受哪些因素的影响呢?栏目导航课前预习课堂探究1.化学平衡的特征:(1)动态平衡。(2)达到平衡时,正、逆反应的速率相等。(3)平衡时,各物质的浓度保持不变。(4)当条件改变时,平衡被破坏,可能发生移动。2.勒夏特列原理:改变影响化学平衡的一个因素,平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。3.对于反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的平衡常数表达式:23322NHNHccc。4.在水溶液里或熔融状态下,能导电的化合物叫电解质。弱电解质在水溶液中部分电离。1.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡。2.了解酸碱电离理论。3.知道水的离子积常数。弱电解质的电离平衡1.概念在一定条件(如温度、浓度一定)下,弱电解质分子在溶液中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,溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化的状态。2.特征3.影响因素(1)内因:弱电解质本身的结构和性质是决定性因素。(2)外因电离平衡常数和电离度1.电离平衡常数(1)表示方法对于ABA++B-,K=ABABccc。(2)K的意义表征了弱电解质的电离能力。一定温度下,K值越大,弱电解质的电离程度越大。(3)影响因素K只与电解质的性质和温度有关。弱电解质的电离是一个吸热过程,故温度升高,弱电解质的电离常数增大。2.电离度弱电解质的电离度可表示为:α=已电离的弱电解质浓度弱电解质的初始浓度×100%【思考】在同一温度下弱电解质的电离常数越大,则溶液中的离子浓度越大,溶液的导电性越强,对吗?答案:弱电解质的电离常数越大,只能说明其分子发生电离的程度越大。离子浓度不仅与电离程度有关,还与弱电解质溶液的浓度有关。因此电离常数大的弱电解质溶液中,离子浓度不一定大,其导电性也不一定强。常见的弱电解质1.水的电离(1)水是一种极弱的电解质,电离方程式为:H2O+H2OH3O++OH-,简写为H2OH++OH-,水的电离常数K=2HOHHOccc。(2)水的离子积常数①表达式:KW=c(OH-)·c(H+)。②影响因素:水的离子积KW只受温度的影响,温度升高,KW增大。③适用范围:KW不仅适用于纯水,还可适用于稀的酸性、碱性溶液。25℃时,水的离子积为1.0×10-14。2.常见弱电解质(1)常见弱酸有:HF、CH3COOH、HClO、HCN、H2CO3、H2S等。(2)常见的弱碱有:NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)2等。(3)H2O。1.将0.1mol·L-1醋酸溶液加水稀释,下列说法正确的是(D)A.溶液中c(H+)和c(OH-)都减小B.溶液中c(H+)增大C.醋酸电离平衡向左移动D.电离度增大指津:醋酸溶液中存在电离平衡:CH3COOHCH3COO-+H+,加水稀释,平衡右移,n(H+)增大,但c(H+)减小,c(OH-)增大。2.能影响水的电离平衡,并使溶液中的c(H+)c(OH-)的操作是(C)A.向水中投入一小块金属钠B.将水加热煮沸C.向水中通入二氧化碳气体D.向水中加食盐晶体指津:c(H+)c(OH-)说明溶液呈酸性,从各选项看C为碳酸,呈酸性。3.(2011年新课标全国理综)将浓度为0.1mol·L-1HF溶液加水不断稀释,下列各量始终保持增大的是(D)A.c(H+)B.Ka(HF)C.+FHccD.+HHFcc指津:在HF水溶液中存在如下平衡:HFH++F-,加水稀释,该平衡右移,n(H+)、n(F-)增大,n(HF)减少,且其浓度均减小。Ka(HF)只受温度影响,其数值不变,B错。A:c(H+)减小,错。C:+FHcc=+FHnn,其值基本不变,C也不对。D:+HHFcc=+HHFnn,其值增大,答案为D。4.25℃,在0.01mol·L-1硫酸溶液中,水电离出的c(H+)是(A)A.5×10-13mol·L-1B.0.02mol·L-1C.1×10-7mol·L-1D.1×10-12mol·L-1指津:0.01mol·L-1硫酸溶液中,c(H+)溶液=0.02mol·L-1,由水的离子积为10-14知,c(OH-)溶液=5×10-13mol·L-1,而c(H+)水=c(OH-)水=c(OH-)溶液=5×10-13mol·L-1。影响电离平衡的因素【问题导引】1.升高温度,加水稀释,CH3COOH的电离度会发生怎样的变化?氢离子的浓度呢?加入少量冰醋酸呢?2.向醋酸的电离平衡中加入NaOH固体,氢氧根的浓度如何变化?醋酸的电离常数呢?【疑难剖析】当外界条件(如浓度、温度等)发生变化时,电离平衡就会发生移动。弱电解质的电离平衡移动遵循勒夏特列原理。现以0.1mol·L-1的CH3COOH溶液为例,分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。CH3COOHCH3COO-+H+ΔH0。改变条件平衡移动方向n(H+)c(H+)c(CH3COO-)c(CH3COOH)电离度(α)导电能力Ka加水稀释向右增大减小减小减小增大减弱不变加入少量冰醋酸向右增大增大增大增大减小增强不变加HCl(g)向左增大增大减小增大减小增强不变加NaOH固体向右减小减小增大减小增大增强不变加入CH3COONa固体向左减小减小增大增大减小增强不变加入镁粉向右减小减小增大减小增大增强不变升高温度向右增大增大增大减小增大增强增大用化学平衡理论分析处理弱电解质的电离平衡问题时,应该深刻地理解勒夏特列原理:平衡向“减弱”这种改变的方向移动,移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。【例1】在0.1mol·L-1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡:CH3COOHCH3COO-+H+。对于该平衡,下列叙述正确的是()A.加入水时,平衡向逆反应方向移动B.加入少量NaOH固体,平衡向正反应方向移动C.加入少量0.10mol·L-1盐酸,溶液中c(H+)减小D.加入少量CH3COONa固体,平衡向正反应方向移动解析:加水,弱电解质的电离度增大,平衡向正反应方向移动,A错;加入NaOH固体,NaOH电离出的OH-中和醋酸电离出的H+,使平衡向正反应方向移动,B对;加入盐酸,溶液中H+浓度增大,使醋酸的电离平衡向逆反应方向移动,C错;加入CH3COONa固体,溶液中的CH3COO-浓度增大,使电离平衡向逆反应方向移动,D错。答案:B。【活学活用】1.某浓度的氨水中存在下列电离平衡:NH3·H2O4NH+OH-,如要增大4NH的浓度,同时增大H+的浓度,应采取的措施是(B)A.加入少量NaOH溶液B.加入NH4Cl固体C.通入NH3D.加入少量NaCl固体解析:加入OH-平衡向左移动,c(4NH)减小而c(OH-)增大,根据离子积常数,c(H+)减小;加入NH4Cl固体,相当于增大c(4NH),平衡向左移动,c(OH-)减小,但c(4NH)仍较原来增大,由离子积知c(H+)增大;通入NH3平衡向右移动,c(4NH)、c(OH-)都增大,c(H+)减小;加入NaCl固体对平衡移动无影响。2.20℃时H2S饱和溶液1L,其浓度为0.1mol·L-1,其电离方程式为H2SH++HS-,HS-H++S2-,若要使该溶液c(H+)增大,c(S2-)减小,可采取的措施是(D)A.加入适量的水B.加入适量的NaOH固体C.通入适量的SO2D.加入适量的CuSO4固体解析:加入水,各平衡虽然右移了,但稀释的程度大于电离的程度,故c(H+)、c(S2-)都减小;加入适量的NaOH固体,OH-中和了H+,c(H+)减小,但c(S2-)增大;通入SO2,SO2会与H2S发生反应:2H2S+SO23S↓+2H2O,故c(H+)、c(S2-)都会减小,加入CuSO4,Cu2+会与S2-反应生成CuS沉淀,会使平衡右移,故c(H+)增大,c(S2-)减小。电离平衡常数和电离度【问题导引】1.磷酸中H+和34PO的浓度之比为3∶1吗?2.常温下,0.1mol·L-1的醋酸和0.01mol·L-1的醋酸相比:c(H+)前者还是后者大?电离程度呢?电离平衡常数呢?【疑难剖析】1.电离平衡常数定义: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,用K表示。弱酸的电离常数通常用Ka表示,弱碱的电离常数通常用Kb表示。(1)一元弱酸:CH3COOHH++CH3COO-CH3COOH的电离平衡常数为:Ka=33HCHCOOCHCOOHccc(2)一元弱碱:NH3·H2O4NH+OH-NH3·H2O的电离平衡常数为:Kb=432NHOHNHHOccc多元弱酸的电离多元弱酸的电离是分步进行的,每步各有电离常数,通常用Ka1、Ka2、Ka3等来分别表示。例如H3PO4的电离:H3PO4H++24HPOKa1=7.5×10-324HPOH++24HPOKa2=6.2×10-824HPOH++34POKa3=2.2×10-13多元弱酸各级电离常数逐级减小且一般相差很大,如H3PO4的Ka1约为Ka2的105倍,Ka2比Ka3约大105倍。因此,多元弱酸溶液的酸性主要由第一步电离决定。2.电离平衡常数的应用(1)判断弱电解质的相对强弱在相同温度下,K越大,弱电解质越强。(2)判断弱酸或弱碱的相对强弱在相同温度下,Ka越大,弱酸的酸性越强;Kb越大,弱碱的碱性越强。(3)判断弱酸与弱酸盐之间能否反应。Ka大的酸能与Ka小的酸的盐反应,如CH3COOH+NaCNCH3COONa+HCN,而NaHCO3与HClO不反应。3.电离度(1)定义:弱电解质在水中的电离达到平衡状态时,已电离的弱电解质浓度占弱电解质的初始浓度(包括已电离的和未电离的)的百分率,称为电离度,通常用α表示。(2)表达式:α=已电离的弱电解质浓度弱电解质的初始浓度×100%(3)意义:①电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的电离程度。②温度相同,浓度相同时,不同弱电解质的电离度是不同的,α越大,表示酸类的酸性越强。③同一弱电解质溶液的浓度不同,电离度也不同,溶液越稀,电离度越大。【例2】25℃时,在0.5L0.2mol·L-1的HA溶液中,有0.01mol的HA电离成离子。求该温度下HA的电离平衡常数和电离度。解题导引:解析:由题意列出下式:HAH++A-c初始(mol·L-1)0.200c转化(mol·L-1)0.020.020.02c平衡(mol·L-1)0.180.020.02所以HA的电离平衡常数为Ka=HAHAccc=0.020.020.18=2.22×10-3,电离度α=110.02molL0.2molL×100%=10%。答案:2.22×10-310%(1)电离度和电离平衡常数都能反映弱电解质的电离程度,但电离平衡常数只受弱电解质本身结构和性质及温度的影响,温度越高,电离平衡常数越大。(2)电离度不仅受温度的影响(温度越高,电离度越大),还受溶液浓度的影响(浓度越大,电离度越小)。【活学活用】3.某氨水中,c(4NH)=0.5mol·L-1,若向其中加入1mol·L-1NH4Cl溶液后,NH3·H2O的电离常数将(C)A.减小B.增大C.不变D.无法判断解析:温度是影响电离常数的唯一因素,当改变其中离子的浓度时,电离平衡常数不变。4.(1)25℃时,在0.5L0.2mol/L的HA溶液中,有0.001mol的HA电离。求该温度下HA的电离常数。(2)计算25℃时,0.1mol·L-1的该酸溶液中的c(H+)。解析:(1)由题意可得HAH++A-起始0.5×0.2mol00已电离0.001mol0.001mol0.001mo