学年人教版新教材选择性必修一 第三章第一节 电离平衡 学案.docx

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学年人教版新教材选择性必修一第三章第一节电离平衡学案

第三章　水溶液中的离子反应与平衡

[情景切入]

水是自然界里含量最丰富的溶剂之一，它能或多或少地溶解地球上存在的各种物质。

在地球演变与生物进化的过程中，自然界里的水成为生物维持生命的基本物质。

在我们周围所进行的各种过程中，水溶液起着十分重要的作用。

在工农业生产和科学研究中，许多重要的化学反应需在水溶液中进行，而水溶液中的化学反应涉及许多问题。

例如：

物质溶于水后会发生怎样的变化？

物质在水中是如何存在的？

物质在水中会与水发生怎样的相互作用？

物质在水中的反应有哪些规律？

[知识导航]

本章内容主要从过程的可逆和化学平衡的角度来观察和分析弱电解质的电离，盐类的水解，难溶电解质的沉淀溶解平衡等。

本章知识在结构上分为四节：

第一节主要学习电离平衡；第二节主要学习水的电离和溶液的pH——水的电离、溶液的酸碱性、pH的计算、酸碱中和滴定；第三节主要学习盐类的水解——盐类的水解、影响盐类水解的因素、盐类水解的应用；第四节主要学习沉淀溶解平衡。

[学法指导]

1．把握内涵，懂实质。

了解弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和沉淀溶解平衡的原理。

2．理解本质，重应用。

学会利用平衡理论解释日常生活、生产中常见的现象。

3．了解特征，会迁移。

在掌握化学平衡理论的基础上，运用相似的知识解决弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和沉淀溶解平衡的相关问题。

第一节电离平衡

学习目标

核心素养

1．结合真实情境中的应用实例，认识电解质在水溶液中存在电离平衡。

2．能用化学用语正确表示水溶液中的电离平衡。

3．能通过实验证明水溶液中存在的电离平衡。

4．了解电离平衡常数的含义。

1．能从宏观物质类别判断电解质的强弱，培养宏观辨识与微观探析能力。

2．认识弱电解质的电离有一定限度，是可以调控的，培养变化观念与平衡思想。

3．建立电离平衡的认知模型，培养证据推理与模型认知的能力。

新课情境呈现

蚊虫、蚂蚁等昆虫叮咬人时常向人体血液内注入一种人们称之为蚁酸（主要成分为HCOOH）的有机酸。

当人受到蚊叮蚁咬时，皮肤上常起小疱，这是因为人体血液中酸碱平衡被破坏所致。

若不治疗，过一段时间小疱会自行痊愈，这是由于血液中又恢复了原先的酸碱平衡。

你能用平衡移动的原理解释这一事实吗？

让我们一起走进电离平衡的世界吧！

课前素能奠基

新知预习　　

一、强电解质和弱电解质

1．实验探究：

实验

1.0mol·L－1盐酸

1.0mol·L－1醋酸

溶液的pH

数值

__0__

__＞0__

结论

相同物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液的pH__不相同__

导电能力

盐酸__＞__醋酸

与镁条反应

现象

剧烈反应，产生气体

缓慢反应，产生气体

结论

镁与盐酸反应快，表明盐酸中的c（H＋）__大__

实验结论

HCl和CH3COOH的电离程度__不同__

2．概念

二、弱电解质的电离平衡

1．电解质电离的表示方法——电离方程式：

（1）强电解质完全电离，用“===”。

例：

HCl===H＋＋Cl－、Na2SO4===2Na＋＋SO

（2）弱电解质部分电离，用“”。

例：

CH3COOHCH3COO－＋H＋、NH3·H2ONH

＋OH－

2．电离平衡的概念：

一定条件（如温度、浓度）下，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，电离过程达到平衡状态。

3．电离平衡的建立：

①开始时，v电离__最大__，而v结合为__0__。

②平衡的建立过程中，v电离__＞__v结合。

③当v电离__＝__v结合时，电离过程达到平衡状态。

4．外界因素对电离平衡的影响：

影响因素

影响结果

浓度

同一弱电解质溶液，浓度越小，电离程度__越大__

温度

升高温度，电离平衡向__电离__的方向移动，电离程度__增大__

原因：

弱电解质的电离是__吸热__过程

三、电离平衡常数

1．电离常数：

2．多元弱酸（或弱碱）的电离常数：

（1）表达式。

多元弱酸（或弱碱）的每一步都有电离常数，以碳酸为例：

H2CO3HCO

＋H＋，Ka1＝

HCO

CO

＋H＋，Ka2＝

（2）大小关系及应用。

①Ka1≥Ka2，Kb1≥Kb2。

②应用：

比较多元弱酸（或弱碱）的酸性（或碱性）时，通常只考虑第一步电离。

预习自测　　

1．正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）

（1）强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子。

（　√　）

（2）CaCO3难溶于水，其属于弱电解质。

（　×　）

（3）离子化合物一定是强电解质，共价化合物一定是弱电解质。

（　×　）

（4）电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡。

（　×　）

（5）一定温度下，醋酸的浓度越大，电离常数也越大。

（　×　）

（6）H2CO3的电离常数表达式：

Ka＝

（　×　）

（7）弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。

（　×　）

2．下列物质的分类组合全部正确的是（　B　）

选项

强电解质

弱电解质

非电解质

A

NaCl

HCl

CO2

B

NaHCO3

NH3·H2O

CCl4

C

Ba（OH）2

BaCO3

Cu

D

H2SO4

NaOH

C2H5OH

解析：

A项，HCl为强电解质；C项，BaCO3为强电解质，Cu既不是电解质也不是非电解质；D项，NaOH为强电解质。

3．在水溶液中，下列物质的电离方程式书写正确的是（　D　）

A．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO

B．HF＋H2O===H3O＋＋F－

C．H2SO32H＋＋SO

D．NH3·H2ONH

＋OH－

解析：

HF、NH3·H2O属于弱电解质，不完全电离，故D项正确，B项错误；H2SO3为二元弱酸，应分步电离，故C项错误；NaHCO3的电离方程式NaHCO3===Na＋＋HCO

，故A错误。

4．HF是弱酸，其在水溶液中的电离方程式为HFH＋＋F－，则其达到电离平衡的标志是（　D　）

A．c（H＋）＝c（F－）

B．c（HF）＝c（H＋）

C．水溶液显酸性

D．单位时间内，发生电离的HF分子数与生成的HF分子数相等

解析：

弱电解质电离达到平衡时各微粒的浓度不再改变，不一定相等，A、B错误；酸电离就显酸性，C错误；D项指v正＝v逆是达到电离平衡的标志。

课堂素能探究

知识点　强弱电解质的比较

问题探究：

1．BaCO3难溶于水，所以属于弱电解质。

该说法对吗？

2．强、弱电解质的本质区别是什么？

3．强电解质溶液的导电能力一定强，弱电解质溶液的导电能力一定弱吗？

溶液的导电能力取决于什么？

探究提示：

1．不对；尽管BaCO3在水中的溶解度很小，但溶于水的部分能够全部电离，所以BaCO3属于强电解质。

2．强、弱电解质的本质区别是在水中的电离程度不同，强电解质全部电离，弱电解质部分电离且在水溶液中存在电离平衡。

3．不一定。

溶液的导电能力取决于溶液中自由移动离子的浓度和所带电荷数，溶液中自由移动离子的浓度越大，所带电荷越多，则导电能力越强。

而电解质的强弱是指电解质在水溶液中的电离情况，二者无必然关系，即强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。

知识归纳总结：

强电解质和弱电解质的比较

　　类别

项目　　

强电解质

弱电解质

定义

溶于水或在熔融状态下完全电离的电解质

溶于水后只有部分电离的电解质

化合物

类型

离子化合物及具有强极性键的共价化合物（除HF）

某些具有弱极性键的共价化合物

电离

程度

全部电离

部分电离

电离

过程

不可逆过程

可逆过程，存在电离平衡

溶液中

的电解

质微粒

只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子

既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子

实例

绝大多数的盐（包括难溶性盐）；强酸；强碱；部分碱性氧化物如Na2O、CaO等

弱酸：

H2CO3、CH3COOH、HClO等；弱碱：

NH3·H2O、Fe（OH）3等；水及个别盐

电离

方程式

用“===”连接

用“”连接

共同

特点

在水溶液中或熔融状态下能产生自由移动的离子

典例1　下列事实中一定不能证明CH3COOH是弱电解质的是（　A　）

①等物质的量浓度、等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应，根据产生氢气的多少

②用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗

③等c（H＋）、等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应，CH3COOH放出的氢气较多

④0.1mol·L－1CH3COOH溶液的c（H＋）＝1.0×10－2mol·L－1

⑤CH3COONa和H3PO4反应，生成CH3COOH

A．①②　　　B．②⑤

C．①③⑤　　D．③④⑤

解析：

①等物质的量浓度、等体积的盐酸、CH3COOH溶液中酸的物质的量相同，和足量锌反应，产生氢气一样多，故无法判断酸的强弱；②中未指明浓度，也没有参照物，不能说明问题；③说明电离前n（CH3COOH）>n（盐酸），故CH3COOH的电离程度比盐酸小，是弱电解质；④中说明c（H＋）CH3COOH，H3PO4能与CH3COONa反应生成CH3COOH，说明CH3COOH为弱电解质。

规律方法指导：

溶液中反应“较强酸＋较弱酸的盐＝较弱酸＋较强酸的盐”能够发生。

〔变式训练1〕用食用白醋（醋酸浓度约1mol·L－1）进行下列实验，能证明醋酸为弱电解质的是（　D　）

A．白醋中滴入石蕊试液呈红色

B．白醋加入豆浆中有沉淀产生

C．蛋壳浸泡在白醋中有气体放出

D．pH试纸显示白醋的pH为2～3

解析：

要证明某物质是强电解质还是弱电解质，关键是看该物质在水溶液中是否完全电离。

白醋滴入石蕊呈红色，只能说明溶液呈酸性，A项错误；白醋加入豆浆中有沉淀，属于胶体聚沉，只能说明醋酸为电解质，B项错误；蛋壳浸在白醋中有气体放出，只能说明醋酸酸性强于碳酸，C项错误；浓度约为1mol·L－1的醋酸的pH为2～3，说明醋酸在水溶液里部分电离，醋酸为弱电解质，D项正确。

知识点　弱电解质的电离平衡

问题探究：

电离平衡向右移动，电离程度、离子浓度一定增大吗？

举例说明。

探究提示：

不一定，如向氨水中通入NH3，电离平衡右移，而NH3·H2O电离程度减小；若向氨水中加水，电离平衡右移，但c（NH

）、c（OH－）均减小。

知识归纳总结：

1．电离平衡的特征：

2．外界条件对电离平衡的影响：

影响因素

原因分析

电离平衡移动方向

电离程度变化

温度

电离是吸热的

升高温度，正向

移动

变大

改变弱

电解质

浓度

加水稀释

正向移动

变大

增大弱电解质的浓度

正向移动

变小

同离子

效应

增大了生成的离子的浓度

逆向移动

变小

化学

反应

减小了生成的离子的浓度

正向移动

变大

典例2　在0.1moL·L－1的NH3·H2O溶液中存在如下电离平衡：

NH3·H2ONH

＋OH－。

下列叙述正确的是（　C　）

A．加入少量浓盐酸，平衡逆向移动

B．加入少量NaOH固体，平衡正向移动

C．加入少量0.1mol·L－1NH4Cl溶液，溶液中c（OH－）减小

D．加入少量MgSO4固体，溶液pH增大

解析：

本题主要考查电离平衡的影响因素，对于平衡体系NH3·H2ONH

＋OH－加入少量浓盐酸，发生H＋＋OH－===H2O，使OH－浓度降低，平衡正向移动；加入少量NaOH固体，使OH－浓度升高，平衡逆向移动；加入少量0.1mol·L－1NH4Cl溶液，使NH

浓度升高，平衡逆向移动，溶液中c（OH－）减小；加入少量MgSO4固体，发生Mg2＋＋2OH－===Mg（OH）2↓，溶液中c（OH－）减小。

规律方法指导：

解答本题要注意以下三点：

（1）当某些条件发生改变时电离平衡会发生移动；

（2）加入不同物质后引起溶液中原有离子的变化趋势；

（3）受离子浓度变化影响，平衡体系如何移动。

〔变式训练2〕已知0.1mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：

CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中

的值增大，可以采取的措施是（　D　）

①加少量烧碱固体　②升高温度　③加少量冰醋酸　④加水

A．①②　　B．②③

C．③④　　D．②④

知识点　电离平衡常数及其应用

问题探究：

1．将一元弱酸HB的稀溶液加水稀释，能使HB的电离平衡右移，电离平衡常数增大，这种说法正确吗？

并说明理由。

2．已知在25℃时，次氯酸的电离平衡常数为Ka＝2.95×10－8，碳酸的电离平衡常数为K1＝4.30×10－7、K2＝5.61×10－11，反应Cl2＋H2OHCl＋HClO达到平衡后，要使HClO浓度增加，可以加入什么物质？

（供选择的物质有：

NaOH固体、CaCO3固体、H2O）

探究提示：

1.提示：

不正确。

加水稀释能使HB的电离平衡右移，但电离平衡常数只受温度影响，温度升高Ka（HB）增大，加水时温度不变，Ka（HB）不变。

2．提示：

按照题目的要求要使平衡正向移动，但是不能消耗HClO，CaCO3能消耗HCl，但是不会消耗HClO，由电离平衡常数知酸性：

H2CO3>HClO>HCO

，由“强酸制弱酸”确定选CaCO3固体。

知识归纳总结：

1．电离平衡常数的4大应用：

（1）判断弱酸（或弱碱）的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性（或碱性）越强。

（2）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。

（3）判断溶液中微粒浓度比值的变化。

如加水稀释醋酸溶液，由Ka（CH3COOH）＝

不变，稀释后c（CH3COO－）减小，则

增大。

（4）计算弱酸或弱碱溶液中电离出离子的浓度。

2．电离常数的相关计算：

（以弱酸HX为例）

　HX　　　　　　H＋＋X－

起始（mol·L－1）：

　　　c0（HX）　　　　0　　0

平衡（mol·L－1）：

　　c0（HX）－c（H＋）　　　c（H＋）c（H＋）

则K＝

＝

。

（1）已知c0（HX）和c（H＋），求电离平衡常数

由于弱酸只有极少一部分电离，c（H＋）的数值很小，可做近似处理：

c0（HX）－c（H＋）≈c0（HX），则K≈

，代入数值求解即可。

（2）已知c0（HX）的电离平衡常数，求c（H＋）

由于K值很小，c（H＋）的数值很小，可做近似处理：

c0（HX）－c（H＋）≈c0（HX），则：

c（H＋）≈

，代入数值求解即可。

典例3　已知下面三个数据：

6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：

NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。

由此可判断下列叙述不正确的是（　B　）

A．Ka（HF）＝6.3×10－4

B．Ka（HNO2）＝6.2×10－10

C．三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN

D．Ka（HCN）＜Ka（HNO2）

解析：

相同温度下弱电解质的电离常数的大小是比较弱电解质相对强弱的条件之一。

根据题中反应可知三种一元弱酸的酸性强弱顺序为HF>HNO2>HCN，由此可判断：

Ka（HF）>Ka（HNO2）>Ka（HCN），其对应数据依次为：

Ka（HF）＝6.3×10－4、Ka（HNO2）＝5.6×10－4、Ka（HCN）＝6.2×10－10。

规律方法指导：

解答本题要注意以下两点

（1）电离平衡常数越大，酸性越强；

（2）复分解反应发生一般符合“强酸制弱酸”规律。

〔变式训练3〕已知25℃时，测得浓度为0.1mol·L－1的碱BOH的溶液中，c（OH－）＝1×10－3mol·L－1。

（1）写出BOH的电离方程式__BOHB＋＋OH－__。

（2）BOH的电离平衡常数K＝__1×10－5__。

（3）某温度t℃时，BOH的电离平衡常数为1×10－7，结合

（2）的计算可知t℃__＜__25℃。

若该碱的起始浓度也为0.1mol·L－1，则溶液中c（B＋）＝__1×10－4__mol·L－1。

解析：

（1）因c（BOH）初始＝0.1mol·L－1，c（BOH）电离＝c（B＋）≈c（OH－）＝1×10－3mol·L－1，则BOH不完全电离，故电离方程式为BOHB＋＋OH－。

（2）电离平衡时c（BOH）平衡＝0.1mol·L－1－1×10－3mol·L－1≈0.1mol·L－1，则电离常数K＝

＝

＝1×10－5。

（3）电离过程是吸热的，温度越高电离常数越大，t℃时BOH的电离平衡常数为1×10－7<1×10－5，则t℃<25℃。

电离常数K＝

≈

≈

＝1×10－7，则c（B＋）＝1×10－4mol·L－1。

名师博客呈现

一元弱酸与一元强酸的比较

1．浓度相同、体积相同的一元强酸与一元弱酸的比较

c（H＋）

pH

与相同金

属v开始

产生H2的量

中和碱的量

加相同水稀释后pH

HCl

大

小

快

相等

相等

小

HAc

小

大

慢

大

2．pH相同的一元强酸与一元弱酸的比较

c（H＋）

与相同金

属v开始

与相同金

属v过程

产生H2的量

中和碱

的量

加相同水稀释后pH

HCl

相等

相等

慢

少

少

大

HAc

快

多

多

小

〔即时训练〕

体积相同、pH相同的HCl溶液和CH3COOH溶液，与NaOH溶液中和时两者消耗NaOH的物质的量（　C　）

A．相同

B．中和HCl的多

C．中和CH3COOH的多

D．无法比较

解析：

盐酸和醋酸都是一元酸，pH相同的HCl溶液和CH3COOH溶液，醋酸是弱电解质，氯化氢是强电解质，所以浓度c（HCl）