弱電解質(zhì)的電離平衡知識(shí)點(diǎn)

1、 -.-城新資料推掙一-一、弱電解質(zhì)的電離1、泄義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下自身能夠電離出自由移動(dòng)離子的 化合物，叫電解質(zhì)。非電解質(zhì)：在水溶液中且熔化狀態(tài)下自身都不能電離岀自由務(wù)動(dòng)離子的化合 物。槪念理解： 電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物，能導(dǎo)電的物質(zhì)可能是溶液（混合物）、金屬 （單質(zhì)），但他們不屬于電解質(zhì)非電解質(zhì)的研究對(duì)象，因此他們既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)： 自身電離：S02、NH3、C02、等化合物能和水反應(yīng)形成酸或堿，但發(fā)生電離 的并不是他們本身嗎，因此屬于非電解質(zhì)： 只能在水中發(fā)生電離的電解質(zhì)有酸或者某些易溶于水髙溫下易分解的鹽， 如液態(tài)氯化氫是化合物，只存在分子，沒有發(fā)生電離，因

2、此不能導(dǎo)電，又如NaHCO, 在高溫時(shí)即分解，不能通過熔融態(tài)證明其為電解質(zhì)：只能在熔融狀態(tài)下電離的電解質(zhì)是活潑金屬氧化物，如Na2O. CaO,他們?cè)?溶液中便不存在，要立刻反應(yīng)生成鍵，因此不能通過溶液中產(chǎn)生離子證明：既能在水溶液中又能在溶液中發(fā)生電離的物質(zhì)是某些髙溫難分解鹽，絕大多 數(shù)鹽溶解在水中都能發(fā)生完全電離，某些鹽熔融時(shí)也發(fā)生電離，如BaSO. 電離不需要通電等外界條件，在熔融或者水溶液中即能夠產(chǎn)生離子： 是電解質(zhì)，但是要產(chǎn)生離子也要在溶液狀態(tài)或者熔融狀態(tài)，否則即便存在 離子也無法導(dǎo)電，比如NaCl,晶體狀態(tài)不能導(dǎo)電。 電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。如如BaSO4不溶于水，但溶于水

3、的 BaSO。全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)。導(dǎo)電性與自由移動(dòng)離子的濃度和帶電荷數(shù)等有關(guān)。強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分電離成離子的電解質(zhì)。2. 常見的電解質(zhì)為酸堿鹽、活潑金屬氧化物、水，其中強(qiáng)電解質(zhì)與偌電解質(zhì)常見分 類:如IbSQ JICLIINO3、IIBr、HI、IICl()(強(qiáng)酸強(qiáng)電解質(zhì) 弱電解質(zhì)電給質(zhì)強(qiáng)堿*大多數(shù)鹽一>金屈氧.化物弱酸*弱絨*fnK()I-hNa()lUBa()lI)2Xa(OH)2如HCl()、H2S(b、H?C(K 'HF'CHKOOH如NH3 H2().Fe()H)3>(：u(OH)2少數(shù)

4、鹽>.H,()ftn(CH3c(x)2Pb3、電離方程式的書寫一“強(qiáng)等號(hào)，弱可逆，多元弱酸分步離" 強(qiáng)電解質(zhì)：女n H2SO4： H2SO4=2H +SO4 o 弱電解質(zhì)a一元弱酸，女0 CHaCOOH： CH3COOH CH3COO +H b. 多元弱酸，分步電離，分步書寫且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步的電離程度，如 H2CO3： H2CO3H +HCO3. HCO3bH +C0?。原因是上一級(jí)電離出的 H 是下一級(jí)電離的產(chǎn)物，對(duì)下一級(jí)電離電離有抑制作用c. 多元弱堿，雖然分布電離，但是書寫時(shí)一步到位。如Fe(OH)3： Fe(OH)3Fe5 + + 3OH 酸式鹽a強(qiáng)酸的酸

5、式鹽如 NaHS（）,j在水溶液中NHSOj 曲+宙+盼 L熔憩時(shí):NaHS（h = Na+ HS（）,b.弱酸的酸式鹽：“強(qiáng)中有弱”如NaHCCh： NaHCO3=Na +HCO3、HCO3冃H'+CO? o4弱電解質(zhì)的電離平衡（1）電離平衡的建立在一定條件（如溫度、濃度等）下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時(shí)，電離過程就達(dá)到平衡。平衡建立過程如圖所示。弱電解質(zhì)分子 電離成離子 的速率兩種速率相等，處于電離平衡狀態(tài)離子結(jié) /'合成弱電解 / 質(zhì)分子的速率A（2）電離平衡的特征國(guó)一對(duì)逆過程I譏電離）=諷結(jié)合）工0動(dòng)態(tài)平衡 國(guó)j_占 條件一定平衡

6、體系中弱電解質(zhì)分子與離子的濃度 甲_定 鹵一條件改變，平衡發(fā)生移動(dòng)影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，是決疋因素。溫度：電離是吸熱過程。溫度升高電離程度增大;反 之電離程度減小外因'増大弱電解質(zhì)的濃度電離平衡向電離方向移動(dòng) 衣芟加水稀祥電肉平衡向電離方向移動(dòng)同離子效應(yīng):在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)電離 出相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)電離平衡向生咸 弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng)化學(xué)反應(yīng)：若外加物質(zhì)能與弱電解質(zhì)電離岀的離子發(fā)生反應(yīng)電離平衡向電離方向移動(dòng)(4) 電離過程是可逆過程，可直接用化學(xué)平衡移動(dòng)原理分析電離平衡。以0mol L5COOH溶液為例：CHCOOH冃CH£OO +

7、H(正向吸熱)。實(shí)例(稀溶液)CH3COOH H +CH3COO AH>0改變條件平衡移動(dòng)方向/KH1)c(H+)導(dǎo)電能力加水稀釋*增大減小減弱不變加入少量冰醋酸*增大增大增強(qiáng)不變通入HCI(g)增大增大增強(qiáng)不變加 NaOH(s)*減小減小增強(qiáng)不變加入鎂粉*減小減小增強(qiáng)不變升高溫度*增大增大增強(qiáng)增大加 CH3COONa(s)減小減小增強(qiáng)不變(5) 電離平衡常數(shù)1. 表達(dá)式(1) 對(duì)于一元弱酸HAHAH +A ,平衡常數(shù)Ka="H對(duì)于一元弱堿BOHBOHbB +0H ,平衡常數(shù)總="囂需 '2. 特點(diǎn)"決定因素：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)電離平衡常數(shù)影響因素：

8、溫度(隨溫度升高而增大,原因是電離過程是吸熱的).與溶液的濃度、酸堿性無關(guān)(2) 多元弱酸是分步電離的，各級(jí)電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系式是KKK、,所以多元弱酸的酸性決定于其第一步電離。3. 意義相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對(duì)應(yīng)的酸性或堿性相對(duì)越強(qiáng)。如相同條件下常見弱酸的酸性強(qiáng)弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HC1O94. 實(shí)例(1)填寫下表弱電解質(zhì)電離方程式電離常數(shù)- H,()NHS H,()Kb = 1.7X10"sNII+()ICH,.C()()HCH,C(X)H CH3C(X) +H4K

9、, = l 7X10HC1OHC1O H 卜一/<a = l. 7X10"Mci(r(2) CH3COOH酸性大于HC1O酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判斷的依據(jù)：相 同條件下，電離常數(shù)越大，電離程度越大，c(H")越大，酸性越強(qiáng)。(3) 磷酸是三元中強(qiáng)酸 磷酸的電離方程式是 H3P0i=H +H2PO4、H2PO4H +HPO?、HPO? 電離平衡常數(shù)表達(dá)式是：也=«(慣加),唸="：(；£爭(zhēng)),心= c(H+) c(POl )c(HPOl) °比較大?。篕qKqKb。5 電離常數(shù)的計(jì)算 以弱酸HX為例:(1) 已知&

10、quot;HX)和dH )求電離常數(shù)HXH# + X起始(mol-L !)： c(HX)00平衡(mol L'1)： c(HX)-c(Hf) c(H') c(H1)c(H )-c(X )_(H )AJ： K “(HX) c(HX)-c(H )°由于弱酸只有極少一部分電離,c(H )的數(shù)值很小，可做近似處理:c(HX) c(H ')Qc(HX),則K=j,代入數(shù)值求解即可。(2) 已知c(HX)和電離常數(shù)，求c(H+)HXH + X"起始：c(HX)00平衡：c(HX)-c(H*) c(H')c(H+)則.2町皿)=加)人八八 cv(HX) c

11、(HX)-c(H )由于K值很小，c(H')的數(shù)值很小，可做近似處理：dHX)-dH')S(HX),則：c(H*) =7Kc(HX),代入數(shù)值求解即可。強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)的比較1. 一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較濃度均為0.01 molL 1的強(qiáng)酸HA與弱酸HBpH均為2的強(qiáng)酸HA與弱酸HBpH或物質(zhì)的量濃度2 = pHiiA<pHiiB0.01 mol-L l=c(HA)<c(HB)開始與金屬反應(yīng)的速率HA>HBHA=HB體積相同時(shí)與過量的堿反應(yīng)消耗堿的量HA = HBHA<HB體積相同時(shí)與過雖:活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生Hz的量HA = HBHA<HB

12、c(A )與c(B )大小c(A )>c(B )c(A )=c(B )分別加入固體NaA、NaB后pH的變化HA：不變HB：變大HA：不變HB：變大加水稀釋10倍后3 = pHllA<pHnB3=PHha>pHhb>2溶液的導(dǎo)電性HA>HBHA=HB水的電離程度HA<HBHA=HB2強(qiáng)酸、弱酸的判斷方法判斷一種酸是強(qiáng)酸還是弱酸時(shí)，英實(shí)質(zhì)就是看它在水溶液中的電離程度，完全電離即為 強(qiáng)酸，不完全電離即為弱酸。還可以證明溶液中是否存在該電解質(zhì)的電離平衡，存在電離平 衡的為弱電解質(zhì)，反之為強(qiáng)電解質(zhì)。最常用實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證方法有：(1) 測(cè)0.01 mol-L_,HA溶液的p

13、H,若pH=2, HA是強(qiáng)酸;若pH>2, HA是弱酸。(2) 測(cè)NaA溶液的pH,若pH=7, HA為強(qiáng)酸;若pH>7,則HA為弱酸。3.稀釋時(shí)溶液pH變化特點(diǎn)比較如圖：a. b分別為pH相等的NaOH溶液和氨水稀釋曲線。c、d分別為pH相等的鹽酸 和醋酸溶液稀釋曲線。請(qǐng)?bào)w會(huì)圖中的兩層含義: -.-城新資料推芳一-加水稀釋相同倍數(shù)后的pH大?。喊彼甆aOH溶液，鹽酸>醋酸溶液。若稀釋10"倍, 鹽酸、NaOH溶液pH變化n個(gè)單位，但pH<7或pH>7,不能pH=7,而氨水與醋酸溶液 pH變化不到"個(gè)單位。(2)稀釋后的pH仍然相等，則加水量的

14、大?。喊彼甆aOH溶液，醋酸溶液鹽酸。易錯(cuò)警示(1)酸堿的強(qiáng)弱和溶液酸堿性的強(qiáng)弱不是等同關(guān)系，前者看電離程度，后者看溶液中c(H')和c(OH )的相對(duì)大小。強(qiáng)酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強(qiáng)。(2)弱酸、弱堿是弱電解質(zhì)，但它們對(duì)應(yīng)的鹽一般為強(qiáng)電解質(zhì)，如醋酸安： CH3COONH4=NK； +ch3coo強(qiáng)、弱電解質(zhì)的判斷方法(1)在相同濃度、相同溫度下，比較導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱。如同體積同濃度的鹽酸和醋酸， 前者的導(dǎo)電能力強(qiáng)于后者。在相同濃度、相同溫度下，比較反應(yīng)速率的快慢，如將鋅粒投入到等濃度的鹽酸和 醋酸中，速率前者比后者快。(3) 濃度與pH的關(guān)系，如0.01 mol-L 1的醋

15、酸溶液pH>2,說明醋酸是弱酸。測(cè)對(duì)應(yīng)鹽的酸堿性，如CMCOONa溶液呈堿性，則證明醋酸是弱酸。(5) 稀釋前后的pH與稀釋倍數(shù)的變化關(guān)系。如將pH=2的酸溶液稀釋1000倍,若pH<5, 則證明酸為弱酸；若pH=5,則證明酸為強(qiáng)酸。(6) 采用實(shí)驗(yàn)證明存在電離平衡，如醋酸溶液中滴入石蕊試液變紅，再加CH3COONH4 晶體，顏色變注。利用較強(qiáng)酸(堿)制備較弱酸(堿)判斷電解質(zhì)強(qiáng)弱。如將CO2通入苯酚鈉溶液中，出現(xiàn) 渾濁。說明碳酸酸性大于苯酚。(8) 同pH的強(qiáng)酸和弱酸，分別加該酸的鈉鹽固體，溶液的pH增大的是弱酸，pH幾乎 不變的是強(qiáng)酸。(9) pH相同、體積相同的強(qiáng)酸和弱酸與堿

16、反應(yīng)時(shí)消耗堿多的為弱酸。二、極弱電解質(zhì)-水的電離和溶液的酸堿性水的電離1. 電離方程式水是一種極弱的電解質(zhì)，電離方程式為+0H ,簡(jiǎn)寫為+OH。2. 水的離子積常數(shù)Kw=c(H)c(OH).(1) 室溫下：Kw=lX10叫(2) 影響因素：只與溫度有關(guān)，溫度一左，則K值一泄。水的電離是吸熱過程，升高溫 度，心增大。25°C 時(shí)，H+=OH- =10"7 mol/L ; Kw = H+ OHJ = 譏0小適用范風(fēng)Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。3. 關(guān)于純水的幾個(gè)重要數(shù)據(jù)-c<H > = c()H"> = 1 X ICT? mol K

17、w = c(H ) c()H ) = 1 X 10 14 (mol - L"1 )2-pH = 7 呈史性r(H ) = c(OH ) = 1 X 10 % mol L 1 心=c(H+) c(OH-) = 10-第(mol L 1 )2pH = 6 呈史性4.影響水的電離平衡的因素和影響K*的因素改變條件水電離平衡移動(dòng)方向K*升高溫度向右移動(dòng)增大加少量HCI(aq)向左移動(dòng)不變通少量SO2(g)向左移動(dòng)不變加少量NaOH(aq)向左移動(dòng)不變加少量NaHSO4(s)向左移動(dòng)不變加少量NaCI(s)不移動(dòng)不變加少量Na2CO3 (s)向右移動(dòng)不變加少量Na(s)向右移動(dòng)不變結(jié)論：加熱,

18、促進(jìn)水的電離,心增大。(2) 加入酸或堿，抑制水的電離，KJ不變。(3) 加入強(qiáng)酸強(qiáng)堿的正鹽，不影響水的電離。 加入強(qiáng)酸的酸式鹽，抑制水的電離。 加入可水解的鹽(如FcCb、Na2CO3x NH4CI),促進(jìn)水的電離。(4) 加入與水反應(yīng)的活潑金屬(如Na、K),促進(jìn)水的電藹。易錯(cuò)警示任何情況下水電離產(chǎn)生的c(H')和c(OFF)總是相等的。(2) 水的離子積常數(shù)適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液。即Kw=c(H)c(OH)中的c(H*)、 c(OH ')分別是溶液中H+、0H的總濃度，不一定是水電離出的c(H")和c(OH)。(3) 水中加酸或堿對(duì)水的電離均有抑制作用，因此，室溫下，若由水電離出的c(H')<1X10 "7 mol-L"*,該溶液可能顯酸性,也可能顯堿性。小結(jié)：常溫下水電離產(chǎn)生c(H')和c(OH )計(jì)算的5種類型任何水溶液中水電離產(chǎn)生的dH)和