2020届高考化学一轮复习弱电解质的电离平衡学案 9页

弱电解质的电离平衡 知识体系 ‎　‎ 一、强电解质与弱电解质的区别 ‎ 强电解质 弱电解质 定义 溶于水后几乎完全电离的电解质 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 某些具有弱极性键的共价化合物。‎ 电离程度 几乎100％完全电离 只有部分电离 电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡 溶液中存在的微粒（水分子不计）‎ 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：H2SO4、HCl、HClO4等 强碱：Ba（HO）2 Ca（HO）2等 弱酸：H2CO3 、CH3COOH等。‎ 弱碱：NH3·H2O、Cu（OH）2 Fe（OH）3等。‎ 电离方程式 KNO3=K++NO3—‎ H2SO4=2 H++SO42—‎ NH3·H2ONH4++OH_‎ H2SH++HS_ HS_H++S2-‎ 二、弱电解质的电离平衡 ‎1、弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。弱电解质的电离平衡的特点是：‎ ‎(1)动态平衡：电离方程式中用“ ”，如：CH3COOH CH3COO—+H+。‎ (2)条件改变：平衡被打破。如在CH3COOH的石蕊溶液中（呈红色）加入固体CH3COONH4，即增大了c（CH3COO—），平衡左移，c（ H+）变小，使红色变浅。‎ (3)弱电解质在离子反应中电离平衡发生移动。将等质量的锌粉分别投入10mL0.1mol/L盐酸和10mL0.1mol/L醋酸中，实验结果：盐酸的反应速率比醋酸快。若锌足量，则产生氢气的体积相等。因为当浓度和体积相同时，盐酸是强酸，c（H+）大，所以反应速率快，但二者可电离出来的H+的物质的量相等，仅仅是后者随着反应的进行，醋酸的电离平衡不断发生移动。‎ (4)从导电实验可知，弱电解质少部分电离，大部分以分子形式存在，决定了它在离子方程式书写中保留分子形式。如醋酸和烧碱溶液中和反应的离子方程式应写成：CH3COOH+OH—= CH3COO—+H2O。‎ (5)导电性强弱与电解质强弱的关系：电解质的强弱由物质内部结构决定，电解质的强弱在一般情况下影响着溶液导电性的强弱。导电性强弱是由溶液离子浓度大小决定的。如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱，而某弱电解质虽然电离程度很小，但如果浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质的导电能力也不一定弱。‎ ‎2、电离平衡常数 (1)概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所产生的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示（酸用 表示，碱用 表示）。‎ (2)表示方法：   ‎ (3)K的意义：K值越大，表示该电解质较易电离，所对应的弱酸弱碱较强。从 或 的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱： > > > > > > > ‎ (4)影响K值大小的因素：K值不随浓度而变化，但随温度而变化。‎ (5)多元弱酸的电离。多元弱酸是分步电离的，且越向后的电离越困难，其电离出来的离子浓度也越小，酸性主要由第一步电离决定。如 的电离：‎ 第一步电离： ‎ 第二步电离： ‎ 第三步电离： ‎ 显然： 。在磷酸溶液中，由 电离出来的离子有H+、H2PO4 —、HPO4 2—、PO4 3—等离子，其离子浓度的大小关系为： 。‎ 三、水的电离与溶液的pH ‎(一)水的电离 ‎(二)溶液的pH ‎1、酸性溶液：按C→CH+→pH ‎ ‎2、碱性溶液：按C→COH-→CH+→pH ‎ ‎3、强酸、强碱溶液的稀释后的溶液：对于酸溶液中的CH+，每稀释10n倍，pH增大n个单位，但增大后不超过7，酸仍为酸！ ‎ ‎①对于碱溶液中的COH-，每稀释10 n倍，pH减少n个单位，但减少后不小于7，碱仍为碱！ ‎ ‎②pH值相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱），稀释相同的倍数，pH变化为强酸变化大，弱酸变化小。 ‎ ‎③极稀溶液中的pH值的计算，应考虑水的电离。 ‎ ‎4、强酸与强弱溶液混合的计算： 反应的实质：H++OH-‎=H2O ‎ 三种情况：(1)恰好中和，pH=7 (2)若余酸，先求中和后的CH+，再求pH。 (3)若余碱，先求中和后的COH-，再通过KW求出CH+，最后求pH。 ‎ ‎5、已知酸和碱溶液的pH之和，判断等体积混合后的溶液的p H ‎ ‎(1)若强酸与强碱溶液的pH之和大于14，则混合后显碱性，pH大于7。 ‎ ‎(2)若强酸与强碱溶液的pH之和等于14，则混合后显中性，pH等于7。 ‎ ‎(3)若强酸与强碱溶液的pH之和小于14，则混合后显酸性，pH小于7。 ‎ ‎(4)若酸与碱溶液的pH之和等于14，强、碱中有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显谁性。这是因为酸和碱已电离的H+ 和OH- 恰好中和，谁弱谁的H+ 或OH- 有储备，中和后还能电离，显出酸、碱性来。 ‎ 基础过关 第1课时 强弱电解质 教材在讲述电解质的有关概念时，跨度较大，必修1的第二章第二节讲述了电解质的概念，选修《化学反应原理》第三章第一节、第二节讲述了强、弱电解质的有关概念。‎ 一、电解质和非电解质 电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。‎ 非电解质：在水溶液里或熔融状态下不能导电的化合物。‎ ‎【注意】‎ ‎1．电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。‎ ‎2．化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。‎ ‎3．常见电解质的范围：酸、碱、盐、离子型氧化物。‎ ‎4．溶剂化作用：电解质溶于水后形成的离子或分子并不是单独存在的，而是与水分子相互吸引、相互结合，以“水合离子”或“水合分子”的形态存在，这种溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用叫做溶剂作用。‎ 二.强电解质和弱电解质 强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。‎ 弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡。‎ ‎【注意】‎ ‎1．强、弱电解质的范围：‎ 强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐 弱电解质：弱酸、弱碱、水 ‎2．强、弱电解质与溶解性的关系：‎ 电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO4、BaCO3等。‎ ‎3．强、弱电解质与溶液导电性的关系：‎ 溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。‎ ‎4．强、弱电解质与物质结构的关系：‎ 强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。‎ ‎5．强、弱电解质在熔融态的导电性：‎ 离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。‎ 三、弱电解质的电离平衡：‎ 强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡。弱电解质在溶液中电离时，不完全电离，存在电离平衡。当弱电解质的离子化速率和分子化速率相等时，则建立了电离平衡。其平衡特点与化学平衡相似。（动、定、变）‎ ‎1．电离方程式：‎ 书写强电解质的电离方程式时常用“=”，书写弱电解质的电离方程式时常用“”。‎ ‎2．电离平衡常数：‎ 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。‎ ‎【注意】‎ ‎（1）电离常数服从化学平衡常数的一般规律，只受温度影响，与溶液的浓度无关。温度一定时，弱电解质具有确定的电离常数值。‎ ‎（2）电离常数越大，达到平衡时弱电解质电离出的离子越多，电解质电离程度越大。‎ ‎（3）多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，每一步电离程度各不相同，差异较大，且逐级减小，故以第一步电离为主，氢离子主要由第一步电离产生。‎ ‎3．影响电离平衡的因素：‎ 内因：弱电解质的电离程度大小主要由电解质本身的性质决定。‎ 外因：‎ ‎（1）温度：电离过程热效应小，温度变化不大时可不考虑其影响。电离过程焓值增加（吸热），升高温度，电离程度增大。‎ ‎（2）浓度：溶液越稀，离子相互碰撞结合成分子的机会越小，弱电解质的电离程度就越大。因此，稀释溶液会促使弱电解质的电离平衡向电离的方向移动。‎ 典型例题 ‎【例1】下列物质的水溶液都能导电，但属于非电解质的是 ‎ A、CH3COOH B、Cl‎2 C、NH4HCO3 D、SO2‎ ‎【解析】注意氯气为单质，所以既不是电解质也不是非电解质。答案为D。‎ ‎【例2】下列说法下列正确的是 A、强电解质的水溶液中不存在溶质分子，弱电解质的水溶液中存在溶质分子和离子 B、强电解质的水溶液导电性强于弱电解质的水溶液 C、强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物 D、强电解质易溶于水，弱电解质难溶于水 ‎【解析】强电解质溶于水后，全部电离，不存在溶质分子，而弱电解质溶于水后，只部分电离，存在电离平衡，水溶液中存在溶质分子和离子，故A正确。溶液的导电性是由溶液中的离子浓度大小及离子所带的电荷所决定的，若强电解质溶液是稀溶液，则溶液中离子浓度很小，导电性就很弱，故B不正确。强电解质部分是离子化合物，部分是共价化合物，如H2SO4是强酸，也是强电解质，但属于共价化合物，故C不正确。强电解质与溶解性大小无关，如BaSO4难溶于水，但属于强电解质，而NH3·H2O易溶于水，但属于弱电解质。答案为A ‎【例3】已知HClO是比H2CO3还弱的酸，氯水中存在下列平衡：Cl2+H2OHCl+HClO，HClO H++ClO— ，达平衡后，要使HClO浓度增加，可加入 A、H2S B、CaCO‎3 C、HCl D、NaOH ‎ ‎【解析】对于A选项，由于H2S与HClO能发生氧化还原反应，因而会使次氯酸的浓度减小。CaCO3能与HCl反应而使Cl2+H2OHCl+HClO的平衡正移，使HClO的浓度增加，同时还要注意，因HClO是比H2CO3还弱的酸，所以CaCO3不能与 HClO H++ClO— 电离的H+结合，因此不会使次氯酸的浓度因平衡正移而减小。故应选B。对于D，NaOH与H+中和，因而可使两个都正向移动，结果会使HClO浓度减小。‎ 基础过关 第2课时 水的电离和溶液的 pH ‎1. 水的电离及离子积常数 ‎⑴水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：‎ H2O2+H2O2 H3O++HO2－ 简写为 H2O H++OH－ （正反应为吸热反应）其电离平衡常数：Ka = ‎ ‎ ⑵水的离子积常数：Kw=[H+][OH-‎]‎ ‎250C‎ 时Kw =1.0×10-14 mol2·L-2 ，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。如‎1000C 时Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .‎ ‎⑶无论是纯水还是酸、碱,盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。‎ ‎2. 影响水的电离平衡的因素 ‎⑴酸和碱:酸或碱的加入都会电离出 H+或OH-,均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。‎ ‎⑵温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离， [H+]与[OH-]同时同等程度的增加，pH变小，但[ H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。‎ ‎⑶能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。‎ ‎⑷其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的 H+直接作用，使[ H+]减少，因而促进了水的电离平衡正向移动。‎ ‎3.溶液的酸碱性和pH的关系 ‎⑴ pH的计算： pH=-lg[H+]‎ ‎⑵酸碱性和pH的关系：‎ 在室温下，中性溶液：[H+]=[OH－]=1.0×10-7 mol· L-1, pH =7‎ 酸性溶液： [H+]＞[OH－] , [H+]＞1.0×10-7 mol·L-1, pH ＜7‎ 碱性溶液： [H+]＜[OH－] , [H+]＜1.0×10-7 mol·L-1, pH ＞7‎ ‎⑶pH的测定方法：‎ ‎①酸碱指示剂:粗略地测溶液pH范围 ‎②pH试纸:精略地测定溶液酸碱性强弱 ‎③pH计: 精确地测定溶液酸碱性强弱 ‎4．酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液pH计算：‎ ‎①酸混合：直接算 [ H+]，再求pH 。‎ ‎②碱混合：先算[ OH-]后转化为[ H+]，再求pH 。‎ ‎③酸碱混合：要先看谁过量，若酸过量，求 [H+]，再求pH；若碱过量，先求[ OH-]，再转化为[ H+]，最后求pH 。‎ ‎[H+]混 = ‎ ‎[OH－]混 = ‎ 典型例题 ‎【例1】下列叙述正确的是 A．在醋酸溶液的，将此溶液稀释1倍后，溶液的，则 B．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入至溶液恰好无色，则此时溶液的 C．盐酸的，盐酸的 D．若1mL的盐酸与100mL溶液混合后，溶液的则溶液的 ‎【解析】A若是稀醋酸溶液稀释则C(H+)减小，pH增大，b＞a，故A错误；B酚酞的变色范围是pH= 8.0～10.0（无色→红色），现在使红色褪去，pH不一定小于7，可能在7~8之间，故B错误；C常温下酸的pH不可能大于7，只能无限的接近7；D正确，直接代入计算可得是正确，也可用更一般的式子：设强酸pH=a，体积为V1；强碱的pH=b，体积为V2,则有10-aV1=10-(14-b)V2，现在V1/V2=10-2,又知a=1,所以b=11‎ ‎【答案】D ‎【命题意图】考查弱电解质的稀释，强酸的无限稀释，指示剂的变色范围，强酸与强碱的混合pH的计算等基本概念 ‎【点评】本题在第一轮复习至第三轮复习无时不在强调的基本问题考查就是第二册第三章的问题，这次居然没有考离子浓度大小比较，而考这些，很简单，大家都喜欢！‎ ‎【例2】下列液体均处于‎25℃‎，有关叙述正确的是 A．某物质的溶液pH < 7，则该物质一定是酸或强酸弱碱盐 ‎ B．pH ＝ 4.5的番茄汁中c(H+)是pH ＝ 6.5的牛奶中c(H+)的100倍 C．AgCl在同浓度的CaCl2和NaCl溶液中的溶解度相同 D．pH ＝ 5.6的CH3COOH与CH3COONa混合溶液中，c(Na+) > c(CH3COO－)‎ 解析：某些强酸的酸式盐pH＜7，如NaHSO4，故A错；pH=4.5，c(H+)=10-4.5 mol·L-1，‎ pH=6.5，其c(H+)=10-6.5 mol·L-1，故B正确；同浓度的CaCl2溶液的c(Cl-)是NaCl的两倍，它们对AgCl沉淀溶解平衡的抑制程度不同，故C错；混合溶液显酸性，则c(H+)>c(OH-)，根据电荷守恒，c(CH3COO-)>c(Na+)，故D错。‎ 答案：B 命题立意：综合考查了电解质溶液中的有关知识，包括盐类的水解、溶液的pH与c(H+)的关系、沉淀溶解平衡的移动和溶液中离子浓度大小的比较。‎