弱電解質(zhì)地電離平衡知識點

1、實用標準文案、弱電解質(zhì)的電離1、定義：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)下自身都不能電離出自由移動離子的化合物。概念理解： 電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物，能導電的物質(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)的研究對象，因此他們既不是電解質(zhì)也不 是非電解質(zhì)； 自身電離：SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反應形成酸或堿，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高溫下易分解的鹽，如液態(tài)氯化氫是化合物， 只存在分子，沒有發(fā)生電離，因此不能導電，又

2、如NaHCQ 在高溫時即分解，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Na?。、CaO,他們在溶液中便不存在，要立刻反應生成鍵，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)是某些高溫難分解鹽，絕大多數(shù)鹽溶解在水中都能發(fā)生完全電離，某些鹽熔融時也發(fā)生電離，如BaSO4。 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電，比如 NaCI，晶體狀態(tài)不能導電。 電解質(zhì)的強弱與導電性、溶解性無關。如如BaSQ不溶于水，但溶于水的BaSO全部電離，故

3、BaSO為強電解質(zhì)。導電性與自由移動離子的濃度和帶電荷數(shù)等有關。強電解質(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，其中強電解質(zhì)與偌電解質(zhì)常見分類：如H St)； HCkHNOj ,HBt,HLHC104強砸* SnKOH.NaOH,Ba<()H>e大名數(shù)鹽一卩金屬氧化物一如2小、再5E幻匸弱酸弱堿*如HCKX出蟲、CQ ,HF£耳CXXJHUjNH , */'u(OH>2文檔大全少數(shù)鹽H2()3、電離方程式的書寫一一“強等號，弱可逆，多元弱酸分步離” 強電解質(zhì)

4、：如 H2SO4： H2SO4=2H + + S04一。 弱電解質(zhì)a. 元弱酸，如 CH3C00H : CH3C00H CH3C00+ H +ob. 多元弱酸，分步電離，分步書寫且第一步電離程度遠遠大于第二步的電離程度，如H2C03： H2C03 、H + + HC03、HC03 、H + + CO。原因是上一級電離出的H是下一級電離的產(chǎn)物，對下一級電離電離有抑制作用C.多元弱堿，雖然分布電離，但是書寫時一步到位。如Fe(0H)3：Fe(0H)3Fe3+ 30H 。 酸式鹽a. 強酸的酸式鹽L在水溶液中:WHS£ )4N屛+ H + S(斜如 NaHSt 熔融時:NflHSO, Na

5、+ HSO7b. 弱酸的酸式鹽：“強中有弱”，如 NaHC0 3： NaHC03=Na + + HC03、HC03H + + C02 一。4.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，當弱電解質(zhì)分子電離成離子 的速率和 離子結合成弱電 解質(zhì)分子的速率相等時，電離過程就達到平衡。平衡建立過程如圖所示。（2）電離平衡的特征屈一町逆過矗一v（電離=認結令工0.動態(tài)平側(cè)匚肓條件-定平衡依系中弱電解質(zhì)分予與離予的濃度 甲-定囪一案件改變，平衡發(fā)生移動影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，是決定因素。溫度：電離是吸熱過程，溫度升寫、電離程哽增反 之*電離程度減小辻

6、母帶大弱電解質(zhì)的濃度*電離平術向也離方向移動 外 砥廢（加水桶釋電離半衡向電離方向移動同離了效應：在関屯解質(zhì)潯液中抓人與嗣電解質(zhì)電離 “出相同離子的強電解質(zhì)電離平衡向生成弱電斛質(zhì)分于的方向移功化學反應：若外亦物負能與弱電螂賈電離出的離子發(fā) I牛反應電離平衡向電離方向移動（4）電離過程是可逆過程，可直接用化學平衡移動原理分析電離平衡。以0.1 mol L1CH3C00H 溶液為例：CH3C00H2 CH3C00+ H + （正向吸熱）。實例（稀溶液）CH3C00H、+H + CH3C00AH>0改變條件平衡移動方向n(H +)c(H +)導電能力Ka加水稀釋增大減小減弱不變加入少量冰醋酸增

7、大增大增強不變通入HCI(g)J增大增大增強不變力口 NaOH(s)減小減小增強不變加入鎂粉減小減小增強不變升高溫度f增大增大增強增大力口 CH3COONa(s)J減小減小增強不變(5)電離平衡常數(shù)對于一元弱酸HAHAH + A，平衡常數(shù)Ka= cCA。c HA對于一元弱堿BOHBOH B坤OH 一，平衡常數(shù)Kb=唱務。2. 特點決定因素：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)電離平衡常數(shù) 影響因素: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(2)多元弱酸是分步電離的，各級電離平衡常數(shù)的大小關系式是Ki? K2? K3，所以多兀弱酸的酸性決定于其 第一步電離。3. 意義相同條件下，K

8、值越大，表示該弱電解質(zhì)越 易電離，所對應的酸性或堿性相對越強。如相同條件下常見弱酸的酸性強弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH 3COOH>H 2CO3>H 2S>HCIO。4. 實例(1)填寫下表開電解質(zhì)電離方邯式咆離常數(shù)Nli3 NH H,(> 'K. = 1. T X 10bUI； +OHCHtCCMIH+11K = 1.7X11IC1CHCIOH' +K =4, 7 X luCIO(2)CH 3COOH酸性大于HCIO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，

9、酸性越強(3)磷酸是三元中強酸磷酸的電離方程式是 H3PO4 ' H + + H2PO4、H2PO4 H + + HP04、HPO2電離平衡常數(shù)表達式是：cH+ H2PO4c H+ HPO4Ka1 , Ka2 , , Ka3 c H3PO4c H2PO4H + P03。c H c PO3c hpo4比較大?。篕ai>Ka2>Ka3。5電離常數(shù)的計算以弱酸HX為例:(1)已知c(HX)和c(h，求電離常數(shù)HH+ X起始(mol - L1): c(HX)00平衡(mol - L1): c(HX) c(H +) c(H +) c(H +)則:+ 2 +c H cXc2 HK+。c

10、平 HXc HX c H由于弱酸只有極少一部分電離,2 +則K = Ac HX，代入數(shù)值求解即可。(2)已知c(HX)和電離常數(shù)，求H +HX起始:c(HX)平衡:c(HX) c(H +) c H+ cX c(H +)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX) c(H +)c(HX),+c(H )c(H +)c2 Hc(H +)則：K c平 HX c HX c H +由于K值很小，c(H +)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX) c(H +戶c(HX)，則：c(H +)=.K HX，代入數(shù)值求解即可。強酸與弱酸(或強堿與弱堿)的比較1. 一元強酸與一元弱酸的比較濃度均為0.01 mol -11的強酸

11、HA與弱酸HBpH均為2的強酸HA與弱酸HBpH或物質(zhì)的量濃度2 pHHA<pH HB0.01 mol 兀c(HA)< c(HB)開始與金屬反應的速率HA>HBHA HB體積相同時與過量的堿反應消耗堿的量HA HBHA<HB體積相同時與過量活潑金屬反應產(chǎn)生的量H2HA = HBHA<HBc（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 = pHha<pHhb3 = pHHA>pH hb>2溶液的導電性HA>HB

12、HA = HB水的電離程度HA<HBHA = HB2強酸、弱酸的判斷方法判斷一種酸是強酸還是弱酸時， 其實質(zhì)就是看它在水溶液中的電離程度，完全電離即為強酸，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)，反之為強電解質(zhì)。最常用實驗驗證方法有：測0.01 mol LHA溶液的pH，若pH = 2, HA是強酸；若pH>2 , HA是弱酸。測NaA溶液的pH，若pH = 7, HA為強酸；若pH>7 ,貝U HA為弱酸。3.稀釋時溶液pH變化特點比較如圖：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

13、溶液稀釋曲線。請體會圖中的兩層含義:加水稀釋相同倍數(shù)后的 pH大?。喊彼?gt;NaOH溶液，鹽酸 >醋酸溶液。若稀釋10n倍, 鹽酸、NaOH溶液pH變化n個單位，但pH<7或pH>7 ,不能pH = 7,而氨水與醋酸溶液pH變化不到n個單位。稀釋后的pH仍然相等，則加水量的大?。喊彼?gt;NaOH溶液，醋酸溶液 >鹽酸。易錯警示(1)酸堿的強弱和溶液酸堿性的強弱不是等同關系，前者看電離程度，后者看溶液中c(H + )和c(OH)的相對大小。強酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強。弱酸、弱堿是弱電解質(zhì)，但它們對應的鹽一般為強電解質(zhì)，如醋酸銨： CH 3COONH 4

14、=NH ； + CH 3COO 一。強、弱電解質(zhì)的判斷方法(1)在相同濃度、相同溫度下，比較導電能力的強弱。如同體積同濃度的鹽酸和醋酸， 前者的導電能力強于后者。在相同濃度、相同溫度下，比較反應速率的快慢，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。濃度與pH的關系，如0.01 mol L勺醋酸溶液pH>2，說明醋酸是弱酸。測對應鹽的酸堿性，如CH3COONa溶液呈堿性，則證明醋酸是弱酸。稀釋前后的pH與稀釋倍數(shù)的變化關系。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，則證明酸為強酸。(6)采用實驗證明存在電離平衡，如醋酸溶液

15、中滴入石蕊試液變紅，再加CH3COONH4晶體，顏色變淺。利用較強酸(堿)制備較弱酸(堿)判斷電解質(zhì)強弱。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幾乎不變的是強酸。(9) pH相同、體積相同的強酸和弱酸與堿反應時消耗堿多的為弱酸。、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 2出0， H3O* + OH，簡寫為H2O,H+ OH。2. 水的離子積常數(shù)+ Kw = c(H ) c(OH )。(1) 室溫下：Kw = 1 X 10 14。(2) 影

16、響因素：只與溫度有關，溫度一定，則Kw值一定。水的電離是 吸熱過程，升高溫度，Kw增大。25C時,H+=OH- =10-7 mol/L ; Kw = H+ OH- = 1*10-14(3) 適用圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。3. 關于純水的幾個重要數(shù)據(jù)升-= c(OH_)= 1 X 107 Tiol * 1,_|Kw = i(H+) <(UH ) = 1 X 10u (mol * L 1)'pH = 7 呈史 It< (H ) =( COH = X 10 6 mol L Kw =(*(!-() * c()H ) = 10_IZ (mol L 1)'

17、;pH = fi 呈中性4.影響水的電離平衡的因素和影響Kw的因素改變條件水電離平衡移動方向Kw升高溫度向右移動增大加少量HCI（aq）向左移動不變通少量SO2（g）向左移動不變加少量NaOH(aq)向左移動不變加少量NaHSO4（s）向左移動不變加少量NaCl（s）不移動不變加少量Na2CO3（s）向右移動不變加少量Na（s）向右移動不變結論：（1）加熱，促進水的電離，Kw增大。加入酸或堿，抑制水的電離，Kw不變。（3）加入強酸強堿的正鹽，不影響水的電離。 加入強酸的酸式鹽，抑制水的電離。 加入可水解的鹽（如FeCb、Na2CO3、NH4CI），促進水的電離。（4）加入與水反應的活潑金屬 （

18、如Na、K），促進水的電離。易錯警示任何情況下水電離產(chǎn)生的c（H J和c（OH）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 +） （OH）中的c（H十）、c（OH）分別是溶液中H十、OH的總濃度，不一定是水電離出的c（H +）和c（OH）。水中加酸或堿對水的電離均有抑制作用，因此，室溫下，若由水電離出的c（H + ）1 X 101 mol J1，該溶液可能顯酸性，也可能顯堿性。小結：常溫下水電離產(chǎn)生c（H J和c（OH）計算的5種類型任何水溶液中水電離產(chǎn)生的c（H + ）和c（OH）總是相等的，有關計算有以下5種類型（以常溫時的溶液為例 )。中性溶液：c(OH)= c(H +) = 107 molL。酸的溶液 OH全部來自水的電離。實例：pH = 2 的鹽酸中 c(H +) = 102 mol 廠 L,則 c(OH)= Kw/102= 1 x 1012 (mol L), 即水電離出的 c(H)= c(OH ) = 10 12 mol £。堿的溶液 H +全部來自水的電離。實例：pH = 12 的 NaOH 溶液中 c(OH)= 102 mol L1，貝U c(H+ )= Kw/102= 1 x 1012(mol !1)，即水電離出的 c(