2017-2018學(xué)年度高二化學(xué)人教版選修四第三章第一節(jié)《弱電解質(zhì)的電離》知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

/8第三章水溶液中的離子平衡第1節(jié)弱電解質(zhì)的電離1.電解質(zhì)和非電解質(zhì)（1）電解質(zhì)和非電解質(zhì)的概念電解質(zhì):在水溶液或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物.非電解質(zhì):在水溶液和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物.（2）電解質(zhì)與非電解質(zhì)的比較電解質(zhì)非電解質(zhì)相同點(diǎn)均為化合物不同點(diǎn)在水溶液或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電在水溶液和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電本質(zhì)區(qū)別電解質(zhì)在水溶液或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的原因在于該化合物本身在水溶液或熔融狀態(tài)下自身能電離出自由移動(dòng)的陰陽(yáng)離子，在外加電場(chǎng)的作用下發(fā)生了定向移動(dòng)非電解質(zhì)在水溶液和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的原因在于該化合物本身在水溶液和熔融狀態(tài)下自身都不能電離出自由移動(dòng)的陰陽(yáng)離子常見(jiàn)物質(zhì)類型酸但2so4、H2cO3、CH3COOH等）、堿（NaOH、NH3H2O等）、鹽（NaCl、CaCO3等）、活潑金屬氧化物（Na2O等）、H2O非金屬氧化物（SO2、CO2等）、部分非金屬氣態(tài)氫化物（nh3等）、部分有機(jī)物（甲烷、乙醇、蔗糖等）注意:①電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是化合物，單質(zhì)、混合物既不屬于電解質(zhì)也不屬于非電解質(zhì).②電解質(zhì)導(dǎo)電的前提條件必須是在水溶液或熔融狀態(tài)下，兩者具備其一即可.因此電解質(zhì)不一定導(dǎo)電，比如NaCl晶體.能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，比如?國(guó)石墨.溶于水能導(dǎo)電的化合物不一定是電解質(zhì)，比如SO2、CO2等.③電解質(zhì)導(dǎo)電一定是它本身在水溶液或熔融狀態(tài)下自身能電離出自由移動(dòng)的陰陽(yáng)離子.比如SO2、CO2、NH3等它們的水溶液能導(dǎo)電，是因?yàn)樗鼈兣c水反應(yīng)生成了H2SO3、H2CO3、NH3H2O等電解質(zhì),而它們本身不屬于電解質(zhì);Na2O、CaO等金屬氧化物在水中也能與水反應(yīng)生成堿，但是在熔融狀態(tài)下能電離出陰陽(yáng)離子,所以它們是電解質(zhì).④比如像一些難溶性物質(zhì)AgCl、BaSO4等在水中的溶解度很小，但溶解的部分能全部電離，且在熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ?所以屬于電解質(zhì).（3）電解質(zhì)與非電解質(zhì)的判斷先判斷該物質(zhì)是否是化合物,若是化合物,再判斷該化合物在在水溶液或熔融狀態(tài)下是否能導(dǎo)電（也就是該化合物自身在水溶液或熔融狀態(tài)下能否電離出陰陽(yáng)離子）.2.強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)（1）強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念強(qiáng)電解質(zhì):電解質(zhì)在水溶液中自身能完全電離成離子的化合物.弱電解質(zhì):電解質(zhì)在水溶液自身并不能完全電離成離子的化合物.（2）強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)化合物類型離子化合物、部分共價(jià)化合物部分共價(jià)化合物電離程度在水溶液中自身幾乎完全電離在水溶液中自身部分電離電離過(guò)程不可逆的過(guò)程，無(wú)電離平衡可逆過(guò)程，存在電離平衡溶液中存在的離子只存在由電解質(zhì)本身電離出的陰、陽(yáng)離子，不存在電解質(zhì)分子本身既有電解質(zhì)分子本身電離出的陰、陽(yáng)離子，也有電解質(zhì)分子本身實(shí)例強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大部分鹽【強(qiáng)酸包括HCl、HI、HBr、HClO4、HNO3、H2SO4等，強(qiáng)堿包括NaOH、Ca（OH）2、KOH、Ba（OH）2等,可溶性鹽包括（NaClNa2SO4、BaCl2等）以及某些難溶性鹽包括（CaCO3、AgCl、BaSO4等）】弱酸、弱堿、H2O、某些鹽【弱酸包括（H2cO3、CH3COOH、H2sO3、HF、H2S、HClO、H3PO4、H2SiO3等）,弱堿包括難溶性的氫氧化物沉淀以及NH3H20、鹽包括醋酸鉛】【注意】①電解質(zhì)的強(qiáng)弱是由物質(zhì)本身的內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定的.判斷某種物質(zhì)是強(qiáng)電解質(zhì)還是弱電解質(zhì)只能根據(jù)其定義進(jìn)行判斷.②電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液導(dǎo)電能力無(wú)必然聯(lián)系即溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱只與溶液中離子濃度的大小以及離子所帶電荷數(shù)目的多少有關(guān).③電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解度無(wú)關(guān).某些難溶或微溶于水的鹽（如CaCO3、AgCl、BaSO4等），雖然其溶解度很小，但是其溶于水的部分卻是完全電離的,它們?nèi)詫儆趶?qiáng)電解質(zhì).④大多數(shù)的鹽是強(qiáng)電解質(zhì).3.弱電解質(zhì)的電離平衡（1）弱電解質(zhì)的電離平衡指的是在一定條件（如溫度、壓強(qiáng)）下,當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分

反應(yīng)速率弱電解質(zhì)分子子的速率相等時(shí),電離程度就達(dá)到了平衡狀態(tài).如下圖所示:反應(yīng)速率弱電解質(zhì)分子電離成離子、二的速率.兩種速率相等.處于電離平衡狀態(tài)/詞子結(jié)合成弱;電斛質(zhì)分子的速率:而L時(shí)間(2)電離平衡與化學(xué)平衡相似,也具有“逆”、“等”、“動(dòng)”、“定”、“變”等特點(diǎn).逆—弱電解質(zhì)的電離可逆等—弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等動(dòng)—弱電解質(zhì)的電離過(guò)程達(dá)到平衡時(shí),其電離過(guò)程與離子結(jié)合成分子的過(guò)程仍在進(jìn)行,是動(dòng)態(tài)平衡過(guò)程定—弱電解質(zhì)的電離過(guò)程達(dá)到平衡時(shí),各微粒(分子、離子)的濃度保持恒定變—外界條件改變時(shí),原平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng)(3)影響電離平衡的條件①溫度:由于弱電解質(zhì)的電離一般是吸熱過(guò)程，因此升高溫度，電離平衡將向電離的方向移動(dòng),弱電解質(zhì)的電離程度將增大.②濃度:同一弱電解質(zhì)，增大溶液的物質(zhì)的量濃度，電離平衡將向電離方向移動(dòng)，但電解質(zhì)的電離程度減??；稀釋溶液已電離的電解質(zhì)分子數(shù)

~~原來(lái)總分子數(shù)―時(shí)，電離平衡將向電離方向移動(dòng)，且電解質(zhì)的電離程度增大.(理解：已電離的電解質(zhì)分子數(shù)

~~原來(lái)總分子數(shù)―,類似轉(zhuǎn)化率.增大溶液的物質(zhì)的量濃度,雖然電離平衡向電離的方向移動(dòng),發(fā)生電離的電解質(zhì)分子數(shù)增多,但是總的電解質(zhì)分子數(shù)也增多了且增多的程度要遠(yuǎn)大于發(fā)生電離的電解質(zhì)分子數(shù)增多的程度,故電離程度減小.加水稀釋溶液時(shí),已發(fā)生電離的電解質(zhì)分子以及未發(fā)生電離的電解質(zhì)分子都被稀釋且已發(fā)生電離的電解質(zhì)分子稀釋的更多,平衡正向移動(dòng).因此已發(fā)生電離的電解質(zhì)分子多了,但是總的電解質(zhì)分子不變,故電離程度增大)③加入試劑:增大弱電解質(zhì)電離出的某離子的濃度［比如在HAc溶液中加入NaAc固體增大了c(Ac-)］,電離平衡將向離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng),弱電解質(zhì)的電離程度將減小;減小弱電解質(zhì)電離出的某離子的濃度［比如HAc溶液中加入NaOH固體，因?yàn)镠+與OH-反應(yīng)生成HQ,時(shí)c(H+)減?。?，電離平衡將向電離方向移動(dòng)，弱電解質(zhì)的電離程度將增大.【特別提醒】以醋酸的電離平衡CH3COOH=CH3COO-+H+△H>0為例，外界條件對(duì)電離平衡的影響可歸納如下表:條件條件變化平衡移動(dòng)方向c(H+)CH3COOH的電離程度H+的數(shù)目n(H+)Ka溫度升高溫度正向增大增大增多增大濃度加水稀釋正向減小增大增多不變加冰醋酸正向增大減小增多電解質(zhì)加鹽酸或通入HCl氣體逆向增大減小增多加NaOH(s)正向減小增大減少力口入CH3COONH4(s)逆向減小減小減少加入能與弱電解質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的物質(zhì)加入金屬M(fèi)g、CaCO3、NaHCO3等正向減小增大減少4.電離平衡常數(shù)(1)概念:在一定條件下,弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí),溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的弱電解質(zhì)分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)用K表示(弱酸的電離常數(shù)用Ka表示，弱堿的電離常數(shù)用Kb表示).c(A+)-c(B-)(2)表示方法:AB=A++B-K=-C(AB)一【注意】上式中的c(A+)、c(B-)均為達(dá)到電離平衡后各離子在溶液中的濃度值，并不直接指溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度值,在溫度一定時(shí),其電離常數(shù)是一定值.①一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù).例如:HAc=^Ac-+H+c(H+)?c(Ac-)Ka=c(HAC)(25℃時(shí),Ka=1.75x10-5)NH嚴(yán)2O=NH4++OH-c(NH+)?c(OH-)Kb=c(NH-H0)(25℃時(shí),Ka=1.75x10-5)32②多元弱酸、多元弱堿的電離常數(shù)多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的,每步各有電離常數(shù),通常用K「K2、K3等級(jí)來(lái)分別表示，例如：

H3PO4H3PO4-H2PQ-H+H2PQ-HpO/-H+HpO/一肛3-H+c(H+)?c(HPO-)丘24—K1=c(HPO)34c(H+)?c(HPO2-)4K2=c(HPO-)24c(H+)?c(PO3-)K=~4K3=c(HPO2-)4多元弱酸各步電離常數(shù)大小的比較為K1>>K2>>K3,因此多元弱酸的酸性主要由第一步電離所決定(八字訣:分步進(jìn)行,一步定性).多元弱堿的電離與多元弱酸的電離情況相類似，但多元弱堿的電離可寫成一步，如Fe(OH)3=Fe3++3OH-.(3)電離常數(shù)的意義電離常數(shù)表征了弱電解質(zhì)的電離能力.一定溫度下,電離常數(shù)越大,弱電解質(zhì)的電離程度越大.(4)影響電離常數(shù)大小的因素①電離常數(shù)的大小首先由物質(zhì)的性質(zhì)決定，同一溫度下不同弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同.②電離常數(shù)受溫度的影響.溫度越高，電離常數(shù)越大;溫度越低,電離常數(shù)越小.但由于電離過(guò)程熱效應(yīng)較小,溫度改變對(duì)電離常數(shù)影響不大,其數(shù)量級(jí)一般不變,所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對(duì)電離常數(shù)的影響.③一般來(lái)說(shuō),多元弱電解質(zhì)的各級(jí)電離常數(shù)相差很大.【特別提醒】a.電離常數(shù)和化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只受溫度影響,與濃度無(wú)關(guān)，其大小比較需要在同一溫度下進(jìn)行.b.同一溫度下，不同弱酸、弱堿的電離常數(shù)不同,電離常數(shù)越大，酸性、堿性越強(qiáng).比如25℃時(shí),a(HAc)<KJHF),所以酸性:HF>HAc.5.電離方程式的書寫方法電解質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下離解成自由移動(dòng)的離子的過(guò)程叫做電離.電離不需要通電,且一般為吸熱過(guò)程.電解質(zhì)的電離過(guò)程通常用電離方程式表示.(1)強(qiáng)電解質(zhì)完全電離,符號(hào)用“=”.如:HCl=H++Cl-NaOH=Na++OH-NaCl=Na++Cl-(2)弱電解質(zhì)部分電離,符號(hào)用“一”.如：①一元弱酸、弱堿的電離：HFH++F-NH3H2Ol_NH4++OH-②多元弱酸分布電離，以第一步電離為主：H2s、H++HS-(第一步)HS-,H++S2-(第二步)【知識(shí)拓展】多元弱酸第二步及以后電離難的原因分析:①第一步電離出H+后,剩下的酸根陰離子帶負(fù)電荷，增加了對(duì)H+的吸引力，使第二個(gè)H+電離困難得多；②第一步電離出的H+抑制了第二步及以后的電離.【說(shuō)明】弱酸HnA(n>1)的電離方程式必須分步書寫或用第一步電離方程式來(lái)表示.③多元弱堿的電離過(guò)程雖然復(fù)雜，但可一步寫出：Fe(OH)3^^Fe3++3OH-(3)兩性氫氧化物發(fā)生酸式電離和堿式電離.如:H++A102+H20A1(OH)3A13++30H酸式電離堿式電離(4)酸式鹽的電離有兩種情況①?gòu)?qiáng)酸的酸式鹽完全電離，在水溶液中斷裂離子鍵、O—H鍵而電離出金屬陽(yáng)離子(或NH4+)、H+和酸根陰離子，而在熔融狀態(tài)下只斷裂離子鍵,不斷裂共價(jià)鍵.如:NaHSO4(水溶液)=H++Na++SO42-NaHSO4(熔融)=Na++HSO4-②弱酸的酸式鹽，鹽完全電離，但弱酸跟部分電離，電離方程式分開(kāi)寫.如：NaHCO3=Na++HCO3HCO3H++CO32NaHS=Na++HSHSH++S25.證明某電解質(zhì)是弱電解質(zhì)的方法

要證明某電解質(zhì)是弱電解質(zhì),關(guān)鍵在于一個(gè)“弱”字,即證明它只是部分電離或其溶液中存在電離平衡.以一元弱酸HA為例,證明它是弱電解質(zhì)的常用方法有：依據(jù)(實(shí)驗(yàn)設(shè)計(jì)或現(xiàn)象)結(jié)論(1)酸溶液的pH①0.1moL/L的HA溶液的pH>1(室溫下)；②將pH=2的HA溶液稀釋100倍,稀釋后溶液的2<pH<4HA是一元弱酸，是弱電解質(zhì).其中(5)、(6)項(xiàng)還能證明HA的酸性比H2CO3弱(2)鹽溶液的pHNaA溶液的pH>7(室溫下)(3)溶液的導(dǎo)電性0.1moL/L的HCl和HA溶液,前者的導(dǎo)電能力明顯更強(qiáng)(4)與金屬反應(yīng)的速率相同濃度的HCl和HA溶液與相同(形狀、顆粒大小)的金屬或碳酸鹽反應(yīng)，前者的反應(yīng)速率快(5)其鈉鹽能與弱酸反應(yīng)生成HACO2通入NaA溶液中有HA生成(6)不與NaHCO3溶液反應(yīng)HA溶液不與NaHCO3溶液反應(yīng)6.一元強(qiáng)酸和一元弱酸的比較相同pH、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸溶液的比較比較項(xiàng)目c(H+)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量開(kāi)始與金屬反應(yīng)的速率一元強(qiáng)酸小相同小少相同一元弱酸大大多2相)同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較比較項(xiàng)目c(H+)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量開(kāi)始與金屬反應(yīng)的速率一元強(qiáng)酸大強(qiáng)相同相同大一元弱酸小弱小7.電離常數(shù)的應(yīng)用(1)根據(jù)電離常數(shù)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱在相同溫度下,電離常數(shù)越大,說(shuō)明弱酸(或弱堿)的酸性(或堿性)相對(duì)越強(qiáng).(2)根據(jù)電離常數(shù)判斷電離平衡移動(dòng)方向

弱酸(或弱堿)溶液稀釋時(shí),平衡會(huì)向電離的方向移動(dòng),但為什么會(huì)向電離的方向移動(dòng)卻很難解釋,應(yīng)用電離常數(shù)就能很好的解決這個(gè)問(wèn)題.如對(duì)HAc溶液進(jìn)行等倍數(shù)稀釋.HAcAc－＋H＋原平衡:c(HAc)假設(shè)稀釋HAcAc－＋H＋原平衡:c(HAc)假設(shè)稀釋n倍后:c(HAc)c(Ac－)c(H＋)c(Ac-)c(H+)nnc(H+)c(Ac-)?n_c(H+)?c(Ac-)_Kc(HAc)n-a