2025屆新高考化學(xué)熱點(diǎn)精準(zhǔn)復(fù)習(xí)-電離平衡

2025屆新高考化學(xué)熱點(diǎn)精準(zhǔn)復(fù)習(xí)

電離平衡

溶液中的平衡大體分為以下幾部分：弱電解質(zhì)的電離平衡鹽類的水解平衡沉淀的溶解平衡配合物的絡(luò)合平衡溶液中的平衡問題完全遵循熱力學(xué)定律酸堿理論1.阿侖尼烏斯(Arrhenius)的電離學(xué)說

在水溶液中，電離出來的陽離子全部是氫離子的化合物，稱為酸；電離出來的陰離子全部是氫氧根離子的化合物，稱為堿。問題：非水溶劑和一些非水酸堿反應(yīng)無法有效解釋NH3+HCl=NH4ClNaHCO3能否算作酸？HCl與H2SO4在水中均幾乎完全電離，酸性完全一樣嗎？阿侖尼烏斯的理論有其限制，但是現(xiàn)在仍廣泛應(yīng)用2.酸堿溶劑理論非水溶劑中，也有特征陽離子(酸)，特征陰離子(堿)2NH3

?NH4++NH2-N2O4

?NO++NO3-SO2

?SO2++SO32-對酸堿反應(yīng)的拓展：液氨中：NH4Cl

+NaNH2=NaCl+2NH3SO2(l)中：SOCl2+Cs2SO3=2CsCl+2SO2重要應(yīng)用：拉平效應(yīng)與區(qū)分效應(yīng)在醋酸中可以區(qū)分出酸性：HClO4>H2SO4>HCl>HNO3在水溶液中區(qū)分不出酸性強(qiáng)弱，稱為“拉平效應(yīng)”3.酸堿質(zhì)子理論(Bronsted理論)定義：能給出質(zhì)子的為酸，能接受質(zhì)子的為堿酸：HCl，HCO3-，HSO4-，CH4堿：NH3，CO32-，OH-突破：a.離子也可以是酸或堿b.脫離溶劑的限制c.極弱的酸堿也可能存在d.把酸堿反應(yīng)擴(kuò)大到氣相、液相、電離和水解等反應(yīng)共軛酸堿對：H3O+為酸，則其共軛堿為H2OH2O的共軛堿為OH-[練習(xí)]寫出下列物質(zhì)的共軛酸和共軛堿HCO3-，N2H4，CH3COOH對酸堿反應(yīng)的拓展：2H2O?H3O++OH-CO32-+H2O?OH-+HCO3-H+傳遞的反應(yīng)均可以看作酸堿反應(yīng)。[練習(xí)]指出下列反應(yīng)中的酸與堿1.CH3COOH?CH3COO-+H+2.Fe3++3H2O?Fe(OH)3+3H+4.Lewis酸堿理論定義：凡是能接受電子對的物種，稱為酸；凡是能給出電子對的物種，稱為堿。酸：H+，BCl3，SiF5，SO3，Mn+堿：OH-，F(xiàn)-，H2O，NH3優(yōu)點(diǎn)：1.與前述理論并不相悖2.拓展了酸的范圍許多反應(yīng)都可以歸為酸堿反應(yīng)：如：金屬陽離子形成配合物，陽離子水解

非氧化還原反應(yīng)基本都可以歸入酸堿反應(yīng)

[練習(xí)]指出下列反應(yīng)中的Lewis酸和Lewis堿(a)CN-(aq)+H2O(l)?HCN(aq)+OH-(aq)(b)HIO(aq)+NH2-(aq)=NH3(l)+IO-(aq)(c)(CH3)3N(g)+BF3(g)=(CH3)3NBF3(s)(d)Fe(ClO4)3(s)+6H2O(l)?Fe(H2O)63+(aq)+3ClO4-(aq)(e)FeBr3(s)+Br-(aq)?FeBr4-(aq)

[一]弱電解質(zhì)的電離平衡[例]下列哪些物質(zhì)是弱電解質(zhì)①HI②SO2

③H3PO4④氨水⑤H2S⑥AlCl3

⑦NaHCO3⑧CH3COONH4

⑨Fe(SCN)3⑩H2O③⑤⑨⑩[思考]如何判斷物質(zhì)是否為強(qiáng)/弱電解質(zhì)？電解質(zhì)：溶液中或熔融狀態(tài)下自身可電離的化合物

包括：酸，堿，鹽，金屬氧化物等非電解質(zhì)：不屬于電解質(zhì)的化合物強(qiáng)電解質(zhì)：可完全電解的化合物

包括：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽，活潑金屬氧化物弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，少數(shù)鹽如Pb(OAc)2等[一]弱電解質(zhì)的電離平衡平衡狀態(tài)判定方式，平衡常數(shù)，平衡移動原理都同樣適用[例]下列條件改變，醋酸的電離平衡如何移動？CH3COOH?CH3COO-+H+

①加入少量NaOH②加入少量冰醋酸

③

加水稀釋④加濃鹽酸

⑤加醋酸鈉

⑥增大壓強(qiáng)同離子效應(yīng)正向移動正向移動正向移動逆向移動逆向移動不影響[一]弱電解質(zhì)的電離平衡[討論]

CH3COOH?CH3COO-+H+①電解質(zhì)的電離度α=Δn/n0

加水稀釋，電離度如何變化？增加溶質(zhì)，電離度減?。幌♂?，電離度增大規(guī)律1：越稀越電離②在pH=3的醋酸中加①pH=1的鹽酸

②pH=3的鹽酸

③pH=5的鹽酸平衡如何移動？逆向移動不移動正向移動pH=-lgc(H+)[一]弱電解質(zhì)的電離平衡③CH3COOH?CH3COO-+H+

ΔH=+4.2kJ/molΔS=-92.1J·mol·K-1

加熱后，平衡如何移動？醋酸的電離度如何變化？

大多數(shù)弱電解質(zhì)的電離過程是吸熱的，因此規(guī)律2：越熱越電離[二]電離平衡常數(shù)對于一元弱酸：HA?H++A-，平衡時對于一元弱堿：MOH?M＋+OH-，平衡時Ka

=c(H+).c(A-)

c(HA)Ka表示酸(acid)的電離平衡常數(shù)，Kb表示堿(base)的電離平衡常數(shù)電離平衡常數(shù)與前面所學(xué)的K本質(zhì)上沒有區(qū)別Kb

=c(M+).c(OH-)

c(MOH)[思考]弱酸的Ka的大小受什么因素影響？溫度升高，Ka增大常見弱酸弱堿的電離平衡常數(shù)

(25°C)pKa=-lgKa化學(xué)式Ka(b)pKa(b)化學(xué)式Ka(b)pKa(b)H2CO34.5×10-76.35H3PO46.9×10-32.164.7×10-1110.336.2×10-87.21H2C2O45.6×10-21.254.8×10-1312.321.5×10-43.82H2S1.1×10-76.96HCN6.2×10-109.211.3×10-1312.89HClO4.0×10-87.40H2SO31.4×10-21.85HF6.3×10-43.206.0×10-87.22HNO25.6×10-43.23HCOOH1.8×10-43.74CH3COOH1.75×10-54.76NH3·H2O1.8×10-54.74①只討論弱酸的Ka②Ka越大酸性越強(qiáng)，pKa越小酸性越強(qiáng)[二]電離平衡常數(shù)幾點(diǎn)注意事項(xiàng)：1.電離平衡常數(shù)與濃度無關(guān)，但一般在稀溶液中應(yīng)用才有效，參考濃硫酸與稀硫酸2.強(qiáng)酸在水溶液中幾乎完全電離，K>1，不列出

但是可以想到，K=1，其實(shí)溶液中仍有較大比例酸分子存在，理論上很難達(dá)到“完全”電離

如0.1mol/L鹽酸，電離度達(dá)98%，不過計(jì)算時簡化為完全電離即可。3.HSO4-不能完全電離，競賽中需要明確NaBr+H2SO4(濃)=NaHSO4+HBr↑4.第四周期不完全符合元素周期律，如H3AsO4。[二]電離平衡常數(shù)[討論]多元弱酸如H2CO3，存在Ka1和Ka2，分別寫出其對應(yīng)的電離方程式。H2CO3中兩個H環(huán)境相同，但Ka1和Ka2一般差距很大，為何？

一級電離出H+后，剩下的酸根陰離子帶負(fù)電荷，失去H+的能力更弱(CO32-對H+的吸引力強(qiáng)于HCO3-對H+的吸引力)多元弱酸的酸性由第一步電離決定提示：多元弱堿分兩種情況：①若多元弱堿可溶，類比多元弱酸，如N2H4②若多元弱堿為沉淀，不討論Kb

(電離實(shí)際分步，但方程一步寫完)[二]電離平衡常數(shù)[例]Ka的簡單應(yīng)用(1)已知HOClKa=4.0×10-8H2CO3

Ka1=4.5×10-7，

Ka2=4.7×10-11

在NaClO溶液中通入少量CO2，寫出離子方程式。ClO-+CO2+H2O=HClO+HCO3-(2)已知H2SO3

Ka1=1.2×10-2，

Ka2=5.6×10-8H2CO3

Ka1=4.5×10-7，

Ka2=4.7×10-11a.比較HSO3-與HCO3-結(jié)合質(zhì)子能力的強(qiáng)弱HCO3->HSO3-b.飽和碳酸氫鈉中通入過量SO2，寫化學(xué)方程式NaHCO3+SO2=NaHSO3+CO2[三]水的電離平衡水能不能導(dǎo)電？純水基本不導(dǎo)電精確的導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)表明，純水大部分以H2O的形式存在，但其中也存在著極少量的H3O+和OH-。這表明水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離2H2O?H3O++OH-簡寫為：H2O?H++OH-[問]如何書寫水的電離平衡常數(shù)K？H2O?H++OH-Kw=c(H+)c(OH-)[三]水的電離平衡水的電離是吸熱過程，溫度升高，平衡正向移動，Kw增大常溫下，可認(rèn)為Kw=10-14[問]①常溫下純水中的H+濃度為？pH為？

②溫度升高，純水的pH如何變化？

③溫度升高后，水還是中性的嗎？t/°C0102025405090Kw/10-140.1140.2920.6811.012.925.4738.0中性：c(H+)=c(OH-)pH=-lgc(H+)[三]水的電離平衡[練習(xí)]下面說法正確的是A.pH等于7的溶液不一定呈中性

B.常溫下，pH<7的溶液一定是酸溶液C.純水中加入NaOH，水的電離被抑制

D.常溫下，pH=3

的醋酸溶液稀釋后，溶液中所有離子濃度均降低E.NaOH溶液稀釋后，水的電離平衡正向移動，pH升高F.NaOH中，升高溫度以后，溶液的pH降低

ACF[四]簡單溶液的pH計(jì)算[例1]在25℃，0.005mol/L的Ba(OH)2溶液，求該溶液中氫離子濃度？氫氧根離子濃度？溶液的pH？設(shè)水電離出的c(H+)=x，則水電離出的c(OH-)=xx(x+0.005×2)=10-14

x+0.005×2≈0.01c(H+)=10-12mol/L，c(OH-)=10-2mol/L，pH=12[例2]某溫度下，純水中c(H+)=1×10-6mol/L，則求在該溫度下(1)0.1mol/L的鹽酸溶液的pH？(2)0.1mol/L的NaOH溶液的pH？pH=1pH=11[四]簡單溶液的pH計(jì)算[例3]常溫下，某溶液中由水電離產(chǎn)生的H+濃度為10-11mol/L，則該溶液呈酸性還是堿性？并求算該溶液中c(H+)的可能值？

水的電離被抑制，有兩種可能性：溶液加了酸，使溶液中c(OH-)為10-11mol/L溶液加了堿，使溶液中c(H+)為10-11mol/L酸性時：c(H+)＝10-3mol/L、c(OH-)＝10-11mol/L堿性時：c(H+)＝10-11mol/L、c(OH-)＝10-3mol/L[四]簡單溶液的pH計(jì)算[例4]常溫下，計(jì)算0.1mol/LH2A溶液的pH

已知：Ka1(H2A)=1×10-9，Ka2(H2A)=5×10-14①cKa1>>Kw，忽略水的電離②Ka1>>Ka2，忽略二級電離③Ka1較小，c(H2A)≈0.1mol/L[思考]下列pH計(jì)算是否適用該計(jì)算公式，說明理由A.0.1mol/L的醋酸溶液(Ka

≈10-5)B.10-7mol/L的醋酸溶液C.0.1mol/LHIO3溶液(Ka

≈0.1)①濃度過稀，Kw不能忽略

②酸性過強(qiáng)，c(HA)≠c→c(H+)=(cKa1)1/2[四]簡單溶液的pH計(jì)算[例5]對于二元弱酸H2A溶液，其陰離子A2-濃度近似為定值：c(A2-)=Ka2

嘗試證明之。Ka2=c(H+)c(A2-)/c(HA-)弱酸二級電離程度極小，則c(H+)≈c(HA-)，故Ka2

≈c(A2-)[問1]H2A溶液中c2(H+)/c(H2A)=？c2(H+)/c(H2A)=Ka1[問2]在不同濃度的H3PO4溶液中，哪一微粒濃度可能近似不變？HPO42-[四]簡單溶液的pH計(jì)算[例5]對于二元弱酸H2A溶液，其陰離子A2-濃度近似為定值：c(A2-)=Ka2

[問3]雖然H2A溶液中c(A2-)濃度近似為定值，但稀釋時，c(A2-)濃度仍會發(fā)生變化，請問是略增大還是略減??？Ka2=