2024年弱电解质的电离平衡知识点

一、弱電解质的電离1、定义：電解质：在水溶液中或熔化状态下自身可以電离出自由移動离子的化合物,叫電解质。非電解质：在水溶液中且熔化状态下自身都不能電离出自由移動离子的化合物。概念理解：①電解质、非電解质都是化合物，能导電的物质也許是溶液（混合物）、金属（單质），但他們不属于電解质非電解质的研究對象，因此他們既不是電解质也不是非電解质；②自身電离：SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反应形成酸或碱，但发生電离的并不是他們自身吗，因此属于非電解质；③只能在水中发生電离的電解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐，如液态氯化氢是化合物，只存在分子，没有发生電离，因此不能导電，又如NaHCO3在高温時即分解，不能通過熔融态证明其為電解质；只能在熔融状态下電离的電解质是活泼金属氧化物，如Na2O、CaO，他們在溶液中便不存在，要立即反应生成键，因此不能通過溶液中产生离子证明；既能在水溶液中又能在溶液中发生電离的物质是某些高温难分解盐，绝大多数盐溶解在水中都能发生完全電离，某些盐熔融時也发生電离，如BaSO4。④電离不需要通電等外界条件，在熔融或者水溶液中即可以产生离子；⑤是電解质，不過要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在离子也無法导電，例如NaCl，晶体状态不能导電。⑥電解质的强弱与导電性、溶解性無关。如如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4所有電离，故BaSO4為强電解质。导電性与自由移動离子的浓度和带電荷数等有关。强電解质：在水溶液裏所有電离成离子的電解质。弱電解质：在水溶液裏只有一部分電离成离子的電解质。2.常見的電解质為酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强電解质与偌電解质常見分类：3、電离方程式的書写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”①强電解质：如H2SO4：H2SO4=2H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。②弱電解质a．一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋。b．多元弱酸，分步電离，分步書写且第一步電离程度遠遠不小于第二步的電离程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。原因是上一级電离出的H＋是下一级電离的产物，對下一级電离電离有克制作用c．多元弱碱，虽然分布電离，不過書写時一步到位。如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。③酸式盐a．强酸的酸式盐b．弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3：NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。4．弱電解质的電离平衡(1)電离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，當弱電解质分子電离成离子的速率和离子結合成弱電解质分子的速率相等時，電离過程就到达平衡。平衡建立過程如图所示。(2)電离平衡的特性(3)影响弱電解质電离平衡的原因内因：弱電解质自身的性质，是决定原因。(4)電离過程是可逆過程，可直接用化學平衡移動原理分析電离平衡。以0.1mol·L－1CH3COOH溶液為例：CH3COOHCH3COO－＋H＋(正向吸热)。实例(稀溶液)CH3COOHH＋＋CH3COO－ΔH>0变化条件平衡移動方向n(H＋)c(H＋)导電能力Ka加水稀释→增大減小減弱不变加入少許冰醋酸→增大增大增强不变通入HCl(g)←增大增大增强不变加NaOH(s)→減小減小增强不变加入镁粉→減小減小增强不变升高温度→增大增大增强增大加CH3COONa(s)←減小減小增强不变（5）電离平衡常数1．体現式(1)對于一元弱酸HAHAH＋＋A－，平衡常数Ka＝eq\f(cH＋·cA－,cHA)。(2)對于一元弱碱BOHBOHB＋＋OH－，平衡常数Kb＝eq\f(cOH－·cB＋,cBOH)。2．特點(1)電离平衡常数eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(决定原因：弱電解质自身的性质,影响原因：温度随温度升高而增大，原因是電离過程是吸热的,与溶液的浓度、酸碱性無关))(2)多元弱酸是分步電离的，各级電离平衡常数的大小关系式是K1≫K2≫K3……，因此多元弱酸的酸性决定于其第一步電离。3．意义相似条件下，K值越大，表达该弱電解质越易電离，所對应的酸性或碱性相對越强。如相似条件下常見弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。4．实例(1)填写下表(2)CH3COOH酸性不小于HClO酸性(填“不小于”“不不小于”或“等于”)，判断的根据：相似条件下，電离常数越大，電离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。(3)磷酸是三元中强酸①磷酸的電离方程式是H3PO4H＋＋H2POeq\o\al(－,4)、H2POeq\o\al(－,4)H＋＋HPOeq\o\al(2－,4)、HPOeq\o\al(2－,4)H＋＋POeq\o\al(3－,4)。②電离平衡常数体現式是：Ka1＝eq\f(cH＋·cH2PO\o\al(－,4),cH3PO4)，Ka2＝eq\f(cH＋·cHPO\o\al(2－,4),cH2PO\o\al(－,4))，Ka3＝eq\f(cH＋·cPO\o\al(3－,4),cHPO\o\al(2－,4))。③比较大小：Ka1>Ka2>Ka3。5.電离常数的计算以弱酸HX為例：(1)已知c(HX)和c(H＋)，求電离常数HXH＋＋X－起始(mol·L－1)：c(HX)00平衡(mol·L－1)：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(H＋)则：K＝eq\f(cH＋·cX－,c平HX)＝eq\f(c2H＋,cHX－cH＋)。由于弱酸只有很少一部分電离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则K＝eq\f(c2H＋,cHX)，代入数值求解即可。(2)已知c(HX)和電离常数，求c(H＋)HXH＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(H＋)则：K＝eq\f(cH＋·cX－,c平HX)＝eq\f(c2H＋,cHX－cH＋)由于K值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则：c(H＋)＝eq\r(K·cHX)，代入数值求解即可。强酸与弱酸(或强碱与弱碱)的比较1．一元强酸与一元弱酸的比较浓度均為0.01mol·L－1的强酸HA与弱酸HBpH均為2的强酸HA与弱酸HBpH或物质的量浓度2＝pHHA<pHHB0.01mol·L－1＝c(HA)<c(HB)開始与金属反应的速率HA>HBHA＝HB体积相似時与過量的碱反应消耗碱的量HA＝HBHA<HB体积相似時与過量活泼金属反应产生H2的量HA＝HBHA<HBc(A－)与c(B－)大小c(A－)>c(B－)c(A－)＝c(B－)分别加入固体NaA、NaB後pH的变化HA：不变HB：变大HA：不变HB：变大加水稀释10倍後3＝pHHA<pHHB3＝pHHA>pHHB>2溶液的导電性HA>HBHA＝HB水的電离程度HA<HBHA＝HB2.强酸、弱酸的判断措施判断一种酸是强酸還是弱酸時，其实质就是看它在水溶液中的電离程度，完全電离即為强酸，不完全電离即為弱酸。還可以证明溶液中与否存在该電解质的電离平衡，存在電离平衡的為弱電解质，反之為强電解质。最常用试验验证措施有：(1)测0.01mol·L－1HA溶液的pH，若pH＝2，HA是强酸；若pH>2，HA是弱酸。(2)测NaA溶液的pH，若pH＝7，HA為强酸；若pH>7，则HA為弱酸。3．稀释時溶液pH变化特點比较如图：a、b分别為pH相等的NaOH溶液和氨水稀释曲线。c、d分别為pH相等的盐酸和醋酸溶液稀释曲线。請体會图中的两层含义：(1)加水稀释相似倍数後的pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸溶液。若稀释10n倍，盐酸、NaOH溶液pH变化n個單位，但pH<7或pH>7，不能pH＝7，而氨水与醋酸溶液pH变化不到n個單位。(2)稀释後的pH仍然相等，则加水量的大小：氨水>NaOH溶液，醋酸溶液>盐酸。易錯警示(1)酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看電离程度，後者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。(2)弱酸、弱碱是弱電解质，但它們對应的盐一般為强電解质，如醋酸铵：CH3COONH4=NHeq\o\al(＋,4)＋CH3COO－。强、弱電解质的判断措施(1)在相似浓度、相似温度下，比较导電能力的强弱。如同体积同浓度的盐酸和醋酸，前者的导電能力强于後者。(2)在相似浓度、相似温度下，比较反应速率的快慢，如将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中，速率前者比後者快。(3)浓度与pH的关系，如0.01mol·L－1的醋酸溶液pH>2，阐明醋酸是弱酸。(4)测對应盐的酸碱性，如CH3COONa溶液呈碱性，则证明醋酸是弱酸。(5)稀释前後的pH与稀释倍数的变化关系。如将pH＝2的酸溶液稀释1000倍，若pH<5，则证明酸為弱酸；若pH＝5，则证明酸為强酸。(6)采用试验证明存在電离平衡，如醋酸溶液中滴入石蕊试液变紅，再加CH3COONH4晶体，颜色变浅。(7)运用较强酸(碱)制备较弱酸(碱)判断電解质强弱。如将CO2通入苯酚钠溶液中，出現浑浊。阐明碳酸酸性不小于苯酚。(8)同pH的强酸和弱酸，分别加该酸的钠盐固体，溶液的pH增大的是弱酸，pH几乎不变的是强酸。(9)pH相似、体积相似的强酸和弱酸与碱反应時消耗碱多的為弱酸。二、极弱電解质--水的電离和溶液的酸碱性水的電离1．電离方程式水是一种极弱的電解质，電离方程式為2H2OH3O＋＋OH－，简写為H2OH＋＋OH－。2．水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(1)室温下：Kw＝1×10－14。(2)影响原因：只与温度有关，温度一定，则KW值一定。水的電离是吸热過程，升高温度，Kw增大。25℃時,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1*10-14(3)合用范围：Kw不仅合用于纯水，也合用于稀的電解质水溶液。3．有关纯水的几种重要数据4．影响水的電离平衡的原因和影响Kw的原因变化条件水電离平衡移動方向Kw升高温度向右移動增大加少許HCl(aq)向左移動不变通少許SO2(g)向左移動不变加少許NaOH(aq)向左移動不变加少許NaHSO4(s)向左移動不变加少許NaCl(s)不移動不变加少許Na2CO3(s)向右移動不变加少許Na(s)向右移動不变結论：(1)加热，增進水的電离，Kw增大。(2)加入酸或碱，克制水的電离，Kw不变。(3)①加入强酸强碱的正盐，不影响水的電离。②加入强酸的酸式盐，克制水的電离。③加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3、NH4Cl)，增進水的電离。(4)加入与水反应的活泼金属(如Na、K)，增進水的電离。易錯警示(1)任何状况下水電离产生的c(H＋)和c(OH－)總是相等的。(2)水的离子积常数合用于任何酸、碱、盐的稀溶液。即Kw＝c(H＋)·c(OH－)中的c(H＋)、c(OH－)分别是溶液中H＋、OH－的總浓度，不一定是水電离出的c(H＋)和c(OH－)。(3)水中加酸或碱對水的電离均有克制作用，因此，室温下，若由水電离出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，该溶液也許显酸性，也也許显碱性。小結：常温下水電离产生c(H＋)和c(OH－)计算的5种类型任何水溶液中水電离产生的c(H＋)和c(OH－)總是相等的，有关计算有如下5种类型(以常温時的溶液為例)。(1)中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7mol·L－1。(2)酸的溶液——OH－所有来自水的電离。实例：pH＝2的盐酸中c(H＋)＝10－2mol·L－1，则c(OH－)＝Kw/10－2＝1×10－12(mol·L－1)，即水電离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1。(3)碱的溶液——H＋所有来自水的電离。实例：pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝10－2mol·L－1，则c(H＋)＝Kw/10－2＝1×10－12(mol·L－1)，即水電离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol·L－1。(4)水