1、 -.-城新資料推掙一-一、弱電解質的電離1、泄義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下自身能夠電離出自由移動離子的 化合物，叫電解質。非電解質：在水溶液中且熔化狀態下自身都不能電離岀自由務動離子的化合 物。槪念理解： 電解質、非電解質都是化合物，能導電的物質可能是溶液（混合物）、金屬 （單質），但他們不屬于電解質非電解質的研究對象，因此他們既不是電解質也不是非電解質： 自身電離：S02、NH3、C02、等化合物能和水反應形成酸或堿，但發生電離 的并不是他們本身嗎，因此屬于非電解質： 只能在水中發生電離的電解質有酸或者某些易溶于水髙溫下易分解的鹽， 如液態氯化氫是化合物，只存在分子，沒有發生電離，因

2、此不能導電，又如NaHCO, 在高溫時即分解，不能通過熔融態證明其為電解質：只能在熔融狀態下電離的電解質是活潑金屬氧化物，如Na2O. 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生離子證明：既能在水溶液中又能在溶液中發生電離的物質是某些髙溫難分解鹽，絕大多 數鹽溶解在水中都能發生完全電離，某些鹽熔融時也發生電離，如BaSO. 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生離子： 是電解質，但是要產生離子也要在溶液狀態或者熔融狀態，否則即便存在 離子也無法導電，比如NaCl,晶體狀態不能導電。 電解質的強弱與導電性、溶解性無關。如如BaSO4不溶于水，但溶于水

3、的 BaSO。全部電離，故BaSO4為強電解質。導電性與自由移動離子的濃度和帶電荷數等有關。強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。弱電解質：在水溶液里只有一部分電離成離子的電解質。2. 常見的電解質為酸堿鹽、活潑金屬氧化物、水，其中強電解質與偌電解質常見分 類:如IbSQ JICLIINO3、IIBr、HI、IICl()(強酸強電解質 弱電解質電給質強堿*大多數鹽一>金屈氧.化物弱酸*弱絨*fnK()I-hNa()lUBa()lI)2Xa(OH)2如HCl()、H2S(b、H?C(K 'HF'CHKOOH如NH3 H2().Fe()H)3>(：u(OH)2少數

4、鹽>.H,()ftn(CH3c(x)2Pb3、電離方程式的書寫一“強等號，弱可逆，多元弱酸分步離" 強電解質：女n H2SO4： H2SO4=2H +SO4 o 弱電解質a一元弱酸，女0 CHaCOOH： CH3COOH CH3COO +H b. 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 H2CO3： H2CO3H +HCO3. HCO3bH +C0?。原因是上一級電離出的 H 是下一級電離的產物，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(OH)3： Fe(OH)3Fe5 + + 3OH 酸式鹽a強酸的酸

5、式鹽如 NaHS（）,j在水溶液中NHSOj 曲+宙+盼 L熔憩時:NaHS（h = Na+ HS（）,b.弱酸的酸式鹽：“強中有弱”如NaHCCh： NaHCO3=Na +HCO3、HCO3冃H'+CO? o4弱電解質的電離平衡（1）電離平衡的建立在一定條件（如溫度、濃度等）下，當弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率相等時，電離過程就達到平衡。平衡建立過程如圖所示。弱電解質分子 電離成離子 的速率兩種速率相等，處于電離平衡狀態離子結 /'合成弱電解 / 質分子的速率A（2）電離平衡的特征國一對逆過程I譏電離）=諷結合）工0動態平衡 國j_占 條件一定平衡

6、體系中弱電解質分子與離子的濃度 甲_定 鹵一條件改變，平衡發生移動影響弱電解質電離平衡的因素內因：弱電解質本身的性質，是決疋因素。溫度：電離是吸熱過程。溫度升高電離程度增大;反 之電離程度減小外因'増大弱電解質的濃度電離平衡向電離方向移動 衣芟加水稀祥電肉平衡向電離方向移動同離子效應:在弱電解質溶液中加入與弱電解質電離 出相同離子的強電解質電離平衡向生咸 弱電解質分子的方向移動化學反應：若外加物質能與弱電解質電離岀的離子發生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0mol L5COOH溶液為例：CHCOOH冃CH£OO +

7、H(正向吸熱)。實例(稀溶液)CH3COOH H +CH3COO AH>0改變條件平衡移動方向/KH1)c(H+)導電能力加水稀釋*增大減小減弱不變加入少量冰醋酸*增大增大增強不變通入HCI(g)增大增大增強不變加 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*增大增大增強增大加 CH3COONa(s)減小減小增強不變(5) 電離平衡常數1. 表達式(1) 對于一元弱酸HAHAH +A ,平衡常數Ka="H對于一元弱堿BOHBOHbB +0H ,平衡常數總="囂需 '2. 特點"決定因素：弱電解質本身的性質電離平衡常數影響因素：

8、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，各級電離平衡常數的大小關系式是KKK、,所以多元弱酸的酸性決定于其第一步電離。3. 意義相同條件下，K值越大，表示該弱電解質越易電離，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>CH3COOH>H2CO3>H2S>HC1O94. 實例(1)填寫下表弱電解質電離方程式電離常數- H,()NHS H,()Kb = 1.7X10"sNII+()ICH,.C()()HCH,C(X)H CH3C(X) +H4K

9、, = l 7X10HC1OHC1O H 卜一/<a = l. 7X10"Mci(r(2) CH3COOH酸性大于HC1O酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判斷的依據：相 同條件下，電離常數越大，電離程度越大，c(H")越大，酸性越強。(3) 磷酸是三元中強酸 磷酸的電離方程式是 H3P0i=H +H2PO4、H2PO4H +HPO?、HPO? 電離平衡常數表達式是：也=«(慣加),唸="：(；£爭),心= c(H+) c(POl )c(HPOl) °比較大小：KqKqKb。5 電離常數的計算 以弱酸HX為例:(1) 已知&

10、quot;HX)和dH )求電離常數HXH# + X起始(mol-L !)： c(HX)00平衡(mol L'1)： c(HX)-c(Hf) c(H') c(H1)c(H )-c(X )_(H )AJ： K “(HX) c(HX)-c(H )°由于弱酸只有極少一部分電離,c(H )的數值很小，可做近似處理:c(HX) c(H ')Qc(HX),則K=j,代入數值求解即可。(2) 已知c(HX)和電離常數，求c(H+)HXH + X"起始：c(HX)00平衡：c(HX)-c(H*) c(H')c(H+)則.2町皿)=加)人八八 cv(HX) c

11、(HX)-c(H )由于K值很小，c(H')的數值很小，可做近似處理：dHX)-dH')S(HX),則：c(H*) =7Kc(HX),代入數值求解即可。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 molL 1的強酸HA與弱酸HBpH均為2的強酸HA與弱酸HBpH或物質的量濃度2 = pHiiA<pHiiB0.01 mol-L l=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體積相同時與過雖:活潑金屬反應產生Hz的量HA = HBHA<HB

12、c(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 = pHllA<pHnB3=PHha>pHhb>2溶液的導電性HA>HBHA=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，英實質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的電離平衡，存在電離平 衡的為弱電解質，反之為強電解質。最常用實驗驗證方法有：(1) 測0.01 mol-L_,HA溶液的p

13、H,若pH=2, HA是強酸;若pH>2, HA是弱酸。(2) 測NaA溶液的pH,若pH=7, HA為強酸;若pH>7,則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 和醋酸溶液稀釋曲線。請體會圖中的兩層含義: -.-城新資料推芳一-加水稀釋相同倍數后的pH大小：氨水NaOH溶液，鹽酸>醋酸溶液。若稀釋10"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"個單位。(2)稀釋后的pH仍然相等，則加水量的

14、大小：氨水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。(2)弱酸、弱堿是弱電解質，但它們對應的鹽一般為強電解質，如醋酸安： CH3COONH4=NK； +ch3coo強、弱電解質的判斷方法(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。(3) 濃度與pH的關系，如0.01 mol-L 1的醋

15、酸溶液pH>2,說明醋酸是弱酸。測對應鹽的酸堿性，如CMCOONa溶液呈堿性，則證明醋酸是弱酸。(5) 稀釋前后的pH與稀釋倍數的變化關系。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，如醋酸溶液中滴入石蕊試液變紅，再加CH3COONH4 晶體，顏色變注。利用較強酸(堿)制備較弱酸(堿)判斷電解質強弱。如將CO2通入苯酚鈉溶液中，出現 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

16、反應時消耗堿多的為弱酸。二、極弱電解質-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，電離方程式為+0H ,簡寫為+OH。2. 水的離子積常數Kw=c(H)c(OH).(1) 室溫下：Kw=lX10叫(2) 影響因素：只與溫度有關，溫度一左，則K值一泄。水的電離是吸熱過程，升高溫 度，心增大。25°C 時，H+=OH- =10"7 mol/L ; Kw = H+ OHJ = 譏0小適用范風Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質水溶液。3. 關于純水的幾個重要數據-c<H > = c()H"> = 1 X ICT? mol K

17、w = c(H ) c()H ) = 1 X 10 14 (mol - L"1 )2-pH = 7 呈史性r(H ) = c(OH ) = 1 X 10 % mol L 1 心=c(H+) c(OH-) = 10-第(mol L 1 )2pH = 6 呈史性4.影響水的電離平衡的因素和影響K*的因素改變條件水電離平衡移動方向K*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NaCI(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：加熱,

18、促進水的電離,心增大。(2) 加入酸或堿，抑制水的電離，KJ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FcCb、Na2CO3x NH4CI),促進水的電離。(4) 加入與水反應的活潑金屬(如Na、K),促進水的電藹。易錯警示任何情況下水電離產生的c(H')和c(OFF)總是相等的。(2) 水的離子積常數適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液。即Kw=c(H)c(OH)中的c(H*)、 c(OH ')分別是溶液中H+、0H的總濃度，不一定是水電離出的c(H")和c(OH)。(3) 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')<1X10 "7 mol-L"*,該溶液可能顯酸性,也可能顯堿性。小結：常溫下水電離產生c(H')和c(OH )計算的5種類型任何水溶液中水電離產生的dH)和