一、弱電解質的電離1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下自身可以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出自由移動離子的化合物。概念理解：①電解質、非電解質都是化合物，能導電的物質也許是溶液（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；②自身電離：SO2、NH3、CO2、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自身嗎，因此屬于非電解質；③只能在水中發生電離的電解質有酸或者某些易溶于水高溫下易分解的鹽，如液態氯化氫是化合物，只存在分子，沒有發生電離，因此不能導電，又如NaHCO3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，要立即反應生成鍵，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高溫難分解鹽，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BaSO4。④電離不需要通電等外界條件，在熔融或者水溶液中即可以產生離子；⑤是電解質，不過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，例如NaCl，晶體狀態不能導電。⑥電解質的強弱與導電性、溶解性無關。如如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4所有電離，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：在水溶液裏所有電離成離子的電解質。弱電解質：在水溶液裏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：3、電離方程式的書寫——“強等號，弱可逆，多元弱酸分步離”①強電解質：如H2SO4：H2SO4=2H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。②弱電解質a．一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋。b．多元弱酸，分步電離，分步書寫且第一步電離程度遠遠不小于第二步的電離程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。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克制作用c．多元弱堿，雖然分布電離，不過書寫時一步到位。如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。③酸式鹽a．強酸的酸式鹽b．弱酸的酸式鹽：“強中有弱”，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，電離過程就到達平衡。平衡建立過程如圖所示。(2)電離平衡的特性(3)影響弱電解質電離平衡的原因內因：弱電解質自身的性質，是決定原因。(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0.1mol·L－1CH3COOH溶液為例：CH3COOHCH3COO－＋H＋(正向吸熱)。實例(稀溶液)CH3COOHH＋＋CH3COO－ΔH>0變化條件平衡移動方向n(H＋)c(H＋)導電能力Ka加水稀釋→增大減小減弱不變加入少許冰醋酸→增大增大增強不變通入HCl(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．體現式(1)對于一元弱酸HAHAH＋＋A－，平衡常數Ka＝eq\f(cH＋·cA－,cHA)。(2)對于一元弱堿BOHBOHB＋＋OH－，平衡常數Kb＝eq\f(cOH－·cB＋,cBOH)。2．特點(1)電離平衡常數eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(決定原因：弱電解質自身的性質,影響原因：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K1?K2?K3……，因此多元弱酸的酸性決定于其第一步電離。3．意義相似條件下，K值越大，表達該弱電解質越易電離，所對應的酸性或堿性相對越強。如相似條件下常見弱酸的酸性強弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。4．實例(1)填寫下表(2)CH3COOH酸性不小于HClO酸性(填“不小于”“不不小于”或“等于”)，判斷的根據：相似條件下，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①磷酸的電離方程式是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電離平衡常數體現式是：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比較大小：Ka1>Ka2>Ka3。5.電離常數的計算以弱酸HX為例：(1)已知c(HX)和c(H＋)，求電離常數HXH＋＋X－起始(mol·L－1)：c(HX)00平衡(mol·L－1)：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(H＋)則：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離，c(H＋)的數值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則K＝eq\f(c2H＋,cHX)，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：K＝eq\f(cH＋·cX－,c平HX)＝eq\f(c2H＋,cHX－cH＋)由于K值很小，c(H＋)的數值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則：c(H＋)＝eq\r(K·cHX)，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0.01mol·L－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＝pHHA<pHHB0.01mol·L－1＝c(HA)<c(HB)開始與金屬反應的速率HA>HBHA＝HB體積相似時與過量的堿反應消耗堿的量HA＝HBHA<HB體積相似時與過量活潑金屬反應產生H2的量HA＝HBHA<HBc(A－)與c(B－)大小c(A－)>c(B－)c(A－)＝c(B－)分別加入固體NaA、NaB後pH的變化HA：不變HB：變大HA：不變HB：變大加水稀釋10倍後3＝pHHA<pHHB3＝pHHA>pHHB>2溶液的導電性HA>HBHA＝HB水的電離程度HA<HBHA＝HB2.強酸、弱酸的判斷措施判斷一種酸是強酸還是弱酸時，其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。還可以證明溶液中與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。最常用試驗驗證措施有：(1)測0.01mol·L－1HA溶液的pH，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：(1)加水稀釋相似倍數後的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。(2)稀釋後的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，後者看溶液中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，如醋酸銨：CH3COONH4=NHeq\o\al(＋,4)＋CH3COO－。強、弱電解質的判斷措施(1)在相似濃度、相似溫度下，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後者。(2)在相似濃度、相似溫度下，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，速率前者比後者快。(3)濃度與pH的關系，如0.01mol·L－1的醋酸溶液pH>2，闡明醋酸是弱酸。(4)測對應鹽的酸堿性，如CH3COONa溶液呈堿性，則證明醋酸是弱酸。(5)稀釋前後的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)采用試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，顏色變淺。(7)運用較強酸(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。闡明碳酸酸性不小于苯酚。(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相似、體積相似的強酸和弱酸與堿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2H2OH3O＋＋OH－，簡寫為H2OH＋＋OH－。2．水的離子積常數Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(1)室溫下：Kw＝1×10－14。(2)影響原因：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。25℃時,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1*10-14(3)合用范圍：Kw不僅合用于純水，也合用于稀的電解質水溶液。3．有關純水的幾種重要數據4．影響水的電離平衡的原因和影響Kw的原因變化條件水電離平衡移動方向Kw升高溫度向右移動增大加少許HCl(aq)向左移動不變通少許SO2(g)向左移動不變加少許NaOH(aq)向左移動不變加少許NaHSO4(s)向左移動不變加少許NaCl(s)不移動不變加少許Na2CO3(s)向右移動不變加少許Na(s)向右移動不變結論：(1)加熱，增進水的電離，Kw增大。(2)加入酸或堿，克制水的電離，Kw不變。(3)①加入強酸強堿的正鹽，不影響水的電離。②加入強酸的酸式鹽，克制水的電離。③加入可水解的鹽(如FeCl3、Na2CO3、NH4Cl)，增進水的電離。(4)加入與水反應的活潑金屬(如Na、K)，增進水的電離。易錯警示(1)任何狀況下水電離產生的c(H＋)和c(OH－)總是相等的。(2)水的離子積常數合用于任何酸、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＋、OH－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克制作用，因此，室溫下，若由水電離出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，該溶液也許顯酸性，也也許顯堿性。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c(H＋)和c(OH－)總是相等的，有關計算有如下5種類型(以常溫時的溶液為例)。(1)中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7mol·L－1。(2)酸的溶液——OH－所有來自水的電離。實例：pH＝2的鹽酸中c(H＋)＝10－2mol·L－1，則c(OH－)＝Kw/10－2＝1×10－12(mol·L－1)，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1。(3)堿的溶液——H＋所有來自水的電離。實例：pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝10－2mol·L－1，則c(H＋)＝Kw/10－2＝1×10－12(mol·L－1)，即水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol·L－1。(4)水