弱电解质的电离平衡知识点.docx

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弱电解质的电离平衡知识点

一、弱电解质的电离

1、定义：

电解质：

在水溶液中或熔化状态下自身能够电离出自由移动离子的化合物,叫电解质。

非电解质：

在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物。

概念理解：

①电解质、非电解质都是化合物，能导电的物质可能是溶液（混合物）、金属（单质），但他们不属于电解质非电解质的研究对象，因此他们既不是电解质也不是非电解质；

②自身电离：

SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反应形成酸或碱，但发生电离的并不是他们本身吗，因此属于非电解质；

③只能在水中发生电离的电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，没有发生电离，因此不能导电，又如NaHCO3在高温时即分解，不能通过熔融态证明其为电解质；

只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物，如Na2O、CaO，他们在溶液中便不存在，要立刻反应生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明；

既能在水溶液中又能在溶液中发生电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电离，某些盐熔融时也发生电离，如BaSO4。

④电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子；

⑤是电解质，但是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无法导电，比如NaCl，晶体状态不能导电。

⑥电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

如如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质。

导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关。

强电解质：

在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质：

在水溶液里只有一部分电离成离子的电解质。

2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强电解质与偌电解质常见分类：

3、电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”

①强电解质：

如H2SO4：

H2SO4===2H＋＋SO

。

②弱电解质

a．一元弱酸，如CH3COOH：

CH3COOH

CH3COO－＋H＋。

b．多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：

H2CO3

H＋＋HCO

、HCO

H＋＋CO

。

原因是上一级电离出的H＋是下一级电离的产物，对下一级电离电离有抑制作用

c．多元弱碱，虽然分布电离，但是书写时一步到位。

如Fe（OH）3：

Fe（OH）3

Fe3＋＋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＋＋HCO

、HCO

H＋＋CO

。

4．弱电解质的电离平衡

（1）电离平衡的建立

在一定条件（如温度、浓度等）下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。

平衡建立过程如图所示。

（2）电离平衡的特征

（3）影响弱电解质电离平衡的因素

内因：

弱电解质本身的性质，是决定因素。

（4）电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。

以mol·L－1CH3COOH溶液为例：

CH3COOH

CH3COO－＋H＋（正向吸热）。

实例（稀溶液）

CH3COOH

H＋＋CH3COO－ΔH>0

改变条件

平衡移动方向

n（H＋）

c（H＋）

导电能力

Ka

加水稀释

→

增大

减小

减弱

不变

加入少量冰醋酸

→

增大

增大

增强

不变

通入HCl（g）

←

增大

增大

增强

不变

加NaOH（s）

→

减小

减小

增强

不变

加入镁粉

→

减小

减小

增强

不变

升高温度

→

增大

增大

增强

增大

加CH3COONa（s）

←

减小

减小

增强

不变

（5）电离平衡常数

1．表达式

（1）对于一元弱酸HA

HA

H＋＋A－，平衡常数Ka＝

。

（2）对于一元弱碱BOH

BOH

B＋＋OH－，平衡常数Kb＝

。

2．特点

（1）电离平衡常数

（2）多元弱酸是分步电离的，各级电离平衡常数的大小关系式是K1≫K2≫K3……，所以多元弱酸的酸性决定于其第一步电离。

3．意义

相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。

如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：

H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。

4．实例

（1）填写下表

（2）CH3COOH酸性大于HClO酸性（填“大于”“小于”或“等于”），判断的依据：

相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c（H＋）越大，酸性越强。

（3）磷酸是三元中强酸

①磷酸的电离方程式是H3PO4

H＋＋H2PO

、H2PO

H＋＋HPO

、HPO

H＋＋PO

。

②电离平衡常数表达式是：

Ka1＝

，Ka2＝

，Ka3＝

。

③比较大小：

Ka1>Ka2>Ka3。

5.电离常数的计算

以弱酸HX为例：

（1）已知c（HX）和c（H＋），求电离常数

　　　　　　　HX　

H＋　＋　　X－

起始（mol·L－1）：

c（HX）　　　0　　0

平衡（mol·L－1）：

c（HX）－c（H＋）　c（H＋）　c（H＋）

则：

K＝

＝

。

由于弱酸只有极少一部分电离，c（H＋）的数值很小，可做近似处理：

c（HX）－c（H＋）≈c（HX），则K＝

，代入数值求解即可。

（2）已知c（HX）和电离常数，求c（H＋）

　HX　

H＋　　＋　　　X－

起始：

c（HX）　　　0　　　0

平衡：

c（HX）－c（H＋）　c（H＋）　c（H＋）

则：

K＝

＝

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＋）＝

，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

浓度均为mol·L－1的强酸HA与弱酸HB

pH均为2的强酸HA与弱酸HB

pH或物质的量浓度

2＝pHHA

mol·L－1＝c（HA）

开始与金属反应的速率

HA>HB

HA＝HB

体积相同时与过量的碱反应消耗碱的量

HA＝HB

HA

体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量

HA＝HB

HA

c（A－）与c（B－）大小

c（A－）>c（B－）

c（A－）＝c（B－）

分别加入固体NaA、NaB后pH的变化

HA：

不变

HB：

变大

HA：

不变

HB：

变大

加水稀释10倍后

3＝pHHA

3＝pHHA>pHHB>2

溶液的导电性

HA>HB

HA＝HB

水的电离程度

HA

HA＝HB

2.强酸、弱酸的判断方法

判断一种酸是强酸还是弱酸时，其实质就是看它在水溶液中的电离程度，完全电离即为强酸，不完全电离即为弱酸。

还可以证明溶液中是否存在该电解质的电离平衡，存在电离平衡的为弱电解质，反之为强电解质。

最常用实验验证方法有：

（1）测mol·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为强酸；若pH>7，则HA为弱酸。

3．稀释时溶液pH变化特点比较

如图：

a、b分别为pH相等的NaOH溶液和氨水稀释曲线。

c、d分别为pH相等的盐酸和醋酸溶液稀释曲线。

请体会图中的两层含义：

（1）加水稀释相同倍数后的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个单位，但pH<7或pH>7，不能pH＝7，而氨水与醋酸溶液pH变化不到n个单位。

（2）稀释后的pH仍然相等，则加水量的大小：

氨水>NaOH溶液，醋酸溶液>盐酸。

易错警示　　

（1）酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c（H＋）和c（OH－）的相对大小。

强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。

（2）弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：

CH3COONH4===NH

＋CH3COO－。

强、弱电解质的判断方法

（1）在相同浓度、相同温度下，比较导电能力的强弱。

如同体积同浓度的盐酸和醋酸，前者的导电能力强于后者。

（2）在相同浓度、相同温度下，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，速率前者比后者快。

（3）浓度与pH的关系，如mol·L－1的醋酸溶液pH>2，说明醋酸是弱酸。

（4）测对应盐的酸碱性，如CH3COONa溶液呈碱性，则证明醋酸是弱酸。

（5）稀释前后的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，则证明酸为弱酸；若pH＝5，则证明酸为强酸。

（6）采用实验证明存在电离平衡，如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONH4晶体，颜色变浅。

（7）利用较强酸（碱）制备较弱酸（碱）判断电解质强弱。

如将CO2通入苯酚钠溶液中，出现浑浊。

说明碳酸酸性大于苯酚。

（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相同、体积相同的强酸和弱酸与碱反应时消耗碱多的为弱酸。

二、极弱电解质--水的电离和溶液的酸碱性

水的电离

1．电离方程式

水是一种极弱的电解质，电离方程式为2H2O

H3O＋＋OH－，简写为H2O

H＋＋OH－。

2．水的离子积常数

Kw＝c（H＋）·c（OH－）。

（1）室温下：

Kw＝1×10－14。

（2）影响因素：

只与温度有关，温度一定，则KW值一定。

水的电离是吸热过程，升高温度，Kw增大。

25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1*10-14

（3）适用范围：

Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

3．关于纯水的几个重要数据

4．影响水的电离平衡的因素和影响Kw的因素

改变条件

水电离平衡移动方向

Kw

升高温度

向右移动

增大

加少量HCl（aq）

向左移动

不变

通少量SO2（g）

向左移动

不变

加少量NaOH（aq）

向左移动

不变

加少量NaHSO4（s）

向左移动

不变

加少量NaCl（s）

不移动

不变

加少量Na2CO3（s）

向右移动

不变

加少量Na（s）

向右移动

不变

结论：

（1）加热，促进水的电离，Kw增大。

（2）加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变。

（3）①加入强酸强碱的正盐，不影响水的电离。

②加入强酸的酸式盐，抑制水的电离。

③加入可水解的盐（如FeCl3、Na2CO3、NH4Cl），促进水的电离。

（4）加入与水反应的活泼金属（如Na、K），促进水的电离。

易错警示　　

（1）任何情况下水电离产生的c（H＋）和c（OH－）总是相等的。

（2）水的离子积常数适用于任何酸、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－的总浓度，不一定是水电离出的c（H＋）和c（OH－）。

（3）水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用，因此，室温下，若由水电离出的c（H＋）<1×10－7mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。

小结：

常温下水电离产生c（H＋）和c（OH－）计算的5种类型

任何水溶液中水电离产生的c（H＋）和c（OH－）总是相等的，有关计算有以下5种类型（以常温时的溶液为例）。

（1）中性溶液：

c（OH－）＝c（H＋）＝10－7mol·L－1。

（2）酸的溶液——OH－全部来自水的电离。

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），即水电离出的c（H＋）＝c（OH－）＝10－12mol·L－1。

（3）碱的溶液——H＋全部来自水的电离。

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），即水电离出的c（OH－）＝c（H＋）＝10－12mol·L－1。

（4）水解呈酸性的盐溶液——H＋全部来自水的电离。

实例：

pH＝5的NH4Cl溶液中，由水电离出的c（H＋）＝10－5mol·L－1，因部分OH－与部分NH

结合使c（OH－）＝10－9mol·L－1。

（5）水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离。

实例：

pH＝12的Na2CO3溶液中，由水电离出的c（OH－）＝10－2mol·L－1，因部分H＋与部分CO

结合使c（H＋）＝10－12mol·L－1。

注意：

要区分清楚溶液组成和性质的关系，酸性溶液不一定是酸溶液，碱性溶液不一定是碱溶液。