2023届高三化学高考备考二轮复习四、弱电解质的电离平衡和溶液pH讲义

第四讲：弱电解质的电离平衡和溶液pH 一、知识梳理 （一）、电离平衡 1．电解质、强电解质、弱电解质的概念 （1）电解质：凡是在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物 （2）强电解质：在水溶液中完全电离的电解质 （3）弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质 （4）强弱电解质的比较： 强电解质 弱电解质 相 同 点 都是电解质，在水溶液中（或熔融状态下）都能电离，都能导电，与溶解度无关 不 同 点 键型 离子键或极性键 极性键 电离程度 完全电离 部分电离 表示方法 电离方程式用等号 电离方程式用可逆号 电解质在溶液中 粒子形式 水合离子 分子、水合离子 离子方程式中表示 形式离子符号或化学式 化学式 2．电离方程式的书写 （1）强酸、强碱、正盐（个别情况除外如醋酸铅）在水溶液中全部电离，不写可逆符号： 例：H2SO42H+ + SO42-；Ba(OH)2Ba2++2OH－ （2）弱酸电离方程式的书写：分步电离，每步可逆 例：CH3COOHCH3COO－+H+；H3PO4H++H2PO4－ ；H2PO4－ H++HPO42- HPO42-H++PO43- （3）弱碱电离方程式的书写（多元弱碱一步写完）： 例：NH3·H2ONH4＋ + OH－；Fe(OH)3Fe3++3OH－ （4）两性氢氧化物电离方程式的书写：双向电离，双向可逆 例：H++AlO2－ +H2OAl(OH)3Al3++3OH－ （5）可溶性酸式盐电离方程式的书写：金属阳离子全部电离且不可逆，酸式酸根除HSO4－ 外全部分步电离，每步可逆。 例：NaHSO4Na+ + H+ + SO42 －（完全电离）； HCO3-H+ + CO32 －（分步电离） 3．电离平衡 （1）建立：在一定条件下，当弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达平衡状态。 （2）特征： （3）影响电离平衡的因素 温度：升温，促进电离（电离过程吸热） 浓度：加水稀释，促进电离 加与电离平衡相关的物质：如对CH3COOHCH3COO－+H+ 加少量醋酸钠固体，抑制电离；加少量氢氧化钠固体抑制电离；加少量盐酸抑制电离 （二）、电离平衡常数 1．定义：弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积，跟溶液中未电离分子的浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积的比值，这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数。 2．表达式： 一元弱酸：HAH++A－； 一元弱碱：BOHB++OH－； 其它条件不变时温度升高，K增大；浓度增大，K不变。 K值越大，该弱电解质较易电离。在相同温度下，K值大小是比较弱电解质的电离程度和相对强弱的一个物理量。 电离平衡常数同化学平衡常数一样，随温度的变化而变化。 （三）、水的电离和水的离子积常数 水能发生微弱的电离，且水的电离是一个可逆过程： H2O+H2OH3O+ + OH－；ΔH>0 或者 H2OH+ + OH－；ΔH>0， 在一定温度下达到电离平衡。 1. 水的离子积常数KW= c(H+)·c(OH－)，25℃时：Kw =1×10－14。 2. Kw是常数，只随温度改变，温度升高，Kw增大。 （四）、影响水的电离平衡的因素 1．温度：由于水电离过程为吸热过程，升温将促进水的电离，平衡右移，Kw变大，c(H+)、c(OH－)也同时增大， pH变小，但由于c(H+)与c(OH-)始终保持相等，故仍显中性。 2．酸碱盐对水的电离平衡的影响 （五）、溶液的酸碱性和pH值 1．溶液酸性、中性或碱性的判断依据是：看 c(H+)和c(OH－)的相对大小 在任意温度的溶液中： 常温（25℃） 酸性溶液：c(H+)＞c(OH－) c(H+) >1×10－7mol·L-1 中性溶液：c(H+)=c(OH－) c(H+)=1×10－7mol·L-1 碱性溶液：c(OH－)＞c(H+) c(H+) <1×10－7mol·L-1 2．溶液的pH值 氢离子浓度的负对数。pH=-lgc(H+)。pH的范围为0～14。 注意：当溶液中[H+]或[OH－]大于1mol·L-1时，不用pH表示溶液的酸碱性。 3．溶液的酸碱性与pH的关系 室温下： 4．溶液pH的测定方法 （1）酸碱指示剂法 说明：常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。 （2）pH试纸法 常用酸碱指示剂的变色范围 指示剂 变色范围的pH