第8章 第1讲 电离平衡-【金版教程】2024高考化学一轮复习创新方案word（新教材，创新版）

第1讲　电离平衡 [复习目标]　1.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡。2.了解电离平衡常数的含义。 一、弱电解质的电离平衡 1.强电解质和弱电解质 (1)定义与物质类别 (2)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＋＋。 ②弱电解质 a．一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋。 b．多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步的电离程度远大于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋、 。 c．多元弱碱，分步电离，一步书写，如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 ③酸式盐 a．强酸的酸式盐，如NaHSO4在水溶液中： NaHSO4===Na＋＋H＋＋； 熔融时：NaHSO4===Na＋＋。 b．弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3： 、 。 2．弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立 在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。 (2)电离平衡的建立与特征 ①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 ②平衡的建立过程中，v(电离)>v(结合)。 ③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。 (3)影响弱电解质电离平衡的因素 ①内因：弱电解质本身的性质是决定因素。 ③实例：以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH>0为例分析外界条件对电离平衡的影响。 改变条件 移动方向 n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 电离程度 升温 向右 增大 增大 增大 增大 浓度 加水稀释 向右 增大 减小 减小 增大 加冰醋酸 向右 增大 增大 增大 减小 同离子效应 加固体醋酸钠 向左 减小 减小 增大 减小 通入HCl气体 向左 增大 增大 减小 减小 加入与弱电解质离子反应的物质 加固体氢氧化钠 向右 减小 减小 增大 增大 加入镁粉 向右 减小 减小 增大 增大 判断正误。正确的打“√”，错误的打“×”并指明错因。 (1)氨溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态。(×) 错因：NH3·H2O电离出的c(OH－)始终等于c(NH)，并不能表明NH3·H2O的电离处于平衡状态。 (2)AgCl的水溶液不导电，CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH是强电解质。(×) 错因：溶液导电性强弱不是电解质强弱的判断标准。 (3)常温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液存在BOH===B＋＋OH－。(×) 错因：常温下，若BOH为一元强碱，则pH＝13，故BOH为弱碱，BOHB＋＋OH－。 (4)向氨水中加入少量NH4Cl固体，会使溶液的pH减小。(√) 错因：________________________________________________________ (5)强电解质都是离子化合物。(×) 错因：许多共价化合物如强酸、氯化铝等都是强电解质。 (6)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。(×) 错因：0.1_mol·L－1_CH3COOH加水稀释，醋酸分子浓度、醋酸根离子浓度、氢离子浓度均减小。 二、电离平衡常数 1.电离平衡常数 (1)概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，该常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示)。 (2)表达式 ①对于一元弱酸HA HAH＋＋A－ 电离常数Ka＝ ②对于一元弱碱BOH BOHB＋＋OH－ 电离常数Kb＝ (3)影响因素及特点 ①影响因素 a．内因(决定因素)：弱电解质本身的性质。 b．外因：电离平衡常数只受温度影响，随温度升高而增大，原因是电离过程是吸热的，与溶液的浓度无关。 ②特点 多元弱酸是分步电离的，各步电离平衡常数的大小关系为Ka1>Ka2>Ka3，当Ka1≫Ka2时，多元弱酸的酸性取决于其第一步电离。多元弱碱的情况与多元弱酸类似。 (4)意义 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，其酸性或碱性相对越强。 例如，在25 ℃时，Ka(HNO2)＝4.6×10－4，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO2的酸性比CH3COOH的强。 (5)应用 ①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 ②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数