第21讲 电离平衡- 2024年高考化学大一轮复习【精讲精练+专题讲座】

第21讲 电离平衡 【化学学科素养】 1.变化观念与平衡思想：认识弱电解质的电离有一定限度，是可以调控的，能多角度、动态地分析弱电解质的电离平衡，并运用平衡移动原理解决实际问题。 2.科学研究与创新意识：能发现和提出有关弱电解质的判断问题；能问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行哙验探究。 3.证据推理与模型认知：知道可以通过分析、推理等方法认识电离平衡的本质特征，建立模型。能运用模型解释电离平衡的移动，揭示现象的本质和规律。 【必备知识解读】 一、弱电解质的电离平衡 1.弱电解质 强电解质 弱电解质 定义 在水溶液中能完全电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 电离过程 不可逆，无电离平衡 可逆，存在电离平衡 在溶液中的 存在形式 只有离子 既有离子，又有电解质分子 物质类别 及示例 ①强酸，如HCl、H2SO4 ②强碱，如KOH、Ba(OH)2 ③大部分盐，如NaCl、BaSO4 ①弱酸，如CH3COOH、HClO ②弱碱，如NH3·H2O、Mg(OH)2 ③水 (2)与化合物类型的关系 强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。 2.弱电解质的电离概念 (1)电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。 (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。 二、电离方程式的书写 强电解质 强酸 完全电离，如HCl === H+ + Cl- 强碱 完全电离，如Ba(OH)2 === Ba2+ + 2OH- 盐 正盐 完全电离，如Na2CO3 === 2Na+ + 强酸的酸式盐 完全电离，如NaHSO4 === Na+ + H+ + 弱酸的酸式盐 第一步完全电离，第二步弱酸酸根部分电离，如 NaHCO3 === Na+ + ，HCO3- H+ + 弱电解质 一元弱酸 部分电离，如CH3COOH CH3COO- + H+ 一元弱碱 部分电离，如 NH3·H2O + OH- H2O 部分电离， H2O H+ + OH- 多元弱酸 分步电离，必须分步写出，不可合并（以第一步电离为主） 如H2CO3 H+ + ， H+ + 多元弱碱 分步电离，中学阶段要求一步写出。如Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH- 【特别提醒】强酸的酸式盐在熔融状态和水溶液中，电离方程式是不同的。 （1）熔融状态时：NaHSO4 === Na+ + ； （2）溶于水时：NaHSO4 === Na+ + H+ + 杨sir 三、电离平衡常数及其应用 1．概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，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，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用 K 表示（通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数）。杨sir化学，侵权必究 2.表达式 （1）一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。 （2）一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。 （3）多元弱酸、弱碱 电离方程式 电离常数表达式 H2CO3 H2CO3 H+ + HCO3- H+ + K1＝ K2＝ Cu(OH)2 Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH- K＝ 3.特点 (1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。 (2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 例如，在25 ℃时，K(HNO2)＝4.6×10－4，K(CH3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO2的酸性比CH3COOH强。 (3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步电离。 【关键能力拓展】 1.外因对电离平衡的影响 (1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。 (2)温度：温度越高，电离程度越大。 (3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。 (4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。如： 以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋)