考点16 弱电解质的电离平衡-2023-2024学年高二化学核心考点归纳与分层测试（苏教版2019选择性必修1）

考点16 弱电解质的电离平衡 【核心考点梳理】 一、强电解质和弱电解质 1．强、弱电解质的概念 （1）强电解质：在稀的水溶液中完全电离的电解质。 （2）弱电解质：溶于水时部分电离的电解质。 2．常见强电解质 （1）强酸①无氧酸：HCl、HBr、HI②含氧酸：H2SO4、HNO3、HClO4 （2）强碱①一元碱：KOH、NaOH②二元碱：Ca（OH）2、Ba（OH）2 （3）大多数盐：Fe(SCN)3除外 （4）金属氧化物：如Na2O、Al2O3等（熔融态电离） 3．常见弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水 （1）电解质的强弱与溶解性无关。某些盐如BaSO4、CaCO3等，虽难溶于水却是强电解质；而如CH3COOH、NH3·H2O尽管易溶于水，却部分电离，是弱电解质。 （2）电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系。溶液导电能力的强弱由溶液中自由离子的浓度和离子所带电荷多少决定，很稀的强电解质溶液导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。 4．电解质溶液的特点 （1）强电解质：不含溶质分子，含溶剂分子（2）弱电解质：溶质分子和溶质离子共存 5．弱电解质的判断（以弱酸HA为例） （1）电离方面：不能完全电离，存在电离平衡 ①10－nmol/L的HA溶液pH≠n ②同浓度的HA和HCl溶液，导电性HCl的弱 ③同浓度的HA和HCl溶液与B反应，HA速率慢 ④同pH的HA和HCl溶液与B反应，HCl速率慢 ⑤同体积同pH的HA和HCl溶液与足量B反应，HA消耗的B多，产生的产物多 ⑥pH＝1的HA与pH＝13的强碱等体积混合，溶液呈酸性 ⑦盐酸与锌反应，加入少量NaA固体反应速率减慢 ⑧同pH的HA和HCl溶液加入相应钠盐，HA的pH增大 （2）水解方面：电解质越弱，对应离子的水解能力越强 ①NaA溶液的pH＞7 ②NaA溶于水，加入酚酞试液，呈红色 ③在NaA溶液中，c（Na+）＞c（A－） （3）稀释方面：加水稀释，平衡移动 ①同倍数稀释同pH的HCl与HA，HA的pH小 ②pH＝a的HCl与HA稀释成pH＝b，HA加水量多 （4）强制弱酸原理：比较酸（碱）性的相对强弱 ①将HA加到碳酸钠溶液中，有气泡产生，只能说明酸性：HA＞H2CO3，但不能说明HA是弱酸 ②将盐酸加到NaA溶液中，有HA产生，说明酸性：HCl＞HA，能说明HA是弱酸 二、电离方程式 1．连接符号：强电解质用“”，弱电解质用“”。 2．电离方程式的书写 （1）强酸的酸式盐：硫酸氢盐，如：NaHSO4 ①水溶液：NaHSO4Na++H++SO42－②熔融态：NaHSO4Na++HSO4－ （2）弱酸的酸式盐：除了硫酸氢盐外的其他酸式盐 ①NaHCO3：NaHCO3Na++HCO3－②KH2PO4：KH2PO4K++H2PO4－ （3）多元弱酸分步电离，以第一步为主 ①H2CO3第一步电离：H2CO3H++HCO3－②H2CO3第二步电离：HCO3－H++CO32－ （4）多元弱碱分步电离，一般一步到位 ①Fe(OH)3的正常电离：Fe（OH）3Fe3++3OH－ ②Fe(OH)3第一步电离：Fe（OH）3［Fe（OH）2］++OH－ （5）借水型电离 ①NH3·H2O的电离：NH3·H2ONH4++OH－ ②Al(OH)3酸式电离：Al（OH）3+H2O［Al（OH）4］－+H+ （6）自偶电离：一个分子失去H+，另一个分子得到H+ ①H2O（l）：2H2OH3O++OH－②NH3（l）：2NH3NH4++NH2－ ③HNO3（l）：2HNO3H2NO3++NO3－ 三、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立 （1）建立过程 过程 v（电离） v（结合） 开始 最大 0 过程中 变化 逐渐减小 逐渐增大 关系 v（电离）＞v（结合） 达到电离平衡状态 v（电离）＝v（结合） （2）图像 （3）电离平衡 ①建立条件：一定温度、浓度②平衡状态：离子化速率和分子化速率相等的状态。 （4）特点：v（离子化）＝v（分子化）≠0的动态平衡 2．电离平衡移动 （1）内因（主要原因）：电解质本身的性质决定的。 （2）外因 ①温度：升高温度，电离平衡正向移动 ②浓度：增大电解质溶液浓度，电离平衡正向移动，电离程度变小 ③稀释：加水稀释，电离平衡正向移动，电离程度变大 ④同离子效应：加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡逆向移动 ⑤加反应的离子：加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡正向移动 （3）实例：以CH3COOHCH3COO－+H+ΔH＞0为例： 影响因素 移动方向 n（H+） c平（H+） c平（CH3COO－） Ka pH 导电能力 升温 （不考虑挥发） 右 增大