3.1 弱电解质的电离平衡（图文版知识清单，不可编辑）化学苏教版选择性必修1

第一单元弱电解质的电离平衡； 考点1强电解质和弱电解质 1.电解质和非电解质 电解质 非电解质 定义 在水溶液中或馆融状态 在水溶液中和熔融状态下 下能导电的化合物 都不能导电的化合物 Na"Cl C.H,OH Na'CI- C,H,OH 类别 酸、碱、盐、活泼金属 多数有机化合物、非金属 氧化物和水等 氧化物水除外)和氨等 NaCl(aq) 乙藤(aq) 【特别提示】 在水浴液中或铭融状态 在水溶液中或熔融状态 【常见的非电解质] 本质区别 下能产生自由移动的离 下不能产生自由移动的 ①包括C0、N0、Si0.及 离子 CH和其他烃类，乙萨类， 酝类，葡萄糖，蔬糖等。 ②本身在水溶液中不能电 相同点 离，但与水反应生成电解 均为化合物 质的，如C0、S02,S0 NO2 P,Os NH,等 2.强电解质和弱电解质 根据电解质在水溶液中的电离程度，可把电解质分为强电解质和弱电解质。 (1)强电解质 (2)弱电解质 是在水浴液中完全电离的电解质。 是在水浴液中部分电高的电解质。 常见的强电解质有强酸、强碱和大部分 常见的弱电解质有弱酸、弱碱。 盐。 H 0 HCI=H++Cl- H CH OH 9H ±CH,C00+Ht H'3 H→C CH.OH CH OH HCI(aq) CH,COOH(aq) 【常见的强电解质] [常见的弱电解质】 强酸：HCI、HBr,HI、.H,SO,HNO,HCIO,等 弱酸：HF、HCIO、HS0,H,S、H,PO,H,C0 强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)、Ba(OH),等 CH,COOH、HNO,、HCNH,SiO,等 大部分盐（含滩溶盐）：如BaS0,CaC0,等 弱藏：NH,H,O、MgOH)2AI(OH)gFe(OH)g Fe(OH)2Cu(OH),等 非电解质包括CO、NO、SiO2及CH,和其他烃类、乙醇和其他醇类、酯类、蔗糖等 本身在水溶液中不能电离，但与水反应生成电解质的，如CO2、SO2、NH等。 HO 3.电离方程式的书写 (1)强电解质的电离方程式 强电解质在水中完全电离，其电离方程式用“=”表示。 H,SOH →2H+S0,2 Na'Na Ba(OH):Ba Na:CO 2Na'+C0,2 Ba(OH)2 Ba2++20H H2S04==2Ht+S0,2 Na2C03==2Na*+C032 Ba(OH)2===Ba2++20H (2)弱电解质的电离方程式 ①弱电解质的电高过程是可逆的，其电离方程式用“一”表示。 CH COOH CH,COOH≌CH3CO0+H NH,H,O NH3H20 NH4*+OH- NHOH ②多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。 H2CO3 H*+HCO3 H,C03 HHCOg HC03=H+C032 ③多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。 Fe(OH)x Fe(OH)Fe3++30H 【归纳小结】水溶液中电离方程式的书写 类型 电离特点 电离方程式 强酸、强碱、 HzS04==2H*+S0,2 强 大多数（正）盐 完全电离，用“==” Ba(OH)2===Ba2++20H- CuS04=Cu2*+S0,2 强酸的酸式盐 完全电离(“全拆”) NaHSO===Na*+H++SO 2- 注意区分强 质 羽酸的酸式盐 酸根离子部分电离 NaHCO3===Na*+HCO3 酸酸式盐和 (“半拆) HC03=H+C0,2 CH COOHCH COO-+H* 弱酸酸式盐 一元弱酸、 一元弱碱、水 部分电离 NHH20NH *+OH- 的电离方式！ 弱电解质 H20H*+OH 多元弱酸 分步电高，以第一步为 H2SO3H*+HSO; 主，分步书写 HS03=H*+S032 多元弱碱 分步电离（较复杂）， 步写出即可 Cu(OH)2 Cu2++20H 4.影响溶液导电性的因素 (1)电解质溶液的导电原理 电解质在溶液中电离成自由移动的阴、阳离子，在电源（电场）的 作用下沿某一方向定向移动，形成电流。 (2）影响溶液导电性的因素 ①离子的浓度：离子的浓度越大，导电性越好。 ②离子所带的电荷：离子所带的电荷越多，导电性越好。 考点2弱电解质的电离平衡 1. 电离平衡的概念 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达 到最大限度时，弱电解质分子电离成离子与离子结合 成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的 CH;COO 浓度都不再发生变化的状态。 H CHCOOH CH: H 弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离 子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且 V电离V结合≠0 2。电离平衡的特征 (1)弱电解质的电离平衡是一种动态平衡，达到平衡 [特别提示】 时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程井没停止。 2.电解质洛液中的守恒问题 (1)物料守恒：c(CHC0OH) (2)弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电 +c(CH,C00）=0.1molL-1 解质分子速率相等(V电离V结合）。 (0.1molL醋酸溶液)。 (2）电荷守恒：正电荷总数=负电 (3)溶液中各分子和离子的浓度都保持不变。 荷总数。 → (4)外界条件发生变化，电离平衡发生移动。 3.影响电离平衡的因素 (1)内因：弱电解质本身的性质是决定因素。 (2)外部因素： ①温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡右移，电 离程度增大。 ②浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡右移，但电离程度减小；加水稀 释，电离平衡右移，电离程度增大。 ③同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可抑制弱电解质的 电离，电离平衡左移，电离程度减小。 ④酸碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。 ⑤学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡 右移，电离程度增大。 CH3COOH电离平衡的影响因素分析 知识清单 (3)实例分析：以0.1moL1的CH3C00H溶液为例，分析影响电离平衡的因素 及平衡移动结果。 电离方程式为CH3COOH≥CH3CO0+Ht(△H>O) 影响因素 平衡移 动方向 n(H*) c(H*) c(CH3C00） pH 导电 能力 升温（不 考虑挥发) ↑正向 增大 增大 增大 减小 增强 加冰醋酸 正向 增大 增大 增大 减小 增强 正向 增大 减小 减小 增大 减弱 加水稀释 特别提醒：加水稀释时，虽然n(H)增大，但溶液体积增大得 更快，导致cH)减小。 加CH3C00 逆向↓ 减小 减小 增大 增大 增强 Na Na固体 Na 特别提醒：加入与平衡体系中相同的离子（同离子效应），会 o·jcH,co0 抑制弱电解质的电离，使平衡向逆反应方向移动。 HCI 通HCI气体 逆向↓ 增大 增大 减小 减小 增强 oVoFH' ooc 正向 减小 减小 增大 增大 增强 NaOH 加NaOH固体 H,0 OH 特别提醒：加入能与平衡休系中的离子反应的物质，会消耗离子 HH,O 促使平衡向正反应方向移动。 加金属Zn 正向分 减小 减小 增大 增大 增强 Zn2 考点3电离平衡常数和电离度 1.电离平衡常数的表示方法 (1)电离平衡常数表达式 (2)多元弱酸的分步电离 弱酸的电离平衡常数用K表示，弱碱的电 H2CO3、H3PO,等多元弱酸在水溶液中分 离平衡常数用K表示。 步电离，每步电离都有相应的电离平衡常 Step 1: CH,COOH电离常数表达式 H2CO3H*+HCO3,Ka1= c(H*)c(HCO3) c(H2C03) Ka= c(CH3COO-)-c(H+) c(CH3COOH) Step 2:HCO3H++CO K2= c(H+)c(C03) c(HCO3) NH3H2O电高常数表达式 Kp= c(NH)-c(OH-) Ka1 Ka2>Ka3 c(NH2-H2O) 般情况下多步电离时电离平衡 常数相差较大，所以其饿性主要 决定于第一步电离。 2.电离平衡常数的意义 弱酸的酸性越强 电离平衡常数越大 N 弱碱的碱性越强 电离程度越大 3.电离平衡常数的影响因素 ☑只与电解质本身的性质 为 电离是吸热的 ☑ 和温度有关 △H>0 ☒ 与浓度无关 所以电离平衡常数随 着温度的升高而增大 弱电解质的电离度与电离平衡常数应用-知识清单 4.电离度(Degree of lonization) (1)弱电解质的电离度α可表示为： 已电离的弱电解质浓度 一×100% A 电离度a Q= 弱电解质的初始浓度 1A (2)电离度与电离平衡常数的关系 批 【特别提示】电离平衡常数与 注 电离度的有关计算 在一定温度下，弱电解质的电离平衡 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般 常数与弱电解质溶液的初始浓度无关， 采用三段式：以CH,COOH=CH,CO0+H 而电离度与初始浓度有关。 为例，设CH COOH的初始浓度为cmoL, 一般而言，弱电解质溶液的浓度越大， 电离平衡常数为K,电离度为α。 电离度越小；弱电解质洛液的浓度越 CH3COOH CHCOO +H* 小，电离度越大。 初始浅度(mo/L) c 0 0 转化浓度(mo/L) Ca ca Ca 5.电离平衡常数的应用 平衡浓度(mol/L) c-ca ca ca (1)判断弱酸（或弱碱）的相对强弱 其中：当酸或碱较弱时，c-cQ≈c, 电离平衡常数越大，酸性（或碱性）越强， 则：K≈ca,a≈√。上式说明， 弱电解质的电离度α与初始浓度有关， 初始浓度越大，电离度越小；反之，初 始浓度越小，电离度越大。 (2)判断电离平衡的移动方向 如在一定浓度的CH,C00H溶液中K=c(CHCO0cH; 稀释一倍后， c(CH2COOH) 假设平衡不移动，则Q=号K,Q<K,平衡向电离方向移动。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况 如0.1moL-1CH3C00H溶液加水稀释， c(CH3C00）-K3 cH)’ 加水稀释时， c(CHCOOH) cH减小，K值不变，则值不变则CH,C00增大。 c(CH2COOH) 加水稀释一cH）↓→ c(H*) 比值增大。 考点4水的电离平衡 1.水的电离 (1)水是一种极弱的电解质 (2）水的电离为吸热过程 + H H △H>0 H20+H20≥H0*+0H H20≥ H*+OH 【特别提醒】：cH)与c(OH)中的H、OH是指溶液中所有H、OH的总物质的量浓度。 2.水的离子积常数 (1)水的电离平衡常数表达式为K=cH)cOH c(H2O) 。纯水和稀溶液中cH,0) 视为常数，则c(Ht)·c(OH)=K·c(H,O)为新的常数，用Kw表示。 (2）水的离子积常数表达式为Kw=c(H)·c(OH)。 ①常温时，Kw=1.0×1014,不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。 Kwt 【特别提醒】：K只与温度有关，与溶液的 5.5x1013 酸碱性无关。温度升高，K增大。 ②不同溶液中，c(H)、c(OH)可能不同， 1.0×1014 任何溶液中由水电离出的c(H)与c(OH)是相等的。 25℃ 100℃温度 外加物质对水的电离平衡的影响 体系变化条件 平衡移动方向 c(H*) c(OH) c(H)-c(OH-)(Kw) 升高温度 向右 增大 增大 增大 加入酸 8}向左 0 增大 减小 不变 加入碱 0”向左 减小 增大 不变 加入可水解的盐 向右 增大或减小减小或增大 不变 【特别提醒】：只有升高温度才能促进水的电离且K增大；加入可水解的盐只 能促进水的电离，Kw不变。 水的电离平衡与离子积常数 知识清单 3.有关水的离子积常数的计算(Kw) H,O H,O H'H'OH OHOH HOH H'OH H' OH H.O OH P代H OH H' (1)常温下，K=1.0x1014, 酸溶液中，cH)=1.0x104moL,碱溶液中，c(OH)=1.0x101mo', 纯水中c(H)=1.0×107moL1. 则c(OH=1.0x1010moL1 则cH)=1.0x1013molL1. (2)不同溶液中c(H、c(OH)可能不同，任何溶液中水电离的c(H门与c(OH)相等。 若某酸溶液中，c(H=1.0x10molL1,则溶液中c(oH)为1.0×1013molL 此时水电离出的c(H=c(OH)=1.0×10molL。 4.影响水的电离平衡的因素 (1)温度（吸热，升温促进，K增大） (2)酸碱效应（加入酸/碱，抑制电离，K不变） H20≥Ht+OH H,O OH OH1 H HH 抑割 制 OHOH H OH'H' (3)化学反应（加入活泼金属，促进电离） 加入了活泼金属，可与水电离产生 Na +H2O 0 的H直接发生置换反应，产生H2, CH 00 使水的电离平衡向右移动，水的电离 00 程度增大。 实例分析：改变条件对水的电离平衡的影响 (常温下) 改变系件 电南平移动方向 落液中c(H) 溶液中c(OHr) pH 溶液的酸碱性 Kw 升高温度 正向 增大 增大 <7 中性 增大 加入酸 逆向 增大 减小 <7 酸性 不变 加入碱 逆向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入活泼金属（如Na) 正向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入CH,COONa(s) 正向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入NH,CIs) 正向 增大 减小 <7 酸性 不变