高三化学一轮复习 第8章 水溶液中的离子平衡教案

第八章 水溶液中的离子平衡 第一节 弱电解质的电离

复习目标：

1、巩固对电解质、强弱电解质概念的理解。 2、了解弱电解质电离平衡的建立及移动的影响因素。 3、能对溶液的导电能力判断及对强弱酸碱进行比较。 基础知识：

一、强电解质与弱电解质的区别 （一）电解质和非电解质

电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质：在水溶液里或熔融状态下不能导电的化合物。 【注意】

1．电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。 2．化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。

3．常见电解质的范围：酸、碱、盐、离子型氧化物。

4．溶剂化作用：电解质溶于水后形成的离子或分子并不是单独存在的，而是与水分子相互吸引、相互结合，以“水合离子”或“水合分子”的形态存在，这种溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用叫做溶剂作用。 （二）强电解质和弱电解质

强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。 弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡。 【注意】

1．强、弱电解质的范围：

强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐 弱电解质：弱酸、弱碱、水 2．强、弱电解质与溶解性的关系：

电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO4、BaCO3等。 3．强、弱电解质与溶液导电性的关系：

溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。 4．强、弱电解质与物质结构的关系：

强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱

极性键的化合物。

5．强、弱电解质在熔融态的导电性：

离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。

二、弱电解质的电离平衡

1、弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），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的状态。弱电解质的电离平衡的特点是：

（1）动态平衡：电离方程式中用“

-

”，如：CH3COOH

+

CH3COO+H。

-+

（2）条件改变：平衡被打破。如在CH3COOH的石蕊溶液中（呈红色）加入固体CH3COONH4，即增大了c(CH3COO)，平衡左移，c( H)变小，使红色变浅。

（3）弱电解质在离子反应中电离平衡发生移动。将等质量的锌粉分别投入10mL0.1mol/L盐酸和10mL0.1mol/L醋酸中，实验结果：盐酸的反应速率比醋酸快。若锌足量，则产生氢气的体积相等。因为当浓度和体积相同时，盐酸是强酸，c（H）大，所以反应速率快，但二者可电离出来的H的物质的量相等，仅仅是后者随着反应的进行，醋酸的电离平衡不断发生移动。

（4）从导电实验可知，弱电解质少部分电离，大部分以分子形式存在，决定了它在离子方程式书写中保留分子形式。如醋酸和烧碱溶液中和反应的离子方程式应写成：CH3COOH+OH= CH3COO+H2O。

（5）导电性强弱与电解质强弱的关系：电解质的强弱由物质内部结构决定，电解质的强弱在一般情况下影响着溶液导电性的强弱。导电性强弱是由溶液离子浓度大小决定的。如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱，而某弱电解质虽然电离程度很小，但如果浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质的导电能力也不一定弱。 2、电离平衡常数

（1）概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所产生的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示（酸用Ka表示，碱用 Kb表示）。 （2）表示方法：AB

c(A) c(B)

A+B K=

c(AB)

+

-+

-—

—

+

+

（3）K的意义：K值越大，表示该电解质较易电离，所对应的弱酸弱碱较强。从Ka或Kb的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱： H2SO3

（Ka1=1.5×10）> H3PO4（Ka1=7.5×10）>HF（Ka=7.2×10）> HNO2（Ka1=4.6×10）> HCOOH（Ka=1.8×10）> CH3COOH（Ka=1.8×10）> H2CO3（Ka1=4.3×10）> H2S（Ka1=9.1×10）

（4）影响K值大小的因素：K值不随浓度而变化，但随温度而变化。

（5）多元弱酸的电离。多元弱酸是分步电离的，且越向后的电离越困难，其电离出来的离子浓度也越小，酸性主要由第一步电离决定。如 H3PO4的电离：

第一步电离：H3PO4-第二步电离：H2PO

4

-+

H+H2PO K1

4

2-+

H+HPO (较难) K2

4

-8

-4

-5

-7

-2

-3

-4

-4

2-第三步电离：HPO

43-+

H+PO （困难） K3

4

-2-+

显然：在磷酸溶液中，由H3PO4电离出来的离子有H、H2PO 、HPO 、 K1>K2>K3。

44PO

3--2-3-+

等离子，其离子浓度的大小关系为：c(H)>c(H2PO )>c(HPO )>c(PO ) 。 4444

3、电离度

弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度。常用α表示：

已电离的溶质分子数α= ×100%

原有溶质分子总数※强酸与弱酸(或强碱与弱碱)的比较

pH或物质的量浓度 溶液导电性 水的电离程度 c(Cl)与c(CH3COO)大小 等体积溶液中和NaOH的量 分别加该酸的钠盐固体后pH 开始时与金属反应的速率 等体积溶液与过量活泼金属产生H2的量 ---等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸(b) 等pH的盐酸(a)与醋酸(b) pH：ab ac(CH3COO) a=b a:不变 b:变大 a>b 相同 --物质的量浓度：a

【例1】

〖方法归纳〗

判断强、弱电解质的方法规律

实验设计思路:以证明某酸(HA)是弱酸为例

实验方法 (1)测0.01 mol/L HA的pH 结论 pH=2，HA为强酸 pH>2，HA为弱酸 pH=7，HA为强酸 pH>7，HA为弱酸 若导电性相同，HA为强酸；若HA导电性比HCl弱，HA为弱酸 (2)室温下测NaA溶液的pH (3)相同条件下，测相同浓度的HA和HCl(强酸) 溶液的导电性 (4)测定同pH的HA与HCl稀释相同倍数前若ΔpH(HA)=ΔpH(HCl)，HA为强酸； 后的pH变化 (5)测定等体积、等pH的HA和盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量 (6)测定等体积、等pH的HA和盐酸中和碱的量

4、影响电离平衡的因素 1）内因

ΔpH(HA)<ΔpH(HCl)，HA为弱酸 若反应过程中HA产生H2较快且最终产生H2较多，则HA为弱酸 若耗碱量相同，HA为强酸；若HA耗碱量大，则HA为弱酸 弱电解质本身，如常温下K(HF)>K(CH3COOH)。 2.外因 以CH3COOH（1）温度

弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向右移动，CH3COOH电离程度增大，c(H)、c(CH3COO)增大。 （2）浓度

加水稀释CH3COOH溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。n(CH3COO)、n(H)增大，但c(CH3COO)、c(H)减小。 （3）同离子效应

在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动。例如 0.1 mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡CH3COOH

-+

-+

-+

+

--+

CH3COO+H为例

CH3COO+H。加入少量

-+

CH3COONa固体或HCl，由于增大了c(CH3COO)或c(H)，使CH3COOH的电离平衡向逆反应方向移动。前者使c(H)减小，后者使c(H)增大。 （4）化学反应

在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向电离的方向移动。例如，在CH3COOH溶液中加入NaOH或Na2CO3溶液，由于OH+H=H2O、2-++

CO +2H= H2O+CO2↑，使c(H)减小，平衡向着电离的方向移动。 3

〖点拨〗 稀释弱电解质溶液时，平衡移动的方向易误判为逆向移动，把溶液中离子浓度的减小误认为是电离平衡逆向移动造成的，实际上稀释才是造成溶液中离子浓度减小的主要因素。

【例2】

例题精讲：

【例1】 醋酸是一种常见的一元弱酸，为了证明醋酸是弱电解质，某同学开展了题为“醋

-+

+

+

酸是弱电解质的实验探究”的探究活动。该同学设计了如下方案，其中错误的是 ( )

A．先配制一定量的0.10 mol/L CH3COOH溶液，然后测溶液的pH，若pH大于1，则可证明醋酸为弱电解质