(完整word)高中化学-水的电离电离平衡

高中化学——水溶液中的离子平衡

【本节学习目标】

（1）了解电解质的概念

（2）根据电解质在水溶液中的电离与电解质溶液的导电性，理解强电解质和弱电解的概念，并能正确书写电离方程式

（3）理解弱电解质在水溶液中的电离平衡 （4）了解水的电离及离子积常数

（5）认识溶液的酸碱性、溶液中c(H)和c(OH)、pH三者之间的关系，并能进行简单计算

（6）了解酸碱中和滴定的原理

（7）了解溶液pH的调控在生活、生产和科学研究中重要作用

（8）理解盐类水解的原理，掌握影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用 （9）在理解离子反应本质的基础上，能从离子角度分析电解质在水溶液中的反应 （8）了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质

学习重点：弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用

学习难点：弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解平衡

+

－

【知识要点梳理】 一、电解质的电离平衡

（一）．电解质和非电解质 概念 电解质 在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。 大多数离子化合物 强极性键构成的共价化合物 酸、碱、盐、H2O等 非电解质 在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物。 极性键或非极性键构成的共价化合物 大多数有机物、SO3、CO2等 微观结构 实例 （二）．强电解质和弱电解质 概念 电离程度 电离方程式 强电解质 一定条件下能够全部电离的电解质 完全电离，不存在电离平衡 H2SO4=2H+SO4 NaHCO3=Na+HCO3 1

+-+2-弱电解质 一定条件下只能部分电离的电解质 部分电离，存在电离平衡 CH3COOHNH3·H2OCH3COO+H NH4+OH +--+

NaHSO4=Na+H+SO4 Ca(HCO3)2=Ca+2HCO3 2+—++2－H3PO4H2PO4HPO4－H+H2PO4 H+HPO4 H+PO4 +3－+2－+－2－溶液中溶质 微粒 只有水合离子 水合离子，弱电解质分子 HF、HClO、H2S、H2SO3、 HNO2、H3PO4、强酸：HCl、HNO3、H2SO4 HBr、HI、HClO4弱酸：H2CO3 、H2SiO3、HCOOH CH3COOH、等 实例 强碱： KOH、NaOH、Ba(OH)2 Ca(OH)2 绝大多数盐(BaSO4、AgCl、CaCO3) 等。 弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3等不溶性碱 说明：BaSO4、AgCl、CaCO3是强电解质，它们的水溶液中离子浓度非常小，导电能力非常弱，但溶解的那一小部分是完全电离的； Fe(OH)3的溶解度也很小， Fe(OH)3属于弱电解质；HCl、 CH3COOH的溶解度都很大， HCl属于强电解质，而CH3COOH 属于弱电解质；所以电解质的强弱与其溶解性没有必然联系。 （三）、弱电解质的电离平衡及其移动

⒈电离平衡的概念：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态 ⒉电离平衡的特征：

弱电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种，具有以下一些特征： “逆”——弱电解质的电离是可逆的 “动”——电离平衡是动态平衡 “等”—— v(离子化)=v (分子化)≠0

“定”——在电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变。

“变”——电离平衡是相对的、暂时的，当外界条件改变时，平衡就会发生移动 3.影响电离平衡的因素： （1）内因：弱电解质本身的结构

（2）外因：温度、浓度等（符合勒夏特列原理）

思考分析：0.1mol/L醋酸溶液做下列改变后各参数的变化情况： CH3COOH HCl NaOH CH3COO+ H（正反应为吸热反应） 移动电离方向 程度 逆 减小 正 增大 c(CH3COOH) 增大 减小 c(H) 增大 减小 +－

+

c(OH) 减小 增大 -导电性 增强 增强 Kw 不变 不变 2

H2O CH3COONa 冰醋酸 加热 正 增大 逆 减小 正 减小 正 增大 减小 增大 增大 减小 减小 减小 增大 增大 +

增大 增大 减小 减弱 增强 增强 增强 不变 不变 不变 增大 分析：稀释冰醋酸过程中各量[nH+、a、c(H)、导电性]的变化曲线：

-1

再如：在0.1mol·mol的氨水溶液中，存在如下电离平衡： NH3+H2O

NH4+OH（正反应为吸热反应）。在此平衡体系中，若按下列情况变动，

+

－

请将变化情况填入表中[增大用“↑”，减小用“↓”向左用“←”，向右用“→”]。 平衡移动方向 升温 → ↑ ↑ ↓ ↑ 通氨气 → ↑ ↑ ↑ ↑ 加水 加NaOH(固) → ↑ ↓ ↓ ↓ ← ↑ ↑ ↑ ↑ 加NH4Cl(固) ← ↓ ↓ ↑ ↑ 通CO2 → ↓ ↓ ↓ ↑ n(OH－) c (OH-) c(NH3·H2O) 导电能力 4．电离常数

（1）概念：电离平衡的平衡常数 （2）表示方法： CH3COOH

CH3COO+ H

—

+

Ka= NH3·H2O

+

—

NH4 +OH

Kb=

弱酸 H2C2O4 CH3COOH 电离常数（25℃） K1=5.4×10 K2=5.4×10 K=1.75×10 -5-5-2 3

H2CO3

酸性：H2C2O4＞CH3COOH＞H2CO3 （3）说明：

K1=4.4×10 K2=4.7×10 -11-7 ①K越大，该弱电解质越易电离。所以可以用Ka或Kb的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。 ②K只与温度有关，不随浓度改变而改变。

③多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性的强弱主要由第一步电离决定。 如H3PO4的电离： H3PO4 H2PO4 HPO4

-

H + H2PO4 K1= 7.1×10

H + HPO4 K2= 6.3×10 H + PO4 K3= 4.2×10

+

3--13

+

2--8

+--3

2-

注：K1＞＞K2＞＞K3 （四）．判断电解质强弱的方法 (1)不完全电离： ①0.1mol/L的醋酸pH ＞1 ②与同浓度的盐酸对比导电性 ③与同浓度的盐酸对比溶液的pH ④与同浓度的盐酸对比与锌粉反应的速率 (2)电离平衡：

⑤将溶液冲稀1000倍后pH的变化 ⑥与同pH的盐酸等倍冲稀后比较pH变化

⑦同pH的盐酸和醋酸与足量的锌粒反应产生氢气的体积或速率 (3)水解平衡：

⑧ 测得0.1mol/L的醋酸钠溶液的pH ＞7

(4)化学反应(利用较强酸制备较弱酸判断酸性强弱) ⑨将CO2通入苯酚钠溶液出现混浊:

酸性：H2CO3＞C6H5OH

二、水的电离和溶液的pH

（一）．水的电离与水的离子积 在纯水或水溶液中 H2O 或：2H2O

+

H+OH △H＞0 H3O+OH△H＞0

--7

+

--14

+

—

+—

25℃ c(H)=c(OH) =1×10mol/L c(H)·c(OH)=1×10=Kw

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