第07講電離平衡

I-@工三因］

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1.證據(jù)推理與模型認(rèn)知：通過分析、推理等方法認(rèn)識(shí)強(qiáng)弱電解質(zhì)的本質(zhì)特征及電離平衡常數(shù)

的意義，建立判斷強(qiáng)弱電解質(zhì)和“強(qiáng)酸制弱酸”的思維模型。

2.變化觀念與平衡思想：知道弱電解質(zhì)在水溶液中存在電離平衡，能正確書寫弱電解質(zhì)的電

離方程式，會(huì)分析電離平衡的移動(dòng)。

------------一

—?、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

1.電解質(zhì)和非電解質(zhì)

電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。

非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下均以分子形式存在，因而不能導(dǎo)電的化合物。

2.強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較

強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)

概念在水溶液中能全部電離的電解質(zhì)在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)

電解質(zhì)在溶液

只有陰、陽離子既有陰、陽離子，又有電解質(zhì)分子

中的存在形式

化合物類型離子化合物、部分共價(jià)化合物共價(jià)化合物

①多數(shù)鹽(包括難溶性鹽)；①弱酸，如CH3coOH、HC1O等；

實(shí)例②強(qiáng)酸，如HC1、H2s。4等；②弱堿，如NH3H2O等；

③強(qiáng)堿，如KOH、Ba(OH)2等③水

二、弱電解質(zhì)的電離平衡

1.電離平衡狀態(tài)

(1)概念：在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成弱電

解質(zhì)分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化，電離過程就達(dá)到了電離

平衡狀態(tài)。

(2)建立過程

反

應(yīng)弱電解質(zhì)分子電

速'、、離成離子的速率

率

兩種速率相等，處于電離平衡狀態(tài)

,一/離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率

to時(shí)間

(3)電離平衡的特征

2.電離方程式的書寫

(1)強(qiáng)電解質(zhì)

完全電離，在寫電離方程式時(shí)，用

(2)弱電解質(zhì)

部分電離，在寫電離方程式時(shí)，用“一”。

①一元弱酸、弱堿一步電離。

如CH3coOH：CH3COOH一CH3co0-+H+,

NH3H2O：NH3-H2O1NH：+OH，

②多元弱酸分步電離，必須分步寫出，不可合并(其中以第一步電離為主)。

如H2c。3：H2c03-H++HC0式主)，HC0F-H++COr(^：)=

③多元弱堿分步電離(較復(fù)雜)，在中學(xué)階段要求一步寫出。

3+

如Fe(OH)3：Fe(OH)3=Fe+30JT。

3.電離平衡的影響因素

(1)溫度：弱電解質(zhì)的電離一般是吸熱過程，升高溫度使電離平衡向電離的方向移動(dòng)，電離

程度增大。

(2)濃度：在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度越小，離子相互碰撞結(jié)合為分子的幾率

越小，電離程度越大。

(3)同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解

質(zhì)分子的方向移動(dòng)，電離程度減小。

(4)化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的離子時(shí)，電離平衡向電離方向移

動(dòng)。

4.電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性

(1)電解質(zhì)導(dǎo)電的條件

電解質(zhì)的導(dǎo)電條件是在水溶液中或高溫熔融狀態(tài)，共價(jià)化合物只能在水溶液中導(dǎo)電，離子化

合物在熔融狀態(tài)和溶液中均可導(dǎo)電。

溶液濃度

離子濃度

(2)導(dǎo)電性強(qiáng)弱電離程度

I離子所帶電荷

三、電離平衡常數(shù)

1.概念

在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度

的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電

離常數(shù)，用K表示。

2.電離平衡常數(shù)的表示方法

AB-A++B-K=，(A+)C(B)

c(AB)

(1)一元弱酸、一元弱堿的電離平衡常數(shù)。

例如：CH3coOHaCH3coeT+H+

K_c(CH3coe>)P(H+)

ac(CH3coOH)

NH3-H2O=NHt+OH」

&—c(NH；)c(OH-)

B

C(NH3-H2O)

(2)多元弱酸、多元弱堿的電離平衡常數(shù)。

多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用&、氏等來分別表示。例

如，

H2c03=H++HC03Kal=C(HCO3)C(H+)；

c(H2co3)

HCOr=H++COFKa2=c(H，c(C0：)。

c(HCO?)

多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較為因此，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決

定。由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數(shù)，而用以后要學(xué)到的難溶物的溶度

積常數(shù)。

3.意義

表示弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸(或堿)性

越強(qiáng)。

4.電離常數(shù)的影響因素

(1)內(nèi)因：同一溫度下，不同的弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，說明電離常數(shù)首先由物質(zhì)的本性

所決定。

⑵外因：對(duì)于同一弱電解質(zhì)，電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，由于電離為吸熱過程，所以電

離平衡常數(shù)隨溫度升高而增大。

5.電離常數(shù)的計(jì)算一三段式法

例：25℃amol-L-1的CH3coOH

CH3coOH-CH3coeT+H+

起始濃度/moll-1a00

變化濃度/molirxXX

平衡濃度/mol/L】a~xXX

同_c(CH3coeT)-C(H+)_上?N

c(CH3coOH)a-xa

注意由于弱電解質(zhì)的電離程度比較小，平衡時(shí)弱電解質(zhì)的濃度(〃-x)mol-L-1一般近似為

amolL'o

6.電離常數(shù)的四大應(yīng)用

①判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。

②判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，酸性(或堿性)

越弱。

③判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。

④計(jì)算弱酸、弱堿溶液中的c(H+)、c(OIT)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H+)=U二元，弱堿

溶液中(?(011-)=在標(biāo)。

(5)電離度和電離常數(shù)的關(guān)系1或K-ca2.

四、強(qiáng)酸與弱酸的比較

1.一元強(qiáng)酸和一元弱酸的比較

(1)相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較

頁(yè)中和堿的與足量活潑金屬反應(yīng)與同一金屬反應(yīng)時(shí)的起

c(『)酸性

能力產(chǎn)生H2的總量始反應(yīng)速率

一元強(qiáng)酸大強(qiáng)大

相同相同

一元弱酸小弱小

(2)相同體積、相同c(H+)的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較

項(xiàng)目中和堿與足量活潑金屬反應(yīng)與同一金屬反應(yīng)時(shí)的

沂)酸性

酸的能力產(chǎn)生H2的總量起始反應(yīng)速率

一元強(qiáng)酸小少

相同相同相同

一元弱酸大多

2.判斷HA為一元弱酸的兩種常用方法

(1)常溫下，測(cè)量NaA溶液的pH,若pH>7,則證明HA為一元弱酸。

⑵配制0.01mol1-1的HA的溶液，測(cè)量溶液的pH,若pH>2,則證明HA為一元弱酸。

：-醺劭翎〕

'、—1T----------------------------------------；

考點(diǎn)一強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)判斷

例1.下列有關(guān)電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的分類正確的是

選項(xiàng)ABCD

電解質(zhì)CuCO2NaClNaOH

強(qiáng)電解質(zhì)

HC1Ba(OH)2HCIO4BaSO4

弱電解質(zhì)氨水

CH3COOHH20CU(OH)2

考點(diǎn)二電離方程式書寫正誤判斷

例2.下列電離方程式中正確的是

3+

A.Fe(OH)3^Fe+3OHB.H2cO3WH++CO；-

C.NaHC03=Na++H++C0；-D.Na2so3USO：+2Na+

考點(diǎn)三電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性及變化

例3.在一定溫度下，冰醋酸稀釋過程中溶液的導(dǎo)電能力變化如圖所示。下列說法錯(cuò)誤的是

導(dǎo)

電

能

力

加水量

A.加水前導(dǎo)電能力約為零的原因是冰醋酸中幾乎沒有自由移動(dòng)的離子

B.a、b、c三點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液中，CH3co0H電離程度最大的是c

C.a、b、c三點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液中，c(H+)由小到大的順序是c<a<b

D.在b點(diǎn)加入濃硫酸，可使溶液中c(CH3coO-)增大、c(H+)增大

考點(diǎn)四弱電解質(zhì)的電離平衡及其影響因素

例4.某濃度的HF溶液中存在平衡：HFUH++F,若要增大F的濃度，同時(shí)減小H卡的濃

度，可以采取的方法是

A.加入少量NaOH固體B.增大HF濃度

C.加入少量的濃鹽酸D.加水稀釋

考點(diǎn)五電離常數(shù)的應(yīng)用

例5.室溫下，部分酸的電離平衡常數(shù)如下表：

酸HCOOH(甲HC1OH2cO3H2c4式草酸)

酸）

電離平衡K=4.3xlO-7K=5.9xW2

K=1.77xW4K=4.0xl08alal

aa115

常數(shù)K^M.VxWKa2=6.4x1O'

下列離子方程式正確的是

A.草酸滴入足量NaClO溶液中：H2C2O4+2C1O-=2HClO+C2Ot

B.少量CO2通入NaClO溶液中：2clO+HzO+CO?=2HC1O+CO；

C.少量甲酸滴入NaHCOa溶液中：HCOOH+HCO；=HCOO+H2O+CO2T

D.草酸與甲酸鈉溶液混合：H2C2O4+2HCOO=2HCOOH+C2Ot

考點(diǎn)六強(qiáng)酸、弱酸的比較

例6.常溫下，下列事實(shí)不能說明某一元酸HX是弱酸的是

A.O.lmoM/HX溶液的pH=3

B.O.lmollTNaX溶液的pH>7

C.O.lmobL'HX溶液比O.lmoMJ鹽酸導(dǎo)電能力弱

D.O.lmobL'HX溶液與O.lmobL'NaOH溶液恰好中和

i-―1-明羽園就

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飛J-------------------------

1.下列各組物質(zhì)中，都是強(qiáng)電解質(zhì)的是

A.NH4C1,HC1、H2OB.NaF、NH3-H2O,H2S

C.NaOH,H2so八NaClD.HC1O、NHdF、Na2SO3

2.設(shè)NA為阿伏加德羅常數(shù)值。關(guān)于常溫下pH=3的H2c溶液，下列說法正確的是

A.溶液中的H+數(shù)目為OQOINA

B.加水稀釋使電離度增大，溶液pH減小

C.c（H+）=c（HCOj）+c（CO；-）+c（OH）

D.力口入NaHCOs固體，溶液酸性減弱

3.下列物質(zhì)在水中的電離方程式書寫正確的是

+

A.H2S+H2O^=^HS+H30B.NH3-H2O=NH4+OH-

-

C.NaHCOs=Na++H++CO：D.H2SiO3^==i2H*'+SiO^

4.常溫下，下列實(shí)驗(yàn)一定能證明HA為弱電解質(zhì)的是

A.O.lmol/LNaA溶液的pH>7

B.O.lmol/LHA溶液中滴入石蕊試液呈紅色

C.蛋殼浸泡在O.lmol/LHA溶液中有氣體放出

D.HA溶液的導(dǎo)電性很弱

下列關(guān)于電離常數(shù)的說法正確的是

Ka大的酸溶液中C（H+）一定比降小的酸溶液中的C（H+）大

c(CH,COOH)

B.CH3coOH的電離常數(shù)表達(dá)式為B=/項(xiàng)“二八/二+\

clCH3CO（Jl-clHI

C.向CH3coOH溶液中加入少量CH3coONa固體，電離常數(shù)減小

D.電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)

6.下列對(duì)氨水中存在的電離平衡NH3，H2OUNH：+OH-敘述正確的是

A.加水稀釋后，溶液中c（OH-）減小

B.加入少量濃鹽酸，溶液中c（OH）增大

C.加入少量濃氫氧化鈉溶液，電離平衡正向移動(dòng)

D.加入少量氯化俊固體，溶液中c（NH；）減小

7.根據(jù)相應(yīng)的圖像，下列相關(guān)說法正確的是

[導(dǎo)電性[pHaHC1（25℃）『質(zhì)的含量%[Y的體積分?jǐn)?shù)/%

HF(25℃)

0TT/℃

K(H2O)/mL稀釋倍數(shù)2r3

甲乙丙

A.圖甲：醋酸溶液加水稀釋，醋酸的電離程度：p點(diǎn)大于q點(diǎn)

B.圖乙：等體積、等pH的鹽酸和氫氟酸溶液加水稀釋，由水電離出的H+濃度：a點(diǎn)<b點(diǎn)

C.圖丙：aA（g）+bB（g）cC（g）,]、4、T3對(duì)應(yīng)的平衡常數(shù)K的大?。篢2>T=T3

D.圖?。篨（s）+2Y（g）U3Z（g）的AH>0,pLp2

8.在O.lmol/L的氨水溶液中存在如下電離平衡：NH3-H2O^NH；+OH-,下列措施能使

NH3-H2O的電離平衡正向移動(dòng)的是

A.加NaOH固體B.加NH4cl固體C.通入HC1氣體D.降溫

9.在氨水溶液中存在電離平衡NH3包0UNH：+OJT,要使電離平衡左移且c（OJF）增大,

應(yīng)采取的措施是

A.通入HC1氣體B.加入NaOH（s）

C.加蒸儲(chǔ)水D.降低溫度

10.一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中，溶液導(dǎo)電能力的實(shí)驗(yàn)結(jié)果如圖所示，下列說法錯(cuò)

誤的是

導(dǎo)

電

能

力

加水量

U

零

力約為

導(dǎo)電能

冰醋酸

A.

a>b

c>

pH：

液的

，溶

液中

點(diǎn)溶

、c三

a、b

B.

是b點(diǎn)

大的

度最

離程

OH電

3CO

，CH

液中

點(diǎn)溶

、c三

a、b

C.

積相

溶液體

OH

耗Na

時(shí)消

中和

完全

，恰好

中和

溶液

aOH

ll-iN

Imo

液用

點(diǎn)溶

、c三

a、b

D.

等

，

*

*

-

----

----

是

解質(zhì)的

是弱電

明醋酸

不能證

驗(yàn)事實(shí)

下列實(shí)

11.

約為3

的pH

溶液

醋酸

lL一

.lmo

測(cè)得O

下，

常溫

A.

為8

pH約

液的

鈉溶

醋酸

lL一

lrno

得O.

，測(cè)

溫下

B.常

性

液呈酸

，溶

混合

體積

液等

)2溶

a(OH

3的B

H=1

液和p

酸溶

的醋

=l

，pH

溫下

C.常

等

速率相

的起始

生H2

，產(chǎn)

鋅反應(yīng)

大小的

樣顆粒

別與同

鹽酸分

溶液和

醋酸

H的

相同p

D.

的是

式正確

離方程

下列電

12.

+Na+

coC?

CH3

NaO

3coO

：CH

電離

鈉的

醋酸

A.

O；

++C

a++H

3=N

aHCO

離：N

的電

氫鈉

碳酸

B.

3+

-

3OH

e+

H)^F

Fe(O

電離：

H)3的

Fe(O

C.

3

++S2-

sO2H

：H2