高三化学电离平衡人教实验版知识精讲.docVIP

高三化学电离平衡人教实验版 【本讲教育信息】 一. 教学内容： 电离平衡 1. 强电解质和弱电解质2. 弱电解质的电离平衡 3. 水的电离平衡 4. 溶液的酸碱性二复习重点 1. 了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念。 理解电解质的电离平衡概念等概念三复习过程 （一）强电解质和弱电解质：的研究对象都是化合物，单质既不是电解质也不是非电解质电解质不一定能导电，导电物质不一定是电解质如CO2、SO2、NH3溶于水能导电本身并没有电离出离子，而是它们与水反应生成的电离出的离子，所以不是电解质。非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质难溶物质在水中虽不导电，但在熔融状态下能电离，因此也是电解质。离子型氧化物（如Na2O、CaO等）虽然溶于水后并非自身电离，但熔融时却可电离，且完全电离，因此，也是电解质。aSO4、AgCl）虽溶解度小，但属强电解质，因溶解的部分能完全电离。 （3）电解质溶液的导电性取决于自由移动离子浓度的大小、温度和离子的电荷数，强电解质溶液导电性不一定强。如较浓醋酸的导电能力可比极稀HCl溶液强。CaCO3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差。 （4）强酸是强电解质，中强酸和弱酸属于弱电解质，其电离方程式写可逆符号，在离子方程式中写分子式。 （二）表示。 （4）电离平衡的特征：具有动、定、等、变等特点，移动规律符合勒沙特列原理。 2、电离常数：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的系数次方跟溶液中未电离的分子的浓度系数次方比是一个常数，这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。（酸的电离平衡常数也可用Ka表示，碱的电离平衡常数也可用Kb表示）CH3COOHCH3COO—+H＋ NH3·H2ONH4＋+OH— （1）K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离，K越小，则电解质的电离程度越小，电解质就越弱。根据K值大小，可判断弱酸、弱碱的相对强弱。 （2）在稀溶液中，K不受溶液的浓度、酸碱度的影响，只受温度的影响，且温度升高，K值增大。 （3）多元弱酸分步电离，每一步电离均有电离常数，各步的电离程度也不相同，其中第一级电离程度最大：K1＞K2＞K3＞＞KipH值酸强小弱大、碱强大弱小；导电能力强大弱小；酸与活泼金属反应时的速率强大弱小。 （3）pH值相同，溶液浓度：一元弱酸＞一元强酸＞二元强酸；一元弱碱＞一元强碱＞二元强碱；酸与同一金属反应时，初速相同；同等程度稀释时，弱酸的pH值比强酸的pH值增加得少些、弱碱的pH值比强碱的pH值下降得少些。 【归纳总结2】判断弱电解质/L的醋酸溶液，其pH＞1。 （2）弱电解质溶液存在电离平衡，增大溶液中弱碱阳离子或弱酸阴离子浓度，平衡逆向移动，溶液中OH—或H+减小，溶液酸碱性发生改变。如向醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONH4，颜色变浅。 （3）弱电解质溶液存在电离平衡，稀释，平衡正向移动，离子浓度（或pH）的变化倍数小于稀释倍数。如将pH=2的酸溶液稀释100倍，若pH＜4，则证明酸为弱酸；若pH=4，则证明酸为强酸。 （4）弱电解质的盐溶液水解破坏水的电离平衡，溶液酸碱性发生变化。如CH3COONa溶液呈碱性，则证明CH3COOH是弱酸。 （5）在相同温度下，相同浓度的强酸溶液电离程度大于弱酸，溶液中的H+浓度大于弱酸，溶液的pH小或与金属反应的速率快或溶液导电性强。如将Zn粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中，结果前者比后者反应快。 （6）在相同温度下，相同体积相同pH的强酸溶液的浓度小于弱酸，完全反应消耗碱或金属的量小于弱酸。如pH与体积均相同的HCl和CH3COOH溶液，分别与过量的Mg反应，生成氢气的总量CH3COOH大于HCl。 （7）弱电解质溶液存在电离平衡，在相同温度下，相同pH的弱酸溶液与金属反应产生等量氢气，平均速率大于强酸，所需时间少于强酸。如pH相同的HCl和CH3COOH溶液与Mg反应，与CH3COOH溶液反应速率减小得慢。 （8）利用较强酸制备较弱酸。如将CO2通入苯酚钠溶液中，出现浑浊，说明酸性：H2CO3＞。 （三）水的电离平衡 1、水的电离：水是一种极弱的电解质，能微弱电离。电离方程式：Ｈ３Ｏ＋＋OH－，可简写为：Ｈ＋＋ＯＨ－。 在一定温度下，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，即KW=c(H+)·c(OH-)，KW叫水的离子积常数，简称水的离子积水的电离是吸热过程，所以，升高温度，可使水的电离平衡向电离的方向移动，因此c(H+)和c(OH-)都增大，故KW也会增大如100的纯水中：KW=c(H+)×c(OH-)=1×10-6）×（1×10-6）=1×10-12，若没有指定温，则可认为是在常温下，即25时KW=1×10-14 （2）水的离子