水溶液中的离子平衡(全面).doc

Ⅰ、弱电解质的电离平衡 一、弱电解质的电离平衡（以CH3COOH CH3COO— + H+为例） 1．电离平衡的建立：在一定条件(如温度、浓度)下，当电解质在水溶液中 的速率和离子 的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态． 2．特征：动： 等： 定： 变： 3.电离度和电离常数： ⑴电离度： ①概念：溶液中，弱电解质达到电离平衡时，已电离的物质的量（浓度）与初始物质的量（浓度）的比值。 ②计算公式：α= ×100％ 【】：25℃时,在0.5L0.2mol/L的HA溶液中,有0.01mol的HA电离成离子,该温度下HA的电离α为： ③影响因素：（主要是内因，但是内因改变不了。能改变的外因，有下面两种） a、温度：（电离是一个吸热的过程） 温度升高，电离度 ，温度越低，电离度 。 b、浓度： 浓度越大，电离度 ，浓度越小，电离度 。 【】： 　　①20℃时，0.01mol/LHCN溶液40℃时0.01mol/LHCN溶液。 ②10℃时0.01mol/LCH3COOH溶液10℃时0.1mol/LCH3COOH溶液电离常数 ①概念：一定温度下，弱电解质的电离达到平衡时，电离所产生的各种离子浓度的乘积跟未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示（酸用Ka表示，碱用Kb表示） ②表达式：CH3COOH CH3COO— + H+ ， 有Ka= 【】：①写出NH3·H2O的电离平衡常数NH3·H2O NH4+ +OH— Kb= ②25℃时,在0.5L0.2mol/L的HA溶液中,有0.01mol的HA电离成离子,该温度下HA的电离常数如： H H+ + HS— Ka1= HS- H+ + S2- Ka2= 通常情况下，K1 K2 K3 ③影响因素： （K值只随T的变化而变化，电离是吸热过程，随T的升高而升高）。 ④意义：反映弱酸酸性、弱碱碱性强弱。 一定温度下，Ka越大（多元弱酸以Ka1为依据），弱酸电离程度越大，溶液浓度相同时，c(H+)越大，弱酸的酸性越强。 【练习】： ①、298K时醋酸，碳酸和硼酸的电离常数分别是1.75×10-54.4×10-7(第一步电离)和5.8×10-10酸碳酸和硼酸的酸性 ②、在18℃时，H2SO3的Kl＝1.5×10-2、K2＝1.0×10-7，H2S的Kl＝9.1×10-8、K2＝1.1×10-12，则下列说法中正确的是 （） A. 亚硫酸的酸性弱于氢硫酸 B. 的酸性主要由第一步电离决定 C. 氢硫酸的酸性弱于亚硫酸 D. 的酸性主要由第二步电离决定已知25时，氢氟酸（HF）的电离常数Ki为3.53×104，乙酸（CH3COOH）的电离常数Ki为1.75×105。关于该温度下，浓度同为0.10mol／L这两种酸的电离度大小判断正确是（ ）。 A．氢氟酸的电离度小于乙酸的电离度 B．氢氟酸的电离度等于乙酸的电离度 C．氢氟酸的电离度大于乙酸的电离度 D．无法判断 弱电解质电离以0.1mol/LCH3COOH溶液中的平衡移动符合原理①温度：（电离是一个吸热的过程） 升高温度，电离平衡向 方向移动，电离度 （填增大或减小）。 【注意】：此时的电离度增大，因体积不变，离子浓度也增大 ②浓度：加水稀释，电离平衡向 方向移动，电离程度 。 【注意】：此时的电离度增大，因总体积的增大，离子浓度反而会减小 ③同离子效应：向0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中加入CH3COONa晶体或加入0.1 mol·L－1的稀硫酸，电离平衡向 方向移动，电离程度 。 ④发生反应的离子：向0.1 mol·L－1的CH3COOH中加入Na2CO3固体电离平衡向 移动，电离程度 。 ⑵电离常数与电离平衡移动的关系： 弱电解质在水溶液中达到电离平衡，有Ka= 。若改变条件，引起c(H+)、c(CH3COO-)、c(CH3COOH)发生变化，