高中化学知识点总结(第八章-水溶液中的离子平衡).docxVIP

PAGE 21 第八章 水溶液中的离子平衡 第1课时　弱电解质的电离平衡 知识点一　弱电解质的电离平衡及其影响因素 1．强、弱电解质 (1)概念及分类 (2)电离方程式的书写 强电解质用“===”连接，弱电解质用“?”连接。 常见类型 电离方程式 强电解质 硫酸钾：K2SO4===2K＋＋SOeq \o\al(2－,4) 一元弱酸、 弱碱 乙酸：CH3COOH?CH3COO－＋H＋ 一水合氨：NH3·H2O?NHeq \o\al(＋,4)＋OH－ 多元弱酸 分步电离，如碳酸：H2CO3?H＋＋HCOeq \o\al(－,3)、HCOeq \o\al(－,3)?H＋＋COeq \o\al(2－,3) 多元弱碱 一步写出，如氢氧化铁：Fe(OH)3?Fe3＋＋3OH－ 酸式盐 强酸的 酸式盐 水溶液中完全电离，如NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SOeq \o\al(2－,4) 弱酸的 酸式盐 水溶液中不能完全电离，如NaHCO3： NaHCO3===Na＋＋HCOeq \o\al(－,3)、 HCOeq \o\al(－,3)?H＋＋COeq \o\al(2－,3) 2．弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。电离平衡建立过程如图所示： ①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为eq \a\vs4\al(0)。 ②平衡的建立过程中，v(电离)eq \a\vs4\al(＞)v(结合)。 ③当v(电离)eq \a\vs4\al(＝)v(结合)时，电离过程达到平衡状态。 (2)电离平衡的特征 (3)外界条件对电离平衡的影响 以CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH0为例： 改变条件 移动方向 n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 电离程度 浓度 加水稀释 正向 增大 减小 减小 增大 加冰醋酸 正向 增大 增大 增大 减小 同离子 效应 通入 HCl(g) 逆向 增大 增大 减小 减小 加醋酸 钠固体 逆向 减小 减小 增大 减小 升高温度 正向 增大 增大 增大 增大 说明 ①稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小； ②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度也不一定增大； ③电离平衡右移，电离程度也不一定增大 3．电解质溶液的导电能力与溶液中离子的关系 电解质溶液导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。 将冰醋酸、浓醋酸和稀醋酸分别加水稀释，其导电能力随加水量的变化曲线如图： 知识点二　电离平衡常数与电离度 1．电离平衡常数 (1)概念：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中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，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 (2)表达式 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离方程式 HA?H＋＋A－ BOH?B＋＋OH－ 电离常数 表达式 Ka＝eq \f(c?H＋?·c?A－?,c?HA ?) Kb＝eq \f(c?B＋?·c?OH－?,c?BOH?) (3)意义 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。 (4)特点 ①电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大。 ②多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1?K2……，所以其酸性主要取决于第一步电离。 (5)应用 ①判断酸性相对强弱 电离常数越大，酸性(或碱性)越强，如醋酸：K＝1.75×10－5，次氯酸：K＝2.95×10－8，则酸性：醋酸＞次氯酸。 ②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱 电离常数越大，对应的盐水解程度越小，盐溶液的碱性(或酸性)越弱，如醋酸：K＝1.75×10－5，次氯酸：K＝2.95×10－8，则同浓度的醋酸钠和次氯酸钠溶液的pH：醋酸钠＜次氯酸钠。 ③判断反应能否发生或者判断产物是否正确 强酸可以制取弱酸来判断，如H2CO3：Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11，苯酚：Ka＝1.3×10－10，向苯酚钠溶液中通入的CO2不论是少量还是过量，其化学方程式为C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3，不能生成Na2CO3。 ④判断微粒浓度或浓度比值的变化 利用温度不变电离常数就不变来判断溶液中微粒浓度或者比值的变化情况，有时候还会结合KW一起进行判断，如：0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加水稀释，eq \f(c?CH3COO－?,c?CH3COOH?)＝eq \f(c?CH3COO－?·c?H＋?,c