电解质溶液及电离平衡课件
电解质溶液及电离平衡
一、强电解质和弱电解质
1．强、弱电解质强电解质：溶液和熔融状态下，完全电离的物质：如NaCl、Al(OH)3。
弱电解质：溶液和熔融状态下，不完全电离的物质：如H2S、H2CO3。
一般而言，强酸强碱和所有的盐都是强电解质，弱酸弱碱都弱电解质。
2．弱电解质的电离平衡
⑴电离平衡：类似化学平衡反应，弱电解质的电离反应是可逆的。当达到反应物和生成物的浓度不变时，达到平衡。这个平衡是动态平衡的。
⑵电离平衡的特征：
1、是一个可逆反应，在一定条件下，达到一个平衡点，有一个K值。
2、平衡受反应物和生成物的量的影响，当改变生成物和反应物的浓度时，平衡值也会改变。
3、电离反应是吸热反应，因此改变温度对平衡也有影响。
二、水的离子积和溶液的PH
写出水的电离方程式。
在纯水及任何稀溶液中， 2H2O——H3O++OH- 可简写为：H2O—— H+ + OH-
1、水的离子积常数
25℃Kw = c(H+)·c(OH-)=10-14（常数）
其中，25℃时，c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1
讨论：1、在纯水中加入酸(或碱)时，对水的电离有怎样的影响？
2、给纯水加热，其中c(H+)、c(OH-)如何变化？
3、在c(H+)=10-2的盐酸中，OH-浓度是多少？其中水电离出来的H+浓度是多少？2．溶液的酸碱性和PH
PH = - lgc(H+)
当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈酸性
当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈中性
当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈碱性
讨论：1、常温下，稀溶液中，pH+pOH=?
2、你认c(H+)在什么范围内，用pH来表示溶液的酸碱性比较方便？
3、pH的测定方法：
(1)广范pH试纸、精密pH试纸
（2)酸碱指示剂 3)pH计
石蕊5 ~ 8、酚酞8 ~10、甲基橙3.1~ 4.4
红.紫.蓝无.粉红.红红.橙.黄
4、PH相关计算
例1：pH=12的NaOH溶液1mL加水稀释至100mL，pH ；pH=5的HCl溶液1mL加水稀释至1000mL，pH 。
例2：pH=3的醋酸1mL加水稀释至100mL，pH ；pH=11的氨水1mL加水稀释至100mL，pH 。
例3：两瓶pH=2的无色溶液，一瓶是盐酸，另一瓶是醋酸，用简单的实验方法鉴别。
总结归纳：无限稀释时，溶液的pH无限接近7。弱酸、弱碱稀释时，电离度增大；故其pH 的变化值比强酸、强碱相同程度稀释时的变化值小。
例4：将pH=3和pH=4的两种盐酸等体积混合，求混合后溶液的pH。（约3.3）
例5：将pH=10和pH=11的两种NaOH等体积混合，求混合后溶液的pH。
例6、强酸与强碱溶液反应后溶液pH求算：分酸过量和碱过量两种情况讨论。
讨论：pH=2的酸与pH=12的碱溶液等体积混合后的pH有几种可能？
①强酸与强碱：pH=7②强酸与弱碱：pH>7③弱酸与强碱：pH<7
④弱酸与弱碱：pH=7 pH>7 pH<7
作业：1、将不同体积的下列各组一元强酸和强碱混合后，溶液呈中性，填写下表中的空白。组别酸碱体积比酸碱H+和OH-浓度混合前pHa 、pHb之和
1 10:1
2 1:1
3 13
4 m:n
2、某温度下，重水（D2O）的离子积常数为 1.6×10-15，若用定义pH值一样来定义pD=-lg{c(D+)},则在该温度下下列叙述正确的是( ）
(A)纯净的重水中pD=7。 (B)1L溶解有0.01mol DCl的重水溶液中，其pD=2。
(C)1L溶解有0.01mol NaOD的重水溶液中，其pD=12。
(D)纯净的重水中，其c(D+) .c(OD-)>10-14
三、盐类的水解
1．盐类的水解盐溶液有的显酸性、有的显碱性、也有的显中性。如：氯化钠、碳酸钠氯化铵。
以NaF为例分析进行分析：
结论：F-+H2O——HF+OH- 溶液显酸性、分别以氯化钠、碳酸钠、氯化铵进行分析。
盐类的水解定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
讨论：哪些盐能发生水解，哪些盐不能发生水解，请加以总结？盐水解后显酸性或碱性，有什么规律？请结合下列各种盐加以讨论：KF、(NH4)2SO4、NH4Ac、NaCl、KNO3。盐水解的程度的分析和水解后溶液酸碱性的比较。
练习1：写出 NH4Cl、Al2(SO4)3、NaF、 Na2CO3、Na2S、NH4CN的水解方程式。
练习2：下列哪些离子能发生水解？Ba2+ Al3+ NH4+ H+ Cu2+ OH- CO32- SO32- SO42- S2- HS- HCO3- ClO4- ClO- HPO42-
记忆规律：规律1、谁弱谁水解，谁强显谁的性规律2、一般盐的水解程度很小
规律3、可根据水解产物的电离程度比较水解反应的程度。
习题3、多元弱酸的水解是分步进行的，如Na2CO3溶液中CO32-的水解。思考哪一步水解程度大？
2、几个需注意的问题
问题研究1：弱酸酸式盐溶液的酸碱性怎么研确定？NaHCO3？NaHSO3？
a、电离程度大于水解程度显酸性，如NaHSO3，NaH2PO4等。
b、水解程度大于电离程度显碱性，如NaHCO3、Na2HPO4等。
问题研究2：弱酸弱碱盐水溶液的酸碱性怎么确定？以NH4Ac 、(NH4)2SO3为例？
a、酸强于碱-----酸性，如(NH4)2SO3；
b、碱强于酸----碱性，如 NH4F；
c、酸碱相当-----中性，如NH4Ac。
问题研究3：影响盐类水解有哪些因素？
主要因素：盐本身的性质。外界条件：温度，浓度，外加酸碱。温度---水解反应是吸热的，升温有利
于盐的水解。浓度---浓度越小，水解程度越大。外加酸碱要促进或抑制盐的水解，如果盐离子水解呈酸性，那么加酸抑制水解，加碱促进水解；反之亦然。
例题1、在FeCl3稀溶液中，写出水解平衡式，并填写下列表格。
例题2、现测得某浓度Na2HPO4的溶液的pH是8，以下推理合理的是：
（A）HPO42-离子水解程度大于电离程度（B）HPO42-离子水解程度小于电离程度
（C）溶液中c （HPO4-） 3、盐类水解的应用 双水解的应用—泡沫灭火器的原理。泡沫灭火器内玻璃桶内盛硫酸铝溶液、铁桶内盛碳酸氢钠溶液，说明反应原理，并说明为什么把硫酸铝放在玻璃桶内，把碳酸氢钠放在铁桶内？ 用盐类水解的知识解释Al3+和AlO2-在溶液中为什么不能共存。双水解确定离子是否共存。 化肥的使用——草木灰不能和铵态氮肥混合使用，为什么？ 明矾能够用来净水的原理 说明盛放Na2S Na2CO3的试剂瓶不能用玻璃塞的原因，NaF溶液能否用玻璃瓶？ 四、酸碱中和滴定（自己复习） 1．酸碱中和滴定： 2．酸碱中和滴定原理： 第五章电解质溶液 一、关键词 二、学习感悟 1．本章在化学平衡理论的基础上，主要介绍电解质溶液的解离平衡,除酸碱理论之外主要是计算方面的内容。在熟悉公式推导过程的同时，重点掌握有关计算公式。 2．解离平衡计算部分,要注意每个公式的使用条件。避免引起较大误差。 3．本章的重点是弱电解质溶液和缓冲溶液的pH计算及难溶电解质溶度积规则的应用。 三、难点辅导 1. 为什么任何物质的水溶液中都含有H3O+和OH?，而且在常温时，[H3O+]?[OH?]=K w=1.0×10?14？ 无论是酸性还是碱性的物质，一旦与水形成溶液后，由于水发生的质子自递平衡中，会产生H3O+和OH?，所以任何物质的水溶液都含有H3O+和OH?。 在水溶液中，按照酸碱质子理论，酸会给出质子，碱会接受质子，这样必定会引起水的解离平衡发生移动，但水的解离平衡常数不会因平衡的移动发生改变，其解离平衡常数只与温度有关，在常温时，[H3O+]?[OH?]=K w=1.0×10?14。对酸性溶液来说，H3O+主要来自酸性物质（水的极少量解离可忽略），OH?则来自水的少量解离；对碱性溶液来说，OH?主要来自碱性物质（水的极少量解离可忽略），H3O+则来自水的少量解离。 2. 酸碱的强弱由哪些因素决定？ 酸碱的强弱首先取决于酸碱本身给出和接受质子的能力，其次取决于溶剂接受和给出质子的能力。同一种物质在不同溶剂中的酸碱性不同，如HCl 在水中是强酸，在冰醋酸中是弱酸，这是因为水接受质子的能力比冰醋酸强；NH3在水中是弱碱，在冰醋酸中是强碱，冰醋酸给予质子的能力比水强的缘故。所以在比较不同酸碱的强弱时，应在同一溶剂中进行，一般以水为溶剂比较其酸碱性的强弱，即比较在水溶液中的离解平衡常数K a或K b。 3. 缓冲溶液通常由一对共轭酸碱组成，那么HCl-NaCl这对共轭酸碱可组成缓冲溶液吗？为什么？ 缓冲溶液是由共轭酸碱对组成，其中共轭酸是抗碱成分，共轭碱是抗酸成分。缓冲溶液的实质是因有足够浓度的抗碱成分，抗酸成分，当外加少量强酸、强碱时，可以通过解离平衡的移动，来保持溶液pH基本不变。 而HCl-NaCl这对共轭酸碱中的酸是强酸，完全解离，不构成解离平衡，如式：HCl + H2O H3O+ + Cl?，当外加少量[H3O+]时，溶液中碱Cl?不能与少量[H3O+]作用生成HCl，从而溶液中H3O+ 离子浓度会显著增加，溶液的pH也会明显下降；而当外加少量[OH?]时，OH?立即会与H3O+生成难解离的H2O，从 化学平衡与电解质 1、N2+3H2 2NH3的反应中，经过一段时间后， NH3的浓度增加L。在此时间内用H2表示的平均速率为L稴，则此一段时间值是（） A、1s B、2s C、 D、 2、在平衡体系H2S H++HS-，HS H++S2-中，增大溶液的PH值时，则[S2-]A A、可能增大也可能减小 B、增大 C、减小 D、不变 3、已知反应A＋3B＝2C＋D在某段时间内以A的浓度变化表示的化学反应速率为1mol·L －1·min－1，则此段时间内以C的浓度变化表示的化学反应速率为： A．·L－1·min－1 B．1mol·L－1·min－1 C．2mol·L－1·min－1D．3mol·L－1·min－1 4、反应4NH3（气）＋5O3（气） 4NO（气）＋6H3O（气）在10L密闭容器中进行，半分钟 后，水蒸气的物质的量增加了,则此反应的平均速率(X)(反应物的消耗速率或产物的生成速率)可表示为 A.(NH3)= B.(O2)= C.(NO)= D.(H 2O)=、在一定温度下，AgCl的饱和溶液中Ag+浓 度和Cl-浓度的乘积是一常数。现将足量AgCl固体分别加入：（1）10毫升蒸馏水（2）30毫升摩/升盐酸（3）5毫升摩/升NaCl溶液（4）10毫升摩/升CaCl2溶液中，使AgCl溶解并至饱和。此时所得溶液中Ag+浓度由大到小排列的正确顺序是（B） A、（1）>（2）>（3）>（4） B、（1）>（2）>（4）>（3） C、（1）>（3）>（2）>（4） D、（4）>（3）>（2）>（1） 6、在1升摩/升的NaOH溶液中通入标准状况下的升，完全反应，则下列关系式正确的是 （BD ） A、[Na+]>[OH-]>[CO32-]>[H+]>[HCO3-] B、[Na+]>[HCO3-]>[CO32-]>[OH-]>[H+] C、[Na+]>[CO32-]>[HCO3-]>[H+]>[OH-] D、[Na+]+[H+]=[CO32-]+[OH-]+[HCO3-] 7、把NH4Cl溶于重水（D2O）中，生成的水合氢离子的式量应是（D） A、19-20 B、20 C、21 D、21-22 8、根据盐类水解等知识，可判断MgCl2·6H20高温（600°C）灼烧时的分解产物是（D ） A、MgCl2、H2O B、Mg（OH）2、HCl、H2O C、Mg、Cl2、H2O D、MgO、HCl、H2O 9、用同一浓度的氨水分别与50ml醋酸溶液和25ml盐酸完全作用时都消耗20ml氨水，这 表明醋酸溶液与盐酸的关系是（AB ） A、醋酸的物质的量浓度是盐酸物质的量浓度的1/2 B、50ml醋酸与25ml盐酸所含溶质的物质的量相同 C、两种酸的PH值相同 D、醋酸电离度与盐酸电离度相同 10、在密封容器中通入A、B两种气体，在一定条件下反应：2A（气）+B（气） 2C （气）+Q（Q>0）达到平衡后，改变一个条件（x），下列量的（y）一定符合图中曲线的是（AC ） 电解质溶液知识点总结 一、电解质和非电解质 电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。 【注意】 1．电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。 2．化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。 3．常见电解质的范围：酸、碱、盐、金属氧化物、水。 二.强电解质和弱电解质 强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。 弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡。 O _ 1．强、弱电解质的范围： 强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐 弱电解质：弱酸、弱碱、水 2．强、弱电解质与溶解性的关系： 电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO4、BaCO3等。 3．强、弱电解质与溶液导电性的关系： 溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。 4．强、弱电解质与物质结构的关系： 强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。5．强、弱电解质在熔融态的导电性： 离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。 三、弱电解质的电离平衡： 强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡。弱电解质在溶液中电离时，不完全电离，存在电离平衡。当弱电解质的离子化速率和分子化速率相等时，则建立了电离平衡。其平衡特点与化学平衡相似。（逆、等、动、定、变） 1．电离方程式： 书写强电解质的电离方程式时常用“==，书写弱电解质的电离方程式时常用“”。 2．电离平衡常数： 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。 2019年高考化学二轮复习专题10 电解质溶液与离子平衡（讲）（含解 析） 考向一弱电解质的电离与水的离子积 （1）考纲要求 1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。了解电解质的概念。了解强弱电解质的概念。 2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 3.了解水的电离，水的离子积常数。 4.了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法。能进行pH的简单计算。 （2）命题规律 水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。电离平衡重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与计算等等。抓好基础知识的复习，理解电离平衡的本质，是解决此类问题的关键。 【例1】【2016年高考上海卷】能证明乙酸是弱酸的实验事实是（）A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2 B．0.1mol/L CH3COONa溶液的pH大于7 C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2 D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红 【答案】B 【考点定位】考查酸性强弱比较的实验方法。 【名师点睛】强酸与弱酸的区别在于溶解于水时是否完全电离，弱酸只能部分发生电离、水溶液中存在电离平衡。以CH3COOH为例，通常采用的方法是：①测定0.1mol/LCH3COOH溶液pH＞1，说明CH3COOH没有完全电离；②将pH=1CH3COOH溶液稀释100倍后测定3＞pH＞1，说明溶液中存在电离平衡，且随着稀释平衡向电离方向移动；③测定0.1mol/L CH3COONa溶液的pH＞7，说明CH3COONa是强碱弱酸盐，弱酸阴离子CH3COO-水解使溶液呈碱性。 2020届高考化学：电解质溶液、水溶液中的离子平衡练习及答案 *电解质溶液、水溶液中的离子平衡* 一、选择题 1、已知：25℃时，K sp[Zn(OH)2]＝1.0×10－18，K a(HCOOH)＝1.0×10－4。该温度下，下列说法错误的是() A. Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中c(Zn2＋)>1.0×10－6 mol·L－1 B．HCOO－的水解常数为1.0×10－10 C．向Zn(OH)2悬浊液中加入HCOOH，溶液中c(Zn2＋)增大 D．Zn(OH)2＋2HCOOH===Zn2＋＋2HCOO－＋2H2O的平衡常数K＝100 答案：A 解析：Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中，令锌离子浓度为x mol·L－1，x×(2x)2＝1.0×10－18，x≈6.3×10－7，c(Zn2＋)＜1.0×10－6 mol·L－1，A错误；HCOO－的 水解常数K h＝K w K a＝ 1×10－14 1.0×10－4 ＝1.0×10－10，B项正确；向Zn(OH)2悬浊液中加 入HCOOH，溶液中OH－减小，溶解平衡正向移动，溶液中c(Zn2＋)增大，C项正确；Zn(OH)2＋2HCOOH===Zn2＋＋2HCOO－＋2H2O的平衡常数K＝ c2(HCOO－)×c(Zn2＋)×c2(OH－)×c2(H＋) c2(HCOOH)×c2(OH－)×c2(H＋)＝ K2a×K sp K2w＝100，D项正确。 2、(2020新题预测) 已知：25 ℃，NH3·H2O的电离平衡常数K b＝1.76×10－5。25 ℃，向1 L 0.1 mol/L 某一元酸HR溶液中逐渐通入氨，若溶液温度和体积保持不变，所得混合溶液 的pH与lg c(R－) c(HR)变化的关系如图所示。下列叙述正确的是() 专题10 电解质溶液与离子平衡（讲） 考向一弱电解质的电离与水的离子积 （1）考纲要求 1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。了解电解质的概念。了解强弱电解质的概念。 2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 3.了解水的电离，水的离子积常数。 4.了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法。能进行pH的简单计算。 （2）命题规律 水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。电离平衡重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与计算等等。抓好基础知识的复习，理解电离平衡的本质，是解决此类问题的关键。 【例1】【2016年高考上海卷】能证明乙酸是弱酸的实验事实是（）A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2 B．0.1mol/L CH3COONa溶液的pH大于7 C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2 D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红 【答案】B 【考点定位】考查酸性强弱比较的实验方法。 【名师点睛】强酸与弱酸的区别在于溶解于水时是否完全电离，弱酸只能部分发生电离、水溶液中存在电离平衡。以CH3COOH为例，通常采用的方法是：①测定0.1mol/LCH3COOH溶液pH＞1，说明CH3COOH没有完全电离；②将pH=1CH3COOH溶液稀释100倍后测定3＞pH＞1，说明溶液中存在电离平衡，且随着稀释平衡向电离方向移动；③测定0.1mol/L CH3COONa溶液的pH＞7，说明CH3COONa是强碱弱酸盐，弱酸阴离子CH3COO-水解使溶液呈碱性。 【例2】【2016年高考江苏卷】下列图示与对应的叙述不相符合 ．．．．的是（） 电解质溶液和电离平衡 【竞赛要求】 酸碱质子理论。弱酸、弱碱的电离常数。缓冲溶液。利用酸碱平衡常数的计算。溶度积原理及有关计算。离子方程式的正确书写。 【知识梳理】 一、酸碱质子理论（Bronsted 理论） 最初阶段人们从性质上认识酸碱。酸：使石蕊变红，有酸味； 碱：使石蕊变蓝，有涩味。当酸碱相混合时，性质消失。当氧元素发现后，人们开始从组成上认识酸碱，以为酸中一定含有氧元素；盐酸等无氧酸的发现，又使人们认识到酸中一定含有氢元素。 阿仑尼乌斯（Arrhenius ）的电离学说，使人们对酸碱的认识发生了一个飞跃。 HA = H + + A － 电离出的正离子全部是 H + ；MOH = M + + OH － 电离出的负离子全部是 OH －。进一步从平衡角度找到了比较酸碱强弱的标准，即a K 、b K 。阿仑尼乌斯理论在水溶液中是成功的，但其在非水体系中的适用性，却受到了挑战。例如：溶剂自身的电离和液氨中进行的中和反应，都无法用阿仑尼乌斯的理论去讨论，因为根本找不到符合定义的酸和碱。 为了弥补阿仑尼乌斯理论的不足，丹麦化学家布仑斯惕（Bronsted ）和英国化学家劳里（Lowry ）于1923年分别提出了酸碱质子理论。 1、酸碱的定义 质子理论认为：凡能给出质子（H +）的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。如HCl ， NH +4，HSO -4，H 2PO -4等都是酸，因为它们能给出质子；CN －，NH 3，HSO -4，SO -24都 是碱，因为它们都能接受质子。为区别于阿仑尼乌斯酸碱，也可专称质子理论的酸碱为布仑斯惕酸碱。由如上的例子可见，质子酸碱理论中的酸碱不限于电中性的分子，也可以是带电的阴阳离子。若某物质既能给出质子，又能接受质子，就既是酸又是碱，可称为酸碱两性物 第8讲 电解质溶液和电离平衡 【竞赛要求】 酸碱质子理论。弱酸、弱碱的电离常数。缓冲溶液。利用酸碱平衡常数的计算。溶度积原理及有关计算。离子方程式的正确书写。 【知识梳理】 一、酸碱质子理论（Bronsted 理论） 最初阶段人们从性质上认识酸碱。酸：使石蕊变红，有酸味； 碱：使石蕊变蓝，有涩味。当酸碱相混合时，性质消失。当氧元素发现后，人们开始从组成上认识酸碱，以为酸中一定含有氧元素；盐酸等无氧酸的发现，又使人们认识到酸中一定含有氢元素。 阿仑尼乌斯（Arrhenius ）的电离学说，使人们对酸碱的认识发生了一个飞跃。 HA = H + + A － 电离 出的正离子全部是 H + ；MOH = M + + OH － 电离出的负离子全部是 OH － 。进一步从平衡角度找到了比较酸碱强弱的标准，即a K 、b K 。阿仑尼乌斯理论在水溶液中是成功的，但其在非水体系中的适用性，却受到了挑战。例如：溶剂自身的电离和液氨中进行的中和反应，都无法用阿仑尼乌斯的理论去讨论，因为根本找不到符合定义的酸和碱。 为了弥补阿仑尼乌斯理论的不足，丹麦化学家布仑斯惕（Bronsted ）和英国化学家劳里（Lowry ）于1923年分别提出了酸碱质子理论。 1、酸碱的定义 质子理论认为：凡能给出质子（H + ）的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。如HCl ，NH +4，HSO -4， H 2PO -4等都是酸，因为它们能给出质子；CN － ，NH 3，HSO -4，SO -24都是碱，因为它们都能接受质子。为区别于阿仑尼乌斯酸碱，也可专称质子理论的酸碱为布仑斯惕酸碱。由如上的例子可见，质子酸碱理论中的酸碱不限于电中性的分子，也可以是带电的阴阳离子。若某物质既能给出质子，又能接受质子，就既是酸又 是碱，可称为酸碱两性物质，如HCO - 3等，通常称为酸式酸根离子。 2、酸碱的共轭关系 质子酸碱不是孤立的，它们通过质子相互联系，质子酸释放质子转化为它的共轭碱，质子碱得到质子转化为它的共轭酸。这种关系称为酸碱共轭关系。可用通式表示为：酸 碱 + 质子，此式中的酸碱 称为共轭酸碱对。例如NH 3是NH +4的共轭碱，反之，NH +4是NH 3的共轭酸。又例如，对于酸碱两性物质，HCO -3的共轭酸是H 2CO 3，HCO -3的共轭碱是CO -23。换言之，H 2CO 3和HCO -3是一对共轭酸碱，HCO -3和CO -23是另一对共轭酸碱。 3、酸和碱的反应 跟阿仑尼乌斯酸碱反应不同，布仑斯惕酸碱的酸碱反应是两对共轭酸碱对之间传递质子的反应，通式为： 酸 1 + 碱 2 碱1 + 酸2 例如： HCl + NH 3 Cl － + NH +4 H 2O + NH 3 OH － + NH +4 HAc + H 2O Ac －+ H 3O + H 2S + H 2O HS －+ H 3O + H 2O + S 2－ OH － + HS － H 2O + HS － OH － + H 2S 这就是说，单独一对共轭酸碱本身是不能发生酸碱反应的，因而我们也可以把通式：酸 碱 + H + 称为酸碱半反应，酸碱质子反应是两对共轭酸碱对交换质子的反应；此外，上面一些例子也告诉我们，酸碱质子反应的产物不必定是盐和水，在酸碱质子理论看来，阿仑尼乌斯酸碱反应（中和反应、强酸置换弱酸、强碱置换弱碱）、阿仑尼乌斯酸碱的电离、阿仑尼乌斯酸碱理论的“盐的水解”以及没有水参与的气态氯化氢和气态氨反应等等，都是酸碱反应。在酸碱质子理论中根本没有“盐”的内涵。 二、弱电解质的电离平衡 1、水的电离平衡 （1）水的离子积常数H 2O(l) H +(aq) + OH － (aq) w K = [H +] + [OH －] （8-1）式中的w K 称为水的离子积常数。 w K 是标准平衡常数，式中的浓度都是相对浓度。由于本讲中使用标准浓度极其频繁，故省略除以0 c 的写法。要注意它的实际意义。 由于水的电离是吸热反应，所以，温度升高时，w K 值变大。 表-1 不同温度下水的离子积常数K 2 《高考12题逐题突破》： 化学反应原理综合题的研究 ——化学平衡与电解质溶液的结合 【核心突破】 1．题型特点 此类试题以元素及化合物、化学平衡知识为主题，借助图像、图表的手段考查相关联的知识。主要考查点： (1)反应现象的描述。 (2)氧化还原反应、原电池与电解池、陌生离子方程式的书写。 (3)化学键与反应的热效应计算、信息条件下速率计算、平衡常数的计算、K sp的计算。 (4)平衡的影响因素、平衡移动与图像及相关原因的分析。 2．解题技巧 (1)浏览全题，根据题目提供的信息，结合相关基础知识，先对简单问题进行解答 (2)化学反应速率的影响因素的实验探究 影响化学反应速率的探究实验中，控制变量是关键。 (3)化学平衡常数及平衡转化率的计算 平衡常数的计算可用三段式法，即找出浓度可变的反应物、生成物在起始时、转化的、平衡时的浓度，然后代入平衡常数表达式(平衡时生成物浓度化学计量数次幂的乘积与反应物浓度化学计量数次幂乘积的比值)进行计算。 (4)对于电化学类试题，首先判断是原电池还是电解池，然后分析电极类别，书写电极反应式，按电极反应式进行相关计算。 (5)对于电解质溶液类试题，要明确溶液中的物质类型及其可能存在的平衡类型，然后进行解答。 有关K sp的计算往往与pH的计算结合起来，要注意pH与c(OH－)浓度关系的转换，难溶电解质的悬浊液即为其沉淀溶解平衡状态，符合相应条件下的K sp的值。 【提升训练答案+解析】 1．硫单质及其化合物在化工生产等领域应用广泛。 (1)工业尾气中的SO 2一直是环境污染的主要原因之一，工业上常采用氨水将SO 2 转化为NH 4HSO 3 ，再氧化为(NH 4 ) 2 SO 4 的方法降低尾气中的含硫量。 实验测得NH 4HSO 3 溶液中 c SO2－ 3 c H 2 SO 3 ＝1 500，则溶液的pH为________________。 (已知：H 2SO 3 的K a1＝1.5×10－2，K a2＝1.0×10－7) (2)煤制得的化工原料气中含有羰基硫(O===C===S)，该物质可转化为H 2 S，反应为 COS(g)＋H 2(g)H 2 S(g)＋CO(g) ΔH＞0。 ①恒温、恒容条件下，密闭容器中发生上述反应，下列事实不能说明反应达到平衡状态的是________(填字母)。 a．COS的浓度保持不变 b．化学平衡常数不再改变 c．混合气体的密度不再改变 d．形成2 mol H—S键的同时形成1 mol H—H键 ②T1℃时，在恒容的密闭容器中，将定量的CO和H2S混合加热并达到平衡：H2S(g)＋CO(g)COS(g)＋H 2 (g) K＝0.25。则该温度下反应COS(g)＋H2(g) 电解质溶液及电离平衡 一、强电解质和弱电解质 1．强、弱电解质强电解质：溶液和熔融状态下，完全电离的物质：如NaCl、Al(OH)3。 弱电解质：溶液和熔融状态下，不完全电离的物质：如H2S、H2CO3。 一般而言，强酸强碱和所有的盐都是强电解质，弱酸弱碱都弱电解质。 2．弱电解质的电离平衡 ⑴电离平衡：类似化学平衡反应，弱电解质的电离反应是可逆的。当达到反应物和生成物的浓度不变时，达到平衡。这个平衡是动态平衡的。 ⑵电离平衡的特征： 1、是一个可逆反应，在一定条件下，达到一个平衡点，有一个K值。 2、平衡受反应物和生成物的量的影响，当改变生成物和反应物的浓度时，平衡值也会改变。 3、电离反应是吸热反应，因此改变温度对平衡也有影响。 二、水的离子积和溶液的PH 写出水的电离方程式。 在纯水及任何稀溶液中， 2H2O——H3O++OH- 可简写为：H2O—— H+ + OH- 1、水的离子积常数 25℃Kw = c(H+)·c(OH-)=10-14（常数） 其中，25℃时，c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1 讨论：1、在纯水中加入酸(或碱)时，对水的电离有怎样的影响？ 2、给纯水加热，其中c(H+)、c(OH-)如何变化？ 3、在c(H+)=10-2的盐酸中，OH-浓度是多少？其中水电离出来的H+浓度是多少？2．溶液的酸碱性和PH PH = - lgc(H+) 当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈酸性 当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈中性 当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈碱性 讨论：1、常温下，稀溶液中，pH+pOH=? 2、你认c(H+)在什么范围内，用pH来表示溶液的酸碱性比较方便？ 3、pH的测定方法： (1)广范pH试纸、精密pH试纸 （2)酸碱指示剂 3)pH计 石蕊5 ~ 8、酚酞8 ~10、甲基橙3.1~ 4.4 红.紫.蓝无.粉红.红红.橙.黄 4、PH相关计算 第一节化学平衡 一、化学反应速率 化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的一个物理量。 表示方法：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加表 B 表示 表达式： B = △c/△t 单位：mol·L 1 ·s1、mol·L1·min 1 影响反应速率的因素： 内因：反应物的本性 外因：浓度(压力) 、温度、催化剂，光、超声波、反应物颗粒大小、溶剂等. 一般地，增加反应物浓度或升高温度可以加快反应速率(反之减慢)，使用催化剂也可改变反应速率。 二、可逆反应和化学平衡 （一）可逆反应和不可逆反应 所谓可逆反应是指在同一条件下既可以向正反应方向进行又可以向逆反应方向进行的反应； 同一条件下，只能向一个方向进行的反应就称为不可逆反应。 实际上在密闭容器中进行的反应，绝大多数都是可逆反应。 化学平衡状态的特点 平衡状态时各种物质的浓度(分压)为一定值 平衡是动态的 到达平衡状态的途径是双向的 化学平衡是有条件的、相对的和可以改变的 化学平衡的移动 一切平衡都是相对的、有条件的。当外界条件发生变化时，原平衡状态被破坏，经过一段时间后，便会建立起适合于新条件下的新的平衡。由于外界条件的改变而使可逆反应从一种平衡状态向另一种平衡状态转化的过程叫做化学平衡的移动。 影响化学平衡的因素主要有：浓度(压力)、温度。 注意：催化剂不影响平衡移动。 所有的平衡移动都服从吕·查德里原理: 若对平衡系统施加外力,平衡将沿着减小此外力的方向移动.即: 如以某种形式改变一个平衡系统的条件(如浓度、压力、温度)，平衡就会向着减弱这个改变的方向移动。 其它条件不变时，增大反应物浓度(减少生成物浓度)时平衡将沿正反应方向移动； 减小反应物浓度(增加生成物浓度)时平衡则沿逆反应方向移动。 注意： 对于有固体或纯液体参加的反应，增加固体或纯液体的量，平衡不移动。 对于有气体参加的反应，若压力的变化引起反应物或生成物浓度的变化，也可能引起平衡的移动。 2、温度的影响 化学反应分为吸热反应和放热反应，对于可逆反应而言，若正反应为吸热，则逆反应为放热。 在其它条件不变时，升高温度，平衡向着吸热反应方向移动（以降低反应体系的温度）；降低温度，平衡向着放热反应方向移动（以升高反应体系的温度）。 培优教育一对一辅导教案讲义 科目：化学年级：高二姓名：教师： COOH CH （ｇ）N 3Fe HCO 据此，下列判断中正确的是 A．该溶液中存在着SO2分子 C ．a 点K W 的数值比c 点K W 的数值大 D ．b 点酸的总浓度大于a 点酸的总浓度 5 甲酸甲酯水解反应方程式为： HCOOCH 3(l)＋H 2O(l) HCOOH(l)＋CH 3OH(l) H ＞0 某小组通过实验研究该反应(反应过程中体积变化忽略不计)。反应体系中各组分的起始量如下表： 甲酸甲酯转化率在温度T 1下随反应时间(t )的变化如下图： 102030405060708090 51015202530(10,3.0) (15,6.7)(20,11.2)(40,21.5) (80,24.0)(75,24.0) (50,22.9)转化率/%t /min (1)根据上述条件，计算不同时间范围内甲酸甲酯的平均反应速率，结果见下表： 请计算15～20 min 范围内甲酸甲酯的减少量为 mol ，甲酸甲酯的平均反应速率为_________mol ·min －1 (不要求写出计算过程)。 (2)依据以上数据，写出该反应的反应速率在不同阶段的变化规律及其原因： ___________。 (3)上述反应的平衡常数表达式为：K =) O H ()HCOOCH () OH CH ()HCOOH (233c c c c ??，则该反应在温度T 1下的K 值 为 。 (4)其他条件不变，仅改变温度为T 2(T 2大于T 1)，请在下图中画出温度T 2下甲酸甲酯转化率随反应时间变化的预期结果示意图。 102030405060708090 51015202530 t /min 转化率/% 6. 已知单位体积的稀溶液中，非挥发性溶质的分子或离子数越多，该溶液的沸点就 越高。则下列溶液沸点最高的是 ( ) 化学平衡练习一、选择题（每小题有1．～．2．个．选项符合题意） 1.反应 2A（g） + B（g ） 2C（g）；△H > 0 。下列反应有利于生成C的是： A. 低温、低压 B. 低温、高压 C. 高温、高压 D. 高温、低压 2.某温度下，体积一定的密闭容器中进行如下可逆反应： Ｘ（ｇ）＋Ｙ（ｇ）Ｚ（ｇ）＋Ｗ（ｓ）；ΔＨ＞0下列叙述正确的是 Ａ．加入少量Ｗ，逆反应速率增大 Ｂ．当容器中气体压强不变时，反应达到平衡 Ｃ．升高温度，平衡逆向移动 Ｄ．平衡后加入Ｘ，上述反应的ΔＨ增大 3 右图中a曲线表示一定条件下可逆反应 X(g)+Y(g)====2Z(g)+W(S)（正反应为放热反应）的反应过程。 若使a曲线变为b曲线，可采用的措施是 A 加入催化剂 B 增大Y的浓度 C 降低温度 D 增大体系压强 4 对可逆反应A(g)+B(g)===C(g)（正反应为吸热反应），下列图像正确的是( D ) 5.已知反应mX(g)+nY(g)qZ(g)的△H<0,m+n>q,在恒容密闭容器中反应达到平衡时，下列说法正确的是 A.通入稀有气体使压强增大，平衡将正向移动 的正反应速率是Y的逆反应速率的m/n倍 C.降低温度，混合气体的平均相对分子质量变小 D.增加X的物质的量，Y的转化率降低 6、在密闭容器中发生如下反应：mA（g）+nB（g） pC（g） 达到平衡后，保持温度不变，将气体体积缩小到原来的1/2，当达到新平衡时，C的浓度为原来的倍。下列说法中正确的是（ ) A、m+n＞p B、平衡向逆反应方向移动 C、A的转化率降低 D、C的体积分数增加 7、右图是关于反应A2(g)+3B2(g)===2C(g)(正反应为放热反应) 的平衡移动图形，影响平衡移动的原因是 A、升高温度，同时加压。 B、降低温度，同时减压 C、增大反应物浓度，同时使用催化剂； D、增大反应物浓度，同时减小生成物浓度 8、反应NH4HS(s) NH3(g)+H2S(g)在某一温度下达到平衡时，下列各种情况中，不能使平衡发生移动的是 ( ) A．移走一部分NH4HS 固体 B、其他条件不变时，通SO2气体 C．容器体积不变时，充入氦气 D．保持压强不变时，充入氦气 9．某温度下，反应2A(g) B(g)；△H＜0，在密闭容器中达到平衡，此时c(A)／c(B)=a，若改变某一条件，反应再次平衡，此时c(A)／c(B)=b，下列叙述正确的是 ( ) A．在该温度下，保持容积固定不变，向容器内补充了B气体，则a＞b B．保持温度、压强不变，充人惰性气体，则有a=b C．若其他条件不变，升高温度，则有a＞b D．若a=b，容器中一定使用了催化剂 10、有一化学平衡mA(g)+nB(g)===PC(g)+qD(g),右图表示的转化率 与压强、温度的关系。由此得出的正确结论是 A 正反应是吸热反应，（m+n）＞（p+q） B正反应是吸热反应，（m+n）＜（p+q） C正反应是放热反应，（m+n）＞（p+q） D正反应是放热反应，（m+n）＜（p+q） 11．在容积一定的密闭容器中，反应2A B(g) + C(g) 达到平衡后，升高温度容器内气体的密度增大，则下列叙述正确的是( ) A．正反应是吸热反应，且A不是气态 B．正反应是放热反应，且A气态 C．其他条件不变，加入少量C，该平衡向逆反应方向移动 D．改变压强对该平衡的移动无影响 12、可逆反应2A+B===2C（g）正反应为放热反应，随温度变化气 体平衡相对分子质量如图所示。则下列叙述正确的是 A、A和B可能都是固体 B 、A和B一定都是固体 C、若B为固体则A一定为气体 D、A和B可能都是气体 13、密闭容器中，反应xA(g) + yB(g) zC(g)达平衡时，A的浓度为L, 若保持温度不变，将容器的容积扩大到原来的2倍，达新平衡时A的浓度降为L。下列判断正确的是： 化学平衡与电解质溶液专题复习 [《20XX年江苏高考考试说明》样题第十题、第十三题、第十五题、第二十一题] 10.下列图示与对应的叙述相符的是[11江苏卷第10题] 图1 图2 图3 图4 A.图1表示某吸热反应分别在有、无催化剂的情况下反应过程中的能量变化 B.图2表示0.1000 mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000 mol·L－1CH3COOH溶液所得到的滴定曲线 C.图3表示KNO3的溶解度曲线，图中a点所示的溶液是80℃时KNO3的不饱和溶液 D.图4表示某可逆反应生成物的量随反应时间变化的曲线，由图知t时反应物转化率最大【解析】该题以反应过程中的能量变化关系、酸碱滴定曲线、溶解度曲线和可逆反应生成物的量随反应时间变化的关系等有关图像为载体，综合考查学生对化学反应中的能量变化、弱电解质的电离、固体物质溶解度、化学反应的限度等原理的理解水平，特别考查了学生对图示信息的获取和运用所学知识对获取的信息进行加工处理的能力，试题的综合性意在引导中学化学教学关注知识体系的建构。【掌握理解，中等难度】13.700℃时，向容积为2L的密闭容器中充入一定量的CO和H2O，发生反应： CO(g)＋H2O(g)CO2＋H2(g) 反应过程中测定的部分数据见下表（表中t1＞t2）: 反应时间/min n(CO)/mol n(H2O)/mol 0 1.20 0.60 t10.80 t20.20 下列说法正确的是[11江苏卷第15题] A.反应在t1min内的平均速率为v(H2)=0.40/t1 mol·L－1·min－1 B.保持其他条件不变，起始时向容器中充入0.60molCO和1.20 molH2O，到达平衡时， n(CO2)=0.40 mol。 C.保持其他条件不变，向平衡体系中再通入0.20molH2O，与原平衡相比，达到新平衡时 CO转化率增大，H2O的体积分数增大 D.温度升至800℃，上述反应平衡常数为0.64，则正反应为吸热反应 【解析】该题以“可逆反应-水煤气法制氢的反应”为背景，分别考查了学生对化学反应平均速率的定量表示方法、平衡常数、化学平衡状态，以及外界条件对化学平衡影响的一 电解质溶液 最新考纲展示 1.了解电解质的概念；了解强电解质和弱电解质的概念。2.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。4.了解水的电离、水的离子积常数。5.了解溶液pH的定义；了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。6.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。7.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡，了解溶度积的含义及其表达式，能进行相关的计算。 基础回扣 1.NH3·H2O在水溶液中的电离方程式为_____________________________________________， 其电离常数表达式为_____________________________________________________________。 只改变下列一种条件： ①升高温度②加水稀释③加少量NaOH(s) ④通少量HCl(g) ⑤加入NH4Cl(s) ⑥加入Na2CO3(s) 其中能实现下列要求的是： (1)使电离平衡正向移动的有________。 (2)使c(NH＋4)减小的有________。 (3)使c(H＋)增大的有________。 (4)使平衡常数K b增大的有________。 2．有下列几种物质：①NH3·H2O ②NH4Cl ③(NH4)2SO4④NH4HSO4⑤NH4HCO3 ⑥Na2CO3⑦NaHCO3⑧NaOH 按要求回答问题： (1)能促进水的电离且溶液呈酸性的是________。 (2)同浓度的①～④的溶液中c(NH＋4)由大到小的顺序是____________________。 (3)常温下，同浓度⑤～⑧溶液，pH由小到大的顺序是________________。 (4)NaHCO3溶液显碱性的原因是___________________________________________________。 (5)NaHCO3溶液的电荷守恒式：____________________________________________________；NaHCO3溶液的物料守恒式：______________________________________________________。 3．溶液的酸碱性和pH： (1)25 ℃，0.01 mol·L－1的盐酸中，c(OH－)＝________ mol·L－1，pH＝____________，由水电离出的c(H＋)＝________。 (2)100 ℃时，pH＝6的水中c(H＋)＝________ mol·L－1，该水显________性。 弱电解质的电离平衡考点归纳弱电解质电离平衡是电解质理论的基础，也是中学化学基本理论中的重要组成部分，近几年高考命题中反复考查。在学生已经学过化学平衡理论并了解电解质在水溶液中发生电离和离子间发生反应等知识的基础上，进一步学习弱电解质的电离平衡。高考命题的热点主要有影响弱电解质电离平衡因素，通过图象分析弱电解质和强电解质，电离常数和电离度等，为了更好的学习这一部分内容，本文做了详细的总结和归纳，希望对同学们的学习有所启发，达到触类旁通的效果。 一、弱电解质电离平衡 1.电离平衡概念 一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态，简称电离平衡。 任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质在该条件下的电离程度最大。 2.电离平衡的特征 电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种形式，具有以下一些特征：“逆”——弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡 “动”——电离平衡是动态平衡 “等”——v(离子化)=v(分子化)≠0 “定”——达到电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变，是一个定值 “变”——电离平衡是相对的，外界条件改变时，平衡被破坏，发生移动形成新的平衡。 二、影响弱电解质电离平衡的因素（符合勒?夏特列原理） 1.内因：弱电解质本身的性质，是决定性因素。 2.外因 ①温度: 升高温度，由于电离过程吸热,平衡向电离方向移动，电离程度增大。 ②浓度: 加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。 因为溶液浓度越小，离子相互碰撞结合成分子的机会越小，弱电解质的电离程度就越大；所以，稀释溶液会促进弱电解质的电离。 例如：在醋酸的电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+ A 加水稀释，平衡向正向移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小； B 加入少量冰醋酸，平衡向正向移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)均增大但电离程度小； ③外加相关物质（同离子效应） 例如：0.1 mol/L的CH 3COOH溶液CH3COOH CH3COO－+ H+向其中加入CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡向左移动，电离程度减小，c（H+）减小，pH增大。 如下表所示： 高中化学知识点总结：电解质溶液 （一）电解质和非电解质、强电解质和弱电解质 1．电解质 凡是水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质。电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子，在外电场作用下，自由移动的阴、阳离子分别向两极运动，并在两极发生氧化还原反应。所以说，电解质溶液或熔融状态时导电是化学变化。 2．分类 （1）强电解质：是指在水溶液里几乎能完全电离的电解质。 （2）弱电解质：是指在水溶液中只能部分电离的电解质。 3．强电解质和弱电解质的比较 ” 4．非电解质 凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。 常见的非电解质 非金属氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5 某些非金属氢化物：CH4、NH3 大多数有机物：苯、甘油、葡萄糖 （二）弱电解质的电离平衡 1．弱电解质的电离特点 （1）微弱：弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小，分子、离子共同存在。 （2）可逆：弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的。 （3）能量变化：弱电解质的电离过程是吸热的。 （4）平衡：在一定条件下最终达到电离平衡。 2．电离平衡：当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征。条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。 （三）水的电离和溶液的pH值 1．水的电离和水的离子积常数 H 2O是一种极弱电解质，能够发生微弱电离H2O H+ + OH– 25℃时 c(H+)=c(OH–)=10–7mol·L–1 水的离子积K w=c(H+)·c(OH–)=10–14（25℃） ①K w只与温度有关，温度升高，K w增大。如：100℃ K w=10–12 ②K w适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。 2．溶液的pH （1）pH：pH=–lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小时，用pH来表示溶液的酸碱度。 （2）含义：pH越大，c(H+)越小，c(OH–)越大，酸性越弱，碱性越强。pH越小c(H+)。c(OH–)越小，酸性越强，碱性越弱。 （3）范围：0～14 （四）盐类水解 1．盐类水解定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH–结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。 电解质溶液和电离平衡 主要考点 （1）外界条件对电解质电离平衡的影响。 （2）强、弱电解质的比较及盐类水解规律的应用。 （3）离子浓度大小的比较、水的电离及溶液酸碱性的判断。 （4）将盐类水解与弱电解质到电离、酸碱中和滴定、pH等知识融合的综合考查。 1．电离平衡 （1）电离平衡 ①定义：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与离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 ②电离平衡的特点：与化学平衡相似，具有“逆、等、定、动、变”等特点。 ③影响电离平衡的因素 A．内因：在相同条件（如温度、浓度）下，对于不同的弱电解质，由于它们结构和性质的不同，弱电解质的电离程度不同。 B．外因：对于同种弱电解质，电离平衡移动的判断应运用勒沙特列原理。 a．温度：电离过程是化学键断裂过程，为吸热反应，所以升高温度，有利于电离。 b．浓度：溶液越稀，离子碰撞结合成分子的机会越少，有利于电离。 c．同离子效应：增加阴、阳离子的浓度，平衡向左移动。 （2）电离方程式的书写 ①强电解质：完全电离，用单箭头表示。 ②弱电解质：部分电离，用可逆符号表示。 A．多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步电离为主，一级比一级难电离，电离方程式书写时，可以只写第一步，也可以按顺序每步都写，但一般不能合并。 B．多元弱碱的电离也是分步的，但在中学阶段认为一步完成。 C．酸式盐的电离：a．强酸的酸式盐电离：一步完全电离； b．弱酸的酸式盐电离：第一步全部电离，第二步酸式根部分电离。 D．两性氢氧化物的电离有两种形式（酸式电离或碱式电离）。 （3）弱电解质的稀释规律无机化学第五章 电解质溶液(学生内容)
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