电解质溶液及电离平衡课件修订稿
电解质溶液及电离平衡
课件
集团标准化工作小组 [Q8QX9QT-X8QQB8Q8-NQ8QJ8-M8QMN]
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~
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）
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。
2、某温度下，重水（D2O）的离子积常数为×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 DCl的重水溶液中，其pD=2。
(C)1L溶解有 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NaHCO3NaHSO3
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。
条件移动方向H+数pH值Fe3+的水解率现象
升温
通HCl
加水
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-） 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： 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() 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 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 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 ( ) 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：SO 2、SO 3、CO 2、NO 2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。 强电解质 弱电解质 定义 溶于水后几乎完全电离的电解质 溶于水后只有部分电离的电解质 化合物类型 离子化合物及具有强极性键的 共价化合物 某些具有弱极性键的共价化合物。 电离程度 几乎100％完全电离 只有部分电离 电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡 溶液中存在的微粒（水分子不计） 只有电离出的阴阳离子，不存在 电解质分子 既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子 实例 绝大多数的盐（包括难溶性盐） 强酸：H 2SO 4、HCl 、HClO 4等强碱：Ba （OH ）2 Ca （OH ）2等 弱酸：H 2CO 3 、CH 3COOH 等。 弱碱：NH 3·H 2O 、Cu （OH ）2 Fe （OH ）3等。 电离方程式 KNO 3→K ++NO 3— H 2SO 4→2 H ++SO 42— NH 3·H 2O NH 4++OH _ H 2S H ++HS _ HS _H ++S 2- 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：BaSO 4、BaCO 3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。 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： 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 弱电解质的电离平衡 第一节电解质和溶液的导电性 1、电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。主要有酸、碱、盐、金属氧化物和水 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。主要有大多数有机物（如酒精、蔗糖）、非金属氧化物（如：CO2、SO2 )和某些非金属氢化物(如：NH3） 强电解质：在水溶液里完全电离的电解质。包括强酸、强碱和大多数盐。酸是共价化合物，其他的是离子化合物。离子化合物与共价化合物的重要区别是共价化合物在熔融状态下不导电。 弱电解质：在水溶液里部分电离的电解质。包括弱酸、弱碱和水。 归纳： ③电解质须有条件：水溶液里或熔融状态。④电解质必须是自身能够电离出离子的化合物。○5电解质不一定导电。强碱和盐等离子化合物在固态时，阴、阳离子不能自由移动，所以不能导电，但熔融状态下或溶于水时能够导电。酸在固态或液态（熔融状态）时只有分子，没有自由移动的离子，因而也不导电，在水溶液里受水分子的作用，电离产生自由移动的离子，而能够导电。 ［典型例题］【例题1】有下列物质：①烧碱固体②铁丝③氯化氢气体④稀硫酸⑤SO2⑥氨水⑦碳酸钠粉末⑧蔗糖晶体⑨熔融氯化钠⑩胆矾。请用序号填空： （1）上述状态下可导电的是________； （2）属于电解质的是__________； （3）属于非电解质的是_________； （4）属于电解质但在上述状态下不能导电的是___________。 答案：（1）②④⑥⑨（2）①③⑦⑨⑩（3）⑤⑧（4）①③⑦⑩ 【例题2】下列关于强弱电解质及在水溶液中的存在说法正确的是 A、NaCl溶液中只有阴阳离子存在，没有分子存在 B、物质全部以离子形式存在时，该物质导电能力强，是强电解质 C、乙酸溶液中存在的微粒有CH3COOH、CH3COO－、H+、OH－、H2O D、强电解质溶液的导电能力一定强于弱电解质溶液 2、电离方程式 强电解质完全电离，用“＝”。弱电解质部分电离，用“”。多元弱酸的电离是分步的，如H 2CO3H＋＋HCO 3―；HCO3―H＋＋CO32―。多元弱碱的电离是一步进行的。如F e(O H)3Fe3＋＋3OH―。要注意的是，A l(O H)3的两性电离方程式： H＋＋AlO 2―＋H2O A l(O H)3Al3＋＋3OH― 多元强酸的酸式盐的电离： 熔融状态下：NaHSO4＝Na＋＋HSO4―水溶液中：NaHSO4＝Na＋＋H++SO42― 多元弱酸酸式盐的电离：NaHCO3＝Na＋＋HCO3― 例：下列电离方程式中，错误的是( c ) A．Al2(SO4)3===2Al3＋＋3SO42-B．HF H＋＋F－ C．HI H＋＋I－D．Ca(OH)2Ca2＋＋2OH 3、判断电解质溶液强弱的方法 （1）在相同浓度，相同温度下，与强电解质溶液进行导电性对比实验 （2）在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢。 （3）浓度与PH的关系 （4）测定对应盐的酸碱性，利用盐类水解的知识。 （5）采用同离子效应的实验证明存在电离平衡。 （6）利用强酸制备弱酸的方法来判断电解质的强弱。 （7）稀释前后的PH与稀释倍数的变化关系。 （8）利用元素周期律进行判断。 （注意：电解质的强弱与其溶解度没有关系，如CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小，CaCO3属于强电解质，而Fe(OH)3属于弱电解质；CH3COOH、HCl的溶解度都很大，HCl属于强电解质，而CH3COOH 属于弱电解质。） 4、导电性的比较：溶液的导电性与电解质的强弱无关，与离子的浓度和离子所带的电荷数成正比。我们要注意的是： （1）金属靠自由电子的定向移动而导电，电解质溶液靠自由电子的定向移动而导电。 （2）强电解质的导电能力不一定强，弱电解质的导电能力不一定弱，是与离子浓度成正比。 （3）金属导电的过程属物理现象，温度升高电阻加大，导电减弱。电解质溶液导电的同时要发生电解，是化学变化，温度越高，反应越快，导电增强 注意：冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化（先增强后减弱） 它电离出的离子定向移动。固体无离子。一定范围内，加水，固体溶解，导电的离子增多，导电性增大。当它完全溶解后，继续加大量水的话，使它浓度下降，到一定程度后，以水电离为主，而水电离是微量的。故几乎不导电(纯水不导电，加大量水，极端假设成只有水)。 5、电离平衡常数 （1）定义：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乘积与溶液中未电 真题试做 1．(2012安徽理综，12)氢氟酸是一种弱酸，可用来刻蚀玻璃。已知25 ℃时： ①HF(aq)＋OH －(aq)===F －(aq)＋H 2O(l) ΔH ＝－67.7 kJ·mol －1 ②H ＋(aq)＋OH －(aq)===H 2O(l) ΔH ＝－57.3 kJ·mol －1 在20 mL 0.1 mol·L －1氢氟酸中加入V mL 0.1 mol·L －1 NaOH 溶液，下列有关说法正确 的是( ) A ．氢氟酸的电离方程式及热效应可表示为：HF(aq)F －(aq)＋H ＋(aq) ΔH ＝＋10.4 kJ ·mol －1 B ．当V ＝20时，溶液中：c (OH －)＝c (HF)＋c (H ＋) C ．当V ＝20时，溶液中：c (F －)＜c (Na ＋)＝0.1 mol·L －1 D ．当V ＞0时，溶液中一定存在：c (Na ＋)＞c (F －)＞c (OH －)＞c (H ＋) 2．(2012课标全国，11)已知温度T 时水的离子积常数为K W ，该温度下，将浓度为a mol·L －1的一元酸HA 与b mol·L －1的一元碱BOH 等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是( ) A ．a ＝b B ．混合溶液的pH ＝7 C ．混合溶液中，c (H ＋)＝K W mol·L －1 D ．混合溶液中，c (H ＋)＋c (B ＋)＝c (OH －)＋c (A －) 3．(2010安徽理综，13)将0.01 mol 下列物质分别加入100 mL 蒸馏水中，恢复至室温，所得溶液中阴离子浓度的大小顺序是(溶液体积变化忽略不计)( ) ①Na 2O 2 ②Na 2O ③Na 2CO 3 ④NaCl A ．①＞②＞③＞④ B．①＞②＞④＞③ C ．①＝②＞③＞④ D．①＝②＞③＝④ 4．(2011课标全国理综，26部分)在0.10 mol·L －1硫酸铜溶液中加入氢氧化钠稀溶液充 分搅拌有浅蓝色氢氧化铜沉淀生成，当溶液的pH ＝8时，c (Cu 2＋)＝______ mol·L －1(K sp [Cu(OH)2] ＝2.2×10－20)。 考向分析 近几年所考查的热点：①弱电解质电离、盐类水解和沉淀溶解平衡的实质、影响因素及应用；②电离平衡常数、水的离子积、溶度积的影响因素及应用；③有关溶液pH 及电离平衡常数的计算。 热点例析 热点一、弱电解质的电离及盐类水解平衡 【例1】下列说法正确的是( ) A ．氯气溶于水达到平衡后，若其他条件不变，通入少量氯气， c (H ＋)c (ClO －)减小 B ．向0.1 mol·L －1氨水中加入少量硫酸铵固体，溶液的导电能力逐渐减小 C ．向0.1 mol·L －1氨水中加入少量硫酸铵固体，溶液中c (OH －)c (NH 3·H 2O) 增大 D ．把1 L 0.1 mol·L －1醋酸溶液用蒸馏水稀释到10 L ，c (CH 3COO －)c (CH 3COOH) 的比值增大 思路点拨电离平衡及水解平衡均属于化学平衡，所以均遵循勒夏特列原理，外界条件对 电离平衡(如CH 3COOH 溶液) 水解平衡(如CH 3COONa 溶液) 实质 弱电解质的电离 盐的水解促进水的电离 升高温度 促进电离，离子浓度增大，K 增大 促进水解，K 增大 加水稀释 促进电离，离子浓度(除OH －外)减小，K 不变 促进水解，离子浓度(除H ＋外)减小，K 不变 电解质知识点 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：SO 2、SO 3、CO 2、NO 2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。 强电解质 弱电解质 定义 溶于水后几乎完全电离的电解质 溶于水后只有部分电离的电解质 化合物类型 离子化合物及具有强极性键的 共价化合物 某些具有弱极性键的共价化合物。 电离程度 几乎100％完全电离 只有部分电离 电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡 溶液中存在的微粒（水分子不计） 只有电离出的阴阳离子，不存在 电解质分子 既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子 实例 绝大多数的盐（包括难溶性盐） 强酸：H 2SO 4、HCl 、HClO 4等强碱：Ba （OH ）2Ca （OH ）2等 弱酸：H 2CO 3、CH 3COOH 等。 弱碱：NH 3·H 2O 、Cu （OH ）2Fe （OH ）3等。 电离方程式 KNO 3→K ++NO 3— H 2SO 4→2H ++SO 42— NH 3·H 2O NH 4++OH _ H 2S H ++HS _HS _H ++S 2- 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：BaSO 4、BaCO 3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。 一、选择题(14×1'=14') 1、一种酸的强度与它在水溶液中的哪一种数据有关？（ ） A 、浓度 B 、活度 C 、解离常数 D 、解离度 2、下列溶液中，H +浓度最大的是（ ） A 、1.0mol/L HAc B 、1.0mol/L H 3PO 4（K a,1=6.92×10-3） C 、0.40mol/L HC1 D 、0.30mol/L H 2SO 4 3、对于强电解质溶液，下列说法错误的是（ ） A 、浓度越大，活度系数越大 B 、浓度越大，活度系数越小 C 、浓度极稀时，活度系数接近于1 D 、活度系数越小，表观电离度也越小 4、下列各组分子离子中，不属于共轭关系的是（ ） A 、HC1~C1- B 、H 2CO 3~CO 32- C 、H 2CO 3~HCO 3- D 、NH 4+~NH 3 5、乙酸在液氨和在液态HF 中分别是（ ） A 、弱酸和强碱 B 、强酸和强碱 C 、强酸和弱碱 D 、弱酸和弱碱 6、0.05mol/L HCN 溶液中，若有0.01%的HCN 解离，则HCN 的解离常数为（ ） A 、5×10-8 B 、5×10-6 C 、5×10-10 D 、2.5×10-7 7、下列物质按碱性由弱到强排列顺序是（ ） A 、OH - 电解质溶液及电离平衡 课件 集团标准化工作小组 [Q8QX9QT-X8QQB8Q8-NQ8QJ8-M8QMN] 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2020届高考化学：电解质溶液、水溶液中的离子平衡练习和答案
高中化学 竞赛培训讲义 电解质溶液和电离平衡
北京市一零一中学2013年高中化学竞赛 第8讲 电解质溶液和电离平衡
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