弱电解质地电离平衡知识点

1、实用标准文案、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下自身能够电离出自由移动离子 的 化合物，叫电解质。非电解质：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物。概念理解： 电解质、非电解质都是化合物，能导电的物质可能是溶液（混合物）、金属（单质），但他们不属于电解质非电解质的研究对象，因此他们既不是电解质也不 是非电解质； 自身电离：SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反应形成酸或碱，但发生电离 的并不是他们本身吗，因此属于非电解质； 只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐，如液态氯化氢是化合物， 只存在分子，没有发生电离，因此不能导电，又

2、如NaHCQ 在高温时即分解，不能通过熔融态证明其为电解质；只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物，如Na?。、CaO,他们在溶液中便不存在，要立刻反应生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明；既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐，绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离，某些盐熔融时也发生电离，如BaSO4。 电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子； 是电解质，但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在离子也无法导电，比如 NaCI，晶体状态不能导电。 电解质的强弱与导电性、溶解性无关。如如BaSQ不溶于水，但溶于水的BaSO全部电离，故

3、BaSO为强电解质。导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关。强电解质 :在水溶液里 全部电离 成离子的电解质。弱电解质：在水溶液里只有一 部分电离 成离子的电解质 。2常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强电解质与偌电解质常见分类：如H St)； HCkHNOj ,HBt,HLHC104强砸* SnKOH.NaOH,Ba<()H>e大名数盐一卩金属氧化物一如2小、再5E幻匸弱酸弱碱*如HCKX出虫、CQ ,HF£耳CXXJHUjNH , */'u(OH>2文档大全少数盐H2()3、电离方程式的书写一一“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离” 强电解质

4、：如 H2SO4： H2SO4=2H + + S04一。 弱电解质a. 元弱酸，如 CH3C00H : CH3C00H CH3C00+ H +ob. 多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2C03： H2C03 、H + + HC03、HC03 、H + + CO。原因是上一级电离出的H是下一级电离的产物，对下一级电离电离有抑制作用C.多元弱碱，虽然分布电离，但是书写时一步到位。如Fe(0H)3：Fe(0H)3Fe3+ 30H 。 酸式盐a. 强酸的酸式盐L在水溶液中:WHS£ )4N屛+ H + S(斜如 NaHSt 熔融时:NflHSO, Na

5、+ HSO7b. 弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如 NaHC0 3： NaHC03=Na + + HC03、HC03H + + C02 一。4.弱电解质的电离平衡(1) 电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子 的速率和 离子结合成弱电 解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示。（2）电离平衡的特征屈一町逆过矗一v（电离=认结令工0.动态平側匚肓条件-定平衡依系中弱电解质分予与离予的浓度 甲-定囱一案件改变，平衡发生移动影响弱电解质电离平衡的因素因：弱电解质本身的性质，是决定因素。温度：电离是吸热过程，温度升寫、电离程哽增反 之*电离程度减小辻

6、母帶大弱电解质的浓度*电离平術向也离方向移动 外 砥废（加水桶释电离半衡向电离方向移动同离了效应：在関屯解质潯液中抓人与嗣电解质电离 “出相同离子的强电解质电离平衡向生成弱电斛质分于的方向移功化学反应：若外亦物负能与弱电螂贾电离出的离子发 I牛反应电离平衡向电离方向移动（4）电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。以0.1 mol L1CH3C00H 溶液为例：CH3C00H2 CH3C00+ H + （正向吸热）。实例（稀溶液）CH3C00H、+H + CH3C00AH>0改变条件平衡移动方向n(H +)c(H +)导电能力Ka加水稀释增大减小减弱不变加入少量冰醋酸增

7、大增大增强不变通入HCI(g)J增大增大增强不变力口 NaOH(s)减小减小增强不变加入镁粉减小减小增强不变升高温度f增大增大增强增大力口 CH3COONa(s)J减小减小增强不变(5)电离平衡常数对于一元弱酸HAHAH + A，平衡常数Ka= cCA。c HA对于一元弱碱BOHBOH B坤OH 一，平衡常数Kb=唱务。2. 特点决定因素：弱电解质本身的性质电离平衡常数 影响因素:温度 随温度升高而增大，原因是电离过程是吸热的 与溶液的浓度、酸碱性无关(2)多元弱酸是分步电离的，各级电离平衡常数的大小关系式是Ki? K2? K3，所以多兀弱酸的酸性决定于其 第一步电离。3. 意义相同条件下，K

8、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。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH 3COOH>H 2CO3>H 2S>HCIO。4. 实例(1)填写下表開电解质电离方邯式咆离常数Nli3 NH H,(> 'K. = 1. T X 10bUI； +OHCHtCCMIH+11K = 1.7X11IC1CHCIOH' +K =4, 7 X luCIO(2)CH 3COOH酸性大于HCIO酸性(填“大于” “小于”或“等于”)，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大,c(H +)越大，

9、酸性越强(3)磷酸是三元中强酸磷酸的电离方程式是 H3PO4 ' H + + H2PO4、H2PO4 H + + HP04、HPO2电离平衡常数表达式是：cH+ H2PO4c H+ HPO4Ka1 , Ka2 , , Ka3 c H3PO4c H2PO4H + P03。c H c PO3c hpo4比较大小：Kai>Ka2>Ka3。5电离常数的计算以弱酸HX为例:(1)已知c(HX)和c(h，求电离常数HH+ X起始(mol - L1): c(HX)00平衡(mol - L1): c(HX) c(H +) c(H +) c(H +)则:+ 2 +c H cXc2 HK+。c

10、平 HXc HX c H由于弱酸只有极少一部分电离,2 +则K = Ac HX，代入数值求解即可。(2)已知c(HX)和电离常数，求H +HX起始:c(HX)平衡:c(HX) c(H +) c H+ cX c(H +)的数值很小，可做近似处理：c(HX) c(H +)c(HX),+c(H )c(H +)c2 Hc(H +)则：K c平 HX c HX c H +由于K值很小，c(H +)的数值很小，可做近似处理：c(HX) c(H +戶c(HX)，则：c(H +)=.K HX，代入数值求解即可。强酸与弱酸(或强碱与弱碱)的比较1. 一元强酸与一元弱酸的比较浓度均为0.01 mol -11的强酸

11、HA与弱酸HBpH均为2的强酸HA与弱酸HBpH或物质的量浓度2 pHHA<pH HB0.01 mol 兀c(HA)< c(HB)开始与金属反应的速率HA>HBHA HB体积相同时与过量的碱反应消耗碱的量HA HBHA<HB体积相同时与过量活泼金属反应产生的量H2HA = HBHA<HBc（A）与 c（B）大小c（A _）>c（B）c（A） = c（B）分别加入固体 NaA、NaB后pH的变化HA :不变HB :变大HA :不变HB :变大加水稀释10倍后3 = pHha<pHhb3 = pHHA>pH hb>2溶液的导电性HA>HB

12、HA = HB水的电离程度HA<HBHA = HB2强酸、弱酸的判断方法判断一种酸是强酸还是弱酸时， 其实质就是看它在水溶液中的电离程度，完全电离即为强酸，不完全电离即为弱酸。 还可以证明溶液中是否存在该电解质的电离平衡，存在电离平衡的为弱电解质，反之为强电解质。最常用实验验证方法有：测0.01 mol LHA溶液的pH，若pH = 2, HA是强酸；若pH>2 , HA是弱酸。测NaA溶液的pH，若pH = 7, HA为强酸；若pH>7 ,贝U HA为弱酸。3.稀释时溶液pH变化特点比较如图：a、b分别为pH相等的NaOH溶液和氨水稀释曲线。c、d分别为pH相等的盐酸和醋酸

13、溶液稀释曲线。请体会图中的两层含义:加水稀释相同倍数后的 pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸 >醋酸溶液。若稀释10n倍, 盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位，但pH<7或pH>7 ,不能pH = 7,而氨水与醋酸溶液pH变化不到n个单位。稀释后的pH仍然相等，则加水量的大小：氨水>NaOH溶液，醋酸溶液 >盐酸。易错警示(1)酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c(H + )和c(OH)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵： CH 3COONH 4

14、=NH ； + CH 3COO 一。强、弱电解质的判断方法(1)在相同浓度、相同温度下，比较导电能力的强弱。如同体积同浓度的盐酸和醋酸， 前者的导电能力强于后者。在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢，如将锌粒投入到等浓度的盐酸和 醋酸中，速率前者比后者快。浓度与pH的关系，如0.01 mol L勺醋酸溶液pH>2，说明醋酸是弱酸。测对应盐的酸碱性，如CH3COONa溶液呈碱性，则证明醋酸是弱酸。稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。如将pH = 2的酸溶液稀释1000倍，若pH<5 , 则证明酸为弱酸；若 pH = 5，则证明酸为强酸。(6)采用实验证明存在电离平衡，如醋酸溶液

15、中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONH4晶体，颜色变浅。利用较强酸(碱)制备较弱酸(碱)判断电解质强弱。如将 CO2通入苯酚钠溶液中，出现 浑浊。说明碳酸酸性大于苯酚。(8) 同pH的强酸和弱酸，分别加该酸的钠盐固体，溶液的pH增大的是弱酸，pH几乎不变的是强酸。(9) pH相同、体积相同的强酸和弱酸与碱反应时消耗碱多的为弱酸。、极弱电解质-水的电离和溶液的酸碱性水的电离1. 电离方程式水是一种极弱的电解质，电离方程式为 2出0， H3O* + OH，简写为H2O,H+ OH。2. 水的离子积常数+ Kw = c(H ) c(OH )。(1) 室温下：Kw = 1 X 10 14。(2) 影

16、响因素：只与温度有关，温度一定，则Kw值一定。水的电离是 吸热过程，升高温度，Kw增大。25C时,H+=OH- =10-7 mol/L ; Kw = H+ OH- = 1*10-14(3) 适用围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。3. 关于纯水的几个重要数据升-= c(OH_)= 1 X 107 Tiol * 1,_|Kw = i(H+) <(UH ) = 1 X 10u (mol * L 1)'pH = 7 呈史 It< (H ) =( COH = X 10 6 mol L Kw =(*(!-() * c()H ) = 10_IZ (mol L 1)'

17、;pH = fi 呈中性4.影响水的电离平衡的因素和影响Kw的因素改变条件水电离平衡移动方向Kw升高温度向右移动增大加少量HCI（aq）向左移动不变通少量SO2（g）向左移动不变加少量NaOH(aq)向左移动不变加少量NaHSO4（s）向左移动不变加少量NaCl（s）不移动不变加少量Na2CO3（s）向右移动不变加少量Na（s）向右移动不变结论：（1）加热，促进水的电离，Kw增大。加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变。（3）加入强酸强碱的正盐，不影响水的电离。 加入强酸的酸式盐，抑制水的电离。 加入可水解的盐（如FeCb、Na2CO3、NH4CI），促进水的电离。（4）加入与水反应的活泼金属 （

18、如Na、K），促进水的电离。易错警示任何情况下水电离产生的c（H J和c（OH）总是相等的。（2）水的离子积常数适用于任何酸、碱、盐的稀溶液。即Kw = c（H +） （OH）中的c（H十）、c（OH）分别是溶液中H十、OH的总浓度，不一定是水电离出的c（H +）和c（OH）。水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用，因此，室温下，若由水电离出的c（H + ）1 X 101 mol J1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。小结：常温下水电离产生c（H J和c（OH）计算的5种类型任何水溶液中水电离产生的c（H + ）和c（OH）总是相等的，有关计算有以下5种类型（以常温时的溶液为例 )。中性溶液：c(OH)= c(H +) = 107 molL。酸的溶液 OH全部来自水的电离。实例：pH = 2 的盐酸中 c(H +) = 102 mol 厂 L,则 c(OH)= Kw/102= 1 x 1012 (mol L), 即水电离出的 c(H)= c(OH ) = 10 12 mol £。碱的溶液 H +全部来自水的电离。实例：pH = 12 的 NaOH 溶液中 c(OH)= 102 mol L1，贝U c(H+ )= Kw/102= 1 x 1012(mol !1)，即水电离出的 c(