第三章 水溶液中的離子平衡第一節(jié) 弱電解質的電離知識點一 強弱電解質1. 電解質和非電解質（1）電解質： 在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質 。包括酸、堿、鹽、活潑金屬氧化物和水。（2）非電解質 ： 在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物 。包括大多數有機物、非金屬氧化物和氨。注意：電解質、非電解質都是化合物，單質既不是電解質也不是非電解質。如石墨、Cl2、Cu雖然在一定條件下能導電，但因其不是化合物，所以它們既不是電解質也不是非電解質。在水溶液里能夠導電或熔融狀態(tài)下能導電，兩個條件只要具備一個的化合物即成為電解質，不比兩個條件同時具備。在水溶液里或熔融狀態(tài)時，化合物本身電離出自由移動的離子而導電的才是電解質。如Na2O在熔融狀態(tài)下能電離出Na+和O2-，而不是其水溶液電離出Na+和OH-；如NH3、CO2、SO3等的水溶液能導電，但他們是非電解質。離子化合物（強堿、大多數鹽、金屬氧化物）自身含有離子，在熔融狀態(tài)或水溶液中能電離成自由移動的離子而導電；固態(tài)或無水的液態(tài)酸中只有分子，不能導電，只有溶于水才會電離成離子而導電。電解質溶液的導電能力由自由移動的離子的濃度與離子所帶的電荷數來決定。電解質自身不一定能導電（在水溶液中或熔融狀態(tài)下才能導電），導電的物質不一定是電解質；非電解質不導電，但不導電的物質不一定是非電解質。2. 強電解質和弱電解質實驗探究電解質強弱：等體積、等濃度的鹽酸和醋酸與等量鎂條的反應，并測這兩種酸的pH。 (1)HCl和CH3COOH都是電解質,在水溶液中都能發(fā)生電離;(2)鎂無論是與鹽酸還是醋酸反應,其實質都是與溶液中的H+反應;(3)由于酸液濃度、溫度、體積均相同，且鎂條的量也相同，因此，實驗中影響反應速率的因素只能是溶液中C(H+)的大小;結論：(1)鹽酸和醋酸與活潑金屬反應的劇烈程度及PH都有差別，這說明兩種溶液中的H+濃度是不同的。（2）相同體積、濃度的鹽酸和醋酸中H+濃度不同，這說明HCl和CH3COOH的電離程度不同。1. 鹽酸在稀溶液中是全部電離生成H+和Cl-2. 醋酸在稀溶液中只是部分電離生成H+和Ac-項 目1mol/L HCl1mol/L HAc溶液的pH02與足量鎂條反應的現(xiàn)象產生氣泡的速度比較快慢產生氫氣的物質的量的比較多少強電解質 ： 在水溶液里全部電離成離子的電解質 。包括離子化合物及某些強極性鍵的共價化合物，如強酸、強堿、大多數鹽、活潑金屬的氧化物。弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質 。包括弱極性鍵的共價化合物。如弱酸、弱堿、少數鹽和水。物質單質化合物電解質非電解質： 非金屬氧化物，大部分有機物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強電解質： 強酸，強堿，大多數鹽、活潑金屬氧化物 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質： 弱酸，弱堿，極少數鹽，水 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物 強酸：六大強酸（硫酸，硝酸，鹽酸（氫氯酸），氫碘酸，氫溴酸，高氯酸）強堿：四大強堿是（氫氧化鈉、氫氧化鉀、氫氧化鈣、氫氧化鋇）弱酸：中學常見弱酸強弱記誦口訣 (從前到后酸性逐漸變弱，只考慮第一級電離的比較） 亞硫磷酸氫氟酸，亞硝甲酸冰醋酸，碳酸氫硫氫氰酸。 即H2SO3>H3PO4>HF>HNO2>HCOOH>CH3COOH>H2CO3>H2S>HCN弱堿：如NH3H2O、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Zn(OH)2、Cu(OH)2等難溶性的堿3、電解質與非電解質本質區(qū)別：電解質離子化合物或共價化合物 非電解質共價化合物 注意：電解質、非電解質都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質 強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質）電解質的強弱與導電性、溶解性無關。電解質的強弱與電解質溶液的導電能力沒有必然聯(lián)系，溶液的導電能力主要取決于離子的濃度及所帶電荷數。4.電解質的電離情況分類說明NaCl、NaOH等鹽、強堿類離子化合物在水溶液里或融融狀態(tài)下都發(fā)生電離，都能導電。Na2O、MgO等活潑金屬氧化物類離子化合物在熔融狀態(tài)下能電離且能導電，或與水反應（如Na2O），或不溶于水，因此不談它在水溶液中的電離。HCl、H2SO4、CH3COOH等酸類共價化合物在水溶液中能電離，能導電，但在熔融狀態(tài)（即純液體）下不電離，不導電，在其純液體中只有分子，沒有離子。要注意：共價化合物在熔融狀態(tài)下不發(fā)生電離。NaHCO3、NH4Cl等熱穩(wěn)定性較差的鹽類電解質受熱易分解，因此只談他們在水溶液中的電離。強酸的酸式鹽在熔融狀態(tài)下或水溶液里的電離是不同的。如： （只斷裂離子鍵）（斷裂離子鍵，共價鍵）5電解質的強弱與溶液導電性強弱的關系 溶液導電性的強弱與溶液中離子濃度及離子電荷密切相關。溶液中離子濃度越大，則導電性越強；反之，則導電性越弱。 相同溫度與相同濃度時，強電解質溶液的導電性一定比弱電解質溶液的導電性強。其原因是強電解質溶液中離子濃度比弱電解質溶液中離子濃度大。 導電性強弱離子濃度離子所帶電荷溶液濃度電離程度 強電解質溶液的導電性是否一定比弱電解質溶液的導電性強？該問題的答案是不一定。例如，mol 的鹽酸比 1 mol 醋酸溶液的導電性要弱。其原因是前者比后者的離子濃度小。又例如，硫酸鋇是強電解質，但是硫酸鋇溶解度很小，雖然溶解的 BaSO4全部電離，溶液中離子濃度仍然很小，導電性非常弱。 電解質不一定導電(如NaCl晶體、無水醋酸)，導電物質不一定是電解質(如石墨)，非電解質不導電，但不導電的物質不一定是非電解質。強電解質溶液導電性不一定比弱電解質強。飽和強電解質溶液導電性不一定比弱電解質強。6.電離、電解、通電的區(qū)別 電離：指電解質在水溶液或熔融狀態(tài)下電解質離解成自由移動離子的過程，沒有發(fā)成氧化還原反應。 電解： 指在通電條件下，電解質發(fā)生氧化還原反應； 通電：指接通電源，它是電解反應的條件。強電解質弱電解質定義在水溶液中完全電離的電解質在水溶液中部分電離的電解質化學鍵種類離子鍵、強極性鍵極性鍵化合物類型離子化合物，某些具有極性鍵的共價化合物某些具有極性鍵的共價化合物電離過程不可逆，不存在電離平衡可逆，存在電離平衡電離程度完全電離部分電離表示方法用“=”表示用“”表示示例Na2SO4=2NaSOCH3COOHCH3COOH溶液中溶質微粒的種類離子，無強電解質分子離子和分子知識點二 弱電解質的電離一、 電離方程式1. 電離：電解質在水溶液或熔融狀態(tài)下電解質離解成自由移動離子的過程。電離方程式：用化學式和離子符號表示電離過程的式子,稱為電離方程式。2. 書寫電離方程式：左邊寫電解質的化學式，右邊寫離子符號。 強電解質完全電離，用“=”連接，弱電解質用“”連接。 多元弱酸的電離是分步進行的，應當分步書寫，而不能“一步到位”，如H2CO3H+HCO3-、HCO3- H+CO32-多元弱堿高中部分按一步電離寫出，如Fe(OH)3Fe3+3OH- 弱酸的酸式鹽在水溶液中既有完全電離又有部分電離，NaHCO3 =Na+HCO3-、HCO3- H+CO32- 強酸的酸式鹽 （只斷裂離子鍵）（斷裂離子鍵，共價鍵） Al(OH)3 是一種重要的兩性氫氧化物，存在酸式電離和堿式電離：H2O + AlO2- + H+Al(OH)3Al3+3OH- 酸式電離 堿式電離 復鹽能完全電離：如KAl(SO4)2=K+Al3+2SO42-二、 弱電解質的電離平衡1. 在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質分子電離成離子的速率與離子結合成分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態(tài)叫電離平衡狀態(tài)。任何弱電解質在水溶液中都存在電離平衡，達到平衡時，弱電解質具有該條件下的最大電離程度。2. 弱酸（設分子式為HA）c(H)c(A)c(HA)HA初溶于水時最小最小最大達到電離平衡前變大變大變小達到電離平衡時不變不變不變HAH+A+一元弱酸HA電離過程中體系各粒子濃度的變化BOHB+OH-一元弱堿BOH電離過程中體系各粒子濃度的變化c(B)c(OH)c(BOH)等體積等濃度的B、OH溶液相混合時最大最大最小達到電離平衡前變小變小變大達到平衡時不變不變不變3. 弱電解質電力平衡狀態(tài)的特征（與化學平衡相似）逆：弱電解質的電離過程是可逆的，存在電離平衡。等：弱電解質電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等。動：弱電解質電離成離子和離子結合成分子的速率相等，不等于零，是動態(tài)平衡。定：弱電解質在溶液中達到電離平衡時，溶液里離子的濃度、分子的濃度都不再改變。變：外界條件改變時，平衡被破壞，電離平衡發(fā)生移動。4. 影響電離平衡的因素：弱電解質的電離平衡符合勒夏特列原理A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越??；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。以電離平衡CH3COOH CH3COO-+H+為例，各種因素對平衡的影響可歸納為下表：平衡移動方向c(H+)n(H+)c(Ac-)c(OH-)c(H+)/ c(HAc)導電能力電離程度加水稀釋向右減小增多減小增多增多減弱增大加冰醋酸向右增大增多增多減小減小增強減小升高溫度向右增大增多增多增多增多增強增大加NaOH(s)向右減小減少增多增多增多增強增大加H2SO4(濃)向左增大增多減少減少增多增強減小加醋酸銨(s)向左減小減少增多增多減小增強減小加金屬Mg向右減小減少增多增多增多增強增大加CaCO3(s)向右減小減少增多增多增多增強增大知識點三 電離平衡常數一、定義：電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 ）二、表示方法：ABA+B- Ki= A+ B-/AB1.一元弱酸和弱堿的電離平衡常數HAH+A+ Ka= BOHB+OH- Kb=2.多元弱酸、多元弱堿的電離常數 多元弱酸（堿）分步電離，酸（堿）性主要由第一步電離決定。每步各有電離常數。如H3PO4的電離：H3PO4 H+ + H2PO4- K1H2PO4- H+ + HPO42- K2HPO42- H+ + PO43- K3注：K1>K2>K3（八步訣：分步進行，一步定性）多元弱堿的電離可寫成一步：如：Cu(OH)2Cu2+2OH-三、電離常數的影響因素：1、電離常數的大小主要由物質的本性決定。同一溫度下不同弱電解質的電離常數不同。2、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。3、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HclO四、1.衡量弱電解質相對強弱的物理量電離度弱電解質有相對強弱的區(qū)別，即電離程度也有大小。表示這種區(qū)別的物理量是電離度。當弱電解質達到電離平衡時，溶液里已經電離的電解質分子數占原來總分子數的百分數，稱為電離度（符號為 a ）。2 影響電離度的條件 （1）升高溫度，電離平衡正向移動，電離度增大。（2）降低溶液濃度，電離平衡正向移動，電離度增大。（3）同離子效應，使電離度減小。例如，在醋酸溶液中加醋酸鈉，在氨水中加氯化銨，都使電離平衡逆向移動，電離度減小。3. 經驗公式對于一元弱酸，如醋酸 CH3COOH CH3COO + H+ 初（mol/L） C 0 0 變（mol/L） C C C平（mol/L） C-C C C溶液中的氫離子濃度為 C（H+）= C補充：1、同體積、等物質的量濃度的一元強酸鹽酸和一元弱酸醋酸 C(H)PH酸性強弱中和堿的量與相同的活潑金屬反應的起始速率加少量相應鈉鹽（s）后的PH產生H2的總量HCl大小強相同快不變相等CH3COOH小大弱慢變大 2、同體積、H的物質的量濃度相等（即PH相同）的一元強酸鹽酸和一元醋酸 C(酸)PH酸性強弱中和堿的能力(消耗相同的堿液的多少)與相同的活潑金屬反應過程中的平均速率與足量相同的活潑金屬反應產生的H2的總量與相同的活潑金屬反應過程中的起始速率產生H2的總量HCl小相 同相 同弱（少）小少相同少CH3COOH大強（多）大多多證明弱電解質的方法：要證明弱，即證明它只是部分電離或其溶液中存在電離平衡。以一元弱酸HA為例，證明它是弱電解質的常用方法：角度依據（實驗設計或現(xiàn)象）結論（1）酸溶液的PH0.1mol/L的HA溶液PH.>1(室溫下)將PH=2的HA溶液稀釋100倍，稀釋后2<PH<4HA是一元弱酸，是弱電解質，其中（5）（6）項還能證明HA的酸性比H2CO3(2)鹽溶液的PHNaA溶液的pH>7(室溫)（3）溶液的導電性相同濃度的HCl溶液和HA溶液，HCl溶液的導電能力明顯更強（4）與金屬反應的速率相同濃度的HCl溶液和HA溶液，與相同（形狀、顆粒大?。┑慕饘俜磻琀Cl溶液的反應速率快（5）其鈉能與弱酸反應生成HACO2通入NaA溶液中有HA生成（6）不與碳酸氫鈉溶液反應HA溶液不與NaHCO3溶液反應，看產生氣泡的速率5