高中化学-水的电离&电离平衡.doc
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高中化学——水溶液中的离子平衡
【本节学习目标】
（1）了解电解质的概念
（2）根据电解质在水溶液中的电离与电解质溶液的导电性，理解强电解质和弱电解的概念，并能正确书写电离方程式
（3）理解弱电解质在水溶液中的电离平衡
（4）了解水的电离及离子积常数
（5）认识溶液的酸碱性、溶液中c（H+）和c（OH－）、pH三者之间的关系，并能进行简单计算
（6）了解酸碱中和滴定的原理
（7）了解溶液pH的调控在生活、生产和科学研究中重要作用
（8）理解盐类水解的原理，掌握影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用
（9）在理解离子反应本质的基础上，能从离子角度分析电解质在水溶液中的反应
（8）了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质
学习重点：
弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用
学习难点：
弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解平衡
【知识要点梳理】
一、电解质的电离平衡
（一）．电解质和非电解质
电解质
非电解质
概念
在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物。
微观结构
大多数离子化合物
强极性键构成的共价化合物
极性键或非极性键构成的共价化合物
实例
酸、碱、盐、H2O等
大多数有机物、SO3、CO2等
（二）．强电解质和弱电解质
强电解质
弱电解质
概念
一定条件下能够全部电离的电解质
一定条件下只能部分电离的电解质
电离程度
完全电离，不存在电离平衡
部分电离，存在电离平衡
电离方程式
H2SO4=2H++SO42-
NaHCO3=Na++HCO3-
NaHSO4=Na++H++SO42－
Ca（HCO3）2=Ca2++2HCO3—
CH3COOHCH3COO-+H+
NH3·H2ONH4++OH-
H3PO4H++H2PO4－
H2PO4－H++HPO42－
HPO42－H++PO43－
溶液中溶质
微粒
只有水合离子
水合离子，弱电解质分子
实例
强酸：
HCl、HNO3、H2SO4HBr、HI、HClO4等
强碱：
KOH、NaOH、Ba（OH）2Ca（OH）2
绝大多数盐（BaSO4、AgCl、CaCO3）
弱酸：
HF、HClO、H2S、H2SO3、HNO2、H3PO4、H2CO3、H2SiO3、HCOOHCH3COOH、等。
弱碱：
NH3·H2O、Fe（OH）3等不溶性碱
说明：
BaSO4、AgCl、CaCO3是强电解质，它们的水溶液中离子浓度非常小，导电能力非常弱，但溶解的那一小部分是完全电离的；Fe（OH）3的溶解度也很小，Fe（OH）3属于弱电解质；HCl、CH3COOH的溶解度都很大，HCl属于强电解质，而CH3COOH属于弱电解质；所以电解质的强弱与其溶解性没有必然联系。
（三）、弱电解质的电离平衡及其移动
⒈电离平衡的概念：
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和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态
⒉电离平衡的特征：
弱电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种，具有以下一些特征：
“逆”——弱电解质的电离是可逆的
“动”——电离平衡是动态平衡
“等”——v（离子化）=v（分子化）≠0
“定”——在电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变。
“变”——电离平衡是相对的、暂时的，当外界条件改变时，平衡就会发生移动
3.影响电离平衡的因素：
（1）内因：
弱电解质本身的结构
（2）外因：
温度、浓度等（符合勒夏特列原理）
思考分析：
0.1mol/L醋酸溶液做下列改变后各参数的变化情况：
CH3COOHCH3COO－+H+（正反应为吸热反应）
移动方向
电离程度
c（CH3COOH）
c（H+）
c（OH-）
导电性
Kw
HCl
逆
减小
增大
增大
减小
增强
不变
NaOH
正
增大
减小
减小
增大
增强
不变
H2O
正
增大
减小
减小
增大
减弱
不变
CH3COONa
逆
减小
增大
减小
增大
增强
不变
冰醋酸
正
减小
增大
增大
减小
增强
不变
加热
正
增大
减小
增大
增强
增大
分析：
稀释冰醋酸过程中各量[nH+、a、c（H+）、导电性]的变化曲线：
再如：
在0.1mol·mol-1的氨水溶液中，存在如下电离平衡：
NH3+H2ONH4++OH－（正反应为吸热反应）。
在此平衡体系中，若按下列情况变动，请将变化情况填入表中[增大用“↑”，减小用“↓”向左用“←”，向右用“→”]。
升温
通氨气
加水
加NaOH（固）
加NH4Cl（固）
通CO2
平衡移动方向
→
→
→
←
←
→
n（OH－）
↑
↑
↑
↑
↓
↓
c（OH-）
↑
↑
↓
↑
↓
↓
c（NH3·H2O）
↓
↑
↓
↑
↑
↓
导电能力
↑
↑
↓
↑
↑
↑
4．电离常数
（1）概念：
电离平衡的平衡常数
（2）表示方法：
CH3COOHCH3COO—+H+
Ka=
NH3·H2ONH4++OH—
Kb=
弱酸
电离常数（25℃）
H2C2O4
K1=5.4×10-2
K2=5.4×10-5
CH3COOH
K=1.75×10-5
H2CO3
K1=4.4×10-7
K2=4.7×10-11
酸性：
H2C2O4＞CH3COOH＞H2CO3
（3）说明：
①K越大，该弱电解质越易电离。
所以可以用Ka或Kb的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。
②K只与温度有关，不随浓度改变而改变。
③多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性的强弱主要由第一步电离决定。
如H3PO4的电离：
H3PO4H++H2PO4- K1=7.1×10-3
H2PO4-H++HPO42- K2=6.3×10-8
HPO42-H++PO43- K3=4.2×10-13
注：
K1＞＞K2＞＞K3
（四）．判断电解质强弱的方法
（1）不完全电离：
①0.1mol/L的醋酸pH＞1
②与同浓度的盐酸对比导电性
③与同浓度的盐酸对比溶液的pH
④与同浓度的盐酸对比与锌粉反应的速率
（2）电离平衡：
⑤将溶液冲稀1000倍后pH的变化
⑥与同pH的盐酸等倍冲稀后比较pH变化
⑦同pH的盐酸和醋酸与足量的锌粒反应产生氢气的体积或速率
（3）水解平衡：
⑧测得0.1mol/L的醋酸钠溶液的pH＞7
（4）化学反应（利用较强酸制备较弱酸判断酸性强弱）
⑨将CO2通入苯酚钠溶液出现混浊:
酸性：
H2CO3＞C6H5OH
二、水的电离和溶液的pH
（一）．水的电离与水的离子积
在纯水或水溶液中
H2OH++OH—△H＞0
或：
2H2OH3O++OH—△H＞0
25℃ c（H+）=c（OH-）=1×10-7mol/L c（H+）·c（OH-）=1×10-14=Kw
100℃ c（H+）=c（OH-）=1×10-6mol/L c（H+）·c（OH-）=1×10-12=Kw
说明：
（1）Kw只与温度有关，温度越高Kw越大。
因水的电离是吸热过程，升高温度Kw将增大，100℃时，c（H+）=c（OH-）=1×10-6mol/L，Kw=c（H+）·c（OH-）=1×10-12。
（2）Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
（二）．溶液中酸碱性的判断
1、通过浓度和pH判断
判断溶液的酸碱性一般有两种方法，例如：
方法一 25℃ 100℃
中性溶液 c（H+）=c（OH-） pH=7 pH=6
酸性溶液 c（H+）＞c（OH-） pH＜7 pH＜6
碱性溶液 c（H+）＜c（OH-） pH＞7 pH＞6
2、酸碱盐溶液中c（H+）溶液、c（OH-）溶液、c（H+）水、c（OH-）水
CH3COOH溶液
NH3·H2O溶液
CH3COONa溶液
NH4Cl溶液
pH
2
12
12
2
c（H+）溶液
10-2
10-12
10-12
10-2
c（OH-）溶液
10-12
10-2
10-2
10-12
c（H+）水
10-12
10-12
10-2
c（OH-）水
10-12
10-12
10-2
Kw
10-14
10-14
10-14
10-14
3、判断下列溶液等体积混合后的酸碱性
NaOH
（0.1mol/L）
NH3·H2O
（0.1mol/L）
NaOH
（pH=13）
NH3·H2O（pH=13）
HCl（0.1mol/L）
中
酸
中
碱
CH3COOH（0.1mol/L）
碱
中
碱
碱
HCl（pH=1）
中
酸
中
碱
CH3COOH（pH=1）
酸
酸
酸
中
（三）．溶液中pH值的测定方法
测定溶液的pH值一般有三种方法：
①利用酸碱指示剂，酸碱指示剂只能测出大概pH值范围不能测出具体的pH值；
石蕊试液 红色 5 紫色 8 蓝色
酚酞试液 无色 8.2 粉红 10 红色
甲基橙 红色 3.1 橙色 4.4 黄色
②利用pH试纸，pH试纸测定的为溶液中c（H+）浓度，使用时不能润湿。
正确的操作方法为：
用干燥洁净玻璃棒蘸取试液滴在试纸上，迅速和标准比色卡对比；
③用pH计。
（四）．关于简单pH值的计算
1、酸、碱溶液稀释后的pH值
2、酸或碱溶液的pH值计算
3、酸、碱混合后的PH值计算
①两种强酸混合。
核心问题是混合溶液中c（H+）
②两种强碱溶液混合
③强酸与强酸 强碱与强碱 强酸与强碱相互混和。
三、盐类水解
1．盐类的水解原理：
（1）定义：
在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程。
（2）实质：
促进水的电离平衡的过程。
（3）规律：
有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、谁强显谁性。
（4）特点：
①水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度一般很小。
②水解反应为吸热反应。
基于以上特点，盐在水解时不会产生沉淀和气体，因此在书写水解离子方程式时不画“↓”、“↑”，用可逆号“”连接。
③多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
2．水解平衡移动：
以NH4Cl溶液水解为例，分析改变条件对水解平衡的影响：
NH4++H2O NH3·H2O+H+
c（NH4+）
c（NH3·H2O）
c（H+）
c（OH-）
pH
水解程度
平衡移动方向
加热
↓
↑
↑
↓
↓
↑
→
加水
↓
↓
↓
↑
↑
↑
→
通入氨气
↑
↑
↓
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