23电离平衡.docx

23电离平衡.docx

《23电离平衡.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《23电离平衡.docx（19页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

23电离平衡

第二单元化学中的平衡

2．3电离平衡

【知识结构】

【考点诠释】

1、电解质、非电解质（见例1）

电解质

非电解质

相同点

均为化合物

不同点

水溶液或熔融状态能导电

水溶液和熔融状态都不能导电

本质区别

在水溶液里或熔融状态下自身能发生电离

在水溶液里和熔融状态下自身不能发生电离

所含物质类型

酸：

H2SO4、H3PO4

碱：

NaOH、NH3·H2O

盐：

NaCl、BaSO4

活泼金属氧化物：

Na2O

水

非金属氧化物：

CO2、SO2、SO3

非酸性气态氢化物：

NH3

大部分有机物：

C2H5OH、C12H2

注意点：

（1）金属能导电，但它们不是化合物，因此金属即不是电解质，也不是非电解质。

（2）SO2、NH3溶于水，能导电，导电离子是H2SO3、NH3·H2O电离出来的，故SO2、NH3不是电解质。

H2SO3、NH3·H2O是电解质。

HCl、H2SO4等溶于水，能导电，导电离子是自身电离出来的，故它们是电解质。

酸、碱、盐是电解质，非金属氧化物都是非电解质。

（3）活泼金属氧化物，如Na2O、Al2O3等，在熔融状态下能导电，是因为它们自身能电离出离子，Al2O3（熔）

 2Al3++3O2－，是电解质。

（4）难容物（如CaCO3、BaSO4等）的水溶液导电能力很弱，是因为它们的溶解度小，离子浓度低，但溶于水的部分能电离：

BaSO4（s）

Ba2++SO42-，所以是电解质。

（5）酒精、蔗糖等大多数有机物是非电解质。

（6）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，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。

离子化合物在熔融状态下和溶于水时均能够导电，而酸是共价化合物只在水溶液里能导电。

（7）不导电的物质不一定是非电解质，能导电的物质不一定是电解质。

电解质、非电解质均指化合物。

O2不导电，铁、铝能导电，但它们既不是电解质，也不是非电解质。

（8）电解质溶液的导电能力与溶液中离子浓度（非离子数目多少）及离子所带电荷多少有关，离子浓度越大，离子所带电荷越多，导电能力越强。

（9）判断电解质是否导电，关键看电解质是否发生电离，产生了自由移动的离子，还要看电离产生的离子浓度的大小。

如CaCO3在水中的溶解度很小，溶于水电离产生的离子浓度很小，故认为其水溶液通常不导电。

2、强电解质、弱电解质

比较项目

强电解质

弱电解质

定义

在水溶液中，完全电离的电解质

在水溶液中，部分电离的电解质

电离程度

完全电离

部分电离

电解质在水溶液中存在形式

阴离子和阳离子

分子、阴离子和阳离子

电离方程式

用“→”

多元强酸酸式盐电离方程式：

NaHSO4→Na++H++SO42－

多元弱酸酸式盐电离方程式：

NaHCO3→Na++HCO3－

用“

”

多元弱酸分步列。

如：

H2CO3

H++HCO3－

HCO3－

H++CO32－

多元弱碱一步列。

如：

Fe（OH）3

Fe3++3OH-

氢氧化铝两式离：

Al3++3OH-

Al（OH）3

AlO2-+H++H2O

常见类别

和举例

强酸：

HCl、HBr、HI

HNO3、H2SO4、HClO4

强碱：

NaOH、KOH、Ba（OH）2

Ca（OH）2

绝大多数盐

弱酸

弱碱

水

极少数盐：

PbAc2

联系

研究范围：

电解质；研究电离的环境：

水溶液

注意点：

（1）电解质的强弱和溶解性没有必然联系。

判断电解质的强弱仅仅从它们在水溶液中是否完全电离角度思考，CaCO3、BaSO4等难溶于水的盐是强电解质，因为它们的水溶液中自身是完全电离的。

（2）电解质的强弱和浓度没有必然联系。

强电解质溶液的浓度不一定大，弱电解质的浓度不一定小。

如强电解质CaCO3、BaSO4即使饱和溶液，浓度也极稀，强电解质HNO3溶液可以很浓；弱电解质醋酸可以和水任意比互溶，浓度可以很大，Fe（OH）3难溶解于水，饱和溶液的浓度也极稀。

 （3）电解质的强弱和溶液导电能力没有必然联系。

电解质溶液导电能力强的不一定是强电解质溶液，电解质溶液导电能力弱的不一定是弱电解质溶液；因为电解质导电能力强弱的决定因素是自由移动离子的浓度和离子所带电荷，不是电解质的强弱。

（4）同条件下同浓度同类型的电解质导电能力强弱可以判断电解质的相对强弱，导电能力强的电解质溶液中的电解质电离程度相对较大，但不能说明是强电解质；导电能力弱的电解质溶液，溶质一定是弱电解质。

（5）多元弱酸的电离是分步进行的，如磷酸的电离方程式应写成三步：

H3PO4

H++H2PO4—，H2PO4—

H++HPO42—HPO42—

H++PO43—，

不能合并成H3PO4

3H++PO43—，因为它们的每一步电离的程度是不同的，一步比一步能电离。

磷酸溶液中的c（H+）主要由第一步电离决定，第二步电离比第一步电离困难（因为第一步电离产生的H+会抑制后面的电离），第三步电离比第二步电离更困难，因此磷酸的电离方程式有时也可只写第一步。

3、弱电解质的电离平衡（见例2-5）

（1）概念

弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等的状态。

（2）特点

①动、等——动态平衡：

V（离子化）=V（分子化）≠0。

在电离方程式中用“

”表示。

②定——平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变。

③变——条件改变，平衡破坏。

（3）影响电离平衡的因素

与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起移动.

以0.1mol/1CH3COOH溶液为例：

项目

变化

项目

加水

升温

加入固体

NaOH

加入无水CH3COONa

通入气体HCl

加入等浓度的CH3COOH

平衡移动

右移

右移

右移

左移

左移

不移动

H+的物质的量（mol）

增大

增大

减小

减小

增大

增大

[H+]浓度（mol）

减小

增大

减小

减小

增大

不变

pH值

增大

减小

增大

增大

减小

不变

导电能力

减弱

增强

增强

增强

增强

不变

4、弱电解质的电离度和电离常数

不同的弱电解质在水中电离的程度是不同的，一般用电离度和电离常数来表示。

（1）电离度

①概念：

弱电解质在溶液里达电离平衡时，已电离的电解质分子数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。

②电离度的表达式：

a=

=

=

对于一元弱酸：

HA

H++A-a=

c（H+）=c（酸）×a

对于一元弱碱：

BOH

B++OH-a=

c（OH-）=c（碱）×a

③影响因素：

影响电离度大小的内因是弱电解质的本性，外因就是浓度和温度。

电离度随浓度的降低而增大，随着温度的升高而增大。

因浓度越稀，离子互相碰撞而结合成分子的机会越少，电离度就越大。

因为电离过程是吸热的，因此升高温度平衡向电离方向移动，可以增大电离度。

④表示意义：

在相同温度和浓度时，电离度的大小可以表示弱电解质的相对强弱。

用电离度比较几种电解质的相对强弱时，应当注意所给条件，即浓度和温度，如不注明温度通常指25℃。

（2）电离常数

①概念：

弱电解质在一定条件下达到电离平衡时，溶液中电离出来的各离子浓度的乘积与溶液中未电离的电解质分子浓度的比值是一个常数，这个常数就是弱电解质的电离平衡常数，简称电离常数。

②表达式：

对于弱酸的电离常数常用Ka表示，弱碱的电离常数常用Kb表示，表达式如下：

一元弱酸：

HA

H++A-

一元弱碱：

BOH

B++OH-

③表示意义：

电离平衡常数的大小反映弱电解质的强弱程度。

K值越大，其对应的弱酸、弱碱相对较强，K值越小，其对应的弱酸、弱碱相对较弱。

一些弱酸，弱碱的电离常数（室温）

名称

化学式

Ka﹙b﹚

名称

化学式

Ka﹙b﹚

醋酸

HAc

1.77×10-5

氢氰酸

HCN

4.93×10-10

碳酸

H2CO3

4.3×10-7（Ka1）

5.6×10-11（Ka2）

亚硝酸

HNO2

5.1×10-4

氢氟酸

HF

3.53×10-4

磷酸

H3PO4

7.5×10-3（Ka1）

6.3×10-8（Ka2）

4.4×10-13（Ka3）

次氯酸

HClO

3.2×10-8

偏铝酸

HAlO2

6.3×10-13

氨水

NH3·H2O

1.77×10-5

亚硫酸

H2SO3

Ki1=1.54×10-2Ki2=1.02×10-7

氢硫酸

H2S

1.3×10-7（Ka1）

7.1×10-15（Ka2）

④影响因素：

K是温度的函数，不同的温度时有不同的电离常数。

温度越高，K越大。

但电离平衡常数不受浓度的影响，在同一温度下，同一电解质的电离平衡常数相同。

5、水的电离

（1）水的电离

水可以发生极其微弱的电离，用精密仪器测定，能测出水有微弱的导电性，其电离方程式为：

H2O+H2O

H3O++OH-，简写为：

H2O

H++OH-，

水的电离是吸热的过程，因此升高温度水的电离平衡向右移动。

水的电离是水分子与水分子之间的相互作用而引起的，因此极难发生。

实验测得，25℃时1L纯水中只有1×10-7mol的水分子发生电离。

由水分子电离出的H+和OH-数目在任何情况下总相等，电离前后H2O的物质的量几乎不变，因此c（H+）×c（OH-）=K电离×c（H2O）=常数。

（2）水的离子积常数

在一定温度时，水溶液中c（H+）与c（OH-）的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。

KW=c（H+）·c（OH-）

①c（H+）和c（OH-）是分别是指整个溶液中氢离子和氢氧根离子的总物质的量浓度。

②K（w）只受温度影响，水的电离是吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，KW增大。

如25℃时，纯水的c（H+）=c（OH-）=1×10-7mol/L，K（W）=1×10-14；

100℃时，纯水的c（H+）=c（OH-）=1×10-6mol/L，K（W）=1×10-12。

③水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。

不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，KW就不变，c（H+）、c（OH-）会发生变化，不一定相等。

（3）影响因素

水的电离也受外界因素的影响：

H2O

H++OH-

平衡移

动方向

电离

程度

c（H+）与c（OH-）的相对大小

溶液的

酸碱性

离子积Kw

加热

向右

增大

c（H+）=c（OH-）

中性

增大

通CO2

向左

减小

c（H+）>c（OH-）

酸性

不变

通入NH3

向左

减小

c（H+）

碱性

不变

加金属钠

向右

增大

c（H+）

碱性

不变

加Na2CO3

向右

增大

c（H+）

碱性

不变

加NH4Cl

向右

增大

c（H+）>c（OH-）

酸性

不变

加NaCl

不移

不变

c（H+）=c（OH-）

中性

不变

影响水电离的因素归纳如下：

①温度：

升温总是促进水的电离；

②酸、碱：

无论是强酸强碱还是弱酸弱碱都是抑制水的电离；

③能水解的正盐（能水解的酸式盐不一定）总是促进水的电离；

④活泼金属：

总是促进水的电离。

（4）水的电离度

电离度=（已电离的分子数）/（原有分子总数）×100%

设原有水1L，则水1000g，即有1000g/18（g/mol）=1000/18mol

常温下，水电离出的c（H+）×c（OH-）=1.0×10-14

所以c（H+）=c（OH-）=1.0×10-7mol/L

所以n（H+）=n（OH-）=已电离水分子=1.0×10-7mol

所以水的电离度=（1.0×10-7）/（1000/18）×100%=1.8×10-7%

（5）溶液的酸碱性

溶液的酸碱性取决于溶液中的c（H+）与c（OH-）的相对大小，可以通过pH大小判断。

c（H+）与c（OH-）

25℃pH

100℃pH

溶液的酸碱性

c（H+）>c（OH-）

pH<7

pH<6

酸性溶液

c（H+）=c（OH-）

pH=7

pH=6

中性溶液

c（H+）

pH>7

pH>6

碱性溶液

6、溶液的pH

（1）定义：

pH指氢离子物质的量浓度的负对数。

（2）表示方法

pH=-lgc（H+）c（H+）=10-pH

pOH=-lgc（OH-）c（OH-）=10-pOH

常温下，pH+pOH=-lgc（H+）-lgc（OH-）=-lgc（H+）·c（OH-）=14。

（3）pH的适用范围

c（H+）的大小范围为：

1.0×10-14mol·L-1

即pH范围通常是0～14。

当c（H+）≥1mol·L-1或c（OH-）≥1mol·L-1时，用物质的量浓度直接表示更方便。

（4）溶液pH的测定方法

①酸碱指示剂法：

只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。

指示剂

甲基橙

石蕊

酚酞

变色范围pH

3.1～4.4

5.0～8.0

8.0～10.0

溶液颜色

红→橙→黄

红→紫→蓝

无色→浅红→红

思考：

1、甲溶液的pH是乙溶液的2倍，则两者的c（H+）是什么关系？

2、pH<7的溶液是否一定呈酸性？

（注意：

pH=0的溶液，c（H+）=1mol/L。

）

②pH试纸法：

粗略测定溶液的pH。

广泛pH试纸只能精确到1，测量范围是1—14；精密pH试纸可测精确到0.1。

精密试纸是按测量区间分的，有0.5—5.0，0.1-1.2，0.8-2.4等。

超过测量的范围，精密PH试纸就无效了。

可以先用广泛pH试纸大致测出水的酸碱性，再用的精密试纸进行精确测量。

pH试纸的使用方法：

取一小块pH试纸放在玻璃片（或表面皿）上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，片刻（30s左右）与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH。

测定溶液pH时，pH试剂不能用蒸馏水润湿（否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH测定产生误差）；不能将pH试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。

标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是：

红（酸性），蓝（碱性）。

③pH计法：

精确测定溶液pH。

7、有关pH的计算（见例6）

基本原则：

一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pHorc）；

酸性先算c（H+），碱性先算c（OH-）。

（1）单一溶液的pH计算

①由强酸强碱浓度求pH

②已知pH求强酸强碱浓度

（2）加水稀释计算

①强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。

②弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH

③强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n。

④弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-n。

⑤酸、碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能大于7，碱的pH不能小于7。

⑥对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大，弱酸的pH变化幅度小，酸越弱pH变化幅度越小。

（3）强酸强碱混合计算

①两种强酸混合

最后求pH。

若两强酸等体积混合，可采用速算法：

混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加上0.3。

如：

pH＝3和pH＝5（或6）的两种盐酸等体积混合后的pH＝3.3。

②两种强碱混合

然后通过Kw求出c（H+），最后求pH。

若两强碱溶液等体积混合，可采用速算法：

混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减去0.3。

如：

pH＝9（或10）和pH＝12两种NaOH溶液等体积混合后的pH＝11.7。

③强酸、强碱混合，

若恰好中和，pH＝７

若酸有剩，根据中和后剩余的c（H+）

即：

再求pH，此时pH＜7。

若碱有剩，根据中和后剩余的c（OH-）

即：

，然后通过Kw求出c（H+），最后求pH。

此时pH＞7

【例题精析】

【例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___________。

【考点分析】考查电解质非电解质概念。

【思维点悟】①烧碱固体、⑦碳酸钠粉末、⑩胆矾属于电解质，在该状态下不存在自由移动的离子，因此不能导电；②铁丝能导电，但属于单质，不属于电解质，也不属于非电解质；③氯化氢气体属于电解质，但在该状态或纯液态时不存在自由移动的离子，因此不能导电；④稀硫酸、⑥氨水属于混合物，即不是电解质，也不是非电解质，但存在自由移动离子，能导电；⑤SO2属于非金属氧化物，不是电解质，但属于非电解质；⑧蔗糖晶体是有机物化合物，属于非电解质；⑨熔融氯化钠属于电解质，在该状况下存在自由移动的电子，可以导电。

【正确答案】

（1）②④⑥⑨

（2）①③⑦⑨⑩（3）⑤⑧（4）①③⑦⑩

【例2】甲酸的下列性质中不可以证明它是弱电解质的是

A．1mol·L－1的甲酸溶液的c（H＋）约为0.01mol·L－1

B．甲酸钠的溶液呈碱性

C．10mL1mol·L－1甲酸恰好与10mL1mol·L－1NaOH溶液完全反应

D．在同温同浓下，甲酸的导电性比盐酸溶液的弱

【考点分析】考查学生对弱电解质电离平衡特点的理解和掌握。

【思维点悟】弱电解质就是指在水溶液中部分电离的电解质，存在电离平衡，存在电解质分子。

只要能证明弱电解质是部分电离的、存在电离平衡、存在电解质分子就可以证明是弱电解质。

Ac（H＋）<1mol·L－1，说明甲酸是部分电离，证明是弱电解质；B说明甲酸是弱酸，所以也是弱电解质；C只能说明甲酸能与等物质的量NaOH溶液反应，不能说明甲酸是部分电离，所以C不能证明；D在同温同浓下，盐酸溶液的离子浓度大于甲酸，说明甲酸不能完全电离，是弱电解质。

【正确答案】C

【方法总结】证明弱电解质的方法：

①在相同条件下，对电解质做导电性对比实验，导电能力强者不一定为强电解质，弱者，一定为弱电解质。

②在同浓度、同温度下，比较反应速率的快慢（如酸与金属、碳酸盐反应），反应速率快者为强电解质，反之，为弱电解质。

③浓度与pH的关系，如0.1mol·L-1醋酸，其pH＞1，即可证明其是弱电解质。

④测定对应盐的酸碱性，如CH3COONa溶液呈碱性，则证明CH3COOH是弱酸。

⑤稀释前后的pH与稀释倍数的关系，如将pH=2的酸溶液稀释100倍，若pH＜4，则该酸是弱酸，若pH=4，则该酸是强酸。

⑥利用实验证明电离平衡，有电离平衡者为弱电解质。

如向醋酸溶液中滴加石蕊试液变红，再加CH3COONH4，颜色变浅，说明醋酸为弱酸。

⑦利用较强酸制备较弱酸判断电解质强弱。

如将CO2通入苯酚钠溶液中，出现浑浊，说明酸性：

碳酸＞苯酚。

⑧中和等量的碱（或酸）消耗等pH的酸（或碱）的体积小的，就是弱酸（或弱碱）。

【例3】在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力如图所示，请回答：

（1）加水前导电能力为零的理由是：

；

（2）a、b、c三点溶液pH值由小到大的顺序是；

（3）a、b、c三点中电离度最大的是。

（4）若要把b点溶液中c（CH3COO－）、c（OH－）均减小，可采用的方法是（选择正确的选项）

A加水B加NaOHC加H2SO4D加Na2CO3

【考点分析】本题考查弱电解质的离子浓度、电离度、电离平衡移动等知识点。

【思维点悟】

（1）冰醋酸是共价化合物，没有自由离子；

（2）c（H+）的大小与导电性大小一致，所以c（H+）：

b>a>c；c（H+）越大，pH越小，所以pH的大小为：

b＜a＜c；（3）浓度越稀，电离度越大，所以电离度：

b＜a＜c；（4）HAc

H++Ac-，c（Ac-）减小，c（H+）增大，即加酸，平衡左移即可，选C。

【正确答案】

（1）冰醋酸是共价化合物，没有自由离子

（2）b＜a＜c（3）c点（4）C

【例4】c（H+）相同的等体积的两份溶液A和B；A为盐酸，B为醋酸，分别和锌反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，且放出的氢气的质量相等，则下列说法正确的是

①反应所需要的时间B>A②开始反应时的速率A>B③参加反应的锌的物质的量A＝B

④反应过程的平均速率B>A⑤盐酸里有锌剩余⑥醋酸里有锌剩余

A③④⑤　　B③④⑥　　C②③⑤　　D②③⑤⑥

【考点分析】本题考查强酸、弱酸的酸的浓度与氢离子浓度之间的关系。

【思维点悟】c（H+）相同等体积的盐酸和醋酸，酸的浓度一定是是醋酸大于盐酸，因为溶液中还有大量未电离的醋酸分子。

随着反应的进行，c（H+）的减小，醋酸会不断地电离产生H+，所以整于过程的c（H+）是醋酸大于盐酸，反应速率是醋酸大于盐酸，产生等量的氢气所需的时间是醋酸小于盐酸，所以①错误，④正确；但初始是的c（H+）相同，所以初始反应速率相同，②错误；由于产生的H2量相同，所以参加反应的锌的量相同，③正确；由于盐酸的物质的量少，锌有剩余的一定是盐酸；不是醋酸，所以⑤正确⑥错误。

【正确答案】A

【例5】pH＝2的A、B两种酸溶液各1mL,分别加水稀释到1000mL,其溶液的pH与溶液体积（V）的关系如右图所示,则下列说法正确的是

A．A、B两种酸溶液物质的量浓度一定相等

B．稀释后A酸溶液的酸性比B酸溶液强

C．a＝5时,A是弱酸,B是强酸

D．若A、B都是弱酸,则5>a>2

【考点分析】本题考查强酸、弱酸在稀释过程中的c（H+）变化。

【思维点悟】将酸溶液在稀释1000倍，若是强酸，由于不能再电离产生H+，所以c（H+）是原溶液的1/1000，pH=2+lg1000=5，若是弱酸，由于弱酸分子还能电离产生H+，c（H+）大于原溶液的1/1000，所以pH<5。

酸越弱，pH变化就越小。

从图上可以看出，A、B两酸溶液稀释过程中，B的pH变化比A小，所以酸B比酸A更弱，因此等pH的A、B酸溶液物质的量浓度B>A，所以A不正确；酸的强弱是指酸电离生成H＋能力的强弱，而酸性的强弱是指溶液中H＋浓度的大小，H＋浓度越大，酸性越强，稀释后A的pH大于B，即H＋浓度B>A，所以酸性B>A，B错误；a＝5时，则A是强酸，B是弱酸，C不正确；若5>a>2，则A、B都是弱酸，D正确。

【正确答案】D

【例6】下图为10mL一定物质的量浓度的盐酸X，用一定物质量浓度的NaOH溶液Y滴定的图示，据图推出盐酸和NaOH溶液的物质量的浓度（mol/L）正确的是

A0.120.04B0.040.12

C0.120.06D0.090.03

【考点分析】此题是考查

（1）酸碱混和溶液的pH计算能力；

（2）图像的识别、分析和应用能力。

【思维点悟】盐酸和氢氧化钠恰好完全中和时，溶液的pH=7，从图上可知，此时氢氧化钠溶液的体积为30mL，是盐酸的体积（10mL）的3倍，说明盐酸的物质量的浓度（mol/L）是氢氧化钠溶液的3倍，所以可