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1、專題九弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性,高考化學（天津專用）,考點一弱電解質的電離平衡 基礎知識 (一)弱電解質的電離 1.弱電解質的電離 弱電解質主要為弱酸、弱堿及極少數(shù)的鹽,它們在液態(tài)時一般不發(fā)生電離,只有在水分子作用下才能發(fā)生電離,但通常都比較微弱。,考點清單,2.弱電解質電離方程式的書寫 (1)弱電解質的電離過程是可逆的,書寫時要用“”表示。 (2)多元弱酸分步電離,且以第一步電離為主,在書寫電離方程式時,需分步寫,一般只寫第一步;多元弱堿也分步電離,但可按一步電離寫出。例如: 碳酸:H2CO3 H++HC、HC H++C Fe(OH)3:Fe(OH)3 Fe3++3OH- (3)在水

2、溶液中,強酸的酸式鹽完全電離,弱酸的酸式鹽中酸式酸根離子不完全電離。例如: NaHSO4:NaHSO4 Na++H++S NaHCO3:NaHCO3 Na++HC,說明在熔融狀態(tài)時NaHSO4 Na++HS。 (4)某些復鹽能完全電離。例如: KAl(SO4)2 K++Al3++2S (二)弱電解質的電離平衡 弱電解質溶于水后,在水分子的作用下,弱電解質分子電離成陰、陽離子,同時,陰、陽離子又能重新結合成弱電解質分子。在一定的條件(溫度、濃度等)下,弱電解質分子電離成離子的速率與離子結合成弱電解質分子的速率相等時,達到電離平衡狀態(tài),這種平衡叫弱電解質的電離平衡。,1.電離平衡的特點,2.影響電

3、離平衡的因素 濃度、溫度等因素對電離平衡有一定的影響。 (1)濃度 濃度降低(加水稀釋),平衡向電離方向移動。但弱電解質分子及 弱電解質電離出的離子的濃度都降低。 (2)溫度 弱電解質的電離是一個吸熱的過程,升高溫度,電離平衡向電離的方向移動,弱電解質的電離程度增大。 (3)同離子效應 在弱電解質溶液中加入其他來源的同種離子時,使該離子濃度增大,促使電離平衡逆向(即離子結合成分子的方向)移動。,重點難點 電離常數(shù) (1)概念 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值是一個常數(shù),這個常數(shù)叫電離常數(shù)(又叫電離平衡常數(shù)),用K來表示(

4、一般弱酸的電離常數(shù)用Ka表示,弱堿的電離常數(shù)用Kb表示)。 如:CH3COOH H++CH3COO- Ka=,(2)電離常數(shù)的意義 在一定條件下,根據(jù)電離常數(shù)數(shù)值的大小,可以估算弱電解質電離的程度,K值越大,電離程度越大,弱酸酸性越強。如相同條件下常見弱酸的酸性:H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO。 (3)電離常數(shù)的影響因素 a.電離常數(shù)隨溫度的變化而變化。 b.電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關,同一溫度下,不論弱酸、弱堿的濃度如何變化,電離常數(shù)是不會改變的。,(4)多元弱酸溶液中的離子濃度關系 25 時,H3PO4分三步電離,第一步最強(K1=7.110-3),第二

5、步較弱(K2=6.310-8),第三步最弱(K3=4.210-13),可知H3PO4溶液中c(H+)c(H2P)c(HP )c(P)c(OH-)。 H2S分兩步電離,第一步強(K1=1.310-7),第二步弱(K2=7.110-15),可知H2S溶液中c(H+)c(HS-)c(S2-)c(OH-)。,考點二水的電離溶液的酸堿性 基礎知識 1.水的電離 (1)水是極弱的電解質,也存在著電離平衡:H2OH++OH-。在一定溫度下,水電離出來的H+和OH-濃度的乘積是一個常數(shù),稱為水的離子積常數(shù),用符號KW表示。 (2)有關KW的兩點說明 a.水的離子積(KW)也適用于稀的電解質水溶液,c(H+)和

6、c(OH-)代表電解質溶液中H+和OH-的總物質的量濃度。無論電解質溶液的酸堿性怎么樣,KW都是一常數(shù)。一般情況下在25 或室溫下,KW約為1.010-14,而100 時,KW約為5.510-13。 b.在研究水溶液體系中離子的種類時,不要忽略H+、OH-的存在。,(3)影響水的電離平衡的因素 水的電離平衡:H2O H++OH-,2.溶液的酸堿性 (1)當c(H+)很小時,直接用物質的量濃度表示溶液酸堿性的強弱很不方便,通常采用c(H+)的負對數(shù)來表示,稱為溶液的pH,其表達式為pH=-lg c(H+)。pH越小,溶液的酸性越強;pH越大,溶液的堿性越 強。,(2)pH每增大1個單位,c(H+

7、)就減小為原來的1/10;pH每減小1個單位,c(H+) 就增大為原來的10倍。 3.pH的測定方法 把一小片pH試紙放在潔凈干燥的表面皿(或玻璃片)上,用玻璃棒蘸取一滴待測液點在pH試紙的中部,待變色后與標準比色卡對比,讀出pH(整數(shù))。,重點難點 1.常溫下,溶液的pH范圍在014之間。pH=0的溶液中并非無H+,而是 c(H+)=1 molL-1;pH=14的溶液中并非無OH-,而是c(OH-)=1 molL-1。 2.當c(H+)1 molL-1時,pH為負數(shù);c(OH-)1 molL-1時,pH14。對于c(H+)或c(OH-)大于1 molL-1的溶液,用pH表示溶液的酸堿度反而不

8、方便,所以pH僅適用于c(H+)或c(OH-)1 molL-1的稀溶液。,方法強、弱電解質的判斷 1.判斷電解質強弱的方法 (1)在相同濃度、相同溫度下,與強電解質溶液做導電性對比實驗。 (2)濃度與pH的關系。如0.1 molL-1 CH3COOH溶液,其 pH1,則可證明CH3COOH是弱電解質。 (3)測定對應鹽溶液的酸堿性。如CH3COONa溶液呈堿性,則證明 CH3COOH是弱酸。 (4)稀釋前后的pH與稀釋倍數(shù)的關系。例如,將pH=2的酸溶液稀釋至原體積的1 000倍,若pH小于5,則證明該酸為弱酸;若pH為5,則證明該酸為強酸。,方法技巧,(5)利用實驗證明存在電離平衡。如醋酸溶

9、液中滴入紫色石蕊溶液變紅,再加CH3COONa固體,顏色變淺,證明CH3COOH是弱電解質。 (6)在相同濃度、相同溫度下,比較與金屬反應的速率的快慢。如將鋅粒投入到等濃度的鹽酸和醋酸溶液中,起始速率前者比后者快。 2.一元強酸與一元弱酸的比較 (1)相同物質的量濃度、相同體積的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較(見下表),(2)相同pH、相同體積的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較(見下表),例室溫下,關于1.0 mL 0.1 mol/L氨水,下列判斷正確的是() A.溶液的pH等于13 B.加入少量NH4Cl固體,c(OH-)不變 C.c(OH-)=c(N)+c(H+) D.與1.0 mL 0.1 mol/L鹽酸混合后,溶液呈中性 0.1 mol/L氨水中OH-的濃度與溶液的體積無關。,解題導引,解析A項,NH3H2O是弱電解質,不能完全電離,0.1 mol/L氨水的pH小于13;B項,加入少量NH4Cl固體,c(N)增大,NH3H2O的電離平衡逆向移動, c(OH-)減小;C項,由電荷守恒知,c(OH-)=c(N)+c(H+);D項,混合后,二者 恰好中和生成NH4Cl,因N水解使溶液呈酸性。 答案C,