《2022年高中化學(xué)（大綱版）第二冊(cè) 第三章電離平衡第一節(jié)電離平衡(備課資料)》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2022年高中化學(xué)（大綱版）第二冊(cè) 第三章電離平衡第一節(jié)電離平衡(備課資料)（3頁(yè)珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

1、2022年高中化學(xué)（大綱版）第二冊(cè) 第三章 電離平衡 第一節(jié)電離平衡(備課資料) 一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)的判斷 判斷化合物是電解質(zhì)還是非電解質(zhì)，主要看該化合物在溶于水或熔化時(shí)自身能否電離出陰、陽(yáng)離子能電離的屬于電解質(zhì)，不能電離的屬非電解質(zhì)，水溶液能否導(dǎo)電，只能作判斷是不是電解質(zhì)的參考因素。如 （1）SO2、SO3、NH3的水溶液能導(dǎo)電，但導(dǎo)電原因是因與水作用后的生成物（H2SO3、H2SO4、NH3·H2O）電離所致，并非自身電離出自由離子，所以SO2、SO3、NH3等為非電解質(zhì)，而H2SO4、H2SO4、NH3·H2O則是電解質(zhì)。 （2）有些物質(zhì)由于很難溶解，致使電離產(chǎn)生的離子濃度

2、太小，測(cè)不出導(dǎo)電性能，但卻是電解質(zhì)甚至為強(qiáng)電解質(zhì)，如CaCO3、BaSO4等。這是因?yàn)檫@類(lèi)化合物在水中被溶解的那部分是完全電離的，且在熔化時(shí)，也是完全電離。 （3）應(yīng)當(dāng)特別注意的是離子型氧化物，如Na2O、CaO、Na2O2等，它們雖然溶于水后電離出的自由離子不是自身，但在熔化時(shí)卻可自身電離，且完全電離，故屬于電解質(zhì)，且為強(qiáng)電解質(zhì)。 二、強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液里全部電離嗎？ 長(zhǎng)期以來(lái)，教材中把電解質(zhì)分為強(qiáng)電解質(zhì)（在水溶液里合部電離）和弱電解質(zhì)（在水溶液里只有部分電離），而且把強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大部分鹽類(lèi)歸屬于強(qiáng)電解質(zhì)之列。那么強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液里是全部電離嗎？ 從強(qiáng)酸來(lái)看，在水溶液中不一定完全電離成

3、離子，如硫酸一級(jí)電離幾乎完全，二級(jí)電離則不完全，電離常數(shù)K2為1.2×10－2，具有中強(qiáng)酸的特征。但硫酸仍是強(qiáng)酸，因一級(jí)電離常數(shù)K1大于1。從強(qiáng)電解質(zhì)所包含的范圍看，硫酸是強(qiáng)酸，是強(qiáng)電解質(zhì)，在水中完全以H+和SO形式存在，其電離方程式為：H2SO4====2H++SO 嚴(yán)格地說(shuō)，硫酸在水分子的作用下，兩個(gè)氫離子是分步電離的，即先電離產(chǎn)生出一個(gè)H+再電離產(chǎn)生第二個(gè)氫離子。 第一步：H2SO4====H++HSO 第二步：HSO H++SO 從強(qiáng)堿和鹽來(lái)看，在水溶液中也不一定完全電離成離子。查《中國(guó)中學(xué)教學(xué)百科全書(shū)》（化學(xué)卷）第一版第86頁(yè)知一些酸、堿、鹽的電離度（18℃

4、、0.1 mol·L－1）見(jiàn)下表： HCl 0.92 Ba(OH)2 0.77 HNO3 0.98 NaCl 0.84 H2SO4 0.61 NaNO3 0.83 HI 0.91 Na2SO4 0.70 H3PO4 0.27 BaCl2 0.77 NaOH 0.91 ZnSO4 0.40 注：表中的多元酸、多元堿均指一級(jí)電離的電離度。 從表中數(shù)據(jù)可以看出不論是強(qiáng)酸、強(qiáng)堿還是大部分鹽，在水溶液中都或多或少地存在著溶質(zhì)的分子，并不完全是離子。這是由于離子間存在著靜電引力和斥力作用，導(dǎo)致它們?cè)诤暧^上表現(xiàn)出不完全電離，存在一定的電離度。

5、通常情況下，電離度在30%以上的電解質(zhì)都可看作強(qiáng)電解質(zhì)，如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大部分鹽；而通常情況下，電離度在30%以下的電解質(zhì)，都可看作弱電解質(zhì)，如弱酸、弱堿。從電離平衡常數(shù)來(lái)看，某酸或某堿的電離常數(shù)K（25℃）大于1為強(qiáng)酸或強(qiáng)堿，即為強(qiáng)電解質(zhì)；電離常數(shù)K在1~10－4范圍內(nèi)為中強(qiáng)電解質(zhì)；電離常數(shù)K等于或小于10－4為弱電解質(zhì)。 （摘自《中學(xué)化學(xué)》xx年第10期，作者：趙澤敏） 三、.關(guān)于“弱電解質(zhì)溶液越稀，電離程度越大”這句話的幾種解釋方法 1．用有效碰撞理論解釋 在其他條件不變的情況下，向一定濃度的弱電解質(zhì)溶液中加水，由于水分子數(shù)增多，使得弱電解質(zhì)電離的離子之間的距離增大，離子間相互碰撞

6、結(jié)合成分子的機(jī)會(huì)減小，單位時(shí)間內(nèi)離子間的有效碰撞次數(shù)減少。另外，弱電解質(zhì)分子由于受到極性分子的作用，離子化傾向增強(qiáng)。使得弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率大于離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率，所以電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，電離程度增大。 2．用電離平衡常數(shù)解釋 在一定溫度下，某一弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)保持不變。例如：醋酸的電離平衡為： CH3COOH H++CH3COO－ Ka= 在一定溫度下，若醋酸溶液中各粒子濃度的關(guān)系如下： CH3COOH H+ + CH3COO－ 起始： 1 mol·L－1

7、 0.01 mol·L－1 0.01 mol·L－1 稀釋1倍： 0.5 mol·L－1 0.005 mol·L－1 0.005 mol·L－1 Ka= 加水稀釋1倍時(shí)： ＜Ka 因此，若滿足達(dá)到平衡時(shí)Ka不變，c(H+)、c(CH3COO－)需增大，c(CH3COOH)需減小，那么醋酸的電離平衡必然要向正反應(yīng)方向移動(dòng)，電離程度增大。 3．用質(zhì)量作用定律解釋 對(duì)于某一弱電解質(zhì)，在溶液中存在電離平衡。如：CH3COOHCH3COO－+H+ 在一定溫度下，K1、K2保持不變。根據(jù)質(zhì)量作用定律：v正=K1·c(CH3COOH)，v逆=K2·c(H+)·c(C

8、H3COO－)此時(shí)v正=v逆處于平衡狀態(tài)。若保持溫度不變，則該醋酸溶液稀釋1倍時(shí)，各種粒子的濃度都減小到原來(lái)的1/2。此時(shí)： v′正=（1/2）·K1·c(CH3COOH), v′逆=（1/4）·K2·c（H+）·c(CH3COO－)因?yàn)椋篕1·c(CH3COOH)=K2·c(H+)·c(CH3COO－)，所以v′正＞v′逆醋酸的電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，電離程度增大。 4．用勒夏特列原理解釋?zhuān)? 根據(jù)勒夏特列原理，對(duì)于氣體參加的可逆反應(yīng)，減小壓強(qiáng)平衡向氣體體積增大的方向移動(dòng)。同理，對(duì)于弱電解質(zhì)的電離平衡來(lái)說(shuō)，加水稀釋?zhuān)蹼娊赓|(zhì)分子和離子的濃度都同等倍數(shù)地減小，相當(dāng)于氣體反應(yīng)減小壓強(qiáng)，平衡

9、必然向著化學(xué)計(jì)量數(shù)大的方向移動(dòng)，故電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，電離程度增大。 （摘自《中學(xué)化學(xué)》xx年第2期，張書(shū)成） 綜合能力訓(xùn)練 1．在Na2HPO4溶液中，存在著下列平衡： HPO H++PO HPO+H2O H2PO+HO- 已知該溶液呈堿性。欲使溶液中的HPO、H+、PO濃度都減小，可采取的方法是（ ） A.石灰水 B.加鹽酸 C.加燒堿 D.用水稀釋 答案：A 2．20℃時(shí)，1L H2S的飽和溶液，濃度約為0.1mol·L-1，其電離方程式為：第一步H2S H++HS-；第二步HS- H++S2-。若要使該溶液的c(H+)和c(S2-)同時(shí)減小，可采用的措施是（ ） A.加入適量NaOH 固體 B.加入適量水 C.通入適量SO2 D.加入適量CuSO4（固體） 3．下列各組物質(zhì)反應(yīng)后，溶液的導(dǎo)電性比反應(yīng)前明顯增強(qiáng)的是（ ） A.向亞硫酸鈉溶液中加液態(tài)溴 B.向硝酸銀溶液中通入少量氯化氫 C.向氫氧化鈉溶液中通入少量氯氣 D.向硫化氫飽和溶液中通入少量氯氣 答案：AD