【正文】 ++CO32 ? 強酸的酸式鹽如 NaHSO4 完全電離，但在熔融狀態(tài)和水溶液里的電離是不相同的。 H2CO3 H++HCO3， HCO3 H++CO32，以第一步電離為主。H 2O) B． c(NH3 A．加 NaOH(s) B．加濃鹽酸 C．加水 D．加熱 例 2： (全國高考題 )用水稀釋 ，溶液中隨著水量的增加而減小的是（ ）。 ? 化學反應 加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質時，可使平衡向電離方向移動。 ⑤ 變：外界條件改變時，平衡被破壞，電離平衡發(fā)生移動。 ③ 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。 ? 電離平衡的特征 ① 逆： 弱電解質的電離過程是可逆的，存在電離平衡。 A． 1mol/L 甲酸溶液的 c(H+)=102mol/L B． 甲酸以任意比與水互溶 C． 10mL 1mol/L 甲酸恰好與 10mL 1mol/L NaOH 溶液完全反應 D． 在相同條件下 ， 甲酸溶液的導電性比一元強酸溶液的弱 思考：如果將 D 選項中的一元強酸改為強酸溶液（如硫酸），結果會怎么樣？ 二、弱電解質的電離平衡 定義和特征 ? 電離平衡的含義 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)。其中屬于電解質的是 ；屬于非電解質的是 ；屬于強電解質的是 ；屬于弱電解質的是 。 例 1： (上海高考題 )下列物質的水溶液能導電，但屬于非電解質的是（ ）。 ? 強電解質溶液導電性不一定比弱電解質強。如 BaSO CaCO3等 ③ 電解質的強弱與溶液的導電能力沒有必然聯(lián)系。強電解質含有離子鍵或強極性鍵，但含有強極性鍵的不一定都是強電解質，如 H2O、 HF 等都是弱電解質。 ③ 對于電解質來說，只須滿足一個條件即可，而對非電解質則必須同時滿足兩個條件。★師大名光教育中心內部資料（嚴禁外泄）★ 1 板塊十 二 電離平衡 （教師版） 授課教師：吳文斌 學生姓名： ______ 【重點知識梳理 及例題講解 】 一、電解質和非電解質 的區(qū)別 概念 ? 電解質： 在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電的化合物 非電解質： 在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物 ① 電解質和非電解質均指化合物，單質和混合物既不屬于電解質也不屬于非電解質。 ② 電解質必須是自身能直接電離出自由移動的離子的化合物。 例如： H2SO NaHCO NH4Cl、 Na2O、 Na2O Al2O3（ 必須滿足高溫不易分解 ） ? 強電解質： 溶于水或熔融狀態(tài)下幾乎完全電離的電解質 弱電解質： 溶于水或熔融狀態(tài)下只有部分電離的電解質 ① 電解質的強弱與化學鍵有關，但不由化學鍵類型決定。 ② 電解質的強弱與溶解度無關。 判斷 （ 1） 物質類別判斷： 強電解質：強酸 （ 六種強酸，以及酸的強弱判定方法？ ） 、強堿 （ 4 大強堿 ） 、 多數(shù)鹽、部分金屬氧化物 （ 除 OsO4， Mn2O7， CrO3 等共價化合物外其他金屬氧化物基本上都是 ） 弱電解質：弱酸、弱堿、少數(shù)鹽和水 非電解質： 絕大多數(shù)的 非金屬氧化物、 極少數(shù)的金屬氧化物、 氫化物（ 大部分 酸除外 ）、大 多數(shù)有機物 、 單質和混合物（ 不是電解質也不是非電解質 ） （ 2） 性質判斷： 熔融導電：強電解質（離子化合物） 均不導電：非電解質（必須是化合物） （ 3）如何判定一種酸的弱酸的 實驗判斷 方法 ： ① 測一定濃度溶液 pH ② 測對應鹽溶液 pH ③ 一定 pH 溶液稀釋測 pH 變化 ④ 同等條件下測導電 性 電解質溶液的導電性和導電能力 ? 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。飽和強電解質溶液導電性不一定比弱電解質強。 導電性強弱 離子濃度 離子所帶電荷 溶液濃度 電離 程度 ★師大名光教育中心內部資料（嚴禁外泄）★ 2 A． CH3COOH B． Cl2 C． NH4HCO3 D． SO2 例 2： （ 1）有下列 物質： ① 硫酸 ② 固體 KCl ③ 氨 ④ 食鹽水 ⑤ CO2⑥ Cl2⑦ CaCO3⑧ Na2O⑨ 銅絲 ⑩ 氯化氫氣體 11 氨水 12 濃硫酸 13 鹽酸 14 碘化氫 15 硫酸鋇。 例 3： (全國高考題 )甲酸的下列性質中，可以證明它是弱電解質的是（ ）。 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 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。 ④ 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。 影響電離平衡的因素 ? 濃度：越稀越電離 在醋酸的電離平衡 CH3COOH CH3COO+H+ 加水稀釋，平衡向右移動，電離程度變大，但 c(CH3COOH)、 c(H+)、 c(CH3COO)變小 加入少量冰醋酸，平衡向右移動， c(CH3COOH)、 c(H+)、 c(CH3COO)增大，但電離程度變小 ? 溫度： T 越高，電離程度越大 （思考 電離 為什么是吸熱反應？ ：電離 要斷裂化學鍵，吸收能量，所以是吸熱反應） ? 同離子效應 加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，使電離平衡向逆反應方向移動。 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： ★師大名光教育中心內部資料（嚴禁外泄）★ 3 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 例 1： （南昌測試題）在 CH3COOH CH3COO+H+的電離平衡中，要使電離平衡右移，且氫離子濃度增大，應采取的措施是（ ）。 A． c(OH)/c(NH3H 2O)/c(OH) C． c(OH) D． n(OH) 電離方程式的書寫 ? 強電解質用 =，弱電解質用 ? 多元弱酸分步電離，多元弱堿一步到位。 ? 弱酸的酸式鹽完全電離成陽離子和酸根陰離子，但酸根是部分電離。 熔融狀態(tài)時： NaHSO4=Na++HSO4— 溶于水時： NaHSO4=Na++H++SO42— 例 3： 在一定溫度下，無水醋酸加水稀釋的過程中，溶液的導電能力 I 隨加入水的體積 V 變化的曲線如圖所示。 （ 2） a、 b、 c 三點處，溶液的 c(H+)由小到大的順序為 ___________。 （ 4）若要使 c 點溶液中 c(Ac)增大，溶液 c(H+)減小，可采取的措施是： ① ， ② ， ③ 。 純水由 25℃ 升 到 100℃ ， c(H+)和 c(OH)從 1107mol/L 增 大到 1106mol/L(pH 變?yōu)?6)。 ③加入易水解的鹽 由于鹽 的 離子結合 H+或 OH而促進水的電離，使水的電離程度增大。 練習： 影響水的電離平衡的因素可歸納如下： H2O H++OH 平衡移 動方向 電離 程度 c(H+)與 c(OH)的相對大小 溶液的 酸堿性 離子積 KW 加熱 向右 增大 c(H+)=c(OH) 中性 增大 降溫 向左 減小 c(H+)=c(OH) 中性 減小 加酸 向左 減小 c(H+)c(OH) 酸性 不變 加堿 向左 減小 c(H+)c(OH) 堿性 不變 加能結合 H+的物質 向右 增大 c(H+)c(OH) 堿性 不變 加能結合 OH的物質 向右 增大 c(H+)c(OH) 酸性 不變 ? 水的離子積 在一定溫度時， c(H+)與 c(OH)的乘積是一個常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積 。c(OH)， 25℃ 時， KW=11014(無單位 )。 25℃時 KW=1 1014， 100℃時 KW約為 1 1012。不論是純水還是稀酸、堿、鹽溶液，只要溫度不變， KW就不變。C 時 ，濃度為 1105mol/L 的 NaOH 溶液中，由水電離產(chǎn)生的 C(OH)是多少？ 酸 ： C(OH— ) 溶液 = C(OH— )水 堿： C(H+)溶液 = C(H+)水 變化 條件 ★師大名光教育中心內部資料（嚴禁外泄）★ 5 鹽：酸性 C(H+)溶液 = C(H+)水 堿性 C(OH— ) 溶液 = C(OH— )水 例 2： (西安測試題 )在 25℃ 時，某溶液中， 由水電離出的 c(H+)=11012mol/L，則該溶液的pH 可能是（ ）。C 時 ， pH=5 的 HCl 和 NH4Cl 溶液中 ， 水 電離出的 ． ． ． ． c(H+)比值是： 溶液的酸堿性 溶液的酸堿性取決于溶液中的 c(H+)與 c(OH)的相對大小。 思考： c(H+)1 107mol/L （ pH7） 的溶液是否 一定成酸性？ 溶液的 pH ? 表示方法 pH=lgc(H+) c(H+)=10pH pOH=lgc(OH) c(OH)=10pOH 常溫下 ， pH+pOH=lgc(H+)lgc(OH)=lgc(H+) ? 溶液的酸堿性與 pH 的關系 (常溫時 ) ① 中性溶液 ： c(H+)=c(OH)=1107mol ② 酸性溶液 ： c(H+)1107mol ③ 堿性溶液 ： c(H+)1107mol 思考： 甲溶液的 pH 是乙溶液的 2 倍，則兩者的 c(H+)是什么關系？ pH7 的溶液是否 一定成酸性 ？ （注意： pH=0 的溶液 c(H+)=1mol/L。L1c(H+)1mol即 pH 范圍通常是 0～ 14。L1 或 c(OH)≥1mol ? 溶液 pH 的測定方法 ① 酸堿指示劑法： 只能測出 pH 的范圍，一般不能準確測定 pH。 pH 試紙的使用方法： 取一小塊 pH 試紙放在玻璃片 (或表面皿 )上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測液滴在試紙的中部，隨即 (30s 內 )與標準比色卡比色對照，確定溶液的 pH。 標準比色卡的顏色 按 pH 從小到大依次是：紅 (酸性 )，藍 (堿性 )。 ★師大名光教育中心內部資料（嚴禁外泄）★ 6 有關 pH 的計算 基本原則： 一看常溫，二看強弱（無強無弱，無法判斷），三看濃度（ pH or c） 酸性先算 c(H+)，堿性先算 c(OH—) ? 單一溶液的 pH 計算 ① 由 強 酸 強 堿濃度求 pH ② 已知 pH 求 強 酸 強 堿濃度 例 5： 同濃度同體積的 HCl、 H2SO HAc 中 c(H+)、中和 NaOH 量及與 Zn 反應快慢和 H2產(chǎn)量比較？同 pH 同體積的 HCl、 H2SO HAc 中 c(H+)、中和 NaOH 量及與 Zn 反應快慢和 H2 產(chǎn)量比較？ ? 加水稀釋計算 ① 強酸 pH=a，加水稀釋 10n倍，則 pH=a+n。 ③ 強堿 pH=b，加水稀釋 10n倍，則 pH=bn。 ⑤ 酸、堿溶液無限稀釋時， pH 只能約等于或接近于 7，酸的 pH 不能大于 7，堿的 pH不能小于 7。 例 6： PH=2 的兩種一元酸 HX， HY 各 1ml,分別加水稀釋至 100ml，其 PH 值分別變?yōu)?a,b,且 ab,則下列說法不正確的是 A．酸的相對強弱是： HXHY B．相同溫度，相同濃度的 NaX， NaY 溶液，