人教高中化学第一讲　电离平衡.docx

水溶液中的离子反应与平衡
第一讲　电离平衡
【课标要求】　1.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡。
2.能用化学用语正确表示水溶液中的离子反应与平衡，能通过实验证明水溶液中存在的离子平衡。
3.了解电离平衡常数的含义。
一、弱电解质的电离平衡
1.强电解质和弱电解质
(1)定义与物质类别
(2)电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”
①强电解质，如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO。
②弱电解质
a.一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋。
b.多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步的电离程度远大于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
c.多元弱碱，分步电离，一步书写，如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
③酸式盐
a.强酸的酸式盐，如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
熔融时：NaHSO4===Na＋＋HSO。
b.弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3：
NaHCO3===Na＋＋HCO。
第一步用“===”连接
HCOH＋＋CO。
第二步用“”连接
2.弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定温度下，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
(2)外因对电离平衡的影响
①浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。
②温度：温度越高，电离程度越大。
③相同离子：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。
⑤实例：以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH>0的影响。
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
Ka
加水稀释
向右
增大
减小
减弱
不变
加入少量冰醋酸
向右
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
向左
增大
增大
增强
不变
加NaOH(s)
向右
减小
减小
增强
不变
加CH3COONa(s)
向左
减小
减小
增强
不变
加入镁粉
向右
减小
减小
增强
不变
升高温度
向右
增大
增大
增强
增大
【诊断1】 判断下列叙述的正误(正确的划“√”，错误的划“×”)。
(1)强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子(√)
(2)向0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中加入冰醋酸或水，CH3COOH电离平衡均右移，均使CH3COOH的电离程度增大(×)
(3)室温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－(×)
(4)0.1 mol·L－1的氨水加水稀释n(OH－)、c(OH－)均减小(×)
二、电离数和电离常数
1.电离度
(1)概念
在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比。
(2)表示方法
α＝×100%
(3)影响因素
温度
升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；
降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小
浓度
当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；
当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大
2.电离常数
(1)表达式
①一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。
②一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。
(2)特点
①电离常数与温度有关，与浓度无关。升高温度，K值增大。
②电离常数反映弱电解质电离程度的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
③多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步电离。
(3)影响因素
(4)电离常数的四大应用
①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。
③判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
④计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝，弱碱溶液中c(OH－)＝。
(5)电离度和电离常数的关系α≈或K≈cα2。
【诊断2】 判断下列说法是否正确，正确的打√，错误的打×。
(1)电离平衡