1、专题九 弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性,高考化学（天津专用）,考点一 弱电解质的电离平衡 基础知识 (一)弱电解质的电离 1.弱电解质的电离 弱电解质主要为 弱酸、弱碱 及极少数的盐,它们在液态时一般 不发生电离 ,只有在水分子作用下才能发生电离,但通常都比较微弱。,考点清单,2.弱电解质电离方程式的书写 (1)弱电解质的电离过程是可逆的,书写时要用“ ”表示。 (2)多元弱酸分步电离,且以第一步电离为主,在书写电离方程式时,需分 步写,一般只写第一步;多元弱碱也分步电离,但可按一步电离写出。例 如: 碳酸: H2CO3 H+HC 、HC H+C Fe(OH)3: Fe(OH)3 Fe3+3
2、OH- (3)在水溶液中,强酸的酸式盐完全电离,弱酸的酸式盐中酸式酸根离子 不完全电离。例如: NaHSO4: NaHSO4 Na+H+S NaHCO3: NaHCO3 Na+HC,说明 在熔融状态时NaHSO4 Na+HS 。 (4)某些复盐能完全电离。例如: KAl(SO4)2 K+Al3+2S (二)弱电解质的电离平衡 弱电解质溶于水后,在水分子的作用下,弱电解质分子电离成阴、阳离 子,同时,阴、阳离子又能重新结合成弱电解质分子。在一定的条件(温 度、浓度等)下,弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解 质分子的速率 相等 时,达到电离平衡状态,这种平衡叫弱电解质 的电离平衡。,1
3、.电离平衡的特点,2.影响电离平衡的因素 浓度、温度等因素对电离平衡有一定的影响。 (1)浓度 浓度降低(加水稀释),平衡向 电离 方向移动。但弱电解质分子及 弱电解质电离出的离子的浓度都降低。 (2)温度 弱电解质的电离是一个 吸热 的过程,升高温度,电离平衡向电离 的方向移动,弱电解质的电离程度增大。 (3)同离子效应 在弱电解质溶液中加入其他来源的同种离子时,使该离子浓度增大,促 使电离平衡逆向(即离子结合成分子的方向)移动。,重点难点 电离常数 (1)概念 在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成的各种 离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数,这个常 数
4、叫电离常数(又叫电离平衡常数),用K来表示(一般弱酸的电离常数用 Ka表示,弱碱的电离常数用Kb表示)。 如:CH3COOH H+CH3COO- Ka=,(2)电离常数的意义 在一定条件下,根据电离常数数值的大小,可以估算弱电解质电离的程 度,K值越大,电离程度越大,弱酸酸性越强。如相同条件下常见弱酸的 酸性:H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO。 (3)电离常数的影响因素 a.电离常数随温度的变化而变化。 b.电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关,同一温度下,不论弱酸、弱碱的浓 度如何变化,电离常数是不会改变的。,(4)多元弱酸溶液中的离子浓度关系 25 时,H3PO4分
5、三步电离,第一步最强(K1=7.110-3),第二步较弱(K2=6.3 10-8),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分两步电离,第一步强(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-)。,考点二 水的电离 溶液的酸碱性 基础知识 1.水的电离 (1)水是极弱的电解质,也存在着电离平衡: H2O H+OH- 。在 一定温度下,水电离出来的H+和OH-浓度的乘积是一个常数,称为水的 离子积常数 ,用符号KW表示。 (2)有关KW
6、的两点说明 a.水的离子积(KW)也适用于稀的电解质水溶液,c(H+)和c(OH-)代表电解 质溶液中H+和OH-的总物质的量浓度。无论电解质溶液的酸碱性怎么 样,KW都是一常数。一般情况下在25 或室温下,KW约为 1.010-14 ,而100 时,KW约为5.510-13。 b.在研究水溶液体系中离子的种类时,不要忽略H+、OH-的存在。,(3)影响水的电离平衡的因素 水的电离平衡:H2O H+OH-,2.溶液的酸碱性 (1)当c(H+)很小时,直接用物质的量浓度表示溶液酸碱性的强弱很不方 便,通常采用c(H+)的负对数来表示,称为溶液的pH,其表达式为 pH=- lg c(H+) 。pH
7、越小,溶液的酸性越 强 ;pH越大,溶液的碱性越 强 。,(2)pH每增大1个单位,c(H+)就减小为原来的1/10;pH每减小1个单位,c(H+) 就增大为原来的10倍。 3.pH的测定方法 把一小片pH试纸放在洁净干燥的 表面皿 (或玻璃片)上,用玻璃棒 蘸取一滴待测液点在pH试纸的中部,待变色后与 标准比色卡 对 比,读出pH(整数)。,重点难点 1.常温下,溶液的pH范围在014之间。pH=0的溶液中并非无H+,而是 c(H+)=1 molL-1;pH=14的溶液中并非无OH-,而是c(OH-)=1 molL-1。 2.当c(H+)1 molL-1时,pH为负数;c(OH-)1 mol
8、L-1时,pH14。对于c(H+) 或c(OH-)大于1 molL-1的溶液,用pH表示溶液的酸碱度反而不方便,所以 pH仅适用于c(H+)或c(OH-)1 molL-1的稀溶液。,方法 强、弱电解质的判断 1.判断电解质强弱的方法 (1)在相同浓度、相同温度下,与强电解质溶液做导电性对比实验。 (2)浓度与pH的关系。如0.1 molL-1 CH3COOH溶液,其 pH1,则可证明 CH3COOH是弱电解质。 (3)测定对应盐溶液的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性,则证明 CH3COOH是弱酸。 (4)稀释前后的pH与稀释倍数的关系。例如,将pH=2的酸溶液稀释至原 体积的1 000倍,
9、若pH小于5,则证明该酸为弱酸;若pH为5,则证明该酸为 强酸。,方法技巧,(5)利用实验证明存在电离平衡。如醋酸溶液中滴入紫色石蕊溶液变 红,再加CH3COONa固体,颜色变浅,证明CH3COOH是弱电解质。 (6)在相同浓度、相同温度下,比较与金属反应的速率的快慢。如将锌 粒投入到等浓度的盐酸和醋酸溶液中,起始速率前者比后者快。 2.一元强酸与一元弱酸的比较 (1)相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋 酸)的比较(见下表),(2)相同pH、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较(见下表),例 室温下,关于1.0 mL 0.1 mol/L氨水,下列判断正确的是 ( ) A.溶液的pH等于13 B.加入少量NH4Cl固体,c(OH-)不变 C.c(OH-)=c(N )+c(H+) D.与1.0 mL 0.1 mol/L盐酸混合后,溶液呈中性 0.1 mol/L氨水中OH-的浓度与溶液的体积无关。,解题导引,解析 A项,NH3H2O是弱电解质,不能完全电离,0.1 mol/L氨水的pH小于 13;B项,加入少量NH4Cl固体,c(N )增大,NH3H2O的电离平衡逆向移动, c(OH-)减小;C项,由电荷守恒知,c(OH-)=c(N )+c(H+);D项,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,
