水溶液的电离平衡.docVIP

水溶液中的离子平衡 弱电解质的电离 高考热点：1.强弱电解质的判断与比较。 2.外界条件对电离平衡的影响。 3.电离平衡常数的计算及应用。 一：强弱电解质 注意：（1）电解质，非电解质都是化合物，单质既不是电解质也不是非电解质。 (2) 在水溶液里能导电或熔融状态下能导电，两个条件只要具备一个的化合物即称为电解质，不需要两个条件同时具备。 （3）在水溶液里或熔融状态时化合物本身电离出自由移动的离子而导电时才是电解质，如：CO2、NH3、SO2、P2O5等水溶液能够导电，但他们是非电解质。 （4）电解质溶液导电能力由自由移动离子的浓度与离子所带的电荷数决定。 （5）电解质不一定导电，导电物质不一定是电解质，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。 二：弱电解质的电离平衡 CH3COOH CH3COO- +H+ 定义：在一定条件下（温度、浓度），当弱电解质分子电离成离子的速度和离子重新结合成分子的速度相等的状态。 特点：逆、等、动、定、变 逆：弱电解质的电离是可逆的。等：v(电离)=v（结合）。动：动态平衡，即v(电离)=v（结合）≠0。定：达到电离平衡时离子、分子共存，其浓度不再发生变化。变：当外界条件改变电离平衡会发生移动。 内因：电解质本身的性质，电解质越弱其电离度越小。 外因 A、浓度：越稀越电离。 B、温度：温度越高越电离。 C、同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆向移动。 D、加入能反应的物质。 4、电离方程式的书写 （1）强电解质电离用“=”，弱电解质电离用 （2）多元弱酸分步电离，可分步书写电离方程式，一般只写第一步 H2S H++HS- HS- H++S2- （3）多元弱碱也分步电离，但“一步到位”。 Fe(OH)3 Fe3+ +3OH- （4）强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，弱酸的酸式盐中酸式的根不完全电离。 NaHSO4=Na++H++SO42- NaHCO3 =Na++HCO3- （5）复盐能完全电离。 KAl(SO4)2=K++Al3++2SO42- 三：电离平衡常数 定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，弱电解质电离出的离子浓度之积跟溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫电离平衡常数。用K表示（酸用Ka，碱用Kb） 例：CH3COOH CH3COO- +H+ NH3·H2O NH4++OH- Ka= Kb= 意义：相同条件下，K值越大表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性越强。 特点：（1）K值只与温度有关，与浓度无关，升温K值增大。 （2）多元弱酸的各级电离常数的大小关系是：K1K2K3。故多元弱酸的酸性决定于第一步电离。 例：已知下面三个数据：7.2*10-4 4.6*10-4 4.9*10-10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生: NaCN+HNO2=HCN+NaNO2 NaCN+HF=HCN+NaF NaNO2+HF=HNO2+NaF 由此可判断下列叙述不正确的是 （ ） A K(HF)= 7.2*10-4 B K(HNO2)= 4.9*10-10 C根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为: HF HNO2 HCN D K(HCN) K(HNO2) K(HF) 4.2 水的电离和溶液的酸碱性 高考考点：1、影响水电离平衡的因素及Kw 的应用。 2、溶液的酸碱性的判断及PH的计算。 3、离子共存问题。 4、酸碱中和滴定的原理及仪器的了解。 一、水的电离（水是一种极弱的电解质） H2O+H2O H3O++OH- 简写 H2O H++OH- K(电离)= 计算水的浓度 1000g/L/18g/mol=55.6mol/L 实验证明:250 1L水即55.6mol水只有1*10-7mol H2O 电离， 电离前后水的物质的量几乎不变，因此c(H2O)可视为常数，则K(电离)·c(H2O)的积为一新的常数，叫做水的离子积常数。简称水的离子积。 水的离子积常数 KW=c(H+)·c(OH-) 25 0C 即室温Kw=1.0*10-14 【讲述】虽然c(H+)和c(OH-)都有单位，但水的离子积常数无单位。 注意：（1）常温下Kw=1.0*10-14,不仅适用于纯水，还适用于稀的水溶液。 （2）Kw只与温度有关，温度升高增大。 （3）