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高三复习专题讲座－基本理论 ——电离平衡（一） 本讲教学进度 第二部分 基本理论——电离平衡（一） 本讲教学主要内容 1．比较决定电解质的强弱、电离程度的大小、溶液导电能力大小的因素 2．掌握弱电解质的电离平衡及平衡常数 3．水的电离（酸、碱、盐对溶液中水电离程度的影响） 学习指导： （） 否——非电解质 化合物 是——强电解质 能 否——弱电解质 热或水的作用 电解质 自由移动离子 电离 思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？ 分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。有可能溶于水时就发生了化学变化 如（1）Cl2 氯水 ↓ ↓ 即不是电解质 HCl.HclO 又不是非电解质 发生电离 （2）CO2 碳酸溶液 ↓ ↓ 非电解质 H2CO3电离 （3）Na2O NO2OH溶液 ↓ ↓ 虽不是本身电离子 NaOH电离 但可在熔融态电 离，故它属强电 解质 2．比较强、弱电解质 强电解质 弱电解质 电离程度 完全 部分 电离平衡 不、不可逆 有、可能 过程表示 溶液中存在的微粒 （水分子不计） ==== 只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 即有电离出的阴、阳离子（少部分），又有电解质分子（大部分）。 电离方程式 H2SO4====2H++SO42— CaCl2====Ca2++2Cl— NH3·H2O NH4++OH— H2S H++HS—，HS— H++S2— 实例 绝大多数的盐（包括难溶性盐）； 强酸：H2SO4、HCl、HclO4等； 强碱：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。 注意：多元强酸电离一步完成且完全 如 HnA====Nh++An— 而多元弱酸的电离是分步进行的，且第二步电离比第一步电离困难，第三步电离比第二步电离更困难，但每步电离都存在相应的电离平衡，因此应分步书写电离方程式。例如磷酸的电离方程式应写三步： H3PO4 H++H2PO4—， H2PO4— H++HPO42— HPO42— H++PO43—，不能合并成H3PO4 3H++PO43—。由于磷酸溶液中的[H+]主要由第一步电离决定，因此磷酸的电离方程式有时也可只写第一步。 对HnA弱酸而言，电离方程式可只考虑： HnA H++Hn+A— 想一想：为什么多元的酸电离下一步比上一步困难，电离程度小得多，甚至可忽略？ （二）弱电解质的电离平衡 （1）概念 弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等的状态。 （2）特点 ①动——动态平衡：V（闻子化）=V（分子化）≠0。在电离方程式中用“ ”表示。 ②定——平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变 ③变——条件改变，平衡被打破。 （3）电离常数 以AB表示弱电解质，AB在水分子的作用下发生电离，并达到下列平衡： AB A++B△H＞0（吸热） 与化学平衡常数相似，若电解质达到电离平衡时有： Ki=，这就是电离平衡常数，简称电离常数，电离常数与弱电解质的浓度无关，与湿度有关，通常，弱酸的电离常数以Ka表示；弱碱的电离常数以Kb表示。 作用：①一定湿度下，K↓，电解质越弱。电离常数的大小反应了弱电解质的相对强弱。 ②可近似计算出弱碱、弱碱溶液中[H+]或[OH—]（忽略水的电离） [H+]=，或[OH—]= （4）影响电离平衡的因素 与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起移动. 以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例： 项目 变化 项目 加水 升温 加入固体 NaOH 加入无水 CH3COONa 通入气体 HCl 加入等浓度的CH3COOH 平衡移动 右移 右移 右移 左移 左移 不移动 H+的物质的量（mol） 增大 增大 减小 减小 增大 增大 [H+]浓度(mol) 减小 增大 减小 减小 增大 不变 PH值 增大 减小 增大 增大 减小 不变 导电能力 减弱 增强 增强 增强 增强 不变 （三）电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素：