18.电离平衡.docVIP

强弱电解质与电离平衡 一．理解电解质与非电解质、强电解质与弱电解质、电离的概念。 1．离子化合物、酸、碱、盐和水都是电解质；非金属氧化物、氨气和多数有机物都是非电解质。 2．在强电解质溶液中不存在电离平衡，在弱电解质溶液中存在电离平衡，这是区别强弱电解质的惟一标志。 二．理解弱电解质的电离平衡和电离度、电离平衡常数的概念。 1．电离平衡是指在一定条件下（温度、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，也具有“逆、等、定、动、变、同”的特征，也遵循勒沙特列原理。 2．电离度是指一定温度和浓度溶液里，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中已电离的弱电解质分子数占原有分子数（包括已电离和未电离）的百分数，用符号 ? 表示： ?＝已电离的弱电解质分子数/溶液中原有弱电解质的分子数×100% 3．电离平衡常数是指在一定温度下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中各种离子浓度的乘积跟未电离的分子浓度的比值，用K表示（酸用Ka、碱用Kb表示）。K值越大，表示该弱电解质电离程度越大，所对应的弱酸弱碱相对越强。K值只随温度而变化。多元弱酸的K1 K2 K3。 注意：① 电离度的大小跟弱电解质的本性、溶液的温度和浓度都有关。在温度和浓度相同时，电解质越弱，电离度越小。同一弱电解质，溶液越稀，电离度越大；温度越高，电离度一般越大。 ② 弱电解质在稀释过程中，电离度一定增大，但离子浓度是否增大则应具体分析。如冰醋酸加水稀释时，电离度始终增大（可趋于100%），但H+浓度先增大后减小。 ③ 弱电解质的离子浓度比溶液浓度小很多，当涉及离子反应时，反应速率的大小决定离子浓度的大小；当完全反应时，产物的多少则决定溶液浓度的大小。 三．理解强弱电解质溶液的实验原理。 ① 盐溶液的pH测定； ② 弱酸和强酸稀释前后的pH测定； ③ 较活泼金属与同浓度的弱酸、强酸的反应速率实验； ④ 不同温度下弱酸盐水解程度的实验。 四．掌握水的电离平衡与离子积（Kw）。 1．H2O＋H2O H3O+＋OH?－Q 2．Kw＝c(H+)c(OH?)＝1×10?14（25℃）。Kw适用于水和所有的稀水溶液。 3．升高温度、加入能水解的盐均使水的电离平衡右移；加入酸或碱均使水的电离平衡左移。 五．典型试题。 1．下列物质中，导电性最差的是 A．熔融氢氧化钠 B．石墨棒 C．盐酸溶液 D．固态氯化钾 2．下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是 A．CH3CH2COOH B．Cl2 C．NH4HCO3 D．SO2 3．下列叙述中，能说明盐酸是强酸，醋酸是弱酸的是 A．将pH＝4的盐酸和醋酸稀释成pH＝5的溶液，醋酸所需要加入的水量多 B．盐酸和醋酸都可用相应的钠盐与浓硫酸反应制取 C．相同pH的盐酸和醋酸溶液中分别加入相应的钠盐固体，醋酸的pH变化大 D．相同pH的盐酸和醋酸溶液分别跟锌反应时，产生氢气的起始速率相等 4．用水稀释0.1 mol/L氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是 A．[OH?]?[NH3?H2O] B．[NH3?H2O]/[OH?] C．[OH?]和/[H+]的乘积 D．OH?的物质的量 5．水的电离过程为H2O H+＋OH?，在不同温度下其平衡常数为K(25℃)＝1.0×10?14，K(35℃)＝2.1×10?14。则下列叙述正确的是 A．c(H+)随着温度的升高而降低 B．在35℃时，c(H+) c(OH?) C．水的电离度?(25℃) ?(35℃) D．水的电离是吸热的 6．c1、c2、?1、?2、pH1、pH2分别表示同一温度下，两种一元弱酸的物质的量浓度、电离度和溶液的pH，如果已知pH1 pH2，且?1 ?2，则c1和c2的关系是 A．c1 c2 B．c1＝c2 C．c1 c2 D．无法确定 7．在温度不变的条件下，向0.1 mol/L醋酸溶液中分别加入等体积水、等体积0.1 mol/L盐酸和少量固体无水醋酸钠，它们对醋酸的电离程度和氢离子浓度各有什么影响？分别用“增大”、“减少”和“不变”填入下表： 加入物质 等体积水 等体积0.1 mol/L盐酸 少量固体无水醋酸钠 醋酸的电离度 增大 减少 减少 溶液的c(H+) 减少 增大 减少 8．选用下列试剂：甲基橙溶