专题十六弱电解质的电离水的电离平衡.docVIP

专题 十六 弱电解质的电离和水的电离平衡 一、强、弱电解质 1．概念与分类 等 2、常见酸、碱举例 (1)常见的强酸、弱酸 强酸 弱酸 ⅣA C ?无 __________________ Si ?无 __________________ ⅤA N _______ ________ P ________(中强酸) ?无 ⅥA S _________ __________ ⅦA F ?无 ____ Cl ___________ _______ (2)常见的强碱、弱碱 除四大强碱、、、外，一般属于弱碱。 3．电离方程式的书写 (1)强电解质：如H2SO4的电离方程式为 。 (2)弱电解质 ①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3的电离方程式： ，。 ②多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：。 (3)酸式盐 ①强酸的酸式盐。如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 ②弱酸的酸式盐。如：NaHCO3===Na＋＋HCO， HCOH＋＋CO。二、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立 在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示。 2、外界条件对电离平衡的影响 以弱电解质AB的电离为例：ABA＋＋B－ 三、电离平衡常数 1．表达式 (1)对于一元弱酸HA： HAH＋＋A－，平衡常数K＝。 (2)对于一元弱碱BOH： BOHB＋＋OH－，平衡常数K＝。 2．特点 (1)电离平衡常数只与温度有关，升温，K值。 (2)多元弱酸其酸性取决于第一步。 3．意义 ―→―→ ×100% 五、电解质强弱的判断与比较 1．判断电解质强弱的方法 (1)在相同浓度、相同温度下，与强电解质做导电性对比实验。 (2)在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢，如将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中，前者比后者快，说明醋酸是弱电解质。 (3)浓度与pH的关系。如0.1 mol/L CH3COOH，其pH＞1，则可证明CH3COOH是弱电解质。 (4)测定对应盐的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性，则证明醋酸是弱酸。 (5)稀释前后pH与稀释倍数的对应关系。如将pH＝2的酸溶液稀释1 000倍，若pH小于5，则证明酸是弱酸；若pH为5，则证明酸是强酸。 (6)采用实验证明存在电离平衡。如氨水中滴入酚酞试液变红，再加NH4Cl，颜色变浅。 (7)利用较强酸(碱)制备较弱酸(碱)判断电解质强弱。如将CO2通入苯酚钠溶液中，出现浑浊。说明酸性：H2CO3＞OH。 (8)利用元素周期律进行判断。如非金属性Cl＞S＞P＞Si，则对应最高价含氧酸酸性HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3(最高价氧化物对应水化物)；金属性Na＞Mg＞Al，则碱性NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3。 水的电离 1．电离方程式 水是一种极弱的电解质，电离方程式为，简写为。 2．纯水室温下的有关数据 (1)[H＋]＝[OH－]＝mol/L。(2)KW＝[H＋]·[OH－]＝。 (3)pH＝。 3．KW的影响因素 KW只与温度有关，温度不变，KW；温度升高，KW，反之，KW。注意： KW不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀 七、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性是由溶液中决定的： (1)[H＋]＞[OH－]，溶液呈。 (2)[H＋]＝[OH－]，溶液呈。 (3)[H＋]＜[OH－]，溶液呈。2．pH及其测定 (1)计算公式：pH＝。 (2)适用范围：。 (3)表示意义：表示溶液酸碱性的：pH越小，酸性； pH越大，碱性。 水电离的[H＋]或[OH－]的计算(25℃时) (1)中性溶液：[H＋]＝[OH－]＝1.0×10－7 mol/L。 (2)溶质为酸的溶液H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水。如计算pH＝2的盐酸中水电离出的[H＋]：方法是先求出溶液中的[OH－]＝10－12 mol/L，即水电离出的[H＋]＝[OH－]＝10－12 mol/L。 (3)溶质为碱的溶液 OH－来源于碱电离和水电离，而H＋只来源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，[H＋]＝10－12 mol/L，即水电离产生的[OH－]＝[H＋]＝10－12 mol/L。 (4)水解呈酸性或碱性的盐溶液 H＋和OH－均由水电离产生。 如pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离出的[H＋]＝10－2 mol/L； pH＝12的Na2CO3溶液中由水电离出的[OH－]＝10－2 mol/L。 4℃时，纯水的pH＝7( ) 2、由水电离的c(H＋)＝1×10－14mol/L的溶液中：Ca2＋