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高中化学——水溶液中的离子平衡

【本节学习目标】

【本节学习目标】

了解电解质的概念

根据电解质在水溶液中的电离与电解质溶液的导电性，理解强电解质和弱电解的概念，并能正确书写电离方程式

理解弱电解质在水溶液中的电离平衡

了解水的电离及离子积常数

认识溶液的酸碱性、溶液中c(H+)和c(OH－)、pH三者之间的关系，并能进行简单计算

了解酸碱中和滴定的原理

了解溶液pH的调控在生活、生产和科学研究中重要作用

理解盐类水解的原理，掌握影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用

在理解离子反应本质的基础上，能从离子角度分析电解质在水溶液中的反应

（8）了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质

学习重点：弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用

学习难点：弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解平衡

【知识要点梳理】

【知识要点梳理】

一、电解质的电离平衡

电解质非电解质

电解质

非电解质

在水溶液中或熔融状态下能够 在水溶液和熔融状态下都不能

概念

导电的化合物。

导电的化合物。

大多数离子化合物

微观结构

强极性键构成的共价化合物

极性键或非极性键构成的共价

化合物

实例

酸、碱、盐、HO等

2

大多数有机物、SO、CO等

3 2

强电解质弱电解质

强电解质

弱电解质

概念

一定条件下能够全部电离的电解质

一定条件下只能部分电离的电解质

电离程度

完全电离，不存在电离平衡

部分电离，存在电离平衡

HSO=2H++SO2-

电离方程式

2 4

4

CHCOOH

3

CHCOO-+H+

3

NaHCO=Na++HCO-

3 3

NH·HO

3 2

NH++OH-

4

NaHSO

NaHSO=Na++H++SO2－

4 4

Ca(HCO)=Ca2++2HCO—

32 3

HPO

3 4

HPO－2 4

H++HPO－

2 4

H++HPO2－

4

HPO2－ H++PO3－4 4

溶液中溶质

微粒

只有水合离子

水合离子，弱电解质分子

强酸：HCl、HNO、HSOHBr、HI、HClO

弱酸：HF、HClO、HS、HSO、HNO、HPO、

3 2 4

4

2

2 3

2 3 4

等

强碱：

H

2

CO 、HSiO、HCOOHCHCOOH、

3 2 3 3

实例

KOH、NaOH、Ba(OH) Ca(OH)

2

2

等。

绝大多数盐(BaSO、AgCl、CaCO)

4 3

弱碱：NH·HO、Fe(OH)等不溶性碱

3 2 3

4 3

常弱，但溶解的那一小部分是完全电离的；Fe(OH)

3

的溶解度也很小，Fe(OH)

3

属于弱电解

质；HCl、CH3COOH的溶解度都很大，HCl属于强电解质，而CH3COOH属于弱电解质；所以电解质的强弱与其溶解性没有必然联系。

（三）、弱电解质的电离平衡及其移动

⒈电离平衡的概念：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态

⒉电离平衡的特征：

弱电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种，具有以下一些特征：“逆”——弱电解质的电离是可逆的“动”——电离平衡是动态平衡

“等”——v(离子化)=v(分子化)≠0“定”——在电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变。“变”——电离平衡是相对的、暂时的，当外界条件改变时，平衡就会发生移动3.影响电离平衡的因素：

内因：弱电解质本身的结构

外因：温度、浓度等（符合勒夏特列原理）

CHCOOH

CHCOOH

3

CHCOO－+H+（正反应为吸热反应）

3

移动

方向

电离

程度

c(CHCOOH)

3

c(H+)

c(OH-)

导电性

Kw

HCl

逆

减小

增大

增大

减小

增强

不变

NaOH

正

增大

减小

减小

增大

增强

不变

NH

NH·HO

3 2

NH++OH—

4

K=

b

冰醋酸

正

减小

增大

增大

减小

增强

不变

加热

正

增大

减小

增大

增强

增大

HO2

HO

2

正

增大

减小

减小

增大

减弱

不变

CHCOONa

3

逆

减小

增大

减小

增大

增强

不变

H+

再如：在0.1mol·mol-1的氨水溶液中，存在如下电离平衡：

升温通氨气加水

升温

通氨气

加水

加NaOH(固)

加NHCl(固)

4

通CO

2

导电能力

↑

↑

↓

↑

↑

↑

NH+HO

3