13.1强弱电解质 电离平衡
强弱电解质及电离平衡ppt课件
变：条件改变时，电离平衡发生移动 —勒夏特列原理
强电解质和弱电解质
弱电解质电离的特点
1.电离过程是吸热的。
2.弱电解质的电离属于可逆过程，分子、离子共存。
3.弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。
如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10-3 mol·L-1左右。
【结论】
• HCl 分子在水中完全电离；
• CH3COOH 分子在水中部分电离，且非常微弱。
强电解质和弱电解质
强电解质
电解质
在水溶液里全部电离成离子
①强酸：HCl、H2SO4等；②强碱：NaOH、Ca(OH)2等
③绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等
④活泼金属氧化物：Na2O、CaO等
弱电解质
在水溶液里只有部分分子电离成离子
选项
强电解质
弱电解质
非电解质
A
NaCl
HF
Cl2
B
NaHSO4
NaHCO3
CCl4
C
Ba(OH)2
HCl
Cu
D
AgCl
H2 S
C2H5OH
随堂训练
2.将1 mol冰醋酸加入一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项
中，表明已达到电离平衡状态的是( D
)
A．CH3COOH的浓度达到1 mol·L－1
NH3、SO2、CO2 ；
3.电解质的导电：导电的条件是溶于水或熔融状态；
4.导电的本质是自由离子的定向移动；
5.导电能力与离子浓度和离子所带电荷有关。
强电解质和弱电解质
【实验3-1】探究盐酸和醋酸的电离程度
取等体积、0.1 mol/L的盐酸和醋酸溶液，比较其pH值的大小，试验其导电能力，
弱电解质的电离平衡考点归纳
弱电解质的电离平衡考点归纳弱电解质电离平衡是电解质理论的基础，也是中学化学基本理论中的重要组成部分，近几年高考命题中反复考查。
在学生已经学过化学平衡理论并了解电解质在水溶液中发生电离和离子间发生反应等知识的基础上，进一步学习弱电解质的电离平衡。
高考命题的热点主要有影响弱电解质电离平衡因素，通过图象分析弱电解质和强电解质，电离常数和电离度等，为了更好的学习这一部分内容，本文做了详细的总结和归纳，希望对同学们的学习有所启发，达到触类旁通的效果。
一、弱电解质电离平衡1.电离平衡概念一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态，简称电离平衡。
任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质在该条件下的电离程度最大。
2.电离平衡的特征电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种形式，具有以下一些特征：“逆”——弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡“动”——电离平衡是动态平衡“等”——v(=v(分子化)≠0离子化)“定”——达到电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变，是一个定值“变”——电离平衡是相对的，外界条件改变时，平衡被破坏，发生移动形成新的平衡。
二、影响弱电解质电离平衡的因素（符合勒?夏特列原理）1.内因：弱电解质本身的性质，是决定性因素。
2.外因①温度: 升高温度，由于电离过程吸热,平衡向电离方向移动，电离程度增大。
②浓度: 加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
因为溶液浓度越小，离子相互碰撞结合成分子的机会越小，弱电解质的电离程度就越大；所以，稀释溶液会促进弱电解质的电离。
例如：在醋酸的电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+A 加水稀释，平衡向正向移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小；B 加入少量冰醋酸，平衡向正向移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)均增大但电离程度小；③外加相关物质（同离子效应）例如：0.1 mol/L的CH 3COOH溶液CH3COOH CH3COO－+ H+向其中加入CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡向左移动，电离程度减小，c（H+）减小，pH增大。
【高中化学】弱电解质的电离平衡
夯基础•小题
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中
存在溶质分子
(√ )
(2)氨气溶于水，当 NH3·H2O 电离出的 c(OH－)＝c(NH4＋)
时，表明 NH3·H2O 电离处于平衡状态
(× )
(3)室温下，由 0.1 mol·L－1 一元碱 BOH 的 pH＝10，可知溶
液中存在 BOH===B＋＋OH－
(× )
(4)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度
一定增大
(× )
(5)25 ℃时，0.1 mol·L－1CH3COOH 加水稀释，各离子浓
度均减小
( ×)
(6)离子化合物一定是强电解质，共价化合物一定是弱电解
质
( ×)
2．(2019·菏泽期末)在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O NH＋ 4 ＋OH－。下列情况能引起电离平衡正向移动的有 ( )
②弱电解质：
a．一元弱酸，如 CH3COOH：CH3COOH CH3COO－＋H＋。
b．多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远大于
第二步电离程度，如 H2CO3： H2CO3 HCO－ 3 H＋＋CO23－ 。
H＋＋HCO3－、
c．多元弱碱，分步电离，一步书写，如 Fe(OH)3：Fe(OH)3 Fe3＋＋3OH－ 。
c·α
Ka＝cα·c cα＝cα2、α＝
Kca，c(H＋)＝cα＝ Ka·c。
(2)一元弱碱(如 NH3 ·H2O，电离常数为 Kb)
同理可得：Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝ Kb·c。
夯基础•小题
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
化学弱电解质的电离平衡归纳总结
弱电解质的电离平衡考查方式：本章为历年高考考试中考点分布的重点区之一;主要的题型为选择题;偶有简答题;尚未出现过综合性的大题;涉及此内容的考点将基本不变;热点将常考常新;跨学科的综合性大题将有可能出现..从近几年高考命题规律来看;今后的高考试题中这部分内容出来的概率仍然很高;这是这部分内容在教材中的地位决定的;有关PH值的计算、离子共存、离子浓度大小的比较将仍是必考点..命题规律：1．弱电解质的电离平衡电离平衡是化学平衡理论应用的范例;在化学中占有重要的地位在历年高考均受到重视;近五年的高考题也承继了这个传统..考查的主要内容集中点比较某些物质导电性强弱；外界条件对弱电解质电离平衡的影响；依据电离平衡移动理论;解释某些问题..同浓度或PH强弱电解质的比较;如氢离子浓度大小;起始反应速率;中和碱的能力、稀释后的PH的变化等..2．水的电离与溶液的PH以水的电离和溶液 pH 计算为考查内容的试题能有效地测试考生的判断、推理、运算等思维能力;仍将是将来考试的热点..考试内容包括：1．已知 pH 的强酸、强碱混合;或已知浓度的强酸、强碱混合;计算溶液的 pH2．已知pH或c的强弱酸碱混合;分析溶液的酸碱性..3．已知混合溶液的pH;推断混合前的酸碱的各种可能;或已知溶液的pH及强酸、强碱的pH;求混合比例..4．中和滴定接近终点时;溶液pH计算..5．在新情景下;考查水电离平衡及K..w3. 盐类水解考查的内容有：1．盐对水的电离程度的影响做定性判断或定量计算2．盐溶液蒸干灼烧后产物的判断；3．pH大小的比较；4．离子浓度大小的比较等..另外;判断离子共存、配制溶液、试剂贮存、化肥的混用、物质鉴别推断、某些盐的分离除杂等内容在高考中也涉及到盐的水解..其中命题的热点是离子浓度大小的比较..在高考试题中;特别是选择题;常常将盐类水解与弱电解质的电离、酸碱中和滴定、pH等知识融合在一起;具有一定的综合性..态下都不导电的化合物叫非电解质..⑵注意：①要注意“或”字、“和”字..电解质是二者有一;非电解质是二者都不..②要注意“化合物”三个字..其意义有两点：Ⅰ必须是纯净物;混合物不能叫电解质..例如;盐酸能导电;但因其为混合物;故盐酸不能称为电解质..Ⅱ必须是纯净物中的化合物.. 单质既不是电解质;也不是非电解质..例如;Al能导电;但不能称电解质；同理;金刚石不导电也不能称非电解质..③电解质必须是自身电离去导电..例如;NH3、酸性氧化物CO2、SO2等虽然溶于水后都能导电且又是化合物;但在水溶液中不是它们本身发生电离;故它们不是电解质应为非电解质..2．强电解质与弱电解质比3．弱电解质的电离平衡⑴定义：弱电解质在水溶液中部分电离是因为分子在溶剂的作用下断键离解成离子;另一方面阴、阳离子也相应结合形成分子..在一定温度下;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时所达到的平衡状态称之为电离平衡..⑵电离平衡的特征：“等”分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等；“定”末电离的分子的浓度与己电离的离子的浓度;保持一定；“动”分子不断电离;离子不断结合成分子成为动态平衡；“变”当外界条件改变;电离平衡就可能遭到破坏..⑶影响电离平衡的因素：温度：因电离平衡过程是吸热的;温度升高;电离平衡向电离方向移动..浓度：增大分子的浓度;电离平衡向电离方向移动；增大离子浓度;电离平衡向结合成分子的方向移动..二、水的电离和水的离子积1．水的电离水是一种极弱的电解质;存在有以下电离平衡：H2O H++OH—25℃时;cH+=cOH—=10—7mol·L—12．水的离子积：KW= cH+·cOH—=10—14 25℃理解KW时要注意:1 KW与温度有关;因为水的电离过程是吸热过程;所以温度升高;有利于水的电离;KW 增大..如100℃时;KW=10—12..2 KW不仅适用于纯水;还适用于酸性或碱性的稀溶液..不管哪种溶液有cH+H2O =cOH—H2O；如酸性溶液中：|CH+酸+cH+H2O|·cOH—H2O=KW碱性溶液中：|CH+碱+cH+H2O|·cOH—H2O=KW3．影响水电离平衡的因素⑴酸、碱：在纯水中加人酸或碱;均使水的电离平衡左移;此时若温度不变;KW不变;cH+发生改变;pH也随之改变；若向水中加入酸;则..H+增大;cOH—变小;pH变小..⑵温度:若升温;由于水电离吸热;升温将促进水的电离;故平衡右移;cH+、cOH—同时增大;pH变小;但由于cH+与..cOH—始终保持相等;故纯水在温度高于25℃;pH<7;但仍显中性..⑶易水解的盐：在纯水中加人能水解的盐;不管水解后溶液显什么性;不变..均促进水的电离;使水的电离程度增大;但只要温度不变;KW⑷其它因素：如向水中加入活泼金属;由于与水电离出的H+直接作用;因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动三、溶液的酸碱性和pH１．PH：水溶液里H+浓度的负对数叫做pH;即pH=-lgcH+..表示方法：pH=-lgcH+溶换算：cH+=10—pH适用范围：pH为0~14的稀溶液..液酸碱指示剂：粗略测定溶液pH范围的测定方法 pH试纸：粗略测定溶液pH整数pH pH计：精确测定溶液pH有效数字有关简一元弱酸、一元弱碱的pH计算单计算强酸、强碱的单一、混合溶液的pH计算２．溶液的酸碱性取决于溶液中的cH+与cOH—的相对大小cH+>cOH—酸性cOH—>cH+碱性cH+=cOH—中性在25℃时中性溶液：cH+=cOH—=10—7mol/L;pH=7..酸性溶液：cH+>cOH—;cH+>10—7mol/L;pH<7..碱性溶液：cH +<cOH —;cH +<10—7mol/L;pH>7.. ３．常用酸碱指示剂及其变色范围四、中和滴定的原理;仪器及操作步骤.. 1．中和滴定的概念1定义：用已知浓度的酸或碱来测定未知浓度的碱或酸的实验方法.. 2原理：在中和反应中使用一种已知浓度的酸或碱溶液与未知浓度的碱或酸溶液完全中和;测出二者所用的体积;根据化学方程式中酸碱物质的量的比求出未知溶液的浓度..3关键：①准确测定参加反应的两种溶液的体积；②准确判断中和反应是否恰好完全反应..4中和滴定的仪器及试剂酸式滴定管不能盛放碱液、水解呈碱性的盐溶液、氢氟酸 2．酸碱中和滴定实验1仪器1准备：①滴定管：a．检验酸式滴定管是否漏水；b．洗涤滴定管后要用标准溶液洗涤2~3次;并排除管尖嘴处的气泡； c．用漏斗注入标准液至“0”刻度上方2~3cm处；d．将液面调节到“0”刻度或“0”刻度以下某一刻度记下刻度..②锥形瓶：只用蒸馏水洗涤;不能用待测液润洗..③移液管：转移少量溶液用;其洗涤方法与滴定管相同..2滴定：①用移液管或碱式滴定管取一定体积待测液于锥形瓶中;滴人2~3滴指示剂..②用左手握活塞旋转开关;右手不断旋转振荡锥形瓶;眼晴注视锥形瓶中溶液的颜色变化至橙色或粉红色出现;记下刻度..3计算：每个样品作2~3次;取平均值求出结果..五、盐类的水解１．实质：盐中弱弱酸根或弱碱根离子与水电离出的H+或OH—结合生成难电离的分子或离子;破坏水的电离平衡２．条件：盐中必须有弱根盐必须溶于水３．特征：属可逆反应;其逆反应为酸碱中和符合化学平衡规律水解程度一般微弱重点内容突破重点一、电解质导电的条件由于相同条件下强弱电解质的导电能力有着本质区别;因此;强弱电解质可通过同条件下电流的大小来确定..此时常常需用数学思维方法如极值法强弱电解质的这一考点也会.. 可见;电解质并不一定导电;导电的物质不一定是电解质..产生自由移动的离子是电解质导电的前提..而电解质能产生自由移动的离子;是电解质的内因;还必须具备一定的外因条件;这就是强极性分子水或受热使电解质呈熔化状态..离子浓度大;导电能力强..电解质的导电性:根据导电机理不同;可将导体分为：a ．金属导体：其导电过程属物理现象;温度升高时电阻加大；b ．电解质溶液或熔化状态导体：在导电的同时要发生化学变化;温度升高时电阻变小;电解质溶液的导电能力主要由溶液中离子的浓度和电荷数决定..由于相同条件下强弱电解质的导电能力有着本质区别;因此;强弱电解质可通过同条件下电流的大小来确定;这一导电实验是理化学科的结合点;同时弱电解质的有关量也会因电离程度发生变化而难以确定其大小;此时常常需用数学思维方法如极值法迸行处理..所以;强弱电解质的这一考点也会成为“3+X ”综合测试命题的素材 重点二、影响水电离平衡的因素1酸、碱：在纯水中加入酸或碱;均使水的电离平衡左移;此时若温度不变;K W 不变；α水变小；H +发生改变;pH 也随之改变；若向水中加入酸;则H +增大;OH —变小;pH 变小..2温度：若升温;由于水电离吸热;升温将促进水的电离;故平衡右移;H +、OH —同时增大;pH 变小;但由于H +与OH —始终保持相等;故仍显中性.. 3易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐;不管水解后溶液显什么性；均促进水的电离;使水的电离度增大;但只要温度不变;K W 不变..4其它因素：如向水中加入活泼金属;由于与水电离出的H +直接作用;因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动.. 重点三、有关pH 的计算pH 的计箕 计算设浓度为c mol/L;cH +=nc mol ·L —1 pH=-lgnc ②强碱溶液;如 BOH n ;设浓度为 c mol ·L —1cH +=错误! ..pH=-lgcH +=14+lgnc..③一元弱酸溶液;设浓度为c mol/L;则有：cH +<c mol/L pH>-lgc ④一元弱碱溶液;则为cOH —<c;cH +>错误! pH<14+lgc 2．酸、碱混合pH 计算 ①两强酸混合 cH +混=错误! ②两强碱混合 cOH —混=错误! ③酸碱混合一者过量错误! = 错误!④酸碱的pH 之和与H +与OH —浓度比较 pH 酸+pH 碱=14;cH +酸=cOH —碱pH 酸+pH 碱<14;cH +酸> cOH —碱pH 酸+pH 碱>14;cH +酸< cOH—碱推导：pH 酸+pH 碱=-lgcH +酸+ lgcH +碱=-lgcH +酸·cH +碱=-lgcH +酸·错误! =14- lg错误!．有关溶液的pH 的注意问题lpH 是溶液酸碱性的量度;常温下pH=7溶液呈中性;pH 减小;溶液的酸性增强；pH 增大;溶液的碱性增强..2pH 范围在0~14之间;pH=0的溶液并非无H +;而是H +=1mol ·L —1..Ph=14的溶液井非无OH —;而是OH —=1 mol ·L —1..pH 每增大1个单位;H +减小到原来的1/10;而OH —增大到原来的10倍..pH 改变n 个单位;H +或OH—增大到原来的10n 倍或减小到原来的1/10n ..3当H +>l mol ·L —1时;pH 为负数；OH —>1 mol ·L —1时;Ph>14;对于H +或OH —大于l mol ·L —1的溶液;用pH 表示反而不方便;所以pH 仅适用于H +或OH —≤1 mol ·L —1的稀溶液..4也可以用pOH 来表示溶液的酸碱性;pOH 是OH —离子浓度的负对数..pOH=-lgOH —;因为OH —·H +=10—14;若两边均取负对数得：pH+pOH=14.. 3．关于溶液pH 的计算 1单一溶液的pH 计算①强酸溶液;如H n A;设浓度为C mol ·L —1;H +=nC;pH=-lgnC.. ②强碱溶液;如BOH n ;设浓度为C mol ·L —1;H +=错误!;pH=14+lgnC.. ③一元弱酸溶液;设浓度为C mol ·L —1;电离度为α;H +=C α..pH=-lgC α.. ④一元弱碱溶液;pH=-lgH +=14+lgC α 2酸碱混合PH 值计算2若pH 1+ pH 2>14;则V 酸：V 碱13 若pH 1+ pH 2<14;则V 酸：V 碱=1：10 知识综合视窗关于溶液的pH 的计算 1单一溶液的pH 计算①强酸溶液;如H n A;设浓度为c mol/L.. cH +=nc mol ·L —l ;pH=-lgcH +=-lgnc②强碱溶液;如BOH n ;设浓度为c mol ·L —l ;cH +=错误!；Ph=-lgcH +=14+lgnc ③一元弱酸溶液;设浓度为 c mol/L;电离度为α则有：cH +=c α;pH=-lgcH +=-lgc α..④一元弱碱溶液;pH 吕-lgcH +=14+ lgc α.. 2酸、碱混合pH 计算 ①两强酸混合 cH +混=错误! ②两强碱混合 cOH —混=错误!cH +混 cOH —混5．酸碱中和滴定的误差分析用标准液滴定待测液时;进行误差分析要归结为对标准液体积的影响;若使标准液的消耗体积变小;则会导致测定结果相对实际浓度偏小;若使标准液消耗体积变大;则导致测定结果偏大..如导致偏大的有：滴定管未用标准液润洗、锥形瓶用待测液润洗、滴定前装标准液的滴定管尖嘴处有气泡而滴定后消失等;导致偏小的有:指示剂变色后又立即复原就停止滴定、摇动锥形瓶时有液体溅出、转移待测液的滴定管或移液管未用待测液润洗等..重点四、1．盐类水解1盐类水解的实质：盐电离出来的某一种或多种离子跟水电离出来的H+或OH—生成弱电解质;从而促进水的电离..2盐类水解的规律：①谁弱谁水解;谁强呈谁性;越弱越水解;都弱都水解;两强不水解..②盐对应的酸或碱越弱;水解程度越大;溶液碱性或酸性越强..2—③多元弱酸根;正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多;如CO3—水解程度大几个数量级;溶液的碱性更强..比HCO33盐类水解的特点：①吸热反应升温;水解程度增大..②多元弱酸根离子分步水解;以第一步为主..③双水解程度比单水解程度大..④单水解与一般的双水解因程度很小;故书写其离子方程式时不能用“=”“↑”“↓”等符号..规律：弱水解;显强性;弱的程度越大;水解能力越强盐的浓度较小;水解程度较大温度越高;水解程度越大 应用：判断溶液的酸碱性判断不同弱电解质的相对强弱比较溶液中离子浓度：同一溶液中不同离子浓度比较不同溶液申相同离子浓度比较 解释某些化学现象及在生活生产中的应用 表示方法：单水解： 一元弱酸弱碱相应的盐强碱与多元弱酸组成的正盐；分步表示； 如Na 3PO 4;PO 43—+H 2O HPO 42—+OH —HPO 42—+H 2O H 2PO 42—+OH — H 2PO 42—+H 2OH 3PO 4+OH —强酸与多元弱碱组成的正盐：简化为一步表示：如：AlCl 3：Al 3++3H 2OAlOH 3+3H +双水解：一般能进行到底;不用可逆号;沉淀、气体一般要标出;常见的明显双水解的离子：Al 3+、Fe 3+与CO 32—、HCO 3—、S 2—、HS —、AlO 2—的对应组合..如AlCl 3与Na 2CO 3溶液混合;可表示为：2A13++3CO 32—+3H 2O 错误!2AlOH 3↓+3CO 2↑知识综合视窗1．水解互促而彻底反应的盐1条件：强酸弱碱盐与强碱弱酸盐在水溶液中相遇时;弱碱阳离子水解生成的碱与弱酸阴离子水解生成的酸若发生中和反应;则水解互促而形成水解平衡;如NH 42CO 3；若不发生中和反应;则水解互促最终彻底反应生成弱酸和弱碱;如Na 2S 和AlCl 3混合时;生成H 2S 和AlOH 3..但要注意;如果水解所生成的氢氧化物的溶解度小于两种盐按复分解反应方式进行所生成的难溶物的溶解度时;将水解互促而彻底生成弱酸和弱碱；反之;将按复分解反应方式进行..如Na 2S 与CuCl 2混合时;因为CuS 溶解度大于CuOH 2溶解度;不会生成H 2S 、CuOH 2;而生成CuS..2常见离子：Al 3+与HCO 3—、CO 32—、HS —、S 2—、AlO 2—、ClO —等；AIO 2—与Al 3+、Fe 3+、NH 4+等；Fe 3+与AlO 2—、ClO —等；NH 4+与SiO 32—;它们均能彻底水解生成弱酸和弱碱..2．蒸干盐溶液所得物质的判断1考虑盐是否分解..如加热蒸干CaHCO 32;因其分解;所得固体应是CaCO 3..2考虑氧化还原反应..如加热蒸干Na 2SO 3溶液;因Na 2SO 3易被氧化;所得固体应是Na 2SO 4..3盐水解生成挥发性酸时;蒸干后一般得到弱碱;如蒸干AlCl 3溶液;得AlOH 3..盐水解生成不挥发性酸;蒸干后一般仍为原物质.. 4盐水解生成强碱时;蒸干后一般得到原物质..Na 2CO 3等..有时要多方面考虑;如加热蒸干NaClO 溶液时;既要考虑水解;又要考虑HClO 的分解;所得固体是NaCl..清单一水的电离水是一种极弱的电解质;它能发生微弱的电离.. O H++OH—;25℃时H2①cH+=cOH—=1×10—7mol·L—1=cH+cOH—=l×10—14②KW③pH=-lgcH+=72．盐类水解应用盐类水解应用极其广泛;它包括：1混施化肥；2泡沫灭火剂；溶液止血剂；3FeCl34明矾净水；Cl焊接金属；5NH46判断溶液酸碱性；7比较盐溶液离子浓度的大小；8判断离子共存；9配制盐溶液；10制备胶体；11物质的制备；12试剂的贮存13物质的鉴别等..盐类水解的应用一1判断盐溶液中离子种类及浓度大小时考虑盐水解..如Na 2S 溶液中有Na +、S 2—、HS —、H+、H 2S 、H 2O;其浓度大小为： Na +>S 2—>HS —；2判断离子能否共存于同一溶液中;要考虑离子间能否发生双水解;如Al 3+与AlO 2—、Fe 3+与AlO 2—、HCO 3—与 S 2—、NH 4+与AlO 2—、Fe 3+与 HCO 3—、Al 3+与HCO 3—、Al 3+与CO 32—等就不能大量共存..3用于判断盐溶液显酸性或中性或碱性;如Na 2CO 3溶液的碱性比NaHCO 3溶液的碱性强；4判断盐溶液中水的电离度的大小； 5盐与盐溶液反应产物的判断； 盐类水解的应用二1鉴别物质时考虑盐类双水解;如NaOH 、Na 2CO 3、KI 、OH、NaS 、AgNO3、KSCN 、H2S 、NaCl 9种物质水溶液可用FeCl 3溶液鉴别.. 2 FeCl 3等溶液的配制可加n 滴稀盐酸；3长时间保存某些盐溶液;防止水解变质;常加几滴酸或碱； 4制取某些无水盐;如用MgCl 2·6H 2O 制无水MgCl 2 .. 盐类水解的应用三1泡沫灭火器的反应原理； 2制备胶体;如FeOH 3胶体的制备；3化肥的施用;如铵态氮肥不能与草木灰混合施用：NH4++CO 32—+H 2ONH 3·H 2O+HCO 3—4明矾、绿矾净水； 5NH4Cl 作焊药；6苏打粉用于面粉的发酵.. 规律总结清单三 溶液中离子浓度相对大小的比较 1．微粒浓度比较1要考虑盐类水解..大多数盐类的单水解是微弱的;一般认为与其同溶液对应的弱酸或弱碱的电离相比;电离程度大于水解程度..如溶液中相同浓度的CH 3COOH 、CH 3COONa 、CH 3COOH 的电离程度大于水解程度;类似的还有NH 3·H 2O 与NH 4Cl 等;但HCN 和KCN 不同；CN —的水解程度大于HCN 的电离程度..2电荷守恒..溶液中阳离子所带总单位正电荷数等阴离子所带总单位负电荷数..如NaF 溶液中Na ++H —=F —+OH —..3物料守恒..①溶液中某元素的各种存在形式守恒;即原子守恒;如0.l mol ·L —1的Na 2CO 3溶液中;CO32—+HCO 3—+H 2CO 3= 0.l mol ·L —1..②溶液中水电离产生的H +、OH —数目应该相同;如Na 2S 溶液中;OH —=H ++HS —+2H 2S.. 分为三种类型①单一溶液中离子浓度相对大小的比较..如:判断一元或多元弱酸溶液和水解的盐溶液中离子浓度的相对大小;判断水解的盐溶液中离子浓度相对大小的一般方法是：若为NH 4Cl 等盐中的阴、阳离子价数相等;离子浓度为不水解的离子>水解的离子>水解后呈某性的离子如H +或OH —>水解后呈某性的对应离子 如在NH 4Cl 溶液中Cl —>NH 4+>H +>OH —若为Na 2CO 3等盐中的阴、阳离子的价数不等时;判断离子浓度的大小则要根据实际情况具体分析;对于多元弱酸根的水解;则是有几价则水解几步;在分步水解中以第一步水解为主;如在Na 2CO 3溶液中Na +>CO 32—>OH —>HCO 3—.. ②多种溶液中指定离子浓度相对大小的比较..③两种溶液混合后离子浓度相对大小的比较;其解题规律首先是判断两种电解质能否反应;混合后溶液的酸碱性；其次是看反应是否过量；第三是分析电解质在水溶液中电离及可能存在的电离平衡、水解平衡等问题；最后比较离子浓度相对大小..2．判断溶液中离子浓度相对大小的两个守恒①电荷守恒：溶液中阴、阳离子所带的正、负电荷总数相等;即电解质溶液呈电中性..如：NaHCO 3溶液中Na ++H +=OH —+HCO 3—+2CO 32—②物料守恒：指电解质溶液中某一组分的原始浓度起始浓度应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和..如：NaHCO 3溶液中Na += HCO 3—+2CO 32—+H 2CO 3;Na 2S 溶液中Na +=2｛S 2—+HS —+H 2S ｝ 3．在分析溶液中粒子之间的等量关系时要抓住电荷守恒和元互素的原子个数守恒这两个关键..以 Na 2CO 3溶液为例;它的水溶液里存在着哪些平衡粒子间存在着哪些等量关系Na 2CO 3溶于水完全电离：Na 2CO 3错误!2Na ++CO 32—；且存在着如下平衡：l CO 32—+H 2OHCO 3—+OH —；2 HCO 3—+H 2OH 2CO 3+OH —；3H 2OH ++OH —..在 Na 2CO 3溶液里除存在粒子 H 2O 、H 2CO 3分子外;还有 Na +、H +、HCO 3—、CO 32—和OH —;根据溶液呈电中性这一原则可得电解质溶液中所有阳离子浓度乘以各自化合价的总数后的和等于所有阴离子浓度乘以各自化合价的总数后的和;也就是电荷平衡..据此;在 Na 2CO 3溶液中的电荷平衡式为 Na ++H +=HCO 3—+OH —+2CO 32—；另外;由于溶液中Na +=2CO 32—起始;根据碳原子个数守恒的关系可得CO 32—起始 =CO 32—+HCO 3—+H 2CO 3;则有Na +=2CO 32—+2HCO 3—+2H 2CO 3;这就是 Na 2CO 3溶液中的粒子平衡式物料守恒;即在平衡体系中;某一成分的浓度等于该成分各种形式的浓度之和..4．盐的水解对水的电离的影响;要始终相信水无论在何种情况下;每电离出l molH +就会同时电离出l mol 的OH —如：CH 3COONa 溶液显碱性;其OH —完全由H2O 电离产生..同时水也电离出等量的H +;只不过一部分H +被CH 3COO—结合成了CH 3COOH;才造成了cOH —>cH +;但溶液中的H +不是水电离的全部H +..5．水解离子方程式的书写;可根据水解是中和反应的逆反应来写;只要对应酸碱中和反应的离子方程;颠倒过来;等号改为可逆号即可..。
弱电解质的电离平衡
稀释相 同倍数 后pH 小 大
相同pH、相同体积时 pH、 同体积时 比较 C(H+) 项目 HA HB 相同 相同 C(酸 C(酸) 中和碱 与活泼金 与金属反 的能力 属反应产 应的开始 生H2的量 速率 小 大 小 大 相同 相同 稀释相 同倍数 后pH 大 小
小 大
四、强电解质和弱电解质的证明方法
冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中， 1、冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中，溶 液导电能力与加入水的体积有如下变化关系： 液导电能力与加入水的体积有如下变化关系 ： 试回答： 试回答： 点导电能力为0 ⑴“0”点导电能力为0的理由是: 冰醋酸中只 0 点导电能力为 的理由是: 存在醋酸分子,无离子。 存在醋酸分子,无离子。 ⑵a、b、c三点对应溶液的PH值由大到小的 顺序是 a﹥c﹥ b ⑶a、b、c三点中电离程度最大的是 C 。电 离平衡常数的关系 相等 . 若使c点溶液中C(Ac ⑷若使c点溶液中C(Ac-)、PH 值均增大，可采取的措施有: 值均增大，可采取的措施有: ①加碱②加碳酸钠③加镁或锌 加碱②加碳酸钠③
下表是常见弱酸的电离平衡常数（25℃） 下表是常见弱酸的电离平衡常数（25℃）
酸 醋酸 碳酸 氢硫酸 电离方程式 电离平衡常数K 电离平衡常数K
CH3COOH ⇌ CH3COO-+H+
H2CO3 ⇌ H++HCO3HCO3- ⇌ H++ CO32H2S ⇌ H++HSHS- ⇌ H++ S2H3PO4 ⇌ H++H2PO4H2PO4— ⇌ H++HPO42HPO42— ⇌ H++PO43-
回答下列各问题： 回答下列各问题：
弱电解质的电离平衡及溶液的PH值的计算
4、弱电解质电离方程式书写规律：
1.弱电解质在溶液中部分电离，用“ ”
2.强酸酸式盐电离时H+分开写,弱酸酸式盐电离时 H+不能拆开.
3.多元弱酸的电离 应分步完成电离方程式，多元 弱碱则一步完成电离方程式。
写出电解质NaCl、 NaHSO4、NaHCO3、 CH3COOH、 H3PO4的电离方程式 NaCl = Na＋+Cl－ NaHSO4= Na＋+ H +＋ SO42NaHCO3= Na＋+HCO3CH3COOH H3PO4 H＋+CH3COO－ H ++H2PO42-
练习
PH=10的氢氧化钠溶液与PH=10的氨水,稀释 NaOH ＜ NH3 H 相同倍数,其PH大小关系是______________· 2O ,
即弱碱在稀释时电离平衡被破坏，要不断电 离出OH-，所以稀释相同倍数后，其碱性应 比强碱强一些，因而PH值应大一些 如稀释后溶液的PH值仍然相同,则稀释 NaOH＜NH3· 2O H 倍数大小关系是_______
例：在一定温度下，冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的 导电能力如图所示，请回答：（1）“o”点导电能力为 0的理由是 在O点处醋酸没电离，无离子存在 。
（2） a、b、c三点溶液PH由大到小的顺序是 C、a、b 。 导 C 。 电 （3） a、b、c三点中电离程度最大的是 能 力 b （4）若使c点溶液中C(Ac-)增大，
关键：抓住氢离子进行计ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ！
b、
强碱与强碱混合
例题：在25℃时，pH=9和pH=11的两种氢
氧化钠溶液等体积混合pH值等于多少？ 关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
C、强酸与强碱混合
弱电解质的电离平衡(知识点总结)
弱电解质的电离平衡【学习目标】1、能准确熟练区分两组概念：电解质与非电解质、强电解质与弱电解质；2、弱电解质电离平衡的建立及其特点。
【要点梳理】(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)只要具备在水溶液里或熔融状态下能够导电其中一个条件的化合物即称为电解质。
(3)在水溶液里或熔融状态下，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NH 3、CO 2等的水溶液能够导电，但NH 3、CO 2却是非电解质，因为是NH 3、CO 2溶于水与水反应生成的NH 3·H 2O 、H 2CO 3电离出的自由移动的离子而使溶液导电的。
(4)电解质不一定导电(如固态NaCl)，导电物质不一定是电解质(如Cu)；非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
(5)某些离子型氧化物，如Na 2O 、CaO 、Na 2O 2等，它们虽然溶于水后电离出来的自由离子不是自身的，但在熔融状态时自身却可完全电离，故属于电解质。
(6)电解质溶液里的导电能力由自由移动的离子浓度与离子所带的电荷数决定。
(1)强电解质、弱电解质与其溶解性无关。
某些难溶或微溶于水的盐，由于其溶解度很小，如果测其溶液的导电能力，往往是很弱的。
但是其溶于水的部分，却是完全电离的，所以它们仍然属于强电解质，例如：CaCO 3、BaSO 4等。
相反，少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，仍属于弱电解质。
(2)强电解质、弱电解质的电离与有无外电场无关。
划分电解质和非电解质的标准是在水溶液里或熔融状态下能否导电。
划分强电解质和弱电解质的标准是在 水溶液里是否完全电离。
(3)导电能力强不一定是强电解质，强电解质不一定导电能力强。
(4)电解质溶液的导电不同于金属的导电。
要点三、弱电解质的电离平衡1．电离平衡的建立。
弱电解质溶于水，部分电离出的离子在溶液中相互碰撞又会相互结合成分子，因此弱电解质的电离过程是可逆的。
和可逆的化学反应一样，这个可逆的电离过程有两种相反的趋向，可以叫做电离和结合。
【知识解析】弱电解质的电离平衡
弱电解质的电离平衡1 电离平衡常数（1）定义在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度（次方）的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
通常用K a表示弱酸在水中的电离常数，K b表示弱碱在水中的电离常数。
（2）表达式①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式CH3COOHCH3COO-＋H＋NH3·H2ONH +＋OH-4②多元弱酸的电离常数表达式多元酸的电离是分步进行的，每一步电离均有自己的电离常数。
H3PO4H＋＋H2PO－4H2PO－H＋＋4HPO2-4H+＋HPO2-4PO3-4教材剖析【教材P98】 “多元弱酸的各级电离常数逐级减小。
对于各级电离常数相差很大的多元弱酸，其水溶液中的H ＋主要是由第一步电离产生的。
”【教材剖析】 多元弱酸第一步电离出H ＋后，剩余的酸根离子带负电荷，对H ＋的吸引力增强，使其电离出H ＋更困难，故一般K a1>>K a2>>K a3……。
因此计算多元弱酸溶液中的c （H＋）或比较弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
（3）意义电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。
弱酸的电离常数越大，弱酸电离出H ＋的能力就越强，酸性也就越强；反之，酸性越弱。
如：名师提醒（1）电离常数服从化学平衡常数的一般规律，只受温度的影响。
（2）电离常数相对较大、电离能力较强的弱电解质，其溶液的导电能力不一定强。
这是因为溶液的导电能力与溶液中的离子浓度和离子所带电荷数有关。
（3）相同温度下，等浓度的多种一元弱酸溶液，弱酸的电离常数越大，溶液中c （H ＋）越大，溶液的导电能力也就越强。
2 电离度（1）定义弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率称为电离度，通常用α表示。
弱电解质的电离平衡知识点
一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下自身能够电离出自由移动离子的化合物;叫电解质..非电解质：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物..概念理解：①电解质、非电解质都是化合物;能导电的物质可能是溶液混合物、金属单质;但他们不属于电解质非电解质的研究对象;因此他们既不是电解质也不是非电解质；②自身电离：SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反应形成酸或碱;但发生电离的并不是他们本身吗;因此属于非电解质；③只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐;如液态氯化氢是化合物;只存在分子;没有发生电离;因此不能导电;又如NaHCO3在高温时即分解;不能通过熔融态证明其为电解质；只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物;如Na2O、CaO;他们在溶液中便不存在;要立刻反应生成键;因此不能通过溶液中产生离子证明；既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐;绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离;某些盐熔融时也发生电离;如BaSO4..④电离不需要通电等外界条件;在熔融或者水溶液中即能够产生离子；⑤是电解质;但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态;否则即便存在离子也无法导电;比如NaCl;晶体状态不能导电..⑥电解质的强弱与导电性、溶解性无关..如如BaSO4不溶于水;但溶于水的BaSO4全部电离;故BaSO4为强电解质..导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关..强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质..弱电解质：在水溶液里只有一部分电离成离子的电解质 ..2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水;其中强电解质与偌电解质常见分类：3、电离方程式的书写——“强等号;弱可逆;多元弱酸分步离”①强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO错误! ..②弱电解质a．一元弱酸;如CH3COOH：CH3COOH CH3COO－＋H＋..b．多元弱酸;分步电离;分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度;如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO错误!、HCO错误!H＋＋CO错误!..原因是上一级电离出的H＋是下一级电离的产物;对下一级电离电离有抑制作用c ．多元弱碱;虽然分布电离;但是书写时一步到位..如FeOH 3：FeOH 3Fe 3＋＋3OH －.. ③酸式盐a ．强酸的酸式盐b ．弱酸的酸式盐：“强中有弱”;如NaHCO 3：NaHCO 3===Na ＋＋HCO 错误!、HCO 错误!H ＋＋CO 错误! ..4．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电离平衡的特征3影响弱电解质电离平衡的因素内因：弱电解质本身的性质;是决定因素..4电离过程是可逆过程;可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡..以0.1 mol·L －1CH 3COOH 溶液为例：CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋正向吸热..实例稀溶液CH 3COOHH ＋＋CH 3COO － ΔH >0平衡移动方导电能1．表达式1对于一元弱酸HAHA H＋＋A－;平衡常数K a＝错误!..2对于一元弱碱BOHBOH B＋＋OH－;平衡常数K b＝错误!..2．特点1电离平衡常数错误!2多元弱酸是分步电离的;各级电离平衡常数的大小关系式是K1K2 K3……;所以多元弱酸的酸性决定于其第一步电离..3．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相对越强..如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H 2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO..4．实例1填写下表2CH 3COOH 酸性大于HClO 酸性填“大于”“小于”或“等于”;判断的依据：相同条件下;电离常数越大;电离程度越大;c H ＋越大;酸性越强..3磷酸是三元中强酸①磷酸的电离方程式是H 3PO 4H ＋＋H 2PO 错误!、H 2PO 错误!H ＋＋HPO 错误!、HPO 错误!H ＋＋PO 错误!..②电离平衡常数表达式是：K a1＝错误!;K a2＝错误!;K a3＝错误!.. ③比较大小：K a1>K a2>K a3.. 5.电离常数的计算 以弱酸HX 为例：1已知c HX 和c H ＋;求电离常数 HXH ＋ ＋ X －起始mol·L －1：c HX 0 0 平衡mol·L －1：c HX －c H ＋ c H ＋ c H ＋ 则：K ＝错误!＝错误!..由于弱酸只有极少一部分电离;c H ＋的数值很小;可做近似处理：c HX －c H ＋≈c HX;则K ＝错误!;代入数值求解即可..2已知c HX 和电离常数;求c H ＋HXH ＋ ＋ X －起始： c HX 0 0 平衡： c HX －c H ＋ c H ＋ c H ＋则：K＝错误!＝错误!由于K值很小;c H＋的数值很小;可做近似处理：c HX－c H＋≈c HX;则：c H＋＝错误!;代入数值求解即可..强酸与弱酸或强碱与弱碱的比较1．一元强酸与一元弱酸的比较判断一种酸是强酸还是弱酸时;其实质就是看它在水溶液中的电离程度;完全电离即为强酸;不完全电离即为弱酸..还可以证明溶液中是否存在该电解质的电离平衡;存在电离平衡的为弱电解质;反之为强电解质..最常用实验验证方法有：1测0.01 mol·L －1 HA 溶液的pH;若pH ＝2;HA 是强酸；若pH>2;HA 是弱酸..2测NaA 溶液的pH;若pH ＝7;HA 为强酸；若pH>7;则HA 为弱酸.. 3．稀释时溶液pH 变化特点比较如图：a 、b 分别为pH 相等的NaOH 溶液和氨水稀释曲线..c 、d 分别为pH 相等的盐酸和醋酸溶液稀释曲线..请体会图中的两层含义：1加水稀释相同倍数后的pH 大小：氨水>NaOH 溶液;盐酸>醋酸溶液..若稀释10n倍;盐酸、NaOH 溶液pH 变化n 个单位;但pH<7或pH>7;不能pH ＝7;而氨水与醋酸溶液pH 变化不到n 个单位..2稀释后的pH 仍然相等;则加水量的大小：氨水>NaOH 溶液;醋酸溶液>盐酸..易错警示 1酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系;前者看电离程度;后者看溶液中c H ＋和c OH －的相对大小..强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强..2弱酸、弱碱是弱电解质;但它们对应的盐一般为强电解质;如醋酸铵：CH 3COONH 4===NH 错误!＋CH 3COO －..强、弱电解质的判断方法1在相同浓度、相同温度下;比较导电能力的强弱..如同体积同浓度的盐酸和醋酸;前者的导电能力强于后者..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;速率前者比后者快..3浓度与pH 的关系;如0.01 mol·L －1的醋酸溶液pH>2;说明醋酸是弱酸..4测对应盐的酸碱性;如CH 3COONa 溶液呈碱性;则证明醋酸是弱酸.. 5稀释前后的pH 与稀释倍数的变化关系..如将pH ＝2的酸溶液稀释1000倍;若pH<5;则证明酸为弱酸；若pH ＝5;则证明酸为强酸..6采用实验证明存在电离平衡;如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红;再加CH 3COONH 4晶体;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CO 2通入苯酚钠溶液中;出现浑浊..说明碳酸酸性大于苯酚..8同pH 的强酸和弱酸;分别加该酸的钠盐固体;溶液的pH 增大的是弱酸;pH 几乎不变的是强酸..9pH 相同、体积相同的强酸和弱酸与碱反应时消耗碱多的为弱酸..二、极弱电解质--水的电离和溶液的酸碱性水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质;电离方程式为2H 2O H 3O ＋＋OH －;简写为H 2OH ＋＋OH －..2．水的离子积常数K w ＝c H ＋·c OH －..1室温下：K w＝1×10－14..2影响因素：只与温度有关;温度一定;则K值一定..水的电离是吸热W过程;升高温度;K w增大..= H+·OH- = 110-1425℃时; H+=OH- =10-7 mol/L ; KW3适用范围：K w不仅适用于纯水;也适用于稀的电解质水溶液..3．关于纯水的几个重要数据4．影响水的电离平衡的因素和影响K w的因素1加热;促进水的电离;K w增大..2加入酸或碱;抑制水的电离;K w不变..3①加入强酸强碱的正盐;不影响水的电离..②加入强酸的酸式盐;抑制水的电离..③加入可水解的盐如FeCl 3、Na 2CO 3、NH 4Cl;促进水的电离.. 4加入与水反应的活泼金属如Na 、K;促进水的电离..易错警示 1任何情况下水电离产生的c H ＋和c OH －总是相等的.. 2水的离子积常数适用于任何酸、碱、盐的稀溶液..即K w ＝c H ＋·c OH－中的c H ＋、c OH －分别是溶液中H ＋、OH －的总浓度;不一定是水电离出的c H ＋和c OH －..3水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用;因此;室温下;若由水电离出的c H ＋<1×10－7 mol·L －1;该溶液可能显酸性;也可能显碱性..小结：常温下水电离产生c H ＋和c OH －计算的5种类型任何水溶液中水电离产生的c H ＋和c OH －总是相等的;有关计算有以下5种类型以常温时的溶液为例..1中性溶液：c OH －＝c H ＋＝10－7 mol·L －1.. 2酸的溶液——OH －全部来自水的电离..实例：pH ＝2的盐酸中c H ＋＝10－2 mol·L －1;则c OH －＝K w /10－2＝1×10－12mol·L －1;即水电离出的c H ＋＝c OH －＝10－12 mol·L －1.. 3碱的溶液——H ＋全部来自水的电离..实例：pH ＝12的NaOH 溶液中c OH －＝10－2 mol·L －1;则c H ＋＝K w /10－2＝1×10－12mol·L －1;即水电离出的c OH －＝c H ＋＝10－12 mol·L －1..4水解呈酸性的盐溶液——H ＋全部来自水的电离..实例：pH ＝5的NH 4Cl 溶液中;由水电离出的c H ＋＝10－5 mol·L －1;因部分OH －与部分NH 错误!结合使c OH －＝10－9 mol·L －1..5水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离..实例：pH＝12的Na2CO3溶液中;由水电离出的c OH－＝10－2mol·L－1;因部分H＋与部分CO错误!结合使c H＋＝10－12mol·L－1..注意：要区分清楚溶液组成和性质的关系;酸性溶液不一定是酸溶液;碱性溶液不一定是碱溶液..。
弱电解质电离平衡
弱电解质电离平衡
弱电解质电离平衡是一种重要的物理过程，它在微生物和生物器官的活动中扮
演着不可或缺的角色。
当离子获得浓度和电位平衡时，它们才能被视为弱离子，发挥出它们的作用。
虽然有许多过程可以实现这种平衡，但弱电解质电离平衡是最有效的方式。
离子被定义为具有正电荷（以电子质量计算）或负电荷（以原子单位计量）的
离子，因此弱离子平衡实际上是一种静电平衡。
为了实现这种平衡，需要改变浓度差和电位差，使其同时受到游离离子和反应离子的影响，它们的浓度也相应的发生变化。
为了达到最佳的平衡，在未受到外部影响的情况下，离子间的浓度和电位应该是一致的。
弱电解质电离平衡具有许多优点，主要是更快的电离过程，更活跃的电场现象
和更快的电子迁移现象。
它实现了电荷均衡，并可以有效地控制电量传输的特性。
它也可以控制电极上有机物的电荷积累，从而促进它们的有效传导。
另外，由于静止环境，就不会有离子冲击而造成的电荷失败。
弱电解质电离的平衡过程对于生物器官的活动和微生物的影响都是不可或缺的，它可以保持良好的化学稳定和电荷分布，并提供良好的渗透。
由于它使用了浓度和电位差，细胞器官可以获得良好的电荷传递。
此外，弱电解质电离平衡也可以调节电位，从而提供良好的水分吸收。
总之，弱电解质电离平衡具有很多优点，对细胞器官的活动和微生物的影响发
挥着不可或缺的作用。
因此，有必要深入研究这种过程，为生物学和医学提供有用的信息，推动生物领域的发展。
高中化学知识点—电离平衡
高中化学知识点规律大全——电离平衡1．电离平衡化合物只有在溶于水时才能导电．因此,可通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物． 弱电解质的电离平衡1电离平衡的概念：在一定条件如温度、压强下,当电解质分子电离成离子的速率与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,这叫做电离平衡． 2弱电解质的电离平衡的特点：电离平衡遵循勒夏特列原理,可根据此原理分析电离平衡的移动情况．CH 33COO －+H ＋NH 3·H 24＋+OH －②将弱电解质溶液加水稀释时,电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时,溶液中的离子数目增多,但电解质的分子数减少,离子浓度减小,溶液的导电性降低．③由于电离过程是吸热过程,因此,升高温度,可使电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时,溶液中离子的数目增多,离子浓度增大,溶液的导电性增强．④在弱电解质溶液中,加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时,使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动．例如,在·L －1”滴有氨水的溶液显浅红色中,存在电离平衡NH 3·H 24＋+OH －．当向其中加入少量下列物质时：a ．NH 4Cl 固体．由于增大了cNH 4＋,使NH 3·H 2O 的电离平衡逆向移动,cOH －减小,溶液红色变浅．b ．NaOH 固体．NaOH 溶于水时电离产生的OH －抑制了NH 3·H 2O 的电离,从而使平衡逆向移动． 电离平衡常数在一定温度下,当弱电解质的电离达到平衡状态时,溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数,这个常数叫做电离平衡常数,简称电离常数．弱酸的电离常数用K a 表示,弱碱的电离常数用K b 表示． 1电离平衡常数的表达式．①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式： 例如,CH 3COOH 的电离常数为：CH 33COO －+H ＋一定温度下NH ·H 2O 的电离常数为：NH 3·H 24＋+OH －②多元弱酸的电离特点及电离常数表达式：a ．分步电离．是几元酸就分几步电离．每步电离只能产生一个H ＋,每一步电离都有其相应的电离常数．b ．电离程度逐渐减小,且K 1K 2K 3,故多元弱酸溶液中平衡时的H ＋主要来源于第一步．所以,在比较多元弱酸的酸性强弱时,只需比较其K1即可．例如25℃时,H 3PO 4的电离； H 3PO2PO 4－+H＋343421105.7)()()(-+-⨯=⋅=PO H c H c PO H c KH 2PO 442－+H ＋842242102.6)()()(--+-⨯=⋅=PO H c H c HPO c KHPO 4243－+H＋132********.2)()()(--+-⨯=⋅=HPO c H c PO c K注意a ．电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度．b ．多元弱酸溶液中的cH ＋是各步电离产生的cH ＋的总和,在每步的电离常数表达式中的cH ＋是指溶液中H ＋的总浓度而不是该步电离产生的cH ＋．2电离常数的特征．同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关,只随温度的变化而变化．温度不变,K 值不变；温度不同,K 值也不同．但由于电离常数随温度的变化不大,在室温时,可不考虑温度对电离常数的影响． 3电离常数的意义：①表明弱电解质电离的难易程度．K 值越大,离子浓度越大,该电解质越易电离；反之,电解质越难电离．②比较弱酸或弱碱相对强弱．例如在25℃时,HNO 2的K ＝×10－4,CH 3COOH 的K ＝×10－5,因此HNO 2的酸性比CH 3COOH 的酸性强． 6．水的电离和溶液的pH 水的电离1水的电离方程式．水是一种极弱的电解质,它能像酸一样电离出极少量的H ＋,又能像碱一样电离出少量的OH －这叫做水的自偶电离．水的电离方程式可表示为： H 2O+H 23O ＋+OH － 简写为：H 2＋+OH － 2水的离子积K W ．一定温度下,水的电离常数为：)()()(2O H c OH c H c K -+⋅=即cH ＋·cOH －＝K ·cH 2O设水的密度为1g ·cm3,则1LH 2O ＝1000mLH 2O ＝1000gH 20＝,即H 2O 的起始浓度为·L －1．由于水是极弱的电解质,它电离时消耗的水与电离前相比,可忽略不计．例如,25℃时,1LH 2O 中已电离的H 2O 为10－7mol,所以cH 2O ≈·L －1,即K ·cH 2O 为一常数,这个新的常数叫做水的离子积常数,简称水的离子积,表示为： cH ＋·cOH －＝K W说明①一定温度下,由于K W 为一常数,故通常不写单位,如25℃时K W ＝1×10－14．②K W 只与温度有关,与溶液的酸碱性无关．温度不变,K W 不变；温度变化,K W 也发生变化． ③由于水的电离过程是吸热过程,因此温度升高时,纯水中的cH ＋、cOH －同时增大,K W 也随着增大．例如：25℃时,cH ’＝OH －＝1×10－7mol ·L －1,K W ＝1×10－14 100℃时,cH ’＝OH －＝1×10－6mol ·L －1,K W ＝1×10－12 但由于cH ＋与cOH －始终保持相等,故仍显中性．④在任何以水为溶剂的溶液中都存在H＋和OH－,它们既相互依存,又相互制约．当溶液中的cH＋增大时,cOH－将减小；反之,当溶液中的cOH－增大时,cH＋则必然减小．但无论在中性、酸性还是碱性溶液中,在一定温度下,cH＋与cOH－的乘积即KW 仍是不变的,也就是说,KW不仅适用于纯水,也适用于任何酸、碱、盐的稀溶液．只要温度相同,不论是在纯水中,还是在酸、碱、盐的水溶液中,KW都是相同的．⑤一定温度下,不论是纯水中,还是在酸、碱、盐的水溶液中,由H2O电离产生的cH＋与cOH－总是相等的．如25℃时,·L－1的盐酸中,c水H＋＝cOH－＝1.010114-⨯＝1×10－13mol·L－1．⑥水的电离平衡遵循勒夏特列原理．例如,向纯水中加入酸或碱,均使水的电离平衡逆向移动即酸或碱抑制水的电离；向水中投入活泼金属如钠等,由于金属与水电离产生的H＋直接作用而促进水的电离．溶液的酸碱性的实质任何水溶液中都存在水的电离,因此都含有H＋和OH－．一种溶液是显酸性、中性还是碱性,是由该溶液中的cH＋与cOH－的相对大小来决定的．酸性溶液：cH＋＞cOH－中性溶液：cH＋＝cOH－碱性溶液：cH＋＜cOH－例如：25℃时,因为KW＝1×10－14,所以：中性溶液：cH＋＝cOH－＝1×10－7mol·L－1酸性溶液：cH＋＞1×10－7mol·L－1,cOH－＜1×10－7mol·L－1碱性溶液：cH＋＜1×10－7mol·L－1,cOH－＞1×10－7mol·L－1100℃时,因为KW＝1×10－12,所以：中性溶液：cH＋＝cOH－＝1×10－6mol·L－1酸性溶液：cH＋＞1×10－6mol·L－1,cOH－＜1×10－6mol·L－1碱性溶液：cH＋＜1×10－6mol·L－1,cOH－＞1×10－6mol·L－1溶液的pH1溶液的pH的概念：在cH＋≤1mol·L－1的水溶液中,采用cH＋的负对数来表示溶液酸碱性的强弱．2数学表达式：pH＝－1gcH＋若cH＋＝10－n mol·L－1,则pH＝n．若cH＋＝m×10－n mol·L－1,则pH＝n－lgm．3溶液酸碱性的强弱与pH的关系．①常温25℃时：pH＝7,溶液呈中性,cH＋＝cOH－＝1×10－7mol·L－1．Ph＜7,溶液呈酸性,pH＋PH＞7,溶液呈碱性,pH－②pH范围为0～14之间．pH＝0的溶液中并非无H＋,而是cH＋＝1mol·L－1；pH＝14的溶液中并非没有OH－,而是cOH－＝1mol·L－1．pH减小增大n倍,则cH＋增大为原来的10n倍减小为原来的1／10n倍,相应的cOH－减小为原来1／10n倍增大为原来的10n倍．③当溶液中的cH＋＞1mol·L－1时,pH＜0；cOH－＞1mol·L－1时,pH＞14．因此,当溶液中的cH ＋或cOH－大于mol·L－1时,一般不用pH来表示溶液的酸碱性,而是直接用cH＋或cOH－来表示．所以,pH只适用于cH＋或cOH－≤1mol·L－1的稀溶液．④也可以用pOH来表示溶液的酸碱性．pOH是OH－离子浓度的负对数,即pOH＝一lgcOH－．因为25℃时,cH＋·cOH－＝1×10－14,所以：pH+pOH＝14．溶液中pH的计算1基本关系式：①pH＝－1gcH＋②cH ＋＝10－pH mol ·L －1③任何水溶液中,由水电离产生的cH ＋与cOH －总是相等的,即：c 水H ＋＝c 水OH －． ④常温25℃时,cH ＋·cOH －＝1×10－14⑤n 元强酸溶液中cH ＋＝n ·c 酸；n 元强碱溶液中cOH －＝n ·c 碱· 2强酸与弱酸、强碱与弱碱溶液加水稀释后pH 的计算．①强酸与弱酸分别加水稀释相同倍数时,由于弱酸中原来未电离的弱酸分子进一步电离出离子,故弱酸的pH 变化小．设稀释10n 倍,则： 强酸：pH 稀＝pH 原+n 弱酸：pH 稀＜pH 原+n当加水稀释至由溶质酸电离产生的c 酸H ＋＜10－6mol ·L －1时,则必须考虑水的电离．如pH ＝5的盐酸稀释1000倍时,pH 稀＝,而不是等于8．因此,酸溶液无论如何稀释,溶液的pH 都不会大于7．②强碱与弱碱分别加水稀释相同倍数时,弱碱的pH 变化小．设均稀释10n 倍,则： 强碱：pH 稀＝pH 原—n 弱碱：pH 稀＞pH 原—n当加水稀释至由溶质碱电离产生的cOH －＜10－6mol ·L －1时,则必须考虑水的电离．如pH ＝9的NaOH 溶液稀释1000倍时,pH 稀≈7,而不是等于6．因此,碱溶液无论如何稀释,溶液的pH 都不会小于7．3两强酸或两强碱溶液混合后pH 的计算． ①两强酸溶液混合．先求出：212211V V V H c V H c H c ++=+++）（）（）（酸再求；pH 混＝－1gc 混H ＋注：V 1、V 2的单位可为L 或mL,但必须一致．②两强碱溶液混合．求算两强碱溶液混合后溶液的pH 时,不能直接根据题中给出的碱的pH 求算混合液的pH,而必须先分别求出两强碱溶液中的cOH －,再依下式求算c 混OH －： 然后求出c 混H ＋、pH 混．例如：将pH ＝8的BaOH 2溶液与pH ＝10的NaOH 溶液等体积混合后,溶液中的cH ＋应为2×10－10mol ·L －1,而不是10－10+10－8／2mol ·L －1． 4强酸与强碱溶液混合后pH 的计算．解题步骤：分别求出酸中的nH ＋、碱中的nOH －→依H ＋+OH －＝H 2O 比较出nH ＋与nOH －的大小． ①nH ＋＝nOH －时,恰好中和,混合液显中性；pH ＝7．反之,若混合液的pH ＝7,则必有nH ＋＝nOH － ②nH ＋＞nOH－时,酸过量,则：碱酸余碱酸酸）（）（）（）（V V H n V V OH n H n H c +=+-=+-++再求出pH 混求得的pH 混必小于7．注：若已知pH 混＜7,则必须利用上式进行相关计算． ⑧nH ＋＜nOH－时,碱过量．则：碱酸余碱酸酸）（）（）（）（V V OH n V V H n OH n OH c +=+-=-+--然后求出c 混H ＋、pH 混．注：若已知pH 混＞7,则必须利用上式进行相关计算．5强酸与强碱混合反应后溶液呈中性时,强酸的pH 酸、强碱的pH 碱与强酸溶液体积V 酸、强碱溶液体积V 碱之间的关系： 当溶液呈中性时：nH ＋＝nOH － 即：cH ＋·V 酸＝cOH －·V 碱25℃时,有c 酸H ＋·V 酸＝1×10－14／c 碱H ＋·V 碱,整理得：c 酸H ＋·c 碱H ＋＝1×10－14V 碱／V 酸,两边取负对数得：{－1gc 酸H ＋}+{－lgc 碱OH －}＝{－lg1×10－14}+{－lgV 碱／V 酸} 故pH 酸+pH 碱＝14+lgV 酸／V 碱①若pH 酸+pH 碱＝14,则V 酸∶V 碱＝1∶1,即强酸与强碱等体积混合． ②若pH 酸+pH 碱＞14,则：V 酸∶V 碱＝14)(10-+碱酸pH pH ∶1 ③若pH 酸+pH 碱＜14,则：V 酸∶V 碱＝1∶)(1410碱酸pH pH +- 7．盐类的水解 盐类的水解1盐类水解的概念：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生出来的H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解．说明盐类的水解反应与中和反应互为可逆过程：盐+水酸+碱－热量2盐类水解的实质：盐溶于水时电离产生的弱碱阳离子如NH 4＋、A13＋、Fe 3＋等或者弱酸阴离子如CH 3COO －、CO 32－、S 2－等与水电离产生的OH －或H ＋结合生成了难电离的弱碱、弱酸弱电解质,使水的电离平衡发生移动,从而引起水电离产生的cH ＋与cOH －的大小发生变化．不溶不水解,无弱不水解,谁弱谁水解,都弱都水解． ②判断盐溶液酸碱性的简易口诀：谁强显谁性,都强显中性,都弱具体定比较等温时K 酸与K 碱的大小． 4盐类水解离子方程式的书写方法书写原则：方程式左边的水写化学式“H 2O ”,中间符号用“”,右边不写“↓”、“↑”符号．整个方程式中电荷、质量要守恒． ①强酸弱碱盐： 弱碱阳离子： M n ＋+nH 2O MOH n +nH ＋如CuSO 4水解的离子方程式为：Cu 2＋+2H 2O CuOH 2+2H ＋说明溶液中离子浓度大小的顺序为：cSO 42－＞cCu 2＋＞cH ＋＞cOH －②弱酸强碱盐：a ．一元弱酸对应的盐．如CH 3COONa 水解的离子方程式为：CH 3COO －+H 23COOH+OH － 说明溶液中离子浓度大小的顺序为：cNa ＋＞cCH 3COO －＞cOH －＞cH ＋ 根据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知： cNa ＋+cH ＋＝cCH 3COO －+cOH －b ．多元弱酸对应的盐．多元弱酸对应的盐发生水解时,是几元酸就分几步水解,且每步水解只与1个H 2O 分子结合,生成1个OH －离子．多元弱酸盐的水解程度是逐渐减弱的,因此,多元弱酸盐溶液的酸碱性主要由第一步水解决定． 例如K 2CO 3的水解是分两步进行的：第一步：CO 32－+H 23－+OH －第二步：HCO 3－+H 22CO 3+OH －水解程度：第一步＞第二步．所以K 2CO 3溶液中各微粒浓度大小的顺序为： cK ＋＞cCO 32－＞cOH －＞cHCO 3－＞cH 2CO 3＞cH ＋ 根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知： cK ＋+cH ＋＝2×cCO 32－+cOH －+cHCO 3－ ⑧弱酸弱碱盐：如CH 3COONH 4水解的离子方程式为：CH 3COO －+NH 4＋+H 23COOH+NH 3·H 2O因为KCH 3COOH ＝KNH 3·H 2O ＝×10－5,所以CH 3COONH 4溶液呈中性． 影响盐类水解程度的因素1盐本身的组成决定盐是否水解及水解程度的大小．对于强碱弱酸盐来说,组成盐的阴离子对应的酸越弱强,则盐的水解程度越大小,溶液中的cOH －越大小,pH 也越大小．例如：相同温度下,等物质的量浓度的CH 3COONa 溶液与NaClO 溶液相比,由于酸性CH 3COOH ＞HClO,故pH 较大＜碱性较强的是NaClO 溶液．又如：相同温度下,等物质的量浓度的NaA 、NaB 、NaC 三种溶液的pH 的大小顺序为：NaA ＞NaB ＞NaC,则三种酸HA 、HB 、HC 的酸性强弱顺序为：HA ＜HB ＜HC ． 2盐类的水解平衡遵循勒夏特列原理．①温度．因为盐水解时吸热,所以升温,盐的水解程度增大,盐溶液的酸性或碱性增强． ②浓度．盐溶液越稀,水解程度越大,故加水稀释能促进盐的水解．但因为溶液体积增大得更多,所以盐溶液中的cH ＋或cOH －反而减小即酸性或碱性减弱．③向能水解的盐溶液中加入与水解产物相同的离子,水解被抑制；若将水解产物反应掉,则促进盐的水解．例如,在FeCl 3溶液中存在水解平衡：Fe 3＋+3H 23+3H ＋．若加入少量的NaOH 溶液,则水解平衡向右移动,促进了Fe 3＋的水解；若加入少量盐酸,则水解平衡向左移动,Fe 3＋的水解受到抑制． 盐类水解的应用1判断盐溶液的酸碱性或pH 范围．如A12SO 43;溶液的pH ＜7,显酸性．2判断酸碱完全中和恰好反应时溶液的酸碱性．例如,等体积、等物质的量浓度的氨水跟盐酸混合后,因为完全反应生成了强酸弱碱盐NH 4C1,故pH ＜7,溶液显酸性．3比较盐溶液中离子浓度的大小或离子数目的多少．例如：在碳酸钠晶体中,nNa ＋＝2nCO 32－,但在Na 2CO 3溶液中,由于CO 32－的水解而有cNa ＋＞2cCO 32－．4配制盐溶液．配制强酸弱碱盐如含Fe 3＋、A13＋、Cu 2＋、、Sn 2＋、Fe 2＋盐等的溶液时,加入少量对应的酸以防止水解．如配制FeCl 3溶液的步骤是；先将FeCl 3固体溶于较浓的盐酸中,再用蒸馏水稀释到所需的浓度．配制弱酸强碱盐时,加入少量对应的碱以防止水解．如配制Na 2S 溶液时,需加入少量的NaOH 固体,以抑制S 2－的水解．5利用升温促进盐水解的原理,使某些弱碱阳离子水解生成氢氧化物沉淀而将其除去．例如,KNO 3中含有FeNO 33时,先将其溶于蒸馏水中,再加热,使Fe 3＋水解生成FeOH 3沉淀后过滤除去．6Mg 、Zn 等较活泼金属溶于某些强酸弱碱盐如NH 4C1、A1C13、FeCl 3等的溶液中,产生H 2．例如,将Mg 条投入浓NH 4Cl 溶液中,有H 2、NH 3两种气体产生．有关离子方程式为： NH 4＋+H 2O NH 3·H 2O+H ＋ Mg+2H ＋＝Mg 2＋+H 2↑ NH 3·H 2O ＝NH 3↑+H 2O7用铁盐、铝盐等作净水剂．8挥发性酸对应的盐如AlCl 3、FeCl 3等加热蒸干、灼烧．例如,将FeCl 3溶液加热蒸干、灼烧,最后的固体残留物为Fe 2O 3,原因是：FeCl 3+3H 2O FeOH 3+3HCl,升温促进了FeCl 3的水解,同时加热使生成的HCl 从溶液中逸出而产生大量的FeOH 3,蒸干后灼烧,则： 2FeOH 3Fe 2O 3+3H 2O9水解显酸性的溶液与水解显碱性的溶液混合——双水解反应．例如,将A12SO 43溶液与NaHCO 3溶液混合,发生反应：A13＋+3HCO 3－＝AlOH 3↓+3CO 2↑泡沫灭火器的灭火原理．· 此外,还有盐溶液的鉴别、化肥的混施等也需要考虑盐类的水解． 电解质溶液中的电荷守恒和物料守恒1电荷守恒：在任何一种电解质溶液中,所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数．即溶液呈电中性．例如,在A12SO 43溶液中存在的电荷守恒关系为：2×cA13＋+cH ＋＝3×cSO 42－+cOH －．2物料守恒：电解质溶液中,某一组分的原始浓度等于该组分在溶液中以各种形式存在的浓度之和．例如,在Na 2CO 3溶液中,由于CO 32－离子的水解,碳元素以CO 32－、HCO 3－、H 2CO 3三种形式存在．因为cNa ＋＝2×c 原始CO 32－,而c 原始CO 32－＝cCO 32－+cHCO 3－+cH 2CO 3．又因为cNa ＋+cH ＋＝2×cCO 32－+cHCO 3－+cOH －,所以,在Na 2CO 3溶液中存在下列关系：cHCO 3－+2×cH 2CO 3+cH ＋＝cOH － 8．酸碱中和滴定 酸碱中和滴定1酸碱中和的实质：H ＋+OH －＝H 2O,即1molH ＋恰好与1molOH －中和生成水．说明：酸与碱在发生中和反应时,是按有关化学方程式中酸与碱的化学计量数之比进行的． 2酸碱中和滴定的概念：用已知物质的量浓度的酸或碱来测定未知物质的量浓度的碱或酸的方法,叫做酸碱中和滴定．3酸碱中和滴定原理：酸碱发生中和反应时的物质的量之比等于它们的化学计量数之比．即：当参与中和滴定的酸碱为一元酸和一元碱时,由于1)()(=B A νν,则：cA ·VA ＝cB ·VB上式中的cA 、VA 、νA 分别表示酸的物质的量浓度、酸溶液的体积和发生中和反应时酸的化学计量数；cB 、VB 、νB 分别表示碱的物质的量浓度、碱溶液的体积和发生中和反应时碱的化学计量数．4所需主要仪器：①滴定管精确到．滴定管有酸式滴定管和碱式滴定管两种,其中,酸式滴定管带有玻璃活塞,碱式滴定管是橡皮管连接玻璃尖嘴．②锥形瓶用于盛装待测液． 5所需药品：指示剂用来准确判断中和反应是否恰好进行完全,标准液,待测液．6主要操作步骤：润洗滴定管一调整滴定管内液面在“0”或“0”以下并读数→在锥形瓶中注入待测液和指示剂→滴定重复2～3次→计算．⑺酸碱中和滴定误差分析：若用一元强酸滴定一元强碱,则：因为cA、VB均为定值,所以cB的大小取决于VA的大小．在测定待测液的物质的量浓度时,若消耗标准液的体积过多,则结果偏高；若消耗标准液的体积过少,则结果偏低．8应注意的问题：①滴定管的零“0”刻度在上方,最大标称容量在下方．在滴定管下端还有一段空间没有刻度线,滴定时不能滴至刻度线以下．②酸式滴定管不能盛放碱性溶液碱性物质与玻璃活塞作用生成硅酸盐,导致活塞黏结而失灵；碱式滴定管不能盛放酸性溶液、氯水、溴水及强氧化性物质的溶液如KMnO4、K2CrO4、CaC1O2等,它们会腐蚀橡胶管．③滴定管在使用之前应检查玻璃活塞转动是否灵活,挤压玻璃球是否灵活,有无漏液及阻塞情况．④洗净的滴定管在注入溶液时,先用少许所盛的溶液润洗2～3次,以保证所盛溶液不被稀释．⑤用蒸馏水洗净后的锥形瓶不能再用待测液润洗,也无需干燥．根据实验需要,在滴定过程中,可向锥形瓶中注入蒸馏水．混合液的酸碱性的确定方法1若酸、碱的量按有关化学计量数之比恰好反应,则反应后溶液的酸碱性由生成的盐的性质决定．2若酸、碱混合反应后,有一种过量,则混合液的酸碱性由过量的酸或碱决定．。
弱电解质的电离平衡-知识点
弱电解质的电离平衡考点一：弱电解质的电离平衡一、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．电离平衡的特征二、影响电离平衡的外界条件1．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
2．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
4．加入能反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
三、实例分析以CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋ΔH >0为例：名师点拨(1)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度也不一定增大。
例如：对于CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋平衡后，加入冰醋酸，c (CH 3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，再次平衡时，c (CH 3COOH)比原平衡时大；加水稀释或加少量NaOH 固体，都会引起平衡右移，但c (CH 3COOH)、c (H ＋)都比原平衡时要小。
(2)稀释弱电解质溶液时，并非所有粒子浓度都减小。
例如：HA 溶液稀释时，c (HA)、c (H ＋)、c (A －)均减小(参与平衡建立的微粒)，但c (OH －)会增大。
考 点 二 电离平衡常数一、表达式1．对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离平衡常数K ＝c （H ＋）·c （A －）c （HA ）。
2．对于一元弱碱BOH ：BOHB ＋＋OH －，电离平衡常数K ＝c （B ＋）·c （OH －）c （BOH ）。
二、特点1．电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K 值增大。
2．多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3≫…，故其酸性取决于第一步。
三、意义K 越大―→越易电离―→酸（碱）性越强名师点拨(1)电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。
化学课件《强弱电解质及电离平衡》优秀ppt 人教课标版
85.每一年，我都更加相信生命的浪费是在于：我们没有献出爱，我们没有使用力量，我们表现出自私的谨慎，不去冒险，避开痛苦，也失去了快乐。――[约翰·B·塔布] 86.微笑，昂首阔步，作深呼吸，嘴里哼着歌儿。倘使你不会唱歌，吹吹口哨或用鼻子哼一哼也可。如此一来，你想让自己烦恼都不可能。――[戴尔·卡内基]
绝大多数盐
弱电解质 包括：弱酸、弱碱、水、少部分盐
【 直击高考】
辨析下列说法是否正确，请说明理由。
× （02，上海）1L 1mol/L的盐酸溶液中所含氯化氢分子为NA × （04，全国）等体积等物质的量浓度的强酸中所含H+数一定相等 × （04，广东）强电解质在水中溶解度一定大于弱电解质 × （07，上海）可以根据溶液导电性的强弱判断强弱电解质 √ （07，广东）蔗糖、硫酸钡和水分别属于非电解质、强电解质和弱电解质 × （09，广东）乙醇和乙酸都能溶于水，都是电解质
注意：溶液的导电性与溶液中离子浓度成正比。
3.电离平衡的影响因素
（1）浓度：增大电解质浓度，平衡右移，离子浓度增大，但电离度减小。 加水稀释，平衡右移，离子浓度减小，但电离度增大。
（2）同离子效应：增大弱电解质所电离的离子的浓度，平衡左移， 电离度减小，离子浓度变化
（3）温度：升高温度，平衡右移，电离度增大，离子浓度增大。
50mL 1mol·L—1盐 酸
50mL 1mol·L—1醋 酸
现象
原因（或结论）
产生气泡快，气球膨胀快 盐酸电离程度大， 产生气泡慢，气球膨胀慢 醋酸电离程度小
强、弱电解质的分类
化合物 能否电离
非电解质 电解质 是否完全电离
强酸 包括：HCl、HBr、HI、HClO4 、硝酸、硫酸 强电解质 强碱 包括： KOH、 NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2
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强弱电解质、电离平衡【学习目标】1. 理解电解质、非电解质、强电解质和弱电解质的概念2. 强、弱电解质与物质结构的关系3. 弱电解质的电离平衡及其影响条件【学习内容】1. 知识结构网络：化合物⎪⎩⎪⎨⎧⎩⎨⎧非金属氧化物大多数有机物非电解质弱碱及极少数盐弱酸弱电解质强碱及绝大多数盐强酸强电解质电解质```::: 电离平衡⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎩⎪⎨⎧⎩⎨⎧⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎨⎧=电离程度越大浓度越小电离程度增大温度升高外界条件定弱电解质本身性质所决内在因素影响因素发生移动平衡被破坏条件改变变定分子浓度与离子浓度一条件一定定指动态平衡动指等离子化和分子分指可逆过程逆特征则建立电离平衡相等时分子化速率弱电解质离子化速率和在一定条件下意义分子化电离,,:,,:,:::)(:.,,:v v2. 电解质与非电解质：电解质是在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，而非电解质是在上述两种情况下都不能导电的化合物。
要注意以下几点：（1）电解质不一定导电，导电的物质不一定是电解质。
电解质导电必须发生“电离”，即溶于水或受热熔化。
电解质的水溶液可以导电，但由于溶液属于混合物，因此电解质的水溶液不是电解质。
金属单质可以导电，也不是电解质。
（2）非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
（3）电解质必须是化合物本身电离出离子，否则不属于电解质。
如：2CO 、3NH 、2Cl 等物质的水溶液虽能导电，但它们并不是电解质，因为它是与水反应生成了电解质，才使溶液导电的。
4、弱电解质的电离程度和电离平衡：在弱电解质的电离过程中，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所处的状态称为电离平衡状态，此时电解质溶液中各微粒的浓度、百分含量等保持不变。
当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，已电离的弱电解质的分子数占原有弱电解质的分子总数的百分比叫做电离程度，简称电离度。
说明：①强电解质不存在电离平衡，只有弱电解质才存在电离平衡状态，才有电离度。
②弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样存在“等、动、定、变”等特点。
③当外界条件发生变化时，弱电解质的电离平衡也随之发生改变，由于弱电解质的电离是吸热过程，因此，升高温度有利于弱电解质的电离，平衡正向移动；增大弱电解质的浓度，弱电解质的电离平衡正向移动。
④条件同样对弱电解质的电离程度有影响，升高温度弱电解质的电离程度增大；但弱电解质的电离程度与浓度成反比：即浓度越大，弱电解质的电离程度越小。
⑤弱电解质的电离度表示了弱电解质的相对强弱，一般情况下，同一温度下，电离程度越大，电离常数越大，弱电解质也就越强。
⑥可通过比较弱电解质的电离度来判断弱电解质的相对强弱：同温度下，电离度越大，弱电解质越强，反之越弱。
⑦强酸制弱酸的复分解反应一定进行，但能进行的不一定符合强酸制弱酸。
⑧常见弱电解质在溶液中被电离的分子数一般少于其分子总数的10%，所以在弱电解质溶液中其分子数远大于其离子数。
【知识详解】【疑难解答】在下列叙述中，能说明盐酸是强酸，醋酸是弱酸的是（）A. 将p H=4的盐酸和醋酸释稀成p H=5的溶液，醋酸需要加入的水量多B. 盐酸和醋酸都可以用相应的钠盐与浓H S O反应制取24C. 相同pH 值的盐酸和醋酸溶液中，分别加入相应的钠盐固体，醋酸的pH 值变化大D. 相同pH 值的盐酸和醋酸分别跟锌反应时，产生氢气的起始速率相等解析：A. p H =4的盐酸冲稀10倍，[]H +变为原来的110即变为p H =5。
而将p H =4的醋酸冲稀，会随冲稀又继续电离出H +，因此加入的水量比盐酸多才能达到p H =5。
冲稀醋酸需要加入的水量多说明醋酸是部分电离的弱酸。
B. N a C l 与浓H S O 24反应制H C l ；CH COONa 3与浓H S O 24反应制CH C O O H 3，都属于酸跟盐的复分解反应，都是由不挥发性酸制挥发性酸。
C. 相同pH 值的盐酸加入相应的钠盐固体，如加入N a C l 固体，盐酸的pH 值没有变化。
而往相同pH 值的醋酸溶液中加入钠盐固体，如加入CH COONa 3固体，CH COONa 3水解显碱性，必然使醋酸溶液的pH 值发生明显变化。
换句话说，CH COONa 3的加入，增大了[]C H C O O 3-，抑制了溶液中C H C O O H 3的电离，使溶液pH 值明显改变，这说明C H C O O H 3存在电离平衡，而盐酸不存在电离平衡，说明C H C O O H 3是弱电解质。
D. pH 值相同的盐酸和醋酸溶液中[]H +相同，因此与锌反应的起始速率相同。
所以，A 、C 为正确选项。
判定某电解质是弱电解质的常用方法（以醋酸为例）：1.测0．1mol·L－1的醋酸溶液的pH （约为3）。
2.测0．1mol·L －1的醋酸钠溶液的pH （约为9）。
3.0.1mol/L 盐酸和醋酸，比较同条件下的导电能力大小。
4.在相同条件下，分别把1 mLpH=2的醋酸溶液和盐酸都稀释相同的倍数(如100倍)，测稀释后两溶液的pH （醋酸溶液的pH 小于盐酸溶液pH ）。
5.在醋酸溶液中加入醋酸钠固体，醋酸溶液的pH 变大。
6.在相同条件下，分别在10 mLpH=3的醋酸溶液和盐酸中都加入足量的锌粒，看二者与Ｚｎ的反应速率和产生气体量（乙酸均比盐酸的要大）。
7.在醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，加入CH3COONH 4固体少量，振荡后观察溶液颜色变浅。
8.镁粉与一定量的稀H 2SO 4反应 时，若向其中加入少量CH 3COONa 固体，能够降低反应速率但不改变产生气体的总量。
解此类题的思路：由上可看出，解此类题要抓住影响电离平衡的因素，根据影响电离平衡的规律寻找解题思路。
（1）温度（电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。
）（2）浓度（弱电解质浓度越大，电离程度越小。
）（3）同离子效应(即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，使电离平衡向逆方向移动。
)【典型例题】1. 下列物质中容易导电的是（ ）A. 熔融的氯化钠B. 硝酸钾溶液C. 硫酸铜晶体D. 无水乙醇解析：D 为非电解质不导电，硫酸铜虽是强电解质，但在硫酸铜晶体中，其离子不能自由移动（没有发生电离）所以不导电。
只有在熔融状态或水溶液状态的电解质才容易导电。
答：A 、B2. 把0.05mol NaOH 固体分别加入下列100 ml 液体中，溶液的导电能力变化最小的是（ ）A. 自来水B. 0.5mol/ L 盐酸C. 0.5mol/ L 醋酸溶液D. 0.5mol/ L KCl 溶液 解析：电解质溶液导电性的强弱，除与外界条件有关外，主要取决于离子浓度。
溶液导电能力变化最小，即溶液中离子浓度变化最小。
选项A 、C 均由弱电解质变成强电解质，离子浓度增大。
选项D 由于加入固体NaOH ，增加了离子浓度。
NaOH 与含等物质的量氯化氢的盐酸反应后，溶质由HCl 变成NaCl ，离子浓度不变，导电能力几乎不变。
答：B3. 一定量的盐酸跟过量的锌粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加适量的（ ）A. NaOH 固体B. O H 2C. NaCl 固体D. COONa CH 3固体解析：减缓反应速率可通过降低溶液中)(+H c 实现，不影响生成2H 的总量，要求不消耗溶液中的+H 。
选项A 中NaOH 消耗了盐酸中的+H 生成O H 2会减小2H 的总量。
NaCl 的加入不影响反应的进行。
B 、D 是减小)(+H c ，其中B 没有减少+H 的总量，只是稀释，D 中COONa CH 3会与盐酸生成COOH CH 3，把+H 暂时储存起来，随着反应的进行，COOH CH 3还能不断电离而释放出+H ，故产生2H 的总量不变。
答：B 、D4. 下列事实能说明醋酸是弱电解质的是（ ）A. 1 mol/ L 醋酸使石蕊试液变红B. 醋酸与32CO Na 反应放出2COC. 锌粉与同浓度盐酸和醋酸溶液反应，盐酸产生2H 快。
D. 中和10 ml 0.1 mol/ L 醋酸消耗0.1 mol/ L 的NaOH 溶液10 ml解析：说明醋酸是弱电解质，也就是要证明醋酸溶于水后存在电离平衡，在溶液中部分电离选项A 只能说明醋酸溶液呈酸性。
选项B 说明醋酸的酸性比碳酸强，32CO H 是弱酸，并不能说明醋酸是弱酸。
选项C 说明相同浓度条件下，醋酸中)(+H c 比盐酸中)(+H c 小，则为部分电离，说明醋酸是弱酸。
D 由于中和10 ml 0.1 mol/ L 盐酸也消耗0.1 mol/ L NaOH 溶液10 ml ，故不能说明醋酸是弱酸。
答：C【模拟试题】1. 下列物质中，导电性能最差的是（ ）A. 熔融NaOHB. 石墨棒C. 盐酸溶液D. 固态氯化钾 2．下列物质是非电解质的是（ ）A ．铜B ．P 2O 5C ．蔗糖D ．NaCl 3. 下列说法正确的是（ ）A. 强电解质溶液一定比弱电解质溶液的导电性强B. 强电解质的水溶液中不存在溶质分子C. 强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物D. 不同的弱电解质只要物质的量浓度相同，电离程度也相同4．关于电解质的说法错误的是（ ）A ．在熔化状态下能导电的化合物属于电解质B ．在水溶液里或熔化状态下能导电的化合物叫电解质C ．在水溶液里和熔化状态下都能导电的物质叫电解质D ．电解质是化合物，单质一定不是电解质5．下列物质属于强电解质的是（ ）A ．H 2CO 3B ．CH 4C ．NaHCO 3D ．NaHSO 46．下列叙述正确的是（ ）A ．在水溶液中能离解为自由移动的离子的化合物是电解质B ．凡是在水溶液里和受热熔化状态下都不能导电的物质叫非电解质C ．能导电的物质一定是电解质D ．某物质若不是电解质就一定是非电解质7．在100ml o.1 mol/ L 的醋酸溶液中，欲使其电离程度和溶液的pH 都减小，可采用的方法是（ ）A. 加水B. 加少量浓盐酸C. 加少量冰醋酸D. 加热8．甲、乙两瓶氨水的浓度分别为1 mol/ L 和0.1 mol/ L ，则甲、乙两瓶氨水中)(-OH c 之比为（ ）A. 大于10B. 小于10C. 等于10D. 无法确定9. 将标准状况下的4.48L 氨气溶于水中，下列说法中正确的是（ ）A. 溶液中含0.2 mol 3NHB. 溶液中含0.2 mol O H NH 23⋅ C. 溶液中含0.2 mol +4NHD. 溶液中含3NH 、O H NH 23⋅、+4NH 共0.2 mol 10. 在同体积0.3 mol/ L 的42SO H 、HCl 、3HNO、COOH CH 3溶液中，加入足量的锌粉，下列说法中正确的是（ ）A. 硫酸中放出氢气量最多B. 醋酸中放出氢气量最多C. 盐酸中放出氢气量最多D. 盐酸和硝酸中放出的氢气量相等11．下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是（ ）A. 熔化时不导电B. 不是离子化合物，而是极性共价化合物C. 水溶液的导电能力很差D. 溶液中已电离的离子和未电离的分子共存12．将0.1mol/L 的氨水稀释10倍，随着氨水浓度的降低，下列数据逐渐增大的是（ ）A ．.n(OH －)B ．c(OH －)C ．c(NH 4+)D ．c(OH －)/c(NH 3·H 2O)13．下列说法正确的是（ ）A ．CH 3COOH 与NaOH 在同等条件下电离程度相等B ．NaCl 溶液能导电是因为溶液中有Na +和Cl -D ．相同体积含有相同离子数目的KCl 与MgSO 4溶液在同等条件下，MgSO 4溶液的导电能力强14．下列事实一定能说明HF 是弱酸的是（ ）①常温下NaF 溶液的pH 大于7； ②用HF 溶液做导电性实验，灯泡很暗；③HF 与NaCl 不能发生反应； ④常温下0.1mol/L 的HF 溶液的pH 为2.3⑤HF 能与Na 2CO 3溶液反应，产生CO 2气体 ⑥HF 与水能以任意比混溶⑦1mol/L 的HF 水溶液能使紫色石蕊试液变红A ．①②⑦B ．②③⑤C ．③④⑥D ．①④15．室温下，HA 、H 2B 两种酸溶液的浓度都是0.1mol·L -1，pH 依次为1.5和2.0，则下列结论正确的是（ ）A ．H 2B 的酸性比HA 的强B ．当NaA 、NaHB 、Na 2B 的溶液浓度都是0.1mol·L -1时，Na 2B 溶液pH 最大C ．HA 和H 2B 不一定是弱酸D．溶液中B2-、HB-、A-均能和强酸反应，也能和强碱反应16．在等物质的量浓度的两种弱酸的钠盐（NaR、Na）溶液中分别通入适量的CO2，发生如下反应：NaR+CO2+H2O→HR+NaHCO32Na+CO2+H2O→2H+Na2CO3把HR和H在水中电离出H+的能力作比较，正确的判断是（）A. HR较强B. H较强C. 两者相同D. 无法比较17.甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10 mol/L时，甲酸中的c(H+)约为乙酸中的c(H+的3倍。