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1、水溶液中的離子平衡§1知識要點一、弱電解質的電離1、定義：電解質、非電解質；強電解質、弱電解質物質單質化合物電解質非電解質：大多數(shù)非金屬氧化物和有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……強電解質：強酸、強堿、絕大多數(shù)金屬氧化物和鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質：弱酸、弱堿和水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……混和物純凈物2、電解質與非電解質本質區(qū)別：電解質——離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物注意：①電解質、非電解質都是化合物②SO2、NH3、C
2、O2等屬于非電解質③強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。二、弱電解質的電離平衡1、定義和特征⑴電離平衡的含義在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質分子電離成離子的速率與離子結合成分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態(tài)叫電離平衡狀態(tài)。任何弱電解質在水溶液中都存在電離平衡，達到平衡時，弱電解質具有該條件下的最大電離程度。19⑵電離平衡的特征①逆：弱電解質的電離過程是可逆的，存在電離平衡。②等：弱電解質電
3、離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等。③動：弱電解質電離成離子和離子結合成分子的速率相等，不等于零，是動態(tài)平衡。④定：弱電解質在溶液中達到電離平衡時，溶液里離子的濃度、分子的濃度都不再改變。⑤變：外界條件改變時，平衡被破壞，電離平衡發(fā)生移動。2、影響電離平衡的因素⑴濃度：越稀越電離在醋酸的電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+加水稀釋，平衡向右移動，電離程度變大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)變小加入少量冰醋酸，平衡向右移動，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大，但電離
4、程度變小⑵溫度：T越高，電離程度越大⑶同離子效應加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，使電離平衡向逆反應方向移動。⑷化學反應加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質時，可使平衡向電離方向移動。以電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+為例，各種因素對平衡的影響可歸納為下表：平衡移動方向c(H+)n(H+)c(Ac-)c(OH-)c(H+)/c(HAc)導電能力電離程度19加水稀釋向右減小增多減小增多增多減弱增大加冰醋酸向右增大增多增多減小減小增強減小升高溫度向右增大增多增多增多增多增強增大加NaOH(s)向右減小減少增多增多
5、增多增強增大加H2SO4(濃)向左增大增多減少減少增多增強減小加醋酸銨(s)向左減小減少增多增多減小增強減小加金屬Mg向右減小減少增多增多增多增強增大加CaCO3(s)向右減小減少增多增多增多增強增大3、電離方程式的書寫⑴強電解質用=，弱電解質用⑵多元弱酸分步電離，多元弱堿一步到位。H2CO3H++HCO3-，HCO3-H++CO32-，以第一步電離為主。⑶弱酸的酸式鹽完全電離成陽離子和酸根陰離子，但酸根是部分電離。NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3-H++CO32-⑷強酸的酸式鹽如NaHSO4完全電離，但在熔融狀態(tài)
6、和水溶液里的電離是不相同的。熔融狀態(tài)時：NaHSO4=Na++HSO4—溶于水時：NaHSO4=Na++H++SO42—三、水的電離及溶液的pH1、水的電離⑴電離平衡和電離程度水是極弱的電解質，能微弱電離19H2O+H2OH3O++OH-，通常簡寫為H2OH++OH-；ΔH>025℃時，純水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L⑵影響水的電離平衡的因素①溫度：溫度越高電離程度越大c(H+)和c(OH-)同時增大，KW增大，但c(H+)和c(OH-)始終保持相等，仍顯中性。純水由25℃升到100℃，c(H+)和c(
7、OH-)從1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/L(pH變?yōu)?)。②酸、堿向純水中加酸、堿平衡向左移動，水的電離程度變小，但KW不變。③加入易水解的鹽由于鹽的離子結合H+或OH-而促進水的電離，使水的電離程度增大。溫度不變時，KW不變。19練習：影響水的電離平衡的因素可歸納如下：H2OH++OH-變化條件平衡移動方向電離程度c(H+)與c(OH-)的相對大小溶液的酸堿性離子積KW加熱向右增大c(H+)=c(OH-)中性增大降溫向左減小c(H+)=c(OH-)中性減小加酸向左減小c(H+)>c(OH-)酸性不變加堿向
8、左減小c(H+)c(OH-)酸性不變⑶水的離子積在一定溫度時，c(H+)與c(OH-)的乘積是一個常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。KW=c(H+)·c(OH-)
