第21讲 电离平衡（基础版）

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1、电离平衡第一轮叫做电离常数。⒈一元弱酸和弱碱的电离平衡常数如：CH3COOHCH3COO—+H+写出NH3·H2O的电离平衡常数NH3·H2ONH4++OH—Kb=注：①K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离。所以可以用Ka或Kb的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。②K只与有关，不随改变而改变。（2）电离平衡常数的意义：K值越大，说明电离程度越大，酸碱也就越强；K值越小，说明电离程度越小，离子结合成分子就越容易，酸碱就越弱。（3）影响K的外界条件：对于同一电解质的稀溶液来说，K只随温度的变化而变化，一般温度升高，K值变大。若不指明温

2、度，一般指25℃。（4）多元弱酸、多元弱碱的电离⒉多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性的强弱主要由第步电离决定。如H3PO4的电离：H3PO4H++H2PO4-K1=H2PO4-H++HPO42-K2=HPO42-H++PO43-K3=注：K1>>K2>>K3四、电离度的概念及其影响因素（1）当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，叫做电离度。（2）影响电离度的主要因素（内因）是电解质本身的性质；其外部因素（外因）主要是溶液的浓度和温度。溶液越稀，弱电解质的电离度；温度升高，电离度，因为弱电解质的电离过程一般需要热量。思考与交流：不用计算，判

3、断下列各组溶液中，哪一种电解质的电离度大？　　（1）20℃时，0.01mol/LHCN溶液和40℃时0.01mol/LHCN溶液。　　（2）10℃时0.01mol/LCH3COOH溶液和10℃时0.1mol/LCH3COOH溶液。⒈在18℃时，H2SO3的Kl＝1.5×10-2、K2＝1.0×10-7，H2S的Kl＝9.1×10-8、K2＝1.1×10-12，则下列说法中正确的是（）A.亚硫酸的酸性弱于氢硫酸B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定C.氢硫酸的酸性弱于亚硫酸D.多元弱酸的酸性主要由第二步电离决定⒉能说明醋酸是弱电解质的事

4、实是（）　A．醋酸溶液的导电性比盐酸弱B．醋酸溶液与碳酸钙反应，缓慢放出二氧化碳　C．醋酸溶液用水稀释后，氢离子浓度下降D．0.1mol/L的CH3COOH溶液中，氢离子浓度约为0.001mol/L4、已知室温时，0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1％发生电离，下列叙述错误的是：A．该溶液的c(H+)=10-4mol/LB．升高温度，溶液的pH增大C．此酸的电离平衡常数约为1×10-7D．将此溶液加水稀释后，电离的HA分子数大于0.1%6．醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是A、醋酸溶液

5、中离子浓度的关系满足：c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－）B、0.10mol/L的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c（OH－）减小C、CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动D、常温，pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＜77、25℃时,在0.5L0.2mol/L的HA溶液中,有0.01mol的HA电离成离子,求该温度下HA的电离常数.【第二节】水的电离和溶液的酸碱性1、写出下列物质在水溶液中的电离方程式KHCO3KAl(SO4)2H2SO4H2SCa(OH

6、)2NH3·H2O一、水的离子积1．水的电离：水是电解质，发生电离，电离过程水的电离平衡常数的表达式为　　232．水的离子积水的离子积表达式：KW=。一定温度时，KW是个常数，KW只与有关，越高KW越。25℃时，KW=，100℃时，KW=10-12。注意：（1）KW不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。任何水溶液中，由水所电离而生成的c(H+)c(OH-)。[思考]：pH=7的溶液一定是酸性吗？（2）25℃时，任何水溶液中，H+离子浓度和OH-离子的浓度乘积都为1×10-14二、溶液的酸碱性和pH1．影响水的电离平衡的因素　（1

7、）温度：温度升高，水的电离度，水的电离平衡向方向移动，C(H+)和C(OH-)，KW。　（2）溶液的酸、碱度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。溶液的酸碱性和pH定义：PH=，广泛pH的范围为0～14。注意：当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。例题1：①在0.01mol/LHCl溶液中,C(H+)=，C(OH-)=，由水电离出的H+浓度=，由水电离出的OH-浓度=。,②在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，由水电离出的H+浓度=，由水电离出的OH-浓度=。③

8、在0.01mol/LNaCl溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，由水电离出的H+浓度=，由水电离出的OH-浓度=。[小结]根据上面的计算，填写下表（影响水的电离平衡的因素）条件变化平衡移动方向c（H+）（mol/L）c