第21讲 电离平衡（）

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1、专题三电解质及溶液中离子平衡一、知识整理　　溶液中的离子平衡　　电解质溶液理论包括弱电解质、弱电解质的电离和电离平衡；水的电离平衡，溶液的pH计算和溶液的酸碱性；盐溶液的酸、碱性和酸碱中和滴定；难溶电解质的溶解平衡；电化学知识。无机化学反应大多数是在水溶液中进行的。参与这些反应的物质主要是酸、碱和盐，它们都是电解质，在水溶液中能电离成水合离子，因此、酸、碱、盐之间在溶液中的反应实质上就是离子反应。充分运用化学平衡移动原理分析弱电解质在水溶液中的电离平衡，酸碱中和与盐类水解反应的平衡移动规律，联系实际讨论分析溶液的pH值、盐类水解的应用。原电池、金属的腐蚀与防护和电解

2、等知识在工农业生产和科学研究中的应用，是极为重要的。知识体系参见下表。二、重点知识解析　　1．溶液中的电离平衡　　(1)强、弱电解质　　①从化合物的结构认识电解质与非电解质　　a．电解质：　　离子化合物(熔化或溶于水)、极性共价化合物(溶于水)能电离生成自由移动的离子而导电。酸、碱、盐和部分金属氧化物属于电解质。　　b．非电解质：　　非极性、弱极性共价化合物(熔化或溶于水)不电离而不导电。非金属氧化物和大多数有机化合物属于非电解质(见下表)。强、弱电解质的比较(等物质的量浓度mol·L－1)类型比较强电解质弱电解质化合物类型离子化合物，极性共价化合物极性共价化合物物

3、质类别强碱、盐、强酸弱碱、弱酸、水离子浓度大小导电能力强弱电离程度完全(不可逆)部分(可逆)电离表示方式用“”用“”，存在电离平衡溶液中溶质微粒离子分子(多)、离子(少)离子方程式表示可溶：用离子；难溶：用分子式用分子式实例强碱：NaOH、Ca(OH)2……强酸：HCl、H2SO4……大多数盐：NaCl、BaSO4……弱碱：NH3·H2O……弱酸：H3PO4、HClO……盐：Pb(Ac)2……　　②强、弱电解质的比较与实例　　氧化铝熔融态电离为Al3＋和O2－而导电，氧化铝是电解质。二氧化碳溶于水生成碳酸，碳酸电离生成H＋和导电，碳酸是电解质、二氧化碳是非电解质。　

4、　微溶强电解质：在反应物的溶液中可写为离子，如澄清石灰水中，已溶解的Ca(OH)2全部电离，在离子反应中用Ca2＋和OH－表示。若是石灰乳，应该用化学式表示；在生成物中一般也写化学式。　　2．水的电离和溶液的pH值　　(1)水是极弱的电解质　　a．水的电离：H2OH＋OH－　　b．水的离子积：常温时水中Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14　　c．影响因素：　　温度升高Kw＞10－14，c(H＋)＝c(OH－)＞10－7，但水仍为中性。　　纯水中加入少量稀酸或稀碱[增大c(H＋)·(OH－)]，使水电离平衡逆向移动。　　纯水中加入弱酸盐或弱碱盐，因H＋＋A－

5、HA或Mn＋＋nOH－M(OH)n，而促进水的电离平衡正向移动(盐类水解)，并由此影响溶液酸、碱性。　　(2)溶液的酸碱性　　在稀的酸碱溶液中，常温水的离子积常数不变Kw＝1×10－14，因此：　　若溶液中c(H＋)＞c(OH－)(＞10－7)pH＜7，溶液呈酸性　　若溶液中c(H＋)＝c(OH－)(＝10－7)pH＝7，溶液呈中性　　若溶液中c(H＋)＜c(OH－)(＜10－7)pH＞7，溶液呈碱性　　(3)溶液的pHpH＝－lgc(H＋)；c(H＋)＝10－pH　　3．pH计算　　(1)强酸、强碱：c(H＋)＝n×c酸，c(OH－)＝n×c碱(n－酸、碱的元数)

6、　　(2)把c(H＋)或c(OH－)改写为a×10－n(其中a保留一位整数)，则pH＝－lgc(H＋)＝－lg(a×10－n)＝n－lga。　　4．盐类水解　　(1)盐类水解实质　　在溶液中盐的弱酸阴离子或弱碱阳离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱酸、弱碱的反应。　　(2)结果　　水的电离平衡正向移动，溶液pH变化。　　(3)盐类水解特点：可逆、微弱、吸热。　　5．各种盐类水解规律　　强酸弱碱盐类水解，溶液呈酸性pH＜7。　　强碱弱酸盐类水解，溶液呈碱性pH＞7。　　强碱强酸盐不水解，溶液是中性pH＝7。　　弱酸弱碱盐水解程度大，溶液酸碱性由组成盐相对应酸、碱的

7、强弱决定，谁强显谁性。　　6．影响盐类水解因素　　(1)内因　　组成盐的酸(碱)相对强弱。例如在相同条件下，盐溶液的pH：Na2SiO3＞Na2CO3＞Na2SO3，酸越弱水解程度越大，其盐碱性越强。　　(2)外因　　盐类水解是吸热反应，升温促进水解；稀释促进水解；溶液酸碱度影响水解(FeCl3、CuSO4中加酸抑制水解)。其他因素(加入能与水解产物反应的物质，如镁粉加入NH4Cl溶液促进水解)。　　7．盐类水解离子方程式书写　　弱酸阴离子(R－)＋H2O弱酸(HR)＋OH－　　弱碱阳离子(M＋)＋H2O弱碱(MOH)＋H＋　　要点：不标出生成物的↑、↓标号，用