高中化学-水的电离&电离平衡

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1、高中化学——水溶液中的离子平衡【本节学习目标】　　（1）了解电解质的概念　　（2）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　　（3）理解弱电解质在水溶液中的电离平衡　　（4）了解水的电离及离子积常数　　（5）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　　（6）了解酸碱中和滴定的原理　　（7）了解溶液pH的调控在生活、生产和科学研究中重要作用　　（8）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

2、水解的应用　　（9）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】一、电解质的电离平衡（一）．电解质和非电解质　电解质非电解质概念在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物。微观结构大多数离子化合物强极性键构成的共价化合物极性键或

3、非极性键构成的共价化合物实例酸、碱、盐、H2O等大多数有机物、SO3、CO2等（二）．强电解质和弱电解质　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，存在电离平衡电离方程式H2SO4=2H++SO42-NaHCO3=Na++HCO3-CH3COOHCH3COO-+H+NH3·H2ONH4++OH-11NaHSO4=Na++H++SO42－Ca(HCO3)2=Ca2++2HCO3—H3PO4H++H2PO4－H2PO4－H++HP

4、O42－HPO42－H++PO43－溶液中溶质微粒只有水合离子水合离子，弱电解质分子实例强酸：HCl、HNO3、H2SO4HBr、HI、HClO4等强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2Ca(OH)2绝大多数盐(BaSO4、AgCl、CaCO3)弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、HNO2、H3PO4、H2CO3、H2SiO3、HCOOHCH3COOH、等。弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3等不溶性碱　　说明：BaSO4、AgCl、CaCO3是强电解质，它们的水溶液中离子浓度非常小，导电能力非常弱

5、，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

6、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：　　（1）内因：弱电解质本身的结构　　（2）外因：温度、浓度等（符合勒夏特列原理）　　思考分析：0.1mol/L醋酸溶液做下列改变后各参数的变化情况：　　CH3COOHCH3COO－+H+（正反应为吸热反应）　移动方向电离程度c(CH3COOH)c(H+)c(OH-

7、)导电性KwHCl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11H2O正增大减小减小增大减弱不变CH3COONa逆减小增大减小增大增强不变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　　分析：稀释冰醋酸过程中各量[nH+、a、c(H+)、导电性]的变化曲线：　　　　　　　　　　　　　　　　　　再如：在0.1mol·mol-1的氨水溶液中，存在如下电离平衡：　　NH3+H2ONH4++OH－（正反应为吸热反应）。在此平衡体系中，若按下列情况变动，请将变化情况填入表中[增大用“

8、↑”，减小用“↓”向左用“←”，向右用“→”]。　升温通氨气加水加NaOH(固)加NH4Cl(固)通CO2平衡移动方向→→→←←→n(OH－)↑↑↑↑↓↓c(OH-)↑↑↓↑↓↓c(NH3·H2O)↓↑↓↑↑↓导电能力↑↑↓↑↑↑　　4．电离常数　　（1）概念：电离平衡的平衡常数　　（2）表示方法：　　CH3COOHCH3COO—+H+　　Ka=　　NH3·H2ONH4++OH—　　Kb=弱酸电离常数（25℃）H2C2O4K1