专题10-电离平衡(教案)-高三期末化学大串讲(原卷版).doc

专题10 电离平衡
一. 影响电离平衡的因素
⑴ 浓度：同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离的方向移动，但电解质的电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。
在醋酸的电离平衡 CH3COOHCH3COO-+H+加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小， 加入少量冰醋酸，平衡向右移动， c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大，但电离程度变小。
⑵ 温度：温度越高，电离程度越大
由于弱电解质的电离一般是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。
⑶ 同离子效应 加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。
⑷ 化学反应 加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。
二. 以电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+为例，各种因素对电离平衡的影响可归纳为下表：

移动方向
c(H+)
n(H+)
c(OH-)
导电能力
电离程度
加水稀释
向右
减小
增多
增多
减弱
增大
加冰醋酸
向右
增大
增多
减小
增强
减小
升高温度
向右
增大
增多
增多
增强
增大
加NaOH(s)
向右
减小
减少
增多
增强
增大
H2SO4(浓)
向左
增大
增多
减少
增强
减小
加醋酸铵(s)
向左
减小
减少
增多
增强
减小
加金属Mg
向右
减小
减少
增多
增强
增大
加CaCO3(s)
向右
减小
减少
增多
增强
增大
三. 电离方程式的书写
（1）强电解质用“＝”，弱电解质用“”
（2） 多元弱酸分步电离，以第一步为主：
　 例如：NaCl=Na++Cl－　
NH3·H2ONH4++OH—
H3PO4 H++H2PO4—(为主)
（3） 酸式盐：强酸的酸式盐完全电离，一步写出，如NaHSO4＝Na++H++SO42一。弱酸的酸式盐强中有弱酸根离子的要分步写出：如NaHCO3＝Na++ HCO3一；HCO3一CO32一+ H+
（4）Al（OH）3是中学涉及的一种重要的两性氢氧化物，存在酸式电离和碱式电离：
Al3+ +3OH- Al(OH)3 AlO2- +H++H2O
【拓展提升】
电解质溶液的导电性和导电能力

⑴ 电解质不一定导电(如NaCl晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质(如石墨)，非电解质不
导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
⑵ 电解质溶液导电能力是由溶液中自由移动的离子浓度决定的，离子浓度大，导电能力强；离子浓度小，导电能力弱。离子浓度大小受电解质的强弱和溶液浓度大小的决定。所以强电解质溶液导电能力不一定强，弱电解质溶液导电能力也不一定弱。
【名师点拨】
电解质的电离情况分类说明：
① NaCl、NaOH等盐、强碱类离子化合物在水溶液里或熔融状态下都能发生电离，都能导电。
②　Na2O、MgO等活泼金属氧化物类离子化合物在熔融状态下能电离且能导电，或与水反应（Na2O），或不溶于水，因此不谈他们在水溶液中的电离。
③ H2SO4，HCl，CH3COOH等酸类共价化合物在水溶液中能电离，能导电，但在熔融状态下不电离、不导电，在其纯溶液中只有分子，没有离子。注意：共价化合物在熔融状态下不发生电离。
④ NaHCO3、NH4Cl等热稳定性差的盐类电解质受热易分解，因此只谈它们在水溶液中的电离。
⑤ 强酸的酸式盐在熔融状态下和水溶液里的电离程度是不同的：NaHSO4溶于水 NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42－， NaHSO4熔融状态下 NaHSO4 = Na+ + HSO4－
例1 H2S水溶液中存在电离平衡H2SH++HS−和HS−H++S2−。若向H2S溶液中
A． 滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
B． 加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
C． 通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
D． 加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
例2 25℃时，pH＝2的HA和HB各1 mL分别加水稀释，pH随溶液体积变化如图所示。下列叙述不正确的是（ ）

A． 若X=5则HA为强酸
B． 将a点与b点两溶液同时升高温度，则减小
C． 由b到c, Kw不变
D． a、c两溶液中n(H+)相等
例3 0.10mol/L HA(Ka=10-9.89)溶液,调节溶液pH后。保持[HA] + [A-]=0.10mol/L。下列关系正确的是
A． pH=2.00时，[HA] > [H+]> [OH-] > [A-]
B． pH=7.00时，[HA] = [A-] > [OH-]= [H+]
C． pH=9.89时，[HA] = [A-] > [OH-]> [H+]
D． pH=14.00时，[OH-]>[A-]>[H+]>[HA]
四. 电离平衡常数
1. 一元弱酸：CH3COOHH＋＋CH3COO－

2. 一元弱碱：NH3·H2ONH4++OH—

（1）电离平衡常数是温度函数，温度不变K不变，不随浓度的改变而改变。
（2）K值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强； K值越小，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；即 K值大小可判断弱电解质相对强弱。
（3）多元弱酸是分步电离的，一级电离程度较大，产生H+，对二级、三级电离产生抑制作用。如：
H3PO4H＋＋H2PO K1＝7.1×10－3
H2POH＋＋HPO K2＝6.3×10－8
HPOH＋＋PO K3＝4.20×10－13
【名师点拨】
①　电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度．
②　多元弱酸溶液中的c(H＋)是各步电离产生的c(H＋)的总和，在每步的电离常数表达式中的c(H＋)是指溶液中H＋的总浓度而不是该步电离产生的c(H＋)．
③　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．
④　电离常数的意义
a 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。
b 比较弱酸或弱碱相对强弱．例如在25℃时，HNO2的K＝4.6×10－4，CH3COOH的K＝1.8×10－5，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性强。
例4部分弱酸的电离常数如下表：
弱酸
HCOOH
HCN
H2S
电离平衡常数(25℃)
Ka＝1.8×10-4
Ka＝4.9×10-10
Ka1＝1.3×10-7
Ka2＝7.1×10-15

下列有关说法不正确的是
A． 等体积、等浓度的HCOONa和NaCN两溶液中所含阴离子数目相等
B． HCOO-、CN-、HS-在溶液中可以大量共存
C． NaHS溶液中加入适量KOH后：c(Na+)=c(H2S)+c(HS-)+C(S2-)
D． 恰好中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
例5已知草酸为二元弱酸：
H2C2O4HC2O+H+　　 Ka1
HC2OC2O+H+ Ka2
常温下，向某浓度的草酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示，则下列说法不正确的是

A． pH=1.2的溶液中：c(K+)+c(H+)=c(OH−)+c(H2C2O4)
B． pH=2.7的溶液中：=1 000
C． 将相同物质的量的KHC2O4和K2C2O4固体完全溶于水所得混合液的pH为4.2
D． 向pH=1.2的溶液中加KOH溶液，将pH增大至4.2的过程中水的电离度一定增大
例6在常温下，下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是（ ）
A． 1L0.1mol·L-1(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O的溶液中：c(NH4+)＋c(Fe2+)＋c(H+)＝c(OH-)＋c (SO42-)
B． 0.1 mol·L-1NH4HS溶液中：c(NH4+)＜c(HS-)＋c(H2S)＋c(S2-)
C． 向饱和氯水中加入NaOH溶液至pH=7，所得溶液中：c(Na+)＞c(ClO-)＞c(Cl-)＞c(OH-)
D． 向0.10mol·L-1Na2CO3溶液中通入少量CO2的溶液中：
c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)