高二化学专题三第一单元弱电解质的电离平衡苏教版【本讲教育信息】一、教学内容专题三第一单元弱电解质的电离平衡二、考点清单1．了解电解质和非电解质的概念2．强电解质和弱电解质的比较、区别3．弱电解质的电离平衡概念，电离方程式的书写4．电离平衡的影响因素5．电解平衡常数所表示的意义6．水的离子积常数所表示的意义7．水的电离平衡的影响因素三、全面突破I．强电解质和弱电解质1．电解质与非电解质电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能够导电的化合物2．实验探究实验：等体积（10mL）、等浓度（1mol/L）的盐酸与醋酸溶液跟等量镁条的反应。
另取这两种酸并测这两种酸的pH。
现象：盐酸产生气体速率快，而醋酸产生气体速率慢盐酸pH小，醋酸的pH比盐酸大实验现象分析：①镁无论是与盐酸还是与醋酸反应，其实质都是与溶液中的H+反应，镁与盐酸反应比镁与醋酸反应剧烈，说明盐酸中H+浓度大。
②pH （盐酸）＜pH（醋酸）,证明盐酸中H+浓度比醋酸中的大。
实验结论：相同浓度的盐酸与醋酸，其溶液中c（H+盐酸）>c（H+醋酸）。
说明HCl和CH3COOH的电离程度不同。
HCl分子在水中完全电离，醋酸分子在水中部分电离。
离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子而导电；共价化合物只有在溶于水时才能导电．因此，可通过使一种化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物．4．电离方程式的书写NaCl=Na++ Cl－H2SO4 = 2H++SO42－NaOH = Na+ + OH－CH3COOH+H O 3O++CH3COO－CH3COOH H++CH3COO－NH3·H2O 4+ + OH－强电解质在溶液中完全电离，用“=”，弱电解质在溶液中部分电离，用“”H3PO是三元酸：H3PO2PO4－+H+，H2PO442－+H+，HPO4243－+ H+多元弱酸的电离应分步完成电离方程式，多元弱碱则一步完成电离方程式。
5．问题探究（1）强电解质溶液离子浓度大，而弱电解质溶液离子浓度小，是否正确？为什么？（2）强电解质溶液导电能力大，而弱电解质溶液导电能力小，是否正确？为什么？25℃时：1mol/L CH3OOH中H+浓度约为：0.004mol/L；1mol/L HCl中H+浓度约为：1 mol/L；0.001mol/L HCl中H+浓度约为：0.001 mol/L；溶液的导电能力取决于溶液中总离子浓度的大小。
因此强电解质的导电能力不一定比弱电解质强。
强弱电解质的区分标准是电离程度而不是浓度。
【典型例题】例1、下列物质能导电的是___________，属于强电解质的是_________ ，属于弱电解质的是________________，属于非电解质的是__________________。
（1）铜丝（2）硫酸钡（3）石墨（4）氯化钠晶体（5）氯气（6）蔗糖（7）二氧化碳（8）浓硫酸（9）硫酸钾（10）冰醋酸（11）碳酸（12）碳酸氢铵解析：能导电的物质有金属单质（石墨）和电解质溶液（或熔化状态），电解质和非电解质都是化合物，电解质有强弱之分，根据它们的电离程度进行判断：完全电离的是强电解质，部分电离的是弱电解质；溶液是混合物。
答案：（1）（3）（8）；（2）（4）（9）（12）；（10）（11）；（6）（7）。
例2、把0.05molNaOH固体分别加入100mL下列液体中，溶液的导电性变化最小的是A．自来水B．0.5mol/L NH4Cl溶液C．0.5mol/L 醋酸D．0.5mol/L盐酸解析：溶液的导电能力取决于溶液中总离子浓度的大小。
醋酸、水是弱电解质，部分电离；NaOH、NH4Cl、HCl是强电解质，醋酸、水中加入NaOH，离子浓度显著增大，所以导电能力显著增大；而NH4Cl中加入NaOH，转化为相同物质的量的NH3·H2O，离子浓度减小，导电能力减小；HCl中加入NaOH，转化为相同物质的量的NaCl，所以导电性变化最小。
答案：DII. 弱电解质的电离平衡1．电离平衡的概念：在一定条件（如温度、压强）下，当电解质分子电离成离子的速率与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，这叫做电离平衡。
2．弱电解质的电离平衡的特点： 逆：弱电解质的电离是可逆的 等：V （电离）=V （结合）≠0 动：电离平衡是一种动态平衡定：条件不变，溶液里既有离子又有分子，且各分子、离子的浓度不变。
变：条件改变时，电离平衡发生移动。
3．影响电离平衡的因素（1）内因：电解质本身的性质。
通常电解质越弱，电离程度越小。
（2）外因①温度：电离过程是吸热过程，温度升高平衡向电离方向移动。
②浓度：浓度越大，电离程度越小。
③其他因素 例如，在0.1mol·L －1滴有酚酞的氨水的溶液（显浅红色）中，存在电离平衡NH 3·H 24＋+ OH －．当向其中加入少量下列物质时：a ．NH 4Cl 固体．由于增大了c （NH 4+），使NH 3·H 2O 的电离平衡逆向移动，c （OH －）减小，溶液红色变浅．b ．NaOH 固体．NaOH 溶于水时电离产生的OH －抑制了NH 3·H 2O 的电离，从而使平衡逆向移动．4．电离平衡常数：在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡状态时，溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数．弱酸的电离常数用K a 表示，弱碱的电离常数用K b 表示．（1）电离平衡常数的表达式．①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式： 例如，一定温度下CH 3COOH 的电离常数为：CH 33COO －+H +)COOH CH (c )COO CH (c )H (c K 33a -+⋅=一定温度下NH 3·H 2O 的电离常数为：NH 3·H 24+ + OH －)O H NH (c )OH (c )NH (c K 234b ⋅⋅=-+②多元弱酸的电离特点及电离常数表达式：a．分步电离．是几元酸就分几步电离．每步电离只能产生一个H＋，每一步电离都有其相应的电离常数．b．电离程度逐渐减小，且K1>K2>K3，故多元弱酸溶液中的H＋主要来源于第一步．所以，在比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较其K1即可。
例如25℃时，H3PO4的电离；H3PO2PO4－+H＋343421105.7)()()(-+-⨯=⋅=POHcHcPOHcKH2PO442－+H+842242102.6)()()(--+-⨯=⋅=POHcHcHPOcKHPO42－43－+ H+1343431061.2)()()(-+-⨯=⋅=HPOcHcPOcKa．电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度．b．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+）。
（2）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．（3）电离常数的意义：①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．②比较弱酸或弱碱的相对强弱．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．【典型例题】例3、在0.1mol·L－1 CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH33COO－＋H+对于该平衡，下列叙述正确的是（）A．加入水时，平衡向逆反应方向移动B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动C．加入少量0.1mol·L－1HCl溶液，溶液中c（H+）减小D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动解析：用平衡移动原理解释电离平衡移动的问题。
电离平衡影响因素有：①温度：电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动；②浓度：浓度越大，电离程度越小。
加入少量NaOH固体，减小了H+浓度，平衡向正向移动；加入少量0.1mol·L－1HCl溶液，增大了H+浓度，平衡向逆向移动，但溶液中c（H+）增大，平衡移动只减弱条件的变化；加入少量CH3COONa固体，增大了CH3COO－的浓度，所以，平衡向逆向移动。
答案：B例4、在0.1mol/L氨水中存在电离平衡：NH3·H2NH4++OH－，正反应吸热，改变下列条件使平衡向正反应方向移动的是：（）①升温②加少量盐酸③加少量NaOH④加少量NH4Cl固体⑤加水稀释10倍解析：电离平衡影响因素有：①温度：电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动；②浓度：浓度越大，电离程度越小。
加少量盐酸，减小OH－的浓度，平衡向正向移动；加少量NaOH，增大了OH－的浓度，平衡向逆向移动；加少量NH4Cl固体，增大了NH 4+的浓度，平衡向逆向移动。
答案：①②⑤III 、常见的弱电解质（1）水的电离水是一种极弱的电解质，它能像酸一样电离出极少量的H +，又能像碱一样电离出极少量的OH －（这叫做水的自偶电离）．水的电离方程式可表示为：H 2O + H 2OO + + OH －简写为：H 2O+ + OH －（2）水的离子积K W ．一定温度下，水的电离常数为：)()()(2O H c OH c H c K -+⋅=即c （H ＋）·c （OH －）=K·c （H 2O ）K ·c （H 2O ）为一常数，这个新的常数叫做水的离子积常数，简称为水的离子积，表示为：K W = c （H ＋）·c （OH －）（3）水的离子积常数的特点①一定温度下，由于K W 为一常数，故通常不写单位，如25℃时K W =1×10－14．任何以水为溶剂的溶液中都存在H ＋和OH －，它们既相互依存，又相互制约．当溶液中的c （H ＋）增大时，c （OH －）将减小；反之，当溶液中的c （OH －）增大时，c （H ＋）则必然减小．②K W 只与温度有关，与溶液的酸碱性无关．温度不变，K W 不变；温度变化，K W 也发生变化．③由于水的电离过程是吸热过程，因此温度升高时，纯水中的c （H ＋）、c （OH －）同时增大，K W 也随着增大．例如：25℃时，c （H +）=c （OH －）=1×10－7 mol·L －1 ，K W =1×10－14100℃时，c （H +）=c （OH －）=1×10－6 mol·L －1 ，K W =1×10－12但由于c （H ＋）与c （OH －）始终保持相等，故纯水仍显中性．④ K W 不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐的稀溶液．只要温度相同，不论是在纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液中，K W 都是相同的．如25℃时，0.1 mol·L－1的盐酸中，c （H +水）=c （OH －）=1.010114-⨯=1×10－13 mol·L －1．（4）水的电离平衡移动①温度升高，正向移动；温度降低，逆向移动。
