高中化學(xué)知識點弱電解質(zhì)的電離平衡
下面就是小編給大家?guī)淼母咧谢瘜W(xué)知識點弱電解質(zhì)的電離平衡，希望能幫助到大家!
第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離平衡
混和物 強電解質(zhì)：。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱電解質(zhì)：。如H2O、HClO、NH3· H2O、Cu(OH)2、、H、HO…… 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……
1.電解質(zhì)和非電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)時是否能夠?qū)щ姷幕衔铩?/p>
2.強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)：在水溶液中能否完全電離的電解質(zhì);與溶解度和導(dǎo)電能力無關(guān)。
強電解質(zhì)與弱電質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：在水溶液中是否(或是否存在電離平衡)
注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物
②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)
③強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4
為強電解質(zhì))---電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。
3.電離平衡——在一定條件(如溫度、濃度)下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)
合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)。
4.強弱電解質(zhì)可通過實驗證明進行判定的方法有(以CH3COOH簡寫為HAc為例)：
(1)溶液導(dǎo)電性對比實驗;
(2)測0.01mol/LHAc溶液的pH2;
(3)測NaAc溶液的pH值;pH7，則說明HAc為弱電解質(zhì)
(4)測pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶液pH a +2
(5)將物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈 性
(6)中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積 10mL;
(7)將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈性
(8)比較物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體的速率，此法中的
鋅粒的表面積不好確定一模一樣。
5.強酸(HA)與弱酸(HB)的區(qū)別：
(1) 溶液的物質(zhì)的量濃度相同時，pH(HA)pH(HB)
(2) pH值相同時，溶液的濃度CHACHB
(3) pH相同時，加水稀釋同等倍數(shù)后，pHHA pHHB
6.影響因素：
溫度——電離過程是吸熱過程，溫度升高，平衡向電離方向移動。
濃度——弱電解質(zhì)濃度越大，電離程度越小。
同離子效應(yīng)——在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，使電離平衡向
逆方向移動。
化學(xué)反應(yīng)——在弱電解質(zhì)溶液中加入能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時，可以
使電離平衡向電離方向移動。
7.電離方程式的書寫---多元弱酸的電離應(yīng)分步完成電離方程式，多元弱堿則一步完成電離方程式。
8.水的電離：水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱電離。
+—9.水的離子積常數(shù)——Kw= C(H)×C(OH)
-14Kw取決于溫度,不僅適用于純水,還適用于其他稀溶液。25℃時，Kw =1×10
--+在水溶液中,Kw中的C(OH)、C(H)指溶液中總的離子濃度.
-14常溫下,任何稀的水溶液中均存在離子積常數(shù)，且Kw =1×10 。
+-不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液，水電離出的C(H)=C(OH)
+-+-根據(jù)Kw=C(H)×C(OH) 在特定溫度下為定值，C(H) 和C(OH) 可以互求。
10.影響水的電離平衡移動的因素：
①升溫：促進水的電離;
②酸或堿抑制水的電離;
③鹽類的水解促進水的電離;
+ -12例如：pH=2的硫酸溶液中，由水電離的C(H)=10mol/L
+ -2pH=2的硫酸銨溶液中，由水電離的C(H)=10mol/L，
+ -2 -12所以pH=2的溶液中，由水電離的C(H)可能為10mol/L也可能為10mol/L。反過來，由水電
+ -12離的C(H)=10mol/L的溶液，pH可能為2也可能為12.
11.電離常數(shù)：
K值越大，電離程度越大，相應(yīng)酸 (或堿)的酸(或堿)性越強。
電離度：,弱電解質(zhì)濃度越大，電離程度越小。