2022年高中化學(xué)(大綱版)第二冊(cè) 第三章電離平衡第一節(jié)電離平衡(備課資料)

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1、2022年高中化學(xué)(大綱版)第二冊(cè) 第三章 電離平衡 第一節(jié)電離平衡(備課資料) 一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)的判斷 判斷化合物是電解質(zhì)還是非電解質(zhì),主要看該化合物在溶于水或熔化時(shí)自身能否電離出陰、陽離子能電離的屬于電解質(zhì),不能電離的屬非電解質(zhì),水溶液能否導(dǎo)電,只能作判斷是不是電解質(zhì)的參考因素。如 (1)SO2、SO3、NH3的水溶液能導(dǎo)電,但導(dǎo)電原因是因與水作用后的生成物(H2SO3、H2SO4、NH3·H2O)電離所致,并非自身電離出自由離子,所以SO2、SO3、NH3等為非電解質(zhì),而H2SO4、H2SO4、NH3·H2O則是電解質(zhì)。 (2)有些物質(zhì)由于很難溶解,致使電離產(chǎn)生的離子濃度

2、太小,測不出導(dǎo)電性能,但卻是電解質(zhì)甚至為強(qiáng)電解質(zhì),如CaCO3、BaSO4等。這是因?yàn)檫@類化合物在水中被溶解的那部分是完全電離的,且在熔化時(shí),也是完全電離。 (3)應(yīng)當(dāng)特別注意的是離子型氧化物,如Na2O、CaO、Na2O2等,它們雖然溶于水后電離出的自由離子不是自身,但在熔化時(shí)卻可自身電離,且完全電離,故屬于電解質(zhì),且為強(qiáng)電解質(zhì)。 二、強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液里全部電離嗎? 長期以來,教材中把電解質(zhì)分為強(qiáng)電解質(zhì)(在水溶液里合部電離)和弱電解質(zhì)(在水溶液里只有部分電離),而且把強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大部分鹽類歸屬于強(qiáng)電解質(zhì)之列。那么強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液里是全部電離嗎? 從強(qiáng)酸來看,在水溶液中不一定完全電離成

3、離子,如硫酸一級(jí)電離幾乎完全,二級(jí)電離則不完全,電離常數(shù)K2為1.2×10-2,具有中強(qiáng)酸的特征。但硫酸仍是強(qiáng)酸,因一級(jí)電離常數(shù)K1大于1。從強(qiáng)電解質(zhì)所包含的范圍看,硫酸是強(qiáng)酸,是強(qiáng)電解質(zhì),在水中完全以H+和SO形式存在,其電離方程式為:H2SO4====2H++SO 嚴(yán)格地說,硫酸在水分子的作用下,兩個(gè)氫離子是分步電離的,即先電離產(chǎn)生出一個(gè)H+再電離產(chǎn)生第二個(gè)氫離子。 第一步:H2SO4====H++HSO 第二步:HSO H++SO 從強(qiáng)堿和鹽來看,在水溶液中也不一定完全電離成離子。查《中國中學(xué)教學(xué)百科全書》(化學(xué)卷)第一版第86頁知一些酸、堿、鹽的電離度(18℃

4、、0.1 mol·L-1)見下表: HCl 0.92 Ba(OH)2 0.77 HNO3 0.98 NaCl 0.84 H2SO4 0.61 NaNO3 0.83 HI 0.91 Na2SO4 0.70 H3PO4 0.27 BaCl2 0.77 NaOH 0.91 ZnSO4 0.40 注:表中的多元酸、多元堿均指一級(jí)電離的電離度。 從表中數(shù)據(jù)可以看出不論是強(qiáng)酸、強(qiáng)堿還是大部分鹽,在水溶液中都或多或少地存在著溶質(zhì)的分子,并不完全是離子。這是由于離子間存在著靜電引力和斥力作用,導(dǎo)致它們?cè)诤暧^上表現(xiàn)出不完全電離,存在一定的電離度。

5、通常情況下,電離度在30%以上的電解質(zhì)都可看作強(qiáng)電解質(zhì),如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大部分鹽;而通常情況下,電離度在30%以下的電解質(zhì),都可看作弱電解質(zhì),如弱酸、弱堿。從電離平衡常數(shù)來看,某酸或某堿的電離常數(shù)K(25℃)大于1為強(qiáng)酸或強(qiáng)堿,即為強(qiáng)電解質(zhì);電離常數(shù)K在1~10-4范圍內(nèi)為中強(qiáng)電解質(zhì);電離常數(shù)K等于或小于10-4為弱電解質(zhì)。 (摘自《中學(xué)化學(xué)》xx年第10期,作者:趙澤敏) 三、.關(guān)于“弱電解質(zhì)溶液越稀,電離程度越大”這句話的幾種解釋方法 1.用有效碰撞理論解釋 在其他條件不變的情況下,向一定濃度的弱電解質(zhì)溶液中加水,由于水分子數(shù)增多,使得弱電解質(zhì)電離的離子之間的距離增大,離子間相互碰撞

6、結(jié)合成分子的機(jī)會(huì)減小,單位時(shí)間內(nèi)離子間的有效碰撞次數(shù)減少。另外,弱電解質(zhì)分子由于受到極性分子的作用,離子化傾向增強(qiáng)。使得弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率大于離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率,所以電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng),電離程度增大。 2.用電離平衡常數(shù)解釋 在一定溫度下,某一弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)保持不變。例如:醋酸的電離平衡為: CH3COOH H++CH3COO- Ka= 在一定溫度下,若醋酸溶液中各粒子濃度的關(guān)系如下: CH3COOH H+ + CH3COO- 起始: 1 mol·L-1

7、 0.01 mol·L-1 0.01 mol·L-1 稀釋1倍: 0.5 mol·L-1 0.005 mol·L-1 0.005 mol·L-1 Ka= 加水稀釋1倍時(shí): <Ka 因此,若滿足達(dá)到平衡時(shí)Ka不變,c(H+)、c(CH3COO-)需增大,c(CH3COOH)需減小,那么醋酸的電離平衡必然要向正反應(yīng)方向移動(dòng),電離程度增大。 3.用質(zhì)量作用定律解釋 對(duì)于某一弱電解質(zhì),在溶液中存在電離平衡。如:CH3COOHCH3COO-+H+ 在一定溫度下,K1、K2保持不變。根據(jù)質(zhì)量作用定律:v正=K1·c(CH3COOH),v逆=K2·c(H+)·c(C

8、H3COO-)此時(shí)v正=v逆處于平衡狀態(tài)。若保持溫度不變,則該醋酸溶液稀釋1倍時(shí),各種粒子的濃度都減小到原來的1/2。此時(shí): v′正=(1/2)·K1·c(CH3COOH), v′逆=(1/4)·K2·c(H+)·c(CH3COO-)因?yàn)椋篕1·c(CH3COOH)=K2·c(H+)·c(CH3COO-),所以v′正>v′逆醋酸的電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng),電離程度增大。 4.用勒夏特列原理解釋: 根據(jù)勒夏特列原理,對(duì)于氣體參加的可逆反應(yīng),減小壓強(qiáng)平衡向氣體體積增大的方向移動(dòng)。同理,對(duì)于弱電解質(zhì)的電離平衡來說,加水稀釋,弱電解質(zhì)分子和離子的濃度都同等倍數(shù)地減小,相當(dāng)于氣體反應(yīng)減小壓強(qiáng),平衡

9、必然向著化學(xué)計(jì)量數(shù)大的方向移動(dòng),故電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng),電離程度增大。 (摘自《中學(xué)化學(xué)》xx年第2期,張書成) 綜合能力訓(xùn)練 1.在Na2HPO4溶液中,存在著下列平衡: HPO H++PO HPO+H2O H2PO+HO- 已知該溶液呈堿性。欲使溶液中的HPO、H+、PO濃度都減小,可采取的方法是( ) A.石灰水 B.加鹽酸 C.加燒堿 D.用水稀釋 答案:A 2.20℃時(shí),1L H2S的飽和溶液,濃度約為0.1mol·L-1,其電離方程式為:第一步H2S H++HS-;第二步HS- H++S2-。若要使該溶液的c(H+)和c(S2-)同時(shí)減小,可采用的措施是( ) A.加入適量NaOH 固體 B.加入適量水 C.通入適量SO2 D.加入適量CuSO4(固體) 3.下列各組物質(zhì)反應(yīng)后,溶液的導(dǎo)電性比反應(yīng)前明顯增強(qiáng)的是( ) A.向亞硫酸鈉溶液中加液態(tài)溴 B.向硝酸銀溶液中通入少量氯化氫 C.向氫氧化鈉溶液中通入少量氯氣 D.向硫化氫飽和溶液中通入少量氯氣 答案:AD

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