2019-2020年高中化學 （大綱版）第二冊 第三章 電離平衡 第一節(jié)電離平衡(備課資料).doc

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2019-2020年高中化學 （大綱版）第二冊 第三章 電離平衡 第一節(jié)電離平衡(備課資料) 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的水溶液能導電，但導電原因是因與水作用后的生成物（H2SO3、H2SO4、NH3H2O）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、NH3H2O則是電解質(zhì)。 （2）有些物質(zhì)由于很難溶解，致使電離產(chǎn)生的離子濃度太小，測不出導電性能，但卻是電解質(zhì)甚至為強電解質(zhì)，如CaCO3、BaSO4等。這是因為這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，也是完全電離。 （3）應當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，但在熔化時卻可自身電離，且完全電離，故屬于電解質(zhì)，且為強電解質(zhì)。 二、強電解質(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），而且把強酸、強堿、大部分鹽類歸屬于強電解質(zhì)之列。那么強電解質(zhì)在水溶液里是全部電離嗎？ 從強酸來看，在水溶液中不一定完全電離成離子，如硫酸一級電離幾乎完全，二級電離則不完全，電離常數(shù)K2為1.210－2，具有中強酸的特征。但硫酸仍是強酸，因一級電離常數(shù)K1大于1。從強電解質(zhì)所包含的范圍看，硫酸是強酸，是強電解質(zhì)，在水中完全以H+和SO形式存在，其電離方程式為：H2SO4====2H++SO 嚴格地說，硫酸在水分子的作用下，兩個氫離子是分步電離的，即先電離產(chǎn)生出一個H+再電離產(chǎn)生第二個氫離子。 第一步：H2SO4====H++HSO 第二步：HSO H++SO 從強堿和鹽來看，在水溶液中也不一定完全電離成離子。查《中國中學教學百科全書》（化學卷）第一版第86頁知一些酸、堿、鹽的電離度（18℃、0.1 molL－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、多元堿均指一級電離的電離度。 從表中數(shù)據(jù)可以看出不論是強酸、強堿還是大部分鹽，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，導致它們在宏觀上表現(xiàn)出不完全電離，存在一定的電離度。 通常情況下，電離度在30%以上的電解質(zhì)都可看作強電解質(zhì)，如強酸、強堿和大部分鹽；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為強酸或強堿，即為強電解質(zhì)；電離常數(shù)K在1~10－4范圍內(nèi)為中強電解質(zhì)；電離常數(shù)K等于或小于10－4為弱電解質(zhì)。 （摘自《中學化學》xx年第10期，作者：趙澤敏） 三、.關于“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，離子間相互碰撞結合成分子的機會減小，單位時間內(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。使得弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率大于離子結合成弱電解質(zhì)分子的速率，所以電離平衡向正反應方向移動，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系如下： CH3COOH H+ + CH3COO－ 起始： 1 molL－1 0.01 molL－1 0.01 molL－1 稀釋1倍： 0.5 molL－1 0.005 molL－1 0.005 molL－1 Ka= 加水稀釋1倍時： ＜Ka 因此，若滿足達到平衡時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方向移動，電離程度增大。 3．用質(zhì)量作用定律解釋 對于某一弱電解質(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=K1c(CH3COOH)，v逆=K2c(H+)c(CH3COO－)此時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，各種粒子的濃度都減小到原來的1/2。此時： v′正=（1/2）K1c(CH3COOH), v′逆=（1/4）K2c（H+）c(CH3COO－)因為：K1c(CH3COOH)=K2c(H+)c(CH3COO－)，所以v′正＞v′逆醋酸的電離平衡向正反應方向移動，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，對于氣體參加的可逆反應，減小壓強平衡向氣體體積增大的方向移動。同理，對于弱電解質(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，相當于氣體反應減小壓強，平衡必然向著化學計量數(shù)大的方向移動，故電離平衡向正反應方向移動，電離程度增大。 （摘自《中學化學》xx年第2期，張書成） 綜合能力訓練 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，1L H2S的飽和溶液，濃度約為0.1molL-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)反應后，溶液的導電性比反應前明顯增強的是（ ） 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