弱电解质的电离、盐类的水解、原电池、电解池、知识精讲汇编.doc

弱电解质的电离、盐类的水解、原电池、电解池、知识精讲 （一）、弱电解质的电离平衡 1. 电离平衡 （1）研究对象：弱电解质 （2）电离平衡的建立：CH3COOHCH3COO— + H+ （3）定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 （4）电离平衡的特点： 动：v电离=v结合、 定：条件一定时，各组分浓度一定；变：条件改变时，平衡移动 2. 电离平衡常数 （1）定义：电离常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。根据同一温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。 （2）表达式：CH3COOHCH3COO— + H+ Ka = [CH3COO—][H+]/ [CH3COOH] 注：弱酸的电离常数越大，[H+]越大，酸性越强；反之，酸性越弱。 H3PO4H2PO4— + H+ Ka1 = 7.1 × 10—3mol·L—1 H2PO4—HPO42— + H+ Ka2 = 6.2 × 10—8mol·L—1 HPO42—PO43— + H+ Ka3 = 4.5× 10—13mol·L—1 注：多元弱酸各级电离常数逐级减少，且一般相差很大，故氢离子主要由第一步电离产生弱碱与弱酸具类似规律：NH3·H2ONH4+ + OH— Kb=[NH4+][OH—]/[NH3·H2O] 室温：Kb（NH3·H2O）= 1.7 × 10—5mol·L—1 3. 电离度 α=已电离的溶质分子数/原始溶质分子总数 × 100％ 注：①同温同浓度，不同的电解质的电离度不同 ②同一弱电解质，在不同浓度的水溶液中，电离度不同；溶液越稀，电离度越大。 4. 影响电离平衡的因素 内因：电解质本身的性质 外因：（符合勒夏特列原理） （1）温度：升高温度，电离平衡向电离的方向移动（若温度变化不大，一般不考虑其影响） （2）浓度： ①加水稀释，电离平衡向电离的方向移动，即溶液浓度越小，弱电解质越易电离。 ②加入某与弱电解质有关的盐 ③加入某电解质，消耗弱电解质，电离平衡向电离的方向移动，但电离度减小。 思考：25℃，0.1mol/L醋酸溶液中，CH3COOHCH3COO—+ H+，请填下表： 移动方向 n(H+)mol [H+]mol/L pH 导电能力 加水 向右 增大 减小 增大 减小 加冰醋酸 向左 增大 增大 减小 增大 升温 向右 增大 增大 减小 增大 加醋酸钠固体 向左 减小 减小 增大 增大 加少量NaOH固体 向右 减小 减小 增大 增大 加少量Na2CO3 向右 减小 减小 增大 增大 通入HCl 向左 增大 增大 减小 增大 （二）盐类的水解 1. 盐类水解的概念 （1）原理：CH3COONa溶液： CH3COONa = Na+ + CH3COO— ； H2OOH—+H+；CH3COO—+H+CH3COOH 即：CH3COO—+H2OCH3COOH + OH— 故：溶液中[OH—]﹥[H+]，溶液显碱性。 NH4Cl溶液：NH4Cl = NH4+ + Cl—； H2OOH—+H+；NH4+ + OH—NH3·H2O 即：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ 故：溶液中[H+]﹥[OH—]，溶液呈酸性。 （2）定义：盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH—结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，而使溶液呈现不同程度的酸、碱性，叫盐类的水解。 （3）实质：破坏水的电离平衡。 （4）规律：“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性”。 （5）多元弱酸酸根离子的水解分步进行： CO32— + H2OHCO3— + OH— HCO3—+ H2OH2CO3 + OH— （很小，可忽略） 多元弱碱阳离子的水解分步进行复杂，以总反应表示： Al3+ +3H2OAl(OH)3+3H+ 【说明】 水解反应一般程度都很小，水解产物很少，无明显沉淀、气体生成。 2. 水解平衡的移动 （1）影响盐类水解平衡的因素 内因：盐本身的性质， 组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大。 外因：①温度：升高温度，平衡向水解的方向移动——盐类的水解是吸热反应。 思考：为什么热的纯碱溶液去污效果比冷的好？