2019-2020年高一化學 第二冊 第三章 電離平衡 第一節(jié)電離平衡(備課資料)大綱人教版.doc

《2019-2020年高一化學 第二冊 第三章 電離平衡 第一節(jié)電離平衡(備課資料)大綱人教版.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《2019-2020年高一化學 第二冊 第三章 電離平衡 第一節(jié)電離平衡(備課資料)大綱人教版.doc（3頁珍藏版）》請在裝配圖網上搜索。

2019-2020年高一化學 第二冊 第三章 電離平衡 第一節(jié)電離平衡(備課資料)大綱人教版 一、電解質和非電解質的判斷 判斷化合物是電解質還是非電解質，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，不能電離的屬非電解質，水溶液能否導電，只能作判斷是不是電解質的參考因素。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，而H2SO4、H2SO4、NH3H2O則是電解質。 （2）有些物質由于很難溶解，致使電離產生的離子濃度太小，測不出導電性能，但卻是電解質甚至為強電解質，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，且為強電解質。 二、強電解質在水溶液里全部電離嗎？ 長期以來，教材中把電解質分為強電解質（在水溶液里合部電離）和弱電解質（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之列。那么強電解質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K1大于1。從強電解質所包含的范圍看，硫酸是強酸，是強電解質，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，即先電離產生出一個H+再電離產生第二個氫離子。 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。 從表中數據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%以上的電解質都可看作強電解質，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，都可看作弱電解質，如弱酸、弱堿。從電離平衡常數來看，某酸或某堿的電離常數K（25℃）大于1為強酸或強堿，即為強電解質；電離常數K在1~10－4范圍內為中強電解質；電離常數K等于或小于10－4為弱電解質。 （摘自《中學化學》xx年第10期，作者：趙澤敏） 三、.關于“弱電解質溶液越稀，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溶液中加水，由于水分子數增多，使得弱電解質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，單位時間內離子間的有效碰撞次數減少。另外，弱電解質分子由于受到極性分子的作用，離子化傾向增強。使得弱電解質分子電離成離子的速率大于離子結合成弱電解質分子的速率，所以電離平衡向正反應方向移動，電離程度增大。 2．用電離平衡常數解釋 在一定溫度下，某一弱電解質的電離平衡常數保持不變。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．用質量作用定律解釋 對于某一弱電解質，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。根據質量作用定律：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，對于弱電解質的電離平衡來說，加水稀釋，弱電解質分子和離子的濃度都同等倍數地減小，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