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课件网) 组织建设 第三章 水溶液中的离子平衡 章末归纳与整理 知识网络体系 重点知识探究 一、弱电解质的电离 弱电解质的电离 强弱电解质 强电解质：在水溶液中完全电离、“＝”号、强酸强碱、大部分盐。 弱电解质：在水溶液中部分电离、“ ”号、弱（中强）酸弱碱碱、少部分盐。 弱电解质的电离平衡：在一定条件下，弱电解质电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，即达成电离平衡 影响因素：温度、浓度、酸碱度 平衡常数：AB A+＋B-， ，K只与温度有关 1．弱电解质的电离平衡特点及外界条件的影响规律 （1）电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是 （2）外界条件的影响规律： ①浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小； ②温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动； ③同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。 ④能反应的物质：如向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。 （3）电离平衡常数：以CH3COOH为例，K＝c(CH3COO－)·c(H＋)/c(CH3COOH)，K 的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K只与温度有关。对多元弱酸(以H3PO4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为K1、K2、K3，它们的关系是K1 K2 K3，因此多元弱酸的强弱主要由K1的大小决定。 2．电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系 实例 CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH＞0 NH3·H2O NH4+＋OH－ ΔH＞0 改变条件 移动方向 平衡常数 c(H＋) c(OH－) 移动方向 平衡常数 c(OH－) c(H＋) 加水稀释 加HCl 加NaOH CH3COONH4 升高温度 — — 向右 向左 向右 向左 向右 不变 不变 不变 变大 减小 增大 减小 减小 增大 增大 减小 增大 增大 向右 向右 向左 向左 向右 不变 不变 不变 不变 变大 减小 减小 增大 减小 增大 增大 增大 减小 增大 不变 【例题1】（2022·北京·人大附中高二阶段练习）下列实验事实或数据可以说明次氯酸为弱电解质的是（ ） A．次氯酸具有漂白性 B．25℃时，次氯酸的水溶液的pH＜7 C．用HClO溶液做导电实验时，灯泡很暗 D．0.001mol L-1的HClO溶液的pH＝5.6 D 【对应训练】下列事实能说明亚硝酸是弱电解质的是（ ） ①亚硝酸溶液中存在HNO2分子，呈酸性；②用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗；③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应；④0.1 mol·L-1HNO2溶液中，c(H+)＝0.015 mol·L-1；⑤相同浓度时，HNO2的导电能力比HCl弱 A． ①②③ B． ②③④ C． ①④⑤ D． ①②④⑤ C 二、水的电离和溶液的酸碱性 水的电离和溶液的酸碱性 水的电离：水是极弱的电解质：H2O H+＋OH－ 水的离子积：Kw＝c(H+)·c(OH-） 溶液的酸碱性 碱性溶液：c(H+)＜c(OH-) 中性溶液：c(H+)＝c(OH-) 酸性溶液：c(H+)＞c(OH-) pH＝－ lg [c(H+)] pH的计算 pH 中和滴定 1．溶液的酸碱性规律：取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小： 溶液类别 c(H＋)与c(OH－)的关系 室温(25 ℃) 数值 pH 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1 ＝7 酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) c(H＋)＞10－7mol·L－1 ＜7 碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－) c(H＋)＜10－7mol·L－1 ＞7 定义 pH＝－lgc(H＋) 规律 常温下：①pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量浓度越大。②pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数时，强酸溶液的pH变化大。 2．酸碱中和滴定过程中的溶液的pH变化规律：在中和反应中，溶液pH发生很大的变化，在滴定过程中会因pH突变而使指示 ... ...
