第一节弱电解质的电离平衡和水的电离明考纲要求理主干脉络1.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。2.了解水的电离、离子积常数。一、强、弱电解质1．本质区别在水溶液中能否完全电离。2．与物质类别的关系(1)强电解质主要包括强酸、强碱、大多数盐。(2)弱电解质主要包括弱酸、弱碱、水。3．电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”(1)强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO。(2)弱电解质：①一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOHH＋＋CH3COO－。②多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO、HCOH＋＋CO。③多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。(3)酸式盐：①强酸的酸式盐。如NaHSO4溶液：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。②弱酸的酸式盐。如NaHCO3溶液：NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO。二、弱电解质的电离平衡1．电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子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，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示：2．电离平衡的特征13．影响电离平衡的外界条件外界条件电离平衡移动方向电离程度变化温度升高温度向右移动增大浓度稀释溶液向右移动增大相同离子加入与弱电解质相同离子的强电解质向左移动减小加入能与电解质离子反应的物质向右移动增大4.电离常数(1)表达式：①对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，电离常数K＝。②对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，电离常数K＝。(2)特点：①电离常数只与温度有关，升温，K值增大。②多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3，故其酸性取决于第一步。(3)意义：―→―→三、水的电离1．电离方程式H2O＋H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－。2．室温下纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7_mol/L，pH＝7，呈中性。3．水的离子积在稀溶液中水的离子积KW＝c(H＋)·c(OH－)，室温下KW＝1.0×10－14，KW只与温度有关，升高温度，KW增大。4．水的电离平衡的影响因素(1)温度：升高温度，促进水的电离，KW增大；降低温度，抑制水的电离，KW减小。(2)酸、碱：抑制水的电离。(3)可水解的盐：促进水的电离。21.判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。(1)(2012·重庆高考)稀CH3COOH加水稀释，醋酸电离程度增大，溶液的pH减小。()(2)(2012·浙江高考)常温下将pH＝3的CH3COOH溶液稀释到原体积的10倍后，溶液的pH＝4。()(3)(2012·浙江高考)为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH，若pH>7，则H2A是弱酸；若pH<7，则H2A为强酸。()(4)(2012·江苏高考)水的离子积常数KW随着温度的升高而增大，说明水的电离是放热反应。()(5)(2012·山东高考)HClO是弱酸，所以NaClO是弱电解质。()(6)电离平衡右移，电离常数一定增大。()(7)(2011·天津高考)100℃时，将pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合，溶液显中性。()(8)(2010·福建高考)常温下，由0.1mol·L－1一元碱BOH溶液的pH＝10，可推知BOH溶液电离方程式为BOH===B＋＋OH－。()(9)(2012·福建高考)中和等体积等物质的量浓度的盐酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等。()提示：(1)×。加水稀释后电离程度增大，但c(H＋)减小，pH升高。(2)×。CH3COOH为弱电解质，不能完全电离，稀释后继续电离，故稀释10倍后3
