一、强电解质和弱电解质

1.1 强、弱电解质的概念及比较

强电解质弱电解质
概念在水溶液中能够完全电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质
电离过程不可逆，完全电离可逆，部分电离
水溶液中存在的粒子（水分子及由水电离出的\(\ce{H^{+}、OH^{-}}\) 不算）只有电离出来的阴、阳离子，没有电解质分子既有电离出来的阴、阳离子，又有电解质分子
化合物类型离子化合物、共价化合物共价化合物
物质类型强酸、强碱、大多数盐弱酸、弱碱、极少数盐、水
电离方程式\(\ce{KNO3 \xlongequal[]{} K^{+} + NO^{-}3}\)
\(\ce{H2SO4 \xlongequal[]{} 2H^{+} + SO^{2-}4}\)		\(\ce{CH3COOH <=> H^{+} + CH3COO^{-}}\)
\(\ce{NH3·H2O <=> NH^{+}4 + OH^{-}}\)
  1. 注意事项：
    1. 两者共同点：在水溶液中均能电离出自由移动的阴、阳离子
    2. 电解质的强弱由物质的内部性质决定
    3. 电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系
    4. 电解质的强弱与其溶解度无关
    5. 电解质的强弱与化学键没有必然联系

1.2 电离方程式的书写

  1. 定义：用化学式和离子符号来表示电解质电离过程的式子
  2. 强电解质的电离：强点解质完全电离中间用 = 连接
    • \(\ce{H2SO4 \xlongequal[]{} 2H+ + SO4^2-}\)
    • \(\ce{NaHSO4 \xlongequal[]{} Na+ + H+ +SO4^2-}\)
    • \(\ce{NaHSO4 \xlongequal[]{熔融} Na+ + HSO4-}\)
  3. 弱电解质的电离：弱电解质部分电离，中间用 \(\ce{<=>}\) 连接
    1. 多元弱酸分步电离，且电离程度逐步减弱，以第一步电离为主
      • \(\ce{H2CO3 <=> H+ + HCO3-}\) ; \(\ce{HCO3- <=> H+ + HCO3-}\)
    2. 多元弱碱分步电离，但可按一步电离写出
      • \(\ce{Cu(OH)2 <=> Cu^{2+} + 2OH^{-}}\) ; \(\ce{Fe(OH)3 <=> Fe^{3+} + 3OH^{-}}\)
    3. 两性氢氧化物的电离
      • \(\ce{Al(OH)3 <=> Al^{3+} + 3OH^{-}}\) ; \(\ce{Al(OH)3 + H2O <=> [Al(OH)4]^{-} + H^{+}}\)
    4. 其它弱电解质
      • \(\ce{H2O <=> H+ + OH-}\)
  4. 酸式盐（有强有弱）
    1. 强酸的酸式盐是强电解质：\(\ce{NaHSO4 \xlongequal[]{} Na^{+} + H^{+} + SO^{2-}4}\)
    2. 弱酸的酸式盐有强有弱：\(\ce{NaHCO3 \xlongequal[]{} Na^{+} + HCO^{-}3}\) ; \(\ce{HCO^{-}3 <=> H^{+} + CO^{2-}3}\)

二、弱电解质的电离平衡

2.1 弱电解质的电离平衡状态

  1. 内容：在一定条件（如温度、浓度）下，溶液中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，电离达到平衡状态

2.2 影响电离平衡的条件

  1. 温度 ：通常电离过程吸热，升高温度，电离平衡向右移动；降低温度，电离平衡向左移动
  2. 浓度 ：一定温度下，同一弱电解质溶液的浓度越小，电离程度越大。加入弱电解质溶液之后，弱电解质溶液浓度虽然增大，但是电离程度减小。电离出的离子浓度也减小
  3. 其他因素 ：加入含有弱电解质电离出的离子的强电解质时，电离平衡向左移动；加入能与弱电解质电离出的离子反应时，电离平衡向右移动
  4. 示例 ：以\(\ce{0.1 mol\cdot L^{-1} CH3COOH}\) 溶液为例，讨论外界条件对\(\ce{CH3COOH <=> CH3COO^{-} + H^{+}}\)(该过程吸热)的影响：
改变条件平衡移动方向\(\ce{n(H^{+})}\)\(\ce{c(H^{+})}\)导电能力
加水稀释向右增大减小减弱
加入少量冰醋酸向右增大增大增强
通入\(\ce{HCl(g)}\)向左增大增大增强
加\(\ce{NaOH(s)}\)向右减小减小增强
加\(\ce{CH3COONa(s)}\)向左减小减小增强
加入镁粉向右减小减小增强
升高温度向右增大增大增强

补充：衡量导电能力，用电导率κ = Σ (ci × zi × λi)来衡量 κ：表示电导率，数值越大，导电能力越强 c：第i种离子的浓度 z：第i种离子所带的电荷数 λ：第i种离子的摩尔电导率（与离子种类、温度、溶剂有关）

三、电离平衡常数

3.1 内容

  1. 定义：对一元弱酸或一元弱碱来说，在一定条件下，当弱电解质电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数
  2. 注意 ：
    1. 通常用\(K_a、K_b\) 分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数
    2. 电离平衡常数表达式中各粒子浓度必须是平衡时的浓度

3.2 表达式

  1. 一元弱酸\(\ce{HA}\)的电离常数：根据 \(\ce{HA <=> H^{+} + A^{-}}\) ,\(\ce{K_a=\dfrac{c(A^{-})\cdot c(H^{+})}{C(HA)}}\)
  2. 一元弱碱\(\ce{BOH}\) 的电离常数：根据 \(\ce{BOH <=> B^{+} + OH^{-}}\) ,\(\ce{K_b=\dfrac{c(B^{+})\cdot c(OH^{-})}{c(BOH)}}\)
  3. 多元弱酸的电离常数：\(\ce{K_{a1} ≫ K_{a2}}\) (第一步远远大于第二步)，通常计算电离出来的\(\ce{c(H^{+})}\) 浓度时，只考虑第一步电离。多元弱碱的情况与多元弱酸的情况相同

3.3 电离平衡常数的意义及影响因素

  1. 意义：电离常数表征了弱电解质的电离能力。一定温度下，电离程度越大
  2. 影响电离常数大小的因素：
    1. 电离常数的大小，首先由物质的性质决定，同一温度下不同弱电解质的电离常数一般不同
    2. 受温度的影响，通常电离过程吸热，对于同一弱电解质，温度越高，电离常数越大；温度越低，电离常数越小。
    3. 多元弱酸、多元弱碱各级电离常数相差很大，基本上只考虑第一步电离

3.4 应用

  1. 判断弱酸（或弱碱）的相对强弱，同一条件下，电离常数越大，酸性（或碱性）越强。
  2. 判断某些复分解反应是否能够发生，一般复合强制弱（\(\ce{K_a 大的可以生成 K_a 小的}\)）
  3. 判断溶液中某些离子浓度的变化
  4. 判断盐溶液的酸性（或碱性）强弱
  5. 判断酸式酸根离子的电离程度的相对大小
  6. 计算弱酸、弱碱溶液中\(\ce{c(H^{+}) 、c(OH^{-})}\)

四、电离度

4.1 概念

  1. 内容：在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，已经电离的弱电解质分子数占原弱电解质分子总数的百分率称为电离度（实际上是一种平衡转化率，表示弱电解质在水中的电离程度）
  2. 表示方法：\(\ce{\alpha =\dfrac{已电离的弱电解质的分子数}{溶液中原弱电解质的分子总数} \times 100\%}\)

4.2 影响因素

  1. 影响因素：电离度既受温度影响，也受浓度影响
    1. 相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度 （\(\ce{\alpha}\)） 越小
    2. 相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度 （\(\ce{\alpha}\)）越大
  2. 电离常数与电离度的关系：近似有 \(\ce{K_{电离} =c(酸) \cdot \alpha ^{2}}\)

五、强弱电解质的判断，强弱酸、强弱碱比较

5.1 以判断\(\ce{HA}\) 是强酸还是弱酸为例

  1. 从是否完全电离的角度判断
方法操作结论
方法1测定一定浓度的\(\ce{HA}\)溶液室温下，若测得\(\ce{0.1 mol/L 的HA溶液}\) 的pH=1,则\(\ce{HA}\)为强酸；若pH>1,则\(\ce{HA}\) 为弱酸
方法2\(\ce{HA}\) 溶液跟同浓度的盐酸比较导电性若导电性与盐酸相同，则为强酸；
若导电性比盐酸弱，则为弱酸
方法3\(\ce{HA}\) 溶液跟同浓度的盐酸比较和锌反应产生\(\ce{H_2}\) 的快慢若产生\(\ce{H_2}\) 的速率相同，则为强酸；
若比盐酸慢，则为弱酸
  1. 从是否存在电离平衡的角度判断
    1. 根据\(\ce{HA}\)溶液稀释前后pH的变化判断

如将pH=3 的 \(\ce{HA}\) 溶液稀释至原体积的100倍，测其pH=5，则\(\ce{HA}\) 为强酸；弱pH<5，则\(\ce{HA}\) 为弱酸

  1. 根据升高温度后pH的变化判断

若升高温度，\(\ce{HA}\) 溶液的pH明显变小，则\(\ce{HA}\)是弱酸。因为弱酸在水溶液中存在电离平衡，升高温度，电离程度增大，\(\ce{c(H^{+})}\) 增大。而强酸不存在电离平衡，升高温度时，只有水的电离程度增大，pH变化不大

5.2 强酸（碱）与弱酸（碱）的比较

  1. 一元强酸（\(\ce{HCl}\)）与一元弱酸（如\(\ce{CH3COOH}\)）的比较
    1. 相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与\(\ce{CH3OOH}\) 溶液的比较
      1. 盐酸：\(\ce{c(H^{+})}\) 大、pH小，开始与金属反应的速率大
      2. \(\ce{CH3COOH}\) 溶液：\(\ce{c(H^{+})}\) 小、pH大，开始与金属反应的速率小
      3. 盐酸和\(\ce{CH3COOH}\) 溶液中和碱的能力相同，与足量的活泼金属反应产生\(\ce{H2}\) 的量相等
    2. 相同pH、相同体积的盐酸与\(\ce{CH3COOH}\) 溶液的比较
      1. 盐酸：\(\ce{c(酸)}\) 小，中和碱的能力弱，与足量锌反应产生的\(\ce{H2}\) 的量少
      2. \(\ce{CH3COOH}\) 溶液：\(\ce{c(酸)}\) 大，中和碱的能力强，与足量锌反应产生的\(\ce{H2}\) 的量多
      3. 盐酸和\(\ce{CH3COOH}\) 溶液的 \(\ce{c(H^{+})}\) 相等，开始与活泼金属反应产生\(\ce{H2}\) 的速率相等
  2. 一元强酸（\(\ce{HCl}\)）与一元弱酸（如\(\ce{CH3COOH}\)）加水稀释的情况
    1. 相同体积、相同浓度的盐酸与\(\ce{CH3COOH}\)溶液
      1. 加水稀释至相同的倍数，\(\ce{CH3COOH}\) 的pH大
      2. 加水稀释至相同的pH, 盐酸加的水多
    2. 相同体积、相同pH的盐酸与\(\ce{CH3COOH}\)溶液
      1. 加水稀释至相同的倍数，盐酸的pH大
      2. 加水稀释至相同的pH,\(\ce{CH3COOH}\) 加的水多