电离平衡知识归纳总结

1、电离平衡知识归纳总结一、电解质及其电离平衡1、电解质和非电解质 在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物，叫做电解质。 在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物，叫做非电解质。 注意：电解质和非电解质的研究对象都是化合物。（ 1） Zn、Fe 等金属在熔融状态虽能导电，但它们不是化合物，因而既不是电 解质，也不是非电解质。（ 2） Na、K 等活泼金属溶于水，其水溶液也能导电，但电离出导电离子的是它 们与水作用的产物氢氧化钠， 不是 Na、K 本身，因而它们不是电解质， 也不是非电解质。（3）SO3、NH3 等溶于水，虽然水溶也能够倒点，但电离出导电离子的是它们与 水作用的产物 H2SO3、NH3

2、·H2O，不是 SO2或 NH3 本身。因而 SO3、NH3等不 是电解质，而 H2SO3、NH3·H2O是电解质。（ 4） 电解质不是既要在熔融状态下能导电，又要在水溶液中也能导电。例如Al 2O3不溶于水，但在熔融状态下导电，因此是电解质。（5） CaCO3 等物质几乎不溶于水，其水溶液到点能力也很弱，但其溶于水的部 分确实完全电离。2、强电解质和弱电解质强电解质弱电解质概念溶于水中能够完全电离的电解质。溶于水后只能部分电离的电解质键型离子键，强极性键极性键化合物类型离子化合物、某些共价化合物共价化合物电离过程不可逆，无电离平衡可逆、存在电离平衡溶液中电解 质微粒的存

3、在形式只有电离出的阴、阳离子，无电解质分子。既有电离出的阴、阳离子，又有 电解质分子。电离程度完全电离部分电离实例强酸： HCl、HNO3、HBr 等；强碱：KOH等；绝大多数盐： NaCl，BaSO4弱酸： H2S、HF、H2CO3 等；弱碱：NH3·H2O等；电离方程式电离方程式用“ =”表示，如：电离方程式用“ =”表示，如：的表示方法H2SO4=2H+SO42- NaOH=N+a+OH-H2S=H+HS- HS-=H+S2-注意：弱电解质部分电离，用可逆符号“ =”表示生成。（ 1） 多元弱酸分步电离， 第一步电离远大于第二步， 可只写第一步， 也可两步都写，但不能两步和为一

4、步写。（ 2） 强酸酸式盐可一步写出 H+，如硫酸氢钠（ 3） 弱酸酸式盐不可一步写出 H+。亚硫酸氢钠的电离， 第一步是完全的， 第 步是可逆的。3、电离平衡 在一定条件（如温度、浓度）下，的电解质分子电离成离子的速率和离子重新结 合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。（ 1） 电力平衡是化学平衡的一种，具有“逆、等、动、定、变、同”等特征。（ 2） 电离平衡是弱电解质的电离平衡，强电解质溶液中通常不存在电离平衡。（ 3） 溶液越稀、温度越高、电解质的电离程度越大。4、弱电解质电离平衡移动（1）弱电解质的电离平衡移动符合勒夏特列原理。（2）影响弱电解质电离平衡的因

5、素有 温度：升高温度有利于电离（因为电离过程是吸热的） 浓度：溶液稀释有利于电离。同离子效应：加入与具有相同离子的强电解质，将抑制电离。 加入能反应的物质。5、酸碱的强弱比较（1）比较相同条件下的电离程度的大小，通过弱酸（或弱碱）浓度与其电离出的 H+或 OH- 浓度的关系相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表比较项目酸C(H+)PH与活泼金属 产生氢气的量开始与金 属反应的 速率中和碱的能力一元强酸大大相同大相同一元弱酸小小小相同 PH、相同的体积的一元强酸与一元弱酸的比较见于下表比较项目酸C(H+)PH中和碱的能力与活泼金属 产生氢气的量开始与金属反应的速率一元强酸相同

6、相同小小相同一元弱酸大大(2) 通过对应盐的酸碱性强弱进行比较，强碱弱酸盐溶液的碱性越强，其对应 的弱酸的酸性就越弱； 强酸弱碱盐溶液的酸性越强， 其对应的弱碱的碱性就越弱(3) 通过以“强制弱”的规律来比较酸、碱性。6、电解质导电的条件及电解质溶液导电的原因电解质溶液之所以能够导电，是由于溶液中存在能够自由移动的离子。这些 离子在外加电源的作用下，会向两级定向移动，在阴、阳两级分别得失电子，发 生氧化还原反应，相当于把电子从电源的负极传送到正极。导电性的强弱主要取决于溶液中离子的浓度和所带电贺的多少。离子浓度越 大，离子所带的电荷越多，导电性也就越强。二、水的电离和溶液的 PH1、水的电离：

7、水是一种极弱的电解质，电离方程式为：2、水的离子积：在一定温度下，水中或任何水溶液中的+ - -7 -7 -14c(H+)×c(OH-)=1×10-7×1×10-7=1×10-14注意：Kw与温度有关， 因为水的电离过程是一个吸热的过程， 所以升高温度， 离子积必然随着增大。 Kw在一定温度下是定值， 不受 c(H+) 和 c(OH-) 大小的影响。 水的离子积不但适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。水溶液中， H+和 OH-同时存在，只是相对量有所不同。 在任何水溶液中，水电离的氢离子和氢氧根离子都相等。3、影响水的电离平衡的因素( 1)

8、酸、碱：在纯水加入酸或碱， 均使水的的电离平衡左移， 此时若温度不变， 则 Kw不变，如 c(H+)发生变化，PH也随之改变；若向水中加入酸，则 c(H+)增大， c(OH-) 变小， PH变小。( 2)温度：若升温，由于水电离吸热，升温促进水的电离，故平衡右移，c(H+)c(OH-)同时增大， PH变小，但由于 c(H+)与 c(OH- )始终保持相等，故仍显中兴。(3) 易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促 进水的电离，使水的电离程度增大，但只要温度不变， Kw不变。(4) 水的离子积常数提示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H+和 OH-共存，只是相对含

9、量不同而已，并且在稀酸或稀碱溶液中，Kw仍为同一常数。4、溶液的 PH及其酸碱性(1) 溶液的酸碱性 酸性、碱性或中性溶液应看 c(H+)与 c(OH-)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据： c(H+)>1 ×10-7mol/L 酸性 c(H +)=1×10-7mol/L 中性 c(H +)<1×10-7mol/L 碱性 在任意温度下的溶液中： c(H+)>c(OH-) 酸性； c(H+) =c(OH-)中性； c(H+) <c(OH-)碱 性。( 2)溶液的 PH 定义：在水溶液中 c(H+) 的负对数叫做溶液的 PH。 数学表达式： PH

10、=-lgc(H+) 注意： A引进 PH概念的原因是，当 c(H+)很小时( 1mol/L )，用物质的量的浓度 来表示溶液的酸碱性很不方便， 而对c(H+)取负对数 却很方便，所以当 c(H+)或c(OH- ) 大于或等于 1mol/L 时，一般不用 PH来表示溶液的酸碱性，而是直接用 c(H+) 与 c(OH-) 来表示，这样更方便，所以常用的 PH范围是 014B PH c(H+)或 c(OH- )和溶液的酸碱性强弱关系： PH越小溶液 c(H+)越大， c(OH- )越 小，溶液的酸性越强，碱性越弱。反之亦然。C 常温时， Kw=1× 10-14 ，故 PH=7，溶液呈中性，

11、 PH<7呈酸性， PH>7呈碱性。但 非常温时， Kw1×10-14 故此时当溶液的 PH=7时，就不是中性了，可能是酸性、 也可能是碱性。总之不管在什么温度下， 只要溶液中 c(H+) =c(OH- ) 就一定呈中性； c(H+) >c(OH- )就一定呈酸性 c(H +) <c(OH-)就一定呈碱性。5、溶液 PH的测定方法 (1)指示剂法：熟记常用的酸碱指示剂的变色范围，以便正确使用有关指示剂 和正确判断溶液的酸碱性。(2) PH试纸法：用 PH试纸来测定溶液的 PH，将 PH试纸放在表面皿上或玻璃片 上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液滴在试纸上， 半分钟

12、内将试纸与标准比色卡进 行对照得 PH。注意：玻璃棒应洁净干燥试纸不能湿润 应在半分钟内观察，时间长，试纸所显示的颜色会改变。6、酸碱稀释时 PH的变化( 1)强酸、强碱的稀释，在稀释时，它们的浓度大于 1×10-5mol/L 时，不考虑 水的电离， 当它们的浓度小于 1×10-5mol/L 时，应考虑水的电离。 即酸再稀释也 不会呈碱性，碱再稀释液不会呈酸性。(2)弱酸、弱碱的稀释：在稀释过程中既有浓度变化，又有电离平衡的移动， 不能求具体数字，只能确定其 PH的范围。三、盐类的水解 盐类的水解的概念及实质1、在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的 H+或 OH- 结合

13、生成弱电解质的反 应，叫做盐类的水解。2、实质是在溶液中， 由于盐的离子与水电离出来的 H+和 OH- 生成弱电解质， 从而 破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同的酸性、碱性或中性。3、盐类的水解实质上是中和反应的逆反应，所以盐类水解是吸热反应且进行程 度一般较小。盐类水解的规律和类型1、规律：概括为“有弱才水解，无弱不水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强 显中性”。2、类型（1）强酸与弱碱生成的盐水解显酸性， PH小于 7，如 NH4Cl 、CuSO4、FeCl3 等。（2）强碱和弱酸生成的盐水解显碱性， PH大于 7，如 K2CO3、NaHC3O、Na2S 等。 （ 3）强酸强碱盐不水解，溶液

14、显中性，如 NaCl、 K2SO4 等。（4）弱酸弱碱盐水解程度较大。酸强于碱显酸性，如 （NH4） 2SO3 等；碱强于 酸显碱性，如 NH4CN等；酸碱相当显中性，如 CH3COON4H等。（5）弱酸酸式盐水解，取决于酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 若电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如 NaHSO3、NaHP4O等。若电离程度小 于水解程度，溶液显碱性，如 NaHC3O、Na2HPO4 等。（6）完全双水解的特例： Al3+与 HCO3-、CO32-、S2-、HS-、AlO2- 等发生完全双水解。NH4 与 SiO3 等发生完全双水解。影响盐类水解的因素主要因素是盐本身的性质，

15、 组成盐的酸根相对应得酸越弱 （或阳离子对应碱越弱） 水解程度就越大。另外还受温度、浓度及外加酸碱等试剂等因素的影响。1、温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度加大。2、浓度：盐的浓度越小，水解程度就越大。3、外加酸碱：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。例如水解呈酸性的盐溶液，若 加入碱， 就会中和溶液中的 H+，使平衡向水解方向移动而促进水解， 若加酸则抑 制水解。三、盐类水解的应用盐类水解的应用极其广泛，包括：1、泡沫灭火剂的反应原理，就是强酸弱碱盐和强碱弱酸盐强烈水界的作用，如饱和的硫酸铝溶液与饱和的碳酸钠溶液混合后的反应及现象为：Al 3+3HCO3- =Al(OH) 3+3CO2

16、 有白色沉淀和大量气泡产生，可起灭火作用。 2、使用的氮肥是铵盐时不宜与草木灰混合使用。因为草木灰中主要含K2CO3，其水解呈碱性：CO32-+H2O=HC3O-+OH- 产生的 OH- 与铵盐的 NH4+反应：NH4+OH-=NH3*H2O=NH3 +H2O 在风吹、日晒情况下氨气挥发掉，造成氮的损失。3、明矾净水：明矾溶于水，生成胶状氢氧化铝，能吸附水里悬浮的杂质，并形 成沉淀使水澄清，其反应如下： KAl(SO4) 2=K+Al3+2SO42-3+ +Al 3+3H2O=Al(OH)3+3H+4、强酸弱碱盐溶液在配置时，因水解生成难溶于水的弱碱，致使溶液变浑浊， 为了抑制水解， 通常向溶

17、液中加入一定量相应的酸， 得到澄清溶液， 如配制 FeCl3 溶液时，需用冷水，并且在溶液中加适量的盐酸。5、热的纯碱水有较好的去油污的效果。因为升温能促进盐类的水解，使纯碱水 的碱性增强，所以热的纯碱溶液去油效果更好。6、将活泼金属放在强酸弱碱盐溶液中，会有气体逸出。例如将少量的镁条放入 氯化铵溶液中的现象及离子反应方程式： NH4+H2O=NH3*H2O+H+2H+Mg=M2g+H2 由于溶液中的 c(H+) 减小，使 NH4+的水解平衡向右移动，直至镁 条全部溶解。7、判断溶液中离子能否大量共存时，有时也需要考虑水解，如Al 3+和 S2-不能共存。弱酸根离子一般与弱碱阳离子在溶液中不能

18、共存， 易发生强烈的双水解， 往 往生成沉淀和气体。溶液中离子浓度的比较1、离子浓度大小的比较(1)不同溶液中同一离子浓度大小的比较 不同溶液里同一种离子的比较要看溶液中其它离子对其的影响的因素。 如在相同 的物质的量浓度的下列溶液中： NH4Cl CH3COON4HNH4HSO4，c(NH4+) 由大到 小的顺序是 。(2)同一种溶液中不同离子浓度的比较 多 元 弱 酸 溶 液 ， 根 据 多 步 电 离 分 析 ， 如 在 H3PO4 的 溶 液 中 ， c(H+)>c(H 2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)。 多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析如

19、：Na2CO3 溶液中 c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)(3) 溶液混合后离子浓度比较 混合溶液中各离子浓度的比较， 要进行综合分析， 能发生反应的要先考虑其反应 (复分解、氧化还原等) ，然后对最终产物考虑电离因素等。如在 0.1mol/L 的 NH4Cl 和 0.1mol/L 的氨 水 混合 溶液中 ， 各离 子 浓度的 大小 顺 序为 c(NH4+)>c(Cl -)>c(OH-)>c(H +) 。在该溶液中，氨水的电离与 NH4+的水解互相抑制， 氨水电离因素大于铵根的水解作 用时，溶液呈碱性 c(OH- )>c(H +), 同时 c(NH4+)>c(Cl -)2、溶液中的守恒关系 溶液中微粒浓度满足的三种守恒关系： (1)电荷守恒：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性