高中化学知识点—电离平衡

1、高 中 化 学 知 识电离平衡1.电离平衡强电解质和弱电解质强电解质弱电解质概念在水溶液里全部电离为离子 的电解质在水溶液里仅部分电离为离 子的电解质化合物含有离子键的离子化合物和 某些具有极性键的共价化合 物某些具有极性键的共价化合 物所含物 质强酸、强碱、盐等水、弱酸、弱碱电离情 况完全电离，不存在电离平衡 (电离不可逆)不完全电离(部分电离)，存 在电离平衡联系都属于电解质说明 离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子而 导电；共价化合物只有在溶于水时才能导电.因此，可通过使一个化合物处于熔融 状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物.弱电解质

2、的电离平衡(1) 电离平衡的概念：在一定条件(如温度、压强)下，当电解质分子电离成离子 的速率与离子重新结合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.(2)弱电解质的电离平衡的特点：电离平衡遵循勒夏特列原理，可根据此原理分析电离平衡的移动情况.电离平衡是动态平衡.电离方程式中用可逆符号“ 一”表示.例如： CHCOOH= CHCOO + H +NH HONH+ + OH将弱电解质溶液加水稀释时，电离平衡向弱电解质电离的方向移动.此时，溶液 中的离子数目增多，但电解质的分子数减少，离子浓度减小，溶液的导电性降低.由于电离过程是吸热过程，因此，升高温度，可使电离平衡向弱电解质

3、电离的方 向移动.此时，溶液中离子的数目增多，离子浓度增大，溶液的导电性增强.在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，使弱电解 质的电离平衡向逆反应方向移动.例如，在 0.1mol L-”滴有氨水的溶液(显浅红 色)中，存在电离平衡 NH-H0ksNH+ + OH .当向其中加入少量下列物质时：a. NH4CI固体.由于增大了 c(NH/),使NH-HO的电离平衡逆向移动，c(OH )减 小，溶液红色变浅.b. NaOHS体.NaOH容于水时电离产生的 OH抑制了 NH KO的电离，从而使平衡逆 向移动.电离平衡常数在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡状态时，溶液中电离

4、产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数.弱酸的电离常数用Ka表示，弱碱的电离常数用Kb表示.(1)电离平衡常数的表达式.一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式：例如，一定温度下 CHCOOH勺电离常数为：CHCOOH= CHCOO + H +一定温度下NH-HO的电离常数为：NH HO_Nh4+ + OH多元弱酸的电离特点及电离常数表达式：a.分步电离.是几元酸就分几步电离.每步电离只能产生一个印，每一步电离都有其相应的电离常数.b.电离程度逐渐减小，且 KO K2 长,故多元弱酸溶液中平衡时的 J主要来源于第 一步.所以，

5、在比较多元弱酸的酸性强弱时， 只需比较其K1即可.例如25c时，HPO 的电离；TPO - HbPO + HHPO =HPO + HHPO ,_h po3 + hK18H2P04)C(H)7.5 10 3c(H3P04)2K C(HP02)C(H)62 108K 2 6.2 10C(H2P04)_ _ 3K3 C(P04)y)2.61 10 13c(HP04 )注意a .电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度.b .多元弱酸溶液中的 c(H + )是各步电离产生的c(H+)的总和，在每步的电离常数表达式中的c(H + )是指溶液中H的总浓度而不是该步电离产生的c(H ).(2)电离常数的特征

6、.同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关,只随温度的变化而变化.温度不变，K值不变；温度不同，K值也不同.但由于电离常数随温度的变化不大，在室温时，可不考虑温度对电离常数的影响.电离常数的意义：表明弱电解质电离的难易程度.K值越大，离子浓度越大，该电解质越易电离；反之，电解质越难电离.比较弱酸或弱碱相对强弱.例如在 25c时，HNO的K= 4.6X104, CHCOOH K= 1.8X10 - 5,因此HNO的酸t比CHCOOH酸性强.6.水的电离和溶液的pH水的电离(1)水的电离方程式.水是一种极弱的电解质，它能像酸一样电离出极少量的HI ,又能像碱一样电离出少量的0H(这叫做

7、水的自偶电离).水的电离方程式可表示为：H 20 + H2O =-HCT + 0H简写为：H20+ 0Hc(H ) c(OH )c(H20)(2)水的离子积K/v.一定温度下，水的电离常数为：K即 c(H ) - c(OH ) = K- c(H20)设水的密度为 1 g cm3,则 1 L H 2。= 1 000 mL HzO= 1 000 gH 20 = 55.6 mol ,即 HO 的起始浓度为55.6 mol - L 1.由于水是极弱的电解质，它电离时消耗的水与电离前 相比，可忽略不计.例如， 25c时，1 LH2O中已电离的HO为10-7mol,所以c(HzO) 心55.6 mol -

8、 L 1,即K c(HzO)为一常数，这个新的常数叫做水的离子积常数，简称 水的离子积，表示为：c(H ) c(OH )=Kw说明 一定温度下，由于 Kw为一常数，故通常不写单位，如 25c时K= 1X10 14.Kw只与温度有关，与溶液的酸碱性无关.温度不变，K不变；温度变化，Kw也发生变化.由于水的电离过程是吸热过程，因此温度升高时，纯水中的c(H + )、c(OH )同时增大，Kv也随着增大.例如：25 C时，c(H )=(OH )=1X10 7 mol - L 1 , Kv= 1X1014100 C时，c(H ) = (OH ) = 1X10 6 mol . l 1 , K= 1X10

9、 12但由于c(H+)与c(OH)始终保持相等，故仍显中性.在任何以水为溶剂的溶液中都存在H+和OH,它们既相互依存，又相互制约.当溶液中的c(H+)增大时，c(OHI )将减小；反之，当溶液中的 c(OH)增大时，c(H + )则 必然减小.但无论在中性、酸性还是碱性溶液中，在一定温度下，c(H + )与c(OHI )的乘积(即K)仍是不变的，也就是说， K不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐 的稀溶液.只要温度相同，不论是在纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液中，K都是相同的.一定温度下，不论是纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液中，由KO电离产生的c(H + )与c(OW )总是相等的.如 2

10、5c时，0.1 mol -L-的盐酸中，c水(H+)=c(OW) 11n 1413-1=J_= ix 10 mol - L .0.1水的电离平衡遵循勒夏特列原理.例如，向纯水中加入酸或碱，均使水的电离平衡逆向移动(即酸或碱抑制水的电离)；向水中投入活泼金属如钠等，由于金属与水 电离产生的 印直接作用而促进水的电离.溶液的酸碱性的实质任何水溶液中都存在水的电离，因此都含有J和OH. 一种溶液是显酸性、中性还是碱性，是由该溶液中的c(H + )与c(OH )的相对大小来决定的.酸性溶液：c(H ) c(OH )中性溶液：c(H) =c(OH)碱性溶液：c(H ) 1X10 7 mol L 1, c

11、(OH )v1X10 7 mol L 1碱性溶液：c(H)v1X10 7 mol L 1, c(OH ) 1X10 7 mol - L 1100c 时，因为 Kw= 1X10T2,所以：中性溶液：c(H)=c(OH ) = 1 X10 6 mol L 1酸性溶液：c(H)1X10 6 mol L 1, c(OH )v1X10 6 mol L 1碱性溶液：c(H)1X10 6 mol L 1溶液的pH(1)溶液的pH的概念：在c(H ) 7,溶液呈碱性，pH大(小)一c(OH)大(小)一溶液的碱性强(弱).pH范围为014之间.pH= 0的溶液中并非无 口，而是c(H ) =1mol - L 1

12、; pH= 14的溶液中并非没有 OH,而是c(OHI ) = 1 mol - L 1. pH减小(增大)n倍，则c(H ) 增大为原来的10n倍(减小为原来的1/10n倍)，相应的c(OH )减小为原来1/10n 倍(增大为原来的10n倍).当溶液中的 c(H+)1mol L1 时，pH1mol L1 时，pH 14.因止匕， 当溶液中的c(H+)或c(OW)大于mol L1时，一般不用pH来表示溶液的酸碱性，而 是直接用c(H + )或c(OH)来表示.所以，pH只适用于c(H + )或c(OH) 1 mol - L 1 的稀溶液.也可以用pOH来表示溶液的酸碱性.pOH是OH离子浓度的负

13、对数，即 pO生一 lgc(OH ).因为 25c时，c(H ) - c(OH ) = 1X10 14,所以：pH + pOH =14.溶液中pH的计算(1)基本关系式：pH= - 1gc(H )c(H ) =10 PH mol L 1任何水溶液中，由水电离产生的c(H + )与c(OW)总是相等的，即：c水(H+)=c水(OH).常温(25 C)时，c(H ) - c(OH ) = 1X10 14n元强酸溶液中c(H ) = n - c酸；n元强碱溶液中c(OHI )=nc碱(2)强酸与弱酸、强碱与弱碱溶液加水稀释后pH的计算.强酸与弱酸分别加水稀释相同倍数时，由于弱酸中原来未电离的弱酸分子

14、进一步电离出离子，故弱酸的 pH变化小.设稀释10n倍，则：强酸：pH稀=pH原+ n弱酸：pH稀v pH原+ n当加水稀释至由溶质酸电离产生的 c酸(H ) pH原一n当加水稀释至由溶质碱电离产生的 c(OHI ) c(OH )碱性弱酸阴离子与 K。电离产生的 0H-结合而使得 c(H ) vc(OH )依组成盐对应的 酸、碱的电离常数 尺的相对人小而 定K酸K碱：溶液 呈酸性K酸v K碱： 溶液呈碱性实例正 盐：KCl、NaS。、NaNQ KN。等酸式盐：NaHS。等CuCb、NHC1、FeCL、A12(SC4) 30口0。2。NaR K2S、K2C。CHCOONH NHF、(NHL) 2

15、C。说明盐类的水解程度很小，水解后生成的难溶物的微粒数、易挥发性物质的微粒数都很少，没有沉淀、气体产生，因此不能用“t、符号表示发生水解的盐都是使水的电离平衡止1可移动而促进水的电离(血酸或碱则总是抑制水的电离)判断某盐是否水解的简易口诀：不溶不水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱都水解.判断盐溶液酸碱性的简易口诀：谁强显谁性，都强显中性，都弱具体定 (比较等温时K酸与K碱的大小). 盐类水解离子方程式的书写方法书写原则：方程式左边的水写化学式“ HO,中间符号用“ 一”，右边不写 “t”符号.整个方程式中电荷、质量要守恒.强酸弱碱盐： 弱碱阳离子：Mn+ + nH 2。 M(OH) + nH

16、+如 CuSOzK解的离子方程式为：Cu 2+ + 2H 2。= Cu(OH + 2H +说明 溶液中离子浓度大小的顺序为：c(SO42 ) c(Cu2+) c(H ) c(OH )弱酸强碱盐：a. 一元弱酸对应的盐.如CHCOON水解的离子方程式为：CH 3COO + H 2。 CHCOOH + OH说明 溶液中离子浓度大小的顺序为：c(Na ) c(CH3COO) c(OHI ) c(H )根据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知：c(Na ) + c(H ) = c(CH 3CO。)+ c(OH )b.多元弱酸对应的盐.多元弱酸对应的盐发生水解时，是几元酸就分几步水解，且每步水解只

17、与1个HO分子结合，生成1个OH离子.多元弱酸盐的水解程度是逐渐 减弱的，因此，多元弱酸盐溶液的酸碱性主要由第一步水解决定.例如KCO的水解是分两步进行的：第一步：CO2 + H 2。k-HC6 + OH第二步：HC。+H2。 KCO + OH水解程度：第一步第二步.所以 &CO溶液中各微粒浓度大小的顺序为：c(K )c(CQ2 ) c(OH ) c(HCO ) c(HzCO) c(H )根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知：c(K ) + c(H ) =2Xc(CQ2 ) + c(OH ) + c(HCO 3 )弱酸弱碱盐：如CHCOONHK解的离子方程式为：CHCOO + NH4+ + H

18、2。 CHCOOH + NH- KO5因为 K(CHCOOHK(NH HbO)= 1.8 乂 10 ,所以 CHCOONHlWi呈中性. 影响盐类水解程度的因素(1)盐本身的组成决定盐是否水解及水解程度的大小.对于强碱弱酸盐来说，组成盐的阴离子对应的酸越弱(强)，则盐的水解程度越大(小)，溶液中的c(OHI )越大(小)，pH也越大(小).例如：相同温度下，等物质的量 浓度的CHCOON溶液与NaClO溶液相比，由于酸性 CHCOOHHCIO,故pH较大碱 性较强)的是NaClO溶液.又如：相同温度下，等物质的量浓度的NaA NaB NaC三种溶液的pH的大小顺序为：NaA Na屋NaC则三种

19、酸HA HB HC的酸性强弱顺序 为：HA H氏 HC(2)盐类的水解平衡遵循勒夏特列原理.温度.因为盐水解时吸热，所以升温，盐的水解程度增大，盐溶液的酸性或碱性 增强.浓度.盐溶液越稀，水解程度越大，故加水稀释能促进盐的水解.但因为溶液体 积增大得更多，所以盐溶液中的 c(H + )或c(OHI )反而减小(即酸性或碱性减弱). 向能水解的盐溶液中加入与水解产物相同的离子，水解被抑制；若将水解产物反应掉，则促进盐的水解.例如，在FeCl3溶液中存在水解平衡：Fe3+ + 3H20keFe(OH)3 + 3H + .若加入少量的 NaOH容液，则水解平衡向右移动，促进了Fe3+的水解；若加入少

20、量盐酸，则水解平衡向左移动，Fe3+的水解受到抑制.盐类水解的应用(1)判断盐溶液的酸碱性(或pH范围).如A12(SQ)3。溶液的pHv7,显酸性.(2)判断酸碱完全中和(恰好反应)时溶液的酸碱性.例如，等体积、等物质的量浓度 的氨水跟盐酸混合后，因为完全反应生成了强酸弱碱盐NHC1,故pH2c(CC32 ).(4)配制盐溶液.配制强酸弱碱盐 (如含Fe、A。、ClT、Sn Fe盐等)的溶液 时，加入少量对应的酸以防止水解.如配制 FeCl3溶液的步骤是；先将 FeCl3固体溶 于较浓的盐酸中，再用蒸储水稀释到所需的浓度.配制弱酸强碱盐时，加入少量对应的碱以防止水解.如配制NaS溶液时，需加

21、入少量的NaOHS体，以抑制S”的水解.(5)利用升温促进盐水解的原理，使某些弱碱阳离子水解生成氢氧化物沉淀而将其除去.例如，KNO中含有Fe(NQ)3时，先将其溶于蒸储水中，再加热，使Fe水解生成Fe(OH)3沉淀后过滤除去.(6)Mg、Zn等较活泼金属溶于某些强酸弱碱盐 (如NHC1、A1C%、FeCL等)的溶液中， 产生H.例如，将Mg条投入浓NHCl溶液中，有H、NH两种气体产生.有关离子方 程式为：NH+ + HzONH- HO + H +Mg + 2H+ = Mg2+ + H 2 t NH HO = NH31 + H2O (7)用铁盐、铝盐等作净水剂.(8)挥发性酸对应的盐(如Al

22、C、FeCl3等)加热蒸干、灼烧.例如，将 FeCl3溶液加 热蒸干、灼烧，最后的固体残留物为 FeQ,原因是：FeCl3 + 3HOblFe(OH)3 + 3HCl, 升温促进了 FeCl3的水解，同时加热使生成的HCl从溶液中逸出而产生大量的Fe(OH),蒸干后灼烧，则：2Fe(OH)3 - FeC3 + 3H 2O(9)水解显酸性的溶液与水解显碱性的溶液混合一一双水解反应.例如，将Al2(SQ)3溶液与NaHCOtft混合，发生反应：A13+ + 3HCOT =Al(OH)3j + 3CO2?(泡沫灭火 器的灭火原理).此外，还有盐溶液的鉴别、化肥的混施等也需要考虑盐类的水解.电解质溶液

23、中的电荷守恒和物料守恒 (1)电荷守恒：在任何一种电解质溶液中，所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴 离子所带的负电荷总数.即溶液呈电中性.例如，在A12(SO4)3溶液中存在的电荷守恒关系为：2 Xc(A13 ) + c(H ) = 3 Xc(SO42)+ c(OH ).(2)物料守恒：电解质溶液中，某一组分的原始浓度等于该组分在溶液中以各种形式 存在的浓度之和.例如，在 NaCO溶液中，由于CO离子的水解，碳元素以 CO”、 HC。、HCO三种形式存在.因为 c(Na ) =2Xc原始(CQ2 ),而 c 原始(CQ2 ) =c(CO32 ) + c(HCO 3 ) + c(H 2CO).

24、 又因为 c(Na ) + c(H ) = 2 Xc(CQ2 ) + c(HCO 3 ) + c(OH ),所以，在 NaCO溶液 中存在下列关系：c(HCO ) + 2 Xc(HzCO) + c(H ) = c(OH )8 .酸碱中和滴定酸碱中和滴定(1)酸碱中和的实质： 印+ OH = HO,即1 mol H+恰好与1 mol OH 一中和生成水.说明：酸与碱在发生中和反应时，是按有关化学方程式中酸与碱的化学计量数之比 进行的.(2)酸碱中和滴定的概念：用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法，叫做酸碱中和滴定.酸碱中和滴定原理：酸碱发生中和反应时的物质的量之比等于它们的化学计量数 之比.即：当参与中和滴定的酸碱为一元酸和一元碱时，由于 31,则：(B)c(A) V(A) = c(B) V(B