化學高中知識點規(guī)律大全9——電離平衡

1、高中化學知識點規(guī)律大全電離平衡1電離平衡強電解質和弱電解質強電解質弱電解質概 念在水溶液里全部電離為離子的電解質在水溶液里僅部分電離為離子的電解質化合物類型含有離子鍵的離子化合物和某些具有極性鍵的共價化合物某些具有極性鍵的共價化合物所含物質強酸、強堿、鹽等水、弱酸、弱堿電離情況完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆)不完全電離(部分電離)，存在電離平衡聯 系都屬于電解質說明 離子化合物在熔融或溶于水時離子鍵被破壞，電離產生了自由移動的離子而導電；共價化合物只有在溶于水時才能導電因此，可通過使一個化合物處于熔融狀態(tài)時能否導電的實驗來判定該化合物是共價化合物還是離子化合物弱電解質的電離平衡 (1)電

2、離平衡的概念：在一定條件(如溫度、壓強)下，當電解質分子電離成離子的速率與離子重新結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡(2)弱電解質的電離平衡的特點：電離平衡遵循勒夏特列原理，可根據此原理分析電離平衡的移動情況電離平衡是動態(tài)平衡電離方程式中用可逆符號“”表示例如：CH3COOHCH3COO + HNH3·H2ONH4 + OH將弱電解質溶液加水稀釋時，電離平衡向弱電解質電離的方向移動此時，溶液中的離子數目增多，但電解質的分子數減少，離子濃度減小，溶液的導電性降低由于電離過程是吸熱過程，因此，升高溫度，可使電離平衡向弱電解質電離的方向移動此時，溶液中離子的數

3、目增多，離子濃度增大，溶液的導電性增強在弱電解質溶液中，加入與弱電解質電離出相同的離子的強電解質時，使弱電解質的電離平衡向逆反應方向移動例如，在0.1mol·L1”滴有氨水的溶液(顯淺紅色)中，存在電離平衡NH3·H2ONH4 + OH當向其中加入少量下列物質時：a NH4Cl固體由于增大了c(NH4)，使NH3·H2O的電離平衡逆向移動，c(OH)減小，溶液紅色變淺bNaOH固體NaOH溶于水時電離產生的OH抑制了NH3·H2O的電離，從而使平衡逆向移動電離平衡常數 在一定溫度下，當弱電解質的電離達到平衡狀態(tài)時，溶液中電離產生的各種離子濃度的乘積與溶液

4、中未電離的弱電解質分子濃度的比值是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數弱酸的電離常數用Ka表示，弱堿的電離常數用Kb表示(1)電離平衡常數的表達式一元弱酸、一元弱堿的電離常數表達式：例如，一定溫度下CH3COOH的電離常數為：CH3COOHCH3COO + H一定溫度下NH3·H2O的電離常數為：NH3·H2ONH4 + OH多元弱酸的電離特點及電離常數表達式：a分步電離是幾元酸就分幾步電離每步電離只能產生一個H，每一步電離都有其相應的電離常數b電離程度逐漸減小，且K1K2K3，故多元弱酸溶液中平衡時的H主要來源于第一步所以，在比較多元弱酸的酸性強弱時，只需比較

5、其K1即可例如25時，H3PO4的電離；H3PO4 H2PO4 + H H2PO4 HPO42 + H HPO42 PO43 + H 注意 a電離常數表達式中各組分的濃度均為平衡濃度 b多元弱酸溶液中的c(H)是各步電離產生的c(H)的總和，在每步的電離常數表達式中的c(H)是指溶液中H的總濃度而不是該步電離產生的c(H)(2)電離常數的特征同一弱電解質的稀溶液的電離常數的大小與溶液的濃度無關，只隨溫度的變化而變化溫度不變，K值不變；溫度不同，K值也不同但由于電離常數隨溫度的變化不大，在室溫時，可不考慮溫度對電離常數的影響(3)電離常數的意義：表明弱電解質電離的難易程度K值越大，離子濃度越大，

6、該電解質越易電離；反之，電解質越難電離比較弱酸或弱堿相對強弱例如在25時，HNO2的K4.6×104，CH3COOH的K1.8×105，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性強6水的電離和溶液的pH水的電離(1)水的電離方程式水是一種極弱的電解質，它能像酸一樣電離出極少量的H，又能像堿一樣電離出少量的OH(這叫做水的自偶電離)水的電離方程式可表示為： H2O + H2O H3O + OH簡寫為：H2O H + OH(2)水的離子積KW一定溫度下，水的電離常數為：即c(H)·c(OH)K·c(H2O)設水的密度為1 g·cm3，則1 L H2O

7、1 000 mL H2O1 000 gH2055.6 mol，即H2O的起始濃度為55.6 mol·L1由于水是極弱的電解質，它電離時消耗的水與電離前相比，可忽略不計例如，25時，1 LH2O中已電離的H2O為107mol，所以c(H2O)55.6 mol·L1，即K·c(H2O)為一常數，這個新的常數叫做水的離子積常數，簡稱水的離子積，表示為： c(H)·c(OH)KW說明 一定溫度下，由于KW為一常數，故通常不寫單位，如25時KW1×1014KW只與溫度有關，與溶液的酸堿性無關溫度不變，KW不變；溫度變化，KW也發(fā)生變化由于水的電離過程是吸

8、熱過程，因此溫度升高時，純水中的c(H)、c(OH)同時增大，KW也隨著增大例如： 25時，c(H)(OH)1×107 mol·L1 ，KW1×1014 100時，c(H)(OH)1×106 mol·L1 ，KW1×1012但由于c(H)與c(OH)始終保持相等，故仍顯中性在任何以水為溶劑的溶液中都存在H和OH，它們既相互依存，又相互制約當溶液中的c(H)增大時，c(OH)將減?。环粗?，當溶液中的c(OH)增大時，c(H)則必然減小但無論在中性、酸性還是堿性溶液中，在一定溫度下，c(H)與c(OH)的乘積(即KW)仍是不變的，也就是說

9、，KW不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液只要溫度相同，不論是在純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，KW都是相同的一定溫度下，不論是純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，由H2O電離產生的c(H)與c(OH)總是相等的如25時，0.1 mol·L1的鹽酸中，c水(H)c(OH)1×1013 mol·L1水的電離平衡遵循勒夏特列原理例如，向純水中加入酸或堿，均使水的電離平衡逆向移動(即酸或堿抑制水的電離)；向水中投入活潑金屬如鈉等，由于金屬與水電離產生的H直接作用而促進水的電離溶液的酸堿性的實質 任何水溶液中都存在水的電離，因此都含有H和OH一種溶液是顯酸性

10、、中性還是堿性，是由該溶液中的c(H)與c(OH)的相對大小來決定的酸性溶液：c(H)c(OH)中性溶液：c(H)c(OH)堿性溶液：c(H)c(OH)例如：25時，因為KW1×1014，所以：中性溶液：c(H)c(OH)1×107 mol·L1 酸性溶液：c(H)1×107 mol·L1，c(OH)1×107 mol·L1堿性溶液：c(H)1×107 mol·L1，c(OH) 1×107 mol·L1100時，因為KW1×1012，所以：中性溶液：c(H)c(OH)1

11、15;106 mol·L1 酸性溶液：c(H)1×106 mol·L1，c(OH)1×106 mol·L1堿性溶液：c(H)1×106 mol·L1，c(OH) 1×106 mol·L1溶液的pH(1)溶液的pH的概念：在c(H)1 mol·L1的水溶液中，采用c(H)的負對數來表示溶液酸堿性的強弱(2)數學表達式： pH1gc(H)若c(H)10n mol·L1，則pHn若c(H) m×10n mol·L1，則pHnlgm(3)溶液酸堿性的強弱與pH的關系常溫(2

12、5)時：pH7，溶液呈中性，c(H)c(OH)1×107 mol·L1Ph7，溶液呈酸性，pH小(大) c(H)大(小) 溶液的酸性強(弱)PH7，溶液呈堿性，pH大(小) c(OH)大(小) 溶液的堿性強(弱)pH范圍為014之間pH0的溶液中并非無H，而是c(H)1mol·L1；pH14的溶液中并非沒有OH，而是c(OH)1 mol·L1pH減小(增大)n倍，則c(H)增大為原來的10n倍(減小為原來的110n 倍)，相應的c(OH)減小為原來110n 倍(增大為原來的10n倍)當溶液中的c(H)1mol·L1時，pH0；c(OH)1mol

13、·L1時，pH14因此，當溶液中的c(H)或c(OH)大于mol·L1時，一般不用pH來表示溶液的酸堿性，而是直接用c(H)或c(OH)來表示所以，pH只適用于c(H)或c(OH)1 mol·L1的稀溶液也可以用pOH來表示溶液的酸堿性pOH是OH離子濃度的負對數，即pOH一lgc(OH)因為25時，c(H)·c(OH)1×1014，所以：pH + pOH 14溶液中pH的計算(1)基本關系式：pH1gc(H)c(H)10pH mol·L1任何水溶液中，由水電離產生的c(H)與c(OH)總是相等的，即：c水(H)c水(OH)常溫(25

14、)時，c(H)·c(OH)1×1014n元強酸溶液中c(H)n·c酸；n元強堿溶液中c(OH)n·c堿·(2)強酸與弱酸、強堿與弱堿溶液加水稀釋后pH的計算強酸與弱酸分別加水稀釋相同倍數時，由于弱酸中原來未電離的弱酸分子進一步電離出離子，故弱酸的pH變化小設稀釋10n倍，則：強酸：pH稀 pH原 + n弱酸：pH稀 pH原 + n 當加水稀釋至由溶質酸電離產生的c酸(H)106 mol·L1時，則必須考慮水的電離如pH5的鹽酸稀釋1 000倍時，pH稀6.98，而不是等于8因此，酸溶液無論如何稀釋，溶液的pH都不會大于7強堿與弱堿分別

15、加水稀釋相同倍數時，弱堿的pH變化小設均稀釋10n倍，則：強堿：pH稀 pH原 n弱堿：pH稀 pH原 n當加水稀釋至由溶質堿電離產生的c(OH)106 mol·L1時，則必須考慮水的電離如pH9的NaOH溶液稀釋1 000倍時，pH稀7，而不是等于6因此，堿溶液無論如何稀釋，溶液的pH都不會小于7(3)兩強酸或兩強堿溶液混合后pH的計算兩強酸溶液混合先求出： 再求；pH混1gc混(H)注：V1、V2的單位可為L或mL，但必須一致兩強堿溶液混合求算兩強堿溶液混合后溶液的pH時，不能直接根據題中給出的堿的pH求算混合液的pH，而必須先分別求出兩強堿溶液中的c(OH)，再依下式求算c混(

16、OH)：然后求出c混(H)、pH混例如：將pH8的Ba(OH)2溶液與pH10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中的c(H)應為2×1010 mol·L1，而不是(1010 + 108)2 mol·L1(4)強酸與強堿溶液混合后pH的計算解題步驟：分別求出酸中的n(H)、堿中的n(OH)依H + OHH2O比較出n(H)與n(OH)的大小n(H)n(OH)時，恰好中和，混合液顯中性；pH7反之，若混合液的pH7，則必有n(H)n(OH)n(H)n(OH)時，酸過量，則：再求出pH混(求得的pH混必小于7)注：若已知pH混7，則必須利用上式進行相關計算 n(H) n(

17、OH)時，堿過量則：然后求出c混(H)、pH混注：若已知pH混7，則必須利用上式進行相關計算(5)強酸與強堿混合反應后溶液呈中性時，強酸的pH酸、強堿的pH堿與強酸溶液體積V酸、強堿溶液體積V堿之間的關系：當溶液呈中性時：n(H) n(OH)即：c(H)·V酸c(OH)·V堿25時，有c酸(H)·V酸1×1014c堿(H)·V堿，整理得：c酸(H)·c堿(H)1×1014 V堿V酸，兩邊取負對數得：1g c酸(H) + lg c堿(OH)lg(1×1014) + lg (V堿V酸)故 pH酸 + pH堿 14 +

18、lg(V酸V堿)若pH酸+pH堿14，則V酸V堿11，即強酸與強堿等體積混合若pH酸+pH堿14，則：V酸V堿1若pH酸+pH堿14，則：V酸V堿17鹽類的水解鹽類的水解(1)鹽類水解的概念：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產生出來的H或OH結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解說明 鹽類的水解反應與中和反應互為可逆過程：鹽 + 水酸 + 堿 熱量(2)鹽類水解的實質：鹽溶于水時電離產生的弱堿陽離子(如NH4、A13、Fe3等)或者弱酸陰離子(如CH3COO、CO32、S2等)與水電離產生的OH或H結合生成了難電離的弱堿、弱酸(弱電解質)，使水的電離平衡發(fā)生移動，從而引起水電離產生的c(H)與

19、c(OH)的大小發(fā)生變化(3)各種類型的鹽的水解情況比較：鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽弱酸強堿鹽弱酸弱堿鹽水解情況不水解水解水解水解參與水解的離子弱堿陽離子弱酸陰離子弱酸陰離子和弱堿陽離子溶液的酸堿性正鹽顯中性；酸式鹽因電離產生H而顯酸性酸性弱堿陽離子與H2O電離產生的OH-結合而使得c(H) c(OH)堿性弱酸陰離子與H2O電離產生的OH-結合而使得c(H)c(OH)依組成鹽對應的酸、堿的電離常數尺的相對大小而定K酸K堿：溶液呈酸性K酸K堿：溶液呈堿性實例正 鹽：KCl、Na2SO4、NaNO3、KNO3等酸式鹽：NaHSO4等CuCl2、NH4C1、FeCl3、A12(SO4)3CH3CO

20、ONa、NaClO、NaF、K2S、K2CO3CH3COONH4、NH4F、(NH4)2CO3說明鹽類的水解程度很小，水解后生成的難溶物的微粒數、易揮發(fā)性物質的微粒數都很少，沒有沉淀、氣體產生，因此不能用“”、“”符號表示發(fā)生水解的鹽都是使水的電離平衡正向移動而促進水的電離(而酸或堿則總是抑制水的電離)判斷某鹽是否水解的簡易口訣：不溶不水解，無弱不水解，誰弱誰水解，都弱都水解判斷鹽溶液酸堿性的簡易口訣：誰強顯誰性，都強顯中性，都弱具體定(比較等溫時K酸與K堿的大小)(4)鹽類水解離子方程式的書寫方法書寫原則：方程式左邊的水寫化學式“H2O”，中間符號用“”，右邊不寫“”、“”符號整個方程式中電

21、荷、質量要守恒強酸弱堿鹽：弱堿陽離子：Mn + nH2OM(OH)n + nH如CuSO4水解的離子方程式為： Cu2 + 2H2OCu(OH)2 + 2H說明 溶液中離子濃度大小的順序為：c(SO42)c(Cu2)c(H)c(OH)弱酸強堿鹽：a 一元弱酸對應的鹽如CH3COONa水解的離子方程式為： CH3COO + H2OCH3COOH + OH說明 溶液中離子濃度大小的順序為：c(Na)c(CH3COO)c(OH)c(H)根據“任何電解質溶液中陰、陽離子電荷守恒”可知：c(Na) + c(H) c(CH3COO) + c(OH)b多元弱酸對應的鹽多元弱酸對應的鹽發(fā)生水解時，是幾元酸就分

22、幾步水解，且每步水解只與1個H2O分子結合，生成1個OH離子多元弱酸鹽的水解程度是逐漸減弱的，因此，多元弱酸鹽溶液的酸堿性主要由第一步水解決定例如K2CO3的水解是分兩步進行的：第一步：CO32 + H2OHCO3 + OH第二步：HCO3 +H2OH2CO3 + OH水解程度：第一步第二步所以K2CO3溶液中各微粒濃度大小的順序為：c(K)c(CO32)c(OH)c(HCO3)c(H2CO3)c(H)根據“任何電解質溶液中電荷守恒”可知：c(K) + c(H) 2×c(CO32) + c(OH) + c(HCO3)弱酸弱堿鹽：如CH3COONH4水解的離子方程式為：CH3COO +

23、 NH4 + H2OCH3COOH + NH3·H2O因為K(CH3COOH)K(NH3·H2O)1.8×105，所以CH3COONH4溶液呈中性影響鹽類水解程度的因素(1)鹽本身的組成決定鹽是否水解及水解程度的大小對于強堿弱酸鹽來說，組成鹽的陰離子對應的酸越弱(強)，則鹽的水解程度越大(小)，溶液中的c(OH)越大(小)，pH也越大(小)例如：相同溫度下，等物質的量濃度的CH3COONa溶液與NaClO溶液相比，由于酸性CH3COOHHClO，故pH較大堿性較強)的是NaClO溶液又如：相同溫度下，等物質的量濃度的NaA、NaB、NaC三種溶液的pH的大小順序為

24、：NaANaBNaC，則三種酸HA、HB、HC的酸性強弱順序為：HAHBHC(2)鹽類的水解平衡遵循勒夏特列原理溫度因為鹽水解時吸熱，所以升溫，鹽的水解程度增大，鹽溶液的酸性或堿性增強濃度鹽溶液越稀，水解程度越大，故加水稀釋能促進鹽的水解但因為溶液體積增大得更多，所以鹽溶液中的c(H)或c(OH)反而減小(即酸性或堿性減弱)向能水解的鹽溶液中加入與水解產物相同的離子，水解被抑制；若將水解產物反應掉，則促進鹽的水解例如，在FeCl3溶液中存在水解平衡：Fe3 + 3H2OFe(OH)3 + 3H若加入少量的NaOH溶液，則水解平衡向右移動，促進了Fe3的水解；若加入少量鹽酸，則水解平衡向左移動，

25、Fe3的水解受到抑制鹽類水解的應用(1)判斷鹽溶液的酸堿性(或pH范圍)如A12(SO4)3。溶液的pH7，顯酸性(2)判斷酸堿完全中和(恰好反應)時溶液的酸堿性例如，等體積、等物質的量濃度的氨水跟鹽酸混合后，因為完全反應生成了強酸弱堿鹽NH4C1，故pH7，溶液顯酸性(3)比較鹽溶液中離子濃度的大小或離子數目的多少例如：在碳酸鈉晶體中，n(Na)2n(CO32)，但在Na2CO3溶液中，由于CO32的水解而有c(Na)2c(CO32)(4)配制鹽溶液配制強酸弱堿鹽(如含Fe3、A13、Cu2、Sn2、Fe2鹽等)的溶液時，加入少量對應的酸以防止水解如配制FeCl3溶液的步驟是；先將FeCl3

26、固體溶于較濃的鹽酸中，再用蒸餾水稀釋到所需的濃度配制弱酸強堿鹽時，加入少量對應的堿以防止水解如配制Na2S溶液時，需加入少量的NaOH固體，以抑制S2的水解(5)利用升溫促進鹽水解的原理，使某些弱堿陽離子水解生成氫氧化物沉淀而將其除去例如，KNO3中含有Fe(NO3)3時，先將其溶于蒸餾水中，再加熱，使Fe3水解生成Fe(OH)3沉淀后過濾除去(6)Mg、Zn等較活潑金屬溶于某些強酸弱堿鹽(如NH4C1、A1C13、FeCl3等)的溶液中，產生H2例如，將Mg條投入濃NH4Cl溶液中，有H2、NH3兩種氣體產生有關離子方程式為：NH4 + H2ONH3·H2O + HMg + 2H

27、Mg2 + H2NH3·H2O NH3+ H2O(7)用鐵鹽、鋁鹽等作凈水劑(8)揮發(fā)性酸對應的鹽(如AlCl3、FeCl3等)加熱蒸干、灼燒例如，將FeCl3溶液加熱蒸干、灼燒，最后的固體殘留物為Fe2O3，原因是：FeCl3 + 3H2OFe(OH)3 + 3HCl，升溫促進了FeCl3的水解，同時加熱使生成的HCl從溶液中逸出而產生大量的Fe(OH)3，蒸干后灼燒，則：2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O(9)水解顯酸性的溶液與水解顯堿性的溶液混合雙水解反應例如，將A12(SO4)3溶液與NaHCO3溶液混合，發(fā)生反應：A13 + 3HCO3 Al(OH)3 + 3CO2

28、(泡沫滅火器的滅火原理) ·此外，還有鹽溶液的鑒別、化肥的混施等也需要考慮鹽類的水解電解質溶液中的電荷守恒和物料守恒(1)電荷守恒：在任何一種電解質溶液中，所有陽離子所帶的正電荷總數等于所有陰離子所帶的負電荷總數即溶液呈電中性例如，在A12(SO4)3溶液中存在的電荷守恒關系為： 2×c(A13) + c(H) 3×c(SO42) + c(OH)(2)物料守恒：電解質溶液中，某一組分的原始濃度等于該組分在溶液中以各種形式存在的濃度之和例如，在Na2CO3溶液中，由于CO32離子的水解，碳元素以CO32、HCO3、H2CO3三種形式存在因為c(Na)2×c原始(CO32)，而c原始(CO32)c(CO32) + c(HCO3) + c(H2CO3)又因為c(Na) + c(H) 2×c(CO32) + c(HCO3) + c(OH)，所以，在Na2CO3溶液中存在下列關系：c(HCO3) + 2×c(H2CO3) + c(H) c(OH)8酸堿中和滴定酸堿中和滴定(1)酸堿中和的實質：H+ OHH2O，即1 mol H恰好與1 mol OH中和生成水說明：酸與堿在發(fā)生中和反應時，是按有關