水溶液中的电离平衡
电离平衡名词解释
电离平衡名词解释
电离平衡是指在化学反应中，反应物和生成物之间电离状态的平衡。
在一个电离平衡反应中，存在着离子和非离子形式的反应物和生成物，它们之间相互转化，但总体上保持一定的平衡比例。
具体来说，对于溶液中的电离平衡反应，可以以酸碱反应为例进行解释。
在一个酸碱反应中，酸和碱分别可以发生电离产生H+离子和OH-离子，这些离子可以重新组合形成水分子。
在达到电离平衡时，反应物和生成物之间的离子浓度保持一定的比例，使得正反应和逆反应的速率相等。
在这种平衡状态下，反应物和生成物的浓度不再发生明显的变化。
电离平衡可以由离子在溶液中的溶解度来描述，溶解度越高，离子浓度越大，相应的电离平衡也会更偏向于生成物的一方。
电离平衡是化学反应中一个重要的概念，对于了解溶液中酸碱性质、盐的溶解度以及离子的传输等过程都有很大的意义。
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水溶液中的电离平衡
第四章 水溶液中的电离平衡一、电解质和非电解质 1、概念⑴电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。
②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物.③对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。
例如：H 2SO 4、NaHCO 3、NH 4Cl 、Na 2O 、Na 2O 2、Al 2O 3 ⑵强电解质:溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质 弱电解质:溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定.强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H 2O 、HF 等都是弱电解质。
②电解质的强弱与溶解度无关。
如BaSO 4、CaCO 3等 ③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。
2、判断（1)物质类别判断:强电解质：强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物 弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水非电解质：非金属氧化物、氢化物（酸除外）、多数有机物 单质和混合物(不是电解质也不是非电解质） (2)性质判断:熔融导电：强电解质(离子化合物） 均不导电：非电解质（必须是化合物) (3)实验判断：①测一定浓度溶液pH②测对应盐溶液pH③一定pH 溶液稀释测pH 变化 ④同等条件下测导电性3、电解质溶液的导电性和导电能力⑴电解质不一定导电（如NaCl 晶体、无水醋酸）,导电物质不一定是电解质（如石墨），非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
⑵强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。
饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。
例1：(上海高考题)下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ ）。
A ．CH 3COOHB ．Cl 2C ．NH 4HCO 3D ．SO 2例2：（1)有下列物质：①硫酸②固体KCl ③氨④食盐水⑤CO 2⑥Cl 2⑦CaCO 3⑧Na 2O ⑨铜丝⑩氯化氢气体11氨水12浓硫酸13盐酸14碘化氢15硫酸钡。
水溶液水的电离
KW叫水的离子积常数，简称水的离子积 实验证明25℃时，KW= [H+][OH-]=1×10-14mol2· L-2
注意：
1 .在水中 H+，OH-，H2O共存 2.水的电离是吸热过程
不同温度下水的离子积常数 t/℃ 25 55 80 100 分析上表数据可得出怎样的结论？ K W/mol2· L-2 1.0×10-14 7.3×10-14 2.5×10-13 5.5×10-13
[H+]<[OH-],溶液呈碱性，且［OH-］越大碱性越强
思考：
1.25℃由水电离出的［H＋］或［OH－］均为10-12时, 溶 液是酸溶液,还是为碱溶液？
酸或碱
回忆： 向水中加酸、碱，对水电离平衡的影响？ 小结： 在纯水中分别加入H+ 和OH-时，能抑制 水的电离，并使水电离出 的[H+ ]和[OH-] 均小于10-7mol· L-1（常温）。
纯水
加适量 NaOH 加适量 HCl
1×10-7
1×10-7
1×10-7
1×10-7
1×10-12
1×10-2 1×10-12
1×10-12
1×10-2 1×10-12 1×10-12 1×10-12
加酸时，溶液中的OH-都来源于水的电离， 加碱时，溶液中的H+ 都来源于水的电离。
溶液酸碱度的表示方法: pH
思考
• 在100℃时，纯水的KW＝5.5×10－13mol2•L-2, 此时pH=7的溶液是中性溶液吗？
[H+]=1.0 ×10-7mol/L
[OH-] = KW∕ [H+]=5.5 ×10-6mol/L
水溶液中的电离平衡
分子，下列关系式正确的是（ ）
A、c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+c(H2S)
B、c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+2c(H2S)
C、c(Na+)=c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)
D、c(Na+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)
（1）Na2A溶液显 碱性 性（填“酸性”、“中性” 或“碱性）。理A由2—是+H2O HA— +OH— （ 用离子方程式表示）。
（2）在0.1mol/L的Na2A溶液中，下列关系式正确的 是 （ B、C、D ）
A、c(A2—)+c(HA—)+c(H2A)= 0.01mol/L B、c(OH—)=c(H+)+ c(HA—)
例3、把AlCl3溶液蒸干灼烧，最后得到的主
要固体产物是Al2O3，为什么？用化学方
程式和必要的文字说明
。
▪ 例4、 在0.1mol/LNaHCO3溶液中，下列 关系中不正确的是（ ）
▪ A. c(Na+)=c(HCO3—)+c(OH—) ▪ B. c(Na+)=c(HCO3—)+c(CO32—)+c(H2CO3) ▪ C.c(OH—)=c(H+）+ c(H2CO3) ▪ D. c(Na+)+ c(H+)= c(HCO3—)+c(OH—)+2
C、c(Na+)+ c(H+)= c(OH—)+ c(HA—) +2 c(A2—)
D、 c(Na+)= 2 c(HA—) +2 c(A2—)
水的电离平衡和影响平衡的因素
【温馨提示】(1)混合后溶液呈酸性时，一定用 c(H＋)计算pH；呈碱性时，一定用c(OH－)计算pH。 (2)若强酸(pH＝a，体积为V酸)强碱(pH＝b，体积 为V碱)混合后呈中性，则有：V酸/V碱＝10(a＋b－ pKW)
1.(2010· 广东茂名4月调研)已知在100 ℃的温度下(本 题涉及的溶液其温度均为100 ℃)，水的离子积KW＝ 1×10－12。下列说法正确的是( A ) A．0.05 mol· L－1的H2SO4溶液pH＝1 B．0.001 mol· L－1的NaOH溶液pH＝11 C．0.005 mol· L－1的H2SO4溶液与0.01 mol· L－1的NaOH 溶液等体积混合，混合溶液pH为6，溶液显酸性 D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝11 的NaOH溶液50 mL
2．碱性溶液 步骤：先求出溶液中氢氧根离子浓度即c(OH－)， 然后根据KW求出溶液中氢离子浓度即c(H＋)，最 后求出溶液的pH。 c(OH－)的求算式与酸性溶液中c(H＋)的求算式 相似，只需把公式中的H＋改为OH－，酸改为碱即 可。 说明：若忽略混合前后溶液体积的变化，则混合 后溶液体积近似等于混合前各溶液体积之和，即 V混＝V1＋V2。
【考点释例2】将pH＝3的H2SO4溶液和pH＝12的 NaOH溶液混合，当混合溶液的pH＝10时，强酸和 强碱的体积之比为( B ) A．1∶9 B．9∶1 C．10∶1 D．1∶10 【解析】pH＝10时，c(H＋)＝1×10－10 mol· L－1， c(OH－)＝1×10－4 mol· L－1。
【解析】0.05 mol· L－1的H2SO4溶液中c(H＋)＝0.10 mol· L－1，pH＝1。 2.(1)pH＝a的CH3COOH溶液稀释100倍后所得溶 液pH < a＋2(填“>”或“<”)。 (2)0.01 mol/L CH3COOH溶液的pH > 2(填“>”或 “<”)。 (3)0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH > 7(填“>”或 “<”)。
人教版高中化学选择性必修第1册 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡
[素能应用]
典例2现有0.1 mol·L-1氨水10 mL,加蒸馏水稀释到1 L后,下列变化中正确的
是(
)
①电离程度增大
②c(NH3·H2O)增大
⑤导电性增强
(NH+
4)
⑥
增大
(NH3 ·H2 )
A.①②③
B.①③⑤
C.①③⑥
D.②④⑥
+
③ NH
数目增多
4
④c(OH-)增大
答案 C
解析 NH3·H2O 属于弱电解质,在水溶液中存在电离平衡:NH3·H2O
电解质
全部电离
弱电解质
在水溶液中只能部分电离的
定义
电解质
电离程度
部分电离
存在大量电解质分子,存在少
电解质在溶液 只存在电解质电离产生的阴、
量弱电解质分子电离产生的
中的存在形式 阳离子,不存在强电解质分子
离子
不可逆,强电解质全部电离,电 可逆,存在电离平衡,电离方
电离过程
离方程式用“===”连接
程式用“
”连接
[素能应用]
典例1下列关于强、弱电解质的叙述正确的是(
)
A.强电解质都是离子化合物,弱电解质都是共价化合物
B.强电解质都是可溶性化合物,弱电解质都是难溶性化合物
C.强电解质的水溶液中无溶质分子,弱电解质的水溶液中有溶质分子
D.强电解质的导电能力强,弱电解质的导电能力弱
答案 C
解析 A项,HCl、HNO3是强电解质,但属于共价化合物,A错误;B项,BaSO4、
3 2
(3)H2CO3 的电离常数a 1 =
(HC O 3 )·(H + )-(H 2 O源自3 )、a 2 =2-
弱电解质在水溶液中的电离平衡
【弱电解质在水溶液中得电离平衡】【电离平衡概念】一定条件(温度、浓度)下,分子电离成离子得速率与离子结合成分子得速率相等,溶液中各分子与离子得浓度都保持不变得状态叫电离平衡状态(属于化学平衡).任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡,达到平衡时,弱电解质具有该条件下得最大电离程度.【电离平衡得特征】①逆:弱电解质得电离过程就是可逆得,存在电离平衡.②等:弱电解质电离成离子得速率与离子结合成分子得速率相等.③动:弱电解质电离成离子与离子结合成分子得速率相等,不等于零,就是动态平衡.④定:弱电解质在溶液中达到电离平衡时,溶液里离子得浓度、分子得浓度都不再改变.⑤变:外界条件改变时,平衡被破坏,电离平衡发生移动.【电离方程式得书写】(1)强电解质用“=”,弱电解质用“⇌”(2)多元弱酸分步电离,多元弱碱一步到位.H2CO3≒H++HCO3-,HCO3-≒H++CO32-,以第一步电离为主.NH3•H2O≒NH4++OH- Fe(OH)3≒Fe3++3OH-(3)弱酸得酸式盐完全电离成阳离子与酸根阴离子,但酸根就是部分电离.NaHCO3=Na++HCO3-,HCO3-≒H++CO32-(4)强酸得酸式盐如NaHSO4完全电离,但在熔融状态与水溶液里得电离就是不相同得.熔融状态时:NaHSO4=Na++HSO4-;溶于水时:NaHSO4=Na++H++SO42-.【例2】室温下,对于pH与体积均相同得醋酸与盐酸两种溶液,分别采取下列措施,有关叙述正确得就是( )A.加适量得醋酸钠晶体后,两溶液得pH均增大B.温度都升高20℃后,两溶液得pH均不变C.加水稀释两倍后,两溶液得pH均减小D.加足量得锌充分反应后,两溶液中产生得氢气一样多【解析】盐酸就是强酸,醋酸就是弱酸,所以醋酸溶液中存在电离平衡,升高温度能促进弱电解质电离,pH相同得醋酸与盐酸,醋酸得浓度大于盐酸,不同得酸与相同金属反应,生成氢气得速率与溶液中离子浓度成正比.A.向盐酸中加入醋酸钠晶体,醋酸钠与盐酸反应生成醋酸,导致溶液得pH增大,向醋酸中加入醋酸钠,能抑制醋酸电离,导致其溶液得pH增大,故A正确;B.盐酸就是强酸,不存在电离平衡,升高温度不影响盐酸得pH,醋酸就是弱酸,其水溶液中存在电离平衡,升高温度,促进醋酸电离,导致醋酸溶液中氢离子浓度增大,所以醋酸得pH减小,故B 错误;C.pH相同、体积相同得醋酸与盐酸两种溶液分别加水稀释后,溶液中氢离子浓度都减小,所以pH都增大,故C错误;D.pH相同、体积相同得醋酸与盐酸,醋酸得物质得量大于盐酸,且二者都就是一元酸,所以分别与足量得锌反应,醋酸产生得氢气比盐酸多,故D错误;故选A.题型三:电离平衡常数得含义【例3】部分弱酸得电离平衡常数如表,下列选项错误得就是( )A.2CN-+H2O+CO2→2HCN+CO32-B.2HCOOH+CO32-→2HCOO-+H2O+CO2↑C.中与等体积、等pH得HCOOH与HCN消耗NaOH得量前者小于后者D.等体积、等浓度得HCOONa与NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者【解析】弱酸得电离平衡常数越大,其酸性越强,等pH得弱酸溶液,酸性越强得酸其物质得量浓度越小,弱酸根离子水解程度越小,结合强酸能与弱酸盐反应制取弱酸分析解答.根据电离平衡常数知,酸性强弱顺序为:HCOOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3-,A.氢氰酸得酸性大于碳酸氢根离子而小于碳酸,所以发生CN-+H2O+CO2→HCN+HCO3-反应,故A 错误;B.甲酸得酸性大于碳酸,所以2HCOOH+CO32-→2HCOO-+H2O+CO2↑能发生,故B正确;C.等pH得HCOOH与HCN溶液,甲酸得物质得量浓度小于氢氰酸,所以中与等体积、等pH得HCOOH 与HCN消耗NaOH得量前者小于后者,故C正确;D.根据电荷守恒,c(HCOO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),c(CN-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),即离子总数就是n(Na+ )+n(H+)得2倍,而NaCN得水解程度大,即NaCN溶液中得c(OH-)大,c(H+)小,c(Na+)相同,所以甲酸钠中离子浓度大,故D错误;故选AD.弱电解质得证明方法(以盐酸与醋酸为例):1、通过测定同浓度、同体积得溶液得导电性强弱来鉴别规律1:同物质得量浓度得酸溶液,酸越弱,其溶液得导电能力越弱.2、通过测定同浓度溶液得pH大小来鉴别规律2:同物质得量浓度得酸溶液,酸性越弱,溶液得pH越大.若两种酸溶液得pH相同,酸越弱,溶液得浓度越大.3、通过比较同浓度、同体积得溶液与同一种物质反应得速率快慢来鉴别规律3:等物质得量浓度得酸,酸越弱,其c (H+)越小,反应速率越慢.4、通过测定同浓度得酸所对应得钠盐溶液得pH大小来鉴别规律4:等物质得量浓度下,一元酸得钠盐溶液,其“对应得酸”越弱,溶液得pH越大.5、通过比较体积相同、pH相同得酸溶液同倍数稀释后,溶液得pH变化大小来鉴别规律5:在pH相同时,同体积得酸,酸越弱,抗稀释能力越强,即稀释相同倍数下,pH变化幅度越小.6、通过比较同体积、同pH得溶液分别与同种物质发生完全反应时,消耗得物质得量得多少来鉴别规律6:在pH相同得条件下,同体积得酸,酸越弱,其中与能力越强.7.通过向酸溶液中加入与之相应得钠盐,引起溶液pH变化得大小来鉴别规律7:在等物质得量浓度得酸溶液中,分别加入相应得盐固体(电离出相同得酸根离子),引起pH变化越大,其相酸性越弱.。
水电离的平衡常数-概述说明以及解释
水电离的平衡常数-概述说明以及解释1.引言1.1 概述水电离是指水分子在适当条件下发生电离的过程。
在水中，部分水分子会自发地以如下的反应形式发生电离：H2O H+ + OH-这个过程形成了一个动态平衡，其中水分子不断地发生电离和复合反应，因此水中同时存在有负离子（OH-）和正离子（H+）。
水电离的平衡常数（Kw）是描述这一平衡反应的定量指标。
水电离的平衡常数(Kw)可以通过如下的方程表达：Kw = [H+][OH-]其中，[H+]和[OH-]分别代表了溶液中的氢离子浓度和氢氧离子（也称羟基离子）浓度。
由于电离是自发的过程，平衡常数Kw在恒定温度下是不变的。
水电离平衡是溶液中酸碱性质的基础，具有重要的化学意义。
在中性溶液中，[H+]和[OH-]的浓度相等，Kw=1.0x10^-14。
这意味着在中性溶液中，水自身会处于一个平衡状态，同时存在有等量的氢离子和氢氧离子。
水电离的平衡常数对于理解酸碱溶液的性质以及溶液的pH值有着重要的作用。
pH值是一个表示溶液酸碱性的指标，它是以负对数形式表示氢离子浓度的，可以通过以下公式计算：pH = -log[H+]从这个公式可以看出，水电离平衡常数的数值直接影响着溶液的pH 值。
当[H+]增加时，pH值会降低，溶液更酸性；反之，当[H+]减少时，pH值会增加，溶液更碱性。
通过研究水电离的平衡常数，我们可以深入了解溶液中酸碱性质的起源和变化规律。
同时，这也为我们研究和掌握化学反应、酸碱中和等相关过程提供了重要的基础知识。
在未来的研究中，我们可以进一步探索水电离平衡的影响因素及其对溶液性质的影响，也可以研究其他体系的电离平衡常数。
这将有助于推动化学领域的发展，并在生物化学、环境科学等领域的研究中发挥重要作用。
1.2文章结构文章结构的目的是为了给读者提供一个清晰的蓝图，使他们能够有条理地理解你的文章内容。
文章结构指的是将整篇文章按照一定的逻辑顺序组织的方式，以确保文章的连贯性和完整性。
水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离平衡
• 引言 • 弱电解质的电离平衡概念 • 电离平衡常数 • 电离平衡的移动 • 实例分析 • 总结与思考
01
引言
主题简介
弱电解质
在水溶液中部分电离的电解质称 为弱电解质，如醋酸、氨水等。
电离平衡
弱电解质在一定条件下达到平衡 状态，此时正逆电离速率相等， 溶液中离子浓度保持不变。
氨水的电离平衡
总结词
氨水是一种弱碱，在水溶液中存在电离平衡，其电离平衡常数称为氨水电离常数。
详细描述
氨水在水溶液中部分电离为氢氧根离子和铵根离子，同时存在一个电离平衡状态。氨水的电离平衡常数Kₐ表示在 一定温度下，氨水电离达到平衡时，氢氧根离子浓度与铵根离子浓度的乘积与溶液中未电离的氨分子浓度的比值。
电离平衡常数的大小反映了弱电解质 电离程度的大小，Ka越大，表示弱电 解质越容易电离。
电离平衡常数的计算
电离平衡常数是通过实验测定的，通常给出的是标准电离平衡 常数，即在标准温度（25℃）和标准压力（1大气压）下的数 值。
电离平衡常数的计算公式为：Ka = [C(H+)]^2 / [C(电解质)]， 其中C(H+)和C(电解质)分别为溶液中氢离子和电解质的浓度。
04
电离平衡的移动
电离平衡的移动规律
弱电解质在水溶液中存在电离 平衡，当条件改变时，电离平 衡会发生移动。
移动规律遵循勒夏特列原理， 即当外界条件改变时，平衡会 向减弱这种改变的方向移动。
在弱电解质的电离平衡中，改 变温度、浓度、压力等条件， 都会引起电离平衡的移动。
浓度对电离平衡的影响
浓度对电离平衡的影响主要表现 在弱电解质浓度与电离度的关系
电离平衡常数的意义
电离平衡的概念
电离平衡是指在一定条件下（如温度、溶液浓度等），弱电解质在水溶液中达到的一种相对稳定状态。
在这种状态下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。
此时，溶液中各种离子和分子的浓度保持不变，形成一个动态平衡。
电离平衡具有以下特征：
1. 相对性：电离平衡是相对于其他条件下的非平衡状态而言的，当外界条件发生变化时，电离平衡会发生移动，达到新的平衡状态。
2. 暂时性：电离平衡是一种暂时的稳定状态，随着时间的推移，溶液中的离子和分子浓度会发生变化，直至达到新的平衡。
3. 有条件性：电离平衡的实现取决于溶液的温度、浓度等因素，这些条件的变化会影响电离平衡的位置。
4. 动态平衡：电离平衡是一个动态的过程，溶液中的离子和分子在不断地生成和消失，但总体上保持相对稳定。
弱电解质（如部分弱酸、弱碱）在水中溶解时，其分子可以微弱电离成离子。
随着反应的进行，电离速率和结合速率逐渐趋于相等，达到电离平衡。
电离平衡的概念和特征有助于我们理解溶液中离子浓度、pH值等性质的变化，以及如何调控这些性质来满足实际需求。
水的电离平衡
＋)＝10－2mol·L－1，水电离产生的 OH－浓度也为 10－2mol·L－1，但是 因被 NH ＋ 4 结合，最终溶液中的 OH－只有 10－12mol·L－1。pH＝12 的 Na2CO3 溶液中 H＋、OH－浓度变化与之相似。
c(OH-)都相等。
主题21 水的电离和溶液的酸碱性
目录
真题回访
二、水的离子积常数
命题调研
考点过关
4
1.0×10-14 温度
增大 电解质
主题21 水的电离和溶液的酸碱性
目录
真题回访
命题调研
三、外界条件对水的电离平衡的影响
考点过关
5
体系变化条件
酸
碱
可水解 的盐
温度
Na2CO3 NH4Cl 升温 降温
其他(如加入Na)
平衡移动方向
逆 逆 正 正 正 逆 正
Kw
不变 不变 不变 不变 增大 减小 不变
水的电 离程度
减小 减小 增大 增大 增大 减小 增大
c(OH-) c(H+)
减小 增大 增大 减小 增大 减小 增大
增大 减小 减小 增大 增大 减小 减小
主题21 水的电离和溶液的酸碱性
目录
真题回访
B.SO2
C.SO3
D.CO2
【解析】A项,根据2NO2+2NaOH NaNO3+NaNO2+H2O知,反应后得到NaNO3和NaNO2
的混合溶液,该溶液中含有强碱弱酸盐,溶液显碱性;B项,根据SO2+NaOH NaHSO3
知,NaHSO3为弱酸酸式盐,HS的电离程度大于其水解程度,溶液显酸性;C项,根据SO3+NaOH
电解水水的电离平衡移动
电解水中的电离平衡及其动态变化水的电解是化学中的基础过程，涉及一个看似简单却包含复杂交互作用的体系。
本文将从水的电离机制出发，探讨影响电解水电离平衡移动的因素，以及这些变化是如何在微观和宏观层面上相互作用的。
电离平衡的基础理论水作为极性溶剂，在纯净状态下自发发生一定程度的电离，生成H+和OH-离子，这一平衡过程遵循质子转移的阿伦尼乌斯理论。
虽然这样的电离程度很小，但对于水溶液的电导率及酸碱性而言，却有显著的影响。
在自然状态下，水的电离平衡可以表示为：该平衡的位置受多种因素影响，如温度、压力、外加电场、溶质的存在和光照条件等。
温度的升高通常会使电离度增大，表现为电离平衡向右移动。
外加电场则可以诱导更多的水分子电离，并且在电解质的存在下更加显著。
电离平衡的移动及其驱动力在电解水的过程中，电源的电流和电压将会直接驱动更多的水分子发生电离，这个过程中，电离生成的H+和OH-离子在电极的作用下发生氧化还原反应，形成可观测的氢气和氧气。
动态平衡的移动直接关联着电解水的效率，这是整个过程实用价值和科研价值的核心。
在电解水的过程中，需要考虑的关键因素包括电解质的种类和浓度，它们在电离过程中以提供载流子的角色出现，影响着平衡的动态变化。
例如，加入的电解质可以降低水的电离程度，减少电解所需的能量，反映在平衡常数Kw的变化上，这是解读电解水过程中电离平衡变化的重要指标。
平衡移动的应用与探索在实际应用中，电解水的电离平衡移动还关系到产品气体的纯度和产额。
通过调节电解系统的操作条件，如电极材料、电流密度、电解质种类和浓度，可以有效控制电离平衡的动态，优化产气过程。
在新兴能源技术，特别是氢能源的应用领域中，电解水制氢技术已经成为重要的组成部分。
科学家们还在探索使用光电化学方法激发水的电离，即所谓的光电解水技术，通过设计高效的光电极和光吸收层，实现阳光下的高效水电离，这些都需要深入理解和应用电离平衡移动的原理。
综上所述，电解水的电离平衡移动是一个多方面相互作用、受多种条件影响的动态过程。
化学管理--水溶液中的四大平衡
c0
0
0
c0－cHAc
cH+
cAc-
KaccH 0ccA Hc
c2 H
c0cH
cHKa
Ka24Kac0 2
KaΘ是酸式电离平衡常数
根据电离度的定义式，也可将KaΘ表示如下：
HAc === H+ + Ac-
t = 0 时 c0
0
0
平衡时 c0(1－α)
c0α
c0α
Ka
2 1
c0
1
K
a
c0
cH c0
[
cIn c
[
c HIn c
]
]
cIn (紫红色) cHIn(无色)
Ka cH
c
酸碱指示剂的变色范围 肉眼能观察到颜色变化的pH值范围
[HIn]:[In-] = 1中间颜色，此点称为理论变色点 [HIn]:[In-] ≥ 10 无色（酸色） [HIn]:[In-] ≤ 10 紫红色（碱色）
酸碱指示剂的变色范围：
pOHpKb
lgc0,(碱) c(盐)
例题：缓冲溶液的组成是1.00mol·L-3的NH3·H2O和 1.00mol·L-3的NH4Cl，求： 1）缓冲溶液的pH值； 2 ） 将 1.0cm31.00mol·L-3NaOH 溶 液 加 入 到 50.0cm3 该缓冲溶液中引起的pH值变化； 3）将同量的NaOH加入到50.0Cm3纯水中引起的pH 值变化。
(一 ). 电离平衡与酸碱平衡
电 表示弱电解质的电离程度 (α)
离 度
α = 已电离的电解质浓度 ×100%
电解质的原始浓度
弱电解质AmDn的电离反应：
AmDn == mAn+ + nDm-
水的电离平衡
加入盐：加入某些盐如氯化钠、硫酸钠等可以改变溶液的离子强度从而影 响水的电离平衡 加入其他电解质：加入其他电解质如氯化钾、硫酸钾等可以改变溶液的离 子强度从而影响水的电离平衡
水的电离平衡的实验研究
实验目的与原理
实验目的：研究水的 电离平衡了解水的电 离过程和影响因素
水的离子积常数
水的离子积常数： 水的电离平衡常 数表示水的电离 程度
水的离子积常数 表达式： Kw=c(H+)·c(O H-)
水的离子积常数 值：25℃时 Kw=10^-14
水的离子积常数 与温度关系：温 度升高Kw增大 反之则减小
酸碱度与氢离子浓度
酸碱度：溶液中氢 离子浓度的负对数 pH值
氢离子浓度：溶液 中氢离子的浓度影 响酸碱度
测量初始温度记录数据
绘制pH-温度曲线分析实验结果
实验结果与数据分析
实验目的：验证水的电离平衡 实验方法：使用pH计测量溶液的pH值 实验结果：在不同温度下水的pH值不同 数据分析：pH值随温度的升高而升高说明水的电离平衡受温度影响
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改变温度：温度对水的电离度也有影响可以通过改变温度来调节水的电离 度
调节温度的方法
加热：提高温度促进水的电离 平衡
冷却：降低温度抑制水的电离 平衡
恒温：保持温度恒定使水的电 离平衡保持稳定
温度梯度：利用温度梯度调节 水的电离平衡
调节压力的方法
改变温度：升高温度电离平衡向右移动；降低温度电离平衡向左移动
计时器：记录实验时间
水：纯净水或蒸馏水
pH计：测量溶液pH值
水的电离
2.室温下，在pH＝11的某溶液中，由水电离出的c(OH－)可能为( D ) ①1.0×10－7 mol· L－1 ③1.0×10－3 mol· L－1 A．③ B．④ ②1.0×10－6 mol· L－1 ④1.0×10－11 mol· L－1 C．①③ D．③④
增大
c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＞c(OH－)
c(H＋)＜c(OH－)
增大 不变
不变
中性 酸性
碱性
平衡移 c(H＋)的 动方向 变化 加入少量 NH4Cl(s) 加入少量 CH3COONa(s) 加入少量Na 向右 向右 向右 增大 减小 减小
c(OH－) 的变化 减小 增大 增大
c(H＋)与c(OH－) 溶液的 KW 的关系 酸碱性 c(H＋)＞c(OH－) 不变 c(H＋) ＜c(OH－ 不变 ) c(H＋) ＜c(OH－ 不变 ) 酸性 碱性 碱性
水溶液中的离子平衡
水的电离
基础梳理
一、水的电离与水的离子积 1．水的电离方程式 H2O OH－＋H＋或 ，其
电离平衡常数表＋)· －) K ＝ c (H c (OH (1)表达式： W －14 1.0 × 10 25℃时，KW＝ 。
(2)影响因素 KW是温度的函数，温度不变，KW不变，当升高温度时，KW 增大 。
2.水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算(25℃时)
(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol/L。
(2)溶质为酸的溶液
H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水。如计算pH＝2的盐酸
中水电离出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的
c(OH－)＝1.0×10－12 mol/L，则水电离出的
c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－12 mol/L。
电离平衡实验报告
电离平衡实验报告
实验目的：
通过测量钾离子在水溶液中的电离平衡常数，掌握确定电离平衡常数和测定水溶液中离子浓度的基本方法。
实验原理：
在实验中，利用紫外光谱法测量K+的电离平衡常数。
利用光吸收定律可以测量电离态与未电离态吸收光线强度的比值，从而求得电离平衡常数。
水溶液中的离子浓度是通过电离平衡常数所求得的。
实验步骤：
1.准备实验所需的设备和试剂。
2.将1.00mol/L KCl溶液与0.010mol/L HCl混合，制备成具有不同质量浓度的KCl和HCl溶液。
3.通过利用紫外光谱仪，分别测定KCl的电离和未电离态的吸
光度。
4.通过计算KCl的电离和未电离态的浓度比，求得KCl的电离
平衡常数并进行计算。
实验结果：
在本实验中，我们得出了KCl的电离平衡常数为5.27×10^-7。
同时，也得出了KCl和HCl的浓度。
实验结论：
通过本次实验，我们成功地测量出了KCl的电离平衡常数。
此
常数可用于计算水溶液中钾离子的浓度。
同时，我们也掌握了测
量离子浓度的基本方法。
实验中可能存在的误差：
在实验中，由于某些不可避免的因素，可能会导致误差的出现。
例如在测定吸光度时，光线阻挡或其他因素可能会导致偏差。
因
此，在实验中应采取多措施减少误差的出现。
例如，我们可以多
次测量吸收杯中的光线强度，并求其平均值，以减少误差的出现。
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第四章水溶液中的电离平衡一、电解质和非电解质1、概念⑴电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。
②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。
③对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。
例如：H2SQ、NaHCO NHCI、N@O Na2Q、Al 2Q⑵强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。
强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H2Q HF等都是弱电解质。
②电解质的强弱与溶解度无关。
如BaSQ CaCQ等③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。
2、判断（1 ）物质类别判断：强电解质：强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水非电解质：非金属氧化物、氢化物（酸除外）、多数有机物单质和混合物（不是电解质也不是非电解质）（2）性质判断：熔融导电：强电解质（离子化合物）均不导电：非电解质（必须是化合物）（3）实验判断：①测一定浓度溶液pH②测对应盐溶液pH③一定pH溶液稀释测pH变化④同等条件下测导电性3、电解质溶液的导电性和导电能力（溶液浓度.离子浓度＜导电性强弱丿-电离程度〔离子所带电荷⑴电解质不一定导电（如NaCI晶体、无水醋酸），导电物质不一定是电解质（如石墨），非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
⑵强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。
饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。
例1:（上海高考题）下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（）。
A CHCOOH B. Cl 2 C. NHHCQ D. SQ例2：（1）有下列物质：①硫酸②固体KCI③氨④食盐水⑤CO⑥CI2⑦CaCQ© NaaQ⑨铜丝⑩氯化氢气体11氨水12浓硫酸13盐酸14碘化氢15硫酸钡。
其中属于电解质的是 ________________________ ; 属于非电解质的是_________________ ;属于强电解质的是___________________ ;属于弱电解质的例3：（全国高考题）甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（A 1mol/L甲酸溶液的c(H )=10- mol/LB .甲酸以任意比与水互溶C. 10mL 1mol/L甲酸恰好与10mL 1mol/L NaOH溶液完全反应D. 在相同条件下，甲酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱二、弱电解质的电离平衡1、定义和特征⑴电离平衡的含义在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态。
任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。
⑵电离平衡的特征①逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。
②等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。
③动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。
④定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。
⑤变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。
2、影响电离平衡的因素⑴浓度：越稀越电离在醋酸的电离平衡CH3COOH CH凭OOH*加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但C(CH3COOH) C(H+)、C(CH3C0O变小加入少量冰醋酸，平衡向右移动，C(CH3COOH、C(H+)、C(CH3CO0增大，但电离程度变小⑵温度：T越高，电离程度越大⑶同离子效应加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。
⑷化学反应加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。
F CH S COOH加金属Mg向右减小减少增多增多增多增强增大加CaCO(s)向右减小减少增多增多增多增强增大例1:(南昌测试题)在CHCOOH JCH s COOH f的电离平衡中，要使电离平衡右移，且氢离子浓度增大，应采取的措施是( )。
A 加NaOH(s) B.加浓盐酸 C.加水 D.加热例2：(全国高考题)用水稀释0.1mol/L氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是( )。
A c(OH-)/c(NH 3 H2O) B. c(NH s HbO)/c(OH") C . c(OH-) D. n(OH')3、电离方程式的书写⑴强电解质用=弱电解质用⑵多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。
HCO 斗++HCO, HCO H 厶CO2-，以第一步电离为主。
⑶弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。
NaHCQ=Na++HCO, HCO H ^+O2"⑷强酸的酸式盐如NaHSO完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。
熔融状态时：NaHSQNa+HSO—溶于水时: + + 2NaHSO=Na+H+SO —例3:在一定温度下，无水醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力I随加入水的体积V变化的曲线如图所示。
请回答：(1)_________________________________________ O”点导电能力为0的理由是_____________________________________________ 。
(2)_____________________________________________________ a、b、c三点处，溶液的c(H+)由小到大的顺序为___________________________。
(3)___________________________________________ a、b、c三点处，电离程度最大的是____________________________________________________ 。
(4)若要使c点溶液中c(Ac-)增大，溶液c(H+)减小，可采取的措施是:①_________ ，② __________ ，③___________ 。
三、水的电离及溶液的pH1、水的电离⑴电离平衡和电离程度水是极弱的电解质，能微弱电离H2O+HO H^C+OH，通常简写为H2O H 务OH; A H>025 C时，纯水中c(H+)=c(OH-)=1 X10"7mol/L⑵影响水的电离平衡的因素①温度：温度越高电离程度越大c(H+)和c(OH)同时增大，K W增大，但c(H+)和c(OH)始终保持相等，仍显中性。
纯水由25C升到100C, c(H )和c(OH-)从1 X10" mol/L 增大到1X10" mol/L(pH 变为6)。
②酸、碱向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W不变。
③加入易水解的盐由于盐的离子结合H或OH而促进水的电离，使水的电离程度增大。
温度不变时，K W不变。
练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：++OH⑶水的离子积在一定温度时，c(H +)与c(OH -)的乘积是一个常数， 称为水的离子积常数，简称水的离子积Kw=c(H ) •(OH) , 25C 时，K W =1X10-(无单位)。
① K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。
141225C 时 K W =1X10- , 100C 时 K W 约为 1X10-。
② 水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。
不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液， 只要温度不变，K W 就不变。
⑷水电离的离子浓度计算例1:在25°C 时，浓度为1 xiO -5mol/L 的NaOH 溶液中，由水电离产生的 C(OH)是多少？酸：C(OH )溶液=C(OH )水 碱：C(H )溶液=C(H )水 盐：酸性 C(H +)溶液=C(H +)水碱性C(OH —)溶液=C(OH —)水例2:(西安测试题)在25C 时，某溶液中，由水电离出的 可能是()。
2、溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H +)与c(OH)的相对大小。
在常温下，中性溶液： c(H +)=c(OH -)=1 xi0-?mol/L ;酸性溶液：c(H +)>c(OH -), c(H +)>1 xi0-7mol/L ; 碱性溶液：c(H +)<c(OH -) , c(H +)<1 xi0-7-mol/L 。
思考：c(H +)>1 x10-7mol/L ( pH<7)的溶液是否一定成酸性？3、溶液的pH ⑴表示方法++ -pHpH=-lgc(H ) c(H )=10 p- --pOHpOH=-lgc(OH ) c(OH )=10 p+ 12c(H )=1 X10- mol/L ，则该溶液的pHA 12B . 7例3:常温某无色溶液中，由水的电离产生的C. 6D. 2C ( H) =1X10-12 mol/l ，则下列肯定能共存的离子组是A Cu 2+ NO C SO 2- NH 例4:在25°C 时， 3-SO 42- Fe 3+ B 、Cl - S+ + 2+-4K Mg D 、Cl NapH=5的HCI 和NHCI 溶液中，水电离出的2-Na-2-NO 3 SO 4c(H +)比值是： __________常温下，pH+pOH=-lgc(H +)-lgc(OH -)=-lgc(H +) c (0H)=14。
⑵溶液的酸碱性与 pH 的关系(常温时)① 中性溶液：c(H )=c(OH )=1 X10 mol L , pH=7。
② 酸性溶液：c(H +)>1 X10-7mol L -1>c(OH -),pH<7，酸性越强，pH 越小。
③ 碱性溶液：c(H )<1 X10- mol L - >c(OH -), pH>7，碱性越强，pH 越大。
思考：1、甲溶液的pH 是乙溶液的2倍，则两者的c(H +)是什么关系？2、pH<7的溶液是否一定成酸性？(注意： pH=0的溶液c(H +)=1mol/L 。
) ⑶pH 的适用范围+1^11 + 1c(H )的大小范围为：1.0 X10- mol L - <c(H )<1mol L -。
即pH 范围通常是 0〜14。
当c(H )》mol L -或c(OH -) N mol L -时，用物质的量浓度直接表示更方便。
⑷溶液pH 的测定方法①酸碱指示剂法：② pH pH 试纸的使用方法： 取一小块pH 试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待 测液滴在试纸的中部，随即 (30s 内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH 。