电离平衡知识归纳总结

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）SO
3、NH
3
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H
2SO
3
、NH
3
·H
2
O，不是SO
2
或NH
3
本身。

因而SO3、NH3等不
是电解质，而H
2SO
3
、NH
3
·H
2
O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
2O
3
不溶于水，但在熔融状态下导电，因此是电解质。

（5）CaCO
3
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
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，第二步是可逆的。

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素有
①温度：升高温度有利于电离（因为电离过程是吸热的）
②浓度：溶液稀释有利于电离。

③同离子效应：加入与具有相同离子的强电解质，将抑制电离。

④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
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
（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PH
1、水的电离：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
c(H+)×c(OH-)=1×10-7×1×10-7=1×10-14
注意：①Kw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。

②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。

③水溶液中，H+和OH-同时存在，只是相对量有所不同。

④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）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
①定义：在水溶液中c(H+)的负对数叫做溶液的PH。

②数学表达式：PH=-lg｛c(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0～14
B 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，PH<7呈酸性，PH>7呈碱性。

但非常温时，Kw≠1×10-14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，半分钟内将试纸与标准比色卡进行对照得PH。

注意：①玻璃棒应洁净干燥
②试纸不能湿润
③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NH
4Cl、CuSO
4
、FeCl
3
等。

（2）强碱和弱酸生成的盐水解显碱性，PH大于7，如K
2CO
3
、NaHCO
3
、Na
2
S等。

（3）强酸强碱盐不水解，溶液显中性，如NaCl、K
2SO
4
等。

（4）弱酸弱碱盐水解程度较大。

①酸强于碱显酸性，如(NH
4)
2
SO
3
等；②碱强于
酸显碱性，如NH4CN等；③酸碱相当显中性，如CH
3COONH
4
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。

①
若电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如NaHSO
3、NaHPO
4
等。

②若电离程度小
于水解程度，溶液显碱性，如NaHCO
3、Na
2
HPO
4
等。

（6）完全双水解的特例：Al3+与HCO
3-、CO
3
2-、S2-、HS-、AlO
2
-等发生完全双水解。

NH
4+与SiO
3
2-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，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：
Al3++3HCO
3-=Al(OH)
3
↓+3CO
2
↑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K
2CO
3
，其
水解呈碱性：CO32-+H
2O=HCO
3
-+OH-产生的OH-与铵盐的NH
4
+反应：NH
4
++OH-=NH
3
*H
2
O=NH
3
↑+H
2
O 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(SO
4)
2
=K++Al3++2SO
4
2-
Al3++3H
2O=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，通常向溶液中加入一定量相应的酸，得到澄清溶液，如配制FeCl
3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++H
2O=NH
3
*H
2
O+H+
2H++Mg=Mg2++H
2↑由于溶液中的c(H+)减小，使NH
4
+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Al3+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：①NH
4Cl ②CH
3
COONH
4
③NH
4
HSO
4
，c(NH
4
+)由大到
小的顺序是③>①>②。

（2）同一种溶液中不同离子浓度的比较
①多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H
3PO
4
的溶液中，
c(H+)>c(H
2PO
4
-)>c(HPO
4
2-)>c(PO
4
3-)。

②多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析如：Na
2CO
3
溶液中
c(Na+)>c(CO
32-)>c(OH-)>c(HCO
3
-)
（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NH
4
Cl和0.1mol/L的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为
c(NH
4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。

在该溶液中，氨水的电离与NH
4
+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(NH
4
+)>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，即
溶液中阴离子所带的负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。

如Na
2CO
3
溶液
中存在Na+、H+、OH-、HCO
3-、CO
3
2-，存在如下关系：
c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO
3-)+2c(CO
3
2-)。

（2）物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但某
些关键性的原子总是守恒的，如Na
2CO
3
溶液中CO
3
2-水解成HCO
3
-、H
2
CO
3
，故碳元
素以CO
32-、HCO
3
-、H
2
CO
3
三种形式存在，它们之间的有如下守恒关系：
c(Na+)=2c(CO
32-)+2c(HCO
3
-)+2c(H
2
CO
3
).
（3）质子（H+）守恒：溶液中微粒给出质子数（H+）与接受质子数相等。

表现为
水溶液中由水电离的H+和OH-永远相等。

如Na
2CO
3
溶液中，质子守恒的关系式为
c(OH-)=c(H+)+c(HCO
3-)+2c(H
2
CO
3
),可以这样理解，水电离出的H+分成三部分，一
是与CO
32-结合生成HCO
3
-；二是与HCO
3
-结合生成H
2
CO
3
；三是没被结合，生成HCO
3
-
的H+的量与HCO
3-的量相等，生成H
2
CO
3
的H+的量是H
2
CO
3
的量的两倍，所以
c(OH-)=c(H+)+c(HCO
3-)+2c(H
2
CO
3
)。

质子守恒也可以认为是由电荷守恒和物料守恒
变换得到的。