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+)

（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