a 电离平衡
电离平衡教案(8篇)
电离平衡教案（8篇）电离平衡教案篇1其次课时电离平衡教学目标学问目标：1．把握弱电解质的电离平衡。
2．了解电离平衡常数的概念。
3．了解影响电离平衡的因素力量目标：1．培育学生阅读理解力量。
2．培育学生分析推理力量。
情感目标：由电解质在水分子作用下，能电离出阴阳离子，体会大千世界阴阳共存，相互对立统一，彼此依靠的和谐美。
教学过程今日学习的内容是：“电离平衡”学问。
1．弱电解质电离过程（用图像分析建立）2．当则弱电解质电离处于平衡状态，叫“电离平衡”，此时溶液中的电解质分子数、离子数保持恒定，各自浓度保持恒定。
3．与化学平衡比拟（1）电离平衡是动态平衡：即弱电解质分子电离成离子过程和离子结合成弱电解质分子过程仍在进展，只是其速率相等。
（2）此平衡也是有条件的平衡：当条件转变，平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡，即平衡发生移动。
（3）影响电离平衡的因素A．内因的主导因素。
B．外国有：①温度：电离过程是一个吸热过程，所以，上升温度，平衡向电离方向移动。
②浓度：问题争论：在的平衡体系中：①参加：②参加：③参加：各离子分子浓度如何变化：、溶液如何变化？（“变高”，“变低”，“不变”）（4）电离平衡常数（ⅱ）一元弱酸：（3）一元弱碱①电离平衡常数化是温度函数，温度不变K不变。
②值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强；值越小，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；即值大小可推断弱电解质相对强弱。
③多元弱酸是分步电离的，一级电离程度较大，产生，对二级、三级电离产生抑制作用。
如：随堂练习1．足量镁和肯定量的盐酸反响，为减慢反响速率，但又不影响的总量，可向盐酸中参加以下物质中的（）A．B．C．D．2．是比碳酸还要弱的酸，为了提高氯水中的浓度，可参加（）A．B．C．D．3．浓度和体积都一样的盐酸和醋酸，在一样条件下分别与足量固体（颗粒大小均一样）反响，以下说法中正确的选项是（）A．盐酸的反响速率大于醋酸的反响速率B．盐酸的反响速率等于醋酸的反响速率C．盐酸产生的二氧化碳比醋酸更多D．盐酸和醋酸产生的二氧化碳一样多4．以下表达中可说明酸甲比酸乙的酸性强的是（）A．溶液导电性酸甲大于酸乙B．钠盐溶液的碱性在一样物质的量浓度时，酸甲的钠盐比酸乙的钠盐弱C．酸甲中非金属元素比酸乙中非金属元素化合价高D．酸甲能与酸乙的铵盐反响有酸乙生成5．有两种一元弱酸的钠盐溶液，其物质的量浓度相等，现将这两种盐的溶液中分别通入适量的，发生如下反响：和的酸性强弱比拟，正确的选项是（）A．较弱B．较弱C．两者一样D．无法比拟总结、扩展1．化学平衡学问与电离平衡学问对比比拟。
电离平衡常数计算公式
电离平衡常数计算公式
电离平衡常数（也称为酸碱离解常数）是描述酸碱溶液中酸
碱反应强弱的重要参数。
其计算公式可以根据不同的酸碱反应
类型进行推导和定义。
对于一般的弱酸或弱碱的离解反应，其电离平衡常数的计算
公式可以通过数学表达式的推导得到。
以弱酸HA的电离反应
为例，其离解方程式可以表示为：
HA⇌H++A
根据电离平衡常数的定义，可以得到以下关系：
Kw=[H+][A]/[HA]
其中，Kw为水的离子积，具体数值为1.0×10^14（在25℃下）。
根据酸碱离解常数的定义，则可得到以下等式：
Ka=[H+][A]/[HA]
其中，Ka为弱酸HA的离解常数。
通过上述两个等式结合，可以得到：
Ka=Kw/[H+]
根据以上推导，可以得出弱酸HA的电离平衡常数的计算公
式为：
Ka=[H+][A]/[HA]
对于一般的弱碱离解反应，同理可得到其电离平衡常数的计算公式。
需要注意的是，对于不同的酸碱反应类型，其推导和定义方式可能会有所不同，但基本思想是相似的。
总结起来，电离平衡常数的计算公式根据具体的化学反应类型有所差异，但一般都可以通过离子浓度之间的关系来推导和定义。
通过计算公式，可以定量描述酸碱溶液中酸碱反应的强弱程度。
高中化学电离平衡九大知识点
高中化学电离平衡九大知识点一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
电离平衡
A．碳酸钠(s) B．醋酸钠 ．碳酸钠 ．醋酸钠(s) C．硫酸钠 ．硫酸钠(aq) D．硫酸钾 ．硫酸钾(s)
三、需要注意的几个问题： 需要注意的几个问题： ①弱电解质的电离程度一般都很小，所以弱电解质主要以分子 弱电解质的电离程度一般都很小， 形式存在。 形式存在。 ②稀释弱电解质溶液时，电离平衡向右移动，电离度增大，但 稀释弱电解质溶液时，电离平衡向右移动，电离度增大， 离子浓度却减小，因为体积增大对离子浓度的影响程度大于 离子浓度却减小， 平衡移动对离子浓度的影响程度。 （勒沙特列原理决定） 平衡移动对离子浓度的影响程度。 勒沙特列原理决定） ③同温下，相同溶质不同浓度的弱电解质溶液，浓度大的溶液 同温下，相同溶质不同浓度的弱电解质溶液， 电离出的离子浓度大，但电离度小。 电离出的离子浓度大，但电离度小。 ④利用相同条件下的电离度可以比较弱电解质之间的相对强弱， 利用相同条件下的电离度可以比较弱电解质之间的相对强弱， 电离度越小说明该电解质越弱。 电离度越小说明该电解质越弱。 溶液中c(H+)是不是 是不是0.1mol/L HAc中 【练习9】0.3mol/L HAc溶液中 练习 】 溶液中 是不是 中 c(H+)的3倍？为什么？ 的 倍 为什么？
的氨水， 【练习15】现有 练习 】现有0.1mol/L的氨水，分别采取下列措施：通入氨 的氨水 分别采取下列措施： 加入氢氧化钠固体、加入氯化铵固体、加入水。 气、加入氢氧化钠固体、加入氯化铵固体、加入水。这些因 素对电离度、 各有何影响？ 素对电离度、c (NH3•H2O)、c(NH4+)、c(OH-)各有何影响？ 、 、 各有何影响 【练习16】常温下硫化氢饱和溶液的浓度为 练习 】常温下硫化氢饱和溶液的浓度为0.1mol/L，若要使 ， 溶液的pH增大的同时使 增大的同时使c(S2-)减少，可采取的措施是（ 减少， 溶液的 增大的同时使 减少 可采取的措施是（ ） A.加适量水 加适量水 C.通入适量 2 通入适量SO 通入适量 B.加适量氢氧化钠固体 加适量氢氧化钠固体 D.加适量 加适量CuSO4固体 加适量
人教版《电离平衡》课件PPT
增__大__
减__小__
减__弱__ 不__变__
9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2
加入少量冰醋酸 向右 9×10－10，H2S：Ka1＝4.
错因：________________________________________________________
谁不向前看，谁就会面临许多困难。
加NaOH(s) 向右 c点的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)
在年轻人的颈项上，没有什么东西能比事业心这颗灿烂的宝珠。
减__小__ 减__小__ 增__强__ 不__变__
7×10－15，则反应Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN能否发生？
(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
6.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变 化可以确定滴定反应的终点。如图是KOH溶液 分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线 示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O 溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线 的是
√
解析 HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O，先与 HCl反应，生成同样为强电解质的NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液稀 释，所以电导率下降。当HCl被中和完后，继续与CH3COOH弱电解质反 应，生成CH3COONH4，为强电解质，所以电导率增大。HCl与CH3COOH 均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，因为溶液 被稀释，有下降趋势。
电离平衡的移动(知识点总结)
电离平衡的移动【学习目标】1、了解电离平衡状态及特征；2、掌握影响电离平衡的因素。
【要点梳理】要点一、影响电离平衡的因素。
当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是： 1、浓度：浓度越大，电离程度越小。
在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度会减小。
2、温度：温度越高，电离程度越大。
因电离过程是吸热过程，升温时平衡向右移动。
3、同离子效应：如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH 3COO －浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀HCl ，平衡也会左移，电离程度也减小。
4、能反应的物质：如在醋酸溶液中加入锌或NaOH 溶液，平衡右移，电离程度增大。
要点诠释：使弱酸稀释和变浓，电离平衡都向右移动，这二者之间不矛盾。
我们可以把HA 的电离平衡HA H ++A －想象成一个气体体积增大的化学平衡：A(g) B(g)+C(g)，稀释相当于增大体积，A 、B 、C 的浓度同等程度地减小即减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动，B 、C 的物质的量增加但浓度减小，A 的转化率增大；变浓则相当于只增大A 的浓度，v (正)加快使v (正)＞v (逆)，平衡向正反应方向移动，A 、B 、C 的物质的量和浓度均增大，但A 的转化率降低了，A 的物质的量分数增大了而B 、C 的物质的量分数减小了。
A 的转化率即相当于弱酸的电离程度。
要点二、电离平衡常数1．概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积跟溶液中未电离的分子的浓度的比值是—个常数，这个常数叫做电离平衡常数。
用K 表示。
2．数学表达式。
对一元弱酸(HA)：HA H ++A －a (H )(A )(H A )c c K c +-⋅=。
对一元弱碱(BOH)：BOHB ++OH －b (B )(O H )(B O H )c c K c +-⋅=。
3．K 的意义：K 值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸(弱碱)越强。
第21讲 电离平衡(讲)-2023年高考化学一轮复习讲练测(原卷版)
第21讲电离平衡1．从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应，如酸碱性、导电性等。
2．认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。
3．能运用化学用语正确表示水溶液中的离子反应与平衡，能通过实验证明水溶液中存在的离子平衡，能举例说明离子反应与平衡在生产、生活中的应用。
【核心素养分析】1.变化观念与平衡思想：认识弱电解质的电离有一定限度，是可以调控的，能多角度、动态地分析弱电解质的电离平衡，并运用平衡移动原理解决实际问题。
2.科学研究与创新意识：能发现和提出有关弱电解质的判断问题；能问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行哙验探究。
3.证据推理与模型认知：知道可以通过分析、推理等方法认识电离平衡的本质特征，建立模型。
能运用模型解释电离平衡的移动，揭示现象的本质和规律。
知识点一弱电解质的电离平衡1.弱电解质(1)概念(2)与化合物类型的关系强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。
2.弱电解质的电离概念(1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
(2)电离平衡的建立与特征①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
3.外因对电离平衡的影响(1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。
(2)温度：温度越高，电离程度越大。
(3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。
(4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。
如：以0.1mol·L－1CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH＞0的影响。
什么是电离平衡？
什么是电离平衡？一、电离平衡的定义及基本概念电离平衡是指在一定条件下，物质在离子化过程中生成的正负离子浓度之间达到动态平衡的状态。
在电离平衡中，正负离子的生成速率和消失速率相等，使得浓度保持稳定。
该平衡状态对于理解物质的化学性质和反应机制具有重要意义。
二、电离平衡与离子活度在电离平衡中，离子活度起到关键作用。
离子活度是指溶液中特定离子的有效浓度，与浓度不同的是，离子活度还和离子在溶液中的活性系数有关。
离子活度的变化可以影响到电离平衡的位置和强度。
三、影响电离平衡的因素1. 温度温度变化会导致反应速率的改变，从而影响电离平衡的位置和强度。
一般来说，温度升高会使反应速率增加，平衡向反应生成物的一侧移动。
2. 浓度反应物浓度的变化也可以影响到电离平衡。
根据莱-沙特利亚原理，浓度增加会导致平衡位置向生成物一侧移动，从而提高生成物的浓度。
3. 压力对于气体反应而言，压力的变化可以影响到反应物的分子碰撞次数，从而影响电离平衡的位置。
增大压力会使平衡移动至分子数较少的一侧。
四、电离平衡的应用电离平衡的理论不仅在化学领域有重要应用，还在其他科学领域中得到广泛应用。
1. 酸碱中和反应电离平衡的理论对于酸碱中和反应的理解至关重要。
在酸碱反应中，酸和碱会发生电离平衡，生成相应的离子。
了解电离平衡的规律可以帮助我们判断酸碱强弱、找出适合的中和剂等。
2. 配位化学配位化学研究过程中，电离平衡的理论也起到重要作用。
根据配位反应的电离平衡，我们可以探索配位反应的动力学和平衡位置，从而设计出更有效的配位配合物。
3. 生物化学在生物化学研究中，电离平衡也具有重要意义。
离子活度的变化可以影响到生物体内各种生物化学反应的进行。
了解电离平衡的原理有助于我们理解生物体内的代谢过程和信号传导。
总结：电离平衡是化学中重要的概念之一，它描述的是物质在离子化过程中达到的动态平衡状态。
电离平衡的核心是离子活度，而温度、浓度和压力等因素都可以影响到电离平衡。
高中化学电离平衡状态及特征归纳与分析
电离平衡状态及特征归纳与分析要点一、影响电离平衡的因素。
当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是：1、浓度：浓度越大，电离程度越小。
在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度会减小。
2、温度：温度越高，电离程度越大。
因电离过程是吸热过程，升温时平衡向右移动。
3、同离子效应：如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀HCl，平衡也会左移，电离程度也减小。
4、能反应的物质：如在醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
要点诠释：使弱酸稀释和变浓，电离平衡都向右移动，这二者之间不矛盾。
我们可以把HA的电离平衡HA H++A－想象成一个气体体积增大的化学平衡：A（g）B（g）+C（g），稀释相当于增大体积，A、B、C的浓度同等程度地减小即减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动，B、C的物质的量增加但浓度减小，A的转化率增大；变浓则相当于只增大A的浓度，v（正）加快使v（正）＞v （逆），平衡向正反应方向移动，A、B、C的物质的量和浓度均增大，但A的转化率降低了，A的物质的量分数增大了而B、C的物质的量分数减小了。
A的转化率即相当于弱酸的电离程度。
要点二、电离平衡常数1．概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积跟溶液中未电离的分子的浓度的比值是—个常数，这个常数叫做电离平衡常数。
用K表示。
2．数学表达式。
对一元弱酸（HA）：HA H++A－。
对一元弱碱（BOH）：BOH B++OH－。
3．K的意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸（弱碱）越强。
从K a和K b的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱：H2SO3（K a1=1.5×10－2）＞H3PO4（K a1=7.5×10－3）＞HF（K a=3.5×10－4）＞H2S（K a1=9.1×10－8）。
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。
电离平衡常数的求算方法
电离平衡常数的求算方法1.离子浓度法离子浓度法是最常用的求算电离平衡常数的方法。
根据反应物的浓度和产物的浓度之间的关系，可以得到电离平衡常数的表达式。
例如对于弱酸HA的电离反应HA⇌H++A-，假设HA的初始浓度是c，H+和A-的初始浓度都是0。
在反应达到平衡时，HA的浓度变为c-x，H+和A-的浓度都变为x。
根据守恒定律，可得[H+]=x，[A-]=x，[HA]=c-x。
根据电离反应的物质平衡常数表达式[K]=([H+][A-])/[HA]，将浓度代入可得[K]=(x*x)/(c-x)。
2.电导法对于任意电解质溶液的电离反应，其电离度可以表示为α=(λ溶液-λ纯溶剂)/λ纯溶剂，其中λ溶液表示电解质溶液的电导率，λ纯溶剂表示纯溶剂的电导率。
电离平衡常数可以通过电离度和初始浓度之间的关系来求算。
3.pH法pH法是通过测量溶液的pH值来求算电离平衡常数。
对于酸碱反应HA ⇌ A- + H+，当HA完全电离时，[H+] = c，pH = -log[H+]= -logc。
根据电离平衡常数的定义，可以将其表示为pK = -logK。
在酸碱反应达到平衡时，pH = pKa，其中pKa是相应的酸的酸解离常数的负对数。
通过测量酸溶液在不同浓度下的pH值，可以得到酸解离常数的pK值，从而求算电离平衡常数。
4.光度法光度法是一种通过测量溶液中物质的吸光度来求算电离平衡常数的方法。
对于有色物质，其吸收光谱可以表示为 A = εlc，其中A是吸光度，ε是物质的摩尔吸光系数，l是光程，c是溶液中物质的浓度。
根据饱和溶液的光度学定律可得Amax = εlC，其中Amax是物质在最大吸收波长处的吸光度，C是物质的摩尔吸光系数。
通过测量不同浓度下物质的吸光度，可以得到摩尔吸光系数，从而求算电离平衡常数。
综上所述，电离平衡常数可以通过离子浓度法、电导法、pH法和光度法等多种方法来求算。
根据具体的实验条件和需求，选择合适的方法可以更准确地求算电离平衡常数。
电离平衡
A.中性溶液的AG=0
B.酸性溶液AG＜0
C.常温下0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液的AG=12
D.常温下0.1 mol·L－1盐酸溶液的AG=12
11、在25℃时，有pH=a的盐酸与pH=b的NaOH溶液，取VaL该盐酸同该NaOH溶液恰好反应，需VbLNaOH溶液，问：
平衡移动方向
电离程度
C(CH3COOH)
C(CH3COO-)
C(H+)
升温
加水
加冰醋酸
加CH3COONa
加HCl
加NaOH
二、练习部分
1、有如下物质：①铜；②二氧化碳；③氨水；④氨气；⑤硫酸；⑥盐酸；⑦水；⑧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，属于弱电解质的是。
2、有如下物质：①NH3H·H2O；②NaCl；③NH4Cl；④Na2CO3；⑤CH3COOH；⑥H2SO4；⑦NaHCO3；⑧CH3COONa。
（1）若a+b=14时，则Va/Vb=(填数值)；
（2）若a+b=13时，则Va/Vb=(填数值)；
（3）若a+b>14时，则Va/Vb=(填表达式)，且VaVb(填>、<或=)。
12、有甲、乙两份等体积的浓度均为0.1mol·L-1的氨水，pH为11。
（1）甲用蒸馏水稀释100倍，则NH3·H2O的电离平衡向__________ (填“促进”或“抑制”)电离的方向移动，溶液的pH将为_______ (填序号)。
（3）a、b、c三点醋酸的电离程度最大的是_________________________（4）要使c点c(CH3COO-)增大，c(H+)减少，可采取的措施是（至少写出三种方法）①_____________②___________________③_______________
电离平衡常数k和电离度α的关系公式
电离平衡常数k和电离度α的关系公式电离平衡常数k和电离度α的关系公式在化学反应中，电离平衡常数k和电离度α是两个重要的概念。
它们之间存在着一定的关系，本文将深入探讨这个关系，并通过简化的实例来解释这一关系公式。
1. 电离平衡常数k的概念电离平衡常数k是描述化学反应中离子产生的程度的一个指标。
在一个平衡反应中，反应物会生成产物，同时产物也会再转变为反应物。
而电离平衡常数k则表示在平衡态时反应物和产物浓度之间的比例关系。
对于一般的电离平衡反应：aA + bB ↔ cC + dD其电离平衡常数k的表达式可由反应物和产物的物质浓度表示如下：k = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b其中，[A]、[B]、[C]和[D]分别表示反应物A、B和产物C、D的物质浓度。
2. 电离度α的概念电离度α是电离反应中，反应物转化为离子形式的程度。
它表示的是溶液中的溶质分子中有多少被电离成离子的，是一个以百分比（%）表示的数值。
对于单一物质的电离反应，电离度α的表达式可以表示为：α = （电离物质的浓度） / （电解质的浓度）× 100%电解质的浓度是指溶液中所有电离出来的粒子的总浓度。
电离度α可以用来描述强弱电解质的离子化程度。
3. 电离平衡常数k与电离度α的关系公式电离平衡常数k与电离度α之间存在着一定的关系。
通过进一步的推导，可以得到它们之间的关系公式。
对于一元电离反应（仅涉及一个反应物和一个产物）：A ↔ C+其电离平衡常数k的表达式可以简化为：k = [C+] / [A] = α这表明在一元电离反应中，电离平衡常数k等于电离度α。
这是因为一元电离反应中，反应物和产物的浓度之比就等于产生的离子与反应物的浓度之比。
对于多元电离反应（涉及多个反应物和产物），由于存在多个物质浓度之间的关系，电离平衡常数k与电离度α的关系则会更加复杂。
4. 个人观点和理解电离平衡常数k和电离度α是描述电离反应的两个重要指标，它们分别从整体和局部的角度衡量了反应的特征。
2025年高考化学一轮复习课件(适用于新高考新教材) 第1节 电离平衡
第10章第1节 电离平衡1.能用化学用语正确表示电离平衡,能通过实验证明水溶液中存在的电离平衡,能举例说明电离平衡在生产、生活中的应用。
2.能从电离、离子反应、化学平衡的角度分析溶液的性质,如酸碱性、导电性等。
3.能进行溶液pH的简单计算,能正确测定溶液pH,能调控溶液的酸碱性。
能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。
4.能综合运用离子反应、化学平衡原理,分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题。
1.本节主要考查内容有:(1)强、弱电解质的判断与比较;(2)外界条件对弱电解质电离平衡的影响;(3) 电离平衡以及溶液的导电性的变化等;(4)电离平衡常数的计算及应用。
题型以选择题为主,难度适中。
2.弱电解质的电离平衡,复习时注意与溶液的酸碱性、盐类水解的知识结合理解。
注意电离平衡常数与化学平衡常数的异同。
内容索引第一环节 必备知识落实第二环节 关键能力形成第三环节 核心素养提升第一环节 必备知识落实1弱电解质的电离平衡知识筛查1.电离平衡的建立弱电解质的电离平衡是指在一定条件(温度、浓度)下,弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等,溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。
平衡建立过程的v-t图像如图所示。
2.弱电解质电离平衡的特征3.外界条件对电离平衡的影响(1)内因:弱电解质本身的性质。
(2)外因:浓度、温度、加入试剂等。
以0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液为例,CH3COOH CH3COO-+H+(ΔH>0),用平衡移动原理分析电离平衡的移动。
特别提醒(1)稀醋酸加水稀释时,溶液中的各离子浓度并不是都减小,如c(OH-)是增大的。
(2)电离平衡右移,电解质分子的浓度不一定减小,电离程度也不一定增大,如稀醋酸中加入冰醋酸。
知识巩固1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
(1)强电解质的稀溶液中不存在溶质分子,弱电解质的稀溶液中存在溶质分子。
电离平衡定义
电离平衡定义电离平衡定义定义：电解质溶液中，正负离子的电离平衡。
表示方法： Ag， iAg。
电离平衡状态的特点：一、电离平衡必须是动态平衡。
由于正、负离子浓度不断变化，在电极上发生的净电荷量（电极电位）也随之变化，直到正、负离子达到电化学平衡，形成的总电量相等为止。
这个过程即称为电离平衡。
二、电离平衡应该是准静态平衡。
从宏观上看，随着离子浓度的减少，溶液的电导率下降；但微观上看，则随着离子浓度的增加，平衡时正、负离子的扩散速率都减小，使得各自的平衡半径变大，进而影响电化学反应速率。
所以从微观上来说，电离平衡应该是准静态平衡。
三、电离平衡应当是稳定平衡。
在溶液浓度保持恒定的情况下，电离平衡的电[gPARAGRAPH3]必须保持不变，因此这种平衡状态是稳定的。
四、电离平衡并非完全可逆，电离过程也有放能现象。
电离平衡常数K=σh/σc，其中：σh：电极反应(电流)；σc：平衡时溶液中所含正、负离子总数；σ：电离电位。
K的单位为法拉第常数，即A·cm-3。
实验证明，只要能够严格控制条件，电离平衡的条件可以得到满足，如在溶液中加入少量沉淀剂(BaCl3、CaCl2)，即可使反应平衡向右移动，但在同样条件下用电位差法却测不出这种平衡电位的改变，故它仅是平衡电位，而不是平衡电动势。
五、电离平衡是一个可逆过程。
由于电离过程需要吸收电子，溶液中的自由电子减少，正负离子之间的斥力增大，为了保持电离平衡的稳定性，溶液中的离子必须得到电子，即带部分负电荷，从而使正负离子浓度恢复到原来的数值，使电离平衡向左移动。
这个过程就是电子的得失。
由于阳离子得到电子带负电，故称这一过程为“电子得失”。
但是这个平衡过程不会逆转，它只是暂时移动了平衡位置，即重新回到原来的位置。
电离平衡与浓度有关。
在稀溶液中，正负离子浓度都很大，故电离平衡的常数是很小的，甚至可以忽略。
对于一定的正、负离子浓度，达到电离平衡时，其活度和浓度的乘积就是电离平衡常数，这个值称为电离平衡常数。
电离的平衡常数
电离的平衡常数全文共四篇示例，供读者参考第一篇示例：电离反应是化学反应中一种非常重要的过程，它涉及到溶液中的电解质分子在水中失去或者得到电子，形成离子的过程。
在电离反应中，会产生一种平衡状态，这就是所谓的电离的平衡常数。
电离的平衡常数是指在特定条件下，溶液中电离产生的正、负离子的浓度的乘积与电离反应物的浓度的乘积的比值。
电离反应一般可以用以下示例来表示：A+B ⇌ C+D，其中A和B是反应物，C和D是电离产物。
在该反应过程中，A和B的浓度乘积除以C和D的浓度乘积，所得的比值就是电离的平衡常数，用K表示。
电离的平衡常数K是和反应条件有关系的。
当反应发生在不同温度、压力或浓度下时，K的数值会发生变化。
电离的平衡常数提供了化学反应过程中离子产生的平衡状态的信息，可以帮助我们更好地了解反应过程。
电离平衡常数的大小对于化学反应的进行具有重要意义。
在电离产生的正、负离子的浓度较高时，K的值较大，说明电离的反应偏向产生离子。
在反应过程中，当K的值大于1时，说明正反应占优势；当K 的值小于1时，说明反应逆反应占优势。
这对于研究反应速率、化学平衡等都有着重要的作用。
电离的平衡常数的计算通常需要进行一些物理化学实验，比如测定反应物和产物的浓度，通过实验数据得到K的数值。
电离平衡常数的计算也可以通过数学模型来推导得到，比如在封闭系统中的反应平衡条件下，可以利用动力学和热力学原理来推导电离的平衡常数。
电离平衡常数的应用非常广泛，不仅仅局限于化学实验和理论研究，还涉及到生物化学、环境化学等领域。
在生物化学中，电离的平衡常数可以帮助我们更好地了解生物分子的电解质性质，进而研究细胞膜的通透性和电位平衡等生物过程。
在环境化学中，电离的平衡常数可以帮助我们研究水体中溶解物和离子的浓度变化，进而了解水质的污染程度和环境的变化。
电离的平衡常数是化学反应平衡状态的重要参数，它可以反映反应过程中离子生成的平衡状态，为我们研究化学反应提供了重要的参考依据。
高中化学知识点—电离平衡
高中化学知识点规律大全——电离平衡1．电离平衡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．CH 33COO －+H ＋NH 3·H 24＋+OH －②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．③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．④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·L －1”滴有氨水的溶液显浅红色中,存在电离平衡NH 3·H 24＋+OH －．当向其中加入少量下列物质时：a ．NH 4Cl 固体．由于增大了cNH 4＋,使NH 3·H 2O 的电离平衡逆向移动,cOH －减小,溶液红色变浅．b ．NaOH 固体．NaOH 溶于水时电离产生的OH －抑制了NH 3·H 2O 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K a 表示,弱碱的电离常数用K b 表示． 1电离平衡常数的表达式．①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式： 例如,CH 3COOH 的电离常数为：CH 33COO －+H ＋一定温度下NH ·H 2O 的电离常数为：NH 3·H 24＋+OH －②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H ＋,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K 1K 2K 3,故多元弱酸溶液中平衡时的H ＋主要来源于第一步．所以,在比较多元弱酸的酸性强弱时,只需比较其K1即可．例如25℃时,H 3PO 4的电离； H 3PO2PO 4－+H＋343421105.7)()()(-+-⨯=⋅=PO H c H c PO H c KH 2PO 442－+H ＋842242102.6)()()(--+-⨯=⋅=PO H c H c HPO c KHPO 4243－+H＋132********.2)()()(--+-⨯=⋅=HPO c H c PO c K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cH ＋是各步电离产生的cH ＋的总和,在每步的电离常数表达式中的cH ＋是指溶液中H ＋的总浓度而不是该步电离产生的cH ＋．2电离常数的特征．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． 3电离常数的意义：①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．②比较弱酸或弱碱相对强弱．例如在25℃时,HNO 2的K ＝×10－4,CH 3COOH 的K ＝×10－5,因此HNO 2的酸性比CH 3COOH 的酸性强． 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H ＋,又能像碱一样电离出少量的OH －这叫做水的自偶电离．水的电离方程式可表示为： H 2O+H 23O ＋+OH － 简写为：H 2＋+OH － 2水的离子积K W ．一定温度下,水的电离常数为：)()()(2O H c OH c H c K -+⋅=即cH ＋·cOH －＝K ·cH 2O设水的密度为1g ·cm3,则1LH 2O ＝1000mLH 2O ＝1000gH 20＝,即H 2O 的起始浓度为·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,25℃时,1LH 2O 中已电离的H 2O 为10－7mol,所以cH 2O ≈·L －1,即K ·cH 2O 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： cH ＋·cOH －＝K W说明①一定温度下,由于K W 为一常数,故通常不写单位,如25℃时K W ＝1×10－14．②K W 只与温度有关,与溶液的酸碱性无关．温度不变,K W 不变；温度变化,K W 也发生变化． ③由于水的电离过程是吸热过程,因此温度升高时,纯水中的cH ＋、cOH －同时增大,K W 也随着增大．例如：25℃时,cH ’＝OH －＝1×10－7mol ·L －1,K W ＝1×10－14 100℃时,cH ’＝OH －＝1×10－6mol ·L －1,K W ＝1×10－12 但由于cH ＋与cOH －始终保持相等,故仍显中性．④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cH＋增大时,cOH－将减小；反之,当溶液中的cOH－增大时,cH＋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,cH＋与cOH－的乘积即KW 仍是不变的,也就是说,KW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,KW都是相同的．⑤一定温度下,不论是纯水中,还是在酸、碱、盐的水溶液中,由H2O电离产生的cH＋与cOH－总是相等的．如25℃时,·L－1的盐酸中,c水H＋＝cOH－＝1.010114-⨯＝1×10－13mol·L－1．⑥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H＋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H＋和OH－．一种溶液是显酸性、中性还是碱性,是由该溶液中的cH＋与cOH－的相对大小来决定的．酸性溶液：cH＋＞cOH－中性溶液：cH＋＝cOH－碱性溶液：cH＋＜cOH－例如：25℃时,因为KW＝1×10－14,所以：中性溶液：cH＋＝cOH－＝1×10－7mol·L－1酸性溶液：cH＋＞1×10－7mol·L－1,cOH－＜1×10－7mol·L－1碱性溶液：cH＋＜1×10－7mol·L－1,cOH－＞1×10－7mol·L－1100℃时,因为KW＝1×10－12,所以：中性溶液：cH＋＝cOH－＝1×10－6mol·L－1酸性溶液：cH＋＞1×10－6mol·L－1,cOH－＜1×10－6mol·L－1碱性溶液：cH＋＜1×10－6mol·L－1,cOH－＞1×10－6mol·L－1溶液的pH1溶液的pH的概念：在cH＋≤1mol·L－1的水溶液中,采用cH＋的负对数来表示溶液酸碱性的强弱．2数学表达式：pH＝－1gcH＋若cH＋＝10－n mol·L－1,则pH＝n．若cH＋＝m×10－n mol·L－1,则pH＝n－lgm．3溶液酸碱性的强弱与pH的关系．①常温25℃时：pH＝7,溶液呈中性,cH＋＝cOH－＝1×10－7mol·L－1．Ph＜7,溶液呈酸性,pH＋PH＞7,溶液呈碱性,pH－②pH范围为0～14之间．pH＝0的溶液中并非无H＋,而是cH＋＝1mol·L－1；pH＝14的溶液中并非没有OH－,而是cOH－＝1mol·L－1．pH减小增大n倍,则cH＋增大为原来的10n倍减小为原来的1／10n倍,相应的cOH－减小为原来1／10n倍增大为原来的10n倍．③当溶液中的cH＋＞1mol·L－1时,pH＜0；cOH－＞1mol·L－1时,pH＞14．因此,当溶液中的cH ＋或cOH－大于mol·L－1时,一般不用pH来表示溶液的酸碱性,而是直接用cH＋或cOH－来表示．所以,pH只适用于cH＋或cOH－≤1mol·L－1的稀溶液．④也可以用pOH来表示溶液的酸碱性．pOH是OH－离子浓度的负对数,即pOH＝一lgcOH－．因为25℃时,cH＋·cOH－＝1×10－14,所以：pH+pOH＝14．溶液中pH的计算1基本关系式：①pH＝－1gcH＋②cH ＋＝10－pH mol ·L －1③任何水溶液中,由水电离产生的cH ＋与cOH －总是相等的,即：c 水H ＋＝c 水OH －． ④常温25℃时,cH ＋·cOH －＝1×10－14⑤n 元强酸溶液中cH ＋＝n ·c 酸；n 元强碱溶液中cOH －＝n ·c 碱· 2强酸与弱酸、强碱与弱碱溶液加水稀释后pH 的计算．①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＜pH 原+n当加水稀释至由溶质酸电离产生的c 酸H ＋＜10－6mol ·L －1时,则必须考虑水的电离．如pH ＝5的盐酸稀释1000倍时,pH 稀＝,而不是等于8．因此,酸溶液无论如何稀释,溶液的pH 都不会大于7．②强碱与弱碱分别加水稀释相同倍数时,弱碱的pH 变化小．设均稀释10n 倍,则： 强碱：pH 稀＝pH 原—n 弱碱：pH 稀＞pH 原—n当加水稀释至由溶质碱电离产生的cOH －＜10－6mol ·L －1时,则必须考虑水的电离．如pH ＝9的NaOH 溶液稀释1000倍时,pH 稀≈7,而不是等于6．因此,碱溶液无论如何稀释,溶液的pH 都不会小于7．3两强酸或两强碱溶液混合后pH 的计算． ①两强酸溶液混合．先求出：212211V V V H c V H c H c ++=+++）（）（）（酸再求；pH 混＝－1gc 混H ＋注：V 1、V 2的单位可为L 或mL,但必须一致．②两强碱溶液混合．求算两强碱溶液混合后溶液的pH 时,不能直接根据题中给出的碱的pH 求算混合液的pH,而必须先分别求出两强碱溶液中的cOH －,再依下式求算c 混OH －： 然后求出c 混H ＋、pH 混．例如：将pH ＝8的BaOH 2溶液与pH ＝10的NaOH 溶液等体积混合后,溶液中的cH ＋应为2×10－10mol ·L －1,而不是10－10+10－8／2mol ·L －1． 4强酸与强碱溶液混合后pH 的计算．解题步骤：分别求出酸中的nH ＋、碱中的nOH －→依H ＋+OH －＝H 2O 比较出nH ＋与nOH －的大小． ①nH ＋＝nOH －时,恰好中和,混合液显中性；pH ＝7．反之,若混合液的pH ＝7,则必有nH ＋＝nOH － ②nH ＋＞nOH－时,酸过量,则：碱酸余碱酸酸）（）（）（）（V V H n V V OH n H n H c +=+-=+-++再求出pH 混求得的pH 混必小于7．注：若已知pH 混＜7,则必须利用上式进行相关计算． ⑧nH ＋＜nOH－时,碱过量．则：碱酸余碱酸酸）（）（）（）（V V OH n V V H n OH n OH c +=+-=-+--然后求出c 混H ＋、pH 混．注：若已知pH 混＞7,则必须利用上式进行相关计算．5强酸与强碱混合反应后溶液呈中性时,强酸的pH 酸、强碱的pH 碱与强酸溶液体积V 酸、强碱溶液体积V 碱之间的关系： 当溶液呈中性时：nH ＋＝nOH － 即：cH ＋·V 酸＝cOH －·V 碱25℃时,有c 酸H ＋·V 酸＝1×10－14／c 碱H ＋·V 碱,整理得：c 酸H ＋·c 碱H ＋＝1×10－14V 碱／V 酸,两边取负对数得：{－1gc 酸H ＋}+{－lgc 碱OH －}＝{－lg1×10－14}+{－lgV 碱／V 酸} 故pH 酸+pH 碱＝14+lgV 酸／V 碱①若pH 酸+pH 碱＝14,则V 酸∶V 碱＝1∶1,即强酸与强碱等体积混合． ②若pH 酸+pH 碱＞14,则：V 酸∶V 碱＝14)(10-+碱酸pH pH ∶1 ③若pH 酸+pH 碱＜14,则：V 酸∶V 碱＝1∶)(1410碱酸pH pH +- 7．盐类的水解 盐类的水解1盐类水解的概念：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生出来的H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解．说明盐类的水解反应与中和反应互为可逆过程：盐+水酸+碱－热量2盐类水解的实质：盐溶于水时电离产生的弱碱阳离子如NH 4＋、A13＋、Fe 3＋等或者弱酸阴离子如CH 3COO －、CO 32－、S 2－等与水电离产生的OH －或H ＋结合生成了难电离的弱碱、弱酸弱电解质,使水的电离平衡发生移动,从而引起水电离产生的cH ＋与cOH －的大小发生变化．不溶不水解,无弱不水解,谁弱谁水解,都弱都水解． ②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． 4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“H 2O ”,中间符号用“”,右边不写“↓”、“↑”符号．整个方程式中电荷、质量要守恒． ①强酸弱碱盐： 弱碱阳离子： M n ＋+nH 2O MOH n +nH ＋如CuSO 4水解的离子方程式为：Cu 2＋+2H 2O CuOH 2+2H ＋说明溶液中离子浓度大小的顺序为：cSO 42－＞cCu 2＋＞cH ＋＞cOH －②弱酸强碱盐：a ．一元弱酸对应的盐．如CH 3COONa 水解的离子方程式为：CH 3COO －+H 23COOH+OH － 说明溶液中离子浓度大小的顺序为：cNa ＋＞cCH 3COO －＞cOH －＞cH ＋ 根据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知： cNa ＋+cH ＋＝cCH 3COO －+cOH －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,且每步水解只与1个H 2O 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K 2CO 3的水解是分两步进行的：第一步：CO 32－+H 23－+OH －第二步：HCO 3－+H 22CO 3+OH －水解程度：第一步＞第二步．所以K 2CO 3溶液中各微粒浓度大小的顺序为： cK ＋＞cCO 32－＞cOH －＞cHCO 3－＞cH 2CO 3＞cH ＋ 根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知： cK ＋+cH ＋＝2×cCO 32－+cOH －+cHCO 3－ ⑧弱酸弱碱盐：如CH 3COONH 4水解的离子方程式为：CH 3COO －+NH 4＋+H 23COOH+NH 3·H 2O因为KCH 3COOH ＝KNH 3·H 2O ＝×10－5,所以CH 3COONH 4溶液呈中性． 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cOH －越大小,pH 也越大小．例如：相同温度下,等物质的量浓度的CH 3COONa 溶液与NaClO 溶液相比,由于酸性CH 3COOH ＞HClO,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 ＞NaB ＞NaC,则三种酸HA 、HB 、HC 的酸性强弱顺序为：HA ＜HB ＜HC ． 2盐类的水解平衡遵循勒夏特列原理．①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． ②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cH ＋或cOH －反而减小即酸性或碱性减弱．③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FeCl 3溶液中存在水解平衡：Fe 3＋+3H 23+3H ＋．若加入少量的NaOH 溶液,则水解平衡向右移动,促进了Fe 3＋的水解；若加入少量盐酸,则水解平衡向左移动,Fe 3＋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A12SO 43;溶液的pH ＜7,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NH 4C1,故pH ＜7,溶液显酸性．3比较盐溶液中离子浓度的大小或离子数目的多少．例如：在碳酸钠晶体中,nNa ＋＝2nCO 32－,但在Na 2CO 3溶液中,由于CO 32－的水解而有cNa ＋＞2cCO 32－．4配制盐溶液．配制强酸弱碱盐如含Fe 3＋、A13＋、Cu 2＋、、Sn 2＋、Fe 2＋盐等的溶液时,加入少量对应的酸以防止水解．如配制FeCl 3溶液的步骤是；先将FeCl 3固体溶于较浓的盐酸中,再用蒸馏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Na 2S 溶液时,需加入少量的NaOH 固体,以抑制S 2－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 3中含有FeNO 33时,先将其溶于蒸馏水中,再加热,使Fe 3＋水解生成FeOH 3沉淀后过滤除去．6Mg 、Zn 等较活泼金属溶于某些强酸弱碱盐如NH 4C1、A1C13、FeCl 3等的溶液中,产生H 2．例如,将Mg 条投入浓NH 4Cl 溶液中,有H 2、NH 3两种气体产生．有关离子方程式为： NH 4＋+H 2O NH 3·H 2O+H ＋ Mg+2H ＋＝Mg 2＋+H 2↑ NH 3·H 2O ＝NH 3↑+H 2O7用铁盐、铝盐等作净水剂．8挥发性酸对应的盐如AlCl 3、FeCl 3等加热蒸干、灼烧．例如,将FeCl 3溶液加热蒸干、灼烧,最后的固体残留物为Fe 2O 3,原因是：FeCl 3+3H 2O FeOH 3+3HCl,升温促进了FeCl 3的水解,同时加热使生成的HCl 从溶液中逸出而产生大量的FeOH 3,蒸干后灼烧,则： 2FeOH 3Fe 2O 3+3H 2O9水解显酸性的溶液与水解显碱性的溶液混合——双水解反应．例如,将A12SO 43溶液与NaHCO 3溶液混合,发生反应：A13＋+3HCO 3－＝AlOH 3↓+3CO 2↑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A12SO 43溶液中存在的电荷守恒关系为：2×cA13＋+cH ＋＝3×cSO 42－+cOH －．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Na 2CO 3溶液中,由于CO 32－离子的水解,碳元素以CO 32－、HCO 3－、H 2CO 3三种形式存在．因为cNa ＋＝2×c 原始CO 32－,而c 原始CO 32－＝cCO 32－+cHCO 3－+cH 2CO 3．又因为cNa ＋+cH ＋＝2×cCO 32－+cHCO 3－+cOH －,所以,在Na 2CO 3溶液中存在下列关系：cHCO 3－+2×cH 2CO 3+cH ＋＝cOH － 8．酸碱中和滴定 酸碱中和滴定1酸碱中和的实质：H ＋+OH －＝H 2O,即1molH ＋恰好与1molOH －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．3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1)()(=B A νν,则：cA ·VA ＝cB ·VB上式中的cA 、VA 、νA 分别表示酸的物质的量浓度、酸溶液的体积和发生中和反应时酸的化学计量数；cB 、VB 、νB 分别表示碱的物质的量浓度、碱溶液的体积和发生中和反应时碱的化学计量数．4所需主要仪器：①滴定管精确到．滴定管有酸式滴定管和碱式滴定管两种,其中,酸式滴定管带有玻璃活塞,碱式滴定管是橡皮管连接玻璃尖嘴．②锥形瓶用于盛装待测液． 5所需药品：指示剂用来准确判断中和反应是否恰好进行完全,标准液,待测液．6主要操作步骤：润洗滴定管一调整滴定管内液面在“0”或“0”以下并读数→在锥形瓶中注入待测液和指示剂→滴定重复2～3次→计算．⑺酸碱中和滴定误差分析：若用一元强酸滴定一元强碱,则：因为cA、VB均为定值,所以cB的大小取决于VA的大小．在测定待测液的物质的量浓度时,若消耗标准液的体积过多,则结果偏高；若消耗标准液的体积过少,则结果偏低．8应注意的问题：①滴定管的零“0”刻度在上方,最大标称容量在下方．在滴定管下端还有一段空间没有刻度线,滴定时不能滴至刻度线以下．②酸式滴定管不能盛放碱性溶液碱性物质与玻璃活塞作用生成硅酸盐,导致活塞黏结而失灵；碱式滴定管不能盛放酸性溶液、氯水、溴水及强氧化性物质的溶液如KMnO4、K2CrO4、CaC1O2等,它们会腐蚀橡胶管．③滴定管在使用之前应检查玻璃活塞转动是否灵活,挤压玻璃球是否灵活,有无漏液及阻塞情况．④洗净的滴定管在注入溶液时,先用少许所盛的溶液润洗2～3次,以保证所盛溶液不被稀释．⑤用蒸馏水洗净后的锥形瓶不能再用待测液润洗,也无需干燥．根据实验需要,在滴定过程中,可向锥形瓶中注入蒸馏水．混合液的酸碱性的确定方法1若酸、碱的量按有关化学计量数之比恰好反应,则反应后溶液的酸碱性由生成的盐的性质决定．2若酸、碱混合反应后,有一种过量,则混合液的酸碱性由过量的酸或碱决定．。
电离平衡常数及相关计算-高考化学专题
考点43 电离平衡常数及相关计算1．表达式（1）对于一元弱酸HA ：HAH ++A −，电离常数K =H A HA c c c +-⋅（）（）（）。
（2）对于一元弱碱BOH ：BOHB ++OH −，电离常数K =B OH BOH c c c +-⋅（）（）（）。
（3）对于二元弱酸，如H 2CO 3：H 2CO 3H ++3HCO -，K 1=323H HCO H CO c c c +-⋅（）（）（）；3HCO-H ++23CO -，K 2=233H CO HCO c c c +--⋅（）（）（）；且K 1>K 2。
2．意义：相同条件下，K 越大→越易电离→酸(或碱)性越强3．特点：多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
4．影响因素5．电离常数的三大应用（1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
（2）判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。
（3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
6．电离平衡常数相关计算(以弱酸HX 为例)（1）已知c (HX)和c (H +)，求电离常数 HXH + + X −起始(mol·L −1)：c (HX) 0 0 平衡(mol·L −1)：c (HX)−c (H +) c (H +) c (H +)则：K=H XHXc cc+-⋅（）（）（）=2HHX Hcc c++（）（）-（）。
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)−c(H+)≈c(HX)，则K=2HHXcc+（）（），代入数值求解即可。
（2）已知c(HX)和电离常数，求c(H+)HX H++X−起始：c(HX)00平衡：c(HX)−c(H+)c(H+) c(H+)则：K=H XHXc cc+-⋅（）（）（）=2HHX Hcc c++（）（）-（）。