高二化学《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)。

[说明](1)多元弱酸只比较其K a1；(2)同化学平衡常数一样，电离平衡常数K值不随浓度而变化，仅随温度而变化。

4．多元弱酸的电离：多元弱酸的电离是分步(级)进行的，且一步比一步困难，故多元弱酸的溶液的酸性主要由第一步电离来决定。如H3PO4的电离(如图)：

H3PO4H++H2PO4－K a1

H2PO4－H++HPO42－K a2

HPO42－H++PO43－K a3

要点诠释：K a1＞K a2＞K a3，在H3PO4溶液中，由H3PO4电离出来的离子有H+、H2PO4－、PO43－等，其离子浓度的大小关系为c (H+)＞c (H2PO4－)＞c (HPO42－)＞c (PO43－)。

要点三、弱电解质的电离度

1．概念：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已电离的电解质分子数占原来分子总数(包括已电离的和未电的)的百分率叫做电离度。常用表示。

2．数学表达式。

[说明]上式中的分子数也可用物质的量、物质的量浓度代替。

3．影响电离度的因素

(1)内因：电解质的本性，不同的弱电解质由于结构不同，电离度也不同。通常电解质越弱，电离度越小。

(2)外因。

浓度：加水稀释。电离平衡向电离方向移动，故溶液浓度越小，电离度越大。

温度：电解质的电离过程是吸热过程，故温度升高，电离度增大。

由此可见，可以根据相同条件下(温度、浓度)电离度的大小来判断不同弱电解质的相对强弱。例如：25℃时，0.1 mol·L－1的氢氟酸的=7.8％，0.1 mol·L－1的醋酸的=1.3％，所以酸性：HF＞CH3COOH。

要点四、一元强酸与一元弱酸的比较

【典型例题】

类型一：弱电解质的电离平衡

例题1 在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO－+H+

对于该平衡，下列叙述正确的是()

A．加入水时，平衡向逆反应方向移动

B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动

c．加入少量0.1 mol·L－1 HCl溶液，溶液中c (H+)减小

D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动

【思路点拨】本题考查影响弱电解质电离平衡的因素。溶液浓度越小，电离程度越大；温度越高，电离程度越大，除此之外还需要考虑其他离子的间接影响。

【答案】B

【解析】根据勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变。A项加入水时，c(CH3COOH)+c(CH3COO－)+c(H+)减小，平衡向其增大的方向（也就是正方向）移动；B项加入NaOH与H+反应，c (H+)变小，平衡向正反应方向移动；C项加入HCl时c (H+)变大，平衡向其减小的方向(也就是逆方向)移动，但最终c (H+)比未加HCl前还是要大；D项加入CH3COONa，c (CH3COO－)增大，平衡向逆反应方向移动。

【总结升华】(1)电离平衡状态特征的核心是“等”，“等”决定了“定”。“动”是“变”的基础，没有“动”也就没有“变”，“变”又是“动”的表现。(2)化学平衡原理(勒夏特列原理)也适用于电离平衡。

举一反三：

【变式1】25 ℃时，0.1 mol/L稀醋酸加水稀释，右图中的纵坐标y可以是( )

A．溶液的pH B．醋酸的电离平衡常数

C．溶液的导电能力D．醋酸的电离程度

【答案】C

【解析】稀释0.1 mol·L－1稀醋酸时，加入的水越多，c(H＋)越小，故溶液的pH增大，导电性减弱，溶液越稀，弱电解质的电离程度越大，而电离平衡常数是一个温度常数，只要温度不变，电离平衡常数就不变，综上所述，只有C正确。

【高清课堂：弱电解质的电离平衡-电离平衡的移动】

【变式2】在稀醋酸溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO－+H+，当改变条件时，表中各项有何