高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座：第8讲《电解质溶液和电离平衡》概要
《高二化学电离平衡》课件
酸雨对环境的影响
酸性物质处理方法的介绍
酸雨对环境造成了严重的污染， 对土壤、水源和植被等都会产 生不可逆转的损害。
酸性物质处理方法包括中和、 吸附等，通过将酸性物质处理 成中性或碱性来减少对环境的 危害。
浓度对电离平衡的影响可以通过计算反应物和生成物的浓度来观察。
2
Le Chatelier定理
Le Chatelier定理描述了当外界条件改变时，电离平衡会产生的相应变化，例如 浓度的改变。
3
酸碱中和反应的判断条件
酸碱中和反应达到平衡的判断条件包括酸和碱浓度的比例，以及酸和碱的中和反 应方程式。
盐的酸碱性
1 盐的离子化程度与
酸碱性
盐的离子化程度决定了 盐的酸碱性，一些盐是 酸性的，一些盐是碱性 的。
2 盐对酸碱性的影响
盐在溶液中可以影响其 他物质的酸碱性，调节 溶液的pH值。
3 盐水的pH计算
盐在溶液中可以影响pH 值，通过计算盐水的浓 度和离子浓度可以得到 溶液的pH值。
电离平衡在生活中的应用
酸雨产生的原因
电离平衡基础知识
1 电离反应与离子积
电离反应是物质在溶液中分解成离子的过程，离子积是反应物浓度与生成物浓度之积。
2 平衡常数与离解常数
平衡常数描述了电离反应达到平衡时反应物和生成物浓度之间的关系，离解常数描述的 是溶液平衡的条件包括酸碱离解平衡常数与酸碱强度的关系，以及溶液中酸 和碱浓度之间的关系。
《高二化学电离平衡》PPT课件
# 高二化学电离平衡 PPT课件大纲 ## 一、电离平衡基础知识 - 电离反应与离子积 - 平衡常数与离解常数 - 酸碱离解平衡的判断条件 ## 二、弱酸弱碱的电离平衡 - 弱酸的电离平衡 * 平衡常数的计算 * 酸性度的计算 - 弱碱的电离平衡 * 平衡常数的计算 * 碱度的计算 ## 三、浓度对电离平衡的影响 - 利用浓度计算反应物与生成物的浓度 - Le Chatelier定理 - 酸碱中和反应的判断条件
第四章-电解质溶液和电离平衡(参考)
25℃纯水中，只有10-7mol/L水发生电离：
c(H ) c(OH ) 1.0107 mol L1 Kw 1.0 1014
100℃纯水中，实验测得：
水
的
Kw 7.41013
电 离 是
T Kw
吸 热 反
应
二、溶液的pH值
水的电离平衡同化学平衡一样，随外界条件的变化 而发生移动：
水中加入酸，c(H＋)增加，水的电离平衡左移，c(OH)减少；水中加入碱， c (OH-)增加，电离平衡左移， c (H ＋)减少。
lewis酸与lewis碱之间 以配位键结合生成 酸碱加合物。
HCl
BF3 + Cu2+ +
••
H
NH3 H N H Cl
H
F
:F－ F B F
F
NH 3
2
4 :NH3
NH
3
Cu
NH
3
NH 3
形成配合物化学的理论基础
三、酸碱质子理论
1、基本概念 酸：凡是能释放出质子（H+）的任何含
H3O (aq) Ac (aq)
0
0
x
x
电离常数
Ka (HAc)
c(H3O ) c(Ac )
c(HAc)
Ka
(HAc)
x2 0.10
x
x=1.3×10－3
c(H3O+) = c(Ac－) = 1.3×10－3 mol·L-1 c(HAc) = (0.10－1.3×10－3) mol·L-1≈0.10 mol·L-1
B
稀溶液中：
B
CBM A
mB
CB
3、溶解过程
《电离平衡》 讲义
《电离平衡》讲义一、什么是电离平衡在一定条件下，弱电解质在水溶液中电离成离子的速率和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，称为电离平衡。
要理解电离平衡，我们先得知道什么是电解质。
电解质是在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。
根据电解质在水溶液中电离程度的大小，又分为强电解质和弱电解质。
强电解质在水溶液中完全电离，比如强酸、强碱和大多数盐；而弱电解质在水溶液中只有部分电离，比如弱酸、弱碱等。
以醋酸（CH₃COOH）为例，它是一种常见的弱电解质。
当醋酸溶解在水中时，一部分醋酸分子会电离出氢离子（H⁺）和醋酸根离子（CH₃COO⁻），但同时，电离出的氢离子和醋酸根离子又会重新结合成醋酸分子。
当电离的速率和结合的速率相等时，就达到了电离平衡。
二、电离平衡的特征电离平衡具有以下几个特征：1、动态平衡电离平衡并不是静止的，而是一种动态平衡。
也就是说，电离和结合的过程一直在进行，只是两者的速率相等，使得溶液中各粒子的浓度保持不变。
2、条件一定电离平衡是在一定条件下（如温度、浓度等）建立的。
当条件改变时，平衡会发生移动。
3、弱电解质只有弱电解质才存在电离平衡，强电解质不存在电离平衡，因为强电解质在水溶液中是完全电离的。
4、各粒子共存在电离平衡体系中，未电离的分子和电离出的离子同时存在。
三、影响电离平衡的因素影响电离平衡的因素主要有以下几个方面：1、温度一般来说，温度升高，电离平衡会向电离的方向移动，因为电离过程通常是吸热的。
以水的电离为例，水的电离方程式为 H₂O ⇌ H⁺＋OH⁻，升高温度，水的电离程度增大，氢离子和氢氧根离子的浓度都增大。
2、浓度（1）增大弱电解质的浓度，电离平衡向电离的方向移动，但弱电解质的电离程度减小。
（2）减小弱电解质的浓度，电离平衡向结合的方向移动，弱电解质的电离程度增大。
以醋酸溶液为例，如果向溶液中加入更多的醋酸，醋酸分子的浓度增大，电离平衡会向电离的方向移动，以减少醋酸分子的浓度，但此时醋酸的电离程度会减小；反之，如果稀释醋酸溶液，醋酸分子的浓度减小，电离平衡向结合的方向移动，同时醋酸的电离程度增大。
高中化学竞赛辅导讲座电解质溶液
因此,实验测出的解离度，并不代表强电解 质在溶液中的实际解离度，故称“表观解离 度”。 表观解离度小于理论解离度。为了表达溶液中 离子氛或离子对的影响，引入活度。 离子的活度(activity)：它是电解质溶液中 实际上能起作用的离子浓度。 符号为aB，单位为一
16
活度aB与质量摩尔浓度bB的关系为： aB =
3
第一节 强电解质溶液理论
一、强电解质和弱电解质
二、强电解质溶液理论要点
三、离子的活度和活度因子
一、强电解质和弱电解质
强电解质 可溶性电解质 电解质 难溶性电解质 弱电解质 说明:电解质的强弱 与溶剂有关(一般以 水作溶剂)。
5
强电解质(strong electrolyte)：在水溶液中 几乎是完全解离的，具有较强的导电能力。 特点：强电解质的解离是不可逆的，不存 在解离平衡，在水溶液中全部以水合离子状态 存在；导电性强。包括离子型化合物(如NaCl、 KCl)和强极性键化合物(如HCl)。 例如： NaCl HCl Na+ + Cl- （离子型化合物） H+ + Cl（强极性分子）
质。
10
理论上，强电解质的解离度应为100%。但
从一些实验结果表明，其解离度并不是100%。
对于强电解质溶液，实验求得的解离度称为 表观解离度。如何解释这种相互矛盾的现象呢? 这是强电解质溶液理论需要解决的问题。
11
二、强电解质溶液理论要点
1923年Debye P和Hü ckel E提出了电解质 离子相互作用理论(ion interaction theory）。
=0.1(1+α) mol· kg-1
9
根据
△ Tf = Kf b 得
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座：第8讲《电解质溶液和电离平衡》
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第8讲 电解质溶液和电离平衡【竞赛要求】酸碱质子理论。
弱酸、弱碱的电离常数。
缓冲溶液。
利用酸碱平衡常数的计算。
溶度积原理及有关计算。
离子方程式的正确书写。
【知识梳理】一、酸碱质子理论（Bronsted 理论）最初阶段人们从性质上认识酸碱。
酸：使石蕊变红，有酸味； 碱：使石蕊变蓝，有涩味。
当酸碱相混合时，性质消失。
当氧元素发现后，人们开始从组成上认识酸碱，以为酸中一定含有氧元素；盐酸等无氧酸的发现，又使人们认识到酸中一定含有氢元素。
阿仑尼乌斯（Arrhenius ）的电离学说，使人们对酸碱的认识发生了一个飞跃。
HA = H + + A－电离出的正离子全部是 H + ；MOH = M + + OH －电离出的负离子全部是 OH －。
进一步从平衡角度找到了比较酸碱强弱的标准，即a K 、b K 。
阿仑尼乌斯理论在水溶液中是成功的，但其在非水体系中的适用性，却受到了挑战。
例如：溶剂自身的电离和液氨中进行的中和反应，都无法用阿仑尼乌斯的理论去讨论，因为根本找不到符合定义的酸和碱。
为了弥补阿仑尼乌斯理论的不足，丹麦化学家布仑斯惕（Bronsted ）和英国化学家劳里（Lowry ）于1923年分别提出了酸碱质子理论。
1、酸碱的定义质子理论认为：凡能给出质子（H +）的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。
如HCl ，NH +4，HSO -4，H 2PO -4等都是酸，因为它们能给出质子；CN －，NH 3，HSO -4，SO -24都是碱，因为它们都能接受质子。
为区别于阿仑尼乌斯酸碱，也可专称质子理论的酸碱为布仑斯惕酸碱。
由如上的例子可见，质子酸碱理论中的酸碱不限于电中性的分子，也可以是带电的阴阳离子。
若某物质既能给出质子，又能接受质子，就既是酸又是碱，可称为酸碱两性物质，如HCO -3等，通常称为酸式酸根离子。
2、酸碱的共轭关系质子酸碱不是孤立的，它们通过质子相互联系，质子酸释放质子转化为它的共轭碱，质子碱得到质子转化为它的共轭酸。
《电离平衡》 讲义
《电离平衡》讲义一、什么是电离平衡在化学中，电离平衡是一个非常重要的概念。
当我们把一种电解质（比如强电解质或弱电解质）放入溶剂（通常是水）中时，电解质会发生电离，产生离子。
对于强电解质来说，它们在溶液中几乎完全电离，不存在电离平衡。
但弱电解质就不同了，它们在溶液中的电离过程是可逆的。
比如说，醋酸（CH₃COOH）在水溶液中部分电离为醋酸根离子（CH₃COO⁻）和氢离子（H⁺），同时，生成的醋酸根离子和氢离子又会结合重新生成醋酸分子。
当电离的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，就达到了电离平衡状态。
二、电离平衡的特征电离平衡具有几个明显的特征。
首先，它是一种动态平衡。
也就是说，电离和离子结合成分子的过程始终在进行，只是正逆反应速率相等，宏观上看起来各种粒子的浓度不再发生变化。
其次，条件一定时，溶液中各粒子的浓度是恒定的。
比如，在一定温度下，醋酸溶液达到电离平衡后，醋酸根离子、氢离子和醋酸分子的浓度就保持不变。
再者，电离平衡会受到外界条件的影响而发生移动。
三、影响电离平衡的因素温度就是一个重要的影响因素。
一般来说，升高温度会促进电离平衡向电离的方向移动。
因为电离过程通常是吸热的，温度升高，有利于吸收热量，从而使更多的分子电离。
浓度的改变也会影响电离平衡。
比如，对于醋酸溶液，增大醋酸的浓度，电离平衡会向右移动，即更多的醋酸分子会电离；而增大醋酸根离子或氢离子的浓度，平衡则会向左移动，抑制醋酸的电离。
同离子效应也不容忽视。
在醋酸溶液中，如果加入含有醋酸根离子或氢离子的物质，平衡就会向左移动。
四、电离平衡常数为了定量描述弱电解质的电离程度，我们引入了电离平衡常数。
对于一元弱酸或弱碱，电离平衡常数（通常用 K 表示）可以用以下公式表示：以醋酸为例，其电离平衡常数 K(CH₃COOH) ＝ H⁺CH₃COO⁻／CH₃COOH电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变。
通过电离平衡常数的大小，我们可以比较不同弱电解质的相对强弱。
《溶液与电离平衡》课件
盐类水解的应用实例
酸碱中和：盐类水解可以调节溶液的酸碱性，用于中和酸性或碱性物质 沉淀反应：盐类水解可以生成难溶性物质，用于沉淀反应，如沉淀法测定钙离子浓度 离子交换：盐类水解可以改变溶液中的离子浓度，用于离子交换，如软化硬水 药物合成：盐类水解可以生成药物中间体，用于药物合成，如合成阿司匹林
盐类水解在工业和农业领域的应用
工业领域：盐类水解在化工、冶金、石油等行业中用于生产各种化学品和材料。 农业领域：盐类水解在农业中用于改良土壤、提高肥料利用率、防治病虫害等。 食品工业：盐类水解在食品工业中用于食品添加剂、调味品、防腐剂等。 环境保护：盐类水解在环境保护中用于污水处理、废气处理等。
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缓冲溶液的作用原理和计算方法
作用原理：通过调节溶液的pH值，使溶液保持稳定的pH值 计算方法：使用酸碱平衡公式和缓冲溶液的pH值计算 应用：在生物化学、医学、环境科学等领域有广泛应用 实例：在血液中，缓冲溶液可以维持血液的pH值稳定，保证生理功能的正常进行
缓冲溶液的应用实例
生物医学领域：用于维持血液、细胞等生物环境的pH值稳定 化学实验：用于控制化学反应的pH值，提高实验结果的准确性 食品工业：用于食品的保鲜、防腐和调味 环境监测：用于监测水质、土壤等环境的pH值变化
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溶液与电离平衡概02ຫໍສະໝຸດ 述溶液的定义和分类
溶液：一种或多种物质分散到另一种物质中形成的均匀、 稳定的混合物
溶液的分类：根据溶质和溶剂的不同，可以分为无机溶液 和有机溶液
无机溶液：溶质为无机化合物，如盐酸、硫酸等
有机溶液：溶质为有机化合物，如乙醇、乙酸等
溶液的性质：溶液具有均一性、稳定性、扩散性等特点
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高三化学 电解质溶液(一)——电离平衡 知识精讲 通用版
高三化学电解质溶液（一）——电离平衡知识精讲通用版【本讲主要内容】电解质溶液（一）——电离平衡【知识掌握】【知识点精析】一. 电解质与非电解质1. 电解质注意：（1）典型的离子化合物以及多数强极性共价键化合物，在水溶液中能全电离，是强电解质。
弱极性键形成的化合物和个别强极性共价键化合物（例如HF），在水溶液中部分全电离，是弱电解质。
（2）在水溶液中或熔融状态下都不电离的化合物是非电解质。
（3）电解质的强弱与溶解度无关。
例CH3COOH是弱电解质，CaCO3是强电解质。
（4）溶液导电能力的强弱，取决于离子浓度的大小及所带电荷与电解质的强弱无关。
（5）电离方程式的书写：强电解质：＝弱电解质：NaHCO3在水溶液中NaHCO3＝Na++HCO3－HCO3－CO32－+H+多元弱酸，分步电离，且越来越难，以第一步电离为主。
多元弱碱，电离复杂，一步写出。
Al(OH)3的电离H++AlO2－+H2O Al(OH)3Al3++3OH－2. 弱电解质的电离平衡在一定条件（温度、浓度）下，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时的状态，叫做电离平衡状态。
电离平衡特点：（1）动：动态平衡，ν（电离）＝ν（结合）≠0（2）定：在一定条件下平衡建立后，溶液中分子及各离子浓度都将保持不变（3）变：平衡建立在特定条件下，当条件发生改变时，平衡发生相应的移动影响电离平衡的因素：电离平衡是化学平衡的一种，化学平衡的所有原理都适合于电离平衡。
电离平衡的移动，符合勒夏特列原理。
（1）温度的影响：弱电解质的电离是吸热过程，升高温度，会促进电离（2）浓度的影响：溶液浓度越小，越有利于电离。
如加水稀释，会促进电离（3）同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，会抑制弱电解质的电离（4）能反应的离子：加入与弱电解质电离出的离子能反应的离子，会促进弱电解质的电离3. 水的电离和溶液的pH（1）水的电离水是极弱的电解质H2O H++OH－或2H2O H3O++OH－25℃时纯水中c（H+）＝c（OH－）＝10－7mol/L（2）水的离子积常数25℃时，K W＝c（H+）·c（OH－）＝10－14K W叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
电解质溶液及化学平衡讲解
酸碱反应的实质： 两个共轭酸碱对之间的质子传递
酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱反应总 是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和碱的方向进 行。 对于某些物质，是酸是碱取决于参与的具体反应。
① 酸碱电离反应是质子转移反应，如HF在水溶 液中的电离反应是由给出质子的半反应和接受质 子的半反应组成的。
H
N H Cl
H
F
B F
F
Cu2+ +
NH 3
2
••
4
NH3
NH
3
Cu
NH
3
NH 3
第一列
第二列
第三列
Fe3+
+
Cu2+
+
H+
+
BF3
+
AlCl3 +
SiF4
+
CO2
+
I2
+
(路易斯酸 +
6H2O 4 NH3 H2O
NH3 Cl– 2 F– OH– (CH3)2CO 路易斯碱
[Fe(OH2)6]3+ [Cu(NH3)4]2+ H3O+ F3BNH3 [AlCl4]– [SiF6]2– HCO3–
(CH3)2COI2
配合物)
Lewis酸碱电子理论的优缺点：
优点：一切化学反应都可概括Байду номын сангаас酸碱反应
缺点：太笼统，不易掌握酸碱的特性； 无法判断酸碱性的强弱
软硬酸碱理论
硬酸：半径小，电荷高的离子如碱土金属离子和 Ti4+, Fe3+, Al3+, Ln3+等
电解质溶液和电离平衡
多元弱酸、弱碱的解离平衡 多元弱酸弱碱分步解离，每一步都有相应的解离平衡。
以H3PO4为例： Ka1 = [c(H+)/c][c(H2PO4-)/c]/ [c(H3PO4)/c] = 7.52×10-3、 Ka2 = [c(H+)/c][c(HPO42-)/c]/[c(H2PO4-)/c] = 6.23×10-8、 Ka3 = [c(H+)/c][c(PO43-)/c]/[c(HPO42-)/c] = 2.2×10-13； 一般地：Ka1：Ka2：Ka3 = 1：10-5：10-10。
[Cu(H2O)4]2+-[Cu(H2O)3(OH)]+
[Cu(H2O)3(OH)]+ =H+ + [Cu(H2O)2(OH)2]+
[Cu(H2O)3(OH)]+
[Cu(H2O)3(OH)]+
[Cu(H2O)3(OH)]+-[Cu(H2O)2(OH)2]+
酸、碱可以是分子、阳离子或阴离子。
活度（表示组分的有效浓度）a = γ·c， γ表示溶液中离子活动的有效程度称为活度系数 “离子氛”概念 当溶液无限稀释时，γ = 1，离子活动的自由度接近于100%；不过，一般将强电解质在稀溶液中的离子浓度以100%解离计算。
3.2、弱电解质的解离平衡
1、一元弱酸、弱碱的解离平衡：
AB = A+ + B- KAB = [c(A+)/c][c(B-)/c]/[c(AB)/c]， KAB称为解离常数，与其它平衡常数一样也不随浓度而变，仅是温度的函数。对于一元弱酸或弱碱，则分别称为Ka和Kb，它们不仅可以通过实验来测定，还可以应用热力学数据计算得到。
电解质溶液及电离平衡课件修订稿
电解质溶液及电离平衡课件集团标准化工作小组 [Q8QX9QT-X8QQB8Q8-NQ8QJ8-M8QMN]电解质溶液及电离平衡一、强电解质和弱电解质1．强、弱电解质强电解质：溶液和熔融状态下，完全电离的物质：如NaCl、Al(OH)3。
弱电解质：溶液和熔融状态下，不完全电离的物质：如H2S、H2CO3。
一般而言，强酸强碱和所有的盐都是强电解质，弱酸弱碱都弱电解质。
2．弱电解质的电离平衡⑴电离平衡：类似化学平衡反应，弱电解质的电离反应是可逆的。
当达到反应物和生成物的浓度不变时，达到平衡。
这个平衡是动态平衡的。
⑵电离平衡的特征：1、是一个可逆反应，在一定条件下，达到一个平衡点，有一个K值。
2、平衡受反应物和生成物的量的影响，当改变生成物和反应物的浓度时，平衡值也会改变。
3、电离反应是吸热反应，因此改变温度对平衡也有影响。
二、水的离子积和溶液的PH写出水的电离方程式。
在纯水及任何稀溶液中， 2H2O——H3O++OH- 可简写为：H2O—— H+ + OH-1、水的离子积常数25℃Kw = c(H+)·c(OH-)=10-14（常数）其中，25℃时，c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1讨论：1、在纯水中加入酸(或碱)时，对水的电离有怎样的影响2、给纯水加热，其中c(H+)、c(OH-)如何变化3、在c(H+)=10-2的盐酸中，OH-浓度是多少其中水电离出来的H+浓度是多少2．溶液的酸碱性和PHPH = - lgc(H+)当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈酸性当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈中性当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈碱性讨论：1、常温下，稀溶液中，pH+pOH=2、你认c(H+)在什么范围内，用pH来表示溶液的酸碱性比较方便3、pH的测定方法：(1)广范pH试纸、精密pH试纸（2)酸碱指示剂 3)pH计石蕊5 ~ 8、酚酞8 ~10、甲基橙~红.紫.蓝无.粉红.红红.橙.黄4、PH相关计算例1：pH=12的NaOH溶液1mL加水稀释至100mL，pH ；pH=5的HCl 溶液1mL加水稀释至1000mL，pH 。
《电离平衡》 讲义
《电离平衡》讲义一、什么是电离平衡在化学世界中，电离平衡是一个非常重要的概念。
当我们把电解质溶解在溶剂中时，它们会发生电离，形成自由移动的离子。
然而，这个电离过程并非是无限制的，而是会达到一种动态平衡的状态，这就是电离平衡。
比如说，像醋酸这样的弱电解质，在水溶液中，一部分醋酸分子会电离成醋酸根离子和氢离子，但同时，电离产生的醋酸根离子和氢离子又会重新结合成醋酸分子。
当电离的速率和结合的速率相等时，体系就达到了电离平衡。
二、影响电离平衡的因素1、浓度增加电解质的浓度，会使电离平衡向电离的方向移动。
这就好比在一个容器中，物质的量增多了，就有更多的分子有机会发生电离。
反之，降低浓度，则会使电离平衡向结合的方向移动。
2、温度一般来说，升高温度会促进电离平衡向电离的方向移动。
因为温度升高，分子的热运动加剧，更多的分子具备了足够的能量来克服电离所需的能量壁垒，从而发生电离。
3、同离子效应如果在溶液中加入与电解质含有相同离子的强电解质，会抑制原电解质的电离。
例如，在醋酸溶液中加入醋酸钠，由于醋酸钠完全电离出醋酸根离子，使得醋酸的电离平衡向左移动。
三、电离平衡常数为了定量地描述电离平衡的程度，我们引入了电离平衡常数这个概念。
它用符号 K 来表示。
对于一元弱酸 HA ，其电离平衡常数表达式为：K ＝ H ＋ A ／HA 。
电离平衡常数只与温度有关，温度一定时，电离平衡常数是一个定值。
K 值越大，表明电离程度越大，相应的酸（或碱）的酸性（或碱性）越强。
四、多元弱酸的电离平衡以碳酸为例，它是一种二元弱酸，存在两步电离：H 2 CO 3 ⇌ H ＋＋ HCO 3 （K 1 ）HCO 3 ⇌ H ＋＋ CO 3 2- （K 2 ）而且，多元弱酸的电离是分步进行的，每一步都有一个对应的电离平衡常数，且通常 K 1 ＞ K 2 ＞ K 3 这意味着第一步电离是最重要的，产生的氢离子对后续的电离起到抑制作用。
五、电离平衡的应用1、解释生活中的现象例如，为什么用食醋可以除去水壶中的水垢？这是因为水垢的主要成分是碳酸钙和氢氧化镁，食醋中的醋酸属于弱酸，存在电离平衡。
电解质溶液和离子平衡 (2)优秀课件
c (H+) c (OH-) =
K
w
= 1.0 10-14
两边取负对数：
pH + pOH = pK
w
= 14.00
2020/11/22
例4-1： 求0.050 mol·L-1 HCl溶液的pH和pOH。（室温）
解： 公式：pH = -lg [c (׳H+)] = -lg（0.05）=1.3 pOH = 14 - pH = 14-1.3 =12.7
4.1 水的解离和溶液的pH:
4.1.1 水的解离平衡:
纯水有微弱的导电性，表明它有微 弱的解离。
水的解离平衡可表示为：
H2O
H+ + OH-
2020/11/22
水的解离平衡 : H2O
标准平衡常数为：
H+ + OH-
2020/11/22
水的离子积： K
w
（1）概念：
在一定温度下，水中c'（H+）、c ' （OH-） 的乘积为一个常数，称为水的离子积。
食醋
பைடு நூலகம்
3.0
啤酒 4.0~5.0
咖啡
5.0
2020/11/22
乳酪 海水
4.8~6.4 8.3
饮用水 6.5~8.5
人尿液
小肠液 胃液
4.8 ~ 8.4
7.6 1.3
人血液 pH 超出±0.4将有生命危险。 pH 标度适用范围: 0 ≤ pH ≤ 14.0
1 ≥ c(H+) ≥ 1 10-14 如pH<0、 pH >14 ，应使用c(H+) 或 c(OH-)
c (H+) , c (OH-) ; c (H+) ， c (OH-)
电解质溶液及电离平衡课件
电解质溶液及电离平衡课件集团标准化工作小组 [Q8QX9QT-X8QQB8Q8-NQ8QJ8-M8QMN]电解质溶液及电离平衡一、强电解质和弱电解质1．强、弱电解质强电解质：溶液和熔融状态下，完全电离的物质：如NaCl、Al(OH)3。
弱电解质：溶液和熔融状态下，不完全电离的物质：如H2S、H2CO3。
一般而言，强酸强碱和所有的盐都是强电解质，弱酸弱碱都弱电解质。
2．弱电解质的电离平衡⑴电离平衡：类似化学平衡反应，弱电解质的电离反应是可逆的。
当达到反应物和生成物的浓度不变时，达到平衡。
这个平衡是动态平衡的。
⑵电离平衡的特征：1、是一个可逆反应，在一定条件下，达到一个平衡点，有一个K值。
2、平衡受反应物和生成物的量的影响，当改变生成物和反应物的浓度时，平衡值也会改变。
3、电离反应是吸热反应，因此改变温度对平衡也有影响。
二、水的离子积和溶液的PH写出水的电离方程式。
在纯水及任何稀溶液中， 2H2O——H3O++OH- 可简写为：H2O—— H+ + OH-1、水的离子积常数25℃Kw = c(H+)·c(OH-)=10-14（常数）其中，25℃时，c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1讨论：1、在纯水中加入酸(或碱)时，对水的电离有怎样的影响2、给纯水加热，其中c(H+)、c(OH-)如何变化3、在c(H+)=10-2的盐酸中，OH-浓度是多少其中水电离出来的H+浓度是多少2．溶液的酸碱性和PHPH = - lgc(H+)当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈酸性当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈中性当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈碱性讨论：1、常温下，稀溶液中，pH+pOH=2、你认c(H+)在什么范围内，用pH来表示溶液的酸碱性比较方便3、pH的测定方法：(1)广范pH试纸、精密pH试纸（2)酸碱指示剂 3)pH计石蕊5 ~ 8、酚酞8 ~10、甲基橙~红.紫.蓝无.粉红.红红.橙.黄4、PH相关计算例1：pH=12的NaOH溶液1mL加水稀释至100mL，pH ；pH=5的HCl 溶液1mL加水稀释至1000mL，pH 。
北大附中奥化教程---弱电解质、电离度及电离平衡[整理]
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学科：奥化教学内容：弱电解质、电离度及电离平衡【内容综述】化学所研究的化学反应有相当大的比例是电解质在溶液中的反应，因此在中学化学里“电解质溶液”就成为化学基础理论中的一项重要内容。
电解质进入水中的第一个行为就是发生电离。
弱电解质的电离最终会形成一个平衡，情况较为复杂，因此常将弱电解质的电离特点作为一个重点来加以分析。
这一平衡称为电离平衡，具有一般化学平衡的特点。
通常用“电离度”对其电离程度进行粗略的描述和简单计算。
【要点讲解】1．首先要搞清楚电解质和非电解质的区别：凡是在水溶液里或熔化状态下能导电的化合物叫电解质。
无论是水溶液或熔化状态下都不能导电的化合物叫非电解质。
2．电解质溶液的导电能力的强弱与溶液中自由移动的离子浓度和价态有关。
≒【例题分析】例1 下列物质中，属于强电解质的是（）（A）SO3（B）H3PO4（C）BaSO4（D）HI解题思路：SO3溶于水，发生如下反应；SO3+H2O=H2SO4，H2SO4可以在水溶液中电离出自由移动的离子，可以导电，而SO3本身却不能电离出离子，所以H2SO4是电解质，而SO3是非电解质。
H3PO4在水溶液中不能全部电离，仅能部分电离，所以H3PO4是弱电解质。
BaSO4的溶解度很小，所以其溶液的导电能力极弱，但它溶解的部分，能全部电离，所以BaSO4是电解质。
HI在水溶液中能全部电离成自由移动的离子，所以它属于强电解质。
本题正确答案是：（C）、（D）。
4．弱电解质的电离平衡（1）概念：在一定条件（如温度、浓度）下，当弱电解质分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率时，电离过程就达到了平衡状态，这种状态就叫做弱电解质的电离平衡。
（2）特点：①动态平衡：一定条件下，弱电解质的分子离解成自由移动的离子和离子重新结合成分子的运动总在进行着。
②条件改变，平衡被打破：如在CH3COOH溶液中滴入紫色石蕊试液，呈红色，在其中加入CH3COONH4固体，它是强电解质，CH3COONH4=，全部电离，即增大了，使CH3COOH的电离平衡向左移动，使变小，使红色变浅。
《电离平衡》 讲义
《电离平衡》讲义一、电离的概念在化学中，电离是指电解质在水溶液或熔融状态下，离解成自由移动离子的过程。
例如，氯化钠（NaCl）在水溶液中会电离成钠离子（Na⁺）和氯离子（Cl⁻），其电离方程式为：NaCl ＝ Na⁺＋ Cl⁻。
能够发生电离的物质被称为电解质，常见的电解质包括强酸、强碱和大多数盐类。
而像蔗糖、酒精等在水溶液或熔融状态下都不能电离出自由移动离子的化合物则被称为非电解质。
二、电离平衡的建立当弱电解质溶于水时，一方面，分子会电离成离子；另一方面，离子又会重新结合成分子。
在一定条件下，当分子电离成离子的速率和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，这就是电离平衡。
以醋酸（CH₃COOH）为例，醋酸在水溶液中部分电离：CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻＋ H⁺。
开始时，醋酸分子电离产生离子的速率较大，随着电离的进行，离子浓度逐渐增大，离子结合成分子的速率也逐渐增大。
最终，当两者的速率相等时，就建立了电离平衡。
三、影响电离平衡的因素1、浓度增大弱电解质的浓度，电离平衡向电离的方向移动；减小弱电解质的浓度，电离平衡向结合成分子的方向移动。
例如，对于醋酸溶液，如果增大其浓度，会有更多的醋酸分子，从而促使电离平衡向右移动，电离出更多的离子。
2、温度升高温度，电离平衡向电离的方向移动；降低温度，电离平衡向结合成分子的方向移动。
因为电离过程一般是吸热的，升高温度会提供更多的能量，有利于电离的进行。
3、同离子效应在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，会抑制弱电解质的电离。
比如在醋酸溶液中加入醋酸钠，由于醋酸钠完全电离产生大量的醋酸根离子，会使醋酸的电离平衡向左移动，电离程度减小。
4、化学反应加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质，会促进弱电解质的电离。
以氢硫酸（H₂S）为例，H₂S ⇌ H⁺＋ HS⁻，如果加入氢氧化钠（NaOH），氢氧根离子会与氢离子反应，从而促进氢硫酸的电离。
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角度找到了比较酸碱强弱的标准，即 K a 、 Kb 。阿仑尼乌斯理论在水溶液中是成功的，但其 在非水体系中的适用性，却受到了挑战。例如：溶剂自身的电离和液氨中进行的中和反应，
都无法用阿仑尼乌斯的理论去讨论，因为根本找不到符合定义的酸和碱。
为了弥补阿仑尼乌斯理论的不足，丹麦化学家布仑斯惕（Bronsted）和英国化学家劳里
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座 第 8 讲 电解质溶液和电离平衡
【竞赛要求】
酸碱质子理论。弱酸、弱碱的电离常数。缓冲溶液。利用酸碱平衡常数的计算。溶度积
原理及有关计算。离子方程式的正确书写。
【知识梳理】
一、酸碱质子理论（Bronsted 理论）
最初阶段人们从性质上认识酸碱。酸：使石蕊变红，有酸味； 碱：使石蕊变蓝，有涩味。
由于水的电离是吸热反应，所以，温度升高时， K w 值变大。
表-1 不同温度下水的离子积常数 K w
温度 / K
273
295
373
Kw
0.13×10–14
1.0×10–14
74×10–14
在溶液中，只要有 H2O, H+, OH－ 三者共存，之间就存在如下的数量关系：
[ H+ ] [ OH－ ] = K w 不论溶液是酸性，碱性，还是中性。
（Lowry）于 1923 年分别提出了酸碱质子理论。
1、酸碱的定义
质子理论认为：凡能给出质子（H+）的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。如 HCl，
NH
4
，HSO
4
，H2PO
4
等都是酸，因为它们能给出质子；CN－，NH3，HSO
4
，SO
2 4
都是碱，因
为它们都能接受质子。为区别于阿仑尼乌斯酸碱，也可专称质子理论的酸碱为布仑斯惕酸碱。
碱 + H+ 称为酸碱半反应，酸碱质子反应是两对共轭酸碱对交换质子的反应；此外，上
面一些例子也告诉我们，酸碱质子反应的产物不必定是盐和水，在酸碱质子理论看来，阿仑
尼乌斯酸碱反应（中和反应、强酸置换弱酸、强碱置换弱碱）、阿仑尼乌斯酸碱的电离、阿仑
尼乌斯酸碱理论的“盐的水解”以及没有水参与的气态氯化氢和气态氨反应等等，都是酸碱
常温下，[ H+ ] = 1×10–7，表示中性，因为这时 K w = 1.0×10–14；非常温时，溶液的中性只能
是指 [ H+ ] = [ OH－ ]。
（2）pH 值和 pOH 值
pH = – lg [ H+]
pOH = – lg [ OH－]
因为
[ H+ ] [ OH－ ] = 1.0×10–14
第一步 H2S
H+ + HS－
K1
[H ][HS [H 2 S]
]
1.3 107
第二步 HS－
H+ + S2－
K2
[H ][S 2 ] [HS ]
7.1 101 5
显然， K1 K 2 。说明多元弱酸的电离以第一步电离为主。 将第一步和第二步的两个方程式相加，得：
H2S
2H+ + S2－
K1
HAc
H+ + Ac－
用
K
0 a
表示酸式电离的电离平衡常数，经常简写作
K
a
。且：
氨水
NH3·H2O
是典型的弱碱，用
K
0 b
（简写成 Kb ）表示碱式电离的电离平衡常数，则
有：
NH3·H2O
NH4+ + OH－
Kb
=
[
NH
4
][OH
]
[NH 3 H 2O]
=1.8×10–5
（2）多元弱酸的电离平衡 多元弱酸的电离是分步进行的，对应每一步电离，各有其电离常数。以 H2S 为例：
碱
+
质子，此式中的酸碱称为共轭酸碱对。例如
NH3
是
NH
4
的共轭碱，反之，NH
4
是
NH3
的共
轭酸。又例如，对于酸碱两性物质，HCO
3
的共轭酸是
H2CO3，HCO
3
的共轭碱是
CO
2 3
。换言
之，H2CO3
和
HCO
3
是一对共轭酸碱，HCO
3
和
CO
2 3
是另一对共轭酸碱。
3、酸和碱的反应
跟阿仑尼乌斯酸碱反应不同，布仑斯惕酸碱的酸碱反应是两对共轭酸碱对之间传递质子
由如上的例子可见，质子酸碱理论中的酸碱不限于电中性的分子，也可以是带电的阴阳离子。
若某物质既能给出质子，又能接受质子，就既是酸又是碱，可称为酸碱两性物质，如
HCO
3
等，
通常称为酸式酸根离子。
2、酸碱的共轭关系
质子酸碱不是孤立的，它们通过质子相互联系，质子酸释放质子转化为它的共轭碱，质
子碱得到质子转化为它的共轭酸。这种关系称为酸碱共轭关系。可用通式表示为：酸
反应。在酸碱质子理论中根本没有“盐”的内涵。
二、弱电解质的电离平衡
1、水的电离平衡
（1）水的离子积常数
H2O(l)
H+(aq) + OH－(aq)
K w = [H+] + [OH－]
（8-1）
式中的 K w 称为水的离子积常数。
K w 是标准平衡常数，式中的浓度都是相对浓度。由于本讲中使用标准浓度极其频繁，故 省略除以 c 0 的写法。要注意它的实际意义。
-1-
的反应，通式为： 酸 1 + 碱 2
碱1+ 酸2
例如：
HCl + NH3 H2O + NH3 HAc + H2O
Cl－
+
NH
4
OH－
+
NH
4
Ac－+ H3O+
H2S + H2O
HS－+ H3O+
H2O + S 2－
OH－ + HS－
H2O + HS－
OH－ + H2S
这就是说，单独一对共轭酸碱本身是不能发生酸碱反应的，因而我们也可以把通式：酸
[H ]2[S 2 ] [H 2 S]
K1
K2
9.2 1022
平衡常数表示处于平衡状态的几种物质的浓度关系，确切地说是活度的关系。但是在我
们的计算中，近似地认为活度系数 f = 1，即用浓度代替活度。 K a 、 Kb 的大小可以表示弱酸 和弱碱的离解程度，K 的值越大，则弱酸和弱碱的电离程度越大。
（8-2） （8-3）
所以
pH + pOH = 14
（8-4）
-2-
pH 和 pOH 一般的取值范围是 1~14 ，但也有时超出，如：[ H+ ] = 10 ，则 pH = –1。
2、弱酸和弱减的电离平衡
（1）一元弱酸和弱减的电离平衡
将醋酸的分子式简写成 HAc，用 Ac－ 代表醋根，则醋酸的电离平衡可以表示成：
当酸碱相混合时，性质消失。当氧元素发现后，人们开始从组成上认识酸碱，以为酸中一定
含有氧元素；盐酸等无氧酸的发现，又使人们认识到酸中一定含有氢元素。
阿仑尼乌斯（Arrhenius）的电离学说，使人们对酸碱的认识发生了一个飞跃。 HA = H+ + A － 电离出的正离子全部是 H+ ；MOH = M+ + OH－ 电离出的负离子全部是 OH－。进一步从平衡