高中知识点规律大全《电离平衡》

高中化学知识点规律大全

——电离平衡

1．电离平衡

说明离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子而导电；共价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．

CH33COO－+ H＋

NH3·H24＋+ 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0.1mol·L－1”滴有氨水的溶液(显浅红色)中，存在电离平

衡NH3·H24＋+ OH－．当向其中加入少量下列物质时：

a．NH4Cl固体．由于增大了c(NH4＋)，使NH3·H2O的电离平衡逆向移动，c(OH－)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NH3·H2O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，一定温度下CH 3COOH 的电离常数为： CH 3

3COO － + H ＋

)

()

()(33COOH CH c COO CH c H c Ka -+⋅=

一定温度下NH

H 2O 的电离常数为： NH 3·H 24＋

+ OH －

)

()

()(234O H NH c OH c NH c Kb ⋅⋅=

-+

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 1》K 2》K 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 3PO 4 2PO 4－

+ H ＋

343421105.7)

()

()(-+-

⨯=⋅=PO H c

H c PO H c K

H 2PO 4－

42－

+ H ＋

842242102.6)()

()(--

+-

⨯=⋅=

PO

H c H c HPO c K HPO 42－

4

3－

+ 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c(H ＋)是各步电离产生的c(H ＋

)的总和，在每步的电离常数表达式

中的c(H ＋)是指溶液中H ＋的总浓度而不是该步电离产生的c(H ＋

)．

(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 ＝4.6×10－

4，CH 3COOH 的K ＝1.8

×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 －

()．水的电离方程式可表示为： H 2O + H 2

3O ＋

+ OH －

简写为：H 2O ＋ + 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c(H ＋)·c(OH －

)＝K ·c(H 2O)

设水的密度为1 g ·cm3，则1 L H 2O ＝1 000 mL H 2O ＝1 000 gH 20＝55.6 mol ，即H 2O 的起始

浓度为55.6 mol ·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，1 LH 2O 中已电离的H 2O 为10－7mol ，所以c(H 2O)≈55.6 mol ·L －

1，即K ·c(H 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：

c(H ＋)·c(OH －

)＝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c(H ＋)、c(OH －

)同时增大，K W 也随着增大．例如：

25℃时，c(H ’)＝(OH －)＝1×10－7 mol ·L －1 ，K W ＝1×10－

14

100℃时，c(H ’)＝(OH －)＝1×10－6 mol ·L －1 ，K W ＝1×10－

12

但由于c(H ＋)与c(OH －

)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c(H ＋)增大时，c(OH －)将减小；反之，当溶液中的c(OH －)增大时，c(H ＋

)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，c(H ＋)与c(OH －

)的乘积(即K W )仍是不变的，也就是说，K W 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，K W 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H 2O 电离产生的c(H ＋

)与c(OH －

)总是相等的．如25℃时，0.1 mol ·L

－1

的盐酸中，c 水(H ＋)＝c(OH －

)＝

1

.010114

-⨯＝1×10－13

mol ·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c(H ＋)与c(OH －

)的相对大小来决定的．

酸性溶液：c(H ＋)＞c(OH －

)

中性溶液：c(H ＋)＝c(OH －

)

碱性溶液：c(H ＋)＜c(OH －

)

例如：25℃时，因为K W ＝1×10－

14，所以：

中性溶液：c(H ＋)＝c(OH －)＝1×10－7 mol ·L －

1

酸性溶液：c(H ＋)＞1×10－7 mol ·L －1，c(OH －)＜1×10－7 mol ·L －

1

碱性溶液：c(H ＋)＜1×10－7 mol ·L －1，c(OH －) ＞1×10－7 mol ·L －

1

100℃时，因为K W ＝1×10－

12，所以：

中性溶液：c(H ＋)＝c(OH －)＝1×10－6 mol ·L －

1

酸性溶液：c(H ＋)＞1×10－6 mol ·L －1，c(OH －)＜1×10－6 mol ·L －

1

碱性溶液：c(H ＋)＜1×10－6 mol ·L －1，c(OH －) ＞1×10－6 mol ·L －

1

[溶液的pH]

(1)溶液的pH 的概念：在c(H ＋)≤1 mol ·L －1的水溶液中，采用c(H ＋

)的负对数来表示溶液酸碱性的强弱．

(2)数学表达式： pH ＝－1g[c(H ＋

)]

若c(H ＋)＝10－n mol ·L －

1，则pH ＝n ．

若c(H ＋) ＝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：