【化学】高中知识点规律大全(8)——《电离平衡》

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 K1 》 K2 》 K3， 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，H3PO4 的电离； H3PO4 H2PO4 HPO42
高中化学知识点规律大全
——电离平衡
1．电离平衡 [强电解质和弱电解质] 强电解质 概 念 在水溶液里全部电离为离子的电解 质 含有离子键的离子化合物和某些具 有极性键的共价化合物 强酸、强碱、盐等 完全电离， 不存在电离平衡(电离不 可逆) 都属于电解质 弱电解质 在水溶液里仅部分电离为离子的电 解质 某些具有极性键的共价化合物 水、弱酸、弱碱 不完全电离(部分电离)，存在电离 平衡
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pH＝7，溶液呈中性，c(H )＝c(OH )＝1×10
＋
＋
－
－7
源自文库
mol·L 1．
－
Ph＜7，溶液呈酸性，pH 小(大) c(H )大(小) 溶液的酸性强(弱)． － PH＞7，溶液呈碱性，pH 大(小) c(OH )大(小) 溶液的碱性强(弱)． ＋ ＋ － ②pH 范围为 0～14 之间．pH＝0 的溶液中并非无 H ，而是 c(H )＝1mol·L 1；pH＝14 的溶 － － － ＋ 液中并非没有 OH ，而是 c(OH )＝1 mol·L 1．pH 减小(增大)n 倍，则 c(H )增大为原来的 － 10n 倍(减小为原来的 1／10n 倍)， 相应的 c(OH )减小为原来 1／10n 倍(增大为原来的 10n 倍)． ＋ －1 － － ③当溶液中的 c(H )＞1mol·L 时，pH＜0；c(OH )＞1mol·L 1 时，pH＞14．因此，当溶 ＋ － － 液中的 c(H )或 c(OH )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 c(H ＋ － ＋ － － )或 c(OH )来表示．所以，pH 只适用于 c(H )或 c(OH )≤1 mol·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 lg[c(OH － ＋ － － )]．因为 25℃时，c(H )·c(OH )＝1×10 14，所以：pH + pOH ＝14． [溶液中 pH 的计算] (1)基本关系式： ＋ ①pH＝－1g[c(H )] ＋ － － ②c(H )＝10 pH mol·L 1 ③任何水溶液中，由水电离产生 ＋ － ＋ － 的 c(H )与 c(OH )总是相等的，即：c 水(H )＝c 水(OH )． ＋ － － ④常温(25℃)时，c(H )·c(OH )＝1×10 14 ＋ － ⑤n 元强酸溶液中 c(H )＝n·c 酸；n 元强碱溶液中 c(OH )＝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 n 子，故弱酸的 pH 变化小．设稀释 10 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 6 mol· L 1 时， 则必须考虑水的电离． 如 pH＝5 的盐酸稀释 1 000 倍时，pH 稀＝6.98，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 c(OH )＜10 6 mol· L 1 时， 则必须考虑水的电离． 如 pH＝9 的 NaOH 溶液稀释 1 000 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：
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例如，一定温度下 CH3COOH 的电离常数为： CH3COOH
Ka
CH3COO
－
+H
＋
c( H ) c(CH 3COO ) c(CH 3COOH)
一定温度下 NH3·H2O 的电离常数为： ＋ － NH3·H2O NH4 + OH
Kb
c( NH 4 ) c(OH ) c( NH 3 H 2O)
－
H2PO4
－
+H
－
＋
K1
＋
c( H 2 PO4 ) c( H ) 7.5 103 c( H 3PO4 )
2 c( HPO4 ) c( H ) c( H 2 PO4 ) 2 c( HPO4 ) 3 c( PO4 ) c( H )
HPO42 PO43
－
+H
＋
K2
6.2 108
－
+H
K3
2.61 1013
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，HNO2 的 K＝4.6×10 4，CH3COOH 的 K＝1.8 － ×10 5，因此 HNO2 的酸性比 CH3COOH 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： ＋ － H2O + H2O H3O + OH ＋ － 简写为：H2O H + OH (2)水的离子积 KW． 一定温度下，水的电离常数为： K
－13 － － －1
－
－
的盐酸中，c 水(H )＝c(OH )＝
＋
－
1 1014 ＝1×10 0.1
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 KW＝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 KW＝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：
＋ －
c( H ) c(OH ) c( H 2O)
即 c(H )·c(OH )＝K·c(H2O) 设水的密度为 1 g·cm3，则 1 L H2O＝1 000 mL H2O＝1 000 gH20＝55.6 mol，即 H2O 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
化合物类 型 所含物质 电离情况 联 系
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． ①电离平衡是动态平衡．电离方程式中用可逆符号“ ”表示．例如： － ＋ CH3COOH CH3COO + H ＋ － NH3·H2O NH4 + 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 －1 平衡向逆反应方向移动．例如，在 0.1mol·L ”滴有氨水的溶液(显浅红色)中，存在电离平 ＋ － 衡 NH3·H2O NH4 + 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 Ka 表示，弱碱的电离常数用 Kb 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：
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不计．例如，25℃时，1 LH2O 中已电离的 H2O 为 10 7mol，所以 c(H2O)≈55.6 mol·L 1，即 K·c(H2O)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 )＝KW － 说明 ①一定温度下，由于 KW 为一常数，故通常不写单位，如 25℃时 KW＝1×10 14． ②KW 只与温度有关，与溶液的酸碱性无关．温度不变，KW 不变；温度变化，KW 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，KW 也随着增大．例如： － － － － 25℃时，c(H’)＝(OH )＝1×10 7 mol·L 1 ，KW＝1×10 14 － － － － 100℃时，c(H’)＝(OH )＝1×10 6 mol·L 1 ，KW＝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 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 c(H )与 c(OH )总是相等的．如 25℃时，0.1 mol·L