电离平衡知识点

第一节弱电解质的电离平衡
1.强弱电解质
1．电解质与非电解质
(1)电解质：在里或状态下能导电的；
(2)非电解质：在里和状态下都不能导电的。

2．强电解质和弱电解质
(1)强电解质：在水溶液里能够的电解质。

(2)弱电解质：在水溶液里的电解质，
3．电离方程式的书写
(1)强电解质用，弱电解质用。

(2)多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，
如碳酸电离方程式：，
(3)多元弱碱电离方程式一步写成，如氢氧化铁电离方程式：
4．电解质溶液的导电能力
电解质溶液的导电能力取决于自由移动的离子和。

自由移动离子越大，越多，溶液导电能力越强。

酸式盐的电离方程式怎么写？
强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，如NaHSO4= ，
弱酸的酸式盐在水溶液中既有完全电离，又有部分电离，如NaHCO3，
强酸的酸式盐在熔融状态下的电离为KHSO4。

二、弱电解质的电离平衡
1．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡是指
(2)电离平衡的特点是：
①“等”②“动”③“定”④“变”
(3)影响电离平衡的因素
①温度：升高温度，平衡向移动，这是因为。

②浓度：弱电解质溶液的浓度越小，电离程度，向弱电解质溶液加水时，平衡向
的方向移动。

其他条件对电离平衡的影响，符合勒夏特列原理。

例：向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，电离平衡向移动，c(H＋) ，c(CH3COO－) 。

2. 电离常数
(1)概念：电离常数表达式为：K＝。

(2)K的意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越电离，
所对应的弱酸或弱碱相对越。

(3)影响因素
电离平衡常数的影响因素只有，温度越高，K越。

(4)多元弱酸各步的电离常数
因为多元弱酸的电离是分步的，第一步电离程度很弱，第二步电离程度更弱，第三步电离程度比第二步电离还要更弱，所以其酸性主要决定于第一步电离。

延伸：从纯净的弱电解质开始加水稀释，电离平衡正向移动，离子数目增多，离子浓度增大，导电能力增强；加水稀释至稀溶液后再加水稀释，电离平衡正向移动，离子数目增多，电离程度增大，但离子浓度减小，导电能力降低。

注意以下几个问题：
(1)电离平衡向右移动，电离程度不一定增大，如向氨水中通入NH3。

(2)电离平衡向右移动，离子浓度不一定增大。

可以从以下几个方面来区分强、弱电解质
1．相同条件下利用溶液的导电性来区别；
2．从实际物质区分：强酸、强碱是强电解质，弱酸、弱碱是弱电解质；
3．从组成和结构上区分：以离子键结合的化合物是强电解质，如大多数盐类、强碱、活泼金属的氧化物、活泼金属的过氧化物(Na2O2)等；
4．从电离程度大小来区分。

第二节水的电离和溶液的酸碱性
知识点：
一、水的电离和水的离子积常数K W
2．水的电离是过程，因此升高温度水的电离平衡向右移动，Kw 。

如100℃时纯水电离的H＋浓度c(H＋)H2O＝10－6mol·L－1，此时Kw＝。

3．Kw不仅适用于纯水，向水中加入适量酸或碱或者盐形成稀溶液时，只要温度不变，
Kw 。

即酸、碱、盐的稀溶液中均同时存在H＋和OH－，且有：
①c(H＋)H2O c(OH－)H2O
②c(H＋)·c(OH－)＝Kw
4．水的电离平衡的移动
H2O H＋＋OH－ΔH>0
条件变化移动方向c(H＋)c(OH－) K W
升高温度
加酸
加碱
加强酸弱碱盐
加强碱弱酸盐
二、溶液的酸碱性和PH
1．溶液酸、碱性的实质
在酸、碱溶液中水的电离被抑制，但H＋与OH－的关系仍符合。

当加酸时，水的电离平，c(H＋) c(OH－)；当加碱时，道理也如此，只是c(OH－) c(H＋)。

所以说，溶液酸、碱性的实质是溶液中的c(H＋)和c(OH－)的相对大小问题
2．溶液酸碱性的表示方法——pH
(1)定义：pH＝。

(2)适用范围：0～14
(3)意义：pH大小能反映出溶液中c(H＋)(或c(OH－))的大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。

常温下：pH<7，溶液呈。

pH越小，溶液的酸性越；
pH每减小1个单位，c(H＋) ；
常温下：pH>7，溶液呈，pH越大，溶液的碱性越，
pH每增加1个单位，c(OH－) 。

(4)溶液酸碱性的判断
①利用c(H＋)和c(OH－)的相对大小判断
若c(H＋)>c(OH－)，则溶液呈；
若c(H＋)＝c(OH－)，则溶液呈；
若c(H＋)<c(OH－)，则溶液呈。

②利用pH判断
25℃时，若溶液的pH<7，则溶液呈，若pH＝7，则溶液呈；
若pH>7，则溶液呈。

注意：
①是无条件的，任何温度、浓度都适用。

②是有条件的，适用温度为25℃。

在100℃时Kw＝10－12，
pH＝为中性，pH> 为碱性，pH< 为酸性。

3．pH试纸的使用
(1)方法：把小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中央，试纸变色后，与标准比色卡比较来确定溶液的pH。

(2)注意：pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则将可能产生误差。

延伸：常见指示剂的变色范围
三、酸碱中和滴定
1．酸碱中和滴定原理
用已知物质的量浓度的来测定未知物质的量浓度的的物质的量浓度的方法。

2．中和滴定操作(以标准盐酸滴定NaOH溶液为例)
(1)准备
①滴定管
a．检验酸式滴定管；
b．洗涤酸式和碱式滴定管后要用润洗2～3次，并排除滴定管尖嘴处的；c．用漏斗注入标准液至。

d．将液面调节到“0”或“0”以下某一刻度处，记下读数。

②锥形瓶：只用蒸馏水洗涤，不能用待测液润洗。

(2)滴定
①用碱式滴定管取一定体积待测液于锥形瓶中，滴入滴指示剂(甲基橙)。

②用握活塞旋转开关，右手不断旋转摇动锥形瓶，眼睛注视
至黄色变为橙色，记下读数。

(3)计算
每个样品做次，取平均值求出结果。

滴定管和量筒读数时有什么区别？
提示：滴定管的“0”刻度在上面，越往下刻度值越大，而量筒无零刻度，并且越往上刻度越大，记录数据时滴定管一般到0.01 mL，而量筒仅为0.1
延伸：酸碱中和滴定操作中应注意的几个问题
(1)酸、碱式滴定管的构造以及读数准确度0.01 mL。

(2)指示剂的选择要注意滴定完成后生成盐的溶液的酸碱性。

(3)滴定速度，先快后慢，接近滴定终点时，应一滴一摇动。

(4)振荡半分钟溶液颜色不发生变化，达滴定终点。

(5)读数时，视线与液面的凹液面的最低处及刻度在同一水平线上。

第三节盐类的水解
一、盐类水解的含义
1．定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的或结合生成
电解质的反应，叫做盐类的水解。

2．实质：盐电离产生的或与水电离产生
的或结合成难电离的分子或离子，促进了水的电离。

3．盐类的水解规律
(1)谁弱谁水解，都弱都水解，无弱不水解，谁强显谁性，都强显中性；
(2)越弱越水解，水解程度越大，溶液酸性(或碱性)越强；
(3)多元弱酸根离子分步水解，正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大。

4.盐类水解方程式的书写
(1)一般盐类水解程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，在书写盐类水解的离子方程式时一般不标“↑”或“↓”，也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式。

(2)盐类水解一般是可逆反应，盐类水解的离子方程式一般不写“===”，而要写“”。

(3)多元弱酸盐的水解是分步进行的，第一步较易发生，水解时以第一步为主，两步都要写。

(4)多元弱碱阳离子的水解实际也是分步进行的，在中学阶段多步并为一步，
例如：FeCl3水解可写为Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋。

二、影响盐类水解的因素
1．内因：生成弱电解质越弱，对应的盐水解能力越强。

2．外因：
(1)温度：因盐水解是吸热反应，升温可水解，使水解平衡移动，水解程
度。

(2)盐的浓度：稀释盐溶液可以水解，平衡移动，水解程度。

如果增大盐的浓度，水解平衡虽然移动，但水解程度。

(3)溶液的酸碱度：H＋可抑制离子水解，促进离子水解；
OH－能抑制离子水解，促进离子水解。

三、盐类水解的应用
1．判断盐溶液的酸碱性
如Na2CO3溶液因CO32-的水解而显碱性，NH4Cl溶液因NH4+的水解而显酸性。

2．配制盐溶液
如在配制FeCl3溶液时，由于Fe3＋的水解使溶液浑浊而得不到澄清溶液，故在配制时，要加入一定量的盐酸来抑制Fe3＋的水解。

同样在配制FeSO4、SnCl2等溶液时也需要加入相应的酸来抑制水解。

3. 判断离子能否大量共存：Al3＋与S2－、HS－、相遇相互促进使水解趋于完全，在溶液中不能大量共存。

再如F e3＋与
相遇相互促进使水解趋于完全，不能大量共存。

4．盐溶液蒸干产物的判断
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，
如CuSO4(aq) CuSO4(s)。

(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如
AlCl3(aq) Al(OH)3 Al2O3。

为了制取其无水盐(AlCl3、FeCl3)，通常将结晶水合物在HCl气流中加热，以防止其水解
(3)酸根阴离子易水解的强碱盐，如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物质。

(4)考虑盐受热是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl等固体受热易分解。

如AlCl3的制备，不能通过加热溶液、浓缩结晶的方法，因为温度升高，水解程度增大，同时由于HCl挥发，生成Al(OH)3，若对沉淀继续加热灼烧，Al(OH)3将分解生成Al2O3。

5．盐类水解在日常生活中的应用
(1)去污：如常把某些盐当作碱使用，如纯碱、肥皂具有去污作用，且热溶液的去污能力比冷溶液的去污能力强。

这是由于纯碱、肥皂都属于强碱弱酸盐，其水解后溶液均显碱性，升高温度水解的程度增大，溶液的碱性增强。

(2)灭火：泡沫灭火器内所盛装的药品分别是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液，在使用时将二者混合，能够水解彻底：Al3＋＋3HCO3-===Al(OH)3↓＋3CO2↑。

在炸油条过程中加入纯碱、明矾，利用水解产生的CO2气体，使油条变得松脆可口。

(3)净水：明矾用于净水，这是由于铝盐水解产生的氢氧化铝具有吸附性的缘故。

其水解的离子方程式为Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋。

铁盐也具有相类似的性质，可用于净水。

6．某些较活泼的金属(如Mg)和某些强酸弱碱盐的水溶液(如NH4Cl)作用产生氢气。

7．利用盐的水解可以除杂质
如除去MgCl2酸性溶液中的FeCl3，可以加入MgO或Mg(OH)2，促进FeCl3的水解，使FeCl3转化为Fe(OH)3而除去。

四、离子浓度大小的比较
1．电离理论
发生电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度，如H2CO3溶液中：
c(H2CO3)>c(HCO3-)≫c(CO32- )(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)
2．水解理论
发生水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度，如Na2CO3溶液中：
c(CO32-)>c(HCO3-)≫c(H2CO3)(多元弱酸酸根离子的水解以第一步为主)
3．电荷守恒
电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。

如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(OH－)
4．物料守恒
物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。

如0.1 mol·L－ 1 NaHCO3溶液中：
c(Na＋)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。

5．质子守恒
如纯碱溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3-)＋2c(H2CO3)
可以认为，Na2CO3溶液中OH－和H＋都来源于水的电离，其总物质的量是相等的。

可水解的正盐可直接利用质子守恒关系判断等量关系，方便直观。

第四节难溶电解质的溶解平衡
一、难溶电解质的溶解平衡
1．难溶电解质与易溶电解质：难溶电解质与易溶电解质之间并无严格的界限，习惯上将溶解度小于 g的电解质称为难溶电解质。

难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等
于。

2．沉淀溶解平衡
(1)概念：一定温度下，当沉淀和的速率相等时的状态。

(2)特点：逆、动、等、定、变(同化学平衡)。

3．溶度积
(1)一定温度下，难溶电解质在溶液中达到平衡时的，叫做溶度积常数或溶度积，通常用表示。

如A m B n(s) mA n＋(aq)＋nB m－(aq)，其溶度积的表达式为：K sp＝ .
(2)K sp与其他化学平衡常数一样，只与难溶电解质的性质和有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。

二、溶解平衡的应用
1．沉淀的生成原理：利用生成沉淀分离或除去某种离子，首先要使生成沉淀的反应能
够；其次希望沉淀生成的反应进行得越越好。

2．沉淀溶解的原理：根据平衡移动，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去溶解平衡体系中的相应，使平衡向沉淀的方向移动，就可以使沉淀溶解。

除可以溶解难溶电解质外，某些也可用来溶解沉淀。

3．沉淀的转化原理：沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的。

一般来说，溶解度
的沉淀转化成溶解度的沉淀容易实现。

升华：①为使沉淀更完全，选用沉淀剂的原则是：使生成沉淀的反应进行得越完全越好(所沉淀离子形成沉淀的K sp尽可能的小，即沉淀物的溶解度越小越好)。

②不能影响其他离子的存在，由沉淀剂引入溶液的杂质离子要便于除去或不引入新的杂质。