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1、电离平衡知识归纳总结电离平衡知识归纳总结 一、电解质及其电离平衡 1、电解质和非电解质 在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物，叫做电解质。 在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物，叫做非电解质。 注意：电解质和非电解质的研究对象都是化合物。 Zn、Fe等金属在熔融状态虽能导电，但它们不是化合物，因而既不是电解质，也不是非电解质。 Na、K等活泼金属溶于水，其水溶液也能导电，但电离出导电离子的是它们与水作用的产物氢氧化钠，不是Na、K本身，因而它们不是电解质，也不是非电解质。 SO3、NH3等溶于水，虽然水溶也能够倒点，但电离出导电离子的是它们与水作用的产物H2SO3、NH3H2O，不是SO2
2、或NH3本身。因而SO3、NH3等不是电解质，而H2SO3、NH3H2O是电解质。 电解质不是既要在熔融状态下能导电，又要在水溶液中也能导电。例如Al2O3不溶于水，但在熔融状态下导电，因此是电解质。 CaCO3等物质几乎不溶于水，其水溶液到点能力也很弱，但其溶于水的部分确实完全电离。 2、强电解质和弱电解质 概念 强电解质 弱电解质 溶于水中能够完全电离的电解质。 溶于水后只能部分电离的电解质 键型 化合物类型 电离过程 离子键，强极性键 离子化合物、某些共价化合物 不可逆，无电离平衡 极性键 共价化合物 可逆、存在电离平衡 溶液中电解只有电离出的阴、阳离子，无电解既有电离出的阴、阳离子，又
3、有质微粒的存质分子。 在形式 电离程度 实例 完全电离 部分电离 电解质分子。 强酸：HCl、HNO3、HBr等；强碱：弱酸：H2S、HF、H2CO3等；弱KOH等；绝大多数盐：NaCl，碱：NH3H2O等； BaSO4 电离方程式电离方程式用“=”表示，如： 的表示方法 H2SO4=2H+SO42- NaOH=Na+OH- 电离方程式用“=”表示，如： H2S=H+HS- HS-=H+S2- 注意：弱电解质部分电离，用可逆符号“=”表示生成。 多元弱酸分步电离，第一步电离远大于第二步，可只写第一步，也可两步都写，但不能两步和为一步写。 强酸酸式盐可一步写出H+，如硫酸氢钠 弱酸酸式盐不可一步
4、写出H+。亚硫酸氢钠的电离，第一步是完全的，第二步是可逆的。 3、电离平衡 在一定条件下，的电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生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。 电力平衡是化学平衡的一种，具有“逆、等、动、定、变、同”等特征。 电离平衡是弱电解质的电离平衡，强电解质溶液中通常不存在电离平衡。 溶液越稀、温度越高、电解质的电离程度越大。 4、弱电解质电离平衡移动 弱电解质的电离平衡移动符合勒夏特列原理。 影响弱电解质电离平衡的因素有 温度：升高温度有利于电离 浓度：溶液稀释有利于电离。 同离子效应：加入与具有相同离子的强电解质，将抑制电离。 加入能反应的物质。
5、 5、酸碱的强弱比较 比较相同条件下的电离程度的大小，通过弱酸浓度与其电离出的H+或OH-浓度的关系 相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表 比较项C(H+) 目 酸 一元强酸 一元弱酸 大 小 大 小 相同 PH 与活泼金属 开始与金中和碱 产生氢气的量 属反应的的能力 速率 大 小 相同 相同PH、相同的体积的一元强酸与一元弱酸的比较见于下表 比C(H+) PH 中和碱 与活泼金属 较项目 酸 一元强酸 相同 一元弱酸 相同 小 大 小 大 相同 开始与金属 的能力 产生氢气的量 反应的速率 通过对应盐的酸碱性强弱进行比较，强碱弱酸盐溶液的碱性越强，其对应的弱酸的酸性就
6、越弱；强酸弱碱盐溶液的酸性越强，其对应的弱碱的碱性就越弱。 通过以“强制弱”的规律来比较酸、碱性。 6、电解质导电的条件及电解质溶液导电的原因 电解质溶液之所以能够导电，是由于溶液中存在能够自由移动的离子。这些离子在外加电源的作用下，会向两级定向移动，在阴、阳两级分别得失电子，发生氧化还原反应，相当于把电子从电源的负极传送到正极。 导电性的强弱主要取决于溶液中离子的浓度和所带电贺的多少。离子浓度越大，离子所带的电荷越多，导电性也就越强。 二、水的电离和溶液的PH 1、水的电离：水是一种极弱的电解质，电离方程式为： 2、水的离子积：在一定温度下，水中或任何水溶液中的 c(H+)c(OH-)=11
7、0-7110-7=110-14 注意：Kw与温度有关，因为水的电离过程是一个吸热的过程，所以升高温度，离子积必然随着增大。Kw在一定温度下是定值，不受c(H+)和c(OH-)大小的影响。 水的离子积不但适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。 水溶液中，H+和OH-同时存在，只是相对量有所不同。 在任何水溶液中，水电离的氢离子和氢氧根离子都相等。 3、影响水的电离平衡的因素 酸、碱：在纯水加入酸或碱，均使水的的电离平衡左移，此时若温度不变，则Kw不变，如c(H+)发生变化，PH也随之改变；若向水中加入酸，则c(H+)增大，c(OH-)变小，PH变小。 温度：若升温，由于水电离吸热，升温促进水的
8、电离，故平衡右移，c(H+) c(OH-)同时增大，PH变小，但由于c(H+)与c(OH-)始终保持相等，故仍显中兴。 易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，但只要温度不变，Kw不变。 水的离子积常数提示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H+和OH-共存，只是相对含量不同而已，并且在稀酸或稀碱溶液中，Kw仍为同一常数。 4、溶液的PH及其酸碱性 溶液的酸碱性 酸性、碱性或中性溶液应看c(H+)与c(OH-)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据： c(H+)110-7mol/L 酸性 c(H+)=110-7mol/L 中性 c(H+)c
9、(OH-)酸性；c(H+)=c(OH-)中性；c(H+)c(OH-)碱性。 溶液的PH 定义：在水溶液中c(H+)的负对数叫做溶液的PH。 数学表达式：PH=-lgc(H+) 注意：A引进PH概念的原因是，当c(H+)很小时，用物质的量的浓度来表示溶液的酸碱性很不方便，而对c(H+)取负对数却很方便，所以当c(H+)或c(OH-)大于或等于1mol/L时，一般不用PH来表示溶液的酸碱性，而是直接用c(H+)与c(OH-)来表示，这样更方便，所以常用的PH范围是014 B PH c(H+)或c(OH-)和溶液的酸碱性强弱关系：PH越小溶液c(H+)越大，c(OH-)越小，溶液的酸性越强，碱性越弱
10、。反之亦然。 C 常温时，Kw=110-14，故PH=7，溶液呈中性，PH7呈碱性。但非常温时，Kw110-14故此时当溶液的PH=7时，就不是中性了，可能是酸性、也可能是碱性。总之不管在什么温度下，只要溶液中c(H+)=c(OH-)就一定呈中性； c(H+)c(OH-)就一定呈酸性 c(H+)。 同一种溶液中不同离子浓度的比较 多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4的溶液中，c(H+)c(H2PO4-)c(HPO42-)c(PO43-)。 多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析如：Na2CO3溶液中c(Na+)c(CO32-)c(OH-)c(HCO3-) 溶液混合后离子浓度比较
11、混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，能发生反应的要先考虑其反应，然后对最终产物考虑电离因素等。如在0.1mol/L的NH4Cl和0.1mol/L的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为c(NH4+)c(Cl-)c(OH-)c(H+)。在该溶液中，氨水的电离与NH4+的水解互相抑制，氨水电离因素大于铵根的水解作用时，溶液呈碱性c(OH-)c(H+),同时c(NH4+)c(Cl-) 2、溶液中的守恒关系 溶液中微粒浓度满足的三种守恒关系： 电荷守恒：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即溶液中阴离子所带的负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如Na2CO3溶液中存在Na+
12、、H+、OH-、HCO3-、CO32-，存在如下关系：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)。 物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的，如Na2CO3溶液中CO32-水解成HCO3-、H2CO3，故碳元素以CO32-、HCO3-、H2CO3三种形式存在，它们之间的有如下守恒关系：c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3). 质子守恒：溶液中微粒给出质子数与接受质子数相等。表现为水溶液中由水电离的H+和OH-永远相等。如Na2CO3溶液中，质子守恒的关系式为c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3),可以这样理解，水电离出的H+分成三部分，一是与CO32-结合生成HCO3-；二是与HCO3-结合生成H2CO3；三是没被结合，生成HCO3-的H+的量与HCO3-的量相等，生成H2CO3的H+的量是H2CO3的量的两倍，所以c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。质子守恒也可以认为是由电荷守恒和物料守恒变换得到的。
