水溶液中的电离平衡知识点

第1页共6页水溶液中的电离平衡一、电解质和非电解质1、概念⑴电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物⑵强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H2O、HF等都是弱电解质。②电解质的强弱与溶解度无关。如BaSO4、CaCO3等③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。2、如何判断强弱电解质（1）物质类别判断：强电解质：强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水非电解质：非金属氧化物、氢化物（酸除外）、多数有机物单质和混合物（不是电解质也不是非电解质）（2）性质判断：熔融导电：强电解质（离子化合物）均不导电：非电解质（必须是化合物）（3）实验判断：①测一定浓度溶液pH②测对应盐溶液pH③一定pH溶液稀释测pH变化④同等条件下测导电性3、电解质溶液的导电性和导电能力⑴电解质不一定导电(如NaCl晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质(如石墨)，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。⑵强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。例1：例2：例3：二、弱电解质的电离平衡1、定义和特征⑴电离平衡的含义在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与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叫电离平衡状态。任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。⑵电离平衡的特征①逆②等③动④定⑤变导电性强弱离子浓度离子所带电荷溶液浓度电离程度第2页共6页2、影响电离平衡的因素⑴浓度：越稀越电离在醋酸的电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大，但电离程度变小⑵温度：T越高，电离程度越大⑶同离子效应加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。⑷化学反应加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。以电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：平衡移动方向c(H+)n(H+)c(Ac-)c(OH-)c(H+)/c(HAc)导电能力电离程度加水稀释向右减小增多减小增大增大减弱增大加冰醋酸向右增大增多增多减小减小增强减小升高温度向右增大增多增多增多增多增强增大加NaOH(s)向右减小减少增多增多增多增强增大加H2SO4(浓)向左增大增多减少减少增多增强减小加醋酸铵(s)向左减小减少增多增多减小增强减小加金属Mg向右减小减少增多增多增多增强增大加CaCO3(s)向右减小减少增多增多增多增强增大例1例23、电离方程式的书写⑴强电解质用=，弱电解质用⑵多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。⑶弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。NaHCO3⑷强酸的酸式盐如NaHSO4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。熔融状态时：NaHSO4=Na++HSO4—溶于水时：NaHSO4=Na++H++SO42—例3三、水的电离及溶液的pH1、水的电离⑴电离平衡和电离程度水是极弱的电解质，能微弱电离H2O+H2OH3O++OH-，通常简写为H2OH++OH-；ΔH025℃时，纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L第3页共6页⑵影响水的电离平衡的因素①温度：温度越高电离程度越大c(H+)和c(OH-)同时增大，KW增大，但c(H+)和c(OH-)始终保持相等，仍显中性。纯水由25℃升到100℃，c(H+)和c(OH-)从1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/L(pH变为6)。②酸、碱向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但KW不变。③加入易水解的盐由于盐的离子结合H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，KW不变。练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：H2OH++OH-平衡移动方向电离程度c(H+)与c(OH-)的相对大小溶液的酸碱性离子积KW加热向右增大c(H+)=c(OH-)中性增大降温向左减小c(H+)=c(OH-)中性减小加酸向左减小c(H+)c(OH-)酸性不变加碱向左减小c(H+)c(OH-)碱性不变加能结合H+的物质向右增大c(H+)c(OH-)碱性不变加能结合OH-的物质向右增大c(H+)c(OH-)酸性不变⑶水的离子积在一定温度时，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。KW=c(H+)·c(OH-)，25℃时，KW=1×10-14①KW只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，KW增大。25℃时KW=1×10-14，100℃时KW约为1×10-12。②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，KW就不变。⑷水电离的离子浓度计算例1----------例42、溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小。在常温下，中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L；酸性溶液：c(H+)c(OH-),c(H+)1×10-7mol/L；碱性溶液：c(H+)c(OH-)，c(H+)1×10-7-mol/L。思考：c(H+)1×10-7mol/L（pH7）的溶液是否一定成酸性？3、溶液的pH⑴表示方法pH=-lgc(H+)c(H+)=10-pHpOH=-lgc(OH-)c(OH-)=10-pOH常温下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。变化条件第4页共6页⑵溶液的酸碱性与pH的关系(常温时)①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1，pH=7。②酸性溶液：c(H+)1×10-7mol·L-1c(OH-),pH7，酸性越强，pH越小。③碱性溶液：c(H+)1×10-7mol·L-1c(OH-),pH7，碱性越强，pH越大。思考：1、甲溶液的pH是乙溶液的2倍，则两者的c(H+)是什么关系？2、pH7的溶液是否一定成酸性？（注意：pH=0的溶液c(H+)=1mol/L。）⑶pH的适用范围c(H+)的大小范围为：1.0×10-14mol·L-1c(H+)1mol·L-1。即pH范围通常是0～14。当c(H+)≥1mol·L-1或c(OH-)≥1mol·L-1时，用物质的量浓度直接表示更方便。⑷溶液pH的测定方法①酸碱指示剂法：只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围pH3.1～4.45.0～8.08.2～10.0溶液颜色红→橙→黄红→紫→蓝无色→浅红→红②pH试纸法：粗略测定溶液的pH。pH试纸的使用方法：略注意：pH试剂不能用蒸馏水润湿不能将pH试纸伸入待测试液中标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是：红(酸性)，蓝(碱性)。③pH计法：精确测定溶液pH。4、有关pH的计算基本原则：一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pHorc）酸性先算c(H+)，碱性先算c(OH—)⑴单一溶液的pH计算①由强酸强碱浓度求pH②已知pH求强酸强碱浓度例5⑵加水稀释计算①强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。②弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pHa+n。③强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n。④弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pHb-n。⑤酸、碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能大于7，碱的pH不能小于7。⑥对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。例6⑶酸碱混合计算①两种强酸混合c(H+)混=②两种强碱混合c(OH-)混=③酸碱混合，一者过量时c(OH-)混或c(H+)混=若酸过量，则求出c(H+)，再得出pH；若碱适量，则先求c(OH-)，再由KW得出c(H+)，进而求得pH，或由c(OH-)得出pOH212211VVV)c(HV)c(H212211VVV)c(OHV)c(OH碱酸碱碱酸酸VV|V)c(OHV)c(H|第5页共6页再得pH。例7---例8四、盐的水解1、盐的分类⑴按组成分：正盐、酸式盐和碱式盐。⑵按生成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐(如Na2SO4、NaCl)、弱酸弱碱盐(如NH4HCO3)、强酸弱碱盐(如NH4Cl)、强碱弱酸盐(如CH3COONa)。⑶按溶解性分：易溶性盐(如Na2CO3)、微溶性盐(如CaSO4)和难溶性盐(如BaSO4)。2、盐类水解的定义和实质⑴定义盐电离出的一种或多种离子跟水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。⑵实质盐电离出的离子(弱碱阳离子或弱酸根阴离子)跟水电离出的OH-或H+结合生成弱电解质(弱碱或弱酸)并建立电离平衡，从而促进水的电离。⑶盐类水解的特点①可逆的，其逆反应是中和反应；②微弱的；③动态的，水解达到平衡时v(水解)=v(中和)≠0；④吸热的，因中和反应是放热反应，故其逆反应是吸热反应。3、盐类水解的规律（1）谁弱谁水解（2）谁强显谁性（3）越弱越水解（4）注意双水解问题4、影响盐类水解的因素主要因素：是盐本身的性质(对应的酸碱越弱，水解程度就越大)。外界条件：（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。（2）浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。（3）外加酸碱盐：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。下面分析不同条件对FeCl3水解平衡的影响情况：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+(正反应为吸热反应)条件移动方向H+数pHFe3+水解程度现象升高温度向右增加降低增大颜色变深(黄→红褐)加H2O向右增加升高增大颜色变浅通HCl向左增加降低减小颜色变浅加NaOH溶液向右减小升高增大产生红褐色沉淀加CaCO3固体向右减少升高增大产生红褐色沉淀、无色气体加NaHCO3溶液向右减少升高增大产生红褐色沉淀、无色气体5、盐类水解离子方程式的书写⑴一般水解程度很小，用可逆符号，不标“↓”或“↑”，不写分解产物形式(如H2CO3等)。⑵多元弱酸根分步水解，弱碱阳离子一步到位。⑶能进行完全的双水解反应写总的离子方程式，用“=”且标注“↓”和“↑”。第6页共6页6、离子浓度比较⑴守恒关系①电荷守恒：②物料守恒：③水的电离守恒例1⑵单一溶质溶液①酸或碱0.1mol/LH2S溶液中，各离子浓度大小关系？②正盐0.1mol/L的CH3COONa微粒中浓度大小关系？方法：a.盐的粒子H2O的离子；b.浓度大小决定于水解程度；c.OH－和H+决定于酸碱性练：0.1mol/L的Na2CO3中微粒浓度大小关系？0.1mol/L的(NH4)2SO4中微粒浓度大小关系？③弱酸酸式盐溶液［例题］0.1mol/L的NaHSO3微粒中浓度大小关系［练习］0.1mol/L的NaHCO3中微粒浓度大小关系电离＞水解，则电离产生离子＞水解产生的离子电离＜水解，则电离产生离子＜水解产生的离子例2例3⑶两种溶液混合①分析反应，判断过量，确定溶质。②“两个微弱”：弱酸(碱)溶液中分子是主要的，盐溶液中盐电离产生的离子是主要的。③主要离子和少量的离子分别结合溶质物质的量、电离水解程度和溶液的酸碱性分析。例4-------例8⑷不同溶液中同一离子的比较例91B2A3D4AB5C6AB7D8B9B7、盐类水解的应用⑴溶液酸碱性的判断⑵盐溶液蒸干所得到的固体⑶配制盐溶液，如配制FeCl3、SnCl2等溶液⑷试剂的贮存如Na2CO3、NaHCO3溶液用带橡皮塞的试剂瓶保存。⑸化肥的合理使用①铵态氮肥与草木