电离平衡(精品)

第1页共11页电离平衡一、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①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。③对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。例如：H2SO4、NaHCO3、NH4Cl、Na2O、Na2O2、Al2O3⑵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、判断（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：下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（）。A．CH3COOHB．Cl2C．NH4HCO3D．SO2例2：甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（）。A．1mol/L甲酸溶液的c(H+)=10-2mol/LB．甲酸以任意比与水互溶C．10mL1mol/L甲酸恰好与10mL1mol/LNaOH溶液完全反应D．在相同条件下，甲酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱二、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，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11页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：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。②等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。③动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。④定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。⑤变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。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多增多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：（南昌测试题）在CH3COOHCH3COO-+H+的电离平衡中，要使电离平衡右移，且氢离子浓度增大，应采取的措施是（）。A．加NaOH(s)B．加浓盐酸C．加水D．加热例2：用水稀释0.1mol/L氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（）。A．c(OH-)/c(NH3·H2O)B．c(NH3·H2O)/c(OH-)C．c(OH-)D．n(OH-)第3页共11页3、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。H2CO3H++HCO3-，HCO3-H++CO32-，以第一步电离为主。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。NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3-H++CO32-⑷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：在一定温度下，无水醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力I随加入水的体积V变化的曲线如图所示。请回答：（1）“O”点导电能力为0的理由是_________________。（2）a、b、c三点处，溶液的c(H+)由小到大的顺序为___________。（3）a、b、c三点处，电离程度最大的是____________。（4）若要使c点溶液中c(Ac-)增大，溶液c(H+)减小，可采取的措施是：①，②，③。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/L⑵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。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-)碱性不变变化条件第4页共11页加能结合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=1×10-14(无单位)。①KW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：常温某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1×10-12mol/l，则下列肯定能共存的离子组是A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+B、Cl-S2-Na+K+C、SO32-NH4+K+Mg2+D、Cl-Na+NO3-SO42-例2：在25°C时，pH=5的HCl和NH4Cl溶液中，水电离出的．．．．c(H+)比值是：2、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。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。）解答：不是1：判断溶液的酸碱性的依据是——溶液中的氢离子浓度与氢氧根离子浓度的大小；氢离子浓度大于氢氧根离子浓度，那么溶液呈酸性，反之，氢离子浓度小于氢氧根离子浓度，那么溶液呈碱性，相等则为中性；2：PH=7是室温下溶液为中性的依据，而随着温度的变化，水溶液的离子积是会改变的，一般情况下是随温度的升高而增大，例如：在100摄氏度时，溶液的离子积是10^(-12)是在PH=6时为中性。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。第5页共11页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：取一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，随即(30s内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH。测定溶液pH时，pH试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH测定产生误差)；不能将pH试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。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⑵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6：PH=2的两种一元酸HX，HY各1ml,分别加水稀释至100ml，其PH值分别变为a,b,且ab,则下列说法不正确的是（）A．酸的相对强弱是：HXHYB．相同温度，相同浓度的NaX，NaY溶液，其PH值前者大。C．与足量锌粉反应产生氢气的体积在相同条件下HY比HX多。D．若a=4，则为HX强酸，HY为弱酸。⑶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pOH再得pH。例25℃时，将