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1、 专 题 电 离 平 衡【考点一 电离和电离平衡】1、【强电解质与弱电解质的区别】 强电解质弱电解质定义溶于水后几乎完全电离的电解质溶于水后只有部分电离的电解质化合物类型离子化合物及具有强极性键的共价化合物某些具有弱极性键的共价化合物。电离限度几乎100完全电离只有部分电离电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡溶液中存在的微粒（水分子不计）只有电离出的阴阳离子，不存在电解质分子既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子实例绝大多数的盐（涉及难溶性盐）强酸：H2SO4、HCl、HClO4等强碱：Ba（HO）2 Ca（HO）2等弱酸：H2CO3 、CH3COOH等。弱碱：NH3H2O、Cu
2、（OH）2 Fe（OH）3等。少数盐：(CH3COO)2Pb、HgCl2电离方程式KNO3=K+NO3H2SO4=2H+SO42NH3H2ONH4+OH_H2SH+HS_ HS_H+S2- 电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4所有电离，故BaSO4 为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。【注意】：(1)多元强酸电离一步完毕且完全如 HnA=Nh+An而多元弱酸的电离是分步进行的，且第二步电离比第一步电离困难，第三步电离比第二步电离更困难，但每步电离都存在相应的电离平衡，因此应分步书写
3、电离方程式。例如磷酸的电离方程式应写三步：H3PO4 H+H2PO4，H2PO4 H+HPO42 ， HPO42 H+PO43，不能合并成H3PO4 3H+PO43。由于磷酸溶液中的H+重要由第一步电离决定，因此磷酸的电离方程式有时也可只写第一步。多元弱碱也是分步电离，但是可按一步电离写出Fe（OH）3Fe3+3OH-.(2) 强酸酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶液中不存在酸式酸根，如NaHSO4=Na+H+SO42-.在熔融状态下则电离成金属离子和酸根离子，如NaHSO4=Na+HSO4- 酸式盐在熔融状态下与溶于水时的电离不同： 熔融 Na2HSO4= Na+HSO4 NaHCO3=Na+
4、HCO3 溶于水 Na2HSO4=Na+H+SO42 NaHCO3=Na+HCO3 HCO3 H+CO32 （3）弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离成金属离子和酸式酸离子，酸式酸根再部分电离。如NaHCO3=Na+HCO3-，HCO3-H+CO32-这种情况可称作“强中有弱”。弱酸的酸式盐分步电离，第一步不可逆，以后步步可逆，且一步比一步的电离限度小。 （4） 两性氢氧化物双向电离:AlO2H+H2OAl(OH)3Al3+3OH 2、【判断电解质强弱的方法】(以HAc为例)：（1）在相同浓度、相同温度下，与强电解质溶液导电性对比实验。 （2）浓度与PH的关系，测0.01mol/LHAc溶
5、液的pH2，说明醋酸是弱酸。（3）测NaAc溶液的pH值，呈碱性，则证明醋酸是弱酸。 （4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pHSPSi,，则酸性HClO4H2SO4H3PO4H2SiO3(最高价氧化 物相应的水化物）；金属性NaMgAl,则碱性NaOHMg(OH)2Al(OH)3。 （10）运用较强酸（碱）制备较弱酸（碱）判断电解质强弱。如将CO2通入苯酚溶液中出现浑浊。说 明碳酸的酸性大于苯酚。（二）、电离平衡 【概念】：弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），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时的状态。电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特性，条件
6、改变时平衡移动的规律符合勒夏特列原理。 1、【弱电解质的电离平衡的特点】：(1)动态平衡：电离方程式中用“ ”，如：CH3COOH CH3COO+H+。(2)条件改变：平衡被打破。如在CH3COOH的石蕊溶液中（呈红色）加入固体CH3COONH4，即增大了c（CH3COO），平衡左移，c（ H+）变小，使红色变浅。(3)弱电解质在离子反映中电离平衡发生移动。将等质量的锌粉分别投入10mL0.1mol/L盐酸和10mL0.1mol/L醋酸中，实验结果：盐酸的反映速率比醋酸快。若锌足量，则产生氢气的体积相等。由于当浓度和体积相同时，盐酸是强酸，c（H+）大，所以反映速率快，但两者可电离出来的H+的
7、物质的量相等，仅仅是后者随着反映的进行，醋酸的电离平衡不断发生移动。(4)从导电实验可知，弱电解质少部分电离，大部分以分子形式存在，决定了它在离子方程式书写中保存分子形式。如醋酸和烧碱溶液中和反映的离子方程式应写成：CH3COOH+OH= CH3COO+H2O。(5)导电性强弱与电解质强弱的关系：电解质的强弱由物质内部结构决定，电解质的强弱在一般情况下影响着溶液导电性的强弱。导电性强弱是由溶液离子浓度大小决定的。假如某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱，而某弱电解质虽然电离限度很小，但假如浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质的导电能力
8、也不一定弱。2、【影响电离平衡的因素】： I.内因：由电解质自身的性质决定。共价键极性越弱，电解质越弱。电解质越弱，其电离限度越小， 常温下绝大多数0.1mol/L弱电解质店里的分子不超过10%. II.外因：重要是温度、浓度、同离子效应。以CH3COOHCH3COOH为例1 温度:弱电解质的电离过程一般是吸热的（电离过程中需要破坏化学键，为吸热过程），升高温度， 电离平衡向右移动（一般加热不考虑电解 质会发、分解）CH3COOH电离限度增大，c(H)、 c(CH3COO)增大。 2浓度:浓度越大，电离限度越小。加水稀释CH3COOH溶液，电离平衡向右移动，电离限度增大: n(CH3COO)、
9、n(H)增大，但c(CH3COO)、c(H)减小。3同离子效应：向弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反映 移动。例如0.1mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡：CH3COOHCH3COOH。加入CH3COONa固体或HCl，由于增大c(CH3COO)或c(H)，使CH3COOH的电离平衡向逆反映方向移动。前者使c(H)减小，后者c(H)增大。 4其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反映的物质时，有助于电离。3、【电离平衡常数】：(1) 概念：在一定条件下，弱电解质的电离达成平衡时，溶液中电离所产生的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常
10、数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表达（酸用 Ka表达，碱用 Kb表达）。(2)表达方法：ABA+B- (3)K的意义：K值越大，表达该电解质较易电离，所相应的弱酸弱碱较强。从 Ka或 Kb的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱： 如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO(4)影响K值大小的因素：K值不随浓度而变化，但随温度而变化。(5)多元弱酸的电离。多元弱酸是分步电离的，且越向后的电离越困难，其电离出来的离子浓度也越小， 酸性重要由第一步电离决定。如 H3PO4的电离： 第一步电离： H3PO4 H+H2PO4 （较易） K1 第二步电离： H2
11、PO4 H+HPO42 （较难） K2 第三步电离： HPO42 H+PO43 （困难） K3显然： K1K2K3。在磷酸溶液中，由 H3PO4电离出来的离子有H+、H2PO4 、HPO4 2、PO4 3等离子，其离子浓度的大小关系为： 。c(H+)c(H2PO4)c(HPO42)c(PO43)4、 【电离度】 电离度在一定条件，弱电解质在水溶液里达电离平衡时，已电离的电解质分数占本来总分子数（涉及已电离的和未电离的）的百分数 电离度（）= （已电离弱电解质分子数/原弱电解质分子数）*100% 内因：电解质的本性。 外因：温度和溶液的浓度等。 （1）浓度的影响： 电离度随浓度的减少而增大。（因
12、浓度越稀，离子互相碰撞而结合成分子的机会 越少，电离度就越大。） （2）温度的影响： 由于电离过程是吸热的，因此温度升高离子化倾向加强，又因大多数电解质电 离时没有显著的热量变化，这就导致温度对电离度虽有影响，但影响并不大的 必然结果。一般情况下，温度对电离度影响不大，但水的离解过程显著吸热， 所以温度升高可以增大水的电离度。因此，用电离度比较几种电解质的相对强 弱时，就当注意所给条件，即浓度和温度，如不注明温度通常指25。 （三）、水的电离平衡及溶液的酸碱性1、【水的电离KW】 水是一种极弱的电解质：水电离平衡：: 从纯水的导电实验测得，在25时， 1L纯水中只有10-7 mol电离，因此纯
13、水中的H+浓度和OH-浓度各等于10-7 mol/L ，所以PH=7，若温度 升高 ，水电离限度增长，虽PH 7，但仍为中性。2、【水的离子积常数】 KW = cH+cOH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1.0*10-14 【注意】：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定。KW不仅合用于纯水，合用于任何溶液（酸、碱、盐） 水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱3、【溶液酸碱性的判断】 溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c(H)和c(OH)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据重要有三点：判据1在25时的溶液中：c(H) 1107 mol/L溶液呈酸性
