考点31电离平衡

1．复习重点

1．强、弱电解质的概念及电离方程式的书写；

2．弱电解质的电离平衡；电离平衡常数。

2．难点聚焦

（一）强电解质、弱电解质

 1．相互关系

 

                  否――非电解质

   化合物                   是――强电解质

                  能         

                            否――弱电解质

热或水的作用

 电解质         自由移动离子

 

           电离       

思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？

分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。有可能溶于水时就发生了化学变化

如（1）Cl₂      氯水

        ↓               ↓

即不是电解质         HCl.HclO

又不是非电解质       发生电离

（2）CO₂     碳酸溶液

      ↓                 ↓

 非电解质            H₂CO₃电离

（3）Na₂O    NO₂OH溶液

      ↓                ↓ 

虽不是本身电离子        NaOH电离

但可在熔融态电

离，故它属强电

解质

2．比较强、弱电解质

 

强电解质

弱电解质

电离程度

完全

部分

电离平衡

不、不可逆

有、可能

过程表示

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

即有电离出的阴、阳离子（少部分），又有电解质分子（大部分）。

电离方程式

H₂SO₄====2H⁺+SO₄^2―

CaCl₂====Ca²⁺+2Cl^―

NH₃?H₂O       NH₄⁺+OH^―

H₂S      H⁺+HS^―，HS^―      H⁺+S^2―

实例

绝大多数的盐（包括难溶性盐）；

强酸：H₂SO₄、HCl、HclO₄等；

强碱：Ba(OH)₂、Ca(OH)₂等。

 

注意：多元强酸电离一步完成且完全

如  H_nA====Nh⁺+A^n―

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，因此应分步书写电离方程式。例如磷酸的电离方程式应写三步：

H₃PO₄      H⁺+H₂PO₄^―，  H₂PO₄^―      H⁺+HPO₄^2―      HPO₄^2―    H⁺+PO₄^3―，不能合并成H₃PO₄      3H⁺+PO₄^3―。由于磷酸溶液中的[H⁺]主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。

对HnA弱酸而言，电离方程式可只考虑：

HnA        H⁺+Hn+A^―

想一想：为什么多元的酸电离下一步比上一步困难，电离程度小得多，甚至可忽略？

（二）弱电解质的电离平衡

（1）概念

弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、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的状态。

（2）特点

①动――动态平衡：V_{（闻子化）}=V_{（分子化）}≠0。在电离方程式中用“      ”表示。

②定――平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变

③变――条件改变，平衡被打破。

（3）影响电离平衡的因素

与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起移动.

以0.1mol/1 CH₃COOH溶液为例：

 

项目

  变化

项目

加水

升温

加入固体

NaOH

加入无水

CH₃COONa

通入气体

HCl

加入等浓度的CH₃COOH

平衡移动

右移

右移

右移

左移

左移

不移动

H⁺的物质的量（mol）

增大

增大

减小

减小

增大

增大

[H⁺]浓度(mol)

减小

增大

减小

减小

增大

不变

PH值

增大

减小

增大

增大

减小

不变

导电能力

减弱

增强

增强

增强

增强

不变

 

 

（三）电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素：

①自由移动离子浓度的大小。（主要决定因素）湿度一定，离子浓度越在，导电能力越强。

②湿度：湿度越高，导电能力越强。（与金属导电相反）

③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。

由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。

如  较浓醋酸的导电能力可比极稀HCl溶液强。 CaCO₃虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差。

思考：若在某溶液中加入一种物质，出现沉淀，则溶液的导电能力一定减弱吗？（湿度不变）

分析：不一定。关键要看溶液中离子浓度有无显著变化。如：

（1）若在H₂SO₄溶液中加Ba(OH)₂，因生成BaSO₄沉淀和极难电离的水，使溶液中离子浓度降低，导电能力降低。

（2）若在H₂SO₄溶液中加BaCl₂，虽有沉淀BaSO₄生成，但同时生成了HCl，相当于1molSO₄^2―被2molCl^―代替，故导电能力有所增强。

（3）若在HCl溶液中加AgNO₃，则导电能力几乎不变。

（四）水的电离平衡

1．  实验证明，纯水微弱的导电性，是极弱的电解质：

2．  25℃1LH₂O的物质的量n(H₂O)==55.6(mol)共有10^―7mol发生电离

H₂O       H⁺+OH^―

   起始(mol)  55.6       0    0

  电离(mol) 10^―7        10^―7   10^―7

  平衡(mol)55.6－10^―7     10^―7   10^―7

   25℃[H⁺]?[OH^―]= 10^―7=10^―14=Kw的离子积常数。

2．影响Kw的因素

Kw与溶液中[H⁺]、[OH^―]无关，与湿度有关。

水的电离为吸热过程，所以当湿度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。

例如100℃，1LH₂O有10^―6mol电离，此时水的离子积常数为Kw=10^―6?10^―6=10^―12.

3．影响水的电离平衡因素

（1）湿度，升湿度促进水的电离，降温则相反

（2）向纯水中引入H⁺或OH^―，会抑制水的电离

（3）向纯水中引入弱酸酸根阴离子或弱碱阳离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实质。

3．  酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算。（列表比较如下：）

 

[H⁺]_水与[OH^―]_水关系

x的计算式

室温x值

对水电离影响

纯水

 

 

 

 

 

[H⁺]_水=[OH^―]_水

x=

x=1×10^―7mol/L

对水电离影响

酸溶液

x=

x＜1×10^―7mol/L

 

碱溶液

x=

抑制

正

盐

溶

液

强酸弱碱盐

强碱弱酸盐

强碱强酸盐

x=[H⁺]

x＞1×10^―7mol/L

促进

x=[OH^―]

x=

x=1×10^―7mol/L

无

注[H⁺]_水、[OH^―]_水指水电离出的H⁺、OH^―浓度

 [H⁺]_水、[OH^―]_指指溶液中的H⁺、OH^―浓度

由上表可得重要规律：

（1）在任意湿度、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H⁺]_水≡[OH^―]_水

（2）酸和碱对水的电离均起抑制作用

①只要碱的pH值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。

②若酸溶液的pH值与碱溶液的pOH值相等，则两种溶液中水的电离度相等。

如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的

    [H⁺]_水=[OH^―]_水==10^―11mol/L

（3）在凡能水解的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱的碱盐的pH和强碱弱酸盐的pOH值相等时（同一湿度），则促进程度相等。

（4）较浓溶液中水电离出[H⁺]的大小：

①酸溶液中[OH^―]等于水电离的[H⁺]

②碱溶液中[H⁺]等于水电离的[H⁺]

③强酸弱碱盐溶液中的[H⁺]等于水电离出[H⁺]

④强碱弱酸盐溶液中的[OH^―]等于水电离出的[H⁺]

如pH=4的NH₄Cl溶液与pH=10的NaAc溶液中，（室温）由水电离出的

[H⁺]_水=[OH^―]_水==10^―4mol/L

3．例题精讲

例1．下列四种溶液中，由水电离出的[H⁺]之比（依次）为（    ）

①pH=0的盐酸  ②0.1mol/L的盐酸 ③0.01mol/L的NaOH溶液 ④pH=11的NaOH溶液

（A）1 ：10 ：100 ：1000      （B）0 ：1 ：12 ：11

（C）14 ：13 ：12 ：11        （D） 14 ：13 ：2 ：3

解析①[H⁺]=1mol/L     [H⁺]_水=[OH^―]=1×10^―14mol/L

②[H⁺]=1mol/L      [H⁺]_水==1×10^―13mol/L

③[OH^―]=1×10^―2mol/L    [H⁺]_水==1×10^―12mol/L

④[OH^―]=1×10^―3mol/L    [H⁺]_水==1×10^―11mol/L

 

例2．某湿度下，纯水中的[H⁺]=2×10^―7mol/L，则此时[OH^―]=______，若湿度不变，滴入稀硫酸使[H⁺]=5×10^―6mol/L，则[OH^―]=_______，由水电离出[H⁺]为，该纯水的PH值_______（填＞、＜、=＝

解析

纯水中  H₂O       H⁺+OH^―

  mol/L       2×10^―7    2×10^―7

加酸后，水的电离平衡逆向移动，使[OH^―]减小，可由Kw、[H⁺]求出[OH^―]，此湿度下Kw值为2×10^―7 ×2×10^―7= 4×1^―14

[OH^―]==8×10^―9mol/L

由水电离的[H⁺]=[OH^―]=8×10^―11mol/L

该湿度下Ph= －lg×10^―7= 7?lg2＜7.

 

例3．常温下某溶液中，由水电离出的[H⁺]为1×10^―12mol/L，该溶液中一定能大量共存的离子组是（    ）

A．K⁺、Na⁺、SO₄^2―、NO₃^―      B．Na⁺、K⁺、S^2―、CO₃^2―   

C．Fe²⁺、Mg²⁺、Cl^―、SO₄^2―     D．NH₄⁺、Cl^―、K⁺、SO₃^2―

解析   常温、由水电离出的[H⁺]=×10^―11mol/L＜1×10^―7mol/L说明水的电离受到抑制。此溶液可能是pH=1酸溶液，也可能为pH=13的碱溶液，选项B、D中的S^2―、CO₃^2―、SO₃^2―不能存在于强酸性溶液中，C中的Fe²⁺、Mg²⁺、D中的NH₄²⁺、D中的NH₄⁺与OH^―均不能大量存共存，故本题答案A。

例4．在图（1）所示的装置中，烧杯中盛放的是Ba(OH)₂溶液，当从滴定管中逐渐加入某种溶液（A）时，溶液的导电性的变化趋势如图（2）所示。

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

              图1                              图2

该根据离子反应的特点分析：A溶液中含有的溶质可能是_________或__________（至少写出两种），并写出相应的离子反应的离子方程式：

________________________________、____________________________

解析：从图2可分析知，随着A的加入溶液导电能力迅速降低，说明A必定能与Ba(OH)₂发生反应，使溶液中离子浓度变得极小，故不仅与Ba²⁺反应转化为沉淀，还要与OH^―反应生成水或其它弱电解质，当反应完全后，过量A的加入，导电能力又显著上升，说明A应为强电解质，故A可能是H₂SO₄或CuSO₄或MgSO₄或(NH₄)₂SO₄等。

离子方程式：2H⁺+SO₄^2―+Ba²⁺+2OH^―=BaSO₄↓+2H₂O

            Mg²⁺+SO₄^2―+Ba²⁺+2OH^―=BaSO₄↓+Mg(OH)₂

想一想：A可否为Na₂SO₄或H₂CO₃溶液？为什么？

 

4．实战演练

一、选择题（

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二、非选择题(共55分)?

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一、1.解析：c(NH)增大，平衡逆向移动。

答案：C

2.A  3.B  4.B  5.AD  6.B  7.A  8.B  9.D?

二、10.（1）100 mL容量瓶?

（2）＞  b?

（3）配制pH=1的HA溶液难以实现，不妥之处在于加入的锌粒难以做到表面积相同。

（4）配制NaA溶液，测其pH＞7，即证明HA是弱电解质。?

11.(1)右?

(2)①小球下沉到烧杯底部  ②产生白色沉淀  ③电流计指针偏转幅度不断变小，最后指针回到中央?

(3)Ca₃（PO₄）₂＋3H₂SO₄===2H₃PO₄＋3CaSO₄?

12.(1)H₂Ｂ  （2）C^3－  HB^－  (3)BC?

(4)H₃C＋3OH^－===C^3－＋3H₂O?

2HＡ＋C^3－===2Ａ^－＋H₂C^－

13.（1）减小  增大  （2）减小  增大  （3）增大  减小?

14.（1）都产生气泡，Zn溶解  a产生气泡、Zn溶解速度都快  HCl完全电离，HCl中的c(H⁺)大于CH₃COOH中的c(H⁺)?

（2）大  等于  a中c(H⁺)大于b中的c(H⁺),而酸的总量相等

15.4.48%?