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电 离 平 衡

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电离平衡知识点

电离平衡知识点

[考纲要求] 1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性；了解电解质的概念；了解强弱电解质的概念。

2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。

3.了解水的电离和水的离子积常数。

4.了解溶液pH的定义；了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。

5.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素以及盐类水解的应用。

6.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡；了解溶度积的含义及其表达式，能进行相关的计算。

7.以上各部分知识的综合利用。

考点一溶液的酸碱性及pH1．一个基本不变相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。

应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。

2．两个判断标准(1)任何温度c(H＋)>c(OH－)，酸性；c(H＋)＝c(OH－)，中性；c(H＋)<c(OH－)，碱性。

(2)常温(25 ℃)pH>7，碱性；pH＝7，中性；pH<7，酸性。

3．三种测量方法(1)pH试纸用pH试纸测定溶液的pH，精确到整数且只能在1～14范围内，其使用方法为________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。

注意①pH试纸不能预先润湿，但润湿之后不一定产生误差。

②pH试纸不能测定氯水的pH。

(2)pH 计pH 计能精确测定溶液的pH ，可精确到0.1。

(3)酸碱指示剂酸碱指示剂能粗略测定溶液的pH 范围。

常见酸碱指示剂的变色范围如下表所示：4.四条判断规律 (1)正盐溶液强酸强碱盐显________，强酸弱碱盐(如NH 4Cl)显________，强碱弱酸盐(如CH 3COONa)显________。

电离平衡

电离平衡

一、多元弱酸的电离是分步进行的
<1> H2S <2> HS<1>+<2>： H2S 溶液的酸度主 要来自弱酸的 第一步电离 第二步电离远 比第一步小 水电离的H+ 浓度是
[H+]1 =K1C
[H+]≈[HS-]
= 5.7×10-8 ×0.1 = 7.5×10-5 (mol·L-1)
[H+][S2-] K2 = ——— = [S2-] [HS-] [H+]2 ＝[S2-]≈K2＝1.2×10-15(mol·L-1) [H+]W = [OH- ] = KW /[H+] = 1.3×10-10(mol·L-1)
2、区分效应 溶剂能使物质的相对酸碱性区分出来
的作用，称为溶剂的区分效应。该溶剂称为区分溶剂。
例如 在非水溶剂如甲醇中，可以区分出氢卤酸的相对强弱 为HI>HBr>HCl，甲醇是这些强酸的区分溶剂，甲醇的作用 称为区分效应。
第13页
第三节
一.电离常数
HAc
电解质的电离
弱酸电离常数用Ka表示， 弱碱电离常数用Kb表示 [H+][Ac-] Ka = ———— [HAc]
2、写出下列各分子或离子的共轭碱的化学式：
NH4+ 、H2S 、H2SO4 、H2PO4- 、HSO4-
NH3 、HS- 、HSO4- 、HPO42- 、SO42常见的共轭酸碱对列于表3-1 （P75）
课堂练习
第7页
1-3 酸碱的电子理论
一.酸碱电 凡是可以接受电子对的物质称为酸， 子理论定义 凡是可以给出电子对的物质称为碱 二、酸碱反 应的实质
α = ———×100% = ——————— ×100% =0.768%

电离平衡

电离平衡
①温度：电离是吸热过程，升高温度，平衡向离子化方向移动
（越热越电离）
②浓度：
思考：
醋酸溶液中存在此电离平衡：
CH3COOH CH3COO- +H+
1. 升高温度，平衡向哪个方向移动？离子化方向 2. 加水，平衡向哪个方向移动？ 离子化方向
n（H+）、c（H+）如何变化？
增大 减小
二、弱电解质的电离平衡
5. 1mol/L的盐酸、醋酸、硫酸各
1L，分别加入足量的铁。 开始反应时产生氢气的速率
________
硫酸＞盐酸＞醋酸
，
。
最终收集到的氢气的物质的量
硫酸＞盐酸 = 醋酸 ______
6. 冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中，溶液导电 能力与加入水的体积有如下变化关系：试回答：
⑴“0”点导电能力为0的理由是: 冰醋酸中只 存在醋酸分子,无离子。 ⑵a、b、c三点对应溶液的PH值由大到小的 顺序是 a﹥c﹥ b ⑶a、b、c三点中电离程度最大的是 C 。电 离平衡常数的关系 相等 . ⑷若使c点溶液中C(Ac-)、PH 值均增大，可采取的措施有: ①加碱②加碳酸钠③加镁或锌

B.
C ( NH 4 ) C (OH )

C.
C ( NH 3 H 2 O) C ( NH 4 )

D.
C (OH )

4.相同温度下，两种稀氨水A和B，浓 度分别为0.2mol/L和0.1mol/L，
则A、B的OH-浓度之比为（ B ） A.大于2 B. 小于2 C. 等于2 D. 不能肯定
[思考4]
1.金属导电与电解质溶液导电有何不同？ 升温对二者的导电性有何影响？
*自由电子的定向移动；

弱电解质的电离平衡考点归纳

弱电解质的电离平衡考点归纳

弱电解质的电离平衡考点归纳弱电解质电离平衡是电解质理论的基础，也是中学化学基本理论中的重要组成部分，近几年高考命题中反复考查。

在学生已经学过化学平衡理论并了解电解质在水溶液中发生电离和离子间发生反应等知识的基础上，进一步学习弱电解质的电离平衡。

高考命题的热点主要有影响弱电解质电离平衡因素，通过图象分析弱电解质和强电解质，电离常数和电离度等，为了更好的学习这一部分内容，本文做了详细的总结和归纳，希望对同学们的学习有所启发，达到触类旁通的效果。

一、弱电解质电离平衡1.电离平衡概念一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和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，简称电离平衡。

任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质在该条件下的电离程度最大。

2.电离平衡的特征电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种形式，具有以下一些特征：“逆”——弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡“动”——电离平衡是动态平衡“等”——v(=v(分子化)≠0离子化)“定”——达到电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变，是一个定值“变”——电离平衡是相对的，外界条件改变时，平衡被破坏，发生移动形成新的平衡。

二、影响弱电解质电离平衡的因素（符合勒?夏特列原理）1.内因：弱电解质本身的性质，是决定性因素。

2.外因①温度: 升高温度，由于电离过程吸热,平衡向电离方向移动，电离程度增大。

②浓度: 加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。

因为溶液浓度越小，离子相互碰撞结合成分子的机会越小，弱电解质的电离程度就越大；所以，稀释溶液会促进弱电解质的电离。

例如：在醋酸的电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+A 加水稀释，平衡向正向移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小；B 加入少量冰醋酸，平衡向正向移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)均增大但电离程度小；③外加相关物质（同离子效应）例如：0.1 mol/L的CH 3COOH溶液CH3COOH CH3COO－+ H+向其中加入CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡向左移动，电离程度减小，c（H+）减小，pH增大。

电离平衡

电离平衡

A．碳酸钠(s) B．醋酸钠 ．碳酸钠 ．醋酸钠(s) C．硫酸钠 ．硫酸钠(aq) D．硫酸钾 ．硫酸钾(s)
三、需要注意的几个问题： 需要注意的几个问题： ①弱电解质的电离程度一般都很小，所以弱电解质主要以分子 弱电解质的电离程度一般都很小， 形式存在。 形式存在。 ②稀释弱电解质溶液时，电离平衡向右移动，电离度增大，但 稀释弱电解质溶液时，电离平衡向右移动，电离度增大， 离子浓度却减小，因为体积增大对离子浓度的影响程度大于 离子浓度却减小， 平衡移动对离子浓度的影响程度。 （勒沙特列原理决定） 平衡移动对离子浓度的影响程度。 勒沙特列原理决定） ③同温下，相同溶质不同浓度的弱电解质溶液，浓度大的溶液 同温下，相同溶质不同浓度的弱电解质溶液， 电离出的离子浓度大，但电离度小。 电离出的离子浓度大，但电离度小。 ④利用相同条件下的电离度可以比较弱电解质之间的相对强弱， 利用相同条件下的电离度可以比较弱电解质之间的相对强弱， 电离度越小说明该电解质越弱。 电离度越小说明该电解质越弱。 溶液中c(H+)是不是 是不是0.1mol/L HAc中 【练习9】0.3mol/L HAc溶液中 练习 】 溶液中 是不是 中 c(H+)的3倍？为什么？ 的 倍 为什么？
的氨水， 【练习15】现有 练习 】现有0.1mol/L的氨水，分别采取下列措施：通入氨 的氨水 分别采取下列措施： 加入氢氧化钠固体、加入氯化铵固体、加入水。 气、加入氢氧化钠固体、加入氯化铵固体、加入水。这些因 素对电离度、 各有何影响？ 素对电离度、c (NH3•H2O)、c(NH4+)、c(OH-)各有何影响？ 、 、 各有何影响 【练习16】常温下硫化氢饱和溶液的浓度为 练习 】常温下硫化氢饱和溶液的浓度为0.1mol/L，若要使 ， 溶液的pH增大的同时使 增大的同时使c(S2-)减少，可采取的措施是（ 减少， 溶液的 增大的同时使 减少 可采取的措施是（ ） A.加适量水 加适量水 C.通入适量 2 通入适量SO 通入适量 B.加适量氢氧化钠固体 加适量氢氧化钠固体 D.加适量 加适量CuSO4固体 加适量

人教版《电离平衡》课件PPT

人教版《电离平衡》课件PPT
(5)相同温度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小( )
增__大__
减__小__
减__弱__ 不__变__
9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2
加入少量冰醋酸 向右 9×10－10，H2S：Ka1＝4.
错因：________________________________________________________
谁不向前看，谁就会面临许多困难。
加NaOH(s) 向右 c点的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)
在年轻人的颈项上，没有什么东西能比事业心这颗灿烂的宝珠。
减__小__ 减__小__ 增__强__ 不__变__
7×10－15，则反应Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN能否发生？
(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
6.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变 化可以确定滴定反应的终点。如图是KOH溶液 分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线 示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O 溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线 的是
√
解析 HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O，先与 HCl反应，生成同样为强电解质的NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液稀 释，所以电导率下降。当HCl被中和完后，继续与CH3COOH弱电解质反 应，生成CH3COONH4，为强电解质，所以电导率增大。HCl与CH3COOH 均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，因为溶液 被稀释，有下降趋势。

电离平衡及计算

电离平衡及计算

强度：Ka (HAc) = 1.8 ×10-5
酸的浓度：c (HAc) = 0.10mol.L-1 电离度：= 1.32% 酸度： [H+ ]=[Ac - ]=0.10 × 1.32%=0.00132mol . L -1 ， pH=2.88
[HAc]=0.10×(1-1.32%)=0.0868 mol.L-1
PBE: [H2CO3 ]+[H3O+]=[CO32-] + [OH-]
方法二:由溶液中得失质子的关系列出
可按如下具体过程处理： (1)选定零水准物质 (即参考水准reference level) 在酸碱平衡体系中选择一些组分作参考，以它们作为 水准来考虑质子的得失，这些物质称为质子参考水准 物或零水准物。 选择质子参考水准物的条件： a、 在溶液中是大量存在的；b、 参与质子的得失。
H2SO4 HCOOH CH3COOH 6H5CH2COO 苯乙酸 C H 苯 酚 C6H5OH 磷 酸 H3PO 硫化氢 H2S 亚硫酸 H2SO3
25 25 18 18
18
6.210—5 7.610—3 6.310—6 4.410—13 1.310—7 7.110—15
—2 —8 1.3 10 6.3 10 NOTE: 硼酸为单元酸
• 溶液的 酸度 —— 溶液中 H+ 的活度 ，即 H+ 的平 衡浓度，以pH表示。 • 弱酸(碱)的电离度——溶液中弱电解质电离的 难易程度，用表示。
电离度α表示：
已解离的分子数 100% 溶液中原有该弱电解质分子总数
例如，0.10mol.L-1HAc的电离度是1.32%，则溶液中：
—、电离平衡常数
弱电解质在溶液中是部分电离：
CH3COOH

电离平衡常数

电离平衡常数
C(OH-)越
大
由Ka、Kb值判断酸碱性相对强弱， 应 用 需在相同温度下。
已知： Ka（HCN）=6.2×10-10mol/L
Ka（CH3COOH）=1.7×10-5mol/L Ka（ HF ）=6.8×10-4mol/L
，酸性或碱性越
强
。
酸性强弱： HF>CH3COOH>HCN
。
练习： 已知醋酸，碳酸和硼酸298K时的电离常数分别是
0.1mol/L的磷酸溶液中微粒浓度大小关系是： (1).[H3PO4]>[H+]>[H2PO4-]> [HPO42-]> [PO42-] (2).[H+]=[H2PO4-]> 2[HPO42-]>3 [PO43-]+[OH-]（电荷守恒） (3).[H3PO4]+[H2PO4-]+[HPO42-]+ [PO42-]=0.1mol/L(物料守恒）
练习：某二元酸(化学式用H2B表示)在水中的电离方程
练习：某二元酸(化学式用H2B表示)在水中的电离方程
式是：H2B = H+ + HB- ，HB-
H+ + B2-
已知0.1mol/LNaHB溶液的pH=2,则0.1mol/LH2B溶液中 c(H+)________0.11mol/L（填“>”“<”“=”）。 HBH+ + B2-的电离平衡常数是_______。
CH3COO - + H+
α=
100% C（HAc原） C（ H+ -） 100% α= C（HAc原）
C（Ac-）
2、影响电离度大小的因素
(1)内因—电解质的本性,电解质越弱,电离度越小

弱电解质的电离平衡及溶液的PH值的计算

弱电解质的电离平衡及溶液的PH值的计算

4、弱电解质电离方程式书写规律：
1.弱电解质在溶液中部分电离，用“ ”
2.强酸酸式盐电离时H+分开写,弱酸酸式盐电离时 H+不能拆开.
3.多元弱酸的电离 应分步完成电离方程式，多元 弱碱则一步完成电离方程式。
写出电解质NaCl、 NaHSO4、NaHCO3、 CH3COOH、 H3PO4的电离方程式 NaCl = Na＋+Cl－ NaHSO4= Na＋+ H +＋ SO42NaHCO3= Na＋+HCO3CH3COOH H3PO4 H＋+CH3COO－ H ++H2PO42-
练习
PH=10的氢氧化钠溶液与PH=10的氨水,稀释 NaOH ＜ NH3 H 相同倍数,其PH大小关系是______________· 2O ,
即弱碱在稀释时电离平衡被破坏，要不断电 离出OH-，所以稀释相同倍数后，其碱性应 比强碱强一些，因而PH值应大一些 如稀释后溶液的PH值仍然相同,则稀释 NaOH＜NH3· 2O H 倍数大小关系是_______
例：在一定温度下，冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的 导电能力如图所示，请回答：（1）“o”点导电能力为 0的理由是 在O点处醋酸没电离，无离子存在 。
（2） a、b、c三点溶液PH由大到小的顺序是 C、a、b 。 导 C 。 电 （3） a、b、c三点中电离程度最大的是 能 力 b （4）若使c点溶液中C(Ac-)增大，
关键：抓住氢离子进行计ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ！
b、
强碱与强碱混合
例题：在25℃时，pH=9和pH=11的两种氢
氧化钠溶液等体积混合pH值等于多少？ 关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
C、强酸与强碱混合

知识清单21电离平衡-2025年高考化学一轮复习知识清单(新高考专用)(教师版)

知识清单21电离平衡-2025年高考化学一轮复习知识清单(新高考专用)(教师版)

知识清单21 电离平衡知识点01 弱电解质的电离平衡及影响因素1．电离平衡(1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。

平衡建立过程如图所示：(2)电离平衡的特征①弱：研究对象是弱电解质。

②等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。

③动：电离平衡是一种动态平衡，即1mol CH3COOH电离同时则有1mol CH3COOH分子形成。

④定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子。

⑤变：条件改变时，电离平衡发生移动，各粒子的浓度要发生改变。

2．影响电离平衡的因素(1)影响电离平衡的内因：影响电离平衡的内因是弱电解质本身的结构与性质，其他条件相同时，电解质越弱越难电离。

(2)影响电离平衡的外因：①浓度：向弱电解质溶液中加水稀释，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大；②温度：电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大；③同离子效应：加入与电解质电离出相同离子的强电解质，电离平衡向形成分子的方向移动，电离程度减小；④酸碱效应：加入强酸（或强碱），弱酸（或弱碱）的电离平衡向形成分子的方向移动，电离程度减小；弱碱（或弱酸）的电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大；⑤加入能与离子反应的物质，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。

以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)￿￿CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响。

改变条件平衡移动方向n(H＋)c(H＋)导电能力加水稀释向右增大减小减弱加入少量冰醋酸向右增大增大增强通入HCl(g)向左增大增大增强加NaOH(s)向右减小减小增强加CH3COONa(s)向左减小减小增强升高温度向右增大增大增强【易错提醒】(1)一般情况下，加水稀释时，弱电解质电离产生离子的浓度减小，并非溶液中所有离子的浓度都减小。

《电离平衡常数》PPT课件

《电离平衡常数》PPT课件
反应进行的限度。 （3）影响因素：内因：反应物的本性
外因：温度、反应物的浓度
7
【知识拓展】
弱电解质电离程度相对大小的另一种参数 -------
（1）电离度α
已电离的分子数
α=
弱电解质分子总数
8
（2）电离度的意义： 在同温同浓度的条件下，电离度越大， 弱电解质电离能力相对较强。
（3）影响电离度大小的因素： 内因：与弱电解质的本性有关 外因： ①温度越高，弱电解质的电离度越大； ②浓度越稀，弱电解质的电离度越大； ③加入影响电离的其他物质。 （同离子效应、离子反应效应）
9
填空：
（1）K只于温度有关，当温度升高时，K 值 增。大
（2）在温度相同时，各弱酸的K值不同，K 值越大酸的酸性 。越强
（3）多元弱酸是分步电离的，每一步都有相
应的电离平衡常数，对于同一种多元弱
酸的K1、K2 、K3之间存在着数量上的规律
是：
K1》K。2 》K3
10
平衡常数的表达式
4
多元弱酸的电离：
H2S HS－
HS－
+
H+ K 1
c(HS ) c(H c(H2S)
)
1.3 107
S2－
+
H+
K2Βιβλιοθήκη c(S2 ) c(H c(HS－ )
)
7.1 1015
K1 》K2 ，因此一般只考虑第一步。
5
（2）电离平衡常数意义： 在相同条件下，K值越大，弱电解质的电离
程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。 （3）影响电离平衡常数大小的因素：
A.电离平衡常数大小是由物质的本性决定的， 在同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同。

电离平衡及沉淀溶解平衡

电离平衡及沉淀溶解平衡

Al(H2O)63++H2O
④非水溶剂中的酸碱反应是质子传递反应. H+
HCl（g）+NH3 （g）=====NH4Cl（s）
H+ CH3CH2OH2+ + HSO4H2SO4 + CH3CH2OH 1923年，美国化学家Lewis提出 ,用来 解释配合物的形成, 1-3、Lewis酸碱电子对理论 大部分阳离子，Mn2+、Al3+、Fe3+、 H+还有一些缺电子化合物（BF3） 一. 含义 酸是电子对的接受体，碱是电子对的 给予体，酸碱反应的实质就是形成配位 由于在配合物中，配位键普遍存在， lewis 酸：凡是可以接受电子对的分子、 键——形成无机化学上的另一类物质，酸 Lewis酸碱电子对理论的范围很广，凡是 碱化合物 金属阳离子皆为Lewis酸，与金属离子结 离子或原子，如Fe3+ , Fe2+, Ag+, BF3等 合的不管是阴离子或中性分子，均为碱.
配位平衡 Kf°
§4-1 酸碱理论概述
1、 1884年，瑞典化学家Arrhenius电离理论
2、1923年，丹麦化学家 Bronsted-Lowry 酸碱质子理论 3、1923年，美国化学家 Lewis 酸碱电子对理论 4、1963年，美国化学家Pearson 软硬酸碱理论（HSABT）
1-1、Arrhenius酸碱电离理论
四. 酸碱反应的实质 ——两个酸碱共轭对之间的质子传递
如HF在水溶液中的 ① 酸碱电离反应是质子传递反应 电离反应是由给出质 子的半反应和接受质 子的半反应组成的 HF(aq) H+ + F－(aq)
H+ + H2O(l) HF(aq) + H2O(l)

高中化学电离平衡九大知识点

高中化学电离平衡九大知识点

高中化学电离平衡九大知识点一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，叫电解质。

非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

2、电解质与非电解质本质区别：电解质一一离子化合物或共价化合物非电解质一一共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③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 全部电离，故BaSO4为强电解质）一一电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：人、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。

C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。

D、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应的物质时，有利于电离。

5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成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数。

叫做电离平衡常数，（一般用Ka 表示酸，Kb表示碱。

）二^ 表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。

如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]・c[OH -]25℃时，[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]・[OH -] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离KW〈 1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离KW〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。

弱酸弱碱电离平衡

弱酸弱碱电离平衡

弱酸弱碱电离平衡
电离平衡
电离平衡是一种化学现象，通常发生在具有极性共价键的化合物溶于水中的情况。

具有极性共价键的弱电解质（例如部分弱酸、弱碱）溶于水时，其分子可以微弱电离出离子。

同时，溶液中的相应离子也可以结合成分子。

一般地，自上述反应开始起，弱电解质分子电离出离子的速率不断降低，而离子重新结合成弱电解质分子的速率不断升高，当两者的反应速率相等时，溶液便达到了电离平衡。

此时，溶液中电解质分子的浓度与离子的浓度分别处于稳定状态，不再发生变化。

影响电离平衡的因素
1.温度：温度升高，平衡向电离方向移动。

2.浓度：弱电解质分子浓度越大，电离程度越小。

3.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质，从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应。

4.化学反应：某一物质将电离出的离子反应掉而使电离平衡向正方向（电离方向）移动。

5.弱酸的电离常数越大，达到电离平衡时电离出的H+越多，酸性越强；反之，酸性越弱。

多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，且各级电离常数逐级减小，一般相差较大，所以其水溶液中的H+主要是由第一步电离产生的。

6.对弱碱来说，也有类似弱酸的规律。

7.分步电离中，越后面电离出的离子数越少。

高二第三章电离平衡教材分析

高二第三章电离平衡教材分析

第三节 盐类的水解 （一）教学内容： 盐类水解的概念 ——基础 探讨盐类水解的规律 ——核心
运用盐类水解的知识 ——巩固与加深
（二）教学建议 1、注重迁移 2、分散难点 3、加强探究 4、落实好基础知识
（1）盐类水解的概念和本质：在溶液中盐电 离出来的离子跟水所电离出来的H＋ 或OH－结 合生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解。 理解概念的从三个方面出发： 第一，水解的条件——弱电解质。
第二，水解的实质——弱酸的酸根离子与水 电离出的氢离子、弱碱的阳离子与水电离出 的氢氧根离子结合生成弱电解质。
第三，水解的结果——打破了水的电离平衡。
水解的特点：弱、可逆、吸热。
酸＋碱
中和 水解
盐＋水
（2）水解规律的揭示：
盐的类 型 强酸弱 碱盐 强碱弱 酸盐 强酸强 碱盐 弱酸弱 碱盐 实例 NH4Cl CH3COONa NaCl CH3COONH4 是否 水解的离 水解 子 NH4＋ 是 是 否 是 生成物的类 溶液的酸 型 碱性 NH3· 2O H 酸性 碱性 中性 此为中性 （判断）
关键：抓住氢氧根离子进行计算！
C、酸碱混合计算： 强酸和强酸混合： 例3：在25℃时，pH等于1的盐酸溶液1L和pH 等于4的硫酸溶液1000L混合pH等于多少？
解：pH=-lgc(H+) =-lg[（1×10—1+1000×10—4）/（1+1000）] =-lg(2×10—4) =4-lg2 =3.7
=7－ lg1.099 =6.96
关键：抓住氢离子进行计算！
例2：在25℃时，pH等于9的强碱溶液稀释到 原来的10倍，pH等于多少？稀释到1000倍 后， pH等于多少？
解：c(OH－)=（1×10－5+9×10－7）/10 ≈ 10—6 mol/L pH=－lgc(H+) =－lg[Kw/c(OH－)] =－lg10—8 =8 c(OH－) =（1×10—5+999×10—7）/1000 =1.099×10—7 mol/L pOH=－lgc(OH－) =6.96 pH=14-6.96=7.04

高中化学 电离度电离平衡常数

高中化学 电离度电离平衡常数

[H+]/(mol.L-1)
5.90×10-4 1.32×10-3 1.86×10-3
结果表明增大c(HAc)的浓度，[H+]浓度增大，但电离 度却是减少的。这是因为HAc的电离度是一个比值， 即α=[H3O+]/c(HAc)。α与[H3O+]及c[HAc]都有关。
7
• 在25℃，0.1mol/L的下列弱电解质的电离度分 别为：
B、CH3COO－
C、OH－
D、C2H5O－
17
例：某二元弱酸溶液按下式发生电离H2A H+ +HA—， HA— H+ + A 2— , 已知K1＞K2,设有下列四种溶液：
A .0.01mol/L的H2A B . 0.01mol/L的NaHA溶液 C . 0.02mol/L的HCl与0.04mol/L的NaHA溶液等体积混合
• α= 132/10000×100% = 1.32%。
3
3、电离度的测定方法(见教材76页)
CH3COOH
CH3COO - + H+
纯HAc溶液中，忽略水解离所产生的H+，达到平衡时：
测得已知浓度的HAc 的pH ，由 pH =－lg c(H＋)， 计算出c(H+)，即可算出α。
4
4、影响电离度大小的因素
2. 已知某二元酸H2A，其电离方程式为
H2A→H＋ ＋HA— ；HA— H+ +A2— 。测得25℃时 0.1mol/L的H2A溶液中c(H +)=0.11mol/L,该条件下 HA—的电离度是
A. 1 ％ B. 9.1 % C. 10 % D. 20 %
24
某氨水的pH＝a, 其中水的电离度为1；某硝酸的pH=b , 其中水的电离度为2 ；且a+b= 14,a＞11。将氨水和硝酸 等体积混合后，所得溶液中其中水的电离度为3。相同 条件下纯水的电离度为4。则下列关系中正确的是
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电离平衡[学习目标]1．了解强、弱电解质与结构的关系。

2．理解弱电解质的电离平衡以及浓度等条件对电离平衡的影响。

[知识点讲解]一、常见的强弱电解质与结构的关系1．常见的强电解质碱性氧化物及两性氧化物：CaO、CuO、Na2O、Al2O3、ZnO等2．强电解质与结构的关系强电解质通常是具有离子键的离子化合物或某些具有极性键的共价化合物。

离子化合物本身就是由离子组成的，在离子化合物中不存在分子，离子化合物溶于水或受热熔化以后，都完全电离为自由移动的离子。

故离子化合物都是强电解质。

判断电解质强弱的标准是电解质在电离条件下是否完全电离，而不是以其溶解性大小来判断的。

BaSO4在水溶液中只要是溶解了，就会完全电离，BaSO4=Ba2++；Al2O3在熔融条件下能完全电离，Al2O 3 2Al3+＋3O2-。

3．常见的弱电解质4．弱电解质与结构的关系弱电解质是一些具有极性键的共价化合物。

有些具有极性键的共价化合物是非电解质，如SO2、CO2、CH3CH2OH、C12H22O11（蔗糖）等。

有些具有极性键的共价化合物是弱电解质，如HClO、HCN、H2S等弱酸；NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)2等弱碱；Al(OH)3、Zn(OH)2等两性氢氧化物；Pb(CH3COO)2等少数盐。

有些具有极性键的共价化合物是强电解质，这些化合物主要包括：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等强酸。

将AlCl3熔融，通直流电，实验证明不能导电，说明AlCl3是共价化合物，而不是离子化合物。

但AlCl3是强电解质，因为AlCl3在溶液中完全电离：AlCl3=Al3++3Cl－。

即少数的盐不是离子化合物，是共价化合物；共价化合物型的盐也不一定是弱电解质（例如AlCl3）。

钾、钠、铵等的酸式盐，一般为强电解质。

因为它们的电离是完全的。

如：强电解质弱电解质概念在水溶液中全部电离成离子的电解质在水溶液中只有部分电离成离子的电解质化合物类型大多数盐：包括可溶性盐及难溶性盐（钾盐钠盐、铵盐、硝酸盐均可溶，BaSO4等不溶强酸：H2SO4、HCl、HNO3等强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2等弱酸：H2CO3、HF、H2S、CH3COOH等弱碱：NH·等两性物质：Al(OH)3等水：H2O相同点在水溶液中（或熔融状态时）都能产生自由移动的离子不同点粒子存在的只存在电解质电离生成的阴、阳离子，不存大量存在电解质的分子，少量存在弱电解质二、弱电解质的电离平衡1．弱电解质电离的特点弱电解质分子，原子之间的共价键键能较大，原子间相互结合得较牢固，要断开化学键常需较大的能量。

相反，弱电解质分子的对应离子较易相互结合成分子。

弱电解质溶于水后，在水分子作用下，弱电解质分子电离出离子，而离子可重新结合成分子，故弱电解质的电离过程是可逆的。

弱电解质的电离存在电离平衡，v(正)分子离解为离子和v（逆）离子重新结合成分子同时进行，最终达到速率相等，即达到平衡。

另外，弱电解质溶于水伴随着能量的变化，其电离过程是吸热的；而离子结合成弱电解质分子的过程是放热的。

2．电离平衡在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，叫做电离平衡，电离平衡的建立可用下图表示：3．电离平衡状态的特征①动。

v电离＝v结合≠0的动态平衡。

弱电解质分子电离成离子的过程和离子重新结合成弱电解质分子的过程仍在进行，没有停止。

②定。

在一定条件下建立平衡后，弱电解质分子及其电离出的离子的浓度都保持不变。

③变。

条件改变，电离平衡被破坏，平衡发生移动。

4．影响电离平衡的因素①浓度：减小溶液的浓度，电离程度加大；增大溶液的浓度，电离程度减小。

②温度：电离过程是一个吸热过程，故有：升高温度，电离程度加大；降低温度，电离程度减小。

③外加试剂：a．向弱酸或弱碱溶液中加入强酸或强碱，则抑制电离。

b．向弱酸或弱碱溶液中加入能够与电离产生的某种离子发生化学反应的物质时，可使电离平衡正向移动。

5．电离方程式的书写规则①强电解质的电离方程式用“═”表示，弱电解质的电离方程式用“”表示。

②多元弱酸的电离要分步书写，如；但多元弱碱的电离可一步写成，如Al(OH)3Al3++3OH－。

③化学平衡原理（勒夏特列原理），也适用于电离平衡。

例．以0.1mol/L的氨水为例，通过①升高温度、②加水稀释、③加入少量NaOH固体、④通入HCl 气体，⑤加入少量NH4Cl固体、⑥通入少量NH3(g)等外界条件的改变，说明对电离平衡有何影响？简述理由。

[解析]在氨水中存在下列平衡：NH3+H2O NH3•H2O +OH－①升高温度：弱电解质的电离过程是吸热过程，故升高温度，电离平衡向右移动。

若NH3不挥发，则c()和c(OH－)都增大。

②加水稀释：向氨水中加水稀释，单位体积内和OH－的数目减少，离子碰撞结合成分子的倾向减弱，电离平衡向右移动，故加水稀释有利于弱电解质的电离，稀释后，氨水中的和OH－的数量增多，但c( )和c(OH－)减小。

③加入少量NaOH固体；溶液中c(OH－)增大，使NH3·H2O的电离平衡向左移动，c( )减小。

④通入少量HCl气体：HCl溶于水电离出H+，H+与氨水中的OH－结合生成更难电离的水，使c(OH－)减小，NH3·H2O的电离平衡向右移动，c( )增大，c(OH－)减小。

⑤加入少量NH4Cl固体；溶液中c( )增大，进而使NH3·H2O的电离平衡向左移动，溶液中c(OH－)减小。

⑥通入少量的NH3(g)；氨水中存在化学平衡NH3+H2O NH3·H2O，通入NH3使平衡向右移动，c(NH3·H2O)增大，使NH3·H2O的电离平衡向右移动，溶液中c(OH－)和c()都增大。

总之，改变温度或改变电离平衡体系中分子或离子的浓度，都会使电离平衡发生移动。

[典型例题]例1、某的物质的水溶液能导电，且该物质属于非电解质，溶于水时化学键被破坏的是（）A、液溴B、干冰C、蔗糖D、硫酸钡解析：A、液溴（Br2）是单质，既不是电解质，也不是非电解质，不合题意。

B、干冰（CO2）溶于水与水反应生成H2CO3，H2CO3能电离产生自由移动的离子，所以CO2的水溶液能导电,但CO2是非电解质，溶于水时生成H2CO3化学键被破坏，故B符合题意。

C、蔗糖的水溶液不导电，不合题意。

D、硫酸钡难溶于水，但硫酸钡是电解质，不合题意。

答案:B例2、把0.05mol NaOH固体分别加入到下列100mL液体中，溶液的导电性基本不变，该液体是（）A、自来水B、0.5mol/L盐酸C、0.5mol/L醋酸D、0.05mol氨解析：溶液能否导电决定于溶液中有否离子存在；导电性强弱主要由离子浓度大小决定。

加入NaOH固体后，因NaOH是强电解质，溶于水全部电离，而水是极弱电解质，CH3COOH、都是弱电解质，所以A、C、D中离子浓度显著增大，导电性增强；对于B有NaOH+HCl=NaCl+H2O，正好反应后离子浓度不变。

答案：B例3、下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是（）A、熔化时不导电B、不是离子化合物，而是极性共价化合物C、水溶液的导电能力很差D、溶液中已电离的离子和未电离的分子共存。

思路分析：解答此题必须明确强弱电解质的有关概念。

弱电解质在水溶液中部分电离，因此在溶液中已电离出的离子和未电离的分子一定共存，选项D正确。

有些电解质（无论强弱）在熔化时不能电离，故不能导电，如极性共价化合物H2SO4、 HNO3（强电解质），可见选项A不是答案。

从结构上讲极性共价化合物可能为强电解质如强酸，可以是非电解质如NH3，也可以是弱电解质如HF、H2S等，因此选项B 也不是答案。

溶液的导电能力与溶液中离子的浓度有关，强电解质的稀溶液导电能力也很差，因此在没有浓度限制时不能用导电能力台弱来判断弱电解质。

C不正确。

答案：D第二阶段例1、在同一温度下，强电争质溶液A、弱电解溶液B、金属导体C的导电能力相同，则升高温度后它的导电能力（）A、A>B>CB、A=B=CC、C>A>BD、B>A>C解析：A、B、C、D的导电能力本来相同，升高温度时，促进弱电解质的电离，所以B的导电性增强，而金属的导电性随着温度的升高。

电阻增大，导电能力减弱。

答案：D例2、下列物质容易导电的是（）A、熔融的氯化钠B、硝酸钾溶液C、硫酸铜晶体D、无水乙醇解析：电解质在水溶液中或熔融状态下才能离解为自由移动的离子，在此状态下才能导电，而非电解质在上述两种条件下均不能导电。

导电微粒一种是自由电子，另一种是自由的阴、阳离子。

A、B具有自由的阴、阳离子，C中虽有阴、阳离子，但不能自由移动。

无水乙醇为非电解质。

答案：A、B例3、若用（NH4）2SO4溶液培养植物，溶液的pH会（）A、逐渐上升B、逐渐下降C、不变D、无规律解析：植物根细胞吸收矿物质元素的高子与根细胞呼吸作用产生的二氧化碳有关。

CO２溶于水，生成H２CO３，H２CO３分解成H＋和HC03－,吸附在根细胞的细胞膜表面。

吸附在细胞膜表面的H＋、HCO３－可分别与地壤溶液中的阳离子（如K＋、NH＋４）和阴离子（如NO３－）发生交换。

将植物培养在（NH４）２SO４溶液中，植物的根吸收的比SO４２－多，而植物的根在吸收NH４＋时就要用吸附在根细胞表面的Ｈ＋交换，于是Ｈ＋就会残留在土壤的溶液中，久而久之，溶液逐渐酸化，pH逐渐下降。

例4、从下列现象可以判断某酸是强酸的是( )A、加热该酸至沸腾也不分解。

B、该酸可以与石灰石反应放出CO2气体。

C、该酸可以把Al(OH)3沉淀溶解。

D、该酸浓度为0.1时的pH为1。

解析：不是强酸加热至沸腾也有可能分解，如H3PO4。

与石灰石反应产生CO2的酸以及可以把Al(OH)3沉淀溶解的酸不一定是强酸，如醋酸。

PH为1，说明c(H+)为0.1mol/L，则该酸一定是强酸，如是弱酸，不管是一元酸还是多元酸，0.1mol/L酸的c(H+)不可能为0.1mol/L。

第三阶段例1．甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（）A．1mol/L的甲酸溶液的c(H+)约为0.01mol/LB．甲酸能以任意比与水互溶C．10mL 1mol/L甲酸恰好与10mL 1mol/L NaOH溶液完全反应D．在相同条件下，甲酸溶液的导电性比强酸溶液的弱[分析]弱电解质在水溶液中只能部分电离，存在电离平衡，甲酸若是强酸，在1mol/L的溶液里c(H+)=1mol/L，而实际上c(H+)=0.01mol/L，远小于1mol/L，所以甲酸是部分电离的，是弱电解质，故A选项是正确的。

在1mol/L的盐酸里，c(H+)=1mol/L，大于同浓度甲酸溶液的c(H+)，所以甲酸溶液的导电性比同条件下的强酸要弱，故D选项正确，相同物质的量的甲酸和盐酸分别与NaOH溶液反应，所消耗NaOH的物质的量相同，它无法说明电解质的强弱，同样以其溶解性的大小来判断是否是弱电解质也是绝对错误的。