电解质溶液,电离平衡

电解质溶液和电离平衡主要考点（1）外界条件对电解质电离平衡的影响。

（2）强、弱电解质的比较及盐类水解规律的应用。

（3）离子浓度大小的比较、水的电离及溶液酸碱性的判断。

（4）将盐类水解与弱电解质到电离、酸碱中和滴定、pH等知识融合的综合考查。

1．电离平衡（1）电离平衡①定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。

②电离平衡的特点：与化学平衡相似，具有“逆、等、定、动、变”等特点。

③影响电离平衡的因素A．内因：在相同条件（如温度、浓度）下，对于不同的弱电解质，由于它们结构和性质的不同，弱电解质的电离程度不同。

B．外因：对于同种弱电解质，电离平衡移动的判断应运用勒沙特列原理。

a．温度：电离过程是化学键断裂过程，为吸热反应，所以升高温度，有利于电离。

b．浓度：溶液越稀，离子碰撞结合成分子的机会越少，有利于电离。

c．同离子效应：增加阴、阳离子的浓度，平衡向左移动。

（2）电离方程式的书写①强电解质：完全电离，用单箭头表示。

②弱电解质：部分电离，用可逆符号表示。

A．多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步电离为主，一级比一级难电离，电离方程式书写时，可以只写第一步，也可以按顺序每步都写，但一般不能合并。

B．多元弱碱的电离也是分步的，但在中学阶段认为一步完成。

C．酸式盐的电离：a．强酸的酸式盐电离：一步完全电离；b．弱酸的酸式盐电离：第一步全部电离，第二步酸式根部分电离。

D．两性氢氧化物的电离有两种形式（酸式电离或碱式电离）。

（3）弱电解质的稀释规律稀释时电离程度增大，产生离子的物质的量也增大，但离子的浓度和导电能力的变化要视溶液的浓度来决定。

（4）强弱电解质中的五个不一定①易溶于水的化合物不一定是强电解质。

②难溶于水的化合物不一定是弱电解质。

③强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液强。

④同浓度的多元弱酸溶液不一定比一元酸溶液的酸性强。

⑤电解质不一定导电，电解质导电与存在的状态有关。

稀释时电离程度增大，产生离子的物质的量也增大，但离子的浓度和导电能力的变化要视溶液的浓度来决定。

2．水的电离与pH的计算（1）水的电离：只要是水溶液体系，就必然存在水的电离平衡：H2O → H+＋OH-。

[H+][OH-]＝K w，K w是水的离子积常数（仅是温度的函数）。

①有关理解：A．只要温度确定，K w就是对应确定的常数，但只适用于稀溶液；B．稀溶液中[H+]和[OH-]均不等于0，温度升高，K w增大；C．由水电离出来的[H+]水＝[OH-]水；D．25℃（常温）时，K w＝1×10-14是特定条件下的特定值。

②影响水的电离平衡移动的因素A．无论是强还是碱都会抑制水的电离，使水电离产生的[H+]水和[OH-]水都小于10-7 mol/L。

在酸溶液中，[OH-]＝[OH-]水；在碱溶液中，[H+]＝[H+]水。

B．能水解的盐促进水的电离，使水电离产生的[H+]水和[OH-]水都大于10-7 mol/L。

在水解显酸性的溶液中，[H+]＝[H+]水；在水解呈碱性的溶液中，[OH-]＝[OH-]水。

活泼金属也能促进水的电离，反应产生的OH-就是来自于水的电离。

温度升高，促进水的电离。

C．酸性溶液稀释时，[H+]减小而[OH-]却增大；碱性溶液在稀释时，[OH-]碱性而[H+]却增大。

在稀释时溶液的酸碱性不断向中性靠近。

（2）溶液的酸碱性判断及溶液pH的计算①溶液的酸碱性的判断A．25℃时：[H+]＝[OH-]＝10-7mol/L，pH＝7，中性溶液；[H+] > [OH-]，[H+] > 10-7mol/L，pH < 7，酸性溶液；[H+] < [OH-]，[H+] < 10-7 mol/L，pH > 7，碱性溶液。

B．任何温度：[H+]＝[OH-]，中性；[H+] > [OH-]，酸性；[H+] < [OH-]，碱性。

②溶液pH的计算A．单一溶液pH的计算a．强酸（H n A）溶液（c mol/L），[H+]＝nc mol/L，pH＝-lg[H+]＝-lgnc。

b．强碱〔B(OH)n〕溶液（c mol/L），[OH-]＝nc，[H+]＝10－14/nc，pH＝14＋lgnc。

B．强酸（或碱）的稀释或强酸（或碱）与强酸（或碱）的混合（体积变化忽略不计）：一般按稀释（或混合）前后溶质的物质的量不变列等式求出[H+]（或[OH-]），再求pH。

稀释后，当[H+]（或[OH-]）> 10-5mol/L时不考虑水的电离。

对于弱酸（或碱）的稀释（或混合），在稀释（或混合）过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，中学阶段不要求计算具体数值，但能估算pH范围。

下面介绍几条经验规律：a．两强酸稀溶液等体积混合且pH相差2个单位以上，则混合后pH＝pH小＋0.3。

b．两强碱稀溶液等体积混合且pH相差2个单位以上，则混合后pH＝pH大－0.3。

c．对于强酸溶液（pH＝a），每稀释10n倍，pH增加n个单位，即pH＝a＋n < 7。

d．对于强碱溶液（pH＝b），每稀释10n倍，pH减小n个单位，即pH＝b－n < 7。

e．对于弱酸溶液（pH＝a），每稀释10n倍，pH的范围是：a < pH < a＋n。

f．对于弱碱溶液（pH＝b），每稀释10n倍，pH的范围是：b－n < pH < b。

g．对于物质的量浓度相同的强酸（或碱）和弱酸（或碱）稀释相同倍数，pH变化也不同，其结果是强酸（或碱）稀释后，pH增大（或减小）比弱酸（或碱）快。

注意：酸、碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，即无限稀释以7为界限。

C．强酸与强碱混合pH计算，其实质是先中和后稀释，计算时应先判断n(H+)与n(OH-)中和时谁过量，再根据中和后剩余的n(H+)（或n(OH-)）进行稀释计算；若n(H+)＝n(OH-)，则混合溶液呈中性。

【例1】有一学生在实验室测某溶液的pH。

实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。

（1）该学生的操作是_________（填“正确的”或“错误的”）其理由是_________________。

（2）如用此法分别测定c(H＋)相等的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是_____________，原因是___________________________。

练习1.达到电离平衡的0.1mol·L-1的醋酸溶液中，为提高醋酸电离程度，同时使溶液的pH 值降低，应采取的措施是：A、加一定量水B、加热C、加入盐酸D、加入纯醋酸2. 将pH=3的硫酸与pH=10的氢氧化钠溶液混合，若要使混合液的pH=7，则H2SO4和NaOH溶液的体积比是：A、1:10B、1:20C、10:1D、1:23.25℃时，pH=2的盐酸中由水电离出的确c(H+)为：A、1×10-7mol·L-1B、1×10-2mol·L-1C、1×10-12mol·L-1D、1×10-14mol·L-1 3．盐类的水解（1）盐类的水解①定义：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+（或OH-）生成弱电解质的反应。

②实质：盐电离出的离子（弱碱阳离子、弱酸阴离子）使水的电离平衡正向移动。

③特点：可逆、微弱、吸热，促进水的电离。

（2）各种盐水解的情况谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解。

强酸弱碱盐：水解，溶液呈酸性，pH < 7；强碱弱酸盐：水解，溶液呈碱性，pH > 7；强酸强碱盐：不水解，溶液呈中性，pH = 7。

弱酸弱碱盐：强烈水解，溶液酸碱性由组成盐的酸碱相对强度决定。

注意：多元强酸的酸式盐，完全电离产生H+而显酸性。

多元弱酸的酸式盐，第一步完全电离，第二步酸式根部分电离产生H+而显酸性的有：KHSO3，KH2PO4，KHC2O4；第二步酸式根部分水解（水解大于电离）而显碱性的有：KHCO3，K2HPO4，KHS等。

（3）影响盐类水解的因素内因：盐的本性决定，组成盐的酸越弱，其水解程度越大，溶液的酸性就越强。

外因：主要是“三度”。

①温度：盐类水解是吸热反应，升高温度有利于水解。

②浓度：溶液越稀，水解程度越大；③酸碱度：改变溶液的pH，可以抑制或促进水解。

（4）盐类水解方程式的书写和分析①盐的水解一般是微弱的，而且反应是可逆的，故书写盐类水解反应方程式时要用可逆号，且水解生成的难溶物及气体，一般不标沉淀箭头和气体箭头（双水解除外）。

②多元弱酸盐的水解是分步进行的，且以第一步为主，但不能将各步合并。

多元弱碱盐的水解认为是一步完成的。

③双水解反应：两种水解情况相反的盐溶液混合时，应考虑双水解。

如图所示连线间的反应，均应考虑双水解。

因水解情况相反的两种水解反应相互促进，从而使双方水解程度AlO进行的比较彻底。

在书写这类水解反应方程式时，要用单箭均增大，有的双水解反应-2头表示，生成的难溶物与气体也要用沉淀箭头和气体箭头表示。

（5）溶液中的几个守恒关系①电中性原则：在电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性的，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，即电解质溶液中电中性原则。

电解质溶液中电中性原则表达式的书写方法：首先要将溶液中所有的阴、阳离子全部列举出来（要综合考虑电离和水解，特别注意不要遗漏H +和OH -），并将阳离子和阴离子分别写在等号的两边；然后表示出每种离子的物质的量浓度，并在两种离子浓度之间加上“＋”；最后再在每种离子浓度的符号前乘上该离子所带电荷数（1可以省略）。

② 物料守恒规律：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但加入的电解质中的某些关键性的原子之间的关系始终是不变的，即原子个数是守恒的。

③ 质子守恒规律：在纯水中加入电解质，最后溶液由水电离出的[H +]与[OH -]必定相等的浓度关系式，即质子守恒规律。

也可从上述两个关系直接推出。

【例2】. 已知一种pH=3的酸溶液和一种pH=11的碱溶液等体积混合后溶液呈碱性，其原因可能是：A 、稀的强酸溶液和浓的强碱溶液反应B 、浓的弱碱溶液和稀的强酸溶液反应C 、等浓度的强碱和弱酸溶液反应D 、生成了一种强碱弱酸盐练习4. 25℃时，在浓度为1 mol·L -1的(NH 4)2SO 4、(NH 4)2CO 3、(NH 4)2Fe(SO 4)2溶液中，测得其[NH 4+]分别为a 、b 、c （单位mol·L -1）。

下列判断正确的是：A 、a=b=cB 、a>b>cC 、a>c>bD 、c>a>b5.下列方程式中，属于正确的盐类水解的离子方程式有：A 、PO 43-+3H 2O 3OH -+H 3PO 4B 、HS -+H 2O H 3O ++S 2-C 、HCO 3-+H 2O H 2CO 3+OH -D 、Fe 3++3H 2O Fe(OH)3↓+3H +6.在硫化钠的溶液中存在多种离子和分子，下列关系正确的是：A 、[OH -]=[HS -]+[H +]+[H 2S]B 、[OH -]=[HS -]+[H +]+2[H 2S]C 、[OH -]=[HS -]+2[H +]+[H 2S]D 、[Na +]>[S 2-]>[OH -]>[HS -]7.在10mL 0.1 mol·L -1氨水中逐滴加入0.1 mol·L -1盐酸，当滴至混合液恰好呈中性时，消耗盐酸的体积：A 、等于10mLB 、小于10mLC 、大于10mLD 、等于5mL【练习题】1．硫化氢溶于水形成如下电离平衡：H 2S H +＋HS -，HS - H +＋S 2-。