电离平衡.docx
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电离平衡
一、电解质和非电解质
1、电解质：
在水溶液或熔融状态下能导电的化合物。
如大多数酸、碱、盐。
2、非电解质：
在水溶液或熔融状态下都不能导电的化合物。
如酒精、蔗糖、大部分有机物等。
（过渡）不同的电解质电离程度并不一样。
实验：
分别试验等体积、等浓度的盐酸、醋酸溶液与等量镁条的反应；并测这两种酸的pH。
1mol/LHCl
1mol/LCH3COOH
与镁条反应的现象
溶液的pH
二、强电解质和弱电解质
1、强电解质：
在水溶液或熔融状态下完全电离的电解质。
如强酸、强碱、大多数盐。
2、弱电解质：
在水溶液或熔融状态下部分电离的电解质。
如弱酸、弱碱、水。
（讲）强弱电解质是根据电离程度来区分的，而不是溶液的导电能力，有些难溶性的强电解质溶液，如BaSO4、AgCl、CaCO3等，导电能力可能比CH3COOH、NH3·H2O（aq）这些弱电解质溶液弱。
电解质溶液的导电能力取决于自由自动离子的浓度与离子所带的电荷数。
（过渡）我们重点学习弱电解质的电离，比如醋酸的电离：
（副版）CH3COOH→H＋＋CH3COO－，电离出来的H＋与CH3COO－又会相互碰撞形成CH3COOH。
因此弱电解质的电离过程是可逆的，电离方程式可写为CH3COOH
H＋＋CH3COO－。
可逆的电离过程中相反的两种趋势，最终将达到平衡状态，用v－t图可表示为：
（板书）
三、弱电解质的电离
（讲）电离平衡是一种化学平衡，也满足化学平衡的特征，同样化学平衡移动原理也适用于电离平衡。
1、弱电解质在溶液中存在电离平衡
（1）电离平衡是动态平衡：
V离子化=V分子化≠0。
（2）一定条件下达平衡时，溶液中弱电解质的分子浓度与离子浓度保持一定。
（3）条件改变，平衡会移动。
练习：
已知弱电解质的电离是吸热过程，对0.1mol·L－1CH3COOH溶液进行下列操作，完成表格。
加水
升温
加NaOH
加CH3COOH（s）
加CH3COONa
电离程度
↑
↑
↑
↓
↓
N（H＋）
↑
↑
↓
↑
↓
C（H＋）
↓
↑
↓
↑
↓
导电能力
减弱
增强
增强
增强
增强
（4）同一弱电解质，浓度越小，电离程度越大，但导电能力不是越强。
（稀释有利于弱电解质的电离）。
可以用公式推导出来这个结论。
这里不讲推导过程。
（副版）CH3COOH
CH3COO－＋H＋加入CH3COOH（s），CH3COOH浓度增大了，电离程度减小了，但n（H＋）增大。
（5）同离子效应：
在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的另一强电解质，对弱电解质的电离有抑制作用。
同离子效应体现了浓度对电离平衡的影响。
2、电离平衡常数K
（1）对象：
弱电解质
（2）K越大，弱电解质的电离程度越大，越易电离。
（3）K仅与温度有关，升高温度，K增大。
（因为弱电解质的电离为吸热过程。
）
但在室温范围内，可不考虑温度对电离常数的影响。
举例：
CH3COOH
CH3COO－＋H＋ K=1.76×10－5
NH3·H2O
NH4＋＋OH－ K=1.76×10－5
同浓度的CH3COOH与NH3·H2O酸碱度相当。
（讲）多元弱酸分离电离，每一步电离都有相应的电离常数
H2CO3
H＋＋HCO3－ K1=4.3×10－7
HCO3－
H＋＋CO32－ K2=5.01×10－13
K1>K2，多元弱酸分步电离，第二步更比第一步难（前面电离出来的H＋对后面的电离有抑制作用），因此多元弱酸的酸性以第一步电离出来的H＋为主。
（提问）比较H2CO3、H3BO3、CH3COOH的酸性强弱。
实验：
向两支分别盛有0.1mol/L醋酸和饱和硼酸溶液的试管中滴加等浓度Na2CO3溶液，观察现象。
酸性：
CH3COOH>H2CO3>H3BO3
醋酸、碳和硼酸的电离常数分别是1.75×10－5、4.4×10－7（第一步电离）和5.8×10－10。
通过三种酸的K值大小，也可以得出相同的结论，K值大小可以用来比较酸性强弱。
练习：
H2SO3
H＋＋HSO3 K1=1.54×10－2
H2S
H＋＋HS－ K1=5.7×10－8
HF
H＋＋F－ K=3.53×10－4
试比较H2SO3、H2S、HF、CH3COOH、H2CO3酸性
酸性：
H2S一、水的电离
H2O＋H2O
H3O＋＋OH－
简写为H2O
H＋＋OH－
例1、在25℃时，纯水中c（H＋）=c（OH－）=10－7mol·L－1，求此时水的电离常数K电离=________。
解：
取1L水，其中
，c（H2O）=55.5mol·L－1
H2O
H＋ ＋ OH－
始（mol·L－1） 55.5 0 0
转（mol·L－1） 10－7 10－7 10－7
平（mol·L－1） 55.5－10－7 10－7 10－7
板书：
c（H＋）·c（OH－）=K电离·c（H2O）=KW（水的离子积常数）
温度升高，水的离子积增大。
一般在室温下，可忽略温度的影响，KW值为1.0×10－14。
（讲）水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。
在稀溶液中水为主体，溶质很少，可近似为纯水处理。
以后题目中未特殊强调说明，一般指稀溶液。
常温下，纯水中c（H＋）=c（OH－）=10－7mol·L－1，显中性。
（思考与交流）:
根据室温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析下列问题。
1、酸或碱的稀溶液的密度与纯水相近，1L酸或碱的稀溶液约为1000g，其中H2O的物质的量近似为1000g÷18.0g/mol=55.6mol。
此时，发生电离的水是否仍为纯水状态时的1.0×10－7mol?
2、比较下列情况下，c（H＋）和c（OH－）的值或变化趋势（增加或减少）：
纯水
加少量盐酸
加少量氢氧化钠
c（H＋）
c（OH－）
c（H＋）和c（OH－）
大小比较
c（H＋）=c（OH－）
3、酸性溶液中是否有OH－存在?
碱性溶液中是否有H＋存在?
试解释原因。
二、溶液的酸碱性
溶液酸碱性的实质：
中性：
c（H＋）=c（OH－），c（H＋）=10－7mol·L－1，pH=7
酸性：
c（H＋）＞c（OH－），c（H＋）＞10－7mol·L－1，pH＞7
碱性：
c（H＋）＜c（OH－），c（H＋）＜10－7mol·L－1，pH＜7
例2、0.05mol·L－1H2SO4溶液中，由水电离出来的c（H＋）=__________。
（未特殊说明即为25℃）
解析：
H2SO4 = 2H＋ ＋ SO42－
0.05 0.1
H2O
H＋ ＋ OH－
x x
∵c（H＋）·c（OH－）=10－14
∴（0.1＋x）·x=10－14
x=10－13mol·L－1
例3、0.01mol·L－1NaOH溶液中，由水电离出来的c（OH－）=__________。
解析：
c（H＋）·c（OH－）=10－14
c（H＋）·0.01=10－14
c（H＋）=10－12mol·L－1
所以由水电离出来的c（OH－）=10－12mol·L－1。
（讲）通过计算可知，加入了酸式碱以后，c（H＋）都小于10－7mol·L－1，说明酸、碱的存在都抑制了水的电离。
练习：
1、在由水电离出的c（H＋）=1×10－12mol·L－1的溶液中，一定能大量共存的离子是（ ）
A．K＋、Fe2＋、SO32－、MnO4－、H＋
B．Na＋、Cl－、NO3－、SO42－
C．Al3＋、NH4＋、Cl－、SO42－
D．Na＋、AlO2－、Br－、Cl－
答案：
B。
2、100℃时，水的离子积为1×10－12，若该温度下某溶液中H＋浓度为1×10－7mol·L－1，则该溶液（ ）
A．显酸性 B．呈碱性
C．呈中性 D．c（OH－）=100c（H＋）
解析：
c（H＋）·c（OH－）=10－12，∴c（OH－）=10－5mol·L－1＞c（H＋）=1×10－7mol·L－1，显碱性。
100℃，c（H＋）=10－6mol·L－1时，溶液呈中性。
答案：
BD。
O3>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S。
、溶液的pH
1、pH=－lgc（H＋），（pOH=－lgc（OH－））
2、
3、常用公式：
c（H＋）·c（OH－）=1×10－14
pH＋pOH=14
4、pH：
0←7→14
5、pH相差一个单位，c（H＋）相差10倍。
练习：
pH=0 c（H＋）=1mol·L－1 c（OH－）=1.0×10－14mol·L－1
pH=1 c（H＋）=0.1mol·L－1 c（OH－）=10－13mol·L－1
pH=7 c（H＋）=10－7mol·L－1 c（OH－）=10－7mol·L－1
pH=14 c（H＋）=10－14mol·L－1 c（OH－）=1mol·L－1
练习：
c（H＋）=10mol·L－1 pH=－lg10=－1
c（OH－）=10mol·L－1 pOH=－lg10=－1 pH=14－（－1）=15
讲解：
当c（H＋）＞1mol·L－1，pH＜0；c（OH－）＞1mol·L－1，pH＞14
∴其酸碱性直接用物质的量浓度表示。
（更方便些）
（讲）溶液的pH可以用pH试纸测量，也可以用pH计（酸度计）测量。
（提问）pH试纸测量溶液的pH值：
取一张试纸放在表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取溶液点在试纸中部，然后与标准比色卡对比，读出pH值。
（注意：
玻璃棒应洁净，pH试纸不能润湿）
（提问）pH试纸湿润后，溶液的pH测定有何影响？
（相当于对待测溶液进行的稀释）
（提问）所测pH如何变化呢？
二、有关pH的计算
例1、等体积混合pH=2和pH=4的两种稀盐酸溶液，求混合溶液的pH=__________。
（板书有误：
此处视频中c（H＋）板书有误。
）
例2、等体积混合pH=9和pH=11的两种NaOH溶液，求混合溶液的pH=________。
错因：
碱溶液中，不能忽略H2O电离出来的c（H＋）。
对于碱溶液，碱电离出来的c（OH－）占多数，可以忽略H2O电离出来的c（OH－），因此先求c（OH－）混，再求c（H＋）混。
正解：
pOH=－lgc（OH－）混=3.3
∴pH=14－pOH=10.7
例3、等体积混合0.1mol·L－1HCl溶液与0.06mol·L－1Ba（OH）2溶液，求混合溶液的pH=__________。
2HCl ＋ Ba（OH）2 = BaCl2＋2H2O
0.10 0.05<0.06
∴Ba（OH）2过量
pOH=2
∴PH=14－pOH=12
归纳：
强酸与强酸混合，直接求c（H＋）；强碱与强碱混合，先求c（OH－）混，再求c（H＋）混，强酸与强碱混合，先判断谁过量。
酸过量，直接求c（H＋）混，碱过量，先求c（OH－）混，再求c（H＋）混。
例4、pH=4的H2SO4溶液，加水稀释10倍，pH为__________；加水稀释10000倍，pH为__________。
解：
加水稀释10倍，pH为5。
加水稀释10000倍时，酸不可能变成碱，应考虑水的电离。
H2O
H＋ ＋ OH－
10－8＋x x
x（x＋10－8）=10－14
x2＋10－8x－10－14=0
x≈9.5×10－8
pOH=－lgc（OH－）=7.02
pH=14－pOH=6.98
总结：
强酸溶液，c（H＋）每稀释10n倍，pH增加n个单位，但pH＜7。
强碱溶液，c（OH－）每稀释10n倍，pH减小n个单位，但pH＞7。
例5、pH=4的HAc溶液稀释10倍，其pH＜5。
pH=10的氨水稀释10倍，其pH＞9。
（讲）弱酸、弱碱的稀释中，由于稀释过程中，电离程度增大，只能求出pH范围。
思考：
一瓶盐酸，一瓶醋酸，pH相等，现有pH试纸、蒸馏水、石蕊试液、酚酞试液而没有其它试剂，简述如何用最简便的方法来判别哪瓶是强酸？
解答：
取相同体积酸溶液，分别稀释100倍，用pH试纸检验，pH值改变大的是强酸，pH值改变小的是弱酸。
（因为弱酸存在电离平衡，而强酸完全电离。
）
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