高中知识点规律大全《电离平衡》Word文件下载.docx

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a．NH4Cl固体．由于增大了c（NH4＋），使NH3·

H2O的电离平衡逆向移动，c（OH－）减小，溶液红色变浅．

b．NaOH固体．NaOH溶于水时电离产生的OH－抑制了NH3·

H2O的电离，从而使平衡逆向移动．

[电离平衡常数]在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡状态时，溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数．弱酸的电离常数用Ka表示，弱碱的电离常数用Kb表示．

（1）电离平衡常数的表达式．

①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式：

例如，一定温度下CH3COOH的电离常数为：

一定温度下NH3·

H2O的电离常数为：

②多元弱酸的电离特点及电离常数表达式：

a．分步电离．是几元酸就分几步电离．每步电离只能产生一个H＋，每一步电离都有其相应的电离常数．

b．电离程度逐渐减小，且K1》K2》K3，故多元弱酸溶液中平衡时的H＋主要来源于第一步．所以，在比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较其K1即可．例如25℃时，H3PO4的电离；

H3PO4

H2PO4－+H＋

H2PO4－

HPO42－+H＋

HPO42－

PO43－+H＋

注意a．电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度．

b．多元弱酸溶液中的c（H＋）是各步电离产生的c（H＋）的总和，在每步的电离常数表达式中的c（H＋）是指溶液中H＋的总浓度而不是该步电离产生的c（H＋）．

（2）电离常数的特征．同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化．温度不变，K值不变；

温度不同，K值也不同．但由于电离常数随温度的变化不大，在室温时，可不考虑温度对电离常数的影响．

（3）电离常数的意义：

①表明弱电解质电离的难易程度．K值越大，离子浓度越大，该电解质越易电离；

反之，电解质越难电离．

②比较弱酸或弱碱相对强弱．例如在25℃时，HNO2的K＝4.6×

10－4，CH3COOH的K＝1.8×

10－5，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性强．

6．水的电离和溶液的pH

[水的电离]

（1）水的电离方程式．

水是一种极弱的电解质，它能像酸一样电离出极少量的H＋，又能像碱一样电离出少量的OH－（这叫做水的自偶电离）．水的电离方程式可表示为：

H2O+H2O

H3O＋+OH－

简写为：

H2O

H＋+OH－

（2）水的离子积KW．

一定温度下，水的电离常数为：

即c（H＋）·

c（OH－）＝K·

c（H2O）

设水的密度为1g·

cm3，则1LH2O＝1000mLH2O＝1000gH20＝55.6mol，即H2O的起始浓度为55.6mol·

L－1．由于水是极弱的电解质，它电离时消耗的水与电离前相比，可忽略不计．例如，25℃时，1LH2O中已电离的H2O为10－7mol，所以c（H2O）≈55.6mol·

L－1，即K·

c（H2O）为一常数，这个新的常数叫做水的离子积常数，简称水的离子积，表示为：

c（H＋）·

c（OH－）＝KW

说明①一定温度下，由于KW为一常数，故通常不写单位，如25℃时KW＝1×

10－14．

②KW只与温度有关，与溶液的酸碱性无关．温度不变，KW不变；

温度变化，KW也发生变化．

③由于水的电离过程是吸热过程，因此温度升高时，纯水中的c（H＋）、c（OH－）同时增大，KW也随着增大．例如：

25℃时，c（H’）＝（OH－）＝1×

10－7mol·

L－1，KW＝1×

10－14

100℃时，c（H’）＝（OH－）＝1×

10－6mol·

10－12

但由于c（H＋）与c（OH－）始终保持相等，故仍显中性．

④在任何以水为溶剂的溶液中都存在H＋和OH－，它们既相互依存，又相互制约．当溶液中的c（H＋）增大时，c（OH－）将减小；

反之，当溶液中的c（OH－）增大时，c（H＋）则必然减小．但无论在中性、酸性还是碱性溶液中，在一定温度下，c（H＋）与c（OH－）的乘积（即KW）仍是不变的，也就是说，KW不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐的稀溶液．只要温度相同，不论是在纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液中，KW都是相同的．

⑤一定温度下，不论是纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液中，由H2O电离产生的c（H＋）与c（OH－）总是相等的．如25℃时，0.1mol·

L－1的盐酸中，c水（H＋）＝c（OH－）＝

＝1×

10－13mol·

L－1．

⑥水的电离平衡遵循勒夏特列原理．例如，向纯水中加入酸或碱，均使水的电离平衡逆向移动（即酸或碱抑制水的电离）；

向水中投入活泼金属如钠等，由于金属与水电离产生的H＋直接作用而促进水的电离．

[溶液的酸碱性的实质]任何水溶液中都存在水的电离，因此都含有H＋和OH－．一种溶液是显酸性、中性还是碱性，是由该溶液中的c（H＋）与c（OH－）的相对大小来决定的．

酸性溶液：

c（H＋）＞c（OH－）

中性溶液：

c（H＋）＝c（OH－）

碱性溶液：

c（H＋）＜c（OH－）

例如：

25℃时，因为KW＝1×

10－14，所以：

c（H＋）＝c（OH－）＝1×

L－1

c（H＋）＞1×

L－1，c（OH－）＜1×

L－1

c（H＋）＜1×

L－1，c（OH－）＞1×

100℃时，因为KW＝1×

10－12，所以：

[溶液的pH]

（1）溶液的pH的概念：

在c（H＋）≤1mol·

L－1的水溶液中，采用c（H＋）的负对数来表示溶液酸碱性的强弱．

（2）数学表达式：

pH＝－1g[c（H＋）]

若c（H＋）＝10－nmol·

L－1，则pH＝n．

若c（H＋）＝m×

10－nmol·

L－1，则pH＝n－lgm．

（3）溶液酸碱性的强弱与pH的关系．

①常温（25℃）时：

pH＝7，溶液呈中性，c（H＋）＝c（OH－）＝1×

Ph＜7，溶液呈酸性，pH小（大）

c（H＋）大（小）

溶液的酸性强（弱）．

PH＞7，溶液呈碱性，pH大（小）

c（OH－）大（小）

溶液的碱性强（弱）．

②pH范围为0～14之间．pH＝0的溶液中并非无H＋，而是c（H＋）＝1mol·

L－1；

pH＝14的溶液中并非没有OH－，而是c（OH－）＝1mol·

L－1．pH减小（增大）n倍，则c（H＋）增大为原来的10n倍（减小为原来的1／10n倍），相应的c（OH－）减小为原来1／10n倍（增大为原来的10n倍）．

③当溶液中的c（H＋）＞1mol·

L－1时，pH＜0；

c（OH－）＞1mol·

L－1时，pH＞14．因此，当溶液中的c（H＋）或c（OH－）大于mol·

L－1时，一般不用pH来表示溶液的酸碱性，而是直接用c（H＋）或c（OH－）来表示．所以，pH只适用于c（H＋）或c（OH－）≤1mol·

L－1的稀溶液．

④也可以用pOH来表示溶液的酸碱性．pOH是OH－离子浓度的负对数，即pOH＝一lg[c（OH－）]．因为25℃时，c（H＋）·

c（OH－）＝1×

pH+pOH＝14．

[溶液中pH的计算]

（1）基本关系式：

①pH＝－1g[c（H＋）]

②c（H＋）＝10－pHmol·

③任何水溶液中，由水电离产生

的c（H＋）与c（OH－）总是相等的，即：

c水（H＋）＝c水（OH－）．

④常温（25℃）时，c（H＋）·

⑤n元强酸溶液中c（H＋）＝n·

c酸；

n元强碱溶液中c（OH－）＝n·

c碱·

（2）强酸与弱酸、强碱与弱碱溶液加水稀释后pH的计算．

①强酸与弱酸分别加水稀释相同倍数时，由于弱酸中原来未电离的弱酸分子进一步电离出离子，故弱酸的pH变化小．设稀释10n倍，则：

强酸：

pH稀＝pH原+n

弱酸：

pH稀＜pH原+n

当加水稀释至由溶质酸电离产生的c酸（H＋）＜10－6mol·

L－1时，则必须考虑水的电离．如pH＝5的盐酸稀释1000倍时，pH稀＝6.98，而不是等于8．因此，酸溶液无论如何稀释，溶液的pH都不会大于7．

②强碱与弱碱分别加水稀释相同倍数时，弱碱的pH变化小．设均稀释10n倍，则：

强碱：

pH稀＝pH原—n

弱碱：

pH稀＞pH原—n

当加水稀释至由溶质碱电离产生的c（OH－）＜10－6mol·

L－1时，则必须考虑水的电离．如pH＝9的NaOH溶液稀释1000倍时，pH稀≈7，而不是等于6．因此，碱溶液无论如何稀释，溶液的pH都不会小于7．

（3）两强酸或两强碱溶液混合后pH的计算．

①两强酸溶液混合．先求出：

再求；

pH混＝－1g[c混（H＋）]

注：

V1、V2的单位可为L或mL，但必须一致．

②两强碱溶液混合．求算两强碱溶液混合后溶液的pH时，不能直接根据题中给出的碱的pH求算混合液的pH，而必须先分别求出两强碱溶液中的c（OH－），再依下式求算c混（OH－）：

然后求出c混（H＋）、pH混．

将pH＝8的Ba（OH）2溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中的c（H＋）应为2×

10－10mol·

L－1，而不是（10－10+10－8）／2mol·

（4）强酸与强碱溶液混合后pH的计算．

解题步骤：

分别求出酸中的n（H＋）、碱中的n（OH－）→依H＋+OH－＝H2O比较出n（H＋）与n（OH－）的大小．

①n（H＋）＝n（OH－）时，恰好中和，混合液显中性；

pH＝7．[反之，若混合液的pH＝7，则必有n（H＋）＝n（OH－）]

②n（H＋）＞n（OH－）时，酸过量，则：

再求出pH混（求得的pH混必小于7）．

若已知pH混＜7，则必须利用上式进行相关计算．

⑧n（H＋）＜n（OH－）时，碱过量．则：

若已知pH混＞7，则必须利用上式进行相关计算．

（5）强酸与强碱混合反应后溶液呈中性时，强酸的pH酸、强碱的pH碱与强酸溶液体积V酸、强碱溶液体积V碱之间的关系：

当溶液呈中性时：

n（H＋）＝n（OH－）

即：

c（H＋）·

V酸＝c（OH－）·

V碱

25℃时，有c酸（H＋）·

V酸＝1×

10－14／c碱（H＋）·

V碱，整理得：

c酸（H＋）·

c碱（H＋）＝1×

10－14V碱／V酸，两边取负对数得：

{－1g[c酸（H＋）]}+{－lg[c碱（OH－）]}＝{－lg（1×

10－14）}+{－lg（V碱／V酸）}

故pH酸+pH碱＝14+lg（V酸／V碱）

①若pH酸+pH碱＝14，则V酸∶V碱＝1∶1，即强酸与强碱等体积混合．

②若pH酸+pH碱＞14，则：

V酸∶V碱＝

∶1

③若pH酸+pH碱＜14，则：

V酸∶V碱＝1∶

7．盐类的水解

[盐类的水解]

（1）盐类水解的概念：

在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解．

说明盐类的水解反应与中和反应互为可逆过程：

盐+水

酸+碱－热量

（2）盐类水解的实质：

盐溶于水时电离产生的弱碱阳离子（如NH4＋、A13＋、Fe3＋等）或者弱酸阴离子（如CH3COO－、CO32－、S2－等）与水电离产生的OH－或H＋结合生成了难电离的弱碱、弱酸（弱电解质），使水的电离平衡发生移动，从而引起水电离产生的c（H＋）与c（OH－）的大小发生变化．

（3）各种类型的盐的水解情况比较：

盐的类型

强酸强碱盐

强酸弱碱盐

弱酸强碱盐

弱酸弱碱盐

水解情况

不水解

水解

参与水解的离子

弱碱阳离子

弱酸阴离子

弱酸阴离子和弱碱阳离子

溶液的酸碱性

正盐显中性；

酸式盐因电离产生H’而显酸性

酸性

[弱碱阳离子与H2O电离产生的OH-结合而使得c（H＋）＞c（OH－）]

碱性

[弱酸阴离子与H2O电离产生的OH-结合而使得c（H＋）＜c（OH－）]

依组成盐对应的酸、碱的电离常数尺的相对大小而定K酸＞K碱：

溶液呈酸性K酸＜K碱：

溶液呈碱性

实例

正盐：

KCl、Na2SO4、NaNO3、KNO3等

酸式盐：

NaHSO4等

CuCl2、NH4C1、FeCl3、A12（SO4）3

CH3COONa、NaClO、NaF、K2S、K2CO3

CH3COONH4、NH4F、（NH4）2CO3

说明

①盐类的水解程度很小，水解后生成的难溶物的微粒数、易挥发性物质的微粒数都很少，没有沉淀、气体产生，因此不能用“↑”、“↓”符号表示②发生水解的盐都是使水的电离平衡正向移动而促进水的电离（而酸或碱则总是抑制水的电离）

①判断某盐是否水解的简易口诀：

不溶不水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱都水解．

②判断盐溶液酸碱性的简易口诀：

谁强显谁性，都强显中性，都弱具体定（比较等温时K酸与K碱的大小）．

（4）盐类水解离子方程式的书写方法

书写原则：

方程式左边的水写化学式“H2O”，中间符号用“

”，右边不写“↓”、“↑”符号．整个方程式中电荷、质量要守恒．

①强酸弱碱盐：

弱碱阳离子：

Mn＋+nH2O

M（OH）n+nH＋

如CuSO4水解的离子方程式为：

Cu2＋+2H2O

Cu（OH）2+2H＋

说明溶液中离子浓度大小的顺序为：

c（SO42－）＞c（Cu2＋）＞c（H＋）＞c（OH－）

②弱酸强碱盐：

a．一元弱酸对应的盐．如

CH3COONa水解的离子方程式为：

CH3COO－+H2O

CH3COOH+OH－

c（Na＋）＞c（CH3COO－）＞c（OH－）＞c（H＋）

根据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知：

c（Na＋）+c（H＋）＝c（CH3COO－）+c（OH－）

b．多元弱酸对应的盐．多元弱酸对应的盐发生水解时，是几元酸就分几步水解，且每步水解只与1个H2O分子结合，生成1个OH－离子．多元弱酸盐的水解程度是逐渐减弱的，因此，多元弱酸盐溶液的酸碱性主要由第一步水解决定．

例如K2CO3的水解是分两步进行的：

第一步：

CO32－+H2O

HCO3－+OH－

第二步：

HCO3－+H2O

H2CO3+OH－

水解程度：

第一步＞第二步．所以K2CO3溶液中各微粒浓度大小的顺序为：

c（K＋）＞c（CO32－）＞c（OH－）＞c（HCO3－）＞c（H2CO3）＞c（H＋）

根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知：

c（K＋）+c（H＋）＝2×

c（CO32－）+c（OH－）+c（HCO3－）

⑧弱酸弱碱盐：

如CH3COONH4水解的离子方程式为：

CH3COO－+NH4＋+H2O

CH3COOH+NH3·

因为K（CH3COOH）＝K（NH3·

H2O）＝1.8×

10－5，所以CH3COONH4溶液呈中性．

[影响盐类水解程度的因素]

（1）盐本身的组成决定盐是否水解及水解程度的大小．

对于强碱弱酸盐来说，组成盐的阴离子对应的酸越弱（强），则盐的水解程度越大（小），溶液中的c（OH－）越大（小），pH也越大（小）．例如：

相同温度下，等物质的量浓度的CH3COONa溶液与NaClO溶液相比，由于酸性CH3COOH＞HClO，故pH较大＜碱性较强）的是NaClO溶液．又如：

相同温度下，等物质的量浓度的NaA、NaB、NaC三种溶液的pH的大小顺序为：

NaA＞NaB＞NaC，则三种酸HA、HB、HC的酸性强弱顺序为：

HA＜HB＜HC．

（2）盐类的水解平衡遵循勒夏特列原理．

①温度．因为盐水解时吸热，所以升温，盐的水解程度增大，盐溶液的酸性或碱性增强．

②浓度．盐溶液越稀，水解程度越大，故加水稀释能促进盐的水解．但因为溶液体积增大得更多，所以盐溶液中的c（H＋）或c（OH－）反而减小（即酸性或碱性减弱）．

③向能水解的盐溶液中加入与水解产物相同的离子，水解被抑制；

若将水解产物反应掉，则促进盐的水解．例如，在FeCl3溶液中存在水解平衡：

Fe3＋+3H2O

Fe（OH）3+3H＋．若加入少量的NaOH溶液，则水解平衡向右移动，促进了Fe3＋的水解；

若加入少量盐酸，则水解平衡向左移动，Fe3＋的水解受到抑制．

[盐类水解的应用]

（1）判断盐溶液的酸碱性（或pH范围）．如A12（SO4）3。

溶液的pH＜7，显酸性．

（2）判断酸碱完全中和（恰好反应）时溶液的酸碱性．例如，等体积、等物质的量浓度的氨水跟盐酸混合后，因为完全反应生成了强酸弱碱盐NH4C1，故pH＜7，溶液显酸性．

（3）比较盐溶液中离子浓度的大小或离子数目的多少．例如：

在碳酸钠晶体中，n（Na＋）＝2n（CO32－），但在Na2CO3溶液中，由于CO32－的水解而有c（Na＋）＞2c（CO32－）．

（4）配制盐溶液．配制强酸弱碱盐（如含Fe3＋、A13＋、Cu2＋、、Sn2＋、Fe2＋盐等）的溶液时，加入少量对应的酸以防止水解．如配制FeCl3溶液的步骤是；

先将FeCl3固体溶于较浓的盐酸中，再用蒸馏水稀释到所需的浓度．

配制弱酸强碱盐时，加入少量对应的碱以防止水解．如配制Na2S溶液时，需加入少量的NaOH固体，以抑制S2－的水解．

（5）利用升温促进盐水解的原理，使某些弱碱阳离子水解生成氢氧化物沉淀而将其除去．例如，KNO3中含有Fe（NO3）3时，先将其溶于蒸馏水中，再加热，使Fe3＋水解生成Fe（OH）3沉淀后过滤除去．

（6）Mg、Zn等较活泼金属溶于某些强酸弱碱盐（如NH4C1、A1C13、FeCl3等）的溶液中，产生H2．例如，将Mg条投入浓NH4Cl溶液中，有H2、NH3两种气体产生．有关离子方程式为：

NH4＋+H2O

H2O+H＋

Mg+2H＋＝Mg2＋+H2↑

H2O＝NH3↑+H2O

（7）用铁盐、铝盐等作净水剂．

（8）挥发性酸对应的盐（如AlCl3、FeCl3等）加热蒸干、灼烧．例如，将FeCl3溶液加热蒸干、灼烧，最后的固体残留物为Fe2O3，原因是：

FeCl3+3H2O

Fe（OH）3+3HCl，升温促进了FeCl3的水解，同时加热使生成的HCl从溶液中逸出而产生大量的Fe（OH）3，蒸干后灼烧，则：

2Fe（OH）3

Fe2O3+3H2O

（9）水解显酸性的溶液与水解显碱性的溶液混合——双水解反应．例如，将A12（SO4）3溶液与NaHCO3溶液混合，发生反应：

A13＋+3HCO3－＝Al（OH）3↓+3CO2↑（泡沫灭火器的灭火原理）．·

此外，还有盐溶液的鉴别、化肥的混施等也需要考虑盐类的水解．

[电解质溶液中的电荷守恒和物料守恒]

（1）电荷守恒：

在任何一种电解质溶液中，所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数．即溶液呈电中性．

例如，在A12（SO4）3溶液中存在的电荷守恒关系为：

2×

c（A13＋）+c（H＋）＝3×

c（SO42－）+c（OH－）．

（2）物料守恒：

电解质溶液中，某一组分的原始浓度等于该组分在溶液中以各种形式存在的浓度之和．例如，在Na2CO3溶液中，由于CO32－离子的水解，碳元素以CO32－、HCO3－、H2CO3三种形式存在．

因为c（Na＋）＝2×

c原始（CO32－），而c原始（CO32－）＝c（CO32－）+c（HCO3－）+c（H2CO3）．

又因为c（Na＋）+c（H＋）＝2×

c（CO32－）+c（HCO3－）+c（OH－），所以，在Na2CO3溶液中存在下列关系：

c（HCO3－）+2×

c（H2CO3）+c（H＋）＝c（OH－）

8．酸碱中和滴定

[酸碱中和滴定]

（1）酸碱中和的实质：

H＋+OH－＝H2O，即1molH＋恰好与1molOH－中和生成水．

说明：

酸与碱在发生中和反应时，是按有关化学方程式中酸与碱的化学计量数之比进行的．

（2）酸碱中和滴定的概念：

用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法，叫做酸碱中和滴定．

（3）酸碱中和滴定原理：

酸碱发生中和反应时的物质的量之比等于它们的化学计量数之比．即：

当参与中和滴定的酸碱为一元酸和一元碱时，由于

，则：

c（A）·

V（A）＝c（B）·

V（B）

上式中的c（A）、V（A）、

（A）分别表示酸的物质的量浓度、酸溶液的体积和发生中和反应时酸的化学计量数；

c（B）、V（B）、

（B）分别表示碱的物质的量浓度、碱溶液的体积和发生中和反应时碱的化学计量数．

（4）所需主要仪器：

①滴定管（精确到0.1mL）．滴定管有酸式滴定管和碱式滴定管两种，其中，酸式滴定管带有玻璃活塞，碱式滴定管是橡皮管连接玻璃尖嘴．②锥形瓶（用于盛装待测液）．

（5）所需药品：

指示剂（用来准确判断中和反应是否恰好进行完全），标准液，待测液．

（6）主要操作步骤：

润洗滴定管一调整滴定管内液面在“0”或“0”以下并读数→在锥形瓶中注入待测液和指示剂→滴定（重复2～3次）→