高中化学水的电离电离平衡.docx
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高中化学水的电离电离平衡
高中化学——水溶液中的离子平衡
【本节学习目标】
（1）了解电解质的概念
（2）根据电解质在水溶液中的电离与电解质溶液的导电性，理解强电解质和弱电解的概念，并能正确书写电离方程式
（3）理解弱电解质在水溶液中的电离平衡
（4）了解水的电离及离子积常数
（5）认识溶液的酸碱性、溶液中c（H+）和c（OH－）、pH三者之间的关系，并能进行简单计算
（6）了解酸碱中和滴定的原理
（7）了解溶液pH的调控在生活、生产和科学研究中重要作用
（8）理解盐类水解的原理，掌握影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用
（9）在理解离子反应本质的基础上，能从离子角度分析电解质在水溶液中的反应
（8）了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质
学习重点：
弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用
学习难点：
弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解平衡
【知识要点梳理】
一、电解质的电离平衡
（一）．电解质和非电解质
电解质
非电解质
概念
在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物。
微观结构
大多数离子化合物
强极性键构成的共价化合物
极性键或非极性键构成的共价化合物
实例
酸、碱、盐、H2O等
大多数有机物、SO3、CO2等
（二）．强电解质和弱电解质
强电解质
弱电解质
概念
一定条件下能够全部电离的电解质
一定条件下只能部分电离的电解质
电离程度
完全电离，不存在电离平衡
部分电离，存在电离平衡
电离方程式
H2SO4=2H++SO42-
NaHCO3=Na++HCO3-
NaHSO4=Na++H++SO42－
Ca（HCO3）2=Ca2++2HCO3—
CH3COOH
CH3COO-+H+
NH3·H2O
NH4++OH-
H3PO4
H++H2PO4－
H2PO4－
H++HPO42－
HPO42－
H++PO43－
溶液中溶质
微粒
只有水合离子
水合离子，弱电解质分子
实例
强酸：
HCl、HNO3、H2SO4HBr、HI、HClO4等
强碱：
KOH、NaOH、Ba（OH）2Ca（OH）2
绝大多数盐（BaSO4、AgCl、CaCO3）
弱酸：
HF、HClO、H2S、H2SO3、HNO2、H3PO4、H2CO3、H2SiO3、HCOOHCH3COOH、
等。
弱碱：
NH3·H2O、Fe（OH）3等不溶性碱
说明：
BaSO4、AgCl、CaCO3是强电解质，它们的水溶液中离子浓度非常小，导电能力非常弱，但溶解的那一小部分是完全电离的；Fe（OH）3的溶解度也很小，Fe（OH）3属于弱电解质；HCl、CH3COOH的溶解度都很大，HCl属于强电解质，而CH3COOH属于弱电解质；所以电解质的强弱与其溶解性没有必然联系。
（三）、弱电解质的电离平衡及其移动
⒈电离平衡的概念：
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
⒉电离平衡的特征：
弱电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种，具有以下一些特征：
“逆”——弱电解质的电离是可逆的
“动”——电离平衡是动态平衡
“等”——v（离子化）=v（分子化）≠0
“定”——在电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变。
“变”——电离平衡是相对的、暂时的，当外界条件改变时，平衡就会发生移动
3.影响电离平衡的因素：
（1）内因：
弱电解质本身的结构
（2）外因：
温度、浓度等（符合勒夏特列原理）
思考分析：
0.1mol/L醋酸溶液做下列改变后各参数的变化情况：
CH3COOH
CH3COO－+H+（正反应为吸热反应）
移动方向
电离程度
c（CH3COOH）
c（H+）
c（OH-）
导电性
Kw
HCl
逆
减小
增大
增大
减小
增强
不变
NaOH
正
增大
减小
减小
增大
增强
不变
H2O
正
增大
减小
减小
增大
减弱
不变
CH3COONa
逆
减小
增大
减小
增大
增强
不变
冰醋酸
正
减小
增大
增大
减小
增强
不变
加热
正
增大
减小
增大
增强
增大
分析：
稀释冰醋酸过程中各量[nH+、a、c（H+）、导电性]的变化曲线：
再如：
在0.1mol·mol-1的氨水溶液中，存在如下电离平衡：
NH3+H2O
NH4++OH－（正反应为吸热反应）。
在此平衡体系中，若按下列情况变动，请将变化情况填入表中[增大用“↑”，减小用“↓”向左用“←”，向右用“→”]。
升温
通氨气
加水
加NaOH（固）
加NH4Cl（固）
通CO2
平衡移动方向
→
→
→
←
←
→
n（OH－）
↑
↑
↑
↑
↓
↓
c（OH-）
↑
↑
↓
↑
↓
↓
c（NH3·H2O）
↓
↑
↓
↑
↑
↓
导电能力
↑
↑
↓
↑
↑
↑
4．电离常数
（1）概念：
电离平衡的平衡常数
（2）表示方法：
CH3COOH
CH3COO—+H+
Ka=
NH3·H2O
NH4++OH—
Kb=
弱酸
电离常数（25℃）
H2C2O4
K1=5.4×10-2
K2=5.4×10-5
CH3COOH
K=1.75×10-5
H2CO3
K1=4.4×10-7
K2=4.7×10-11
酸性：
H2C2O4＞CH3COOH＞H2CO3
（3）说明：
①K越大，该弱电解质越易电离。
所以可以用Ka或Kb的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。
②K只与温度有关，不随浓度改变而改变。
③多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性的强弱主要由第一步电离决定。
如H3PO4的电离：
H3PO4
H++H2PO4- K1=7.1×10-3
H2PO4-
H++HPO42- K2=6.3×10-8
HPO42-
H++PO43- K3=4.2×10-13
注：
K1＞＞K2＞＞K3
（四）．判断电解质强弱的方法
（1）不完全电离：
①0.1mol/L的醋酸pH＞1
②与同浓度的盐酸对比导电性
③与同浓度的盐酸对比溶液的pH
④与同浓度的盐酸对比与锌粉反应的速率
（2）电离平衡：
⑤将溶液冲稀1000倍后pH的变化
⑥与同pH的盐酸等倍冲稀后比较pH变化
⑦同pH的盐酸和醋酸与足量的锌粒反应产生氢气的体积或速率
（3）水解平衡：
⑧测得0.1mol/L的醋酸钠溶液的pH＞7
（4）化学反应（利用较强酸制备较弱酸判断酸性强弱）
⑨将CO2通入苯酚钠溶液出现混浊:
酸性：
H2CO3＞C6H5OH
二、水的电离和溶液的pH
（一）．水的电离与水的离子积
在纯水或水溶液中
H2O
H++OH—△H＞0
或：
2H2O
H3O++OH—△H＞0
25℃ c（H+）=c（OH-）=1×10-7mol/L c（H+）·c（OH-）=1×10-14=Kw
100℃ c（H+）=c（OH-）=1×10-6mol/L c（H+）·c（OH-）=1×10-12=Kw
说明：
（1）Kw只与温度有关，温度越高Kw越大。
因水的电离是吸热过程，升高温度Kw将增大，100℃时，c（H+）=c（OH-）=1×10-6mol/L，Kw=c（H+）·c（OH-）=1×10-12。
（2）Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
（二）．溶液中酸碱性的判断
1、通过浓度和pH判断
判断溶液的酸碱性一般有两种方法，例如：
方法一 25℃ 100℃
中性溶液 c（H+）=c（OH-） pH=7 pH=6
酸性溶液 c（H+）＞c（OH-） pH＜7 pH＜6
碱性溶液 c（H+）＜c（OH-） pH＞7 pH＞6
2、酸碱盐溶液中c（H+）溶液、c（OH-）溶液、c（H+）水、c（OH-）水
CH3COOH溶液
NH3·H2O溶液
CH3COONa溶液
NH4Cl溶液
pH
2
12
12
2
c（H+）溶液
10-2
10-12
10-12
10-2
c（OH-）溶液
10-12
10-2
10-2
10-12
c（H+）水
10-12
10-12
10-2
c（OH-）水
10-12
10-12
10-2
Kw
10-14
10-14
10-14
10-14
3、判断下列溶液等体积混合后的酸碱性
NaOH
（0.1mol/L）
NH3·H2O
（0.1mol/L）
NaOH
（pH=13）
NH3·H2O（pH=13）
HCl（0.1mol/L）
中
酸
中
碱
CH3COOH（0.1mol/L）
碱
中
碱
碱
HCl（pH=1）
中
酸
中
碱
CH3COOH（pH=1）
酸
酸
酸
中
（三）．溶液中pH值的测定方法
测定溶液的pH值一般有三种方法：
①利用酸碱指示剂，酸碱指示剂只能测出大概pH值范围不能测出具体的pH值；
石蕊试液 红色 5 紫色 8 蓝色
酚酞试液 无色 8.2 粉红 10 红色
甲基橙 红色 3.1 橙色 4.4 黄色
②利用pH试纸，pH试纸测定的为溶液中c（H+）浓度，使用时不能润湿。
正确的操作方法为：
用干燥洁净玻璃棒蘸取试液滴在试纸上，迅速和标准比色卡对比；
③用pH计。
（四）．关于简单pH值的计算
1、酸、碱溶液稀释后的pH值
2、酸或碱溶液的pH值计算
3、酸、碱混合后的PH值计算
①两种强酸混合。
核心问题是混合溶液中c（H+）
②两种强碱溶液混合
③强酸与强酸 强碱与强碱 强酸与强碱相互混和。
三、盐类水解
1．盐类的水解原理：
（1）定义：
在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程。
（2）实质：
促进水的电离平衡的过程。
（3）规律：
有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、谁强显谁性。
（4）特点：
①水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度一般很小。
②水解反应为吸热反应。
基于以上特点，盐在水解时不会产生沉淀和气体，因此在书写水解离子方程式时不画“↓”、“↑”，用可逆号“
”连接。
③多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
2．水解平衡移动：
以NH4Cl溶液水解为例，分析改变条件对水解平衡的影响：
NH4++H2O
NH3·H2O+H+
c（NH4+）
c（NH3·H2O）
c（H+）
c（OH-）
pH
水解程度
平衡移动方向
加热
↓
↑
↑
↓
↓
↑
→
加水
↓
↓
↓
↑
↑
↑
→
通入氨气
↑
↑
↓
↑
↑
↓
←
加入少量NH4Cl固体
↑
↑
↑
↓
↓
↓
→
通入氯化氢
↑
↓
↑
↓
↓
↓
←
加入少量NaOH固体
↓
↑
↓
↑
↑
↑
→
3、水解的应用：
（1）判断盐溶液的酸碱性及判断弱酸（或弱碱）酸性（或碱性）强弱。
（2）比较溶液中离子浓度的大小（一看反应、二分主次、三抓守恒）。
（3）判断溶液中离子能否大量共存。
（4）配制某些盐溶液：
配制CuSO4溶液：
加少量稀H2SO4抑制Cu2+水解；配制FeCl3溶液：
加少量稀HCl抑制Fe3+水解；配制FeSO4溶液：
加少量稀H2SO4抑制Fe2+水解、同时加少量Fe屑防止Fe2+被氧化。
（5）判断溶液灼烧后产物
FeCl3
Fe2O3
Fe2（SO4）3
Fe2（SO4）3
AlCl3
Al2O3
NaAlO2
NaAlO2
KAl（SO4）2
KAl（SO4）2
Na2CO3
Na2CO3
NaHCO3
Na2CO3
Na2SO3
Na2SO4
Na2SO4
Na2SO4
（6）溶液中某些离子的除杂，需考虑盐的水解：
MgCl2（杂质：
FeCl3）——加MgO、Mg（OH）2或MgCO3
CuCl2（杂质：
FeCl3）——加CuO、Cu（OH）2或CuCO3
（7）泡沫灭火剂的反应原理。
（8）明矾、氯化铁的净水。
（9）纯碱（Na2CO3）溶液去油污。
Cu
（10）制备无水盐：
由MgCl2·6H2O制无水MgCl2在HCl气流中加热，以防止Mg2+水解生成Mg（OH）2。
四、酸碱中和滴定
1．滴定原理
（1）定义：
用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）浓度的实验方法。
（2）原理：
以一元强酸与一元强碱反应为例：
H+ + OH-=H2O
1mol 1mol
C1V1 C2V2
C1V1=C2V2
C2=
其中C1、V2已知，只要测量出V1，即可得未知酸或碱溶液的浓度C2。
说明：
完全中和的含义为：
nH+=nOH—，而不一定是pH=7
HCl
NaOH
H2SO4
2NaOH
H3PO4
3NaOH
2．滴定终点的确定：
选择合适的指示剂
指示剂的变色范围为：
石蕊试液 红色 5 紫色 8 蓝色
酚酞试液 无色 8 粉红 10 红色
甲基橙 红色 3.1 橙色 4.4 黄色
说明：
①石蕊试液不宜做中和滴定的指示剂。
②指示剂变色的pH值范围尽可能与生成盐的水解得到溶液的pH值吻合
3．使用仪器
（1）酸式滴定管（不能盛放碱液、水解呈碱性的盐溶液、氢氟酸等）
（2）碱式滴定管（不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液等）
说明：
①滴定管读数保留小数点后两位，而量筒和托盘天平读数保留小数点后一位
②量取液体时滴定管和量筒的区别
0刻度
平视
仰视
俯视
滴定管
上
5.00
偏低（＜5.00）
偏高（＞5.00）
量筒
无
5.0
偏高（＞5.0）
偏低（＜5.0）
③滴定管的尖嘴部分充满液体，但不在计量范围内；自零点将溶液放空，溶液体积大于量程。
④读数方法：
应平视，液体凹面与刻度线相切。
（3）锥形瓶、铁架台、滴定管夹等
4．试剂：
标准溶液、待测溶液、指示剂（酚酞试液或甲基橙）
5．终点的判断
溶液颜色发生变化且在半分钟内不再变色，多次测定求各体积的平均值
6．操作：
（1）准备：
①检查滴定管是否漏水；
②润洗仪器：
滴定管润洗的方法：
从滴定管上口倒入3～5mL盛装的溶液，倾斜着转动滴定管，使液体湿润全部滴定管内壁，然后用手控制活塞，将液体放入预置的烧杯中。
锥形瓶润洗的方法：
只用蒸馏水洗涤，不能用待测液润洗
注意：
待测液一般放在滴定管中，也可以放在锥形瓶中
③取标准溶液：
使液面在位于“0”刻度以上2～3cm处，并将滴定管固定在铁架台上。
④调节起始读数：
在滴定管下放一烧杯，调节活塞使滴定管尖嘴部分充满溶液，并使液面处于0或0以下某一位置，准确读数，并记录。
⑤放出反应液：
根据需要从滴定管逐滴放出一定量液体。
（2）、滴定
（1）、用碱式滴定管（或移液管）取一定体积（如25.00mL）待测液于锥形瓶中，滴入2～3滴指示剂。
（2）、用左手握活塞旋转开关，右手不断旋转振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化，半分钟内不褪色，记下刻度。
关键：
①准确测定参加反应的两种溶液的体积；
②准确判断滴定终点（指示剂颜色突变）。
（3）、计算：
每个样品滴定2～3次，取平均值求出结果（详见课本对应部分）。
7、误差分析：
以“用0.1032mol/LHCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液”为例分析（将待测液放入锥形瓶中）
已知C2=
：
C1：
HCl标准液浓度 ,V1：
HCl标准液体积 C2：
NaOH待测液浓度， V2：
NaOH待测液体积,
由于已提前量取一定体积（V2）待测液于锥形瓶中，C1是定值，所以待测液浓度C2大小取决于标准液体积V1的大小。
分析各种因素造成的误差，将其都归结到V1的增大或减少，只要分析V1的大小即可判断待测液浓度C2偏高或偏低。
项目
操作不当
具体内容
误差
1
仪器洗涤
酸式滴定管未用标准盐酸洗
偏高
碱式滴定管未用NaOH溶液洗
偏低
锥形瓶用NaOH溶液洗
偏高
锥形瓶内壁上的NaOH溶液加水冲入瓶内
无影响
2
气泡处理
盛标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡
偏高
盛标准液的滴定管滴定前无气泡，滴定后后气泡
偏低
3
滴定
盐酸滴出瓶外
偏高
振荡时瓶内溶液溅出
偏低
4
读数（标准液）
前仰后平
偏低
前平后仰
偏高
前仰后俯
偏低
前俯后仰
偏高
5
其他
滴定终点时滴定管尖嘴悬一滴溶液
偏高
指示剂变色立即停止滴定
偏低
五、难溶电解质的溶解平衡
1．溶解平衡
（1）、概念：
在一定条件下，当难溶电解质溶解和生成速率相等时，得到难溶电解质的饱和溶液，即达到溶解平衡。
（2）、特征：
（与化学平衡相同）
a、逆：
可逆过程
b、等：
v（溶解）＝v（沉淀）
c、定：
达到平衡时，溶液中各离子浓度保持不变
d、动：
动态平衡，v（溶解）＝v（沉淀）≠0
e、变：
当外界条件改变时，沉淀溶解平衡将发生移动，直到达到新的平衡。
例：
一定温度下，将难溶电解质AgCl放入水中时，会发生溶解和沉淀两个过程：
AgCl（s）
Ag+（aq）+Cl-（aq）
初始：
v（溶）﹥v（沉）
平衡：
v（溶）=v（沉）
正是这种平衡的存在，决定了Ag+与Cl-的反应不能进行到底。
（3）溶度积常数：
AmBn（s）
mAn+（aq）+nDm-（aq） Ksp=cm（An+）·cn（Bm-）
说明:
①KSP反映了难溶电解质在水中的溶解能力
a、用溶度积直接比较时，物质的类型（如AB型、A2B型、AB2型）必须相同
b、对于同种类型物质，KSP数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。
c、难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0。
如Ag2S的溶解度为1.3×10-16g
（4）影响KSP的因素：
①KSP与化学平衡常数一样，KSP只与难溶电解质的性质和温度有关，而与浓度无关
②溶液中离子浓度的变化只能使溶解平衡移动但不改变溶度积
（5）利用浓度积和溶度积判断沉淀的生成、溶解
①Qc＞KSP 有沉淀析出
②Qc=KSP沉淀和溶解处于平衡
③Qc＜KSP沉淀溶解
2．溶解平衡的影响因素
（1）、内因：
难溶电解质本身的性质。
绝对不溶的电解质是没有的。
同是难溶电解质，溶解度差别也很大。
（2）、外因：
遵循化学平衡移动原理
浓度：
加水，平衡向溶解方向移动。
温度：
绝大数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，多数平衡向溶解方向移动。
少数平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca（OH）2的溶解平衡。
同离子效应：
向平衡体系中加入相同的离子，使平衡向生成沉淀的方向移动。
3．沉淀溶解平衡的应用
（1）沉淀的溶解：
减少溶解平衡体系中的相应离子的浓度，平衡就向沉淀溶解的方向移动。
解释：
①“钡餐”用BaSO4而不用BaCO3的原因。
②误服可溶性钡盐引起中毒，应尽快服用5%的Na2SO4溶液洗胃。
③Mg（OH）2中加入饱和NH4Cl溶液可以溶解。
④难溶于水的CaCO3沉淀却溶于盐酸中。
（2）沉淀转化：
溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀。
两者溶解度差别越大，转化越容易。
如：
①用FeS除去废水中重金属离子（Hg2+）
②
③锅炉水垢中的CaSO4用Na2CO3转化为CaCO3
④
（3）沉淀的生成：
利用沉淀来分离或除去某些离子。
如：
除去除去MgCl2溶液中的FeCl3可考虑将Fe3+变为Fe（OH）3沉淀而除去。
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