高中化学知识点—电离平衡.doc

高中化学知识点规律大全 ——电离平衡 1．电离平衡 [强电解质和弱电解质] 强电解质 弱电解质 概 念 在水溶液里全部电离为离子的电解质 在水溶液里仅部分电离为离子的电解质 化合物类型 含有离子键的离子化合物和某些具有极性键的共价化合物 某些具有极性键的共价化合物 所含物质 强酸、强碱、盐等 水、弱酸、弱碱 电离情况 完全电离，不存在电离平衡(电离不可逆) 不完全电离(部分电离)，存在电离平衡 联 系 都属于电解质 说明 离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子而导电；共价化合物只有在溶于水时才能导电．因此，可通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物． [弱电解质的电离平衡] (1)电离平衡的概念：在一定条件(如温度、压强)下，当电解质分子电离成离子的速率与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，这叫做电离平衡． (2)弱电解质的电离平衡的特点： 电离平衡遵循勒夏特列原理，可根据此原理分析电离平衡的移动情况． ①电离平衡是动态平衡．电离方程式中用可逆符号“”表示．例如： CH3COOHCH3COO－ + H＋ NH3·H2ONH4＋ + OH－ ②将弱电解质溶液加水稀释时，电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时，溶液中的离子数目增多，但电解质的分子数减少，离子浓度减小，溶液的导电性降低． ③由于电离过程是吸热过程，因此，升高温度，可使电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时，溶液中离子的数目增多，离子浓度增大，溶液的导电性增强． ④在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动．例如，在0.1mol·L－1”滴有氨水的溶液(显浅红色)中，存在电离平衡NH3·H2ONH4＋ + OH－．当向其中加入少量下列物质时： 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： CH3COOHCH3COO－ + H＋ 一定温度下NH3·H2O的电离常数为： NH3·H2ONH4＋ + OH－ 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1 g·cm3，则1 L H2O＝1 000 mL H2O＝1 000 gH20＝55.6 m