电离平衡学案

电离平衡
一、概念辨析
1、电解质和非电解质凡是在水溶液里或熔化状态下能够的叫做电解质。

凡是在水溶液里和熔化状态下的叫做非电解质。

理解时注意：
①电解质和非电解质都是对化合物而言，单质和混合物既不是也不是。

②是判断其是否是电解质的依据。

但要注意有些物质其水溶液虽能导电，但它们并非电解质。

如溶于水均能导电，但并不是它们本身能电离出自由离子，而是它们与H2O反应的生成物能电离出离子而导电，所以不是电解质。

2、强电解质和弱电解质
二、弱电解质的电离平衡
1、弱电解质的电离平衡是指的状态。

2、特点: 动——电离平衡是动态平衡
定──平衡体系中,离子浓度和分子浓度保持一定
变──外界条件(T、C)改变,平衡发生移动
3、电离方程式的书写：强电解质用“=”，弱电解质用“”
（1）多元弱酸的分步电离，分步书写，且第一步电离为主,各步方程式不可叠加。

H2S─H3PO4─
（2）多元弱碱，分步进行，但一步书写到位：Mg(OH)2─
（3）多元强酸酸式盐一步书写到位：NaHSO4─
（4）多元弱酸酸式盐：NaHCO3─
（5）两性氢氧化物的电离（以氢氧化铝为例）:
4、电离平衡移动的条件：
①浓度：稀释时，平衡向移动；
②温度：温度越高，电离程度越；
③加入相关离子导致平衡中离子或分子的浓度减少平衡向 移动。

以0.1mol/L CH3COOH 溶液为例：
CH3COOH CH3COO －
+H + △H ＞0
5、电离平衡常数（K ）
（1）定义：一定温度（T ）下，弱电解质在稀溶液达电离平衡时，溶液中各组分浓度之间的关系跟化学平衡一样。

对一元弱酸或一元弱碱来讲，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，简称电离常数。

用K 表示（酸、碱电离常数分别用Ka 、Kb 表示）。

一元弱酸：HA H +
+A -
)
()()(HA c A c H c K a -+=
一元弱碱：BOH B +
+OH -
)
()
()(B O H c OH c B c K b -+=
(2)影响K 值大小的因素 内因：弱电解质的本性。

其它条件不变时，T ↑时，K ；（因为 ） 外因：
其它条件不变时，c ↑时，K ；
（3）意义：相同温度（T ）下，用K 的大小来衡量弱电解质的相对强弱。

同一类型的弱电解质在相同温度下，K 越大，弱电解质的电离能力越 。

三、水的电离和溶液的pH 值
1、水的电离
水是极弱的电解质，能微弱地电离出H +和OH -，存在着电离平衡。

在25℃时，水中C （H +
）
和C （OH -）的乘积为1×10-14。

25℃时，Kw ＝ ，Kw 只随温度的升高而 ，无论是中性、酸性、碱性的稀溶液中都有［H +
］·［OH -
］ == K W 。

2、溶液浓度C mol/L 、［H +
］，电离度α、PH 值之间的关系
n 元强酸 [H +
] 一元弱酸
n 元强碱 ［OH -］ 一元弱碱
K W
nc C α nc
C α
3、测定pH 值的常用方法 ⑴酸碱指示剂
⑵pH 试纸:使用方法 ⑶pH 计:最精确
4、溶液混和后的PH 值的计算
(1)强酸与强酸溶液混和，先求 ，再求PH 值
［H +
］＝总
的物质的量
稀酸中的物质的量浓酸中V H H +++
若等体积混和，且原溶液PH 值相差≥2时，PH 混≈ (2)强碱与强碱溶液混和，先求 ，通过［H +］＝
]
[-OH Kw
，再求PH 值。

［OH -
］＝总
物质的量
稀碱中物质的量浓碱中V OH OH --+
若等体积混和，且原溶液PH 值相差≥2时，则PH 混＝ (3)强酸与强碱溶液混和：
①若酸过量：［H +
］＝总
物质的量
物质的量V OH H -+-
②若酸碱正好完全反应：PH ＝
③若碱过量则［OH -
］＝总
物质的量
物质的量V H OH +--.再求［ H +］和PH 值。

(4)未标明酸碱的强弱，如把PH ＝3与PH ＝11的溶液等体积混和后，若二者为强酸强碱PH ＝ ；若为弱酸强碱，则 有余，PH ，若强酸弱碱混和则 有余，PH 。

四、.盐类的水解
1、实质：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的 结合成弱电解质而破坏水的电离平衡，使溶液中［H +］、［OH -］发生变化，使盐溶液显示一定的酸碱性。

几类水解反应情况比较
2、规律： 有弱即解，无弱不解，双弱大解，越弱越解，谁强显谁性
3、影响因素：内因：盐的本性。

①盐的离子对应的酸或碱越弱，则越 水解，如 ；
②多元弱酸正盐的离子比其对应的酸式盐的离子 水解，如 ； ③同种元素的离子，离子电荷越高，则越 水解，如 。

外因：浓度：溶液越 ，水解程度越大。

温度：水解是吸热反应， 温有利于水解。

酸碱度：加酸碱对盐的水解有 或 作用。

4、应用：(1)判断盐溶液的酸碱性和PH 值。

(2)盐溶液中各种离子浓度的比较。

(3)某些盐溶液的配制。

(4)胶体的制备。

(5)加热浓缩盐溶液时，能否得到相应的固体盐。

(6)某些盐溶液之间的反应。

(7)镁铝等较活泼金属跟强酸弱碱生成的盐溶液的反应。

五、酸碱中和滴定
1、酸碱中和滴定概念： 叫做酸碱中和。

滴定的原理：n 元酸与 n ′元碱恰好完全中和时：n C 酸 V 酸 ＝ n ′C 碱 V 碱 如果用A 代表一元酸，用B 代表一元碱，可以利用下列关系式来计算未知碱（或酸）的物质的量浓度：C B =
B
A
V V C A 2、酸碱中和滴定实验
实验仪器： 实验药品： 、 、 实验步骤： ⑴查：检查两滴定管是否漏水和堵塞；
⑵洗： ⑶盛：调：用小烧杯分别取盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，并赶走气泡，调节滴定管中液面高度，在“ ”ml 之间，并记下读数。

⑷取：从碱式滴定管中放出25.00mL 氢氧化钠溶液于锥形瓶中，滴入2滴酚酞试液，将锥形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底衬一张白纸。

⑸滴定：左手 ，右手 ，边滴入盐酸，边不断摇动锥形瓶，眼睛 。

⑹记：当看到加一滴盐酸时，锥形瓶中溶液红色突变无色时，停止滴定，准确记下盐酸读数，并准确求得滴定用去的盐酸体积。

⑺算：整理数据进行计算。