弱酸弱碱电离平衡
弱酸弱碱电离平衡
电离平衡
电离平衡是一种化学现象，通常发生在具有极性共价键的化合物溶于水中的情况。
具有极性共价键的弱电解质（例如部分弱酸、弱碱）溶于水时，其分子可以微弱电离出离子。
同时，溶液中的相应离子也可以结合成分子。
一般地，自上述反应开始起，弱电解质分子电离出离子的速率不断降低，而离子重新结合成弱电解质分子的速率不断升高，当两者的反应速率相等时，溶液便达到了电离平衡。
此时，溶液中电解质分子的浓度与离子的浓度分别处于稳定状态，不再发生变化。
影响电离平衡的因素
1.温度：温度升高，平衡向电离方向移动。
2.浓度：弱电解质分子浓度越大，电离程度越小。
3.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质，从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应。
4.化学反应：某一物质将电离出的离子反应掉而使电离平衡向正方向（电离方向）移动。
5.弱酸的电离常数越大，达到电离平衡时电离出的H+越多，酸性越强；反之，酸性越弱。
多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，且各级电离常数逐级减小，一般相差较大，所以其水溶液中的H+主要是由第一步电离产生的。
6.对弱碱来说，也有类似弱酸的规律。
7.分步电离中，越后面电离出的离子数越少。
高中化学“四大平衡”考点总结
高中化学“四大平衡”考点总结化学平衡是这一平衡理论体系的核心。
系统掌握反应速率与化学平衡的概念、理论及应用对于深入认识其他平衡，重要的酸、碱、盐的性质和用途，化工生产中适宜条件的选择等，具有承上启下的作用；对于深入掌握元素化合物的知识，具有理论指导意义。
正因为它的重要性，所以，在历年高考中，这一部分向来是考试的热点、难点。
1．高中化学常见四大平衡2．常见四大平衡研究对象模型一、化学平衡研究对象：可逆反应。
如：加热不利于氨的生成，增大压强有利于氨的生成。
模型二、电离平衡：研究对象：弱电解质。
如：加热促进电离，稀释电离度增大。
模型三、水解平衡研究对象：弱酸盐或弱碱盐或弱酸弱碱盐。
如：配制溶液应加入少量酸防止水解。
不断加热溶液，蒸干灼烧可得到固体。
模型四、溶解平衡研究对象：气体或固体溶于水形成的饱和溶液中形成的平衡体系。
（1）气体的溶解平衡如：当加入等时平衡会发生移动。
当收集等气体时往往分别通过饱和的等溶液以除去可能有的酸性气体，且抑制气体的溶解。
（2）固体的溶解平衡如：如：加热促进溶解；加热溶解度降低；反应的进行是由于存在溶解平衡；；由于能水解，加热时的水解程度增大，促进了的溶解，最终转化成。
知识结构归纳总结四大平衡无论是理论学习还是解题方法，都有许多的共通之处。
归纳总结四大平衡的共同点是一种有效的复习方法。
1. 所有的平衡都建立在“可逆反应”的基础上2.平衡特征相同3.都可借助v-t图学习平衡的建立及平衡的移动4. 都能用勒夏特列原理解释平衡的移动勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(如温度、浓度、压强等)，平衡就向减弱这个改变的方向移动．平衡的实质是两个变化方向的速率相等，所以影响平衡的因素首先是影响速率的因素：（1）温度：升温促进吸热过程进行（2）浓度：增大某物质浓度，平衡向消耗该物质的方向移动（3）减压或稀释5. 都存在平衡常数K高考分析1.化学平衡2.电离平衡3.水解平衡4.溶解平衡。
溶液中离子浓度大小比较及三大守恒定律讲解例题
⑵相对较强的酸与相对较弱的碱溶液混合，因碱有剩余，
所得溶液为碱性；
⑶相对较弱的酸与相对较强的碱溶液混合，因酸有剩 余，所得溶液为酸性； ⑷若弱酸、弱碱混合，则考虑两者的相对强弱，混合后 的溶液可能也为酸性，碱性或中性。
【归纳】谁弱谁过量、谁弱显谁性、同强（弱）显中性
解题方法小结：
两种(或多种)物质相混合: 先考虑这两种物质能否发生反应、反应后溶液中剩 余的物质是强电解质还是弱电解质。 如果恰好完全反应，则考虑生成的物质是什么，然 后按照只有一物质作溶质进行处理； 若溶液中同时存在能水解的盐和弱酸、弱碱，若不 特别注明则溶液通常显弱酸、弱碱的性质.
CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-) 大 于c(Na+),对该混合溶液下列判断正确的是( A B ) A．c(H+)＞c(OH-) B．c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2 mol· L-1 C．c(CH3COOH)＞c(CH3COO-) D．c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1 mol· L-1
1、二元的盐>一元的盐
2、水解的盐>双水解的盐 3、当溶液中存在水解的显性离子时，抑制盐的水解， 则该水解的离子浓度大
解题方法小结：
对于溶质单一型的溶液， 若溶质是弱酸或弱碱的考虑电离且电离是弱电离， 若溶质是盐考虑水解同样水解也是弱水解。 无论哪种情况都要考虑水的电离。
２．两种溶液混合后不同离子浓度的比较： 对策：①首先考虑电荷守恒；
【想一想】写出下列溶液的MBE。 1. NH4Cl溶液 Ｃ(Cl-) ＝ Ｃ(NH4+) + Ｃ(NH3· H2O)
2．Na2S溶液
C(Na+) ＝ 2[C(S2-) + C(HS-) + C(H2S)]
6第六章 酸碱平衡
例如： HAc 在水中为弱酸， 但在液氨中为强酸！
酸碱的强弱 用 Ka 和Kb(电离平衡常数）来表征
在水溶液中, HAc电离： HAc + H2O = H3O+ + AcHAc 酸电离常数
[H3O ][Ac ] Ka [HAc]
Ac –碱电离常数
Ac H2O HAc OH
[HAc][OH ] Kb [Ac ]
一些“溶液”的pH值 ： 人血液 雨 葡萄酒 胃液 7.4 5.7 3.4 1.3 牛奶 番茄汁 柠檬汁 6.8 4.2 2.2
人血液 pH 超出±0.4将有生命危险。
pH 标度适用范围: 0 ≥ pH ≥ 14.0
1 ≥ [ H+]≥ 1 10-14 如超出此适用范围，应使用c(H+) 或 c(OH-)
四、酸碱反应的实质—质子传递 酸1 + 碱2 ＝ 碱1 + 酸2 HAc +H2O = Ac- +H3O+ 电离反应 NH3 + H2O = NH4+ +OHHCl + NH3=NH4+ + Cl中和反应 Ac- + H2O = HAc + OH水解反应 NH4+ + H2O = NH3 + H3O+
酸碱指示剂
借助颜色变化指示溶液酸碱性的物质，称为 “酸碱指示剂”。
6.3 弱酸弱碱的电离平衡
电离度：电离平衡时电解质的解离百分率。
从理论上讲，强电解质的 ＝ 1 ，弱电解质 的<<1。
表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于 “化学平衡”讨论中的“转化率”），它不但与 K有关，而且与电解质的起始浓度有关。
电离平衡常数的应用
电离平衡常数的应用一、根据平衡常数判断弱酸或弱碱溶液酸碱性的相对强弱已知几种酸的电离平衡常数如下表所示几种酸的酸性强弱顺序为二、比较酸对应盐溶液PH的大小比较方法：酸越弱对应盐溶液的碱性越强，PH越大根据电离平衡常数：HCN、H2CO3、HCO3—、CH3COOH的酸性强弱为：CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO3—物质的量浓度相同的NaCN、NaHCO3、Na2CO3、NaClO、NaF、HCOONa、CH3COONa、C6H5Na几种溶液PH大小顺序为三、比较酸根结合H+的能力规律:酸越弱,酸根离子结合H+的能力越强;碱越弱,弱碱阳离子结合OH—的能力超强25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：（1）CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为（2）同浓度CH3COO-、HCO3-、CO32-、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为（3）物质的量浓度均为0.1mol·L-1 的下列四种物质的溶液：a．Na2CO3、b．NaClO、c．CH3COONa、d．NaHCO3，pH由大到小的顺序是四、书写化学方程式1、少量的CO2通入次氯酸钠溶液中2、下表是几种弱电解质的电离平衡常数、难溶电解质的溶度积K sp(25 ℃)回答下列问题：(1)写出C6H5OH与Na3PO4反应的离子方程式：_____ _____。
(2)向苯酚钠溶液中通入少量CO2反应的离子方程式3、25℃，两种酸的电离平衡常数如右表。
K a1K a2H2SO3 1.3×10-2 6.3×10-8H2CO3 4.2×10-7 5.6×10-11H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为。
4、电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。
已知如表数据。
化学式电离平衡常数（25℃）NH 3 ·H 2 O K b =1.77×10 -5HCN K a =4.93×10 -10CH 3 COOH K a =1.76×10 -5H 2 CO 3K a1 =4.30×10 -7 ,K a2 =5.61×10 -11向NaCN溶液中通入少量CO 2，所发生反应的化学方程式______________。
《无机化学》第3版 宋天佑 第8章 酸碱解离平衡
现代结构理论和测试方法 均证明， 像 KCl 这样的强电 解质在水中是完全解离的。
8. 1 弱酸和弱碱的解离平衡
8. 1. 1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1. 解离平衡常数 作为弱电解质的弱酸和弱碱在 水溶液中存在着解离平衡。
将醋酸的分子式 CH3COOH 简写成 HAc，其中 Ac－ 代表醋酸 根 CH3COO－。
如亚磷酸 H3PO3 分子中有三个氢 原子，但它是二元酸， 因为只有两个 可以解离的氢原子。
以 H2S 为例，讨论二元弱酸的分 步解离平衡，
第一步 H2S
H+ + HS－
c（H+）（c HS－）
K 1 = c（ H2S ）
= 1.1 × 10－7
第一步 第二步
H2S HS－
H+ + HS－ H+ + S2－
以甲基橙为例，
HIn
In－ + H+
分子 HIn 显红色，而酸根离子 In－ 显黄色。
溶液中 c（ In－）= c（HIn）时，溶 液显橙色。
HIn
In－ + H+
其平衡常数的表达式为：
c（H+）c（ In－） K i = c（ HIn）
c（H+）c（ In－） K i = c（ HIn）
当 c（ In－）= c（HIn）时， c（H+）= Ki
度的变化而变化。
K 一定时起始浓度 c0 越小，
解离度 值越大。
例 8－1 （1）计算 0.10 mol•dm－3
的 HAc 的 c（H+）和解离度 ;
（2）计算 1.0 10－3 mol·dm－3 NH3•H2O
考点43 电离平衡常数及相关计算-备战2020年高考化学考点
专题43电离平衡常数及相关计算1．表达式（1）对于一元弱酸HA ：HAH ++A −，电离常数K =。
H A HA c c c +-⋅（）（）（）（2）对于一元弱碱BOH ：BOHB ++OH −，电离常数K =。
B OH BOH c c c +-⋅（）（）（）（3）对于二元弱酸，如H 2CO 3：H 2CO 3H ++，K 1=；H ++3HCO -323H HCO H CO c c c +-⋅（）（）（）3HCO -，K 2=；且K 1>K 2。
23CO -233H CO HCO c c c +--⋅（）（）（）2．意义：相同条件下，K 越大→越易电离→酸(或碱)性越强3．特点：多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
4．影响因素5．电离常数的三大应用（1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
（2）判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。
（3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
6．电离平衡常数相关计算(以弱酸HX 为例)（1）已知c (HX)和c (H +)，求电离常数 HX H + + X −起始(mol·L −1)：c (HX) 0 0平衡(mol·L −1)：c (HX)−c (H +) c (H +) c (H +)则：K ==。
H X HX c c c +-⋅（）（）（）2H HX H c c c ++（）（）-（）由于弱酸只有极少一部分电离，c (H +)的数值很小，可做近似处理：c (HX)−c (H +)≈c (HX)，则K =，2H HX c c +（）（）代入数值求解即可。
（2）已知c (HX)和电离常数，求c (H +)HX H + + X −起始：c (HX) 0 0平衡：c (HX)−c (H +) c (H +) c (H +)则：K ==。
电离平衡的概念
电离平衡是指在一定条件下（如温度、溶液浓度等），弱电解质在水溶液中达到的一种相对稳定状态。
在这种状态下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。
此时，溶液中各种离子和分子的浓度保持不变，形成一个动态平衡。
电离平衡具有以下特征：
1. 相对性：电离平衡是相对于其他条件下的非平衡状态而言的，当外界条件发生变化时，电离平衡会发生移动，达到新的平衡状态。
2. 暂时性：电离平衡是一种暂时的稳定状态，随着时间的推移，溶液中的离子和分子浓度会发生变化，直至达到新的平衡。
3. 有条件性：电离平衡的实现取决于溶液的温度、浓度等因素，这些条件的变化会影响电离平衡的位置。
4. 动态平衡：电离平衡是一个动态的过程，溶液中的离子和分子在不断地生成和消失，但总体上保持相对稳定。
弱电解质（如部分弱酸、弱碱）在水中溶解时，其分子可以微弱电离成离子。
随着反应的进行，电离速率和结合速率逐渐趋于相等，达到电离平衡。
电离平衡的概念和特征有助于我们理解溶液中离子浓度、pH值等性质的变化，以及如何调控这些性质来满足实际需求。
无机化学-酸碱理论简介
局限性： ① 并非只有含OH-的物质才有碱性（NaCO3，Na3PO4 ）；
② 将酸碱概念局限于水溶液，无法解释非水溶液中的酸 碱行为. 液氨中： NH4+ + NH2- = 2 NH3
（二） 布朗斯特酸碱质子理论 1、酸碱质子理论定义
酸: 反应中能给出质子的分子或离子， 即质子给予体 (proton donor)
作 为 酸 的 H2O 分 子 给 出 质 子 生 成 它 的 共 轭 碱 (Conjugate base) OH–:
H2O
H+ + OH–
作 为 碱 的 NH3 分 子 接 受 质 子 生 成 它 的 共 轭 酸
(Conjugate acid) :
NH3 + H+
NH4
⑤ 酸给出质子的趋势越强，生成的共轭碱越弱，反之亦然； 碱接受质子的趋势越强，生成的共轭酸越弱， 反之亦然。
有密切的关系
7、酸碱质子理论的缺陷 局限于含质子的物质，及有质子转移的反应
（三）、Lewis的酸碱电子理论 1. Lewis的酸碱电子理论的提出
质子理论无法解释:如 SnCl4、AlCl3等的酸碱性行为
2. 理论要点：
路易斯酸 (Lewis acid): 凡可以接受电子对的分子、原 子团、离子为酸（electron pair acceptor）；
5. 酸碱反应的实质
两个共轭酸碱对之间的质子传递过程
反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和 碱的方向进行
强酸强碱 弱酸弱碱
6、酸碱质子理论与酸碱电离理论的主要区别
❖ 质子理论认为，酸和碱并不是彼此孤立的，而是统 一在对质子的共轭关系上
无机化学-酸碱平衡
酸碱质子理论
4. 酸碱的强弱
• 为定量表示酸碱的相对强弱，我们以水 （最常见的溶剂，是一种两性物）作为基准 酸碱，以弱酸弱碱电离平衡的标准平衡常数 表示其强度。
酸碱质子理论
优点
●扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系 ●把阿仑尼乌斯理论中的电离、中和、盐的水解统 一为“质子传递反应”。 ●与电离理论一样，可应用平衡常数定量衡量在某 溶剂中酸或碱的强度，得到广泛应用。
Cl- + NH4+
酸碱质子理论
3. 酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递
H+
水的解离
H2O + H2O OH－ + H3O+
酸碱解离
H+
HF + H2O
F- + H3O+
H+
H2O + NH3
NH4+ + OH-
酸碱质子理论
3. 酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递
H+
酸碱中和
4. 酸碱的强弱
取决于酸给出质子或碱接受质子能力的强弱, 必须在酸碱反应中才能够得以体现。
H+ 对于酸碱反应：
A1 + B2
强碱 强酸
H+
B1 + A2 弱酸 弱碱
若反应正向进行，则酸性A1＞A2；碱性B2＞B1
酸碱质子理论
4. 酸碱的强弱
取决于酸给出质子或碱接受质子能力的强弱, 必须在酸碱反应中才能够得以体现。
H+ HNO3 + H2O
H+ HNO3 + HAc
普通化学第七章酸碱平衡
HI > HBr > HCl > HF
H2Te > H2Se > H2S > H2O 普通化学
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酸碱平衡
c) 含氧酸根的稳定性
由共轭酸的概念可知，酸根越稳定，它结合 H+重新 生成共轭酸的趋势就越小，酸的强度就越大。酸根的负 电荷分布得越好，酸根的稳定性就越高。如： 酸强度顺序: HOCl < HClO2
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酸碱平衡
b) 键的强度
提供质子的能力还决定于 HX 键的强度， HX 键 越弱，H+越容易解离出来。HX键的强弱又决定于X的 半径，X的半径越大，HX键就越弱。如：
HF HCl HBr HI HO HS 键能(kJ· mol-1): 酸强度顺序： 565 431 366 299 463 338
N O 3.44 F 3.98 P 2.19 S 2.58 Cl 3.16
电负性：
3.04
同周期酸强度变化顺序：
NH3 < H2O < HF NH3 < PH3 H2O < H2S PH3 < H2S < HCl HF < HCl
但是对同族而言，酸强度变化顺序：
说明除电负性之外，还有其它影响因素。 普通化学
C M OH C [OH ] 2
-
2 M OH
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普通化学
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酸碱平衡
§4 酸碱在水溶液中的相对强度
酸或碱的强度是指它们给出质子或接受质子的能力 大小，这种能力越大，则酸或碱的强度越强。
酸或碱的强度不仅仅决定于酸碱本身给出质子或接 受质子的能力，同时也决定于溶剂接受或给出质子的能 力。因此，酸碱强度的比较必须选定同一种溶剂，最常 用的溶剂是水。 强酸和强碱在水溶液中完全电离，但只是少数；大 多数是弱酸和弱碱，它们只能在水溶液中部分电离，并 建立电离平衡。换句话说，酸碱平衡研酸碱平衡