电离平衡知识点

第一节弱电解质的电离平衡

1.强弱电解质

1．电解质与非电解质

(1)电解质：在里或状态下能导电的；

(2)非电解质：在里和状态下都不能导电的。2．强电解质和弱电解质

(1)强电解质：在水溶液里能够的电解质。

(2)弱电解质：在水溶液里的电解质，

3．电离方程式的书写

(1)强电解质用，弱电解质用。

(2)多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，

如碳酸电离方程式：，

(3)多元弱碱电离方程式一步写成，如氢氧化铁电离方程式：

4．电解质溶液的导电能力

电解质溶液的导电能力取决于自由移动的离子和。自由移动离子越大，越多，溶液导电能力越强。

酸式盐的电离方程式怎么写？

强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，如NaHSO4= ，

弱酸的酸式盐在水溶液中既有完全电离，又有部分电离，如NaHCO3，

强酸的酸式盐在熔融状态下的电离为KHSO4。

二、弱电解质的电离平衡

1．弱电解质的电离平衡

(1)电离平衡是指

(2)电离平衡的特点是：

①“等”②“动”③“定”④“变”

(3)影响电离平衡的因素

①温度：升高温度，平衡向移动，这是因为。

②浓度：弱电解质溶液的浓度越小，电离程度，向弱电解质溶液加水时，平衡向

的方向移动。

其他条件对电离平衡的影响，符合勒夏特列原理。

例：向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，电离平衡向移动，c(H＋) ，c(CH3COO－) 。

2. 电离常数

(1)概念：电离常数表达式为：K＝。

(2)K的意义

相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越电离，

所对应的弱酸或弱碱相对越。

(3)影响因素

电离平衡常数的影响因素只有，温度越高，K越。

(4)多元弱酸各步的电离常数

因为多元弱酸的电离是分步的，第一步电离程度很弱，第二步电离程度更弱，第三步电离程度比第二步电离还要更弱，所以其酸性主要决定于第一步电离。

延伸：从纯净的弱电解质开始加水稀释，电离平衡正向移动，离子数目增多，离子浓度增大，导电能力增强；加水稀释至稀溶液后再加水稀释，电离平衡正向移动，离子数目增多，电离程度增大，但离子浓度减小，导电能力降低。

注意以下几个问题：

(1)电离平衡向右移动，电离程度不一定增大，如向氨水中通入NH3。

(2)电离平衡向右移动，离子浓度不一定增大。

可以从以下几个方面来区分强、弱电解质

1．相同条件下利用溶液的导电性来区别；

2．从实际物质区分：强酸、强碱是强电解质，弱酸、弱碱是弱电解质；

3．从组成和结构上区分：以离子键结合的化合物是强电解质，如大多数盐类、强碱、活泼金属的氧化物、活泼金属的过氧化物(Na2O2)等；

4．从电离程度大小来区分。

第二节水的电离和溶液的酸碱性

知识点：

一、水的电离和水的离子积常数K W

2．水的电离是过程，因此升高温度水的电离平衡向右移动，Kw 。

如100℃时纯水电离的H＋浓度c(H＋)H2O＝10－6mol·L－1，此时Kw＝。

3．Kw不仅适用于纯水，向水中加入适量酸或碱或者盐形成稀溶液时，只要温度不变，

Kw 。即酸、碱、盐的稀溶液中均同时存在H＋和OH－，且有：

①c(H＋)H2O c(OH－)H2O

②c(H＋)·c(OH－)＝Kw

4．水的电离平衡的移动

H2O H＋＋OH－ΔH>0

条件变化移动方向c(H＋)c(OH－) K W

升高温度

加酸

加碱

加强酸弱碱盐

加强碱弱酸盐

二、溶液的酸碱性和PH

1．溶液酸、碱性的实质

在酸、碱溶液中水的电离被抑制，但H＋与OH－的关系仍符合。

当加酸时，水的电离平，c(H＋) c(OH－)；当加碱时，道理也如此，只是c(OH－) c(H＋)。所以说，溶液酸、碱性的实质是溶液中的c(H＋)和c(OH－)的相对大小问题

2．溶液酸碱性的表示方法——pH

(1)定义：pH＝。

(2)适用范围：0～14

(3)意义：pH大小能反映出溶液中c(H＋)(或c(OH－))的大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。

常温下：pH<7，溶液呈。pH越小，溶液的酸性越；

pH每减小1个单位，c(H＋) ；

常温下：pH>7，溶液呈，pH越大，溶液的碱性越，

pH每增加1个单位，c(OH－) 。

(4)溶液酸碱性的判断

①利用c(H＋)和c(OH－)的相对大小判断

若c(H＋)>c(OH－)，则溶液呈；

若c(H＋)＝c(OH－)，则溶液呈；

若c(H＋)

②利用pH判断

25℃时，若溶液的pH<7，则溶液呈，若pH＝7，则溶液呈；

若pH>7，则溶液呈。

注意：

①是无条件的，任何温度、浓度都适用。

②是有条件的，适用温度为25℃。在100℃时Kw＝10－12，

pH＝为中性，pH> 为碱性，pH< 为酸性。

3．pH试纸的使用

(1)方法：把小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中央，试纸变色后，与标准比色卡比较来确定溶液的pH。

(2)注意：pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则将可能产生误差。

延伸：常见指示剂的变色范围

三、酸碱中和滴定

1．酸碱中和滴定原理

用已知物质的量浓度的来测定未知物质的量浓度的的物质的量浓度的方法。

2．中和滴定操作(以标准盐酸滴定NaOH溶液为例)

(1)准备

①滴定管

a．检验酸式滴定管；

b．洗涤酸式和碱式滴定管后要用润洗2～3次，并排除滴定管尖嘴处的；c．用漏斗注入标准液至。

d．将液面调节到“0”或“0”以下某一刻度处，记下读数。

②锥形瓶：只用蒸馏水洗涤，不能用待测液润洗。