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考點(diǎn)31電離平衡

1．復(fù)習(xí)重點(diǎn)

1．強(qiáng)、弱電解質(zhì)的概念及電離方程式的書寫；

2．弱電解質(zhì)的電離平衡；電離平衡常數(shù)。

2．難點(diǎn)聚焦

（一）強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)

 1．相互關(guān)系

 

                  否――非電解質(zhì)

   化合物                   是――強(qiáng)電解質(zhì)

                  能         

                            否――弱電解質(zhì)

熱或水的作用

 電解質(zhì)         自由移動(dòng)離子

 

           電離       

思考：一種物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，原物質(zhì)一定是電解質(zhì)嗎？

分析：不一定！關(guān)鍵要分清發(fā)生電離散是否要原物質(zhì)本身。有可能溶于水時(shí)就發(fā)生了化學(xué)變化

如（1）Cl₂      氯水

        ↓               ↓

即不是電解質(zhì)         HCl.HclO

又不是非電解質(zhì)       發(fā)生電離

（2）CO₂     碳酸溶液

      ↓                 ↓

 非電解質(zhì)            H₂CO₃電離

（3）Na₂O    NO₂OH溶液

      ↓                ↓ 

雖不是本身電離子        NaOH電離

但可在熔融態(tài)電

離，故它屬強(qiáng)電

解質(zhì)

2．比較強(qiáng)、弱電解質(zhì)

 

強(qiáng)電解質(zhì)

弱電解質(zhì)

電離程度

完全

部分

電離平衡

不、不可逆

有、可能

過程表示

溶液中存在的微粒

（水分子不計(jì)）

====

只有電離出的陰、陽離子，不存在電解質(zhì)分子

即有電離出的陰、陽離子（少部分），又有電解質(zhì)分子（大部分）。

電離方程式

H₂SO₄====2H⁺+SO₄^2―

CaCl₂====Ca²⁺+2Cl^―

NH₃?H₂O       NH₄⁺+OH^―

H₂S      H⁺+HS^―，HS^―      H⁺+S^2―

實(shí)例

絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽）；

強(qiáng)酸：H₂SO₄、HCl、HclO₄等；

強(qiáng)堿：Ba(OH)₂、Ca(OH)₂等。

 

注意：多元強(qiáng)酸電離一步完成且完全

如  H_nA====Nh⁺+A^n―

而多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，且第二步電離比第一步電離困難，第三步電離比第二步電離更困難，但每步電離都存在相應(yīng)的電離平衡，因此應(yīng)分步書寫電離方程式。例如磷酸的電離方程式應(yīng)寫三步：

H₃PO₄      H⁺+H₂PO₄^―，  H₂PO₄^―      H⁺+HPO₄^2―      HPO₄^2―    H⁺+PO₄^3―，不能合并成H₃PO₄      3H⁺+PO₄^3―。由于磷酸溶液中的[H⁺]主要由第一步電離決定，因此磷酸的電離方程式有時(shí)也可只寫第一步。

對(duì)HnA弱酸而言，電離方程式可只考慮：

HnA        H⁺+Hn+A^―

想一想：為什么多元的酸電離下一步比上一步困難，電離程度小得多，甚至可忽略？

（二）弱電解質(zhì)的電離平衡

（1）概念

弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件下（濕度、濃度），弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等的狀態(tài)。

（2）特點(diǎn)

①動(dòng)――動(dòng)態(tài)平衡：V_{（聞子化）}=V_{（分子化）}≠0。在電離方程式中用“      ”表示。

②定――平衡時(shí)各組成成分一定，即平衡時(shí)溶液中離子濃度和分子濃度保持不變

③變――條件改變，平衡被打破。

（3）影響電離平衡的因素

與化學(xué)平衡一樣，外界條件的改變也會(huì)引起移動(dòng).

以0.1mol/1 CH₃COOH溶液為例：

 

項(xiàng)目

  變化

項(xiàng)目

加水

升溫

加入固體

NaOH

加入無水

CH₃COONa

通入氣體

HCl

加入等濃度的CH₃COOH

平衡移動(dòng)

右移

右移

右移

左移

左移

不移動(dòng)

H⁺的物質(zhì)的量（mol）

增大

增大

減小

減小

增大

增大

[H⁺]濃度(mol)

減小

增大

減小

減小

增大

不變

PH值

增大

減小

增大

增大

減小

不變

導(dǎo)電能力

減弱

增強(qiáng)

增強(qiáng)

增強(qiáng)

增強(qiáng)

不變

 

 

（三）電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱與電解質(zhì)強(qiáng)弱影響溶液導(dǎo)電能力的因素：

①自由移動(dòng)離子濃度的大小。（主要決定因素）濕度一定，離子濃度越在，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。

②濕度：濕度越高，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。（與金屬導(dǎo)電相反）

③離子電荷數(shù)：電荷數(shù)越高，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。

由此可知：強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)。

如  較濃醋酸的導(dǎo)電能力可比極稀HCl溶液強(qiáng)。 CaCO₃雖為強(qiáng)電解質(zhì)，但溶于水所得溶液極稀，導(dǎo)電能力極差。

思考：若在某溶液中加入一種物質(zhì)，出現(xiàn)沉淀，則溶液的導(dǎo)電能力一定減弱嗎？（濕度不變）

分析：不一定。關(guān)鍵要看溶液中離子濃度有無顯著變化。如：

（1）若在H₂SO₄溶液中加Ba(OH)₂，因生成BaSO₄沉淀和極難電離的水，使溶液中離子濃度降低，導(dǎo)電能力降低。

（2）若在H₂SO₄溶液中加BaCl₂，雖有沉淀BaSO₄生成，但同時(shí)生成了HCl，相當(dāng)于1molSO₄^2―被2molCl^―代替，故導(dǎo)電能力有所增強(qiáng)。

（3）若在HCl溶液中加AgNO₃，則導(dǎo)電能力幾乎不變。

（四）水的電離平衡

1．  實(shí)驗(yàn)證明，純水微弱的導(dǎo)電性，是極弱的電解質(zhì)：

2．  25℃1LH₂O的物質(zhì)的量n(H₂O)==55.6(mol)共有10^―7mol發(fā)生電離

H₂O       H⁺+OH^―

   起始(mol)  55.6       0    0

  電離(mol) 10^―7        10^―7   10^―7

  平衡(mol)55.6－10^―7     10^―7   10^―7

   25℃[H⁺]?[OH^―]= 10^―7=10^―14=Kw的離子積常數(shù)。

2．影響Kw的因素

Kw與溶液中[H⁺]、[OH^―]無關(guān)，與濕度有關(guān)。

水的電離為吸熱過程，所以當(dāng)濕度升高時(shí)，水的電離程度增大，Kw也增大。

例如100℃，1LH₂O有10^―6mol電離，此時(shí)水的離子積常數(shù)為Kw=10^―6?10^―6=10^―12.

3．影響水的電離平衡因素

（1）濕度，升濕度促進(jìn)水的電離，降溫則相反

（2）向純水中引入H⁺或OH^―，會(huì)抑制水的電離

（3）向純水中引入弱酸酸根陰離子或弱堿陽離子，將促進(jìn)水的電離，此乃為鹽類水解的實(shí)質(zhì)。

3．  酸、堿、鹽溶液中水電離的定量計(jì)算。（列表比較如下：）

 

[H⁺]_水與[OH^―]_水關(guān)系

x的計(jì)算式

室溫x值

對(duì)水電離影響

純水

 

 

 

 

 

[H⁺]_水=[OH^―]_水

x=

x=1×10^―7mol/L

對(duì)水電離影響

酸溶液

x=

x＜1×10^―7mol/L

 

堿溶液

x=

抑制

正

鹽

溶

液

強(qiáng)酸弱堿鹽

強(qiáng)堿弱酸鹽

強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽

x=[H⁺]

x＞1×10^―7mol/L

促進(jìn)

x=[OH^―]

x=

x=1×10^―7mol/L

無

注[H⁺]_水、[OH^―]_水指水電離出的H⁺、OH^―濃度

 [H⁺]_水、[OH^―]_指指溶液中的H⁺、OH^―濃度

由上表可得重要規(guī)律：

（1）在任意濕度、任意物質(zhì)的水溶液中（含純水）的水本身電離出的[H⁺]_水≡[OH^―]_水

（2）酸和堿對(duì)水的電離均起抑制作用

①只要堿的pH值相等（不論強(qiáng)弱、不論幾元）對(duì)水的抑制程度相等，堿也同理。

②若酸溶液的pH值與堿溶液的pOH值相等，則兩種溶液中水的電離度相等。

如pH=3的鹽酸溶液與pH=11的氨水溶液在室溫下，由水電離出的

    [H⁺]_水=[OH^―]_水==10^―11mol/L

（3）在凡能水解的鹽溶液中，水的電離均受到促進(jìn)，且當(dāng)強(qiáng)酸弱的堿鹽的pH和強(qiáng)堿弱酸鹽的pOH值相等時(shí)（同一濕度），則促進(jìn)程度相等。

（4）較濃溶液中水電離出[H⁺]的大小：

①酸溶液中[OH^―]等于水電離的[H⁺]

②堿溶液中[H⁺]等于水電離的[H⁺]

③強(qiáng)酸弱堿鹽溶液中的[H⁺]等于水電離出[H⁺]

④強(qiáng)堿弱酸鹽溶液中的[OH^―]等于水電離出的[H⁺]

如pH=4的NH₄Cl溶液與pH=10的NaAc溶液中，（室溫）由水電離出的

[H⁺]_水=[OH^―]_水==10^―4mol/L

3．例題精講

例1．下列四種溶液中，由水電離出的[H⁺]之比（依次）為（    ）

①pH=0的鹽酸  ②0.1mol/L的鹽酸 ③0.01mol/L的NaOH溶液 ④pH=11的NaOH溶液

（A）1 ：10 ：100 ：1000      （B）0 ：1 ：12 ：11

（C）14 ：13 ：12 ：11        （D） 14 ：13 ：2 ：3

解析①[H⁺]=1mol/L     [H⁺]_水=[OH^―]=1×10^―14mol/L

②[H⁺]=1mol/L      [H⁺]_水==1×10^―13mol/L

③[OH^―]=1×10^―2mol/L    [H⁺]_水==1×10^―12mol/L

④[OH^―]=1×10^―3mol/L    [H⁺]_水==1×10^―11mol/L

 

例2．某濕度下，純水中的[H⁺]=2×10^―7mol/L，則此時(shí)[OH^―]=______，若濕度不變，滴入稀硫酸使[H⁺]=5×10^―6mol/L，則[OH^―]=_______，由水電離出[H⁺]為，該純水的PH值_______（填＞、＜、=＝

解析

純水中  H₂O       H⁺+OH^―

  mol/L       2×10^―7    2×10^―7

加酸后，水的電離平衡逆向移動(dòng)，使[OH^―]減小，可由Kw、[H⁺]求出[OH^―]，此濕度下Kw值為2×10^―7 ×2×10^―7= 4×1^―14

[OH^―]==8×10^―9mol/L

由水電離的[H⁺]=[OH^―]=8×10^―11mol/L

該濕度下Ph= －lg×10^―7= 7?lg2＜7.

 

例3．常溫下某溶液中，由水電離出的[H⁺]為1×10^―12mol/L，該溶液中一定能大量共存的離子組是（    ）

A．K⁺、Na⁺、SO₄^2―、NO₃^―      B．Na⁺、K⁺、S^2―、CO₃^2―   

C．Fe²⁺、Mg²⁺、Cl^―、SO₄^2―     D．NH₄⁺、Cl^―、K⁺、SO₃^2―

解析   常溫、由水電離出的[H⁺]=×10^―11mol/L＜1×10^―7mol/L說明水的電離受到抑制。此溶液可能是pH=1酸溶液，也可能為pH=13的堿溶液，選項(xiàng)B、D中的S^2―、CO₃^2―、SO₃^2―不能存在于強(qiáng)酸性溶液中，C中的Fe²⁺、Mg²⁺、D中的NH₄²⁺、D中的NH₄⁺與OH^―均不能大量存共存，故本題答案A。

例4．在圖（1）所示的裝置中，燒杯中盛放的是Ba(OH)₂溶液，當(dāng)從滴定管中逐漸加入某種溶液（A）時(shí)，溶液的導(dǎo)電性的變化趨勢如圖（2）所示。

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

              圖1                              圖2

該根據(jù)離子反應(yīng)的特點(diǎn)分析：A溶液中含有的溶質(zhì)可能是_________或__________（至少寫出兩種），并寫出相應(yīng)的離子反應(yīng)的離子方程式：

________________________________、____________________________

解析：從圖2可分析知，隨著A的加入溶液導(dǎo)電能力迅速降低，說明A必定能與Ba(OH)₂發(fā)生反應(yīng)，使溶液中離子濃度變得極小，故不僅與Ba²⁺反應(yīng)轉(zhuǎn)化為沉淀，還要與OH^―反應(yīng)生成水或其它弱電解質(zhì)，當(dāng)反應(yīng)完全后，過量A的加入，導(dǎo)電能力又顯著上升，說明A應(yīng)為強(qiáng)電解質(zhì)，故A可能是H₂SO₄或CuSO₄或MgSO₄或(NH₄)₂SO₄等。

離子方程式：2H⁺+SO₄^2―+Ba²⁺+2OH^―=BaSO₄↓+2H₂O

            Mg²⁺+SO₄^2―+Ba²⁺+2OH^―=BaSO₄↓+Mg(OH)₂

想一想：A可否為Na₂SO₄或H₂CO₃溶液？為什么？

 

4．實(shí)戰(zhàn)演練

一、選擇題（

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二、非選擇題(共55分)?

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一、1.解析：c(NH)增大，平衡逆向移動(dòng)。

答案：C

2.A  3.B  4.B  5.AD  6.B  7.A  8.B  9.D?

二、10.（1）100 mL容量瓶?

（2）＞  b?

（3）配制pH=1的HA溶液難以實(shí)現(xiàn)，不妥之處在于加入的鋅粒難以做到表面積相同。

（4）配制NaA溶液，測其pH＞7，即證明HA是弱電解質(zhì)。?

11.(1)右?

(2)①小球下沉到燒杯底部  ②產(chǎn)生白色沉淀  ③電流計(jì)指針偏轉(zhuǎn)幅度不斷變小，最后指針回到中央?

(3)Ca₃（PO₄）₂＋3H₂SO₄===2H₃PO₄＋3CaSO₄?

12.(1)H₂Ｂ  （2）C^3－  HB^－  (3)BC?

(4)H₃C＋3OH^－===C^3－＋3H₂O?

2HＡ＋C^3－===2Ａ^－＋H₂C^－

13.（1）減小  增大  （2）減小  增大  （3）增大  減小?

14.（1）都產(chǎn)生氣泡，Zn溶解  a產(chǎn)生氣泡、Zn溶解速度都快  HCl完全電離，HCl中的c(H⁺)大于CH₃COOH中的c(H⁺)?

（2）大  等于  a中c(H⁺)大于b中的c(H⁺),而酸的總量相等

15.4.48%?