高中电离平衡知识点总结

高中电离平衡知识点总结

电离平衡专题

一、电解质

24697278826500 1.溶液导电电解质（内因）自由移动的离子（外因）

离子浓度是决定导电性强弱（浓度高导电性强）

2.离子型的电解质在水溶液中或熔融状态下都可以导电，如：NaCl、NaOH等，而共价型的电解质只有在水溶液中才能导电，如：HCl、H2SO4等。

3.电解质与非电解质均为化合物，金属属于单质，故既不是电解质，也不是非电解质。电解质的强弱只看是否完全电离（和溶解度无关）。

二、电离平衡（针对弱电解质）

1.特征：逆、动、等、定、变【更 多免费素材，微信lbgzkf1】

2.外界条件对电离平衡的影响：

（1）分析0.1mol·L-1醋酸溶液：CH3COOHCH3COO-+H+ ;ΔH＞0

改变条件

平衡移

动方向

n (H+)

c (H+)

c (CH3COO－)

c (CH3COOH)

电离程度

导电

能力

加水稀释

向右

增大

减小

减小

减小

增大

减弱

加入少量冰醋酸

向右

增大

增大

增大

增大

减小

增强

加HCl (g)

向左

增大

增大

减小

增大

减小

增强

加NaOH (s)

向右

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减小

增大

减小

增大

增强

加入CH3COONa (s)

向左

减小

减小

增大

增大

减小

增强

加入镁粉

向右

减小

减小

增大

减小

增大

增强

升高温度

向右

增大

增大

增大

减小

增大

增强

（2）分析0.1mol·L-1氨水电离平衡：NH3·H2ONH4++OH－;ΔH＞0

升温

通氨气

加水

加NaOH(固)

加NH4Cl(固)

通CO2

电离平衡移动方向

→

→

→

←

←

→

n(OH－)

↑

↑

↑

↑

↓

↓

c (OH-)

↑

↑

↓

↑

↓

↓

c(NH3·H2O)

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↑

↓

↑

↑

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导电能力

↑

↑

↓

↑

↑

↑

3.电离常数：只随温度变化

4.解题提高：

（1）强酸与弱酸（或强碱与弱碱）的比较：

相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较见下表：

1L 0.1mol/L HCl

1L 0.1mol/LCH3COOH

c(H+)

0.1mol/L

＜0.1mol/L

pH

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＞1

溶液导电性

较强

较弱

水的电离程度

较弱

较强

c (Cl―)与c (CH3COO―)大小

c (Cl－)＞c (CH3COO－)

等体积溶液中和NaOH的量

0.1mol

0.1mol

分别加该酸的钠盐固体后的pH

不变

变大

开始与金属反应的速率

较快

较慢

等体积溶液与过量活泼金属产生H2的量

相同（均为0.05 mol）

相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表：

1L pH =1HCl

1L pH =1 CH3COOH

酸的物质的量浓度

0.1mol/L

＞0.1mol/L

c(H+)

0.1mol/L

0.1mol/L

溶液导电性

相同

水的电离程度

相同

c (Cl―)与c (CH3COO―)大小

c (Cl－)＝c (CH3COO－)

等体积溶液中和NaOH的量

0.1mol

＞0.1mol

分别加该酸的钠盐固体后的pH

不变

变大

开始与金属反应的速率

相同

等体积溶液与过量活泼金属产生H2的量

0.05 mol

＞0.05 mol

（2）判断强弱电解质的方法规律

实验设计思路：以证明某酸（HA）是弱酸为例

实验方法

结论

（1）测0.01 mol·L―1 HA溶液的pH

pH=2，HA为强酸 pH＞2，HA为弱酸

（2）测NaA溶液的pH

pH=7，HA为强酸 pH＞7，HA为弱酸

（3）相同条件下，测相同浓度的HA溶液和HCl（强酸）溶液的导电性

导电性弱的为弱酸

（4）测定等pH的HA溶液与HCl溶液稀释相同倍数前后的pH变化

pH变化小的为弱酸

（5）测定等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量

反应过程中产生H2较快且最终产生H2的量较多的为弱酸

（6）测定等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和碱的量

耗碱量相同，HA为强酸；若HA耗碱量大，则HA为弱酸

三、水的电离平衡

1.水的离子积：

25℃ c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L c(H+)c(OH-)=1×10-14=Kw

100℃ c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L c(H+)c(OH-)=1×10-12=Kw

只与温度有关，水的电离是吸热过程（弱酸，弱碱或水的电离都是吸热过程）

2.影响水的电离平衡的因素

条件

移动方向

电离程度

c(H+)

c(OH-)

Kw

温

度

不

变

加入HCl

逆

减小

增大

减小

—

NaOH

逆

减小

减小

增大

—

H2O

—

—

—

—

—

CH3COONa

正

增大

减小

增大

—

NH4Cl

正

增大

增大

减小

—

NaCl【更多免费素材，微信lbgzkf1】

—

—

—

—

—

Na

正

增大

减小

增大

—

升温

加热

正

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增大

增大

增大

四、PH的计算

1.单一溶液

（1）酸溶液：pH=-lg c (H+)；

（2）碱溶液：，再求pH；

或直接求pOH=―lg c (OH―)，据pH+pOH=14（25℃时）再求pH。

CH3COOH溶液

NH3·H2O溶液【更 多免费素材，微信lbgzkf1】

CH3COONa溶液

NH4Cl溶液

pH

2

12

12

2

c(H+)溶液

10-2

10-12

10-12

10-2

c(OH-)溶液

10-12

10-2

10-2【更多免费素材，微信 lbgzkf1】

10-12

c(H+)水

10-12

10-12

10-2

c(OH-)水

10-12

10-12

10-2

Kw

10-14

10-14

10-14

10-14

2.酸碱加水稀释时pH的计算

（1）强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。

（2）强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b―n。

酸溶液无限稀释时，其pH只能很接近7，但不能大于7。碱溶液无限稀释时，其pH只能很接近7，但不能小于7。

3.酸碱混合pH的计算

(1)强酸与强酸溶液混和，先求c(H+)，再求PH值

若等体积混和，且原溶液PH值相差≥2时，PH混≈PH小+0.3

(2)强碱与强碱溶液混和，先求c (OH－)，通过c(H+)＝KW/c (OH－)，再求PH值。

若等体积混和，且原溶液PH值相差≥2时，则PH混＝PH大-0.3

(3)强酸与强碱溶液混和：首先判断谁过量，再计算。

再求c(H+)和PH值。

4．中和滴定

（1）原理C1V1=C2V2

（2）指示剂

指示剂的变色范围与酸碱中和后的溶液的pH越接近越好，且变色要明显，一般来说，酸碱用甲基橙为佳；碱酸用酚酞为佳。若酸碱有一方是弱的，则应根据中和所得盐的pH来确定选用哪种指示剂，一般来说，强酸与弱碱用甲基橙，强碱与弱酸用酚酞。

①石蕊试液不宜做中和滴定的指示剂（因变色不明显）。

②指示剂变色的pH值范围尽可能与生成盐的水解得到溶液的pH值吻合。

甲基橙

石蕊

酚酞

红色

橙色

黄色

红色

紫色

蓝色

无色

浅红色

红色

＜3.1

3.1～4.4

＞4.4

＜5.0

5.0～8.0

＞8.0

＜8.2

8.2～10.0

＞10.0

（3）实验操作注意事项

①滴定管读数保留小数点后两位，而量筒和托盘天平读数保留小数点后一位。

②量取液体时滴定管和量筒的区别

0刻度

平视

仰视

俯视

滴定管

上

5.00

偏低(＜5.00)

偏高(＞5.00)

量筒

无

5.0

偏高(＞5.0)

偏低(＜5.0)

③滴定管的尖嘴部分充满液体，但不在计量范围内；自零点将溶液放空，溶液体积大于量程。

④读数方法：应平视，液体凹面与刻度线相切。

⑤终点的判断：准确判断滴定终点（指示剂颜色突变），溶液颜色发生变化且在半分钟内不再变色。

（5）误差分析

以“用0.1032mol/LHCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液”为例分析（将待测液放入锥形瓶中）　已知C2= C1：HCl标准液浓度，V1：HCl标准液体积，C2：NaOH待测液浓度，V2：NaOH待测液体积,

项目

操作不当

具体内容

V1

C2【更多免 费素材，微信lbgzkf1】

1

仪器洗涤

酸式滴定管未用标准盐酸洗

偏大

偏高

碱式滴定管未用NaOH溶液洗

偏小

偏低

锥形瓶用NaOH待测溶液洗

偏大

偏高

锥形瓶内壁上的NaOH溶液加水冲入瓶内

不变

无影响

2

气泡处理

盛标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡

偏大

偏高

盛标准液的滴定管滴定前无气泡，滴定后后气泡

偏小

偏低

3

滴定

盐酸滴出瓶外

偏大

偏高

振荡时瓶内溶液溅出

偏小

偏低

4

读数（标准液）

前仰后平

偏小

偏低

前平后仰

偏大

偏高

前仰后俯

偏小

偏低

前俯后仰

偏大

偏高

5

其他

滴定终点时滴定管尖嘴悬一滴溶液

偏大

偏高

指示剂变色立即停止滴定

偏小

偏低

五、盐类的水解

1. 盐本身的性质决定水解程度大小

弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，溶液碱性越强。

如酸性：CH3COOH> H2CO3>C6H5OH >HCO3—，对应的盐水解程度：

CH3COONa<NaHCO3< C6H5O- <Na2CO3

（2）弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液酸性越强。

如碱性：NH3·H2O>Al(OH)3，其盐水解程度：NH4Cl<AlCl3

2. 关于互促水解的问题

(1)完全互促水解【 更多免费素材，微信lbgzkf1】

(2)互促水解平衡

(3)水解反应与复分解反应

当发生复分解反应生成沉淀比水解反应生成的沉淀更难溶时，物质之间以发生复分解反应为主，如Na2CO3溶液和CuSO4溶液混合，其反应式为CO32－+Cu2+==Cu CO3↓，但也有少量水解产物Cu (OH)2生成。

(4)水解反应与氧化还原反应

物质之间能发生氧化还原反应，也能发生水解反应，通常是以氧化还原反应为主。如Na2S溶液与FeCl3溶液混合，其反应式为S2－+2Fe3+==S↓+2Fe2+。

3.水解与电离并存

在NaHCO3中，HCO3即水解又电离，以水解为主，溶液显碱性；NaHSO3溶液，HSO3但以电离为主，溶液显酸性。NaHSO4只电离不水解，溶液显酸性，可将其当强酸对待。

六、离子浓度的大小

1.各种守恒关系

(1)电荷守恒

电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。

(2)物料守恒

指某微粒的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的微粒浓度之和。

(3)质子守恒

质子守恒即水电离的氢离子和氢氧根离子的浓度相等。

七、难溶电解质的溶解平衡

1.溶度积常数Ksp

KSP反映了难溶电解质在水中的溶解能力

a、用溶度积直接比较时，物质的类型(如AB型、A2B型、AB2型)必须相同。

b、对于同种类型物质，KSP数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。如由Ksp数值可知，溶解能力：AgCl＞AgBr＞AgI＞Ag2S，Cu(OH)2＜Mg(OH)2。

c、不同类型的物质，Ksp差距不大时不能直接作为比较依据。如：

AgCl (s)Ag+(aq)+Cl―(aq)，Ksp=1.8×10―10，

Mg(OH)2 (s)Mg2+(aq)+2OH―(aq)，Ksp=5.6×10―12。

虽然Mg(OH)2的Ksp较小，但不能认为Mg(OH)2比AgCl更难溶。一般比较难溶物质，往往比较的是饱和溶液中溶质的物质的量浓度（或溶解度），如AgCl的物质的量浓度约为1.3×10―5 mol·L―1，Mg(OH)2的物质的量浓度约为1.2×10―4 mol·L―1，显然相对于AgCl (s)，Mg(OH)2 (s)较易溶解。

d、难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0。如Ag2S的溶解度为1.3×10-16 g