知識清單21電離平衡

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知識點01弱電解質的電離平衡及影響因素知識點02電離平衡常數及應用

電離平衡

知識梳理

知識點01弱電解質的電離平衡及影響因素

1.電離平衡

(1)電離平衡的建立

在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質電離的速率和

的速率相等時，電離過程達到了平衡。

平衡建立過程如圖所示：

弱電解質分子

\、電離成離子

的速率兩種速率相等,處于電離平衡狀態

,?.一^'-----

一""離子結

/合成弱電解

'質分子的速率

(2)電離平衡的特征

①弱：研究對象是o

②等：弱電解質分子的速率和的速率相等。

③動：電離平衡是一種平衡，即ImolCH3coOH電離同時則有ImolCH3coOH分子形成。

④定：條件不變，溶液中各分子、離子的濃度,溶液里既有又有。

⑤變：條件改變時，電離平衡，各粒子的濃度要o

2.影響電離平衡的因素

(1)影響電離平衡的內因：

影響電離平衡的內因是弱電解質本身的,其他條件相同時，電解質越弱越電離。

(2)影響電離平衡的外因：

①濃度：向弱電解質溶液中加水稀釋，電離平衡向的方向移動，電離程度;

②溫度：電解質的電離一般是吸熱過程，升高溫度，電離平衡向的方向移動，電離程度;

③同離子效應：加入與電解質電離出相同離子的強電解質，電離平衡向的方向移動,

電離程度;

④酸堿效應：加入強酸(或強堿)，弱酸(或弱堿)的電離平衡向的方向移動，電離

程度:弱堿(或弱酸)的電離平衡向的方向移動，電離程度；

⑤加入能與離子反應的物質，電離平衡向的方向移動，電離程度。

1+

以0.1mol-L-CH3COOH溶液為例,填寫外界條件對CH3coOH(aq)CH3COO(aq)+H(aq)AH>

0的影響。

改變條件平衡移動方向〃(H+)c(H+)導電能力

加水稀釋

加入少量冰醋酸

通入HCl(g)

力口NaOH(s)

加CH3coONa(s)

升高溫度

【易錯提醒】

(1)一般情況下，加水稀釋時，弱電解質電離產生離子的濃度減小，并非溶液中所有離子的濃度都減

小。如CH3co0H溶液加水稀釋時，c(CH3coe)-)、c(H+)減小，但溶液中c(0H-)反而增大。

(2)電離平衡向右移動，電離程度不一定增大，如向CH3co0H溶液中加入冰醋酸，CH3co0H電離

程度減小。

3.電解質溶液的導電能力

電解質溶液的導電能力取決于溶液中自由移動離子的濃度和離子所帶電荷數，自由移動離子的濃度

越、離子所帶電荷數越，導電能力越強。

【特別提示】

1.判斷弱電解質的三個角度

角度1：弱電解質的定義，即弱電解質不能完全電離。如0.1moll-的CH3co0H溶液的pH>l。

角度2：弱電解質溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動。如pH=l的CH3co0H溶液加水稀

釋10倍后，l<pH<2?

角度3：弱電解質形成的鹽類能水解。如判斷CH3co0H為弱酸可利用下面兩個實驗：

(1)配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酰溶液，溶液變為淺紅色。

(2)用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測其pH,pH>7。

2.以冰醋酸稀釋為例分析稀釋過程中pH的變化

(1)冰醋酸稀釋過程中，pH先減小后增大，其中O-b為冰醋酸溶解并建立平衡過程，b-c為醋酸溶

液稀釋后平衡移動過程。

(2)強酸溶液稀釋10倍，pH增大1；弱酸溶液稀釋10倍，pH增大小于1,例如pH=4的醋酸溶液稀

釋10倍,4<pH<5=

(3)pH相等的弱酸溶液稀釋相同倍數，弱酸酸性越弱，pH變化越小。例如體積均為10mL、pH=2

的HA、HB溶液，分別加水稀釋至1000mL,則HB的電離常數大于HA的電離常數。

易錯辨析

(1)氨氣溶于水，當NE-HzO電離出的c(OH-)=c(NH才)時，表明NE-HzO電離處于平衡狀態。()

(2)電離平衡右移，電解質分子的濃度一定減小，離子濃度一定增大。()

(3)向氨水中滴加酚釀變紅色，說明NH3H2O是弱電解質。()

(4)強電解質稀溶液中不存在溶質分子，弱電解質稀溶液中存在溶質分子。()

(5)25°C時，向0.1mol-LT氨水中加水稀釋，溶液中各離子的濃度均減小。()

(6)在醋酸溶液中，當c(CH3coCT)=c(H+)時，表示醋酸已達到電離平衡。()

⑺碳酸的電離方程式為H2cCh2H++COFO()

(8)弱酸的電離程度越大，溶液的導電能力越強。()

(9)氨水的濃度越小，一水合氨的電離程度越大。()

(10)Ca(OH)2微溶于水，因此它是弱電解質。()

(11)氨水中只存在NH3H2O的電離平衡，不存在其他電離平衡。()

(12)由常溫下0.1molL-1一元堿BOH溶液的pH=10,可知溶液中存在BOHB++0H-0()

(13)向0.1molL-iCHsCOOH溶液中加水稀釋或加入少量CH3coONa晶體時都會引起溶液中c(H+)減小。

()

專項提升

影響弱電解質的電離平衡的外部因素

1.一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導電能力如圖所示。回答下列問題:

①a、b、c三點中，醋酸溶液中H+濃度最小的點是.

②醋酸電離程度最大的點是o

③通過微熱的方法可使c點溶液中c(CH3coeT)—(填“增大”或“減小”)。

2.常溫下，①100mL0.01mol-LT的CH3co0H溶液，②10mL0.1mol?LT的CH3coOH溶液。用

=”或填寫下列問題。

(1)C(CH3COO)：①②。

(2)電離程度：①②。

(3)在上述兩種溶液中加入足量鋅片。開始時的反應速率：①②，反應結束生成相同狀況下

出的體積：①②。

(4)與同濃度的NaOH溶液完全反應消耗NaOH溶液的體積：①②。

知識點02電離平衡常數及應用

1.電離平衡常數

在一定條件下，弱電解質達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度(塞次方)的乘積與溶液

中未電離的分子濃度的比值是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數，用K(弱酸用及，

弱堿用&)表示。

2.電離平衡常數的表示方法

弱酸的電離平衡常數用表示，弱堿的電離平衡常數用表示。如：

AB=^A++B-K=?

(1)一元弱酸、一元弱堿的電離平衡常數

例如：CH3coOH—CH3co+H+&=；

NH3H2O=^=NHt+OH-&=。

(2)多元弱酸、多元弱堿的電離平衡常數

多元弱酸的電離是分步進行的，每步各有電離平衡常數，通常用Kal、Ka2等來分別表示。例如，

H2c03=H++HC0TKal=；

HC0HH++C0F/=。

多元弱酸各步電離常數的大小比較：Kal____兄2，因此，多元弱酸的酸性主要由決

定。由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數，而用以后要學到的難溶物的溶度積常數。

3.特點

(1)電離平衡常數與有關，與濃度無關，升高溫度，Ko

(2)電離平衡常數反映弱電解質的相對強弱，K越大，表示弱電解質越,酸性或堿性

(3)多元弱酸的各步電離常數的大小關系是Kal埠2&3……，當即>>a2時，計算多元弱酸

中的c(H+)或比較多元弱酸酸性的相對強弱時，通常只考慮第一步電離。

【歸納小結】電離平衡常數的應用

(1)根據電離平衡常數可以判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，相同條件下，電離平衡常數越大，酸性(或

堿性)越強。

(2)根據電離常數可以判斷鹽與酸(或堿)反應是否發生，相同條件下相對強的酸(或堿)制相對弱的酸(或

堿)。

(3)根據濃度商。與電離平衡常數K的相對大小判斷電離平衡的移動方向。

(4)根據電離平衡常數判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。

c(CHCOO)_c(CH3coeT)-C(H+)_Ka

13加水稀釋時,

如0.1mol-LCH3COOH溶液加水稀釋,++>

C(CH3COOH)C(CH3COOH)C(H)C(H)

(CH3C00-)

C(H+)減小，Ka值不變,則Ct

H

C(CH3COOH)°

4.電離度

⑴概念

在一定條件下的弱電解質達到電離平衡時,的電解質分子數占總數

的百分比。

(2)表示方法

己電離的弱電解質分子數弱電解質的某離子濃度

療一________________________________X1QQO/也可表示為a_____________________________X1QQOZ.

溶液中原有弱電解質的分子總數弱電解質的初始濃度

(3)影響因素

①相同溫度下，同一弱電解質，濃度越大，其電離度(a)越

②相同濃度下，同一弱電解質，溫度越高，其電離度(㈤越

【特別提示】電離度(a)與電離平衡常數(&、&)之間的關系

①一元弱酸(以CH3COOH為例)

設常溫下，濃度為cmol-LT的醋酸的電離度為a

CH3COOHCH3COO+H+

起始(mol-LT)c00

轉化(mol[T)C'acaca

平衡(mol-LT)c-ca^cC'aC'a

ca,cak

鼠=-------=cot2、a=—,c(Ii+)=ca=y/K-Co

ca

②一元弱堿(如NH3H2O,電離常數為題)

同理可得：Kb=ca2,c(0H-)=ca='及七。

易錯辨析

(1)弱電解質電離平衡右移，電離平衡常數一定增大。()

.“-c2(H+)-c(CO\o\al(2",))

(2)H,CC)3的電離平衡數表達式：降=--------------------------3--o()

c(H2co3)

(3)相同溫度下，若Ka(HX)>Ka(HY),則酸性：HX>HYo()

(4)相同溫度下，電離常數越大，溶液中c(H+)一定越大。()

(5)25。(2時，向0.1mol-LT的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其電離度變小。()

(6)弱電解質的電離程度越大，電離常數越大。()

(7)電離常數越大，表示該電解質電離能力越強。()

(8)電離常數大的酸溶液中的c(H+)一定大于電離常數小的溶液。()

(9)對于1mol[T的CH3coOH溶液，升高溫度，電離程度增大。()

(10)溫度不變，向NH3H2O溶液中加入NH4CI,平衡左移，電離平衡常數減小。()

(11)要增大某種弱電解質的電離平衡常數，只能采取升高溫度的方法。()

(12)對于CH3coOHCH3COO+H+,在一定溫度下，加入鹽酸平衡左移，電離平衡常數減小。(

(13)對于0.1mol[T的氨水，加水稀釋后，溶液中c(NH辦c(OH-)變小。()

c(CH3coeT)

(14)常溫下，向10mLpH=3的醋酸溶液中加水稀釋后，溶液中-----------------一不變。()

c(CH3coOH)c(OH)

專項提升

一、電離平衡常數及應用

部分弱酸的電離平衡常數如下表:

弱酸H2cO3

HCOOHH2SHC1O

電離平衡Kal=l1X10-7Kai=4.5xl0-7

Ka=1.77x10-4Ka=4.0xl0-8

常數(25。0Ka2=L3xlOT3Ka2=4.7x10-11

按要求回答下列問題：

(l)HCOOH,H2S>H2cO3、HC1O的酸性由強到弱的順序為=

(2)相同濃度的HCOCT、HS-、S2-、HCO3、COM、CICr結合H+的能力由強到弱的順序為

(3)運用上述電離常數及物質的特性判斷下列化學方程式不正確的是(填序號)。

①次氯酸與NaHCCh溶液的反應：HC10+HC(K=ClCr+H2O+CO2T

②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2C1O==COF+2HC1O

③少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+CIO=HCO^+HC1O

④硫化氫通入NaClO溶液中：H2S+C10=HS-+HC1O

⑤碳酸鈉滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH+COH=2HCOCr+CO2T+H2O

二、判斷微粒濃度比值的大小