高中化学知识点规律总结电离平衡

中学化学学问点规律大全

——电离平衡

1.电离平衡

［强电解质和弱电解质］

强电解质弱电解质

在水溶液里全部电离为离子在水溶液里仅部分电离为离

概念

的电解质子的电解质

含有离子键的离子化合物和某些具有极性键的共价化合

化合物

某些具有极性键的共价化合物

类型

物

所含物强酸、强碱、盐等水、弱酸、弱碱

质

电离状完全电离，不存在电离平衡不完全电离（部分电离），存

猊（电离不行逆）在电离平衡

联系都属于电解质

说明离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子

而导电；共价化合物只有在溶于水时才能导电.因此，可通过使一个化合物处于

熔融状态时能否导电的试验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物.

［弱电解质的电离平衡］

（1）电离平衡的概念：在确定条件（如温度、压强）下，当电解质分子电离成

离子的速率及离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，

这叫做电离平衡.

（2）弱电解质的电离平衡的特点：

电离平衡遵循勒夏特列原理，可依据此原理分析电离平衡的移动状况.

①电离平衡是动态平衡.电离方程式中用可逆符号"一”表示.例如：

+

CH3C00HCH3C00"+H

NH3•H20阻++OH-

②将弱电解质溶液加水稀释时，电离平衡向弱电解质电离的方向移动.此时，溶

液中的离子数目增多，但电解质的分子数削减，离子浓度减小，溶液的导电性降

低.

③由于电离过程是吸热过程，因此，上升温度，可使电离平衡向弱电解质电离的

方向移动.此时，溶液中离子的数目增多，离子浓度增大，溶液的导电性增加.

④在弱电解质溶液中，加入及弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，使弱电

解质的电离平衡向逆反应方向移动.例如，在O.lmol・厂’”滴有氨水的溶液(显

浅红色)中，存在电离平衡NB-AO-Nir+OH-.当向其中加入少量下列物质

时：

a.NH4cl固体.由于增大了c(NH/),使NH3・H2。的电离平衡逆向移动，c(OIF)

减小，溶液红色变浅.

b.NaOH固体.NaOH溶于水时电离产生的OK抑制了股3・上0的电离，从而使平

衡逆向移动.

［电离平衡常数］在确定温度下，当弱电解质的电离达到平衡状态时，溶液中电

离产生的各种离子浓度的乘积及溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一

个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数.弱酸的电离常数用人表示,

弱碱的电离常数用L表示.

(1)电离平衡常数的表达式.

①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式：

例如，确定温度下CACOOH的电离常数为:

+

CH3COOHkiCH3COO-+H

确定温度下NH3・H20的电离常数为：

NH3•H20阻++0H-

②多元弱酸的电离特点及电离常数表达式：

a.分步电离.是几元酸就分几步电离.每步电离只能产生一个不，每一步电离

都有其相应的电离常数.

b.电离程度慢慢减小，且氏》”》”,故多元弱酸溶液中平衡时的H+主要来源于

第一步.所以，在比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较其K1即可.例如25c

时，HJU的电离；

H3P。41rH2POJ+H+4=。(%P3)C(H+)=7.5x10-3

C(H5PO4)

+

H2POJHPO工+HK2=C(HPO；»C(H+)=6.2x10-8

C(H2PO4)

2-

HP04PO?"+H+K3='")•；(”+)=2,61x10*

c(HPOr)

留意a.电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度.

b.多元弱酸溶液中的c(H+)是各步电离产生的c(H+)的总和，在每步的电离

常数表达式中的c(H+)是指溶液中H+的总浓度而不是该步电离产生的c(H+).

(2)电离常数的特征.同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小及溶液的浓度无

关，只随温度的变更而变更.温度不变，K值不变；温度不同，K值也不同.但

由于电离常数随温度的变更不大，在室温时，可不考虑温度对电离常数的影响.

(3)电离常数的意义：

①表明弱电解质电离的难易程度.K值越大，离子浓度越大，该电解质越易电离;

反之，电解质越难电离.

②比较弱酸或弱碱相对强弱.例如在25℃时，ENO?的K=4.6X10-4,CH3COOH的

K=l.8X10-5,因此HNO2的酸性比CHsCOOH的酸性强.

6.水的电离和溶液的pH

［水的电离］

(1)水的电离方程式.

水是一种极弱的电解质，它能像酸一样电离出极少量的H+,又能像碱一样电

离出少量的OH」(这叫做水的自偶电离).水的电离方程式可表示为：

-

H20+H20^+OH

+

简写为：H20H+0H-

⑵水的离子积K*.

确定温度下，水的电离常数为：

+

即c(H)•c(OH")=K•c(H20)

设水的密度为1g•cm3,贝(J1LH20=l000mLH20=l000gH20=55.6mol,即

l

H20的起始浓度为55.6mol-L-.由于水是极弱的电解质，它电离时消耗的水及

电离前相比，可忽视不计.例如，25℃时，ILHzO中已电离的庆0为所

以c(HzO)=55.6mol・L,即K-cQW)为一常数,这个新的常数叫做水的离子

积常数，简称水的离子积，表示为：

c(H+)•c(0H~)=K»

说明①确定温度下，由于K*为一常数，故通常不写单位，如25℃时Kw=lX10

-14

②&只及温度有关，及溶液的酸碱性无关.温度不变，KH不变；温度变更，K*也

发生变更.

③由于水的电离过程是吸热过程，因此温度上升时，纯水中的c(H+)、c(OH-)同

时增大，&也随着增大.例如:

-_7_1-14

25℃时，c(H')=(OH)=1X1Omol•L,KW=1X1O

100℃时,c(H,)=(OH-)=1X1O_6mol•L-1,K,=1X1O-12

但由于c(H+)及c(OH-)始终保持相等，故仍显中性.

④在任何以水为溶剂的溶液中都存在H+和0H-,它们既相互依存，又相互制约.当

溶液中的c(H+)增大时，c(OH-)将减小；反之，当溶液中的c(OH-)增大时，c(H+)

则必定减小.但无论在中性、酸性还是碱性溶液中，在确定温度下，c(H+)及c(OH

一)的乘积(即KJ仍是不变的，也就是说，及不仅适用于纯水，也适用于任何酸、

碱、盐的稀溶液.只要温度相同，不论是在纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液

中，&都是相同的.

⑤确定温度下，不论是纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液中，由H20电离产生

的c(H+)及c(OH-)总是相等的.如25℃时，0.1mol*!71的盐酸中，c水(H+)=

c(0H-)=-^i=lX10-13mol•L-1.

0.1

⑥水的电离平衡遵循勒夏特列原理.例如，向纯水中加入酸或碱，均使水的电离

平衡逆向移动(即酸或碱抑制水的电离)；向水中投入活泼金属如钠等，由于金属

及水电离产生的H+干脆作用而促进水的电离.

［溶液的酸碱性的实质］任何水溶液中都存在水的电离，因此都含有H+和0联.一

种溶液是显酸性、中性还是碱性，是由该溶液中的c(H+)及c(OH-)的相对大小来

确定的.

酸性溶液：c(H+)>c(OH-)

中性溶液：c(H+)=c(OH-)

碱性溶液：C(H+)VC(01F)

例如：25℃时，因为&=1X1O-M,所以：

中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1X10-7mol•L-1

酸性溶液：c(H+)>1X10-7mol•L_1,c(OH-)<1X10-7mol•L-1

碱性溶液：c(H+)<lX10-7mol•L-1,c(OH-)>lX10_7mol•L-1

100℃时，因为&=1X1()T2,所以：

中性溶液：c(H+)=c(0H-)=lX10_6mol•L-1

酸性溶液：c(H+)>lX10-6mol•L_1,c(0H")<lX10_6mol•L-1

碱性溶液：c(H+)<lX10-6mol•L-1,c(0H­)>1X10-6mol•L-1

[溶液的pH]

(1)溶液的pH的概念：在c(H+)mol・I7】的水溶液中，接受c(H+)的负对数

来表示溶液酸碱性的强弱.

(2)数学表达式：pH=-lg[c(H+)]

若c(H+)=l()fmol•L-1,则pH=n.

若c(H+)=mX10-nmol,L-1,贝!JpH=n—Igm.

(3)溶液酸碱性的强弱及pH的关系.

①常温(25℃)时：

pH=7,溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)=1X10-7mol•L-1.

Ph<7,溶液呈酸性，pH小(大)0c(H+)大(小)0溶液的酸性强(弱).

PH>7,溶液呈碱性，pH大(小)Jc(OH-)大(小)一溶液的碱性强(弱).

②pH范围为0〜14之间.pH=O的溶液中并非无H+,而是c(H+)=lmol・L%pH

=14的溶液中并非没有OH,而是c(0H-)=lmol・LT.pH减小(增大)n倍，则

c(H+)增大为原来的100倍(减小为原来的1/1(T倍)，相应的c(OH-)减小为原来

1/100倍(增大为原来的1011倍).

③当溶液中的c(H+)>lmol・「时,pH<0；c(0H­)>lmolpH>14.因

此，当溶液中的c(H+)或c(OH-)大于mol・LT时，一般不用pH来表示溶液的酸

碱性，而是干脆用c(H+)或c(OH-)来表示.所以，pH只适用于c(H+)或c(OH-)

mol・厂1的稀溶液.

④也可以用pOH来表示溶液的酸碱性.pOH是0联离子浓度的负对数，即pOH=一

lg[c(OH-)].因为25℃时，c(H+)•c(0H-)=lX10-14,所以：pH+pOH=14.

[溶液中pH的计算]

(1)基本关系式：

①pH=—lg[c(H+)]

@c(H+)=10-pHmol•L-1

③任何水溶液中，由水电离产生

的c(H+)及c(OH-)总是相等的,即：c水(H+)=cMOH)

④常温(25℃)时，c(H+)•c(0H-)=lX10-14

⑤n元强酸溶液中c(H+)=n♦c酸;n元强碱溶液中c(OH-)=n•c碱•

(2)强酸及弱酸、强碱及弱碱溶液加水稀释后pH的计算.

①强酸及弱酸分别加水稀释相同倍数时，由于弱酸中原来未电离的弱酸分子进一

步电离出离子，故弱酸的pH变更小.设稀释10"倍，则：

强酸：pl^=pH原+n

弱酸：pH稀VpH原+n

当加水稀释至由溶质酸电离产生的c酸(f)〈KT'mol•「I时，则必需考虑

水的电离.如pH=5的盐酸稀释1000倍时，pH稀=6.98,而不是等于8.因此,

酸溶液无论如何稀释，溶液的pH都不会大于7.

②强碱及弱碱分别加水稀释相同倍数时，弱碱的pH变更小.设均稀释100倍，则:

强碱：ph=pH原一n

弱碱：pH稀＞pH®—n

当加水稀释至由溶质碱电离产生的c(OH-)〈ICTmoi•厂1时，则必需考虑水

的电离.如pH=9的NaOH溶液稀释1000倍时，pH稀心7,而不是等于6.因此,

碱溶液无论如何稀释，溶液的pH都不会小于7.

(3)两强酸或两强碱溶液混合后pH的计算.

①两强酸溶液混合.先求出：

二任吟？2H再求；pH混=-lg[c海(H+)]

注：％、V2的单位可为L或mL,但必需一样.

②两强碱溶液混合.求算两强碱溶液混合后溶液的pH时，不能干脆依据题中给

出的碱的pH求算混合液的pH,而必需先分别求出两强碱溶液中的c(OH-),再依

下式求算c混(0厂)：

V|+C(OH~)V

C混(所)22

Vl+V2

然后求出c混(H+)、pH泡.

例如：将pH=8的Ba(0H)2溶液及pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中的

c(H+)应为2X10-%ol・L-1,而不是(IO-1。+KT')/2mol•L-1.

(4)强酸及强碱溶液混合后pH的计算.

解题步骤：分别求出酸中的n(H+)、碱中的n(0H-)-＞依H++0H-=H20比较出n(H

+)及n(OlT)的大小.

①n(H+)=n(0IF)时，恰好中和，混合液显中性；pH=7.[反之，若混合液的pH

=7,则必有n(H+)=n(0lT)]

②n(H+)＞n(0fF)时，酸过量，则：c酸("+)="(H，=[广-

曦+H或曦+好或

再求出pH混(求得的pH混必小于7).

注：若已知pH混V7,则必需利用上式进行相关计算.

⑧n(H+)<n(OIT)时，碱过量.贝!J：一〃="小°”

V酸+V碱曦+%

然后求出c混田+)、pH混.

注：若已知pH混>7,则必需利用上式进行相关计算.

(5)强酸及强碱混合反应后溶液呈中性时，强酸的pH髅、强碱的pH碱及强酸溶液

体积V酸、强碱溶液体积V破之间的关系：

当溶液呈中性时：n(H+)=n(OH-)

+-

BP：c(H)•Vffi=c(OH)-V«

25℃时，有c虱中)・V酸=1X1()7/C碱GT)・V碱，整理得：

c«(H+)*cM(H+)=lX10-14V碱/V暇，两边取负对数得：

{-lg[c』(H+)]}+{-lg[c»(0H-)]}={-lg(lX10-14)}+{-1g(V碱/V酸)}

故pH酸+pH碱=14+lg(V酸/V喊)

①若pH酸+pH破=14,则V酸：V破=1：1,即强酸及强碱等体积混合.

②若pH酸+pH碱>14,则:V酸：V做=io(叫+叫T：]

③若pH酸+pH破V14,贝！|：V髅：V碱=1：04-(/%+MG

7.盐类的水解

[盐类的水解]

(1)盐类水解的概念：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生出来的父或0联

结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解.

说明盐类的水解反应及中和反应互为可逆过程：

水解一

盐+水7中和酸+碱一热量

(2)盐类水解的实质：盐溶于水时电离产生的弱碱阳离子(如NIC、Al"、Fe"等)

2

或者弱酸阴离子(如CH3C00,CO3->S?-等)及水电离产生的or或H+结合生成了

难电离的弱碱、弱酸(弱电解质)，使水的电离平衡发生移动，从而引起水电离产

生的C(H+)及c(0H-)的大小发生变更.

(3)各种类型的盐的水解状况比较:

盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐弱酸强碱盐弱酸弱碱盐

水解状况不水解水解水解水解

弱酸阴离子

参及水解的

弱碱阳离子弱酸阴离子和弱碱阳离

离子

子

酸性碱性依组成盐对

[弱碱阳离[弱酸阴离应的酸、碱

子及电子及电的电离常数

H2OH2O

正盐显中

离产生的离产生的尺的相对大

溶液的酸碱性；酸式盐

0H-结合而0H-结合而小而定K^>

性因电离产生

使得c(H+)使得c(H+)K»：溶液呈

H'而显酸性

>c(OH-)]<c(OH")]酸性K酸VK

碱：溶液呈碱

性

正盐：Cucb、

KC1、Na2s0八NH4C1、

CLCOONa、CH3COONH4、

NaNO3>KN03FeCL、

实例NaC10>NaF、NHF、

等

AI2(SO4)3

(S、K2cO3(NH4)2CO3

酸式盐：

NaHSO,等

①盐类的水解程度很小，水解后生成的难溶物的微粒

数、易挥发性物质的微粒数都很少，没有沉淀、气体产

说明生，因此不能用“t”、“1”符号表示②发生水解的盐

都是使水的电离平衡正向移动而促进水的电离(而酸或

碱则总是抑制水的电离)

①推断某盐是否水解的简易口诀：

不溶不水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱都水解.

②推断盐溶液酸碱性的简易口诀：

谁强显谁性，都强显中性，都弱具体定(比较等温时K酸及K破的大小).

(4)盐类水解离子方程式的书写方法

书写原则：方程式左边的水写化学式“上0”，中间符号用“一”，右边不写“I”、

“t”符号.整个方程式中电荷、质量要守恒.

①强酸弱碱盐：

弱碱阳离子：

+

胪++nH2O^=^M(OH)n+nH

如CuS(h水解的离子方程式为：Cu2++2H20BICU(0H)2+2H+

说明溶液中离子浓度大小的依次为：c(SO?-)>c(Cu2+)>c(H+)>c(0H-)

②弱酸强碱盐：

a.一元弱酸对应的盐.如

-

CLCOONa水解的离子方程式为：CH3COO-+H20CH3COOH+OH

说明溶液中离子浓度大小的依次为：c(Na+)>c(CH3C0(F)>c(0H-)>c(H+)

依据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知：

++

c(Na)+c(H)=C(CH3C00-)+c(0H-)

b.多元弱酸对应的盐.多元弱酸对应的盐发生水解时，是几元酸就分几步水解,

且每步水解只及1个H20分子结合，生成1个OIF离子.多元弱酸盐的水解程度

是慢慢减弱的，因此，多元弱酸盐溶液的酸碱性主要由第一步水解确定.

例如K2c的水解是分两步进行的：

2--

第一步：C03+H20HCO3-+OH

-

其次步：HCO3-+H2O^^H2CO3+OH

水解程度：第一步>其次步.所以K2c溶液中各微粒浓度大小的依次为：

+2---+

c(K)>c(C03)>c(OH)>c(HCOs)>c(H2CO3)>C(H)

依据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知：

++2---

c(K)+c(H)=2XC(C03)+c(OH)+c(HCO3)

⑧弱酸弱碱盐：

如CH3COONH4水解的离子方程式为：

CH3COO-+NH4++H2OCH3COOH+NH3•H2O

-5

因为K(CH3C00H)=K(NH3•H20)=l.8X10,所以CH3COONH4溶液呈中性.

［影响盐类水解程度的因素］

(1)盐本身的组成确定盐是否水解及水解程度的大小.

对于强碱弱酸盐来说，组成盐的阴离子对应的酸越弱(强)，则盐的水解程度越大

(小)，溶液中的c(OH-)越大(小)，pH也越大也、).例如:相同温度下，等物质

的量浓度的CRCOONa溶液及NaClO溶液相比，由于酸性CRCOOHAHCIO,故pH

较大〈碱性较强)的是NaClO溶液.又如：相同温度下，等物质的量浓度的NaA、

NaB、NaC三种溶液的pH的大小依次为：NaA>NaB>NaC,则三种酸HA、HB、HC

的酸性强弱依次为：HA<HB<HC.

(2)盐类的水解平衡遵循勒夏特列原理.

①温度.因为盐水解时吸热，所以升温，盐的水解程度增大，盐溶液的酸性或碱

性增加.

②浓度.盐溶液越稀，水解程度越大，故加水稀释能促进盐的水解.但因为溶液

体积增大得更多，所以盐溶液中的C(H+)或c(0H-)反而减小(即酸性或碱性减弱).

③向能水解的盐溶液中加入及水解产物相同的离子，水解被抑制；若将水解产物

反应掉，则促进盐的水解.例如，在FeCL溶液中存在水解平衡：Fe3++

+

3H20^Fe(0H)3+3H.若加入少量的NaOH溶液，则水解平衡向右移动，促进

了Fe"的水解；若加入少量盐酸，则水解平衡向左移动，Fe"的水解受到抑制.

［盐类水解的应用］

(1)推断盐溶液的酸碱性(或pH范围).如Ab(SO4)3。溶液的pHV7,显酸性.

(2)推断酸碱完全中和(恰好反应)时溶液的酸碱性.例如，等体积、等物质的量

浓度的氨水跟盐酸混合后，因为完全反应生成了强酸弱碱盐阳CL故pHV7,溶

液显酸性.

(3)比较盐溶液中离子浓度的大小或离子数目的多少.例如：在碳酸钠晶体中，

++2-

n(Na)=2n(CO3,但在Na2c溶液中，由于COr的水解而有c(Na)>2c(C03).

(4)配制盐溶液.配制强酸弱碱盐(如含Fe3+、Al"、CiT、、S/+、Fe?+盐等)的溶

液时，加入少量对应的酸以防止水解.如配制FeCh溶液的步骤是；先将FeCL

固体溶于较浓的盐酸中，再用蒸储水稀释到所需的浓度.

配制弱酸强碱盐时，加入少量对应的碱以防止水解.如配制Na2s溶液时，需

加入少量的NaOH固体，以抑制S?一的水解.

(5)利用升温促进盐水解的原理，使某些弱碱阳离子水解生成氢氧化物沉淀而将

其除去.例如，KNO3中含有Fe(NO3)3时，先将其溶于蒸储水中，再加热，使Fe"

水解生成Fe(OH)3沉淀后过滤除去.

(6)Mg、Zn等较活泼金属溶于某些强酸弱碱盐(如NH£1、A1C13>FeCL等)的溶液

中，产生电例如，将Mg条投入浓NH4cl溶液中，有A、NH3两种气体产生.有

关离子方程式为：

++

NH4+H20NH3•H20+H

+2+

Mg+2H=Mg+H21

NH3•H20=NH31+H20

(7)用铁盐、铝盐等作净水剂.

(8)挥发性酸对应的盐(如A1CL、FeCL等)加热蒸干、灼烧.例如，将FeCL溶液

加热蒸干、灼烧，最终的固体残留物为FezOs,缘由是：FeCl3+3H20^Fe(0H)3

+3HC1,升温促进了FeCL的水解，同时加热使生成的HC1从溶液中逸出而产生

大量的Fe(0H)3,蒸干后灼烧，贝I：

2Fe(0H)3A=Fe203+3H20

⑼水解显酸性的溶液及水解显碱性的溶液混合一一双水解反应.例如，将

A12(S0,溶液及NaHCOs溶液混合，发生反应：A1"+3HC(V=Al(0H)3l+3C02

t(泡沫灭火器的灭火原理).•

此外，还有盐溶液的鉴别、化肥的混施等也须要考虑盐类的水解.

［电解质溶液中的电荷守恒和物料守恒］

(1)电荷守恒：在任何一种电解质溶液中，全部阳离子所带的正电荷总数等于全

部阴离子所带的负电荷总数.即溶液呈电中性.

例如，在AL(SO,溶液中存在的电荷守恒关系为：2Xc(Ar+)+C(H+)=3X

2--

c(S04)+c(OH).

(2)物料守恒：电解质溶液中，某一组分的原始浓度等于该组分在溶液中以各种

形式存在的浓度之和.例如，在Na2c溶液中，由于C(V-离子的水解，碳元素以

2-

C03>HCO3-、H2cO3三种形式存在.

-

因为c(Na+)=2Xc原始(CO，)，而c原始((^-)=c(C0；-)+c(HC03)+c(H2CO3).

+