——電離平衡
1．電離平衡
[強電解質和弱電解質]
說明離子化合物在熔融或溶於水時離子鍵被破壞，電離產生了自由移動的離子而導電；共價化合物只有在溶於水時才能導電．因此，可通過使乙個化合物處於熔融狀態時能否導電的實驗來判定該化合物是共價化合物還是離子化合物．
[弱電解質的電離平衡]
(1)電離平衡的概念：在一定條件(如溫度、壓強)下，當電解質分子電離成離子的速率與離子重新結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫做電離平衡．
(2)弱電解質的電離平衡的特點：
電離平衡遵循勒夏特列原理，可根據此原理分析電離平衡的移動情況．
①電離平衡是動態平衡．電離方程式中用可逆符號「」表示．例如：
ch3coohch3coo－ + h＋
nh3·h2onh4＋ + oh－
②將弱電解質溶液加水稀釋時，電離平衡向弱電解質電離的方向移動．此時，溶液中的離子數目增多，但電解質的分子數減少，離子濃度減小，溶液的導電性降低．
③由於電離過程是吸熱過程，因此，公升高溫度，可使電離平衡向弱電解質電離的方向移動．此時，溶液中離子的數目增多，離子濃度增大，溶液的導電性增強．
④在弱電解質溶液中，加入與弱電解質電離出相同的離子的強電解質時，使弱電解質的電離平衡向逆反應方向移動．例如，在0.1mol·l－1」滴有氨水的溶液(顯淺紅色)中，存在電離平衡nh3·h2onh4＋ + oh－．當向其中加入少量下列物質時：
a． nh4cl固體．由於增大了c(nh4＋)，使nh3·h2o的電離平衡逆向移動，c(oh－)減小，溶液紅色變淺．
b．naoh固體．naoh溶於水時電離產生的oh－抑制了nh3·h2o的電離，從而使平衡逆向移動．
[電離平衡常數] 在一定溫度下，當弱電解質的電離達到平衡狀態時，溶液中電離產生的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的弱電解質分子濃度的比值是乙個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數．弱酸的電離常數用ka表示，弱鹼的電離常數用kb表示．
(1)電離平衡常數的表示式．
①一元弱酸、一元弱鹼的電離常數表示式：
例如，一定溫度下ch3cooh的電離常數為：
ch3coohch3coo－ + h＋
一定溫度下nh3·h2o的電離常數為：
nh3·h2onh4＋ + oh－
②多元弱酸的電離特點及電離常數表示式：
a．分步電離．是幾元酸就分幾步電離．每步電離只能產生乙個h＋，每一步電離都有其相應的電離常數．
b．電離程度逐漸減小，且k1》k2》k3，故多元弱酸溶液中平衡時的h＋主要**於第一步．所以，在比較多元弱酸的酸性強弱時，只需比較其k1即可．例如25℃時，h**o4的電離；
h**o4 h2po4－ + h
h2po4－ hpo42－ + h
hpo42－ po43－ + h
注意 a．電離常數表示式中各組分的濃度均為平衡濃度．
b．多元弱酸溶液中的c(h＋)是各步電離產生的c(h＋)的總和，在每步的電離常數表示式中的c(h＋)是指溶液中h＋的總濃度而不是該步電離產生的c(h＋)．
(2)電離常數的特徵．同一弱電解質的稀溶液的電離常數的大小與溶液的濃度無關，只隨溫度的變化而變化．溫度不變，k值不變；溫度不同，k值也不同．但由於電離常數隨溫度的變化不大，在室溫時，可不考慮溫度對電離常數的影響．
(3)電離常數的意義：
①表明弱電解質電離的難易程度．k值越大，離子濃度越大，該電解質越易電離；反之，電解質越難電離．
②比較弱酸或弱鹼相對強弱．例如在25℃時，hno2的k＝4.6×10－4，ch3cooh的k＝1.8×10－5，因此hno2的酸性比ch3cooh的酸性強．
6．水的電離和溶液的ph
[水的電離]
(1)水的電離方程式．
水是一種極弱的電解質，它能像酸一樣電離出極少量的h＋，又能像鹼一樣電離出少量的oh－(這叫做水的自偶電離)．水的電離方程式可表示為：
h2o + h2o h3o＋ + oh－
簡寫為：h2o h＋ + oh－
(2)水的離子積kw．
一定溫度下，水的電離常數為：
即c(h＋)·c(oh－)＝k·c(h2o)
設水的密度為1 g·cm3，則1 l h2o＝1 000 ml h2o＝1 000 gh20＝55.6 mol，即h2o的起始濃度為55.6 mol·l－1．由於水是極弱的電解質，它電離時消耗的水與電離前相比，可忽略不計．例如，25℃時，1 lh2o中已電離的h2o為10－7mol，所以c(h2o)≈55.
6 mol·l－1，即k·c(h2o)為一常數，這個新的常數叫做水的離子積常數，簡稱水的離子積，表示為：
c(h＋)·c(oh－)＝kw
說明 ①一定溫度下，由於kw為一常數，故通常不寫單位，如25℃時kw＝1×10－14．
②kw只與溫度有關，與溶液的酸鹼性無關．溫度不變，kw不變；溫度變化，kw也發生變化．
③由於水的電離過程是吸熱過程，因此溫度公升高時，純水中的c(h＋)、c(oh－)同時增大，kw也隨著增大．例如：
25℃時，c(h』)＝(oh－)＝1×10－7 mol·l－1 ，kw＝1×10－14
100℃時，c(h』)＝(oh－)＝1×10－6 mol·l－1 ，kw＝1×10－12
但由於c(h＋)與c(oh－)始終保持相等，故仍顯中性．
④在任何以水為溶劑的溶液中都存在h＋和oh－，它們既相互依存，又相互制約．當溶液中的c(h＋)增大時，c(oh－)將減小；反之，當溶液中的c(oh－)增大時，c(h＋)則必然減小．但無論在中性、酸性還是鹼性溶液中，在一定溫度下，c(h＋)與c(oh－)的乘積(即kw)仍是不變的，也就是說，kw不僅適用於純水，也適用於任何酸、鹼、鹽的稀溶液．只要溫度相同，不論是在純水中，還是在酸、鹼、鹽的水溶液中，kw都是相同的．
⑤一定溫度下，不論是純水中，還是在酸、鹼、鹽的水溶液中，由h2o電離產生的c(h＋)與c(oh－)總是相等的．如25℃時，0.1 mol·l－1的鹽酸中，c水(h＋)＝c(oh－)＝＝1×10－13 mol·l－1．
⑥水的電離平衡遵循勒夏特列原理．例如，向純水中加入酸或鹼，均使水的電離平衡逆向移動(即酸或鹼抑制水的電離)；向水中投入活潑金屬如鈉等，由於金屬與水電離產生的h＋直接作用而促進水的電離．
[溶液的酸鹼性的實質] 任何水溶液中都存在水的電離，因此都含有h＋和oh－．一種溶液是顯酸性、中性還是鹼性，是由該溶液中的c(h＋)與c(oh－)的相對大小來決定的．
酸性溶液：c(h＋)＞c(oh－)
中性溶液：c(h＋)＝c(oh－)
鹼性溶液：c(h＋)＜c(oh－)
例如：25℃時，因為kw＝1×10－14，所以：
中性溶液：c(h＋)＝c(oh－)＝1×10－7 mol·l－1
酸性溶液：c(h＋)＞1×10－7 mol·l－1，c(oh－)＜1×10－7 mol·l－1
鹼性溶液：c(h＋)＜1×10－7 mol·l－1，c(oh－) ＞1×10－7 mol·l－1
100℃時，因為kw＝1×10－12，所以：
中性溶液：c(h＋)＝c(oh－)＝1×10－6 mol·l－1
酸性溶液：c(h＋)＞1×10－6 mol·l－1，c(oh－)＜1×10－6 mol·l－1
鹼性溶液：c(h＋)＜1×10－6 mol·l－1，c(oh－) ＞1×10－6 mol·l－1
[溶液的ph]
(1)溶液的ph的概念：在c(h＋)≤1 mol·l－1的水溶液中，採用c(h＋)的負對數來表示溶液酸鹼性的強弱．
(2)數學表示式： ph＝－1g[c(h＋)]
若c(h＋)＝10－n mol·l－1，則ph＝n．
若c(h＋) ＝m×10－n mol·l－1，則ph＝n－lgm．
(3)溶液酸鹼性的強弱與ph的關係．
①常溫(25℃)時：
ph＝7，溶液呈中性，c(h＋)＝c(oh－)＝1×10－7 mol·l－1．
ph＜7，溶液呈酸性，ph小(大) c(h＋)大(小) 溶液的酸性強(弱)．
ph＞7，溶液呈鹼性，ph大(小) c(oh－)大(小) 溶液的鹼性強(弱)．
②ph範圍為0～14之間．ph＝0的溶液中並非無h＋，而是c(h＋)＝1mol·l－1；ph＝14的溶液中並非沒有oh－，而是c(oh－)＝1 mol·l－1．ph減小(增大)n倍，則c(h＋)增大為原來的10n倍(減小為原來的1／10n 倍)，相應的c(oh－)減小為原來1／10n 倍(增大為原來的10n倍)．
③當溶液中的c(h＋)＞1mol·l－1時，ph＜0；c(oh－)＞1mol·l－1時，ph＞14．因此，當溶液中的c(h＋)或c(oh－)大於mol·l－1時，一般不用ph來表示溶液的酸鹼性，而是直接用c(h＋)或c(oh－)來表示．所以，ph只適用於c(h＋)或c(oh－)≤1 mol·l－1的稀溶液．
④也可以用poh來表示溶液的酸鹼性．poh是oh－離子濃度的負對數，即poh＝一lg[c(oh－)]．因為25℃時，c(h＋)·c(oh－)＝1×10－14，所以：ph + poh ＝14．
[溶液中ph的計算]
(1)基本關係式：
①ph＝－1g[c(h＋)]
②c(h＋)＝10－ph mol·l－1
③任何水溶液中，由水電離產生
的c(h＋)與c(oh－)總是相等的，即：c水(h＋)＝c水(oh－)．
④常溫(25℃)時，c(h＋)·c(oh－)＝1×10－14
⑤n元強酸溶液中c(h＋)＝n·c酸；n元強鹼溶液中c(oh－)＝n·c鹼·
(2)強酸與弱酸、強鹼與弱鹼溶液加水稀釋後ph的計算．
①強酸與弱酸分別加水稀釋相同倍數時，由於弱酸中原來未電離的弱酸分子進一步電離出離子，故弱酸的ph變化小．設稀釋10n倍，則：
強酸：ph稀 ＝ ph原 + n
高中化學知識點規律大全電離平衡
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高中化學知識點規律大全9《電離平衡》
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