loading高中化学58个考点精讲
31、电离平衡
1．复习重点
1．强、弱电解质的概念及电离方程式的书写； 2．弱电解质的电离平衡；电离平衡常数。 2．难点聚焦
（一）强电解质、弱电解质 1．相互关系
否——非电解质
能否
化合物 是——强电解质
电离 是否
能
完全
否——弱电解质
热或水的作用
电解质 自由移动离子
电离 思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？
分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。有可能溶于水时就发生了化学变化
如（1）Cl2 ???? 氯水 ↓ ↓
即不是电解质 HCl.HclO 又不是非电解质 发生电离 （2）CO2 ???? 碳酸溶液 ↓ ↓
非电解质 H2CO3电离 （3）Na2O ???? NO2OH溶液 ↓ ↓
虽不是本身电离子 NaOH电离 但可在熔融态电离，故它属强电解质 2．比较强、弱电解质 电离程度 电离平衡 过程表示 溶液中存在的微粒 （水分子不计） 电离方程式 实例 强电解质 完全 不、不可逆 ==== 只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 H2SO4====2H++SO42 —CaCl2====Ca2++2Cl —溶于水溶于水溶于水弱电解质 部分 有、可能 即有电离出的阴、阳离子（少部分），又有电解质分子（大部分）。 NH3·H2O NH4++OH ———H2S H++HS，HS H++S2 —绝大多数的盐（包括难溶性盐）； 强酸：H2SO4、HCl、HclO4等； 强碱：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。 注意：多元强酸电离一步完成且完全 如 HnA====Nh++An
而多元弱酸的电离是分步进行的，且第二步电离比第一步电离困难，第三步电离比第二步电离更困难，但每步电离都存在相应的电离平衡，因此应分步书写电离方程式。例如磷酸的电离方程式应写三步：
———
H3PO4 H++H2PO4， H2PO4 H++HPO42
———
HPO42 H++PO43，不能合并成H3PO4 3H++PO43。 由于磷酸溶液中的[H+]主要
由第一步电离决定，因此磷酸的电离方程式有时也可只写第一步。
对HnA弱酸而言，电离方程式可只考虑：
—
HnA H++Hn+A
想一想：为什么多元的酸电离下一步比上一步困难，电离程度小得多，甚至可忽略？ （二）弱电解质的电离平衡 （1）概念
弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等的状态。
（2）特点
①动——动态平衡：V（闻子化）=V（分子化）≠0。在电离方程式中用“ ”表示。 ②定——平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变 ③变——条件改变，平衡被打破。 （3）影响电离平衡的因素
与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起移动. 以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例：
—
项目 变化 项目 平衡移动 [H+]浓度(mol) PH值 导电能力 加水 升温 加入固体 NaOH 右移 减小 减小 增大 增强 加入无水 通入气体 CH3COONa HCl 左移 减小 减小 增大 增强 左移 增大 增大 减小 增强 加入等浓度的CH3COOH 不移动 增大 不变 不变 不变 右移 减小 增大 减弱 右移 增大 增大 减小 增强 H+的物质的量（mol） 增大 （三）电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素： ①自由移动离子浓度的大小。（主要决定因素）湿度一定，离子浓度越在，导电能力越强。 ②湿度：湿度越高，导电能力越强。（与金属导电相反） ③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。
由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。
如 较浓醋酸的导电能力可比极稀HCl溶液强。 CaCO3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差。
思考：若在某溶液中加入一种物质，出现沉淀，则溶液的导电能力一定减弱吗？（湿度不变） 分析：不一定。关键要看溶液中离子浓度有无显著变化。如：
（1）若在H2SO4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO4沉淀和极难电离的水，使溶液中离子浓度降低，导电能力降低。
—
（2）若在H2SO4溶液中加BaCl2，虽有沉淀BaSO4生成，但同时生成了HCl，相当于1molSO42被2molCl—
代替，故导电能力有所增强。
（3）若在HCl溶液中加AgNO3，则导电能力几乎不变。
（四）水的电离平衡
1． 实验证明，纯水微弱的导电性，是极弱的电解质： 2． 25℃1LH2O的物质的量n(H2O)=
—
1000—
=55.6(mol)共有107mol发生电离 18H2O H++OH
起始(mol) 55.6 0 0
———
电离(mol) 107 107 107
———
平衡(mol)55.6－107 107 107
———
25℃[H+]·[OH]= 107=1014=Kw的离子积常数。 2．影响Kw的因素
—
Kw与溶液中[H+]、[OH]无关，与湿度有关。
水的电离为吸热过程，所以当湿度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。
————
例如100℃，1LH2O有106mol电离，此时水的离子积常数为Kw=106·106=1012. 3．影响水的电离平衡因素
（1）湿度，升湿度促进水的电离，降温则相反
—
（2）向纯水中引入H+或OH，会抑制水的电离
（3）向纯水中引入弱酸酸根阴离子或弱碱阳离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实质。 3． 酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算。（列表比较如下：） 纯水 酸溶液 [H+]水与[OH]水关系 —x的计算式 室温x值 x=1×107mol/L —对水电离影响 对水电离影响 碱溶液 —[H+]水=[OH]水 x=Kw Kwx= [H?]x＜1×107mol/L —Kwx= [OH?]x=[H+] x=[OH] x=Kw x=1×107mol/L ——抑制 正 盐 溶 液 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 强碱强酸盐 —x＞1×107mol/L —促进 无 注[H+]水、[OH]水指水电离出的H+、OH浓度
——
[H+]水、[OH]指指溶液中的H+、OH浓度 由上表可得重要规律：
—
（1）在任意湿度、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H+]水≡[OH]水 （2）酸和碱对水的电离均起抑制作用
①只要碱的pH值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。 ②若酸溶液的pH值与碱溶液的pOH值相等，则两种溶液中水的电离度相等。 如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的
—10?14—
[H]水=[OH]水=?3=1011mol/L
10+
—
（3）在凡能水解的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱的碱盐的pH和强碱弱酸盐的pOH值相等时（同一湿度），则促进程度相等。
（4）较浓溶液中水电离出[H+]的大小：
—
①酸溶液中[OH]等于水电离的[H+] ②碱溶液中[H+]等于水电离的[H+]
③强酸弱碱盐溶液中的[H+]等于水电离出[H+]
—
④强碱弱酸盐溶液中的[OH]等于水电离出的[H+] 如pH=4的NH4Cl溶液与pH=10的NaAc溶液中，（室温）由水电离出的
10?14—
[H]水=[OH]水=?10=104mol/L
10+
—
3．例题精讲
例1．下列四种溶液中，由水电离出的[H+]之比（依次）为（ ）
①pH=0的盐酸 ②0.1mol/L的盐酸 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]=1×1014mol/L
1?10?14—
②[H]=1mol/L [H]水==1×1013mol/L
0.1+
+
1?10?14—
③[OH]=1×10mol/L [H]水==1×1012mol/L ?21?10—
—2
+
1?10?14—11
④[OH]=1×10mol/L [H]水==1×10mol/L ?31?10—
—3
+
——
例2．某湿度下，纯水中的[H+]=2×107mol/L，则此时[OH]=______，若湿度不变，滴入稀硫酸使[H+]=5——
×106mol/L，则[OH]=_______，由水电离出[H+]为，该纯水的PH值_______（填＞、＜、=＝
解析
—
纯水中 H2O H++OH
——
mol/L 2×107 2×107
———
加酸后，水的电离平衡逆向移动，使[OH]减小，可由Kw、[H+]求出[OH]，此湿度下Kw值为2×10
——7
×2×107= 4×114
4?10?14—
[OH]==8×109mol/L ?65?10—
由水电离的[H+]=[OH]=8×1011mol/L
—
该湿度下Ph= －lg×107= 7―lg2＜7.
—
例3．常温下某溶液中，由水电离出的[H+]为1×1012mol/L，该溶液中一定能大量共存的离子组是（ ）
————
A．K+、Na+、SO42、NO3 B．Na+、K+、S2、CO32
————
C．Fe2+、Mg2+、Cl、SO42 D．NH4+、Cl、K+、SO32
——
解析 常温、由水电离出的[H+]=×1011mol/L＜1×107mol/L说明水的电离受到抑制。此溶液可能是
———
pH=1酸溶液，也可能为pH=13的碱溶液，选项B、D中的S2、CO32、SO32不能存在于强酸性溶液中，C
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中的Fe2+、Mg2+、D中的NH42+、D中的NH4+与OH均不能大量存共存，故本题答案A。
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