高中化学知识点规律大全——电离平衡1．电离平衡强电解质弱电解质概念在水溶液里全部电离为离子的电解质在水溶液里仅部分电离为离子的电解质化合物类型含有离子键的离子化合物和某些具有极性键的共价化合物某些具有极性键的共价化合物所含物质强酸、强碱、盐等水、弱酸、弱碱电离情况完全电离，不存在电离平衡(电离不可逆)不完全电离(部分电离)，存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实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：在一定条件(如温度、压强)下，当电解质分子电离成离子的速率与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，可根据此原理分析电离平衡的移动情况．①电离平衡是动态平衡．电离方程式中用可逆符号“”表示．例如：CH3COOH CH3COO－+ H＋NH3·H2O NH4＋+ 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，但电解质的分子数减少，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，升高温度，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，溶液的导电性增强．④在弱电解质溶液中，加入与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0.1mol·L－1”滴有氨水的溶液(显浅红色)中，存在电离平衡NH3·H2O NH4＋+ OH－．当向其中加入少量下列物质时：a．NH4Cl固体．由于增大了c(NH4＋)，使NH3·H2O的电离平衡逆向移动，c(OH－)减小，溶液红色变浅．b．NaOH固体．NaOH溶于水时电离产生的OH－抑制了NH3·H2O的电离，从而使平衡逆向移动．[电离平衡常数]在一定温度下，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与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K a 表示，弱碱的电离常数用K b 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，一定温度下CH 3COOH 的电离常数为： CH 3COOHCH 3COO －+ H ＋)()()(33COOH CH c COO CH c H c Ka -+⋅=一定温度下NH H 2O 的电离常数为： NH 3·H 2ONH 4＋+ OH －)()()(234O H NH c OH c NH c Kb ⋅⋅=-+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H ＋，每一步电离都有其相应的电离常数．b ．电离程度逐渐减小，且K 1》K 2》K 3，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25℃时，H 3PO 4的电离； H 3PO 4 H 2PO 4－+ H ＋343421105.7)()()(-+-⨯=⋅=PO H c H c PO H c KH 2PO 4－HPO 42－ + H ＋842242102.6)()()(--+-⨯=⋅=PO H c H c HPO c K HPO 42－PO 43－+ H ＋132********.2)()()(--+-⨯=⋅=HPO c H c PO c K注意 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与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化．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化不大，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，HNO 2的K ＝4.6×10－4，CH 3COOH 的K ＝1.8×10－5，因此HNO 2的酸性比CH 3COOH 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 －()．水的电离方程式可表示为： H 2O + H 2H 3O ＋+ OH －简写为：H 2O H ＋ + OH －(2)水的离子积K W ．一定温度下，水的电离常数为：)()()(2O H c OH c H c K -+⋅=即c(H ＋)·c(OH －)＝K ·c(H 2O)设水的密度为1 g ·cm3，则1 L H 2O ＝1 000 mL H 2O ＝1 000 gH 20＝55.6 mol ，即H 2O 的起始浓度为55.6 mol ·L －1．由于水是极弱的电解质，它电离时消耗的水与电离前相比，可忽略不计．例如，25℃时，1 LH 2O 中已电离的H 2O 为10－7mol ，所以c(H 2O)≈55.6 mol ·L －1，即K ·c(H 2O)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(OH －)＝K W说明 ①一定温度下，由于K W 为一常数，故通常不写单位，如25℃时K W ＝1×10－14． ②K W 只与温度有关，与溶液的酸碱性无关．温度不变，K W 不变；温度变化，K W 也发生变化．③由于水的电离过程是吸热过程，因此温度升高时，纯水中的c(H ＋)、c(OH －)同时增大，K W 也随着增大．例如：25℃时，c(H ’)＝(OH －)＝1×10－7 mol ·L －1 ，K W ＝1×10－14100℃时，c(H ’)＝(OH －)＝1×10－6 mol ·L －1 ，K W ＝1×10－12但由于c(H ＋)与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OH －，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 ＋)则必然减小．但无论在中性、酸性还是碱性溶液中，在一定温度下，c(H ＋)与c(OH －)的乘积(即K W )仍是不变的，也就是说，K W 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，K W 都是相同的．⑤一定温度下，不论是纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液中，由H 2O 电离产生的c(H ＋)与c(OH －)总是相等的．如25℃时，0.1 mol ·L－1的盐酸中，c 水(H ＋)＝c(OH －)＝1.010114-⨯＝1×10－13mol ·L －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，由于金属与水电离产生的H ＋直接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OH －．一种溶液是显酸性、中性还是碱性，是由该溶液中的c(H ＋)与c(OH －)的相对大小来决定的．酸性溶液：c(H ＋)＞c(OH －)中性溶液：c(H ＋)＝c(OH －)碱性溶液：c(H ＋)＜c(OH －)例如：25℃时，因为K W ＝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碱性溶液：c(H ＋)＜1×10－7 mol ·L －1，c(OH －) ＞1×10－7 mol ·L －1100℃时，因为K W ＝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碱性溶液：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，采用c(H ＋)的负对数来表示溶液酸碱性的强弱．(2)数学表达式： pH ＝－1g[c(H ＋)]若c(H ＋)＝10－n mol ·L －1，则pH ＝n ．若c(H ＋) ＝m ×10－n mol ·L －1，则pH ＝n －lgm ． (3)溶液酸碱性的强弱与pH 的关系． ①常温(25℃)时：pH ＝7，溶液呈中性，c(H ＋)＝－10－7 mol －1．Ph ＜7，溶液呈酸性，pH 小(大) c(H ＋)大(小) 溶液的酸性强(弱)．PH ＞7，溶液呈碱性，pH 大(小) c(OH －)大(小) 溶液的碱性强(弱)．②pH 范围为0～14之间．pH ＝0的溶液中并非无H ＋，而是c(H ＋)＝1mol ·L －1；pH ＝14的溶液中并非没有OH －，而是c(OH －)＝1 mol ·L －1．pH 减小(增大)n 倍，则c(H ＋)增大为原来的10n 倍(减小为原来的1／10n 倍)，相应的c(OH －)减小为原来1／10n 倍(增大为原来的10n 倍)．③当溶液中的c(H ＋)＞1mol ·L －1时，pH ＜0；c(OH －)＞1mol ·L －1时，pH ＞14．因此，当溶液中的c(H ＋)或c(OH －)大于mol ·L －1时，一般不用pH 来表示溶液的酸碱性，而是直接用c(H ＋)或c(OH －)来表示．所以，pH 只适用于c(H ＋)或c(OH －)≤1 mol ·L －1的稀溶液．④也可以用pOH 来表示溶液的酸碱性．pOH 是OH －离子浓度的负对数，即pOH ＝一lg[c(OH －)]．因为25℃时，c(H ＋)·c(OH －)＝1×10－14，所以：pH + pOH ＝14． [溶液中pH 的计算] (1)基本关系式：①pH ＝－1g[c(H ＋)]②c(H ＋)＝10－pH mol ·L －1③任何水溶液中，由水电离产生的c(H ＋)与c(OH －)总是相等的，即：c 水(H ＋)＝c 水(OH －)．④常温(25℃)时，c(H ＋)·c(OH －)＝1×10－14⑤n 元强酸溶液中c(H ＋)＝n ·c 酸；n 元强碱溶液中c(OH －)＝n ·c 碱· (2)强酸与弱酸、强碱与弱碱溶液加水稀释后pH 的计算． ①强酸与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 变化小．设稀释10n 倍，则： 强酸：pH 稀 ＝ pH 原 + n 弱酸：pH 稀 ＜ pH 原 + n当加水稀释至由溶质酸电离产生的c 酸(H ＋)＜10－6 mol ·L －1时，则必须考虑水的电离．如pH ＝5的盐酸稀释1 000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强碱与弱碱分别加水稀释相同倍数时，弱碱的pH 变化小．设均稀释10n 倍，则： 强碱：pH 稀 ＝ pH 原 — n 弱碱：pH 稀 ＞ pH 原 — n当加水稀释至由溶质碱电离产生的c(OH －)＜10－6 mol ·L －1时，则必须考虑水的电离．如pH ＝9的NaOH 溶液稀释1 000倍时，pH 稀≈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：212211V V V H c V H c H c ++=+++）（）（）（酸 再求；pH 混＝－1g[c 混(H ＋)]注：V 1、V 2的单位可为L 或mL ，但必须一致． ②两强碱溶液混合．求算两强碱溶液混合后溶液的pH 时，不能直接根据题中给出的碱的pH求算混合液的pH ，而必须先分别求出两强碱溶液中的c(OH －)，再依下式求算c 混(OH －)：212211V V V OH c V OH c OH c ++=---）（）（）（混 然后求出c 混(H ＋)、pH 混．例如：将pH ＝8的Ba(OH)2溶液与pH ＝10的NaOH 溶液等体积混合后，溶液中的c(H ＋)应为2×10－10 mol ·L －1，而不是(10－10 + 10－8)／2 mol ·L －1． (4)强酸与强碱溶液混合后pH 的计算．解题步骤：分别求出酸中的n(H ＋)、碱中的n(OH －)→依H ＋ + OH －＝H 2O 比较出n(H ＋)与n(OH －)的大小．①n(H ＋)＝n(OH －)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(OH －)]②n(H ＋)＞n(OH －)时，酸过量，则：碱酸余碱酸酸）（）（）（）（V V H n V V OH n H n H c +=+-=+-++再求出pH 混(求得的pH 混必小于7)．注：若已知pH 混＜7，则必须利用上式进行相关计算．⑧ n(H ＋)＜ n(OH －)时，碱过量．则：碱酸余碱酸酸）（）（）（）（V V OH n V V H n OH n OH c +=+-=-+--然后求出c 混(H ＋)、pH 混．注：若已知pH 混＞7，则必须利用上式进行相关计算．(5)强酸与强碱混合反应后溶液呈中性时，强酸的pH 酸、强碱的pH 碱与强酸溶液体积V 酸、强碱溶液体积V 碱之间的关系：当溶液呈中性时：n(H ＋) ＝n(OH －)即：c(H ＋)·V 酸＝c(OH －)·V 碱25℃时，有c 酸(H ＋)·V 酸＝1×10－14／c 碱(H ＋)·V 碱，整理得：c 酸(H ＋)·c 碱(H ＋)＝1×10－14 V 碱／V 酸，两边取负对数得：{－1g [c 酸(H ＋)]} + {－lg[ c 碱(OH －)]}＝{－lg(1×10－14)} + {－lg (V 碱／V 酸)} 故 pH 酸 + pH 碱 ＝14 + lg(V 酸／V 碱)①若pH 酸+pH 碱＝14，则V 酸∶V 碱＝1∶1，即强酸与强碱等体积混合． ②若pH 酸+pH 碱＞14，则：V 酸∶V 碱＝14)(10-+碱酸pH pH ∶1 ③若pH 酸+pH 碱＜14，则：V 酸∶V 碱＝1∶)(1410碱酸pH pH +-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H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解．说明 盐类的水解反应与中和反应互为可逆过程： 盐 + 水酸 + 碱 － 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NH 4＋、A13＋、Fe 3＋等)或者弱酸阴离子(如CH3COO－、CO32－、S2－等)与水电离产生的OH－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＋)与c(OH－)的大小发生变化．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情况不水解水解水解水解参与水解的离子弱碱阳离子弱酸阴离子弱酸阴离子和弱碱阳离子溶液的酸碱性正盐显中性；酸式盐因电离产生H’而显酸性酸性[弱碱阳离子与H2O电离产生的OH-结合而使得c(H＋)＞c(OH－)]碱性[弱酸阴离子与H2O电离产生的OH-结合而使得c(H＋)＜c(OH－)]依组成盐对应的酸、碱的电离常数尺的相对大小而定K酸＞K碱：溶液呈酸性K酸＜K碱：溶液呈碱性实例正盐：KCl、Na2SO4、NaNO3、KNO3等酸式盐：NaHSO4等CuCl2、NH4C1、FeCl3、A12(SO4)3CH3COONa、NaClO、NaF、K2S、K2CO3CH3COONH4、NH4F、(NH4)2CO3说明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、气体产生，因此不能用“↑”、“↓”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判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判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酸与K碱的大小)．(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“H2O”，中间符号用“”，右边不写“↓”、“↑”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：M n＋+ nH2O M(OH)n + nH＋如CuSO4水解的离子方程式为：Cu2＋+ 2H2O Cu(OH)2 + 2H＋说明溶液中离子浓度大小的顺序为：c(SO42－)＞c(Cu2＋)＞c(H＋)＞c(OH－)②弱酸强碱盐：a．一元弱酸对应的盐．如CH3COONa水解的离子方程式为：CH3COO－+ H2O CH3COOH + OH－说明溶液中离子浓度大小的顺序为：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)根据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知：c(Na＋) + c(H＋) ＝c(CH3COO－) + c(OH－)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，且每步水解只与1个H2O分子结合，生成1个OH－离子．多元弱酸盐的水解程度是逐渐减弱的，因此，多元弱酸盐溶液的酸碱性主要由第一步水解决定．例如K2CO3第一步：CO32－+ H2O HCO3－+ OH－第二步：HCO3－+H2O H2CO3 + OH－水解程度：第一步＞第二步．所以K2CO3溶液中各微粒浓度大小的顺序为：c(K＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知：c(K＋) + c(H＋) ＝2×c(CO32－) + c(OH－) + c(HCO3－)⑧弱酸弱碱盐：如CH3COONH4CH3COO－+ NH4＋+ H2O CH3COOH + NH3·H2O因为K(CH3COOH)＝K(NH3·H2O)＝1.8×10－5，所以CH3COONH4溶液呈中性．[影响盐类水解程度的因素](1)盐本身的组成决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(小)．例如：相同温度下，等物质的量浓度的CH3COONa溶液与NaClO溶液相比，由于酸性CH3COOH＞HClO，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的大小顺序为：NaA ＞NaB＞NaC，则三种酸HA、HB、HC的酸性强弱顺序为：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强．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(OH－)反而减小(即酸性或碱性减弱)．③向能水解的盐溶液中加入与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FeCl3溶液中存在水解平衡：Fe3＋+ 3H2O Fe(OH)3 + 3H＋．若加入少量的NaOH溶液，则水解平衡向右移动，促进了Fe3＋的水解；若加入少量盐酸，则水解平衡向左移动，Fe3＋的水解受到抑制．[盐类水解的应用](1)判断盐溶液的酸碱性(或pH范围)．如A12(SO4)3。