水溶液电离平衡知识点讲解及例题解析Word格式.docx
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⑴电离平衡的含义
在一定条件（如温度、浓度）下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态。
任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。
⑵电离平衡的特征
①逆：
弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。
②等：
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。
③动：
弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。
④定：
弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。
⑤变：
外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。
2、影响电离平衡的因素
⑴浓度：
越稀越电离
在醋酸的电离平衡CH3COOH
CH3COO-+H+
加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但
c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）变小
加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）增大，但电离程度变小
⑵温度：
T越高，电离程度越大
⑶同离子效应
加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。
⑷化学反应
加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。
以电离平衡CH3COOH
CH3COO-+H+为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：
平衡移动
-
+
电离程
c（Ac）
c（OH）
c（H）/
导电能力
方向
c（H）
n（H
）
c（HAc）
度
加水稀释
向右
减小
增多
减弱
增大
加冰醋酸
增强
升高温度
加NaOH（s）
减少
加
向左
H2SO4（浓）
加醋酸铵
（s）
加金属Mg
CaCO3（s）
例1：
（南昌测试题）在CH
3
+的电离平衡中，要使电离平衡右移，且氢
COOH
CHCOO+H
离子浓度增大，应采取的措施是（
）。
A．加NaOH（s）
B．加浓盐酸
C．加水
D．加热
例2：
（全国高考题）用水稀释0.1mol/L氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（
A．c（OH-）/c（NH3·
H2O）
B．c（NH3·
H2O）/c（OH-）
C．c（OH-）
D．n（OH-）
3、电离方程式的书写
⑴强电解质用=，弱电解质用
⑵多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。
H2CO3H++HCO3
-，HCO
H++CO3
2-，以第一步电离为主。
⑶弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。
NaHCO3=Na++HCO3
-，HCO3
2-
⑷强酸的酸式盐如NaHSO4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。
+—
熔融状态时：
NaHSO4=Na+HSO4
2—
溶于水时：
NaHSO4=Na
+H
+SO4
例3：
在一定温度下，无水醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力
I随加入水的体积
V变化
的曲线如图所示。
请回答：
（1）“O点”导电能力为0的理由是_________________。
（2）a、b、c三点处，溶液的c（H+）由小到大的顺序为___________。
（3）a、b、c三点处，电离程度最大的是____________。
（4）若要使c点溶液中c（Ac-）增大，溶液c（H+）减小，可采取的措施是：
①
，②
，③
。
三、水的电离及溶液的
1、水的电离
⑴电离平衡和电离程度
水是极弱的电解质，能微弱电离
H2O+H2O
H3O++OH-，通常简写为H2O
H++OH-；
ΔH>
25℃时，纯水中
-7
c（H）=c（OH）=1
×
10mol/L
⑵影响水的电离平衡的因素
①温度：
温度越高电离程度越大
）同时增大，KW增大，但
c（H
）和c（OH
和c（OH）始终保持相等，仍显中性。
纯水由25℃升到
100℃，c（H+）和c（OH-）从1×
10-7mol/L
增大到1×
10-6mol/L（pH变为6）。
②酸、碱
向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但
KW不变。
③加入易水解的盐
由于盐的离子结合
H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。
温度不变时，
KW
不变。
练习：
影响水的电离平衡的因素可归纳如下：
H2O
变化
平衡移
电离
条件
动方向
程度
加热
降温
加酸
加碱
加能结合
H+的物质
H++OH-
c（H+）与c（OH-）
溶液的
离子积
的相对大小
酸碱性
c（H+）=c（OH-）
中性
酸性
不变
c（H）>
c（H+）<
c（OH-）
碱性
c（H+）>
OH-
的物质
⑶水的离子积
在一定温度时，c（H+）与c（OH-）的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
KW=c（H+）·
c（OH-），25℃时，KW=1×
10-14（无单位）。
①KW只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，KW增大。
25℃时KW=1×
10-14，100℃时KW约为1×
10-12。
②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。
不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，KW就不变。
⑷水电离的离子浓度计算
在25°
C时，浓度为
1×
10-5mol/L的NaOH溶液中，由水电离产生的
C（OH-）是多少？
酸：
C（OH—）溶液=C（OH—）水
碱：
C（H+）溶液=C（H+）水
盐：
酸性C（H+）溶液=C（H+）水
C（OH—）溶液=C（OH—）水
c（H+）=1×
10-12mol/L，则该溶液的pH
（西安测试题）在25℃时，某溶液中，由水电离出的
可能是（
A．12
B．7
C．6
D．2
常温某无色溶液中，由水的电离产生的
C（H+）=1×
10-12mol/l，则下列肯定能共存的离子
组是
A、Cu2+
NO3
SO4
Fe3+
B、Cl-
S2-
Na+
K+
C、SO32-
NH4+
K+
Mg2+
D、Cl-
NO3-
SO42-
例4：
C时，pH=5的HCl和NH4Cl溶液中，水电离出的
c（H+）比值是：
．．．．
2、溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中的
c（H+）与c（OH-）的相对大小。
在常温下，中性溶液：
c（H+）=c（OH-）=1×
10-7mol/L；
酸性溶液：
c（H+）>
c（OH-）,c（H+）>
1×
10-7mol/L；
碱性溶液：
c（H+）<
c（OH-），c（H+）<
10-7-mol/L。
思考：
c（H+）>
10
mol/L（pH<
7）的溶液是否一定成酸性？
3、溶液的pH
⑴表示方法
pH=-lgc（H
-pH
）=10
pOH=-lgc（OH-）
c（OH-）=10-pOH
常温下，pH+pOH=-lgc（H+）-lgc（OH-）=-lgc（H+）·
c（OH-）=14。
⑵溶液的酸碱性与
pH的关系（常温时）
①中性溶液：
c（H+）=c（OH-）=1×
10-7mol·
L-1，pH=7。
②酸性溶液：
c（H+）>
L-1>
c（OH-）,pH<
7，酸性越强，pH越小。
③碱性溶液：
c（H+）<
c（OH-）,pH>
7，碱性越强，pH越大。
1、甲溶液的pH是乙溶液的
2倍，则两者的
c（H+）是什么关系？
2、pH<
7的溶液是否一定成酸性？
（注意：
pH=0的溶液c（H+）=1mol/L。
⑶pH的适用范围
c（H+）的大小范围为：
1.0×
10-14mol·
L-1<
c（H+）<
1mol·
L-1。
即pH
范围通常是
0～14。
当c（H
-1或c（OH
-1
时，用物质的量浓度直接表示更方便。
）≥1mol·
L
）≥
⑷溶液pH的测定方法
①酸碱指示剂法：
只能测出pH的范围，一般不能准确测定
pH。
指示剂
甲基橙
石蕊
酚酞
变色范围pH
3.1～4.4
5.0～8.0
8.2～10.0
溶液颜色
红→橙→黄
红→紫→蓝
无色→浅红→红
②pH试纸法：
粗略测定溶液的pH。
pH试纸的使用方法：
取一小块pH试纸放在玻璃片（或表面皿）上，用洁净的玻璃棒蘸取待
测液滴在试纸的中部，随即
（30s内）与标准比色卡比色对照，确定溶液的
测定溶液pH时，pH试剂不能用蒸馏水润湿
（否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的
测定产生误差）；
不能将pH试纸伸入待测试液中
，以免污染试剂。
标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是：
红
（酸性），蓝（碱性）。
③pH计法：
精确测定溶液pH。
4、有关pH的计算
基本原则：
一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断）
，三看浓度（pHorc）
酸性先算c（H+），碱性先算c（OH—）
⑴单一溶液的pH计算
①由强酸强碱浓度求
②已知pH求强酸强碱浓度
例5：
同浓度同体积的HCl、H2
4、HAc中c（H+
）、中和NaOH量及与Zn反应快慢和
H
2产量
SO
比较？
同pH同体积的HCl、H2SO4、HAc中c（H+）、中和NaOH量及与Zn反应快慢和H2
产量比较？
⑵加水稀释计算
①强酸pH=a，加水稀释
n
倍，则pH=a+n
②弱酸pH=a，加水稀释
10n倍，则pH<
a+n。
③强碱pH=b，加水稀释
10n倍，则pH=b-n。
④弱碱pH=b，加水稀释
10n倍，则pH>
b-n。
⑤酸、碱溶液无限稀释时，
pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能大于7，碱的pH不能
小于7。
⑥对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的
pH变化幅度大。
例6：
PH=2的两种一元酸
HX，HY各1ml,分别加水稀释至
100ml，其PH值分别变为a,b,且a>
b,
则下列说法不正确的是
A．酸的相对强弱是：
HX>
HY
B．相同温度，相同浓度的NaX，NaY溶液，其PH值前者大。
C．与足量锌粉反应产生氢气的体积在相同条件下
HY比HX多。
D．若a=4，则为HX强酸，HY为弱酸。
⑶酸碱混合计算
①两种强酸混合
c（H）1V1
c（H）2V2
c（H+）混=
V1
V2
②两种强碱混合
c（OH-）混=c（OH）1V1
c（OH）2V2
③酸碱混合，一者过量时
|c（H）酸V酸
c（OH）碱V碱|
c（OH-）混或c（H+）
混=
V酸
V碱
若酸过量，则求出
c（H+），再得出pH；
若碱适量，则先求
c（OH-），再由KW得出c（H+），进而求得
pH，或由c（OH-）得出pOH
再得pH。
例7：
把pH=13的NaOH溶液与pH=2的硫酸溶液混合后，所得溶液的
pH=11，则NaOH溶液
和硫酸溶液的体积之比为？
例8：
25℃时，将某强酸和某强碱溶液按1∶10的体积比混合后溶液恰好中性，则混合前此强酸与强碱溶液的pH之和是
A.12
B.13
C.14
D.15
四、盐的水解
1、盐的分类
⑴按组成分：
正盐、酸式盐和碱式盐。
⑵按生成盐的酸和碱的强弱分：
强酸强碱盐（如Na2SO4、NaCl）、弱酸弱碱盐（如NH4HCO3）、
强酸弱碱盐（如NH4Cl）、强碱弱酸盐（如CH3COONa）。
⑶按溶解性分：
易溶性盐（如Na2CO3）、微溶性盐（如CaSO4）和难溶性盐（如BaSO4）。
2、盐类水解的定义和实质
⑴定义
盐电离出的一种或多种离子跟水电离出的
H+或OH-结合生成弱电解质的反应，
叫做盐类的
水解。
⑵实质
盐电离出的离子（弱碱阳离子或弱酸根阴离子
）跟水电离出的OH-或H+结合生成弱电解质（弱
碱或弱酸）并建立电离平衡，从而促进水的电离。
⑶盐类水解的特点
①可逆的，其逆反应是中和反应；
②微弱的；
③动态的，水解达到平衡时v（水解）=v（中
和）≠0；
④吸热的，因中和反应是放热反应，故其逆反应是吸热反应。
3、盐类水解的规律
⑴有弱才水解：
含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐才发生水解。
⑵无弱不水解：
不含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐即强酸强碱盐不水解。
⑶谁弱谁水解：
发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子。
⑷谁强显谁性：
弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。
⑸越弱越水解：
弱酸根阴离子所对应的酸越弱，则越容易水解，水解程度越大。
若酸性HA>
HB>
HC，则相同浓度的
NaA、NaB、NaC溶液的碱性逐渐增强，
pH逐渐增
大。
CO3
2-和HCO3
-所对应的弱酸分别是
HCO3-
和H2CO3，HCO3
-比H2CO3的电离程度小得多，
相同浓度时Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。
⑹都弱双水解：
当溶液中同时存在弱酸根阴离子和弱碱阳离子时，离子水解所生成的
OH-和
H+相互结合生成水而使其水解相互促进，称为“双水解”。
①NH4+与S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等虽然相互促进，水解程度仍然很小，离子间能大量共存。
②彻底双水解离子间不能大量共存。
Al3+与S2—、HS—、AlO2—、CO32—、HCO3—
3+
—
Fe与AlO
2
、CO3
、HCO3
NH4
+与AlO2
—、SiO3
如：
2Al3+2-
+6H2O=2Al（OH）
↓+3HS↑
+3S
=Al（OH）3↓+3CO2↑（泡沫灭火器原理）
Al+3HCO
③特殊情况下的反应
FeCl3和Na2S溶液发生氧化还原反应
2+
、S）
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