第七单元 水溶液中的离子平衡
第1节 弱电解质的电离
1．了解电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性。
2．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
一、弱电解质的电离平衡
1．定义
在一定条件下，当电解质分子______________的速率和离子________________的速率______时，电离过程就达到了平衡状态。
2．特征
即时训练1 下列说法中正确的是______。
A．除水的电离平衡外，醋酸溶液中存在电离平衡，而盐酸中不存在电离平衡
B．醋酸溶液中，CH3COOH达到电离平衡时，溶液中检测不出CH3COOH分子
C．在一定条件下的水溶液中，弱电解质达到电离平衡时，v（电离）＝v（结合）＝0
D．氨水溶液中，当c（NH）＝c（OH－）时，表示氨水已达到电离平衡
E．氢碘酸的电离方程式为HI===H＋＋I－
特别提示：（1）在水溶液中，弱电解质部分电离，在弱电解质的溶液中不仅含有相应自由移动的离子，而且含有该弱电解质分子，如CH3COOH溶液中含有CH3COOH分子，而强电解质只含有相应自由移动的离子，不含有强电解质分子，如HNO3溶液中就没有HNO3分子。（2）弱电解质的电离平衡也属于化学平衡，所以也符合化学平衡的特征：逆、等、动、定、变。
二、影响电离平衡的因素
电离平衡属于化学平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡也会发生移动。平衡移动遵循__________原理。
1．溶液浓度
溶液被稀释后，电离平衡向着______的方向移动。
2．温度
由于弱电解质的电离过程都是吸热的，因此升高温度，电离平衡向着______的方向移动。例如，醋酸的电离：
CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH＞0
升高温度，c（H＋）、c（CH3COO－）均______。
3．同离子效应
在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆反应方向移动。例如，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在如下平衡：
CH3COOHCH3COO－＋H＋
加入少量CH3COONa固体或HCl，由于增大了c（CH3COO－）或c（H＋），使CH3COOH的电离平衡向逆反应方向移动。
即时训练2 稀氨水中存在下述平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－，向溶液中分别通入氨气平衡____移、加入盐酸平衡____移、加入NH4Cl溶液平衡____移、加入NaOH溶液平衡____移。
特别提示：电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如向氨水中通入氨气，平衡右移，氨气的浓度最终比原平衡时大。同理，电离平衡右移，离子的浓度也不一定增大，如向氨水中加入盐酸，平衡右移，但OH－的浓度最终比原平衡时小。
三、电离平衡常数
1．表达式
（1）对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常数K＝____________。
（2）对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常数K＝______________。
2．特点
（1）电离平衡常数只与温度有关，升温，K值______。
（2）多元弱酸的各级电离常数的大小关系是____________________，故其酸性取决于第一步。
3．意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质______电离，所对应的酸性或碱性相对______。
即时训练3 醋酸溶液中存在：CH3COOHCH3COO－＋H＋，K＝是醋酸的电离平衡常数，在一定温度下，加入盐酸平衡____移（填“左”或“右”），电离平衡常数______（填“增大”“不变”或“减小”）。
特别提示：电离平衡常数属于化学平衡常数，也只是温度的函数。
一、外界条件对电离平衡的影响
电离平衡属于化学平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡也会发生移动，平衡移动也遵循勒夏特列原理。
以CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH＞0为例：
改变条件
平衡移动方向
c（CH3COOH）
n（H＋）
c（H＋）
c（CH3COO－）
电离程度
导电能力
电离平衡常数
加水稀释
→
减小
增大
减小
减小
增大
减弱
不变
加少量
冰醋酸
→
增大
增大
增大
增大
减小
增强
不变
通入HCl气体
←
增大
增大
增大
减小
减小
增强
不变
加NaOH
固体
→
减小
减小
减小
增大
增大
增强
不变
加
CH3COONa
固体
←
增大
减小
减小
增大
减小
增强
不变
加入镁粉
→
减小
减小
减小
增大
增大
增强
不变
升高温度
→
减小
增大
增大
增大
增大
增强
增大
【例1－1】 已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中值增大，可以采取的措施是（ ）。
A．加少量烧碱溶液 B．降低温度
C．加少量冰醋酸 D．加水
方法归纳
因为电离平衡也属于化学平衡，所以在分析外界条件对电离平衡的影响时，要紧紧抓住化学平衡的观点进行分析。同时还要深刻理解勒夏特列原理：平衡向减弱这种改变的方向移动，移动的结果不能抵消或超越这种改变，即“果”不能大于“因”。
【例1－2】在0.1 mol·L－1 NH3·H2O溶液中存在如下平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。下列叙述中正确的是（ ）。
A．加入少量浓盐酸，盐酸与NH3反应生成NH4Cl，使NH3浓度减小，NH浓度增大，平衡逆向移动
B．加入少量NaOH固体，OH－与NH结合生成NH3·H2O，使NH浓度减小，平衡正向移动
C．加入少量0.1 mol·L－1NH4Cl溶液，电离平衡常数不变，溶液中c（OH－）减小
D．加入少量MgSO4固体，溶液pH增大
二、强弱电解质比较
1．依据物质的类别进行判断
在没有特殊说明的情况下，我们认为盐是强电解质；而常见的弱酸、弱碱为弱电解质，如H2CO3、H2SO3、HClO、H2SiO3、NH3·H2O等；而强酸（HCl、H2SO4、HNO3）、强碱[NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2]为强电解质。
2．依据强、弱电解质的定义或弱电解质电离平衡的移动进行判断（见下表）[来源:学科网ZXXK]
浓度均为0．01 mol·L－1的强酸HA与弱酸HB
pH均为2的强酸HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度
2＝pHHA＜pHHB
0.01 mol·L－1＝c（HA）＜c（HB）
开始与金属反应的速率
HA＞HB
HA＝HB
体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量
HA＝HB
HA＜HB
体积相同时与过量活泼金属产生H2的量
HA＝HB
HA＜HB
c（A－）与c（B－）大小
c（A－）＞c（B－）
c（A－）＝c（B－）
分别加入固体NaA、NaB后pH变化
HA：不变
HB：变大
HA：不变
HB：变大
加水稀释10倍后的pH
3＝pHHA＜pHHB
3＝pHHA＞pHHB＞2
溶液的导电性
HA＞HB
HA＝HB
水的电离程度
HA＜HB
HA＝HB
3.根据盐类水解进行判断
取酸的钠盐溶于水，测溶液的酸碱性，若pH＝7，则对应的酸为强酸，如NaCl；若pH＞7，则对应的酸为弱酸，如CH3COONa。
4．从电离平衡常数K的角度判断
K也属于化学平衡常数，所以也只是温度的函数，在同温度下，K越大酸性越强。注意：强酸无电离平衡常数。
【例2－1】 今有室温下四种溶液，有关叙述不正确的是（ ）。
①
②
③
④
pH
11
11
3
3
溶液
氨水
氢氧化钠溶液
醋酸
盐酸
A．③④中分别加入适量醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大
B．②③两溶液等体积混合，所得溶液中c（H＋）＞c（OH－）
C．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH①＞②＞④＞③
D．V1 L④与V2 L①溶液混合后，若混合后溶液pH＝7，则V1
【点此下载】