电离平衡 （1）定义：一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化时，电离过程达到平衡状态。 （2）特征 <1> 弱：研究对象为弱电解质。其电离微弱，已电离分子为极少数，绝大多数仍以分子的形式存在。 <2> 动：电离平衡是动态平衡，达到平衡时，电离过程与生成过程仍在进行。 <3> 等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等。v电离=v结合≠0 <4> 定：溶液中分子和离子的浓度保持不变。分子离子共存。 <5> 变：外界条件改变，电离平衡发生移动，进而建立新的平衡。 （3）影响因素 内因：弱电解质本身的性质（决定性因素） 外因： <1> 温度：弱电解质的电离是吸热过程，温度升高，电离平衡右移；反之，左移。 <2> 浓度：增大弱电解质浓度，平衡右移；减小浓度，平衡左移。 <3> 同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同离子的强电解质，平衡左移。 <4> 化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，平衡右移。 电离平衡常数 （1）定义：在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，弱电解质电离出的各种离子的浓度幂的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，该常数称为电离平衡常数。弱酸的电离常数用Ka表示，弱碱的电离常数用Kb表示。 （2）表达式 <1> 一元弱酸：HA?H++A- 对应的Ka为 <2> 一元弱碱：BOH?B++OH- 对应的Kb为 <3> 多元弱酸：存在分步电离，每一步都存在对应的电离常数。由于Ka1>>Ka2>>Ka3，多元弱酸的电离以第一步为主，故多元弱酸的酸性主要与Ka1有关。以磷酸的电离为例。 （3）影响因素 <1> 内因：弱电解质本身的性质，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同。 <2> 外因：同一弱电解质，温度升高，电离常数增大。弱电解质的电离常数仅与温度相关。同一温度下，无论浓度如何变化，电离常数不变。 例1．关于25℃时，体积相同的盐酸与醋酸两种溶液，下列说法正确的是（ ） A．若浓度相同，中和所需的NaOH物质的量相同 B．若浓度相同，分别与镁条反应的速率相等 C．若pH相等，则[CH3COO﹣]＞[Cl﹣] D．若pH相等，分别与NaOH反应呈中性后，n（CH3COO﹣）＜n（Cl﹣） 例2．25℃时，同体积、浓度均为0.10 mol?L﹣1的CH3COOH溶液和HX溶液，分别与同体积 0.10 mol?L﹣1NaHCO3溶液混合，产生CO2的体积随时间变化如图，下列说法错误的是（ ） A．原溶液中 c（H+）：HX溶液＞CH3COOH溶液 B．与CH3COOH反应结束后的溶液中c（Na+）＞c（CH3COO﹣） C．反应结束后两溶液中，c（CH3COO﹣）＜c（X﹣） D．由该实验可知HX为强酸 例3．低浓度的氢氟酸是一元弱酸，存在下列两个平衡：HF?H++F﹣，HF+F﹣?HF2﹣（较稳定）。25℃时，不同酸性条件下的2.0amol?L﹣1 HF溶液中，c（HF）、c（F﹣）与溶液pH（忽略体积变化）的变化关系如图所示。下列说法正确的是（ ） A．c（ HF）+c（F﹣）＝2.0a mol?L﹣1 B．c（F﹣）＞c（HF）时，溶液一定呈碱性 C．随着溶液pH增大，不断增大 D．25℃时，HF的电离常数Ka＝10﹣3.45 例4．已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数如表：下列有关说法正确的是（ ） 酸化学式 HF H2SO3 电离平衡常数（25℃） Ka＝6.8×10﹣4 Ka1＝1.3×10﹣3Ka2＝5.6×10﹣8 A．等物质的量浓度的各溶液pH关系：pH（Na2SO3）＜pH（NaF）＜pH（NaHSO3） B．将0．lmo/L的HF与0.1mol/L的NaF等体积混合，混合液pH＞7 C．Na2SO3溶液中加入足量HF发生反应的离子方程式为SO32﹣+HF═F﹣+HSO3﹣ D．NaHSO3溶液中部分微粒浓度的大小：c（Na+）＞c（HSO3﹣）＞c（H2SO3）＞c（SO32﹣） 盐类水解 （1）定义：在水溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH-结合生成弱电解质的反应 （2 ... ...
~~ 您好，已阅读到文档的结尾了 ~~
