电离平衡和溶液的pH（一）网上课堂[主讲内容]强弱电解质与结构的关系，弱电解质的电离平衡，电离平衡移动，水的电离，电离平衡常数，水的离子积，溶液的酸碱性和pH.[学习指导]1．强弱电解质与结构的关系:构成电解质的化学键代表物溶液中微粒强电解质离子键，极性共价键大多数盐、强酸、强碱自由离子弱电解质极性共价键水、弱酸、弱碱分子、离子共存2．弱电解质的电离平衡:H2O+H2O⇌H3O++OH-简写成H2O⇌H++OH-CH3COOH⇌CH3COO-+H+NH3·H2O⇌NH4++OH-弱电解质的电离平衡与化学平衡一样，是动态平衡，在平衡状态建立以后，弱电解的分子浓度，离子浓度不会改变。但是外界条件改变，电离平衡也要向减弱改变条件的方向移动。3．电离平衡的移动:（1）温度对电离平衡的影响:弱电解质电离需要吸热，所以升高温度，电离平衡向正方向（即电离方向）移动，使电解质溶液中，分子浓度降低，离子浓度升高。（2）浓度对电离平衡的影响:弱电解在溶液中达到电离平衡状态以后，加水稀释了电解质溶液的浓度，原来的电离平衡被打破，电离平衡发生移动，移向正方向，即电离方向。原因是，离子间相互碰撞，生成分子的机会减少了。所以使电解质溶液中分子数目减少，离子个数增加。但是要注意：同一种弱电解的浓溶液和稀溶液相比（在相同温度下）离子浓度仍然是浓溶液高于稀溶液。（3）一些相关化学试剂的影响:氨水是弱电解质，在溶液中存在着电离平衡状态。NH3·H2O⇌NH4++OH-，如果向其中加入NH4Cl溶液，会使电离平衡左移，其原因是NH4Cl=NH4++Cl-，增加了NH4+浓度，生成物浓度提高，使电离平衡左移，与化学平衡受浓度影响是一致的。如果向其中加入盐酸或H2SO4等，酸电离出的H+会中和氨水中的OH-，生成H2O，使OH-浓度降低，导致氨水的电离平衡右移。如果向氨水中加入NaOH溶液，OH-浓度升高，使其电离平衡左移。氨水有挥发性，NH3易从氨水中挥发出来。如果给敞口容器中（如烧杯）的氨水加热，NH3迅速挥发出来，电离平衡左移，OH-浓度会降低。如果氨水盛在密闭容器中，NH3不能挥发出来，那么电离平衡右移，OH-浓度升高。用水冲稀氨水，电离平衡右移，但是OH-浓度比未冲稀之前要小。4．水的电离:水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，无论是在纯水中，酸性溶液中，碱性溶液中，还是中性溶液中，也无论是在强电解溶液中还是弱电解溶液中，还是非电解质溶液中，水都发生微弱的电离，生成H3O+和OH-，表示为H2O+H2O⇌H3O++OH-，也可简写成H2O⇌H++OH-。5．电离平衡常数:由于强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡状态，所以强电解质没有电离平衡常数。1电离平衡常数只反映弱电解质的电离能力。（1）电离平衡常数与化学平衡常数类似，例如：CH3COOH⇌CH3COO-+H+NH3·H2O⇌NH4++OH-（2）意义：对于不同弱电解质，K值越大，离子浓度越大，即表示该弱电解质较易电离，所以比较Ka或Kb大小可以判断弱酸弱碱的相对强弱。对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离平衡常数同化学平衡常数一样，不随浓度的变化而变化，而只随温度变化而变化。但电离平衡常数随温度的变化不大，在室温下，可以不考虑温度对电离平衡常数的影响：6．水的离子积（Kw）从纯水的导电实验测得：在25℃时，1L纯水中有10-7molH2O发生了电离，生成H+和OH-各是1×10-7mol,=把55.6-1×10-7近似看成55.6，那么K是常数，55.6K就必定是常数，55.6K通常用Kw表示，因而就有Kw=C(H+)·C(OH-)=1×10-14Kw叫水的离子积常数，简称为水的离子积，25℃（或常温）Kw=1×10-14，如果在100℃，Kw≈1×10-12，两者相差100倍。7．溶液的酸碱性和pH任何水溶液中，都存在着（H2O⇌H++OH-），水的电离平衡，改变条件，水的电离平衡发生了移动，导致H+和OH-相对的量发生了变化，使溶液具有了酸性，碱性。但Kw值依然是1×10-14。pH=-lgC(H+)显然C(H+)越大，pH越小，溶液的酸性越强；C(H+)越小，pH越大，溶液的碱性越强。任何水溶液常温常温中性溶液C(H+)=C(OH-)C(H+)=10-7mol·L-1pH=7酸性溶液C(H+)>C(OH-)C(H+)>10-7mol·L-1pH<7碱性溶液C(H+)7说明：教材上介绍了十种弱电解的电离平衡常数，基本分三类。第一类为一元弱酸，以醋酸为首，Ka=1.8...
