电离平衡方程式

在上述反应过程中，弱电解质分子电离与离子结合成为分子，二者共同构成一组可逆反应。常以弱电解质分子电离出离子的反应方向为正反应方向，以离子重新结合成弱电解质分子的反应方向为逆反应方向。

与化学平衡一样，电离平衡是可以因为条件变化(如浓度、温度、酸碱性等)而移动的，并且也遵循勒夏特列原理。

以下列表归纳了外界条件变化对电离平衡及c(H )的影响，这里假设弱电解质AB可以电离成(A )和(B^-),且电离过程吸热，则

为了便于理解，可以参考醋酸(CH₃COOH)的电离平衡，将CH₃COOH代入上表的AB，将H 代入A ,将CH₃COO^-代入B^-。

电离平衡电离平衡示例

弱酸：HF↔H F 弱碱：NH₃·H₂O↔NH₄ OH^- H2O：H₂O↔H OH^-

在一定条件下，弱电解质的离子化速率（即电离速率）等于其分子化速率（即结合速率）。

电离平衡形成条件

溶液中电解质电离成离子和离子重新结合成分子的平衡状态。

具体一点说，在一定的条件下（如温度，浓度），当溶液中的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，电离的过程就达到了平衡状态,即电离平衡。

一般来说，强电解质不存在电离平衡而弱电解质存在电离平衡。

电离平衡强电解质

离子化合物和某些具有强极性键的共价化合物如：强酸（HCl、H₂SO₄、HNO₃）、强碱（NaOH）、大部分盐类(NH₄Cl)。

电离平衡弱电解质

有具有极性键的共价化合物如：弱酸(CH₃COOH)、弱碱(NH₃·H₂O)、水

特别：HgCl₂是共价化合物且共价键极强，属于弱电解质。

影响电离平衡的因素

1．温度：电离过程是吸热过程，温度升高,平衡向电离方向移动。

2．浓度：弱电解质分子浓度越大，电离程度越小。

3．同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应。

4．化学反应：某一物质将电离出的离子反应掉而使电离平衡向正方向（电离方向）移动。

5．弱酸的电离常数越大，达到电离平衡时电离出的H 越多，酸性越强；反之，酸性越弱。多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，且各级电离常数逐级减小，一般相差较大，所以其水溶液中的 H 主要是由第一步电离产生的。

6．对弱碱来说，也有类似弱酸的规律。

7．分步电离中，越后面电离出的离子数越少。

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电离度公式

α（电离度）=已电离的分子/原有分子数×100%

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水的电离：

精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱的电离，生成H₃O (水合氢离子，即H ·H₂O) 和OH^-：

2H₂O<==> H₃O OH^-

可简写为：H₂O<==> H OH^-

K_w叫水的离子积常数，简称为水的离子积。

在25℃时，水中H 溶度和OH^-溶度都是1x10^-7mol/L，所以

K_w=c（H ）·c(OH^-)=1x10^-14

K_w值随温度升高而变大

100℃时，K_w=5.5x10^-14

判断电解强弱方法：

1．在相同浓度、相同温度下，与强电解质做导电性对比实验

2．在相同浓度、相同温度下，比较反映速率的快慢，如将Zn投到等浓度的盐酸与醋酸中比较，结果前者比后者快。

① 在相同浓度 、相同温度下，与强电解质溶液进行导电性对比实 验 ；

② 在相同浓度 、相同温度下 ，比较反应速率的快慢 ；

③ 浓度与 pH 的关系 ；

④ 利用盐类水解的知识 ，测 定对应盐的酸碱性 ；

⑤ 采用 同离子效应的实验证明存在电离平衡 ；

⑥ 利用 强 酸制备弱酸的方法 来判断电解质的强弱 ；

⑦ 稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系 ；

⑧ 利用元素周期律进行判断 。

弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积，跟溶液中未电离分子的浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积的比值，即溶液中的电离出来的各离子浓度乘积（c（A ）*c（B ））与溶液中未电离的电解质分子浓度（c（AB））的比值是一个常数，叫做该弱电解质的电离平衡常数。这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数。

要注意的是电离平衡常数只用于弱电解质的计算。强电解质不适用。

弱电解质AXBY水溶液中达到电离平衡时：

A_xB_y↔XA Y B^-

则，K（电离）=[A ]^x·[B^-]^Y/[A_xB_y]

式中[A ]、[B^-]、[AB]分别表示A 、B^-和AB在电离平衡时的物质的量浓度。

电离平衡常数的大小反映弱电解质的电离程度，不同温度时有不同的电离常数。但电离平衡常数不受浓度的影响。

在同一温度下，同一电解质的电离平衡常数相同，但随着弱电解质浓度的降低，转化率会增大.

推导：

A_xB_y↔XA Y B

原始浓度 c 0 0

浓度变化 cα cα cα

有K=(cα)^2/(c-cα)=cα^2(α<4%,c为电解质的浓度）

由K=cα^2可得知：弱电解质浓度越低电离程度越大。2100433B

电离平衡是一种化学现象，通常发生在具有极性共价键的化合物溶于水中的情况。

弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，（水）溶液中电离所生成的各种离子浓度以其在化学方程式中的计量数为幂的乘积，跟溶液中未电离分子的浓度以其在化学方程式中的计量数为幂的乘积的比值，即溶液中电离出来的各离子浓度乘积

要注意的是电离平衡常数只适用于弱电解质的计算，强电解质不适用*。

*注：但这并不是说强电解质没有电离平衡常数，由于物理作用等因素影响，强电解质也并非完全电离。只不过强电解质不使用电离平衡常数进行相关计算。强电解质可以用阴阳离子平均活度（由于单个离子活度无法确定，阴阳离子平均活度可以由实验测定 ）来表示电离程度，参与计算。

水是一种极弱的电解质，在常温下能电离出极少量的H 和OH－，存在着电离平衡。

水的电离平衡规律

1．Kw=c（H ）·c（OH^－），纯水中c（H ）=c（OH^－），纯水总是呈电中性的。

2．不能认为c（H ）或c（OH^－）等于10^－7mol/L或pH=7的溶液就一定是中性溶液，即不能把pH=7作为判断一切溶液酸、碱性的分界线，而应比较c（H ）和c（OH^－）两者的相对大小。溶液呈酸碱性的本质是c（H ）≠c（OH^－）。

3．已知水电离产生的c（H ）或c（OH^－）并不能最终确定溶液的酸碱性，因为这既可能是酸（或酸性）溶液，也可能是碱（或碱性）溶液。例如，由水电离出的c（H ）=1×10^－13mol/L的溶液，其pH等于1或13。

4．水电离平衡的破坏和移动

（1）外加酸、碱可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡逆向移动，导致c（H ）≠c（OH^－），水的电离受到抑制。酸溶液的pH表示的c（H ）为溶质酸电离产生的，通过Kw=c（H ）·c（OH^－）_水可以计算出水电离的c（OH^－）_水，而c（H ）_水=c（OH^－）_水。碱溶液的pH表示的c（H ）则为水电离出的c（H ）_水，因为碱本身不能电离出H 。

（2）温度会影响水的电离平衡。水的电离是吸热过程，温度升高，促进水的电离，Kw增大，pH减小，但仍存在c（H ）_水=c（OH^－）_水。在常温时Kw=10^－14；100℃时，Kw=10^－12。

（3）能发生水解的盐可以促进水的电离，从而打破水的电离平衡。只有一种弱酸根阴离子（或弱碱阳离子）水解，则c（H ）≠c（OH^－）；若所加盐发生双水解，则两种离子的浓度可能相等，也可能不相等。水解呈酸性的盐溶液pH表示的是水电离的c（H ）_水（与碱溶液相同），水解呈碱性的盐溶液的pOH(pOH=－lgc（OH^－）)表示的是水电离的c（OH^－）_水（与酸溶液相同）。

5．对于极稀的酸、碱溶液，水的电离则不可忽视。例如：c（H ）=10^－8mol/L的盐酸，如果认为pH=8就错了，因为酸溶液的pH在常温时一定是小于7的。这时在计算该溶液的pH时，就必须考虑水电离产生的c（H ）_水和c（OH^－）_水。