電離平衡是高中化學(xué)必考的一個(gè)專題，電離平衡與濃度的關(guān)系是比較難理解的知識(shí)點(diǎn)，復(fù)習(xí)強(qiáng)電解質(zhì)還容易一些，弱電解質(zhì)會(huì)給大家?guī)砗芏嗬Щ螅旅婢蛷?qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)及其電離平衡加以系統(tǒng)梳理，幫助大家更好地學(xué)懂電離平衡知識(shí)。

強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

(1)電離平衡

在一定條件下(如溫度、濃度)，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，叫電離平衡。

(2)電離平衡特點(diǎn)

①動(dòng)態(tài)平衡：電離過程和分子化過程并未停止。

②固定不變：在一定條件下平衡建立后，溶液中弱電解質(zhì)分子及其電離出的各離子濃度都將保持不變。

③相對(duì)性：平衡建立在特定的條件下，當(dāng)條件發(fā)生改變時(shí)，平衡發(fā)生相應(yīng)的移動(dòng) 

(3)影響弱電解質(zhì)電離程度大小的因素

a、決定因素：弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱 弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱；(決定)電離程度的大小(判斷) 弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱與弱電解質(zhì)分子結(jié)構(gòu)有關(guān)，取決于其分子中共價(jià)鍵的極性強(qiáng)弱，是該電解質(zhì)分子的“本性”。b、環(huán)境因素

①濃度的影響：對(duì)于同一弱電解質(zhì)，通常溶液越稀，電離程度越大;將溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離方向移動(dòng)，電離程度變大，溶液中各離子物質(zhì)的量變大，但離子濃度變小(溶液體積變大的緣故)

②溫度影響：弱電解質(zhì)的電離過程一般是吸熱的，△H>0.升高溫度電離平衡向著電離方向移動(dòng)，即電離程度增大。(講到電離度時(shí)必須指明條件(溫度、濃度)，溫度若不注明，一般為25℃)

③加入具有相同離子物質(zhì)(同離子效應(yīng))

在弱電解質(zhì)中加入與弱電解質(zhì)相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡逆向移動(dòng) 

④化學(xué)反應(yīng)

（4）電離平衡常數(shù)

在弱電解質(zhì)溶液中加入能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的某種離子發(fā)生反應(yīng)的物質(zhì)，可使電離平衡向電離的方向移動(dòng)。

a、定義：在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示(酸用Ka表示，堿用Kb表示)b、電離常數(shù)的影響因素

①電離常數(shù)隨溫度變化而變化，但由于電離過程中熱效應(yīng)較小，溫度改變對(duì)電離常數(shù)影響不大，其數(shù)量及一般不變，所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對(duì)電離常數(shù)的影響。

②電離常數(shù)與弱酸、弱堿濃度無關(guān)，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是不會(huì)改變的。

(5)一元強(qiáng)酸和一元弱酸的比較

①相同物質(zhì)的量濃度，相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較

強(qiáng)電解質(zhì)的電離平衡

1923 年，荷蘭人 Debye 和德國人 Hückel 提出了強(qiáng)電解質(zhì)溶液理論，成功地解釋了前面提出的矛盾現(xiàn)象。

1.離子氛

德拜 - 休克爾理論指出，在強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在分子， 電離是完全的。由于離子間的相互作用，正離子的周圍圍繞著負(fù)離子;負(fù)離子的周圍圍繞著正離子。 我們稱這種現(xiàn)象為存在離子氛。 由于離子氛的存在，離子的活動(dòng)受到限制，正負(fù)離子間相互制約。因此 1 摩爾的離子不能發(fā)揮 1 摩爾粒子的作用。顯然溶液的濃度越大，離子氛的作用就越大，離子的真實(shí)濃度就越得不到正常發(fā)揮。從表中看，濃度越大，倍數(shù)偏離 2 越遠(yuǎn)。

2.活度系數(shù)

若強(qiáng)電解質(zhì)的離子濃度為 c , 由于離子氛的作用，其發(fā)揮的有效濃度為 a , 則有真分?jǐn)?shù) f 存在，使 a = f ·c 式中，c 濃度，a 有效濃度即活度，f 活度系數(shù)。用 f 修正后, 得到活度 a , 它能更真實(shí)地體現(xiàn)溶液的行為。

3.影響活度系數(shù) f 大小的因素有:

1) 溶液的濃度:濃度大，活度 a 偏離濃度 c 越遠(yuǎn)，f 越小; 濃度小，a 和 c 越接近，f 越接近于 1。

2) 離子的電荷:電荷高，離子氛作用大，a 和 c 偏離大， f 小。 電荷低，離子氛作用小，a 和 c 接近，f 接近于 1。

討論問題，有時(shí)要用到 a 和 f，但是在本章的計(jì)算中，如

不特殊指出，則認(rèn)為 a = c , f = 1。

弱電解質(zhì)的溶液中，也有離子氛存在，但是更重要的是電離 平衡的存在。

弱電解質(zhì)的電離平衡

1、電離平衡概念

一定條件(溫度、濃度)下，分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態(tài)叫電離平衡狀態(tài)(屬于化學(xué)平衡)。

任何弱電解質(zhì)在水溶液中都存在電離平衡，達(dá)到平衡時(shí)，弱電解質(zhì)具有該條件下的最大電離程度。

2、電離平衡的特征

①逆：弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的，存在電離平衡。

②等：弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等。

③動(dòng)：弱電解質(zhì)電離成離子和離子結(jié)合成分子的速率相等，不等于零，是動(dòng)態(tài)平衡。 ④定：弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液里離子的濃度、分子的濃度都不再改變。 ⑤變：外界條件改變時(shí)，平衡被破壞，電離平衡發(fā)生移動(dòng)。

3、影響電離平衡的因素(符合勒沙特列原理)

(1)內(nèi)因—電解質(zhì)本身的性質(zhì)，是決定性因素。

(2)外因

①溫度—由于弱電解質(zhì)電離過程均要吸熱，因此溫度升高，電離度增大。

②濃度—同一弱電解質(zhì)，濃度越大，電離度越小。

在一定溫度下，濃度越大，電離程度越小。因?yàn)槿芤簼舛仍酱?，離子相互碰撞結(jié)合成分子的機(jī)會(huì)越大，弱電解質(zhì)的電離程度就越小。因此，稀釋溶液會(huì)促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離。

例如：在醋酸的電離平衡 CH3COOH CH3COO-+H+

A 加水稀釋，平衡向右移動(dòng)，電離程度變大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)變小; B 加入少量冰醋酸，平衡向右移動(dòng)，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大但電離程度小; 

電離平衡?？贾R(shí)點(diǎn)

1、凡溶于水能導(dǎo)電的物質(zhì)都是電解質(zhì)。

2、共價(jià)化合物都是非電解質(zhì)。

3、液態(tài)氯化氫不導(dǎo)電，因此氯化氫是非電解質(zhì)。

4、強(qiáng)電解質(zhì)都是離子化合物，弱電解質(zhì)都是共價(jià)化合物。

5、強(qiáng)電解質(zhì)都是可溶性化合物，弱電解質(zhì)都是難溶性化合物。6、共價(jià)化合物在液態(tài)時(shí)不可能電離。

7、強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液導(dǎo)電能力肯定很強(qiáng)強(qiáng)，弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定很弱。

8、向冰醋酸中不斷加水稀釋，溶液中氫離子濃度將逐漸減小。

9、溶于水后能電離出氫離子的化合物都是酸。

10、將pH值為5的鹽酸稀釋1000倍，溶液的pH值將變?yōu)?。

11、鹽類的水解會(huì)促進(jìn)水的電離。

12、水的離子積在任何情況下都是一個(gè)常數(shù)。

13、pH=0的溶液酸性最強(qiáng)，pH=14的溶液堿性最強(qiáng)。pH=6的溶液一定顯酸性。

14、含有弱酸根離子的鹽溶液一定呈堿性。