電離平衡

具有極性共價鍵的弱電解質（例如部分弱酸、弱鹼。水也是弱電解質）溶於水時，其分子可以微弱電離出離子；同時，溶液中的相應離子也可以結合成分子。一般地，自上述反應開始起，弱電解質分子電離出離子的速率不斷降低，而離子重新結合成弱電解質分子的速率不斷升高，當兩者的反應速率相等時，溶液便達到了電離平衡。此時，溶液中電解質分子的濃度與離子的濃度分別處於相對穩定狀態，達到動態平衡。

基本介紹

• 中文名：電離平衡
• 外文名：ionization equilibrium
• 定義：弱電解質離子化速率等分子化速率
• 形成條件：離子重新結合成分子的平衡狀態
• 電離度公式：α=已電離分子/原有分子數×100%

定義

在一定條件下，弱電解質的離子化速率（即電離速率）等於其分子化速率（即結合速率）。

形成條件

溶液中電解質電離成離子和離子重新結合成分子的平衡狀態。

具體一點說，在一定的條件下（如溫度，濃度），當溶液中的電解質分子電離成離子的速率與離子重新結合成分子的速率相等時，電離的過程就達到了平衡狀態,即電離平衡。

一般來說，強電解質不存在電離平衡而弱電解質存在電離平衡。

強電解質

離子化合物和某些具有強極性鍵的共價化合物如：強酸（HCl、H₂SO₄、HNO₃）、強鹼（NaOH）、大部分鹽類(NH₄Cl)。

弱電解質

有具有極性鍵的共價化合物如：弱酸(CH₃COOH)、弱鹼(NH₃·H₂O)、水

特別：HgCl₂是共價化合物且共價鍵極強，屬於弱電解質。

影響電離平衡的因素

1．溫度：電離過程是吸熱過程，溫度升高,平衡向電離方向移動。

2．濃度：弱電解質分子濃度越大，電離程度越小。

3．同離子效應：在弱電解質溶液中加入含有與該弱電解質具有相同離子的強電解質,從而使弱電解質的電離平衡朝著生成弱電解質分子的方向移動，弱電解質的解離度降低的效應稱為同離子效應。

4．化學反應：某一物質將電離出的離子反應掉而使電離平衡向正方向（電離方向）移動。

5．弱酸的電離常數越大，達到電離平衡時電離出的H⁺越多，酸性越強；反之，酸性越弱。多元弱酸的電離是分步進行的，每一步電離都有各自的電離常數，且各級電離常數逐級減小，一般相差較大，所以其水溶液中的 H⁺主要是由第一步電離產生的。

6．對弱鹼來說，也有類似弱酸的規律。

7．分步電離中，越後面電離出的離子數越少。

--------------------------------------------------------------------------------------------------------

電離度公式

α（電離度）=已電離的分子/原有分子數×100%

---------------------------------------------------------------------------------------------------------

水的電離：

精確的實驗證明，水是一種極弱的電解質，它能微弱的電離，生成H₃O⁺(水合氫離子，即H⁺·H₂O) 和OH^-：

2H₂O<==> H₃O⁺+ OH^-

可簡寫為：H₂O<==> H⁺+ OH^-

K_w叫水的離子積常數，簡稱為水的離子積。

在25℃時，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值隨溫度升高而變大

100℃時，K_w=5.5x10^-14

判斷電解強弱方法：

1．在相同濃度、相同溫度下，與強電解質做導電性對比實驗

2．在相同濃度、相同溫度下，比較反映速率的快慢，如將Zn投到等濃度的鹽酸與醋酸中比較，結果前者比後者快。

平衡方向的改變

方程式

在上述反應過程中，弱電解質分子電離與離子結合成為分子，二者共同構成一組可逆反應。常以弱電解質分子電離出離子的反應方向為正反應方向，以離子重新結合成弱電解質分子的反應方向為逆反應方向。

與化學平衡一樣，電離平衡是可以因為條件變化(如濃度、溫度、酸鹼性等)而移動的，並且也遵循勒夏特列原理。

以下列表歸納了外界條件變化對電離平衡及c(H⁺)的影響，這裡假設弱電解質AB可以電離成(A⁺)和(B^-),且電離過程吸熱，則

電離方程式	AB=（可逆反應）=(A^+)+(B^-)
條件改變內容	v（正），v（逆）關係	平衡移動方向
增大c(AB)	v（正）>v（逆）	向右
減小c(AB)	v（正）<v（逆）	向左
增大c(A+)	v（正）<v（逆）	向左
減小c(A+)	v（正）>v（逆）	向右
增大c(B-)	v（正）<v（逆）	向左
減小c(B-）	v（正）>v（逆）	向右
稀釋溶液	v（正）>v（逆）	向右
升高溫度	v（正）>v（逆）	向右
降低溫度	v（正）<v（逆）	向左

為了便於理解，可以參考醋酸(CH₃COOH)的電離平衡，將CH₃COOH代入上表的AB，將H⁺代入A⁺,將CH₃COO^-代入B^-。

電離平衡示例

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

判斷強弱

① 在相同濃度 、相同溫度下，與強電解質溶液進行導電性對比實 驗 ；

② 在相同濃度 、相同溫度下 ，比較反應速率的快慢 ；

③ 濃度與 pH 的關係 ；

④ 利用鹽類水解的知識 ，測 定對應鹽的酸鹼性 ；

⑤ 採用 同離子效應的實驗證明存在電離平衡 ；

⑥ 利用 強 酸製備弱酸的方法 來判斷電解質的強弱 ；

⑦ 稀釋前後的pH與稀釋倍數的變化關係 ；

⑧ 利用元素周期律進行判斷 。

電離平衡常數

弱電解質在一定條件下電離達到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度以其在化學方程式中的計量為冪的乘積，跟溶液中未電離分子的濃度以其在化學方程式中的計量為冪的乘積的比值，即溶液中的電離出來的各離子濃度乘積（c（A⁺）*c（B⁺））與溶液中未電離的電解質分子濃度（c（AB））的比值是一個常數，叫做該弱電解質的電離平衡常數。這個常數叫電離平衡常數，簡稱電離常數。

要注意的是電離平衡常數只用於弱電解質的計算。強電解質不適用。

弱電解質AXBY水溶液中達到電離平衡時：

A_xB_y↔XA⁺ +Y B^-

則，K（電離）=[A⁺]^x·[B^-]^Y/[A_xB_y]

式中[A⁺]、[B^-]、[AB]分別表示A⁺、B^-和AB在電離平衡時的物質的量濃度。

電離平衡常數的大小反映弱電解質的電離程度，不同溫度時有不同的電離常數。但電離平衡常數不受濃度的影響。

在同一溫度下，同一電解質的電離平衡常數相同，但隨著弱電解質濃度的降低，轉化率會增大.

推導：

A_xB_y↔XA +Y B

原始濃度 c 0 0

濃度變化 cα cα cα

有K=(cα)^2/(c-cα)=cα^2(α<4%,c為電解質的濃度）

由K=cα^2可得知：弱電解質濃度越低電離程度越大。