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條件的改變對水電離平衡的影響

時間：2022-08-20 11:27:26 化學論文我要投稿

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條件的改變對水電離平衡的影響

　　條件的改變對水電離平衡的影響
　　
　　山東　膠州　●潘曰芹
　　
　　鹽類的水解是《化學反應原理》的重要內(nèi)容，而水的電離是重點也是難點，許多教師在講解水的電離時花費了很大的精力，但收效不佳。如何突破這一難點，讓學生易于理解，并能靈活應用，就成了一個重要課題。在這里我結合多年的教學與實踐，談談個人的做法。
　　
　　水的電離的難點在于真正理解條件的改變對水電離平衡的影響，本文著重剖析討論水電離的內(nèi)涵，深入探討條件的改變對水電離平衡的影響。
　　
　　25℃純水中，c（H+）=c（OH-）=10-7mol.L-1，水的離子積Kw為10-14。在任何稀溶液中，水電離出的H+永遠等于水電離出的OH-，當改變條件時，對水的電離平衡有何影響，怎樣移動？下面逐一分析：
　　
　　一、對純水升高溫度
　　
　　因水的電離過程是吸熱的，故升高溫度促進水的電離，水電離出的 c（H+）=c（OH-） > 10-7mol·L-1 ，但仍呈中性。
　　
　　二、外加酸或堿（以下不加說明，溫度都是指常溫下：25 ℃）
　　
　　（1）在水中滴加鹽酸或醋酸，由于酸電離出的c（H+）遠大于水電離出的c（H+），故水的平衡左移，抑制水的電離，水電離出的
　　
　　c（H+）=c（OH-） <10-7mol·L-1。如常溫下，PH=1的鹽酸中，水電離出的H+ 濃度是多少？
　　
　　解析：在酸溶液中，氫離子來源于酸和水，OH-只來源于水。故Kw=c（H+）酸+水·c（OH-）水 = 1.0×10-14 ，PH=1的鹽酸中c（H+）=1×10-1mol·L-1，c（OH-）水=c（H+）水=1.0×10-13mol·L-1，故水電離產(chǎn)生的H+ 濃度是1.0×10-13mol·L-1。比常溫下水中OH-和 H+濃度1×10-7mol·L-1小很多，可見由于氯化氫的加入，水的電離程度變小。
　　
　　（2）在水中滴加NaOH或氨水，由于堿電離出的c（OH-）遠大于水電離出c（OH-），故水的平衡左移，抑制水的電離，水電離出的
　　
　　c（H+）=c（OH-） <10-7mol·L-1。如常溫下，PH=13的氫氧化鈉溶液中，水電離產(chǎn)生的OH- 離子濃度是1.0×10-13mol·L-1。
　　
　　三、外加鹽溶液
　　
　　（1）加可水解的鹽，由于可水解的鹽電離出的弱酸根或弱堿根離子與水電離出的H+或OH-結合生成弱電解質，從而使水的電離平衡右移，促進了水的電離，故水電離出的c（H+）=c（OH-） > 10-7mol·L-1。如常溫下，某NH4Cl溶液的PH=3 ，水電離出的H+ 濃度是多少？溶液中的OH-濃度是多少？
　　
　　解析：NH4Cl本身只能電離產(chǎn)生NH4+和Cl- 離子，溶液中的OH- 和H+ 只能來源于水，故水電離出的H+ 濃度是1×10-3mol·L-1 ，溶液中的OH-濃度是1×10-11mol·L-1 。有的同學會產(chǎn)生疑問：水電離產(chǎn)生的OH-和H+濃度應該相等，現(xiàn)在怎么不相等了？這是因為NH4+水解，結合相當一部分OH-生成了NH3·H2O分子，1×10-11 mol·L-1是指溶液中自由移動的OH- 濃度。通過數(shù)據(jù)比較可以看出：PH=3的NH4Cl溶液中H+ 濃度比室溫時水中H+ 濃度大得多，加入NH4Cl后水的電離程度增大。
　　
　　再如PH=11的NaHCO3aq中，水電離出的c（OH-） =10-3mol·L-1。
　　
　　而PH=3的NaHSO3aq中，因為HSO3-的電離大于水解，故使水的電離平衡左移，水電離出的c（H+）=10-11mol·L-1<10-7mol·L-1。
　　
　　（2）加不水解的鹽（NaCl、NaHSO4），加NaCl這樣的強酸強堿的正鹽，因電離出的陰、陽離子與水電離出的H+、OH-不能結合生成弱電解質，故對水的電離無影響；而加NaHSO4aq，因能電離出H+，故使水的電離平衡左移，抑制水的電離，水電離出的c（H+）=c（OH-）<10-7mol·L-1。
　　
　　總之，鹽的水解可促進水的電離，不水解的鹽可能對水的電離沒有影響，也可能抑制水的電離。
　　
　　影響水電離的因素歸納：任何水溶液中由水電離出的總的
　　
　　c（H＋）與c（OH－）一定相等。
　　
　　（1）升高溫度促進水的電離。
　　
　　（2）外加試劑：①同種離子抑制電離（如加酸或堿）。②反應的離子（如加可水解的鹽）或活潑金屬促進水的電離。③鹽的水解促進水的電離（加入能水解的鹽，水的電離平衡可能向左，也可能向右移動，抑制或促進水的電離）。 ④加入不水解的鹽強酸強堿鹽，水的電離平衡不移動。

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