1.電離平衡與水解平衡的比較規(guī)律
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電離平衡
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水解平衡
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實(shí)例
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H2S水溶液(0.1 mol·L-1)
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Na2S水溶液(0.1 mol·L-1)
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研究對(duì)象
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弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿、水)
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強(qiáng)電解質(zhì)(弱酸鹽、弱堿鹽)
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實(shí)質(zhì)
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弱酸 H++弱酸根離子
弱堿 OH-+陽(yáng)離子
離子化速率=分子化速率
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.jpg)
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程度
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酸(堿)越弱,電離程度越小多元弱酸
一級(jí)電離>二級(jí)電離
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對(duì)應(yīng)酸(堿)越弱,水解程度越大多元弱酸根
一級(jí)水解>二級(jí)水解
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能量變化
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吸熱
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吸熱
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表 達(dá) 式
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電離方程式:①
②多元弱酸分步電離
H2S H++HS-
HS- H++S2-
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水解離子方程式:①
②多元弱酸根分步水解
③產(chǎn)物一般不標(biāo)“↑”或“↓”
S2-+H2O HS-+OH-
HS-+H2O H2S+OH-
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粒子濃度
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大小
比較
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c(H2S)>c(H+)>c(HS-)>c(S2-)>c(OH-)
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c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)
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電荷守恒式
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c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+C(OH-)
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c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)
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物料守恒式
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c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0. mol-1
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c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)= c(Na+)=0.1 mol·L-1
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“H”守恒式
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c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)
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c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)=c(OH-)
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影響因素
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溫度
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升溫,促進(jìn)電離,離子濃度增大
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升溫,促進(jìn)水解
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濃度
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加水稀釋
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促進(jìn)電離,離子濃度減小
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促進(jìn)水解
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加入同種離子
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抑制電離
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抑制水解
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加入能反應(yīng)離子
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促進(jìn)電離
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促進(jìn)水解
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2.判斷強(qiáng)弱電解質(zhì)的方法規(guī)律