高考化学高频考点：弱电解质的电离平衡
弱电解质的电离平衡知识点
弱电解质的电离平衡知识点一、电解质、非电解质1、电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。
实例：酸、碱、盐、活泼金属氧化物、水。
2、非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。
实例：大多数有机物、酸性氧化物、氨气等。
①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。
②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。
如：SO2、CO2则不是。
③条件：水溶液或融化状态：对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。
④难溶性化合物不一定就是弱电解质。
例如：BaSO4 、AgCl 难溶于水，导电性差，但由于它们的溶解度太小，测不出（或难测）其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电离的，所以它们是电解质。
⑤酸、碱、盐、金属氧化物和水都是电解质（特殊：盐酸是电解质溶液）。
蔗糖、酒精为非电解质。
二、强电解质与弱电解质1、强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质。
2、弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质。
电解质的强弱与其溶解度有何关系?①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。
强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H2O、HF等都是弱电解质。
②电解质的强弱与溶解度无关。
如BaSO4、CaCO3等③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。
说明离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子而导电；共价化合物只有在溶于水时才能导电．因此，可通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物。
电解质的强弱与其水溶液的导电能力有何关系?3、电解质溶液的导电性和导电能力①电解质不一定导电(如NaCl晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质(如石墨)，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质；②电解质溶液的导电性强弱决定于溶液离子浓度大小，浓度越大，导电性越强。
第一节电离平衡考点(一)弱电解质的电离课件新高考化学一轮复习
溶液的 pH 增大，故 C 错误；加水稀释后，溶液中 c(H )减小，c(OH )增大， e中的正反应速率。
＋
－
平衡时，混合气体的总物质的量为2.5 mol，根据阿伏加德罗定律的推论知同温同压下，气体的物质的量之比等于其体积之比，则3 mol2.5 mol＝1.2 LV，解得V＝1 L，则平衡时混
合气体的体积为1 L，506 K时该反应的平衡常数K＝c（CH3OH）c（CO）·c2（H2）＝0.250.75×1.52≈0.148。由题图1可知，恒压下随着温度的升高，CH3OH的物质的量减小，
3
a
【解析】(1)基态氮原子的价电子排布图为
；其核外电子共占据1s、
方向 程度 Fe2+和Fe3+数目分别为x和y，则列方程组：x+y=1，0.812 5+2x+3y+5=4×2，解得x=0.812 5，y=0.187 5，则Li1-xFePO4中n(Fe2+)∶n(Fe3+)=0.812 5∶
(6)标准状况下，2.24 L SO3中含有0.3NA个氧原子( )
故 D 错误。 说明升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小，lg K减小，所以能正确表示该反应的lg K与温度T的关系的曲线是AB。
答案：向试管中加入2 mL NaOH溶液，然后向其中滴加CuSO4溶液4～6滴，产生Cu(OH)2蓝色絮状沉淀，取少量反应后的溶液，加入新制Cu(OH)2悬浊液中，加热煮沸，观察有无
有利于提高CO2转化为CH3OH的平3衡转化率，b项符合题意；增大CO2和H2的初始投料比，相当于c(H2)不变，增大c(CO2)，3平衡正向移动，但是CO2的平衡转化率减小，c项不符
合题意；初始投料比和容器体积不变，增大反应物的浓度，平衡正向移动，有利于提高CO2转化为CH3OH的平衡转化率，d项符合题意。
高考化学 复习 弱电解质的电离平衡 含答案及解析
弱电解质的电离平衡(时间:45分钟满分:100分)一、选择题(本题包括12小题,每小题5分,共60分,每小题只有一个选项符合题目要求)1.25 ℃时加水稀释10 mL pH=11的氨水,下列判断正确的是( ).A.原氨水的浓度为10-3 mol·L-1B.溶液中·减小C.氨水中NH3·H2O的电离程度增大,溶液中所有离子的浓度均减小D.再加入10 mL pH=3的盐酸充分反应后,混合液的pH肯定大于7答案D2.(2018·东阳中学检测)下列各溶液中,离子的物质的量浓度关系正确的是( ).A.pH=4的醋酸溶液中:c(H+)=0.4 mol·L-1B.饱和碳酸氢钠溶液中(已知碳酸氢钠溶液呈碱性):c(Na+)=c(HC-)C.饱和食盐水中:c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)D.pH=12的纯碱溶液中:c(OH-)=1.0×10-12 mol·L-1答案C解析pH=4的醋酸溶液中,c(H+)=10-4mol·L-1,A不正确;饱和碳酸氢钠溶液中(已知碳酸氢钠溶液呈碱性),因为碳酸氢根既能水解又能电离(以水解为主,所以溶液显碱性),导致c(Na+)>c(HC-),所以B不正确;饱和食盐水呈电中性,根据电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),C正确;纯碱溶液中,因碳酸根离子水解而使溶液呈碱性,所以c(OH-)>c(H+),常温下pH=12的纯碱溶液中,c(H+)=1.0×10-12mol·L-1,根据水的离子积可以求出c(OH-)=--mol·L-1=1.0×10-2mol·L-1,D不正确。
3.下列物质在指定条件下的电离方程式书写正确的是( )A.Na2CO3溶于水Na2CO3N+CB.Al(OH)3的酸式电离Al(OH)3H++Al-+H2OC.NaHS溶于水HS-的电离HS-+H2O H2S+OH-D.NaHSO4加热熔化NaHSO4Na++HS-答案D解析A项,应为Na2CO32Na++C;B项,应用可逆号;C项,是HS-水解的离子方程式。
高考化学弱电解质的电离平衡
2.电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(碱)的相对强弱。电离常数越⑥ 大 ,酸性(或碱性)越 强。 (2)判断盐溶液的酸(碱)性强弱。电离常数越大,对应盐的水解程度越⑦
小 ,盐溶液的碱(酸)性越⑧ 弱 。 (3)判断复分解反应能否发生。一般遵循“强酸制弱酸”规律。 (4)判断粒子浓度比值的变化。 (5)判断电离平衡的移动方向。当Qc>K时,平衡⑨ 逆向 移动;当Qc=K 时,达到平衡状态;当Qc<K时,平衡⑩ 正向 移动。
自主测评 1.判断正误(正确的画“√”,错误的画“✕”)。
(1)电离常数受溶液浓度的影响 ( ✕ ) (2)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱 ( √ )
(3)电离常数大的酸溶液中的c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大
(✕ )
(4)H2CO3的电离常数表达式:Ka= c2 (H ) c(CO32 ) ( ✕ ) c(H2CO3 )
2.弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
(2)电离平衡的特征
(3)影响电离平衡的外界条件
外界条件
温度
升高温度
浓度
稀释溶液
加入含有与弱电解质相 同离子的强电解质
加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质
电离平衡 移动方向 向⑨ 右 移动 向 右 移动 向 左 移动
向 右 移动
电离程 度变化 ⑩ 增大 增大 减小
7.已知:NH3·H2O NH 4 +OH- ΔH>0,对于0.1 mol·L-1的氨水,改变条件 时,请将正确结果填入下表空白处:
改变的条件
平衡移 动方向
n(OH-)
c(OH-)
导电能力
Kb
加NaOH固体
备战2025年高考化学高频考点解密11弱电解质的电离和溶液的酸碱性含解析
解密11 弱电解质的电离和溶液的酸碱性高考考点考查内容三年高考探源考查频率弱电解质的电离平衡1．了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念2．理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性3．了解水的电离和水的离子积常数4．了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简洁计算5．理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算2024课标全国Ⅰ27；2024课标全国Ⅱ28；2024课标全国Ⅲ26。
2024课标全国Ⅰ13、26、28；2024课标全国Ⅱ12、28；2024课标全国Ⅰ12；2024课标全国Ⅱ26；2024课标全国Ⅲ13。
★★★★★水的电离和溶液的酸碱性★★★★★滴定原理及应用★★★★★考点1 弱电解质的电离平衡1．强电解质和弱电解质强电解质弱电解质定义在水溶液中或熔融状态下能完全电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质溶液中微离子，不存在强电解质分子离子和弱电解质分子粒的存在形式电离过程不行逆，不存在电离平衡可逆，存在电离平衡电离方程式用“”用“”举例强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI等强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等活泼金属氧化物：Na2O、MgO等绝大部分盐：BaSO4、BaCl2等弱酸：CH3COOH、HCN、H2S、H2CO3等弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等H2O及小部分盐(CH3COO)2Pb等]2．强、弱电解质的推断方法（1）依据物质的类别进行推断在没有特别说明的状况下，我们认为盐是强电解质；而常见的弱酸、弱碱为弱电解质，如H2CO3、H2SO3、HClO、H2SiO3、NH3·H2O等；而强酸(HCl、H2SO4、HNO3等)、强碱[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等]为强电解质。
（2）依据强、弱电解质的定义或弱电解质电离平衡的移动进行推断(见下表)浓度均为0.01 mol·L－1的强酸HA与弱酸HBpH均为2的强酸HA与弱酸HB pH或物质的量浓度2=pH HA＜pH HB0.01 mol·L－1=c(HA)＜c(HB)起先与金属反应的速率HA＞HB HA=HB体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量HA=HB HA＜HB体积相同时与过量活泼金属产生H2的量HA=HB HA＜HBc(A－)与c(B－)大小c(A－)＞c(B－) c(A－)=c(B－)分别加入固体NaA、NaB后pH变更HA：不变HB：变大HA：不变HB：变大加水稀释10倍后的pH 3=pH HA＜pH HB3=pH HA＞pH HB＞2溶液的导电性HA＞HB HA=HB水的电离程度HA＜HB HA=HB（3）依据盐类水解进行推断取酸的钠盐溶于水，测溶液的酸碱性，若pH=7，则对应的酸为强酸，如NaCl；若pH＞7，则对应的酸为弱酸，如CH3COONa。
高考化学复习专题训练—弱电解质的电离平衡(含解析)
高考化学复习专题训练—弱电解质的电离平衡（含解析）A组基础必做题1．下列说法正确的一组是(B)①不溶于水的盐都是弱电解质②可溶于水的盐都是强电解质③0.5mol·L－1一元酸溶液中H＋浓度为0.5mol·L－1④强酸溶液中的H＋浓度不一定大于弱酸溶液中的H＋浓度⑤电解质溶液导电的原因是溶液中有自由移动的阴阳离子⑥熔融的电解质都能导电A．①③⑤⑥B．只有④⑤C．②④⑤⑥D．只有③⑥[解析]①电解质的强弱与溶解性无关，不溶于水的盐可能是强电解质，CaCO3、BaSO4均是强电解质，故①错误；②绝大多数的盐属于强电解质，少部分盐属于弱电解质，如醋酸铅是易溶于水的弱电解质，故②错误；③0.5mol·L－1一元酸溶液中H＋浓度不一定为0.5mol·L－1，如醋酸不完全电离，H＋浓度小于0.5 mol·L－1，故③错误；④H＋浓度与酸的浓度、分子中氢离子的个数以及电离程度有关，与电解质的强弱无关，所以强酸溶液中的H＋浓度不一定大于弱酸溶液中的H＋浓度，故④正确；⑤电解质溶液中的自由移动的阴阳离子在外加电场的作用下定向移动而导电，故⑤正确；⑥酸为共价化合物，在熔融态时均以分子形式存在，不能电离，没有自由移动的离子，均不导电；只有溶于水时才电离出离子而导电，故⑥错误。
2．(2022·河南南阳模拟)下列实验事实能说明HNO2是弱电解质的是(B)①HNO2溶液能与NaHCO3溶液反应，放出气体②用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应④0.1mol·L－1HNO2溶液中，c(H＋)＝0.015mol·L－1⑤相同浓度时，HNO2溶液的导电能力比盐酸弱⑥取0.1mol·L－1HNO2溶液200mL，加水至体积为2L，pH＜2A．②④③B．④⑤⑥C．①③④D．①④⑤⑥[解析]①HNO2溶液能与NaHCO3溶液反应，放出气体，说明亚硝酸酸性大于碳酸，但是不能说明亚硝酸部分电离，所以不能证明亚硝酸是弱酸，故错误；②用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗，说明溶液中离子浓度很小，但是不能说明亚硝酸部分电离，所以不能证明亚硝酸是弱酸，故错误；③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应，但不能说明亚硝酸为弱酸，只能说明二者不具备复分解反应条件，故错误；④0.1mol·L－1HNO2溶液中，c(H＋)＝0.015mol·L－1，则亚硝酸部分电离，为弱电解质，故正确；⑤相同浓度时，HNO2溶液的导电能力比盐酸弱，HCl是强电解质，则亚硝酸电离程度小于HCl，所以亚硝酸为弱电解质，故正确；⑥取0.1mol·L－1HNO2溶液200mL，加水至体积为2L，pH＜2，说明亚硝酸存在电离平衡，为弱酸，故正确。
2022年高考化学总复习：弱电解质的电离平衡
2022年高考化学总复习：弱电解质的电离平衡复习目标 1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。
2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。
3.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。
考点一弱电解质的电离平衡1．弱电解质(1)概念(2)与化合物类型的关系强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物；弱电解质主要是某些共价化合物。
2．弱电解质的电离概念(1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
(2)电离平衡的建立与特征①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
3．外因对电离平衡的影响以0.1mol·L－1CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH＞0的影响。
改变条件平衡移动方向n(H＋)c(H＋)导电能力K a加水稀释向右增大减小减弱不变加入少量冰醋酸向右增大增大增强不变通入HCl(g)向左增大增大增强不变加NaOH(s)向右减小减小增强不变加CH3COONa(s)向左减小减小增强不变升高温度向右增大增大增强增大(1)当氨水电离处于平衡状态时，c(NH3·H2O)＝c(NH＋4)(×)错因：弱电解质的电离程度很小，只有少部分电离。
(2)强电解质都是离子化合物(×)错因：许多共价化合物如强酸、氯化铝等都是强电解质。
(3)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大(×)错因：0.1mol·L－1CH3COOH加水稀释，醋酸分子浓度、醋酸根离子浓度、氢离子浓度均减小。
(4)电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度一定增大(×)错因：温度不变时，向溶液中加入弱电解质，电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度减小。
高考化学重点复习专项：弱电解质的电离平衡考点归纳
例如：在醋酸的电离平衡 CH3COOH
CH3COO-+H +
A 加水稀释， 平衡向正向移动， 电离程度变大， 但 c(CH 3COOH) 、c(H +)、c(CH 3COO -)变小；
B 加入少量冰醋酸，平衡向正向移动， c(CH 3COOH) 、 c(H +)、 c(CH 3COO -)均增大但电离程
四、一元强酸、弱酸的比较
相同体积、相同物质的量浓度的比较
酸的浓度
C（ H +）
一元强酸（ HCl ）和一元弱酸（ CH 3COOH ）
pH
开始 与金 中和碱 的 与 活泼 金
属 反 应 的 能力
属 反应 产
速率
生 H2 的量
一元强酸 相同
大
小
大
相同
相同
一元弱酸
小
大
小
相同体积、相同 pH 的比较 一元强酸（ HCl ）和一元弱酸（ CH3COOH ）
1.内因：弱电解质本身的性质，是决定性因素。
2.外因 ①温度 : 升高温度，由于电离过程吸热
,平衡向电离方向移动，电离程度增大。
②浓度 : 加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
因为溶液浓度越小， 离子相互碰撞结合成分子的机会越小， 弱电解质的电离程度就越大； 所
以，稀释溶液会促进弱电解质的电离。
水稀释至体积 V, pH 随 的变化如图所示 ,下列叙述错误的是（
）
A ． MOH 的碱性强于 ROH 的碱性
B．ROH 的电离程度： b 点大于 a 点 C．若两溶液无限稀释，则它们的 c(OH - )相等
D．当 =2 时，若两溶液同时升高温度，则
弱电解质的电离平衡2022年高考化学一轮复习过考点(解析版)
考点41 弱电解质的电离平衡一、强电解质和弱电解质1．电解质和非电解质电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。
非电解质：在水溶液中和熔融状态下均以分子形式存在，因而不能导电的化合物。
2．强电解质和弱电解质(1)实验探究盐酸和醋酸的电离程度取相同体积、0.1 mol·L－1的盐酸和醋酸，比较它们pH 的大小，试验其导电能力，并分别与等量镁条反应。
观察、比较并记录现象。
酸0.1 mol·L－1盐酸0.1 mol·L－1醋酸pH 较小较大导电能力较强较弱与镁条反应的现象产生无色气泡较快产生无色气泡较慢实验结论实验表明盐酸中c(H＋)更大，说明盐酸的电离程度大于醋酸的电离程度(2)强电解质弱电解质概念在水溶液中能全部电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质电解质在溶液中的存在形式只有阴、阳离子既有阴、阳离子，又有电解质分子化合物类型离子化合物、部分共价化合物共价化合物实例①多数盐(包括难溶性盐)；②强酸，如HCl、H2SO4等；③强碱，如KOH、Ba(OH)2等①弱酸，如CH3COOH、HClO等；②弱碱，如NH3·H2O等；③水1．电离平衡状态(1)概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程就达到了电离平衡状态。
(2)建立过程(3)电离平衡的特征2．电离方程式的书写(1)强电解质完全电离，在写电离方程式时，用“===”。
(2)弱电解质部分电离，在写电离方程式时，用“”。
①一元弱酸、弱碱一步电离。
如CH3COOH：CH3COOH CH3COO－＋H＋，NH3·H2O：NH3·H2O NH＋4＋OH－。
②多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并(其中以第一步电离为主)。
如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO－3(主)，HCO－3H＋＋CO2－3(次)。
高考化学总复习 第8章 第2讲 弱电解质的电离
CH3COO－＋H＋达到平衡后，加入冰醋酸，平衡右移， 但［CH3COOH］增大。加水稀释时，平衡右移，但 ［H＋］减小。
1.下列事实中一定不能证明CH3COOH是弱电解质的是
（
①常温下某CH3COONa溶液的pH＝8 ②用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗
）
③等pH等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应， CH3COOH放出的氢气较多
定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，
溶液中既有离子又有分子。 变：条件改变，平衡发生移动。
3. 影响因素
内因：电解质本身的性质。 外因： （1）温度：温度越高，电离程度越大，因电离是 吸热 反应。 （2）浓度：浓度越大，电离程度 越小 。在稀释溶液时， 电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。
＋
答案：A
1－3.（2011· 山东高考）室温下向 10 mL pH＝3 的醋酸溶液 中加水稀释后，下列说法正确的是 A.溶液中导电粒子的数目减少 ［CH3COO－］ B.溶液中 不变 ［CH3COOH］· ［OH－］ C.醋酸的电离程度增大， ［H ］亦增大 D.再加入 10 mL pH＝11 的 NaOH 溶液，混合液 pH＝7
一举双得的课前预案
第 8 章
第 2 讲
一气贯通的课堂学案
一卷冲关的课后练案
一、弱电解质的电离平衡 1. 电离平衡的建立 在一定条件（如温度、浓度）下，当 电离 的速率和 离子结合成分子 的速率相等，溶液中各分子和离子 的浓度都 保持不变 时，电离过程就达到了平衡状态。
电离平衡建立过程如下：
2. 特点 逆：弱电解质的电离是一可逆过程。 等：v电离＝v分子化≠0。 动：电离平衡是一种动态平衡。
－ ［ F ］ － 移， ［HF］增大，但增大的程度不如 F ，则 增大； ［HF］ －
高考化学(全国通用)：弱电解质的电离平衡(PPT讲解版)
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弱电解质的电离平衡的知识点特点
一、【简单好懂，抓好细节】 知识点相对简单，好理解 常考细节，需抓好关键点 二、【弄清原理，举一反三】 积累电离平衡移动的情形 题型较固定，变化不大 弄清原理是关键，举一反三
使用说明-内容说明
PART 1
构建弱电解质的电离平衡知识网络图
4、意义：衡量弱电解质的电离程度 （1）电离常数越大，弱电解质的电离程度越大 （2）相同温度和浓度的弱酸（碱），电离常数越大，酸（碱）性越强。
如：在25℃时，HNO2的K=4.6×10 -4，CH 3COOH的K=1.8×10 -5，HNO 2的酸性比CH 3COOH的强
电离度
1、概念：一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来弱电解质 总分子数的百分比。
Ka
=
c(H c(
) c(N HN)
)
ROH(弱碱) R OH
Kb
c(R )gt;>Ka2>>K
a3
H2CO3 H HCO3
注意：
HCO3
H CO32
K a1
c(H ) c(HCO3 ) c(H 2CO3)
Ka2
c(H ) c(CO32 ) c(HCO3 )
答案解析1
1．关于强、弱电解质叙述正确的是（ꢀꢀ） A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物 B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物 C．强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子 D．强电解质的水溶液导电能力强，弱电解质的水溶液导电能力弱
解析： A．氯化氢为强电解质，但氯化氢为共价化合物，氢氧化铝为弱电解质，但它是离子化合物，故A错误； B．硫酸钡为强电解质，难溶于水，醋酸为弱电解质，易溶于水，故B错误； C．强电解质在水中完全电离，不存在溶质分子，弱电解质在水中部分电离，存在溶质分子，故C正确； D．水溶液中导电能力与自由移动的电荷浓度有关，与强弱电解质无关，故D错误。 故选C．
高考化学复习考点知识专项突破讲解16 弱电解质的电离平衡
高考化学复习考点知识专项突破讲解专题16 弱电解质的电离平衡考向分析：以图像分析的形式综合考查外界因素对电离平衡的影响，根据信息计算弱电解质的平衡常数，强调用动态平衡的观点看待和分析微粒变化的过程。
（一）必备知识和方法1．影响弱电解质电离平衡的因素：内因：弱电解质本身的性质，是决定因素。
外因：①温度：升高温度，电离程度增大。
②浓度：越稀越电离，加水稀释，电离平衡向电离方向移动。
③同离子效应：在弱电解质溶液中加入与弱电解质电离出相同离子的强电解质，电离平衡向生成弱电解质分子的方向移动。
④化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡向电离方向移动。
COOH⇌CH3COO－＋H＋ΔH>0以醋酸电离为例：CH31 / 292．电离平衡常数K a(或K b)及其应用：（1）影响因素：与溶液的浓度、酸碱性无关。
决定因素：①弱电解质本身的性质。
②温度：升高温度电离平衡常数增大。
（2）意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越容易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。
例如，相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3 >H2S>HClO。
（3）应用：①判断弱酸酸性(或弱碱碱性)的相对强弱：电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱：电离常数越小，对应的盐水解程度越大，碱性(或酸性)越强。
3 / 29③判断复分解反应能否发生：一般符合“强酸制弱酸”规律。
④判断微粒浓度比值的变化：弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，可利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
3.判断HA 是弱酸的依据：(1)测钠盐NaA 溶液的pH ，若常温下pH>7，则说明HA 为弱酸。
(2)测一定物质的量浓度的HA 溶液，常温下若0.01 mol·L－1 HA 溶液的pH>2，则说明HA 为弱酸。
高考化学十年真题专题汇编解析-弱电解质的电离平衡
题型一：弱电解质的电离平衡1.(2019·天津·5)某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10-4和1.7×10-5。
将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释,其pH随加水体积的变化如图所示。
下列叙述正确高考化学十年真题专题汇编解析－弱电解质的电离平衡的是A.曲线Ⅰ代表HNO2溶液B.溶液中水的电离程度:b点>c点C.从c点到d点,溶液中保持不变(其中HA、A-分别代表相应的酸和酸根离子)D.相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后,溶液中n(Na+)相同【答案】C【解析】本题考查弱电解质溶液的稀释图像分析，考查的核心素养是变化观念与平衡思想。
根据HNO2和CH3COOH的电离常数，可知酸性：HNO2＞CH3COOH。
相同pH的两种酸溶液，稀释相同倍数时，弱酸的pH变化较小，故曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液，A项错误；两种酸溶液中水的电离受到抑制，b点溶液pH小于c点溶液pH，则b点对应酸电离出的c(H+)大，对水的电离抑制程度大，故水的电离程度：b点＜c点，B项错误；溶液中＝，从c点到d点，HA的电离平衡正向移动，但KW、Ka(HA)的值不变，故不变，C项正确；相同体积a点的两溶液中，由于c(CH 3COOH)＞c(HNO 2)，故n(CH 3COOH)＞n(HNO 2)，因此与NaOH 恰好中和后，溶液中n(Na +)不同，D 项错误。
【解后反思】对于pH 相同的两种酸溶液：①酸性越弱，其物质的量浓度越大；②稀释相同倍数时，酸性越弱，其对应溶液的pH 变化越小；③相同体积的两种酸溶液，酸性越弱，中和NaOH 的能力越强。
2.(2018·天津·3)下列叙述正确的是()A ．某温度下，一元弱酸HA 的K a 越小，则NaA 的K h (水解常数)越小B ．铁管镀锌层局部破损后，铁管仍不易生锈C ．反应活化能越高，该反应越易进行D ．不能用红外光谱区分C 2H 5OH 和CH 3OCH 3【答案】B【解析】本题是对化学理论进行的综合考查，需要对每一个选项的理论表述进行分析，转化为对应的化学原理，进行判断。
考点42 弱电解质的电离平衡-备战2020年高考化学考点一遍过
专题42 弱电解质的电离平衡一、强、弱电解质的相关判断1．概念和种类2．电离、电解质、非电解质、强电解质和弱电解质的相互关系3．强、弱电解质与化合物类型的关系强电解质主要是大部分的离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。
分类举例强电解质①强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI等②强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等③大多数盐：钠盐、钾盐、硝酸盐等弱电解质①弱酸：CH 3COOH 、H 2CO 3、HF 、HCN 、HClO 、H 2S 等；H 3PO 4、H 2SO 3是中强酸，也属于弱电解质②弱碱：NH 3·H 2O ，多数不溶性的碱[如Fe(OH)3、Cu(OH)2等]、两性氢氧化物[如Al(OH)3等] ③水：是极弱的电解质注意：电解质的强弱是由物质的内部结构决定的，与外界因素无关，关键是看在水溶液中是否完全电离。
（1）与溶解性无关。
如BaSO 4等虽难溶于水，但溶于水的部分却能完全电离，是强电解质。
醋酸能与水互溶但不能完全电离，是弱电解质。
（2）与溶液的导电性无必然联系，溶液的导电性与溶液中的离子浓度、离子所带电荷的多少有关，强电解质溶液的导电能力不一定强，如饱和的BaSO 4溶液，弱电解质溶液的导电能力不一定弱，如较浓的CH 3COOH 溶液。
4．电离方程式的书写①弱电解质a ．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H 2CO 3电离方程式：H 2CO 3H ++3HCO -，3HCO -H ++23CO -。
b ．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe 3++3OH －。
②酸式盐a ．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO 4电离方程式：NaHSO 4===Na ++H ++24SO -。
b ．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO 3电离方程式：NaHCO 3===Na ++3HCO -，3HCO -H ++23CO -。
高中化学知识点—电离平衡
高中化学知识点规律大全——电离平衡1．电离平衡[强电解质和弱电解质]强电解质 弱电解质概念在水溶液里全部电离为离子的电解质 在水溶液里仅部分电离为离子的电解质化合物类型含有离子键的离子化合物和某些具有极性键的共价化合物某些具有极性键的共价化合物所含物质 强酸、强碱、盐等 水、弱酸、弱碱电离情况完全电离，不存在电离平衡(电离不可逆) 不完全电离(部分电离)，存在电离平衡联系 都属于电解质说明离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子而导电；共价化合物只有在溶于水时才能导电．因此，可通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物．[弱电解质的电离平衡](1)电离平衡的概念：在一定条件(如温度、压强)下，当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，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡． (2)弱电解质的电离平衡的特点：电离平衡遵循勒夏特列原理，可根据此原理分析电离平衡的移动情况． ①电离平衡是动态平衡．电离方程式中用可逆符号“”表示．例如：CH 3COOH CH 3COO －+H ＋NH 3·H 2O NH 4＋+OH －②将弱电解质溶液加水稀释时，电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时，溶液中的离子数目增多，但电解质的分子数减少，离子浓度减小，溶液的导电性降低．③由于电离过程是吸热过程，因此，升高温度，可使电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时，溶液中离子的数目增多，离子浓度增大，溶液的导电性增强．④在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动．例如，在0.1mol ·L －1”滴有氨水的溶液(显浅红色)中，存在电离平衡NH 3·H 2O NH 4＋+OH －．当向其中加入少量下列物质时：a ．NH 4Cl 固体．由于增大了c(NH 4＋)，使NH 3·H 2O 的电离平衡逆向移动，c(OH －)减小，溶液红色变浅．b ．NaOH 固体．NaOH 溶于水时电离产生的OH －抑制了NH 3·H 2O 的电离，从而使平衡逆向移动．[电离平衡常数]在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡状态时，溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数．弱酸的电离常数用K a 表示，弱碱的电离常数用K b 表示． (1)电离平衡常数的表达式．①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式： 例如，一定温度下CH 3COOH 的电离常数为：CH 3COOH CH 3COO －+H ＋一定温度下NH 3·H 2O 的电离常数为：NH 3·H 2O NH 4＋+OH －②多元弱酸的电离特点及电离常数表达式：a ．分步电离．是几元酸就分几步电离．每步电离只能产生一个H ＋，每一步电离都有其相应的电离常数．b ．电离程度逐渐减小，且K 1》K 2》K 3，故多元弱酸溶液中平衡时的H ＋主要来源于第一步．所以，在比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较其K1即可．例如25℃时，H 3PO 4的电离； H 3PO 4H 2PO 4－+H ＋343421105.7)()()(-+-⨯=⋅=PO H c H c PO H c KH 2PO 4－HPO 42－+H ＋842242102.6)()()(--+-⨯=⋅=PO H c H c HPO c KHPO 42－PO 43－+H＋132********.2)()()(--+-⨯=⋅=HPO c H c PO c K注意a ．电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度．b ．多元弱酸溶液中的c(H ＋)是各步电离产生的c(H ＋)的总和，在每步的电离常数表达式中的c(H ＋)是指溶液中H ＋的总浓度而不是该步电离产生的c(H ＋)．(2)电离常数的特征．同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化．温度不变，K 值不变；温度不同，K 值也不同．但由于电离常数随温度的变化不大，在室温时，可不考虑温度对电离常数的影响． (3)电离常数的意义：①表明弱电解质电离的难易程度．K 值越大，离子浓度越大，该电解质越易电离；反之，电解质越难电离．②比较弱酸或弱碱相对强弱．例如在25℃时，HNO 2的K ＝4.6×10－4，CH 3COOH 的K ＝1.8×10－5，因此HNO 2的酸性比CH 3COOH 的酸性强． 6．水的电离和溶液的pH [水的电离](1)水的电离方程式．水是一种极弱的电解质，它能像酸一样电离出极少量的H ＋，又能像碱一样电离出少量的OH －(这叫做水的自偶电离)．水的电离方程式可表示为：H 2O+H 2O H 3O ＋+OH －简写为：H 2O H ＋+OH －(2)水的离子积K W ．一定温度下，水的电离常数为：)()()(2O H c OH c H c K -+⋅=即c(H ＋)·c(OH －)＝K ·c(H 2O)设水的密度为1g ·cm3，则1LH 2O ＝1000mLH 2O ＝1000gH 20＝55.6mol ，即H 2O 的起始浓度为55.6mol ·L －1．由于水是极弱的电解质，它电离时消耗的水与电离前相比，可忽略不计．例如，25℃时，1LH 2O 中已电离的H 2O为10－7mol ，所以c(H 2O)≈55.6mol ·L －1，即K ·c(H 2O)为一常数，这个新的常数叫做水的离子积常数，简称水的离子积，表示为：c(H ＋)·c(OH －)＝K W说明①一定温度下，由于K W 为一常数，故通常不写单位，如25℃时K W ＝1×10－14．②K W 只与温度有关，与溶液的酸碱性无关．温度不变，K W 不变；温度变化，K W 也发生变化．③由于水的电离过程是吸热过程，因此温度升高时，纯水中的c(H ＋)、c(OH －)同时增大，K W 也随着增大．例如：25℃时，c(H ’)＝(OH －)＝1×10－7mol ·L －1，K W ＝1×10－14100℃时，c(H ’)＝(OH －)＝1×10－6mol ·L －1，K W ＝1×10－12但由于c(H ＋)与c(OH －)始终保持相等，故仍显中性．④在任何以水为溶剂的溶液中都存在H ＋和OH －，它们既相互依存，又相互制约．当溶液中的c(H ＋)增大时，c(OH －)将减小；反之，当溶液中的c(OH －)增大时，c(H ＋)则必然减小．但无论在中性、酸性还是碱性溶液中，在一定温度下，c(H ＋)与c(OH －)的乘积(即K W )仍是不变的，也就是说，K W 不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐的稀溶液．只要温度相同，不论是在纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液中，K W 都是相同的．⑤一定温度下，不论是纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液中，由H 2O 电离产生的c(H ＋)与c(OH －)总是相等的．如25℃时，0.1mol ·L－1的盐酸中，c 水(H ＋)＝c(OH －)＝1.010114-⨯＝1×10－13mol ·L －1． ⑥水的电离平衡遵循勒夏特列原理．例如，向纯水中加入酸或碱，均使水的电离平衡逆向移动(即酸或碱抑制水的电离)；向水中投入活泼金属如钠等，由于金属与水电离产生的H ＋直接作用而促进水的电离．[溶液的酸碱性的实质]任何水溶液中都存在水的电离，因此都含有H ＋和OH －．一种溶液是显酸性、中性还是碱性，是由该溶液中的c(H ＋)与c(OH －)的相对大小来决定的．酸性溶液：c(H ＋)＞c(OH －)中性溶液：c(H ＋)＝c(OH －)碱性溶液：c(H ＋)＜c(OH －)例如：25℃时，因为K W ＝1×10－14，所以：中性溶液：c(H ＋)＝c(OH －)＝1×10－7mol ·L －1酸性溶液：c(H ＋)＞1×10－7mol ·L －1，c(OH －)＜1×10－7mol ·L －1碱性溶液：c(H ＋)＜1×10－7mol ·L －1，c(OH －)＞1×10－7mol ·L －1100℃时，因为K W ＝1×10－12，所以：中性溶液：c(H ＋)＝c(OH －)＝1×10－6mol ·L －1酸性溶液：c(H ＋)＞1×10－6mol ·L －1，c(OH －)＜1×10－6mol ·L －1碱性溶液：c(H ＋)＜1×10－6mol ·L －1，c(OH －)＞1×10－6mol ·L －1 [溶液的pH](1)溶液的pH 的概念：在c(H ＋)≤1mol ·L －1的水溶液中，采用c(H ＋)的负对数来表示溶液酸碱性的强弱．(2)数学表达式：pH ＝－1g[c(H ＋)]若c(H ＋)＝10－n mol ·L －1，则pH ＝n ．若c(H ＋)＝m ×10－n mol ·L －1，则pH ＝n －lgm ． (3)溶液酸碱性的强弱与pH 的关系． ①常温(25℃)时：pH ＝7，溶液呈中性，c(H ＋)＝c(OH －)＝1×10－7mol ·L －1．Ph ＜7，溶液呈酸性，pH 小(大)c(H ＋)大(小)溶液的酸性强(弱)．PH ＞7，溶液呈碱性，pH 大(小)c(OH －)大(小)溶液的碱性强(弱)．②pH 范围为0～14之间．pH ＝0的溶液中并非无H ＋，而是c(H ＋)＝1mol ·L －1；pH ＝14的溶液中并非没有OH －，而是c(OH －)＝1mol ·L －1．pH 减小(增大)n 倍，则c(H ＋)增大为原来的10n 倍(减小为原来的1／10n 倍)，相应的c(OH －)减小为原来1／10n 倍(增大为原来的10n 倍)．③当溶液中的c(H ＋)＞1mol ·L －1时，pH ＜0；c(OH －)＞1mol ·L －1时，pH ＞14．因此，当溶液中的c(H ＋)或c(OH －)大于mol ·L －1时，一般不用pH 来表示溶液的酸碱性，而是直接用c(H ＋)或c(OH －)来表示．所以，pH 只适用于c(H ＋)或c(OH －)≤1mol ·L －1的稀溶液．④也可以用pOH 来表示溶液的酸碱性．pOH 是OH －离子浓度的负对数，即pOH ＝一lg[c(OH －)]．因为25℃时，c(H ＋)·c(OH －)＝1×10－14，所以：pH+pOH ＝14． [溶液中pH 的计算] (1)基本关系式：①pH ＝－1g[c(H ＋)]②c(H ＋)＝10－pH mol ·L －1③任何水溶液中，由水电离产生的c(H ＋)与c(OH －)总是相等的，即：c 水(H ＋)＝c 水(OH －)．④常温(25℃)时，c(H ＋)·c(OH －)＝1×10－14⑤n 元强酸溶液中c(H ＋)＝n ·c 酸；n 元强碱溶液中c(OH －)＝n ·c 碱· (2)强酸与弱酸、强碱与弱碱溶液加水稀释后pH 的计算．①强酸与弱酸分别加水稀释相同倍数时，由于弱酸中原来未电离的弱酸分子进一步电离出离子，故弱酸的pH 变化小．设稀释10n 倍，则： 强酸：pH 稀＝pH 原+n 弱酸：pH 稀＜pH 原+n当加水稀释至由溶质酸电离产生的c 酸(H ＋)＜10－6mol ·L －1时，则必须考虑水的电离．如pH ＝5的盐酸稀释1000倍时，pH 稀＝6.98，而不是等于8．因此，酸溶液无论如何稀释，溶液的pH 都不会大于7． ②强碱与弱碱分别加水稀释相同倍数时，弱碱的pH 变化小．设均稀释10n 倍，则： 强碱：pH 稀＝pH 原—n 弱碱：pH 稀＞pH 原—n当加水稀释至由溶质碱电离产生的c(OH －)＜10－6mol ·L －1时，则必须考虑水的电离．如pH ＝9的NaOH 溶液稀释1000倍时，pH 稀≈7，而不是等于6．因此，碱溶液无论如何稀释，溶液的pH 都不会小于7． (3)两强酸或两强碱溶液混合后pH 的计算． ①两强酸溶液混合．先求出：212211V V V H c V H c H c ++=+++）（）（）（酸再求；pH 混＝－1g[c 混(H ＋)] 注：V 1、V 2的单位可为L 或mL ，但必须一致． ②两强碱溶液混合．求算两强碱溶液混合后溶液的pH 时，不能直接根据题中给出的碱的pH 求算混合液的pH ，而必须先分别求出两强碱溶液中的c(OH －)，再依下式求算c 混(OH －)：然后求出c 混(H ＋)、pH 混．例如：将pH ＝8的Ba(OH)2溶液与pH ＝10的NaOH 溶液等体积混合后，溶液中的c(H ＋)应为2×10－10mol ·L －1，而不是(10－10+10－8)／2mol ·L －1． (4)强酸与强碱溶液混合后pH 的计算．解题步骤：分别求出酸中的n(H ＋)、碱中的n(OH －)→依H ＋+OH －＝H 2O 比较出n(H ＋)与n(OH －)的大小．①n(H ＋)＝n(OH －)时，恰好中和，混合液显中性；pH ＝7．[反之，若混合液的pH ＝7，则必有n(H ＋)＝n(OH －)]②n(H ＋)＞n(OH －)时，酸过量，则：碱酸余碱酸酸）（）（）（）（V V H n V V OH n H n H c +=+-=+-++再求出pH 混(求得的pH 混必小于7)．注：若已知pH 混＜7，则必须利用上式进行相关计算．⑧n(H ＋)＜n(OH －)时，碱过量．则：碱酸余碱酸酸）（）（）（）（V V OH n V V H n OH n OH c +=+-=-+--然后求出c 混(H ＋)、pH 混．注：若已知pH 混＞7，则必须利用上式进行相关计算．(5)强酸与强碱混合反应后溶液呈中性时，强酸的pH 酸、强碱的pH 碱与强酸溶液体积V 酸、强碱溶液体积V 碱之间的关系：当溶液呈中性时：n(H ＋)＝n(OH －)即：c(H ＋)·V 酸＝c(OH －)·V 碱25℃时，有c 酸(H ＋)·V 酸＝1×10－14／c 碱(H ＋)·V 碱，整理得：c 酸(H ＋)·c 碱(H ＋)＝1×10－14V 碱／V 酸，两边取负对数得：{－1g[c 酸(H ＋)]}+{－lg[c 碱(OH －)]}＝{－lg(1×10－14)}+{－lg(V 碱／V 酸)} 故pH 酸+pH 碱＝14+lg(V 酸／V 碱)①若pH 酸+pH 碱＝14，则V 酸∶V 碱＝1∶1，即强酸与强碱等体积混合． ②若pH 酸+pH 碱＞14，则：V 酸∶V 碱＝14)(10-+碱酸pH pH ∶1③若pH 酸+pH 碱＜14，则：V 酸∶V 碱＝1∶)(1410碱酸pH pH +- 7．盐类的水解 [盐类的水解](1)盐类水解的概念：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生出来的H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解．说明盐类的水解反应与中和反应互为可逆过程：盐+水酸+碱－热量(2)盐类水解的实质：盐溶于水时电离产生的弱碱阳离子(如NH 4＋、A13＋、Fe 3＋等)或者弱酸阴离子(如CH 3COO －、CO 32－、S 2－等)与水电离产生的OH －或H ＋结合生成了难电离的弱碱、弱酸(弱电解质)，使水的电离平衡发生移动，从而引起水电离产生的c(H ＋)与c(OH －)的大小发生变化． (3)各种类型的盐的水解情况比较：盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 弱酸强碱盐 弱酸弱碱盐 水解情况 不水解 水解 水解 水解参与水解的离子 弱碱阳离子 弱酸阴离子 弱酸阴离子和弱碱阳离子溶液的酸碱性正盐显中性；酸式盐因电离产生H ’而显酸性 酸性[弱碱阳离子与H 2O 电离产生的OH-结合而使得c(H ＋)＞c(OH －)]碱性[弱酸阴离子与H 2O 电离产生的OH-结合而使得c(H ＋)＜c(OH －)]依组成盐对应的酸、碱的电离常数尺的相对大小而定K 酸＞K 碱：溶液呈酸性K 酸＜K 碱：溶液呈碱性实例正盐：KCl 、Na 2SO 4、NaNO 3、KNO 3等 酸式盐：NaHSO 4等CuCl 2、NH 4C1、FeCl 3、A12(SO 4)3 CH 3COONa 、NaClO 、NaF 、K 2S 、K 2CO 3CH 3COONH 4、NH 4F 、(NH 4)2CO 3 说明①盐类的水解程度很小，水解后生成的难溶物的微粒数、易挥发性物质的微粒数都很少，没有沉淀、气体产生，因此不能用“↑”、“↓”符号表示②发生水解的盐都是使水的电离平衡正向移动而促进水的电离(而酸或碱则总是抑制水的电离)①判断某盐是否水解的简易口诀：不溶不水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱都水解． ②判断盐溶液酸碱性的简易口诀：谁强显谁性，都强显中性，都弱具体定(比较等温时K 酸与K 碱的大小)． (4)盐类水解离子方程式的书写方法书写原则：方程式左边的水写化学式“H 2O ”，中间符号用“”，右边不写“↓”、“↑”符号．整个方程式中电荷、质量要守恒． ①强酸弱碱盐： 弱碱阳离子：M n＋+nH2O M(OH)n+nH＋如CuSO4水解的离子方程式为：Cu2＋+2H2O Cu(OH)2+2H＋说明溶液中离子浓度大小的顺序为：c(SO42－)＞c(Cu2＋)＞c(H＋)＞c(OH－)②弱酸强碱盐：a．一元弱酸对应的盐．如CH3COONa水解的离子方程式为：CH3COO－+H2O CH3COOH+OH－说明溶液中离子浓度大小的顺序为：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)根据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知：c(Na＋)+c(H＋)＝c(CH3COO－)+c(OH－)b．多元弱酸对应的盐．多元弱酸对应的盐发生水解时，是几元酸就分几步水解，且每步水解只与1个H2O分子结合，生成1个OH－离子．多元弱酸盐的水解程度是逐渐减弱的，因此，多元弱酸盐溶液的酸碱性主要由第一步水解决定．例如K2CO3的水解是分两步进行的：第一步：CO32－+H2O HCO3－+OH－第二步：HCO3－+H2O H2CO3+OH－水解程度：第一步＞第二步．所以K2CO3溶液中各微粒浓度大小的顺序为：c(K＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知：c(K＋)+c(H＋)＝2×c(CO32－)+c(OH－)+c(HCO3－)⑧弱酸弱碱盐：如CH3COONH4水解的离子方程式为：CH3COO－+NH4＋+H2O CH3COOH+NH3·H2O因为K(CH3COOH)＝K(NH3·H2O)＝1.8×10－5，所以CH3COONH4溶液呈中性．[影响盐类水解程度的因素](1)盐本身的组成决定盐是否水解及水解程度的大小．对于强碱弱酸盐来说，组成盐的阴离子对应的酸越弱(强)，则盐的水解程度越大(小)，溶液中的c(OH－)越大(小)，pH也越大(小)．例如：相同温度下，等物质的量浓度的CH3COONa溶液与NaClO溶液相比，由于酸性CH3COOH ＞HClO，故pH较大＜碱性较强)的是NaClO溶液．又如：相同温度下，等物质的量浓度的NaA、NaB、NaC 三种溶液的pH的大小顺序为：NaA＞NaB＞NaC，则三种酸HA、HB、HC的酸性强弱顺序为：HA＜HB＜HC．(2)盐类的水解平衡遵循勒夏特列原理．①温度．因为盐水解时吸热，所以升温，盐的水解程度增大，盐溶液的酸性或碱性增强．②浓度．盐溶液越稀，水解程度越大，故加水稀释能促进盐的水解．但因为溶液体积增大得更多，所以盐溶液中的c(H＋)或c(OH－)反而减小(即酸性或碱性减弱)．③向能水解的盐溶液中加入与水解产物相同的离子，水解被抑制；若将水解产物反应掉，则促进盐的水解．例如，在FeCl3溶液中存在水解平衡：Fe3＋+3H2O Fe(OH)3+3H＋．若加入少量的NaOH溶液，则水解平衡向右移动，促进了Fe3＋的水解；若加入少量盐酸，则水解平衡向左移动，Fe3＋的水解受到抑制．[盐类水解的应用](1)判断盐溶液的酸碱性(或pH范围)．如A12(SO4)3。
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【典型例题1】室温下向10 mLpH＝3的醋酸溶液中加 水稀释后，下列说法正确的是( ) B
A．溶液中导电粒子的数目减少
B．溶液中不变 C．醋酸的电离程度增大，c(H＋)亦增大 D．再加入10 mL pH＝11的NaOH溶液，混合液pH＝7
解析：选项A、C均不正确。醋酸属于弱酸，加水稀释有 利于醋酸的电离，所以醋酸的电离程度增大，同时溶液 中导电粒子的数目会增多，由于溶液体积变化更大，所 以 溶 液 的 酸 性 会 降 低 ， 即 c(H ＋ ) 、 c(CH3COO － ) 、 c(CH3COOH)均会降低； 由水的离子积常数Kw＝c(H＋)· c(OH－)知c(H＋)＝ c(OH )
【重点考点2】
水的电离
1．水在弱酸性、弱碱性和中性环境下，电离出的H+与 OH- 始终相等 。 2．在某一温度下，水电离出的c(H+)与c(OH-)的乘积为 一常数，称为Kw。在25℃时，Kw=1×10-14。Kw仅与温 度 有关，当温度升高，水的电离正向移动，则 Kw 增 大。 3. 外界条件对水的电离影响因素有：温度、酸或碱、 能水解的盐。
解析： A项，温度越高， Kw 越大， B点为 100℃ ， Kw最大。 A、D、E三点相同，C点介于之间，正确。 B项，加入酸，c(H+)变大，c(OH-)变小，但是两者的 乘积不变，正确。 C项，温度不变，则Kw不变，错。 D项，B点时的Kw=10-12，pH=10的KOH中c(OH-)= 102 mol/L ，与 pH=2 的硫酸等体积混合后， H+ 与 OH- 刚 好完全反应，则应为中性，错。
答案 ：C、D
水的离子积常数属于化学平衡常数 的一种，它仅与温度有关。外加酸或碱， 抑制水的电离。外加易水解的盐，或是 升高温度能促进水的电离正向移动。解 题时一定要关注题中所给的温度，不能 随意地运用“Kw=1×10-14”这一数据。
【变式2】25 ℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶 液、②0.05 mol/L的Ba(OH)2溶液，③pH＝10的Na2S溶 液，④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质 A 的量之比是( )
0.001 mol/L ， pH ＝ 11 的 NaOH 溶液说明氢氧化钠 的浓度等于 0.001 mol/L，因为在稀释过程中醋酸 的物质的量是不变的，因此加入等体积的 pH＝11 的 NaOH 溶液时，醋酸会过量，因此溶液显酸性。 答案：B
电离平衡属于化学平衡，其原 理也遵循平衡移动原理。解题中要 应用平衡移动原理，分析外界条件 对弱电解质电离平衡方向的影响。
【重点考点3 】
pH计算
1．pH计算公式为：pH= -lgc(H+) 。 2．混合溶液求pH的方法：
c (H ) V c (H )V2 1 1 2 c (H ) 混 V1 V2 pH lg c混 (H )(两强酸溶液混合) c (OH ) V c (OH )V2 1 1 2 c混 (OH ) V1 V2 pH lg c混 (H ) 14 lg c混 (OH )(两强碱溶液混合) c (OH ) V c (H )V酸 碱 酸 c (OH ) 碱 混 V碱 V酸 pH 14 lg c混 (OH ) c (H ) V c (OH )V碱 c (H ) 酸 酸 碱 混 V碱 V酸 pH lg c (H )(酸碱溶液混合且其中一者过量) 混
c(CH 3COO ) Kw c(CH 3COO ) c(OH ) 所以Ka＝ ＝ c(CH 3COOH ) c(CH 3COOH ) c(OH )
Kw
B正确。其中 Ka表示醋酸的电离平衡常数，由于水的离
子积常数和醋酸的电离平衡常数均只与温度有关；
D 不 正 确 。 pH ＝ 3 的 醋 酸 说 明 醋 酸 的 浓 度 大 于
弱电解质的电离平衡
重要考点 1.电离、电解质、强电解 质和弱电解质的概念。 2.弱电解质在水溶液中的 电离平衡。 3.水的电离和水的离子积 常数。
命题规律
弱电解质电离平衡是高考 命题的热点。高考中的 “离子浓度大小比较”已 成为选择题中的经典题； 水的电离、 pH 计算也为 命题常客；在近几年的Ⅱ 卷pH的简单计算。
【典型例题 2】水的电离平衡曲线如下图所示，下列 说法不正确的是( )
A．图中五点KW间的关系：B＞C＞A=D=E B．若从A点到D点，可采用：温度不变在水中加入少 量的酸 C．若从A点到C点，可采用：温度不变在水中加入适 量的NH4Cl固体 D ．若处在 B点时，将 pH=2 的硫酸与 pH=10 的 KOH等 体积混合后，溶液显酸性
A．1∶10∶1010∶109
C．1∶20∶1010∶109
B．1∶5∶5×109∶5×108
D．1∶10∶104∶109
解析：酸或碱是抑制水电离的，且酸性越强或碱性越 强，抑制的程度就越大；能发生水解的盐是促进水电 离的。由题意知①②③④中发生电离的水的物质的量 分别是 10－ 14 、 10－13 、 10－ 4、 10－ 5，所以选项 A正确。
【重点考点1】
电离平衡
在一定条件下，弱电解质在水溶液中的 离子化速 率等于分子化速率时，即达到电离平衡。当外界 条件改变时，平衡将发生移动。如， 1.升高温度，促进电离过程； 2.加水稀释，促进电离过程； 3. 加入与含弱电解质相同弱离子的物质， 抑制 电 离过程； 4. 加入能与弱电解质中的离子反应的物质， 促进 电离过程。
【变式1】常温下 0.1 mol· L－1醋酸溶液的pH＝ a，下 B 列能使溶液pH＝(a＋1)的措施是( ) A．将溶液稀释到原体积的10倍 B．加入适量的醋酸钠固体
C．加入等体积0.2 mol· L－1盐酸
D．提高溶液的温度
解析：A项错误。醋酸是弱酸，电离方程式是： CH3COOH H＋＋CH3COO－，故稀释10倍，pH增加 不到一个单位； B 项正确。加入适量的醋酸钠固体，抑制醋酸的电离， 使其pH增大，可以使其pH由a变成(a＋1) ； C项错误。加入等体积0.2mol· L－1盐酸，虽然抑制醋酸 的电离，但增大了c(H＋)，溶液的pH减小； D项错误。提高溶液的温度，促进了醋酸的电离，c(H ＋)增大，溶液的pH减小。 此题涉及弱电解质的电离平衡移动，切入点都是比较 常规的设问，但学生易错选。