弱电解质电离平衡
弱电解质的电离平衡名词解释
弱电解质的电离平衡名词解释
弱电解质的电离平衡是指在特定条件下，弱电解质在水溶液中分解成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时的状态。
这种状态是一种暂时的、相对的动态平衡，因为弱电解质分子和离子的浓度会随时间而变化。
当外界条件 (如温度、浓度、溶剂化能力等) 改变时，弱电解质的电离平衡会发生变化，从而产生移动。
例如，增加弱电解质的浓度会导致平衡向电离方向移动，而稀释溶液则会促使平衡向水解方向移动。
电离平衡是化学中一个重要的概念，对于理解化学反应的进行和溶液的配制等方面都有重要的作用。
弱电解质的电离平衡知识点
一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下自身能够电离出自由移动离子的化合物，叫电解质。
非电解质：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物。
概念理解：①电解质、非电解质都是化合物，能导电的物质可能是溶液（混合物）、金属（单质），但他们不属于电解质非电解质的研究对象，因此他们既不是电解质也不是非电解质；②自身电离：so2、NH3、co2、等化合物能和水反应形成酸或碱，但发生电离的并不是他们本身吗，因此属于非电解质；③只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐，如液态氯化氢是化合物，只存在分子，没有发生电离，因此不能导电，又如NaHCO3在高温时即分解，不能通过熔融态证明其为电解质；只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物，如Na2O、CaO,他们在溶液中便不存在，要立刻反应生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明；既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐，绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离，某些盐熔融时也发生电离，如BasO4。
④电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子；⑤是电解质，但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在离子也无法导电，比如NaCI,晶体状态不能导电。
⑥电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
如如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质。
导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关。
强电解质:在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分电离成离子的电解质。
2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强电解质与偌电解质常见分类：强电解质弱电解质电贻质3、电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”①强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H++SO2-②弱电解质a.—元弱酸，如CH3COOH：CH3COOH==CH3COO-+H+b.多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO^H++HCO-、HCO-H++CO3-。
弱电解质的电离平衡
稀释相 同倍数 后pH 小 大
相同pH、相同体积时 pH、 同体积时 比较 C(H+) 项目 HA HB 相同 相同 C(酸 C(酸) 中和碱 与活泼金 与金属反 的能力 属反应产 应的开始 生H2的量 速率 小 大 小 大 相同 相同 稀释相 同倍数 后pH 大 小
小 大
四、强电解质和弱电解质的证明方法
冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中， 1、冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中，溶 液导电能力与加入水的体积有如下变化关系： 液导电能力与加入水的体积有如下变化关系 ： 试回答： 试回答： 点导电能力为0 ⑴“0”点导电能力为0的理由是: 冰醋酸中只 0 点导电能力为 的理由是: 存在醋酸分子,无离子。 存在醋酸分子,无离子。 ⑵a、b、c三点对应溶液的PH值由大到小的 顺序是 a﹥c﹥ b ⑶a、b、c三点中电离程度最大的是 C 。电 离平衡常数的关系 相等 . 若使c点溶液中C(Ac ⑷若使c点溶液中C(Ac-)、PH 值均增大，可采取的措施有: 值均增大，可采取的措施有: ①加碱②加碳酸钠③加镁或锌 加碱②加碳酸钠③
下表是常见弱酸的电离平衡常数（25℃） 下表是常见弱酸的电离平衡常数（25℃）
酸 醋酸 碳酸 氢硫酸 电离方程式 电离平衡常数K 电离平衡常数K
CH3COOH ⇌ CH3COO-+H+
H2CO3 ⇌ H++HCO3HCO3- ⇌ H++ CO32H2S ⇌ H++HSHS- ⇌ H++ S2H3PO4 ⇌ H++H2PO4H2PO4— ⇌ H++HPO42HPO42— ⇌ H++PO43-
回答下列各问题： 回答下列各问题：
弱电解质的电离平衡
弱电解质的电离一、电离平衡常数（1）概念：在一定条件下达到平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的物质的浓度之比是一个常数，该常数成为电离平衡常数，简称电离常数。
（2）表达式：弱酸的电离平衡常数用Ka表示，如： HA H+ + A-，则Ka=弱碱的电离平衡常数用Kb表示，如：MOH M++ OH-，则Kb=多元弱酸电离是电离，以第步电离为主；多元弱碱电离一般认为一步电离完成。
（3）意义：电离平衡常数表征了弱电解质的电力能力，根据同温下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。
K值越大，电离程度，弱酸酸性（弱碱碱性）。
（4）影响因素：电离平衡常数只随的变化而变化，升高温度，K值。
二、弱电解质电离平衡的特点和影响因素(1)电离平衡特点为：动、等、定、变(2)弱电解质稀溶液加水稀释时，电离平衡向电离方向移动，促进电离，平衡混合物中微粒总浓度、离子数、离子浓度与溶质分子浓度的比值均增大，但离子总浓度减小，导电能力减弱。
(3)条件改变时，弱电解质的电离平衡会发生移动，但K值只随温度的改变而改变。
例1：向0.1 mol/L的CH3COOH溶液中加水或加入少量的CH3COONa晶体时，下列有关叙述不正确的是（） A.都能使溶液的pH增大 B.都能使溶液中c(H+)·c(CH3COO-)增大C.溶液中的c(H+)·c(OH-)不变D.都能使溶液中c(CH3COO-)/c(CH3COOH)增大例2：用水稀释0.1 mol/L NH3·H2O时，溶液中随着水量的增加而减小的是( )A.c(OH-)/c(NH3·H2O) B．c(NH3·H2O)/ c(OH-)C.c(H+)和c(OH-)的乘积 D．OH-的物质的量三、强酸与弱酸的比较及判断电解质强弱的方法(1)等物质的量浓度或等pH的强酸与弱酸的比较等物质的量浓度盐酸（a）与醋酸溶液（b）等pH的盐酸（a）与醋酸（b）pH或物质的量浓度 pH: 物质的量浓度：溶液的导电能力水的电离程度c(cl-)与c(CH3COO-)等体积溶液中和NaOH的量分别加该酸的钠盐固体后pH变化开始与金属反应的速率M A B 等体积溶液与金属反应长生H 2量(2)判断电解质强弱的方法 a.浓度与pH 的关系。
弱电解质的电离平衡及溶液的PH值的计算
4、弱电解质电离方程式书写规律：
1.弱电解质在溶液中部分电离，用“ ”
2.强酸酸式盐电离时H+分开写,弱酸酸式盐电离时 H+不能拆开.
3.多元弱酸的电离 应分步完成电离方程式，多元 弱碱则一步完成电离方程式。
写出电解质NaCl、 NaHSO4、NaHCO3、 CH3COOH、 H3PO4的电离方程式 NaCl = Na＋+Cl－ NaHSO4= Na＋+ H +＋ SO42NaHCO3= Na＋+HCO3CH3COOH H3PO4 H＋+CH3COO－ H ++H2PO42-
练习
PH=10的氢氧化钠溶液与PH=10的氨水,稀释 NaOH ＜ NH3 H 相同倍数,其PH大小关系是______________· 2O ,
即弱碱在稀释时电离平衡被破坏，要不断电 离出OH-，所以稀释相同倍数后，其碱性应 比强碱强一些，因而PH值应大一些 如稀释后溶液的PH值仍然相同,则稀释 NaOH＜NH3· 2O H 倍数大小关系是_______
例：在一定温度下，冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的 导电能力如图所示，请回答：（1）“o”点导电能力为 0的理由是 在O点处醋酸没电离，无离子存在 。
（2） a、b、c三点溶液PH由大到小的顺序是 C、a、b 。 导 C 。 电 （3） a、b、c三点中电离程度最大的是 能 力 b （4）若使c点溶液中C(Ac-)增大，
关键：抓住氢离子进行计ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ！
b、
强碱与强碱混合
例题：在25℃时，pH=9和pH=11的两种氢
氧化钠溶液等体积混合pH值等于多少？ 关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
C、强酸与强碱混合
弱电解质的电离平衡(标准课件)
四、常见的弱电解质 1、水是一种极弱的电解质，能微弱的电离:
+
+
H2O+H2O
H3O++OH－
( H2O
H＋+OH－)
水的电离 常数可表示为：K c(H ) c(OH )
c(H 2O)
在一定温度下，纯水的水和稀溶液中c(H2O)可视 为一定值，则有：
K w K c(H2O) c(H ) c(OH )
K w K c(H2O) c(H ) c(OH )
Kw称为水的离子积常数，简称水的离子积。 （1）在25℃时，Kw为1.0×10－14。 此时，c(H＋)＝c(OH)－＝1.0×10－7。
P67 问题解决
（2）水的电离是吸热过程, 温度越高，Kw越大。
练习与实践P69
3．水的电离过程为H2O
练习：在0.1mol/L的CH3COOH溶液中
CH3COOH
CH3COO－+H+ （吸热）
K
α n(H+) C(H+)
加热 加水 锌粒
增大 不变 不变
增大 增大
增大
增大 加水增大C(H+)一定减减小少吗？
增大
减小
减小
加醋酸钠 不变
减小
减小
减小
加HCl
不变
减小
增大
增大
加NaOH
不变
增大
减小
减小
弱电解质加水稀释时，电离程度_变__大__, 离子浓度_不__能__确__定_ (填变大、变小、不变或 不能确定）
M＋+OH-，平衡时
c ( M+).c( OH- )
Kb=
c(MOH)
【知识解析】弱电解质的电离平衡
弱电解质的电离平衡1 电离平衡常数（1）定义在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度（次方）的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
通常用K a表示弱酸在水中的电离常数，K b表示弱碱在水中的电离常数。
（2）表达式①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式CH3COOHCH3COO-＋H＋NH3·H2ONH +＋OH-4②多元弱酸的电离常数表达式多元酸的电离是分步进行的，每一步电离均有自己的电离常数。
H3PO4H＋＋H2PO－4H2PO－H＋＋4HPO2-4H+＋HPO2-4PO3-4教材剖析【教材P98】 “多元弱酸的各级电离常数逐级减小。
对于各级电离常数相差很大的多元弱酸，其水溶液中的H ＋主要是由第一步电离产生的。
”【教材剖析】 多元弱酸第一步电离出H ＋后，剩余的酸根离子带负电荷，对H ＋的吸引力增强，使其电离出H ＋更困难，故一般K a1>>K a2>>K a3……。
因此计算多元弱酸溶液中的c （H＋）或比较弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
（3）意义电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。
弱酸的电离常数越大，弱酸电离出H ＋的能力就越强，酸性也就越强；反之，酸性越弱。
如：名师提醒（1）电离常数服从化学平衡常数的一般规律，只受温度的影响。
（2）电离常数相对较大、电离能力较强的弱电解质，其溶液的导电能力不一定强。
这是因为溶液的导电能力与溶液中的离子浓度和离子所带电荷数有关。
（3）相同温度下，等浓度的多种一元弱酸溶液，弱酸的电离常数越大，溶液中c （H ＋）越大，溶液的导电能力也就越强。
2 电离度（1）定义弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率称为电离度，通常用α表示。
2.弱电解质的电离平衡
根据对0.1
mol· L-1的醋酸溶液进行的下列有关 变化，完成表格
电离平衡移动方向 c(H+) c(CH3COO—)
加热 加水 加CH3COOH 加NaOH
加HCl
2、电离方程式的书写 强电解质电离用等号，弱电解质电离用可逆号 多元弱酸分步电离 多元弱碱写成一步电离的形式 强酸酸式盐一步电离到各离子，用等号； 弱酸酸式盐第一步电离到阳离子和酸式酸根离子，用 等号；酸式酸根离子再电离，遵照分步电离，用可逆 号
一定能在下列溶液中大量共存的离子组是
A.含有大量Al3+的溶液：Na+、NH4+、SO42-、ClB.c(H+)=1×10-13mol· -1 的 溶 液 ： Na+ 、 Ca2+ 、 L SO42-、CO32C. 含 有 大 量 Fe3+ 的 溶 液 ： Na+ 、 Mg2+ 、 NO3- 、 SCND.含有大量NO3-的溶液：H+、Fe2+、SO42-、Cl-
浓度均为0.1
mol· -1的三种溶液等体积混合，充 L 分反应后没有沉淀的一组溶液是（ ） A.BaCl2 、NaOH 、 NaHCO3 B. Na2CO3 、 MgCl2 、 H2SO4 C.AlCl3 、 NH3· 2O 、 NaOH H D.Ba(OH)2 、 CaCl2 、 Na2SO4
下 列 各 组 离 子 能 大 量 共 存 ， 当 溶 液 中
c(H+)=10—10 mol•L—1时，有气体产生；而 当溶液中c(H+)=10—13 mol•L—1时，又能生 出沉淀。该组离子可能是（ ） A．Na+、Cu2+、NO3—、CO32— B．Ba2+、K+、Cl—、HCO3— C．Fe2+、Na+、SO42—、NO3— D．Mg2+、NH4+、SO42—、Cl—
第2讲 弱电解质的电离平衡(人教
增大
减小
减小
减小
增大 减弱
不 变 不 变
增大
增大
增大
增大
减小 增强
以0.1 mol· L－1CH3COOH溶液为例：CH3COOH
CH3COO－＋H＋ ΔH＞0。
改变 条件 通入 HCl(g)
平衡 电离 c (CH c (CH 导电 3 3 移动 n(H＋) c(H＋) 程度 COO－) COOH) 能力 (α) 方向 向左 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 减小 增大 增强 增强
（4）特点： ①电离平衡常数只与 温度 有关，与弱电解质分子 和各离子浓度无关。 ②多元弱酸是分步电离的，它的每一步电离都有相 应的电离常数，常常用K1、K2、K3等表示。且：K1 ＞K2＞K3，溶液的酸性主要取决于 第一步 电离。
[思考· 感悟]
2. 电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子 的浓度一定增大吗？ ［提示］ 都不一定。如对于CH3COOH
［NH4 ］［OH ］ Kb＝ 。 ［NH3· H2O］
（3）意义：电离平衡常数表征了弱电解质的电离能力。 ①温度相同时，K越大，弱电解质 越强 。
常见弱酸的相对强弱如下：
H2SO3＞H3PO4＞HNO2＞HCOOH＞CH3COOH＞ H2CO3＞H2S ②温度、浓度相同时，K越大，电离度α 越大。
(6)采用实验证明存在电离平衡。 如氨水中滴入 酚酞试液变红，再加 NH4Cl，颜色变浅。 (7)利用较强酸 (碱 )制备较弱酸 (碱 )判断电解质 强弱。如将 CO2 通入苯酚钠溶液中，出现浑浊。说 明酸性：H2CO3＞ OH。
(8)利用元素周期律进行判断。如非金属性 Cl ＞ S＞ P＞ Si ，则对应最高价含氧酸酸性 HClO4＞ H2SO4 ＞ H3PO4 ＞ H2SiO3( 最高价氧化物对应水化 物 ) ； 金 属 性 Na ＞ Mg ＞ Al ， 则 碱 性 NaOH ＞ Mg(OH)2＞Al(OH)3。
弱电解质的电离平衡知识
弱电解质的电离平衡1.水的离子积常数式中的K称为水的离子积常数，经常用Kw表示。
Kw 是标准平衡常数，式中的浓度根基上相对浓度。
由于本章中使用标准浓度极其频繁，故省略除以的写法。
要注重它的实际意义。
H2O=H++OH- H>0吸热反响。
温度升高时，K值变大。
温度/K 273 295 373Kw 74 在溶液中，只要有H2O,H+,OH-三者共存，之间就存在如下的数量关系：[H+][OH-]=Kw 不管溶液是酸性，碱性，依旧中性。
常温下，[H+]=特殊温时，溶液的中性只能是指:[H+]=[OH-] 2pH值和pOH值pH表示-lg[H+]pOH表示-lg[OH-]因为[H+][OH-因此pH+pOH=14pH和pOH一般的取值范围是1-14,但也有时超出,如[H+]=10,那么pH=-1二弱酸和弱减的电离平衡1电离平衡常数将醋酸的分子式简写成HAc,用Ac-代表醋酸根,那么醋酸的电离平衡能够表示成:HAc=H++Ac-用表示酸式电离的电离平衡常数，经常简写作。
且:氨水NH3·H2O是典型的弱碱，用(简写成)表示碱式电离常数，那么有:NH3·H2O=NH4++OH-以H2S为例，讨论二元弱酸的分步电离平衡，第一步H2S=H++HS-第二步HS-=H++2关于电离平衡的计算例1.的HF溶液的[H+]。
不能近似计算[H+相对误差为14%,过大。
第一步和第二步的两个方程式相加，得:H2S=2H++平衡常数表示处于平衡状态的几种物质的浓度关系，确切地讲是活度的关系。
然而在我们的计算中，近似地认为活度系数f=1，即用浓度代替活度。
,的大小能够表示弱酸和弱碱的离解程度，K 的值越大，那么弱酸和弱碱的电离程度越大。
例2的HAc的[H+],pH值和电离度。
解：将平衡浓度代进平衡常数的表达式中:就差不多特不清楚了。
起始浓度用C0表示，C0=,C0>>x,能够近似地有C0-x C0,0.10-x0.10.利用这种近似，能够简化计算，防止用公式法解一元二次方程。
弱电解质的电离平衡常数
弱电解质的电离平衡常数电离平衡常数是描述溶液中弱电解质电离程度的重要物理量。
对于弱电解质来说，其电离平衡常数通常用酸解离常数（Ka）或碱离解常数（Kb）来表示。
本文将分别从酸解离常数和碱离解常数两个方面来探讨弱电解质的电离平衡常数。
一、酸解离常数（Ka）酸解离常数（Ka）是描述酸在溶液中电离程度的指标。
对于弱酸HA，其在水溶液中可以发生如下电离反应：HA ⇌ H+ + A-其中HA为未电离的弱酸，H+为产生的氢离子，A-为产生的酸根离子。
酸解离常数（Ka）的定义为：Ka = [H+][A-]/[HA]其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度，[A-]表示溶液中的酸根离子浓度，[HA]表示溶液中的弱酸浓度。
酸解离常数越大，说明弱酸的电离程度越高，反之，酸解离常数越小，说明弱酸的电离程度越低。
弱酸的电离程度主要受到以下因素的影响：1. 分子内的键能：键能越强，电离程度越低；2. 分子结构：分子结构中含有共轭体系或芳香环的弱酸，电离程度较高；3. 溶剂的性质：溶剂中的极性越大，电离程度越高；4. 温度：温度升高会增加电离程度。
二、碱离解常数（Kb）碱离解常数（Kb）是描述碱在溶液中电离程度的指标。
对于弱碱B，其在水溶液中可以发生如下电离反应：B + H2O ⇌ BH+ + OH-其中B为未电离的弱碱，BH+为产生的碱根离子，OH-为产生的氢氧根离子。
碱离解常数（Kb）的定义为：Kb = [BH+][OH-]/[B]其中[BH+]表示溶液中的碱根离子浓度，[OH-]表示溶液中的氢氧根离子浓度，[B]表示溶液中的弱碱浓度。
碱离解常数越大，说明弱碱的电离程度越高，反之，碱离解常数越小，说明弱碱的电离程度越低。
弱碱的电离程度主要受到以下因素的影响：1. 分子内的键能：键能越强，电离程度越低；2. 分子结构：分子结构中含有孤对电子或共轭体系的弱碱，电离程度较高；3. 溶剂的性质：溶剂中的极性越大，电离程度越高；4. 温度：温度升高会增加电离程度。
弱电解质的电离平衡
弱电解质的电离平衡1.弱电解质的电离平衡：在一定条件下，当弱电解质电离成离子的速率和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。
以CH3COOH的电离为例：注意：电离平衡是一种特殊的平衡，所有平衡的相关原理和知识（如勒夏特列原理）均适用于电离平衡。
2.电离平衡常数和电离度，以CH3COOH CH3COO-+H+为例：（1）写出CH3COOH电离的平衡常数的计算式：K=________________，CH3COOH电离的平衡常数叫做CH3COOH的电离常数，记作__________。
（2）Ka可以衡量弱电解质的电离程度：弱酸的Ka越大，其酸性越_______（填“强”或“弱”）。
（3）Ka的大小只与_________有关，它们的相互关系为：________越大，Ka越_______。
（4）写出CH3COOH电离转化率的计算式：α=________________，CH3COOH电离的转化率叫做CH3COOH的电离度。
弱酸或弱碱的电离度一般小于______________。
注意：多元弱酸是分步电离的，其酸性主要决定于第_______步电离。
如H2S的电离为：H2S________________________________________。
3.影响弱电解质电离平衡移动的因素：（1）同离子效应：加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡________移动（填“向左”或“向右”），电离度________（填“变大”或“变小”）。
加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡________移动（填“向左”或“向右”），电离度________（填“变大”或“变小”）。
（2）浓度：弱电解质的溶液中，加水稀释，电离平衡_______移动（填“向左”或“向右”），电离度________（填“变大”或“变小”），即稀释________（填“促进”或“抑制”）电离。
（3）温度：弱电解质电离时要破坏_____________，电离是________（填“吸热”或“放热”）的，因此升温________（填“促进”或“抑制”）电离。
弱电解质的电离平衡
Ⅰ、弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡（以CH 3COOH CH 3COO — + H +为例）1．电离平衡的建立：在一定条件(如温度、浓度)下，当电解质在水溶液中 的速率和离子 的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态． 2．特征：动： 等： 定： 变： 3.电离度和电离常数： ⑴电离度：①概念：溶液中，弱电解质达到电离平衡时，已电离的物质的量（浓度）与初始物质的量（浓度）的比值。
②计算公式：α= ×100％【练习】：25℃时,在0.5L0.2mol/L 的HA 溶液中,有0.01mol 的HA 电离成离子,则该温度下HA 的电离度α为：③影响因素：（主要是内因，但是内因改变不了。
能改变的外因，有下面两种）a 、温度：（电离是一个吸热的过程）温度升高，电离度 ，温度越低，电离度 。
b 、浓度：浓度越大，电离度 ，浓度越小，电离度 。
【练习】：比较电离度大小：（填“＞”或“＜”号）①20℃时，0.01mol/LHCN 溶液 40℃时0.01mol/LHCN 溶液。
②10℃时0.01mol/LCH 3COOH 溶液 10℃时0.1mol/LCH 3COOH 溶液 ⑵电离常数（跟化学平衡常数一样）①概念：一定温度下，弱电解质的电离达到平衡时，电离所产生的各种离子浓度的乘积跟未电离的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，用K 表示（酸用K a 表示，碱用K b 表示）②表达式：对于CH 3COOH CH 3COO —+ H +， 有K a =)()()(33COOH CH c COO CH c H c -+⋅【练习】：①写出NH 3·H 2O 的电离平衡常数NH 3·H 2O NH 4++OH —K b =②25℃时,在0.5L0.2mol/L 的HA 溶液中,有0.01mol 的HA 电离成离子,则该温度下HA的电离常数为：【注意】：对于多元弱酸，电离是分步进行的，每步都有自己的电离常数，用K 1、K 2等表示：如： H 2S H ++ HS —K a1=)S H ()HS ()H (2c c c -+⋅HS -H + + S 2- K a2=通常情况下，K 1 K 2 K 3③影响因素： （K 值只随T 的变化而变化，电离是吸热过程，随T 的升高而升高）。
弱电解质电离平衡
弱电解质电离平衡
弱电解质电离平衡是一种重要的物理过程，它在微生物和生物器官的活动中扮
演着不可或缺的角色。
当离子获得浓度和电位平衡时，它们才能被视为弱离子，发挥出它们的作用。
虽然有许多过程可以实现这种平衡，但弱电解质电离平衡是最有效的方式。
离子被定义为具有正电荷（以电子质量计算）或负电荷（以原子单位计量）的
离子，因此弱离子平衡实际上是一种静电平衡。
为了实现这种平衡，需要改变浓度差和电位差，使其同时受到游离离子和反应离子的影响，它们的浓度也相应的发生变化。
为了达到最佳的平衡，在未受到外部影响的情况下，离子间的浓度和电位应该是一致的。
弱电解质电离平衡具有许多优点，主要是更快的电离过程，更活跃的电场现象
和更快的电子迁移现象。
它实现了电荷均衡，并可以有效地控制电量传输的特性。
它也可以控制电极上有机物的电荷积累，从而促进它们的有效传导。
另外，由于静止环境，就不会有离子冲击而造成的电荷失败。
弱电解质电离的平衡过程对于生物器官的活动和微生物的影响都是不可或缺的，它可以保持良好的化学稳定和电荷分布，并提供良好的渗透。
由于它使用了浓度和电位差，细胞器官可以获得良好的电荷传递。
此外，弱电解质电离平衡也可以调节电位，从而提供良好的水分吸收。
总之，弱电解质电离平衡具有很多优点，对细胞器官的活动和微生物的影响发
挥着不可或缺的作用。
因此，有必要深入研究这种过程，为生物学和医学提供有用的信息，推动生物领域的发展。
《弱电解质电离平衡》课件
• 弱电解质电离平衡概述 • 弱电解质的电离过程 • 弱电解质电离平衡的应用 • 弱电解质电离平衡的实验研究 • 弱电解质电离平衡的挑战与展望 • 相关资料与参考文献
01
弱电解质电离平衡概述
定义与特点
定义
弱电解质在水溶液中部分电离， 存在电离平衡。
特点
电离程度较小，离子浓度较低， 但电离平衡常数较大。
03
弱电解质电离平衡的应用
在化学反应中的应用
弱电解质电离平衡在化学反应中起着重要的调控作用，通过改变反应物和产物的浓 度，可以影响化学反应的速率和方向。
在化学反应中，弱电解质电离平衡常用于研究反应机理和反应动力学，帮助人们更 好地理解化学反应的本质和过程。
弱电解质电离平衡还可以用于指导化学反应条件的选择和优化，提高化学反应的效 率和选择性。
在环境保护中的应用
弱电解质电离平衡在环境保护中 也有着广泛的应用，例如水处理 、土壤修复和大气治理等方面。
在水处理中，利用弱电解质电离 平衡可以控制水中的离子浓度和 酸碱度，实现水质的净化和处理
。
在土壤修复中，利用弱电解质电 离平衡可以研究土壤污染物的迁 移转化规律，为土壤污染治理提
供理论依据和技术支持。
弱电解质的电离程度较小，溶液中离子浓度较低 。
影响因素
3
浓度、温度、压力等。
电离平衡的移动
影响因素
浓度、温度、压力、催化剂等。
移动方向
向电离程度增大的方向移动，即向着离子浓度增大的方向移动。
电离过程的速率
影响因素
浓度、温度、压力、催化剂等。
速率变化
随着反应物浓度的增加或温度的升高，电离速率会增大；反之，随着反应物浓度 的减小或温度的降低，电离速率会减小。
弱电解质的电离平衡-知识点
弱电解质的电离平衡考点一：弱电解质的电离平衡一、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、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。
平衡建立过程如图所示。
2．电离平衡的特征二、影响电离平衡的外界条件1．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
2．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
4．加入能反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
三、实例分析以CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋ΔH >0为例：名师点拨(1)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度也不一定增大。
例如：对于CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋平衡后，加入冰醋酸，c (CH 3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，再次平衡时，c (CH 3COOH)比原平衡时大；加水稀释或加少量NaOH 固体，都会引起平衡右移，但c (CH 3COOH)、c (H ＋)都比原平衡时要小。
(2)稀释弱电解质溶液时，并非所有粒子浓度都减小。
例如：HA 溶液稀释时，c (HA)、c (H ＋)、c (A －)均减小(参与平衡建立的微粒)，但c (OH －)会增大。
考 点 二 电离平衡常数一、表达式1．对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离平衡常数K ＝c （H ＋）·c （A －）c （HA ）。
2．对于一元弱碱BOH ：BOHB ＋＋OH －，电离平衡常数K ＝c （B ＋）·c （OH －）c （BOH ）。
二、特点1．电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K 值增大。
2．多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3≫…，故其酸性取决于第一步。
三、意义K 越大―→越易电离―→酸（碱）性越强名师点拨(1)电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。
弱电解质的电离平衡
CH3COOH
CH3COO
H
二、影响电离平衡的外界条件：
CH3COOH
减小 减小 减小 增大
CH3COO- + H+
增大 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 减小 增大 增大 增大 增大 减小
增大 增大 增大
减小 增大
增大 增大 减小 减小
减小
减小 减小
增大
二H增大
D．溶液的导电性增强
[练习4]
在25℃时，用蒸馏水稀释氨水,随溶液 的稀释，下列各项中始终保持增大趋势 A） 的是（
A.
C(OH ) C(NH3 H2O)
B.
C ( NH 4 ) C ( OH )
C.
C(NH3 H2O) C(NH4 )
D.
C(OH )
[练习5]
越热越电离
3、温度对电离度的影响
浓度 0.1 /mol/ 0.2 L 电离度 0.948 1.32 /%
25 ℃时不同浓度醋酸的电离度
0.05 0.01
0.005 0.001
1.9
4.2
6.8
13.2
练习1
稀醋酸溶液加水稀释，在稀释过程中 [BD ]
A. 溶液中CH3COO－的浓度增大
B. 溶液中H+个数增多，
CH3COOH
CH3COO - + H+
思考与讨论： （1）电离开始后，各离子及分子浓度 如何变化？V（电离）和V（分子化） 怎么变化？ （2）当电离达到最大程度时，溶液中 各分子与离子浓度是否变化？V（电离） 和V（分子化）是什么关系？
一、弱电解质的电离平衡
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弱电解质的电离平衡 （第一讲）
电解质—— 在水溶液中或熔化时能导电的化合物
电解质 vs 非电解质
如：
酸、碱、盐： 金属氧化物（熔化）：CaO、MgO等 水
非电解质—— 在水溶液中和熔化时都不导电的化合物 如： 有机化合物（如蔗糖、酒精）； 非金属氧化物：CO2、SO2等 氨
电解质、非电解质的判断： ⑴是否为化合物—排除单质和混合物
归纳小结
改变条件 加水稀释 加少量冰 醋酸 平衡移 c(CH3CO 电离 n(H＋) c(H＋) 动方向 O－) 程度 向右 向右 增大 增大 减小 增大 减小 增大 增大 减小 导电能力 减弱 增强 Ka
加浓盐酸
加入 NaOH(s) CH3COO Na(s)
向左
向右 向左
增大
减小 减小
增大
减小 减小
设计多种实验方案，证明NH3·H2O是弱碱。
巩固练习：
1、一定温度下有①盐酸②硫酸③醋酸, ABCEF 下列说法正确的是( ) A. pH相同时,物质的量浓度③ >①> ② B. pH相同时,分别稀释10倍, c(H+) ③ > ①=② C.物质的量浓度相同时, c(H+)是 ② > ①> ③ D.c(酸)和体积V相同时,中和碱的能力② > ①> ③ E.pH和体积V相同时，与足量的Zn反应，产生氢气体积③ > ①= ② F. c(酸)和体积V相同时，与足量的且相同的Zn反应，开始 速率② > ①> ③ G、pH和体积V相同时，与足量的且相同的Zn反应，开始速 率② > ①> ③
加水稀释，冰醋酸溶于水，离子浓度先增大，继续加水， 醋酸溶液浓度减小，离子浓度减小
例、下列说法正确的是
( C ) A．相同温度下，硫酸溶液的导电能力应强于醋酸溶
液的导电能力 B．NaCl溶于水后发生电离，属化学变化 C．CuSO4溶液导电时要伴随化学变化 D．CO2水溶液的导电能力较弱，CO2是弱电解质
2．(2011· 上海十四校联考)甲酸是一种一元有机酸．下列性
质可以证明它是弱电解质的是 A．甲酸能与水以任意比互溶 B．0.1 mol· L－1甲酸溶液的pH约为2 C．10 mL 1 mol· L－1甲酸恰好与10 mL 1 mol· L－ 1 NaOH 溶液完全反应 ( B )
D．甲酸溶液的导电性比盐酸溶液的弱
以CH3COOH的电离平衡为例 CH3COOH
CH3COO- + H+
升温： 电离平衡正移，电离常数增大，电离程度增大，导电性增强 加水稀释： 越稀越电离 电离平衡正移，电离常数不变，电离程度增大，C（H+）、 C(CH3COO- )变小，导电性减弱，Kw不变，C（OH-）增大 C（H+）/C（CH3COOH）变大 外加电解质： 加入醋酸钠固体 电离平衡逆移，电离常数不变，电离程度减小， 导电性增强，C（H+）减小，C(CH3COO- ) 增大 通入氨气 电离平衡正移，电离常数不变，电离程度增大， 导电性增强，C（H+）减小，C(CH3COO- ) 增大
在水溶液或熔融状态里全部电离 强电解质：为离子的电解质 弱电解质： 在水溶液中仅有部分分子发生电离， 是可逆的
常见强电解质：
a.强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI等 b.强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 c.大多数盐类：包括难溶盐 d.金属氧化物
常见弱电解质： a.弱酸：HAc、H2S、H2CO3、HClO、H3PO4、H2SO3、
A．x为弱酸，Vx<Vy
B．x为强酸，Vx>Vy C．y为弱酸，Vx<Vy D．y为强酸，Vx>Vy
减小
增大 增大
减小
增大 减小
增强
增强 增强
不 变
加入镁粉 升高温度
向右 向右
减小 增大
减小 增大
增大 增大
增大 增大
增强 增强
增 大
例．已知醋酸达到电离平衡后，改变某条件电离平衡向正 反应方向移动，则下列说法正确的是 (
D
)
A．醋酸的电离程度一定变大 加入冰醋酸
B．溶液的导电能力一定变强 加水稀释 C．溶液的pH一定减小 加水稀释 D．发生电离的分子总数增多 正确，溶质多电离了
三、弱电解质的电离平衡
在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子 结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态 电离过程 电离平衡 定义 特征：逆、等、动、定、变。
弱电 解质
(可逆）
电离程度 （部分） 影响电离的因素： (1) (2)外因：
内因—电解质本身的结构和性质。
①温度：温度越高，电离程度越大(电离过程吸热)。 ②浓度：浓度越大，电离程度越小。 ③同离子效应：加入与电离平衡的相同的离子，能 抑制电离。
＋ －
cH · cA cHA
＋ －
.
2．特点
(1)电离平衡常数只与 温度有关，升温，K值 增大 ．
(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是 K1≫K2≫K3 ， 故其酸性取决于第一步．
3．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越 强 ．
请设计实验，证明醋酸是弱酸。
－
＋ NH4 ＋OH－，下
( A )
C．加入少量浓 NaOH 溶液，电离平衡向正反应方向移动 D．加入少量 NH4Cl 固体，溶液中 c(NH＋ 4 )减少
5．(2010· 蚌埠模拟)把 1 L 0.1 mol· L－1 醋酸溶液用蒸馏水稀 释到 10 L，下列叙述中正确的是 A．c(CH3COOH)变为原来的 1 B．c(H )变为原来的 10
(3)酸式盐
①强酸的酸式盐．如NaHSO4在水溶液中的电离方程
式为： NaHSO = = = Na＋＋H＋＋SO2－ 4 4 ②弱酸的酸式盐．如NaHCO3的电离方程式为 － ＋ 2－ ＋ － HCO H ＋ CO 3 3 NaHCO3 = = = Na ＋HCO3 ， . ③酸式盐的熔融电离，如NaHSO4在熔融状态下的电
纯 净 物
共价化合物 (共价键)
金 属 非 1.电解质和非电解质的区分关键看化合物在水溶液或熔融 状态下能否自身电离！ 2.判断强弱电解质是看化合物在水中是否完全电离，跟溶 解度的大小无关。 3.判断是共价化合物还是离子化合物，看熔融状态是否导 电。
二.电解质溶液的导电分析
3、已知 0.1 mol/L 的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中 c(H＋)/c(CH3COOH)值增大， 可以采取的措施是 A．加少量烧碱溶液 C．加少量冰醋酸 B．升高温度 D．加水 (
BD )
4．对氨水溶液中存在电离平衡 NH3· H2O 列叙述正确的是 A．加水后，溶液中 n(OH )增大 B．加入少量浓盐酸，溶液中 c(OH－)增大
＋
(
C
)
1 10
C．c(CH3COO－)/c(CH3COOH)的比值增大 D．溶液的导电性增强
6、
(2010· 重庆高考)pH＝2的两种一元酸x和y，体积均
为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所 示．分别滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol/L)至pH＝7，消耗 NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则 ( C )
四．电离方程式的书写
(1)强电解质用等号
＋ 2－ H SO = = = 2H ＋ SO 如H2SO4的电离方程式 2 4 4 .
(2)弱电解质可逆符号 ①一元弱酸、弱碱一步完成
H2O 如NH3· H2O： NH3· NH4 ＋OH ；
＋ －
CH3COOH： CH3COOH . CH3COO－＋H＋ ②多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远大于第二步． 如H2CO3的电离方程式 － ＋ 2－ ＋ － HCO H ＋ CO H ＋HCO3 为： H2CO3 ， 3 . 3 ③书写多元弱碱的电离方程式时，一步完成． 3＋ － Fe(OH) Fe ＋ 3OH 3 如Fe(OH)的电离方程式为 .
离方程式为：NaHSO4 = = = Na＋＋HSO4-
五、电离平衡常数
1．表达式 (1)对于一元弱酸HA： HA（aq) H＋(aq)＋A－(aq)，平衡常数K＝ (2)对于一元弱碱BOH：
cB · cOH BOH (aq) B＋(aq)＋OH－(aq)，平衡常数K＝ cBOH
(1)电解质导电的条件：熔化或溶于水 (2)影响溶液导电能力强弱的因素： 离子浓度 [注意] 1、电解质不一定导电，导电的不一定是电解质。 2、强电解质溶液导电能力未必比弱电解质溶液 导电能力强。 3、同一溶液，浓溶液导电能力未必比稀溶液强。 (如浓硫酸与稀硫酸）
[例]一定温度下，将一定量的冰醋酸加水稀释．溶液 的导电能力变化如图23—1所示。 为什么O点的导电能力为0？ Ha>PHb PHc>P。 比较a、b、c三点的pH大小______ 试分析导电能力如图变化的原因。
电离程度
理论依据 电离平衡
水解平衡
对照实验：等浓度盐酸、醋酸比较； 或等pH盐酸、醋酸比较。
非对照实验：使醋酸电离平衡发生移动 定性实验、定量实验 提醒：1、注意变量的控制！ 2、答题要领：实验操作，实验现象（如导电 性、pH、反应的快慢），作出判断。
实验类别
1、相同物质的量浓度HCl、HAc比较
HF等 b.弱碱：NH3· H2O、氢氧化铜、氢氧化铁等
还有极弱的电解质：水
一.強电解质与弱电解质
离子化合物 化 合 物
(离子键)
活泼金属氧化物 大多数盐类 强碱 强酸 弱酸、弱碱、水、 弱电解质 两性氢氧化物等 其它（多数有机物、 非金属氧化物等)-----非电解质 既不是电解质也不是非电解质 强电解质 电 解 质