电离平衡的移动

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使弱电解质电离平衡移动10法

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《中数理化》月通讯赛高月
亲爱的同学们：为了更好地与您沟通，刊特别策划了“ 高中数理本《
化》月月通讯赛” 单元与您互动哦！快来试试吧！！互动须知：．解答请独立完成。１２．答案请寄北京师范大学《高中数理化》辑部编
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加入某种试剂，弱电解质转化为强电解质，使可使电离平衡右移，如向ＣＨ。）Ｃ（ｏＨ溶液中加入
ＮａＣＯ３溶液，发生反应２２因ＣＨ３ＣｏｏＨ＋ＮａＣＯ３２ —
因发生电离需要吸热，以升高温度可使电离平所衡右移，低温度可使电离平衡左移．降
２相同离子作用法（离子效应法）同
加入某种与弱电解质电离产物具有相同离子的物质，使电离平衡左移．向氨水中加入ＮＨ，可如Ｃ１可使氨水的电离平衡左移．
平衡右移．５沉淀转移法加入某种试剂，弱电解质电离产生的离子转化将为沉淀，使电离平衡右移．向Ｈ。可如Ｓ溶液中加入
Ｃｕ溶液，发生反应Ｈ：Ｓ因Ｓ＋（ｕ（一Ｃｕ＋：Ｓ）Ｓ０
Ｈ。，使ＨＳ而Ｓ的电离平衡右移．
６气体逸出法
加入某种试剂，弱电解质电离产生的离子转化将为气体，使电离平衡右移．向ＨｚＯ。溶液中加入可如ＳＨＣ１可使ＨＯ。的电离平衡右移．，Ｓ

电离平衡

①温度：电离是吸热过程，升高温度，平衡向离子化方向移动
（越热越电离）
②浓度：
思考：
醋酸溶液中存在此电离平衡：
CH3COOH CH3COO- +H+
1. 升高温度，平衡向哪个方向移动？离子化方向 2. 加水，平衡向哪个方向移动？离子化方向
n（H+）、c（H+）如何变化？
增大减小
二、弱电解质的电离平衡
5. 1mol/L的盐酸、醋酸、硫酸各
1L，分别加入足量的铁。开始反应时产生氢气的速率
________
硫酸＞盐酸＞醋酸
，
。
最终收集到的氢气的物质的量
硫酸＞盐酸 = 醋酸 ______
6. 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：试回答：
⑴“0”点导电能力为0的理由是: 冰醋酸中只存在醋酸分子,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 . ⑷若使c点溶液中C(Ac-)、PH 值均增大，可采取的措施有: ①加碱②加碳酸钠③加镁或锌

B.
C ( NH 4 ) C (OH )

C.
C ( NH 3 H 2 O) C ( NH 4 )

D.
C (OH )

4.相同温度下，两种稀氨水A和B，浓度分别为0.2mol/L和0.1mol/L，
则A、B的OH-浓度之比为（ B ） A.大于2 B. 小于2 C. 等于2 D. 不能肯定
[思考4]
1.金属导电与电解质溶液导电有何不同？升温对二者的导电性有何影响？
*自由电子的定向移动；

弱电解质的电离平衡考点归纳

弱电解质的电离平衡考点归纳弱电解质电离平衡是电解质理论的基础，也是中学化学基本理论中的重要组成部分，近几年高考命题中反复考查。

在学生已经学过化学平衡理论并了解电解质在水溶液中发生电离和离子间发生反应等知识的基础上，进一步学习弱电解质的电离平衡。

高考命题的热点主要有影响弱电解质电离平衡因素，通过图象分析弱电解质和强电解质，电离常数和电离度等，为了更好的学习这一部分内容，本文做了详细的总结和归纳，希望对同学们的学习有所启发，达到触类旁通的效果。

一、弱电解质电离平衡1.电离平衡概念一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子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的状态叫电离平衡状态，简称电离平衡。

任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质在该条件下的电离程度最大。

2.电离平衡的特征电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种形式，具有以下一些特征：“逆”——弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡“动”——电离平衡是动态平衡“等”——v(=v(分子化)≠0离子化)“定”——达到电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变，是一个定值“变”——电离平衡是相对的，外界条件改变时，平衡被破坏，发生移动形成新的平衡。

二、影响弱电解质电离平衡的因素（符合勒?夏特列原理）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。

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(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小；B 加入少量冰醋酸，平衡向正向移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)均增大但电离程度小；③外加相关物质（同离子效应）例如：0.1 mol/L的CH 3COOH溶液CH3COOH CH3COO－+ H+向其中加入CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡向左移动，电离程度减小，c（H+）减小，pH增大。

化学一轮复习易错题电离平衡含解析

电离平衡【易错分析】强电解质在水溶液中能够全部电离，而弱电解质在水溶液中只有部分电离。

和化学平衡一样，在弱电解质溶液里，也存在着电离平衡，水溶液中的离子平衡内容实际上是应用化学平衡理论，探讨水溶液中离子间的相互作用,内容比较丰富。

一定条件(温度、浓度）下,分子电离成离子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的状态叫电离平衡状态，简称电离平衡.强弱电解质理论，特别是弱电解质的电离平衡是学习电解质溶液的重要基础。

【错题纠正】例题1、在氨水中存在下列电离平衡：NH3·H2O N H++OH-,下列4情况能引起电离平衡向右移动的有(）①加入NH4Cl固体②加入NaOH溶液③通入HCl气体④加入CH3COOH溶液⑤加水⑥加压A。

①③⑤ B.①④⑥C。

③④⑤D.①②④【解析】①加入NH4Cl固体相当于加入N H+，平衡左移；②加入4OH—，平衡左移;③通入HCl气体，相当于加入H+,中和OH—，平衡右移;④加入CH3COOH溶液,相当于加入H+，中和OH—，平衡右移；⑤加水稀释，溶液越稀越电离,平衡右移；⑥对无气体参与和生成的反应，加压对平衡移动无影响。

【答案】C例题2、已知25 ℃时,H2A（酸)：K1=4.3×10-7,K2=2。

1×10-12；H2B(酸):K1=1.0×10-7，K2=6。

3×10—13。

试比较浓度相同的两种溶液中各种微粒的大小：(1）H+的浓度:H2A（填“>”“<”或“="，下同）H2B。

（2)酸根离子的浓度：c（A2—）c(B2—）。

（3）酸分子的浓度:c（H2A)c(H2B)。

(4)溶液的导电能力:H2A H2B。

【解析】H2A和H2B都是二元弱酸，二元弱酸的电离分两步,第一步比第二步电离程度大得多,溶液的酸性（即H+浓度）、酸式酸根的浓度、酸分子的浓度、溶液的导电能力均由第一步电离决定。

电离平衡的移动(知识点总结)

电离平衡的移动【学习目标】1、了解电离平衡状态及特征；2、掌握影响电离平衡的因素。

【要点梳理】要点一、影响电离平衡的因素。

当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是： 1、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，而离子浓度会减小。

2、温度：温度越高，电离程度越大。

因电离过程是吸热过程，升温时平衡向右移动。

3、同离子效应：如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH 3COO －浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀HCl ，平衡也会左移，电离程度也减小。

4、能反应的物质：如在醋酸溶液中加入锌或NaOH 溶液，平衡右移，电离程度增大。

要点诠释：使弱酸稀释和变浓，电离平衡都向右移动，这二者之间不矛盾。

我们可以把HA 的电离平衡HA H ++A －想象成一个气体体积增大的化学平衡：A(g) B(g)+C(g)，稀释相当于增大体积，A 、B 、C 的浓度同等程度地减小即减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动，B 、C 的物质的量增加但浓度减小，A 的转化率增大；变浓则相当于只增大A 的浓度，v (正)加快使v (正)＞v (逆)，平衡向正反应方向移动，A 、B 、C 的物质的量和浓度均增大，但A 的转化率降低了，A 的物质的量分数增大了而B 、C 的物质的量分数减小了。

A 的转化率即相当于弱酸的电离程度。

要点二、电离平衡常数1．概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积跟溶液中未电离的分子的浓度的比值是—个常数，这个常数叫做电离平衡常数。

用K 表示。

2．数学表达式。

对一元弱酸(HA)：HA H ++A －a (H )(A )(H A )c c K c +-⋅=。

对一元弱碱(BOH)：BOHB ++OH －b (B )(O H )(B O H )c c K c +-⋅=。

3．K 的意义：K 值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸(弱碱)越强。

什么是电离平衡？

什么是电离平衡？一、电离平衡的定义及基本概念电离平衡是指在一定条件下，物质在离子化过程中生成的正负离子浓度之间达到动态平衡的状态。

在电离平衡中，正负离子的生成速率和消失速率相等，使得浓度保持稳定。

该平衡状态对于理解物质的化学性质和反应机制具有重要意义。

二、电离平衡与离子活度在电离平衡中，离子活度起到关键作用。

离子活度是指溶液中特定离子的有效浓度，与浓度不同的是，离子活度还和离子在溶液中的活性系数有关。

离子活度的变化可以影响到电离平衡的位置和强度。

三、影响电离平衡的因素1. 温度温度变化会导致反应速率的改变，从而影响电离平衡的位置和强度。

一般来说，温度升高会使反应速率增加，平衡向反应生成物的一侧移动。

2. 浓度反应物浓度的变化也可以影响到电离平衡。

根据莱-沙特利亚原理，浓度增加会导致平衡位置向生成物一侧移动，从而提高生成物的浓度。

3. 压力对于气体反应而言，压力的变化可以影响到反应物的分子碰撞次数，从而影响电离平衡的位置。

增大压力会使平衡移动至分子数较少的一侧。

四、电离平衡的应用电离平衡的理论不仅在化学领域有重要应用，还在其他科学领域中得到广泛应用。

1. 酸碱中和反应电离平衡的理论对于酸碱中和反应的理解至关重要。

在酸碱反应中，酸和碱会发生电离平衡，生成相应的离子。

了解电离平衡的规律可以帮助我们判断酸碱强弱、找出适合的中和剂等。

2. 配位化学配位化学研究过程中，电离平衡的理论也起到重要作用。

根据配位反应的电离平衡，我们可以探索配位反应的动力学和平衡位置，从而设计出更有效的配位配合物。

3. 生物化学在生物化学研究中，电离平衡也具有重要意义。

离子活度的变化可以影响到生物体内各种生物化学反应的进行。

了解电离平衡的原理有助于我们理解生物体内的代谢过程和信号传导。

总结：电离平衡是化学中重要的概念之一，它描述的是物质在离子化过程中达到的动态平衡状态。

电离平衡的核心是离子活度，而温度、浓度和压力等因素都可以影响到电离平衡。

知识清单21电离平衡-2025年高考化学一轮复习知识清单(新高考专用)(教师版)

知识清单21 电离平衡知识点01 弱电解质的电离平衡及影响因素1．电离平衡(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。

平衡建立过程如图所示：(2)电离平衡的特征①弱：研究对象是弱电解质。

②等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。

③动：电离平衡是一种动态平衡，即1mol CH3COOH电离同时则有1mol CH3COOH分子形成。

④定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子。

⑤变：条件改变时，电离平衡发生移动，各粒子的浓度要发生改变。

2．影响电离平衡的因素(1)影响电离平衡的内因：影响电离平衡的内因是弱电解质本身的结构与性质，其他条件相同时，电解质越弱越难电离。

(2)影响电离平衡的外因：①浓度：向弱电解质溶液中加水稀释，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大；②温度：电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大；③同离子效应：加入与电解质电离出相同离子的强电解质，电离平衡向形成分子的方向移动，电离程度减小；④酸碱效应：加入强酸（或强碱），弱酸（或弱碱）的电离平衡向形成分子的方向移动，电离程度减小；弱碱（或弱酸）的电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大；⑤加入能与离子反应的物质，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。

以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响。

改变条件平衡移动方向n(H＋)c(H＋)导电能力加水稀释向右增大减小减弱加入少量冰醋酸向右增大增大增强通入HCl(g)向左增大增大增强加NaOH(s)向右减小减小增强加CH3COONa(s)向左减小减小增强升高温度向右增大增大增强【易错提醒】(1)一般情况下，加水稀释时，弱电解质电离产生离子的浓度减小，并非溶液中所有离子的浓度都减小。

高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒

高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒一、溶液中的三个平衡在中学阶段溶液中的三个平衡包括：电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡，这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能减弱这种改变的方向移动。

1. 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。

电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。

2. 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。

①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。

3. 沉淀溶解平衡的应用沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。

解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。

当Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。

4. 彻底的双水解常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。

需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。

如：当Al3+分别遇到AlO2－、CO32－、HCO3－、S2－时，[3AlO2－+ Al3+ + 6H2O === 4Al(OH)3↓]；当Fe3+分别遇到CO32－、HCO3－、AlO2－时；还有NH4+与Al3+；SiO3与Fe3+、Al3+等离子的混合。

另外，还有些盐溶液在加热时，水解受到促进，而水解产物之一为可挥发性酸时，酸的挥发又促进水解，故加热蒸干这些盐溶液得不到对应的溶质，而是对应的碱（或对应的金属氧化物）。

如：①金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、Al2O3、MgO而不是FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2固体；②金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2(SO4)3、Fe(SO4)3等。

举例说明弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动

举例说明弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动以醋酸（CH3COOH）为例，其在溶液中的电离平衡可以表示为：CH3COOH+H2O⇌CH3COO-+H3O+
这个电离平衡可以理解为：醋酸在溶液中部分电离为离子，同时离子也会结合成醋酸分子。

这个平衡可以受到多种因素的影响，包括温度、浓度和同离子效应等。

1.温度：电离过程是吸热过程，因此升温会使平衡向右移动，即增加电离程度。

简记为“越热越电离”。

2.浓度：在稀释溶液时，离子浓度一般会减小，平衡向右移动，即“越稀越电离”。

3.同离子效应：向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO-的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。

4.能反应的物质：向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。

以上信息仅供参考，如果还有疑问，建议查阅化学书籍或咨询专业化学专业人士。

高中化学电离平衡状态及特征归纳与分析

电离平衡状态及特征归纳与分析要点一、影响电离平衡的因素。

当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是：1、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，而离子浓度会减小。

2、温度：温度越高，电离程度越大。

因电离过程是吸热过程，升温时平衡向右移动。

3、同离子效应：如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀HCl，平衡也会左移，电离程度也减小。

4、能反应的物质：如在醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。

要点诠释：使弱酸稀释和变浓，电离平衡都向右移动，这二者之间不矛盾。

我们可以把HA的电离平衡HA H++A－想象成一个气体体积增大的化学平衡：A（g）B（g）+C（g），稀释相当于增大体积，A、B、C的浓度同等程度地减小即减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动，B、C的物质的量增加但浓度减小，A的转化率增大；变浓则相当于只增大A的浓度，v（正）加快使v（正）＞v （逆），平衡向正反应方向移动，A、B、C的物质的量和浓度均增大，但A的转化率降低了，A的物质的量分数增大了而B、C的物质的量分数减小了。

A的转化率即相当于弱酸的电离程度。

用K表示。

2．数学表达式。

对一元弱酸（HA）：HA H++A－。

对一元弱碱（BOH）：BOH B++OH－。

3．K的意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸（弱碱）越强。

从K a和K b的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱：H2SO3（K a1=1.5×10－2）＞H3PO4（K a1=7.5×10－3）＞HF（K a=3.5×10－4）＞H2S（K a1=9.1×10－8）。

稀释弱电解质电离平衡移动

稀释弱电解质电离平衡移动
弱电解质电离平衡移动是指在水溶液中，弱电解质分子以及其电离产生的离子之间的平衡移动。

当一个弱电解质溶解在水中时，它只部分电离生成离子。

该过程可用如下化学方程式表示：
HA ⇌ H+ + A-
其中，HA代表弱电解质分子，H+代表离子，A-也代表离子。

在电离平衡移动中，弱电解质的分子会以一定的速率电离生成离子，同时，同样数量的离子也会以相同的速率重新结合成为分子。

这两个过程互相竞争，直到达到平衡状态。

稀释指的是在给定溶液中降低溶质的浓度。

当稀释弱电解质溶液时，溶液中弱电解质的浓度减少，这会导致平衡移动向右移动，即电离的速率增加，离子重新结合的速率减小。

总之，稀释弱电解质溶液会导致电离平衡移动向右移动，增加溶液中的离子浓度。

电离平衡移动与电离度、离子浓度、溶液导电性的关系

电离平衡移动与电离度、离子浓度、溶液导电性的关系设计实验方案证明醋酸是弱电解质方案一配制某浓度的醋酸溶液，向其中滴入几滴甲基橙试液，然后再加入少量醋酸铵晶体，振荡。

现象溶液由红色逐渐变为橙色。

原理醋酸是弱电解质，其水溶液中存在着电离平衡： CH 3COOH ==== CH 3COO -+ H + 。

根据化学平衡移动原理，在醋酸溶液中加入醋酸铵晶体后，溶液中的醋酸根离子浓度增大，醋酸电离平衡向左移动，导致H + 浓度减小，因此溶液由红色逐渐变为橙色。

方案二配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液。

现象溶液由无色变为浅红色。

原理醋酸钠是强碱弱酸盐，溶于水后要发生水解，其水溶液中存在着水解平衡：CH 3COO - + H 2O ==== CH 3COOH + OH - 。

根据盐类水解理论，醋酸根离子与水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸，破坏了水的电离平衡，导致氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，使溶液显碱性。

方案三称取一定量的无水醋酸配制0.1mol/L 的醋酸溶液，测定该溶液的pH 。

现象测出的pH ＞1。

原理因为醋酸为弱酸（弱电解质），在水溶液中只有部分电离，所以0.1mol/L 的醋酸溶液中的H +浓度小于0.1mol/L,溶液的pH ＞1。

实例条件改变加水通入少量HCl加少量NaOH 固体加少量NH 4Ac 固体升高5。

C 2mol/L 的醋酸CH 3COOH CH 3COO ‾+H +-Q平衡移动方向电离度C(H +) C(CH 3COO ‾ ) C(CH 3COOH) 溶液的导电能力 pH2mol/L 的氨水NH 3·H 2O NH 4+ +OH ‾平衡移动方向电离度C(OH ‾ )C(NH 4+) C(NH 3·H 2O) 溶液的导电能力 pH方案四装置如图所示。

在烧杯里加入浓醋酸，接通电源，然后缓缓加入蒸馏水并不断搅拌，观察电流表中电流强度的变化。

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 ＋)()()(33COOH CH c COO CH c H c Ka -+⋅=一定温度下NH 3·H 2O 的电离常数为：NH 3·H 2O NH 4＋ + OH －)()()(234O H NH c OH c NH c Kb ⋅⋅=-+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 4 H 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1 g ·cm3，则1 L H 2O ＝1 000 mL H 2O ＝1 000 gH 20＝55.6 mol ，即H 2O 的起始浓度为55.6 mol ·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，1 LH 2O 中已电离的H 2O 为10－7mol ，所以c(H 2O)≈55.6 mol ·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 －)＝1×10－7 mol ·L －1 ，K W ＝1×10－14100℃时，c(H ’)＝(OH －)＝1×10－6 mol ·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，0.1 mol ·L－1的盐酸中，c 水(H ＋)＝c(OH －)＝1.010114-⨯＝1×10－13 mol ·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 －)＝1×10－7 mol ·L －1酸性溶液：c(H ＋)＞1×10－7 mol ·L －1，c(OH －)＜1×10－7 mol ·L －1碱性溶液：c(H ＋)＜1×10－7 mol ·L －1，c(OH －) ＞1×10－7 mol ·L －1100℃时，因为K W ＝1×10－12，所以：中性溶液：c(H ＋)＝c(OH －)＝1×10－6 mol ·L －1酸性溶液：c(H ＋)＞1×10－6 mol ·L －1，c(OH －)＜1×10－6 mol ·L －1碱性溶液：c(H ＋)＜1×10－6 mol ·L －1，c(OH －) ＞1×10－6 mol ·L －1[溶液的pH](1)溶液的pH 的概念：在c(H ＋)≤1 mol ·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 －)＝1×10－7 mol ·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 －)＝1 mol ·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 －)≤1 mol ·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 ＋)＜10－6 mol ·L －1时，则必须考虑水的电离．如pH ＝5的盐酸稀释1 000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 －)＜10－6 mol ·L －1时，则必须考虑水的电离．如pH ＝9的NaOH 溶液稀释1 000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 －)：212211V V V OH c V OH c OH c ++=---）（）（）（混然后求出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2×10－10 mol ·L －1，而不是(10－10 + 10－8)／2 mol ·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．⑧ n(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 ＋)＝1×10－14 V 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 ＋ + nH 2O M(OH)n + nH ＋如CuSO 4水解的离子方程式为： Cu 2＋ + 2H 2O Cu(OH)2 + 2H ＋说明溶液中离子浓度大小的顺序为：c(SO 42－)＞c(Cu 2＋)＞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。

电解水水的电离平衡移动

电解水中的电离平衡及其动态变化水的电解是化学中的基础过程，涉及一个看似简单却包含复杂交互作用的体系。

本文将从水的电离机制出发，探讨影响电解水电离平衡移动的因素，以及这些变化是如何在微观和宏观层面上相互作用的。

电离平衡的基础理论水作为极性溶剂，在纯净状态下自发发生一定程度的电离，生成H+和OH-离子，这一平衡过程遵循质子转移的阿伦尼乌斯理论。

虽然这样的电离程度很小，但对于水溶液的电导率及酸碱性而言，却有显著的影响。

在自然状态下，水的电离平衡可以表示为：该平衡的位置受多种因素影响，如温度、压力、外加电场、溶质的存在和光照条件等。

温度的升高通常会使电离度增大，表现为电离平衡向右移动。

外加电场则可以诱导更多的水分子电离，并且在电解质的存在下更加显著。

电离平衡的移动及其驱动力在电解水的过程中，电源的电流和电压将会直接驱动更多的水分子发生电离，这个过程中，电离生成的H+和OH-离子在电极的作用下发生氧化还原反应，形成可观测的氢气和氧气。

动态平衡的移动直接关联着电解水的效率，这是整个过程实用价值和科研价值的核心。

在电解水的过程中，需要考虑的关键因素包括电解质的种类和浓度，它们在电离过程中以提供载流子的角色出现，影响着平衡的动态变化。

例如，加入的电解质可以降低水的电离程度，减少电解所需的能量，反映在平衡常数Kw的变化上，这是解读电解水过程中电离平衡变化的重要指标。

平衡移动的应用与探索在实际应用中，电解水的电离平衡移动还关系到产品气体的纯度和产额。

通过调节电解系统的操作条件，如电极材料、电流密度、电解质种类和浓度，可以有效控制电离平衡的动态，优化产气过程。

在新兴能源技术，特别是氢能源的应用领域中，电解水制氢技术已经成为重要的组成部分。

科学家们还在探索使用光电化学方法激发水的电离，即所谓的光电解水技术，通过设计高效的光电极和光吸收层，实现阳光下的高效水电离，这些都需要深入理解和应用电离平衡移动的原理。

综上所述，电解水的电离平衡移动是一个多方面相互作用、受多种条件影响的动态过程。

高中化学三大平衡

水溶液中的化学平衡高中化学中，水溶液中的化学平衡包含了：电离平衡，水解平衡，沉淀溶化平衡等。

看是三大平衡，其实只有一大平衡，既化学反响平衡。

全部关于平衡的原理、规律、计算都是相通的，在学习过程中，不可将他们割裂开来。

化学平衡勒夏特列原理〔又称平衡移动原理〕是一个定性预测化学平衡点的原理，内容为：在一个已经到达平衡的反响中，如果改变影响平衡的条件之一〔如温度、压强，以及参加反响的化学物质的浓度〕，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动，但不能完全排除这种改变。

比方一个可逆反响中，当增加反响物的浓度时，平衡要向正反响方向移动，平衡的移动使得增加的反响物浓度又会逐渐减少；但这种减弱不可能排除增加反响物浓度对这种反响物本身的影响，与旧的平衡体系中这种反响物的浓度相比而言，还是增加了，转化率还是降低了。

1、不管是电离、水解还是沉淀溶化，一般情况下，正反响的程度都不高，即产物的浓度是较低的，或者说产物离子不能大量共存。

双水解除外。

2、弄清楚三类反响的区别和联系。

影响电离平衡的因素1.温度：电离过程是吸热过程,温度升高,平衡向电离方向移动2.浓度：弱电解质浓度越大,电离程度越小3.同离子效应：在弱电解质溶液中参加含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应4.化学反响：某一物质将电离的离子反响掉,电离平衡向正方向移动1、电离平衡定义：在肯定条件下，弱电解质的离子化速率〔即电离速率)等于其分子化速率〔即结合速率〕〔如：水局部电离出氢离子和氢氧根离子，同时，氢离子和氢氧根离子结合成水分子的可逆过程〕范围：弱电解质〔共价化合物〕在水溶液中外界影响因素：1〕温度：加热促进电离，既平衡向正反向移动〔电离是吸热的〕2〕浓度：越稀越电离，加水是促进电离的，因为平衡向电离方向移动〔向离子数目增多的方向移动〕3〕外加酸碱：抑制电离，由于氢离子或氢氧根离子增多，使平衡向逆方向移动2、水解平衡定义：在水溶液中，盐溶液中电离出的弱酸根离子或弱碱根离子能和水电离出的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的过程。

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。

化学反应中的电离度与电离平衡

化学反应中的电离度与电离平衡化学反应是指物质之间发生化学变化的过程，其中涉及到的一个重要概念就是电离度和电离平衡。

本文将详细讨论电离度与电离平衡的概念、影响因素以及在化学反应中的应用。

一、电离度的概念和影响因素电离度是指溶液中溶质的离子化程度。

溶质分子在溶液中发生离解过程，产生相应的离子，溶质的电离度就是反映这一离解程度的指标。

电离度通常用α表示，计算公式为：α = (已电离粒子的浓度)/(总的溶质浓度)电离度的大小决定了溶质离子的生成量，对于强电解质溶液，其电离度接近于1，几乎所有的溶质分子都发生了离解；而对于弱电解质溶液，其电离度则远小于1，只有极少数分子发生离解。

影响电离度的因素主要有溶剂性质、溶质浓度和温度。

不同的溶剂对于溶质的电离度有着不同的影响，一般来说，溶剂的极性越大，对溶质的电离度越有利。

此外，溶质的浓度和温度也会影响溶质的电离度，浓度越高，电离度越大；温度升高，则溶质的电离度也会增加。

二、电离平衡的概念和条件电离平衡是指在化学反应中，正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度保持稳定，达到动态平衡的状态。

在电离平衡中，电离度不再发生变化，但是正反应和逆反应仍然同时进行。

电离平衡的条件主要有：闭合的反应体系、温度、浓度和压力。

在一个封闭的反应体系中，反应物和生成物都被包含在内，使得正反应和逆反应可以相互转化，达到平衡状态。

温度对于电离平衡的影响较大，改变温度可以使平衡位置发生变化，从而影响反应的方向和速率。

浓度和压力的改变也可以影响电离平衡的位置，使反应向生成物方向移动或反应物方向移动。

三、电离度与电离平衡在化学反应中的应用电离度和电离平衡在化学反应中有着重要的应用价值。

它们可以帮助我们理解和预测化学反应的过程和结果，以及优化反应条件。

首先，通过电离度的大小，我们可以判断溶质是强电解质还是弱电解质。

这对于化学实验和工业生产中的反应条件优化以及产物的选择具有指导意义。

其次，电离平衡使得反应物和生成物的浓度保持稳定，进而可以根据反应物和生成物之间的平衡常数，计算反应系统中各组分的浓度。

电离平衡左移右移的概念

电离平衡左移右移的概念
电离平衡是指在化学平衡中，当有一种物质分子或离子发生电离时，产生的离子和未电离物质之间的相互转化达到动态平衡状态。

在电离平衡中，有两个常见的概念：左移和右移。

1. 左移：指在电离平衡中，反应物的浓度增加或产生离子的浓度减少。

左移表示反应向反应物方向偏移，即反应物浓度增加。

2. 右移：指在电离平衡中，反应物的浓度减少或产生离子的浓度增加。

右移表示反应向生成物方向偏移，即生成物浓度增加。

左移和右移可以用来描述电离平衡中的反应进行的程度。

如果反应物浓度较高或生成物浓度较低，反应会向右移。

相反地，如果反应物浓度较低或生成物浓度较高，反应会向左移。

对于一个给定的化学平衡系统，左移和右移是相对的概念，并且可以通过改变反应条件（例如温度、压力或浓度）来控制平衡的位置。

电离平衡移动的影响因素

电离平衡移动的影响因素电离平衡，听起来就有点高大上对吧？但实际上，它和我们的生活息息相关，没那么复杂。

想象一下，你在夏天的海边，阳光明媚，海风轻拂，喝着冰凉的椰子水，心情瞬间好到爆。

这时候，如果把“电离平衡”想象成一个海洋，那就是这个海洋里的水分子在不停地变化，水面上时而波光粼粼，时而又变得平静如镜。

电离平衡就像这个大海，里面的成分在不断地移动，受各种因素的影响，真是活灵活现。

要说的就是温度的影响。

想象一下，冬天的北风瑟瑟，空气冷得让人直打哆嗦。

这时候，你的热水壶里煮水的声音多么诱人啊！一旦水变热，分子们就像是被施了魔法，跳得欢快得不得了。

电离平衡同样如此，温度升高，反应速度加快，分子运动得更加剧烈，电离的程度也随之增加。

要是温度降低，那就像是海水变成了冰，分子们乖乖地呆在原地，不再活跃了。

哎，这可真是电离平衡里的冷暖变化，变化无常，让人琢磨不透。

再来聊聊浓度，这可是影响电离平衡的重要角色。

想象一下，街上人来人往，热闹非凡。

而如果某个地方人特别少，感觉冷清得很。

浓度高的时候，电离反应会更容易发生，就像一大堆人在一起，大家互相交流，气氛热火朝天；反之，当浓度低时，反应就变得慢吞吞的，像是在开慢车，甚至可能让人觉得无聊。

想要提高反应速度，增加浓度就是个不错的主意。

这就像在派对上，如果人人都在热聊，那氛围简直炸裂。

说说压力。

哈哈，听起来像是工作上的烦恼，其实在化学中也有大用处。

对于气体反应来说，压力的变化可不是小事。

想象一下，你在一个小房间里，突然来了一大堆朋友，瞬间空气都变得紧张了。

电离平衡也是一样，压力升高，气体分子被挤得更紧，碰撞频率增加，自然反应也就加速了。

想想看，哪种情况更容易产生化学反应？当然是那种“人多好办事”的局面。

压力低时，气体分子自由得多，反应速度就会放慢，简直是让人懒洋洋的状态。

然后，还有一个不可忽视的因素——催化剂。

这个就像是派对上的DJ，能够调动全场的气氛。

催化剂参与反应，但本身又不被消耗，真是太神奇了。

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电离平衡的移动
例题1 在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO－+H+
对于该平衡，下列叙述正确的是（）。

A．加入水时，平衡向逆反应方向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
c．加入少量0.1 mol·L－1 HCl溶液，溶液中c (H+)减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
【思路点拨】本题考查影响弱电解质电离平衡的因素。

溶液浓度越小，电离程度越大；温度越高，电离程度越大，除此之外还需要考虑其他离子的间接影响。

【答案】B
【解析】根据勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变。

A项加入水时，c (CH3COOH)+c (CH3COO －)+c (H+)减小，平衡向其增大的方向（也就是正方向）移动；B项加入NaOH与H+反应，c (H+)变小，平衡向正反应方向移动；C项加入HCl时c(H+)变大，平衡向其减小的方向（也就是逆方向）移动，但最终c (H+)比未加HCl前还是要大；D项加入CH3COONa，c (CH3COO－)增大，平衡向逆反应方向移动。

【总结升华】（1）电离平衡状态特征的核心是“等”，“等”决定了“定”。

“动”是“变”的基础，没有“动”也就没有“变”，“变”又是“动”的表现。

（2）化学平衡原理（勒夏特列原理）也适用于电离平衡。

举一反三：
【变式1】（2015 四中同步）25 ℃时，0.1 mol/L稀醋酸加水稀释，右图中的纵坐标y可以是( )
A．溶液的pH B．醋酸的电离平衡常数
C．溶液的导电能力 D．醋酸的电离程度
【答案】C
【解析】稀释0.1 mol·L－1稀醋酸时，加入的水越多，c(H＋)越小，故溶液的pH增大，导电性减弱，溶液越稀，弱电解质的电离程度越大，而电离平衡常数是一个温度常数，只要温度不变，电离平衡常数就不变，综上所述，只有C正确。

【变式2】在稀醋酸溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO－+H+，当改变条件时，
类型二：电离平衡常数和电离度
例题2 在25℃时，相同浓度的HF、CH3COOH和HCN（氢氰酸）溶液，它们的电离平衡常数分别是3.5×10－4、1.8×10－5、4.9×10－10，其中，氢离子的浓度最大的是______，未电离的溶质分子浓度最大的是______。

【思路点拨】本题考查弱电解质的电离平衡常数。

平衡常数越大，表明弱电解质的电离程度越大，相应未电离的溶质分子数越少。

【答案】HF HCN
【解析】一定温度下，弱酸溶液中氢离子浓度与电离常数（K）和溶液的物质的量浓度的关系可以从以下过程推出，设弱酸为HA，其物质的量浓度为c，c (H+)记作x。

HA H++ A－
起始c0 0
平衡c－xxx
则
2
x
K
c x
=
-
对于难电离的弱酸（K很小）溶液，c x
，故c x c
-≈，则上式可变为
2
x
K
c
=，即
(H)
c+
一定温度下，当溶液的浓度一定时，c(H+)随电离常数的增大而增大。

题中K(HF)＞K (CH3COOH)＞K(HCN)，故氢离子浓度HF溶液最大，余下的未电离的HF分子最少，而HCN 溶液中未电离的HCN分子最多。

【总结升华】弱电解质的电离平衡仍然是化学平衡中的一种，仍然可以用勒夏特列原理理解。

电离平衡常数的表达及意义也是相同的。

举一反三：
【变式1】18℃时，H2A（酸）：K1=4.3×10－7，K2=2.1×10－12，H2B（酸）：K1=1.0×10－7，
K2=6.3×10－13，在浓度相同的两种溶液中，用“＞”“＜”或“＝”填空：（1）H+的浓度：H2A________H2B；
（2）酸根离子的浓度：c (A2－)________c (B2－)；
（3）酸分子的浓度：c (H2A)________c (H2B)；
（4）溶液导电能力：H2A________H2B。

【答案】（1）＞（2）＞（3）＜（4）＞
类型三：一元强酸（碱）和一元弱酸（碱）的比较
例题3 对室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是（）。

A．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大
B．使温度都升高20℃，两溶液的pH均不变
C．加水稀释2倍后，两溶液的pH均减小
D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多
【思路点拨】溶质浓度相同的一元强酸、一元弱酸，由于弱酸是部分电离，所以其溶液中电离出的氢离子浓度小，相应pH大。

但溶质所能全部电离出的氢离子总数是相同的。

【答案】A
【解析】醋酸是弱酸，存在电离平衡；盐酸是强酸，不存在电离平衡。

pH相同即c (H+)相同，体积又相同，则两者已电离出n (H+)相同，但盐酸中的H+已全部电离，而醋酸中还有许多醋酸分子未电离，A选项加入CH3COONa晶体，前者抑制CH3COOH电离，使c (H+)减小，后者直接发生反应：CH3COO－+H+＝CH3COOH，c (H+)也减小，两者pH均增大。

A选项正确；B选项，升高温度，二者pH均改变；C选项，加水稀释，溶液的pH均增大；D选项，足量锌与二者充分反应，由于CH3COOH的物质的量远大于HCl，故CH3COOH产生的H2多。

【总结升华】弱酸中c (H+)下降后，可进一步电离。

c (H+)相同、体积相同时，弱酸中所含溶质的物质的量要比强酸大得多。

举一反三：
【变式1】相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积（V）随时间（t）变化的示意图正确的是（）
【答案】C
【解析】pH相同的一元弱酸的物质的量浓度大于一元强酸的物质的量浓度，所以加入足量锌粉最终产生氢气的量一元弱酸较多。

反应过程中，未电离的弱酸分子会继续电离，使得溶液中H+ 浓度比强酸大，反应过程中的反应速率弱酸大于强酸。

【总结升华】要加深一元弱酸中的电离平衡的理解，注意本题给的条件是相同的pH，如果给的是一元强酸溶液和一元弱酸的浓度相同，产生氢气体积就相同了。

【变式2】（2015 北师大附中）有关常温下pH均为3的醋酸和硫酸的说法正确的是A．两种溶液中，由水电离出的氢离子浓度均为1×10-11 mol·L-1
B．分别加水稀释100倍后，两种溶液的pH仍相同
C．醋酸中的c(CH3COO-)和硫酸中的c(SO42-)相等D．分别加入足量锌片，两种溶液生成H2的体积相同【答案】A。