弱电解质的电离平衡考点归纳
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弱电解质的电离平衡知识点推荐文档弱电解质是指在溶液中只部分电离的化合物，其电离度较低。
而强电解质则是指能够完全电离成离子的化合物。
弱电解质的电离平衡是指在溶液中，弱电解质分子部分电离成离子的过程，同时溶液中形成的离子也会重新组合反应生成原来的弱电解质分子。
弱电解质的电离平衡有以下几个重要的知识点：1.弱电解质的电离度：弱电解质的电离度往往都比较低，即只有一小部分分子能够电离成离子，其余的分子保持着原始的分子状态。
电离度的大小与溶液浓度、温度等因素有关。
2.平衡常数：对于弱电解质的电离平衡反应，可以建立相应的平衡常数表达式。
平衡常数描述了电离反应达到平衡时，溶液中离子和分子之间的关系以及它们的浓度之间的比例关系。
平衡常数可以通过实验测定得到。
3.离子产生的平衡常数：对于弱电解质AHA的电离反应，可以表示为：AHA⇌A-+HA+。
其中，AHA为弱电解质分子，A-和HA+分别为产生的阴离子和阳离子。
相应的，可以建立如下的平衡常数表达式：K=[A-][HA+]/[AHA]。
其中，K为平衡常数，[]表示浓度。
对于不同的弱电解质电离反应，平衡常数的大小不同。
4.电离度与平衡常数的关系：电离度和平衡常数之间存在一定的关系。
在电离平衡时，溶液中离子的浓度与电离度之间存在着明确的关系。
通常情况下，电离度越高，平衡常数越大。
推荐文档：1. Bockris, J. O. M., & Reddy, A. K. N. (2000). Modern Electrochemistry. Springer Science & Business Media.这本书是一本经典的电化学教材，涵盖了电离平衡的相关知识，包括弱电解质的电离，并详细介绍了电离平衡的理论基础和实验方法。
这本化学教材提供了详细的化学知识和概念，包括弱电解质的电离平衡。
书中用简洁明了的语言解释了电离平衡的基本概念，并通过示例和练习题加深理解。
3. Cotton, F.A., & Wilkinson, G. (1980). Advanced Inorganic Chemistry. John Wiley & Sons.这是一本高级无机化学教材，包含了广泛的无机化学知识，其中包括弱电解质的电离平衡。
高三化学弱电解质的电离平衡要点与解例知识点分析
（2）（3） 弱电解质的电离平衡要点与解例【（1）强电解质：全部电离“=”，“一次”电离。
（2）弱电解质：部分电离“”，多元弱酸“分步”电离。
4. 弱电解质的电离平衡： （1）电离平衡是化学平衡的一种 （2）电离平衡状态特征：等、动、定5. 外界条件对弱电解质、电离平衡的影响：（1）温度升高促进电离 ⎭⎬⎫移动。
浓度减小向离子化方向移动。
浓度增大向离子化方向二者结果不同。
【典型例题】[例1] 某固体化合物A 不导电，但熔化或溶于水都能完全电离。
下列关于物质A 的说法中，正确的是（ ）A. A 为非电解质B. A 是强电解质C. A 是离子晶体D. A 是弱电解质 解析：在熔化状态下能够电离的一定是离子化合物，而离子化合物均为强电解质，故应选B 、C[例2][例3] A. )(23O H NH C ⋅ B. )(4-OH C C.)()(423+⋅NH C O H NH C D. )(-OH C解析：一水合氨是弱电解质，加水稀释，一水合氨的电离平衡右移，)(-OH n 和)(4+NH n 增大，但)(-OH C 和)(4+NH C 减小。
A 、B 、C 各项中，分子、分母同乘溶液体积，浓度比等于其物质的量之比。
A 中)()(23O H NH C OH C ⋅-)()(23O H NH n OH n ⋅=-，随加水量增大比值增大，B 中)()()()(44-+-+=OH n NH n OH C NH C 随加水量增大，比值几乎不变，C 中)()()()(423423++⋅=⋅NH n O H NH n NH C O H NH C ，随加水量增大，比值减小。
D 中)(-OH C 减小。
答案：A【模拟试题】1. 下列物质中，导电性最差的是（ ）A. 熔融氢氧化钠B. 石墨棒C. 盐酸D. 固体氯化钾 2. 下列叙述中正确的是（ ）A. 氯化钠溶液中，氯化钠在电流的作用下电离成钠离子或氯离子B. 溶于水后能电离出氢离子的化合物都是酸C. 硫酸钡难溶于水，但硫酸钡是强电解质D. 2SO 溶于水后部分电离，故二氧化硫属于弱电解质 3. 下列事实中能证明氯化氢是共价化合物的是（ ） A. 氯化氢极易溶于水 B. 液态氯化氢不导电 C. 氯化氢不易分解 D. 氯化氢溶液可以电离4. 某物质的水溶液能导电，且该物质属于非电解质，溶于水时化学键被破坏的是（ ） A. 液溴 B. 干冰 C. 蔗糖 D. 硫酸钡5. 下列各组物质反应后，溶液的导电性比反应前明显增强的是（ ） A. 向亚硫酸钠溶液中加液态溴 B. 向硝酸银溶液中通入少量氯化氢 C. 向氢氧化钠溶液中通入少量氯气 D. 向硫化氢饱和溶液中通入少量氯气6. 相同温度下，两种稀氨水A 和B ，浓度分别为12.0-⋅L mol 和1.01-⋅L mol ，则A 、B 的-OH 浓度之比为（ ）A. 大于2B. 小于2C. 等于2D. 不能肯定 7. 下列电离方程式正确的是（ ） A. 43PO H -++343PO H B. 3CaCO -++232CO CaC. NaHS-++++2S H Na D. 3)(OH Fe -++OH Fe 338. 对某弱酸稀溶液加热时，下列叙述错误的是（ ）A B C D 11. 写出下列电离方程式：（均为L mol /1.0） （1）42HPO Na （2）4NaHSO其中在水中存在电离平衡的是 。
《弱电解质的电离平衡》 知识清单
《弱电解质的电离平衡》知识清单一、弱电解质的概念在水溶液中部分电离的电解质称为弱电解质。
常见的弱电解质包括弱酸（如醋酸、碳酸等）、弱碱（如一水合氨等）和水。
弱电解质的电离过程是可逆的，存在着电离平衡。
二、电离平衡的特征1、动态平衡电离平衡是一种动态平衡，即在一定条件下，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。
2、条件改变平衡移动当外界条件（如温度、浓度等）发生改变时，电离平衡会发生移动。
3、弱电解质分子和离子共存在电离平衡体系中，弱电解质分子和电离产生的离子同时存在。
三、影响电离平衡的因素1、温度一般来说，升高温度，电离平衡向电离方向移动，因为电离过程通常是吸热的。
例如，对于醋酸的电离，加热会使更多的醋酸分子电离，溶液中氢离子和醋酸根离子的浓度增大。
2、浓度（1）加水稀释弱电解质溶液加水稀释，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大。
但溶液中离子浓度一般会减小。
（2）增大浓度增大弱电解质的浓度，电离平衡向电离方向移动，但电离程度减小。
以醋酸溶液为例，若向溶液中加入更多的醋酸，醋酸分子电离的数量增多，但电离的比例相对减小。
3、同离子效应在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，会抑制弱电解质的电离。
例如，在醋酸溶液中加入盐酸，由于盐酸完全电离出大量的氢离子，会抑制醋酸的电离，使醋酸的电离程度减小。
4、化学反应加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质，会促进弱电解质的电离。
比如，在醋酸溶液中加入氢氧化钠，氢氧化钠与氢离子反应，消耗氢离子，促进醋酸的电离。
四、电离平衡常数1、定义在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。
2、表达式以弱酸 HA 为例，其电离常数表达式为：Ka ＝ H+A ／ HA3、意义电离常数反映了弱电解质的电离程度。
电离常数越大，表明弱电解质的电离程度越大，酸性或碱性越强。
弱电解质的电离平衡知识点
弱电解质的电离平衡知识点具有极性共价键的弱电解质溶于⽔时，其分⼦可以微弱电离出离⼦；同时，溶液中的相应离⼦也可以结合成分⼦。
在⼀定条件下，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）。
弱电解质的电离平衡总结1.弱电解质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。
3.外因对电离平衡的影响(1)浓度：在⼀定温度下，同⼀弱电解质溶液，浓度越⼩，越易电离。
(2)温度：温度越⾼，电离程度越⼤。
(3)同离⼦效应：加⼊与弱电解质具有相同离⼦的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分⼦的⽅向移动。
(4)化学反应：加⼊能与弱电解质电离出的离⼦反应的物质时，可使电离平衡向电离⽅向移动。
4.例⼦：下⾯以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，下图是外界条件对CH3COOH=CH3COO－＋H＋ΔH＞0的影响电离平衡常数特点(1)电离平衡常数与温度有关，与浓度⽆关，升⾼温度，K值增⼤。
(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越⼤，表⽰弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
例如，在25 ℃时，K(HNO2)＝4.6×10－4，K(CH3COOH)＝1.8×10－5，因⽽HNO2的酸性⽐CH3COOH强。
(3)多元弱酸的各级电离常数的⼤⼩关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第⼀步电离。
弱电解质电离平衡有具有极性键的共价化合物如：弱酸(CH3COOH)、弱碱(NH3·H2O)、⽔特别：HgCl2是共价化合物且共价键极强，属于弱电解质。
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：弱电解质分⼦浓度越⼤，电离程度越⼩。
高考化学冲刺,弱电解质的电离平衡知识总结
高考化学冲刺，弱电解质的电离平衡知识总
结
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．电离平衡的特征
3．外界条件对电离平衡的影响
(1)内因
弱电解质本身的性质。
(2)外因
电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理去分析电离平衡。
4．强弱电解质的比较与判断
(1)一元强酸和一元弱酸的比较
(2)判断弱电解质的三个角度
角度一
弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测得0.1 mol/L的CH3COOH溶液的pH＞1。
角度二
弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍1＜pH＜2。
角度三
弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：
①配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。
现象：溶液变为浅红色。
②用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。
现象：pH＞7。
专题3第一单元 弱电解质的电离平衡知识点总结归纳
专题3 溶液中的离子反应第一单元弱电解质的电离平衡一、强电解质和弱电解质(一)强电解质和弱电解质1．电解质和非电解质(1)电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。
(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。
2．强电解质与弱电解质(1)强电解质在水溶液中能够完全电离的电解质。
如：强酸、强碱、绝大多数盐。
(2)弱电解质在水溶液中只能部分电离的电解质。
如：弱酸、弱碱、极少数的盐。
强电解质与弱电解质的比较【注意】(1)CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，是因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故应为非电解质。
(2)电解质的强、弱与其溶解性无关。
难溶的盐如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，是强电解质。
易溶的如CH3COOH、NH3·H2O等在溶液中电离程度较小，是弱电解质。
(3)电解质的强弱与其溶液导电能力强弱没有必然联系，溶液导电能力是由单位体积内自由移动电荷数目的多少决定的，只是在相同条件下，相同类型、相同浓度的电解质溶液，强电解质溶液的导电能力大于弱电解质溶液。
区分电解质强弱的依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。
(4)在强弱电解质的判断中还要特别注意其概念的研究范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。
(二)弱电解质的电离平衡1．电离平衡状态(1)概念：在一定条件(如温度、浓度一定)下，当弱电解质在水溶液中电离达到最大程度时，电离过程并没有停止，此时弱电解质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不再发生变化，就达到了电离平衡。
(2)建立过程(3)电离平衡的特征2．弱电解质的电离方程式的书写电离方程式的书写：强电解质的电离方程式：用===连接；弱电解质的电离方程式：用连接，如CH3COOH、NH3·H2O的电离方程式分别为CH3COOH CH3COO－＋H＋、NH3·H2O NH＋4＋OH－。
《化学反应原理》复习之《弱电解质的电离平衡》知识要点
《弱电解质的电离平衡》知识要点一、强电解质和弱电解质1、电解质【提醒】常见的强弱电解质(１)强电解质:①强酸:ＨCｌ、Ｈ2ＳO4、HNO3、HClＯ4、HBｒ、HＩ、ＨMnO４②强碱:NaＯH、Ｃa(ＯH)2、Ba(OH)2、KOH、RbＯH…③大部分盐:(２)弱电解质:①弱酸:如H２S、H2ＣO3、CH3CＯＯH、HＦ、HCN、HCｌO等。
ＨF酸是具有强极性共价键的弱电解质。
Ｈ3PO4、H2SＯ3从其酸性强弱看属于中强酸,但仍属于弱电解质、②弱碱:NＨ3·Ｈ２Ｏ,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、Ｚn(OH)２等］。
③个别的盐:如ＨgCl2,ＨｇBr2等。
④水:是由强极性键构成的极弱的电解质。
2、电离方程式的书写:(1)强电解质用“＝”,Ｈ2SＯ4===2H＋＋SO错误!;弱电解质用“” CＨ3ＣO OHCＨ3ＣOＯ－+H＋(2)多元弱酸分步电离,且第一步电离程度远远大于第二步电离,如碳酸的电离:H2CO3H++ＨCO错误!ＨCＯ错误!H＋+CO错误!(３)多元弱碱的电离分步进行,为书写方便写成一步,如氢氧化铁的电离方程式为 Fe(ＯH)３Fｅ3＋＋３ＯH－(4)可溶性酸式盐电离时,①强酸的酸式盐完全电离。
例如:NaＨSＯ４=== Na+＋H+＋SＯ２－4。
②弱酸的酸式盐中酸式根不能完全电离。
例如:NaＨCＯ3=== Na＋＋HCO错误!HＣO错误!Ｈ++CO2—３ (5)Aｌ(OH)3存在酸式与碱式电离两种形式:H＋＋AlO错误!＋H2O错误!Al(OH)３错误!Al3＋＋3OＨ－酸式电离碱式电离二、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,当弱电解质分子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—-电离平衡、(一种特别的化学平衡)2。
电离平衡的特点:逆:弱电解质的电离可逆过程等:Ｖ(电离)=Ｖ(结合)≠0动:电离平衡是一种动态平衡定:条件一定,平衡体系中分子与离子的浓度一定变:条件改变时,电离平衡发生移动。
化学：弱电解质的电离平衡归纳总结
弱电解质得电离平衡考查方式：本章为历年高考考试中考点分布得重点区之一，主要得题型为选择题，偶有简答题，尚未出现过综合性得大题，涉及此内容得考点将基本不变，热点将常考常新，跨学科得综合性大题将有可能出现。
从近几年高考命题规律来瞧，今后得高考试题中这部分内容出来得概率仍然很高，这就是这部分内容在教材中得地位决定得，有关PH值得计算、离子共存、离子浓度大小得比较将仍就是必考点。
命题规律：1．弱电解质得电离平衡电离平衡就是化学平衡理论应用得范例，在化学中占有重要得地位在历年高考均受到重视，近五年得高考题也承继了这个传统。
考查得主要内容集中点比较某些物质导电性强弱；外界条件对弱电解质电离平衡得影响；依据电离平衡移动理论，解释某些问题。
同浓度（或PH）强弱电解质得比较，如氢离子浓度大小，起始反应速率，中与碱得能力、稀释后得PH得变化等。
2．水得电离与溶液得PH以水得电离与溶液pH 计算为考查内容得试题能有效地测试考生得判断、推理、运算等思维能力，仍将就是将来考试得热点。
考试内容包括：(1)．已知pH 得强酸、强碱混合，或已知浓度得强酸、强碱混合，计算溶液得pH(2)．已知pH或c得强弱酸碱混合，分析溶液得酸碱性。
(3)．已知混合溶液得pH，推断混合前得酸碱得各种可能，或已知溶液得pH及强酸、强碱得pH，求混合比例。
(4)．中与滴定接近终点时，溶液pH计算。
(5)．在新情景下，考查水电离平衡及K w。
3、盐类水解考查得内容有：1．盐对水得电离程度得影响做定性判断或定量计算2．盐溶液蒸干灼烧后产物得判断；3．pH大小得比较；4．离子浓度大小得比较等。
另外，判断离子共存、配制溶液、试剂贮存、化肥得混用、物质鉴别推断、某些盐得分离除杂等内容在高考中也涉及到盐得水解。
其中命题得热点就是离子浓度大小得比较。
在高考试题中，特别就是选择题，常常将盐类水解与弱电解质得电离、酸碱中与滴定、pH等知识融合在一起，具有一定得综合性。
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根底，也是中学化学根本理论中的重要组成局部，近几年高考命题中反复考察。
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响等知识的根底上，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局部容，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，到达触类旁通的效果。
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，到达平衡时，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(离子化)=v(分子化)≠0 "定〞——到达电离平衡状态时，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.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时机越小，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 参加少量冰醋酸，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CH3COOH溶液CH3COOH CH3COO－+ H+向其中参加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。
弱电解质的电离平衡知识点
弱电解质的电离平衡知识点集团文件版本号：（M928-T898-M248-WU2669-I2896-DQ586-M1988）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NaCl ，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BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4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：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H 2SO 4：H 2SO 4===2H ＋＋SO 2－4 。
弱电解质的电离平衡知识点及考点归纳总结
【 解 析 】 因 酸 性 ： H2SO3>H2CO3>H2S ， 由 强 酸 制 弱 酸 的 原 理 知 A 项 能 用 于 比 较；相同浓度下，导电能力越强，表明溶质电离出的离子浓度越大，相应的酸的酸 性越强，B项可用于比较；相同物质的量浓度的溶液，pH越小，表明c(H＋)越大，酸 的酸性越强，C项可以用于比较；还原性的强弱与酸的酸性强弱无必然联系，D项不 可以用于比较。
(6)向0.1 mol·L－1 NH3·H2O中加入少量的NH4Cl晶体时，溶液中的c(OH－)增大 ()
(7)常温下，pH＝2的醋酸溶液中加入醋酸铵固体，可抑制醋酸的电离( ) (8)由0.1 mol·L－1一元碱BOH溶液的pH＝10，可推知BOH溶液存在BOH===B＋ ＋OH－( ) 【答案】(1)× (2)√ (3)× (4)× (5)× (6)× (7)√ (8)×
A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 B．通入过量 SO2 气体，平衡向左移动，溶液 pH 增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液 pH 减小 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
【答案】C
【解析】向H2S溶液中加水，平衡向右移动，但溶液体积增大，溶液中H＋浓度 减小，A项错误；通入SO2，可发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，SO2过量时， SO2与水反应生成的H2SO3酸性比氢硫酸酸性强，因此溶液pH减小，B项错误；滴加 新制氯水，发生反应：H2S＋Cl2===2HCl＋S↓，H2S浓度减小，平衡向左移动，反应 生成的盐酸为强酸，溶液酸性增强，pH减小，C项正确；加入少量CuSO4，发生反 应 ： CuSO4 ＋ H2S===CuS↓ ＋ H2SO4 ， 溶 液 中 S2 － 浓 度 减 小 ， H ＋ 浓 度 增 大 ， D 项 错 误。
弱电解质的电离平衡知识点
弱电解质的电离平衡知识点弱电解质的电离平衡是指在水溶液中，电解质分子部分离解为离子，并且离子和未离子之间的反应达到平衡的过程。
弱电解质在溶液中的电离程度相对较低，因此离子与未离子之间的平衡反应更加显著。
下面是弱电解质的电离平衡的几个重要知识点：1.电离方程式HA⇌H++A-这个方程式表示了HA分子在水中部分离解产生H+离子和A-离子。
2.平衡常数平衡常数（K）描述了反应物与生成物的浓度之间的关系。
对于弱电解质的电离反应，可以使用离子质量浓度或者摩尔浓度来表示。
例如对于上述的电离反应，平衡常数K可以计算为：K=[H+][A-]/[HA]其中[H+],[A-],和[HA]分别代表H+离子、A-离子和HA分子的浓度。
3.离子积离子积是离子浓度的乘积。
对于上述电离反应，离子积可以表示为：离子积=[H+][A-]离子积是一个测量电离反应进行程度的指标。
值得注意的是，弱电解质的电离平衡中，离子积通常比平衡常数小得多。
4.改变电离程度的因素5.pH值弱电解质的电离程度直接关系到水溶液的pH值。
水溶液的pH值是表征溶液中H+离子浓度的一个指标。
对于弱酸来说，更多的H+离子会使溶液的pH值降低，因此溶液越酸。
反之，如果被添加到溶液中的溶质可以与H+离子结合形成HA分子，那么会降低H+离子浓度，使得溶液的pH值升高，溶液会变得更碱性。
总结：弱电解质的电离平衡是指在水溶液中电解质分子部分离解为离子，并且离子和未离子之间的反应达到平衡的过程。
这个平衡过程可以用电离方程式来表示，并且有一个平衡常数和离子积。
弱电解质的电离程度可以受到多个因素的影响，包括浓度、温度、溶液中其他物质的存在以及溶解度等。
在水溶液中，弱电解质的电离程度直接关系到溶液的pH值。
《弱电解质的电离平衡》 知识清单
《弱电解质的电离平衡》知识清单一、弱电解质的概念在水溶液中只有部分电离的电解质称为弱电解质。
常见的弱电解质包括弱酸（如碳酸、醋酸等）、弱碱（如一水合氨等）和水。
弱电解质的电离是可逆的，存在着电离平衡。
与强电解质在水溶液中完全电离不同，弱电解质在溶液中部分电离，其离子浓度较小。
二、弱电解质的电离平衡特点1、动态平衡电离平衡是一种动态平衡，即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。
2、条件改变平衡移动外界条件（如温度、浓度等）改变时，电离平衡会发生移动。
（1）温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大。
（2）浓度：稀释溶液，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大；增大弱电解质的浓度，电离平衡向电离方向移动，但电离程度减小。
3、弱电解质的电离程度微弱弱电解质的电离程度通常较小，溶液中未电离的分子数远多于已电离的离子数。
三、影响弱电解质电离平衡的因素1、内因弱电解质本身的性质决定了其电离程度的大小。
例如，醋酸和盐酸都是一元酸，但醋酸是弱电解质，盐酸是强电解质，这是由于它们的分子结构和化学键的性质不同导致的。
2、外因（1）温度如前面所说，升高温度，电离平衡向吸热方向移动，对于弱电解质的电离来说，一般是向电离方向移动。
（2）浓度①增大弱电解质的浓度，平衡正向移动，但电离程度减小。
这是因为增加溶质的量，分子总数增多，虽然电离的分子数也增加，但增加的幅度相对较小，所以电离程度减小。
②稀释溶液，平衡正向移动，电离程度增大。
因为溶液被稀释，离子间相互碰撞结合成分子的机会减少，所以电离程度增大。
（3）同离子效应在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，会抑制弱电解质的电离。
例如，在醋酸溶液中加入醋酸钠固体，由于醋酸钠完全电离出醋酸根离子，使得醋酸的电离平衡逆向移动。
（4）化学反应若加入的物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，则会促进弱电解质的电离。
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归纳
弱电解质的电离平衡归纳要点一、电解质与非电解质定义相同点不同点实例电解质在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物都是化合物一定条件下能电离产生离子NaCl、H2SO4、NaOH非电解质在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物不能电离，不能导电蔗糖、酒精要点诠释：(1)电解质、非电解质都是化合物，单质既不是电解质也不是非电解质。
(2)只要具备在水溶液里或熔融状态下能够导电其中一个条件的化合物即称为电解质。
(3)在水溶液里或熔融状态下，化合物本身电离出自由移动的离子而导电时，才是电解质，如NH3、CO2等的水溶液能够导电，但NH3、CO2却是非电解质，因为是NH3、CO2溶于水与水反应生成的NH3·H2O、H2CO3电离出的自由移动的离子而使溶液导电的。
(4)电解质不一定导电(如固态NaCl)，导电物质不一定是电解质(如Cu)；非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
(5)某些离子型氧化物，如Na2O、CaO、Na2O2等，它们虽然溶于水后电离出来的自由离子不是自身的，但在熔融状态时自身却可完全电离，故属于电解质。
(6)电解质溶液里的导电能力由自由移动的离子浓度与离子所带的电荷数决定。
要点二、强电解质与弱电解质强电解质弱电解质电离程度完全电离部分电离化学键离子键或强极性共价键极性共价键电离特点无电离平衡，不可逆存在电离平衡，过程可逆书写用“＝”号用“”号溶液中微粒只有离子（水合离子）离子(水合离子)和分子示例HCl、H2SO4、NaOH、Ba(OH)2、K 2SO4等CH3COOH、NH3·H2O、HClO、H2CO3、H2O等要点诠释：(1)强电解质、弱电解质与其溶解性无关。
某些难溶或微溶于水的盐，由于其溶解度很小，如果测其溶液的导电能力，往往是很弱的。
但是其溶于水的部分，却是完全电离的，所以它们仍然属于强电解质，例如：CaCO3、BaSO4等。
相反，少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，仍属于弱电解质。
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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。
如下表所示：电离程度n(H+) c(H+) 导电能力三、强弱电解质的判断方法1.依据物质的类别进行判断一般情况下，强酸(HCl、H2SO4、HNO3)、强碱[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2]、大部分盐、活泼金属氧化物(Na2O、Na2O2、K2O、MgO)为强电解质；而常见的弱酸、弱碱和少部分盐为弱电解质，如H2CO3、H2SO3、HClO、H2SiO3、NH3·H2O、(CH3COO)2Pb、HgCl2、Hg(CN)2等。
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判断(见下表)常见方案如下：(1)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钠晶体，振荡。
现象：溶液由红色逐渐变为橙色。
(2)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液。
现象：溶液变为浅红色。
(3)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。
现象：pH>7。
①在相同浓度、相同温度下，与强电解质溶液进行导电性对比实验；②在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢，如将锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者大。
③浓度与ｐＨ的关系；④利用盐类水解的知识，测定对应盐的酸碱性；如CH3COONa 溶液呈碱性，则证明CH3COOH 是弱酸。
⑤采用同离子效应的实验证明存在电离平衡；⑥利用强酸制备弱酸的方法来判断电解质的强弱；⑦稀释前后的pH 与稀释倍数的变化关系，如将pH=2 的酸稀释1000 倍，若pH小于5，则证明为弱酸；⑧利用元素周期律进行判断。
三、电解质的强弱与导电性的关系强、弱电解质的区分依据不是看该物质溶解度的大小,也不是看其水溶液导电能力的强弱，而是看溶于水的部分是否完全电离。
CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小，CaCO3属于强电解质，而Fe(OH)3属于弱电解质；CH3COOH、HCl的溶解度都很大，HCl属于强电解质，而CH3COOH 属于弱电解质。
电解质的强弱在一定情况下影响着溶液导电性的强弱。
导电性的强弱是由溶液中离子浓度大小决定的。
如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱（CaCO3、AgCl）；而某弱电解质虽然电离程度小，但浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。
因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力也不一定弱。
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一元强酸（HCl）和一元弱酸（CH3COOH）相同体积、相同pH的比较一元强酸（HCl）和一元弱酸（CH3COOH）五、电离平衡常数1.电离平衡常数弱电解质的电离是一个可逆过程，在一定条件下达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离生成的各种离子平衡浓度的乘积，与溶液中未电离分子的平衡浓度的比值是一个常数，叫做该弱电解质的电离平衡常数，简称电离常数。
弱酸在水中的电离常数通常用K a表示，弱碱的电离常数用K b表示。
如CH 3COOH CH3COO-+H+，说明：(1)电离平衡常数只用于弱电解质的计算。
(2)电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关。
因电离过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
(3)电离平衡常数是表征了弱电解质的电离能力大小，也是弱酸、弱碱是否达到平衡状态的标志。
2.电离平衡常数的应用(1)外界条件改变（如温度，浓度）对弱电解质溶液中离子浓度大小的影响(2)根据电离常数判断电离平衡移动方向(3)计算弱酸或弱碱溶液中H+、OH-的浓度(4)根据电离常数大小判断弱酸的相对强弱(5)联系水解常数、电荷守恒式等信息能计算电离平衡常数。
六、弱电解质的电离度当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数叫做电离度。
常用α表示。
1.数学表达式： α=子总数溶液中原有电解质的分已电离的电解质分子数×100%α=质的量溶液中原有电解质中物量已电离的电解质物质的×100%α=物质的量溶液中原有电解质的总量浓度已电离的电解质物质的×100%2.意义：表示了弱电解质的电离程度相对强弱。
3.一元弱酸、弱碱电离度的计算。
设c 为一元弱酸、一元弱碱的物质的量浓度。
一元弱酸:HA H ++A -,α=×100%，c （H +)=c·α 一元弱碱：BOH B ++OH -,α=×100%，c （OH -）=c·α4.影响因素①内因—电解质的本质。
相同条件下，电解质越弱，电离度越小。
常见弱酸有强到弱的顺序如下：亚硫磷酸氢氟酸 甲酸苯甲酸醋酸 碳酸氢硫次氯酸 氢氰后面石炭酸②外因—溶液的浓度、温度和加入的试剂等。
以0.1mol·L -1的CH 3COOH 为例：③浓度大小对电离程度影响的解释有两种方法：a.从碰撞结合成分子的机会解释。
b.从水合离子的生成解释。
④对比分析强、弱酸稀释时c（H+）变化的倍数。
1倍；弱酸稀释到n倍，c（H+）强酸稀释到n倍，c（H+）变为n1倍变化小于n七、高考真题及典型模拟题解析1.强、弱电解质的判断方法【例1】（2016上海卷）能证明乙酸是弱酸的实验事实是（）A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2B．0.1mol/L CH3COONa溶液的pH大于7C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红【解析】A.只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；CH3COONa溶液显碱性，由于NaOH是强碱，所以乙酸是弱酸，B 正确；反应生成CO2证明乙酸的酸性比碳酸强，但是不能证明其酸性强弱，C错误；紫色石蕊变红，可以证明乙酸具有酸性，但是不能证明其酸性强弱，错误。
【答案】B【名师点睛】强酸与弱酸的区别在于溶解于水时是否完全电离，弱酸只能部分发生电离、水溶液中存在电离平衡。
以CH3COOH为例，通常采用的方法是：①测定0.1mol/LCH3COOH溶液pH＞1，说明CH3COOH没有完全电离；②将pH=1CH3COOH溶液稀释100倍后测定3＞pH＞1，说明溶液中存在电离平衡，且随着稀释平衡向电离方向移动；③测定0.1mol/L CH3COONa溶液的pH＞7，说明CH3COONa 是强碱弱酸盐，弱酸阴离子CH3COO-水解使溶液呈碱性。
2.弱电解质与pH结合的考查【例2】（2015新课标I）浓度均为0.10mol/L、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积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，则增大【解析】由图像可知0.10mol/L MOH溶液的pH=13，所以MOH为强碱，而ROH溶液pH<13，所以ROH为弱碱，A正确；弱电解质“越稀越电离”，B正确；若两溶液无限稀释，则酸碱性接近中性，则它们的c(OH-)相等，C正确；ROH为弱碱，升温电离度增大，c(R+)增大，而MOH为强碱，升温c(M+)不变，所以两溶液同时升高温度，则减小，D错误。
【答案】D【例2】（2014新课标II）一定温度下,下列溶液的离子浓度关系式正确的是()A.pH=5的H2S溶液中,c(H+)=c(HS-)=1×10-5 mol·L-1B.pH=a的氨水溶液,稀释10倍后,其pH=b,则a=b+1C.pH=2的H2C2O4溶液与pH=12的NaOH溶液任意比例混合:c(Na+)+c(H+)=c(OH—)+c(HC2)D.pH相同的①CH3COONa②NaHCO3③NaClO三种溶液的c(Na+):①>②>③【解析】H 2S是二元弱酸,在水溶液中分步电离:H2S H++HS-、HS-H++S2-,故pH=5的H2S溶液中,c(HS-)<c(H+)=1×10-5 mol·L-1,A项错误；加水稀释，会使电离平衡向正方向移动，促进了NH3·H2O的电离，所以PH=a的氨水溶液，稀释10倍后，其PH=b，则a<b+1，B错误；C项,混合溶液中存在电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC2)+2c(C2),C项错误；D项,由于酸性:CH3COOH>H2CO3>HClO,根据“越弱越水解”的原理知,水解程度:ClO->HC>CH3COO-,所以PH相同①CH3COONa②NaHCO3③NaClO三种溶液的c(Na+)：①>②>③，D正确。