弱电解质的电离平衡知识点
高考化学高频考点：弱电解质的电离平衡
【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。
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。
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。
【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。
3.2弱电解质的电离
平衡移动。
条件 移动方向
加热
右移
加水
加冰醋 酸
右移 右移
加浓盐 左移
酸
NaOH
（固）
右移
加醋酸 钠(固)
左移
电离 度
增大 增大 减小
减小
增大
减小
［CH3COO-] n(H+)[H+]
增大 增大 增大 减小 增大 减小 增大 增大 增大
减小 增大 增大 增大 减小 减小 增大 减小 减小
一元强酸和一元弱酸的比较 1.相同浓度 2.相同PH
教材P80 Ka(HCN)=6.2×10-10 mol/l Ka(CH3COOH)=1.7×10-5mol/l Ka(HF)=6.8×10-4mol/l
酸性：HF>CH3COOH>HCN
用电离平衡常数K计算溶液[H+] 教材P82
2.多元弱酸是分步电离的，Ka 逐渐减小， 且相差很大，所以其水溶液中的酸性主 要是由第一步电离决定的
练习：H2S,H2SO3 的电离
电离度α
已电离的分子数
α=
弱电解质分子总数
×100%
电离度实质上是一种平衡转化率
与电离平衡常数一样都可以表示弱电解 质的电离程度，电离度越大，电离平衡 常数越大
三.影响电离平衡的条件
(1)内因：电解质本身的性质。
同化学平衡一样，当外界条件改变时符合勒理。
(2) 影响电离平衡移动的条件——外因 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。 越热越电离 ② 浓度:溶液稀释平衡向电离方向移动 越稀越电离 ③加入试剂:改变弱电解质电离中分子或离子的浓度，
H2CO3 HCO3-
H++HCO3H++CO32-
《弱电解质的电离平衡》 讲义
《弱电解质的电离平衡》讲义一、什么是弱电解质在我们的化学世界里，电解质是一类在溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
而根据它们在溶液中电离程度的不同，又分为强电解质和弱电解质。
强电解质在溶液中能够完全电离，比如常见的强酸（盐酸、硫酸、硝酸等）、强碱（氢氧化钠、氢氧化钾等）以及大部分盐类（氯化钠、硫酸铜等）。
而弱电解质则在溶液中只能部分电离，存在着电离平衡。
常见的弱电解质有弱酸（醋酸、碳酸等）、弱碱（一水合氨等）以及少数盐类（醋酸铅等）。
二、弱电解质的电离过程以醋酸（CH₃COOH）为例，当它溶解在水中时，醋酸分子会发生电离：CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻＋ H⁺这个过程并不是一蹴而就的，而是一个动态的平衡过程。
一开始，醋酸分子会逐渐电离成醋酸根离子（CH₃COO⁻）和氢离子（H⁺）。
但随着电离的进行，溶液中醋酸根离子和氢离子的浓度逐渐增大，它们之间相互碰撞结合成醋酸分子的机会也随之增加。
当醋酸分子的电离速率和醋酸根离子与氢离子结合成醋酸分子的速率相等时，就达到了电离平衡状态。
三、影响弱电解质电离平衡的因素1、浓度对于弱电解质溶液，稀释会促进电离。
这是因为溶液被稀释后，离子间的碰撞几率减小，结合成分子的机会降低，从而使电离平衡向电离的方向移动。
例如，对于醋酸溶液，加水稀释时，醋酸的电离程度会增大。
2、温度一般来说，升高温度会促进弱电解质的电离。
因为电离过程通常是吸热的，温度升高，提供了更多的能量，有利于电离平衡向电离的方向移动。
以氨水为例，加热氨水时，氨气的逸出会更加明显，这就表明氨水电离程度增大。
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。
比如在醋酸溶液中加入醋酸钠固体，由于醋酸钠完全电离产生大量的醋酸根离子，会使醋酸的电离平衡向左移动，电离程度减小。
4、化学反应如果加入的物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，会促进弱电解质的电离。
例如，在氢硫酸（H₂S）溶液中加入硫酸铜溶液，铜离子会与硫离子结合生成硫化铜沉淀，从而促进氢硫酸的电离。
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 。
高中化学电离平衡九大知识点
高中化学电离平衡九大知识点一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
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分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质一一离子化合物或共价化合物非电解质一一共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4 全部电离，故BaSO4为强电解质）一一电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：人、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka 表示酸，Kb表示碱。
）二^ 表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]・c[OH -]25℃时，[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]・[OH -] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离KW〈 1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离KW〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
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
弱电解质的电离平衡一.水的电离平衡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 , 则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，则有: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+ +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，则弱酸和弱碱的电离程度越大。
2 关于电离平衡的计算例 1. 已知 HF 的 Ka = 6.6。
求0.01的 HF 溶液的 [ H+ ] 。
不能近似计算解得 x = 2.26[ H+ ] = 2.26若近似计算 x = 2.57相对误差为 14 % , 过大。
例 2. 求 0.10的 HAc 的 [ H+ ] , pH 值和电离度。
解：例 3求 0.05 H2S 溶液的 [ H+] , [ HS-] 和[ ], 已知 K1 = 1.3 , K2 = 7.1分析: H2S 的 K1是 K2的倍，由第二步电离出的 H+极少。
其余的二元弱酸，如 H2CO3, H2C2O4也是如此。
这是由于两个方面的缘故造成的。
首先， H2S中电离出的 H+要克服 HS-的吸引，而从 HS-中电将平衡浓度代入平衡常数的表达式中:电离度专门小，电离掉的 HAc 也专门少。
这一点从 K = 1.8就差不多专门清晰了。
起始浓度用 C0表示，C0 = 0.10 , 已解离部分为 x = 1.33, C0>> x , 能够近似地有 C0- xC0 , 0.10 - x 0.10 . 利用这种近似，能够简化计算，幸免用公式法解一元二次方程。
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。
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。
《电离平衡》 知识清单
《电离平衡》知识清单一、电离平衡的概念在一定条件下（如温度、浓度等），弱电解质在溶液中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，叫做电离平衡。
要理解电离平衡，首先得清楚什么是弱电解质。
弱电解质是在水溶液中部分电离的电解质，常见的有弱酸（如醋酸、碳酸等）、弱碱（如一水合氨等）和水。
二、电离平衡的特征1、动：电离平衡是一种动态平衡，即电离成离子和离子结合成分子的过程都在持续进行，只是速率相等。
2、定：在一定条件下，溶液中各分子和离子的浓度保持不变。
3、变：当外界条件（如温度、浓度等）改变时，电离平衡会发生移动，以重新建立新的平衡。
三、影响电离平衡的因素1、温度升高温度，电离平衡向电离方向移动，因为电离过程一般是吸热的。
例如，对于醋酸的电离，加热可以促进其电离，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，电离平衡向电离方向移动，这是因为溶液中离子间的碰撞机会减少，离子结合成分子的速率减慢，而电离速率不变，所以平衡向电离方向移动。
（2）增大弱电解质的浓度，电离平衡向电离方向移动，但弱电解质的电离程度减小。
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，在醋酸溶液中加入醋酸钠固体，由于醋酸钠完全电离产生大量的醋酸根离子，会抑制醋酸的电离。
四、电离平衡常数电离平衡常数（简称电离常数）是表征弱电解质电离程度的重要参数。
对于一元弱酸 HA ，其电离方程式为 HA ⇌ H⁺＋ A⁻，电离常数Kₐ ＝ H⁺A⁻／ HA 。
对于一元弱碱 BOH ，电离方程式为 BOH ⇌ B⁺＋ OH⁻，电离常数 Kb ＝ B⁺OH⁻／ BOH 。
电离常数只与温度有关，温度不变，电离常数不变。
电离常数越大，表明该弱电解质越易电离，对应的酸（或碱）的酸性（或碱性）越强。
五、电离度电离度是指弱电解质在溶液中已经电离的分子数占原有分子总数的百分数。
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一、弱电解质得电离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得化合物,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得化合物。
概念理解：①电解质、非电解质都就是化合物，能导电得物质可能就是溶液（混合物）、金属（单质），但她们不属于电解质非电解质得研究对象，因此她们既不就是电解质也不就是非电解质；②自身电离：SO2、NH3、CO2、等化合物能与水反应形成酸或碱，但发生电离得并不就是她们本身吗，因此属于非电解质；③只能在水中发生电离得电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解得盐，如液态氯化氢就是化合物，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得电解质就是活泼金属氧化物，如Na2O、CaO，她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得物质就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BaSO 4。
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就是电解质，但就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电解质得强弱与导电性、溶解性无关。
如如BaSO4不溶于水，但溶于水得BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质。
导电性与自由移动离子得浓度与带电荷数等有关。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子得电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分电离成离子得电解质。
2、常见得电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强电解质与偌电解质常见分类：3、电离方程式得书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”①强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO2－4。
②弱电解质a．一元弱酸，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得电离程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。
原因就是上一级电离出得H ＋就是下一级电离得产物，对下一级电离电离有抑制作用c．多元弱碱，虽然分布电离，但就是书写时一步到位。
如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
③酸式盐a．强酸得酸式盐b．弱酸得酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3：NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3H ＋＋CO2－3。
4．弱电解质得电离平衡(1)电离平衡得建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子得速率与离子结合成弱电解质分子得速率相等时，电离过程就达到平衡。
平衡建立过程如图所示。
(2)电离平衡得特征(3)影响弱电解质电离平衡得因素内因：弱电解质本身得性质，就是决定因素。
(4)电离过程就是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。
以0、1 mol·L－1CH 3COOH 溶液为例：CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋(正向吸热)。
实例(稀溶液) CH 3COOHH ＋＋CH 3COO －ΔH >0 改变条件 平衡移动方向n (H ＋) c (H ＋) 导电能力 K a 加水稀释→ 增大 减小 减弱 不变 加入少量冰醋酸 → 增大 增大 增强 不变 通入HCl(g) ← 增大 增大 增强 不变 加NaOH(s) → 减小 减小 增强 不变 加入镁粉 → 减小 减小 增强 不变 升高温度 → 增大 增大 增强 增大 加CH 3COONa(s)←减小减小增强不变（5）电离平衡常数 1．表达式(1)对于一元弱酸HAHAH ＋＋A －，平衡常数K a ＝c (H ＋)·c (A －)c (HA )。
(2)对于一元弱碱BOHBOHB ＋＋OH －，平衡常数K b ＝c (OH －)·c (B ＋)c (BOH )。
2．特点 (1)电离平衡常数⎩⎪⎨⎪⎧决定因素：弱电解质本身得性质影响因素：温度(随温度升高而增大，原因就是电离过程就是吸热得)与溶液得浓度、酸碱性无关(2)多元弱酸就是分步电离得，各级电离平衡常数得大小关系式就是K 1≫K 2≫K 3……，所以多元弱酸得酸性决定于其第一步电离。
3．意义相同条件下，K 值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应得酸性或碱性相对越强。
如相同条件下常见弱酸得酸性强弱：H 2SO 3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO 。
4．实例 (1)填写下表(2)CH 3COOH 酸性大于HClO 酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断得依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c (H ＋)越大，酸性越强。
(3)磷酸就是三元中强酸 ①磷酸得电离方程式就是H 3PO 4H ＋＋H 2PO －4、H 2PO －4H ＋＋HPO 2－4、HPO 2－4H ＋＋PO 3－4。
②电离平衡常数表达式就是：K a1＝c (H ＋)·c (H 2PO －4)c (H 3PO 4)，K a2＝c (H ＋)·c (HPO 2－4)c (H 2PO －4)，K a3＝c (H ＋)·c (PO 3－4)c (HPO 2－4)。
③比较大小：K a1>K a2>K a3。
5、电离常数得计算 以弱酸HX 为例：(1)已知c (HX)与c (H ＋)，求电离常数 HXH ＋ ＋ X －起始(mol·L －1)：c (HX) 0 0 平衡(mol·L －1)：c (HX)－c (H ＋) c (H ＋) c (H ＋) 则：K ＝c (H ＋)·c (X －)c 平(HX )＝c 2(H ＋)c (HX )－c (H ＋)。
由于弱酸只有极少一部分电离，c (H ＋)得数值很小，可做近似处理：c (HX)－c (H＋)≈c (HX)，则K ＝c 2(H ＋)c (HX )，代入数值求解即可。
(2)已知c (HX)与电离常数，求c (H ＋)HXH ＋＋ X －起始： c (HX) 0 0 平衡： c (HX)－c (H ＋) c (H ＋) c (H ＋) 则：K ＝c (H ＋)·c (X －)c 平(HX )＝c 2(H ＋)c (HX )－c (H ＋)由于K 值很小，c (H ＋)得数值很小，可做近似处理：c (HX)－c (H ＋)≈c (HX)，则：c (H ＋)＝K ·c (HX )，代入数值求解即可。
强酸与弱酸(或强碱与弱碱)得比较1．一元强酸与一元弱酸得比较浓度均为0、01 mol·L－1得强酸HA 与弱酸HBpH 均为2得强酸HA 与弱酸HBpH或物质得量浓度2＝pH HA<pH HB0、01 mol·L－1＝c(HA)<c(HB) 开始与金属反应得速率HA>HB HA＝HB体积相同时与过量得碱反应消耗碱得量HA＝HB HA<HB体积相同时与过量活泼金属反应产生H2得量HA＝HB HA<HB c(A－)与c(B－)大小c(A－)>c(B－) c(A－)＝c(B－)分别加入固体NaA、NaB后pH得变化HA：不变HB：变大HA：不变HB：变大加水稀释10倍后3＝pH HA<pH HB3＝pH HA>pH HB>2溶液得导电性HA>HB HA＝HB水得电离程度HA<HB HA＝HB判断一种酸就是强酸还就是弱酸时，其实质就就是瞧它在水溶液中得电离程度，完全电离即为强酸，不完全电离即为弱酸。
还可以证明溶液中就是否存在该电解质得电离平衡，存在电离平衡得为弱电解质，反之为强电解质。
最常用实验验证方法有：(1)测0、01 mol·L－1 HA溶液得pH，若pH＝2，HA就是强酸；若pH>2，HA就是弱酸。
(2)测NaA溶液得pH，若pH＝7，HA为强酸；若pH>7，则HA为弱酸。
3．稀释时溶液pH变化特点比较如图：a、b分别为pH相等得NaOH溶液与氨水稀释曲线。
c、d分别为pH相等得盐酸与醋酸溶液稀释曲线。
请体会图中得两层含义：(1)加水稀释相同倍数后得pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸溶液。
若稀释10n倍，盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位，但pH<7或pH>7，不能pH＝7，而氨水与醋酸溶液pH变化不到n个单位。
(2)稀释后得pH仍然相等，则加水量得大小：氨水>NaOH溶液，醋酸溶液>盐酸。
易错警示(1)酸碱得强弱与溶液酸碱性得强弱不就是等同关系，前者瞧电离程度，后者瞧溶液中c(H＋)与c(OH－)得相对大小。
强酸溶液得酸性不一定比弱酸溶液得酸性强。
(2)弱酸、弱碱就是弱电解质，但它们对应得盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4===NH＋4＋CH3COO－。
强、弱电解质得判断方法(1)在相同浓度、相同温度下，比较导电能力得强弱。
如同体积同浓度得盐酸与醋酸，前者得导电能力强于后者。
(2)在相同浓度、相同温度下，比较反应速率得快慢，如将锌粒投入到等浓度得盐酸与醋酸中，速率前者比后者快。
(3)浓度与pH得关系，如0、01 mol·L－1得醋酸溶液pH>2，说明醋酸就是弱酸。
(4)测对应盐得酸碱性，如CH3COONa溶液呈碱性，则证明醋酸就是弱酸。
(5)稀释前后得pH与稀释倍数得变化关系。
如将pH＝2得酸溶液稀释1000倍，若pH<5，则证明酸为弱酸；若pH＝5，则证明酸为强酸。
(6)采用实验证明存在电离平衡，如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONH4晶体，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。
说明碳酸酸性大于苯酚。
(8)同pH得强酸与弱酸，分别加该酸得钠盐固体，溶液得pH增大得就是弱酸，pH几乎不变得就是强酸。
(9)pH相同、体积相同得强酸与弱酸与碱反应时消耗碱多得为弱酸。
二、极弱电解质--水得电离与溶液得酸碱性水得电离1．电离方程式水就是一种极弱得电解质，电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H ＋＋OH－。
2．水得离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：K w＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，温度一定，则K W值一定。
水得电离就是吸热过程，升高温度，K w增大。
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀得电解质水溶液。