1弱电解质的电离平衡考点归纳(可编辑修改word版)
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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。
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。
化学弱电解质的电离平衡归纳总结
弱电解质的电离平衡考查方式：本章为历年高考考试中考点分布的重点区之一;主要的题型为选择题;偶有简答题;尚未出现过综合性的大题;涉及此内容的考点将基本不变;热点将常考常新;跨学科的综合性大题将有可能出现..从近几年高考命题规律来看;今后的高考试题中这部分内容出来的概率仍然很高;这是这部分内容在教材中的地位决定的;有关PH值的计算、离子共存、离子浓度大小的比较将仍是必考点..命题规律：1．弱电解质的电离平衡电离平衡是化学平衡理论应用的范例;在化学中占有重要的地位在历年高考均受到重视;近五年的高考题也承继了这个传统..考查的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的影响；依据电离平衡移动理论;解释某些问题..同浓度或PH强弱电解质的比较;如氢离子浓度大小;起始反应速率;中和碱的能力、稀释后的PH的变化等..2．水的电离与溶液的PH以水的电离和溶液 pH 计算为考查内容的试题能有效地测试考生的判断、推理、运算等思维能力;仍将是将来考试的热点..考试内容包括：1．已知 pH 的强酸、强碱混合;或已知浓度的强酸、强碱混合;计算溶液的 pH2．已知pH或c的强弱酸碱混合;分析溶液的酸碱性..3．已知混合溶液的pH;推断混合前的酸碱的各种可能;或已知溶液的pH及强酸、强碱的pH;求混合比例..4．中和滴定接近终点时;溶液pH计算..5．在新情景下;考查水电离平衡及K..w3. 盐类水解考查的内容有：1．盐对水的电离程度的影响做定性判断或定量计算2．盐溶液蒸干灼烧后产物的判断；3．pH大小的比较；4．离子浓度大小的比较等..另外;判断离子共存、配制溶液、试剂贮存、化肥的混用、物质鉴别推断、某些盐的分离除杂等内容在高考中也涉及到盐的水解..其中命题的热点是离子浓度大小的比较..在高考试题中;特别是选择题;常常将盐类水解与弱电解质的电离、酸碱中和滴定、pH等知识融合在一起;具有一定的综合性..态下都不导电的化合物叫非电解质..⑵注意：①要注意“或”字、“和”字..电解质是二者有一;非电解质是二者都不..②要注意“化合物”三个字..其意义有两点：Ⅰ必须是纯净物;混合物不能叫电解质..例如;盐酸能导电;但因其为混合物;故盐酸不能称为电解质..Ⅱ必须是纯净物中的化合物.. 单质既不是电解质;也不是非电解质..例如;Al能导电;但不能称电解质；同理;金刚石不导电也不能称非电解质..③电解质必须是自身电离去导电..例如;NH3、酸性氧化物CO2、SO2等虽然溶于水后都能导电且又是化合物;但在水溶液中不是它们本身发生电离;故它们不是电解质应为非电解质..2．强电解质与弱电解质比3．弱电解质的电离平衡⑴定义：弱电解质在水溶液中部分电离是因为分子在溶剂的作用下断键离解成离子;另一方面阴、阳离子也相应结合形成分子..在一定温度下;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时所达到的平衡状态称之为电离平衡..⑵电离平衡的特征：“等”分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等；“定”末电离的分子的浓度与己电离的离子的浓度;保持一定；“动”分子不断电离;离子不断结合成分子成为动态平衡；“变”当外界条件改变;电离平衡就可能遭到破坏..⑶影响电离平衡的因素：温度：因电离平衡过程是吸热的;温度升高;电离平衡向电离方向移动..浓度：增大分子的浓度;电离平衡向电离方向移动；增大离子浓度;电离平衡向结合成分子的方向移动..二、水的电离和水的离子积1．水的电离水是一种极弱的电解质;存在有以下电离平衡：H2O H++OH—25℃时;cH+=cOH—=10—7mol·L—12．水的离子积：KW= cH+·cOH—=10—14 25℃理解KW时要注意:1 KW与温度有关;因为水的电离过程是吸热过程;所以温度升高;有利于水的电离;KW 增大..如100℃时;KW=10—12..2 KW不仅适用于纯水;还适用于酸性或碱性的稀溶液..不管哪种溶液有cH+H2O =cOH—H2O；如酸性溶液中：|CH+酸+cH+H2O|·cOH—H2O=KW碱性溶液中：|CH+碱+cH+H2O|·cOH—H2O=KW3．影响水电离平衡的因素⑴酸、碱：在纯水中加人酸或碱;均使水的电离平衡左移;此时若温度不变;KW不变;cH+发生改变;pH也随之改变；若向水中加入酸;则..H+增大;cOH—变小;pH变小..⑵温度:若升温;由于水电离吸热;升温将促进水的电离;故平衡右移;cH+、cOH—同时增大;pH变小;但由于cH+与..cOH—始终保持相等;故纯水在温度高于25℃;pH<7;但仍显中性..⑶易水解的盐：在纯水中加人能水解的盐;不管水解后溶液显什么性;不变..均促进水的电离;使水的电离程度增大;但只要温度不变;KW⑷其它因素：如向水中加入活泼金属;由于与水电离出的H+直接作用;因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动三、溶液的酸碱性和pH１．PH：水溶液里H+浓度的负对数叫做pH;即pH=-lgcH+..表示方法：pH=-lgcH+溶换算：cH+=10—pH适用范围：pH为0~14的稀溶液..液酸碱指示剂：粗略测定溶液pH范围的测定方法 pH试纸：粗略测定溶液pH整数pH pH计：精确测定溶液pH有效数字有关简一元弱酸、一元弱碱的pH计算单计算强酸、强碱的单一、混合溶液的pH计算２．溶液的酸碱性取决于溶液中的cH+与cOH—的相对大小cH+>cOH—酸性cOH—>cH+碱性cH+=cOH—中性在25℃时中性溶液：cH+=cOH—=10—7mol/L;pH=7..酸性溶液：cH+>cOH—;cH+>10—7mol/L;pH<7..碱性溶液：cH +<cOH —;cH +<10—7mol/L;pH>7.. ３．常用酸碱指示剂及其变色范围四、中和滴定的原理;仪器及操作步骤.. 1．中和滴定的概念1定义：用已知浓度的酸或碱来测定未知浓度的碱或酸的实验方法.. 2原理：在中和反应中使用一种已知浓度的酸或碱溶液与未知浓度的碱或酸溶液完全中和;测出二者所用的体积;根据化学方程式中酸碱物质的量的比求出未知溶液的浓度..3关键：①准确测定参加反应的两种溶液的体积；②准确判断中和反应是否恰好完全反应..4中和滴定的仪器及试剂酸式滴定管不能盛放碱液、水解呈碱性的盐溶液、氢氟酸 2．酸碱中和滴定实验1仪器1准备：①滴定管：a．检验酸式滴定管是否漏水；b．洗涤滴定管后要用标准溶液洗涤2~3次;并排除管尖嘴处的气泡； c．用漏斗注入标准液至“0”刻度上方2~3cm处；d．将液面调节到“0”刻度或“0”刻度以下某一刻度记下刻度..②锥形瓶：只用蒸馏水洗涤;不能用待测液润洗..③移液管：转移少量溶液用;其洗涤方法与滴定管相同..2滴定：①用移液管或碱式滴定管取一定体积待测液于锥形瓶中;滴人2~3滴指示剂..②用左手握活塞旋转开关;右手不断旋转振荡锥形瓶;眼晴注视锥形瓶中溶液的颜色变化至橙色或粉红色出现;记下刻度..3计算：每个样品作2~3次;取平均值求出结果..五、盐类的水解１．实质：盐中弱弱酸根或弱碱根离子与水电离出的H+或OH—结合生成难电离的分子或离子;破坏水的电离平衡２．条件：盐中必须有弱根盐必须溶于水３．特征：属可逆反应;其逆反应为酸碱中和符合化学平衡规律水解程度一般微弱重点内容突破重点一、电解质导电的条件由于相同条件下强弱电解质的导电能力有着本质区别;因此;强弱电解质可通过同条件下电流的大小来确定..此时常常需用数学思维方法如极值法强弱电解质的这一考点也会.. 可见;电解质并不一定导电;导电的物质不一定是电解质..产生自由移动的离子是电解质导电的前提..而电解质能产生自由移动的离子;是电解质的内因;还必须具备一定的外因条件;这就是强极性分子水或受热使电解质呈熔化状态..离子浓度大;导电能力强..电解质的导电性:根据导电机理不同;可将导体分为：a ．金属导体：其导电过程属物理现象;温度升高时电阻加大；b ．电解质溶液或熔化状态导体：在导电的同时要发生化学变化;温度升高时电阻变小;电解质溶液的导电能力主要由溶液中离子的浓度和电荷数决定..由于相同条件下强弱电解质的导电能力有着本质区别;因此;强弱电解质可通过同条件下电流的大小来确定;这一导电实验是理化学科的结合点;同时弱电解质的有关量也会因电离程度发生变化而难以确定其大小;此时常常需用数学思维方法如极值法迸行处理..所以;强弱电解质的这一考点也会成为“3+X ”综合测试命题的素材 重点二、影响水电离平衡的因素1酸、碱：在纯水中加入酸或碱;均使水的电离平衡左移;此时若温度不变;K W 不变；α水变小；H +发生改变;pH 也随之改变；若向水中加入酸;则H +增大;OH —变小;pH 变小..2温度：若升温;由于水电离吸热;升温将促进水的电离;故平衡右移;H +、OH —同时增大;pH 变小;但由于H +与OH —始终保持相等;故仍显中性.. 3易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐;不管水解后溶液显什么性；均促进水的电离;使水的电离度增大;但只要温度不变;K W 不变..4其它因素：如向水中加入活泼金属;由于与水电离出的H +直接作用;因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动.. 重点三、有关pH 的计算pH 的计箕 计算设浓度为c mol/L;cH +=nc mol ·L —1 pH=-lgnc ②强碱溶液;如 BOH n ;设浓度为 c mol ·L —1cH +=错误! ..pH=-lgcH +=14+lgnc..③一元弱酸溶液;设浓度为c mol/L;则有：cH +<c mol/L pH>-lgc ④一元弱碱溶液;则为cOH —<c;cH +>错误! pH<14+lgc 2．酸、碱混合pH 计算 ①两强酸混合 cH +混=错误! ②两强碱混合 cOH —混=错误! ③酸碱混合一者过量错误! = 错误!④酸碱的pH 之和与H +与OH —浓度比较 pH 酸+pH 碱=14;cH +酸=cOH —碱pH 酸+pH 碱<14;cH +酸> cOH —碱pH 酸+pH 碱>14;cH +酸< cOH—碱推导：pH 酸+pH 碱=-lgcH +酸+ lgcH +碱=-lgcH +酸·cH +碱=-lgcH +酸·错误! =14- lg错误!．有关溶液的pH 的注意问题lpH 是溶液酸碱性的量度;常温下pH=7溶液呈中性;pH 减小;溶液的酸性增强；pH 增大;溶液的碱性增强..2pH 范围在0~14之间;pH=0的溶液并非无H +;而是H +=1mol ·L —1..Ph=14的溶液井非无OH —;而是OH —=1 mol ·L —1..pH 每增大1个单位;H +减小到原来的1/10;而OH —增大到原来的10倍..pH 改变n 个单位;H +或OH—增大到原来的10n 倍或减小到原来的1/10n ..3当H +>l mol ·L —1时;pH 为负数；OH —>1 mol ·L —1时;Ph>14;对于H +或OH —大于l mol ·L —1的溶液;用pH 表示反而不方便;所以pH 仅适用于H +或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..pOH=-lgOH —;因为OH —·H +=10—14;若两边均取负对数得：pH+pOH=14.. 3．关于溶液pH 的计算 1单一溶液的pH 计算①强酸溶液;如H n A;设浓度为C mol ·L —1;H +=nC;pH=-lgnC.. ②强碱溶液;如BOH n ;设浓度为C mol ·L —1;H +=错误!;pH=14+lgnC.. ③一元弱酸溶液;设浓度为C mol ·L —1;电离度为α;H +=C α..pH=-lgC α.. ④一元弱碱溶液;pH=-lgH +=14+lgC α 2酸碱混合PH 值计算2若pH 1+ pH 2>14;则V 酸：V 碱13 若pH 1+ pH 2<14;则V 酸：V 碱=1：10 知识综合视窗关于溶液的pH 的计算 1单一溶液的pH 计算①强酸溶液;如H n A;设浓度为c mol/L.. cH +=nc mol ·L —l ;pH=-lgcH +=-lgnc②强碱溶液;如BOH n ;设浓度为c mol ·L —l ;cH +=错误!；Ph=-lgcH +=14+lgnc ③一元弱酸溶液;设浓度为 c mol/L;电离度为α则有：cH +=c α;pH=-lgcH +=-lgc α..④一元弱碱溶液;pH 吕-lgcH +=14+ lgc α.. 2酸、碱混合pH 计算 ①两强酸混合 cH +混=错误! ②两强碱混合 cOH —混=错误!cH +混 cOH —混5．酸碱中和滴定的误差分析用标准液滴定待测液时;进行误差分析要归结为对标准液体积的影响;若使标准液的消耗体积变小;则会导致测定结果相对实际浓度偏小;若使标准液消耗体积变大;则导致测定结果偏大..如导致偏大的有：滴定管未用标准液润洗、锥形瓶用待测液润洗、滴定前装标准液的滴定管尖嘴处有气泡而滴定后消失等;导致偏小的有:指示剂变色后又立即复原就停止滴定、摇动锥形瓶时有液体溅出、转移待测液的滴定管或移液管未用待测液润洗等..重点四、1．盐类水解1盐类水解的实质：盐电离出来的某一种或多种离子跟水电离出来的H+或OH—生成弱电解质;从而促进水的电离..2盐类水解的规律：①谁弱谁水解;谁强呈谁性;越弱越水解;都弱都水解;两强不水解..②盐对应的酸或碱越弱;水解程度越大;溶液碱性或酸性越强..2—③多元弱酸根;正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多;如CO3—水解程度大几个数量级;溶液的碱性更强..比HCO33盐类水解的特点：①吸热反应升温;水解程度增大..②多元弱酸根离子分步水解;以第一步为主..③双水解程度比单水解程度大..④单水解与一般的双水解因程度很小;故书写其离子方程式时不能用“=”“↑”“↓”等符号..规律：弱水解;显强性;弱的程度越大;水解能力越强盐的浓度较小;水解程度较大温度越高;水解程度越大 应用：判断溶液的酸碱性判断不同弱电解质的相对强弱比较溶液中离子浓度：同一溶液中不同离子浓度比较不同溶液申相同离子浓度比较 解释某些化学现象及在生活生产中的应用 表示方法：单水解： 一元弱酸弱碱相应的盐强碱与多元弱酸组成的正盐；分步表示； 如Na 3PO 4;PO 43—+H 2O HPO 42—+OH —HPO 42—+H 2O H 2PO 42—+OH — H 2PO 42—+H 2OH 3PO 4+OH —强酸与多元弱碱组成的正盐：简化为一步表示：如：AlCl 3：Al 3++3H 2OAlOH 3+3H +双水解：一般能进行到底;不用可逆号;沉淀、气体一般要标出;常见的明显双水解的离子：Al 3+、Fe 3+与CO 32—、HCO 3—、S 2—、HS —、AlO 2—的对应组合..如AlCl 3与Na 2CO 3溶液混合;可表示为：2A13++3CO 32—+3H 2O 错误!2AlOH 3↓+3CO 2↑知识综合视窗1．水解互促而彻底反应的盐1条件：强酸弱碱盐与强碱弱酸盐在水溶液中相遇时;弱碱阳离子水解生成的碱与弱酸阴离子水解生成的酸若发生中和反应;则水解互促而形成水解平衡;如NH 42CO 3；若不发生中和反应;则水解互促最终彻底反应生成弱酸和弱碱;如Na 2S 和AlCl 3混合时;生成H 2S 和AlOH 3..但要注意;如果水解所生成的氢氧化物的溶解度小于两种盐按复分解反应方式进行所生成的难溶物的溶解度时;将水解互促而彻底生成弱酸和弱碱；反之;将按复分解反应方式进行..如Na 2S 与CuCl 2混合时;因为CuS 溶解度大于CuOH 2溶解度;不会生成H 2S 、CuOH 2;而生成CuS..2常见离子：Al 3+与HCO 3—、CO 32—、HS —、S 2—、AlO 2—、ClO —等；AIO 2—与Al 3+、Fe 3+、NH 4+等；Fe 3+与AlO 2—、ClO —等；NH 4+与SiO 32—;它们均能彻底水解生成弱酸和弱碱..2．蒸干盐溶液所得物质的判断1考虑盐是否分解..如加热蒸干CaHCO 32;因其分解;所得固体应是CaCO 3..2考虑氧化还原反应..如加热蒸干Na 2SO 3溶液;因Na 2SO 3易被氧化;所得固体应是Na 2SO 4..3盐水解生成挥发性酸时;蒸干后一般得到弱碱;如蒸干AlCl 3溶液;得AlOH 3..盐水解生成不挥发性酸;蒸干后一般仍为原物质.. 4盐水解生成强碱时;蒸干后一般得到原物质..Na 2CO 3等..有时要多方面考虑;如加热蒸干NaClO 溶液时;既要考虑水解;又要考虑HClO 的分解;所得固体是NaCl..清单一水的电离水是一种极弱的电解质;它能发生微弱的电离.. O H++OH—;25℃时H2①cH+=cOH—=1×10—7mol·L—1=cH+cOH—=l×10—14②KW③pH=-lgcH+=72．盐类水解应用盐类水解应用极其广泛;它包括：1混施化肥；2泡沫灭火剂；溶液止血剂；3FeCl34明矾净水；Cl焊接金属；5NH46判断溶液酸碱性；7比较盐溶液离子浓度的大小；8判断离子共存；9配制盐溶液；10制备胶体；11物质的制备；12试剂的贮存13物质的鉴别等..盐类水解的应用一1判断盐溶液中离子种类及浓度大小时考虑盐水解..如Na 2S 溶液中有Na +、S 2—、HS —、H+、H 2S 、H 2O;其浓度大小为： Na +>S 2—>HS —；2判断离子能否共存于同一溶液中;要考虑离子间能否发生双水解;如Al 3+与AlO 2—、Fe 3+与AlO 2—、HCO 3—与 S 2—、NH 4+与AlO 2—、Fe 3+与 HCO 3—、Al 3+与HCO 3—、Al 3+与CO 32—等就不能大量共存..3用于判断盐溶液显酸性或中性或碱性;如Na 2CO 3溶液的碱性比NaHCO 3溶液的碱性强；4判断盐溶液中水的电离度的大小； 5盐与盐溶液反应产物的判断； 盐类水解的应用二1鉴别物质时考虑盐类双水解;如NaOH 、Na 2CO 3、KI 、OH、NaS 、AgNO3、KSCN 、H2S 、NaCl 9种物质水溶液可用FeCl 3溶液鉴别.. 2 FeCl 3等溶液的配制可加n 滴稀盐酸；3长时间保存某些盐溶液;防止水解变质;常加几滴酸或碱； 4制取某些无水盐;如用MgCl 2·6H 2O 制无水MgCl 2 .. 盐类水解的应用三1泡沫灭火器的反应原理； 2制备胶体;如FeOH 3胶体的制备；3化肥的施用;如铵态氮肥不能与草木灰混合施用：NH4++CO 32—+H 2ONH 3·H 2O+HCO 3—4明矾、绿矾净水； 5NH4Cl 作焊药；6苏打粉用于面粉的发酵.. 规律总结清单三 溶液中离子浓度相对大小的比较 1．微粒浓度比较1要考虑盐类水解..大多数盐类的单水解是微弱的;一般认为与其同溶液对应的弱酸或弱碱的电离相比;电离程度大于水解程度..如溶液中相同浓度的CH 3COOH 、CH 3COONa 、CH 3COOH 的电离程度大于水解程度;类似的还有NH 3·H 2O 与NH 4Cl 等;但HCN 和KCN 不同；CN —的水解程度大于HCN 的电离程度..2电荷守恒..溶液中阳离子所带总单位正电荷数等阴离子所带总单位负电荷数..如NaF 溶液中Na ++H —=F —+OH —..3物料守恒..①溶液中某元素的各种存在形式守恒;即原子守恒;如0.l mol ·L —1的Na 2CO 3溶液中;CO32—+HCO 3—+H 2CO 3= 0.l mol ·L —1..②溶液中水电离产生的H +、OH —数目应该相同;如Na 2S 溶液中;OH —=H ++HS —+2H 2S.. 分为三种类型①单一溶液中离子浓度相对大小的比较..如:判断一元或多元弱酸溶液和水解的盐溶液中离子浓度的相对大小;判断水解的盐溶液中离子浓度相对大小的一般方法是：若为NH 4Cl 等盐中的阴、阳离子价数相等;离子浓度为不水解的离子>水解的离子>水解后呈某性的离子如H +或OH —>水解后呈某性的对应离子 如在NH 4Cl 溶液中Cl —>NH 4+>H +>OH —若为Na 2CO 3等盐中的阴、阳离子的价数不等时;判断离子浓度的大小则要根据实际情况具体分析;对于多元弱酸根的水解;则是有几价则水解几步;在分步水解中以第一步水解为主;如在Na 2CO 3溶液中Na +>CO 32—>OH —>HCO 3—.. ②多种溶液中指定离子浓度相对大小的比较..③两种溶液混合后离子浓度相对大小的比较;其解题规律首先是判断两种电解质能否反应;混合后溶液的酸碱性；其次是看反应是否过量；第三是分析电解质在水溶液中电离及可能存在的电离平衡、水解平衡等问题；最后比较离子浓度相对大小..2．判断溶液中离子浓度相对大小的两个守恒①电荷守恒：溶液中阴、阳离子所带的正、负电荷总数相等;即电解质溶液呈电中性..如：NaHCO 3溶液中Na ++H +=OH —+HCO 3—+2CO 32—②物料守恒：指电解质溶液中某一组分的原始浓度起始浓度应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和..如：NaHCO 3溶液中Na += HCO 3—+2CO 32—+H 2CO 3;Na 2S 溶液中Na +=2｛S 2—+HS —+H 2S ｝ 3．在分析溶液中粒子之间的等量关系时要抓住电荷守恒和元互素的原子个数守恒这两个关键..以 Na 2CO 3溶液为例;它的水溶液里存在着哪些平衡粒子间存在着哪些等量关系Na 2CO 3溶于水完全电离：Na 2CO 3错误!2Na ++CO 32—；且存在着如下平衡：l CO 32—+H 2OHCO 3—+OH —；2 HCO 3—+H 2OH 2CO 3+OH —；3H 2OH ++OH —..在 Na 2CO 3溶液里除存在粒子 H 2O 、H 2CO 3分子外;还有 Na +、H +、HCO 3—、CO 32—和OH —;根据溶液呈电中性这一原则可得电解质溶液中所有阳离子浓度乘以各自化合价的总数后的和等于所有阴离子浓度乘以各自化合价的总数后的和;也就是电荷平衡..据此;在 Na 2CO 3溶液中的电荷平衡式为 Na ++H +=HCO 3—+OH —+2CO 32—；另外;由于溶液中Na +=2CO 32—起始;根据碳原子个数守恒的关系可得CO 32—起始 =CO 32—+HCO 3—+H 2CO 3;则有Na +=2CO 32—+2HCO 3—+2H 2CO 3;这就是 Na 2CO 3溶液中的粒子平衡式物料守恒;即在平衡体系中;某一成分的浓度等于该成分各种形式的浓度之和..4．盐的水解对水的电离的影响;要始终相信水无论在何种情况下;每电离出l molH +就会同时电离出l mol 的OH —如：CH 3COONa 溶液显碱性;其OH —完全由H2O 电离产生..同时水也电离出等量的H +;只不过一部分H +被CH 3COO—结合成了CH 3COOH;才造成了cOH —>cH +;但溶液中的H +不是水电离的全部H +..5．水解离子方程式的书写;可根据水解是中和反应的逆反应来写;只要对应酸碱中和反应的离子方程;颠倒过来;等号改为可逆号即可..。
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（完整版）弱电解质的电离知识点总结精品,推荐⽂档【选修四】弱电解质的电离知识要点与⽅法指导【知识要点】⼀、电解质有强弱之分（不同的电解质在⽔溶液中的电离程度是不⼀样的）1、知识回顾：电解质：在⽔溶液中或熔化状态下能够导电的化合物例：酸、碱、盐、H2O等⾮电解质：在⽔溶液和熔化状态下都不能导电的化合物例：⼤多数有机物、SO3、CO2等2、强、弱电解质： ⑴观察试验3-1：得出强电解质与弱电解质的概念 实验3-1：体积相同、浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条（Mg条使⽤前应⽤砂纸除去表⾯的氧化膜）反应，并测量溶液的pH值。
实验表明浓度相同的盐酸和醋酸溶液的pH值不同，并且1mol/L HCl与镁条反应剧烈，⽽1 mol/L CH3COOH与镁条反应较慢。
说明两种溶液中的H+浓度是不同的。
1 mol/L HCl溶液中氢离⼦浓度⼤，氢离⼦浓度为1 mol/L，说明HCl完全电离；1mol/LCH3COOH溶液中氢离⼦浓度较盐酸⼩，⼩于1 mol/L，说明醋酸在⽔中部分电离。
所以不同电解质在⽔中的电离程度不⼀定相同。
注：反应速率快慢与Mg条的表⾯积⼤⼩及H+浓度有关⑵强、弱电解质的概念根据电解质在⽔溶液中离解成离⼦的程度⼤⼩分为强电解质和弱电解质：①强电解质：在⽔分⼦作⽤下，能完全电离为离⼦的电解质。
包括⼤多数盐类、强酸、强碱、部分碱性氧化物等例：NaCl电离⽅程式 NaCl = Na++Cl-②弱电解质：在⽔分⼦作⽤下，只有部分分⼦电离的电解质。
包括弱酸(如HAc、H2S)、弱碱(如NH3·H2O) 、Al(OH)3、H2O等例：CH3COOH电离⽅程式 CH3COOH CH3COO-+H+⼩结：⼆、弱电解质的电离过程是可逆的（属于化学平衡的⼀种，符合平衡移动原理）弱电解质溶于⽔时，在⽔分⼦的作⽤下，弱电解质分⼦电离出离⼦，⽽离⼦⼜可以重新结合成分⼦。
因此，弱电解质的电离过程是可逆的。
分析CH3COOH的电离过程：CH3COOH 的⽔溶液中，既有CH3COOH分⼦，⼜有CH3COOH电离出的H+和CH3COO-，H+和CH3COO-⼜可重新结合成CH3COOH分⼦，因此CH3COOH分⼦电离成离⼦的趋向和离⼦重新碰撞结合成CH3COOH分⼦的趋向并存，电离过程是可逆的，同可逆反应⼀样，最终也能达到平衡。
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－。
弱电解质的电离平衡知识点
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＋。
化学_弱电解质的电离平衡归纳总结
弱电解质的电离平衡考查方式：本章为历年高考考试中考点分布的重点区之一，主要的题型为选择题，偶有简答题，尚未出现过综合性的大题，涉及此内容的考点将基本不变，热点将常考常新，跨学科的综合性大题将有可能出现。
从近几年高考命题规律来看，今后的高考试题中这部分内容出来的概率仍然很高，这是这部分内容在教材中的地位决定的，有关PH值的计算、离子共存、离子浓度大小的比较将仍是必考点。
命题规律：1．弱电解质的电离平衡电离平衡是化学平衡理论应用的范例，在化学中占有重要的地位在历年高考均受到重视，近五年的高考题也承继了这个传统。
考查的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的影响；依据电离平衡移动理论，解释某些问题。
同浓度（或PH）强弱电解质的比较，如氢离子浓度大小，起始反应速率，中和碱的能力、稀释后的PH的变化等。
2．水的电离与溶液的PH以水的电离和溶液pH 计算为考查内容的试题能有效地测试考生的判断、推理、运算等思维能力，仍将是将来考试的热点。
考试内容包括：(1)．已知pH 的强酸、强碱混合，或已知浓度的强酸、强碱混合，计算溶液的pH(2)．已知pH或c的强弱酸碱混合，分析溶液的酸碱性。
(3)．已知混合溶液的pH，推断混合前的酸碱的各种可能，或已知溶液的pH及强酸、强碱的pH，求混合比例。
(4)．中和滴定接近终点时，溶液pH计算。
(5)．在新情景下，考查水电离平衡及K w。
3. 盐类水解考查的内容有：1．盐对水的电离程度的影响做定性判断或定量计算2．盐溶液蒸干灼烧后产物的判断；3．pH大小的比较；4．离子浓度大小的比较等。
另外，判断离子共存、配制溶液、试剂贮存、化肥的混用、物质鉴别推断、某些盐的分离除杂等内容在高考中也涉及到盐的水解。
其中命题的热点是离子浓度大小的比较。
在高考试题中，特别是选择题，常常将盐类水解与弱电解质的电离、酸碱中和滴定、pH等知识融合在一起，具有一定的综合性。
一、强弱电解质1．电解质与非电解质⑴定义：溶于水或熔融状态下能导电的化合物叫电解质；溶于水和熔融状态下都不导电的化合物叫非电解质。
(完整版)1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”一一身电解质的电离是可逆的，存在电离平衡动”一一离平衡是动态平衡等v(离子化)=v (分子化)工0定”一-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”一一离平衡是相对的，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(符合勒滾特列原理)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 CH3C00-+H +A加水稀释，平衡向正向移动，电离程度变大，但C(CH3C00H)、c(H+)、C(CH3C00-)变小；B加入少量冰醋酸，平衡向正向移动，C(CH3C00H)、C(H+)、C(CH3C00-)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一+ 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。
电离平衡知识点
第一节弱电解质的电离平衡1.强弱电解质1．电解质与非电解质(1)电解质：在里或状态下能导电的；(2)非电解质：在里和状态下都不能导电的。
2．强电解质和弱电解质(1)强电解质：在水溶液里能够的电解质。
(2)弱电解质：在水溶液里的电解质，3．电离方程式的书写(1)强电解质用，弱电解质用。
(2)多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如碳酸电离方程式：，(3)多元弱碱电离方程式一步写成，如氢氧化铁电离方程式：4．电解质溶液的导电能力电解质溶液的导电能力取决于自由移动的离子和。
自由移动离子越大，越多，溶液导电能力越强。
酸式盐的电离方程式怎么写？强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，如NaHSO4= ，弱酸的酸式盐在水溶液中既有完全电离，又有部分电离，如NaHCO3，强酸的酸式盐在熔融状态下的电离为KHSO4。
二、弱电解质的电离平衡1．弱电解质的电离平衡(1)电离平衡是指(2)电离平衡的特点是：①“等”②“动”③“定”④“变”(3)影响电离平衡的因素①温度：升高温度，平衡向移动，这是因为。
②浓度：弱电解质溶液的浓度越小，电离程度，向弱电解质溶液加水时，平衡向的方向移动。
其他条件对电离平衡的影响，符合勒夏特列原理。
例：向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，电离平衡向移动，c(H＋) ，c(CH3COO－) 。
2. 电离常数(1)概念：电离常数表达式为：K＝。
(2)K的意义相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越电离，所对应的弱酸或弱碱相对越。
(3)影响因素电离平衡常数的影响因素只有，温度越高，K越。
(4)多元弱酸各步的电离常数因为多元弱酸的电离是分步的，第一步电离程度很弱，第二步电离程度更弱，第三步电离程度比第二步电离还要更弱，所以其酸性主要决定于第一步电离。
延伸：从纯净的弱电解质开始加水稀释，电离平衡正向移动，离子数目增多，离子浓度增大，导电能力增强；加水稀释至稀溶液后再加水稀释，电离平衡正向移动，离子数目增多，电离程度增大，但离子浓度减小，导电能力降低。
弱电解质的电离知识点总结
弱电解质的电离一、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。
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。
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。
SO2、CO2③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，所以他们是电解质。
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。
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。
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。
离子电荷数越高，导电能力越强。
③ 强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强（浓度可不同）；饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强④ 电解质的导电条件是水溶液或高温熔融液（熔液）。
高中化学 弱电解质的电离平衡
课时36弱电解质的电离平衡知识点一弱电解质的电离平衡【考必备·清单】1．强、弱电解质(1)定义与物质类别(2)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＋＋SO2－4_。
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大于第二步电离程度，如H2CO3：H2CO3⇌H＋＋HCO－3_、HCO－3⇌H＋＋CO2－3。
c．多元弱碱，分步电离，一步书写，如Fe(OH)3：Fe(OH)3⇌Fe3＋＋3OH－。
③酸式盐：a．强酸的酸式盐，如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4；熔融时：NaHSO4===Na＋＋HSO－4。
b．弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3：NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3⇌H＋＋CO2－3。
[名师点拨]①中学阶段常见的六大强酸是指：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4，其他一般是中强酸或弱酸。
②中学阶段常见的四大强碱是指：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2，其他一般是中强碱或弱碱。
2．弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的建立在一定温度下，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相同离子：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。
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。
2019年高考化学(课标版)二轮复习弱电解质的电离平衡知识点概括
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CH3COOH CH3COO－＋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CH3COOHCH 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 ：HA H ＋＋A －，电离平衡常数K ＝c （H ＋）·c （A －）c （HA ）。
2．对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋＋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K1≫K2≫K3≫…，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(离子化)=v (分子化)≠0“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CH3COOH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+) 导电能力加水增大增多减小减弱升温增大增多增大增强加CH3COONa 减小减少减小增强加HCl 减小增多增大增强加NaOH 增大减少减小增强三、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)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HBpH 或物质的量浓度2＝pH HA<pH HB 浓度：0.01 mol·L－1＝c(HA)<c(HB)开始与金属反应的速率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反应产生H2的量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 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 溶液的导电性HA>HB HA＝HB水的电离程度HA<HB HA＝HB3.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 CH 3COONa 溶液呈碱性，则证明 CH 3COOH 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。
CaCO 3、Fe(OH)3 的溶解度都很小，CaCO 3 属于强电解质，而 Fe(OH)3 属于弱电解质； CH 3COOH 、HCl 的溶解度都很大，HCl 属于强电解质，而 CH 3COOH 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（CaCO 3、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（CH 3COOH ）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CH3COOH CH3COO-+H+，K a =说明：c(CH3COOH ‒ )c(H + ) c(CH3COOH)(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：已电离的电解质分子数α=×100%溶液中原有电解质的分子总数α=已电离的电解质物质的量溶液中原有电解质中物质的量α=已电离的电解质物质的量浓度×100% ×100%溶液中原有电解质的总物质的量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CH3COOH 为例：变化外因加水升温加NaOH 加H2SO4V 电离度（α） 增大 增大 增大 减小 H +数量 增多 增多 减少 增多 C （H +）/（mol·L -1） 减小 增大减小 增大 导电能力减弱 增强增强增强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。
强酸稀释到 n 倍，c （H +）变为 1倍；弱酸稀释到 n 倍，c （H +）变化小于 1倍nn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 ．CH 3COOH 溶液与 Zn 反应放出 H 2 B ．0.1mol/L CH 3COONa 溶液的 pH 大于 7 C ．CH 3COOH 溶液与 NaCO 3 反应生成 CO 2 D ．0.1 mol/L CH 3COOH 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；CH 3COONa 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 CO 2 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 CH 3COOH 为例，通常采用的方法是：①测定 0.1mol/LCH 3COOH 溶液 pH ＞1，说明 CH 3COOH 没有完全电离；②将 pH=1CH 3COOH 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 CH 3COONa 溶液的 pH ＞7，说明 CH 3COONa 是强碱弱酸盐，弱酸阴离子 CH 3COO -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 V 0 的 MOH 和 ROH 溶液，分别加V水稀释至体积 V, pH 随lg 的变化如图所示,下列叙述错误的是（ ）oA ．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V c(M + )D ．当lg V o =2 时，若两溶液同时升高温度，则c(R + )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4 3“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c(M + )两溶液同时升高温度，则c(R + )减小，D 错误。