(完整版)1弱电解质的电离平衡考点归纳
(完整word版)水溶液中的电离平衡知识点,推荐文档
水溶液中的电离平衡一、电解质和非电解质 1、概念⑴电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物 ⑵强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质 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H 2O 、HF 等都是弱电解质。
②电解质的强弱与溶解度无关。
如BaSO 4、CaCO 3等 ③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。
2、如何判断强弱电解质 （1）物质类别判断：强电解质：强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物 弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水非电解质：非金属氧化物、氢化物（酸除外）、多数有机物 单质和混合物（不是电解质也不是非电解质） （2）性质判断：熔融导电：强电解质（离子化合物） 均不导电：非电解质（必须是化合物） （3）实验判断：①测一定浓度溶液pH②测对应盐溶液pH③一定pH 溶液稀释测pH 变化 ④同等条件下测导电性3、电解质溶液的导电性和导电能力⑴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。
⑵强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。
饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。
二、弱电解质的电离平衡 1、定义和特征 ⑴电离平衡的含义在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与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。
任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。
⑵电离平衡的特征 ①逆 ②等 ③动 ④定 ⑤变导电性强弱离子浓度 离子所带电荷溶液浓度电离程度2、影响电离平衡的因素⑴浓度：越稀越电离在醋酸的电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大，但电离程度变小⑵温度：T越高，电离程度越大⑶同离子效应加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。
1 第26讲 弱电解质的电离平衡
第26讲弱电解质的电离平衡[高考评价要求]1．从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应，如酸碱性、导电性等。
2．认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。
3．能用化学用语正确表示水溶液中的离子反应与平衡，能通过实验证明水溶液中存在的离子平衡，能举例说明离子反应与平衡在生产、生活中的应用。
考点一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、压强等)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，电离过程达到平衡状态。
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．外界条件对电离平衡的影响(1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，电离程度越大。
(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的方向移动。
例如：以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH>0的影响。
改变条件平衡移动方向n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)电离程度加水稀释正向增大减小减小增大加冰醋酸正向增大增大增大减小通入HCl(g)逆向增大增大减小减小加醋酸钠固体逆向减小减小增大减小升高温度正向增大增大增大增大①稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如c(OH－)是增大的。
②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如向稀醋酸中加入冰醋酸。
③电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。
题组一外界条件对电离平衡移动的影响1．25 ℃时不断将水滴入0.1 mol·L－1的氨水中，下列图像变化合理的是()答案：C2．已知人体体液中存在如下平衡：CO2＋H2O H2CO3H＋＋HCO－3，以维持体液pH的相对稳定。
高中化学平衡问题
考点一 弱电解质的电离平衡（1） 电解质与非电解质（注意CO 2、SO 2、NH 3等水溶液可以导电但是非电解质）（2） 强弱电解质（注意KSCN 等盐属于弱电解质，思考苯酚、水、乙醇、盐酸与钠反应的现象有什么不同）稀盐酸>苯酚 >水 >乙醇. 钠是碱金属，所以和酸反应很剧烈，苯酚是弱酸，排在苯酚前面. 水比乙醇反应快！在乙醇中的反应很温和！在水中反应比较剧烈！！（3）弱电解质的电离平衡（常见的H 2CO 3、NH 3•H 2O 、CH 3COOH 等电离方程式的书写）（4）水的电离，影响水的电离因素（酸，碱、盐、温度等）（5）水的离子积常数（K W ） 20℃ 1×10^-14考点二 盐的水解平衡一、本质：弱电解质从逆向建立电离平衡时破坏了水的电离平衡（2）影响因素：内因：有弱才水解，越弱越水解外因：温度、浓度（3）应用：①判断盐溶液中离子种类和比较离子浓度弱酸或弱碱，如CH 3COOH 、NH 3•H 2O 和H 2CO 3弱酸与其盐溶液如：HAC 与NaAC ，弱碱与其盐溶液NH 4Cl 与NH 3•H 2O多元弱酸的酸式盐溶液如：NaHCO 3、NaHC 2O 4溶液②离子共存问题Fe 3+、Cu 2+、NH 4+、Al 3+、Fe 2+等离子只能存在于酸性溶液中-23CO 、-23SiO 、-2AlO 、-COO CH 3、-O H C 56等离子只能存在于碱性溶液中 HCO 3-在酸性与碱性溶液中均不能存在泡沫灭火器中发生的反应: 泡沫灭火器内装饱和的硫酸铝溶液和碳酸氢钠溶液,不能用碳酸钠溶液.它们分装在不同的容器中,各自存在下列水解的化学方程式:Al2(SO4)3+6H2O ﹤=﹥2Al(OH)3+3H2SO4 NaHCO3+H2O ﹤=﹥NaOH+H2CO3 当两种溶液混合后,发生如下反应, 2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O由于上面的反应,使Al3+和HCO3-的水解都趋于完成,生成大量的H2CO3进而分解成水和CO2,使灭火器内压强增大,将生成的产物一起喷出，覆盖在着火物质上使火焰熄灭。
弱电解质的电离平衡(知识点总结)
弱电解质的电离平衡【学习目标】1、能准确熟练区分两组概念：电解质与非电解质、强电解质与弱电解质；2、弱电解质电离平衡的建立及其特点。
【要点梳理】(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NH 3、CO 2等的水溶液能够导电，但NH 3、CO 2却是非电解质，因为是NH 3、CO 2溶于水与水反应生成的NH 3·H 2O 、H 2CO 3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Na 2O 、CaO 、Na 2O 2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。
(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：CaCO 3、BaSO 4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。
(2)强电解质、弱电解质的电离与有无外电场无关。
划分电解质和非电解质的标准是在水溶液里或熔融状态下能否导电。
划分强电解质和弱电解质的标准是在 水溶液里是否完全电离。
(3)导电能力强不一定是强电解质，强电解质不一定导电能力强。
(4)电解质溶液的导电不同于金属的导电。
要点三、弱电解质的电离平衡1．电离平衡的建立。
弱电解质溶于水，部分电离出的离子在溶液中相互碰撞又会相互结合成分子，因此弱电解质的电离过程是可逆的。
和可逆的化学反应一样，这个可逆的电离过程有两种相反的趋向，可以叫做电离和结合。
《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。
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
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。
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。
高中化学知识点总结(第八章 水溶液中的离子平衡)
第八章水溶液中的离子平衡第1课时弱电解质的电离平衡知识点一弱电解质的电离平衡及其影响因素1．强、弱电解质(1)概念及分类(2)电离方程式的书写强电解质用“===”连接，弱电解质用“⇌”连接。
(1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
电离平衡建立过程如图所示：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。
(2)电离平衡的特征(3)外界条件对电离平衡的影响以CH3COOH H＋＋CH3COO－ΔH>0为例：改变条件移动方向n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)电离程度浓度加水稀释正向增大减小减小增大加冰醋酸正向增大增大增大减小同离子效应通入HCl(g)逆向增大增大减小减小加醋酸钠固体逆向减小减小增大减小升高温度正向增大增大增大增大说明①稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小；②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；③电离平衡右移，电离程度也不一定增大电解质溶液导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。
将冰醋酸、浓醋酸和稀醋酸分别加水稀释，其导电能力随加水量的变化曲线如图：知识点二电离平衡常数与电离度1．电离平衡常数(1)概念：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与溶液中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，用K(弱酸用K a，弱碱用K b)表示。
(2)表达式相同条件下，K 值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。
(4)特点①电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K 增大。
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。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
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。
三、强弱电解质的判断方法潜蜒袪刖BIX吨；LK誉刼St强痢-水J1 •依据物质的类别进行判断一般情况下，强酸（HCl、H2SO4、HNO3卜强碱［NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2］、大部分盐、活泼金属氧化物（Na2O、W2O2、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、H2SQ3、NH3H2O、（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）3•根据盐类水解进行判断常见方案如下：(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 s COONa溶液呈碱性，则证明CH3C00H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。
CaC03、Fe(0H)3的溶解度都很小，CaC03属于强电解质，而Fe(0H)3属于弱电解质；CH3C00H、HCl的溶解度都很大，HCI属于强电解质，而CH3C00H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( CaC03、AgCI )；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(HCI )和一元弱酸(CH3C00H )3五、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。
女口 CH 3C00H^== CH 3C00-+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 a 表示。
1•数学表达式：2•意义：表示了弱电解质的电离程度相对强弱。
3•—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 f 〜H ++A -, a =X 100%c ( H +)=C •a 一元弱碱：BOH^^B ++OH -, a =X 100%c ( OH -) =c •a 4•影响因素①内因一电解质的本质。
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外因一溶液的浓度、温度和加入的试剂等。
以 0.1mol L -1的CH 3COOH 为例:(X =溶液中原有电解质的分 子总数已电离的电解质物质的 量 溶液中原有电解质中物 质的量已电离的电解质物质的 量浓度 X100%X100%已电离的电解质分子数(X = (X = 溶液中原有电解质的总物质的量x100%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-倍n 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 . CH3C00H溶液与Zn反应放出H2B. O.1mol/L CH 3C00Na 溶液的pH 大于7C. CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2D. 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；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/LCH 3COOH 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CH s COONa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V。
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U 赳减小，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(HC 八)D. pH相同的①CH3COONa ②NaHCO3 ③NaClO三种溶液的c(Na+):①>②>③ 【解析】H2S是二元弱酸，在水溶液中分步电离：H2S— H++HS-、HS-一H++S2-,故pH=5的H2S溶液中,c(HS-)<c(H +)=1 >0-5 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NH3H2O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错一 _ - —2一误；C项，混合溶液中存在电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC2l)+2c(C2，, ),C项错误；D 项,由于酸性：CH3COOH>H2CO3>HCIO,根据越弱越水解”的原理知，水解程度:CIO'HCL、>CH3COO-,所以PH相同①CH3COONa②NaHCO s③NaClO三种溶液的c(Na+):① '②>③，D正确。