弱电解质的电离平衡及影响因素
弱电解质的电离平衡
弱电解质的电离平衡1.弱电解质(1)概念(2)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。
(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)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。
如：以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH＞0的影响。
(1)强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子(√)(2)氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH＋4)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态(×)(3)室温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－(×)(4)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大(×)(5)25 ℃时，0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，各离子浓度均减小(×)(6)电离平衡向右移动，弱电解质的电离度一定增大(×)解析(2)NH3＋H2O NH3·H2O NH＋4＋OH－，NH3·H2O电离出的c(OH－)与c(NH＋4)永远相等，不能表明NH3·H2O电离处于平衡状态。
第46讲 弱电解质的电离平衡
第46讲弱电解质的电离平衡复习目标 1.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
2.理解电离平衡常数，掌握电离平衡常数的相关计算。
3.理解电离平衡常数的相关应用。
考点一弱电解质的电离平衡及影响因素1．弱电解质的电离平衡概念(1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子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。
2．影响电离平衡的因素以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1．弱电解质溶液中至少存在两种共价化合物分子()2．氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH＋4)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态()3．电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大()4．25 ℃时，0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，各离子浓度均减小()5．电离平衡向右移动，弱电解质的电离度一定增大()6．电离平衡向右移动，电解质分子的浓度一定减小()答案 1.√ 2.× 3.× 4.× 5.× 6.×电离平衡移动结果的分析1．分别画出冰醋酸加水稀释过程中溶液的电导率和pH随加水体积变化的曲线。
答案2．常温下，①100 mL 0.01 mol·L－1的CH3COOH溶液，②10 mL 0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液。
弱电解质电离平衡的影响因素
弱电解质电离平衡的影响因素
弱电解质电离平衡的影响因素包括以下几个方面：
1. 温度：温度的升高可以促进弱电解质的电离，因为温度升高会增加分子的热运动，从而增加电离反应的速率。
2. 浓度：弱电解质的电离程度随溶液浓度的增加而增加。
在低浓度下，弱电解质的离子生成速率较低，电离程度较小；而在高浓度下，离子生成速率增加，电离程度增加。
3. 溶剂性质：溶剂的性质可以影响弱电解质电离平衡。
比如，极性溶剂中，由于分子间的相互作用较强，电离程度相对较小；而在非极性溶剂中，由于分子间的相互作用较弱，电离程度较大。
4. 离子效应：离子效应是指溶液中其他离子对弱电解质电离平衡的影响。
例如，溶液中存在与弱电解质离子相同电荷的其他离子时，会减少弱电解质的电离程度；而存在与弱电解质离子相反电荷的其他离子时，会增加弱电解质的电离程度。
总之，温度、浓度、溶剂性质和离子效应是影响弱电解质电离平衡的重要因素。
水溶液中的离子平衡 ——弱电解质的电离平衡
水溶液中的离子平衡 ——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。
COOH CH NH 3H H 3Fe －2．弱电解质的电离平衡 (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CH 3COOH H ＋＋CH 3COO －ΔH >0为例：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：[对点训练]1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)CaCO 3难溶于水，其属于弱电解质(×)(2)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强(×) (3)离子化合物一定是强电解质，共价化合物一定是弱电解质(×)(4)电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡(×)(5)强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子(√)(6)室温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－(×)2．在醋酸溶液中，CH3COOH的电离达到平衡的标志是( )A．溶液显电中性B．溶液中无CH3COOH分子C．氢离子浓度恒定不变D．c(H＋)＝c(CH3COO－)解析：选C 醋酸溶液中存在的电离平衡有CH3COOH CH3COO－＋H＋、H2O H＋＋OH－，阴离子所带负电荷总数与阳离子所带正电荷总数永远相等，与是否达到电离平衡无关，A错；CH3COOH是弱电解质，溶液中一定存在CH3COOH分子，B错；依据电离方程式，不管是否达到平衡，都有c(H＋)＞c(CH3COO－)，D错；氢离子浓度恒定不变，电离达到平衡，C对。
电离平衡
（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、盐类的水解
弱电解质的电离、盐类的水解一、弱电解质的电离平衡1. 电离平衡（1）电离平衡的建立：CH3COOH CH3COO— + H+（2）定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
（3）电离平衡的特点：动：v电离=v结合；定：条件一定时，各组分浓度一定；变：条件改变时，平衡移动 2. 电离平衡常数（1）定义：电离常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。
根据同一温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。
（2）表达式：CH3COOH CH3COO— + H+Ka = [CH3COO—][H+]/ [CH3COOH]【注】（1）弱酸的电离常数越大，[H+]越大，酸性越强；反之，酸性越弱。
（2）多元弱酸各级电离常数逐级减少，且一般相差很大，故氢离子主要由第一步电离产生弱碱与弱酸具类似规律：NH3·H2O NH4+ + OH—； K b=[NH4+][OH—]/[NH3·H2O](3)室温：K b（NH3·H2O）= 1.7 × 10—5mol·L—13. 影响电离平衡的因素(勒夏特列原理）（1）温度：升高温度，电离平衡向电离的方向移动（若温度变化不大，一般不考虑其影响）（2）浓度：①加水稀释，电离平衡向电离的方向移动，即溶液浓度越小，弱电解质越易电离。
②加入某强电解质（含弱电解离子），电离平衡向生成弱电解质的方向移动。
③加入某电解质，消耗弱电解质，电离平衡向电离的方向移动，但电离度减小。
—+二、盐类的水解1. 盐类水解的概念（1）原理：CH3COONa溶液： CH3COONa = Na+ + CH3COO—；H2O OH—+H+；CH3COO—+H+CH3COOH即：CH3COO—+H2O CH3COOH + OH—故：溶液中[OH—]﹥[H+]，溶液显碱性。
弱电解质的电离(含解析)
第一节弱电解质的电离1.了解强电解质和弱电解质的概念。
2.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。
3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
(中频)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，当弱电解质分子离解成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡。
2．电离平衡的特征3．外界条件对电离平衡的影响电离是一个吸热过程，主要受温度、浓度的影响。
以弱电解质CH 3COOH 的电离为例： CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧平衡右移⎨升高温度加水稀释增大c （CH 3COOH ）平衡左移降低温度增大c （H ＋）或c （CH 3COO －）电离平衡常数 1．表达式(1)对于一元弱酸HA ：HA H＋＋A－，平衡常数K＝c（H＋）·c（A－）c（HA）；(2)对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－，平衡常数K＝c（B＋）·c（OH－）c（BOH）。
2．意义相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。
3．特点(1)多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
1．易误诊断(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)溶液导电能力弱的电解质一定是弱电解质( )(2)弱电解质浓度越大，电离程度越大( )(3)温度升高，弱电解质的电离平衡右移( )(4)0.1 mol/L某一元酸HA溶液的pH＝3，HA溶液中存在：HA===H＋＋A－( )(5)温度不变，向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，平衡左移( )(6)电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱( )(7)不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同( )(8)电离平衡右移，电离平衡常数一定增大( )【答案】(1)×(2)×(3)√(4)×(5)√(6)√(7)×(8)×2．NH3·H2O在水溶液中的电离方程式为：__________________________，其电离常数表达式为：_____________________________________________。
(高三)弱电解质的电离平衡2017.7
弱电解质的电离平衡一、平衡及常数：1、弱电解质的电离平衡，如：CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋；其中多元弱酸分步电离，每次只电离出一个氢离子。
2、电离常数：K a ＝ c 3COO －c ＋c 3；K a 越大，酸性（碱性）越强。
3、电离度：α＝c 电离c 初始×100%。
4、电离平衡影响因素：（1）温度：温度越高，电离程度越大，电离平衡常数越大。
（2）相同离子：加入相同离子的盐，电离平衡逆向移动。
（3）消耗离子：加入能消耗的离子，电离平衡正向移动。
二、水的电离平衡1、水的离子积常数：常温下Kw=10-14，纯水的pH =7，[H +]=[OH -]=10-7mol/L 。
100 0C ，Kw=10-12，纯水的PH=6，[H +]=[OH -]=10-6mol/L 。
2、任何情况下，水电离出来的氢离子浓度总等于水电离出来的氢氧根浓度。
三、溶液的酸碱性与pH 值的关系1、溶液的酸碱性取决于溶液中c(H +)和c(OH -)的相对大小。
pH 值只能作一定温度下辅助判断。
2、pH 值的计算公式：pH=-lg[H +]3、同pH 值的强酸与弱酸，强碱与强碱，其浓度的比较4、溶液稀释前后，酸、碱pH 值的变化情况。
5、溶液混合后，pH 值的计算及溶液酸碱性的判断。
四、由水电离出来的氢离子或氢氧根浓度的大小判断：1、酸溶液 pH=a ，[H +]（H 2O ）=[OH -]（H 2O ）=10-(14-a) mol/L2、碱溶液pH=b ，[H +]（H 2O ）=[OH -]（H 2O ）=10-b mol/L3、显酸性或碱性的盐溶液：强酸弱碱盐溶液 pH=a，[H+]（H2O）=[OH-]（H2O）=10-a mol/L强碱弱酸盐溶液pH=b，[H+]（H2O）=[OH-]（H2O）=10-(14-b) mol/L1．在含有酚酞的0．1 mol·L－1氨水中加入少量的NH4Cl晶体，则溶液的颜色() A．变蓝色B．变深C．变浅D．不变·H2O是弱电解质，在溶液中存在电离平衡：NH3·H2O NH＋4＋OH－，当加解析：NH入NH4Cl晶体时，c(NH＋4)增大，使上述平衡向逆反应方向移动，c(OH－)减小，溶液颜色变浅。
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。
弱电解质的电离平衡及影响因素(选修4复习)
在测定导电性实验中，灯光较亮的是
，
其原因是(用电离方程式表示)
。
上述两种溶液均滴加0.1mol·L－1的硫酸溶液进行
中和，在滴入硫酸溶液的过程中，氨水导电性实
验的灯泡发光程度的变化是
。此过
程中所发生反应的离子方程式分别为
和
。
【例8】
⑶a、b、c三点处，电离程度最大的是
。
⑷若使c点溶液中c(Ac－)增大，溶液c(H+)减小， 可采取的措施是：①
增大 减小
弱电解质的电离方程式
三、一元弱碱
NH
3H2ONH
4
OH
四、多元弱碱
Fe(OH)3 Fe3 3OH高中阶段，一步电离 五、两性氢氧化物
H
AlO
2
HO
2
Al(OH)
3
Al3
3OH
2
【例1】已知某溶液中存在较多的H+、SO42－、NO3－,则 溶液中还可能大量存在的离子组是( ) A．Al3+、CH3COO－、Cl－ B．Mg2+、Ba2+、Br－ C．Mg2+、Cl－、I－ D．Na+、NH4+、Cl－
B．溶液中c(H+)增大
C．醋酸电离平衡向左移动
D．溶液的pH增大
【例5】甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为
0.10mol/L时，甲酸中的c(H+)约为乙酸中c(H+)的3
倍。现有两种浓度不等的甲酸溶液a和b，以及
0.10mol/L的乙酸，经测定它们的pH从大到小依
次为a、乙酸、b。由此可知 (
)
下列叙述正确的是 (
)
A．加入水时，平衡向逆反应方向移动
弱电解质的电离平衡及溶液的PH值的计算
4、弱电解质电离方程式书写规律：
1.弱电解质在溶液中部分电离，用“ ”
2.强酸酸式盐电离时H+分开写,弱酸酸式盐电离时 H+不能拆开.
3.多元弱酸的电离 应分步完成电离方程式，多元 弱碱则一步完成电离方程式。
写出电解质NaCl、 NaHSO4、NaHCO3、 CH3COOH、 H3PO4的电离方程式 NaCl = Na＋+Cl－ NaHSO4= Na＋+ H +＋ SO42NaHCO3= Na＋+HCO3CH3COOH H3PO4 H＋+CH3COO－ H ++H2PO42-
练习
PH=10的氢氧化钠溶液与PH=10的氨水,稀释 NaOH ＜ NH3 H 相同倍数,其PH大小关系是______________· 2O ,
即弱碱在稀释时电离平衡被破坏，要不断电 离出OH-，所以稀释相同倍数后，其碱性应 比强碱强一些，因而PH值应大一些 如稀释后溶液的PH值仍然相同,则稀释 NaOH＜NH3· 2O H 倍数大小关系是_______
例：在一定温度下，冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的 导电能力如图所示，请回答：（1）“o”点导电能力为 0的理由是 在O点处醋酸没电离，无离子存在 。
（2） a、b、c三点溶液PH由大到小的顺序是 C、a、b 。 导 C 。 电 （3） a、b、c三点中电离程度最大的是 能 力 b （4）若使c点溶液中C(Ac-)增大，
关键：抓住氢离子进行计ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ！
b、
强碱与强碱混合
例题：在25℃时，pH=9和pH=11的两种氢
氧化钠溶液等体积混合pH值等于多少？ 关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
C、强酸与强碱混合
【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。
弱电解质的电离平衡和PH值
若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10-6 mol/L，则此时溶液中 的C(OH-) = __________。
例16. 某溶液中由水电离出来的C(OH—)=10-12mol/L，则该溶液中的溶质
不可能是（ ）
A．HCl
B．NaOH
C．NH4ClD．H2SO4 Nhomakorabea例17．（07北京）在由水电离产生的H＋浓度为1×10－13mol·L－1的溶液
弱电解质的电离和溶液的PH值
【知识要点】
一、弱电解质的电离平衡
1．弱电解质的电离平衡建立：以醋酸为例，说明弱 电解质的电离平衡建
立过程。
2．归纳总结：
（1）电离平衡的特点：
（2）影响电离平衡的因素：
越热越电离： 电离是 （吸热或放热）过程，因此，升高温度使
平衡向 移动。
越稀越电离： 稀释弱电解质溶液，平衡向 移动。
例3．（04广东）pH相同的盐酸和醋酸两种溶液中，它们的（ ）
A．H+的物质的量相同
B．物质的量浓度相同
C．H+的物质的量浓度不同
D．H+的物质的量浓度相同
例4．（03广东）在甲烧杯中放入盐酸，乙烧杯中放入醋酸，两种溶液的
体积和pH都相等，向两烧杯中同时加入质量不等的锌粒，反应结束
后得到等量的氢气。下列说法正确的是（ ）
例8．（05上海）欲使0.1mol/L的NaHCO3溶液中c(H+)、c(CO32－)、
c(HCO3－)都减少，其方法是（ ）
A．通入二氧化碳气体
B．加入氢氧化钠固体
C．通入氯化氢气体
D．加入饱和石灰水溶液
题型二：电解质溶液导电原理及图像
例9. 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（ ）
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。
《弱电解质电离平衡》课件
• 弱电解质电离平衡概述 • 弱电解质的电离过程 • 弱电解质电离平衡的应用 • 弱电解质电离平衡的实验研究 • 弱电解质电离平衡的挑战与展望 • 相关资料与参考文献
01
弱电解质电离平衡概述
定义与特点
定义
弱电解质在水溶液中部分电离， 存在电离平衡。
特点
电离程度较小，离子浓度较低， 但电离平衡常数较大。
03
弱电解质电离平衡的应用
在化学反应中的应用
弱电解质电离平衡在化学反应中起着重要的调控作用，通过改变反应物和产物的浓 度，可以影响化学反应的速率和方向。
在化学反应中，弱电解质电离平衡常用于研究反应机理和反应动力学，帮助人们更 好地理解化学反应的本质和过程。
弱电解质电离平衡还可以用于指导化学反应条件的选择和优化，提高化学反应的效 率和选择性。
在环境保护中的应用
弱电解质电离平衡在环境保护中 也有着广泛的应用，例如水处理 、土壤修复和大气治理等方面。
在水处理中，利用弱电解质电离 平衡可以控制水中的离子浓度和 酸碱度，实现水质的净化和处理
。
在土壤修复中，利用弱电解质电 离平衡可以研究土壤污染物的迁 移转化规律，为土壤污染治理提
供理论依据和技术支持。
弱电解质的电离程度较小，溶液中离子浓度较低 。
影响因素
3
浓度、温度、压力等。
电离平衡的移动
影响因素
浓度、温度、压力、催化剂等。
移动方向
向电离程度增大的方向移动，即向着离子浓度增大的方向移动。
电离过程的速率
影响因素
浓度、温度、压力、催化剂等。
速率变化
随着反应物浓度的增加或温度的升高，电离速率会增大；反之，随着反应物浓度 的减小或温度的降低，电离速率会减小。
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。
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弱电解质的电离平衡及影响因素
【基础知识梳理】
一、电解质和非电解质
1.定义电解质：在水溶液熔融状态下能够的。
非电解质：在水溶液熔融状态下都能导电的。
例1.下列物质中①NaCl溶液②NaOH ③H2SO4④Cu
⑤CH3COOH ⑥NH3·H2O ⑦CO2 ⑧乙醇⑨H2O
属于电解质的有属于非电解质的有
二、强电解质和弱电解质
强电解质：在水溶液里能电离的电解质
弱电解质：在水溶液里只能电离的电解质。
常见的强电解质：
（1）强酸
（2）强碱
（3）大部分盐
常见的弱电解质：
写出下列物质在水溶液中的电离方程式
(1) H2SO4 (2) CH3COOH
(3) NH3.H2O (4) H2CO3
(5) NaHSO4(6) NaHCO3
三、弱电解质的电离平衡
1.定义在一定条件（如温度、浓度）下，当弱电解质分子的速率和离子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态
2.特点(1)弱(2)等(3)动
(4)定(5)变
②电离平衡常数K
对于一元弱酸HA H++A-K a=
只受温度有关，温度越高，电离平衡常数，弱电解质的电离程度
3、影响电离平衡的外界条件：
①温度
②浓度
（1）改变弱电解质浓度
a.加水稀释
b.增大浓度
(2)外加试剂的影响
【例】0.1mol/L的CH3COOH溶液中
c(H＋)CH3COO-CH3COOH电离程度导电能力
加水
加冰醋酸
加醋酸钠
加NaOH
加锌粒
加热
1、下列物质是电解质的是……………………………………………………（）
A、硫酸溶液
B、食盐
C、酒精
D、铜
2、下列电离方程式中正确的是………………………………………………（）
A、NH3·H2O≒NH4++OH-
B、NaHCO3≒Na++HCO3-
C、H2S≒2H++S2-
D、KClO3≒K++Cl-+3O2-
3、下列物质分类组合正确的是…………………………………………………（）
A B C D
强电解质：HBr FeCl3H3PO4Ca(OH)2
弱电解质：HF HCOOH BaSO4HI
非电解质：CCl4Cu H2O C2H5OH
4、下列叙述中,能说明某化合物一定是弱电解质的是………………………（）
A、该化合物水溶液不导电；
B、该化合物饱和溶液导电能力较弱
C、.该化合物在熔融时不导电；
D、该化合物溶于水中发生电离,溶质离子浓度小于溶质分子浓度
5、关于强弱电解质的导电性的正确说法是……………………………………（）
A、由离子浓度决定；
B、没有本质区别；
C、强电解质溶液导电能力强，弱电解质溶液导电能力弱；
D、导电性强的溶液里自由移动的离子数目一定比导电性弱的溶液里自由移动的离子数目多
6、0.05molNaOH固体分别加入下列100mL液体中，溶液导电性基本不变，该液体是…（）
A、自来水
B、0.5mol/L盐酸
C、0.5mol/L醋酸
D、0.5mol/L氨水
7、、下列说法正确的是……………………………………………………（）
A、强酸、强碱都是强电解质；
B、可溶性碱都是强电解质；
C、不溶于水的化合物都是弱电解质或非电解质；
D、能导电的物质都是电解质
8．一定量盐酸跟过量的铁粉反应，为减缓反应速率而不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量（）
A.NaOH(固)
B.H2O
C.NH4Cl(固)
D.CH3COONa (固)
9.下列说法中，正确的是……………………………………………………（）
A．强电解质溶液一定比弱电解质溶液导电能力强
B．强电解质的水溶液中不存在溶质分子
C．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物
D．不溶性盐都是弱电解质
10.下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是……………………………（）
A．熔化时不导电B．水溶液的导电能力很差
C．在熔融状态下不导电D．溶液中已电离的离子和未电离的分子共存
11．下列物质在水溶液中，存在电离平衡的是
A．Ca(OH)2 B．CH3COOH C．BaSO4 D．CH3COONa
12．下列关于强、弱电解质的叙述，有错误的是
A．强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡
B．在溶液中，导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质
C．同一弱电解质的溶液，当温度、浓度不同时，其导电能力也不同
D．纯净的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电
13．下列关于电解质电离的叙述中，正确的是
A.碳酸钙在水中溶解度很小，其溶液的导电性很弱，所以碳酸钙是弱电解质
B.碳酸钙在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全部电离，所以碳酸钙是强电解质
C.氯气和氨气的水溶液导电性都很好，所以它们是强电解质
D.水难电离，纯水几乎不导电，所以水是非电解质
14．下列叙述正确的是（）
A．强电解质水溶液的导电性不一定比弱电解质强
B．氯气的水溶液能导电，所以氯气属于电解质
C．硫酸铜晶体含有一定量的结晶水，所以硫酸铜晶体能导电
D．在一定条件下，电解质的电离都能达到电离平衡
15．在0.1mol／L的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．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
B．加水，反应速率增大，平衡向逆反应方向移动
C．滴加少量0.1mol／LHCl溶液，溶液中C(H+)减少
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
16.在 NH3·H2O NH4++OH-的平衡中，要使NH3·H2O的电离程度及c(OH-)都增大，
可采取的措施
A.通入氯化氢
B.加少量氢氧化钠固体
C.加水
D.升温
17．H+浓度均为0.01mol/L的盐酸和醋酸各100ml分别稀释2倍后，再分别加入0.03g锌粉，在相同条件下充分反应，有关叙述正确的是（）
A．醋酸与锌反应放出氢气多 B．盐酸和醋酸分别与锌反应放出的氢气一样多
C．醋酸与锌反应速率大 D．盐酸和醋分别与锌反应的速度一样大
18．在已达到电离平衡的0.1 mol/L的醋酸溶液中，欲使平衡向电离的方向移动，同时使溶液的pH 降低，应采取的措施是（）
A．加热B．加少量水C．加少量盐酸D．加少量醋酸钠晶体19．已知0.1mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是（）
A．加少量烧碱溶液B．升高温度C．加少量冰醋酸D．加水20．向0.1 mol·L-1。
醋酸溶液中逐滴加入氨水至过量时，溶液的导电能力将发生相应的变化，其电流强度(D随加入氨水的体积(V)变化的曲线关系是下图中的
21．用水稀释0.1mol/L 氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是
A ．)O H .NH (c )OH (c 23-
B ．)OH (c )O H NH (c 23-⋅
C ．NH 3．H 2O
D ．OH -的物质的量
22.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
A.大于2
B. 小于2
C. 等于2
D. 不能肯定
二、填空题
23．已知HClO 是比H 2CO 3还弱的酸，氯水中存在下列平衡：Cl 2+H 2O
HCl+HClO ，HClO H ++ClO -，达到平衡后
⑴要使HClO 浓度增加，可加入下列物质 （填代号）
A ．SO 2
B ．Na 2CO 3
C ．HCL
D ．NaOH
⑵由此说明在实验室可用排饱和食盐水收集Cl 2的理由是 。
24.体积和pH 都相等的盐酸和醋酸溶液的导电能力_____，升高相同温度后导电能力_____。
（填“相同”或“不同”）
25．在一定温度下不同电解质溶液中加入新物质时的导电性发生变化，如图所示是其电流（I ）随新物质加入质量（m ）的变化曲线
以下四个导电性实验，其中与A 图变化趋势一致的是 ，与B 图变化趋势一致的是 ，与C 图变化趋势一致的是 。
（填序号）
①Ba(OH)2溶液中滴入H 2SO 4溶液至过量 ②醋酸溶液中滴入NH 3·H 2O 至过量 ③澄清的石灰水中通入CO 2至过量 ④NH 4Cl 溶液中逐渐加入适量NaOH 固体
26．在一定温度下，有 A ．盐酸 B ．硫酸 C ．醋酸三种酸：
（1）当三种酸物质的量浓度相同时，c (H +)由大到小的顺序是 。
（2）同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH 的能力由大到小的顺序是 。
（3）若三者c (H +)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是 。
（4）当c (H +)相同、体积相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生的体积由大到小的
顺序是 。
（5）当c (H +)相同、体积相同时，分别加入形状、密度、质量完全相同的的锌，若产生相同体积的氢气（相同状况），则开始时反应速率的大小关系为 。
反应所需时间的长短关系时 。
（6）将c (H +)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c (H +)由大到小的顺序是 。
I m/g A
I m/g B I m/g C。