弱电解质的电离平衡知识点
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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
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NaCI,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BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4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：强电解质弱电解质电贻质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H2SO4：H2SO4===2H++SO2-②弱电解质a.—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的电离程度，如H2CO3：H2CO^H++HCO-、HCO-H++CO3-。
第1讲 弱电解质的电离平衡(教案)
第1课时必备知识——弱电解质的电离平衡知识清单[重要概念]①强电解质；②弱电解质；③电离；④电离平衡[基本规律]①外界条件对电离平衡的影响；②电离平衡常数及相关计算知识点1弱电解质的电离平衡1．弱电解质(1)概念(2)强、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)理论依据：依据化学平衡移动原理进行分析，平衡向“减弱”这种改变的方向移动，移动结果不能“消除”或“超越”这种改变。
(2)具体分析：①浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，其浓度越小，越易电离。
②温度：对于同一弱电解质，其他条件相同时，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。
以CH3COOH CH3COO－＋H＋为例进行分析：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向右增大增大增强冰醋酸通入HCl(g) 向左增大增大增强加入NaOH(s) 向右减小减小增强加入镁粉向右减小减小增强升高温度向右增大增大增强4.溶液中离子浓度变化的宏观判断方法(1)有颜色的离子：通过溶液颜色的变化来判断，可用比色计测量离子浓度。
(2)H＋或OH－浓度：可用酸碱指示剂或pH计测量H＋或OH－浓度的变化。
(3)溶液的导电性：常用溶液的电导率，定量描述溶液的导电性。
《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复习提纲
弱电解质的电离平衡考点一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______化合物及某些______化合物，弱电解质主要是某些______化合物。
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：浓度、温度、加入试剂等。
(4)电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。
以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例：CH 3COOH CH3COO－＋H＋(正向吸热)。
实例CH3COOH H＋＋CH3COO－ΔH>0(稀溶液)改变条件平衡移动方向n(H＋) c(H＋) 导电能力K a加水稀释加入少量冰醋酸通入HCl(g)加NaOH(s)加入镁粉升高温度加CH3COONa(s)思考1.电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子的浓度一定增大吗？2.稀释一弱电解质溶液时，所有粒子浓度一定都会减小吗？3.正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”(1)强电解质溶液中不存在溶质分子，弱电解质溶液中存在溶质分子()(2)氨气溶于水，当c(OH－)＝c(NH＋4)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态()(3)由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－()【考点练习】题组一改变条件，平衡移动，判结果变化1.将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是()A.c(H＋)B.K a(HF)C.c(F－)c(H＋)D.c(H＋)c(HF)2.25 ℃时，把0.2 mol·L－1的醋酸加水稀释，则图中的纵轴y表示的是()A.溶液中OH－的物质的量浓度B.溶液的导电能力C.溶液中的c(CH3COO－)c(CH3COOH)D.CH3COOH的电离程度题组二平衡移动，结果变化，判采取措施3.稀氨水中存在着下列平衡：NH 3·H2O NH＋4＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是()①NH4Cl固体②硫酸③NaOH固体④水⑤加热⑥加入少量MgSO4固体A.①②③⑤B.③⑥C.③D.③⑤4.已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH 3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H ＋)/c(CH3COOH)的值增大，可以采取的措施是()①加少量烧碱溶液②升高温度③加少量冰醋酸④加水A.①②B.①③C.②④D.③④考点二电离平衡常数1.(1)填写下表(2)CH3酸性_____(判断的依据：_________.(3)(3)电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。
【高中化学】弱电解质的电离平衡
夯基础•小题
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(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(NH4＋)
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－1CH3COOH 加水稀释，各离子浓
度均减小
( ×)
(6)离子化合物一定是强电解质，共价化合物一定是弱电解
质
( ×)
2．(2019·菏泽期末)在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O NH＋ 4 ＋OH－。下列情况能引起电离平衡正向移动的有 ( )
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 HCO－ 3 H＋＋CO23－ 。
H＋＋HCO3－、
c．多元弱碱，分步电离，一步书写，如 Fe(OH)3：Fe(OH)3 Fe3＋＋3OH－ 。
c·α
Ka＝cα·c cα＝cα2、α＝
Kca，c(H＋)＝cα＝ Ka·c。
(2)一元弱碱(如 NH3 ·H2O，电离常数为 Kb)
同理可得：Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝ Kb·c。
夯基础•小题
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
弱电解质的电离平衡
知识点一弱电解质的电离平衡电离平衡是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是：(1)浓度：浓度越大，电离程度越小。
在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。
(2)温度：温度越高，电离程度越大。
因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。
(3)同离子效应：如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－浓度，平衡左移，电离程度减小；加入适当浓度盐酸，平衡也会左移。
(4)加入能反应的物质，实质是改变浓度。
如在醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大知识点二溶液的酸碱性及pH的计算1．溶液的酸碱性——取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小(1)pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)性越弱，其物质的量浓度越大。
(2)pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液pH变化大；碱也如此。
2．溶液pH的计算。
知识点三盐类的水解及应用1．分析盐溶液的酸碱性，并比较酸、碱性的强弱。
如同等浓度的Na2CO3、NaHCO3溶液均呈碱性，且碱性Na2CO3>NaHCO3。
2．配制某些能水解的盐溶液时要防止水解。
如配制FeCl3溶液，要向FeCl3溶液中加入适量盐酸。
3．泡沫灭火剂的反应原理。
Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑知识点四溶液中粒子浓度大小的比较1．类别。
(1)多元弱酸溶液。
根据多步电离分析，如在H3PO4溶液中：c(H＋)>c(H2PO－4)>c(HPO2－4)>c(PO3－4)。
(2)多元弱酸的正盐溶液。
根据弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3溶液中：c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH －)>c(HCO－c(H2CO3)。
(3)不同溶液中同一离子浓度的比较。
3)>要看溶液中其他离子对其的影响，如相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4，④NH4Al(SO4)2，c(NH＋4)由大到小的顺序是③>④>①>②。
弱电解质的电离平衡
稀释相 同倍数 后pH 小 大
相同pH、相同体积时 pH、 同体积时 比较 C(H+) 项目 HA HB 相同 相同 C(酸 C(酸) 中和碱 与活泼金 与金属反 的能力 属反应产 应的开始 生H2的量 速率 小 大 小 大 相同 相同 稀释相 同倍数 后pH 大 小
小 大
四、强电解质和弱电解质的证明方法
冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中， 1、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： 液导电能力与加入水的体积有如下变化关系 ： 试回答： 试回答： 点导电能力为0 ⑴“0”点导电能力为0的理由是: 冰醋酸中只 0 点导电能力为 的理由是: 存在醋酸分子,无离子。 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 . 若使c点溶液中C(Ac ⑷若使c点溶液中C(Ac-)、PH 值均增大，可采取的措施有: 值均增大，可采取的措施有: ①加碱②加碳酸钠③加镁或锌 加碱②加碳酸钠③
下表是常见弱酸的电离平衡常数（25℃） 下表是常见弱酸的电离平衡常数（25℃）
酸 醋酸 碳酸 氢硫酸 电离方程式 电离平衡常数K 电离平衡常数K
CH3COOH ⇌ CH3COO-+H+
H2CO3 ⇌ H++HCO3HCO3- ⇌ H++ CO32H2S ⇌ H++HSHS- ⇌ H++ S2H3PO4 ⇌ H++H2PO4H2PO4— ⇌ H++HPO42HPO42— ⇌ H++PO43-
回答下列各问题： 回答下列各问题：
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。
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
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
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
Ⅰ、弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡（以CH 3COOH CH 3COO — + H +为例）1．电离平衡的建立：在一定条件(如温度、浓度)下，当电解质在水溶液中 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．特征：动： 等： 定： 变： 3.电离度和电离常数： ⑴电离度：①概念：溶液中，弱电解质达到电离平衡时，已电离的物质的量（浓度）与初始物质的量（浓度）的比值。
②计算公式：α= ×100％【练习】：25℃时,在0.5L0.2mol/L 的HA 溶液中,有0.01mol 的HA 电离成离子,则该温度下HA 的电离度α为：③影响因素：（主要是内因，但是内因改变不了。
能改变的外因，有下面两种）a 、温度：（电离是一个吸热的过程）温度升高，电离度 ，温度越低，电离度 。
b 、浓度：浓度越大，电离度 ，浓度越小，电离度 。
【练习】：比较电离度大小：（填“＞”或“＜”号）①20℃时，0.01mol/LHCN 溶液 40℃时0.01mol/LHCN 溶液。
②10℃时0.01mol/LCH 3COOH 溶液 10℃时0.1mol/LCH 3COOH 溶液 ⑵电离常数（跟化学平衡常数一样）①概念：一定温度下，弱电解质的电离达到平衡时，电离所产生的各种离子浓度的乘积跟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，简称电离常数，用K 表示（酸用K a 表示，碱用K b 表示）②表达式：对于CH 3COOH CH 3COO —+ H +， 有K a =)()()(33COOH CH c COO CH c H c -+⋅【练习】：①写出NH 3·H 2O 的电离平衡常数NH 3·H 2O NH 4++OH —K b =②25℃时,在0.5L0.2mol/L 的HA 溶液中,有0.01mol 的HA 电离成离子,则该温度下HA的电离常数为：【注意】：对于多元弱酸，电离是分步进行的，每步都有自己的电离常数，用K 1、K 2等表示：如： H 2S H ++ HS —K a1=)S H ()HS ()H (2c c c -+⋅HS -H + + S 2- K a2=通常情况下，K 1 K 2 K 3③影响因素： （K 值只随T 的变化而变化，电离是吸热过程，随T 的升高而升高）。
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 。
②弱电解质a ．一元弱酸，如CH 3COOH ：CH 3COOHCH 3COO －＋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的电离程度，如H 2CO 3：H 2CO 3H ＋＋HCO －3、HCO －3H ＋＋CO 2－3 。
原因是上一级电离出的H ＋是下一级电离的产物，对下一级电离电离有抑制作用c ．多元弱碱，虽然分布电离，但是书写时一步到位。
如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe 3＋＋3OH －。
③酸式盐a ．强酸的酸式盐b ．弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO 3：NaHCO 3===Na ＋＋HCO －3、HCO －3H ＋＋CO 2－3 。
4．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(3)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。
(4)电离过程是可逆过程，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CH 3COOH H ＋＋CH 3COO － ΔH >0平衡移动方导电能1．表达式(1)对于一元弱酸HA HAH ＋＋A －，平衡常数K a ＝c ?H ＋?·c ?A －?c ?HA?。
(2)对于一元弱碱BOH BOH B ＋＋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：弱电解质本身的性质影响因素：温度?随温度升高而增大，原因是电离过程是吸热的?与溶液的浓度、酸碱性无关(2)多元弱酸是分步电离的，各级电离平衡常数的大小关系式是K 1?K 2?K 3……，所以多元弱酸的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，所对应的酸性或碱性相对越强。
如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：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”)，判断的依据：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)磷酸是三元中强酸①磷酸的电离方程式是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.电离常数的计算 以弱酸HX 为例：(1)已知c (HX)和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?＝c2?H＋?c?HX?－c?H＋?。
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则K＝c2?H＋?c?HX?，代入数值求解即可。
(2)已知c(HX)和电离常数，求c(H＋)HX H＋＋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?＝c2?H＋?c?HX?－c?H＋?由于K值很小，c(H＋)的数值很小，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)的比较1．一元强酸与一元弱酸的比较判断一种酸是强酸还是弱酸时，其实质就是看它在水溶液中的电离程度，完全电离即为强酸，不完全电离即为弱酸。
还可以证明溶液中是否存在该电解质的电离平衡，存在电离平衡的为弱电解质，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溶液的pH，若pH＝2，HA是强酸；若pH>2，HA是弱酸。
(2)测NaA溶液的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相等的NaOH溶液和氨水稀释曲线。
c、d分别为pH相等的盐酸和醋酸溶液稀释曲线。
请体会图中的两层含义：(1)加水稀释相同倍数后的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)稀释后的pH仍然相等，则加水量的大小：氨水>NaOH溶液，醋酸溶液>盐酸。
易错警示(1)酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。
(2)弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4===NH＋4＋CH3COO－。
强、弱电解质的判断方法(1)在相同浓度、相同温度下，比较导电能力的强弱。
如同体积同浓度的盐酸和醋酸，前者的导电能力强于后者。
(2)在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢，如将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中，速率前者比后者快。
(3)浓度与pH的关系，如0.01 mol·L－1的醋酸溶液pH>2，说明醋酸是弱酸。
(4)测对应盐的酸碱性，如CH3COONa溶液呈碱性，则证明醋酸是弱酸。
(5)稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。
如将pH＝2的酸溶液稀释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的强酸和弱酸，分别加该酸的钠盐固体，溶液的pH增大的是弱酸，pH几乎不变的是强酸。
(9)pH相同、体积相同的强酸和弱酸与碱反应时消耗碱多的为弱酸。
二、极弱电解质--水的电离和溶液的酸碱性水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H＋＋OH－。
2．水的离子积常数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KW值一定。
水的电离是吸热过程，升高温度，K w增大。
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
3．关于纯水的几个重要数据4．影响水的电离平衡的因素和影响K w的因素(1)加热，促进水的电离，K w增大。
(2)加入酸或碱，抑制水的电离，K w不变。
(3)①加入强酸强碱的正盐，不影响水的电离。
②加入强酸的酸式盐，抑制水的电离。
③加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3、NH4Cl)，促进水的电离。
(4)加入与水反应的活泼金属(如Na、K)，促进水的电离。
易错警示(1)任何情况下水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。
(2)水的离子积常数适用于任何酸、碱、盐的稀溶液。
即K w＝c(H ＋)·c(OH－)中的c(H＋)、c(OH－)分别是溶液中H＋、OH－的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)和c(OH－)。
(3)水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用，因此，室温下，若由水电离出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。
小结：常温下水电离产生c(H＋)和c(OH－)计算的5种类型任何水溶液中水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的，有关计算有以下5种类型(以常温时的溶液为例)。
(1)中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7mol·L－1。