弱电解质的电离平衡知识点
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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-。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)3Fe3++3OH-
③ 酸式盐
a. 强酸的酸式盐
L在水溶液中:N/HSOj—S(犷
如NmHSQ-
1—熔融肘:NaHSO4—NJ+HSQ；
b. 弱酸的酸式盐：“强中有弱"，如NaHCO3：NaHCO3=Na++HCO-、HCO訂=H++CO3-。
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。 反应速率 弱电解质分子; ■\电离成离子i
°、的理率；
、；两种速率相等一处于电离平衡状态—-叫…彳
/离子结$/■合成弱电解;•■吋间
(2)电离平衡的特征
浓度
mol・
卫(1吐离)二讥结合)#0、动态平衡
啬_条件一定，平衡休系中弱电解质分子与窪子的浓度由一条件改变，平衡发生移动
(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。
•温度*电离是吸热过程,温度升高"电离程度坦丈*反之，电离程度减小
增大弱电解质的浓度•电离T：衡冋也离丄口勺移动加水桶释•电需平獅向屯壽方向核动
同离子效应:在弱电解质溶液中加入打弱电解质壯离出相同离子的强电解质’电离平衡向生國弱电解质分子的方［讪移动
化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离干绘
牛一反应•电离平衡向电离方向移动
(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
ICH3COOH溶液为例：CH3COOHCH3COO-+H+(正向吸热)。
实例(稀溶液) CH3COOH、H++CH3COO-AH>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
力口CH3COONa(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HA
H^=H++A-,平衡常数Ka仝葺HAA)
(2) 对于一元弱碱BOH
BOH==B++OH-,平衡常数瓦=也器器严
2.特点
'决定因素：弱电解质本身的性质
(1) 电离平衡常数丿影响因素: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］》K2》K3……，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：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。
4.实例
(1) 填写下表
弱电解质 电离方程式 电离常数」
NH：<・11?0 NH、・HQ、
NII；1()[[ Kb=I.?>■.'li?_i
CH.COOH C1LC(X>H••
CHjCOO+Hk 7XL0-5
IICJO HU-H1-
GIO- JCa-4.7X10'"1
(2) CH3COOH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H3PO4 H++H2POy、H2POj^= H++HPO、H++PO4- ②电离平衡常数表达式是：Ka1 c(H+)・c(H2PO；r)
C(HPO)
则：K= C(H+)・(X) c平(HX) C2(H+)
c(HX)-c(H+)°
HX H+ X-
平衡：c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+) 一=c(H+)・c(HPO4-)a2—C(H2PO4-)，Ka3
c(H勺・c(PO4-)
C(HPO4-)
③比较大小：Ka1>Ka2>Ka3
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
HX■-'H++X-
起始(mol・L-i)：C(HX)00
平衡(mol・L-i)：c(HX)-c(H+)C(H+)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=|HX)，代入数值求解即可。
(2) 已知C(HX)和电离常数，求c(H+)
起始：c(HX)
C2(H+)
c平(HX)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)，贝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
浓度均为0.01mol-L-i
的强酸HA与弱酸HB pH均为2的强酸HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度 2-PHHA
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消耗碱的量 HA=HB HA
体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量 HA=HB HA
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的变化 HA：不变
HB：变大 HA：不变
HB：变大
加水稀释10倍后 3=pHHAPHHB>2
溶液的导电性 HA>HB HA=HB
水的电离程度 HA
2. 强酸、弱酸的判断方法
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0.01mol・L-1HA溶液的pH,若pH=2,HA是强酸；若pH>2,HA是弱酸
⑵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===NH4++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
