化学弱电解质的电离平衡归纳总结

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-。

【典型例题1】室温下向10 mLpH＝3的醋酸溶液中加 水稀释后，下列说法正确的是( ) B
A．溶液中导电粒子的数目减少
B．溶液中不变 C．醋酸的电离程度增大，c(H＋)亦增大 D．再加入10 mL pH＝11的NaOH溶液，混合液pH＝7
解析：选项A、C均不正确。醋酸属于弱酸，加水稀释有 利于醋酸的电离，所以醋酸的电离程度增大，同时溶液 中导电粒子的数目会增多，由于溶液体积变化更大，所 以 溶 液 的 酸 性 会 降 低 ， 即 c(H ＋ ) 、 c(CH3COO － ) 、 c(CH3COOH)均会降低； 由水的离子积常数Kw＝c(H＋)· c(OH－)知c(H＋)＝ c(OH )
【重点考点2】
水的电离
1．水在弱酸性、弱碱性和中性环境下，电离出的H+与 OH- 始终相等 。 2．在某一温度下，水电离出的c(H+)与c(OH-)的乘积为 一常数，称为Kw。在25℃时，Kw=1×10-14。Kw仅与温 度 有关，当温度升高，水的电离正向移动，则 Kw 增 大。 3. 外界条件对水的电离影响因素有：温度、酸或碱、 能水解的盐。
解析： A项，温度越高， Kw 越大， B点为 100℃ ， Kw最大。 A、D、E三点相同，C点介于之间，正确。 B项，加入酸，c(H+)变大，c(OH-)变小，但是两者的 乘积不变，正确。 C项，温度不变，则Kw不变，错。 D项，B点时的Kw=10-12，pH=10的KOH中c(OH-)= 102 mol/L ，与 pH=2 的硫酸等体积混合后， H+ 与 OH- 刚 好完全反应，则应为中性，错。
答案 ：C、D
水的离子积常数属于化学平衡常数 的一种，它仅与温度有关。外加酸或碱， 抑制水的电离。外加易水解的盐，或是 升高温度能促进水的电离正向移动。解 题时一定要关注题中所给的温度，不能 随意地运用“Kw=1×10-14”这一数据。

高中化学电离平衡九大知识点一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。

非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

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分子电离成离子的电解质。

2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。

C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。

D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）6、电离常数：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，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。

叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。

）表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。

如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。

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(=v(分子化)≠0离子化)“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CH 3COOH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。

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..。

电离平衡知识点总结公式1. 电解质和弱电解质电解质是指在溶液中能够电离成离子的物质，如强酸、强碱和盐类等物质。

而弱电解质是指在溶液中只能电离成少量离子的物质，如弱酸、弱碱和部分盐类等。

在电离平衡中，电解质和弱电解质的电离程度会对平衡关系产生重要影响。

2. 离子浓度和离子平衡常数在溶液中，离子的浓度和平衡常数是描述电离平衡的重要参数。

平衡常数（K）是指在特定条件下，电解质或弱电解质的电离反应过程中生成的离子浓度的乘积与原始电解质或弱电解质浓度的比值。

对于一元强电解质（AX），其电离平衡反应可以描述为AX↔A+ + X-，其平衡常数可以表示为K=[A+][X-]/[AX]。

而对于一元弱电解质（HA），其电离平衡反应可以描述为HA↔H+ + A-，其平衡常数可以表示为K=[H+][A-]/[HA]。

平衡常数是描述化学平衡过程中物质的转化程度的重要参数，可以通过平衡常数的大小来判断反应向左、向右或平衡的位置。

3. 离子活度和活度系数离子在溶液中的行为并不仅仅取决于其浓度，而是取决于其活度。

活度是指溶液中离子的实际活跃程度，它与浓度有一定的关系。

在溶液中，离子的活度通过活度系数来描述，活度系数是描述离子在溶液中活性的重要参数。

活度系数可以通过离子浓度和活度的比值来计算。

对于强电解质而言，其离子活度系数通常接近于1，而对于弱电解质而言，其离子活度系数则会偏离1，且会随着浓度的增加而增加。

4. pH和pOH的计算在电离平衡中，溶液中的pH值和pOH值是描述酸碱性的重要参数。

pH值是指溶液中氢离子浓度的负对数，可以通过pH=-log[H+]来计算。

而pOH值是指溶液中氢氧根离子浓度的负对数，可以通过pOH=-log[OH-]来计算。

对于强酸溶液而言，其pH值通常在0-3之间；而对于弱酸溶液而言，则通常在3-6之间。

具体的酸碱性质会受到离子的电离程度和平衡常数的影响。

5. pH和pOH的调节溶液中的pH值和pOH值可以通过添加强酸、强碱或盐类等物质来进行调节。

《弱电解质的电离平衡》知识要点一、强电解质和弱电解质1、电解质【提醒】常见的强弱电解质(１)强电解质:①强酸:ＨCｌ、Ｈ2ＳO4、HNO3、HClＯ4、HBｒ、HＩ、ＨMnO４②强碱:NaＯH、Ｃa(ＯH)2、Ba(OH)2、KOH、RbＯH…③大部分盐:(２)弱电解质:①弱酸:如H２S、H2ＣO3、CH3CＯＯH、HＦ、HCN、HCｌO等。

ＨF酸是具有强极性共价键的弱电解质。

Ｈ3PO4、H2SＯ3从其酸性强弱看属于中强酸,但仍属于弱电解质、②弱碱:NＨ3·Ｈ２Ｏ,多数不溶性的碱［如Fe(OＨ)3、Cu(OH)２等］、两性氢氧化物[如Al(OＨ)３、Ｚn(OH)２等］。

③个别的盐:如ＨgCl2,ＨｇBr2等。

④水:是由强极性键构成的极弱的电解质。

2、电离方程式的书写:(1)强电解质用“＝”,Ｈ2SＯ4===2H＋＋SO错误!;弱电解质用“” CＨ3ＣO OHCＨ3ＣOＯ－+H＋(2)多元弱酸分步电离,且第一步电离程度远远大于第二步电离,如碳酸的电离:H2CO3H++ＨCO错误!ＨCＯ错误!H＋+CO错误!(３)多元弱碱的电离分步进行,为书写方便写成一步,如氢氧化铁的电离方程式为 Fe(ＯH)３Fｅ3＋＋３ＯH－(4)可溶性酸式盐电离时,①强酸的酸式盐完全电离。

例如:NaＨSＯ４=== Na+＋H+＋SＯ２－4。

②弱酸的酸式盐中酸式根不能完全电离。

例如:NaＨCＯ3=== Na＋＋HCO错误!HＣO错误!Ｈ++CO2—３ (5)Aｌ(OH)3存在酸式与碱式电离两种形式:H＋＋AlO错误!＋H2O错误!Al(OH)３错误!Al3＋＋3OＨ－酸式电离碱式电离二、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,电离过程就达到了平衡状态—-电离平衡、(一种特别的化学平衡)2。

电离平衡的特点:逆:弱电解质的电离可逆过程等:Ｖ(电离)=Ｖ(结合)≠0动:电离平衡是一种动态平衡定:条件一定,平衡体系中分子与离子的浓度一定变:条件改变时,电离平衡发生移动。

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。

平衡移动。
条件 移动方向
加热
右移
加水
加冰醋 酸
右移 右移
加浓盐 左移
酸
NaOH
（固）
右移
加醋酸 钠(固)
左移
电离 度
增大 增大 减小
减小
增大
减小
［CH3COO-] n(H+)[H+]
增大 增大 增大 减小 增大 减小 增大 增大 增大
减小 增大 增大 增大 减小 减小 增大 减小 减小
一元强酸和一元弱酸的比较 1.相同浓度 2.相同PH
教材P80 Ka(HCN)=6.2×10-10 mol/l Ka(CH3COOH)=1.7×10-5mol/l Ka(HF)=6.8×10-4mol/l
酸性：HF>CH3COOH>HCN
用电离平衡常数K计算溶液[H+] 教材P82
2.多元弱酸是分步电离的，Ka 逐渐减小， 且相差很大，所以其水溶液中的酸性主 要是由第一步电离决定的
练习：H2S,H2SO3 的电离
电离度α
已电离的分子数
α=
弱电解质分子总数
×100%
电离度实质上是一种平衡转化率
与电离平衡常数一样都可以表示弱电解 质的电离程度，电离度越大，电离平衡 常数越大
三.影响电离平衡的条件
(1)内因：电解质本身的性质。
同化学平衡一样，当外界条件改变时符合勒理。
(2) 影响电离平衡移动的条件——外因 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。 越热越电离 ② 浓度:溶液稀释平衡向电离方向移动 越稀越电离 ③加入试剂:改变弱电解质电离中分子或离子的浓度，
H2CO3 HCO3-
H++HCO3H++CO32-

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 。

以下是©⽆忧考⽹为⼤家整理的关于《⾼⼆化学知识点总结：电离平衡》，供⼤家学习参考！⼀、强弱电解质的判断1、电解质和⾮电解质均指化合物，单质和混合物既不是电解质⼜不是⾮电解质。

2、判断电解质的关键要看该化合物能否⾃⾝电离。

如NH3、SO2等就不是电解质。

3、电解质的强弱要看它能否完全电离（在⽔溶液或熔化时），与其溶解性、导电性⽆关。

4、离⼦化合物都是强电解质如NaCl、BaSO4等，共价化合物部分是强电解质如HCl、H2SO4等，部分是弱电解质如HF、CH3COOH、HCN、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2CO3、HClO、NH3·H2O等，部分是⾮电解质如酒精、蔗糖等。

⼆、电离平衡1、弱电解质才有电离平衡，如⽔：2H2O =H3O++OH-。

2、电离平衡的特征：等（V电离=V结合≠0）动（动态平衡）定（各微粒浓度⼀定）变3、影响电离平衡的外界条件：温度越⾼，浓度越⼩，越有利于电离。

加⼊和弱电解质具有相同离⼦的强电解质，能抑制弱电解质的电离。

4、电离⽅程式：（1）强电解质完全电离，⽤等号，如：HCl=H++Cl_ NaHSO4=Na++H++SO42-(2)弱电解质部分电离,⽤可逆符号;多元弱酸分步电离，以第⼀步电离为主，电离级数越⼤越困难；且各步电离不能合并。

如:H3PO4 H++H2PO4- H2PO4- H++HPO42- HPO42- H++PO43-三、⽔的离⼦积（Kw）1、由⽔的电离⽅程式可知：任何情况下，⽔所电离出的H+与OH-的量相等.2、Kw=c(H+)·c(OH-),25℃时，Kw=1×10-14。

Kw只与温度有关，温度越⾼，Kw越⼤。

四、溶液的pH1、pH=-lg{c(H+)},溶液的酸碱性与pH的关系（25℃）：中性溶液：C（H＋）＝C（OH－）＝1×10－7mol／L pH＝7 ，酸性溶液：C（H＋）>C（OH－） pH<7，碱性溶液：C（H＋）7。

高中化学电离平衡九大知识点一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，叫电解质。

非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

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分子电离成离子的电解质。

2、电解质与非电解质本质区别：电解质一一离子化合物或共价化合物非电解质一一共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4 全部电离，故BaSO4为强电解质）一一电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：人、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。

C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。

D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）6、电离常数：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，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。

叫做电离平衡常数，（一般用Ka 表示酸，Kb表示碱。

）二^ 表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。

如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]・c[OH -]25℃时，[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]・[OH -] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离KW〈 1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离KW〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。

高中化学分步搞定“弱电解质的电离平衡”！要点一、电解质与非电解质(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、K2SO4等CH3COOH、NH3·H2O、HClO、H2CO3、H2O等(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。

(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。

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。

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。