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【高中化学】高中化学电离平衡与浓度的关系电离平衡是高中化学必修的一个专题，电离均衡与浓度的关系就是比较容易认知的知识点，备考强电解质还难一些，强电解质可以给大家增添很多疑惑，下面就强电解质和强电解质及其电离均衡予以系统剖析，协助大家更好地熟习电离均衡科学知识。
1强电解质和弱电解质(1)电离均衡在一定条件下(如温度、浓度)，当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，叫电离平衡。
(2)电离均衡特点①动态平衡：电离过程和分子化过程并未停止。
②紧固维持不变：在一定条件下均衡创建后，溶液中弱电解质分子及其电离出来的各离子浓度都将维持维持不变。
③相对性：平衡建立在特定的条件下，当条件发生改变时，平衡发生相应的移动?(3)影响强电解质电离程度大小的因素a、决定因素：弱电解质的相对强弱弱电解质的相对强弱；(决定)电离程度的大小(判断)弱电解质的相对强弱与弱电解质分子结构有关，取决于其分子中共价键的极性强弱，是该电解质分子的“本性”。
b、环境因素①浓度的影响：对于同一强电解质，通常溶液越稀，电离程度越大;将溶液吸收时，电离均衡向着电离方向移动，电离程度变小小，溶液中各离子物质的质变小，但离子浓度变大(溶液体积变小的缘故)②温度影响：弱电解质的电离过程一般是吸热的，△h>0.升高温度电离平衡向着电离方向移动，即电离程度增大。
(讲到电离度时必须指明条件(温度、浓度)，温度若不注明，一般为25℃)③重新加入具备相同离子物质(同离子效应)在弱电解质中加入与弱电解质相同离子的强电解质，电离平衡逆向移动?④化学反应（4）电离平衡常数在强电解质溶液中重新加入能够与强电解质电离产生的某种离子出现反应的物质，可以并使电离均衡向电离的方向移动。
a、定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数，用k表示(酸用ka表示，碱用kb表示)b、电离常数的影响因素①电离常数随其温度变化而变化，但由于电离过程中热效应较小，温度发生改变对电离常数影响并不大，其数量及通常维持不变，所以室温范围内可以忽略温度对电离常数的影响。
第一节电离平衡一、强电解质和弱电解质（一）电解质与非电解质1、电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。
例如：酸、碱、盐、活泼金属氧化物、少数有机物、H2O2、非电解质：在水溶液或熔融状态下都不能导电的化合物。
例如：非金属氧化物、大部分的有机物、NH3注：（1）必须是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
例如：铜、氯化钠水溶液（2）电解质不一定导电，导电的不一定是电解质。
例如：氯化钠固体、氯化钠水溶液（3）非电解质不导电，不导电的不一定是非电解质。
例如：氢气（4）电解质必须是化合物本身能电离出离子，否则不属于电解质。
例如：NH3、SO2、CO2（二）强弱电解质1、强电解质：（1）定义：在水溶液中能够全部电离的电解质。
（2）特点：完全电离，只有离子，无分子，不可逆，电离方程式用“=”连接（3）类别：强酸：HCl 、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2大部分盐（包括难溶盐）、活泼金属氧化物2、弱电解质：（1）定义：在水溶液中能够部分电离的电解质。
（2）特点：不完全电离，既有分子又有离子，可逆，存在电离平衡，电离方程式用“”连接（3）类别：弱酸、弱碱、水、极少的盐（醋酸铅Pb(CH3COO)2、HgCl2）注：①电解质的强弱与溶解性无关，与溶液的导电性无必然联系②电解质的导电性与溶液中自由移动的离子浓度有关，自由移动的离子浓度越大，离子所带电荷数越多，导电性越强（三）电离方程式的书写1、原则：遵循质量守恒、电荷守恒、客观事实2、书写：①强电解质：“=”、弱电解质：“”②多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，分步书写；多元弱碱分步电离，一步书写③两性氢氧化物：Al3++3OH-Al(OH)3H++AlO2-+H2O碱式酸式④强酸酸式盐的电离：NaHSO4=Na++H++SO42-（水中）NaHSO4=Na++HSO4-（熔融状态）⑤弱酸酸式盐的电离：NaHCO3= Na++HCO3-HCO3-H++CO32-二、弱电解质的电离平衡（一）定义：在一定条件（如温度、压强）下，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡状态，这种平衡状态叫做弱电解质的电离平衡（二）特征：逆、等、动、定、变逆——可逆过程等——v电离=v结合动——动态平衡定——离子、分子的浓度保持一定变——条件变、平衡动（三）影响因素1、内因：物质本身的性质2、外因：（1）温度：由于电离过程是吸热的过程，所以升高温度，平衡向电离方向移动，电离程度增大（2）浓度：①加水稀释→平衡向电离的方向移动→电离程度增大→但离子浓度减小②增大弱电解质的浓度→平衡向电离方向移动→但电离程度减小③加入同浓度的弱电解质溶液→平衡不移动→各微粒浓度不变、电离程度不变④加入其它试剂，减小或增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可促进或抑制电离（四）举例：以醋酸电离为例：CH3COOH(aq)CH3COO-(aq)+H+(aq) ΔH>0改变条件平衡移动方向电离程度n(H+) c(H+) c(CH3COO-)导电能力加水稀释正向增大增大减小减小减弱加入少量冰醋酸正向减小增大增大增大增强通入HCl(g) 逆向减小增大增大减小增强加入NaOH(s) 正向增大减小减小增大增强加入镁粉正向增大减小减小增大增强升高温度正向增大增大增大增大增强加入CH3COONa(s)逆向减小减小减小增大增强加入NaCl(s) 不移动不变不变不变不变增强三、电离平衡常数（一）定义：在一定条件下，达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度幂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。
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。
电离平衡知识点总结电离平衡是指在一定温度下，气体或溶液中的化学物质与水或其他溶剂反应，形成离子的过程达到动态平衡的状态。
以下是电离平衡的关键知识点总结：1. 电离反应：电离反应是指将化学物质转变为离子的反应。
例如，强酸在水中电离成氢离子（H+）和相应的阴离子，强碱在水中电离成氢氧离子（OH-）和相应的阳离子。
2. 离子反应方程式：离子反应方程式用于描述电离反应中产生的离子。
例如，HCl（氢氯酸）在水中电离成H+ 和Cl-，反应方程式为HCl（aq）→ H+(aq) + Cl-(aq)。
3. 离子浓度：离子浓度指的是溶液中离子的数量。
在电离平衡中，离子浓度对于判断反应的方向和平衡位置至关重要。
4. 平衡常数（K值）：平衡常数用于描述电离反应达到平衡时反应物和生成物之间的浓度关系。
平衡常数的大小可以用来预测反应的方向和平衡位置。
平衡常数越大，生成物浓度越高，反应越向生成物方向进行。
5. 平衡位置：平衡位置指的是电离反应在达到平衡时反应物和生成物的浓度比例。
平衡位置可以根据平衡常数和离子浓度来确定。
6. 影响电离平衡的 factors：影响电离平衡的因素包括温度、压力（对气相反应）、浓度（对溶液反应）和催化剂。
温度的变化可以改变平衡常数，而压力和浓度的变化可以改变离子浓度，从而影响平衡位置。
7. Le Chatelier 原理：Le Chatelier 原理可以用来预测电离平衡在受到外部条件变化时的响应。
根据该原理，当系统受到扰动时，系统将倾向于通过改变离子浓度或平衡位置来抵消这种扰动。
以上是电离平衡的关键知识点总结，了解这些知识点可以帮助理解电离平衡的基本概念和应用。
电离平衡知识点总结手写一、离子的电离平衡在溶液中，许多化合物会发生电离反应，将分子分解成离子。
在溶液中，电离平衡的建立是通过电离反应和逆反应之间的动态平衡来实现的。
在这种动态平衡状态下，溶液中离子的浓度保持稳定，但是离子仍然在不断地发生电离和结合的过程。
通常情况下，一个化合物的电离平衡可以用下面的反应方程式来表示：A ⇌ B+ + C-其中A代表原始的电离物质，B+代表阳离子，C-代表阴离子。
在电离平衡达到稳定状态时，反应速率和逆反应速率相同，但是化合物A、B+和C-的浓度不再发生变化。
有时候我们也会看到这样的电离平衡方程式：HA ⇌ H+ + A-其中HA代表弱酸，H+代表氢离子，A-代表酸根离子。
在这种情况下，酸的电离平衡过程是非常重要的，它决定了溶液的酸度。
二、离子浓度与电离平衡在电离平衡的建立过程中，溶液中离子的浓度是一个非常重要的因素。
离子浓度的大小决定了电离反应的速率和逆反应的速率，从而影响了电离平衡的达成和维持。
通常情况下，离子浓度的大小受溶液的化学性质和温度的影响。
在一般情况下，当溶液中的离子浓度增加时，电离反应的速率会增加。
这是因为反应过程中需要的原料多了，所以反应速率会相应地增加。
而当溶液中的离子浓度减少时，电离反应的速率也会减少。
另外，温度对电离平衡的影响也非常重要。
在一般情况下，当温度升高时，电离反应的速率会增加。
因为温度升高会增加原子或分子的热运动能量，从而使得反应速率提高。
相反，当温度降低时，电离反应的速率会减少。
总之，离子浓度和温度是决定电离平衡的两个关键因素。
在实际应用中，我们可以通过调节这两个因素来控制电离平衡的达成和维持。
三、酸碱平衡与电离平衡在化学中，酸碱平衡是一个重要的概念，它与电离平衡有着密切的联系。
在溶液中，酸和碱都会发生电离反应，产生氢离子和氢氧根离子。
而酸碱平衡的建立和维持正是通过电离平衡来实现的。
从宏观的角度来看，酸碱平衡是指溶液中酸和碱的浓度达到一种稳定的状态。
化学电离平衡知识点总结化学电离平衡是指在溶液中，溶质分子与其离子之间达到一个平衡状态的过程。
在这个过程中，溶质分子会发生电离成离子，而离子又会重新结合成溶质分子。
化学电离平衡的理论是化学反应平衡及其相关概念的延伸，是化学反应理论的重要组成部分。
本文将通过以下方面对化学电离平衡进行全面的总结：化学电离的概念，强酸强碱的电离平衡，水的电离平衡，等离子体的电离平衡，以及影响化学电离平衡的因素。
一、化学电离的概念化学电离是指分子或原子在溶液中形成离子的过程。
当溶质分子与溶剂发生相互作用时，会发生电离反应。
根据化学反应的方向不同，电离反应可分为正向电离和逆向电离两种类型。
正向电离是指溶质分子被溶剂分子电离成离子的过程，而逆向电离则是指溶质离子再次结合成溶质分子的过程。
二、强酸强碱的电离平衡强酸和强碱的电离平衡是化学电离平衡中的一个重要部分。
强酸是指在水中完全电离成离子的酸，而强碱则是指在水中可以完全电离成离子的碱。
强酸和强碱的电离平衡是通过众多实验得到的实验数据来描述的，实验发现，强酸在水中的电离程度非常高，几乎可以完全电离成离子；而强碱也具有相似的性质，可以在水中完全电离成离子。
由于强酸和强碱的电离程度极高，所以在一定程度上可以类比为完全电离的化合物。
三、水的电离平衡水的电离平衡是一种特殊的电离平衡，它是指水分子在溶液中发生电离成氢离子和氢氧根离子的过程。
在水的电离平衡中，水分子会以一个平衡常数Kw的形式发生电离反应，Kw描述了溶液中水的电离程度。
实验发现，水的电离平衡是一个非常脆弱的平衡，它受到很多外界因素的影响，比如温度、压力等。
另外，由于水的电离平衡与酸碱度有着紧密的联系，所以pH值的变化也会对水的电离平衡造成影响。
四、等离子体的电离平衡等离子体是一种物质状态，它是由气体分子或原子在高温或高能状态下发生电离形成的。
在等离子体的电离平衡中，电离反应的平衡常数Kp描述了等离子体中离子的电离程度。
在实验条件下，等离子体的电离程度一般是一个相对稳定的数值，但是由于等离子体本身的特殊性质，它的电离平衡受到温度、压力、外界电场等因素的极大影响。
高中化学电离、水解精品讲义一、弱电解质的电离1.电解质：在水溶液中活熔融状态下能导电的化合物。
2.非电解质：在水溶液中或熔融状态下不能导电的化合物。
3.电解质、非电解质、强电解质与弱电解质的比较类别电解质非电解质强电解质弱电解质概念溶于水后或熔融状态下能完全电离的电解质,溶于水后只有部分电离的电解质.在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物.化合物类型离子化合物、某些共价化合物电离程度完全电离部分电离不电离溶液中存在的粒子（水分子不计）只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子，既有电离出来的阴、阳离子，又有电解质分子，只有非电解质分子。
实例：绝大多数的盐（包括难溶性盐）；强酸：HCl、HNO3、H2SO4等；强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等极少数盐；弱酸：CH3COOH、H2CO3、HClO 等；弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；水也是弱电解质非金属氧化物：CO2、SO2、ClO2等；部分非金属氧化物：NH3、CH4、SiH4等；大多数有机物：C2H5OH、C12H22O11（蔗糖）、CCl4等相同点都是化合物思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。
有可能溶于水时就发生了化学变化。
如（1）Cl2−−→−溶于水氯水即不是电解质HCl、HClO又不是非电解质，发生电离。
（2）CO2−−→−溶于水碳酸溶液↓↓非电解质H2CO3电离。
（3）Na2O −−→−溶于水NaOH溶液↓↓虽不是本身电离子NaOH电离但可在熔融态电离，故它属强电解质。
(1)电解质的强弱与溶解性无关，某些盐如BaSO4、CaCO3等，虽难溶于水却是强电解质，因为它们溶于水的部分是完全电离的，尽管很难测出它们的导电性。
某些盐如HgCl2、Pb(CH3OO)2等尽管能溶于水，却部分电离，是弱电解质。
(2)电解质的强弱与溶液的导电性没有必然的联系，其导电能力强弱由自由离子的浓度决定，也与离子所带电荷多少有关，很稀的强电解质溶液的导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强。
能否是否完全高考化学考点解析全程复习考点：电离平衡1．复习重点1．强、弱电解质的概念及电离方程式的书写； 2．弱电解质的电离平衡；电离平衡常数。
2．难点聚焦（一）强电解质、弱电解质 1．相互关系否——非电解质 化合物 是——强电解质 能 否——弱电解质热或水的作用电解质 自由移动离子思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。
有可能溶于水时就发生了化学变化如（1）Cl 2 −−→−溶于水氯水 ↓ ↓即不是电解质 HCl. HClO 又不是非电解质 发生电离（2）CO 2 −−→−溶于水碳酸溶液 ↓ ↓非电解质 H 2CO 3电离（3）Na 2O −−→−溶于水NO 2OH 溶液 ↓ ↓虽不是本身电离子 NaOH 电离 但可在熔融态电离，故它属强电解质注意：多元强酸电离一步完成且完全如 H n A====Nh++A n—而多元弱酸的电离是分步进行的，且第二步电离比第一步电离困难，第三步电离比第二步电离更困难，但每步电离都存在相应的电离平衡，因此应分步书写电离方程式。
例如磷酸的电离方程式应写三步：H3PO4 H++H2PO4—， H2PO4— H++HPO42— HPO42— H++PO43—，不能合并成H3PO4 3H++PO43—。
由于磷酸溶液中的[H+]主要由第一步电离决定，因此磷酸的电离方程式有时也可只写第一步。
对HnA弱酸而言，电离方程式可只考虑：HnA H++Hn+A—想一想：为什么多元的酸电离下一步比上一步困难，电离程度小得多，甚至可忽略？（二）弱电解质的电离平衡（1）概念弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、浓度），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的状态。
（2）特点①动——动态平衡：V（闻子化）=V（分子化）≠0。
在电离方程式中用“”表示。
②定——平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变③变——条件改变，平衡被打破。
电离平衡状态及特征归纳与分析要点一、影响电离平衡的因素。
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，而离子浓度会减小。
2、温度：温度越高，电离程度越大。
因电离过程是吸热过程，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；加入稀HCl，平衡也会左移，电离程度也减小。
4、能反应的物质：如在醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
要点诠释：使弱酸稀释和变浓，电离平衡都向右移动，这二者之间不矛盾。
我们可以把HA的电离平衡HA H++A－想象成一个气体体积增大的化学平衡：A（g）B（g）+C（g），稀释相当于增大体积，A、B、C的浓度同等程度地减小即减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动，B、C的物质的量增加但浓度减小，A的转化率增大；变浓则相当于只增大A的浓度，v（正）加快使v（正）＞v （逆），平衡向正反应方向移动，A、B、C的物质的量和浓度均增大，但A的转化率降低了，A的物质的量分数增大了而B、C的物质的量分数减小了。
A的转化率即相当于弱酸的电离程度。
要点二、电离平衡常数1．概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积跟溶液中未电离的分子的浓度的比值是—个常数，这个常数叫做电离平衡常数。
用K表示。
2．数学表达式。
对一元弱酸（HA）：HA H++A－。
对一元弱碱（BOH）：BOH B++OH－。
3．K的意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸（弱碱）越强。
从K a和K b的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱：H2SO3（K a1=1.5×10－2）＞H3PO4（K a1=7.5×10－3）＞HF（K a=3.5×10－4）＞H2S（K a1=9.1×10－8）。
能否电离是否电离平衡1．复习重点1．强、弱电解质的概念及电离方程式的书写； 2．弱电解质的电离平衡；电离平衡常数。
2．难点聚焦（一）强电解质、弱电解质 1．相互关系否——非电解质化合物 是——强电解质能否——弱电解质热或水的作用思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。
有可能溶于水时就发生了化学变化如（1）Cl 2 −−→−溶于水氯水 ↓ ↓即不是电解质 HCl.HclO 又不是非电解质 发生电离 （2）CO 2 −−→−溶于水碳酸溶液 ↓ ↓非电解质 H 2CO 3电离 （3）Na 2O −−→−溶于水NO 2OH 溶液 ↓ ↓虽不是本身电离子 NaOH 电离 但可在熔融态电离，故它属强电解质注意：多元强酸电离一步完成且完全 如 H n A====Nh +A而多元弱酸的电离是分步进行的，且第二步电离比第一步电离困难，第三步电离比第二步电离更困难，但每步电离都存在相应的电离平衡，因此应分步书写电离方程式。
例如磷酸的电离方程式应写三步：H 3PO 4 H ++H 2PO 4—， H 2PO 4—H ++HPO 42—HPO 42— H ++PO 43—，不能合并成H 3PO 4 3H ++PO 43—。
由于磷酸溶液中的[H +]主要由第一步电离决定，因此磷酸的电离方程式有时也可只写第一步。
对HnA 弱酸而言，电离方程式可只考虑：HnA H ++Hn+A —想一想：为什么多元的酸电离下一步比上一步困难，电离程度小得多，甚至可忽略？ （二）弱电解质的电离平衡 （1）概念弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、浓度），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的状态。
（2）特点①动——动态平衡：V （闻子化）=V （分子化）≠0。
在电离方程式中用“ ”表示。
②定——平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变 ③变——条件改变，平衡被打破。
（3）影响电离平衡的因素与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起移动. 以0.1mol/1 CH 3COOH 溶液为例：（三）电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素： ①自由移动离子浓度的大小。
（主要决定因素）湿度一定，离子浓度越在，导电能力越强。
②湿度：湿度越高，导电能力越强。
（与金属导电相反） ③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。
由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。
如 较浓醋酸的导电能力可比极稀HCl 溶液强。
CaCO 3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差。
思考：若在某溶液中加入一种物质，出现沉淀，则溶液的导电能力一定减弱吗？（湿度不变） 分析：不一定。
关键要看溶液中离子浓度有无显著变化。
如：（1）若在H 2SO 4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO 4沉淀和极难电离的水，使溶液中离子浓度降低，导电能力降低。
（2）若在H 2SO 4溶液中加BaCl 2，虽有沉淀BaSO 4生成，但同时生成了HCl ，相当于1molSO 42—被2molCl —代替，故导电能力有所增强。
（3）若在HCl 溶液中加AgNO 3，则导电能力几乎不变。
（四）水的电离平衡1． 实验证明，纯水微弱的导电性，是极弱的电解质：2． 25℃1LH 2O 的物质的量n(H 2O)=181000=55.6(mol)共有10—7mol 发生电离 H 2O H ++OH —起始(mol) 55.6 0 0电离(mol) 10—7 10—7 10—7平衡(mol)55.6－10—7 10—7 10—725℃[H +]·[OH —]= 10—7=10—14=Kw 的离子积常数。
2．影响Kw 的因素Kw 与溶液中[H +]、[OH —]无关，与湿度有关。
水的电离为吸热过程，所以当湿度升高时，水的电离程度增大，Kw 也增大。
例如100℃，1LH 2O 有10—6mol 电离，此时水的离子积常数为Kw=10—6·10—6=10—12. 3．影响水的电离平衡因素（1）湿度，升湿度促进水的电离，降温则相反（2）向纯水中引入H +或OH —，会抑制水的电离（3）向纯水中引入弱酸酸根阴离子或弱碱阳离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实质。
注[H ]水、[OH ]水指水电离出的H 、OH 浓度[H +]水、[OH —]指指溶液中的H +、OH —浓度 由上表可得重要规律：（1）在任意湿度、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H +]水≡[OH —]水 （2）酸和碱对水的电离均起抑制作用①只要碱的pH 值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。
②若酸溶液的pH 值与碱溶液的pOH 值相等，则两种溶液中水的电离度相等。
如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的[H +]水=[OH —]水=3141010--=10—11mol/L（3）在凡能水解的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱的碱盐的pH 和强碱弱酸盐的pOH 值相等时（同一湿度），则促进程度相等。
（4）较浓溶液中水电离出[H +]的大小：①酸溶液中[OH —]等于水电离的[H +] ②碱溶液中[H +]等于水电离的[H +]③强酸弱碱盐溶液中的[H +]等于水电离出[H +]④强碱弱酸盐溶液中的[OH —]等于水电离出的[H +] 如pH=4的NH 4Cl 溶液与pH=10的NaAc 溶液中，（室温）由水电离出的[H +]水=[OH —]水=10141010--=10—4mol/L3．例题精讲例1．下列四种溶液中，由水电离出的[H +]之比（依次）为（ ）①pH=0的盐酸 ②0.1mol/L 的盐酸 ③0.01mol/L 的NaOH 溶液 ④pH=11的NaOH 溶液 （A ）1 ：10 ：100 ：1000 （B ）0 ：1 ：12 ：11 （C ）14 ：13 ：12 ：11 （D ） 14 ：13 ：2 ：3解析①[H +]=1mol/L [H +]水=[OH —]=1×10—14mol/L②[H +]=1mol/L [H +]水=1.010114-⨯=1×10—13mol/L③[OH —]=1×10—2mol/L [H +]水=214101101--⨯⨯=1×10—12mol/L ④[OH —]=1×10—3mol/L [H +]水=314101101--⨯⨯=1×10—11mol/L例2．某湿度下，纯水中的[H +]=2×10—7mol/L ，则此时[OH —]=______，若湿度不变，滴入稀硫酸使[H +]=5×10—6mol/L ，则[OH —]=_______，由水电离出[H +]为，该纯水的PH 值_______（填＞、＜、=＝解析纯水中 H 2O H ++OH —mol/L 2×10—7 2×10—7加酸后，水的电离平衡逆向移动，使[OH —]减小，可由Kw 、[H +]求出[OH —]，此湿度下Kw 值为2×10—7 ×2×10—7= 4×1—14[OH —]=614105104--*⨯=8×10—9mol/L 由水电离的[H +]=[OH —]=8×10—11mol/L该湿度下Ph= －lg ×10—7= 7―lg2＜7.例3．常温下某溶液中，由水电离出的[H +]为1×10—12mol/L ，该溶液中一定能大量共存的离子组是（ ）A ．K +、Na +、SO 42—、NO 3—B ．Na +、K +、S 2—、CO 32—C ．Fe 2+、Mg 2+、Cl —、SO 42—D ．NH 4+、Cl —、K +、SO 32—解析 常温、由水电离出的[H +]=×10—11mol/L ＜1×10—7mol/L 说明水的电离受到抑制。
此溶液可能是pH=1酸溶液，也可能为pH=13的碱溶液，选项B 、D 中的S 2—、CO 32—、SO 32—不能存在于强酸性溶液中，C 中的Fe 2+、Mg 2+、D中的NH 42+、D 中的NH 4+与OH —均不能大量存共存，故本题答案A 。
例4．在图（1）所示的装置中，烧杯中盛放的是Ba(OH)2溶液，当从滴定管中逐渐加入某种溶液（A ）时，溶液的导电性的变化趋势如图（2）所示。
图1 图2该根据离子反应的特点分析：A溶液中含有的溶质可能是_________或__________（至少写出两种），并写出相应的离子反应的离子方程式：________________________________、____________________________解析：从图2可分析知，随着A的加入溶液导电能力迅速降低，说明A必定能与Ba(OH)2发生反应，使溶液中离子浓度变得极小，故不仅与Ba2+反应转化为沉淀，还要与OH—反应生成水或其它弱电解质，当反应完全后，过量A的加入，导电能力又显著上升，说明A应为强电解质，故A可能是H2SO4或CuSO4或MgSO4或(NH4)2SO4等。
离子方程式：2H++SO42—+Ba2++2OH—=BaSO4↓+2H2OMg2++SO42—+Ba2++2OH—=BaSO4↓+Mg(OH)2想一想：A可否为Na2SO4或H2CO3溶液？为什么？4．实战演练一、选择题（1.在含有酚酞的0．1mol·L－1氨水中加入少量的NH4Cl晶体，则溶液颜色A.变蓝色B.变深C.变浅D.不变2.当不考虑水的电离时，在氢硫酸溶液中，下列的离子浓度关系中正确的是A.c(H＋)=c(HS－)＋2c(S2－)B.c(H＋)=c(HS－)＋c(S2－)C.2c(S2－)=c(H＋)D.c(S2－)=c(HS－)3.在无土栽培中，需配制一定量含50 mol NH4Cl，24 mol K2SO4的营养液。
若用KCl,NH4Cl和（NH4）2SO4三种固体为原料来配制，三者的物质的量依次是（单位为mol）A.2,64,24B.48,2,24C.32,50,12D.16,50,24)分别为a、4.在浓度均为1 mol·L－1的(NH4)2SO4、（NH4）2CO3、（NH4）2Fe(SO4)2三种溶液中，若测得其中c(NH+4b、c(mol·L－1)，则下列判断正确的是A.a=b=cB.c＞a＞bC.b＞a＞cD.a＞c＞b5.甲酸的下列性质中可以证明它是弱电解质的是A.1 mol·L－1的甲酸溶液的c（H＋）约为0.01 mol·L－1B.甲酸与水以任意比例互溶C.10 mL 1 mol·L－1甲酸恰好与10 mL 1 mol·L－1NaOH溶液完全反应D.在相同条件下，甲酸的导电性比一元强酸溶液的弱6.用水稀释0.1 mol·L－1氨水时，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7.下列各电离方程式中书写正确的是A.CH3COOH H＋＋CH3COO－B.KHSO4K＋＋H＋＋SO-24C.Al(OH)3Al3＋＋3OH－D.NaH2PO4Na＋＋H2PO-48.当溶液中HS－＋H2O S2－＋H3O＋达到平衡时，欲使c(S2－)增大，应加入C.H2OD.HClA.Cu2＋B.CO-239.在RNH2·H2O RNH+＋OH－形成的平衡中，要使RNH2·H2O的电离程度及c（OH－）都增大，可采取3的措施是A.通入HClB.加少量NaOH固体C.加水D.升温二、非选择题(共55分)10.(12分）用实验确定某酸HA是弱电解质。
