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一、概念1、义定：电解质：在水溶液或中熔融状态下能导电的化合,叫电解物质。
电解非质：在溶水中液或熔状化下态都能不导的电合化物。
强电质：在水液溶里部电全离成离的子解电质。
弱电质：水在溶液里只一部分有分子电成离子的离电质解。
1、电离方程式的书写：CH3COOH、H2S、NH3.H2O2、影响电离平衡的因素：①温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
②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。
③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。
④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。
3、电离常数：三、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14【注意】K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定。
K W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 K W〈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 K W〉 1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：（3）pH与溶液的酸碱性四、pH值计算五、酸碱中和滴定：中和滴定的原理：实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
第八章水溶液中的离子平衡热点专题(五)四大平衡常数的重要应用第八章水溶液中的离子平衡热点专题(五)四大平衡常数的重要应用四大平衡常数的比较 对于一般的可逆反应： m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)，在一定温度下达到平衡时：K ＝c p C ·c q D c m A ·c n B(1)对于一元弱酸HA ： HAH ＋＋A －，电离常数K a ＝c H ＋·c A －c HA(2)对于一元弱碱BOH ： BOHB ＋＋OH－，电离常数K b ＝错误!影响因素只与温度有关只与温度有关，升高温度，K 值增大只与温度有关，升高温度，K w 增大只与难溶电解质的性质和温度有关考点一 化学平衡常数常考题型1.求解平衡常数；2．由平衡常数计算初始(或平衡)浓度； 3．计算转化率(或产率)；4．应用平衡常数K 判断平衡移动的方向(或放热、吸热等情况)。
对 策从基础的地方入手，如速率计算、“三阶段式”的运用、阿伏加德罗定律及其推论的应用、计算转化率等，这些都与化学平衡常数密不可分(严格讲电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡也是化学平衡，只是在溶液中进行的特定类型的反应而已)，要在练习中多反思，提高应试能力。
[应用体验]1．高炉炼铁过程中发生的主要反应为13Fe 2O 3(s)＋CO(g)23Fe(s)＋CO 2(g)。
已知该反应在不同温度下的平衡常数如下：温度/℃ 1 000 1 150 1 300 平衡常数4.03.73.5请回答下列问题：(1)该反应的平衡常数表达式K ＝________，ΔH ________0(填“>”“<”或“＝”)； (2)在一个容积为10 L 的密闭容器中，1 000 ℃时加入Fe 、Fe 2O 3、CO 、CO 2各 1.0 mol ，反应经过10 min 后达到平衡。
求该时间范围内反应的平均反应速率v (CO 2)＝________，CO 的平衡转化率＝________。
第八章水溶液中的平衡关于水溶液中的平衡的题目大都较复杂，这种复杂来自多个方面。
水溶液中涉及到电离平衡、水解平衡、沉淀溶解、配位平衡等多种平衡，同一离子可能同时涉及多种平衡，使得溶液的实际情况变得复杂。
高中阶段学习的阴阳离子较多，离子之间的沉淀、溶解、结合、氧化还原等反应也较多，需要牢固掌握的知识也较多，增加了记忆的难度。
化学平衡的表达式本身较为复杂，涉及到多个参数的加减乘除和对数、指数等复杂运算，以及涉及多个未知数的复杂方程组，再加上平衡计算中有时涉及近似处理，使得计算起来较复杂。
水溶液中的平衡除了纯理论计算外，有时还涉及中和滴定、酸碱度的测量、颜色变化等实验操作的问题，理论与实验的相互交错使得分析问题的需要考虑的方面变得复杂。
虽然水溶液中的平衡的题目大都很复杂，但也有常用的切入点，就是涉及到的等式关系，主要包括元素守恒和电荷守恒，以及平衡表达式。
根据题目信息，建立等式关系，联立等式关系，解出相应的数值，或推导出可以进行比较的不等式。
水溶液中的平衡的题目不仅复杂程度比较高，题目类型也异常丰富，并没有几种固定的“常见题型”，看上去相似的形式里其实蕴含着大量细小又关键的变化，因此需要进行远多于其他章节的做题练习，并且练习过程中要非常耐心细心地抽丝剥茧地分析，不断尝试新的切入点和思路。
1.（2022浙江）o 25C 时，苯酚（65C H OH ）的101.010a K ，下列说法正确的是（ ）A. 相同温度下，等pH 的65C H ONa 和3CH COONa 溶液中，65(C H O )c 3(CH COO )cB. 将浓度均为10.10mol L 的65C H ONa 和NaOH 溶液加热，两种溶液的pH 均变大C. o 25C 时，65C H OH 溶液与NaOH 溶液混合，测得pH 10.00 ，则此时溶液中6565(C H O )(C H OH)c cD. o 25C 时，10.1mol L 的65C H OH 溶液中加入少量65C H ONa 固体，水的电离程度变小解析：已知o 25C 时，苯酚（65C H OH ）的101.010a K ，即106565(C H O )(H ) 1.010(C H OH)c c c ，根据数值可知其电离程度很小，仅比水略大。
微专题○22电解质溶液图像分析【知识基础】1．与水电离平衡相关的图像不同温度下水溶液中c(H＋)与c(OH－)的变化曲线A、C、B三点所示溶液[c(H＋)＝c(OH－)]均呈中性，升高温度，K w依次增大。
直线AB 的左上方区域所示的溶液[c(H＋)<c(OH－)]均为碱性溶液，右下方区域所示的溶液[c(H ＋)>c(OH－)]均为酸性溶液。
注意：水的电离过程吸热，温度越高，K w越大。
K w只与温度有关，与溶液的酸碱性变化无关。
水电离出的c水(H＋)与c水(OH－)始终相等。
2．中和滴定过程中pH－V图像25 ℃时，以向20 mL 0.1 mol·L－1一元弱酸HA溶液中加入0.1 mol·L－1NaOH溶液过程中的pH－V图像为例进行分析：0.05 mol·L－1，A－＋H2O⇌HA＋OH－，则c(HA)≈c(OH－)＝10−4.5 mol·L−1，c(A−)＝0.05 mol·L −1 −10−4.5mol ·L−1≈0.05 mol ·L −1，K h (A－)＝c (HA )·c (OH −)c (A −)＝10−4.5×10−4.50.05＝2×10－8，则K a (HA)＝K w K h (A −)＝10−142×10−8＝5×10−7。
3．分布分数图像分布分数图像一般是以pH 为横轴、分布分数(组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵轴的关系曲线，以草酸H 2C 2O 4为例，含碳元素的各组分分布分数(δ)与pH 的关系如图所示。
曲线含义分析：随着pH 的逐渐增大，溶质分子的浓度逐渐减小，酸式酸根离子浓度先逐渐增大后逐渐减小，酸根离子浓度逐渐增大，所以δ0表示H 2C 2O 4、δ1表示HC 2O 4−、δ2表示C 2O 42−。
特殊点的应用：对于物种分布分数图像，一般选择“交点”处不同微粒的等浓度关系，代入电离常数公式计算各级电离常数。
第八章水溶液中的离子平衡第一讲弱电解质的电离平衡考点1弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡1．强、弱电解质(1)概念(2)与物质类别的关系①强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。
②弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。
(3)电离方程式的书写①弱电解质a．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
b．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
②酸式盐a．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。
b．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
2．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：3．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．加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
考点2 电离平衡常数1．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 ：BOH B ＋＋OH －，电离平衡常数K ＝c （B ＋）·c （OH －）c （BOH ）。
2．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。
第8章（水溶液中的离子平衡）李仕才第四节难溶电解质的溶解平衡考点二溶度积常数及应用1．溶度积和离子积以A m B n n＋(aq)＋nB m－(aq)为例：2.溶度积(K sp)的计算(1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如K sp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ a mol·L－1。
(2)已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl 的K sp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。
(3)计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋(aq)＋＋Mn2＋，K sp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，K sp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝2＋2＋＝K spK sp。
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．K sp既与难溶电解质的性质和温度有关，也与沉淀的量和溶液中离子浓度有关。
( ×)2．在一定条件下，溶解度较小的沉淀也可以转化成溶解度较大的沉淀。
( √) 3．常温下，向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的K sp减小。
( ×)4．溶度积常数K sp只受温度影响，温度升高K sp增大。
( ×)5．常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的K sp不变。
( √) 6．K sp(AB2)小于K sp(CD)，则AB2的溶解度小于CD的溶解度。
( ×)7．向浓度均为0.1 mol·L－1的MgCl2、CuCl2混合溶液中逐滴加入氨水，首先生成蓝色沉淀，说明K sp[Cu(OH)2]>K sp[Mg(OH)2]。
( ×)8．已知常温下，氢氧化镁的溶度积常数为a，则氢氧化镁悬浊液中c(OH－)＝3a mol/L。
第28讲盐类水解考纲要求 1.了解盐类水解的原理。
2.了解影响水解程度的主要因素。
3.了解盐类水解的应用。
考点一盐类水解及其规律1．定义在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应.2．实质盐电离―→错误!―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→溶液呈碱性、酸性或中性3．特点4．规律有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性,同强显中性。
盐的类型实例是否水解水解的离子溶液的酸碱性溶液的pH强酸强碱盐NaCl、KNO3否中性pH＝7强酸弱碱盐NH4Cl、Cu（NO3)2是NH错误!、Cu2＋酸性pH＜7弱酸强碱盐CH3COONa、Na2CO3是CH3COO－、CO错误!碱性pH〉75。
盐类水解离子方程式的书写要求(1)一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。
盐类水解一般不会产生沉淀和气体,所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
(2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。
(3）多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成。
（4)水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“==="“↑"“↓”等。
(1）溶液呈中性的盐一定是强酸、强碱生成的盐(×）(2）酸式盐溶液可能呈酸性，也可能呈碱性(√)（3）某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应(×）（4)常温下，pH＝10的CH3COONa溶液与pH＝4的NH4Cl溶液，水的电离程度相同(√）(5）常温下，pH＝11的CH3COONa溶液与pH＝3的CH3COOH溶液，水的电离程度相同（×)(6)NaHCO3、NaHSO4都能促进水的电离(×）（7)向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和气体生成(×) (8)S2－＋2H2O H2S＋2OH－(×)（9）Fe3＋＋3H2O Fe（OH)3↓＋3H＋（×）（10）明矾溶液显酸性:Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋(√)1．怎样用最简单的方法区别NaCl溶液、氯化铵溶液和碳酸钠溶液？答案三种溶液各取少许分别滴入紫色石蕊溶液，不变色的为NaCl溶液，变红色的为氯化铵溶液，变蓝色的为碳酸钠溶液。
第8章（水溶液中的离子平衡）李仕才第四节难溶电解质的溶解平衡考点一沉淀溶解平衡及应用1．沉淀溶解平衡(1)定义：在一定温度下，当沉淀溶解速率和沉淀生成速率相等时，形成饱和溶液，达到平衡状态，把这种平衡称之为沉淀溶解平衡。
(2)沉淀溶解平衡的建立：固体溶质溶解沉淀溶液中的溶质⎩⎪⎨⎪⎧①v溶解>v沉淀，固体溶解②v溶解＝v沉淀，溶解平衡③v溶解<v沉淀，析出晶体(3)特点：(适用勒夏特列原理)(4)影响因素①内因难溶电解质本身的性质。
溶度积(K sp)反映难溶电解质在水中的溶解能力。
对同类型的电解质而言，K sp数值越大，电解质在水中溶解度越大；K sp数值越小，难溶电解质的溶解度也越小。
②外因a．浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但K sp不变。
b．温度：多数难溶电解质的溶解过程是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，同时K sp变大。
c．同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但K sp 不变。
d．其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，K sp不变。
以BaCO3(s)Ba2＋(aq)＋CO2－3(aq) ΔH>0为例2.沉淀溶解平衡的应用(1)沉淀的生成加入沉淀剂，应用同离子效应，控制溶液的pH，当Q c>K sp时，有沉淀生成。
可利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。
(2)沉淀的溶解当Q c<K sp时，沉淀发生溶解。
(3)沉淀的转化判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．沉淀达到溶解平衡状态，溶液中各离子浓度一定相等。
( ×)2．升高温度，沉淀溶解平衡一定正向移动。
( ×)3．某物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水。
( ×)4．因溶解度小的沉淀易向溶解度更小的沉淀转化，故ZnS沉淀中滴加CuSO4溶液可以得到CuS 沉淀。
1．了解电解质的概念。
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。
第八章 水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离考点一| 弱电解质的电离平衡(基础送分型——自主学习)[记牢主干知识]1．强、弱电解质 (1)概念(2)电离方程式的书写 ①弱电解质a ．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H 2CO 3电离方程式：H 2CO 3 H ＋＋HCO －3，HCO －3 H ＋＋CO 2－3。
b ．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3 Fe 3＋＋3OH －。
②酸式盐a ．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO 4电离方程式：NaHSO 4===Na ＋＋H ＋＋SO 2－4。
b ．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO 3电离方程式：NaHCO 3===Na＋＋HCO －3，HCO －3 H ＋＋CO 2－3。
2．弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立在一定条件下(如一定温度下)，当弱电解质电离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)影响电离平衡的外界条件①温度：升高温度，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相同离子：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加入能与离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
[练通基础小题]一、基础知识全面练1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)HClO是弱酸，所以NaClO是弱电解质(×)(2)弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不存在溶质分子(√)(3)AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH是强电解质(×)(4)由0.1 mol·L－1氨水的pH为11，可知溶液中存在NH3·H2O NH＋4＋OH－(√)(5)为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH。
若pH>7，则H2A是弱酸；若pH<7，则H2A是强酸(×)(6)弱电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度一定相等(×)2．稀释某一弱电解质溶液时，所有离子浓度都会减小吗？提示：不是所有离子浓度都会减小。
对于弱酸或弱碱溶液，只要对其稀释，电离平衡均会发生右移，例如稀释弱酸HA溶液时，c(H＋)、c(A－)减小，但c(OH－)会增大。
3．分别画出冰醋酸和0.1 mol·L－1醋酸溶液加水稀释时溶液导电能力的变化图。
提示：二、常考题点分组练题点(一)电离平衡的特点1．下列说法正确的是( ) A ．(2015·全国卷Ⅰ)2 L 0.5 mol·L－1的亚硫酸溶液中含有的H ＋离子数为2N AB ．(2013·江苏高考)CH 3COOH 溶液加水稀释后，溶液中c (CH 3COOH )c (CH 3COO －)的值减小C ．(2012·重庆高考)稀醋酸加水稀释，醋酸电离程度增大，溶液的pH 减小D ．(2012·浙江高考)常温下，将pH ＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，溶液的pH ＝4解析：选B H 2SO 3为弱酸，不能完全电离，A 错；加水稀释时，电离平衡CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋向正向移动，溶液中n (CH 3COOH)减小，而n (CH 3COO －)增大，故c (CH 3COOH )c (CH 3COO －)的值减小，醋酸的电离程度增大，但c (H ＋)减小，pH 增大，B 正确，C 错误；因稀释过程中CH 3COOH 又电离出部分H ＋，故稀释到原体积的10倍后，溶液的pH 大于3，小于4，D 错。
2．在醋酸溶液中，CH 3COOH 的电离达到平衡的标志是( ) A ．溶液显电中性B ．溶液中无CH 3COOH 分子C ．氢离子浓度恒定不变D ．c (H ＋)＝c (CH 3COO －)解析：选C 溶液中存在的电离平衡有：CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋，H 2O 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；CH 3COOH 是弱电解质，溶液中一定存在CH 3COOH 分子，B 错；依据电离方程式，不管是否达到平衡，都有c (H ＋)＞c (CH 3COO －)，所以D 错；氢离子浓度恒定不变时，电离达到平衡，所以C 对。
题点(二) 影响电离平衡的因素3．H 2S 水溶液中存在电离平衡H 2S H ＋＋HS －和HS －H ＋＋S 2－。
若向H 2S 溶液中( )A ．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大B ．通入过量SO 2气体，平衡向左移动，溶液pH 增大C ．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH 减小D ．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小解析：选C 向H 2S 溶液中加水，平衡向右移动，但溶液体积增大，溶液中H ＋浓度减小，A 错误。
通入SO 2，可发生反应：2H 2S ＋SO 2===3S ↓＋2H 2O ，SO 2过量时，SO 2与水反应生成的H 2SO 3酸性比氢硫酸酸性强，因此溶液pH 减小，B 错误。
滴加新制氯水，发生反应：H 2S ＋Cl 2===2HCl ＋S ↓，H 2S 浓度减小，平衡向左移动，反应生成的盐酸为强酸，溶液酸性增强，pH 减小，C 正确。
加入少量CuSO 4，发生反应：CuSO 4＋H 2S===CuS ↓＋H 2SO 4，溶液中S 2－浓度减小，H ＋浓度增大，D 错误。
4．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 )解析：选D 在0.1 mol·L －1 HF 溶液中存在如下电离平衡：HF H ＋＋F －，加水稀释，平衡向右移动，但c (H ＋)减小；选项B, 电离平衡常数与浓度无关，其数值在稀释过程中不变；选项C ，加水后，平衡右移，n (F －)、n (H ＋)都增大，但由于水电离产生的n (H ＋)也增大，故C 项比值减小；选项D ，变形后得K a (HF )c (F －)，稀释过程中c (F －)逐渐减小，故其比值始终保持增大。
[探规寻律]平衡移动引起结果变化的判断方法电离平衡属于动态平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡会发生移动，平衡移动遵循勒夏特列原理。
考点二电离常数及其应用(重点保分型——师生共研)[基础自主落实]1．表达式(1)一元弱酸HA 的电离常数：根据HA H ＋＋A －，可表示为K a ＝c (H ＋)·c (A －)c (HA )。
(2)一元弱碱BOH 的电离常数：根据BOH B ＋＋OH －，可表示为K b ＝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：电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K 增大。
多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
4．影响因素小题热身1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)电离平衡右移，电离常数一定增大(×)(2)H2CO3的电离常数表达式：K a＝c2(H＋)·c(CO2－3)c(H2CO3)(×)(3)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱(√)(4)电离常数随着弱电解质的浓度增大而增大(×)(5)电离常数只与温度有关，与浓度无关(√)(6)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大(×)2．下表是几种常见弱酸的电离常数(25 ℃)(1)K只与温度有关，当温度升高时，K值________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？__________________________________________________________________________。
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO－3、H2S、HS－、H3PO4、H2PO－4、HPO2－4都看作是酸，其中酸性最强的是________，最弱的是________。
(4)多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离常数，对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着数量上的规律是K1∶K2∶K3≈1∶105∶1010，产生此规律的原因是________________________________________________________________________。
答案：(1)增大(2)相同温度下K值越大，对应酸的酸性越强(3)H3PO4HS－(4)上一级电离出的H＋对下一级电离有抑制作用[考向合作探究]1A ．电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大 B ．CH 3COOH 的电离常数表达式为K a ＝c (CH 3COOH )c (H ＋)·c (CH 3COO －)C ．电离常数只受温度影响，与浓度无关D ．向CH 3COOH 溶液中加入少量CH 3COONa 固体，电离常数减小解析：选C A ．电离常数与弱电解质浓度无关，只与电解质本身的强弱和所处温度有关，错误。
B.电离常数是弱电解质达到电离平衡时，电离产生的离子浓度的乘积与未电离的电解质分子的浓度之比。
因此CH 3COOH 的电离常数表达式为K a ＝c (H ＋)·c (CH 3COO －)c (CH 3COOH )，错误。
C.电离需要吸收能量，所以电离常数只受温度影响，与浓度无关，正确。
D.向CH 3COOH 溶液中加入少量CH 3COONa 固体，电离平衡逆向移动，c (H ＋)减小，c (CH 3COO －)增大，但是电离常数不变，错误。
2．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是( )A B ．反应HZ ＋Y －===HY ＋Z －能够发生 C ．相同温度下，0.1 mol·L－1的NaX 、NaY 、NaZ 溶液，NaZ 溶液pH 最大D ．相同温度下，1 mol·L －1 HX 溶液的电离常数大于0.1 mol·L －1 HX解析：选B 表中电离常数大小关系：1×10－2＞9×10－6＞9×10－7，所以酸性排序为HZ ＞HY ＞HX ，可知A 、C 不正确。
