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第2课时 电离平衡常数 强酸与弱酸比较[核心素养发展目标] 1.构建电离平衡常数模型，并能应用模型解释弱电解质在水中发生的变化。
2.建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的思维模型。
一、电离平衡常数1．概念在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。
对于一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离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，通常用K a 、K b 表示弱酸、弱碱的电离平衡常数。
2．电离平衡常数的表示方法(1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数 例如：CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋K a ＝c (CH 3COO －)·c (H ＋)c (CH 3COOH )；NH 3·H 2ONH ＋4＋OH －K b ＝c (NH ＋4)·c (OH －)c (NH 3·H 2O )。
(2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用K a1、K a2等来分别表示。
例如： H 2CO 3H ＋＋HCO －3K a1＝c (HCO －3)·c (H ＋)c (H 2CO 3)；HCO －3H ＋＋CO 2－3K a2＝c (H ＋)·c (CO 2－3)c (HCO －3)。
多元弱酸各步电离常数的大小比较：K a1>K a2>K a3>……因此，当K a1≫K a2时，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。
3．意义表示弱电解质的电离能力。
一定温度下，K 值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。
4．电离常数的影响因素(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由电解质的性质所决定。
第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡知识点一强电解质和弱电解质1.实验探究。
取相同体积、0.1 mol·L－1的盐酸和醋酸，比较它们pH的大小，试验其导电能力，并分别与等量镁条反应，观察、比较并记录现象。
在水溶液中的电离程度大于CH3COOH在水溶液中的电离程度。
2．强电解质和弱电解质的概念和物质类别。
【微提醒】(1)电解质的强、弱与其溶解度无关。
难溶的盐如(AgCl、CaCO3等)，溶于水的部分能全部电离，属于强电解质。
易溶的如CH3COOH在溶液中电离程度小，属于弱电解质。
(2)CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，但因为是溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质电离出的离子导电，不是本身电离出离子，故应为非电解质。
3．弱电解质的电离方程式的书写。
(1)弱电解质的电离方程式的书写用“”表示。
如NH3·H2O的电离方程式是NH3·H2O NH＋4＋OH－。
(2)多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。
H2CO3的电离方程式是H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3 H＋＋CO2－3。
(3)多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。
Fe(OH)3的电离方程式是Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
【微思考】(1)强、弱电解质的本质区别是什么？提示：在水溶液中能否全部电离。
(2)BaSO4难溶于水，所以是弱电解质，CH3COOH极易溶于水，所以是强电解质，这种说法对吗？提示：不对，电解质的强弱与其溶解性无关。
某些难溶(或微溶)的盐，如BaSO 4、CaSO 4等，虽然其溶解度很小，但溶于水的部分是全部电离的，它们仍属于强电解质。
有些物质极易溶于水，但只有部分电离，属于弱电解质，如CH 3COOH 、HF 等。
知识点二 弱电解质的电离平衡 1.弱电解质的电离平衡的建立。
在一定条件下(如温度和浓度)，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到电离平衡状态。
一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较：比较项目酸c(H＋)pH 中和碱的能力与活泼金属产生H2的量开始与金属反应的速率一元强酸__大____小____相同____相同____大__一元弱酸__小____大____小__ 2．相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较：比较项目酸c(H＋)c(酸)中和碱的能力与活泼金属产生H2的量开始与金属反应的速率一元强酸__相同____小____小____少____相同__一元弱酸__大____大____多__(注：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。
)3．强酸与弱酸、强碱与弱碱稀释时的pH变化图象：图中，a、b为pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d为pH相等的盐酸和醋酸。
对于该图象，要深刻理解以下4点：(1)对于pH＝y的强酸溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就增大n个单位，即pH＝y＋n；对于pH＝y的弱酸溶液来说，体积每增大10n倍，pH增大不足n个单位，即pH<y＋n；无论怎样稀释，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。
(2)对于pH＝x的强碱溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就减小n个单位，即pH＝x－n；对于pH＝x的弱碱溶液来说，体积每增大10n倍，pH减小不足n个单位，即pH>x－n；无论怎样稀释，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。
(3)加水稀释相同倍数后的pH大小；氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。
(4)稀释后的pH 仍然相等，则加水量的多少：氨水>NaOH 溶液，醋酸>盐酸。
4．判断弱酸的三种方法方法一：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离，如测0.1 mol·L －1的CH 3COOH溶液的pH>1。
方法二；根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动，如pH ＝1的CH 3COOH 加水稀释10倍后，1<pH<2。
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。
强酸（碱）与弱酸（碱）的比较李仕才考点梳理1．一元强酸(HA)与一元弱酸(HB)的比较方法一：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。
方法二：根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1<pH<2。
方法三：根据弱酸的正盐能发生水解判断，如判断CH3COOH为弱酸可做以下实验：(1)向一定浓度的醋酸钠溶液中，加入几滴酚酞溶液，溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH>7。
3、强弱电解质的图像分析盐酸、醋酸图像题的分析方法(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸①加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大。
②加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多。
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸①加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大。
②加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多。
(3)不论怎样稀释，酸溶液的pH不能等于或大于7，碱溶液的pH不能等于或小于7，都只能趋近于7。
考向分析：考向一、强酸和弱酸（碱）的判断典例1、下列事实一定能说明HNO2为弱电解质的是（）①常温下，NaNO2溶液的pH>7②用HNO2溶液做导电实验灯泡很暗③HNO2不能与NaCl反应④常温下0.1 mol·L－1的HNO2溶液pH＝2⑤1 L pH＝1的HNO2溶液加水稀释至100 L后溶液的pH＝2.2⑥1 L pH＝1的HNO2和1 L pH＝1的盐酸与足量的NaOH溶液完全反应，最终HNO2消耗的NaOH 溶液多⑦HNO2溶液中加入一定量NaNO2晶体，溶液中[OH－]增大⑧HNO2溶液中加水稀释，溶液中[OH－]增大A．①②③⑦ B．①③④⑤C．①④⑤⑥⑦ D．②④⑥⑧解析：②如果盐酸（强酸）的浓度很小灯泡也很暗；④如果是强酸，pH＝1；⑤如果是强酸，加水稀释至100 L后溶液的pH＝3，实际pH＝2.2，这说明HNO2溶液中存在HNO2H＋＋NO－2，加水平衡右移，使pH<3；⑥依据HNO2＋NaOH===NaNO2＋H2O、HCl＋NaOH===NaCl＋H2O可知，[HNO2]大于[HCl]，而溶液中[H＋]相同，所以HNO2没有全部电离；⑦加入NaNO2，溶液中[OH－]增大，说明化学平衡移动；⑧不论是强酸；还是弱酸，加水稀释，溶液中[H＋]均减小，而[OH－]增大。
考点三:一元强酸、碱和一元弱酸、碱的比较1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较比较项目酸c(H＋)pH中和碱的能力与足量Zn反应产生H2的量开始与金属反应的速率一元强酸大小相同相同大一元弱酸小大小2．相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较比较项目酸c(H＋)c(酸)中和碱的能力与足量Zn反应产生H2的量开始与金属反应的速率一元强酸相同小小少相同一元弱酸大大多[说明]一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。
3．一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)稀释时的pH变化图像图中，a、b为pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d为pH相等的盐酸和醋酸。
对于该图像，要深刻理解以下4点：(1)对于pH＝y的强酸溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就增大n个单位，即pH＝y＋n；对于pH＝y的弱酸溶液来说，体积每增大10n倍，pH增大不足n个单位，即pH<y＋n；无论怎样稀释，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。
(2)对于pH＝x的强碱溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH 就减小n个单位，即pH＝x－n；对于pH＝x的弱碱溶液来说，体积每增大10n倍，pH减小不足n个单位，即pH>x－n；无论怎样稀释，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。
(3)加水稀释相同倍数后的pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。
(4)稀释后的pH仍然相等，则加水量的多少：氨水>NaOH溶液，醋酸>盐酸。
弱酸(碱)的判断1．(2016·德阳模拟)下列事实中一定不能证明CH3COOH是弱电解质的是()①常温下某CH3COONa溶液的pH＝8②用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗③等pH等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应，CH3COOH放出的氢气较多④pH＝1的CH3COOH溶液和pH＝13的KOH溶液等体积混合，溶液呈酸性⑤CH3COONa和稀H3PO4反应，生成CH3COOH⑥pH＝1的CH3COOH溶液稀释至100倍，pH<3⑦10mL0.1mol·L－1CH3COOH恰好与10mL0.1mol·L－1NaOH溶液完全反应A．②⑦B．②⑤C．①③⑤D．②④⑤⑥解析：选A①说明溶液水解呈碱性，应为强碱弱酸盐，可证明CH3COOH是弱电解质，正确；②只能说明溶液离子浓度较小，错误；③说明醋酸还可电离出氢离子，可证明CH3COOH是弱电解质，正确；④说明醋酸有剩余，即醋酸没有完全电离，可以证明CH3COOH是弱电解质，正确；⑤说明醋酸的酸性比磷酸弱，而磷酸为中强酸，则醋酸为弱酸，正确；⑥说明存在电离平衡，证明CH3COOH 是弱电解质，正确；⑦只能说明一元酸碱恰好反应，不能说明醋酸是弱酸，错误。
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：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＋＋SO错误! ..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远大于第二步的电离程度;如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO错误!、HCO错误!H＋＋CO错误!..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FeOH 3：FeOH 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 错误!、HCO 错误!H ＋＋CO 错误! ..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..实例稀溶液CH 3COOHH ＋＋CH 3COO － ΔH >0平衡移动方导电能1．表达式1对于一元弱酸HAHA H＋＋A－;平衡常数K a＝错误!..2对于一元弱碱BOHBOH B＋＋OH－;平衡常数K b＝错误!..2．特点1电离平衡常数错误!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K1K2 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：H 2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO..4．实例1填写下表2CH 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 错误!、H 2PO 错误!H ＋＋HPO 错误!、HPO 错误!H ＋＋PO 错误!..②电离平衡常数表达式是：K a1＝错误!;K a2＝错误!;K a3＝错误!.. 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 ＝错误!＝错误!..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 ＝错误!;代入数值求解即可..2已知c HX 和电离常数;求c H ＋HXH ＋ ＋ X －起始： c HX 0 0 平衡： c HX －c H ＋ c H ＋ c H ＋则：K＝错误!＝错误!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＋＝错误!;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：CH 3COONH 4===NH 错误!＋CH 3COO －..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CH 3COONa 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CH 3COONH 4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CO 2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..9pH 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2H 2O H 3O ＋＋OH －;简写为H 2OH ＋＋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K值一定..水的电离是吸热W过程;升高温度;K w增大..= H+·OH- = 110-1425℃时; H+=OH- =10-7 mol/L ; KW3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..3①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FeCl 3、Na 2CO 3、NH 4Cl;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 ＋<1×10－7 mol·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 ＋＝10－7 mol·L －1.. 2酸的溶液——OH －全部来自水的电离..实例：pH ＝2的盐酸中c H ＋＝10－2 mol·L －1;则c OH －＝K w /10－2＝1×10－12mol·L －1;即水电离出的c H ＋＝c OH －＝10－12 mol·L －1.. 3碱的溶液——H ＋全部来自水的电离..实例：pH ＝12的NaOH 溶液中c OH －＝10－2 mol·L －1;则c H ＋＝K w /10－2＝1×10－12mol·L －1;即水电离出的c OH －＝c H ＋＝10－12 mol·L －1..4水解呈酸性的盐溶液——H ＋全部来自水的电离..实例：pH ＝5的NH 4Cl 溶液中;由水电离出的c H ＋＝10－5 mol·L －1;因部分OH －与部分NH 错误!结合使c OH －＝10－9 mol·L －1..5水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离..实例：pH＝12的Na2CO3溶液中;由水电离出的c OH－＝10－2mol·L－1;因部分H＋与部分CO错误!结合使c H＋＝10－12mol·L－1..注意：要区分清楚溶液组成和性质的关系;酸性溶液不一定是酸溶液;碱性溶液不一定是碱溶液..。
高中化学：一元弱酸知识点判断方法归纳：查字典化学网为大家整理了高三化学知识点归纳，希望可以帮助大家巩固知识，也希望和大家一起学习，一起进步，大家加油。
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一元弱酸，指理想状态下一分子一元弱酸可以电离出一分子氢离子，由于是弱电解质，则无法完全电离。
在中学化学的学习过程中经常遇到一元酸强弱的判断，下面就一元酸(HA)强弱的判断方法归纳。
一、通过pH判断(1)测定已知物质相同浓度的HA和一元强酸的pH，若HA的pH大于同浓度一元强酸的pH，则说明HA为弱酸。
(2)取一定体积的HA溶液，测定其pH，再稀释100倍，若pH增大的程度小于2个单位，则HA为弱酸;若pH增大的程度等于2个单位，则HA为强酸。
(3)取HA溶液，测其pH，然后加热，若pH变小，则说明HA 为弱酸(易挥发和易分解的酸一般不用此法);其原理是加热，能够使电离平衡正向移动。
(4)取HA溶液，测其pH，然后加入NaA固体少许，若pH变大，说明HA为弱酸。
其原理根据勒沙特列原理，电离平衡逆向移动。
二、通过生成气体判断(1)通过生成气体的速率判断取物质的量浓度相同的HA溶液和盐酸，分别加入颗粒大小相同的锌粒，若开始时盐酸中产生的气泡比HA中产生的气泡快，说明HA是弱酸。
(2)通过生成气体的量判断取体积和pH均相同的HA溶液和盐酸，分别加入足量的颗粒大小相同的锌粒，在相同的时间内，若HA中收集到的气体比盐酸中收集到的气体多，则说明HA为弱酸。
三、通过中和反应判断取相同体积，相同pH的HA溶液与盐酸溶液，分别用氢氧化钠溶液进行中和滴定，如果滴定HA溶液用的氢氧化钠溶液体积大于滴定盐酸的，说明HA为弱酸。
四、通过盐的水解判断看HA对应强碱盐的水溶液的酸碱性，如果NaA溶液的pH7，则说明HA为弱酸。
五、通过导电能力判断分别取相同物质的量浓度的HA溶液和盐酸，测其导电能力，若HA溶液的导电能力弱于盐酸，则说明HA为弱酸。
第2课时 电离平衡常数 强酸与弱酸比较一、电离平衡常数1．概念 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离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，用K 表示。
2．电离平衡常数的表示方法AB A ＋＋B － K ＝c (A ＋)·c (B －)c (AB ) (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数。
例如：CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋ K a ＝c (CH 3COO －)·c (H ＋)c (CH 3COOH )NH 3·H 2ONH ＋4＋OH － K b ＝c (NH ＋4)·c (OH －)c (NH 3·H 2O )(2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数。
多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用K 1、K 2等来分别表示。
例如， H 2CO 3H ＋＋HCO －3 K a1＝c (HCO －3)·c (H ＋)c (H 2CO 3)； HCO －3H ＋＋CO 2－3 K a2＝c (H ＋)·c (CO 2－3)c (HCO －3)。
多元弱酸各步电离常数的大小比较为K a1≫K a2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。
3．意义表示弱电解质的电离能力。
一定温度下，K 值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。
4．电离常数的影响因素(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本性所决定。
(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。
5．电离常数的计算——三段式法例：25 ℃ a mol·L －1的CH 3COOHCH 3COOH CH 3COO －＋H ＋起始浓度/mol·L －1 a 0 0变化浓度/mol·L －1 x x x平衡浓度/mol·L －1 a －x x x则K a ＝c (CH 3COO －)·c (H ＋)c (CH 3COOH )＝x 2a －x ≈x 2a注意 由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a －x ) mol·L －1一般近似为 a mol·L －1。
——————————教育资源共享步入知识海洋————————强酸（碱）与弱酸（碱）的比较李仕才考点梳理1．一元强酸(HA)与一元弱酸(HB)的比较方法一：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。
方法二：根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1<pH<2。
方法三：根据弱酸的正盐能发生水解判断，如判断CH3COOH为弱酸可做以下实验：(1)向一定浓度的醋酸钠溶液中，加入几滴酚酞溶液，溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH>7。
3、强弱电解质的图像分析盐酸、醋酸图像题的分析方法(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸①加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大。
②加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多。
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸①加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大。
②加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多。
(3)不论怎样稀释，酸溶液的pH不能等于或大于7，碱溶液的pH不能等于或小于7，都只能趋近于7。
考向分析：考向一、强酸和弱酸（碱）的判断典例1、下列事实一定能说明HNO2为弱电解质的是（）①常温下，NaNO2溶液的pH>7②用HNO2溶液做导电实验灯泡很暗③HNO2不能与NaCl反应④常温下0.1 mol·L－1的HNO2溶液pH＝2⑤1 L pH＝1的HNO2溶液加水稀释至100 L后溶液的pH＝2.2⑥1 L pH＝1的HNO2和1 L pH＝1的盐酸与足量的NaOH溶液完全反应，最终HNO2消耗的NaOH 溶液多⑦HNO2溶液中加入一定量NaNO2晶体，溶液中[OH－]增大⑧HNO2溶液中加水稀释，溶液中[OH－]增大A．①②③⑦ B．①③④⑤C．①④⑤⑥⑦ D．②④⑥⑧解析：②如果盐酸（强酸）的浓度很小灯泡也很暗；④如果是强酸，pH＝1；⑤如果是强酸，加水稀释至100 L后溶液的pH＝3，实际pH＝2.2，这说明HNO2溶液中存在HNO2H＋＋NO－2，加水平衡右移，使pH<3；⑥依据HNO2＋NaOH===NaNO2＋H2O、HCl＋NaOH===NaCl＋H2O 可知，[HNO2]大于[HCl]，而溶液中[H＋]相同，所以HNO2没有全部电离；⑦加入NaNO2，溶液中[OH－]增大，说明化学平衡移动；⑧不论是强酸；还是弱酸，加水稀释，溶液中[H＋]均减小，而[OH－]增大。
北京高三化学一轮复习 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较（学案及强化训练）知识梳理1.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH 3COOH)的比较(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较(2)2.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH 3COOH)稀释图像比较 (1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸加水稀释相同的倍数，醋酸的pH 大加水稀释到相同的pH ，盐酸加入的水多(2)相同体积、相同pH 值的盐酸、醋酸加水稀释相同的倍数，盐酸的pH 大加水稀释到相同的pH ，醋酸加入的水多3、判断弱电解质的三个思维角度角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。
(1)测定一定浓度的HA 溶液的pH 。
(2)与同浓度盐酸比较导电性。
(3)与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。
(1)从一定pH 的HA 溶液稀释前后pH 的变化判断。
(2)从升高温度后pH的变化判断。
(3)从等体积等pH的HA溶液、盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断。
角度三：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。
现象：溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。
现象pH＞7。
课堂练习1、判断题(1)等浓度的醋酸和盐酸与Zn反应时生成H2的速率：醋酸＞盐酸(×)(2)中和等体积、等pH的盐酸和醋酸所用NaOH的物质的量：醋酸＞盐酸(√)(3)中和等浓度等体积的盐酸和醋酸所用NaOH的物质的量：盐酸＞醋酸(×)(4)加水稀释两种相同pH的酸，pH变化大的一定是强酸(×)2、在一定温度下，有a.盐酸 b.硫酸 c.醋酸三种酸：(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是______(用字母表示，下同)。
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是________。
