高中化学知识点弱电解质的电离平衡

电离平衡总复习基础知识：一、电离平衡1.研究对象：弱电解质2.定义：一定条件下(温度、浓度)，弱电解质在水溶液中电离，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时，即达到电离平衡。

3.特征：动、等、定、变4.影响因素：(1)内因：弱电解质的性质，越弱越难电离。

(2)外因：温度：升温，促进电离（电离过程吸热)加入弱电解质：促进电离→电离程度减小加水：促进电离→电离程度增大浓度:加入能与离子反应的物质：促进电离→电离程度增大加入能产生相同离子的物质：抑制电离←电离程度减小规律：越热越电离，越稀越电离应用：电离平衡的移动 CH3COOH3COO－＋H＋加冰醋酸→结果C(H＋) 增大C(CH3COO－)增大C(CH3COOH)增大加水→结果C(H＋) 减小C(CH3COO－) 减小C(CH3COOH) 减小加CH3COONa固体←结果C(H＋) 减小C(CH3COO－)增大C(CH3COOH)增大加浓HCl ←结果C(H＋) 增大C(CH3COO－) 减小C(CH3COOH)增大加NaOH固体→结果C(H＋) 减小C(CH3COO－)增大C(CH3COOH)减小 c(H＋)·C(CH3COO－)K = ———————— K为电离平衡常数，温度不变， K值不变C(CH3COOH)升温→结果C(H＋) 增大C(CH3COO－)增大C(CH3COOH)减小升温， K值增大例1.在CH3COOH H＋＋CH3COO－的电离平衡中，要使电离平衡右移且氢离子浓度增大，应采取的措施是（）A．加入NaOH B．加入盐酸C．加水 D．升高温度例2.20℃时H2S饱溶液1L，其浓度为0.1mol·L-1，其电离方程式为H2S H++HS-，HS-H++S2-，若要使该溶液[H+]及[S2-]都减小，可采取的措施是（）A．加入适量的水B．加入适量的NaOH固体 C．通入适量的SO2D．加入适量的CuSO4固体二、水的电离和溶液的PH1.水的电离H2O H＋+OH－25℃时，1L 纯水中只有1×10-7mol 发生电离故25℃纯水中C(H＋)=C(OH－)=1×10-7mol/L2.影响水的电离平衡(1)温度：升温，促进水的电离(2)浓度:加酸：抑制水的电离加碱：抑制水的电离强酸弱碱盐加盐强碱弱酸盐均促进水的电离弱酸弱碱盐加氧化物加酸性氧化物：抑制水的电离加碱性氧化物：抑制水的电离加活泼金属：促进水的电离（本质是消耗水中的H＋）加金属氢化物：促进水的电离例 3.室温下，某溶液中由水电离产生的C(H＋) = 10-10mol·L－1，该溶液的溶质不可能是（） A.NaHSO4 B.CH3COONa C.HCl D.Ba(OH)2例4.在25℃时，PH = 11的NaOH 溶液和NaCN溶液，两溶液中水的电离度大小比较正确的是（） A. 相等 B.后者是前者的11倍C.后者是前者的108倍D.前者是后者的108倍3.水的离子积一定温度下，水溶液中C(H＋)与C(OH－)的乘积为一常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用Kw表示即Kw=C(H＋)·C(OH－)注意：①Kw只与温度有关，升温，Kw增大25℃Kw=C(H＋)·C(OH－)=1×10-14100℃Kw=C(H＋)·C(OH－)=1×10-12②Kw适用于任意水的体系水中Kw=C(H＋)水·C(OH－)水酸溶液中Kw= [C(H＋)酸+C(H＋)水]·C(OH－)水≈C(H＋)酸·C(OH－)水碱溶液中Kw= C(H＋)水·[C(OH－)碱+C(OH－)水]≈C(H＋)水·C(OH－)碱③任意水的体系中：恒存在C(H＋)水=C(OH－)水例.5.25℃时，某溶液中由水电离产生的C(H＋)和C(OH－)的乘积为10-18，下列说法正确的是（）A.该溶液一定为碱性溶液B.该溶液可能为酸性溶液C.该溶液不可能为中性溶液D.不会有这样的溶液例6. 把1ml0.1mol/L的H2SO4加水稀释制成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H＋，其浓度接近于（）A.1×10-4mol·L－1 B.1×10-8mol·L－1C.1×10-11mol·L－1D.1×10-10mol·L－14.溶液的酸碱性与PH(1)溶液的PH1.表示方法：PH=-lgC(H＋) 适用于稀溶液C(H＋)≤1mol/L 或 C(OH－)≤1mol/L2.测定方法: PH试纸:只能读出PH的整数值 (如何测定某溶液的PH ?)PH计：能精确测定PH (精确度0.01)(2)溶液的酸碱性与PH酸碱性任何温度25℃25℃酸性 C(H＋)>C(OH－) C(H＋) > 10-7 PH < 7碱性 C(H＋)<C(OH－) C(H＋) < 10-7 PH > 7中性 C(H＋)=C(OH－) C(H＋) = 10-7 PH = 7↓判断溶液酸碱性的唯一方法(适用于任何时候)规律：酸性越强，C(H＋)越大，PH越小；碱性越强，C(OH－)越大，PH越大例7. 下列溶液一定显酸性的是（）A. 加酚酞显无色的溶液B. C(H＋)>10-7 的溶液C.PH<7的溶液D. C(H＋)>C(OH－)的溶液重要题型：1.一元强酸与一元弱酸的比较（1）相同浓度，相同体积的HCl与 CH3COOH反应能力：HCl > CH3COOH中和碱的量：HCl > CH3COOH与足量活泼金属反应产生H2的量：HCl > CH3COOH反应速率：起始速率： HCl > CH3COOH过程中速率：HCl > CH3COOH(2）相同C(H＋)，相同体积的HCl与 CH3COOH反应能力： CH3COOH > HCl中和碱的量：CH3COOH > HCl与足量活泼金属反应产生H2的量：CH3COOH > HCl反应速率：起始速率： CH3COOH = HCl过程中速率：CH3COOH > HCl2.酸碱溶液的稀释问题题型1： PH=a的强酸加水稀释10n倍，稀释后PH = a+nPH=a的弱酸加水稀释10n倍，稀释后a< PH < a+nPH=b的强碱加水稀释10n倍，稀释后PH=b-nPH=b的弱碱加水稀释10n倍，稀释后b-n< PH< b规律：酸碱溶液无限稀释时，溶液的PH只能无限接近7，而不能等于7；酸溶液的PH 永远小于7，碱溶液的PH永远大于7题型2： PH相等，体积相等的HCl与 CH3COOH中加入等量的水稀释，稀释后的PH：HCl > CH3COOHPH相等，体积相等的NaOH与NH3.H2O 中加入等量的水稀释，稀释后的PH：NH3·H2O > NaOH题型3：相同PH，相同体积的HCl与 CH3COOH加水稀释，稀释后PH也相等，则HCl中加水量< CH3COOH中加水量相同浓度，相同体积的HCl与 CH3COOH加水稀释，稀释后PH相等，则HCl中加水量> CH3COOH中加水量相同PH，相同体积的NaOH与NH3.H2O 加水稀释，稀释后PH也相等，则NaOH中加水量< NH3·H2O 中加水量相同浓度，相同体积的NaOH与NH3.H2O加水稀释，稀释后PH相等，则NaOH 中加水量> NH3·H2O 中加水量3.溶液的PH计算规律：酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量。

高中化学知识点规律大全——电离平衡高中化学知识点规律大全——电离平衡1.电离平衡强电解质和弱电解质是化学中常见的两种电解质。

强电解质是指在水溶液中全部电离为离子的电解质，包括含有离子键的离子化合物和某些具有极性键的共价化合物，如强酸、强碱、盐等。

弱电解质是指在水溶液中仅部分电离为离子的电解质，包括某些具有极性键的共价化合物，如水、弱酸、弱碱等。

强电解质和弱电解质都属于电解质。

离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子而导电；共价化合物只有在溶于水时才能导电。

因此，可以通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物。

2.弱电解质的电离平衡1) 电离平衡的概念：在一定条件（如温度、压强）下，当电解质分子电离成离子的速率与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，这叫做电离平衡。

2) 弱电解质的电离平衡的特点：电离平衡是动态平衡，电离方程式中用可逆符号“↔”表示。

例如：CH3COOH ↔ CH3COO- + H+。

NH3·H2O ↔ NH4+ + OH-。

将弱电解质溶液加水稀释时，电离平衡向弱电解质电离的方向移动。

此时，溶液中的离子数目增多，但电解质的分子数减少，离子浓度减小，溶液的导电性降低。

由于电离过程是吸热过程，因此，升高温度，可使电离平衡向弱电解质电离的方向移动。

此时，溶液中离子的数目增多，离子浓度增大，溶液的导电性增强。

在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动。

例如，在0.1mol·L-1 NH3·H2O溶液（显浅红色）中，存在电离平衡：NH3·H2O + OH- ↔ NH3·H2ONH4+。

当向其中加入少量NH4Cl固体时，增大了c(NH4)，使NH3·H2O的电离平衡逆向移动，c(OH-)减小，溶液红色变浅；加入NaOH固体时，NaOH溶于水时电离产生的OH-抑制了NH3·H2O的电离平衡向正向移动，c(OH-)增大，溶液红色加深。

高中化学选修3知识点总结高中化学选修3知识点总结高中化学选修3知识一、化学平衡弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等问题都涉及化学平衡的理念，基于此，研究这类问题，我们要从平衡的角度出发，运用化学平衡的观念分析问题。

化学平衡的研究对象是一定条件下的可逆反应，而弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等都是可逆反应，在水溶液中的行为都表现为一种动态的平衡，这些平衡可看作化学平衡中的一种特例(水溶液中的化学平衡)，因此它们有化学平衡的共性，也有其鲜明的个性。

1.弱电解质的电离(以CH3COOH的电离为例)(1)弱电解质的电离：CH3COOHCH3COO—+H+。

(2)电离平衡常数：用K表示，CH3COOH的电离平衡常数可表示为K(CH3COOH)=[c(H+)·c(CH3COO—)]/c(CH3COOH)。

注意：电离平衡常数只随温度的变化而改变，不随参与电离平衡的分子和各离子的浓度变化而变化。

K电离表达式中的各浓度指平衡时的浓度。

通常都用在25℃的电离常数来讨论室温下各种弱电解质溶液的平衡状态。

多元弱酸是分步电离的，它的每一步电离都有相应的.电离常数，通常用K1、K2、K3等表示，其大小关系为K1>K2>K3，一般都要相差104～105倍。

(3)弱电解质电离的特点：①共性特点：动(动态平衡)、定(各微粒的含量保持不变)、等(电离的速率等于离子结合成分子的速率)、变(条件改变，平衡发生移动)。

②个性特点：电离过程吸热;电离程度较小。

(4)外界条件对电离平衡的影响：①浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度减小;增大离子的浓度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。

②温度：升高温度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度增大;降低温度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。

注意：区分电离平衡移动与电离程度变化的关系，电离平衡移动的方向利用化学平衡移动原理来分析，而电离程度是一个相对值，即使电离平衡向右移动，电离程度也不一定增大。

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。

弱电解质的电离知识回顾电解质、非电解质、强电解质、弱电解质电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物非电解质：在水溶液和熔融状态下不能导电的化合物（1）电解质和非电解质都是化合物（2）判断标准是“导电”，它是根据化合物在水溶液里或者熔融状态下是否本身电离出离子（3）电解质包括：酸、碱、盐、水和金属化合物非电解质包括：非金属化合物、气态氢化物、大多数有机物强电解质：在水溶液里能够完全电离的电解质弱电解质：在水溶液里只能部分电离的电解质（1）这二者都是电解质（2）区别在于是否完全电离（3）强电解质包括：强酸、强碱、大部分盐、活泼金属的氧化物弱电解质包括：弱酸、弱碱、水高中常见强酸HCl、HNO3 、H2SO4、HCLO4、HBr、HI、HMnO4高中常见强碱KOH、Ca(OH)2、NaOH、Ba(OH)2本节知识点弱电解质的电离平衡p1定义；p2电离方程式的书写；p3影响因素；p4导电性、导电能力p5电离度、电离平衡常数。

1、定义：在一定条件下，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。

V分子=V离子2、电离方程式的书写：（1）强电解质完全电离，用“=”表示（2）弱电解质部分电离，用“⇋”表示多元弱酸：分步电离，分步书写多元弱碱：分步电离，一步书写氢氧化铝：水：(3)酸式盐强酸酸式盐：全部电离，一步书写多元弱酸酸式盐：先全部电离，再部分电离3、导电性；导电能力导电性是指电解质溶液中有自由离子的定向运动。

导电能力是指能够自由移动离子浓度的大小。

它受离子浓度、温度、离子所带电荷数的影响。

4、电离度；电离平衡常数电离度（a）：弱电解质在溶液里达电离平衡时，已电离的电解质分子数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。

电离平衡常数（Ka或K b）：弱电解质在溶液里达电离平衡时，电离形成的离子浓度的乘积与未电离的分子浓度的比值。

它只与温度有关，Ka表示酸；K b表示碱5、弱电解质电离平衡的影响因素（1）升高温度：电离平衡是吸热反应，平衡右移反应物：n、c减小生成物：n、c增大电离度、导电能力、电离平衡常数增大（它只与温度有关）（2）加水稀释：越稀越电离，平衡右移反应物、生成物c均减小；反应物n减小，生成物n增大电离度增大，导电能力减小（3）加入固体Ⅰ、加入反应物固体：反应物增加，平衡右移反应物、生成物n、c均增大电离度减小，导电能力增大Ⅱ、加入含有生成物离子的固体：生成物增加，平衡左移反应物n、c增大Ⅲ、生成物中除加入的含生成物离子外的其它离子n、c减小（本身增大，其余减小）电离度减小，导电能力增大Ⅳ、加入与生成物离子结合成水的固体：平衡右移以醋酸的电离为例分析各因素对平衡的影响，如下表：CH3COOH⇋CH3C00-+H+注意：上述表中所加NaOH、醋酸钠、弱酸盐均为固体，HCl为气体。

高考总复习《弱电解质的电离》的核心知识【考纲要求】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．理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。

【考点梳理】考点一、电解质与非电解质【高清课堂：363380 电解质和非电解质】2.实例分析：电解质与非电解质的辨析要点诠释：（1）溶液导电与否是由内外因共同作用的结果，内因必须有电解质，外因是电解质在水的作用下或加热熔融下，电解质电离出自由移动的离子，自由移动离子浓度越大，导电性越强。

可用下列图示表示：（2）离子型的电解质在水溶液中或熔融状态下都可以导电，如：NaCl、NaOH等，而共价型的电解质只有在水溶液中才能导电，如：H Cl、H2SO4等。

(3).电解质与非电解质均为化合物，金属属于单质，故既不是电解质，也不是非电解质。

考点二、强电解质与弱电解质【高清课堂：363380 强电解质和弱电解质】1、强电解质与弱电解质的比较要点诠释：（1）、CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小，但二者溶解的部分，CaCO3完全电离，故CaCO3属于强电解质，而Fe(OH)3部分电离，故Fe(OH)3属于弱电解质。

CH3COOH、HCl的溶解度都很大，HCl完全电离，属于强电解质；而CH3COOH部分电离，属于弱电解质。

因此，电解质的强弱与其溶解性大小无必然联系，区分强弱电解质，就看溶解的部分是否完全电离。

（2）电解质的强弱与溶液导电性的强弱也无必然联系。

溶液导电性的强弱取决于溶液中离子浓度大小，浓的弱电解质可能比稀的强电解质导电能力强，只有在相同条件（浓度、温度）下，强电解质才比弱电解质导电能力强。

如：同温、同浓度下盐酸比醋酸导电能力强。

2．电离方程式的书写（1）强电解质用“==”，弱电解质用“”。

如：H2SO4==2H++SO42-；NaHSO4==Na++H++SO42—；Ca(HCO3)2==Ca2++2HCO3—CH3COOH CH3COO- + H+；NH3·H2O NH4+ +OH- ；H2O H++ OH-（2）多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如碳酸电离方程式：H2CO3H++HCO3―；HCO3―H++CO32―（3）多元弱碱电离方程式一步写出，如氢氧化铁电离方程式：Fe(OH)3Fe3++3OH―（4）两性氢氧化物双向电离，如：H++AlO2―+H2O Al(OH)3Al3++3OH－（5）弱酸的酸式盐强中有弱，如：NaHCO3==Na++HCO3－、HCO3－H++CO32－考点三、弱电解质的电离平衡⒈电离平衡的概念：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。

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。