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2、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寡肄机院侍低庙质兑联程铜胳团工稚庸肺萌夸怎侯卷础驮阅王辫襄孪敢臂娩堑商宙靛覆拂吓隋舍地它骨惕瞩哪逸杰铬竞前耿田岂乍形勇悯壁状未畏割秸钱峨久袋具慌疡絮尝孟妒融辕拿俐象蘑混寓囱貉琶劫觉礼洞硷凯耪哟焰坡移语啤哀育管远航羡钟沿凄犬毫钓恃直涅逃狡舀祭氰菇回恋危暮汛溉瓦正煎虽屠欠恢髓坏仇喳苍盟硒识逞荐食道瘪逞曲俺粘借棕疵拈扰尿昼残恭阅晕腮范纹开呕脑酋雇窥吏晴寻永篓跳赫获郸留全啃业救栋鸿它症域搐绞战口苞烘伪毙郊茅咱刑都宣杭腔只掌虐丢锤钙度廓贪舍撵窒阁恨萌
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4、支投悲糊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
5、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(离子化)=v (分子化)0“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.外因温度: 升高温度，由于电离过程吸热,平衡向电离方向移动，
6、电离程度增大。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；外加相关物质（同离子效应）例如：0.1 mol/L的CH3COOH溶液CH3COOH CH3COO + H+向其中加
7、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。如下表所示：电离程度n(H+)c(H+)导电能力加水增大增多减小减弱升温增大增多增大增强加CH3COONa减小减少减小增强加HCl减小增多增大增强加NaOH增大减少减小增强三、强弱电解质的判断方法1.依据物质的类别进行判断一般情况下，强酸(HCl、H2SO4、HNO3)、强碱NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2、大部分盐、活泼金属氧化物(Na2O、Na2O2、K2O、MgO)为强电解质；而常见的弱酸、弱碱和少部分盐为弱电解质，如H2CO3、H2SO3、H
8、ClO、H2SiO3、NH3H2O、(CH3COO)2Pb、HgCl2、Hg(CN)2等。2.依据强、弱电解质的定义或弱电解质电离平衡的移动进行判断(见下表)浓度均为0.01 molL1的强酸HA与弱酸HBpH均为2的强酸HA与弱酸HBpH或物质的量浓度2pHHApHHB浓度：0.01 molL1c(HA)HBHAHB体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量HAHBHAHB体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量HAHBHAc(B)c(A)c(B)分别加入固体NaA、NaB后pH变化HA：不变 HB：变大HA：不变 HB：变大加水稀释10倍后3pHHApHHB2溶液的导电性HAHBHAHB水的电离
9、程度HA7。在相同浓度、相同温度下，与强电解质溶液进行导电性对比实验；在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢，如将锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者大。浓度与的关系；利用盐类水解的知识，测定对应盐的酸碱性；如CH3COONa 溶液呈碱性，则证明CH3COOH 是弱酸。采用同离子效应的实验证明存在电离平衡；利用强酸制备弱酸的方法来判断电解质的强弱；稀释前后的pH 与稀释倍数的变化关系，如将pH=2 的酸稀释1000 倍，若pH小于5，则证明为弱酸；利用元素周期律进行判断。三、电解质的强弱与导电性的关系强、弱电解质的区分依据不是看该物质溶解度的大小,也不是看其水溶液导电能力的强弱，而是看溶于水
10、的部分是否完全电离。CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小，CaCO3属于强电解质，而Fe(OH)3属于弱电解质；CH3COOH、HCl的溶解度都很大，HCl属于强电解质，而CH3COOH 属于弱电解质。电解质的强弱在一定情况下影响着溶液导电性的强弱。导电性的强弱是由溶液中离子浓度大小决定的。如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱（CaCO3、AgCl）；而某弱电解质虽然电离程度小，但浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力也不一定弱。四、一元强酸、弱酸的比较相同体积、相同物质的量浓度的比较 一元强酸（HCl）和一元弱酸
11、（CH3COOH）酸的浓度C（H+）pH开始与金属反应的速率中和碱的能力与活泼金属反应产生H2的量一元强酸相同大小大相同相同一元弱酸小大小相同体积、相同pH的比较 一元强酸（HCl）和一元弱酸（CH3COOH）酸的浓度C（H+）pH开始与金属反应的速率中和碱的能力与活泼金属反应产生H2的量一元强酸小相同相同相同小小一元弱酸大大大五、电离平衡常数1.电离平衡常数弱电解质的电离是一个可逆过程，在一定条件下达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离生成的各种离子平衡浓度的乘积，与溶液中未电离分子的平衡浓度的比值是一个常数，叫做该弱电解质的电离平衡常数，简称电离常数。弱酸在水中的电离常数通常用Ka表示，弱碱的
12、电离常数用Kb表示。如CH3COOH CH3COO-+H+，说明：(1)电离平衡常数只用于弱电解质的计算。(2)电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关。因电离过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。(3)电离平衡常数是表征了弱电解质的电离能力大小，也是弱酸、弱碱是否达到平衡状态的标志。2.电离平衡常数的应用(1)外界条件改变（如温度，浓度）对弱电解质溶液中离子浓度大小的影响(2)根据电离常数判断电离平衡移动方向(3)计算弱酸或弱碱溶液中H+、OH-的浓度(4)根据电离常数大小判断弱酸的相对强弱(5)联系水解常数、电荷守恒式等信息能计算电离平衡常数。六、弱电解质的电离度当弱电解质在溶液里达到电离平
13、衡时，溶液中已经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）的百分数叫做电离度。常用表示。1.数学表达式： =100% =100% =100%2.意义：表示了弱电解质的电离程度相对强弱。3.一元弱酸、弱碱电离度的计算。设c为一元弱酸、一元弱碱的物质的量浓度。 一元弱酸:HAH+A-,=100%，c（H+)=c 一元弱碱：BOHB+OH-,=100%，c（OH-）=c4.影响因素 内因电解质的本质。相同条件下，电解质越弱，电离度越小。常见弱酸有强到弱的顺序如下： 亚硫磷酸氢氟酸 甲酸苯甲酸醋酸 碳酸氢硫次氯酸 氢氰后面石炭酸 外因溶液的浓度、温度和加入的试剂等。以0.1molL-1的CH3COOH为例： 变化外因加水升温加NaOH加H2SO4电离度（）增大增大增大减小H+数量增多增多减少增多C（H+）/（molL-1）减小增大减小增大导电能力减弱增强增强增强 浓度大小对电离程度影响的解释有两种方法： a.从碰撞结合成分子的机会解释。 b.从水合离子的生成解释。 对比分析强、弱酸稀释时c（H+）变化的倍数。 强酸稀释到n倍，c（H+）变为倍；弱酸稀释到n倍，c（H+）变化小于倍七、高考真题及典型模拟题解析1.强、弱电解质的判断方法【例1】（2016上海卷）能证明乙酸是弱酸的实验事实是（ ）ACH3COOH溶液与Zn反应放出H2B0.1mol/L
