1、弱电解质的电离平衡考点归纳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
2、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（离子化）=v（分子化）工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”一-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
3、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 CHsCOO-+H +A加水稀释，平衡向正向移动，电离程度变大，但c(CHsCOOH)、c(H+)、c(CHsCOO-)变小；B加入少量冰醋酸，平衡向正向移动，c(CHsCOOH)、c(H+)、 c(CHsCOO-)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
4、/L 的CHsCOOH溶液 CHsCOO CHsCOO- + H+ 向其中加入CHsCOONa固体，溶液中c(CHsCOO-)增大，CHsCOOH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减小减少减小增强力口 HCI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（HCI、H2SQ、HNO3）、强碱NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2卜大部分盐、活泼金属氧化物（Na?。、NazO?、 心0、MgO
5、）为强电解质；而常见的弱酸、弱碱和少部分盐为弱电 解质，女口 H2CO3、H2SO3、HCIO、H2SQ3、NH3 H2O、（CH3COO）2Pb、 HgCb、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0.01mol L 1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2= pHha pHhb浓度：0.01 molL厂1 = c(HA)HBHA = HB体积相同时与过量 的碱反应时消耗碱 的量HA = HBHAHB体积相同时与过量 活泼金属反应产生 H的量HA = HBHAc(B )c(A ) = c(B )分别加
6、入固体NaA、HA :不变 HB :HA :不变 HB :变大NaB后pH变化变大加水稀释10倍后3= PhhapHhb2溶液的导电性HAHBHA = HB水的电离程度HA7。1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；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 入等浓度的盐酸和醋酸中，前者大。3浓度与pH的关系；4利用盐类水解的知识，测定对应盐的酸碱性；如CHsCOONa溶 液呈碱性，则证明CH3COOH是弱酸。5采用同离子效应的实验证明存在电离平衡；6利用强酸制备弱酸的方法来判断电解质的强弱；7稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系，如将 pH=2的酸稀释 10
7、00倍，若pH小于5,则证明为弱酸；8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，而是看溶于水的部分是否完全电离。CaCO, Fe(OH)3的溶解度都很小，CaCQ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，HCI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、AgCI)；而某弱电解质虽然电离程度小，但浓度较
8、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（HCI）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 H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（HCI）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 H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
9、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，弱碱的电离常数用Kb表示。c(CH3C00H)c(H + )K 如 CHsCOOH： CH3C00-+H + , c(CH3COOH)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
10、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a表示。1.数学表达式：= 已电离的电解质分子数 v100%=溶液中原有电解质的分 子总数 X100%=已电离的电解质物质的 量 X100% a溶液中原有电解质中物 质的量 _已电离的电解质物质的 量浓度
11、 000/ a _物质的量 %2意义：表示了弱电解质的电离程度相对强弱。3.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:HA H+A-, a =x 100%c (H+)=c a一元弱碱：BOH B+OH-, a =x 100%c (OH-) =c a 4影响因素1内因一电解质的本质。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O.lmol L-1 的碳酸氢硫次氯酸 氢氰后面石炭酸2外因一溶液的浓度、温度和加入的试剂等。以CH3COOH 为例:变化外因加水升温加NaOH加 H2SO4电离度（a）增大增大增大减
12、小H+数量增多增多减少增多C (H+) /(mol L-1)减小增大减小增大导电能力减弱增强增强增强3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。4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+）变为丄倍；弱酸稀释到n倍，c（H+）n变化小于1倍n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11（ 2016上海卷）能证明乙酸是弱酸的实验事实是（ ）A.CH3COOH溶液与Zn反应放出 出B.O.1mol/L CHsCOONa 溶液的 pH 大于 7C.CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2D.0.1
13、 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红【解析1 A.只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；CHsCOONa溶液显碱性，由于 NaOH是强碱，所以乙酸是弱酸，B正确；反应生成CO2证明乙酸的酸性比碳酸强，但是不能证明其酸性强弱，C错误；紫色石蕊变红，可以证明乙酸具有酸性，但是不能证 明其酸性强弱，错误【答案】B【名师点睛】强酸与弱酸的区别在于溶解于水时是否完全电离，弱酸 只能部分发生电离、水溶液中存在电离平衡。以CH3COOH为例，通 常采用的方法是：测定 O.lmol/LCHsCOOH溶液pH 1，说明CH3COOH没有完全电离；将pH=1CH3COOH溶液稀释100倍后测
14、 定3 pH 1,说明溶液中存在电离平衡，且随着稀释平衡向电离方 向移动；测定0.1mol/L CHsCOONa溶液的pH乙说明CHsCOONa 是强碱弱酸盐，弱酸阴离子 CH3COO-水解使溶液呈碱性。2弱电解质与pH结合的考查【例2】(2015新课标I)浓度均为0.10mol/L、体积均为V。的MOH和ROH溶液，分别加若两溶液无限稀释，则酸碱性接近中性，则它们的 c(OH-)相等，C正确；ROH为弱碱，升温电离度增大，c(R+)增大，而MOH为强碱，升温c(M+)不变，所以两溶液同时升高温度，c(M 1 )则 减小，D错误。【答案】D【例2】(2014新课标II) 一定温度下，下列溶液的
15、离子浓度关系式正 确的是()A.pH=5 的 H2S 溶液中,c(H+)二c(HS-)=1 XI0-5 mol L-1B.pH=a的氨水溶液，稀释10倍后，其pH=b,则a=b+1C.pH=2的H2C2O4溶液与pH=12的NaOH溶液任意比例混合：0c(Na+)+c(H+)=c(OH)+c(HC2 4)D.pH相同的CHsCOONaNaHCOsNaCIO三种溶液的 c(Na+): 【解析】H2S是二元弱酸,在水溶液中分步电离：H2ST H+HS-、HS-H+S2-,故 pH=5 的 H2S 溶液中,c(HS-)c(H+)=1 XI0-5 mol L-1,A 项错误； 加水稀释，会使电离平衡向
16、正方向移动，促进了 NH3H2O的电离，所以PH=a的氨水溶液，稀释10倍后，其PH=b,则aH2CO3HCIO,根据 越弱越水解”的原理知,水解程o -度:CIO-HC 4CH3COO-,所以 PH 相同 CHsCOONaNaHCOsNaCIO三种溶液的c(Na+):，D正确。【答案】D2强碱滴定同浓度强酸、弱酸的图形考查【例3】(2014海南)室温下，用0.100mol/L NaOH溶液分别滴定20.00ml 0.100moI/L的盐酸和醋酸，滴定曲线如图所示，下列说法正 确的是( )A.H表示的是滴定盐酸的曲线B.PH=7时，滴定醋酸消耗V(NaOH)小于20mlC.V(NaOH) =2
17、0ml 时，C(Cl) = C(CH3COO)D.V(NaOH) =10ml 时，醋酸溶液中：C(Na+ ) C(CH3COO) C(H+ ) C(OH)【解析】滴定开始时 0.1000mol/L盐酸pH=1, 0.1000mol/L醋酸pH 1,所以滴定盐酸的曲线是图滴定醋酸的曲线是图I,故 A错 误；醋酸钠水解呈碱性，氯化钠不水解， pH=7时，醋酸所用NaOH溶液的体积小，故 B正确；V (NaOH) =20.00?mL?时，二者反应生 成氯化钠和醋酸钠，醋酸根发生水解，浓度小于氯离子，故 C错误；加入10ml氢氧化钠时，溶液中恰好为同浓度的醋酸和醋酸钠，醋酸 电离大于醋酸根的水解程度，
18、所以C(CH3COO) C(Na+ ), D错误。【答案】B【例4】(2013浙江)25 C时，用浓度为0.100 0 mol L71的NaOH溶液滴定20.00 mL浓度均为0.100 0 mol L71的三种酸HX、HY、HZ,滴定曲线如图0所示。下列说法正确的是()A .在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序：HZHYc(Y )c(OH )c(H J)+ c(OH )【解析】由图中起始时溶液的pH可知，HZ为强酸，HY、HX为弱 酸，且酸性HY HX。由于电离度HZ HY HX，所以溶液的导电 性 HZ HY HX , A 项错误；0.1 mol/L HY 的 pH = 3,即
19、c(H +) = 10mol/L ,Ka=(粘)=10_5, B项正确；由于 HX的酸性比HY弱，越弱越水解，故X的水解程度比丫一大，C(X一)v(Y_), C项错错误【答案】B【例5】(2015山东卷)室温下向10mL0.1 mol LNaOH溶液中加入0.1 mol L 71的一元酸HA溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法正确的是A.a 点所示溶液中 c(Na+)c(A )c(H +)c(HA)B.a、b两点所示溶液中水的电离程度相同C.pH=7 时，c(Na+)= c(A)+ c(HA)D.b点所示溶液中c(A) c(HA)【解析】a点HA与NaOH恰好完全反应生成NaA溶液，此时pH为
20、8.7,说明HA为弱酸，NaA溶液发生水解反应，c(Na+) c(A一) c(HA) c(H +), A错误；a点所示溶液为NaA溶液，NaA水解促进水 的电离，b点为NaA和HA等浓度的混合液，显酸性，说明HA的电 离程度大于NaA的水解程度，HA电离抑制水的电离，故水的电离程 度 ab, B 错误；根据电荷守恒：c(H+)+c(Na+)二c(OH_)+c(A一), pH=7 时，c(Na+)= c(A一)，C错误；b点显酸性，故HA溶液电离程度大于 NaA溶液的水解程度，所以c(A J c(HA) , D正确。【答案】D【例6】(2016年天津)室温下，用相同浓度的 NaOH溶液，分别滴
21、定浓度均为0.1mol 一1的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定的曲线 如图所示，下列判断错误的是( )A .三种酸的电离常数关系：KhaKhbKhdB.滴定至 P点时，溶液中：c(B_)c(Na*)c(HB)c(H + )c(OH一)C.pH=7 时，三种溶液中：c(A一)二c(B一)二c(D一)D .当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA) + c(HB) + c(HD)=c(OH 一) c(H +)【答案】C【解析】根据图像，0.1mol 1的三种酸(HA、HB和HD)溶液的起 始PH, HA最小，酸性最强，HD的PH最大，酸性最弱，酸性越强， 电离平衡常数越大，三种酸的
22、电离常数关系：KhaKhbKhd ,A正确； 滴定至P点时溶质为等物质的量浓度的 HB和NaB,溶液显酸性，HB 的电离大于B 的水解，但HB的电离程度较小，因此c(B)c(Na +)c(HB)c(H + )c(OH ) , B项正确；PH=7时，根据电荷守恒，三 种离子浓度分别等于钠离子浓度相等，但三种溶液中阴离子的水解程 度不同，加入NaOH的体积不同，因此三种溶液中钠离子浓度不等，C 错误；根据质子守恒关系式， c（HA）c（HB）c（HD）=c（OH ）c（H），D 正确。3.与电离度结合的考查【例7】（2015海南）下列曲线中，可以描述乙酸（甲，Ka=1. 8X10-5） 和一氯乙酸
23、（乙，Ka=1. 4X10-3）在水中的电离度与浓度关系的 是（ ）【解析】由Ka值可以看出，这两种物质都是弱电解质，在温度不变、 浓度相等时，电离程度 CH3COOHVCH2CICOOH，排除A、C;当浓 度增大时，物质的电离程度减小，排除 D 选项，正确选项是 B。【答案】 B【例8】（2016新课标I卷）298K时，在20.0mL 0.10mol/L氨水中滴入 0.10 moI/L 的盐酸，溶液的 pH 与所加盐酸的体积关系如图所示。已知 0.10 mol/L 氨水的电离度为 1.32%，下列有关叙述正确的是（）A .该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂B.M 点对应的盐酸体积为 20.0
24、mLC.M 点处的溶液中 c（NH4+ ） = c（C） = c（H +） = c（OH一）D.N 点处的溶液中 pHc(H+) = c(OH一), C 错误；N 点氨 水溶液中已经电离的一水合氨浓度等于溶液中氢氧根离子的浓度， c(OH-)=0.1mol/L伙32%=1.32氷0-3mol/L ,根据水的离子积常数可知：10 N处的溶液中氢离子浓度=1怎xl mol = 7.6 X0_12mol/L，根据 pH=-lgc(H+)可知此时溶液中pH c(Na+)= c(NH3 H2O)B .加入 10mL 盐酸时：c(NH4+) + c(H +) = c(OH)C.加入盐酸至溶液 pH=7时：
25、c(C)= c(Na+)D .加入 20mL 盐酸时：c(C)= c(NH 4+) + c(Na+)【解析】一水合氨是弱电解质， 因此会发生微弱的电离， 该选项中钠离子的浓度应当大于一水合氨的浓度，A错误；当加入HCI的体积为10ml的时候，溶液中钠离子与氯离子的浓度 是相等的，根据电荷守恒 c(NH4+)+c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(CI-)，所以B正确；加入盐酸至溶 液pH=7时，溶液呈现中性，根据电荷守恒式 c(NH 4+)+c(H +)+c(Na +)=c(OH -)+c(Cl)，而c(H+)=c(OH -),可得 c(NH4+)+c(Na+)= +c(Cl-),所以
26、c(Na+) v c(Cl-), C 错误；c(NH4+)+c(Na+)= c(Cl-)是溶液呈现出中性条件下才会成立，加入盐酸 20ml时溶液不显中性，所以 D错误。【答案】B【例10】(2015浙江)40C时，在氨水体系中不断通入 CO2,各种 离子的变化趋势如下图所示。下列说法不正确 的是 A .在 pH = 9.0 时，c(NH4+) c(HC03)c(NH2C0CT)c(CO32_)B .不同pH的溶液中存在关系：c(NH4+ )+ c(H+)= 2c(CO32_) +c(HCO3 ) + c(NH2COO+ c(OH )c.随着co2的通入，cNHHo)不断增大D .在溶液中pH不断降低的过程中，有含NH2COO的中间产物生成【解析】在pH = 9.0时，作直线垂直于横坐标，从图上可直接看得出:c(NH4+)c(HCO3)c(NH2COOJc(CO32) A 正确；根据电荷守恒 可得：c(NH4+) + c(H+) = 2c(CO32_) + c(HCO3_) + c(NH2COO +c(0H)xc(NH4 + ) Kbc(OH j B 正确;c(OH) =cfNH.t?H20) x c(NH4 + ) c(NH4 + )c(NH3 H20)= Kb不变
