1、重難點三 弱電離質在水溶液中的電離平衡1電離平衡概念一定條件(溫度、濃度)下，分子電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態叫電離平衡狀態(屬于化學平衡)。任何弱電解質在水溶液中都存在電離平衡，達到平衡時，弱電解質具有該條件下的最大電離程度。2電離平衡的特征逆：弱電解質的電離過程是可逆的，存在電離平衡；等：弱電解質電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等；動：弱電解質電離成離子和離子結合成分子的速率相等，不等于零，是動態平衡；定：弱電解質在溶液中達到電離平衡時，溶液里離子的濃度、分子的濃度都不再改變；變：外界條件改變時，平衡被破壞，電離平衡發生移動；

2、3影響電離平衡的因素(符合勒沙特列原理)（1）內因-電解質本身的性質，是決定性因素；（2）外因溫度-由于弱電解質電離過程均要吸熱，因此溫度升高，電離度增大；           濃度-同一弱電解質，濃度越大，電離度越小；在一定溫度下，濃度越大，電離程度越小因為溶液濃度越大，離子相互碰撞結合成分子的機會越大，弱電解質的電離程度就越小因此，稀釋溶液會促進弱電解質的電離；例如：在醋酸的電離平衡 CH3COOHCH3COO-+H+A 加水稀釋，平衡向右移動，電離程度變大，但c(CH3COOH)、c(H+

3、)、c(CH3COO-)變小；B 加入少量冰醋酸，平衡向右移動，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大但電離程度小；外加物質若加入的物質電離出一種與原電解質所含離子相同的離子，則會抑制原電解質的電離，使電離平衡向生成分子的方向移動；若加入的物質能與弱電解質電離出的離子反應，則會促進原電解質的電離，使電離平衡向著電離的方向移動以電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+為例，各種因素對平衡的影響可歸納為下表：項 目平衡移動方向c(H+)n(H+)c(Ac-)c(OH-)c(H+)/c(HAc)導電能力電離程度加水稀釋向右減小增多減小增多增多減弱增大加冰醋酸向右增大增多增多減小

4、減小增強減小升高溫度向右增大增多增多增多增多增強增大加NaOH(s)向右減小減少增多增多增多增強增大H2SO4(濃)向左增大增多減少減少增多增強減小加醋酸銨(s)向左減小減少增多增多減小增強減小加金屬Mg向右減小減少增多增多增多增強增大加CaCO3(s)向右減小減少增多增多增多增強增大4電離方程式的書寫（1）強電解質用“=”，弱電解質用“”（2）多元弱酸分步電離，多元弱堿一步到位H2CO3H+HCO3-，HCO3-H+CO32-，以第一步電離為主NH3H2ONH4+OH-   Fe(OH)3Fe3+3OH-（3）弱酸的酸式鹽完全電離成陽離子和酸根陰離子，但酸根是部分電離；&

5、#160; NaHCO3=Na+HCO3-，HCO3-H+CO32-（4）強酸的酸式鹽如NaHSO4完全電離，但在熔融狀態和水溶液里的電離是不相同的；熔融狀態時：NaHSO4=Na+HSO4-；溶于水時：NaHSO4=Na+H+SO42-；5電離平衡常數(相當于化學平衡常數)在一定溫度下，當弱電解質的電離達到平衡狀態時，溶液中電離產生的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的弱電解質分子濃度的比值是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數，通常用Ka表示弱酸的電離常數； AB A+B-         

6、    （1）K的意義：K值越大，則電離程度越大，電解質(即酸堿性)越強；K值越小，電離程度越小，離子結合成分子就越容易，電解質(即酸堿性)越弱表達式中各組分的濃度均為平衡濃度；（2）K的影響因素：K的大小與溶液的濃度無關，只隨溫度的變化而變化溫度不變，K值不變；溫度不同，K值也不同；（3）多元弱酸的K：多元弱酸的電離是分步電離的，每步電離平衡常數，通常用K1、K2、K3 分別表示，但第一步電離是主要的如：磷酸的三個K值，K1K2K3 ，磷酸的電離只寫第一步說明：一元弱酸、一元弱堿的電離常數表達式：CH3COOHCH3COO-+H+一定溫度下CH3COOH的電離常

7、數為：NH3H2ONH4+OH-一定溫度下NH3H2O的電離常數為：多元弱酸的電離特點及電離常數表達式：1°分步電離：是幾元酸就分幾步電離每步電離只能產生一個H+，每一步電離都有其相應的電離常數2°電離程度逐漸減小，且K1K2K3，故多元弱酸溶液中平衡時的H+主要來源于第一步所以，在比較多元弱酸的酸性強弱時，只需比較其K1即可例如25時，H3PO4的電離；H3PO4H2PO4-+H+             H2PO4-HPO42-+H+ 

8、60;        HPO42-PO43-+H+              多元弱酸溶液中的c(H+)是各步電離產生的c(H+)的總和，在每步的電離常數表達式中的c(H+)是指溶液中H+的總濃度而不是該步電離產生的c(H+)6電離度電離度()(相當轉化率，與溫度、濃度均有關)A 內因：電解質的本性B 外因：溫度和溶液的濃度等（1）濃度的影響：   醋酸稀釋時電離度變化的數據：

9、濃度(mol/L)    0.2     0.1   0.001電離度(%) 0.948    1.32    12.4   可見，電離度隨濃度的降低而增大(因濃度越稀，離子互相碰撞而結合成分子的機會越少，電離度就越大)【重難點指數】【重難點考向一】 強酸和弱酸的鑒別【例1】室溫下，對于pH和體積均相同的醋酸和鹽酸兩種溶液，分別采取下列措施，有關敘述正確的是()A加適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大  

10、  B溫度都升高20后，兩溶液的pH均不變C加水稀釋兩倍后，兩溶液的pH均減小         D加足量的鋅充分反應后，兩溶液中產生的氫氣一樣多【答案】A【重難點點睛】考查弱電解質電離，鹽酸是強酸，醋酸是弱酸，所以醋酸溶液中存在電離平衡，升高溫度能促進弱電解質電離，pH相同的醋酸和鹽酸，醋酸的濃度大于鹽酸，不同的酸和相同金屬反應，生成氫氣的速率與溶液中離子濃度成正比；易錯選項是B，注意對于相同濃度的鹽酸和醋酸溶液，升高溫度，鹽酸的pH不變，但醋酸的pH改變，為易錯點。【重難點考向二】 影響電離平衡的因素【

11、例2】已知0.1molL-1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，要使溶液中的值增大，可以采取的措施是()加少量燒堿溶液升高溫度加少量冰醋酸加水 A B C D【答案】C【名師點睛】考查弱電解質的電離平衡、電離平衡常數等，注意并不是醋酸的電離平衡正向移動值就一定增大，本題中提供的四種措施都會使醋酸的電離平衡正向移動，可根據，結合平衡移動時c(CH3COO-)的變化來判斷。【重難點考向三】 弱電解質的證明【例3】下列事實一定能說明HF是弱酸的是()常溫下NaF溶液的pH大于7；用HF溶液做導電性實驗，燈泡很暗；HF與NaCl不能發生反應； 常溫下0.1mol/L

12、的HF溶液的pH為2.3；HF能與Na2CO3溶液反應，產生CO2氣體； HF與水能以任意比混溶；1mol/L的HF水溶液能使紫色石蕊試液變紅 A B C D【答案】D【名師點睛】考查弱電解質的判斷，掌握弱電解質是部分電離的解題的關鍵，根據弱電解質的電離是不完全的，酸的溶解性及酸的通性無法確定酸電離的程度，而比較酸的濃度與酸電離c(H+)可判斷酸的電離程度，據此分析解題。【重難點考向四】電離平衡常數的含義【例4】部分弱酸的電離平衡常數如表，下列選項錯誤的是()弱酸HCOOHHCNH2CO3電離平衡常數(25)Ki=1.77×10-4Ki=4.9×10-10Ki1=

13、4.3×10-7Ki2=5.6×10-11A2CN-+H2O+CO22HCN+CO32-B2HCOOH+CO32-2HCOO-+H2O+CO2C中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者D等體積、等濃度的HCOONa和NaCN溶液中所含離子總數前者小于后者【答案】AD【解析】根據電離平衡常數知，酸性強弱順序為：HCOOHH2CO3HCNHCO3-；A氫氰酸的酸性大于碳酸氫根離子而小于碳酸，所以發生CN-+H2O+CO2HCN+HCO3-反應，故A錯誤；B甲酸的酸性大于碳酸，所以2HCOOH+CO32-2HCOO-+H2O+CO2能發生，故B正確；C等

14、pH的HCOOH和HCN溶液，甲酸的物質的量濃度小于氫氰酸，所以中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，故C正確；D根據電荷守恒，c(HCOO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，c(CN-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，即離子總數是n(Na+ )+n(H+)的2倍，而NaCN的水解程度大，即NaCN溶液中的c(OH-)大，c(H+)小，c(Na+)相同，所以甲酸鈉中離子濃度大，故D錯誤；故選AD。【名師點睛】考查弱電解質的電離，根據平衡常數確定酸性強弱，從而確定酸之間的轉化，結合電荷守恒來分析解答，弱酸的電離平衡常數越大，其酸性越強，等pH的弱

15、酸溶液，酸性越強的酸其物質的量濃度越小，弱酸根離子水解程度越小，結合強酸能和弱酸鹽反應制取弱酸分析解答。1下列關于鹽酸與醋酸兩種稀溶液的說法正確的是()A相同濃度的兩溶液中c(H+)相同B100mL0.1molL-1的兩溶液能中和等物質的量的氫氧化鈉CpH=3的兩溶液稀釋100倍，pH都為5D兩溶液中分別加入少量對應的鈉鹽固體，c(H+)均明顯減小【答案】B2向0.1mol/L CH3COOH溶液中加入CH3COONa晶體或加水稀釋時，都會引起()A溶液的pH增大 BCH3COOH的電離程度增大C溶液的導電能力減小 D溶液的c(OH-)減小【答案】A【解析】ACH3COOH溶液加水稀

16、釋，平衡向正反應方向移動，電離程度增大，溶液中C(H+)減小，溶液的pH增大，加入少量CH3COONa晶體時平衡向逆反應方向移動，電離程度也減小，c(H+)減小，溶液的pH增大，故A正確；BCH3COOH溶液加水稀釋，平衡向正反應方向移動，電離程度增大，CH3COOH溶液加入少量CH3COONa晶體時平衡向逆反應方向移動，電離程度減小，故B錯誤；CCH3COOH溶液加水稀釋，離子濃度減小，溶液的導電能力減弱，加入少量CH3COONa晶體時，離子濃度增大，溶液的導電能力增強，故C錯誤；DCH3COOH溶液加水稀釋，平衡向正反應方向移動，溶液中c(H+)減小，根據KW=c(H+)c(OH-)，c(

17、OH-)增大，加入少量CH3COONa晶體時平衡向逆反應方向移動，溶液中c(H+)減小，根據KW=c(H+)c(OH-)，c(OH-)增大，故D錯誤；故選A。【名師點睛】考查外界條件對電離平衡的影響，重點考查離子濃度以及同離子效應對電離平衡的影響，CH3COOH溶液加水稀釋，平衡向正反應方向移動，電離程度增大，溶液中c(H+)減小，c(OH-)增大，溶液的PH增大，導電能力減弱；CH3COOH溶液加入少量CH3COONa晶體時平衡向逆反應方向移動，電離程度減小，c(H+)減小，c(OH-)增大，溶液的PH增大，導電能力增強。3已知某溫度下，幾種酸的電離常數如下：Ka(HCN)=6.2×

18、;10-10molL-1、Ka(HF)=6.8×10-4molL-1、Ka(CH3COOH)=1.8×10-5molL-1、Ka(HNO2)=6.4×10-6molL-1，物質的量濃度都為0.1molL-1的下列溶液中，pH最小的是()AHCN BHF CCH3COOH DHNO2 【答案】B【名師點睛】考查pH的比較，明確酸的電離常數與酸性強弱的關系是解答本題的關鍵，電離平衡常數越大，酸性越強，其溶液的pH越小，以此來解答。4常溫下，下列各組比值為1：2的是()A0.1mol/L與0.2mol/L醋酸溶液，c(H+)之比B0.1mol/LNa2CO3溶液，c(CO32-)與c(Na+)之比CpH=10的Ba(OH)2溶液與氨水，溶質的物質的量濃度之比DpH=3的硫酸與醋酸溶液，c(SO42-)與c(CH3COO-)之比【答案】D【解析】A醋酸是弱電解質，溶液中存在電離平衡，醋酸濃度越大其電離程度越小，所以