第3讲弱电解质的电离平衡学生版Word文档格式.docx
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⑵溶解或熔化二个条件具备一个条件便可以，不是两个条件同时具备。
⑶在受水分子作用或受热熔化时，化合物本身直接电离出自由移动离子的化合物，
才是电解质。
如SO2、NH3的水溶液能导电，但它们不是电解质。
因为SO2、NH3
溶于水时与水发生反应，生成弱电解质H2SO3、NH3.H2O，是H2SO3、NH3.H2O
电离出自由移动的离子，而不是SO2、NH3本身直接电离出自由移动的离子，所
以SO2、NH3不能称为电解质。
⑷电解质与电解质溶液要区分开，电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。
⑸电解质和导电没有必然联系，电解质溶液的导电能力受电解质溶液中的离子浓度
影响，离子浓度越大，导电能力越强。
离子浓度的大小受电解质的强弱和溶液浓度
等决定。
所以强电解质的水溶液导电能力不一定强。
电解质导电与否是由内、外因
共同作用的结果，内因必须有电解质，外因在水的作用下或加热熔融。
内外因两者
缺一不可。
⑹电解质不一定导电，导电物质不一定是电解质；
非电解质不导电，但不导电的物
质不一定是非电解质。
2.强电解质和弱电解质
强电解质
弱电解质
在水溶液中或熔融状态下能够完全电离成离子的电解质
在水溶液里部分电离成离子的电解质
电离程度
完全电离，不存在电离平衡
部分电离，存在电离平衡
电离方程式
H2SO4=2H++SO42-
NaHCO3=Na++HCO3-
NaHSO4=Na++H++SO42-
Ca（HCO3）2=Ca2++2HCO3-
CH3COOH
CH3COO-+H+
NH3·
H2O
NH4++OH-
H3PO4
H++2H2PO4-
H2PO42-
H++HPO42-
HPO42-
H++PO43-
溶液中溶质微粒
只存在电解质电离生成的阴、阳离子，不存在电解质分子。
大量存在电解质的分子，少量存在弱电解质电离产生的离子
化学键
离子键与某些极性键
某些极性键
化合物类型及实例
强酸：
HCl、HNO3、H2SO4HBr、HI等
强碱：
KOH、NaOH、Ba（OH）2Ca（OH）2
绝大多数盐：
包括可溶性盐（钾盐、钠盐、铵盐、硝酸盐）及难溶性盐（BaSO4、AgCl、CaCO3等）。
部分碱性氧化物（熔融状态下可电离）
弱酸：
HF、HClO、HCOOH、H2CO3、CH3COOH、H2S、H2SO3、H2SiO3、H2O、H3PO4等
弱碱：
H2O等不溶性碱
两性物质：
Al（OH）3等
水：
H2O
极少数盐：
（CH3COO）2Pb
相同点
在水溶液中（或熔融状态下）都能产生自由移动的离子，都是电解质。
①电解质的强弱由物质的内部结构来决定。
②电解质的强弱同溶液的导电能力没有必然联系。
是主要由单位体积溶液内可自由移动
的离子数目多少来决定的。
同时跟离子自身所带电荷数也有一定关系。
③电解质的强弱与化学键没有必然联系。
例如HF含有强极性键，但是为弱电解质。
④电解质的强弱与其溶解度没有必然联系，而应注意其溶于水的部分是否为完全离。
⑤大多数盐为强电解质，而少部分盐有形成共价键的趋势，电离程度很小，是弱电解质。
【思维技巧】
1.电解质与非电解质、强电解质与弱电解质的判断规律
判别依据
电离特点
完全电离、不可逆、不存在电离平衡
部分电离、可逆、存在电离平衡
熔融状态和水溶液中均不能电离
物质种类
强酸、强碱、多数盐、部分碱性氧化物
弱酸、弱碱、水、个别盐
多数有机物、非金属氧化物
溶液中所含的离子种类
水合离子，无溶质分子
水合离子和溶质分子共存
溶质分子
结构特点
以离子键结合的离子化合物，或以极性键结合的共价化合物
以极性键结合的共价化合物
注意：
电解质和非电解质、强电解质和弱电解质是专门针对化合物进行分类的，单质既不是电解质也不是非电解质。
2．弱电解质的判断：
以CH3COOH为例，可从以下角度来判断CH3COOH是弱电解质：
⑴0.1mol·
L-1的CH3COOH溶液，测其pH大于1。
⑵测CH3COONa溶液的pH大于7。
⑶取pH=3的CH3COOH溶液1mL，用水稀释到100mL后，测其pH小于5。
⑷pH相同的HCl和CH3COOH溶液，取相同体积分别用标准NaOH溶液测浓度，CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液体积大。
⑸0.1mol·
L-1的HCl与过量的Mg反应，当加入CH3COONa晶体后，反应速率减慢，但生成氢气的总量不变。
⑹0.1mol·
L-1的CH3COOH和HCl溶液，分别与Mg反应，起始时CH3COOH溶液的反应速率慢。
⑺pH与体积均相同的HCl和CH3COOH溶液，分别与过量的Mg反应，生成氢气的总量CH3COOH大于HCl。
⑻pH相同的HCl和CH3COOH溶液与Mg反应，与CH3COOH溶液反应速率减小得慢。
⑼向pH=3的HCl溶液中加入CH3COONa晶体，其pH增大。
⑽分别测同体积0.1mol·
L-1的CH3COOH溶液和HCl溶液的导电性，HCl强于CH3COOH。
【例题精讲】
一、对于电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的区分
【例4】下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（）
A．CH3CH2COOHB．Cl2C．NH4HCO3D．SO2
【例5】甲酸的下列性质中可以证明它是弱电解质的是
A．1mol·
L-1的甲酸溶液的c（H+）约为0.01mol·
L-1
B．甲酸与水以任意比例互溶
C．10mL1mol·
L-1甲酸恰好与10mL1mol·
L-1NaOH溶液完全反应
D．在相同条件下，甲酸的导电性比一元强酸溶液的弱
【例6】HgCl2的稀溶液可用作手术的消毒剂，已知HgCl2的熔点是277℃，熔融状态的HgCl2不能导电，HgCl2的稀溶液有弱的导电能力，则下列关于HgCl2的叙述中正确的是
A．HgCl2属于共价化合物 B．HgCl2属于离子化合物
C．HgCl2属于非电解质 D．HgCl2属于弱电解质
二、对于导电性和电解质之间的关系的考察
【例7】下列说法正确的是
A．将Ag2SO4和冰醋酸置于水中，测其导电性，谁的导电性强谁是强电解质
B．取等体积的两种酸溶液，插入电极，测其导电性，谁的导电性强谁是强电解质
C．强电解质一定是离子化合物，弱电解质一定是共价化合物
D．SO3的水溶液导电性很强，所以H2SO4是强电解质
【例8】把0.05molNaOH固体分别加入到下列100mL液体中，溶液的导电性基本不变，该液体是（ ）
A．自来水 B．0.5mol/L盐酸
C．0.5mol/LCH3COOH D．0.5mol/LNH3·
板块二、弱电解质的电离平衡
【例9】由于弱电解质存在电离平衡，因此弱电解质的电离方程式的书写与强电解质不同。
试写出下列物质的电离方程式：
1．H2CO32．H2S3．NaHCO34．NaHSO45．HClO
【例10】在稀氨水中存在平衡：
NH3+H2O
NH4++OH-,如进行下列操作，则NH3、NH4+、H+、OH-浓度如何变化？
试用“增大”“减小”“不变”填写。
⑴通适量HCl气体时，c（NH3）_______________________，c（H+）_________________。
⑵加入少量NaOH固体时，c（NH4+）____________________，c（OH-）___________________。
⑶加入NH4Cl晶体时，c（NH4+）_______________，c（OH-）_________________。
【例11】一种pH=3的酸溶液和一种pH=11的碱溶液等体积混合后测得溶液的pH=5.6，其原因可能是（）
A．浓的强酸和稀的弱碱溶液反应B．浓的弱酸和稀的强碱溶液反应
C．等浓度的强酸和弱碱溶液反应D．生成了一种强酸弱碱盐
1.电离平衡的概念
在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡.
电离平衡概念理解：
①弱电解质的电离；
②达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等；
③动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止；
④达电离平衡时，离子和分子共存，其浓度不再发生变化；
⑤指电离平衡也是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。
2.电离平衡的特征：
⑴逆--弱电解质的电离是可逆的
⑵等--V电离=V结合≠0
⑶动--电离平衡是一种动态平衡
⑷定--条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子
⑸变--条件改变时，电离平衡发生移动。
3.对于电离平衡的影响因素
⑴内因：
电解质本身的性质。
通常电解质越弱，电离程度越小。
⑵外因：
（符合勒夏特列原理）
①温度：
温度升高，平衡向电离方向移动。
由于弱电解的电离是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。
②浓度：
溶液稀释有利于电离
同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小；
稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。
但是虽然电离程度变大，但溶液中离子浓度不一定变大。
③加入试剂
增大弱电解质电离出的某离子的浓度，电离平衡向将向离子结合成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的电离程度将减小（同离子效应）；
减小弱电解质电离出的离子的浓度（如在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时），电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。
4.电解质的电离方程式
表示过程：
电解质在水溶液或熔融状态下离解为自由离子的过程，不需通电，一般为吸热反应。
例：
HA
H++A-BOH
B++OH-
注意：
⑴强电解质完全电离，符号用“===”。
⑵弱电解质部分电离，存在电离平衡，因而要用“
”表示。
1）多元酸分步电离，以第一步电离为主。
2）多元碱可认为是一步电离，用一步电离表示。
3）两性氢氧化物双向电离。
4）强酸的酸式盐熔融状态电离出酸式酸根离子，溶液中电离出正酸根离子和氢离子；
弱酸的酸
式盐第一步为完全电离，第二步开始酸式酸根继续电离为不完全电离。
5.电离平衡常数
⑴定义：
在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示。
⑵表示方法：
AB
A++B-
1）弱电解质的电离常数表达式中的c（A+）、c（B-）和c（AB）均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值，并不是直接指溶质的物质的量浓度值。
并且，在温度一定时，其电离常数就是一个定值。
2）电离常数随着温度而变化，但由于电离过程热效应较小。
温度改变对电离常数影响不大，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。
电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。
⑶影响因素：
电离平衡常数和化学平衡常数一样，其数值随温度改变而改变，但与浓度无关。
同一弱电解质在同一温度下发生浓度变化时，其电离常数不变。
⑷电离平衡常数的意义。
1）通过比较电离平衡常数的大小，可以估算弱电解质在同一温度下的电离趋势。
K值越大，电离程度越强，相同浓度的同元弱酸的酸性就越强。
2）多元弱酸电离平衡常数：
K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步电离决定。
从而推出多元弱酸中的离子浓度关系。
6.弱电解质的电离度
⑴概念：
当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分数叫做电离度。
常用α表示。
⑵数学表达式：
⑶意义：
表示了弱电解质电离程度的相对强弱
⑷影响因素：
1）内因--电解质的本性。
相同条件下，电解质越弱，电离度越小。
2）外因--溶液的浓度、温度和加入的试剂等，以0.1mol·
L-1的CH3COOH为例：
加水
升温
加NaOH
加H2SO4
电离度（α）
增大
减小
H+数量
增多
减少
c（H+）/（mol/L）
导电能力
减弱
增强
1．一元强酸与一元弱酸的比较
⑴相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较
c（H+）
pH
中和碱
的能力
与过量Zn的反应情况
稀释相同倍数后的pH
产生氢气
的量
开始时的
反应速率
盐酸
大
小
相等
相同
快
醋酸
慢
⑵相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较
c（酸）
弱
少
强
多
2.判断电离平衡移动的方向、电离程度、离子浓度、导电能力变化的方法
以0.1mol·
L-1的CH3COOH（CH3COOH
H++CH3COO-）为例：
平衡移动方向
平衡常数Kα
n（H+）
导电性
电离度
加水稀释
右移
不变
加冰醋酸
加CH3COONa
左移
①电离平衡的移动完全符合勒夏特列原理，故运用勒夏特列原理迁移到电离平衡的移
动（电离度相当于转化率、离子浓度相等于反应物的平衡浓度，分子浓度相当于反应
物的平衡浓度等）。
②关于冰醋酸的加水稀释过程通过分析其主要影响因素以及极限思维的应用可以知
道其分为两个阶段：
1）未稀释时，c（H+）为0。
加水稀释后，醋酸开始电离，随着水的逐渐加入，电离
平衡逐渐向电离方向移动，此时c（H+）是逐渐加大的。
2）当稀释到一定程度时，V（液）的增加程度逐渐超过n（H+）的增加程度，这时
候，c（H+）开始减小，并最终趋向于纯水中的c（H+）。
一、电离平衡的移动及相关的影响因素
【例12】足量的Mg粉与一定量的盐酸反应，由于反应速率太快，为减慢反应速率，但又不影响氢气的产量，可以加入（ ）
A．盐酸 B．NaOH固体 C．Na3PO4 D．CH3COONa固体
【例13】已知H2SO4第一步电离是完全的，第二步电离是可逆的。
常温下，若0.1mol/LH2SO4溶液中HSO4-的电离度是10%，那么同样条件下0.1mol/L的NaHSO4溶液中的HSO4-的电离度应是（）
A．大于10% B．小于10% C．等于10% D．无法判断
【例14】在RNH2·
RNH3++OH-形成的平衡中要使RNH2·
H2O的电离程度及c（OH-）都增大，可采取的措施是
A．通入HClB．加少量NaOH固体C．加水D．升温
【例15】将0.1mol·
L-1CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起（）
A．溶液的pH增加B．CH3COOH电离度变大
C．溶液的导电能力减弱D．溶液中c（OH-）减小
二、电离平衡对溶液pH的影响
【例16】根据下表数据，比较相同温度时，三种酸的相对强弱，正确的是（ ）
A．HX>
HY>
HZ B．HZ>
HX>
HYC．HY>
HZ>
HX D．HZ>
HX
酸
HY
HZ
浓度（mol/L）
0.1
0.5
0.9
1
a
0.3
0.15
10
【例17】有①、②、③三瓶体积相等，浓度都是1mol/L的HCl溶液，将①加热蒸发至体积减少一半；
在②中加入少量CH3COONa固体（加入后溶液仍呈强酸性）；
③不作改变，然后以酚酞作指示剂，用NaOH滴定上述三种溶液，所消耗的NaOH溶液的体积是
A．①=③>
② B．③>
②>
① C．③=②>
① D．①=②=③
三、通过电离平衡对溶液中粒子浓度大小的比较
【例18】醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOH
H++CH3COO-，下列叙述不正确的是（）
A．醋酸溶液中离子浓度的关系满足：
c（H+）＝c（OH-）+c（CH3COO-）
B．0.10mol/L的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液中c（OH-）减小
C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动
D．常温下pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＜7
【例19】下列溶液中各微粒的浓度关系不正确的是（）
A．0.1mol·
L-1HCOOH溶液中：
c（HCOO-）+c（OH-）=c（H+）
B．1L0.1mol·
L-1CuSO4·
（NH4）2SO4·
6H2O溶液：
c（SO42-）＞c（NH4+）＞c（Cu2+）＞c（H+）＞c（OH-）
C．0.1mol·
L-1NaHCO3溶液中：
c（Na+）+c（H+）+c（H2CO3）=c（HCO3-）+c（CO32-）+c（OH-）
D．等体积、等物质的量浓度的NaX和弱酸HX混合后的溶液中：
c（Na+）＞c（HX）＞c（X-）＞c（H+）＞c（OH-）
练习1.一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力如图所示曲线，请回答：
（1）“O”点为什么不导电______。
（2）a，b，c三点的pH由小到大的顺序是______。
（3）a，b，c三点的醋酸的电离度（α）最大的一点是_____。
（4）若使C点溶液中的[CH3COO-]提高，应可以采取下列措施中的____（填标号）。
A、加热 B、加很稀的NaOH溶液 C、加NaOH固体
D、加水 E、加固体CH3COONa F、加入Zn粒
练习2.用水稀释0.1mol·
L-1氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（）
A.c（OH-）/c（NH3·
H2O）B.c（NH3·
H2O）/c（OH-）
C.c（H+）和c（OH-）的乘积D.OH-的物质的量
练习3.一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（）
A．NaOH（s）B．NaHCO3（s）C．Na2SO4（s）D．CH3COONa（s）
练习4.当溶液中HS-+H2O
S2-+H3O+达到平衡时，欲使c（S2-）增大，应加入（）
A.Cu2+B.CO
C.H2OD.HCl
练习5.在a、b两支试管中，分别装上形态相同、质量相等的一颗锌粒，然后向两支试管中分别加入相同物质的量、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。
填写下列空白：
（1）a、b两支试管中的现象：
相同点是；
不同点是。
原因是。
（2）a、b两支试管中生成气体的体积开始时是a于b，反应完毕后生成气体的总体积是ab，原因是。
练习6.在1L浓度为Cmol/L的弱酸HA溶液中，HA、H+和A-的物质的量之和为nCmol，则HA的电离度是（ ）
A、n×
100% B、n/2×
100% C、（n-1）×
100% D、n%
练习7.0.01mol·
L-1的某一元弱酸溶液[H+]＝10-4mol·
L-1，则它的电离度为
A．1％ B．2％ C．5％ D．10％
练习8.在相同温度时100mL0.01mol·
L-1的醋酸溶液与10mL0.1mol·
L-1的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是
A．中和时所需NaOH的量B．电离度
C．H+的物质的量D．CH3COOH的物质的量
练习9.0.01mol·
L-1NaOH溶液完全中和[H+]＝10-3mol·
L-1的下列溶液各100mL，需NaOH溶液体积最大的是
A．盐酸 B．硫酸 C．高氯酸 D．醋酸
练习10.下列事实能表明氯化氢是共价化合物的是
A．极易溶于水 B．在液态时不导电
C．溶于水时放热 D．在水中能导电
练习11.可判定某酸为强电解质的现象是（）
A．该酸加热至沸腾也不分解B．该酸可溶解Cu（OH）2
C．该酸可跟石灰石反应放出CO2D．0.1mol/L酸pH=1
练习12.（07上海化学·
21）已知0.1mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡：
CH3COOH
CH3COO-+H+，
要使溶液中c（H+）/c（CH3COOH）值增大，可以采取的措施是（）
A．加少量烧碱溶液B．升高温度C．加少量冰醋酸D．
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