高考二轮 弱电解质的电离考点整理（MS23）
考纲
1.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.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。(中频)
一、弱电解质的电离平衡
1．电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子离解成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡。
2．电离平衡的特征
3．外界条件对电离平衡的影响
电离是一个吸热过程，主要受温度、浓度的影响。
以弱电解质CH3COOH的电离为例：
CH3COOH ⇌CH3COO－＋H＋
二、电离平衡常数
1．表达式
(1)对于一元弱酸HA：
HA ⇌H＋＋A－，平衡常数K＝
(2)对于一元弱碱BOH：
BOH ⇌B＋＋OH－，平衡常数K＝
2．意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。
3．特点
(1)多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
三、基础辨析、填空
1．你知道他们对错的原因吗？ (打“√”“×”)
(1)溶液导电能力弱的电解质一定是弱电解质( )
(2)弱电解质浓度越大，电离程度越大( )
(3)温度升高，弱电解质的电离平衡右移( )
(4)0.1 mol/L某一元酸HA溶液的pH＝3，HA溶液中存在：HA===H＋＋A－( )
(5)温度不变，向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，平衡左移( )
(6)电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱( )
(7)不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同( )
(8)电离平衡右移，电离平衡常数一定增大( )
(1)× (2)× (3)√ (4)× (5)√ (6)√ (7)× (8)×
2．NH3·H2O在水溶液中的电离方程式为：___________，
其电离常数表达式为：___________。
对该电离平衡改变条件如下：①升高温度 ②加水稀释 ③加少量NaOH(s) ④通少量HCl(g) ⑤加入NH4Cl(s)，其中：
(1)使电离平衡右移的有________；
(2)使c(OH－)增大的有________；
(3)使电离常数改变的有________。
答案 NH3·H2O⇌NH4 ＋OH－
K＝
(1)①②④ (2)①③ (3)①
四、熟记：
1、两种类别：①强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐；②弱电解质：弱酸、弱碱、水。
2、两个特征：v(离解)＝v(结合)≠0；分子、离子浓度保持不变。
3、三个影响因素：温度、浓度、相同离子。
4、一个表达式：K＝
5、影响电离平衡的因素
（1）内因
弱电解质本身的性质，决定了弱电解质电离平衡强弱。如相同条件下CH3COOH电离程度大于H2CO3。
（2）外因
电离平衡属于动态平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡也会发生移动，平衡移动也遵循勒夏特列原理。
以CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋ ΔH>0为例：
6、特别提醒
（1）电离常数只与温度有关，升温电离常数增大，与酸碱性无关。
（2）溶液的导电性与溶液中离子浓度大小和带的电荷数有关。
典例：室温下，对于0.10 mol·L－1的氨水，下列判断正确的是( )
A．与AlCl3溶液发生反应的离子方程式为Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓
B．加水稀释后，溶液中c(NH4 )·c(OH－)变大
C．用HNO3溶液完全中和后，溶液不显中性
D．其溶液的pH＝13
7、从“定性”和“定量”两角度理解电离平衡
（1）从定性角度分析电离平衡：应该深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“减弱”这种改变的方向移动，移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。
（2）从定量角度分析电离平衡：当改变影响电离平衡的条件后分析两种微粒浓度之比的变化时，若通过平衡移动的方向不能作出判断时，应采用化学平衡常数定量分析。
典例：在0.1 mol·L－1NH3·H2O溶液中存在如下平衡：NH3＋H2O⇌NH3·H2O⇌NH4 ＋OH－。下列叙述中正确的是( )
A．加入少量浓盐酸，盐酸与NH3反应生成NH4Cl，使NH3浓度减小，NH4 浓度增大，平衡逆向移动
B．加入少量NaOH固体，OH－与NH4 结合生成NH3·H2O，使NH4 浓度减小，平衡正向移动
C．加入少量0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液，电离平衡常数不变，溶液中c(OH－)减小
D．加入少量MgSO4固体，溶液pH增大
典例：用水稀释0.1 mol·L－1 CH3COOH时，溶液中随着水量的增加而减小的是( )
A.c(CH3COOH)/c(OH－) B.c(OH－)/c(H＋)
C．c(H＋)和c(OH－)的乘积 D．OH－的物质的量
8、一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较
强酸与弱酸(或强碱与弱碱)由于电离程度的不同，在很多方面表现出不同的性质，以盐酸和醋酸为例。
9、判断弱电解质的三个思维角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍1<pH<2。
角度三：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液。现象：溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH>7。
典例：现有常温下的四份溶液：①0.01mol/L HCl；②0.01 mol/L CH3COOH；③pH＝12 的氨水；④pH＝12的NaOH溶液，下列说法正确的是( )
A．②中由水电离出的c(H＋)＝1×10－12 mol/L
B．将①、③混合，若有pH＝7，则消耗溶液的体积：③>①
C．将②、④等体积混合(体积变化忽略不计)，则c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.01 mol/L
D．将四份溶液均稀释10倍后溶液pH：③>④，②>①
典例：下列事实中一定不能证明CH3COOH是弱电解质的是( )
①常温下某CH3COONa溶液的pH＝8
②用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗
③等pH、等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应，CH3COOH放出的氢气较多
④0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH＝2.1
⑤CH3COONa和H3PO4反应，生成CH3COOH
⑥0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液稀释100倍，pH<3
A．② B．②⑤ C．①③⑤ D．③④⑤⑥
10、电离常数的意义
根据电离常数数值的大小，可以估算弱电解质电离的程度，K值越大，电离程度越大，弱酸酸性越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。
11、电离常数的影响因素
(1)电离常数随温度的变化而变化，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，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。
(2)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。
12、有关电离平衡常数的计算
以弱酸HX为例：
(1)已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数
HX ⇌ H＋ ＋ X－
起始：c(HX) 0 0
平衡：c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则：K＝
＝
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则K＝
(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)
HX ⇌ H＋ ＋ X－
起始：c(HX) 0 0
平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋) c(H＋)
则：K＝
＝
由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则：c(H＋)＝
典例：已知25 ℃时弱电解质的电离平衡常数：
Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。
(1)将20 mL 0.10 mol/L CH3COOH溶液和20 mL 0.10mol/L的HSCN溶液分别与0.10 mol/L的NaHCO3溶液反应，实验测得产生CO2气体体积(V)与时间(t)的关系如图所示。
反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是_________________；
反应结束后所得溶液中c(SCN－)__________c(CH3COO－)(填“>”、“＝”或“<”)。
(2)2.0×10－3 mol/L的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如图所示。则25 ℃时，HF电离平衡常数为Ka(HF)＝________(列式求值)。
审题指导：
信息①：CH3COOH、HSCN电离常数⇒酸性：HSCN>CH3COOH>H2CO3，水解能力：SCN－<CH3COO－<HCO3-<CO32-
信息②：Ka(HF)＝c(F－)∙c(H＋)/c(HF) ⇒pH＝4时：c(F－)、c(H＋)、c(HF)
(1)Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H＋)：HSCN>CH3COOH，c(H＋)大反应速率快 >
(2)c(F－)∙c(H＋)/c(HF)＝1×10－4×1.6×10－3/4×10－4＝4×10－4
,
