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 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；③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、HClO、H2SiO3、NH3·H2O、(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 mol·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＝pH HA<pH HB 浓度：0.01 mol·L－1＝c(HA)<c(HB)开始与金属反应的速率HA>HB HA＝HB体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量HA＝HB HA<HB 体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量HA＝HB HA<HB c(A－)与c(B－)大小c(A－)>c(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3＝pH HA<pH HB3＝pH HA>pH HB>2 溶液的导电性HA>HB HA＝HB水的电离程度HA<HB HA＝HB3.常见方案如下：(1) 配制某浓度的醋酸溶液，向其中滴入几滴甲基橙试液，然后再加入少量醋酸钠晶体，振荡。

现象：溶液由红色逐渐变为橙色。

(2) 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。

(3)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。

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 CH 3COONa 溶液呈碱性，则证明 CH 3COOH 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 1000 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 3、Fe(OH)3 的溶解度都很小，CaCO 3 属于强电解质，而 Fe(OH)3 属于弱电解质； CH 3COOH 、HCl 的溶解度都很大，HCl 属于强电解质，而 CH 3COOH 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（CaCO 3、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（CH 3COOH ）相同体积、相同 pH 的比较 一元强酸（HCl ）和一元弱酸（CH3COOH ）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K a表示，弱碱的电离常数用K b表示。

如CH3COOH CH3COO-+H+，K a =说明：c(CH3COOH ‒ )c(H + ) c(CH3COOH)(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α 表示。

1.数学表达式：已电离的电解质分子数α=×100%溶液中原有电解质的分子总数α=已电离的电解质物质的量溶液中原有电解质中物质的量α=已电离的电解质物质的量浓度×100% ×100%溶液中原有电解质的总物质的量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:HA H++A-,α=×100%，c（H+)=c·α一元弱碱：BOH B++OH-,α=×100%，c（OH-）=c·α4.影响因素①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：变化外因加水升温加NaOH 加H2SO4V 电离度（α） 增大 增大 增大 减小 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 1倍；弱酸稀释到 n 倍，c （H +）变化小于 1倍nn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（ ） A ．CH 3COOH 溶液与 Zn 反应放出 H 2 B ．0.1mol/L CH 3COONa 溶液的 pH 大于 7 C ．CH 3COOH 溶液与 NaCO 3 反应生成 CO 2 D ．0.1 mol/L CH 3COOH 溶液可使紫色石蕊变红【解析】A.只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；CH 3COONa 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 CO 2 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 CH 3COOH 为例，通常采用的方法是：①测定 0.1mol/LCH 3COOH 溶液 pH ＞1，说明 CH 3COOH 没有完全电离；②将 pH=1CH 3COOH 溶液稀释 100 倍后测定 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；③测定 0.1mol/L CH 3COONa 溶液的 pH ＞7，说明 CH 3COONa 是强碱弱酸盐，弱酸阴离子 CH 3COO -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 0 的 MOH 和 ROH 溶液，分别加V水稀释至体积 V, pH 随lg 的变化如图所示,下列叙述错误的是（ ）oA ．MOH 的碱性强于 ROH 的碱性B ．ROH 的电离程度：b 点大于 a 点C ．若两溶液无限稀释，则它们的 c(OH -)相等V c(M + )D ．当lg V o =2 时，若两溶液同时升高温度，则c(R + )增大【解析】由图像可知 0.10mol/L MOH 溶液的 pH=13，所以 MOH 为强碱，而 ROH 溶液 pH<13，所以 ROH 为弱碱，A 正确；弱电解质4 3“越稀越电离”，B 正确；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c(M + )两溶液同时升高温度，则c(R + )减小，D 错误。