高中化学高三一轮复习 第14讲溶液中的金属平衡 学生基础版
2024届高考化学一轮复习教案(人教版)第七单元 水溶液中的离子反应与平衡 第1讲
第七单元 水溶液中的离子反应与平衡第1讲 电离平衡复习目标1．理解弱电解质在水中电离平衡建立及其影响因素。
2．能利用电离平衡常数进行相关计算。
考点一 弱电解质的电离平衡1．电离平衡的建立在一定条件下，的速率相等时，电离过程就达到平衡。
如图所示(1)开始时，v (电离v (结合) (2)平衡的建立过程中，v (电离)05≥v (结合)。
(3)当v (电离(结合)时，电离过程达到平衡状态。
2．电离平衡的特征3．影响弱电解质电离平衡的因素请指出下列各说法的错因(1)氨溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH＋4)时，表明NH3·H2O 电离处于平衡状态。
错因：NH3·H2O电离出的c(OH－)始终等于c(NH＋4)，并不能表明NH3·H2O 的电离处于平衡状态。
(2)25 ℃时，向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加水进行稀释，各离子浓度均减小。
错因：酸溶液被稀释，溶液pH增大，c(OH－)增大。
(3)常温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液存在BOH===B ＋＋OH－。
错因：常温下，若BOH为一元强碱，则pH＝13，故BOH为弱碱，BOH B ＋＋OH－。
(4)向氨水中加入少量NH4Cl固体，会使溶液的pH增大。
错因：加入少量NH4Cl固体，电离平衡逆向移动，c(OH－)减小，pH减小。
(5)强电解质都是离子化合物。
错因：许多共价化合物如强酸、氯化铝等都是强电解质。
(6)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。
错因：0.1__mol·L－1__CH3COOH溶液加水稀释，醋酸分子浓度、醋酸根离子浓度、氢离子浓度均减小。
1．电离平衡也属于平衡体系，具有平衡体系的一切特征，也受外界条件如温度、浓度等的影响，其变化也适用平衡移动原理来解释。
以CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH>0为例分析：改变条件移动方向n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)电离程度升温向右增大增大增大增大浓度加水稀释向右增大减小减小增大加冰醋酸向右增大增大增大减小同离子效应加固体醋酸钠向左减小减小增大减小通入HCl气体向左增大增大减小减小加入与弱电解质离子反应的物质加固体氢氧化钠向右减小减小增大增大加入镁粉向右减小减小增大增大2．外界条件对电离平衡影响的四个“不一定”(1)加水稀释电解质时，溶液中离子的离子浓度不一定减小。
2025年新人教版高考化学一轮复习讲义 第十二章 多平衡体系溶液中平衡常数(K)的计算及应用
2025年新人教版高考化学一轮复习讲义 热点强化24多平衡体系溶液中平衡常数(K)的计算及应用1.近年高考命题选材，以多平衡体系溶液的真实情景为素材，来考查学生系统处理复杂情境中化学问题的能力。
常涉及的平衡有水、弱电解质的电离平衡，盐类水解平衡，沉淀转化平衡，配合物的络合平衡。
2.分析多平衡体系溶液有关问题的关键(1)善于从粒子间相互作用角度，认识物质在水溶液中的行为，定性与定量分析相结合，动态地、平衡地、系统地分析解决水溶液中的离子反应问题。
(2)善于用函数表示化学反应过程中的某一量的变化，熟练掌握简单的对数、指数运算。
(3)善于利用溶液中的守恒关系进行分析推理。
(4)善于结合题干、图像信息找到各反应的平衡常数之间的关系。
在解决复杂平衡问题时，可先写出各平衡常数的表达式，分析各平衡常数表达式中相同量的位置，思考能否通过平衡常数的组合与推导得到只含已知量或自变量更少的关系式，可能会起到事半功倍的效果。
3.几种常考常数关系推导举例(1)水解常数与电离常数、水的离子积之间的关系常温下，H2S的电离常数为K a1、K a2，推导Na2S溶液中S2－水解常数K h1、K h2与K a1、K a2的关系。
答案 ①S2－＋H 2O HS－＋OH－②HS－＋H 2O H2S＋OH－(2)水解常数与溶度积、水的离子积之间的关系常温下推导Cu2＋的水解常数与溶度积、水的离子积之间的关系。
答案 Cu2＋＋2H 2O Cu(OH)2＋2H＋(3)平衡常数与电离常数、溶度积之间的关系以反应ZnS(s)＋2H＋(aq) Zn2＋(aq)＋H 2S(aq)为例，推导该沉淀溶解的平衡常数K。
热点专练1.(2023·北京，14)利用平衡移动原理，分析一定温度下Mg2＋在不同pH的Na2CO3体系中的可能产物。
已知：i.图1中曲线表示Na2CO3体系中各含碳粒子的物质的量分数与pH的关系。
√从图2可以看出初始状态pH＝11、lg[c(Mg2＋)]＝－6时，该点位于曲线Ⅰ和曲线Ⅱ的下方，不会产生碳酸镁沉淀或氢氧化镁沉淀，B项正确；2.(2023·新课标卷，13)向AgCl 饱和溶液(有足量AgCl 固体)中滴加氨水，发生反应Ag ＋＋NH 3 [Ag(NH 3)]＋和[Ag(NH 3)]＋＋NH 3 [Ag(NH 3)2]＋，lg[c (M)/(mol·L －1)]与lg[c (NH 3)/(mol·L －1)]的关系如下图所示(其中M 代表Ag ＋、Cl －、[Ag(NH 3)]＋或[Ag(NH 3)2]＋)。
高三化学一轮复习回归教材(金属及其化合物)
高三化学一轮复习回归教材金属及其化合物一（钠）一、钠单质1．物理性质(1)Na 、H 2O 与煤油的密度大小比较： 。
(2)熔点 、硬度 、具有良好的导电性和导热性。
2．化学性质(1)与非金属单质的反应①Na 与O 2点燃发生反应的化学方程式为： 。
②Na 在常温下露置于空气中的化学方程式为： 。
③Na 与S 的反应为： 。
(2)与水的反应①离子方程式为： 。
②实验现象及解释a ．“浮”：将钠投入水中，钠浮在水面上。
说明钠的密度比水 。
b ．“熔”：钠熔化成小球。
说明钠的熔点低。
且该反应是 反应。
c ．“游”：小球在水面上四处游动，并伴有嘶嘶声。
说明 。
d ．“红”：反应后的溶液能使酚酞变红。
说明反应生成了 。
3．制备：电解熔融氯化钠化学方程式： 。
4．钠的保存：实验室中通常把少量钠保存在煤油或石蜡油中，目的是防止Na 与空气中的 和 发生反应。
【每日一问】将金属钠放入盛有下列溶液的小烧杯中，既有气体，又有沉淀产生的是________。
①MgSO 4溶液 ②NaCl 溶液 ③Na 2SO 4溶液 ④饱和澄清石灰水 ⑤Ca(HCO 3)2溶液 答案：(1)Na 、H 2O 与煤油的密度大小比较：ρ水>ρ钠>ρ煤油。
(2)熔点低、硬度小、具有良好的导电性和导热性。
2Na ＋O 2=====点燃Na 2O 2 4Na ＋O 2===2Na 2O 2Na ＋S===Na 2S 2Na ＋2H 2O===2Na ＋＋2OH －＋H 2↑ 2NaCl(熔融)=====通电2Na ＋Cl 2↑ O 2和水蒸气化学回归课本二（钠的氧化物）二、钠的氧化物Na 2O 和Na 2O 2的比较Na 2O 2中，阴、阳离子个数比是多少？它是碱性氧化物吗？Na 2O 2为什么表现强氧化性和漂白性？ 答案：Na＋[·×O ·····×]2－Na ＋ Na ＋[·×O ······O ·····×]2－Na ＋ －2 －1Na 2O ＋H 2O===2NaOH 2Na 2O 2＋2H 2O===4NaOH ＋O 2↑Na 2O ＋CO 2===Na 2CO 3 2Na 2O 2＋2CO 2===2Na 2CO 3＋O 2Na 2O ＋2HCl===2NaCl ＋H 2O 2Na 2O 2＋4HCl===4NaCl ＋2H 2O ＋O 2↑ 少量Na 2O 2 强氧化剂、漂白剂、供氧剂提示 1∶2；不是碱性氧化物，Na 2O 2与酸反应除生成盐和水外还生成O 2。
2024届高三化学高考备考一轮复习专题：难溶电解质的溶解平衡课件
4
（aq），25 ℃，－lg c与pH的关系如图所示，c为M2＋
或 M（OH)2−
4 浓度的值。下列说法错误的是（
B ）
A.曲线①代表－lg c（M2＋）与pH的关系
B.M（OH）2的Ksp约为1×10－10
C.向c（M2＋）＝0.1 mol·L－1的溶液中加入NaOH溶液至pH＝9.0，体系中元素M
（H2SO3）＝6.0×10－9，忽略SO2−
3 的第二步水解，则Ksp（CaSO3）＝
答案：3.6×10－9
。
（3）在某温度下，K sp （FeS）＝6.25×10 －18 ，FeS饱和溶液中 c（H ＋ ）与
c（S 2－ ）之间存在关系：c 2 （H ＋ ）·c（S 2－ ）＝1.0×10 －22 ，为了使溶液里
sp
3
B.a＝－6.5
C.曲线④代表含SrCO3（s）的1.0 mol·L－1 Na2CO3溶液的变化曲线
D.对含SrSO4（s）且Na2SO4和Na2CO3初始浓度均为1.0 mol·L－1的混合溶液，
pH≥7.7时才发生沉淀转化
2.某元素M的氢氧化物M（OH）2（s）在水中的溶解
反应为M（OH）2（s）⇌M2＋（aq）＋2OH－
2.溶解平衡的影响因素
以AgCl（s）⇌Ag ＋ （aq）＋Cl － （aq）
ΔH＞0为例，填写外因对溶解平
衡的影响
外界条件
升高温度
加水稀释
加入少量
移动方向
正向
平衡后c（Ag＋） 平衡后c（Cl－）
增大
增大
Ksp
增大
正向
2024届高考一轮复习化学课件(人教版)：水溶液中的离子反应与平衡-溶液中“粒子”浓度关系
3.(2022·广东摸底考试)次磷酸(H3PO2)是一种一元弱酸，与等浓度等体积的NaOH完 全反应后生成NaH2PO2，下列叙述错误的是
√A.NaH2PO2 的水溶液加水稀释，ccHH3P＋O2增大
B.H3PO2 溶液中存在电离平衡：H3PO2 H2PO－2 ＋H＋ C.NaH2PO2 溶液中：c(Na＋)>c(H2PO－2 )>c(OH－)>c(H＋)
D.NaH2PO2 溶液中存在：c(H2PO－2 )＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(Na＋)
NaH2PO2 的水溶液加水稀释，H2PO－ 2 水解程度增大，但由于溶液体积增大程度 更大，所以 c(H3PO2)、c(OH－)变小，溶液中 c(H＋)变大，所以ccHH3P＋O2应变小， A 错误； 次磷酸是一元弱酸，电离不完全，B正确； H2PO－ 2 水解，离子数量少于 Na＋，阴离子水解使溶液显碱性，c(OH－) >c(H＋)， H2PO－ 2 水解数量较少，所以剩余 H2PO－ 2 要远多于 OH－，C 正确；
2.水解平衡 (1)水解过程是微弱的。如 NH4Cl 溶液中：NH＋ 4 、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关 系是__c_(_C_l－__)＞__c_(_N_H__＋ 4_)_＞__c(_H__＋_)_＞__c(_N__H_3_·H__2O__)___。
(2)多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在 Na2CO3 溶 液中：CO23－、HCO－ 3 、H2CO3 的浓度大小关系应是_c_(C__O_23_－_)>__c(_H__C_O_－ 3_)_>_c_(_H_2_C_O__3)_。
(3)浓度为0.1 mol·L－1盐酸与0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液等体积混合 ①电荷守恒：__c_(N__a_＋_)_＋__c_(H__＋_)_＝__c_(C__H_3_C_O__O_－_)_＋__c_(_O_H_－__)＋__c_(_C_l_－_)__。 ②元素质量守恒：__c_(N__a_＋_)_＝__c_(C__H_3_C_O_O__－_)_＋__c_(C__H_3_C_O__O_H__)＝__c_(_C_l_－_)__。
高三化学一轮总复习 (基础再现+深度思考+规律方法+解
基础再现·深度思考
第2讲
4．下列四种溶液中，室温下由水电离生成的 H+浓度之比
(①∶②∶③∶④)是
()
①pH＝0 的盐酸 ②0.1 mol·L－1 的盐酸 ③0.01 mol·L－1
的 NaOH 溶液 ④pH＝11 的 NaOH 溶液
A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11
C．14∶13∶12∶11
H3O＋＋OH－ ，
2．水的离子积常数
(1)符号： Kw 。 (2)公式：Kw＝c(H＋)·c(OH－) ，25 ℃时 Kw＝ 1×10－14 。
基础再现·深度思考
第2讲
3．影响 Kw 大小的因素
(1)水的电离过程是个 吸热 的过程，故温度升高，H2O 的 Kw 增大 。
(2)水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯
第2讲
2．pH (1)计算公式：pH＝－lgc(H＋) 。 (2)适用范围： 0~14 。 (3)表示意义：表示溶液酸碱性的强弱，pH 越 小 ，酸性 越强；pH 越 大 ，碱性越强。
3．pH 试纸的使用 (1)方法：把一小块 pH 试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用 蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中央，试纸变色后，与 标准比色卡 比较来确定溶液的 pH。 (2)注意：pH 试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则将可能 产生误差(相当于对测定溶液的稀释)。
第2讲
第 2 讲 溶液的酸碱性
[考纲要求] 1.了解水的电离、离子积常数、影响水电离平 衡的因素。2.了解溶液 pH 的定义。3.能进行 pH 的简单计 算。4.了解测定溶液 pH 的方法(强酸、强碱)。
基础再现·深度思考
第2讲
基础再现·深度思考
考点一 水的电离
高中化学知识讲解_《金属及其化合物》全章复习与巩固(基础)(含例题及解答)
高中化学知识讲解《金属及其化合物》全章复习与巩固（基础）【学习目标】1、了解钠、铝、铁、铜等金属及其重要化合物的主要性质；2、通过金属及其化合物性质的实验，培养实验意识、操作技能、观察能力和分析问题的能力；3、以金属知识的学习为线索，培养获取知识及信息加工的能力。
通过比较、归纳等，逐步掌握学习元素化合物的一般方法。
【要点梳理】要点一、钠、铝、铁及其重要化合物之间的转化关系1．钠及其化合物之间的转化：2．铝及其化合物之间的转化：3．铁及其化合物间的转化：要点诠释：金属活动性顺序及其应用金属活动性顺序K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb （H）Cu Hg Ag Pt Au 原子失电子能力逐渐减弱（金属性逐渐减弱，还原性逐渐减弱）在空气中的反应易被氧化常温下能被氧化加热时能被氧化难被氧化跟水的反应剧烈反应加热或与水蒸气反应不能与水反应能置换出稀酸（盐酸、硫酸）中的氢不能与稀酸（盐酸、硫酸）反应跟酸的反应剧烈反应反应剧烈程度减弱跟硝酸、浓硫酸反应溶于王水跟盐溶液的反应与水先反应金属活动性顺序表中前面的金属能将后面的金属从其盐溶液中置换出来跟强碱溶液反应Al、Zn等金属能跟强碱溶液发生反应要点二、碳酸钠和碳酸氢钠的关系总结1．俗名：Na2CO3：纯碱、苏打；NaHCO3：小苏打。
2．溶解度：Na2CO3＞NaHCO3。
3．热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3（一般温度下Na2CO3不分解）。
4．其固体跟同浓度的盐酸反应产生气体的速率：Na2CO3＜NaHCO3。
5．将稀盐酸逐滴加入到Na2CO3、NaHCO3的水溶液中，发生的反应与现象分别为：Na2CO3+HCl＝NaHCO3+NaCl，NaHCO3+HCl＝CO2↑+H2O+NaCl。
现象：开始无气体产生，盐酸滴加一定量后（Na2CO3全部转化为NaHCO3），才开始产生气体。
NaHCO3溶液：NaHCO3+HCl＝CO2↑+H2O+NaCl。
2024届高三化学一轮复习沉淀溶解平衡典例课件
√
2
对数是正比例函数
负对数是反比例函数
Ksp(AgCl)=10-9.8
Ksp(Ag2CrO4)=10-11.7
C．Ag2CrO4+2Cl- 2AgCl+CrO 4 的平衡常数 K=107.9
法一：直接从图上看，画横坐标为1时的辅助线
D．向 NaCl、Na2CrO4 均为 0.1mol·L-1 的混合溶液中滴加 AgNO3 溶液，先产生 Ag2CrO4 沉淀
BaCl2，当溶液中的SO42-恰好沉淀完全时，溶液中剩余Ba2+ 浓度
是多少？(已知298K时, BaSO4的 Ksp= 1.1×10－10)
解：
Ksp= c(Ba2+) ·c(SO42-)= 1.1×10-10
SO42-沉淀完全时： c(SO42-) =1×10－5mol·L－1
此时： c(Ba2+) =1.1×10-5mol·L－1
以题中数值为准
c(Ba2+)=5.5×10-3mol·L-1
Ksp= c(Ba2+) ·c(SO42-)= 1.1×10-10
c(SO42-) = 2×10－8mol·L－1 < 1.0×10－5
沉淀完全
(6)判断溶液中离子能否沉淀完全
莲塘一中
【例7】在1L含 0.001mol·L－1SO42-的溶液中，加入0.01mol·L－1
小
法二：利用Ksp，计算出Ag+浓度，
不
浓度越小，越先产生沉淀
AgCl : c(Ag+)= 10-8.8小
Ag2CrO4: c(Ag+)= 10-5.375
大
过 大
小
7．一定温度下，AgCl 和 Ag2CrO4 的沉淀溶解平衡曲线如图所示。
2024届高考化学一轮复习教案(人教版)第七单元 水溶液中的离子反应与平衡 第2讲
第2讲水的电离和溶液的pH复习目标1．了解水的电离特点和离子积常数(K w )的含义、影响因素。
2．了解溶液pH 的含义及其测定方法，能进行与pH 有关的简单计算。
3．了解酸碱中和滴定实验原理及其应用。
考点一水的电离与水的离子积常数1．水的电离水是极弱的电解质，其电离过程01吸热。
电离方程式为022H 2OH 3O＋＋OH －，简写为03H 2O H ＋＋OH －。
2．水的离子积常数(1)表达式：K w ＝01c (H ＋)·c (OH －)。
(2)影响因素：K w 只与02温度有关，03温度不变，K w 不变。
04温度越高，K w 越05大。
25℃时，K w 约为061×10－14。
(3)适用范围：在任何水溶液中均存在H ＋和OH －，K w 不仅适用于纯水，也适用于07稀的电解质溶液。
3．影响水的电离平衡的因素因素电离平衡溶液中c (H ＋)溶液中c (OH －)pH溶液的酸碱性K w加酸左移01增大02减小03减小04酸性05不变加碱左移06减07增大08增大09碱性10不变小升高温度右移11增大12增大13减小14中性15增大加醋酸钠右移16减小17增大18增大19碱性20不变加氯化铵右移21增大22减小23减小24酸性25不变加入金属Na右移26减小27增大28增大29碱性30不变请指出下列各说法的错因(1)向纯水中加入少量NaHSO4固体，c(H＋)增大，K w增大。
错因：K w只与温度有关，温度不变，K w不变。
(2)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，K w不变。
错因：水中加入浓H2SO4时放热，温度升高，K w增大。
(3)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同。
错因：NaCl对水的电离无影响，CH3COONH4是弱酸弱碱盐，促进水的电离。
(4)c(H＋)c(OH－)＝1012的溶液中：Na＋、OH－、ClO－、NO－3可以大量共存。
错因：c(H＋)＞c(OH－)为酸性溶液，OH－、ClO－都不能大量存在。
2024版新教材高考化学全程一轮总复习第八章水溶液中的离子平衡第29讲溶液中“粒子”浓度关系学生用书
第29讲溶液中“粒子”浓度关系复习目标1．理解电解质溶液中的电离平衡和水解平衡。
2.掌握溶液中各组分之间的守恒关系与大小比较。
3．学会分析不同类型图像中各离子浓度之间的关系。
考点一“粒子”浓度关系判断必备知识整理1.理解两大平衡，树立微弱意识(1)电离平衡——建立电离过程是微弱的意识弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。
如在稀醋酸溶液中存在：CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋，H2O⇌OH－＋H＋，溶液中粒子浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)。
(2)水解平衡——建立水解过程是微弱的意识弱酸根离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。
如稀的CH3COONa溶液中存在：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋OH－，H2O⇌H＋＋OH－，溶液中，c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)。
2．巧用守恒思想，明确定量关系(1)电荷守恒电解质溶液中所有阳离子所带正电荷总数与所有阴离子所带负电荷总数相等。
如NaHCO3溶液中电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3−)＋c(OH－)＋2c(CO32−)。
(2)物料守恒电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其他离子或分子，但离子或分子中某种特定元素原子的总数不变，符合原子守恒。
如NaHCO3溶液中，n(Na＋)∶n(C原子)＝1∶1，因HCO3−水解：HCO3−＋H2O⇌H2CO3＋OH−，以及HCO3−电离：HCO3−⇌H+＋CO32−，C元素的存在形式有3种，即HCO3−、H2CO3、CO32−，由n(Na＋)∶n(C原子)＝1∶1，得c(Na＋)＝c(HCO3−)＋c(CO32−)＋c(H2CO3)。
(3)质子守恒电解质溶液中分子或离子得到或失去质子(H＋)的物质的量相等。
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种弱电解质的电离度时，应当指出该电解质溶液的浓度和温度，如果不注明温
度，通常指 25℃。所以，可以利用电离度来衡量同一电解质在不同温度或不同
浓度下的电离程度的大小。
注意：电离度类似于化学平衡中反应物的转化率，电离平衡常数类似于化学平衡常数；化学 平衡常数反映可逆反应的限度，电离平衡常数反映弱电解质的电离程度
水溶液中的离子平衡
弱电解质的电离平衡
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
概念
结合生成分子的速率相等时，溶液中各微粒的浓度保持不变，此时电离过程就
达到了平衡状态，这就称之为电离平衡。
（1）逆：弱电解质的电离是可逆的
特征
（2）等：v 电离=v 结合≠ 0 （3）动：电离平衡时，电离和结合仍在进行，是一种动态平衡
离平衡向左移动。
⑷化学反应：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，可使
电离平衡向电离的方向移动，简单概括为：加入能反应的物质。如，在一定浓度的醋酸溶液
中加入锌粒或 NaOH 固体，与电离出的 H+反应，消耗了 H+，使 c(H+)减小，相当于减小产
物浓度，电离平衡向右移动。
表 达 a=n(已电离的电解质)/n 总
式
电 离 度
意义
1.一般来说，相同条件下，电解质越弱，电离度越小，因此电离度可以比较相 同条件下（同温度、同浓度）弱电解质的相对强弱； 2.电离度不仅跟电解质的本性有关，还跟溶液的浓度、温度有关。同一弱电解 质，通常溶液越稀，离子相互碰撞而结合成分子的机会越少，电离度就越大； 由于电离吸热，温度升高，平衡向电离方向移动，电离度就增大。因此，讲一
H++CO32-(次要)；
（2）多元碱可认为是一步电离，用一步电离表示。
如，Fe(OH)3 Fe3++3OH-；
（3）两性氢氧化物双向电离。Al(OH)3
如，H++AlO2-+H2O ⇌ Al(OH)3 ⇌ Al3++3OH-；
（4）弱酸盐并不是弱电解质，在水溶液中完全电离。但注意对于酸式盐，
①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
以 0.1 mol L1 的 CH3COOH（CH3COOH ⇌H+ + CH3COO-）为例概括说明上述影响因素：
相同浓度的同元弱酸溶液的酸性就越强。
意义
（2）多元弱酸由于是分步的电离的，每步电离各有电离平衡常数，通常用 Ka1， Ka,2，Ka3 等分别表示，由于电离是逐级减弱的，因此有 Ka1>>Ka2>>Ka3，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。
定义
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。
常数，简称电离常数，用 K 电离表示（一般酸用 Ka 表示，碱用 Kb 表示）
表达
弱酸：HA H++A-， K=[H+][A-]/[HA] 弱碱：B(OH)m Bm++mOH-， K=[Bm+][OH-]m/[B(OH)m]
电
离 平 衡 辨析 常 数
（1）电离平衡常数表达式中的 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。 （2）电离平衡常数 K 电离随着温度而变化，而与弱酸、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。 （1）K 电离反映了弱酸、弱碱酸碱性的相对强弱，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，
平衡移动原理（即勒夏特列原理）同样适用于电离平衡。
影响电离平衡的因素：
⑴温度：弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向着电离的方向移动。
如，醋酸的电离 CH3COOH ⇌CH3COO-+H+，升高温度，v 电离>v 结合，平衡向右移动，c(CH3COOH) 减小，c(CH3COO-)、c(H+)增大；
⑵浓度：在一定温度下，对于同一弱电解质，溶液越稀，离子相互碰撞结合成分子的机会就
越小，电离平衡向电离方向移动，弱电解质的电离程度就越大，即浓度越大，电离程度越小，
浓度越小，电力程度越大，简单概括为：越稀越电离。
如，0.1mol/L 的 CH3COOH 的电离度为 1.32%，0.001mol/L 的 CH3COOH 的电离度为 12.4%. 因此向一定浓度的醋酸加水稀释，醋酸的电离平衡向右移动，虽然电离度增大，但溶液中的
离子浓度如 c(CH3COOH)、c(CH3COO-)、c(H+)的浓度均在减小； ⑶同离子效应：在弱电解质溶液中，加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡
向逆向移动。如，向醋酸溶液中加入少量 CH3COONa 固体或通入少量 HCl 气体，由于增大 了 c(CH3COO-)或 c(H+)，离子相互碰撞结合成分子的机会就越大，相当于增大产物浓度，电
离子；
如，NaHSO4=Na++H++SO42-（水溶液中），NaHSO4=Na++HSO4-（熔融状态）； ②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，但不完全。
如，NaHCO3=Na++HCO3-（完全），HCO3-
H++CO32-(不完全)
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 定义 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
”， 如 CH3COONH4 ＝ CH3COO- + NH4+ ，
电 离 方 程 式
Hale Waihona Puke 注意部分电离，不完全，存在电离平衡，因而要用“⇌”表示。 如，弱酸电离：HA ⇌H++A- ， 弱碱电离：BOH ⇌B++OH-
（1）多元弱酸分步电离，以第一步电离为主。
如，H2CO3 H++HCO3-（主要），HCO3-
（4）定：电离平衡时，溶液中各微粒如分子、离子的浓度保持不变
（5）变：外界条件改变时，电离平衡将发生移动。
概念 定义
定义：电解质在水溶液或熔融状态下自发离解为自由离子的过程； 特点：电离不需通电，就可以自发进行；电离一般是吸热的。
⑴强电解质电离
表示 过程
完全电离，用符号“ BaSO4=Ba2++SO42-； ⑵弱电解质