3.1 电离平衡 知识清单 -2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1

选修一 第三章 第一节 电离平衡 知识点总结 ( 32 )选修1 第三章第一节 电离平衡 学科网（北京）股份有限公司 知识点一：强电解质和弱电解质 1、电解质和非电解质 （1） 概念：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物叫电解质；在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物叫非电解质。 注意： ①电解质和非电解质都是指化合物，铜、银、铁等金属能导电，但它们不是电解质，因为它们是单质而不是化合物；食盐水能导电，但不是电解质，因为它是混合物而不是化合物。 ②本质：电解质溶于水或熔融状态下导电的本质是它本身电离出自由移动的阴、阳离子。像CO2、SO2、SO3、NH3等非金属氧化物或氢化物溶于水能导电的本质原因，是它们与水反应所生成的弱酸或弱碱或强酸发生了电离，所以它们属于非电解质，它们对应的酸、弱碱属于电解质。 ③条件：NaHCO3、NH4Cl、NH4HCO3等热稳定性差的物质，只讨论它们在水溶液中的电离，Mg3N2、Al2S3等易与水反应的电解质只谈它们在熔融状态下的电离。 2、 强弱电解质 （1） 概念：能够完全电离的电解质叫强电解质；不能完全电离的电解质叫弱电解质。 （2） 强弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 相同点 都是电解质，在水溶液中都能电离，都能导电，与溶解度无关 不同点 键型 离子键或强极性键 极性键 电离程度 完全电离 部分电离 粒子存在的形式 只存在电解质电离产生的阴、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 电离过程 不可逆，不存在电离平衡，电离方程式有“=”表示 可逆，存在电离平衡，电离方程式用“⇋”表示 不同点 电解质在溶液中的存在形式 水合离子 分子、水合离子 化合物类型 大多数盐：包括可溶性盐及难溶性盐、强酸、强碱等 弱酸、弱碱、两性物质等； 水：H2O 极少数盐：(CH3COO)2Pb （3） 理解强弱电解质应注意的问题 ①电解质的强弱是由物质的内部结构决定的；强弱电解质的主要区别是在水溶液中能否完全电离。 ②电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系。溶液导电能力是由单位体积内自由移动的离子数目的多少（离子浓度）和所带电荷的多少决定的，如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电能力就可能很弱。强电解质溶液的导电能力不一定强，只有在物质的量浓度相同的情况下，强电解质溶液的导电能力才比弱电解质的导电能力强。 ③电解质的强弱与化学键没有必然联系。一般的，强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的化合物不一定都是强电解质，如HF是弱电解质。 ④电解质的强、弱与其溶解性无关。某些难溶（或微溶）于水的盐（如AgCl、BaSO4等）虽其溶解度小，但其溶于水的部分却是完全电离的，它们仍属于强电解质。有少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，仍属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等。 ⑤大多数盐是强电解质，少数的盐有形成共价键的倾向，电离程度很小，属于弱电解质。例如氯化汞，碘化镉等。 注意：判断强电解质与弱电解质，关键是理解它们在水中的电离程度，抓住弱电解质“部分电离”的内涵，而不是只看水溶液导电能力的大小，因导电能力是由溶液的离子浓度决定的，而离子浓度又受电解质的浓度、溶解度等因素的影响。 知识点二：弱电解质的电离平衡 1、 电离平衡状态的建立 在一定条件下，当溶解的电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到平衡状态（联想化学平衡状态的建立）。电离平衡的建立可用下图表示。 2、 电离平衡状态的特征 ①弱：存在于弱电解质的溶液里。 ②等：分子电离成离子的速率等于离子结合成该分子的速率。 ③定：达到平衡时，溶液中离子浓度和分子浓度都保持不变（不随时间变化，但不一定相等）。 ④动：电离平衡属于动态平衡，即平衡时，电离速率等于结合成分子的速率，但都不等于0。 ⑤变：外界条件（如温度、浓度、外加试剂等）发生变化时，电离平衡发生移动，在新的条件下，重新建立新的平衡（用勒夏特列原理判断）。电离平衡移动只会“减弱”改变，但不能“抵消”改变。 ⑥吸：电离过程一般是吸热反应。 3、影响电离平衡的因素 （1）内因：由电解质本身的结构决定，共价键极性越弱，电解质越弱，其电离程度越小，常温下绝大多数0.1mol/L弱电解质电离的分子数不超过10%。 （2）外因：温度、浓度、外加试剂等。 ①温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升高温度，电离平衡向吸热反应方向（电离方向）移动。 ②浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右（电离方向）移动，（越稀越电离）。而离子浓度一般会减小，这是由于加水时溶液体积的增大程度大于电离出离子的增大程度。 ③同离子效应：加入含有弱电解质对应离子的物质，弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动。 例：如醋酸溶液中加入CH3COONa晶体，平衡左移，CH3COOH的电离程度减小，通入HCl气体原理相同。这是因为醋酸溶液中存在电离平衡： CH3COOH⇋CH3COO-+H+，加入CH3COONa或通入HCl能增大CH3COO-或H+浓度，由勒夏特列原理可知，将使电离平衡向逆反应方向移动。 ④能反应的物质：加入与弱电解质电离出的离子反应的物质，弱电解质的电离平衡向正反应方向移动。 例：如醋酸溶液中加入NaOH，平衡右移，电离程度增大。这是因为OH-能与H+反应从而降低H+浓度，由勒夏特列原理可知，使电离平衡向正反应方向移动。 4、电离方程式的书写 （1）强电解质用“=”，弱电解质用“⇋”。 （2）多元弱酸分步电离，分步写，主要是第一步，例如，硫化氢：H2S⇋H++HS-，HS-⇋H++S2-。 多元弱碱也分步电离，但一步写，如氢氧化铁：Fe(OH)3⇋Fe3++3OH-。 两性氢氧化物电离方程式的书写可按酸式电离来写也可按碱式电离来写，如氢氧化铝： H++AlO2-+H2O⇋Al(OH)3⇋Al3++3OH-。 （3） 在水溶液中，强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐分步电离，第一步只电离出酸式酸根离子和阳离子。例如，硫酸氢钠：NaHSO4=Na++H++SO42-； 碳酸氢钠：NaHCO3=Na++HCO3- HCO3-⇋H++CO32- 注意：HCO3-、HS-、HSO3-、HPO42-等属于酸式弱酸根，不能直接分开写。 知识点三：电离平衡常数 1、概念 在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时溶液中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，简称电离常数，用K表示。 2、电离平衡常数表示式 如弱电解质AB：AB⇋A++B- 3、弱酸、弱碱的电离平衡常数 弱酸的电离平衡常数一般用Ka表示，弱碱用Kb表示。例如CH3COOH和NH3·H2O的电离平衡常数表达式： 从电离平衡常数的表达式可以看出，分子越大，分母越小，则电离平衡常数越大，即弱电解质的电离程度越大，电离平衡常数越大，因此，电离平衡常数可用来衡量弱电解质相对强弱。 1、 多元弱酸的电离平衡常数 多元弱酸分步电离，每一步的电离平衡常数各不相同例如H2CO3的电离分如下两步： 第一步电离：H2CO3⇋H++HCO3- 第二步电离：HCO3-⇋H++CO32- 由于第一步电离产生的H+对第二步电离的抑制作用，使得前一级电离常数远大于下一级的电离常数，即K1>>K2。 总结：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，与浓度无关。由于弱电解质的电离是吸热的，所以温度升高电离平衡常数增大。 拓展应用 拓展一：弱电解质的判断方法 1、电离方面：不能全部电离，存在电离平衡 （1）0.1mol/L CH3COOH溶液的pH约为3。 （2）0.1mol/L CH3COOH溶液的导电能力比相同条件下盐酸的弱。 （3） 相同条件下，把锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者反应速率比后者快。 （4） pH=1的CH3COOH溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合，混合溶液呈酸性。 （5） 分别取等体积、等pH的CH3COOH溶液和盐酸进行中和滴定，达到终点时CH3COOH溶液消耗的同浓度的NaOH溶液体积大。 2、 水解方面：电解质越弱，对应离子水解能力越强 （1） CH3COONa水溶液的pH>7； （2） 0.1mol/L CH3COONa溶液的pH比0.1mol/L NaCl溶液的大。 3、稀释方面 如图，a、b分别为pH 相等的NaOH溶液和氨水的稀释曲线。c、d分别为pH相等的盐酸和醋酸的稀释曲线。 （1） 加水稀释相同倍数后的pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。若稀释10n倍，盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位，而氨水与醋酸溶液pH变化不到n个单位。 （2） 稀释后的pH仍然相等，则加水量的大小：氨水>NaOH溶液,醋酸>盐酸。 （3） 利用较强酸（碱）制备较弱酸（碱）的原理判断电解质的强弱。例如，将醋酸加入到碳酸钠溶液中，有气泡产生，说明酸的强弱：CH3COOH>H2CO3。 （4） 利用元素周期律判断。例如，非金属性：Cl>S>P>Si，则HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3；金属性：Na>Mg>Al，则NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。 4、 实验测定 最常用的两种实验验证方法为： ①测0.01mol/L HA溶液的pH，若pH=2，HA是强酸；若pH>2，HA是弱酸。 ②测NaA溶液的pH，若pH=7，HA为强酸；若pH>7，则HA为弱酸。 拓展二：外界条件对电离平衡的影响 电离平衡属于化学平衡，受外界条件如温度和浓度等因素的影响，其规律遵循勒夏特列原理。 以CH3COOH⇋CH3COO-+H+ ΔH>0为例： 改变条件 平衡移动方向 n(H+) c(H+) n(CH3COO-) c(CH3COOH) 电离程度(α) 导电能力 Ka 加水稀释 向右 增大 减小 增大 减小 增大 减弱 不变 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增大 增大 减小 增强 不变 加HCl(g) 向左 增大 增大 减小 增大 减小 增强 不变 加NaOH(s) 向右 减小 减小 增大 减小 增大 增强 不变 加入CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增大 增大 减小 增强 不变 加入镁粉 向右 减小 减小 增大 减小 增大 增强 不变 升高温度 向右 增大 增大 增大 减小 增大 增强 增大 注意：用化学平衡理论分析处理电解质的电离平衡问题时，应该深刻地理解勒夏特列原理：平衡向“削弱”这种改变的方向移动，移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。 ( 32 )选修1 第三章第一节 电离平衡 学科网（北京）股份有限公司 $