3.1 电离平衡（知识清单）化学人教版选择性必修1

该高中化学知识清单系统梳理了水溶液中电离平衡的知识体系。从电解质的分类及电离程度实验探究入手，建立弱电解质电离平衡概念，明确其特征及外界条件影响，进而引入电离平衡常数定量分析，最终通过实验对比强酸与弱酸的性质差异。 知识链路以“实验探究-概念建构-定量分析-性质比较”逻辑展开，通过对比表格、实验现象分析培养科学思维，结合注意事项和特别提醒强化化学观念，助力学生形成从宏观到微观的电离平衡认知框架。

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节　电离平衡 一、弱电解质的电离平衡 1.电解质及其分类 (1)电解质和非电解质 ①电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 ②非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。 (2)强电解质和弱电解质 ①实验探究盐酸和醋酸的电离程度 取相同体积、0.1 mol·L－1的盐酸和醋酸，完成以下实验并填表。 酸 0.1 mol·L－1盐酸 0.1 mol·L－1醋酸 pH 较小 较大 导电能力 较强 较弱 与等量镁条反应的现象 产生无色气泡较快 产生无色气泡较慢 实验结论 实验表明盐酸中c(H＋)更大，说明盐酸的电离程度大于醋酸的电离程度 ②强电解质与弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能全部电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 在溶液中的存在形式 只有阴、阳离子 既有阴、阳离子，又有电解质分子 物质类别 强酸、强碱、大部分盐(包括难溶性盐)等 弱酸、弱碱、水 (3)电离方程式的书写 强电解质用“===”，弱电解质用“⇌”，多元弱酸分步书写电离方程式。 写出下列各组物质的电离方程式。 ①H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO， NaOH：NaOH===Na＋＋OH－。 ②NaHSO4(水溶液中)：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO， NaHCO3：NaHCO3===Na＋＋HCO、HCO⇌H＋＋CO。 ③CH3COOH：CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋， NH3·H2O：NH3·H2O⇌NH＋OH－。 ④H2CO3：H2CO3⇌H＋＋HCO_、HCO⇌H＋＋CO， Cu(OH)2：Cu(OH)2⇌Cu2＋＋2OH－。 2.弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡状态 ①建立过程 ②概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化时达到了电离平衡状态。 ③电离平衡的特征 弱：研究对象为弱电解质。 等：弱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。 动：电离平衡与化学平衡一样是动态平衡。 定：达到平衡时，溶液中离子浓度和分子浓度都保持不变。 变：条件改变，电离平衡发生移动，各粒子的浓度要发生改变。 (2)外界条件对弱电解质的电离平衡的影响。 实例：以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋　ΔH>0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 加水稀释 向右 增大 减小 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 通入HCl(g) 向左 增大 增大 加入NaOH(s) 向右 减小 减小 加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 加入镁粉 向右 减小 减小 升高温度 向右 增大 增大 (3)电解质溶液的导电性 ①电解质溶液的导电原理 电解质在溶液中电离成自由移动的阴、阳离子，在电源(电场)的作用下沿某一方向定向移动，形成电流。 注意：金属导电是因为其含有自由移动的电子。 ②影响电解质溶液导电能力的因素 电解质溶液的导电能力与溶液中离子浓度及离子所带电荷多少有关，离子浓度越大，离子所带电荷越多，导电能力越强。 二、电离平衡常数 1．电离平衡常数 概念 溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数 表示方法 对于AB⇌A＋＋B－，Ka或Kb＝(酸用Ka，碱用Kb) 影响因素 ①同一温度下，不同弱电解质的电离常数取决于弱电解质的性质； ②对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离常数只与温度有关 2.多元弱酸的电离平衡常数 (1)多元弱酸每一步电离都有电离平衡常数，例如H2CO3电离常数表达式(25 ℃时)： ①H2CO3⇌H＋＋HCO Ka1＝＝4.5×10－7； ②HCO⇌H＋＋CO Ka2＝＝4.7×10－11。 (2)多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1>Ka2>Ka3……当Ka1≫Ka2时，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 3.电离平衡常数的应用 (1)电离平衡常数K的意义 K的大小表征了弱电解质的相对强弱。 (2)电离平衡常数的应用 ①根据电离常数判断弱酸(碱)的强弱 相同温度下，弱酸的Ka越大，电离程度越大，酸性越强；弱碱的Kb越大，电离程度越大，碱性越强。 ②根据强酸制弱酸比较电离常数实验3-2 操作 向盛有2 mL 1 mol·L－1醋酸的试管中滴加1 mol·L－1 Na2CO3溶液 现象 试管中产生气泡 原理 离子方程式为CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O 结论 Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)(填“>”“<”或“＝”) 三、强酸与弱酸的比较 1．实验探究强酸、弱酸与活泼金属反应的特点 向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示： 由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况 宏观辨识 微观探析 反应初期 盐酸的反应速率比醋酸大 盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋)较大，因而反应速率较大 反应过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸大，盐酸的反应速率减小明显，醋酸的反应速率减小不明显 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡正向移动，消耗的氢离子能及时电离补充，所以一段时间内速率变化不明显 最终 二者产生氢气的量基本相等，速率几乎都变为零 镁条稍微过量，两种酸的物质的量相同，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎消耗完全，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎相同，因而产生的H2的量几乎相同。 两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎都变为0 2.一元强酸和一元弱酸的比较 (1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 (2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 注意事项： (1)电离平衡对象仅限弱电解质，强电解质不存在电离平衡。 (2)弱电解质电离是可逆过程，方程式书写必须使用可逆符号⇌。 (3)多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，不可合并书写电离方程式。 (4)电离过程大多吸热，升高温度，电离平衡正向移动。 (5)加水稀释弱电解质溶液，电离平衡正向移动，但溶液中离子浓度通常减小。 (6)同离子效应：加入含有相同离子的强电解质，抑制弱电解质电离。 (7)电离平衡属于动态平衡，平衡时分子、离子浓度恒定，电离并未停止。 (8)溶液导电性由离子浓度、离子电荷数决定，不能直接用来判断电解质强弱。 (9)弱电解质达到电离平衡时，电离程度微弱，体系中大部分以分子形式存在。 特别提醒： 1.电离平衡常数（弱酸、弱碱）只与温度有关，浓度、外加物质不会改变的数值。 2.弱电解质电离吸热，升温会促进电离，电离平衡常数随温度升高而增大。 3.相同温度下，弱电解质的越大，对应弱酸 / 弱碱的电离能力越强，酸 / 碱性越强。 4.多元弱酸分步电离，每一步都有独立电离常数，且，溶液酸性主要由第一步电离决定。 5.书写电离常数表达式时，不代入弱电解质分子，只代入电离生成的离子浓度；纯液体、固体不写入平衡常数表达式。 6.可利用计算弱电解质溶液离子浓度、电离度，但不能直接通过溶液导电性大小判断大小。 7.同一弱电解质体系，稀释溶液会提升电离度，但电离平衡常数保持不变。 8.若弱酸的远小于另一弱酸，前者酸性更弱，对应酸根离子水解能力更强。 归纳总结： (1)溶液导电性由c(H + )决定，不能直接用来判断酸的强弱。 (2)pH相等的强酸、弱酸，弱酸浓度远大于强酸。 (3)加水稀释，强酸pH变化幅度大，弱酸pH变化幅度小。 1.电解质、非电解质均属于化合物，单质与混合物既不属于电解质，也不属于非电解质。 2.电解质导电的条件为水溶液或熔融状态，固态电解质中无自由离子，不能导电。 3.溶液导电能力强弱取决于自由移动离子浓度与离子所带电荷，和电解质强弱没有必然对应关系。 4.强电解质完全电离，电离方程式用等号；弱电解质部分电离，电离方程式使用可逆号。 5.多元弱酸分步电离，书写电离方程式必须分步书写，不可一步书写完全电离。 6.弱电解质电离过程吸热，升温促进电离；加水稀释弱电解质，电离平衡正向移动，但离子浓度一般降低。 7.电离平衡属于动态平衡，达到平衡时离子、分子浓度不再改变，电离过程并未停止。 8.同离子效应会抑制弱电解质电离；加入能消耗离子的物质，可促进弱电解质电离。 9.等难溶盐属于强电解质，溶解的部分能够完全电离，溶解度大小与电解质强弱无关。 10.强电解质溶液中只存在离子，不存在电解质分子；弱电解质溶液中，分子与电离出的离子共存。 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节　电离平衡 一、弱电解质的电离平衡 1.电解质及其分类 (1)电解质和非电解质 ①电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 ②非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。 (2)强电解质和弱电解质 ①实验探究盐酸和醋酸的电离程度 取相同体积、0.1 mol·L－1的盐酸和醋酸，完成以下实验并填表。 酸 0.1 mol·L－1盐酸 0.1 mol·L－1醋酸 pH 较小 较大 导电能力 较强 较弱 与等量镁条反应的现象 产生无色气泡较快 产生无色气泡较慢 实验结论 实验表明盐酸中c(H＋)更大，说明盐酸的电离程度大于醋酸的电离程度 ②强电解质与弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能全部电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 在溶液中的存在形式 只有阴、阳离子 既有阴、阳离子，又有电解质分子 物质类别 强酸、强碱、大部分盐(包括难溶性盐)等 弱酸、弱碱、水 (3)电离方程式的书写 强电解质用“===”，弱电解质用“⇌”，多元弱酸分步书写电离方程式。 写出下列各组物质的电离方程式。 ①H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO， NaOH：NaOH===Na＋＋OH－。 ②NaHSO4(水溶液中)：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO， NaHCO3：NaHCO3===Na＋＋HCO、HCO⇌H＋＋CO。 ③CH3COOH：CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋， NH3·H2O：NH3·H2O⇌NH＋OH－。 ④H2CO3：H2CO3⇌H＋＋HCO_、HCO⇌H＋＋CO， Cu(OH)2：Cu(OH)2⇌Cu2＋＋2OH－。 2.弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡状态 ①建立过程 ②概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化时达到了电离平衡状态。 ③电离平衡的特征 弱：研究对象为弱电解质。 等：弱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。 动：电离平衡与化学平衡一样是动态平衡。 定：达到平衡时，溶液中离子浓度和分子浓度都保持不变。 变：条件改变，电离平衡发生移动，各粒子的浓度要发生改变。 (2)外界条件对弱电解质的电离平衡的影响。 实例：以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋　ΔH>0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 加水稀释 向右 增大 减小 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 通入HCl(g) 向左 增大 增大 加入NaOH(s) 向右 减小 减小 加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 加入镁粉 向右 减小 减小 升高温度 向右 增大 增大 (3)电解质溶液的导电性 ①电解质溶液的导电原理 电解质在溶液中电离成自由移动的阴、阳离子，在电源(电场)的作用下沿某一方向定向移动，形成电流。 注意：金属导电是因为其含有自由移动的电子。 ②影响电解质溶液导电能力的因素 电解质溶液的导电能力与溶液中离子浓度及离子所带电荷多少有关，离子浓度越大，离子所带电荷越多，导电能力越强。 二、电离平衡常数 1．电离平衡常数 概念 溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数 表示方法 对于AB⇌A＋＋B－，Ka或Kb＝(酸用Ka，碱用Kb) 影响因素 ①同一温度下，不同弱电解质的电离常数取决于弱电解质的性质； ②对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离常数只与温度有关 2.多元弱酸的电离平衡常数 (1)多元弱酸每一步电离都有电离平衡常数，例如H2CO3电离常数表达式(25 ℃时)： ①H2CO3⇌H＋＋HCO Ka1＝＝4.5×10－7； ②HCO⇌H＋＋CO Ka2＝＝4.7×10－11。 (2)多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1>Ka2>Ka3……当Ka1≫Ka2时，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 3.电离平衡常数的应用 (1)电离平衡常数K的意义 K的大小表征了弱电解质的相对强弱。 (2)电离平衡常数的应用 ①根据电离常数判断弱酸(碱)的强弱 相同温度下，弱酸的Ka越大，电离程度越大，酸性越强；弱碱的Kb越大，电离程度越大，碱性越强。 ②根据强酸制弱酸比较电离常数实验3-2 操作 向盛有2 mL 1 mol·L－1醋酸的试管中滴加1 mol·L－1 Na2CO3溶液 现象 试管中产生气泡 原理 离子方程式为CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O 结论 Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)(填“>”“<”或“＝”) 三、强酸与弱酸的比较 1．实验探究强酸、弱酸与活泼金属反应的特点 向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示： 由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况 宏观辨识 微观探析 反应初期 盐酸的反应速率比醋酸大 盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋)较大，因而反应速率较大 反应过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸大，盐酸的反应速率减小明显，醋酸的反应速率减小不明显 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡正向移动，消耗的氢离子能及时电离补充，所以一段时间内速率变化不明显 最终 二者产生氢气的量基本相等，速率几乎都变为零 镁条稍微过量，两种酸的物质的量相同，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎消耗完全，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎相同，因而产生的H2的量几乎相同。 两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎都变为0 2.一元强酸和一元弱酸的比较 (1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 (2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 注意事项： (1)电离平衡对象仅限弱电解质，强电解质不存在电离平衡。 (2)弱电解质电离是可逆过程，方程式书写必须使用可逆符号⇌。 (3)多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，不可合并书写电离方程式。 (4)电离过程大多吸热，升高温度，电离平衡正向移动。 (5)加水稀释弱电解质溶液，电离平衡正向移动，但溶液中离子浓度通常减小。 (6)同离子效应：加入含有相同离子的强电解质，抑制弱电解质电离。 (7)电离平衡属于动态平衡，平衡时分子、离子浓度恒定，电离并未停止。 (8)溶液导电性由离子浓度、离子电荷数决定，不能直接用来判断电解质强弱。 (9)弱电解质达到电离平衡时，电离程度微弱，体系中大部分以分子形式存在。 特别提醒： 1.电离平衡常数（弱酸、弱碱）只与温度有关，浓度、外加物质不会改变的数值。 2.弱电解质电离吸热，升温会促进电离，电离平衡常数随温度升高而增大。 3.相同温度下，弱电解质的越大，对应弱酸 / 弱碱的电离能力越强，酸 / 碱性越强。 4.多元弱酸分步电离，每一步都有独立电离常数，且，溶液酸性主要由第一步电离决定。 5.书写电离常数表达式时，不代入弱电解质分子，只代入电离生成的离子浓度；纯液体、固体不写入平衡常数表达式。 6.可利用计算弱电解质溶液离子浓度、电离度，但不能直接通过溶液导电性大小判断大小。 7.同一弱电解质体系，稀释溶液会提升电离度，但电离平衡常数保持不变。 8.若弱酸的远小于另一弱酸，前者酸性更弱，对应酸根离子水解能力更强。 归纳总结： (1)溶液导电性由c(H + )决定，不能直接用来判断酸的强弱。 (2)pH相等的强酸、弱酸，弱酸浓度远大于强酸。 (3)加水稀释，强酸pH变化幅度大，弱酸pH变化幅度小。 1.电解质、非电解质均属于化合物，单质与混合物既不属于电解质，也不属于非电解质。 2.电解质导电的条件为水溶液或熔融状态，固态电解质中无自由离子，不能导电。 3.溶液导电能力强弱取决于自由移动离子浓度与离子所带电荷，和电解质强弱没有必然对应关系。 4.强电解质完全电离，电离方程式用等号；弱电解质部分电离，电离方程式使用可逆号。 5.多元弱酸分步电离，书写电离方程式必须分步书写，不可一步书写完全电离。 6.弱电解质电离过程吸热，升温促进电离；加水稀释弱电解质，电离平衡正向移动，但离子浓度一般降低。 7.电离平衡属于动态平衡，达到平衡时离子、分子浓度不再改变，电离过程并未停止。 8.同离子效应会抑制弱电解质电离；加入能消耗离子的物质，可促进弱电解质电离。 9.等难溶盐属于强电解质，溶解的部分能够完全电离，溶解度大小与电解质强弱无关。 10.强电解质溶液中只存在离子，不存在电解质分子；弱电解质溶液中，分子与电离出的离子共存。 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $