考试说明 1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。 2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。 3.理解弱电解质在水中的电离平衡，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 考点二　电离平衡常数 考点三　强酸(碱)与弱酸(碱)的比较

知识梳理 考点一　弱电解质的电离平衡 1.弱电解质 (1)概念 强电解质，包括 、 、 等 强酸 全部电离 强碱 大多数盐 在水溶液里 电解质 弱电解质，包括 、 、 等 部分电离 弱酸 弱碱 水 (2)与化合物类型的关系 强电解质主要是大部分 化合物及某些 化合物，弱电解质主要是某些 化合物。 离子 共价 共价

2.弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。 (2)电离平衡的特征

(3)外界条件对电离平衡的影响 内因：由弱电解质本身的结构或性质决定，电解质越弱，其电离程度越小。

CH3COOH H＋＋CH3COO－ ΔH>0 3.以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH CH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影响。 实例(稀溶液) CH3COOH H＋＋CH3COO－ ΔH>0 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka 加水稀释 ____ 加入少量冰醋酸 通入HCl(g) → 增大 减小 减弱 不变 增大 增大 增强 不变 → ← 增大 增大 增强 不变 加NaOH(s) ____ 加入镁粉 升高温度 加CH3COONa(s) 减小 增强 不变 → 减小 减小 增强 不变 → 减小 减小 增强 不变 → 增大 增大 增强 增大 ←

例1.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×” (1)强电解质溶液中不存在溶质分子，弱电解质溶液中存在溶质分子(　　) (2)氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH )时，表明NH3·H2O 电离处于平衡状态(　　) √ × (3)室温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－(　　) × (4)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(　　) × (5)稀释弱电解质溶液时，所有粒子浓度都一定会减小(　　) ×

例2.分别画出冰醋酸和0.1 mol·L－1的醋酸加水稀释时导电能力的变化图。

例2.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。下图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是

考点二　电离平衡常数 1.表达式 (1)一元弱酸HA的电离常数：根据HA H＋＋A－，可表示为Ka＝ 。 (2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH B＋＋OH－，可表示为Kb＝

2.意义 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质 电离，所对应的酸性或碱性相对 。 3.特点 电离常数只与 有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是 的，故温度升高，K 。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 步电离。 越易 越强 温度 吸热 增大 一 4.影响因素 内因(决定因素)：弱电解质本身的性质 外因：温度(随温度升高而增大)

5.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(X－) 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＝ ，代入数值求解即可。

(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(X－) 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＋)＝ ，代入数值求解即可。

例1.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×” (1)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大(　　) (2)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的 c(H＋)大(　　) (3)对于0.1 mol·L－1的氨水，加水稀释后，溶液中c(NH )·c(OH－)变小(　) ×　 ×　 √ (4)向CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水， 先增大再减小(　) (5)室温下，向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，溶液中 不变(　　) ×　 √

例2. H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4. 3×10－7，Ka2＝5 例2.H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，它的Ka1、Ka2差别很大的原因____________________________________________ (从电离平衡的角度解释)。 第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用

例3.部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO 电离平衡 常数(25 ℃) K＝1.77×10－4 K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 3.0×10－8 按要求书写离子方程式： (1)将少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中 。 (2)将少量CO2气体通入到Na2S溶液中 。

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倍后，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溶液。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。

例1.改变下列条件，请在横线上写出下列曲线代表哪种酸的变化曲线。 (1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸 ①加入足量的Zn，V(H2)与时间的变化曲线 盐酸 醋酸

②加水稀释，pH变化的曲线 醋酸 盐酸

(2)相同体积相同pH的盐酸和醋酸 ①加入足量的Zn，V(H2)与时间的变化曲线 醋酸 盐酸

②加水稀释，pH变化的曲线 盐酸 醋酸

一强一弱比较的图像分析 例3.相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是 强酸完全电离，中强酸部分电离，随着反应的进行，中强酸会继续电离出H＋，所以溶液②产生氢气的体积多，在相同时间内，②的反应速率比①快。

例4. pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如下图所示。分别滴加NaOH溶液(c＝0 例4.pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如下图所示。分别滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则 A.x为弱酸，Vx＜Vy B.x为强酸，Vx>Vy C.y为弱酸，Vx＜Vy D.y为强酸，Vx>Vy

考点三　强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 一元强酸与一元弱酸的比较   等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸溶液(b) 等pH的盐酸(a)与醋酸溶液(b) pH或物质的量浓度 溶液的导电性 水的电离程度 pH：a＜b 物质的量浓度：a＜b a>b a＝b a＜b a＝b

加水稀释等倍数pH的变化量 等体积溶液中和NaOH反应的量 分别加该酸的钠盐固体后pH 开始与金属反应的速率 等体积溶液与过量活泼金属产生H2的量 水的电离程度 a＞b a＞b a＝b a＜b a：不变 b：变大 a：不变 b：变大 a＞b 相同 相同 a＜b HA＜HB HA＝HB

由图知：将一元酸x和y分别稀释10倍，pH的变化量ΔpHx＝1，ΔpHy＜1，所以x为强酸，y为弱酸。pH＝2时弱酸y的浓度大，滴加NaOH溶液至pH＝7时消耗NaOH溶液的体积y比x大。

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HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O，先与HCl反应，生成同样为强电解质的NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液稀释，所以电导率下降。当HCl被中和完后，继续与CH3COOH弱电解质反应，生成CH3COONH4，为强电解质，所以电导率增大。HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，因为溶液被稀释，有下降趋势。