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化学技巧 | 一文搞定电离平衡常数，内含知识点+五大解题技
巧！
电离平衡常数是高考中一个重要的必考考点，也是很多同学的一
个难点。今天调研君为大家整理了高考化学关于【电离平衡常
数】相关的知识点汇总及五大解题技巧，帮你快速解决难点，
考前抢分！
本期内容部分来源于试题调研第9期《考前抢分必备》，打
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电离平衡常考知识点
想要完全弄懂一个类型的题，掌握常考知识点是基础，下面为大
家整理电离平衡高考总常考的知识点，来检查一下，你是不是都
记住了？
0011
弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合
物,叫电解质。
非 电 解 质 ： 在 水 溶 液 中 或 熔 化 状 态 下 都 不 能 导 电 的 化 合
物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解
质。
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化
合物
注意：① 电解质、非电解质都是化合物 ② SO2、NH3、
CO2等属于非电解质
③ 强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于
水 ， 但 溶 于 水 的 BaSO4 全 部 电 离 ， 故 BaSO4 为 强 电 解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离
子的速率 和离子结合成 时，电离过程就达到了 平衡状态
，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：
A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离
平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有
相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种
离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写
（第一步为主）
6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡
时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，
（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。）
表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]
7、影响因素：
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温
下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度
越 大 ， 酸 性 越 强 。 如 ：
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
0022
水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡：
水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]
25 ℃ 时 ,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-]
= 1*10-14
注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）
2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14
②温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的）
③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1*10-14
4、溶液的酸碱性和pH：
（1）pH=-lgc[H+]
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂—— 甲基橙 、石蕊 、酚酞 。
变色范围：甲基橙3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色）
酚酞8.2~10.0（浅红色）
pH试纸—操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准
比色卡对比即可 。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读
取整数值或范围0033
混合液的pH值计算方法公式
1 、 强 酸 与 强 酸 的 混 合 ： （ 先 求 [H+] 混 ： 将 两 种 酸 中 的
H+ 离 子 物 质 的 量 相 加 除 以 总 体 积 ， 再 求 其 它 ） [H+] 混
=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的
OH‑离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [OH-]混
＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意:不能直接
计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合：（先据H++ OH-==H2O计算余下
的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体
积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体
积求[OH-]混，再求其它）
0044
稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+n （但始终不能
大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n （但始终不能
大于或等于7）
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n （但始终不能
小于或等于7）
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n （但始终不
能小于或等于7）
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠
近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强
酸、强碱变化得快。
0055
强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律
1、若等体积混合
pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7
pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2）〕
0066
酸碱中和滴定：
1、中和滴定的原理
实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物
质的量相等。
2、中和滴定的操作过程：
（1）仪②滴定管的刻度，O刻度在上 ，往下刻度标数越来
越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分
没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次
滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添
加。②滴定管可以读到小数点后 一位 。
（2）药品：标准液；待测液；指示剂。
（3）准备过程：
准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗
涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液
洗 （ 或 待 测 液 洗 ） → 装 溶 液 → 排 气 泡 → 调 液 面 → 记 数 据
V(始)（4）试验过程
3、酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析
式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱
的物质的量浓度；
V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度
时，则：
c碱=
上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用
的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，
其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现
的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，
它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中
碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的
减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦
同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱
的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值
时，c碱偏高，反之偏低。
同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
0077盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来
的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来
的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的
电离。
3、盐类水解规律：
①有弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，
两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，
碱性更强。(如:Na2CO3＞NaHCO3)
4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）
程度小（3）吸热
5、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越 高 水解程度越大（水解吸热，越热越水
解）
②浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 阴离子 水解而 抑制
阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
6、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性
②电离程度＞水解程度，显 酸 性 （如: HSO3-、H2PO4-）
③ 水解程度＞电离程度，显 碱 性（如：HCO3-、HS-、
HPO42-）
7、双水解反应：
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应
相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向
右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、
CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；
CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双
水 解 完 全 的 离 子 方 程 式 配 平 依 据 是 两 边 电 荷 平 衡 ， 如 ：
2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑9、水解平衡常数（Kh）
对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，
Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)
对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，
Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）
电离、水解方程式的书写原则
1）、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原
则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般
相当微弱。
2）、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：
一步书写
0088
溶液中微粒浓度的大小比较
☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关
系：
①电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所
带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积
之和
②物料守恒:（即原子个数守恒或质量守恒）
某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的
量(或浓度)之和
③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
0099
难溶电解质的溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。
（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。
如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反
应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-
5mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度
减少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在
平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
意在沉淀后用(s)标明状态，并用“⇌”。如：Ag2S(s)⇌ 2Ag+
(aq）+S2-(aq)
3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完
全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去
MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法：（4）同离子效应法
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①
酸碱；②氧化还原；③沉淀转化。
5、沉淀的转化：
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小
的。
如 ： AgNO3 →AgCl( 白 色 沉 淀 )→ AgBr （ 淡 黄 色 ） →AgI
（黄色）→ Ag2S（黑色）
6、溶度积（Ksp）
1）、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子
的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓
度保持不变的状态。
2）、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)
Ksp= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n
3）、影响因素：
外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。电离平衡常数解题技巧
高考常考查电离平衡常数的计算、弱酸的相对强弱、离子浓度离
子大小的比较、离子方程式的书写等，大多结合图像进行分析。
想要正确解答电离平衡常数的相关问题，无外乎掌握电离常数的
概念及基本的计算方法，利用平衡移动原理，认真分析图像的变
化趋势，结合电荷守恒、物料守恒进行判断。
调研君今天总结了5种解题技巧，教你快速答题！
1、电离平衡常数的计算
利用图像求电离平衡常数，一定要看清楚图像中纵、横坐标表示
的含义，图中曲线起点、转折点、交叉点、与纵横坐标的的含
义。
2、根据平衡常数判断弱酸或弱碱溶液或其盐溶液的酸碱性
的相对强弱
根据电离平衡常数可以判断弱酸的相对强弱，从而可以判断出其
对应盐的pH大小关系。3、书写化学方程式
由电离常数判断出弱酸的酸性强弱，根据强酸制弱酸的原理，可
以写出两种酸发生反应的化学方程式。
4、判断溶液中离子浓度的大小关系
电离平衡常数表示弱酸的相对强弱，由弱酸生成的盐就会发生水
解，由越弱越水解的原理，可以判断盐溶液中离子离子浓度大小
关系。
5、巧选“特殊点”计算电离平衡常数
计算图像题中电离平衡常数的重要方法是选取特殊点，一般选取
起点、恰好完全反应的点、中性点、微粒浓度相等的点、标有具
体坐标的点，方便计算。例题①：
答案解析：例题②：
答案解析：以上，是调研为你带来的化学快解技法！下一期将带来生物科目
的解题技巧，记得来看~
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