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第21 讲 电离平衡
【化学学科素养】
1.变化观念与平衡思想：认识弱电解质的电离有一定限度，是可以调控的，能多角度、动态地分析弱
电解质的电离平衡，并运用平衡移动原理解决实际问题。
2.科学研究与创新意识：能发现和提出有关弱电解质的判断问题；能问题和假设出发，确定探究目
的，设计探究方案，进行哙验探究。
3.证据推理与模型认知：知道可以通过分析、推理等方法认识电离平衡的本质特征，建立模型。能运
用模型解释电离平衡的移动，揭示现象的本质和规律。
【必备知识解读】
一、弱电解质的电离平衡
1.弱电解质
强电解质
弱电解质
定义
在水溶液中能完全电离的电解质
在水溶液中只能部分电离的电解质
电离过程
不可逆，无电离平衡
可逆，存在电离平衡
在溶液中的
存在形式
只有离子
既有离子，又有电解质分子
物质类别
及示例
①强酸，如HCl、H2SO4
②强碱，如KOH、Ba(OH)2
③大部分盐，如NaCl、BaSO4
①弱酸，如CH3COOH、HClO
②弱碱，如NH3·H2O、Mg(OH)2
③水
(2)与化合物类型的关系
强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。
2.弱电解质的电离概念
(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)电离平衡的建立与特征
①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
二、电离方程式的书写
1
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强
电
解
质
强酸
完全电离，如HCl === H+ + Cl-
强碱
完全电离，如Ba(OH)2 === Ba2+ + 2OH-
盐
正盐
完全电离，如Na2CO3 === 2Na+ + CO3
2-
强酸的酸式盐
完全电离，如NaHSO4 === Na+ + H+ + SO4
2-
弱酸的酸式盐
第一步完全电离，第二步弱酸酸根部分电离，如
NaHCO3 === Na+ + HCO3
-，HCO3
- ⇌ H+ + CO3
2-
弱
电
解
质
一元弱酸
部分电离，如CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+
一元弱碱
部分电离，如 NH3·H2O ⇌ NH4
+ + OH-
H2O
部分电离， H2O ⇌ H+ + OH-
多元弱酸
分步电离，必须分步写出，不可合并（以第一步电离为主）
如H2CO3 ⇌ H+ + HCO3
-，HCO3
- ⇌ H+ + CO3
2-
多元弱碱
分步电离，中学阶段要求一步写出。如Fe(OH)3 ⇌ Fe3+ + 3OH-
【特别提醒】强酸的酸式盐在熔融状态和水溶液中，电离方程式是不同的。
（1）熔融状态时：NaHSO4 === Na+ + HSO4
- ；
（2）溶于水时：NaHSO4 === Na+ + H+ + SO4
2-杨sir
三、电离平衡常数及其应用
1．概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，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，用
K 表示（通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数）。杨sir 化学，侵权必究
2.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＝。
（3）多元弱酸、弱碱
电离方程式
电离常数表达式
H2CO3
H2CO3 ⇌ H+ +HCO3
-
HCO3
- ⇌ H+ +CO3
2-
K1＝ c(H+)·c(HCO3
-)
c(H2CO3)
K2＝ c(H+)·c(CO3
2-)
c(HCO3
-)
Cu(OH)
2
Cu(OH)2 ⇌ Cu2+ + 2OH-
K＝c(Cu2+ )·c
2(OH
-)
c[Cu(OH)2]
3.特点
(1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K 值增大。
(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K 越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
例如，在25 ℃时，K(HNO2)＝4.6×10－4，K(CH3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO2的酸性比CH3COOH 强。
2
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(3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步电离。
【关键能力拓展】
1.外因对电离平衡的影响
(1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。
(2)温度：温度越高，电离程度越大。
(3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方
向移动。
(4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。如：
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。
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
Ka
加水稀释
向右
增大
减小
减弱
不变
加入少量冰醋酸
向右
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
向左
增大
增大
增强
不变
加NaOH(s)
向右
减小
减小
增强
不变
加CH3COONa(s)
向左
减小
减小
增强
不变
加入镁粉
向右
减小
减小
增强
不变
升高温度
向右
增大
增大
增强
增大
2.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
比较项目
酸
c(H＋)
pH
中和碱的能力
与活泼金属反应
产生H2的量
开始与金属反
应的速率
盐酸
大
小
相同
相同
大
醋酸溶液
小
大
小
(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
比较项目
酸
c(H＋)
c(酸)
中和碱的能力
与足量活泼金属
反应产生H2的量
开始与金属
反应的速率
盐酸
相同
小
小
少
相同
醋酸溶液
大
大
多
3.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH 大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水
3
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多
(2)相同体积、相同pH 值的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，盐酸的pH 大
加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水
多
4.电离度
（1）概念：弱电解质达电离平衡时，已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。
(2)表示方法
α＝×100%
也可表示为α＝×100%
(3)影响因素
①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。
②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。
（4）意义：表示不同弱电解质在水溶液中的电离程度，在相等条件下可用电离度比较弱电解质的相
对强弱。
【核心题型例解】
高频考点一 电离方程式
【例1】下列指定化学用语正确的是
A．NaHCO3的电离方程式：NaHCO3=Na++H++
B．HF 的电离方程式：HF=H++F-
C．NaHSO4在水溶液中的电离方程式：NaHSO4=Na++H++
D．H2S 的电离方程式：H2S
2H
⇌
++S2-
【变式探究】下列说法正确的是
A．Na2CO3是强电解质，故Na2CO3的电离方程式为Na2CO3=Na ＋CO
B．室温下，0.1 mol·L－1的BOH 溶液的pH＝11，则BOH 的电离方程式为BOH
B＋＋OH－
C．25 ℃ NaA 溶液的pH>7，则HA 的电离方程式为HA=H＋＋A－
4
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D．CaCO3的饱和水溶液导电性很弱，故CaCO3的电离方程式为CaCO3
Ca2＋＋CO
高频考点二 弱电解质的电离平衡
【例2】（2022·全国乙卷）常温下，一元酸
的
。在某体系中，
与A-离子不
能穿过隔膜，未电离的
可自由穿过该膜(如图所示)。
设溶液中
，当达到平衡时，下列叙述正确的是
A. 溶液Ⅰ中
B. 溶液Ⅱ中的HA 的电离度
为
C. 溶液Ⅰ和Ⅱ中的
不相等
D. 溶液Ⅰ和Ⅱ中的
之比为
【归纳总结】外界条件对电离平衡影响的四个“不一定”
(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。
因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大。
(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。
如对于CH3COOH
CH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒
夏特列原理，只能“减弱”而不能“消除”，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大；加水稀释或加少
量NaOH 固体，都会使平衡右移，但 c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小；加水稀释或增大弱电解质
的浓度，都使平衡右移，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电
离程度减小。
【变式探究】要使0.1 mol·L－1的醋酸溶液中
的值增大，可以采取的措施是
①加少量NaCl 固体 ②升高温度 ③加少量冰醋酸 ④加水 ⑤加少量醋酸钠
固体
5
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A．①②
B．②③④
C．③④⑤
D．②④
【变式探究】醋酸溶液中存在电离平衡：
，下列叙述不正确的是
A．升高温度，醋酸的电离常数
增大
B．
的
溶液加水稀释，溶液中导电粒子的数目增大
C．
溶液中加少量的
固体，平衡逆向移动
D．25℃时，欲使醋酸溶液的氢离子浓度、电离常数
和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸
高频考点三 溶液导电性图像分析
【例3】NaOH 溶液滴定邻苯二甲酸氢钾（邻苯二甲酸H2A 的Ka1=1.1×10−3 ，Ka2=3.9×10−6）溶液，混
合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示，其中b 点为反应终点。下列叙述错误的是
（ ）
A．混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关
B．Na+与A2−的导电能力之和大于HA−的
C．b 点的混合溶液pH=7
D．c 点的混合溶液中，c(Na+)>c(K+)>c(OH−)
【方法技巧】影响电解质溶液的导电能力的主要因素
电解质溶液的导电能力主要取决于离子的浓度、离子在电场中的运动速率以及离子所带的电荷数目。
(1)相同条件下溶液的离子浓度越大，其导电能力越强。
(2)相同离子浓度时，离子所带的电荷数越多，溶液的导电能力越强。
(3)温度越高，溶液的导电能力越强。
【变式探究】在一定温度下，冰醋酸稀释过程中溶液的导电能力变化如图所示。下列说法错误的是
6
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A．加水前导电能力约为零的原因是冰醋酸中几乎没有自由移动的离子
B．a、b、c 三点对应的溶液中，CH3COOH 电离程度最大的是c
C．a、b、c 三点对应的溶液中，c(H+)由小到大的顺序是c＜a＜b
D．在b 点加入浓硫酸，可使溶液中c(CH3COO-)增大、c(H+)增大
高频考点四 强、弱电解质的判断与比较
【例4】（2022·浙江卷）下列物质属于非电解质
是（ ）
A.CH4
B.KI
C.NaOH
D.CH3COOH
【变式探究】下列事实中一定能证明
是弱电解质的是
①用
溶液做导电实验，灯泡很暗
②
溶液的
③等pH 等体积的硫酸、
溶液和足量锌反应，
放出的氢气较多
④
醋酸溶液恰好与
溶液完全反应
⑤
的
溶液稀释至1000 倍，
A．①②④⑤
B．②③⑤
C．①②③④⑤
D．①②⑤
【方法技巧】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 溶液加水稀释
10 倍后，1<pH<2。
角度三：弱电解质形成的盐能水解，如判断CH3COOH 为弱酸可用下面两个实验：
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液，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，pH>7。
【变式探究】下列物质中，属于强电解质的是
7
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A．硫酸钠
B．盐酸
C．二氧化硫
D．一水合氨
高频考点五 电离平衡常数及其应用
【例5】以下是常温下几种弱酸的电离平衡常数：下列说法正确的是
CH3COOH
H2S
HClO
K=1.8×10-5
K1=1.3×10-7；K2=7.1×10-15
K=4.69×10-11
A．可发生反应：H2S+2ClO-=S2-+2HClO
B．CH3COOH 溶液与Na2S 溶液不能反应生成NaHS
C．同物质的量浓度的H2S、HClO、CH3COOH 溶液，酸性最强的是CH3COOH
D．Na2S、NaClO、CH3COONa 中，结合质子能力最强的NaClO
【变式探究】已知氢氟酸、次氯酸、碳酸在25°C 下的电离常数分别为：
HF
Ka=6.8×10-4 mol·L-1
HClO
Ka=2.9×10-8mol·L-1
H2CO3
Kal = 4.4×10-7mol·L—1 Ka2 = 4.7×10-
11mol·L-1
根据上述数据，下列叙述不正确的是
A．等浓度的NaF、NaClO 溶液的pH 值大小：NaF < NaClO
B．少量的CO2通入NaClO 溶液中反应的离子方程式为：CO2 + H2O +2ClO- =
+ 2HClO
C．将浓度均为0.1 mol·L-1的上述三种酸溶液分别稀释10 倍，pH 变化最大的是HF
D．结合H+的能力，
比
更强
8
