文档介绍：弱电解质的电离知识点总结
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弱电解质的电离
一、电解质、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。
①电电离程度。
2、电离平衡的特征
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①逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。
②等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。
③动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。
④定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。
⑤变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。
3、影响电离平衡的因素（符合勒沙特列原理）
（1）内因—电解质本身的性质，是决定性因素。
（2）外因
①温度—由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大。
②浓度—同一弱电解质，浓度越大，电离度越小。
在一定温度下，浓度越大，电离程度越小。因为溶液浓度越大，离子相互碰撞结合成分子的机会越大，弱电解质的电离程度就越小。因此，稀释溶液会促进弱电解质的电离。
例如：在醋酸的电离平衡 CH3COOH CH3COO-+H+
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A 加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小；
B 加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大但电离程度小；
③外加物质
若加入的物质电离出一种与原电解质所含离子相同的离子，则会抑制原电解质的电离，使电离平衡向生成分子的方向移动；若加入的物质能与弱电解质电离出的离子反应，则会促进原电解质的电离，使电离平衡向着电离的方向移动。
以电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：
项 目
平衡移动方向
c(H+)
n(H+)
c(Ac-)
c(OH-)
c(H+)/ c(HAc)
导电能力
电离程度
加水稀释
向右
减小
增多
减小
增多
增多
减弱
增大
加冰醋酸
向右
增大
增多
增多
减小
减小
增强
减小
升高温度
向右
增大
增多
增多
增多
增多
增强
增大
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加NaOH(s)
向右
减小
减少
增多
增多
增多
增强
增大
H2SO4(浓)
向左
增大
增多
减少
减少
增多
增强
减小
加醋酸铵(s)
向左
减小
减少
增多
增多
减小
增强
减小
加金属Mg
向右
减小
减少
增多
增多
增多
增强
增大
加CaCO3(s)
向右
减小
减少
增多
增多
增多
增强
增大
四、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，多元弱碱一步到位。
H2CO3 H++HCO3-，HCO3- H++CO32-，以第一步电离为主。
NH3·H2O NH4+ + OH- Fe（OH）3 Fe3+ + 3OH-
（3）弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。
NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3- H++CO32-
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（4）强酸的酸式盐如NaHSO4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。
熔融状态时：NaHSO4=Na++HSO4- 溶于水时：NaHSO4=Na++H++SO42-
五、电离平衡常数（相当化学平衡常数）
在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡状态时，溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，通常用Ka表示弱酸的电离常数。
AB ⇋ A++B－
（1）K的意义：K值越大，则电离程度越大，电解质（即酸碱性）越强；K值越小，电离程度越小，离子结合成分子就越容易，电解质（即酸碱性）越弱。表达式中各组分的浓度均为平衡浓度。
（2）K的影响因素：K的大小与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化．温度不变，K值不变；温度不同，K值也不同。
（3）多元弱酸的K：多元弱酸的电离是分步电离的，每步电离平衡常数，通常用K1、K2、
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K3 分别表示，但第一步电离是主要的。如：磷酸的三个K值，K1＞K2＞K3 ，磷酸的电离只写第一步