具有极性共价键的弱电解质（例如部分弱酸、弱碱）（水也是弱电解质）溶于水时，其分子可以微弱电离出离子；同时，溶液中的相应离子也可以结合成分子。一般地，自上述反应开始起，弱电解质分子电离出离子的速率不断降低，而离子重新结合成弱电解质分子的速率不断升高，当两者的反应速率相等时，溶液便达到了电离平衡。此时，溶液中电解质分子的浓度与离子的浓度分别处于相对稳定状态，达到动态平衡。

概念与定义(形成条件 强电解质有 弱电解质)

平衡方向的改变(方程式 电离平衡示例)

电离平衡常数

概念与定义

具有极性共价键的弱电解质(例如部分弱酸、弱碱)（水也是弱电解质）溶于水时，其分子可以微弱电离出离子；同时，溶液中的相应离子也可以结合成分子。一般地，自上述反应开始起，弱电解质分子电离出离子的速率不断降低，而离子重新结合成弱电解质分子的速率不断升高，当两者的反应速率相等时，溶液便达到了电离平衡。此时，溶液中电解质分子的浓度与离子的浓度分别处于相对稳定状态，达到动态平衡。

用简单的语言概括电离平衡的定义，即：在一定条件下，弱电解质的离子化速率（即电离速率)等于其分子化速率（即结合速率）。

形成条件

溶液中电解质电离成离子和离子重新结合成分子的平衡状态。

具体一点说，在一定的条件下(如温度,浓度),当溶液中的电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时，电离的过程就达到了平衡状态,即电离平衡。

一般来说，强电解质不存在电离平衡而弱电解质存在电离平衡。

强电解质有

离子化合物和某些具有强极性键的共价化合物如：强酸（HCl、H2SO4、HNO3）、强碱（NaOH）、大部分盐类(NH4Cl)。

弱电解质

有具有极性键的共价化合物如：弱酸(CH3COOH)、弱碱(NH3·H2O)、水

影响电离平衡的因素

1．温度：电离过程是吸热过程，温度升高,平衡向电离方向移动。

2．浓度：弱电解质分子浓度越大，电离程度越小。

3．同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应。

4．化学反应：某一物质将电离出的离子反应掉而使电离平衡向正方向（电离方向）移动。

5．弱酸的电离常数越大，达到电离平衡时电离出的H+越多，酸性越强；反之，酸性越弱。多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，且各级电离常数逐级减小，一般相差较大，所以其水溶液中的H+主要是由第一步电离产生的。

6．对弱碱来说，也有类似弱酸的规律。

7．分步电离中，越后面电离出的离子数越少。

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电离度公式

α（电离度）=已电离的分子/原有分子数×100%

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水的电离：

精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱的电离，生成H3O^+ 和OH^-：

H2O + H2O<==> H3O^+ + OH^-

可简写为：H2O<==> H ^+ + OH^-

Kw叫水的离子积常数，简称为水的离子积。

在25℃时，水中H^+溶度和OH^-溶度都是1x10^-7mol/L，所以

Kw=c（H^+）·c(OH^-)=1x10^-14

Kw值随温度升高而变大

100℃时，Kw=5.5x10^-14

判断电解强弱方法：

1．在相同浓度、相同温度下，与强电解质做导电性对比实验

2．在相同浓度、相同温度下，比较反映速率的快慢，如将Zn投到等浓度的盐酸与醋酸中比较，结果前者比后者快。

平衡方向的改变

方程式

在上述反应过程中，弱电解质分子电离与离子结合成为分子，二者共同构成一组可逆反应。常以弱电解质分子电离出离子的反应方向为正反应方向，以离子重新结合成弱电解质分子的反应方向为逆反应方向。

与化学平衡一样，电离平衡是可以因为条件变化(如浓度、温度、酸碱性等)而移动的。

以下列表归纳了外界条件变化对电离平衡及c(H+)的影响，这里假设弱电解质AB可以电离成(A+)和(B-),且电离过程吸热，则

电离方程式　AB=（可逆反应）=(A+)+(B?)

条件改变内容v（正），v（逆）关系　平衡移动方向

增大c(AB)v（正）>v（逆）　向右

减小c(AB)v（正）<v（逆）　向左

增大c(A+)v（正）<v（逆）　向左

减小c(A+)v（正）>v（逆）　向右

增大c(B?)v（正）<v（逆）　向左

减小c(B?)v（正）>v（逆）　向右

稀释溶液v（正）>v（逆）　向右

升高温度v（正）>v（逆）　向右

降低温度v（正）<v（逆）　向左　为了便于理解，可以参考醋酸(CH3COOH)的电离平衡，将CH3COOH代入上表的AB，将H+代入A+，将CH3COO-代入B-。

另外，电离平衡也遵循勒夏特列原理

PS：勒夏特列原理——如果改变平衡体系的条件（如温度、浓度、压强）之一，平衡将向减弱这个改变的方向移动

电离平衡示例

弱酸：HFH+ F 弱碱：NH3·H2ONH4 + OH H2O：H2OH + OH

电离平衡常数

弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积，跟溶液中未电离分子的浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积的比值，即溶液中的电离出来的各离子浓度乘积（c（A+）*c（B-））与溶液中未电离的电解质分子浓度（c（AB））的比值是一个常数，叫做该弱电解质的电离平衡常数。这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数。

要注意的是电离平衡常数只用于弱电解质的计算。强电解质不适用。

弱电解质AXBY水溶液中达到电离平衡时：

AxBy==可逆==XA+ +Y B-

则，K（电离）=[A+]X·[B-]Y/[AxBy]

式中[A+]、[B-]、[AB]分别表示A+、B-和AB在电离平衡时的物质的量浓度。【A+】X 表示A离子浓度的X次方，[B-]Y同理.

电离平衡常数的大小反映弱电解质的电离程度，不同温度时有不同的电离常数。但电离平衡常数不受浓度的影响。

在同一温度下,同一电解质的电离平衡常数相同.但随着弱电解质浓度的降低.转化率会增大.

推导：

AxBy==可逆==XA+ +Y B-

原始浓度 c 0 0

浓度变化 cα cα cα

有K=(cα)^2/(c-cα)=cα^2(α<4%,c为电解质的浓度）

由K=cα^2可得知：弱电解质浓度越低电离程度越大.