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【选修四】弱电解质的电离知识要点与方法指导
【知识要点】
一、电解质有强弱之分（不同的电解质在水溶液中的电离程度是不一样的）
1、知识回顾：
电解质：在水溶液中或熔化状态下能够导电的化合物
例：酸、碱、盐、H2O等
非电解质：在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物
例：大多数有机物、SO3、CO2等
2、强、弱电解质：
⑴观察试验3-1：得出强电解质与弱电解质的概念
实验3-1：体积相同、浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条（Mg条使用前应用砂纸除去表面的氧化膜）反应，并测量溶液的pH值。
实验表明浓度相同的盐酸和醋酸溶液的pH值不同，并且1mol/L HCl与镁条反应剧烈，而1 mol/L CH3COOH与镁条反应较慢。说明两种溶液中的H+浓度是不同的。1 mol/L HCl 溶液中氢离子浓度大，氢离子浓度为1 mol/L，说明HCl完全电离；1mol/L CH3COOH溶液中氢离子浓度较盐酸小，小于1 mol/L，说明醋酸在水中部分电离。所以不同电解质在水中的电离程度不一定相同。
注：反应速率快慢与Mg条的表面积大小及H+浓度有关
⑵强、弱电解质的概念
根据电解质在水溶液中离解成离子的程度大小分为强电解质和弱电解质：
①强电解质：在水分子作用下，能完全电离为离子的电解质。包括大多数盐类、强
酸、强碱、部分碱性氧化物等
例：NaCl电离方程式NaCl = Na++Cl-
②弱电解质：在水分子作用下，只有部分分子电离的电解质。
包括弱酸(如HAc、H2S)、弱碱(如NH3·H2O) 、Al(OH)3、H2O等
例：CH3COOH电离方程式 CH3COOH CH3COO-+H+
小结：
二、弱电解质的电离过程是可逆的（属于化学平衡的一种，符合平衡移动原理）
弱电解质溶于水时，在水分子的作用下，弱电解质分子电离出离子，而离子又可以重新结合成分子。因此，弱电解质的电离过程是可逆的。分析CH3COOH的电离过程：CH3COOH的水溶液中，既有CH3COOH分子，又有CH3COOH电离出的H+和CH3COO-，H+和CH3COO-又可重新结合成CH3COOH分子，因此CH3COOH分子电离成离子的趋向和离子重新碰撞结合成CH3COOH分子的趋向并存，电离过程是可逆的，同可逆反应一样，最终也能达到平衡。
1、弱电解质的电离平衡定义：
在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态
例：CH3COOH的电离平衡的建立过程，开始时c(醋酸)最大，而离子浓度最小——为0，所以弱电解质分子电离成离子的速率从大到小变化；离子结合成电解质分子的速率从小到大变化。
2、弱电解质的电离平衡特征：
弱电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种，具有以下一些特征：
“逆”——弱电解质的电离是可逆的
“动”——电离平衡是动态平衡
“等”——v(离子化)=v(分子化)≠0
“定”——在电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变。
“变”——电离平衡是相对的、暂时的，当外界条件改变时，平衡就会发生移动
3、电离方程式的书写
弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡，电离平衡与化学平衡类似，书写电离方程式
时也要用“”表示。
例：CH3COOH CH3COO- + H+
NH3·H2O NH4+ +OH-
H2O H++ OH-
多元弱酸分步电离，多元弱碱一步电离
例： H 2CO3HCO3- + H+ HCO3-CO32- + H+
三、电离常数（可用于比较不同弱电解质的相对强弱、电离程度的相对大小）
与化学平衡常数相似，在弱电解质溶液中也存在着电离平衡常数，叫做电离常数。电离常数只与温度有关，能用来计算弱酸溶液中的H+的浓度及比较弱酸酸性的相对强弱例如，醋酸、碳酸和硼酸298K时的电离常数分别是1.75×10-5，4.4×10-7(第一步电离)和5.8×10-10，由此可知，醋酸、碳酸和硼酸的酸性依次减弱
1、一元弱酸和弱碱的电离平衡常数
HA H++ A-
MOH M++OH-
注：
①K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离。所以可以用K a或K b的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。
②K只与温度有关，不随浓度改变而改变。
2、多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性主要由第一步电离决定。
例：H3PO4的电离：
H3PO4H+ + H2PO4- K1
H2PO4-H+ + HPO42-K2
HPO42- H+ + PO43-K3
注：第一步电离产生的H+对第二步、第三步电离产生抑制，一般K1K2K3 ，所以多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性主要由第一步电离决定。
[方法指导]
一、电解质与非电解质注意的几个问题
①电解质与非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质
例：石墨能导电，但不是电解质；盐酸能导电，但不是电解质
②CO2、NH3等溶于水得到的水溶液能导电，但它们不是电解质，因为导电的物质不是其本身
例：H2CO3、NH3·H2O都是电解质，而CO2、NH3都是非电解质
③难溶的盐(BaSO4等)虽然水溶液不能导电，但是在融化时能导电，也是电解质。
二、强、弱电解质的区别
电解质的强弱由物质内部结构决定，强、弱电解质区别在于水溶液中的电离程度：电解质强电解质弱电解质
键型离子键、极性键极性键
电离程度完全电离部分电离
电离过程不可逆过程可逆过程，存在电离平衡
表示方法电离方程式用“=”电离方程式用“”
电解质在溶液中的存在形式水合离子分子、水合离子
三、电解质的强弱与导电性的关系
强、弱电解质的区分依据不是看该物质溶解度的大小,也不是看其水溶液导电能力的强弱，而是看溶于水的部分是否完全电离。
CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小，CaCO3属于强电解质，而Fe(OH)3属于弱电解质；CH3COOH、HCl的溶解度都很大，HCl属于强电解质，而CH3COOH 属于弱电解质。
电解质的强弱在一定情况下影响着溶液导电性的强弱。导电性的强弱是由溶液中离子浓度大小决定的。如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱（CaCO3、AgCl）；而某弱电解质虽然电离程度小，但浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力也不一定弱。
四、弱电解质电离平衡的影响因素
电离平衡是化学平衡的一种，符合平衡移动原理。弱电解质电离程度的大小主要决定于本身，但受外界条件的影响
①浓度：弱电解质溶液中，水越多，浓度越稀，则弱电解质的电离程度越大。
例：CH3COOH溶液加水浓度变稀，会使平衡右移，电离程度增大。CH3COO-、H+的物质的量增加，但浓度减小
②温度：电离过程需吸收能量，所以升高温度，电离程度增加。
由于电离过程中热效应较小，温度改变对电离常数的影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可以忽略温度对电离平衡的影响。
③同离子效应：若向弱电解质溶液中加入与弱电解质相同的离子，则会使平衡左移，弱电解质的电离程度减小。
④离子反应效应：若向弱电解质溶液中加入能与弱电解质的离子结合的离子，则会使平
衡右移，弱电解质的电离程度变大
例：0.1 mol/L的CH3COOH溶液 CH3COOH CH3COO－+ H+
电离程度n(H+)c(H+)导电能力
加水增大增多减小减弱
升温增大增多增大增强
加CH3COONa减小减少减小增强
加HCl减小增多增大增强
加NaOH增大减少减小增强
[经典例题]
例题1、下列物质中①NaCl溶液、②NaOH 、③H2SO4、④Cu、⑤CH3COOH、⑥NH3·H2O、⑦CO2、⑧乙醇、⑨水，____________是电解质；__________是非电解质；____________既不是电解质，也不是非电解质。
思路点拨：本题考察基本概念的记忆与理解，电解质指的是在水溶液中或熔化状态下能够导电的化合物；而非电解质指的是在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物
解析：首先判断是否是化合物，然后判断水溶液中或熔化状态下能否导电，是化合物的有②③⑤⑥⑦⑧⑨
【答案】②③⑤⑥⑨；⑦⑧；①④
总结升华：一种物质是电解质还是非电解质，前提首先应该是化合物。只要在水溶液中、熔化状态下任一条件导电，就是电解质，比如某些共价化合物熔化状态下都不导电，但溶于水可以导电，所以就是电解质；水溶液中、熔化状态下都不导电才是非电解质举一反三：下列事实中能证明氯化氢是共价化合物的是（）.
A、氯化氢极易溶于水
B、液态氯化氢不导电
C、氯化氢不易分解
D、氯化氢溶液可以电离
【答案】B 解析：液态时能导电的化合物一定是离子化合物，所以B选项正确
例题2、下列物质能导电的是______,属于强电解质的是______,属于弱电解质的是________,属于非电解质的是_______。
a.铜丝
b.金刚石
c.石墨
d.NaCl
e.盐酸
f.蔗糖
g.CO2
h.Na2O i.硬脂酸j.醋酸l.碳酸氢铵m.氢氧化铝 n.氯气 o.
BaSO4
思路点拨：注意概念的区分，能否导电与是否强、弱电解质无关系
解析：铜丝是金属能导电，石墨能导电，盐酸是溶液能导电，其他的根据所学概念仔细辨析
【答案】ace；dhlo；ijm；fg
总结升华：即使是电解质也必须在某种特定条件下才能导电，例：NaCl是电解质，但必须在熔化状态下或在溶液中才能导电；强、弱电解质本质区别是在水溶液中的电离程度，而不是在水溶液中的导电性
举一反三：在甲酸的下列性质中，可以证明它是弱酸的是（）
A、1 mol/L的甲酸溶液中c(H+）约为1×10－2 mol/L
B、甲酸能与水以任意比例互溶
C、1 mol/L的甲酸溶液10 mL恰好与10 mL 1 mol/L的NaOH溶液完全反应
D、在相同条件下，甲酸溶液的导电性比盐酸弱
解析：甲酸为一元酸，AD选项证明甲酸溶液未完全电离
【答案】AD
例题3、把0.05 mol NaOH固体分别加入到100 mL下列液体中，溶液的导电能力变化最小的是（）
A、自来水
B、0.5 mol/L盐酸
C、0.5 mol/L CH3COOH溶液
D、0.5 mol/L KCl溶液
思路点拨：溶液导电能力大小主要取决于溶液中离子浓度大小，离子浓度越大，导电能力就越强；反之，导电能力就越弱。
解析：由于自来水几乎不导电，加入0.05 mol NaOH后，导电性突然增大；醋酸是弱电解质，加入NaOH后，生成强电解质CH3COONa，导电性明显增强；0.5 mol/L的KCl中加入0.05 mol NaOH固体后，离子浓度增大，导电能力增强；只有0.5 mol/L的盐酸，能与NaOH 反应生成强电解质NaCl，不影响导电性。
【答案】B
总结升华：溶液混合后导电能力变化的大小，关键看混合后溶液中自由移动离子的浓度的变化。当离子浓度相同时，溶液的导电能力主要取决于溶液中离子所带电荷的多少。例如0.1 mol/L NaCl导电性与0.1 mol/L HNO3导电性基本相等；0.1 mol/L的NaCl溶液导电性比0.1 mol/L CuSO4溶液差
举一反三：下列图像是在一定温度下向不同电解质溶液中加入新物质时溶液的导电性能发生变化，其电流强度（I）随新物质加入量（m）的变化曲线，以下四个导电性实验，其中与A图变化趋势一致的是；与B图变化趋势一致的是；与C图变化趋势一致是的。
（1）Ba(OH)2溶液中滴入H2SO4溶液至过量（2）醋酸溶液中滴入氨水至过量
（3）澄清石灰水中通入CO2至过量（4）NH4Cl溶液中逐渐加入适量的NaOH 固体
【答案】(2) ；(1)（3）；(4)
例题4： 0.1mol/L的CH 3COOH溶液中：CH3COOH CH3COO- +H+，对于该平衡，下列叙述正确的是（）
A、加水时，平衡向逆反应方向移动
B、加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
C、加入少量0.1 mol/L盐酸，溶液中c(H+)减小
D、加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
思路点拨：弱电解质的电离平衡是化学平衡的一种，符合平衡移动原理
解析：A选项加水稀释浓度减小，促进电离，使平衡右移；B选项加入少量NaOH固体，减小H+浓度，使平衡右移；C选项加入0.1 mol/L盐酸，增加H+浓度，使平衡左移，但H+浓度增加；D选项加入CH3COONa固体，增加CH3COO-浓度，使平衡左移
【答案】B
总结升华：弱电解质的电离平衡是相对的、暂时的，当外界条件改变时，平衡就会发生移动，达到新的平衡
举一反三：试用电离平衡移动原理解释：为什么氢氧化铝既能溶于盐酸又能溶于氢氧化钠溶液？（已知：氢氧化铝在溶液中存在以下两种电离平衡：
(H 2O+AlO2-+H+Al(OH)3Al3++3OH?)
解析：因为氢氧化铝在溶液中存在如下两种电离平衡：
H2O+AlO2-+H+Al(OH)3Al3++3OH?，当往Al(OH)3里加酸时，H+立即跟溶液里少量的OH-起反应而生成水，这就会使Al(OH)3按生成Al3++3OH?的形式电离，平衡向右移动，Al(OH)3不断溶解，最终生成Al3+；当往Al(OH)3里加碱时，OH-立即跟溶液里少量的H+起反应生成水，这样就会使Al(OH)3按生成H2O+AlO2-+H+的形式电离，平衡向左移动，Al(OH)3不断溶解，最终生成AlO2-
水的电离知识点
水的电离知识点 (1)电离平衡和电离程度 水是极弱的电解质，能微弱电离 H2O+H2O D=±H30++0H-,通常简写为H2O H++OH-；AH>0 25C时，纯水中c(H+)=c(OH-)=1 XW-7mo|/L (2)水的离子积 在一定温度时，C(H+)与c(OH-)水的电离知识点。 K w=c(H ) c(OH-),25 C 时,K W=1 X10-(无单位)。 ①K W只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大,K W增大。 25C时K W=1 X10-14,100C时K W约为1X10-12。 ②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液水的电离知识点液，只要温不变,K W就 不变。 (3)影响水的电离平衡的因素 ①温度：温度越高电离程度越大 c(H+)和c(OH-)同时增大,K W增大但c(H+)和c(OH-)始终保持相等，仍显中性。 纯水由25 C升到100 C ,c(H )和c(OH-)从1 X10- mol/L 增大到1 X10- mol/L(pH 变为6)。 ②酸、碱 向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W不变。 ③加入易水解的盐 由于盐的离子结合H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时,K W不变。 溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小。 在常温下，中性溶液：c(H+)=c(OH -)=1 >10-7mol/L ；
酸性溶液：c(H+)>c(OH -), c(H +)>1 >0-7mol/L ;
+ - + ~7~ c(H )
弱电解质的电离知识点总结
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电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。 ②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。SO2、CO2 ③条件：水溶液或融化状态 对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。 ④难溶性化合物不一定就是弱电解质。 例如：BaSO4、AgCl 难溶于水，导电性差，但由于它们的溶解度太小，测不出（或难测）其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电离的，所以他们是电解质。 ⑤酸、碱、盐、金属氧化物和水都是电解质（特殊：盐酸是电解质溶液）； 蔗糖、酒精为非电解质。 二、强电解质与弱电解质 1、强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质。 2、弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质。 强弱电解质与结构的关系
①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H 2O 、HF 等都是弱电解质。 ②电解质的强弱与溶解度无关。如BaSO 4、CaCO 3等 ③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。 说明 离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子而导电；共价化合物只有在溶于水时才能导电．因此，可通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物。 3、电解质溶液的导电性和导电能力 ① 电解质不一定导电(如NaCl 晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质(如石墨)，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质； ② 电解质溶液的导电性强弱决定于溶液离子浓度大小，浓度越大，导电性越强。离子电荷数越高，导电能力越强。 ③ 强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强（浓度可不同）；饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强 ④ 电解质的导电条件是水溶液或高温熔融液（熔液）。共价化合物只能在溶液中导电，离子化合物在熔液和溶液均可导电。(区别离子与共价化合物) 三、弱电解质的电离平衡 1、电离平衡概念 一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态（属于化学平衡）。 导电性强弱 离子浓度 离子所带电荷 溶液浓度 电离程度
电解质知识点汇总
一、电解质的电离 1．酸、碱、盐的电离 （1）电离的概念：物质溶解于水或熔化时，离解成自由移动的离子的过程称为电离。 注意：电离的条件是在水的作用下或受热熔化，绝不能认为是通电。 （2）酸、碱、盐 电离时生成的阳离子全部是H＋的化合物称为酸； 电离时生成的阴离子全部是OH－的化合物称为碱； 电离时生成的阳离子是金属阳离子（或NH4+离子）、阴离子全部是酸根离子的化合物称为盐。（3）电离方程式：用离子符号和化学式来表示电解质电离的式子。如： H2SO4＝2H+＋SO42－；NaOH＝Na+＋OH－；NaHCO3＝Na+＋HCO3－ 电离的条件是在水溶液中或融化状态下，并不是在通电的条件下。 2．酸、碱、盐是电解质 （1）电解质与非电解质 在水溶液或熔化状态下能导电的化合物称为电解质；在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物称为非电解质。 说明： ①电解质和非电解质都是化合物，单质既不属于电解质，也不属于非电解质。 ②电离是电解质溶液导电的前提。 ③能导电的物质不一定是电解质，如石墨等；电解质本身不一定能导电，如食盐晶体。 ④有些化合物的水溶液能导电，但因为这些化合物在水中或熔化状态下本身不能电离，故也不是电解质．如SO2、SO3、NH3、CO2等，它们的水溶液都能导电，是因为跟水反应生成了电解质，它们本身都不是电解质。 ⑤电解质溶液中，阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数是相等的，故显电中性，称电荷守恒。 （2）强电解质与弱电解质 根据电解质在水溶液里电离能力的大小又可将电解质分为强电解质和弱电解质．能完全电离的电解质叫做强电解质，如强酸、强碱和绝大多数盐，只能部分电离的电解质叫做弱电解质，如弱酸、弱碱等。 （3）常见的电解质 ①强电解质 强酸：H2SO4、HCl、HNO3、HClO4、HBr、HI HClO3。 强碱；NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。 大多数盐：NaNO3、NH4Cl、MgSO4等 ②弱电解质 弱酸：H2CO3、HF、CH3COOH、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4等； 弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3、Mg(OH)2等； 水：H2O 二、电离方程式 （1）强电解质：用“=== ” 如：H2SO4=== 2H+ + SO42— BaSO4=== Ba2+ + SO42— （2）弱电解质：用“” 如：HF H+ + F—
高二化学下册水的电离和溶液的酸碱性知识点
高二化学下册水的电离和溶液的酸碱性知识点 水的电离分为两部分：水的离子积和电离平衡的影响因素。能够从水 是一种极弱的电解质，弱电解质的电离引入，接下来对水的离子积实 行讲解，包括公式、适用范围及影响因素(温度)。接下来是影响电离 平衡的因素，可通过引导分析的方式分析出温度、加酸碱及可水解的 盐的影响及原因，这个地方能够对比记忆：直接加氢或氢氧根，抑制 水电离;加可水解的盐，促动水电离。 水溶液中H+与OH-的浓度是相等的，但是绝大部分溶液中二者是不相 等的，就会显示酸性或者碱性。接下来看一下溶液的酸碱性(过渡)。 这个部分的讲解能够从溶液酸碱性判断的依据及酸碱性强弱的表示方 法两个方面实行讲解。在用PH来表示溶液的酸碱性强弱的部分，除了 讲解讲义上的PH的测定方法及常见酸碱指示剂及其的变色范围之外还 应再扩展一部分——PH的计算方法。 计算方法分为五种情况： 1. 单一酸碱溶液，直接根据公式、已知浓度实行计算。 2. 稀释，这种情况要注意酸碱无限稀释，PH会无限接近于7但是不 会跨越7。讲解后注意跟2019年上半年教资真题相结合。 3. 酸酸混合，注意混合后氢离子的浓度。 4. 碱碱混合，注意先计算混合后OH-的浓度，然后根据水的离子积换算出H+的浓度，再实行PH的计算。 5. 酸碱混合，根据混合后的结果又分为三种情况：中性、酸性、碱性。混合后为酸性的，根据H+浓度的变化实行计算;混合后为碱性的，注意先计算混合后OH-的浓度，然后根据水的离子积换算出H+的浓度，再实行PH的计算。注意结合2019年下半年教资真题。 除了理论计算之外我们还能够通过实验的方式测量溶液中的离子浓度。接下来讲解酸碱中和滴定的实验原理、操作及误差分析。
弱电解质的电离知识点#精选.
第三章第一节弱电解质的电离 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。 实例：酸、碱、盐、活泼金属氧化物、水。 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。 实例：大多数有机物、酸性氧化物、氨气等。 ①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。 ②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。如：SO2、CO2则不是。 ③条件：水溶液或融化状态：对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则 必须同时满足两个条件。 ④难溶性化合物不一定就是弱电解质。例如：BaSO4、AgCl 难溶于水，导电性差，但由 于它们的溶解度太小，测不出（或难测）其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电离的，所以他们是电解质。 ⑤酸、碱、盐、金属氧化物和水都是电解质（特殊：盐酸是电解质溶液）。 蔗糖、酒精为非电解质。 练习1:下列物质中属于电解质的是( ) ①NaCl溶液②NaOH ③H2SO4 ④Cu ⑤CH3COOH ⑥NH3·H2O ⑦CO2 ⑧乙醇⑨水 二、强电解质与弱电解质 1、强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质。 2、弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质。 ①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。强电解质含有离子键或强极性键， 但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H2O、HF等都是弱电解质。 ②电解质的强弱与溶解度无关。如BaSO4、CaCO3等
③ 电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。 说明 离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子而导电；共价化合物只有在溶于水时才能导电．因此，可通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物。 电解质的强弱与其水溶液的导电能力有何关系? 3、电解质溶液的导电性和导电能力 ① 电解质不一定导电(如NaCl 晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质(如石墨)，非 电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质； ② 电解质溶液的导电性强弱决定于溶液离子浓度大小，浓度越大，导电性越强。离子电 荷数越高，导电能力越强。 ③ 强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强（浓度可不同）；饱和强电解质溶液导电性不 一定比弱电解质强 ④ 电解质的导电条件是水溶液或高温熔融液（熔液）。共价化合物只能在溶液中导电，离 子化合物在熔液和溶液均可导电。(区别离子与共价化合物) 注意： 强弱电解质≠溶液的导电能力强弱 强弱电解质≠物质的溶解性大小 三、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。 H 2CO 3 H ++HCO 3-，HCO 3- H ++CO 32-，以第一步电离为主。 NH 3·H 2O NH 4+ + OH - Fe （OH ）3 Fe 3+ + 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。 NaHCO 3=Na ++HCO 3-，HCO 3- H ++CO 32- （4）强酸的酸式盐如NaHSO 4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：-4 4HSO Na NaHSO +=+ 溶于水时：NaHSO 4=Na ++H ++SO 42- 1.先判断强、弱电解质，决定符号 2.多元弱酸分步电离，电离能力逐渐降低 3.多元弱碱也是分步电离，但书写电离方程式时写总式 4.Al(OH)3有酸式和碱式电离 5.多元弱酸的酸式盐的电离方程式 练习1：写出下列物质的电离方程式：⑴NH 3·H 2O ； ⑵HClO ；⑶H 2SO 3； ⑷Fe(OH)3； (5)Al(OH)3； (6)NaHCO 3 ；(7) NaHSO 4 (8)Ba(OH)2 练习2：有物质的量浓度相同、体积相等的三种酸：a 、盐酸 b 、硫酸 c 、醋酸，同时加入足量的锌，则开始反应时速率________。（用<、=、> 表示） 三、弱电解质的电离平衡 1、电离平衡概念：一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态（属于化学平衡） 导电性强弱 离子浓度 离子所带电荷 溶液浓度 电离程度
电解质知识点汇总精编版
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一、电解质的电离1．酸、碱、盐的电离 （1）电离的概念：物质溶解于水或熔化时，离解成自由移动的离子的过程称为电离。 注意：电离的条件是在水的作用下或受热熔化，绝不能认为是通电。 （2）酸、碱、盐 电离时生成的阳离子全部是H＋的化合物称为酸； 电离时生成的阴离子全部是OH－的化合物称为碱； 电离时生成的阳离子是金属阳离子（或NH 4 +离子）、阴离子全部是酸根离子的化合物称为盐。 （3）电离方程式：用离子符号和化学式来表示电解质电离的式子。如： H 2SO 4 ＝2H+＋SO 4 2－；NaOH＝Na+＋OH－；NaHCO 3 ＝Na+＋HCO 3 － 电离的条件是在水溶液中或融化状态下，并不是在通电的条件下。2．酸、碱、盐是电解质 （1）电解质与非电解质 在水溶液或熔化状态下能导电的化合物称为电解质；在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物称为非电解质。 说明： ①电解质和非电解质都是化合物，单质既不属于电解质，也不属于非电解质。
②电离是电解质溶液导电的前提。 ③能导电的物质不一定是电解质，如石墨等；电解质本身不一定能导电，如食盐晶体。 ④有些化合物的水溶液能导电，但因为这些化合物在水中或熔化状态下本身不能电离，故也不是电解质．如SO 2、SO 3、NH 3、CO 2等，它们的水溶液都能导电，是因为跟水反应生成了电解质，它们本身都不是电解质。 ⑤电解质溶液中，阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数是相等的，故显电中性，称电荷守恒。 （2）强电解质与弱电解质 根据电解质在水溶液里电离能力的大小又可将电解质分为强电解质和弱电解质．能完全电离的电解质叫做强电解质，如强酸、强碱和绝大多数盐，只能部分电离的电解质叫做弱电解质，如弱酸、弱碱等。 （3）常见的电解质 ①强电解质 强酸：H 2SO 4、HCl 、HNO 3、HClO 4、HBr 、HIHClO 3。 强碱；NaOH 、KOH 、Ca(OH)2、Ba(OH)2。 大多数盐：NaNO 3、NH 4Cl 、MgSO 4等 ②弱电解质 弱酸：H 2CO 3、HF 、CH 3COOH 、HClO 、H 2SO 3、H 2S 、H 3PO 4等； 弱碱：NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、Fe(OH)3、Mg(OH)2等； 水：H 2O 二、电离方程式
化学盐类水解、电离知识点总结
1、盐类的水解反应 1.定义：在水溶液中，盐电离产生的离子与水电离的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的反应。 2.实质：由于盐的水解促进了水的电离，使溶液中c(H )和c(OH)不再相等，使溶液呈现 +-酸性或碱性。3.特征 (1)一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。(2)盐类水解是中和反应的逆过程： ，中和反应是放热的，盐类水解是 吸热的。 (3)大多数水解反应进行的程度都很小。(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。4.表示方法 (1)用化学方程式表示：盐＋水?酸＋碱如AlCl3的水解：AlCl 3 +3H 20 ?Al + 3Cl + 3- (2)用离子方程式表示：盐的离子＋水?酸(或碱)＋OH －(或H ＋) 如AlCl3的水解：Al + 3H 2O ?Al(OH)3 + 3H +3+ 2、影响盐类水解的因素 1.内因——盐的本性 (1)弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强。 (2)弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。2．外因 (1)温度：由于盐类水解是吸热的过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。
(2)浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大； 增大盐的浓度，水解平衡向右移动，水解程度减小。 (3)外加酸碱：H 可抑制弱碱阳离子水解，OH 能抑制弱酸阳离子水解。 +-（酸性溶液抑制强酸弱碱盐的水解，碱性溶液促进强酸弱碱盐的水解； 碱性溶液抑制强碱弱酸盐的水解，酸性溶液促进强碱弱盐盐的水解） 3、盐类水解的应用 1.判断盐溶液的酸碱性 (1)多元弱酸的强碱盐的碱性：正盐＞酸式盐； 如0.1 mol ·L －1的Na 2CO 3和NaHCO 3溶液的碱性：Na 2CO 3＞NaHCO 3。 (2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。 如0.1 mol ·L －1的①NaCl ，②Na 2CO 3，③AlCl 3溶液的pH 大小：③＜①＜②。 2．利用明矾、可溶铁盐作净水剂 如：Fe +3H 2O ?Fe(OH)3＋3H +3+ 3．盐溶液的配制与贮存 配制FeCl3溶液时加入一定量酸(盐酸)抑制水解；配制CuSO4溶液时加入少量稀硫酸，抑制铜离子水解。4.制备胶体 如：向沸水中滴加FeCl 3饱和溶液，产生红褐色胶体。F e +3H 2 O Fe(OH)3（胶体）＋3H + 3+ 5.热碱去油污 升温促进碳酸钠水解：CO 3+ H 2O ?HCO 3+ OH ，溶液碱性增强 -2--
难溶电解质的溶解平衡知识点
难溶电解质的溶解平衡 一．固体物质的溶解度 1.溶解度：在一定温度下，某固体物质在100g 溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。符号：S ，单位：g ，公式：S=（m 溶质/m 溶剂 ）×100g 2.不同物质在水中溶解度差别很大，从溶解度角度，可将物质进行如下分类： 3.解度随温度的升高而减小。 二?沉淀溶解平衡 1.溶解平衡的建立 讲固态物质溶于水中时，一方面，在水分子的作用下，分子或离子脱离固体表面进入水中，这一过程叫溶解过程；另一方面，溶液中的分子或离子又在未溶解的固体表面聚集成晶体，这一过程叫结晶过程。当这两个相反过程速率相等时，物质的溶解达到最大限度，形成饱和溶液，达到溶解平衡状态。 溶质溶解的过程是一个可逆过程： ? ?? ??→<→=→>????→→晶体析出 溶解平衡固体溶解 结晶溶液中的溶质溶解固体溶质结晶溶解结晶溶解结晶溶解v v v v v v 2.沉淀溶解平衡 绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零。以AgCl 为例：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，便得到饱和溶液，即建立下列动态平衡： AgCl(s) Ag ＋(aq)＋Cl － (aq) 3.溶解平衡的特征 1）动：动态平衡 2）等：溶解和沉淀速率相等 3）定：达到平衡，溶液中离子浓度保持不变 4）变：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 三．沉淀溶解平衡常数——溶度积 1）定义：在一定温度下，难溶性物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫溶度积常数。 2）表达式：即：AmBn(s) mA n+(aq)＋nB m － (aq) Ksp =[A n+]m ·[B m － ]n 例如：常温下沉淀溶解平衡：AgCl(s) Ag +(aq)＋Cl － (aq)， Ksp(AgCl)=[Ag +][Cl － ] ＝1.8×10 －10 常温下沉淀溶解平衡：Ag 2CrO 4(s) 2Ag +(aq)＋CrO 42-(aq)， Ksp(Ag 2CrO 4)=[Ag +]2 [CrO2- 4] ＝1.1×10 －12 3）意义：反应了物质在水中的溶解能力。对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp 数值越大，电解质在 溶解 沉淀
电解质知识点汇总电子版本
电解质知识点汇总
一、电解质的电离 1．酸、碱、盐的电离 （1）电离的概念：物质溶解于水或熔化时，离解成自由移动的离子的过程称为电离。 注意：电离的条件是在水的作用下或受热熔化，绝不能认为是通电。（2）酸、碱、盐 电离时生成的阳离子全部是H＋的化合物称为酸； 电离时生成的阴离子全部是OH－的化合物称为碱； 电离时生成的阳离子是金属阳离子（或NH4+离子）、阴离子全部是酸根离子的化合物称为盐。 （3）电离方程式：用离子符号和化学式来表示电解质电离的式子。如： H2SO4＝2H+＋SO42－；NaOH＝Na+＋OH－；NaHCO3＝Na+＋HCO3－ 电离的条件是在水溶液中或融化状态下，并不是在通电的条件下。 2．酸、碱、盐是电解质 （1）电解质与非电解质 在水溶液或熔化状态下能导电的化合物称为电解质；在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物称为非电解质。 说明： ①电解质和非电解质都是化合物，单质既不属于电解质，也不属于非电解质。 ②电离是电解质溶液导电的前提。 ③能导电的物质不一定是电解质，如石墨等；电解质本身不一定能导电，如食盐晶体。
④有些化合物的水溶液能导电，但因为这些化合物在水中或熔化状态下本身不能电离，故也不是电解质．如SO2、SO3、NH3、CO2等，它们的水溶液都能导电，是因为跟水反应生成了电解质，它们本身都不是电解质。 ⑤电解质溶液中，阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数是相等的，故显电中性，称电荷守恒。 （2）强电解质与弱电解质 根据电解质在水溶液里电离能力的大小又可将电解质分为强电解质和弱电解质．能完全电离的电解质叫做强电解质，如强酸、强碱和绝大多数盐，只能部分电离的电解质叫做弱电解质，如弱酸、弱碱等。 （3）常见的电解质 ①强电解质 强酸：H2SO4、HCl、HNO3、HClO4、HBr、HI。 强碱；NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。 大多数盐：NaNO3、NH4Cl、MgSO4等 ②弱电解质 弱酸：H2CO3、HF、CH3COOH、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4等； 弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3、 Mg(OH)2等； 水：H2O 二、电离方程式 （1）强电解质：用“=== ” 如：H2SO4=== 2H+ + SO42— BaSO4=== Ba2+ + SO42— （2）弱电解质：用“” 如：HF H+ + F—
水的电离知识点.docx
(1)电离平衡和电离程度 水是极弱的电解质，能微弱电离 H2O+H2O . H3θ++OH-,通常简写为H2O . H++OH-；ΔH>0 25C 时，纯水中c(H+)=c(OH-)=1 ×0-7mol∕L (2)水的离子积 在一定温度时，C(H )与C(OH )的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。 + - -14 K W=C(H ) C(OH ), 25 C 时，K w=I ×10 (无单位)。 ①K W只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W增大。 25C时K w=1 ×10-14, IOO C时K W约为1×10-12° ②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液， 只要温度不变，K W就不变。 (3)影响水的电离平衡的因素 ①温度：温度越高电离程度越大 C(H+)和c(OH-)同时增大，K W增大，但C(H+)和C(OH-)始终保持相等，仍显中性。纯水由25C升到100C, C(H+)和C(OH-)从1 ×10-7mol∕L 增大到1 ×10-6mol/L(PH 变为6)。 ②酸、碱 向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W不变。 ③加入易水解的盐 由于盐的离子结合H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，K W不变。 溶液的酸碱性取决于溶液中的C(H+)与C(OH-)的相对大小。 在常温下，中性溶液：c(H+)=c(OH -)=1 ×0-7mol∕L ； 酸性溶液：c(H+)>c(OH -), C(H +)>1 ×0-7mol∕L ; 碱性溶液：c(H+) 电解质溶液知识点总结 一、电解质和非电解质 电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。 【注意】 1．电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。 2．化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。 3．常见电解质的范围：酸、碱、盐、金属氧化物、水。 二.强电解质和弱电解质 强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。 弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡。 O _ 1．强、弱电解质的范围： 强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐 弱电解质：弱酸、弱碱、水 2．强、弱电解质与溶解性的关系： 电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO4、BaCO3等。 3．强、弱电解质与溶液导电性的关系： 溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。 4．强、弱电解质与物质结构的关系： 强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。5．强、弱电解质在熔融态的导电性： 离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。 三、弱电解质的电离平衡： 强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡。弱电解质在溶液中电离时，不完全电离，存在电离平衡。当弱电解质的离子化速率和分子化速率相等时，则建立了电离平衡。其平衡特点与化学平衡相似。（逆、等、动、定、变） 1．电离方程式： 书写强电解质的电离方程式时常用“==，书写弱电解质的电离方程式时常用“”。 2．电离平衡常数： 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。 水的电离 （1）电离平衡和电离程度 水是极弱的电解质，能微弱电离 ++OH -，通常简写为H2O H++OH -；ΔH>0 H2O+H 2O H3O +)=c(OH -)=1 ×10-7mol/L 25℃时，纯水中c(H （2）水的离子积 在一定温度时，c(H +)与c(OH -)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。 K W=c(H + ) ·c(OH - -14 )，25℃时，K W=1×10 (无单位)。 ①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。 -14，100℃时K W 约为1×10-12。 25℃时K W=1×10 ②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液， 只要温度不变，K W 就不变。 （3）影响水的电离平衡的因素 ①温度：温度越高电离程度越大 c(H +)和c(OH-)同时增大，K W 增大，但c(H+)和c(OH -)始终保持相等，仍显中性。 纯水由25℃升到100℃，c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。 ②酸、碱 向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 不变。 ③加入易水解的盐 由于盐的离子结合H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，K W 不变。 练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下： ++OH- H2O H 条件 变化平衡移 动方向 电离 程度 + c(H )与c(OH - )的相对大小 溶液的 酸碱性 离子积 K W 加热向右增大c(H+)=c(OH -) 中性增大 + 降温向左减小c(H )=c(OH - ) 中性减小 加酸向左减小c(H+)>c(OH -) 酸性不变 + 加碱向左减小c(H ) 高中化学电离平衡九大知识点 一、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②SO2、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 二、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： 离子反应 【学习目标】 1．了解电解质的概念，了解酸、碱、盐在水溶液中的电离。 2．了解离子反应的概念，了解离子反应发生的条件，并会判断离子在溶液中能否大量共存。 3．能运用书写规则书写常见反应的离子方程式；或结合具体反应对所给离子方程式进行正误判断。 【要点梳理】 要点一、电解质与非电解质 （1）电解质、非电解质均应是化合物。金属属于单质，故既不是电解质，也不是非电解质。 （2）电解质导电必须有外界条件：水溶液或熔融状态。 （3）电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物；CO2、SO2、SO3、NH3溶于水后也导电，却是与水反应生成新物质后电离而导电的，不是本身电离导电的，故属于非电解质。 （4）能导电的物质并不一定是电解质，如铜、铝、石墨能导电，但因其为单质，故不属于电解质（也不属于非电解质）；食盐水能导电，但其为混合物，不属于电解质。溶于水不能导电的物质可能是电解质，如BaSO4难溶于水，但其溶于水的部分是完全电离的，属于电解质。 要点二、强电解质与弱电解质 1 电解质的强弱是以电离的程度来区分的，与物质的溶解度、溶液的导电能力没有必然联系。 ①BaSO4、CaCO3等虽然在水中溶解度很小，溶液的导电性很差，但是由于都是离子化合物，溶于水的部分是全部电离的，是强电解质。 ②浓氨水的导电性比极稀NaOH溶液强，但NH3·H2O属于弱电解质。 2．电离方程式的书写方法： （1）要求左边书写电解质的化学式，右边写电解质电离出的离子的化学式，不同离子间用加号相连。强电解质用“==”，弱电解质用“”。 如：H2SO4==2H++SO42-；NaHSO4==Na++H++SO42—；Ca(HCO3)2==Ca2++2HCO3— CH3COOHCH3COO- + H+；NH3·H2ONH4+ +OH- ；H2OH++ OH- （2）电离过程中，元素或原子团的化合价不变。离子所带电荷数等于它在化合物中显示的化合价。 （3）检查电离方程式书写是否正确时，不仅要检查质量是否守恒（即电离前后原子的种类是否相同和个数是否相等），而且要检查电荷是否守恒（即电离后的阴、阳离子所带负、正电荷总数是否相等）。 （4）多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如碳酸电离方程式： H2CO3H++HCO3―；HCO3―H++CO32― （5）多元弱碱电离方程式一步写出，如氢氧化铁电离方程式：Fe(OH)3Fe3++3OH― 3．酸、碱、盐的定义 （1）酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子(H+)的化合物叫做酸。 HCl = H+ + Cl- H2SO4 = 2H+ + SO42- HNO3 = H+ + NO3- （2）碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的的化合物叫做碱。 NaOH = Na+ + OH- Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH- KOH = K+ + OH- （3）电离时生成金属阳离子（或铵根离子）和酸根阴离子的化合物叫做盐。 NH4NO3 = NH4+ + NO3- MgCl2 = Mg2+ + 2Cl- Fe2(SO4)3 = 2Fe3+ + 3SO42- 要点三、离子反应 1．定义：由于电解质溶于水后电离成为离子，所以，电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应，像这样，有离子参加的反应，就叫做离子反应。 2．本质：反应物中的某些离子的浓度减小。 3．发生条件： ①生成难溶（或微溶）的物质，如Al(OH)3、BaSO4、Ag2SO4、CaSO4、Ca(OH)2等。 ②生成难电离的物质，如弱酸、弱碱、水等。 ③生成挥发性的物质，如CO2、SO2、NH3等。 ④发生氧化还原反应：如Zn与硫酸铜溶液：Zn+Cu2+=Zn2+ +Cu 要点四、离子方程式 1．概念：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子。 2．书写离子方程式的四个步骤（以碳酸钙和盐酸的反应为例）： “一写”：首先以客观事实为依据写出反应的化学方程式： CaCO3+2HCl==CaCl2+CO2↑+H2O “二改”（或拆）：把易溶于水且易电离的物质改写成离子形式（最关键的一步）： CaCO3+2H++2Cl―==Ca2++2Cl―+CO2↑+H2O 注意： （1）书写离子方程式时，反应物或生成物中易溶的强电解质（强酸、强碱和可溶性盐）必须写成阴、阳离子的形式。难溶的强电解质、弱电解质、非电解质和单质则必须保留化学式。 （2）对于微溶性的强电解质：①在反应物中视情况而定。如澄清石灰水中Ca(OH)2以Ca2+、OH―存在，可以拆成离子的形式；石灰乳中主要以不溶的Ca(OH)2固体形式存在，不能拆成离子形式。②在生成物中，一般不能拆，以化学式形式表示。 （3）可溶性多元弱酸酸式盐的酸式根一律保留酸式根形式。如在水溶液中HCO3―写成H++CO32―是不对的。 “三删”：删去方程式两边未参加反应的离子： 知识点一 水的电离和水的离子积 一、水的电离 1.电离平衡和电离程度 ①水是极弱的电解质，能微弱电离： H 2O+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H 2O H ++OH -；ΔH >0 ② 实验测得：室温下1LH2O （即55.6mol ）中只有1×10-7mol 发生电离，故25℃时，纯水中c(H + )=c(OH -)=1×10-7 mol/L ，平衡常数O) c(H ) c(OH )c(H K 2-?= +电离 2.影响水的电离平衡的因素 （1）促进水电离的因素： ①升高温度：因为水电离是吸热的，所以温度越高K 电离越大。 c(H +)和c(OH -)同时增大，K W 增大，但c(H +)和c(OH -)始终保持相等，仍显中性。 纯水由25℃升到100℃，c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。 ②加入活泼金属 向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H ＋ 直接发生置换反应，产生H 2，使水的电离平衡向右移动。 ③加入易水解的盐 由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，K W 不变。 ④电解 如用惰性电极电解NaCl 溶液、CuSO 4溶液等。 （2）抑制水电离的因素： ①降低温度。 ②加入酸、碱、强酸酸式盐。 向纯水中加酸和强酸酸式盐（NaHSO4）能电离出H+、碱能电离出OH-，平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 不变。 练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下： 1. 水的离子积 （1）概念：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此c （H2O ）可视为常数，则在一定温度时，c(H +)与c(OH -)=K 电离c(H2O)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。 K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。 注意： ①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。与c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 约为1×10-12。 ②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，K W 高二化学《水的电离》知识点汇总 高二化学《水的电离》知识点汇总 一、水的离子积 纯水大部分以H2O的分子形式存在，但其中也存在 极少量的H3O+(简写成H+)和OH-，这种事实表明水是一 种极弱的电解质。水的电离平衡也属于化学平衡的一种，有自己的化学平衡常数。水的电离平衡常数是水或稀溶 液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，一般称作水 的离子积常数，记做Kw。Kw只与温度有关，温度一定，则Kw值一定。温度越高，水的电离度越大，水的离子积越大。 对于纯水来说，在任何温度下水仍然显中性，因此 c(H+)=c(OH¯)，这是一个容易理解的知识点。当然，这种情况也说明中性和溶液中氢离子的浓度并没有绝对 关系，pH=7表明溶液为中性只适合于通常状况的环境。 此外，对于非中性溶液，溶液中的氢离子浓度和氢氧根 离子浓度并不相等。但是在由水电离产生的氢离子浓度 和氢氧根浓度一定相等。 二、其它物质对水电离的影响 水的电离不仅受温度影响，同时也受溶液酸碱性的 强弱以及在水中溶解的不同电解质的影响。H+和 OH¯共存，只是相对含量不同而已。溶液的酸碱性 越强，水的电离程度不一定越大。 无论是强酸、弱酸还是强碱、弱碱溶液，由于酸电 离出的H+、碱电离出的OH¯均能使H2O=OH¯ + H+平衡向左移动，即抑制了水的电离，故水的电离程度 将减小。 盐溶液中水的电离程度：①强酸强碱盐溶液中水的 电离程度与纯水的电离程度相同;②NaHSO4溶液与酸溶 液相似，能抑制水的电离，故该溶液中水的电离程度比 纯水的电离程度小;③强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐都能发生水解反应，将促进水的电离，故使水的电 离程度增大。 三、水的电离度的计算 计算水的电离度首先要区分由水电离产生的氢离子 和溶液中氢离子的不同，由水电离的氢离子浓度和溶液 中的氢离子浓度并不是相等，由于酸也能电离出氢离子，因此在酸溶液中溶液的氢离子浓度大于水电离的氢离子 浓度;同时由于氢离子可以和弱酸根结合，因此在某些盐溶液中溶液的氢离子浓度小于水电离的氢离子浓度。只 有无外加酸且不存在弱酸根的条件下，溶液中的氢离子 才和水电离的氢离子浓度相同。溶液的氢离子浓度和水 电离的氢氧根离子浓度也存在相似的关系。 因此计算水的电离度，关键是寻找与溶液中氢离子电解质溶液知识点总结(教师版)
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