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电解质和电离平衡

电解质复习教案

考点突破

1、关于电解质的概念

2、电离平衡

夯基固本

一、电解质、非电解质、强电解质、弱电解质

1、电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。常见：酸碱盐、金属氧化物、水。

2、非电解质：无论是在水溶液或熔融状态下都不导电的化合物。常见：有机物、非金属氧化物、氨气。

3、强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。常见：强酸强碱、金属氧化物、大多数盐。

4、弱电解质：在水溶液里部分电离成离子的电解质。常见：弱酸、弱碱、水。

注意事项：

1、化合物：电解质、非电解质应是化合物；

2、导电条件：水溶液或熔化状态；

3、自身电离：电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物；CO2、SO2、SO3、属于非电解质。

4、电解质的强弱由物质的内部结构决定，与其溶解性无关，某些难溶于水的化合物。如BaSO4、AgCl。由于他们溶解度太小，测不出（难测）其水溶液的导电性，但他们溶解的部分是完全电离的，所以是强电解质。

５、电解质不一定导电。不导电物质不一定是非电解；非电解质不导电，导电物质不一定是电解质。

（1）电解质本身不一定导电，导电的也不一定是电解质。

（2）离子化合物一般在水溶液中和熔化状态下都能导电，而共价化合物只能在水溶液中导电，熔化时（即液体）不导电，据此（熔化状态下是否导电）可以区别离子化合物和共价化合物。

（3）溶液的导电能力决定于溶液中自由移动离子的总浓度和所带的电荷数，。导电性强的溶液不一定是强电解质溶液；强电解质溶液的导电能力不一定强于弱电解质。

6、强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。

弱酸： H2CO3、CH3COOH、H2SO3、H2S、H Cl O、HF、H2SiO3、H3PO4。

二、电离

1、定义：在水溶液或熔融状态下电离出离子的过程，叫电离。

2、电离方程式 1)、强电解质用等号，弱电解质用可逆号。

2)、多元弱酸分步电离，一般只写第一步。

3)、酸式根：强拆若不拆

强电解质的电离： NaHCO3＝Na+＋HCO3－ NaHSO4＝Na+＋H+＋SO42－ H2SO4=2H+＋SO42－

弱电解质的电离：CH 3COOH CH3COO- + H+ NH3?H2O NH4+ + OH-

H 2O+ H+＋AlO2－Al(OH)3 Al3+＋3HO－

H 2CO3H+＋HCO3－ HCO3－H+＋CO32－

三、弱电解质的电离平衡

1、电离平衡是指在一定条件（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，这叫做电离平衡。（分子电离成离子与离子合成分子的速率相等）

2、特征：逆、等、动、定、变

3、电离常数：弱电解质，电离平衡时，各组分浓度的关系

4、电离度：在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数（包括电离的没有电离的）的分数。

5、影响因素：温度、浓度、同离子效应

A、电离是吸热过程，因此，升高温度使平衡向电离方向移动。

B、稀释弱电解质溶液，平衡向电离方向移动。

C、同离子效应：增加阴、阳离子的浓度，平衡向左移动（反之亦然）。

6、电离平衡的应用：

1、解释常见现象：为什么Al(OH)3既溶于强酸、又溶于强碱？

2、用于鉴别溶液：有两瓶PH=2的酸溶液，一瓶是强酸，一瓶是弱酸。现只有石蕊试液、酚酞试液、pH试纸和蒸馏水。简述用最简便的实验方法来判断哪瓶是强酸。

7、电解质强弱的判断方法：

1）、同T同C比较导电性；

2）、同T同C比较反应速率；

3）、浓度与PH的关系：0.l mol/L CH3COOH的PH＞1

4）、溶液的稀释：等体积pH＝4的盐酸和醋酸分别稀释到pH＝5醋酸所加的水多，若加等体积的水醋酸的PH＜5

5）、测定对应盐的酸碱性：氯化钠溶液呈中性而醋酸钠溶液呈碱性

6）、用实验证明存在电离平衡：如醋酸钠溶液中滴入石蕊试液变红，加入醋酸钠，颜色变浅。

7）、利用强酸制弱酸如将二氧化碳通入苯酚钠溶液中，出现浑浊说明碳酸的酸性大于苯酚。

8）、利用元素周期律判断

9）、相同浓度、相同体积的盐酸和醋酸与足量的锌反应时，产生氢气的起始速率和平均速率盐酸的快，但生成氢气的总量相等。

10）、等体积等pH的盐酸和醋酸分别跟足量的锌反应时，醋酸产生氢气的物质的量多，但起始速率一样。

- +

水的电离和溶液的Ph

一、水的电离

1．电离方程式：H

2O OH

- + H+或H

3O OH

- + H

任何情况下水电离的H+和OH-浓度都相等

2．影响水的电离因素：温度、外加酸碱、易水解的盐。

3．水的离子积25℃时，Kw = C(H+)×C(OH—) =10-7×10-7=10-14

注意：1、Kw只与温度有关，；2、适用范围水和所有水溶液

例如100℃，1LH2O有10-6mol电离，此时水的离子积常数为Kw=10-12

二、溶液的pH

1. 溶液的酸碱性，取决于溶液中C(H+)、C(OH—)的相对大小：

溶液酸碱性C(H+)与c(OH—)关系

任意温度室温（mol/L）pH值（室温）酸性C(H+)＞c(OH—) C(H+)＞1×10—7 <7

中性C(H+)=c(OH—) C(H+)=c(OH—)=1×10—7 =7

碱性C(H+)7

2、pH的计算：pH=－lgc(H+) C(H+)=10-ph pH值的大小取决于溶液中的大小，

pH+ pOH =14 pOH=－lgKw－pH=pKw－pH，

三、溶液的pH测定方法：（指示剂法、pH试纸法）

1、指示剂法：定性测定溶液的酸碱性

2、pH试纸（定量测定）

（1）、成分：含有多种指示剂

（2）颜色：淡黄色

（3）操作：用玻璃棒蘸取待测液，抹到试纸上，半分钟之内与标准比色卡对照。

四、有关pH的计算

1、单一强酸强碱溶液的ph：

（1）强酸溶液，如HnA，浓度为Cmol/L ，则c(H+)= ，ph= 。

（2）强碱溶液，如B(OH)n 浓度为Cmol/L 则c(H +)= ，ph= 。 Kw

方法总结：C 酸—c(H +)—ph ；C 碱—c(OH —)——c(H +)—ph 。 2、强酸、强碱混合液的ph

（1）两强酸混合先求出总的c(H +)

（2）两强碱混合先求出总的c(OH —)——c(H +)

（3）酸碱混合液，先判断是否恰好反应，若恰好反应则呈中性，若有过量，求出过量的酸和碱，求出过量的c(OH —)或c(H +)，再算ph 。

（4）稀释后的pH ：1、强酸、强碱的稀释当C 大于等于10-5mol/L 时不考虑水的电离

2、弱酸、弱碱的稀释还要考虑电离因此不能求具体数值而是一个范围

注意：

①酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；则pH 只能无限接近7且小于7. ②碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；则pH 只能无限接近7且大于7

③当强酸、弱酸的pH 相同，稀释后pH 仍相同，则稀释倍数一定是弱酸大于强酸（碱类同）五、酸碱中和滴定

1、定义：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的实验方法。

2、（1）实质：H + +OH －

= H 2O （2）原理：在中和反应中使用一种已知物质的量浓度的酸（或碱）溶液与未知物质的量浓度的碱（或酸）溶液完全中和，测出二者所用的体积，根据化学方程式中酸碱物质的量比求出未知溶液的物质的量浓度。

3、关键：

准确测定参加反应的两种溶液的体积和准确判断中和反应是否恰好完全。准确测定参加反应的两种溶液的体积所用的仪器是滴定管。准确判断中和反应是否恰好完全是借助酸碱指示剂。 4、酸、碱指示剂的选择

（1）原则：1）终点时，指示剂的颜色变化明显

2）变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏

（2）酸碱指示剂：一般是有机弱酸或有机弱碱（定性测定）熟记酚酞、甲基橙、石蕊的变色范围及颜色酚酞：无色<8粉红<10红色甲基橙：红色<3.1橙色<4.4黄色石蕊：红色<5紫色<8蓝色 1）甲基橙和酚酞的变色范围较小：1.3 ；=2 对溶液的酸碱性变化较灵敏，石蕊的变色范围是5~8， 2）指示剂是有机弱酸或有机弱碱，它的变色，因发生化学变化。指示剂滴加太多将消耗一部分酸

或碱，所以低价不能太多，一般为1~2滴。

3）酸碱中和滴定中指示剂的选择：

强酸强碱间的滴定：酚酞溶液、甲基橙

强酸滴定弱碱两者正好完全反应，生成强酸弱碱盐，酸性选用甲基橙作指示剂强碱滴定弱酸两者正好完全反应，生成强碱弱酸盐，碱性选用酚酞作指示剂

5、注意：“恰好完全反应”与“溶液呈中性”两句话的区别

HCl + NH3·H2O = NH4Cl + H2O 1mol 1mol 1mol

恰好完全反应，PH<7 溶液呈酸性， 6、主要仪器：

??管夹、烧杯等锥形瓶、铁架台、滴定蚀橡皮氧化性溶液、它们易腐不能盛放酸性溶液和强碱式滴定管、它们易腐蚀玻璃碱性的盐溶液、氢氟酸不能盛放碱液、水解呈

酸式滴定管仪器)()(

7、实验步骤：例题：用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液 1、查：检查滴定管是否漏水，

2、洗涤：先用蒸馏水洗，再用待装液体润洗

3、装液：向滴定管中分别装入酸碱溶液

4、赶气泡：把尖嘴出的气泡赶出去，酸式滴定管打开玻璃阀门让液体迅速流下把气泡赶出去，碱式滴定管把橡胶管弯曲使尖嘴朝上，挤压玻璃球，让液体喷出赶气泡。

5、调液（读数）：再加入足量的液体，将液面调节到“0”刻度（或“0”刻度以下某一刻度）记下刻度。

6、取：待测液、指示剂

7、滴定：左手控制玻璃阀门，右手摇晃锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内颜色变化。

8、读数：当看到加一滴盐酸时，锥形瓶中颜色变成无色时，停止滴定，准确记下盐酸读数，并准确求得滴定用去的盐酸体积。

9、重复2~3次，

10、计算：整理数据进行计算。

7、误差分析：例题：用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液（氢氧化钠放于锥形瓶中）下列操作（其它操作均正确），对氢氧化钠溶液浓度有什么影响？

一、酸式滴定管：1、未用标准盐酸润洗酸式滴定管（偏大）2、滴定管内壁不干净，滴定后，酸式滴定管内壁挂水珠（偏大）3、滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失（偏大）4、滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外（偏大）5、滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度（偏小）

二、锥形瓶6、锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗2-3次，将润洗液倒掉，再装NaOH溶液（偏大）7、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH溶液（无影响）8、滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一部分。（偏小）

三、碱式滴定管9、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗（偏小）10、取待测液时，未将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。取液后滴定管尖嘴充满溶液（偏小）

四、含杂质11、在配制待测氢氧化钠溶液时，称取氢氧化钠时，内含少量的氢氧化钾，用标准盐酸溶液进行滴定。（偏小）12、同上情况，若含有少量的碳酸钠，结果如何（偏小）

盐的水解

一、盐的水解

1、定义：盐电离的弱酸根离子或弱碱的阳离子与水电离的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质，从而促进水电离的过程。

2、实质：中和反应的逆反应，所以是吸热反应。

注意：真正发生水解的离子仅占极小比例

3、水解规律：有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，都强显中性。

4、水解方程式书写的注意事项：

①.可逆符号；②.多元弱酸根分步水解，一般只写第一步。③.生成沉淀、气体不标箭头符号。

注意：双水解时用等号且气体沉淀标出

5、盐类水解的影响因素

内因：形成盐的弱酸、弱碱的相对强弱:

①强碱弱酸盐：弱酸酸性越弱，其酸根离子越易水解，溶液的碱性越强。

②强酸弱碱盐：弱碱碱性越弱，其金属阳离子越易水解，溶液的酸性越强。

外因：浓度、温度、溶液酸碱性的变化

（1）浓度越小，水解程度越大，越稀越水解

（2）温度越高，水解程度越大，因水解是吸热反应

（3）外加酸碱，可抑制或促进水解。

以Fe3+的水解为例完成下表

6、盐类水解的应用

1．判断或解释盐溶液的酸碱性（取决于弱酸弱碱相对强弱）

（1）正盐溶液：①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性③强酸强碱盐呈中性

④弱酸碱盐不一定如NH4CN CH3COONH4 NH4F

碱性中性酸性

（2）酸式盐

①若只有电离而无水解强酸的算式盐，则呈酸性（如NaHSO4）

②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小

电离程度＞水解程度，呈酸性：NaHSO3、NaH2PO4

电离程度＜水解程度，呈碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS

例2：①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分别为7、8、9，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________

②相同条件下，测得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_______________.

2．微粒种类、离子浓度大小、电荷守恒、物料守恒、由水电离的氢离子或氢氧根离子守恒

3．某些盐溶液的配制、保存

在配制FeCl3、FeCl2 、AlCl3、CuSO4、等溶液时为防止水解，常向盐溶液中加入少量相应的酸；Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中，因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH-，NH4F 水解产生HF，OH-、HF均能腐蚀玻璃.

4．判断盐溶液加热浓缩蒸干灼烧后得到的固体

例4. AlCl3 、Al2(SO4)3 的溶液分别蒸干灼烧所得固体分别是

+3H2O Al(OH)3+HCl ；△H＞0

1.AlCl

①升温，平衡右移②升温，促使HCl挥发，使水解完全

AlCl3+3H2O ＝＝＝Al(OH)3+3HCl↑

↓灼烧

Al2O3

2．Al2(SO4)3+6H2O ＝＝2Al(OH)3+3H2SO4；△H＞0

①升温，平衡右移②H2SO4难挥发，随c(H2SO4)增大，将抑制水解

综合①②结果，最后得到Al2(SO4)3

结论：①弱碱易挥发性酸盐蒸干得氢氧化物固体（除铵盐）

②弱碱难挥发性酸盐蒸干得同溶质固体

思考：对于FeCl3CuSO4 Na2CO3NaCO3NaHCO3NaClO溶液呢？

5．除杂例：除去MgCl2溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下，加入足量MgO或MgCO3或Mg(OH)2，搅拌充分反应，后过滤除去。

想一想：为何不能用NaOH或Na2CO3等溶液？

6．某些离子间因发生双水解而在溶液中不大量共存，如

①Al3+与S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO-、C6H5O-等不共存

②Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不共存

③NH4+与ClO-、SiO32-、AlO2-等不共存

想一想：Al2S3为何只能用干法制取？

小结：能发生双水解反应，首先是因为阴、阳离子本身单一水解程度相对较大，其次水解一方产生较多H+，另一方产生较多OH—，两者相互促进，使水解进行到底。

7．泡沫灭火器内反应原理.

NaHCO3和Al2(SO4)3混合可发生双水解反应：2HCO3-+Al3+==Al(OH) 3↓+3CO2↑

生成的CO2将胶状Al(OH)3吹出可形成泡沫

8．制备胶体或解释某些盐有净水作用

FeCl 3、KAl(SO 4)2·12H 2O 等可作净水剂.

原因：Fe 3+、Al 3+水解产生少量胶状的Fe(OH)3、Al(OH)3，结构疏松、表面积大、吸附能力强，故它们能吸附水中悬浮的小颗粒而沉降，从而起到净水的作用 9．某些化学肥料不能混合使用

如铵态（NH 4+）氮肥、过磷酸钙[含Ca(HPO 4)2]均不能与草木灰（主要成分K 2CO 3）混合使用.2NH 4++CO 32—==2NH 3↑+CO 2↑+H 2O 损失氮的肥效 Ca 2++2H 2PO 4—+2CO 32—== CaHPO 4↓+2HCO 3—+HPO 42— 难溶物，不能被值物吸收 10．热的纯碱液去油污效果好.

加热能促进纯碱Na 2CO 3水解，产生的[OH-]较大，而油污中的油脂在碱性较强的条件下，水解受到促进，故热的比不冷的效果好.

11．在NH 4Cl 溶液中加入Mg 粉，为何有H 2放出？ NH

4++H 2O NH 3·H 2O+H + Mg + 2H +===Mg 2++H 2↑

弱电解质的电离平衡及移动

弱电解质的电离平衡及移动 1.下列事实能说明亚硝酸是弱电解质的是（） ①亚硝酸溶液中存在HNO2分子，呈酸性②用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应④0.1 mol·L-1HNO2溶液中，c(H+)=0.015 mol·L-1⑤相同浓度时，HNO2的导电能力比HCl弱 A．①②③B．②③④C．①④⑤D．①②④⑤ 2.在相同温度时，100 mL 0.01 mol?L-1的醋酸溶液与10 mL 0.1 mol?L-1的醋酸溶液相比较，下列数值或性质中，前者大于或强于后者的是（） A．溶液的导电性B．醋酸的电离常数C．完全中和时所需NaOH的量D． H+的物质的量 3.常温下向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa晶体时，会引起() A．溶液中的c(H＋)减小 B．电离平衡左移，电离常数减小 C．溶液的导电能力减弱 D．溶液中的c(OH－)减小 4.在20 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液中，能使溶液的c(H＋)增大，而且使醋酸的电离平衡向逆反应方向移动，可加入的试剂是() A． 20 mL水B．浓盐酸C．冰醋酸D． NaOH溶液 5.能证明氟化氢是弱电解质的事实是() A．氟化氢在所有卤化氢中热稳定性最强 B．浓H2SO4加入氟化钙固体中，加热，有氟化氢气体产生 C． 100 mL 0.1 mol·L－1氢氟酸中，c(H＋)小于0.1 mol·L－1D．在氢氟酸中滴加含酚酞的NaOH溶液，红色褪去 6.用我们日常生活中的食用白醋(醋酸浓度约为1 mol·L－1)进行下列实验，能证明醋酸为弱电解质的是() A．白醋中滴入石蕊溶液呈红色 B．白醋溶液中存在分子 C．蛋壳浸泡在白醋中有气体放出 D．经检验白醋中c(H＋)约为0.01 mol·L－1 7.甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是() A． 1 mol·L－1的甲酸溶液的c(H＋)约为0.01 mol·L－1 B．甲酸能与水以任意比例互溶 C．甲酸与盐酸都能与NaOH发生反应 D．甲酸溶液的导电能力比盐酸溶液的导电能力弱 8.下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是() A．熔融时不导电 B．水溶液的导电能力很差 C．不是离子化合物，而是共价化合物 D．溶液中已电离的离子和未电离的分子共存 9.甲酸(HCOOH)是一种一元弱酸，下列性质中可以证明它是弱电解质的是() A．常温下，1 mol·L－1甲酸溶液中的c(H＋)约为1×10－2mol·L－1 B．甲酸能与碳酸钠反应放出二氧化碳 C． 10 mL 1 mol·L－1甲酸溶液恰好与10 mL 1 mol·L－1NaOH溶液完全反应 D．甲酸溶液与锌反应比强酸溶液缓慢 10.在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是() A．c(OH ?) c(NH3·H2O)B．c(NH4+) c(OH?) C．c(NH3·H2O) c(NH4+) D．c(OH－) 11.0.1 mol·L－1氨水10 mL，加蒸馏水稀释到1 L后，下列变化正确的是() ①电离程度增大②c(NH3·H2O)增大③NH4+数目增多④c(OH－)增大⑤导电性增强

电解质及其电离教案(打印)

第 2 节电解质（第一课时）同安一中彭玉群一、设计意图本节课的重点是电离及电解质与非电解质的概念、常见酸、碱、盐的电离方程式的书写。为了让学生真正成为课堂的主人，让学生适应现代生活和未来发展的需要。本节课设计突出了以下两点： 1. 遵循由实践到理论的认知规律，在教学中注重实验，通过对实验现象的观察、分析形成概念理论，运用理论知识去解决实际问题，从而进一步理解概念。如通过对导电实验的观察、分析让学生形成电解质与非电解质的概念，让学生应用所学知识设计实验判断一瓶固体化合物是否是电解质，以此深化对电解质和非电解质概念的理解并体验自主探究的乐趣，提高科学探究能力。 2. 教学方法上采用多实验，多启发，多比较，多讨论，多延伸，讲练结合。经过各种形式的探究活动，使学生体验科学研究的过程，激发学生学习化学的兴趣，强化科学探究的意识，提高科学探究的能力。 ①多实验：通过实验，强化实验的功能，提高学生观察分析问题的能力，提高科学探究能力。 ②多启发：提出富有启发性的问题，以激发学生积极思考，培养其思维能力。 ③多比较：如电解质与非电解质，金属导电原因与电解质溶液导电原因等都进行对比或类比，以加深学生对概念的理解和掌握。 ④多讨论：通过讨论可以促进学生之间的交流与合作，充分发挥学生的主观能动性，使学习变被动为主动。 ⑤多延伸：通过身边的化学”、“布置有特色、分层次、多样化的作业”等让课堂尽可能延伸到学生的生活，让学生感受到化学的无穷魅力, 让学生尝试多样化的学习方式（如通过Internet 网）。培养学生终身学习的能力。 ⑥多训练：教学中及时安排针对性练习，以巩固和强化所学知识，提高学习效率。二、教案【教学目标】（一）知识与技能目标 1、使学生了解电离、电解质、非电解质的概念。 2、了解电解质导电的原因，会准确书写常见的酸、碱、盐的电离方程式。（二）过程与方法目标 1、在电解质知识学习中，学会运用观察、实验、查阅资料等多种手段获取信息，并运用比较、分类、归纳、概括等方法对信息进行加工，培养学生终身学习的能力。 2、通过“问题探究”、“归纳”等活动，提高学生分析、联想、类比、迁移以及概括的能力。 3、通过“实验探究”，了解研究物质的一般方法，提高科学探究能力。（三）情感态度与价值观目标 1、通过对电解质知识框架中各知识点有序的衍变分析、推导，让学生感受到化学学习中的逻辑美。 2、通过“身边的化学——电解质与细胞活动”，让学生感受到化学其实离我们不远，它就在我们的身边，

弱电解质的电离平衡知识点

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自身能够电离出自由移动离子的化合物,叫电解质。非电解质：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物。概念理解： ①电解质、非电解质都是化合物，能导电的物质可能是溶液（混合物）、金属（单质），但他们不属于电解质非电解质的研究对象，因此他们既不是电解质也不是非电解质； ②自身电离：SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反应形成酸或碱，但发生电离的并不是他们本身吗，因此属于非电解质； ③只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐，如液态氯化氢是化合物，只存在分子，没有发生电离，因此不能导电，又如NaHCO3在高温时即分解，不能通过熔融态证明其为电解质；只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物，如Na2O、CaO，他们在溶液中便不存在，要立刻反应生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明；既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐，绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离，某些盐熔融时也发生电离，如BaSO 4。 ④电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子； ⑤是电解质，但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在离子也无法导电，比如NaCl，晶体状态不能导电。 ⑥电解质的强弱与导电性、溶解性无关。如如BaSO4不溶于水，但溶于水的 BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质。导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关。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电离成离子的电解质。 2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强电解质与偌电解质常见分类：

电解质溶液中离子浓度关系

电解质溶液中离子浓度关系一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。【分析】由于在NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH4++OH-，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为： c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。 ⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。

【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS- S2-+H+，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(OH-)。

2.水解理论： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。 ⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系。【分析】因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-， + 2H2O 2OH-+2H+， 2NH3·H2O，由于水电离产生的c(H+)水=c(OH-)水，而水电离产生的一部分OH-与NH4+结合产生NH3·H2O，另一部分OH-仍存在于溶液中，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。

弱电解质的电离平衡考点归纳

弱电解质的电离平衡考点归纳弱电解质电离平衡是电解质理论的基础，也是中学化学基本理论中的重要组成部分，近几年高考命题中反复考查。在学生已经学过化学平衡理论并了解电解质在水溶液中发生电离和离子间发生反应等知识的基础上，进一步学习弱电解质的电离平衡。高考命题的热点主要有影响弱电解质电离平衡因素，通过图象分析弱电解质和强电解质，电离常数和电离度等，为了更好的学习这一部分内容，本文做了详细的总结和归纳，希望对同学们的学习有所启发，达到触类旁通的效果。一、弱电解质电离平衡 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，简称电离平衡。任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质在该条件下的电离程度最大。 2.电离平衡的特征电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种形式，具有以下一些特征：“逆”——弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡 “动”——电离平衡是动态平衡 “等”——v( =v(分子化)≠0 离子化) “定”——达到电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变，是一个定值

“变”——电离平衡是相对的，外界条件改变时，平衡被破坏，发生移动形成新的平衡。二、影响弱电解质电离平衡的因素（符合勒?夏特列原理） 1.内因：弱电解质本身的性质，是决定性因素。 2.外因 ①温度: 升高温度，由于电离过程吸热,平衡向电离方向移动，电离程度增大。 ②浓度: 加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。因为溶液浓度越小，离子相互碰撞结合成分子的机会越小，弱电解质的电离程度就越大；所以，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+ A 加水稀释，平衡向正向移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小； B 加入少量冰醋酸，平衡向正向移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)均增大但电离程度小； ③外加相关物质（同离子效应）例如：0.1 mol/L的CH 3COOH溶液CH3COOH CH3COO－+ H+向其中加入CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡向左移动，电离程度减小，c（H+）减小，pH增大。如下表所示：电离程度n(H+) c(H+) 导电能力

2020届高考化学：电解质溶液、水溶液中的离子平衡练习和答案

2020届高考化学：电解质溶液、水溶液中的离子平衡练习及答案 *电解质溶液、水溶液中的离子平衡* 一、选择题 1、已知：25℃时，K sp[Zn(OH)2]＝1.0×10－18，K a(HCOOH)＝1.0×10－4。该温度下，下列说法错误的是() A. Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中c(Zn2＋)>1.0×10－6 mol·L－1 B．HCOO－的水解常数为1.0×10－10 C．向Zn(OH)2悬浊液中加入HCOOH，溶液中c(Zn2＋)增大 D．Zn(OH)2＋2HCOOH===Zn2＋＋2HCOO－＋2H2O的平衡常数K＝100 答案：A 解析：Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中，令锌离子浓度为x mol·L－1，x×(2x)2＝1.0×10－18，x≈6.3×10－7，c(Zn2＋)＜1.0×10－6 mol·L－1，A错误；HCOO－的水解常数K h＝K w K a＝ 1×10－14 1.0×10－4 ＝1.0×10－10，B项正确；向Zn(OH)2悬浊液中加入HCOOH，溶液中OH－减小，溶解平衡正向移动，溶液中c(Zn2＋)增大，C项正确；Zn(OH)2＋2HCOOH===Zn2＋＋2HCOO－＋2H2O的平衡常数K＝ c2(HCOO－)×c(Zn2＋)×c2(OH－)×c2(H＋) c2(HCOOH)×c2(OH－)×c2(H＋)＝ K2a×K sp K2w＝100，D项正确。 2、(2020新题预测) 已知：25 ℃，NH3·H2O的电离平衡常数K b＝1.76×10－5。25 ℃，向1 L 0.1 mol/L 某一元酸HR溶液中逐渐通入氨，若溶液温度和体积保持不变，所得混合溶液的pH与lg c(R－) c(HR)变化的关系如图所示。下列叙述正确的是()

高考化学弱电解质的电离平衡

第23讲弱电解质的电离平衡基础题组 1.(2018陕西西安模拟)下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是() ①常温下NaNO2溶液pH大于7 ②用HNO2溶液做导电实验,灯泡很暗 ③HNO2和NaCl不能发生反应 ④常温下0.1 mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.1 ⑤NaNO2和H3PO4反应,生成HNO2 ⑥常温下将pH=1的HNO2溶液稀释至原体积的100倍,溶液pH约为2.8 A.①④⑥ B.①②③④ C.①④⑤⑥ D.全部 2.近期发现,H2S是继NO、CO之后的第三个生命体系气体信号分子,它具有参与调节神经信号传递、舒张血管减轻高血压的功能。下列事实中,不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是() A.氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应,而亚硫酸可以 B.氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸 C.0.10 mol·L-1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1 D.氢硫酸的还原性强于亚硫酸

3.常温下1 mol·L-1的氨水加水稀释时,下列选项中随着加水量的增加而减小的是() A.c(OH-) B.NH3·H2O电离程度 C.n(H+) D.K W 4.室温下,关于pH=1的醋酸溶液,下列说法正确的是() A.溶液中c(H+)比pH=1的盐酸小 B.1 L该醋酸溶液与足量的Fe粉完全反应,生成0.05 mol H2 C.若将10 mL该醋酸溶液加水稀释至100 mL,溶液pH=2 D.与0.1 mol/L的NaOH溶液完全反应所需溶液体积:V(NaOH溶液)>V(醋酸溶液) 5.(2017湖南三市联考)常温下0.1 mol·L-1醋酸溶液的pH=a,下列措施能使溶液pH=(a+1)的是() A.将溶液稀释到原体积的10倍 B.加入适量的醋酸钠固体 C.加入等体积0.2 mol·L-1盐酸 D.升高溶液的温度 6.室温下,向0.01 mol·L-1的醋酸溶液中滴入pH=7的醋酸铵溶液,溶液pH随滴入醋酸铵溶液体积变化的曲线示意图如下图所示。下列分析正确的是()

水溶液中的离子平衡知识点

水溶液中的离子平衡知识点 Company number：【WTUT-WT88Y-W8BBGB-BWYTT-19998】

【人教版】选修4知识点总结：第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离课标要求 1、了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念 2、掌握弱电解质的电离平衡 3、熟练掌握外界条件对电离平衡的影响要点精讲 1、强弱电解质（1）电解质和非电解质电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。注：①单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。 ②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、水、酸、碱和盐；于非电解质的有：非金属的氧化物。（2）强电解质和弱电解质 ①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质（如强酸、强碱和大部分的盐） ②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子（如：弱酸、弱碱和少量盐）。注：弱电解质特征：存在电离平衡，平衡时离子和电解质分子共存，而且大部分以分子形式存在。（3）强电解质、弱电解质及非电解的判断 2、弱电解质的电离（1）弱电解质电离平衡的建立（弱电解质的电离是一种可逆过程）（2）电离平衡的特点弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样具有“逆、等、动、定、变”的特征。 ①逆：弱电解质的电离过程是可逆的。 ②等：达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等③动：动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。 ④定：一定条件下达到电离平衡状态时，溶液中的离子浓度和分子浓度保持不变，溶液里既有离子存在，也有电解质分子存在。且分子多，离子少。

高中学电解质知识点含常见电离方程式精编版

高中学电解质知识点含常见电离方程式精编版 MQS system office room 【MQS16H-TTMS2A-MQSS8Q8-MQSH16898】

电解质知识点一、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：SO 2 、 SO 3、CO 2 、NO 2 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。强电解质弱电解质定义溶于水后几乎完全电离的电解质溶于水后只有部分电离的电解质化合物类型离子化合物及具有强极性键的共价化合物某些具有弱极性键的共价化合物。电离程度几乎100％完全电离只有部分电离电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡溶液中存在的微粒（水分子不计）只有电离出的阴阳离子，不存在电解质分子既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子实例绝大多数的盐（包括难溶性盐）强酸：H2SO4、HCl、HClO4等强碱：Ba（OH）2Ca（OH）2等弱酸：H2CO3、CH3COOH等。弱碱：NH3·H2O、Cu（OH）2Fe（OH）3等。电离方程式KNO3→K++NO3— H2SO4→2H++SO42—NH3·H2O NH4++OH_ H2S H++HS_HS_H++S2- 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：BaSO 4、BaCO 3 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：

弱电解质的电离平衡知识点

一、弱电解质得电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下自身能够电离出自由移动离子得化合物,叫电解质。非电解质：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子得化合物。概念理解： ①电解质、非电解质都就是化合物，能导电得物质可能就是溶液（混合物）、金属（单质），但她们不属于电解质非电解质得研究对象，因此她们既不就是电解质也不就是非电解质； ②自身电离：SO2、NH3、CO2、等化合物能与水反应形成酸或碱，但发生电离得并不就是她们本身吗，因此属于非电解质； ③只能在水中发生电离得电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解得盐，如液态氯化氢就是化合物，只存在分子，没有发生电离，因此不能导电，又如NaHCO3在高温时即分解，不能通过熔融态证明其为电解质；只能在熔融状态下电离得电解质就是活泼金属氧化物，如Na2O、CaO，她们在溶液中便不存在，要立刻反应生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明；既能在水溶液中又能在溶液中发生电离得物质就是某些高温难分解盐，绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离，某些盐熔融时也发生电离，如BaSO 4。 ④电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子； ⑤就是电解质，但就是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在离子也无法导电，比如NaCl，晶体状态不能导电。 ⑥电解质得强弱与导电性、溶解性无关。如如BaSO4不溶于水，但溶于水得BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质。导电性与自由移动离子得浓度与带电荷数等有关。

强电解质：在水溶液里全部电离成离子得电解质。弱电解质：在水溶液里只有一部分电离成离子得电解质。 2、常见得电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强电解质与偌电解质常见分类： 3、电离方程式得书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离” ①强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO2－4。 ②弱电解质 a．一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOH CH3COO－＋H＋。 b．多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步得电离程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。原因就是上一级电离出得H ＋就是下一级电离得产物，对下一级电离电离有抑制作用 c．多元弱碱，虽然分布电离，但就是书写时一步到位。如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 ③酸式盐 a．强酸得酸式盐

高中化学竞赛培训讲义电解质溶液和电离平衡

电解质溶液和电离平衡【竞赛要求】酸碱质子理论。弱酸、弱碱的电离常数。缓冲溶液。利用酸碱平衡常数的计算。溶度积原理及有关计算。离子方程式的正确书写。【知识梳理】一、酸碱质子理论（Bronsted 理论）最初阶段人们从性质上认识酸碱。酸：使石蕊变红，有酸味；碱：使石蕊变蓝，有涩味。当酸碱相混合时，性质消失。当氧元素发现后，人们开始从组成上认识酸碱，以为酸中一定含有氧元素；盐酸等无氧酸的发现，又使人们认识到酸中一定含有氢元素。阿仑尼乌斯（Arrhenius ）的电离学说，使人们对酸碱的认识发生了一个飞跃。 HA = H + + A －电离出的正离子全部是 H + ；MOH = M + + OH －电离出的负离子全部是 OH －。进一步从平衡角度找到了比较酸碱强弱的标准，即a K 、b K 。阿仑尼乌斯理论在水溶液中是成功的，但其在非水体系中的适用性，却受到了挑战。例如：溶剂自身的电离和液氨中进行的中和反应，都无法用阿仑尼乌斯的理论去讨论，因为根本找不到符合定义的酸和碱。为了弥补阿仑尼乌斯理论的不足，丹麦化学家布仑斯惕（Bronsted ）和英国化学家劳里（Lowry ）于1923年分别提出了酸碱质子理论。 1、酸碱的定义质子理论认为：凡能给出质子（H +）的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。如HCl ， NH +4，HSO -4，H 2PO -4等都是酸，因为它们能给出质子；CN －，NH 3，HSO -4，SO -24都是碱，因为它们都能接受质子。为区别于阿仑尼乌斯酸碱，也可专称质子理论的酸碱为布仑斯惕酸碱。由如上的例子可见，质子酸碱理论中的酸碱不限于电中性的分子，也可以是带电的阴阳离子。若某物质既能给出质子，又能接受质子，就既是酸又是碱，可称为酸碱两性物

高中化学弱电解质的电离平衡

弱电解质的电离平衡 1．25 ℃时不断将水滴入0.1 mol·L－1的氨水中，下列图像变化合理的是() 解析：选C A项，氨水的pH不可能小于7；B项，NH3·H2O的电离程度在稀释过程中始终增大；D项，温度不变，K b不变。 2．H2S水溶液中存在电离平衡H2S H＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。下列说法正确的是() A．加水，平衡向右移动，溶液中H＋浓度增大 B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小解析：选C向H2S溶液中加水，平衡向右移动，但溶液体积增大，溶液中H＋浓度减小，A错误。通入SO2，可发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，SO2过量时，SO2与水反应生成的H2SO3酸性比氢硫酸强，因此溶液pH减小，B错误。滴加新制氯水，发生反应：H2S＋Cl2===2HCl＋S↓，H2S浓度减小，平衡向左移动，反应生成的盐酸为强酸，溶液酸性增强，pH 减小，C正确。加入少量CuSO4固体，发生反应：CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，溶液中 S2－浓度减小，H＋浓度增大，D错误。 3．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是() A．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生 C．相同温度下，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大 D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L－1 HX溶液的电离常数解析：选B表中电离常数大小关系：HZ>HY>HX，所以酸性强弱为HZ>HY>HX，可见A、C不正确。电离常数只与温度有关，与溶液浓度无关，D不正确。 4．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)的值增大，可以采取的措施是() ①加少量烧碱溶液②升高温度③加少量冰醋酸④加水 A．①②B．①③

化学：弱电解质的电离平衡归纳总结

弱电解质的电离平衡考查方式：本章为历年高考考试中考点分布的重点区之一，主要的题型为选择题，偶有简答题，尚未出现过综合性的大题，涉及此内容的考点将基本不变，热点将常考常新，跨学科的综合性大题将有可能出现。从近几年高考命题规律来看，今后的高考试题中这部分内容出来的概率仍然很高，这是这部分内容在教材中的地位决定的，有关PH值的计算、离子共存、离子浓度大小的比较将仍是必考点。命题规律： 1．弱电解质的电离平衡电离平衡是化学平衡理论应用的X例，在化学中占有重要的地位在历年高考均受到重视，近五年的高考题也承继了这个传统。考查的主要内容集中点比较某些物质导电性强弱；外界条件对弱电解质电离平衡的影响；依据电离平衡移动理论，解释某些问题。同浓度（或PH）强弱电解质的比较，如氢离子浓度大小，起始反应速率，中和碱的能力、稀释后的PH的变化等。 2．水的电离与溶液的PH 以水的电离和溶液pH 计算为考查内容的试题能有效地测试考生的判断、推理、运算等思维能力，仍将是将来考试的热点。考试内容包括： (1)．已知pH 的强酸、强碱混合，或已知浓度的强酸、强碱混合，计算溶液的pH (2)．已知pH或c的强弱酸碱混合，分析溶液的酸碱性。 (3)．已知混合溶液的pH，推断混合前的酸碱的各种可能，或已知溶液的pH及强酸、强碱的pH，求混合比例。 (4)．中和滴定接近终点时，溶液pH计算。 (5)．在新情景下，考查水电离平衡及K w。 3. 盐类水解考查的内容有： 1．盐对水的电离程度的影响做定性判断或定量计算 2．盐溶液蒸干灼烧后产物的判断； 3．pH大小的比较； 4．离子浓度大小的比较等。另外，判断离子共存、配制溶液、试剂贮存、化肥的混用、物质鉴别推断、某些盐的分离除杂等内容在高考中也涉及到盐的水解。其中命题的热点是离子浓度大小的比较。在高考试题中，特别是选择题，常常将盐类水解与弱电解质的电离、酸碱中和滴定、pH等知识融合在一起，具有一定的综合性。

北京市一零一中学2013年高中化学竞赛第8讲电解质溶液和电离平衡

第8讲电解质溶液和电离平衡【竞赛要求】酸碱质子理论。弱酸、弱碱的电离常数。缓冲溶液。利用酸碱平衡常数的计算。溶度积原理及有关计算。离子方程式的正确书写。【知识梳理】一、酸碱质子理论（Bronsted 理论）最初阶段人们从性质上认识酸碱。酸：使石蕊变红，有酸味；碱：使石蕊变蓝，有涩味。当酸碱相混合时，性质消失。当氧元素发现后，人们开始从组成上认识酸碱，以为酸中一定含有氧元素；盐酸等无氧酸的发现，又使人们认识到酸中一定含有氢元素。阿仑尼乌斯（Arrhenius ）的电离学说，使人们对酸碱的认识发生了一个飞跃。 HA = H + + A －电离出的正离子全部是 H + ；MOH = M + + OH －电离出的负离子全部是 OH －。进一步从平衡角度找到了比较酸碱强弱的标准，即a K 、b K 。阿仑尼乌斯理论在水溶液中是成功的，但其在非水体系中的适用性，却受到了挑战。例如：溶剂自身的电离和液氨中进行的中和反应，都无法用阿仑尼乌斯的理论去讨论，因为根本找不到符合定义的酸和碱。为了弥补阿仑尼乌斯理论的不足，丹麦化学家布仑斯惕（Bronsted ）和英国化学家劳里（Lowry ）于1923年分别提出了酸碱质子理论。 1、酸碱的定义质子理论认为：凡能给出质子（H + ）的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。如HCl ，NH +4，HSO -4， H 2PO -4等都是酸，因为它们能给出质子；CN －，NH 3，HSO -4，SO -24都是碱，因为它们都能接受质子。为区别于阿仑尼乌斯酸碱，也可专称质子理论的酸碱为布仑斯惕酸碱。由如上的例子可见，质子酸碱理论中的酸碱不限于电中性的分子，也可以是带电的阴阳离子。若某物质既能给出质子，又能接受质子，就既是酸又是碱，可称为酸碱两性物质，如HCO - 3等，通常称为酸式酸根离子。 2、酸碱的共轭关系质子酸碱不是孤立的，它们通过质子相互联系，质子酸释放质子转化为它的共轭碱，质子碱得到质子转化为它的共轭酸。这种关系称为酸碱共轭关系。可用通式表示为：酸碱 + 质子，此式中的酸碱称为共轭酸碱对。例如NH 3是NH +4的共轭碱，反之，NH +4是NH 3的共轭酸。又例如，对于酸碱两性物质，HCO -3的共轭酸是H 2CO 3，HCO -3的共轭碱是CO -23。换言之，H 2CO 3和HCO -3是一对共轭酸碱，HCO -3和CO -23是另一对共轭酸碱。 3、酸和碱的反应跟阿仑尼乌斯酸碱反应不同，布仑斯惕酸碱的酸碱反应是两对共轭酸碱对之间传递质子的反应，通式为：酸 1 + 碱 2 碱1 + 酸2 例如： HCl + NH 3 Cl － + NH +4 H 2O + NH 3 OH － + NH +4 HAc + H 2O Ac －+ H 3O + H 2S + H 2O HS －+ H 3O + H 2O + S 2－ OH － + HS － H 2O + HS － OH － + H 2S 这就是说，单独一对共轭酸碱本身是不能发生酸碱反应的，因而我们也可以把通式：酸碱 + H + 称为酸碱半反应，酸碱质子反应是两对共轭酸碱对交换质子的反应；此外，上面一些例子也告诉我们，酸碱质子反应的产物不必定是盐和水，在酸碱质子理论看来，阿仑尼乌斯酸碱反应（中和反应、强酸置换弱酸、强碱置换弱碱）、阿仑尼乌斯酸碱的电离、阿仑尼乌斯酸碱理论的“盐的水解”以及没有水参与的气态氯化氢和气态氨反应等等，都是酸碱反应。在酸碱质子理论中根本没有“盐”的内涵。二、弱电解质的电离平衡 1、水的电离平衡（1）水的离子积常数H 2O(l) H +(aq) + OH － (aq) w K = [H +] + [OH －] （8-1）式中的w K 称为水的离子积常数。 w K 是标准平衡常数，式中的浓度都是相对浓度。由于本讲中使用标准浓度极其频繁，故省略除以0 c 的写法。要注意它的实际意义。由于水的电离是吸热反应，所以，温度升高时，w K 值变大。表-1 不同温度下水的离子积常数K 2

弱电解质的电离平衡练习题

弱电解质的电离平衡练习题 1．下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是 A．CH3CH2COOH B．Cl2 C．NH4HCO3 D．S02 2．下列物质是强电解质的是 A．CH3COOH B．SO3C．BaSO4D．石墨 3．某物质的水溶液能导电，且该物质属于非电解质，溶于水化学键被破坏的是A．液溴B．干冰C．蔗糖D．硫酸钡 4．下列关于电解质电离的叙述中，正确的是 A．碳酸钙在水中溶解度很小，其溶液的导电性很差，所以碳酸钙是弱电解质。 B．碳酸钙在水中溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全部电离，所以碳酸钙是强电解质。 C．氯水和氨水的水溶液导电性都很好，所以它们是弱电解质 D．水难电离，纯水几乎不导电，所以水是弱电解质 5．下列叙述正确的是 A．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强 B．因醋酸是弱电解质，盐酸是强电解质，因而中和等体积、物质的量浓度的醋酸和盐酸时，盐酸消耗的NaOH比醋酸多。 C．NaHCO3溶于水，溶液中存在电离平衡。 D．物质的量浓度相同的磷酸钠溶液和磷酸溶液中C(PO43-)相同。 6．在相同温度时100mL 0.01mol/L的醋酸溶液与10mL 0.1mol/L的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是

A．中和时所需NaOH的量B．电离程度 C．H+的物质的量浓度D．CH3COOH的物质的量 7．甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10 mol/L时，甲酸中的c(H+)约为乙酸中c(H+)的3倍。现有两种浓度不等的甲酸溶液a和b，以及0.10 mol/L的乙酸。经测定它们的pH 从大到小依次为a、乙酸、b。由此可知 A．a的浓度必小于乙酸的浓度B．a的浓度必大于乙酸的浓度 C．b的浓度必小于乙酸的浓度D．b的浓度必大于乙酸的浓度 8．在同一温度下，当弱电解质溶液a，强电解质溶液b，金属导体c的导电能力相同，若同时升高到相同温度，则它们的导电能力是 A．a＞b＞c B．a＝b＝c C．c＞a＞b D．b＞c＞a 9．某浓度的氨水中存在下列平衡：NH 3·H2O NH4+ + OH-，如想增大NH4+的浓度，而不增大OH-的浓度，应采取的措施是 A．适当升高温度B．加入NH4Cl固体C．通入NH3 D．加入少量盐酸 10．已知HClO的酸性比H 2CO3弱，下列反应Cl2+H2O HCl + HClO达到平衡后，要使平衡体系中HClO的浓度增大，应采取的方法是 A．光照B．加入石灰石C．加入固体NaOH D．加水 11．将0.lmol·1L 醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是 A．溶液中c(H+)和c(OH-)都减小B．溶液中c（H+）增大 C．醋酸电离平衡向左移动D．溶液的pH增大

高中化学第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结

水溶液中的离子平衡 §1 知识要点一、弱电解质的电离 1、定义：电解质、非电解质；强电解质、弱电解质下列说法中正确的是（ BC ） A 、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质； B 、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子； C 、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质； D 、Na 2O 2和SO 2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。 2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电下列说法中错误的是（ B ） A 、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质； B 、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电； C 、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强； D 、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。 3、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质） 4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc 为例)：（1）溶液导电性对比实验；（2）测0.01mol/LHAc 溶液的pH>2；（3）测NaAc 溶液的pH 值；（4）测pH= a 的HAc 稀释100倍后所得溶液pH