3.2弱电解质的电离 盐类的水解

第2节弱电解质的电离盐类的水解

知识与技能：使学生知道电离平衡常数的含义，能说明温度、浓度、外加物质对电离平衡的影响；使学生知道盐类水解的原理，能说明温度、浓度、外加酸碱对水解平衡的影响，了解盐类水解在生产、生活中的重要应用。

过程与方法：通过“活动·探究”和“交流·研讨”的活动，引导学生体会综合、分析、归纳等方法在解决水溶液问题中的应用。

情感态度与价值观：通过介绍与电离平衡和水解平衡相关的应用知识，帮助学生认识水溶液在化学中的重要作用，体会化学知识在人类生产、生活中的应用。

教学重点：温度、浓度、外加物质对电离平衡、水解平衡的影响。

教学难点：温度、浓度、外加物质对电离平衡、水解平衡的影响。

课时安排：共四课时

教学内容：

第一课时

【引入新课】1、等体积、等浓度的盐酸和醋酸与等量镁条的反应时反应速率相同吗？PH值相同吗？为什么？是什么原因造成的？

2、PH值相同的盐酸和醋酸与等量镁条的反应时反应速率相同吗？为什么？是什么原因造成的？

【学生】回答。

【教师总结】我们知道如电解质的电离是一个可逆过程，存在着电离平衡。电离平衡是一种特殊的化学平衡。它符合化学平衡的一切特征。

【分析】以CH3

CH3COOH CH3COO— + H+。

【提问】上述v-t图体现了CH3COOH在水中的电离有什么特点？

【讲解】电离平衡时：v（离子化）=v（分子化）> 0；溶液中的分子浓度和离子浓度保持不变。

【讲解】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。

【板书】第2节弱电解质的电离盐类的水解

一、弱电解质的电离平衡

1、电离（平衡）常数：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。

2、符号：K（弱酸Ka，弱碱Kb）

对于AmBn mA n+ + nB m—K = [A n+]m [B m—]n

[AmBn]

【练习】写出CH3COOH和NH3?H2O的电离平衡常数的表达式。

【答案】Ka = [H+][CH3COO—] [CH3COOH]

NH3?H2O NH4++ OH—Kb = [OH—][NH4+] [NH3?H2O]

【板书】3、影响因素：温度T ，

4、K的意义：K值越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强

K值越小，弱电解质较难电离，其对应弱酸、弱碱较弱

【讲解】比如说：K a的意义：，达电离平衡时电离出的；

Kb的意义：，达电离平衡时电离出的[OH。

【练习】已知：H3PO4H+ + H2PO4—Ka1 = 7.1X10—3mol?L—1

H2PO4—H+ +HPO42—Ka2 = 6.2X10—8mol?L—1

HPO42—H+ +PO43—Ka3 = 4.5X10—13mol?L—1

写出Ka1 、Ka2、Ka3的表达式，并写出Ka1 ?Ka2?Ka3的表达式

【说明】课本P80

Ka（HCN）= 6.2X10—10mol?L—1

Ka（CH3COOH）= 1.7X10—5mol?L—1

Ka（HF）= 6.8X10—4mol?L—1

酸性：HF ＞CH3COOH ＞HCN

【过渡】电离平衡常数表示电离的程度有时不够直观，为了更好的比较电解质的电离程度，人们又定义了“电离度”这个概念，相当于化学平衡中反应物的转化率

【板书】5、电离度（α）：已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率。

α= 已电离的溶质的分子数/原有溶质分子总数x100%

= n(电离分子)

n(总分子)

x100%

= C(电离分子)

C(总分子)

x100%

【例题】P82 《追根寻源》加求醋酸的电离度。

【练习】在氨水中存在怎样的电离平衡？向其中分别加入适量的盐酸、NaOH溶液、NH4Cl溶液以及大量的水，对平衡有什么影响？

+-

【提问】影响平衡移动的因素有哪些？（结合P81的《交流?研讨》）

【小结并板书】6、影响电离平衡的因素

（1）内因：电解质本身的性质

（2）外因：

①温度：电离吸热，故升温促进电离，K增大

②浓度：稀释促进电离（碰撞效应），K不变

③外加物质：加入电解质的离子，抑制电离，反之，促进电离，K不变

④化学反应：向减弱这种改变的方向移动，K不变

【作业】P89 1

【板书设计】第2节弱电解质的电离盐类的水解

一、弱电解质的电离平衡

1、电离（平衡）常数：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

2、符号：弱酸Ka，弱碱Kb

对于AmBn mA n+ + nB m—

K = [A n+]m [B m—]n

[AmBn]

3、影响因素：温度T ，

4、K的意义：

K值越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强

K值越小，弱电解质较难电离，其对应弱酸、弱碱较弱

5、电离度（α）：已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率。

α= 已电离的溶质的分子数/原有溶质分子总数x100%

= n(电离分子)

n(总分子)

x100%

= C(电离分子)

C(总分子)

x100%

6、影响电离平衡的因素

（1）内因：电解质本身的性质

（2）外因：

①温度：电离吸热，故升温促进电离，K增大

②浓度：稀释促进电离（碰撞效应），K不变

③外加物质：加入电解质的离子，抑制电离，反之，促进电离，K不变

④化学反应：向减弱这种改变的方向移动，K不变

第二课时

【复习提问】1、什么是盐？

2、什么是电离平衡？

3、水溶液的酸碱性由什么决定？

【引入新课】酸溶液呈酸性，碱溶液呈碱性，那么盐溶液是否呈中性呢？测定下列盐溶液的PH，实验探究一下。

【演示实验】分别用玻璃棒蘸取少量下列溶液，滴到pH试纸上，观察颜色变化，并与标准比色卡比较，得出溶液的酸碱性。

CH3COONa溶液、Na2CO3溶液、NaCl溶液、NH4Cl溶液、CuSO4(或Al2(SO4)3) 溶液、KNO3溶液。

【教师】为什么盐溶液有的呈酸性，有的呈碱性，有的呈中性呢？要解决这个问题，大家先完成P83的表格。【完成表格】P83

【结论】盐溶液不一定都显中性，有的呈酸性，有的呈碱性。

【提问】同样为盐溶液，却表现出不同的酸碱性，说明在这六种溶液里H +

和OH —

的浓度分别呈何种关系呢？ 【学生】回答。

【提问】CH 3COONa 、Na 2CO 3 、NH 4Cl 、Al 2(SO 4)3在水溶液中既不能电离出OH -也不能电离出H +，而在任何物质的水溶液中由水电离出的H +

和OH —

的浓度总相等， 那么是谁打破了这一等量关系呢？ 【探究】CH 3COONa 溶液显碱性的原因

【探究步骤】1、CH 3COONa 溶液中存在哪些电离？ 2、CH 3COONa 溶液中存在哪些离子？

3、CH 3COONa 溶液中哪些离子能共存？哪些离子不能共存？写出离子方程式。

4、CH 3COONa 在水溶液中反应的本质和结果是什么？ 【学生】回答。 【板书】CH 3COO - + H 2O CH 3COOH + OH -

【迁移?运用】NH 4Cl 溶液为什么显酸性？Al 2(SO 4)3溶液为什么显酸性？

【板书】NH 4+ + H 2O

NH 3?H 2O + OH —

【说明】水解反应的特点——将水解离开来，再与弱离子结合。 【练习】写出下列物质的水解反应。

（1）FeCl 3 （2） NaF （3）CuSO 4 （4）K 2CO 3

（5）Al 2(SO 4)3

【板书】二、盐类的水解

1、定义：在溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的H +或OH —结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。

2、实质：盐电离出的离子与水电离出的离子反应生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。

3、结果：破坏了H +或OH —浓度的等量关系使溶液呈酸性或碱性。 【交流 讨论】什么样的盐才能水解呢?

【提问】C H 3C O O N a 是哪种酸和碱反应得到的盐？

【回答】是由醋酸（弱酸）和氢氧化钠（强碱）中和生成的盐。

【提问】什么样的离子可以发生水解？如Na +、K +、Fe 2+、Fe 3+、NH 4+、SO 42— 、Cl — 、CH 3COO —、 CO 32—,

哪些可以发生水解？

【学生】回答

【总结】 强酸 强碱

酸 碱 弱酸 弱碱

1、强酸强碱盐NaCl 、K 2SO 4

2、强酸弱碱盐FeCl

3、(NH4)2SO4

3、弱酸强碱盐CH3COONa、K2CO3

4、弱酸弱碱盐CH3COONH4、(NH4)2CO3

【板书】4、盐类水解的条件：

（1）必须溶于水；（2）必须含弱酸阴离子或弱碱阳离子

【小结】小结本节课的内容。

【作业】P89 2

【板书设计】二、盐类的水解

1、定义：在溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH—结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。

2、实质：盐电离出的离子与水电离出的离子反应生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。

3、结果：破坏了H+或OH—浓度的等量关系使溶液呈酸性或碱性。

4、盐类水解的条件：

（1）必须溶于水；（2）必须含弱酸阴离子或弱碱阳离子

第三课时

【复习提问】水解的定义、实质、结果分别是什么？

【提问】盐类水解有何规律？

【板书】5、盐类水解的规律：

有弱才水解，无弱不水解

越弱越水解，都弱双水解

谁强显谁性，都强显中性

【补充说明】

多元弱酸阴离子或多元弱碱阳离子是分步水解的，一步比一步的程度小。

如：碳酸钠在溶液中的变化：

第一步是Na2CO3在水溶液里电离出来的CO32—发生水解：

Na2CO3=== 2Na+ + CO32—

+

H2O OH— + H+

HCO3—

CO32— + H2O HCO3— + OH—

第二步是生成的HCO3—进一步发生水解：

HCO3— + H2O H2CO3 + OH—

【板书】6、书写离子方程式的注意事项

（1）用可逆符号：

（2）多元弱酸根离子分步水解，第一步较易发生，水解方程式一般只需写第一步的水解。

（3）对于沉淀气体符号↓或↑-----不能标

【讲解】原因：一般盐类的水解的程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。【阅读】指导学生阅读课本P85《拓展视野》。

【讲解并板书】7、水解平衡常数Kh = Kw·1 ka

【小结】小结本节课的内容。

【练习】1、判断下列溶液的酸碱性，能水解的写出其水解离子方程式：

（1）FeCl3（2）NaF（3）CuSO4

（4）K2CO3（5）KI（6）Al2(SO4)3

2、盐类水解过程中正确的说法是（）

A．盐的电离平衡破坏 B. 水的电离平衡发生移动

C．溶液的pH发生改变 D. 没有发生中和反应

3、下列离子既能电离又能水解，且能与强酸或强碱反应的是（）

A．CH3COO— B. HSO4— C. H2PO4— D. [Al(OH)4]—

4、NH4Cl溶液中，离子浓度由大到小的顺序正确的是（）

A．c(NH4+)>c(Cl—)>c(H+)>c(OH—) B. c(Cl—)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH—)

C. c(H+)>c(OH—)>c(NH4+)>c(Cl—)

D. c(Cl—)>c(NH4+)>c(OH—)>c(H+)

5、下列水解离子方程式正确的是（）

A．Fe3++ 3H2O Fe(OH)3+ 3H+

B．Br— + H2O HBr + OH—

C．CO32— + 2H2O H2CO3 + 2OH—

D．NH4+ +2H2O NH3·H2O + H3O+

【作业】P89 3

【板书设计】5、盐类水解的规律：

有弱才水解，无弱不水解

越弱越水解，都弱双水解

谁强显谁性，都强显中性

6、书写离子方程式的注意事项

（1）用可逆符号：

（2）多元弱酸根离子分步水解，第一步较易发生，水解方程式一般只需写第一步的水解。（3）对于沉淀气体符号↓或↑-----不能标

7、水解平衡常数Kh = Kw·1

ka

第四课时

【复习提问】盐类水解有什么规律？

【引入新课】水解反应也是化学反应，水解平衡也就是化学平衡的一种，这节课我们通过实验来看看影响盐类水解平衡的因素有哪些？

【板书】2、水解平衡的移动

【演示实验】

【师生】结合平衡移动原理分析原因

【板书】（一）影响水解的因素

1、内因：反应物本身的性质越弱越水解

2、外因：符合勒夏特列原理

（1）温度

由于盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。

（2）浓度

溶液浓度越小，盐的水解程度增大。

【讨论】讨论在下列情况下CH3COONa溶液和NH4Cl溶液中的水解平衡将如何移动，水解程度有何变化？（1）增加溶液中溶质的量，使盐的浓度加倍；

（2）将盐的浓度稀释为原来的一半；

（3）微微加热溶液；

（4）向溶液中滴加少量浓盐酸；

（5）向溶液中滴加少量浓NaOH溶液。

【学生】回答。

【板书】（3）溶液的酸碱性（酸碱能够抑制水解）

【教师】水解在实验、生活生产中有广泛应用，下面我们举几个例子来了解一下水解原理的应用。

【讨论】引导学生讨论课本P87《交流?研讨》。

【讲解】泡沫灭火剂的使用方法和原理。

【板书】3、水解原理的应用

（1）泡沫灭火剂

药品：NaHCO3溶液、Al2(SO4)3溶液

原理：双水解

HCO3— + H2O H2CO3 + OH—

Al3+ + 3H2O Al(O H)3 + 3H+

OH— + H+=== H2O

总反应：3HCO3— + Al3+=== Al(O H)3↓+3CO2↑

【举例】CH3COONH4、Al2S3的双水解。

【结论】像Al2S3这样的物质不能在溶液中制备。

【阅读】指导学生阅读课本P88，回答水解的其他应用。

【板书】（2）明矾的净水

（3）热碱水去油污

（4）SnCl2、FeCl2的制备。

【作业】P89 4

【板书设计】2、水解平衡的移动

2、水解平衡的移动

（一）影响水解的因素

1、内因：反应物本身的性质越弱越水解

2、外因：符合勒夏特列原理

（1）温度

由于盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。

（2）浓度

溶液浓度越小，盐的水解程度增大。

（3）溶液的酸碱性（酸碱能够抑制水解）

3、水解原理的应用

（1）泡沫灭火剂

药品：NaHCO3溶液、Al2(SO4)3溶液

原理：双水解

HCO3— + H2O H2CO3 + OH—

Al3+ + 3H2O Al(O H)3 + 3H+

OH— + H+=== H2O

总反应：3HCO3— + Al3+=== Al(O H)3↓+3CO2↑

（2）明矾的净水

（3）热碱水去油污

（4）SnCl2、FeCl2的制备。

第五课时

【题１】下列关于电解质的电离平衡状态的叙述中，正确的是（D）

A.弱电解质的电离达到平衡状态后，电离就停止了

B.弱电解质的电离达到平衡状态后，分子的消耗速率和离子的生成速率相等

C.弱电解质的电离达到平衡状态后，分子和离子的浓度相等

D.弱电解质的电离达到平衡状态后，外界条件改变，电离平衡可能要发生移动

【解析】电离平衡也是一种平衡，因而是一种动态平衡，所以A描述错误。可以从直接因素来表达，二者已达平衡，一定要体现正反应方向和逆反应方向，或者说各组分的浓度，含量不随时间变化而变化的意思，所以B、C也错误了。外因会影响平衡，所以D正确。

【题２】下列叙述正确的是（C）

A.将稀氨水逐滴加入稀硫酸中，当溶液pH＝７时，c(SO4２－)>c(NH4＋)

B.两种醋酸溶液的物质的量浓度分别为c1和c2，pH分别为a和a＋1，则c1＝10c2

C.pH＝11的NaOH溶液与pH＝３的醋酸溶液等体积混合，滴入石蕊溶液呈红色

D.向0.1 mol/L的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中c(OH－)/c(NH3?H2O)增大

【解析】A中氨水是弱碱，如果恰好反应生成硫酸铵，则铵根水解后溶液呈酸性，要使溶液显中性则需要氨水过量，则有c(SO4２－)

【题3】将0.1 mol/L醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是（D）

A.溶液中[H＋]和[OH－]都减小

B.溶液中[H＋]增大

C.醋酸电离平衡向左移动

D.溶液的pH增大

【解析】CH3COOH H＋＋CH3COO－，加水稀释有利于更多的醋酸分子电离，平衡向正反应方向移动，但氢离子浓度减小，必然会使氢氧根离子浓度增大，pH增大，因为二者乘积是个定值，故A、B、C错误，D 正确。

【题4】有关盐类水解的说法中，不正确的是（D）

A.盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡

B.盐类的水解是酸碱中和反应的逆反应

C.盐类的水解的结果使盐溶液不一定呈中性

D.Na2CO3溶液中，c(Na＋)是c(CO3２－)的２倍

【解析】盐类的水解使溶液呈现酸碱性，所以必然会破坏了纯水的电离平衡。Na2CO3溶液中，首先Na2CO3==2Na＋＋CO3２－，但有弱会水解，CO3２－＋H2O HCO3－＋H＋，HCO3－＋H2O H2CO3＋H＋。所以c(Na＋)大于c(CO3２－)的２倍

【题5】在水中加入下列物质，可以促进水电离的是（C）

A.H2SO4

B. NaOH

C. Na2CO3

D.KNO3

【解析】2H2O OH－＋H3O＋，加酸加碱均会抑制水的电离，强酸强碱盐不影响水的电离，含弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐均可以促进水的电离。

【题6】下列水解反应的化学方程式错误的是（A）

A.Fe３＋＋3H2O＝Fe(OH)3＋3H＋

B.HSO3－＋H2O H2SO3＋OH－

C.C6H5COO－＋H2O C6H5COOH＋OH－

D.Al３＋＋3 HCO3－＝Al(OH)3↓＋3CO2↑

【解析】A应该为可逆符号，而不是等号。D为双水解，相互促进至最后完全。

【题7】盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是（C）

A.在NaHCO3溶液中加入与其等物质的量的NaOH，溶液中的阴离子只有CO3２－和OH－

B.NaHCO3溶液中：c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)

C.10 mL 0.10 mol?L－１CH3COOH溶液加入等物质的量的NaOH后，溶液中离子的浓度由大到小的顺序是：c(Na ＋) > c(CH3COO－) > c(OH－) > c(H＋)

D.中和体积与pH都相同的HCl溶液和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物质的量相同

【解析】在NaHCO3溶液中加入与其等物质的量的NaOH，恰好生成Na2CO3，而Na2CO3中CO3２－会水解生成HCO3－，故A错误。c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO3２－)质子守恒，故B错误。CH3COOH溶液加入等物质的量的NaOH，恰好生成CH3COONa，CH3COO－发生水解生成CH3COOH和OH－，所以c(Na＋) > c(CH3COO －) > c(OH－) > c(H＋)。HCl溶液和CH3COOH溶液的pH都相同，说明二者产生出的H＋一样多，CH3COOH为弱酸，部分电离，所以要电离出相同的H＋，其物质的量浓度必然要比盐酸多。

【题８】醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH H＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是（B）

A. CH3COOH溶液中离子浓度的关系满足：c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)

B.0.1 mol/L的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c(OH－)减小

C.CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，平衡逆向移动

D.常温下，pH＝２的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH<７

【解析】电荷守恒：c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)；加水稀释，促进醋酸的电离，但c(H＋)却减小，再依据水的离子积可得c(OH－)增大；加入少量CH3COONa固体，抑制了醋酸的电离，平衡向逆反应方向移动；pH＝２的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，恰好生成CH3COONa，但CH3COO－水解产生OH－，所以pH>７。

【题９】加热蒸干下列各物质的溶液，能得到该物质晶体的是（A）

A.Na2CO3

B.FeCl3

C.Al(NO3)2

D.Ca(HCO3)2

【解析】FeCl3加热蒸干产物为Fe(OH)3，Al(NO3)2加热蒸干产物为Al(OH)3，Ca(HCO3)2加热蒸干产物为CaCO3。

酸性溶液中的Fe３＋，可在加热搅拌的条件下加入一种试剂，过滤后再加入适量的【题１0】为了除去MgCl

２

盐酸，这种试剂是（D）

A.NH3?H2O

B.NaOH

C.Na2CO3

D.MgCO3

【解析】不能引入杂质，所以需要使用的试剂阳离子也应该为Mg2＋。

【题１１】下列操作能使水的电离平衡发生移动，而且溶液呈酸性的是（BC）

A.加入小苏打

B.滴加稀硫酸

C.加入FeCl3?6H2O晶体

D.加入NaOH固体

【解析】四个选项均可使水的电离平衡发生移动，B、D是抑制水的电离，A、C是促进水的电离，要特别注意NaHCO3溶于水时即可发生HCO3－的电离，又可发生HCO3－的水解，但电离趋势小于水解趋势，故溶液呈

碱性。

【题１2】下列电解质在溶液中存在分子的是（C）

A.Ba(OH)2

B. CH3COOH

C.Ca(OH)2

D. NH3?6H2O

【解析】本题考查的是强弱电解质的分类，弱电解质在水中不能完全电离，故存在电解质分子。

【题１３】一定温度下，将一定量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如下图所示，下列说法正确的是（C）

A.a、b、c三点溶液的pH：c < a < b

B.a、b、c三点醋酸的电离程度：c > a > b

C.用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小

D.a、b、c三点溶液用1 mol/L氢氧化钠溶液中和，消耗氢氧化钠溶液体积：c < a

【解析】pH大小与[H＋]有关，pH大[H＋]小。导电能力与离子浓度有关，在醋酸溶液中离子来源于醋酸的电离，所以醋酸溶液的导电能力越强说明[H＋]越大，A不对。电离度在一定温度下与浓度有关，溶液越席电离度越大，B错误。a处溶液稀释时，[H＋]增大，pH减小，C正确。既然是“一定质量的冰醋酸”，则消耗氢氧化钠溶液体积应该是a＝b＝c，D错误。

第六课时

【题１４】下列事实中，能证明氯化氢是共价化合物的是（C）

A.氯化氢易溶于水

B.氯化氢的水溶液能导电

C.液态氯化氢不导电

D.氯化氢不易分解

【解析】共价化合物在熔化状态时不发生电离。

【题１５】25℃时将等体积盐酸和氨水混合，若混合溶液中[NH4＋]＝[Cl－]，则溶液的pH (C)

A. >７

B. <７

C. ＝７

D.不能确定

【解析】由电中性原则可知：［NH4＋］＋［H＋］＝［Cl－］＋［OH－］。所以当

［NH4＋］＝［Cl－］时，必然有［H＋］＝［OH－］，呈中性，常温时pH＝７。

【题１６】Na2CO3溶液存在着化学平衡：Na2CO3＋H2O NaHCO3＋NaOH

加热蒸干溶液，得到的固体是（A）

A.Na2CO3

B.NaHCO3和NaOH

C.NaOH

D.Na2CO3和NaOH

【解析】升高温度，Na2CO3水解程度增大，但由于水解产物NaHCO3、NaOH均未脱离平衡体系，最终重新生成Na2CO3和H2O。

【题１7】物质的量浓度相同的下列溶液：①Na2CO3，②NaHCO3，③H2CO3，④(NH4)2CO3，⑤NH4HCO3，[CO3２－]由小到大排列的顺序是（B）

A.⑤<④<③<②<①

B.③<⑤<②<④<①

C.③<②<⑤<④<①

D.③<⑤<④<②<①

【解析】本题综合考查电离与水解的相关知识，①Na2CO3水解，但程度很小；②NaHCO3中HCO3－电离很少

的CO32－；③H2CO3需要经过二步电离才产生CO32－，比②中的更少；④(NH4)2CO3中CO32－水解程度要比①中的大；⑤也是由HCO3－电离产生CO32－，但由于NH4＋的作用，使HCO3－的电离趋势增大。

【题１8】明矾溶于水所得溶液中离子浓度关系正确的是（C）

A.[SO4２－]＝[K＋]＝[Al３＋]>[H＋]>[OH－]

B.[SO4２－]＝2[K＋]>[Al３＋]>[OH－]> [H＋]

C.1/2[SO4２－]＝[K＋]>[Al３＋]>[H＋]>[OH－]

D.[SO4２－]＋[OH－]＝[K＋]＋[Al３＋]＋[H＋]

【解析】KAl(SO4)2==K＋＋Al3＋＋2 SO4２－，Al3＋发生水解而使溶液呈酸性。

【题１９】为了配制[NH4＋]：[Cl－]＝１：１的溶液，可在NH4Cl溶液中加入：①适量的HCl，②适量的NaCl，

③适量的氨水，④适量的NaOH。其中正确的是（B）

A.①②

B.③

C.③④

D.④

【解析】NH4Cl溶液中由于NH4＋的水解，而使[NH4＋]<[Cl－]，现欲使[NH4＋]＝[Cl－]，需适当增加NH4＋。

【题２０】将0.1 mol下列物质置于1 L水中充分搅拌后，溶液中阴离子数最多的是（C）

A.KCl

B.Mg(OH)2

C.Na2CO3

D.MgSO4

【解析】此题涉及物质溶解性，盐的水解等知识。往往对盐的水解产生一种错误理解，即因CO32－水解而使CO32－浓度减小，本题已转移到溶液中阴离子总数多少的问题上。CO32－＋H2O HCO3－＋H＋1mol 1mol 1mol1mol

由此可知，若有１mol CO32－水解，则能产生１mol HCO3－和１mol OH－，水解方向是阴离子数目增多的方向。

A、D中n(Cl－)＝n(SO4２－)＝0.1mol，B中的Mg(OH)2在水中难溶，故溶液中n(OH－)<０.１mol。

【题２１】将pH＝３的盐酸溶液和pH＝１１的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度的关系正确的是（B）A.[NH4＋]>[Cl－]>[H＋]>[OH－] B.[NH4＋]>[Cl－]>[OH－]>[H＋]

C.[Cl－]>[NH4＋]>[H＋]>[OH－]

D.[Cl－]>[NH4＋]>[OH－]>[H＋]

【解析】pH＝３即[H＋]＝10－３mol?L－１，pH＝１１即[OH－]＝10－３mol?L－１，故二者混合后，刚好消耗，此时的[NH4＋]＝[Cl－]。但氨水是弱碱，还有一水合氨分子存在还会电离出NH4＋和OH－，所以最后溶液是碱性的，[OH－]>[H＋]，[NH4＋]>[Cl－]。

【题２２】在某无色透明的酸性溶液中能够大量共存的离子组是（B）

A.K＋、Na＋、MnO4－、NO3－

B.NH4＋、Mg２＋、K＋、SO4２－

C.Al３＋、Ba２＋、HCO3－、NO3－

D.Ba２＋、K＋、CH3COO－、Cl－

【解析】因为溶液是无色的，故有颜色的离子均要排除，MnO4－（紫）。若碰上如Cu２＋（蓝色）、Fe２＋（浅绿色）、Fe３＋（黄色）。溶液呈酸性，说明存在H＋，因而也要排除那些与其不能大量共存的离子，如CH3COO

－、HCO

3－、CO

3

２－等。

【题２３】判断下列盐溶液的酸碱性，若该盐能水解，写出其水解反应的离子方程式。

（１）KF：。

（２）NH4NO3：。

（３）NaHCO3：。

（４）NaAlO2：。

【解析】有弱才水解，所以有：F－＋H2O HF＋OH－；

NH4＋＋H2O NH3?H2O＋H＋；HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－；

AlO2－＋２H2O Al(OH)3＋OH－

【题２４】将物质的量浓度相同的醋酸和NaOH溶液混合后，溶液中[CH3COO－]＝[Na＋]，则混合后溶液呈（填“酸”、“碱”或“中”）性，醋酸与NaOH溶液体积大小关系是V(CH3COOH) (填“>”、“＝”或“<”)V(NaOH)。

【解析】根据电荷守恒可得：[CH3COO－]＋［OH－］＝[Na＋]＋［H＋］，又[CH3COO－]＝[Na＋]，故有［OH－］＝［H＋］，溶液呈中性。若醋酸和氢氧化钠等体积混合，恰好完全生成CH3COONa溶液，CH3COO－水解而使溶液显碱性，若要使溶液呈中性，必然要求醋酸过量，故V(CH3COOH) > V(NaOH)。

【题２５】在0.01 mol?L－１氨水中加入物质：①浓氨水，②纯水，③少量K2CO3，④少量浓硫酸，⑤少量NaOH 固体，⑥少量Al2(SO4)3固体。

（１）能使[OH－]减小、[NH4＋]增大的是。

（２）能使[OH－]增大，[NH4＋]减小的是。

（３）能使[OH－]和[NH4＋]都增大的是。

（４）能使[OH－]和[NH4＋]都减小的是。

【解析】NH3?H2O NH4＋＋OH－，要使[OH－]减小[NH4＋]增大，即消耗OH－，而不能消耗NH4＋，并使平衡向正反应方向移动，因此有④⑥。要使[OH－]增大，[NH4＋]减小，即消耗NH4＋，而不能消耗OH－，因此有③⑤。要使使[OH－]和[NH4＋]都增大则使平衡向正反应方向移动，而不能消耗生成物，因此有①。要使[OH－]和[NH4＋]都减小，使平衡向逆反应方向移动，或者将溶液稀释，因此有②。

第七课时

【题１】下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是（AC）

A.pH＝２的HA溶液与pH＝１２的MOH溶液任意比混合：c(H＋)＋c(M＋) ＝c(OH－)＋c(A－)

B.pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液：c(NaOH)

C.物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合：c(CH3COO－)＋2c(OH－)＝2c(H＋)＋c(CH3COOH)

D.0.1 mol?L－１的NaHA溶液，其pH＝４：c(HA－)>c(H＋)>c(H2A)>c(A2－)

【解析】A电荷守恒；B应为c(NaOH) c(H＋) >c(A2－)>c(H2A)。

，③HF，④Na2CO3，其中所含阳离【题2】室温下，0.5 mol?L－１相同体积的下列４种溶液：①KCl，②FeCl

３

子数由多到少的顺序是（D）

A.④>①＝②>③

B.①>④>②>③

C.④>①>③>②

D.④>②>①>③

【解析】本题主要考察对强弱电解质及电离与水解主次矛盾的掌握情况，由于电解质在水中以电离为主，水解是及其微弱的，所有四种物质中Na2CO3电离出的阳离子数必为最多，HF为弱电解质，电离出的H＋必为最少，先排除B、C，再观察KCl和FeCl

，如果只考虑电离，二者电离的阳离子应相等，但Fe３＋存在水解且

３

一个可水解生成三个H＋，导致溶液中阳离子数增多，故选D。

【题3】欲使0.1 mol?L－１的NaHCO3溶液中c(H＋)、c(CO3２－)、c(HCO3－)都减小，其方法是（D）

A.通入CO2气体

B.加入NaOH固体

C.通入HCl气体

D.加入饱和石灰水溶液

【解析】加入饱和石灰水时发生的反应为：

HCO3—＋OH－＝CO3２－＋H2O CO3２－＋Ca２＋＝CaCO3↓

【题４】下列离子方程式中书写正确的是（C）

A.NaOH溶液中通入过量H2S气体：H2S＋2 OH－＝S２－＋H2O

B.FeCl3水解：FeCl3＋3 H2O＝Fe(OH)3↓＋3 H＋

C.NaHCO3溶液和醋酸反应：HCO3－＋CH3COOH＝CH3COO－＋H2O＋CO2

D氨水中加入明矾溶液：3OH－＋Al3＋＝Al(OH)3↓

【解析】A应为H2S＋OH－HS－＋H2O B应为Fe３＋＋3 H2O Fe(OH)3＋3 H＋D应为3NH3?H2O ＋Al3＋＝Al(OH)3↓＋3NH4＋

【题5】一种pH＝３的酸性溶液和一种pH＝１１的碱溶液等体积混合后测得溶液的pH＝5.6，其原因可能是（B）

A.浓的强酸和稀的弱碱溶液反应

B.浓的弱酸和稀的强溶液反应

C.等浓度的强酸和弱碱溶液反应

D.生成了一种强酸弱碱盐

【解析】酸和碱溶液混合后显酸性，其原因可能是：两种溶液恰好完全反应，但参与反应的是强酸和弱碱，生成的强酸弱碱盐水解而使溶液呈酸性。酸和碱没有恰好反应，反应后酸有余，因而溶液显酸性，而本题中，若生成强酸弱碱盐，则碱应过量，呈碱性，所以只能满足B的情况。

【题6】浓度均为0.1 mol?L－１的甲酸和NaOH溶液等体积混合后，下列关系正确的是（A）

A.[Na＋]>[HCOO—]>[OH－]>[H＋]

B.[HCOO—] > [Na＋]>[OH－]>[H＋]

C.[Na＋]＝[HCOO—]＝[OH－]＝[H＋]

D.[Na＋]＝[HCOO—]>[OH－]>[H＋]

【解析】甲酸是弱酸，甲酸钠的水解呈碱性，即有[Na＋]>[HCOO—] 和[OH－]>[H＋]。

【题７】NaHCO3溶液中，存在多种分子和离子，下列关系式中不正确的是（C）

A.[Na＋]＝[CO3２－]＋[HCO3－]＋[H2CO3]

B.[Na＋]> [HCO3－]> [OH－]>[CO3２－]

C.[OH－]＝[HCO3－]＋[H＋]＋2[H2CO3]

D.[OH－]＋[HCO3－]＋2[CO3２－]＝[H＋]＋[Na＋]

【解析】A为物料守恒，正确；由于HCO3－水解大于电离，B正确；C应为[OH－]＝[H＋]＋[H2CO3]－[CO3２－]；D为电荷守恒。

【题８】将20 mL0.4 mol?L－１NH4NO3溶液与50 mL0.1 mol?L－１Ba(OH)2溶液混合，则混合溶液中各离子浓度的大小顺序是（B）

A.[NO3－]>[OH－]>[NH4＋]>[Ba２＋]

B. [NO3－] >[Ba２＋]>[OH－]>[NH4＋]

C. [Ba２＋]>[NO3－]>[OH－]>[NH4＋]

D. [NO3－] >[Ba２＋] >[NH4＋]>[OH－]

【解析】混合后溶质为0.08mol NH3?H2O、0.04molBa(NO3)2和0.01mol Ba(OH)2，溶液呈强碱性。

【题9】已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步进行的，且第一步电离程度远大于第二步电离程度，第二步电离远大于第三步电离程度……，今有HA、H2B、H3C三种弱酸，根据“较强酸＋较弱酸盐＝较强酸盐＋较弱酸”的反应规律，它们之间能发生下列反应：A.HA＋HC２－＝A－＋H2C－ B.H2B(少量)＋２A－＝B２－＋2 HA C. H2B(少量)＋H2C－＝HB－＋H3C

请回答下列问题：

（１）相同条件下，HA、H2B、H3C三种酸中，酸性最强的是。

（２）A－、B２－、C３－、HB－、H2C－、HC２－六种离子，最易结合质子（H＋）的是；最难结合质子的是。（３）下列反应的离子方程式正确的是。

A. H3C＋３A－＝３HA＋C３－

B. HB－＋A－＝HA＋B２－

（４）完成下列反应离子方程式

A. H3C＋OH－(过量)＝

B.HA (过量)＋C３－＝

【解析】（１）根据“强酸”制“弱酸”的原理，由A可知酸性：HA>H2C－；由B可知酸性：H2B>HB－>HA；由C可知酸性：H2B> H3C > HB－；三种酸中，H2B为最强酸。（２）由（１）知酸性：H2B> H3C > HB－>HA> H2C－> HC２－；酸性越弱，其对应的阴离子越易结合H＋，则最易结合H＋的是C３－；酸性越强，其对应的阴离子越不易结合H＋，则最难与H＋结合的是HB－。（３）A应为：H3C＋A－＝HA＋H2C－。（４）过量的OH－能中和掉酸中的所有氢：H3C＋3OH－＝３H2O＋C３－，因为酸性：H3C > HA> H2C－> HC２－

【题１０】（１）向Na2CO3的浓溶液中逐滴加入稀盐酸，直到不再生成CO2气体为止，则在此过程中，溶液的[HCO3－]变化趋势可能是：①逐渐减小；②逐渐增大；③先逐渐增大，而后减小；④先逐渐减小，而后增大。４种趋势中可能的是。

（２）pH相同的HCl溶液，H2SO4溶液、CH3COOH溶液各100 mL。

①３种溶液中，物质的量浓度最大的是。

②分别用0.1的NaOH溶液中和，其中消耗NaOH溶液最多的是。

③反应开始时，反应速率。

A.HCl最快

B. H2SO4最快

C. CH3COOH最快

D.一样快

（３）某温度下，纯水中的[H＋]＝2.0×10－７mol?L－１，则此时[OH－]＝。相同条件下，测得①NaHCO3 COONa溶液，③NaClO溶液３种稀溶液的pH相同。那么，它们的物质的量浓度由大到小的顺序溶液，②CH

3

是。

【解析】发生的反应为：CO3２－＋H＋＝HCO3－，HCO3－＋H＋＝CO2↑＋H2O。

体积相同、pH相同的三种溶液中，n(CH3COOH)>n(HCl)＝2n(H2SO4)。

纯水中[H＋]＝[OH－]=. 2.0×10－７mol?L－１。由于酸性：CH3COOH>H2CO3>HClO，故pH顺序相反。

【题１１】25℃时，KHS溶液里存在着下列平衡：

①HS－＋H2O OH－＋H2S ②HS－H＋＋S２—

（１）是电离平衡，是水解平衡。

（２）当向其中加入CuSO4溶液时，生成了CuS沉淀，则电离平衡向移动，水解平衡向移动，[H＋]变。（填“大”或“小”）

（３）当向其中加入NaOH固体时，［S２—］变。（填“大”或“小”）

（４）若将溶液加热至沸腾，[OH－]?[H＋]将变。（填“大”或“小”）

【解析】（１）②①（２）正反应方向逆反应方向大

（３）大（４）大

【题１２】常温下，pH＝５的H2SO4和Al2(SO4)3溶液中，水的电离度分别为α1和α2，则α1和α2的关系为，由水电离出的[H＋]之比为。

【解析】H2SO4溶液中，水的电离被抑制，水电离处出的[H＋]＝1.0×10－９mol?L－１而中，水的电离被促进，水电离的[H＋]＝1.0×10－５mol?L－１.

【题１３】试用简单的实验证明，在醋酸溶液中存在着CH3COOH的电离平衡。

【解析】一定抓住三个：醋酸溶液浓度与H＋浓度的比较；溶液中存在电离平衡；醋酸盐的性质。一定物质的量的醋酸溶液冲稀100倍，测其稀释前后pH的变化值小于２。

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

第一节 弱电解质的电离

第三章水溶液中的离子平衡 第一节弱电解质的电离 教学目标： 1.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论。 2.使学生了解电离平衡常数及其意义。 3.通过实验，培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科 学方法。 教学重点： 电离平衡的建立与电离平衡的移动。从化学平衡的建立和化学平衡的移动理论认识电离平衡的建立与电离平衡的移动。 教学难点： 外界条件对电离平衡的影响。 课时安排：一课时 教学方法：实验、分析、讨论和总结归纳。 教学过程： [提问]什么是电解质？什么是非电解质？ [回答]在水溶液或熔化状态下能导电的化合物叫电解质。 [投影］请大家根据电解质的概念，讨论以下几种说法是否正确，并说明原因。 1.石墨能导电，所以是电解质。 2.由于BaSO4不溶于水，所以不是电解质。 3.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。 4.SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。 [学与问］酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子，不同的电解质电离程度是否有区别？ [回答]有区别，电解质有强弱之分。 [板书] 第三章水溶液中的离子平衡 第一节弱电解质的电离 [思考]盐酸与醋酸是生活中常用的酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁和去除水

垢，为什么不用醋酸代替盐酸呢？ [回答]醋酸腐蚀性比盐酸小，酸性弱。 [追问]醋酸的去水垢能力不如盐酸强，除浓度之外是否还有其它因素？ [实验]：体积相同，浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条反应，并测量溶液的pH值。 [实验结果] 1mol/LHCl与镁条反应剧烈，pH值盐酸为0，醋酸大于0 [小组探讨]反应现象及pH值不同的原因？ [汇报]探讨结果：开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，说明1mol/LHCl中氢离子浓度大；1mol/LCH3COOH与镁条反应较慢，说明其氢离子浓度较盐酸小。盐酸溶液的PH小于醋酸溶液，也说明氢离子的浓度前者大雨后者。在两者浓度相同的情况下，氢离子浓度却不同，说明HCL和CH3COOH的电力程度不同。 [投影] ［板书］一、电解质有强弱之分 在水溶液里全部电离成离子的电解质叫强电解质；如强酸、强碱、绝大多数盐。 只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。如弱酸、弱减。 [板书]二、弱电解质的电离过程是可逆的 ［讲解］我们知道，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH3COOH会电离成CH3COO－和H＋，与此同时，电离出的CH3COO－和H+又会结合成CH3COOH 分子，随着CH3COOH分子的电离，CH3COOH分子的浓度逐渐减小，而CH3COO －和H+浓度会逐渐增大，所以CH3COOH的电离速率会逐渐减小，CH3COO－和

弱电解质的电离平衡

弱电解质的电离平衡 考点一弱电解质的电离平衡 一．强、弱电解质 (1)定义与物质类别 (2)电离方程式的书写——“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： 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的电离程度，如H2CO3： c．多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3： ③酸式盐：a．强酸的酸式盐：NaHSO4在水溶液中：；熔融时： b．弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3： (3)外界条件对电离平衡的影响 ①温度：温度升高，电离平衡移动，电离程度。 ②浓度：稀释溶液，电离平衡移动，电离程度。 ③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡移动，电离程度。 ④实例展示 ＋ 稀释一弱电解质溶液时，所有粒子浓度都会减小吗？ 练习： 1、一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力变化曲线如 图所示，请回答： (1)O点为什么不导电：_______________________。

(2)a 、b 、c 三点溶液的pH 由小到大的顺序是_______________。 (3)H ＋ 的物质的量最大的是________(填“a”“b”或“c”)。 (4)若使c 点溶液中的c(CH 3COO － )增大，可以采取下列措施中的________(填字母序号)。 A ．加热 B.加很稀的NaOH 溶液 C ．加NaOH 固体 D.加水E ．加CH 3COONa 固体 F ．加入锌粒 要证明某电解质是弱电解质，关键在于一个“弱”字，即证明它只是部分电离或其溶液中存在电离平衡。以一元酸HA 为例，证明它是弱电解质的常用方法有： 3．25 ℃时，把0.2 mol·L － 1的醋酸加水稀释，则图中的纵轴y 表示的是( ) A ．溶液中OH － 的物质的量浓度 B ．溶液的导电能力 C ．溶液中c (CH 3COO － ) c (CH 3COOH ) D ．CH 3COOH 的电离程度

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：

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

高中化学 第三章 第一节 弱电解质的电离学案 新人教版选修41

弱电解质的电离 【学习目标】 1. 理解强电解质、弱电解质的概念。 2. 能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，正确书写电离方程式。 3. 理解一定条件下弱电解质的电离平衡移动。 4. 了解电离常数的概念、表达式和意义。 【学习过程】 1. 强电解质和弱电解质 （1）强电解质：在水溶液里全部电离为离子的电解质叫做强电解质。包括强酸、强碱、大部分盐类。 （2）弱电解质：在水溶液里部分电离为离子的电解质叫做弱电解质，包括弱酸、弱碱等。 （3）强电解质与弱电解质的比较：电解质在水溶液中可根据离解成离子的程度大小分为 强电解质和弱电解质，它们的区别关键在于电离程度的大小，在水溶液中是否完全电离．．．． （或是否存在电离平衡）。 ①电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系：如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电能力就很弱，溶液导电能力大小取决于离子浓度大小和离子带电荷多少；②电解质的强、弱与其溶解度无关：某些难溶(或微溶)于水的盐(如AgCl 、BaSO 4等)溶解度很小，但溶于水的部分却是完全电离的，它们仍属于强电解质。 2. 弱电解质的电离平衡 （1）定义：在一定条件(如温度，压强)下，当电解质分子离解成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这种状态叫做电离平衡状态。

（2）特征：和化学平衡一样，在弱电解质溶液里，也存在着电离平衡，该平衡除了具备化学平衡的特点外，还具有的特点是： ①电离过程是吸热的。 ②分子、离子共存，这完全不同于强电解质。 ③弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。一般来说，分子已电离的极少，绝大多数以分子形式存在。如0.1 mol·L －1 的CH 3COOH 溶液中，c (H ＋ )大约在1×10－3 mol·L －1 左右。 ④多元弱酸分步电离，电离程度逐步减弱。如H 2CO 3的电离常数：K 1＝4.4×10－7 ，K 2＝4.7×10 －11 。 （4）影响因素：电离平衡状态时，溶液里离子的浓度和分子的浓度保持不变，但当影响电离平衡状态的条件如温度、浓度等改变时，电离平衡就会从原来的平衡状态变化为新条件下新的电离平衡状态。 3.弱电解质电离方程式的书写 （1）由于弱电解质在溶液中部分电离，所以写离子方程式时用“”符号。如： NH·H 2O NH 4+ +OH － 、 CH 3COOH CH 3COO － + H + （2）多元弱酸分步．． 电离，以第一步电离为主。如：H 2CO 3 H + + HCO 3－、HCO 3 － H + + CO 3 2－ （3）多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况相似，但常用一步．．．． 电离表示。如：Mg(OH)2 Mg 2+ +2OH － 4.电离常数：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。 （1）一元弱酸和弱碱的电离平衡常数： CH 3COOH CH 3COO — + H ＋ NH 3·H 2O NH 4＋ +OH — ①电离常数K 越小，则电解质的电离程度越小，电解质就越弱。例如，298K 时醋酸、碳

高中化学教学案例分析——弱电解质的电离

高中化学教学案例分析 ——弱电解质的电离 【案例课题】弱电解质的电离 【案例背景】 本章是上一章化学平衡理论的延伸和扩展。第一节弱电解质的电离的课标要求主要是认识电解质的强弱和能用化学平衡理论描述电解质在水溶液中的电离平衡。本节理论性较强，是理论与实践相结合的一节，掌握方法是学好本节知识的关键。在具体的学习中，注意与初中和高中必修内容的衔接，增强知识的逻辑性，以化学平衡理论为指导，引出一系列新知识点；同时通过实验加强科学方法、科学态度的学习，加强能力和技能培养。 【案例描述】 教学目的与要求： 1．了解强、弱电解质的概念；掌握强电解质与弱电解质的判断。 2. 掌握弱电解质的电离方程式的书写。 3.了解弱电解质的电离平衡及能从化学平衡移动的角度理解电离平衡移动。 教学重点： 强、弱电解质的概念和弱电解质的电离平衡 教学难点： 弱电解质的电离平衡 教学方法： 讲述法、比较法、实验法、启发引导发 教学过程： 一、知识回顾 1、电解质： 非电解质： 2、电解质与非电解质比较

①NaCl溶液②NaOH ③H2SO4④Cu ⑤CH3COOH ⑥NH3·H2O⑦SO2⑧乙醇⑨水⑩CaO ____________ 是电解质__________ 是非电解质_________ 两者都不是【思考】：酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子。不同电解质的电离程度是否有区别？你能否举出生活中的例子证实你的想法? 提示学生从生活情景题思考： 1）．盐酸与醋酸是生活中经常用到的酸，是用哪一种酸除铁钉的铁锈？ 2）．如果上述两种酸用于卫生洁具的清洁或除水垢，常用盐酸还是醋酸？ [设计意图] 从初中和高中必修内容的衔接中，从感性知识的认识中，减少学生的陌生感，做好知识的铺垫。 新课引入： 活动与探究： 1．醋酸和盐酸是常见的两种酸，它们在水溶液中的电离程度是否一样呢?请说出你的理由。2．你能设计实验验证你的猜想吗?请写出实验方案并与同学交流。 3．完成教材第40页实验3-1并记录实验现象。 (1)测量物质的量浓度均为1mol·L－1的盐酸和醋酸的pH。 (2)如图3－1所示，在两只锥形瓶中分别加入等体积、物质的量浓度均为1mol·L－1 的盐酸和醋酸，在两个气球中分别加入经砂纸打磨过的长度相同的镁条，然后将气球套在锥形瓶口，同时将气球中的镁条送入锥形瓶中，观察、比较气球鼓起的快慢等现象，将实验现象和你对实验现象的解释填入表3－1。

第一节弱电解质的电离：弱电解质的电离平衡

第一节弱电解质的电离 弱电解质的电离平衡 [学习目标] 1、电离平衡的建立 2、电离平衡的移动及其影响因素 3、电离方程式的书写 [基础梳理] 一、电离平衡 1．定义 在一定条件下(如温度和浓度)，电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到电离平衡状态。 2．建立过程(用v-t图像描述) 3．弱电解质的电离或形成过程中体系各粒子浓度的变化 (1)一元弱酸HA电离过程中各粒子浓度的变化： 浓度比较项目c(A－) c(H＋) c(HA) HA初溶于水时最小最小最大 达到电离平衡前增大增大减小 达到电离平衡时不变不变不变 (2)一元弱碱BOH电离过程中各离子浓度的变化： 浓度比较项目c(OH－) c(B＋) c(BOH) 等体积等浓度的B＋、OH－溶液相混合时最大最大最小 达到电离平衡前减小减小增大 达到电离平衡时不变不变不变 (3)特征： 研究对象是弱电解质的电离 弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成 弱电解质分子的速率相等平衡时，电离过程与离子结合成分子的过程仍在进行，是动态平衡 平衡时，各粒子(分子、离子)的浓度保持恒定外界条件改变时，平衡会发生移动二、电离常数 1．概念 在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中离子浓度之积与分子浓度之比是一个常数，该常数就叫电离常数，用K表示。 2．表示方法 对于AB A＋＋B－，K＝c(A＋)·c(B－) c(AB) 。 3．意义 表示弱电解质的电离能力，一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大。4．影响因素

影响因素――→ 内因 取决于弱电解质的本性――→ 外因 只受温度影响，温度越高，电离常数越大 [特别提醒] 弱电解质的电离常数越大，只能说明其分子发生电离的程度大，但不一定其溶液中的离子浓度就大，也不一定溶液的导电性强。 [重点剖析] 一、电解质电离方程式的书写 1．强电解质： 完全电离，在写电离方程式时，用“===”。 2．弱电解质： 部分电离，在写电离方程式时，用“”。 (1)一元弱酸、弱碱一步电离： 如CH3COOH：CH3COOH CH3COO－＋H＋， NH3·H2O：NH3·H2O NH＋4＋OH－。 (2)多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并(其中以第一步电离为主)。 如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO－3(主)， HCO－3H＋＋CO2－3(次)。 (3)多元弱碱分步电离(较复杂)，在中学阶段要求一步写出。 如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 [特别提醒] (1)酸式盐电离方程式书写： ①强酸的酸式盐完全电离，如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。 ②弱酸的酸式盐“强中有弱”，如：NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。 注：熔融态时：NaHSO4===Na＋＋HSO－4。 (2)两性氢氧化物电离方程式书写： 酸式电离：Al(OH)3H＋＋AlO－2＋H2O； 碱式电离：Al(OH)3Al3＋＋3OH－。 [典例印证] [例题1]下列电离方程式中正确的是() A．H2S2H＋＋S2－ B．NaHCO3Na＋＋H＋＋CO2－3 C．NaCl===Na＋＋Cl－ D．CH3COOH===CH3COO－＋H＋ [解析]H2S是二元弱酸，分步电离，A错误(一般只写第一步：H2S H＋＋HS－)；NaHCO3为弱酸式盐，应分为两步电离，B错误，正确的应为NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3可进一步电离：HCO－3H＋＋CO2－3；CH3COOH为弱酸，部分电离，其电离方程式应用“”，D错误。 [答案] C 【小结】 书写电离方程式时易出错的两点 (1)多元弱酸电离方程式必须分步书写，可以只写第一步，但不能合并。 (2)强酸酸式根离子在水溶液中应拆开，弱酸的酸式根离子在水溶液中不能拆开。 [重点剖析] 二、影响电离平衡的因素 1．影响电离平衡的因素 影响因素电离度原因

云南省昆明市黄冈实验学校人教版高中化学选修四学案：第三章第一节弱电解质的电离

导学案 授课题目（章节或主题）第三章-第一节弱电解质的电离 授课时间授课时数[来源:https://www.doczj.com/doc/4f12661437.html,] 2 教学课型理论新授课?实验课□习题课□讨论课□实习（践）课□其它□ 教学目标与要求： 1.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论。 2.使学生了解电离平衡常数及其意义。 3.通过实验，培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方法。 教学重点：电离平衡的建立与电离平衡的移动，从化学平衡的建立和化学平衡的移动理论认识电离平衡的建立与电离平衡的移动。 教学难点：外界条件对电离平衡的影响。 教学方法（请打√选择）： 讲授法?讨论法?演示法?自学辅导法□练习法(习题或操作) ?读书指导法□ 案例法?其他□ 教学媒体（请打√选择）： 教材?板书?实物□标本□挂图□模型□多媒体?幻灯□录像□ CAI（计算机辅助教学）□ 教学过程设计（包括讲授内容、讲授方法、时间分配、媒体选用、板书设计等）： 一、呈现目标（ 2 分钟） 1.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论。 2.使学生了解电离平衡常数及其意义。 3.通过实验，培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方法。 二、达成目标（ 30 分钟）

[提问]什么是电解质？什么是非电解质？ [回答]在水溶液或熔化状态下能导电的化合物叫电解质。 [投影］请大家根据电解质的概念，讨论以下几种说法是否正确，并说明原因。 1.石墨能导电，所以是电解质。 2.由于BaSO 4 不溶于水，所以不是电解质。 3.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。 4.SO 2、NH 3 、Na 2 O溶于水可导电，所以均为电解质。 [学与问］酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子，不同的电解质电离程度是否有区 别？ [回答]有区别，电解质有强弱之分。 [板书] 第三章水溶液中的离子平衡 第一节弱电解质的电离 [思考]盐酸与醋酸是生活中常用的酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁和去除水垢，为什么不用盐酸代替醋酸呢？ [回答]醋酸腐蚀性比盐酸小，酸性弱。 [追问]醋酸的去水垢能力不如盐酸强，除浓度之外是否还有其它因素？ [实验]3-1：体积相同，氢离子浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条反应，并测量溶液的pH值。 1mol/LHCl 1mol/LCH 3 COOH 与镁条反应现象 溶液的pH值 [实验结果] 开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，pH值盐酸为1，醋酸小于1 [小组探讨]反应现象及pH值不同的原因？ [汇报]探讨结果：开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，说明1mol/LHCl中氢离子浓度大，即氢 离子浓度为1mol/L，说明HCl完全电离；而开始1mol/LCH 3 COOH与镁条反应较慢，说明其氢 离子浓度较盐酸小，即小于1mol/L，说明醋酸在水中部分电离。HCl是强电解质，CH 3 COOH 是弱电解质。 [投影]

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()

高一化学《离子反应》知识点归纳总结+典例解析

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：

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

10第三章 第一节 弱电解质的电离1

第一节弱电解质的电离 一、强弱电解质 1．电解质和非电解质 电解质：。 非电解质：。2．强电解质和弱电解质 (1)盐酸和醋酸电离程度的实验探究 (2)强电解质和弱电解质的概念和物质类别 ①强电解质与弱电解质的比较 ②正确理解强电解质和弱电解质 i区分电解质强弱的依据是，即电离程度。 ii电解质的强弱与溶液导电性的关系： iii电解质的强弱与物质的溶解性的关系：。iv强弱电解质的研究范畴：。二、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡状态

(1)概念：在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子 和相等时，电离过程就达到了电离平衡状态。 (2)电离平衡的特征 2．弱电解质的电离方程式的书写 (1)弱电解质电离方程式的书写用“”表示。如NH3·H2O的电离方程式是。 (2)多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。 如H2CO3的电离方程式是，，以第一步电离为主。 (3)多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。 如Fe(OH)3的电离方程式是。 3．电离平衡的影响因素 (1)温度：升高温度使电离平衡向的方向移动，因为电离一般是过程。 (2)浓度：弱电解质的浓度降低，电离平衡向的方向移动，因为离子相互碰撞结合为分子的几率减小。 (3)相同离子的影响：在弱电解质溶液中加入与弱电解质有相同离子的强电解质时，电离平衡移动。 (4)加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向方向移动。 分析改变下列条件对醋酸电离平衡的影响，填写下表： 例(2018·宁夏育才中学月考)在0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，要促进醋酸电离且使H＋浓度增大，应采取的措施是() A．升温B．加水C．加入NaOH溶液D．加入稀盐酸

《弱电解质的电离平衡》单元测试题

《弱电解质的电离平衡》单元测试题 一、单选题（每小题2分，共48分） 1、下列物质是电解质的是（） A、稀硫酸 B、氯化钠 C、酒精 D、铜 2、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、SO2 3 4 A、该化合物水溶液不导电； B、该化合物饱和溶液导电能力较弱 C、该化合物在熔融时不导电； D、该化合物溶于水中发生电离,溶质离子浓度小于溶质分子浓度 5、关于强弱电解质的导电性的正确说法是（） A、由离子浓度决定； B、导电性基本没有差别； C、强电解质溶液导电能力强，弱电解质溶液导电能力弱； D、导电性强的溶液里自由移动的离子数目一定比导电性弱的溶液里自由移动的离子数目多 6、某固体化合物A不导电，但熔化或溶于水都能完全电离，下列关于A的说法中正确的是（） A、A为非电解质 B、A是强电解质 C、A是分子晶体 D、A为弱电解质 7、下列反应的离子方程式可用H++OH-=H2O表示的有（） A、盐酸和氨水反应 B、稀硝酸和氢氧化钾溶液反应 C、碳酸氢钠溶液和氢氧化钠溶液反应 D、硫酸溶液和氢氧化钡溶液反应 8、把0.05molNaOH固体分别加入到下列100mL液体中，溶液导电性基本不变，该液体是（） A、自来水 B、0.5mol/L盐酸 C、0.5mol/L醋酸 D、0.5mol/L氨水 9、下列说法正确的是（） A、强酸、强碱都是强电解质； B、可溶性碱都是强电解质； C、不溶于水的化合物都是弱电解质或非电解质； D、能导电的物质都是电解质 10、下列说法正确的是（） A、强电解质的稀溶液中不存在溶质分子； B、强电解质溶液一定比弱电解质溶液的导电性强； C、强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物； D、不同的弱电解质只要物质的量浓度相同，电离程度也相同； 11、下列关于弱电解质的说法中正确的是（） A、弱电解质需要通电才能发生电离； COO-+H+CH3COOH； B、醋酸溶液达到电离平衡时，不存在CH C、H2SO4是共价化合物，所以它是弱电解质；NaOH是离子化合物，所以它是强电解质； D、弱电解质溶液中，既有溶质分子，又有溶质电离出来的离子； 12、一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速度，且不影响生成的氢气总量。可向盐酸中加入适量的（） A、NaOH（固体）； B、H2O； C、NH4NO3（溶液）； D、NaCl（固体）；

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

弱电解质的电离知识点总结

弱电解质的电离知识点总结

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。 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。 导电 离子离子所 溶液电离

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）。 任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。 2、电离平衡的特征