一、弱电解质的电离1. 电解质：在水溶液中活熔融状态下能导电的化合物。
2. 非电解质：在水溶液中或熔融状态下不能导电的化合物。
3. 电解质、非电解质、强电解质与弱电解质的比较思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。
有可能溶于水时就发生了化学变化 如（1）Cl 2−−→−溶于水 氯水↓ ↓ 即不是电解质 HCl 、HClO 又不是非电解质 发生电离 （2）CO 2−−→−溶于水碳酸溶液↓ ↓ 非电解质 H 2CO 3电离 （3）Na 2O−−→−溶于水NaOH 溶液↓ ↓ 虽不是本身电离子 NaOH 电离 但可在熔融态电离，故它属强电解质 注意：(1)电解质的强弱与溶解性无关，某些盐如BaSO 4、CaCO 3等，虽难溶于水却是强电解质，因为它们溶于水的部分是完全电离的，尽管很难测出它们的导电性。
某些盐如HgCl 2、Pb(CH 3OO)2等尽管能溶于水，却部分电离，是弱电解质。
(2)电解质的强弱与溶液的导电性没有必然的联系，其导电能力强弱由自由离子的浓度决定，也与离子所带电荷多少有关，很稀的强电解质溶液的导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强。
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不一定弱。
(3)某些离子型氧化物，如Na 2O 、CaO 、Na 2O 2等，它们虽然溶于水后的电离出来的自由离子不是自身的，但在熔化时却可自身完全电离，属于强电解质。
(4)强电解质的电离用“=”，弱电解质的电离用“”表示。
(5)NaHSO 4在水溶液中的电离方程式为：NaHSO 4=Na ++H ++SO 42-，在熔融时的电离方程式为：NaHSO 4=Na ++HSO 4- 4.电离(1)概念：电解质在水溶液中或熔融状态下，离解成自由移动的离子的过程，叫电解质的电离。
电离不需通电，且一般为吸热过程。
(2)电离方程式及其书写用化学式和离子符号来表示电解质的电离过程的式子叫电离方程式。
书写电离方程式的原则和方法如下：强电解质：完全电离，符号用“=”。
如：HCl=H++Cl-CH3COONH4=CH3COO-+NH4+Ba(OH)2=Ba2++2OH-。
所有强酸、强碱和大部分盐是强电解质。
弱电解质：部分电离，符号用“”。
如：CH3COOH CH3COO-+H+NH3·H2O NH4++OH-。
所有的弱酸、弱碱、水和少部分盐是弱电解质。
(3)常见强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HIO3、HClO4等。
常见强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等。
常见弱酸：CH3COOH、H2CO3、HClO、H2S、H2SO3、HF、HCN、HNO2等。
常见弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等。
(4)注意问题：①多元弱酸是分步电离的，必须分步书写电离方程式或只写一步；多元弱碱也分步电离，但可按一步电离写出。
如氢硫酸：H2S H++HS-，HS -H++ S2-。
氢氧化铁：Fe(OH)3Fe3++OH-。
②强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式根不完全电离。
如NaHSO4：NaHSO4=Na++H++SO42-（水溶液中）。
NaHCO3=Na++HCO3-（同时存在HCO3-H++CO32-）③在熔融状态时NaHSO4=Na++HSO4-（HSO4-中的共价键不断裂）。
④复盐能完全电离，如KAl(SO4)2：KAl(SO4)2=K++Al3++2SO42-⑤两性强氧化物同时存在酸式电离和碱式电离，如：H++AlO2-+H2O Al(OH)3Al3++3OH-二、弱电解质的电离平衡1.概念弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、浓度），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的状态。
2.特点①逆：可逆反应，所有弱电解质的电离都是可逆的，只是达到平衡的前提条件。
②等：弱电解质分子的电离速率等于离子结成分子的速率，即v电离=v结合。
③动：动态平衡：v闻子化）=v分子化）≠0。
④定：平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变。
⑤变：条件改变，电离平衡被破坏，平衡发生移动，重新达到新的平衡。
3.电离平衡的因素与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起移动。
以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例：三、电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素①自由移动离子浓度的大小。
（主要决定因素）湿度一定，离子浓度越在，导电能力越强。
②湿度：湿度越高，导电能力越强。
（与金属导电相反）③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。
由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。
如：醋酸的导电能力可比极稀HCl 溶液强。
CaCO 3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差。
思考：若在某溶液中加入一种物质，出现沉淀，则溶液的导电能力一定减弱吗？（湿度不变） 分析：不一定。
关键要看溶液中离子浓度有无显著变化。
如：（1）若在H 2SO 4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO 4沉淀和极难电离的水，使溶液中离子浓度降低，导电能力降低。
（2）若在H 2SO 4溶液中加BaCl 2，虽有沉淀BaSO 4生成，但同时生成了HCl ，相当于1molSO 42-被2molCl -替，故导电能力有所增强。
（3）若在HCl 溶液中加AgNO 3，则导电能力几乎不变。
三、水的电离平衡1.实验证明，纯水微弱的导电性，是极弱的电解质：2.25℃1LH 2O 的物质的量n(H 2O)=181000=55.6(mol)共有10-7mol 发生电离H 2O H ++OH -起始(mol) 55.6 0 0 电离(mol) 10-7 10-7 10-7 平衡(mol)55.6-10-7 10-7 10-725℃[H +]·[OH -]= 10-7=10-14=Kw的离子积常数。
2．影响Kw 的因素Kw 与溶液中[H +]、[OH —]无关，与湿度有关。
水的电离为吸热过程，所以当湿度升高时，水的电离程度增大，Kw 也增大。
例如100℃，1LH 2O 有10-6mol 电离，此时水的离子积常数为Kw=10-6·10-6=10-12. 3.影响水的电离平衡因素（1）湿度，升湿度促进水的电离，降温则相反 （2）向纯水中引入H +或OH —，会抑制水的电离 （3）向纯水中引入弱酸酸根阴离子或弱碱阳离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实质。
酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算。
（列表比较如下：）注[H +]水、[OH —]水指水电离出的H +、OH —浓度。
[H +]水、[OH —]指指溶液中的H +、OH -浓度 由上表可得重要规律：（1）在任意湿度、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H +]水≡[OH -]水 （2）酸和碱对水的电离均起抑制作用①只要碱的pH 值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。
②若酸溶液的pH 值与碱溶液的pOH 值相等，则两种溶液中水的电离度相等。
如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的[H +]水=[OH -]水=3141010--=10-11mol/L（3）在凡能水解的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱的碱盐的pH 和强碱弱酸盐的pOH 值相等时（同一湿度），则促进程度相等。
（4）较浓溶液中水电离出[H +]的大小：①酸溶液中[OH -]等于水电离的[H +] ②碱溶液中[H +]等于水电离的[H +]③强酸弱碱盐溶液中的[H +]等于水电离出[H +] ④强碱弱酸盐溶液中的[OH —]等于水电离出的[H +]如pH=4的NH 4Cl 溶液与pH=10的NaAc 溶液中，（室温）由水电离出的[H +]水=[OH —]水=10141010--=10-4mol/L四、盐类的水解1.盐类水解的实质及规律 (1)盐类水解的定义盐电离出来的一种或多种离子跟水电离出来的H +或OH -生成弱电解质的反应叫盐类的水解。
如：NH 4Cl 水解：NH 4Cl+H 2O NH 3·H 2O +HCl又如CH 3COONa 水解：CH 3COO -+H 2OCH 3COOH +OH - (2)盐类水解的实质盐电离出来的离子与水电离出的H +或OH -结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性，从而促进了水的电离。
(3)盐类水解的条件 ①盐必须溶于水中。
②盐中须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子（有弱才水解，强酸强碱盐不水解）。
(4)盐类水解的特征①从形式上看，盐类的水解可看做酸碱中和反应的逆反应：盐+水酸+碱②水解反应为吸热反应。
（∆H ＞0）③强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解反应程度一般较小，因此水解方程式中的生成物一般不写“↓”和“↑”，不写成分解产物的形式，如H 2CO 3不写为CO 2和H 2O 。
(5)盐类水解的规律规律：有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱双水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。
① 组成盐的弱碱阳离子（M +）能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子（A -）能水解显碱性。
M ++H 2O MOH +H + A -+H 2OHA +OH -②盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，溶液碱性（或酸性）越强。
③多元弱酸根，正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，如CO 32-比HCO 3-的水解程度大，溶液的碱性更强。
④双水解，双水解反应的离子方程式的书写遵循“有氢无水，无氢有水”的规律，如：Al 3++ 3HCO 3- Al(OH)3↓ +3CO 2↑HCO 3-中有氢，虽水解过程中有水参加反应，但水解后又有水生成，且量相等，故离子方程式中无水的分子式。
2Al 3++S 2-+ 6H 2O Al(OH)3↓ +3H 2S ↑ Al 3+、S 2-无氢，故方程式中出现水的化学式。
NH 4+同SiO 32-、AlO 2-要考虑双水解；Al 3+同S 2-、SiO 32-、CO 32-、HCO 3-、ClO -、AlO 2-等要考虑双水解；Fe 3+同SiO 32-、CO 32-、HCO 3-、ClO -、AlO 2-等要考虑双水解。
2.盐类水解离子方程式的书写(1)左边写水解的离子符号和水的化学式，右边写生成的弱电解质的化学式和相应生成的H +（或OH -）。
(2)由于水解较弱，除完全双水解以外，一般都不可能进行完全，所以中间用“”连接，但完全双水解中间用“=”连接。
(3)除完全双水解外，在生成物中一般不标气体符号“↑”和沉淀符号“↓”，但完全双水解要标。
(4)多元弱酸根的正酸根离子的水解是分步进行的，其水解离子方程式要分步写，不能一步完成，其水解程度正酸根离子要远大于酸式酸根离子。
