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高中化学选修4 第三章（水溶液中的离子平衡）专题 基础知识总结

第一节 弱电解质的电离

电解质：在水溶液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。

讨论条件：热稳性较差的电解质只讨论它们在水溶液中的电离，易与水反应的电解质只讨论它们在熔融状态下的电离。 【注意】

（1）电解质和非电解质都是指化合物，认为除电解质外的物质均是非电解质的说法是错误的。 单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。

（2）必须是在水分子的作用下或受热熔化后，本身直接电离出自由移动的离子的化合物才是电解质。

并不是溶于水能导电的化合物都是电解质。如SO3、NH3等溶于水都能导电，但SO3、NH3是非电解质。 （3）只要具备在水溶液或熔融状态下能够导电其中一个条件的化合物即为电解质。 （4）某些离子型氧化物，如Na2O、CaO等，讨论时要注意讨论条件。

虽然溶于水后电离出来的自由离子不是自身电离的，但在熔化时却可以自身电离，且完全电离，故属于强电解质。 （5）电解质不一定在任何状态下都导电，导电物质不一定是电解质； 非电解质不导电，不导电的物质不一定是非电解质。 本质：电解质本身电离出自由移动的离子。

判断化合物是电解质还是非电解质的方法：主要看该化合物在溶于水或熔化时自身是否电离出阴阳离子：能电离的属电解质，不能电离的属非电解质。

水溶液是否能导电，只能是判断是否是电解质的参考因素。酸、碱、盐和离子化的氧化物一般属于电解质。 电离方程式的书写规范：

（1）强电解质的电离用等号，弱电解质的电离用可逆号。

（2）多元弱酸分步电离，故需分步书写电离方程式，但第一步是主要的；应使用可逆号。 （3）多元弱碱分步电离，电离方程式不要求分步写；应使用可逆号。 （4）两性氢氧化物双向电离。

（5）在水溶液中，强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐分步电离，第一步只电离出酸式根离子和阳离子。 （6）在熔融状态下，强酸的酸式盐只电离出酸式根离子和阳离子。 典型电离方程式（参考化学2—必修）： 氯化钠： 盐酸： 氢氧化钠： 硫酸钡（熔融态）： 氢氧化钙（澄清溶液）： 氢氧化钙（浊液、石灰乳）： 氢氧化铝（酸式、碱式电离）： 氢氧化铁（部分电离）： 一水合氨（部分电离）： 醋酸（部分电离）： 碳酸（分步电离）： 磷酸（分步电离）： 明矾（复盐）：

硫酸氢钠（水溶液中）： 硫酸氢钠（熔融态）： 碳酸氢钠（水溶液中）： 碳酸氢钠（熔融态）：

强电解质：在水溶液里或熔融状态下能够全部电离的电解质叫强电解质。 弱电解质：在水溶液里或熔融状态下不能够全部电离的电解质叫弱电解质。 强电解质和弱电解质的根本区别：发生全部电离还是部分电离。 强电解质、弱电解质比较表：

相同点 不同点 分类和基本特性 电离条件 反应焓变 定义 化学键型 表示方法 电离程度特点 粒子存在的形式 电离过程 电解质在水溶液中存在形式 化合物类型 实例 强电解质 都是电解质；都能导电 水溶液中 ΔH>0 在水溶液里或熔融状态下能够全部电离的电解质叫强电解质。 离子键、强极性键 等号 完全电离 在水溶液里或熔融状态下不能够全部电离的电解质叫弱电解质。 极性键 可逆号 部分电离 弱电解质 只存在电解质电离产生的阴阳离子，不大量存在电解质分子，少量存在弱电解存在电解质分子 质电离产生的离子 不可逆，不存在电离平衡 水合离子 离子化合物及具有强极性键的共价化合物 可逆，存在电离平衡 分子、水合离子 具有非强极性键的共价化合物 大多数盐（包括可溶性盐和难溶性盐）；弱酸；弱碱；两性氢氧化物；水；极少强酸；强碱；金属离子化合物 数盐 【注意】 （1）电解质的强弱由物质的内部结构决定，强弱电解质的主要区别是在水溶液中能否完全电离。 （2）电解质的强弱与其溶解度无关。

电解质的强弱与其水溶液的导电能力没有必然联系。强电解质溶液的导电能力不一定强。

溶液导电能力决定因素：自由移动离子浓度的多少（受电解质离子浓度、溶解度影响）、所带电荷的多少 在物质的量浓度相同的情况下，强电解质溶液的导电能力比弱电解质溶液的导电能力强。

（3）电解质的强弱与化学键没有必然联系。含有强极性键的化合物不一定都是强电解质（如HF）。 一般的，强电解质含有离子键或强极性键。

（4）电解质的强弱与其溶解度无关，对难溶或微溶于水的盐要正确看待，如BaSO4、MgCO3、Ca(OH)2等盐和碱。 虽然溶解度很小，但其溶于水的部分完全电离，因此为强电解质。 某些能溶于水的盐，溶于水的部分只能部分电离，因此为弱电解质。 （5）电解质的电离与有无外加电场无关。 中学化学里常见的离子化合物：

1.绝大多数盐：NaCl、Na2S、CaCO3、AgCl

2.强碱：LiOH、NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2

3.部分金属氧化物、过氧化物：Na2O、Na2O2、K2O、MgO、CaO、BaO、Al2O3 判断电解质是弱电解质的实验方法： （1）从弱电解质的电离特点分析 1.测定浓度与pH的关系

例1：配制0.1mol/L的醋酸溶液，测定pH>1。

例2：配置相同浓度的盐酸和醋酸，测定两溶液的pH，盐酸的pH小，醋酸的pH大。 2.在相同浓度温度下，与强电解质做导电对比试验。

例：配置相同浓度的盐酸和醋酸，取相同体积分别加入烧杯中并并联，接通电源，观察灯泡亮度，插在盐酸中的灯泡亮度大，插在醋酸中的灯泡亮度小。

3.在相同浓度温度下，与同一物质反应比较速率的大小。

例：配置浓度相同的盐酸和醋酸溶液，加入纯度、质量都相同的同种锌粉。两溶液与锌反应产生氢气的速率：盐酸＞醋酸。 （2）从影响弱电解质电离的外界因素分析，利用实验证明其存在电离平衡 1.比较稀释前后溶液pH与稀释倍数的变化关系

例：配制pH相同的盐酸和醋酸溶液，取1mL上述盐酸和醋酸溶液分别用蒸馏水稀释相同倍数（如100倍），在测定稀释后溶液的pH，盐酸pH变化大，醋酸pH变化小。

2.加热后测定酸溶液的pH，观察是否变化（加入指示剂，观察颜色变化）,pH基本不变的是强酸，pH变化的是弱酸。 3.加入其对应的可溶性盐固体的方法

例：把一定浓度的醋酸溶液分成两等分，其中一份加入醋酸钠固体，然后分别测其pH，加入醋酸钠固体的醋酸溶液pH变大，另一份pH无明显变化。

【注意】只要能证明该物质不完全电离，存在电离平衡，既有离子又有分子，则可说明为弱电解质。

弱电解质的电离：

电离平衡状态的建立：

在一定条件（温度，浓度）下，当溶解的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，电离过程就达到平衡状态，称为电离平衡。 电离平衡状态的特征：

（1）弱：存在于弱电解质的溶液里。

（2）等：分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率。

（3）定：达到平衡时，溶液中离子浓度和分子浓度都保持不变（不随时间变化，但不一定相等）。 （4）动：电离平衡属于动态平衡：v（离子化）＝v（分子化）≠0

（5）变：外界条件（温度、浓度、外加试剂等）发生变化时，电离平衡发生移动，在新的条件下重新建立新的平衡。 （6）吸：电离平衡一般是吸热的。

（7）同：电离平衡建立与反应从哪个方向（正向、逆向、双向）开始进行无关。（参见等效平衡） 【注意】电离平衡遵循化学平衡的一般规律，勒夏特列原理同样适用于电离平衡。 电离平衡和化学平衡比较： 适用范围 举例 平衡状态特点 逆 等 定 动 变 同 电离平衡 弱电解质在水溶液中的平衡 CH3COOH ?CH3COO-+H+ 弱电解质的可逆电离过程 v（离子化）＝v（分子化）≠0 溶液中离子浓度和分子浓度保持不变 化学平衡 可逆反应的平衡 SO2+O2 ?SO3 一定条件下的可逆反应 正反应速率=逆反应速率≠0 反应混合物中各组分的浓度保持不变 动态平衡，达到平衡状态时，正过程和逆过程仍在继续。 外界条件发生变化时，平衡发生移动，在新的条件下重新建立新的平衡。 平衡建立与反应从哪个方向开始进行无关。

影响电离平衡的因素：

（1）内因：由电解质本身的结构决定。共价键极性越弱，电解质越弱，电离程度越小。 常温下绝大多数0.1mol/L弱电解质电离的分子数不超过10％。 （2）外因：

温度：温度升高，电离平衡向右移动，平衡常数增大，电离程度增大。

原因：电离是吸热的。升高温度，电离平衡向电离方向移动。一般的，加热时不考虑电解质挥发、分解等。 浓度：浓度越大，电离程度越小。

注意：在任何电离平衡中，加水稀释溶液促进电离，电离平衡向电离方向移动，离子浓度减小。 原因：加水时溶液体积的增大程度大于电解质电离出离子的增大程度。

同离子效应：加入含有弱电解质对应离子的物质，电离被抑制，弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动。 能反应的物质：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质，弱电解质的电离平衡向正反应方向移动。 酸碱度一般结论：在弱酸的电离平衡中，加碱促进电离，加酸抑制电离。 在弱碱的电离平衡中，加酸促进电离，加碱抑制电离。 例：0.1 mol/L CH3COOH溶液中加入下列物质后的变化 （见专题附表1）

电离平衡常数：

概念：在一定条件下，弱电解质的达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，称为电离平衡常数，简称电离常数。 符号：K（弱酸：Ka 弱碱：Kb）