第2节 弱电解质的电离
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BasO4。
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NaCI,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：强电解质弱电解质电贻质3、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++SO2-②弱电解质a.—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的电离程度，如H2CO3：H2CO^H++HCO-、HCO-H++CO3-。
第二节 弱电解质的电离、盐类的水解
盐水解的程度一般较 中和 小
，盐溶液的酸碱性通常较 吸热 水解
3．影响盐水解的因素首先是 盐的组成 ，即有弱才水解，无弱不水解，其中①弱 ． 即有弱才水解，无弱不水解，其中① 强 酸的酸性越弱， 酸的酸性越弱，其酸根离子的水解程度就越 大 ，对应盐溶液碱性就越 ②弱碱的碱性越 弱 其次是外因，受 其次是外因， 温度 解平衡的影响。 解平衡的影响。
当弱电解质分子电离 1．弱电解质的电离平衡是指在一定条件下(如温度、压强 ， ．弱电解质的电离平衡是指在一定条件下 如温度 压强)， 如温度、 的速率相等时，电离过程就达到了平衡。 成离子 的速率与离子结合成 分子 的速率相等时，电离过程就达到了平衡。 弱电解质的电离可用平衡常数表示，例如： 弱电解质的电离可用平衡常数表示，例如： CH3COOH CH3COO－＋H＋的电离平衡常数 Ka＝ Kb＝ ，NH3·H2O NH＋OH－的电离平衡常数 ＋ 。在相同温度下根据电离平衡常数的大小可以比
②不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对其影响因素，如相 不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对其影响因素， 同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中，[ 三种溶液中， 同浓度的 、 到小的顺序是c＞ ＞ 。 到小的顺序是 ＞a＞b。 ③混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度 混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素， 的NH4Cl和氨水等体积混合后，溶液中离子浓度顺序为 和氨水等体积混合后， 和氨水等体积混合后 溶液中离子浓度顺序为[ [OH－]＞[H＋]，即NH3·H2O电离程度＞ 电离程度＞ ＞ ， 电离程度 水解程度。 水解程度。 ]＞[Cl－]＞ ＞ ＞ ]由大 由大
高二化学弱电解质的电离2
草酸>磷酸>柠檬酸>碳酸
意义：K值越大，电离程度越大，
相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。
【课堂练习】 2、填表：0.1mol/L的CH3COOH溶液 CH3COOH CH3COO-+H+
电离 导电 电离 + + n(H ) c(H ) 程度 能力 常数 加水 升温 加HCl
增大 增大 增大 增大 减小 增大 减小 增大 减小 增大 减弱 增强 增强 增强 不变 增大 不变 不变
§3-1 弱电解质的电离
（第二课时）
知识回顾：
大部分的盐类
离子化合物 离子型氧化物
强 碱 强 酸
强 电 解 质
弱 酸 弱 碱 共价化合物 水
弱 电 解 质
电 解 质
非 电 解 质
多数有机物 某些非金属氧化物
化 合 物
一、强弱电解质
强电解质：在水溶液中能全部电离成离子 的电解质。 弱电解质：在水溶液中只部分电离成离子 的电解质。
二、弱电解质的电离平衡
1.定义 2.特点 3.影响电离平衡的因素
4、电离方程式的书写
NaCl = Na++ClCH3COOH＋H2O H3O++CH3COO－
CH3COOH
H++CH3COO－
强电解质在溶液中完全电离，用“＝” 弱电解质在溶液中部分电离，用“ ” 多元弱酸的电离 应分步完成电离方程式， 多元弱碱则一步完成电离方程式。 强等号、弱可逆、多元弱酸分步写
加CH3COONa 减小
减小
加NaOH
增大
减小
减小
增强
不变
； sunbet申博 sunbet申博 ；
弱电解质的电离时
1、能应用化学平衡理论描述弱电解质在水溶 液中旳电离平衡； 2、了解弱电解质旳电离平衡以及外界条件对 电离平衡旳影响； 3.明白电解质和我们旳生活是分不开旳，培 养学习化学旳爱好。 要点难点：弱电解质旳电离平衡
知识回忆
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不移旳有:____⑦______
此时溶液中弱电解质分子和电 离出来旳阴、阳离子并存。
二、弱电解质旳电离平衡 文档仅供参考，如有不当之处，请联系改正。
2、特点 逆 电离过程和分子化过程 动 电离平衡是一种动态平衡 等 V电离=V分子化== 0 定 溶液中分子、各离子浓度不变 变 条件变化，电离平衡发生移动
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1、化学平衡
①概念：指旳是在一定条件下旳可逆反应中正反应速
率等于逆反应速率，反应混合物中各组分旳浓度保 持不变旳状态。 ②特征：逆，等，动，定，变。 ③影响原因：温度、浓度、压强 2、强电解质①概念 在水溶液中完全电离旳电解质
②存在形式 离子 弱电解质①概念 在水溶液中部分电离旳电解质
②存在形式 离子、分子
冰醋酸
右
减小 增大 增大 增大
醋酸钠(s) 左
减小 减小 减小 增大
HCl(g)
左
减小 增大 增大 减小
NaOH (s) 右
增大 减小 减小 增大
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弱电解质加水稀释时，电离程度 __变__大____,离子浓度__不__能__拟__定___? (填 变大、变小、不变或不能拟定）
电离平衡和化学平衡一样，当外界 条件变化时符合勒夏特列原理。
探究点一 文档仅供参考，如有不当之处，请联系改正。
（完整版）弱电解质的电离知识点总结精品,推荐文档
（完整版）弱电解质的电离知识点总结精品,推荐⽂档【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/LCH3COOH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。
第2节第1课时-弱电解质的电离平衡--高中化学选修市公开课一等奖课件名师大赛获奖课件
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外界条件对弱电解质电离的影响
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实例：CH3COOH H＋＋CH3COO－ ΔH＞0
影响因素 平衡移动方向 n(H＋) [H＋] [CH3COO－] Ka pH
离程度：0.1 mol·L－1CH3COOH 溶液＜0.01 mol·L－1CH3COOH 溶
液。]
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3．在 0.1 mol·L－1 的 CH3COOH 溶液中，要促进醋酸电离，且 使[H＋]增大，应采取的措施是( )
A．升高温度
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(3)电离平衡发生正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大， 如醋酸溶液中加冰醋酸。
(4)多元弱酸分步电离，电离常数逐渐减小，上一步电离产生的 H＋对下一步的电离起到抑制作用。
(5)弱电解质溶液加水稀释，电离程度增大，但是弱电解质电离 出的离子浓度却不是增大，而是减小的。
已电离的溶质分子数 (2)表达式：α＝ 原有溶质分子总数 ×100%。
(3)影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言， 浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。
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弱电解质的电离 课件
（6）电解质的电离情况： 共价化合物（如：酸）： 在水溶液中电离，而熔融状态 下不电离。 离子化合物（如：碱、盐）： 水溶液或熔融状态下均电离。
2. (1)下列物质中是否含有离子？ NaCl晶体、熔融NaCl、NaOH溶液、HCl气体、 液态HCl、盐酸、蔗糖(C12H22O11)、冰醋酸、SiO2 晶体、酒精、SO3晶体、H2SO4溶液。
6、硫化氢水溶液 H2S H++HS-
HS-
H++S2-
7、磷酸溶液 H3PO4
H++H2PO4-
H2PO4- H++HPO42- HPO42- H++PO43-
8、氨水 NH3·H2O
OH-+NH4+
9、醋酸溶液 CH3COOH CH3COO-+H+
二、弱电解质的电离平衡
CH3COOH
电离 结合
弱电解质的电离
一、电解质和非电解质
1、电解质：在水溶液或熔融状态下能够导 电的化合物 实例：酸、 碱、 盐、金属氧化物、H2O 等。
2、非电解质：在水溶液和熔融状态下均不 能导电的化合物
实例：大多数有机物、NH3、NO2、SO3、 CO2等。
一、电解质和非电解质
3、溶液的导电实质与导电能力： 实质：溶液中电解质→电离→导电 导电能力：由离子的浓度和离子所带电
小结电离方程式：
➢电离方程式的书写首先必须判断物质的类别
➢多元弱酸的电离是分步进行的
➢多元弱碱的电离因为较为复杂，因此写成一步完成
➢多元弱酸的酸式盐的电离由盐的电离和酸根离子的电离构成
电离方程式的书写
1、稀硫酸 H2SO4=2H++SO422、硫化钾溶液 K2S=2K++S23、硫酸氢钠溶液 NaHSO4=Na++H++SO424、硫酸铁溶液 Fe2（SO4）3=2Fe3++3SO425、磷酸钠溶液 Na3PO4=3Na++PO43-
3.2弱电解质的电离
平衡移动。
条件 移动方向
加热
右移
加水
加冰醋 酸
右移 右移
加浓盐 左移
酸
NaOH
（固）
右移
加醋酸 钠(固)
左移
电离 度
增大 增大 减小
减小
增大
减小
［CH3COO-] n(H+)[H+]
增大 增大 增大 减小 增大 减小 增大 增大 增大
减小 增大 增大 增大 减小 减小 增大 减小 减小
一元强酸和一元弱酸的比较 1.相同浓度 2.相同PH
教材P80 Ka(HCN)=6.2×10-10 mol/l Ka(CH3COOH)=1.7×10-5mol/l Ka(HF)=6.8×10-4mol/l
酸性：HF>CH3COOH>HCN
用电离平衡常数K计算溶液[H+] 教材P82
2.多元弱酸是分步电离的，Ka 逐渐减小， 且相差很大，所以其水溶液中的酸性主 要是由第一步电离决定的
练习：H2S,H2SO3 的电离
电离度α
已电离的分子数
α=
弱电解质分子总数
×100%
电离度实质上是一种平衡转化率
与电离平衡常数一样都可以表示弱电解 质的电离程度，电离度越大，电离平衡 常数越大
三.影响电离平衡的条件
(1)内因：电解质本身的性质。
同化学平衡一样，当外界条件改变时符合勒理。
(2) 影响电离平衡移动的条件——外因 ①温度:电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离 方向移动。 越热越电离 ② 浓度:溶液稀释平衡向电离方向移动 越稀越电离 ③加入试剂:改变弱电解质电离中分子或离子的浓度，
H2CO3 HCO3-
H++HCO3H++CO32-
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弱 电 解 质
弱碱：NH3· 2O H
水 ：H2O
• 离子化合物和某些具有极性键的共价化合 物如强酸、强碱和大部分盐类是强电解质。 • 某些具有极性键的共价化合物，如醋酸 （CH3COOH）等弱酸和NH3· 2O等弱碱， H 它们溶于水时，在水分子作用下，只有部 分分子电离为离子，还有未电离的电解质 分子存在，这类具有极性键的共价化合物 是弱电解质。
二、电离度
1、电离度的概念： 当弱电解质在溶液中达到平衡时，溶液中已经电离的 电解质分子数占原来总分子数的百分数。 2、适用范围： 处于电离平衡状态的弱电解质
3、电离度的表达式：
n (已电离) ————100% α =—————100% = c (已电离)
n (总)
c (总)
4、计算
例：25℃，0.1mol/LCH3COOH溶液，测得
2、浓度对电离度的影响
在相同温度下，浓度越小，电离度越大
3、温度对电离度的影响
温度升高，电离度增大
思考：将醋酸稀释，n(H+)、[H+]分别如何变？
25 ℃时不同浓度醋酸的电离度
浓度 /mol/L 电离度 /%
0.2 0.948
0.1 1.32
0.05 1.9
0.01 4.2
0.005 6.8
0.001 13.2
不同的电解质K值不同（内因）
K值不随浓度的变化而变化，随温度变化而变化（外因）
K值是温度的函数， 温度升高，K值增大
试用K值分析 为什么升高温度，电离朝离子化方向进行？ 为什么弱电解质越稀越电离？
在醋酸溶液中加入醋酸钠溶液，为什么电离平衡朝分子化方向
进行？加NaOH时，电离朝离子化方向进行？
第2节 弱电解质的电离 盐类的水解
弱电解质的电离平衡
强弱电解质的概念复习
强酸：H2SO4、HCl、HNO3
强 电 解 质
强碱：NaOH、Ba（OH）2、KOH、Ca（OH）2
盐：Na2SO4、KCl、NH4NO3、Ba2SO4、AgCl、CaCO3 弱酸：H3PO4、H2SO3、H2CO3、H2S、CH3COOH
c (H+)=1.32 10-3mol/L , 求α
一元弱酸：[H+]= α c(始) 拓宽公式 一元弱碱：[OH-]= α c(始)
某温度下，0.01mol/LNH3· 2O 电离度为4%，求c (NH4+)和c (OH-) H
练习：在1升浓度为C mol/L 的弱酸HA溶液中， HA、H+和A-三者的物质的量之和为n C mol，则 此时HA的电离度是多少？H+的浓度是多少？
AB A+ + B-
[A+] [B-] K=—————— [AB]
练习： 写出HAc （醋酸简写）、NH3· 2O的电离 H 平衡常数的表达式
讨论： 常见的电离平衡常数见书P113，比较表中 HNO2和HAc Ka大小，说明同浓度的HNO2和 HAc哪个更易电离？溶液中H+浓度谁大？
K值的意义： 用来判断弱酸、弱碱的相对强弱 K值越大，电解质越易电离 K值越小，电解质越难电离
多元弱酸的电离平衡常数： H3PO4 H2PO4
-
H2PO4- + H+ HPO4
2- +
H+
Ka1》 Ka2 》 Ka3
HP讨论：
试从电离平衡影响因素角度分析H3PO4的三步电离常数中为 什么Ka1最大？ 判断H3PO4的酸性强弱，应根据哪个K值？
影响K值大小的因素：
设电离度是α HA [起始] [变化] C Cα H+ + A0 Cα 0 Cα 根据题给条件有： （C-Cα）+C α+C α=nC 得α=（n-1) ×100% [H+]= C α mol·L-1
[平衡] （C-C α） C α C α
影响电离度的因素
1、与电解质的本身有关
在相同条件下，电离度的大小可表示弱电解质的相对强弱。
4、实验室用排饱和食盐水的方法收集氯气，用平衡移动原理说 明此法优于一般排水法收集的原因 5、试用电离平衡解释Al(OH)3为什么具有两性？
什么是化学平衡常数？书P43
电离平衡常数
电解质溶解、电离过程 V V离子化
V分子化
t
1、概念 在一定条件下，弱电 解质的电离达到平衡时， 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，这个常数叫电 离平衡常数。 通常用K表示。酸用 Ka表示，碱用Kb表示
2、表示方法
练习：
1、浓度均为0.1mol/L的HCl 和CH3COOH 哪种[H+]大？ [H+]相等的HCl 和CH3COOH 哪种溶液的物质的量浓度大？中 和相同量的NaOH消耗两种酸的体积是否一样大？
2、Cl2+H2O HCl+HClO ，要使溶液中[HClO]增大，应加入 A、NaOH B、H2O C、CaCO3 D、Na2SO4 3、将Zn 投入到浓度均为0.1mol/L的HCl 和CH3COOH溶液中， 反应的速率是否相同？若是改为开始时[H+]相等，则又有何不 同？随着反应地进行两者速率如何变化？哪些方法可减慢Zn与 CH3COOH反应的速率？