电解质溶液知识点总结

电解质溶液知识点总结

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：SO2、SO3、CO2、NO2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。

【注意】

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：BaSO4、BaCO3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：

离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱

电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。

三、弱电解质的电离平衡：

强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡。弱电解质在溶液中电离时，不完全电离，存在电离平衡。当弱电解质的离子化速率和分子化速率相等时，则建立了电离平衡。其平衡特点与化学平衡相似。（动、定、变）

1．电离方程式：

书写强电解质的电离方程式时常用“==”，书写弱电解质的电离方程式时常用“”。

2．电离平衡常数：

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。

K的意义：K值越大，表示该电解质较易电离，所对应的弱酸弱碱较强。从或的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱：>>>>>>>

【注意】

（1）电离常数服从化学平衡常数的一般规律，只受温度影响，与溶液的浓度无关。温度一定时，弱电解质具有确定的电离常数值。

（2）电离常数越大，达到平衡时弱电解质电离出的离子越多，电解质电离程度越大。

（3）多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，每一步电离程度各不相同，差异较大，且逐级减小，故以第一步电离为主，氢离子主要由第一步电离产生。

3．电离度：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度。常用α表示：

α=

四. 水的电离及离子积常数

⑴水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：

H2O+H2O H3O++HO-－简写为 H2O H++OH-－（正反应为吸热反应）其电离平衡常数：

Ka =

⑵水的离子积常数：Kw=[H+][OH-]

250C 时Kw =×10-14 mol2·L-2，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。如1000C 时Kw =×10-12mol2·L-2.

⑶无论是纯水还是酸、碱,盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。

2. 影响水的电离平衡的因素

⑴酸和碱:酸或碱的加入都会电离出 H+或OH-,均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。

⑵温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离， [H+]与[OH-]同时同等程度的增加，pH变小，但[ H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。

⑶能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。

⑷其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的 H+直接作用，使[ H+]减少，因而促进了水的电离平衡正向移动。

3.溶液的酸碱性和pH的关系

⑴ pH的计算： pH=-lg[H+]

⑵酸碱性和pH的关系：

在室温下，中性溶液：[H+]=[OH－]=×10-7 mol· L-1, pH =7

酸性溶液： [H+]＞[OH－] , [H+]＞×10-7 mol·L-1, pH ＜7

碱性溶液： [H+]＜[OH－] , [H+]＜×10-7 mol·L-1, pH ＞7

⑶pH的测定方法：①酸碱指示剂:粗略地测溶液pH范围②pH试纸:精略地测定溶液酸碱性强弱

③pH计: 精确地测定溶液酸碱性强弱

4．酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液pH计算：

①酸混合：直接算 [ H+]，再求pH 。

②碱混合：先算[ OH-]后转化为[ H+]，再求pH 。

③酸碱混合：要先看谁过量，若酸过量，求 [H+]，再求pH；若碱过量，先求[ OH-]，再转化为[ H+]，最后求pH 。

[H+]混= [OH－]混=

【例1】25 ℃时水的KW＝×10－14mol•L－1，而100 ℃时水的KW＝×10－13mol•L－1。若在100 ℃时某溶液的[H＋]＝×10－7mol•L－1，则该溶液呈( )

A．酸性B．中性 C．碱性 D．可能是酸性，也可能是碱性

【例2】在25 ℃时，某溶液中由水电离出的[H＋]＝1×10－12 mol•L－1，则该溶液的pH可能是( )

A．12 B．7 C．6 D．2

五．盐类水解

1．盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性。盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热反应。

2、盐类水解规律(1)强弱规律：“有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。”

(2)大小规律：①“水解程度小，式中可逆号，水解产物少，状态不标号。”②多元弱酸盐的水解是分步进行的，且以第一步为主。如：CO32- + H2O HCO3- + OH- HCO3- + H2O H2CO3 + OH-

(3)酸式盐规律:①强酸酸式盐溶液呈强酸性。如NaHSO4、NH4HSO4

②强碱弱酸酸式盐溶液显何性，必须比较其阴离子的电离程度和水解程度。

电离程度＞水解程度，则溶液显酸性。如NaH2PO4、NaHSO3

电离程度＜水解程度，则溶液显碱性。如NaHCO3、NaHS

3．大多数盐类水解程度较低，但其过程促进了水的电离。

盐类水解的程度主要决定于盐的本性，组成盐的酸根对应的酸(或阳离子对应的碱)越弱，水解程度就越大，其盐溶液的碱性(或酸性)越强。

升高温度、水解程度增大；在温度不变的条件下，稀释溶液，水解程度增大，另外，加酸或加碱抑制水解。

4．水解反应可用化学方程式或离子方程式表示，书写时应注意。

(1)一般用可逆号“”，只有互相促进的完全水解（即有沉淀或气体产生的互促水解）才用“＝”。

(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，可用多步水解方程式表示。

(3)一般不写“↓”和“↑”，水解程度大的例外。

六.盐类水解的应用

(1)配制某些盐溶液时要考虑盐的水解:如配制FeCl3、SnCl2、Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的