电解质溶液和电离平衡
大学化学 电解质溶液和电离平衡(第4章)
非电解质(稀 溶液的通性 溶液的通性——稀溶液定律 非电解质 稀)溶液的通性 稀溶液定律 对于非电解质(稀 溶液来说 溶液来说， 对于非电解质 稀)溶液来说，一些物理化学性 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、溶液浓 度有关，而与溶质物质是什么无关——稀溶液的 度有关，而与溶质物质是什么无关 稀溶液的 依数性。 依数性。 这些性质包括：蒸气压下降、沸点升高、凝固点 蒸气压下降、沸点升高、 蒸气压下降 下降及渗透压等。 下降及渗透压等。
外界压（KPa） 103.3 沸点（K） 373 202.6 393 405.2 416 810.4 443
3.凝固点:某物质液相蒸气压和固相蒸气压达到 3.凝固点 凝固点: 相等的温度. 相等的温度.
273 温度（K） 蒸汽压（Kpa）0.61 271 269 0.52 0.44 267 0.37 265 0.31
1、溶液的蒸气压下降 、 2、沸点上升及凝固点下降 、 3、渗透压与反渗透技术 、
一 溶液的蒸气压下降
(一)纯水的蒸气压 沸点和凝固点 纯水的蒸气压 什么叫蒸发?什么叫凝聚 什么叫凝聚? 什么叫蒸发 什么叫凝聚
蒸发
水(液态 液态) 液态
凝聚
水(气态 气态) 气态
1.水的饱和蒸气压:平衡时,水蒸气所具有的压力. 1.水的饱和蒸气压 平衡时,水蒸气所具有的压力. 水的饱和蒸气压: 水的蒸气压与温度有关
沸点上升及凝固点下降： 沸点上升及凝固点下降： p/kPa B 101.325 0.611 A
∆p
O O’ ∆Tfp Tfp 0
B’ 纯水 溶液 ∆Tbp 100 Tbp T/℃ ℃ 下降多少？ 下降多少？
图3-1 冰、水及溶液的蒸气压曲线
强电解质溶液中存在电离平衡
强电解质溶液中存在电离平衡安徽皖智学校胡征善强电解质溶液中一定操作电离平衡，这句话有两层意思：一是强电解质本身存在电离平衡；二是任何强电解质溶液中都存在水的电离平衡。
强电解质本身在溶液中也存在电离平衡：（1）弱酸的酸式盐如NaHA第一步电离完全电离——强电解质NaHA== Na++ HA—第二步电离可逆电离——电离平衡HA—H++ A2—（2）严格地说，硫酸的第二步电离是可逆电离第一步电离完全电离——强酸H2SO4== H++ HSO4—第二步电离可逆电离——电离平衡HSO4—H+ + SO42—K2(HSO4—) =1.2×10—2因此0.1000 mol/L的H2SO4和NaHSO4溶液中c(H+)不是0.2000 mol/L和0.1000 mol/L.那么0.1000 mol/L的H2SO4和NaHSO4溶液中各成分的浓度究竟是多少？（a）0.1000mol/LH2SO4溶液H2SO4== H++ HSO4—HSO4—H+ + SO42—0.1mol/L—x0.1mol/L+x xK2(HSO4—)= (0.1mol/L+x) x /[0.1 mol/L—x]=1.2×10—2x=0.0098 mol/L所以，0.1000mol/L的H2SO4溶液中c(SO42—)=0.0098 mol/L，c(H+)=0.1098 mol/L，c(HSO4—)=0.0902 mol/L （b）0.1mol/LNaHSO4溶液K2(HSO4—)=c2(H+)/[0.1 mol/L—c(H+)]=1.2×10—2解得：c(H+)=0.0292mol/L所以，0.1000mol/L的NaHSO4溶液c(Na+)=0.1000 mol/L，c(SO42—)=c(H+)=0.0292 mol/L，c(HSO4—)=0.0708 mol/L HSO4—的电离度：α(HSO4—)=29.2%在0.1000mol/LNaHSO4溶液中c(H+):c(HSO4—)=40:97，因此溶液中SO42—与c(H+)仍认为可大量共存。
溶液中化学平衡(1)-酸碱电离平衡
K
a1
K
b3
K
a2
K
b2
K
a3
K
b1
K
w
22
Kb3
KW Ka1
1.0 1014 7.6 103
1.31012
K
a2
K
b3
23
3. 解离度和稀释定律
K a，K b是在弱电解质溶液体系中的一种平衡常数，不受浓度影
响，而浓度对解离度有影响，浓度越稀，其解离度越大。
如果弱电解质AB，溶液的浓度为c0，解离度为α。
HAc + OHNaAc的水解反应
H2O + Ac-
H2O + Ac- HAc + OH-
酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱
作用，向着生成相对较弱的酸和较弱
的碱的方向进行。
12
4.2.2 酸碱的相对强弱
1.水的离子积常数
作为溶剂的纯水，其分子与分子之间也有质子的传递
H2O +H2O
H3O+ + OH-
例如0.10mol.L-1HAc的解离度是1.32%， 则溶液中各离子浓度是 c (H+)=c (Ac-)
=0.10×1.32%=0.00132mol.L-1。
2
4.1.2 活度与活度系数
强电解质的解离度并没有达到100%。这 主要是由于离子参加化学反应的有效浓度要 比实际浓度低。 离子的有效浓度称为活度。
a3
c(H )c(PO43 ) c(HPO42 )
4.4 1013
三种酸的强度为：H3PO4 ＞H2PO4- ＞HPO42--
20
21
磷酸各级共轭碱的解离常数分别为：
电解质溶液中电离平衡的研究
电解质溶液中电离平衡的研究电解质溶液是一种重要的化学体系，我们在日常生活中常常与它接触，比如凉茶、果汁等饮品，甚至是身体内的血液，都属于电解质溶液。
电解质溶液中的电离平衡是一个重要的研究方向，它对于科学研究和实际应用具有重要意义。
电解质溶液中的电离平衡是指溶液中电离的离子与未电离的分子或离子之间的反应达到了动态平衡。
在电解质溶液中，随着温度、浓度等条件的变化，离子之间的平衡会发生变化，进而影响到溶液的性质和行为。
电解质溶液中的电离平衡有着广泛的应用。
例如，它对于电化学研究和电化学反应机理的研究具有重要意义。
电解质溶液中的离子浓度和电离度变化，直接导致了电化学反应机理的不同，通过对电离平衡的研究，可以深入了解电化学反应的本质。
此外，电解质溶液的电离平衡还与溶液的物化性质、生物学特性以及分析化学等领域密切相关。
例如，电解质溶液中的离子作为药物的有效成分，对于疾病治疗和生物医学研究有着极其重要的作用。
在电离平衡的研究中，一些重要的概念和理论工具得到了广泛应用。
其中最为重要的概念之一是电离常数，即反应中离子和未离子之间的浓度比值。
电离常数是描述电解质溶液中离子平衡的重要参量，也是刻画电解质的电离程度和强弱的重要数量。
除了电离常数之外，其他类似的概念和理论工具也得到了广泛的应用。
例如，电离度、离子关联、配位等概念，以及水合化、溶解度、分配系数等诸多理论工具，都是电解质溶液中电离平衡研究的基础理论和实用工具。
总之，电解质溶液中的电离平衡是一个重要的研究领域，涉及到电化学、物化性质、分析化学、生物学等诸多应用领域，是科研和实践中不可忽略的一部分。
通过对电离平衡的研究，可以深入了解溶液中离子和未离子之间的动态平衡和相互作用，不仅线索我们深化对溶液物性的认识，而且对于应用尤其是新药开发等方面也有着重要的促进作用。
电离平衡知识点总结公式
电离平衡知识点总结公式1. 电解质和弱电解质电解质是指在溶液中能够电离成离子的物质，如强酸、强碱和盐类等物质。
而弱电解质是指在溶液中只能电离成少量离子的物质，如弱酸、弱碱和部分盐类等。
在电离平衡中，电解质和弱电解质的电离程度会对平衡关系产生重要影响。
2. 离子浓度和离子平衡常数在溶液中，离子的浓度和平衡常数是描述电离平衡的重要参数。
平衡常数（K）是指在特定条件下，电解质或弱电解质的电离反应过程中生成的离子浓度的乘积与原始电解质或弱电解质浓度的比值。
对于一元强电解质（AX），其电离平衡反应可以描述为AX↔A+ + X-，其平衡常数可以表示为K=[A+][X-]/[AX]。
而对于一元弱电解质（HA），其电离平衡反应可以描述为HA↔H+ + A-，其平衡常数可以表示为K=[H+][A-]/[HA]。
平衡常数是描述化学平衡过程中物质的转化程度的重要参数，可以通过平衡常数的大小来判断反应向左、向右或平衡的位置。
3. 离子活度和活度系数离子在溶液中的行为并不仅仅取决于其浓度，而是取决于其活度。
活度是指溶液中离子的实际活跃程度，它与浓度有一定的关系。
在溶液中，离子的活度通过活度系数来描述，活度系数是描述离子在溶液中活性的重要参数。
活度系数可以通过离子浓度和活度的比值来计算。
对于强电解质而言，其离子活度系数通常接近于1，而对于弱电解质而言，其离子活度系数则会偏离1，且会随着浓度的增加而增加。
4. pH和pOH的计算在电离平衡中，溶液中的pH值和pOH值是描述酸碱性的重要参数。
pH值是指溶液中氢离子浓度的负对数，可以通过pH=-log[H+]来计算。
而pOH值是指溶液中氢氧根离子浓度的负对数，可以通过pOH=-log[OH-]来计算。
对于强酸溶液而言，其pH值通常在0-3之间；而对于弱酸溶液而言，则通常在3-6之间。
具体的酸碱性质会受到离子的电离程度和平衡常数的影响。
5. pH和pOH的调节溶液中的pH值和pOH值可以通过添加强酸、强碱或盐类等物质来进行调节。
弱电解质的电离平衡和溶液的pH
专题弱电解质的电离平衡和溶液的PH重点：1.电解质和强、弱电解质的定义2. 弱电解质的电离平衡和电离平衡的移动3. 溶液稀释后PH的计算考点：1.强、弱电解质2.影响电离平衡移动的因素3. 溶液稀释后PH的计算难点：电离平衡的移动和PH的计算知识点1、电解质和溶液的导电性1、电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。
主要有酸、碱、盐、金属氧化物和水。
举例：非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。
主要有大多数有机物、非金属氧化物和NH3。
举例：强电解质：在水溶液里完全电离的电解质。
包括强酸、强碱和大多数盐。
酸是共价化合物，其他的是离子化合物。
离子化合物与共价化合物的重要区别是共价化合物在熔融状态下不导电。
弱电解质：在水溶液里部分电离的电解持。
包括弱酸、弱碱和水。
2、电离方程式（1）强电解质完全电离，用“＝”。
弱电解质部分电离，用“”。
多元弱酸的电离是分步的，如H2CO3H＋＋HCO3―；HCO3―H＋＋CO32―。
多元弱碱的电离是一步进行的。
如F E(OH)3FE3＋＋3OH―。
要注意的是，A L(O H)3的两性电离方程式：H＋＋ALO2―＋H2O A L(O H)3AL3＋＋3OH―（2）多元强酸的酸式盐的电离：熔融状态下：NAHSO4＝NA＋＋HSO4―水溶液中：NAHSO4＝NA＋＋HSO4―（3）多元弱酸酸式盐的电离：NAHCO3＝NA＋＋HCO3―3、判断电解质溶液强弱的方法（1）在相同浓度，相同温度下，与强电解质溶液进行导电性对比实验（2）在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢。
（3）浓度与PH的关系（4）测定对应盐的酸碱性，利用盐类水解的知识。
（5）采用同离子效应的实验证明存在电离平衡。
（6）利用强酸制备弱酸的方法来判断电解质的强弱。
（7）稀释前后的PH与稀释倍数的变化关系。
（8）利用元素周期律进行判断。
4、溶液的导电性溶液的导电性与电解质的强弱无关，与离子的浓度和离子所带的电荷数成正比。
弱电解质在水溶液中的电离平衡
【弱电解质在水溶液中得电离平衡】【电离平衡概念】一定条件(温度、浓度)下,分子电离成离子得速率与离子结合成分子得速率相等,溶液中各分子与离子得浓度都保持不变得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得最大电离程度.【电离平衡得特征】①逆:弱电解质得电离过程就是可逆得,存在电离平衡.②等:弱电解质电离成离子得速率与离子结合成分子得速率相等.③动:弱电解质电离成离子与离子结合成分子得速率相等,不等于零,就是动态平衡.④定:弱电解质在溶液中达到电离平衡时,溶液里离子得浓度、分子得浓度都不再改变.⑤变:外界条件改变时,平衡被破坏,电离平衡发生移动.【电离方程式得书写】(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.H2CO3≒H++HCO3-,HCO3-≒H++CO32-,以第一步电离为主.NH3•H2O≒NH4++OH- Fe(OH)3≒Fe3++3OH-(3)弱酸得酸式盐完全电离成阳离子与酸根阴离子,但酸根就是部分电离.NaHCO3=Na++HCO3-,HCO3-≒H++CO32-(4)强酸得酸式盐如NaHSO4完全电离,但在熔融状态与水溶液里得电离就是不相同得.熔融状态时:NaHSO4=Na++HSO4-;溶于水时:NaHSO4=Na++H++SO42-.【例2】室温下,对于pH与体积均相同得醋酸与盐酸两种溶液,分别采取下列措施,有关叙述正确得就是( )A.加适量得醋酸钠晶体后,两溶液得pH均增大B.温度都升高20℃后,两溶液得pH均不变C.加水稀释两倍后,两溶液得pH均减小D.加足量得锌充分反应后,两溶液中产生得氢气一样多【解析】盐酸就是强酸,醋酸就是弱酸,所以醋酸溶液中存在电离平衡,升高温度能促进弱电解质电离,pH相同得醋酸与盐酸,醋酸得浓度大于盐酸,不同得酸与相同金属反应,生成氢气得速率与溶液中离子浓度成正比.A.向盐酸中加入醋酸钠晶体,醋酸钠与盐酸反应生成醋酸,导致溶液得pH增大,向醋酸中加入醋酸钠,能抑制醋酸电离,导致其溶液得pH增大,故A正确;B.盐酸就是强酸,不存在电离平衡,升高温度不影响盐酸得pH,醋酸就是弱酸,其水溶液中存在电离平衡,升高温度,促进醋酸电离,导致醋酸溶液中氢离子浓度增大,所以醋酸得pH减小,故B 错误;C.pH相同、体积相同得醋酸与盐酸两种溶液分别加水稀释后,溶液中氢离子浓度都减小,所以pH都增大,故C错误;D.pH相同、体积相同得醋酸与盐酸,醋酸得物质得量大于盐酸,且二者都就是一元酸,所以分别与足量得锌反应,醋酸产生得氢气比盐酸多,故D错误;故选A.题型三:电离平衡常数得含义【例3】部分弱酸得电离平衡常数如表,下列选项错误得就是( )A.2CN-+H2O+CO2→2HCN+CO32-B.2HCOOH+CO32-→2HCOO-+H2O+CO2↑C.中与等体积、等pH得HCOOH与HCN消耗NaOH得量前者小于后者D.等体积、等浓度得HCOONa与NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者【解析】弱酸得电离平衡常数越大,其酸性越强,等pH得弱酸溶液,酸性越强得酸其物质得量浓度越小,弱酸根离子水解程度越小,结合强酸能与弱酸盐反应制取弱酸分析解答.根据电离平衡常数知,酸性强弱顺序为:HCOOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3-,A.氢氰酸得酸性大于碳酸氢根离子而小于碳酸,所以发生CN-+H2O+CO2→HCN+HCO3-反应,故A 错误;B.甲酸得酸性大于碳酸,所以2HCOOH+CO32-→2HCOO-+H2O+CO2↑能发生,故B正确;C.等pH得HCOOH与HCN溶液,甲酸得物质得量浓度小于氢氰酸,所以中与等体积、等pH得HCOOH 与HCN消耗NaOH得量前者小于后者,故C正确;D.根据电荷守恒,c(HCOO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),c(CN-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),即离子总数就是n(Na+ )+n(H+)得2倍,而NaCN得水解程度大,即NaCN溶液中得c(OH-)大,c(H+)小,c(Na+)相同,所以甲酸钠中离子浓度大,故D错误;故选AD.弱电解质得证明方法(以盐酸与醋酸为例):1、通过测定同浓度、同体积得溶液得导电性强弱来鉴别规律1:同物质得量浓度得酸溶液,酸越弱,其溶液得导电能力越弱.2、通过测定同浓度溶液得pH大小来鉴别规律2:同物质得量浓度得酸溶液,酸性越弱,溶液得pH越大.若两种酸溶液得pH相同,酸越弱,溶液得浓度越大.3、通过比较同浓度、同体积得溶液与同一种物质反应得速率快慢来鉴别规律3:等物质得量浓度得酸,酸越弱,其c (H+)越小,反应速率越慢.4、通过测定同浓度得酸所对应得钠盐溶液得pH大小来鉴别规律4:等物质得量浓度下,一元酸得钠盐溶液,其“对应得酸”越弱,溶液得pH越大.5、通过比较体积相同、pH相同得酸溶液同倍数稀释后,溶液得pH变化大小来鉴别规律5:在pH相同时,同体积得酸,酸越弱,抗稀释能力越强,即稀释相同倍数下,pH变化幅度越小.6、通过比较同体积、同pH得溶液分别与同种物质发生完全反应时,消耗得物质得量得多少来鉴别规律6:在pH相同得条件下,同体积得酸,酸越弱,其中与能力越强.7.通过向酸溶液中加入与之相应得钠盐,引起溶液pH变化得大小来鉴别规律7:在等物质得量浓度得酸溶液中,分别加入相应得盐固体(电离出相同得酸根离子),引起pH变化越大,其相酸性越弱.。
举例说明弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动
举例说明弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动以醋酸（CH3COOH）为例，其在溶液中的电离平衡可以表示为：CH3COOH+H2O⇌CH3COO-+H3O+
这个电离平衡可以理解为：醋酸在溶液中部分电离为离子，同时离子也会结合成醋酸分子。
这个平衡可以受到多种因素的影响，包括温度、浓度和同离子效应等。
1.温度：电离过程是吸热过程，因此升温会使平衡向右移动，即增加电离程度。
简记为“越热越电离”。
2.浓度：在稀释溶液时，离子浓度一般会减小，平衡向右移动，即“越稀越电离”。
3.同离子效应：向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO-的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。
4.能反应的物质：向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
以上信息仅供参考，如果还有疑问，建议查阅化学书籍或咨询专业化学专业人士。
溶液中的电离度与电离平衡
溶液中的电离度与电离平衡溶液是由溶质和溶剂组成的混合物。
在溶液中，溶质可以以离子的形式存在，这种现象被称为电离。
溶液中的电离度与电离平衡是溶液中离子浓度的重要性质，对于理解溶液的行为和性质具有重要意义。
一、电离度的概念电离度是指溶液中溶质分子或离子发生电离的程度。
电离度可以用来描述溶质分子或离子在溶液中的存在形式。
通常用符号α表示电离度，它的取值范围在0到1之间。
当α=0时，溶质没有发生电离；当α=1时，溶质完全电离。
二、电离度的计算电离度可以通过测定溶液中的离子浓度来计算。
对于一元电解质，如HCl，其电离度可以通过测定H+离子浓度来计算。
假设HCl的初始浓度为C，其电离度为α，那么H+离子的浓度为αC。
对于多元电解质，如NaCl，其电离度可以通过测定Na+或Cl-离子浓度来计算。
三、电离度与电解质的强弱电离度与电解质的强弱有密切关系。
强电解质的电离度接近于1，而弱电解质的电离度接近于0。
强电解质在溶液中可以完全电离，如强酸和强碱，而弱电解质在溶液中只能部分电离，如弱酸和弱碱。
电离度的大小与电解质的离解程度有关，离解程度越高，电离度越大。
四、电离度与电离平衡在溶液中，电解质的电离是一个动态平衡过程。
当溶质开始溶解时，会有一部分溶质分子或离子发生电离，而另一部分溶质分子或离子重新结合形成溶质分子。
这个过程被称为电离平衡。
在电离平衡中，溶液中离子的浓度保持不变。
电离平衡可以通过离解度来描述。
离解度是指电解质在溶液中离解的程度。
对于一元电解质，离解度等于电离度。
对于多元电解质，离解度可以通过测定离子浓度来计算。
电离平衡的存在使得溶液中的离子浓度可以通过电离度来预测。
电离度与电离平衡对于理解溶液的性质和行为具有重要意义。
通过测定溶液中的离子浓度和电离度，可以了解溶液中溶质的存在形式和离解程度。
这对于研究溶液的酸碱性质、溶解度、电导性等具有重要意义。
总结起来，溶液中的电离度与电离平衡是溶液中离子浓度的重要性质。
电解质溶液,电离平衡
电解质溶液和电离平衡主要考点（1）外界条件对电解质电离平衡的影响。
（2）强、弱电解质的比较及盐类水解规律的应用。
（3）离子浓度大小的比较、水的电离及溶液酸碱性的判断。
（4）将盐类水解与弱电解质到电离、酸碱中和滴定、pH等知识融合的综合考查。
1．电离平衡（1）电离平衡①定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
②电离平衡的特点：与化学平衡相似，具有“逆、等、定、动、变”等特点。
③影响电离平衡的因素A．内因：在相同条件（如温度、浓度）下，对于不同的弱电解质，由于它们结构和性质的不同，弱电解质的电离程度不同。
B．外因：对于同种弱电解质，电离平衡移动的判断应运用勒沙特列原理。
a．温度：电离过程是化学键断裂过程，为吸热反应，所以升高温度，有利于电离。
b．浓度：溶液越稀，离子碰撞结合成分子的机会越少，有利于电离。
c．同离子效应：增加阴、阳离子的浓度，平衡向左移动。
（2）电离方程式的书写①强电解质：完全电离，用单箭头表示。
②弱电解质：部分电离，用可逆符号表示。
A．多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步电离为主，一级比一级难电离，电离方程式书写时，可以只写第一步，也可以按顺序每步都写，但一般不能合并。
B．多元弱碱的电离也是分步的，但在中学阶段认为一步完成。
C．酸式盐的电离：a．强酸的酸式盐电离：一步完全电离；b．弱酸的酸式盐电离：第一步全部电离，第二步酸式根部分电离。
D．两性氢氧化物的电离有两种形式（酸式电离或碱式电离）。
（3）弱电解质的稀释规律稀释时电离程度增大，产生离子的物质的量也增大，但离子的浓度和导电能力的变化要视溶液的浓度来决定。
（4）强弱电解质中的五个不一定①易溶于水的化合物不一定是强电解质。
②难溶于水的化合物不一定是弱电解质。
③强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液强。
④同浓度的多元弱酸溶液不一定比一元酸溶液的酸性强。
电解质及其电离
CHAPTER 06
电解质溶液中的沉淀与溶解平衡
沉淀溶解平衡与溶度积常数
要点一
溶度积常数
要点二
溶度积常数的应用
表示沉淀溶解平衡时，溶液中各离子浓度达到平衡状态时 的浓度乘积。溶度积常数的大小反映了物质溶解度的大小 。
在一定温度下，溶度积常数是衡量物质溶解性的重要指标 ，可以用来判断沉淀的生成和转化，以及计算溶液中的离 子浓度。
离子浓度与离子强度
离子浓度
离子浓度是指单位体积溶液中离子的数量。离子的浓度越高，电解质的电离度就越高。
离子强度
离子强度是指溶液中各种离子的浓度乘积之和的平方根。离子强度越高，电解质的电离度就越低。
CHAPTER 02
电解质溶液的导电性质
导电原理
离子导电ห้องสมุดไป่ตู้
01
电解质溶液中的离子在电场作用下，发生定向移动，
用于测定溶液电导率的仪器，包括电极、电源和测量仪表等。
电导的应用
工业生产
在化工、轻工、冶金等行业中，利用电导测 量控制生产过程。
环境保护
监测水体和土壤的污染情况，如重金属离子 含量。
医学诊断
通过测量尿液和血液的电导率，辅助诊断某 些疾病。
CHAPTER 03
电解质的电离
电离过程
01
电解质溶解在溶剂 中
电解质及其电离
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CONTENTS 目录
• 电解质概述 • 电解质溶液的导电性质 • 电解质的电离 • 离子反应与离子方程式 • 电解质溶液的酸碱性质 • 电解质溶液中的沉淀与溶解平衡
CHAPTER 01
电解质概述
定义及分类
定义
电解质是在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。例如，酸、碱、盐和水 等。
电离平衡的概念
电离平衡是指在一定条件下（如温度、溶液浓度等），弱电解质在水溶液中达到的一种相对稳定状态。
在这种状态下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。
此时，溶液中各种离子和分子的浓度保持不变，形成一个动态平衡。
电离平衡具有以下特征：
1. 相对性：电离平衡是相对于其他条件下的非平衡状态而言的，当外界条件发生变化时，电离平衡会发生移动，达到新的平衡状态。
2. 暂时性：电离平衡是一种暂时的稳定状态，随着时间的推移，溶液中的离子和分子浓度会发生变化，直至达到新的平衡。
3. 有条件性：电离平衡的实现取决于溶液的温度、浓度等因素，这些条件的变化会影响电离平衡的位置。
4. 动态平衡：电离平衡是一个动态的过程，溶液中的离子和分子在不断地生成和消失，但总体上保持相对稳定。
弱电解质（如部分弱酸、弱碱）在水中溶解时，其分子可以微弱电离成离子。
随着反应的进行，电离速率和结合速率逐渐趋于相等，达到电离平衡。
电离平衡的概念和特征有助于我们理解溶液中离子浓度、pH值等性质的变化，以及如何调控这些性质来满足实际需求。
电解质溶液中有关水的电离平衡的计算
电解质溶液中有关水的电离平衡的计算任何稀水溶液中都存在着水的电离平衡，在不同的水溶液中水的电离程度不同。
尽管K w在一定温度下是一个定值，但由于水的电离度受酸、碱度的影响。
因而将水的电离平衡与溶液的酸、碱度的关系作为重要的知识点归纳整理，进行专题复习，有利于培养学生的辩证思维能力。
一、纯水电离平衡的计算水是一种极弱的电解质，它能进行微弱的电离：H2O+H2O H3O++OH-，25℃时纯水中[H+]=[OH-]=1×10-7mlo/L，K w=1×10-14，pH=7，电离度α=1.8×10-9。
纯水的电离度只受温度的影响，在不同温度下K w有不同值，pH也不同。
例1 经测定100℃时纯水中pH=6，求[H+]，[OH-]，K w，α各为多大。
解析：pH=6，[H+]=1×10-6mol·L-1[OH-]=1×10-6mol·L-1K w=[H+][OH-]=1×10-12可见升高温度，水的电高度增大了。
二、酸溶液中水电离平衡的有关计算由于酸电离出的氢离于抑制了水的电离，使H2O H++OH-平衡向左移动，H2O电离度减小。
因此，酸溶液中H+来自酸，少量的OH-来自水。
例2 常温下1×10-4mol·L-1盐酸中，[OH-]及由水电离出的[H+]，[OH-]各为多大。
解析：盐酸为强酸，[H+]=1×10-4mol·L-1来自酸。
据K w=1×10-14，有[OH-]=1×10-10mol·L-1来自水，所以由水电离出的[H+]也等于1×10-10mol·L-1＜＜1×10-4mol·L-1，盐酸中由水电离出的[H+]被忽略了。
25℃纯水[H+]=1×10-7mol·L-1＞1×10-10mol·L-1。
电解质溶液及电离平衡-新人教
电解质溶液及电离平衡一、强电解质和弱电解质1．强、弱电解质强电解质：溶液和熔融状态下，完全电离的物质：如NaCl、Al(OH)3。
弱电解质：溶液和熔融状态下，不完全电离的物质：如H2S、H2CO3。
一般而言，强酸强碱和所有的盐都是强电解质，弱酸弱碱都弱电解质。
2．弱电解质的电离平衡⑴电离平衡：类似化学平衡反应，弱电解质的电离反应是可逆的。
当达到反应物和生成物的浓度不变时，达到平衡。
这个平衡是动态平衡的。
⑵电离平衡的特征：1、是一个可逆反应，在一定条件下，达到一个平衡点，有一个K值。
2、平衡受反应物和生成物的量的影响，当改变生成物和反应物的浓度时，平衡值也会改变。
3、电离反应是吸热反应，因此改变温度对平衡也有影响。
二、水的离子积和溶液的PH写出水的电离方程式。
在纯水及任何稀溶液中， 2H2O——H3O++OH- 可简写为：H2O—— H+ + OH-1、水的离子积常数25℃Kw = c(H+)·c(OH-)=10-14（常数）其中，25℃时，c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1讨论：1、在纯水中加入酸(或碱)时，对水的电离有怎样的影响？2、给纯水加热，其中c(H+)、c(OH-)如何变化？3、在c(H+)=10-2的盐酸中，OH-浓度是多少？其中水电离出来的H+浓度是多少？2．溶液的酸碱性和PHPH = - lgc(H+)当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈酸性当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈中性当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈碱性讨论：1、常温下，稀溶液中，pH+pOH=?2、你认c(H+)在什么范围内，用pH来表示溶液的酸碱性比较方便？3、pH的测定方法：(1)广范pH试纸、精密pH试纸（2)酸碱指示剂 3)pH计石蕊5 ~ 8、酚酞8 ~10、甲基橙3.1~ 4.4红.紫.蓝无.粉红.红红.橙.黄4、PH相关计算例1：pH=12的NaOH溶液1mL加水稀释至100mL，pH ；pH=5的HCl溶液1mL加水稀释至1000mL，pH 。
电离平衡知识点归纳总结
电离平衡知识点归纳总结电离平衡是指在溶液中，电解质在水中溶解时，其中的阳离子和阴离子的生成和消失达到动态平衡的状态。
电解质在水中溶解时，会发生电离反应，生成阳离子和阴离子，形成电离平衡。
电离平衡在化学、生物、地球科学等领域都具有重要的意义。
下面将对电离平衡的相关知识点进行归纳总结。
一、电解质和非电解质1. 电解质和非电解质的定义电解质是指在溶液中可以电离成阳离子和阴离子的化合物，通常包括盐类、酸、碱等。
非电解质是指在溶液中不能电离成离子的化合物，通常包括共价键物质，如糖、醇等。
2. 电解质和非电解质的区分方法电解质和非电解质可以通过电导率实验来区分。
电解质在水中溶解时会形成离子，可以导电，而非电解质在水中溶解时则不会导电。
二、电离平衡的条件1. 电离平衡的动态特性电离平衡是一种动态平衡，指在溶液中电解质的电离和重新结合达到动态平衡。
在电离平衡状态下，离子的生成速度和消失速度相等，溶液中离子的浓度保持不变。
2. 影响电离平衡的因素（1）温度：温度的升高通常会导致电解质的电离度增加，从而影响电离平衡的位置和性质。
（2）浓度：溶液中电解质的浓度越高，电离平衡的位置越靠近完全电离的一侧。
（3）溶剂：不同的溶剂对电离平衡的影响不同，溶剂的极性和溶剂分子的大小都会影响电离平衡的位置。
三、离子生成和消失的平衡常数1. 平衡常数的定义平衡常数是指在电离平衡时，电离反应的反应物和生成物的浓度比的稳定值，通常用K表示。
对于一般的电离反应：aA + bB ⇌ cC + dD其平衡常数表达式为 K = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b2. 平衡常数的性质（1）平衡常数与反应进行方向无关，与生成物和反应物的初始浓度有关，但与时间无关。
（2）平衡常数与反应的反应式有关，不同反应式对应的平衡常数不同。
3. 平衡常数的计算平衡常数可以通过实验测定反应物和生成物的浓度，从而计算得到。
在平衡常数的表达式中，浓度的单位通常为摩尔/升。
《电解质的电离离子反应》电离平衡与移动
《电解质的电离离子反应》电离平衡与移动《电解质的电离离子反应电离平衡与移动》在化学的世界里，电解质的电离、离子反应以及电离平衡与移动是非常重要的概念。
它们不仅在理论研究中具有关键地位，还在实际生活和工业生产中有着广泛的应用。
首先，让我们来了解一下什么是电解质的电离。
电解质是在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
当电解质溶解在水中或处于熔融状态时，它们会解离成带正电的阳离子和带负电的阴离子，这个过程就叫做电离。
比如说，氯化钠（NaCl）在水溶液中会电离成为钠离子（Na⁺）和氯离子（Cl⁻）。
离子反应则是指有离子参加或生成的化学反应。
离子反应通常发生在水溶液中，因为在水溶液中电解质能够电离出离子。
例如，硫酸铜溶液和氢氧化钠溶液混合时，铜离子（Cu²⁺）和氢氧根离子（OH⁻）会结合生成氢氧化铜沉淀，这就是一个典型的离子反应。
接下来，我们重点探讨一下电离平衡与移动。
电离平衡是指在一定条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成电解质分子的速率相等时，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
以醋酸（CH₃COOH）为例，醋酸在水溶液中部分电离为氢离子（H⁺）和醋酸根离子（CH₃COO⁻），当电离达到平衡时，醋酸分子的电离速率和离子结合成醋酸分子的速率相等。
那么，什么因素会影响电离平衡的移动呢？主要有以下几个方面。
浓度是一个重要的影响因素。
当增大电解质溶液中离子的浓度时，电离平衡会向离子结合成分子的方向移动；反之，当减小离子浓度时，电离平衡会向分子电离成离子的方向移动。
比如，对于醋酸的电离平衡，如果在溶液中加入醋酸根离子，那么平衡就会向左移动，抑制醋酸的电离；如果加入氢氧化钠，消耗了氢离子，平衡就会向右移动，促进醋酸的电离。
温度也会对电离平衡产生影响。
一般来说，升高温度会促进电离平衡向电离的方向移动，因为电离过程通常是吸热的。
但也有少数例外，需要具体情况具体分析。
此外，同离子效应也会影响电离平衡。
理解电解质溶液中的离子交换和电离度的关系
理解电解质溶液中的离子交换和电离度的关系电解质溶液中的离子交换和电离度的关系电解质溶液是指溶解了离子化合物的溶液，其中离子的交换行为对于溶液的性质和行为有着重要影响。
电离度则是用来描述电解质在溶液中电离程度的概念。
本文将探讨电解质溶液中的离子交换和电离度之间的关系。
一、电解质溶液中的离子交换电解质溶液中的离子交换是指溶解的离子化合物在溶液中溶解时，其中的离子会发生相互交换的行为。
这种离子交换主要发生在溶质被水分子包围形成溶解层的过程中。
1. 溶解过程离子化合物在溶解时，其晶体结构会被水分子打破，离子与水分子之间建立了新的相互作用。
溶质的带电离子会被水分子的氧原子的部分电负性吸引，形成溶解层。
溶解层中的水分子会通过离子和水分子之间的静电作用力进行交换，使离子在溶液中得到稳定分散和溶解。
2. 离子交换溶解层中的离子会发生相互交换的现象，离子会与溶解层中的水分子进行竞争吸附。
这种离子交换使得溶液中的离子浓度得到均衡分布，而导致离子的动态平衡。
二、电解质溶液中的电离度电离度是一个描述电解质在溶液中电离程度的概念。
它表示了溶液中的电离离子占总电解质的比例，是反映电解质溶液中离子化程度的一个指标。
1. 电离的定义电解质在溶液中电离是指离子化合物分解成离子的过程。
离子化合物在溶液中溶解时，其中的正、负离子会相互分离并溶解在溶液中。
2. 电离度的计算电离度常用来表示电离的程度。
对于一元电解质，其电离度可以通过计算溶液中离子浓度与初始溶质浓度的比值得到。
对于多元电解质，由于其离子浓度之间存在关系，电离度的计算需要考虑其离子间的相互作用。
三、离子交换与电离度的关系离子交换的程度会影响电离度的大小。
离子交换速度快，离子交换反应频繁，则电离度较高；离子交换速度慢，离子交换反应较少，则电离度较低。
离子交换和电离度的关系可以通过以下几点进行解释：1. 溶质溶解程度离子化合物的溶解度较大时，溶质在溶解层中的离子交换就会频繁，离子在溶液中的分散度较高，此时电离度较高。
高三化学 电解质溶液(一)——电离平衡 知识精讲 通用版
高三化学电解质溶液（一）——电离平衡知识精讲通用版【本讲主要内容】电解质溶液（一）——电离平衡【知识掌握】【知识点精析】一. 电解质与非电解质1. 电解质注意：（1）典型的离子化合物以及多数强极性共价键化合物，在水溶液中能全电离，是强电解质。
弱极性键形成的化合物和个别强极性共价键化合物（例如HF），在水溶液中部分全电离，是弱电解质。
（2）在水溶液中或熔融状态下都不电离的化合物是非电解质。
（3）电解质的强弱与溶解度无关。
例CH3COOH是弱电解质，CaCO3是强电解质。
（4）溶液导电能力的强弱，取决于离子浓度的大小及所带电荷与电解质的强弱无关。
（5）电离方程式的书写：强电解质：＝弱电解质：NaHCO3在水溶液中NaHCO3＝Na++HCO3－HCO3－CO32－+H+多元弱酸，分步电离，且越来越难，以第一步电离为主。
多元弱碱，电离复杂，一步写出。
Al(OH)3的电离H++AlO2－+H2O Al(OH)3Al3++3OH－2. 弱电解质的电离平衡在一定条件（温度、浓度）下，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时的状态，叫做电离平衡状态。
电离平衡特点：（1）动：动态平衡，ν（电离）＝ν（结合）≠0（2）定：在一定条件下平衡建立后，溶液中分子及各离子浓度都将保持不变（3）变：平衡建立在特定条件下，当条件发生改变时，平衡发生相应的移动影响电离平衡的因素：电离平衡是化学平衡的一种，化学平衡的所有原理都适合于电离平衡。
电离平衡的移动，符合勒夏特列原理。
（1）温度的影响：弱电解质的电离是吸热过程，升高温度，会促进电离（2）浓度的影响：溶液浓度越小，越有利于电离。
如加水稀释，会促进电离（3）同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，会抑制弱电解质的电离（4）能反应的离子：加入与弱电解质电离出的离子能反应的离子，会促进弱电解质的电离3. 水的电离和溶液的pH（1）水的电离水是极弱的电解质H2O H++OH－或2H2O H3O++OH－25℃时纯水中c（H+）＝c（OH－）＝10－7mol/L（2）水的离子积常数25℃时，K W＝c（H+）·c（OH－）＝10－14K W叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
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第五章 电解质溶液和电离平衡
成功之处：由于水溶液中H+和OH-的浓度可以测量，适 用于水溶液中pH、电离度、缓冲溶液、溶解度的计算等，精 确度相对较高，所以至今仍然是一个非常实用的理论。
局限性：酸碱电离理论不能解释非水溶剂中的酸碱反应， 也不能解释氨水的碱性和一些盐类溶液的酸碱性。对于非水 体系和无溶剂体系都不适用 。
性分子。而酸碱质子论又可称为共轭酸碱理论。在共轭酸碱
酸碱理论
酸碱电离理论 酸碱溶剂理论 酸碱质子理论 酸碱电子理论
武汉理工大学出版社
第五章 电解质溶液和电离平衡
一、酸碱电离理论
瑞典科学家阿仑尼乌斯于1887年提出了关于酸碱本质的 观点——酸碱电离理论（阿仑尼乌斯酸碱理论）。
酸：凡是在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+的物质。 碱：在水溶液中电离生成的阴离子全部是OH-的物质。 酸碱中和反应的实质：H+和OH-结合生成H2O。
混合物
2.CO2、NH3等溶于水得到的水溶液能导电，但它们不是电解 质，因为导电的物质不是其本身。
3.难溶的盐（BaSO4等）虽然水溶液不能导电，但是在融化 时能导电，也是电解质。
武汉理工大学出版社
第五章 电解质溶液和电离平衡
电解质
强电解质
【能够发生完 全（或几乎完 全）电离的电 解质】
弱电解质
【能够发生 部分电离的 电解质】
例如：在液氨中，氨基化钾KNH2使酚酞变红而显碱性， 水溶液中NaCO3、NH3·H2O显碱性，HSO4-是酸是碱等，酸 碱电离理论都无法解释。
武汉理工大学出版社
第五章 电解质溶液和电离平衡
二、酸碱溶剂理论
富兰克林于1905年提出酸碱溶剂理论(简称溶剂论)，酸 碱溶剂理论的基础仍是阿仑尼乌斯的电离理论，只不过它从 溶剂的电离为基准来论证物质的酸碱性。
水
Hale Waihona Puke 武汉理工大学出版社第五章 电解质溶液和电离平衡
强电解质： HCl＝H+＋ClNaOH＝Na+＋OHNaCl＝Na+＋Cl-
弱电解质： HAc⇌H+＋AcNH3·H2O⇌ NH4+＋OH-
武汉理工大学出版社
第五章 电解质溶液和电离平衡
第二节 酸碱理论
酸和碱是两类重要的电解质，大量的化学反应都属于 酸碱反应的范畴。酸碱反应在生物、医学、地质等众多领 域中是一类很重要的反应。
酸：凡是能给出质子（H+）的物质。 碱：凡是能接受质子的物质。 按照酸碱质子理论，酸和碱不是孤立存在的，酸给出质 子后剩下的部分就是碱，碱接受质子后就成为酸，因此当酸 失去一个质子而形成的碱称为该酸的共轭碱，而碱获得一个 质子后就生成了该碱的共轭酸。由得失一个质子而发生共轭 关系的一对酸和碱称为共轭酸碱对，也可直接称为酸碱对。
电解质
在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物, 如酸、碱、盐、水、活泼金属氧化物。
非电解质 在水溶液中和熔融状态都不能导电的化合物， 如非金属氧化物（CO2、SO2）、某些非金属 氢化物（NH3）、绝大多数有机物（如酒精、 蔗糖）等。
武汉理工大学出版社
第五章 电解质溶液和电离平衡
注意
1.单质
既不是电解质也不是非电解质。
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第五章 电解质溶液和电离平衡
其关系式为：酸⇌ 质子（H+） + 碱
例如：
共轭酸 共轭碱
HAc ⇌H+ + Ac-
H3PO4 ⇌ H+ + H2PO4H2PO4- ⇌ H+ + HPO42H2CO3 ⇌ H+ + HCO3HCO3- ⇌ H+ + CO32NH4+ ⇌ H+ + NH3 H2O ⇌ H+ + OH由此可见，酸和碱可以是阳离子、阴离子，也可以是中
强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI、HMnO4 强碱：NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2、KOH、RbOH… 大部分盐
大部分的金属氧化物
弱酸：HF、HClO、H2CO3、H2SO3、H3PO4、CH3COOH
弱碱：NH3·H2O、Fe（OH）2、Fe（OH）3、…… 少部分盐：Pb(AC) 2
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本章教学目标
1.会正确写出电解质溶液中的电离平衡常数的表 达式； 2.会选择适合实验要求的缓冲溶液并进行配制； 3.会利用电解质溶液的电离平衡相关理论知识进 行化学实验； 4.会综合利用电离平衡知识解决生产实践中的实 际问题。
武汉理工大学出版社
第五章 电解质溶液和电离平衡
第一节 强电解质和弱电解质
武汉理工大学出版社
第五章 电解质溶液和电离平衡
酸碱溶剂理论中，酸和碱并不是绝对的，在一种溶剂中 的酸，在另一种溶剂中可能是一种碱。
成功之处：把以水为溶剂的个别现象，推广到适用更多 溶剂的一般情况，因此大大扩展了酸和碱的范围。
局限性：酸碱溶剂理论对于一些不电离的溶剂以及无溶 剂的酸碱体系，则无法说明。
例如：苯不电离，NH3和HCl在苯中也不电离，但NH3和 HCl在苯中同样可以反应生成NH4Cl。NH3和HCl能在气相进 行反应，同样也是溶剂论无法解释的。
武汉理工大学出版社
第五章 电解质溶液和电离平衡
三、酸碱质子理论
1923年，丹麦化学家布朗斯特与英国化学家劳莱分别独 立的提出了酸碱质子理论。
无机化学
第五章 电解质溶液和电离平衡
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无机化学
第一节 强电解质和弱电解质 第二节 酸碱理论 第三节 水的电离和溶液的pH值 第四节 弱酸和弱碱的电离平衡 第五节 同离子效应和盐效应 第六节 缓冲溶液和盐类水解 第七节 沉淀的生成和溶解
武汉理工大学出版社
本章教学目标
1.了解电解质的基本概念； 2.掌握缓冲溶液的概念及作用原理； 3.理解同离子效应和盐效应对电离平衡的影 响； 4.掌握弱酸、弱碱、缓冲溶液以及盐类溶液 pH的计算方法； 5.掌握溶度积原则在判断难溶电解质在沉淀 -溶解平衡中的应用； 6.熟悉分步沉淀的原理及应用。
酸：在溶剂中产生该溶剂的特征阳离子的溶质。 碱：在溶剂中产生该溶剂的特征阴离子的溶质。 例如：液氨中存在如下平衡：2NH3 = NH4+ + NH2因此在液氨中电离出NH4+的是酸，如NH4Cl；电离出NH2-的 是碱，如NaNH2。 液态N2O4中存在如下平衡：N2O4 = NO+ + NO3因此在液态N2O4中电离出NO+的是酸，如NOCl；电离出 NO3-的是碱，例如AgNO3。