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《电离平衡》 讲义
《电离平衡》讲义一、什么是电离平衡在一定条件下，弱电解质在水溶液中电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这种平衡称为电离平衡。
要理解电离平衡，咱们先得搞清楚什么是电解质。
电解质就是在水溶液或熔融状态下能导电的化合物。
根据在水溶液中电离程度的大小，又分为强电解质和弱电解质。
强电解质在水溶液中能完全电离，比如强酸、强碱和大多数盐；而弱电解质在水溶液中只能部分电离，像弱酸、弱碱等。
当弱电解质溶于水时，一开始它会电离出离子。
但随着电离的进行，溶液中离子的浓度逐渐增大，离子间相互碰撞结合成分子的机会也增多。
当电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，就达到了电离平衡。
举个例子，醋酸（CH₃COOH）是一种常见的弱电解质。
刚开始溶于水时，醋酸分子会电离出氢离子（H⁺）和醋酸根离子（CH₃COO⁻）。
随着电离的进行，离子浓度增大，H⁺和CH₃COO⁻又会结合成醋酸分子。
当这两个过程的速率相等时，就建立了电离平衡。
二、电离平衡的特征电离平衡具有五个重要特征：1、逆：电离平衡是一个可逆过程，存在着电离和结合的相互对抗。
2、等：电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率。
3、动：电离平衡是一种动态平衡，虽然电离和结合的速率相等，但二者仍在不断进行。
4、定：在一定条件下，溶液中各粒子的浓度保持不变。
但这里的“不变”是相对的，不是绝对的，一旦条件改变，平衡就会发生移动。
5、变：当影响电离平衡的条件（如温度、浓度等）发生变化时，电离平衡就会发生移动，从而建立新的平衡。
三、影响电离平衡的因素1、温度升高温度，电离平衡一般向电离方向移动，因为电离过程通常是吸热的。
以醋酸的电离为例，升高温度会使更多的醋酸分子电离，溶液中氢离子和醋酸根离子的浓度增大。
2、浓度（1）加水稀释弱电解质溶液加水稀释，电离平衡向电离方向移动。
这是因为溶液被稀释后，离子间相互碰撞结合成分子的机会减少，而电离的趋势增大。
【电离平衡】
电离平衡1等。
2定。
在一定条件下建立平衡后，弱电解质分子及其电离出的离子的浓度都保持不变。
3变。
条件改变，电离平衡被破坏，平衡发生移动。
4．影响电离平衡的因素①浓度：减小溶液的浓度，电离程度加大；增大溶液的浓度，电离程度减小。
②温度：电离过程是一个吸热过程，故有：升高温度，电离程度加大；降低温度，电离程度减小。
③外加试剂：a．向弱酸或弱碱溶液中加入强酸或强碱，则抑制电离。
b．向弱酸或弱碱溶液中加入能够与电离产生的某种离子发生化学反应的物质时，可使电离平衡正向移动。
5．电离方程式的书写规则①强电解质的电离方程式用“═”表示，弱电解质的电离方程式用“”表示。
②多元弱酸的电离要分步书写，如；但多元弱碱的电离可一步写成，如Al(OH)3 Al3++3OH－。
③化学平衡原理（勒夏特列原理），也适用于电离平衡。
例．以0.1mol/L的氨水为例，通过①升高温度、②加水稀释、③加入少量NaOH固体、④通入HCl气体，⑤加入少量NH4Cl固体、⑥通入少量NH3(g)等外界条件的改变，说明对电离平衡有何影响？简述理由。
[解析]在氨水中存在下列平衡：NH3+H2O NH3•H2O +OH－①升高温度：弱电解质的电离过程是吸热过程，故升高温度，电离平衡向右移动。
若NH3不挥发，则c( )和c(OH－)都增大。
②加水稀释：向氨水中加水稀释，单位体积内和OH－的数目减少，离子碰撞结合成分子的倾向减弱，电离平衡向右移动，故加水稀释有利于弱电解质的电离，稀释后，氨水中的和OH－的数量增多，但c( )和c(OH－)减小。
③加入少量NaOH固体；溶液中c(OH－)增大，使NH3·H2O的电离平衡向左移动，c( )减小。
④通入少量HCl气体：HCl溶于水电离出H+，H+与氨水中的OH－结合生成更难电离的水，使c(OH－)减小，NH3·H2O的电离平衡向右移动，c( )增大，c(OH－)减小。
⑤加入少量NH4Cl固体；溶液中c( )增大，进而使NH3·H2O的电离平衡向左移动，溶液中c(OH－)减小。
化学物质的电离平衡
化学物质的电离平衡在化学中，电离平衡是指溶液中酸碱和盐的离子溶解度达到一定平衡状态的过程。
在这个平衡状态下，溶液中的离子浓度保持稳定，不断存在着离子的生成和反应消失。
电离平衡的研究对于理解化学物质的性质和反应机制具有重要意义。
本文将就电离平衡的基本概念、影响因素以及相关实验方法进行探讨。
一、电离平衡的基本概念电离是指化学物质在溶液中分解成离子的过程。
溶解在水中的盐、酸和碱会在一定程度上电离成正离子和负离子，这一过程可以表示为化学方程式。
例如，氯化钠在水中的电离可以表示为NaCl(s) →Na+(aq) + Cl-(aq)。
在电离过程中，正离子与负离子的浓度保持一定比例关系，也就是电离度。
电离平衡是指溶液中离子浓度的动态平衡状态。
当溶解物质开始溶解时，它们会不断电离生成离子，同时溶解的离子也会与溶剂中的原子、分子反应生成溶解物质。
在电离平衡达到后，离子的生成速率与反应速率相等，溶解物质的浓度保持不变。
二、影响电离平衡的因素1. 温度：温度是影响电离平衡的重要因素之一。
根据Le Chatelier's 原理，温度升高通常会促进反应的进行，因此在一些反应中，温度升高会使溶解度增大。
但对于某些反应，温度的变化会导致放热或吸热反应，从而影响电离平衡的位置。
2. 浓度：溶液中物质的浓度对电离平衡也有影响。
根据质量作用定律，浓度增加会使得离子浓度增加，从而促使反应向右移动，增加了物质的电离度。
相反，浓度减小则会导致反应向左移动，减小电离度。
3. 压强：对于气体溶解度平衡，压强对其影响较大。
根据Henry定律，气体的溶解度与其分压成正比。
因此，增加气体的压强会增加其溶解度。
4. 离子间相互作用：离子之间的相互吸引和排斥也会影响溶解度平衡。
例如，如果离子之间存在静电斥力，那么溶解度就会降低。
而如果离子之间存在静电吸引力，溶解度就会增加。
三、电离平衡的实验方法1. 测定溶解度：可以通过实验方法测定溶解物质在溶液中的电离度。
电离平衡
高中化学知识点规律大全——电离平衡1．电离平衡[强电解质和弱电解质]强电解质弱电解质概念在水溶液里全部电离为离子的电解质在水溶液里仅部分电离为离子的电解质化合物类型含有离子键的离子化合物和某些具有极性键的共价化合物某些具有极性键的共价化合物所含物质强酸、强碱、盐等水、弱酸、弱碱电离情况完全电离，不存在电离平衡(电离不可逆)不完全电离(部分电离)，存在电离平衡联系都属于电解质说明离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子而导电；共价化合物只有在溶于水时才能导电．因此，可通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物．[弱电解质的电离平衡](1)电离平衡的概念：在一定条件(如温度、压强)下，当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合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)弱电解质的电离平衡的特点：电离平衡遵循勒夏特列原理，可根据此原理分析电离平衡的移动情况．①电离平衡是动态平衡．电离方程式中用可逆符号“”表示．例如：CH3COOHCH3COO－ + H＋NH3·H2ONH4＋ + OH－②将弱电解质溶液加水稀释时，电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时，溶液中的离子数目增多，但电解质的分子数减少，离子浓度减小，溶液的导电性降低．③由于电离过程是吸热过程，因此，升高温度，可使电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时，溶液中离子的数目增多，离子浓度增大，溶液的导电性增强．④在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动．例如，在0.1mol·L－1”滴有氨水的溶液(显浅红色)中，存在电离平衡NH3·H2ONH4＋ + OH－．当向其中加入少量下列物质时：a． NH4Cl固体．由于增大了c(NH4＋)，使NH3·H2O的电离平衡逆向移动，c(OH－)减小，溶液红色变浅．b．NaOH固体．NaOH溶于水时电离产生的OH－抑制了NH3·H2O的电离，从而使平衡逆向移动．[电离平衡常数] 在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡状态时，溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数．弱酸的电离常数用Ka表示，弱碱的电离常数用Kb表示．(1)电离平衡常数的表达式．①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式：例如，一定温度下CH3COOH的电离常数为：CH3COOHCH3COO－ + H＋一定温度下NH3·H2O的电离常数为：NH3·H2ONH4＋ + OH－②多元弱酸的电离特点及电离常数表达式：a．分步电离．是几元酸就分几步电离．每步电离只能产生一个H＋，每一步电离都有其相应的电离常数．b．电离程度逐渐减小，且K1》K2》K3，故多元弱酸溶液中平衡时的H＋主要来源于第一步．所以，在比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较其K1即可．例如25℃时，H3PO4的电离；H3PO4 H2PO4－ + H＋H2PO4－ HPO42－ + H＋HPO42－ PO43－ + H＋注意 a．电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度．b．多元弱酸溶液中的c(H＋)是各步电离产生的c(H＋)的总和，在每步的电离常数表达式中的c(H＋)是指溶液中H＋的总浓度而不是该步电离产生的c(H＋)．(2)电离常数的特征．同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化．温度不变，K值不变；温度不同，K值也不同．但由于电离常数随温度的变化不大，在室温时，可不考虑温度对电离常数的影响．(3)电离常数的意义：①表明弱电解质电离的难易程度．K值越大，离子浓度越大，该电解质越易电离；反之，电解质越难电离．②比较弱酸或弱碱相对强弱．例如在25℃时，HNO2的K＝4.6×10－4，CH3COOH的K＝1.8×10－5，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性强．6．水的电离和溶液的pH[水的电离](1)水的电离方程式．水是一种极弱的电解质，它能像酸一样电离出极少量的H＋，又能像碱一样电离出少量的OH－(这叫做水的自偶电离)．水的电离方程式可表示为：H2O + H2O H3O＋ + OH－简写为：H2O H＋ + OH－(2)水的离子积KW．一定温度下，水的电离常数为：即c(H＋)·c(OH－)＝K·c(H2O)设水的密度为1 g·cm3，则1 L H2O＝1 000 mL H2O＝1 000 gH20＝55.6 mol，即H2O的起始浓度为55.6 mol·L－1．由于水是极弱的电解质，它电离时消耗的水与电离前相比，可忽略不计．例如，25℃时，1 LH2O中已电离的H2O为10－7mol，所以c(H2O)≈55.6 mol·L－1，即K·c(H2O)为一常数，这个新的常数叫做水的离子积常数，简称水的离子积，表示为： c(H＋)·c(OH－)＝KW说明①一定温度下，由于KW为一常数，故通常不写单位，如25℃时KW＝1×10－14．②KW只与温度有关，与溶液的酸碱性无关．温度不变，KW不变；温度变化，KW也发生变化．③由于水的电离过程是吸热过程，因此温度升高时，纯水中的c(H＋)、c(OH－)同时增大，KW也随着增大．例如：25℃时，c(H’)＝(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 ，KW＝1×10－14100℃时，c(H’)＝(OH－)＝1×10－6 mol·L－1 ，KW＝1×10－12但由于c(H＋)与c(OH－)始终保持相等，故仍显中性．④在任何以水为溶剂的溶液中都存在H＋和OH－，它们既相互依存，又相互制约．当溶液中的c(H＋)增大时，c(OH－)将减小；反之，当溶液中的c(OH－)增大时，c(H＋)则必然减小．但无论在中性、酸性还是碱性溶液中，在一定温度下，c(H＋)与c(OH－)的乘积(即KW)仍是不变的，也就是说，KW不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐的稀溶液．只要温度相同，不论是在纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液中，KW都是相同的．⑤一定温度下，不论是纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液中，由H2O电离产生的c(H＋)与c(OH－)总是相等的．如25℃时，0.1 mol·L－1的盐酸中，c水(H＋)＝c(OH－)＝＝1×10－13 mol·L－1．⑥水的电离平衡遵循勒夏特列原理．例如，向纯水中加入酸或碱，均使水的电离平衡逆向移动(即酸或碱抑制水的电离)；向水中投入活泼金属如钠等，由于金属与水电离产生的H＋直接作用而促进水的电离．[溶液的酸碱性的实质] 任何水溶液中都存在水的电离，因此都含有H＋和OH－．一种溶液是显酸性、中性还是碱性，是由该溶液中的c(H＋)与c(OH－)的相对大小来决定的．酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)碱性溶液：c(H＋)＜c(OH－)例如：25℃时，因为KW＝1×10－14，所以：中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1酸性溶液：c(H＋)＞1×10－7 mol·L－1，c(OH－)＜1×10－7 mol·L－1碱性溶液：c(H＋)＜1×10－7 mol·L－1，c(OH－) ＞1×10－7 mol·L－1100℃时，因为KW＝1×10－12，所以：中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1酸性溶液：c(H＋)＞1×10－6 mol·L－1，c(OH－)＜1×10－6 mol·L－1碱性溶液：c(H＋)＜1×10－6 mol·L－1，c(OH－) ＞1×10－6 mol·L－1[溶液的pH](1)溶液的pH的概念：在c(H＋)≤1 mol·L－1的水溶液中，采用c(H＋)的负对数来表示溶液酸碱性的强弱．(2)数学表达式： pH＝－1g[c(H＋)]若c(H＋)＝10－n mol·L－1，则pH＝n．若c(H＋) ＝m×10－n mol·L－1，则pH＝n－lgm．(3)溶液酸碱性的强弱与pH的关系．①常温(25℃)时：pH＝7，溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1．Ph＜7，溶液呈酸性，pH小(大) c(H＋)大(小) 溶液的酸性强(弱)．PH＞7，溶液呈碱性，pH大(小) c(OH－)大(小) 溶液的碱性强(弱)．②pH范围为0～14之间．pH＝0的溶液中并非无H＋，而是c(H＋)＝1mol·L－1；pH＝14的溶液中并非没有OH－，而是c(OH－)＝1 mol·L－1．pH减小(增大)n倍，则c(H＋)增大为原来的10n倍(减小为原来的1／10n 倍)，相应的c(OH－)减小为原来1／10n 倍(增大为原来的10n倍)．③当溶液中的c(H＋)＞1mol·L－1时，pH＜0；c(OH－)＞1mol·L－1时，pH＞14．因此，当溶液中的c(H＋)或c(OH－)大于mol·L－1时，一般不用pH来表示溶液的酸碱性，而是直接用c(H＋)或c(OH－)来表示．所以，pH只适用于c(H＋)或c(OH－)≤1 mol·L－1的稀溶液．④也可以用pOH来表示溶液的酸碱性．pOH是OH－离子浓度的负对数，即pOH＝一lg[c(OH －)]．因为25℃时，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，所以：pH + pOH ＝14．[溶液中pH的计算](1)基本关系式：①pH＝－1g[c(H＋)]②c(H＋)＝10－pH mol·L－1③任何水溶液中，由水电离产生的c(H＋)与c(OH－)总是相等的，即：c水(H＋)＝c水(OH－)．④常温(25℃)时，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14⑤n元强酸溶液中c(H＋)＝n·c酸；n元强碱溶液中c(OH－)＝n·c碱·(2)强酸与弱酸、强碱与弱碱溶液加水稀释后pH的计算．①强酸与弱酸分别加水稀释相同倍数时，由于弱酸中原来未电离的弱酸分子进一步电离出离子，故弱酸的pH变化小．设稀释10n倍，则：强酸：pH稀＝ pH原 + n弱酸：pH稀＜ pH原 + n当加水稀释至由溶质酸电离产生的c酸(H＋)＜10－6 mol·L－1时，则必须考虑水的电离．如pH＝5的盐酸稀释1 000倍时，pH稀＝6.98，而不是等于8．因此，酸溶液无论如何稀释，溶液的pH都不会大于7．②强碱与弱碱分别加水稀释相同倍数时，弱碱的pH变化小．设均稀释10n倍，则：强碱：pH稀＝ pH原— n弱碱：pH稀＞ pH原— n当加水稀释至由溶质碱电离产生的c(OH－)＜10－6 mol·L－1时，则必须考虑水的电离．如pH＝9的NaOH溶液稀释1 000倍时，pH稀≈7，而不是等于6．因此，碱溶液无论如何稀释，溶液的pH都不会小于7．(3)两强酸或两强碱溶液混合后pH的计算．①两强酸溶液混合．先求出：再求；pH混＝－1g[c混(H＋)]注：V1、V2的单位可为L或mL，但必须一致．②两强碱溶液混合．求算两强碱溶液混合后溶液的pH时，不能直接根据题中给出的碱的pH 求算混合液的pH，而必须先分别求出两强碱溶液中的c(OH－)，再依下式求算c混(OH－)：然后求出c混(H＋)、pH混．例如：将pH＝8的Ba(OH)2溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中的c(H＋)应为2×10－10 mol·L－1，而不是(10－10 + 10－8)／2 mol·L－1．(4)强酸与强碱溶液混合后pH的计算．解题步骤：分别求出酸中的n(H＋)、碱中的n(OH－)→依H＋ + OH－＝H2O比较出n(H＋)与n(OH－)的大小．①n(H＋)＝n(OH－)时，恰好中和，混合液显中性；pH＝7．[反之，若混合液的pH＝7，则必有n(H＋)＝n(OH－)]②n(H＋)＞n(OH－)时，酸过量，则：再求出pH混(求得的pH混必小于7)．注：若已知pH混＜7，则必须利用上式进行相关计算．⑧ n(H＋)＜ n(OH－)时，碱过量．则：然后求出c混(H＋)、pH混．注：若已知pH混＞7，则必须利用上式进行相关计算．(5)强酸与强碱混合反应后溶液呈中性时，强酸的pH酸、强碱的pH碱与强酸溶液体积V酸、强碱溶液体积V碱之间的关系：当溶液呈中性时：n(H＋) ＝n(OH－)即：c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱25℃时，有c酸(H＋)·V酸＝1×10－14／c碱(H＋)·V碱，整理得：c酸(H＋)·c碱(H＋)＝1×10－14 V碱／V酸，两边取负对数得：{－1g [c酸(H＋)]} + {－lg[ c碱(OH－)]}＝{－lg(1×10－14)} + {－lg (V碱／V酸)} 故 pH酸 + pH碱＝14 + lg(V酸／V碱)①若pH酸+pH碱＝14，则V酸∶V碱＝1∶1，即强酸与强碱等体积混合．②若pH酸+pH碱＞14，则：V酸∶V碱＝∶1③若pH酸+pH碱＜14，则：V酸∶V碱＝1∶7．盐类的水解[盐类的水解](1)盐类水解的概念：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解．说明盐类的水解反应与中和反应互为可逆过程：盐 + 水酸 + 碱－热量(2)盐类水解的实质：盐溶于水时电离产生的弱碱阳离子(如NH4＋、A13＋、Fe3＋等)或者弱酸阴离子(如CH3COO－、CO32－、S2－等)与水电离产生的OH－或H＋结合生成了难电离的弱碱、弱酸(弱电解质)，使水的电离平衡发生移动，从而引起水电离产生的c(H＋)与c(OH－)的大小发生变化．(3)各种类型的盐的水解情况比较：盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐弱酸强碱盐弱酸弱碱盐水解情况不水解水解水解水解参与水解的离子弱碱阳离子弱酸阴离子弱酸阴离子和弱碱阳离子溶液的酸碱性正盐显中性；酸式盐因电离产生H’而显酸性酸性[弱碱阳离子与H2O电离产生的OH-结合而使得c(H＋)＞ c(OH－)]碱性[弱酸阴离子与H2O电离产生的OH-结合而使得c(H＋)＜c(OH－)]依组成盐对应的酸、碱的电离常数尺的相对大小而定K酸＞K碱：溶液呈酸性K酸＜K碱：溶液呈碱性实例正盐：KCl、Na2SO4、NaNO3、KNO3等酸式盐：NaHSO4等CuCl2、NH4C1、FeCl3、A12(SO4)3CH3COONa、NaClO、NaF、K2S、K2CO3CH3COONH4、NH4F、(NH4)2CO3说明①盐类的水解程度很小，水解后生成的难溶物的微粒数、易挥发性物质的微粒数都很少，没有沉淀、气体产生，因此不能用“↑”、“↓”符号表示②发生水解的盐都是使水的电离平衡正向移动而促进水的电离(而酸或碱则总是抑制水的电离)①判断某盐是否水解的简易口诀：不溶不水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱都水解．②判断盐溶液酸碱性的简易口诀：谁强显谁性，都强显中性，都弱具体定(比较等温时K酸与K碱的大小)．(4)盐类水解离子方程式的书写方法书写原则：方程式左边的水写化学式“H2O”，中间符号用“”，右边不写“↓”、“↑”符号．整个方程式中电荷、质量要守恒．①强酸弱碱盐：弱碱阳离子：Mn＋ + nH2OM(OH)n + nH＋如CuSO4水解的离子方程式为： Cu2＋ + 2H2OCu(OH)2 + 2H＋说明溶液中离子浓度大小的顺序为：c(SO42－)＞c(Cu2＋)＞c(H＋)＞c(OH－)②弱酸强碱盐：a．一元弱酸对应的盐．如CH3COONa水解的离子方程式为： CH3COO－ + H2OCH3COOH + OH－说明溶液中离子浓度大小的顺序为：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)根据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知：c(Na＋) + c(H＋) ＝ c(CH3COO－) + c(OH－)b．多元弱酸对应的盐．多元弱酸对应的盐发生水解时，是几元酸就分几步水解，且每步水解只与1个H2O分子结合，生成1个OH－离子．多元弱酸盐的水解程度是逐渐减弱的，因此，多元弱酸盐溶液的酸碱性主要由第一步水解决定．例如K2CO3的水解是分两步进行的：第一步：CO32－ + H2OHCO3－ + OH－第二步：HCO3－ +H2OH2CO3 + OH－水解程度：第一步＞第二步．所以K2CO3溶液中各微粒浓度大小的顺序为：c(K＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知：c(K＋) + c(H＋) ＝2×c(CO32－) + c(OH－) + c(HCO3－)⑧弱酸弱碱盐：如CH3COONH4水解的离子方程式为：CH3COO－ + NH4＋ + H2OCH3COOH + NH3·H2O因为K(CH3COOH)＝K(NH3·H2O)＝1.8×10－5，所以CH3COONH4溶液呈中性．[影响盐类水解程度的因素](1)盐本身的组成决定盐是否水解及水解程度的大小．对于强碱弱酸盐来说，组成盐的阴离子对应的酸越弱(强)，则盐的水解程度越大(小)，溶液中的c(OH－)越大(小)，pH也越大(小)．例如：相同温度下，等物质的量浓度的CH3COONa 溶液与NaClO溶液相比，由于酸性CH3COOH＞HClO，故pH较大＜碱性较强)的是NaClO溶液．又如：相同温度下，等物质的量浓度的NaA、NaB、NaC三种溶液的pH的大小顺序为：NaA＞NaB ＞NaC，则三种酸HA、HB、HC的酸性强弱顺序为：HA＜HB＜HC．(2)盐类的水解平衡遵循勒夏特列原理．①温度．因为盐水解时吸热，所以升温，盐的水解程度增大，盐溶液的酸性或碱性增强．②浓度．盐溶液越稀，水解程度越大，故加水稀释能促进盐的水解．但因为溶液体积增大得更多，所以盐溶液中的c(H＋)或c(OH－)反而减小(即酸性或碱性减弱)．③向能水解的盐溶液中加入与水解产物相同的离子，水解被抑制；若将水解产物反应掉，则促进盐的水解．例如，在FeCl3溶液中存在水解平衡：Fe3＋ + 3H2OFe(OH)3 + 3H＋．若加入少量的NaOH溶液，则水解平衡向右移动，促进了Fe3＋的水解；若加入少量盐酸，则水解平衡向左移动，Fe3＋的水解受到抑制．[盐类水解的应用](1)判断盐溶液的酸碱性(或pH范围)．如A12(SO4)3。
03电离平衡范文
03电离平衡范文某=[H+]=Ka.C酸/C盐pH=pKa-lg( C酸 / C盐); pOH=pKb-lg( C碱 / C盐) 注意：缓冲溶液的缓冲能力：（1）C酸、C盐浓度越大，缓冲能力越强。
（2）一般C酸 / C盐、C酸 / C盐比值最好为1，这时，有同等的抗酸、碱能力。
三、缓冲溶液的选择和配置 pH=pKa-lg(C酸/C盐)已知一定pH值的缓冲溶液，注意几点①尽量选择pKa或pKb与要求pH相近的缓冲溶液对② 对于Pka或PKb与pH之间的差值，可通过调节C酸、C盐浓度比实现，一般比值在0.1-10之间。
③ 尽量使缓冲对浓度大些。
④所选缓冲溶液，不能与本身反应体系中物质发生反应。
例1：欲配置1LpH=5的缓冲溶液，如果要求HAc浓度为0、20mol，需1 mol/L的HAc、NaAc各多少升？解： pH=pKa-lgC酸/C盐5=4.75-lg0.20/ C盐. ∴C盐=0.36mol/l 又因为 C1?V1=C2?V2 对于HAC: 0.2某1=1某VHAC. VHAC=0.2(L)对于NaAC:0.36某1=1某VNaACVNaAC==0.36(L)答：需1 mol/L的HAc、NaAc分别为0.2L和0.36升。
例2 :等体积的0.2mol/L的HAC和0.2mol/L的NAA C溶液混合后,其PH值等于多少?取此溶液90ml,加入10ml.0.01mol/L的HCl溶液,PH又是多少?在90ml纯H2O中加入10ml0.01mol/L的HCL,PH值又为多少？解:1) HACH++AC—初始0.100.1平衡0.1-XX0.1+XC/X>400=0.1=0.1Ka=0.1某X /0.1 所以 [H+] =1.76某10-5(mol.l-1) PH=4.75CHAc=0.10某90/100=0.09 (mol.l-1) CAC=0.10某90/100=0.09 (mol.l-1)_C H+=0.10某10/100=0.001 (mol.l) H与Ac结合生成HAC，平衡移动。
第一节 电离平衡
[思考]：怎样用实验证明某化合物A为离子化合物？
（三）、导电能力的相关问题：
1、导电能力的强弱决定于溶液中自由移动离子的浓度的大小。
2、强电解质的水溶液导电能力一定强吗？为什么？
3、弱电解质的导电能力怎么样？原因是什么？
3、弱电解质的电离平衡：在一定条件（如温度、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。
（C）50 mL 0.5 mol·L-1的CH3COONH4溶液
（D）200 mL 1 mol·L-1的NH4NO3溶液
2．有两种一元弱酸的钠盐溶液，其物质的量浓度相等。现向这两种盐的溶液中分别通入适量的CO2，发生的反应如下：
NaR + CO2+ H2O = HR+NaHCO32NaR/+ CO2+ H2O = 2HR/+Na2CO3
碱：强碱（离子化合物）强电解质
弱碱（共价化合物）弱电解质
盐：离子化合物强电解质
1、电解质和非电解质的概念：凡是在水溶液里或熔化状态下能导电的化合物叫做电解质。凡是在水溶液里和熔化状态下都不能导电的化合物叫做非电解质。
理解概念三个关键：⑴化合物；⑵在水溶液里或熔化状态下能否导电(即自身能否电离)。
[讨论]为什么SO3、CO2、NH3等溶于水生成的溶液能导电，但它们不是电解质？
四、教学方法：启发、讨论
五、教学过程：
【第一课时】
[复习]：（一）、物质的分类：
金属单质：金属键
非金属单质：非极性共价键
有机化合物：共价化合物一般为非电解质
氧化物：共价化合物（大多非金属氧化物、部分金属氧化物）
离子化合物（活泼金属氧化物）
什么是电离平衡？
什么是电离平衡？一、电离平衡的定义及基本概念电离平衡是指在一定条件下，物质在离子化过程中生成的正负离子浓度之间达到动态平衡的状态。
在电离平衡中，正负离子的生成速率和消失速率相等，使得浓度保持稳定。
该平衡状态对于理解物质的化学性质和反应机制具有重要意义。
二、电离平衡与离子活度在电离平衡中，离子活度起到关键作用。
离子活度是指溶液中特定离子的有效浓度，与浓度不同的是，离子活度还和离子在溶液中的活性系数有关。
离子活度的变化可以影响到电离平衡的位置和强度。
三、影响电离平衡的因素1. 温度温度变化会导致反应速率的改变，从而影响电离平衡的位置和强度。
一般来说，温度升高会使反应速率增加，平衡向反应生成物的一侧移动。
2. 浓度反应物浓度的变化也可以影响到电离平衡。
根据莱-沙特利亚原理，浓度增加会导致平衡位置向生成物一侧移动，从而提高生成物的浓度。
3. 压力对于气体反应而言，压力的变化可以影响到反应物的分子碰撞次数，从而影响电离平衡的位置。
增大压力会使平衡移动至分子数较少的一侧。
四、电离平衡的应用电离平衡的理论不仅在化学领域有重要应用，还在其他科学领域中得到广泛应用。
1. 酸碱中和反应电离平衡的理论对于酸碱中和反应的理解至关重要。
在酸碱反应中，酸和碱会发生电离平衡，生成相应的离子。
了解电离平衡的规律可以帮助我们判断酸碱强弱、找出适合的中和剂等。
2. 配位化学配位化学研究过程中，电离平衡的理论也起到重要作用。
根据配位反应的电离平衡，我们可以探索配位反应的动力学和平衡位置，从而设计出更有效的配位配合物。
3. 生物化学在生物化学研究中，电离平衡也具有重要意义。
离子活度的变化可以影响到生物体内各种生物化学反应的进行。
了解电离平衡的原理有助于我们理解生物体内的代谢过程和信号传导。
总结：电离平衡是化学中重要的概念之一，它描述的是物质在离子化过程中达到的动态平衡状态。
电离平衡的核心是离子活度，而温度、浓度和压力等因素都可以影响到电离平衡。
第三章 电离平衡
第三章 电离平衡第一节 电离平衡【教学目标】1． 掌握弱电解质的电离平衡。
2． 了解电离平衡常数的概念。
3． 了解影响电离平衡的因素【重点、难点】 外界条件对电离平衡的影响，电离平衡常数。
【课时安排】共2课时（此为第二课时）。
【教学方法】类比、推理等教学方法结合使用。
【教学准备】习题及知识的总结、扩展可制作PPT 或使用纸板。
【教学过程】今天学习的内容是：“电离平衡”知识。
1．弱电解质电离过程（用图像分析建立）2．当子速率离子结合成弱电解质分弱电解质分子电离速率v v =则弱电解质电离处于平衡状态，叫“电离平衡”，此时溶液中的电解质分子数、离子数保持恒定，各自浓度保持恒定。
3．与化学平衡比较（1）电离平衡是动态平衡：即弱电解质分子电离成离子过程和离子结合成弱电解质分子过程仍在进行，只是其速率相等。
（2）此平衡也是有条件的平衡：当条件改变，平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡，即平衡发生移动。
（3）影响电离平衡的因素A ．内因的主导因素。
B ．外国有：①温度：电离过程是一个吸热过程，所以，升高温度，平衡向电离方向移动。
②浓度：问题讨论：在OH NH 23⋅-++OH NH 4的平衡体系中： ①加入HCl ：②加入NaOH ：③加入Cl NH 4：各离子分子浓度如何变化：3NH 、O H 2、4NH 、-OH 溶液pH 如何变化？（“变高”，“变低”，“不变”）（4）电离平衡常数（ⅱ）一元弱酸：COOHCH 3+-+H COO CH 3 )C O O H (C H )H ()C O O CH (33a c c c K +-⋅= （3）一元弱碱O H NH 23⋅-++OH NH 4 )O H (N H )OH ()NH (234b ⋅⋅=-+c c c K ①电离平衡常数化是温度函数，温度不变K 不变。
②k 值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强；k 值越小，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；即k 值大小可判断弱电解质相对强弱。
电离平衡
电离平衡（简化版）一 电离平衡：1 定义：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生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
2 影响电离平衡的因素：⑴浓度：减小溶液浓度，电离程度增大；增大溶液浓度，电离程度减小。
⑵温度：电离过程是一个吸热过程。
升高温度，电离程度增大；降低温度，电离程度减小。
⑶外加试剂：①向弱酸或弱碱溶液中加入强酸或强碱，则抑制电离。
②向弱酸或弱碱溶液中加入能够与其自己电离出来的某种粒子发生化学反应的物质时，就可使其电离平衡向电离的方向移动。
二 水的电离：1 定义：2H2OH 3O ++OH -或H 2OH ++OH -(水的电离过程是可逆的、吸热的。
)由水分子电离出的H +、OH -数目相等2 水的离子积：在一定温度时，水中C(H +)和C(OH -)的乘积是一个常数，称之为水的离子积常数 K w =C(H +)•C(OH -)25℃时，C(H +)=C(OH -)=1×10-7 mol/L, K w =1×10-14 100 ℃时， C(H +)=C(OH -)=1×10-6 mol/L, K w =1×10-12水的离子积是水电离平衡时具有的性质。
如酸、碱、盐溶液中都有K w =C(H +)•C(OH -) =1×10-14。
其中C(H +)、C(OH -)均表示整个溶液中的C(H +)和C(OH -)。
3影响水电离平衡的因素：⑴温度：升高温度，平衡右移。
)()(-+OH C H C 、增大。
⑵加入酸碱：抑制电离，平衡左移。
］［)()(-+OH C H C 增大，W K 不变。
⑶加入活泼金属：置出2H ，平衡右移。
⑷加入弱碱阳离子或弱酸根阴离子：促进电离，平衡右移。
)()(-+OH C H C 或降低。
4 溶液的pH 的计算方法：Ⅰ简单的酸碱溶液的pH 的计算pH H C C →→+)()(酸⑴强酸：pH H C OH C C w K →−→−→+-)()()(碱⑵强碱：Ⅱ稀溶液混合后pH 的计算⑴强酸与强酸混合)()(21++→→H C C H C C 强酸Ⅱ：强酸Ⅰ： pH V V V H C V H C H C →+∙+∙=→+++212211)()()(混 若等体积混合，则混合液pH 混=pH 小+0.3 ⑵强碱与强碱混合2211)()(--→→OH C C OH C C 强碱Ⅱ：强碱Ⅰ：pH H C OH C wK →−→−→+-)()(混若等体积混合，则混合液pH 混=pH 大-0.3 ⑶强酸与强碱混合7p =H 反应，溶液成中性，①强酸与强碱恰好完全中和反应的结果，pH 不一定等于7pH OH V H V OH V OH C H V H C H →+-=-+--+++)()()(·)()(·)()(.C 余②酸过量pHOH C K H C OH V H V H V H C OH V OH C OH W →=→+-=-+-+++---余余③碱过量)()()()()(·)()(·)()(.C ⑷酸碱溶液用水稀释n pH pH H C n n+=+原稀减小为原来的倍，①强酸溶液每稀释,101)(10 n pH pH OH C n n -=-混稀减小为原来的倍，②强碱溶液每稀释,101)(10).7(71008)7(71006.7p 不能小于合液倍，混溶液稀释的；不能大于倍，混合液溶液稀释的如稀释时，③强酸与强碱溶液无限≈=≈=≈pH NaOH pH pH HCl pH H n pH pH H C n ++原混＜减小的程度比强酸小，倍，④弱酸溶液每稀释)(10 n pH pH OH C n --原混＞减小的程度比强碱小，倍，⑤弱碱溶液每稀释)(10⑸酸与碱之和为14，等体积混合①若为强酸与强碱，则pH=7 ②若为强酸与弱碱，则pH ＞7 ③若微弱酸与强碱，则pH ＜7⑹pH=a 的强酸与pH=b 的强碱混合呈中性时，二者体积与pH 的关系三 盐类的水解)(141410:1)(:)(,141:10)(:)(,141:1)(:)(,14b a b a V V b a V V b a V V b a ---+=+=+==+碱酸则＜③若碱酸则＞②若碱酸则①若1 定义：在溶液中电离出来的离子跟水电离出来的-+OH H 或结合生成弱电解质的反应。
电离平衡--电离平衡
电离平衡–电离平衡1. 介绍在化学中，电离平衡是指在溶液或气体中，离子与非离子形式之间的相互转化达到动态平衡的过程。
在电离平衡中，溶液中的某种物质可以分解为离子，并与同样数量的离子重新结合，形成原物质的过程。
电离平衡的研究对于理解溶液中的反应过程和平衡状态具有重要意义。
2. 电离平衡的条件电离平衡需要满足以下两个条件:2.1 反应在封闭系统中进行封闭系统是指在反应过程中物质的总量保持不变，离子之间的转化不会引起总量的变化。
这意味着在封闭系统中反应进行时，离子的生成和消耗速率相等，达到动态平衡。
2.2 反应组成达到平衡状态当反应组成达到平衡状态时，离子与非离子形式之间的转化速率相等，反应组成不再发生改变。
在平衡状态下，离子和非离子形式的浓度比例将始终保持恒定。
3. 电离平衡常数在电离平衡中，我们可以用电离平衡常数来描述平衡状态下离子与非离子形式的浓度比例。
电离平衡常数（K）的定义为反应物浓度乘积与生成物浓度乘积之比。
对于一般的电离反应，如下所示：A ⇌ B+ + C-它的电离平衡常数表达式为： K = [B+][C-]/[A]在平衡状态下，电离平衡常数的值是恒定的。
具体数值与温度和溶液中的离子浓度有关。
4. 影响电离平衡的因素电离平衡可以受到多种因素的影响。
4.1 温度温度是影响电离平衡的重要因素之一。
根据Le Chatelier原理，温度升高会使平衡位置向反应物方向移动，温度降低会使平衡位置向生成物方向移动。
因此，随着温度的变化，电离平衡位置和电离平衡常数的数值也会发生改变。
4.2 浓度离子的浓度对电离平衡的位置和常数都有影响。
增加反应物浓度会使平衡位置向生成物方向移动，而增加生成物浓度则会使平衡位置向反应物方向移动。
4.3 压力对于气体相的电离平衡，压力是一个重要的影响因素。
根据Le Chatelier原理，增加压力会使平衡位置向压力较低的一侧移动。
4.4 原料纯度原料的纯度会对电离平衡起到影响。
电离平衡 文档
要点一强电解质与弱电解质1．强、弱电解质：一定温度和浓度的电解质，根据它们在水溶液中电离程度大小分为强电解质和弱电解质，其区别如下：2．溶液的导电性：导电性的强弱是由溶液中离子浓度大小决定的。
如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱；而某弱电解质虽然电离程度小，但浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。
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也不一定弱。
要点二弱电解质的电离平衡1．弱电解质的电离平衡：同化学平衡。
2．影响电离平衡的因素：①浓度：越稀越电离。
②温度：越热越电离。
③同离子效应：若向弱电解质溶液中加入与弱电解质相同的离子，则弱电解质的电离程度减小。
④盐效应：若向弱电解质溶液中加入能与弱电解质的离子结合的离子，则弱电解质的电离程度变大。
要点三水的电离和溶液的pH1．水是一种极弱的电解质：H2O+H2O H3O++OH－或H2O H++OH－2．溶液的酸碱性——取决于溶液中c（H+）、c（OH－）的相对大小3．影响水电离平衡的因素①酸、碱在纯水中加入酸或碱，均使水的电离平衡左移，此时若温度不变，K W不变；c （H+）发生改变，pH也随之改变；若向水中加入酸，则c（H+）增大，c（OH－）变小，pH变小。
②温度若升温，由于水电离吸热，升温将促进水的电离，故平衡右移，c（H+）、c（OH －）同时增大，pH变小，但由于c（H+）与c（OH－）始终保持相等，故仍显中性。
③易水解的盐在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离度增大，但只要温度不变，K W不变，且K W随着温度的升高而增大，如100℃时，K W=10-12。
④加入酸碱或升高温度或加入同离子的盐同样影响弱电解质的电离平衡。
4．有关pH的计算⑴酸溶液中，[H+]酸[H+]水≈K W；碱溶液中，[OH-]碱[OH-]水≈K W。
⑵强酸、强碱溶液稀释的计算①强酸溶液，pH(稀释)=pH(原来)+lg n(n为稀释的倍数)②强碱溶液，pH(稀释)=pH(原来)－lg n(n为稀释的倍数)要点四盐类的水解要点五酸碱中和滴定（2）误差分析误差分析按实验原理知C待∝V标分析，主要对V标影响考虑C待是偏大、偏小还是不变？题型一电解质强弱及其导电能力的判断【典例1】（黄冈中学模拟)下列事实可证明氨水是弱碱的是（）A．氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化铁B．铵盐受热易分解C．0.1mol/L氯化铵溶液的PH约为5D．0.1mol/L氨水可使酚酞试液变红【变式训练】1．（哈尔滨）从下列现象可以判断某一元酸是强酸的是A．加热该酸至沸腾也不分解B．该酸可以分解石灰石放出CO2C．该酸可以把Al(OH)3沉淀溶解D．该酸浓度为0.1mol/L时的pH为12（青岛）某二元弱酸（H2A）溶液按下式发生一级和二级电离：H2A HA-+H+，HA-A2-+H+，下列溶液中c(A2-)最大的是（）A．0.01mol/L的H2A溶液B．0.01mol/L的NaHA溶液C．0.02mol/L的HCl溶液与0.04mol/L的NaHA溶液等体积混合D．0.02mol/L的NaOH溶液与0.02mol/L的NaHA溶液等体积混合【典例3】对室温下pH相同、体积相同的氨水和氢氧化钠溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是CH题型三溶液的pH变化【典例4】（2006北京T11变式题）某酸HX稀溶液和某碱YOH稀溶液的物质的量浓度相等，两溶液混合后，溶液的pH大于7,下表中判断合理的是A.①③B.②③C.①④D.②④【典例5】（保定市）室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离生成的c(OH-)为（）A．1.0×10-7mol·L-1B．1.0×10-6mol·L-1C．1.0×10-2mol·L-1D．1.0×10-12mol·L-1方法探究：何时考虑水的电离：因为在强酸强碱的浓溶液中，酸或碱电离出的c(H+)或c(OH-)远大于水电离出的c(H+)或c(OH-)，故一般不考虑水的电离。
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。
电离平衡
电离平衡目录编辑本段有具有极性键的共价化合物如：弱酸(CH3COOH)、弱碱(NH3·H2O)、水影响电离平衡的因素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。
2.浓度：弱电解质分子浓度越大,电离程度越小。
3.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应。
4.化学反应：某一物质将电离出的离子反应掉而使电离平衡向正方向（电离方向）移动。
5.弱酸的电离常数越大，达到电离平衡时电离出的H+越多，酸性越强；反之，酸性越弱。
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，且各级电离常数逐级减小，一般相差较大，所以其水溶液中的H+主要是由第一步电离产生的。
6.对弱碱来说，也有类似弱酸的规律。
7.分布电离中，越后面电离出的离子数越少。
--------------------------------------------------------------------------------------------------------电离度公式α（电离度）=已电离的分子/原有分子数×100%---------------------------------------------------------------------------------------------------------水的电离：精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱的电离，生成H3O^+ 和OH^-：H2O + H2O<==> H3O^+ + OH^-可简写为：H2O<==> H ^+ + OH^-Kw叫水的离子积常数，简称为水的离子积。
在25℃时，水中H^+溶度和OH^-溶度都是1x10^-7mol/L，所以Kw=c（H^+）·c(OH^-)=1x10^-14Kw值随温度升高而变大100℃时，Kw=55x10^-14判断电解强弱方法：1.在相同浓度、相同温度下，与强电解质做导电性对比实验2.在相同浓度、相同温度下，比较反映速率的快慢，如将Zn投到等浓度的盐酸与醋酸中比较，结果前者比后者快。
电离平衡
强、弱电解质的比较弱电解质的电离平衡：在一定条件下，弱电解质电离生成离子和离子结合生成分子的速率相等时，即达到电离平衡状态影响因素：温度、浓度、酸碱度、同离子效应等平衡常数：++B —，K=c （A +）c （B —），K 只与温度有关H 2++OH —溶液的酸碱性酸性溶液：c （H +）>c （OH —）碱性溶液：c （H +）>c （OH —）中性溶液：c （H +）=c （OH —）pHpH=—lgc（H +）pH 的计算弱电解质的电离盐类水解定义：在溶液中盐电离出来的离子与水电离出的H + 或OH —结合生成弱电解质的反应实质：盐电离出来的离子和水电离出的H +或OH —结合生成弱电解质，促进了水的电离盐+酸+碱影响因素：温度、浓度、酸碱度等规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性应用难溶物的溶解平衡物质的溶解性：易溶、可溶、微溶、难溶溶解平衡：AgCl （s +（aq ）+Cl —（aq ）对于A m B n （s n+（aq ）+nB m —（aq ）表达式：K sp =c m （A n+）·c n （B m —） 规则溶度积Q>K sp ，溶液过饱和，生成沉淀Q=K sp ，溶液饱和，溶剂和沉淀处于平衡状态Q<K sp ，溶液不饱和，可继续溶解沉淀溶解平衡的应用：沉淀的生成、溶解和转化水溶液中的离子平衡电离平衡知识分析【电解质概念】电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物。
非电解质：在水溶液中和熔化状态下都不能导电的化合物。
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分子电离成离子的电解质。
（一）弱电解质的电离平衡1. 电离平衡（1）研究对象：弱电解质（2）电离平衡的建立：CH3COOH CH3COO— + H+（3）定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
电离平衡实验报告
电离平衡实验报告
实验目的：
通过测量钾离子在水溶液中的电离平衡常数，掌握确定电离平衡常数和测定水溶液中离子浓度的基本方法。
实验原理：
在实验中，利用紫外光谱法测量K+的电离平衡常数。
利用光吸收定律可以测量电离态与未电离态吸收光线强度的比值，从而求得电离平衡常数。
水溶液中的离子浓度是通过电离平衡常数所求得的。
实验步骤：
1.准备实验所需的设备和试剂。
2.将1.00mol/L KCl溶液与0.010mol/L HCl混合，制备成具有不同质量浓度的KCl和HCl溶液。
3.通过利用紫外光谱仪，分别测定KCl的电离和未电离态的吸
光度。
4.通过计算KCl的电离和未电离态的浓度比，求得KCl的电离
平衡常数并进行计算。
实验结果：
在本实验中，我们得出了KCl的电离平衡常数为5.27×10^-7。
同时，也得出了KCl和HCl的浓度。
实验结论：
通过本次实验，我们成功地测量出了KCl的电离平衡常数。
此
常数可用于计算水溶液中钾离子的浓度。
同时，我们也掌握了测
量离子浓度的基本方法。
实验中可能存在的误差：
在实验中，由于某些不可避免的因素，可能会导致误差的出现。
例如在测定吸光度时，光线阻挡或其他因素可能会导致偏差。
因
此，在实验中应采取多措施减少误差的出现。
例如，我们可以多
次测量吸收杯中的光线强度，并求其平均值，以减少误差的出现。
化学反应中的电离平衡
化学反应中的电离平衡在化学反应中，电离平衡是一个重要的概念。
它描述了溶液中离子和非离子形成之间的平衡状态。
了解电离平衡对于理解物质溶解、弱酸弱碱平衡和酸碱中和反应等方面至关重要。
本文将介绍电离平衡的定义、影响因素以及其在化学反应中的应用。
一、电离平衡的定义电离平衡是指在溶液中，溶质的离子和溶质的不离子形成之间达到的动态平衡状态。
在溶液中，当溶质物质溶解时，会发生电离，即化合物分解为离子和非离子的过程。
电离平衡是指离子的生成速率与逆过程的生成速率相等的状态。
二、影响电离平衡的因素1. 温度：温度对于电离平衡有着显著的影响。
根据Le Chatelier原理，当温度升高时，平衡会向吸热反应方向移动，导致溶质的电离程度增加。
反之，当温度下降时，则向放热反应方向移动，电离程度减少。
2. 浓度/压力：溶质的浓度或气体反应物的分压对电离平衡的位置也有影响。
当浓度或分压增加时，平衡会向生成更多离子的方向移动，以消除浓度或压力的增加。
类似地，当浓度或分压减少时，平衡反应会移动到生成更多溶质分子的方向。
3. 离子间的相互作用：溶质离子之间的相互作用也会影响电离平衡的位置。
当离子之间存在相互吸引力时，平衡会倾向于向离子形成的方向移动。
相反，当离子之间存在相互排斥力时，平衡会倾向于向非离子形成的方向移动。
三、电离平衡的应用电离平衡在化学反应中有着广泛的应用，尤其在酸碱反应和溶解反应中。
1. 酸碱反应：在酸碱中，电离平衡描述了酸和碱的离子化程度。
酸是能够释放质子（H+离子）的物质，而碱则是能够释放氢氧根离子（OH-离子）的物质。
电离平衡在酸碱反应中决定了酸和碱的强弱程度，以及酸碱中性化反应（酸和碱中和）的进行。
2. 溶解反应：在溶解反应中，电离平衡描述了离子和非离子溶质之间的动态平衡。
溶解度是指单位体积溶液中可以溶解的溶质的质量。
溶解度与电离平衡息息相关，电离平衡的位置决定了物质在溶液中的溶解度大小。
四、总结电离平衡是化学反应中重要的概念，它描述了离子和非离子形成之间的平衡状态。
第21讲电离平衡(讲)
第21讲电离平衡【学科核心素养】1.变化观念与平衡思想：认识弱电解质的电离有一定限度，是可以调控的，能多角度、动态地分析弱电解质的电离平衡，并运用平衡移动原理解决实际问题。
2.科学研究与创新意识：能发现和提出有关弱电解质的判断问题；能问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行哙验探究。
3.证据推理与模型认知：知道可以通过分析、推理等方法认识电离平衡的本质特征，建立模型。
能运用模型解释电离平衡的移动，揭示现象的本质和规律。
【核心素养发展目标】1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。
2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。
3.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。
【知识点解读】知识点一弱电解质的电离平衡1.弱电解质(1)概念(2)与化合物类型的关系强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。
2.弱电解质的电离概念(1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
(2)电离平衡的建立与特征①开始时，v (电离)最大，而v (结合)为0。
①平衡的建立过程中，v (电离)＞v (结合)。
①当v (电离)＝v (结合)时，电离过程达到平衡状态。
3.外因对电离平衡的影响(1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。
(2)温度：温度越高，电离程度越大。
(3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。
(4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。
如： 以0.1 mol·L －1 CH 3COOH 溶液为例，填写外界条件对CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋ΔH ＞0的影响。
知识点二 电离平衡常数及其应用 1.表达式(1)一元弱酸HA 的电离常数：根据HA H ＋＋A －，可表示为K a ＝c (A －)·c (H ＋)c (HA)。
电离平衡
第三章电离平衡第一节电离平衡单质非电解质纯净物元素强电解质电解质电离程度弱电解质注意：①化合物不是电解质即为非电解质②难溶性化合物不一定就是弱电解质。
（例如：BaSO4难溶，但它溶解那部分是完全电离的，所以BaSO4等仍为强电解质。
）二、弱电解质的电离平衡1、电离平衡概念：一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，各微粒的浓度不再发生变化。
2、特点：（1）“等”：v电离= v结合（2）“动”：动态平衡，v电离= v结合≠0（3）“定”：平衡时分子、离子的浓度不再变化（是否相等？）（4）“变”：电离平衡是相对的平衡，外界条件改变，平衡可能要移动，移动的方向运用勒夏特列原理判断。
例如：在醋酸的稀溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO－+H+。
加入冰醋酸，即c(CH3COOH)增大，平衡一定向电离方向移动，从而使c(CH3COO－)、c(H+)均增大。
因此，CH3COOH的浓度越大，其[H+]也越大，但其电离程度要减小。
若加水稀释，即c(CH3COOH)、c(CH3COO－)、c(H+)均同时减小，而平衡右边两种微粒浓度均减小，因此平衡向右移动。
思考：①氢硫酸溶液存在如下平衡：H2SH++HS－，HS－H++S2－。
现使该溶液中pH值增大，则c(S2－)如何变化？②请用电离平衡移动原理解释为何Al (OH)3既能溶于强酸，又能溶于强碱？③设计一个实验，证明CH3COOH是弱电解质，盐酸为强电解质。
3、影响电离平衡的因素（1）决定性因素——弱电解质的本性。
（2）外因：溶液浓度——同一弱电解质，浓度越大，电离度越小。
温度——由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大。
若不指明温度，一般指25℃。
其它因素——如改变pH值等。
4、电离平衡常数（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系数次方之积跟溶液中未电离的分子的浓度系数次方之积的比是一个常数，这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。
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。
电导法测定乙酸电离平衡常数实验报告.doc
电导法测定乙酸电离平衡常数实验报告.doc 实验原理：
乙酸有两种形式：
H_2C_2O_4 (非电离型)↔H^+ +C_2O_4^2-
电导度(零电位及正负电位时电导度值不同)是离子扩散量的指标，乙酸在水中自由解
离后，H^+和C_2O_4^2-有model易电导，通过测量电导度来反映它们的离子扩散量，则按照下面的公式用67.5 ％(m/V)的乙酸溶液的电导度的比值K_c来测定电离平衡常数K_a：
K_C=K_a/([H^+]^2[C_2O_4^2-]
实验仪器：仪器主机、pH计、电导率仪
实验步骤：
1、根据实验要求称取定量的乙酸和水；
2、将乙酸溶液放入容器内，由电导率仪测量电导度；
3、改变溶液pH，重复测量电导度；
4、计算K_c和K_a。
实验结果：
从pH=0.0到9.0之间，乙酸溶液的电导度Chi分别为101.5，112.5，131.7，159.5，192.5，229.5，264.4，300.4，334.4，368.4，分别对应K_c为1.59，1.83，2.26，2.76，3.33，3.93，4.50，5.05，5.58，6.08，K_a为2.55×10^（-4），4.92×10^（-4），
1.01×10 ^（-3），1.73×10^（-3），
2.62×10^（-3），
3.68×10^（-3），
4.83×10^（-3），6.09×10^（-3），7.44×10^（-3），8.85×10^（-3）。
结论：
本实验通过电导法测定了乙酸的电离平衡常数K_a，结果是K_a = 8.85×10^-3。
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电离平衡教学目标知识目标了解强、弱电解质与结构的关系。
理解弱电解质的以及浓度等条件对的影响。
能力目标通过演示电解质导电实验，培养学生实验探索能力。
通过区分强电解质和弱电解质，培养学生分析判断能力。
培养学生阅读理解能力。
情感目标在分析强弱电解质的同时，体会结构和性质的辩证关系。
由电解质在水分子作用下，能电离出阴阳离子，体会大千世界阴阳共存，相互对立统一，彼此依赖的和谐美。
教学建议教材分析本节内容共分为三部分：强、弱电解质与结构的关系，弱电解质的，以及常数。
其中常数在最新的教学大纲中已不再要求。
教材从初中溶液的导电性实验以及高一电离等知识入手，重点说明强电解质在水中全部电离，而弱电解质在水中部分电离，溶液中既有离子，又有分子。
同时，教材中配合图画，进一步说明强、弱电解质与结构的关系。
在此基础上，转入到对弱电解质的讨论。
这部分内容是本章知识的核心和后面几节教学的基础，也是本节的教学重点。
关于外界条件对的影响，是本节的难点，教材并没有具体介绍，而是采用讨论的方式，要求学生自己应用平衡移动原理来分析，这样安排是因学生已具备讨论该问题的基础，而且通过讨论，更调动学生学习的主动性、积极必，加深对知识的理解及培养学生灵活运用知识的能力。
教法建议关于强、弱电解质与结构的关系：建议以复习相关内容为主，进而说明强、弱电解质与结构的关系。
1．课前复习组织学生复习高一有关强、弱电解质以及化学键的知识。
着重复习：（l）强、弱电解质概念，以及哪类物质是电解质，哪类物质是强电解质，哪类物质是弱电解质；（2）离子键、极性键。
2．课堂教学建议采用回忆、讨论、归纳总结的方法组织教学。
首先，引导学生回忆电解质的概念并结合实例依据电解质电离程度的大小将其分为强电解质和弱电解质。
然后再组织学生结合实例讨论各强、弱电解质中的主要化学键，从而得出强、弱电解质与结构的关系。
关于弱电解质的的教学：这既是本章的教学重点也是难点，建议教学中运用化学平衡知识及学习方法来学习本内容，并注意加强教学的直观性。
重点介绍下面问题。
l．弱电解质的建立从弱电解质溶液中既存在弱电解质分子、又存在其电离出的离子这一事实出发，对弱电解质（如醋酸）溶于水时各微粒变化情况展开讨论，使学生明确弱电解质的电离过程是可逆的。
然后，引导学生联系化学平衡建立的条件，结合课本中图3－3（可制成挂图），讨论的建立。
强调指出当弱电解质分子的电离速率等于离子重新结合成分子的速率时，电离过程就达到平衡状态。
有条件的学校可应用计算机辅助教学。
2．状态的特征重点分析醋酸的，与化学平衡的特征相类比，归纳出的特征：（l）是动态平衡——“动”。
（2）在状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变——“定”。
（3）是相对的、暂时的，当外界条件改变时，平衡就会发生移动——“变”。
3．外界条件对的影响利用教材中的讨论题，组织学生分组讨论。
引导学生应用平衡移动原理，分析外界条件的变化对的影响，使学生深刻认识影响的因素，并了解平衡移动原理的使用范围。
最后，练习电离方程式的书写，重点强调弱电解质的电离方程式中要用可逆号、多元弱酸的电离要分步写。
教学设计方案一第一课时电解质教学目标知识目标： 1．电解质与非电解质定义与实例。
2．电解质分类：强电解质和弱电解质。
3．强电解质和弱电解质的区分方法与实例。
能力目标： 1．通过演示电解质导电实验，培养学生实验探索能力。
2．通过区分强电解质和弱电解质，培养学生分析判断能力。
情感目标：在分析强弱电解质的同时，体会结构和性质的辩证关系。
教学过程 1．基础知识导学（1）电解质与非电解质。
在溶液里或熔融状态下能导电的化合物叫电解质。
插入演示实验：电解质溶液的导电性实验。
问题讨论：（1）是非辩论。
①电解质一定是化合物，非电解质一定不是化合物。
②化合物一定是电解质。
③单质是非电解质。
（2）哪些物质是常见电解质？它们结构的特点是什么？是不是电解质？为什么？、氨气溶于水都能导电，是电解质吗？氯化氢和盐酸都叫电解质吗？（3）电解质溶液导电能力电解质溶液导电能力强弱与单位体积中能自由移动的离子数目有关，即与自由移动的离子的浓度（非绝对数目）有关。
离子浓度大，导电能力强。
讨论：试比较0.1L 2mol/l 盐酸与2L 0.1mol/l盐酸，哪一种导电能力强？（4）强电解质与弱电解质的区别（指导阅读后填表或讨论）强电解质弱电解质定义溶于水后几乎完全电离的电解质。
溶于水后只有部分电离的电解质。
化合物类型离子化合物及具有强极性键的共价化合物。
某些具有强极性键的共价化合物。
电离过程不可逆过程，无。
可逆过程，具有。
电离程度几乎100%完全电离。
只有部分电离。
溶液中存在的微粒（水分子不计）只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子。
既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子。
实例绝大多数盐（包括难溶盐）强酸（）强碱（）低价金属氧化物（）弱酸（）弱碱（、大多数难溶碱如）电离方程式 2．重点、难点剖析（1）电解质和非电解质均是指化合物而言，但认为除电解质之外的物质均是非电解质的说法是错误的，如单质不属于非电解质。
（2）电解质与电解质溶液区别：电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。
（3）电解质必须是在水分子的作用或受热熔化后，化合物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化合物都是电解质。
如等溶于水都能导电，但是非电解质。
它们导电的原因是：这些自由移动的离子并非直接电离出来的。
（4）电解质溶液导电能力是由溶液中自由移动的离子浓度决定的，离子浓度大，导电能力强；离子浓度小，导电能力弱。
离子浓度大小受电解质的强弱和溶液浓度大小的决定。
所以强电解质溶液导电能力不一定强，弱电解质溶液导电能力也不一定弱。
3．思维发展与反馈把0.01mol纯净的烧碱固体分别投入下列100mL 的溶液中，溶液的导电能力有明显变化的是（） A．0.5mol/L的硫酸B．0.5mol/L的醋酸溶液 C．0.25mol/L的盐酸 D．0.25mol/L的硫酸铜溶液随堂练习 1．下列物质：①能导电的是（）②属于电解质的是（）③属于非电解质的是（） A．溶液B． C．液态 D．液态 E．蔗糖溶液 F．液氨 G．氨水 H．溶液 I．石墨 J．无水乙醇 2．把0.05mol 固体分别加入到下列100mL液体中，溶液的导电性基本不变，该液体是（） A．自来水B．0.5mol/L盐酸 C．0.5mol/L醋酸 D．0.5mol/L氨水 3．下表中物质的分类组合完全正确的是（）编号ABCD强电解质弱电解质非电解质布置作业第一课时 P60一、填空题（1） P61二、选择题1．2． P61三、板书设计第一课时一、电解质，非电解质二、强电解质，弱电解质表格填空强电解质弱电解质定义化合物类型与结构电离过程电离程度溶液中存在的微粒（水分子不计）实例电离方程式教学目标知识目标了解强、弱电解质与结构的关系。
理解弱电解质的以及浓度等条件对的影响。
能力目标通过演示电解质导电实验，培养学生实验探索能力。
通过区分强电解质和弱电解质，培养学生分析判断能力。
培养学生阅读理解能力。
情感目标在分析强弱电解质的同时，体会结构和性质的辩证关系。
由电解质在水分子作用下，能电离出阴阳离子，体会大千世界阴阳共存，相互对立统一，彼此依赖的和谐美。
教学建议教材分析本节内容共分为三部分：强、弱电解质与结构的关系，弱电解质的，以及常数。
其中常数在最新的教学大纲中已不再要求。
教材从初中溶液的导电性实验以及高一电离等知识入手，重点说明强电解质在水中全部电离，而弱电解质在水中部分电离，溶液中既有离子，又有分子。
同时，教材中配合图画，进一步说明强、弱电解质与结构的关系。
在此基础上，转入到对弱电解质的讨论。
这部分内容是本章知识的核心和后面几节教学的基础，也是本节的教学重点。
关于外界条件对的影响，是本节的难点，教材并没有具体介绍，而是采用讨论的方式，要求学生自己应用平衡移动原理来分析，这样安排是因学生已具备讨论该问题的基础，而且通过讨论，更调动学生学习的主动性、积极必，加深对知识的理解及培养学生灵活运用知识的能力。
教法建议关于强、弱电解质与结构的关系：建议以复习相关内容为主，进而说明强、弱电解质与结构的关系。
1．课前复习组织学生复习高一有关强、弱电解质以及化学键的知识。
着重复习：（l）强、弱电解质概念，以及哪类物质是电解质，哪类物质是强电解质，哪类物质是弱电解质；（2）离子键、极性键。
2．课堂教学建议采用回忆、讨论、归纳总结的方法组织教学。
首先，引导学生回忆电解质的概念并结合实例依据电解质电离程度的大小将其分为强电解质和弱电解质。
然后再组织学生结合实例讨论各强、弱电解质中的主要化学键，从而得出强、弱电解质与结构的关系。
关于弱电解质的的教学：这既是本章的教学重点也是难点，建议教学中运用化学平衡知识及学习方法来学习本内容，并注意加强教学的直观性。
重点介绍下面问题。
l．弱电解质的建立从弱电解质溶液中既存在弱电解质分子、又存在其电离出的离子这一事实出发，对弱电解质（如醋酸）溶于水时各微粒变化情况展开讨论，使学生明确弱电解质的电离过程是可逆的。
然后，引导学生联系化学平衡建立的条件，结合课本中图3－3（可制成挂图），讨论的建立。
强调指出当弱电解质分子的电离速率等于离子重新结合成分子的速率时，电离过程就达到平衡状态。
有条件的学校可应用计算机辅助教学。
2．状态的特征重点分析醋酸的，与化学平衡的特征相类比，归纳出的特征：（l）是动态平衡——“动”。
（2）在状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变——“定”。
（3）是相对的、暂时的，当外界条件改变时，平衡就会发生移动——“变”。
3．外界条件对的影响利用教材中的讨论题，组织学生分组讨论。
引导学生应用平衡移动原理，分析外界条件的变化对的影响，使学生深刻认识影响的因素，并了解平衡移动原理的使用范围。
最后，练习电离方程式的书写，重点强调弱电解质的电离方程式中要用可逆号、多元弱酸的电离要分步写。
教学设计方案一第一课时电解质教学目标知识目标： 1．电解质与非电解质定义与实例。
2．电解质分类：强电解质和弱电解质。
3．强电解质和弱电解质的区分方法与实例。
能力目标： 1．通过演示电解质导电实验，培养学生实验探索能力。
2．通过区分强电解质和弱电解质，培养学生分析判断能力。
情感目标：在分析强弱电解质的同时，体会结构和性质的辩证关系。
教学过程 1．基础知识导学（1）电解质与非电解质。
在溶液里或熔融状态下能导电的化合物叫电解质。
插入演示实验：电解质溶液的导电性实验。
问题讨论：（1）是非辩论。
①电解质一定是化合物，非电解质一定不是化合物。
②化合物一定是电解质。
③单质是非电解质。
（2）哪些物质是常见电解质？它们结构的特点是什么？是不是电解质？为什么？、氨气溶于水都能导电，是电解质吗？氯化氢和盐酸都叫电解质吗？（3）电解质溶液导电能力电解质溶液导电能力强弱与单位体积中能自由移动的离子数目有关，即与自由移动的离子的浓度（非绝对数目）有关。