高中化学电离
高中化学【电解质的电离】
第2节电解质的电离离子反应第1课时电解质的电离学习目标：1.了解电解质导电的原因。
2.了解电离、电解质的概念。
(难点)3.学会书写电离方程式。
(重点)一、电离和电离方程式1．化合物导电的原因(以NaCl为例分析)2．电离：化合物溶于水或受热熔化时解离成能够自由移动的离子的过程称为电离。
3．电离方程式(1)含义：用化学式和离子符号表示电离过程的式子。
(2)写出①HCl、②H2SO4、③NaCl的电离方程式。
①HCl===H＋＋Cl－；②H2SO4===2H＋＋SO2－4；③NaCl===Na＋＋Cl－。
4．从电离的角度认识酸、碱、盐(1)酸：电解质发生电离时，生成的阳离子全部是H＋的化合物。
(2)碱：电解质发生电离时，生成的阴离子全部是OH－的化合物。
(3)盐：电解质发生电离时，生成金属阳离子(或铵离子)和酸根离子的化合物。
微点拨：(1)电离方程式遵循质量守恒和电荷守恒。
(2)电离时，生成H＋的化合物不一定是酸，如NaHSO4。
二、电解质1．电解质(1)概念：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
(2)常见物质：酸、碱、盐等。
微点拨：(1)电解质都必须是化合物。
(2)电解质导电的条件是溶于水或熔融状态，二者具备其一即可。
2．强电解质(1)定义：在水溶液中能完全电离的电解质。
(2)常见物质：强酸、强碱、大部分盐。
(3)电离方程式强电解质的电离方程式用“===”，如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO2－4，KOH：KOH===K＋＋OH－。
3．弱电解质(1)定义：在水溶液中部分电离的电解质。
(2)常见物质：弱酸、弱碱、水。
(3)电离方程式弱电解质的电离方程式用“”，如CH3COOH：CH3COOH CH3COO－＋H＋，NH3·H2O：NH3·H2O NH＋4＋OH－。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)(1)固体NaCl不能导电。
()(2)盐中一定存在金属阳离子。
高中化学知识点规律大全——电离平衡
高中化学知识点规律大全——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是化学中常见的两种电解质。
强电解质是指在水溶液中全部电离为离子的电解质，包括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，如强酸、强碱、盐等。
弱电解质是指在水溶液中仅部分电离为离子的电解质，包括某些具有极性键的共价化合物，如水、弱酸、弱碱等。
强电解质和弱电解质都属于电解质。
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，可以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。
2.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：电离平衡是动态平衡，电离方程式中用可逆符号“↔”表示。
例如：CH3COOH ↔ CH3COO- + H+。
NH3·H2O ↔ NH4+ + OH-。
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。
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。
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 NH3·H2O溶液（显浅红色）中，存在电离平衡：NH3·H2O + OH- ↔ NH3·H2ONH4+。
当向其中加入少量NH4Cl固体时，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；加入NaOH固体时，NaOH溶于水时电离产生的OH-抑制了NH3·H2O的电离平衡向正向移动，c(OH-)增大，溶液红色加深。
高中化学电离平衡九大知识点
高中化学电离平衡九大知识点一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或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。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
高考化学电离知识点
高考化学电离知识点电离是高中化学中一个非常重要的知识点。
它关乎着各类化学反应的进行以及物质的性质。
在高考化学考试中，对电离知识的理解和掌握显得尤为关键。
本文将着重介绍高考化学电离知识的相关内容。
一、电离的概念及相关术语1. 电离的定义电离是指在化学反应中，原子、分子或离子损失或获得一个或多个电子的过程。
2. 电离反应电离反应是指在化学反应中，物质中的原子、分子或离子发生电离的反应。
根据反应中电离的程度可以分为完全电离和部分电离两种情况。
3. 电离度电离度描述了物质电离的程度，是指在一定条件下离子溶液中离子的浓度与该溶液中本物质初始浓度之比。
电离度可以用α表示，即α = (电离物质浓度/初始物质浓度) × 100%。
二、电离的分类根据电离的性质和方式，电离可分为三类：电离解离、电离解聚和电离溶解。
1. 电离解离电离解离是指分子化合物在溶液中分解成带电离子的过程。
例如NaCl溶解在水中时，会分解为Na+和Cl-两种离子。
2. 电离解聚电离解聚是指带电离子重新结合成为分子化合物的过程。
例如Cl-与Na+结合形成NaCl。
3. 电离溶解电离溶解是指物质在水溶液中发生电离，形成带电离子的过程。
例如强酸和强碱在水中的电离溶解。
三、电离常数和电离平衡1. 电离常数电离常数是描述电离反应程度的物理量。
对于电离反应A ⇌ B+ +C-，其电离常数（K）定义为K = [B+][C-]/[A]，方括号内的字母代表物质的浓度。
2. 电离平衡当电离和解离的速率相等时，体系达到了电离平衡。
在电离平衡下，电离物质的浓度和解离物质的浓度之间存在着一定的数学关系，即电离常数。
四、酸碱离子的电离及其性质1. 强酸和强碱的电离强酸和强碱在水中的电离是完全的，即它们能够完全电离为H+和OH-离子。
2. 弱酸和弱碱的电离弱酸和弱碱在水中的电离是部分的，只有部分分子会电离为带电离子。
3. 酸碱离子的性质酸溶液会产生酸性离子H+，碱溶液会产生碱性离子OH-。
高中化学 第二章 第2节电解质的电离 离子反应(1)电解质的电离
（
）
（）
③电解质在任何状态都能导电。
（
）
④能导电的物质都是电解质。
(
）
⑤强电解质溶液的导电能力一定强于弱电解质溶液。
（
）
⑥固态NaCl和液态HCl都不能导电，所以NaCl、HCl不属于电解质。（ ）
(1)液氯不导电属于非电解质。
(3)H2SO4是强电解质，故浓硫酸具有强的导电性。 (4)氨水导电，液氨不导电，所以氨水是电解质。
【例1】下列物质中属于电解质的是
；
属于非电解质的是
。
①液态HCl ② 醋酸 ③浓硫酸 ④固态NaOH ⑤酒精 ⑥熔融NaCl
⑦KNO3 ⑧CO2 ⑨NH3 ⑩BaSO4 ⑪Cu ⑫石墨 ⑬ Na2O ⑭ Na2SO4 溶液 ⑮氨水 ⑯CuSO4·5H2O ⑰Fe(OH)3胶体
思维导图：电解质、非电解质判断
⑪.Na2O ⑫.铜 ⑬.盐酸
四、电离方程式 用化学式和离子符号表示电解质电离过程的式子。
强电解质一步完全电离，用“=” 多元弱酸分步电离 弱电解质不完全电离，用“ ”
多元弱碱一步到位
H2SO4_____________________________ HCl_____________________________
弱酸、弱碱、H2O、少数盐(醋酸铅(CH3COO)2Pb 、氯化汞HgCl2、溴化汞HgBr2等)
思考：向1mol/L的醋酸溶液中加入氢氧化钠固体至恰好中和，溶液的导电能力如何变化？ 向1mol/L的盐酸溶液中加入氢氧化钠固体至恰好中和，溶液的导电能力如何变化？
【例2】判断下列说法是否正确：
①SO3的水溶液能导电，所以SO3属于电解质。 ②AgCl难溶于水，所以AgCl属于弱电解质。
5初高中化学衔接——电离的概念电离方程式的书写
初高中化学衔接——电离的概念电离方程式的书写第一局部：知识点讲解知识点1：了解电离的概念电离:电解质溶于水或受热熔化时，离解成自由移动离子的过程。
知识点2：掌握酸碱盐的电离方程式的书写方法强酸的电离：HCl == H + + Cl－； H2SO4 == 2H + + SO42－一元弱酸：CH3COOH H++CH3COO–多元弱酸分步电离：H2CO3H++HCO3－，HCO3- H++CO32－强碱的电离：NaOH == Na+ +OH－；Ca(OH)2 == Ca2+ +2OH－一元弱碱：NH3·H2O NH4++OH–多元弱碱：多元弱碱一步完成。
Cu(OH)2 Cu2++2OH-盐的电离：NaCl===Na++Cl- ；(NH4)2SO4 ===2NH4++SO42-强酸的酸式盐电离：KHSO4 === K++H++SO42-弱酸的酸式盐电离：KHCO3 == K++ HCO3-第二局部：教材分析和处理建议初中教材要求：了解酸碱盐的概念，离子的概念，但对电离概念并未涉及高中要求：正确书写各种电解质的电离方程式建议：在高中化学第一章第二节离子反响前补充酸碱盐的电离第三局部：教案知识目标：1、通过导电性实验，了解某些化合物的枯燥晶体不导电，溶于水时可导电。
2、从有些化合物水溶液能导电的现象了解电离。
3、由电离概念理解电离方程式。
能力目标：从感性认识逐步上升到理性认识，提高开展思维和逻辑推理的能力。
情感、态度与价值观:学生在固体导电的根底上懂得溶液导电性原理，建立统一规律。
教学方法：实验讲读法、启发式 学法指导：利用实验事实和现象，演绎推理得出溶液导电性原理，通过讨论使目标得以检测。
教学引导学生活动教学效果 [提问]：在初中化学里学过哪些主要化合物？ [导课]：从学生回忆学过的化合物，教师有意进行分类。
追问：溶液的特征是什么？引出本节课题。
[板书课题] [新课] 演示：① 氯化钠、硝酸钾、氢氧化钠、磷酸、酒精、蔗糖几种溶液的导电性。
高中化学电离平衡状态及特征归纳与分析
电离平衡状态及特征归纳与分析要点一、影响电离平衡的因素。
当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是：1、浓度：浓度越大，电离程度越小。
在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度会减小。
2、温度：温度越高，电离程度越大。
因电离过程是吸热过程，升温时平衡向右移动。
3、同离子效应：如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀HCl，平衡也会左移，电离程度也减小。
4、能反应的物质：如在醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
要点诠释：使弱酸稀释和变浓，电离平衡都向右移动，这二者之间不矛盾。
我们可以把HA的电离平衡HA H++A－想象成一个气体体积增大的化学平衡：A（g）B（g）+C（g），稀释相当于增大体积，A、B、C的浓度同等程度地减小即减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动，B、C的物质的量增加但浓度减小，A的转化率增大；变浓则相当于只增大A的浓度，v（正）加快使v（正）＞v （逆），平衡向正反应方向移动，A、B、C的物质的量和浓度均增大，但A的转化率降低了，A的物质的量分数增大了而B、C的物质的量分数减小了。
A的转化率即相当于弱酸的电离程度。
要点二、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，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积跟溶液中未电离的分子的浓度的比值是—个常数，这个常数叫做电离平衡常数。
用K表示。
2．数学表达式。
对一元弱酸（HA）：HA H++A－。
对一元弱碱（BOH）：BOH B++OH－。
3．K的意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸（弱碱）越强。
从K a和K b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：H2SO3（K a1=1.5×10－2）＞H3PO4（K a1=7.5×10－3）＞HF（K a=3.5×10－4）＞H2S（K a1=9.1×10－8）。
人教版高中化学必修一--第二章 《离子反应》--知识点归纳
2―《离子反应》--知识点归纳一、电离1、电离：电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。
2、酸、碱、盐的水溶液可以导电，说明他们可以电离出自由移动的离子。
不仅如此，酸、碱、盐等在熔融状态下也能电离而导电，于是我们依据这个性质把能够在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物统称为电解质。
二、电离方程式H 2SO 4 = 2H + + SO 42-HCl = H + + Cl -HNO 3 = H + + NO 3-硫酸在水中电离生成了两个氢离子和一个硫酸根离子。
盐酸，电离出一个氢离子和一个氯离子。
硝酸则电离出一个氢离子和一个硝酸根离子。
1、电离时生成的阳离子全部都是氢离子的化合物我们就称之为酸。
酸 —→ H ++ 酸根离子2、电离时生成的阴离子全部都是氢氧根离子的化合物叫做碱。
碱 —→ 金属离子 + OH -3、电离时生成的金属阳离子（或 NH 4+）和酸根阴离子的化合物叫做盐。
盐 —→ 金属离子/ NH 4+ + 酸根离子书写下列物质的电离方程式：KCl 、Na 2SO 4、AgNO 3、BaCl 2、NaHSO 4、NaHCO 3KCl == K ++ Cl ―Na 2SO 4 == 2 Na ++ SO 42 -AgNO 3 ==Ag + + NO 3―CH 3COOH == CH 3COOH ― + H + NH 3·H 2O == NH 4+ + OH ―酸式盐：NaHSO 4 == Na + + H + +SO 42 - NaHCO 3 == Na + + HCO 3―［小结］注意： 1、 HCO 3-（弱酸不能拆）、OH -、SO 42-等原子团不能拆开;2、HSO 4―在水溶液中拆开写，在熔融状态下不拆开写。
三、电解质与非电解质1、 ①电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物，如酸、碱、盐等。
②非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如蔗糖、酒精等。
2、总结： ①能够导电的物质不一定全是电解质。
高中化学电离平衡九大知识点
高中化学电离平衡九大知识点一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，叫电解质。
非电解质：在水溶液中或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。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质一一离子化合物或共价化合物非电解质一一共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4 全部电离，故BaSO4为强电解质）一一电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：人、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka 表示酸，Kb表示碱。
）二^ 表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]・c[OH -]25℃时，[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]・[OH -] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离KW〈 1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离KW〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
高中化学方程式：电离方程式
高中化学方程式：电离方程式
电离方程式描述了化学反应中的电离过程，指出了物质在水溶液中的电离成分和它们的电离程度。
下面是几个常见的高中化学电离方程式示例：
1. 酸的电离方程式：
HCl → H⁺ + Cl⁻
H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻
2. 碱的电离方程式：
NaOH → Na⁺ + OH⁻
KOH → K⁺ + OH⁻
3. 强电解质的电离方程式：
NaCl → Na⁺ + Cl⁻
HCl → H⁺ + Cl⁻
HNO₃ → H⁺ + NO₃⁻
4. 弱电解质的电离方程式：
CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺
H₂CO₃⇌ HCO₃⁻ + H⁺
需要注意的是，电离方程式的方向性表示了电离的程度。
箭头向右表示完全电离，箭头向左表示有反应物反离子的生成，并且这两种情况同时发生。
在弱电解质的情况下，电离方程式包含了双向箭头来表示平衡状态。
高中化学人教版选修四3.2-第一课时-水的电离
第二节水的电离和溶液的酸碱性第一课时 水的电离1．水是极弱的电解质，其电离方程式为H 2OH ＋＋OH －。
2．常温下，水的离子积常数K W ＝c (H ＋)·c (OH －)×10－14。
3．K W 只受温度的影响，不受溶液酸、碱性的影响，温度不变，K W 不变。
4．升高温度能促进水的电离，水的离子积常数增大。
水的电离水是一种极弱的电解质，电离方程式为H 2O ＋H 2O H 3O ＋＋OH －，简写为H 2OH ＋＋OH －，水的电离常数K 电离＝c (H ＋)·c (OH －)c (H 2O )。
2．影响水电离平衡的因素改变条件 水的电离 平衡 溶液中 c (H ＋) 溶液中 c (OH －) 升高温度 右移 增大 增大 加入酸 左移 增大 减小 加入碱 左移 减小 增大 加入活泼 金属(如Na)右移减小 增大1．[双选题]下列微粒中能影响水的电离平衡，且使水的电离平衡向左移动的是( ) A ．HSO －4 B ．C 2H 5OH C ．Na D ．[ O H]－解析：A 项HSO －4电离出H ＋使溶液显酸性抑制水的电离；B 项C 2H 5OH 是非电解质，对H 2O 的电离无影响；C 项金属钠使H 2O 电离平衡向右移动；D 项为OH －，抑制水的电离。
答案：AD水的离子积常数[自学教材·填要点]1．推导由精确的实验可知，25℃时，1 L纯水( mol)只有1×10－7 mol H2O电离，则c(H2O)几乎不变，可视为常数，又因为K电离为常数，所以c(H＋)·c(OH－)＝K电离·c(H2O)为一常数，记为K W。
2．表达式K W＝c(H＋)·c(OH－)；25℃时，K W＝×10－14。
3．影响因素水的离子积K W，只受温度的影响，温度升高，K W增大。
4．适用范围K W不仅适用于纯水，还可适用于稀的电解质水溶液。
高中化学 电离平衡
”号
多元弱酸分步写 多元弱碱一步完
【提示】 强酸的酸式盐书写电离方程式时，完全电离，写成离 子形式，如NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO42-，弱酸的酸式盐书写电 离方程式时，完全电离，但酸式酸根离子不能拆成离子形式，如 NaHCO3===Na＋＋HCO3-。
三、弱电解质的电离过程
思考与交流：
CH3COOH
电离
结合
CH3COO - + H+
c(Ac-)
最小
(1)醋酸在电离过程中各微粒浓度的变化？ c(H+) HAc初溶于水 紧接着 最后
最小
c(HAc)
最大
不变
不变
不变
(2)开始时，V电离 和 V结合怎样变化？
(3)当V电离 = V结合时，可逆过程达到一种什么样的状态？
三、弱电解质的电离过程
3、弱电解质溶液中存在电离平衡
电离速 率
弱电解质分子电离成 离子的速率 V电离 两种速率相等，处于电离 平衡状态 V电离 = V结
合
离子结合成弱电解质 分子的速率
V结合
时间
弱电解质电离平衡状态建立示意图
三、弱电解质的电离平衡
1.电离平衡定义：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和离子重新结合 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。 逆 电离平衡是对弱电解质而言，电离是可 逆的，强电解质不存在电离平衡 等 V电离=V分子化≠0 2.特点 动 电离平衡是一种动态平衡
增大
减少 减少
加NaOH 溶液
升温
三、弱电解质的电离平衡
4、电离平衡常数
CH3COOH CH3COO +H+
化学高中电离方程式
化学高中电离方程式一、电离方程式是什么呢？电离方程式啊，就像是化学世界里的一种小密码呢。
它是用来表示电解质在溶液中或者熔融状态下电离成离子的式子。
比如说吧，盐酸（HCl），它在水中会电离成氢离子（H⁺）和氯离子（Cl⁻），那它的电离方程式就是HCl = H⁺ + Cl⁻。
二、强电解质的电离方程式1. 强酸强酸那可都是电离能力超强的家伙。
像硫酸（H₂SO₄），它在水中是完全电离的哦。
它的电离方程式就是H₂SO₄= 2H⁺+ SO₄²⁻。
这里的2个氢离子可不能写错啦，因为硫酸分子里有2个氢原子，而且在电离的时候都会变成氢离子跑到溶液里呢。
硝酸（HNO₃）也一样，电离方程式是HNO₻ = H⁺ + NO₃⁻。
2. 强碱强碱也不示弱呢。
氢氧化钠（NaOH）在水中电离就变成了钠离子（Na⁺）和氢氧根离子（OH⁻），方程式就是NaOH = Na⁺ + OH⁻。
氢氧化钾（KOH）也是类似的，KOH = K⁺ + OH⁻。
3. 大多数盐像氯化钠（NaCl）这种盐，在水里会电离成钠离子和氯离子，方程式为NaCl = Na⁺ + Cl⁻。
还有硫酸铜（CuSO₄），它的电离方程式是CuSO₄ = Cu²⁺+ SO₄²⁻。
三、弱电解质的电离方程式1. 弱酸弱酸就不像强酸那么干脆啦。
比如说醋酸（CH₃COOH），它在水中是部分电离的，电离方程式是CH₃COOH ⇌ H⁺ + CH₃COO⁻。
这里的“⇌”可重要啦，它表示这个电离是可逆的，也就是说醋酸分子一边电离成氢离子和醋酸根离子，一边氢离子和醋酸根离子又会重新结合成醋酸分子呢。
2. 弱碱氨水溶液中的一水合氨（NH₃·H₂O）是弱碱，它的电离方程式是NH₃·H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻。
四、多元弱酸和多元弱碱的电离1. 多元弱酸多元弱酸的电离是分步进行的哦。
就拿碳酸（H₂CO₃）来说吧，它的第一步电离是H₂CO₃⇌ H⁺ + HCO₃⁻，然后碳酸氢根离子（HCO₃⁻）还会进一步电离，不过这一步就更难了，方程式是HCO₃⁻⇌ H⁺+ CO₃²⁻。
高中化学物质电离程度解题技巧
高中化学物质电离程度解题技巧在高中化学学习中，电离程度是一个重要的概念，它与酸碱性质、溶解度等有着密切的关系。
掌握物质的电离程度解题技巧，对于理解化学反应、预测化学性质以及解决实际问题都具有重要意义。
本文将介绍一些常见的电离程度解题技巧，并结合具体题目进行分析和说明，希望能对高中学生及其家长有所帮助。
首先，我们来了解一下电离程度的概念。
电离程度是指物质在溶液中发生电离的程度，通常用电离度（α）表示。
电离度是一个介于0到1之间的数值，表示溶液中有多少物质发生了电离。
对于强电解质来说，电离度接近1；而对于弱电解质来说，电离度则较小。
一、判断电离程度的大小在解题过程中，我们常常需要判断不同物质的电离程度大小。
一种简单的方法是比较物质的离子化合物和分子化合物的电离程度。
一般来说，离子化合物的电离程度要大于分子化合物。
例如，比较NaCl和CH3OH在水中的电离程度，我们可以发现NaCl是强电解质，完全电离，电离度接近1；而CH3OH是弱电解质，电离度较小。
二、判断酸碱性质电离程度与酸碱性质有着密切的关系。
对于酸性物质来说，电离程度较大；而对于碱性物质来说，电离程度较小。
我们可以通过比较不同物质的电离程度来判断其酸碱性质。
例如，比较HCl和CH3COOH在水中的电离程度，我们可以发现HCl是强酸，电离度接近1；而CH3COOH是弱酸，电离度较小。
三、计算电离度在解题过程中，有时需要计算给定物质的电离度。
电离度的计算公式为：α = (已电离物质的摩尔浓度) / (总物质的摩尔浓度)例如，计算0.1 mol/L的HCl在水中的电离度。
由于HCl是强酸，完全电离，所以已电离物质的摩尔浓度等于总物质的摩尔浓度，即0.1 mol/L。
代入公式，可得电离度为1。
四、应用解题技巧在解题过程中，我们还可以应用一些特殊的解题技巧。
例如，对于某些物质，我们可以通过查找参考书或者化学数据手册中的电离常数表来获得其电离程度。
电离常数表中列出了许多常见物质在不同条件下的电离常数，我们可以根据给定物质的电离常数来判断其电离程度。
高中化学必修一2.2电离和离子反应-知识点
高中化学必修一2.2电离和离子反应-知识点1、能在水溶液中或熔融状态下导电的化合物叫做电解质，常见的酸/碱/盐大多数是电解质；在水溶液或熔融状态下均不能导电的化合物叫做非电解质，蔗糖/酒精等有机化合物大多数都是非电解质。
2、电解质和非电解质，都是化合物，如果不是化合物，则既不是电解质，也不是非电解质。
比如：金属Cu能导电，但它是单质，NaCl溶液可以导电，但溶液是混合物，它们都既不是电解质，也不是非电解质。
SO2和NH3的水溶液能导电，但它们也不是电解质，因为不是它们本身电离，而是它们与水反应之后的物质（H2SO3和一水合氨）电离。
3、金属能够导电是因为自由电子。
电解质只有在水溶液中或熔融状态能够导电，是因为只有在这两种状态下能够产生可以自由移动的离子。
固态的电解质（比如固态NaCl）是不能导电的，因为没有产生可以自由移动的离子。
产生自由移动离子的过程叫做电离，用电离方程式表示，比如：NaCl=Na++Cl- 。
4、在水溶液中能够全部电离的电解质称为强电解质，强酸/强碱和大多数盐都是强电解质；不能完全电离的电解质称为弱电解质，弱酸和弱碱是弱电解质，水是极弱电解质。
5、弱电解质的电离是可逆的，其电离方程式用“⇌”表示。
比如：①CH3COOH⇌CH3COOH-+H+ ；②NH3·H2O⇌NH4++OH- 。
弱电解质溶液中除了有离子之外，还有未电离的分子。
二元弱酸的电离是分步进行的，比如碳酸的电离：①H2CO3⇌HCO3-+H+ ；②HCO3- ⇌CO32- +H+ 。
6、BaSO4和AgCl等物质虽然不溶于水，但熔融状态下可以导电，而且能完全电离，所以属于强电解质。
强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强，导电能力强弱的关键在与可自由移动的离子的浓度大小。
7、有离子参加或生成的反应是离子反应，酸/碱/盐在溶液中反应的实质就是离子之间的反应。
用实际参加反应的离子符号来表示反应的方程式叫做离子方程式，离子方程式比化学方程式更能体现反应的实质。
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高中化学电离、水解精品讲义一、弱电解质的电离1.电解质：在水溶液中活熔融状态下能导电的化合物。
2.非电解质：在水溶液中或熔融状态下不能导电的化合物。
3.电解质、非电解质、强电解质与弱电解质的比较类别电解质非电解质强电解质弱电解质概念溶于水后或熔融状态下能完全电离的电解质,溶于水后只有部分电离的电解质.在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物.化合物类型离子化合物、某些共价化合物电离程度完全电离部分电离不电离溶液中存在的粒子（水分子不计）只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子，既有电离出来的阴、阳离子，又有电解质分子，只有非电解质分子。
实例：绝大多数的盐（包括难溶性盐）；强酸：HCl、HNO3、H2SO4等；强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等极少数盐；弱酸：CH3COOH、H2CO3、HClO 等；弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；水也是弱电解质非金属氧化物：CO2、SO2、ClO2等；部分非金属氧化物：NH3、CH4、SiH4等；大多数有机物：C2H5OH、C12H22O11（蔗糖）、CCl4等相同点都是化合物思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。
有可能溶于水时就发生了化学变化。
如（1）Cl2−−→−溶于水氯水即不是电解质HCl、HClO又不是非电解质，发生电离。
（2）CO2−−→−溶于水碳酸溶液↓↓非电解质H2CO3电离。
（3）Na2O −−→−溶于水NaOH溶液↓↓虽不是本身电离子NaOH电离但可在熔融态电离，故它属强电解质。
(1)电解质的强弱与溶解性无关，某些盐如BaSO4、CaCO3等，虽难溶于水却是强电解质，因为它们溶于水的部分是完全电离的，尽管很难测出它们的导电性。
某些盐如HgCl2、Pb(CH3OO)2等尽管能溶于水，却部分电离，是弱电解质。
(2)电解质的强弱与溶液的导电性没有必然的联系，其导电能力强弱由自由离子的浓度决定，也与离子所带电荷多少有关，很稀的强电解质溶液的导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强。
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不一定弱。
(3)某些离子型氧化物，如Na2O、CaO、Na2O2等，它们虽然溶于水后的电离出来的自由离子不是自身的，但在熔化时却可自身完全电离，属于强电解质。
(4)强电解质的电离用“=”，弱电解质的电离用“ ”表示。
(5)NaHSO4在水溶液中的电离方程式为：NaHSO4=Na++H++SO42-，在熔融时的电离方程式为：NaHSO4=Na++HSO44.电离。
(1)概念：电解质在水溶液中或熔融状态下，离解成自由移动的离子的过程，叫电解质的电离。
电离不需通电，且一般为吸热过程。
(2)电离方程式及其书写用化学式和离子符号来表示电解质的电离过程的式子叫电离方程式。
书写电离方程式的原则和方法如下：强电解质：完全电离，符号用“=”。
如： HCl=H++Cl- CH3COONH4=CH3COO-+NH4+ Ba(OH)2=Ba2++2OH-。
所有强酸、强碱和大部分盐是强电解质。
弱电解质：部分电离，符号用“ ”。
如：CH3COOH CH3COO-+H+ NH3·H2O NH4++OH-。
所有的弱酸、弱碱、水和少部分盐是弱电解质。
(3)常见强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HIO3、HClO4等。
常见强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等。
常见弱酸：CH3COOH、H2CO3、HClO、H2S、H2SO3、HF、HCN、HNO2等。
常见弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等。
(4)注意问题：①多元弱酸是分步电离的，必须分步书写电离方程式或只写一步；多元弱碱也分步电离，但可按一步电离写出。
如氢硫酸：H2S H++HS-，HS- H++ S2-。
氢氧化铁：Fe(OH)3 Fe3++OH-。
②强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式根不完全电离。
如NaHSO4：NaHSO4=Na++H++SO42-（水溶液中）。
NaHCO3=Na++HCO3-（同时存在HCO3- H++CO32-）③在熔融状态时NaHSO4=Na++HSO4-（HSO4-中的共价键不断裂）。
④复盐能完全电离，如KAl(SO4)2：KAl(SO4)2=K++Al3++2SO42-⑤两性强氧化物同时存在酸式电离和碱式电离，如：H++AlO2-+H2O Al(OH)3 Al3++3OH-二、弱电解质的电离平衡1.概念弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、浓度），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的状态。
2.特点①逆：可逆反应，所有弱电解质的电离都是可逆的，只是达到平衡的前提条件。
②等：弱电解质分子的电离速率等于离子结成分子的速率，即v电离=v结合。
③动：动态平衡：v闻子化）=v分子化）≠0。
④定：平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变。
⑤变：条件改变，电离平衡被破坏，平衡发生移动，重新达到新的平衡。
3.电离平衡的因素与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起移动。
以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例：三、电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素①自由移动离子浓度的大小。
（主要决定因素）湿度一定，离子浓度越在，导电能力越强。
②湿度：湿度越高，导电能力越强。
（与金属导电相反）③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。
由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。
如：醋酸的导电能力可比极稀HCl溶液强。
CaCO3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差。
思考：若在某溶液中加入一种物质，出现沉淀，则溶液的导电能力一定减弱吗？（湿度不变）分析：不一定。
关键要看溶液中离子浓度有无显著变化。
如：（1）若在H2SO4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO4沉淀和极难电离的水，使溶液中离子浓度降低，导电能力降低。
（2）若在H2SO4溶液中加BaCl2，虽有沉淀BaSO4生成，但同时生成了HCl，相当于1molSO42-2molCl-替，故导电能力有所增强。
（3）若在HCl溶液中加AgNO3，则导电能力几乎不变。
三、水的电离平衡1.实验证明，纯水微弱的导电性，是极弱的电解质：2.25℃1LH2O的物质的量n(H2O)=18 1000=55.6(mol) 共有10-7mol发生电离H2O H++OH- 起始(mol) 55.6 0 0 电离(mol) 10-7 10-7 10-7 平衡(mol)55.6-10-7 10-7 10-7 25℃[H+]·[OH-]= 10-7=10-14=Kw的离子积常数。
2．影响Kw的因素Kw与溶液中[H+ ]、[OH—]无关，与湿度有关。
水的电离为吸热过程，所以当湿度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。
例如100℃，1LH2O有10-6mol电离，此时水的离子积常数为Kw=10-6·10-6=10-12. 3.影响水的电离平衡因素（1）湿度，升湿度促进水的电离，降温则相反。
（2）向纯水中引入H+ 或OH—，会抑制水的电离（3）向纯水中引入弱酸酸根阴离子或弱碱阳离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实质。
项目变化项目加水升温加入固体NaOH 加入无水 CH3COONa 通入气体HCl 加入等浓度的CH3COOH 平衡移动右移右移右移左移左移不移动 H+的物质的量（mol）增大增大减小减小增大增大 [H+]浓度(mol) 减小增大减小减小增大不变 PH值增大减小增大增大减小不变导电能力减弱增强增强增强增强不变酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算。
（列表比较如下：）[H+ ]水与[OH- ]水关系x的计算式室温x值对水电离影响纯水 [H+]水=[OH- ]水x=Kw x=1×10-7 mol/L 对水电离影响酸溶液x=][+HKw x＜1×10-7 mol/L 碱溶液x=][-OHKw 抑制正盐溶液强酸弱碱盐强碱弱酸盐强碱强酸盐 x=[H+ ] x＞1×10-7 mol/L 促进x=[OH— ] x=Kw x=1×10-7 mol/L 无注[H+]水、[OH—]水指水电离出的H+、OH—浓度。
[H+]水、[OH—]指指溶液中的H+、OH-浓度由上表可得重要规律：（1）在任意湿度、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H+]水≡[OH-]水（2）酸和碱对水的电离均起抑制作用①只要碱的pH值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。
②若酸溶液的pH值与碱溶液的pOH值相等，则两种溶液中水的电离度相等。
如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的[H+]水=[OH-]水=3 14 1010 --=10-11mol/L （3）在凡能水解的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱的碱盐的pH和强碱弱酸盐的pOH值相等时（同一湿度），则促进程度相等。
（4）较浓溶液中水电离出[H+]的大小：①酸溶液中[OH-]等于水电离的[H+] ②碱溶液中[H+]等于水电离的[H+] ③强酸弱碱盐溶液中的[H+ ]等于水电离出[H+] ④强碱弱酸盐溶液中的[OH— ]等于水电离出的[H+] 如pH=4的NH4Cl溶液与pH=10的NaAc溶液中，（室温）由水电离出的[H+]水=[OH—]水=10 14 1010--=10-4mol/L四、盐类的水解1.盐类水解的实质及规律(1)盐类水解的定义盐电离出来的一种或多种离子跟水电离出来的H+或OH-生成弱电解质的反应叫盐类的水解。
如：NH4Cl 水解：NH4Cl+H2O NH3·H2O +HCl 又如CH3COONa水解：CH3COO-+H2O CH3COOH +OH-(2)盐类水解的实质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，从而破坏了水的电离，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性，从而促进了水的电离。
(3)盐类水解的条件①盐必须溶于水中。
②盐中须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子（有弱才水解，强酸强碱盐不水解）。
(4)盐类水解的特征①从形式上看，盐类的水解可看做酸碱中和反应的逆反应：盐+水 酸+碱②水解反应为吸热反应。
（∆H＞0）③强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解反应程度一般较小，因此水解方程式中的生成物一般不写“↓”和“↑”，不写成分解产物的形式，如H2CO3不写为CO2和H2O。
(5)盐类水解的规律规律：有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱双水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。
①组成盐的弱碱阳离子（M+）能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子（A-）能水解显碱性。