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 强电解质 溶于水后或熔融状态下概念 能完全电离的电解质 离子化合物、某些共价化化合物类型 合物 电离程度 溶液中存在的粒子（水分子不计） 完全电离 只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 绝大多数的盐（包括难溶性盐）；强酸：HCl、部分电离 既有电离出来的阴、阳离子，又有电解质分子 极少数盐；弱酸：CH3COOH、H2CO3、等；弱碱：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 都是化合物 不电离 只有非电解质分子 的电解质 某些共价化合物 下都不能导电的化合物 某些共价化合物 弱电解质 溶于水后只有部分电离非电解质 在水溶液中和熔融状态HNO3、H2SO4等；强碱：HClO实例 KOH、NaOH、Ba(OH)2等 NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；水也是弱电解质 相同点 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
（2）CO2
?溶于水??? 碳酸溶液
↓ ↓ 非电解质 H2CO3电离 （3）Na2O
?溶于水??? 氯水 ?溶于水??? NaOH溶液
↓ ↓ 即不是电解质 HCl、HClO 又不是非电解质 发生电离
↓ ↓ 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
注意：
(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++HSO4- 4.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。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=K++Al3++2SO42-
弱电解质：部分电离，符号用“?”。如：
KAl(SO4)2：
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：
项目 变化 项目 平衡移动 H+的物质的量（mol） [H+]浓度(mol) PH值 导电能力
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-被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。
右移 增大 减小 增大 减弱 右移 增大 增大 减小 增强 右移 减小 减小 增大 增强 加水 升温 加入固体NaOH 加入无水 CH3COONa 左移 减小 减小 增大 增强 通入气体 HCl 左移 增大 增大 减小 增强 加入等浓度的CH3COOH 不移动 增大 不变 不变 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)=1000=55.6(mol)
18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
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。
+
—
+
—
25℃[H+]·[OH-]= 10-7=10-14=Kw的离子积常数。 2．影响Kw的因素
酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算。（列表比较如下：）
纯水 酸溶液 [H]水与[OH]水关系 +-x的计算式 x=Kw x=Kw [H?]x=Kw [OH?]x=[H] x=[OH] x=Kw —室温x值 x=1×10mol/L -7对水电离影响 对水电离影响 x＜1×10mol/L 抑制 -7-7碱溶液 正 盐 溶 液 [H]水=[OH]水 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 强碱强酸盐 +-+x＞1×10mol/L -7促进 x=1×10mol/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=10?1410?3=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
?1410?10=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CH3COONaCH3COOH +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。
水解：CH3COO-+H2O?
(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。 M++H2O? MOH +H+ A-+H2O? HA +OH-
②盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，溶液碱性（或酸性）越强。
③多元弱酸根，正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，如CO32-比HCO3-的水解程度大，溶液的碱性更强。
④双水解，双水解反应的离子方程式的书写遵循“有氢无水，无氢有水”的规律，如：
Al3++ 3HCO3-? Al(OH)3↓ +3CO2↑
HCO3-中有氢，虽水解过程中有水参加反应，但水解后又有水生成，且量相等，故离子方程式中无水的分子式。
2Al3++S2-+ 6H2O? Al(OH)3↓ +3H2S↑ Al3+、S2-无氢，故方程式中出现水的化学式。 NH4+同SiO32-、AlO2-要考虑双水解；Al3+同S2-、SiO32-、CO32-、HCO3-、ClO-、AlO2-等要考虑双水解；
Fe3+同SiO32-、CO32-、HCO3-、ClO-、AlO2-等要考虑双水解。
2.盐类水解离子方程式的书写
(1)左边写水解的离子符号和水的化学式，右边写生成的弱电解质的化学式和相应生成的H+（或OH-）。 (2)由于水解较弱，除完全双水解以外，一般都不可能进行完全，所以中间用“?”连接，但完全双
水解中间用“=”连接。
(3)除完全双水解外，在生成物中一般不标气体符号“↑”和沉淀符号“↓”，但完全双水解要标。 (4)多元弱酸根的正酸根离子的水解是分步进行的，其水解离子方程式要分步写，不能一步完成，其水解程度正酸根离子要远大于酸式酸根离子。 现就盐类水解的离子方程式的书写方法与步骤举例说明如下：
NH4Cl：NH4Cl+H2O? NH3·H2O +HCl
NaCO3：CO32-+H2O? HCO3-+OH-，HCO3-+H2O? H2CO3+OH-
Al2(SO4)3：Al3++ 3H2O? Al(OH)3 +3H+ NaAlO2：AlO2-+H2O? Al(OH)3 +OH- NH4HS：NH4++HS-+H2O? NH3+H2S 双水解：
Al3+与CO32-：2 Al3++ 3CO32-+3H2O== Al(OH)3↓+
CO2↑
Al3+与AlO2-：Al3++AlO2-+6H2O== 4Al(OH)3↓
3.影响盐类水解平衡的因素 (1)内因
主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大（越弱越水解）。 (2)外因
①温度：水解过程是吸热过程，故升温使水解程度增大，反之则减小。
②浓度：盐溶液越稀，水解程度越大，反之越小。外加酸、碱等物质抑制或促进盐的水解。 盐的浓度越大，水解程度越小，但水解产生的H+浓度或OH-浓度越大，该盐溶液的酸性（或碱性）比该盐的稀溶液酸性（或碱性）强。 ③外加酸碱液对盐水解反应的影响：
向盐溶液中加入H+，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH-，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。
4.盐类水解的应用
(1)判断盐溶液的酸碱性（或pH范围）。例如，AlCl3溶液的pH＜7， 显酸性。
(2)判断酸碱完全中和（恰好反应）时溶液的酸碱性。例如，等体积、等物质的量浓度的氨水跟盐酸混合后，因为完全反应生成了强酸弱碱盐NH4Cl，故pH＜7， 显酸性。
(3)比较盐溶液中离子浓度的大小或离子数目的多少。例如，在碳酸钠晶体中，n(Na+)=2n(CO32-)，但在Na2CO3溶液中，由于CO32-的水解c(Na+)＞c(CO32-)。
(4)配制盐溶液。配制强酸弱碱盐（如含Fe3+、Al3+、Cu2+、Sn2+、Fe2+的盐）溶液时，加入少量对应酸以防止水解。
配制弱酸强碱盐时，加入少量对应的碱以防止水解。例如，配制Na2S溶液时，需加入少量的NaOH固体，以抑制S2-的水解。
(5)利用盐水解的原理，使某些弱碱阳离子水解生成氢氧化物沉淀而将其除去。例如，固体KNO3中含有Fe( NO3)3时，先将其溶于蒸馏水中，再加热，使Fe3+水解生成Fe(OH)3沉淀后过滤除去。又如，在酸性MgCl2溶液中混有FeCl3，要除去Fe3+，可利用Fe3+比Mg2+水解程度大得多的原理，向溶液中