能否电离是否完全考点31电离平衡1．复习重点1．强、弱电解质的概念及电离方程式的书写；2．弱电解质的电离平衡；电离平衡常数。2．难点聚焦（一）强电解质、弱电解质1．相互关系否——非电解质化合物是——强电解质能否——弱电解质热或水的作用电解质自由移动离子电离思考：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氯水↓↓即不是电解质HCl.HclO又不是非电解质发生电离（2）CO2碳酸溶液↓↓非电解质H2CO3电离（3）Na2ONO2OH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2．比较强、弱电解质强电解质弱电解质电离程度完全部分电离平衡不、不可逆有、可能过程表示溶液中存在的微粒====只有电离出的阴、阳离子，不即有电离出的阴、阳离子（少部分），（水分子不计）存在电解质分子又有电解质分子（大部分）。电离方程式H2SO4====2H++SO42—CaCl2====Ca2++2Cl—NH3·H2ONH4++OH—H2SH++HS—，HS—H++S2—实例绝大多数的盐（包括难溶性盐）；强酸：H2SO4、HCl、HclO4等；强碱：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。注意：多元强酸电离一步完成且完全如HnA====Nh++An—而多元弱酸的电离是分步进行的，且第二步电离比第一步电离困难，第三步电离比第二步电离更困难，但每步电离都存在相应的电离平衡，因此应分步书写电离方程式。例如磷酸的电离方程式应写三步：H3PO4H++H2PO4—，H2PO4—H++HPO42—HPO42—H++PO43—，不能合并成H3PO43H++PO43—。由于磷酸溶液中的[H+]主要由第一步电离决定，因此磷酸的电离方程式有时也可只写第一步。对HnA弱酸而言，电离方程式可只考虑：HnAH++Hn+A—想一想：为什么多元的酸电离下一步比上一步困难，电离程度小得多，甚至可忽略？（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动——动态平衡：V（闻子化）=V（分子化）≠0。在电离方程式中用“”表示。②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③变——条件改变，平衡被打破。（3）影响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/1CH3COOH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。如较浓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—代替，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。（四）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)=100018=55.6(mol)共有10—7mol发生电离H2OH++OH—起始(mol)55.600电离(mol)10—710—710—7平衡(mol)55.6－10—710—710—725℃[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...
