第二单元 溶液的酸碱性第二课时教案

强电解质和弱电解质

知能定位

1.了解强、弱电解质的概念和强、弱电解质在水溶液中电离程度的差异及原因。

2.在化学平衡概念的基础上理解电离平衡概念。

3.知道电离平衡常数的含义，能说明温度、浓度、外加物质对电离平衡的影响。

4.会书写强弱电解质的电离方程式。

情景切入

同浓度的盐酸和CH3COOH溶液导电能力为何不相同呢？它们的水溶液中存在哪些粒子？

自主研习

一、强电解质和弱电解质

1.电解质和非电解质

（1）电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。

（2）非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物。

2.强电解质和弱电解质

（1）概念

①弱电解质：在水溶液中完全电离的电解质。

②弱电解质：在水溶液中只有部分电离的电解质。

（2）常见强、弱电解质（填物质种类）

①强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐。

②弱电解质：弱酸、弱碱和水。

二、弱电解质的电离平衡

1.概念

在一定条件（如温度、浓度一定）下，弱电解质在溶液中电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化的状态。

2.特征

动

——电离平衡是一种动态平衡

↓

等

——达平衡时，v(电离)＝v

↓

定

——平衡时，溶液中溶质分子、离子浓度保持不变

↓

变

——当条件改变时，电离平衡被破坏，可能发生平衡移动

3.影响因素

（1）内因：弱电解质本身的性质是决定性因素。

（2）外因

4.电离方程式的书写

（1）强电解质电离方程式的书写

强电解质完全电离，书写电离方程式时用“==”,

①H2SO4的电离方程式：

H2SO4==2H++SO2-4。

②NaOH的电离方程式：

NaOH==Na++OH-。

③Na2CO3的电离方程式：

Na2CO3==2Na++CO2-3。

（2）弱电解质电离方程式的书写

弱电解质部分电离，书写电离方程式用“”

①CH3COOH的电离方程式：

CH3COOHCH3COO-+H+。

②NH3·H2O的电离方程式：

NH3·H2ONH+4+OH-。

（3）多元弱酸分步电离，电离方程式必须分步书写。多元弱碱电离方程式一步写出。

①H2CO3H++HCO-3

HCO-3H++CO2-3

②Cu(OH) 2Cu2++2OH-

三、电离平衡常数和电离度

1.电离平衡常数

（1）定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度幂之积与溶液中

未电离的分子的浓度幂之积之比是一个常数。其中Ka表示弱酸的电离平衡常数，Kb表示弱碱的电离平衡常数。

（2）表示方法

对于ABc(A)·c(B)A+B,K=。

C(AB)+-(3)K

表征了弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大。

（4）影响因素

K只与电解质的性质和温度有关。对同一弱电解质，温度一定，电离常数一定；温度升高

时，电离常数越大。

2.电离度

（1）弱电解质的电离度可表示为

α=已

电离的弱电解质浓度×100%

弱电解质的初始浓度（2）影响电离度的因素

①温度

升高温度，电离平衡向正方向移动，电离度增大。

②浓度

加水稀释，电离平衡向正方向移动，电离度增大，即浓度越大，电离度越小，浓度越小，电离度越大。

课堂师生互动

知识点1

强电解质与弱电解质的比较

强电解质

弱电解质

定义

化合物类型

电离程度

电离过程

溶液中存在粒子（水分子不计）

实例

溶于水后全部电离的电解质

离子化合物及具有强极性键的共价化合物

全部电离

不可逆过程，无电离平衡

只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子

溶于水后部分电离的电解质

某些具有弱极性键的共价化合物

只有部分电离

可逆过程，存在电离平衡

既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子

（1）绝大多数的盐（包括难溶性盐）（1）水

（2）强酸：H2SO4、HCl、HClO4等（3）（2）弱酸：H2CO3、CH3COOH等

强碱：Ba(OH) 2、Ca(OH)2等

（3）弱碱：NH3·H2O等

特别提醒

(1)判断某一物质为强电解质还是弱电解质时，只能根据其电离程度进行判断，而不能根据溶液中离子浓度的大小或溶液的导电能力的强弱进行判断。与溶解性无关。

（2）难溶于水的BaSO4、CaCO3等属于强电解质，因为它们溶于水的部分完全电离。

（3）离子化合物可在水溶液中或熔融状态下导电，共价化合物只有在水溶液中导电。在熔化状态下能否导电，是判断离子化合物和共价化合物的标志。

考例1

关于强、弱电解质及非电解质的组合完全正确的是(

)

A B C D 强电解质

弱电解质

非电解质

NaCl HF Cl2

H2SO4

BaSO4

CS2

CaCO3

HClO C2H5OH HNO3

HI SO2

解析：A项中Cl2是单质，既不是电解质也不是非电解质；B项BaSO4是难溶物，但溶解部分完全电离所以BaSO4是强电解质；D项HI在水溶液中完全电离是强电解质，故选C。答案：C

变式探究1

关于强、弱电解质叙述正确的是(

)

A.强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物

B.强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物

C.强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子

D.强电解质的水溶液导电能力强，弱电解质的水溶液导电能力弱

解析：判断强、弱电解质的关键是看化合物自身是否能在水中全部电离成离子，强电解质在水中完全电离，无溶质分子，弱电解质在水中部分电离，有离子也有溶质分子，从电解质的结构来看，强电解质包括离子化合物和含强极性键的共价化合物，故A错误，C正确；电解质的强弱与电解质的溶解性、导电能力强弱之间没有必然联系，如CaCO3难溶于水，但其溶于水的部分全部电离，故CaCO3为强电解质，B、D错误。

答案：C

考点2

影响电离平衡的外界因素及影响因素

当外界条件（如浓度、温度等）发生变化时，电离平衡就会发生移动。弱电解质的电离平衡移动遵循化学平衡移动原理。现以0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。

n (H+) c (H+) c (CH3COO-) Ka

pH 因素

平衡移导电能力

动方向

升温（不考虑挥发）

加冰醋酸

加入物质

右

增大

增大

增大

增大

减小

增强

右

CH3COONa 固体

增大

左

增大

减小

增大

减小

增大

增大

减小

增大

减小

减小

不变

增大

减小

增大

减小

减小

不变

不变

不变

不变

增强

增大

减小

增大

增大

增强

增强

增强

减弱

通HCl气体

左

NaOH

右

右

加水稀释

特别提醒

(1)在根据平衡移动原理来判断平衡移动方向以及对有关物质浓度的结果分析时，要注意平衡移动时相关物质的量的变化程度与溶液体积变化程度的相对大小。

（2）多元弱酸，由于第一步电离产生的H-对第二步电离起抑制作用，故溶液的酸性主要是由第一步电离决定。

考例1

0.1 mol·L-1 CH3COOH 溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起(

)

A.溶液的pH增大

B.CH3COOH电离度变大

C.溶液的导电能力减弱

D.溶液中c(OH-)减少

解析：

CH3COOH溶液中存在CH3COOHCH3COO-+H+。当加水稀释时，溶液中CH3COOH、CH3COO-、H+的浓度都减小。所以CH3COOH溶液的pH增大。因为溶液变稀，所以CH3COOH电离度变大。当加入CH3COONa晶体时，发生CH3COONa==CH3COO-+Na+，使得溶液中c(CH3COO-)变大，平衡CH3COOHCH3COO-+H+左移，CH3COOH电离度变小，c(H+)减小。

答案：A 变式探究2

醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH++CH3COO-，下列叙述不正确的是(

)

A.CH3COOH溶液中离子浓度的关系满足：c(H+)=c(OH-)+c（CH3COO-）

B. 0.1 mol/L的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c（OH-）

C.CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，平衡逆向移动

D.常温下，pH=2的CH3COOH溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH<7答案：B

解析：本题考查了电离平衡和溶液中离子浓度问题。A项中满足电荷守恒正确；B项中当加水稀释时c(OH-)增大，故错误；C项中加入CH3COONa相当于增大了CH3COO-浓度醋酸电离平衡左移，C项正确；D项中当两者等体积混合后，由于CH3COOH部分电离而NaOH完全电离，所以CH3COOH过量，pH<7，正确。

变式探究3 今有c(H+)相同的硫酸和醋酸100 mL，将足量的镁条加入到硫酸溶液和醋酸溶液中，关于反应的叙述正确的是(

)

A.

B.

C.

D.

答案：D

解析：虽然硫酸是强电解质，醋酸是弱电解质，但是溶液中c(H+)是相同的，所以刚开始时反应速率是相同的，但随着反应的进行，硫酸溶液中的c(H+)逐渐减小，反应速率减慢；而醋酸溶液中存在电离平衡:CH3COOHCH3COO-+H+，当镁与溶液中的H+反应后，平衡向电离的方向移动，补足了因与镁反应损失的H+，所以从整个反应过程看，醋酸与镁的反应速率快、产生的氢气大于硫酸与镁的反应。