1、1. 沉淀溶解平衡與電離平衡有什么區別？難溶電解質物質的溶解過程與電離過程 例如Baso4,是不是先溶解后完全電離呢？難溶電解質物質的溶解過程與電離是什么關系 我 由于硫酸鋇是強電解質，即溶液中不存在硫酸鋇分子，所以，硫酸鋇的溶解和電離同步，溶解即電離，一般只寫其溶解平衡，而不應該寫電離平衡。其他難溶的強電解質與此相同，常見于難溶鹽。固體化合物AmBn難溶于水，但仍有部分An+和Bm-離開固體表面進入溶液，同時進入溶液的An+和Bm-又會在固體表面沉淀下來，當這兩個過程速率相等時，離子An+和Bm-的沉淀與固體AmBn的溶解在水中達到平衡狀態，固體的量就不再減小，得到AmBn的飽和溶液。這種平

2、衡狀態叫做沉淀溶解平衡。具有極性共價鍵的弱電解質(例如部分弱酸、弱堿)（水也是弱電解質）溶于水時，其分子可以微弱電離出離子；同時，溶液中的相應離子也可以結合成分子。一般地，自上述反應開始起，弱電解質分子電離出離子的速率不斷降低，而離子重新結合成弱電解質分子的速率不斷升高，當兩者的反應速率相等時，溶液便達到了電離平衡。那Ca(OH)2為什么是中強堿？不完全電離嗎？ 回答強堿和堿性強弱不是一個概念，強堿說的是這種物質是堿性強的物質。而堿性強弱，一般是指溶液的酸堿性。Ca（OH）2本身是強堿，但是它的溶液顯示的堿性卻不強，也就是說PH值不大，因為它在水中的溶解度不大，微溶于水但溶于水的部分完全電離，

3、Ca(OH)2是強電解質，電解質強弱與其電離程度有關，與其溶解度無關。2. 弱電解質是不是難電離的物質？那又是不是難溶物？不是的 強電解質指的是在水溶液中完全電離的物質 它和溶解度大小沒有關系 只有溶解的那一部分完全電離 那就是強電解質了 所以BASO4雖然是難溶物 但它在水中不可能完全一丁點都不溶解 而溶解的那一丁點 BASO4是完全電離為BA2+和SO42-的 所以 它是難溶物 卻也是強電解質 類似的情況還有很多的 比如CACO3 BACO3 等等 大部分的難溶鹽其實都是強電解質 同理 弱電解質就是在水中不完全電離的物質 它和溶解度一樣沒有關系 所以 弱電解質是難電離的物質 不一定是難溶物

4、 強電解質是難完全電離的物質 也不一定是難溶物 夠清楚了嗎？你說的那些觀點 他們的理解是難電離就是完全不能電離 這是一種理解的方法但不一定的 到底弱電解質和難電離是不是相同 要看怎么定義這個難電離了總之 只要記住 弱電解質是不能完全電離的物質 注意 不能完全 那就夠了和難電離的物質 略有差別把。怎么理解難電離 那就看自己的了如果題目里要我們判斷弱電解質就是難電離的物質的話 應該是對的把弱電解質的電離程度當然有區別它們是不完全電離 有的電離百分之50 有的百分之10 當然不一樣啊在不同的溫度等條件下 電離程度也是有區別的如何理解：同一弱電解質，增大溶液的物質的量濃度，電離平衡將向電離方向移動，但

5、電解質的電離程度減小 如何理解：同一弱電解質，增大溶液的物質的量濃度，電離平衡將向電離方向移動，但電解質的電離程度減小；稀釋溶液時，電離平衡將向電離方向移動，且電解質的電離程度增大。 滿意回答 弱電解質是濃度越大時越不容易電解，濃度越稀時越容易電解，濃度大時，分子相互碰撞的機會增加容易形成分子，濃度稀時，機會減小，電離程度增大。3. 怎樣區分電離平衡和沉淀溶解平衡？比如硫酸鋇溶解度小，但溶解的部分完全電離，硫酸鋇是強電解質，不存在電離平衡，寫電離方程式是用=表示。但硫酸鋇溶解度小，在水溶液中存在溶解平衡表示為 BaSO4(s)可逆號Ba 2+（aq） + SO4 2-(aq) (上標不會用，呵

6、呵)再如Al(OH)3,既是弱電解質又難溶，電離平衡與溶解平衡都用可逆號表示，但溶解平衡一般要寫狀態4. 同一弱電解質，增大或減小溶液的物質的量濃度，為什么電離平衡都將向電離方向移動？ 還有為什么電解質的電離程度卻一減一增？滿意回答對于電解質的電離，就記著越稀越電離如：CH3COOH=CH3COO- + H+增大濃度是增大醋酸分子濃度，根據平衡移動原理，向減小它濃度方向移動，因此正移；減小濃度，是往溶液中加溶劑，最常見的水，這樣醋酸分子，醋酸離子，以及氫離子濃度都在減小。但是，不等號右邊是兩種離子濃度減小，因此減小的程度更大，相對來說，可以看成只有離子濃度在減小，所以平衡正移。電離度是已電離的

7、醋酸分子的物質的量除以醋酸分子總的物質的量。增大濃度，雖然平衡正移，電離的分子的量變多了，但是，分子的總量也變多了，而且分子問題增加的程度大于電離的，所以電離度變小了，記著一點，平衡移動只會削弱影響，不能改變結果。增加醋酸分子的濃度，電離度就已經減小了，不管平衡如何移動，只是在削弱電離度減小的程度，并不能改變它減小的結果。而加水稀釋，減小濃度，并沒有改變醋酸分子的總的物質的量，但平衡正移，使電離的分子變多，也就是使已電離的醋酸分子的物質的量變大了，所以電離度增大 了。電解質在水中電離過程是怎樣的,為什么既然弱電解質可以電離卻又不能全部電離?(可以說詳細點嗎?)5. 不完全電離的原因是什么?1.

8、決定強、弱電解質的因素決定強、弱電解質的因素較多，有時一種物質在某種情況下是強電解質，而在另一種情況下，又可以是弱電解質。下面從鍵型、鍵能、溶解度、濃度和溶劑等方面來討論這些因素對電解質電離的影響。（1）電解質的鍵型不同，電離程度就不同。已知典型的離子化合物，如強堿NaOH、KOH、Ba(OH)2、大部分鹽類（NaCl、CaCl2等）以及強極性化合物（如HCl、H2SO4等），在極性水分子作用下能夠全部電離，導電性很強，我們稱這種在水溶液中能夠完全電離的物質為強電解質。而弱極性鍵的共價化合物，如CH3COOH、HCN、NH3H2O等，在水中僅部分電離，導電性較弱，我們稱這種在水溶液中只能部分電

9、離的物質為弱電解質。所以，從結構的觀點來看，強、弱電解質的區分是由于鍵型的不同所引起的。但是，僅從鍵型來區分強、弱電解質是不全面的，即使強極性共價化合物也有屬于弱電解質的情況，HF就是一例。因此，物質在溶液中存在離子的多少，還與其他因素有關。（2）相同類型的共價化合物由于鍵能不同，電離程度也不同。例如，HF、HCl、HBr、HI就其鍵能來說是依次減小的，這可從它們的電負性之差或氣體分子的偶極矩來說明。從它們分子內核間距的依次增大，分子的鍵能依次減小來看，HF的鍵能最大，分子結合得最牢固，在水溶液中電離最困難。再加上HF分子之間由于形成氫鍵的緣故而有締合作用，雖然在水分子的作用下一部分HF離子化

10、，離解為H3O+和F-，但離解出來的F-很快地又和HF結合成為HF2-、H2F3-、H3F4-等離子。在1 mol/L HF溶液中，F-僅占1%，HF2-占10%，而大部分都是多分子聚合的離子：H2F3-、H3F4-這樣就使HF成為一種弱酸，而HCl、HBr、HI都是強酸。從HClHI，它們分子內的核間距依次增大，鍵能依次減小，所以它們的電離度逐漸略有所增大。但是，僅從鍵能大小來區分強、弱電解質也是片面的，有些鍵能較大的極性化合物也有屬于強電解質的情況。例如，HCl的鍵能（431.3 kJ/mol）比HS的鍵能（365.8 kJ/mol）大，在水溶液中HCl卻比H2S容易電離。（3）電解質的溶

11、解度也直接影響著電解質溶液的導電能力。有些離子化合物，如BaSO4、CaF2等，盡管它們溶于水時全部電離，但它們的溶解度很小，使它們的水溶液的導電能力很弱，但它們在熔融狀態時導電能力很強，因此仍屬強電解質。（4）電解質溶液的濃度不同，電離程度也不同。溶液越稀，電離度越大。因此，有人認為如鹽酸和硫酸只有在稀溶液中才是強電解質，在濃溶液中，則是弱電解質。由蒸氣壓的測定知道10 mol/L的鹽酸中有0.3%是共價分子，因此10 mol/L的鹽酸中HCl是弱電解質。通常當溶質中以分子狀態存在的部分少于千分之一時就可認為是強電解質，當然在這里“強”與“弱”之間是沒有嚴格界限的。（5）溶劑的性質也直接影響

12、電解質的強弱。例如，對于離子化合物來說，水和其他極性溶劑的作用主要是削弱晶體中離子間的引力，使之解離。根據庫侖定律，離子間的引力為： 式中k為靜電力常量，Q1、Q2為離子的電量，r為離子間距離，為溶劑的介電常數。從上式可以看出，離子間引力與溶劑的介電常數成反比。水的介電常數=81，所以像LiCl、KCl這些離子化合物，在水里易于電離，表現出強電解質的性質。而乙醇和苯等介電常數較小（乙醇=27，苯=2），離子化合物在其中難于電離，表現出弱電解質的性質。因此弱電解質和強電解質，并不是物質在本質上的一種分類，而是由于電解質在溶劑等不同條件下所造成的區別，彼此之間沒有明顯的界限。2.鹽類是否都是強電解

13、質大多數鹽類是強電解質，少數的鹽有形成共價鍵的傾向，電離度很小，屬于弱電解質。例如，氯化汞、碘化鎘等雖然也是由離子組成的，但是Hg2+和Cd2+容易被陰離子所極化，而Cl-、I-等又是容易極化的陰離子，由于陽、陰離子間的相互極化作用，電子云產生較大的變形，引起了鍵的性質的改變，它們的熔點和沸點不如離子晶體那樣高。 HgCl2 CdI2 熔點/ 276 388 沸點/ 302 713實驗證明，HgCl2的水溶液幾乎不導電，即使在很稀的溶液中，它的電離度也不超過0.5%。這說明HgCl2在溶液里主要是以分子形式存在的，只有少量的HgCl+、Hg2+和Cl-離子。過渡金屬的鹽在水溶液中常出現類似于上

14、述的情況。3.溫度、濃度跟電離常數的關系電離常數和化學平衡常數一樣，在一定的溫度下，它與濃度無關。一定濃度的同一弱電解質溶液在不同溫度下，它的K隨著溫度的變化而變化，但是變化的幅度不大，一般不影響到數量級的改變。因此，在室溫范圍內，可以不考慮溫度對電離常數的影響。從下列表3-1和表3-2可以說明這一點。表 3-1 不同濃度CH3COOH溶液的電離度和電離常數（25 ）溶液濃度/molL-1 0.2 0.1 0.02 0.001電離度/% 0.932 1.32 2.96 13.3電離常數（K） 1.74×10-5 1.75×10-5 1.75×10-5 1.76&#

15、215;10-5表 3-2 CH3COOH溶液在不同溫度下的電離常數溫度/ 電離常數（K） 溫度/° 電離常數（K）10 1.729×10-5 40 1.703×10-520 1.753×10-5 50 1.633×10-530 1.750×10-5 60 1.542×10-56. 弱電解質濃度越大,電離程度越小 弱電解質的電離程度用電離度衡量。弱電解質的電離度=弱電解質已經電離的部分/弱電解質的初始濃度由電離度定義可見，電離度與初始濃度有關。電離度與已電離部分的濃度成正比，與其初始濃度成反比。例：甲乙兩瓶氨水的濃度分別為1

16、mol/L和0.1mol/L，計算各自的電離度（氨水的Kb=1.8*10-5）。解：甲的OH-=4.2*10-3mol/L,電離度=4.2*10-3/1=0.42%；乙的OH-=1.3*10-3mol/L,電離度=1.3*10-3/0.1=1.3%，比較計算結果可知，濃度較大的弱電解質，其電離度較小。例外：氫氟酸HF雖然是弱電解質：HF=H+ +F-HF+F- =HF2 -但由于電離出的F-離子與HF分子結合成HF2 -,促使HF進一步電離，所以HF的電離度是隨著濃度的增大而增大的。7. 為什么弱電解質濃度越大電離越小？還有越稀越水解和越稀越電離是怎么回事？ 弱電解質的電離依靠水的作用，濃度越

17、大，相對水的含量就少，促進電離的能力就越弱，電離程度就越小。這同樣可以解釋越稀越電離。水解其實就是溶液中的離子與水反應，越稀代表水的含量越多，根據增加反應物濃度（相對來說就是水的濃度大了），促進反應的進行判斷，越稀越水解就能解釋了。 簡單說吧，濃度大到100%不就是不電離了，水越少電離越難嘍。水多了自然容易電離啊，因為濃度低的離子之間越不容易相遇而結合成弱電介質分子。水解和這個原因差不多。8. 電離方程式的書寫是用等號連接還是雙箭頭？ 如果是電離進行的很完全的話就用等號。比如：NaOH(強電解質)=Na+ + OH-如果是弱電解質，部分電離，那就用雙箭頭。比如醋酸電離成醋酸根離子和氫離子。用雙

18、箭頭可理解為這個反應為可逆過程。強電解質完全電離用等號，弱電解質不完全電離用可逆號。 注意：多元弱酸的電離分部寫強電解質包括強酸、強堿、大部分鹽， 常見強酸：鹽酸、硫酸、硝酸、氫溴酸（HBr)、氫碘酸(HI)、高氯酸(HClO4) 常見強堿：NaOH KOH Ca(OH)2 Ba(OH)2弱電解質包括：弱酸、弱堿、水9. 水是弱電解質，在水中會電離出少量的氫離子和氫氧根離子 加入水H+就會增加，生成氫氣的總量也會增加啊 一定量的稀硫酸與足量的鋁粉反應時，為了減緩反應速率，且不影響生成氫氣的總量，應向稀硫酸中加入適量的（ ） ANaOH（固體） BH2O CNaCl（固體） DCH3COONa（

19、固體） 【分析】Al和H2SO4反應的實質是：2Al + 6H+ = 2Al3+ + 3H2。在溫度一定，鋁粉的顆粒大小一定的條件下，反應速率只取決于c (H+)的大小。如果僅僅從減小反應速率來看，選項A、B、D均符合要求；再從不影響H2的總量來看，A顯然不符合要求；B中H+的總量保持不變，符合題意；D乍看H+的物質的量好象減小了，但由于溶液中存在電離平衡CH3COOH CH3COO + H+，隨著反應的進行，平衡不斷向右移動，最終完全反應，產生H2的量不變。10. 比較溶液中各離子濃度的題該怎么做啊判斷電解質溶液中離子濃度大小的關系，是中學化學學習的難點，也是高考經常涉及的問題。想熟練掌握此

20、類型題目，主要把握：兩個“規律”和三個“守恒”。1、兩個規律：多元弱酸電離規律。根據多元弱酸分步電離分析：H3PO4溶液中c(H+) > c(H2PO4-) > c(HPO4 2-) > c(PO4 3-)和c(H+)>3(PO4 2-)鹽類的水解規律。誰弱誰水解，誰強顯誰性。如NH4Cl:c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)越弱越水解，雙弱雙水解。如同溫度同濃度的NH4Cl和NH4HCO3，前者的NH4+的濃度大于后者。多元要分步，程度依次減。如Na2CO3中,c(Na+)>c(CO3 2-)>c(OH-)>c(H

21、CO3-)顯酸酸抑制，顯堿堿抑制。同溫度同濃度NH4Cl和NH4HSO4，前者NH4+濃度大于后者。2、三個守恒電荷守恒。電解質溶液中，無論存在多少離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數。如Na2CO3中,c(Na+)+c(H+)=2c(CO3 2-)+c(HCO3-)+c(OH-)物料守恒。電解質溶液中，由于某些離子能水解或電離，使離子或分子種類增多，但某些關鍵性的原子總是守恒的。c(Na+)=2c(CO3 2-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)質子守恒。任何溶液，水電離的H+和OH-的物質的量相等。c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+c(

22、H2CO3)也可由上述兩守恒關系推出。11. 弱電解質的電離，下列物質中屬于. KI(s),C2H5OH(l),Cl2,CH3COOH(l),BaSO4(s),NaHSO4(s),石墨,蔗糖(s),NaOH(l)。屬于非電解質的是_屬于強電解質的是_屬于弱電解質的是_能直接導電的是_能溶于水且水溶液能導電是_屬于非電解質的是C2H5OH、蔗糖屬于強電解質的是KI、BaSO4、NaHSO4、NaOH屬于弱電解質的是CH3COOH能直接導電的是石墨能溶于水且水溶液能導電是KI、NaHSO4、NaOH、Cl212. 請用圖示的方法總結物質在水溶液中的行為。酸堿鹽在溶液中都存在電離和溶解的問題。強酸堿

23、及絕大部分的鹽在水中幾乎是完全電離的（HgCl2在水中雖然溶解度很大，但幾乎是以分子形式存在，即電離非常弱），稱為強電解質；而弱酸堿在溶液中則部分電離，即部分以陰、陽離子形式存在，部分以分子形式存在；弱酸強堿鹽、弱堿強酸鹽、弱酸弱堿鹽在水中雖然完全電離，屬于強電解質，但弱酸根、弱堿根卻要發生部分水解（在分析化學中，采用共軛酸堿理論來劃分酸堿，沒有鹽水解的概念，氯化銨的水溶液，銨根屬于弱酸，不叫銨鹽水解），部分電離或部分水解的電解質溶液，存在一個或多個酸堿平衡（指多元弱酸弱堿），平衡時的濃度商（嚴格講稱活度商）為一常數，這就是酸堿電離常數Ka、Kb，該常數的大小反映了酸堿鹽電離或水解的程度。K值

24、越大，反應越偏向右邊，離解度越大（或水解度越大）。    對于難溶電解質來說，在水中存在溶解-沉淀平衡，該平衡反映的是達到飽和溶液時，陰、陽離子平衡濃度（嚴格講是活度）的冪的乘積為定值，即一常數Ksp，稱為溶度積常數，它可用于判斷同類沉淀在一定條件下溶解度的大小。利用Ksp值可以計算沉淀在水中的溶解度，當然，沉淀溶解度S隨條件不同會有所變化，S受到酸效應、絡合效應、同離子效應、鹽效應、溶劑種類、溫度等因素的影響，分析化學中的重量分析一章就要講各種情況下的溶解度計算方法。    下圖是幾類平衡式及平衡常數與濃度的關系

25、：13為什么在計算電離平衡常數時不用乘冪次方，溶度積常數要？ 弱電解質的電離是分步進行的，所以分子或離子的系數均為1,1次方可以不標。而溶度積，離子的系數不是都為1，所以計算溶度積常數時，要標離子的乘冪次方。鹽的水解也是分步進行的，因此鹽的水解常數一般也不寫離子濃度冪次方。13. 溶度積越小越難電離，越難溶，對嗎？ 溶度積和電離度完全沒有聯系，溶度積是溶解平衡的平衡常數，電離度則是電離平衡常數的一部分。溶度積和溶解度的關系也不大，并不是溶度積越小溶解度越小。如果想用溶度積來比較溶解度的話，必須保證兩種物質是同一種類型，比如都是AB型，而且電離是必須都是一步完成的。不同類型的物質，或者至少有一種

26、物質的電離不是一步完成（像Fe(OH)3），那么就不能用溶度積比較溶解度。14. 高考化學電離平衡、溶解平衡、水解平衡 學習方法你說的這些什么平衡其實就是一個道理“阻礙但不阻止”，非常像楞次定律，簡直就是一個模子里弄出來的。而這些平衡都滿足化學平衡常數的公式，當然也滿足勒夏特列原理和化學的重要思想“守恒”。你在解題時不知有沒有發現，考得最多的就是電荷守恒、原料守恒（或者叫關鍵元素物質的量守恒）。其次便是比大小。比大小無非就是讓你比電離大于水解還是水解大于電離、pH相同時怎么怎么樣。這里一靠經驗，二靠對勒夏特列原理的理解。反正多練練找找規律就行了。15. 電離平衡移動方向的問題 什么是電離平衡移

27、動呢？向左向右移動是什么意思？實質是什么？離子化方向是什么？和它相對的是什么？為什么會有電離平衡移動？影響的因素是什么？（最好幫忙解釋一下為什么受這些因素的影響）拜托仔細講講，語言最好不要再涉及其他專業名詞（如果有請給概念），最好再舉幾個例子！問題補充：平衡移動方向的正方向是離子化還是分子化？移動之后它還平衡嗎？（平衡的話請說一下為什么）電離，就是指物質（分子：如醋酸、NH3·H2O、H2S、HCl等或晶體，如NaCl、NH4NO3、BaSO4等）在水中變成離子的一種過程。平衡這個概念可以這樣理解：比如說AgCl溶于水，當AgCl放入純水中，雖然它難溶，但仍然有一部分溶解了，因此水中

28、就有了Ag離子和Cl離子，并開始增多，當然這兩種離子不可能一直增加，事實上，一旦水中有了Ag離子和Cl離子后，二者就可能碰撞（沉淀），又變成AgCl，這兩個過程是同時的。開始時，溶解占優勢，隨著溶解的進行，沉淀反應也在增速，最終會達到這樣一種狀態：單位時間內溶解的AgCl量等于生成AgCl的量，這種狀態就是平衡。平衡狀態的特點：1、從表面看，溶液中各種組分濃度不再發生變化；2、從內部來看，反應并未停止，只是兩個方向的反應速率是相同的。所以，平衡是一種動態的平衡。其他平衡類似。物質可分為強電解質、弱電解質和非電解質。1、所謂強電解質就是指在水中或熔融狀態下可以導電的物質（如H2SO4、HCl、N

29、aCl、BaSO4等），又可分為可溶強電解質和難溶強電解質。強電解質溶解在水中的部分是完全電離的（如HCl，溶解的NaCl、溶解的AgCl等），對于可溶性的強電解質一般不考慮其平衡問題，即認為水中不存在HCl分子或NaCl“分子”。而對于難溶強電解質則需考慮其電離平衡問題。如前面所講的AgCl溶解。2、弱電解質是指在水中只能部分電離的物質（如醋酸、氨水等），它們在水中大多以分子形式存在。它們溶于水后，最終會達到平衡。可參照前面講的AgCl溶解平衡來理解。3、非電解質是指在水中不能電離的物質（或者說電離程度非常非常弱，以至于可以忽略），如蔗糖、葡萄糖等。所以不考慮其電離，更談不上電離平衡了。4、總結：所以，講電離平衡的移動通常是針對于難溶電解質和弱電解質而言的。平衡是一切變化最終達到的狀態，所以不管發生怎樣的變化，最終仍會平衡。在一定條件下（這一點非常重要）達到平衡后就穩定的處于該狀態了。一旦外界條件發生變化，原來的平衡就被打破，稱為平衡的移動。直到在新的條件下重新達到平衡為止。還以AgCl溶解為例。一定條件下，當AgCl達到溶解-沉淀平衡后，如果我們向溶液中加入一些Cl離子，那么溶液中的Cl離子濃度增大，可想而知，本來溶液中Ag離子和Cl離子處于