高二化学《水的电离和溶液的酸碱性》典型例题及习题 （一）典型例题 【例1】常温下，纯水中存在电离平衡：H O H+-，请填空： 【例2】室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离生成的c(OH－)为（）双选 A.1.0×10－7 mol·Ｌ－1 B.1.0×10－6 mol·Ｌ－1 C.1.0×10－2 mol·Ｌ－1 D.1.0×10－12 mol·Ｌ－1 【例3】室温下，把1mL0.1mol/L的H2SO4加水稀释成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H+，其浓度接近于（） A. 1×10-4 mol/L B. 1×10-8 mol/L C. 1×10-11 mol/L D. 1×10-10 mol/L 【分析】温度不变时，水溶液中氢离子的浓度和氢氧根离子的浓度乘积是一个常数。在酸溶液中氢氧根离子完全由水电离产生，而氢离子则由酸和水共同电离产生。当酸的浓度不是极小的情况下，由酸电离产生的氢离子总是远大于由水电离产生的(常常忽略水电离的部分)，而水电离产生的氢离子和氢氧根离子始终一样多。所以，酸溶液中的水电离的氢离子的求算通常采用求算氢氧根离子。 稀释后c(H+)=（1×10-3L×0.1mol/L）/2L = 1×10-4mol/L c(OH-) = 1×10-14/1×10-4 = 1×10-10 mol/L 【答案】D 【例4】将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c (SO42－）：c (H+)约为（） A、1：1 B、1：2 C、1：10 D、10：1 【分析】根据定量计算，稀释后c(H+)=2×10-8mol·L-1，c(SO42-)=10-8mol·L-1，有同学受到思维定势，很快得到答案为B。其实，题中设置了酸性溶液稀释后，氢离子浓度的最小值不小于1×10-7mol·L-1。所以，此题稀释后氢离子浓度只能近似为1×10-7mol·L-1。 【答案】C
高二化学电离水解部分 ————Believe in yourself 电离平衡 一.相关概念 电解质：熔融状态或水溶液中能导电的化合物???????一部分氧化物盐 碱 酸 非电解质：熔融状态或水溶液中都不能导电的化合物?? ? ?? ??四氯化碳蔗糖乙醇 一部分有机物： 4 11221252CCl O H C OH H C 电解质 ?? ?? ? ?? ? ?????????????2 322 3`32433223343424342COO)CH Pb HgCl O H NH SO H PO H SiO H S H HF HClO HAc HNO HCO NH NO NH NaCl OH Ba KOH NaOH HClO HNO SO H HCl （、少数盐：弱碱：、、、、、、弱酸：弱电解质、、绝大多数盐：）（、、强碱：、、、强酸：强电解质、 一元强酸与一元弱酸的比较 ② 相同 pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表：
弱电解质的电离平衡 1 ．概念 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。 2 ．特征（动态平衡） （1）逆：可逆反应 （2）动：动态平衡 （3）等v （离子化）==v （分子化）≠0 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 （5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 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，而离子浓度一般会减小。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。 电离方程式的书写 要求：? ①质量守恒：即：“=”两边原子种类，数目、质量不变。 ②电荷守恒：即：正电荷总数=负电荷总数。 ③元素或原子团的化合价数等于形成的阳离子所带的正电荷数。同理，元素或原子团的负价数等于形成的阴离子所带的负电荷数。离子的个数用阿拉伯数字标在离子符号之前。( 1 ）强电解质，完全电离用“===”， 如：CH3COONH4 ===CH3COO一＋NH4+ A12 ( SO4)3 ==2A13 + + 3 SO42一 ( 2 ）弱电解质，部分电离用“”， 如：CH3COOH CH3COO一＋H+ NH3 ·H2O NH4＋+OH— ( 3 ）多元弱酸，分步电离，以第一步为主 H2CO3H+十HCO3—HCO3—H十十CO32— ( 4 ）多元弱碱一步电离Cu (O H ) 2Cu2++ 2O H— ( 5 ）酸式盐： 强酸的酸式盐完全电离，一步完成NaHSO4 ==Na+十H+十SO42— 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成NaHCO3==Na 十十HCO3— HCO3—H 十+ CO32— 盐类的水解 定义：在水溶液中盐电离出的阴阳离子与H2O电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应（有弱才水解）
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*10-14 ②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*10-14 4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH=-lgc[H+] （2）pH的测定方法：
电离水解专题训练 1.下列溶液中，c(H+)有小到大的排列顺序正确的是：①0.1mol/LHCl溶液② 0.1mol/LH2SO4溶液③0.1mol/LNaOH溶液④0.1mol/LCH3COOH溶液 A、③②④① B、③④①② C、②①④③ D、④①②③ 2．将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混和后,溶液中离子浓度关系正确的是（） A．c(NH4+)>c(Cl-)> c(H+)> c(OH-) B．c(NH4+)> c(Cl-)> c(OH-)> c(H+) C．c(Cl-)> c(NH4+)> c(H+)> c(OH-) D． c(Cl-)> c(NH4+)> c(OH-)> c(H+) 3．0.1 mol/L NH4Cl溶液中，由于NH4＋的水解，使得c (NH4＋) < 0.1 mol/L。如果要使 c (NH4＋)更接近于0.1 mol/L，可采取的措施是 A 加入少量氢氧化钠 B 加入少量盐酸 C 加入少量水 D 加热 4．25℃时，将0.1mol/L的某酸与0.1mol/L的KOH溶液等体积混合，所得混合溶液的PH为 A．≤7 B．≥7 C．= 7 D、不能确定5．100mL浓度为2mol/L的盐酸跟过量的锌片反应，为加快反应速率，又不影响生成的氢气的总量，可采用的方法是
A．加入适量的6mol/L的盐酸 B．加入数滴氯化铜溶液 C．加入适量蒸馏水 D．加入适量的氯化钠溶液 6．浓度均为0.1mol/L的甲酸和氢氧化钠溶液等体积相混合后，下列关系式正确的是 A．c(Na+)＞c( HCOO-) ＞c( OH-) ＞c( H+) B．c( HCOO-) ＞c( Na+) ＞c( OH-) ＞c( H+) C．c( Na+) =c( HCOO-) =c( OH-) =c( H+) D．c( Na+) =c( HCOO-) ＞c( OH-) ＞c( H+) 7. 用[H+]均为0.01mol/L的盐酸和醋酸溶液，分别中和等体积、等物质的量浓度的氢氧化钠溶液，当氢氧化钠恰好被完全中和时，消耗盐酸和醋酸溶液的体积分别为V l和V2，则V l和V2的关系正确的是 A．V1>V2 B．V1
高二化学电离水解部分笔记整理 ————Believe in yourself 电离平衡 一.相关概念 电解质：熔融状态或水溶液中能导电的化合物???????一部分氧化物盐 碱 酸 非电解质：熔融状态或水溶液中都不能导电的化合物?? ? ?? ??四氯化碳蔗糖乙醇 一部分有机物： 4 11221252CCl O H C OH H C 电解质 ?? ?? ? ??? ?????????????2 322 3`324332233 43424342COO)CH Pb HgCl O H NH SO H PO H SiO H S H HF HClO HAc HNO HCO NH NO NH NaCl OH Ba KOH NaOH HClO HNO SO H HCl （、少数盐：弱碱：、、、、、、弱酸：弱电解质、、绝大多数盐：）（、、强碱：、、、强酸：强电解质、 一元强酸与一元弱酸的比较 ② 相同 pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表：
弱电解质的电离平衡 1 ．概念 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。 2 ．特征（动态平衡） （1）逆：可逆反应 （2）动：动态平衡 （3）等v （离子化）==v （分子化）≠0 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 （5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 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，而离子浓度一般会减小。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。 电离方程式的书写 要求： ①质量守恒：即：“=”两边原子种类，数目、质量不变。 ②电荷守恒：即：正电荷总数=负电荷总数。 ③元素或原子团的化合价数等于形成的阳离子所带的正电荷数。同理，元素或原子团的负价数等于形成的阴离子所带的负电荷数。离子的个数用阿拉伯数字标在离子符号之前。( 1 ）强电解质，完全电离用“===”， 如：CH3COONH4 ===CH3COO一＋NH4+ A12 ( SO4)3 ==2A13 + + 3 SO42一 ( 2 ）弱电解质，部分电离用“”， 如：CH3COOH CH3COO一＋H+ NH3 ·H2O NH4＋+OH— ( 3 ）多元弱酸，分步电离，以第一步为主 H2CO3H+十HCO3—HCO3—H十十CO32— ( 4 ）多元弱碱一步电离Cu (O H ) 2Cu2++ 2O H— ( 5 ）酸式盐： 强酸的酸式盐完全电离，一步完成NaHSO4 ==Na+十H+十SO42— 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成NaHCO3==Na 十十HCO3— HCO3—H 十+ CO32 — 盐类的水解 定义：在水溶液中盐电离出的阴阳离子与H2O电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应（有弱才水解）
高二化学下册盐类的水解知识点总结 世界由物质组成，化学则是人类用以认识和改造物质世界的主要方法和手段之一。以下是为大家整理的高二化学下册盐类的水解知识点，希望可以解决您所遇到的相关问题，加油，一直陪伴您。 （一）盐类水解口诀： 有弱才水解,越弱越水解,双弱双水解,谁强显谁性. （1）有弱才水解 要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子(包括铵离子). 如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH,则Na+是强碱金属离子,不会水解.NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ,则Cl-是强酸根离子,也不会水解. 所以,NaCl在水溶液中不会发生水解. 又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH,则 CH3COO-是弱酸根离子,会水解.消耗H2O电离出的H+,结合成CH3OOH分子.使得水中OH-多出. 所以,CH3COONa的水溶液显碱性. （2）越弱越水解 盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱,水解的程度越大. 如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-对应的酸是H2CO3;SO3^2-对应的酸是H2SO3
由于H2CO3的酸性弱于H2SO3 则,CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大,结合的H+更多. 所以,Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强. （3）双弱双水解 当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时,则盐的这两种离子都会发生水解.阳离子水解结合水电离出的OH-;阴离子水解结合水电离出的H+,所以双水解发生的程度往往较大. 如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ;CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH 则NH4+和CH3COO-都会发生水解,NH4+结合OH-形成 NH3*H2O;CH3COO-结合H+形成CH3COOH,相互促进,水解程度较大. （4）谁强显谁性 主要是针对双水解的盐,即弱酸弱碱盐,由于盐中的阴离子水解结合H+,阳离子水解结合OH- 要判断盐溶液的酸碱性,则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小. 如：(NH4)CO3 ,由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强(实际上比较的是两者的电离度,中学不做要求,只需记忆),则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱,使得水溶液中消耗的H+
电离平衡的移动 【学习目标】 1、了解电离平衡状态及特征； 2、掌握影响电离平衡的因素。 【要点梳理】 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)。 [说明](1)多元弱酸只比较其K a1；(2)同化学平衡常数一样，电离平衡常数K值不随浓度而变化，仅随温度而变化。 4．多元弱酸的电离：多元弱酸的电离是分步(级)进行的，且一步比一步困难，故多元弱酸的溶液的酸性主要由第一步电离来决定。如H3PO4的电离(如图)： H3PO4H++H2PO4－K a1 H2PO4－H++HPO42－K a2 HPO42－H++PO43－K a3 要点诠释：K a1＞K a2＞K a3，在H3PO4溶液中，由H3PO4电离出来的离子有H+、H2PO4－、PO43－等，其离子浓度的大小关系为c (H+)＞c (H2PO4－)＞c (HPO42－)＞c (PO43－)。 要点三、弱电解质的电离度 1．概念：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已电离的电解质分子数占原来分子总数(包括已电离的和未电的)的百分率叫做电离度。常用表示。 2．数学表达式。 [说明]上式中的分子数也可用物质的量、物质的量浓度代替。 3．影响电离度的因素 (1)内因：电解质的本性，不同的弱电解质由于结构不同，电离度也不同。通常电解质越弱，电离度越小。 (2)外因。 浓度：加水稀释。电离平衡向电离方向移动，故溶液浓度越小，电离度越大。 温度：电解质的电离过程是吸热过程，故温度升高，电离度增大。 由此可见，可以根据相同条件下(温度、浓度)电离度的大小来判断不同弱电解质的相对强弱。例如：25℃时，0.1 mol·L－1的氢氟酸的=7.8％，0.1 mol·L－1的醋酸的=1.3％，所以酸性：HF＞CH3COOH。 要点四、一元强酸与一元弱酸的比较
水 溶 液 中 的 离 子 平 衡 （笔记） 一、水的电离： 1． 水是一种极弱的电解质，水的电离是永恒存在的。只要是水溶液，不要忽略H + 和 OH –的同时存在，注意不是大量共存。 （1）水分子能够发生电离，存在有电离平衡： H 2O+H 2O H 3O + ＋ OH – 简写为 H 2O H + ＋ OH – （2）水分子发生电离后产生的离子分别是H 3O + 和OH – （3）发生电离的水分子所占比例很小 根据水的电离平衡，写出相应的平衡常数表达式 应有K 电离＝ 室温时，1L 纯水中（即55.56mol/L ）测得只有1×10-7molH 2O 发生电离，电离前后H 2O 的物质的量几乎不变，故c (H 2O)可视为常数，上式可表示为：c (H +)·c (OH –)＝K 电离·c (H 2O) K 电离与常数c (H 2O)的积叫做水的离子积常数，用K W 表示 2．水的离子积： 一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中室温时K W ＝c (H +)·c (OH –) =1×10-14 水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的K W 增大。同样K W 只与温度有关。 归纳： ①电离常数是表示弱电解质电离趋势的物理量。K 值越大，电离趋势越大。 ②一种弱电解质的电离常数只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。 ③电离常数随温度升高而增大。室温范围温度对电离常数影响较小，可忽略 ④水的离子积不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐稀溶液 ⑤任何溶液中由水电离的c (H +)与c (OH –)总是相等的 3．影响水的电离平衡的因素：酸、碱、水解盐等。 二、溶液的酸碱性和pH 1． 常温pH=7（中性） pH ＜7 （酸性） pH ＞7（碱性） 2．pH 测定方法：pH 试纸、酸碱指示剂、pH 计 3．溶液pH 的计算方法 （1）酸溶液： n (H +)→c(H +)→pH c (H +)·c (OH -) c (H 2O)
《第三节溶液的酸碱性》教案 一、学习目标 1、知识与技能： ①将掌握用酸碱指示剂定性地检验溶液的酸碱性的方法。 ②用pH试纸定量地测定溶液的酸碱度的方法。 2、过程与方法：用科学探究的方法认识酸性溶液和碱性溶液的方法。 3、情感、态度与价值观：溶液的酸碱性及其对生命活动、农作物生长的重要性和影响。 二、任务分析 1、起点能力：学生对溶液的酸碱性在以前的学习中有所接触 2、教学重点：溶液的酸碱性、酸碱度的测定与判断。 3、教学难点：溶液酸碱性对生命活动和农作物生长的影响。 4、课型：探究、讨论 5、课时安排：2课时 三、教学过程： 第一课时：酸性溶液和碱性溶液溶液酸碱性的强弱程度 教学过程： 【引入】日常生活中有哪些物质给你留下“酸”的印象？ 【学生交流】 【教师讲述】日常生活中可以通过尝来知道酸味，但我们是不允许尝化学试剂的味道的，那么我们怎么确定物质的酸性或碱性呢？ 【学生回忆】如何证明二氧化碳与水反应生成碳酸。 【学生实验1】在小试管中分别滴几滴白醋、稀盐酸、酸果汁，再滴入1~2滴石蕊试液现象：石蕊由紫变红 【学生实验2】在小试管中分别滴几滴纯碱溶液、氨水、石灰水，再滴入1~2滴石蕊试液 现象：石蕊由紫变蓝 【学生实验3】在小试管中分别滴几滴食盐水、蔗糖水，再滴入1~2滴石蕊试液 现象：石蕊不变色 【结论】利用石蕊试液可以鉴别酸性，碱性，中性的溶液：石蕊遇酸性溶液变红，遇碱性溶液变蓝，遇中性溶液不变色。 【教师讲述】像石蕊试液这样能检验溶液酸碱性的试液，叫酸碱指示剂。酸碱指示剂有多种，酚酞也是常见的酸碱指示剂。
【活动与探究1】在小试管中分别滴几滴白醋、稀盐酸、酸果汁，再滴入1~2滴酚酞现象：酚酞不变色 【活动与探究2】在小试管中分别滴几滴纯碱溶液、氨水、石灰水，再滴入1~2滴酚酞现象：酚酞由无色变红 【活动与探究3】在小试管中分别滴几滴食盐水、蔗糖水，再滴入1~2滴酚酞 现象：酚酞不变色 【小结】酸碱指示剂在酸碱溶液里的颜色变化 【探究】什么样的物质可以作为酸碱指示剂？ 【小结】在酸性、中性和碱性溶液中能显示出不同的颜色。 【课后实验】自己制得的指示剂检验几种不同酸碱性的溶液。 【提问】用酸碱指示剂只可以检验溶液酸碱性的，但不能表示溶液酸性或碱性强弱的程度。那么如何测定溶液酸碱度？ 【讲述】用pH试纸定量地测定溶液的酸碱度的方法。 【小结】溶液酸碱性的强弱程度 第三节、溶液的酸碱性 一、酸性溶液和碱性溶液
高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解 电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论： 从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。 ⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数， 电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。盐溶液中阴、阳离子所带的电荷总数相等。 例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―) 如NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（H+）＝c（Cl－）＋c（OH－） 如Na2CO3溶液中：c（Na+）＋c（H+）＝2c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－） 书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。 2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素
高二化学电离平衡人教版 【同步教育信息】 一. 本周教学内容： 电离平衡 二. 重点、难点 1. 使学生了解强、弱电解质与结构的关系。 2. 使学生理解弱电解质的电离平衡以及浓度等条件对电离平衡的影响。 3. 使学生了解电离平衡常数及其意义。 三.具体内容 电解质 （一）电解质与非电解质 1. 概念辨析 ①电解质一定是化合物，非电解质一定不是化合物。 ②化合物一定是电解质。 ③单质是非电解质。 2. 哪些物质是常见电解质？它们结构的特点是什么？ BaSO4是不是电解质？为什么？ SO2、氨气溶于水都能导电，是电解质吗？ 氯化氢和盐酸都叫电解质吗？ 3. 电解质溶液导电能力 电解质溶液导电能力强弱与单位体积中能自由移动的离子数目有关，即与自由移动的离子的浓度（非绝对数目）有关。离子浓度大，导电能力强。 讨论：试比较0.1L 2mol/l盐酸与2L 0.1mol/l盐酸，哪一种导电能力强？ （二）强电解质与弱电解质
共价化合物。 溶液中存在的微粒 （水分子不计） 只有电离出的阴、阳离子，不存 在电解质分子。 既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分 子。 实例绝大多数盐（包括难溶盐） 强酸： 强碱： NaOH、KOH、Ba（OH）2 低价金属氧化物： 弱酸： 弱碱： NH3·H2O、大多数难溶碱如Fe（OH）3电离方程式H2SO4==2H++SO42- 2. 概念辨析： （1）电解质和非电解质均是指化合物而言，但认为除电解质之外的物质均是非电解质 的说法是错误的，如单质不属于非电解质。 （2）电解质与电解质溶液区别： 电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。 （3）电解质必须是在水分子的作用或受热熔化后，化合物本身直接电离出自由移动的 离子的化合物，才是电解质，并不是溶于水能导电化合物都是电解质。 （4）电解质溶液导电能力是由溶液中自由移动的离子浓度决定的，离子浓度大，导电 能力强；离子浓度小，导电能力弱。离子浓度大小受电解质的强弱和溶液浓度大小的决定。所以强电解质溶液导电能力不一定强，弱电解质溶液导电能力也不一定弱。 弱电解质的电离平衡 1. 概念： 当弱电解质分子电离速率和离子结合成弱电解质分子速率相等，则弱电解质电离处于 平衡状态，叫“电离平衡”，此时溶液中的电解质分子数、离子数保持恒定，各自浓度保 持恒定。 2. 说明： （1）电离平衡是动态平衡：即弱电解质分子电离成离子过程和离子结合成弱电解质分 子过程仍在进行，只是其速率相等。 （2）此平衡也是有条件的平衡：当条件改变，平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡，即平衡发生移动。 3. 影响电离平衡的因素 A. 内因的主导因素 B. 外因：
第二节水的电离和溶液的酸碱性 知识点一 水的电离和水的离子积 一、水的电离 1.电离平衡和电离程度 ①水是极弱的电解质，能微弱电离： H 2O+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H 2O H ++OH -；ΔH >0 ② 实验测得：室温下1LH2O （即55.6mol ）中只有1×10-7mol 发生电离，故25℃时，纯水中c(H + )=c(OH -)=1×10-7 mol/L ，平衡常数O) c(H ) c(OH )c(H K 2-?= +电离 2.影响水的电离平衡的因素 （1）促进水电离的因素： ①升高温度：因为水电离是吸热的，所以温度越高K 电离越大。 c(H +)和c(OH -)同时增大，K W 增大，但c(H +)和c(OH -)始终保持相等，仍显中性。 纯水由25℃升到100℃，c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。 ②加入活泼金属 向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H ＋ 直接发生置换反应，产生H 2，使水的电离平衡向右移动。 ③加入易水解的盐 由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，K W 不变。 ④电解 如用惰性电极电解NaCl 溶液、CuSO 4溶液等。 （2）抑制水电离的因素： ①降低温度。 ②加入酸、碱、强酸酸式盐。 向纯水中加酸和强酸酸式盐（NaHSO4）能电离出H+、碱能电离出OH-，平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 不变。 练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下： 1. 水的离子积 （1）概念：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此c （H2O ）可视为常数，则在一定温度时，c(H +)与c(OH -)=K 电离c(H2O)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。 K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。 注意： ①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。与c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 约为1×10-12。
一）盐类水解口诀：有弱才水解，越弱越水解，双弱双水解，谁强显谁性。（1）有弱才水解 要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子（包括铵离子）。 如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH，则Na+是强碱金属离子，不会水解。NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ，则Cl-是强酸根离子，也不会水解。 所以，NaCl在水溶液中不会发生水解。 又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH，则CH3COO- 是弱酸根离子，会水解。消耗H2O电离出的H+，结合成CH3OOH分子。使得水中OH-多出。 所以，CH3COONa的水溶液显碱性。 （2）越弱越水解 盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱，水解的程度越大。 如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-对应的酸是H2CO3；SO3^2-对应的酸是H2SO3 由于H2CO3的酸性弱于H2SO3 则，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，结合的H+更多。 所以，Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强。 （3）双弱双水解 当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时，则盐的这两种离子都会发生水解。阳离子水解结合水电离出的OH-；阴离子水解结合水电离出的H+，所以双水解发生的程度往往较大。 如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ；CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH 则NH4+和CH3COO-都会发生水解，NH4+结合OH-形成NH3*H2O；CH3COO-结合H+形成CH3COOH，相互促进，水解程度较大。 （4）谁强显谁性 主要是针对双水解的盐，即弱酸弱碱盐，由于盐中的阴离子水解结合H+，阳离子水解结合OH- 要判断盐溶液的酸碱性，则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小。 如：(NH4)CO3 ，由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强（实际上比较的是两者的电离度，中学不做要求，只需记忆），则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的H+更多，有OH-多出。 所以，(NH4)2CO3 溶液显碱性。 又如：CH3COONH4，由于NH3的碱性和CH3COOH的酸性相当，则NH4+的水解度和CH3COO-的程度差不多，使得水溶液中的H+和OH-也差不多。 所以CH3COONH4溶液显中性。 再如：(NH4)2SO3，由于NH3的碱性比H2SO3的酸性弱，则NH4+的水解度比SO3^2-的水解度大，使得水溶液中消耗的OH-更多，有H+多出。 所以，(NH4)2SO3溶液显酸性。 （二）根据盐类的不同，可分为：强酸强碱盐（不水解）；强酸弱碱盐；强碱弱酸盐；弱酸弱碱盐 （1）强酸弱碱盐 如：NH4Cl的水解离子方程式：
1、氨水中所含有的分子和离子有（） ①NH4+②H2O ③NH3④NH3·H2O ⑤H+⑥OH- A.①②③ B.②③④⑤ C.②③④⑤⑥ D.①②③④⑤⑥ 2、下列物质属于电解质的是（） A. Cu B. 液态NH3 C. CO2 D. Na2O2固体 3、下列方程式书写正确的是（） 在水溶液中的电离方程式：NaHSO4＝Na＋＋HSO4－ 的电离方程式H2SO32H＋＋SO32－ ~ －的水解方程式：CO32－＋2H2O H2CO3＋2OH－ 的电离方程式：CaCO3＝Ca2+＋CO32－ 4、下列溶液一定呈中性的是（） A．pH=7的溶液B．c(H+)=c(OH-)=10-6mol/L溶液 C．使石蕊试液呈紫色的溶液D．酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液 5、下列溶液中导电性最强的是（） A．L醋酸B．溶液 C．盐酸D．LH2SO3溶液 （ 6、现有浓度为1 mol／L的五种溶液：①HCI，②H2SO4，③CH3COOH，④NH4Cl，⑤NaOH，由水电离出的C(H+)大小关系正确的是（） A．④>③>①=⑤>②B．①=②>③>④>⑤ Ｃ．②>①>③>④>⑤Ｄ．④>③>①>⑤>② 7、下列离子在溶液中能大量共存的是（） A. Cu2+Na+NO3-S2- B. Mg2+H+ SO42- NO3- C. Al3+Na+HCO3-SO42- D. Fe3+ H+ SCN- Cl- 8、常温下将10ml PH=13的Ba(OH)2溶液加水稀释至100ml，所得溶液的PH为（） A. 14 B. 12.7 C. 12 D. 10 ： 9、等体积等物质的量浓度的MOH强碱溶液和HA弱酸溶液混合后，混合溶液中有关离子浓度关系正确的是（） A. C(M+)＞C(OH-)＞C(A-)＞C(H+) B. C(M+)＞C(A-)＞C(H+)＞C(OH-) C. C(M+)＞C(A-)＞C(OH-)＞C(H+) D. C(M+)+ C(H+)＞C(A-)+ C(OH-) 10、在室温下等体积的酸和碱的溶液，混合后PH一定等于7的是（） A. PH=3的硝酸和PH=11的Ba(OH)2溶液 B. PH=3的盐酸和PH=11的氨水 C. PH=3的硫酸和PH=11的氨水 D. PH=3的醋酸和PH=11的Ba(OH)2溶液 11、PH相同的氨水、NaOH和Ba(OH)2溶液，分别用蒸馏水稀释到原来的X、Y、Z倍，稀释后三种溶液的PH仍然相同，则X、Y、Z的关系是（） A. X＝Y＝Z ＞Y＝Z ＜Y＝Z ＝Y＜Z < 12、能影响水的电离平衡，并使溶液中c(H+)>c(OH-)的措施是（） A．将水加热煮沸，测得pH=6 B．向纯水中投入一小块金属钠 C．向水中加入NH4Cl固体D．向水中加入Na2CO3固体 13、在LHNO3溶液中加入LKOH溶液时, 所得到的溶液呈（） A. 弱酸性 B. 强酸性 C. 碱性 D. 中性 14、LNaOH溶液和LNH4Cl溶液等体积混合后，溶液中离子浓度大小顺序正确的是 A．c(Na＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋) B．c(Na＋)＝c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－) C．c(Cl－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋) D．c(Na＋)＝c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋) " 15、HClO是比H2CO3还弱的酸，当反应Cl2＋H2O HCl＋HClO达到平衡后，要使HClO的浓度增加，可加入（） A．NaOH固体；B．NaCl固体；C．H2O D．CaCO3固体 16、将PH为8的NaOH溶液与PH为10的NaOH溶液等体积混合后，溶液的氢离子浓度最接近于A．2×10-10mol/L 2（10-8+10-10）mol/L C.（10-8+10-10）mol/L 2（10-6+10-4） 17、LK2CO3溶液中, 由于CO32－的水解, 使得c(CO32－) 知识点一 水的电离和水的离子积 一、水的电离 1.电离平衡和电离程度 ①水是极弱的电解质，能微弱电离： H 2O+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H 2O H ++OH -；ΔH >0 ② 实验测得：室温下1LH2O （即55.6mol ）中只有1×10-7mol 发生电离，故25℃时，纯水中c(H + )=c(OH -)=1×10-7 mol/L ，平衡常数O) c(H ) c(OH )c(H K 2-?= +电离 2.影响水的电离平衡的因素 （1）促进水电离的因素： ①升高温度：因为水电离是吸热的，所以温度越高K 电离越大。 c(H +)和c(OH -)同时增大，K W 增大，但c(H +)和c(OH -)始终保持相等，仍显中性。 纯水由25℃升到100℃，c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。 ②加入活泼金属 向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H ＋ 直接发生置换反应，产生H 2，使水的电离平衡向右移动。 ③加入易水解的盐 由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，K W 不变。 ④电解 如用惰性电极电解NaCl 溶液、CuSO 4溶液等。 （2）抑制水电离的因素： ①降低温度。 ②加入酸、碱、强酸酸式盐。 向纯水中加酸和强酸酸式盐（NaHSO4）能电离出H+、碱能电离出OH-，平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 不变。 练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下： 1. 水的离子积 （1）概念：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此c （H2O ）可视为常数，则在一定温度时，c(H +)与c(OH -)=K 电离c(H2O)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。 K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。 注意： ①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。与c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 约为1×10-12。 ②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，K W 高二化学电离知识点归纳总结 高二化学学习最为关键的就是电离知识，很多人想复习电离却不知道怎么归纳知识点。以下是小编为大家整理的电离知识点归纳，希望可以给大家提供参考借鉴。 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分子时，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：AB?A++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水的电离和溶液的酸碱性知识点
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