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电离平衡知识点

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[考纲要求] 1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性；了解电解质的概念；了解强弱电解质的概念。2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。3.了解水的电离和水的离子积常数。4.了解溶液pH的定义；了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。5.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素以及盐类水解的应用。6.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡；了解溶度积的含义及其表达式，能进行相关的计算。7.以上各部分知识的综合利用。

考点一 溶液的酸碱性及pH

1．一个基本不变

相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。

2．两个判断标准

(1)任何温度

c(H＋)>c(OH－)，酸性；

c(H＋)＝c(OH－)，中性；

c(H＋)

(2)常温(25 ℃)

pH>7，碱性；

pH＝7，中性；

pH<7，酸性。

3．三种测量方法

(1)pH试纸

用pH试纸测定溶液的pH，精确到整数且只能在1～14范围内，其使用方法为________________________________________________________________________

________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

注意 ①pH试纸不能预先润湿，但润湿之后不一定产生误差。②pH试纸不能测定氯水的pH。 (2)pH计

pH计能精确测定溶液的pH，可精确到0.1。

(3)酸碱指示剂

酸碱指示剂能粗略测定溶液的pH范围。

常见酸碱指示剂的变色范围如下表所示：

指示剂 变色范围的pH

石蕊 <5红色 5～8紫色 >8蓝色

甲基橙 >3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色

酚酞 <8.2无色 8.2～10浅红色 >10红色

4.四条判断规律

(1)正盐溶液

强酸强碱盐显________，强酸弱碱盐(如NH4Cl)显________，强碱弱酸盐(如CH3COONa)显________。

(2)酸式盐溶液

NaHSO4显酸性(NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4)、NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4水溶液显酸性(酸式根电离程度大于水解程度)；NaHCO3、NaHS、Na2HPO4水溶液显碱性(酸式根水解程度大于电离程度)。

特别提醒 因为浓度相同的CH3COO－与NH＋4的水解程度相同，所以CH3COONH4溶液显中性，而NH4HCO3溶液略显碱性。

(3)弱酸(或弱碱)及其盐1∶1混合溶液

①1∶1的CH3COOH和CH3COONa混合液呈酸性。

②1∶1的NH3·H2O和NH4Cl混合溶液呈碱性。

(对于等浓度的CH3COOH与CH3COO－，CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度)

(4)酸碱pH之和等于14等体积混合溶液

pH和等于14的意义：酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子的浓度。

①已知酸、碱溶液的pH之和为14，则等体积混合时：

强酸、强碱――→恰好中和pH＝7

强酸、弱碱――→碱过量pH>7 弱酸、强碱――→酸过量pH<7

②已知酸、碱溶液的pH之和为14，若混合后溶液的pH为7，溶液呈中性，则

强酸、强碱―→V酸∶V碱＝1∶1

强酸、弱碱―→V酸∶V碱>1∶1

弱酸、强碱―→V酸∶V碱<1∶1

③强酸、强碱等体积混合后溶液酸、碱性的判断

看pH之和—— ――→等于14pH＝7――→大于14pH>7――→小于14pH<7

走出误区

误区一：不能正确理解酸、碱的无限稀释规律

常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。

误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律

溶液 稀释前溶液pH

加水稀释到

体积为原来

的10n倍 稀释后溶液pH

酸 强酸

pH＝a pH＝a＋n

弱酸 a

碱 强碱

pH＝b pH＝b－n

弱碱 b－n

误区三：不能正确掌握混合溶液的定性规律

pH＝n(n<7)的强酸和pH＝14－n的强碱溶液等体积混合，pH＝7；pH＝n(n<7)的醋酸和pH＝14－n的氢氧化钠溶液等体积混合，混合溶液pH<7；pH＝n(n<7)的盐酸和pH＝14－n的氨水等体积混合，混合溶液pH>7。

方法技巧

图像法理解一强一弱的稀释规律 1．相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸

(1)加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大。

(2)加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多。

2．相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸

(1)加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大。

(2)加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多。

思维模型

溶液pH计算的一般思维模型

考点二 溶液中的“三大平衡”

电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。

1．对比“四个”表格，正确理解影响因素

(1)外界条件对醋酸电离平衡的影响

CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH>0

体系变化

条件 平衡移

动方向 n(H＋) c(H＋) 导电

能力 Ka

加水稀释 向右 增大 减小 减弱 不变

加入少量

冰醋酸 向右 增大 增大 增强 不变

通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 不变

加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 不变

加入镁粉 向右 减小 减小 增强 不变

升高温度 向右 增大 增大 增强 增大

加

CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 不变

(2)外界条件对水的电离平衡的影响 H2OH＋＋OH－ ΔH>0

体系变化

条件 平衡移

动方向 Kw 水的电

离程度

c(OH－) c(H＋)

酸 向左 不变 减小 减小 增大

碱 向左 不变 减小 增大 减小

可水解的盐 Na2CO3 向右 不变 增大 增大 减小

NH4Cl 向右 不变 增大 减小 增大

温度

升温 向右 增大 增大 增大 增大

降温

向左 减小 减小 减小

减小

其他：如加入Na 向右 不变 增大 增大 减小

(3)外界条件对FeCl3溶液水解平衡的影响

Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ ΔH>0

体系变化

条件 平衡移

动方向 n(H＋) pH 水解

程度 现象

升温 向右 增多 减小 增大 颜色变深

通HCl 向左 增多 减小 减小 颜色变浅

加H2O 向右 增多 增大 增大 颜色变浅

加FeCl3

固体 向右 增多 减小 减小 颜色变深

加NaHCO3 向右 减小 增大 增大 生成红褐色沉淀，放出气体

(4)外界条件对AgCl溶解平衡的影响

AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) ΔH>0

体系变化

条件 平衡移

动方向 平衡后

c(Ag＋) 平衡后

c(Cl－) Ksp

升高温度 向右 增大 增大 增大

加水稀释 向右 不变 不变 不变

加入少量 向左 增大 减小 不变 AgNO3

通入HCl 向左 减小 增大 不变

通入H2S 向右 减小 增大 不变

2.思考重点问题，辨析易错知识

(1)加水稀释醋酸溶液，在稀释过程中，cCH3COO－cCH3COOH________(填“增大”、“减小”或“不变”，下同)，cH＋cCH3COO－________，cH＋·cCH3COO－cCH3COOH________，cCH3COO－cCH3COOH·cOH－________，c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)________，n(CH3COOH)＋n(CH3COO－)________。

(2)在pH＝5的酸性溶液中，c(H＋)水＝______ mol·L－1。

(3)常温下纯水的pH＝7，升温到80 ℃，纯水的pH<7，其原因是________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

(4)相同浓度的(NH4)2Fe(SO4)2溶液与(NH4)2SO4溶液相比，c(NH＋4)________大(填“前者”或“后者”)。

(5)向NH4Cl溶液中加水，其稀释过程中cNH3·H2OcNH＋4________(填“增大”、“减小”或“不变”，下同)，cH＋cNH3·H2O____________，cH＋·cNH3·H2OcNH＋4________，cNH3·H2OcNH＋4·cOH－____________，c(NH＋4)＋c(NH3·H2O)________。

(6)某温度下，pH值相同的盐酸和氯化铵溶液分别稀释，平衡pH值随溶液体积变化的曲线如下图所示。据图回答下列问题：

①Ⅱ为________________稀释时pH变化曲线，水的电离程度a点________c点(填“>”、“<”或“＝”，下同)；b点________c点。

②a点时，等体积的两溶液与NaOH反应，消耗NaOH的量________多。

(7)正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”。

①洗涤沉淀时，洗涤次数越多越好( )

②为减少洗涤过程中固体的损耗，最好选用稀H2SO4代替H2O来洗涤BaSO4沉淀( )

③可以通过比较溶度积(Ksp)与非平衡状态下溶液中有关离子浓度的乘积——离子积Qc的相对大小，判断难溶电解质在给定条件下沉淀生成或溶解的情况( )

④Ksp越小，其溶解度越小( )

⑤Ksp大的容易向Ksp小的转化，但Ksp小的不能向Ksp大的转化( )

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弱电解质的电离平衡知识点

弱电解质的电离平衡知识点

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自身能够电离出自由移动离子的化合物,叫电解质。

非电解质 ：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物。

概念理解：

①电解质、非电解质都是化合物，能导电的物质可能是溶液（混合物）、金属（单质），但他们不属于电解质非电解质的研究对象，因此他们既不是电解质也不是非电解质；

②自身电离：SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反应形成酸或碱，但发生电离的并不是他们本身吗，因此属于非电解质；

③只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐，如液态氯化氢是化合物，只存在分子，没有发生电离，因此不能导电，又如NaHCO3在高温时即分解，不能通过熔融态证明其为电解质；

只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物，如Na2O、CaO，他们在溶液中便不存在，要立刻反应生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明；

既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐，绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离，某些盐熔融时也发生电离，如BaSO 4。

④电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子；

⑤是电解质，但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在离子也无法导电，比如NaCl，晶体状态不能导电。

⑥电解质的强弱与导电性、溶解性无关。如如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质。导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关。

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电离成离子的电解质 。

2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强电解质与偌电解质常见分类：

3、电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”

①强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO2－4 。

②弱电解质

a．一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋。

电离平衡

电离平衡

《电离平衡》第一课时说课稿

各位评委，各位老师，大家好，我说课的内容是人教版高二化学第四章《电离平衡》第一节《电离平衡》。下面从七个部分阐述教学设计。

一、教材的作用地位

本章介绍电解质在溶液中的行为，包括电离平衡、水的电离、盐类水解等，《电离平衡》这节分“弱电解质的电离平衡”，“影响电离平衡的因素”两个部分，2课时完成。第一课时形成概念，第二节课学生讨论、练习，巩固应用概念。

本节是本章的重点，与学过的“电解质”、 “化学平衡”等相关联，电离平衡是属于化学平衡中的一种，学好本节可以巩固化学平衡理论，也是对“平衡”体系的拓展，是学习后面几节知识的基础。“电离平衡”的教学有助于学生掌握理论性知识的概念同化学习策略， 发展学生抽象思维能力。

二、学情分析

学生学习了化合物分类方法和溶解平衡；又储备了强弱电解质、化学平衡等知识基础，已具备了一定的逻辑思维能力。使得本课开展科学探究成为了可能，但高二学生的思维处于形象思维向抽象思维的过渡阶段，微观想象能力较弱，由于上章学习了化学平衡这一难点教材，学生对平衡问题极易产生畏难情绪。因此，教学设计中教师应创设情境，激发兴趣，启迪思维，通过学生主动探索，自主建构知识的意义。

三、教学目标

依据“以培养学生科学素养为主旨”的课程理念和课标要求，结合实际，目标制定如下：

知识与技能目标

1 .理解电离平衡的概念；

2 .掌握影响电离平衡的因素。

过程与方法目标

1通过探究“弱电解质是否存在电离平衡”“影响电离平衡的因素”等问题，让学生学习观察实验、分析数据、推理判断得出结论的信息加工、处理方法。

2 通过列表对比电离平衡和化学平衡，学习理论性知识的概念同化学习策略。

情感、态度与价值观目标

培养学生的实事求是的科学态度。 通过图表分析培养学生看待事物“一分为二”，“矛盾的主要方面决定事物发展的方向”等辩证唯物主义观点。 四、重点难点

电离平衡概念的建立是本节课的教学重点，电离平衡过程是微观过程，外界条件对电离平衡的影响教材上无实验，无数据，学生很难理解，所以电离平衡概念的建立、外界条件对电离平衡的影响为教学难点。

水溶液中的电离平衡 知识点讲解及例题解析

水溶液中的电离平衡 知识点讲解及例题解析

第 1 页 共 15 页 水溶液中的电离平衡

一、电解质和非电解质1、概念⑴电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。③对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。例如：H2SO4、NaHCO3、NH4Cl、Na2O、Na2O2、Al2O3⑵强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质 弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H2O、HF等都是弱电解质。②电解质的强弱与溶解度无关。如BaSO4、CaCO3等③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。2、判断（1）物质类别判断： 强电解质：强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物 弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水 非电解质：非金属氧化物、氢化物（酸除外）、多数有机物 单质和混合物（不是电解质也不是非电解质）（2）性质判断： 熔融导电：强电解质（离子化合物） 均不导电：非电解质（必须是化合物）（3）实验判断： ①测一定浓度溶液pH②测对应盐溶液pH③一定pH溶液稀释测pH变化④同等条件下测导电性3、电解质溶液的导电性和导电能力

⑴电解质不一定导电(如NaCl晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质(如石墨)，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。⑵强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。例1：(上海高考题)下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ ）。

A．CH3COOHB．Cl2C．NH4HCO3D．SO2例2：（1）有下列物质：①硫酸②固体KCl ③氨④食盐水⑤CO2⑥Cl2⑦CaCO3⑧Na2O⑨

高中化学电离平衡知识点

高中化学电离平衡知识点

高中化学电离平衡知识点

1．电离平衡

[强电解质和弱电解质]

强电解质 弱电解质

概 念 在水溶液里全部电离为离子的电解质 在水溶液里仅部分电离为离子的电解质

化合物类型 含有离子键的离子化合物和某些具有极性键的共价化合物 某些具有极性键的共价化合物

所含物质 强酸、强碱、盐等 水、弱酸、弱碱

电离情况 完全电离，不存在电离平衡(电离不可逆) 不完全电离(部分电离)，存在电离平衡

联 系 都属于电解质

说明 离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子而导电；共价化合物只有在溶于水时才能导电．因此，可通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物．

[弱电解质的电离平衡]

(1)电离平衡的概念：在一定条件(如温度、压强)下，当电解质分子电离成离子的速率与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)弱电解质的电离平衡的特点：

电离平衡遵循勒夏特列原理，可根据此原理分析电离平衡的移动情况．

①电离平衡是动态平衡．电离方程式中用可逆符号“”表示．例如：

CH3COOHCH3COO－ + H＋

NH3·H2ONH4＋ + OH－

②将弱电解质溶液加水稀释时，电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时，溶液中的离子数目增多，但电解质的分子数减少，离子浓度减小，溶液的导电性降低．

③由于电离过程是吸热过程，因此，升高温度，可使电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时，溶液中离子的数目增多，离子浓度增大，溶液的导电性增强．

④在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动．例如，在0.1mol·L－1”滴有氨水的溶液(显浅红色)中，存在电离平衡NH3·H2ONH4＋ + OH－．当向其中加入少量下列物质时：

a． NH4Cl固体．由于增大了c(NH4＋)，使NH3·H2O的电离平衡逆向移动，c(OH－)减小，溶液红色变浅．