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水溶液中离子的平衡知识点Revised on November 25, 2020水溶液中的离子平衡【命题规律】：从考查内容上看，主要集中在：判断电解质、非电解质；外界条件对电离平衡的影响及电离平衡移动、离子浓度大小比较；同浓度（或同PH）强、弱电解质溶液的比较，如c（H+）大小、起始反应速率、中和酸（或碱）的能力、稀释后PH的变化；强弱电解质的判断；物质导电性的强弱；电离平衡常数的简单计算或半定量分析。
水的电离平衡及其影响因素；溶液酸碱性（或PH大小）的判断；已知PH或浓度的强酸、强碱混合分析溶液酸碱性；有关溶液PH 计算。
其中溶液的酸碱性、离子浓度大小比较是高考的必考题，这类题目能有效地测试考生的判断、推理运算等思维能力。
【考点一电离和电离平衡】强电解质弱电解质定义溶于水后几乎完全电离的电解质溶于水后只有部分电离的电解质化合物类型离子化合物及具有强极性键的共价化合物某些具有弱极性键的共价化合物。
电离程度几乎100％完全电离只有部分电离电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡溶液中存在的微粒（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的盐（包括难溶性盐）强酸：H2SO4、HCl、HClO4等强碱：Ba（HO）2 Ca（HO）2等弱酸：H2CO3、CH3COOH等。
弱碱：NH3·H2O、Cu（OH）2Fe（OH）3等。
少数盐：(CH3COO)2Pb、HgCl2电离方程式KNO3=K++NO3—H 2SO4=2H++SO42—NH3·H2O NH4++OH_H2S H++HS_ HS_H++S2-②SO2、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。
【注意】：(2)强酸酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶液中不存在酸式酸根，如NaHSO4=Na++H++SO42-.在熔融状态下则电离成金属离子和酸根离子，如NaHSO4=Na++HSO4-酸式盐在熔融状态下与溶于水时的电离不同：熔融Na2HSO4=Na++HSO4—NaHCO3=Na++HCO3—溶于水Na2HSO4=Na++H++SO42—NaHCO3=Na++HCO3—HCO3—H++CO32—（3）弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离成金属离子和酸式酸离子，酸式酸根再部分电离。
化学平衡标准平衡常数与的关系K θ∆G r m θ化学反应等温式=+RTlnQ∆G r m ∆G r m θ当各种物质不处于标准状态时，反应的正是反应进行方向的判据∆G r m 当体系处于平衡状态时，=0，同时Q=∆G r m K θ∆G =r m θ−RTlnKθlnK =θ−RT ∆G r mθ其中的平衡常数一定是标准平衡常数利用通过前式求出的，也一定是标准平衡常数K θ∆G r m θK θK θ不论实际反应是溶液相反应、气相反应还是复相反应，或与之间不存在此式所表示的关系K p K c ∆G r m θ几种热力学数据之间的关系∆G f mθ物质的标准摩尔生成吉布斯自由能，即物质的生成反应的吉布斯自由能改变量∆G r mθ化学反应在标准状态下进行方式和方向的判据（最合理的判据）是反应体系中各物质的浓度和分压均为标准状态数值时的，而不是平衡时的，体系平衡时=0∆G r m ∆G r m ∆G r m ∆H r mθ物质的标准摩尔生成热，即物质的生成反应的焓变S mθ物质的标准熵对于同一个反应，利用公式求出的这三个量之间的关系化学平衡的移动当外界条件改变，可逆反应从一种平衡状态转变到另一种平衡状态的过程勒夏特列原理如果对平衡体系施加外部影响，平衡将向着减小该影响的方向移动浓度对化学平衡的影响增大一种反应物的浓度，可以使另一种反应物的转化率和利用率增大压强对化学平衡的影响压强变化只对反应前后气体分子数目有变化的反应的化学平衡有影响无影响无气体气体前后数目不变在恒温下，增大压强，平衡向气体分子数减少的方向移动；减小压强，平衡向气体分子数增大加的方向移动总压扩大n倍，各分呀也扩大n倍温度对化学平衡的影响改变Q化学平衡状态定义可逆反应在一定条件下，正反应速率等于逆反应速率时，反应体系所处的状态动态平衡原则上讲，几乎所有的化学反应都有可逆性经验平衡常数（实验平衡常数）量纲一般不为1只有当平衡常数表达式中，反应物的化学计量数之和与生成物的化学计量数之和相等时，K才是量纲为1的物理量分类浓度平衡常数（Kc）分压平衡常数（Kp）一般来说两者不相等，但它们所表示的却是同一个平衡状态，因此二者之间应该有固定的数量关系=cRT不要出现纯固体、纯液体及稀溶液中水的浓度这三种在反应过程中可以认为浓度没有变化非水溶液中的生成物水要出现在平衡常数的表达式中当反应方程式中化学计量数扩大n倍时，反应的平衡常数K将变成K^n反应平衡常数互为倒数的平衡常数与其逆反应的两个方程式相加（相减）时，所得的反应方程式的平衡常数，可由原来的两个反应方程式的平衡常数相乘（相除）得到。
第三章水溶液中的离子平衡知识点归纳第三章水溶液中的离子平衡知识点归纳第三章水溶液中的离子平衡知识点归纳一、弱电解质的电离课标要求1、了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念2、掌握弱电解质的电离平衡3、熟练掌握外界条件对电离平衡的影响要点精讲1、强弱电解质（1）电解质和非电解质电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。
注：①单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。
②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、水、酸、碱和盐；于非电解质的有：非金属的氧化物。
（2）强电解质和弱电解质①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质（如强酸、强碱和大部分的盐）②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子（如：弱酸、弱碱和少量盐）注：弱电解质特征：存在电离平衡，平衡时离子和电解质分子共存，而且大部分以分子形式存在。
（3）强电解质、弱电解质及非电解的判断2、弱电解质的电离（1）弱电解质电离平衡的建立（弱电解质的电离是一种可逆过程）（2 ）电离平衡的特点弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样具有“逆、等、动、定、变”的特征。
①逆：弱电解质的电离过程是可逆的。
②等：达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等③动：动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。
④定：一定条件下达到电离平衡状态时，溶液中的离子浓度和分子浓度保持不变，溶液里既有离子存在，也有电解质分子存在。
且分子多，离子少。
⑤变：指电离平衡是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。
（3 ）电离常数①概念：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。
这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用k来表示。
③意义：k值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸或弱碱相对较强。
思维导图在高中化学选修4第三章的应用王修龙贵州省仁怀市第四中学564507摘要:高中化学选修4第三章主要讲解“水溶液中的离子平衡"，该章节的教学目的是为了让学生在脑海中构建一个关于电解质、离子反应等完整的知识体系。
但实际教学中因为牵扯到较多的知识点,学生掌握情况不是很好，因此有必要采取新的教学方式提升本章节教学效果。
基于此，本文重点阐述思维导图教学方式在高中化学选修4第三章中的应用，对其中需要注意的问题进行重点讲解。
关键词：思维导图;高中化学；实际应用引言高中化学选修课在新课程改革背景下教学目的再次产生变更,要通过教学培养高中生动手操作及逻辑思维能力,为以后学生学习探究奠定基础。
作为高中化学教师，笔者在了解新课程改革对高中化学选修课的具体要求后，结合自身实际工作经验，分析思维导图教学模式在高中化学选修4第三章“水溶液中的离子平衡”中的应用。
总结出一些在初中化学教学实验教学中应用的新方法。
1、分析选修4第三章的重要性高中化学选修4第三章教学时，化学平衡的相关知识学生在前面已经学习过，自身也对化学平衡有一定的了解,因此为提高教学效率在建立化学平衡及平衡移动等相关知识时可以利用化学平衡原理.这一章节是化学平衡内容的延伸与拓展,电离平衡等是基本反应原理中最重要的组成部分，对学生而言也是一个较难的知识点。
分析历年高考题目可以发现,该章节内容是必考内容之一，也是高考的难点之一，相关题目具有较强的综合性，有必要做好该章节内容的教学工作。
通过学习该章节内容的学习,可以在学生脑海中建立一个完整的化学平衡知识体系，通过分析如何建立各种平衡于不同的电解质溶液中,帮助学生突破知识难点的学习。
学习过程中教师可以将其与实际生活联系起来,比如解释牙齿表面硬层的脱矿与矿化关系就可以利用溶液平衡的原理,激发学生学习化学的兴趣，进而将化学知识运用到实际生活中。
2、思维导图在高中化学选修4第三章的应用分析在运行思维导图进行化学授课时，需要做好以下工作，确保思维导图效果的发挥，提高教学质量。
高二化学选择性必修1第三章水溶液中的离子平衡高二化学选择性必修1水溶液中的离子平衡高中化学老师给大家带来高二化学选择性必修1第三章水溶液中的离子平衡的知识梳理考点解析，希望大家高效学习，夯实基础。
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。
