2021届高三化学一轮复习——水的电离(知识梳理及训练)

2021届高三化学一轮复习——N2H4、H3PO2及砷的化合物（知识梳理与训练）知识梳理1．N2H4(1)碱性：二元弱碱，碱性比NH3弱。

在水中的电离方式与氨相似，分两步进行：N2H4＋H2O N2H＋5＋OH－、N2H＋5＋H2O N2H2＋6＋OH－。

(2)强还原性：①水合肼在碱性溶液中能将银、镍等金属离子还原成金属单质，如2N2H4·H2O ＋2Ag＋===2Ag↓＋2NH＋4＋N2↑＋2H2O；②能被氧气、H2O2等氧化，可用作喷气式发动机推进剂、火箭燃料等。

2．As2O3、As2O5和As2S3(1)As2O3俗称砒霜，微溶于水生成亚砷酸(H3AsO3)，可被过氧化氢氧化成砷酸(H3AsO4)，属于两性氧化物：As2O3＋6NaOH===2Na3AsO3＋3H2O，As2O3＋6HCl===2AsCl3＋3H2O。

(2)As2O5遇热不稳定，在熔点(300 ℃)附近即失去O变成As2O3。

(3)As2S3俗称雌黄，可溶于碱性硫化物或碱溶液中：As2S3＋3Na2S===2Na3AsS3，As2S3＋6NaOH===Na3AsS3＋Na3AsO3＋3H2O。

也可以与SnCl2、发烟盐酸反应转化为雄黄(As4S4)：2As2S3＋2SnCl2＋4HCl===As4S4＋2SnCl4＋2H2S↑。

雄黄和雌黄均可以与氧气反应生成As2O3。

1．(2016·全国卷Ⅱ，26改编)实验室中可用次氯酸钠溶液与氨反应制备联氨，反应的化学方程式为。

联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为。

联氨是一种常用的还原剂，向装有少量AgBr的试管中加入联氨溶液，观察到的现象是。

答案NaClO＋2NH3===N2H4＋NaCl＋H2O N2H6(HSO4)2固体逐渐变黑，并有气泡产生2．[2014·新课标全国卷Ⅰ，27(3)]H3PO2的工业制法是：将白磷(P4)与Ba(OH)2溶液反应生成PH3气体和Ba(H2PO2)2，后者再与H2SO4反应。

考点44 水的电离一、水的电离1．水的电离平衡水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。

2．水的离子积常数(1)概念：在一定温度下，c(H+)与c(OH−)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。

(2)表达式：水的离子积用K w表示。

实验测得，25 ℃时，1 L水中只有1.0×10−7 mol H2O电离。

所以该温度时的纯水中c(H+)=c(OH−)=1.0×10−7 mol·L−1，K w=c(H+)·c(OH−)=1.0×10−14，室温下K w一般也取这个值。

(3)影响因素：K w只与温度有关。

温度升高，K w增大。

注意事项(1)水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

(2)在室温时，任何物质的水溶液，K w=10−14。

K w与溶液的酸碱性无关，只与温度有关。

(3)K w的重要应用在于溶液中c(H+)和c(OH−)的换算。

(4)外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候水电离出的c(H+)和c(OH−)总是相等的。

二、c(H＋)与c(OH－)的反比关系图像(1)A、B线表示的温度A<B。

(2)a、b、c三点表示溶液的性质分别为中性、酸性、碱性。

提醒：(1)曲线上的任意点的K w都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同；(2)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。

三、水的电离平衡的影响因素和有关计算1．外界因素对水电离的影响改变条件电离平衡溶液中c(H＋) 溶液中c(OH−)pH溶液的酸碱性K W升高温度右移增大增大减小中性增大加入酸、碱加入酸，如稀硫酸、醋酸左移增大减小减小酸性不变加入碱，如NaOH溶液、氨水左移减小增大增大碱性不变加入盐加入强碱弱酸盐，如Na2CO3溶液右移减小增大增大碱性不变加入强酸弱碱盐，如AlCl3溶液右移增大减小减小酸性不变加入强酸强碱盐，如NaCl溶液不移动不变不变不变中性不变加入活泼金属如Na 右移减小增大增大碱性不变2．水电离出的c(H+)或c(OH−)的计算(25 ℃时)(1)中性溶液c(OH−)=c(H+)=10−7 mol·L−1(2)酸溶液--(H )(H )(H )(OH )(OH )(H )c c c c c c ++++⎧=+⎪⎨⎪==⎩酸水水水酸溶液中，H +来源于酸的电离和水的电离，而OH −只来源于水的电离。

2021届高三高考化学一轮复习易错题汇总电离平衡【易错分析】强电解质在水溶液中能够全部电离，而弱电解质在水溶液中只有部分电离。

和化学平衡一样，在弱电解质溶液里，也存在着电离平衡，水溶液中的离子平衡内容实际上是应用化学平衡理论，探讨水溶液中离子间的相互作用，内容比较丰富。

一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态，简称电离平衡。

强弱电解质理论,特别是弱电解质的电离平衡是学习电解质溶液的重要基础。

【错题纠正】例题1、在氨水中存在下列电离平衡:NH3·H2O N H4++OH-,下列情况能引起电离平衡向右移动的有()①加入NH4Cl固体②加入NaOH溶液③通入HCl气体④加入CH3COOH溶液⑤加水⑥加压A.①③⑤B.①④⑥C.③④⑤D.①②④【解析】①加入NH4Cl固体相当于加入N H4+,平衡左移;②加入OH-,平衡左移;③通入HCl气体,相当于加入H+,中和OH-,平衡右移;④加入CH3COOH溶液,相当于加入H+,中和OH-,平衡右移;⑤加水稀释,溶液越稀越电离,平衡右移;⑥对无气体参与和生成的反应,加压对平衡移动无影响。

【答案】C例题2、已知25 ℃时,H2A(酸):K1=4.3×10-7,K2=2.1×10-12;H2B(酸):K1=1.0×10-7,K2=6.3×10-13。

试比较浓度相同的两种溶液中各种微粒的大小：(1)H+的浓度:H2A(填“>”“<”或“=”,下同)H2B。

(2)酸根离子的浓度:c(A2-)c(B2-)。

(3)酸分子的浓度:c(H2A)c(H2B)。

(4)溶液的导电能力:H2A H2B。

【解析】H2A和H2B都是二元弱酸,二元弱酸的电离分两步,第一步比第二步电离程度大得多,溶液的酸性(即H+浓度)、酸式酸根的浓度、酸分子的浓度、溶液的导电能力均由第一步电离决定。

高考化学一轮复习电离平衡知识点化学似乎物理一样皆为自然迷信的基础迷信。

小编预备了高考化学一轮温习电离平衡知识点，希望你喜欢。

水溶液中的各种平衡溶液中的平衡包括电离平衡、水解平衡、溶解平衡等外容,在此基础上延伸出强弱电解质、离子共存效果、水的电离、溶液中离子浓度大小的判别、溶液的pH、影响弱电解质电离的外界要素、影响盐类水解的外界要素。

在近年的高考命题中对主要内容的考核：1.平衡的基本原理;2.强弱电解质的区别,以及与溶液导电才干的关系;3.影响水的电离平衡的要素;4.溶液中离子浓度大小的判别;5.溶液中的几个守恒(电荷、物料、质子守恒);6.混合溶液中(不反响的或能反响的)各种量的判别;7.离子共存效果。

几个值得留意的效果：(1)无论电解质还是非电解质，都是指化合物;(2)有些物质虽然难溶于水，但还属于强电解质，其溶解局部完全电离;(3)有些物质溶于水后能导电，但却是非电解质，由于导电的缘由是该物质与水反响生成了电解质;(4)强电解质的导电才干不一定比弱电解质强,关键看水中自在移动离子的浓度;(5)电解质溶液浓度越大,导电才干不一定越强;(6)发作水解的盐溶液不一定呈酸性或碱性,能够呈中性;(7)影响水的电离平衡的普通规律是酸、碱抑制水电离,而能水解的盐普通促进水电离;(8)多元弱酸是分步电离的,在发作中和反响或较强酸制较弱酸时也是分步停止的,第一步电离远大于其第二步电离;(9).弱酸不一定不能制强酸;(10).水的离子积常数只与温度有关而与浓度有关,与平衡常数的含义相当;(11).溶液越稀，越有利于电离;(12).比拟反响速率时,弱电解质关注已电离的离子,思索反响的量时，弱电解质关注自身一切的氢离子或氢氧根离子(即已电离的和未电离的)。

高考化学一轮温习电离平衡知识点就为大家引见到这里，希望对你有所协助。

2021届高三化学一轮复习——电离度 电离平衡常数（知识梳理及训练）核心知识梳理1．电离度(1)电离度概念与表达式一定条件下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的弱电解质分子数占弱电解质分子总数的百分数。

(常用符号α表示) 可用数学式表示为α＝已电离弱电解质分子数弱电解质分子初始总数×100%或α＝已电离弱电解质物质的量(mol )弱电解质初始总物质的量(mol )×100%或α＝已电离弱电解质浓度(mol·L －1)弱电解质初始浓度(mol·L －1)×100% 即α＝Δcc×100%(c ：弱电解质初始浓度，Δc ：已电离弱电解质浓度)(2)意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。

(3)影响因素问题思考20 ℃时，在0.5 L 0.2 mol·L－1的HA 溶液中，有0.01 mol·L－1的HA 电离成离子，求该温度下的电离度。

答案 α＝0.01 mol·L －10.2 mol·L －1×100%＝5%。

2．电离平衡常数 (1)①填写下表(25 ℃)弱电解质 电离方程式 电离常数 NH 3·H 2O NH 3·H 2O NH ＋4＋OH －K b ＝1.8×10－5 CH 3COOH CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋K a ＝1.8×10－5 HClOHClOH ＋＋ClO －K a ＝3.0×10－8②CH 3COOH 酸性大于(填“大于”“小于”或“等于”)HClO 酸性，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c (H ＋)越大，酸性越强。

③电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。

电离平衡常数越大，电离程度越大。

第七讲 水的电离和溶液的酸碱性一、复习回忆复习弱电解质的电离平衡，预习水的电离和溶液的酸碱性。

二、知识梳理考点1：水的电离和水的离子积1.水的电离：准确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它可以微弱的发生电离，生成H +和OH -。

其电离方程式为：H 2O H ＋＋OH －。

注意：〔1〕水的电离是水分子与水分子之间的互相作用而引起电离的发生；〔2〕极难电离，通常只有极少数水分子发生电离；〔3〕通过方程式上可以得到水分子电离出的H +和OH -是相等的；〔4〕从电离方程式上还可以看出，水既可以看成是一元弱酸也可以看成是一元弱碱； 〔5〕水的电离是可逆的，是吸热的。

2．水的离子积：水的电离是一个可逆的过程，在一定条件下可以到达电离平衡。

25℃1LH 2O 的物质的量n(H 2O)=181000=55.6(mol)共有10—7mol 发生电离 H 2O H ++OH —起始(mol) 55.6 0 0电离(mol) 10—710—7 10—7平衡(mol)55.6－10—7 10—7 10—7所以纯水中，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol/L。

一定温度下，c(H＋)和c(OH－)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，用K w表示。

K w＝c(H＋)·c(OH－) ；25℃时，K w＝1×10－14。

注意：K W只与温度有关，温度一定，那么K W值一定。

K W不仅适用于纯水，也适用于任何稀溶液〔酸、碱、盐〕。

K W反映了水中c(H＋)和c(OH－)的关系。

考点2：影响水电离平衡的因素1．温度：因为电离一般吸热，所以升温有利于电离；2．参加酸或者碱：因为酸或者减本身可以电离出H＋和OH－，使水中的H＋和OH－增大，所以水的电离平衡会挪动；3．参加活泼金属：由于活泼金属会与水电离H＋的直接发生置换反响，产生氢气，使水的电离平衡向右挪动；4．参加弱碱阳离子或者弱酸根阴离子：弱碱阳离子或者弱酸根阴离子会与水电离出的OH －或H＋结合生成弱电解质从而破坏了水的电离平衡。

第二节水的电离和溶液的酸碱性考纲定位考情播报1.了解水的电离，离子积常数。

2.了解溶液pH的定义及测定方法。

能进展pH 的简单计算。

3.掌握酸碱中和滴定及其应用。

2021·全国甲卷T12/全国丙卷T13(C)2021 ·全国卷ⅡT28(3) 2021·全国卷ⅠT12(B、C)/全国卷ⅡT11、T28(2)2021·全国卷ⅡT132021·全国卷T11考点1| 水的电离[根底知识整合]1．水的电离(1)电离方程式：H2O H＋＋OH－或2H2O H3O＋＋OH－。

(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1，任何水溶液中由水电离出来的c(H＋)＝c(OH－)。

2．水的离子积常数(1)表达式：K w＝c(H＋)·c(OH－)。

25 ℃时，K w＝10－14,100 ℃时，K w＝10－12。

(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K w增大。

(3)适用范围：适用于纯水、酸、碱、盐的稀溶液。

(4)意义：K w提醒了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w 不变。

3．外界因素对水的电离平衡的影响(1)温度：温度升高，促进水的电离，K w增大；温度降低，抑制水的电离，K w减小。

(2)酸、碱：抑制水的电离。

(3)能水解的盐：促进水的电离。

(4)能与水反响的活泼金属：促进水的电离。

[应用体验]1．向水中分别参加(1)NaOH、(2)NH4Cl，请分析水的电离平衡移动方向，c(H＋)、c(OH－)变化，水的电离程度变化，K w变化。

[提示](1)向左移，c(H＋)减小，c(OH－)增大，水的电离程度变小，K w不变。

(2)向右移，c(H＋)增大，c(OH－)减小，水的电离程度变大，K w不变。

2．25 ℃，pH＝3的溶液中，H2O电离出的H＋浓度为多少？[提示]假设为水解呈酸性的盐溶液，促进水的电离，由水电离出的c(H＋)水＝1×10－3mol/L或假设为酸，抑制水的电离，由水电离出的c(H＋)水＝1×10－11 mol/L。

2021届高三化学一轮复习——电离度 电离平衡常数（知识梳理及训练）核心知识梳理1．电离度(1)电离度概念与表达式一定条件下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的弱电解质分子数占弱电解质分子总数的百分数。

(常用符号α表示) 可用数学式表示为α＝已电离弱电解质分子数弱电解质分子初始总数×100%或α＝已电离弱电解质物质的量(mol )弱电解质初始总物质的量(mol )×100%或α＝已电离弱电解质浓度(mol·L －1)弱电解质初始浓度(mol·L －1)×100% 即α＝Δcc×100%(c ：弱电解质初始浓度，Δc ：已电离弱电解质浓度)(2)意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。

(3)影响因素温度升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小浓度当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大问题思考20 ℃时，在0.5 L 0.2 mol·L－1的HA 溶液中，有0.01 mol·L－1的HA 电离成离子，求该温度下的电离度。

答案 α＝0.01 mol·L －10.2 mol·L －1×100%＝5%。

2．电离平衡常数 (1)①填写下表(25 ℃)弱电解质 电离方程式 电离常数 NH 3·H 2O NH 3·H 2O NH ＋4＋OH －K b ＝1.8×10－5 CH 3COOH CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋K a ＝1.8×10－5 HClOHClOH ＋＋ClO －K a ＝3.0×10－8②CH 3COOH 酸性大于(填“大于”“小于”或“等于”)HClO 酸性，判断的依据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。