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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*10-14②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*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
电离平衡知识点总结电离平衡是指在一定温度下，气体或溶液中的化学物质与水或其他溶剂反应，形成离子的过程达到动态平衡的状态。
以下是电离平衡的关键知识点总结：1. 电离反应：电离反应是指将化学物质转变为离子的反应。
例如，强酸在水中电离成氢离子（H+）和相应的阴离子，强碱在水中电离成氢氧离子（OH-）和相应的阳离子。
2. 离子反应方程式：离子反应方程式用于描述电离反应中产生的离子。
例如，HCl（氢氯酸）在水中电离成H+ 和Cl-，反应方程式为HCl（aq）→ H+(aq) + Cl-(aq)。
3. 离子浓度：离子浓度指的是溶液中离子的数量。
在电离平衡中，离子浓度对于判断反应的方向和平衡位置至关重要。
4. 平衡常数（K值）：平衡常数用于描述电离反应达到平衡时反应物和生成物之间的浓度关系。
平衡常数的大小可以用来预测反应的方向和平衡位置。
平衡常数越大，生成物浓度越高，反应越向生成物方向进行。
5. 平衡位置：平衡位置指的是电离反应在达到平衡时反应物和生成物的浓度比例。
平衡位置可以根据平衡常数和离子浓度来确定。
6. 影响电离平衡的 factors：影响电离平衡的因素包括温度、压力（对气相反应）、浓度（对溶液反应）和催化剂。
温度的变化可以改变平衡常数，而压力和浓度的变化可以改变离子浓度，从而影响平衡位置。
7. Le Chatelier 原理：Le Chatelier 原理可以用来预测电离平衡在受到外部条件变化时的响应。
根据该原理，当系统受到扰动时，系统将倾向于通过改变离子浓度或平衡位置来抵消这种扰动。
以上是电离平衡的关键知识点总结，了解这些知识点可以帮助理解电离平衡的基本概念和应用。
电离平衡知识点总结公式1. 电解质和弱电解质电解质是指在溶液中能够电离成离子的物质，如强酸、强碱和盐类等物质。
而弱电解质是指在溶液中只能电离成少量离子的物质，如弱酸、弱碱和部分盐类等。
在电离平衡中，电解质和弱电解质的电离程度会对平衡关系产生重要影响。
2. 离子浓度和离子平衡常数在溶液中，离子的浓度和平衡常数是描述电离平衡的重要参数。
平衡常数（K）是指在特定条件下，电解质或弱电解质的电离反应过程中生成的离子浓度的乘积与原始电解质或弱电解质浓度的比值。
对于一元强电解质（AX），其电离平衡反应可以描述为AX↔A+ + X-，其平衡常数可以表示为K=[A+][X-]/[AX]。
而对于一元弱电解质（HA），其电离平衡反应可以描述为HA↔H+ + A-，其平衡常数可以表示为K=[H+][A-]/[HA]。
平衡常数是描述化学平衡过程中物质的转化程度的重要参数，可以通过平衡常数的大小来判断反应向左、向右或平衡的位置。
3. 离子活度和活度系数离子在溶液中的行为并不仅仅取决于其浓度，而是取决于其活度。
活度是指溶液中离子的实际活跃程度，它与浓度有一定的关系。
在溶液中，离子的活度通过活度系数来描述，活度系数是描述离子在溶液中活性的重要参数。
活度系数可以通过离子浓度和活度的比值来计算。
对于强电解质而言，其离子活度系数通常接近于1，而对于弱电解质而言，其离子活度系数则会偏离1，且会随着浓度的增加而增加。
4. pH和pOH的计算在电离平衡中，溶液中的pH值和pOH值是描述酸碱性的重要参数。
pH值是指溶液中氢离子浓度的负对数，可以通过pH=-log[H+]来计算。
而pOH值是指溶液中氢氧根离子浓度的负对数，可以通过pOH=-log[OH-]来计算。
对于强酸溶液而言，其pH值通常在0-3之间；而对于弱酸溶液而言，则通常在3-6之间。
具体的酸碱性质会受到离子的电离程度和平衡常数的影响。
5. pH和pOH的调节溶液中的pH值和pOH值可以通过添加强酸、强碱或盐类等物质来进行调节。
⾼中化学电离平衡九⼤知识点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*10-14②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*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定⽅法：酸碱指⽰剂——甲基橙、⽯蕊、酚酞。
电离平衡知识点总结手写一、离子的电离平衡在溶液中，许多化合物会发生电离反应，将分子分解成离子。
在溶液中，电离平衡的建立是通过电离反应和逆反应之间的动态平衡来实现的。
在这种动态平衡状态下，溶液中离子的浓度保持稳定，但是离子仍然在不断地发生电离和结合的过程。
通常情况下，一个化合物的电离平衡可以用下面的反应方程式来表示：A ⇌ B+ + C-其中A代表原始的电离物质，B+代表阳离子，C-代表阴离子。
在电离平衡达到稳定状态时，反应速率和逆反应速率相同，但是化合物A、B+和C-的浓度不再发生变化。
有时候我们也会看到这样的电离平衡方程式：HA ⇌ H+ + A-其中HA代表弱酸，H+代表氢离子，A-代表酸根离子。
在这种情况下，酸的电离平衡过程是非常重要的，它决定了溶液的酸度。
二、离子浓度与电离平衡在电离平衡的建立过程中，溶液中离子的浓度是一个非常重要的因素。
离子浓度的大小决定了电离反应的速率和逆反应的速率，从而影响了电离平衡的达成和维持。
通常情况下，离子浓度的大小受溶液的化学性质和温度的影响。
在一般情况下，当溶液中的离子浓度增加时，电离反应的速率会增加。
这是因为反应过程中需要的原料多了，所以反应速率会相应地增加。
而当溶液中的离子浓度减少时，电离反应的速率也会减少。
另外，温度对电离平衡的影响也非常重要。
在一般情况下，当温度升高时，电离反应的速率会增加。
因为温度升高会增加原子或分子的热运动能量，从而使得反应速率提高。
相反，当温度降低时，电离反应的速率会减少。
总之，离子浓度和温度是决定电离平衡的两个关键因素。
在实际应用中，我们可以通过调节这两个因素来控制电离平衡的达成和维持。
三、酸碱平衡与电离平衡在化学中，酸碱平衡是一个重要的概念，它与电离平衡有着密切的联系。
在溶液中，酸和碱都会发生电离反应，产生氢离子和氢氧根离子。
而酸碱平衡的建立和维持正是通过电离平衡来实现的。
从宏观的角度来看，酸碱平衡是指溶液中酸和碱的浓度达到一种稳定的状态。
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CH 3COO －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 －a (H )(A )(H A )c c K c +-⋅=。
对一元弱碱(BOH)：BOHB ++OH －b (B )(O H )(B O H )c c K c +-⋅=。
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。
知识清单21 电离平衡知识点01 弱电解质的电离平衡及影响因素1．电离平衡(1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
平衡建立过程如图所示：(2)电离平衡的特征①弱：研究对象是弱电解质。
②等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。
③动：电离平衡是一种动态平衡，即1mol CH3COOH电离同时则有1mol CH3COOH分子形成。
④定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子。
⑤变：条件改变时，电离平衡发生移动，各粒子的浓度要发生改变。
2．影响电离平衡的因素(1)影响电离平衡的内因：影响电离平衡的内因是弱电解质本身的结构与性质，其他条件相同时，电解质越弱越难电离。
(2)影响电离平衡的外因：①浓度：向弱电解质溶液中加水稀释，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大；②温度：电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大；③同离子效应：加入与电解质电离出相同离子的强电解质，电离平衡向形成分子的方向移动，电离程度减小；④酸碱效应：加入强酸（或强碱），弱酸（或弱碱）的电离平衡向形成分子的方向移动，电离程度减小；弱碱（或弱酸）的电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大；⑤加入能与离子反应的物质，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq) ΔH＞0的影响。
改变条件平衡移动方向n(H＋)c(H＋)导电能力加水稀释向右增大减小减弱加入少量冰醋酸向右增大增大增强通入HCl(g)向左增大增大增强加NaOH(s)向右减小减小增强加CH3COONa(s)向左减小减小增强升高温度向右增大增大增强【易错提醒】(1)一般情况下，加水稀释时，弱电解质电离产生离子的浓度减小，并非溶液中所有离子的浓度都减小。
电离平衡状态及特征归纳与分析要点一、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）。
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：电解质一一离子化合物或共价化合物非电解质一一共价化合物注意：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）一一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：人、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。
）二^ 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*10-14②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*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
高中化学知识点规律大全——《电离平衡》
电离平衡是一个重要的化学知识点，它是化学反应和分子动态过程中的重要原理。
电离平衡是指物质在气态溶液中发生电离过程的平衡状态。
通常情况下，该电离过程由可以将六个离子形成一个离子对而不影响总电流的氧化还原平衡式来描述，即溶液中无限接近最终的一个均衡水平作为均衡状态，在这一点上，氧化产物和还原产物的数目既不增加也不减少，释放出来的电子以及它们所反应的离子形成的离子对数量均恒定的状态，这种电离动力学的均衡，称之为电离平衡。
电离平衡是电离反应的一种结果，也就是说，当一种溶液中的反应物产生的离子的比例确定的时候，就会发生电离平衡。
这种现象是由于溶液中的活性离子数量在静止和运动状态之间会发生平衡，即：
① 电荷平衡：在气态溶液中，不同电荷量的氧化物和还原物在水中会进行氧化还原反应，如果此时活性离子的数量在两个物质之间是不同的，活性离子将在这两种物质间运动，直到活性离子的数量在两种物质间完全相同。
② 平衡倾向：当离子态的反应物过量时，气态溶液中的活性离子就会增多，这时物质的平衡倾向是使活性离子减少并且使反应物还原；当离子态反应物不足时，气态溶液中的活性离子就会减少，这时物质的平衡倾向是使活性离子增加并且使反应物氧化。
③ 活性离子数量平衡：气态溶液中的活性离子数量总是会自动调整，使活性离子数量始终保持不变，直到发生物质运动才会发生变化并达到均衡状态。
以上就是电离平衡的知识点以及它的原理、基本规律。
它是化学反应的指导原则，因此，学习电离平衡的知识点与原理非常重要。
只有熟练掌握及理解电离平衡的基本规律，才能保障人们正确运用它，进行恰当的化学反应。
高中化学知识点规律大全——电离平衡1．电离平衡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：CH3COOH CH3COO－+ H＋NH3·H2O NH4＋+ 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·H2O NH4＋+ 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．b．NaOH固体．NaOH溶于水时电离产生的OH－抑制了NH3·H2O的电离，从而使平衡逆向移动．[电离平衡常数]在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡状态时，溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数．弱酸的电离常数用K a 表示，弱碱的电离常数用K b 表示． (1)电离平衡常数的表达式．①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式： 例如，一定温度下CH 3COOH 的电离常数为： CH 3COOHCH 3COO －+ H ＋)()()(33COOH CH c COO CH c H c Ka -+⋅=一定温度下NH H 2O 的电离常数为： NH 3·H 2ONH 4＋+ OH －)()()(234O H NH c OH c NH c Kb ⋅⋅=-+②多元弱酸的电离特点及电离常数表达式：a ．分步电离．是几元酸就分几步电离．每步电离只能产生一个H ＋，每一步电离都有其相应的电离常数．b ．电离程度逐渐减小，且K 1》K 2》K 3，故多元弱酸溶液中平衡时的H ＋主要来源于第一步．所以，在比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较其K1即可．例如25℃时，H 3PO 4的电离； H 3PO 4 H 2PO 4－+ H ＋343421105.7)()()(-+-⨯=⋅=PO H c H c PO H c KH 2PO 4－HPO 42－ + H ＋842242102.6)()()(--+-⨯=⋅=PO H c H c HPO c K HPO 42－PO 43－+ H ＋132********.2)()()(--+-⨯=⋅=HPO c H c PO c K注意 a ．电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度．b ．多元弱酸溶液中的c(H ＋)是各步电离产生的c(H ＋)的总和，在每步的电离常数表达式中的c(H ＋)是指溶液中H ＋的总浓度而不是该步电离产生的c(H ＋)．(2)电离常数的特征．同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化．温度不变，K 值不变；温度不同，K 值也不同．但由于电离常数随温度的变化不大，在室温时，可不考虑温度对电离常数的影响． (3)电离常数的意义：①表明弱电解质电离的难易程度．K 值越大，离子浓度越大，该电解质越易电离；反之，电解质越难电离．②比较弱酸或弱碱相对强弱．例如在25℃时，HNO 2的K ＝4.6×10－4，CH 3COOH 的K ＝1.8×10－5，因此HNO 2的酸性比CH 3COOH 的酸性强． 6．水的电离和溶液的pH [水的电离](1)水的电离方程式．水是一种极弱的电解质，它能像酸一样电离出极少量的H ＋，又能像碱一样电离出少量的OH －()．水的电离方程式可表示为： H 2O + H 2H 3O ＋+ OH －简写为：H 2O H ＋ + OH －(2)水的离子积K W ．一定温度下，水的电离常数为：)()()(2O H c OH c H c K -+⋅=即c(H ＋)·c(OH －)＝K ·c(H 2O)设水的密度为1 g ·cm3，则1 L H 2O ＝1 000 mL H 2O ＝1 000 gH 20＝55.6 mol ，即H 2O 的起始浓度为55.6 mol ·L －1．由于水是极弱的电解质，它电离时消耗的水与电离前相比，可忽略不计．例如，25℃时，1 LH 2O 中已电离的H 2O 为10－7mol ，所以c(H 2O)≈55.6 mol ·L －1，即K ·c(H 2O)为一常数，这个新的常数叫做水的离子积常数，简称水的离子积，表示为：c(H ＋)·c(OH －)＝K W说明 ①一定温度下，由于K W 为一常数，故通常不写单位，如25℃时K W ＝1×10－14． ②K W 只与温度有关，与溶液的酸碱性无关．温度不变，K W 不变；温度变化，K W 也发生变化．③由于水的电离过程是吸热过程，因此温度升高时，纯水中的c(H ＋)、c(OH －)同时增大，K W 也随着增大．例如：25℃时，c(H ’)＝(OH －)＝1×10－7 mol ·L －1 ，K W ＝1×10－14100℃时，c(H ’)＝(OH －)＝1×10－6 mol ·L －1 ，K W ＝1×10－12但由于c(H ＋)与c(OH －)始终保持相等，故仍显中性．④在任何以水为溶剂的溶液中都存在H ＋和OH －，它们既相互依存，又相互制约．当溶液中的c(H ＋)增大时，c(OH －)将减小；反之，当溶液中的c(OH －)增大时，c(H ＋)则必然减小．但无论在中性、酸性还是碱性溶液中，在一定温度下，c(H ＋)与c(OH －)的乘积(即K W )仍是不变的，也就是说，K W 不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐的稀溶液．只要温度相同，不论是在纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液中，K W 都是相同的．⑤一定温度下，不论是纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液中，由H 2O 电离产生的c(H ＋)与c(OH －)总是相等的．如25℃时，0.1 mol ·L－1的盐酸中，c 水(H ＋)＝c(OH －)＝1.010114-⨯＝1×10－13mol ·L －1．⑥水的电离平衡遵循勒夏特列原理．例如，向纯水中加入酸或碱，均使水的电离平衡逆向移动(即酸或碱抑制水的电离)；向水中投入活泼金属如钠等，由于金属与水电离产生的H ＋直接作用而促进水的电离．[溶液的酸碱性的实质] 任何水溶液中都存在水的电离，因此都含有H ＋和OH －．一种溶液是显酸性、中性还是碱性，是由该溶液中的c(H ＋)与c(OH －)的相对大小来决定的．酸性溶液：c(H ＋)＞c(OH －)中性溶液：c(H ＋)＝c(OH －)碱性溶液：c(H ＋)＜c(OH －)例如：25℃时，因为K W ＝1×10－14，所以：中性溶液：c(H ＋)＝c(OH －)＝1×10－7 mol ·L －1酸性溶液：c(H ＋)＞1×10－7 mol ·L －1，c(OH －)＜1×10－7 mol ·L －1碱性溶液：c(H ＋)＜1×10－7 mol ·L －1，c(OH －) ＞1×10－7 mol ·L －1100℃时，因为K W ＝1×10－12，所以：中性溶液：c(H ＋)＝c(OH －)＝1×10－6 mol ·L －1酸性溶液：c(H ＋)＞1×10－6 mol ·L －1，c(OH －)＜1×10－6 mol ·L －1碱性溶液：c(H ＋)＜1×10－6 mol ·L －1，c(OH －) ＞1×10－6 mol ·L －1[溶液的pH](1)溶液的pH 的概念：在c(H ＋)≤1 mol ·L －1的水溶液中，采用c(H ＋)的负对数来表示溶液酸碱性的强弱．(2)数学表达式： pH ＝－1g[c(H ＋)]若c(H ＋)＝10－n mol ·L －1，则pH ＝n ．若c(H ＋) ＝m ×10－n mol ·L －1，则pH ＝n －lgm ． (3)溶液酸碱性的强弱与pH 的关系． ①常温(25℃)时：pH ＝7，溶液呈中性，c(H ＋)＝－10－7 mol －1．Ph ＜7，溶液呈酸性，pH 小(大) c(H ＋)大(小) 溶液的酸性强(弱)．PH ＞7，溶液呈碱性，pH 大(小) c(OH －)大(小) 溶液的碱性强(弱)．②pH 范围为0～14之间．pH ＝0的溶液中并非无H ＋，而是c(H ＋)＝1mol ·L －1；pH ＝14的溶液中并非没有OH －，而是c(OH －)＝1 mol ·L －1．pH 减小(增大)n 倍，则c(H ＋)增大为原来的10n 倍(减小为原来的1／10n 倍)，相应的c(OH －)减小为原来1／10n 倍(增大为原来的10n 倍)．③当溶液中的c(H ＋)＞1mol ·L －1时，pH ＜0；c(OH －)＞1mol ·L －1时，pH ＞14．因此，当溶液中的c(H ＋)或c(OH －)大于mol ·L －1时，一般不用pH 来表示溶液的酸碱性，而是直接用c(H ＋)或c(OH －)来表示．所以，pH 只适用于c(H ＋)或c(OH －)≤1 mol ·L －1的稀溶液．④也可以用pOH 来表示溶液的酸碱性．pOH 是OH －离子浓度的负对数，即pOH ＝一lg[c(OH －)]．因为25℃时，c(H ＋)·c(OH －)＝1×10－14，所以：pH + pOH ＝14． [溶液中pH 的计算] (1)基本关系式：①pH ＝－1g[c(H ＋)]②c(H ＋)＝10－pH mol ·L －1③任何水溶液中，由水电离产生的c(H ＋)与c(OH －)总是相等的，即：c 水(H ＋)＝c 水(OH －)．④常温(25℃)时，c(H ＋)·c(OH －)＝1×10－14⑤n 元强酸溶液中c(H ＋)＝n ·c 酸；n 元强碱溶液中c(OH －)＝n ·c 碱· (2)强酸与弱酸、强碱与弱碱溶液加水稀释后pH 的计算． ①强酸与弱酸分别加水稀释相同倍数时，由于弱酸中原来未电离的弱酸分子进一步电离出离子，故弱酸的pH 变化小．设稀释10n 倍，则： 强酸：pH 稀 ＝ pH 原 + n 弱酸：pH 稀 ＜ pH 原 + n当加水稀释至由溶质酸电离产生的c 酸(H ＋)＜10－6 mol ·L －1时，则必须考虑水的电离．如pH ＝5的盐酸稀释1 000倍时，pH 稀＝6.98，而不是等于8．因此，酸溶液无论如何稀释，溶液的pH 都不会大于7．②强碱与弱碱分别加水稀释相同倍数时，弱碱的pH 变化小．设均稀释10n 倍，则： 强碱：pH 稀 ＝ pH 原 — n 弱碱：pH 稀 ＞ pH 原 — n当加水稀释至由溶质碱电离产生的c(OH －)＜10－6 mol ·L －1时，则必须考虑水的电离．如pH ＝9的NaOH 溶液稀释1 000倍时，pH 稀≈7，而不是等于6．因此，碱溶液无论如何稀释，溶液的pH 都不会小于7．(3)两强酸或两强碱溶液混合后pH 的计算． ①两强酸溶液混合．先求出：212211V V V H c V H c H c ++=+++）（）（）（酸 再求；pH 混＝－1g[c 混(H ＋)]注：V 1、V 2的单位可为L 或mL ，但必须一致． ②两强碱溶液混合．求算两强碱溶液混合后溶液的pH 时，不能直接根据题中给出的碱的pH求算混合液的pH ，而必须先分别求出两强碱溶液中的c(OH －)，再依下式求算c 混(OH －)：212211V V V OH c V OH c OH c ++=---）（）（）（混 然后求出c 混(H ＋)、pH 混．例如：将pH ＝8的Ba(OH)2溶液与pH ＝10的NaOH 溶液等体积混合后，溶液中的c(H ＋)应为2×10－10 mol ·L －1，而不是(10－10 + 10－8)／2 mol ·L －1． (4)强酸与强碱溶液混合后pH 的计算．解题步骤：分别求出酸中的n(H ＋)、碱中的n(OH －)→依H ＋ + OH －＝H 2O 比较出n(H ＋)与n(OH －)的大小．①n(H ＋)＝n(OH －)时，恰好中和，混合液显中性；pH ＝7．[反之，若混合液的pH ＝7，则必有n(H ＋)＝n(OH －)]②n(H ＋)＞n(OH －)时，酸过量，则：碱酸余碱酸酸）（）（）（）（V V H n V V OH n H n H c +=+-=+-++再求出pH 混(求得的pH 混必小于7)．注：若已知pH 混＜7，则必须利用上式进行相关计算．⑧ n(H ＋)＜ n(OH －)时，碱过量．则：碱酸余碱酸酸）（）（）（）（V V OH n V V H n OH n OH c +=+-=-+--然后求出c 混(H ＋)、pH 混．注：若已知pH 混＞7，则必须利用上式进行相关计算．(5)强酸与强碱混合反应后溶液呈中性时，强酸的pH 酸、强碱的pH 碱与强酸溶液体积V 酸、强碱溶液体积V 碱之间的关系：当溶液呈中性时：n(H ＋) ＝n(OH －)即：c(H ＋)·V 酸＝c(OH －)·V 碱25℃时，有c 酸(H ＋)·V 酸＝1×10－14／c 碱(H ＋)·V 碱，整理得：c 酸(H ＋)·c 碱(H ＋)＝1×10－14 V 碱／V 酸，两边取负对数得：{－1g [c 酸(H ＋)]} + {－lg[ c 碱(OH －)]}＝{－lg(1×10－14)} + {－lg (V 碱／V 酸)} 故 pH 酸 + pH 碱 ＝14 + lg(V 酸／V 碱)①若pH 酸+pH 碱＝14，则V 酸∶V 碱＝1∶1，即强酸与强碱等体积混合． ②若pH 酸+pH 碱＞14，则：V 酸∶V 碱＝14)(10-+碱酸pH pH ∶1 ③若pH 酸+pH 碱＜14，则：V 酸∶V 碱＝1∶)(1410碱酸pH pH +-7．盐类的水解 [盐类的水解](1)盐类水解的概念：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生出来的H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解．说明 盐类的水解反应与中和反应互为可逆过程： 盐 + 水酸 + 碱 － 热量(2)盐类水解的实质：盐溶于水时电离产生的弱碱阳离子(如NH 4＋、A13＋、Fe 3＋等)或者弱酸阴离子(如CH3COO－、CO32－、S2－等)与水电离产生的OH－或H＋结合生成了难电离的弱碱、弱酸(弱电解质)，使水的电离平衡发生移动，从而引起水电离产生的c(H＋)与c(OH－)的大小发生变化．盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐弱酸强碱盐弱酸弱碱盐水解情况不水解水解水解水解参与水解的离子弱碱阳离子弱酸阴离子弱酸阴离子和弱碱阳离子溶液的酸碱性正盐显中性；酸式盐因电离产生H’而显酸性酸性[弱碱阳离子与H2O电离产生的OH-结合而使得c(H＋)＞c(OH－)]碱性[弱酸阴离子与H2O电离产生的OH-结合而使得c(H＋)＜c(OH－)]依组成盐对应的酸、碱的电离常数尺的相对大小而定K酸＞K碱：溶液呈酸性K酸＜K碱：溶液呈碱性实例正盐：KCl、Na2SO4、NaNO3、KNO3等酸式盐：NaHSO4等CuCl2、NH4C1、FeCl3、A12(SO4)3CH3COONa、NaClO、NaF、K2S、K2CO3CH3COONH4、NH4F、(NH4)2CO3说明①盐类的水解程度很小，水解后生成的难溶物的微粒数、易挥发性物质的微粒数都很少，没有沉淀、气体产生，因此不能用“↑”、“↓”符号表示②发生水解的盐都是使水的电离平衡正向移动而促进水的电离(而酸或碱则总是抑制水的电离)①判断某盐是否水解的简易口诀：不溶不水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱都水解．②判断盐溶液酸碱性的简易口诀：谁强显谁性，都强显中性，都弱具体定(比较等温时K酸与K碱的大小)．(4)盐类水解离子方程式的书写方法书写原则：方程式左边的水写化学式“H2O”，中间符号用“”，右边不写“↓”、“↑”符号．整个方程式中电荷、质量要守恒．①强酸弱碱盐：弱碱阳离子：M n＋+ nH2O M(OH)n + nH＋如CuSO4水解的离子方程式为：Cu2＋+ 2H2O Cu(OH)2 + 2H＋说明溶液中离子浓度大小的顺序为：c(SO42－)＞c(Cu2＋)＞c(H＋)＞c(OH－)②弱酸强碱盐：a．一元弱酸对应的盐．如CH3COONa水解的离子方程式为：CH3COO－+ H2O CH3COOH + OH－说明溶液中离子浓度大小的顺序为：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)根据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知：c(Na＋) + c(H＋) ＝c(CH3COO－) + c(OH－)b．多元弱酸对应的盐．多元弱酸对应的盐发生水解时，是几元酸就分几步水解，且每步水解只与1个H2O分子结合，生成1个OH－离子．多元弱酸盐的水解程度是逐渐减弱的，因此，多元弱酸盐溶液的酸碱性主要由第一步水解决定．例如K2CO3第一步：CO32－+ H2O HCO3－+ OH－第二步：HCO3－+H2O H2CO3 + OH－水解程度：第一步＞第二步．所以K2CO3溶液中各微粒浓度大小的顺序为：c(K＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知：c(K＋) + c(H＋) ＝2×c(CO32－) + c(OH－) + c(HCO3－)⑧弱酸弱碱盐：如CH3COONH4CH3COO－+ NH4＋+ H2O CH3COOH + NH3·H2O因为K(CH3COOH)＝K(NH3·H2O)＝1.8×10－5，所以CH3COONH4溶液呈中性．[影响盐类水解程度的因素](1)盐本身的组成决定盐是否水解及水解程度的大小．对于强碱弱酸盐来说，组成盐的阴离子对应的酸越弱(强)，则盐的水解程度越大(小)，溶液中的c(OH－)越大(小)，pH也越大(小)．例如：相同温度下，等物质的量浓度的CH3COONa溶液与NaClO溶液相比，由于酸性CH3COOH＞HClO，故pH较大＜碱性较强)的是NaClO溶液．又如：相同温度下，等物质的量浓度的NaA、NaB、NaC三种溶液的pH的大小顺序为：NaA ＞NaB＞NaC，则三种酸HA、HB、HC的酸性强弱顺序为：HA＜HB＜HC．(2)盐类的水解平衡遵循勒夏特列原理．①温度．因为盐水解时吸热，所以升温，盐的水解程度增大，盐溶液的酸性或碱性增强．②浓度．盐溶液越稀，水解程度越大，故加水稀释能促进盐的水解．但因为溶液体积增大得更多，所以盐溶液中的c(H＋)或c(OH－)反而减小(即酸性或碱性减弱)．③向能水解的盐溶液中加入与水解产物相同的离子，水解被抑制；若将水解产物反应掉，则促进盐的水解．例如，在FeCl3溶液中存在水解平衡：Fe3＋+ 3H2O Fe(OH)3 + 3H＋．若加入少量的NaOH溶液，则水解平衡向右移动，促进了Fe3＋的水解；若加入少量盐酸，则水解平衡向左移动，Fe3＋的水解受到抑制．[盐类水解的应用](1)判断盐溶液的酸碱性(或pH范围)．如A12(SO4)3。
