水溶液中的电离平衡____知识点讲解及例题解析

高二化学知识点总结(水溶液中的离子平衡)高二化学知识点总结第三章水溶液中的离子平衡一、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>>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。

水溶液中的离子平衡知识点总结在一定条件下，水分子自身也会发生电离，形成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），这个过程称为水的电离平衡。

水的电离常数（Kw）是描述这个平衡的常数，它等于氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，即Kw=[H+][OH-]。

2、pH值和酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标，它等于负的以10为底的氢离子浓度的对数，即pH=-log[H+]。

pH值越小，溶液越酸；pH值越大，溶液越碱。

中性溶液的pH值为7.3、酸碱指示剂：酸碱指示剂是一种能够根据溶液酸碱性变化颜色的物质。

常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴甲酚等。

4、酸碱反应：酸和碱在一定条件下可以发生中和反应，生成盐和水。

酸和碱的强弱可以通过它们的电离程度和pH值来判断。

强酸和强碱的电离程度高，pH值低；弱酸和弱碱的电离程度低，pH值高。

5、酸碱滴定：酸碱滴定是一种通过滴加一种酸或碱来确定另一种酸或碱浓度的方法。

滴定过程中使用的指示剂可以根据溶液的酸碱性变化颜色，从而确定滴定终点。

常见的酸碱滴定有酸度计滴定和碱度计滴定。

6、酸碱平衡的影响因素：影响酸碱平衡的因素包括温度、浓度、溶液中其他离子的影响等。

在一定条件下，这些因素可以改变酸碱平衡的位置和强度。

水的离子积Kw是指在特定温度下水中[H+]和[OH-]浓度的乘积，当温度为25℃时，[H+]和[OH-]的浓度均为10mol/L，因此Kw的值为1×10^-14.Kw只与温度有关，温度一定则Kw值不变。

Kw不仅适用于纯水，也适用于任何溶液，包括酸、碱和盐。

水电离具有可逆、吸热和极弱的特点。

外界因素会影响水电离的平衡，包括酸、碱、温度和易水解的盐。

酸、碱会抑制水的电离，易水解的盐会促进水的电离。

而温度则会促进水的电离，因为水的电离是吸热的。

溶液的酸碱性可以用pH值来表示，pH=-lgc[H+]。

pH值可以通过酸碱指示剂和pH试纸来测定。

酸碱指示剂包括甲基橙、石蕊和酚酞，它们的变色范围分别为3.1~4.4、5.0~8.0和8.2~10.0.pH试纸的使用方法是将玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。

《电离平衡》讲义一、什么是电离平衡在化学中，电离平衡是一个非常重要的概念。

当我们把一种电解质（比如强电解质或弱电解质）放入溶剂（通常是水）中时，电解质会发生电离，产生离子。

对于强电解质来说，它们在溶液中几乎完全电离，不存在电离平衡。

但弱电解质就不同了，它们在溶液中的电离过程是可逆的。

比如说，醋酸（CH₃COOH）在水溶液中部分电离为醋酸根离子（CH₃COO⁻）和氢离子（H⁺），同时，生成的醋酸根离子和氢离子又会结合重新生成醋酸分子。

当电离的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，就达到了电离平衡状态。

二、电离平衡的特征电离平衡具有几个明显的特征。

首先，它是一种动态平衡。

也就是说，电离和离子结合成分子的过程始终在进行，只是正逆反应速率相等，宏观上看起来各种粒子的浓度不再发生变化。

其次，条件一定时，溶液中各粒子的浓度是恒定的。

比如，在一定温度下，醋酸溶液达到电离平衡后，醋酸根离子、氢离子和醋酸分子的浓度就保持不变。

再者，电离平衡会受到外界条件的影响而发生移动。

三、影响电离平衡的因素温度就是一个重要的影响因素。

一般来说，升高温度会促进电离平衡向电离的方向移动。

因为电离过程通常是吸热的，温度升高，有利于吸收热量，从而使更多的分子电离。

浓度的改变也会影响电离平衡。

比如，对于醋酸溶液，增大醋酸的浓度，电离平衡会向右移动，即更多的醋酸分子会电离；而增大醋酸根离子或氢离子的浓度，平衡则会向左移动，抑制醋酸的电离。

同离子效应也不容忽视。

在醋酸溶液中，如果加入含有醋酸根离子或氢离子的物质，平衡就会向左移动。

四、电离平衡常数为了定量描述弱电解质的电离程度，我们引入了电离平衡常数。

对于一元弱酸或弱碱，电离平衡常数（通常用 K 表示）可以用以下公式表示：以醋酸为例，其电离平衡常数 K(CH₃COOH) ＝ H⁺CH₃COO⁻／CH₃COOH电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变。

通过电离平衡常数的大小，我们可以比较不同弱电解质的相对强弱。

第三章水溶液中的离子平衡知识点归纳一、弱电解质的电离平衡在水溶液中，部分电解质只能部分电离，称为弱电解质。

常见的弱电解质有弱酸（如醋酸、碳酸等）、弱碱（如一水合氨等）和水。

弱电解质的电离是一个可逆过程，存在电离平衡。

例如，醋酸的电离方程式为：CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻＋ H⁺。

影响弱电解质电离平衡的因素主要有以下几个方面：1、温度：一般来说，升高温度会促进电离，因为电离过程通常是吸热的。

2、浓度：稀释溶液会促进电离，因为离子碰撞结合成分子的机会减少。

3、同离子效应：在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，会抑制电离。

二、水的电离和溶液的酸碱性水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：H₂O ⇌H⁺＋OH⁻。

水的离子积常数 Kw ＝ c(H⁺）·c(OH⁻），在常温下 Kw ＝ 10×10⁻¹⁴。

溶液的酸碱性取决于溶液中 c(H⁺）和 c(OH⁻）的相对大小。

1、 c(H⁺）＞ c(OH⁻），溶液呈酸性。

2、 c(H⁺）＝ c(OH⁻），溶液呈中性。

3、 c(H⁺）＜ c(OH⁻），溶液呈碱性。

pH 是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，pH ＝lg c(H⁺）。

常温下，酸性溶液 pH ＜ 7，中性溶液 pH ＝ 7，碱性溶液 pH ＞ 7。

三、盐类的水解盐类水解的实质是盐电离出的离子与水电离出的 H⁺或 OH⁻结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使溶液呈现出一定的酸碱性。

例如，碳酸钠溶液呈碱性是因为碳酸根离子水解：CO₃²⁻＋ H₂O ⇌ HCO₃⁻＋ OH⁻。

影响盐类水解的因素有：1、温度：升高温度，水解程度增大。

2、浓度：稀释溶液，水解程度增大。

3、溶液的酸碱性：外加酸或碱会抑制或促进盐的水解。

四、难溶电解质的溶解平衡在一定温度下，当难溶电解质溶解和沉淀的速率相等时，就达到了溶解平衡状态。

例如，氯化银的溶解平衡：AgCl(s) ⇌ Ag⁺（aq) ＋Cl⁻（aq)。

选修4 第三章水溶液中的离子平衡【知识点梳理】弱电解质的电离平衡及盐类的水解平衡是高考的热点内容之一，也是教学中的重点和难点。

几乎是每年高考必考的内容。

电离平衡的考查点是：①比较某些物质的导电能力大小，判断电解质、非电解质；②外界条件对电离平衡的影响及电离平衡的移动；③将电离平衡理论用于解释某些化学问题；④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的变化等等。

外界条件对电离平衡的影响、强弱电解质的比较是高考命题的热点。

盐类的水解在考查内容上有以水解实质及规律为对象的考查，但将水解与弱电解质电离、酸碱中和反应、pH等知识进行综合考查更为常见。

主要考查点如下：①盐类水解对水的电离程度的影响的定性、定量判断；②水解平衡移动用于某些盐溶液蒸干后产物的判断；③盐溶液pH大小的比较；④盐溶液或混合溶液离子浓度大小的比较及排序。

⑤离子共存、溶液的配制、试剂的贮存、化肥的混用、物质的提纯、推断、鉴别、分离等。

考点归纳：1. 电离平衡与水解平衡的比较：电离平衡水解平衡研究对象弱电解质（弱酸、弱强、水）盐（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐）实质弱酸H＋+ 弱酸根离子弱碱OH－+ 弱碱根离子盐电离出的：弱酸根离子+ H2O 弱酸(根)+OH－弱碱根离子+ H2O 弱碱+ H+特点①酸(碱)越弱，电离程度就越小②电离过程吸热③多元弱酸：分步电离且一级电离>>二级电离>>三级电离①“越弱越水解”(对应酸或碱越弱，水解程度越大)；②水解过程吸热；③多元弱酸根：分步水解且一级水解>>二级水解>>三级水解。

表达方式电离方程式H2CO3 H+ + HCO3―HCO3―H+ + CO32―水解方程式CO32― +H2O HCO3― +OH―HCO3― +H2O H2CO3 +OH―影响因素温度升温,促进电离,离子浓度增大(易挥发的溶质除外)升温，促进水解浓度加水稀释促进电离,但离子浓度不增大促进水解加入同种离子抑制电离抑制水解加入反应离子促进电离促进水解2. 影响水电离的因素：水是一种极弱的电解质：H 2O H ++OH -在一定温度下，c(H +)与c(OH -)的乘积是一个常数，即K W =c(H +)·c(OH -)，K w 叫水的离子积常数，简称水的离子积。

水溶液中的离子平衡知识点总结水溶液中的离子平衡是指在溶液中溶解的电离物质（通常为盐和酸碱）之间的化学反应达到平衡的状态。

在离子平衡中，离子的浓度、水合度以及溶剂中其他化学物质的影响会相互作用，从而确定离子在溶液中的浓度和活性系数。

以下是水溶液中离子平衡的主要知识点的总结。

1.电离与离解平衡：当盐或酸碱溶解在水中时，会发生电离和离解反应。

电离是指分子或离子在溶液中失去或获得电子，形成离子。

离解是指发生离解反应的物质中，溶解出来的离子与未溶解的物质之间的平衡关系。

例如，普通盐（如氯化钠）在水中溶解后会形成Na+和Cl-离子，这是一个电离过程；酸碱的离解反应可以用离解方程式表示。

2.离子的动态平衡：在溶液中，离子与溶剂分子之间存在动态平衡。

当溶质分子溶解到溶液中时，会与溶剂分子重新结合，而且离子在水合的过程中还可能与其他离子形成复杂的离子配位化合物，这些过程决定了离子活动和浓度。

3.离子浓度与平衡常数：在离子平衡中，离子的浓度可以通过平衡常数来表示。

平衡常数是描述离子的浓度和溶液中化学反应的速度的一个参数。

对于酸碱反应，酸性常数（Ka）描述酸的强弱，碱性常数（Kb）描述碱的强弱，这些常数与离子平衡有很大的关系。

4.PH和酸碱平衡：PH是用来衡量溶液酸碱性的指标，是对数单位的负对数，它表示了溶液中氢离子（H+）的浓度。

PH值与酸碱反应的平衡有直接关系，当酸碱平衡移动时，PH值也会相应改变。

5.水自离解和电离常数：水自离解是指水分子自己发生电离的过程，产生等量的氢离子（H+)和氢氧根离子（OH-）。

水的电离常数（Kw）是描述水的离解程度的参数，其值为1.0×10^-14，在25℃下。

6.普通盐的完全电离和部分电离：普通盐是指由酸和碱反应得到的盐类，如氯化钠。

在水中溶解后，一些普通盐会完全电离成阳离子和阴离子，例如氢氧化钠（NaOH）；而其他一些普通盐则只会部分电离，如硫酸（H2SO4）。

7.酸碱中和反应和滴定：酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的化学反应。

水溶液中的电离平衡知识点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⑵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、如何判断强弱电解质（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。

饱和导电离子离子所溶液电离强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。

二、弱电解质的电离平衡1、定义和特征⑴电离平衡的含义在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与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。

任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。

⑵电离平衡的特征①逆②等③动④定⑤变2、影响电离平衡的因素⑴浓度：越稀越电离在醋酸的电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大，但电离程度变小⑵温度：T越高，电离程度越大⑶同离子效应加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。

水溶液中的离子平衡1．写出下列电解质在水溶液中的电离方程式NaHCO3__________________________HCl____________________________CH3COOH_________________________Fe（OH）3_______________________．【答案】NaHCO 3=Na++HCO3﹣HCl=H++Cl﹣CH3COOH CH3COO﹣+H+Fe（OH）3Fe3++3OH﹣．【解析】碳酸氢钠会完全电离为钠离子和碳酸氢根离子，所以电离方程式为：NaHCO3=Na++HCO3－。

HCl是强酸应该发生不可逆电离，得到氢离子和氯离子，所以方程式为：HCl=H++Cl﹣。

醋酸是弱酸，应该发生可逆电离，得到醋酸根离子和氢离子，方程式为：CH 3COOH CH3COO﹣+H+。

氢氧化铁是弱碱，应该发生可逆电离得到铁离子和氢氧根离子（注意不分步），所以方程式为：Fe（OH）3Fe3++3OH﹣。

2．化学平衡移动原理同样也适用于其他平衡。

已知在氨水中存在下列平衡:NH3+H2ONH3·H2O NH4＋+OH-（1）向氨水中加入MgCl2固体时，平衡向____移动，OH-的浓度____(填“增大”“减小”或“不变”，下同)， NH4＋的浓度____。

（2）向氨水中加入浓盐酸，平衡向____移动。

（3）向浓氨水中加入少量NaOH固体，平衡向____移动。

【答案】右减小增大右左【解析】（1）向氨水中加入MgCl2固体时，镁离子与氢氧根离子反应得到氢氧化镁沉淀，因为氢氧根离子浓度减小，反应平衡向右移动，随着平衡向右，电离出更多的铵根离子，所以铵根离子浓度增大。

虽然平衡向右，但是根据勒夏特列原理，氢氧根的浓度还是要减少。

（2）向氨水中加入浓盐酸，盐酸中的氢离子与氨水电离的氢氧根离子中和，随着氢氧根离子浓度减小，平衡向右移动。

（3）向浓氨水中加入少量NaOH固体，会增大氢氧根离子浓度，使平衡向左移动。

第三章水溶液中的离子平衡知识点归纳一、弱电解质的电离平衡1、电解质与非电解质电解质是在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物，例如酸、碱、盐等。

非电解质则是在上述两种状态下都不能导电的化合物，像蔗糖、酒精等。

2、强电解质和弱电解质强电解质在水溶液中完全电离，常见的有强酸（如盐酸、硫酸、硝酸）、强碱（如氢氧化钠、氢氧化钾）和大多数盐。

弱电解质在水溶液中部分电离，常见的有弱酸（如醋酸、碳酸）、弱碱（如一水合氨）和水。

3、弱电解质的电离平衡弱电解质的电离过程是可逆的，在一定条件下达到电离平衡。

电离平衡的特点包括：动态平衡（电离过程和结合过程仍在进行）、条件改变平衡移动、分子和离子浓度保持不变等。

影响电离平衡的因素主要有：（1）温度：一般来说，温度升高，电离平衡向右移动。

（2）浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动；增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动。

（3）同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动。

二、水的电离和溶液的酸碱性1、水的电离水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：H₂O ⇌H⁺＋OH⁻。

水的离子积常数 Kw ＝ c(H⁺）·c(OH⁻），在常温下 Kw ＝ 10×10⁻¹⁴。

2、溶液的酸碱性与 pH溶液的酸碱性取决于溶液中c(H⁺）和c(OH⁻）的相对大小。

c(H⁺）＞c(OH⁻），溶液呈酸性；c(H⁺）＝c(OH⁻），溶液呈中性；c(H⁺）＜ c(OH⁻），溶液呈碱性。

pH 是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，pH ＝lg c(H⁺）。

常温下，酸性溶液 pH ＜ 7，中性溶液 pH ＝ 7，碱性溶液 pH ＞ 7。

3、 pH 的测定方法（1）pH 试纸：将试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液滴在试纸上，然后与标准比色卡对照。

（2）pH 计：能精确测量溶液的 pH。

三、酸碱中和滴定1、原理利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法。