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高中化学知识点规律大全——电离平衡高中化学知识点规律大全——电离平衡1.电离平衡强电解质和弱电解质是化学中常见的两种电解质。
强电解质是指在水溶液中全部电离为离子的电解质，包括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，如强酸、强碱、盐等。
弱电解质是指在水溶液中仅部分电离为离子的电解质，包括某些具有极性键的共价化合物，如水、弱酸、弱碱等。
强电解质和弱电解质都属于电解质。
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，可以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。
2.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-。
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。
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。
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 NH3·H2O溶液（显浅红色）中，存在电离平衡：NH3·H2O + OH- ↔ NH3·H2ONH4+。
当向其中加入少量NH4Cl固体时，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；加入NaOH固体时，NaOH溶于水时电离产生的OH-抑制了NH3·H2O的电离平衡向正向移动，c(OH-)增大，溶液红色加深。
《电离平衡》讲义一、什么是电离平衡在一定条件下，弱电解质在水溶液中电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这种平衡称为电离平衡。
要理解电离平衡，咱们先得搞清楚什么是电解质。
电解质就是在水溶液或熔融状态下能导电的化合物。
根据在水溶液中电离程度的大小，又分为强电解质和弱电解质。
强电解质在水溶液中能完全电离，比如强酸、强碱和大多数盐；而弱电解质在水溶液中只能部分电离，像弱酸、弱碱等。
当弱电解质溶于水时，一开始它会电离出离子。
但随着电离的进行，溶液中离子的浓度逐渐增大，离子间相互碰撞结合成分子的机会也增多。
当电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，就达到了电离平衡。
举个例子，醋酸（CH₃COOH）是一种常见的弱电解质。
刚开始溶于水时，醋酸分子会电离出氢离子（H⁺）和醋酸根离子（CH₃COO⁻）。
随着电离的进行，离子浓度增大，H⁺和CH₃COO⁻又会结合成醋酸分子。
当这两个过程的速率相等时，就建立了电离平衡。
二、电离平衡的特征电离平衡具有五个重要特征：1、逆：电离平衡是一个可逆过程，存在着电离和结合的相互对抗。
2、等：电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率。
3、动：电离平衡是一种动态平衡，虽然电离和结合的速率相等，但二者仍在不断进行。
4、定：在一定条件下，溶液中各粒子的浓度保持不变。
但这里的“不变”是相对的，不是绝对的，一旦条件改变，平衡就会发生移动。
5、变：当影响电离平衡的条件（如温度、浓度等）发生变化时，电离平衡就会发生移动，从而建立新的平衡。
三、影响电离平衡的因素1、温度升高温度，电离平衡一般向电离方向移动，因为电离过程通常是吸热的。
以醋酸的电离为例，升高温度会使更多的醋酸分子电离，溶液中氢离子和醋酸根离子的浓度增大。
2、浓度（1）加水稀释弱电解质溶液加水稀释，电离平衡向电离方向移动。
这是因为溶液被稀释后，离子间相互碰撞结合成分子的机会减少，而电离的趋势增大。
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》讲义一、什么是电离平衡在一定条件下，弱电解质在水溶液中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，称为电离平衡。
要理解电离平衡，我们先得知道什么是电解质。
电解质是在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。
根据电解质在水溶液中电离程度的大小，又分为强电解质和弱电解质。
强电解质在水溶液中完全电离，比如强酸、强碱和大多数盐；而弱电解质在水溶液中只有部分电离，比如弱酸、弱碱等。
以醋酸（CH₃COOH）为例，它是一种常见的弱电解质。
当醋酸溶解在水中时，一部分醋酸分子会电离出氢离子（H⁺）和醋酸根离子（CH₃COO⁻），但同时，电离出的氢离子和醋酸根离子又会重新结合成醋酸分子。
当电离的速率和结合的速率相等时，就达到了电离平衡。
二、电离平衡的特征电离平衡具有以下几个特征：1、动态平衡电离平衡并不是静止的，而是一种动态平衡。
也就是说，电离和结合的过程一直在进行，只是两者的速率相等，使得溶液中各粒子的浓度保持不变。
2、条件一定电离平衡是在一定条件下（如温度、浓度等）建立的。
当条件改变时，平衡会发生移动。
3、弱电解质只有弱电解质才存在电离平衡，强电解质不存在电离平衡，因为强电解质在水溶液中是完全电离的。
4、各粒子共存在电离平衡体系中，未电离的分子和电离出的离子同时存在。
三、影响电离平衡的因素影响电离平衡的因素主要有以下几个方面：1、温度一般来说，温度升高，电离平衡会向电离的方向移动，因为电离过程通常是吸热的。
以水的电离为例，水的电离方程式为 H₂O ⇌ H⁺＋OH⁻，升高温度，水的电离程度增大，氢离子和氢氧根离子的浓度都增大。
2、浓度（1）增大弱电解质的浓度，电离平衡向电离的方向移动，但弱电解质的电离程度减小。
（2）减小弱电解质的浓度，电离平衡向结合的方向移动，弱电解质的电离程度增大。
以醋酸溶液为例，如果向溶液中加入更多的醋酸，醋酸分子的浓度增大，电离平衡会向电离的方向移动，以减少醋酸分子的浓度，但此时醋酸的电离程度会减小；反之，如果稀释醋酸溶液，醋酸分子的浓度减小，电离平衡向结合的方向移动，同时醋酸的电离程度增大。
《电离平衡》讲义一、什么是电离平衡在化学中，我们经常会遇到各种各样的平衡状态，电离平衡就是其中之一。
当电解质在水溶液中或熔融状态下发生电离时，电离产生的离子和未电离的分子之间会达到一种动态平衡，这就是电离平衡。
比如说，醋酸（CH₃COOH）在水溶液中会部分电离为氢离子（H⁺）和醋酸根离子（CH₃COO⁻），随着电离的进行，离子浓度逐渐增大，同时未电离的醋酸分子浓度逐渐减小。
当电离达到一定程度时，正、逆反应速率相等，离子和未电离的分子浓度不再发生变化，此时就达到了电离平衡。
电离平衡是一种动态平衡，这意味着电离过程并没有停止，只是正、逆反应速率相等，处于一种相对稳定的状态。
二、影响电离平衡的因素1、浓度增大电解质的浓度，电离平衡会向电离的方向移动；减小电解质的浓度，电离平衡则向分子化的方向移动。
以醋酸为例，如果我们增加醋酸溶液的浓度，那么会有更多的醋酸分子有机会发生电离，平衡就会朝着电离的方向进行。
反之，如果降低醋酸溶液的浓度，电离出来的离子碰撞结合成分子的机会增加，平衡就会朝着生成分子的方向移动。
2、温度升高温度，电离平衡通常会向电离的方向移动；降低温度，电离平衡通常会向分子化的方向移动。
一般来说，电离过程是吸热的。
温度升高，体系能量增加，有利于吸热过程的进行，所以电离平衡会朝着电离的方向移动。
例如，水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离程度增大，氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻）的浓度都会增大。
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，会使弱电解质的电离度降低，这种现象叫做同离子效应。
比如在醋酸溶液中加入醋酸钠，由于醋酸钠完全电离产生大量的醋酸根离子，会抑制醋酸的电离，使醋酸的电离平衡向左移动。
4、化学反应如果加入的物质能与电离产生的离子发生反应，会使电离平衡向电离的方向移动。
例如，在氢硫酸（H₂S）溶液中加入硫酸铜溶液，铜离子会与硫离子结合生成难溶的硫化铜沉淀，从而减少硫离子的浓度，使氢硫酸的电离平衡向右移动。
高考化学一轮复习知识点：电离平衡
自由移动离子的浓度;
(5)电解质溶液浓度越大,导电能力不一定越强;
(6)发生水解的盐溶液不一定呈酸性或碱性,可能呈中性;
(7)影响水的电离平衡的一般规律是酸、碱抑制水电离,而能水解的盐一般促进水电离;
(8)多元弱酸是分步电离的,在发生中和反应或较强酸制较弱酸时也是分步进行的,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无关,与平衡常数的含义相当;
(11).溶液越稀，越有利于电离;
(12).比较反应速率时,弱电解质关注已电离的离子,考虑反应的量时，弱电解质关注本身所有的氢离子或氢氧根离子(即已电离的和未电离的)。
高二化学科学习资料·学法指导系列 高二化学科学习资料·学法指导系列1《电离平衡》重点知识解析溶液中粒子浓度大小的比较一．相关知识点1、电解质的电离电解质溶解于水或受热熔化时，离解成能自由移动的离子的过程叫做电离。
强电解质如NaCl 、HCl 、NaOH 等在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子。
弱电解质在水溶液中是少部分发生电离的。
如:25℃0.1mol/L 的CH 3COOH 溶液中，CH 3COOH 的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H 2O 和CH 3COOH 分子，少量的H +、CH 3COO -和极少量的OH -离子。
多元弱酸还要考虑分步电离。
如H 2CO 3、H 2S 等。
２、水的电离水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成或H 3O +(或H +)和OH -。
在２５℃（常温）时，纯水中c(H +)＝c(OH -)＝1×10-7mol/L 。
在一定温度下，c(H +)与c(OH —)的乘积是一个常数：水的离子积Kw ＝c(H +)·c(OH -)，在２５℃时，Kw ＝1×10-14。
25℃时,在纯水中加入酸或碱，抑制了水的电离，使水的电离度变小，水电离出的c(H +)水和c(OH —)水均小于10—7mol/L 。
在纯水中加入强碱弱酸盐、强酸弱碱盐，促进了水的电离，使水的电离度变大，水电离出的c(H +)水或c(OH -)水均大于10—7mol/L 。
３、盐类水解在溶液中盐的离子跟水所电离出的H +或OH -生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
强酸弱碱盐如NH 4Cl 、Al 2(SO 4)3等水解后溶液呈酸性；强碱弱酸盐如CH 3COONa 、Na 2CO 3等水解后溶液呈碱性。
多元弱酸盐还要考虑分步水解，如 CO 32—＋H 2O HCO 3—＋OH —、HCO 3—＋H 2O H 2CO 3＋OH —。
二．解题指导电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。
以下是©⽆忧考⽹为⼤家整理的关于《⾼⼆化学知识点总结：电离平衡》，供⼤家学习参考！⼀、强弱电解质的判断1、电解质和⾮电解质均指化合物，单质和混合物既不是电解质⼜不是⾮电解质。
2、判断电解质的关键要看该化合物能否⾃⾝电离。
如NH3、SO2等就不是电解质。
3、电解质的强弱要看它能否完全电离（在⽔溶液或熔化时），与其溶解性、导电性⽆关。
4、离⼦化合物都是强电解质如NaCl、BaSO4等，共价化合物部分是强电解质如HCl、H2SO4等，部分是弱电解质如HF、CH3COOH、HCN、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2CO3、HClO、NH3·H2O等，部分是⾮电解质如酒精、蔗糖等。
⼆、电离平衡1、弱电解质才有电离平衡，如⽔：2H2O =H3O++OH-。
2、电离平衡的特征：等（V电离=V结合≠0）动（动态平衡）定（各微粒浓度⼀定）变3、影响电离平衡的外界条件：温度越⾼，浓度越⼩，越有利于电离。
加⼊和弱电解质具有相同离⼦的强电解质，能抑制弱电解质的电离。
4、电离⽅程式：（1）强电解质完全电离，⽤等号，如：HCl=H++Cl_ NaHSO4=Na++H++SO42-(2)弱电解质部分电离,⽤可逆符号;多元弱酸分步电离，以第⼀步电离为主，电离级数越⼤越困难；且各步电离不能合并。
如:H3PO4 H++H2PO4- H2PO4- H++HPO42- HPO42- H++PO43-三、⽔的离⼦积（Kw）1、由⽔的电离⽅程式可知：任何情况下，⽔所电离出的H+与OH-的量相等.2、Kw=c(H+)·c(OH-),25℃时，Kw=1×10-14。
Kw只与温度有关，温度越⾼，Kw越⼤。
四、溶液的pH1、pH=-lg{c(H+)},溶液的酸碱性与pH的关系（25℃）：中性溶液：C（H＋）＝C（OH－）＝1×10－7mol／L pH＝7 ，酸性溶液：C（H＋）>C（OH－） pH<7，碱性溶液：C（H＋）7。
高中化学知识点规律大全——电离平衡1．电离平衡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．CH33COO－ + H＋NH3·H24＋ + 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·H24＋ + 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CH3COOH的电离常数为：CH33COO－ + H＋)()()(33COOH CH c COO CH c H c Ka -+⋅=一定温度下NH 3·H 2O 的电离常数为：NH 3·H 24＋ + 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 42PO 4－+ H ＋343421105.7)()()(-+-⨯=⋅=PO H c H c PO H c KH 2PO 4－42－ + H ＋842242102.6)()()(--+-⨯=⋅=PO H c H c HPO c K HPO 42－43－+ 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 －(这叫做水的自偶电离)．水的电离方程式可表示为：H 2O + H 23O ＋ + OH －简写为：H 2＋ + 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 ＋)＝c(OH －)＝1×10－7 mol ·L －1．Ph ＜7，溶液呈酸性，pH 小(大＋)大(小(弱)．PH ＞7，溶液呈碱性，pH 大(小－)大(小(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 ＋)＝1×10－14V 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CH 3COO －、CO 32－、S 2－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．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“H 2O ”，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 ＋ + nH 2n + nH ＋如CuSO 4水解的离子方程式为： Cu 2＋ + 2H 22 + 2H ＋说明 溶液中离子浓度大小的顺序为：c(SO 42－)＞c(Cu 2＋)＞c(H ＋)＞c(OH －) ②弱酸强碱盐：a ． 一元弱酸对应的盐．如CH 3COONa 水解的离子方程式为： CH 3COO － + H 23COOH + OH －说明 溶液中离子浓度大小的顺序为：c(Na ＋)＞c(CH 3COO －)＞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(CH 3COO －) + 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H 2O 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K 2CO 3的水解是分两步进行的：第一步：CO 32－ + H 23－ + OH －第二步：HCO 3－ +H 22CO 3 + OH －水解程度：第一步＞第二步．所以K 2CO 3溶液中各微粒浓度大小的顺序为： c(K ＋)＞c(CO 32－)＞c(OH －)＞c(HCO 3－)＞c(H 2CO 3)＞c(H ＋) 根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知： c(K ＋) + c(H ＋) ＝2×c(CO 32－) + c(OH －) + c(HCO 3－) ⑧弱酸弱碱盐：如CH 3COONH 4水解的离子方程式为：CH3COO－+ NH4＋+ H23COOH + 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。
