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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。
高二化学第二册第三章电离平衡知识点在一定条件下，弱电解质的离子化速率(即电离速率)等于其分子化速率(即结合速率)。
以下是xx整理的第三章电离平衡知识点，请大家认真学习。
形成条件溶液中电解质电离成离子和离子重新结合成分子的平衡状态。
具体一点说，在一定的条件下(如温度，浓度)，当溶液中的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，电离的过程就达到了平衡状态,即电离平衡。
一般来说，强电解质不存在电离平衡而弱电解质存在电离平衡。
强电解质离子化合物和某些具有强极性键的共价化合物如：强酸(HCl、H2SO4、HNO3)、强碱(NaOH)、大部分盐类(NH4Cl)。
弱电解质有具有极性键的共价化合物如：弱酸(CH3COOH)、弱碱(NH3middot;H2O)、水特别：HgCl2是共价化合物且共价键极强，属于弱电解质。
影响电离平衡的因素1.温度：电离过程是吸热过程，温度升高,平衡向电离方向移动。
2.浓度：弱电解质分子浓度越大，电离程度越小。
3.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应。
4.化学反应：某一物质将电离出的离子反应掉而使电离平衡向正方向(电离方向)移动。
5.弱酸的电离常数越大，达到电离平衡时电离出的H+越多，酸性越强;反之，酸性越弱。
多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，且各级电离常数逐级减小，一般相差较大，所以其水溶液中的H+主要是由第一步电离产生的。
6.对弱碱来说，也有类似弱酸的规律。
7.分步电离中，越后面电离出的离子数越少。
第三章电离平衡知识点的全部内容就是这些，xx希望对大家化学学习有帮助。
相关链接高二化学第二册第二章影响化学平衡的条件知识点高二化学第二册第二章化学平衡知识点。
影响电离平衡知识点总结一、电离平衡的基本概念1.1 电离在溶液中，部分物质会发生电离。
电离是指化合物在水溶液中分解成阳离子和阴离子的过程。
比如HCl分解成H+和Cl-。
一般来说，电离是由一些强酸、强碱和强电解质引起的。
1.2 电离平衡当溶质发生电离后，生成的阳离子和阴离子会相互吸引，形成一个平衡状态，这就是电离平衡。
在电离平衡状态下，溶液中的阳离子和阴离子的浓度保持一定的比例。
1.3 离子浓度在电离平衡中，溶液中阳离子和阴离子的浓度是非常重要的参数。
通过测定溶液中离子的浓度，可以计算溶液的pH值、酸度和碱度等重要参数。
1.4 平衡常数电离平衡可以用平衡常数（K）来描述。
平衡常数是指反应达到平衡时，反应物浓度的倒数积与生成物浓度的倒数积的比值。
平衡常数越大，说明反应向生成物的方向偏移得越厉害，平衡越偏向生成物方向；反之，平衡常数越小，说明反应倾向于反应物的方向，平衡越偏向反应物方向。
平衡常数的大小反映了电离平衡的稳定程度。
1.5 影响电离平衡的因素影响电离平衡的因素很多，包括温度、压力、物质浓度等因素。
这些因素会影响溶液中离子的生成和消失速率，从而影响电离平衡的位置和稳定性。
对于了解和控制电离平衡具有重要意义。
二、电离平衡在酸碱中和中的应用2.1 酸碱中和反应在溶液中，酸和碱会发生中和反应，生成盐和水。
在这一过程中，溶液中的氢离子和氢氧根离子的浓度会发生变化，从而影响电离平衡的位置。
通过酸碱中和反应，可以调节溶液的pH值，从而影响化学反应的进行和物质的性质。
2.2 酸度和碱度在酸碱中和过程中，溶液的酸度和碱度会发生变化。
酸度和碱度是描述溶液中酸碱性质的重要指标，它们会影响溶液的化学反应和化学性质。
电离平衡的位置和稳定性对于酸度和碱度都有重要影响。
2.3 pH值pH值是描述溶液酸碱性的重要参数。
pH值与溶液中的氢离子浓度有直接的关系，可以通过测定溶液的pH值来了解电离平衡的状态和溶液的酸碱性质。
控制溶液的pH值对于许多化学反应和生物过程都具有重要的意义。
《电离平衡》知识清单一、电离平衡的概念在一定条件下（如温度、浓度），弱电解质在溶液中电离成离子的速率和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，叫做电离平衡。
要理解电离平衡，首先得清楚什么是弱电解质。
弱电解质是在水溶液中部分电离的电解质，常见的有弱酸（如醋酸）、弱碱（如氨水）和水等。
与强电解质（在水溶液中完全电离的电解质）不同，弱电解质的电离是一个可逆的过程。
例如，醋酸在水溶液中部分电离为醋酸根离子和氢离子：CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻＋ H⁺。
一开始，醋酸分子电离产生离子的速率较大，随着电离的进行，离子浓度逐渐增大，离子重新结合成分子的速率也逐渐增大。
当这两个速率相等时，就达到了电离平衡。
二、电离平衡的特征1、动态平衡电离平衡是一种动态平衡，即电离成离子和离子结合成分子的过程仍在进行，只是两者的速率相等，溶液中各粒子的浓度保持不变。
2、条件改变平衡移动如同其他化学平衡一样，电离平衡也会受到外界条件的影响而发生移动。
比如温度、浓度等条件的改变，都会使电离平衡发生移动。
3、弱电解质的电离程度是微弱的弱电解质在水溶液中只有部分电离，大部分仍以分子形式存在。
三、影响电离平衡的因素1、温度升高温度，电离平衡向电离方向移动，因为电离过程一般是吸热的。
以醋酸为例，加热醋酸溶液，醋酸的电离程度会增大，氢离子和醋酸根离子的浓度都会增加。
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，电离程度增大。
这是因为溶液被稀释后，离子间的碰撞结合机会减少，有利于电离。
（2）增大或减小溶质的浓度增大弱电解质的浓度，电离平衡向电离方向移动，但电离程度减小；减小弱电解质的浓度，电离平衡向分子结合成弱电解质的方向移动，电离程度增大。
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，会抑制弱电解质的电离。
例如，在醋酸溶液中加入醋酸钠固体，由于醋酸钠完全电离出大量的醋酸根离子，会使醋酸的电离平衡向左移动，电离程度减小。
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。
化学电离平衡知识点总结化学电离平衡是指在溶液中，溶质分子与其离子之间达到一个平衡状态的过程。
在这个过程中，溶质分子会发生电离成离子，而离子又会重新结合成溶质分子。
化学电离平衡的理论是化学反应平衡及其相关概念的延伸，是化学反应理论的重要组成部分。
本文将通过以下方面对化学电离平衡进行全面的总结：化学电离的概念，强酸强碱的电离平衡，水的电离平衡，等离子体的电离平衡，以及影响化学电离平衡的因素。
一、化学电离的概念化学电离是指分子或原子在溶液中形成离子的过程。
当溶质分子与溶剂发生相互作用时，会发生电离反应。
根据化学反应的方向不同，电离反应可分为正向电离和逆向电离两种类型。
正向电离是指溶质分子被溶剂分子电离成离子的过程，而逆向电离则是指溶质离子再次结合成溶质分子的过程。
二、强酸强碱的电离平衡强酸和强碱的电离平衡是化学电离平衡中的一个重要部分。
强酸是指在水中完全电离成离子的酸，而强碱则是指在水中可以完全电离成离子的碱。
强酸和强碱的电离平衡是通过众多实验得到的实验数据来描述的，实验发现，强酸在水中的电离程度非常高，几乎可以完全电离成离子；而强碱也具有相似的性质，可以在水中完全电离成离子。
由于强酸和强碱的电离程度极高，所以在一定程度上可以类比为完全电离的化合物。
三、水的电离平衡水的电离平衡是一种特殊的电离平衡，它是指水分子在溶液中发生电离成氢离子和氢氧根离子的过程。
在水的电离平衡中，水分子会以一个平衡常数Kw的形式发生电离反应，Kw描述了溶液中水的电离程度。
实验发现，水的电离平衡是一个非常脆弱的平衡，它受到很多外界因素的影响，比如温度、压力等。
另外，由于水的电离平衡与酸碱度有着紧密的联系，所以pH值的变化也会对水的电离平衡造成影响。
四、等离子体的电离平衡等离子体是一种物质状态，它是由气体分子或原子在高温或高能状态下发生电离形成的。
在等离子体的电离平衡中，电离反应的平衡常数Kp描述了等离子体中离子的电离程度。
在实验条件下，等离子体的电离程度一般是一个相对稳定的数值，但是由于等离子体本身的特殊性质，它的电离平衡受到温度、压力、外界电场等因素的极大影响。
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。
化学选修一电离平衡知识点
嘿，朋友们！今天咱们来讲讲化学选修一的电离平衡知识点呀！
你想想看，就像一场拔河比赛，电解质分子和离子就在那里较着劲呢！比如说盐酸在水里吧，那盐酸分子就跟要散伙似的，一个个地变成氢离子和氯离子，这不就是电离嘛！
电离平衡又是什么呢？哎呀，这就好比是拔河双方势均力敌的时候呀！当电离出来的离子重新结合成分子的速度和分子电离的速度一样时，这不就达到平衡了嘛。
就像在水里，氢离子和氢氧根离子有时候相遇又会变成水分子，就是这么神奇！
那影响电离平衡的因素有哪些呢？温度就很关键呀！就像天气热了，大家活动也更活跃了一样，温度升高很多电解质的电离程度会增大呢！浓度也重要呀，离子多了自然就会相互影响嘛。
总之呢，电离平衡知识点可重要了，咱们一定要好好掌握呀！大家说是不是！我的观点就是，电离平衡虽然有点复杂，但只要用心去理解，肯定能搞明白的啦！。
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。
电离平衡、胶体、电化学知识归纳一、知识网络电解质电解质的电离平衡强电解质－无电解平衡（完全电离）弱电解质－电离平衡（部分电离，可逆）概念特征影响因素实例动：动态平衡，V(电离)＝V(结合)定：离子和分子的浓度保持一定变：条件改变，平衡移动内因－弱电解质本身的强弱外因－温度、浓度水的电离平衡水的离子积溶液的酸碱性与计算盐类水解酸碱中和滴定弱酸、弱碱的电离平衡离子反应实质离子反应的规律离子反应方程式复分解反应氧化还原反应离子共存分散系分散质分散剂溶液胶体浊液种类性质聚沉分离－滲析法根据分散质分－粒子胶体、分子胶体根据分散剂分－气溶胶、液溶胶、固溶胶胶体稳定－同种胶体粒子带台州电荷丁达尔现象布朗运动电泳现象加电解质加“异性”胶体加热一、弱电解溶液１、定义：电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。
酸、碱、盐、碱性氧化物、水。
非电解质：在水溶液中或熔融状态下不能导电的化合物。
有机物、酸性氧化物等。
铜、NH3水溶液、CO2溶液能导电但不是电解质，因为它们不能直接电离出离子。
固体氯化纳、纯硫酸不能导电，它们是电解质。
强电解质：在水溶液中完全电离的电解质，強酸、強碱、盐。
強酸：HCIO4、H2SO4、HNO3、HCI、HBr、HI；強碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2、Ag(NH3)2OH；盐：一般的盐都是强电解质，BaSO4是强电解质。
弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质，弱酸、弱碱、水、中学里盐只有 (CH3COO)2Pb 2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质溶液的导电性是由溶液中的离子浓度和离子所带的电荷决定。
电解质——离子化合物或极性共价化合物非电解质——共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电3 、弱电解质的电离平衡例如：CH3COOH CH3COO－＋H＋Ｑ＜０升高温度平衡正移，降低温度平衡逆移增加醋酸的浓度平衡正移，氢离子物质的量增大，氢离子浓度增大。
加水稀释，平衡正移，氢离子物质的量增大，氢离子浓度减小加入浓盐酸，平衡逆移，氢离子浓度增大。
4、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）注意：①电解质、非电解质前提都是化合物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4、强弱电解质通过实验进行判定的方法：（另：可根据类型进行判断）（1）通过测定溶液的PH值来确定（2）可通过溶液的PH变化程度来确定（3）可通过盐是否水解来确定，若HA对应的盐NaA不水解，则可知HA为强酸5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：①溶液的浓度相同时，PH(HA）＜PH(HB）②PH值相同时，溶液的浓度C HA＜C HB③PH相同时，加水稀释同等倍数后，PH HA＞PH HB二、水的电离和水的离子积1、水离平衡：H2O H+ + OH- 水的离子积：K W = [H+]·[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 10-14100℃时Kw＝C(H＋)•C(OH－)＝10－6×10－6＝10－12注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定K W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， 25℃时，0.1mol／L的NaOH溶液中，0.1mol／L的盐酸溶液中，水电离出的氢离子和氢氧根离子的浓度均为10－13mol／L，说明水的电离平衡逆移。
②温度：促进水的电离③易水解的盐：促进水的电离4、溶液的酸碱性和PH：（1）、溶液酸碱性无条件，酸性：C(H＋)＞C(OH－) 中性：C(H＋)＝C(OH－) 碱性：C(H＋)＜C(OH－) 25℃时：酸性：C(H＋) ＞10－7 C(OH－)＜ 10－7 PH＜7中性：C(H＋) ＝C(OH－)＝ 10－7 PH＝7碱性：C(H＋) ＜10－7 C(OH－) ＞10－7 PH＞7（2）、PH= -lg[H+]注意：①酸性溶液不一定是酸溶液；PH＜7 溶液不一定是酸性溶液②碱性溶液不一定是碱溶液；（3）、酸碱性的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞PH试纸——最简单的方法。
操作：将PH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液滴在试纸上，然后与标准比色卡比较即可注意：①事先不能用水湿润PH试纸②只能读取整数值（4三、混合液的PH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混)3、强酸与强碱的混合：[H+]（或[OH-]）＝|[H+]V酸－[OH-]V碱| / (V酸+V碱)四、稀释过程溶液PH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10ｎ倍时，PH稀=PH原+ n （但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10ｎ倍时，PH稀＜PH原+n （但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10ｎ倍时，PH稀=PH原－n （但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释10ｎ倍时，PH稀＞PH原－n （但始终不能小于或等于7）五、“酸、碱恰好中和”、自由H+与OH-恰好中和酸碱性判断方法1、酸、碱恰好反应：恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。
（无水解，呈中性）2、自由H+与OH-恰好中和：生成盐和水，弱者剩余，弱者电离显性。
（无弱者，呈中性）六、盐类的水解1、盐类水解规律：①谁弱谁水解,谁强显谁性; 越弱越水解, 两弱相促进, 两强不水解;②多元弱酸根,正酸根比酸式酸水解程度大,碱性更强; (如:Na2CO3＞NaHCO3)2、盐类水解的特点：（1）可逆（2）程度小（3）吸热3、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大②浓度：浓度越小，水解程度越大③酸碱：促进或抑制盐的水解4、酸式盐溶液的酸碱性：（盐溶液里也存在水的电离平衡及水的离子积）。
①只电离不水解：如HSO4-②电离＞水解，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解＞电离，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）5、盐类水解的应用：①混施化肥②泡沫灭火剂③FeCl3溶液止血剂④明矾净水⑤NH4Cl焊接金属⑥判断溶液酸碱性⑦比较盐溶液离子浓度的大小⑧判断离子共存⑨配制盐溶液⑩胶体制备七、电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写例：H2S的电离：H2S H+ + HS-； HS- H+ + S2-例：Na2S的水解：H2O+ S2- HS- +OH- H2O + HS- H2S + OH-注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写例：Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+3、盐类水解后离子总浓度稍微减少。
八、溶液中微粒浓度的大小比较1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：①电荷守恒:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和②物料守恒:某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和2、同浓度的弱酸和其弱酸盐、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：①弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解例:CH3COOH 的电离＞CH3COONa的水解, (实质不考虑水解即可)②弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解例:NH3·H2O的电离＞NH4Cl的水解,(实质不考虑水解即可)九、酸碱中和滴定1、原理：用已知物质的量浓度的酸（或碱）测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的浓度的方法。
中和滴定计算得到的是酸或碱的浓度，PH值计算得到的是氢离子的浓度。
2、操作过程：检漏→洗涤仪器→用标准液、待测液分别润洗相应滴定管→装标准液→量取待测液于锥形瓶中→滴定操作→计算（1）滴定操作：左手控制活塞或小球，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
（2）滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇（3）终点：最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显的改变。
3、误差分析：滴定误差分析主要包括如下几方面：（1）读数误差：（已知酸碱放在滴定管中）①滴前仰视，滴后平视，偏低②滴前俯视，滴后平视，偏高③滴前平视，滴后仰视，偏高④滴前平视，滴后俯视，偏低（2）洗涤误差：①量取待测液的滴定管清洗后，未用待测液润洗，偏低②装标准液的滴定管清洗后，未用标准液润洗，偏高③锥形瓶用待测液润洗，偏高（3）气泡误差：①滴定前,管尖有气泡,滴定后无,偏高②滴定前,管尖无气泡,滴定后有,偏低（4）其它:①振荡锥形瓶时使液体外溅, 偏低②滴定后管尖悬挂有液滴未滴入锥形瓶中,偏高4、强酸強碱滴定指示剂的选择強酸強碱中和滴定的指示剂：酚酞或甲基橙。
強酸弱碱中和选甲基橙，弱酸強碱中和选酚酞。
十、电化学1、电池形成的条件：①有活性不同两种金属（或其中一种为非金属）②有电解质溶液③组成闭合回路2、原电池电极判断规律：（“养父”）较活泼的金属负极发生氧化反应（电极本身被氧化溶解） 较不活泼的正极发生还原反应 （电极本身受保护） 3、原电池的重要应用：①负极→加快反应速率 ②正极→金属的防护③判断金属的活动性强弱 4、金属腐蚀和防护：（1）腐蚀：化学腐蚀 、电化腐蚀（2）防护：改变金属结构 、覆盖保护层 、电化学保护法（正极） 56、原电池的正极反应式书写技巧：（酸性条件不能有氢氧根，碱性条件不能有氢离子）H 2失电子变成H ＋，碱性条件下与HO －结合成H 2O 。
若在原电池中，发现负极不能与电解质直接反应，则正极的电极反应式应为：O 2得电子变成O 2－,酸性条件下与H ＋结合成H 2O ；中性或碱性条件下与H 2O 反应生成 OH －，O 2+2H 2O+4e －=4OH -。
7、原电池的放电与充电的关系：8、惰性电极电解池电极反应：阴极：阳离子放电，放电顺序：金属活性表的逆顺序 阳极：非惰性电极阳极本身氧化；（“三羊开泰”）惰性电极：阴离子放电，放电顺序：S 2- ＞I -＞Br -＞Cl -＞OH -＞含氧酸根9、电解过程产生H +、OH - 部位规律：①H +放电的电极，该电极附近产生OH - 例：电解NaCl 溶液 ②OH -放电的电极，该电极附近产生H +例：电解CuSO 4溶液11、计算串联电路中各电极电解产物的计算原则：电量守恒准确写出两电极的电极反应式，以阴阳两极得失电子数相等（电量守恒）为纽带，对两极产物进行计算如：Cu ～1/2O2～2Ag （各物质化合价变化值相等）12、三池电极反应式或总反应式的书写方法：①根据给出的两个电极反应式,写总的反应式:使两个电极反应式得失电子数相等后,将两式相加,消去电子及相同的化学式即可②给出总反应式,写电极反应式:确定电极反应类型→选离子，配电荷→配个数，巧用水→两式加，验总式13、电解产物为气体：只能是H2、Cl2、O2可能。
