大学化学第三章离子平衡
水溶液中的离子平衡知识点汇总
【人教版】选修4知识点总结：第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离课标要求1、了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念2、掌握弱电解质的电离平衡3、熟练掌握外界条件对电离平衡的影响要点精讲1、强弱电解质（1）电解质和非电解质电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。
注：①单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。
②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、水、酸、碱和盐；于非电解质的有：非金属的氧化物。
（2）强电解质和弱电解质①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质（如强酸、强碱和大部分的盐）②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子（如：弱酸、弱碱和少量盐）。
注：弱电解质特征：存在电离平衡，平衡时离子和电解质分子共存，而且大部分以分子形式存在。
（3）强电解质、弱电解质及非电解的判断2、弱电解质的电离（1）弱电解质电离平衡的建立（弱电解质的电离是一种可逆过程）（2）电离平衡的特点弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样具有“逆、等、动、定、变”的特征。
①逆：弱电解质的电离过程是可逆的。
②等：达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等③动：动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。
④定：一定条件下达到电离平衡状态时，溶液中的离子浓度和分子浓度保持不变，溶液里既有离子存在，也有电解质分子存在。
且分子多，离子少。
⑤变：指电离平衡是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。
（3）电离常数①概念：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。
这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K来表示。
②③意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸或弱碱相对较强。
④电离常数的影响因素a.电离常数随温度变化而变化，但由于电离过程热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响b.电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。
离子反应的平衡
离子反应的平衡离子反应是化学反应中一种常见的类型，涉及到离子的生成、消失和转化。
在离子反应中，离子的浓度变化会影响反应的平衡状况。
本文将探讨离子反应的平衡原理及其相关概念。
一、离子反应平衡的定义和描述离子反应的平衡是指在一定条件下，反应中生成离子和消失离子的速率相等，体系达到一个稳定的状态。
根据化学动力学的原理，当反应达到平衡时，反应物的浓度变化率与生成物的浓度变化率之间存在一种平衡关系。
平衡反应可以用化学方程式来描述，方程式中的离子和反应物的系数表示了其摩尔比例。
例如，对于氯化钠（NaCl）在水中溶解的平衡反应，可以用以下方程式表示：NaCl(s) ⇌ Na+(aq) + Cl-(aq)其中，NaCl(s)代表固体氯化钠，Na+(aq)和Cl-(aq)分别表示水中的钠离子和氯离子。
二、离子反应平衡的影响因素离子反应的平衡状况受到温度、浓度、压力和催化剂等因素的影响。
下面将详细介绍这些影响因素。
1. 温度：根据热力学原理，温度升高会加快反应速率。
对于平衡反应而言，升温会导致往反应生成物的方向偏移，平衡位置向生成物一侧移动。
相反，降低温度则会使平衡位置向反应物一侧偏移。
2. 浓度：根据化学反应速率理论，浓度的增加会增加反应速率。
对于离子反应平衡而言，增加反应物的浓度会促使平衡位置向生成物一侧移动，减少反应物的浓度则会使平衡位置向反应物一侧移动。
3. 压力：对于气相反应，压力的增加会导致平衡位置向摩尔数较少的一侧移动，以减少压力。
反之，压力的降低会使平衡位置偏移到摩尔数较多的一侧。
4. 催化剂：催化剂可以提高反应速率，但不会改变平衡位置。
它通过降低活化能来加快正反应和逆反应的速率，从而使达到平衡的时间缩短。
三、离子反应平衡的平衡常数离子反应平衡的平衡常数是一个衡量反应进行程度的指标。
对于一般的离子反应，其平衡常数可以通过浓度比值来表示，如下所示：K = [生成物]/[反应物]其中，方括号内的是各物质的浓度。
第三章 水溶液中的离子平衡
第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离一、强、弱电解质与结构的关系【注】离子化合物—含有离子键．．．．．的化合物．．．；共价化合物—只含共价键．．．．．的化合物．．．常见弱电解质：NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3、Fe(OH)2 、AgOH （难溶碱都弱碱）；HF 、HClO 、H 2S 、H 2SO 3、H 2CO 3、H 2SiO 3、H 3PO 4、HNO 2、有机酸 水是一种极弱的电解质。
二、弱电解的电离平衡1．电离平衡：在一定条件下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液未电离的分子浓度和已电离成离子的浓度保持不变的状态2．电离平衡的特征：逆：弱电解质的电离是可逆的(不完全电离) 动：达平衡时，V 电离＝V 结合≠0定：外界条件一定，溶液中分子、离子浓度一定 变：影响平衡的条件改变时，平衡发生移动。
3.弱电解质电离的一般规律：①一元弱酸、弱碱、多元弱碱一步电离；CH 3COOH H ＋＋CH 3COO －， NH 3·H 2O NH ＋4＋OH －Cu(OH)2 Cu 2＋＋2OH －②多元弱酸分步电离；且下一步比上一步电离程度更弱，第一步电离程度最大。
H 2S H ＋＋HS －HS－H ＋＋S 2－例1．下列说法正确的是( )A ．根据溶液中有CH 3COOH 、CH 3COO －和H ＋即可证明CH 3COOH 达到电离平衡状态 B ．根据溶液中CH 3COO －和H ＋的物质的量浓度相等可证明CH 3COOH 达到电离平衡状态 C ．当NH 3·H 2O 达到电离平衡时，溶液中NH 3·H 2O 、NH ＋4和OH －的浓度相等 D ．H 2CO 3是分步电离的，电离程度依次减弱4.影响电离平衡的条件：（1）温度：电离过程是吸热过程，因此，升高温度，促进电离（使平衡正向移动）；降低温度，抑制电离。
大学化学3-5 多相离子平衡3.5 多相离子平衡
8
溶度积规则
对于一般的沉淀反应：
AmBn (s)
mAn+ (aq) + nBm−(aq)
在难溶电解质溶液中，任意情况下离子浓度的 乘积称为浓度积，即：Jc = [An+]m[Bm−]n
在任何给定的溶液中，Jc与Ks⊝p 间的关系有：
1.3 × 10−5
AgBr
7.3 × 10−7
AgI Ag2CrO4
9.2 × 10−9 6.5 × 10−5
溶度积/25 oC 1.80 × 10−10 5.35 × 10−13 8.52 × 10−17 1.12 × 10−12
相同类型的难溶电解质，Ks⊝p大的溶解度大
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多相离子平衡
溶度积与溶解度的关系
AmBn (s)
mAn+ (aq) + nBm−(aq)
Ks⊝p,AmBn = [An+]m[Bm−]n
一定温度时，难溶电解质饱和溶液中有关离
子相对浓度的乘积为一常数，称为难溶电解质的
溶度积常数，简称溶度积。
3
多相离子平衡
溶度积与溶解度的关系
在溶度积的计算中，离子浓度必须是物质的
量浓度，其单位为mol∙L−1，而溶解度的单位通常 是 g/100 g H2O。因此，计算时需要先将难溶电解 质的溶解度单位换算成 mol∙L−1。
[OH−] > 4.0 × 10−10 (mol∙L−1)
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溶度积规则
例：废水中Cr3+的浓度为0.010 mol∙L−1，欲加入固 体NaOH使之生成Cr(OH)3沉淀，假设加入固体 NaOH后溶液的体积不变，计算：(2)要使Cr3+的 浓度小于4.0 mg∙L−1 (7.7 × 10−5 mol∙L−1)以达到排放 标准，此时溶液的pH值最小应为多少？
第三章_水溶液中的离子平衡_复习
例6：在纯水中进行下列实验，其中会影 响水的电离平衡的是哪些？如何影响？ ① 加入酸溶液或加入碱溶液。 ② 加入强酸强碱盐溶液 。
第三章
水溶液中的离子平衡单元复习
1、强弱电解质概念 2、弱电解质的电离平衡及其影响因素 3、水的电离和溶液的酸碱性 4、pH的概念及计算 5、盐类的水解及应用 6、中和滴定原理和操作 7、溶解平衡
一、电解质、非电解质、强电解质和弱电解质
电解质 强电解质 弱电解质 非电解质
电离 完全电离、不可 部分电离，可逆 在熔融状态或水 特点 逆，无电离平衡 存 在 电 离 平衡 溶液中不能电离 判 物质 强酸、强碱、大部 弱酸、弱碱、 多数有机物、非 分盐、活泼金属的 水 金属的氧化物 别 类别 氧化 物 依 溶液 据 中存 （水合）离子、 （水合）离子、 溶质分子或反 应产物离子 在的 无 溶 质 分 子 溶质分子 微粒 化合物 类型
6、影响电离常数大小的因素：
（1）电离常数大小是由物质的本性决定的， 在同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同。 （2）弱电解质的电离常数受温度变化的影响， 但室温下一般变化不大。 （3）弱电解质的电离常数大小不其受浓度变 化的影响
练习4.填表:(0.1mol/L的CH3COOH)
C 加纯 CH3COOH 加 CH3COONa 加少量NaOH
思考因多元弱酸分步电离而引起的反应
思考1 :向Na2SO3溶液中中逐滴加入稀盐酸,说出有 关现象,写出相关的化学反应方程式. 思考 2: 不用任何试剂,如何鉴别 Na2CO3 溶液和 HCl溶液
第三章水溶液中的离子平衡
第三章水溶液中的离子平衡第三节盐类的水解（第一课时）会宁一中化学组胡慧琴【教材分析】本节教材是本章教材的教学重点和难点，是学生已学习过的弱电解质的电离、水的电离平衡以及化学平衡移动原理等知识的综合应用。
根据《课程标准》的要求本节课的教学目标是指导学生建立盐类的水解的概念，初步了解盐类水解的规律。
本节内容理论性强，学生不容易理解盐溶液为什么显酸性或碱性，因此需要借助实验，让学生对于盐溶液的酸碱性有一个感性认识；同时•，学生通过小组讨论，教师引导等方式对其原因进行探讨，最后归纳出盐水解的定义、本质。
教材的内容是按这样的序列展开的：先是从实验探究盐溶液的酸碱性，认识到盐溶液并不都是中性的现象，再到分析寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因，了解盐类水解的本质是破坏水的电离平衡,最后是从平衡移动的角度理解影响盐类水解的主要因素和盐类水解反应的利用。
但是这样的呈现序列容易使学生过于关注盐类水解的结果一一盐溶液呈酸碱性而忽略它的核心一一破坏水的电离平衡。
因此，在教学的过程中,我着重抓住分析盐类水解的本质，并通过类比的方式,让学生自主归纳,得出盐类水解的定义,从而促进学生自主的思维探究,能够更深的理解“盐类的水解”的实质，掌握“盐类水解”的规律。
【学情分析】知识层面：学生已有离子方程式书写、化学平衡、电离平衡以及溶液的PH等知识，因此而学生基本具备本节内容所需的理论基础，但是盐类的水解又是这几部分知识的综合利用，就更有难度。
因此，学生能否积极主动获取知识就显得十分重要。
能力层面：学生的知识储备，动手能力，观察能力等存在个体差异，因此有合作探究的必要。
学生具备一定的合作探究能力，实验动手能力，有分类和归纳的基础。
【教学目标】知识目标：⑴能正确分析强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解原理和规律；⑵正确判断盐溶液的酸碱性；能力目标：⑴通过对水解原理的分析，培养学生的逻辑思维能力、创新思维能力;⑵通过分组实验，培养学生实验观察能力和动手能力情感目标：⑴通过分组实验，培养学生的科学探究精神和实事求是的科学态度;⑵体验科学探究方法，感受自主学习和合作学习的乐趣；【教学重点】盐类水解的实质和规律【教学难点】盐类水解的实质【教学方法】实验探究、小组合作、讨论学习、比较归纳法【教学过程】【引言】生活中常用的盐除NacI外，还有味精，Na2CO3,NaHCO3等，NaC1和味精主要用于食品调味，而Na2CO3和NaHCO3被视作“碱”用于油污清洗和面食制作，特别是Na2CO3说俗称纯碱。
化学选修4_水溶液中的离子平衡_知识点归纳
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 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4 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。
9、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）10、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物质单质化合物电解质非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。
如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2……强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。
如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。
如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2O ……混和物纯净物浓度的乘积，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。
(完整word版)水溶液中的离子平衡教案
课题：第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离教学目的知识与技能1、能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论2、了解电离平衡常数及其意义3、了解强电解质和弱电解质与结构的关系过程方法通过实验,培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方法情感价值观通过本节课的学习，意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各种变化相互制约的复杂的平衡体系重点强、弱电解质的概念和弱电解质的概念难点弱电解质的电离平衡知识结构与板书设计第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离一、强弱电解质电解质：在水溶液或熔化状态下能导电的化合物.强电解质：在水分子作用下，能完全电离为离子的化合物(如强酸、强碱和大多数盐）弱电解质：在水分子作用下，只有部分分子电离成为离子化合物(如弱酸、弱碱和水)二、弱电解质的电离1、CH3COOH CH3COO－+H＋2、在一定条件（如温度、浓度)下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
3、电离平衡的特征：（1) 逆--弱电解质的电离是可逆的（2）等-—V电离=V结合≠ 0(3）动-—电离平衡是一种动态平衡（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。
4、影响因素：(1)内因:电解质本身的性质。
通常电解质越弱，电离程度越小。
(2) 外因：①浓度：温度升高，平衡向电离方向移动。
②浓度：溶液稀释有利于电离错误!同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动三、电离平衡常数1、定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积嗖溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示。
2、表示方法：AB A++B－3、同一弱电解质在同一温度下发生浓度变化时，其电离常数不变。
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第三章 水溶液中离子平衡
（第二版第九、十一章，第三版第九章）
§3.1 稀溶液的浓度表示法
§3.2 酸碱理论
3.2.1 电离理论
3.2.2 酸碱质子理论
§3.3 酸和碱在水溶液中的解离平衡
§3.4 酸碱缓冲溶液
§3.5 酸碱指示剂
§3.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡
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4
§3.2 酸碱理论
（1）乙醇的质量摩尔浓
度bB ；
（2）乙醇的物质的量浓
度cB（体积摩尔浓度）；
A—溶剂水，B —溶质乙 醇
粗略计算时， CB≈bB
(2 3 /4 6 ) 1 0 0 0m o ld m 3 0 .9 4 8 m o ld m 3
(5 0 0 2 3 )/0 .9 9 2
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2
§3.1 稀溶液的浓度表示法 13
凡是能够接受质子的物质(分子
或正负离子)都是碱。
共轭酸 质子＋ 共轭碱 共轭酸与它的共轭碱必定同时
出现，形成共轭关系，称为共 轭酸碱对
HCl H++Cl HAC H++AC H2S H++HS HS- H++S2 NH4+ H++NH3
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6
3.2.2 酸碱质子理论 2. 酸碱反应
A-+H2O
HA+ OH-
Kb
c(OH)c(HA) c(A)
Ka
c(H )c( A ) c(HA)
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10
3.2.2 酸碱质子理论 3. 酸的相对强度和碱的相对强度
酸给出质子的能力越 强，该酸的酸性就越 强,其共轭碱的碱性 越弱
酸
H2SO3 H3PO4 HAc H2S NH4+
Kaө
1.54×10-2 7.52×10-3 1.76×10-5 9.1×10-8 5.65×10-10
第三章 水溶液中离子平衡
（第二版第九、十一章，第三版第九章）
§3.1 稀溶液的浓度表示法 §3.2 酸碱理论 §3.3 酸和碱在水溶液中的解离平衡 §3.4 酸碱缓冲溶液 §3.5 酸碱指示剂 §3.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡
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1
§3.1 稀溶液的浓度表示法
二版P13，三版P13
酸的解离平衡：
HA
H+ + A-
Ka
c(H )c( A ) c(HA)
酸的解离常数（酸度常 数）Kaө越大，酸解离越 彻底，使c(H+)越大，使 溶液的酸性越强,称为该
酸的酸性越强。
酸的解离常数
酸
H2SO3 H3PO4 HAc H2S NH4+
Kaө
1.54×10-2 7.52×10-3 1.76×10-5 9.1×10-8 5.65×10-10
本节学习教材的同时参考《普通化学（第 五版）》浙江大学普化教研组编 P119
3.2.1 电离理论（1884 Arrhenius
提出）二版P262 ，三版P284
（1）在水溶液中解离出的正离子全 部是H+的化合物是酸。
（2） 在水溶液中解离出的负离子全 部是OH－的化合物是碱。
（3）酸碱反应的实质 H+ + OH－ ＝ H2O
（4）阿仑尼乌斯理论的缺点 ① 把酸碱的定义和酸碱的反 应局限于水溶液。
② 把碱限制为氢氧化物。
？NH3 ？Na2CO3
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5
3.2.2 酸碱质子理论 1. 酸碱的定义与共轭关系
1. 酸碱的定义与共轭关系
acid base 凡是能给出质子(proton)的物
质(分子或正负离子)都是酸
§3.1 稀溶液的浓度表示法 §3.2 酸碱理论
§3.3 酸和碱在水溶液中的解离平衡 3.3.1 一元弱酸和弱碱的解离平衡 n 3.3.2 多元弱酸(碱)的解离平衡 n 3.3.3 离子酸、离子碱的解离平衡
n §3.4 酸碱缓冲溶液 §3.5 酸碱指示剂 §3.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡
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第三章课堂练习 以下物质，哪些是酸？写出其共轭碱。 哪些是碱？写出其共轭酸。 哪些是酸碱两性物质？
HAc, NH3, H3PO4
Ac-, NH4+, H2PO4-, HPO42-, PO43-, HS- ,
H2O, H3O+,Cl-,
共轭酸 共轭碱
共轭酸 共轭碱
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3.2.2 酸碱质子理论 3. 酸的相对强度和碱的相对强度
酸 性 增 强
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酸＝质子＋碱
HCl=H++Cl-
H3O+=H++H2O
HSO4-= H++SO42- 碱
H3PO4= H++H2PO4-
性 增
HAc= H++Ac-
强
H2CO3= H++ HCO3-
H2S= H++ HS-
NH4+= H++ NH3
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第三章 水溶液中离子平衡
（第二版第九、十一章，第三版第九章）
质量分数wB
wB
m溶质 m溶液
23 523
物质的量（摩尔）分数xB
[例3.1] 23克乙醇溶于500 克水中，此溶液的密度是 0.992g∙ml-1。计算：
（3）乙醇的质量分数wB； （4）乙醇的摩尔分数xB。
xB
n乙醇 n乙醇 n水
23/46 0.0177 500/1823/46
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编辑ppt
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§3.3 酸和碱在水溶液中的解离平衡
3.3.1 一元弱酸和弱碱的解离平衡《普化》 P120
质量摩尔浓度 bB
bB溶质 溶 B 剂 的 的 物 质 质 量 的 （ 量 k(gm )ol)
(23/46)mol 1molkg1 0.500kg
物质的量浓度cB
CB溶 混 质 合 B的 物 物 体 质 积 的 （ 量 dm (m 3)ol)
[例3.1] 23克乙醇溶于 500克水中，此溶液的 密度是0.992g∙ml-1。计 算：
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3. 酸的相对强度和碱的相对强度
HA
H+ + A-
Ka
c(H )c( A ) c(HA)
酸给出质子的能力越 强，该酸的酸性就越 强,其共轭碱结合质
KaKb c(H)c(OH) Kw 11014
子的能力越弱，其共 1014 pKa 14pKb
（1） 酸碱反应的实质：
（2）酸碱反应的趋势： 争夺质子的结果，总是
共轭酸碱对之间的质子传递过程 强碱取得质子，而强酸
HCl+NH3→NH4++Cl-
给出质子。 强酸(1) + 强碱(2) →
弱碱(1) + 弱酸(2)
HCl+NH3→NH4++Cl该反应正向进行，因为 酸性：HCl> NH4+, 碱性：NH3> Cl-