水的电离平衡和影响平衡的因素
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。
51-水的电离平衡及影响因素
考点51水的电离平衡及影响因素编写人：刘文超日期：2019年9月1日学号姓名1.（2017年唐山二模12题）在某温度时，将n mol/L醋酸溶液滴入10mL1.0mol/LNaOH溶液中，溶液pH和温度随加入醋酸溶液体积变化曲线如图所示，下列说法正确的（）A.n>1.0B.a点K w=1.0×10−14C.水的电离程度：c>bD.b点c(CH3COO−)>c(Na+)>c(OH−)＞c(H+)2.（2018年开封模拟11题）室温下，甲溶液中水电离出的H+浓度为10-12mol•L-1，乙溶液中水电离出的H+浓度为10-2mol•L−1，下列说法中正确的是（）A.甲、乙两溶液的pH不可能相同B.甲、乙两种溶液中加入Al粉都会产生H2C.HCO3−不可能在甲、乙两溶液中大量共存D.甲不可能是盐溶液，乙不可能是酸或碱溶液3.（2019年北京卷卷13题）实验测得0.5mol·L−1CH3COONa溶液、0.5mol·L−1CuSO4溶液以及H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。
下列说法正确的是（）A.随温度升高，纯水中c(H+)>c(OH−)B.随温度升高，CH3COONa溶液的c(OH−)减小C.随温度升高，CuSO4溶液的pH变化是K w改变与水解平衡移动共同作用的结果D.随温度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低，是因为CH3COO−、Cu2+水解平衡移动方向不同4.（2018年深圳模拟13题）向pH=6的蒸馏水中加入一定量的NaHSO 4晶体，保持温度T 不变，测得溶液的pH=2，下列有关叙述中不正确的是（）A ．T ＞25℃B.由水电离出来的c (H +)=1×10−10mol/LC.c (H +)=c (OH −)+c (SO 42−)D.加入NaHSO 4后水的电离程度增大5.（2019天津理综11）某温度，HNO 2和CH 3COOH 的电离平衡常数分别为5.0x10−4和1.7x10−5。
专题38 水的电离及影响因素
专题38 水的电离及影响因素【基础回顾】一、水的电离及离子积常数1、水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：简写为（正反应为吸热反应)其电离平衡常数：2、水的离子积常数：Kw=c（H+）c(OH-)25℃时 Kw =1.0×10-14mol2?L—2，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。
如100℃时Kw=1.0×10-12mol2?L—2。
3、无论是纯水还是酸、碱，盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
二、影响水的电离平衡的因素1、酸和碱：酸或碱的加入都会电离出 H+或OH-，均使水的电离逆向移动，从而抑制水的电离.2、温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离, ［H+]与［OH—］同时同等程度的增加，pH变小,但[H+］与［OH-]始终相等，故仍呈中性。
3、能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。
4、其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的 H+直接作用,使［H+］减少，因而促进了水的电离平衡正向移动。
【特别提醒】溶液中的c(H+)和水电离出来的c（H+）是不同的:①常温下水电离出的c(H+)=1×10—7mol/L，若某溶液中水电离出的c（H+）＜1×10—7mol/L，则可判断出该溶液中加入酸或碱抑制了水的电离；若某溶液中水电离出的c(H+）＞1×10-7mol/L，则可判断出该溶液中加入可以水解的盐或活泼金属促进了水的电离.②常温下溶液中的c(H+)＞1×10-7mol/L，说明该溶液是酸溶液或水解显酸性的盐溶液；c（H+）＜1×10-7mol/L，说明是碱溶液或水解显碱性的盐溶液.【技能方法】水电离的影响因素以及产生c(H+)和c(OH-）的计算1、注意区分溶液组成和性质的关系：酸性溶液不一定是酸溶液，碱性溶液不一定是碱溶液。
2、温度相同、pH相同的溶液对水的电离程度影响并不一定相同。
影响电离平衡知识点总结
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。
水溶液中的离子平衡知识点总结
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。
水的电离平衡和影响平衡的因素
【温馨提示】(1)混合后溶液呈酸性时，一定用 c(H＋)计算pH；呈碱性时，一定用c(OH－)计算pH。 (2)若强酸(pH＝a，体积为V酸)强碱(pH＝b，体积 为V碱)混合后呈中性，则有：V酸/V碱＝10(a＋b－ pKW)
1.(2010· 广东茂名4月调研)已知在100 ℃的温度下(本 题涉及的溶液其温度均为100 ℃)，水的离子积KW＝ 1×10－12。下列说法正确的是( A ) A．0.05 mol· L－1的H2SO4溶液pH＝1 B．0.001 mol· L－1的NaOH溶液pH＝11 C．0.005 mol· L－1的H2SO4溶液与0.01 mol· L－1的NaOH 溶液等体积混合，混合溶液pH为6，溶液显酸性 D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝11 的NaOH溶液50 mL
2．碱性溶液 步骤：先求出溶液中氢氧根离子浓度即c(OH－)， 然后根据KW求出溶液中氢离子浓度即c(H＋)，最 后求出溶液的pH。 c(OH－)的求算式与酸性溶液中c(H＋)的求算式 相似，只需把公式中的H＋改为OH－，酸改为碱即 可。 说明：若忽略混合前后溶液体积的变化，则混合 后溶液体积近似等于混合前各溶液体积之和，即 V混＝V1＋V2。
【考点释例2】将pH＝3的H2SO4溶液和pH＝12的 NaOH溶液混合，当混合溶液的pH＝10时，强酸和 强碱的体积之比为( B ) A．1∶9 B．9∶1 C．10∶1 D．1∶10 【解析】pH＝10时，c(H＋)＝1×10－10 mol· L－1， c(OH－)＝1×10－4 mol· L－1。
【解析】0.05 mol· L－1的H2SO4溶液中c(H＋)＝0.10 mol· L－1，pH＝1。 2.(1)pH＝a的CH3COOH溶液稀释100倍后所得溶 液pH < a＋2(填“>”或“<”)。 (2)0.01 mol/L CH3COOH溶液的pH > 2(填“>”或 “<”)。 (3)0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH > 7(填“>”或 “<”)。
水溶液中的电离平衡____知识点讲解及例题解析
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①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。
②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。
③对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。
例如：H 2SO 4、NaHCO 3、NH 4Cl 、Na 2O 、Na 2O 2、Al 2O 3 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H 2O 、HF 等都是弱电解质。
②电解质的强弱与溶解度无关。
如BaSO 4、CaCO 3等 ③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。
2、判断（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。
饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。
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(或导电性强弱离子浓度 离子所带电荷溶液浓度电离程度碱)的能力、稀释后pH的变化等等。
水溶液中离子的平衡知识点
水溶液中离子的平衡知识点Revised on November 25, 2020水溶液中的离子平衡【命题规律】：从考查内容上看，主要集中在：判断电解质、非电解质；外界条件对电离平衡的影响及电离平衡移动、离子浓度大小比较；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；强弱电解质的判断；物质导电性的强弱；电离平衡常数的简单计算或半定量分析。
水的电离平衡及其影响因素；溶液酸碱性（或PH大小）的判断；已知PH或浓度的强酸、强碱混合分析溶液酸碱性；有关溶液PH 计算。
其中溶液的酸碱性、离子浓度大小比较是高考的必考题，这类题目能有效地测试考生的判断、推理运算等思维能力。
【考点一电离和电离平衡】强电解质弱电解质定义溶于水后几乎完全电离的电解质溶于水后只有部分电离的电解质化合物类型离子化合物及具有强极性键的共价化合物某些具有弱极性键的共价化合物。
电离程度几乎100％完全电离只有部分电离电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡溶液中存在的微粒（水分子不计）只有电离出的阴阳离子，不存在电解质分子既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子实例绝大多数的盐（包括难溶性盐）强酸：H2SO4、HCl、HClO4等强碱：Ba（HO）2 Ca（HO）2等弱酸：H2CO3、CH3COOH等。
弱碱：NH3·H2O、Cu（OH）2Fe（OH）3等。
少数盐：(CH3COO)2Pb、HgCl2电离方程式KNO3=K++NO3—H 2SO4=2H++SO42—NH3·H2O NH4++OH_H2S H++HS_ HS_H++S2-②SO2、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。
【注意】：(2)强酸酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶液中不存在酸式酸根，如NaHSO4=Na++H++SO42-.在熔融状态下则电离成金属离子和酸根离子，如NaHSO4=Na++HSO4-酸式盐在熔融状态下与溶于水时的电离不同：熔融Na2HSO4=Na++HSO4—NaHCO3=Na++HCO3—溶于水Na2HSO4=Na++H++SO42—NaHCO3=Na++HCO3—HCO3—H++CO32—（3）弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离成金属离子和酸式酸离子，酸式酸根再部分电离。