电离平衡和水解平衡专题复习

电离平衡和水解平衡一．考纲与考情1．考纲电离平衡和水解平衡在考纲中的位置如下所示：基础型课程部分2．考情电离平衡和水解平衡在近几年高考中的出题都集中在选择题，一般为一题单选，一题多选。

综合来说，这一块的内容所占考分不多，但是由于学习水平较高，而且有一题会出现在多项选择题中，考生失分的情况还是十分普遍的，也应该将之看作教学上的重难点来看待。

二．知识点整理电解质和非电解质强电解质和弱电解质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：H2SO4、NaHCO3、NH4Cl、Na2O、Na2O2、Al2O3⑵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、判断⑴物质结构判断：离子化合物（含离子键）强电解质；共价化合物（极性强、弱、非极性）强电解质不一定是离子化合物，如盐酸是共价化合物，但它在水溶液中能完全电离，它是强电解质；弱电解质也不一定是共价化合物，如氢氧化铝是若电解质，但是它是离子化合物⑵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）、多数有机物注：单质和混合物（不是电解质也不是非电解质）⑶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）⑷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例1：下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（）。

A．CH3COOH B．Cl2C．NH4HCO3D．SO2例2：甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（）。

A．1mol/L甲酸溶液的c(H+)=10-2mol/L B．甲酸以任意比与水互溶C．10mL 1mol/L甲酸恰好与10mL 1mol/L NaOH溶液完全反应D．在相同条件下，甲酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱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：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。

②等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。

③动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。

④定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。

⑤变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。

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（电离平衡是一个吸热过程）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。

⑷化学反应加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。

以电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：例：用水稀释0.1mol/L氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（）。

A．c(OH-)/c(NH3·H2O) B．c(NH3·H2O)/c(OH-) C．c(OH-) D．n(OH-)3、电离方程式的书写⑴强电解质用=，弱电解质用⑵多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。

H2CO3，HCO3-，以第一步电离为主。

⑶弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。

NaHCO3= ，HCO3-⑷强酸的酸式盐如NaHSO4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。

熔融状态时：NaHSO4=溶于水时：NaHSO4=例：KHSO4在稀溶液中和熔融状态下都存在的离子是（ ）。

A ．K +B ．H +C ．SO 42-D ．HSO 4-4、电离度电离度=已电离的电解质分子数/原有分子总数（已电离/未电离） 弱酸：c(H +)/c(酸)=α 弱碱：c(H -)/c(碱)=α5、强弱电解质的综合比较（与碱，盐，活泼金属的反应） ⑴同浓度一元强酸和弱酸比较 ⑵同pH 强酸和弱酸比较6、电解质溶液的导电性和导电能力经常以化学反应的形式出现，弱电解质转化成强电解质。

又如在溶液导电性实验装置中注入适量Ba(OH)2溶液，再逐滴加入稀H 2SO 4。

溶液导电性先变弱再变强。

此类问题经常以图像形式呈现。

例：某一元强酸X 的溶液和一元弱酸Y 的溶液，它们的c(H+)相等。

将两种酸溶液各取50mL 分别与足量镁屑反应。

现有下列叙述：①X 溶液与Y 溶液的物质的量浓度相等；②开始反应时两种溶液的反应速率相等；③反应开始后，X 的溶液反应速率下降较快；④反应开始后，Y 的反应速率下降较快；⑤完全反应后X 产生的氢气较多；⑥完全反应后Y 产生的氢气较多。

以上叙述正确的是（ ）。

A ．①②③⑤B ．①②④⑥C ．②④⑤D ．②③⑥例：下列各组物质中，溶液的导电性比反应前明显增强的是（ ）。

A ．向亚硫酸钠溶液中加少量液态溴 B ．向硝酸银中加入少量氯化氢 C ．向氢氧化钠溶液中通入少量氯气 D ．向硫化氢饱和溶液中通入适量氯气水的电离及溶液的pH1、水的电离⑴电离平衡和电离程度 水是极弱的电解质，能微弱电离H 2O+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H 2O H ++OH -； 25℃时，纯水中c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L 即纯水的电离度为：α=1×10-7mol /181000mol⑵影响水的电离平衡的因素温度：温度越高电离程度越大c(H+)和c(OH-)同时增大，KW增大，但c(H+)和c(OH-)始终保持相等，仍显中性。

纯水由25℃升到100℃，c(H+和c(OH-)从1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/L(pH变为6)。

②酸、碱向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但K w不变。

③加入易水解的盐由于盐的离子结合H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。

温度不变时，KW不变。

⑶水的离子积在一定温度时，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。

K w =c(H+)·c(OH-)，25℃时，K w =1×10-14(无单位)。

①KW只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，KW增大。

25℃时K K w =1×10-14，100℃时K w约为1×10-12。

②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。

不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，K w就不变。

例如，在25°C时，c(H+)=0.01mol/L的强酸溶液与c(OH-)=0.01mol/L的强碱溶液中，K w = 1×10-14⑷水电离的离子浓度计算例：常温某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1×10-12mol/l，则下列肯定能共存的离子组是（）A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+B、Cl-S2-Na+K+C、SO32-NH4+K+Mg2+D、Cl-Na+NO3-SO42-2、溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小。

在常温下，中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L；酸性溶液：c(H+)>c(OH-), c(H+)>1×10-7mol/L；碱性溶液：c(H+)<c(OH-)，c(H+)<1×10-7-mol/L。

思考：c(H+)>1×10-7mol/L （pH<7）的溶液是否一定成酸性？3、溶液的pH⑴表示方法pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pH c(H+)=m×10-n mol/L则pH=n-lgmpOH=-lgc(OH-) c(OH-)=10-pOH常温下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。

例如，已知pH=a，则c(H+)=10-amol·L-1，c(OH-)=10-(14-a)mol·L-1。

⑵溶液的酸碱性与pH的关系(常温时)①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1，pH=7。

②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH<7，酸性越强，pH越小。

③碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH>7，碱性越强，pH越大。

①溶液酸碱性与pH的关系可图示为：⑶溶液pH的测定方法①酸碱指示剂法：只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。

②pH试纸法：粗略测定溶液的pH。

pH试纸的使用方法：取一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，随即(30s内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH。

测定溶液pH时，pH试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH测定产生误差)；不能将pH试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。

标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是：红橙黄(酸性)，绿(中性)，蓝靛紫(碱性)。

③pH计法：精确测定溶液pH。

4、有关pH的计算基本原则：一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pH or c）酸性先算c(H+)，碱性先算c(OH—)⑴单一溶液的pH计算①由酸碱浓度求pH强酸(HnA) c(H+)=nc(酸) 强碱B(OH)n c(OH—)=nc(碱)弱酸c(H+)=c(酸)α 弱碱c(OH—) =c(碱)α②已知pH求酸碱浓度强酸(HnA) c(酸) =c(H+)/n=10-pH/ n 强碱B(OH)n c(碱) = c(OH-)/n=10-pOH/n弱酸c(酸) = c(H+)/α 弱碱c(碱) = c(OH—) /α⑵加水稀释计算①强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。