高中化学知识点总结(第八章 水溶液中的离子平衡)
第八章水溶液中的离子平衡第1课时弱电解质的电离平衡知识点一弱电解质的电离平衡及其影响因素1．强、弱电解质(1)概念及分类(2)电离方程式的书写强电解质用“===”连接，弱电解质用“⇌”连接。
(1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
电离平衡建立过程如图所示：①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
(2)电离平衡的特征(3)外界条件对电离平衡的影响以CH3COOH H＋＋CH3COO－ΔH>0为例：改变条件移动方向n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)电离程度浓度加水稀释正向增大减小减小增大加冰醋酸正向增大增大增大减小同离子效应通入HCl(g)逆向增大增大减小减小加醋酸钠固体逆向减小减小增大减小升高温度正向增大增大增大增大说明①稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小；②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度也不一定增大；③电离平衡右移，电离程度也不一定增大电解质溶液导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。
将冰醋酸、浓醋酸和稀醋酸分别加水稀释，其导电能力随加水量的变化曲线如图：知识点二电离平衡常数与电离度1．电离平衡常数(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与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K(弱酸用K a，弱碱用K b)表示。
(2)表达式相同条件下，K 值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。
(4)特点①电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K 增大。
②多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2……，所以其酸性主要取决于第一步电离。
(5)应用①判断酸性相对强弱电离常数越大，酸性(或碱性)越强，如醋酸：K ＝1.75×10－5，次氯酸：K ＝2.95×10－8，则酸性：醋酸＞次氯酸。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱电离常数越大，对应的盐水解程度越小，盐溶液的碱性(或酸性)越弱，如醋酸：K ＝1.75×10－5，次氯酸：K ＝2.95×10－8，则同浓度的醋酸钠和次氯酸钠溶液的pH ：醋酸钠＜次氯酸钠。
③判断反应能否发生或者判断产物是否正确强酸可以制取弱酸来判断，如H 2CO 3：K a1＝4.2×10－7，K a2＝5.6×10－11，苯酚：K a ＝1.3×10－10，向苯酚钠溶液中通入的CO 2不论是少量还是过量，其化学方程式为C 6H 5ONa ＋CO 2＋H 2O===C 6H 5OH ＋NaHCO 3，不能生成Na 2CO 3。
④判断微粒浓度或浓度比值的变化利用温度不变电离常数就不变来判断溶液中微粒浓度或者比值的变化情况，有时候还会结合K W 一起进行判断，如：0.1 mol·L －1CH 3COOH 溶液中加水稀释，c (CH 3COO －)c (CH 3COOH )＝c (CH 3COO －)·c (H ＋)c (CH 3COOH )·c (H ＋)＝K c (H ＋)，加水稀释，c (H ＋)减小，K 值不变，则c (CH 3COO －)c (CH 3COOH )增大。
2．电离度(1)概念：一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来弱电解质总分子数的百分数。
(2)表达式：α＝已电离的弱电解质的浓度弱电解质的初始浓度×100%。
(3)意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。
(4)影响因素3．电离度(α)、电离常数(K a 、K b )与c (H ＋)、c (OH －)的关系 设一定温度下，浓度为c mol·L－1醋酸的电离度为α。
CH 3COOH ⇌CH 3COO －＋H ＋起始/(mol·L －1) c 0 0 变化/(mol·L －1) cα cα cα 平衡/(mol·L －1) c －cα≈c cα cα K a ＝cα·cαc＝cα2，α＝K a c，c (H ＋)＝c ·α＝c ·K a 同理：对于一元弱碱(如NH 3·H 2O) K b ＝cα2，c (OH －)＝cα＝c ·K b 。
知识点三 一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较1．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH 3COOH)的比较(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较(2)相同pH 、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较2．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多(2)相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多第2课时水的电离与溶液的酸碱性知识点一水的电离(一)水的电离平衡1．水的电离(1)水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2O⇌H3O＋＋OH－，可简写为H2O⇌H ＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1；任何水溶液中，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)都相等。
2．水的离子积常数3．水的电离平衡的影响因素(1)温度：温度升高，促进水的电离；温度降低，抑制水的电离。
(2)酸、碱：抑制水的电离。
(3)能水解的盐：促进水的电离。
4．外界条件对水的电离平衡的影响(二水水1．当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)在溶液中c(H＋)、c(OH－)较小的数值是水电离出来的。
如下表：在溶液中c(H＋)、c(OH－)较大的数值是水电离出来的。
如下表：(一)溶液的酸碱性1．溶液的酸碱性的判断(1)判断标准溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
c (H ＋)＞c (OH －) 溶液呈酸性，常温下pH ＜7 c (H ＋)＝c (OH －) 溶液呈中性，常温下pH ＝7 c (H ＋)＜c (OH －)溶液呈碱性，常温下pH ＞7(2)注意事项①溶液中c (H ＋)越大，c (OH －)越小，溶液的酸性越强，碱性越弱；溶液中c (H ＋)越小，c (OH －)越大，溶液的碱性越强，酸性越弱。
②pH ＝7或c (H ＋)＝10－7 mol·L－1的溶液不一定呈中性，因水的电离与温度有关，常温时，pH ＝7的溶液呈中性，100 ℃ 时pH ＝6的溶液呈中性。
2．pH 及其测量(1)定义式：pH ＝－lg c (H ＋)。
(2)溶液的酸碱性与pH 的关系(常温下)(3)测量方法①pH 试纸法：把小片试纸放在一洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测溶液点在干燥的pH 试纸的中央，试纸变色后，与标准比色卡对照即可确定溶液的pH 。
②pH 计测量法。
(二)溶液的pH 计算 1．计算类型(1)单一溶液的pH 计算强酸溶液：如H n A ，设浓度为c mol·L －1，c (H ＋)＝nc mol·L －1，pH ＝－lg c (H ＋)＝－lg (nc )。
强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n ，设浓度为c mol·L －1，c (H ＋)＝10－14ncmol·L －1，pH ＝－lg c (H＋)＝14＋lg (nc )。
(2)混合溶液的pH 计算①两种强酸混合：直接求出c 混(H ＋)，再据此求pH 。
c 混(H ＋)＝c 1(H ＋)V 1＋c 2(H ＋)V 2V 1＋V 2。
②两种强碱混合：先求出c 混(OH －)，再据K W 求出c 混(H ＋)，最后求pH 。
c 混(OH －)＝c 1(OH －)V 1＋c 2(OH －)V 2V 1＋V 2。
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H ＋或OH －的浓度，最后求pH 。
c 混(H ＋)或c 混(OH －)＝|c 酸(H ＋)V 酸－c 碱(OH －)V 碱|V 酸＋V 碱。
(3)酸、碱溶液稀释时pH 的变化(25 ℃)2．第3课时 酸碱中和滴定及其拓展应用考点一 酸碱中和滴定的实验原理和操作步骤1．实验原理(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。
(2)在酸碱中和滴定过程中，开始时由于被滴定的酸(或碱)浓度较大，滴入少量的碱(或酸)对其pH 的影响不大。
当滴定接近终点(pH ＝7)时，很少量(一滴，约0.04 mL)的碱(或酸)就会引起溶液pH 突变(如图所示)。
[提醒] 酸碱恰好中和(即滴定终点)时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性取决于生成盐的性质，强酸强碱盐的溶液呈中性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。
2．滴定关键(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。
(2)选取适当指示剂，准确判断滴定终点。
3．实验用品(1)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管的使用滴定管的精确度为0.01 mL。
4．指示剂(1)常用酸碱指示剂及变色范围(2)①酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因其颜色变化不明显。
②滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。
③滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。
④强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
⑤并不是所有的滴定都须使用指示剂，如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色恰好褪去时即为滴定终点。
5．实验操作(以酚酞作指示剂，用标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)(1)滴定前的准备(2)滴定(3)终点判断等到滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
(4)数据处理按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c (NaOH)＝c (HCl )×V (HCl )V (NaOH )计算。
6．误差分析误差分析的原理：依据c (标准)·V (标准)＝c (待测)·V (待测)，所以c (待测)＝c (标准)·V (标准)V (待测)，因为c (标准)与V (待测)已确定，所以只要分析出不正确操作引起V (标准)的变化，即可分析出结果。
2019届高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡第2节溶液的酸碱性酸碱中和滴定
调研二 水电离出的 c(H＋)或 c(OH－)的相关计算 4.25 ℃时求算下列溶液中 H2O 电离的 c(H＋)和 c(OH－)。 (1)pH＝2 的 H2SO4 溶液 c(H＋)＝__________，c(OH－)＝ __________。 (2)pH＝10 的 NaOH 溶液 c(H＋)＝__________，c(OH－)＝ __________。 (3)pH＝2 的 NH4Cl 溶液 c(H＋)＝__________。 (4)pH＝10 的 Na2CO3 溶液 c(OH－)＝__________。
6．(2017·北京西城区期中)室温下，设 1 L pH＝6 的 AlCl3 溶液中，由水电离出的 H＋物质的量为 n1；1 L pH＝6 的 HCl 溶
液中，由水电离出的 H＋物质的量为 n2。则nn12的值是(
)
A．1
B．100
C．1 000
D．10 000
答案 B 解析 酸或碱抑制水的电离，含有弱离子的盐促进水的电 离，所以盐酸抑制水的电离，氯化铝促进水的电离，pH＝6 的 1 L 盐酸中，水电离出的 n(H＋)＝1100－－164 mol/L×1 L＝10－8 mol，氯 化铝溶液中水电离出的氢离子浓度等于溶液中氢离子浓度，所以 1 L pH＝6 的氯化铝溶液中水电离出的 n(H＋)＝10－6 mol/L×1 L ＝10－6 mol，故nn12＝1100－－68 mmooll＝100。
○ ○ ○ ○ ○ 其他：如加入 Na 47 __ 48 ____ 49 ____ 50 ____ 51 ____
自我校对
①极弱 ②H2O
H＋＋OH－ ③c(H＋)·c(OH－) ④1×
10－14 ⑤温度 ⑥增大 ⑦电解质 ⑧增大 ⑨增大 ⑩吸热
高二化学知识点总结(水溶液中的离子平衡)
高二化学知识点总结(水溶液中的离子平衡)高二化学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>>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。
水溶液中的离子平衡高考知识点(一)
水溶液中的离子平衡高考知识点(一)水溶液中的离子平衡高考知识点一：离子的概念•离子是指在溶液或熔融状态下带有电荷的化学物质。
•阳离子是带有正电荷的离子，形成离子时失去了一个或多个电子。
•阴离子是带有负电荷的离子，形成离子时获得了一个或多个电子。
知识点二：水的电离和自离解•水的分子在一定程度上可以发生电离，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
•自离解是指水分子自身发生电离，形成氢离子和氢氧根离子的平衡反应。
•自离解可表示为：H2O ⇌ H+ + OH-知识点三：酸性和碱性溶液•酸性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度高于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
•碱性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度低于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
•中性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度等于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
知识点四：酸碱指示剂•酸碱指示剂是一种能够通过颜色的变化来判断溶液酸碱性的化学物质。
•酸性溶液下常见的指示剂有酚酞和甲基橙，颜色呈红色。
•碱性溶液下常见的指示剂有苏丹红和碘化钾淀粉溶液，颜色呈黄色或蓝色。
•中性溶液下常见的指示剂是酚酞和甲基橙的混合物，呈橙黄色。
知识点五：酸碱中和反应•酸碱中和反应是指酸和碱发生反应，生成盐和水的化学反应。
•酸和碱的中和反应满足反应物摩尔比为1:1的化学方程式。
•例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O，盐是NaCl，水是H2O。
知识点六：电解质和非电解质•电解质是指在溶液中或熔融状态下能够导电的物质，可以分为强电解质和弱电解质。
•强电解质在溶液中能完全离解成离子，如NaCl。
•弱电解质在溶液中只能部分离解成离子，如醋酸。
•非电解质是指在溶液中不能导电的物质，如蔗糖。
知识点七：水溶液中离子浓度的计算•根据溶液中离子的摩尔比例，可以计算出离子的浓度。
•离子浓度的计算公式为：离子浓度 = 溶质摩尔浓度× 离子的电离度（当为电解质时）。
•电离度是指电解质溶液中某种离子溶液中的浓度与溶质摩尔浓度的比值。
2019高考化学第8章(水溶液中的离子平衡)第4衡考点(2)溶度积常数及应用讲与练(含解析)
第8章（水溶液中的离子平衡）李仕才第四节难溶电解质的溶解平衡考点二溶度积常数及应用1．溶度积和离子积以A m B n n＋(aq)＋nB m－(aq)为例：2.溶度积(K sp)的计算(1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如K sp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ a mol·L－1。
(2)已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl 的K sp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。
(3)计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋(aq)＋＋Mn2＋，K sp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，K sp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝2＋2＋＝K spK sp。
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．K sp既与难溶电解质的性质和温度有关，也与沉淀的量和溶液中离子浓度有关。
( ×)2．在一定条件下，溶解度较小的沉淀也可以转化成溶解度较大的沉淀。
( √) 3．常温下，向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的K sp减小。
( ×)4．溶度积常数K sp只受温度影响，温度升高K sp增大。
( ×)5．常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的K sp不变。
( √) 6．K sp(AB2)小于K sp(CD)，则AB2的溶解度小于CD的溶解度。
( ×)7．向浓度均为0.1 mol·L－1的MgCl2、CuCl2混合溶液中逐滴加入氨水，首先生成蓝色沉淀，说明K sp[Cu(OH)2]>K sp[Mg(OH)2]。
( ×)8．已知常温下，氢氧化镁的溶度积常数为a，则氢氧化镁悬浊液中c(OH－)＝3a mol/L。
【高考推荐】2020-2021高考化学第8章(水溶液中的离子平衡)第4衡考点(1)沉淀溶解平衡及应用讲与练(含解
第8章（水溶液中的离子平衡）李仕才第四节难溶电解质的溶解平衡考点一沉淀溶解平衡及应用1．沉淀溶解平衡(1)定义：在一定温度下，当沉淀溶解速率和沉淀生成速率相等时，形成饱和溶液，达到平衡状态，把这种平衡称之为沉淀溶解平衡。
(2)沉淀溶解平衡的建立：固体溶质溶解沉淀溶液中的溶质⎩⎪⎨⎪⎧①v溶解>v沉淀，固体溶解②v溶解＝v沉淀，溶解平衡③v溶解<v沉淀，析出晶体(3)特点：(适用勒夏特列原理)(4)影响因素①内因难溶电解质本身的性质。
溶度积(K sp)反映难溶电解质在水中的溶解能力。
对同类型的电解质而言，K sp数值越大，电解质在水中溶解度越大；K sp数值越小，难溶电解质的溶解度也越小。
②外因a．浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但K sp不变。
b．温度：多数难溶电解质的溶解过程是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，同时K sp变大。
c．同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但K sp 不变。
d．其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，K sp不变。
以BaCO3(s)Ba2＋(aq)＋CO2－3(aq) ΔH>0为例2.沉淀溶解平衡的应用(1)沉淀的生成加入沉淀剂，应用同离子效应，控制溶液的pH，当Q c>K sp时，有沉淀生成。
可利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。
(2)沉淀的溶解当Q c<K sp时，沉淀发生溶解。
(3)沉淀的转化判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．沉淀达到溶解平衡状态，溶液中各离子浓度一定相等。
( ×)2．升高温度，沉淀溶解平衡一定正向移动。
( ×)3．某物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水。
( ×)4．因溶解度小的沉淀易向溶解度更小的沉淀转化，故ZnS沉淀中滴加CuSO4溶液可以得到CuS 沉淀。
高三化学第一轮--第八章水溶液中离子平衡
第八章化学反应速率和化学平衡第一节弱电解质的电离考点一弱电解质的电离平衡1.电离平衡的建立1）定义：在一定条件下（如温度压强）。
当弱电解质电离的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡；2.弱电解质电离平衡的特征：逆：可逆过程动：动态平衡等：v(电离)=v(结合)≠0定：条件一定，平衡体系中分子与离子的浓度一定变：外界条件改变，电离平衡被打破，平衡发生移动3.外界条件对电离平衡的影响1)内因：弱电解质本省的性质2)外因：①温度：电离是吸热过程，升高温度，电离平衡右移，电离程度增大；反之电离程度减小；②浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡向左移动；稀释溶液，电离平衡右移，电离程度增大；③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡左移，电离程度减小；④化学反应：加入能与离子反应的物质，电离平衡右移，电离程度增大。
4.电离过程是可逆过程电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理去分析电离平衡。
以0.1 mol /L 的CH3COOH 溶液为例：CH3COOH ⇔H++CH3COO-(正向吸热)考点二电离平衡常数1.电离平衡常数1）定义：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种粒子浓度的乘积与未电离的分子浓度的比值是一个常数，用K表示（一般酸的电离常数用K a ，碱的电离常数用K b 表示） 2）表达式 对于AB ⇔A ++B - , K=)()()(AB C B C A C -+• 式子中，C(A +)，C （B -） ，C （AB ）均为弱电解质达到电离平衡后的浓度3）意义：弱酸碱的电离平衡常数能都准确的反应酸碱性的相对强弱；一定温度下，K 值越大，弱电解质的电离程度越大，酸碱性越强;相同条件下常见弱酸的酸性强弱： H 2SO 3＞H 3PO 4＞HF ＞CH 3COOH ＞H 2CO 3＞H 2S ＞HClO 2. 电离平衡常数的计算 以弱酸HX 为例:(1) 已知c(HX)和c(H +)，求电离平衡常数HX⇔ H + + X -起始/(mol ·L -1) c(HX) 0 0 平衡/(mol ·L -1) c(HX) -c(H +) c(H +) c(H +)则 K=)()(])([)()()()(c 2+++-+-=-•H c HX c H c H c HX c X c H 由于弱酸只是极少一部分电离，c(H +)的数值很小，可做近似处理:c(HX)-c(H +≈c(HX)，则K=)(])([2HX c H c +带入数值求解即可。
高考化学总复习第八章水溶液中的离子平衡8_2_2考点二溶液的酸碱性和pH课件新人教版
水溶液中的离子平衡
第二节 水的电离和溶液的酸碱性
考点二 溶液的酸碱性和pH
基础知识巩固01 精讲精练考能02
基础知识再巩固 01
夯实基础 厚积薄发
1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中 c(H＋)与 c(OH－)的相对大小
2.pH (1)定义：pH＝ －lgc(H＋) 。
(2)适用范围：通常应用于 c(H＋)、c(OH－)都较小的稀溶液，
二、补笔记
上课时，如果有些东西没有记下来，不要因为惦记着漏了的笔记而影响记下面的内容，可以在笔记本上留下一定的空间。下课后，再从头到尾阅读一 遍自己写的笔记，既可以起到复习的作用，又可以检查笔记中的遗漏和错误。遗漏之处要补全，错别字要纠正，过于潦草的字要写清楚。同时，将自己 对讲课内容的理解、自己的收获和感想，用自己的话写在笔记本的空白处。这样，可以使笔记变的更加完整、充实。
(2)pH 试纸法 把小片试纸放在 表面皿 或玻璃片上，用洁净干燥的 玻璃棒 蘸取待测液滴在干燥的 pH 试纸的中部，观察变化稳 定后的颜色， 与标准比色卡对比 即可确定溶液的 pH。
(3)pH 计法
用仪器精确测量溶液的 pH。
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”) 1．任何温度下，利用 H＋和 OH－浓度的相对大小均可判断溶 液的酸碱性。( √ ) 2．某溶液的 c(H＋)>10－7 mol·L－1，则该溶液呈酸性。( × ) 3．用蒸馏水润湿的 pH 试纸测溶液的 pH，一定会使结果偏 低。( × )
小于 1 mol/L。 (3)表示意义：溶液酸性越强，c(H＋)越 大 ，pH 越 小 ； 溶液碱性越强，c(H＋)越 小 ，pH 越 大 。
3．pH 的测量方法 (1)酸碱指示剂法 取待测液滴加酸碱指示剂，通过观察溶液颜色的变化来确定 溶液的酸碱性。常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。 其颜色变化及 pH 变色范围：
【创新设计】2014届高三化学一轮(梳理+通解+集训)第八章 水溶液中的离子平衡
合生成 弱电解质 的反应。
2．实质
弱酸的阴离子―→结合 盐电离―→ 弱碱的阳离子―→结合
H＋ OH－
―→破坏了 水的电离平衡
＋ － c(H )＞c(OH )酸性 增大 ―→c(H＋)＝c(OH－)中性 ―→水的电离程度 c(H＋)＜c(OH－)碱性
第三讲 盐类的水解
1．理解盐类水解的实质、过程、一般规律。 2．了解影响水解平衡的条件。 3．了解水解对水电离的影响。 4．学会水解离子方程式的书写。
5．了解水解的应用。
1．盐类水解与溶液酸碱性的关系。 2．水解离子方程式的书写。 3．溶液中离子浓度关系，特别是电荷守恒的应用。
一、盐类的水解及其规律 1．定义
4
－ － －1 － ＋
均来自于水电离的，水电离的 c(OH )也是 10
＋
－
－
mol· 1，多数被 NH4 结合。 L
问题征解 有的同学认为，向CH3COONa溶液中，加入少量冰醋
酸，会与CH3COONa溶液水解产生的OH － 反应，使平衡向
得本身。
(5)NH4Cl溶液、(NH4)2S溶液蒸干、灼烧，无残留物。
我的感悟
水解是微弱的、可逆的、吸热的动态平衡，属于化学平
衡。盐类水解的离子方程式的写法是：谁弱写谁，都弱都 写，电荷守恒、质量守恒；阳离子水解生成H ＋ ，阴离子水 解生成OH－；阴、阳离子都水解生成弱酸和弱碱。
我的警示 能水解的盐促进水的电离， 任何水溶液中水电离的 c(H＋) 等于水电离的 c(OH )，在 pH＝4 的 NH4Cl 溶液中，c(H )＝ 10 4mol· L
3．规律 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。 盐的 类型 实 例 是否 溶液的酸 水解的离子 水解 碱性 否 是 NH、Cu2＋
高考化学复习 第八章 水溶液中的离子平衡 课时1 弱电解质的电离平衡(共68张ppt)
①开始时，v(电离)__最__大__，而 v(结合)为__0__。 ②平衡的建立过程中，v(电离)__>_ v(结合)。 ③当 v(电离)_＝__ v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
(2)AB 段导电能力减弱，原因是：随__着__水__的__加__入__，___溶__液__的___ _体__积__增__大__，__离__子__浓__度__减__小__，__导__电__能__力__减__弱_____。
(2)电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离” ①强电解质：如 H2SO4：__H_2_S_O__4=_=_=__2_H_＋_＋__S__O_24_－__。 ②弱电解质： a．一元弱酸，如 CH3COOH：_C_H__3C__O__O_H_____C__H_3_C_O__O__－_＋__H_＋_。
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课时 1 弱电解质的电离平衡
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01 弱电解质的电离平衡 02 电离度与电离常
核心素养迁移— 元强酸(碱)与一 (碱)的比较 课时跟踪检测
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知识点一 弱电解质的 电离平衡
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考必备•清单
1．强、弱电解质 (1)定义与物质类别
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b．多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远大于 第二步电离程度，如 H2CO3：__H_2_C__O_3____H__＋_＋__H_C__O_3－__ 、 _H__C_O__－ 3 ____H_＋_＋__C__O_23_－____。
c ． 多 元 弱 碱 ， 分 步 电 离 ， 一 步 书 写 ， 如 Fe(OH)3 ： _F_e_(_O_H__)_3 ___F__e3_＋_＋__3_O__H_－_。