2015步步高一轮化学平衡和电离平衡知识点
电离平衡知识归纳总结
电离平衡知识归纳总结一、电解质及其电离平衡1、电解质和非电解质在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物，叫做电解质。
在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物，叫做非电解质。
注意：电解质和非电解质的研究对象都是化合物。
（1）Zn、Fe等金属在熔融状态虽能导电，但它们不是化合物，因而既不是电解质，也不是非电解质。
（2）Na、K等活泼金属溶于水，其水溶液也能导电，但电离出导电离子的是它们与水作用的产物——氢氧化钠，不是Na、K本身，因而它们不是电解质，也不是非电解质。
（3）SO3、NH3等溶于水，虽然水溶也能够倒点，但电离出导电离子的是它们与水作用的产物H2SO3、NH3·H2O，不是SO2或NH3本身。
因而SO3、NH3等不是电解质，而H2SO3、NH3·H2O是电解质。
（4）电解质不是既要在熔融状态下能导电，又要在水溶液中也能导电。
例如Al2O3不溶于水，但在熔融状态下导电，因此是电解质。
（5）CaCO3等物质几乎不溶于水，其水溶液到点能力也很弱，但其溶于水的部分确实完全电离。
2、强电解质和弱电解质注意：弱电解质部分电离，用可逆符号“==”表示生成。
（1）多元弱酸分步电离，第一步电离远大于第二步，可只写第一步，也可两步都写，但不能两步和为一步写。
（2）强酸酸式盐可一步写出H+，如硫酸氢钠（3）弱酸酸式盐不可一步写出H+。
亚硫酸氢钠的电离，第一步是完全的，第二步是可逆的。
3、电离平衡在一定条件（如温度、浓度）下，的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，这叫做电离平衡。
（1）电力平衡是化学平衡的一种，具有“逆、等、动、定、变、同”等特征。
（2）电离平衡是弱电解质的电离平衡，强电解质溶液中通常不存在电离平衡。
（3）溶液越稀、温度越高、电解质的电离程度越大。
4、弱电解质电离平衡移动（1）弱电解质的电离平衡移动符合勒夏特列原理。
（2）影响弱电解质电离平衡的因素有①温度：升高温度有利于电离（因为电离过程是吸热的）②浓度：溶液稀释有利于电离。
电离平衡知识点总结
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。
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。
化学一轮复习易错题电离平衡含解析
电离平衡【易错分析】强电解质在水溶液中能够全部电离，而弱电解质在水溶液中只有部分电离。
和化学平衡一样，在弱电解质溶液里，也存在着电离平衡，水溶液中的离子平衡内容实际上是应用化学平衡理论，探讨水溶液中离子间的相互作用,内容比较丰富。
一定条件(温度、浓度）下,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，简称电离平衡.强弱电解质理论，特别是弱电解质的电离平衡是学习电解质溶液的重要基础。
【错题纠正】例题1、在氨水中存在下列电离平衡：NH3·H2O N H++OH-,下列4情况能引起电离平衡向右移动的有(）①加入NH4Cl固体②加入NaOH溶液③通入HCl气体④加入CH3COOH溶液⑤加水⑥加压A。
①③⑤ B.①④⑥C。
③④⑤D.①②④【解析】①加入NH4Cl固体相当于加入N H+，平衡左移；②加入4OH—，平衡左移;③通入HCl气体，相当于加入H+,中和OH—，平衡右移;④加入CH3COOH溶液,相当于加入H+，中和OH—，平衡右移；⑤加水稀释，溶液越稀越电离,平衡右移；⑥对无气体参与和生成的反应，加压对平衡移动无影响。
【答案】C例题2、已知25 ℃时,H2A（酸)：K1=4.3×10-7,K2=2。
1×10-12；H2B(酸):K1=1.0×10-7，K2=6。
3×10—13。
试比较浓度相同的两种溶液中各种微粒的大小：(1）H+的浓度:H2A（填“>”“<”或“="，下同）H2B。
（2)酸根离子的浓度：c（A2—）c(B2—）。
（3）酸分子的浓度:c（H2A)c(H2B)。
(4)溶液的导电能力:H2A H2B。
【解析】H2A和H2B都是二元弱酸，二元弱酸的电离分两步,第一步比第二步电离程度大得多,溶液的酸性（即H+浓度）、酸式酸根的浓度、酸分子的浓度、溶液的导电能力均由第一步电离决定。
步步高全国版高考化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡第28讲水的电离和溶液的pH讲义新人教版
第28讲水的电离和溶液的pH考点一水的电离1.水的电离＋－＋－O ＋OH或＋HH＋OH。
水是极弱的电解质，水的电离方程式为HO22232.水的离子积常数＋－ccK)。
)·＝ (H(OH w－14K。
＝1×10 (1)室温下：w K增大。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，w K不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(3)适用范围：w＋－KK不变。
揭示了在任何水溶液中均存在H和OH，只要温度不变，(4)ww 3.影响水电离平衡的因素K增大。
(1)升高温度，水的电离程度增大，w K不变。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，w K CO)，水的电离程度增大，不变。
FeCl(3)加入可水解的盐(如、Na w332外界条件对水的电离平衡的影响4.1 减小增大正不变增大其他：如加入Na深度思考－＋cc )与之间的关系是什么？(OH1.在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出来的)(H－＋cc总和)答案外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水电离出的(OH(H) 是相等的。
＋c增大，(HH2.甲同学认为，在水中加入SO，水的电离平衡向左移动，解释是加入HSO后)4422 SO后，平衡左移。
乙同学认为，加入HSO后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H4224－＋＋c中和，平衡右移。
你认为哪种说法正确？并说明原因。
水的电离平浓度增大，HOH(H与)－＋cc (OH)衡移动后，溶液中是增大还是减小？(H)·－＋＋KcKcc，)·平衡左移。
答案甲正确，温度不变，，是常数，加入HSO(OH(H)增大，)>(H w2w4－＋KcKc不变，因为)·仅与温度有关，温度不变，则(OH不变，与外加酸、碱、盐无关。
)(H ww反思归纳－－＋＋cKc浓度的乘积，不一定)，其实质是水溶液中的H(1)水的离子积常数和＝OH(H)·(OH w－＋K是水的离子积常数，不如说是水溶液中的OH浓度的乘积，所以与其说是水电离出的H和w－＋K不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。
2015届高考化学一轮复习学案：24 弱电解质的电离平衡
第24讲弱电解质的电离平衡[考纲要求] 1.了解电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性。
2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
3.了解电离平衡常数。
考点一弱电解质的电离平衡1．弱电解质(1)概念(2)与化合物类型的关系强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物。
弱电解质主要是某些共价化合物。
2．弱电解质的电离平衡(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)电离平衡的特征(3)外界条件对电离平衡的影响①内因：弱电解质本身的性质。
②外因：浓度、温度、加入试剂等。
(4)电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。
以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例：CH3COOH CH3COO－＋H＋(正向吸热)。
CH3COOH H＋＋CH3COO－ΔH>0深度思考1．电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子的浓度一定增大吗？答案都不一定。
如对于CH3COOH CH3COO－＋H＋平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能“消除”，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大；加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。
2．稀释一弱电解质溶液时，所有粒子浓度都会减小吗？答案不是所有粒子浓度都会减小。
对于弱酸或弱碱溶液，只要对其稀释，电离平衡均会发生右移，例如HA溶液稀释时，c(HA)、c(H＋)、c(A－)均减小(参与平衡建立的微粒)；平衡右移的目的是为了减弱c(H＋)、c(A－)的减小，但c(OH－)会增大。
3．在下列溶液中①氨水②氯水③NaHSO4溶液④盐酸，所含微粒种类由多到少的顺序是________(填序号)。
答案②①③④解析氨水：NH3、H2O、NH3·H2O、NH＋4、OH－、H＋共6种；氯水：H2O、Cl2、HClO、H＋、Cl－、ClO－、OH－共7种；NaHSO4溶液：H2O、Na＋、H＋、SO2－4、OH－共5种；盐酸：H＋、Cl－、OH－、H2O共4种。
电离平衡知识点总结公式
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。
电离平衡知识点总结手写
电离平衡知识点总结手写一、离子的电离平衡在溶液中，许多化合物会发生电离反应，将分子分解成离子。
在溶液中，电离平衡的建立是通过电离反应和逆反应之间的动态平衡来实现的。
在这种动态平衡状态下，溶液中离子的浓度保持稳定，但是离子仍然在不断地发生电离和结合的过程。
通常情况下，一个化合物的电离平衡可以用下面的反应方程式来表示：A ⇌ B+ + C-其中A代表原始的电离物质，B+代表阳离子，C-代表阴离子。
在电离平衡达到稳定状态时，反应速率和逆反应速率相同，但是化合物A、B+和C-的浓度不再发生变化。
有时候我们也会看到这样的电离平衡方程式：HA ⇌ H+ + A-其中HA代表弱酸，H+代表氢离子，A-代表酸根离子。
在这种情况下，酸的电离平衡过程是非常重要的，它决定了溶液的酸度。
二、离子浓度与电离平衡在电离平衡的建立过程中，溶液中离子的浓度是一个非常重要的因素。
离子浓度的大小决定了电离反应的速率和逆反应的速率，从而影响了电离平衡的达成和维持。
通常情况下，离子浓度的大小受溶液的化学性质和温度的影响。
在一般情况下，当溶液中的离子浓度增加时，电离反应的速率会增加。
这是因为反应过程中需要的原料多了，所以反应速率会相应地增加。
而当溶液中的离子浓度减少时，电离反应的速率也会减少。
另外，温度对电离平衡的影响也非常重要。
在一般情况下，当温度升高时，电离反应的速率会增加。
因为温度升高会增加原子或分子的热运动能量，从而使得反应速率提高。
相反，当温度降低时，电离反应的速率会减少。
总之，离子浓度和温度是决定电离平衡的两个关键因素。
在实际应用中，我们可以通过调节这两个因素来控制电离平衡的达成和维持。
三、酸碱平衡与电离平衡在化学中，酸碱平衡是一个重要的概念，它与电离平衡有着密切的联系。
在溶液中，酸和碱都会发生电离反应，产生氢离子和氢氧根离子。
而酸碱平衡的建立和维持正是通过电离平衡来实现的。
从宏观的角度来看，酸碱平衡是指溶液中酸和碱的浓度达到一种稳定的状态。
化学电离平衡知识点总结
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。
化学选修一电离平衡知识点
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！。
高中化学知识点规律大全——《电离平衡》
高中化学知识点规律大全——《电离平衡》
电离平衡是一个重要的化学知识点，它是化学反应和分子动态过程中的重要原理。
电离平衡是指物质在气态溶液中发生电离过程的平衡状态。
通常情况下，该电离过程由可以将六个离子形成一个离子对而不影响总电流的氧化还原平衡式来描述，即溶液中无限接近最终的一个均衡水平作为均衡状态，在这一点上，氧化产物和还原产物的数目既不增加也不减少，释放出来的电子以及它们所反应的离子形成的离子对数量均恒定的状态，这种电离动力学的均衡，称之为电离平衡。
电离平衡是电离反应的一种结果，也就是说，当一种溶液中的反应物产生的离子的比例确定的时候，就会发生电离平衡。
这种现象是由于溶液中的活性离子数量在静止和运动状态之间会发生平衡，即：
① 电荷平衡：在气态溶液中，不同电荷量的氧化物和还原物在水中会进行氧化还原反应，如果此时活性离子的数量在两个物质之间是不同的，活性离子将在这两种物质间运动，直到活性离子的数量在两种物质间完全相同。
② 平衡倾向：当离子态的反应物过量时，气态溶液中的活性离子就会增多，这时物质的平衡倾向是使活性离子减少并且使反应物还原；当离子态反应物不足时，气态溶液中的活性离子就会减少，这时物质的平衡倾向是使活性离子增加并且使反应物氧化。
③ 活性离子数量平衡：气态溶液中的活性离子数量总是会自动调整，使活性离子数量始终保持不变，直到发生物质运动才会发生变化并达到均衡状态。
以上就是电离平衡的知识点以及它的原理、基本规律。
它是化学反应的指导原则，因此，学习电离平衡的知识点与原理非常重要。
只有熟练掌握及理解电离平衡的基本规律，才能保障人们正确运用它，进行恰当的化学反应。
电离平衡知识点
第一节弱电解质的电离平衡1.强弱电解质1．电解质与非电解质(1)电解质：在里或状态下能导电的；(2)非电解质：在里和状态下都不能导电的。
2．强电解质和弱电解质(1)强电解质：在水溶液里能够的电解质。
(2)弱电解质：在水溶液里的电解质，3．电离方程式的书写(1)强电解质用，弱电解质用。
(2)多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如碳酸电离方程式：，(3)多元弱碱电离方程式一步写成，如氢氧化铁电离方程式：4．电解质溶液的导电能力电解质溶液的导电能力取决于自由移动的离子和。
自由移动离子越大，越多，溶液导电能力越强。
酸式盐的电离方程式怎么写？强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，如NaHSO4= ，弱酸的酸式盐在水溶液中既有完全电离，又有部分电离，如NaHCO3，强酸的酸式盐在熔融状态下的电离为KHSO4。
二、弱电解质的电离平衡1．弱电解质的电离平衡(1)电离平衡是指(2)电离平衡的特点是：①“等”②“动”③“定”④“变”(3)影响电离平衡的因素①温度：升高温度，平衡向移动，这是因为。
②浓度：弱电解质溶液的浓度越小，电离程度，向弱电解质溶液加水时，平衡向的方向移动。
其他条件对电离平衡的影响，符合勒夏特列原理。
例：向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，电离平衡向移动，c(H＋)，c(CH3COO－)。
2.电离常数(1)概念：电离常数表达式为：K＝。
(2)K的意义相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越电离，所对应的弱酸或弱碱相对越。
(3)影响因素电离平衡常数的影响因素只有，温度越高，K越。
(4)多元弱酸各步的电离常数因为多元弱酸的电离是分步的，第一步电离程度很弱，第二步电离程度更弱，第三步电离程度比第二步电离还要更弱，所以其酸性主要决定于第一步电离。
延伸：从纯净的弱电解质开始加水稀释，电离平衡正向移动，离子数目增多，离子浓度增大，导电能力增强；加水稀释至稀溶液后再加水稀释，电离平衡正向移动，离子数目增多，电离程度增大，但离子浓度减小，导电能力降低。
电离平衡知识点归纳总结
电离平衡知识点归纳总结电离平衡是指在溶液中，电解质在水中溶解时，其中的阳离子和阴离子的生成和消失达到动态平衡的状态。
电解质在水中溶解时，会发生电离反应，生成阳离子和阴离子，形成电离平衡。
电离平衡在化学、生物、地球科学等领域都具有重要的意义。
下面将对电离平衡的相关知识点进行归纳总结。
一、电解质和非电解质1. 电解质和非电解质的定义电解质是指在溶液中可以电离成阳离子和阴离子的化合物，通常包括盐类、酸、碱等。
非电解质是指在溶液中不能电离成离子的化合物，通常包括共价键物质，如糖、醇等。
2. 电解质和非电解质的区分方法电解质和非电解质可以通过电导率实验来区分。
电解质在水中溶解时会形成离子，可以导电，而非电解质在水中溶解时则不会导电。
二、电离平衡的条件1. 电离平衡的动态特性电离平衡是一种动态平衡，指在溶液中电解质的电离和重新结合达到动态平衡。
在电离平衡状态下，离子的生成速度和消失速度相等，溶液中离子的浓度保持不变。
2. 影响电离平衡的因素（1）温度：温度的升高通常会导致电解质的电离度增加，从而影响电离平衡的位置和性质。
（2）浓度：溶液中电解质的浓度越高，电离平衡的位置越靠近完全电离的一侧。
（3）溶剂：不同的溶剂对电离平衡的影响不同，溶剂的极性和溶剂分子的大小都会影响电离平衡的位置。
三、离子生成和消失的平衡常数1. 平衡常数的定义平衡常数是指在电离平衡时，电离反应的反应物和生成物的浓度比的稳定值，通常用K表示。
对于一般的电离反应：aA + bB ⇌ cC + dD其平衡常数表达式为 K = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b2. 平衡常数的性质（1）平衡常数与反应进行方向无关，与生成物和反应物的初始浓度有关，但与时间无关。
（2）平衡常数与反应的反应式有关，不同反应式对应的平衡常数不同。
3. 平衡常数的计算平衡常数可以通过实验测定反应物和生成物的浓度，从而计算得到。
在平衡常数的表达式中，浓度的单位通常为摩尔/升。
高中化学电离平衡知识点归纳
高中化学电离平衡知识点归纳高中化学电离平衡知识点归纳上学的时候，大家最不陌生的就是知识点吧！知识点有时候特指教科书上或考试的知识。
想要一份整理好的知识点吗？以下是店铺帮大家整理的高中化学电离平衡知识点归纳，欢迎大家分享。
高中化学电离平衡知识点归纳11、Kw=c(H+)·c(OH-)，纯水中c(H+)=c(OH-)，纯水总是呈电中性的。
2、不能认为c(H+)或c(OH-)等于10-7mol/L或pH=7的溶液就一定是中性溶液，即不能把pH=7作为判断一切溶液酸、碱性的分界线，而应比较c(H+)和c(OH-)两者的相对大小。
溶液呈酸碱性的本质是c(H+)≠c(OH-)。
3、已知水电离产生的c(H+)或c(OH-)并不能最终确定溶液的酸碱性，因为这既可能是酸(或酸性)溶液，也可能是碱(或碱性)溶液。
例如，由水电离出的c(H+)=1×10-13mol/L的溶液，其pH等于1或13。
4、水电离平衡的破坏和移动(1)外加酸、碱可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡逆向移动，导致c(H+)≠c(OH-)，水的电离受到抑制。
酸溶液的pH表示的c(H+)为溶质酸电离产生的，通过Kw=c(H+)·c(OH-)水可以计算出水电离的c(OH-)水，而c(H+)水=c(OH-)水。
碱溶液的pH表示的c(H+)则为水电离出的c(H+)水，因为碱本身不能电离出H+。
(2)温度会影响水的电离平衡。
水的电离是吸热过程，温度升高，促进水的电离，Kw增大，pH减小，但仍存在c(H+)水=c(OH-)水。
在常温时Kw=10-14，100℃时，Kw=10-12。
(3)能发生水解的盐可以促进水的电离，从而打破水的电离平衡。
只有一种弱酸根阴离子(或弱碱阳离子)水解，则c(H+)≠c(OH-);若所加盐发生双水解，则两种离子的浓度可能相等，也可能不相等。
水解呈酸性的盐溶液pH表示的是水电离的c(H+)水(与碱溶液相同)，水解呈碱性的盐溶液的pOH{pOH=-lgc(OH-)}表示的是水电离的c(OH-)水(与酸溶液相同)。
电离平衡知识点总结图
电离平衡知识点总结图电离平衡是指在一个系统中，离子和非离子之间的反应达到动态平衡的状态。
在化学和物理学中，电离平衡是一个重要的概念，对于理解化学反应和分析离子性质都有着重要的意义。
本文将对电离平衡的相关知识点进行总结，并深入探讨其在化学、生物和地球科学等领域的应用。
一、电离平衡的概念电离平衡是指在一个含有电离物质的系统中，电离产生的正负离子的生成和消失速率相互平衡的状态。
当化学反应过程中，离子的生成速率等于离子的消失速率时，就达到了电离平衡。
电离平衡通常发生在溶液、气体和固体等不同状态的化学体系中。
在溶液中，电离平衡可以通过酸碱中和反应、盐类的溶解、电解质的离子化等过程来描述。
在气体中，电离平衡可以通过气态反应和化学平衡来描述。
在固体中，电离平衡可以通过溶解度平衡和晶体成长过程来描述。
二、电离平衡的性质1. 动态平衡：电离平衡是一个动态平衡状态，即离子的生成和消失在同一速率下进行。
当遇到外界条件改变时，电离平衡可能会发生偏移，使得新的平衡状态达到。
2. 平衡常数：电离平衡可以通过平衡常数来描述，平衡常数是指在一定温度下，反应物和生成物的浓度之比的乘积，反映了化学反应达到平衡时不同物质之间的相对浓度。
平衡常数越大，说明反应物转化为生成物的趋势越大，反之则转化趋势较小。
3. 影响因素：电离平衡受温度、浓度、压力和催化剂等因素的影响。
改变这些因素，可以改变反应物和生成物的平衡浓度，从而改变电离平衡的位置和平衡常数。
4. 与溶解度平衡的关系：溶解度平衡是指固体物质在溶液中的溶解和沉淀达到动态平衡的状态。
溶解度平衡可以看成是一种特殊的电离平衡，因为溶解过程中产生的离子和非离子也会达到平衡状态。
5. 与酸碱平衡的关系：酸碱平衡是指在水溶液中，溶质产生H+和OH-离子的平衡状态。
酸碱平衡也可以看成是一种特殊的电离平衡，因为在酸碱反应中，产生的H+和OH-离子也会达到平衡状态。
三、电离平衡的应用1. 化学反应动力学：电离平衡理论为化学反应动力学的研究提供了重要的理论基础。
电离平衡知识点总结手抄
电离平衡知识点总结手抄电离平衡是指在电离过程中，正负离子的生成和消耗达到平衡的状态。
在大气层中，阳离子和阴离子的生成主要通过光电效应、电离辐射和化学反应等过程实现。
正常情况下，大气中的电离平衡是一个相对稳定的状态，但受到太阳活动、地球磁场和大气扰动等因素的影响，电离平衡也会受到一定程度的扰动。
电离平衡的重要性在于它对大气层的电离活动和电离层结构有着重要的影响。
了解电离平衡的基本知识，对于理解大气电离活动的规律和特点，以及预测和评估大气层对电离辐射的响应，具有重要的意义。
电离平衡的基本概念电离平衡指的是在一个封闭体系中，正离子和负离子之间的生成和消耗达到平衡的状态。
在大气层中，这种平衡状态指的是正离子和负离子在不断的生成和消耗中，总体上保持稳定的状态。
电离平衡的维持需要正离子和负离子的生成速率和消耗速率相等，这种平衡状态在大气层中通常是处于一个相对稳定的状态，但也受到太阳活动、地球磁场和大气扰动等因素的影响。
大气电离的影响因素大气电离的影响因素有很多，主要可以分为太阳活动、地球磁场和大气扰动等几个方面。
太阳活动是大气电离活动的主要驱动力之一，太阳辐射的变化对大气层的电离活动有着重要的影响。
太阳活动的周期性变化，导致大气电离活动也会出现相应的周期性变化，这种变化对大气层的稳定性和电离平衡都有着一定的影响。
地球磁场在维持大气电离平衡过程中也发挥着重要的作用。
地球磁场的变化会影响大气层中的正负离子的分布和活动规律，从而影响大气电离平衡的维持。
大气扰动也是影响大气电离平衡的重要因素之一。
大气层中的温度、湿度和气压等参数的变化，会对大气电离活动产生一定的影响，从而影响大气电离平衡的维持。
大气扰动的出现会导致大气电离活动的不稳定，破坏电离平衡状态。
大气电离平衡的测量方法大气电离平衡的测量方法一般使用探空仪、雷达和卫星等技术手段进行观测。
探空仪是通过在大气层中放置传感器，并利用传感器检测大气层中的电离活动和电离平衡状态。
化学电离平衡
B项正确；C项：若pH>7，可以证明CH3COOH为弱电
解质，不正确；D项：25℃CH3COONa溶液pH>7，证明
CH3COO－水解生成CH3COOH，D项正确。
答案 C
互动训练2 要证明某酸是弱酸，下列方法正确的 是( )
A．将串联一小灯泡的该酸溶液与串联一相同小灯 炮的硫酸并联，接通电源后，若该溶液上的灯泡较暗， 则说明该酸是弱酸
解析 加水稀释，电离平衡向右移动，n(OH－) 增大，A正确；加入盐酸中和OH－，虽平衡向右移动， 但c(OH－)减小，B错误；加入浓NaOH溶液，使c(OH－) 增大，电离平衡逆向移动，C错误；加入少量NH4Cl固 体，平衡向左移动，但溶液中c(NH＋ 4 )增大，D错误。
答案 A
考点二
弱电解质的判断方法
弱电解质的判断是电解质溶液部分的重要内容，也
是历年来高考的热点。现以醋酸为例进行分析。
角度一 从弱电解质的电离特点分析
弱电解
(1)称取一定量的无水醋酸配制0.1mol/L的醋酸溶
液，测定该溶液的pH。现象：测出的pH>1。
(2)配制相同浓度的盐酸和醋酸溶液，取相同体积分 别加入烧杯并联，接通电源，观察灯泡亮度。现象：插 在盐酸中的灯泡亮度大。
角度三 从其对应的盐溶液是否水解的角度分析 常见方案如下： (1)配制某浓度的醋酸溶液，向其中滴入几滴甲基橙 试液，然后再加入少量醋酸钠晶体，振荡。现象：溶液 由红色逐渐变为橙色。
(2)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞 试液。现象：溶液变为浅红色。
(3)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试 纸上，测其pH。现象：pH>7。
A．Ⅱ为盐酸稀释时的pH变化曲线 B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 C．a点KW的数值比c点KW的数值大 D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度 思路点拨 弱酸溶液中存在弱酸电离平衡，从电离 平衡移动入手分析。
【高中化学】高考化学一轮复习电离平衡知识点
【高中化学】高考化学一轮复习电离平衡知识点水溶液中的各种平衡溶液平衡包括电离平衡、水解平衡和溶解平衡。
在此基础上，扩展了强电解质和弱电解质、离子共存、水电离、溶液中离子浓度的判断、溶液的pH值、影响弱电解质电离的外部因素和影响盐水解的外部因素。
在近年的高考命题中对主要内容的考核：1.平衡的基本原则；2.强弱电解质的区别,以及与溶液导电能力的关系;3.影响水电离平衡的因素；4.溶液中离子浓度大小的判断;5.溶液中的几个守恒（电荷、物质和质子守恒）；6.混合溶液中(不反应的或能反应的)各种量的判断;7.离子共存。
几个值得注意的问题：(1)无论电解质还是非电解质，都是指化合物;（2）虽然有些物质很难溶于水，但它们仍然是强电解质，其溶解部分完全电离；(3)有些物质溶于水后能导电，但却是非电解质，因为导电的原因是该物质与水反应生成了电解质;（4）强电解质的导电性不一定比弱电解质强。
关键在于水中自由移动离子的浓度；(5)电解质溶液浓度越大,导电能力不一定越强;（6）水解的盐溶液不一定是酸性或碱性的，但可以是中性的；(7)影响水的电离平衡的一般规律是酸、碱抑制水电离,而能水解的盐一般促进水电离;（8）多元弱酸是逐步电离的，在中和反应或强酸制备弱酸过程中也是逐步电离的。
第一步电离远大于第二步电离；(9).弱酸不一定不能制强酸;(10). 水的离子产物常数只与温度有关，与浓度无关，相当于平衡常数的含义；(11).溶液越稀，越有利于电离;(12). 当比较反应速率时，弱电解质集中在电离离子上。
当考虑反应量时，弱电解质集中于所有氢离子或羟基离子（即电离和非电离）。
高考这里将介绍一轮化学电离平衡知识点的回顾。
我希望这对你有帮助。
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《化学反应原理》知识点2（贴在步步高146页）一、《化学反应速率和化学平衡》 1、 ①一定能自发ΔH <0、ΔS >0 ；②ΔH <0、ΔS <0，低温自发（ΔH <0能自发因素，ΔS <0不能自发因素）；③ΔH >0、ΔS >0，高温自发（ΔH >0不能自发因素，ΔS >0能自发因素）；④一定不能自发ΔH >0、ΔS <02、 v ＝ΔcΔt =tV n ∆⋅∆(注意体积)3、投料比等于系数比则两者转化率相等4、v-t 中V （正）和V （逆）同升同降。
减少生成物，平衡向右移动，先是V （逆）下降，后来V(正)也随之下降。
5、（1）K 只与温度有关，由温度引起的平衡向右移动，K 增大，由温度引起的平衡向左移动，K 减少。
由C 、P 引起的平衡移动，K 不变。
（2）①Q C >K ，Q C 需要减小，平衡向逆方向移动，V （逆）> V （正）②Q C <K ，Q C 需要增加，平衡向正方向移动， V （正）> V （逆）③Q C =K ，平衡不移动。
（3）T 增大，K 增大，平衡向正方向移动，正方向是吸热方向；T 增大，K 减小，平衡向逆方向移动，逆方向是吸热方向，正方向是放热方向。
6、平衡移动规律： （1）使用催化剂，同等程度增加V （正）和V （逆），平衡不移动。
（2）加固体或液体的量，平衡不移动。
（3）压强的变化，△n （气体）=0的反应，平衡不移动。
（4）“惰性气体”对化学平衡的影响 ①恒温、恒容条件：体系总压强增大，体系中各组分的浓度不变，平衡不移动。
②恒温、恒压条件：体积增加，效果相当于减压。
（5）等比例增加反应物效果相当于加压（6）单一气体（反应物或生成物只有一种，且为气体），增加该气体求转化率和百分含量，效果相当于加压。
（7）增加一种物质（气体），提高了另一种物质的转化率，但减低了自身的转化率。
（8）N 2(g)＋3H 2(g) 2NH 3(g) ，如加压从体积V 变为0.5V ，所有气体浓度先上升到2C ，后考虑平衡向右移动。
c<C(N 2 )<2c 、c<c(H 2)<2c ， C(N H 3 )>2c7、等效平衡 步步高141页(基础好的同学复习) 二、溶液中的离子反应1、CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋（1）电离吸热，温度升高，促进电离，c (H ＋)增大，电离度α增大，电离平衡常数K a 增大（2）加水稀释，促进电离，n (H ＋)增大，电离度α增大，电离平衡常数K a 不变，c (CH 3COOH)、c (CH 3COO －)、c (H ＋)均减少，c (OH -)增大 2、pH 均为2的强酸HA 与弱酸HB 与金属反应生成氢气多，反应速率快的是弱酸。
（因为弱酸浓度大）3、（1）K w ＝c(H ＋)·c(OH －)，温度升高，K w 增大。
室温下：K w ＝1×10－14，100 ℃，K w ＝1×10－12。
中性为c (H ＋)＝c (OH －)，室温时两者都为10－7mol·L －1，100 ℃两者都为10－6mol·L －1。
（2）加酸、加碱、加NaHSO 4，抑制水的电离。
（3）加可水解的盐促进水的电离。
（4）酸和碱的浓度越大，对水的电离抑制能力越大。
（5）①c(H ＋)酸·=c(OH －)碱 ，对水的电离抑制能力相同。
即室温时pH （酸）+pH （碱）=14，则pH （酸）=pOH （碱），所以酸和碱溶液中水的电离程度相同。
②c (H ＋)水= c (OH -)水，c (H ＋)水=10－12 mol·L －1 ，可能是PH=2的H 2SO 4溶液，也可能是pH ＝12的NaOH 溶液③)pH ＝2的NH 4Cl 和pH ＝2的HCl ，两者都是 c (H ＋)= 10－2 mol·L －1 ，前者c (H ＋)水= 10－2 mol·L－1（促进水的电离），后者c (H ＋) 水= 10－12 mol·L －1（抑制水的电离）。
pH ＝12的Na 2CO 3和pH ＝12的NaOH ，两者c (H ＋)= 10－12 mol·L －1，前者c (H ＋)水= 10－2 mol·L －1（促进水的电离），后者c (H ＋) 水= 10－12 mol·L －1（抑制水的电离）。
④pH ＝2的CH 3COOH 和pH ＝12的NaOH 溶液（PH 和为14，酸中c (H ＋)=碱中c(OH －) ）等体积混合，CH 3COOH 大量过量，溶液酸性；⑤pH ＝2的HCl 和pH ＝12的NH 3·H 2O （PH 和为14，酸中c (H ＋)=碱中c(OH －) ）等体积混合，NH 3·H 2O 大量过量，溶液碱性4、pH 相同的弱酸弱碱，加水稀释相同倍数， pH 变化小；若加水稀释到相同pH ，弱酸弱碱加水多。
5、①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管。
如稀盐酸、KMnO 4(H ＋)溶液、溴水。
②碱性的试剂一般用碱式滴定管。
如NaOH 、NH 3·H 2O 、Na 2CO 36、未知浓度的H 2O 2、Fe 2＋等（锥形瓶内）用已知浓度的KMnO 4溶液（标准液滴定），终点：刚好出现浅紫红色，半分钟不变色。
I 2（锥形瓶内）用已知浓度的Na 2S 2O 3标准溶液滴定，滴定终点：蓝色刚好褪去，半分钟不变色。
7、（1）强酸弱碱盐NH 4＋、Cu 2＋、Fe 2＋、Fe 3＋、Mg 2＋、Al 3＋、Zn 2＋水解成H ＋；弱酸强碱盐CH 3COO －、F －、ClO －、AlO 2－、CO 32-、SiO 32-、SO 32-、S 2-、PO 43-水解成OH -。
（2）相同条件下的水解程度：正盐>相应酸式盐，如CO 32->HCO 3－。
（3）相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。
如NH 4＋的水解：(NH 4)2CO 3>(NH 4)2SO 4 >(NH 4)2Fe(SO 4)2。
（4）水解吸热，温度升高，促进水解；加水稀释促进水解，但水解生成的c(H ＋)或c(OH －)下降。
（5）利用Fe 3＋＋3H 2O Fe(OH)3＋3H ＋，消耗酸，平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀除去。
如除去MgCl 2溶液中的Fe 3＋，可加入MgO 、镁粉、Mg(OH)2或MgCO 3；如除去CuCl 2溶液中的Fe 3＋，可加入CuO 、Cu (OH)2或Cu (OH)2CO 3（6）明矾可作净水剂，原理为Al 3＋＋3H 2O Al(OH)3(胶体)＋3H ＋（7）配制CuSO 4溶液时，加入少量H 2SO 4，防止Cu 2＋水解，配制FeCl 3溶液，加入少量盐酸。
（8）氯化物蒸干灼烧后一般得对应的氧化物。
如AlCl 3(aq)――→蒸干Al(OH)3――→灼烧Al 2O 3。
AlCl 3(aq)−−→−∆HCl AlCl 3(s)硫酸盐蒸干还是硫酸盐。
如CuSO 4(aq)――→蒸干CuSO 4(s)。
（9）熟记下列因双水解不能大量共存的离子组合。
①Al 3＋与HCO －3、CO 2－3、AlO －2、SiO 2－3、HS －、S 2－、ClO －。
(2)Fe 3＋与HCO －3、CO 2－3、AlO －2、SiO 2－3、ClO －。
(3)NH ＋4与SiO 2－3、AlO －2。
特别提醒 NH ＋4与CH 3COO －、HCO －3 、CO 32-、虽能发生双水解反应，但能大量共存。
8、（1）同浓度的CH 3COONa 和CH 3COOH 溶液，①电离大于水解，c (CH 3COO －) >c (Na ＋) >c (CH 3COOH)>c (H ＋) >c (OH －)②电荷守恒c (CH 3COO －) +c (OH －)=c (Na ＋) +c (H ＋)③物料守恒c (CH 3COO －)＋c (CH 3COOH)=2 c (Na ＋)。
④质子守恒c (CH 3COO －)＋2c (OH －)=c (CH 3COOH)＋2c (H ＋)。
（2）同浓度的NH 3·H 2O 和NH 4Cl ①电离大于水解，c (NH ＋4)>c (Cl －)> c (NH 3·H 2O)>c (OH －)>c (H ＋)②电荷守恒c (Cl －)+c (OH －)= c (NH ＋4)+c (H ＋)③物料守恒2 c (Cl －)= c (NH ＋4)+ c (NH 3·H 2O)④质子守恒c (NH 3·H 2O)+ 2c (OH －)= c (NH ＋4)+2 c (H ＋)（3）碳酸氢钠①c (Na ＋)>c (HCO －3)> c (OH －) >c (H 2CO 3) > c (H ＋) >c (CO 2－3)（水解大于电离）。
②电荷守恒c (H ＋) + c (Na ＋) = c (OH －)+c (HCO －3)+2c (CO 2－3)③物料守恒c (Na ＋)=c (HCO －3)+c (CO 2－3)+ c (H 2CO 3)④质子守恒c (OH －) +c (CO 2－3)＝c (H ＋)＋c (H 2CO 3)（4）Na 2CO 3溶液中：①c (Na ＋)> c (CO 2－3)> c (OH －) >c (HCO －3) >c (H 2CO 3) > c (H ＋) ②电荷守恒c (H ＋)+ c (Na ＋) = c (OH －)+c (HCO －3)+2 c (CO 2－3)③物料c (Na ＋)=2[c (HCO －3)+c (CO 2－3)+c (H 2CO 3)]④质子守恒c (OH －)＝c (H ＋)+c (HCO －3)＋2c (H 2CO 3) （5）同浓度的NaHCO 3和Na 2CO 3①电荷守恒c (H ＋) +c (Na ＋) = c (OH －)+c (HCO －3)+2 c (CO 2－3)②物料2c (Na ＋)=3[c (HCO －3)+c (CO 2－3)+c (H 2CO 3)] ③质子守恒2c (OH －)＋c (CO 2－3)＝c (HCO －3)＋3c (H 2CO 3)＋2c (H ＋)(6) 相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH 4Cl 、②CH 3COONH 4、③NH 4HSO 4、④(NH 4)2SO 4、⑤(NH 4)2Fe(SO 4)2，c (NH ＋4)由大到小的顺序为⑤>④>③>①>②；c (NH ＋4)相等的①(NH 4)2SO 4溶液、②NH 4HSO 4溶液、③(NH 4)2CO 3溶液、④NH 4Cl 溶液，浓度顺序为④>②>③>①。