高中化学电离平衡
高中化学教学方法总结物质的电离度与电离平衡常数计算方法总结
高中化学教学方法总结物质的电离度与电离平衡常数计算方法总结化学是一门关于物质组成、性质以及变化的科学。
在高中化学教学中，物质的电离度与电离平衡常数是重要的概念之一。
本文将总结一些教学方法，帮助学生理解和计算物质的电离度与电离平衡常数。
一、电离度的概念及计算方法电离度是指在某种溶液中，溶质分子或离子与溶剂分子发生离解并形成水合离子的程度。
电离度的计算方法可以依据溶液的浓度和离解度公式来进行。
1.1 浓度的计算方法在计算电离度之前，首先需要计算溶液中每种离子或溶质的浓度。
浓度（C）可以用溶质物质的物质量（m）与溶剂的体积（V）之比来表示，即C = m/V。
常用的浓度单位包括摩尔/升（mol/L）。
1.2 电离度的计算方法电离度（α）是指溶液中电离物质的分子离解数与总物质物质的分子个数之比。
在实际计算中，电离度通常用离解度（α）来近似代替。
离解度是指溶液中电离物质离解为离子的程度。
离解度可以通过浓度计算得到。
若溶质A存在于水溶液中，溶液浓度为Ca，该溶质完全离解为离子时，离解度为1。
若溶质只有一部分离解为离子时，离解度小于1。
离解度（α）可以用离解度公式来进行计算：α = (Ca - Cb)/Ca其中，Ca为分子完全离解为离子后的浓度，Cb为实际离解物质的浓度。
二、电离平衡常数的概念及计算方法电离平衡常数是指在一定温度下，反应物与产物浓度的比值的定量度量。
它用于衡量反应的偏向性和反应的速率。
2.1 电离平衡常数的计算方法一个反应的电离平衡常数（K）可以通过给定反应物和产物浓度的比值来计算。
对于一般的电离反应：aA + bB ⇌ cC + dD其中，a、b、c、d分别为反应物和产物的化学计量系数。
电离平衡常数的计算公式为：K = (C^c * D^d) / (A^a * B^b)其中，C、D、A、B分别为反应物和产物的浓度。
2.2 电离平衡常数的意义电离平衡常数（K）的值可以用来判断反应的偏向性。
当K>1时，反应向产物方向偏向；当K<1时，反应向反应物方向偏向；当K=1时，反应在反应物与产物之间达到平衡。
高中化学电离平衡
电离平衡提要1．如两强碱溶液相混合后，求溶液pH时，一定用[OH-]计算。
例：将pH=10 NaOH溶液和pH=12 NaOH溶液等体积混合，求所得溶液的[H+]。
在碱性溶液中氢离子是水电离产生的，水是弱电解质，当溶液中[OH-] 变化时，[OH-] 对水的电离平衡影响的程度也在变化。
其结果是溶液中水电离的氢离子的物质的量发生改变。
在混合过程中[H+]、[OH-]的变化：[H+]=(10-10+10-12)/2=1/2×10-10，[OH-]=(10-2+10-4)/2=1/2×10-2，[H+][OH-]>Kw，平衡将向生成水的方向移动，导致[H+]、[OH-]下降，并将对[H+]造成较大的影响，但对[OH-]的影响不大，因而混合溶液中[H+]的计算，应由混合溶液中[OH-]，再通过水的离子积算出。
在酸性或碱性溶液中求pH的顺序：在酸性溶液中先求氢离子浓度再求pH，碱性溶液中先求氢氧根离子浓度，再求pH。
2．在电离平衡的移动中，溶液中离子数目的变化与离子浓度的变化不一定是等同的。
如加水稀释0.1mol/L醋酸溶液，电离平衡右移，H+数目增多，但[H+]却是减小的。
3．判断两种物质是否完全反应是看溶液中两种溶质物质的量的关系，并不决定于溶液中已经存在的离子的物质的量。
等体积pH=3碱溶液与pH=11的碱溶液相混合后，溶液的pH不一定等于7。
如等体积pH=3的醋酸与等体积pH=11的NaOH相混后，醋酸中原存在的自由的H+离子与NaOH溶液中的OH-离子反应完，但原有的醋酸分子随反应的进行，继续电离出H+，结果反应后溶液呈酸性。
4.电解质相对强弱的判断的依据有：①化学方程式，如：C6H5OH+Na2CO3→C6H5ONa+NaHCO3(酸性：H2CO3>C6H5OH>HCO3-)。
②同浓度电解质溶液pH大小或与金属反应快慢：反应快者电离能力较强。
③同pH电解质的稀释：两酸稀释相同倍数后，其pH较小的为弱酸。
电离平衡习题高中化学
电离平衡习题高中化学引言：电离平衡是化学中一个重要的概念，它描述了在溶液或气体中化学物质的电离过程。
在高中化学学习中，学生需要掌握电离平衡的概念、相关的数学计算和解题方法。
本文将通过一些电离平衡习题，帮助读者更好地理解和掌握这一内容。
一、简答题1. 什么是电离平衡？电离平衡指描述溶液或气体中化学物质的电离程度和浓度关系的化学反应。
在电离平衡中，离子的生成速率与离子的消失速率相等，达到了动态平衡的状态。
2. 如何表示电离平衡？电离平衡通常使用离子化学方程式（也称为离子反应方程式）来表示。
方程式中涉及到的离子以及它们的浓度可用方括号表示。
例如，对于强酸HCl在水中的电离平衡可以写作：HCl(aq) ↔ H+(aq) + Cl-(aq)。
二、计算题1. 计算溶液中离子的浓度。
已知一溶液中硝酸铵(NH4NO3)的浓度为0.1 mol/L。
请计算该溶液中NH4+和NO3-的浓度。
解题思路：NH4NO3在水中完全电离为NH4+和NO3-。
因此，NH4+和NO3-的浓度与NH4NO3的浓度相等。
解题步骤：NH4NO3的浓度为0.1 mol/L，因此NH4+和NO3-的浓度也为0.1 mol/L。
答案：NH4+的浓度为0.1 mol/LNO3-的浓度为0.1 mol/L2. 计算电离度已知溶液中乙酸(CH3COOH)的浓度为0.05 mol/L，其电离度为0.01。
求乙酸在溶液中电离的程度。
解题思路：电离度是描述溶液中化合物电离程度的量。
电离度等于溶液中离子浓度与化合物浓度之比。
解题步骤：乙酸在溶液中的电离度为0.01，要计算乙酸在溶液中电离的程度，可以使用以下公式：电离度 = 离子浓度 / 化合物浓度。
根据题目中给出的溶液中乙酸的浓度为0.05 mol/L，将电离度0.01代入上述公式即可计算出乙酸的离子浓度。
答案：乙酸在溶液中的离子浓度为0.05 * 0.01 = 0.0005 mol/L。
三、综合题已知水中的H+和OH-浓度分别为1.0 × 10^-7 mol/L和1.0 ×10^-7 mol/L。
【高中化学】高三化学教案 电离平衡
【高中化学】高三化学教案电离平衡【高中化学】高三化学教案电离平衡教案电离平衡教学目标目标：1.掌握弱电解质的电离平衡。
2.理解电离平衡常数的概念。
3.了解影响电离平衡的因素目标：1.培养阅读理解能力。
2.培养学生的分析和推理能力。
情感目标：在水分子的作用下，电解质可以电离阴阳离子，体验世界阴阳共存、相互对立、团结互依的和谐之美。
教学过程今天的内容是“电离平衡”知识。
1.弱电解质电离过程(用图像分析建立)2.什么时候则弱电解质电离处于平衡状态，叫“电离平衡”，此时溶液中的电解质分子数、离子数保持恒定，各自浓度保持恒定。
3.与化学平衡的比较(1)电离平衡是动态平衡：即弱电解质分子电离成离子过程和离子结合成弱电解质分子过程仍在进行，只是其速率相等。
（2）这种平衡也是有条件的平衡：当条件改变时，平衡被破坏，在新的条件下建立一个新的平衡，也就是说，平衡在移动。
(3)影响电离平衡的因素a、内因的主导因素。
b.外国有：① 温度：电离过程是一个吸热过程。
因此，当温度升高时，天平向电离方向移动。
②浓度：问题讨论：在平衡系统中：①加入：② 加上：③加入：各离子分子浓度如何变化：、、、溶液如何变化?(“变高”，“变低”，“不变”)（4）电离平衡常数(?)一元弱酸：（3）一元弱碱①电离平衡常数化是温度函数，温度不变k不变。
② 该值越大，电解液越容易电离，相应的弱酸弱碱越强；数值越小，弱电解质越难电离，相应的弱酸弱碱越弱；也就是说，该值可以判断弱电解质的相对强度。
③多元弱酸是分步电离的，一级电离程度较大，产生，对二级、三级电离产生抑制作用。
如：课堂练习1.足量镁和一定量的盐酸反应，为减慢反应速率，但又不影响的总量，可向盐酸中加入下列物质中的()a、不列颠哥伦比亚省。
2.是比碳酸还要弱的酸，为了提高氯水中的浓度，可加入()a、不列颠哥伦比亚省。
3.浓度和体积都相同的盐酸和醋酸，在相同条件下分别与足量固体(颗粒大小均相同)反应，下列说法中正确的是()a、盐酸的反应速率高于醋酸b.盐酸的反应速率等于醋酸的反应速率c、盐酸产生的二氧化碳比醋酸多d.盐酸和醋酸产生的二氧化碳一样多4.在下面的描述中，可以解释酸A的酸性比酸B的酸性强（）a.溶液导电性酸甲大于酸乙b、在相同浓度的钠盐溶液中，A酸的钠盐比b酸的钠盐弱c.酸甲中非金属元素比酸乙中非金属元素化合价高d、酸a能与酸B的铵盐反应生成酸B5.有两种一元弱酸的钠盐溶液，其物质的量浓度相等，现将这两种盐的溶液中分别通入适量的，发生如下反应：与酸度相比，正确的是（）a.较弱b.较弱c.两者相同d.无法比较总结与扩展1.化学平衡知识与电离平衡知识对照比较。
什么是电离平衡？
什么是电离平衡？一、电离平衡的定义及基本概念电离平衡是指在一定条件下，物质在离子化过程中生成的正负离子浓度之间达到动态平衡的状态。
在电离平衡中，正负离子的生成速率和消失速率相等，使得浓度保持稳定。
该平衡状态对于理解物质的化学性质和反应机制具有重要意义。
二、电离平衡与离子活度在电离平衡中，离子活度起到关键作用。
离子活度是指溶液中特定离子的有效浓度，与浓度不同的是，离子活度还和离子在溶液中的活性系数有关。
离子活度的变化可以影响到电离平衡的位置和强度。
三、影响电离平衡的因素1. 温度温度变化会导致反应速率的改变，从而影响电离平衡的位置和强度。
一般来说，温度升高会使反应速率增加，平衡向反应生成物的一侧移动。
2. 浓度反应物浓度的变化也可以影响到电离平衡。
根据莱-沙特利亚原理，浓度增加会导致平衡位置向生成物一侧移动，从而提高生成物的浓度。
3. 压力对于气体反应而言，压力的变化可以影响到反应物的分子碰撞次数，从而影响电离平衡的位置。
增大压力会使平衡移动至分子数较少的一侧。
四、电离平衡的应用电离平衡的理论不仅在化学领域有重要应用，还在其他科学领域中得到广泛应用。
1. 酸碱中和反应电离平衡的理论对于酸碱中和反应的理解至关重要。
在酸碱反应中，酸和碱会发生电离平衡，生成相应的离子。
了解电离平衡的规律可以帮助我们判断酸碱强弱、找出适合的中和剂等。
2. 配位化学配位化学研究过程中，电离平衡的理论也起到重要作用。
根据配位反应的电离平衡，我们可以探索配位反应的动力学和平衡位置，从而设计出更有效的配位配合物。
3. 生物化学在生物化学研究中，电离平衡也具有重要意义。
离子活度的变化可以影响到生物体内各种生物化学反应的进行。
了解电离平衡的原理有助于我们理解生物体内的代谢过程和信号传导。
总结：电离平衡是化学中重要的概念之一，它描述的是物质在离子化过程中达到的动态平衡状态。
电离平衡的核心是离子活度，而温度、浓度和压力等因素都可以影响到电离平衡。
高中化学-第3课时 电离平衡常数 电离度
电离平衡常数 1.概念：
定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液
中电离出来的各种离子浓度幂之积与溶液中未电离的分子浓 度幂的比值是个常数，称为电离平衡常数，简称电离常数。
例如：HF H++F-
c ( H+) .c( F-)
Ka=
c(HF)
④化学反应：发生化学反应使离子浓度发生变化 五、平衡移动分析
勒夏特列原理仍适用
练习达标
1.将0 .1mol/L的氨水稀释10倍，随着氨水浓度的降低，下列数据逐 渐增大的是（ ）AC
A.[H+]
B. [OH- ]
C.[OH-] /[NH3·H2O] D.[NH4+]
画出用水稀释冰醋酸时离子浓度随加水量的 变化曲线。
NH3·H2O NH4++OH-
Kb=
c ( NH4+).c( OH- ) c(NH3·H2O)
科学视野P42：电离常数
如：H2S
H++HS- K1=1.3×10-7
HS-
H++S2- K2=1.3×10-15
一般K1>>K2 >>K３ ， 说明多元弱酸的电 离主要以第一步为主
a、第一步电离出的H+抑制了第二步的电离。(主要原因)
②同一物质: 因为电离是吸热过程。 K 值只随温度变化，温度越高，K越大。
1.电离常数的意义：判断弱酸、弱碱的相对强弱。
练习
递进题组
25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示，回答问题：
化学式 电离平衡
常数
CH3COOH 1.7×10－5
高中化学电离平衡状态及特征归纳与分析
电离平衡状态及特征归纳与分析要点一、影响电离平衡的因素。
当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是：1、浓度：浓度越大，电离程度越小。
在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度会减小。
2、温度：温度越高，电离程度越大。
因电离过程是吸热过程，升温时平衡向右移动。
3、同离子效应：如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀HCl，平衡也会左移，电离程度也减小。
4、能反应的物质：如在醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
要点诠释：使弱酸稀释和变浓，电离平衡都向右移动，这二者之间不矛盾。
我们可以把HA的电离平衡HA H++A－想象成一个气体体积增大的化学平衡：A（g）B（g）+C（g），稀释相当于增大体积，A、B、C的浓度同等程度地减小即减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动，B、C的物质的量增加但浓度减小，A的转化率增大；变浓则相当于只增大A的浓度，v（正）加快使v（正）＞v （逆），平衡向正反应方向移动，A、B、C的物质的量和浓度均增大，但A的转化率降低了，A的物质的量分数增大了而B、C的物质的量分数减小了。
A的转化率即相当于弱酸的电离程度。
要点二、电离平衡常数1．概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积跟溶液中未电离的分子的浓度的比值是—个常数，这个常数叫做电离平衡常数。
用K表示。
2．数学表达式。
对一元弱酸（HA）：HA H++A－。
对一元弱碱（BOH）：BOH B++OH－。
3．K的意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸（弱碱）越强。
从K a和K b的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱：H2SO3（K a1=1.5×10－2）＞H3PO4（K a1=7.5×10－3）＞HF（K a=3.5×10－4）＞H2S（K a1=9.1×10－8）。
【高中化学电离平衡】电离平衡
高二化学备课组
第一节 弱电解质的电离平衡
▪ 一、强、弱电解质与结构的关系
单质
强电解质
纯净物
电解质
物质
化合物
弱电解质
混合物
非电解质
绝大部分盐
离子化合物 强碱
强电解质
化
某些金属氧化物
合
强极性共价化合
物
物（如强酸）
共价化合物
弱极性共 价化合物
弱酸 弱碱 弱电解质 水 大多有机物
大多非金属 非电解质 氧化物
▪ 4）多元弱碱的电离情况比较复杂，中学阶 段将其简单的认为是一步电离。如：
▪ Fe(OH)3≒Fe3++3OH-
▪ 5）酸式根离子只有HSO4-可以拆写。
▪ 6）注意物质的电离平衡与溶解平衡的区别。 ▪ Ca(OH)2(s)≒ Ca2++2OH▪ Ca(OH)2 = Ca2++2OH-
▪ 三、溶液的浓度与溶液中离子浓度的关系 ▪ 例：0.1mol/L的下列溶液中，所含c（H＋）
▪ 若在纯水滴加冰醋酸，试分析一下所形成 的水溶液中发生哪些变化？
▪ 以醋酸为例，研究弱电解质的电离过程中 实质上包含着哪几个过程？
▪ 弱电解质的电离过程中包含：
▪ （1）分子电离成离子；
▪ （2）离子结合成分子。
二、弱电解质的电离平衡
电离平衡和化
v v电离
电离平衡
学平衡一样， 当外界条件改
v分子化
▪ 电离方程式书写跟离子方程式书写有哪些 差别？
▪ 1、电解质的强弱与其溶解度大小无关。
▪ 2、电解质导电的前提是电离；而电离的条 件是在水分子作用下或熔融状态下。
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。
高中化学选修4考点过关：考点7弱电解质的电离平衡含解析
根据电解质在水溶液中是否全部电离，把电解质分为强电解质和弱电解质。
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，也是中学化学基本理论中的重要组成部分。
电离平衡除了具备化学平衡的特点外，还具有“电离过程是吸热的；分子、离子共存，这完全不同于强电解质；弱电解质在溶液中的电离都是微弱的”的特点。
一般来说，分子已电离的极少，绝大多数以分子形式存在，如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)大约在1×10－3mol·L－1左右;多元弱酸分步电离，电离程度逐步减弱，如H2CO3的电离常数：K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11。
电离平衡状态时，溶液里离子的浓度和分子的浓度保持不变，但当影响电离平衡状态的条件如温度、浓度等改变时，电离平衡就会从原来的平衡状态变化为新条件下新的电离平衡状态。
电离平衡的移动符合勒夏特列原理,离子浓度相当于生成物的平衡浓度,分子浓度相当于反应物的平衡浓度,外界条件对其影响可归纳为:(1)浓度:对于同一弱电解质,浓度越大,电离平衡越向右移动,但是电离程度减小;浓度越小,电离程度越大,即溶液加水稀释时,电离平衡向着电离的方向移动。
(2)温度:由于弱电解质的电离过程一般是吸热的,升高温度,电离平衡向着电离的方向移动。
(3)同离子效应:在弱电解质溶液中加入同弱电解质电离产生相同离子的强电解质时,电离平衡将逆向移动。
(4)化学反应:在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质,电离平衡将向电离的方向移动。
高中化学 电离度电离平衡常数
[H+]/(mol.L-1)
5.90×10-4 1.32×10-3 1.86×10-3
结果表明增大c(HAc)的浓度，[H+]浓度增大，但电离 度却是减少的。这是因为HAc的电离度是一个比值， 即α=[H3O+]/c(HAc)。α与[H3O+]及c[HAc]都有关。
7
• 在25℃，0.1mol/L的下列弱电解质的电离度分 别为：
B、CH3COO－
C、OH－
D、C2H5O－
17
例：某二元弱酸溶液按下式发生电离H2A H+ +HA—， HA— H+ + A 2— , 已知K1＞K2,设有下列四种溶液：
A .0.01mol/L的H2A B . 0.01mol/L的NaHA溶液 C . 0.02mol/L的HCl与0.04mol/L的NaHA溶液等体积混合
• α= 132/10000×100% = 1.32%。
3
3、电离度的测定方法(见教材76页)
CH3COOH
CH3COO - + H+
纯HAc溶液中，忽略水解离所产生的H+，达到平衡时：
测得已知浓度的HAc 的pH ，由 pH =－lg c(H＋)， 计算出c(H+)，即可算出α。
4
4、影响电离度大小的因素
2. 已知某二元酸H2A，其电离方程式为
H2A→H＋ ＋HA— ；HA— H+ +A2— 。测得25℃时 0.1mol/L的H2A溶液中c(H +)=0.11mol/L,该条件下 HA—的电离度是
A. 1 ％ B. 9.1 % C. 10 % D. 20 %
24
某氨水的pH＝a, 其中水的电离度为1；某硝酸的pH=b , 其中水的电离度为2 ；且a+b= 14,a＞11。将氨水和硝酸 等体积混合后，所得溶液中其中水的电离度为3。相同 条件下纯水的电离度为4。则下列关系中正确的是
高中化学 弱电解质的电离平衡
课时36弱电解质的电离平衡知识点一弱电解质的电离平衡【考必备·清单】1．强、弱电解质(1)定义与物质类别(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：H2SO4===2H＋＋SO2－4_。
②弱电解质：a．一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋。
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：H2CO3⇌H＋＋HCO－3_、HCO－3⇌H＋＋CO2－3。
c．多元弱碱，分步电离，一步书写，如Fe(OH)3：Fe(OH)3⇌Fe3＋＋3OH－。
③酸式盐：a．强酸的酸式盐，如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4；熔融时：NaHSO4===Na＋＋HSO－4。
b．弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3：NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3⇌H＋＋CO2－3。
[名师点拨]①中学阶段常见的六大强酸是指：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4，其他一般是中强酸或弱酸。
②中学阶段常见的四大强碱是指：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2，其他一般是中强碱或弱碱。
2．弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的建立在一定温度下，当弱电解质电离产生离子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)电离平衡的建立与特征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。
(3)外因对电离平衡的影响①浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。
②温度：温度越高，电离程度越大。
③相同离子：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。
高中化学教学方法总结物质的电离度与电离平衡常数计算
高中化学教学方法总结物质的电离度与电离平衡常数计算高中化学教学方法总结：物质的电离度与电离平衡常数计算化学教学对于高中学生来说是一门重要而又复杂的学科，在学习化学的过程中，了解物质的电离度与电离平衡常数的计算方法是至关重要的。
本文将总结一些高中化学教学中，物质的电离度与电离平衡常数的计算方法，以期提供一个清晰的指导。
一、物质的电离度的计算方法物质的电离度是指在溶液中的一部分分子或离子发生电离的比例。
电离度计算方法的核心在于应用了电离平衡的原理。
电离度的计算可以通过以下公式进行：α = (n / N) × 100%其中，α表示电离度，n表示电离物质中已经发生电离的物质的量（mol），N表示电离物质的总量（mol）。
例如，当有一个物质A分子的溶液中，已经有1mol的A分子电离成了离子，A的总量为2mol，则可以计算得到电离度为50%。
二、电离平衡常数的计算方法电离平衡常数是指在一定温度下，化学反应达到平衡时化学反应的产物浓度与反应物浓度的比值的常数。
对于一般的电离平衡反应：A ⇌ B + C，可以应用电离度的概念计算电离平衡常数。
电离平衡常数K的计算方法如下：K = [B] × [C] / [A]其中，[A]、[B]和[C]分别表示反应物A、产物B和产物C的浓度。
三、选择合适的教学方法高中化学教学中，为了帮助学生掌握物质的电离度与电离平衡常数的计算方法，教师可以采用以下教学方法：1. 点拨学生的思路：教师可以先提出问题，引导学生思考如何计算物质的电离度与电离平衡常数，然后给予指导和解释。
这种方法可以激发学生的学习兴趣，培养学生的自主学习能力。
2. 利用实验教学：通过实验，教师可以模拟物质的电离过程，让学生亲手操作和观察，加深对电离度和电离平衡常数的理解。
例如，可以进行酸碱中和反应的实验，让学生观察溶液的酸碱性变化及其与电离度的关系。
3. 数学和化学的结合：教师可以引导学生运用数学的知识，如代数方法和计算公式，辅助计算电离度和电离平衡常数。
高中化学平衡知识点
高中化学平衡知识点化学平衡是指在宏观条件一定的可逆反应中，化学反应正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的状态。
下面是由店铺整理的高中化学平衡知识点，希望对大家有所帮助。
高中化学平衡知识点：弱电解质电离平衡及电离平衡常数要点一：影响电离平衡的因素：1.温度：升高温度，促进电离(因为电离过程吸热)，离子浓度增大2. 浓度：溶液稀释促进电离，离子浓度反而变小3.同离子效应：加入与弱电解质具有相同的离子的物质，将抑制电离，相关离子浓度增大;4.加入能反应的物质，促进电离，但相关离子浓度降低。
要点二:电离平衡常数1.在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，各种离子浓度之积与溶液中未电离的分子浓度之比是一个常数，该常数就叫电离平衡常数。
如CH3COOHCH3COO-+H+，K=c(CH3COO-)c(H+)/c(CH3COOH).2.电离平衡常数是描述弱电解质达到平衡状态的标尺。
它只受温度的影响，因电离过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
3.对于多元弱酸来说，由于上一级电离产生的H+对下一级电离起抑制作用，一般是K1≥K2≥K3，即第二步电离通常比第一步电离难得多，第三步电离又比第二步电离难得多，因此在计算多元素弱酸溶液的c(H+)或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
高中化学平衡知识点：影响水电离平衡的因素和水的离子积常数要点一:影响水电离平衡的因素1.温度：升温，促进水电离，c(H+)、c(OH-)同时增大，但溶液仍呈中性。
2.加入酸碱：向纯水中加入酸或碱溶液，酸电离出H+或碱电离出的OH-均使水的电离平衡受到抑制。
3.加入可水解的离子(弱酸根或弱碱阳离子)：破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡右移，促进了水的电离。
4.其他因素：向水中加入活泼金属、电解时有H+、OH-放电时均可促进水的电离平衡正向移动。
要点二：水的离子积常数1.水的离子积表示为KW = c(H+)c(OH-) ，水的离子积只与温度有关，如不指明，则是在25℃;升高温度，Kw增大，降低温度，Kw减小。
高中化学电离平衡
电离平衡和水解平衡专题复习一、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 ：在水溶液中和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。
电解质——离子化合物和部分共价化合物 非电解质——大多数共价化合物 ★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。
2、弱电解质的电离平衡：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 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、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 抑制 电离。
物单化合电解非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。
如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH =CH ……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 、混和纯净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，则促进电离。
4、电离方程式的书写：用可逆符号，多元弱酸的电离要分步写（第一步为主）5、电离平衡常数：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：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]电离平衡常数的影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
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高中化学电离平衡 LELE was finally revised on the morning of December 16, 2020电离平衡和水解平衡专题复习一、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：在水溶液中和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。
电解质——离子化合物和部分共价化合物非电解质——大多数共价化合物 ★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电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
2、弱电解质的电离平衡：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、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，会抑制电离。
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，则促进电离。
4、电离方程式的书写：用可逆符号，多元弱酸的电离要分步写（第一步为主）5、电离平衡常数：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：AB A ++B -Ki=[A +][B -]/[AB] 电离平衡常数的影响因素：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。
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：H 2SO 3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH >H 2CO 3>H 2S>HClO 练习：1. 下列物质中属于电解质的是（D ）Ａ．干冰 B ．氯水 Ｃ．铜 Ｄ． 氯化氢 2. 下列物质能导电的是（B ）①固体食盐②溴水③CuSO 4·5H2O④液溴⑤蔗糖⑥氯化氢气体⑦盐酸⑧液态氯化氢 A ．①④⑤ B ．②⑦ C ．⑤⑥⑧ D ．④⑧ 3. 下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（D ）A ．CH 3COOHB ．Cl 2C ．NH 4HCO 3D ．SO 2 4.下列关于电解质的叙述正确的是(C )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A ．氯化钠溶液在电流作用下电离成钠离子和氯离子B ．溶于水后能电离出氢离子的化合物都是酸C ．硫酸钡难溶于水，但硫酸钡属强电解质D ．CO 2溶于水能部分电离，故CO 2属于弱电解质 5.下列事实可证明氨水是弱碱的是（C ）A ．氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化亚铁B ．铵盐受热易分解C ．L 的氨水pH<13D ．L 氨水可以使酚酞试液变红 6.下列叙述中正确的是（D ）Ａ．Ca(OH)2微溶于水,所以是弱电解质Ｂ．在水中能电离出离子的化合物一定是离子化合物Ｃ．CO 2分子中含极性键,且溶于水能导电,所以CO 2是电解质 Ｄ．NH 3·H 2O 在水中只能部分电离,所以是弱电解质 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：:水的离子积：K W =c(H +)·c(OH -)25℃时,c(H +)=c(OH -)=10-7mol/L;K W =c(H +)·c(OH -)=10-14 ★注意：K W 只与温度有关，温度一定，则K W 值一定K W 不仅适用于纯水，适用于任何稀溶液（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C(H +)H2O ＝C(OH -)H2O ＜10-7 ②温度：升温促进水的电离（水的电离是吸热的） ③易水解的盐：促进水的电离C(H +)H2O ＝C(OH -)H2O ＞10-7 4、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。
变色范围：甲基橙~（橙色）石蕊~（紫色）酚酞~（浅红色）pH 试纸测定PH 的操作：玻璃棒蘸取待测液体点在试纸上，然后与标准比色卡对比颜色。
★注意：①事先不能用水湿润PH 试纸；②广泛pH 试纸只能读取整数值或范围 一、选择题：每小题只有一个选项正确． 1．下列反应的离子方程式不正确的是（ ）A ．向烧碱溶液中滴加少量氯化铝溶液O 2H AlO 4OH Al 223+=+--+B ．物质的量相等的溴化亚铁跟氯气反应-+-+++=++4Cl Br 2Fe 2Cl 2Br 2Fe 2322C ．硫化钾晶体溶于水O2H S 22+-S H 2OH 2+-D ．向碳酸钠溶液中滴加过量的稀硫酸O H CO 2H CO 2223+↑=++-2．某无色透明的溶液，在pH ＝0和pH ＝14的条件下都能大量共存的是（ ）A ．+2Fe +K -24SO -3NO B ．+2Mg +4NH -24SO -ClC ．+Na +K -24SO -3NO D ．+2Ba +Na -4MnO -24SO3．下列离子方程式书写正确的是（ ）A ．碳酸氢钙溶液中加入等物质的量的氢氧化钠溶液B ．碳酸钠溶液中加入等物质的量的乙酸--++↑=+COO 2CH O H CO COOH 2CH CO 322323C ．2)Ca(ClO 溶液中通入过量的二氧化硫气体2HClO CaSO SO O H 2ClO Ca 3222+↑=+++-+D ．用碳棒作电极电解氯化钠饱和溶液4．下列离子反应方程式正确的是（ ）A ．小苏打溶液中加入过量石灰水 O 2H CO CaCO 2OH Ca 2HCO 223323++↓=++--+- B ．氯化铝溶液中加入过量氨水 +++↓=+⋅432333NH Al(OH)O H 3NH Al C ．氯化亚铁溶液中通入氯气 -+++=+2Cl Fe Cl Fe 322 D ．苛性钾溶液中加入稀醋酸 O H OH H 2=+-+ 5．下列反应的离子方程式书写正确的是（ ） A ．金属钠跟水反应： ↑+++-+22H 2OH Na O2H NaB ．向偏铝酸钠溶液中加入少量硫酸氢钠溶液 ↓=+++-322)Al(OH O H H AlOC ．澄清石灰水中滴入少量的NaHCO 3溶液O 2H CO CaCO 2HCO 2OH Ca 223332++↓=++---+D ．浓盐酸跟二氧化锰混合共热 ↑+++++-+22222Cl O 2H Mn Δ4Cl 4H MnO6．1L 10m11mol -⋅的O H NH 23⋅与1L mol 12 5m -⋅的盐酸恰好完全中和，最后溶液中所含离子的浓度大小顺序是（ ）A ．][OH ][Cl ][NH ][H 4--++>>>B ．][OH ][H ][Cl ][NH 4-+-+>>= C ．][H ][OH ][NH ][Cl 4+-+->>> D ．][OH ][H ][NH ][Cl 4-++->>>7．下列离子方程式正确的是（ ）A ．漂白粉溶于盐酸：2HClO Ca 2H )Ca(ClO 22+=+++B ．磷酸二钠溶液中加入足量的氢氧化钡溶液C ．铝溶于氢氧化钠溶液中：↑+=++--2223H AlO 2O 2H 2OH 2AlD ．饱和氯化铁溶液滴加沸水中：+++↓=+3H )Fe(OH O 3H Fe 3238．某二元弱酸的酸式盐NaHA 溶液，若pH ＞7时，测混合液中各离子的浓度大小关系不正确的是（ ）A ．][A ][H ][OH ][HA ][Na 2-+--+>>>> B ．][OH ]2[A ][HA ][H ][Na 2---++++=+ C ．][A ][OH A][H ][H 22--++=+ D ．][H ][OH ][A ][HA ][Na 2+---+>>>> 9．在指定的条件下，下列各组离子能大量共存的是（ ） A ．强碱性溶液中：+K 、+Na 、-ClO 、-2S B ．pH ＝1的溶液中：+2Fe 、+Na 、-I 、+4NHC ．与Al 反应产生2H 的溶液中：+H 、-Cl 、-3NO 、+KD ．由O H 2电离出的m ol/L 10][H 11-+=溶液中：+Na 、-3HCO 、-2AlO 、-24SO10．下列离子方程式书写正确的是（ ） A ．向4NaHSO 溶液中滴加2)Ba(OH 溶液显中性B ．向2NaAlO 溶液中加盐酸至呈酸性 O 2H Al4H AlO 232+=+++- C ．碳酸氢铵溶液中加入过量 O H CO OH HCO NaOH 2233+=+--- D ．向苯酚钠溶液中通入过量CO 211．下列离子方程式正确的是（ ） A ．NaHS 水解反应：OH HS 2+--+OH S H 2B ．石灰石溶于醋酸：O H CO Ca 2H CaCO 2223+↑+=+++C ．Al 投入2FeCl 溶液中：Fe Al Fe Al 32+=+++D ．往2)Ba(OH 溶液中滴入42SO H 溶液：↓=+-+4242BaSO SO Ba12．下列各组离子中能在水溶液中大量共存，且溶液显酸性的是（ ）A ．+Na 、+K 、-3HCO 、-3NOB ．+H 、+Na 、-Cl 、C ．+3Fe 、+K 、-2S 、-ClD ．+2Cu 、-3NO 、+2Mg 、-24SO13．下列反应的离子方程式正确的是（ ） A ．碳酸氢钠溶液跟过量的饱和石灰水反应B ．向氢氧化钠溶液中加入稀醋酸 O H H OH 2=++-C ．向氯化铁溶液中加入铁粉 -++=+3Cl 2Fe FeCl Fe 23D ．向硝酸镁溶液中加过量氨水 +++↓=+⋅422322NH )Mg(OH O H 2NH Mg 14．下列反应的离子方程式正确的是（ ）A ．用氨水吸收少量二氧化硫：-++=+⋅34223HSO NH SO O H NHB ．碳酸氢钠溶液中加入少量烧碱：O H CO OH HCO 2233+=+--- C ．碳酸亚铁固体加入稀硝酸：O H CO Fe 2H FeCO 2223+↑+=+++ D ．2Cl 溶解在水中：--+++=+ClO Cl 2H O H Cl 22参考答案1．C 2．C 3．D 4．B 5．B 6．D 7．B 8．D 9．B 10．B 11．A 12．D13．D 14．B 三、盐类的水解1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H +或OH -结合生成弱电解质的反应。