高中化学电离平衡九大知识点
高中化学电离平衡总复习
电离平衡总复习基础知识：一、电离平衡1.研究对象：弱电解质2.定义：一定条件下(温度、浓度)，弱电解质在水溶液中电离，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时，即达到电离平衡。
3.特征：动、等、定、变4.影响因素：(1)内因：弱电解质的性质，越弱越难电离。
(2)外因：温度：升温，促进电离（电离过程吸热)加入弱电解质：促进电离→电离程度减小加水：促进电离→电离程度增大浓度:加入能与离子反应的物质：促进电离→电离程度增大加入能产生相同离子的物质：抑制电离←电离程度减小规律：越热越电离，越稀越电离应用：电离平衡的移动 CH3COOH3COO－＋H＋加冰醋酸→结果C(H＋) 增大C(CH3COO－)增大C(CH3COOH)增大加水→结果C(H＋) 减小C(CH3COO－) 减小C(CH3COOH) 减小加CH3COONa固体←结果C(H＋) 减小C(CH3COO－)增大C(CH3COOH)增大加浓HCl ←结果C(H＋) 增大C(CH3COO－) 减小C(CH3COOH)增大加NaOH固体→结果C(H＋) 减小C(CH3COO－)增大C(CH3COOH)减小 c(H＋)·C(CH3COO－)K = ———————— K为电离平衡常数，温度不变， K值不变C(CH3COOH)升温→结果C(H＋) 增大C(CH3COO－)增大C(CH3COOH)减小升温， K值增大例1.在CH3COOH H＋＋CH3COO－的电离平衡中，要使电离平衡右移且氢离子浓度增大，应采取的措施是（）A．加入NaOH B．加入盐酸C．加水 D．升高温度例2.20℃时H2S饱溶液1L，其浓度为0.1mol·L-1，其电离方程式为H2S H++HS-，HS-H++S2-，若要使该溶液[H+]及[S2-]都减小，可采取的措施是（）A．加入适量的水B．加入适量的NaOH固体 C．通入适量的SO2D．加入适量的CuSO4固体二、水的电离和溶液的PH1.水的电离H2O H＋+OH－25℃时，1L 纯水中只有1×10-7mol 发生电离故25℃纯水中C(H＋)=C(OH－)=1×10-7mol/L2.影响水的电离平衡(1)温度：升温，促进水的电离(2)浓度:加酸：抑制水的电离加碱：抑制水的电离强酸弱碱盐加盐强碱弱酸盐均促进水的电离弱酸弱碱盐加氧化物加酸性氧化物：抑制水的电离加碱性氧化物：抑制水的电离加活泼金属：促进水的电离（本质是消耗水中的H＋）加金属氢化物：促进水的电离例 3.室温下，某溶液中由水电离产生的C(H＋) = 10-10mol·L－1，该溶液的溶质不可能是（） A.NaHSO4 B.CH3COONa C.HCl D.Ba(OH)2例4.在25℃时，PH = 11的NaOH 溶液和NaCN溶液，两溶液中水的电离度大小比较正确的是（） A. 相等 B.后者是前者的11倍C.后者是前者的108倍D.前者是后者的108倍3.水的离子积一定温度下，水溶液中C(H＋)与C(OH－)的乘积为一常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用Kw表示即Kw=C(H＋)·C(OH－)注意：①Kw只与温度有关，升温，Kw增大25℃Kw=C(H＋)·C(OH－)=1×10-14100℃Kw=C(H＋)·C(OH－)=1×10-12②Kw适用于任意水的体系水中Kw=C(H＋)水·C(OH－)水酸溶液中Kw= [C(H＋)酸+C(H＋)水]·C(OH－)水≈C(H＋)酸·C(OH－)水碱溶液中Kw= C(H＋)水·[C(OH－)碱+C(OH－)水]≈C(H＋)水·C(OH－)碱③任意水的体系中：恒存在C(H＋)水=C(OH－)水例.5.25℃时，某溶液中由水电离产生的C(H＋)和C(OH－)的乘积为10-18，下列说法正确的是（）A.该溶液一定为碱性溶液B.该溶液可能为酸性溶液C.该溶液不可能为中性溶液D.不会有这样的溶液例6. 把1ml0.1mol/L的H2SO4加水稀释制成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H＋，其浓度接近于（）A.1×10-4mol·L－1 B.1×10-8mol·L－1C.1×10-11mol·L－1D.1×10-10mol·L－14.溶液的酸碱性与PH(1)溶液的PH1.表示方法：PH=-lgC(H＋) 适用于稀溶液C(H＋)≤1mol/L 或 C(OH－)≤1mol/L2.测定方法: PH试纸:只能读出PH的整数值 (如何测定某溶液的PH ?)PH计：能精确测定PH (精确度0.01)(2)溶液的酸碱性与PH酸碱性任何温度25℃25℃酸性 C(H＋)>C(OH－) C(H＋) > 10-7 PH < 7碱性 C(H＋)<C(OH－) C(H＋) < 10-7 PH > 7中性 C(H＋)=C(OH－) C(H＋) = 10-7 PH = 7↓判断溶液酸碱性的唯一方法(适用于任何时候)规律：酸性越强，C(H＋)越大，PH越小；碱性越强，C(OH－)越大，PH越大例7. 下列溶液一定显酸性的是（）A. 加酚酞显无色的溶液B. C(H＋)>10-7 的溶液C.PH<7的溶液D. C(H＋)>C(OH－)的溶液重要题型：1.一元强酸与一元弱酸的比较（1）相同浓度，相同体积的HCl与 CH3COOH反应能力：HCl > CH3COOH中和碱的量：HCl > CH3COOH与足量活泼金属反应产生H2的量：HCl > CH3COOH反应速率：起始速率： HCl > CH3COOH过程中速率：HCl > CH3COOH(2）相同C(H＋)，相同体积的HCl与 CH3COOH反应能力： CH3COOH > HCl中和碱的量：CH3COOH > HCl与足量活泼金属反应产生H2的量：CH3COOH > HCl反应速率：起始速率： CH3COOH = HCl过程中速率：CH3COOH > HCl2.酸碱溶液的稀释问题题型1： PH=a的强酸加水稀释10n倍，稀释后PH = a+nPH=a的弱酸加水稀释10n倍，稀释后a< PH < a+nPH=b的强碱加水稀释10n倍，稀释后PH=b-nPH=b的弱碱加水稀释10n倍，稀释后b-n< PH< b规律：酸碱溶液无限稀释时，溶液的PH只能无限接近7，而不能等于7；酸溶液的PH 永远小于7，碱溶液的PH永远大于7题型2： PH相等，体积相等的HCl与 CH3COOH中加入等量的水稀释，稀释后的PH：HCl > CH3COOHPH相等，体积相等的NaOH与NH3.H2O 中加入等量的水稀释，稀释后的PH：NH3·H2O > NaOH题型3：相同PH，相同体积的HCl与 CH3COOH加水稀释，稀释后PH也相等，则HCl中加水量< CH3COOH中加水量相同浓度，相同体积的HCl与 CH3COOH加水稀释，稀释后PH相等，则HCl中加水量> CH3COOH中加水量相同PH，相同体积的NaOH与NH3.H2O 加水稀释，稀释后PH也相等，则NaOH中加水量< NH3·H2O 中加水量相同浓度，相同体积的NaOH与NH3.H2O加水稀释，稀释后PH相等，则NaOH 中加水量> NH3·H2O 中加水量3.溶液的PH计算规律：酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量。
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——电离平衡高中化学知识点规律大全——电离平衡1.电离平衡强电解质和弱电解质是化学中常见的两种电解质。
强电解质是指在水溶液中全部电离为离子的电解质，包括含有离子键的离子化合物和某些具有极性键的共价化合物，如强酸、强碱、盐等。
弱电解质是指在水溶液中仅部分电离为离子的电解质，包括某些具有极性键的共价化合物，如水、弱酸、弱碱等。
强电解质和弱电解质都属于电解质。
离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子而导电；共价化合物只有在溶于水时才能导电。
因此，可以通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物。
2.弱电解质的电离平衡1) 电离平衡的概念：在一定条件（如温度、压强）下，当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
2) 弱电解质的电离平衡的特点：电离平衡是动态平衡，电离方程式中用可逆符号“↔”表示。
例如：CH3COOH ↔ CH3COO- + H+。
NH3·H2O ↔ NH4+ + OH-。
将弱电解质溶液加水稀释时，电离平衡向弱电解质电离的方向移动。
此时，溶液中的离子数目增多，但电解质的分子数减少，离子浓度减小，溶液的导电性降低。
由于电离过程是吸热过程，因此，升高温度，可使电离平衡向弱电解质电离的方向移动。
此时，溶液中离子的数目增多，离子浓度增大，溶液的导电性增强。
在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动。
例如，在0.1mol·L-1 NH3·H2O溶液（显浅红色）中，存在电离平衡：NH3·H2O + OH- ↔ NH3·H2ONH4+。
当向其中加入少量NH4Cl固体时，增大了c(NH4)，使NH3·H2O的电离平衡逆向移动，c(OH-)减小，溶液红色变浅；加入NaOH固体时，NaOH溶于水时电离产生的OH-抑制了NH3·H2O的电离平衡向正向移动，c(OH-)增大，溶液红色加深。
高中化学选择性必修一第3章第1节 电离平衡 基础知识讲义
第一节电离平衡一、强电解质和弱电解质（一）电解质与非电解质1、电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。
例如：酸、碱、盐、活泼金属氧化物、少数有机物、H2O2、非电解质：在水溶液或熔融状态下都不能导电的化合物。
例如：非金属氧化物、大部分的有机物、NH3注：（1）必须是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
例如：铜、氯化钠水溶液（2）电解质不一定导电，导电的不一定是电解质。
例如：氯化钠固体、氯化钠水溶液（3）非电解质不导电，不导电的不一定是非电解质。
例如：氢气（4）电解质必须是化合物本身能电离出离子，否则不属于电解质。
例如：NH3、SO2、CO2（二）强弱电解质1、强电解质：（1）定义：在水溶液中能够全部电离的电解质。
（2）特点：完全电离，只有离子，无分子，不可逆，电离方程式用“=”连接（3）类别：强酸：HCl 、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2大部分盐（包括难溶盐）、活泼金属氧化物2、弱电解质：（1）定义：在水溶液中能够部分电离的电解质。
（2）特点：不完全电离，既有分子又有离子，可逆，存在电离平衡，电离方程式用“”连接（3）类别：弱酸、弱碱、水、极少的盐（醋酸铅Pb(CH3COO)2、HgCl2）注：①电解质的强弱与溶解性无关，与溶液的导电性无必然联系②电解质的导电性与溶液中自由移动的离子浓度有关，自由移动的离子浓度越大，离子所带电荷数越多，导电性越强（三）电离方程式的书写1、原则：遵循质量守恒、电荷守恒、客观事实2、书写：①强电解质：“=”、弱电解质：“”②多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，分步书写；多元弱碱分步电离，一步书写③两性氢氧化物：Al3++3OH-Al(OH)3H++AlO2-+H2O碱式酸式④强酸酸式盐的电离：NaHSO4=Na++H++SO42-（水中）NaHSO4=Na++HSO4-（熔融状态）⑤弱酸酸式盐的电离：NaHCO3= Na++HCO3-HCO3-H++CO32-二、弱电解质的电离平衡（一）定义：在一定条件（如温度、压强）下，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡状态，这种平衡状态叫做弱电解质的电离平衡（二）特征：逆、等、动、定、变逆——可逆过程等——v电离=v结合动——动态平衡定——离子、分子的浓度保持一定变——条件变、平衡动（三）影响因素1、内因：物质本身的性质2、外因：（1）温度：由于电离过程是吸热的过程，所以升高温度，平衡向电离方向移动，电离程度增大（2）浓度：①加水稀释→平衡向电离的方向移动→电离程度增大→但离子浓度减小②增大弱电解质的浓度→平衡向电离方向移动→但电离程度减小③加入同浓度的弱电解质溶液→平衡不移动→各微粒浓度不变、电离程度不变④加入其它试剂，减小或增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可促进或抑制电离（四）举例：以醋酸电离为例：CH3COOH(aq)CH3COO-(aq)+H+(aq) ΔH>0改变条件平衡移动方向电离程度n(H+) c(H+) c(CH3COO-)导电能力加水稀释正向增大增大减小减小减弱加入少量冰醋酸正向减小增大增大增大增强通入HCl(g) 逆向减小增大增大减小增强加入NaOH(s) 正向增大减小减小增大增强加入镁粉正向增大减小减小增大增强升高温度正向增大增大增大增大增强加入CH3COONa(s)逆向减小减小减小增大增强加入NaCl(s) 不移动不变不变不变不变增强三、电离平衡常数（一）定义：在一定条件下，达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度幂的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
高二化学第二册第三章电离平衡知识点
高二化学第二册第三章电离平衡知识点在一定条件下，弱电解质的离子化速率(即电离速率)等于其分子化速率(即结合速率)。
以下是xx整理的第三章电离平衡知识点，请大家认真学习。
形成条件溶液中电解质电离成离子和离子重新结合成分子的平衡状态。
具体一点说，在一定的条件下(如温度，浓度)，当溶液中的电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时，电离的过程就达到了平衡状态,即电离平衡。
一般来说，强电解质不存在电离平衡而弱电解质存在电离平衡。
强电解质离子化合物和某些具有强极性键的共价化合物如：强酸(HCl、H2SO4、HNO3)、强碱(NaOH)、大部分盐类(NH4Cl)。
弱电解质有具有极性键的共价化合物如：弱酸(CH3COOH)、弱碱(NH3middot;H2O)、水特别：HgCl2是共价化合物且共价键极强，属于弱电解质。
影响电离平衡的因素1.温度：电离过程是吸热过程，温度升高,平衡向电离方向移动。
2.浓度：弱电解质分子浓度越大，电离程度越小。
3.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应。
4.化学反应：某一物质将电离出的离子反应掉而使电离平衡向正方向(电离方向)移动。
5.弱酸的电离常数越大，达到电离平衡时电离出的H+越多，酸性越强;反之，酸性越弱。
多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，且各级电离常数逐级减小，一般相差较大，所以其水溶液中的H+主要是由第一步电离产生的。
6.对弱碱来说，也有类似弱酸的规律。
7.分步电离中，越后面电离出的离子数越少。
第三章电离平衡知识点的全部内容就是这些，xx希望对大家化学学习有帮助。
相关链接高二化学第二册第二章影响化学平衡的条件知识点高二化学第二册第二章化学平衡知识点。
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。
高考化学电离平衡九大知识点
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）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。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na2CO3＞NaHCO3)4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4- 显酸性②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑9、水解平衡常数（Kh）对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）电离、水解方程式的书写原则1）、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
高三化学电离平衡重要知识点分析(学生用)全国通用
第三章电离平衡重要知识点（学生用）一、电解质与非电解质：1．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。
2．二者都是化合物，单质和混合物什么都不是。
即化合物不是电就是非。
3电解质强调因本身电离出自由移动的离子而导电，若是生成物的电离，就不是电解质，如SO2、NH3等。
4．电解质可以是离子化合物也可以是共价化合物，前者在两种情况下都能导电，后者只是在水溶液里导电。
------要证明一种化合物是离还是共就看它在熔融状态下是否导电。
例：证明HCl是共价化合物，则只需证明液态HCl不导电则可。
5．离子化合物本身含有离子，但因无自由移动的离子，因此不能导电。
但熔融的离子化合物却能导电。
6．强酸的酸式盐如NaHSO4在水溶液中和熔融状态下的导电是不同的。
前者共价、离子键均断键，后者只有离子键断键。
7．掌握常见的电解质与非电解质的类别：电解质包括酸、碱、盐、活泼金属氧化物；非电解质一般包括非金属元素的氧化物、非金属元素的氢化物（除H2S、HX外），绝大多数的有机物。
思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？二、强电解质、弱电解质------根据水溶液里或熔融状态下能否完全电离来区分。
1．强电解质溶液中只有离子无分子，弱电解质溶液中两种都有。
因此，只有弱电解质溶液才有电离平衡。
且电离过程是吸热的，故弱电解质的导电性随T的升高而增强，而金属反之。
2、电解质的强弱与导电的强弱无关，与溶解性的大小无关。
3．电解质的强弱与化学键的关系：强电解质可以含离子键或极性键；弱电解质只能含极性键（这里的极性键也可以是强极性键。
如：HF），即含离子键的电解质必为强电解质。
4.强电解质、弱电解质的类别：-强电解质包括强酸、强碱、绝大多数盐、活泼金属氧化物；弱电解质弱酸、弱碱、水。
三、|电离方程式的书写：——首先关注电解质的强弱。
1．强电解质用等号，弱电解质用可逆号。
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：电解质一一离子化合物或共价化合物非电解质一一共价化合物注意：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）一一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：人、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。
）二^ 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。
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。
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。
“电离平衡”知识点汇总
“电离平衡”知识点汇总一、电离平衡的定义及基础知识点1定义.电离平衡就是指溶液中电解质电离成离子和离子重新结合的平衡状态。
具体来说,就是在一定条件下(如温度,压强),当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时,电离的过程就达到了平衡状态,即电离平衡。
一般来说，强电解质不存在电离平衡而弱电解质存在电离平衡。
强电解质有：强酸强碱盐，弱电解质有：弱酸弱碱水2.影响电离平衡的因素（1）.温度：电离过程是吸热过程,温度升高,平衡向电离方向移动（2）.浓度：弱电解质浓度越大,电离程度越小（3）.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应（4）.化学反应：某一物质将电离的离子反应掉,电离平衡向正方向移动3.电离度公式α（电离度）=已电离的分子/原有分子数×100%二．电离、水解的关系与化学平衡之间的联系弱电解质的电离电离平衡实质上就是一种化学平衡，可以用化学平衡移动原理对弱电解质的电离平衡作定性的、或定量的分析。
根据电离度大小可比较弱电解质相对强弱，根据相应盐的水解程度也可比较弱电解质的相对强弱。
水的电离水是一种很弱的电解质，加酸、加碱会抑制水的电离，升高温度会促进水的电离。
Kw=[OH-][H+]是水的电离平衡的定量表现，H+、OH-浓度可以用这个关系进行换算。
盐类水解盐类水解（如F-+H2OHF+OH-）实质上可看成是两个电离平衡移动的综合结果：①水的电离平衡向正方向移动（H2OH++OH-），②另一种弱电解质的电离平衡向逆方向移动（HFF-+H+）。
也可以看成是中和反应的逆反应，升高温度会促进水解。
中和滴定水的电离程度很小，H++OH-=H2O的反应程度很大，所以可以利用这个反应进行中和滴定实验，测定酸或碱溶液的浓度。
原电池反应和电解反应原电池反应和电解反应实质是氧化还原反应，其特点是一个氧化还原反应分成了两个电极反应（却氧化反应、还原反应分别在不同的电极发生反应）。
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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。
变色范围：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（浅红色）pH试纸—操作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。
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三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接计算[H+]混)3、强酸与强碱的混合：（先据H++ OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+n （但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n （但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n （但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n （但始终不能小于或等于7）5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2）〕六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
2、中和滴定的操作过程：（1）仪②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。
滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。
②滴定管可以读到小数点后一位。
（2）药品：标准液；待测液；指示剂。
（3）准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。
（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)（4）试验过程3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；V——酸或碱溶液的体积。
当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：c碱=上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。
综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V 酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。
同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）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。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na2CO3＞NaHCO3)4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4- 显酸性②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑9、水解平衡常数（Kh）对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）电离、水解方程式的书写原则1）、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2）、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写八、溶液中微粒浓度的大小比较☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：①电荷守恒：:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和②物料守恒:（即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
九、难溶电解质的溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。
（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。
如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写意在沉淀后用(s)标明状态，并用“⇌”。
如：Ag2S(s)⇌ 2Ag+(aq）+S2-(aq)3、沉淀生成的三种主要方式（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法：（4）同离子效应法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。
常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③沉淀转化。
5、沉淀的转化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。
如：AgNO3 →AgCl(白色沉淀)→ AgBr（淡黄色）→AgI （黄色）→ Ag2S（黑色）6、溶度积（Ksp）1）、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
2）、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)Ksp= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n3）、影响因素：外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。