第三章 水溶液中的离子平衡(对点复习)
第三章 溶液中的离子平衡
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（3）缓冲原理：以HAc－NaAc为例。
加H＋：解离平衡左移，H＋与Ac－结合成HAc，建立新的平衡后，消耗了少量 Ac－，HAc浓度略有增大，而H＋浓度基本不变。（实际上是溶液中大 量的Ac－中和了H＋，抵抗了酸的影响。） 加OH－：H＋浓度降低，这时解离平衡右移，建立新的平衡后，HAc浓度略 有降低，Ac－浓度略有增大，而H＋浓度基本不变。（溶液中大量 HAc的存在补充了被OH－中和的H＋，抵抗了碱的影响）。
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AB →A+ + B- (不可逆）强电解质的解离 AB A+ + B-（可逆）弱电解质的解离
弱电解质在水溶液中，存在着解离的正、负 离子和未解离的分子之间的平衡——解离平衡 (dissociation equilibrium)。
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§3-1 弱电解质的解离平衡 一、解离平衡和解离常数
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pH<7 pH>7
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二、解离度及其影响因素
1、解离度(degree of ionization)
已解离的分子数 解离的分子浓度 100 ％＝ 100 ％ 分子总数 分子总浓度
解离度与平衡常数的关系：一元弱酸HA HA H A 初始浓度 平衡浓度 c 0 0 c c(1-) c
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（二）溶液pH 值的控制 1、缓冲溶液(buffer solution)的概念 （1）定义：能抵抗少量外来酸、碱或稀释的冲 击，其pH值基本保持不变的溶液。 （2）组成：
弱酸－弱酸盐： HAc NaAc H2CO3 NaHCO 3
H3PO4 NaH2PO4
弱碱－弱碱盐：NH3 H2O NH4Cl NaHCO 3 Na2CO 3 组成缓冲溶液的两种物质称为缓冲对。
(完整)水溶液中的离子平衡复习教案
个性化教学辅导教案学科: 化学任课教师：授课时间：2013 年第三章水溶液中的离子平衡3。
1 弱电解质的电离一．知识要点1.电解质：在水溶液里或熔融状态下自身能够导电的化合物.在水溶液中或熔融状态下都不导电的化合物叫做非电解质。
强电解质是在水溶液中能够完全电离的电解质.弱电解质：在水溶液中只能部分电离的电解质，如碳酸。
注意：①某些难溶于水的盐（如AgCl），虽然其溶解度很小，但其溶解于水的部分是完全电离的，它属于强电解质。
②单质既不是电解质也不是非电解质。
③CO2、NH3等水溶液能够导电，但却是非电解质。
④一般的，强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的化合物不一定都是强电解质,如HF是弱电解质.2.弱电解质的电离平衡：电离方程式为HA H+ + A—影响电离平衡的因素：①温度：升温，弱电解质的电离程度增大②浓度：稀释溶液，弱电解质的电离程度增大③加入试剂：如在醋酸溶液中加入NaOH固体，弱电解质的电离程度增大。
3.电解质的电离方程式：强电解质完全电离，用“=”，弱电解质部分电离，用，多元弱酸分步电离，必须分步书写电离方程式,一般只写第一步，多元弱碱也分步电离，但可按一步电离写出。
4.电离常数：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，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。
用K表示(酸用Ka表示，碱用Kb表示），如HA H+ + A—, K=c（H+)×c（A-）/c（HA）.影响电离常数的因素：①温度，温度一定时，电离常数是一个定值②电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关。
二．常考点例题解析例1： 0。
1mol/L的CH3COOH溶液中,CH3COOH CH3COO—+H+，对于该平衡，下列叙述正确的是（）A。
加水时，平衡向逆反应方向移动B. 加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动C。
加入少量0.1mol/L盐酸,溶液中c(H+）减小D. 加入少量CH3COONa固体,平衡向正反应方向移动例2：把0。
第三章_水溶液中的离子平衡_复习
例6：在纯水中进行下列实验，其中会影 响水的电离平衡的是哪些？如何影响？ ① 加入酸溶液或加入碱溶液。 ② 加入强酸强碱盐溶液 。
第三章
水溶液中的离子平衡单元复习
1、强弱电解质概念 2、弱电解质的电离平衡及其影响因素 3、水的电离和溶液的酸碱性 4、pH的概念及计算 5、盐类的水解及应用 6、中和滴定原理和操作 7、溶解平衡
一、电解质、非电解质、强电解质和弱电解质
电解质 强电解质 弱电解质 非电解质
电离 完全电离、不可 部分电离，可逆 在熔融状态或水 特点 逆，无电离平衡 存 在 电 离 平衡 溶液中不能电离 判 物质 强酸、强碱、大部 弱酸、弱碱、 多数有机物、非 分盐、活泼金属的 水 金属的氧化物 别 类别 氧化 物 依 溶液 据 中存 （水合）离子、 （水合）离子、 溶质分子或反 应产物离子 在的 无 溶 质 分 子 溶质分子 微粒 化合物 类型
6、影响电离常数大小的因素：
（1）电离常数大小是由物质的本性决定的， 在同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同。 （2）弱电解质的电离常数受温度变化的影响， 但室温下一般变化不大。 （3）弱电解质的电离常数大小不其受浓度变 化的影响
练习4.填表:(0.1mol/L的CH3COOH)
C 加纯 CH3COOH 加 CH3COONa 加少量NaOH
思考因多元弱酸分步电离而引起的反应
思考1 :向Na2SO3溶液中中逐滴加入稀盐酸,说出有 关现象,写出相关的化学反应方程式. 思考 2: 不用任何试剂,如何鉴别 Na2CO3 溶液和 HCl溶液
第三章 水溶液中的离子平衡 章末归纳与整理-高二化学(人教版选修4)
＜7
c(H＋)＜c(OH－)
c(H＋)＜10－7mol·L－1
＞7
pH＝－lgc(H＋) 常温下：①pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量 浓度越大。②pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的 倍数时，强酸溶液的pH变化大。
2．酸碱中和滴定过程中的溶液的pH变化规律：在中和反应中，溶液
pH发生很大的变化，在滴定过程中会因pH突变而使指示剂发生颜色变
中和滴定
1．溶液的酸碱性规律：取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小：
溶液 类别
中性 溶液 酸性 溶液 碱性 溶液 定义
规律
c(H＋)与c(OH－)的 关系
室温(25 ℃)
数值
pH
c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1 ＝7
c(H＋)＞c(OH－)
c(H＋)＞10－7mol·L－1
2．电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系
实例 改变条件 加水稀释
CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH＞0
NH3·H2O
NH4+＋OH－ H＋)
c(OH－)
移动方 向
平衡常 数
c(OH－)
c(H＋)
向右 不变 减小 增大 向右 不变 减小 增大
加HCl 加NaOH
盐的类别 溶液的酸碱性
原因
强酸 弱碱盐
强碱 弱酸盐
呈酸性， pH＜7
呈碱性， pH＞7
弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结 水解实质：盐电
合，使c(H＋)＞c(OH－)
离出的阴离子、
弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋
阳离子与H2O电离 出的H＋或OH－结
结合，使c(OH－)＞c(H＋)
化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结
化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结一、电解质、非电解质，强弱电解质的比较1．电解质、非电解质的概念2．强电解质与弱电解质的概念3．强弱电解质通过实验进行判断的方法（以醋酸HAc为例）：（1）溶液导电性对比实验：相同条件下，HAc溶液的导电性明显弱于强酸（盐酸、硝酸）（2）测0.01mol/L HAc溶液的pH>2（3）测NaAc溶液的pH值：常温下，pH>7（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a+2（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mL pH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸，分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，后者快特别提醒：1．SO2、NH3、CO2的水溶液虽然能导电，但它们仍属于非电解质。
2．电解质强弱的判断，关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。
电解质电离程度与溶解度无直接关系，溶解度大的不一定是强电解质（如醋酸），溶解度小的不一定是弱电解质（如硫酸钡）。
3．电解质溶液导电性取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数的多少。
一般来说，相同浓度的强电解质的导电性明显强于弱电解质。
弱酸（碱）与弱碱（酸）反应生成了强电解质，溶液的导电性明显增强。
4．电解质的强弱与溶液的导电性没有直接的关系。
如难溶物BaCO 3，它溶于水的部分能完全电离，故属于强电解质，但溶液的导电性几乎为零。
二、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。
新教材高中化学第三章水溶液中的离子反应与平衡本章复习提纲新人教版选择性必修
第三章水溶液中的离子反应与平衡本章复习提纲专题一溶液中离子浓度的大小和粒子的守恒关系1．明确两个“微弱”(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。
如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)。
(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。
ⅰ.单一溶液中不同离子浓度的大小比较①正盐溶液基本遵循c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)，当离子外有角标时，顺序提前，如醋酸钠溶液中有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。
在浓度为c mol·L－1(NH4)2SO4溶液中，c(NH＋4)>c(SO2－4)>c(H＋)>c(OH－)。
②酸式盐溶液a．以电离为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(电离产物)>c(水解产物)。
如NaHSO3溶液中，c(Na＋)>c(HSO－3)>c(H＋)>c(SO2－3)>c(OH－)。
b．以水解为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(水解产物)>c(电离产物)。
如NaHCO3溶液中，c(Na＋)>c(HCO－3)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO2－3)。
ⅱ.混合溶液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。
①如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，NH3·H2O的电离程度大于NH＋4的水解程度。
则c(NH＋4)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
②又如相同浓度的CH3COOH和CH3COONa溶液中，因CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，则c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。
[特别提示]多元弱酸要考虑分步电离(K a1≫K a2≫K a3)，多元弱酸的正盐要依据分步水解分析离子浓度，如Na2CO3溶液中，c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－3)>c(H＋)。
第三章+水溶液中的离子反应与平衡
第三章 水溶液中离子反应与平衡 单元复习卷一、单选题1．取两份10mL0.05mol•L -1的NaHCO 3溶液，一份滴加0.05mol•L -1的盐酸，另一份滴加0.05mol•L -1的NaOH 溶液，溶液的pH 随加入酸(或碱)体积的变化如图。
下列说法错误的是A ．由，a 点可知：NaHCO 3溶液中HCO 3-的水解程度大于电离程度B ．a→b→c 过程中：c(HCO 3-)+2c(CO 23-)+c(OH -)逐渐增大C ．a→b→c 过程中：c(Na +)＞c(HCO 3-)-c(CO 23-)+c(H 2CO 3)D ．令c 点的c(Na +)+c(H +)=x ，e 点的c(Na +)+c(H +)=y ，则x>y2．硫代二乙酸( )可用作抗氧剂，并用于生产硫代酯类抗氧剂。
常温下，将NaOH 溶液滴入硫代二乙酸(简写为H 2R)溶液中，混合溶液中的离子浓度随溶液pH 变化的关系如图所示。
下列说法正确的是A ．甲表示−lg 2(HR )(R )c c --随溶液pH 变化的关系B ．K a2(H 2R)的数量级为10−6C ．NaHR 溶液中，c(H 2R)>c(R 2−)D ．M 点溶液中，c(Na +)+c(H +)=c(OH −)+2.1c(R 2−) 3．常温下，某NaOH 溶液的pH=12，下列叙述正确的是 A ．c(OH -)=c(Na ＋)-c(H ＋)B ．由H 2O 电离出的c(H ＋)=1.0×10-3 mol· L -1C ．与等体积pH=2的CH 3COOH 溶液混合后所得溶液显酸性D ．与等体积0.01 mol· L -1NH 4Cl 溶液混合后所得溶液中：c(Na ＋)=c(NH 4+)4．丙酸(32CH CH COOH )是一种一元有机弱酸，可用作酯化剂和增塑剂。
室温下，用0.10 mol·L -1 NaOH 溶液滴定20 mL 0.10mol/L 丙酸溶液，其混合液的pH 随着加入NaOH 溶液的体积变化曲线如图所示。
新教材人教版高中化学选择性必修1第三章水溶液中的离子反应与平衡知识点考点重点难点提炼总结
第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡.......................................................................................................... - 1 - 第二节水的电离和溶液的pH .................................................................................... - 5 - 第三节盐类的水解.................................................................................................... - 19 - 第四节沉淀溶解平衡................................................................................................ - 29 -第一节电离平衡一、强电解质和弱电解质1．实验探究酸 1.0 mol·L－1盐酸 1.0 mol·L－1醋酸pH大小小大导电能力强弱与镁反应现象剧烈反应，产生气体缓慢反应，产生气体结论Mg与盐酸反应速率大，表明盐酸中c(H＋)较大，说明在水中盐酸的电离程度大于醋酸的电离程度实验结论盐酸比醋酸电离程度大微点拨：①电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系。
电解质溶液的导电能力与离子浓度和离子所带电荷数有关，强电解质溶液的导电能力不一定强。
②电解质的强弱与其溶解度无关。
某些难溶盐，虽然溶解度小，但其溶于水的部分完全电离，仍属于强电解质。
有少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等。
二、弱电解质的电离平衡1．弱电解质的电离平衡在一定条件下(如温度和浓度)，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时，电离过程达到电离平衡状态。
高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结
水溶液中的离子平衡§1 知识要点一、弱电解质的电离1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质以下说法中正确的选项是〔 BC 〕A 、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；B 、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子；C 、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；D 、Na 2O 2和SO 2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下〔溶于水或熔化〕能否电离〔以能否导电来证明是否电离〕 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电 以下说法中错误的选项是〔 B 〕A 、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；B 、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；C 、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；D 、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。
3、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离〔或是否存在电离平衡〕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〕4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc 为例)：〔1〕溶液导电性比照实验； 〔2〕测0.01mol/LHAc 溶液的pH>2；〔3〕测NaAc 溶液的pH 值； 〔4〕测pH= a 的HAc 稀释100倍后所得溶液pH<a +2 〔5〕将物质的量浓度相同的HAc 溶液和NaOH 溶液等体积混合后溶液呈碱性 〔6〕中和10mLpH=1的HAc 溶液消耗pH=13的NaOH 溶液的体积大于10mL; 〔7〕将pH=1的HAc 溶液与pH=13的NaOH 溶液等体积混合后溶液呈酸性〔8〕比拟物质的量浓度相同的HAc 溶液与盐酸分别与同样的锌粒反响产生气体的速率最正确的方法是 和 ；最难以实现的是 ，说明理由 。
选修4第三章 水溶液中的离子平衡第一节知识点总结详细
第三章 水溶液中的离子平衡 第一节 弱电解质的电离知识点一 强弱电解质1. 电解质和非电解质（1）电解质： 在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物,叫电解质 。
包括酸、碱、盐、活泼金属氧化物和水。
（2）非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。
包括大多数有机物、非金属氧化物和氨。
注意：①电解质、非电解质都是化合物，单质既不是电解质也不是非电解质。
如石墨、Cl2、Cu 虽然在一定条件下能导电，但因其不是化合物，所以它们既不是电解质也不是非电解质。
②在水溶液里能够导电或熔融状态下能导电，两个条件只要具备一个的化合物即成为电解质，不比两个条件同时具备。
③在水溶液里或熔融状态时，化合物本身电离出自由移动的离子而导电的才是电解质。
如Na2O 在熔融状态下能电离出Na+和O2-，而不是其水溶液电离出Na+和OH-；如NH3、CO2、SO3等的水溶液能导电，但他们是非电解质。
④离子化合物（强碱、大多数盐、金属氧化物）自身含有离子，在熔融状态或水溶液中能电离成自由移动的离子而导电；固态或无水的液态酸中只有分子，不能导电，只有溶于水才会电离成离子而导电。
⑤电解质溶液的导电能力由自由移动的离子的浓度与离子所带的电荷数来决定。
⑥电解质自身不一定能导电（在水溶液中或熔融状态下才能导电），导电的物质不一定是电解质；非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
2. 强电解质和弱电解质 实验探究电解质强弱：等体积、等浓度的盐酸和醋酸与等量镁条的反应，并测这两种酸的pH 。
(1)HCl 和CH3COOH 都是电解质,在水溶液中都能发生电离;(2)镁无论是与盐酸还是醋酸反应,其实质都是与溶液中的H+反应; (3)由于酸液浓度、温度、体积均相同，且镁条的量也相同，因此，实验中影响反应速率的因素只能是溶液中C(H+)的大小;结论：(1)盐酸和醋酸与活泼金属反应的剧烈程度及PH 都有差别，这说明两种溶液中的H+浓度是不同的。
第三章水溶液中的离子平衡(三)
第三章水溶液中的离子平衡（复习三）三、盐类的水解（一）盐类的水解及其规律1、盐类水解的实质和离子方程式的书写盐电离―→⎩⎪⎨⎪⎧⎭⎪⎬⎪⎫弱酸的阴离子→结合H ＋弱碱的阳离子―→结合OH －―→生成弱电解质―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→可能导致c (H ＋)≠c (OH －)―→可能引起溶液呈碱性或酸性。
书写盐类水解的离子方程式需注意的几个方面如NH 4Cl 水解的离子方程式：NH ＋4＋H 2O ⇌NH 3·H 2O ＋H ＋。
(1)多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解。
如Na 2CO 3水解的离子方程式：CO 2－3＋H 2O ⇌HCO －3＋OH －。
(2)多元弱碱盐水解：离子方程式一步写完。
如FeCl 3水解的离子方程式：Fe 3＋＋3H 2O ⇌Fe(OH)3＋3H ＋。
(3)阴、阳离子相互促进水解，水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等。
如NaHCO 3与AlCl 3混合溶液反应的离子方程式：Al 3＋＋3HCO －3===Al(OH)3↓＋3CO 2↑。
例1．在盐类发生水解的过程中，正确的说法是( ) A ．盐的电离平衡被破坏B ．水的电离程度逐渐增大C ．溶液的pH 发生了较大改变D ．水解后溶液一定呈酸性或碱性 例2．下列水解的离子方程式正确的是( )A ．HCO －3＋H 2O ⇌CO 2↑＋OH －B ．S 2－＋2H 2O ⇌H 2S ＋2OH －C ．Fe 3＋＋3H 2O ⇌Fe(OH)3↓＋3H ＋D ．CO 2－3＋H 2O ⇌HCO －3＋OH －2、盐类水解的规律及其应用有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，双弱双促进；谁强显谁性，同强显中性。
(1)如酸性：HCN<CH 3COOH ，则相同条件下碱性：NaCN>CH 3COONa 。
(2)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。
如NaHSO 4在水溶液中：NaHSO 4===Na ＋＋H ＋＋SO 2－4。
人教版 高中化学(选修四) 第三章 《水溶液中的离子平衡》考点总结
第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离考点一 电解质、非电解质、强电解质、弱电解质等概念辨析(1)电解质与非电解质 电解质是在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，而非电解质是在上述情况下都不能导电的化合物。
电解质与非电解质的相同点是研究对象都是 化合物 ，二者的主要不同是在溶于水或熔化状态下能否导电。
强电解质 弱电解质相同点都是电解质，在水溶液中(或熔融状态下)都能电离，都能导电，与溶解度无关 不同点 键型离子键或极性键 极性键 电离程度 完全电离 部分电离 电离过程 不可逆 可逆、存在电离平衡 表示方法电离方程式用等号 电离方程式用可逆号 电解质在溶液中粒子形式水合离子 分子、水合离子 离子方程式中表示 形式离子符号或化学式 化学式考点二 常见强弱电解质电离方程式的书写(1)强酸、强碱、正盐（个别情况除外如醋酸铅）在水溶液中 完全电离 ，不写可逆符号：示例：H 2SO 4 = 2H + + SO 42- Ba （OH ）2 = Ba 2+ + 2OH -(2)弱酸电离方程式的书写： 分步进行 ，每步可逆示例：CH 3COOH CH 3COO - +H +H 3PO 4 H + + H 2PO 4- H 2PO 4- H + + HPO 42- HPO 42- H + + PO 43-(3)弱碱电离方程式的书写（多元弱碱一步写完）：示例：NH 3·H 2O NH 4+ + OH - Fe （OH ）3 Fe 3+ + 3OH -(4)两性氢氧化物电离方程式的书写：双向电离，双向可逆示例：H ++AlO 2-+ H 2O Al （OH ）3 Al 3+ +3OH -(5)可溶性酸式盐电离方程式的书写：金属阳离子全部电离且不可逆，酸式酸根除HSO 4-外全部分步电离，每步可逆示例：NaHSO 4 = Na + + H + + SO 4- 完全电离； HSO 3- H + + SO 3- 分步电离第二节 水的电离和溶液酸碱性考点一 水的电离平衡概念和影响平衡的因素1.水的电离平衡和电离平衡常数H 2O + H 2O H 3O + + OH - ΔH>0 或者 H 2O H + + OH - ΔH>0①25℃时：K W = c(H +)•c(OH -)=10-14mol ·L -1[特别提醒]：常见的弱电解质弱酸：如H 2S 、H 2CO 3、CH 3COOH 、HF 、HCN 、HClO 等。
(完整版)水溶液中的离子平衡知识点
【人教版】选修4知识点总结：第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离课标要求1、了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念2、掌握弱电解质的电离平衡3、熟练掌握外界条件对电离平衡的影响要点精讲1、强弱电解质（1）电解质和非电解质电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。
注：①单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。
②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、水、酸、碱和盐；于非电解质的有：非金属的氧化物。
（2）强电解质和弱电解质①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质（如强酸、强碱和大部分的盐）②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子（如：弱酸、弱碱和少量盐）。
注：弱电解质特征：存在电离平衡，平衡时离子和电解质分子共存，而且大部分以分子形式存在。
（3）强电解质、弱电解质及非电解的判断2、弱电解质的电离(1)弱电解质电离平衡的建立(弱电解质的电离是一种可逆过程)(2)电离平衡的特点弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样具有“逆、等、动、定、变”的特征。
①逆：弱电解质的电离过程是可逆的。
②等：达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等③动：动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。
④定：一定条件下达到电离平衡状态时，溶液中的离子浓度和分子浓度保持不变，溶液里既有离子存在，也有电解质分子存在。
且分子多，离子少。
⑤变：指电离平衡是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。
(3)电离常数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跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K来表示。
舅达我二对一元開隈HAJI\H”②忒皆）•OH2UO3[T对■丿亡刃为at BOH:B<Hi--u*on②意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸或弱碱相对较强。
第三章 水溶液中的离子反应与平衡(章末复习)(课件)高二化学(人教版2019选择性必修1)
当浓度、温度等条件改变时，电离平衡会发生移动。
弱电解质电离平衡与其他化学平衡一样，属于
当外界条件改变时符合“勒夏特列原理”。
外因：①浓度②温度③其他因素
。
影响电离平衡的因素
（1）浓度：对同一弱电解质，通常溶液中弱电解质的
过碰撞结合成分子的机会越少（茫茫人海难再聚），
，离子间通
( ( − )
K＝
[()]
电离平衡常数 K的意义
一பைடு நூலகம்温度下，弱电解质的K值越大，电离程度越大，酸性（或
碱性）越强。
CH3COOH
K=1.8×10-5
H2CO3
Ka1 =4.3×10-7
Ka2 =5.6×10-11
酸性： CH3COOH＞H2CO3＞−
电离常数的影响因素
6 7 8 9 10 11 12 13
10-7
10-12
10-14
pH增大，c(H+)减小
pH减小，c(H+)增大
酸性增强
10-10
pH适用
范围
碱性增强
中性
中性溶液： c(H+)=c(OH-)
pH=7 （25℃）
酸性溶液： c(H+)>c(OH-)
pH<7 （25℃）
碱性溶液： c(H+)＜c(OH-)
Kw只与温度有关,与浓度无关。在使用Kw时一定要强调温度。
② 适用范围 水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
2 适用范围
水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解
质水溶液。
3 在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由
(完整版)水溶液中的离子平衡知识点总结
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（酸、碱、盐、活波金属氧化物和水）【非电解质】在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物（非金属氧化物、有机物、NH3、）【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电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物【强电解质】在水溶液里全部电离成离子的电解质。
强酸：强碱：盐：【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。
弱酸：弱碱：水：【注意】①强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的全部电离，故BaSO4为强电解质）②电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
二、电离平衡1、含义：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电解质分子时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
2、影响电离平衡的因素：①温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
②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。
③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。
④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。
3、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：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]【影响因素】①电离常数的大小主要由物质的本性决定。
②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。
③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三、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, [H+]=[OH-] =10-7mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14【注意】K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定。
高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡期末复习知识要点与练习
第一部分 电离平衡考点1 弱电解质的电离1、根据化合物在水溶液里或熔融状态下能否导电，可以把化合物分为和 。
根据电解质在 里电离能力的大小，又可将电解质分为 和 。
弱电解质 电离为离子，还有未电离的分子存在。
水也是 。
考点2 弱电解质的电离平衡及影响因素1.电离平衡的概念：在一定条件（如：温度、浓度）下，当电解质 电离成 的速率和 重新结合成 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.电离平衡的特征：①弱：只有 才会存在电离平衡；②动：电离平衡是 平衡；③等：v 电离 v 结合（填﹥、=或﹤）；④定：条件一定 与 的浓度一定；⑤变：条件改变， 破坏，发生移动。
3.电离平衡的影响因素① 内因：由电解质本身的性质决定。
② 外因：主要是温度、浓度、同离子效应。
a.温度：升温使电离平衡向 的方向移动，因为 是吸热过程。
b.浓度： 浓度，电离平衡向电离的方向移动。
c.同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向 方向移动。
反馈习题一、选择题（每小题只有一个选项符合题意）1、等体积的0.5mol·L -1的盐酸、0.5mol·L -1CH 3COOH 溶液，说法错误的是 （ ）A 、导电能力：相同 C 、溶液中自由移动离子的数目：前者大于后者B 、导电能力：前者大于后者 D 、溶液中自由移动离子的浓度：前者大于后者2、下物质分类组合正确的是 （ ）3、下列关于电解质的说法正确的是 （ ）A 、强电解质溶液的导电性一定比弱电解质溶液的导电性强B 、强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物C 、强电解质在稀的水溶液中全部以离子的形态存在D、水溶液中导电能力差的电解质一定是弱电解质4、在0.lmol•L-1醋酸溶液中存在：CH 3COOH CH3COO—+H+，对于该平衡，下列叙述正确的是（）A、加入少量NaOH固体，电离平衡向正向移动B、加入少量NaOH固体，溶液的pH减小C、加入少量CH3COONa固体，电离平衡向正向移动D、加入少量CH3COONa固体，CH3COO—浓度减小5、将体积都为10mL、pH值均等于3的醋酸和盐酸，加水稀释至amL和bmL，测得稀释后溶液的pH值均为5。
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第三章水溶液中的离子平衡（复习）一、弱电解质的电离平衡1、写出下列物质的电离方程式（1）NaHCO3（2）NaHSO3（3）H2SO32、判断下列说法中正确的是（）①氯气的水溶液导电，所以氯气是电解质。
②二氧化碳的水溶液能导电，二氧化碳是电解质。
③硫酸钡的水溶液不导电，但是硫酸钡是电解质。
④氯化钠溶液的水溶液能导电，氯化钠溶液是电解质。
A、①③B、③C、①③④D、都不正确3、稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2O NH＋4＋OH－，若要使平衡向逆方向移动，同时使c(OH －)增大，应加入的物质或采取的措施是()①NH4Cl固体②硫酸③NaOH固体④水⑤加热⑥加入少量MgSO4固体A.①②③⑤B.③C.③④⑥D.③⑤4、醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOH H＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是（）A．醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)B．0.10mol/L的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液中c(OH－)减小C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动D．常温下pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＜75、为证明某可溶性一元酸（HX）是弱酸，某同学设计了如下实验方案。
其中不合理的是( )A．室温下，测0.1 mol/L HX溶液的pH，若pH＞1，证明HX是弱酸B．室温下，将等浓度等体积的盐酸和NaX溶液混合，若混合溶液pH＜7，证明HX是弱酸C．室温下，测1 mol/L NaX溶液的pH，若pH＞7，证明HX是弱酸D．在相同条件下，对0.1 mol/L的盐酸和0.1 mol/L的HX溶液进行导电性实验，若HX溶液灯泡较暗，证明HX为弱酸二、水的电离和离子积6、某温度下，纯水中的c（H+）=2.0×10-7mol/L，则此时溶液中c（OH-）为；该温度下的离子积常数为：滴入稀硫酸使c（H+）=5.0×10-6mol/L，则水电离出的氢离子浓度为。
7、物质的量浓度相同的下列各溶液，由水电离出的c(H＋)由大到小的顺序是（）①NaHSO4②NaHCO3③Na2CO3④Na2SO4A．④③②① B．①②③④ C．③②④①D．③④②①8、25℃时，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－ΔH>0，下列叙述正确的是( )A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，K W不变C．向水中加入少量固体CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低D．将水加热，K W增大，pH不变9、常温下下列说法中正确的是（）A、物质的量浓度均为0.1mol/L的盐酸和醋酸，水的电离程度相同。
B、pH=2的盐酸和pH=2的醋酸，醋酸中水的电离程度大，因为醋酸是弱酸。
C、pH=3的氯化铵和pH=11的碳酸钠溶液，水的电离程度相同。
D、pH=3的盐酸和pH=11的氨水，水的电程度氨水大，因为氨水是弱碱。
三、PH 计算及测定10、常温时，99 mL 1 mol / L 盐酸和101 mL 0.5 mol / L 氢氧化钡溶液相混合后，计算溶液的pH 值11、在室温下等体积的酸和碱的溶液，混合后pH 一定大于7的是 （ ）A ．pH = 3的硝酸跟pH = 11的氢氧化钾溶液B ．pH = 3的硝酸跟pH = 11的氨水C ．pH = 3的硫酸跟pH = 11的氢氧化钠溶液D ．pH = 3的硫酸跟pH = 11的氢氧化钡溶液12、pH=11的X 、Y 两种碱溶液各10mL ，分别稀释至1000mL 。
其pH 与溶液 体积（V ）的关系如图所示，下列说法不正确的是（ ） A 、X 、Y 两种碱的物质的量浓度一定相等 B 、稀释后，X 溶液碱性比Y 溶液碱性强 C 、若9<a<11，则X 、Y 都是弱碱 D 、完全中和X 、Y 两溶液时，消耗同浓度盐酸的体积V X >V Y13、有一学生在实验室测某溶液PH 。
实验时，他先用蒸馏水润湿PH 试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。
（1）该学生的操作是 （填“正确的”或“错误的”）理由是 。
（2）如不正确请说明理由，同时分析是否一定有误差？答 （3）若按此法分别测定c （H +）相等的盐酸和醋酸溶液的PH ，误差较大的是 ，原因是 。
四、酸碱中和滴定14、常温下，将醋酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液 pH ＝7，下列叙述正确的是（ ）A ．若浓度相同，混合时V （NaOH ）＞ V （CH 3COOH ）B ．若体积相同，混合时c （CH 3COOH ）＜ c （NaOH ）C ．混合后的溶液中溶质既有CH 3COONa 又有CH 3COOHD ．无法确定混合后的溶液中c (CH 3COO －)与c (Na ＋)的关系15、某学生欲用已知物质的量浓度的盐酸来滴定测定未知物质的量浓度的氢氧化钠溶液时，选择酚酞作指示剂。
请填写下列空白：（1）用标准的盐酸溶液滴定待测的氢氧化钠溶液时,左手把握酸式滴定管的活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视____________ _。
直到因加入一滴盐酸后，溶液由红色变为无色，并且_______ 为止（2）若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如图所示：则起始读数为_________mL ，终点读数_____________mL ；（3）某学生根据三次实验分别记录有关数据如下：滴定次数 待测氢氧化钠溶液的体积/mL0.1000mol/L 盐酸的体积（mL ） 滴定前刻度 滴定后刻度 溶液体/mL 第一次25.00 0.00 26.11 26.11 第二次25.00 1.56 30.30 28.74 第三次 25.00 0.22 26.31 26.09 请选用其中合理的数据列式计算该氢氧化钠溶液的物质的量浓度：c （NaOH ）＝pHV 11a XY 开始结束五、盐类的水解及其应用16、下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是（）A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－)C．在CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH－)≠c(H＋)D．水电离出的H＋和OH－与盐中弱离子结合，造成盐溶液呈酸碱性17、25℃时，在浓度均为1mol·L-1的(N H4)2S O4、(NH4)2CO3、(N H4)2F e（S O4）2的溶液中，测得其中c（NH4＋）分别为a、b、c（mol·L-1），则下列判断正确的是（）A. a>b>cB. c>a>bC. b>a>cD. a >c>b18、下列关于FeCl3水解的说法错误的是 ( )A．水解达到平衡时(不饱和)，加氯化铁达饱和溶液，溶液的酸性会增强B．浓度为5 mol/L和0.5 mol/L的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋水解程度前者比后者小C．有50℃和20℃的同浓度的两种FeCl3稀溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者比后者小D．为抑制Fe3＋的水解，较好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸19、在PH为4～5的环境中，Cu2+、Fe2+不生成沉淀而Fe3+几乎完全沉淀.工业上制CuCl2是将浓盐酸用蒸气加热到80℃左右，再慢慢加入粗氧化铜(含杂质FeO)，充分搅拌使之溶解.欲除去溶液中的杂质离子，下述方法中可行的是( )A．加入纯Cu将Fe2+还原 B．向溶液中通入H2S使Fe2+沉淀C．在溶液中通入Cl2，再加入CuO粉未调节PH为4～5 D．在溶液中通入Cl2，再通入NH3调节PH为4～520、（1）在实验室配制FeCl3溶液时，往往需要向溶液中加入少量的原因是。
（2）在实验室配制FeCl2溶液时，往往需要向溶液中加入少量的，原因是。
（3）实验室配制CuSO4溶液，常常出现浑浊的原因是可在配制时加入少量防止浑浊。
（4）若要将FeCl3固体配制成稀溶液，请简述其操作方法：。
（5）从FeCl3·6H2O得到无水氯化铁固体的方法是：六、离子浓度大小比较21、常温下，pH=12的碳酸钠溶液，（1）求水电离出的氢氧根离子浓度为：（2）离子浓度从大到小的顺序为：（3）写出物料守恒的式子：（4）写出电荷守恒的式子：（5）写出的质子守恒的式子：：22：在0.1 mol/l的CH3COOH溶液中，下列关系正确的是（）A．C（CH3COOH）＞C（H+）＞C（CH3COO－）＞C（OH－）B．C（CH3COOH）＞C（CH3COO－）＞C（H+）＞C（OH－）C．C（CH3COOH）＞C（CH3COO－）＝C（H+）＞C（OH－）D．C（CH3COOH）＞C（CH3COO－）＞C（OH－）＞C（H+）23：在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（）A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-)D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)24、在0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液中，下列关系式正确的是（）A．c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(Na+)＋C(H+)＝c(HCO3-)＋c(OH-)＋2c(CO32-)C．c(Na+)＝c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+) D．c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(H2CO3)＋c(CO32-)25、25℃时，向体积为10mL 0.1mol/L NaOH溶液中逐滴加入0.1mol/L的CH3COOH溶液，曲线如右图，有关离子浓度关系的比较中，错误的是（）A．a点处：c（Na+）> c（CH3COO—）> c（OH—）>c（H+）B．b点处：c（CH3COOH）+c（H+）=c（OH—）C．c点处：c（CH3COOH）+ c（CH3COO—）=2 c（Na+）D．NaOH溶液和CH3COOH溶液任意比混合时：c（Na+）+c（H+）=c（OH—）+ c（CH3COO—）七、难溶电解质的溶解平衡及综合训练26、实验：①将0.1 mol·L－1 MgCl2溶液和0.5 mol·L－1NaOH溶液等体积混合得到浊液；②取少量①中浊液，滴加0.1 mol·L－1FeCl3溶液，出现红褐色沉淀；③将①中浊液过滤，取少量白色沉淀，滴加0.1 mol·L－1FeCl3溶液，白色沉淀变为红褐色；④另取少量白色沉淀，滴加饱和NH4Cl溶液，沉淀溶解。