人教版高中化学选修4知识点总结：第三章水溶液中的离子平衡(基础教育)

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。

通常用K a表示弱酸的电离常数，用运遭表示K b的电离常数。

②③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。

④电离常数的影响因素a.电离常数随温度变化而变化，但由于电离过程热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响b. 电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。

即：电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关。

（3）电解质的电离方程式①强电解质的电离方程式的书写强电解质在水中完全电离，水溶液中只存在水合阴、阳离子，不存在电离平衡。

在书写有关强电解质电离方程式时，应用“”②弱电解质的电离方程式的书写弱电解质在水中部分电离，水溶液中既有水合阴、阳离子又有水合分子，存在电离平衡，书写电离方程式时应该用“”。

（4）影响电离平衡的因素①内因：电解质本身的性质，是决定性因素。

②外因a.温度：因电离过程吸热较少，在温度变化不大的情况下，一般不考虑温度变化对电离平衡的影响。

b.浓度：在一定温度下，浓度越大，电离程度越小。

因为溶液浓度越大，离子相互碰撞结合成分子的机会越大，弱电解质的电离程度就越小。

因此，稀释溶液会促进弱电解质的电离。

c.外加物质：若加入的物质电离出一种与原电解质所含离子相同的离子，则会抑制原电解质的电离，使电离平衡向生成分子的方向移动；若加入的物质能与弱电解质电离出的离子反应，则会促进原电解质的电离，使电离平衡向着电离的方向移动。

本节知识树弱电解质的电离平衡类似于化学平衡，应用化学平衡的知识来理解电离平衡的实质和影响因素，并注意电离常数的定义。

二、水的电离和溶液的酸碱性课标要求1、熟练掌握水的电离平衡，外加物质对水的电离平衡的影响2、熟练掌握溶液责匀的计算3、理解酸碱中和滴定的原理就是中和反应4、熟练掌握中和滴定的步骤，中和滴定实验的误差分析要点精讲1、水的电离（1）水的电离特点水是极弱的电解质，能发生微弱电离，电离过程吸热，存在电离平衡。

其电离方程式为（2）水的离子积①定义：一定温度下，水的离子积是一个定值。

我们把水溶液中叫做水的离子积常数。

②一定温度时，K w是个常数，K w只与温度有关，温度越高K w越大③任何水溶液中，水所电离而生成的④任何水溶液中，2、溶液的酸碱性与pH（1）根据水的离子积计算溶液中H+或OH-的浓度室温下，若已知氢离子浓度即可求出氢氧根离子的浓度。

（2）溶液的酸碱性与C（H+）、C（OH-）的关系①中性溶液：。

②酸性溶液：③碱性溶液：（3）溶液的酸碱性与pH的关系3、酸碱中和滴定（1）中和滴定的概念用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的实验方法。

（2）酸碱中和反应的实质酸碱中和反应的实质是酸电离产生的H+与碱电离产生的OH-结合生成水的反应。

（3）原理：在中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸（或碱）溶液与未知物质的量浓度的碱（或酸）溶液完全中和，测出二者所用的体积，根据化学方程式中酸碱物质的量比求出未知溶液的物质的量浓度。

（4）指示剂的选择①强酸和强碱相互滴定时，既可选择酚酞，也可选择甲基橙作指示剂；②强酸滴定弱碱时，应选择甲基橙作指示剂；③强碱滴定弱酸时，应选择酚酞作指示剂。

本节知识树三、盐类的水解课标要求1、了解盐溶液的酸碱性2、理解盐类水解的实质3、熟练掌握外界条件对盐类水解平衡的影响要点精讲1、探究盐溶液的酸碱性强碱和弱酸反应生成的盐的水溶液呈碱性；强酸和弱碱反应生成的盐的水溶液呈酸性；强酸和强碱反应生成的盐的水溶液呈中性。

2、盐溶液呈现不同酸碱性的原因（1）探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因盐溶液的酸碱性与盐所含的离子在水中能否与水电离出的H+或OH-生成弱电解质有关。

（2）盐类水解的定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-原结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。

盐类水解的实质是水的电离平衡发生了移动。

可看作中和反应的逆反应。

（3）盐类水解离子方程式的书写一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，因此盐类水解的离子方程式中不标“↑”或“↓”，也不把生成物写成其分解产物的形式。

3、影响盐类水解的主要因素和盐类水解反应的利用（1）影响盐类水解平衡的因素①内因（决定性因素）：盐的组成。

盐类水解程度的大小是由盐的本身性质所决定的。

②外因：a.温度：水解是酸碱中和的逆过程，是吸热反应，故升高温度可促进水解。

b.浓度：稀释溶液，可使水解生成的离子和分子间的碰撞机会减少，故溶液越稀，水解的程度越大。

c.外加酸、碱。

d. 两种离子水解且水解后溶液酸碱性相反，则二者的水解相互促进——双水解。

（2）盐类水解反应的应用①判断盐溶液的酸碱性一般情况下，按盐水解的规律判断盐溶液的酸碱性情况。

不同弱酸的盐，酸根对应的酸越弱，其水解程度越大，溶液的碱性越强。

②配制溶液③保存溶液④除去溶液中的杂质⑤明矾净水原理:明矾中的Al3+水解产生的胶体具有吸附作用，能吸附水中悬浮的杂质离子形成沉淀。

⑥化肥的施用小贴士：盐的水解规律可概括为“有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解；都弱都水解；谁强显谁性”。

具体理解如下：（1）“有弱才水解，无弱不水解”是指盐中有弱酸的阴离子或者有弱碱的阳离子才能水解；若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。

（2）“越弱越水解”指的是弱酸阴离子对应的酸越弱，就越容易水解；弱碱阳离子对应的碱越弱，就越容易水解。

（3）“都弱都水解”是指弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解，且水解相互促进。

（4）“谁强显谁性”是指若盐中的弱酸阴离子对应的酸比弱碱阳离子对应的碱更容易电离，则水解后盐溶液显酸性；反之，就显碱性。

本节知识树盐类水解的实质是盐电离生成的离子能消耗掉水电离生成的H+或OH-，从而引起水的电离平衡发生移动，致使溶液中自由移动的H+和OH-的浓度不等，使盐溶液显示不同的酸碱性。

四、难溶电解质的溶解平衡课标要求1、了解沉淀溶解平衡的定义和影响因素2、理解沉淀转化的条件及其应用3、了解溶度积的概念及应用要点精讲1、难溶电解质的溶解平衡（1）Ag+和Cl-的反应真能进行到底吗？①难溶物质的溶解度根据溶解度大小，我们把物质分为难溶、易溶、微溶和不溶等。

溶解度与溶解性的关系任何化学反应都具有可逆性，可逆反应达到平衡状态时，反应物和生成物的浓度不再变化，从这种意义上说，生成沉淀的离子反应是不能进行到底的。

（2）Ag+和Cl-的反应AgCl是难溶的强电解质，在一定温度下，当把AgCl固体放入水中时，AgCl表面上的Ag+和Cl-在H2O分子作用下，会脱离晶体表面进入水中。

反过来水中的水合Ag+与水合Cl-不断地做无规则运动，其中一些Ag+和Cl-在运动中相互碰撞，又可能沉积在固体表面。

当溶解速率与沉淀速率相等时，在体系中便存在固体与溶液中离子之间的动态平衡。

这种溶液是饱和溶液。

上述平衡称为沉淀溶解平衡。

这种沉淀溶解平衡的存在，决定了Ag+和Cl-的反应不能进行到底。

（3）沉淀溶解平衡①沉淀溶解平衡的定义在一定条件下，难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速度与沉淀速度相等，溶质的离子与该固态物质之间建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。

②溶解平衡的特征“动”——动态平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不为0。

“等”——。

“定”——达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。

“变”——当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。

2、沉淀反应的应用由于难溶电解质的溶解平衡也是动态平衡，因此可以通过改变条件使平衡移动——溶液中的离子转化为沉淀，或沉淀转化为溶液中的离子。

（1）不同沉淀方法的应用①直接沉淀法：除去指定溶液中某种离子或获取该难溶电解质。

②分步沉淀法：鉴别溶液中离子或分别获得不同难溶电解质。

③共沉淀法：加入合适的沉淀剂，除去一组中某种性质相似的离子。

④氧化还原法：改变某种离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质便于分离。

（2）沉淀的溶解规律：加入的试剂能与沉淀所产生的离子发生反应，生成挥发性物质或弱电解质（弱酸、弱碱或水）使溶解平衡向溶解的方向移动，则沉淀就会溶解。

（3）溶度积①定义：在一定条件下，难溶强电解质A m B n溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子与该固态物质之间建立动态平衡，这时，离子浓度的乘积为一常数，叫做溶度积K sp。

②表达式:对于难溶电解质在任一时刻都有。

通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积Q c的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。

Q c>K sp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。

Q c=K sp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。

Q c<K sp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。

本节知识树沉淀溶解平衡与化学平衡、电离平衡、水解平衡并称为四大平衡体系，均适用于平衡移动原理，本节主要学习了沉淀溶解平衡的形成及其应用。