高二化学《电离平衡的移动》知识点总结
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——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。
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。
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。
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。
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。
电离平衡的移动(知识点总结)
电离平衡的移动【学习目标】1、了解电离平衡状态及特征；2、掌握影响电离平衡的因素。
【要点梳理】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CH 3COO －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 －a (H )(A )(H A )c c K c +-⋅=。
对一元弱碱(BOH)：BOHB ++OH －b (B )(O H )(B O H )c c K c +-⋅=。
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。
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。
高二化学化学平衡和电离平衡
ν (逆)都增大。（因为P增大，容器的体积缩小，各物质
的浓度都有增大，所以ν (正)、ν (逆)都增大。 ）
当P降低呢？
【例3】甲、乙两容器内都在进行A+3B→ 2C的反应，甲中每分钟
内A减少了4mol，乙中每分钟内A减少了2mol，则两容器中的反
⑷影响化学反应速率的因素（内因和外因） 内因：决定化学反应速率的主要因素是（ 参加反应的物质的性质 ） 外因：
①C：增大浓度，ν 增大。增大反应物的浓度，ν (正)增大， 增大生成物的浓度，ν (逆)增大。
当减小浓度呢？减小反应物的浓度呢？减小生成物的浓度呢？
②T：升高温度，ν 增大。T升高，ν (正)增大，ν (逆)增大。 当降低温度呢？
第二章 化学平衡 电离平衡
复习课
一、知识网络
定义及表示方法
化学反应速率 影响ν 的因素：内因和外因（c、T、P 和催化剂等）
简单计算
化
化学
化学平衡的定义、平衡的标志和特征
学 平
平 化学 衡 平衡
影响化学平衡的外界条件：c、P 、 T影响规律 勒夏特列原理 平衡理论体系：溶解结晶平衡、化学平衡、电离平衡和水解平衡
衡
实验 有关计算：起始浓度、平衡浓度、转化率
与
电解质与非电解质、强电解质与弱电解质
电
电离平衡与水的电离及其影响因素（c、T）
离电
概念及实质
平 衡
离 平 衡
盐类 的水解
影响因素及应用
水解的化学方程式和离子方程式 水解的规律及应用
酸碱 中和 滴定
原理和操作（准备、滴定、数据记录及处理） 计算公式、误差分析
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。
高中化学第三章知识点归纳
高中化学第三章知识点归纳一、弱电解质的电离平衡与电离常数1.弱电解质的电离平衡：电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、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，而离子浓度一般会减小。
(2)温度：温度越高，电离程度越大。
因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。
(3)同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。
(4)能反应的物质：如向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
2.电离常数(电离平衡常数)以CH3COOH为例，，K的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K只与温度有关。
对多元弱酸(以H3PO4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为K1、K2、K3，它们的关系是K1≫K2≫K3，因此多元弱酸的强弱主要由K1的大小决定。
3.电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系二、溶液酸碱性规律与pH计算方法1.溶液的酸碱性规律：溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小：(1)pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量浓度越大。
(2)pH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.pH的计算方法(1)基本方法思路：先判断溶液的酸碱性，再计算其pH：①若溶液为酸性，先求c(H＋)，再求pH。
②若溶液为碱性，先求c(OH－)，再由求出c(H＋)，最后求pH。
(2)稀释后溶液的pH估算：①强酸pH＝a，加水稀释10n倍，则pH＝a＋n。
②弱酸pH＝a，加水稀释10n倍，则a<pH<a＋n。
③强碱pH＝b，加水稀释10n倍，则pH＝b－n。
④弱碱pH＝b，加水稀释10n倍，则b－n<pH<b。
⑤酸、碱溶液被无限稀释后，pH只能接近于7。
酸不能大于7，碱不能小于7。
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。
《电离平衡》 知识清单
《电离平衡》知识清单一、电离平衡的概念在一定条件下（如温度、浓度等），弱电解质在溶液中电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，溶液中各组分的浓度保持不变，此时达到了电离平衡状态。
要理解电离平衡，首先得清楚弱电解质的特点。
弱电解质在水溶液中只有部分电离，存在着未电离的分子和电离产生的离子，它们处于一种动态平衡之中。
二、影响电离平衡的因素1、温度升高温度，电离平衡一般会向电离方向移动。
因为电离过程通常是吸热的，升高温度提供了更多的能量，有利于弱电解质的电离。
2、浓度稀释溶液，电离平衡会向电离方向移动。
这是因为溶液浓度降低，离子碰撞结合成分子的机会减少，而电离的机会相对增加。
对于同离子效应，如果在弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，电离平衡会向生成分子的方向移动。
比如在醋酸溶液中加入醋酸钠，醋酸根离子浓度增大，会抑制醋酸的电离。
3、外加物质如果加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质，电离平衡会向电离方向移动。
三、电离平衡常数电离平衡常数（简称电离常数）是衡量弱电解质电离程度的物理量。
对于一元弱酸（HA），其电离常数表达式为 Ka ＝ H+A ／ HA；对于一元弱碱（BOH），电离常数表达式为 Kb ＝ B+OH ／ BOH。
电离常数只与温度有关，温度一定时，电离常数是一个定值。
电离常数越大，表明该弱电解质的电离程度越大。
四、电离度电离度是指已电离的弱电解质分子数占弱电解质分子总数的百分比。
它可以反映弱电解质的电离程度。
电离度＝（已电离的弱电解质分子数／弱电解质分子总数）× 100%五、强弱电解质的比较强电解质在水溶液中完全电离，不存在电离平衡。
而弱电解质部分电离，存在电离平衡。
从导电性来看，强电解质溶液的导电性通常较强，而弱电解质溶液的导电性较弱。
但溶液导电性的强弱还与溶液中离子浓度、离子所带电荷等因素有关。
从物质类别上，强酸、强碱和大多数盐是强电解质；弱酸、弱碱和水是弱电解质。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
电离平衡的移动【学习目标】1、了解电离平衡状态及特征；2、掌握影响电离平衡的因素。
【要点梳理】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)。
[说明](1)多元弱酸只比较其K a1；(2)同化学平衡常数一样，电离平衡常数K值不随浓度而变化，仅随温度而变化。
4．多元弱酸的电离：多元弱酸的电离是分步(级)进行的，且一步比一步困难，故多元弱酸的溶液的酸性主要由第一步电离来决定。
如H3PO4的电离(如图)：H3PO4H++H2PO4－K a1H2PO4－H++HPO42－K a2HPO42－H++PO43－K a3要点诠释：K a1＞K a2＞K a3，在H3PO4溶液中，由H3PO4电离出来的离子有H+、H2PO4－、PO43－等，其离子浓度的大小关系为c (H+)＞c (H2PO4－)＞c (HPO42－)＞c (PO43－)。
要点三、弱电解质的电离度1．概念：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已电离的电解质分子数占原来分子总数(包括已电离的和未电的)的百分率叫做电离度。
常用表示。
2．数学表达式。
[说明]上式中的分子数也可用物质的量、物质的量浓度代替。
3．影响电离度的因素(1)内因：电解质的本性，不同的弱电解质由于结构不同，电离度也不同。
通常电解质越弱，电离度越小。
(2)外因。
浓度：加水稀释。
电离平衡向电离方向移动，故溶液浓度越小，电离度越大。
温度：电解质的电离过程是吸热过程，故温度升高，电离度增大。
由此可见，可以根据相同条件下(温度、浓度)电离度的大小来判断不同弱电解质的相对强弱。
例如：25℃时，0.1 mol·L－1的氢氟酸的=7.8％，0.1 mol·L－1的醋酸的=1.3％，所以酸性：HF＞CH3COOH。
要点四、一元强酸与一元弱酸的比较【典型例题】类型一：弱电解质的电离平衡例题1 在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO－+H+对于该平衡，下列叙述正确的是()A．加入水时，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0.1 mol·L－1 HCl溶液，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【思路点拨】本题考查影响弱电解质电离平衡的因素。
溶液浓度越小，电离程度越大；温度越高，电离程度越大，除此之外还需要考虑其他离子的间接影响。
【答案】B【解析】根据勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变。
A项加入水时，c(CH3COOH)+c(CH3COO－)+c(H+)减小，平衡向其增大的方向（也就是正方向）移动；B项加入NaOH与H+反应，c (H+)变小，平衡向正反应方向移动；C项加入HCl时c (H+)变大，平衡向其减小的方向(也就是逆方向)移动，但最终c (H+)比未加HCl前还是要大；D项加入CH3COONa，c (CH3COO－)增大，平衡向逆反应方向移动。
【总结升华】(1)电离平衡状态特征的核心是“等”，“等”决定了“定”。
“动”是“变”的基础，没有“动”也就没有“变”，“变”又是“动”的表现。
(2)化学平衡原理(勒夏特列原理)也适用于电离平衡。
举一反三：【变式1】25 ℃时，0.1 mol/L稀醋酸加水稀释，右图中的纵坐标y可以是( )A．溶液的pH B．醋酸的电离平衡常数C．溶液的导电能力D．醋酸的电离程度【答案】C【解析】稀释0.1 mol·L－1稀醋酸时，加入的水越多，c(H＋)越小，故溶液的pH增大，导电性减弱，溶液越稀，弱电解质的电离程度越大，而电离平衡常数是一个温度常数，只要温度不变，电离平衡常数就不变，综上所述，只有C正确。
【高清课堂：弱电解质的电离平衡-电离平衡的移动】【变式2】在稀醋酸溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO－+H+，当改变条件时，表中各项有何类型二：电离平衡常数和电离度例题2 在25℃时，相同浓度的HF、CH3COOH和HCN(氢氰酸)溶液，它们的电离平衡常数分别是3.5×10－4、1.8×10－5、4.9×10－10，其中，氢离子的浓度最大的是______，未电离的溶质分子浓度最大的是______。
【思路点拨】本题考查弱电解质的电离平衡常数。
平衡常数越大，表明弱电解质的电离程度越大，相应未电离的溶质分子数越少。
【答案】HF HCN【解析】一定温度下，弱酸溶液中氢离子浓度与电离常数(K)和溶液的物质的量浓度的关系可以从以下过程推出，设弱酸为HA，其物质的量浓度为c，c (H+)记作x。
HA H++ A－起始c0 0平衡c－xxx则2xKc x=-对于难电离的弱酸(K很小)溶液，c x，故c x c-≈，则上式可变为2xKc=，即(H)c+=。
一定温度下，当溶液的浓度一定时，c (H+)随电离常数的增大而增大。
题中K (HF)＞K (CH3COOH)＞K (HCN)，故氢离子浓度HF溶液最大，余下的未电离的HF分子最少，而HCN溶液中未电离的HCN分子最多。
【总结升华】弱电解质的电离平衡仍然是化学平衡中的一种，仍然可以用勒夏特列原理理解。
电离平衡常数的表达及意义也是相同的。
举一反三：【变式1】18℃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，在浓度相同的两种溶液中，用“＞”“＜”或“＝”填空：(1)H+的浓度：H2A________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)溶液导电能力：H2A________H2B。
【答案】(1)＞(2)＞(3)＜(4)＞类型三：一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较例题3 对室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是() A．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大B．使温度都升高20℃，两溶液的pH均不变C．加水稀释2倍后，两溶液的pH均减小D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多【思路点拨】溶质浓度相同的一元强酸、一元弱酸，由于弱酸是部分电离，所以其溶液中电离出的氢离子浓度小，相应pH大。
但溶质所能全部电离出的氢离子总数是相同的。
【答案】A【解析】醋酸是弱酸，存在电离平衡；盐酸是强酸，不存在电离平衡。
pH相同即c (H+)相同，体积又相同，则两者已电离出n(H+)相同，但盐酸中的H+已全部电离，而醋酸中还有许多醋酸分子未电离，A选项加入CH3COONa晶体，前者抑制CH3COOH电离，使c (H+)减小，后者直接发生反应：CH3COO－+H+＝CH3COOH，c (H+)也减小，两者pH均增大。
A选项正确；B选项，升高温度，二者pH均改变；C选项，加水稀释，溶液的pH均增大；D选项，足量锌与二者充分反应，由于CH3COOH的物质的量远大于HCl，故CH3COOH产生的H2多。
【总结升华】弱酸中c(H+)下降后，可进一步电离。
c(H+)相同、体积相同时，弱酸中所含溶质的物质的量要比强酸大得多。
举一反三：【变式1】相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是()【答案】C【解析】pH相同的一元弱酸的物质的量浓度大于一元强酸的物质的量浓度，所以加入足量锌粉最终产生氢气的量一元弱酸较多。
反应过程中，未电离的弱酸分子会继续电离，使得溶液中H+ 浓度比强酸大，反应过程中的反应速率弱酸大于强酸。
【总结升华】要加深一元弱酸中的电离平衡的理解，注意本题给的条件是相同的pH，如果给的是一元强酸溶液和一元弱酸的浓度相同，产生氢气体积就相同了。
【变式2】(2019北师大附中)有关常温下pH均为3的醋酸和硫酸的说法正确的是( )A．两种溶液中，由水电离出的氢离子浓度均为1×10-11 mol·L-1B．分别加水稀释100倍后，两种溶液的pH仍相同C．醋酸中的c(CH3COO-)和硫酸中的c(SO42-)相等D．分别加入足量锌片，两种溶液生成H2的体积相同【答案】A。