水溶液中离子的平衡知识点
高三 水溶液中的离子反应与平衡
高三化学中涉及水溶液中的离子反应与平衡是一个重要的知识点，主要包括离子间的化学反应以及反应达到动态平衡的情况。
以下是一些相关内容：
1. 离子反应：在水溶液中，许多化合物会解离成离子。
例如，普通盐类在水中会解离成阳离子和阴离子。
这些离子之间会发生各种化学反应，如生成沉淀、产生气体、发生酸碱中和等。
2. 离子平衡：当离子间的反应达到一定程度后，反应会进入平衡状态。
在水溶液中，离子的生成和消耗达到动态平衡，反应物和生成物之间的转化速率相等。
例如，在铁离子与硫化氢根离子反应生成硫化铁沉淀时，反应会在一定条件下达到平衡状态。
3. 离子反应的平衡常数：对于水溶液中的离子反应，可以用平衡常数（K）来描述平衡状态。
平衡常数是反应物和生成物浓度的比例，反映了反应物质的活动度之间的关系。
平衡常数越大，说明生成物浓度较高；反之，平衡常数较小则表示生成物浓度较低。
4. Le Chatelier定律：当影响离子平衡的条件发生改变时，系统会偏离原来的平衡状态以抵消这种变化。
Le Chatelier定律指导我们预测系统对温度、压力、浓度等因素的响应，以及如何通过调整条件来影响离子平衡的位置。
5. 离子反应的应用：水溶液中的离子反应与平衡不仅在化学实验室中有重要应用，还在工业生产、环境保护等领域有着广泛的应用，如废水处理、金属提取等。
总的来说，水溶液中的离子反应与平衡是高三化学中的重要内容，理解这些知识点有助于深入学习化学反应的机理和规律，同时也具有一定的应用价值。
希望这些信息能对你有所帮助。
离子在溶液中的平衡与解题方法
离子在溶液中的平衡与解题方法溶液是由溶剂中溶解的溶质组成的稳定混合物。
在溶液中，溶质以原子、分子或离子的形式存在。
离子是溶液中最常见的一种溶质形式，它们在溶液中的平衡和解题方法成为化学学习中的重要内容。
本文将探讨离子在溶液中的平衡性质以及解题方法，帮助读者更好地理解和应用这一知识点。
离子在溶液中的平衡性质离子在溶液中的平衡性质主要体现在离子的溶解度和离子间的平衡反应上。
1. 离子的溶解度离子的溶解度是指在单位体积溶剂中溶解的离子的量。
溶解度可以通过溶解度积（solubility product）来表示。
溶解度积是指当溶液中某种离子的浓度达到一定程度时，离子间的反应达到平衡的乘积积。
溶解度积常用Ksp表示，其值与溶质在水中的溶解度有关。
对于无机盐类，其溶解度积可以通过该盐在水中溶解的方程式来确定。
以AB为例，若其在水中的溶解方程式为：AB(s) ⇌ A+(aq) + B-(aq)，则其溶解度积的表达式为Ksp=[A+][B-]，方括号表示浓度。
2. 离子间的平衡反应在溶液中的离子不仅仅以溶解度的形式存在，它们还可以通过反应形成新的化合物。
这些离子间的平衡反应与溶解度平衡有直接关系。
如对于钙盐溶解的反应，CaCO3(s) ⇌ Ca2+(aq) + CO32-(aq)。
在溶解过程中，溶解度平衡与碳酸钙的饱和度有关。
当溶解度过饱和时，会出现沉淀反应，新生成的沉淀会降低溶液中的离子浓度。
解题方法在解决与离子在溶液中的平衡有关的问题时，可以采取以下方法：1. 确定溶解度方程对于给定的溶质，需要先确定其溶解度方程式。
通过化学实验或查阅相关文献，可以得到该溶质在水中的溶解方程式。
2. 计算溶解度积根据溶解度方程式，可以计算溶解度积的值，从而了解溶质的溶解度情况。
需要注意，在计算溶解度积时要考虑反应系数、溶液体积等因素。
3. 判断是否会发生沉淀反应通过比较溶解度积和溶度积的大小，可以判断溶液中是否会发生沉淀反应。
水溶液中的离子反应与平衡知识点
水溶液中的离子反应与平衡知识点水溶液中的离子反应与平衡是化学中非常重要的知识点，它涉及到溶液中离子的生成、反应以及平衡状态的维持。
在化学反应中，溶液中的离子反应是指溶液中溶质（通常是离子化合物）发生离子交换或结合的过程。
这些离子反应可以分为酸碱中和反应、沉淀反应和氧化还原反应等。
酸碱中和反应是指酸和碱在水溶液中发生中和反应，生成盐和水。
例如，氢氧化钠（NaOH）与盐酸（HCl）在水中发生中和反应，生成氯化钠（NaCl）和水（H2O）的反应可以表示为：NaOH + HCl → NaCl + H2O.沉淀反应是指在溶液中生成固体沉淀的反应。
当两种溶液混合后，溶液中的离子重新排列并形成沉淀。
例如，银离子与氯化物离子在水溶液中发生沉淀反应，生成白色的固体氯化银：Ag+ + Cl→ AgCl↓。
氧化还原反应是指化学物质失去或获得电子的反应。
在水溶液中，氧化还原反应通常涉及到金属离子和非金属离子之间的电子转移。
例如，铁离子与硫酸根离子在水溶液中发生氧化还原反应，生成亚铁离子和硫酸：Fe2+ + SO4^2→ FeSO4。
在这些离子反应中，化学平衡是一个重要的概念。
化学平衡是指在反应达到一定条件下，反应物和生成物的浓度保持稳定的状态。
根据Le Chatelier原理，当影响平衡的条件发生变化时，平衡会向着能够抵消这种变化的方向移动。
因此，通过调整温度、压力、浓度等条件，可以控制化学反应的平衡状态。
总之，水溶液中的离子反应与平衡知识点是化学中的重要内容，它不仅有助于我们理解化学反应的基本过程，还可以应用于工业生产、环境保护等方面。
对于学习化学的人来说，掌握这些知识点是至关重要的。
水溶液中的离子平衡知识点总结
水溶液中的离子平衡知识点总结在一定条件下，水分子自身也会发生电离，形成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），这个过程称为水的电离平衡。
水的电离常数（Kw）是描述这个平衡的常数，它等于氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，即Kw=[H+][OH-]。
2、pH值和酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标，它等于负的以10为底的氢离子浓度的对数，即pH=-log[H+]。
pH值越小，溶液越酸；pH值越大，溶液越碱。
中性溶液的pH值为7.3、酸碱指示剂：酸碱指示剂是一种能够根据溶液酸碱性变化颜色的物质。
常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴甲酚等。
4、酸碱反应：酸和碱在一定条件下可以发生中和反应，生成盐和水。
酸和碱的强弱可以通过它们的电离程度和pH值来判断。
强酸和强碱的电离程度高，pH值低；弱酸和弱碱的电离程度低，pH值高。
5、酸碱滴定：酸碱滴定是一种通过滴加一种酸或碱来确定另一种酸或碱浓度的方法。
滴定过程中使用的指示剂可以根据溶液的酸碱性变化颜色，从而确定滴定终点。
常见的酸碱滴定有酸度计滴定和碱度计滴定。
6、酸碱平衡的影响因素：影响酸碱平衡的因素包括温度、浓度、溶液中其他离子的影响等。
在一定条件下，这些因素可以改变酸碱平衡的位置和强度。
水的离子积Kw是指在特定温度下水中[H+]和[OH-]浓度的乘积，当温度为25℃时，[H+]和[OH-]的浓度均为10mol/L，因此Kw的值为1×10^-14.Kw只与温度有关，温度一定则Kw值不变。
Kw不仅适用于纯水，也适用于任何溶液，包括酸、碱和盐。
水电离具有可逆、吸热和极弱的特点。
外界因素会影响水电离的平衡，包括酸、碱、温度和易水解的盐。
酸、碱会抑制水的电离，易水解的盐会促进水的电离。
而温度则会促进水的电离，因为水的电离是吸热的。
溶液的酸碱性可以用pH值来表示，pH=-lgc[H+]。
pH值可以通过酸碱指示剂和pH试纸来测定。
酸碱指示剂包括甲基橙、石蕊和酚酞，它们的变色范围分别为3.1~4.4、5.0~8.0和8.2~10.0.pH试纸的使用方法是将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。
水溶液中的离子平衡高考知识点(一)
水溶液中的离子平衡高考知识点(一)水溶液中的离子平衡高考知识点一：离子的概念•离子是指在溶液或熔融状态下带有电荷的化学物质。
•阳离子是带有正电荷的离子，形成离子时失去了一个或多个电子。
•阴离子是带有负电荷的离子，形成离子时获得了一个或多个电子。
知识点二：水的电离和自离解•水的分子在一定程度上可以发生电离，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
•自离解是指水分子自身发生电离，形成氢离子和氢氧根离子的平衡反应。
•自离解可表示为：H2O ⇌ H+ + OH-知识点三：酸性和碱性溶液•酸性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度高于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
•碱性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度低于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
•中性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度等于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
知识点四：酸碱指示剂•酸碱指示剂是一种能够通过颜色的变化来判断溶液酸碱性的化学物质。
•酸性溶液下常见的指示剂有酚酞和甲基橙，颜色呈红色。
•碱性溶液下常见的指示剂有苏丹红和碘化钾淀粉溶液，颜色呈黄色或蓝色。
•中性溶液下常见的指示剂是酚酞和甲基橙的混合物，呈橙黄色。
知识点五：酸碱中和反应•酸碱中和反应是指酸和碱发生反应，生成盐和水的化学反应。
•酸和碱的中和反应满足反应物摩尔比为1:1的化学方程式。
•例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O，盐是NaCl，水是H2O。
知识点六：电解质和非电解质•电解质是指在溶液中或熔融状态下能够导电的物质，可以分为强电解质和弱电解质。
•强电解质在溶液中能完全离解成离子，如NaCl。
•弱电解质在溶液中只能部分离解成离子，如醋酸。
•非电解质是指在溶液中不能导电的物质，如蔗糖。
知识点七：水溶液中离子浓度的计算•根据溶液中离子的摩尔比例，可以计算出离子的浓度。
•离子浓度的计算公式为：离子浓度 = 溶质摩尔浓度× 离子的电离度（当为电解质时）。
•电离度是指电解质溶液中某种离子溶液中的浓度与溶质摩尔浓度的比值。
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。
水溶液中的离子平衡知识点
水溶液中的离子平衡知识点离子平衡的知识点包括离子的解离、离子浓度、离子平衡常数、溶解度积、溶解度和配位化学等。
首先，离子的解离是指溶解物质的分子在溶液中分解成离子的过程。
例如，当盐酸溶解在水中时，盐酸分子会解离成氢离子和氯离子，可以表示为HCl->H++Cl-。
不同物质的解离程度不同，有些物质完全解离，有些物质只部分解离。
其次，溶液中离子的浓度对离子平衡有重要影响。
离子溶液的浓度可以通过摩尔浓度或者摩尔分数来表示。
离子浓度的高低会影响离子间相互作用的强度，从而影响溶液中的化学反应。
一般来说，离子浓度越高，反应速率越快。
离子平衡常数是指当反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度之比的乘积。
离子平衡常数通常用K表示。
例如，对于反应A+B->C+D，离子平衡常数可以表示为：K=[C][D]/[A][B]。
离子平衡常数的大小可以通过判断离子在溶液中的浓度来确定化学反应的方向性和平衡程度。
溶解度积是指固体物质在溶液中达到饱和时，溶质的离子浓度之乘积。
溶解度积常用Ksp表示。
当达到溶解度积时，溶解物质的离子浓度就达到了平衡状态。
溶解度积的大小取决于物质的溶解度及其解离程度。
例如，对于固体AgCl的溶解度积可以表示为：AgCl <-> Ag+ + Cl-，Ksp =[Ag+][Cl-]。
溶解度是指在给定温度下，单位体积溶剂中可以溶解的物质最大量。
溶解度的大小与物质的性质、溶剂的性质以及温度有关。
不同物质的溶解度可以通过实验测定，通常用摩尔溶度或质量溶度来表示。
配位化学是指溶液中离子之间的空间结构和相互作用。
在溶液中，离子还可以与水分子形成配合物。
配位化学涉及到配体、配合物和配位数等概念。
配合物的稳定性和反应性取决于配体的性质和配位数。
配位化学在生物化学、药物化学等领域有重要应用。
总结来说，水溶液中的离子平衡涉及离子的解离、离子浓度、离子平衡常数、溶解度积、溶解度和配位化学等知识点。
了解离子平衡的原理和相关知识，可以帮助我们理解溶液中的化学反应以及溶解物质在溶液中的特性。
水溶液中的离子平衡高考知识点
水溶液中的离子平衡高考知识点
1. 水溶液中的离子平衡指的是在溶液中存在的离子浓度达到一定平衡的状态。
2. 溶解度积常数：当某个物质在水溶液中达到饱和溶解时，其离子的浓度与饱和溶液的浓度的乘积称为溶解度积常数。
3. 离解度：指溶质在溶液中离解成离子的程度。
4. 离子的活度：离子以实际浓度的形式存在于溶液中，它的活度与浓度存在关系。
活度是描述溶液中离子活动性的指标。
5. 离子强度：是指溶液中离子浓度的度量。
6. 水的自离解：水分子在水溶液中会自发地互相转化为氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻），这种转化称为水的自离解。
7. 酸碱中和反应：酸和碱反应时，产生水和盐的反应称为酸碱中和反应。
8. 离子的溶剂化：离子在溶液中被水分子包围的过程。
9. 离子强度对离子溶剂化的影响：随着离子浓度的增加，离子强度增大，离子溶剂化减弱。
10. 活动系数和离子强度的关系：离子强度越大，活动系数越小，活动系数是描述溶液中离子活动性的指标。
11. 离子稳定性：在水溶液中，具有相对稳定性的离子一般不会发生反应，而不稳定离子则容易发生反应。
12. 离子产物原理：可通过离子产物原理，根据离子生成反应的离子产物的溶度积常数，预测离子反应的方向和倾向性。
13. pH值与酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标，pH值越小表示酸性越强，越大表示碱性越强。
14. 离子反应速率：离子反应速率与离子活度有关，活度越高，反应速率越快。
15. 离子反应热：离子反应的热效应称为离子反应热，通常与离子强度以及离子溶剂化的程度有关。
以上为水溶液中的离子平衡的一些高考知识点，希望对你有帮助。
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,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 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; 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 电解质分子 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;9、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10、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 11、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：H 2SO 3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO 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 = cH +·cOH -25℃时, H +=OH - =10-7 mol/L ; K W = H +·OH - = 110-14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、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 、CuOH 2、H 2O …… 混和物 纯净物注意：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〈110-14②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〉 110-144、溶液的酸碱性和pH：1pH=-lgcH+2pH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—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+V22、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72、弱酸溶液：稀释10n倍时,pH稀〈 pH原+n 但始终不能大于或等于73、强碱溶液：稀释10n倍时,pH稀 = pH原－n 但始终不能小于或等于74、弱碱溶液：稀释10n倍时,pH稀〉 pH原－n 但始终不能小于或等于75、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、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=pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+2、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;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;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＞NaHCO34、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 == 2AlOH3↓+ 3H2S↑８、水解平衡常数 Kh对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/KaKw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/KbKw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溶解度小于的电解质称难溶电解质;2反应后离子浓度降至110-5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、CaOH2、Ag2SO45溶解平衡常为吸热,但CaOH2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注意在沉淀后用s标明状态,并用“”;如：Ag2Ss 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：AgNO 3 AgCl 白色沉淀 AgBr 淡黄色 AgI 黄色 Ag 2S 黑色 6、溶度积K SP1、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;、表达式：AmBns mA n+aq+nB m-aq K SP = cAn+m•cBm-n3、影响因素：外因：①浓度：加水,平衡向溶解方向移动;②温度：升温,多数平衡向溶解方向移动;4、溶度积规则Q C 离子积〉K SP 有沉淀析出 Q C= K SP 平衡状态Q C 〈K SP 未饱和,继续溶解。
化学选修4-水溶液中的离子平衡-知识点归纳
化学选修4-水溶液中的离子平衡-知识点归纳
一、离子平衡
离子平衡是指溶液中各种成分离子的浓度是否可以在一定程度上保持相对稳定，即溶
液中离子的平衡状态。
水溶液中，离子平衡受到离子活度、pH值以及离子表面活性剂的影响，它又是一种复杂的物理和化学平衡。
二、离子活度
离子活度是指离子在溶液中的浓度，按照一定的系统单位可以表示，离子活度的升高
会极大影响离子平衡的变化。
离子活度的升高可以分为两种情况：一是由于溶质极性的作
用而使溶液中的离子浓度增加；另一种情况是由于外加物质增加而使溶液中离子浓度增加。
三、pH值
pH值是衡量溶液酸碱性的参数，是由H+离子浓度决定的，当H+离子的浓度增高或降
低时，溶液的酸碱性会发生变化，进而影响离子平衡。
pH值左右，会极大地影响溶液中的阴、阳离子浓度。
四、离子表面活性剂的作用
离子表面活性剂可以在离子平衡的调节和控制中起着重要的作用，它可以影响离子活
度和pH值，进而影响离子平衡。
离子表面活性剂也可以用于构建和保持溶液中的离子平衡，因此表面活性剂在化学实验中也可以用作离子平衡的调节和调整。
五、离子平衡的实验技术
离子平衡的实验，通常可以采用滴定、ATP检测、还原电位检测、限流技术、质谱技术、表面活性剂测定法、竞争性抑制反应等技术方法，实验的反应过程要适当控制，来保
持溶液中的离子平衡。
要保持水溶液中的离子平衡，就必须牢记所有上述知识，并以科学的方式综合运用这
些知识去进行实验或测定。
只有掌握了这些知识，才能够更好地掌握水溶液中的离子平衡，并解决可能遇到的问题。
高中化学溶液离子平衡知识点
高中化学溶液离子平衡知识点一、知识概述《高中化学溶液离子平衡知识点》①基本定义：溶液中的离子平衡呢，简单说就是在溶液里，离子的浓度保持一种相对稳定的状态。
就是离子生成的速度和它消失（或者说反应掉）的速度达到一样的情况，就好像水池里一边进水一边出水，最后水位不变差不多的道理。
②重要程度：在高中化学里这可是非常重要的内容。
溶液中的很多反应、现象都跟离子平衡有关。
像化学物质的溶解、沉淀的产生、酸碱性这些都离不开离子平衡的知识。
要是这个没学好，很多后面的化学知识理解起来就会很吃力。
③前置知识：你得先熟悉一些基本的化学概念，像物质的溶解性、化学反应的基本类型、化学方程式的书写这些。
还得知道一些常见离子的性质，比如说哪些离子会和水里面的氢离子或者氢氧根离子有反应之类的。
④应用价值：实际生活里可以用来解释很多东西。
比如说我们刷牙用的含氟牙膏，氟离子和牙齿表面的钙离子等会有个平衡，适量的氟离子可以保护牙齿；还有在污水处理中，加入某些试剂调节离子平衡可以让有害物质沉淀下来，让水变得干净些。
二、知识体系①知识图谱：离子平衡是化学平衡里很重要的一部分，溶液里涉及到的电离平衡、水解平衡还有沉淀溶解平衡都是离子平衡的分支内容。
②关联知识：它和化学平衡的原理是差不多的，就像是同一家族的成员。
和酸碱中和反应、盐类的水解反应都有着特别紧密的联系。
③重难点分析：- 掌握难度：对于很多同学来说还是有点难的。
难点在于理解那些动态平衡的过程，毕竟它是微观的离子之间的反应。
就像你要想象一群特别小的粒子在溶液里进行着不停的结合又分开的舞蹈一样。
- 关键点：关键是要抓住离子浓度的变化、平衡移动的方向这几个方面。
④考点分析：- 在考试中的重要性：那可太重要了，无论是平时的小测试还是高考，都是必考的内容。
- 考查方式：会有选择题来考基本的概念，比如问你某种离子浓度的变化对平衡的影响。
还有简答题让你解释一些和离子平衡有关的现象，像碳酸钠溶液为什么显碱性之类的。
高中化学选修四 水溶液中的离子平衡知识点归纳
b.浓度：浓度越小，水解程度越大； c.外加酸碱：水解显酸性的盐加酸抑制水解加碱促进水解
水溶液中的离子平衡
24．水玻璃溶液与稀硫酸反应 SiO32- + H2O +2H+ = H4SiO4↓
离子反应
高考易错离子反应方程式
25．二氧化氮与水反应 3NO2 + H2O = 2H+ +2NO3- + NO
26．铵根离子的检验 NH4+ + OH— = NH3↑ + H2O
27．氨水吸收少量二氧化硫 2NH3·H2O +Байду номын сангаасSO2 = 2NH4+ + SO32- + H2O 或2NH3 + H2O + SO2 = 2NH4+ + SO32-
2、酸式盐溶液酸碱性的判断 强酸的酸式盐溶液一定呈酸性；弱酸的酸式盐溶液要看酸式酸根离子
的水解程度和电离程度谁更大：
呈碱性：NaHCO3、NaHS、NaHPO4； 呈酸性：NaHSO4、NaH2PO4。
水溶液中的离子平衡
考点：盐类水解的应用——加热蒸发盐溶液所得固体的规律 A、不水解，加热也不分解的得到该盐的晶体；Na2SO4 B、挥发性强酸弱碱盐溶液得到金属氢氧化物或金属氧化物；AlCl3、
离子反应
高考易错离子反应方程式 9． 碳酸钙与盐酸的反应
CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + CO2↑+H2O 10．碳酸钙与醋酸的反应
(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。
水溶液中的离子平衡知识点总结
水溶液中的离子平衡知识点总结水溶液中的离子平衡是指在溶液中溶解的电离物质（通常为盐和酸碱）之间的化学反应达到平衡的状态。
在离子平衡中，离子的浓度、水合度以及溶剂中其他化学物质的影响会相互作用，从而确定离子在溶液中的浓度和活性系数。
以下是水溶液中离子平衡的主要知识点的总结。
1.电离与离解平衡：当盐或酸碱溶解在水中时，会发生电离和离解反应。
电离是指分子或离子在溶液中失去或获得电子，形成离子。
离解是指发生离解反应的物质中，溶解出来的离子与未溶解的物质之间的平衡关系。
例如，普通盐（如氯化钠）在水中溶解后会形成Na+和Cl-离子，这是一个电离过程；酸碱的离解反应可以用离解方程式表示。
2.离子的动态平衡：在溶液中，离子与溶剂分子之间存在动态平衡。
当溶质分子溶解到溶液中时，会与溶剂分子重新结合，而且离子在水合的过程中还可能与其他离子形成复杂的离子配位化合物，这些过程决定了离子活动和浓度。
3.离子浓度与平衡常数：在离子平衡中，离子的浓度可以通过平衡常数来表示。
平衡常数是描述离子的浓度和溶液中化学反应的速度的一个参数。
对于酸碱反应，酸性常数（Ka）描述酸的强弱，碱性常数（Kb）描述碱的强弱，这些常数与离子平衡有很大的关系。
4.PH和酸碱平衡：PH是用来衡量溶液酸碱性的指标，是对数单位的负对数，它表示了溶液中氢离子（H+）的浓度。
PH值与酸碱反应的平衡有直接关系，当酸碱平衡移动时，PH值也会相应改变。
5.水自离解和电离常数：水自离解是指水分子自己发生电离的过程，产生等量的氢离子（H+)和氢氧根离子（OH-）。
水的电离常数（Kw）是描述水的离解程度的参数，其值为1.0×10^-14，在25℃下。
6.普通盐的完全电离和部分电离：普通盐是指由酸和碱反应得到的盐类，如氯化钠。
在水中溶解后，一些普通盐会完全电离成阳离子和阴离子，例如氢氧化钠（NaOH）；而其他一些普通盐则只会部分电离，如硫酸（H2SO4）。
7.酸碱中和反应和滴定：酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的化学反应。
高中化学知识点总结(第八章 水溶液中的离子平衡)
第八章水溶液中的离子平衡第1课时弱电解质的电离平衡知识点一弱电解质的电离平衡及其影响因素1．强、弱电解质(1)概念及分类(2)电离方程式的书写强电解质用“===”连接，弱电解质用“⇌”连接。
(1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
电离平衡建立过程如图所示：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。
(2)电离平衡的特征(3)外界条件对电离平衡的影响以CH3COOH H＋＋CH3COO－ΔH>0为例：改变条件移动方向n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)电离程度浓度加水稀释正向增大减小减小增大加冰醋酸正向增大增大增大减小同离子效应通入HCl(g)逆向增大增大减小减小加醋酸钠固体逆向减小减小增大减小升高温度正向增大增大增大增大说明①稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小；②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度也不一定增大；③电离平衡右移，电离程度也不一定增大电解质溶液导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。
将冰醋酸、浓醋酸和稀醋酸分别加水稀释，其导电能力随加水量的变化曲线如图：知识点二电离平衡常数与电离度1．电离平衡常数(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与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K(弱酸用K a，弱碱用K b)表示。
(2)表达式相同条件下，K 值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。
(4)特点①电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K 增大。
水溶液中的离子平衡知识点小结
《水溶液中的离子平衡》知识点姓名：1、电解质和非电解质都是。
单质和溶液。
电解质有，非电解质有，。
2、区别强电解质和弱电解质的依据是：。
强电解质在溶液中存在。
弱电解质在水溶液中存在。
3、常见的强电解质有；弱电解质有，，。
4、常见的强酸有：。
5、常见的强碱有：。
6、电离平衡：电解质的电离平衡指在一定条件下（、），弱电解质成离子的速率和离子结合成分子的速率时的状态。
电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征，条件改变时平衡移动的规律符合原理。
7、影响弱电解质电离平衡移动的因素I.内因：由电解质本身的性质决定。
电解质越弱，其电离程度越，常温下绝大多数0.1mol/L弱电解质里的分子不超过10%.II.外因：主要是。
①温度:弱电解质的电离过程一般是的。
升高温度电离。
越热越。
②浓度:加水稀释，电离平衡向移动，电离程度。
越稀越。
加水稀释：溶液的导电性。
③同离子效应：向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，电离平衡向反应移动。
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时，可以使电离平衡向方向移动0.1mol/LCH3COOH溶液中的平衡移动为例，醋酸的电离方程式为：8、电离平衡常数①概念：在一定条件下，弱电解质的达到平衡时，溶液中电离所产生的的乘积跟溶液中的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示（酸用Ka表示，碱用Kb表示）。
②表示方法：AB A++B- K =③K的意义：K值越大，表示该电解质，所对应的弱酸弱碱较。
从Ka或Kb的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，④影响K值大小的因素：K只与有关⑤多元弱酸的电离。
多元弱酸是电离的，且越向后的电离越，其电离出来的离子浓度也越。
K1>> K2>>K39、电离程度=10、相同体积，相同浓度的HCl 、CH3COOH、H2SO411、c(H+) 、体积相同的HCl 、CH3COOH、H2SO411、水的电离平衡(1)水的电离方程式。
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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水溶液中的离子平衡【命题规律】：从考查内容上看，主要集中在：判断电解质、非电解质；外界条件对电离平衡的影响及电离平衡移动、离子浓度大小比较；同浓度（或同PH）强、弱电解质溶液的比较，如c（H+）大小、起始反应速率、中和酸（或碱）的能力、稀释后PH的变化；强弱电解质的判断；物质导电性的强弱；电离平衡常数的简单计算或半定量分析。
水的电离平衡及其影响因素；溶液酸碱性（或PH大小）的判断；已知PH 或浓度的强酸、强碱混合分析溶液酸碱性；有关溶液PH 计算。
其中溶液的酸碱性、离子浓度大小比较是高考的必考题，这类题目能有效地测试考生的判断、推理运算等思维能力。
【考点一电离和电离平衡】1、【强电解质与弱电解质的区别】强电解质弱电解质定义溶于水后几乎完全电离的电解质溶于水后只有部分电离的电解质化合物类型离子化合物及具有强极性键的共价化合物某些具有弱极性键的共价化合物。
电离程度几乎100％完全电离只有部分电离电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡溶液中存在的微粒（水分子不计）只有电离出的阴阳离子，不存在电解质分子既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子实例绝大多数的盐（包括难溶性盐）强酸：H2SO4、HCl、HClO4等强碱：Ba（HO）2 Ca（HO）2等弱酸：H2CO3 、CH3COOH等。
弱碱：NH3·H2O、Cu（OH）2 Fe（OH）3等。
少数盐：(CH3COO)2Pb、HgCl2电离方程式KNO3=K++NO3—H2SO4=2H++SO42—NH3·H2O NH4++OH_H2S H++HS_ HS_H++S2-①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。
【注意】：(2)强酸酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶液中不存在酸式酸根，如NaHSO4=Na++H++SO42-.在熔融状态下则电离成金属离子和酸根离子，如NaHSO4=Na++HSO4-酸式盐在熔融状态下与溶于水时的电离不同：熔融Na2HSO4=Na++HSO4—NaHCO3=Na++HCO3—溶于水Na2HSO4=Na++H++SO42—NaHCO3=Na++HCO3—HCO3—H++CO32—（3）弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离成金属离子和酸式酸离子，酸式酸根再部分电离。
如NaHCO3==Na++HCO3-，HCO3-H++CO32-这种情况可称作“强中有弱”。
弱酸的酸式盐分步电离，第一步不可逆，以后步步可逆，且一步比一步的电离程度小。
（4）两性氢氧化物双向电离:AlO2—＋H+＋H2O Al(OH)3Al3++3OH—2、【判断电解质强弱的方法】(以HAc为例)：（1）在相同浓度、相同温度下，与强电解质溶液导电性对比实验。
（2）浓度与PH的关系，测0.01mol/LHAc溶液的pH>2，说明醋酸是弱酸。
（3）测NaAc溶液的pH值，呈碱性，则证明醋酸是弱酸。
（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a+2,则证明是弱酸。
若pH=a+2，则证明是强酸。
（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。
（9）利用元素周期律进行判断。
如非金属性Cl>S>P>Si,，则酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3(最高价氧化物对应的水化物）；金属性Na>Mg>Al,则碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。
（10）利用较强酸（碱）制备较弱酸（碱）判断电解质强弱。
如将CO2通入苯酚溶液中出现浑浊。
说明碳酸的酸性大于苯酚。
（二）、电离平衡1、【弱电解质的电离平衡的特点】：(5)导电性强弱与电解质强弱的关系：电解质的强弱由物质内部结构决定，电解质的强弱在一般情况下影响着溶液导电性的强弱。
导电性强弱是由溶液离子浓度大小决定的。
如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱，而某弱电解质虽然电离程度很小，但如果浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。
因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质的导电能力也不一定弱。
3、【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，溶液中电离所产生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，用K表示（酸用Ka表示，碱用Kb 表示）。
(2)表示方法：AB A++B-(3)K的意义：K值越大，表示该电解质较易电离，所对应的弱酸弱碱较强。
从Ka或Kb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：>>>>>>>如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO(4)影响K值大小的因素：K值不随浓度而变化，但随温度而变化。
(5)多元弱酸的电离。
多元弱酸是分步电离的，且越向后的电离越困难，其电离出来的离子浓度也越小，酸性主要由第一步电离决定。
如H3PO4的电离：第一步电离：H3PO4 H++H2PO4—（较易） K1第二步电离：H2PO4— H++HPO42—（较难） K2第三步电离：HPO42— H++PO43—（困难） K3显然：K1>K2>K3。
在磷酸溶液中，由H3PO4电离出来的离子有H+、H2PO4 —、HPO4 2—、PO4 3—等离子，其离子浓度的大小关系为：c(H+)>c(H2PO4—)>c(HPO42—)>c(PO43—)4、【电离度】电离度——在一定条件，弱电解质在水溶液里达电离平衡时，已电离的电解质分数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数电离度（α）= （已电离弱电解质分子数/原弱电解质分子数）*100%电离度主要是由物质的本身的性质决定的，（1）浓度的影响：电离度随浓度的降低而增大。
（因浓度越稀，离子互相碰撞而结合成分子的机会越少，电离度就越大。
）（2）温度的影响：因为电离过程是吸热的，因此温度升高离子化倾向加强，又因大多数电解质电离时没有显著的热量变化，这就导致温度对电离度虽有影响，但影响并不大的必然结果。
一般情况下，温度对电离度影响不大，但水的离解过程显著吸热，所以温度升高可以增大水的电离度。
因此，用电离度比较几种电解质的相对强弱时，就当注意所给条件，即浓度和温度，如不注明温度通常指25℃。
（三）、水的电离平衡及溶液的酸碱性1、【水的电离K W】水是一种极弱的电解质：水电离平衡：:从纯水的导电实验测得，在25℃时，1L纯水中只有10-7mol电离，因此纯水中的H+浓度和OH-浓度各等于10-7mol/L ，所以PH=7，若温度升高，水电离程度增加，虽PH〈 7，但仍为中性。
水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、【溶液酸碱性的判断】溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c(H＋)和c(OH－)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有三点：判据1 在25℃时的溶液中：常温下，c(H＋)>10－7 mol/L时，溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越强；c(OH－)越大，碱性越强。
判据3 在任意温度下的溶液中：c(H＋)>c(OH－) 溶液呈酸性c(H＋)＝c(OH－) 溶液呈中性c(H＋)<c(OH－) 溶液呈碱性【注意】用pH判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。
不能简单地认为pH等于7的溶液一定为中性，如100℃时，pH＝6为中性，pH<6才显酸性，pH>6显碱性，所以使用pH时需注明温度，若未注明温度，一般认为是常温，就以pH＝7为中性。
4、【影响水电离平衡的外界因素】：①酸、碱：抑制水的电离 K W〈1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的），故水的电离平衡向右移动，H＋和OH－的浓度同时增大， K W增大，PH变小，但由于c(H＋）和c(OH－)始终保持相等，故仍显中性.③易水解的盐：促进水的电离 K W〉1*10-14。
若向纯水加入能发生水解的盐，由于弱酸根阴离子或弱碱的阳离子能结合水电离出来的H＋或OH－，生成较难电离的物质，破坏水的平衡，使水的电离平衡正向移动，使水溶液呈酸性或碱性，PH改变，但只要温度不变，K W就不变。
若所加的盐既不能与水中的H＋或OH－发生反应，自身有不能电离出H＋或OH－，则不能破坏水的电离平衡，不能使水的电离平衡发生移动。
④其他因素：如向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H＋反应，因而使水的电离向右移动。
5、【溶液的酸碱性和pH】：酸碱指示剂变色范围：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）【重难点】pH试纸的使用1．使用pH试纸测量溶液的pH时，一般先把一小片试纸放在洁净干燥的表面器皿或玻璃片上，用沾有待测液的玻璃棒点在试纸的中部，不能把试纸放在待测液中测定。
2．使用pH试纸测量溶液pH时，不能用水将pH试纸润湿。
因为这样做，已将溶液稀释，导致测定的pH不准确。
3．用广泛pH试纸测出的溶液pH只是整数值，而不会是3.1、5.2等小数值。
【重难点四】有关pH的计算1．单一溶液pH的计算6、【混合液的pH值计算方法公式】1、强酸与强酸的混合：2、强碱与强碱的混合：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；②OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它7、【稀释过程溶液pH值的变化规律】：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。
9、【酸碱中和滴定】：②滴定管可以读到小数点后一位 。
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=V n V c n ⋅⋅⋅【重难点五 中和滴定】 1．中和滴定的关键(1)准确测定参加反应的两种溶液的体积。