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。

2．二者差不多上化合物，单质和混合物什么都不是。

即化合物不是电确实是非。

3电解质强调因本身电离出自由移动的离子而导电，假设是生成物的电离，就不是电解质，如SO2、NH3等。

4．电解质能够是离子化合物也能够是共价化合物，前者在两种情形下都能导电，后者只是在水溶液里导电。

------要证明一种化合物是离依旧共就看它在熔融状态下是否导电。

例：证明HCl是共价化合物，那么只需证明液态HCl不导电那么可。

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．把握常见的电解质与非电解质的类不：电解质包括酸、碱、盐、爽朗金属氧化物；非电解质一样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。

摸索：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------依照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稳。

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：强电解质能够含离子键或极性键；弱电解质只能含极性键〔那个地点的极性键也能够是强极性键。

如：HF〕，即含离子键的电解质必为强电解质。

4.强电解质、弱电解质的类不：-强电解质包括强酸、强碱、绝大多数盐、爽朗金属氧化物；弱电解质弱酸、弱碱、水。

三、|电离方程式的书写：——第一关注电解质的强弱。

1．强电解质用等号，弱电解质用可逆号。

2．多元弱酸的|电离方程式的书写：分步进行，越向后越困难。

要紧由第一步电离决定。

3．多元弱酸的酸式盐的书写：4．NaHSO4在水溶液中和熔融状态下电离的两种表示：5．两性氢氧化物[Al(OH)3]的两种电离：[想一想]：什么缘故多元的酸电离下一步比上一步困难，电离程度小得多，甚至可忽略五、弱电解质的电离平稳： 1．概念弱电解质的电离平稳是指在一定条件下〔湿度、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的状态。

2．阻碍电离平稳的因素 〔！〕T ： 〔2〕浓度：〔包括①稀释效应、②增浓效应、③同离子效应、④反应效应、⑤加入相同平稳体系的溶液〕注意：1。

电离程度正比于T 反比于C. 2．平稳正向移，电离程度不一定增加。

3．注意同离子效应、和反应效应对电离程度的阻碍。

4．在0。

1mol/LHAC 溶液中加入等体积等浓度的HAC 溶液。

对原平稳无阻碍。

5．HAC 、NH3.H2O 溶液中电离平稳的证明方法：只能加入中性物质NH4AC 固体.并配加指示剂。

6．稀释酸、碱溶液将分不导致[H +]浓度减小、[OH-]浓度减小 7．判定离子浓度的变化用直截了当因素。

以0.1mol/1 CH 3COOH 溶液为例：六、电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱阻碍溶液导电能力的因素：决定于自由移动离子的电荷浓度的大小。

〔其中C 电荷=nC 离子〕。

例：〔1〕假设在H 2SO 4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO 4沉淀和极难电离的水，使溶液中离子浓度降低，导电能力降低。

〔2〕假设在H 2SO 4溶液中加BaCl 2，虽有沉淀BaSO 4生成，但同时生成了HCl ，相当于1molSO 42—被2molCl —代替，故导电能力几乎不变。

〔3〕假设在HCl 溶液中加AgNO 3，那么导电能力几乎不变。

七、关于弱酸、弱碱溶液中存在电离平稳的运用及两个重要结论：1．弱酸与强酸相比〔或弱碱与强碱相比〕在稀释过程中不断有[H +]浓度或[OH-]浓度的补充。

而强酸、强碱那么无。

2．弱酸、弱碱溶液中在稀释后只有n 酸守恒，而nH+不守恒。

对强酸、强碱在稀释后只有n 酸、nH+均守恒。

注意：类同〕八、涉及酸或碱反应的有关运算：------关键：、涉及强酸或强碱反应找离子关系；涉及弱酸或弱碱反应找分子关系：〔故：涉及酸或碱反应要关注强弱〕对一元弱酸满足：CH+=C酸∝或C酸=注意：酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完呈中和。

即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的盐能否水解及水解情形而定，另外酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也阻碍着反应后溶液的性质。

一样酸或碱过量化生成的盐水解对溶液的酸碱性阻碍大。

下面把常见的几种情形分列出来.①等物质的量浓度的一元弱酸一元强碱溶液等体积混合溶液pH＞7〔由生成的强碱弱酸盐水解决定〕②等物质的量浓度的一元强酸与一元弱碱溶液等体积混合后溶液pH＜7〔由生成的强酸弱碱盐水解决定〕③等物质的量浓度的一元强酸与强碱溶液等体积混合后溶液pH=7〔因生成强酸强碱盐不水解〕想一想：假设酸或碱之一是多元，情形又如何样？④当pH=pOH的强酸与强碱溶液以等体积混合后pH=7〔与酸、碱的几元性无尖〕⑤当pH=3的某一元酸溶液与pH=11的一元强碱以等体积混合后pH≤7。

〔考虑酸有强弱之分，假设分弱酸，制反应后酸过量〕⑥当pH=3的某一元强酸pH=11的一元碱溶液的以等体积混合后pH≥7〔同理⑤，弱碱过量〕⑦将pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液以等体积混合后溶液pH=无法确定.再想一想：⑤⑥⑦与酸、碱的几元性有无关系？第二节水的电离平稳和溶液的PH一、水的电离与离子积：1．实验证明，纯水柔弱的导电性，是极弱的电解质：H 2O H ++OH ，当温度一定时[H +]·[OH —] =Kw 是一个常数称为水的离子积常数，简称水的离子积。

其中：25℃：[H +] = [OH —] = 10—7 ， Kw= [H +]·[OH —]= =10—14 100℃：[H +] = [OH —] = 10—6， ， Kw=[H +]·[OH —]=10-122．阻碍Kw 的因素Kw 与溶液中[H +]、[OH —]无关，只与温度有关。

水的电离为吸热过程，因此当温度升高时，水的电离程度增大，Kw 也增大。

故谈Kw 必须指明温度。

3．不管何种性质的溶液，由水电离的[H +] = [OH —]始终恒成立。

4．涉及水的电离就要联想Kw ，要描述Kw 的表达式必须注意[H +]或[OH —]哪种完全浓度完全来自于水：〔1〕在酸溶液中： 〔2〕在碱性溶液中： 〔3〕在碱溶液中： 〔4〕在酸性溶液中：如pH=4的NH 4Cl 溶液与pH=10的NaAc 溶液中，〔室温〕由水电离出的[H +]水=[OH —]水=10141010--=10—4mol/L 5．Kw 的重要作用：担负着将[H +] 、[OH —]转化的重任；担负着有关水的电离的运算的重任。

6．能够依照纯水电离的[H +]的大小与25℃时[H +]的大小相比较，从而判定溶液所处的温度；假设溶液所处的温度均为常温，还能够判定溶液的性质。

；7．阻碍水的电离平稳因素〔1〕温度，升温度促进水的电离，降温那么相反 〔2〕向纯水中外加酸碱，会抑制水的电离。

①只要酸的pH 值相等〔不论强弱、不论几元〕对水的抑制程度相等，碱也同理。

②假设酸溶液的pH 值与碱溶液的pOH 值相等，那么两种溶液中水的电离度相等。

如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的[H +]水=[OH —]水=3141010--=10—11mol/L 〔3〕向纯水中外加弱离子的盐将促进水的电离 ，且当强酸弱的碱盐的pH 和强碱弱酸盐的pOH 值相等时〔同一温度〕，那么促进程度相等。

二、溶液的酸碱性及pH 的值1．pH 的定义：pH=－lg[H +]注意： (1) 25℃时：PH +POH==14 ,100℃时: PH +POH==12 (2)常见的PH ：〔3〕PH 的适用范畴：CH+ (10-14 ,1),即PH 常温下的范畴为〔0 ，14〕注意：任意水溶液中[H +]≠0，但pH 可为0，现在[H +]=1mol/L ，一样[H +]＞1mol/L 时，pH ＜0，故直截了当用[H +]表示.2． pH 的测定：pH 试纸、pH 计。

pH 试纸：〔1〕只能读整数 〔2〕使用方法：用玻棒沾取待测试液于pH 试纸中部，赶忙与标准比色卡进行比色，以半分钟的颜色变化为标准。

〔3〕pH 试纸事先不能润湿〔4〕常见指示剂的变色范畴：〔口诀〕甲、石、酚要分清，红-黄红-蓝无色-红；3.1-4.4 5-8 8-10相对应。

3．pH的运算：--------关键：〔1〕有反应的先考虑反应〔忽略体积变化〕可能情形有三种：①假设酸和碱恰好中和. 即nH+=nOH—，pH=7.②假设酸过量，求出过量的[H+]，再求pH值.③假设碱过量，求出过量的[OH—]，求出pOH后求pH值.〔2〕对单一酸溶液：找CH+___求PH;对单一碱溶液：找COH-___求POH-----在转化为PH注意;强酸与强酸或强碱与强碱等体积混合且△pH≥2应满足0。

3规那么。

即：〔1〕当强酸与强酸等体积混合，那么pH==较小pH +0。

3〔2〕当强碱与强碱等体积混合，那么pH==较大pH —0。

34．溶液呈的酸碱性的判定咨询题：〔1〕绝对标准：取决于溶液中[H+]、[OH—]的相对大小。

〔2〕25℃时：以pH==7为标准。

〔3〕100℃时：以pH== 6为标准。

第三课时盐类的水解一、盐的水解：1．一样通式：盐提供的弱阳或弱阴离子+H2O ===弱酸/弱减+OH-/H+2．实质：促进了盐的水解。

3．盐的水解与中和反应的关系：是中和反应的逆反应，但一样认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐类的水解程度小得多，真正发生水解的离子仅占极小比例。

故：盐的水解或弱酸/弱碱的电离差不多上吸热过程。

4．水解规律：有盐想水解，有弱才水解，越弱越水解，双弱双水解谁强显谁性，等强显中性，双弱具体定。

(取决于生成弱酸弱碱相对强弱)〔如NH4CN CH3COONH4NH4F碱性中性酸性5．注意：〔1〕盐的水解为中和反应的逆反应，但进行的程度专门小，一样不超过10℅。

且为吸热过程。

〔2〕盐的水解不一定阻碍溶液的PH.如CH3COONH4个。

〔〔〔3〕一样单一弱离子的水解程度专门小，写可逆号且无气体或沉淀符号；而双水解那么反之。

且多元弱酸根的水解与多元弱酸的电离相似差不多上分步进行的。

已第一级为主。

〔4〕一样弱阳离子弱阴离子都要考虑双水解，如：Fe3+/Al3+ +CO32-/HCO3-等。