2017年高二年級化學知識點電離平衡總結
下面育路網為大家整理了高二化學知識點電離平衡總結，希望大家在空余時間進行復習練習和學習，供參考。
一、強弱電解質的判斷
1、電解質和非電解質均指化合物，單質和混合物既不是電解質又不是非電解質。
2、判斷電解質的關鍵要看該化合物能否自身電離。如NH3、SO2等就不是電解質。
3、電解質的強弱要看它能否完全電離(在水溶液或熔化時)，與其溶解性、導電性無關。
4、離子化合物都是強電解質如NaCl、BaSO4等，共價化合物部分是強電解質如HCl、H2SO4
等，部分是弱電解質如HF、CH3COOH、HCN、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2CO3、HClO、NH3·H2O等，
部分是非電解質如酒精、蔗糖等。
二、電離平衡
1、弱電解質才有電離平衡，如水：2H2O =H3O++OH-。
2、電離平衡的特征：等(V電離=V結合≠0)動(動態平衡)定(各微粒濃度一定)變
3、影響電離平衡的外界條件：溫度越高，濃度越小，越有利于電離。加入和弱電解質具有
相同離子的強電解質，能抑制弱電解質的電離。
4、電離方程式：(1)強電解質完全電離，用等號，如：HCl=H++Cl_ NaHSO4=Na++H++SO42-
(2)弱電解質部分電離,用可逆符號;多元弱酸分步電離，以第一步電離為主，電離級數越大越困難;且各步電離不能合并。如:H3PO4 H++H2PO4- H2PO4- H++HPO42- HPO42- H++PO43-
三、水的離子積(Kw)
1、由水的電離方程式可知：任何情況下，水所電離出的H+與OH-的量相等.
2、Kw=c(H+)·c(OH-),25℃時，Kw=1×10-14。Kw只與溫度有關，溫度越高，Kw越大。
四、溶液的pH
1、pH=-lg{c(H+)},溶液的酸堿性與pH的關系(25℃)：中性溶液：C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L pH=7 ，酸性溶液：C(H+)>C(OH-) pH<7， 堿性溶液：C(H+)7。pH越小，溶液酸性越強;pH越大，溶液堿性越強。PH減小1，相當于C(H+)增大10倍。
2、用pH試紙測定溶液pH的方法：把一小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿或點滴板)上，用蘸有待測溶液的玻璃棒點試紙的中部，試紙變色后，與標準比色卡比較來粗略確定溶液的pH。注意：pH試紙不能事先潤濕(會稀釋待測液，但不一定產生誤差，如中性溶液)，pH讀數只能取整數。(要精確測定pH，應用pH計)
3、pH的有關計算：(1)不同溫度下純水或中性溶液的pH：只有25℃才是7，其余溫度用
條件計算 (2)強酸、強堿溶液的pH (3)已知水所電離出的C(H+)或C(OH-)，求
溶液的pH：需要分溶液顯酸性或堿性進行討論 (4)強酸與強酸混合，先算混合后的c(H+),
再算pH;強堿與強堿混合，先算混合后的c(OH_)，再求c(H+),pH。[注意：絕對不能先直接求c(H+),再按之來算pH] 經驗公式：已知pH的兩強酸等體積混合，混合液的pH=pH小+0.3;
已知pH的兩強堿等體積混合，混合液的pH=pH大-0.3。(5)強酸與強堿混合，要先判斷誰過量，溶液顯什么性質，再去計算 (6)溶液的稀釋問題
4、一元強酸和一元弱酸的有關問題：對于c相同的一元強酸和一元弱酸，弱酸的pH較大;對于pH相同的一元強酸和一元弱酸，弱酸的c遠大于強酸。對于弱酸和強酸，稀釋相同倍數，強酸的c或pH變化較大
五、鹽類的水解
1、水解的實質：鹽所電離出的離子與水所電離出的H+或OH—結合成弱電解質的過程，水解
可看作中和反應的逆反應。溫度越高，濃度越小，越有利于水解。
2、水解規律：“有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰強顯誰性，同強顯中性” 注意：a、因水解而溶液呈酸性的鹽：NH4Cl FeCl3 MgCl2 CuCl2 (NH4)2SO3等，因水解而溶液呈堿性的鹽：CH3COONa Na2CO3 (NH4)2CO3 Na2S NH4CN、NH4HCO3等，因水解而溶液呈中性的鹽：CH3COONH4。 b、弱酸的酸式酸根既電離又水解，若電離大于水解，則溶液顯酸性如HSO3-、H2PO4-等;若水解大于電離，則溶液顯堿性如HCO3-、HPO42-、HS-等。
3、水解方程式：一般用可逆符號，且無氣體或沉淀生成。多元弱酸根分步水解，以第一步水解為主，各步水解不能合并。注意水解方程式和電離方程式的區別。
4、劇烈的雙水解：可水解完全，一般用等號，且要寫“↑”或“↓”，記住常見的例子：Al3+與AlO2- CO32- HCO3- ClO- S2- HS- 等，Fe3+與AlO2- CO32- HCO3- ClO-等，NH4+與AlO2- SiO32-等，Mg2+ Cu2+與AlO2-等。常用離子方程式：Al3++3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓ Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑ 2Al3++3CO32-+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑
5、水解的應用：判斷溶液的酸堿性、某些物質如FeCl3的溶液的配制、離子共存問題、離子濃度大小的比較、某些鹽溶液的加熱蒸干及灼燒問題、一些生活問題如明礬凈水、泡沫滅火器的工作原理、熱的純堿去污能力更強、草木灰不能與銨態氮肥混施等。離子濃度大小的比較要會書寫電荷守恒式和物料守恒式。
六、酸堿中和滴定(重點實驗)
1、原理：H++OH-=H2O 完全中和時酸和堿的物質的量之比等于它們的化學計量數之比。
2、主要儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶、燒杯等
3、滴定管的構造：滴定管上的刻度分布是：自上而下由小到大，“0”刻度在上部但未到最上端，最大刻度在下但未到活塞(或閥)處。滴定管的全部容積大于它的最大刻度值。普通滴定管的規格有25mL和50mL，刻度的最小分度為0.1mL，可以估讀到0.01mL。滴定管上標有使用溫度(一般為20℃)和規格。酸式滴定管可裝酸性、中性或氧化性溶液，但不能裝堿性溶液;堿式滴定管可裝堿性、中性溶液，但不能裝酸性、氧化性溶液(會腐蝕橡膠)。
4、中和滴定的步驟：準備→滴定→讀數→重復操作2～3次，取平均值進行計算
(1)準備階段：包括：查漏、洗滌、潤洗、注液、趕氣泡、調整液面、加液(待測液和指示劑)，注意：每一步操作的具體描述(略)、潤洗的目的、錐形瓶不能潤洗。
(2)滴定：左手控制活塞(或閥)，右手搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內溶液顏色的變化。
注意：a、錐形瓶下墊一張白紙的作用：便于觀察溶液顏色的變化，減少滴定誤差。
b、指示劑的選用：記住指示劑的變色范圍(略)。強酸、強堿互滴可選擇酚酞或甲
基橙作指示劑，不能用石蕊。強酸滴弱堿用甲基橙，強堿滴弱酸用酚酞。注意常考的
終點顏色變化：強酸滴強堿(用酚酞作指示劑)—溶液由粉紅色變成無色，強堿滴強
酸(用酚酞作指示劑)—溶液由無色變成粉紅色，且在半分鐘內不褪色。
5、誤差分析及計算：誤差分析從公式考慮V標的變化，計算注意格式規范及有效數字。
以上就是高二化學知識點電離平衡總結，希望能幫助到大家。
(責任編輯：陳海巖)
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