精選高二化學(xué)知識(shí)點(diǎn)電離平衡

1、.精選高二化學(xué)知識(shí)點(diǎn)電離平衡高考復(fù)習(xí)正在緊張進(jìn)展中，小編整理了高二化學(xué)知識(shí)點(diǎn)電離平衡，供考生參考!一、強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷1、電解質(zhì)和非電解質(zhì)均指化合物，單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)又不是非電解質(zhì)。2、判斷電解質(zhì)的關(guān)鍵要看該化合物能否自身電離。如NH3、SO2等就不是電解質(zhì)。3、電解質(zhì)的強(qiáng)弱要看它能否完全電離在水溶液或熔化時(shí)，與其溶解性、導(dǎo)電性無關(guān)。4、離子化合物都是強(qiáng)電解質(zhì)如NaCl、BaSO4等，共價(jià)化合物部分是強(qiáng)電解質(zhì)如HCl、H2SO4等，部分是弱電解質(zhì)如HF、CH3COOH、HCN、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2CO3、HClO、NH3H2O等，部分是非電解質(zhì)如酒精、蔗糖等。二、電離

2、平衡1、弱電解質(zhì)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(jié)合0動(dòng)動(dòng)態(tài)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。參加和弱電解質(zhì)具有一樣離子的強(qiáng)電解質(zhì)，能抑制弱電解質(zhì)的電離。4、電離方程式：1強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，用等號，如：HCl=H+Cl_ NaHSO4=Na+H+SO42-2弱電解質(zhì)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(shù)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Kw1、由水的電離方程式可知：

3、任何情況下，水所電離出的H+與OH-的量相等.2、Kw=cH+cOH-,25時(shí)，Kw=110-14。Kw只與溫度有關(guān)，溫度越高，Kw越大。四、溶液的pH1、pH=-lgcH+,溶液的酸堿性與pH的關(guān)系25：中性溶液：CH+=COH-=110-7mol/L pH=7 ，酸性溶液：CH+COH- pH7， 堿性溶液：CH+7。pH越小，溶液酸性越強(qiáng);pH越大，溶液堿性越強(qiáng)。PH減小1，相當(dāng)于CH+增大10倍。2、用pH試紙測定溶液pH的方法：把一小塊pH試紙放在玻璃片或外表皿或點(diǎn)滴板上，用蘸有待測溶液的玻璃棒點(diǎn)試紙的中部，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)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

4、會(huì)稀釋待測液，但不一定產(chǎn)生誤差，如中性溶液，pH讀數(shù)只能取整數(shù)。要準(zhǔn)確測定pH，應(yīng)用pH計(jì)3、pH的有關(guān)計(jì)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(jì)算 2強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液的pH 3水所電離出的CH+或COH-，求溶液的pH：需要分溶液顯酸性或堿性進(jìn)展討論 4強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合，先算混合后的cH+,再算pH;強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合，先算混合后的cOH_，再求cH+,pH。注意：絕對不能先直接求cH+,再按之來算pH 經(jīng)歷公式：pH的兩強(qiáng)酸等體積混合，混合液的pH=pH小+0.3;pH的兩強(qiáng)堿等體積混合，混合液的pH=pH大-0.3。5強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合，要先判斷誰過量，溶液顯什么性質(zhì)，

5、再去計(jì)算 6溶液的稀釋問題4、一元強(qiáng)酸和一元弱酸的有關(guān)問題：對于c一樣的一元強(qiáng)酸和一元弱酸，弱酸的pH較大;對于pH一樣的一元強(qiáng)酸和一元弱酸，弱酸的c遠(yuǎn)大于強(qiáng)酸。對于弱酸和強(qiáng)酸，稀釋一樣倍數(shù)，強(qiáng)酸的c或pH變化較大五、鹽類的水解1、水解的本質(zhì)：鹽所電離出的離子與水所電離出的H+或OH結(jié)合成弱電解質(zhì)的過程，水解可看作中和反響的逆反響。溫度越高，濃度越小，越有利于水解。2、水解規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性 注意：a、因水解而溶液呈酸性的鹽：NH4Cl FeCl3 MgCl2 CuCl2 NH42SO3等，因水解而溶液呈堿性的鹽：CH3COONa Na

6、2CO3 NH42CO3 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，假設(shè)電離大于水解，那么溶液顯酸性如HSO3-、H2PO4-等;假設(shè)水解大于電離，那么溶液顯堿性如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(qū)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，F(xiàn)e3+與AlO2- CO32- HC

7、O3- ClO-等，NH4+與AlO2- SiO32-等，Mg2+ Cu2+與AlO2-等。常用離子方程式：Al3+3AlO2-+6H2O=4AlOH3 Al3+3HCO3-=AlOH3+3CO2 2Al3+3CO32-+3H2O=2AlOH3+3CO22Al3+3S2-+6H2O=2AlOH3+3H2S5、水解的應(yīng)用：判斷溶液的酸堿性、某些物質(zhì)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、熱的純堿去污才能更強(qiáng)、草木灰不能與銨態(tài)氮肥混施等。離子濃度大小的比較要會(huì)書寫電荷守恒式和物料守恒式。六、酸堿中和滴

8、定重點(diǎn)實(shí)驗(yàn)1、原理：H+OH-=H2O 完全中和時(shí)酸和堿的物質(zhì)的量之比等于它們的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。2、主要儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺(tái)、錐形瓶、燒杯等3、滴定管的構(gòu)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(guī)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(biāo)有使用溫度一般為20和規(guī)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(huì)腐蝕橡膠。4、中和滴定的步驟：準(zhǔn)備滴定讀數(shù)重復(fù)操作23次，取平均值進(jìn)展計(jì)算1準(zhǔn)備階段：包括：查漏、洗滌、潤洗、注液、趕氣泡、調(diào)整液面、加液待測液和指示劑，注意：每一步操作的詳細(xì)描繪略、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(dòng)錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內(nèi)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(qiáng)酸、強(qiáng)堿互滴可選擇酚酞或甲基橙作指示劑，不能用石蕊。強(qiáng)酸滴弱堿用甲基橙，強(qiáng)堿滴弱酸