2023年高中化學(xué)選修 水溶液中的離子平衡 知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

第三章水溶液中的離子平衡

一、弱電解質(zhì)的電離

課標(biāo)規(guī)定

1、了解電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念

2、掌握弱電解質(zhì)的電離平衡

3、純熟掌握外界條件對(duì)電離平衡的影響

要點(diǎn)精講

1、強(qiáng)弱電解質(zhì)

(1)電解質(zhì)和非電解質(zhì)

電解質(zhì)是指溶于水或熔融狀態(tài)下可以導(dǎo)電的化合物；非電解質(zhì)是指溶于水和熔融狀態(tài)

下都不導(dǎo)電的化合物。

注：①單質(zhì)、混合物既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。

②化合物中屬于電解質(zhì)的有：活潑金屬的氧化物、水、酸、堿和鹽；于非電解質(zhì)的

有：非金屬的氧化物。

(2)強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

①強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中能完全電離的電解質(zhì)稱為強(qiáng)電解質(zhì)(如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大部分

的鹽)

②弱電解質(zhì)：在水溶液里只有部分電離為離子(如：弱酸、弱堿和少量鹽)。

注：弱電解質(zhì)特性：存在電離平衡，平衡時(shí)離子和電解質(zhì)分子共存，并且大部分以分

子形式存在。

(3)強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)及非電解的判斷

電解質(zhì)

非電解質(zhì)

強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)

熔融態(tài)和

完全電離、不部分電離、可

水溶液中

電離特點(diǎn)可逆、不存在逆、存在電離

均不能

電離平衡平衡

判電離

斷強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、多多數(shù)有機(jī)

弱酸、弱堿、

物質(zhì)種類數(shù)鹽、部分堿物、非金屬

依水、個(gè)別鹽

性氧化物氧化物

據(jù)

溶液中溶質(zhì)水合離子，無水合離子和溶

溶質(zhì)分子

粒子種類溶質(zhì)分子質(zhì)分子共存

2、弱電解質(zhì)的電離

(1)弱電解質(zhì)電離平衡的建立(弱電解質(zhì)的電離是一種可逆過程)

反

應(yīng)

速弱電解質(zhì)分子電

率離成離子的速率

\兩種速率相等，處于電離平衡狀態(tài)

/離子結(jié)合成弱電

/解質(zhì)分子的速率

0時(shí)間

弱電解質(zhì)電離平衡狀態(tài)建立示意圖

(2)電離平衡的特點(diǎn)

弱電解質(zhì)的電離平衡和化學(xué)平衡同樣，同樣具有“逆、等、動(dòng)、定、變”的特性。

①逆：弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的。

②等：達(dá)電離平衡時(shí)，分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等③動(dòng)：動(dòng)

態(tài)平衡，即達(dá)電離平衡時(shí)分子電離成離子和離子結(jié)合成分子的反映并沒有停止。

④定：一定條件下達(dá)成電離平衡狀態(tài)時(shí)，溶液中的離子濃度和分子濃度保持不變，溶

液里既有離子存在，也有電解質(zhì)分子存在。且分子多，離子少。

⑤變：指電離平衡是一定條件下的平衡，外界條件改變，電離平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng)。

(3)電離常數(shù)

①概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)成電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子

濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)

稱電離常數(shù)，用K來表達(dá)。通常用Ka表達(dá)弱酸的電離常數(shù)，用運(yùn)遭表達(dá)Kb的電離常數(shù)。

②表達(dá)式：對(duì)一元弱酸UA：HA-1H.+\

-dH*)?dA*)

人?=------aHAl--------

Xf-BOH：BOUi-B*+OH-

A—a----B----*---—)■—?a—?---H---------)-

aBOH)

③意義:K值越大，表達(dá)該弱電解質(zhì)越易電離，所相應(yīng)的弱酸或弱堿相對(duì)較強(qiáng)。

④電離常數(shù)的影響因素

a.電離常數(shù)隨溫度變化而變化，但由于電離過程熱效應(yīng)較小，溫度改變對(duì)電離常數(shù)影

響不大，其數(shù)量級(jí)一般不變，所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對(duì)電離常數(shù)的影響

b.電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)，同一溫度下，不管弱酸、弱堿的濃度如何變

化，電離常數(shù)是不會(huì)改變的。即：電離平衡常數(shù)與化學(xué)平衡常數(shù)同樣，只與溫度有關(guān)。

(3)電解質(zhì)的電離方程式

①強(qiáng)電解質(zhì)的電離方程式的書寫強(qiáng)電解質(zhì)在水中完全電離，水溶液中只存在水合陰、

陽離

子，不存在電離平衡。在書寫有關(guān)強(qiáng)電解質(zhì)電離方程式時(shí)，應(yīng)用

②弱電解質(zhì)的電離方程式的書寫弱電解質(zhì)在水中部分電離，水溶液中既有水合陰、陽

離子又有水合分子，存在電離平衡，書寫電離方程式時(shí)應(yīng)當(dāng)用“『一”。

(4)影響電離平衡的因素

①內(nèi)因：電解質(zhì)自身的性質(zhì)，是決定性因素。

②外因

a.溫度：因電離過程吸熱較少，在溫度變化不大的情況下，一般不考慮溫度變化對(duì)電

離平衡的影響。

b.濃度：在一定溫度下，濃度越大，電離限度越小。由于溶液濃度越大，離子互相碰

撞結(jié)合成分子的機(jī)會(huì)越大，弱電解質(zhì)的電離限度就越小。因此，稀釋溶液會(huì)促進(jìn)弱電解質(zhì)

的電離。

c.外加物質(zhì)：若加入的物質(zhì)電離出一種與原電解質(zhì)所含離子相同的離子，則會(huì)克制原

電解質(zhì)的電離，使電離平衡向生成分子的方向移動(dòng)；若加入的物質(zhì)能與弱電解質(zhì)電離出的

離子反映，則會(huì)促進(jìn)原電解質(zhì)的電離，使電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。

本節(jié)知識(shí)樹

弱電解質(zhì)的電離平衡類似于化學(xué)平衡，應(yīng)用化學(xué)平衡的知識(shí)來理解電離平衡的實(shí)質(zhì)和

影響因素，并注意電離常數(shù)的定義。

（完全電離.無平衡狀態(tài)

強(qiáng)電解質(zhì)｛無電解質(zhì)分子,存在著陰、陽離子

I電離方程式用表示

卷在著&解質(zhì)分子和陰、陽離子

電離方程式用表示

電「意義:在一定條f牛下W電離）=t（結(jié)合）時(shí)的狀態(tài)

解

質(zhì)（動(dòng):"正）=欣逆）^0

特點(diǎn)］定:各組分濃度保持不變

聯(lián)

用

電

電I變:外界條件改變,平衡被破壞

離

解尸六/溫度:升高溫度,電離程度增大;反之，減小

質(zhì)室點(diǎn)影響濃度:增大濃度，電離程度減小;反之，增大

"曲因素＜）（用水稀釋,電離程度增大,但離子濃度減小）

十便I〔外加試劑:或促進(jìn)或抑制

式:對(duì)于+A-,

電離Idir）?c（A-）

常數(shù)\八二JHA5一

l1意義：在相同溫度下，K越大，越易電離

二、水的電離和溶液的酸堿性

課標(biāo)規(guī)定

1、純熟掌握水的電離平衡，外加物質(zhì)對(duì)水的電離平衡的影響

2、純熟掌握溶液責(zé)勻的計(jì)算

3、理解酸堿中和滴定的原理就是中和反映

4、純熟掌握中和滴定的環(huán)節(jié)，中和滴定實(shí)驗(yàn)的誤差分析

要點(diǎn)精講

1、水的電離

（1）水的電離特點(diǎn)

水是極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生薄弱電離，電離過程吸熱，存在電離平衡。其電離方程式

*ILO^^H++oir

為-

（2）水的離子積

①定義：一定溫度下，水的離子積是一個(gè)定值。我們把水溶液中

IM=c(Oir)-c(ir)=10-2moF.I尸叫做水的離子積常數(shù)。

②一定溫度時(shí)，Kw是個(gè)常數(shù)，Kw只與溫度有關(guān)，溫度越高Kw越大

③任何水溶液中，水所電離而生成的"H->=4°I1-)

④任何水溶液中，K")?&OH")

2、溶液的酸堿性與pH

(1)根據(jù)水的離子積計(jì)算溶液中H+或OH-的濃度

長(zhǎng)皿=&Oil-)-c(H*)=10-，4mol2-L-2

室溫下，若已知?dú)潆x子濃度即可求出氫氧根離子的濃度。

(2)溶液的酸堿性與C(H+)、C(OH)的關(guān)系

①中性溶液：“1［一)="°1「)=1X10-7mol?L

②酸性溶液：c(II*)>c(OH-)

③堿性溶液：c(OH->>c(II*)

(3)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系

c(H+)/moi?E1io"\()'i(r2nr1nr4i(^i(ri(r7urKi(ri(rinio"io,:ioHio14

3、酸堿中和滴定

(1)中和滴定的概念

用已知物質(zhì)的量濃度的酸(或堿)來測(cè)定未知物質(zhì)的量濃度的堿(或酸)的實(shí)驗(yàn)方

法。

(2)酸堿中和反映的實(shí)質(zhì)

酸堿中和反映的實(shí)質(zhì)是酸電離產(chǎn)生的H+與堿電離產(chǎn)生的OH結(jié)合生成水的反映。

(3)原理：在中和反映中，使用一種已知物質(zhì)的量濃度的酸(或堿)溶液與未知物質(zhì)

的量濃度的堿(或酸)溶液完全中和，測(cè)出兩者所用的體積，根據(jù)化學(xué)方程式中酸堿物質(zhì)

的量比求出未知溶液的物質(zhì)的量濃度。

(4)指示劑的選擇

①強(qiáng)酸和強(qiáng)堿互相滴定期，既可選擇酚SL也可選擇甲基橙作指示劑;

②強(qiáng)酸滴定弱堿時(shí)，應(yīng)選擇甲基橙作指示劑;

③強(qiáng)堿滴定弱酸時(shí)，應(yīng)選擇酚酸作指示劑。

本節(jié)知識(shí)樹

一概念：在一定條件下，氫離子濃度與氫氧根

離子濃度的乘積(符號(hào):人,)

水的離

表達(dá)式：25t時(shí),純水中&=&II*)-c

子積

水(OH-)=1xIO-7mol-L_1xIxIO_7

水的.mol,L_1=1x10*'"mol2,L-*

的電,-溫度：升高溫度，可以促進(jìn)水的電離

電離試劑：加入能電離HI11+或Ol廠的電解

離影響因素1質(zhì)，可以抑制水的電離,加入能結(jié)合

和水電離出的或OH-的電解質(zhì)，可

溶..-以促進(jìn)水的電離

液溶液(酸性:《H')>《oir),pll<7(25X.)

的性！堿性:dH-)<c(oir

的),pll>7(25℃)

質(zhì)〔中性II*)=c(OH-

酸),pll=7(25X.)

堿

溶液.表示：pH=-lgc(11*),c(11+)=10"pH

性

的酸.測(cè)定：pH試紙、酸堿指示劑、pH計(jì)

堿性溶液

換算卜「pii

白勺pH

(arOH-)

l應(yīng)用：酸堿中和滴定

三、鹽類的水解

課標(biāo)規(guī)定

1、了解鹽溶液的酸堿性

2、理解鹽類水解的實(shí)質(zhì)

3、純熟掌握外界條件對(duì)鹽類水解平衡的影響

要點(diǎn)精講

1、探究鹽溶液的酸堿性

強(qiáng)堿和弱酸反映生成的鹽的水溶液呈堿性；強(qiáng)酸和弱堿反映生成的鹽的水溶液呈酸

性；強(qiáng)酸和強(qiáng)堿反映生成的鹽的水溶液呈中性。

2、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的因素

(1)探究鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的因素

鹽溶液的酸堿性與鹽所含的離子在水中能否與水電離出的H+或OH生成弱電解質(zhì)有

關(guān)。

（2）鹽類水解的定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或0H-原結(jié)合

生成弱電解質(zhì)的反映，叫做鹽類的水解。

鹽類水解的實(shí)質(zhì)是水的電離平衡發(fā)生了移動(dòng)?？煽醋髦泻头从车哪娣从?。

（3）鹽類水解離子方程式的書寫

一般鹽類水解限度很小，水解產(chǎn)物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發(fā)生分解，因

此鹽類水解的離子方程式中不標(biāo)“t”或“J”，也不把生成物寫成其分解產(chǎn)物的形

式。

3、影響鹽類水解的重要因素和鹽類水解反映的運(yùn)用

（1）影響鹽類水解平衡的因素

①內(nèi)因（決定性因素）：鹽的組成。鹽類水解限度的大小是由鹽的自身性質(zhì)所決定

的。

②外因：

a.溫度：水解是酸堿中和的逆過程，是吸熱反映，故升高溫度可促進(jìn)水解。

b.濃度：稀釋溶液，可使水解生成的離子和分子間的碰撞機(jī)會(huì)減少，故溶液越稀，水

解的限度越大。

c.外加酸、堿。

d.兩種離子水解且水解后溶液酸堿性相反，則兩者的水解互相促進(jìn)一一雙水解。

（2）鹽類水解反映的應(yīng)用

①判斷鹽溶液的酸堿性

一般情況下，按鹽水解的規(guī)律判斷鹽溶液的酸堿性情況。

不同弱酸的鹽，酸根相應(yīng)的酸越弱，其水解限度越大，溶液的堿性越強(qiáng)。

②配制溶液

③保存溶液

④除去溶液中的雜質(zhì)

⑤明研凈水原理:明磯中的AF+水解產(chǎn)生的膠體具有吸附作用，能吸

Zi.1\\/11〃

附水中懸浮的雜質(zhì)離子形成沉淀。

⑥化肥的施用

小貼土：鹽的水解規(guī)律可概括為“有弱才水解,無弱不水解;越弱越水解;都弱都水

解；誰強(qiáng)顯誰性”。具體理解如下:

Cl)“有弱才水解,無弱不水解”是指鹽中有弱酸的陰離子或者有弱堿的陽離子才

干水解;若沒有,則是強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,不發(fā)生水解反映。

(2)“越弱越水解”指的是弱酸陰離子相應(yīng)的酸越弱,就越容易水解;弱堿陽離子

相應(yīng)的堿越弱,就越容易水解。

(3)“都弱都水解”是指弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽離子都發(fā)生水

解,且水解互相促進(jìn)。

(4)“誰強(qiáng)顯誰性”是指若鹽中的弱酸陰離子相應(yīng)的酸比弱堿陽離子相應(yīng)的堿更容

易電離,則水解后鹽溶液顯酸性;反之,就顯堿性。

本節(jié)知識(shí)樹

鹽類水解的實(shí)質(zhì)是鹽電離生成的離子能消耗掉水電離生成的H+或0H,從而引起水的

電離平衡發(fā)生移動(dòng)，致使溶液中自由移動(dòng)的H+和0H的濃度不等，使鹽溶液顯示不同的酸

堿性。

「鹽類水解的原理

水

溫度:溫度越高,水解程度越大,水解平衡右移

解

濃度:濃度越小,水解程度越大

鹽平

外加酸堿:加入酸可以抑制弱堿陽離子的水解,加

類衡

入堿可以抑制弱酸陰離子的水解

的《移

一兩種弱離子:可以相互促進(jìn)水解

水動(dòng)

解產(chǎn)斷溶液的酸堿性

水解原理|判斷不同弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱

的應(yīng)用比較溶液中離子的濃度

(解釋某些化學(xué)現(xiàn)象及在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用

四、難溶電解質(zhì)的溶解平衡

課標(biāo)規(guī)定

1、了解沉淀溶解平衡的定義和影響因素

2、理解沉淀轉(zhuǎn)化的條件及其應(yīng)用

3、了解溶度積的概念及應(yīng)用

要點(diǎn)精講

1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡

(1)Ag+和Ct的反映真能進(jìn)行到底嗎？

①難溶物質(zhì)的溶解度根據(jù)溶解度大小，我們把物質(zhì)分為難溶、易溶、微溶和不溶等。

溶解度與溶解性的關(guān)系

溶解性易溶可溶微溶難溶

20^時(shí)溶解度>10g1~10g0.01~1g<0.01g

任何化學(xué)反映都具有可逆性，可逆反映達(dá)成平衡狀態(tài)時(shí)，反映物和生成物的濃度不再

變化，從這種意義上說，生成沉淀的離子反映是不能進(jìn)行到底的。

(2)Ag+和Ct的反映

AgCI是難溶的強(qiáng)電解質(zhì)，在一定溫度下，當(dāng)把AgCI固體放入水中時(shí)，AgCI表面上的

Ag+和C「在或0分子作用下，會(huì)脫離晶體表面進(jìn)入水中。反過來水中的水合Ag+與水合C「不

斷地做無規(guī)則運(yùn)動(dòng)，其中一些Ag+和CI-在運(yùn)動(dòng)中互相碰撞，又也許沉積在固體表面。當(dāng)溶

解速率與沉淀速率相等時(shí)，在體系中便存在固體與溶液中離子之間的動(dòng)態(tài)平衡。

這種溶液是飽和溶液。上述平衡稱為沉淀溶解平衡。這種沉淀溶解平衡的存在，決定

TAg+和C「的反映不能進(jìn)行到底。

(3)沉淀溶解平衡

①沉淀溶解平衡的定義

在一定條件下，難溶電解質(zhì)溶于水形成飽和溶液時(shí)，溶解速度與沉淀速度相等，溶質(zhì)

的離子與該固態(tài)物質(zhì)之間建立了動(dòng)態(tài)平衡，叫做沉淀溶解平衡。

②溶解平衡的特性

“動(dòng)”一一動(dòng)態(tài)平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不為0。

V溶解二“沉淀

“定”一一達(dá)成平衡時(shí)，溶液中離子的濃度保持不變。

“變”一一當(dāng)改變外界條件時(shí)，溶解平衡將發(fā)生移動(dòng)，達(dá)成新的平衡。

2、沉淀反映的應(yīng)用

由于難溶電解質(zhì)的溶解平衡也是動(dòng)態(tài)平衡，因此可以通過改變條件使平衡移動(dòng)一一溶

液中的離子轉(zhuǎn)化為沉淀，或沉淀轉(zhuǎn)化為溶液中的離子。

(1)不同沉淀方法的應(yīng)用

①直接沉淀法：除去指定溶液中某種離子或獲取該難溶電解質(zhì)。

②分步沉淀法：鑒別溶液中離子或分別獲得不同難溶電解質(zhì)。

③共沉淀法：加入合適的沉淀劑，除去一組中某種性質(zhì)相似的離子。

④氧化還原法：改變某種離子的存在形式，促使其轉(zhuǎn)化為溶解度更小的難溶電解質(zhì)便

于分離。

(2)沉淀的溶解

規(guī)律：加入的試劑能與沉淀所產(chǎn)生的離子發(fā)生反映，生成揮發(fā)性物質(zhì)或弱電解質(zhì)(弱

酸、弱堿或水)使溶解平衡向溶解的方向移動(dòng)，則沉淀就會(huì)溶解。

(3)溶度積

①定義：在一定條件下，難溶強(qiáng)電解質(zhì)AmBn溶于水形成飽和溶液時(shí)，溶質(zhì)的離子與該

固態(tài)物質(zhì)之間建立動(dòng)態(tài)平衡，這時(shí)，離子濃度的乘積為一常數(shù)，叫做溶度積Ksp。

②表達(dá)式：AmB.(saq)+〃B"(aq)

K=[4An+)??[(<Bm-)]"

對(duì)于難溶電解質(zhì)AmB“(s)-"m.\nx(aq)+nBn，"(aq)

n+

在任一時(shí)刻都有Q="c(A)尸?~&)7

通過比較溶度積與溶液中有關(guān)離子濃度幕的乘積一一離子積Qc的相對(duì)大小，可以判斷

難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成或溶解。

Qc>Ksp,溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達(dá)成新的平衡。

Qc=Ksp,溶液飽和，沉淀與溶解處在平衡狀態(tài)。

Qc<KsP,溶液未飽和，無沉淀析出，若加入過量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶

液飽和。

本節(jié)知識(shí)樹

沉淀溶解平衡與化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡并稱為四大平衡體系，均合用于平衡

移動(dòng)原理，本節(jié)重要學(xué)習(xí)了沉淀溶解平衡的形成及其應(yīng)用。

溶解平衡:在一定條件下.溶質(zhì)的離子與該固

態(tài)物質(zhì)之間建立的平衡

表達(dá)式:AmB”(s'mA*(a(j)+

沉沉淀的

nB~(叫)

淀溶解平

c(A")]m-[c(Bm-)]"

的衡和溶SP

溶度積.〉A(chǔ)；p,溶液過飽和，生成沉淀

溶W度積

a=A；,溶液飽和,無沉淀析出

解規(guī)則P

平\QC<￡印,溶液不飽和，溶質(zhì)可繼

衡續(xù)溶解

（沉淀的生成

沉淀溶解平衡的應(yīng)用沉淀的溶解

［沉淀的轉(zhuǎn)化

本章知識(shí)網(wǎng)絡(luò)

，強(qiáng)電解質(zhì):在水溶液中全部電離:=;強(qiáng)酸、強(qiáng)

弱

堿、大部分款

電電解質(zhì)I

j弱電解質(zhì):在水溶液中部分電離;X弱酸