高考化学考点分类汇编：化学平衡与弱电解质的电离

目录

一、等效平衡............................................................................3

（-）等效平衡的定义................................................................3

（二）等效平衡的判断方法............................................................3

二、弱电解质的电离平衡...................................................................8

（-）强、弱电解质的相关判断及电离方程式的书写......................................8

（二）弱电解质的电离平衡............................................................9

（三）电离度和电离平衡常数.........................................................10

三、水的电离和溶液的酸碱性.............................................................12

（一）水的电离及水的离子积.........................................................12

（二）水的电离平衡的影响因素和有关计算.............................................13

四、溶液的酸碱性与pH值................................................................15

（-）溶液酸碱性的判断.............................................................15

（二）溶液pH值的测量..............................................................15

五、酸碱中和滴定.......................................................................16

（-）定义与原理...................................................................16

（二）仪器.........................................................................16

（三）实验操作步骤.................................................................17

（四）滴定终点的判断...............................................................18

（五）中和滴定误差分析.............................................................18

（六）酸碱中和滴定图像综合分析.....................................................19

第2页，共19页

、等效平衡

（一）等效平衡的定义

在相同条件下，对同一可逆反应，不论从正反应方向开始，还是从逆反应方向开始，或从正、

逆两个方向同时开始；投料是一次还是分成几次，只要平衡时相应组分的含量（体积分数、物质的

量分数、质量分数）相同，这样的化学平衡称为等效平衡。

如果不仅各组分的物质的量分数对应相等，而且其物质的量也对应相等，则两平衡互为等同

平衡。等同平衡可视为等效平衡的一种特殊情况。

（二）等效平衡的判断方法

1.恒温恒容

（1）气态物质反应前后分子数变化的可逆反应

〃7A（g）+〃B（g）=pC（g）+^D（g）An^O

判断方法：使用极限转化的方法将各种情况变换成同一反应物或生成物，然后观察有关物质的起

始的物质的量是否相等。若相等，则为等效平衡。

例如:+。乂g)L

CD2HM>I1mol0

2002mol

31nwd0.5nu>l1mol

ainolbVIMJcmol

上述①②③三种配比，按化学方程式的化学计量关系均转化为反应物，则SO?均为2m。1,

。2均为1mol,三者建立的平衡状态完全相同。

④中。、b、。三者的关系满足：c+a=2,］+匕=1,即与上述平衡等效。

［辨析］恒温恒容条件下，下列体系中是否达到等效平衡？

第3页，共19页

4U：2s《-2soi(gj

⑤2mnlImnl0

64w>l2mol0

解题方法：构建虚拟〃中间态“法判断等效平衡

起始平衡

新平衡

Q—»助，住加压缩

0□

n——>（T）-

通过模型可以理解，新平衡状态可认为是两个原平衡状态简单的叠加并压缩而成，相当于增

大压强，通过判断可以得出⑤和⑥非等效平衡。

（2）气态物质反应前后分子数不变化的可逆反应

"[A（g）+〃B（g）=pC（g）+qD（g）An=O

判断方法：使用极限转化的方法将各种情况变换成同一反应物或生成物，然后观察有关物质的物

质的量比是否等比例。若等比例，则为等效平衡。

例如：HAK）+Up)y—2HI(g)

①1mol1m<)l0

②2mol2mol1mol

3amolbmolcmnl

①②两种情况下,〃（凡）：〃。2）=1：1,故互为等效平衡。

③中若。、b、c三者关系满足弓+。）：（]+匕）=1：1或a2=l：l,c-0,即与①②平衡等

效。

第4页，共19页

2.恒温恒压

（1）气态物质反应前后分子数变化的可逆反应

加A（g）+〃B（g）=pC（g）+qD（g）

判断方法：使用极限转化的方法将各种情况变换成同一反应物或生成物，然后观察有关物质的物

质的量比是否等比例。若等比例，则为等效平衡。

例如：2so代）+。6）^2s。小）

4mol2mnl0

Z2molImol0mol

3；amolbmolcmol

"（SO,）

按化学方程式的化学计量关系均转化为反应物，则①②中=2,故互为等效平衡。

〃（。2）

c+a

-2

③中若a、b、c三者关系满足：c^.，即与①②平衡等效。

------rU

2

模型分析：

第5页，共19页

（2）气态物质反应前后分子数变化的可逆反应

mA（g）+/?B（g）^-/?C（g）+^D（g）A〃=0

判断方法：关于△〃=（）的反应体系，无论是恒温恒容，还是恒温恒压，只要极值等比即等效，因

为压强改变对该类反应的化学平衡无影响。

例如：iMgHMg）2HI（R）

①②两种情况下，〃（H?）：〃。2）=1：1,故互为等效平衡。

cC

③中若b、c三者关系满足（耳+。）：（/+份=1:1或,c0,即与①②平衡等

效。

模型分析：

⑶构建虚拟"中间态"法判断恒温恒压下的等效平衡

从模型图中可以判断，新平衡状态可以认为是两个原平衡状态简单的叠加，压强不变，平衡

不移动。

第6页，共19页

起始平衡

新平衡

S

［总结］等效平衡的判断

条件等效条件结果

投料换算成相同物两次平衡时各组分百分量

(△n(gk=O)

恒温质表示时等比例相同,明，同比例变化

恒容换算成投料柳同物两次平衡时各组分百分址.

质去示时址相同n.。均相同

投料换算成相同物

恒温恒压两次平衡时各细分百分SL

质表示时等比例，相同〃同比例变化

第7页，共19页

二、弱电解质的电离平衡

（一）强、弱电解质的相关判断及电离方程式的书写

1.基础概念辨析

电解质

非电解质

强电解质弱电解质

在水溶液和

在水溶液中（或熔融状

熔融状态下在水溶液里部分电离成离

概念态卜）能够完全电离成

都不能导电子的电解质

岗子的电解质

的化合物

电离

不发生电商完全电离部分电离

程度

HjSO=2H+S*

电离方NaHC()=Na+IIC(),Ml-II+OH

无

程式、()「\

\HHJ+H-7)H3CO,*-*H+HCO,

QCICOJ产Ca'+2HC(卜HCOLH'+C。；

溶液只存在电解质电离生成存在大星电解质的分子和

中溶分子的阴.阳离孑.不存在少收弱电解质电离产生的

质微粒溶质分子离子

大多数有机

化介物：CH.强酸：H^（h,HNO,.

举、CMOH、HCI.HCIO.等期除HF.HCIO,HS,

蔗特等大部分强碱：KOILNaOII.HE),、H5i0,、H,PO,等

实例作金属中化物:（：W）H卜等弱被：NH3•HO等

绝大多数盐：包杂可溶

水：H2O

36等部分非性盐及难溶性盐

金属氧化物：

NH.、SilL等

［小结］

①与化合物类型的关系

强电解质主要是大部分离化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。

②电离、电解质、非电解质、强电解质和弱电解质的相互关系

第8页，共19页

r*#-----止电解质

化,口物能兀否是

y是否L强电解质

能卷L否——弱电解质

热或水的作用

电解质*门由移动离子

电岗

（二）弱电解质的电离平衡

1.电离平衡的建立及特征

在一定条件下（如温度、压强等），当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相

等时，电离过程达到了平衡。

Q）建立：

速

弱电解质分子;

率

、、电离成离子;

、、、咫理率:

两种速率相等.处于电离平衡状态

笳

/'合成弱电解:

质分子的速率，

la

①开始时，y电离最大，而口结合等于o.

②平衡建立过程中，除离逐渐减小，”合逐渐增大，但丫电离＞喝合。

③当丫电离="结合时，达到电离平衡状态。

（2）特征：逆、等、动、定、变、吸

（3）外界条件对电离平衡的影响

内因：由弱电解质本身的结构或性质决定，电解质越弱，其电离程度越小

外因T卜界条件

①温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。

②浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。

第9页，共19页

③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减

小。

④加入能反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。

注：（1）稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如c（OH）是增大的。

（2）电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，电离程度也不一定增大，如稀醋酸中加入

冰醋酸。

【实例】以O.lmoLLTCHsCOOH溶液为例，填写外界条件对

CH3coOH=CH3coeF+FTM>0的影响。

实例（稀溶液）A//M)

改变条件平衡移动方向”(H)dH)导电能力

加水稀徉—>增大减小减弱不变

加入少呈冰船酸增大增大增强不变

通人增大增大增强不变

帆、aOH⑸—>减小减小增强不变

加入镁粉—>减小谶小增强不变

升高温度—>增大增大增强增大

加（:小（:（＞（）\小）4―谶小减小增强不变

（三）电离度和电离平衡常数

1.电离度

己电离分子数

（1）表达式：a=xlOO%

总分子数

（2）影响因素：

①温度：在其他条件不变时，升高溶液温度,电离平衡向电离方向移动，电离度增大。

②浓度：其他条件不变时，增大弱电解质溶液浓度，平衡向电离方向移动，但电离度减小。

若降彳解寻电解质溶液浓度，平衡向电离方向移动，电离度增大。

第10页，共19页

③其他电解质的加入：如同离子效应，加入与弱电解质电离有相同离子的强电解质时，会使

弱电解质电离度降低。

2.电离平衡常数

Q）表达式

c(H+)-c(A-)

①对于一元弱酸HA:HA=H++A-,电离常数K

c(HA)

②对于一元弱碱BOH:BOH-B+OH',电离常数犬=

-c(BOH)

c(H+)-c(HCOp

③对于二元弱酸，如H2co3:HCO=H++HCO；,K

23tc(H2co3)

HC5=H++C。；-，2嘿"；且QK?。

（2）意义：相同条件下，|人用人卜箱的百H版（成1（胜•强I

（3）特点：多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是&•K2，所以其酸性主

要决定于第一步电离。

（4）影响因素

决定因素一弱电斛质本身的性股

电离平衡常数一影响因素一温度（随温度升高而增大）

，与浓度.陶诚性无关

3.电离平衡常数的应用

①判断弱酸（或弱碱）的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性（或碱性）越强。

②判断盐溶液的酸性（或碱性）强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性（或酸

性）越弱。

③判断复分解反应能否发生,一般符合"强酸制弱酸"规律。

④判断微粒浓度比值的变化

第11页，共19页

c(CHCOO)_c(CHCOO)c(H+)K

O.lmolU'CHCOOH溶液中加水稀释33

c、(CH3coOH)-c、(CH3coOH)c(H+)-c(H+)

酸溶液加水稀释，c(H+)减小，K值不变，则)增大。

c(CH3coOH)

三、水的电离和溶液的酸碱性

(一)水的电离及水的离子积

1.水的电离平衡

+

水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：H2O+H2O-H3O+OH",可简写为

+

H2O^H+OH\

2.水的离子积常数

(1)概念：一定温度下，在纯水或稀溶液中，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，称为水的

离子积常数，简称水的离子积。

(2)表达式：水的离子积用心表示。实验测得，25℃时，1L水中只有1.0x10-7molH2O

电离。所以该温度时的纯水中：

+7+-14

c(H)=c(OH-)=i.OxlO-molU',1CW=c(H)-c(OH-)=1.0x10，室温下K、,一般

也取这个值。

(3)影响因素：K“只与温度有关。温度升高，K、v增大。

［注意］①水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

②在室温时，任何物质的水溶液，K"=IO'。K、，与溶液的酸碱性无关，只与温度有关。

③K,的重要应用在于溶液中c(H+)和c(OH)的换算。

④外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候水电离出的4H+)和々OH］总是相

等的。

第12页，共19页

(二)水的电离平衡的影响因素和有关计算

1.外界因素对水电离的影响

电扇溶液中溶液中溶液的

改变条件A.

平街心)HOH}pH敢箧性

升高温度右移增大增大M小中性增大

加人融.如稀

加入左移・大M小M小不变

Mi酸,M酸*n

帆

加入Bt如N40H

左移M小府大壮大atn不变

溶液.M水

加入强或弱取itM小增大增大不交

如、澹液am

加M：n,

人押人强酸网M

/.fl增大减小M小ME不变

盐盐,如V溶液

加入强酸强效不移动不变不变不变中性不变

it如溶液

加人

活泼G移M小增大增大不变

如W

金属

［注］上述表格中所加试剂，忽略热效应。

2.水的电离平衡分析

Q)中性溶液c(OH-)=c(H+)=1.0xIO"mol-L71

(2)酸溶液中，H+来源于酸的电离和水的电离，而OPT只来源于水的电离。

酸溶液•

(3)碱溶液中，OH-来源于碱的电离和水的电离，而H+只来源于水的电离。

\(<)H>=CM(OH)廿《(011)

啾溶液•

第13页，共19页

(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液中，H+和0H均来源于水的电离。

酸性1A.

d()H

“H•漏

【中性:>c«(OH)

第14页，共19页

四、溶液的酸碱性与pH值

(一)溶液酸碱性的判断

1任何温度

c(H+)>c(OH-),酸性；c(H+)=c(OH-),中性；c(H+)<c(OH-),碱性。

2.常温(25"C)

pH>7,碱性；pH=7,中性；pH<7,酸也

(二)溶液pH值的测量

l.pH试纸

用pH试纸测定溶液的pH,精确到整数且只能在1~14范围内，其使用方法为取一小块试纸

放在干净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取液体，点在试纸中部，待试纸变色后，与标准比色

卡对比，读出pH。

注意

①pH试纸不能预先润湿，但润湿之后不一定产生误差。

②pH试纸不能测定氯水的pH。

2.pH计

PH计能精确测定溶液的pH,可精确到0.1。

3.酸碱指示剂

酸碱指示剂能粗略测定溶液的pH范围。常见酸碱指示剂的变色范围如下表所示:

指示刷变色应陷的pH

<5红色5-8紫色>8蓝色

—,，”，

甲基徽<3.1红色3」~4.4附色>4.4黄;色

曲m无色8.2-lOiWCl色

第15页，共19页

五、酸碱中和滴定

（一）定义与原理

1.定义

利用中和反应，用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的实验方

法叫作酸碱中和滴定，简称中和滴定。

2.原理

+

中和反应的实质是：H+OH=H2O,由此可推出：“;乂g二4。『乂。『）或者

c标1%^嗫可则，进一步计算可得：。测=竽三仁、V均指一元酸或碱）

V测

（二）仪器

实验中用到的仪器主要有：滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹。

1.滴定管的使用

（1）滴定管的分类

滴定管（施滴定管：下端为玻璃活&J咻装酸性或着管化性珞液

’1罐式滴定管：卜嫡为橡胶膏和玻璃球组成的活塞.用来装发忤溶袖

丁

二

；

t.J

&0J

2

5

（2）滴定管的精确度

需要注意的是：滴定管的"0刻度"在上方，尖嘴部分无刻度。最小刻度为0.1mL,精确到

小数点后T立，估读到小数点后两位，即估读到0.01mL。

（3）滴定管的使用方法

验漏、洗涤（水洗）、润洗（用标准液润洗）、装液、排气泡、定读数。

第16页，共19页

2.锥形瓶

盛装待测溶液。

3.铁架台、滴定管夹

固定实验装置。

（三）实验操作步骤

i.w——检查滴定管是否漏水。

2•洗

“1滴定管：用蒸蹄水洗（2-3次）,待装液涧洗,

清洗仪器《移液管：用蒸脩水洗口-3次）.侍装液洞洗

【锥形瓶：用蒸蹄水洗（2-3次）,不用待装液润洗,无需跟干

3.量——量取溶液

①标准溶液一装入滴定管、排气泡、读取记录；

②待测溶液一用移液管或滴定管量取。

4.指——向锥形瓶中加入2-3滴指示剂

5♦滴

f左f掾作滴定管活塞；

开始滴定《右手摇动钺形瓶；

I眼昭注视锥形瓶内溶液颜色的改变及滴定管中液体滴入的速度

左丁控制—____.6一眼呀?菖

定力的活塞\曰_/啊―内；*牧

“山的♦色变化

右F摇动—^7V

锥形-GW

6.读——读取滴定管内消耗滴定液的体积数据并准确记录相应的数据。

7.重——重复上述实验2-3次，将数据填入表格。

8.算——实验数据处理：将两次读取的数据记录在表格中，算出两次滴定消耗标准液的体积，然

后代入。测=空，求出待测液的浓度。

待涌淞的体枳标准液的体积

滴定次放

/mL清定前读数滴定后读数体积7mL

第一次

第一次

笫三次

第17页，共19页

（四）滴定终点的判断

当滴入最后一滴溶液后，锥形瓶内溶液颜色刚好发生变化，且在半分钟（30s）内颜色不再恢复,

即可认为到达滴定终点，此时记录读数。

选择指示剂时，应遵循在滴定过程中，颜色变化由浅到深的最为合适。

指示剂酸中・色pH变色也惘验中颜色

甲基楸红色阳<3.13.1-4416色储色pH>4.4

的做无色pH<8.28.2-10.0粉红色红色|旧>10.0

石蕊红色pH<5.05.O-8.O紫色蓝色pH>K.O

石蕊的变色范围太宽，且颜色变化不容易辨别，通常不作为指示剂。

酸滴碱时，选择甲基橙作为指示剂，滴定终点时的颜色变化为：黄色变为橙色；

碱滴酸时，选择酚猷作为指示剂，滴定终点时的颜色变化为：无色变为红色。

（五）中和滴定误差分析

误差分类具体情况影响结果

（1游取5工克氢气化纳配制标掂液时,物打倒置但而

口配修标准版时.货杯及成就棒未洗事假高）

⑶配制标准液时.定容峭视（偏低）

配制标痛⑷配制标能液时.定容仰视假的

液时引起

（5间制标准3）1曜定拄酸时.中加混“破

的误差1偏高1

酸钠,

"标）误弟】

<6皮制标准、滴定盐酸内.、M阳中如混〃碳

1偏高）