高中化学水的电离 溶液酸碱度 电离平衡三大块考试常考知识点总结

高中化学水的电离+溶液酸碱度+电离平衡三大块考试常考知

识点总结

作者：一气贯长空

01

水的电离

1、水是一种极弱的电解质，极难电离

(1)水的电离方程式：

++-

H20+H20^H30+0HH20^H+0H

一般情况下使用H20£H++0H一进行分析应用。

+

(2)水的离子积常数：Kw=c(H)-c(OH),只与温度有

关，因为水的电离过程是吸热过程AH>0,因此温度升

14

高，水的离子积常数变大，25℃Kff=10',100℃Kkl0一

12

o

2、水的电离的影响因素

分析下列条件的改变对水的电离平衡的影响：

平衡移

改变条件溶液中c(H+)溶液中c(OJT)PH酸碱性Kw

动方向

升高温度右移增大增大减小中性增大

加入酸左移增大减小减小酸性不变

加入碱左移减小增大增大碱性不变

加入Na右移减小增大增大碱性不变

3、水的离子积常数的推广

L=c(H+)・c(OH-)=1.0X1014,不仅仅适用于水的电

离，而且适用于室温下任何稀的酸、碱、盐水溶液。在

一定温度下，稀溶液中的c(H+)和c(OH-)的乘积不变。

这为溶液酸碱性的计算奠定了基础。

4、注意要点

(1)不同溶液中c(H+)和c(O-)可能不相同，但是由

水电离出的c(H+)c(O『)是一定相等的。

(2)外加酸(或碱)，水中c(H+)［或c(O/)］增大，会

抑制水的电离，水的电离程度减小，但水溶液中c(H+)

和c(OH")的乘积，即K,,不变。

(3)加入了活泼金属，可与水电离产生的小直接发生

置换反应，产生H2,使水的电离平衡向右移动，水的电

离程度增大，但水溶液中c(H+)和c(OH、的乘积，即

(，不变。

02

溶液的酸碱性与pH

1、溶液的酸碱性

溶液酸碱性的大小只取决于溶液中C(H+)和c(otr)的相

对含量，c(H+)较大溶液显酸性，c(OH-)较大溶液显碱

性。

2、溶液pH的计算方法

pH=-lgc(H+)c("+)<1

pH只能用于衡量c(M)〈l时溶液的酸碱性，如果

c(H+)>l时只能用浓度来衡量溶液的酸碱性。

3、pH与溶液酸碱性的关系

MH+)10°1°T10-310-4IO-510-6IxlO-HO^lO-9IO-^IO-11^-1210-1310-14

x11JIIIIIIIIIIIIIII-

pH(0)(1)(2)(3)(4)(5)(6)(7)(8)(9)(10)(11)(12)(13)(14)

<-----------------------------(中性)--------------------------A

(酸性越强)(碱性越强)

4、pH酸碱性的测定方法

(1)酸碱指示剂，只能测pH范围。常见指示剂变色范

围：

指示剂变色范围(颜色与pH的关系)

石蕊、<5.0红色5.0〜8.0紫色>8.0蓝色

酚酰<8.2无色8.2〜10.0粉红色>10.0红色

甲基橙<3.1红色3」〜4.4橙色>4.4黄色

(2)利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一

小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁

净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定

后迅速与标准比色卡对照，读出pH。

(3)利用pH计测定。仪器pH计可精确测定试液的

pH(读至小数点后2位)。

5、注意事项

(1)在25c的溶液中：

pH<7,溶液呈酸性，pH越小，溶液酸性越强；

pH=7,溶液呈中性，c(H+)=c(OH")=10"7mol/L；

pH>7,溶液呈碱性，pH越大，溶液的碱性越强。

(2)在任意温度下的溶液中(pH=7不一定为中性)：

c(H+)>c(OIT),溶液呈酸性；

c(H+)=c(OIT),溶液呈中性；

c(H+)〈c(OH一),溶液呈碱性。

用c(H+)、c(0广)的相对大小来判断溶液酸碱性，则不

受温度影响。

03

酸碱溶液混合后pH的计算

1、强酸和强碱溶液pH的计算

(1)强酸溶液-c(H+)-pH

(2)强碱溶液一c(0广)一通过L计算c(H+)-pH

2、酸碱溶液混合后pH的计算

(1)强酸与强酸溶液混合

q("+)匕+。2("+)彩

式"+)混=->pH

V1+V2

(2)强碱与强碱溶液混合

。1(0“一必+0(0"一"2、宙、”“笆S+、口

c(OH)混=------------------------->通过版计算c(H+)tpH

伍Vi+岭

3、强酸与强碱溶液混合

A、如果n(H+)=n(0『),则溶液pH=7

B、n(H+)>n(O广)计算剩余c(H+)->pH

C、n(H+)一)一计算剩余c(OH-)一c(H+)—pH

04

酸碱溶液稀释后pH的变化规律

05

酸碱中和滴定

1、酸碱中和滴定原理

c（H+）•V（H+）=c（OH）•V（OH-）

用已知浓度的酸或碱标准液，滴定未知浓度（已知体

积）的碱或酸待测液，读取标准液所用体积，通过上式

即可计算待测液的浓度。

2、关键就是滴定终点的判断

中和滴定的关键是准确判断滴定终点（中和反应恰好反应

完全的时刻），其方法是在待测液中加2〜3滴指示剂，

观察滴定过程中其颜色的变化，常选用的指示剂是酚猷

或甲基橙，不用石蕊溶液的原因是石蕊溶液颜色变化不

明显且突变范围太宽。

3、主要仪器及使用

酸碱中和滴定所用的主要仪器是锥形瓶和滴定管（酸式

滴定管和碱式滴定管）。

锥形瓶滴定管

(1)酸式滴定管：包括玻璃活塞、长玻璃管，可盛放酸

性溶液、强氧化性溶液，不能盛放碱性溶液及氢氟酸。

(2)碱式滴定管：包括长玻璃管、橡皮管、玻璃球，可

盛放碱性溶液。

(3)滴定管的上端都标有规格大小、使用温度、“0”

刻度。滴定管的精确到0.01mL,量筒只能精确到0.1

mLo

(4)滴定管的使用

A、检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。

B、润洗仪器：加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要

盛装的溶液润洗2〜3遍。

C、加入溶液：分别将反应液加入到相应滴定管中，使液

面位于滴定管0刻度线以上2〜3mL处。

D、调节：滴定管尖嘴部分完全充满液体，这时如果液面

低于0刻度线，则再加液体，然后将凹液面调节至与0

刻度线相切。

（5）酸碱中和滴定实验操作步骤

A、洗涤：洗涤仪器并进行检漏、润洗。

B、取液：向酸（碱）式滴定管中注入标准液；向锥形瓶中

注入一定体积待测液，加入2〜3滴指示剂。

C、滴定：在锥形瓶下垫一张白纸，向锥形瓶中先快后慢

地加入标准液（后面逐滴加入），至指示剂发生明显的颜

色变化且半分钟内不变时，停止滴定。

D、读数：平视滴定管中凹液面最低点，读取溶液体积。

E、记录：记录滴定终点时滴定管中标准液的刻度（即使

用的体积），重复滴定2〜3次将数据记入表中。

F、计算：取2〜3次实验结果的标准液消耗体积的平均

值，将丫（标），c（标），V（待）带入到下式中进行计算。

c（H+）*V（H+）=c（OHO•V（OH-）

（6）滴定曲线

以滴加酸（或碱）的量为横坐标，以溶液的pH为纵坐标绘

出一条溶液的pH随酸（或碱）的滴加量而变化的曲线。如

图所示为用0.lOOOmol/LNaOH溶液滴定

20.OOmLO.1000mol/LHCl溶液过程中的pH变化曲线。

T2PH

±

I0

X

8

6

4

2

°10203040

V(NaOH)/mL

由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH

在接近滴定终点时有一个突变过程，在此范围内，滴加

很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示

剂的颜色发生明显变化，有利于确定滴定终点。

06

酸碱中和滴定误差分析

盛标准液的滴定管用蒸储水水洗后，未用标准溶液润洗偏高

盛待测液的滴定管用蒸储水水洗后，未用标准溶液润洗偏低

盛标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡偏高

盛标准液的滴定管滴定前无气泡，滴定后有气泡偏低

盛待测液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡偏低

盛待测液的滴定管滴定前无气泡，滴定后有气泡偏高

锥形瓶用蒸锵水洗后有用待测液洗偏高

锥形瓶未洗净，残留有与待测液中溶质反应的少量物质偏低

用滴定管量取待测液先俯视后仰视偏低

先仰视后俯视偏高

标准液先俯视后仰视偏高

先仰视后俯视偏低

07

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合

物，叫电解质。

非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解

质。

混和物

物质「单质

强电解质：强酸，强颖，大多数二,如HQ、NaOH>NaCkBaSO4

纯净物电解质

弱电解质：弱酸，弱减，极少数一，水c如HCIO、NH3・H2。、CU(0H)2、H20

化合物

非电解质：非金属氧化物，大部分有机物，如SO3、CQz、C6Hl2O6、CCI4、CH2=CH2……

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质一一离子化合物或共价化合物非电解质一一共价化

合物

注意：①电解质、非电解质都是化合物②S02、NH3>CO2等

属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSOd不溶于水，

但溶于水的BaSO.t全部电离，故BaSO4为强电解质)一一电

解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子

的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，

这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：

A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离

平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶

液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。

D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离

子反应的物质时，有利于电离。

5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写

（第一步为主）

6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡

时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未

电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一

般用Ka表示酸，Kb表示碱。）

—表示方法:ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

7、影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温

下一般变化不大。

C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越

大，酸性越强。如：H2S03>H3P04>HF>CH3C00H>H2C03>H2S>HC10

二、水的电离和溶液的酸碱性

+-

H2oH+0H

1、水电离平衡：

水的离子积:Kw=c[H+]•c[Off]

7+

25℃时，==10mol/L;Kw=[H]•[OH]

=1*10*

注意：L只与温度有关，温度一定，则L值一定

心不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）

2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱：抑制水的电离Kw〈1*10川

②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）

③易水解的盐：促进水的电离Kw〉1*10-14

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=-lgc［H+］

（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂一一甲基橙、石蕊、酚醐O

变色范围：甲基橙3.r4.4（橙色）石蕊5.0〜8.0（紫色）

酚酥8.2〜10.0（浅红色）

pH试纸一操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准

比色卡对比即可。

注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读

取整数值或范围

三、混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：（先求混：将两种酸中的1离子

物质的量相加除以总体积，再求其它）：H+］混=

++

（［H］1VI+［H］2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：（先求［Off］混：将两种酸中的。丁离

子物质的量相加除以总体积，再求其它）［。匕］混=（［or

2V2）/（V1+V2）（注意:不能直接计算［H+］混）

3、强酸与强碱的混合：（先据H++0H二山0计算余下的十或

0H\①I有余，则用余下的不数除以溶液总体积求［丁］混；

0r有余，则用余下的0H数除以溶液总体积求［0H］混，再求

其它）

四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：稀释10"倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能

大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀释10"倍时，pH稀＜pH原+n（但始终不能

大于或等于7）

3、强碱溶液：稀释1011倍时，pH稀=pH原一n（但始终不能

小于或等于7）

4、弱碱溶液：稀释1011倍时，pH稀〉pH原一n（但始终不

能小于或等于7）

5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠

近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7

6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强

酸、强碱变化得快。

五、强酸（PH1）强碱（pH2）混和计算规律w

1、若等体积混合

pHl+pH2=14则溶液显中性pH=7

pHl+pH2^15则溶液显碱性pH=pH2-0.3

pHl+pH2<13则溶液显酸性pH=pHl+O.3

2、若混合后显中性

pHl+pH2=14V酸：V碱=1：1

pHl+pH2Wl4V酸:V碱=1：10(14-(pH1+pH2)1

六、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

+

实质：H+0H^=H20即酸能提供的H+和碱能提供的0H「物质的

量相等。

2、中和滴定的操作过程：

(1)仪②滴定管的刻度，0刻度在上，往下刻度标数越来

越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分

没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次

滴定使用两滴定管酸(或碱)，也不得中途向滴定管中添

力口。②滴定管可以读到小数点后一位。

(2)药品：标准液；待测液；指示剂。

(3)准备过程：

准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗

涤：用洗液洗一检漏：滴定管是否漏水一用水洗一用标准液

洗（或待测液洗）一装溶液f排气泡f调液面一记数据V（始）

（4）试验过程

3、酸碱中和滴定的误差分析

误差分析：利用〃酸c酸/酸碱c碱/碱进行分析

式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱

的物质的量浓度；

V--一酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度

时，则:

ncV

C碱=n'/

上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用

的是分子上的/酸的变化，因为在滴定过程中C酸为标准

酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但

体现的却是/酸的增大，导致C酸偏高；/碱同样也是一个

定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际

操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸

用量的减少，即/酸减小，则C碱降低了；对于观察中出现

的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度

时，C碱的误差与k酸的变化成正比，即当/酸的实测值大

于理论值时，c碱偏高，反之偏低。

同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。

七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来

的I或0H结合生成弱电解质的反应。

2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来

的I或01结合，破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的

电离。

3、盐类水解规律：

①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，

两弱都水解，同强显中性。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，

碱性更强。（如:Na2c03>NaHC03）

4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）

程度小（3）吸热

5、影响盐类水解的外界因素:

①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水

解）

②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）

③酸碱：促进或抑制盐的水解（丁促进阴离子水解而抑制

阳离子水解；0H.促进阳离子水解而抑制阴离子水解）

6、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HSOJ显酸性

②电离程度〉水解程度，显酸性（如：HSO3\HTOJ）

2-

③水解程度〉电离程度，显碱性（如：HCO3\HS\HPO4

）

7、双水解反应：

（D构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应

相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向

右移。

32-

（2）常见的双水解反应完全的为：Fe\A产与A102\C03

2--2-2

（HCO「）、S（HS）>S03（HSO3'）；SNHZ;CCVYHCOJ）与

NfV其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方

程式配平依据是两边电荷平衡，如：2A13++3s之一+6H2。==

2A1（OH）3I+3H2sf

8、盐类水解的应用:

水解的应用实例原理

明帆净水3++

1、净水AI+3H2O^AI(OH)3(K^)+3H

用热碱水冼油污物品2

2、去油污CO3'+H2O^HCO3*+OH-

①配制FeCb溶液时常加入

Fe3++3HO^Fe(OH)+3H+

少量盐酸23

3、药品的保存②配制Na2c03溶液时常

CO32-+H2OUHCO3-+OH-

加入少量NaOH

若不然，则：

由MgCl2,6H2。制无水MMgCl2'6H2O=^=

4、制备无水盐gCb在HCI气流中加热Mg(OH)2+2HCl+4H2O

Mg(OH)2=△=MgO+H2O

用Al2(SO4)3与NaHCC)33,+

5、泡沫灭火器AI+3HCO3-=AI(OH)3l+3CO2l

溶液混合

++

逑??比较NH4cl溶液中离子浓NH4+H2O^NH3-H2O+H

中离子液度的大士WI

++

.度的大小C(C|-)>C(NH4)>C(H)>C(OH)-

9、水解平衡常数（KQ

对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka（Kw为该温度下水的离子积，Ka

为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数）

对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/K/Kw为该温度下水的离子积，h为

该条件下该弱碱根