高中化学电离平衡知识点归纳(推荐5篇)

高中化学电离平衡知识点归纳 篇一

电离平衡是化学中一个重要的概念，它描述了溶液中溶质分子与水分子之间的相互作用以及溶质分子的离解程度。在高中化学中，学生需要掌握电离平衡的基本概念、表达式和影响因素，下面我将对这些知识点进行归纳总结。

首先，电离平衡的基本概念。电离平衡是指溶液中离子的浓度保持稳定的状态，当溶质分子溶解到溶液中，会发生离解反应，产生阳离子和阴离子。这些离子会与水分子形成水合物，从而保持平衡状态。电离平衡可以通过电离度来描述，电离度是指溶液中离子的浓度与溶质分子浓度之比。电离度越大，电离平衡越偏向离解，反之，电离度越小，电离平衡越偏向未离解。

其次，电离平衡的表达式。电离平衡可以用离子的浓度或电离度来表示。对于一元离子，如H+、OH-等，电离度等于离子浓度与溶质浓度之比。对于二元离子和多元离子，由于离子浓度与溶质浓度之间存在复杂的关系，所以需要通过确定离子浓度的方法来计算电离度。常用的方法有酸碱滴定法、pH计测量法等。

最后，影响电离平衡的因素。影响电离平衡的因素有很多，包括温度、浓度、溶剂等。温度对电离平衡有显著影响，通常情况下，温度升高会导致电离度增大，电离平衡偏向离解。浓度也是影响电离平衡的重要因素，溶液中离子浓度越高，电离度越大，电离平衡越偏向离解。溶剂的性质也会影响电离平衡，如溶剂的极性越大，电离度越大，电离平衡越偏向离解。

综上所述，电离平衡是高中化学中的一个重要概念，学生需要掌握电离平衡的基本概念、表达式和影响因素。通过对电离平衡的学习，可以更好地理解溶液中离子的行为和性质，为后续的化学学习打下坚实的基础。

高中化学电离平衡知识点归纳 篇二

电离平衡是化学中一个重要的概念，它是指溶液中离子的浓度保持稳定的状态。在高中化学中，学生需要掌握电离平衡的计算方法、影响因素以及相关实验技术，下面我将对这些知识点进行归纳总结。

首先，电离平衡的计算方法。电离平衡可以用离子的浓度或电离度来表示。对于一元离子，如H+、OH-等，电离度等于离子浓度与溶质浓度之比。对于二元离子和多元离子，由于离子浓度与溶质浓度之间存在复杂的关系，所以需要通过确定离子浓度的方法来计算电离度。常用的方法有酸碱滴定法、pH计测量法等。

其次，影响电离平衡的因素。影响电离平衡的因素有很多，包括温度、浓度、溶剂等。温度对电离平衡有显著影响，通常情况下，温度升高会导致电离度增大，电离平衡偏向离解。浓度也是影响电离平衡的重要因素，溶液中离子浓度越高，电离度越大，电离平衡越偏向离解。溶剂的性质也会影响电离平衡，如溶剂的极性越大，电离度越大，电离平衡越偏向离解。

最后，相关实验技术。在实验中，常用的方法有酸碱滴定法、pH计测量法等。酸碱滴定法可以通过滴定溶液中的酸碱溶液，从而确定溶液中离子的浓度，进而计算电离度。pH计测量法则可以通过测量溶液的pH值，从而间接计算出离子的浓度和电离度。

综上所述，电离平衡是高中化学中的一个重要概念，学生需要掌握电离平衡的计算方法、影响因素以及相关实验技术。通过对电离平衡的学习和实验实践，可以更好地理解溶液中离子的行为和性质，并培养学生的实验操作能力和科学思维能力。

高中化学电离平衡知识点归纳 篇三

　　1、Kw=c(H+)·c(OH-)，纯水中c(H+)=c(OH-)，纯水总是呈电中性的。

　　2、不能认为c(H+)或c(OH-)等于10-7mol/L或pH=7的溶液就一定是中性溶液，即不能把pH=7作为判断一切溶液酸、碱性的分界线，而应比较c(H+)和c(OH-)两者的相对大小。溶液呈酸碱性的本质是c(H+)≠c(OH-)。

　　3、已知水电离产生的c(H+)或c(OH-)并不能最终确定溶液的酸碱性，因为这既可能是酸(或酸性)溶液，也可能是碱(或碱性)溶液。例如，由水电离出的c(H+)=1×10-13mol/L的溶液，其pH等于1或13。

　　4、水电离平衡的破坏和移动

　　(1)外加酸、碱可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡逆向移动，导致c(H+)≠c(OH-)，水的电离受到抑制。酸溶液的pH表示的c(H+)为溶质酸电离产生的，通过Kw=c(H+)·c(OH-)水可以计算出水电离的c(OH-)水，而c(H+)水=c(OH-)水。碱溶液的pH表示的c(H+)则为水电离出的c(H+)水，因为碱本身不能电离出H+。

　　(2)温度会影响水的电离平衡。水的电离是吸热过程，温度升高，促进水的电离，Kw增大，pH减小，但仍存在c(H+)水=c(OH-)水。在常温时Kw=10-14，100℃时，Kw=10-12。

　　(3)能发生水解的盐可以促进水的电离，从而打破水的电离平衡。只有一种弱酸根阴离子(或弱碱阳离子)水解，则c(H+)≠c(OH-);若所加盐发生双水解，则两种离子的浓度可能相等，也可能不相等。水解呈酸性的盐溶液pH表示的是水电离的c(H+)水(与碱溶液相同)，水解呈碱性的盐溶液的pOH{pOH=-lgc(OH-)}表示的是水电离的c(OH-)水(与酸溶液相同)。

　　5、对于极稀的酸、碱溶液，水的电离则不可忽视

　　例如：c(H+)=10-8mol/L的盐酸，如果认为pH=8就错了，因为酸溶液的pH在常温时一定是小于7的。这时在计算该溶液的pH时，就必须考虑水电离产生的c(H+)水和c(OH-)水。

　　例1、25℃时，水的电离达到平衡：H2OH++OH-;△H>0，下列叙述正确的是 ( )

　　A.向水中加入稀氨水，水的电离平衡逆向移动，c(OH-)降低

　　B.向水中加入少量固体NaHSO4，c(H+)增大，Kw不变

　　C.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H+)降低

　　D.将水加热，Kw增大，pH不变

　　解析：向水中加入稀氨水时，平衡逆向移动，溶液呈碱性，c(OH-)增大;CH3COONa水解，可使平衡正向移动，溶液呈碱性;将水加热时，水的电离程度变大，pH减小。答案选B。

　　例2、在一定温度下，测得某中性溶液的pH=6.5，将此温度下pH=11的NaOH溶液aL与pH=1的H2SO4溶液b L混合。

　　(1)若所得混合溶液为中性，则a:b_______。

　　(2)若所得混合溶液的pH=2，则a：b_______。.

　　解析：因中性溶液的pH=6.5<7，说明水的电离受到促进，故温度高于常温。在此条件下，已知碱溶液的pH求c(OH-)时特别容易出错，而已知酸溶液的pH求c(H+)则不受影响。

　　该中性溶液中，c(H+)=c(OH-)=10-6.5mol/L，Kw=c(H+)·c(OH-)=10-13。

　　(1)所得混合溶液为中性时，n(H+)酸=n(OH-)碱，即10(11-13)a=10-1b，a：b=10：1。

　　(2)所得混合溶液的pH=2时，，解得：a：b=9：2

　　答案：(1)10：1 (2)9：2

高中化学电离平衡知识点归纳 篇四

　　一、化学反应速率

　　1、化学反应速率

　　(1)化学反应速率的概念

　　化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。

　　(2)化学反应速率的表示方法

　　对于反应体系体积不变的`化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。

　　某一物质A的化学反应速率的表达式为：

　　式中某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L-1。某段时间间隔，常用单位为s,min,h。υ为物质A的反应速率，常用单位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。

　　(3)化学反应速率的计算规律

　　①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系

　　同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。

　　②化学反应速率的计算规律

　　同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。

　　(4)化学反应速率的特点

　　①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。

　　②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。

　　③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。

　　小贴士：

　　①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。

　　②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。其化学反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量的多少无关。通常是通过增大该物质的表面积(如粉碎成细小颗粒、 充分搅拌、 振荡等)来加快反应速率。

　　③对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。因此，表示化学反应的速率时，必须指明是用反应体系中的哪种物质做标准。

　　2、化学反应速率的测量

　　(1)基本思路

　　化学反应速率是通过实验测定的。因为化学反应中发生变化的是体系中的化学物质(包括反应物和生成物)，所以与其中任何一种化学物质的浓度(或质量)相关的性质在测量反应速率时都可以加以利用。

　　(2)测定方法

　　①直接可观察的性质，如释放出气体的体积和体系的压强。

　　②依靠科学仪器才能测量的性质，如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等。

　　③在溶液中，当反应物或产物本身有比较明显的颜色时，常常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。

　　二、影响化学反应速率的因素

　　1、发生化学反应的前提——有效碰撞理论

　　(1)有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。

　　化学反应发生的先决条件是反

应物分子之间必须发生碰撞。

　　反应物分子之间的碰撞只有少数碰撞能导致化学反应的发生，多数碰撞并不能导致反应的发生，是无效碰撞。碰撞的频率越高，则化学反应速率就越大。

　　(2)活化能和活化分子

　　①活化分子：在化学反应中，能量较高，有可能发生有效碰撞的分子。

　　活化分子之间之所以能够发生有效碰撞，是由于它们的能量高，发生碰撞时，能够克服相撞分子之间的排斥力，破坏分子内部原子之间的“结合力” ，从而导致反应物分子破坏，重新组合成生成物分子，发生化学反应。

　　②活化能：活化分子所多出的那部分能量(或普通分子转化成活化分子所需的最低能量)。

　　③活化能与化学反应速率：活化分子数目的多少决定了有效碰撞发生的次数。在分子数确定时，活化分子百分数增大，有效碰撞的次数增多，反应速率加快。

　　2、决定化学反应速率的内部因素

　　不同的化学反应具有不同的反应速率，影响反应速率的主要因素是内因，即参加反应的物质本身的性质。

　　内因：参加反应的物质的性质和反应的历程，是决定化学反应速率的主要因素。

　　3、影响化学反应速率的外部因素

　　当物质确定时 (即内因固定)，在同一反应中，影响反应速率的因素是外因，即外界条件，主要有温度、浓度、压强、催化剂等。

　　(1)浓度对化学反应速率的影响

　　①规律：其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以加快反应速率;减小反应物的浓度，可以减慢化学反应的速率。

　　②理论解释：在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子百分数是一定的，即单位体积内的活化分子数与反应物的浓度成正比。

　　(2)压强对反应速率的影响

　　①影响对象： 压强只影响有气体参与的反应的反应速率对于没有气体参与的反应，压强对它的反应速率没有任何影响。

　　注：压强影响，只适用于讨论有气体参加的反应，当然并不一定参加反应的物质全部是气体，只要有气体参与，压强即会影响反应的反应速率。

　　②规律：对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快;减小压强，反应速率减慢。

　　③理论解释：对气体来说，若其他条件不变，增大压强，是增大了浓度单位体积内活化分子数增多 有效碰撞次数增多 化学反应速率增大。因此，增大压强，可以增大化学反应速率。

　　(3)温度对反应速率的影响

　　①规律：其他条件不变时，升高温度，可以增大反应速率，降低温度，可以减慢反应速率。

　　②理论解释：温度是分子平均动能的反映，温度升高，使得整个体系中分子的能量升高，分子运动速率加快。

　　(4)催化剂对反应速率的影响

　　①规律：催化剂可以改变化学反应的速率。在不加说明时，催化剂一般指使反应速率加快的正催化剂。

　　②催化剂影响化学反应速率的原因：在其他条件不变时， 使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量，会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加活化分子百分数，因而使反应速率加快。同一催化剂能同等程度地改变正、逆反应的速率。

高中化学电离平衡知识点归纳 篇五

　　1、向氢氧化钠溶液中通入少量CO2 ：

　　2NaOH+ CO2 ═Na2CO3+H2O

　　CO2+ 2OH-═CO32-+H2O

　　2、在标准状况下2.24 L CO2通入1mol/L 100mLNaOH溶液中：

　　CO2+NaOH═NaHCO3

　　CO2+OH-═HCO3-

　　3、烧碱溶液中通入过量二氧化硫：

　　NaOH+SO2=NaHSO3

　　OH-+SO2═HSO3-

　　4、在澄清石灰水中通入过量二氧化碳：

　　Ca(OH)2+2CO2=Ca(HCO3)2

　　CO2+OH-═HCO3-

　　5、氨水中通入少量二氧化碳：

　　2NH3?H2O+CO2═(NH4)2CO3+H2O

　　2NH3?H2O+CO2═2NH4++CO32-+2H2O

　　6、用碳酸钠溶液吸收少量二氧化硫：

　　Na2CO3+SO2=Na2SO3+CO2↑

　　CO32-+SO2═SO32-+CO2↑

　　7、二氧化碳通入碳酸钠溶液中：

　　Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3

　　CO32-+CO2+H2O═2HCO3-

　　8、在醋酸铅[Pb(Ac)2]溶液中通入H2S气体：

　　Pb(Ac)2+H2S=PbS↓+2HAc

　　Pb(Ac)2+H2S═PbS↓+2HAc

　　9、苯酚钠溶液中通入少量二氧化碳：

　　CO2+H2O+C6H5ONa→C6H5OH+NaHCO3

　　CO2+H2O+C6H5O-→C6H5OH+HCO3-

　　10、氯化铁溶液中通入碘化氢气体：

　　2FeCl3+2HI ═2FeCl2+I2+2HCl

　　2Fe3++2I-═2Fe2++ I2

　　11、硫酸铁的酸性溶液中通入足量硫化氢：

　　Fe2(SO4)3+H2S═2FeSO4 + S↓+ H2SO4

　　2Fe3++ H2S═2Fe2++ S↓+2H+

　　12、少量SO2气体通入NaClO溶液中：

　　3NaClO +SO2+ H2O═Na2SO4+2HClO+NaCl

　　3ClO- + SO2+H2O= SO42-+2HClO+ Cl-

　　13、氯气通入水中：

　　Cl2+H2O? HCl+HClO

　　Cl2+H2O? H++Cl-+HClO

　　14、氟气通入水中：

　　2F2+2H2O=4HF+O2

　　2F2+2H2O═4HF+O2

　　15、氯气通入冷的氢氧化钠溶液中：

　　Cl2+2NaOH═NaClO+NaCl+H2O

　　Cl2+2OH-═Cl-+ClO-+ H2O

　　16、FeBr2溶液与少量Cl2反应：

　　6FeBr2+3Cl2=2FeCl3+4FeBr3

　　2Fe2++Cl2=2Fe3+ + Cl-

　　17、FeBr2溶液与等物质的量Cl2反应：

　　6FeBr2+6C12= 4FeCl3+2FeBr3+3Br2

　　2Fe2++2Br-+ 2Cl2═2Fe3++Br2+4Cl-

　　18、FeBr2溶液中通入过量Cl2：

　　2FeBr2+3Cl2=2FeCl3+2Br2

　　2Fe2++4Br-+ 3Cl2═2Fe3++2Br2+6Cl-

　　19、足量氯气通入碘化亚铁溶液中：

　　3Cl2+2FeI2=2FeCl3+2I2

　　3Cl2+2Fe2++4I-═2Fe3++2I2+6Cl-

　　20、在FeI2溶液中滴入少量溴水：

　　FeI2+Br2=FeBr2+I2

　　Br2+2I-═2Br-+ I2

　　21、氯化亚铁溶液中滴入溴水：

　　6FeCl2+3Br2═4FeCl3+2FeBr3

　　2Fe2++ Br2═2Fe3++2Br-

　　22、钠与水反应：

　　2Na+2H2O=2NaOH+H2↑

　　2Na+2H2O═2Na++2OH- +H2↑

　　23、铝片投入氢氧化钠溶液：

　　2Al+2NaOH+2H2O═2NaAlO2+3H2↑

　　2Al+2OH-+2H2O═2AlO2-+3H2↑

　　24、氯化铁溶液中加入铁粉：

　　2FeCl3+Fe═3FeCl2

　　2Fe3++Fe═3Fe2+

　　25、FeCl3溶液与Cu反应：

　　2FeCl3+Cu=CuCl2+2FeCl2

　　2Fe3++Cu═Cu2++2Fe2+