高中化學水溶液中的離子平衡？水溶液中的離子平衡是：溶液中電解質分子的濃度與離子的濃度分別處于相對穩定狀態。具有極性共價鍵的弱電解質（例如部分弱酸、弱堿。水也是弱電解質）溶于水時，其分子可以微弱電離出離子；同時，那么，高中化學水溶液中的離子平衡？一起來了解一下吧。
水溶液中的離子平衡（復習）
§1 知識要點
一、弱電解質的電離
1、定義：電解質、非電解質 ；強電解質 、弱電解質
下列說法中正確的是（ ）
A、能溶于水的鹽是強電解質,不溶于水的鹽是非電解質；
B、強電解質溶液中不存在溶質分子；弱電解質溶液中必存在溶質分子；
C、在熔融狀態下能導電的化合物一定是離子化合物,也一定是強電解質；
D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能導電,故兩者均是電解質.
2、電解質與非電解質本質區別：
在一定條件下（溶于水或熔化）能否電離（以能否導電來證明是否電離）
電解質——離子化合物或共價化合物 非電解質——共價化合物
離子化合物與共價化合物鑒別方法：熔融狀態下能否導電
下列說法中錯誤的是（ ）
A、非電解質一定是共價化合物；離子化合物一定是強電解質；
B、強電解質的水溶液一定能導電；非電解質的水溶液桐冊一定不導電；
C、濃度相同時,強電解質的水溶液的導電性一定比弱電解質強；
D、相同條件下,pH相同的鹽酸和醋酸的導電性相同.
3、強電解質與弱電質的本質區別：
在水溶液中是否完全電離（或是否存在電離平衡）
注意：①電解質、非電解質都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質
③強電解質不等于易溶于水的輪納化合物（如BaSO4不溶于水,但溶于水的BaSO4全部電離,故BaSO4為強電解質）
4、強弱電解質通過實驗進行判定的方法(以局桐宏HAc為例)：
（1）溶液導電性對比實驗； （2）測0.01mol/LHAc溶液的pH>2；
（3）測NaAc溶液的pH值； （4）測pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶液pHCH3COOH）
C、一些常見的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚為極弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3為中強酸；HClO4為最強含氧酸等.
（1）下列物質不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈堿性的是
①FeS ②NaI ③NaHSO4 ④KF ⑤NH4NO3 ⑥C17H35COONa
（2）濃度相同時,下列溶液性質的比較錯誤的是（ ）
①酸性：H2S>H2Se ②堿性：Na2S>NaHS ③堿性：HCOONa>CH3COONa
④水的電離程度：NaAc
所得到是氯化鈉和氯化鋁的混合溶液，氯化鈉多于氯化鋁，溶液呈弱酸性，但氫離子濃度要慶跡比鋁離子小
c(H＋攔卜)＋簡差穗3c(Al3＋)＋c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)
水溶液中的離子平衡。
一定條件(溫度、濃度)下，分子電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態叫電離平衡狀態(屬于化學平衡)。任何液歲弱電解質在水溶液中都存在電離平衡，達到平衡時，弱電解質具有該條件下的最大電離程度。
影響電離常數因素：
1、電離常數虛埋唯的大小主要由物質的本性決定。
2、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。
3、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如H2SO3>H3PO4>差培HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。
水溶液中的離子平衡是：溶液中電解質分子的濃度與離子的濃度分別處于相對穩定狀態。
具有極性共價鍵的弱電解質（例如部分弱酸、弱堿。水也是弱電解質）溶于水時，其分子可以微弱電離出離子；同時，溶液中的相應離子也可以結合成分子。
一般地，自上述反應開始起，弱電解質分子電離出離子的速率不斷降低，而離子重新結合成弱電解質分子的速率不斷升高，當兩者的反應速率相等時，溶液便達到了電離平衡。
1．溫度：電離過程是吸熱過程，溫度升高,平衡向電離方向移動。
2．濃度：弱電解質分子濃度越大，電離程度越小。
3．同離子效應：在弱電解質溶液中加入含有與該弱電解質具有相同離子的強電解質,從而使弱電解質的電離平衡朝著生成弱電解質分子的方向移動，弱信好坦電解質的解離度降低的效應稱為同離子效應。
4．化學反應：某一物質將電襪鎮離出的離子反應掉而使電離平衡向正方向（電離方向）移動。
5．弱酸的電離常數越大，達到電離平衡時電離出的H+越多，酸性越強；反之，酸性越弱。多元弱酸的電離是分步進行的，每一步電離都有各自的電離常數，且各級電離常數逐級減小，一般相差較大，所以其水溶液中的 H+主要是由第一步電離產生的。
要點一、溶液中的三種平衡
1、弱電解質的電離平衡.
弱電解質的電離是一個可逆過程,溶液中未電離的電解質分子和已電離的離子處于平衡狀態.
電離平衡是動態平衡,當濃度、溫度等條件發生變化時,平衡就向著能夠使這種變化減弱的方向移動.
影響電離平衡的因素有很多,如溫度、濃度、酸堿度等.弱電解質的電離是吸熱的,故升高溫度有利于弱電解質的電離.濃度越大,弱電解質電離生成的離子碰撞的機會越多,越容易結合生成弱電解質分子,故電離程度越小.弱電解質的電離還受酸堿度、同離子效應等影響.
2、鹽類的水解平衡.
和化學平衡一樣,鹽類水解也存在水解平衡,影響水解平衡的主要悶喊因素有：
①溫度：升高溫度有利于水解,水解可看作是中和的逆過程.
②濃度：鹽溶液濃度越小,水解程度越大.
③酸堿度亮罩并：水解顯酸性的鹽加酸抑制水解,加堿促進水解；水解顯堿性的鹽加堿抑制水解,加酸促進水解.
3、難溶電解質的溶解平衡.
物質溶解性的大小是相對的,絕對不溶的物質是沒有的.在一定溫度下,當沉淀溶解和生成的速率相等時,即達到溶解平衡狀態.難溶電解質的溶解平衡也是有條件的,條件變化,平衡被破壞.通過條件的變化可以使沉淀生成、沉淀溶解,也可以使沉淀轉化.分析如下：
①沉淀生成的條件是Qc＞Ksp.
②沉淀溶解的條件是Qc＜Ksp.
③沉淀的轉化(生成更難溶的物質).
在含有沉淀的溶液中加入另一種沉淀劑,使其與溶液中某一離子結合成更難溶的物質.引起一種沉淀轉變成另一種沉淀的現象,叫沉淀的轉化.如：
CaSO4(s)+Na2CO3(aq)－CaCO3(s)+Na2SO4(aq)
要點詮釋：溶度積常數Ksp同電離常數、水的離子積常數、化學平衡常數一樣,只與溫度有關,與濃度無關.這些常數實質上都是平衡常數.
要點二、溶液中離子濃度相對大小的比較
1、電解質溶液混合或稀釋后,離子濃度相對大小的比較常分為三種類型：
①單一溶液中離子濃度相對大小的比較.如：判斷一元或多元弱酸溶液或水解的鹽溶液中離子濃度的相對大小.判斷水解的鹽溶液中離子濃度相對大小的一般方法是：
a．若像NH4Cl等鹽中的陰、陽離子等價時,離子濃度大小順序為：c(不水解的離子)＞c(水解的離子)＞c[水解后呈某性離子(如H+或OH－)]＞c(水解后呈某性的對立離子).如在NH4Cl溶液中,其離子濃度大小順序為：c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH－).
b．若為Na2CO3等鹽中的陰、陽離子的敬跡價數不等時,判斷離子濃度的大小順序,則要根據實際情況具體分析.對于多元弱酸根的水解,幾價就水解幾步,在分步水解中以第一步水解為主.如在Na2CO3溶液中,其離子濃度關系為：c(Na+)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H+).
②多種溶液中指定離子濃度相對大小的比較.如比較NH4Cl、NH4HCO3、NH4HSO4中c(NH4+)的大小.
③兩種溶液混合后離子濃度相對大小的比較.解題規律：首先是判斷兩種電解質能否反應；其次是看反應物是否過量；第三是分析電解質在水溶液中電離及可能存在的電離平衡、水解平衡等問題；最后比較離子濃度的相對大小.
2、守恒思想在溶液中的應用.
如：0.1 moL/L Na2S溶液中：
c(H+)+c(Na+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－)——電荷守恒
c(HS－)+c(H2S)+c(S2－)=0.1 mol/L
c(Na+)=2c(S2－)+2c(HS－)+2c(H2S)——物料守恒
c(OH－)=c(H+)+c(HS－)+2c(H2S)——質子守恒
要點三、酸堿中和反應的三種常見情況分析
1、等體積、等物質的量濃度的酸HA與堿MOH混合.
HAMOHc(H+)酸與c(OH－)堿大小溶液酸堿性離子濃度大小順序
強強＝中性c(A－)＝c(M+)＞c(OH－)＝c(H+)
強弱＞酸性c(A－)＞c(M+)＞c(H+)＞c(OH－)
弱強＜堿性c(M+)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H+)
規律：誰強顯誰性,同強顯中性.
2、等體積的酸HA和堿MOH混合(pH酸+pH堿=14).
HAMOHc(HA)與c(MOH)大小溶液酸堿性離子濃度大小順序
強強＝中性c(A－)＝c(M+)＞c(OH－)＝c(H+)
強弱＜堿性(一般)c(M+)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H+)
弱強＞酸性(一般)c(A－)＞c(M+)＞c(H+)＞c(OH－)
規律：誰過量顯誰性.
要點四、相關簡單計算
計算溶液中由水電離出的H+或OH－濃度的方法(以25℃為例).
1、中性溶液：c(H+)=c(OH－)=1.0×10-7 mol/L.
2、溶質為酸的溶液：此時溶液中的H+有兩個來源：酸電離與水電離；OH－只有一個來源：水電離,且水電離出的H+與OH－濃度相等.
如計算pH=2的鹽酸中由水電離出的c(H+)：方法是先求出溶液中的c(OH－)=10－12 mol/L,也就是水電離出的c(OH－)=10－12 mol/L,水電離出的c(H+)=水電離出的c(OH－)=10－12 mol/L.
3、溶質為堿的溶液：此時溶液中的OH－有兩個來源：堿電離與水電離；H+只有一個來源：水電離,且水電離出的H+與OH－濃度相等.
4、水解呈酸性或堿性的鹽溶液：此時溶液中的H+和OH－均由水電離產生.如pH=2的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H+)=10－2 mol/L,pH=12的Na2CO3溶液中由水電離出的c(OH－)=10－2 mol/L.
要點五、溶液中離子共存的判斷
應從以下幾方面進行分析：
1、看離子間是否生成難溶(或微溶)的物質．若能生成,這些離子就不能大量共存,如Fe3+和OH－、Ba2+和SO42－、Ca2+和CO32－等.
2、看離子間是否生成氣體或揮發性物質,若能生成,這些離子就不能大量共存,如H+和CO32－、H+和S2－等.
3、若離子間能生成難電離物質,這些離子就不能大量共存,如H+和F－、NH4+和OH－、H+和OH－等.
4、若離子間能發生氧化還原反應,這些離子就不能大量共存.如Fe3+和S2－、MnO4－和I－、S2－和ClO－等.
5、看離子間在水溶液中能否發生完全雙水解反應,若能發生,則離子不能共存,如Al3+和A1O2－、NH4+和SiO32－、Fe3+和CO32－等.
6、看離子間能否發生絡合反應,如Fe3+和SCN－,此外還需要注意外加條件的暗示,如無色透明溶液即不含有色離子,如Fe3+、Fe2+、Cu2+、MnO4－等,pH=1的溶液含有大量H+等.
要點六、判斷電離方程式、離子方程式正誤
1、看離子反應是否符合客觀事實,不可主觀臆造產物及反應.如Cu+2H+－Cu2++H2↑就不符合客觀事實.
2、看“－”“”“↑”“↓”等是否正確.
3、看表示各物質的化學式是否正確.如HCO3－不能寫成CO32－+H+,HSO4－通常應寫成SO42－+H+等.
4、看是否漏掉離子反應.如Ba(OH)2溶液與硫酸銅溶液反應,既要寫Ba2+與SO42－的離子反應,又要寫Cu2+與OH－的離子反應.
5、看電荷是否守恒.如FeCl2溶液與Cl2反應,不能寫成Fe2++Cl2－Fe3++2Cl－,而應寫成2Fe2++Cl2－2Fe3++2Cl－,同時兩邊各原子數也應相等.
6、看反應物或產物的配比是否正確.如稀H2SO4與Ba(OH)2溶液反應不能寫成H++OH－+SO42－+Ba2+－BaSO4↓+H2O,應寫成2H++2OH－+SO42－+Ba2+－BaSO4↓+2H2O；又如過量的氯氣通入FeI2溶液中,不能寫成2Fe2++2I－+2Cl2－2Fe3++I2+4Cl－,應寫成2Fe2++4I－+3Cl2－2Fe3++2I2+6Cl－.
7、看是否符合題設條件及要求.如“過量”“少量”“等物質的量”“適量”“任意量”以及滴加順序等對反應方程式的影響,即某些反應的反應物的量不同,相應的離子反應方程式可能不同.
以上就是高中化學水溶液中的離子平衡的全部內容，水溶液中的離子平衡 在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成電解質分子時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。影響電離平衡的因素：1、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。2、濃度：濃度越大。
