2018年高二化学知识点：电离平衡
导读：高二时孤身奋斗的阶段，是一个与寂寞为伍的阶段，是一个耐力、意志、自控力比拚的阶段。但它同时是一个厚实庄重的阶段。由此可见，高二是高中三年的关键，也是最难把握的一年。为了帮各位同学把握这个重要阶段，长沙新东方的小编为大家分享一篇高二化学的知识点，希望对同学们有帮助!
一、强弱电解质的判断
1、电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不是电解质又不是非电解质。
2、判断电解质的关键要看该化合物能否自身电离。如NH3、SO2等就不是电解质。
3、电解质的强弱要看它能否完全电离(在水溶液或熔化时)，与其溶解性、导电性无关。
4、离子化合物都是强电解质如NaCl、BaSO4等，共价化合物部分是强电解质如HCl、H2SO4
等，部分是弱电解质如HF、CH3COOH、HCN、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2CO3、HClO、NH3·H2O等，
部分是非电解质如酒精、蔗糖等。
二、电离平衡
1、弱电解质才有电离平衡，如水：2H2O =H3O++OH-。
2、电离平衡的特征：等(V电离=V结合≠0)动(动态平衡)定(各微粒浓度一定)变
3、影响电离平衡的外界条件：温度越高，浓度越小，越有利于电离。加入和弱电解质具有
相同离子的强电解质，能抑制弱电解质的电离。
4、电离方程式：(1)强电解质完全电离，用等号，如：HCl=H++Cl_ NaHSO4=Na++H++SO42-
(2)弱电解质部分电离,用可逆符号;多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，电离级数越大越困难;且各步电离不能合并。如:H3PO4 H++H2PO4- H2PO4- H++HPO42- HPO42- H++PO43-
三、水的离子积(Kw)
1、由水的电离方程式可知：任何情况下，水所电离出的H+与OH-的量相等.
2、Kw=c(H+)·c(OH-),25℃时，Kw=1×10-14。Kw只与温度有关，温度越高，Kw越大。
四、溶液的pH
1、pH=-lg{c(H+)},溶液的酸碱性与pH的关系(25℃)：中性溶液：C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L pH=7 ，酸性溶液：C(H+)>C(OH-) pH<7， 碱性溶液：C(H+)7。pH越小，溶液酸性越强;pH越大，溶液碱性越强。PH减小1，相当于C(H+)增大10倍。
2、用pH试纸测定溶液pH的方法：把一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿或点滴板)上，用蘸有待测溶液的玻璃棒点试纸的中部，试纸变色后，与标准比色卡比较来粗略确定溶液的pH。注意：pH试纸不能事先润湿(会稀释待测液，但不一定产生误差，如中性溶液)，pH读数只能取整数。(要精确测定pH，应用pH计)
3、pH的有关计算：(1)不同温度下纯水或中性溶液的pH：只有25℃才是7，其余温度用
条件计算 (2)强酸、强碱溶液的pH (3)已知水所电离出的C(H+)或C(OH-)，求
溶液的pH：需要分溶液显酸性或碱性进行讨论 (4)强酸与强酸混合，先算混合后的c(H+),
再算pH;强碱与强碱混合，先算混合后的c(OH_)，再求c(H+),pH。[注意：绝对不能先直接求c(H+),再按之来算pH] 经验公式：已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小+0.3;
已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3。(5)强酸与强碱混合，要先判断谁过量，溶液显什么性质，再去计算 (6)溶液的稀释问题
4、一元强酸和一元弱酸的有关问题：对于c相同的一元强酸和一元弱酸，弱酸的pH较大;对于pH相同的一元强酸和一元弱酸，弱酸的c远大于强酸。对于弱酸和强酸，稀释相同倍数，强酸的c或pH变化较大
五、盐类的水解
1、水解的实质：盐所电离出的离子与水所电离出的H+或OH—结合成弱电解质的过程，水解
可看作中和反应的逆反应。温度越高，浓度越小，越有利于水解。
2、水解规律：“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性” 注意：a、因水解而溶液呈酸性的盐：NH4Cl FeCl3 MgCl2 CuCl2 (NH4)2SO3等，因水解而溶液呈碱性的盐：CH3COONa Na2CO3 (NH4)2CO3 Na2S NH4CN、NH4HCO3等，因水解而溶液呈中性的盐：CH3COONH4。 b、弱酸的酸式酸根既电离又水解，若电离大于水解，则溶液显酸性如HSO3-、H2PO4-等;若水解大于电离，则溶液显碱性如HCO3-、HPO42-、HS-等。
3、水解方程式：一般用可逆符号，且无气体或沉淀生成。多元弱酸根分步水解，以第一步水解为主，各步水解不能合并。注意水解方程式和电离方程式的区别。
4、剧烈的双水解：可水解完全，一般用等号，且要写“↑”或“↓”，记住常见的例子：Al3+与AlO2- CO32- HCO3- ClO- S2- HS- 等，Fe3+与AlO2- CO32- HCO3- ClO-等，NH4+与AlO2- SiO32-等，Mg2+ Cu2+与AlO2-等。常用离子方程式：Al3++3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓ Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑ 2Al3++3CO32-+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑
5、水解的应用：判断溶液的酸碱性、某些物质如FeCl3的溶液的配制、离子共存问题、离子浓度大小的比较、某些盐溶液的加热蒸干及灼烧问题、一些生活问题如明矾净水、泡沫灭火器的工作原理、热的纯碱去污能力更强、草木灰不能与铵态氮肥混施等。离子浓度大小的比较要会书写电荷守恒式和物料守恒式。
六、酸碱中和滴定(重点实验)
1、原理：H++OH-=H2O 完全中和时酸和碱的物质的量之比等于它们的化学计量数之比。
2、主要仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯等
3、滴定管的构造：滴定管上的刻度分布是：自上而下由小到大，“0”刻度在上部但未到最上端，最大刻度在下但未到活塞(或阀)处。滴定管的全部容积大于它的最大刻度值。普通滴定管的规格有25mL和50mL，刻度的最小分度为0.1mL，可以估读到0.01mL。滴定管上标有使用温度(一般为20℃)和规格。酸式滴定管可装酸性、中性或氧化性溶液，但不能装碱性溶液;碱式滴定管可装碱性、中性溶液，但不能装酸性、氧化性溶液(会腐蚀橡胶)。
4、中和滴定的步骤：准备→滴定→读数→重复操作2～3次，取平均值进行计算
(1)准备阶段：包括：查漏、洗涤、润洗、注液、赶气泡、调整液面、加液(待测液和指示剂)，注意：每一步操作的具体描述(略)、润洗的目的、锥形瓶不能润洗。
(2)滴定：左手控制活塞(或阀)，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
注意：a、锥形瓶下垫一张白纸的作用：便于观察溶液颜色的变化，减少滴定误差。
b、指示剂的选用：记住指示剂的变色范围(略)。强酸、强碱互滴可选择酚酞或甲
基橙作指示剂，不能用石蕊。强酸滴弱碱用甲基橙，强碱滴弱酸用酚酞。注意常考的
终点颜色变化：强酸滴强碱(用酚酞作指示剂)—溶液由粉红色变成无色，强碱滴强
酸(用酚酞作指示剂)—溶液由无色变成粉红色，且在半分钟内不褪色。
5、误差分析及计算：误差分析从公式考虑V标的变化，计算注意格式规范及有效数字。
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导读：高二时孤身奋斗的阶段，是一个与寂寞为伍的阶段，是一个耐力、意志、自控力比拚的阶段。但它同时是一个厚实庄重的阶段。由此可见，高二是高中三年的关键，也是最难把握的一年。为了帮各位同学把握这个重要阶段，长沙新东方的小编为大家分享一篇高二化学的知识点，希望对同学们有帮助!
一、强弱电解质的判断
1、电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不是电解质又不是非电解质。
2、判断电解质的关键要看该化合物能否自身电离。如NH3、SO2等就不是电解质。
3、电解质的强弱要看它能否完全电离(在水溶液或熔化时)，与其溶解性、导电性无关。
4、离子化合物都是强电解质如NaCl、BaSO4等，共价化合物部分是强电解质如HCl、H2SO4
等，部分是弱电解质如HF、CH3COOH、HCN、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2CO3、HClO、NH3·H2O等，
部分是非电解质如酒精、蔗糖等。
二、电离平衡
1、弱电解质才有电离平衡，如水：2H2O =H3O++OH-。
2、电离平衡的特征：等(V电离=V结合≠0)动(动态平衡)定(各微粒浓度一定)变
3、影响电离平衡的外界条件：温度越高，浓度越小，越有利于电离。加入和弱电解质具有
相同离子的强电解质，能抑制弱电解质的电离。
4、电离方程式：(1)强电解质完全电离，用等号，如：HCl=H++Cl_ NaHSO4=Na++H++SO42-
(2)弱电解质部分电离,用可逆符号;多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，电离级数越大越困难;且各步电离不能合并。如:H3PO4 H++H2PO4- H2PO4- H++HPO42- HPO42- H++PO43-
三、水的离子积(Kw)
1、由水的电离方程式可知：任何情况下，水所电离出的H+与OH-的量相等.
2、Kw=c(H+)·c(OH-),25℃时，Kw=1×10-14。Kw只与温度有关，温度越高，Kw越大。
四、溶液的pH
1、pH=-lg{c(H+)},溶液的酸碱性与pH的关系(25℃)：中性溶液：C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L pH=7 ，酸性溶液：C(H+)>C(OH-) pH<7， 碱性溶液：C(H+)7。pH越小，溶液酸性越强;pH越大，溶液碱性越强。PH减小1，相当于C(H+)增大10倍。
2、用pH试纸测定溶液pH的方法：把一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿或点滴板)上，用蘸有待测溶液的玻璃棒点试纸的中部，试纸变色后，与标准比色卡比较来粗略确定溶液的pH。注意：pH试纸不能事先润湿(会稀释待测液，但不一定产生误差，如中性溶液)，pH读数只能取整数。(要精确测定pH，应用pH计)
3、pH的有关计算：(1)不同温度下纯水或中性溶液的pH：只有25℃才是7，其余温度用
条件计算 (2)强酸、强碱溶液的pH (3)已知水所电离出的C(H+)或C(OH-)，求
溶液的pH：需要分溶液显酸性或碱性进行讨论 (4)强酸与强酸混合，先算混合后的c(H+),
再算pH;强碱与强碱混合，先算混合后的c(OH_)，再求c(H+),pH。[注意：绝对不能先直接求c(H+),再按之来算pH] 经验公式：已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小+0.3;
已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3。(5)强酸与强碱混合，要先判断谁过量，溶液显什么性质，再去计算 (6)溶液的稀释问题
4、一元强酸和一元弱酸的有关问题：对于c相同的一元强酸和一元弱酸，弱酸的pH较大;对于pH相同的一元强酸和一元弱酸，弱酸的c远大于强酸。对于弱酸和强酸，稀释相同倍数，强酸的c或pH变化较大
五、盐类的水解
1、水解的实质：盐所电离出的离子与水所电离出的H+或OH—结合成弱电解质的过程，水解
可看作中和反应的逆反应。温度越高，浓度越小，越有利于水解。
2、水解规律：“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性” 注意：a、因水解而溶液呈酸性的盐：NH4Cl FeCl3 MgCl2 CuCl2 (NH4)2SO3等，因水解而溶液呈碱性的盐：CH3COONa Na2CO3 (NH4)2CO3 Na2S NH4CN、NH4HCO3等，因水解而溶液呈中性的盐：CH3COONH4。 b、弱酸的酸式酸根既电离又水解，若电离大于水解，则溶液显酸性如HSO3-、H2PO4-等;若水解大于电离，则溶液显碱性如HCO3-、HPO42-、HS-等。
3、水解方程式：一般用可逆符号，且无气体或沉淀生成。多元弱酸根分步水解，以第一步水解为主，各步水解不能合并。注意水解方程式和电离方程式的区别。
4、剧烈的双水解：可水解完全，一般用等号，且要写“↑”或“↓”，记住常见的例子：Al3+与AlO2- CO32- HCO3- ClO- S2- HS- 等，Fe3+与AlO2- CO32- HCO3- ClO-等，NH4+与AlO2- SiO32-等，Mg2+ Cu2+与AlO2-等。常用离子方程式：Al3++3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓ Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑ 2Al3++3CO32-+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑
5、水解的应用：判断溶液的酸碱性、某些物质如FeCl3的溶液的配制、离子共存问题、离子浓度大小的比较、某些盐溶液的加热蒸干及灼烧问题、一些生活问题如明矾净水、泡沫灭火器的工作原理、热的纯碱去污能力更强、草木灰不能与铵态氮肥混施等。离子浓度大小的比较要会书写电荷守恒式和物料守恒式。
六、酸碱中和滴定(重点实验)
1、原理：H++OH-=H2O 完全中和时酸和碱的物质的量之比等于它们的化学计量数之比。
2、主要仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯等
3、滴定管的构造：滴定管上的刻度分布是：自上而下由小到大，“0”刻度在上部但未到最上端，最大刻度在下但未到活塞(或阀)处。滴定管的全部容积大于它的最大刻度值。普通滴定管的规格有25mL和50mL，刻度的最小分度为0.1mL，可以估读到0.01mL。滴定管上标有使用温度(一般为20℃)和规格。酸式滴定管可装酸性、中性或氧化性溶液，但不能装碱性溶液;碱式滴定管可装碱性、中性溶液，但不能装酸性、氧化性溶液(会腐蚀橡胶)。
4、中和滴定的步骤：准备→滴定→读数→重复操作2～3次，取平均值进行计算
(1)准备阶段：包括：查漏、洗涤、润洗、注液、赶气泡、调整液面、加液(待测液和指示剂)，注意：每一步操作的具体描述(略)、润洗的目的、锥形瓶不能润洗。
(2)滴定：左手控制活塞(或阀)，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
注意：a、锥形瓶下垫一张白纸的作用：便于观察溶液颜色的变化，减少滴定误差。
b、指示剂的选用：记住指示剂的变色范围(略)。强酸、强碱互滴可选择酚酞或甲
基橙作指示剂，不能用石蕊。强酸滴弱碱用甲基橙，强碱滴弱酸用酚酞。注意常考的
终点颜色变化：强酸滴强碱(用酚酞作指示剂)—溶液由粉红色变成无色，强碱滴强
酸(用酚酞作指示剂)—溶液由无色变成粉红色，且在半分钟内不褪色。
5、误差分析及计算：误差分析从公式考虑V标的变化，计算注意格式规范及有效数字。
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