小伙伴们，知道今天是什么日子吗?没错，开学季。今天是都陆陆续续的开学了，高三已经在进行一轮复习了，新高一的同学们也都进入新的学校开学了，从高一进入高二的你们也开学了，没有高三的紧迫感，也没有好意的迷茫感，所以，高二是学习的上升期，因为你不用去适应，不用担心明年6月份的高考，所以你们要安心好好学习，对于高二来说，每个学科都要兼顾到位，就拿高二化学来说，更多的理解背诵，因为有那么多的离子方程式，小编就为你准备高二化学的知识点总结归纳：溶液中的离子反应这个章节的重点，希望能够帮助到你。

第一节 弱电解质的电离平衡

混和物 强电解质： 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO₄ 弱电解质： 。如H₂O、HClO、NH₃· H₂O、Cu(OH)₂

1.电解质和非电解质：在水溶液中或熔融状态时是否能够导电的化合物。

2.强电解质与弱电解质：在水溶液中能否完全电离的电解质;与溶解度和导电能力无关。

强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否(或是否存在电离平衡)

注意：①电解质、非电解质都是化合物

②SO₂、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BaSO₄不溶于水，但溶于水的BaSO₄全部电离，故BaSO₄

为强电解质)---电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3.电离平衡——在一定条件(如温度、浓度)下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结

合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。

4.强弱电解质可通过实验证明进行判定的方法有(以CH₃COOH简写为HAC为例)：

(1)溶液导电性对比实验;

(2)测0.01mol/LHAC溶液的PH2;

(3)测NaAC溶液的PH值;PH7，则说明HAC为弱电解质

(4)测PH= a的HAC稀释100倍后所得溶液PH a +2

(5)将物质的量浓度相同的HAC溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈 性

(6)中和10mLPH=1的HAC溶液消耗PH=13的NaOH溶液的体积 10mL;

(7)将PH=1的HAC溶液与PH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈性

(8)比较物质的量浓度相同的HAC溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，此法中的

锌粒的表面积不好确定一模一样。

5.强酸(HA)与弱酸(HB)的区别：

(1) 溶液的物质的量浓度相同时，PH(HA)PH(HB)

(2) PH值相同时，溶液的浓度CHACHB

(3) PH相同时，加水稀释同等倍数后，PHHA PHHB

6.影响因素：

温度——电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。

浓度——弱电解质浓度越大，电离程度越小。

同离子效应——在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向

逆方向移动。

化学反应——在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以

使电离平衡向电离方向移动。

7.电离方程式的书写---多元弱酸的电离应分步完成电离方程式，多元弱碱则一步完成电离方程式。

8.水的电离：水是一种极弱的电解质，能微弱电离。

+—9.水的离子积常数——Kw= C(H)×C(OH)

-14Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀溶液。25℃时，Kw =1×10

--+在水溶液中,Kw中的C(OH)、C(H)指溶液中总的离子浓度.

-14常温下,任何稀的水溶液中均存在离子积常数，且Kw =1×10 。

+-不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H)=C(OH)

+-+-根据Kw=C(H)×C(OH) 在特定温度下为定值，C(H) 和C(OH) 可以互求。

10.影响水的电离平衡移动的因素：

①升温：促进水的电离;

②酸或碱抑制水的电离;

③盐类的水解促进水的电离;

+ -12例如：PH=2的硫酸溶液中，由水电离的C(H)=10mol/L

+ -2PH=2的硫酸铵溶液中，由水电离的C(H)=10mol/L，

+ -2 -12所以PH=2的溶液中，由水电离的C(H)可能为10mol/L也可能为10mol/L。反过来，由水电

+ -12离的C(H)=10mol/L的溶液，PH可能为2也可能为12.

11.电离常数：

K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。

电离度：,弱电解质浓度越大，电离程度越小。

第二节 溶液的酸碱性

1. 溶液的酸碱性取决于溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小。

+-+-+- 酸性：C(H)>C(OH)中性：C(H)=C(OH)碱性： C(H)

2.常温下(25℃)

+-+ -7酸性溶液：C(H)﹥C(OH)，C(H) ﹥1×10mol/L

+-+ -7中性溶液：C(H)= C(OH)，C(H) = 1×10mol/L

+-+ -7酸性溶液：C(H)﹤C(OH)，C(H) ﹤1×10mol/L

+3.溶液的PH值：表示溶液酸碱性的强弱。 PH= -lg C(H)

+-适用于稀溶液，当溶液中C(H)或C(OH)大于1mol时，直接用浓度表示溶液的酸碱性。

4.PH值越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。

PH范围0—14之间，但PH值等于0的溶液不是酸性最强的溶液， PH值等于14的溶液不是

+碱性最强的溶液。 PH值增加一个单位C(H)减小10倍

5.测定溶液酸碱性的常用方法:

a. 酸碱指示剂 (石蕊、酚酞、甲基橙)

b. PH试纸：广泛PH试纸：1-14，只能读得整数

精密PH试纸：精确到0.1.

PH试纸的使用方法：剪下一小块PH试纸，放在玻璃片(或表面皿)上，用玻璃棒沾取一滴溶

液滴在PH试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH值。

C. PH计,它可以精确测量溶液的PH值。精确到0.01.

6.PH值计算的常见类型

+(1)溶液的稀释①.强酸：计算稀释后的溶液中的C(H)，直接换算成PH

-+ ②.强碱：计算稀释后的溶液中的C(OH)，换算成C(H)再求出PH值。

【小结】一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，PH值就增加1个单位，但稀释后PH值一定小

于7;强碱溶液每稀释10倍，PH值就减小1个单位，但稀释后PH值一定大于7。

(2)强酸与强酸、强碱与强碱混合

通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为二者体积之和。

+ 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)，再由Kw求C(H)及PH，或先算混合后的C(OH)及POH，

+再求PH。绝对不能先直接求才C(H)，再按之来算PH。

【经验公式】(其中0.3是lg2的近似值)

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

+(3)酸碱混合：先判断过量，求出剩余的酸或碱的浓度，再求C(H)

+--【注意】 强酸的稀释根据C(H)计算，强碱的的稀释首先应由C(OH)浓计算出C(OH)稀，让后据Kw

++计算出C(H)，再计算出PH，不能直接根据C(H)计算。

【总结】溶液的稀释规律：

n ①.强酸PH=a，加水稀释10倍，则PH=a+n;

n 弱酸PH=a，加水稀释10倍，则a

n 强碱PH=b，加水稀释10倍，则PH=b-n;

n 弱碱PH=b，加水稀释10倍，则b>PH>b-n;

②.酸、碱溶液无限稀释时，PH只能接近7，但酸不能大于7，碱不能小于7(室温时) ③.对于浓度(或PH)相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的PH变化幅度大。

+-(4)强酸与强碱溶液混合：其反应的实质是H+OH=H₂O，所以在计算时用离子方程式做比较简单。