1、第三章水溶液中的離子平衡一、弱電解質的電離1、定義：電解質：_在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質_非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。.混和物物質，純凈物物質，純凈物單質f電解質化合物%強電解質:弱電解質:H20非電解質:強酸，強堿，大多數鹽。女口HCl、NaOH、NaCI、BaSO4。女口HCIO、NH3H2O、Cu（OH）2、非金屬氧化物，大部分有機物。女口SO3、CO2、C6H12O6、CH2=CH22、電解質與非電解質本質區別：電解質離子化合物或共價化合物非電解質

2、共價化合物注意：電解質、非電解質都是化合物SO、NH、CO等屬于非電解質強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO不溶于水，但溶于水的BaSO全部電離，故BaSO為強電解質）一一電解質的強弱與導電性、溶解性無關。3、電離平衡：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。4、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越小：溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。D其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某

3、種離子反應的物質時，有利于電離。9、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主）10、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）A+B-表示方法：ABKi=A+B-/AB11、影響因素：a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。b、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。C、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>HF>CH3COOH>2CHO3&g

4、t;H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性水電離平衡：水的離子積：Kw=_cH+cOH_25°C時,H+=OH-=10-7mol/L;Kw=H+OH=1*10-14注意：Kw只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定Kw不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素： 酸、堿：抑制水的電離Kw1*10-14 溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的） 易水解的鹽：促進水的電離Kw>1*10-144、溶液的酸堿性和pH:（1）pH=-lgcH+（2）pH的測定方法:酸堿指示劑一一甲基橙、石蕊、酚酞。變色范圍：

5、甲基橙（橙色）石蕊（紫色）酚酞（淺紅色）pH試紙一操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即注意：事先不能用水濕潤PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍三、混合液的pH值計算方法公式1、強酸與強酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的H離子物質的量相加除以總體積，再求其它）H+混=（H+iV1+H+2V2）/（Vi+V2）2、強堿與強堿的混合：（先求0H混：將兩種酸中的0H離子物質的量相加除以總體積，再求其它）0H-混=（0HiV+0H2V2）/（Vi+V2）（注意：不能直接計算H+混）3、強酸與強堿的混合：（先據H+0H-=H20計算余下的或0H，H有余，則用余下的H+數除以溶液

6、總體積求H+混；0H有余，則用余下的0H數除以溶液總體積求0H混，再求其它）四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+n（但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀_H原+n（但始終不能大于或等于7）3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原-n（但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀>pH原-n（但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近76稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。五、強酸（pH1）強堿（pH2）

7、混和計算規律、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7pH1+pH著15則溶液顯堿性pH=pH1+pH2C13則溶液顯酸性pH=pH1+2、若混合后顯中性pH1+pH2=14V酸：V堿=1:1pH1+pH步14V酸：V堿=1：10：14-（pH1+pH2）：六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實質：H+0F=H0即酸能提供的H+和堿能提供的0H物質的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）滴定管的刻度，0刻度在上，往下刻度標數越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。

8、滴定管可以讀到小數點后一位。（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗f檢漏：滴定管是否漏水一用水洗一用標準液洗（或待測液洗）裝溶液一排氣泡一調液面f記數據V（始）（4）試驗過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用門酸（c酸V酸）=n堿（c堿V堿）進行分析式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數；c酸或堿的物質的量濃度；V酸或堿溶液的體積。上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是V酸的增大，導致c酸偏

9、高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H或0H吉合生成弱電解質的反應。2、水解的實質：_水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H或0H吉合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。3、鹽類

10、水解規律： 有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解：誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。 多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。（如:NazCO>NaHCO4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆）（2）程度小（3）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素： 溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解） 濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解） 酸堿：促進或抑制鹽的水解（H促進陰離子水解而抑制陽離子水解;0H促進陽離子水解而抑制陰離子水解）6酸式鹽溶液的酸堿性： 只電離不水解：如HSO顯酸性 電離程度水解程度，顯酸性（如:HSO3-、HPQ-） 水解程度電離程度，顯

11、堿性（如:HCO、HS、HPOT）7、雙水解反應：（1）構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AIO、CO2-（HCO-）、S2-（HS-）、SO2-（HSO-）；S2-與NH+;C&IHCO-）與NH+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3+3S2-+6H2O=2AI（OH）3J+3H2ST8、水解平衡常數（Kh）對于強堿弱酸鹽：$=Kw/Ka（Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數）

12、對于強酸弱堿鹽：=Kw/Kb(Kw為該溫度下水的離子積，K.為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數)電離、水解方程式的書寫原則1、多元弱酸(多元弱酸鹽)的電離(水解)的書寫原則：分步書寫注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。2、多元弱堿(多元弱堿鹽)的電離(水解)書寫原則：一步書寫八、溶液中微粒濃度的大小比較基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系： 電荷守恒：任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和二各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和 物料守恒：(即原子個數守恒或質量守恒)某原子的總量(或總濃度)=其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度

13、)之和 質子守恒：即水電離出的H濃度與0H濃度相等。九、難溶電解質的溶解平衡1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識(1)溶解度小于O.OIg的電解質稱難溶電解質。(2)反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時H+降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應，用“=”常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5mol/L，故均用“二”難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。(3) 掌握三種微溶物質：CaSOCa(OH、AgSQ溶解平衡常為吸熱，但Ca(QH)為放熱，升溫其溶解度減少。(4) 溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用(s)標明狀態，并用“”。如：AgS(S)2Ag+(aq)+9(aq)3、沉淀生成的三種主要方式(1) 加沉淀劑法：心越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。(2) 調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgQ除去MgC2溶液中FeCb。(3) 氧化還原沉淀法：(4) 同離子效應法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：酸堿；氧化原；沉淀轉化。5、沉淀的轉化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。女口：AgNQ-AgCl(白色沉淀尸AgBr(淡黃色)