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1、第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物, 非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。2、电解质与非电解质本质区别： 电解质离子化合物或共价化合物非电解质共价化合物 注意：电解质、非电解质都是化合物SO2、NH3、CO2等属于非电解质 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、影响电离平衡的因素： A、温度：电
2、离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移 动。C 、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减 弱 电离。D 、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时， 有利于电离。 4、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主） 5、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种 离子浓度的乘积， 跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一 般用 Ka表示酸，Kb表示碱。 ） 表示方法：ABA+B- Ki= A+ B-/AB6、影响因
3、素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如： H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO 二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡： :水的离子积：KW = cH+cOH-25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; K W = H+ OH- = 1*10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则 KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点： （1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 3、影响水电
4、离平衡的外界因素： 酸、碱 ：抑制水的电离 KW=1*10-14 温度：促进水的电离（水的电离是 吸热的）物质单质化合物电解质非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如 SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐， 水 。如 HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯净物易水解的盐：促进水的电离 KW = 1*10-144、溶液的酸碱性和pH ： （1）pH=-lgcH+ （2）pH的测定方法： 酸碱指示剂 甲基橙、 石蕊、 酚酞。 变色范围：甲基橙 3.14.4（橙
5、色） 石蕊 5.08.0（紫色） 酚酞 8.210.0（浅红色） pH 试纸 操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即 可。 注意：事先不能用水湿润PH试纸；广泛pH试纸只能读取整数值或范围 三 、混合液的pH值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合： （先求H+ 混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它） H+ 混 =（H+ 1V1+H+ 2V2）/ （V1+V2） 2、强碱与强碱的混合：（先求OH-混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它） OH- 混（OH-1V1+OH- 2V2）/ （V1+V2） ( 注意 : 不能直接计算 H+混) 3、强
6、酸与强碱的混合： （先据H+ + OH- =H 2O计算余下的H+或OH-，H+有余，则用余下的 H+数除以溶液总体积求 H+混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求 OH- 混， 再求其它） 四、稀释过程溶液pH值的变化规律： 1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原+ n （但始终不能大于或等于7） 2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH 原+n （但始终不能大于或等于7） 3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原n （但始终不能小于或等于 7） 4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原n （但始终不能小于或等于 7） 5、不论任何溶液，稀释时pH均是向
7、7 靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH 均接近7 6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的 pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。 五、强酸（pH1 ）强碱（pH2 ）混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7 pH1+pH2 15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3 pH1+pH2 13 则溶液显酸性pH=pH1+0.3 2 、若混合后显中性pH1+pH2=14 V 酸：V碱=1：1 pH1+pH2 14 V 酸：V碱=1：1014-（pH1+pH2） 六、酸碱中和滴定： 1、中和滴定的原理 实质：H+OH=H 2O 即酸
8、能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。2、中和滴定的操作过程： （1） 仪滴定管的刻度， O刻度在 上， 往下刻度标数越来越大， 全部容积大于它 的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不 得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到 小数点后一位。 （2）药品：标准液；待测液；指示剂。 （3）准备过程： 准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗检漏：滴定管是否漏水用水洗用标准液洗（或待测液洗）装溶液排气泡调液面记数据 V(始) （4）试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析：利用n 酸c 酸 V
9、酸=n碱 c 碱 V碱进行分析 式中：n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数； c酸或碱的物质的量浓度； V酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：c 碱= VnVcn七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+或OH-结合生成弱电解质 的反应。 2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+或 OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。 3、盐类水解规律： 有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中 性。 多元弱酸根， 浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (
10、 如:Na2CO3 NaHCO3) 4、盐类水解的特点： （1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小 （3）吸热 5、影响盐类水解的外界因素： 温度：温度越 高水解程度越大 （水解吸热，越热越水解） 浓度：浓度越小，水解程度越 大（越稀越水解） 酸碱：促进或抑制盐的水解（ H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解； OH- 促进阳离子水解而抑制阴离子水解） 6、酸式盐溶液的酸碱性： 只电离不水解：如HSO4-显酸性 电离程度水解程度，显 酸性（如: HSO3-、H2PO4-） 水解程度电离程度，显碱性 （如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
11、双水解反应相互促进，水解程度较大， 有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2） 常见的双水解反应完全的为 ： Fe3+、 Al3+与AlO 2-、 CO 32-(HCO 3-)、 S2-(HS-)、 SO 32-(HSO 3-)； S2-与 NH 4+；CO 32-(HCO 3-)与 NH 4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如： 2Al3+ 3S2-+ 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S 8、盐类水解的应用：水解的应用实例原理1、净水明矾净水Al3+3H 2O Al(OH)3(胶体)+3H+2、去油污用热碱水冼油污物品CO32-+H2O H
12、CO3-+OH-3、药品的保存配制 FeCl3溶液时常加入少量盐酸Fe3+3H 2O Fe(OH)3+3H+配制 Na2CO3溶液时常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH-4、制备无水盐由MgCl2 6H2O制无水MgCl2在 HCl气流中加热若不然，则：MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O 5、泡沫灭火器用 Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合Al3+3HCO 3-=Al(OH) 3+3CO26、比较盐溶液中离子浓度的大小比较 NH4Cl 溶液中离子浓度的大小NH4+H 2O NH3H2O+H+c(Cl-)c(NH 4+
13、)c(H+)c(OH)-9、水解平衡常数 （Kh） 对于强碱弱酸盐： Kh =Kw/Ka(Kw 为该温度下水的离子积， Ka为该条件下该弱酸根形成的 弱酸的电离平衡常数 ) 对于强酸弱碱盐： Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积， Kb为该条件下该弱碱根形成的弱 碱的电离平衡常数） 电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较 基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系： 电荷守恒：
14、:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和 各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和 物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒） 某原子的总量(或总浓度)其以各种形式存在的所有微粒的量 (或浓度)之和 质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。九、难溶电解质的溶解平衡 。 2、溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用(s) 标明状态，并用“” 。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq) 3、沉淀生成的三种主要方式 （1）加沉淀剂法： Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。 （2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加 MgO 除去 MgCl
15、2溶液中FeCl3。 （3）氧化还原沉淀法： （4）同离子效应法 4、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：酸碱；氧化还原； 沉 淀转化 。5、沉淀的转化： 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。 如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr （淡黄色） AgI （黄色） Ag2S （黑色） 6、溶度积（KSP） (1) 、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成 沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。 (2) 、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= c(An+)m?c(Bm-)n(3) 、影响因素： 外因：浓度：加水，平衡向溶解方向移动。 温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 (4) 、溶度积规则 QC（离子积） KSP 有沉淀析出 QC= KSP 平衡状态 QCKSP 未饱和，继续溶解
