第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
一、强电解质和弱电解质
1、电解质：在水溶液中或 熔融状态下 能导电的化合物。
2、非电解质：在水溶液中和 熔融状态下 均以分子形式存在，因而不能导电的化合物。
3、强电解质和弱电解质
（1）实验探究盐酸和醋酸的电离程度
酸
0.1 mol·L－1盐酸
0.1 mol·L－1醋酸
pH
较 小
较 大
导电能力
较 强
较 弱
与镁条反应的现象
产生无色气泡 较快
产生无色气泡 较慢
实验结论
实验表明盐酸中c(H＋) 更大 ，说明盐酸的电离程度 大于 醋酸的电离程度
（2）强电解质与弱电解质的比较
强电解质
弱电解质
概念
在水溶液中能 全部 电离的电解质
在水溶液中只能 部分 电离的电解质
电解质在溶液中的存在形式
只有 阴、阳离子
既有 阴、阳离子 ，又有电解质 分子
化合物类型
离子化合物、部分共价化合物
共价化合物
实例
①多数盐(包括难溶性盐)；
② 强酸 ，如HCl、H2SO4等；
③ 强碱 ，如KOH、Ba(OH)2等
① 弱酸 ，如CH3COOH、HClO等；
② 弱碱 ，如NH3·H2O等；
③水
二、弱电解质的电离平衡
1、电离平衡状态
（1）概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子 电离成离子的速率 与 离子结合成弱电解质分子的速率 相等，溶液中各分子和离子的 浓度 都不再发生变化，电离过程就达到了电离平衡状态。
（2）建立过程
2、电离方程式的书写
（1）强电解质：完全电离，在写电离方程式时，用“===”。
（2）弱电解质：部分电离，在写电离方程式时，用“⇄”。
3、电离平衡的影响因素
（1）温度：弱电解质的电离一般是 吸热 过程，升高温度使电离平衡向 电离 的方向移动，电离程度 增大 。
（2）浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几率 越小 ，电离程度 越大 。
（3）同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度 减小 。
（4）化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向 电离 方向移动。
三、电离平衡常数
1、概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的 各种离子浓度的乘积 ，与溶液中 未电离分子的浓度 之比是一个常数，简称电离常数，用K表示。
2、电离平衡常数的表示方法
AB＝A＋＋B－ K＝
3、弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越 大 ，酸(或碱)性越 强 。
4．电离常数的影响因素
(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数 不同 ，说明电离常数首先由物质的 本性 所决定。
(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与 温度 有关，由于电离为 吸热 过程，所以电离平衡常数随 温度升高 而增大。
5、电离常数的计算——三段式法
例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH
CH3COOH ⇄CH3COO－＋H＋
起始浓度/mol·L－1 ： a 0 0
变化浓度/mol·L－1 ： x x x
平衡浓度/mol·L－1 ： a－x x x
则Ka＝＝≈
6、实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较
实验操作
实验现象
有 气泡 产生
实验结论
CH3COOH酸性大于碳酸
Ka大小比较
Ka(CH3COOH) 大于 Ka1(H2CO3)
7、镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应
比较项目
宏观辨识
微观探析
反应初期
盐酸的反应速率比醋酸 大
盐酸是强酸， 完全 电离，醋酸是弱酸， 部分 电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋) 较大 ，因而反应速率 较大
反应过程中
盐酸的反应速率始终比醋酸 大，盐酸的反应速率减小 明显 ，醋酸的反应速率减小 不明显
醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡 正向移动 ，消耗的氢离子能及时 电离补充 ，所以一段时间速率变化不明显
最终
二者产生的氢气的量基本相等，速率几乎都变为零
镁条稍微过量，两种酸的物质的量 相同 ，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎 消耗完全 ，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎 相同 ，因而产生的H2的量几乎 相同 。两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎 都变为0
第二节 水的电离和溶液的pH
一、水的电离
1、水的电离
（1）水是一种极弱的电解质。
（2）水的电离方程式为H2O＋H2O ⇄H3O＋＋OH－，简写为H2O ⇄H＋＋OH－。
（3）水的电离平衡常数K电离＝。
2、水的离子积常数
（1）含义：因为水的浓度可看作常数，所以水中的 c(H＋)·c(OH－) 可看作常数，称为水的 离子积常数 ，简称水的离子积，用KW表示。
（2）表达式与数值：表达式KW＝ c(H＋)·c(OH－) ，室温时，KW＝1.0×10－14。
（3）影响因素：KW只受温度影响，由于水的电离是 吸热 过程，温度升高，KW增大。
3、外界条件对水的电离平衡的影响
分析下列条件的改变对水的电离平衡H2O ⇄H＋＋OH－ ΔH>0的影响，并填写下表：
改变条件
平衡移动方向
c(H＋)
c(OH－)
水的电离程度
Kw
升高温度
右移
增大
增大
增大
增大
加入HCl(g)
左移
增大
减小
减小
不变
加入NaOH(s)
左移
减小
增大
减小
不变
加入金属Na
右移
减小
增大
增大
不变
加入NaHSO4(s)
左移
增大
减小
减小
不变
二、溶液的酸碱性与pH
1．25 ℃时，分析下列溶液的氢离子和氢氧根离子浓度
纯水
0.1 mol·L－1 NaOH溶液
0.1 mol·L－1盐酸
c(H＋)/mol·L－1
1×10－7
1×10－13
0.1
c(OH－)/mol·L－1
1×10－7
0.1
1×10－13
c(H＋) 、c(OH－)
的相对大小
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)< c(OH－)
c(H＋)> c(OH－)
溶液的酸碱性
中性
碱性
酸性
2、溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)的关系
c(H＋)与c(OH－)的关系
c(H＋)的范围(室温下)
酸性溶液
c(H＋)>c(OH－)
c(H＋)> 1×10－7 mol·L－1
中性溶液
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)＝ 1×10－7 mol·L－1
碱性溶液
c(H＋)
b－n
pH＝b－n
无限稀释
pH趋向于7
三、酸碱中和滴定实验
1、概念和原理
（1）概念：依据中和反应，用已知浓度的 酸(或碱) 来测定未知浓度的 碱(或酸) 的方法。
（2）原理：在中和反应中，酸提供的H＋与碱提供的OH－之间的 物质的量 相等 。
即： c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱 ，则c(H＋)＝或c(OH－)＝。
2、主要仪器使用
（1）仪器：滴定管，铁架台，滴定管夹， 锥形瓶 ， 烧杯 。
仪器a是 酸式滴定管 ，仪器b是 碱式滴定管 。精密度： 0.01 mL。
（2）滴定管的使用方法
①检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。
②润洗仪器：在加入溶液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液 润洗 2～3遍。
③加入溶液：分别将溶液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管 0 刻度线以上。
④调节起始读数：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满溶液，然后调节滴定管液面使其处于 “0”刻度 或 “0”刻度以下的某一刻度 。准确读取数值并记录。
3、主要试剂
（1）待测液；（2）标准液；（3）指示剂（一般用 酚酞或甲基橙 ，一般不用石蕊，颜色改变不明显）。
4、指示剂的选择
（1）原理：由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色变化明显，所以即使酚酞、甲基橙的变色不在恰好中和的pH＝7的点上，但体积差距很小，可以忽略不计。
（2）酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)
指示剂
变色范围(颜色与pH的关系)
石蕊
<5.0 红 色
5.0～8.0紫色
>8.0 蓝 色
酚酞
<8.2 无 色
8.2～10.0浅红色
>10.0 红 色
甲基橙
<3.1 红 色
3.1～4.4橙色
>4.4 黄 色
5、滴定操作
（1）滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇，甚至半滴一摇，利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液。
（2）终点的判断：滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在 半分钟 内不变回原色，视为 滴定 终点。
6、数据处理
为减少实验误差，