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1、离子浓度大小的比较基础知识储备电解质及非电解质、弱电解质的电离平衡一、电解质与非电解质电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。非电解质：在水溶液里或熔融状态下不能导电的化合物。二、强电解质与弱电解质强电解质弱电解质定义溶于水后几乎完全电离的电解质溶于水后只有部分电离的电解质电离程度几乎100%完全电离只有部分电离电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡溶液中存在的微粒 （水分子不计）只有电离出的阴阳离子，不存在 电解质分子既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子实例绝大多数的盐（包括难溶性盐） 强酸：HSO、HCl、HC10等强碱：244Ba （HO） 、 Ca （HO）等2 2
2、弱酸：HCO、CH COOH 等。233弱碱：NH HO、Cu (OH) 、Fe (OH)等。3223水电离方程式KNO =K+NO 33H SO =2 H+SO 2NH H O 牛 NH +OH_324HS 牛 H+HS HSU H+S2-【注意】1、强、弱电解质与溶解性的关系： 电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶 解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO4、BaCO3等。2、强、弱电解质与溶液导电性的关系： 溶液的导电性强弱与溶液中的能自由移动的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很 稀的强电解质溶液，其离子浓度
3、很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电 解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。如：极稀的硫酸溶液导电性没有浓醋酸溶液的导电性强。3、强、弱电解质在熔融态的导电性： 离子型的强电解质（强碱和多数盐）由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价 型的强电解质（酸）以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。三、弱电解质的电离平衡(1) 电离平衡概念：弱电解质的电离平衡指在一定条件下(温度、浓度)，弱电解质电离成离子的速率 和离子结合成分子的速率相等时的状态。强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡。(2) 电离平衡的特点(1)
4、 动态平衡：v (电离)=v (结合)H 0(2) 固定不变：在一定条件下，平衡建立以后，溶液中的弱电解质分子和电离出的各个离子浓度都保持不 变。条件改变：平衡被打破。如在叫00只的石蕊溶液中(呈红色)加入固体呷00片，即增大了 c (CH3COO-),平衡左移，c ( H+)变小，使红色变浅。符合勒夏特列原理。(4)电离过程一般为吸热过程。(3) 影响电离平衡的因素： 温度：电离过程吸热，升高温度，电离程度增大。 浓度：溶液越稀，离子相互碰撞结合成分子的机会越小，弱电解质的电离程度就越大。因此，稀释溶 液会促使弱电解质的电离平衡向电离的方向移动。 同离子效应：在弱电解质溶液中，加入同弱电解质
5、具有相同离子的强电解质，使电离平衡发生移动。 化学反应：在弱电解质溶液中加入能与若电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向 电力方向移动。实例NH3H2O NH4+0H-影响因素平衡移动方向电离程度C (OH-)C (nh4+)导电能力H2O向右增大减小减小减弱HCl向右增大减小增大增强NaOH向左减小增大减小增强CH3COONH4向左减小减小增大增强加热向右增大增大增大增强四、电离方程式的书写(1) 书写强电解质的电离方程式时常用“=,弱电解质的电离方程式用“=(2) 多元弱酸分步电离，分步书写电离方程式，一般只写第一步。多元弱碱可一步写出。 氢硫酸：Fe(OH)3：(3) 强酸
6、的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐酸式酸根不完全电离。NaHSO4：NaHCO3：水的电离及溶液的PH一、水的电离1、 水弱电解质，也存在电离平衡：H20 =二H+OH-H0, KW=H+ OH-2、在一定温度下，水电离出来的H+和OH-离子浓度的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，用Kw表 示。 在稀溶液中， KW 只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。 在其它条件一定的情况下，温度升高，KW增大，反之则减小。 溶液中H2O电离产生的C (H+) =C(OH-)100C时，Kw =1.0X10-12 mol? L-2 . C (H+) =C(OH-)=1.0X 10-6 mol L-2
7、C (H+ )酸+ C (H+ )水 C(OH-)*=Kw C(OH-)碱 + C(OH-)水 C (H+ )*=Kw3、水的电离是永恒存在的，在研究水溶液中离子时，不要忽略H+与OH-同时存在C (H+) C(OH-)酸性C (H+) =C(OH-)中性C (H+) 0H- ,H+ 1.0X 10-7 mol L-i,pH7碱性溶液：H+ 0H-,H+ 73、pH的测定方法： 酸碱指示剂:粗略地测溶液pH范围 pH试纸:精略地测定溶液酸碱性强弱 pH计：精确地测定溶液酸碱性强弱4、pH计算:（1）酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液直接计算 酸混合：直接算H+, pH=-lgH+。 碱混合：先算O
8、H-后转化为H+,再求pH=-lgH+ =14+ lgOH-。 酸碱混合：要先看谁过量，若酸过量，求H+，再求pH；若碱过量，先求OH-，再转化为H+,最 后求 pH 。H + V -OH- VH+ =酸_酸碱一碱混 V + V酸碱OH- V - H + V0H- =碱一碱酸_酸-混 V + V酸碱（2）、溶液稀释后pH的计算 强酸溶液，pH（稀释）=pH（原来）+lg （n为稀释的倍数），每稀释10倍，pH增大一个单位。弱酸溶液，每 稀释10倍，pH增大小于一个单位。酸性溶液无限加水稀释，pH只能接近于7,且仍小于。 强碱溶液，pH（稀释）=pH（原来）一Ign （n为稀释的倍数）每稀释10
9、倍，pH减小一个单位。弱碱每稀释10 倍, pH减小小于一个单位。碱性溶液无限加水稀释时，pH只能接近于7,且仍大于7。 pH值相同（或是浓度相同）的强酸（碱）溶液与弱酸（碱）溶液稀释相同的倍数时，强酸（碱）溶液 pH值的变化比弱酸（碱）溶液pH值的变化幅度大。（3）已知酸碱pH之和，判断等体积混合后的PH （常温） 强酸强碱混合，pH之和=14,混合后显中性，pH=7；强酸强碱混合，pH之和14,混合后显酸性，pH14,混合后显碱性，pH7。 若酸碱混合后pH之和为14,其中一强一弱，则谁弱显谁性。5. 一元强酸与一元弱酸的比较（1）相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较H+p
10、H中和碱的能力与活泼金属反应产生氢气的能 力开始与金属反 应速率一兀强酸大小相同相同大一兀弱酸小大小（2）相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较:H+C （酸）中和碱的能力与活泼金属反应产生氢气的能 力开始与金属反 应速率一兀强酸相同小小少相同一兀弱酸大大多盐类的水解1、水解的定义在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，叫做盐类的水解。水解反应是中和反应的逆反应：盐+水 酸+碱，如：CHCOO-+ H O CH COOH + OH-或 NH + H O NH - H O + H+3 2 3 4 2 3 2水解反应与中和反应处于动态平衡，水解进行的程度很小
11、。和电离一样，水解也是一个吸热反应。及水 解反应的主要特点为：可逆、吸热、程度小。盐类溶于水时，以电离为主，水解为辅（即水解是微弱的）， 水解和电离是同时发生的。2、盐类水解离子方程式的书写 一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，因此盐类水解的 离子方程式中不标“或“f”，也不把生成物（如nh3 h2o、h2co3等）写成其分解产物的形式。 盐类水解是可逆反应，是中和反应的逆反应，但中和反应是趋于完全的反应，而盐的水解反应是较 微弱的反应。盐类水解的离子方程式一般不写“=”而写“ ”。综上所述，水解方程式的书写原则为：多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写
12、原则：分步 书写；需要注意的是，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；多元弱碱（多 元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写。如Al 3+的水解：Al3+ 3H O Al（OH ） + 3H+233、多元弱酸根离子的水解多元弱酸根离子分步水解，且以第一步为主。如磷酸钠（ Na PO ）的水解：34第一步：PO3 + H O 42HPO2- +OH（- 程度较大）4第二步：HPO2- + H O H PO-+ OH（程度较小）4224第三步：H PO- + H O HPO + OH-（程度很小）24234由上可知，同浓度的Na CO和NaHCO 溶液相比较，Na CO的水解程
13、度更大，水解生成的OH -离2 3 3 2 3 子浓度更高，故其溶液的碱性更强。所以有：多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱 性更强。4、影响盐类水解平衡的因素(1) 内因(决定性因素)：盐的组成，盐类水解程度的大小是由盐的本性所决定的。例如不同弱酸的钠盐，如酸性：H2SO3H2CO3H2SiO3，则盐溶液的碱性：Na2SiO3Na2CO3Na2SO3，即水解程度 Na2SiO3 Na2CO3Na2SO3o(2) 外因：主要有温度、温度、外加酸碱及离子间的相互影响： 温度：水解是酸碱中和的逆过程，是吸热反应，故升高温度可促进水解； 浓度：稀释溶液，可使水解生成的离子和分子间的碰撞机会减少，故溶液越稀，水解的程度越大。 外加酸、碱：向盐溶液中引入水解产物相同的离子，使水解平衡逆向移动可以抑制水解，移
