1、學習必備歡迎下載溶液中的離子反應復習內容：1弱電解質的電離平衡及水的離子積2溶液的酸堿性、PH 的有關計算及中和滴定的原理3鹽類水解及其應用4沉淀溶解平衡及其影響因素知識點復習一、弱電解質的電離平衡1電解質和非電解質：在水溶液中或熔融狀態時是否能夠導電的化合物。2強電解質與弱電解質：在水溶液中能否完全電離的電解質；與溶解度和導電能力無關。3電離平衡在一定條件（如溫度、濃度）下，當電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態。4電離常數：K值越大，電離程度越大，相應酸(或堿 )的酸 ( 或堿 )性越強。5電離度：弱電解質濃度越大，電離程度越小。6影響因素：

2、溫度電離過程是吸熱過程，溫度升高，平衡向電離方向移動。濃度弱電解質濃度越大，電離程度越小。同離子效應在弱電解質溶液中加入同弱電解質具有相同離子的強電解質，使電離平衡向逆方向移動。化學反應在弱電解質溶液中加入能與弱電解質電離產生的某種離子反應的物質時，可以使電離平衡向電離方向移動。7電離方程式的書寫多元弱酸的電離應分步完成電離方程式，多元弱堿則一步完成電離方程式。8水的電離：水是一種極弱的電解質，能微弱電離。9水的離子積常數Kw= C(H + )× C(OH )Kw 取決于溫度 ,不僅適用于純水,還適用于其他稀溶液。25時， Kw =1 ×10-14在水溶液中 ,Kw 中的

3、C(OH -)、 C(H+ )指溶液中總的離子濃度 .常溫下 ,任何稀的水溶液中均存在離子積常數，且Kw =1 × 10-14。不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液，水電離出的C(H +) C(OH )根據 Kw=C(H)× C(OH) 在特定溫度下為定值，C(H) 和 C(OH) 可以互求。10影響水的電離平衡移動的因素二、溶液的酸堿性1 溶液的酸堿性取決于溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度的相對大小。酸性： c(H +)>c(OH - )中性： c(H +)=c(OH - )堿性： c(H +)<c(OH - )學習必備歡迎下載2常溫下（ 25）+-+-7mol/

4、L酸性溶液： C(H ) C(OH) ， C(H ) 1×10中性溶液： C(H+)= C(OH - ) ， C(H+) = 1×10 -7mol/L+-+-7mol/L酸性溶液： C(H ) C(OH) ， C(H ) 1×103溶液的 PH值：表示溶液酸堿性的強弱。PH= -lg c(H +)適用于稀溶液，當溶液中c(H +) 或 c(OH- ) 大于 1mol時，直接用濃度表示溶液的酸堿性。4 PH 值越小，酸性越強，PH 越大，堿性越強。PH 范圍 014 之間，但 PH 值等于 0 的溶液不是酸性最強的溶液，PH 值等于 14 的溶液不是堿性最強的溶液。

5、PH 值增加一個單位C(H+) 減小 10 倍5測定溶液酸堿性的常用方法:a 酸堿指示劑 （石蕊、酚酞、甲基橙）b PH試紙：廣泛 PH試紙： 114，只能讀得整數精密 PH試紙PH 試紙的使用方法：剪下一小塊PH試紙，放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在 PH試紙上，半分鐘內與比色卡比較，讀出PH值。c PH 計 , 它可以精確測量溶液的 PH值。6 PH 值計算的常見類型（ 1）溶液的稀釋強酸：計算稀釋后的溶液中的c(H + )，直接換算成 PH強堿：計算稀釋后的溶液中的c(OH -)，換算成 c(H + )再求出 PH 值。【小結】一般情況下，強酸溶液每稀釋10 倍， pH

6、 值就增加1 個單位，但稀釋后 pH 值一定小于 7；強堿溶液每稀釋10 倍， pH 值就減小個單位，但稀釋后pH 值一定大于 7。（ 2）強酸與強酸、強堿與強堿混合通常兩種稀溶液混合，可認為混合后體積為二者體積之和。強酸與強酸混合，先算混合后的H +，再算 pH。強堿與強堿混合，先算混合后的OH -，再由 Kw 求 H +及 pH，或先算混合后的 OH- 及 pOH ，再求 pH 。絕對不能先直接求才c(H + )，再按之來算 pH 。【經驗公式】（其中0.3 是 lg2 的近似值）已知 pH 的兩強酸等體積混合，混合液的pH=pH 小+0.3已知 pH 的兩強堿等體積混合，混合液的pH=p

7、H 大-0.3（ 3）酸堿混合：先判斷過量，求出剩余的酸或堿的濃度，再求c(H+)【注意】 強酸的稀釋根據c(H +)計算，強堿的的稀釋首先應c(OH -)濃計算出稀 c(OH -)，讓后據 Kw 計算出 c(H +)，再計算出 PH ，不能直接根據c(H +) 計算。【總結】溶液的稀釋規律：強酸 pH=a ，加水稀釋10n 倍，則 pH=a+n ；弱酸 pH=a ，加水稀釋10n 倍，則 a<pH<a+n ；強堿 pH=b ，加水稀釋10n 倍，則 pH=b-n ；學習必備歡迎下載弱堿 pH=b ，加水稀釋10n 倍，則 b>pH>b-n ；酸、堿溶液無限稀釋時，pH

8、 只能接近7，但酸不能大于 7，堿不能小于 7（室溫時）對于濃度（或 pH）相同的強酸和弱酸，稀釋相同倍數，強酸的pH 變化幅度大。（ 4）強酸與強堿溶液混合：其反應的實質是H+OH -=H2O，所以在計算時用離子方程式做比較簡單，要從以下三種可能去考慮：(室溫時）（ 1）若 n（ H+） =n（OH -），恰好中和， pH=7（ 2）若 n（ H+） >n（OH -），酸過量，計算剩下的 H+，再算 pH（ 3）若 n（ H+） <n（OH -），堿過量，計算剩下的 OH- ，再算 pH7. 溶液酸堿性判定規律（ 1） PH相同的酸（或堿） ，酸（或堿）越弱，其物質的量濃度越大。

9、（ 2） PH相同的強酸和弱酸溶液，加水稀釋相同的倍數，則強酸溶液PH變化大；堿也如此。（ 3）酸和堿的 PH之和為 14，等體積混合。若為強酸與強堿，則 PH=7；若為強酸與弱堿。則 PH 7 ；若為弱酸與強堿，則 PH 7。（ 4）等體積的強酸和強堿混合A、若二者 PH 之和為 14，則溶液呈中性， PH=7B、若二者 PH 之和大于14，則溶液呈堿性。C、若二者 PH 之和小于14，則溶液呈酸性。8酸堿中和滴定原理用已知濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的方法叫做酸堿中和滴定。（ 1）酸式滴定用的是玻璃活塞，堿式滴定管用的是橡皮管。（思考為什么？）（ 2）滴定管的刻度從上往下標，

10、下面一部分沒有讀數因此使用時不能放到刻度以下。（ 3）酸式滴定管不能用來盛放堿溶液，堿式滴定管不盛放酸溶液或強氧化性的溶液。（ 4）滴定管的精確度為 0.01mL ，比量筒精確；所以讀數時要讀到小數點后兩位。實際滴出的溶液體積=滴定后的讀數 -滴定前的讀數（ 5）滴定操作：把滴定管固定在滴定管夾上，錐形瓶放在下面接液體，滴定過程中用左手控制活塞，用右手搖動錐形瓶，眼睛應注視錐形瓶中溶液顏色的變化（ 6）滴定終點判斷：當滴入最后一滴溶液時顏色發生變化且半分鐘內顏色不再發生變化即已達終點。（ 7）指示劑選擇：強酸滴定強堿酚酞或甲基橙強酸滴定弱堿甲基橙強堿滴定弱酸酚酞（ 8）顏色變化：強酸滴定強堿：

11、甲基橙由黃色到橙色酚酞由紅色到無色強堿滴定強酸：甲基橙由紅色到橙色酚酞由無色到粉紅色（ 9）酸堿中和滴定中的誤差分析學習必備歡迎下載產生誤差的原因：操作不當，滴定終點判斷不準等。三、鹽類的水解1鹽類水解定義：在溶液中鹽電離出的離子與水所電離出來的H+或 OH -結合生成弱電解質的反應。實質：破壞水的電離平衡，使水的電離平衡正向移動。2 鹽類水解規律：有弱才水解：必須含有弱酸或弱堿的離子才能發生水解；無弱不水解：強酸強堿鹽不水解；都弱都水解：弱酸弱堿鹽因陰、陽離子都能發生水解，可相互促進；誰強顯誰性：鹽水解后的酸堿性取決于形成鹽的酸和堿的強弱。3多元弱酸的水解多步完成多元弱堿的水解一步完成4常見

12、完全雙水解 Al 3+與 AlO 2-、 HCO 3-、 CO32- 、 S2-、 HS-、Fe3+與 AlO 2-、 HCO 3-、 CO32-5多元弱酸的酸式氫根離子，水解和電離程度的比較：-HCO 3-、 HPO4 2-、 HS-水解強于電離，顯堿性；6鹽類水解方程式的書寫規律（ 1）鹽類水解一般是比較微弱的，通常用可逆符號表示，同時無沉淀和氣體產生。（ 2）多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的，第一步水解程度比第二步水解程度大得多。（ 3）多元弱堿的陽離子水解過程較為復雜，通常寫成一步完成。（ 4）對于發生 “完全雙水解 ”的鹽類，因水解徹底，故用 “ =，”同時有沉淀和氣體產生。（ 5

13、）多元弱酸的酸式氫根離子，水解和電離同步進行。7影響鹽類水解的外界因素：（ 1）溫度越高越水解（ 2）濃度越稀越水解a、增大鹽溶液的物質的量濃度，平衡向水解方向移動，鹽的水解程度減小b、稀釋鹽溶液，平衡向水解方向移動，鹽的水解程度增大。c、外加酸或堿：可抑制或促進鹽的水解。8鹽類水解的應用：（ 1）鹽溶液酸堿性的判斷：（ 2）溶液中離子濃度大小的比較：（ 3）實驗室里配制 FeCl3 溶液時，常加入一定量的鹽酸等（ 4）泡沫滅火器：學習必備歡迎下載（ 5）蒸干某些鹽溶液時，往往要考慮鹽的水解：（ 6）判斷溶液中的離子能否大量共存9電荷守恒：電解質溶液中，不論存在多少種離子，整個溶液問題呈電中性。物料守恒：某一種離子的原始濃度等于它在溶液中的各種存在形式的濃度之和。四、沉淀溶解平衡1溶解度（ S）：在一定溫度下，某物質在100g 溶劑里達到飽和狀態時所溶解的質量。2沉淀溶解平衡概念：在一定