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。混和物物質純凈物單質電解質化合物強電解質：弱電解質：H2O非電解質：強酸，強堿，大多數鹽。如 HCl、 NaOH、 NaCl、 BaSO4弱酸，弱堿，極少數鹽，水 。如 HClO、NH3·H2O、Cu（OH）2、非金屬氧化物，大部分有機物。如 SO3、CO2、C6H12O6、 CH2=CH22、電解質與非

2、電解質本質區別： 電解質離子化合物或共價化合物 非電解質共價化合物 注意：電解質、非電解質都是化合物SO2、NH3、CO2 等屬于非電解質強電解質不等于易溶于水的化合物（如 BaSO4 不溶于水，但溶于 水的 BaSO4全部電離，故 BaSO4為強電解質） 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

3、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 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，

4、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>H2CO3>H2S>HClO 二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：水的離子積： KW = cH+· cOH-7 -1425時, H+=OH- =10-7 mol/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：

5、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 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。 變色范圍：甲基橙 （橙色） 石蕊 （紫色） 酚酞 （淺紅色） pH 試紙 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 可。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+1V1+H+2V2）/ （V1+V2）2、

6、強堿與強堿的混合：（先求 OH-混：將兩種酸中的 OH-離子物質的量相加除以 總體積，再求其它） OH-混（ OH-1V1+OH-2V2）/ （V1+V2） （注意 :不能 直接計算 H+混）3、強酸與強堿的混合： （先據 H+ + OH- =H2O計算余下的 H+或 OH-， H+有余， 則用余下的 H+數除以溶液總體積求 H+ 混； OH-有余，則用余下的 OH-數除以溶 液總體積求 OH- 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 pH 原+n （但

7、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）混和計算規律1、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7pH1+pH2 15則溶液顯堿性pH=pH1+pH2 13則溶液顯酸性pH=pH1+2、若混合后顯中性pH1+pH

8、2=14V 酸： V 堿=1：1pH1+pH214V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+OH=H2O 即酸能提供的 H+和堿能提供的 OH-物質的量相等。2、中和滴定的操作過程：（ 1）滴定管的刻度， O 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。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

9、：用洗液洗檢漏： 滴定管是否漏水用水洗用標準液洗（或待測液洗）裝溶液排氣泡調 液面記數據 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 n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

10、 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 OH-結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 OH-結合 , 破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。3、鹽類水解規律：有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水

11、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:Na2CO3 NaHCO3）4、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； OH -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 HSO4- 顯 酸 性 電離程度水解程度，顯 酸 性 （如: HSO3- 、

12、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯 堿 性 （如： HCO3- 、 HS- 、HPO42-）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 AlO2-、 CO32-（HCO3-）、 S2-（HS-）、 SO32-（HSO3-）；S2-與 NH4+；CO32-（HCO3-）與 NH4+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 = 2Al（OH）3+ 3H2S、水解平衡常數 （ K

13、h）對于強堿弱酸鹽： Kh =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 ）對于強酸弱堿鹽： Kh =Kw/Kb（Kw 為該溫度下水的離子積， Kb 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

14、的乘積 之和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 ）之和 質子守恒：即水電離出的 H+濃度與 OH-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 0.01g 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“ =”。（3）難溶并非不溶，

15、任何難溶物在水中均存在溶解平衡。 （ 4）掌握三種微溶物質： CaSO4、Ca（OH）2、 Ag2SO4（5）溶解平衡常為吸熱，但 Ca（OH）2 為放熱，升溫其溶解度減少。（6）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：Ag2S（s） 2Ag+（aq）+ S2-（aq）3、沉淀生成的三種主要方式（1）加沉淀劑法： Ksp 越?。闯恋碓诫y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 MgO 除去 MgCl2 溶液中 FeCl3。（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；氧化還 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。 如：AgNO3AgCl（白色沉淀 ）AgBr（淡