一、弱電解質(zhì)的電離

1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。

非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。

強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。

弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。

2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

電解質(zhì)——離子化合物或共價化合物 非電解質(zhì)——共價化合物

注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 ②SO₂、NH₃、CO₂等屬于非電解質(zhì)

③強電解質(zhì)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(zhì)）——電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。

3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成 離子的速率 和離子結(jié)合成 時，電離過程就達到了 平衡狀態(tài) ，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(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時，有利于電離。

5、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）

6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)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(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）

表示方法：ABA⁺+B^- Ki=[ A⁺][B^-]/[AB]

7、影響因素：

a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。

b、電離常數(shù)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，不同弱酸，電離常數(shù)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：K_W= c[H⁺]·c[OH^-]

25℃時,[H⁺]=[OH^-] =10^-7 mol/L ; K_W= [H⁺]·[OH^-] = 1*10^-14

注意：K_W只與溫度有關(guān)，溫度一定，則K_W值一定

K_W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：

①酸、堿：抑制水的電離 K_W〈1*10^-14

②溫度：促進水的電離（水的電離是 吸 熱的）

③易水解的鹽：促進水的電離 K_W 〉1*10^-14

4、溶液的酸堿性和pH：

（1）pH=-lgc[H+]

（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3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（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(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可 。

注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)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(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） [H⁺]混=（[H⁺]₁V₁+[H⁺]₂V₂）/（V₁+V₂）

2、強堿與強堿的混合：（先求[OH^-]混：將兩種酸中的OH^?離子物質(zhì)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(jù)H⁺+ OH^-==H₂O計算余下的H⁺或OH^-，①H⁺有余，則用余下的H⁺數(shù)除以溶液總體積求[H⁺]混；OH^-有余，則用余下的OH^-數(shù)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(guī)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7

6、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(guī)律

.w.w.k.s.5.u.c.o.m

1、若等體積混合

pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7

pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH₂-0.3

pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后顯中性

pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1

pH1+pH2≠14 V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(zhì)：H⁺+OH^—=H₂O 即酸能提供的H⁺和堿能提供的OH^-物質(zhì)的量相等。

2、中和滴定的操作過程：

（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在上 ，往下刻度標(biāo)數(shù)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。②滴定管可以讀到小數(shù)點后 一位 。

（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。

（3）準(zhǔn)備過程：

準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)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(shù)；c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度；

V——酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：

c堿=

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(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)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(dāng)V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。

同理，用標(biāo)準(zhǔn)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(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

2、水解的實質(zhì)： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H⁺或OH^-結(jié)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(guī)律：

①有弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

②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(yīng)互逆）（2）程度?。?）吸熱

5、影響鹽類水解的外界因素：

①溫度：溫度越 高 水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）

②濃度：濃度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）

③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：

①只電離不水解：如HSO₄^- 顯 酸 性

②電離程度＞水解程度，顯 酸 性 （如: HSO₃^-、H₂PO₄^-）

③水解程度＞電離程度，顯 堿 性（如：HCO₃^-、HS^-、HPO₄^2-）

7、雙水解反應(yīng)：

（1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)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(yīng)完全的為：Fe³⁺、Al³⁺與AlO₂^-、CO₃^2-(HCO₃^-)、S^2-(HS^-)、SO₃^2-(HSO₃^-)；S^2-與NH₄⁺；CO₃^2-(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(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al³⁺+ 3S^2- + 6H₂O == 2Al(OH)₃↓+3H₂S↑

8、鹽類水解的應(yīng)用：

9、水解平衡常數(shù)（K_h）

對于強堿弱酸鹽：K_h=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(shù))

對于強酸弱堿鹽：K_h=Kw/K_b（Kw為該溫度下水的離子積，K_b為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)_）

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(dāng)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(guān)系：

①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(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和

②物料守恒:（即原子個數(shù)守恒或質(zhì)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

③質(zhì)子守恒：即水電離出的H⁺濃度與OH^-濃度相等。

九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡

1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識

（1）溶解度 小于 0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。

（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10^-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時[H⁺]降至10^-7mol/L<>^-5mol/L，故為完全反應(yīng)，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，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。

（4）掌握三種微溶物質(zhì)：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

意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“?”。如：Ag₂S(s)? 2Ag⁺(aq）+S^2-(aq)

3、沉淀生成的三種主要方式

（1）加沉淀劑法：K_sp越小（即沉淀越難溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。

（2）調(diào)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(yīng)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：①酸堿；②氧化還原；③沉淀轉(zhuǎn)化。

5、沉淀的轉(zhuǎn)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：AgNO_{3 →}AgCl(白色沉淀)→ AgBr（淡黃色）→AgI （黃色）→ Ag₂S（黑色）

6、溶度積（K_sp）

1）定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。

2）表達式：AmBn(s) mAⁿ⁺(aq)+nB^m-(aq)

K_sp= [c(Aⁿ⁺)]^m ·[c(B^m-)]ⁿ

3）影響因素：

外因：

①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。

②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。

4）溶度積規(guī)則

Q_C（離子積）>K_SP 有沉淀析出

Q_C=K_SP 平衡狀態(tài)

Q_C<>_SP 飽和，繼續(xù)溶解

▍ 編輯：Wulibang（ID：2820092099）