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1、 第三章 水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质 弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。混和物 物质 单质 强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO 纯净物 电解质 4 弱酸，弱碱，极少数盐，水。如 HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、化合物 弱电解质：H2 O 。如 SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2 非电解质：非金属氧化物，大部分有机物 2、电解质与非电解质本质区别：电
2、解质离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物 注意：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质强电解质不等于易溶于水的化合物（如 BaSO4不溶于水，但溶于水的 BaSO4全部电离，故 BaSO4为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。3、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。B、浓度：浓度越大，电离程度 越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱 电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。4、电离方程式的书写：用可逆符号
3、 弱酸的电离要分布写（第一步为主）5、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数（，一 般用 Ka 表示酸，Kb 表示碱。）+-+-/AB 表示方法：ABA+B Ki=A B 6、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH23H2SHClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：:+-水的离子积：KW=c
4、H cOH +-7 mol/L;K+-1*10-14 25时,H=OH=10 W=H OH=注意：KW只与温度有关，温度一定，则 KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素：酸、碱：抑制水的电离-14 K=1*10 W 温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的）易水解的盐：促进水的电离 K W=1*10-14 4、溶液的酸碱性和 pH：（1）pH=-lgcH+（2）pH 的测定方法：酸碱指示剂 甲基橙、石蕊、酚酞。变色 X 围：甲基橙 3.14.4（橙色）石蕊 5.08.0（紫色）酚酞 8.210.0
5、（浅红色）pH 试纸 操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即 可。注意：事先不能用水湿润 PH 试纸；广泛 pH 试纸只能读取整数值或 X 围 三、混合液的 pH 值计算方法公式 +1、强酸与强酸的混合：（先求H 混：将两种酸中的 H 离子物质的量相加除以总体积，再求其它）+1 1+2 2 12 H 混=（H V+H V）/（V+V）-2、强碱与强碱的混合：（先求 OH 混：将两种酸中的 OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它）-注意:不能直接计算H+混)OH 混（OH 1V1+OH 2V2）/（V1+V2）(+-+-+3、强酸与强碱的混合：（先据 H+OH=HO 计算余下
6、的 H 或 OH，H有余，则用余下 2 +-的 H 数除以溶液总体积求H 混；OH 有余，则用余下的 OH 数除以溶液总体积求OH 混，再求其它）四、稀释过程溶液 pH 值的变化规律：n 1、强酸溶液：稀释 10 倍时，pH 稀=pH 原+n（但始终不能大于或等于 7）n 2、弱酸溶液：稀释 10 倍时，pH 稀 pH 原+n（但始终不能大于或等于 7）n 3、强碱溶液：稀释 10 倍时，pH 稀=pH 原n（但始终不能小于或等于 7）4、弱碱溶液：稀释 10n 倍时，pH 稀 pH 原n（但始终不能小于或等于 7）5、不论任何溶液，稀释时 pH 均是向 7 靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限
7、稀释后 pH 均接近 7 6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的 pH 变化得慢，强酸、强碱变化得快。五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律 w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 1、若等体积混合 pH1+pH2=14 则溶液显中性 pH=7 pH1+pH2 15 则溶液显碱性 pH=pH2-0.3 pH1+pH2 13 则溶液显酸性 pH=pH1+0.3 2、若混合后显中性 pH1+pH2=14 V 酸：V碱=1：1 pH1+pH2 14 V 酸：V碱=1：1014-（pH1+pH2）六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理+-实质：H+OH=H2O 即酸能提供的 H 和碱能提供的 OH
8、 物质的量相等。2、中和滴定的操作过程：（1）仪滴定管的刻度，O 刻度在 上，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数点后 一位。（2）药品：标准液；待测液；指示剂。（3）准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面（。洗涤：用洗液洗检漏：滴定管是否漏水用水洗用标准液洗（或待测液洗）装溶液排气泡调液面记数据 V(始)（4）试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析：利用 n 酸 c 酸 V酸=n 碱 c 碱 V 碱进行分析 式中
9、：n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c酸或碱的物质的量浓度；V酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：n c V c 碱=七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）+-1、盐类水解：在水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。+-2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H 或 OH 结合,破坏水的 电离，是平衡向右移动，促进水的电离。3、盐类水解规律：有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2 CO3 NaHCO3)4、盐类水解
10、的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热 5、影响盐类水解的外界因素：温度：温度越 高 水解程度越大（水解吸热，越热越水解）浓度：浓度越小，水解程度越 大（越稀越水解）+-酸碱：促进或抑制盐的水解（H 促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH 促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：-显 酸 性 只电离不水解：如 HSO4 电离程度水解程度，显 酸 性-（如:HSO、HPO）3 2 4 水解程度电离程度，显 碱 -2-性（如：HCO3、HS、HPO4）7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完
11、全。使得平衡向右移。3+3+-2-2-2-)；（2）常见的双水解反应完全的为：Fe、Al 与 AlO2、CO3(HCO3)、S(HS)、SO3(HSO3 2-+2-+S 与 NH4；CO3(HCO3)与 NH4 其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程 式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2S 8、盐类水解的应用：水解的应用 实例 原理 1、净水 明矾净水 Al3+3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+2、去油污 用热碱水冼油污物品 2-+H2O-CO3 HCO 3+OH 配制 FeCl3 溶液时常加 3+Fe(OH)+Fe+3HO 3
12、+3H 入少量盐酸 2 3、药品的保存 配制 Na2CO3溶液时常加 2-+H2O-入少量 NaOH CO3 HCO 3+OH 由 MgCl 6HO制无水 MgCl 若不然，则：2 2 2 4、制备无水盐 Mg(OH)2+2HCl+4HO MgCl26H2O 在 HCl 气流中加热 Mg(OH)2 MgO+H 2O 用 Al2(SO4)3 与 NaHCO3溶液 5、泡沫灭火器 混合 6、比较盐溶液中 比较 NH4Cl 溶液中离子浓 离子浓度的大小 度的大小 9、水解平衡常数（Kh）3+-Al+3HCO=Al(OH)3+3CO2 +NH4+H2O NH 3H2O+H c(Cl-)c(NH4+)c
13、(H+)c(OH)-对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw 为该温度下水的离子积，Ka 为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb 为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写注意：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。2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积
14、之和各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和物料守恒:（即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量(或总浓度)其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和+-质子守恒：即水电离出的 H 浓度与 OH 浓度相等。九、难溶电解质的溶解平衡 。2、溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“”。如：Ag2S(s)2Ag+(aq）+S2-(aq)3、沉淀生成的三种主要方式 （1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。（2）调 pH 值除某些易水解的金属阳离子：如加 MgO 除去 MgCl2溶液中 FeCl3。（3）氧化还原沉淀法：（4）同离子效应法 4、沉
15、淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：酸碱；氧化还原；沉淀转化。5、沉淀的转化：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：AgNO3 AgCl(白色沉淀)AgBr（淡黄色）AgI（黄色）Ag 2S（黑色）6、溶度积（KSP）(1)、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。(2)、表达式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)KSP=c(A n+)m?c(B m-)n (3)、影响因素：外因：浓度：加水，平衡向溶解方向移动。温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。(4)、溶度积规则 QC（离子积）KSP 有沉淀析出 Q K SP 平衡状态 C=QC KSP 未饱和，继续溶解 dd