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(qiáng)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(jià)化合物 非電解質(zhì)——共價(jià)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(qiáng)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(qiáng)電解質(zhì)）——電解質(zhì)的強(qiáng)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(shí),，電離過程就達(dá)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(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng),。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(huì)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(shí)，有利于電離,。

5,、電離方程式的書寫：用可逆符號(hào) 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(dá)到電離平衡時(shí),，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(gè)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(qiáng),。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(shí),[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(diǎn)：（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(jìn)水的電離（水的電離是 吸 熱的）

③易水解的鹽：促進(jìn)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(cè)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(duì)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(jì)算方法公式

1,、強(qiáng)酸與強(qiáng)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(qiáng)堿與強(qiáng)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(jì)算[H+]混)

3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H⁺+ OH^-==H₂O計(jì)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(qiáng)酸溶液：稀釋10ⁿ倍時(shí)，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(shí),，pH稀〈pH原+n （但始終不能大于或等于7）

3,、強(qiáng)堿溶液：稀釋10ⁿ倍時(shí)，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(shí),，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(shí)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(shí),，弱酸,、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸,、強(qiáng)堿變化得快,。

五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)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(shí)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?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度,。滴定時(shí)，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(diǎn)后 一位 ,。

（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液,；待測(cè)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(cè)液洗）→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)

（4）試驗(yàn)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(jìn)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(shí),，則：

c堿=

上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化,，因?yàn)樵诘味ㄟ^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(shí)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(gè)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(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)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(duì)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(cè)定堿的濃度時(shí),，c堿的誤差與V酸的變化成正比,，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，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(shí)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(shí)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(dòng),，促進(jìn)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(qiáng)顯誰性,，兩弱都水解,，同強(qiáng)顯中性。

②多元弱酸根,，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大,，堿性更強(qiáng)。 (如:Na₂CO₃＞NaHCO₃)

4,、鹽類水解的特點(diǎn)：（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(jìn)或抑制鹽的水解（H⁺促進(jìn) 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH^-促進(jìn)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(jìn)，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(diǎn)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(duì)于強(qiáng)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(duì)于強(qiáng)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(gè)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(shí)

（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(shí)[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(yuǎn)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(dòng)。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(dá)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(dòng)。

②溫度：升溫,，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng),。

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）