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：KW= c[H+]·c[OH-]
25℃時,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14
注意：KW只與溫度有關(guān)，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：
①酸、堿：抑制水的電離 KW〈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 KW 〉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，然后與標準比色卡對比即可 。
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(diào)液面。（洗滌：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(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酸為標準酸，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，它是用標準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(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)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(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(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-、HPO42-）
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-、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(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑
8、鹽類水解的應(yīng)用：
水解的應(yīng)用
實例
原理
1、凈水
明礬凈水
Al3++3H2O? Al(OH)3(膠體)+3H+
2、去油污
用熱堿水冼油污物品
CO32-+H2O? HCO3-+OH-
3、藥品的保存
①配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸
Fe3++3H2O? Fe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOH
CO32-+H2O? HCO3-+OH-
4、制備無水鹽
由MgCl2·6H2O制無水MgCl2在HCl氣流中加熱
若不然，則：
MgCl2·6H2O
Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2
MgO+H2O
5、泡沫滅火器
用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合
Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比較鹽溶液中離子濃度的大小
比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小
NH4++H2O? NH3·H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常數(shù)（Kh）
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(shù))
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(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)標明狀態(tài)，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(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：AgNO3 →AgCl(白色沉淀)→ AgBr（淡黃色）→AgI （黃色）→ Ag2S（黑色）
6、溶度積（Ksp）
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)+nBm-(aq)
Ksp= [c(An+)]m ·[c(Bm-)]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
QC（離子積）>KSP 有沉淀析出
QC=KSP 平衡狀態(tài)
QCSP 飽和，繼續(xù)溶解
▍ 編輯：Wulibang（ID：2820092099）
▍ 來源：綜合網(wǎng)絡(luò)
