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,叫电解质 。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 单质纯净物
强电解质：
电解质
弱电解质：
化合物
非电解质：
强酸，强碱，大多数盐
。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
。如
弱酸，弱碱，极少数盐，水
非金属氧化物，大部分有机物
。如 SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物
注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2 等属于非电解质
③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、弱电解质的电离平衡：在一定的条件下，当弱电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 分子的速率相等 时，电离过程就达到了平衡状态，这叫弱电解质的电离平衡。
4、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。
5、电离方程式的书写：
用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）
6、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。 ）
+-+-表示方法：ABA+B Ki=[ A][ B]/[AB] K 越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强。
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 7、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。 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[H+]·c[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 1*10-14
注意：区分由水电离出的 H+、OH-的浓度与水溶液中 H+、OH-的浓度。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：
①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1*10-14
②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）KW 增大 ③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉 1*10-14 4、溶液的酸碱性和 pH：
（1） pH=-lgc[H+] （2） pH 的测定方法：
酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊 5.0~8.0（紫色） 酚酞 8.2~10.0（浅红色）
pH 试纸 —操作 。
注意：①事先不能用水湿润 PH 试纸；②广泛 pH 试纸只能读取整数值或范围 三 、混合液的 pH 值计算方法公式
混：将两种酸中的 H+
1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]离子物质的量相加除以总体积，再 求其它） [H+] 混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2） 2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]
混＝（[OH-]-]
[OH-]1V1+[OH2V2）/（V1+V2）
混：将两种酸中的 OH-
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
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，此时水的电离大于酸的电离)
3、强酸与强碱的混合：（先据 H+ + OH- ==H2O 计算余下的 H+或 OH-，①H+有余，则用余下的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： 1、强酸溶液：稀释 10n 倍时，pH 稀 =
pH 原+ n （但始终不能大于或等于 7）
2、弱酸溶液：稀释 10n 倍时，pH 稀 〈 pH 原+n （但始终不能大于或等于 7） 3、强碱溶液：稀释 10n 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 1、若等体积混合 pH1+pH2=14 则 溶 液 显 中 性 pH=7 pH1+pH2≥15 pH1+pH2≤13 pH1+pH2=14 pH1+pH2≠14 则溶液显碱性 pH=pH2-0.3 则溶液显酸性 pH=pH1+0.3 V 酸：V 碱=1：1
〔14-（pH1+pH2）〕V 酸：V 碱=1：10
2、若混合后显中性
六、酸碱中和滴定：
（一）、中和滴定的原理
1. 概念：利用中和反应，用已知浓度的酸（碱）滴定未知浓度的碱（酸）的实验方法。
—
2. 原理：H++OH=H2O 即酸能提供的 H+和碱能提供的 OH-物质的量相等。
n ? c酸 ? V 酸 c = 酸 碱n ? V碱 碱
式中：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。 （由滴定曲线可知）
② 酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞。
②若反应生成强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂（甲基橙）；若反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂（酚酞） ③ 蕊试液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作滴定指示剂。 3. 实验重点 ⑴．准确测定两种溶液的体积
⑵．判断中和反应恰好完全进行：选用合适的指示剂。
（二）、中和滴定的操作过程： （1） 仪②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。②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：检漏 （4） 试验过程
洗 ：将实验所需的滴定管、锥形瓶等仪器洗涤干净，滴定管需要用对应的酸碱液进行
润洗；
↓
取：调节液面在零刻度或零刻度以下，排除尖嘴部分的气泡；
↓
滴：先快后慢，2~3 滴酚酞，左手控制活塞，右手震荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色的变化，滴定终点的判断：加最后一滴标准溶液，颜色突变，30s 不褪色； ↓
读：眼睛与凹液面相平； ↓
记：记录滴定前后滴定管的读数； ↓
算：计算待测液的浓度。
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