1、1第三章第三章水溶液中的離子平衡水溶液中的離子平衡一、弱電解質的電離一、弱電解質的電離1、定義：電解質：、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物叫電解質叫電解質。非電解質非電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物。強電解質強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質在水溶液里全部電離成離子的電解質。弱電解質：弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電

2、離成離子的電解在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。2、電解質與非電解質本質區(qū)別：、電解質與非電解質本質區(qū)別：電解質電解質——離子化合物或共價化合物離子化合物或共價化合物非電解質非電解質——共價化合物共價化合物注意：①電解質、非電解質都是化合物注意：①電解質、非電解質都是化合物②SOSO2、NHNH3、COCO2等屬于等屬于非電解質非電解質③強電解質不等于易溶于水的化合物（如③強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSOBaSO4不

3、溶于水，但溶于不溶于水，但溶于水的水的BaSOBaSO4全部電離，故全部電離，故BaSOBaSO4為強電解質）為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解電解質的強弱與導電性、溶解性無關。性無關。3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率離子的速率和離子和離子結合成結合成電解質分子電解質分子時，電離過程就達到了時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)平衡狀態(tài)，這叫電離平，這叫電離平衡。衡。

4、4、影響電離平衡的因素：、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。、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、濃度：濃度越大，電離程度越小越??；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會電解質，會減弱減弱電離。電離。D、其他外加

5、試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。種離子反應的物質時，有利于電離。9、電離方程式的書寫：用可逆符號、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）弱酸的電離要分布寫（第一步為主）1010、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶

6、液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做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)，電離平衡常數(shù)，（一般用（一般用KaKa表示酸，表示酸，KbKb表示堿。表示堿。）表示方法：表示方法：ABABABBKi=[Ki=[A][][B][AB]][AB]1111、影響因素：、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質的本性決定。、電離常數(shù)的大小主要由物質的本性決定。b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，

7、在室溫下一般變化不大。、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：、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：H2SOSO3HH3POPO4HFCHHFCH3COOHHCOOHH2COCO3HH2SHClOSHClO二、水的電離和溶液的酸堿性二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：、水電離平衡：:物質單質化合物電解質非電

8、解質：非金屬氧化物，大部分有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CH2=CH2強電解質：強酸，強堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O……混和物純凈物3pH1pH2=14pH1pH2=14則溶液顯中性則溶液顯中性pH=7pH=7pH1pH2pH1pH2≥1515則溶液顯堿性則溶液顯堿性pH=pHpH=pH20.30.3pH1pH2pH

9、1pH2≤1313則溶液顯酸性則溶液顯酸性pH=pH10.3pH=pH10.32、若混合后顯中性、若混合后顯中性pH1pH2=14pH1pH2=14V酸：酸：V堿=1=1：1pH1pH2pH1pH2≠1414V酸：酸：V堿=1=1：1010〔14（pH1pH2）〕六、酸堿中和滴定：六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理、中和滴定的原理實質：實質：HOHOH—=H=H2O即酸能提供的即酸能提供的H和堿能提供的和堿能提供的OHOH物質的量相等

10、。物質的量相等。2、中和滴定的操作過程：、中和滴定的操作過程：（1）滴定管的刻度，）滴定管的刻度，O刻度在刻度在上，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積大于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）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。，也不

11、得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點后滴定管可以讀到小數(shù)點后一位一位。（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：）準備過程：準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：（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→調滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗（或待測液洗）→裝溶液→排

12、氣泡→調液面→記數(shù)據(jù)液面→記數(shù)據(jù)V(V(始)（4）試驗過程）試驗過程3、酸堿中和滴定的誤差分析、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用誤差分析：利用n酸（酸（c酸V酸）酸）=n堿（堿（c堿V堿）進行分析堿）進行分析式中：式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c——酸或堿的物質的量濃度；酸或堿的物質的量濃度；V——酸或堿溶液的體積。酸或堿溶液的體積。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

13、子上的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)的卻是了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導致酸的增大，導致c酸偏高；酸偏高；V堿同樣也是一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，當在實際操作中堿液外個定值，它是用標準的量器量好后注入錐

14、形瓶中的，當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，當用標準酸來測定堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，堿的濃度時，c堿的誤差與堿的誤差與V酸的變化成正比，即當酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值酸的實測值大于理論值時，時，c堿

15、偏高，反之偏低。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。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）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、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OHOH結合生成結合生成弱電解質的反應。弱電解質的反應。2、水解的實質：、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的水溶液中鹽電

16、離出來的離子跟水電離出來的H或OHOH結合結合破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。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：、鹽類水解規(guī)律：①有①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。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。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