第三章一、弱電解質的電離
1、定義：電解質： 在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質 。
非電解質在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物 。
強電解質在水溶液裡全部電離成離子的電解質
弱電解質在水溶液裡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別：
電解質——離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物
注意：①電解質、非電解質都是化合物so2、nh3、co2等屬於非電解質
強電解質不等於易溶於水的化合物（如baso4不溶於水，但溶於水的baso4全部電離，故baso4為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。
3、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和離子結合成時，電離過程就達到了平衡狀態 ，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，公升溫有利於電離。
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：
在弱電解質溶液裡加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。d、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，有利於電離。
9、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）
10、電離常數：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，跟溶液中未電離的分子濃度的比是乙個常數。叫做電離平衡常數，（一般用ka表示酸，kb表示鹼。
）表示方法：aba++b- ki=[ a+][ b-]/[ab]
11、影響因素：
a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。
b、電離常數受溫度變化影響，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鹼性
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+]·[oh1*10-14
注意：kw只與溫度有關，溫度一定，則kw值一定
kw不僅適用於純水，適用於任何溶液（酸、鹼、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、鹼 ：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、溶液的酸鹼性和ph：
（1）ph=-lgc[h+]
（2）ph的測定方法：
酸鹼指示劑—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
變色範圍：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，然後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試紙只能讀取整數值或範圍
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+離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [h+]混 =（[h+]1v1+[h+]2v2）/（v1+v2）
2、強鹼與強鹼的混合：（先求[oh-]混：將兩種酸中的oh離子物質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、強酸與強鹼的混合：（先據h+ + oh- ==h2o計算餘下的h+或oh-，①h+有餘，則用餘下的h+數除以溶液總體積求[h+]混；oh-有餘，則用餘下的oh-數除以溶液總體積求[oh-]混，再求其它）
四、稀釋過程溶液ph值的變化規律：
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，ph稀 = ph原+ n （但始終不能大於或等於7）
2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，ph稀 〈 ph原+n （但始終不能大於或等於7）
3、強鹼溶液：稀釋10n倍時，ph稀 = ph原－n （但始終不能小於或等於7）
4、弱鹼溶液：稀釋10n倍時，ph稀 〉 ph原－n （但始終不能小於或等於7）
5、不論任何溶液，稀釋時ph均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋後ph均接近7
6、稀釋時，弱酸、弱鹼和水解的鹽溶液的ph變化得慢，強酸、強鹼變化得快。
五、強酸（ph1）強鹼（ph2）混和計算規律
1、若等體積混合
ph1+ph2=14 則溶液顯中性ph=7
ph1+ph2≥15 則溶液顯鹼性ph=ph2-0.3
ph1+ph2≤13 則溶液顯酸性ph=ph1+0.3
2、若混合後顯中性
ph1+ph2=14 v酸：v鹼=1：1
ph1+ph2≠14 v酸：v鹼=1：10〔14-（ph1+ph2）〕
五、酸鹼中和滴定：
1、中和滴定的原理
實質：h++oh—=h2o 即酸能提供的h+和鹼能提供的oh-物質的量相等。
2、中和滴定的操作過程：
（1）儀②滴定管的刻度，o刻度在上 ，往下刻度標數越來越大，全部容積大於它的最大刻度值，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（或鹼），也不得中途向滴定管中新增。②滴定管可以讀到小數點後一位 。
（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→調液面→記資料v(始)
（4）試驗過程
3、酸鹼中和滴定的誤差分析
誤差分析：利用n酸c酸v酸=n鹼c鹼v鹼進行分析
式中：n——酸或鹼中氫原子或氫氧根離子數；c——酸或鹼的物質的量濃度；
v——酸或鹼溶液的體積。當用酸去滴定鹼確定鹼的濃度時，則：
c鹼=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，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是v酸的增大，導致c酸偏高；v鹼同樣也是乙個定值，它是用標準的量器量好後注入錐形瓶中的，當在實際操作中鹼液外濺，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鹼降低了；對於觀察**現的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定鹼的濃度時，c鹼的誤差與v酸的變化成正比，即當v酸的實測值大於理論值時，c鹼偏高，反之偏低。
同理，用標準鹼來滴定未知濃度的酸時亦然。
六、鹽類的水解（只有可溶於水的鹽才水解）
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-結合生成弱電解質的反應。
2、水解的實質： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的h+或oh-結合,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，鹼性更強。 (如:na2co3 ＞nahco3)
4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆） （2）程度小 （3）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酸鹼：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、酸式鹽溶液的酸鹼性：
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，顯鹼性 （如：hco3- 、hs- 、hpo42-）
7、雙水解反應：
（1）構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，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澱或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：
2al3+ + 3s2- + 6h2o == 2al(oh)3↓+ 3h2s↑
8、鹽類水解的應用：
9、水解平衡常數 （kh）
對於強鹼弱酸鹽：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)
對於強酸弱鹼鹽：kh =kw/kb（kw為該溫度下水的離子積，kb為該條件下該弱鹼根形成的弱鹼的電離平衡常數）
選修4 化學反應原理知識點總結 版
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《選修4化學反應原理》知識點總結
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