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内容举例： 水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。 强电解质：在水溶液中完全电离的电解质。如：强酸，强碱，大多数盐（包括可溶性盐及难溶性弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质。如：弱酸，弱碱，水，两性物质，极少数盐
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、电离平衡：在一定的条件下，弱电解质分子在溶液中电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：
（1）内因：电解质本身的性质
（2）外因：
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：（1）强电解质完全电离，在书写电离方程式时，用“=”
（2）弱电解质部分电离，在书写电离方程式时，用“ ”
①一元弱酸、弱碱一步电离
②多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并（其中以第一步电离为主）
③多元弱碱分步电离（较复杂），在中学阶段要求一步写出
④两性氢氧化物按两种方式电离
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幂之积，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：AB A+ + B- K = c（A+）c（B-）/c（AB）
7、影响因素： a、电离常数K只与电解质的性质和温度有关，对同一弱电解质，温度一定，电离常数一定；温度升高，电离常数增大。
b、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
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， c（H+）= c（OH-） =10-7 mol/L ; KW = c（H+）·c（OH-） = 1x10-14
注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定；温度越高，KW越大。
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不变
②温度：升高温度，促进水的电离（水的电离是吸热的），KW增大
③加活泼金属如Na：促进水的电离，KW不变
4、溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH-）的关系
判断溶液的酸碱性的依据是c（H+）和c（OH-）的大小
酸性溶液：c（H+）＞c（OH-）
中性溶液：c（H+）= c（OH-）
碱性溶液：c（H+）＜c（OH-）
5、溶液的酸碱性和pH的关系：
（1）pH=-lgc[H+]
（2）pH和溶液的酸碱性的关系：室温下，酸性溶液：c（H+）＞10-7 mol/L，pH＜7
中性溶液：c（H+）= 10-7 mol/L，pH=7
碱性溶液：c（H+）＜10-7 mol/L，pH＞7
（3）pH的测定方法：
①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）
②pH试纸：操作：将一块pH试纸放在洁净、干燥的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液体点在试纸的中央，试纸变色后，马上与标准比色卡对比即可 。
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
1、强酸与强酸的混合：c（H+）混 =[c（H+）1V1+c（H+）2V2]/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合： c（OH-）混＝[c（OH-）1V1+ c（OH-）2V2[/（V1+V2）
3、强酸与强碱的混合：先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，
H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求c（H+）混；
OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求c（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pH=a：稀释10n倍时，pH =a+ n （但始终不能大于或等于7）
2、弱酸溶液pH=a：稀释10n倍时，pH〈a+n （但始终不能大于或等于7）
3、强碱溶液pH=b：稀释10n倍时，pH=b－n （但始终不能小于或等于7）
4、弱碱溶液pH=a：稀释10n倍时，pH〉b－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w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
1、若等体积混合
pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7
pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH＞7
pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH＜7
2、若混合后显中性
pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V碱=10pH1+pH2-14
六、酸碱中和滴定：
1、中和滴定的原理
实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
2、中和滴定的操作过程：
（1）①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、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)
（4）试验过程
3、酸碱中和滴定的误差分析
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合，破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：
①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如Na2CO3 ＞NaHCO3)
4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热
5、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）
②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
6、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如HSO4-显酸性
②电离程度＞水解程度，显酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）
7、双水解反应：
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡
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