物质水溶液中的离子平衡（复习）§1知识要点一、弱电解质的电离1、定义：电解质、非电解质；强电解质、弱电解质1混和物单质『电解质[强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HC1、NdOH、NdCl、BaSO4化合物、1弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO、NH3・H2O、CU（OH）2、H2O……l非电解质:大多数非金属氧化物和有机物。如so3、co2、C6H12O6>CCI4、CH2=CH2……2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电3、强电解质与弱电质的本质区别在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）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）4、强弱电解质通过实验获得5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：⑴溶液的物质的量浓度相同时，PH（HA）VPH（HB）（2）pH值相同时，溶液的浓度CHApHHB二、水的电离和溶液的酸碱性1、水离平衡：H2g^H++OH-水的离子积：KW=[H+]・[OH-]25°C时，[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]・[OH-]=10-14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（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐:促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）4、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lg[H+]注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；②pH<7溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。（2）pH的测定方法：酸碱指示剂一一甲基橙、石蕊、酚酞pH试纸最简单的方法。操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范3）常用酸碱指示剂及其变色范围：指示剂变色范围的PH石蕊<5红色5〜8紫色>8蓝色甲基橙<3.1红色3.1〜4.4橙色>4.4黄色酚酞<8无色8〜10浅红>10红色三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：（先求［H+］混：将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它）混［H+］混=（旧+］$1+旧+刖2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求［OH-］混：将两种酸中的OH-离子数相加除以总体积，再求其它）混［OH-］混=（［OH-hV^QH-］2V2）/（V1+V2）（注意：不能直接计算［H+］混）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,混混再求其它）注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！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』pH原+n（但始终不能大于或等于7）稀原2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀VpH原+n（但始终不能大于或等于7）稀原3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀-pH原一n（但始终不能小于或等于7）稀原4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原一n（但始终不能小于或等于7）稀原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均为76、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、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）：恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性）2、自由H+与OH-恰好中和（现金相等），即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合,谁弱显谁性，无弱显中性。”：生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。（无弱者，呈中性）六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解规律：①有弱才水...
