【正文】 弱電解質的電離、水的電離和溶液的酸堿性知識點總結及習題一、弱電解質的電離 定義：電解質： 在水溶液中或熔化狀態(tài)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(tài)下都不能導電的化合物 。強電解質 ： 在水溶液里全部電離成離子的電解質 。弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質 。物質單質化合物電解質非電解質： 非金屬氧化物，大部分有機物 。如SOCOC6H12OCClCH2=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)H2O……混和物純凈物電解質與非電解質本質區(qū)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 ②SONHCO2等屬于非電解質 ③強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。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(tài) ，這叫電離平衡。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。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：在弱電解質溶液里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，有利于電離。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）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)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 ）表示方法：ABA++B Ki=[ A+][ B]/[AB]1影響因素：a、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，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：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的電離和溶液的酸堿性水電離平衡：: 水的離子積：KW = c[H+]c[OH] 25℃時, [H+]=[OH] =107 mol/L 。 KW = [H+][OH] = 1*1014 注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*1014②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*1014溶液的酸堿性和pH： （1）pH=lgc[H+]（2）pH的測定方法：酸堿指示劑—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。變色范圍：甲基橙 ~（橙色） ~（紫色） ~（淺紅色）pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后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(shù)值或范圍三 、混合液的pH值計算方法公式強酸與強酸的混合：（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）強堿與強堿的混合：（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)強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + OH ==H2O計算余下的H+或OH，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH有余，則用余下的OH數(shù)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(guī)律：強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原+ n （但始終不能大于或等于7）弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 〈 pH原+n （但始終不能大于或等于7）強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原－n （但始終不能小于或等于7）弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 〉 pH原－n （但始終不能小于或等于7）不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。五、強酸（pH1）強堿（pH2）若等體積混合pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14（pH1+pH2）〕六、酸堿中和滴定：中和滴定的原理實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH物質的量相等。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(shù)越來越大，全部容積 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。②滴定管可以讀到小數(shù)點后 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→記數(shù)據(jù)V(始)（4）試驗過程酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析式中：n——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；V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：c堿=上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主