越稀越水解

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第三章水溶液中的离

子平衡

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，

非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物

强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质

弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

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②SO

2

、NH

3

、CO

2

等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO

4

不溶于水，但溶于水的BaSO

4

全部电离，

故BaSO

4

为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、影响电离平衡的因素：

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。

4、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）

5、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

离子浓度的乘积，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。）

物质

单质

化合物

电解质

非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如SO

3

、CO

2

、C

6

H

12

O

6

、CCl

4

、CH

2

=CH

2

……

强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO

4

弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH

3

·H

2

O、Cu(OH)

2

、

H

2

O……

混和物

纯净物

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表示方法：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

6、影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

C、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：K

W

=c[H+]·c[OH-]

25℃时，[H+]=[OH-]=10-7mol/L；K

W

=[H+]·[OH-]=1*10-14

注意：K

W

只与温度有关，温度一定，则K

W

值一定

K

W

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=1*10-14

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K

W

=1*10-14

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=-lgc[H+]

（2）pH的测定方法：

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）

pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即

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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：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，

再求其它）[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，

再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]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-==H

2

O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，再求其它）

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稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n（但始终不能大于或等于7）

3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n（但始终不能小于或等于7）

4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原－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

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pH1+pH2≥15则溶液显碱性pH=pH

2

-0.3

pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后显中性

pH1+pH2=14V酸：V碱=1：1

pH1+pH2≠14V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2）〕

六、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

实质：H++OH—=H

2

O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）仪②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：

准备：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

误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析

式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；

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V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：

c碱=

Vn

Vcn





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HSO

4

-显酸性

②电离程度＞水解程度，显酸性（如:HSO

3

-、H

2

PO

4

-）

③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO

3

-、HS-、HPO

4

2-）

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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

-、CO3

2-(HCO3

-)、S2-(HS-)、

SO3

2-(HSO3

-)；S2-与NH4

+；CO3

2-(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，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3

↓+3H2S↑

8、盐类水解的应用：

水解的应用实例原理

1、净水明矾净水Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+

2、去油污用热碱水冼油污物品

CO3

2-+H2OHCO3

-+OH-

3、药品的保存

①配制FeCl

3

溶液时常加

入少量盐酸

Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+

②配制Na

2

CO

3

溶液时常

加入少量NaOH

CO3

2-+H2OHCO3

-+OH-

4、制备无水盐

由MgCl

2

·6H

2

O制无水

MgCl

2

在HCl气流中加热

若不然，则：

MgCl2·6H2O

Mg(OH)2+2HCl+4H2O

Mg(OH)2MgO+H2O

5、泡沫灭火器

用Al

2

(SO

4

)

3

与NaHCO

3

溶

液混合

Al3++3HCO3

-=Al(OH)3↓+3CO2↑

6、比较盐溶液中比较NH

4

Cl溶液中离子浓NH4

++H2ONH3·H2O+H+

△

△

△

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离子浓度的大小度的大小

c(Cl-)>c(NH4

+)>c(H+)>c(OH)-

9、水解平衡常数（K

h

）

对于强碱弱酸盐：K

h

=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成

的弱酸的电离平衡常数)

对于强酸弱碱盐：K

h

=Kw/K

b

（

Kw为该温度下水的离子积，K

b

为该条件下该弱碱根形成

的弱碱的电离平衡常数

）

电离、水解方程式的书写原则

1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写

注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。

2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写

八、溶液中微粒浓度的大小比较

☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：

①电荷守恒：:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝

各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和

②物料守恒:（即原子个数守恒或质量守恒）

某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和

③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。

九、难溶电解质的溶解平衡

2、溶解平衡方程式的书写

注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“”。如：Ag

2

S(s)2Ag+(aq）+S2-(aq)

3、沉淀生成的三种主要方式

（1）加沉淀剂法：K

sp

越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完

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全。

（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl

2

溶液中FeCl

3

。

（3）氧化还原沉淀法：

（4）同离子效应法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③沉

淀转化。

5、沉淀的转化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。

如：AgNO

3

AgCl(白色沉淀)AgBr（淡黄色）AgI（黄色）Ag

2

S（黑色）

6、溶度积（K

SP

）

(1)、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉

淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

(2)、表达式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)

KSP=[c(An+)]m•[c(Bm-)]n

(3)、影响因素：

外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。

②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。

(4)、溶度积规则

QC（离子积）〉KSP有沉淀析出

QC=KSP平衡状态

QC〈KSP未饱和，继续溶解