水的电离
1、水是一种极弱的电解质，极难电离
（1）水的电离方程式：
H2O+H2O?H3O++OH-或H2O?H++OH-
一般情况下使用H2O?H++OH-进行分析应用。
（2）水的离子积常数：Kw=c(H+)?c(OH-)，只与温度有关，因为水的电离过程是吸热过程ΔH0，因此温度升高，水的离子积常数变大，25℃Kw=10-14，℃Kw=10-12。
2、水的电离的影响因素
分析下列条件的改变对水的电离平衡的影响：
3、水的离子积常数的推广
Kw＝c(H＋)?c(OH－)=1.0×10-14，不仅仅适用于水的电离，而且适用于室温下任何稀的酸、碱、盐水溶液。在一定温度下，稀溶液中的c(H＋)和c(OH－)的乘积不变。这为溶液酸碱性的计算奠定了基础。
4、注意要点
（1）不同溶液中c(H＋)和c(OH－)可能不相同，但是由水电离出的c(H＋)c(OH－)是一定相等的。
（2）外加酸(或碱)，水中c(H＋)[或c(OH－)]增大，会抑制水的电离，水的电离程度减小，但水溶液中c(H＋)和c(OH－)的乘积，即Kw，不变。
（3）加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动，水的电离程度增大，但水溶液中c(H＋)和c(OH－)的乘积，即Kw，不变。
溶液的酸碱性与pH
1、溶液的酸碱性
溶液酸碱性的大小只取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对含量，c(H＋)较大溶液显酸性，c(OH－)较大溶液显碱性。
2、溶液pH的计算方法
pH只能用于衡量c(H+)1时溶液的酸碱性，如果c(H+)1时只能用浓度来衡量溶液的酸碱性。
3、pH与溶液酸碱性的关系
4、pH酸碱性的测定方法
（1）酸碱指示剂，只能测pH范围。常见指示剂变色范围：
（2）利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。
（3）利用pH计测定。仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。
5、注意事项
（1）在25℃的溶液中：
pH7，溶液呈酸性，pH越小，溶液酸性越强；
pH=7，溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol/L；
pH7，溶液呈碱性，pH越大，溶液的碱性越强。
（2）在任意温度下的溶液中（pH=7不一定为中性）：
c(H＋)c(OH－)，溶液呈酸性；
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；
c(H＋)c(OH－)，溶液呈碱性。
用c(H＋)、c(OH－)的相对大小来判断溶液酸碱性，则不受温度影响。
酸碱溶液混合后pH的计算
1、强酸和强碱溶液pH的计算
（1）强酸溶液→c(H＋)→pH
（2）强碱溶液→c(OH－)→通过Kw计算c(H＋)→pH
2、酸碱溶液混合后pH的计算
（1）强酸与强酸溶液混合
（2）强碱与强碱溶液混合
3、强酸与强碱溶液混合
A、如果n(H＋)＝n(OH－)，则溶液pH=7
B、n(H＋)n(OH－)→计算剩余c(H＋)→pH
C、n(H＋)n(OH－)→计算剩余c(OH-)→c(H＋)→pH
酸碱溶液稀释后pH的变化规律
酸碱中和滴定
1、酸碱中和滴定原理
c(H+)?V(H+)=c(OH-)?V(OH-)
用已知浓度的酸或碱标准液，滴定未知浓度（已知体积）的碱或酸待测液，读取标准液所用体积，通过上式即可计算待测液的浓度。
2、关键就是滴定终点的判断
中和滴定的关键是准确判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)，其方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其颜色的变化，常选用的指示剂是酚酞或甲基橙，不用石蕊溶液的原因是石蕊溶液颜色变化不明显且突变范围太宽。
3、主要仪器及使用
酸碱中和滴定所用的主要仪器是锥形瓶和滴定管（酸式滴定管和碱式滴定管）。
（1）酸式滴定管：包括玻璃活塞、长玻璃管，可盛放酸性溶液、强氧化性溶液，不能盛放碱性溶液及氢氟酸。
（2）碱式滴定管：包括长玻璃管、橡皮管、玻璃球，可盛放碱性溶液。
（3）滴定管的上端都标有规格大小、使用温度、“0”刻度。滴定管的精确到0.01mL，量筒只能精确到0.1mL。
（4）滴定管的使用
A、检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。
B、润洗仪器：加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗2~3遍。
C、加入溶液：分别将反应液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管0刻度线以上2~3mL处。
D、调节：滴定管尖嘴部分完全充满液体，这时如果液面低于0刻度线，则再加液体，然后将凹液面调节至与0刻度线相切。
（5）酸碱中和滴定实验操作步骤
A、洗涤：洗涤仪器并进行检漏、润洗。
B、取液：向酸(碱)式滴定管中注入标准液；向锥形瓶中注入一定体积待测液，加入2~3滴指示剂。
C、滴定：在锥形瓶下垫一张白纸，向锥形瓶中先快后慢地加入标准液(后面逐滴加入)，至指示剂发生明显的颜色变化且半分钟内不变时，停止滴定。
D、读数：平视滴定管中凹液面最低点，读取溶液体积。
E、记录：记录滴定终点时滴定管中标准液的刻度（即使用的体积），重复滴定2~3次将数据记入表中。
F、计算：取2~3次实验结果的标准液消耗体积的平均值，将V(标)，c(标)，V(待)带入到下式中进行计算。
c(H+)?V(H+)=c(OH-)?V(OH-)
（6）滴定曲线
以滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液的pH为纵坐标绘出一条溶液的pH随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线。如图所示为用0.0mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.0mol/LHCl溶液过程中的pH变化曲线。
由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色发生明显变化，有利于确定滴定终点。
酸碱中和滴定误差分析
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,叫电解质。
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，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，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：
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：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）
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。）
表示方法：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]
7、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：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO
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,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1*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KW〉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-==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，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
pH1+pH2≥15则溶液显碱性pH=pH2-0.3
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—=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）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；
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=
上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。
同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
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，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑
9、水解平衡常数（Kh）
对于强碱弱酸盐：Kh=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：Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb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
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。
（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
意在沉淀后用(s)标明状态，并用“?”。如：Ag2S(s)?2Ag+(aq）+S2-(aq)
3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（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：AgNO3→AgCl(白色沉淀)→AgBr（淡*色）→AgI（*色）→Ag2S（黑色）
6、溶度积（Ksp）
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。
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
QCKSP饱和，继续溶解
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