水溶液中的行为知识点总结

第三章、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物质_，单质电解质,，纯净物“I化合物_强电解质：，弱电解质：I非电解质： 酚酞8.210.0（浅红色）H试纸一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：事先不能用水湿润H试纸;泛H试纸只能读取整数值或范围

三、混合液的H值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：（先求H+混：将两种酸中的离子物质的量相加除以总体积，再求其它）H+混=（H+hV1+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+OH2V2）/（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-,H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混;H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H值的变化规律：

1、强酸溶液:稀释10n倍时，H稀=H原+n（但始终不能大于或等于7)

2、弱酸溶液:稀释10n倍时，H稀H原+n（但始终不能大于或等于7)

3、强碱溶液:稀释10n倍时，H稀=H原一n（但始终不能小于或等于7)

4、弱碱溶液:稀释10n倍时，H稀H原一n（但始终不能小于或等于7)

5、不论任何溶液，稀释时H均是向7靠近（即向中性靠近）;何溶液无限稀释后H均接近

6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的H变化得慢，强酸、强碱变化得快。

五、强酸（H1）强碱（H2）混和计算规律

1、若等体积混合H1+H2=14H1+H215H1+H2W13则溶液显中性H=7则溶液显碱性H=H2-0.3则溶液显酸性H=H1+0.

2、若混合后显中性H1+H2=14V酸：V碱=1:114-(H1+H2)H1+H2工14V酸：V碱=1:10

五、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理实质：H+OH一=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。滴定管可以读到小数点后一位。

(2)药品：标准液;测液;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t检漏：滴定管是否漏水t用水洗t用标准液洗（或待测液洗）7装溶液t排气泡t调液面t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;酸或碱的物质的量浓度;酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：n酸C酸2酸c碱=门碱V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;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，即卩V酸减小，则c碱降低了;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。

六、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0H-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日+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：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解;强显谁性，两弱都水解，同强显中性。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:Na2CO3NaHC03）

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：温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）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;H-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：只电离不水解：如HSOG显酸性电离程度水解程度，显酸性（如：HSO3-、H2O4-）水解程度电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HO42-）

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AI0

2、CO32-（HCO3-）、S2-（HS-）、SO32-（HSO3-）;2-与NH4+;O32-（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：2AI3++3S2-+6H2O=2AI（0H）3J+3H2Sf8盐类水解的应用:水解的应用实例原理1净水明矶净水Al3+3HOE(OH)3(胶体)+3H+

2、去油污用热碱水冼油污物品co2-+ho4hcoj+oh

3、药品的保存配制FeCb溶液时常加入少量盐酸Fe3+3H2O、Fe(OH)s+3K_配制NstCO溶液时常加入少量NaOHco2-+hoHCO3-+0H

4、制备无水盐由MgCl2-6HzO制无水MgCb在HCI气流中加热若不然，则：MgCb6HOLMg(OH)2+2HCI+4H2O电Mg(OHMgO+H2O

5、泡沫灭火器用Al2(SO4)3与NaHCO溶液混合AI3+3HCO=AI(OH)3J+3CQf

6、比较盐溶液中离子浓度的大小比较NHCI溶液中离子浓度的大小NH+ONH3H2O+Hc(CI)c(NH4)c(H)c(OH)

9、水解平衡常数（Kh）Ka为该条件下该弱酸根形成的Kb为该条件下该弱碱根形成的对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka（Kw为该温度下水的离子积,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，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：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）之和质子守恒：即水电离出的H+浓度与0H-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XXX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：CaSO

4、Ca（OH）

2、Ag2SO

(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+2注意在沉淀后用（s）标明状态，并用“=”。如：Ag2S（s）=2Ag（aq）+S（aq）

3、沉淀生成的三种主要方式

(1)加沉淀剂法：Ks越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全;淀剂过量能使沉淀更完全。2）调H值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeC

(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：酸碱：氧化还原：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。女口：AgNO3_AgCl（白色沉淀）一AgBr（淡黄色）一AgI（黄色）Ag2S（黑色）

6、溶度积（Ks）

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）n+mm-nKs=c（A）?c（B）

3、影响因素：外因：浓度：加水，平衡向溶解方向移动。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）Ks有沉淀析出Qc=Ks平衡状态QcKs未饱和，继续溶解