第一節(jié)水溶液11、 電解質存在著電離平衡可表示如下：HOHOHHOHOHOO-2 2 2 32、影響水電離平衡的因素使水的電離平衡發(fā)生移動?！病成郎仄胶庥乙啤病臣铀峄驂A平衡左移〔〕能水解的鹽平衡右移。3、水的離子積水的離子積的得出在確定溫度下：水是弱電解質→在確定溫度下建立電離平衡→存在平衡常數(shù)：K=[H][OH]/[HO]→[HO]、

都是常c 2 2 c數(shù)→[H][OH-K=[H][OH]=常數(shù)。w水的離子積的影響因素Kw

是平衡常數(shù)的一種特別形式，所以與平衡常數(shù)一樣，它的大小只與溫度有關。由于水的電離是吸熱過程，升溫，平衡右移，Kw

增大，所以25℃。Kw

都是一樣的。1③室溫下，純水中[H]=[OH]=10-mo-1K-=1×10-1mo?L-2w100℃時，純水中[H]=[O-]=10-mo-K-=1×10-1mo?L-2w④K=[H][OHw[H]或堿性溶液中[OH2

OHOKw

=[H][O]不變。1、溶液呈酸堿性的緣由水的電離平衡H2

OHO出的[H]=[O[H]≠[OH-HOH誰的性質。電離平衡。①外加酸，[H[O溶液顯酸性。②外加堿，[O，[H]減小溶液顯堿性。③外加能水解的鹽后，鹽電離出的弱酸根離子或弱堿的HOH2溶液中[O]>[H]或[O]<[H水的電離。HOH[H]>[OH[O]>[H]。2、溶液酸堿性的推斷溶液呈酸性、堿性還是中性，應看[H[O-對大小：[H]=[O]溶液呈中性；[H]>[O-H利用pH：常溫下，pH=7pH<7pH>7性。pHpH58甲基橙紅色橙色黃色pH用時不能潤濕。正確的操作方法為：用枯燥干凈玻璃棒蘸取試液滴在試紙上，快速和標準比色卡比照。1、單一溶液3強堿：先求出溶液的[O[H]=K/[OH]求w[HpH。2、溶液的稀釋〔強酸或強堿〕一般沖稀〔pH≤6pH≥8：不〔酸溶液中〕和O〔堿溶液中HOH的物質的量是主體。無限沖稀〔pH>6pH<8HOH。3、溶液的混合〔不考慮體積效應〕強酸和強酸：[H]=[H]

pH=-lg[H]11 22 12強堿和強堿[OH]=[OH]V[O]V/VV

/[OH]pH=-lg[H]11 22 12 w強酸和強堿酸過量：[H]=[H]V-[OHV/VVpH=-lg[H]酸 酸 堿 堿 酸 堿堿過量：[O]=[OH]V-[H]V/VV[H]=K-堿 堿 酸 酸 酸 堿/[OH]pH=-lg[H]w規(guī)律：pHpH4弱；pH弱。41、電解質與非電解質定義種類本相質區(qū)分同點電 在水溶液或酸、堿、兩均解質 熔融狀態(tài)下能導鹽、金屬氧化狀態(tài)下為化電的化合物物能否導合物非 在水溶液和多數(shù)有機電電解質熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物化合物、非金屬氧化物2、強電解質與弱電解質定義定義種類本一樣質區(qū)分點強在水溶液中強酸、在除水電解質能完全電離的電強堿、大多水溶液外，均為解質數(shù)鹽中能否電解質中5弱 在水溶液中 弱酸、完全電 的酸、堿電解質只有局部電離的電解質

弱堿、水 離 或鹽1、電解質的導電導電的緣由是能夠電離出自由移動的離子。導電力氣取決于溶液中離子的濃度以及離子所帶電荷數(shù)，而與電解質的強弱沒有必定聯(lián)系。強；離子濃度越小，離子所帶電荷越少，導電力氣越弱。個因素打算，所以強電解質溶液導電力氣不愿定強，而弱電解質溶液的導電力氣也不愿定弱于強電解質。強電解質溶液假設濃度比較小，即使全部電離，離子濃度也不大，其導電力氣就會小于濃度較大的弱電解質溶液。61、強電解質完全電離，在寫電離方程式時，用“=”HSO=2HSO2-BaOH=B22O-2 4 4 22、弱電解質局部電離，在寫電離方程式時用“”一元弱酸、弱堿一步電離6CHCOOHCHCO-HNH HONHOH-3 3 3 2 4〔其中以第一步電離為主〕HCOHHCO〔主〕HCO-

2〔次〕2 3 3 3 3多元弱堿分步電離〔較簡潔步寫出Fe