导图社区 水溶液中的离子平衡
下图梳理的内容有水的电离和溶液的酸碱性、弱电解质的电离、酸碱理论及其发展、盐类的水解和影响因素等，值得收藏学习哦！
这是一篇关于反应速率·化学平衡的思维导图，包含反应速率及影响因素、平衡及移动:勒夏特列等，希望对你学习化学有所帮助！
高中化学之方程式知识总结，包括方程式书写步骤、离子方程式、化学方程式配平:求比例等内容。
这是一个关于不等式选学的思维导图，绝对值不等式：一个绝对值，大通法:大于取两边，小于取中间；系数异：取最值时即让系数大的绝对值为0或提系数，减常数。
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水溶液中的离子平衡
弱电解质的电离
强电解质和弱电解质
电解质:在水溶液或熔融状态下 能够导电的化合物
具备其一即可
强电解质
水溶液中完全电离
强酸，强碱，大部分盐，活泼金属氧化物
离子化合物和 含强极性键共价化合物
电离不可逆
弱电解质
水溶液中部分电离
弱酸，弱碱少部分盐，水，少数有机物
共价化合物
电离可逆
注:水溶液中弱电解质分子和离子共存
电解质的强弱
无关因素
化学键的种类，强弱
溶解性
溶液的导电能力
与电解质强弱 无关，与cq有关
决定因素
物质内部结构
化合物
非电解质:在水溶液和熔融状态下 都不能够导电的化合物
大部分非金属氧化物，多数有机物和氨气
溶于水后与水反应生成电解质的物质不是电解质
既不是电解质也不是非电解质
单质和混合物
电离方程式的书写
电离:电解质在水溶液中或熔融状态下 产生自由移动的离子的过程
强电解质=
弱电解质⇆
多元弱酸分步写
多元弱碱一步写
水溶液中
强酸酸式盐一步离
弱酸酸式盐分步离
熔融状态
无论是强酸酸式盐还是弱酸酸式盐 在融状态下均完全电离出 金属阳离子与酸式酸根离子
两性物质存在酸式电离和碱式电离
弱电解质的电离平衡
是可逆过程， 但不是可逆反应
概念:在一定条件下，弱电解质分子电离成离子的速率 和离子结合成分子的速率相等时，电离达到的平衡状态
特点:
❶吸热
❷离子分子共存
❸电离微弱， 大部分以分子形式存在
影响电离平衡的因素
内因:弱电解质本身的性质
外因:温度，浓度
越稀越电离
越热越电离
同离子效应
在弱电解质中，加入与其含有相同离子的 易溶强电解质，而使弱电解质的解离度降低的现象
电离常数
弱电解质在溶液中电离生成的各离子浓度幂之积 与未电离的弱电质分子浓度的比值
酸:Ka
碱::Kb
多元弱酸分步离 K1>>K2>>K3
相同条件下，k越大，表示电解质 越容易电离，酸碱性越强
证明弱电解质的实验方法
是否完全电离
❶测pH
❷测溶液导电能力
❸观察与活泼金属的反应速率
是否存在电离平衡
❶测稀释一定倍数后pH变化
❷测升温后，pH变化
强酸制弱酸
❶其钠盐与弱酸反应
❷与弱酸盐反应
电离度
一定条件下，已电离的弱电解质分子数 占原来弱电解质分子总数的百分数
影响因素
温度
T越大，α越大
浓度
c越大，α越小
自身性质
盐类的水解和影响因素
盐类的水解
定义
在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
示例
呈碱性
实质
盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，使平衡向右移动，使溶液显酸性或碱性。
特点
为可逆反应
反应过程微弱
为吸热反应（ΔH>0）
盐的水解常数
对于可逆反应
①只有T有关，与C无关
②Kh的大小判断盐的水解程度大小
③Kh·Kb=Kw
内因
本身性质
组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸碱性就越强
外因
温度↑，平衡正向移动，水解程度↑
越热越水解
加水稀释，平衡正向移动，水解程度↑
在溶液中加盐，反应物浓度↑，平衡正向移动，盐的水解程度↓
溶液酸碱性
加入能消耗H⁺或OH⁻的物质，可以促进盐的水解
缓冲溶液
能够抵抗少量外来强酸、强碱或稍加稀释，保持pH值基本不变的溶液
组成——共轭酸碱对的组合
弱酸及其盐
弱碱及其盐
多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐
缓冲溶液的pH计算
1. 盐，强电解质，100%电离
2. 用同离子效应，计算弱电解质的电离
缓冲容量分析
缓冲溶液pH计算公式：
配置某pH的缓冲溶液 思路：
酸碱理论及其发展
表象阶段：
有酸味的物质是酸，能抵消酸味的物质就是碱
1887年
拉瓦锡（Lavosier)提出
氧元素是酸的必要成份，在发现HF酸等后， 认为氢元素是酸的基本元素
十九世纪后期
酸碱电离理论
德国化学家奥斯特瓦尔德和瑞典化学家阿伦尼乌斯提出
凡是在水溶液中能够电离产生H⁺的物质称为酸，能电离产生OH⁻的物质称为碱， 酸碱反应称为中和反应，酸碱反应的产物主要是水和盐类
1905年
酸碱溶剂理论
美国化学家富兰克林提出
凡在溶剂中产生（或通过反应生成）该溶剂的特征阳离子的溶质称作酸； 而产生（或通过反应生成）该溶剂的特征阴离子的溶质称作碱
1923年
酸碱质子理论
丹麦化学家布朗斯特和英国化学家劳菜提出
凡是能给出质子的物质是酸，凡是能接受质子的物质是碱
反应实质：两对共轭酸碱对之间质子传递作用
酸碱电子理论
美国化学家吉尔伯特·牛顿·路易斯提出
在反应过程中，能接受电子对的任何分子、原子团 或离子称为酸（Lewis酸），(电子对接受体，空轨道）
能给出电子对的任何分子、原子团或离子称为碱 （Lewis碱)(电子对给予体，孤对电子）
酸碱反应的实质是电子对的给予和接受。
1939年
正负离子理论
前苏联化学家乌萨诺维奇提出
任何能产生阳离子或其他能结合一个阴离子（或一个电子）的物质为酸，相反地， 任何能产生阴离子或其他能结合一个阳离子（或给出一个电子）的物质为碱。
氧负离子理论
H.鲁克斯提出
氧离子给予体是碱，氧离子接受体是酸
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离平衡
影响水电离平衡的外因
水的离子积常数
25℃时，Kw=c(H⁺)·c(OH⁻)=1.0×10⁻¹⁴
式中离子浓度为 溶液中离子总浓度
只与T有关
T↑，Kw↑
若未指明T，默认25℃
改变c(H⁺)或c(OH⁻)，α(H₂O)变，不能改变Kw； 改变T，α(H₂O和Kw均变
适用范围
不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质水溶液
不论是酸性溶液还是碱性溶液， 由H₂O电离出的H⁺和OH⁻的浓度相等； 但溶液中的H⁺和OH⁻的浓度不一定相等
溶液的酸碱性与pH
判断依据
溶液的酸碱性取决于c(H⁺)和c(OH⁻)的相对大小
pH
pH:c(H⁺)的负对数
越大，碱性越强
pOH:c(OH⁻)的负对数
越大，酸性越强
当c(H⁺)或c(OH⁻)超过1时，一般不用pH或pOH 表示溶液的酸碱度，而直接用c(H⁺)或c(OH⁻)表示
pH值的计算
稀释溶液pH的计算
①弱酸，pH=a，稀释10^n倍，a<pH后<a+n<7
②弱碱，pH=b，稀释10^n倍，7<b-n<pH后<b
同性混合溶液pH的计算
③pH相差2或以上的强酸，pH=pH（小）+0.3
④pH相差2或以上的强碱，pH=pH（大）-0.3
异性混合溶液pH的计算
⑤当酸过量时，
⑥当碱过量时，
弱酸弱碱电离平衡及溶液PH的计算
一元弱酸HA
一元弱碱
α=√ka/c
溶液pH的测定方法
❶酸碱指示剂法
指示剂一般是有机弱酸或弱碱， 只能粗略测定溶液的pH范围，不能准确地测定pH值
❷pH试纸法
广泛pH试纸
范围1–14或10
精密pH试纸
精度0.2或0.3
使用方法:
取pH试纸于洁净表面皿或玻璃片上， 用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液于试纸中央， 待颜色变化稳定后与标准比色卡对照，读数
注意事项:
❶玻璃棒和试纸不能润湿，但对中性溶液无影响
❷不能测漂白性和氢氧化性物质
❸用广泛pH值读出的pH值只能是整数
❸pH计法
酸度计，可精确测定pH，读数保留两位小数
