高化学竞赛辅导溶液中离子反应讲义
弱电解质电离
电解质非电解质
电解质非电解质电离概念强电解质弱电解质概念
二弱电解质电离程度电离衡
（）弱电解质电离衡建立：定条件（：温度压强）弱电解质电离成离子速率离子重新结合成分子速率相等时电离程达衡状态做电离衡
（二）电离衡特征：具 特征
（三）电离衡常数电离度
1．电离衡常数：指定条件弱电解质溶液中达衡时溶液中电离生成种离子浓度积溶液中未电离分子浓度值
HA H+ + A－
注：（1）计算公式中离子浓度衡浓度
（2）电离衡常数数值温度关浓度关弱电解质电离吸热般温度越高电离衡常数越 （填）
（3）电离衡常数反映弱电解质相强弱通常Ka表示弱酸电离衡常数Kb表示弱碱电离衡常数Ka越弱酸酸性越强Kb越弱碱碱性越强元弱酸分布电离级电离相应电离衡常数（Ka1Ka2等表示）电离衡常数逐级减
2．电离度
弱电解质电离度溶液浓度关般言浓度越电离度越浓度越电离度越
（四）影响弱电解质电离衡移动素
1．浓度：弱电解质溶液中加水稀释电离衡正移电离度增稀释 电离
思考：规律电离衡常数解释？
2．温度：电离吸热升温 （填促进抑制）电离
3．加入电解质
（1）加入弱电解质电离出离子相离子电离衡 移动电离度
（2）加入弱电解质电离出离子反应离子电离衡 移动电离度
思考1：01molL CH3COOHCH3COO— + H+
衡移动
H+数目
c（H+）
c（CH3COO）
电离衡常数
电离度
溶液导电力
NaOH(s)
HCl(g)
NaAc(s)
Na2CO3(s)
加热
冰醋酸
水
思考2：元强酸元弱酸较
（1）相物质量浓度相体积HClCH3COOH较
HCl
CH3COOH
c（H+）
中酸NaOH物质量
量Zn反应产生H2体积
Zn反应起始反应速率
（2）相c(H+)相体积HClCH3COOH较
HCl
CH3COOH
酸浓度
中NaOH物质量
量Zn反应产生H2体积
Zn反应
起始反应速率
反应程速率
［例2］已知磷酸中强度三元酸试分析磷酸步电离电离衡理加解释讨：磷酸磷酸钠溶液中量存？什？
［例3］02molL氨水中存列衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH4＋＋OH－请变外界条件时衡溶液中某项目改变填写表：
改变条件
衡移动方
pH
c(NH4＋)
微热（设溶质挥发）
通入氨气饱
通少量HCl气体
加少量NaOH固体
加少量NH4Cl固体
加水稀释
［例4］已知常温水合氨Kb＝175×10－5试回答列问题：
（1）该溶液中加入定量NaOH固体时衡常数否变化（设温度变）？c(OH－)否变化？
（2）氨水起始浓度001molL衡时c(OH－)少？
水电离溶液pH值
水电离：
水种极弱电解质存电离衡：H2O＋H2OH3O＋＋OH－简写：H2OH＋＋OH－
根水电离衡写出相应衡常数表达式应
室温时1L纯水中（5556molL）测1×10－7molH2O发生电离电离前H2O物质量变c（H2O）视常数式表示：c（H＋）·c（OH －）＝K电离·c（H2O） K电离常数c（H2O）积做水离子积常数KW 表示室温时：KW＝c（H＋）·c（OH －）＝1×10－14
1水分子够发生电离水分子发生电离产生离子分H3O＋OH－发生电离水分子占例
2水电离吸热程温度升高水KW增100℃时Kw ＝c（H＋）·c（OH－）＝1×10－12
3水离子积仅适纯水适酸碱盐稀溶液溶液中水电离c（H＋）c（OH –）总相等
4含H＋溶液定酸样含OH －溶液定碱水溶液中存H＋OH －溶液显酸性中性碱性c（H＋）c（OH－）相决定
5酸碱盐稀溶液中均存水电离衡水溶液中H＋OH－存水溶液中存Kw＝c（H＋）·c（OH－）（Kw 25℃＝10－14）
6酸碱电离产生H＋OH－水电离衡起抑制作水电离程度减某盐溶液中Ac－NH4＋等弱离子结合水电离出H＋OH－促进水电离衡水电离程度增种情况温度变KW变
二溶液酸碱性pH
溶液酸碱性溶液中c（H＋）c（OH－）关系：
中性溶液c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－7molL
酸性溶液c（H＋）＞c（OH－）c（H＋）＞1×10－7molL
碱性溶液c（H＋）＜c（OH－）c（H＋）＜1×10－7molL
常c（H＋）溶液c（H＋）＝1×10－7molL溶液样量表示溶液酸碱性强弱方便化学常采pH表示溶液酸碱性强弱pH表示c（H＋）负数溶液酸碱性溶液pH值关系：pH＝－lg c（H＋）
中性溶液c（H＋）＝1×10－7molL pH＝7 酸性溶液c（H＋）＞1×10－7molL pH＜7
碱性溶液c（H＋）＜1×10－7molL pH＞7
1溶液酸碱性指溶液中c（H＋）c（OH－）相c（H＋）＞c（OH－）时溶液显酸性c（H＋）＜ c（OH－）时溶液显碱性未注明条件时pH值等少c（H＋）1×10－7molL关系判断溶液酸碱性般未注明条件指常温
2酸溶液定酸某盐溶液样碱溶液定碱
3水中加酸碱均抑制水电离水电离出c（H＋）c（OH－）总相等
4电解质溶液中H＋OH－总存c（H＋）c（OH－）消彼长温度变Kw ＝c（H＋）·c（OH－）变
5酸性溶液中c（H＋）越酸性越强pH越碱性溶液中c（OH－）越c（H＋）越pH越碱性越强
6pH适应范围：稀溶液0～14间
7pH测定方法：酸碱指示剂——甲基橙石蕊酚酞
常酸碱指示剂变色范围：
指示剂
变色范围pH
石蕊
＜5红色
5～8紫色
＞8蓝色
甲基橙
＜31红色
31～44橙色
＞44黄色
酚酞
＜8色
8～10浅红
＞10红色
8pH值测定pH试纸――简单方法 操作：块pH试纸放洁净玻璃片玻璃棒沾取未知液点试纸中部然标准色卡较读数
注意：①事先水湿润pH试纸②读取整数值范围
三混合液pH值计算方法公式
1强酸强酸混合：
先求c(H＋）混：两种酸中H＋离子数相加总体积求）c(H＋)混 ＝（c(H＋)1V1＋c(H＋)2V2）（V1＋V2）
2强碱强碱混合：
先求c(OH－)混：两种酸中OH－离子数相加总体积求）c(OH－)混＝（c(OH－)1V1＋c(OH－)2V2）（V1＋V2）（注意：直接计算c(H＋）混）
3强酸强碱混合：
先H＋＋OH－ ＝H2O计算余H＋OH－H＋余余H＋数溶液总体积求c(H＋）混OH－余余OH－数溶液总体积求c(OH－)混求
注意点：
（1）加法运算中浓度相差100倍（含100倍）忽略计
（2）混合液pH值通计算混合液c(H＋）混c(OH－)混求解计算时定遵循酸酸碱碱原进行
（3）体积溶液相互混合时混合溶液体积会发生改变考虑溶液体积变化时似认体积具加性混合体积等原体积题目出混合溶液密度时运体积加性计算溶液体积应该质量密度关系求算溶液体积
四稀释程溶液pH值变化规律
1强酸溶液：稀释10n倍时pH稀＝pH原＋n （始终等7）
2弱酸溶液：稀释10n倍时pH稀＜pH原＋n （始终等7）
3强碱溶液：稀释10n倍时pH稀＝pH原－n （始终等7）
4弱碱溶液：稀释10n倍时pH稀＞pH原－n （始终等7）
注意点：
（1）常温溶液稀释时pH均7（中性）溶液限稀释pH均7
（2）稀释时弱酸弱碱电离程度增弱电解质电离产生离子增溶液中c（H＋）c（OH－）变化较慢溶液pH变化慢强酸强碱没电离程度影响变化快
（3）相pH强酸（强碱）溶液弱酸（弱碱）溶液稀释相倍数时强酸（强碱）变化弱酸（弱碱）变化幅度利点判断弱电解质相强弱
［例1］常温10－4molL 盐酸溶液中c（OH－）＝ molL述盐酸稀释10倍溶液中c（H＋）＝ molLc（OH－）＝ molL述溶液稀释10000倍溶液中c（H＋）＝ molL c（OH－）＝ molL
［例2］pH＝2AB两种酸溶液1mL分加水稀释1000mLpH值溶液体积V关系图示列说法正确 （ ）
A．AB两酸溶液物质量浓度定相等
B．稀释A溶液酸性B溶液强
C．a＝5时A强酸B弱酸
D．AB弱酸5＞a＞2
［例3］pH＝8氢氧化钠溶液pH＝10氢氧化钠溶液等体积混合溶液中氢离子浓度接 （ ）
Amol·L－1 Bmol·L－1
C（10－8＋10－10）mol·L－1 D2×10－10 mol·L－1
［例4］50mLpH＝1硫酸盐酸混合液50mLBa（OH）2溶液相混合充分反应滤沉淀0466g滤液pH13
（1）混合酸液中SO42－Cl－物质量浓度
（2）Ba（OH）2物质量浓度
［例5］已知HCO3－HBrO更难电离HBrO酸性H2CO3弱写出反应离子方程式：
（1）NaHCO3溶液中滴加少量溴水
（2）Na2CO3溶液中滴加少量溴水
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弱电解质电离
电解质非电解质
电解质非电解质电离概念强电解质弱电解质概念
二弱电解质电离程度电离衡
（）弱电解质电离衡建立：定条件（：温度压强）弱电解质电离成离子速率离子重新结合成分子速率相等时电离程达衡状态做电离衡
（二）电离衡特征：具 特征
（三）电离衡常数电离度
1．电离衡常数：指定条件弱电解质溶液中达衡时溶液中电离生成种离子浓度积溶液中未电离分子浓度值
HA H+ + A－
注：（1）计算公式中离子浓度衡浓度
（2）电离衡常数数值温度关浓度关弱电解质电离吸热般温度越高电离衡常数越 （填）
（3）电离衡常数反映弱电解质相强弱通常Ka表示弱酸电离衡常数Kb表示弱碱电离衡常数Ka越弱酸酸性越强Kb越弱碱碱性越强元弱酸分布电离级电离相应电离衡常数（Ka1Ka2等表示）电离衡常数逐级减
2．电离度
弱电解质电离度溶液浓度关般言浓度越电离度越浓度越电离度越
（四）影响弱电解质电离衡移动素
1．浓度：弱电解质溶液中加水稀释电离衡正移电离度增稀释 电离
思考：规律电离衡常数解释？
2．温度：电离吸热升温 （填促进抑制）电离
3．加入电解质
（1）加入弱电解质电离出离子相离子电离衡 移动电离度
（2）加入弱电解质电离出离子反应离子电离衡 移动电离度
思考1：01molL CH3COOHCH3COO— + H+
衡移动
H+数目
c（H+）
c（CH3COO）
电离衡常数
电离度
溶液导电力
NaOH(s)
HCl(g)
NaAc(s)
Na2CO3(s)
加热
冰醋酸
水
思考2：元强酸元弱酸较
（1）相物质量浓度相体积HClCH3COOH较
HCl
CH3COOH
c（H+）
中酸NaOH物质量
量Zn反应产生H2体积
Zn反应起始反应速率
（2）相c(H+)相体积HClCH3COOH较
HCl
CH3COOH
酸浓度
中NaOH物质量
量Zn反应产生H2体积
Zn反应
起始反应速率
反应程速率
［例2］已知磷酸中强度三元酸试分析磷酸步电离电离衡理加解释讨：磷酸磷酸钠溶液中量存？什？
［例3］02molL氨水中存列衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH4＋＋OH－请变外界条件时衡溶液中某项目改变填写表：
改变条件
衡移动方
pH
c(NH4＋)
微热（设溶质挥发）
通入氨气饱
通少量HCl气体
加少量NaOH固体
加少量NH4Cl固体
加水稀释
［例4］已知常温水合氨Kb＝175×10－5试回答列问题：
（1）该溶液中加入定量NaOH固体时衡常数否变化（设温度变）？c(OH－)否变化？
（2）氨水起始浓度001molL衡时c(OH－)少？
水电离溶液pH值
水电离：
水种极弱电解质存电离衡：H2O＋H2OH3O＋＋OH－简写：H2OH＋＋OH－
根水电离衡写出相应衡常数表达式应
室温时1L纯水中（5556molL）测1×10－7molH2O发生电离电离前H2O物质量变c（H2O）视常数式表示：c（H＋）·c（OH －）＝K电离·c（H2O） K电离常数c（H2O）积做水离子积常数KW 表示室温时：KW＝c（H＋）·c（OH －）＝1×10－14
1水分子够发生电离水分子发生电离产生离子分H3O＋OH－发生电离水分子占例
2水电离吸热程温度升高水KW增100℃时Kw ＝c（H＋）·c（OH－）＝1×10－12
3水离子积仅适纯水适酸碱盐稀溶液溶液中水电离c（H＋）c（OH –）总相等
4含H＋溶液定酸样含OH －溶液定碱水溶液中存H＋OH －溶液显酸性中性碱性c（H＋）c（OH－）相决定
5酸碱盐稀溶液中均存水电离衡水溶液中H＋OH－存水溶液中存Kw＝c（H＋）·c（OH－）（Kw 25℃＝10－14）
6酸碱电离产生H＋OH－水电离衡起抑制作水电离程度减某盐溶液中Ac－NH4＋等弱离子结合水电离出H＋OH－促进水电离衡水电离程度增种情况温度变KW变
二溶液酸碱性pH
溶液酸碱性溶液中c（H＋）c（OH－）关系：
中性溶液c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－7molL
酸性溶液c（H＋）＞c（OH－）c（H＋）＞1×10－7molL
碱性溶液c（H＋）＜c（OH－）c（H＋）＜1×10－7molL
常c（H＋）溶液c（H＋）＝1×10－7molL溶液样量表示溶液酸碱性强弱方便化学常采pH表示溶液酸碱性强弱pH表示c（H＋）负数溶液酸碱性溶液pH值关系：pH＝－lg c（H＋）
中性溶液c（H＋）＝1×10－7molL pH＝7 酸性溶液c（H＋）＞1×10－7molL pH＜7
碱性溶液c（H＋）＜1×10－7molL pH＞7
1溶液酸碱性指溶液中c（H＋）c（OH－）相c（H＋）＞c（OH－）时溶液显酸性c（H＋）＜ c（OH－）时溶液显碱性未注明条件时pH值等少c（H＋）1×10－7molL关系判断溶液酸碱性般未注明条件指常温
2酸溶液定酸某盐溶液样碱溶液定碱
3水中加酸碱均抑制水电离水电离出c（H＋）c（OH－）总相等
4电解质溶液中H＋OH－总存c（H＋）c（OH－）消彼长温度变Kw ＝c（H＋）·c（OH－）变
5酸性溶液中c（H＋）越酸性越强pH越碱性溶液中c（OH－）越c（H＋）越pH越碱性越强
6pH适应范围：稀溶液0～14间
7pH测定方法：酸碱指示剂——甲基橙石蕊酚酞
常酸碱指示剂变色范围：
指示剂
变色范围pH
石蕊
＜5红色
5～8紫色
＞8蓝色
甲基橙
＜31红色
31～44橙色
＞44黄色
酚酞
＜8色
8～10浅红
＞10红色
8pH值测定pH试纸――简单方法 操作：块pH试纸放洁净玻璃片玻璃棒沾取未知液点试纸中部然标准色卡较读数
注意：①事先水湿润pH试纸②读取整数值范围
三混合液pH值计算方法公式
1强酸强酸混合：
先求c(H＋）混：两种酸中H＋离子数相加总体积求）c(H＋)混 ＝（c(H＋)1V1＋c(H＋)2V2）（V1＋V2）
2强碱强碱混合：
先求c(OH－)混：两种酸中OH－离子数相加总体积求）c(OH－)混＝（c(OH－)1V1＋c(OH－)2V2）（V1＋V2）（注意：直接计算c(H＋）混）
3强酸强碱混合：
先H＋＋OH－ ＝H2O计算余H＋OH－H＋余余H＋数溶液总体积求c(H＋）混OH－余余OH－数溶液总体积求c(OH－)混求
注意点：
（1）加法运算中浓度相差100倍（含100倍）忽略计
（2）混合液pH值通计算混合液c(H＋）混c(OH－)混求解计算时定遵循酸酸碱碱原进行
（3）体积溶液相互混合时混合溶液体积会发生改变考虑溶液体积变化时似认体积具加性混合体积等原体积题目出混合溶液密度时运体积加性计算溶液体积应该质量密度关系求算溶液体积
四稀释程溶液pH值变化规律
1强酸溶液：稀释10n倍时pH稀＝pH原＋n （始终等7）
2弱酸溶液：稀释10n倍时pH稀＜pH原＋n （始终等7）
3强碱溶液：稀释10n倍时pH稀＝pH原－n （始终等7）
4弱碱溶液：稀释10n倍时pH稀＞pH原－n （始终等7）
注意点：
（1）常温溶液稀释时pH均7（中性）溶液限稀释pH均7
（2）稀释时弱酸弱碱电离程度增弱电解质电离产生离子增溶液中c（H＋）c（OH－）变化较慢溶液pH变化慢强酸强碱没电离程度影响变化快
（3）相pH强酸（强碱）溶液弱酸（弱碱）溶液稀释相倍数时强酸（强碱）变化弱酸（弱碱）变化幅度利点判断弱电解质相强弱
［例1］常温10－4molL 盐酸溶液中c（OH－）＝ molL述盐酸稀释10倍溶液中c（H＋）＝ molLc（OH－）＝ molL述溶液稀释10000倍溶液中c（H＋）＝ molL c（OH－）＝ molL
［例2］pH＝2AB两种酸溶液1mL分加水稀释1000mLpH值溶液体积V关系图示列说法正确 （ ）
A．AB两酸溶液物质量浓度定相等
B．稀释A溶液酸性B溶液强
C．a＝5时A强酸B弱酸
D．AB弱酸5＞a＞2
［例3］pH＝8氢氧化钠溶液pH＝10氢氧化钠溶液等体积混合溶液中氢离子浓度接 （ ）
Amol·L－1 Bmol·L－1
C（10－8＋10－10）mol·L－1 D2×10－10 mol·L－1
［例4］50mLpH＝1硫酸盐酸混合液50mLBa（OH）2溶液相混合充分反应滤沉淀0466g滤液pH13
（1）混合酸液中SO42－Cl－物质量浓度
（2）Ba（OH）2物质量浓度
［例5］已知HCO3－HBrO更难电离HBrO酸性H2CO3弱写出反应离子方程式：
（1）NaHCO3溶液中滴加少量溴水
（2）Na2CO3溶液中滴加少量溴水
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