高中化學(xué)選修4專題-水溶液的離子平衡匯總資料講解

1、精品文檔高中化學(xué)選修4 第三章（水溶液中的離子平衡）專題基礎(chǔ)知識(shí)總結(jié)第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離電解質(zhì)：在水溶液或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。討論條件：熱穩(wěn)性較差的電解質(zhì)只討論它們?cè)谒芤褐械碾婋x，易與水反應(yīng)的電解質(zhì)只討論它們?cè)谌廴跔顟B(tài)下的電離?！咀⒁狻浚?）電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是指化合物，認(rèn)為除電解質(zhì)外的物質(zhì)均是非電解質(zhì)的說(shuō)法是錯(cuò)誤的。單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。（2）必須是在水分子的作用下或受熱熔化后，本身直接電離出自由移動(dòng)的離子的化合物才是電解質(zhì)。并不是溶于水能導(dǎo)電的化合物都是電解質(zhì)。如S03 、NH 3 等溶于水都能導(dǎo)電，但SO 3、

2、NH 3 是非電解質(zhì)。（ 3） 只要具備在水溶液或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ娖渲幸粋€(gè)條件的化合物即為電解質(zhì)。（ 4） 某些離子型氧化物，如 Na 2O、 CaO 等，討論時(shí)要注意討論條件。 雖然溶于水后電離出來(lái)的自由離子不是自身電離的，但在熔化時(shí)卻可以自身電離，且完全電離，故屬于強(qiáng)電解質(zhì)。（ 5） 電解質(zhì)不一定在任何狀態(tài)下都導(dǎo)電，導(dǎo)電物質(zhì)不一定是電解質(zhì)；非電解質(zhì)不導(dǎo)電，不導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是非電解質(zhì)。本質(zhì)： 電解質(zhì)本身電離出自由移動(dòng)的離子。判斷化合物是電解質(zhì)還是非電解質(zhì)的方法： 主要看該化合物在溶于水或熔化時(shí)自身是否電離出陰陽(yáng)離子：能電離的屬 電解質(zhì)，不能電離的屬非電解質(zhì)。水溶液是否能導(dǎo)電，只能是判斷是

3、否是電解質(zhì)的參考因素。酸、堿、鹽和離子化的氧化物一般屬于電解質(zhì)。電離方程式的書寫規(guī)范：（ 1） 強(qiáng)電解質(zhì)的電離用等號(hào)，弱電解質(zhì)的電離用可逆號(hào)。（ 2） 多元弱酸分步電離，故需分步書寫電離方程式，但第一步是主要的；應(yīng)使用可逆號(hào)。（ 3） 多元弱堿分步電離，電離方程式不要求分步寫；應(yīng)使用可逆號(hào)。（ 4） 兩性氫氧化物雙向電離。（ 5） 在水溶液中，強(qiáng)酸的酸式鹽完全電離，弱酸的酸式鹽分步電離，第一步只電離出酸式根離子和陽(yáng)離子。（ 6）在熔融狀態(tài)下，強(qiáng)酸的酸式鹽只電離出酸式根離子和陽(yáng)離子。典型電離方程式（參考化學(xué)2必修）：氯化鈉：鹽酸：氫氧化鈉：硫酸鋇（熔融態(tài)）：氫氧化鈣（澄清溶液）：氫氧化鈣（濁液、

4、石灰乳）：氫氧化鋁（酸式、堿式電離）：氫氧化鐵（部分電離）：一水合氨（部分電離）：醋酸（部分電離）：碳酸（分步電離）：精品文檔磷酸（分步電離）明磯（復(fù)鹽）：硫酸氫鈉（水溶液中）：硫酸氫鈉（熔融態(tài)）精品文檔碳酸氫鈉（水溶液中）：碳酸氫鈉（熔融態(tài)）強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能夠全部電離的電解質(zhì)叫強(qiáng)電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下不能夠全部電離的電解質(zhì)叫弱電解質(zhì)。強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的根本區(qū)別：強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)比較表：相分類和基本特性同電離條件占八、反應(yīng)焓變、不定義發(fā)生全部電離還是部分電離。強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)都疋電解質(zhì)；都冃匕導(dǎo)電水溶液中 H>0同占八、化學(xué)鍵型、表示方法電離程度特

5、點(diǎn)粒子存在的形式電離過(guò)程: 電解質(zhì)在水溶液中存在形式化合物類型在水溶液里或熔融狀態(tài)下能夠全部電叫強(qiáng)電解質(zhì)。離子鍵、強(qiáng)極性鍵嚳 i=r. 等號(hào)完全電離只存在電解質(zhì)電離產(chǎn)生的陰陽(yáng)離子，不質(zhì)分子不可逆，不存在電離平衡水合離子離子化合物及具有強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化離的電解質(zhì) 在水溶液里或熔融狀態(tài)下不能夠全部 電離的電解質(zhì)叫弱電解質(zhì)。極性鍵可逆號(hào)部分電離存在電解 大量存在電解質(zhì)分子，少量存在弱電解 質(zhì)電離產(chǎn)生的離子可逆，存在電離平衡分子、水合離子合物具有非強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物實(shí)例大多數(shù)鹽（包括可溶性鹽和難溶性鹽）；強(qiáng)弱酸；弱堿；兩性氫氧化物；水；極少數(shù)鹽酸；強(qiáng)堿；金屬離子化合物【注意】（1）電解質(zhì)的強(qiáng)弱由物質(zhì)

6、的內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定，強(qiáng)弱電解質(zhì)的主要區(qū)別是在水溶液中能否完全電離。（ 2） 電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解度無(wú)關(guān)。電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其水溶液的導(dǎo)電能力沒(méi)有必然聯(lián)系。強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強(qiáng)。溶液導(dǎo)電能力決定因素：自由移動(dòng)離子濃度的多少（受電解質(zhì)離子濃度、溶解度影響）、所帶電荷的多少 在物質(zhì)的量濃度相同的情況下，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)。（3）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化學(xué)鍵沒(méi)有必然聯(lián)系。含有強(qiáng)極性鍵的化合物不一定都是強(qiáng)電解質(zhì)（如HF ）。一般的，強(qiáng)電解質(zhì)含有離子鍵或強(qiáng)極性鍵。（4） 電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解度無(wú)關(guān)，對(duì)難溶或微溶于水的鹽要正確看待，如BaS0 4、MgCO“ Ca （OH”等鹽和堿。

7、雖然溶解度很小，但其溶于水的部分完全電離，因此為強(qiáng)電解質(zhì)。某些能溶于水的鹽，溶于水的部分只能部分電離，因此為弱電解質(zhì)。（5）電解質(zhì)的電離與有無(wú)外加電場(chǎng)無(wú)關(guān)。中學(xué)化學(xué)里常見的離子化合物：1?絕大多數(shù)鹽： NaCI 、Na 2S、CaCO 3、AgCI2?強(qiáng)堿 : LiOH 、NaOH 、KOH 、Ca （OH ）2、Ba （ OH）23?部分金屬氧化物、過(guò)氧化物：Na 2O 、Na 2O2、心 0、MgO 、CaO 、 BaO 、 Al 2O3判斷電解質(zhì)是弱電解質(zhì)的實(shí)驗(yàn)方法：（1）從弱電解質(zhì)的電離特點(diǎn)分析精品文檔1?測(cè)定濃度與 pH 的關(guān)系例 1: 配制 O.1mol/L 的醋酸溶液，測(cè)定pH&

8、gt;1 。例 2: 配置相同濃度的鹽酸和醋酸，測(cè)定兩溶液的pH ，鹽酸的 pH 小，醋酸的 pH 大。精品文檔2?在相同濃度溫度下，與強(qiáng)電解質(zhì)做導(dǎo)電對(duì)比試驗(yàn)。例：配置相同濃度的鹽酸和醋酸，取相同體積分別加入燒杯中并并聯(lián)，接通電源，觀察燈泡亮度，插在鹽酸中的燈泡亮度大，插在醋酸中的燈泡亮度小。3?在相同濃度溫度下，與同一物質(zhì)反應(yīng)比較速率的大小。例：配置濃度相同的鹽酸和醋酸溶液，加入純度、質(zhì)量都相同的同種鋅粉。兩溶液與鋅反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的速率：鹽酸醋酸。（2）從影響弱電解質(zhì)電離的外界因素分析，利用實(shí)驗(yàn)證明其存在電離平衡比較稀釋前后溶液pH與稀釋倍數(shù)的變化關(guān)系1?例：配制 pH 相同的鹽酸和醋酸溶液，

9、取 1mL 上述鹽酸和醋酸溶液分別用蒸餾水稀釋相同倍數(shù)（如100 倍），在測(cè)定稀釋 后溶液的 pH，鹽酸pH 變化大，醋酸 pH 變化小。2?加熱后測(cè)定酸溶液的pH ，觀察是否變化（加入指示劑，觀察顏色變化）,pH 基本不變的是強(qiáng)酸， pH 變化的是弱酸。加入其對(duì)應(yīng)的可溶性鹽固體的方法3?例：把一定濃度的醋酸溶液分成兩等分，其中一份加入醋酸鈉固體，然后分別測(cè)其pH ，加入醋酸鈉固體的醋酸溶液pH 變大，另一份 pH 無(wú)明顯變化?！咀⒁狻恐灰茏C明該物質(zhì)不完全電離，存在電離平衡，既有離子又有分子，則可說(shuō)明為弱電解質(zhì)。弱電解質(zhì)的電離：-電離平衡狀態(tài)的建立：在一定條件（溫度，濃度）下，當(dāng)溶解的電解質(zhì)

10、分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到平衡狀態(tài)，稱為電離平衡。電離平衡狀態(tài)的特征：（1）弱：存在于弱電解質(zhì)的溶液里。（2）等：分子電離成離子的速率等于離子結(jié)合成分子的速率。（3）定：達(dá)到平衡時(shí)，溶液中離子濃度和分子濃度都保持不變（不隨時(shí)間變化，但不一定相等）。（4） 動(dòng)：電離平衡屬于動(dòng)態(tài)平衡： v （離子化） =v （分子化）工 0（5）變：外界條件（溫度、濃度、外加試劑等）發(fā)生變化時(shí)，電離平衡發(fā)生移動(dòng)，在新的條件下重新建立新的平衡。（6）吸：電離平衡一般是吸熱的。（7）同：電離平衡建立與反應(yīng)從哪個(gè)方向（正向、逆向、雙向）開始進(jìn)行無(wú)關(guān)。（參見等效平衡）【注意】電離

11、平衡遵循化學(xué)平衡的一般規(guī)律，勒夏特列原理同樣適用于電離平衡。電離平衡和化學(xué)平衡比較：電離平衡化學(xué)平衡適用范圍弱電解質(zhì)在水溶液中的平衡可逆反應(yīng)的平衡舉例CH 3 COOH ?CH 3COO -+H +SO2+O 2 ? SO 3平逆弱電解質(zhì)的可逆電離過(guò)程一定條件下的可逆反應(yīng)衡等v （離子化） =v （分子化）工 0正反應(yīng)速率 =逆反應(yīng)速率疋 0狀疋溶液中離子濃度和分子濃度保持不變反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持不變態(tài)動(dòng)動(dòng)態(tài)平衡，達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，正過(guò)程和逆過(guò)程仍在繼續(xù)。特變外界條件發(fā)生變化時(shí)，平衡發(fā)生移動(dòng)，在新的條件下重新建立新的平衡。占同平衡建立與反應(yīng)從哪個(gè)方向開始進(jìn)行無(wú)關(guān)。八影響電離平衡的因素：（

12、1）內(nèi)因：由電解質(zhì)本身的結(jié)構(gòu)決定。共價(jià)鍵極性越弱，電解質(zhì)越弱，電離程度越小。常溫下絕大多數(shù) O.1mol/L 弱電解質(zhì)電離的分子數(shù)不超過(guò)10 %。精品文檔精品文檔（2）外因：溫度：溫度升高，電離平衡向右移動(dòng)，平衡常數(shù)增大，電離程度增大。原因：電離是吸熱的。升高溫度，電離平衡向電離方向移動(dòng)。一般的，加熱時(shí)不考慮電解質(zhì)揮發(fā)、分解等。濃度：濃度越大，電離程度越小。注意：在任何電離平衡中，加水稀釋溶液促進(jìn)電離，電離平衡向電離方向移動(dòng)，離子濃度減小。原因：加水時(shí)溶液體積的增大程度大于電解質(zhì)電離出離子的增大程度。同離子效應(yīng)：加入含有弱電解質(zhì)對(duì)應(yīng)離子的物質(zhì)，電離被抑制，弱電解質(zhì)的電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。能

13、反應(yīng)的物質(zhì)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)，弱電解質(zhì)的電離平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。酸堿度一般結(jié)論：在弱酸的電離平衡中，加堿促進(jìn)電離，加酸抑制電離。在弱堿的電離平衡中，加酸促進(jìn)電離，加堿抑制電離。例： 0.1 mol/L CH 3COOH 溶液中加入下列物質(zhì)后的變化（見專題附表 1） 電離平衡常數(shù)：概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)的達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)，稱為電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)。符號(hào)： K （弱酸： Ka 弱堿： Kb）生成離子A表達(dá)式： K =未電離分子 BHCm（Bm）m【注意】弱電解質(zhì)電離常數(shù)表達(dá)式中的濃度（生成

14、離子的濃度；未電離分子的濃度）均為達(dá)到電離平衡后各粒子在溶液中的濃度值。純液體的濃度是定值，不列入表達(dá)式。意義：從電離平衡常數(shù)的表達(dá)式可以看出，分子越大分母越小，則電離平衡常數(shù)越大，即弱電解質(zhì)的電離程度越大。因此，電離平衡常數(shù)可以衡量弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱。K 值越大，電離程度絕大，弱酸的酸性/弱堿的堿性越強(qiáng)。影響因素：（1） 內(nèi)因：弱電解質(zhì)的本性：同溫度下不同的弱電解質(zhì)K 值相同。（2）外因：A. 是溫度的單值函數(shù)。電離平衡是一個(gè)吸熱過(guò)程，升高溫度電離平衡常數(shù)增大?！咀⒁狻?K 隨溫度而變化，但由于電離過(guò)程中熱效應(yīng)較小，溫度改變對(duì)電離常數(shù)影響不大，其數(shù)量級(jí)一般不變，所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對(duì)電離

15、常數(shù)的影響。B. 其他：與濃度、酸堿度均無(wú)關(guān)。多元弱酸的電離平衡常數(shù)：多元弱酸各級(jí)電離平衡常數(shù)大小關(guān)系：Kai? K a2? K a3 ，所以其酸性主要決定于第一步電離。原因：1）一級(jí)電離出氫離子后，剩下的酸根離子帶負(fù)電，增加對(duì)氫離子的吸引力，使第二個(gè)氫離子電離困難。（2）一級(jí)電離出的氫離子抑制了二級(jí)電離過(guò)程。相同條件下弱酸的酸性強(qiáng)弱：H2 SO3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2 S>HCIO【注意】 H3PO 4 > H 2PO 3- > H 2CO 3 > HCO 3- > HPO 3- >

16、CO 32- > PO 33- 結(jié)合質(zhì)子能力由弱到強(qiáng)，酸性由強(qiáng)到弱 應(yīng)用：計(jì)算弱酸溶液中的氫離子濃度；比較弱酸酸性的強(qiáng)弱。弱電解質(zhì)的電離度 :已電離弱電解質(zhì)分子數(shù)已電離弱電解質(zhì)物質(zhì)的量已電離弱電解質(zhì)濃度計(jì)算式：電離度 - =原弱電解質(zhì)分子數(shù)原弱電解質(zhì)物質(zhì)的量原弱電解質(zhì)濃度精品文檔精品文檔以一元弱酸 HA 為例 :電離度 - ?二已電離 C(HA)C(H ) c( A)初始 c(HA)初始 c(HA) 初始 c(HA)影響因素：(1)電離度的大小主要是由弱電解質(zhì)本身性質(zhì)決定。在同一條件下，電離度大的弱電解質(zhì)的電離程度就越大。故電離度可以表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱。(2)同一弱電解質(zhì)的電離度既受

17、溫度影響也受濃度影響。弱電解質(zhì)濃度越大，電離程度越小。因此在使用電離度時(shí)必須指明溫度和濃度，若不指明溫度通常認(rèn)為是25 C。第二節(jié)水溶液的酸堿性水的電離：基本特點(diǎn)：水是極弱電解質(zhì)，水分子與水分子之間相互作用引起水的微弱電離，通常只有少數(shù)水分子電離。水的電離是吸熱的、可逆的，屬于自偶電離。水的電離方程式：精確的實(shí)驗(yàn)表明，水是一種極弱的電解質(zhì)，能夠微弱的電離，生成H30+和 0H -+ -H2O+H 2O=H 3O +OH通常把上式簡(jiǎn)寫為：H 2O=H +OH -【注意】(1) 在 25 C 時(shí)，純水中 H+濃度和 0H-濃度都等于 1X 10 -7mol/L 。(2) 由水電離出的 H+OH -

18、數(shù)目相等。水的電離相關(guān)常數(shù)：水的電離平衡常數(shù)：在一定溫度下， K=c(H+ ) x c(OH -)/c(H 2O)在室溫下， 1L水的物質(zhì)的量為 55.6mol，這與發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量1 x 10 -7 mol 相比，水的電離部分可以忽略不計(jì)。所以電離前后，水的物質(zhì)的量濃度幾乎不變，可以視為常數(shù)。因此上式可以寫為：+ -K x c(H 2O)=c(H ) x c(OH )=Kw水的離子積：水的電離常數(shù)與水的物質(zhì)的量的積為一新的常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積。符號(hào)： Kw 單位： mol 2/L2性質(zhì)：(1) 一定溫度下是常數(shù)，只與溫度呈正相關(guān)。(2) 升高溫度，水的電離程度增大，

19、水的電離平衡向右移動(dòng)，離子積增大。降低溫度，水的電離程度減小，水的電離平衡向左移動(dòng)，離子積減小。意義：反映了一定溫度下的水和c(H +)和 c(OH -)的關(guān)系。水的離子積常數(shù)揭示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都對(duì)含量不同而已。并且在稀酸和稀堿溶液中，溫度為25 C 時(shí)， Kw =1 x 10 -14影響因素：水的離子積隨溫度的變化而變化，不隨溶液中離子濃度的改變而改變。有和 0H-共存，只是相仍為同一常數(shù)。因?yàn)樗碾婋x過(guò)程是一個(gè)吸熱過(guò)程，所以當(dāng)溫度升高時(shí)，有利于水的電離，水的離子積增大。適用范圍：常溫下Kw =1 x 10 -14 ，不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)溶液?！咀⒁狻?.

20、 c(H +)和 c(OH -)均表示溶液中 和 0H-的總物質(zhì)的量濃度。2?離子積常用于 c(H +)和 c(0H -)的相互換算。影響水電離平衡的因素：(1) 溫度：由于水的電離吸熱，升溫促進(jìn)水的電離。水的電離平衡向右移動(dòng)，電離常數(shù)增大，電離度增大，離子濃度增大，離子積增大；降溫抑制水的電離。水的電離平衡向左移動(dòng)，電離常數(shù)減小，電離度減小，離子濃度減小，離子積減小。但 c(H + )和 c(0H -)保持相等，因此溶液呈中性。(2)加入酸或堿：在水中加入酸或堿，即增大c(H + )或 c(0H -)，抑制水的電離，平衡向左移動(dòng)，電離度減小，離子積不變。精品文檔精品文檔水本身電離出的c(H

21、+)或 c(OH -)減小，但兩者總量仍相等。+ 加入酸：直接增大 c(H ) ，可以在水中通入 HCI 氣體，離子積不變， c(OH ) 減小。 加入堿：直接增大 c(OH ) ，可以在水中加入 NaOH 固體，離子積不變， c(H +)減小。(3)加入活潑金屬：活潑金屬與氫離子反應(yīng)，使水的電離平衡正向移動(dòng)，水電離的c(OH -)增大。(4)加入某些鹽：存進(jìn)水的電離，離子積不變。(5)加入某些氧化物： 加入酸性氧化物：溶于水生成酸，酸電離出H + , 增大了 c(H +)，使水的電離平衡向左移動(dòng)。加入堿性氧化物：溶于水生成酸，酸電離出OH -，增大了 c(OH -)，使水的電離平衡向左移動(dòng)。

22、(6) 特殊化合物：某些化合物與水發(fā)生反應(yīng)，如氫化鈉，氫負(fù)離子與水中的氫離子發(fā)生反應(yīng)，因此平衡向右移動(dòng)?！窘Y(jié)論】(1) 水中加酸或堿抑制水的電離，離子積不變。(2)升溫會(huì)促進(jìn)水的電離，水電離出的c(H +)= c(OH -)。常溫下水電離出的c(H +) 、c(OH -)的計(jì)算：(1) 中性溶液： c(H +) = c(OH -)= 1.0 X 10 -7mol/L(2)溶質(zhì)為酸的溶液： H+來(lái)源于酸電離和水電離，而OH-只來(lái)源于水。(3) 溶質(zhì)為堿的溶液： OH -來(lái)源于酸電離和水電離， 日+而只來(lái)源于水。(4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液：H +、OH -均由水電離產(chǎn)生?！菊f(shuō)明】(1)離子積不

23、僅適用于純水，還適用于酸性或堿性溶液。不管哪種溶液均有c(H + )水 =c(OH -)水 ，K w=c(H +)X c(OH -)(2)酸溶液中， c(H +)水 +c(H +)酸 x c(OH -) * =Kw 通常忽略 c(H +)水 堿溶液中， c(OH -)水 +c(OH -)酸 x c(H +)水=Kw 通常忽略c(OH -)水( 4) 常溫下， c(H +)水 =c(OH -)水 v 1.0 x 10 -7mol/L ，水的電離受到了抑制，加酸加堿均有可能；c(H +)水 =c(OH -)水1.0 x 10 -7mol/L ，水的電離受到了促進(jìn)，加活潑金屬加能水解的鹽均有可能。溶

24、液的酸堿性：取決于溶液中 c(H +)和 c(OH -)的相對(duì)大小。通用方法：中性溶液： c(H +)= c(OH -)酸性溶液：c(H +)-)c(OH>堿性溶液： c(H +v-)c(OH由于在 25 C 的溫度下， Kw = 1 x 10-14 , 因此：中性溶液： c(H +)= c(OH -)= 1 x10 -7pH = 7酸性溶液： c(H +)> c(OH -) c(H +)> 1x10 -7pH v 7堿性溶液： c(H +v-+vx-7)110pH > 7c(OH) c(H )【注意】(1)于(2) 溶液中溶液中溶液的酸堿性是由c(H +)和 c(OH

25、 -)的相對(duì)大小決定的，而不在c(H +)或 c(OH -)絕對(duì)數(shù)值的大小。c(H +)越小， c(OH -)越大，溶液酸性越弱，堿性越強(qiáng)；- +c(OH ) 越小， c(H ) 越大，溶液堿性越弱，酸性越強(qiáng)。(3) 用 c(H + )和 c(OH -)與 1 x 10 -14 相比較，只適用于 25C 的情況，而 c(H +)和 c(OH -)相對(duì)大小的比較在任何情況下都適用。(4)在酸堿的水溶液中，水電離出的c(H + )和 c(OH -)始終相等，有時(shí)某一種需要忽略。但酸中 c(OH -)很小，但這完全是由水電離而來(lái)，不能忽略；同樣，堿中的 c(H +)也不能忽略。精品文檔升溫中性溶液酸性溶液堿性溶液離子濃度相對(duì)大小相等相等c(H +)> c(OH -)+ - c(H ) v c(OH )精品文檔精品文檔c(H +)來(lái)源水電離水電離c(OH -)來(lái)源水電離水電離離子積具體算法Kw =c(H +)水 X c(OH -)水+ -Kw =c(H ) 水 X c(OH ) 水例：水中加入下列物質(zhì)后相關(guān)參數(shù)的變化( 見專題附表 2)溶液酸堿性的表示方法：pH水電離、酸電離水電離+ +-c(H ) 水 +c(H ) 酸 X