3、电离平衡常数和电离度

（ 1）电离平衡常数是指在一定条件下，弱电解质在溶液中达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值。

HA H⁺+ A^-

注意：①在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度。②电离平衡常数的数值与温度有关，与浓度无关；弱电解质的电离是吸热的，一般温度越高，电离平衡常数越大。③电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，通常用 K_a表示弱酸的电离平衡常数，用 K_b表示弱碱的电离平衡常数。 K_a越大，弱酸的酸性越强； K_b越大，弱碱的碱性越强。多元弱酸是分布电离的，每一级电离都有相应的电离平衡常数（用 K_{a 1}、 K_{a 2}等表示），且电离平衡常数逐级减小。

（ 2）电离度：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度。常用α表示。

注意：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。

3、影响电离平衡的外界条件：

⑴浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。

⑵温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热反应。

⑶同离子效应：在某电解质溶液中，加入含有某一相同离子的另一电解质，会抑制电解质的电离。如在醋酸溶液中加入醋酸钠或盐酸，均会抑制醋酸的电离。

⑷能反应的离子：加入能与电解质电离出来的离子发生反应的另一物质，会促进电解质的电离。

如：对 CH₃ COOH H^＋＋ CH₃ COO^－的电离平衡的影响。

4、强弱电解质的判断（强弱酸的比较）

强酸、弱酸的判断方法：判断一种酸是强酸还是弱酸时，其实质就是看它在水溶液中的电离程度，完全电离即为强酸，不完全电离即为弱酸。最常用的两种实验验证方法为：

①测 0.01 mol· L^-1 HA溶液的 pH，若 pH＝ 2， HA是强酸；若 pH> 2， HA是弱酸。

②测 NaA溶液的 pH，若 pH＝ 7， HA为强酸；若 pH> 7，则 HA为弱酸。

四、水的电离和溶液的酸碱性

1、水的电离

（ 1）电离方程式： H₂ O+ H₂ O H₃ O⁺+ OH^－，简写为： H₂ O H⁺+ OH^—。

水电离的正反应为吸热反应，其电离平衡常数： Ka=

（ 2）影响水的电离平衡的因素

①酸和碱：酸或碱的加入都会电离出 H⁺或 OH^—,均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。

②温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离，[ H⁺]与[ OH^-]同时同等程度的增加， pH减小，但[ H⁺]与[ OH^-]始终相等，故仍呈中性。

③能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。

④其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的 H⁺直接作用，使[ H⁺]减少，因而促进水的电离平衡正向移动。

（ 3）水的离子积常数：

①表达式： Kw=[ H⁺][ OH^-] 。 25℃， K_W= c( H⁺)· c( OH^-)= 1× 10^-14。

②影响因素： Kw一个温度函数，与溶质无关，升高温度，水的电离平衡正向移动， Kw增大，

如 100⁰ C时 Kw= 1.0× 10^-12 mol²· L^-2。无论是纯水还是酸、碱、盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的 Kw。

2、溶液的酸碱性

（ 1）溶液的酸碱性决定于 c（ H^＋）与 c（ OH^–）的关系（是溶液显酸性或碱性的根本原因）。

c（ H^＋）= c（ OH^–），溶液呈中性；

c（ H^＋）> c（ OH^–），溶液呈酸性；

c（ H^＋）< c（ OH^–），溶液呈碱性。

( 2) pH值

表示方法： pH= - lg C( H⁺)

pH与溶液中 c（ H^＋）的关系： 25℃，纯水的 pH= 7，溶液显中性， pH< 7的溶液为酸性， pH> 7的溶液为碱性。

说明：① pH表示溶液酸碱性的强弱。 pH越小，溶液酸性越强；反之，溶液的碱性越强。

②使用范围： 1× 10^-14 mol· L^-1≤ c( H⁺)≤ 1 mol· L^-1。即： 0≤ pH≤ 14。（但 pH可以大于 14，也可以小于 1）

注意： pH为 7的溶液不一定为中性。 100℃， K_W= 1× 10^-12， c( H⁺)= c（ OH^–）= 1× 10^-6 mol/ L，此时 pH= 6，但溶液仍为中性。判断溶液酸碱性的依据是比较溶液中 c( H⁺)、 c（ OH^–）的相对大小。

（ 3）室温下水电离出的 c( H⁺)或 c( OH^—)的计算规律

①中性溶液： c( H⁺)＝ c( OH^—)＝ 1.0× 10^-7 mol· L^-1。

②溶质为酸的溶液： H⁺来源于酸电离和水电离，而 OH^—只来源于水。如计算 pH＝ 2的盐酸中水电离出的 c( H⁺)：方法是先求出溶液中的 c( OH^—)＝ 10^-12 mol· L^-1，即水电离出的 c( H⁺)＝ c( OH^—)＝ 10^-12 mol· L^-1。

③溶质为碱的溶液 OH^－来源于碱电离和水电离，而 H^＋只来源于水。如 pH＝ 12的 NaOH溶液中， c( H^＋)＝ 10^{－ 12} mol· L^{－ 1}，即水电离产生的 c( OH^－)＝ c( H^＋)＝ 10^{－ 12} mol· L^{－ 1}。

④水解呈酸性或碱性的盐溶液： H^＋和 OH^－均由水电离产生。如 pH＝ 2的 NH₄ Cl溶液中，水电离的 c( H^＋)＝ 10^{－ 2} mol· L^{－ 1}，水电离产生的 OH^－浓度也为 10^{－ 2} mol· L^{－ 1}，但是因被 NH结合，最终溶液中的 OH^－只有 10^{－ 12} mol· L^{－ 1}。 pH＝ 12的 Na₂ CO₃溶液中 H^＋、 OH^－浓度变化与之相似。

（ 4）测定 pH的方法

① pH试纸的使用

方法：把小片试纸放在玻璃片上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的 pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的 pH。

注意： pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差，用 pH试纸读出的 pH只能是整数。

②用 pH计测定：可精确测量溶液的 pH。

（ 5）关于 pH值的计算

见化学计算。

3、中和滴定

（ 1）定义：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法就叫~

（ 2）实质： H⁺+ OH^－= H₂ O

（ 3）原理：例： HCl+ NaOH= NaCl+ H₂ O

则：（ v为化学计量数）如用 A代表酸，用 B代表碱，则有：

又因 c=所以 n= cV

则上式可表示为：，

如为一元酸和一元碱中和时：

由于，则有： c (B)=，因此 c (B)的大小就决定于 V（ A）的大小。

（ 4）指示剂：酚酞，甲基橙。

说明：①所选指示剂必须变色灵敏，明显；终点尽可能与变色防范围一致。②由于石蕊颜色的变化不易观察，一般不用做中和滴定的指示剂。③恰好反应生成正盐若水解为碱性用酚酞，若水解为酸性用甲基橙。

（ 5）仪器：仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、锥形瓶、洗瓶、铁架台、烧杯等。

（ 6）滴定管的使用：①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸和氧化性物质腐蚀橡胶。②碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质的溶液易与玻璃中的成分 SiO₂反应生成 Na₂ SiO₃， Na₂ SiO₃致使活塞无法打开。

（ 7）操作步骤：①滴定准备过程： a、滴定管的准备：检漏 - - -洗涤 - - -润洗 - - -注液 - - -赶气泡 - - -调页面 - - -记录 b、锥形瓶的准备：ⅰ.注碱液ⅱ记读数ⅲ加指示剂②滴定:左手控制滴定管活塞，右手不断摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶色中溶液颜色的变化。③终点的判断:等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。④读数:读取滴定管内液面所在体积数时，应使滴定管与水平的实验台面保持垂直，并使视线与滴定管内液体的凹液面最低处水平相切。⑤数据记录:按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据公式计算。

（ 8）误差分析：

步骤：①确定滴定对象。②找出未知浓度与滴定管体积的关系。③根据错误操作判断结果。

原理：依据原理 c(标准)· V(标准)＝ c(待测)· V(待测)，所以 c(待测)＝ c(标准)· V(标准)/ V(待测)，因 c(标准)与 V(待测)已确定，因此只要分析出不正确操作引起 V(标准)的变化，即分析出结果。

常见误差：

注意：①中和反应严格按照化学方程式中化学计量数之比进行，即当酸提供的 H^＋的物质的量与碱提供的 OH^－的物质的量相等时，恰好中和。

②中和反应恰好进行完全得到的溶液，不一定显中性，有可能显酸性或碱性。

③滴定管、量筒读数法则：液面、眼睛在两边，刻度在中间，三点(如图 A、 B、 C)成一水平线。