水溶液中的离子平衡知识点总结

水溶液中的离子平衡知识点总结

在一定条件下，水分子自身也会发生电离，形成氢离子

（H+）和氢氧根离子（OH-），这个过程称为水的电离平衡。水的电离常数（Kw）是描述这个平衡的常数，它等于氢离子

浓度和氢氧根离子浓度的乘积，即Kw=[H+][OH-]。

2、pH值和酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标，它

等于负的以10为底的氢离子浓度的对数，即pH=-log[H+]。

pH值越小，溶液越酸；pH值越大，溶液越碱。中性溶液的

pH值为7.

3、酸碱指示剂：酸碱指示剂是一种能够根据溶液酸碱性

变化颜色的物质。常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴甲酚等。

4、酸碱反应：酸和碱在一定条件下可以发生中和反应，

生成盐和水。酸和碱的强弱可以通过它们的电离程度和pH值

来判断。强酸和强碱的电离程度高，pH值低；弱酸和弱碱的

电离程度低，pH值高。

5、酸碱滴定：酸碱滴定是一种通过滴加一种酸或碱来确

定另一种酸或碱浓度的方法。滴定过程中使用的指示剂可以根据溶液的酸碱性变化颜色，从而确定滴定终点。常见的酸碱滴定有酸度计滴定和碱度计滴定。

6、酸碱平衡的影响因素：影响酸碱平衡的因素包括温度、浓度、溶液中其他离子的影响等。在一定条件下，这些因素可以改变酸碱平衡的位置和强度。

水的离子积Kw是指在特定温度下水中[H+]和[OH-]浓度

的乘积，当温度为25℃时，[H+]和[OH-]的浓度均为10mol/L，因此Kw的值为1×10^-14.Kw只与温度有关，温度一定则Kw

值不变。Kw不仅适用于纯水，也适用于任何溶液，包括酸、

碱和盐。

水电离具有可逆、吸热和极弱的特点。外界因素会影响水电离的平衡，包括酸、碱、温度和易水解的盐。酸、碱会抑制水的电离，易水解的盐会促进水的电离。而温度则会促进水的电离，因为水的电离是吸热的。

溶液的酸碱性可以用pH值来表示，pH=-lgc[H+]。pH值可以通过酸碱指示剂和pH试纸来测定。酸碱指示剂包括甲基橙、石蕊和酚酞，它们的变色范围分别为3.1~4.4、5.0~8.0和8.2~10.0.pH试纸的使用方法是将玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。需要注意的是，事先不能用水湿润pH试纸，广泛pH试纸只能读取整数值或范围。

混合液的pH值计算方法公式包括强酸与强酸的混合、强碱与强碱的混合以及强酸与强碱的混合。在稀释过程中，强酸溶液的pH值稀释10n倍时，pH值会增加n；弱酸溶液的pH 值稀释10倍时，pH值会增加小于n的值；强碱溶液的pH值稀释10倍时，pH值会减少n；弱碱溶液的pH值稀释10n倍时，pH值会减少小于n的值。不论任何溶液，稀释时pH值均会向7靠近，即向中性靠近；任何溶液无限稀释后pH值均会接近7.

稀释溶液的pH变化速度取决于其是弱酸、弱碱还是水解盐，强酸和强碱的pH变化速度更快。当强酸和强碱混合时，根据等体积混合的计算规律，pH1和pH2之和等于14，则溶液呈中性，pH为7；pH1和pH2之和大于等于15，则溶液呈

碱性，pH为2-0.3(pH1+pH2)；pH1和pH2之和小于等于13，

则溶液呈酸性，pH为pH1+0.3.

酸碱中和滴定的原理是酸能提供的H+和碱能提供的OH-

物质的量相等。在中和滴定的操作过程中，需要注意滴定管的刻度、溶液的用量、药品的准备过程等。在误差分析中，利用

n酸(c酸V酸)=n碱(c碱V碱)公式，分析误差主要取决于V

酸的变化，当V酸实际值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。同样地，用标准碱来滴定未知浓度的酸时也是如此。

盐类水解是指在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。只有可溶于水的盐

才会发生水解。

2.水解的实质是盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合，破坏水的电离平衡，从而促进水的电离。水解是可

逆的，程度小，受外界因素的影响，如温度、浓度和酸碱性。盐类的水解规律可以总结为：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。多元弱酸根在相同浓度下，正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。

3.盐类水解的特点是可逆，程度小，吸热。外界因素对盐

类水解有影响，如温度、浓度和酸碱性。温度越高，水解程度越大；浓度越小，水解程度越大；酸碱性促进或抑制盐的水解，H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解，OH-促进阳离子水解

而抑制阴离子水解。

6.酸式盐溶液的酸碱性可以根据电离程度与水解程度的大

小比较来判断，只电离不水解的酸式盐显酸性，电离程度大于水解程度的酸式盐也显酸性，水解程度大于电离程度的酸式盐则显碱性。

7.双水解反应是指构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应，双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。常见的双水解反应包括Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、

S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)，S2-与NH4+，CO32-(HCO3-)与

NH4+，其特点是相互水解成沉淀或气体。

8.水解平衡常数（Kh）可以用来描述强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解程度。对于强碱弱酸盐，Kh=Kw/Ka（Kw为该温

度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离

平衡常数）；对于强酸弱碱盐，Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下

水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡

常数）。

最后，电离、水解方程式的书写原则是多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）要分步书写，而多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）则可以一步书写。在比较溶液中微粒浓度大小时，需要抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系的基本原则。

1.电荷守恒：在任何溶液中，总电荷为零，即阳离子浓度

与其所带电荷数的乘积之和等于阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和。

2.物料守恒：即原子个数守恒或质量守恒。某种原子的总

量（或总浓度）等于以各种形式存在的所有微粒的量（或浓度）之和。

3.质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。

4.难溶电解质的溶解平衡：难溶电解质的溶解平衡是重要

的化学概念。以下是一些常见知识：

1) 溶解度小于0.01g的电解质称为难溶电解质。