1、弱电解质的电离
1、定义：电解质：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物称为电解质。
非电解质：在水溶液或熔融状态下不导电的化合物。
强电解质：在水溶液中能完全离解成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液中只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质的本质区别：
电解质 – 离子或共价化合物 非电解质 – 共价化合物
注：①电解质和非电解质为化合物②SO2、NH3、CO2等为非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，所以BaSO4是强电解质）——与电解质的强弱无关具有导电性和溶解性。
3、电离平衡：在一定条件下，当电解质分子电离成离子的速率与离子结合时，电离过程达到平衡状态，称为电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：
A、温度：电离一般都吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离度越小； 当溶液被稀释时，电离平衡向电离方向移动。 C、同离子效应：在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离作用。 D、其他外加试剂：加入能与弱电解质电离产生的某些离子发生反应的物质时，有利于电离。
5.写出电离方程：用可逆符号写出弱酸的电离分布（主要是第一步）
6、电离常数：在一定条件下，当弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离产生的各种离子浓度与溶液中未电离分子浓度的乘积之比为常数。 它被称为电离平衡常数，（Ka 通常用于酸，Kb 用于碱。）
表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]
七、影响因素：
A。 电离常数的大小主要由物质的性质决定。
b. 电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，一般在室温下变化不大。
C、在相同温度下，对于不同的弱酸，电离常数越大，电离度越大，酸性越强。 如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
2、水的电离与溶液的酸碱度
1、水电离平衡：
水的离子积：KW= c[H+] c[OH-]
25℃时，[H+]=[OH-] =10-7mol/L； KW=[H+]·[OH-]=1*10-14
注：KW只与温度有关，温度一定，KW值也一定
KW不仅适用于纯水，也适用于任何溶液（酸、碱、盐）
2、水的电离特性：（1）可逆（2）吸热（3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸碱：抑制水的电离KW<1*10-14
②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）
③易水解的盐类：促进水的电离KW>1*10-14
4、溶液的酸度、碱度和PH值：
(1) pH=-lgc[H+]
(2)pH值的测定方法：
酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
变色范围：甲基橙3.1~4.4（橙色）、石蕊5.0~8.0（紫色）、酚酞8.2~10.0（淡红色）
PH试纸——操作玻璃棒将未知液体蘸在试纸上，然后与标准色卡进行比对。
注意事项：①PH试纸不要预先用水弄湿； ②广泛的pH试纸只能读取整数值或范围
3、混合物pH值的计算公式
1、强酸与强酸的混合物：（先求[H+]混合物：将两种酸中H+离子的量相加除以总体积，再求另一个）[H+]混合物=（[ H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)
2、强碱强碱混合物：（先求[OH-]混合：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其他）[OH-]混合= ([ OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2) （注：[H+]不能直接计算）
3、强酸强碱混合：（先根据H++ OH-==H2O计算剩余的H+或OH-，①若有过量的H+，用剩余的H+数除以溶液总体积，求得[H+]混合物；如果存在过量的OH-，则将剩余的OH-数除以溶液的总体积，求出[OH-]混合物，再求其他）
4、溶液在稀释过程中PH值的变化规律：
1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀释=pH原+n（但绝不能大于等于7）
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀释<pH原+n（但绝不能大于等于7）
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀释=pH原-n（但不小于或等于7）
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀释>pH原-n（但绝不能小于或等于7）
5、无论任何溶液溶解度公式，稀释后pH值都接近7（即接近中性）； 无限稀释后任何溶液的pH值都接近7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解盐溶液的PH值变化缓慢，而强酸、强碱变化快。
5、强酸（PH1）强碱（PH2）混合计算规则
1.如果等量混合
pH1+pH2=14，溶液呈中性pH=7
pH1+pH2≥15，溶液呈碱性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13，溶液呈酸性pH=pH1+0.3
2.混合后是否呈中性
pH1+pH2=14 V 酸: V 碱 = 1:1
pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1:10[14-(pH1+pH2)]
6、酸碱中和滴定法：
一、中和滴定原理
本质：H++OH—=H2O是指酸能提供的H+量与碱能提供的OH-量相等。
2、中和滴定的操作过程：
(1)仪器滴定管刻度②，O刻度在上，往下刻度数越来越大，总体积大于其最大刻度值，因为没有刻度在低端。 滴定时，所用溶液不得超过最小刻度，不得使用两种滴定管酸（或碱）滴定一次，不得中途加入滴定管。 ②滴定管可读数至小数点后一位。
(2) 药品：标准溶液； 测试解决方案； 指标。
(3)准备过程：
准备：检漏、清洗、漂洗、加液、除气泡、液位调整。 （清洗：洗液清洗→检漏：滴定管是否漏水→清水清洗→标准溶液（或待测液）清洗→加注溶液→排出气泡→调整液面→记录数据V（开始）
(4) 测试过程
三、酸碱中和滴定误差分析
误差分析：用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析
式中：n——酸或碱中氢原子数或氢氧根离子数； c——酸或碱的浓度；
V——酸或碱溶液的体积。 当用酸对碱进行去滴定以确定碱的浓度时，则：
c基数=
上式计算浓度时很方便，但分子上V酸的变化对分析误差起主要作用，因为C酸在滴定过程中是标准酸，其值理论上是不变的，如果稀释后实际值变小，但反映了V酸增加溶解度公式，导致C酸升高； V base 也是一个固定值，用标准测量仪器测量并注入锥形瓶中。 实际操作中，碱液飞溅，其实际值降低，但引起变化的是标准酸量的减少，即V酸减少，C碱减少； 观察误差也是如此。 综上所述，用标准酸测量碱浓度时，碱c的误差与酸V的变化成正比，即酸V的实测值大于理论值时，碱c更高，反之亦然。
当使用标准碱滴定未知浓度的酸时也是如此。
7、盐类的水解（只水解水溶性盐类）
1、盐水解：在水溶液中，被盐电离的离子与被水电离的H+或OH-结合，形成弱电解质。
2、水解的本质：水溶液中盐类电离产生的离子与水电离产生的H+或OH-结合，破坏水的电离，使平衡右移，促进水的电离。
3、盐水解规律：
①弱则水解； 如果没有弱点，它就不会被水解；
②多个弱酸根，当浓度相同时，原酸根比酸根水解得更多，碱性更强。 （例如：Na2CO3>NaHCO3）
4、盐水解的特点：（1）可逆（与中和反应相反）（2）小程度（3）吸热
5、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越高，水解程度越大（水解吸热，温度越高越水解）
②浓度：浓度越小，水解度越大（越稀越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解，抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解，抑制阴离子水解）
6、酸盐溶液的酸碱度：
① 只电离不水解：如HSO4-酸性
②电离度>水解度，呈酸性（如：HSO3-、H2PO4-）
③ 水解度>电离度，呈碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）
7、双水解反应：
(1) 构成盐的阴离子和阳离子均可发生水解反应。 两次水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至完全水解。 将天平向右移动。
(2)常见的双水解反应完全：Fe3+、Al3+和AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)； S2-和NH4+； CO32-(HCO3-)和NH4+的特点是相互水解成沉淀物或气体。 双水解的完整离子方程式的平衡是基于两边的电荷平衡，如：2Al3++ 3S2-+ 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑
9、水解平衡常数（Kh）
对于强碱弱盐：Kh=Kw/Ka（Kw为水在该温度下的离子积，Ka为弱酸根在此条件下形成的弱酸的电离平衡常数）
对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb（Kw为水在该温度下的离子积，Kb为弱碱根在此条件下形成的弱碱的电离平衡常数）
电离和水解方程式的书写原理
1）多元弱酸（多元酸盐）电离（水解）的书写原理：循序渐进的书写
注意：是水解还是电离，要看第一步，第二步一般比较弱。
2）多弱碱（多弱碱盐）电离（水解）写入原理：一步写入
8、溶液中粒子浓度的比较
☆☆基本原则： 把握溶液中粒子浓度必须满足的三个守恒关系：
① 电荷守恒：任何溶液都是电中性的，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离子浓度与其所带电荷数之积之和
②材料守恒：（即原子序数守恒或质量守恒）
一个原子的总量（或总浓度）=所有以各种形式存在的粒子的数量（或浓度）之和
③ 质子守恒：即被水电离的H+浓度等于OH-的浓度。
9、不溶性电解质的溶解平衡
一、难溶性电解质溶解平衡的一些常识
(1)溶解度小于0.01g的电解质称为不溶性电解质。
(2)反应结束后离子浓度下降到1*10-5以下的反应为完全反应。 例如酸碱中和后[H+]下降到10-7mol/L
(3)不溶性不是不溶性，任何不溶性物质在水中都有溶解平衡。
(4)掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
(5)溶解平衡常是吸热的，而Ca(OH)2是放热的，温度升高其溶解度降低。
(6)溶解平衡存在的前提是：必须有沉淀存在，否则不存在平衡。
2.溶出平衡方程的写法
意在用（s）表示沉淀后的状态，用“⇌”。 如：Ag2S(s)⇌ 2Ag+(aq)+S2-(aq)
三、降水形成的三种主要途径
(1)沉淀法：Ksp越小(即沉淀越难溶解)，沉淀越完全； 沉淀剂过量可使沉淀更完全。
(2)调节pH值，除去一些易水解的金属阳离子：如加入MgO，除去MgCl2溶液中的FeCl3。
(3)氧化还原沉淀法：
(4)同离子效应法
4、沉淀物的溶解：
沉淀的溶解是为了使溶解平衡向前移动。 常用的方法有：①酸碱法； ②氧化还原； ③沉淀转化。
5、沉淀转化：
越易溶则越难溶，越难溶则越难溶。
如：AgNO3→AgCl（白色沉淀）→AgBr（浅黄色）→AgI（黄色）→Ag2S（黑色）
6.溶度积（Ksp）
1）定义：在一定条件下，不溶性电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变。
2)、表达：AmBn(s)
mAn+(aq)+nBm-(aq)
Ksp=[c(An+)]m•[c(Bm-)]n
3）影响因素：
外在因素： ①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：当温度升高时，大部分平衡向溶解方向移动。
4) 溶度积法则
QC（离子积）>KSP有沉淀
QC=KSP平衡态
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