水溶液中离子的平衡知识点.doc

四维教育 专 题 六 电 离 平 衡 本专题是考查的绝对热点，属于必考内容。一般一张试卷有1-2道题目考查本专题内容，分值在4-10分左右。弱电解质的电离平衡和溶液酸碱性是历届高考的热点内容，主要以考查溶液的导电性、弱电解质的电离平衡，外界条件对弱电解质电离平衡的影响以及弱电解质的电离与溶液的酸碱性、离子浓度大小比较等内容为主。关于溶液PH的计算，出现了以字母表示溶液的PH，已知混合前后溶液的体积求混合后PH，或者已知酸碱的体积比和混合后PH 求酸或碱的浓度等类型题目。【命题规律】：从考查内容上看，主要集中在：判断电解质、非电解质；外界条件对电离平衡的影响及电离平衡移动、离子浓度大小比较；同浓度（或同PH）强、弱电解质溶液的比较，如c（H+）大小、起始反应速率、中和酸（或碱）的能力、稀释后PH的变化；强弱电解质的判断；物质导电性的强弱；电离平衡常数的简单计算或半定量分析。水的电离平衡及其影响因素；溶液酸碱性（或PH大小）的判断；已知PH或浓度的强酸、强碱混合分析溶液酸碱性；有关溶液PH计算。其中溶液的酸碱性、离子浓度大小比较是高考的必考题，这类题目能有效地测试考生的判断、推理运算等思维能力。【考点一 电离和电离平衡】1、【强电解质与弱电解质的区别】 强电解质弱电解质定义溶于水后几乎完全电离的电解质溶于水后只有部分电离的电解质化合物类型离子化合物及具有强极性键的共价化合物某些具有弱极性键的共价化合物。电离程度几乎100完全电离只有部分电离电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡溶液中存在的微粒（水分子不计）只有电离出的阴阳离子，不存在电解质分子既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子实例绝大多数的盐（包括难溶性盐）强酸：H2SO4、HCl、HClO4等强碱：Ba（HO）2 Ca（HO）2等弱酸：H2CO3 、CH3COOH等。弱碱：NH3H2O、Cu（OH）2 Fe（OH）3等。少数盐：(CH3COO)2Pb、HgCl2电离方程式KNO3=K+NO3H2SO4=2H+SO42NH3H2ONH4+OH_H2SH+HS_ HS_H+S2- 电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 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，故BaSO4 为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。【注意】：(1)多元强酸电离一步完成且完全如 HnA=Nh+An而多元弱酸的电离是分步进行的，且第二步电离比第一步电离困难，第三步电离比第二步电离更困难，但每步电离都存在相应的电离平衡，因此应分步书写电离方程式。例如磷酸的电离方程式应写三步：H3PO4 H+H2PO4，H2PO4 H+HPO42 ， HPO42 H+PO43，不能合并成H3PO4 3H+PO43。由于磷酸溶液中的H+主要由第一步电离决定，因此磷酸的电离方程式有时也可只写第一步。多元弱碱也是分步电离，但是可按一步电离写出Fe（OH）3Fe3+3OH-.(2) 强酸酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶液中不存在酸式酸根，如NaHSO4=Na+H+SO42-.在熔融状态下则电离成金属离子和酸根离子，如NaHSO4=Na+HSO4- 酸式盐在熔融状态下与溶于水时的电离不同： 熔融 Na2HSO4= Na+HSO4 NaHCO3=Na+HCO3 溶于水 Na2HSO4=Na+H+SO42 NaHCO3=Na+HCO3 HCO3 H+CO32 （3）弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离成金属离子和酸式酸离子，酸式酸根再部分电离。如NaHCO3=Na+HCO3-，HCO3-H+CO32-这种情况可称作“强中有弱”。弱酸的酸式盐分步电离，第一步不可逆，以后步步可逆，且一步比一步的电离程度小。 （4） 两性氢氧化物双向电离:AlO2H+H2OAl(OH)3Al3+3OH 2、【判断电解质强弱的方法】(以HAc为例)：（1）在相同浓度、相同温度下，与强电解质溶液导电性对比实验。 （2）浓度与PH的关系，测0.01mol/LHAc溶液的pH2，说明醋酸是弱酸。（3）测NaAc溶液的pH值，呈碱性，则证明醋酸是弱酸。 （4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pHSPSi,，则酸性HClO4H2SO4H3PO4H2SiO3(最高价氧化 物对应的水化物）；金属性NaMgAl,则碱性NaOHMg(OH)2Al(OH)3。 （10）利用较强酸（碱）制备较弱酸（碱）判断电解质强弱。如将CO2通入苯酚溶液中出现浑浊。说 明碳酸的酸性大于苯酚。（二）、电离平衡 【概念】：弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征，条件改变时平衡移动的规律符合勒夏特列原理。 1、【弱电解质的电离平衡的特点】：(1)动态平衡：电离方程式中用“ ”，如：CH3COOH CH3COO+H+。(2)条件改变：平衡被打破。如在CH3COOH的石蕊溶液中（呈红色）加入固体CH3COONH4，即增大了c（CH3COO），平衡左移，c（ H+）变小，使红色变浅。(3)弱电解质在离子反应中电离平衡发生移动。将等质量的锌粉分别投入10mL0.1mol/L盐酸和10mL0.1mol/L醋酸中，实验结果：盐酸的反应速率比醋酸快。若锌足量，则产生氢气的体积相等。因为当浓度和体积相同时，盐酸是强酸，c（H+）大，所以反应速率快，但二者可电离出来的H+的物质的量相等，仅仅是后者随着反应的进行，醋酸的电离平衡不断发生移动。(4)从导电实验可知，弱电解质少部分电离，大部分以分子形式存在，决定了它在离子方程式书写中保留分子形式。如醋酸和烧碱溶液中和反应的离子方程式应写成：CH3COOH+OH= CH3COO+H2O。(5)导电性强弱与电解质强弱的关系：电解质的强弱由物质内部结构决定，电解质的强弱在一般情况下影响着溶液导电性的强弱。导电性强弱是由溶液离子浓度大小决定的。如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱，而某弱电解质虽然电离程度很小，但如果浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质的导电能力也不一定弱。2、【影响电离平衡的因素】： I.内因：由电解质本身的性质决定。共价键极性越弱，电解质越弱。电解质越弱，其电离程度越小， 常温下绝大多数0.1mol/L弱电解质店里的分子不超过10%. II.外因：主要是温度、浓度、同离子效应。以CH3COOHCH3COOH为例1 温度:弱电解质的电离过程一般是吸热的（电离过程中需要破坏化学键，为吸热过程），升高温度， 电离平衡向右移动（一般加热不考虑电解 质会发、分解）CH3COOH电离程度增大，c(H)、 c(CH3COO)增大。 2浓度:浓度越大，电离程度越小。加水稀释CH3COOH溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大: n(CH3COO)、n(H)增大，但c(CH3COO)、c(H)减小。3同离子效应：向弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应 移动。例如0.1mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡：CH3COOHCH3COOH。加入CH3COONa固体或HCl，由于增大c(CH3COO)或c(H)，使CH3COOH的电离平衡向逆反应方向移动。前者使c(H)减小，后者c(H)增大。 4其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。3、【电离平衡常数】：(1) 概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所产生的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示（酸用 Ka表示，碱用 Kb表示）。(2)表示方法：ABA+B- (3)K的意义：K值越大，表示该电解质较易电离，所对应的弱酸弱碱较强。从 Ka或 Kb的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱： 如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO(4)影响K值大小的因素：K值不随浓度而变化，但随温度而变化。(5)多元弱酸的电离。多元弱酸是分步电离的，且越向后的电离越困难，其电离出来的离子浓度也越小， 酸性主要由第一步电离决定。如 H3PO4的电离： 第一步电离： H3PO4 H+H2PO4 （较易） K1 第二步电离： H2PO4 H+HPO42 （较难） K2 第三步电离： HPO42 H+PO43 （困难） K3显然： K1K2K3。在磷酸溶液中，由 H3PO4电离出来的离子有H+、H2PO4 、HPO4 2、PO4 3等离子，其离子浓度的大小关系为： 。c(H+)c(H2PO4)c(HPO42)c(PO43)4、 【电离度】 电离度在一定条件，弱电解质在水溶液里达电离平衡时，已电离的电解质分数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数 电离度（）= （已电离弱电解质分子数/原弱电解质分子数）*100% 内因：电解质的本性。 外因：温度和溶液的浓度等。 （1）浓度的影响： 电离度随浓度的降低而增大。（因浓度越稀，离子互相碰撞而结合成分子的机会 越少，电离度就越大。） （2）温度的影响： 因为电离过程是吸热的，因此温度升高离子化倾向加强，又因大多数电解质电 离时没有显著的热量变化，这就导致温度对电离度虽有影响，但影响并不大的 必然结果。一般情况下，温度对电离度影响不大，但水的离解过程显著吸热， 所以温度升高可以增大水的电离度。因此，用电离度比较几种电解质的相对强 弱时，就当注意所给条件，即浓度和温度，如不注明温度通常指25。 （三）、水的电离平衡及溶液的酸碱性1、【水的电离KW】 水是一种极弱的电解质：水电离平衡：: 从纯水的导电实验测得，在25时， 1L纯水中只有10-7 mol电离，因此纯水中的H+浓度和OH-浓度各等于10-7 mol/L ，所以PH=7，若温度 升高 ，水电离程度增加，虽PH 7，但仍为中性。2、【水的离子积常数】 KW = cH+cOH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1.0*10-14 【注意】：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定。KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱3、【溶液酸碱性的判断】 溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c(H)和c(OH)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有三点：判据1在25时的溶液中：c(H) 1107 mol/L溶液呈酸性c(H)1107 mol/L溶液呈中性c(H)107 mol/L时，溶液呈酸性，且c(H)越大，酸性越强；c(OH)越大，碱性越强。判据2在25时的溶液中： pH 7 溶液呈碱性判据3在任意温度下的溶液中：c(H)c(OH) 溶液呈酸性c(H)c(OH)溶液呈中性c(H)c(OH) 溶液呈碱性【注意】用pH判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。不能简单地认为pH等于7的溶液一定为中性，如100时，pH6为中性，pH6显碱性，所以使用pH时需注明温度，若未注明温度，一般认为是常温，就以pH7为中性。4、【影响水电离平衡的外界因素】： 酸、碱 ：抑制水的电离 KW1*10-14 温 度 ：促进水的电离（水的电离是吸热的），故水的电离平衡向右移动，H和OH的浓度同时增大， KW增大，PH变小，但由于c(H）和c(OH)始终保持相等，故仍显中性. 易水解的盐：促进水的电离 KW 1*10-14。若向纯水加入能发生水解的盐，由于弱酸根阴离子或弱 碱的阳离子能结合水电离出来的H或OH，生成较难电离的物质，破坏水的平衡，使 水的电离平衡正向移动，使水溶液呈酸性或碱性，PH改变，但只要温度不变，KW就不 变。若所加的盐既不能与水中的H或OH发生反应，自身有不能电离出H或OH，则 不能破坏水的电离平衡，不能使水的电离平衡发生移动。 其他因素： 如向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H反应，因而使水的电离向右移动。5、【溶液的酸碱性和pH】： （1）pH=-lgcH+ （2）pH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（浅红色） pH试纸 操作 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。 注意：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【重难点】 pH试纸的使用1 使用pH试纸测量溶液的pH时，一般先把一小片试纸放在洁净干燥的表面器皿或玻璃片上，用沾 有待测液的玻璃棒点在试纸的中部，不能把试纸放在待测液中测定。 2 使用pH试纸测量溶液pH时，不能用水将pH试纸润湿。因为这样做，已将溶液稀释，导致测定 的pH不准确。3用广泛pH试纸测出的溶液pH只是整数值，而不会是3.1、5.2等小数值。【重难点四】 有关pH的计算1单一溶液pH的计算强酸溶液(HnA)，其物质的量浓度为c mol/L，则：c(H)nc mol/L，pHlgc(H)lgnc；强碱溶液B(OH)n，其物质的量浓度为c mol/L，则c(OH)nc mol/L，c(H) mol/L，pHlgc(H)14lgnc。6、【混合液的pH值计算方法公式】1、 强酸与强酸的混合：（先求H+混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它） H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、 强碱与强碱的混合：（先求OH-混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算H+混)3、 强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- =H2O计算余下的H+或OH-）， H+有余， 则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混； OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求OH-混，再求其它7、【稀释过程溶液pH值的变化规律】： 1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原+ n （但始终不能大于或等于7） 2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原+n （但始终不能大于或等于7） 3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原n （但始终不能小于或等于7） 4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原n （但始终不能小于或等于7） 5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7 6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。8、【强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律】w】.w.w.k.s.5.u.c.o.m （1）、若等体积混合 pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7 pH1+pH215 则溶液显碱性pH=pH2-0.3 pH1+pH213 则溶液显酸性pH=pH1+0.3 （2）、若混合后显中性 pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1 pH1+pH214 V酸：V碱=1：1014-（pH1+pH2）9、【酸碱中和滴定】：1、中和滴定的原理实质：H+OH=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。2、中和滴定的操作过程：（1）仪滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数点后一位 。（2）药品：标准液；待测液；指示剂。（3）准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗检漏：滴定管是否漏水用水洗用标准液洗（或待测液洗）装溶液排气泡调液面记数据V(始)（4）试验过程3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中：n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数； c酸或碱的物质的量浓度； V酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则： c碱= 上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。【重难点五 中和滴定】 1中和滴定的关键(1)准确测定参加反应的两种溶液的体积。(2)准确判断中和滴定的终点。 2指示剂的选择在酸碱中和滴定时，常选甲基橙和酚酞作指示剂，不能用石蕊试液(因变色范围太大)。 3操作注意事项(1)滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇。(2)终点：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，读出V(标)记录。(3)在滴定过程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。 4误差分析中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等，分析误差要根据计算式分析， c待测，当用标准酸溶液滴定待测碱溶液时，c标准、V待测均为定值，c待测的大小取决于 V标准的大小。下列为不正确操作导致的实验结果偏差：(1)仪器洗涤酸式滴定管水洗后，未润洗(偏高)；酸式滴定管水洗后，误用待测液润洗(偏高)；碱式滴定管水洗后，未润洗(偏低)；锥形瓶水洗后，用待测液润洗(偏高)。(2)量器读数滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视(偏高)；滴定前仰视酸式滴定管，滴定后俯视(偏低)如图所示；滴定完毕后，立即读数，半分钟后颜色又褪去(偏低)。(3)操作不当滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束后气泡消失(偏高)；滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出(偏低)；滴定过程中，锥形瓶内加少量蒸馏水(无影响)。8、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移 动，促进水的电离。盐类水解规律： a.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。 b.多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3NaHCO3)盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热影响盐类水解的外界因素： a温度：温度越高，水解程度越大（水解吸热，越热越水解） b浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解） c酸碱：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）酸式盐溶液的酸碱性： a只电离不水解：如HSO4-显酸性 b电离程度水解程度，显酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） c水解程度电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）双水解反应： （1）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。使得平衡向右移。 （2）常见的双水解反应完全的为：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。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡， 如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S盐类水解的应用：水解的应用实例原理1、净水明矾净水 Al3+3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+ 2、去油污用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH- 3、药品的保存配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制备无水盐由MgCl26H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热若不然，则： MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫灭火器用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2 6、比较盐溶液中离子浓度的大小比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小NH4+H2O NH3H2O+H+ c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH)- 盐类水解方程式的书写一般要注意一下几点：（1）一般来说盐类水解的程度不大，是中和反应的逆反应，由于中和反应趋于完成，所以盐类的水解反应是微弱的，盐类水解的离子方程式一般不写“=”，而是写“ ”。由于盐类的水解程度一般都很小，通常不生成沉淀和气体，因此盐类水解的离子方程式中一般不标“”或“”的气标，也不把生成物（如NH3H2O、H2CO3等）写成其分解产物的形式。（2）多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，且以第一步水解为主，例如Na2CO3的水解：第一步：CO32+ H2O HCO3+ OH、第二步：HCO3+ H2O H2CO3 + OH。多元弱碱的阳离子水解复杂，可看做一步水解，例如Fe3+ 的水解：Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+。（3）多元弱酸的酸式酸根离子既有水解倾向又有电离倾向，以水解为主的，溶液显碱性；以电离为主的溶液显酸性。例如：HCO3、HPO42在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3、H2PO4在溶液中以电离为主，其溶液显酸性。（4）能发生双水解的离子组，一般来说水解都比较彻底，由于不形成水解平衡，书写时生成物出现的沉淀、气体物质要标明状态，即标上“”、“”符号，中间用“=”连接，如NaHCO3溶液与Al2(SO4)3溶液混合：Al3+ +3HCO3=Al(OH)3+ 3CO2和此类似的还有：Al3+ 与CO32、HCO3、S2、HS、SiO32、AlO2；Fe3+ 与CO32、HCO3、SiO32、AlO2；NH4+ 与SiO32、AlO2等。注意一定要利用电荷守恒将其配平，看反应物中是否需要加水。 9、水解平衡常数 （Kh）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） 电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 【注意】：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）