高中化学电离、水解精品讲义

一、弱电解质的电离

1. 电解质：在水溶液中活熔融状态下能导电的化合物。

2. 非电解质：在水溶液中或熔融状态下不能导电的化合物。

3. 电解质、非电解质、强电解质与弱电解质的比较

思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？

分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。有可能溶于水时就发生了化学变化 如（1）Cl 2

??→?溶于水 氯水 ↓ ↓ 即不是电解质 HCl 、HClO 又不是非电解质 发生电离

（2）CO 2

??→?溶于水 碳酸溶液

↓ ↓ 非电解质 H 2CO 3电离 （3）Na 2O

??→?溶于水 NaOH 溶液

↓ ↓ 虽不是本身电离子 NaOH 电离 但可在熔融态电离，故它属强电解质

注意：

(1)电解质的强弱与溶解性无关，某些盐如BaSO4、CaCO3等，虽难溶于水却是强电解质，因为它们溶于水的部分是完全电离的，尽管很难测出它们的导电性。某些盐如HgCl2、Pb(CH3OO)2等尽管能溶于水，却部分电离，是弱电解质。

(2)电解质的强弱与溶液的导电性没有必然的联系，其导电能力强弱由自由离子的浓度决定，也与离子所带电荷多少有关，很稀的强电解质溶液的导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强。因此强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。

(3)某些离子型氧化物，如Na2O、CaO、Na2O2等，它们虽然溶于水后的电离出来的自由离子不是自身的，但在熔化时却可自身完全电离，属于强电解质。

(4)强电解质的电离用“=”，弱电解质的电离用“ ”表示。

(5)NaHSO4在水溶液中的电离方程式为：NaHSO4=Na++H++SO42-，在熔融时的电离方程式为：NaHSO4=Na++HSO4-

4.电离

(1)概念：电解质在水溶液中或熔融状态下，离解成自由移动的离子的过程，叫电解质的电离。电离不需通电，且一般为吸热过程。

(2)电离方程式及其书写

用化学式和离子符号来表示电解质的电离过程的式子叫电离方程式。书写电离方程式的原则和方法如下：

强电解质：完全电离，符号用“=”。如：

HCl=H++Cl- CH3COONH4=CH3COO-+NH4+

Ba(OH)2=Ba2++2OH-。

所有强酸、强碱和大部分盐是强电解质。

弱电解质：部分电离，符号用“ ”。如：

CH3COOH CH3COO-+H+

NH3·H2O NH4++OH-。

所有的弱酸、弱碱、水和少部分盐是弱电解质。(3)常见强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HIO3、

HClO4等。

常见强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等。

常见弱酸：CH3COOH、H2CO3、HClO、H2S、H2SO3、HF、HCN、HNO2等。

常见弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等。

(4)注意问题：

①多元弱酸是分步电离的，必须分步书写电离方程式或只写一步；多元弱碱也分步电离，但可按一步电离写出。如氢硫酸：H2S H++HS-，HS- H++ S2-。氢氧化铁：Fe(OH)3 Fe3++OH-。

②强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式根不完全电离。如NaHSO4：NaHSO4=Na++H++SO42-（水溶液中）。NaHCO3=Na++HCO3-（同时存在HCO3- H++CO32-）

③在熔融状态时NaHSO4=Na++HSO4-（HSO4-中的共价键不断裂）。

④复盐能完全电离，如KAl(SO4)2：KAl(SO4)2=K++Al3++2SO42-

⑤两性强氧化物同时存在酸式电离和碱式电离，如：H++AlO2-+H2O Al(OH)3 Al3++3OH-

二、弱电解质的电离平衡

1.概念

弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、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的状态。

2.特点

①逆：可逆反应，所有弱电解质的电离都是可逆的，只是达到平衡的前提条件。

②等：弱电解质分子的电离速率等于离子结成分子的速率，即v电离=v结合。

③动：动态平衡：v闻子化）=v分子化）≠0。

④定：平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变。

⑤变：条件改变，电离平衡被破坏，平衡发生移动，重新达到新的平衡。

3.电离平衡的因素

与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起移动。以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例：

三、电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素

①自由移动离子浓度的大小。（主要决定因素）湿度一定，离子浓度越在，导电能力越强。

②湿度：湿度越高，导电能力越强。（与金属导电相反）

③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。

如：醋酸的导电能力可比极稀HCl溶液强。CaCO3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差。

思考：若在某溶液中加入一种物质，出现沉淀，则溶液的导电能力一定减弱吗？（湿度不变）

分析：不一定。关键要看溶液中离子浓度有无显著变化。如：

（1）若在H2SO4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO4沉淀和极难电离的水，使溶液中离子浓度降低，导电能力降低。

（2）若在H2SO4溶液中加BaCl2，虽有沉淀BaSO4生成，但同时生成了HCl，相当于1molSO42-被2molCl-替，故导电能力有所增强。

（3）若在HCl溶液中加AgNO3，则导电能力几乎不变。

三、水的电离平衡

1.实验证明，纯水微弱的导电性，是极弱的电解质：

2.25℃1LH2O的物质的量n(H2O)=

18

1000=55.6(mol)共有10-7mol发生电离

H2O H++OH-

起始(mol) 55.6 0 0

电离(mol) 10-710-7 10-7

平衡(mol)55.6-10-7 10-7 10-7

25℃[H+]·[OH-]= 10-7=10-14=Kw的离子积常数。2．影响Kw的因素Kw与溶液中[H+]、[OH—]无关，与湿度有关。

水的电离为吸热过程，所以当湿度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。

例如100℃，1LH2O有10-6mol电离，此时水的离子积常数为Kw=10-6·10-6=10-12.

3.影响水的电离平衡因素

（1）湿度，升湿度促进水的电离，降温则相反（2）向纯水中引入H+或OH—，会抑制水的电离（3）向纯水中引入弱酸酸根阴离子或弱碱阳离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实质。

酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算。（列表比较如下：）

注[H ]水、[OH ]水指水电离出的H 、OH 浓度。[H ]水、[OH ]指指溶液中的H 、OH 浓度 由上表可得重要规律：

（1）在任意湿度、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H +]水≡[OH -]水 （2）酸和碱对水的电离均起抑制作用

①只要碱的pH 值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。 ②若酸溶液的pH 值与碱溶液的pOH 值相等，则两种溶液中水的电离度相等。 如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的[H +]水=[OH -]水=3

14

1010

--=10-11mol/L

（3）在凡能水解的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱的碱盐的pH 和强碱弱酸盐的pOH 值相等时（同一湿度），则促进程度相等。 （4）较浓溶液中水电离出[H +]的大小：

①酸溶液中[OH -]等于水电离的[H +] ②碱溶液中[H +]等于水电离的[H +]

③强酸弱碱盐溶液中的[H +

]等于水电离出[H +] ④强碱弱酸盐溶液中的[OH —

]等于水电离出的[H +]

如pH=4的NH 4Cl 溶液与pH=10的NaAc 溶液中，（室温）由水电离出的[H +]水=[OH —]水=10

14

1010--=10-4mol/L

四、盐类的水解

1.盐类水解的实质及规律 (1)盐类水解的定义

盐电离出来的一种或多种离子跟水电离出来的H +或OH -生成弱电解质的反应叫盐类的水解。如：NH 4Cl 水解：NH 4Cl+H 2O NH 3·H 2O +HCl 又如CH 3COONa 水解：CH 3COO -+H 2O

CH 3COOH +OH - (2)盐类水解的实质

盐电离出来的离子与水电离出的H +或OH -结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性，从而促进了水的电离。 (3)盐类水解的条件 ①盐必须溶于水中。

②盐中须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子（有弱才水解，强酸强碱盐不水解）。 (4)盐类水解的特征

①从形式上看，盐类的水解可看做酸碱中和反应的逆反应：盐+水 酸+碱

②水解反应为吸热反应。（?H ＞0）

③强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解反应程度一般较小，因此水解方程式中的生成物一般不写“↓”和“↑”，不写成分解产物的形式，如H 2CO 3不写为CO 2和H 2O 。 (5)盐类水解的规律

规律：有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱双水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。

① 组成盐的弱碱阳离子（M+）能水解显酸性，组

成盐的弱酸阴离子（A-）能水解显碱性。

M++H2O MOH +H+

A-+H2O HA +OH-

②盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，溶液碱性（或酸性）越强。

③多元弱酸根，正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，如CO32-比HCO3-的水解程度大，溶液的碱性更强。

④双水解，双水解反应的离子方程式的书写遵循“有氢无水，无氢有水”的规律，如：

Al3++ 3HCO3- Al(OH)3↓ +3CO2↑

HCO3-中有氢，虽水解过程中有水参加反应，但水解后又有水生成，且量相等，故离子方程式中无水的分子式。

2Al3++S2-+ 6H2O Al(OH)3↓ +3H2S↑

Al3+、S2-无氢，故方程式中出现水的化学式。

NH4+同SiO32-、AlO2-要考虑双水解；Al3+同S2-、SiO32-、CO32-、HCO3-、ClO-、AlO2-等要考虑双水解；

Fe3+同SiO32-、CO32-、HCO3-、ClO-、AlO2-等要考虑双水解。

2.盐类水解离子方程式的书写

(1)左边写水解的离子符号和水的化学式，右边写生成的弱电解质的化学式和相应生成的H+（或OH-）。

(2)由于水解较弱，除完全双水解以外，一般都不可能进行完全，所以中间用“ ”连接，但完全双水解中间用“=”连接。

(3)除完全双水解外，在生成物中一般不标气体符号“↑”和沉淀符号“↓”，但完全双水解要标。(4)多元弱酸根的正酸根离子的水解是分步进行的，其水解离子方程式要分步写，不能一步完成，其水解程度正酸根离子要远大于酸式酸根离子。

现就盐类水解的离子方程式的书写方法与步骤举例说明如下：

NH4Cl：NH4Cl+H2O NH3·H2O +HCl

NaCO3：CO32-+H2O HCO3-+OH-，HCO3-+H2O H2CO3+OH-

Al2(SO4)3：Al3++ 3H2O Al(OH)3 +3H+

NaAlO2：AlO2-+H2O Al(OH)3 +OH-

NH4HS：NH4++HS-+H2O NH3+H2S

双水解：

Al3+与CO32-：2 Al3++ 3CO32-+3H2O== Al(OH)3↓+ CO2↑

Al3+与AlO2-：Al3++AlO2-+6H2O== 4Al(OH)3↓

3.影响盐类水解平衡的因素

(1)内因

主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大（越弱越水解）。

(2)外因

①温度：水解过程是吸热过程，故升温使水解程度增大，反之则减小。

②浓度：盐溶液越稀，水解程度越大，反之越小。外加酸、碱等物质抑制或促进盐的水解。

盐的浓度越大，水解程度越小，但水解产生的H+浓度或OH-浓度越大，该盐溶液的酸性（或碱性）比该盐的稀溶液酸性（或碱性）强。

③外加酸碱液对盐水解反应的影响：

向盐溶液中加入H+，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH-，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。

4.盐类水解的应用

(1)判断盐溶液的酸碱性（或pH范围）。例如，AlCl3溶液的pH＜7，显酸性。

(2)判断酸碱完全中和（恰好反应）时溶液的酸碱性。例如，等体积、等物质的量浓度的氨水跟盐酸混合后，因为完全反应生成了强酸弱碱盐NH4Cl，故pH ＜7，显酸性。

(3)比较盐溶液中离子浓度的大小或离子数目的多少。例如，在碳酸钠晶体中，n(Na+)=2n(CO32-)，但在Na2CO3溶液中，由于CO32-的水解c(Na+)＞c(CO32-)。

(4)配制盐溶液。配制强酸弱碱盐（如含Fe3+、Al3+、Cu2+、Sn2+、Fe2+的盐）溶液时，加入少量对应酸以防止水解。

配制弱酸强碱盐时，加入少量对应的碱以防止水解。例如，配制Na2S溶液时，需加入少量的NaOH 固体，以抑制S2-的水解。

(5)利用盐水解的原理，使某些弱碱阳离子水解生成氢氧化物沉淀而将其除去。例如，固体KNO3中含有Fe( NO3)3时，先将其溶于蒸馏水中，再加热，使Fe3+水解生成Fe(OH)3沉淀后过滤除去。又如，在酸性MgCl2溶液中混有FeCl3，要除去Fe3+，可利用Fe3+比Mg2+水解程度大得多的原理，向溶液中

加入MgO 、Mg(OH)2或MgCO 3等，使Fe 3+转变成Fe(OH)3沉淀除去。

(6)Mg 、Zn 等较活泼金属溶于某些强酸弱碱盐（如NH 4Cl 、AlCl 3、FeCl 3等）溶液中，产生H2。例如，将镁条投入浓NH 4Cl 溶液中，有H 2、NH 3两种气体产生。有关离子方程式： NH 4++H 2O NH 3·H 2O +H +； Mg+ 2H += Mg 2+ +H 2↑； NH 3·H 2O= NH 3↑+ H 2O

(7)用铁盐、铝盐等作净水剂。铁盐、铝盐易发生水解：Fe 3++ 3H 2O Fe(OH)3 +3H +，Al 3++ 3H 2O Al(OH)3 +3H +。水解后生成的Fe(OH)3、Al(OH)3胶体能吸附水中的悬浮物而使水澄清。

(8)挥发性酸对应的盐（如AlCl 3、FeCl 3等）加热蒸干、灼烧。例如，将FeCl 3溶液加热蒸干、灼烧，最后的固体残留物为Fe 2O 3。原因是FeCl 3+ 3H 2O Fe(OH)3 +3HCl ，升温促进了FeCl 3的水解，同时加热使生成的HCl 从溶液中逸出而产生大量的Fe(OH)3，蒸干后再灼烧，反应的化学方程式：Fe(OH)3= Fe 2O 3 +3H 2O 。

(9)某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解。如：Na 2CO 3、NaHCO 3溶液，因CO 32-、HCO 3-水解使溶液呈碱性，OH-与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶口与瓶塞粘结，因而不能用带玻璃塞的实际瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。 (10)水解显酸性的溶液与水解显碱性的溶液混合——双水解反应。强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水溶液相遇时，如果水解时所生成的氢氧化物溶解度小于两种盐按复分解反应方式进行反应所生成的难溶盐的溶解度时，将发生双水解反应。因反应能进行到底，故书写双水解反应的化学方程式时要用“=”和“↑”、“↓”。

例如，将Al 2(SO 4)3溶液与NaHCO 3溶液混合发生反应：Al 3++3 HCO 3-=3Al(OH)3↓+ 3CO 2↑（泡沫灭火器原理），又如氯化铝溶液与偏铝酸钠溶液混合，也发生双水解：3 AlO 2-+ Al 3++6H 2O=4Al(OH)3↓。 此外，还有盐溶液的鉴别、化肥的混施等也需要考虑盐类的水解。

五、难溶电解质的溶解平衡

1.固体物质的溶解度

在一定温度下，某固体物质在100g 溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。溶解度的符号是S ，单位是g ，定义

式是()

()100m S g m =?溶质溶剂。

从溶解度这一角度讲，可将物质进行如下分类：

注：绝大多数固体的溶解度随温度的升高而增大，如KNO 3、CuSO4等，少数物质的溶解度随温度升高，变化并不明显，如NaCl ，个别物质的溶解度随温度的升高反而减小，如Ca(OH)2。当溶液中某离子的浓度?10-5mol/L 时，可认为该离子沉淀完全了。

2.沉淀溶解平衡 (1)沉淀溶解平衡的建立

将固体（如蔗糖或食盐）溶于水中，一方面，在水分子的作用下，分子或离子脱离固体表面进入水中，这一过程叫做溶解（或扩散）过程；另一方面，溶液中的分子或离子又在未溶解的固体表面聚集成晶体，这一过程叫做结晶（或析出）过程。当这两个过程的速率相等时，物质的溶解度达到最大限

度，形成饱和溶液，达到溶解平衡状态。 以AgCl 溶解为例：

从固体溶解度平衡的角度，AgCl 在溶液中存在上

述两个过程：一方面，在水分子的作用下，少Ag +和Cl -脱离AgCl 表面溶于水中；两一方面，溶液中

Ag +和Cl -受AgCl 表面正负离子的吸引，回到AgCl 的表面析出沉淀，在一定温度下，当沉淀溶解和生成速率相等时，便得到：AgCl Ag +(aq)+ Cl -(aq)。 (2)溶解平衡的特征

①“逆”：溶解平衡的过程是可逆的。 ②“等”： v （溶解）=v （沉淀）。

③“动”：动态平衡：v （溶解）=v （沉淀）≠0。 ④“定”：达到平衡时，溶液中离子浓度保持不变。

⑤“变”：当外界条件改变时，溶解平衡平衡发生移动，重新达到新的平衡。

3.影响沉淀溶解平衡的因素

(1)内因：难溶性电解质本身的性质。

(2)外因

①浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。

②温度：多数难溶性电解质溶解于水是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解方向移动，同时Ksp变大。

③同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中加入相同离子，使平衡向沉淀方向移动，但Ksp不变。

④其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或其他的离子，使平衡向溶解方向移动，Ksp不变。

高二化学电离水解知识点整理

高二化学电离水解部分 ————Believe in yourself 电离平衡 一.相关概念 电解质：熔融状态或水溶液中能导电的化合物???????一部分氧化物盐 碱 酸 非电解质：熔融状态或水溶液中都不能导电的化合物?? ? ?? ??四氯化碳蔗糖乙醇 一部分有机物： 4 11221252CCl O H C OH H C 电解质 ?? ?? ? ?? ? ?????????????2 322 3`32433223343424342COO)CH Pb HgCl O H NH SO H PO H SiO H S H HF HClO HAc HNO HCO NH NO NH NaCl OH Ba KOH NaOH HClO HNO SO H HCl （、少数盐：弱碱：、、、、、、弱酸：弱电解质、、绝大多数盐：）（、、强碱：、、、强酸：强电解质、 一元强酸与一元弱酸的比较 ② 相同 pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表：

弱电解质的电离平衡 1 ．概念 在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2 ．特征（动态平衡） （1）逆：可逆反应 （2）动：动态平衡 （3）等v （离子化）==v （分子化）≠0 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 （5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 1 ）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。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。 电离方程式的书写 要求：? ①质量守恒：即：“=”两边原子种类，数目、质量不变。 ②电荷守恒：即：正电荷总数=负电荷总数。 ③元素或原子团的化合价数等于形成的阳离子所带的正电荷数。同理，元素或原子团的负价数等于形成的阴离子所带的负电荷数。离子的个数用阿拉伯数字标在离子符号之前。( 1 ）强电解质，完全电离用“===”， 如：CH3COONH4 ===CH3COO一＋NH4+ A12 ( SO4)3 ==2A13 + + 3 SO42一 ( 2 ）弱电解质，部分电离用“”， 如：CH3COOH CH3COO一＋H+ NH3 ·H2O NH4＋+OH— ( 3 ）多元弱酸，分步电离，以第一步为主 H2CO3H+十HCO3—HCO3—H十十CO32— ( 4 ）多元弱碱一步电离Cu (O H ) 2Cu2++ 2O H— ( 5 ）酸式盐： 强酸的酸式盐完全电离，一步完成NaHSO4 ==Na+十H+十SO42— 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成NaHCO3==Na 十十HCO3— HCO3—H 十+ CO32— 盐类的水解 定义：在水溶液中盐电离出的阴阳离子与H2O电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应（有弱才水解）

高中化学电离水解选择题专项训练

电离水解专题训练 1.下列溶液中，c(H+)有小到大的排列顺序正确的是：①0.1mol/LHCl溶液② 0.1mol/LH2SO4溶液③0.1mol/LNaOH溶液④0.1mol/LCH3COOH溶液 A、③②④① B、③④①② C、②①④③ D、④①②③ 2．将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混和后,溶液中离子浓度关系正确的是（） A．c(NH4+)>c(Cl-)> c(H+)> c(OH-) B．c(NH4+)> c(Cl-)> c(OH-)> c(H+) C．c(Cl-)> c(NH4+)> c(H+)> c(OH-) D． c(Cl-)> c(NH4+)> c(OH-)> c(H+) 3．0.1 mol/L NH4Cl溶液中，由于NH4＋的水解，使得c (NH4＋) < 0.1 mol/L。如果要使 c (NH4＋)更接近于0.1 mol/L，可采取的措施是 A 加入少量氢氧化钠 B 加入少量盐酸 C 加入少量水 D 加热 4．25℃时，将0.1mol/L的某酸与0.1mol/L的KOH溶液等体积混合，所得混合溶液的PH为 A．≤7 B．≥7 C．= 7 D、不能确定5．100mL浓度为2mol/L的盐酸跟过量的锌片反应，为加快反应速率，又不影响生成的氢气的总量，可采用的方法是

A．加入适量的6mol/L的盐酸 B．加入数滴氯化铜溶液 C．加入适量蒸馏水 D．加入适量的氯化钠溶液 6．浓度均为0.1mol/L的甲酸和氢氧化钠溶液等体积相混合后，下列关系式正确的是 A．c(Na+)＞c( HCOO-) ＞c( OH-) ＞c( H+) B．c( HCOO-) ＞c( Na+) ＞c( OH-) ＞c( H+) C．c( Na+) =c( HCOO-) =c( OH-) =c( H+) D．c( Na+) =c( HCOO-) ＞c( OH-) ＞c( H+) 7. 用[H+]均为0.01mol/L的盐酸和醋酸溶液，分别中和等体积、等物质的量浓度的氢氧化钠溶液，当氢氧化钠恰好被完全中和时，消耗盐酸和醋酸溶液的体积分别为V l和V2，则V l和V2的关系正确的是 A．V1>V2 B．V1c(CH3COOH) B c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+)

高二化学下册盐类的水解知识点总结

高二化学下册盐类的水解知识点总结 世界由物质组成，化学则是人类用以认识和改造物质世界的主要方法和手段之一。以下是为大家整理的高二化学下册盐类的水解知识点，希望可以解决您所遇到的相关问题，加油，一直陪伴您。 （一）盐类水解口诀： 有弱才水解,越弱越水解,双弱双水解,谁强显谁性. （1）有弱才水解 要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子(包括铵离子). 如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH,则Na+是强碱金属离子,不会水解.NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ,则Cl-是强酸根离子,也不会水解. 所以,NaCl在水溶液中不会发生水解. 又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH,则 CH3COO-是弱酸根离子,会水解.消耗H2O电离出的H+,结合成CH3OOH分子.使得水中OH-多出. 所以,CH3COONa的水溶液显碱性. （2）越弱越水解 盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱,水解的程度越大. 如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-对应的酸是H2CO3;SO3^2-对应的酸是H2SO3

由于H2CO3的酸性弱于H2SO3 则,CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大,结合的H+更多. 所以,Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强. （3）双弱双水解 当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时,则盐的这两种离子都会发生水解.阳离子水解结合水电离出的OH-;阴离子水解结合水电离出的H+,所以双水解发生的程度往往较大. 如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ;CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH 则NH4+和CH3COO-都会发生水解,NH4+结合OH-形成 NH3*H2O;CH3COO-结合H+形成CH3COOH,相互促进,水解程度较大. （4）谁强显谁性 主要是针对双水解的盐,即弱酸弱碱盐,由于盐中的阴离子水解结合H+,阳离子水解结合OH- 要判断盐溶液的酸碱性,则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小. 如：(NH4)CO3 ,由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强(实际上比较的是两者的电离度,中学不做要求,只需记忆),则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱,使得水溶液中消耗的H+

2017-2018版高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒知识点例题习题解析

高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解 电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论： 从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。 ⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数， 电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。盐溶液中阴、阳离子所带的电荷总数相等。 例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―) 如NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（H+）＝c（Cl－）＋c（OH－） 如Na2CO3溶液中：c（Na+）＋c（H+）＝2c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－） 书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。 2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素

高二化学电离水解

一）盐类水解口诀：有弱才水解，越弱越水解，双弱双水解，谁强显谁性。（1）有弱才水解 要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子（包括铵离子）。 如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH，则Na+是强碱金属离子，不会水解。NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ，则Cl-是强酸根离子，也不会水解。 所以，NaCl在水溶液中不会发生水解。 又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH，则CH3COO- 是弱酸根离子，会水解。消耗H2O电离出的H+，结合成CH3OOH分子。使得水中OH-多出。 所以，CH3COONa的水溶液显碱性。 （2）越弱越水解 盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱，水解的程度越大。 如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-对应的酸是H2CO3；SO3^2-对应的酸是H2SO3 由于H2CO3的酸性弱于H2SO3 则，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，结合的H+更多。 所以，Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强。 （3）双弱双水解 当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时，则盐的这两种离子都会发生水解。阳离子水解结合水电离出的OH-；阴离子水解结合水电离出的H+，所以双水解发生的程度往往较大。 如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ；CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH 则NH4+和CH3COO-都会发生水解，NH4+结合OH-形成NH3*H2O；CH3COO-结合H+形成CH3COOH，相互促进，水解程度较大。 （4）谁强显谁性 主要是针对双水解的盐，即弱酸弱碱盐，由于盐中的阴离子水解结合H+，阳离子水解结合OH- 要判断盐溶液的酸碱性，则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小。 如：(NH4)CO3 ，由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强（实际上比较的是两者的电离度，中学不做要求，只需记忆），则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的H+更多，有OH-多出。 所以，(NH4)2CO3 溶液显碱性。 又如：CH3COONH4，由于NH3的碱性和CH3COOH的酸性相当，则NH4+的水解度和CH3COO-的程度差不多，使得水溶液中的H+和OH-也差不多。 所以CH3COONH4溶液显中性。 再如：(NH4)2SO3，由于NH3的碱性比H2SO3的酸性弱，则NH4+的水解度比SO3^2-的水解度大，使得水溶液中消耗的OH-更多，有H+多出。 所以，(NH4)2SO3溶液显酸性。 （二）根据盐类的不同，可分为：强酸强碱盐（不水解）；强酸弱碱盐；强碱弱酸盐；弱酸弱碱盐 （1）强酸弱碱盐 如：NH4Cl的水解离子方程式：

高中化学水解

水解 物质与水发生的复分解反应。（例图：碳酸根离子分步水解） 由弱酸根或弱碱离子组成的盐类的水解有两种情况： ①弱酸根与水中的H+ 结合成弱酸，溶液呈碱性，如乙酸钠的水溶液： CH3COO- + H2O ←═→ CH3COOH + OH- ②弱碱离子与水中的OH- 结合，溶液呈酸性，如氯化铵水溶液： NH4+ + H2O ←═→ NH3〃H2O + H+ 生成弱酸（或碱）的酸（或碱）性愈弱，则弱酸根（或弱碱离子）的水解倾向愈强。 例如，硼酸钠的水解倾向强于乙酸钠，溶液浓度相同时，前者的pH值更大。弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于弱酸根和弱碱离子水解倾向的强弱。 例如，碳酸氢铵中弱酸根的水解倾向比弱碱离子强，溶液呈碱性； 氟化铵中弱碱离子的水解倾向强，溶液呈酸性； 若两者的水解倾向相同，则溶液呈中性，这是个别情况，如乙酸铵。 弱酸弱碱盐的水解与相应强酸弱碱盐或强碱弱酸盐的水解相比， 弱酸弱碱盐的水解度大，溶液的pH更接近7（常温下）。 如0.10 mol/L的Na2CO3的水解度为4.2%，pH为11.6， 而同一浓度的(NH4)2CO3的水解度为92%，pH为9.3。 酯、多糖、蛋白质等与水作用生成较简单的物质，也是水解： CH3COOC2H5 + H2O —→ CH3COOH + C2H5OH (C6H10O5)n + nH2O —→ nC6H12O6 某些能水解的盐被当作酸（如硫酸铝）或碱（如碳酸钠）来使用。 正盐分四类：

一、强酸强碱盐不发生水解，因为它们电离出来的阴、阳离子不能破坏水的电离平衡，所以呈中性。 二、强酸弱碱盐，我们把弱碱部分叫弱阳，弱阳离子能把持着从水中电离出来的氢氧根离子，破坏了水的电离平衡，使得水的电离正向移动，结果溶液中的氢离子浓度大于氢氧根离子浓度，使水溶液呈酸性。 三、强碱弱酸盐，我们把弱酸部分叫弱阴，同理弱阴把持着从水中电离出来的氢离子，使得溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，使溶液呈碱性。 四、弱酸弱碱盐，弱酸部分把持氢，弱阳部分把持氢氧根，生成两种弱电解质，再比较它们的电离常数Ka、Kb值的大小（而不是水解度的大小），在一温度下，弱电解质的电离常数（又叫电离平衡常数）是一个定值，这一比较就可得出此盐呈什么性了，谁强呈谁性，电离常数是以10为底的负对数，谁负得少谁就大。总之一句话，盐溶液中的阴、阳离子把持着从水中电离出来的氢离子或氢氧根离子能生成弱电解质的反应叫盐类的水解。还有有机物类中的水解，例如酯类的水解，是酯和水反应（在无机酸或碱的条件下）生成对应羧酸和醇的反应叫酯的水解，还有卤代烃的碱性水解，溴乙烷和氢氧化钠水溶液反应生成乙醇和溴化钠叫卤烷的水解，还有蛋白质的水解，最终产物为氨基酸等等。水解反应 （1）含弱酸阴离子、弱碱阳离子的盐的水解，例如：Fe3++3H2O葑Fe(OH)3+3H+，CO32-+H2O葑H2CO3-+OH- （2）金属氮化物的水解，例如：Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑ （3）金属硫化物的水解，例如：Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S↑ （4）金属碳化物的水解，例如：CaC2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2↑ （5）非金属氯化物的水解，例如：PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl

高二化学电离水解部分笔记整理

高二化学电离水解部分笔记整理 ————Believe in yourself 电离平衡 一.相关概念 电解质：熔融状态或水溶液中能导电的化合物???????一部分氧化物盐 碱 酸 非电解质：熔融状态或水溶液中都不能导电的化合物?? ? ?? ??四氯化碳蔗糖乙醇 一部分有机物： 4 11221252CCl O H C OH H C 电解质 ?? ?? ? ??? ?????????????2 322 3`324332233 43424342COO)CH Pb HgCl O H NH SO H PO H SiO H S H HF HClO HAc HNO HCO NH NO NH NaCl OH Ba KOH NaOH HClO HNO SO H HCl （、少数盐：弱碱：、、、、、、弱酸：弱电解质、、绝大多数盐：）（、、强碱：、、、强酸：强电解质、 一元强酸与一元弱酸的比较 ② 相同 pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表：

弱电解质的电离平衡 1 ．概念 在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2 ．特征（动态平衡） （1）逆：可逆反应 （2）动：动态平衡 （3）等v （离子化）==v （分子化）≠0 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 （5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 1 ）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。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。 电离方程式的书写 要求： ①质量守恒：即：“=”两边原子种类，数目、质量不变。 ②电荷守恒：即：正电荷总数=负电荷总数。 ③元素或原子团的化合价数等于形成的阳离子所带的正电荷数。同理，元素或原子团的负价数等于形成的阴离子所带的负电荷数。离子的个数用阿拉伯数字标在离子符号之前。( 1 ）强电解质，完全电离用“===”， 如：CH3COONH4 ===CH3COO一＋NH4+ A12 ( SO4)3 ==2A13 + + 3 SO42一 ( 2 ）弱电解质，部分电离用“”， 如：CH3COOH CH3COO一＋H+ NH3 ·H2O NH4＋+OH— ( 3 ）多元弱酸，分步电离，以第一步为主 H2CO3H+十HCO3—HCO3—H十十CO32— ( 4 ）多元弱碱一步电离Cu (O H ) 2Cu2++ 2O H— ( 5 ）酸式盐： 强酸的酸式盐完全电离，一步完成NaHSO4 ==Na+十H+十SO42— 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成NaHCO3==Na 十十HCO3— HCO3—H 十+ CO32 — 盐类的水解 定义：在水溶液中盐电离出的阴阳离子与H2O电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应（有弱才水解）

高二化学_电离水解知识点整理

电离平衡 硫酸钡是强电解质吗？ 一元强酸与一元弱酸的比较 ②相同pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表： 弱电解质的电离平衡 在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2 ．特征（动态平衡） （1）逆：可逆反应（2）动：动态平衡 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 （5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 1 ）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。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。 盐类的水解（有弱才水解） 1)单一离子的水解都是微弱的，都用“”连接，气体、沉淀都不加“↑”“↓” 2)多元弱酸盐分步水解，以第一步为主。 例：K2CO3的水解 第一步： 第二步： 3)规律： 有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性。 具体为： 1．正盐溶液

①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐不一定 如 NH 4CN CH 3CO 2NH 4 NH 4F 2．酸式盐 ①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO 4） ②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小 电离程度＞水解程度，呈酸性 电离程度＜水解程度，呈碱性 碳酸氢根 ③常见酸式盐溶液的酸碱性 碱性：NaHCO 3、NaHS 、Na 2HPO 4、NaHS.酸性：NaHSO 3、NaH 2PO 4、NaHSO 4 4) 影响水解的因素： ① 温度：水解反应是吸热反应。所以，升高温度会使盐的水解程度增大。 ② 浓度：溶液浓度越小，实际上是增加了水的量，可使平衡向正反应方向移动，使盐的水解程度增大。（最好用勒夏特列原理中浓度同时减小的原理来解释）。 ③ 加入其它离子（根据酸碱性判断） 同性抑制，异性促进 溶液中的几个守恒关系 （1）电荷守恒：电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零。 （2）物料守恒（原子守恒）：即某种原子在变化过程（水解、电离）中数目不变。 （3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H +]与其它微粒浓度之间的关系式（由电荷守恒及质子守恒推出） 加热浓缩或蒸干盐溶液，是否得到同溶质固体 ① 弱碱易挥发性酸盐 ??→?蒸干 氢氧化物固体（除铵盐） ② 弱碱难挥发性酸盐??→ ?蒸干 同溶质固体

高三化学-水解和电离

高三化学-水解和电离

电离与水解 电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论： 从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO 3 溶液中， c(HCO 3―)＞＞c(H 2 CO 3 )或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次：

⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗； 如NaHCO 3溶液中有：c(Na+) ＞ c(HCO 3 -)。⑵弱 酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 。 二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数， 电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H ＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。 书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。例：

高中化学水解知识点总结及习题

一、盐类水解的实质 盐电离出来的某些离子(一般是弱酸根离子或弱碱阳离子)跟水电离出来的H ＋或OH －结合生成了弱电解质，促使水的电离平衡发生移动，结果溶液中c(H ＋)、c(OH －)发生了相对改变，从而使溶液呈一定的酸碱性。 盐类的水解程度一般都很小，且是可逆反应，书写水解方程式时要用“ ”表示。因水解是微弱的，平衡时生成的弱电解很少，所以一般不会产生沉淀和气体，生成物不应加沉淀符号(↓)或气体符号(↑)。 二、盐类水解的类型和规律 1、强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性，pH ＞7，如CH 3COONa 、NaCO 3 等。 多元弱酸根离子是分步水解的，且第一步水解程度＞＞第二步水解程度，溶液的酸碱性主要决定于第一步水解程度。如Na 2CO 3在水溶液中水解应分两步写：①CO 32－＋H 2OHCO 3－＋OH －，②HCO 3－＋H 2OH 2CO 3＋OH － 多元弱酸的酸式根离子同时具备电离和水解两种趋势：HR －H ＋ ＋R 2－(电离，呈酸性)，HR －＋H 2OH 2R ＋OH －(水解，呈碱性)，这需要具体分析。很显然如果电离趋势占优势，则显酸性，如：H 2PO 4－、HSO 3－，如果水解趋势占优势，则显碱性，如：HCO 3－、HS －、HPO 42－ 等。 2、强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性，pH<7，如NH 4Cl 、Al 2(SO 4)3 3、强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，pH=7，如NaCl 、KNO 3 4、弱酸弱碱盐水解，溶液呈什么性由水解生成的弱酸、弱碱的相对强弱比较来决定。 当遇到某些弱酸弱碱盐两种离子都发生水解，应在同一．．离子方程式中表示，而且因强烈水解，若是水解产物中有气体或难溶物质或易分解物质的话，这类水解往往能进行到底，这样水解方程式应用“=”号表示，并在生成的沉淀和气体的后面标上“↓”或“↑”。如2Al 3＋＋3S 2－＋6H 2O=2Al(OH)3↓＋3H 2S ↑。 5、三大水解规律。 三、影响盐类水解的因素 1、盐类本身的性质 这是影响盐类水解的内在因素。组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。 2、温度 由于盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。

高中化学水解知识点总结与习题(有答案)

一、盐类水解的实质 盐电离出来的某些离子 (一般是弱酸根离子或弱碱阳离子 )跟水 电离出来的 H ＋或 OH － 结合生成了弱电解质，促使水的电离平衡发生移动，结果溶液中 c(H ＋ ) 、c(OH －)发生了相对改变，从而使溶液呈一定的酸碱性。 盐类的水解程度一般都很小，且是可逆反应，书写水解方程 式时要用 “ ”表示。因水解是微弱的，平衡时生成的弱电解很少，所以一般不会产生沉淀和气体， 生成物不应加沉淀符号 (↓ ) 或气体符号 (↑)。 二、盐类水解的类型和规律 1、强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性， pH ＞7，如 CH 3COONa 、 NaCO 3 等。 多元弱酸根离子是分步水解的，且第一步水解程度＞＞第二步水解程度，溶液的酸碱性主要决定于第一步水解程度。如 23 在水溶液中水解应分两步写：①CO 3 2 － ＋H 2 O HCO － 3 Na CO ＋OH －，② HCO 3－＋H 2O H 2CO 3＋ OH － － 多元弱酸的酸式根离子同时具备电离和水解两种趋势： HR H ＋＋R 2－ ( 电离，呈酸性 ) ， HR － ＋H 2 2 R ＋ － (水解， O H OH 呈碱性 )，这需要具体分析。很显然如果电离趋势占优势，则显酸 性，如：H 2 － － PO HCO 3－ 、HS － 、HPO 42 －等。 2、强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性， pH<7，如 NH 4Cl 、Al 2(SO 4)3 3、强酸强碱盐不水解，溶液呈中性， pH=7，如 NaCl 、KNO 3 4、弱酸弱碱盐水解，溶液呈什么性由水解生成的弱酸、弱碱的相对强弱比较来决定。 当遇到某些弱酸弱碱盐两种离子都发生水解，应在同一．．离 子方程式中表示，而且因强烈水解，若是水解产物中有气体或难溶 物质或易分解物质的话，这类水解往往能进行到底，这样水解方 程式应用 “ =”号表示， 并在生成的沉淀和气体的后面标上 “↓” 或“↑”。如 2Al 3＋ ＋3S 2－ ＋6H 2O=2Al(OH) 3↓＋ 3H 2S ↑。 5、三大水解规律。 三、影响盐类水解的因素 1、盐类本身的性质 这是影响盐类水解的内在因素。组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。 2、温度 由于盐的水解作用是中和反应的逆反应， 所以盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。

高中化学电离水解平衡选择题专项训练部分附答案完整版

高中化学电离水解平衡选择题专项训练部分附 答案 HUA system office room 【HUA16H-TTMS2A-HUAS8Q8-HUAH1688】

电离水解平衡选择题训练 20．50mL浓度为1mol/L的醋酸溶液与100mLNaOH溶液混合后，所得溶液的PH=7(常温下)，则对该溶液的有关叙述正确的是 A．c(Na+)==c(CH 3COO—) B．c(CH 3 COO—)>c(OH—) C．原NaOH溶液的浓度为0.5mol/L D．NaOH溶液的浓度大于0.5mol/L 21．有五瓶溶液分别是：①10mL0.60mol·L－1NaOH水溶液，②20mL0.50mol·L－1H 2SO 4 水溶 液，③30mL0.40mol·L－1HCl水溶液，④40mL0.30mol·L－1HAc水溶液，⑤50mL0.20mol·L －1蔗糖水溶液，以上各瓶溶液中所含离子、分子总数的大小顺序是 A．①>②>③>④>⑤B．②>①>③>④>⑤ C．②>③>④>①>⑤D．⑤>④>③>②>① 22．0.1mol·L－1的下列几种溶液：A.Na 2CO 3 B.CH 3 COONaC.NaClD.NaHCO 3 E.NH 4 Cl，其pH由大 到小的顺序是 A．A>D>B>C>EB．C>E>B>D>AC．A>B>D>E>CD．E>A>B>D>E 23．在FeCl 3和Fe 2 (SO 4 ) 3 的混合溶液中，若不计Fe3+的水解，当溶液中c(Fe3+)=c(SO42－) 时，下列判断正确的是 A．c(Fe3+)＞c(Cl－)B．c(SO42－)＞c(Cl－) C．c(SO42－)＜c(Cl－)D．FeCl3和Fe2(SO4)3的物质的量相等

高中化学电离

高中化学电离、水解精品讲义 一、弱电解质的电离 1.电解质：在水溶液中活熔融状态下能导电的化合物。 2.非电解质：在水溶液中或熔融状态下不能导电的化合物。 3.电解质、非电解质、强电解质与弱电解质的比较 类别电解质非电解质强电解质弱电解质 概念溶于水后或熔融状态下能完全电离的电解质,溶于水后只有部分电离的电解质.在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物. 化合物类型 离子化合物、某些共价化合物 电离程度完全电离部分电离不电离溶液中存在的粒子（水分子不计）只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子，既有电离出来的阴、阳离子，又有电解质分子，只有非电解质分子。 实例：绝大多数的盐（包括难溶性盐）；强酸：HCl、HNO3、H2SO4等；强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等极少数盐；弱酸：CH3COOH、H2CO3、HClO 等；弱碱：NH3·H2O、 Cu(OH)2、Fe(OH)3等；水也是弱电解质非金属氧化物：CO2、SO2、ClO2等；部分非金 属氧化物：NH3、CH4、SiH4等；大多数有机物：C2H5OH、C12H22O11（蔗糖）、CCl4等 相同点都是化合物思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。有可能溶于水时就发生了化学变化。 如（1）Cl2??→?溶于水氯水即不是电解质HCl、HClO又不是非电解质，发生电离。 （2）CO2??→?溶于水碳酸溶液↓↓非电解质H2CO3电离。 （3）Na2O ??→?溶于水NaOH溶液↓↓虽不是本身电离子NaOH电离但可在熔融态电离，故它属强电解质。 (1)电解质的强弱与溶解性无关，某些盐如BaSO4、CaCO3等，虽难溶于水却是强电解质，因为它们溶于水的部分是完全电离的，尽管很难测出它们的导电性。某些盐如HgCl2、Pb(CH3OO)2等尽管能溶于水，却部分电离，是弱电解质。 (2)电解质的强弱与溶液的导电性没有必然的联系，其导电能力强弱由自由离子的浓度决定，也与离子所带电荷多少有关，很稀的强电解质溶液的导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强。因此强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。 (3)某些离子型氧化物，如Na2O、CaO、Na2O2等，它们虽然溶于水后的电离出来的自由离子不是自身的，但在熔化时却可自身完全电离，属于强电解质。 (4)强电解质的电离用“=”，弱电解质的电离用“ ”表示。(5)NaHSO4在水溶液中的电离方程式为：NaHSO4=Na++H++SO42-，在熔融时的电离方程式为：NaHSO4=Na++HSO44.电离。 (1)概念：电解质在水溶液中或熔融状态下，离解成自由移动的离子的过程，叫电解质的电离。电离不需通电，且一般为吸热过程。 (2)电离方程式及其书写用化学式和离子符号来表示电解质的电离过程的式子叫电离方程式。书写电离方程式的原则和方法 如下：强电解质：完全电离，符号用“=”。如： HCl=H++Cl- CH3COONH4=CH3COO-+NH4+ Ba(OH)2=Ba2++2OH-。所有强酸、强碱和大部分盐是强电解质。弱电解质：部分电离，符号用“ ”。如：CH3COOH CH3COO-+H+ NH3·H2O NH4++OH-。所有的弱酸、弱碱、水和少部分盐是弱电解质。

高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解

高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解

电离与水解 电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论： 从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO 3 溶液中， c(HCO 3―)＞＞c(H 2 CO 3 )或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次：

⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗； 如NaHCO 3溶液中有：c(Na+) ＞ c(HCO 3 -)。⑵弱 酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 。 二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数， 电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H ＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。 例如，在NaHCO 3 溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO 3―)+c(OH―)+2c(CO 3 2―)

高中化学电离、水解精品讲义

一、弱电解质的电离 1. 电解质：在水溶液中活熔融状态下能导电的化合物。 2. 非电解质：在水溶液中或熔融状态下不能导电的化合物。 3. 电解质、非电解质、强电解质与弱电解质的比较 思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？ 分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。有可能溶于水时就发生了化学变化 如（1）Cl 2 ??→?溶于水 氯水 ↓ ↓ 即不是电解质 HCl 、HClO 又不是非电解质 发生电离 （2）CO 2 ??→?溶于水 碳酸溶液 ↓ ↓ 非电解质 H 2CO 3电离 （3）Na 2O ??→?溶于水 NaOH 溶液 ↓ ↓ 虽不是本身电离子 NaOH 电离 但可在熔融态电离，故它属强电解质

注意： (1)电解质的强弱与溶解性无关，某些盐如BaSO4、CaCO3等，虽难溶于水却是强电解质，因为它们溶于水的部分是完全电离的，尽管很难测出它们的导电性。某些盐如HgCl2、Pb(CH3OO)2等尽管能溶于水，却部分电离，是弱电解质。 (2)电解质的强弱与溶液的导电性没有必然的联系，其导电能力强弱由自由离子的浓度决定，也与离子所带电荷多少有关，很稀的强电解质溶液的导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强。因此强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。 (3)某些离子型氧化物，如Na2O、CaO、Na2O2等，它们虽然溶于水后的电离出来的自由离子不是自身的，但在熔化时却可自身完全电离，属于强电解质。 (4)强电解质的电离用“=”，弱电解质的电离用“ ”表示。 (5)NaHSO4在水溶液中的电离方程式为：NaHSO4=Na++H++SO42-，在熔融时的电离方程式为：NaHSO4=Na++HSO4- 4.电离 (1)概念：电解质在水溶液中或熔融状态下，离解成自由移动的离子的过程，叫电解质的电离。电离不需通电，且一般为吸热过程。 (2)电离方程式及其书写 用化学式和离子符号来表示电解质的电离过程的式子叫电离方程式。书写电离方程式的原则和方法如下： 强电解质：完全电离，符号用“=”。如： HCl=H++Cl- CH3COONH4=CH3COO-+NH4+ Ba(OH)2=Ba2++2OH-。 所有强酸、强碱和大部分盐是强电解质。 弱电解质：部分电离，符号用“ ”。如： CH3COOH CH3COO-+H+ NH3·H2O NH4++OH-。 所有的弱酸、弱碱、水和少部分盐是弱电解质。(3)常见强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HIO3、 HClO4等。 常见强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等。 常见弱酸：CH3COOH、H2CO3、HClO、H2S、H2SO3、HF、HCN、HNO2等。 常见弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等。 (4)注意问题： ①多元弱酸是分步电离的，必须分步书写电离方程式或只写一步；多元弱碱也分步电离，但可按一步电离写出。如氢硫酸：H2S H++HS-，HS- H++ S2-。氢氧化铁：Fe(OH)3 Fe3++OH-。 ②强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式根不完全电离。如NaHSO4：NaHSO4=Na++H++SO42-（水溶液中）。NaHCO3=Na++HCO3-（同时存在HCO3- H++CO32-） ③在熔融状态时NaHSO4=Na++HSO4-（HSO4-中的共价键不断裂）。 ④复盐能完全电离，如KAl(SO4)2：KAl(SO4)2=K++Al3++2SO42- ⑤两性强氧化物同时存在酸式电离和碱式电离，如：H++AlO2-+H2O Al(OH)3 Al3++3OH- 二、弱电解质的电离平衡 1.概念 弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、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的状态。 2.特点 ①逆：可逆反应，所有弱电解质的电离都是可逆的，只是达到平衡的前提条件。 ②等：弱电解质分子的电离速率等于离子结成分子的速率，即v电离=v结合。 ③动：动态平衡：v闻子化）=v分子化）≠0。 ④定：平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变。 ⑤变：条件改变，电离平衡被破坏，平衡发生移动，重新达到新的平衡。

最新高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解

电离与水解 电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论： 从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。 ⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 。 二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数， 电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。 例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―) 书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。