高考化学 备考冲刺之易错点点睛系列 专题08 电离平衡及其盐类水解Word格式.docx
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NaOH溶液，盐酸>
醋酸。
若稀释10n倍，盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位，而氨水与醋酸溶液pH变化不到，n个单位。
（2）稀释后的pH仍然相等，则加水量的大小：
氨水NaOH溶液，醋酸>
盐酸。
4．利用较强酸（碱）制备较弱酸（碱）判断电解质强弱。
如将醋酸加入碳酸钠溶液中，有气泡产生。
说明酸性：
CH3COOH>
H2CO3。
5．利用元素周期律进行判断，如非金属性Cl>
S>
P>
Si，则酸性HClO4>
H2SO4>
H3PO4>
H2SiO3（最高价氧化物对应水化物）；
金属性：
Na>
Mg>
Al，则碱性：
NaOH>
Mg（OH）2>
Al（OH）3。
【特别提醒】证明某电解质是弱电解质时，只要说明该物质是不完全电离的，即存在电离平衡，既有离子，又有分子，就可说明为弱电解质。
难点二、水的电离
1.水的电离及离子积常数
⑴水的电离平衡：
水是极弱的电解质，能发生自电离：
H2O2+H2O2
H3O++HO2－简写为H2O
H++OH－（正反应为吸热反应）其电离平衡常数：
Ka=
⑵水的离子积常数：
Kw=[H+][OH-]
250C时Kw=1.0×
10-14mol2·
L-2，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。
如1000C时Kw=1.0×
10-12mol2·
L-2.
⑶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.影响水的电离平衡的因素
⑴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。
⑵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变小，但[H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。
⑶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。
⑷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，因而促进了水的电离平衡正向移动。
3.溶液的酸碱性和pH的关系
⑴pH的计算：
pH=-lg[H+]
⑵酸碱性和pH的关系：
在室温下，中性溶液：
[H+]=[OH－]=1.0×
10-7mol·
L-1,pH=7
酸性溶液：
[H+]＞[OH－],[H+]＞1.0×
L-1,pH＜7
碱性溶液：
[H+]＜[OH－],[H+]＜1.0×
L-1,pH＞7
⑶pH的测定方法：
①酸碱指示剂:
粗略地测溶液pH范围
②pH试纸:
精略地测定溶液酸碱性强弱
③pH计:
精确地测定溶液酸碱性强弱
4．酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液pH计算：
①酸混合：
直接算[H+]，再求pH。
②碱混合：
先算[OH-]后转化为[H+]，再
求pH。
③酸碱混合：
要先看谁过量，若酸过量，求[H+]，再求pH；
若碱过量，先求[OH-]，再转化为[H+]，最后求pH。
[H+]混=
[OH－]混=
难点三、盐类水解
盐类水解的规律
有弱才水解，无弱不水解；
越弱越水解，都弱都水解；
谁强显谁性；
同强显中性。
由此可见，盐类水解的前提条件是有弱碱的阳离子或弱酸的酸根离子，其水溶液的酸碱性由盐的类型决定，利用盐溶液的酸碱性可判断酸或碱的强弱。
（1）
盐的类型
是否水解
溶液的pH
强酸弱碱盐
水解
pH＜7
强碱弱酸盐
pH＞7
强酸强碱盐
不水解
pH＝7
（2）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＋ 显酸性
A－＋H2O
HA＋OH－ 显碱性
（3）盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，溶液碱性（或酸性）越强。
盐类水解离子方程式的书写
1．注意事项
（1）一般要写可逆“
”，只有彻底水解才用“===”。
（2）难溶化合物不写沉淀符号“↓”。
（3）气体物质不写气体符号“↑”。
2．书写方法
（1）弱酸强碱盐
①一元弱酸强碱盐水解
弱酸根阴离子参与水解，生成弱酸。
例如：
CH3COONa＋H2O
CH3COOH＋NaOH
离子方程式：
CH3COO－＋H2O
CH3COOH＋OH－
②多元弱酸根阴离子分步水解
由于多元弱酸的电离是分多步进行的，所以多元弱酸的酸根离子的水解也是分多步进行的，阴离子带几个电荷就要水解几步。
第一步水解最易，第二步较难，第三步水解更难。
Na2CO3
＋H2O
NaHCO3＋NaOH
NaHCO3＋H2O
H2CO3＋NaOH
CO
HCO
＋OH－
H2CO3＋OH－
③多元弱酸的酸式强碱盐水解
（2）强酸弱碱盐
①一元弱碱
弱碱阳离子参与水解，生成弱碱。
②多元弱碱阳离子分步水解，但写水解离子方程式时一步完成。
AlCl3＋3H2O
Al（OH）3＋3HCl
Al3＋＋3H2O
Al（OH）3＋3H＋
（3）某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子，在一起都发生水解，相互促进对方的水解，水解趋于完全。
可用“===”连接反应物和生成物，水解生成的难溶物或挥发性物质可加“↓”、“↑”等。
将Al2（SO4）3溶液和NaHCO3溶液混合，立即产生白色沉淀和大量气体，离子方程式为：
Al3＋＋3HCO
===Al（OH）3↓＋3CO2↑
能够发生双水解反应的离子之间不能大量共存。
常见的离子间发生双水解的有：
Fe3＋与CO
、HCO
等，Al3＋与AlO
、CO
、S2－、HS－等。
影响盐类水解的因素
1．内因：
盐本身的性质，组成盐的酸根相对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），水解程度就越大。
2．外因：
受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
（1）温度：
盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大。
（2）浓度：
盐的浓度越小，水解程度越大。
（3）外加酸、碱或盐：
外加酸、碱或盐能促进或抑制盐的水解。
归纳总结：
上述有关因素对水解平衡的影响结果，可以具体总结成下表（以CH3COO－＋H2O
CH3COOH＋OH－为例）：
改变
条件
c（CH3COO－）
c（CH3COOH）
c（OH－）
c（H＋）
pH
水解程度
加水
减小
增大
加热
加NaOH（s）
加HCl（g）
加CH3COONa（s）
加NH4Cl（s）
盐类水解的应用
2．用热碱去污
如用热的Na2CO3溶液去污能力较强，盐类的水解是吸热反应，升高温度，有利于Na2CO3水解，使其溶液显碱性。
3．配制易水解的
盐溶液时，需考虑抑制盐的水解。
（1）配制强酸弱碱盐溶液时，需滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液时常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到相应的浓度，以抑制它们的水解，配制Fe2（SO4）3溶液时，滴几滴稀硫酸。
（2）配制强碱弱酸盐溶液时，需滴几滴相应的强碱，可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根离子的水解，如配制Na2CO3、NaHS溶液时滴几滴NaOH溶液。
4．物质制取如制取Al2S3，不能用湿法，若用Na2S溶液和AlCl3溶液，两种盐溶液在发生的水解反应中互相促进，得不到Al2S3。
制取时要采用加热铝粉和硫粉的混合物：
2Al＋3S
Al2S3。
5．某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解，如Na2CO3、NaHCO3溶液因CO
水解使溶液呈碱性，OH－与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞黏结，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。
6．若一种盐的酸根和另一种盐的阳离子能发生水解相互促进反应，这两种盐相遇时，要考虑它们水解时的
相互促进，如泡沫灭火器的原理：
将硫酸铝溶液和碳酸氢钠溶液混合，Al2（SO4）3＋6NaHCO3===3Na2SO4＋2Al（OH）3↓＋6CO2↑，产生大量CO2来灭火。
7．用盐（铁盐、铝盐）作净水剂时需考虑盐类水解。
例如，明矾KAl（SO4）2·
12H2O净水原理：
Al3＋＋3H2OAl（OH）3（胶体）＋3H＋，Al（OH）3胶体表面积大，吸附能力强，能吸附水中悬浮的杂质生成沉淀而起到净水作用。
8．Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐（如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等）溶液中，产生H2。
将镁条投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3产生，有关离子方程式为：
NH
＋H2ONH3·
H2O＋H＋，Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑。
9．如果溶液浓度较低，可以利用水解反应来获得纳米材料（氢氧化物可变为氧化物）。
如果水解程度很大，还可用于无机化合物的制备，如制TiO2：
TiCl4＋（x＋2）H2O（过量）
TiO2·
xH2O＋4HCl
xH2O焙烧,TiO2＋xH2O
离子浓度大小比较规律
1．大小比较方法
（1）考虑水解因素：
如Na2CO3溶液中
＋OH－ HCO
H2CO3＋OH－，所以c（Na＋）＞c（CO
）＞c（OH－）＞c（HCO
）
（2）不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其的影响程度。
如在相同的物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4③NH4HSO4溶液中，
c（NH
由大到小的顺序是③>
①>
②。
（3）多元弱酸、多元弱酸盐溶液
如：
H2S溶液：
c（H＋）＞c（HS－）＞c（S2－）＞c（OH－）
Na2CO3溶液：
c（Na＋）＞c（CO
）＞c（H＋）。
（4）混合溶液
混合溶液中离子浓度的比较，要注意能
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