水溶液中的电离平衡知识点讲解及例题解析.docx
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水溶液中的电离平衡知识点讲解及例题解析
水溶液中的电离平衡
一、电解质和非电解质
1、概念
⑴电解质：
在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物
非电解质：
在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物
①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。
②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。
③对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。
例如：
H2SO4、NaHCO3、NH4Cl、Na2O、Na2O2、Al2O3
⑵强电解质：
溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质
弱电解质：
溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质
①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。
强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H2O、HF等都是弱电解质。
②电解质的强弱与溶解度无关。
如BaSO4、CaCO3等
③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。
2、判断
（1）物质类别判断：
强电解质：
强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物
弱电解质：
弱酸、弱碱、少数盐和水
非电解质：
非金属氧化物、氢化物（酸除外）、多数有机物
单质和混合物（不是电解质也不是非电解质）
（2）性质判断：
熔融导电：
强电解质（离子化合物）
均不导电：
非电解质（必须是化合物）
（3）实验判断：
①测一定浓度溶液pH
②测对应盐溶液pH
③一定pH溶液稀释测pH变化
④同等条件下测导电性
3、电解质溶液的导电性和导电能力
⑴电解质不一定导电（如NaCl晶体、无水醋酸），导电物质不一定是电解质（如石墨），非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
⑵强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。
饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。
水溶液中的离子平衡【知识点梳理】
弱电解质的电离平衡及盐类的水解平衡是高考的热点内容之一，也是教学中的重点和难点。
几乎是每年高考必考的内容。
电离平衡的考查点是：
①比较某些物质的导电能力大小，判断电解质、非电解质；
②外界条件对电离平衡的影响及电离平衡的移动；
③将电离平衡理论用于解释某些化学问题；
④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的变化等等。
外界条件对电离平衡的影响、强弱电解质的比较是高考命题的热点。
盐类的水解在考查内容上有以水解实质及规律为对象的考查，但将水解与弱电解质电离、酸碱中和反应、pH等知识进行综合考查更为常见。
主要考查点如下：
①盐类水解对水的电离程度的影响的定性、定量判断；
②水解平衡移动用于某些盐溶液蒸干后产物的判断；
③盐溶液pH大小的比较；
④盐溶液或混合溶液离子浓度大小的比较及排序。
⑤离子共存、溶液的配制、试剂的贮存、化肥的混用、物质的提纯、推断、鉴别、分离等。
考点归纳：
1.电离平衡与水解平衡的比较：
电离平衡
水解平衡
研究对象
弱电解质（弱酸、弱强、水）
盐（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐）
实质
弱酸
H＋+弱酸根离子
弱碱
OH－+弱碱根离子
盐电离出的：
弱酸根离子+H2O
弱酸（根）+OH－
弱碱根离子+H2O
弱碱+H+
特点
①酸（碱）越弱，电离程度就越小
②电离过程吸热
③多元弱酸：
分步电离且
一级电离>>二级电离>>三级电离
①“越弱越水解”（对应酸或碱越弱，水解程度越大）；
②水解过程吸热；
③多元弱酸根：
分步水解且
一级水解>>二级水解>>三级水解。
表达方式
电离方程式
H2CO3
H++HCO3―
HCO3―
H++CO32―
水解方程式
CO32―+H2O
HCO3―+OH―
HCO3―+H2O
H2CO3+OH―
影
响
因
素
温度
升温,促进电离,离子浓度增大（易挥发的溶质除外）
升温，促进水解
浓
度
加水稀释
促进电离,但离子浓度不增大
促进水解
加入同种离子
抑制电离
抑制水解
加入反应离子
促进电离
促进水解
2.影响水电离的因素：
水是一种极弱的电解质：
H2O
H++OH-在一定温度下，c（H+）与c（OH-）的乘积是一个常数，即KW=c（H+）·c（OH-），Kw叫水的离子积常数，简称水的离子积。
若没有指定温定，则可认为是在常温下，即25℃时Kw=1×10-14
温度：
由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促进水的电离，
c（H＋）、c（OH―）同时增大，Kw增大，pH值变小，但c（H＋）与c（OH―）仍相等,故体系仍显中性。
酸、碱性：
在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H＋或碱电离出OH―均能使水的电离平衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。
若此时温度不变，则Kw不变，c（H＋）、c（OH―）此增彼减。
即：
加酸，c（H＋）增大，c（OH―）减小，pH变小。
加碱，c（OH―）增大，c（H＋）减小，pH变大。
能水解的盐：
在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H＋或OH―，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。
即盐类的水解促进水的电离。
其它因素：
向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H＋直接作用，故同样能促进水的电离。
3.关于溶液pH值的计算：
pH=－lg｛c（H+）｝
总思路：
根据pH的定义：
pH=－lg｛c（H+）｝，溶液pH计算的核心是确定溶液中c（H+）的相对大小。
具体而言，酸性溶液必先确定溶液中c（H+），碱性溶液必先确定c（OH―），再由c（H+）·c（OH－）=Kw换算成c（H+）,然后进行pH的计算。
c（H＋）=10－pH
即：
c（H+）pH
溶液混合后的pH计算：
①两强酸混合,先求混合后的c（H+）混,再直接求pH值：
c（H+）混=[c（H＋）1·V1＋c（H＋）2·V2]/（V1＋V2）
②两强碱混合：
先求混合后c（OH―）混，再间接求pH值：
c（OH―）混=[c（OH－）1·V1＋c（OH－）2·V2]/（V1＋V2）
③强酸与强碱溶液混合：
根据n（H+）与n（OH―）的相对大小先判断酸、碱的过量情况。
a.若酸过量n（H+）＞n（OH―），c（H＋）混＝[n（H+）－n（OH―）]/V总
b.若碱过量n（OH―）＞n（H＋），c（OH―）混＝[n（OH―）－n（H＋）]/V总
c、若酸碱恰好完全反应n（H+）==n（OH―），混合后溶液呈中性。
④未标明酸碱的强弱，混合后溶液pH值不定。
应分析讨论。
总结论：
酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量。
4.溶液的稀释规律：
强酸：
pH=a，稀释10n倍则pH=a+n且（a+n）＜7；（弱酸：
则pH＜（a+n）
强碱：
pH=b，稀释10n倍则pH=b－n且（b－n）＞7；（弱碱：
则pH＞（b－n）
酸或碱无限稀释时（即当c（H＋）或c（OH―）＜10－6mol·L－1时），应考虑水电离出来的H＋或OH―的影响。
切记：
“无限稀释7为限”
5.pH之和等于14的一强一弱两种酸碱等体积混合，混合液呈弱的性质。
（谁弱谁过量，溶液显谁性）
若“一弱”指弱酸，则混合液呈弱酸性质；
若“一弱”指弱碱，则混合液呈弱碱性质。
6.关于中和滴定的误差判断：
根据计算关系式：
C待=[c（标）·V（标）·n（标）]/[V（待）·n（待）]，判断溶液浓度误差的宗旨是待测溶液的浓度与消耗标准液的体积成正比。
任何操作的误差最终均可归结到对所用标准液的体积的影响。
7.滴定过程中的pH变化及终点判断
酸碱滴定过程中，溶液的pH发生了很大的变化。
若用标准的强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液，则反应开始时溶液的pH很大，随着强酸的滴入，溶液的pH逐渐变小，二者恰好中和时溶液的pH=7；当酸过量一滴时，溶液立即变为酸性，此即为滴定终点。
若用强碱滴定强酸则恰恰相反。
根据滴定过程中的pH变化及酸碱指示剂在酸性或碱性溶液中的颜色变化，只要选择合适的指示剂（滴定终点尽可能与变色范围一致），即可准确判断中和反应是否恰好进行。
在实验室里最常选用的指示剂为酚酞，当用酸滴定碱时，达滴定终点时颜色由浅红色变为无色；当用碱滴定酸时，达滴定终点时颜色由无色变为浅红色。
注意：
当用酸滴定碱时，根据实际情况也可选用甲基橙，但石蕊不用作滴定指示剂。
例1：
（上海高考题）下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（）。
A．CH3COOHB．Cl2C．NH4HCO3D．SO2
例2：
（1）有下列物质：
①硫酸②固体KCl③氨④食盐水⑤CO2⑥Cl2⑦CaCO3⑧Na2O⑨铜丝⑩氯化氢气体11氨水12浓硫酸13盐酸14碘化氢15硫酸钡。
其中属于电解质的是；属于非电解质的是；属于强电解质的是；属于弱电解质的是。
例3：
（全国高考题）甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（）。
A．1mol/L甲酸溶液的c（H+）=10-2mol/LB．甲酸以任意比与水互溶
C．10mL1mol/L甲酸恰好与10mL1mol/LNaOH溶液完全反应
D．在相同条件下，甲酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱
二、弱电解质的电离平衡
1、定义和特征
⑴电离平衡的含义
在一定条件（如温度、浓度）下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态。
任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。
⑵电离平衡的特征
①逆：
弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。
②等：
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。
③动：
弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。
④定：
弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。
⑤变：
外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。
2、影响电离平衡的因素
⑴浓度：
越稀越电离
在醋酸的电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+
加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）变小
加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）增大，但电离程度变小
⑵温度：
T越高，电离程度越大
⑶同离子效应
加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。
⑷化学反应
加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。
以电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：
平衡移动方向
c（H+）
n（H+）
c（Ac-）
c（OH-）
c（H+）/c（HAc）
导电能力
电离程度
加水稀释
向右
减小
增多
减小
增多
增多
减弱
增大
加冰醋酸
向右
增大
增多
增多
减小
减小
增强
减小
升高温度
向右
增大
增多
增多
增多
增多
增强
增大
加NaOH（s）
向右
减小
减少
增多
增多
增多
增强
增大
加H2SO4（浓）
向左
增大
增多
减少
减少
增多
增强
减小
加醋酸铵（s）
向左
减小
减少
增多
增多
减小
增强
减小
加金属Mg
向右
减小
减少
增多
增多
增多
增强
增大
加CaCO3（s）
向右
减小
减少
增多
增多
增多
增强
增大
例1：
（南昌测试题）在CH3COOHCH3COO-+H+的电离平衡中，要使电离平衡右移，且氢离子浓度增大，应采取的措施是（）。
A．加NaOH（s）B．加浓盐酸C．加水D．加热
例2：
（全国高考题）用水稀释0.1mol/L氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（）。
A．c（OH-）/c（NH3·H2O）B．c（NH3·H2O）/c（OH-）C．c（OH-）D．n（OH-）
3、电离方程式的书写
⑴强电解质用=，弱电解质用
⑵多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。
H2CO3H++HCO3-，HCO3-H++CO32-，以第一步电离为主。
⑶弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。
NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3-H++CO32-
⑷强酸的酸式盐如NaHSO4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。
熔融状态时：
NaHSO4=Na++HSO4—
溶于水时：
NaHSO4=Na++H++SO42—
例3：
在一定温度下，无水醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力I随加入水的体积V变化的曲线如图所示。
请回答：
（1）“O”点导电能力为0的理由是_________________。
（2）a、b、c三点处，溶液的c（H+）由小到大的顺序为___________。
（3）a、b、c三点处，电离程度最大的是____________。
（4）若要使c点溶液中c（Ac-）增大，溶液c（H+）减小，可采取的措施是：
①，②，③。
三、水的电离及溶液的pH
1、水的电离
⑴电离平衡和电离程度
水是极弱的电解质，能微弱电离
H2O+H2OH3O++OH-，通常简写为H2OH++OH-；ΔH>0
25℃时，纯水中c（H+）=c（OH-）=1×10-7mol/L
⑵影响水的电离平衡的因素
①温度：
温度越高电离程度越大
c（H+）和c（OH-）同时增大，KW增大，但c（H+）和c（OH-）始终保持相等，仍显中性。
纯水由25℃升到100℃，c（H+）和c（OH-）从1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/L（pH变为6）。
②酸、碱
向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但KW不变。
③加入易水解的盐
由于盐的离子结合H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。
温度不变时，KW不变。
练习：
影响水的电离平衡的因素可归纳如下：
H2OH++OH-
平衡移
动方向
电离
程度
c（H+）与c（OH-）的相对大小
溶液的
酸碱性
离子积
KW
加热
向右
增大
c（H+）=c（OH-）
中性
增大
降温
向左
减小
c（H+）=c（OH-）
中性
减小
加酸
向左
减小
c（H+）>c（OH-）
酸性
不变
加碱
向左
减小
c（H+）碱性
不变
加能结合
H+的物质
向右
增大
c（H+）碱性
不变
加能结合
OH-的物质
向右
增大
c（H+）>c（OH-）
酸性
不变
⑶水的离子积
在一定温度时，c（H+）与c（OH-）的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
KW=c（H+）·c（OH-），25℃时，KW=1×10-14（无单位）。
①KW只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，KW增大。
25℃时KW=1×10-14，100℃时KW约为1×10-12。
②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。
不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，KW就不变。
⑷水电离的离子浓度计算
例1：
在25°C时，浓度为1×10-5mol/L的NaOH溶液中，由水电离产生的C（OH-）是多少？
酸：
C（OH—）溶液=C（OH—）水
碱：
C（H+）溶液=C（H+）水
盐：
酸性C（H+）溶液=C（H+）水
碱性C（OH—）溶液=C（OH—）水
例2：
（西安测试题）在25℃时，某溶液中，由水电离出的c（H+）=1×10-12mol/L，则该溶液的pH可能是（）。
A．12B．7C．6D．2
例3：
常温某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1×10-12mol/l，则下列肯定能共存的离子组是
A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+B、Cl-S2-Na+K+
C、SO32-NH4+K+Mg2+D、Cl-Na+NO3-SO42-
例4：
在25°C时，pH=5的HCl和NH4Cl溶液中，水电离出的c（H+）比值是：
2、溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中的c（H+）与c（OH-）的相对大小。
在常温下，中性溶液：
c（H+）=c（OH-）=1×10-7mol/L；
酸性溶液：
c（H+）>c（OH-）,c（H+）>1×10-7mol/L；
碱性溶液：
c（H+）思考：
c（H+）>1×10-7mol/L（pH<7）的溶液是否一定成酸性？
3、溶液的pH
⑴表示方法
pH=-lgc（H+）c（H+）=10-pH
pOH=-lgc（OH-）c（OH-）=10-pOH
常温下，pH+pOH=-lgc（H+）-lgc（OH-）=-lgc（H+）·c（OH-）=14。
⑵溶液的酸碱性与pH的关系（常温时）
①中性溶液：
c（H+）=c（OH-）=1×107mol·L-1，pH=7。
②酸性溶液：
c（H+）>1×10-7mol·L-1>c（OH-）,pH<7，酸性越强，pH越小。
③碱性溶液：
c（H+）<1×10-7mol·L-1>c（OH-）,pH>7，碱性越强，pH越大。
思考：
1、甲溶液的pH是乙溶液的2倍，则两者的c（H+）是什么关系？
2、pH<7的溶液是否一定成酸性？
（注意：
pH=0的溶液c（H+）=1mol/L。
）
⑶pH的适用范围
c（H+）的大小范围为：
1.0×10-14mol·L-1即pH范围通常是0～14。
当c（H+）≥1mol·L-1或c（OH-）≥1mol·L-1时，用物质的量浓度直接表示更方便。
⑷溶液pH的测定方法
①酸碱指示剂法：
只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。
指示剂
甲基橙
石蕊
酚酞
变色范围pH
3.1～4.4
5.0～8.0
8.2～10.0
溶液颜色
红→橙→黄
红→紫→蓝
无色→浅红→红
②pH试纸法：
粗略测定溶液的pH。
pH试纸的使用方法：
取一小块pH试纸放在玻璃片（或表面皿）上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，随即（30s内）与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH。
测定溶液pH时，pH试剂不能用蒸馏水润湿（否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH测定产生误差）；不能将pH试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。
标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是：
红（酸性），蓝（碱性）。
③pH计法：
精确测定溶液pH。
4、有关pH的计算
基本原则：
一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pHorc）
酸性先算c（H+），碱性先算c（OH—）
⑴单一溶液的pH计算
①由强酸强碱浓度求pH
②已知pH求强酸强碱浓度
例5：
同浓度同体积的HCl、H2SO4、HAc中c（H+）、中和NaOH量及与Zn反应快慢和H2产量比较？
同pH同体积的HCl、H2SO4、HAc中c（H+）、中和NaOH量及与Zn反应快慢和H2产量比较？
⑵加水稀释计算
①强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。
②弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH③强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n。
④弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-n。
⑤酸、碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能大于7，碱的pH不能小于7。
⑥对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。
例6：
PH=2的两种一元酸HX，HY各1ml,分别加水稀释至100ml，其PH值分别变为a,b,且a>b,则下列说法不正确的是
A．酸的相对强弱是：
HX>HY
B．相同温度，相同浓度的NaX，NaY溶液，其PH值前者大。
C．与足量锌粉反应产生氢气的体积在相同条件下HY比HX多。
D．若a=4，则为HX强酸，HY为弱酸。
⑶酸碱混合计算
①两种强酸混合
c（H+）混=
②两种强碱混合
c（OH-）混=
③酸碱混合，一者过量时
c（OH-）混或c（H+）混=
若酸过量，则求出c（H+），再得出pH；
若碱适量，则先求c（OH-），再由KW得出c（H+），进而求得pH，或由c（OH-）得出pOH再得pH。
例7：
把pH=13的NaOH溶液与pH=2的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH=11，则NaOH溶液和硫酸溶液的体积之比为？
例8：
25℃时，将某强酸和某强碱溶液按1∶10的体积比混合后溶液恰好中性，则混合前此强酸与强碱溶液的pH之和是
A.12B.13C.14D.15
四、盐的水解
1、盐的分类
⑴按组成分：
正盐、酸式盐和碱式盐。
⑵按生成盐的酸和碱的强弱分：
强酸强碱盐（如Na2SO4、NaCl）、弱酸弱碱盐（如NH4HCO3）、强酸弱碱盐（如NH4Cl）、强碱弱酸盐（如CH3COONa）。
⑶按溶解性分：
易溶性盐（如Na2CO3）、微溶性盐（如CaSO4）和难溶性盐（如BaSO4）。
2、盐类水解的定义和实质
⑴定义
盐电离出的一种或多种离子跟水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
⑵实质
盐电离出的离子（弱碱阳离子或弱酸根阴离子）跟水电离出的OH-或H+结合生成弱电解质（弱碱或弱酸）并建立电离平衡，从而促进水的电离。
⑶盐类水解的特点
①可逆的，其逆反应是中和反应；②微弱的；③动态的，水解达到平衡时v（水解）=v（中和）≠0；④吸热的，因中和反应是放热反应，故其逆反应是吸热反应。
3、盐类水解的规律
⑴有弱才水解：
含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐才发生水解。
⑵无弱不水解：
不含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐即强酸强碱盐不水解。
⑶谁弱谁水解：
发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子。
⑷谁强显谁性：
弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。
⑸越弱越水解：
弱酸根阴离子所对应的酸越弱，则越容易水解，水解程度越大。
若酸性HA>HB>HC，则相同浓度的NaA、NaB、NaC溶液的碱性逐渐增强，pH逐渐增大。
CO32-和HCO3-所对应的弱酸分别是HCO3-和H2CO3，HCO3-比H2CO3的电离程度小得多，
相同浓度时Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。
⑹都弱双水解：
当溶液中同时存在弱酸根阴离子和弱碱阳离子时，离子水解所生成的OH-和H+相互结合生成水而使其水解相互促进，称为“双水解”。
①NH4+与S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等虽然相互促进，水解程度仍然很小，离子间能大量共存。
②彻底双水解离子间不能大量共存。
Al3+与S2—、HS—、AlO2—、CO32—、HCO3—
Fe3+与AlO2—、CO32—、HCO3—
NH4+与AlO2—、SiO32—
如：
2Al3++3S2-+6H2O=2Al（OH）3↓+3H2S↑
Al3++3HCO3-=Al（OH
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