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.docx

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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

1.外界条件对弱电解质和水电离平衡的影响及强、弱电解质的比较仍将是命题的重点。

2.溶液pH的计算与生物酸碱平衡相结合或运用数学工具（图表）进行推理等试题在高考中出现的可能性较大。

3.溶液中离子（或溶质粒子）浓度大小比较仍是今后高考的热点。

难点一、强、弱电解质的判断方法

1．电离方面：

不能全部电离，存在电离平衡，如

（1）0.1mol·L－1CH3COOH溶液pH约为3；

（2）0.1molCH3COOH溶液的导电能力比相同条件下盐酸的弱；

（3）相同条件下，把锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者反应速率比后者快；

（4）醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONH4，颜色变浅；

（5）pH=1的CH3COOH与pH=13的NaOH等体积混合溶液呈酸性等。

2．水解方面

根据电解质越弱，对应离子水解能力越强

（1）CH3COONa水溶液的pH>7；

（2）0.1mol·L－1CH3COONa溶液pH比0.1mol·L－1NaCl溶液大。

3．稀释方面

如图：

a、b分别为pH相等的NaOH溶液和氨水稀释曲线。

c、d分别为pH相等的盐酸和醋酸稀释曲线。

请体会图中的两层含义：

（1）加水稀释相同倍数后的pH大小：

氨水>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+]＞1.0×10-7mol·L-1,pH＜7

碱性溶液：

[H+]＜[OH－],[H+]＜1.0×10-7mol·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

水解

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。

例如：

Na2CO3

＋H2O

NaHCO3＋NaOH

NaHCO3＋H2O

H2CO3＋NaOH

离子方程式：

CO

＋H2O

HCO

＋OH－

HCO

＋H2O

H2CO3＋OH－

③多元弱酸的酸式强碱盐水解

例如：

NaHCO3＋H2O

H2CO3＋NaOH

离子方程式：

HCO

＋H2O

H2CO3＋OH－

（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。

例如：

AlCl3＋3H2O

Al（OH）3＋3HCl

离子方程式：

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。

例如：

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

、HCO

、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

减小

减小

增大

减小

增大

加热

减小

增大

增大

减小

增大

增大

加NaOH（s）

增大

减小

增大

减小

增大

减小

加HCl（g）

减小

增大

减小

增大

减小

增大

加CH3COONa（s）

增大

增大

增大

减小

增大

减小

加NH4Cl（s）

减小

增大

减小

增大

减小

增大

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

、HCO

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。

例如：

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

TiO2·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

CO

＋H2O

HCO

＋OH－　HCO

＋H2O

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（OH－）＞c（HCO

）＞c（H＋）。

（4）混合溶液

混合溶液中离子浓度的比较，要注意能