电离平衡和水解平衡专题复习student.docx

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电离平衡和水解平衡

一．考纲与考情

1．考纲

电离平衡和水解平衡在考纲中的位置如下所示：

基础型课程部分

电解质溶液

电解质、非电解质、强电解质、弱电解质

B

电离、电离方程式、电离平衡

B

（1）碳酸的分步电离

水的电离、pH

B

（1）水是极弱的电解质

（2）pH的含义（3）pH与酸碱性之间的关系

常见酸碱指示剂

A

（1）常见酸碱指示剂：

酚酞、石蕊、甲基橙

离子方程式

C

（1）置换反应和复分解反应的离子方程式

盐类水解、水解的应用

B

（1）常见强酸弱碱盐和强碱弱酸盐水溶液的酸碱性

2．考情

电离平衡和水解平衡在近几年高考中的出题都集中在选择题，一般为一题单选，一题多选。

综合来说，这一块的内容所占考分不多，但是由于学习水平较高，而且有一题会出现在多项选择题中，考生失分的情况还是十分普遍的，也应该将之看作教学上的重难点来看待。

二．知识点整理

电解质和非电解质强电解质和弱电解质

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

⑴物质结构判断：

离子化合物（含离子键）强电解质；共价化合物（极性强、弱、非极性）

强电解质不一定是离子化合物，如盐酸是共价化合物，但它在水溶液中能完全电离，它是强电解质；弱电解质也不一定是共价化合物，如氢氧化铝是若电解质，但是它是离子化合物

⑵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

注：

单质和混合物（不是电解质也不是非电解质）

⑶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）

⑷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

例1：

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：

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

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（电离平衡是一个吸热过程）

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

加冰醋酸

升高温度

加NaOH（s）

加H2SO4（浓）

加醋酸铵（s）

加金属Mg

加CaCO3（s）

例：

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。

H2CO3，HCO3-，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=，HCO3-

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=

溶于水时：

NaHSO4=

例：

KHSO4在稀溶液中和熔融状态下都存在的离子是（）。

A．K+B．H+C．SO42-D．HSO4-

4、电离度

电离度=已电离的电解质分子数/原有分子总数（已电离/未电离）

弱酸：

c（H+）/c（酸）=α弱碱：

c（H-）/c（碱）=α

5、强弱电解质的综合比较（与碱，盐，活泼金属的反应）

⑴同浓度一元强酸和弱酸比较

⑵同pH强酸和弱酸比较

6、电解质溶液的导电性和导电能力

经常以化学反应的形式出现，弱电解质转化成强电解质。

又如在溶液导电性实验装置中注入适量Ba（OH）2溶液，再逐滴加入稀H2SO4。

溶液导电性先变弱再变强。

此类问题经常以图像形式呈现。

例：

某一元强酸X的溶液和一元弱酸Y的溶液，它们的c（H+）相等。

将两种酸溶液各取50mL分别与足量镁屑反应。

现有下列叙述：

①X溶液与Y溶液的物质的量浓度相等；②开始反应时两种溶液的反应速率相等；③反应开始后，X的溶液反应速率下降较快；④反应开始后，Y的反应速率下降较快；⑤完全反应后X产生的氢气较多；⑥完全反应后Y产生的氢气较多。

以上叙述正确的是（）。

A．①②③⑤B．①②④⑥C．②④⑤D．②③⑥

例：

下列各组物质中，溶液的导电性比反应前明显增强的是（）。

A．向亚硫酸钠溶液中加少量液态溴B．向硝酸银中加入少量氯化氢

C．向氢氧化钠溶液中通入少量氯气D．向硫化氢饱和溶液中通入适量氯气

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-；

25℃时，纯水中c（H+）=c（OH-）=1×10-7mol/L即纯水的电离度为：

α=1×10-7mol/

mol

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

降温

加酸

加碱

加能结合

H+的物质

加能结合

OH-的物质

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KKw=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。

例如，在25°C时，c（H+）=0.01mol/L的强酸溶液与c（OH-）=0.01mol/L的强碱溶液中，Kw=1×10-14

⑷水电离的离子浓度计算

例：

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-

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-pHc（H+）=m×10-nmol/L则pH=n-lgm

pOH=-lgc（OH-）c（OH-）=10-pOH

常温下，pH+pOH=-lgc（H+）-lgc（OH-）=-lgc（H+）·c（OH-）=14。

例如，已知pH=a，则c（H+）=10-amol·L-1，c（OH-）=10-（14-a）mol·L-1。

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。

①溶液酸碱性与pH的关系可图示为：

⑶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：

红橙黄（酸性），绿（中性），蓝靛紫（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由酸碱浓度求pH

强酸（HnA）c（H+）=nc（酸）强碱B（OH）nc（OH—）=nc（碱）

弱酸c（H+）=c（酸）α弱碱c（OH—）=c（碱）α

②已知pH求酸碱浓度

强酸（HnA）c（酸）=c（H+）/n=10-pH/n强碱B（OH）nc（碱）=c（OH-）/n=10-pOH/n

弱酸c（酸）=c（H+）/α弱碱c（碱）=c（OH—）/α

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pH

③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：

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=

当△pH≥2的强酸以等体积混合时，pH混=pH小+0.3。

②两种强碱混合

c（OH-）混=

当△pH≥2的强酸以等体积混合时，pH混=pH大-0.3。

③强酸强碱混合，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。

⑷强酸强碱的pH与混合后的pH的关系

①pH=a的强碱与pH=b的强碱溶液等体积混合

②pH=a的强碱与pH=b的强碱溶液混合呈中性，则体积关系

10-aVa=10-14+bVb

⑸强弱混合讨论

①一元酸与一元碱等物质的量浓度等体积混合：

即生成盐溶液的酸碱性

②pH之和为14的酸碱等体积混合：

谁弱谁过量

例1：

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

例2：

在室温条件下，酸和碱的溶液等体积混合后，pH值一定大于7的是（）

ApH=3的盐酸和pH=11的氢氧化钡溶液

BpH=3的醋酸（电离度约为1%）和pH=12的氢氧化钠溶液

CpH=3的硝酸和pH=11的氨水（电离度约为1%）

DpH=3的硫酸和pH=12的氢氧化钾溶液

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）3↓+3CO2↑（泡沫灭火器原理）

③特殊情况下的反应

FeCl3和Na2S溶液发生氧化还原反应（生成Fe2+、S）

Na2S和CuSO4溶液发生复分解反应（Na2S+CuSO4=CuS↓+Na2SO4）生成更难溶物

FeCl3和KSCN溶液发生络合反应[FeCl3+3KSCN=Fe（SCN）3+3KCl]

4、影响盐类水解的因素

主要因素：

是盐本身的性质（对应的酸碱越弱，水解程度就越大）。

外界条件：

（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：

稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。

（3）外加酸碱盐：

外加酸碱能促进或抑制盐的水解。

下面分析不同条件对FeCl3水解平衡的影响情况：

Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+（正反应为吸热反应）

条件

移动方向

H+数

pH

Fe3+水解程度

现象

升高温度

加H2O

通HCl

加NaOH溶液

加NaHCO3溶液

5、盐类水解离子方程式的书写

⑴一般水解程度很小，用可逆符号，不标“↓”或“↑”，不写分解产物形式（如H2CO3等）。

NH4++H2ONH3·H2O+H+

HCO3-+H2OH2CO3+OH-

NH4++CH3COO-+H2ONH3·H2O+CH3COOH

⑵多元弱酸根分步水解，弱碱阳离子一步到位。

⑶能进行完全的双水解反应写总的离子方程式，用“=”且标注“↓”和“↑”。

2Al3++3CO32-+3H2O=2Al（OH）3↓+3CO2↑

练习：

①盐的水解的离子方程式可用通式表示为：

Am-+H2OHA（m-1）-+OH-

Bn++nH2OBa（OH）n+nH+

②注意区别酸式盐的阴离子的电离和水解

HS-+H2OH3O++S2-HS-+H2OH2S+OH-

6、离子浓度比较

⑴守恒关系

①电荷守恒：

电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。

如NaHCO3溶液中：

c（Na+）＋c（H+）＝c（HCO3-）＋2c（CO32-）＋c（OH-）

Na2CO3溶液中：

c（Na+）＋c（H+）＝2c（CO32-）＋c（OH-）＋c（HCO3-）

②物料守恒：

离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。

如，0.1mol/LCH3COONa和0.1mol/LCH3COOH混合溶液，

c（CH3COO-）+c（CH3COOH）=0.2mol/L

Na2S溶液中，c（S2-）+c（HS-）+c（H2S）=1/2c（Na+）；在NaHS溶液中，c（HS-）+c（S2-）+c（H2S）=c（Na+）。

③水的电离守恒（也称质子守恒）：

是指溶液中，由水所电离的H＋与OH－量相等。

如：

0.1mol·L-1的Na2S溶液中：

c（OH-）＝c（H+）＋c（HS-）＋2c（H2S）

⑵单一溶质溶液

①酸或碱0.1mol/LH2S溶液中，各离子浓度大小关系？

②正盐0.1mol/L的CH3COONa微粒中浓度大小关系？

方法：

a.盐的离子>H2O的离子；b.浓度大小决定于水解程度；c.OH－和H+决定于酸碱性

⑶两种溶液混合

①分析反应，判断过量，确定溶质。

②“两个微弱”：

弱酸（碱）溶液中分子是主要的，盐溶液中盐电离产生的离子是主要的。

③主要离子和少量的离子分别结合溶质物质的量、电离水解程度和溶液的酸碱性分析。

例1：

等体积等浓度的醋酸与NaOH溶液相混合,所得溶液中离子浓度由大到小的顺序是（）

A、c（Na+）＞c（Ac-）＞c（OH-）＞c（H+）B、c（Na+）＝c（Ac-）＞c（OH-）＞c（H+）

C、c（Na+）＞c（OH-）＞c（Ac-）＞c（H+）D、c（Na+）＞c（OH-）＞c（H+）＞c（Ac-）

例2已知某温度下0.1mol·L-1的NaHB（强电解质）溶液中c（H＋）＞c（OH－），则下列有关说法或关系式一定正确的是（）

1HB－的水解程度小于HB－的电离程度；②c（Na+）=0.1mol·L-1≥c（B2-）；

③溶液的pH=1；④c（Na+）=c（HB－）+2c（B2-）+c（OH-）、

A、①②B、②③C、②④D、①②③

例3．将pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，在所得的混合溶液中，下列关系式正确的是（）

A、c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（OH-）＞c（H+）B、c（NH4+）＞c（Cl-）＞c（OH-）＞c（H+）

C、c（Cl-）＝c（NH4+）＞c（H+）＝c（OH-）D、c（NH4+）＞c（Cl-）＞c（H+）＞c（OH-）

7、盐类水解的应用

⑴溶液酸碱性的判断

①等浓度不同类型物质溶液pH：

多元强碱＞一元强碱＞弱碱＞强碱弱酸盐＞水＞强酸弱碱盐＞弱酸＞一元强酸＞多元强酸

②对应酸（碱）越弱，水解程度越大，碱（酸）性越强。

常见酸的强弱：

H2SO3>H3PO4>HF>HAc>H2CO3>H2S>HClO>HCN>HCO3->HS-

③弱酸酸式盐溶液

当电离程度大于水解程度时，溶液成酸性，如HSO3-、H2PO4-（一般只此两种）

当水解程度大于电离程度时，溶液成碱性，如HCO3-、HPO42-、HS-等

④同pH溶液浓度比较

⑵盐溶液蒸干所得到的固体

①将挥发性酸对应的盐（AlCl3、FeBr3、Fe（NO3）3等）的溶液加热蒸干，得不到盐本身。

AlCl3溶液中，AlCl3+3H2OAl（OH）3+3HCl2Al（OH）3Al2O3+3H2