电离平衡和水解平衡专题复习Word格式文档下载.docx
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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
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
弱酸、弱碱、少数盐和水
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.CI2C.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.1moI/L甲酸溶液的c（H+）=10-2mol/LB.甲酸以任意比与水互溶
C.10mL1moI/L甲酸恰好与10mL1moI/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
加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c（CH3C00H）、c（H+）、c（CH3C00-）变小
加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c（CH3COOH）>
c（H+）、c（CH3C00-）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CH3C00HCH3C00-+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（0H-）
c（H+）/
c（HAc）
导电能
力
电离程
度
加水稀释
加冰醋酸
升高温度
力口Na0H（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（0H-）/c（NH3H20）B.c（NH3H20）/c（0H-）C.c（0H-）D.n（0H-）
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。
H2C03^=,HC03-^，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。
NaHC03=,HC03F=
⑷强酸的酸式盐如NaHS04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：
NaHS04=
溶于水时：
KHS04在稀溶液中和熔融状态下都存在的离子是（
4、电离度
电离度=已电离的电解质分子数/原有分子总数（已电离侏电离）
弱酸：
C（H+）/C（酸）=a弱碱：
C（H-）/C（碱）=a
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。
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
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H2OfH++OH-；
25C时，纯水中c（H+）=c（OH-）=1XI0-7mol/L即纯水的电离度为:
1000
a=1X10-7mol/18mol
⑵影响水的电离平衡的因素
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25C升到100C,c（H+和c（OH-）从1XI0-7mol/L增大到1x10-6mol/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：
H2O==H++OH-
变化
条件
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
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-）,25C时，Kw=1X0-14（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。
25C时KKw=1M0-14,100C时Kw约为1X10-12。
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=1XI0-14
⑷水电离的离子浓度计算
常温某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1X10-12mol/l，则下列肯定能共存的
离子组是
A、Cu2+
C、SO32-
（）
NO3-
NH4+
SO42-
K+
Fe3+B、Cl-
Mg2+D、Cl-
S2-
Na+
Na+K+
NO3-SO4：
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-）=1X10-7mol/L;
酸性溶液：
c（H+）>
c（OH-）,c（H+）>
1>
10-7mol/L;
碱性溶液：
c（H+）<
c（OH-）,c（H+）<
1XIO-7-mol/L。
思考：
1X10"
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+）=mX10'
nmol/L贝VpH=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-amolL-1,c（OH-）=10-（14-a）molL-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-）=1X10-7molL-1,pH=7。
2酸性溶液：
1X10-7molL-1>
c（OH-）,pH<
7，酸性越强，pH越小。
3碱性溶液：
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f橙f黄
红f紫f蓝
无色f浅红f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）a弱碱c（OH—）=c（碱）a
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=1O-pOH/n
弱酸C（酸）=c（H+）/a弱碱C（碱）=c（OH—）/a
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<
a+n。
3强碱pH=b，加水稀释10n倍，贝UpH=b-n。
4弱碱pH=b，加水稀释10n倍，贝UpH>
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。
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。
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
ab
世斗1014ababc（OH）10
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：
25C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
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、NaCI）、弱酸弱碱盐（如NH4HCO3）、
强酸弱碱盐（如NH4CI）、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）工；
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。
AI3+与S2-、HS-、AIO2-、CO32-、HCO3-
Fe'
+与AlO2-、CO32-、HCO3-
NH4+与AIO2-、SiO32-
女口：
2Al3++3S2-+6H2O=2Al（OH）3J+3HSf
Al3++3HCO3-=Al（OH）3J+3COf泡沫灭火器原理）
3特殊情况下的反应
FeCb和Na2S溶液发生氧化还原反应（生成Fe2*、S）
Na2S和CuS04溶液发生复分解反应（Na2S+CuSO4=CuSj+NaS04）生成更难溶物
FeCb和KSCN溶液发生络合反应[FeCI3+3KSCN=Fe（SCN）3+3KCI]
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。
F面分析不同条件对FeCb水解平衡的影响情况：
Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+（正反应为吸热反应）
移动方向
H+数
Fe3+水解程
现象
加H2O
通HCI
加NaOH溶液
力口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“f,”不写分解产物形式（如H2CO3等）。
NH4++H2O^=^NH3H2O+H+
HCO3-+H2O一
NH4++CH3COO-+H2O—
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
Am-+H2OHA（m-1）-+OH-
Ba（OH）n+nH+
2Al3++3CO32-+3H2O=2Al（OH）3J+3COf练习：
①盐的水解的离子方程式可用通式表示为：
Bn++nH2Ow
2注意区别酸式盐的阴离子的电离和水解
HS-+H2O-H2S+OH-
HS-+H2OH3O++S2-
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。
女口，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0H—量相等。
O.lmolL-1的NazS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>
NO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（H+）
C、c（Na+）>
c（H+）D、c（Na+）>
c（H+）>
c（Ac-）
例2已知某温度下0.1molL-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（）
HB—的水解程度小于HB—的电离程度；
②c（Na+）=0.1molL-1》c（B-）；
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（H+）B、c（NH4+）>
c（Cl-）>
c（OH-）>
C、c（Cl-）=c（NH4+）>
c（H+）=c（OH-）D、c（NH4+）>
c（Cl-）>
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（AICI3、FeBr3、Fe（NO3）3等）的溶液加热蒸干，得不到盐本身。
AICI3溶液中，AICI3+3H2O=^AI（OH）3+3HCI2AI（OH）3AI2O3+3H2O
2如果水解生成的酸难挥发，则可以得到原固体，如Al
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