電離平衡和水解平衡專題復(fù)習(xí)電離平衡和水解平衡專題復(fù)習(xí)編輯整理：尊敬的讀者朋友們：這里是精品文檔編輯中心，本文檔內(nèi)容是由我和我的同事精心編輯整理后發(fā)布的，發(fā)布之前我們對(duì)文中內(nèi)容進(jìn)行仔細(xì)校對(duì)，但是難免會(huì)有疏漏的地方，但是任然希望（電離平衡和水解平衡專題復(fù)習(xí)）的內(nèi)容能夠給您的工作和學(xué)習(xí)帶來便利。同時(shí)也真誠的希望收到您的建議和反饋，這將是我們進(jìn)步的源泉，前進(jìn)的動(dòng)力。本文可編輯可修改，如果覺得對(duì)您有幫助請(qǐng)收藏以便隨時(shí)查閱，最后祝您生活愉快業(yè)績進(jìn)步，以下為電離平衡和水解平衡專題復(fù)習(xí)的全部內(nèi)容。電WWIH平衡一.考綱與考情1.考綱電離平衡和水解平衡在考綱中的位置如下所示:基礎(chǔ)型課程部分電解質(zhì)溶液電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)B電離、電離方程式、電離平衡B(1)碳酸的分步電離水的電離、pHB(1)水是極弱的電解質(zhì)(2)pH的含義(3)pH與酸堿性之間的關(guān)系常見酸堿指示劑A(1)常見酸堿指示劑：酚酞、石蕊、甲基橙離子方程式C(1)置換反應(yīng)和復(fù)分解反應(yīng)的離子方程式鹽類水解、水解的應(yīng)用B(1)常見強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽水溶液的酸堿性注：離子方程式和離子共存問題內(nèi)容較多，由汪柳老師單獨(dú)負(fù)責(zé)講解。拓展課程部分平衡常數(shù)K的意義弱目離Ki耳解質(zhì)電F衡常數(shù)電離平衡常數(shù)K.iB(2)電離平衡常數(shù)的表達(dá)式，運(yùn)用電離平衡常數(shù)比較弱酸的電離程度2.考情電離平衡和水解平衡在近幾年高考中的出題都集中在選擇題，一般為一題單選，一題多選。★如2008年高考，11題考察不同溶液中水的電離情況；14題考察學(xué)生對(duì)電離平衡和水解平衡的綜合理解.★如2009年高考，17題考察學(xué)生對(duì)電離平衡常數(shù)的理解；20題考察強(qiáng)酸溶液中水的電離情況及pH值計(jì)算。★如2010年高考，16題考察電解質(zhì)溶液中的離子濃度問題;21題考察強(qiáng)弱電解質(zhì)的不同電離情況.★如2011年高考,1題考察電離和水解的實(shí)際應(yīng)用;19題考察酸堿中和反應(yīng)的不同情況。綜合來說，這一塊的內(nèi)容所占考分不多，但是由于學(xué)習(xí)水平較高，而且有一題會(huì)出現(xiàn)在多項(xiàng)選擇題中，考生失分的情況還是十分普遍的，也應(yīng)該將之看作教學(xué)上的重難點(diǎn)來看待。二?知識(shí)點(diǎn)整理電解質(zhì)和非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1、概念⑴電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物電解質(zhì)和非電解質(zhì)均指化合物，單質(zhì)和混合物既不屬于電解質(zhì)也不屬于非電解質(zhì).電解質(zhì)必須是自身能直接電離出自由移動(dòng)的離子的化合物。對(duì)于電解質(zhì)來說，只須滿足一個(gè)條件即可，而對(duì)非電解質(zhì)則必須同時(shí)滿足兩個(gè)條件。例如：HSO4、NaHCO、NHCl、Na0、NaO、AlO2 3 4 2 22 23⑵強(qiáng)電解質(zhì)：溶于水或熔融狀態(tài)下幾乎完全電離的電解質(zhì)弱電解質(zhì):溶于水或熔融狀態(tài)下只有部分電離的電解質(zhì)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化學(xué)鍵有關(guān)，但不由化學(xué)鍵類型決定。強(qiáng)電解質(zhì)含有離子鍵或強(qiáng)極性鍵，但含有強(qiáng)極性鍵的不一定都是強(qiáng)電解質(zhì)，如H2O、HF等都是弱電解質(zhì)。電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶解度無關(guān)。如BaSO4、CaCO3等電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電能力沒有必然聯(lián)系。2、判斷⑴物質(zhì)結(jié)構(gòu)判斷：離子化合物（含離子鍵）強(qiáng)電解質(zhì)；共價(jià)化合物（極性強(qiáng)、弱、非極性）⑵物質(zhì)類別判斷：強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、多數(shù)鹽、部分金屬氧化物弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、少數(shù)鹽和水非電解質(zhì)：非金屬氧化物、氫化物（酸除外）、多數(shù)有機(jī)物單質(zhì)和混合物（不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)）⑶性質(zhì)判斷：熔融導(dǎo)電:強(qiáng)電解質(zhì)（離子化合物）均不導(dǎo)電：非電解質(zhì)（必須是化合物）⑷實(shí)驗(yàn)判斷：測(cè)一定濃度溶液pH測(cè)對(duì)應(yīng)鹽溶液pH一定pH溶液稀釋測(cè)pH變化同等條件下測(cè)導(dǎo)電性例1：（上海高考題）下列物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，但屬于非電解質(zhì)的是（D）.CH3COOH B.Cl2 C.NH4HCO3 D.SO2解析：a和C選項(xiàng)都是電解質(zhì)，B選項(xiàng)中的氯氣雖然水溶液能導(dǎo)電，但本身是單質(zhì)不屬于電解質(zhì)或非電解質(zhì)概念，也錯(cuò)，SO2溶于水生成H2SO3，能導(dǎo)電，但本身不是電解質(zhì)，因此選D。例2:（全國高考題）甲酸的下列性質(zhì)中，可以證明它是弱電解質(zhì)的是（A）。A.1mol/L甲酸溶液的c（H+）=10-2mol/L B.甲酸以任意比與水互溶10mL1mol/L甲酸恰好與10mL1mol/LNaOH溶液完全反應(yīng)在相同條件下，甲酸溶液的導(dǎo)電性比一元強(qiáng)酸溶液的弱解析:弱電解質(zhì)的本質(zhì)是部分電離，A選項(xiàng)正確，B完全不知所云,C選項(xiàng)中無論強(qiáng)酸弱酸和堿反應(yīng)只要濃度相同，消耗的體積必然相同，D選項(xiàng)中沒有提及相同濃度故無法判斷。弱電解質(zhì)的電離平衡1、定義和特征⑴電離平衡的含義電離平衡和水解平衡專題復(fù)習(xí)在一定條件（如溫度、濃度）下，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態(tài)叫電離平衡狀態(tài)。任何弱電解質(zhì)在水溶液中都存在電離平衡，達(dá)到平衡時(shí)，弱電解質(zhì)具有該條件下的最大電離程度。⑵電離平衡的特征逆：弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的，存在電離平衡。等：弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等。動(dòng)：弱電解質(zhì)電離成離子和離子結(jié)合成分子的速率相等，不等于零，是動(dòng)態(tài)平衡。定：弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液里離子的濃度、分子的濃度都不再改變。變：外界條件改變時(shí)，平衡被破壞，電離平衡發(fā)生移動(dòng)。2、影響電離平衡的因素⑴濃度：越稀越電離在醋酸的電離平衡CH3COOH CH3COO-+H+加水稀釋，平衡向右移動(dòng)，電離程度變大，但c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）變小加入少量冰醋酸，平衡向右移動(dòng)，c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）增大，但電離程度變?、茰囟龋篢越高，電離程度越大（電離平衡是一個(gè)吸熱過程）（3）同離子效應(yīng)加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，使電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng).⑷化學(xué)反應(yīng)加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，可使平衡向電離方向移動(dòng).以電離平衡CH3COOH CH3COO-+H+為例,各種因素對(duì)平衡的影響可歸納為下表：平衡移動(dòng)方向c(H+)n(H+)c(Ac)c(OH)c(H+)/c(HAc)導(dǎo)電能力電離程度加水稀釋向右減小增多減小增大增大減弱增大加冰醋酸向右增大增多增大減小減小增強(qiáng)減小升高溫度向右增大增多增大減小增大增強(qiáng)增大加NaOH(s)向右減小減少增大增大增大增強(qiáng)增大加H2SO4(濃)向左增大增多減小減小增大增強(qiáng)減小加醋酸銨（s）向左減小減少增大增大減小增強(qiáng)減小加金屬M(fèi)g向右減小減少增大增大減小增強(qiáng)增大加加CaCO3(s)向右減小減少增大增大減小增強(qiáng)增大例：(全國高考題)用水稀釋0.1mol/L氨水時(shí)，溶液中隨著水量的增加而減小的是(BC).A.c(OH-)/c(NH3?H2O)B.c(NH^Hp/cCOH—) C.c(OH-)D.n(OH-)解析：A、B是兩個(gè)矛盾選項(xiàng)，稀釋過程中同等程度降低OH-和NH?HO的濃度，但由于促進(jìn)了氨水電離，因此OH-降低的程度要慢一些，因此A錯(cuò)誤B3正^確。C選項(xiàng)中由于稀釋的作用，OH-的濃度一定是降低的。D選項(xiàng)錯(cuò)誤，雖然OH-的濃度降低但是由于促進(jìn)了電離，OH-的物質(zhì)的量是增大的。3、 電離方程式的書寫⑴強(qiáng)電解質(zhì)用二，弱電解質(zhì)用⑵多元弱酸分步電離，多元弱堿一步到位.H2CO3 H++HCO3-，HCO3- H++CO;-，以第一步電離為主。⑶弱酸的酸式鹽完全電離成陽離子和酸根陰離子，但酸根是部分電離。NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3- H++CO;-⑷強(qiáng)酸的酸式鹽如NaHSO4完全電離，但在熔融狀態(tài)和水溶液里的電離是不相同的。熔融狀態(tài)時(shí):NaHSO4=Na++HSO4-溶于水時(shí)：NaHSO4=Na++H++SO42-例：KHSO4在稀溶液中和熔融狀態(tài)下都存在的離子是(A)。A.K+ B.H+ C.SO42-D.HSO4-解析：硫酸氫根在水溶液和熔融狀態(tài)的兩種電離是必須掌握的，不難看出A選項(xiàng)正確。4、 電離度電離度二已電離的電解質(zhì)分子數(shù)/原有分子總數(shù)(已電離+未電離)弱酸:c(H+)=c(酸)a弱堿:c(H+)=c(堿)a5、 強(qiáng)弱電解質(zhì)的綜合比較(與堿，鹽，活潑金屬的反應(yīng))⑴同濃度一元強(qiáng)酸和弱酸比較⑵同pH強(qiáng)酸和弱酸比較6、 電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性和導(dǎo)電能力經(jīng)常以化學(xué)反應(yīng)的形式出現(xiàn)，弱電解質(zhì)轉(zhuǎn)化成強(qiáng)電解質(zhì)。又如在溶液導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)裝置中注入適量Ba(OH)2溶液，再逐滴加入稀H2SO4。溶液導(dǎo)電性先變?nèi)踉僮儚?qiáng)。此類問題經(jīng)常以圖像形式呈現(xiàn). 2 24例：某一元強(qiáng)酸X的溶液和一元弱酸Y的溶液，它們的c(H+)相等。將兩種酸溶液各取50mL分別與足量鎂屑反應(yīng)。現(xiàn)有下列敘述：①X溶液與Y溶液的物質(zhì)的量濃度相等；②開始反應(yīng)Page5of15電離平衡和水解平衡專題復(fù)習(xí)時(shí)兩種溶液的反應(yīng)速率相等；③反應(yīng)開始后，X的溶液反應(yīng)速率下降較快；④反應(yīng)開始后，Y的反應(yīng)速率下降較快;⑤完全反應(yīng)后X產(chǎn)生的氫氣較多;⑥完全反應(yīng)后Y產(chǎn)生的氫氣較多。以上敘述正確的是(D)。①②③⑤ B.①②④。 C.②④⑤D.②③。解析:強(qiáng)酸與弱酸pH值相等，那么一定是弱酸濃度較大。排除①，開始時(shí)兩者pH值相等，所以反應(yīng)速率相等，反應(yīng)開始后，弱酸濃度下降較慢，因此③正確，最后由于弱酸濃度較大，因此生成的氫氣也較多，最后選擇D選項(xiàng).例:下列各組物質(zhì)中，溶液的導(dǎo)電性比反應(yīng)前明顯增強(qiáng)的是( ).A.向亞硫酸鈉溶液中加少量液態(tài)漠 B.向硝酸銀中加入少量氯化氫C.向氫氧化鈉溶液中通入少量氯氣 D.向硫化氫飽和溶液中通入適量氯氣解析：A選項(xiàng)中原本就是強(qiáng)電解質(zhì)，如果改成亞硫酸A選項(xiàng)就正確了；B選項(xiàng)明顯錯(cuò)誤；C選項(xiàng)和A類似，雖然生成兩種鹽，但原本也是強(qiáng)電解質(zhì)，導(dǎo)電能力沒有明顯變化，D正確，原本是弱電解質(zhì)現(xiàn)在生成了強(qiáng)電解質(zhì)。水的電離及溶液的pH1、水的電離⑴電離平衡和電離程度水是極弱的電解質(zhì)，能微弱電離HO+HO HO++OH-，通常簡寫為HO H++OH—；AHW0$5°C2時(shí)，純水中c(H+)=c(OH-)=1義10-7mol/L即純水的電離度為：1000a=1X10-7mol/18mol⑵影響水的電離平衡的因素溫度：溫度越高電離程度越大c(H+)和c(OH-)同時(shí)增大，KW增大，但c(H+)和c(OH-)始終保持相等，仍顯中性。純水由25C升到100C，c(H+和c(OH-)從1X10—7mol/L增大到1X10-6mol/L(pH變?yōu)?)。酸、堿向純水中加酸、堿平衡向左移動(dòng)，水的電離程度變小，但Kw不變.加入易水解的鹽 W由于鹽的離子結(jié)合H+或OH-而促進(jìn)水的電離，使水的電離程度增大。溫度不變時(shí),KW不變。練習(xí)：影響水的電離平衡的因素可歸納如下：HO=^H++OH 2 平衡移動(dòng)方向電離程度c(H+)與c(OH-)的相對(duì)大小溶液的酸堿性離子積KW加熱向右增大c(H+)=c(OH-)中性增大降溫向左減小c(H+)=c(OH-)中性減小加酸向左減小c（H+）〉c（OH—）酸性不變加堿向左減小c(H+)〈c(OH--)堿性不變加能結(jié)合H+的物質(zhì)向右增大c（H+）＜c（OH-）堿性不變加能結(jié)合OH—的物質(zhì)向右增大c(H+)〉c(OH-)酸性不變⑶水的離子積在一定溫度時(shí)，c（H+）與c（OH-）的乘積是一個(gè)常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。K=c（H+）?c（OH-）,25°C時(shí)，K=1X10-14（無單位）。KW只受溫度影響，水的電離吸熱過程:溫度升高，水的電離程度增大，KW增大。25C時(shí)KK=1X10—14,100C時(shí)K約為1X10—12。水的離子積不僅適用于純水，也適用于其他稀溶液.不論是純水還是稀酸、堿、鹽溶液，只要溫度不變，K就不變。例如，在25°C時(shí)，c（H+）=0.01mol/L的強(qiáng)酸溶液與c（OH-）=0。01mol/L的強(qiáng)堿溶液中，K=1X10-14W⑷水電離的離子濃度計(jì)算TOC\o"1-5"\h\z例:常溫某無色溶液中，由水的電離產(chǎn)生的C（H+）=1X10-12mol/l，則下列肯定能共存的離子組是（ ）A、Cu2+ NO— SO2- Fe3+ B、Cl— S2- Na+ K+C、SO2- NH+ K+4 Mg2+ D、Cl—Na+NO— SO2-解析:題干信息指明溶液為強(qiáng)酸性或強(qiáng)堿性，綜合考慮，只有D正確.3 42、 溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中的c（H+）與c（OH-）的相對(duì)大小。在常溫下，中性溶液：c（H+）=c（OH-）=1X10—7mol/L；酸性溶液:c（H+）＞c（OH-），c（H+）〉1X10-7mol/L;堿性溶液：c（H+）〈c（OH—），c（H+）〈1X10-7-mol/L。思考：c（H+）＞1X10-7mol/L（pH＜7）的溶液是否一定成酸性？解析：溶液的酸堿性取決于溶液中的c（H+）與c（OH-）的相對(duì)大小。只要c（H+）=c（OH—）就能標(biāo)定溶液呈中性，但在不同溫度下，溶液呈中性的c（H+）未必等于1X10—7mol/L.如100C時(shí)，溶液呈中性的c（H+）=c（OH-）=1X10-6mol/L，那么如果c（H+）〉1X10—7mol/L（pH〈7）的溶液在100C時(shí)也是呈堿性的。3、 溶液的pH⑴表示方法pH=—lgc（H+） c（H+）=10—pH c（H+）=mX10—nmol/L則pH=n—lgmpOH=-lgc（OH—）c（OH—）=10—pOH常溫下，pH+pOH=—lgc（H+）—lgc（OH—）=-lgc（H+）?c（OH—）=14.例如，已知pH=a，則c（H+）=10—amol?L—1,c（OH—）=10-（14—a）mol?L—1。⑵溶液的酸堿性與pH的關(guān)系（常溫時(shí)）Page7of15中性溶液：c（H+）=c（OH—）=1X10-7mo?L-1,pH=7。酸性溶液:c（H+）〉1X10-7mo?L-1〉c（OH-）,pH<7,酸性越強(qiáng)，pH越小。堿性溶液：c（H+）〈1X10—7mo?L-1>c（OH—），pH>7，堿性越強(qiáng),pH越大.溶液酸堿性與pH的關(guān)系可圖示為：⑶溶液pH的測(cè)定方法酸堿指示劑法:只能測(cè)出pH的范圍，一般不能準(zhǔn)確測(cè)定pH。指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍pH3。1?4。45。0?8.08。2~10.0溶液顏色紅T橙T黃紅T紫T藍(lán)無色T淺紅T紅pH試紙法：粗略測(cè)定溶液的pH。pH試紙的使用方法：取一小塊pH試紙放在玻璃片（或表面皿）上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測(cè)液滴在試紙的中部，隨即（30s內(nèi)）與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比色對(duì)照，確定溶液的pH。測(cè)定溶液pH時(shí),pH試劑不能用蒸餾水潤濕（否則相當(dāng)于將溶液稀釋，使非中性溶液的pH測(cè)定產(chǎn)生誤差）；不能將pH試紙伸入待測(cè)試液中，以免污染試劑。標(biāo)準(zhǔn)比色卡的顏色按pH從小到大依次是:紅橙黃（酸性），綠（中性），藍(lán)靛紫（堿性）.pH計(jì)法：精確測(cè)定溶液pH。4、有關(guān)pH的計(jì)算基本原則：一看常溫，二看強(qiáng)弱（無強(qiáng)無弱，無法判斷），三看濃度（pHorc）酸性先算c（H+）,堿性先算c（OH—）⑴單一溶液的pH計(jì)算由酸堿濃度求pH強(qiáng)酸（HnA）c（H+）=nc（酸） 強(qiáng)堿B（OH）nc（OH—）=nc（堿）弱酸c（H+）=c（酸）a弱堿 c（OH一）=c（堿）a已知pH求酸堿濃度強(qiáng)酸（HnA）c（酸）=c（H+）/n=10-pH/n強(qiáng)堿B（OH）nc（堿）=c（OH一）/n=10—pOH/n弱酸 c（酸）=c（H+）/a 弱堿 c（堿）=c（OH—）/a⑵加水稀釋計(jì)算強(qiáng)酸pH=a,加水稀釋10n倍，則pH=a+n。弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH<a+n。強(qiáng)堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=b—n.弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH〉b-n.酸、堿溶液無限稀釋時(shí)，pH只能約等于或接近于7,酸的pH不能大于7,堿的pH不能小于7。對(duì)于濃度（或pH）相同的強(qiáng)酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸的pH變化幅度大。例:PH=2的兩種一元酸HX，HY各1ml,分別加水稀釋至100ml,其PH值分別變?yōu)閍,b,且a>b,則下列說法不正確的是（B）A.酸的相對(duì)強(qiáng)弱是：HX〉HY相同溫度，相同濃度的NaX，NaY溶液，其PH值前者大。與足量鋅粉反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的體積在相同條件下HY比HX多。若a=4,則為HX強(qiáng)酸，HY為弱酸。電離平衡和水解平衡專題復(fù)習(xí)解析：同樣稀釋100倍后HX的酸性較弱，說明HX的酸性較強(qiáng)，A正確；相應(yīng)NaX的堿性應(yīng)該較弱，因此B錯(cuò)誤；HY的酸性較弱，因此HY的濃度更大，和足量活潑金屬反應(yīng)放出氫氣更多，因此C正確；稀釋100倍后，pH正好增加2,說明HX是強(qiáng)酸，則HY是弱酸，因此D也正確。⑶酸堿混合計(jì)算兩種強(qiáng)酸混合C(I啊混=印『

, V+V…當(dāng)^pHN2的強(qiáng)酸以等體積混合時(shí)，pH混二pH小+0。3。兩種強(qiáng)堿混合c(OH-OH混=■："『當(dāng)^pHN2的強(qiáng)酸以1等體積混合時(shí)，pH混二pH大一0。3。強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合，一者過量時(shí)c(OH-)混或c膊酸Vg岑5若酸過量，則求出c(H+)，再彳得出%H；若堿適量,則先求c(OH—)，再由KW得出c(H+),進(jìn)而求得pH，或由c(OH—)得出pOH再得pH。⑷強(qiáng)酸強(qiáng)堿的pH與混合后的pH的關(guān)系pH=a的強(qiáng)堿與pH=b的強(qiáng)堿溶液等體積混合a+b=14pH=7,呈中性c(H)

c(OH)10a c(H)

c(OH)=^—=1Oada+b<14pH<7,呈酸性1014+ba+b〉14pH>7呈堿堿pH=a的強(qiáng)堿與pH=b的強(qiáng)堿溶液混合呈中性，則體積關(guān)系10-aVa=10-14+bVb⑸強(qiáng)弱混合討論一元酸與一元堿等物質(zhì)的量濃度等體積混合：即生成鹽溶液的酸堿性pH之和為14的酸堿等體積混合：誰弱誰過量例1：25°C時(shí)，將某強(qiáng)酸和某強(qiáng)堿溶液按1：10的體積比混合后溶液恰好中性，則混合前此強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的pH之和是(B)A。12 B.13 C.14 D。15解析：強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合后呈中性，且溶液體積比1：10，只能說明它們的濃度比為10：1。舉一個(gè)實(shí)例，不難得到pH值為13，B選項(xiàng)正確.例2：在室溫條件下，酸和堿的溶液等體積混合后，pH值一定大于7的是 (CD)ApH=3的鹽酸和pH=11的氫氧化鋇溶液BpH=3的醋酸(電離度約為1%)和pH=12的氫氧化鈉溶液CpH=3的硝酸和pH=11的氨水(電離度約為1%)DpH=3的硫酸和pH=12的氫氧化鉀溶液解析:A選項(xiàng)易錯(cuò)，雖然氫氧化鋇是二元強(qiáng)堿，但選項(xiàng)中提到的是pH值，所以，兩者混合為中性。B選項(xiàng)中電離度為1%的pH=3的醋酸的酸當(dāng)量相當(dāng)于pH=1的強(qiáng)酸，兩者混合后酸過量,pH<7。C選項(xiàng)正好倒過來，堿過量，因此正確。D選項(xiàng)為強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合，堿過量,因此D也正確.鹽的水解1、鹽的分類⑴按組成分：正鹽、酸式鹽和堿式鹽。Page9of15電離平衡和水解平衡專題復(fù)習(xí)⑵按生成鹽的酸和堿的強(qiáng)弱分：強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽（如Na2SO4、NaCl）、弱酸弱堿鹽（如NH4HCO3）、強(qiáng)酸弱堿鹽（如NH4C1）、強(qiáng)堿弱酸鹽（如CH3COONa）。⑶按溶解性分：易溶性鹽（如Na2CO3）、微溶性鹽（如CaSO4）和難溶性鹽（如BaSO4）。2、 鹽類水解的定義和實(shí)質(zhì)⑴定義鹽電離出的一種或多種離子跟水電離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。⑵實(shí)質(zhì)鹽電離出的離子（弱堿陽離子或弱酸根陰離子）跟水電離出的OH—或H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)（弱堿或弱酸）并建立電離平衡,從而促進(jìn)水的電離。⑶鹽類水解的特點(diǎn)可逆的，其逆反應(yīng)是中和反應(yīng)； ②微弱的；③動(dòng)態(tài)的，水解達(dá)到平衡時(shí)v（水解）=v（中和）女0；④吸熱的，因中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，故其逆反應(yīng)是吸熱反應(yīng)。3、 鹽類水解的規(guī)律⑴有弱才水解：含有弱酸根陰離子或弱堿陽離子的鹽才發(fā)生水解。⑵無弱不水解：不含有弱酸根陰離子或弱堿陽離子的鹽即強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解。（3）誰弱誰水解：發(fā)生水解的是弱酸根陰離子和弱堿陽離子。⑷誰強(qiáng)顯誰性:弱酸弱堿鹽看水解生成的酸和堿的強(qiáng)弱。⑸越弱越水解:弱酸根陰離子所對(duì)應(yīng)的酸越弱，則越容易水解，水解程度越大。若酸性HA〉HB>HC，則相同濃度的NaA、NaB、NaC溶液的堿性逐漸增強(qiáng),pH逐漸增大。CO;-和HCO3-所對(duì)應(yīng)的弱酸分別是HCO3-和H2CO3，HCO3—比H2CO3的電離程度小得多，3相同濃度時(shí)Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。 ''⑹都弱雙水解：當(dāng)溶液中同時(shí)存在弱酸根陰離子和弱堿陽離子時(shí),離子水解所生成的OH—和H+相互結(jié)合生成水而使其水解相互促進(jìn)，稱為“雙水解”.nh4+與S2-、HCO「CO;-、CH3COO-等雖然相互促進(jìn)，水解程度仍然很小，離子間能大量共存.4 3徹底雙水解離子間不能大量共存。A13+與S2-、HS-、A1O—、CO2—、HCO—Fe3+與A1O-、CO2—、HCO—NH+與A1O—、SiO2—如：2A13++3S2—+6H2O=2A1（OH）3i+3H2STA13++3HCO3-=a1（OH）3i+3CO2T（泡沫滅火器原理）TOC\o"1-5"\h\z特殊情況下的反應(yīng) 3 2FeC13和Na2S溶液發(fā)生氧化還原反應(yīng)（生成Fe2+、S）NaS和CuSO溶液發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)（NaS+CuSO=CuSl+NaSO） 生成更難溶物2 4 2 4 2 4FeC13和KSCN溶液發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)]FeC13+3KSCN=Fe（SCN）3+3KC1]4、影響鹽類水解的因素 3 3主要因素:是鹽本身的性質(zhì)（對(duì)應(yīng)的酸堿越弱，水解程度就越大）。外界條件：（1）溫度:鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，水解程度增大.濃度：稀釋鹽溶液，可以促進(jìn)水解，鹽的濃度越小，水解程度越大.外加酸堿鹽：外加酸堿能促進(jìn)或抑制鹽的水解。下面分析不同條件對(duì)FeCl3水解平衡的影響情況： Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+(正反應(yīng)為吸熱反應(yīng))條件移動(dòng)方向H+數(shù)pHFe3+水解程度現(xiàn)象升高溫度向右增加降低增大顏色變深(黃T紅褐)加HO2向右增加升高增大顏色變淺通HCl向左增加降低減小顏色變淺加NaOH溶液向右減小升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀加CaCO3固體3向右減少升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀、無色氣體加NaHCO3溶液向右減少升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀、無色氣體5、鹽類水解離子方程式的書寫NH++HOHCO-+HONH++CHCOO-+HO⑵多元弱酸根分步水解，弱堿陽離子一步到位.⑶能進(jìn)行完全的雙水解反應(yīng)寫總的離子方程式，⑴一般水解程度很小，用可逆符號(hào)NH++HOHCO-+HONH++CHCOO-+HO⑵多元弱酸根分步水解，弱堿陽離子一步到位.⑶能進(jìn)行完全的雙水解反應(yīng)寫總的離子方程式，NH?HO+H+HCO+OH-用“="且標(biāo)注“1”和“T".NH3?用“="且標(biāo)注“1”和“T".2Al3++3CO2-+3HO=2Al(OH)1+3COT練習(xí)：①鹽的水解的離子方程式可用通式表示為： 3 2Am—+H2O HA(m-1)-+OH-Bn++nHO Ba(OH)n+nH+注意區(qū)別酸式鹽的陰離子的電離和水解HO++S2-3HS-+H2O H3O++S2- HS-+HHO++S2-36、離子濃度比較3 2 2⑴守恒關(guān)系電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負(fù)電荷數(shù)相等。如NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(HCO「)+2c(CO;-)+c(OH—)Na2CO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=2c(CO;—)+c(OH-)+c(HCO3-)物料守亙3：離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會(huì)改變的。如,0.1mol/LCH3COONa和0。1mol/LCH3COOH混合溶液，c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.2mol/LNa2S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+)o電離平衡和水解平衡專題復(fù)習(xí)水的電離守恒(也稱質(zhì)子守恒)：是指溶液中，由水所電離的H+與OH一量相等。如：0。1mo?L—i的Na2S溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)⑵單一溶質(zhì)溶液 2 2或堿0。1mol/LH2S溶液中，各離子濃度大小關(guān)系？②正鹽 O.^ol/L的CH3COONa微粒中濃度大小關(guān)系？方法：a。鹽的粒子〉H2O的離子鹽的離子；b。濃度大小決定于水解程度；c。OH-和H+決定于酸堿性⑶兩種溶液混合分析反應(yīng)，判斷過量，確定溶質(zhì)?！皟蓚€(gè)微弱”：弱酸(堿)溶液中分子是主要的，鹽溶液中鹽電離產(chǎn)生的離子是主要的。主要離子和少量的離子分別結(jié)合溶質(zhì)物質(zhì)的量、電離水解程度和溶液的酸堿性分析。例1：等體積等濃度的醋酸與NaOH溶液相混合，所得溶液中離子濃度由大到小的順序是(A)A、c(Na+)>c(Ac一)>c(OH-)>c(H+)B、c(Na+)=c(Ac一)>c(OH-)>c(H+)C、c(Na+)>c(OH-)>c(Ac—)>c(H+)D、c(Na+)>c(OH—)>c(H+)>c(Ac-)解析:等體積等濃度弱酸強(qiáng)堿混合，溶液一定呈堿性，再輔以電荷守恒，不難看出A選項(xiàng)正確。例2已知某溫度下0。1mol?L-i的NaHB(強(qiáng)電解質(zhì))溶液中c(H+)>c(OH-)，則下列有關(guān)說法或關(guān)系式一定正確的是(A)HB-的水解程度小于HB-的電離程度； ②c(Na+)=0。1mol?L-iNc(B2-)；溶液的pH=1； ④c(Na+)=c(HB-)+2c(B2-)+c(OH—)、A、①②B、②③ C、②④D、①②③解析：酸式鹽溶液呈酸性，說明酸根電離程度大于水解程度，2明顯正確，3的論斷欠考慮，HB如果為強(qiáng)電解質(zhì)正確，若為弱電解質(zhì)則錯(cuò)誤，4考察電荷守恒，關(guān)系式錯(cuò)誤，最后可得出A選項(xiàng)正確.例3.將pH=2的鹽酸與pH=12的氨水等體積混合，在所得的混合溶液中，下列關(guān)系式正確的是(B)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—)解析:pH值相同的弱堿強(qiáng)酸混合，溶液一定呈堿性，再輔以電荷守恒，不難得出B選項(xiàng)正確。7、鹽類水解的應(yīng)用⑴溶液酸堿性的判斷等濃度不同類型物質(zhì)溶液pH：多元強(qiáng)堿>一元強(qiáng)堿>弱堿〉強(qiáng)堿弱酸鹽>水>強(qiáng)酸弱堿鹽〉弱酸〉一元強(qiáng)酸>多元強(qiáng)酸對(duì)應(yīng)酸(堿)越弱,水解程度越大，堿(酸)性越強(qiáng)。常見酸的強(qiáng)弱：HSO>HPO>HF>HAc〉HCO〉HS〉HClO>HCN〉HCO一〉HS—2 3 3 4 2 3 2 3弱酸酸式鹽溶液當(dāng)電離程度大于水解程度時(shí)，溶液成酸性，如HSO3-、H2PO4-(一般只此兩種)

當(dāng)水解程度大于電離程度時(shí)，溶液成堿性，如HCO3-2.HP。：-、HS-等TOC\o"1-5"\h\z同pH溶液濃度比較 3 4⑵鹽溶液蒸干所得到的固體將揮發(fā)性酸對(duì)應(yīng)的鹽(AlC*FeBr3、Fe(NO3)3等)的溶液加熱蒸干，得不到鹽本身。AlCl溶液中，AlCl+3HO Al(OH)+3HCI2Al(OH)AlO+3HO3 3 2 3 3 23 2如果水解生成的酸難揮發(fā)，則可以得到原固體，如Al(SO)、Fe(SO)等。2 4 3 2 43強(qiáng)堿弱酸鹽的溶液蒸干可以得到原固體，如K2CO3、Na2CO3等不穩(wěn)定的鹽的溶液:發(fā)生分解，如Ba(HCO3)2溶液蒸干得到BaCO3。具有強(qiáng)還原性鹽的溶液：發(fā)生氧化反應(yīng)，，如2Na2SO3+O2=2Na2SO；由易水解變質(zhì)的鹽的結(jié)晶水合物得到無水物，應(yīng)在抑制其水解的氛圍中加熱脫水.MgCl2?6H2O加熱：MgCl2?6H2O Mg(OH)Cl+HClf+5H2OMgCl?6HOMgO+2HClT+5HO)在干燥的HCI氣謚中加熱便能得到無水諾Cl2。⑶配制鹽溶液，需考慮抑制鹽的水解. 2如配制FeCl3、SnCl2等溶液，可滴入幾滴鹽酸或直接將固體溶解在鹽酸中再稀釋到所需濃度。 3 2⑷試劑的貯存要考慮鹽的水解。如Na2CO3、NaHCO3溶液不能用帶玻璃塞的試劑瓶貯存，必須用帶橡皮塞的試劑瓶保存.⑸化肥的合理使用，有時(shí)要考慮鹽類水解。銨態(tài)氮肥與草木灰不能混合使用過磷酸鈣不能與草木灰混合使用⑹Mg、Zn等較活潑金屬溶于強(qiáng)酸弱堿鹽(如NH4Cl、AlC.FeCl3等)溶液中，產(chǎn)生H2O⑺某些鹽的分離除雜要考慮鹽類的水解。 4 2如為了除去氯化鎂酸性溶液中的Fe3+可在加熱攪拌條件下加入氧化鎂⑻判斷離子共存時(shí)要考慮鹽的水解.Al3+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等，F(xiàn)e3+與CO;、HCO3-、AlO2-等.無法在溶液中制取Al2S3，只能由單質(zhì)直接反應(yīng)制取。⑼分析溶液中粒子的種數(shù)要考慮鹽的水解。⑽工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、日常生活中，常利用鹽的水解知識(shí)。泡沫滅火器產(chǎn)生泡沫是利用了Al2(SO4)3和NaHCO3相混合發(fā)生雙水解反應(yīng)：Al3++3HCO-二Al(OH)1+3COT。日常生活中用熱堿液洗滌油污物品比冷堿液效果好。水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不會(huì)生成MgCO3，是因?yàn)镸gCO3微溶于水,受熱時(shí)水解生成更難溶的Mg(OH)2. 2 3 3用鹽(鐵鹽、鋁鹽等)作凈水劑時(shí)需考慮鹽類的水解。綜合題講解:電離平衡和水解平衡專題復(fù)習(xí)例：(2011年黃浦區(qū)二模卷)17.25°C，下列敘述正確的是A.pH=a的醋酸溶液稀釋1倍后，溶液的pH=b，則a>bBo 0.1mol/L的碳酸鈉溶液的pH小于0.1mol/L的醋酸鈉溶液的pHC。 某物