高考电离平衡和水解平衡
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒
一、溶液中的三个平衡
在中学阶段溶液中的三个平衡包括：电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡，这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能减弱这种改变的方向移动。
1. 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。
2. 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。
3. 沉淀溶解平衡的应用
沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。
当Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。
4. 彻底的双水解
常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。如：当Al3+分别遇到AlO2－、CO32－、HCO3－、S2－时，[3AlO2－+ Al3+ + 6H2O === 4Al(OH)3↓]；当Fe3+分别遇到CO32－、HCO3－、AlO2－时；还有NH4+与Al3+；SiO3与Fe3+、Al3+等离子的混合。
电离与水解高考试题大全
电离与水解
1.弱电解质的电离平衡
强电解质在溶液中完全电离,不存在电离平衡.弱电解质在溶液中电离时,不完全电离,存在电离平衡.当弱电解质的离子化速率和分子化速率相等时,则建立了电离平衡.其平衡特点与化学平衡相似.（“逆,等,动,定,变”）
2. 影响电离平衡的因素：升高温度,电离程度增大.稀释溶液会促使弱电解质的电离平衡向电离的方向移动.
3.水解规律：有弱才水解,谁弱谁水解,谁强显谁性,越弱越水解,都弱都水解,两强不水解.
4. 影响盐类水解的因素：决定因素是盐的结构和性质.
①温度：盐类水解是吸热,升温,水解程度增大.
②浓度：水解过程是一个微粒总量（不考虑水分子）增加的过程,因而加水稀释,平衡向右移动,水解程度加大,而水解产生的H+（或OH-）的浓度减小.
③加入酸、碱等物质：水解显酸性的盐溶液中加入碱,肯定促进盐的水解,加入酸,抑制盐的水解；水解显碱性的同理.总之水解平衡遵从化学平衡移动原理.
5. 守恒规律：电荷守恒,物料守恒,物料守恒
电荷守恒：电解质溶液中阴、阳离子所带的正、负电荷数相等,即溶液不显电性.
物料守恒：就是电解质溶液中某一组分的原始浓度（起始浓度）应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和.
质子守恒：水电离的特征是c (H+)= c (OH-)）
例题讲解：
盐类水解的原理及影响因素：
1.在25.C时,在浓度为1mol/L的（NH
4）
2
SO
4
、（NH
4
）
2
CO
3
、（NH
4
）
2
Fe（SO
4
）
2
的溶液中,测得
其c（NH
4
+）分别为a、b、c（单位为mol/L）,下列判断正确的是（）
A. a=b=c B a﹥b﹥c C a﹥c﹥b D c﹥a﹥b
高中化学电离平衡九大知识点
⾼中化学电离平衡九⼤知识点
⾼中化学电离平衡九⼤知识点
⼀、弱电解质的电离
1、定义：电解质：在⽔溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
⾮电解质：在⽔溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在⽔溶液⾥全部电离成离⼦的电解质。
弱电解质：在⽔溶液⾥只有⼀部分分⼦电离成离⼦的电解质。
2、电解质与⾮电解质本质区别：
电解质——离⼦化合物或共价化合物⾮电解质——共价化合物
注意：①电解质、⾮电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于⾮电解质
③强电解质不等于易溶于⽔的化合物（如BaSO4不溶于⽔，但溶于⽔的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性⽆关。
3、电离平衡：在⼀定的条件下，当电解质分⼦电离成离⼦的速率和离⼦结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：
A、温度：电离⼀般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越⼤，电离程度越⼩；溶液稀释时，电离平衡向着电离的⽅向移动。
C、同离⼦效应：在弱电解质溶液⾥加⼊与弱电解质具有相同离⼦的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加⼊能与弱电解质的电离产⽣的某种离⼦反应的物质时，有利于电离。
5、电离⽅程式的书写：⽤可逆符号弱酸的电离要分布写（第⼀步为主）
6、电离常数：在⼀定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所⽣成的各种离⼦浓度的乘积，跟溶液中未电离的分⼦浓度的⽐是⼀个常数。叫做电离平衡常数，（⼀般⽤Ka表⽰酸，Kb表⽰碱。）
表⽰⽅法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]
高考化学二轮复习专题考点剖析—水溶液中的离子平衡
高考化学二轮复习专题考点剖析—水溶液中的离子平衡
必备知识解读
一、弱电解质的电离（弱电解质：包括
弱酸、弱碱、极少数盐(如醋酸铅)、两性氢氧化物、水等。）
1．电离度(1)概念
在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总分子数的分数。(2)表示方法
α＝已电离的弱电解质分子数
溶液中原有弱电解质的总分子数×100%
也可表示为α＝弱电解质的离子浓度
弱电解质的浓度
×100%
(3)影响因素
温度的影响
升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；
降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小浓度的影响
当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；
当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大
2．电离常数
(1)概念：电离平衡的常数叫做电离常数。(2)表达式
①对于一元弱酸HA ：HA
H ＋
＋A －
，电离常数K a ＝
c(H ＋
)·c (A －
)
c(HA)
。
②对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋
＋OH －
，电离常数K b ＝
c(B ＋
)·c(OH －
)
c(BOH -)
。
(3)特点
多元弱酸各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3，故其酸性取决于第一步电离。(4)影响因素
内因：弱电解质本身的性质
外因：电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大。
(5)意义
K越大―→越易电离―→酸碱性越强
如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：
H2C2O4＞H2SO3＞H3PO4＞HF＞HCOOH＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO。
3.电离常数的四大应用
①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。
2023届高中化学人教版二轮专题复习第25讲-水解常数的推导及应用(学案)
第24讲-电离平衡常数及其应用一．知识重构
1．水解常数的概念
(1)含义：盐类水解的平衡常数，称为水解常数，用Kh表示。
(2)表达式：
①对于A- + H2O HA + OH-K h＝c（HA）·c（OH－）
c（A－）
①对于B+ + H2O H+ + BOH K h＝c（BOH）·c（H+）
c（B+ ）
2．Kh、Ka（或Kb ）和Kw 的关系
① A- + H2O HA + OH-K h＝c（HA）·c（OH－）
c（A－）
① HA H+ + A-Ka＝c（H+）·c（A－）c（HA）
因为：Kw＝c(H+) ·c(OH−)
可得：K h · Ka＝K W或Kh＝K W
Ka或Ka＝
K W
Kh
酸（或碱）越弱，电离常数越小，则Kh越大，水解程度越大
3.推导碳酸钠溶液的Kh、Ka 和Kw 的关系
Na2CO3的水解：CO32-+ H2O HCO3-+ OH-HCO3-+ H2O H2CO3 + OH-
K h1＝c（HCO3-）·c（OH－）
c（CO32-）
K h2＝
c（H2CO3）·c（OH－）
c（HCO3-）
H2CO3的电离：H2CO3HCO3- + H+HCO3-CO32-+ H+
K a1＝c（HCO3-）·c（ H+）
c（H2CO3）
K a2＝
c（CO32-）·c（H+）
c（HCO3-）
可得：K h1 · Ka2＝K W或K h2 · Ka1＝K W
3、推导FeCl3溶液的Kh、Fe(OH)3的K SP和Kw 的关系
FeCl3的水解：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
Fe(OH)3的沉淀溶解平衡：Fe(OH)3（S) Fe3+(aq)+3OH - (aq)
高考必考化学水溶液中的离子平衡题型总结
高考必考水溶液中的离子平衡要点和答案解析
§1 知识要点
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质
下列说法中正确的是（ BC ）
A 、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；
B 、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子；
C 、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；
D 、Na 2O 2和SO 2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：
在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）
电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物
离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电
下列说法中错误的是（ B ）
A 、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；
B 、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；
C 、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；
D 、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。
3、强电解质与弱电质的本质区别：
在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）
注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电
离，故BaSO 4为强电解质）
4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc 为例)：
（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc 溶液的pH>2；
（3）测NaAc 溶液的pH 值； （4）测pH= a 的HAc 稀释100倍后所得溶液pH<a +2
高考电离平衡和水解平衡 -教师
高考电离平衡和水解平衡
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电解质溶液是高中化学重要的基础理论之一，从近几年的高考试题可以看出，涉及电解质溶液的考点多，重现率高。其主要热点有：①外界条件的改变对电离平衡、水解平衡的影响②酸、碱混合后溶液的酸碱性的判断及pH 的计算③溶液中离子浓度的大小比较。
一、电离平衡和水解平衡的比较
电离平衡 水解平衡
实例 H 2S 水溶液(0.1mol/L) Na 2S 水溶液(0.1mol/L)
研究对象 弱电解质（弱酸、弱碱、水） 强电解质（弱酸盐、弱碱盐）
实质 弱酸H ++弱酸根离子 弱碱OH —+阳离子 离子化速率=分子化速率 弱酸根+H 2O 弱酸+OH —
弱碱阳离子+H 2O 弱碱+H +
水解速率=中和速率
程度 酸（碱）越弱，电离程度越小，多元弱酸一级电离＞二级电离 对应酸（碱）越弱，水解程度越大，多元弱酸根
一级水解＞二级水解
能量变化 吸热 吸热
表达式 电离方程：①②多元弱酸分步电离H 2S H ++HS — HS
—H ++S 2—
水解离子方程式①②多元弱酸根分步水解
③除子双水解反应，产物不写分解产物，不标“↑”
或“↓”S 2—+H 2O HS —+OH -
HS —+ H 2O H 2S+OH -
粒子浓度
大小比较 c (H 2S)＞c (H +)＞c (HS -)＞c (S 2-) c (Na +)＞c (S 2-)＞c (OH -)＞c (HS -)＞c (H 2S)
电荷守恒式
c (H +)= c (HS -)+2c (S 2-)+ c (OH -) c (Na +)+ c (H +)= c (HS -)+2c (S 2-)+ c (OH -) 物料守恒式
高考电离平衡和水解平衡
电离平衡和水解平衡
高考热点：①外界条件的改变对电离平衡、水解平衡的影响②酸、碱混合后溶液的酸碱性的判断及pH的计算③溶液中离子浓度的大小比较。
一、电离平衡和水解平衡的比较
电离平衡（吸热）水解平衡（吸热）实例H2S水溶液(0.1mol/L)Na2S水溶液(0.1mol/L)
研究对象弱电解质（弱酸、弱碱、水）强电解质（弱酸盐、弱碱盐）
实质弱酸H++弱酸根离子
弱碱OH—+阳离子
离子化速率=分子化速率
弱酸根+H2O弱酸+OH—
弱碱阳离子+H2O弱碱+H+
水解速率=中和速率
程度酸（碱）越弱，电离程度越小，
多元弱酸一级电离＞二级电离
对应酸（碱）越弱，水解程度越大，多
元弱酸根一级水解＞二级水解
表达式电离方程：①②
多元弱酸分步电离
H2S H++HS—
HS
—H++S2—
水解离子方程式①②多元弱酸根
分步水解③除子双水解反应，产物不写
分解产物，不标“↑”或“↓”
S2—+H2O HS—+OH-
HS—+ H2O H2S+OH-
粒子浓度大小比较c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(S2-)c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H2S) 电荷守恒式c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)
物料守恒式c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L
=0.5 c(Na+)
影响因素
温度升温，促进电离升温，促进水解浓
度
加水稀释促进电离促进水解
电离、水解、溶解三大平衡的核心知识和解题策略
高考化学冲刺的核心知识和解题策略
第四讲高考冲刺：电离、水解、溶解三大平衡考点透析
北京四中
知识结构
学法：
本章深刻理解平衡的影响因素，牢牢把握好两个字：主、次
如：常温下，0.1mol·L-1醋酸和0.1mol·L-1醋酸钠混合溶液呈酸性还是碱性？
常温下，0.1mol·L-1醋酸pH=3，0.1mol·L-1醋酸钠混合溶液pH=8
一、弱电解质的电离平衡及其移动
思考：
、 、c(H+)、导电性)的
1.稀释冰醋酸过程中各量(n
H+
变化情况：
2.等C 等V 的盐酸、醋酸稀释图
等H + 浓度、等体积的盐酸、醋酸稀释图
例1．在pH相同，体积相等的盐酸A和醋酸溶液B中，分别加入少量且等质量的锌，若反应停止后，有一份溶液中锌有剩余，则正确的判断是
①反应所需时间B＞A ②开始时反应速度A＞B
③参加反应的锌的质量B＞A ④整个反应阶段平均速度B＞A
⑤盐酸中锌有剩余⑥乙酸溶液中锌有剩余
⑦盐酸中放氢气多⑧乙酸溶液中放氢气多
A．③④⑤⑧B．①③⑥⑦
C．①②③⑥D．②③④⑤
二．水的电离与水的离子积
1.在纯水或水溶液中H
2
O H++OH—△H>0
25℃c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-14=Kw 100℃c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-12=Kw
思考：
1、pH=3的溶液中，由水电离出的C（H+）=？
1.0×10－3mol/L或1.0×10－11mol/L
2、由水电离出的C（H+）= 1.0×10－11mol/L，pH=？
高考化学电离、水解、溶解三大平衡解题策略
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高考化学冲刺的核心知识和解题策略
知识结构
学法：
本章深刻理解平衡的影响因素，牢牢把握好两个字：主、次
如：常温下，0.1mol·L-1醋酸和0.1mol·L-1醋酸钠混合溶液呈酸性还是碱性？
常温下，0.1mol·L-1醋酸pH=3，0.1mol·L-1醋酸钠混合溶液pH=8
一、弱电解质的电离平衡及其移动
思考：
、 、c(H+)、导电性)的
1.稀释冰醋酸过程中各量(n
H+
变化情况：
2.等C 等V 的盐酸、醋酸稀释图
等H + 浓度、等体积的盐酸、醋酸稀释图
例1．在pH相同，体积相等的盐酸A和醋酸溶液B中，分别加入少量且等质量的锌，若反应停止后，有一份溶液中锌有剩余，则正确的判断是
①反应所需时间B＞A ②开始时反应速度A＞B
③参加反应的锌的质量B＞A ④整个反应阶段平均速度B＞A
⑤盐酸中锌有剩余⑥乙酸溶液中锌有剩余
⑦盐酸中放氢气多⑧乙酸溶液中放氢气多
高三化学《水溶液中的平衡体系(电离水解溶解平衡) 》
水溶液中的平衡体系
【基础回顾】四种平衡状态的比较
强调：平衡常数均可以与相应的Q c比较，用于判断反应进行的方向。
【高考回眸】
类型1：弱电解质的电离平衡
1．（2018·江苏高考13C）图丙是室温下用0.1000 mol·L−1NaOH溶
液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L−1某一元酸HX的滴定曲线，说明HX
是一元强酸( ×)
2．（2017·江苏高考20⑵）H3AsO3和H3AsO4水溶液中含砷的各物
种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系分别如题20图-1和题20图-2所示。
①以酚酞为指示剂(变色范围pH 8.0 ~ 10.0)，将NaOH溶液逐滴加入到H3AsO3溶液中，当溶液由无色变为浅红色时停止滴加。该过程中主要反应的离子方程式为_____________。
②H3AsO4第一步电离方程式H3AsO4H2AsO4－＋H＋的电离常数为K a1，则p K a1=_________(p K a1＝－lg K a1 )。
类型2：盐类的水解平衡
1．（2019·江苏高考13D）( )
选项实验操作和现象结论
D
用pH试纸测得：CH3COONa溶液的pH
约为9，NaNO2溶液的pH约为8
HNO2电离出H+的能力比CH3COOH的强
2．（2019·江苏高考18）聚合硫酸铁[Fe2(OH)6-2n(SO4)n]m广泛用于水的净化。以FeSO4·7H2O 为原料，经溶解、氧化、水解聚合等步骤，可制备聚合硫酸铁。
⑴将一定量的FeSO4·7H2O溶于稀硫酸，在约70 ℃下边搅拌边缓慢加入一定量的H2O2溶液，继续反应一段时间，得到红棕色黏稠液体。水解聚合反应会导致溶液的pH 。3．（2018·江苏高考18）碱式硫酸铝溶液可用于烟气脱硫。室温下向一定浓度的硫酸铝溶液中加入一定量的碳酸钙粉末，反应后经过滤得到碱式硫酸铝溶液，反应方程式为：(2−x)Al2(SO4)3+3x CaCO3+3x H2O2[(1−x)Al2(SO4)3·x Al(OH)3]+3x CaSO4↓+3x CO2↑
高考化学一轮复习之水解平衡
2019年高考化学一轮复习之水解平衡
一．考点难点类：
问题1：在学物质的量时听会了，做题老出错
老师：化学计量就是四个公式的综合运用，做题的时候要弄清晰这四条连等式中每一个字母的意义，把题目中的信息像对应字母中套
问题2：学金属那一块时，学问点多，化学方程式也多，易记混怎么办
郝老师：对于元素部分在复习的时候，还应依据物质分类来进行方程式的梳理，例如在复习钠元素的时候，从一、钠单质起先，分别与非金属单质，如氧气、氯气；氧化物如水；酸；盐溶液和熔融盐；有机物如醇酚羧酸，一一梳理。二、氧化钠和过氧化钠，分别与水、二氧化碳和酸的反应。三、氢氧化钠，分别与金属单质如铝；非金属单质如氯气、硅；金属氧化物如氧化铝；非金属氧化物如二氧化碳、二氧化硫、二氧化硅等；酸；两性氢氧化物如氢氧化铝；盐如硫酸铜；有机物如卤代烃、酚、羧酸、酯化。四、碳酸钠和碳酸氢钠分别与酸；碱如氢氧化钠和氢氧化钙；盐如氯化钙的反应。
依据物质分类法复习元素，特别系统，不会有遗漏。
铁属于元素，所以也可以依据物质分类的方法进行复习。一、铁单质与非金属单质如氧气、氯气等；与氧化物如水；与酸包括稀硫酸、稀盐酸、浓硫酸、稀硝酸和浓硝酸；与盐溶液的置换反应。二、氧化铁和四氧化三铁分别与氢气、一氧化碳、酸的反应。
三、氢氧化亚铁与氢氧化铁的比照，它俩的制备、转化及性质。
四、亚铁离子与铁离子的比照。总之，元素学习要形成体系。
问题3：物质的性质与化学键的关系？
老师：物质性质重点还是和周期律有关的，化学键对物质性质的影响主要体现在键的稳定性上，三键强度大于双键，双键大于单键，稳定性依次降低，所以尽管氮元素的非金属性比较强，但是氮气的化学性质很稳定。
高考化学水解电离知识点
高考化学水解电离知识点
在高考化学中，水解电离是一个重要的知识点。它涉及到溶液的酸
碱性质、离子平衡等方面内容。本文将从酸碱概念、酸碱溶液的离子
平衡、强弱酸碱的水解电离等多个角度来详细讨论水解电离的相关知识。
一、酸碱概念
酸是指能产生H+离子（即氢离子）的物质，它能够与碱发生中和
反应。碱是指能产生OH-离子（即氢氧根离子）的物质，它能够与酸
发生中和反应。这是我们常见的酸碱概念。但是在化学中，我们还可
以通过溶液是否导电来判断它是酸性溶液还是碱性溶液。酸性溶液和
碱性溶液导电的原理是由于酸和碱在水中发生了水解电离。
二、酸碱溶液的离子平衡
当酸和碱溶解在水中时，会发生水解电离反应，产生离子，从而形
成酸性或碱性溶液。水解电离是指溶质的分子在溶液中解离成离子的
过程。对于酸和碱来说，它们的水解电离是有限度的，不是所有酸和
碱都能够完全电离。
例如，硫酸是一种强酸，它在水中完全电离为氢离子和硫酸根离子。而乙酸是一种弱酸，它在水中只有一部分电离，大部分存在于分子状态。同样，钠氢氧化物是一种强碱，完全电离为氢氧根离子和钠离子；氨水是一种弱碱，只有少部分电离。
三、强弱酸碱的水解电离
强酸和强碱的水解电离可以看做是一个完全反应的过程，反应的正
方向和逆方向同时发生，但正逆反应速度相同，达到动态平衡。例如，盐酸溶液的水解电离方程式为：HCl + H2O ⇌ H3O+ + Cl-。在动态平衡状态下，溶液中存在相应的离子浓度。
对于弱酸和弱碱而言，它们的电离度较低，仅有一部分分子电离成
离子。以乙酸溶液为例，它的水解电离方程式为：CH3COOH + H2O ⇌CH3COO- + H3O+。在这个反应中，左右两边溶质的浓度并不相等，
高考化学 专题08 电离平衡及其盐类水解易错点点睛与高考突破(含解析)
高考化学专题08 电离平衡及其盐类水解易错点点睛与高考
突破（含解析）
【2015高考预测】
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。
【难点突破】
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)0.1 mol·L－1CH3COOH溶液pH约为3；
(2)0.1 mol CH3COOH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)0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液pH比0.1 mol·L－1 NaCl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。
高中化学-电离平衡和水解平衡专题复习
电离平衡和水解平衡专题复
习
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。 非电解质 ：在水溶液中和熔化状态下都不能导电的化合物。 强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质 。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
电解质——离子化合物和部分共价化合物 非电解质——大多数共价化合物 ★注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
2、弱电解质的电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态 ，这叫电离平衡。
3、影响电离平衡的因素： 物质 单质 化合物 电解质 非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl
4、CH 2=CH 2……
强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2O …… 混和物 纯净物
A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会抑制电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，则促进电离。
2024届全国高考化学二轮复习课件 第一篇 高考专题 微主题7 电离平衡与盐类水解
c(CH3COO－)＞c(H＋)
D．H2C2O4-NaHC2O4 混合溶液(pH＝1.68，H2C2O4 为二元弱酸)：c(H＋)＋c(H2C2O4)
＝c(Na＋)＋c(C2O24- )＋c(OH－)
命题规律 高考回溯
【解析】 等浓度、等体积 NaHCO3 和 Na2CO3 的混合溶液显碱性，水解程度：
2.0×1c0(x-4)mol/L，已知 lg2≈0.30，lg3≈0.48。下列说法正确的是 A．当 pH＝1 时，体系中 c(H2L)>c([FeL]＋)>c(OH－)
>c(HL－)
( C)
B．pH 在 9.5～10.5 之间，含 L 的物种主要为 L2-
C．L2-＋[FeL]＋ [FeL2]－的平衡常数的 lgK 约为 14
当 V(NaOH)＝0 时，HA－的分布系数为 0.9，溶液的 pH＝1，A2-的分布系数为 0.1，则
HA－的电离平衡常数
Ka＝c(Ac(2H-)·Ac(－H) ＋)＝0.100
0
mol/L×0.1×0.100 0.100 0 mol/L×0.9
0
mol/L≈1×10-2，
C 正确；终点时溶液呈碱性，c(OH－)＞c(H＋)，溶液中的电荷守恒为 c(Na＋)＋c(H＋)＝
系正确的是
( AD )
A．NaHCO3-Na2CO3 混合溶液(pH＝10.30)：c(Na＋)＞c(HCO－3 )＞c(CO23- )＞c(OH－)
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高考电离平衡和水解平衡
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电解质溶液是高中化学重要的基础理论之一，从近几年的高考试题可以看出，涉及电解质溶液的考点多，重现率高。其主要热点有：①外界条件的改变对电离平衡、水解平衡的影响②酸、碱混合后溶液的酸碱性的判断及pH的计算③溶液中离子浓度的大小比较。一、电离平衡和水解平衡的比较
电离平衡水解平衡
实例H2S水溶液(0.1mol/L)Na 2S水溶液(0.1mol/L)
研究对象弱电解质（弱酸、弱碱、水）强电解质（弱酸盐、弱碱盐）
实质弱酸H++弱酸根离子
弱碱OH—+阳离子
离子化速率=分子化速率弱酸根+H2O弱酸+OH—
弱碱阳离子+H2O弱碱+H+ 水解速率=中和速率
程度酸（碱）越弱，电离程度越小，
多元弱酸一级电离＞二级电离对应酸（碱）越弱，水解程度越大，多元弱酸根一级水解＞二级水解
能量变化吸热吸热
表达式电离方程：①②多元弱酸
分步电离H2S H++HS—
HS—H++S2—水解离子方程式①②多元弱酸根分步水解③除子双水解反应，产物不写分解产物，不标“↑”或“↓”S2—+H2O HS—+OH- HS—+ H2O H2S+OH-
粒子浓度大小比较c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(S2-)c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞
c(H2S)
电荷守恒式c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+
c(OH-)
物料守恒式c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L
=0.5 c(Na+)
影响因素温度升温，促进电离升温，促进水解浓
度
加水稀释促进电离促进水解
通入H2S抑制电离生成NaHS
加入Na2S生成NaHS抑制水解
二、相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较
c（H+）pH 中和碱
的能力
与过量Zn的反应情况
稀释相同倍
数后的pH 产生氢气
的量
开始时的
反应速率
盐酸大小
相等相同快小
醋酸小大慢大
c（H+）c（酸）中和碱
的能力
与过量Zn的反应情况
稀释相同倍
数后的pH 产生氢气
的量
开始时的
反应速率
盐酸相等小弱少相等大
醋酸大强多小
四、电解质溶液中的守恒关系
1、电荷守恒：任何电解质溶液，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。例如：CH3COONa溶液中：[Na+]+[H+]=[CH3COO-]+[OH-]
Na2S溶液中：[Na+]+[H+]=[HS-]+[OH-]+2[S2-]
2、物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变。
例如：0.1mol/LNaHCO3溶液中：[Na+]=[HCO3-]+[CO32-]+[H2CO3]=0.1mol/L
0.1mol/LNa3PO4溶液中：1/3[Na+]=[PO33-]+[HPO42-]+[H2PO4-]+[H3PO4]=0.1mol/L
【典型例题】
例1：试预测在C6H5ONa（苯酚钠）溶液中逐滴加入FeCl3溶液，可能出现哪些现象，可能发生哪些反应。
解析：①C6H5O-与Fe3+在水溶液中优先发生双水解反应：
3C6H5O-+Fe3++3H2O＝Fe(OH)3↓+3C6H5OH；现象：红褐色沉淀
②生成的C6H5OH将与Fe3+发生显色反应：
Fe3++6C6H5OH=[Fe(C6H5O)6]3-＋6H+；现象：溶液呈现紫色
③当生成的H+达到一定浓度时，将与Fe(OH)3发生中和反应：
Fe(OH)3＋3H+＝Fe3+＋3H2O；现象：沉淀逐渐溶解
答案：见上。
例2：向20mL盐酸和硫酸的混合酸溶液中，渐渐加入
0.1mol/L的Ba(OH)2溶液。生成沉淀的质量和溶液的pH变
化曲线如右图。根据此实验数据计算：
（1）原溶液中硫酸和盐酸的浓度各为多少
_________________。
（2）A点处溶液的pH是______________。
解析：本题以图示形式检查酸、碱中和生成沉淀质量和溶液pH曲线随加入Ba(OH)2溶液体积变化情况，此题属于理解层次的中等难度试题。
（1）依据图示，沉淀最大时已加入Ba(OH)2溶液20mL，混合酸中硫酸被完全中和。所以原混合酸中硫酸的物质的量浓度为0.1mol/L。
当H2SO4刚被Ba(OH)2溶液中和时，可以认为溶液中盐酸未被中和。从20mL起，再加Ba(OH)2溶液至60mL时溶液中盐酸全被中和完，溶液呈中性，pH=7，所以原混合酸中盐酸的物质的量浓度为0.4mol/L。
（2）A点处溶液中氢离子浓度是盐酸提供的，因H2SO4刚被Ba(OH)2溶液中和，溶液被冲稀，体积扩大到原来的2倍，则盐酸浓度缩小到原来的1/2，由原来的0.4mol/L变为0.2mol/L。即氢离子浓度为0.2mol/L。所以pH=0.7。
答案：（1）c(H2SO4)=0.1mol/L c(HCl)=0.4mol/L (2) pH=0.7
例3：（1）在25℃时，pH等于5的硫酸溶液与氯化铵溶液，两种溶液中分别由水电离出的H+离子物质的量浓度之比是多少？
（2）在25℃时，对于0.1mol/L的氯化铵溶液，其pH是多少？（已知NH4Cl溶液中已水解的盐浓度占起始浓度的百分数为7.5×10-3%）
解析：（1）本题考查盐的水解对水的电离平衡的影响及硫酸对水电离的抑制。H2SO4溶液pH=5，c(H+)=10-5mol/L，在稀溶液中水的离子积不变，仍为c(H+)·c(OH-)=10-14。由水电离出