有关电离与水解概念间的一些问题
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（NH4）2SO4、（NH4）2CO3、（NH4）2Fe（SO4）2的溶液中,测得其c（NH4+）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﹥b2.相同温度、相同物质的量浓度的4种溶液：顺序排列,正确的是（）A．④①③② B．①④③② C．①②③④ D．④③①②3.温度相同、浓度均为 mol/L的①（NH4）2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、⑤⑥CH3COONa溶液,它们的pH值由小到大的排列顺序是（）A. ③①④②⑥⑤B. ①③⑥④②⑤C. ③②①⑥④⑤D. ⑤⑥②④①③溶液中离子浓度的大小比较：1.下列溶液中各微粒的浓度关系不．正确的是( )(A) mol·L－1 HCOOH溶液中：c(HCOO－)＋c(OH－) = c(H＋)(B)1 L mol·L－1 CuSO4·(NH4)2SO4·6H2O的溶液中：))＞c (Cu 2＋)＞c (H ＋)＞c (OH －) (C ) m o l ·L －1NaHC O3溶液中：c (N a＋)＋c (H ＋)＋c (H 2C O3) =c(D)等体积、等物质的量浓度的NaX 和弱酸HX 混合后的溶液中： c (Na ＋)＞c (HX)＞c (X －)＞c (H ＋)＞c (OH －) 2.25℃时有关弱酸的电离平衡常数见下表： 弱酸化学式 CH 3COOH HCN H 2CO 3 电离平衡常数 ×l0-5 ×l0-10K 1=×l0-7 K 2=×l0-11下列叙述正确的是 A ．向冰醋酸中逐滴加水,则溶液的导电性、醋酸的电离度、pH 均先增大后减小 B ．等物质的量浓度的各溶液pH 的大小关系为： pH(Na 2CO 3)＞pH(NaCN)＞pH(NaHCO 3) ＞pH(CH 3COONa) C ．a mol·L －1 HCN 溶液与b mol·L －1NaOH 溶液等体积混合,充分反应后所得溶液中 c (Na ＋)＞c (CN －),则a 一定小于bD ．浓度均为 mol ·L -1的NaHCO 3和Na 2CO 3混合溶液中有关微粒的浓度关系为： c (OH －) = c (H ＋) ＋0.5 c (HCO 3－) ＋1.5 c (H 2CO 3)－0.5c (CO 32－)3.下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A ． mol·L －1 CH 3COONH 4溶液：c(NH 4＋)—c(CH 3COO —)=c(CH 3COOH)—c(NH 3·H 2O) B ． mol·L －1 NaHCO 3溶液：c(OH —)= c(H+)+c(HCO 3—)+2c(H 2CO 3) C ．25℃时,BaCO 3饱和溶液(Ksp =×l0-9)：c(Ba 2+)= c(C032-)> c(H +)= c(OH -) D ．25℃时,NH 3·H 2O 和NH 4Cl 混合溶液[pH=7, c(Cl -)= mol·L －1] c(NH 4+) =c(NH 3·H 2O)> c(H 十)= c(OH -) 4. 25℃时,将氨水与氯化铵溶液混合得到 c (NH 3·H 2O)＋c (NH 4＋) = mol·L －1的混合溶液.溶液中c (NH 3·H 2O)、c (NH 4＋)与pH 的关系如图所示.下列有关离子浓度关系叙述一定正确的是 A ．W 点表示溶液中：c (NH 4＋) ＋c (H ＋) ＝ c (Cl －)＋c (OH －) B ．pH ＝溶液中：c (Cl －)＋c (OH －)＋c (NH 3·H 2O)＜ mol·L －1 C ．pH ＝溶液中：c (NH 3·H 2O)＞c (NH 4＋)＞c (OH －)＞c (H ＋)D ．向W 点所表示1L 溶液中加入固体（忽略溶液体积变化）：c (Cl －)＞c (Na ＋)＞c (OH －) ＞c (NH 4＋) ＞c (H ＋) 5. 常温下,向L-1 NaOH 溶液中逐滴加入L-1 CH 3COOH 溶液,曲线如右图所示,有关粒子浓度关系正确的是A ．只有在A 、B 间任一点,溶液中才有： c(Na +)+c(H +)＝c(CH 3COO －)+(OH －)B ．在B 点,a ＞25,且有c(Na+)＝c(CH 3COO －)＞c(OH －)＝c(H +)C ．在C 点：c(CH 3COO －)＞c(Na +)＞c(H +)＞c(OH －)D ．在D 点：c(CH 3COO －)+c(CH 3COOH)＝c(Na +) 6. 常温下,用 mol ·L —1HCl 溶液滴定 mL 浓度为 mol ·L —1 Na 2CO 3溶液,所得滴定曲线如右图所示.下列说法正确的是 A ．当V ＝0时：c (H ＋)＋c (HCO 3－)＋c (H 2CO 3)＝c (OH －) B ．当V ＝5时：c (CO 32—)＋c (HCO 3－)＋c (H 2CO 3)＝2c (Cl －) C ．当V ＝10时：c (Na ＋)＞c (HCO 3－)＞c (CO 32—)＞c (H 2CO 3) D ．当V ＝a 时：c (Na ＋)＞c (Cl －)＞c (H ＋)＝c (OH －)24 6 8 10 12V /mL pH7. 下列有关溶液中粒子浓度的关系式中,正确的是A ．pH 相同的①CH 3COONa 、②NaHCO 3、③ONa 三份溶液中的c (Na ＋)：③＞②＞①B ．·L －1某二元弱酸强碱盐NaHA 溶液中： c (Na +)=2c (A 2-)＋c (HA -)＋c (H 2A)C ．右图中pH ＝7时：c (Na ＋)＞c (CH 3COO －) ＞c (OH －)＝c (H ＋)D ．右图中a 点溶液中各离子浓度的关系是： c (OH －)＝c (H ＋)＋c (CH 3COO －)＋2c (CH 3COOH) 8. 已知乙酸（HA ）的酸性比甲酸（HB ）弱,在物质的量浓度均为L 的NaA 和NaB 混合溶液中,下列排序正确的是(OH-)>c (HA)>c (HB)>c (H +) B. c (OH -)>c (A -)>c (B -)>c (H +)C. c (OH -)>c (B -)>c (A -)>c (H +)D. c (OH -)>c (HB)>c (HA)>c (H +)9. 向体积Va 的·1L - C 3H COOH 溶液中加入体积为Vb 的·1L -KOH 溶液,下列关系错误的是 A. Va ＞Vb 时：c （C 3H COOH ）+c （C 3H COO ―）＞c （K +） B ．Va=Vb 时：c （C 3H COOH ）+ c （H +）=c （O H -）C ．Va<Vb 时：c （C 3H COO ―）＞c （K +）＞c （O H -）＞c （H +）D. Va 与Vb 任意比时：c （K +）+ c （H +）= c （O H -）+ c （C 3H COO ―） 10.常温下,将amol·L -l NaHCO 3与b mol·L -l NaOH （0<a<,0<b<）等体积混合.下列有关混合溶液的推论正确的是（ ）A ．若a=b,则c （OH —）=c （H +）+2c （H 2CO 3）+C （HCO 3-）B ．若a=2b,则c （Na +）>c （CO 32—）>c （HCO 3—）>c （OH —）C ．若b=2a,则c （Na +）>c （CO 32-）>c （HCO 3-）>c （OH —）>c （H +）D ．若34c （Na +）=c （CO 32-）+c （HCO 3-）+c （H 2CO 3）,则可推出a=3b真题再现：1.下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是A ．pH=2的HA 溶液与pH=12的MOH 溶液任意比混合：c (H +) + c (M +) == c (OH -) + c (A -)B ．pH 相等的CH 3COONa 、NaOH 和Na 2CO 3三种溶液： c (NaOH)＜c (CH 3COONa)＜c (Na 2CO 3)C ．物质的量浓度相等CH 3COOH 和CH 3COONa 溶液等体积混合： c (CH 3COO -) +2c (OH -) == 2c (H +) + c (CH 3COOH)D ．·L -1的NaHA 溶液,其pH=4：c (HA -)＞c (H +)＞c (H 2A)＞c (A 2-) 2.下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是：A ．室温下,向·L －NH 4HSO 4 溶液中滴加NaOH 溶液至中性： c(Na ＋)>c((SO 42－)>c(NH 4＋)>c(OH －)＝c(H ＋)B ．·L －1NaHCO 3溶液： c(Na ＋)>c(OH －)>c((HCO 3－)>c(H ＋)p H0 5 10 20 a V (CH 3COOH)/mL12 874 · 用 mol/L CH 3COOH 溶液滴定20 mL L NaOH 溶液的滴定曲线C ．Na 2CO 3溶液：c(OH －)－c(H ＋)＝c((HCO 3－)+2c(H 2CO 3)D ．25℃时,,pH ＝、浓度均为·L －1的CH 3COOH 、CH 3COONa 混合溶液：c(CH 3COO －)＋c(OH －)<c(CH 3COOH)＋c(H ＋)3.常温下,用 1mol L -•NaOH 溶液滴定 mL 1mol L -• 3CH COOH 溶液滴定曲线如右图.下列说法正确的是 A. 点①所示溶液中：B. 点②所示溶液中：C. 点③所示溶液中：D. 滴定过程中可能出现4.下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A.在·L -1NaHCO 3溶液中：c(Na +)> c(HCO 3+)> c(CO 32-)> c(H 2CO 3) B.在·L -1Na 2CO 3溶液中：c(OH -)- c(H +)= c(HCO 3-)+2c(H 2CO 3) C.向 mol ·L -1NaHCO 3溶液中加入等体积·L -1NaOH 溶液： c(Na +)= c(CH 3COO -)> c(CH 3COOH)> c(H +)= c(OH -)D.常温下,CH 3COONa 和CH 3COOH 混合溶液[pH=7, c(Na +)=·L -1]： c(CO 32-)> c(HCO 3-)> c(OH -)> c(H +)5. 25℃,有c(CH 3COOH)＋c(CH 3COO －)= mol ·L －1的一组醋酸和醋酸钠混合溶液,溶液中c(CH 3COOH)、c(CH 3COO －)与pH 值的关系如图所示.下列有关离子浓度关系叙述正确的是=溶液中：c(CH 3COOH)＞c(CH 3COO －)＞c(H ＋)＞c(OH －) 点表示溶液中：c(Na ＋)＋c(H ＋)=c(CH 3COO －)＋c(OH －)=溶液中：c(Na ＋)＋c(H ＋)－c(OH －)＋c(CH 3COOH)= mol ·L －1 D.向W 点所表示溶液中通入气体(溶液体积变化可忽略)：c(H ＋)=c(CH 3COOH)＋c(OH －)6. 25℃时,下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A ． mol ·L －1CH 3COONa 溶液和 mol ·L －1 HCl 溶液等体积混合：c (Na ＋)=c (Cl －)＞c (CH 3COO －)＞c (OH －)B ． mol ·L －1 NH 4Cl 溶液和 mol ·L －1 氨水等体积混合（pH ＞7）：c (NH 3·H 2O)＞c (NH 4＋)＞c (Cl －)＞c (OH －)C ． mol ·L －1 Na 2CO 3溶液和 mol ·L －1 NaHCO 3溶液等体积混合：32c (Na ＋) = c (CO 32－) + c (HCO 3－) + c (H 2CO 3) D ． mol ·L －1 Na 2C 2O 4溶液和 mol ·L －1 HCl 溶液等体积混合（H 2C 2O 4为二元弱酸）： 2c (C 2O 42－) + c (HC 2O 4－) + c (OH －) = c (Na ＋) + c (H ＋)7.一定温度下,三种碳酸盐MCO 3(M ：Mg 2＋、Ca 2＋、Mn 2＋)的沉淀溶解平衡曲线如下图所示.已知: pM=-lg c(M),pc(CO 32－)= -lg cc(CO 32－).下列说法正确的是A．MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次增大B．a 点可表示MnCO3的饱和溶液,且c(Mn2＋)= c(CO32－)C．b 点可表示CaCO3的饱和溶液,且c(Ca2＋)<c(CO32－)D．c 点可表示MgCO3的不饱和溶液,且c(Mg2＋)<c(CO32－)8. 常温时,将V1mL c1mol/L的氨水滴加到V2mL c2mol/L的盐酸中,下述结论中正确的是：A．若混合溶液的pH＝7,则c1V1>c2V2B．若V1＝V2,c1＝c2,则混合液中c(NH4+)=c(Cl－)C．若混合液的pH＜7,则混合液中c(NH4+)＞c(Cl－)＞C(H+)＞C(OH－)D．若V1＝V2,且混合液的pH＜7,则一定有c1＜c29. 现有a mol/LNaX和b mol/LNaY两种盐溶液．下列说法不正确的是（若是溶液混合,则忽略混合时的体积变化）（）A．若a=b且pH（NaX）＞pH（NaY）,则酸性HX＞HYB．若a=b且c（X-）=c（Y-）+c（HY）,则酸性HX＞HYC．若a＞b且c（X-）=c（Y-）,则酸性HX＜HYD．若a=L且两溶液等体积混合,则c（X-）+c（HX）=L10. 25℃时,向10mL L KOH溶液中滴加L苯酚溶液,混合溶液中粒子浓度关系正确的是>7时,c(C6H5O-)>c(K+)>c(H＋)>c(OH―)<7时,c(K+)>c(C6H5O-)> c(H＋)>c(OH―)[C6H5OH(aq)]=10mL时,c(K+)=c(C6H5O-)>c(OH―)=c(H＋)D. V[C6H5OH(aq)]=20mL时,c(C6H5O-)+c(C6H5OH)= 2c(K+)11. 室温下,向下列溶液中通入相应的气体至溶液pH＝7(通入气体对溶液体积的影响可忽略),溶液中部分微粒的物质的量浓度关系正确的是A．向mol·L－1 NH4HCO3溶液中通入CO2：c(NH4＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)B．向mol·L－1 NaHSO3溶液中通入NH3：c(Na＋)＞c(NH4＋)＞c(SO32－)C．mol·L－1 Na2SO3溶液通入SO2：c(Na＋)＝2[c(SO32－)＋c(HSO3－)＋c(H2SO3)]D．mol·L－1 CH3COONa溶液中通入HCl：c(Na＋)＞c(CH3COOH)＝c(Cl－)12 .H2C2O4为二元弱酸.20℃时,配制一组c（H2C2O4）+ c（HC2O4-）+ c（C2O42-）= mol·L-1的H 2C2O4和NaOH混合溶液,溶液中部分微粒的物质的量浓度随PH的变化曲线如右图所示.下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是A．PH=的溶液中：c（H2C2O4）+ c（C2O42-）> c（HC2O4-）B．c（Na+）= mol·L-1的溶液中：c（H+）+c（H2C2O4）=c（OH-）+ c（C2O42-）C．c（HC2O4-）= c（C2O42-）的溶液中：c（Na+）> mol·L-1+ c（HC2O4-）D．PH=的溶液中：c（Na+）>2 c（C2O42-）。
水解常数与电离常数的关系及应用
水解常数与电离常数的关系及应用1．水解常数的概念在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。
2．水解常数(K h )与电离常数的定量关系(以CH 3COONa 为例)CH 3COONa 溶液中存在如下水解平衡：CH 3COO －＋H 2O CH 3COOH ＋OH －K h ＝[CH 3COOH][OH －][CH 3COO －]＝[CH 3COOH][OH －][H ＋][CH 3COO －][H ＋]＝[OH －][H ＋][CH 3COO －][H ＋][CH 3COOH]＝K w K a因而K a (或K h )与K w 的定量关系为：(1)K a ·K h ＝K w 或K b ·K h ＝K w(2)Na 2CO 3的水解常数K h ＝K w K a2(3)NaHCO 3的水解常数K h ＝K w K a1 3．水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。
它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
典例分析1．已知25 ℃时，NH 3·H 2O 的电离平衡常数K b ＝1.8×10－5 mol·L －1，该温度下1 mol·L －1的NH 4Cl 溶液中[H ＋]＝________ mol·L －1。
(已知 5.56≈2.36)答案 2.36×10－5解析 K h ＝[H ＋][NH 3·H 2O][NH ＋4]＝K w K b [H ＋]≈[NH 3·H 2O]，而[NH ＋4]≈1 mol·L －1。
所以[H ＋]≈K h ＝ 1.0×10－141.8×10－5 mol·L －1≈2.36×10－5 mol·L －1。
高三化学电离与水解知识点
高三化学电离与水解知识点电离与水解是高中化学中重要的知识点，涉及到溶液的离子化程度、酸碱中和反应等概念。
本文将围绕电离与水解的定义、化学平衡中的应用以及相关实例进行详细阐述。
一、电离与水解的定义电离是指化学物质在溶液中或熔融状态下，通过释放离子而转变为离子的过程。
以强酸HCl为例，当它溶解在水中时，会释放出H+离子和Cl-离子：HCl（气体）→ H+（溶液）+ Cl-（溶液）水解是指化学物质在水溶液中与水发生反应，产生离子和水的过程。
以强碱NaOH为例，当它溶解在水中时，会发生水解反应：NaOH（固体）+ H2O（液体）→ Na+（溶液）+ OH-（溶液）二、化学平衡中的电离与水解在酸碱中和反应中，离子的电离与水解是化学平衡过程中重要的组成部分。
根据勒夏特列原理，对于弱电解质溶液，它的电离与水解可以相互制约，形成动态平衡。
以弱酸HAc（醋酸）的电离与水解为例，该过程可以表达为如下平衡反应：HAc（溶液）⇄ H+（溶液）+ Ac-（溶液）在水中，HAc分子发生电离，部分转化为离子H+和Ac-，同时也会出现Ac-与水分子的水解反应：Ac-（溶液）+ H2O（溶液）⇄ HAc（溶液）+ OH-（溶液）这两个反应相互制约，不断进行，直到达到化学平衡。
三、电离与水解的相关实例1. 酸碱指示剂的应用酸碱指示剂是根据溶液的酸碱性质发生颜色变化的物质。
这种颜色变化与指示剂分子的电离与水解有关。
如甲基橙指示剂，在酸性溶液中会接受H+离子而发生电离，呈现红色；在碱性溶液中，指示剂分子与OH-离子发生水解，呈现黄色。
通过观察指示剂的颜色变化，可以判断溶液的酸碱性质。
2. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸溶液与碱溶液按化学计量比发生完全反应的过程。
在这个过程中，酸与碱溶液中的离子发生重新组合，形成中和盐和水。
例如，盐酸和氢氧化钠反应生成氯化钠和水的化学方程式为：HCl（溶液）+ NaOH（溶液）→ NaCl（溶液）+ H2O（溶液）该反应中，HCl中的H+离子与NaOH中的OH-离子结合，生成中和盐NaCl和水。
化学水解电离知识点
化学水解电离知识点水解是指物质与水反应并产生产物的过程。
在水解反应中，水分子会参与反应，并将分子中的原子或离子与水分子中的原子或离子重新组合形成新的化合物。
水解反应可以是酸碱中和反应，也可以是酯水解反应、醇水解反应等。
常见的水解反应包括酸碱中和反应、酯水解反应、脂肪酸水解反应等。
电离是指物质通过失去或获得电子而产生正离子或负离子的过程。
在水溶液中，电解质可以通过电离反应产生离子。
电离反应可以是完全离子化反应，也可以是部分离子化反应。
完全离子化反应指所有电解质分子都发生电离产生离子，而部分离子化反应指只有一部分电解质分子发生电离产生离子。
在化学水解电离中，有一些重要的知识点需要了解：1.酸碱中和反应：酸和碱反应时会产生水和盐。
酸会释放H+离子，碱会释放OH-离子，当H+离子与OH-离子结合生成水时，反应达到中和。
2.酯水解反应：酯与水反应会产生醇和羧酸。
在酯水解反应中，酯的酯键被水分子断裂，酯中的酯基与水中的H+离子发生反应，生成醇和羧酸。
3.脂肪酸水解反应：脂肪酸与水反应会产生酸和醇。
在脂肪酸水解反应中，脂肪酸中的酯键被水分子断裂，生成酸和醇。
4.强电解质和弱电解质：强电解质是指在水溶液中完全电离产生离子的物质，如盐酸(HCl)和氢氧化钠(NaOH)；弱电解质是指在水溶液中只有一部分电离产生离子的物质，如乙酸(CH3COOH)和氨(NH3)。
5.离子的溶解度：离子的溶解度是指在给定温度和压力下，物质在溶液中溶解形成离子的能力。
溶解度与溶剂的性质、温度和压力等因素有关。
6.水解平衡常数：水解反应的平衡常数(Kh)描述了水解反应向离子化方向或非电离方向偏移的趋势。
平衡常数越大，反应偏向向离子化方向；平衡常数越小，反应偏向非电离方向。
化学水解电离是化学反应中一个重要的概念，对于理解溶液中离子的生成和反应过程具有重要作用。
在化学实验和工业生产中，水解电离的知识可以用来设计和控制反应条件，以实现所需的反应产物。
高中化学电离与水解知识梳理以及习题突破
高中化学电离与水解知识梳理以及习题突破作者：惠静宇来源：《中学教学参考·理科版》2020年第08期[摘要]电离与水解是高中化学的两个重要概念，在高考中多有涉及。
这两个概念既有区别又有联系，且较为抽象，很多学生遇到相关习题时不知如何下手，在测试中失分较为严重。
为帮助学生深入理解这两个概念，掌握相关习题的解题策略，彻底攻克这一学习难点，教学中教师有必要对电离与水解的相关知识点进行梳理，深化学生的理论知识，同时结合常见的习题类型，分析相关的突破策略。
[关键词]高中化学;电离;水解;习题;突破策略[中图分类号]G633.8[文献标识码] A[文章编号] 1674-6058（ 2020）23-0063-03高中化学中电离与水解涉及的知识点较多，对学生的理解能力要求较高。
学生在学习中如果对基础概念理解不深人，就很容易走进学习误区，在解题中做出错误的判断。
因此，严把基础概念理解关应作为授课的重点认真落实。
同时教师还应做好常见题型的归类，传授相关的习题突破策略，提高学生的应用知识能力与解题能力，为学生高中化学学习成绩的提升奠定良好基础。
一、电离与水解知识梳理1.弱电解质的电离关于弱电解质的电离，需要学生深刻理解弱电解质的概念、电离及电离平衡以及相关注意事项。
弱电解质的概念本身并不难理解，只需重点把握好“电解质”“水溶液”“部分电离”等关键词，即判断物质是否为弱电解质，首先判断其是否为电解质，而后判断其在水溶液中是否只有部分电离。
学生应能够正确区分强电解质、弱电解质以及非电解质。
弱电解质的电离包括两种状态，即在水溶液中的状态以及熔融状态，因此分析问题时应考虑全面。
在一定条件下，如果电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，则表明其电离处于平衡状态。
影响电离平衡的因素主要有浓度和温度，其中加水稀释和增大浓度平衡会正向移动，但加水会导致电离程度增大，增大浓度会导致电离程度减小;另外，电离平衡还受同离子效应的影响，增大生成的离子浓度，平衡逆向移动，减小生成的离子浓度，平衡正向移动;升高温度，平衡正向移动。
水解和电离的例子
水解和电离的例子
水解和电离是化学中常见的两种反应类型，它们在许多化学过程中起着重要的作用。
下面将列举十个关于水解和电离的例子，以便更好地理解它们的概念和应用。
1. 水的自离解：在常温下，水分子可以发生自离解反应，生成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
2. 酸的电离：例如盐酸（HCl）溶于水中时，会电离成氯离子（Cl-）和氢离子（H+）。
3. 碱的电离：例如氢氧化钠（NaOH）溶于水中时，会电离成氢氧根离子（OH-）和钠离子（Na+）。
4. 盐的水解：例如氯化铵（NH4Cl）溶于水中时，会发生水解反应生成氨气（NH3）和盐酸（HCl）。
5. 酯的水解：例如乙酸乙酯（CH3COOC2H5）与水反应时，发生酯水解反应生成乙酸和乙醇。
6. 碳酸盐的水解：例如二氧化碳溶于水中形成碳酸，碳酸又可以进一步水解成氢离子和碳酸根离子。
7. 脂肪酸的水解：例如三酸甘油酯（三酸甘油酯）在酶的催化下水解成甘油和脂肪酸。
8. 蛋白质的水解：例如消化系统中的胃酸和胃酶可以将蛋白质水解成氨基酸。
9. 纤维素的水解：例如木质纤维素可以通过酸或酶的作用水解成葡萄糖单体。
10. 焦炭的水解：例如高温下，焦炭可以与水蒸气反应生成氢气和一氧化碳。
这些例子展示了水解和电离在化学反应中的重要性和广泛应用。
水解是指化合物与水反应生成其他化合物的过程，而电离是指化合物在溶液中分解成离子的过程。
这些反应对于理解化学反应的机制、调节溶液的pH值、生物化学过程以及工业生产等都具有重要意义。
通过研究和理解水解和电离反应，我们可以更好地认识和应用化学知识。
水解和电离知识点总结
水解和电离知识点总结一、水解的概念和原理水解是指将某一物质（通常是化合物）与水分解为两种或两种以上物质的化学变化过程。
水解反应是一种重要的溶液中的化学反应过程，常见于盐类、酯等化合物。
水解反应的原理是溶质与溶剂（水）之间发生化学反应，生成新的物质。
在水解反应中，通常涉及到酸碱中和和水解的两种类型。
水解是溶质在水中被水分子进攻，生成离子或者分子的过程。
水分子可以进攻锯环之中的原子以解锯环，则产生两个分子或离子。
二、水解的类型1. 酸碱中和水解酸碱中和水解是指在水中将酸、碱或盐的分子或离子与水分子发生反应，形成相应的酸性或碱性的物质。
酸碱中和水解反应通常可以表示为：H+ + OH- -> H2O。
例如：NaCl + H2O -> Na+ + Cl- + H2O在这个反应中，NaCl溶解在水中，产生Na+和Cl-离子，同时还有Na+和OH-和Cl-和H+ 进行酸碱中和反应，生成水分子。
2. 酯水解酯水解是指酯类化合物在水中分解为醇和酸的化学反应。
酯水解的一般化学方程式为：RCOOR’ + H2O -> RCOOH + R’OH。
例如：CH3COOC2H5 + H2O -> CH3COOH + C2H5OH在这个反应中，乙酸乙酯在水中分解为乙酸和乙醇。
3. 蛋白质水解蛋白质是生物体内重要的大分子，它们在生物体内发挥着重要的功能。
蛋白质水解是指蛋白质在酸、碱、酶的作用下，被水分解为氨基酸或肽链。
三、电离的概念和原理电离是指溶质在溶剂中失去或增加电荷的过程。
溶质中的分子或离子在水中溶解后，它们与水分子发生相互作用，导致分子中的原子或基团失去或增加电子，形成离子。
电离通常伴随着物质的溶解过程，是溶液中溶质与溶剂之间发生化学变化的重要现象。
电离的原理是溶质与溶剂中的水分子之间发生相互作用，导致溶质分子或离子中原子或基团失去或增加电子，形成离子。
四、电离的类型1. 强电解质和弱电解质根据电离度的不同，溶质可以分为强电解质和弱电解质。
电离和水解的区别
电离和水解的区别
电离是电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动阴阳离
子的过程。
水解是一种化工单元过程，是利用水将物质分解形成新的物质的过程。
电离有两种，一种是化学上的电离，另一种是物理上的电离。
水解的种类非常多，例如无机盐的水解就有强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐和弱酸弱碱盐四种。
电离只适用于经典物理和玻尔模型，使原子和分子电离完全确定性，即每一个问题，始终有一个明确的和可计算的答案。
水解的应用非常广泛，例如碱水解的应用，自从人类首次行走在地球上，人类遗体通常是埋葬或火化。
水解和电离都是物质与水之间的互相作用，水解呢，可理解为和水的复分解反应，就是和水的氢氧根或氢离子反应，使反应的氢离子或氢氧根浓度减少，所以水解促进水的电离，电离呢！比如水吧，理解上说呢，就是物质本身的分解反应，比如说水，电离出氢哗氦糕教蕹寄革犀宫篓氧根和氢离子，它的深层的概念也不需要知道！
又比如说HCL电离时产生氢离子和氯离子，虽然是和水有关系，但理解可认为就是它自己的反应！当然HCL电离出的7氢离子增大了溶液中氢离子的浓度，水的电离就会受到抑制！还有注意硫酸氢钠，
这种东西比较特殊在有水的情况下，它电离出钠离子和氢离子和硫酸根离子，在融熔状态下，它只电离出钠离子和硫酸氢根离子！。
水解和电离的例子
水解和电离的例子
水解和电离是化学反应中常见的两种过程。
水解反应是一种化学反应，其中水分子与另一化合物发生反应，导致该化合物分解。
这个过程通常涉及到强电解质分解成弱电解质的反应。
例如，当氯化铁（FeCl3）与水反应时，会生成氢氧化铁（Fe(OH)3）和盐酸（HCl）。
这个反应可以表示为：FeCl3 + H2O → Fe(OH)3 + 3HCl。
在这个反应中，水分子参与了氯化铁的分解，生成了氢氧化铁和盐酸。
电离则是电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动阴阳离子的过程。
这个过程是可逆的，即离子可以在水中重新组合成原来的电解质。
例如，硫酸铜（CuSO4）在水溶液中会电离成铜离子（Cu²⁺）和硫酸根离子（SO₄²⁻）。
这个反应可以表示为：CuSO4 → Cu²⁺ + SO₄²⁻。
在这个反应中，没有水分子的参与，硫酸铜直接分解成了铜离子和硫酸根离子。
请注意，以上两个例子都是简化的化学反应表示，实际的反应过程可能更为复杂。
同时，不是所有的化合物都会发生水解或电离反应，这取决于化合物的性质和条件。
什么是酸碱盐的电离和水解
什么是酸碱盐的电离和水解酸碱盐的电离和水解是化学领域中的基础概念。
酸碱盐指的是化合物，可分为三类：酸盐、碱盐和盐。
酸碱盐的电离和水解涉及到它们在水溶液中的化学反应及其产生的离子种类和行为。
一、酸碱盐的电离酸碱盐在水中溶解时会发生电离反应，产生溶液中的离子。
酸性盐会产生酸性离子，碱性盐会产生碱性离子，而盐则会产生中性离子。
这里以氯化钠为例进行说明。
氯化钠（NaCl）在水中溶解时，会产生钠离子（Na+）和氯离子（Cl-）。
这是因为水分子具有极性，能够将盐中的离子分离出来。
这种电离形成的离子可在溶液中自由运动，导致溶液具有电导性。
二、酸碱盐的水解酸碱盐的水解是指其在水中发生化学反应，产生酸碱性物质的过程。
下面以硼酸钠（Na2B4O7）为例进行说明。
硼酸钠在水中发生水解反应，产生硼酸（H3BO3）和氢氧化钠（NaOH）。
这是由于水分子与盐中的离子发生反应，使盐的结构发生改变。
水解反应可进一步导致溶液的酸碱性变化。
三、酸碱盐的应用与意义1. 酸碱盐在生活中应用广泛。
例如，氯化钠被用作食盐，碳酸氢钠（小苏打）被用作烘焙中的发酵剂。
2. 酸碱盐的电离和水解反应是理解酸碱性质和化学平衡的基础。
它们在探索物质性质和反应机理方面具有重要意义。
3. 酸碱盐的电离和水解也与环境保护密切相关。
例如，部分盐类的水解反应会增加水体的酸碱度，导致水生生物的生存环境受到影响。
总结：酸碱盐的电离和水解是化学中重要的概念和现象。
通过水中的电离反应，酸碱盐能够产生对溶液酸碱性质起决定作用的离子。
水解反应进一步改变溶液的酸碱性，并在生活和科学研究中有着广泛的应用与意义。
水解与电离(老师上课用)
选择题小专题（三）：水解与电离直观信息：面（物理量、反应）点:（起、终、最高、最低、交叉、拐点）线：（增减性？关联性?）知识点：弱电解质电离、水的电离、盐类水解、离子大小比较、三大守恒、沉淀溶解平衡、滴定分析深层信息：1.定性分析:找微粒,建平衡——看条件,判移动——观结果,查对比。
2.定量分析:找好基准——平衡常数，对比Qc 与K 的相对大小，判断反应的方向及途径。
例题1、已知：H 3PO 4:K a1=7.5×10-3、K a2=6.2×10-8、K a3=2.2×10-13⑴面:图表代表是哪些物理量间的关系?反应物质是什么？⑵点:起点、终点、最高点、最低点、交叉点、拐点等。
⑶线:有几条曲线?对应物质是什么?曲线增减性如何?几条曲线关联性?问题①：pH＝6时，主要含磷物种浓度大小关系为：，为获得较纯的Na 2HPO 4，pH 应控制在；则溶液中c(H 2PO 4-)c(PO 43－)，原因是。
问题②：从图中推断NaH 2PO 4溶液中各种微粒浓度大小关系有。
pH 增大的过程中，水的电离如何变化？Na 2HPO 4和NaH 2PO 41：1时各种微粒浓度大小关系有？问题③：25℃0.1mol·L –1的Na 3PO 4溶液的pH＝12，近似计算Na 3PO 4第一步水解的平衡常数K 。
问题④:Na 3PO 4溶液中滴入稀盐酸后，pH 从10降低到6的过程中发生的主要反应的离子方程式为，此时溶液存在的阴离子有：。
问题⑤：Na 2HPO 4溶液呈性，加入足量的CaCl 2溶液，溶液显性，变化原因是问题⑥：H 3PO 4溶液中加入CaCl 2溶液不会产生沉淀，需要pH 调节到10左右才开始生成Ca 3(PO 4)2沉淀，原因？参考答案：①c(H 2PO 4－)＞c(HPO 42－)10＞水解程度大于电离程度②离子大小：C （Na +）＞C （H 2PO 4-）＞C （H +）＞C （HPO 42-）＞C （H 3PO 4）物料守恒：C(Na +)＝C(H 2PO 4－)+C(HPO 42－)＋C(PO 43－)＋C（H 3PO 4）电荷守恒：C(H +)+C(Na +)＝C(OH -)+C(H 2PO 4－)+2C(HPO 42－)＋3C(PO 43－)质子守恒：C(H +)＋C（H 3PO 4）＝C(OH -)+C(HPO 42－)＋2C(PO 43－)增大或先增大后减小离子大小：C （Na +）＞C （H 2PO 4-）=C （HPO 42-）＞C （OH -）＞C （H +）物料守恒：2C(Na +)＝3C(H 2PO 4－)+3C(HPO 42－)＋3C(PO 43－)＋3C（H 3PO 4）电荷守恒：C(H +)+C(Na +)＝C(OH -)+C(H 2PO 4－)+2C(HPO 42－)＋3C(PO 43－)质子守恒：2C(H +)+C(HPO 42－)+2C(HPO 42－)＋3C（H 3PO 4）＝C(OH -)③解：PO 43－+H 2O =HPO 42-+OH-起始浓度（mol·L–1）：0.100变化浓度（mol·L–1）：0.010.010.01平衡浓度（mol·L–1）：0.090.010.01K =C(HPO 42-)×C（OH -/C(PO 43－)=0.01mol·L –1×0.01mol·L –1/0.09mol·L –1=1.1×10-3mol·L–1④HPO 42-+H +=H 2PO 4-HPO 42-、H 2PO 4-、Cl －、OH －⑤碱性酸性HPO 42－H ++PO 43－，加入CaCl 2溶液，Ca 2＋与PO 43－结合生成Ca 3(PO 4)2沉淀，促使Na 2HPO 4电离平衡向右移动，H +浓度增大，溶液显酸性。
高中化学水解与电离问题窍门
如何化学水解与电离问题的窍门1. 理解水解与电离的基本概念在学习化学水解与电离问题之前，我们首先需要了解水解与电离的基本概念。
化学水解是指化合物与水发生反应，使化合物分解成两个或多个物质的过程。
而电离则是指分子或原子在溶液中失去或获得电荷的过程。
这两个概念是化学课程中的基础知识，对于理解化学反应和性质起着至关重要的作用。
2. 深入分析水解与电离的原理水解与电离是化学反应中常见的一种类型，我们需要深入分析它们的原理。
在水解中，通常涉及到酸碱中和、酶催化等化学过程，而电离则涉及到离子的生成和溶液的电导性等方面。
通过深入分析水解与电离的原理，可以帮助我们更好地理解这些化学过程的发生机制。
3. 解析高中化学水解与电离问题的解题思路在高中化学学习中，水解与电离问题常常出现在考试中。
为了解决这类问题，我们需要掌握一定的解题思路。
通常可以从化合物的性质、反应条件、反应类型等方面入手，结合水解与电离的基本原理，有针对性地解答问题。
我们还可以通过实际例题来加深理解和掌握解题技巧。
4. 总结与回顾总结与回顾在学习过程中尤为重要。
针对水解与电离问题，我们可以通过总结基本概念、原理和解题思路，来全面、深刻地理解这一知识点。
回顾自己的学习笔记和习题练习，可以帮助我们不断巩固和提升对水解与电离的理解能力。
在我看来，水解与电离是化学中的重要概念，它们不仅有助于我们理解化学反应的基本原理，也对于日常生活中的许多现象有着重要的解释作用。
我们应该在学习过程中多加关注，深入理解，并且不断进行实际应用和思考，以提升自己的化学素养。
通过以上分析和讨论，我们可以更全面地理解高中化学水解与电离问题的窍门。
希望这篇文章能够帮助你更好地掌握这一知识点，为你的学习提供一定的帮助和启发。
水解与电离是化学中的重要概念，对于理解化学反应和性质起着至关重要的作用。
通过深入学习和掌握这些知识，我们可以更好地理解化学反应的发生机制，为我们的学习和实践提供指导。
水解常数和电离常数的关系公式
水解常数和电离常数的关系公式水解常数（Kw）和电离常数（Kw）之间的关系公式如下：
Kw = [H+][OH-]
其中，Kw表示水的离子积常数，[H+]表示氢离子浓度，[OH-]表示羟离子浓度。
在纯水中，[H+]和[OH-]的浓度相等，因此可用x表示：
Kw = x * x = x^2
因此，水解常数和电离常数之间的关系可以表示为Kw = x^2，其中x为[H+]或[OH-]的浓度。
除了上述关系公式之外，还可以根据Kw的数值和温度的关系建立公式。
根据离子积常数的定义，Kw与温度有关，其数值随温度的变化而变化。
根据热力学理论和实验数据，可以用以下公式表示Kw与温度的关系：
log10(Kw) = -14 + 0.0182 * T
其中T为热力学温度（单位为K），-14是在25°C时的Kw的对数值。
这个公式可以用来计算不同温度下的Kw的值。
总之，水解常数和电离常数之间有着密切的关系，不仅可以用简单的化学方程式表示，还可以用与温度相关的公式来描述它们之间的变化规律。
水解与电离中三大守恒详解
2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化〔反响或电离〕前某元素的原子〔或离子〕的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子〔或离子〕的物质的量之和。
实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。
在Na2S溶液中存在着S2―的水解、HS―的电离和水解、水的电离，粒子间有如下关系c(S2―)+c(HS―)+c(H2S)==1/2c(Na＋) ( Na＋,S2―守恒)C(HS―)+2c(S2―)+c(H)==c(OH―) (H、O原子守恒)在NaHS溶液中存在着HS―的水解和电离及水的电离。
HS―＋H2OH2S＋OH―HS―H＋＋S2―H2OH＋＋OH―从物料守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+C(S2―)+c(H2S)==c(Na＋)；从电荷守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+2(S2―)+c(OH―)==c(Na＋)+c(H＋)；将以上两式相加，有：c(S2―)+c(OH―)==c(H2S)+c(H＋)得出的式子被称为质子守恒3、质子守恒：无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。
二、典型题――溶质单一型1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断解此类题的关键是紧抓弱酸的电离平衡［点击试题］0.1mol/L 的H2S溶液中所存在离子的浓度由大到小的排列顺序是_________________解析：在H2S溶液中有以下平衡：H2SH＋+HS―；HS―H＋+S2―。
多元弱酸的电离以第一步为主，第二步电离较第一步弱得多，但两步电离都产生H＋，因此答案应为：c(H ＋)>c(HS―)>c(S2―)>c(OH―)弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(显性离子) > C(一级电离离子) > C(二级电离离子) > C(水电离出的另一离子)同样的思考方式可以解决弱碱溶液的问题2、弱碱溶液［点击试题］室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，以下关系式中不正确的选项是A. c(OH-)＞c(H+)B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.1mol/LC.c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+)D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比拟---弱酸强碱型解此类题型的关键是抓住盐溶液中水解的离子在CH3COONa 溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的选项是( )A、c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(OH―)>c(H＋)B、c(CH3COO―)>c(Na＋)>c(OH―)>c(H＋)C、c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(H＋)>c(OH―)D、c(Na＋)>c(OH―)>c(CH3COO―)>c(H＋)解析：在CH3COONa溶液中：CH3COONaNa＋+CH3COO―，CH3COO―+H2O CH3COOH+OH―；而使c(CH3COO―)降低且溶液呈现碱性，那么c(Na＋)>c(CH3COO―)，c(OH―)>c(H＋)，又因一般盐的水解程度较小，那么c(CH3COO―)>c(OH―),因此A选项正确。
水解和电离的关系
水解和电离的关系水解和电离，引起许多混淆的概念，它们代表着不同的化学过程，并有着根本不同的定义和物理本质。
它们有各自独特的性质，而这些性质又在语境中扮演不同的角色，比如在我们的日常生活中，我们可以用水解和电离来实现一定的功能。
所以，我们今天就要聊聊水解和电离之间的关系，以及它们有什么不同。
首先，我们先说说水解。
水解是指由水催化的一种反应，也称作水分裂反应。
水解反应是指水分子分裂成多样的产物，它们可以是水离子、水或游离H+ 或OH-。
一般来说，水解反应需要一定的温度条件来促进，水解反应也可以由外部应力或物质（比如碱或酸）来使其发生。
而电离则是指将原子或分子分离成电荷粒子的一种反应，也可以被称之为放离反应。
一般而言，电离反应可分为半电离反应和完全电离反应。
在半电离反应中，一些原子或分子的电子被衰减，但它们的核子仍留在原子或分子内；而完全电离反应中，电子跟随着核子脱落，产生正、负离子。
由于这两种反应不具有相同的物理本质，因此它们之间有着根本上的不同。
水解和电离都以水分子作为催化剂，但在水解反应中，水分子被切断以产生连丰富的产物，而电离反应则是将原子或分子分离以产生离子。
此外，水解反应可以在常温下发生，但电离反应则需要一定的热度条件来促进。
通过上述理论，我们可以看出水解和电离的关系，尽管它们有不同的定义，但它们都是关于分解分子的有机化学反应。
它们之间的主要区别在于，水解反应需要水分子作为催化剂，而电离反应需要温度条件来促进反应。
水解可以用来改变物质的性质，而电离却是有害物质的形成。
因为它们有着如此显著的不同，所以当我们在做化学实验或改变物质性质时，必须考虑到它们之间的关系。
化学水解电离总结
电离水解平衡一、电离水解平衡的特点①弱电解质溶于水,在水分子的作用下,弱电解质分子的离子化过程和阴阳离子的分子化过程的速率相同建立了该化学平衡,电离平衡的移动遵循化学平衡移动的一般性规律;②影响电离平衡的主要因素有：温度的升降；溶质浓度的降低稀释；通过离子消耗降低生成离子的浓度；同离子效应――增大生成离子的浓度;③遵循勒夏特列原理,平衡的移动是减弱外界条件的改变而不是逆转外界条件的改变;例如：加水稀释醋酸,平衡正向移动,但是溶液中的CH＋依然是减小的,增加的只是nH＋;例 1.已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步进行的,且第一步的电离程度大于第二步的电离程度,第二步的电离程度远大于第三步的电离程度;今有HA、H2B、H3C三种一元、二元、三元弱酸,根据“较强酸+较弱酸盐＝较强酸盐+较弱酸”的反应规律,它们之间能发生下列反应：①HA＋HC2－少量＝A- +H2C-②H2B少量＋2A-＝B2- +2HA③H2B少量+H2C-＝HB-＋H3C回答下列问题：1相同条件下,HA、H2B、H3C三种酸中酸性最强的是;2A-、B2-、C3-、HB-、H2C-、HC2－ 6种离子中,最易结合质子的是最难结合质子的是3判断下列反应的离子方程式中正确的是填写标号 3C+3A -＝3HA+C 3-－+A -＝HA ＋B 2- 3C+B 2－＝HB -+H 2C -4完成下列反应的离子方程式 A. H 3C+OH － 过量 B. HA 过量+C 3－某些盐溶液的配制、保存在配制FeCl 3、 FeCl 2 、AlCl 3、CuSO 4等溶液时为防止水解,常向盐溶液中加入少量相应的酸Na 2SiO 3、Na 2CO 3、NH 4F 等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中,因Na 2SiO 3、Na2CO3水解呈碱性,产生较多OH -,NH 4F 水解产生HF,OH -、HF 均能腐蚀玻璃.某些离子间因发生又水解而在溶液中不大量共存,如①Al 3+与S 2-、HS -、CO 32-、HCO 3-、AlO 2-、SiO 32-、ClO -、C 6H 5O -等不共存 ②Fe3+与CO 32-、HCO 3-、AlO 2-、ClO - 等不共存 ③NH4+与ClO -、SiO 32-、AlO 2- 等不共存想一想：Al 2S 3为何只能用干法制取小结：能发生双水解反应,首先因为阴、阳离子本身单一水解程度相对较大,其次水解一方产生较多H +,另一方产生较多OH -,两者相互促进,使水解进行到底;酸式盐①若只有电离而无水解,则呈酸性如NaHSO 4②若既有电离又有水解,取决于两者相对大小电离程度＞水解程度,呈酸性：NaHSO 3、NaH 2PO4电离程度＜水解程度,呈碱性：NaHCO 3、NaHS 、Na 2HPO 4、NaHS二.盐类的水解一盐类的水解的分类：二盐类水解的类型特点：1水解反应和中和反应处于动态平衡,水解进行程度很小;2水解反应为吸热反应;3盐类溶解于水,以电离为主,水解为辅;4多元弱酸根离子分步水解,以第一步为主;水解平衡的因素影响水解平衡进行程度最主要因素是盐本身的性质;①组成盐的酸根对应的酸越弱,水解程度越大,碱性就越强,PH越大；②组成盐的阳离子对应的碱越弱,水解程度越大,酸性越强,PH越小；外界条件对平衡移动也有影响,移动方向应符合勒夏特列原理,下面以NH4+为例：①.温度：水解反应为吸热反应,升温平衡右移,水解程度增大;②.浓度：改变平衡体系中每一种物质的浓度,都可使平衡移动;盐的浓度越小,水解程度越大;③.溶液的酸碱度：加入酸或碱能促进或抑制盐类的水解;例如：水解呈酸性的盐溶液,若加入碱,就会中和溶液中的H+,使平衡向水解的方向移动而促进水解；若加入酸,则抑制水解;同种水解相互抑制,不同水解相互促进;三.盐类的水解实例一.以NH4+ + H2O NH3·H2O + H+为例:四、水解过程中的守恒问题以NaHCO3水解为例,HCO3-既水解又电离NaHCO3溶液中存在Na+,H+,OH-,HCO3-,CO32-,H2CO3①.电荷守恒——溶液中所有阳离子带的正电荷等于所有阴离子带的负电荷即溶液呈电中性cNa++cH+===cOH-+2cCO32-+cHCO3-②.物料守恒原子守恒——溶液中某些离子能水解或电离,这些粒子中某些原子总数不变,某些原子数目之比不变nNa:nC==1:1 所以 cNa+===cHCO3-+cCO32-+cH2CO3③.水的电离守恒质子守恒也可以由上述两式相减得到,最好由上述两式相减得到cH++cH2CO3===cOH-+cCO32-五、双水解反应双水解反应——一种盐的阳离子水解显酸性,一种盐的阴离子水解显碱性,当两种盐溶液混合时,由于H+和OH-结合生成水而相互促进水解,使水解程度变大甚至完全进行的反应;①.完全双水解反应离子方程式用==表示,标明↑↓,离子间不能大量共存种类：Al3+与S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO-、C6H5O-2Al3++3S2-+6H2O===AlOH3↓+3H2S↑②.不完全双水解反应离子方程式用可逆符号,不标明↑↓,离子间可以大量共存种类：NH4+与CO32-、HCO3-、 S2-、HS-、CH3COO-等弱酸根阴离子③.并非水解能够相互促进的盐都能发生双水解反应有的是发生复分解反应——Na2S+CuSO4===Na2SO4+CuS↓有的是发生氧化还原反应——2FeCl3+Na2S===2FeCl2+S↓+2NaCl或2FeCl3+3Na2S===2FeS↓+S↓+6NaClPS：离子间不能大量共存的条件——生成沉淀、气体、水、微溶物、弱电解质；发生氧化还原、完全双水解反应六、盐溶液蒸干后①.盐水解生成挥发性酸,蒸干后得到其氢氧化物,如FeCl3蒸干后得到FeOH3,如继续蒸则最终产物是Fe2O3盐水解生成难挥发性酸或强碱,蒸干后得到原溶质,如CuSO4②.阴阳离子均易水解的盐,蒸干后得不到任何物质,如NH42S③.易被氧化的物质,蒸干后得到其氧化产物,如Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4④.受热易分解的物质,蒸干后得到其分解产物,如MgHCO32蒸干后得到MgOH2七、盐类水解的应用①.配制FeCl3溶液——将FeCl3先溶于盐酸,再加水稀释②.制备FeOH3胶体——向沸水中滴加FeCl3溶液,加热至沸腾促进Fe3+水解Fe3++3H2O=加热=FeOH3胶体+3H+③.泡沫灭火器——Al3++3HCO3-===AlOH3↓+3CO2↑④.纯碱作洗涤剂——加热促进其水解,碱性增加,去污能力增强八、盐类水解内容补充①.电离大于水解溶液呈酸性的离子——HSO3-,H2PO4-, HC2O4-、HSO4-其余多元弱酸的酸式酸根离子均是水解大于电离溶液呈碱性;②.pH：酸<酸式水解的盐碱>碱式水解的盐③.酸根离子相应的酸越弱,其强碱弱酸盐的碱性越强如酸性 AlOH3<H2CO3所以碱性NaAlO2>NaHCO3碳酸根对应的酸为HCO3-九、盐类水解的规律有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解,谁强显谁性;1.强酸和弱碱生成的盐水解,溶液呈酸性;2.强碱和弱酸生成的盐水解,溶液呈碱性;3.强酸强碱不水解,溶液呈中性不一定4.弱酸弱碱盐强烈水解;5.强酸酸式盐,取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
水解方程式和电离方程式的区别
水解方程式和电离方程式的区别有机物水解，生成氢氧化物和氢离子或氧离子，其方程式为：水解方程式和电离方程式的区别：分子、原子间以共价键结合，而在水溶液中，由于氢氧根离子的水解而产生氢离子。
前者是中学化学，后者是高中化学;中学化学一般没有涉及这种反应，电离方程式就更不用提了。
通常说某物质水解(电离)生成什么气体，这里水解产生的气体就是原物质，而产生的新物质是“某气体”，也叫电离产生的气体。
例如NaOH(Na+水解)===NaOH+OH-中，水解产生的Na+是电离产生的NaOH(酸)，即电离方程式。
简单的说，水解方程式写的是反应物和生成物的化学式，而电离方程式写的是离子的化学式。
水解方程式是不能简写的。
如下列反应物分别是： Na2O3和NaOH，生成物分别是Na2O3和NaOH，生成物的化学式就应该是NaOH(OH-)和Na2O3(OH-因为电离生成的离子和电子的个数都相等，而两者所得的电子个数不同。
因此要么写成1个离子+ 1个电子= 2个离子，要么写成2个电子+ 1个离子= 2个电子。
最重要的是：不同的水解反应会产生不同的氢氧根离子。
有机物的水解反应有两类：一类是在水溶液中进行的，称之为“可逆反应”，如：①碳酸钠溶液与二氧化碳反应生成碳酸氢钠；②氨水和碳酸钠溶液反应生成氨气和水；③乙醇和盐酸反应生成氯化氢和水；④糖类和盐酸反应生成二氧化碳和水。
另一类是在碱性条件下进行的，称之为“不可逆反应”，如：①硫酸铜溶液与碳酸钠溶液反应生成氯化铜和水；②醋酸钠溶液与盐酸反应生成二氧化碳和水。
在学习水解方程式时必须掌握的关键是“碳酸氢钠溶液”、“乙醇”和“醋酸钠溶液”。
2。
简述物质水解的实质：任何一种物质在水溶液中发生水解反应，均是氢离子与氢氧根离子相互交换的结果，而且有水解程度的大小问题。
(1)在一定温度下，大多数非电解质的水解程度较小。
(2)电解质的水解比较复杂，除水解程度较小外，还有强弱问题。
(3)许多离子化合物的水解属于吸热反应。
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有关电离与水解概念间的一些问题
由于化学反应的复杂性,在一个化学反应体系中常常会有多个化学平衡同时存在。
因而在分析这类化学问题时,一定要顾及到所有的平衡,并确认出哪些平衡
处于矛盾的主要方面。
遗漏或忽略了某个实际上在起主导作用的平衡、纠缠于一个侧面,肯定会使我们的判断产生严重的错误[1]。
还有一个需要注意的问题是,只罗列出所有的平衡还不能解决具体的化学问题,还必须明确一些平衡的本质及他们的相互关系。
不然也会造成一些“可笑”的错误。
下面讨论几个这样的实例,以引起大家重视。
一、电离和水解平衡的关系
电离和水解是化学教学中很常见的两类平衡,也是相互关系十分密切的平衡。
按电离理论,电离和水解是形式间有很大区别的两类反应：
电离是弱酸或弱碱这类物质在极性分子—水分子作用下,解离为水合离子的一个十分简单的过程。
如HAc的电离。
而水解则是盐中的弱酸根（或阳离子）与水反应,给出OH-离子（或H+离子）的过程。
如对NaAc有、或。
不难看出,它们涉及的物质类别不同,反应形式也有很大区别,似乎是截然不同的两类反应。
为比较这两个反应,还是用电离理论来分析一下才好。
用HAc的电离与Ac-的水解为代表,来剖析一个电离过程与其相关离子的水解过程（平衡）间的关系。
HAc的电离过程为（称为过程1）,即使写为
,也只是表示H+是以水合离子的形式存在
而已。
Ac-的水解过程、则是由反应
（请注意这就是HAc的电离、即过程1、的逆过程）、与水的电离反应,两者相加、并消去H+的结果。
这样看来,讨论所谓Ac-的水解、除包含了水溶液中总是存在的水的电离之外,实际就是承认HAc的电离平衡在逆向进行。
HAc的电离与Ac-水解讨论的都是同一个平衡、HAc的电离平衡,只不过两者的观察方向不同罢了。
由于化学平衡的特殊性,在讨论化学平衡的移动时,有两个特点应引起我们
足够的重视：
一是平衡移动的结果与平衡的写法无关。
即与写的是正反应、还是逆反应无关；另一点则是如果用勒夏特里原理已判断出了平衡移动的方向及结果,就不得把这一结果作为平衡移动的条件再去循环使用。
如对同某平衡,当外界条件改变、反应物的量增加时,平衡要正向移动,这是对的。
但接着认为平衡正向移动的结果是使产物的量也增加,这样平衡还要逆向移回去,则显然是错误的。
不应该把前一判定的结果,作为同一平衡的移动条件再次使用。
但这类错误实际还是可以见到的。
在教学中,总有一些学生认为,在HAc溶液中加入少量NaAc溶液时,由于NaAc会水解,会使溶液中的OH-浓度增大,从而要中和掉部分HAc电离出的H+离子,会使HAc向继续电离的方向移动。
对此,教师应能清楚地指出,如果你承认了Ac-的水解,就是肯定了HAc的电离平衡在逆向移动,不能用这个结果再去作用于同一HAc的电离平衡。
由于弱酸（HAc）的电离及相关酸根（Ac）的水解,两者关系的都是同一个电离平衡。
所以对同一个体系来说。
讨论弱酸的电离平衡时,一定不能再讨论电离出来的酸根水解。
反之,先讨论了弱酸根的水解,就不能再讨论水解产物、弱酸的电离平衡。
二、酸式盐溶液中的平衡数目
对诸如NaHCO3这样的酸式盐,其中的碳酸氢根离子在水中既可以电离、还可以水解,其涉及的平衡数目有多少呢？
由HCO3-可以直接写出电离过程,及水解过程。
其实能写出这两个平衡就可以了。
如果再添加上
及,则成了画蛇添足。
犯了对同一过程从电离及水解两方面来描述的错误。
如果学生能把上两个平衡直接写为及
,一眼就看出反应的本质,那更值得赞赏。
当然,如要求列出溶液中所有的平衡,就还要加上水的电离平衡。
尽管水解平衡也包含了水的电离平衡,但水的电离平衡在一般情况下不宜用水解平衡来替代。
因为水的电离平衡能更直观地限定出溶液中H+与OH-浓度间的关系。
由上面的分析不难看出,与H3PO4、NaH2PO4、Na2HPO4、Na3PO4这几种溶液中溶质相关的平衡数都是3。
如讨论其中所有的平衡,则还应加上水的电离平衡。
它们同样都可写为：
应清楚的是,对这几种不同的物质来说,虽然平衡的个数及形式相同,但每个平衡的主要进行方向及程度相互间还是有显著差别的。
当然,从理论上上面4个平衡中的最后一个水的电离平衡,也可以用
或
来替代,这样也能反映出与OH-浓度间的关系。
但这多少会给人以比较隐晦、不够简明、不够规范的感觉。
三、不能混淆外界条件改变过程与平衡移动间的关系
在弱酸HAc体系中加入少量强碱NaOH时,弱酸电离平衡移动的方向,从反应本质的角度来分析,已经进行过了。
结论为,认为平衡会正向移动是错误的[2]。
其实该错误还应该从操作的性质方面来揭示。
即,加入NaOH的这一化学反应过程、只是一个影响醋酸电离平衡的外界条件改变的过程。
在这种情况下,应在评估完外界条件改变的最终结果后,再用其结果来判断平衡移动的方向。
这样,在弱酸HAc体系中加入少量强碱NaOH时,由于有HAc的减少和NaAc 的增加、这种外界条件改变造成的结果,所以HAc的电离平衡只能逆向移动。
不可否认的是,在HAc中加入NaOH的这一化学反应过程中,可能会有
发生,但这不是水分子作用于醋酸分子的结果,所以也不应
该用只与水分子作用相关的“电离”概念来描述。
退一步,将其都说成是醋酸分子的“解离”,也不合适。
因为它充其量也只是外界条件改变、引起的中和过程的一个可能的微观步骤而已。
不能将外界条件改变过程与平衡移动混为一谈。
与此类似的还有一些水解平衡,如FeCi3的水解。
在这一体系中加入少量盐酸,平衡会逆向移动、FeCi3的水解会遭到抑制,这没有问题。
当在原体系中加入少量NaOH时,正确的答案是：由于Fe3+与OH-间有化学反应发生,结果是Fe3+的量减少、且有Fe（OH）2+甚或Fe（OH）3生成,FeCi3
的水解平衡也会逆向移动。
参考文献
[1]伍伟夫. KCl晶体对Fe3+/ SCN -体系影响的研究.化学原理补正博客
[2]伍伟夫.溶液中化学平衡移动方向的表征.化学原理补正博客。