电离与水解专题
化学盐类的水解电离知识点总结
化学盐类的水解电离知识点总结一、盐类的水解盐类的水解是指盐溶解在水中时，离子与水分子发生反应生成新的离子或分子物质的过程。
水解反应通常发生在弱酸盐或弱碱盐溶液中，分为酸性水解和碱性水解两种类型。
1.酸性水解当酸性盐溶解在水中时，阳离子会与水分子发生反应，产生酸性溶液。
这是由于阳离子是强酸的共轭碱，与水分子结合生成氢离子(H+)，使溶液呈酸性。
示例反应：铵盐(NH4Cl)+H2O→NH4OH+HCl2.碱性水解当碱性盐溶解在水中时，阴离子会与水分子发生反应，产生碱性溶液。
这是因为阴离子是强碱的共轭酸，与水分子结合生成氢氧根离子(OH-)，使溶液呈碱性。
示例反应：铝盐(AlCl3)+H2O→Al(OH)3+HCl需要注意的是，盐类水解的程度受其溶解度和离子的水合能力的影响。
溶解度越大，水解程度越小；离子的水合能力越强，水解程度也越小。
二、盐类的电离盐类的电离是指盐类溶解在水中，离子与水分子发生解离反应，形成游离离子的过程。
这是由于水是一种极性分子，能够与离子相互作用，将盐分子解离成离子。
1.强电解质强电解质是指能够完全电离的盐类。
在水中完全溶解的强酸、强碱和盐都属于强电解质。
它们的分子在水中离解成对应的阳离子和阴离子，溶液具有良好的电导性。
示例：NaCl + H2O → Na+(aq) + Cl-(aq)2.弱电解质弱电解质是指在水中只部分电离的盐类。
它们的分子在水中只有一部分离解成离子，溶液的电导性相对较差。
示例：NH4Cl + H2O ⇌ NH4+(aq) + Cl-(aq)需要注意的是，强电解质和弱电解质的区分是根据离解程度而定，而不是盐的种类。
同一个盐在不同条件下可能表现出强电解质或弱电解质的性质。
三、影响水解和电离的因素1.温度：温度的增加会促进水解和电离反应的进行，提高溶液的电导性。
2.浓度：较高的盐浓度促进水解反应的进行，但也可能限制电离反应的进行。
3.溶剂：溶液中的溶剂性质，如极性和离子溶解度，会影响水解和电离的程度。
微专题水解常数(Kh)与电离常数的关系及应用
微专题水解常数(K h)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CH3COONa为例)CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－K h＝c(CH3COOH)·c(OH－) c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)·c(OH－)·c(H＋) c(CH3COO－)·c(H＋)＝c(OH－)·c(H＋)c(CH3COO－)·c(H＋)c(CH3COOH)＝K wK 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)Na2CO3的水解常数K h＝K w K a2(3)NaHCO3的水解常数K h＝K w K a13．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。
专题训练1．已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数K b＝1.8×10－5，该温度下1 mol·L－1的NH4Cl 溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1。
(已知 5.56≈2.36)答案 2.36×10－5解析K h＝c(H＋)·c(NH3·H2O)c(NH＋4)＝K wK bc(H＋)≈c(NH3·H2O)，而c(NH＋4)≈1 mol·L－1。
所以c(H＋)≈K h＝1.0×10－141.8×10－5mol·L－1≈2.36×10－5 mol·L－1。
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-）。
高三化学水解电离知识点
高三化学水解电离知识点化学是高中学习中的一门重要科目，其中水解和电离是化学中的两个基本概念，在高三学习中也是重点内容。
下面将介绍高三化学中关于水解和电离的知识点。
一、水解的概念和分类1. 水解的概念：水解是指化合物与水分子发生反应，被水分子分解成更简单的物质的过程。
2. 水解的分类：水解反应可以分为酸性水解、碱性水解和盐类水解三种类型。
- 酸性水解：当化合物与酸反应时，发生酸性水解，产生酸根离子或酸。
- 碱性水解：当化合物与碱反应时，发生碱性水解，产生碱根离子或碱。
- 盐类水解：当盐类溶解在水中时，发生盐类水解，产生盐的阳离子或阴离子与水分子反应生成的溶液。
二、水解反应的影响因素1. 温度：温度升高会加速水解反应的进行，反之则会减缓反应速率。
2. 浓度：反应物浓度的增加会导致水解反应速率的加快。
3. 原料的性质：不同种类的原料发生水解反应的速率也会不同。
三、电离的概念和分类1. 电离的概念：电离是指化合物在溶液中分解成带电离子的过程。
2. 电离的分类：电离可以分为离子的形成和电解质的分类两个方面。
- 离子的形成：当化合物溶解在水中时，其中的分子会分解成带电的离子。
- 电解质的分类：电解质可以分为强电解质和弱电解质两种类型。
四、强电解质和弱电解质1. 强电解质：具有完全电离的性质，溶解度大，溶液中离子的浓度高。
2. 弱电解质：仅部分电离，溶解度小，溶液中离子的浓度低。
五、电离度和电离常数1. 电离度：电离度是描述溶液中电解质溶解程度的物理量，用符号α 表示。
2. 电离常数：反映溶液中电解质电离程度的物理量，用符号 K 表示。
六、酸碱中的水解和电离1. 酸的水解：酸溶液中的水会发生水解反应，生成氢离子（H+），使溶液呈酸性。
2. 碱的水解：碱溶液中的水会水解生成氢氧根离子（OH-），使溶液呈碱性。
3. 酸的电离：酸溶液中的酸分子会电离生成氢离子（H+）。
4. 碱的电离：碱溶液中的碱分子会电离生成氢氧根离子（OH-）。
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C（Ｈ＋）依然是减小的,增加的只是ｎ（Ｈ+)。
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。
(２)A—、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）A.H3C+3Ａ-＝３ＨＡ＋C3-B。
ＨB-＋A-=ＨA＋B２－ C．H3Ｃ＋B2－=ＨB—＋H２C—(4)完成下列反应的离子方程式A. Ｈ3Ｃ+ＯH-（过量)B。
HＡ(过量)+C３-某些盐溶液的配制、保存在配制ＦeCｌ3、 FeＣl２、ＡlCl３、CuSO4等溶液时为防止水解，常向盐溶液中加入少量相应的酸Ｎa２SiＯ3、Na2CO３、NＨ４F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中,因Ｎa2SiO３、Nａ2CO3水解呈碱性,产生较多OH-,NH４Ｆ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①Aｌ３+与Ｓ2-、ＨS—、ＣＯ32－、HＣO3-、AlO2—、SｉＯ32—、ＣlO-、Ｃ６Ｈ５O—等不共存②Fe3+与ＣO３2—、ＨＣO3-、ＡｌＯ2-、ClＯ—等不共存③ＮH4＋与ＣlO－、ＳｉO３２－、AlO2－等不共存想一想：Al２Ｓ3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。
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。
高中化学电离水解选择题专项训练（终极版,部分附答案）
1.1.下列溶液中，下列溶液中，下列溶液中，c(H c(H +)有小到大的排列顺序正确的是：①有小到大的排列顺序正确的是：①0.1mol/LHCl 0.1mol/LHCl 溶液②溶液②0.1mol/LH 0.1mol/LH 2SO 4溶液③溶液③0.1mol/LNaOH 0.1mol/LNaOH 溶液④溶液④0.1mol/LCH 0.1mol/LCH 3COOH 溶液BA 、③②④①、③②④①B B B、③④①②、③④①②、③④①②C C C、②①④③、②①④③、②①④③D D D、④①②③、④①②③、④①②③ 2．将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混和后,溶液中离子浓度关系正确的是（B ）A ．c(NH 4+)>c(Cl -)> c(H +)> c(OH -) B ．c(NH 4+)> c(Cl -)> c(OH -)> c(H +) C ．c(Cl -)> c(NH 4+)> c(H +)> c(OH -) D ． c(Cl -)> c(NH 4+)> c(OH -)> c(H +) 3．0.1 mol/L NH 4Cl 溶液中，由于NH 4＋的水解，使得c (NH 4＋) < 0.1 mol/L 。
如果要使。
如果要使 c (NH 4＋)更接近于0.1 mol/L，可采取的措施是，可采取的措施是 B A 加入少量氢氧化钠加入少量氢氧化钠 B 加入少量盐酸加入少量盐酸C 加入少量水加入少量水 D 加热加热4．25℃时，将0.1mol/L 的某酸与0.1mol/L 的KOH 溶液等体积混合，所得混合溶液的PH 为D A ．≤7 B ．≥7 C ．= 7 D 、不能确定、不能确定5．100mL 浓度为2mol/L 的盐酸跟过量的锌片反应，为加快反应速率，又不影响生成的氢气的总量，可采用的方法是气的总量，可采用的方法是 B A ．加入适量的6mol/L 的盐酸的盐酸B ．加入数滴氯化铜溶液．加入数滴氯化铜溶液C ．加入适量蒸馏水．加入适量蒸馏水D ．加入适量的氯化钠溶液．加入适量的氯化钠溶液6．浓度均为0.1mol/L 的甲酸和氢氧化钠溶液等体积相混合后，下列关系式正确的是的甲酸和氢氧化钠溶液等体积相混合后，下列关系式正确的是 A A ．c (Na +)＞c ( HCOO -) ＞c ( OH -) ＞c ( H +) B ．c ( HCOO -) ＞c ( Na +) ＞c ( OH -) ＞c ( H +) C ．c ( Na +) =c ( HCOO -) =c ( OH -) =c ( H +) D ．c ( Na +) =c ( HCOO -) ＞c ( OH -) ＞c ( H +) 7. 用[H +]均为0.01mol/L 的盐酸和醋酸溶液，分别中和等体积、等物质的量浓度的氢氧化钠溶液，当氢氧化钠恰好被完全中和时，消耗盐酸和醋酸溶液的体积分别为V l 和V 2，则V l 和V 2的关系正确的是的关系正确的是 A A ．V 1>V 2 B ．V 1<V 2C ．V 1=V 2D ．V 1≤ V 28．某酸的酸式盐NaHY 在水溶液中，HY －－的电离度小于HY －－的水解程度。
化学盐的水解与电离解题技巧
化学盐的水解与电离解题技巧一、理解水解和电离的基本概念水解是指盐电离出的弱酸阴离子或弱碱阳离子与水电离产生的氢离子或氢氧根离子结合，生成弱电解质的反应。
电离则是电解质在水溶液中离解出自由移动离子的过程。
理解这两个基本概念是解决相关问题的关键。
二、掌握影响盐的水解和电离的因素影响盐的水解的因素有盐的类型、温度、浓度等，其中盐的类型是最主要的因素。
一般来说，强酸弱碱盐或强碱弱酸盐容易发生水解。
温度和浓度也会影响水解的程度。
影响盐的电离的因素则主要是温度和浓度。
三、学会判断盐溶液的酸碱性根据盐的类型和溶液的浓度，可以大致判断盐溶液的酸碱性。
一般来说，强酸强碱盐的溶液呈中性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性，弱酸强碱盐的溶液呈碱性。
对于复杂体系，可以通过加入指示剂等方法判断酸碱性。
四、掌握盐的水解反应机理盐的水解反应机理是理解水解过程的重要环节。
以醋酸钠为例，醋酸钠电离出的醋酸根离子会与水电离出的氢离子结合，生成弱电解质醋酸，从而促使水的电离平衡向右移动，使溶液呈碱性。
五、熟悉盐的电离平衡及其移动规律盐的电离平衡是理解电离过程的基础。
以硫酸为例，硫酸在水中会电离出氢离子和硫酸根离子，达到平衡状态时，氢离子和硫酸根离子的浓度不再发生变化。
如果改变温度、浓度等条件，平衡就会发生移动。
六、掌握影响盐的电离平衡的因素影响盐的电离平衡的因素有温度、浓度等。
一般来说，升高温度会使电离平衡向电离方向移动，降低温度则会使电离平衡向结合方向移动。
增加浓度也会使平衡向电离方向移动，降低浓度则会使平衡向结合方向移动。
七、学会运用平衡移动原理分析问题平衡移动原理是解决盐的水解与电离问题的关键。
当一个可逆反应达到平衡状态时，如果改变影响平衡的条件之一（如温度、浓度、压强等），平衡就会被打破，向着能够减弱这种改变的方向移动。
在解题过程中，要善于运用平衡移动原理分析问题，从而找到解决问题的方法。
八、熟悉酸碱中和滴定的操作和原理酸碱中和滴定是一种常用的测定溶液酸碱度的方法。
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。
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。
化学水解电离知识点总结
化学水解电离知识点总结一、化学水解的概念1. 化学水解是指物质在水或者酸性条件下发生水解反应，分解成更简单的物质或者离子的过程。
水解反应可以是酸催化或者碱催化的。
2. 化学水解是一种重要的化学反应，应用广泛。
例如，碳酸氢钠在水中水解产生碳酸钠和二氧化碳；酯在碱性条件下水解成醇和钠盐；蛋白质在酸性条件下发生水解而蛋白质分解成氨基酸。
3. 化学水解的反应速率受多种因素影响，如反应物的浓度、温度、催化剂，溶液的PH值等。
二、化学水解的影响因素1. 温度：化学水解反应的速率随温度的升高而增加，符合阿伦尼乌斯方程。
一般来说，每升高10摄氏度，反应速率会增加大约2倍。
2. 酸碱性条件：酸催化的水解反应和碱催化的水解反应具有不同的机理和速率。
酸性条件下，通常是由质子提供催化作用，例如，葡萄糖在稀硫酸中发生水解反应。
碱性条件下，通常是由羟基离子提供催化作用，如酯在碱性条件下的水解反应。
3. 反应物的浓度：反应物的浓度越高，化学水解反应速率越高。
这是因为反应物的浓度越高，有效碰撞的概率也越高。
4. 催化剂：催化剂可以促进化学水解反应的进行，通过提高反应物的活化能降低反应速率。
催化剂可以是酸、碱、金属离子或者酶等。
5. 溶液的PH值：溶液的PH值对化学水解反应也有很大的影响。
在酸性条件下，一些酯类物质更容易发生水解；在碱性条件下，酸性物质更容易发生水解。
三、化学水解的应用1. 化学水解在化工生产中有广泛应用。
例如，纤维素、淀粉等天然高分子化合物的生产中都需要进行化学水解来获得单糖、葡聚糖等单体物质。
2. 化学水解在生物工程中也有着重要应用。
通过水解，可以将生物质转化成可燃气体或者生产生物柴油。
3. 化学水解在生物技术、医药制药等领域也有重要应用。
例如，通过酸水解可以将蛋白质分解成氨基酸，然后再制备多肽药物。
四、化学电离的概念1. 化学电离是指物质在水溶液中，被溶解成离子的过程。
通常是指电解质在水中产生离子。
2. 化学电离是一种重要的化学现象，大部分物质在水中都会发生电离，形成离子和非离子物质。
电离与水解高考试题汇编汇编
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0.2 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)0.1 mol·L－1 HCOOH溶液中：c(HCOO－)＋c(OH－) = c(H＋)(B)1 L 0.1 mol·L－1 CuSO4·(NH4)2SO4·6H2O的溶液中：c(SO42－)＞c(NH4＋ ))＞c(Cu2＋)＞c(H＋)＞c(OH－)(C)0.1 mol·L－1NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＋c(H2CO3) = c(HCO3－ )＋c(CO32－)＋c(OH－)(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(Na2CO3)＞pH(NaCN)＞pH(NaHCO3) ＞pH(CH3COONa)C．a mol·L－1 HCN溶液与b mol·L－1 NaOH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0.1 mol·L-1的NaHCO3和Na2CO3混合溶液中有关微粒的浓度关系为：c(OH－)= c(H＋) ＋0.5 c(HCO3－) ＋1.5 c(H2CO3)－0.5c(CO32－)3.下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是A．0.1 mol·L－1 CH3COONH4溶液：c(NH4＋)—c(CH3COO—)=c(CH3COOH)—c(NH3·H2O) B．0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液：c(OH—)= c(H+)+c(HCO3—)+2c(H2CO3)C．25℃时，BaCO3饱和溶液(Ksp =8.l×l0-9)：c(Ba2+)= c(C032-)> c(H+)= c(OH-)D．25℃时，NH3·H2O和NH4Cl混合溶液[pH=7, c(Cl-)=0.l mol·L－1]c(NH4+) =c(NH3·H2O)> c(H十)= c(OH-)4. 25℃时，将氨水与氯化铵溶液混合得到c(NH3·H2O)＋c(NH4＋) = 0.1mol·L－1的混合溶液。
2025届高三化学一轮专题复习讲义(13)-专题三第六讲 电离和水解平衡
2025届高三化学一轮专题复习讲义（13）专题三 基本理论3-6 电离和水解平衡（一）（1课时，共2课时）【复习目标】1．了解电离度，学会简单计算，能从定性和定量两个方面理解电离平衡常数。
2．能从图像视角判断强弱电解质在稀释、反应条件下溶液中离子浓度、导电性、电离度、pH变化等方面的异同。
3．了解水的离子积、溶液的酸碱性、pH 等概念。
4．理解盐类水解的概念、条件、本质、特点和规律，认识影响盐类水解的根本因素是内因，理解外因对盐类水解影响的结果。
【重点突破】1．了解中和滴定的原理及实验操作、中和滴定曲线的绘制。
能用数据、图表、符号等描述实验证据并据此进行分析推理形成结论;能对实验方案、实验过程和实验结论进行评价，提出进一步探究的设想。
2．认识盐类的水解平衡在实际生产、生活以及实验中的应用。
【真题再现】例1．（2023·湖南卷）常温下用浓度为0.0200mol·L -1的NaOH 标准溶液滴定浓度均为0.0200mol·L -1的HCl 和CH 3COOH 的混合溶液，滴定过程中溶液的pH 随的变化曲线如图所示。
下列说法错误的是A ．K a(CH 3COOH)约为10-4.76B ．点a ：c (Na +)=c (Cl －) =c (CH 3COO －)+ c (CH 3COOH)C ．点b ：c (CH 3COOH)＜c (CH 3COO －)D ．水的电离程度：a ＜b ＜c ＜d 解析：根据CH 3COOHCH 3COO －+H +，可近似认为a 点c (H +)=c (CH 3COO －)，又a 点pH=3.38，c(H +)=10－3.38 mol·L -1，故K a(CH 3COOH)≈10-3.38×10-3.380.0100＝10-4.76，A 项正确；a 点HCl 恰好被完全中和，由物料守恒可得溶液中c (Na +)=c (Cl －) =c (CH 3COO －)+ c (CH 3COOH)，B 项正确；b 点溶液pH ＜7，即以CH 3COOH 的电离为主，即溶液中c(CH 3COOH)＜c(CH 3COO －)，C 项正确；a 、b 两点溶液呈酸性，水的电离均受到抑制，溶液pH 越小，水的电离受抑制程度越大，c 点酸碱恰好完全中和，CH 3COO －水解促进水的电离，d 点NaOH 过量，又抑制水的电离，故D 项错误。
热点专攻13 水解常数(Kh)与电离常数的关系及应用
22(H2X)
二级电离产生的离子(X ) Kh(X )·a 2 =KW Kh(X )=
-
-
-
a2
对点训练
2-
1.若 T ℃时,Na2CO3 溶液中 CO3 的水解常数 Kh=2×10-4,当 Na2CO3 溶液中
2c(HCO3 )∶c(CO3 )=1∶2
时,该溶液的 pH=
。(已知:lg 2=0.3)
2024
高考总复习
GAO KAO ZONG FU XI YOU HUA SHE JI
第八章
热点专攻13 水解常数(Kh)与电离常数的
关系及应用
命题前沿
亚磷酸(H3PO3)是一种二元弱酸,易溶于水、乙醇。亚磷酸钾(K2HPO3)属
于一种新型杀菌型环保肥料,是一种磷钾肥,具有很强的还原性,对疫病、
白粉病、霜霉病、黑星病和细菌性溃疡病等都有很好的预防和治疗效果。
新题速递
已知H3PO3与足量KOH溶液反应生成K2HPO3。25 ℃时,给1 mol·L-1
K2HPO3溶液中加水稀释,溶液的pOH与溶液稀释倍数关系如图所示。已知
pOH=-lg c(OH-),lg 4=0.60,V0为起始溶液的体积,V为加水后溶液体积。下
列说法错误的是( C )
A.K2HPO3的第一步水解常数约是10-8.8
H2PO-4 +H2O
+
HPO2+H
(电离平衡)、
4
W
H3PO4+OH (水解平衡);Kh(H2PO4 )=
-
a1
=
1×10 -14
7×10-3
=
1
-11
×
10
7
专题四 电离平衡和盐类的水解平衡
1.电离平衡与水解平衡的比较：
电离平衡
水பைடு நூலகம்平衡
研究对象
弱电解质（弱酸、弱强、水）
盐（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐）
实质
弱酸H＋+弱酸根离子
弱碱OH－+弱碱根离子
盐电离出的：
弱酸根+H2O弱酸(根)+OH－
弱碱根离子+H2O弱碱+H+
特点
①酸(碱)越弱；电离程度越小
②电离过程吸热
③多元弱酸：分步电离且
c(H＋)=10－pH
即：c(H+) pH
⑵溶液混合后的pH计算：
①两强酸混合,先求混合后的c(H+)混,再
c(H+)混==[c(H＋)1·V1＋c(H＋)2·V2]/(V1＋V2)
②两强碱混合：先求混合后c(OH―)混，再间接求pH值：
c(OH―)混==[c(OH－)1·V1＋c(OH－)2·V2]/(V1＋V2)
【例2】下列各种说法中，都包含有前后两个数值，其中前者大于后者的是B
A.在25℃和80℃时纯水中的c(H＋)浓度
B.室温时，浓度均为0.1mol·L－1的(NH4)2SO4(aq)、(NH4)2CO3 (aq)的c(NH4+)
C.相同条件下，0.l mol·L－1 NaHCO3和0.1mol·L－1 Na2CO3溶液的pH
C．若所得溶液呈酸性，则可能是强酸与弱碱溶液反应
D．若所得溶液的PH=5，则可能强碱与弱酸溶液反应
一级电离>>二级电离>>三级电离
①“越弱越水解”(对应酸或碱越弱，水解程度越大)；
②水解过程吸热；
③多元弱酸根：分步水解且一级水解>>二级水解>>三级水解。
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。
微专题水解常数(Kh)与电离常数的关系及应用
微专题水解常数(K h)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CH3COONa为例)CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－K h＝c(CH3COOH)·c(OH－) c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)·c(OH－)·c(H＋) c(CH3COO－)·c(H＋)＝c(OH－)·c(H＋)c(CH3COO－)·c(H＋)c(CH3COOH)＝K wK 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)Na2CO3的水解常数K h＝K w K a2(3)NaHCO3的水解常数K h＝K w K a13．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。
专题训练1．已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数K b＝1.8×10－5，该温度下1 mol·L－1的NH4Cl 溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1。
(已知 5.56≈2.36)答案 2.36×10－5解析K h＝c(H＋)·c(NH3·H2O)c(NH＋4)＝K wK bc(H＋)≈c(NH3·H2O)，而c(NH＋4)≈1 mol·L－1。
所以c(H＋)≈K h＝1.0×10－141.8×10－5mol·L－1≈2.36×10－5 mol·L－1。
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水解练习1．正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”(1)(2014·高考试题组合)①加热0.1 mol·L －1Na 2CO 3溶液，CO 2－3的水解程度和溶液的pH 均增大( )(2014·江苏，11C) ②施肥时，草木灰(有效成分为K 2CO 3)不能与NH 4Cl 混合使用，是因为K 2CO 3与NH 4Cl 反应生成氨气会降低肥效( )(2014·新课标全国卷Ⅰ，8C)③小苏打是面包发酵粉的主要成分之一( )(2014·福建理综，6D) ④将NH 4Cl 溶液蒸干制备NH 4Cl 固体( )(2014·福建理综，8B)⑤NH 4F 水溶液中含有HF ，因此NH 4F 溶液不能存放于玻璃试剂瓶中( )(2014·天津理综，3B) (2)(2013·高考试题组合)①向NaAlO 2溶液中滴加NaHCO 3溶液，有沉淀和气体生成( )(2013·重庆理综，2C) ②饱和小苏打溶液中：c (Na ＋)＝c (HCO －3)( )(2013·广东理综，12B)③Na 2CO 3溶液中加入少量Ca(OH)2固体，CO 2－3的水解程度减小，溶液的pH 减小( )(2013·江苏，11D) ④室温下，对于0.1 mol·L－1氨水，用HNO 3溶液完全中和后，溶液不显中性( )(2013·福建理综，8C)⑤已知NaHSO 3溶液显酸性，溶液中存在以下平衡： HSO －3＋H 2O ⇌H 2SO 3＋OH －① HSO －3⇌H ＋＋SO 2－3②向0.1 mol·L－1的NaHSO 3溶液中a ．加入少量金属Na ，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c (HSO －3)增大( )(2013·安徽理综，13A) b ．加入少量NaOH 溶液，c (SO 2－3)c (HSO －3)、c (OH －)c (H ＋)的值均增大( )(2013·安徽理综，13C)盐类水解及应用例题：（2015天津10）（14分）FeCl 3 具有净水作用，但腐蚀设备，而聚合氯化铁是一种新型的絮凝剂，处理污水比FeCl 3 高效，且腐蚀性小。
请回答下列问题：（1）FeCl 3 净水的原理是 。
FeCl 3 溶液腐蚀钢铁设备，除H ＋作用外，另一主要原因是（用离子方程式表示） 。
（2）为节约成本，工业上用NaClO 3 氧化酸性FeCl 2 废液得到FeCl 3 。
①若酸性FeCl 2 废液中c (Fe 2＋)=2.0×10-2mol·L -1, c (Fe 3＋)=1.0×10-3mol·L -1,c (Cl －)=5.3×10-2mol·L -1,则该溶液的PH 约为 。
②完成NaClO 3 氧化FeCl 2 的离子方程式：3－+ 2＋+ = －Fe 3＋.（3）FeCl 3 在溶液中分三步水解：Fe 3＋+H 2OFe(OH)2++H＋K 1Fe(OH)2++H 2O Fe(OH)2++H ＋K 2 Fe(OH)++H 2OFe(OH)3+H＋K 3以上水解反应的平衡常数K 1、K 2、K 3由大到小的顺序是 。
通过控制条件，以上水解产物聚合，生成聚合氧化铁，离子方程式为：xFe3++yH 2O Fe x(OH)y(3x-y)++yH+欲使平衡正向移动可采用的方法是（填序号）。
a.降温b.加水稀释c.加入NH4Cld.加入NHCO3室温下，使氯化铁溶液转化为高浓度聚合氯化铁的关键条件是。
（4）天津某污水处理厂用氯化铁净化污水的结果如下图所示。
由图中数据得出每升污水中投放聚合氯化铁[以Fe(mg·L-1)表示]的最佳范围约为mg·L-1。
变式练习：1.考查水解离子方程式的书写和判断（2014安徽）室温下，在0.2 mol/L Al2(SO4)2，溶液中，逐滴加入1.0 mol/L NaOH溶液，实验测得溶液pH随NaOH溶液体积变化曲线如下图，下列有关说法正确的是（）A．a点时，溶液呈酸性的原因是Al3+水解，离子方程式为：Al3++3OH-Al(OH)3B．a-b段，溶液pH增大，A13+浓度不变C．b-c段，加入的OH-主要用于生成AI(OH)3沉淀D．d点时，Al(OH)3沉淀开始溶解2.考查影响盐类水解的因素（（2015天津5）．室温下，将0.05mol Na2CO3固体溶于水配成100mL溶液，向溶液中加入下列物质，有关结论正确的是（）4.考查与水解有关的离子共存问题(2013·上海，17)某溶液可能含有Cl－、SO2－4、CO2－3、NH＋4、Fe3＋、Al3＋和K＋。
取该溶液100 mL，加入过量NaOH 溶液，加热，得到0.02 mol 气体，同时产生红褐色沉淀；过滤，洗涤，灼烧，得到1.6 g 固体；向上述滤液中加足量BaCl 2溶液，得到4.66 g 不溶于盐酸的沉淀。
由此可知原溶液中 ( ) A ．至少存在5种离子B ．Cl －一定存在，且c (Cl －)≥0.4 mol·L －1C ．SO 2－4、NH ＋4一定存在，Cl －可能不存在D ．CO 2－3、Al 3＋一定不存在，K ＋可能存在5. 考查水解平衡和电离平衡相结合（2015重庆3）下列说法正确的是（ ）A ．稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度B ．25℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH=7C ．25℃时，0.1 mol·L －1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱D ．0.1 mol AgCl 和0.1 mol AgI 混合后加入1 L 水中，所得溶液中c (Cl －)=c (I －) （2016新课标ǁ|，13）.下列有关电解质溶液的说法正确的是A.向0.1mol 1L -⋅CH 3COOH 溶液中加入少量水，溶液中3(H )(CH COOH)c c +减小B.将CH 3COONa 溶液从20℃升温至30℃，溶液中33(CH COO )(CH COOH)(OH )c c c --⋅增大 C.向盐酸中加入氨水至中性，溶液中4(NH )1(Cl )c c +-> D.向AgCl 、AgBr 的饱和溶液中加入少量AgNO 3，溶液中(Cl )(Br )c c --不变 （2016新课标ǁ|，7）.向1L 含0.01molNaAlO 2和0.02molNaOH 的溶液中缓慢通入二氧化碳，随n(CO 2)增大，先后发生三个不同的反应，当0.01mol<n(CO 2) ≤0.015时发生的反应是：2 NaAlO 2+ CO 2+2H 2O=2Al(OH)3↓+Na 2CO 3。
下列对应关系正确的是溶液中微粒浓度大小的比较例题：（2015山东，13）室温下向10 mL 0.1 mol·L －1 NaOH 溶液中加入0.1 mol·L －1的一元酸HA 溶液pH的变化曲线如图所示。
下列说法正确的是（ ） A 、a 点所示溶液中c(Na +)>c(A —)>c(H +)>c(HA) B 、a 、b 两点所示溶液中水的电离程度相同 C 、pH=7时，c(Na +)= c(A —)+ c(HA) D 、b 点所示溶液中c(A —)> c(HA) 变式练习：1.考查单一溶液中微粒浓度大小的比较（2014安徽，11）．室温下，下列溶液中粒子浓度关系正确的是()A．Na2S溶液：c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H2S)B．Na2C2O4溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O－4)＋2c(H2C2O4)C．Na2CO3溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO2－3)＋c(OH－)D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋2c(Cl－)2.考查混合溶液中微粒浓度大小的比较（2014江苏）(双选)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．0.1 mol/L CH3COONa与0.1 mol/L HCl溶液等体积混合：c(Na＋)＝c(Cl－)＞cCH3COO－)＞c(OH－) B．0.1 mol/L NH4Cl与0.1 mol/L氨水等体积混合（pH＞7）：c(NH3·H2O)＞c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(OH－) C．0.1 mol/L Na2CO3与0.1 mol/L NaHCO3溶液等体积混合：c(Na＋)＝c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(H2CO3) D．0.1 mol/L Na2C2O4与0.1 mol/L HCl溶液等体积混合（H2C2O4为二元弱酸）：2c(C2O42－)＋c(HC2O4－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)3.考查不同溶液中指定微粒浓度大小的比较（2014·新课标全国卷Ⅱ）一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是()A．pH＝5的H2S溶液中，c(H＋)＝c(HS－)＝1×10－5 mol·L－1B．pH＝a的氨水溶液，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1C．pH＝2的H2C2O4溶液与pH＝12的NaOH溶液任意比例混合：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O－4) D．pH相同的①CH3COONa、②NaHCO3、③NaClO三种溶液的c(Na＋)：①＞②＞③4.考查反应过程中微粒浓度的比较（2015安徽，13）25℃时，在10mL浓度均为0.1mol/LNaOH和NH3·H2O混合溶液中，滴加0.1mol/L 的盐酸，下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是：（）A 未加盐酸时：c(OH－)＞c(Na＋)= c(NH3·H2O)B 加入10mL盐酸时：c(NH4＋) ＋c(H＋) ＝c(OH－)C 加入盐酸至溶液pH=7时：c(Cl－) = c(Na＋)D 加入20mL盐酸时：c(Cl－) ＝c(NH4＋) ＋c(Na＋)5.通过图像考查微粒浓度的比较（2015浙江，12）40℃时，在氨－水体系中不断通入CO2，各种离子的变化趋势如下图所示。
下列说法不正确的是（）A．在pH＝9.0时，c(NH4+)＞c(HCO3－)＞c(NH2COOˉ)＞c(CO32－)B．不同pH的溶液中存在关系：c(NH4+)＋c(H+)＝2c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(NH2COOˉ)＋c(OHˉ)C．随着CO2的通入，不断增大D．在溶液中pH不断降低的过程中，有含NH2COOˉ的中间产物生成弱电解质的电离平衡例题：（2015海南，16）(8分)氨是合成硝酸．铵盐和氮肥的基本原料，回答下列问题：（1）氨的水溶液显弱碱性，其原因为（用离子方程式表示），0．1 mol·L-1的氨水中加入少量的NH4Cl固体，溶液的PH （填“升高”或“降低”）；若加入少量的明矾，溶液中的+的浓度（填“增大”或“减小”）。