电离平衡和水解复习
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-）。
高中化学“四大平衡”考点总结
高中化学“四大平衡”考点总结化学平衡是这一平衡理论体系的核心。
系统掌握反应速率与化学平衡的概念、理论及应用对于深入认识其他平衡，重要的酸、碱、盐的性质和用途，化工生产中适宜条件的选择等，具有承上启下的作用；对于深入掌握元素化合物的知识，具有理论指导意义。
正因为它的重要性，所以，在历年高考中，这一部分向来是考试的热点、难点。
1．高中化学常见四大平衡2．常见四大平衡研究对象模型一、化学平衡研究对象：可逆反应。
如：加热不利于氨的生成，增大压强有利于氨的生成。
模型二、电离平衡：研究对象：弱电解质。
如：加热促进电离，稀释电离度增大。
模型三、水解平衡研究对象：弱酸盐或弱碱盐或弱酸弱碱盐。
如：配制溶液应加入少量酸防止水解。
不断加热溶液，蒸干灼烧可得到固体。
模型四、溶解平衡研究对象：气体或固体溶于水形成的饱和溶液中形成的平衡体系。
（1）气体的溶解平衡如：当加入等时平衡会发生移动。
当收集等气体时往往分别通过饱和的等溶液以除去可能有的酸性气体，且抑制气体的溶解。
（2）固体的溶解平衡如：如：加热促进溶解；加热溶解度降低；反应的进行是由于存在溶解平衡；；由于能水解，加热时的水解程度增大，促进了的溶解，最终转化成。
知识结构归纳总结四大平衡无论是理论学习还是解题方法，都有许多的共通之处。
归纳总结四大平衡的共同点是一种有效的复习方法。
1. 所有的平衡都建立在“可逆反应”的基础上2.平衡特征相同3.都可借助v-t图学习平衡的建立及平衡的移动4. 都能用勒夏特列原理解释平衡的移动勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(如温度、浓度、压强等)，平衡就向减弱这个改变的方向移动．平衡的实质是两个变化方向的速率相等，所以影响平衡的因素首先是影响速率的因素：（1）温度：升温促进吸热过程进行（2）浓度：增大某物质浓度，平衡向消耗该物质的方向移动（3）减压或稀释5. 都存在平衡常数K高考分析1.化学平衡2.电离平衡3.水解平衡4.溶解平衡。
电离和水解平衡-PPT课件
0.04mol CH3COONa 0.02mol HNO3
0.02mol CH3COONa 0.02mol NaNO3 0.02molCH3COOH
NaNO3 = Na+ +
NO3-
0.02mol 0.02mol 0.02mol
CH3COONa = CH3COO- + Na+
0.02mol
0.02mol 0.02mol
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10. （07四川）在25℃时将pH＝11 的NaOH 溶液与pH＝3 的CH3COOH溶液等体积混合后，下列关系式中正确的是（
）
A．c (Na+)==c(CH3COO－)+c(CH3COOH)
B．c(H+)==c(CH3COO－)+c(OH一)
C．c (Na+) > c (CH3COO－)>c(OH－)>c(H+)
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9.（2003上海）在10mL 0.1mol·L-1NaOH 溶液中加入同体积、同浓度的HAc溶液， 反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是
（） A
A．c(Na＋)>c(Ac－)>c(H＋)>c(OH－) B．c(Na＋)>c(Ac－)>c(OH－)>c(H＋) C．c(Na＋)=c(Ac－)+c(HAc) D．c(Na＋) +c(H＋)=c(Ac－)+c(OH－)
CH3COOH CH3COO - + H+
-xmol
+xmol +xmol
CH3COO -+H2O CH3COOmol +ymol
x﹥y
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（2005年江苏卷）12．常温下将稀NaOH溶液与稀
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。
高中化学中的“四大平衡”专题复习
2021/10/10
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3. 都存在平衡常数K
平衡类别 化学平衡 电离平衡 水解平衡 溶解平衡
平衡常数
K
Ka（Kw）
Kh
Ksp
K仅受温度 影响； K越大，反应的正向进行程度 越大；
可以用Qc和K判断衡移动的方向。
Q＞K，平衡 逆向 移动
Q = K，化学达平衡状态
Q＜K，平衡 正向 移动
写出下列反应的平衡常数 mA (g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
—高中化学四大平衡
化学平衡
电离平衡 四大平衡
水解平衡
沉淀溶解平衡
一、四大平衡的共同点 1. 所有的平衡都建立在可逆“反应”的基础上
平衡类别 化学平衡 电离平衡 水解平衡 溶解平衡
盐中的 溶质与其
研究对象 可逆反应 弱电解质 “弱”离 饱和液的
子
共存体系
平衡特点
逆、等、定、动、变
2. 都能用勒夏特列原理解释平衡的移动
电离平衡、水解平衡、溶解平衡的比较
类型 电离平衡
水解平衡
溶解平衡
实例 升温
C H 3 C O O H C H 3 C O O - + H +
平衡右移,K增 大,c(H+)增大, 电离度增大
N H 4 + + H 2 O F e ( O H ) 3 ( s ) N H 3 · H 2 O + H + F e 3 + ( a q ) + 3 O H - ( a q )
化学平衡移动小结:
影响平衡的条件 增大反应物
浓 减小生成物 度
减小反应物
增大生成物
压 增大压强 强 减小压强
高考化学电离平衡九大知识点
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na2CO3＞NaHCO3)4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4- 显酸性②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑9、水解平衡常数（Kh）对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）电离、水解方程式的书写原则1）、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
专题六选择题专攻1.电离平衡、水解平衡及沉淀溶解平衡的分析应用-2025届高考化学二轮复习课件
4.25 ℃时，不同溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)与溶液中c(H＋)或c(OH－)的关系
举例
由水电离出的 c(H＋)/ ( mol·L－1)
说明
pH＝3的HCl、 CH3COOH溶液 pH＝12的NaOH、 NH3·H2O溶液 pH＝3的AlCl3、FeCl3 溶液
pH＝11的CH3COONa、 Na2CO3、NaHCO3溶液
pH＝a＋n a<pH<a＋n pH＝b－n
b－n<pH<b
误区三：不能正确掌握混合溶液的定性规律 常温下，pH＝n(n<7)的强酸和pH＝14－n的强碱溶液等体积混合，混合 溶液pH＝7；pH＝n(n<7)的醋酸和pH＝14－n的氢氧化钠溶液等体积混合， 混合溶液pH<7；pH＝n(n<7)的盐酸和pH＝14－n的氨水等体积混合，混 合溶液pH>7。
溶液Ⅱ中，由B项解析可知c总(HA)＝1.01 c(HA)，未电离的HA可自
由穿过隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，溶液Ⅰ和Ⅱ中c总(HA)
之比为[(104＋1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]＝(104＋1)∶1.01≈104，D错误。
123456
2.(2023·浙江1月选考，13)甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。工业废水中的甲 酸及其盐，通过离子交换树脂(含固体活性成分R3N，R为烷基)因静电作用被 吸附回收，其回收率(被吸附在树脂上甲酸根离子的物质的量分数)与废水初始 pH关系如图(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)，下列说法不正确的是 A.活性成分R3N在水中存在平衡：
02 真题演练
1.(2022·全国乙卷，13)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体 系中，H＋与A－不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。 设溶液中c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是 A.溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
高中化学--高考总复习五――电离与水解 6.电离与水解
高考总复习五――电离与水解6．电离与水解[考点扫描]1．强弱电解质与结构的关系及其判断方法。
2．弱电解质的电离平衡及电离方程式的书写。
3．水的离子积常数及其影响因素。
4．溶液中c(H+)、溶液的pH与溶液的酸碱性的关系：5．有关pH的计算。
6．盐类的水解的实质和规律。
7．盐类水解离子方程式的书写。
8．盐类水解的影响因素。
9．盐类水解的应用，溶液中微粒的成分及浓度。
[知识指津]1．强电解质和弱电解质的比较离子2．弱电解质的电离平衡的特征：(1)“动”：电离平衡是动态平衡，(2)“定”：溶液中分子和离子的浓度保持不变；(3)“变”：条件改变，平衡被破坏。
影响电离平衡的因素主要是：温度、浓度和同离子，可运用勒夏特列原理判断条件改变时电离平衡移动的方向。
弱电解质电离方程式的书写应注意多元弱酸分步电离；多元弱碱电离过程复杂，一步写出。
3．电解质溶液的导电能力与离子浓度及离子所带电荷数有关，溶液中自由移动的离子浓度越大，离子所带电荷数越高，导电能力越强，反之亦然。
强电解质溶液导电能力不一定强。
4．常温下水的离子积Kω＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14不仅适用于纯水，还适用于稀的水溶液(包括酸性溶液、中性溶液和碱性溶液)，在任何情况下，c(H+)或c(OH-)都不会等于零，所以任何水溶液中H+和OH-总是同时存在，只是相对含量不同而已。
但任何溶液中由H2O电离出的c(H+)和c(OH-)总是相等。
水的离子积常数Kω只与温度有关，温度升高，水的电离程度增大。
5．pH的适用范围：适用于c(H+)或c(OH-)为1mol/L以下的稀溶液，pH的取值范围为0－14。
当pH小于0或pH大于14时，溶液较浓，则直接用c(H+)或c(OH-)来表示其酸碱性强弱较为方便。
其中：c(H+)越大，pH越小，溶液酸性越强；c(OH-)越大，pH越大，溶液碱性越强。
pH改变一个单位，溶液中c(H+)便改变10倍，如pH每增大一个单位，c(H+)就减小10倍。
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。
电离平衡及盐类水解
电离平衡一、电离：1、纯水是一定是中性溶液，因为水电离出的H + 和OH - 一定一样多的；但是PH 值可以不为7，电离是吸热反应，温度越高，电离程度越大，K W 越大。
2、在任何情况下，要看清楚题目当中的H + 和OH - 是由水电离出的还是由酸碱电离出的； 注意在酸性或者碱性溶液中，如何求水电离出的H + 和OH - 。
注意：盐类水解出的H + 和OH - 是算做水的电离！3、弱酸（弱碱）和强碱（强酸）中和时，要看清楚是等浓度还是PH 值之和为14。
4、弱酸和弱碱电离程度与浓度变化的影响：相对整体来说，电离是很小的一部分。
同种物质，浓度越低，电离程度越大。
如 CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋，若向其溶液中加水，平衡会向正反应方向进行（水解程度变大），但是C(CH 3COOH ）、C(CH 3COO)－、C(H ＋)的均变小，C(OH -)变大。
问：PH=3的CH 3COOH 1体积，PH=4的CH 3COOH 10体积，哪个溶液中的CH 3COOH 的物质的量更大？二、盐类水解：1、该离子对应酸（碱）的酸性（碱性）越弱，水解程度越强。
2.、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NaHCO 3溶液中：nC(Na +)＋nC(H +)＝nC(-3HCO )＋2nC(-23CO )＋nC(-OH )推出：C(Na +)＋C(H +)＝C(-3HCO )＋2C(-23CO )＋C(-OH ) 3、元素（原子）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的。
如NaHCO 3溶液中nC(Na +)：nC(C)＝1：1，推出：C(Na +)＝C(-3HCO )＋C(-23CO )＋C(H 2CO 3)4、当弱酸（弱碱）与弱酸强碱盐（弱碱强酸盐）在一起时，注意先判断电离大于水解还是水解大于电离（可通过最后呈酸性还是碱性来判断）。
电离平衡和水解平衡理论——解题方法总结
电离平衡理论和水解平衡理论——解题方法总结［引入］电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。
解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。
首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。
一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在。
⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主。
2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。
例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― )理清溶液中的平衡关系并分清主次：⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+) ＞c(HCO3-)。
⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度。
⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)。
⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。
守恒作为自然界的普遍规律，是人类征服改造自然的过程中对客观世界抽象概括的结果。
在物质变化的过程中守恒关系是最基本也是本质的关系之一，化学的学习若能建构守恒思想，善于抓住物质变化时某一特定量的固定不变，可对化学问题做到微观分析，宏观把握，达到简化解题步骤，既快又准地解决化学问题之效。
守恒在化学中的涉及面宽，应用范围极广，熟练地应用守恒思想无疑是解决处理化学问题的重要方法工具。
守恒思想是一种重要的化学思想，其实质就是抓住物质变化中的某一个特定恒量进行分析，不探究某些细枝末节，不考虑途径变化，只考虑反应体系中某些组分相互作用前后某种物理量或化学量的始态和终态。
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、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(nH+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＞B③参加反应的锌的质量B＞A ④整个反应阶段平均速度B＞A⑤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．①③⑥⑦C．①②③⑥D．②③④⑤二．水的电离与水的离子积1.在纯水或水溶液中H2O H++OH—△H>025℃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/L2、由水电离出的C（H+）= 1.0×10－11mol/L，pH=？pH=3或112.溶液中酸碱性的判断(1)通过浓度和pH判断判断溶液的酸碱性一般有两种方法，例如：方法一25℃100℃中性溶液c(H+)=c(OH-) pH=7 pH=6酸性溶液c(H+)>c(OH-) pH<7 pH<6碱性溶液c(H+)<c(OH-) pH>7 pH>6 3．关于简单pH的计算(1)酸、碱溶液稀释后的pH(2)酸或碱溶液的pH计算(3)酸、碱混合后的pH计算①两种强酸混合。
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。
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通入H2S抑制电离生成NaHS加Na2S生成NaHS抑制水解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。
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。
化学水解,电离知识点
一、盐类水解的实质盐电离出来的某些离子(一般是弱酸根离子或弱碱阳离子)跟水电离出来的H＋或OH－结合生成了弱电解质，促使水的电离平衡发生移动，结果溶液中c(H＋)、c(OH－)发生了相对改变，从而使溶液呈一定的酸碱性。
盐类的水解程度一般都很小，且是可逆反应，书写水解方程式时以一般不会产生沉淀和气体，生成物不应加沉淀符号(↓)或气体符号(↑)。
二、盐类水解的类型和规律1、强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性，pH＞7，如CH3COONa、NaCO3等。
多元弱酸根离子是分步水解的，且第一步水解程度＞＞第二步水解程度，溶液的酸碱性主要决定于第一步水解程度。
如Na2CO3在水溶液中水解应分两步写：①CO32－＋H2HCO3－＋OH－，②HCO3－＋H2H2CO3＋OH－多元弱酸的酸式根离子同时具备电离和水解两种趋势：HRH＋－－－＋R2(电离，呈酸性)，HR＋H2H2R＋OH(水解，呈碱性)，这需要具体分析。
很显然如果电离趋势占优势，则显酸性，如：－－－H2PO4、HSO3，如果水解趋势占优势，则显碱性，如：HCO3、HS－、HPO42－等。
2、强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性，pH<7，如NH4Cl、Al2(SO4)33、强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，pH=7，如NaCl、KNO34、弱酸弱碱盐水解，溶液呈什么性由水解生成的弱酸、弱碱的相对强弱比较来决定。
当遇到某些弱酸弱碱盐两种离子都发生水解，应在同一离子．．方程式中表示，而且因强烈水解，若是水解产物中有气体或难溶物质或易分解物质的话，这类水解往往能进行到底，这样水解方程式应用“=”号表示，并在生成的沉淀和气体的后面标上“↓”或“↑”。
如2Al3＋＋3S2－＋6H2O=2Al(OH)3↓＋3H2S↑。
5、三大水解规律。
三、影响盐类水解的因素1、盐类本身的性质这是影响盐类水解的内在因素。
组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。
2、温度由于盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。