【化学】高考热点知识训练12：电离平衡、ph、盐类水解
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。
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-）。
高考化学 盐类的水解高频考点专练试题
冠夺市安全阳光实验学校专题21 盐类的水解一、高考真题再现1、（全国卷I-10）N A是阿伏加德罗常数的值。
下列说法正确的是( ) A．16.25 g FeCl3水解形成的Fe(OH)3胶体粒子数为0.1N AB．22.4 L(状况)氩气含有的质子数为18N AC．92.0 g甘油(丙三醇)中含有羟基数为1.0N AD．1.0 mol CH4与Cl2在光照下反应生成的CH3Cl分子数为1.0N A2、（全国卷II-11)N A代表阿伏加德罗常数的值。
下列说法正确的是( ) A．常温常压下，124 g P4中所含P－P键数目为4N AB．100 mL 1 mol·L－1 FeCl3溶液中所含Fe3＋的数目为0.1N AC．状况下，11.2 L甲烷和乙烯混合物中含氢原子数目为2N AD．密闭容器中，2 mol SO2和1 mol O2催化反应后分子总数为2N A3、（北京卷-11）测定0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
时刻①②③④温度/℃25 30 40 25pH 9.66 9.52 9.37 9.25实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。
下列说法不正确的是( )A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO2－3＋H2O HSO－3＋OH－B．④的pH与①不同，是由于SO2－3浓度减小造成的C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致D．①与④的K w值相等4、（江苏卷6）下列有关物质性质的叙述一定不正确的是( )A．向FeCl2溶液中滴加NH4SCN溶液，溶液显红色B．KAl(SO4)2·12H2O溶于水可形成Al(OH)3胶体C．NH4Cl与Ca(OH)2混合加热可生成NH3D．Cu与FeCl3溶液反应可生成CuCl25、（浙江卷-4）下列物质溶于水后溶液显酸性的是( )A．KCl B．Na2OC．NH4Cl D．CH3COONa6、（浙江卷-23）在常温下，向10 mL浓度均为0.1 mol·L－1的NaOH和Na2CO3混合溶液中滴加0.1 mol·L－1的盐酸，溶液pH随盐酸加入体积的变化如图所示。
2024年新高考版化学专题十二弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性讲解部分
酸性 碱性
不变 不变
3)水的离子积:KW=c(H+)·c(OH-)。一定温度时,KW为常数,KW只与温度有 关。水的电离是吸热过程,温度越高,KW越大。常温下,KW=1×10-14。
注意:KW表达式中的H+和OH-不一定都是由水电离出来的,指的是溶液中 的c(H+)和c(OH-)。
2.溶液的酸碱性和pH 1)溶液的酸碱性
综合篇
综合 强酸、弱酸的比较与判断方法 1.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较
1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
c(H+) pH 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的量 与金属反应的起始速率
盐酸 大 小 相同 相同 快
醋酸溶液 小 大
慢
2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
偏低
锥形瓶用NaOH溶液润洗
偏高
滴定前有气泡,滴定后无气泡 偏高
滴定前无气泡,滴定后有气泡 偏低
盐酸滴出瓶外
偏高
振荡时瓶内溶液溅出
偏低
读数 其他
前仰后平
偏低
前平后仰
偏高
前仰后俯
偏低
滴定终点时滴定管尖嘴悬一滴 偏高 溶液
指示剂变色即停止滴定,半分钟 偏低 内恢复原来的颜色
三、滴定曲线(pH曲线)分析 1.强酸与强碱滴定过程中的pH曲线 (以0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸为例)
判断酸与盐反应是否能发生(强酸制弱酸)
Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)> Ka2(H2CO3),则NaClO+CO2 +H2O NaHCO3+HClO
论化学高考热点——盐类水解
论化学高考热点——盐类水解摘要：盐类的水解是高中化学中的重要知识点，同时也是高考中经常要考查的知识点。
为此，本文就有关盐类水解的定义、实质、规律、影响因素、应用等有关知识加以阐述，以期和广大的教师与同学们交流，增加我们对盐类水解知识的理解与掌握。
关键词：盐类水解；高中化学；高考热点《盐类的水解》位于选修四第三章第三节。
高考考试大纲和考试说明中必考内容都有明确要求：了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
这一节既是高中化学的重点，又是高中化学的难点，同时也是高考的热点。
笔者现对盐类的水解一节进行详细分析，以期和广大教师和同学们交流。
一、盐类水解的定义在溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
认真理解、体会定义，可以进一步知道盐类水解的实质。
二、盐类水解的实质盐电离出的离子与水电离出的离子反应生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。
注意：发生水解的盐溶液里同时存在两个平衡：水的电离平衡和盐的水解平衡。
三、盐类水解的类型根据盐类的不同，可分为：强酸强碱盐(不水解)；强酸弱碱盐；强奸弱酸盐；弱酸弱碱盐。
1.强酸弱碱盐。
如：NH4Cl的水解离子方程式： NH4+ + H2O = = NH3。
H2O +H+强酸弱碱盐的水溶液一定显酸性。
2.强碱弱酸盐。
如：CH3COONa的水解离子方程式：CH3COO- + H2O =可逆= CH3COOH + OH-强奸弱酸盐的水溶液一定显碱性。
3.弱酸弱碱盐。
如：CH3COONH4的水CH3COO- + NH4+ + H2O =可逆= CH3COOH + NH3*H2O CH3COONH4水溶液显中性。
如：NH4F的水NH4+ + F- + H2O =可逆=NH3*H2O + HF NH4F的水溶液显酸性。
如：NH4ClO的水解离子方程式; NH4++ ClO- + H2O =可逆= NH3*H2O + HClONH4ClO的水溶液显碱性。
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。
化学盐类的水解、电离知识点总结.(精选)
一、盐类的水解反应1.定义：在水溶液中，盐电离产生的离子与水电离的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的反应。
2.实质：由于盐的水解促进了水的电离，使溶液中c(H+)和c(OH)-不再相等，使溶液呈现酸性或碱性。
3.特征(1)一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。
(2)盐类水解是中和反应的逆过程：，中和反应是放热的，盐类水解是吸热的。
(3)大多数水解反应进行的程度都很小。
(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
4.表示方法(1)用化学方程式表示：盐＋水⇌酸＋碱如AlCl3的水解：AlCl3 +3H20 ⇌Al+3+ 3Cl-(2)用离子方程式表示：盐的离子＋水⇌酸(或碱)＋OH－(或H＋)3+ 3H2O ⇌Al(OH)3 + 3H+如AlCl3的水解：Al+二、影响盐类水解的因素1.内因——盐的本性(1)弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强。
(2)弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2．外因(1)温度：由于盐类水解是吸热的过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。
(2)浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大；增大盐的浓度，水解平衡向右移动，水解程度减小。
(3)外加酸碱：H+可抑制弱碱阳离子水解，OH-能抑制弱酸阳离子水解。
（酸性溶液抑制强酸弱碱盐的水解，碱性溶液促进强酸弱碱盐的水解；碱性溶液抑制强碱弱酸盐的水解，酸性溶液促进强碱弱盐盐的水解）三、盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱性(1)多元弱酸的强碱盐的碱性：正盐＞酸式盐；如0.1 mol·L－1的Na2CO3和NaHCO3溶液的碱性：Na2CO3＞NaHCO3。
(2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。
如0.1 mol·L－1的①NaCl，②Na2CO3，③AlCl3溶液的pH大小：③＜①＜②。
2．利用明矾、可溶铁盐作净水剂如：Fe+3+3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H+3．盐溶液的配制与贮存配制FeCl3溶液时加入一定量酸(盐酸)抑制水解；配制CuSO4溶液时加入少量稀硫酸，抑制铜离子水解。
化学盐类水解、电离知识点总结(可编辑修改word版)
： 一、盐类的水解反应1. 定义：在水溶液中，盐电离产生的离子与水电离的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的反应。
2. 实质：由于盐的水解促进了水的电离，使溶液中 c(H + )和 c(OH) -不再相等，使溶液呈现酸性或碱性。
3. 特征(1) 一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。
(2) 盐类水解是中和反应的逆过程，中和反应是放热的，盐类水解是吸热的。
(3) 大多数水解反应进行的程度都很小。
(4) 多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
4.表示方法(1) 用化学方程式表示：盐＋水⇌酸＋碱如 AlCl3 的水解： AlCl 3 +3H 20 ⇌Al 3+ + 3Cl -(2) 用离子方程式表示：盐的离子＋水⇌酸(或碱)＋OH －(或 H ＋)如 AlCl3 的水解：Al 3+ + 3H 2O ⇌Al(OH)3 + 3H +二、影响盐类水解的因素1.内因——盐的本性(1)弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强。
(2)弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2．外因(1) 温度：由于盐类水解是吸热的过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。
(2)浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大；增大盐的浓度，水解平衡向右移动，水解程度减小。
+可抑制弱碱阳离子水解，OH - 能抑制弱酸阳离子水解。
(3)外加酸碱：H（酸性溶液抑制强酸弱碱盐的水解，碱性溶液促进强酸弱碱盐的水解；碱性溶液抑制强碱弱酸盐的水解，酸性溶液促进强碱弱盐盐的水解）三、盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱性(1)多元弱酸的强碱盐的碱性：正盐＞酸式盐；如0.1 mol·L－1 的Na2CO3 和NaHCO3 溶液的碱性：Na2CO3＞NaHCO3。
(2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。
如0.1 mol·L－1 的①NaCl，②Na2CO3，③AlCl3 溶液的pH 大小：③＜①＜②。
高中化学知识之弱电解质的电离、盐类的水解解析
弱电解质的电离、盐类的水解知识精讲一. 学习内容弱电解质的电离、盐类的水解二. 学习目的1. 掌握弱电解质的电离平衡的建立过程2. 了解电离平衡常数和电离度3. 理解盐类水解的本质，掌握盐类水解的方程式的书写4. 了解影响盐类水解的因素以及水解平衡的移动，了解盐类水解的利用三.学习教学重点、难点盐类水解的过程四.知识分析（一）、弱电解质的电离平衡1. 电离平衡（1）研究对象：弱电解质（2）电离平衡的建立：CH3COOH CH3COO— + H+（3）定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
（4）电离平衡的特点：动：v电离=v结合、定：条件一定时，各组分浓度一定；变：条件改变时，平衡移动2. 电离平衡常数（1）定义：电离常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。
根据同一温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。
（2）表达式：CH3COOH CH3COO— + H+Ka = [CH3COO—][H+]/ [CH3COOH]注：弱酸的电离常数越大，[H+]越大，酸性越强；反之，酸性越弱。
H3PO4H2PO4— + H+ Ka1 = 7.1 × 10—3mol·L—1H2PO4—HPO42— + H+ Ka2 = 6.2 × 10—8mol·L—1HPO42—PO43— + H+ Ka3 = 4.5× 10—13mol·L—1注：多元弱酸各级电离常数逐级减少，且一般相差很大，故氢离子主要由第一步电离产生弱碱与弱酸具类似规律：NH3·H2O NH4+ + OH—K b=[NH4+][OH—]/[NH3·H2O]室温：K b（NH3·H2O）= 1.7 × 10—5mol·L—13. 电离度α=已电离的溶质分子数/原始溶质分子总数× 100％注：①同温同浓度，不同的电解质的电离度不同②同一弱电解质，在不同浓度的水溶液中，电离度不同；溶液越稀，电离度越大。
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，而是达到了动态平衡。
四、酸碱水解电离的平衡常数对于酸碱的水解电离反应，我们可以通过平衡常数来描述。
平衡常数（Ka）等于反应物离子浓度乘积与产物离子浓度乘积的比值。
对于酸的电离反应，Ka越大，说明酸的电离程度越高；反之，Ka越小，说明酸的电离程度越低。
高考化学热点知识训练13 电离平衡、pH、盐类水解
高考化学热点知识训练13 电离平衡、pH、盐类水解1、下列说法正确的是（）A.氯气、铜、二氧化碳、氯化钠溶液这四种物质中有1种是电解质，有2种是非电解质，有1种既不是电解质也不是非电解质B.强电解质一般易溶于水，弱电解质一般难溶于水C.非电解质溶液中也可能存在电离平衡D.强酸强碱盐溶液一定显中性2、90℃时水的离子积K w＝3.8×10 13，该温度时纯水的pH值 ( )A. 等于7B. 小于7C. 大于7D. 无法确定3、室温下，0.1 mol／L的下列物质的溶液中，水的电离能力大小排列正确的是( )① AlCl3② KNO3③ NaOH ④ NH3A. ①＞②＞③＞④B. ①＞②＞④＞③C. ③＞④＞②＞①D. ①＝②＝③＝④4、25 ℃时，水的电离达到平衡：H 2O H＋ + OH－；ΔH > 0 ，下列叙述正确的是（）A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c（OH－）降低B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H＋）增大，水的离子积常数不变C．向水中加人少量固体CH3COONa ，平衡逆向移动，c（H＋）降低D．将水加热，水的离子积常数增大，pH不变5．0.1mol·L-1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO—+H+对于该平衡，下列叙述正确的是（）A．加入水时，平衡向逆反应方向移动B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动C．加入少量0.1mol·L-1HCl溶液，溶液中c(H+)减小D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动6、下列事实可证明氨水是弱碱的是（）A.氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化亚铁B.铵盐受热易分解C.0.1mol/L氨水可以使酚酞试液变红D.0.1mol/L氯化铵溶液的pH约为57、常温时，以下4种溶液pH最小的是（）A．0.01mol∙L-1醋酸溶液B．0.02mol∙L-1醋酸与0.02mol∙L-1NaOH溶液等体积混合液C．0.03mol∙L-1醋酸与0.01mol∙L-1NaOH溶液等体积混合液D．pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合液8、pH=13的强碱溶液和pH=2的强酸混合，所得混合液的pH=11，则强碱与强酸的体积比是（）A、1：9 B、9：1 C、1：11 D、11：19、1体积pH=2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH等于（）A．9.0 B．9.5 C．10.5D．11.010、室温时，将x mL pH=a 的稀KOH溶液与ymL pH=b的稀硝酸充分反应。
高三化学高考天冲刺专题7 电离平衡与盐类水解
质对市爱慕阳光实验学校专题7·电离平衡与盐类水解【2021解读】盐的水解是高考的必考内容。
电离平衡类试题在高考卷中出现的知识点有以下内容：强弱电解质的电离、pH与起始浓度的关系、有关混合溶液pH的计算、改变条件对弱电解质电离平衡离子浓度的影响、离子浓度的大小比拟、滴指示剂的选择、盐类水解、物料守恒、电荷守恒。
【考点回忆】考点一、强、弱电解质的判断方法1．电离方面：不能电离，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，把锌粒投入浓度的盐酸和醋酸中，前者反速率比后者快；(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体积混合溶液呈酸性。
2．水解方面根据电解质越弱，对离子水解能力越强(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相的NaOH溶液和氨水稀释曲线。
c、d分别为pH 相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。
假设稀释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，那么加水量的大小：氨水NaOH溶液，醋酸>盐酸。
4．利用较强酸(碱)制备较弱酸(碱)判断电解质强弱。
如将醋酸参加碳酸钠溶液中，有气泡产生。
说明酸性：CH3COOH>H2CO3。
5．利用元素周期律进行判断，如非金属性Cl>S>P>Si，那么酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3(最高价氧化物对水化物)；金属性：Na>Mg>Al，那么碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。
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。
高考专题盐类的水解知识点和经典习题
高考专题盐类的水解知识点和经典习题第２5说盐类的水解基础考点梳理最新考纲1.明白盐类水解的原理，掌握盐类水解的规律和应用。
２.了解盐溶液的酸碱性,会比较盐溶液中离子浓度的大小。
自主复习一、盐类水解的定义和实质１．盐类水解的定义在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或ＯH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
2.盐类水解的实质盐类的水解是盐跟水之间的化学反应,水解(反应)的实质是生成难电离的物质,使水的电离平衡被破坏而建立起了新的平衡。
3．盐类水解反应离子方程式的书写盐类水解普通程度非常小,水解产物也非常少，通常别生成沉淀或气体，书写水解方程式时,普通别用“↑”或“↓”。
盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解的盐外，普通离子方程式中别写＝＝＝号,而写号。
4.盐类的水解与溶液的酸碱性①NａCl②NH4Cl ③Na２ＣO3④CH３COOＮa ⑤AlCl3五种溶液中呈酸性的有:②⑤。
呈碱性的有：③④。
呈中性的有：①。
二、盐类水解的妨碍因素及应用1．内因：盐本身的性质(1)弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液酸性越强。
(2)弱酸越弱,其阴离子的水解程度就越大,溶液碱性越强。
２.外因(1)温度：升高温度,水解平衡正向挪移,水解程度增大。
(2)浓度①增大盐溶液的浓度，水解平衡正向挪移,水解程度减小,但水解产生的离子浓度增大，加水稀释，水解平衡正向挪移,水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。
②增大ｃ(H+)，促进强碱弱酸盐的水解,抑制强酸弱碱盐的水解；增大c （OH-)，促进强酸弱碱盐的水解,抑制强碱弱酸盐的水解。
3.盐类水解的应用（写离子方程式)（１)明矾净水：Ａl3+＋3H2O Al(OＨ)3+3H＋。
(2)制备Fe(ＯH)３胶体：Fｅ3+＋3H2O错误!Fe（OH)３（胶体)+3H＋。
(3)制泡沫灭火剂:Al3+＋3HCO错误!＝＝=Al(OH）３↓＋３CO2↑。
(4)草木灰与铵态氮胖混施：ＮH错误!+CO错误!＋H２O NH3·H2Ｏ+HCO -。
高考化学专题复习 电离平衡和水解平衡
高考化学专题复习电离平衡和水解平衡【高考导航】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) 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三、相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较四、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。
2011届高考化学 15.电离平衡、pH、盐类水解热点知识训练
高考化学热点知识训练12电离平衡、pH、盐类水解知识结构电离平衡具有极性共价键的弱电解质(例如部分弱酸、弱碱)溶于水时，其分子可以微弱电离出离子；同时，溶液中的相应离子也可以结合成分子。
一般地，自上述反应开始起，弱电解质分子电离出离子的速率不断降低，而离子重新结合成弱电解质分子的速率不断升高，当两者的反应速率相等时，溶液便达到了电离平衡。
此时，溶液中电解质分子的浓度与离子的浓度分别处于稳定状态，不再发生变化。
用简单的语言概括电离平衡的定义，即：在一定条件下，弱电解质的离子化速率等于其分子化速率。
形成条件溶液中电解质电离成离子和离子重新结合成分子的平衡状态。
具体一点说,在一定的条件下(如温度,浓度),当溶液中的电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时,电离的过程就达到了平衡状态,即电离平衡。
一般来说，强电解质不存在电离平衡而弱电解质存在电离平衡。
1．弱电解质的电离电离平衡是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是：(1)浓度。
浓度越大，电离程度越小。
在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。
(2)温度。
温度越高，电离程度越大。
因电离过程是吸热过程，升温时平衡向右移动。
(3)同离子效应。
如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO －浓度，平衡左移，电离程度减小；加入盐酸，平衡也会左移。
(4)加入能反应的物质，实质是改变浓度。
如在醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
2．溶液稀释pH的变化(1)无论稀释多少倍，酸溶液的pH都不能等于或大于7，只能趋近于7。
这是因为当pH接近于6时，再加水稀释，由水电离提供的H＋不能再忽略。
(2)无论稀释多少倍，碱溶液的pH都不能等于或小于7，只能趋近于7。
这是因为当pH接近于8时，再加水稀释，由水电离提供的OH－不能再忽略。
(3)对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)稀释相同倍数，pH变化也不同，其结果是强酸(或强碱)稀释后，pH变化程度比弱酸(或弱碱)大。
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高考化学热点知识训练12
电离平衡、pH、盐类水解
1、下列说法正确的是（）
A.氯气、铜、二氧化碳、氯化钠溶液这四种物质中有1种是电解质，有2种是非电解质，有1种既不是电解质也不是非电解质
B.强电解质一般易溶于水，弱电解质一般难溶于水
C.非电解质溶液中也可能存在电离平衡
D.强酸强碱盐溶液一定显中性
2、90℃时水的离子积K w＝3.8×10 13，该温度时纯水的pH值 ( )
A. 等于7
B. 小于7
C. 大于7
D. 无法确定
3、室温下，0.1 mol／L的下列物质的溶液中，水的电离能力大小排列正确的是( )
① AlCl3② KNO3③ NaOH ④ NH3
A. ①＞②＞③＞④
B. ①＞②＞④＞③
C. ③＞④＞②＞①
D. ①＝②＝③＝④
4、25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O H＋ + OH－；ΔH > 0 ，下列叙述正确的是（）A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c（OH－）降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H＋）增大，水的离子积常数不变
C．向水中加人少量固体CH3COONa ，平衡逆向移动，c（H＋）降低
D．将水加热，水的离子积常数增大，pH不变
5．0.1mol·L-1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO—+H+对于该
平衡，下列叙述正确的是（）
A．加入水时，平衡向逆反应方向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
C．加入少量0.1mol·L-1HCl溶液，溶液中c(H+)减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
6、下列事实可证明氨水是弱碱的是（）
A.氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化亚铁
B.铵盐受热易分解
C.0.1mol/L氨水可以使酚酞试液变红
D.0.1mol/L氯化铵溶液的pH约为5
7、常温时，以下4种溶液pH最小的是（）
A．0.01mol∙L-1醋酸溶液
B．0.02mol∙L-1醋酸与0.02mol∙L-1NaOH溶液等体积混合液
C．0.03mol∙L-1醋酸与0.01mol∙L-1NaOH溶液等体积混合液
D．pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合液
8、pH=13的强碱溶液和pH=2的强酸混合，所得混合液的pH=11，则强碱与强酸的体积比是（）A、1：9 B、9：1 C、1：11 D、11：1
9、1体积pH=2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH等于（）A．9.0 B．9.5 C．10.5 D．11.0
10、室温时，将x mL pH=a 的稀KOH溶液与ymL pH=b的稀硝酸充分反应。
下列关于反
应后溶液pH的判断，正确的是（）
A．若x=y，且a+b=14，则pH>7 B．若10x=y，且a+b=13，则pH=7
C．若ax=by，且a+b=13，则pH=7 D．若x=10y，且a+b=14，则pH>7
11、室温下，下列溶液等体积混合后，所得溶液的pH一定大于7的是（）
A、0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钠溶液
B、0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钡溶液
C、pH＝4的醋酸溶液和pH＝10的氢氧化钠溶液
D、pH＝4的盐酸和pH＝9的氨水
12、将pH=1的盐酸平均分成2份，1份加适量水，另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液后，pH都升高了1个单位，则加入的水与NaOH溶液的体积比值为（）
A、9
B、10
C、11
D、12
13、用0.1mol/LNaOH溶液滴定0.1mol/L盐酸，如达到滴定终点时不慎加多1滴NaOH溶液（1滴溶液的体积约为0.05mL），继续加水至50mL，所得溶液的pH是（）
A、4
B、7.2
C、10
D、11.3
14、碳酸钠溶液中加入氢氧化钙（固体）至CO32—沉淀完全时，测得溶液的总质量减少0.5g。
若将反应后的溶液稀释至1L，稀释液的pH值为（）
A、14
B、13
C、12
D、10
15、下列水解化学方程式或离子方程式书写正确的是（）
A、碳酸钾溶液：CO32－+ 2H2O H2CO3+ 2OH－
B、NH4NO3溶液：NH4+ + H2O=NH3·H2O + H+
C、MgCl2溶液：Mg2+ + 2H2O Mg(OH)2↓+2H+
D、氯化铝溶液与硫化钾溶液混合：2Al3+ + 3S2—6H2O = 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
16、下列物质溶解于水时，电离出的阴离子能使水的电离平衡向右移动的是（）
A、CH3COONa
B、Na2SO4
C、NH4Cl
D、HCOOH
17、将AlCl3溶液和NaAlO2溶液分别蒸发并灼热。
所得产物的主要成分是（）
A．均为Al(OH)3 B．前者得Al2O3, 后者是NaAlO2
C．均为Al2O3 D．前者得AlCl3, 后者是NaAlO2
18、为了使Na2S溶液中c（Na+）/c（S2—比值变小，可加入的物质是（）
①加热②适量盐酸③适量KOH溶液④适量NaOH溶液⑤适量KHS溶液
A、①②③④⑤
B、②③
C、③⑤
D、②④⑤
19、有关溶液的叙述正确的是（）
A. 常温下的醋酸铵溶液呈中性，则溶液中c(H+)＝c(OH—)＝10—7mol·L-1
B. 在pH＝2的醋酸溶液中加入等体积c(酸)＝2mol·L-1的某酸溶液后，混合溶液的pH一定会减小
C. 导电性强的溶液中自由移动离子数目一定比导电性弱的溶液中自由移动离子数目多
D. pH相同的醋酸溶液和盐酸，分别用蒸馏水稀释至原溶液的m倍和n倍，若稀释后两溶液的pH仍相同，则m＞n
20、下列说法正确的是（）
A、相同温度下，0.6mol/L氨水溶液与0.3mol/L氨水溶液中c（OH—）之比是2：1
B、0.1mol/L(NH4)2SO4溶液中的c（NH4+）小于c（SO42—）
C、向0.1mol/LNaNO3溶液中滴加盐酸使溶液pH=5，此时混合液中的c（Na+）=c（NO3—）
D、向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，使混合液的pH=7，此时混合液中c（Na+）＞c（CH3COO-）21．相同体积的pH＝3的强酸溶液和弱酸溶液分别跟足量的镁完全反应，下列说法正确的是（）
A．弱酸溶液产生较多的氢气 B．强酸溶液产生较多的氢气
C．两者产生等量的氢气 D．无法比较两者产生氢气的量
22、由硫酸钾、硫酸铝和硫酸组成的混合溶液，其pH=1,c(Al3+)=0.3mol·L-1，
c(SO42—)=0.6mol·L-1,则c(K+)为（）
A．0.15 mol·L-1B．0.2 mol·L-1 C．0.3 mol·L-1 D．0.4 mol·L-1
23、下列叙述正确的是（）
A．0.1mol·L－1氨水中，c(OH—) = c(NH4+)
B．10 mL 0.02mol·L－1HCl溶液与10 mL 0.02mol·L－1Ba(OH)2溶液充分混合,若混合后溶液的体积为20 mL，则溶液的pH=12
C．在0.1mol·L－1CH3COONa溶液中，c(OH—)＞c(CH3COOH)＋c(H+)
D．0.1mol·L－1某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中，c(Na+)==2c(A2—)＋c(HA—)＋c(H2A)
24、CH3COOH与CH3COONa等物质的量的混合稀溶液，测得pH=4.7，说法错误的是( )
A、CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用
B、CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用
C、CH3COOH与CH3COONa的混合溶液可能显碱性
D、CH3COOH与CH3COONa的混合溶液中存在着三个化学平衡。