酸碱盐对水或弱电解质的电离平衡的影响
为什么水解促进水的电离
为什么水解促进水的电离
盐类水解促进水的电离是因为水是一种弱电解质，存在电离平衡：H₂O⇌H++OH-，如果有一种可以水解的盐加入水中，就会结合水电离出来的H+或OH-形成弱酸或弱碱，从而导致水中的H+或OH-浓度降低，破坏了水的电离平衡，使平衡正向移动，就有更多的水分子参与电离反应，所以说盐的水解能促进水的电离。
盐的构成中出现弱碱阳离子或弱酸根阴离子，该盐就会水解；这些离子对应的碱或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH变化越大；水解后溶液的酸碱性由构成该盐离子对应的酸和碱相对强弱决定，酸强显酸性，碱强显碱性。
盐在水解的时候结合了水电离出来的氢离子或氢氧根离子所以使水的电离平衡正向移动，促进了水的电离。
水解实际是二种平衡:1、水的电离:H2O=H++OH-2、盐电离出来的离子与H+反应或者与OH-反应:比如NaAc溶于水后，Ac-+H+=HAc由于醋酸根离子与水电离出的H+反应，消耗了H+浓度，所以使水的电离平衡正向移动，所以说盐的水解促进了水的电离。
二个反应加合后:Ac-+H2O=HAc+OH-。
苏教版高中化学选修四影响水的电离平衡的因素.docx
高中化学学习材料唐玲出品2、影响水的电离平衡的因素（1）温度：升高温度（促进或抑制）水的电离，水的离子积（增大、不变或减小）。
（2）酸或碱：加入酸或碱（促进或抑制）水的电离，水的离子积（增大、不变或减小）。
（3）活泼金属：加入活泼金属（如金属钠）（促进或抑制）水的电离，水的离子积（增大、不变或减小）。
【例1】水的电离过程为H2O H++OH－，在不同温度下其平衡常数为：K(25℃)=1.0×10－14，K(35℃)=2.1×10－14。
则下列叙述正确的是（）A．c(H+)随着温度的升高而降低 B．在35℃时，c(H+)＞c(OH－)C．水的电离度α(25℃)＞α(35℃) D．水的电离是吸热过程【例2】下列物质加入水中，能够抑制水的电离的是（）A．NaCl B．Na C．NaOH D．NaHSO43、Kw的应用：计算酸溶液或碱溶液中氢离子或氢氧根离子的浓度【例3】常温下，在0.01mol·L－1的NaOH溶液中，由水电离出的氢离子浓度为（）A．1×10－7 mol·L－1 B.1×10－2 mol·L－1 C．1×10－12 mol·L－1 D.1×10－5 mol·L－1【例4】当温度为95℃时，纯水中H+的物质的量浓度为10—6mol/L。
若将0.01mol的NaOH固体溶解在95℃的水中配成1L的溶液，则溶液中由水电离出的H+的浓度为（）A．10—6mol/L B．10—10mol/L C．10—8mol/L D．10—12mol/L【针对练习】1．常温下，在0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，水的离子积是（）A．1×10－14 B.1×10－13 C.1.32×10－14 D.1.32×10－152．常温下，某溶液由水电离出的c(OH－)=1×10－13 mol·L－1，对该溶液叙述正确的是（）A．溶液一定显酸性B．溶液一定显碱性C．溶液一定不显中性 D．可能呈酸性，也可能呈碱性3．将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是（）A．水的离子积变大，呈酸性 B．水的离子积不变，呈中性C．水的离子积变小，呈碱性 D．水的离子积变大，呈中性4．常温下，某溶液中由水电离产生的c(H+)、c(OH—)满足c(OH—)×c(H+)=1×10—24，则下列各组离子在该溶液中一定可以大量共存的是（）A．K+、Na+、AlO2—、Cl—B．Na+、Cl—、SO42—、HCO3—C．NH4+、Na+、NO3—、SO42— D．Ba2+、Na+、NO3—、Cl—5．能影响水的电离平衡，并使溶液中的c(H+)＞c(OH－)的操作是（）A．向水中投入一小块金属钠B．将水加热煮沸C．向水中通入二氧化碳气体D．向水中加食盐晶体6．与纯水的电离相似，液氨中也存在着微弱的电离：2NH3NH2－+NH4+，据此，判断以下叙述中错误的是（）A．液氨中含NH3、NH4+、NH2-等微粒B．一定温度下，液氨中c(NH4+)与c(NH2－)的乘积为一定值C．液氨的电离达平衡时，c(NH3)=c(NH4+)=c(NH2－)D．不添加任何物质时，c(NH4+)=c(NH2－)7．电导仪测得液态BrF3具有微弱的导电性，若液态BrF3具有类似于水的电离方程式：H2O+H2O H3O++OH-，则液态BrF3中存在的阳、阴离子是（）A．Br+和F- B．BrF+2和BrF-4C．BrF+4和BrF-2D．BrF+3和BrF-38．已知水分子间会通过分子间作用力形成“缔合分子”，如nH2O(H2O)n，下列关于水的说法中错误的是（）A．25℃时，纯水中c(H+)=10-7mol/L B．温度升高时，水分子间的缔合作用会减弱C．加入CaO，平衡向左移动，水分子数目增加 D．水是一种难电离的弱电解质9．向纯水中加入少量NaHSO4晶体，若温度不变，则溶液中（）A．水电离出的H+浓度大于水电离出的OH—浓度 B．c(H+)、c(OH—)乘积增大C．酸性增强 D．OH—浓度减小。
弱电解质的电离平衡知识点
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自身能够电离出自由移动离子的化合物，叫电解质。
非电解质：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物。
概念理解：①电解质、非电解质都是化合物，能导电的物质可能是溶液（混合物）、金属（单质），但他们不属于电解质非电解质的研究对象，因此他们既不是电解质也不是非电解质；②自身电离：so2、NH3、co2、等化合物能和水反应形成酸或碱，但发生电离的并不是他们本身吗，因此属于非电解质；③只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐，如液态氯化氢是化合物，只存在分子，没有发生电离，因此不能导电，又如NaHCO3在高温时即分解，不能通过熔融态证明其为电解质；只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物，如Na2O、CaO,他们在溶液中便不存在，要立刻反应生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明；既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐，绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离，某些盐熔融时也发生电离，如BasO4。
④电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子；⑤是电解质，但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在离子也无法导电，比如NaCI,晶体状态不能导电。
⑥电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
如如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质。
导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关。
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电离成离子的电解质。
2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强电解质与偌电解质常见分类：强电解质弱电解质电贻质3、电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”①强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H++SO2-②弱电解质a.—元弱酸，如CH3COOH：CH3COOH==CH3COO-+H+b.多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO^H++HCO-、HCO-H++CO3-。
研讨课(学案)---酸、碱、盐对水的电离的影响
专题：酸、碱、盐对水的电离的影响（第一课时）【复习要求】1、掌握酸、碱、盐对水的电离的影响结果2、知道溶液的酸碱性与溶液中c(H+)和c(OH-)的关系3、理解盐类水解的一般规律及其应用【重点难点】1、酸、碱、盐对水的电离的影响2、盐类水解的一般规律一、酸、碱对水的电离的影响（常温下）纯水中：H2O H+ + OH-c(H+)水=c(OH-)水= mol/L。
1、在纯水中加入酸：c(H+) ，水的电离平衡向移动，c(OH-) ；此时溶液中的c(H+)c(OH-)，溶液显；并且c(H+)水=c(OH-)水1×10-7mol/L。
2、在纯水中加入碱：c(OH-) ，水的电离平衡向移动，c(H+) ；此时溶液中的c(OH-)c(H+)，溶液显；并且c(H+)水=c(OH-)水1×10-7mol/L。
【小结】（1）酸或碱能水的电离，并且c(H+)酸或c(OH-)碱越大，水的电离程度；（2）溶液显酸碱性的本质原因：。
【课堂练习一】请写出具体的计算过程（1）常温下，pH=5的某酸溶液中，氢氧根离子的溶度是多少？由水电离的氢离子浓度又是多少？（2）常温下，某溶液中有水电离出的c(H+)水=1×10-12mol/L，请讨论并计算出该溶液的pH。
（3）在①0.1mol/L盐酸②0.1mol/L NaOH溶液③0.1mol/LCH3COOH溶液中，由水电离出的氢氧根离子的浓度大小关系为：二、不同的盐对水的电离的影响（常温下）1、强酸强碱盐：一般情况下，对水的电离没有影响，溶液中的c(H+) c(OH-)，溶液显。
2、强酸弱碱盐：弱碱阳离子结合水电离出的氢氧根离子，生成，水的电离平衡向移动，水的电离程度，并且c(H+) c(OH-)，溶液显。
3、强碱弱酸盐：弱酸阴离子结合水电离出的氢离子，生成，水的电离平衡向移动，水的电离程度，并且c(OH-) c(H+)，溶液显。
4、弱酸弱碱盐：弱碱阳离子结合水电离出的，弱酸阴离子结合水电离出的，水的电离平衡向移动，水的电离程度，溶液的酸碱性由二者水解程度的相对大小决定。
酸、碱、盐溶液中水的电离
酸、碱、盐溶液中水的电离
水是一种极弱的电解质，它能发生微弱电离H2O H++OH-，常温时，[H+]=[OH-]=10-7mol/L，其pH=7。
若将水的密度按1g/mL计算（以下同）。
水的电离度应为：
在酸、碱、盐溶液中，由于受到酸、碱、盐离子行为的影响，水的电离平衡发生移动，溶液中[H+]和[OH-]的相对大小发生变化，溶液pH和水的电离度相应改变。
举例如下：
例1．计算0.1mol/L盐酸中水的电离度和由水电离的[H+]。
解：盐酸是一种强电解质，在溶液中全部电离为H+和Cl-，[H+]增大使平衡H2O H++OH-向左移动。
即水的电离受到抑制。
由水电离的
[H+]=[OH-]=10-14/10-1=10-13mol/L，若水的体积仍按1L计算，则有：
练习1．计算0.01mol/LNaOH溶液中水的电离度和由水电离的[OH-]。
（1.8×10-12％ 10-12mol/L）
例2．计算pH=9的CH3COONa溶液中水的电离度和由水电离的[OH-]。
解：CH3COONa在水溶液中有如下行为：
离子方程式为：
CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-
由于弱电解质CH3COOH的生成，使溶液中[H+]减小，平衡H2O H++OH-向右移动，[OH-]增大、水的电离度α增大。
溶液pH=9，[H+]=10-9mol/L，由水电离的[OH-]=[H+]=10-14/10-9=10-5mol/L。
弱酸弱碱盐对水电离的影响
弱酸弱碱盐对水电离的影响引言：弱酸弱碱盐是指在水溶液中部分电离产生酸碱性的物质。
它们的存在对水的电离性质有一定的影响。
本文将探讨弱酸弱碱盐对水电离的影响，以及这种影响的机制和实际应用。
一、弱酸弱碱盐的电离性质弱酸弱碱盐在水中只能部分电离，与强酸强碱不同，它们的离子化程度较低。
弱酸溶液中的H+离子和弱碱溶液中的OH-离子浓度都比较低，不能完全中和。
因此，弱酸弱碱盐溶液呈酸碱性。
二、弱酸弱碱盐对水电离的影响1. H+和OH-浓度的影响在弱酸溶液中，酸分子部分电离产生H+离子，增加了溶液中H+离子的浓度，降低了溶液的pH值，使其呈酸性。
而在弱碱溶液中，碱分子部分电离产生OH-离子，增加了溶液中OH-离子的浓度，提高了溶液的pH值，使其呈碱性。
2. 水电离平衡的影响弱酸溶液中的H+离子和弱碱溶液中的OH-离子与水分子进行反应，干扰了水的电离平衡。
H+离子与水分子结合生成H3O+离子，而OH-离子与水分子结合生成OH2-离子。
这些离子的存在导致了水的电离度降低，使水的电离平衡受到影响。
3. 缓冲作用弱酸弱碱盐溶液具有缓冲作用，可以稳定溶液的pH值。
当酸性物质加入弱酸盐溶液时，它们会与盐中的碱离子结合，减少了H+离子的浓度，抑制了溶液的酸化作用。
同样地，当碱性物质加入弱碱盐溶液时，它们会与盐中的酸离子结合，减少了OH-离子的浓度，抑制了溶液的碱化作用。
三、弱酸弱碱盐的实际应用1. 化学实验室在化学实验室中，弱酸弱碱盐常用于调节溶液的酸碱度。
它们可以作为缓冲剂，稳定溶液的pH值，确保实验的准确性和可重复性。
2. 医药领域在医药领域，弱酸弱碱盐常用于制备药物，调节药物的酸碱性。
通过选择合适的弱酸弱碱盐作为药物的盐酸或乙酸盐，可以改变药物的溶解性和稳定性，提高药物的吸收效率和疗效。
3. 食品工业在食品工业中，弱酸弱碱盐常用于调节食品的酸碱度和口感。
例如，某些酸味的食品中添加柠檬酸钠（弱酸盐）可以增强酸味，而在碱味的食品中添加碳酸氢钠（弱碱盐）可以中和酸味。
弱电解质的电离平衡及影响因素(选修4复习)
在测定导电性实验中，灯光较亮的是
，
其原因是(用电离方程式表示)
。
上述两种溶液均滴加0.1mol·L－1的硫酸溶液进行
中和，在滴入硫酸溶液的过程中，氨水导电性实
验的灯泡发光程度的变化是
。此过
程中所发生反应的离子方程式分别为
和
。
【例8】
⑶a、b、c三点处，电离程度最大的是
。
⑷若使c点溶液中c(Ac－)增大，溶液c(H+)减小， 可采取的措施是：①
增大 减小
弱电解质的电离方程式
三、一元弱碱
NH
3H2ONH
4
OH
四、多元弱碱
Fe(OH)3 Fe3 3OH高中阶段，一步电离 五、两性氢氧化物
H
AlO
2
HO
2
Al(OH)
3
Al3
3OH
2
【例1】已知某溶液中存在较多的H+、SO42－、NO3－,则 溶液中还可能大量存在的离子组是( ) A．Al3+、CH3COO－、Cl－ B．Mg2+、Ba2+、Br－ C．Mg2+、Cl－、I－ D．Na+、NH4+、Cl－
B．溶液中c(H+)增大
C．醋酸电离平衡向左移动
D．溶液的pH增大
【例5】甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为
0.10mol/L时，甲酸中的c(H+)约为乙酸中c(H+)的3
倍。现有两种浓度不等的甲酸溶液a和b，以及
0.10mol/L的乙酸，经测定它们的pH从大到小依
次为a、乙酸、b。由此可知 (
)
下列叙述正确的是 (
)
A．加入水时，平衡向逆反应方向移动
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）。
高中化学 影响水电离平衡的因素有哪些
水电离的影响因素
(1)酸、碱均抑制水的电离，完全电离或电离程度大于水解程度的酸式盐也抑制水的电离
(2)温度升高可促进水的电离
(3)凡是易水解的盐可促进水的电离
(4)活泼金属与水电离出来的H+反应，促进水的电离
导电性（单质、溶液、熔融状态导电）
(1)自由电子的定向移动；如金属；阴阳离子的定向移动；如氯化钠溶液；半导体的空穴导电和电子导电
(2)共价化合物，在液态条件下，共价键不发生断裂，不能形成自由移动的带电离子，因此不能导电。
如：液态H2SO4、液态HCl、液氨等。
但是，它们虽然液态不能导电，在水溶液中，由于水分子的影响，共价键被破坏，形成阴阳离子，能够导电。
离子化合物在液态下（熔融状态）和在水溶液中，离子键被破坏，形成自由移动的离子，因此都能导电。
所以离子化合物在水溶液中和熔融状态下都能导电，而共价化合物只有在水溶液中才导电。
水的电离平衡
水是一种极弱的电解质，可以发生微弱电离，电离方程式为：H2O H++OH-。
25℃时，水电离出来的c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L
注：水的电离是永恒存在的，不研究水溶液的体系中均存在水的电离平衡，不要忽略H+和OH-共同存在。
导电能力的强弱与什么有关
1.首先离子浓度，如果离子浓度越大的话，导电能力就越强，传递的电量也就越大。
2.第二，离子所带有的电荷数当离子电荷越高，导电的能力也就越高越频繁。
与之相反，导电的能力就越差。
3.第三，物质中自由移动的电子越高的话，那么导电性就越强。
比如，塑料的电子数不高，导电性差；而铁的电子数高，导电性就高。
高考化学 备考校小题精练 水的电离及影响因素试题
冠夺市安全阳光实验学校专题36 水的电离及影响因素（满分42分时间20分钟）_____________________________________________1．常温下，水存在H2O H++OH--Q的平衡，下列叙述一定正确的是A．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，K w减小B．将水加热，K w增大，pH减小C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H+)降低D．向水中加入少量固体NH4Cl，c(H+)=10-7mol/L，K w不变【答案】B【解析】点睛：水的电离是吸热过程，水的离子积常数只与温度有关，温度升高，水的离子积变大。
酸和碱可以抑制水的电离，能水解的盐通常都能促进水的电离。
2．下列微粒中不能破坏水的电离平衡的是（）A． H+ B． OH- C． S2- D． Na+【答案】D【解析】【详解】A．加入氢离子，水中氢离子浓度增大，抑制了水的电离，故A不选；B．加入氢氧根离子，水中氢氧根离子浓度增大，抑制了水的电离，故B不选；C．加入硫离子，硫离子结合水电离的氢离子，氢离子浓度减小，促进了水的电离，故C不选；D．加入钠离子，钠离子不水解，不影响水的电离平衡，故D选；故选D。
3．常温下，在由水电离产生的H＋浓度为1×10－13mol·L－1的溶液中，一定能大量共存的离子组是①K＋、Cl－、NO3－、S2－②K＋、Fe2＋、I－、SO42－③Na＋、Cl－、NO3－、SO42－④Na＋、Ca2＋、Cl－、HCO3－⑤K＋、Ba2＋、Cl－、NO3－A．①③ B．③⑤ C．④⑤ D．②⑤【答案】B【解析】【分析】常温下，由水电离产生的H＋浓度为1×10－13mol·L－1，小于1×10－7mol/L，说明水的电离受到抑制，所以，溶液可能为酸溶液或碱溶液，再根据离子反应发生的条件分析。
【详解】【点睛】离子反应发生的条件有(1)有难溶物质生成；(2)有挥发性物质生成；(3)有水等弱电解质生成；(4)有氧化还原反应发生；(5)有相互促进的水解反应发生；(6)有络离子产生等，只要符合上述条件之一，离子反应即可发生。
解溶液中平衡问题的几个注意点
解溶液中平衡问题的几个注意点一、几个常数（注意只和温度有关）：Kw 、Ksp 、弱酸弱碱的电离平衡常数、弱电解质离子的水解平衡常数 二、几个计算公式pH=lg H C +-=lgKw COH --, pOH=lg OH C --=lgKw CH +-三、注意问题1、 pH=7和溶液是否中性问题2、 水中物质的量守恒问题3、 水中电荷守恒问题如：NaHCO 3溶液中：C(Na +)+C(H +)=C(OH —)+C(HCO 3—)+2C(CO 32—),思考为何要写成2C(CO 32—)？注意此CH +中有HCO 3—电离的，也有H 2O 电离的此C(OH —)中，有HCO 3—水解的，也有H 2O 电离出的OH —例：NaHSO 4完全电离，则 C(H +)=C(SO 42-)+C(OH —) 4、 计算pH 何时用CH +直接算，何时用OH —转换成C(H +)=KwCOH-注意，水的电离是个动态平衡过程，因此在溶液中水电离出CH+不是一成不变的。
如在酸性溶液中，水电离出的CH +小，而在弱酸弱碱盐的溶液中，水电离出的CH +就多。
思考时这样思考，（1） 若是酸性溶液，C(H +)=酸电离出C(H +)+水电离出的C(H +)，直接用CH +计算（2） 若是碱性溶液，C(H +)=水电离出的C(H +)，由于水的电离是可移动的，因此不能直接用C(H +)算，而应用C(OH —)计算。
（3） 如是混合溶液，酸性的可直接计算；碱性的先算出C(OH —)，再转化成CH +计算。
5、 溶液混合时何时要考虑水的电离问题当为稀溶液时，特别是酸碱电离产生CH +<10-6时，要考虑到水的电离问题，计算时要计入水电离的H +浓度。
知识点一：水的电离【例1】（1）与纯水的电离相似，液氨中也存在着微弱的电离：2NH 3NH 4++NH 2—-据此判断以下叙述中错误的是 （ ）A ．液氨中含有NH 3、NH 4+、NH 2-等微粒B ．一定温度下液氨中C(NH 4+)·C(NH 2-)是一个常数C ．液氨的电离达到平衡时C(NH 3)=C(NH 4+)=C(NH 2-)D ．只要不加入其他物质，液氨中C(NH 4+) = C(NH 2-)（2）完成下列反应方程式①在液氨中投入一小块金属钠，放出气体——————————————————————— ②NaNH 2溶于水的反应—————————————————————————————————— ③类似于“H ++OH —=H 2O”的反应————————————————————————————解析：此题要求掌握水自偶的实质(水分子电离产生的H +与H 2O 结合形成H 3O +)以及水的电离平衡,并能迁移应用于对于NH 3电离的认识：NH 3分子电离产生H +和NH 2—,H +与NH 3结合生成NH 4+，液氨电离产生等量的NH 2—与NH 4+，一定温度下离子浓度乘积为一常数；NH 4+类似于H +，NH 2—类似于OH —。
酸碱盐对水或弱电解质的电离平衡的影响
酸碱盐对水或弱电解质的电离平衡的影响对于酸碱盐对水或弱电解质的电离平衡的影响这个问题，很多学生在学习过程中存在着分析混乱的现象。
比如，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl固体，对NH3·H2O的电离平衡有什么影响。
有的学生认为，NH4Cl固体的加入会引起溶液中[NH4+]的增大，使得NH3·H2O的电离平衡左移；还有的学生认为，NH4Cl固体溶于水后会发生水解而显酸性，水解得到的H+与OH-结合，使得溶液中[OH-]减小，使得NH3·H2O的电离平衡右移。
两中说法都有道理，但到底那种说法对呢？不仅学生有困惑，有些教师也不理解。
那么，如何解决这样的问题呢？笔者的做法是：“先电离，后水解”。
解决酸碱盐对水的电离平衡的影响时，应建立如下思路，先考虑酸碱盐电离后的影响，如果电离没有影响，然后考虑水解影响。
亦即，“先电离，后水解”，这样才不会引起学生的思维混乱。
比如：向水中加入H2SO4，硫酸能电离出H+，引起氢离子浓度增大，抑制水的电离。
向水中加入NH4Cl，NH4Cl电离产生的NH+4和Cl-都不会对水的电离造成影响，但NH+4可以与OH-离子结合而发生水解，从而引起水的电离平衡向右移动。
向水中加入NaCl，NaCl电离产生Na+和C l-，不会影响水的电离平衡，Na+和Cl-也不水解，因此，不会引起水的电离平衡发生移动。
引出结论：“酸碱抑制水的电离，盐类的水解促进水的电离，不水解的盐对水的电离平衡无影响”。
解决酸碱盐对其他弱电解质的电离平衡的影响时，其思路和“酸碱盐对水的电离平衡的影响”分析方法一致。
比如：向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl，NH4Cl电离产生NH+4，引起[NH+4]增大，而使NH3·H2O电离平衡逆向移动；向NH3·H2O溶液中加入H2SO4，因为H2SO4能电离出H+与OH-离子结合，使得[OH-]浓度下降而使NH3·H2O电离平衡正向移动，向NH3·H2O溶液中加入CH3COONa固体，CH3COONa溶于水电离出CH3COO-和Na+，都不会对NH3·H2O的电离平衡产生影响，但醋酸钠水解显碱性，会引起溶液中[OH-]增大，而使NH3·H2O电离平衡逆向移动。
弱电解质的电离平衡知识点
弱电解质的电离平衡知识点集团文件版本号：（M928-T898-M248-WU2669-I2896-DQ586-M1988）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自身能够电离出自由移动离子的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物。
概念理解：①电解质、非电解质都是化合物，能导电的物质可能是溶液（混合物）、金属（单质），但他们不属于电解质非电解质的研究对象，因此他们既不是电解质也不是非电解质；②自身电离：SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反应形成酸或碱，但发生电离的并不是他们本身吗，因此属于非电解质；③只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐，如液态氯化氢是化合物，只存在分子，没有发生电离，因此不能导电，又如NaHCO3在高温时即分解，不能通过熔融态证明其为电解质；只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物，如Na2O、CaO，他们在溶液中便不存在，要立刻反应生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明；既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐，绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离，某些盐熔融时也发生电离，如BaSO4。
④电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子；⑤是电解质，但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在离子也无法导电，比如NaCl ，晶体状态不能导电。
⑥电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
如如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。
导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关。
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电离成离子的电解质 。
2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强电解质与偌电解质常见分类：3、电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”①强电解质：如H 2SO 4：H 2SO 4===2H ＋＋SO 2－4 。
电解质对水电离平衡的影响规律及应用例析_0
电解质对水电离平衡的影响规律及应用例析水是弱电解质，存在电离平衡。
当向水中加入酸、碱、盐类等电解质时，对水的电离平衡有以下几种影响规律：（以下分析均为温度不变时）一、加入酸或碱的影响不管加入的酸、碱的强弱如何，由于酸溶于水能电离产生H+离子，碱溶于水能电离产生OH—离子，均会对水的电离平衡产生同离子效应，使水的电离平衡往分子化方向移动，减小水的电离程度。
二、加入可水解的正盐的影响加入可水解的盐，如CH3COONa、NH4Cl、Na2CO3等，由于盐的水解，弱酸根离子消耗水电离的H+离子，弱碱阳离子消耗水电离的OH—离子，均会减小水电离的离子浓度，据动态平衡原理可知，减小水电离的离子浓度，促进水的电离平衡往电离方向移动，增加水的电离程度。
三、加入可水解的酸式盐的影响加入可水解的酸式盐在水中，由于这些盐在溶液中同时存在酸式酸根离子的电离和酸式酸根离子的水解两种过程，酸式酸根离子的电离对水产生同离子效应，抑制水的电离，酸式酸根离子的水解促进水的电离，两者的影响恰好相反，对水电离平衡的影响，决定于程度大的一方面。
例如NaHCO3常温时在水溶液中，HCO3-离子在水中的水解程度大于电离程度，溶液显碱性，故NaHCO3加入水中总的表现为促进水的电离平衡向电离方向移动。
又例：常温时加入NaH2PO4在水中，由于H2PO4- 离子电离程度大于水解程度，溶液显酸性，故NaH2PO4加入水中总的表现为抑制水的电离，使水的电离平衡往分子化方向移动。
四、加入不水解的正盐的影响若加入不水解的中性盐，如NaCl、KNO3等，不会影响水的电离平衡发生移动。
五、加入不水解的酸式盐的影响加入不水解的酸式盐在水中，如NaHSO4 等，由于酸式强酸根离子电离产生H+离子，增加了溶液中H+离子浓度，使水的电离平衡往分子化方向移动，减小水的电离程度。
常温下，加入电解质在水中对水的电离平衡的影响规律的应用，现例析如下：。
2016年高考化学热点《水的电离及溶液的酸碱性》 含解析
【热点思维】【热点释疑】1、影响水的电离平衡的因素有哪些?（1）加入酸或加入碱：不论强弱都能抑制水的电离。
（2）加入强酸强碱盐溶液：如果是正盐，对水的电离无影响，如果是酸式盐(或碱式盐)，则相当于加入酸(或碱)，可抑制水的电离。
（3）加入强酸弱碱盐溶液或加入强碱弱酸盐溶液：会促进水的电离。
（4）升高或降低温度：由于水的电离是吸热的，故升高温度促进水的电离，降低温度抑制水的电离。
（5）投入金属钠：因消耗水电离产生的H+，促进水的电离。
2、怎样计算水电离的c(H+)或c(OH-)(25 ℃)?（1）一定温度下，无论是稀酸、稀碱还是盐溶液，水的离子积K W=c(H+)·c(OH-)均不变，水电离出的c(H+)=c(OH-)，K W只与温度有关，只有在25 ℃时，K W=1×10-14。
（2）溶质为酸的溶液。
H+来源于酸电离和水电离，而OH-只来源于水电离。
如计算pH=2的盐酸中水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-12 mol·L-1。
（3）溶质为碱的溶液。
OH-来源于碱电离和水电离，而H+只来源于水电离。
如pH=12的NaOH溶液中，水电离出的c(OH-)=c(H+)=1.0×10-12mol·L-1。
（4）水解呈酸性或碱性的盐溶液。
H+和OH-均由水电离产生。
如pH=5的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=1.0×10-5mol·L-1；pH=9的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH-)=1.0×10-5mol·L-1。
【热点考题】【典例】pC类似pH，是指极稀溶液中，溶质物质的量浓度的常用负对数值。
如某溶液溶质的物质的量浓度为1×10-3mol·L-1，则该溶液中溶质的pC=-lg(1×10-3)=3。
下列表达正确的是( )A．中性溶液中，pC(H+)+pC(OH-)=14B．pC(H+)=5的H2S溶液中，c(H+)=c(HS-)=1×10-5mol·L-1C．pC(OH-)=a的氨水，稀释10倍后，其pC(OH-)=b，则a=b-1D．pC(OH-)=3的NaOH溶液，稀释100倍，其pC(OH-)=5【答案】D【热点透析】【对点高考】【2012上海卷】水中加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是（）A．NaHSO4溶液 B．KF溶液 C．KAl(SO4)2溶液 D．NaI溶液【答案】D【解析】试题分析： A项电离出H+，抑制水的电离，A项错误；B项F-水解促进水的电离，B项错误；C项Al3+水解促进水的电离，C项错；D项中Na+、I-均不水解，对水的电离无影响，D项正确。
高中化学知识点—电离平衡
高中化学知识点规律大全——电离平衡1．电离平衡化合物只有在溶于水时才能导电．因此,可通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物． 弱电解质的电离平衡1电离平衡的概念：在一定条件如温度、压强下,当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,电离过程就达到了平衡状态,这叫做电离平衡． 2弱电解质的电离平衡的特点：电离平衡遵循勒夏特列原理,可根据此原理分析电离平衡的移动情况．CH 33COO －+H ＋NH 3·H 24＋+OH －②将弱电解质溶液加水稀释时,电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时,溶液中的离子数目增多,但电解质的分子数减少,离子浓度减小,溶液的导电性降低．③由于电离过程是吸热过程,因此,升高温度,可使电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时,溶液中离子的数目增多,离子浓度增大,溶液的导电性增强．④在弱电解质溶液中,加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时,使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动．例如,在·L －1”滴有氨水的溶液显浅红色中,存在电离平衡NH 3·H 24＋+OH －．当向其中加入少量下列物质时：a ．NH 4Cl 固体．由于增大了cNH 4＋,使NH 3·H 2O 的电离平衡逆向移动,cOH －减小,溶液红色变浅．b ．NaOH 固体．NaOH 溶于水时电离产生的OH －抑制了NH 3·H 2O 的电离,从而使平衡逆向移动． 电离平衡常数在一定温度下,当弱电解质的电离达到平衡状态时,溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数,这个常数叫做电离平衡常数,简称电离常数．弱酸的电离常数用K a 表示,弱碱的电离常数用K b 表示． 1电离平衡常数的表达式．①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式： 例如,CH 3COOH 的电离常数为：CH 33COO －+H ＋一定温度下NH ·H 2O 的电离常数为：NH 3·H 24＋+OH －②多元弱酸的电离特点及电离常数表达式：a ．分步电离．是几元酸就分几步电离．每步电离只能产生一个H ＋,每一步电离都有其相应的电离常数．b ．电离程度逐渐减小,且K 1K 2K 3,故多元弱酸溶液中平衡时的H ＋主要来源于第一步．所以,在比较多元弱酸的酸性强弱时,只需比较其K1即可．例如25℃时,H 3PO 4的电离； H 3PO2PO 4－+H＋343421105.7)()()(-+-⨯=⋅=PO H c H c PO H c KH 2PO 442－+H ＋842242102.6)()()(--+-⨯=⋅=PO H c H c HPO c KHPO 4243－+H＋132********.2)()()(--+-⨯=⋅=HPO c H c PO c K注意a ．电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度．b ．多元弱酸溶液中的cH ＋是各步电离产生的cH ＋的总和,在每步的电离常数表达式中的cH ＋是指溶液中H ＋的总浓度而不是该步电离产生的cH ＋．2电离常数的特征．同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关,只随温度的变化而变化．温度不变,K 值不变；温度不同,K 值也不同．但由于电离常数随温度的变化不大,在室温时,可不考虑温度对电离常数的影响． 3电离常数的意义：①表明弱电解质电离的难易程度．K 值越大,离子浓度越大,该电解质越易电离；反之,电解质越难电离．②比较弱酸或弱碱相对强弱．例如在25℃时,HNO 2的K ＝×10－4,CH 3COOH 的K ＝×10－5,因此HNO 2的酸性比CH 3COOH 的酸性强． 6．水的电离和溶液的pH 水的电离1水的电离方程式．水是一种极弱的电解质,它能像酸一样电离出极少量的H ＋,又能像碱一样电离出少量的OH －这叫做水的自偶电离．水的电离方程式可表示为： H 2O+H 23O ＋+OH － 简写为：H 2＋+OH － 2水的离子积K W ．一定温度下,水的电离常数为：)()()(2O H c OH c H c K -+⋅=即cH ＋·cOH －＝K ·cH 2O设水的密度为1g ·cm3,则1LH 2O ＝1000mLH 2O ＝1000gH 20＝,即H 2O 的起始浓度为·L －1．由于水是极弱的电解质,它电离时消耗的水与电离前相比,可忽略不计．例如,25℃时,1LH 2O 中已电离的H 2O 为10－7mol,所以cH 2O ≈·L －1,即K ·cH 2O 为一常数,这个新的常数叫做水的离子积常数,简称水的离子积,表示为： cH ＋·cOH －＝K W说明①一定温度下,由于K W 为一常数,故通常不写单位,如25℃时K W ＝1×10－14．②K W 只与温度有关,与溶液的酸碱性无关．温度不变,K W 不变；温度变化,K W 也发生变化． ③由于水的电离过程是吸热过程,因此温度升高时,纯水中的cH ＋、cOH －同时增大,K W 也随着增大．例如：25℃时,cH ’＝OH －＝1×10－7mol ·L －1,K W ＝1×10－14 100℃时,cH ’＝OH －＝1×10－6mol ·L －1,K W ＝1×10－12 但由于cH ＋与cOH －始终保持相等,故仍显中性．④在任何以水为溶剂的溶液中都存在H＋和OH－,它们既相互依存,又相互制约．当溶液中的cH＋增大时,cOH－将减小；反之,当溶液中的cOH－增大时,cH＋则必然减小．但无论在中性、酸性还是碱性溶液中,在一定温度下,cH＋与cOH－的乘积即KW 仍是不变的,也就是说,KW不仅适用于纯水,也适用于任何酸、碱、盐的稀溶液．只要温度相同,不论是在纯水中,还是在酸、碱、盐的水溶液中,KW都是相同的．⑤一定温度下,不论是纯水中,还是在酸、碱、盐的水溶液中,由H2O电离产生的cH＋与cOH－总是相等的．如25℃时,·L－1的盐酸中,c水H＋＝cOH－＝1.010114-⨯＝1×10－13mol·L－1．⑥水的电离平衡遵循勒夏特列原理．例如,向纯水中加入酸或碱,均使水的电离平衡逆向移动即酸或碱抑制水的电离；向水中投入活泼金属如钠等,由于金属与水电离产生的H＋直接作用而促进水的电离．溶液的酸碱性的实质任何水溶液中都存在水的电离,因此都含有H＋和OH－．一种溶液是显酸性、中性还是碱性,是由该溶液中的cH＋与cOH－的相对大小来决定的．酸性溶液：cH＋＞cOH－中性溶液：cH＋＝cOH－碱性溶液：cH＋＜cOH－例如：25℃时,因为KW＝1×10－14,所以：中性溶液：cH＋＝cOH－＝1×10－7mol·L－1酸性溶液：cH＋＞1×10－7mol·L－1,cOH－＜1×10－7mol·L－1碱性溶液：cH＋＜1×10－7mol·L－1,cOH－＞1×10－7mol·L－1100℃时,因为KW＝1×10－12,所以：中性溶液：cH＋＝cOH－＝1×10－6mol·L－1酸性溶液：cH＋＞1×10－6mol·L－1,cOH－＜1×10－6mol·L－1碱性溶液：cH＋＜1×10－6mol·L－1,cOH－＞1×10－6mol·L－1溶液的pH1溶液的pH的概念：在cH＋≤1mol·L－1的水溶液中,采用cH＋的负对数来表示溶液酸碱性的强弱．2数学表达式：pH＝－1gcH＋若cH＋＝10－n mol·L－1,则pH＝n．若cH＋＝m×10－n mol·L－1,则pH＝n－lgm．3溶液酸碱性的强弱与pH的关系．①常温25℃时：pH＝7,溶液呈中性,cH＋＝cOH－＝1×10－7mol·L－1．Ph＜7,溶液呈酸性,pH＋PH＞7,溶液呈碱性,pH－②pH范围为0～14之间．pH＝0的溶液中并非无H＋,而是cH＋＝1mol·L－1；pH＝14的溶液中并非没有OH－,而是cOH－＝1mol·L－1．pH减小增大n倍,则cH＋增大为原来的10n倍减小为原来的1／10n倍,相应的cOH－减小为原来1／10n倍增大为原来的10n倍．③当溶液中的cH＋＞1mol·L－1时,pH＜0；cOH－＞1mol·L－1时,pH＞14．因此,当溶液中的cH ＋或cOH－大于mol·L－1时,一般不用pH来表示溶液的酸碱性,而是直接用cH＋或cOH－来表示．所以,pH只适用于cH＋或cOH－≤1mol·L－1的稀溶液．④也可以用pOH来表示溶液的酸碱性．pOH是OH－离子浓度的负对数,即pOH＝一lgcOH－．因为25℃时,cH＋·cOH－＝1×10－14,所以：pH+pOH＝14．溶液中pH的计算1基本关系式：①pH＝－1gcH＋②cH ＋＝10－pH mol ·L －1③任何水溶液中,由水电离产生的cH ＋与cOH －总是相等的,即：c 水H ＋＝c 水OH －． ④常温25℃时,cH ＋·cOH －＝1×10－14⑤n 元强酸溶液中cH ＋＝n ·c 酸；n 元强碱溶液中cOH －＝n ·c 碱· 2强酸与弱酸、强碱与弱碱溶液加水稀释后pH 的计算．①强酸与弱酸分别加水稀释相同倍数时,由于弱酸中原来未电离的弱酸分子进一步电离出离子,故弱酸的pH 变化小．设稀释10n 倍,则： 强酸：pH 稀＝pH 原+n 弱酸：pH 稀＜pH 原+n当加水稀释至由溶质酸电离产生的c 酸H ＋＜10－6mol ·L －1时,则必须考虑水的电离．如pH ＝5的盐酸稀释1000倍时,pH 稀＝,而不是等于8．因此,酸溶液无论如何稀释,溶液的pH 都不会大于7．②强碱与弱碱分别加水稀释相同倍数时,弱碱的pH 变化小．设均稀释10n 倍,则： 强碱：pH 稀＝pH 原—n 弱碱：pH 稀＞pH 原—n当加水稀释至由溶质碱电离产生的cOH －＜10－6mol ·L －1时,则必须考虑水的电离．如pH ＝9的NaOH 溶液稀释1000倍时,pH 稀≈7,而不是等于6．因此,碱溶液无论如何稀释,溶液的pH 都不会小于7．3两强酸或两强碱溶液混合后pH 的计算． ①两强酸溶液混合．先求出：212211V V V H c V H c H c ++=+++）（）（）（酸再求；pH 混＝－1gc 混H ＋注：V 1、V 2的单位可为L 或mL,但必须一致．②两强碱溶液混合．求算两强碱溶液混合后溶液的pH 时,不能直接根据题中给出的碱的pH 求算混合液的pH,而必须先分别求出两强碱溶液中的cOH －,再依下式求算c 混OH －： 然后求出c 混H ＋、pH 混．例如：将pH ＝8的BaOH 2溶液与pH ＝10的NaOH 溶液等体积混合后,溶液中的cH ＋应为2×10－10mol ·L －1,而不是10－10+10－8／2mol ·L －1． 4强酸与强碱溶液混合后pH 的计算．解题步骤：分别求出酸中的nH ＋、碱中的nOH －→依H ＋+OH －＝H 2O 比较出nH ＋与nOH －的大小． ①nH ＋＝nOH －时,恰好中和,混合液显中性；pH ＝7．反之,若混合液的pH ＝7,则必有nH ＋＝nOH － ②nH ＋＞nOH－时,酸过量,则：碱酸余碱酸酸）（）（）（）（V V H n V V OH n H n H c +=+-=+-++再求出pH 混求得的pH 混必小于7．注：若已知pH 混＜7,则必须利用上式进行相关计算． ⑧nH ＋＜nOH－时,碱过量．则：碱酸余碱酸酸）（）（）（）（V V OH n V V H n OH n OH c +=+-=-+--然后求出c 混H ＋、pH 混．注：若已知pH 混＞7,则必须利用上式进行相关计算．5强酸与强碱混合反应后溶液呈中性时,强酸的pH 酸、强碱的pH 碱与强酸溶液体积V 酸、强碱溶液体积V 碱之间的关系： 当溶液呈中性时：nH ＋＝nOH － 即：cH ＋·V 酸＝cOH －·V 碱25℃时,有c 酸H ＋·V 酸＝1×10－14／c 碱H ＋·V 碱,整理得：c 酸H ＋·c 碱H ＋＝1×10－14V 碱／V 酸,两边取负对数得：{－1gc 酸H ＋}+{－lgc 碱OH －}＝{－lg1×10－14}+{－lgV 碱／V 酸} 故pH 酸+pH 碱＝14+lgV 酸／V 碱①若pH 酸+pH 碱＝14,则V 酸∶V 碱＝1∶1,即强酸与强碱等体积混合． ②若pH 酸+pH 碱＞14,则：V 酸∶V 碱＝14)(10-+碱酸pH pH ∶1 ③若pH 酸+pH 碱＜14,则：V 酸∶V 碱＝1∶)(1410碱酸pH pH +- 7．盐类的水解 盐类的水解1盐类水解的概念：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生出来的H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解．说明盐类的水解反应与中和反应互为可逆过程：盐+水酸+碱－热量2盐类水解的实质：盐溶于水时电离产生的弱碱阳离子如NH 4＋、A13＋、Fe 3＋等或者弱酸阴离子如CH 3COO －、CO 32－、S 2－等与水电离产生的OH －或H ＋结合生成了难电离的弱碱、弱酸弱电解质,使水的电离平衡发生移动,从而引起水电离产生的cH ＋与cOH －的大小发生变化．不溶不水解,无弱不水解,谁弱谁水解,都弱都水解． ②判断盐溶液酸碱性的简易口诀：谁强显谁性,都强显中性,都弱具体定比较等温时K 酸与K 碱的大小． 4盐类水解离子方程式的书写方法书写原则：方程式左边的水写化学式“H 2O ”,中间符号用“”,右边不写“↓”、“↑”符号．整个方程式中电荷、质量要守恒． ①强酸弱碱盐： 弱碱阳离子： M n ＋+nH 2O MOH n +nH ＋如CuSO 4水解的离子方程式为：Cu 2＋+2H 2O CuOH 2+2H ＋说明溶液中离子浓度大小的顺序为：cSO 42－＞cCu 2＋＞cH ＋＞cOH －②弱酸强碱盐：a ．一元弱酸对应的盐．如CH 3COONa 水解的离子方程式为：CH 3COO －+H 23COOH+OH － 说明溶液中离子浓度大小的顺序为：cNa ＋＞cCH 3COO －＞cOH －＞cH ＋ 根据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知： cNa ＋+cH ＋＝cCH 3COO －+cOH －b ．多元弱酸对应的盐．多元弱酸对应的盐发生水解时,是几元酸就分几步水解,且每步水解只与1个H 2O 分子结合,生成1个OH －离子．多元弱酸盐的水解程度是逐渐减弱的,因此,多元弱酸盐溶液的酸碱性主要由第一步水解决定． 例如K 2CO 3的水解是分两步进行的：第一步：CO 32－+H 23－+OH －第二步：HCO 3－+H 22CO 3+OH －水解程度：第一步＞第二步．所以K 2CO 3溶液中各微粒浓度大小的顺序为： cK ＋＞cCO 32－＞cOH －＞cHCO 3－＞cH 2CO 3＞cH ＋ 根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知： cK ＋+cH ＋＝2×cCO 32－+cOH －+cHCO 3－ ⑧弱酸弱碱盐：如CH 3COONH 4水解的离子方程式为：CH 3COO －+NH 4＋+H 23COOH+NH 3·H 2O因为KCH 3COOH ＝KNH 3·H 2O ＝×10－5,所以CH 3COONH 4溶液呈中性． 影响盐类水解程度的因素1盐本身的组成决定盐是否水解及水解程度的大小．对于强碱弱酸盐来说,组成盐的阴离子对应的酸越弱强,则盐的水解程度越大小,溶液中的cOH －越大小,pH 也越大小．例如：相同温度下,等物质的量浓度的CH 3COONa 溶液与NaClO 溶液相比,由于酸性CH 3COOH ＞HClO,故pH 较大＜碱性较强的是NaClO 溶液．又如：相同温度下,等物质的量浓度的NaA 、NaB 、NaC 三种溶液的pH 的大小顺序为：NaA ＞NaB ＞NaC,则三种酸HA 、HB 、HC 的酸性强弱顺序为：HA ＜HB ＜HC ． 2盐类的水解平衡遵循勒夏特列原理．①温度．因为盐水解时吸热,所以升温,盐的水解程度增大,盐溶液的酸性或碱性增强． ②浓度．盐溶液越稀,水解程度越大,故加水稀释能促进盐的水解．但因为溶液体积增大得更多,所以盐溶液中的cH ＋或cOH －反而减小即酸性或碱性减弱．③向能水解的盐溶液中加入与水解产物相同的离子,水解被抑制；若将水解产物反应掉,则促进盐的水解．例如,在FeCl 3溶液中存在水解平衡：Fe 3＋+3H 23+3H ＋．若加入少量的NaOH 溶液,则水解平衡向右移动,促进了Fe 3＋的水解；若加入少量盐酸,则水解平衡向左移动,Fe 3＋的水解受到抑制． 盐类水解的应用1判断盐溶液的酸碱性或pH 范围．如A12SO 43;溶液的pH ＜7,显酸性．2判断酸碱完全中和恰好反应时溶液的酸碱性．例如,等体积、等物质的量浓度的氨水跟盐酸混合后,因为完全反应生成了强酸弱碱盐NH 4C1,故pH ＜7,溶液显酸性．3比较盐溶液中离子浓度的大小或离子数目的多少．例如：在碳酸钠晶体中,nNa ＋＝2nCO 32－,但在Na 2CO 3溶液中,由于CO 32－的水解而有cNa ＋＞2cCO 32－．4配制盐溶液．配制强酸弱碱盐如含Fe 3＋、A13＋、Cu 2＋、、Sn 2＋、Fe 2＋盐等的溶液时,加入少量对应的酸以防止水解．如配制FeCl 3溶液的步骤是；先将FeCl 3固体溶于较浓的盐酸中,再用蒸馏水稀释到所需的浓度．配制弱酸强碱盐时,加入少量对应的碱以防止水解．如配制Na 2S 溶液时,需加入少量的NaOH 固体,以抑制S 2－的水解．5利用升温促进盐水解的原理,使某些弱碱阳离子水解生成氢氧化物沉淀而将其除去．例如,KNO 3中含有FeNO 33时,先将其溶于蒸馏水中,再加热,使Fe 3＋水解生成FeOH 3沉淀后过滤除去．6Mg 、Zn 等较活泼金属溶于某些强酸弱碱盐如NH 4C1、A1C13、FeCl 3等的溶液中,产生H 2．例如,将Mg 条投入浓NH 4Cl 溶液中,有H 2、NH 3两种气体产生．有关离子方程式为： NH 4＋+H 2O NH 3·H 2O+H ＋ Mg+2H ＋＝Mg 2＋+H 2↑ NH 3·H 2O ＝NH 3↑+H 2O7用铁盐、铝盐等作净水剂．8挥发性酸对应的盐如AlCl 3、FeCl 3等加热蒸干、灼烧．例如,将FeCl 3溶液加热蒸干、灼烧,最后的固体残留物为Fe 2O 3,原因是：FeCl 3+3H 2O FeOH 3+3HCl,升温促进了FeCl 3的水解,同时加热使生成的HCl 从溶液中逸出而产生大量的FeOH 3,蒸干后灼烧,则： 2FeOH 3Fe 2O 3+3H 2O9水解显酸性的溶液与水解显碱性的溶液混合——双水解反应．例如,将A12SO 43溶液与NaHCO 3溶液混合,发生反应：A13＋+3HCO 3－＝AlOH 3↓+3CO 2↑泡沫灭火器的灭火原理．· 此外,还有盐溶液的鉴别、化肥的混施等也需要考虑盐类的水解． 电解质溶液中的电荷守恒和物料守恒1电荷守恒：在任何一种电解质溶液中,所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数．即溶液呈电中性．例如,在A12SO 43溶液中存在的电荷守恒关系为：2×cA13＋+cH ＋＝3×cSO 42－+cOH －．2物料守恒：电解质溶液中,某一组分的原始浓度等于该组分在溶液中以各种形式存在的浓度之和．例如,在Na 2CO 3溶液中,由于CO 32－离子的水解,碳元素以CO 32－、HCO 3－、H 2CO 3三种形式存在．因为cNa ＋＝2×c 原始CO 32－,而c 原始CO 32－＝cCO 32－+cHCO 3－+cH 2CO 3．又因为cNa ＋+cH ＋＝2×cCO 32－+cHCO 3－+cOH －,所以,在Na 2CO 3溶液中存在下列关系：cHCO 3－+2×cH 2CO 3+cH ＋＝cOH － 8．酸碱中和滴定 酸碱中和滴定1酸碱中和的实质：H ＋+OH －＝H 2O,即1molH ＋恰好与1molOH －中和生成水．说明：酸与碱在发生中和反应时,是按有关化学方程式中酸与碱的化学计量数之比进行的． 2酸碱中和滴定的概念：用已知物质的量浓度的酸或碱来测定未知物质的量浓度的碱或酸的方法,叫做酸碱中和滴定．3酸碱中和滴定原理：酸碱发生中和反应时的物质的量之比等于它们的化学计量数之比．即：当参与中和滴定的酸碱为一元酸和一元碱时,由于1)()(=B A νν,则：cA ·VA ＝cB ·VB上式中的cA 、VA 、νA 分别表示酸的物质的量浓度、酸溶液的体积和发生中和反应时酸的化学计量数；cB 、VB 、νB 分别表示碱的物质的量浓度、碱溶液的体积和发生中和反应时碱的化学计量数．4所需主要仪器：①滴定管精确到．滴定管有酸式滴定管和碱式滴定管两种,其中,酸式滴定管带有玻璃活塞,碱式滴定管是橡皮管连接玻璃尖嘴．②锥形瓶用于盛装待测液． 5所需药品：指示剂用来准确判断中和反应是否恰好进行完全,标准液,待测液．6主要操作步骤：润洗滴定管一调整滴定管内液面在“0”或“0”以下并读数→在锥形瓶中注入待测液和指示剂→滴定重复2～3次→计算．⑺酸碱中和滴定误差分析：若用一元强酸滴定一元强碱,则：因为cA、VB均为定值,所以cB的大小取决于VA的大小．在测定待测液的物质的量浓度时,若消耗标准液的体积过多,则结果偏高；若消耗标准液的体积过少,则结果偏低．8应注意的问题：①滴定管的零“0”刻度在上方,最大标称容量在下方．在滴定管下端还有一段空间没有刻度线,滴定时不能滴至刻度线以下．②酸式滴定管不能盛放碱性溶液碱性物质与玻璃活塞作用生成硅酸盐,导致活塞黏结而失灵；碱式滴定管不能盛放酸性溶液、氯水、溴水及强氧化性物质的溶液如KMnO4、K2CrO4、CaC1O2等,它们会腐蚀橡胶管．③滴定管在使用之前应检查玻璃活塞转动是否灵活,挤压玻璃球是否灵活,有无漏液及阻塞情况．④洗净的滴定管在注入溶液时,先用少许所盛的溶液润洗2～3次,以保证所盛溶液不被稀释．⑤用蒸馏水洗净后的锥形瓶不能再用待测液润洗,也无需干燥．根据实验需要,在滴定过程中,可向锥形瓶中注入蒸馏水．混合液的酸碱性的确定方法1若酸、碱的量按有关化学计量数之比恰好反应,则反应后溶液的酸碱性由生成的盐的性质决定．2若酸、碱混合反应后,有一种过量,则混合液的酸碱性由过量的酸或碱决定．。
“电离平衡”知识点汇总
“电离平衡”知识点汇总一、电离平衡的定义及基础知识点1定义.电离平衡就是指溶液中电解质电离成离子和离子重新结合的平衡状态。
具体来说,就是在一定条件下(如温度,压强),当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。
强电解质有：强酸强碱盐，弱电解质有：弱酸弱碱水2.影响电离平衡的因素（1）.温度：电离过程是吸热过程,温度升高,平衡向电离方向移动（2）.浓度：弱电解质浓度越大,电离程度越小（3）.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应（4）.化学反应：某一物质将电离的离子反应掉,电离平衡向正方向移动3.电离度公式α（电离度）=已电离的分子/原有分子数×100%二．电离、水解的关系与化学平衡之间的联系弱电解质的电离电离平衡实质上就是一种化学平衡，可以用化学平衡移动原理对弱电解质的电离平衡作定性的、或定量的分析。
根据电离度大小可比较弱电解质相对强弱，根据相应盐的水解程度也可比较弱电解质的相对强弱。
水的电离水是一种很弱的电解质，加酸、加碱会抑制水的电离，升高温度会促进水的电离。
Kw=[OH-][H+]是水的电离平衡的定量表现，H+、OH-浓度可以用这个关系进行换算。
盐类水解盐类水解（如F-+H2OHF+OH-）实质上可看成是两个电离平衡移动的综合结果：①水的电离平衡向正方向移动（H2OH++OH-），②另一种弱电解质的电离平衡向逆方向移动（HFF-+H+）。
也可以看成是中和反应的逆反应，升高温度会促进水解。
中和滴定水的电离程度很小，H++OH-=H2O的反应程度很大，所以可以利用这个反应进行中和滴定实验，测定酸或碱溶液的浓度。
原电池反应和电解反应原电池反应和电解反应实质是氧化还原反应，其特点是一个氧化还原反应分成了两个电极反应（却氧化反应、还原反应分别在不同的电极发生反应）。
弱电解质的电离平衡及影响因素
弱电解质的电离平衡及影响因素【基础知识梳理】一、电解质和非电解质1.定义电解质：在水溶液熔融状态下能够的。
非电解质：在水溶液熔融状态下都能导电的。
例1.下列物质中①NaCl溶液②NaOH ③H2SO4④Cu⑤CH3COOH ⑥NH3·H2O ⑦CO2 ⑧乙醇⑨H2O属于电解质的有属于非电解质的有二、强电解质和弱电解质强电解质：在水溶液里能电离的电解质弱电解质：在水溶液里只能电离的电解质。
常见的强电解质：（1）强酸（2）强碱（3）大部分盐常见的弱电解质：写出下列物质在水溶液中的电离方程式(1) H2SO4 (2) CH3COOH(3) NH3.H2O (4) H2CO3(5) NaHSO4(6) NaHCO3三、弱电解质的电离平衡1.定义在一定条件（如温度、浓度）下，当弱电解质分子的速率和离子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态2.特点(1)弱(2)等(3)动(4)定(5)变②电离平衡常数K对于一元弱酸HA H++A-K a=只受温度有关，温度越高，电离平衡常数，弱电解质的电离程度3、影响电离平衡的外界条件：①温度②浓度（1）改变弱电解质浓度a.加水稀释b.增大浓度(2)外加试剂的影响COOH溶液中【例】0.1mol/L的CH1、下列物质是电解质的是……………………………………………………（）A、硫酸溶液B、食盐C、酒精D、铜2、下列电离方程式中正确的是………………………………………………（）A、NH3·H2O≒NH4++OH-B、NaHCO3≒Na++HCO3-C、H2S≒2H++S2-D、KClO3≒K++Cl-+3O2-3、下列物质分类组合正确的是…………………………………………………（）A B C D强电解质：HBr FeCl3H3PO4Ca(OH)2弱电解质：HF HCOOH BaSO4HI非电解质：CCl4Cu H2O C2H5OH4、下列叙述中,能说明某化合物一定是弱电解质的是………………………（）A、该化合物水溶液不导电；B、该化合物饱和溶液导电能力较弱C、.该化合物在熔融时不导电；D、该化合物溶于水中发生电离,溶质离子浓度小于溶质分子浓度5、关于强弱电解质的导电性的正确说法是……………………………………（）A、由离子浓度决定；B、没有本质区别；C、强电解质溶液导电能力强，弱电解质溶液导电能力弱；D、导电性强的溶液里自由移动的离子数目一定比导电性弱的溶液里自由移动的离子数目多6、0.05molNaOH固体分别加入下列100mL液体中，溶液导电性基本不变，该液体是…（）A、自来水B、0.5mol/L盐酸C、0.5mol/L醋酸D、0.5mol/L氨水7、、下列说法正确的是……………………………………………………（）A、强酸、强碱都是强电解质；B、可溶性碱都是强电解质；C、不溶于水的化合物都是弱电解质或非电解质；D、能导电的物质都是电解质8．一定量盐酸跟过量的铁粉反应，为减缓反应速率而不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量（）A.NaOH(固)B.H2OC.NH4Cl(固)D.CH3COONa (固)9.下列说法中，正确的是……………………………………………………（）A．强电解质溶液一定比弱电解质溶液导电能力强B．强电解质的水溶液中不存在溶质分子C．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物D．不溶性盐都是弱电解质10.下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是……………………………（）A．熔化时不导电B．水溶液的导电能力很差C．在熔融状态下不导电D．溶液中已电离的离子和未电离的分子共存11．下列物质在水溶液中，存在电离平衡的是A．Ca(OH)2 B．CH3COOH C．BaSO4 D．CH3COONa12．下列关于强、弱电解质的叙述，有错误的是A．强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡B．在溶液中，导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质C．同一弱电解质的溶液，当温度、浓度不同时，其导电能力也不同D．纯净的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电13．下列关于电解质电离的叙述中，正确的是A.碳酸钙在水中溶解度很小，其溶液的导电性很弱，所以碳酸钙是弱电解质B.碳酸钙在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全部电离，所以碳酸钙是强电解质C.氯气和氨气的水溶液导电性都很好，所以它们是强电解质D.水难电离，纯水几乎不导电，所以水是非电解质14．下列叙述正确的是（）A．强电解质水溶液的导电性不一定比弱电解质强B．氯气的水溶液能导电，所以氯气属于电解质C．硫酸铜晶体含有一定量的结晶水，所以硫酸铜晶体能导电D．在一定条件下，电解质的电离都能达到电离平衡15．在0.1mol／L的CH3COOH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．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动B．加水，反应速率增大，平衡向逆反应方向移动C．滴加少量0.1mol／LHCl溶液，溶液中C(H+)减少D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动16.在 NH3·H2O NH4++OH-的平衡中，要使NH3·H2O的电离程度及c(OH-)都增大，可采取的措施A.通入氯化氢B.加少量氢氧化钠固体C.加水D.升温17．H+浓度均为0.01mol/L的盐酸和醋酸各100ml分别稀释2倍后，再分别加入0.03g锌粉，在相同条件下充分反应，有关叙述正确的是（）A．醋酸与锌反应放出氢气多 B．盐酸和醋酸分别与锌反应放出的氢气一样多C．醋酸与锌反应速率大 D．盐酸和醋分别与锌反应的速度一样大18．在已达到电离平衡的0.1 mol/L的醋酸溶液中，欲使平衡向电离的方向移动，同时使溶液的pH 降低，应采取的措施是（）A．加热B．加少量水C．加少量盐酸D．加少量醋酸钠晶体19．已知0.1mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是（）A．加少量烧碱溶液B．升高温度C．加少量冰醋酸D．加水20．向0.1 mol·L-1。
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酸碱盐对水或弱电解质的电离平衡的影响
对于酸碱盐对水或弱电解质的电离平衡的影响这个问题，很多学生在学习过程中存在着分析混乱的现象。
比如，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl固体，对NH3·H2O的电离平衡有什么影响。
有的学生认为，NH4Cl固体的加入会引起溶液中[NH4+]的增大，使得NH3·H2O的电离平衡左移；还有的学生认为，NH4Cl固体溶于水后会发生水解而显酸性，水解得到的H+与OH-结合，使得溶液中[OH-]减小，使得NH3·H2O的电离平衡右移。
两中说法都有道理，但到底那种说法对呢？不仅学生有困惑，有些教师也不理解。
那么，如何解决这样的问题呢？笔者的做法是：
“先电离，后水解”。
解决酸碱盐对水的电离平衡的影响时，应建立如下思路，先考虑酸碱盐电离后的影响，如果电离没有影响，然后考虑水解影响。
亦即，“先电离，后水解”，这样才不会引起学生的思维混乱。
比如：向水中加入H
2
SO4，硫酸能电离出H+，引
起氢离子浓度增大，抑制水的电离。
向水中加入NH
4Cl，NH4Cl电离产生的NH+
4
和Cl-都不
会对水的电离造成影响，但NH+
4
可以与OH-离子结合而发生水解，从而引起水的电离平衡向右移动。
向水中加入NaCl，NaCl电离产生Na+和C l-，不会影响水的电离平衡，Na+和Cl-也不水解，因此，不会引起水的电离平衡发生移动。
引出结论：“酸碱抑制水的电离，盐类的水解促进水的电离，不水解的盐对水的电离平衡无影响”。
解决酸碱盐对其他弱电解质的电离平衡的影响时，其思路和“酸碱盐对水的电离平衡
的影响”分析方法一致。
比如：向NH
3·H2O溶液中加入NH4Cl，NH4Cl电离产生NH+
4
，引起
[NH+
4
]增大，而使NH3·H2O电离平衡逆向移动；向NH3·H2O溶液中加入H2SO4，因为H2SO4能电离出H+与OH-离子结合，使得[OH-]浓度下降而使NH3·H2O电离平衡正向移动，向NH3·H2O溶液中加入CH3COONa固体，CH3COONa溶于水电离出CH3COO-和Na+，都不会对NH3·H2O的电离平衡产生影响，但醋酸钠水解显碱性，会引起溶液中[OH-]增大，而使NH3·H2O电离平衡逆向移动。