专题十一 电离平衡与盐类的水解

专题十一电离平衡与盐类的水解

一、考点回顾

1．考点阐释：

考点1：电解质

⑴概念：

电解质：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。如：酸、碱、盐和水等。

非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物。

CH

NH

H

⑶弱电解质的电离平衡

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生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，叫电离平衡。

影响电离平衡的因素

①温度：升高温度，平衡向电离方向移动。但如果溶质为挥发性物质，则加热会导致浓度下降。

②浓度：将弱电解质加水稀释，平衡向电离方向移动；减少生成物浓度，可以促进电离；加入与阴阳离子相同的离子时，则产生同离子效应，抑制电解质的电离。

⑷电离方程式的书写

①强电解质的电离应用“=”连接，弱电解质的电离用“”连接。

②多元弱酸的电离为分步电离，且第一步为主要过程，起决定作用。而多元弱碱的电离则可一步书写。

考点2。水的电离和溶液的pH

水的电离：H2O H+ + OH—，属于吸热反应。25℃时，水的离子积常数为1×10—14；

⑴影响水的电离程度的因素

①温度：升高温度，水的电离程度增强，水的离子积增大。

②酸或碱：加入酸和碱时都会抑制水的电离，但在稀溶液中，水的离子积常数不变。

③易水解的盐：盐类的水解可促进水的电离，

⑵溶液的酸碱性和pH值

溶液酸碱性的判断：当c (H+) = c (OH—) 时，溶液呈中性；

当c (H+) > c (OH—) 时，溶液呈酸性；

当c (H+) < c (OH—) 时，溶液呈碱性.

若溶液中的c (H+) 在1×10—14mol/L~1mol/L之间时,常用pH来表示,pH = -[ lg c（H+）] 因此在25℃时，当pH = 7，溶液为中性；pH < 7，溶液为酸性；pH > 7时，溶液为碱性。

⑶溶液中pH的计算：

①酸的pH：先求溶液中c (H+)，再根据公式计算pH。当溶液为强酸时，加水稀释时，每稀释10倍，pH增加1，但溶液的pH只能接近7。如果为弱酸，则增加的幅度比强酸小。

②②碱的pH值：先求溶液中的c (OH—)，由水的离子积常数求出c (H+)，进而求出pH。如果为强碱，每稀释10倍，pH降低1，但溶液的pH只能接近7；若为弱碱，则降低的幅度小于强碱。

②酸与酸混合：当两种强酸混合时，先由H+的物质的量与溶液的体积求出c (H+)，然后求出pH值

③碱与碱混合：当两种强碱混合时，先求出由OH—的物质的量和溶液的体积求出c (OH —)，由水的离子积常数求出c (H+)，进而求出pH。

④酸碱混合时：首先判断哪种物质过量，来判断溶液的酸碱性，如果为酸性，则通过求得c (H+)而得到pH值；若为碱性，则首先计算c (OH—)，由水的离子积解得c (H+)，进而求出pH。

考点3：盐类水解

⑴盐类水解的实质：盐中电离产生的阴离子或阳离子与水中电离产生的H+或OH—结合为更弱的电解质，从而减少了溶液中的H+或OH—，促进了水的电离，

⑵盐类水解的结果：促进水的电离，影响了溶液的酸碱性。

酸性：强酸弱碱盐碱性：强碱弱酸盐中性：强酸强碱盐

弱酸弱碱盐的酸碱性由阴阳离子的水解程度决定。

⑶影响盐类水解的因素

⑷判断酸碱反应后溶液的pH

①强酸强碱反应时，酸碱恰好完全反应与溶液为中性属于同一状态；

②强酸弱碱反应时，弱恰好完全反应，则溶液呈酸性，溶液呈中性时，为碱过量；

③强碱与弱酸反应，恰好完全反应时，溶液显碱性，溶液为中性时，酸过量。

考点4。酸碱中和滴定

⑴实验原理以及目的：H+ + OH—= H2O ，根据在反应过程中溶液的pH的变化情况，可以由已知浓度的酸（碱）测定未知浓度的酸（碱）的浓度。

⑿实验所用试剂和仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、铁架台等，标准溶液、待测溶液以及酸碱指示剂

⑵中和滴定过程中的注意事项：

①滴定管的使用：先检验是否漏水，然后用水清洗，再用待装溶液洗涤2~3次，，排除尖嘴处的气泡；装溶液，并调节溶液的高度在刻度线之内，记录体积。保留小数点后两位。

②滴定时用移液管或滴定管取待测液于锥形瓶中，并加入指示剂，滴定时眼睛注视锥形瓶中颜色的变化以及溶液的流速，当滴入溶液后30秒后溶液颜色不再变化，则可以判断反应进行完毕，记录所有标准液的体积。根据公式c (H+) v (酸) = c (OH—) v (碱)，计算出待测溶液的浓度。

2．考查角度：

⑴了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念，能够准确判断物质分类。

⑵明确离子反应的实质，能够判断离子反应能否发生。

⑶掌握水的电离情况，了解溶液的pH等概念。能够进行简单的计算。

⑷掌握弱电解质的电离情况，并明确影响平衡的条件。

⑸溶液的酸碱性的判断以及强酸强碱中和滴定的原理。

⑹理解盐类水解的原理，能够判断盐溶液的酸碱性。

⑺了解盐类水解的用途。

3．常见失误：

⑴电解质的判断中经常忽略电解质为化合物。只注意到导电的情况，所以常把单质或溶液认为成电解质；在非电解质的判断中，经常认为出电解质以外的物质均为非电解质；判断强弱电解质时，常把沉淀认为是弱电解质。

⑵加入酸和碱都会抑制水的电离，很多情况下把由水电离产生的c(OH—)或c (H+)减少认为成只有酸性或碱性。

⑶盐类水解过程促进了水的电离。也影响了盐溶液中各离子浓度的大小，在判断过程中会出现错误的概念。

⑷酸式酸盐的水解和电离同时发生，而溶液的酸碱性则是由它们程度的不同来判断的。所以对应的阴阳离子浓度的变化也是比较复杂的，这一知识点也是学生常出错误的情况。

⑸酸碱中和反应的终点与恰好完全反应的关系也是学生经常混淆的地方。

二、经典例题剖析

例1．(2007年高考山东理综14题)氯气溶于水达到平衡后，若其他条件不变，只改变

某一条件，下列叙述正确的是

A．再通入少量氯气，c(H＋)/c(ClO－)减小

B．通入少量SO2，溶液漂白性增强

C．加入少量固体NaOH，一定有c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)

D．加入少量水，水的电离平衡向正反应方向移动

【解析】原反应为：Cl 2＋H2O H＋＋Cl－＋HClO，再通入少量氯气后，c(H＋)与c(HClO)同等程度增大，若HClO的电离度不变，c(H＋)/c(ClO－)应该相等，但实际上HClO的电离度减小，使c(ClO－)增大倍数不够，所以c(H＋)/c(ClO－)增大，A错。SO2与Cl2反应，二者的漂白性都减弱，B错。据电荷守恒有：c(Na＋)＋c(H＋) = c(Cl－)＋c(ClO－)＋c(OH－)，当溶液呈中性时，c(H＋) = c(OH－)，才有c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)，C错。若在溶液中加入水，相当于稀释次溶液，则酸性减弱，水的电离程度增强。

【答案】D

【点评】本题考查了既考查了化学平衡，又考查了电离平衡。次氯酸是一种弱电解质，在增加HClO时，其电离度减小，在水中加酸或碱都抑制了水的电离，弱稀释酸或碱溶液时，则水的电离度增加。