盐类的水解 难溶物的电离平衡 电化学
盐类水解与难溶电解质的溶解平衡
衡左移，水解程度减小
。
11．溶度积及其应用
对于难溶性电解质AaBb，溶度积的公式为Ksp＝c(Ab
＋)a· c(Ba－)b。
注意溶度积是饱和溶液中离子浓度幂的乘积，而非
浓度的乘积。溶度积越小，越难溶。
一般溶度积较大的沉淀可以转换成溶度积较小的沉
淀，工业上利用该原理，常用硫化锌、硫化锰来除去
水中的Cu2＋、Hg2＋等离子。
①温度：温度越高水解程度越大。水解是吸热反应。
c(OH－)均减小，c(H＋)增大。
③酸碱：促进或抑制盐的水解。
浓度、温度对水解平衡的影响 (1)常温时浓度均为0.1 mol/L NH4NO3、
CH3COONH4 、 NH4Al(SO4)2 的三种溶液中，若测得
其中 NH 浓度分别为 X 、 Y 、 Z ，则 X 、 Y 、 Z 由大到小 的顺序是 溶液的pH( ) 。 (2) 在浓度相同时，不同温度条件下的 CH3COONa
请根据以上信息回答下列问题： (1)25 ℃时，将20 mL 0.10 mol· L－1CH3COOH溶
液和20 mL 0.10 mol· L－1HSCN溶液分别与 20 mL
0.10 mol· L－1NaHCO3溶液混合， 反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存 在明显差异的原因是 HSCN 的酸性比 CH3COOH 强，
A．温度高pH大
C．温度高pH小
B．温度低pH小
D．温度低pH大
1. NH4+ 物质的量浓度相同的下列各物质的溶液中，物 质的量浓度最大的是( B ) A．NH4Fe(SO4)2 B．NH4HCO3 C．NH4HSO4 D．NH4Cl 四种物质均只含一个铵根， NH4+物质的量浓度相同的
高中化学盐类水解和溶解平衡(原创)
盐类水解和溶解平衡（原创）备考目标1、理解盐类水解的原理和盐类水解反应的本质原因，能熟练地写出盐类水解反应的化学方程式和离子方程式。
2、掌握电解质溶液中离子浓度大小的比较方法和微粒浓度之间存在的几种等量关系的应用。
3、掌握对离子共存问题的分析与判断。
4、了解难溶电解质的沉淀溶解平衡要点精讲一、盐类水解1.概念：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离出的H+或OH-生成弱电解质的反应叫盐类的水解。
2.实质：盐电离出来的离子破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡发生正向移动，水的电离度增大。
3.与中和反应的关系：酸+碱盐 + 水。
由此可见，水解反应为逆反应。
4.水解规律：有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解.注意：①有“弱”还要看溶不溶，不溶也不一定不水解。
（如MgCO3在一定条件下能水解，但是FeS不水解。
）②中和反应是完全进行的，所以其逆反应水解反应程度很小，用可逆符号。
5、溶液酸碱性判断：谁强显谁性，强酸强碱酸式盐显酸性，强碱弱酸酸式盐，由酸式根离子电离和水解相对强弱来决定。
（1）盐的弱酸根离子对应酸越弱，水解程度就越大，溶液的碱性就越强。
如相同物质的量浓度的CH3COONa 和Na2CO3溶液，因碳酸比醋酸弱，故Na2CO3溶液PH值，大于CH3COONa溶液。
以其可判断相同物质的量浓度的强碱弱酸盐溶液的PH值，或据盐溶液的PH值大小，判断其对应酸的相对强弱。
（2）多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二水解程度大，故相同物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液，Na2CO3溶液碱性比NaHCO3强。
（3）弱酸酸式盐溶液酸碱性由酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小决定：① 若电离程度大于水解程度溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。
②若电离程度小于水解程度溶液呈碱性，如NaHS、NaHCO3、Na2HPO4等。
6、盐类水解离子方程式的书写(1)一般地说，盐类水解程度不大，应该用“”表示，水解平衡时一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示。
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。
盐类的水解与难溶电解质的溶解平衡
盐类的水解与难溶电解质的溶解平衡要点一、盐类水解的应用1．判断盐溶液的酸碱性(1)强酸弱碱盐水解，pH小于7，如NH4Cl、CuSO4、FeCl3、Zn(NO3)2等。
(2)强碱弱酸盐水解，pH大于7，如CH3COONa、K2CO3、NaHCO3、Na2S等。
(3)强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，如NaCl、K2SO4等。
(4)弱酸酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
2．判断盐溶液中离子种类及其浓度大小顺序如Na2S溶液中，Na2S===2Na＋+S2－S2－+H2O HS－+OH－HS－+H2O H2S+OH－H2O H＋+OH－所以溶液中存在的微粒有：Na＋、S2－、HS－、H2S、H＋、OH－、H2O，且c(Na＋)>2c(S2－)，c(OH－)>c(H＋)。
3．无水盐制备(1)制备挥发性强酸弱碱盐，如FeCl3，从溶液中得晶体时，必须在HCl氛围下失去结晶水，否则易得Fe(OH)3或Fe2O3。
(2)难挥发性强酸弱碱盐可直接加热得无水盐，如Al2(SO4)3。
4．某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解例如：Na2CO3、NaHCO3溶液因CO-23、HCO-3水解使溶液呈碱性，OH－与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞黏结，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶贮存。
5．配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解(1)配制强酸弱碱盐溶液时，滴加少量相应的强酸，可抑制弱碱阳离子的水解，如配制FeCl3、AlCl3溶液时滴几滴稀盐酸，配制Fe2(SO4)3溶液时，滴几滴稀硫酸。
(2)配制强碱弱酸盐溶液时，滴加少量相应的强碱，可抑制弱酸根离子的水解，如配制Na2CO3、K2S溶液时滴几滴NaOH溶液。
6．若一种盐的酸根和另一种盐的阳离子能发生水解相互促进反应，这两种盐相遇时，要考虑它们水解的相互促进，如泡沫灭火器原理：利用硫酸铝溶液和碳酸氢钠溶液混合，Al2(SO4)3+6NaHCO3===3Na2SO4+2Al(OH)3↓+6CO2↑，产生大量CO2来灭火。
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）。
溶液中的离子反应(电离、水解、溶解平衡)
（3）酸碱电子理论 凡能接受电子对的物质是酸，凡能给出电子对的物质是碱,也称 为路易斯酸碱理论。 H+ + ׃OH- = H2O 酸 + 碱 = 酸碱加合物 a、 H3BO3 H3BO3 + H2O b、Cu2+ + 4NH3 酸 碱 = H+ + H2BO3ֿ (错误) [B(OH)4]ˉ + H+ （硼酸是路易斯酸） [Cu(NH3)4]2+ 深兰色 加合物
2 4
HAc/Ac-, H3O+/ H2O + NH4 /NH3, H3O+/ H2O
H2O+ CO3
OH- + HCN (水解) HCN/CN-, H2O/OH2– – ˉ(水解) HCO3 + OH HCO 3/CO3, H2O/OH-
两性物质: H2O, HCO3无机盐的概念: NH4Cl (酸碱复合物) 酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，它比电离理论更广泛， 其酸碱的定义只以H+为判据，与溶剂无关，可以解释NH3、 Na2CO3以及NH4Cl等的酸碱性。
③多元弱碱也是分步电离，但书写电离方程式时常写总式。 ④Al（OH）3有酸式和碱式电离。
⑤多元弱酸的酸式盐的电离方程式.
05:32
-49-
3
例1、⑴NH3· 2O； ⑵HClO；⑶H2SO3； ⑷Fe（OH）3； H (5)Al（OH）3； (6)NaHCO3 ；(7) NaHSO4 （8)Ba（OH)2
[NH3· 2O] H
（3）、意义： 25℃时 HF K=7.2×10 –4 ∴ 酸性：HF ＞ HAc
HAc K=1.8×10 –5
同温度下，电离常数的大小表示了弱电解质的相对强弱 中强酸（碱） ： K a (K b) 10-2 弱酸（碱）： Ka (K b)=10-3~10-7
高中化学五个平衡对比(化学平衡,电离平衡,水的电离平衡,水解平衡,溶解平衡)
T↑，→，促进水解
(大多数)T↑，→，促进溶解
浓度
加溶质
c↑，→，电离度↓
--------------------------
c↑，→，水解度↓平衡来自移动加水→，越稀越电离
-------------------------
→，越稀越水解
→，越稀越溶解
外加试剂
同离子
←，抑制电离
←，抑制电离
溶液中的几种平衡对比
弱电解质的电离平衡
水的电离平衡
盐类的水解平衡
难溶电解质的溶解平衡
研究对象
弱酸、弱碱
水
能水解的盐
难溶电解质
方程式（举例）
特征
“逆、动、等、定、变”
影响因素
内因
弱酸（碱）的强弱
--------------------------
弱离子对应的弱酸（碱）的强弱
溶解度的大小
外因
温度
T↑，→，促进电离
←，抑制水解
←，抑制溶解
反应离子
→，促进电离
→，促进电离(盐的水解)
→，促进水解
→，促进溶解
平衡常数
表达式
Ka(或Kb)=
Kw=
Kh=
Ksp=
影响因素
温度
意义、应用
Ka越大，酸性越强
专题18 盐类水解和难溶电解质的溶解平衡 (共51张PPT)
继续学习
化学
考点全通关 8
专题十八
盐类水解和难溶电解质的溶解平衡
(3)溶度积规则 通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积Qc的相对大小,可以判 断难溶电解质在给定条件下能否生成沉淀或溶解。 Qc>Ksp:溶液过饱和,有沉淀析出,直至溶液饱和,达到新的平衡; Qc=Ksp:溶液饱和,沉淀与溶解处于平衡状态; Qc<Ksp:溶液未饱和,无沉淀析出,若加入过量难溶电解质,难溶电解质溶解直至溶液 饱和。
知识体系构建
的电离平衡、离子共存和溶液酸碱性等知识结
合起来考查是命题的主要方向。
化学
考情精解读 4
专题十八
盐类水解和难溶电解质的溶解平衡
考纲解读
命题规律
命题趋势
知识体系构建
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知识全通关
化学
知识全通关 1
专题十八 考点1 盐类水解
盐类水解和难溶电解质的溶解平衡
1.概念
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。
(1)书写形式:
一般情况下盐类水解的程度较小,应用“ ”连接反应物和生成物。水解生成的难溶性或 挥发性物质不加 “↓”或 “↑”符号。 如Cu2++2H2O Cu(OH)2+2H+,HS-+H2O H2 S+OH-。
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化学
知识全通关 3
专题十八
盐类水解和难溶电解质的溶解平衡
(2)书写规律: ①多元弱酸阴离子分步水解,应分步书写水解的离子方程式。因为第一步水解程度较大, 一般只写第一步水解的方程式。 如Na2CO3的水解分两步,第一步为CO32-+H2O 第二步为HCO3- +H2O Al3++3H2O H2CO3+OH-。 HCO3- +OH-,
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。
专题九 盐类水解和难溶电解质的溶解平衡(讲解部分)
CO32- 比HCO3- 的水解程度大,含CO32- 溶液的碱性更强。 四、水解方程式的书写
1.一般来说,盐类水解的程度不大,应该用“ ”表示。盐类水解一般不
会产生沉淀和气体,所以一般不用符号“↓”和“↑”。如:
Cu2++2H2O
Cu(OH)2+2H+
栏目索引
NH4源自+H2ONH3·H2O+H+
2.多元弱酸盐的水解是分步进行的,用分步水解离子方程式表示。如
HCO3- +OH-,加热使溶液中
二、酸式盐溶液酸碱性的判断
酸式盐的水溶液显什么性,要看该盐的组成微粒的实际表现。
1.强酸的酸式盐只电离,不水解,其溶液一定显酸性。如NaHSO4溶液:
NaHSO4
Na++H++S O24。-
栏目索引
2.弱酸的酸式盐溶液的酸碱性,取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程
c(NH
4
)由大到小的顺序是c>a>b。
(3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素,如相同浓
栏目索引
度的NH4Cl和NH3·H2O混合液中,因NH3·H2O的电离程度大于NH
4
的水解程
度,故离子浓度由大到小顺序为c(N
H
4
)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。
2.电解质溶液中的离子之间的三种定量关系
v溶解 v结晶 析出晶体
溶解平衡的特点:逆、等、动、定、变(适用平衡移动原理)。
2.溶度积
(1)溶度积常数:一定温度下难溶电解质的饱和溶液中,各组分离子浓度幂
的乘积为一常数。对于溶解平衡AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq),Ksp=①
电离平衡、水的电离及pH、盐的水解、中和滴定
pH
0 1 2 3 4 5 6 7 7 8 9 10 11 12 13 14
H＋
100 10－1 10—2 10—3 10—4 10—5 10—6 10—7 10—8 10—9 10—10 10—11 10—12 10—13 10—14
OH－ 酸 性 增 强
10—14 10—13 10—12 10—11 10—10 10—9 10—8 10—7 10—6 10—5 10—4 10—3 10－2 10－1 100
滴 定 管 保 持 垂 直
视线与凹液 面水平相切
（2）浓度 弱电解质浓度越大，电离度 越小。K的大小与溶液的浓度无关.
思考:250C时,0.1mol/L的乙酸溶液达到电离平
衡,改变下列条件，请填表：
移动 方向 加少量乙酸 钠 左 右 左 右 右 n(H+) 减小 减小 增大 增大 增大 C(H+) C (Ac- ) 减小 减小 增大 减小 增大 增大 增大 减小 减小 增大 α 减小 增大 减小 增大 减小 Ka 不变 不变 不变
中 性
碱 性 增 强
溶液 PH的计算
1）强酸、强碱溶液的pH
n元强酸：C n元强碱：C C(H+) =nC C(OH－) =nC pH= -lgnC Kw +)= C(H C(OH－) pH= -lg C(H+)
高三化学-水解和电离
电离与水解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。
二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。
如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。
书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。
例：NH4Cl溶液：c(NH+ 4)+ c(H+)= c(Cl-)+ c(OH-)Na2CO3溶液：c(Na＋)+ c(H＋)= 2c(CO2－ 3)+ c(HCO－ 3)+ c(OH-)NaHCO3溶液：c(Na＋)+ c(H＋)= 2c(CO2－ 3) + c(HCO－ 3)+ c(OH-)NaOH溶液：c(Na＋) + c(H＋)= c(OH-)Na3PO4溶液：c(Na＋) + c(H＋) = 3c(PO3－ 4) + 2c(HPO2－ 4) + c(H2PO－ 4) + c(OH-) 2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。
电离平衡盐类的水解课件
04
电离平衡与水解平衡的应用
在化学分析中的应用
01
02
03
酸碱滴定法
利用电离平衡原理，通过 滴定酸或碱的浓度来测定 其他物质浓度。
沉淀滴定法
利用水解平衡原理，通过 滴定沉淀物的浓度来测定 其他物质浓度。
络合滴定法
利用络合物的形成和分解 平衡，通过滴定络合物的 浓度来测定其他物质浓度。
实验原理
盐类在水溶液中既发生电离，又发生 水解，电离平衡和水解平衡是相互影 响的。通过测量电导率的变化，可以 研究盐类的电离平衡和水解平衡。
实验操作步骤
01
02
03
准备不同浓度的盐溶液， 如氯化钠、氯化铵、氯 化铝等。
将电导率仪与溶液接触， 记录电导率数据。
改变盐溶液的浓度，重 复上述操作，获得多组 数据。
电离平衡盐类的水解 课件
• 电离平衡与水解平衡的基本概念 • 盐类的电离平衡
• 电离平衡与水解平衡的应用 • 电离平衡与水解平衡的实验研究
01
电离平衡与水解平衡的基本 概念
电离平衡的定义
01
电离平衡是指在一定条件下，弱 电解质在水溶液中达到动态平衡 的状态，此时正逆反应速率相等， 各电解质保持不变。
温度越高，电离程度越大；反之，温 度越低，电离程度越小。
03
盐类的水解平衡
盐类的水解过程
盐类的水解是指盐电离出的弱酸根离 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。
盐类的水解反应是可逆的，其平衡常 数称为水解常数。
在水溶液中，盐的离子会与水电离出 的氢离子或氢氧根离子结合，形成弱 电解质，从而打破水的电离平衡。
在药物制备中的应用
高中化学盐类的水解、电离知识点总结
高中化学盐类的水解、电离知识点总结一、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+ 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+ 3H2O ⇌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。
(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+3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H3．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。
高中化学【弱电解质的电离 盐类的水解】教案
弱电解质的电离 盐类的水解学习目标1、使学生知道电离平衡常数的含义，能说明温度、浓度、外加物质对电离平衡的影响。
2、使学生知道盐类水解的原理，能说明温度、浓度、外加酸碱对水解平衡的影响，了解盐类水解在生产、生活中的重要作用。
本节教材的重点和难点是温度、浓度、外加物质对电离平衡、水解平衡的影响。
一、弱电解质的电离平衡1、电离平衡常数一元弱酸电离平衡常数：a k COOH CH 3+-+H COO CH 3]COOH [CH ]H []COO CH [33a +-⋅=K 多元酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，各级电离常数逐级减小。
且一般相差很大。
（1）电离平衡常数只随温度变化而变化，而与 无关。
（2）K 的意义：K 值越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较 。
K 值越小，弱电解质较难电离，其对应弱酸、弱碱较 。
2、影响电离平衡的外界因素（1）温度：温度升高，电离平衡 移动，电离程度 。
温度降低，电离平衡 移动，电离程度 。
（2）浓度：电解质溶液浓度越大，平衡 移动，电离程度 ； 电解质溶液浓度越小，平衡 移动，电离程度[典题解悟][例1] 能说明醋酸是弱电解质的事实是（ ）A 醋酸溶液的导电性比盐酸强B 醋酸溶液与碳酸钙反应，缓慢放出二氧化碳C 醋酸溶液用水稀释后，氢离子浓度下降D 0.1mol•L-1的CH3COOH溶液中，氢离子浓度约为0.01 mol•L-1[例2]下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是（）A弱电解质的电离平衡常数就是电解质加入水后电离出的各种离子浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值B弱电解质的电离平衡常数只与弱电解质的本性及外界温度有关C同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；弱碱的电离平衡常数越大，碱性越弱D多元弱酸的各级电离常数相同二．盐类的水解实验准备浓度均为0.1mol·L-1的CH3COONa、Na2CO3、NaCl、NH4Cl、Al2(SO4)3、KNO3溶液和蒸馏水(洗瓶)、pH试纸、表面皿（或玻璃片）、玻璃棒。
盐类水解的电离平衡及应用22页PPT
42、只有在人群中间，才能认识自 己。——德国
43、重复别人所说的话，只需要教育； 而要挑战别人所说的话，则需要头脑。—— 玛丽·佩蒂博恩·普尔
44、卓越的人一大优点是：在不利与艰 难的遭遇里百折不饶。——贝多芬
1、不要轻言放弃，否则对不起自己。
2、要冒一次险!整个生命就是一场冒险。走得最远的人，常是愿意 去做，并愿意去冒险的人。“稳妥”之船，从未能从岸边走远。-戴尔．卡耐基。
梦 境
3、人生就像一杯没有加糖的咖啡，喝起来是苦涩的，回味起来却有 久久不会退去的余香。
盐类水解的电离平衡及应用 4、守业的最好办法就是不断的发展。 5、当爱不能完美，我宁愿选择无悔，不管来生多么美丽，我不愿失 去今生对你的记忆，我不求天长地久的美景，我只要生生世世的轮 回里有你。
45、自己的饭量自己知道。——苏联
难溶电解质电离平衡
化学
2、沉淀的溶解
（1）原理
设法不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平 衡向沉淀溶解的方向移动
（2）举例
① 难溶于水的盐溶于酸中 如：CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2溶于盐酸。
分别写出有关的离子方程式
化学
②难溶于水的电解质溶于某些盐溶液 如：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液
思考与交流
①温度： 3、影响因素
②溶液酸碱性： ③浓度： 越稀越水解， 越热越水解
化学
在饱和NaCl溶液中加入浓盐酸有 何现象？
化学
什么是饱和溶液？什 在饱和NaCl溶液中加入浓盐酸 么是不饱和溶液？
现象: NaCl饱和溶液中有固体析出 解释: 在NaCl的饱和溶液中，存在溶解平衡 NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)
溶液过饱和 ， 有沉淀生成
处于沉淀 溶解平衡
溶液不饱和，若加 入固体将溶解
化学
在100mL 0.01mol/LKCl 溶液中，加入 1mL
0.01mol/LAgNO3溶液，下列说法正确的是(AgCl 的 Ksp=1.8×10-10) （ A、有AgCl沉淀析出 C、无法确定
A ）
B、无AgCl沉淀 D、有沉淀但不是AgCl
从溶解度方面可判断沉淀能否生成
不可能使要除去的离子通过沉淀完全除去
化学
沉淀生成的方法:
a 、调pH c、同离子效应法 b 、加沉淀剂 d、氧化还原法
【说明】(1) 沉淀剂的选择：要求除去溶液中的某种离 子，又不能影响其他离子的存在，并且由沉淀剂引入溶 液的杂质离子还要便于除去。 (2)形成沉淀和沉淀完全的条件：由于难溶电解质溶解平 衡的存在，在合理选用沉淀剂的同时，有时还要考虑溶 液的pH和温度的调控。 (3)通过氧化还原反应等方式改变某离子的存在形式，促 使其转变为溶解度更小的难溶电解质以便分离出去
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盐类的水解一、盐类的水解1.实质,盐电离,弱酸的阴离子结合H+,弱碱的阳离子结合OH-,生成弱电解质,破坏了电离平衡,水的电离程度增大,c(H+)≠c(OH-),溶液呈现酸性或者碱性2.特点,程度微弱,属于可逆反应, ,就是的逆反应。
3.水解的规律,有弱才水解,越弱越水解,谁强显谁性,同强显中性。
4.水解方程式的书写一般盐类的水解程度小,如果产物易分解(如氨水,碳酸)也不写成分解产物的形式Eg:氯化铵的水解离子方程式:多元弱酸盐的水解分布进行,以第一步为主,一般只写第一步水解的离子方程式Eg:碳酸钠的水解离子方程式:多元弱碱盐的水解方程式一步写完Eg:氯化铁的水解离子方程式:若阴、阳离子水解相互促进,由于水解程度较大,书写要用等号,气体,沉淀符号Eg:碳酸氢钠与氯化铝混合溶液:常见能发生水解相互促进的离子组合有:铝离子与碳酸根,碳酸氢很,硫离子,硫氢根,偏铝酸根,以及铁离子与碳酸根,碳酸氢根二、影响水解的主要因素1.内因,酸或者碱越弱,其对应的弱酸根离子与弱碱阳离子2.外因,改变温度,浓度,外加酸碱水解平衡的移动水解程度水解产生离子的浓度三、盐类水解反应的运用1,除油污,用热纯碱溶液清洗的原因？2,配制盐溶液,配制氯化铁溶液时,为抑制铁离子水解,因加入3,作净水剂,铝盐净水原理用4,制备物质,用氯化钛制备氧化钛的反应可表示为制备硫化铝不能在溶液中进行的原因问题:配制硫酸亚铁时,为何要加入硫酸,并加入少量铁屑？四、 1、离子浓度的定量关系电荷守恒式物料守恒式2.溶液中离子浓度的大小关系多元弱酸溶液多元弱酸的正盐溶液不同溶液中同一离子浓度的大小关系比较混合溶液中各离子浓度的大小比较练习:一、选择题1.下列说法不．正确的就是( )A.明矾能水解生成Al(OH)3胶体,可用作净水剂B.水解反应 NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H ＋达到平衡后,升高温度平衡逆向移动C.制备AlCl3、FeCl3、CuCl2均不能采用将溶液直接蒸干的方法D.盐类水解反应的逆反应就是中与反应2.一定条件下,CH3COONa溶液存在水解平衡:CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－下列说法正确的就是( )A.加入少量NaOH固体,c(CH3COO－)增大B.加入少量FeCl3固体,c(CH3COO－)增大C.稀释溶液,溶液的pH增大D.加入适量醋酸得到的酸性混合溶液:c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－)3.下列运用与碳酸钠或碳酸氢钠能发生水解的事实无关的就是( )A.实验室盛放碳酸钠溶液的试剂瓶必须用橡胶塞而不能用玻璃塞B.泡沫灭火器用碳酸氢钠溶液与硫酸铝溶液,使用时只需将其混合就可产生大量二氧化碳的泡沫C.厨房中常用碳酸钠溶液洗涤餐具上的油污D.可用碳酸钠与醋酸制取少量二氧化碳4.下列溶液中离子浓度关系的表示正确的就是( )A.NaHCO3溶液中:c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CO2－3)＋c(HCO－3)B.pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后的溶液中:c(OH－)>c(H＋)＋c(CH3COO－)C.0、1 mol·L－1的NH4Cl溶液中:c(Cl－)>c(H＋)>c(NH＋4)>c(OH－)D.物质的量浓度相等的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后的溶液中:2c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)5.相同温度、相同浓度下的六种溶液,其pH由小到大的顺序如图所示,图中①②③代表的物质可能分别为( )A.NH4Cl (NH4)2SO4CH3COONaB.(NH4)2SO4NH4Cl CH3COONaC.(NH4)2SO4NH4Cl NaOHD.CH3COOH NH4Cl (NH4)2SO46.(2013·三门峡模拟)有一种酸式盐NaHB,它的水溶液呈弱碱性。
则以下说法:①相同物质的量浓度的NaOH溶液与H2B溶液,前者的电离程度大于后者的电离程度;②H2B不就是强酸;③HB－的电离程度大于HB－的水解程度;④该盐溶液的电离方程式一般写成:NaHB Na＋＋HB－,HB－H＋＋B2－其中错误选项的组合就是( )A.①②B.③④C.②③D.①④7.现有0、4 mol·L－1HA溶液与0、2 mol·L－1NaOH溶液等体积混合组成的混合溶液。
下列有关推断正确的就是( )A.若该溶液中HA的电离能力大于A－的水解能力,则有c(Na＋)>c(A－)>c(HA)>c(H＋)>c(OH－)B.若该溶液中A－的水解能力大于HA的电离能力,则有c(A－)>c(HA)>c(Na＋)>c(OH－)>c(H＋)C.无论该溶液呈酸性还就是碱性,都有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)D.无论该溶液呈酸性还就是碱性,都有c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)8.常温下,用0、100 0 mol·L－1NaOH溶液滴定20、00 mL 0、100 0 mol·L－1CH3COOH溶液,滴定曲线如图。
下列说法正确的就是( )A.点①所示溶液中:c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋)B.点②所示溶液中:c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)C.点③所示溶液中:c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋)D.滴定过程中可能出现:c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(OH－)9.(2011·全国高考卷)室温时,将浓度与体积分别为c1、V1的NaOH溶液与c2、V2的CH3COOH 溶液相混合,下列关于该混合溶液的叙述错误的就是( )A.若pH＞7,则一定就是c1V1＝c2V2B.在任何情况下都就是c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)C.当pH＝7时,若V1＝V2,则一定就是c2>c1D.若V 1＝V 2,c 2＝c 1,则c (CH 3COO －)＋c (CH 3COOH)＝c (Na ＋)10.已知在常温下测得浓度均为0、1 mol ·L －1的下列三种溶液的pH:溶质 NaHCO 3 Na 2CO 3 NaCNpH 9、7 11、6 11、1下列说法中正确的就是( )A.阳离子的物质的量浓度之与:Na 2CO 3>NaCN>NaHCO 3B.相同条件下的酸性:H 2CO 3>HCNC.三种溶液中均存在电离平衡与水解平衡D.升高Na 2CO 3溶液的温度,c HCO －3c CO 2－3减小 二、非选择题11.(10分)现有浓度均为0、1 mol/L 的五种电解质溶液:A.Na 2CO 3、B 、NaHCO 3、C 、NaAlO 2、D 、CH 3COONa 、E 、NaOH 。
(1)这五种溶液中水的电离程度最大的就是________(填编号)。
(2)将五种溶液稀释相同的倍数时,其pH 变化最大的就是________(填编号)。
(3)将上述A 、B 、C 、D 四种溶液两两混合时,有一对溶液相互间能够发生反应,写出该反应的离子方程式:___________________________________________________________________________________________________________________________。
(4)将CO 2通入A 溶液中恰好呈中性,溶液中2c (CO 2－3)＋c (HCO －3)＝________mol/L (设反应前后溶液体积不变)。
12.(14分)(2013·山东省实验中学一诊)根据下列化合物:①NaCl 、②NaOH 、③HCl 、④NH 4Cl 、⑤CH 3COONa 、⑥CH 3COOH 、⑦NH 3·H 2O 、⑧H 2O,回答下列问题。
(1)NH 4Cl 溶液显________性,用离子方程式表示原因________________________________________________________________________,其溶液中离子浓度大小顺序为____________。
(2)常温下,pH ＝11的CH 3COONa 溶液中,水电离出来的c (OH －)＝________,在pH ＝3的CH 3COOH 溶液中,水电离出来的c (H ＋)＝________。
(3)已知纯水中存在如下平衡:H 2O ＋H 2O H 3O ＋＋OH － ΔH ＞0,现欲使平衡向右移动,且所得溶液显酸性,可选择的方法就是________(填字母序号)。
A.向水中加入NaHSO 4固体B.向水中加Na 2CO 3固体C.加热至100℃[其中c (H ＋)＝1×10－6 mol ·L －1]D.向水中加入(NH 4)2SO 4固体(4)若将等pH 、等体积的②NaOH 与⑦NH 3·H 2O 分别加水稀释m 倍、n 倍,稀释后两种溶液的pH 仍相等,则m ________(填“＜”、“＞”或“＝”)n 。
(5)除⑧H 2O 外,若其余7种溶液的物质的量浓度相同,则这7种溶液按pH 由大到小的顺序为:________。
难溶电解质的溶解平衡一、沉淀溶解平衡与溶度积1、 沉淀溶解平衡一定温度下,难溶电解质AmBn(s)难溶于水,但在水溶液中仍有部分 与－离开固体表面溶解进入溶液,同时进入溶液中的A n+与B m －又会在固体表面沉淀下来,当这两个过程速率相等时 与 的沉淀与 固体的溶解达到平衡状态,称之为达到沉淀溶解平衡状态、AmBn 固体在水中的沉淀溶解平衡可表示为:难溶电解质在水中建立起来的沉淀溶解平衡与化学平衡、电离平衡等一样,符合平衡的基本特征,满足平衡的变化基本规律、特征:(1)逆: ;(2)等: 与 速率相等;(3)动:平衡;(4)定: 一定(不变);(5)变:改变、等条件,沉淀溶解平衡会发生移动直到建立一个新的沉淀溶解平衡。
2、溶度积常数Ksp(或溶度积)难溶固体在溶液中达到沉淀溶解平衡状态时,离子浓度保持不变(或一定)。
各离子浓度幂的乘积就是一个常数,这个常数称之为溶度积常数简称为,用符号表示。
即:AmBn(s)mA n+(aq)＋nB m－(aq) Ksp =例如:常温下沉淀溶解平衡:AgCl(s)Ag+(aq)＋Cl－(aq),Ksp(AgCl)=常温下沉淀溶解平衡:Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)＋CrO42-(aq),Ksp(Ag2CrO4)=3、溶度积K SP的性质(1)溶度积K SP的大小与平衡常数一样,它与难溶电解质的性质与有关,与浓度无关,离子浓度的改变可使溶解平衡发生移动,而不能改变的大小。