电离与水解平衡
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-。
有关电离与水解概念间的一些问题
有关电离与水解概念间的一些问题由于化学反应的复杂性,在一个化学反应体系中常常会有多个化学平衡同时存在。
因而在分析这类化学问题时,一定要顾及到所有的平衡,并确认出哪些平衡处于矛盾的主要方面。
遗漏或忽略了某个实际上在起主导作用的平衡、纠缠于一个侧面,肯定会使我们的判断产生严重的错误[1]。
还有一个需要注意的问题是,只罗列出所有的平衡还不能解决具体的化学问题,还必须明确一些平衡的本质及他们的相互关系。
不然也会造成一些“可笑”的错误。
下面讨论几个这样的实例,以引起大家重视。
一、电离和水解平衡的关系电离和水解是化学教学中很常见的两类平衡,也是相互关系十分密切的平衡。
按电离理论,电离和水解是形式间有很大区别的两类反应：电离是弱酸或弱碱这类物质在极性分子—水分子作用下,解离为水合离子的一个十分简单的过程。
如HAc的电离。
而水解则是盐中的弱酸根（或阳离子）与水反应,给出OH-离子（或H+离子）的过程。
如对NaAc有、或。
不难看出,它们涉及的物质类别不同,反应形式也有很大区别,似乎是截然不同的两类反应。
为比较这两个反应,还是用电离理论来分析一下才好。
用HAc的电离与Ac-的水解为代表,来剖析一个电离过程与其相关离子的水解过程（平衡）间的关系。
HAc的电离过程为（称为过程1）,即使写为,也只是表示H+是以水合离子的形式存在而已。
Ac-的水解过程、则是由反应（请注意这就是HAc的电离、即过程1、的逆过程）、与水的电离反应,两者相加、并消去H+的结果。
这样看来,讨论所谓Ac-的水解、除包含了水溶液中总是存在的水的电离之外,实际就是承认HAc的电离平衡在逆向进行。
HAc的电离与Ac-水解讨论的都是同一个平衡、HAc的电离平衡,只不过两者的观察方向不同罢了。
由于化学平衡的特殊性,在讨论化学平衡的移动时,有两个特点应引起我们足够的重视：一是平衡移动的结果与平衡的写法无关。
即与写的是正反应、还是逆反应无关；另一点则是如果用勒夏特里原理已判断出了平衡移动的方向及结果,就不得把这一结果作为平衡移动的条件再去循环使用。
电离平衡、水解平衡和沉淀的溶解平衡
<1,故pH<7；若x=10y且a+b=14，则
水电离平衡的影响因素和溶液的pH计算 （1）向水中加入H+（酸）、OH-（碱）会抑制
水的电离，而且H+、OH-的浓度越大，对水的电离的
抑制作用越强；向水中加入能消耗H+或OH-的物质 （如：能水解的盐），会促进水的电离，而且生成 盐的弱酸、弱碱越弱，对水的电离的促进作用越强； 由于电离吸热，所以，升温能促进水的电离。但只 要温度不变，水溶液（稀溶液）中的c(H+)· c(OH-)就 不变，温度升高会使c(H+)· c(OH-)增大。
胶体可以吸附不溶性杂质
（2）用盐作杀菌剂： Na2FeO4、氯气和绿矾混合 等 +6的铁具有强氧化性，其还原产物水解生成Fe(OH)3 胶体具有吸附性。
+2Fe2+ Cl2 + H2O
Cl2
2Fe3+ + 2ClH+ + Cl- + HClO
（3）用盐作洗涤剂：Na2CO3、C17H35COONa 等 CO32 - + H2O C17H35COO - + H2O （4）肥料的混用 HCO3 - + OHC17H35COOH + OHNH3↑
碱性强
PH值大
①、不同弱酸对应的盐 碱 性 NaClO 对应的酸 HClO
> <
NaHCO3 H2CO3
②、不同弱碱对应的盐 酸 性
对应的碱
< MgCl2 < NH3 · 2O > Mg(OH)2 > H
NH4Cl
AlCl3 Al(OH)3
③、同一弱酸对应的盐
碱 性 Na2CO3 HCO3 -
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
24
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+)
23
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
31
（2005年江苏卷）12．常温下将稀NaOH溶液与稀
水解平衡、电离平衡、水的电离综合
电离平衡与水解平衡综合一、电离平衡ionization equilibrium 1.一元弱酸电离常数的表达式为：HClO+H +-ClO ；][][][K HClO ClO H a -+⋅=；多元弱酸的电离是分步进行的，且在同温下，K a 1>>K a 2；电离度α1>>α2 SH 2+H +-HS，][][][K 21S H HS H a -+⋅=；电离度α1；-HS+H +-2S ，][][][K 22--+⋅=HS S H a ； 电离度α2； 2.一元弱碱碱O H NH 23⋅(弱碱)+4NH +-OH ；][][][234O H NH OH NH K b ⋅⋅=-+； 多元弱碱的电离一步到位：3)(OH Al +3Al +3-OH ，33][][K -+⋅=OH Al b ；3.O H 2的电离平衡常数：OH 2-OH ++H ，][][·][2O H OH H K -+=电离； 水的离子积ion-product constant for water 表达式：K w =[-OH ]·[+H ]=1.0×1410-(25℃)；【水的电离平衡常数和水的离子积单位不同，不是一回事】二、水解平衡hydrolysis equilibrium1.一元弱酸酸根水解平衡常数：-ClO +OH 2HClO +-OH ，][][][K --⋅=ClO OH HClO 'b； 多元弱酸酸根水解分步进行，且在同温下，K b 1>>K b 2；水解度α1>>α2； -2S +OH 2-HS +-OH ，][][][K 21---⋅=S OH HS 'b ；水解度α1；-HS +OH 2S H 2+-OH ，][][][K 22--⋅=HS OH S H 'b ；水解度α2； 2.一元弱碱的金属阳离子水解平衡常数： +4NH +OH 2O H NH 23⋅++H ，][][]O [K 423++⋅⋅=NH H H NH 'a； 多元弱碱的金属阳离子水解一步到位：+3Al +3OH 23)(OH Al +3+H ，][][K 33++=Al H 'a；三、两者关系 【观察规律】 ①HClO+H +-ClO ；][]][[K HClO ClO H a -+=；②-ClO +O H 2HClO +-OH ，][][][K --⋅=ClO OH HClO 'b； ③OH 2-OH ++H ，K w =[-OH ]·[+H ]=1.0×1410-(25℃)；根据盖斯定律得：③=①+②⇒K w =K a ·K b `；【推论】 SH 2+H +-HS ， ][][][K 21S H HS H a -+⋅=；-HS +OH 2S H 2+-OH ，][][][K 22--⋅=HS OH S H 'b ； -HS+H +-2S ， ][][][K 22--+⋅=HS S H a ； -2S +OH 2-HS +-OH ，][][][K 21---⋅=S OH HS 'b ；【总结】HA →K a ，A —→K b `⇒K w =K a ·K b `；两者相差一个H 原子；四、题型与解题方法已知以下弱酸的电离平衡常数(25℃)HClO32CO H422O C HS H 2HCNK a =3.0×810- K a 1=4.3×710-K a 2=5.6×1110-K a 1=5.4×210-K a 2=5.4×510-K a 1=1.3×710-K a 2=7.1×1510-K a =5×1010-'21K K K b a w ⋅='12K K K b a w ⋅=解题方法1.比较它们酸性、碱性强弱K a ：422O C H >-42O HC >32CO H >S H 2>HClO >HCN >-3HCO >-HS ； K b `：-42O HC <-242O C <-3HCO <-HS <-ClO <-CN <-23CO <-2S ；2.根据上述大小关系可知相同浓度的溶液比较pH 的大小①酸溶液的pH ：422O C H <-42O HC <32CO H <S H 2<HClO <HCN <-3HCO <-HS ； ②盐溶液的pH ：-42O HC <-242O C <-3HCO <-HS <-ClO <-CN <-23CO <-2S ；3.判断方程式是否正确：【strong →weak 】①NaHS 溶液与42O NaHC 溶液反应的离子方程式为：_____________________________； 【解析】K a ：-42O HC >S H 2>-HS ，因此-42O HC 作为acid 参与反应给出+H 生成-242O C [K b `]； K b `：-42O HC <-242O C <-HS ，因此-HS 作为base 参与反应得到+H 生成S H 2[K a ]； 综上：-42O HC +-HS =S H 2 +-242O C ；strong acid weak acid②向NaCN 溶液中通入少量2CO ，所发生反应的化学方程式_________________________； 【解析】K a ：32CO H >HCN >-3HCO ，因此32CO H (2CO +O H 2)可以制HCN ； K b `：-3HCO <-CN <-23CO ，因此-CN 可以制-3HCO 但不能生成-23CO ； 综上：2CO +O H 2 +-CN =HCN + -3HCO ；strong acid weak acid③向32CO Na 溶液中加入等浓度、等体积422O C H 溶液，反应的离子方程式为：-23CO +422O C H =-3HCO +-42O HC ；【错误】【解析】K a ：422O C H >-42O HC >32CO H >-3HCO ，因此-42O HC 可以制32CO H [K a ]；K b `：-42O HC <-242O C <-3HCO <-23CO ，因此-3HCO 可以制-242O C [K b `]； 综上：-42O HC +-3HCO =32CO H +-242O C strong acid weak acid4.判断酸式盐溶液的酸碱性 ①3NaHCO 溶液pH>7； 【解析】-3HCO 的 K a =5.6×1110-； -3HCO 的K b `=3.41×710-；∵ K b `>K a ，水解产生的-OH 多于+H ； ∴溶液显碱性，即pH>7；②42O NaHC 溶液pH<7； 【解析】-42O HC 的 K a =5.4×510-； -42O HC 的K b `=4.51×1210-；∵ K a >K b `，电离产生的+H 多于-OH ；∴溶液显酸性，即pH<7；【summary 】判断酸式盐溶液的酸碱性的规律：电离大，显酸性；水解大，显碱性；5.判断酸式盐溶液中对水电离是促进还是抑制 ①3NaHCO 溶液pH>7⇒水的电离被促进； 【解析】假设3NaHCO 溶液pH=11， OH 2-OH ++H ，K w =[-OH ]·[+H ]=1.0×1410-(25℃)；水电离出的[+H ]水=[-OH ]水； [+H ]=1110-=[+H ]水； [-OH ]=310-=[-OH ]水；[+H ]水≠[-OH ]水的原因OH HCO 23+--+OH CO H 32，所以水的电离被促进，取大值；②42O NaHC 溶液pH<7⇒水的电离被抑制了； 【解析】假设42O NaHC 溶液pH=5， OH 2-OH ++H ，K w =[-OH ]·[+H ]=1.0×1410-(25℃)；水电离出的[+H ]水=[-OH ]水；[+H ]=510-=[+H ]acid +[+H ]水； [-OH ]=910-=[-OH ]水；由于-42O HC -242O C ++H ，所以水的电离被抑制了，取小值； 【summary 】酸式盐溶液中水电离促进与抑制判断电离大，显酸性⇒只考虑酸的作用⇒酸碱抑制取小值； 水解大，显碱性⇒只考虑盐类的水解⇒水解促进取大值；6.离子浓度大小比较【“1000α”并非是一个十分准确的方法，优点在于直观化，些许瑕疵不影响最终结果】 ①单一溶质【例1】32CO Na 溶液：K b 1>>K b 2⇒α1>>α2⇒令α1=10%，α2=1%；OH CO 223+---+OH HCO 3 α1=10%；【先讨论主要】i: 1000 0 0f: 900 100 100OH HCO 23+--+OH CO H 32 α2=1%； 【后讨论次要】i: 100 0 0f: 99 1 1 【-3HCO 变为99即是微调的结果】 综上：[+Na ]>[-23CO ]>[-OH ]>[-3HCO ]>[+H ]2000 900 101 99 ?根据电荷守恒：[+Na ]+[+H ]=2[-23CO ]+[-3HCO ]+[-OH ]【例2】3NaHCO 溶液：K b `>>K a ⇒α1>>α2⇒令α1=10%，α2=1%；OH HCO 23+--+OH CO H 32 α1=10%； 【先讨论主要】i: 1000 0 0f: 900 100 100 【微调减1，32CO H 变为99】-3HCO -23CO ++H α2=1%； 【后讨论次要】 i: 900 0 0f: 891 9 9 【微调减1，-23CO 变为8】综上：[+Na ]>[-3HCO ]>[-OH ]>[+H ]>[-23CO ]1000 891 100 9 8根据电荷守恒：[+Na ]+[+H ]=2[-23CO ]+[-3HCO ]+[-OH ]1009⇐1000 +9 = 2×8 + 891 +100⇒1007【误差极小，可忽略】【例3】42O NaHC 溶液中各离子浓度大小关系______________________________；②两种溶质【例1】[32CO Na ]:[3NaHCO ]=1:1，-23CO 的K b `远大于-3HCO ； OH CO 223+---+OH HCO 3 α1=10%；【先讨论主要】i: 1000 0 0f: 900 100 100OH HCO 23+--+OH CO H 32 α2=1%； 【后讨论次要，注意合并算】i: 1100 0 0f: 1089 11 11综上：[+Na ]>[-3HCO ]>[-23CO ]>[-OH ]>[+H ]3000 1089 900 111 ?根据电荷守恒：[+Na ]+[+H ]=2[-23CO ]+[-3HCO ]+[-OH ]3000 +？ =2×900 +1089 +111⇒?=0【例2】等浓度的NaClO 、3NaHCO 混合溶液中，各种离子浓度由大到小的顺序： _____________________________________；【例3】等浓度的NaCN 、HCN 混合溶液，各种离子浓度从大到小的顺序： _____________________________________；③离子总浓度大小【例】0.1mol/L NaClO 溶液比0.1mol/L NaCN 溶液所含离子浓度小；【错误】 【解析】“三大守恒”⇒电荷守恒【假设[-OH ]·[+H ]=1000】 ∵ -CN 的K b `远大于-ClO ，水解产生的-OH 越多而+H 越小； -CN +OH 2HCN +-OH α1=10%；i:1000 0 0f:900 100 100⇒[+H ]=10小 [+Na ]+[+H ]=[-CN ]+[-OH ] 1000 +10 【右边不用考虑】-ClO +O H 2HClO +-OH α2=1%；i:1000f:990 10 10⇒[+H ]=100大 [+Na ]+[+H ]=[-ClO ]+[-OH ]1000 +100 【右边不用考虑】 ∴NaCN 溶液中所含离子浓度更小.【总结】等浓度的一元弱酸强碱盐，K b `越大则溶液中各离子浓度和越小.【练习1】常温下，用0.10mol/L NaOH 溶液滴定20mL 0.10mol/L HA 溶液，混合溶液的pH 与)()(lg HA c A c -的变化关系如图所示，下列叙述错误的是( )A.K a (HA)的数量级为410-；B.b 点时消耗NaOH 溶液的体积小于20mL ；C.b 点溶液中：c (Na +)=c (A -)>710-mol/L ；D.混合溶液的导电能力：a >b ；【解析】A.取特殊点：K a (HA)=451011010)()()(--+-=⋅=⋅HA c H c A c ；B.假设：HA 为强碱，则需要消耗NaOH 的体积为20mL ；修正：NaA 中A -水解显碱性，若要溶液为中性，则需要的NaOH 要少于20mL ； C.电荷守恒：[Na +]+[H +]=[A -]+[OH -]，中性溶液[H +]=[OH -]，所以[Na +]=[A -]；∵[Na +]=V2011.020V V 1.0+=+；且10<V<20；NaA:HA=1:1时，溶液显酸性； ∴0.03<[Na +]<0.05；D.假设a 点对应NaOH 为10mL ，b 点对应NaOH 为20mL ；a 点：NaA:HA=1:1，[A -]+[OH -]=[Na +]+[H +]=8.58.51031.010*******.0--+=++⋅； b 点：只有NaA ，[A -]+[OH -]=[Na +]+[H +]=771021.010*******.0--+=++⋅； 显然，b 点离子浓度大于a 点离子浓度，所以导电性更好. 【练习2】常温下，K a (HCOOH)=41077.1-⨯，K a (CH 3COOH)=51075.1-⨯，K b (NH 3·H 2O)=51075.1-⨯， 下列说法中正确的是( )A.相同体积pH 均为3的HCOOH 和CH 3COOH 溶液，中和NaOH 的能力相同；B.0.2mol/L HCOOH 与0.1mol/L NaOH 等体积混合后：c (HCOO -)+c (OH -)<c (HCOOH)+c (H +)；C.等浓度的HCOONa 和NH 4Cl 溶液中阳离子的物质的量浓度之和：前者大于后者；D.将CH 3COONa 溶液从20℃升温至30℃，溶液中)()()(3--⋅OH c COOH CH c COO CH c 增大.。
电离平衡常数与水解平衡常数的关系
电离平衡常数与水解平衡常数的关系作者：高福嘉来源：《中学化学》2015年第01期如何更好地理解电离平衡常数与水解平衡常数的关系呢？笔者用等效平衡的方法来理解。
HA表示弱酸，MOH表示强碱，MA则表示它们生成的强碱弱酸盐，那么MA的水解的离子方程式为：A-+H2OHA+OH-（平衡体系中存在大量的MA，微量的HA、MOH）K水解=c（HA）c（OH-）c（A-）①其实上述平衡可等效于在稀HA中加入MA使得电离平衡HAH++A-逆向移动，再加与HA等量的MOH使电离平衡正向移动的结果。
此时Ka=c（A-）c（H+）c（HA）（Ka为弱酸电离平衡常数）则c（HA）=c（A-）c（H+）Ka ②将②代入①中得： K水解=c（OH-）c（H+）Ka又因为在水溶液中Kw=c（OH-）c（H+）则K水解=KwKa同理对于强酸弱碱盐我们可以得出相同的结论即：K水解=KwKb（Kb为弱碱电离平衡常数）由以上结论我们可以知道：1.K水解、K电离成反比，即弱电解质电离越弱，弱离子的水解程度越大（越弱越水解）。
本质上讲电离是弱电解质拆出H+或OH-的过程，而水解则是弱离子与水分子电离出的H+或OH-结合的过程，拆出H+或OH-的能力越弱，反之结合H+或OH-的能力就越强。
2.对于K水解=Kw/K电离，由于常温时Kw=1×10-14可知K水解很小，水解通常是很微弱的，其为中和反应的逆反应，进行的程度很小。
以醋酸为例，其常温下电离程度若为1%则其K电离=1×10-4则醋酸根离子水解的K水解=1×10-10。
若在等浓度的CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，电离应大于水解，溶液显酸性。
同样NH3·H2O的电离程度与CH3COOH差不多，因此相同浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合溶液中电离大于水解，溶液显碱性。
（收稿日期：2014-10-13）。
第三章电离水解平衡
左控右摇，眼主观色变 溶液颜色发生变化且半分钟内不变色 读数并记录
3.实验后
数据处理
第三节 盐类水解
第二节我们学习溶液酸碱性的计算，当然我们也 知道酸溶液呈现出酸性，碱溶液呈现出碱性， 思考 盐溶液呈现出什么性质？
方法：强酸弱碱盐显酸性 强碱弱酸盐显碱性 强酸强碱盐显中性 弱酸弱碱盐待定 下列各种溶液属于酸性溶液还是碱性溶液？ （1）氯化钠 （2）氯化铵 （3）氟化钠
因相互促进水解而不共存
泡沫灭火器 成分为 NaHCO3 与 Al2(SO4)3， 发生反应为 原理 Al3＋＋3HCO－ 3 ===Al(OH)3↓＋3CO2↑
净水剂净水 明矾可作净水剂，原理为 Al3＋＋ 原理 化肥 的使用 3H2O Al(OH) 3(胶体)＋3H＋ 铵态氮肥与草木灰不得混用， 原因是 2NH＋ 4 ＋CO2 3－===2NH3↑＋CO2↑＋H2O
升温
通HCl气体
pH 降低 降低 升高 升高 降低
加H2O
加Fe粉 加浓FeCl3溶液
应用
判断溶液的酸碱性
举例
FeCl3显酸性，原因是：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋ 水解
配制或贮存易水解盐 配制CuSO4溶液时少量H2SO4，抑制Cu2＋ 溶液
判断盐溶液蒸干产物 AlCl3溶液蒸干灼烧时的产物为Al2O3
有关溶液pH的计算 求溶液pH的步骤可总结为：
酸碱溶液混合的计算：
n H+总 V总
=
酸碱中和计算：
酸、碱混合溶液，要先弄明白反应之后的溶液是酸溶液、碱溶液， 还是中性溶液，然后才能求c(H＋)或c(OH－)。
酸碱中和滴定实验
小结：操作过程
1.实验前
滴定管：两查两洗
《电离水解平衡》课件
01
电离水解平衡的实 验研究
实验目的与原理
实验目的
通过实验探究电离平衡和水解平 衡的原理，加深对电离水解平衡 的理解。
实验原理
在电离平衡中，弱电解质分子电离成 离子的速率与离子重新结合成弱电解 质分子的速率相等，形成稳定的离子 和分子共存的平衡状态。
影响电离平衡的因素
温度
温度对电离平衡的影响较大，随着温度的升高，电离平衡常数增 大，弱电解质的电离程度也随之增大。
浓度
弱电解质浓度越大，电离程度越小；浓度越小，电离程度越大。
酸碱度
溶液的酸碱度对弱电解质的电离平衡有显著影响，弱酸或弱碱在酸 性或碱性溶液中电离程度增大。
电离平衡的应用
酸碱度调节
利用电离平衡原理调节溶液的酸碱度， 如通过加入酸或碱来调节土壤酸碱度。
药物制备
药物的制备过程中，常涉及弱电解质 的电离平衡，如利用弱电解质的电离
特性制备药物。
化工生产
在化工生产中，常利用电离平衡原理 进行物质的分离和提纯，如利用离子 交换法分离不同离子。
《电离水解平衡》 ppt课件
THE FIRST LESSON OF THE SCHOOL YEAR
目录CONTENTS
• 电离平衡 • 水解平衡 • 电离水解平衡的相互影响 • 电离水解平衡的实验研究
01
电离平衡
电离平衡的定义
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， 即正逆反应速率相等，各组分浓度保 持不变。
电离平衡与水解平衡的关系
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。
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒一、溶液中的三个平衡在中学阶段溶液中的三个平衡包括：电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡，这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能减弱这种改变的方向移动。
1. 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。
电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。
2. 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。
3. 沉淀溶解平衡的应用沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。
解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。
当Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。
4. 彻底的双水解常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。
需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。
如：当Al3+分别遇到AlO2－、CO32－、HCO3－、S2－时，[3AlO2－+ Al3+ + 6H2O === 4Al(OH)3↓]；当Fe3+分别遇到CO32－、HCO3－、AlO2－时；还有NH4+与Al3+；SiO3与Fe3+、Al3+等离子的混合。
另外，还有些盐溶液在加热时，水解受到促进，而水解产物之一为可挥发性酸时，酸的挥发又促进水解，故加热蒸干这些盐溶液得不到对应的溶质，而是对应的碱（或对应的金属氧化物）。
如：①金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、Al2O3、MgO而不是FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2固体；②金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2(SO4)3、Fe(SO4)3等。
电离水解平衡
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。
＋)。
例1.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。
酸式盐①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4）②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小(2)水解反应为吸热反应。
(3)盐类溶解于水，以电离为主，水解为辅。
(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
水解平衡的因素影响水解平衡进行程度最主要因素是盐本身的性质。
①组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度越大，碱性就越强，PH越大；②组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度越大，酸性越强，PH越小；外界条件对平衡移动也有影响，移动方向应符合勒夏特列原四、水解过程中的守恒问题（以NaHCO3水解为例，HCO3-既水解又电离）NaHCO3溶液中存在Na+，H+，OH-，HCO3-，CO32-，H2CO3①.电荷守恒——溶液中所有阳离子带的正电荷等于所有阴离子带的负电荷（即溶液呈电中性）c(Na+)+c(H+)===c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-)②.物料守恒（原子守恒）——溶液中某些离子能水解或电离，这些粒子中某些原子总数不变，某些原子数目之比不变n(Na):n(C)==1:1所以结合离子方程式用可逆符号，不标明↑↓，离子间可以大量共存种类：NH4+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、CH3COO-等弱酸根阴离子③.并非水解能够相互促进的盐都能发生双水解反应有的是发生复分解反应——Na2S+CuSO4===Na2SO4+CuS↓有的是发生氧化还原反应——2FeCl3+Na2S===2FeCl2+S↓+2NaCl或2FeCl3+3Na2S===2FeS↓+S↓+6NaClSO32Mg(HCO3)2蒸干后得到Mg(OH)2七、盐类水解的应用①.配制FeCl3溶液——将FeCl3先溶于盐酸，再加水稀释②.制备Fe(OH)3胶体——向沸水中滴加FeCl3溶液，加热至沸腾促进Fe3+水解Fe3++3H2O=加热=Fe(OH)3（胶体）+3H+③.泡沫灭火器——Al3++3HCO3-===Al(OH)3↓+3CO2↑④.纯碱作洗涤剂——加热促进其水解，碱性增加，去污能PO4-，21.强酸和弱碱生成的盐水解，溶液呈酸性。
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
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。
电离平衡,水解平衡
实例 研究对象 实质
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。例如：CH3COONa 溶液中：[Na+]+[H+]=[CH3COO-]+[OH-] Na2S 溶液中：[Na+]+[H+]=[HS-]+[OH-]+2[S2-] 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。 例如：0.1mol/LNaHCO3 溶液中：[Na+]=[HCO3-]+[CO32-]+[H2CO3]=0.1mol/L 0.1mol/LNa3PO4 溶液中： 1/3[Na+]=[PO33-]+[HPO42-]+[H2PO4-]+[H3PO4]=0.1mol/L
电离平衡
1、盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是 A.在 NaHCO3 溶液中加入与其等物质的量的 NaOH， 溶液中的阴离子只有 CO 3 和 OH B.NaHCO3 溶液中：c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-) C.10 mL0.10 mol· L-1CH3COOH 溶液加入等物质的量的 NaOH 后，溶液中离子的 浓度由大 到小的顺序是：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c（OH-）＞c(H+) D.中和体积与 pH 都相同的 HCl 溶液和 CH3COOH 溶液所消耗的 NaOH 物质的量 相同 2、向三份 0.1mol，L CH3COONa 溶液中分别加入少量 NH4NO3、Na2SO3、FeCl2 溶 液（忽略溶液体积变化） ，则 CH3COO-浓度的变化依次为 A.减小、增大、减小 B.增大、减小、减小 C.减小、增大、增大 D.增大、减小、增大 3、实验室现有 3 种酸碱指示剂，其 pH 变色范围如下 甲基橙：3.1～4.4 石蕊：5.0～8.0 酚酞：8.2～10.0 用 0.1000mol/LNaOH 溶液滴定未知浓度的 CH3COOH 溶液，反应恰好完全时，下 列叙述中正确的是 A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂 C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂 4、已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物质的量浓度均为 0.1mol/L 的 NaA 和 NaB 混合溶液中，下列排序正确的是 A.c(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+) 5、下列叙述正确的是 － A.将稀氨水逐滴加入稀硫酸中，当溶液 pH=7 时，c(SO42 )＞c(NH4+) B.两种醋酸溶液的物质的量浓度分别为 c1 和 c2,pH 分别为 a 和 a+1，则 c1=10c2 C.pH=11 的 NaOH 溶液与 pH=3 的醋酸溶液等体积混合，滴入石蕊溶液呈红色
电离平衡水解平衡教学设计
《水溶液中的离子平衡（一）》的教学设计【内容提要】本节课的设计主要利用习题反思和比照电离平衡和水解平衡的不同，再通过改变物质种类使学生体会酸式盐的特殊性,达到会判断平衡类型的目的。
引导学生讨论在确定平衡类型的基础上溶液中离子浓度的关系及平衡的移动问题，并通过做习题使学生体会平衡判断的重要性和在考题中的使用，最后反思归纳解决水溶液中离子平衡问题的一般思路。
在教学过程中采用“解决问题—反思原理—比照归纳—形成方法”。
突出了学生主动参与课堂、主动分析、自主学习的意识，培养学生学会通过习题查缺补漏完善知识体系，通过做题来巩固和反思所学知识的学习方法，提升解决问题的水平。
【关键词】电离平衡、水解平衡教学目标：知识与技能1、准确判断电离平衡和水解平衡过程与方法：利用原电池与电解池的判断比照区分两种池型，复习原电池和电解池的工作原理练习电极判断、电极反应式及总反应式的书写、最后实行计算练习。
情感态度价值观：通过练习培养学生通过做题来反思总结知识的良好学习习惯和使用知识解决问题的水平教学重难点：掌握解决水溶液中的离子平衡问题的一般思路教学模式：解决问题—反思原理—比照归纳—形成方法教学用具：多媒体教学设备教学过程：导入在第三章我们主要研究了水溶液中的离子平衡问题，在这个章中我们总共学习了几种类型的平衡呢？------电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡设疑：今天我们主要复习电离平衡与水解平衡，什么类物质溶于水存有电离平衡呢？又有那些物质溶于水存有水解平衡呢？学生：弱酸、弱碱、水存有电离平衡，可溶于水的且含弱离子的盐存有水解平衡请同学们判断：练习1. 以下物质加入水中是否存有电离平衡或水解平衡？（不考虑水的电离）①CH3COOH ②H2CO3 ③NH3·H2O ④H2SO4 ⑤Na2CO3 ⑥FeCl3 ⑦Na2SO4⑧NaOH ⑨BaCO3 ⑩CH3COONa电离平衡_____________水解平衡____________请写出①⑩②⑤相对应平衡的离子方程式①____________________________________⑩_____________________________________②_______________________________________________________⑤_______________________________________________________设疑：在所学的物质中有一类特殊的物质---酸式盐请同学们判断NaHSO4 NaHSO3 NaHCO3溶液中多存有什么平衡？以NaHCO3溶液为例来分析溶液中所存有的变化？在离子方程式的基础上我们就能够找溶液中离子浓度的关系了例题浓度为1mol·L-1 NaHCO3溶液中各离子浓度关系是否准确①c(Na＋) > c(HCO3－)> c(H＋) > c(OH－) >c(CO32－)②c(Na+) + c(H+) = c(OH－) + ｃ(CO32－) +ｃ(HCO3－)③c(Na+) + c(H+) = c(OH－) + 2c(CO32－) + c(HCO3－)④c(Na+) = c(CO32－) + c(HCO3－) + c(H2CO3)⑤c(OH－) = c(H+) + c(H2CO3) —c(CO32－)变式1.浓度为1mol·L-1 H2CO3溶液中各离子浓度关系是否准确①c(H＋) >c(CO32－)> c(HCO3－) ②c(H+) = c(OH－) + ｃ(CO32－) +ｃ(HCO3－)③1mol.L-1 = c(CO32－) + c(HCO3－) + c(H2CO3)④c(H+) = c(OH－) + 2c(CO32－) + c(HCO3－- )变式2.浓度为1mol·L-1 Na2CO3溶液中各离子浓度关系是否准确①c(Na＋) >c(CO32－)> c(HCO3－) > c(OH－) > c(H＋)②c(Na+)+c(H+) = c(OH－) + ｃ(CO32－) +ｃ(HCO3－)③c(Na+) + c(H+) = c(OH－) + 2ｃ(CO32－) +ｃ(HCO3－)④c(Na+) = 2c(CO32－) + 2c(HCO3－) + 2c(H2CO3)⑤c(OH－) =(H+) + c(HCO3－) + 2c(H2CO3)例：.判断浓度均为1mol·L-1 NH4Cl 、CH3COONH4和NH4HSO4三种溶液中，NH4+浓度的大小顺序是____________________________________________回顾影响两种平衡的因素最后总结电离平衡与水解平衡的比较研究对象弱电解质（弱酸、弱强、水）盐（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐）实质弱酸H＋ +弱酸根离子弱碱OH－+弱碱根离子盐电离出的：弱酸根+H2O弱酸(根)+OH－弱碱根离子+H2O弱碱+H+表达方式电离方程式H2CO3HCO3― +H+HCO3―CO32― +H+水解方程式CO32― +H2O HCO3― +OH―HCO3― +H2O H2CO3 +OH―影响因素温度升温,促动电离,离子浓度增大(易挥发的溶质除外)升温，促动水解浓度加水稀释促动电离,但离子浓度不增大促动水解加入同种离子抑制电离抑制水解加入反应离子促动电离促动水解进一步变式练习加深学生的理解与应用（下面的题均由学生讨论完成）5.某二元酸(化学式用H2B表示)在水中的电离方程式是H2B=H＋＋HB－；HB－H＋＋B2－回答以下问题：（1）H2B是弱酸吗？_____（2）NaHB 溶液中HB－水解吗？（3）Na2B溶液显______(填“酸性”，“中性”，或“碱性”)理由是_______________________________ (用离子方程式表示)4）Na2B溶液中各离子浓度的大小顺序是_________________(5)在0.1 mol/L 的Na2B溶液中，以下粒子浓度关系式准确的是() A．c(B2－)＋c(HB－)＋c(H2B)＝0.1 mol/LB．c(Na＋)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(HB－) C．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HB－)＋2c(B2－)D．c(Na＋)＝2c(B2－)＋2c(HB－) 将上题中的H2B=H＋＋HB－；改为H2B H＋＋HB－答案如何？再将上题中H2B=H＋＋HB－；HB－= H＋＋B2－回答以下问题：体会考题热点1.判断正误：(准确的打“√”号，错误的打“×”号)(1)(2011·江苏高考) 水解反应NH 4+ ＋H 2O NH 3·H 2O ＋H ＋达到平衡后，升高温度平衡逆向移动 ( )(2)(2012·天津高考)在CH 3COONa 溶液中加入适量的 CH 3COOH 固体可使C(Na +)=C(CH 3COO -) ( )(3)(2012·海南高考)将FeCl 3溶液直接蒸干可制得无水的氯化铁 ( ) 2．(2010高考广东卷)HA 为酸性略强于醋酸的一元弱酸。
电离平衡常数与水解平衡常关系
电离平衡常数和水解平衡常数是化学反应中的重要概念，它们可以帮
助我们理解反应的方向和速度。
电离平衡常数是指在溶液中，电离反应的反应物和产物的浓度之比。
它可以用来衡量溶液中某种离子的电离程度，从而反映溶液的酸碱度。
电离平衡常数的大小可以用pH值来表示，pH值越小，表明溶液的酸
性越强；反之，pH值越大，表明溶液的碱性越强。
水解平衡常数是指在溶液中，水分子分解成H+和OH-的反应物和产物
的浓度之比。
它可以用来衡量溶液中水分子的分解程度，从而反映溶
液的酸碱度。
水解平衡常数的大小可以用pKw值来表示，pKw值越小，表明溶液的酸性越强；反之，pKw值越大，表明溶液的碱性越强。
电离平衡常数和水解平衡常数之间存在一定的关系，即pH值和pKw
值之间的关系。
它们之间的关系可以用下式表示：pH + pKw = 14。
这
个公式表明，当溶液的pH值和pKw值相等时，溶液的酸碱度为中性。
电离平衡水解平衡溶解平衡
升高温度，电离平衡向正反应方向移动，电离度增大。
②浓度
加水稀释，电离平衡向正反应方向移动，电离度增大。即浓度越大，电离度越小，浓度越小，电离度越大。
五、水的电离平衡
:1：水是一种极弱的电解质，它能发生微弱的电离。
H2O＋H2O H3O＋＋OH－ΔH>0
或2H2O H3O＋＋OH－ΔH>0，
通常简写为H2O H＋＋OH－ΔH>0。
二、弱电解质的电离过程是可逆的
1．电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
2．弱电解质电离方程式的书写
弱电解质电离是可逆的，用“ ”表示。
如：CH3COOH H＋＋CH3COO－，NH3·H2O NH ＋OH－。
非电解质：在水溶液中或熔融状态下不能产生自由移动的离子的化合物。
电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质，也不是非电解质。
Na、Cl2、NH3、SO2、NO2溶于水后，其溶液都能导电。它们不是(填“是”或“不是”)电解质，在其水溶液中的电解质分别是(水除外)NaOH、HCl和HClO、NH3·H2O、H2SO3、HNO3。
2：水解规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。
多元弱酸盐分步水解，如CO32-+H2O HCO3-+OH-，HCO3-+H2O H2CO3+OH-。
通常弱酸根或弱碱的阳离子的水解程度都很小，如0.1mol/LNaAc溶液中Ac-离子的水解百分率不足1%。
同一溶液中有多种离子水解时，若水解显同性，则相互抑制，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度小，如0.1mol/LNa2CO3和0.1mol/LNaAc混合溶液中CO32-、Ac-的水解程度都要比0.1mol/L Na2CO3溶液，0.1mol/LNaAc溶液中CO32-、Ac-的水解程度小；若水解显不同性，则相互促进，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度大，如0.1mol/L NH4Cl和0.1mol/LNaAc混合溶液中NH4+、Ac-的水解程度都要比0.1mol/L NH4Cl溶液，0.1mol/LNaAc溶液中NH4+、Ac-的水解程度大。
电离水解平衡
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；同离子效应一一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，但是溶液中的以也）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：① HA+HC2-（少量）=A-+H2C- ② H2B（少量）+2A-=B2-+2HA③ H2B（少量）+H2C-=HB-+H3c回答下列问题：（1）相同条件下，HA、HB、HC三种酸中酸性最强的是。
2 3（2）A-、B2-、C3-、HB-、Hf-、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.H C+OH-（过量）3B.HA（过量）+C3-某些盐溶液的配制、保存在配制FeCl3、FeCl2、AlC'、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Na2s叫、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH-，NHF水解产生HF，OH-、HF均能腐蚀玻璃.4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-、SiO：-、ClO-、C6H5O-等不共存②Fe3+与CO 2-、HCO-、AlO-、ClO-等不共存-来源网络，仅供个人学习参考③NH4+与ClO-、Si。
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第三章电离与水解平衡（时间：90分钟满分：100分）第Ⅰ卷（选择题，共45分）一、选择题（本题包括15个小题，每题3分,共45分。
每小题只有一个选项符合题意）下列1～4小题中，均隐含着两个数值，试比较两个数值的大小，用“（A）大于、（B）小于、（C）等于、（D）无法确定”作答。
1.常温下，pH相等的醋酸和盐酸溶液中的c（CH3COO-）和c（Cl-）答案：C 解析：醋酸中c（OH-）+c（CH3COO-）=c（H+）,盐酸中c（OH-）+c（Cl-）=c（H+）,两溶液中c（H+）相等，那么常温下，c（OH-）也相等，所以酸根浓度相等。
2.在20℃和80℃时纯水的pH答案：A 解析：水在任何温度下都显中性，但随温度升高，K W值增大，pH减小。
3.常温下，0.1mol·L-1和0.05mol·L-1的CH3COOH溶液的K a值答案：C 解析：酸的电离常数与酸的本性和温度有关，与酸的浓度无关，所以选C。
4.20℃时0.1mol·L-1CH3COONa溶液和NaHCO3溶液的pH答案：B 解析：H2CO3比CH3COOH酸性弱，同温同浓度的HCO-3比CH3COO-更易水解，碱性更强，故选B。
5.下列说法中正确的是A.室温下，任何物质的水溶液中都有H+和OH-，且K W=［H+］·［OH-］=1.0×10-14mol2·L-2B.HCl溶液中无OH-，NaOH溶液中无H+C.某溶液的pH=7，一定呈中性D.NaCl溶液中既无H+也无OH-答案：A 解析：水溶液中都有H+和OH-。
25 ℃下，中性溶液的pH为7。
随温度升高，K W 值增大，中性溶液的pH减小，所以温度高于25 ℃，pH=7的溶液显碱性；温度低于25 ℃，pH=7的溶液显酸性，所以选C。
6.在约100℃的温度下，NaCl稀溶液中c（H+）为1×10-6mol·L-1，下列说法正确的是A.该NaCl溶液显酸性B.该NaCl溶液显碱性C.该NaCl溶液中K W=1×10-14D.该NaCl溶液中K W=1×10-12答案：D 解析：任何温度下，氯化钠溶液都显中性，c（H+）=c（OH-）=1×10-6 mol·L-1，所以K W=1×10-12。
7.盐类的水解反应在人类的生产、生活中有着广泛的应用。
下列实用技术与盐类水解无关的是A.纯碱溶液去油污B.保存硫酸亚铁溶液时，加入铁粉C.洪涝过后，灾区用明矾净水D.草木灰不能与铵盐氮肥混合使用答案：B 解析：纯碱水解显碱性，使油污在碱性条件下水解，从而将其除去，A正确；硫酸亚铁易被氧化，加入铁粉，可防止亚铁离子被氧化，与水解无关，B错；明矾中铝离子水解生成Al（OH）3胶体，可以吸附水中的悬浮物，从而起到净水作用，C正确；草木灰中含有碳酸钾等盐，水解显碱性，若与铵盐混用，铵盐会失效，D正确。
8.氟化钠（NaF）是一种重要的氟化盐,常用作农业杀虫、杀菌，木材防腐等。
下列有关说法正确的是A.氟化钠溶液中的离子浓度由大到小的顺序是c（Na+）＞c（F-）＞c（H+）＞c（OH-）B.0.1mol·L-1的氟化钠溶液的pH为13C.微微加热氟化钠溶液，F -的浓度将会增大D.氟化钠溶液中的离子浓度存在如下关系：c （Na +）+c （H +）=c （OH -）+c （F -）答案：D 解析：氟化钠水解显碱性，A 错；水解是微弱的，0.1 mol·L -1的氟化钠溶液中的F -不可能完全水解，其pH 应小于13，B 错；加热会促进F -的水解，F -的浓度将减小，C 错；D 项满足溶液中各种离子的电荷守恒，是正确的。
9.下列事实可证明一水合氨是弱碱的是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 -1的氨水可以使酚酞试液变红D.0.1mol·L -1氯化铵溶液的pH 约为5答案：D 解析：要证明一水合氨是弱碱，就需从其对应的铵盐是否能水解呈酸性或其水溶液的碱性强弱是否受外界因素影响等角度考虑。
A 、C 项仅是证明氨水呈碱性而已；B 项说明铵盐不稳定；D 项氯化铵溶液显酸性是由于氨根离子水解导致，其水解的离子方程式为：+4NH +H 2O NH 3·H 2O+H +，故选D 。
10.在标准状况下，向100mL 氢硫酸溶液中通入二氧化硫气体，溶液pH 变化如图所示，则原氢硫酸溶液的物质的量浓度为A.0.5mol·L -1B.0.05mol·L -1C.1mol·L -1D.0.1mol·L -1 答案：D 解析：开始时是氢硫酸溶液pH 小于7，通入二氧化硫气体发生反应：2H 2S+SO 2====3S↓+2H 2O ，pH 增大；当H 2S 与SO 2恰好完全反应，溶液呈中性，pH 等于7，所以n （H 2S ）=2n （SO 2）=2×0.112 L÷22.4 L· mol -1=0.01 mol ，c （H 2S ）=0.1 mol·L -1。
11.室温下，下列溶液等体积混合后，所得溶液的pH 一定等于7的是A.0.1mol·L -1的醋酸和0.1mol·L -1的氢氧化钠溶液B.0.1mol·L -1的盐酸和0.1mol·L -1的氢氧化钡溶液C.0.1mol·L -1的硫酸和0.1mol·L -1的氢氧化钠溶液D.0.1mol·L -1的硫酸和0.1mol·L -1的氢氧化钡溶液答案：D 解析：A 中酸碱恰好生成醋酸钠，但CH 3COO -水解显碱性；B 中碱为二元碱，反应后碱剩余，溶液显碱性；C 中硫酸是二元酸，反应后酸剩余，溶液显酸性；D 中酸碱恰好生成沉淀和水，溶液为中性。
12.欲使0.1mol·L -1的NaHCO 3溶液中c （H +）、c （-23CO ）、c （-3HCO ）都减小，可采取的措施是A.通入二氧化碳气体B.加入氢氧化钠固体C.通入氯化氢气体D.加入饱和石灰水溶液答案：D 解析：-3HCO 在溶液中存在电离平衡：-3HCO H ++-23CO 和水解平衡-3HCO +H 2OH 2CO 3+OH -,通CO 2与水生成H 2CO 3，水解平衡逆向移动，-3HCO 浓度增CO浓度增大，A错；加入碱，水解平衡受到抑制，电离平衡受到促进，但氢氧化钠会使-23CO浓度减小，所以D正确，B错误。
大，饱和石灰水会产生沉淀，使-2313.常温下，在pH都等于9的NaOH和CH3COONa两种溶液中，设由水电离产生的OH-浓度分别为amol·L-1、bmol·L-1，则a和b的关系是A.a＞bB.a=10-4bC.b=10-4aD.a=b答案：B 解析：pH=9的NaOH溶液中，水电离产生的c（OH-）=1×10-9mol·L-1，而pH=9的CH3COONa溶液中，水电离产生的c（OH-）=1×10-5 mol·L-1，故a=10-4b。
14.下列根据实验现象所作出的结论中一定正确的是A.无色试液使红色石蕊试纸变蓝。
结论：该试液一定是碱性溶液B.向无色试液加入过量NaOH溶液，无沉淀。
结论：试液中一定含有Al3+C.无色试液焰色反应呈黄色。
结论：试液中一定不含有K+COD.向无色试液加入盐酸产生能使澄清石灰水变浑浊的气体。
结论：试液一定有-23答案：A15.（2008重庆高考）向三份0.1mol·L-1的CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体（忽略溶液体积变化），则CH3COO-浓度的变化依次为A.减小、增大、减小B.增大、减小、减小C.减小、增大、增大D.增大、减小、增大答案：A 解析：CH 3COONa溶液中存在CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-的水解平衡，NH4NO3和FeCl2溶液显酸性，故加入促进上述平衡正向移动，则CH3COO-浓度减小；Na2SO3水解显碱性，加入后对上述平衡有抑制作用，故CH3COO-浓度增大。
第Ⅱ卷（非选择题，共55分）二、填空题（本题包括5个小题，共47分）16.（8分）取一定量的饱和FeCl3溶液进行如下实验：（1）加入少量NaOH固体，FeCl3的水解程度________________（填“增强”“减弱”或“不变”）。
（2）FeCl3溶液中通入HCl气体，溶液的pH__________（填“增大”“减小”或“不变”），FeCl3的水解程度______________（填“增强”“减弱”或“不变”）。
（3）将溶液加热蒸干并灼烧，最后得到的固体是______________（写化学式）；理由是______________（用化学方程式说明）。
（4）向FeCl3溶液中加入适量镁片，现象是______________。
（5）向FeCl3溶液中加入碳酸钠溶液，现象是______________,发生反应的离子方程式是______________。
答案：答案：（1）增强（2）减小减弱（3）Fe2O3 FeCl3+3H2O Fe（OH）3↓+3HCl↑；2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O（4）镁片溶解，溶液变浅绿色，同时有气泡生成（5）有红褐色3CO+3H2O====2Fe（OH）3↓+3CO2↑沉淀生成，并有无色无味的气体生成2Fe3++-23解析：（1）（2）FeCl3水解显酸性，加入碱会增强其水解，加入酸抑制其水解。
（3）加热FeCl3溶液，由于水解产生的氯化氢不断挥发，水解程度增大，得到氢氧化铁沉淀，灼烧后得氧化CO水解相互促进，铁。
（4）由于FeCl3水解显酸性，加入镁片，会生成氢气。
（5）Fe3+与-23发生彻底的双水解。
17.（2008山东高考）（6分）（1）碳氢化合物完全燃烧生成CO 2和H 2O 。
常温常压下，空气中的CO 2溶于水，达到平衡时,溶液的pH=5.60,c （H 2CO 3）=1.5×10-5mol·L -1。
若忽略水的电离及H 2CO 3的第二级电离，则H 2CO 3-3HCO +H +的平衡常数K 1=____________。
（已知：10-5.60=2.5×10-6 ） （2）常温下，0.1mol·L -1NaHCO 3溶液的pH 大于8,则溶液中c （H 2CO 3）________c （-23CO ）（填“＞”、“＝”或“＜”），原因是____________________（用离子方程式和必要的文字说明）。