电离水解平衡
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。
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
《电离水解平衡》课件
探索电离水解平衡，深入了解离子产生和化学电离水解分析中的应用。
电离水解平衡简介
1
离子产生和化学反应
2
探索离子的产生和其在化学反应中的
作用。
3
自动质谱（MS）用于电离水解
4
分析
了解自动质谱在电离水解分析中的作 用和应用。
电离水解平衡与生物学
生物反应
了解电离水解平衡在生物反应中的作用和意 义。
药物和治疗
了解电离水解平衡在药物治疗中的应用。
生物体内离子
探索生物体内离子的产生和调控机制。
酶催化反应
探索酶催化反应中的电离水解平衡过程。
电离水解平衡与环境污染
工业排放
探索工业排放对电离水解平衡 的影响和环境污染。
水体污染
了解电离水解平衡在水体污染 治理中的作用。
电离水解平衡的新前景
• 了解高分辨率质谱技术在电离水解平衡中的创新应用 • 探索液滴的形式策略在电离水解平衡中的新应用 • 解决金属离子孔使DNA水解的挑战 • 探索电离水解平衡与无机化学的新发展
大气污染
探索电离水解平衡在大气污染 监测和治理中的应用。
电离水解平衡的应用
1
电影电离水解平衡和废水处理
探索电离水解平衡在电影废水处理中的应用。
2
动力学性能的离子液体
了解具有良好动力学性能的离子液体在电离水解平衡中的应用。
3
重量分析法的应用
探索重量分析法在电离水解平衡研究中的应用。
4
生物传感器技术
了解电离水解平衡在生物传感器技术中的应用。
什么是电离水解平衡
解释电离水解平衡的概念和原理。
亮点和作用
了解电离的重要性和其在化学领域中 的应用。
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.。
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
2025届高三化学一轮专题复习讲义(13)-专题三第六讲 电离和水解平衡
2025届高三化学一轮专题复习讲义（13）专题三 基本理论3-6 电离和水解平衡（一）（1课时，共2课时）【复习目标】1．了解电离度，学会简单计算，能从定性和定量两个方面理解电离平衡常数。
2．能从图像视角判断强弱电解质在稀释、反应条件下溶液中离子浓度、导电性、电离度、pH变化等方面的异同。
3．了解水的离子积、溶液的酸碱性、pH 等概念。
4．理解盐类水解的概念、条件、本质、特点和规律，认识影响盐类水解的根本因素是内因，理解外因对盐类水解影响的结果。
【重点突破】1．了解中和滴定的原理及实验操作、中和滴定曲线的绘制。
能用数据、图表、符号等描述实验证据并据此进行分析推理形成结论;能对实验方案、实验过程和实验结论进行评价，提出进一步探究的设想。
2．认识盐类的水解平衡在实际生产、生活以及实验中的应用。
【真题再现】例1．（2023·湖南卷）常温下用浓度为0.0200mol·L -1的NaOH 标准溶液滴定浓度均为0.0200mol·L -1的HCl 和CH 3COOH 的混合溶液，滴定过程中溶液的pH 随的变化曲线如图所示。
下列说法错误的是A ．K a(CH 3COOH)约为10-4.76B ．点a ：c (Na +)=c (Cl －) =c (CH 3COO －)+ c (CH 3COOH)C ．点b ：c (CH 3COOH)＜c (CH 3COO －)D ．水的电离程度：a ＜b ＜c ＜d 解析：根据CH 3COOHCH 3COO －+H +，可近似认为a 点c (H +)=c (CH 3COO －)，又a 点pH=3.38，c(H +)=10－3.38 mol·L -1，故K a(CH 3COOH)≈10-3.38×10-3.380.0100＝10-4.76，A 项正确；a 点HCl 恰好被完全中和，由物料守恒可得溶液中c (Na +)=c (Cl －) =c (CH 3COO －)+ c (CH 3COOH)，B 项正确；b 点溶液pH ＜7，即以CH 3COOH 的电离为主，即溶液中c(CH 3COOH)＜c(CH 3COO －)，C 项正确；a 、b 两点溶液呈酸性，水的电离均受到抑制，溶液pH 越小，水的电离受抑制程度越大，c 点酸碱恰好完全中和，CH 3COO －水解促进水的电离，d 点NaOH 过量，又抑制水的电离，故D 项错误。
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
专题四 电离平衡和盐类的水解平衡
1.电离平衡与水解平衡的比较：
电离平衡
水பைடு நூலகம்平衡
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+
特点
①酸(碱)越弱；电离程度越小
②电离过程吸热
③多元弱酸：分步电离且
c(H＋)=10－pH
即：c(H+) pH
⑵溶液混合后的pH计算：
①两强酸混合,先求混合后的c(H+)混,再
c(H+)混==[c(H＋)1·V1＋c(H＋)2·V2]/(V1＋V2)
②两强碱混合：先求混合后c(OH―)混，再间接求pH值：
c(OH―)混==[c(OH－)1·V1＋c(OH－)2·V2]/(V1＋V2)
【例2】下列各种说法中，都包含有前后两个数值，其中前者大于后者的是B
A.在25℃和80℃时纯水中的c(H＋)浓度
B.室温时，浓度均为0.1mol·L－1的(NH4)2SO4(aq)、(NH4)2CO3 (aq)的c(NH4+)
C.相同条件下，0.l mol·L－1 NaHCO3和0.1mol·L－1 Na2CO3溶液的pH
C．若所得溶液呈酸性，则可能是强酸与弱碱溶液反应
D．若所得溶液的PH=5，则可能强碱与弱酸溶液反应
一级电离>>二级电离>>三级电离
①“越弱越水解”(对应酸或碱越弱，水解程度越大)；
②水解过程吸热；
③多元弱酸根：分步水解且一级水解>>二级水解>>三级水解。
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
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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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FeCl
3、FeCl
2
、AlCl
3
、CuSO
4
等溶液时为防止水解，常向盐溶液中加入少量相应的酸
Na
2SiO
3
、Na
2
CO
3
、NH
4
F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中，因Na
2
SiO
3
、Na2CO3水解呈碱性，
产生较多OH-，NH
4
F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-、CO
3
2-、HCO
3
-、AlO
2
-、SiO
3
2-、ClO-、C
6
H
5
O-等不共存
②Fe3+与CO
3
2-、HCO
3
-、AlO
2
-、ClO-等不共存
③NH4+与ClO-、SiO
32-、AlO
2
-等不共存
想一想：Al
2S
3
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NaHSO
4
）
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↓+6NaCl
SO3
2
Mg(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-，
2
1.强酸和弱碱生成的盐水解，溶液呈酸性。
2.强碱和弱酸生成的盐水解，溶液呈碱性。
3.强酸强碱不水解，溶液呈中性（不一定）
4.弱酸弱碱盐强烈水解。
5.强酸酸式盐，取决于酸式根离子的电离程度和水解程度
的相对大小。