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。
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C(H＋)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：
①HA＋HC2－(少量)＝A- +H
2C-②H
2
B(少量)＋2A-＝B2- +2HA
③H
2B(少量)+H
2
C-＝HB-＋H
3
C
回答下列问题：
(1)相同条件下，HA、H
2B、H
3
C三种酸中酸性最强的是。
(2)A-、B2-、C3-、HB-、H
2
C-、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.H
3C+3A-＝3HA+C3- B.HB－+A-＝HA＋B2- C.H
3
C+B2－＝HB-+H
2
C-
(4)完成下列反应的离子方程式
A. H
3
C+OH－ (过量)
B. HA(过量)+C3－
某些盐溶液的配制、保存
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
32-、HCO
3
-、AlO
2
-、SiO
3
2-、ClO-、C
6
H
5
O-等不共存
②Fe3+与CO
32-、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
电离程度＞水解程度，呈酸性：NaHSO
3、NaH
2
PO4
电离程度＜水解程度，呈碱性：NaHCO
3、NaHS、Na
2
HPO
4
、NaHS
二.盐类的水解
（一）盐类的水解的分类：
（二）盐类水解的类型
特点：
(1)水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度很小。
(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理，下面以NH4+为例：
①.温度：水解反应为吸热反应，升温平衡右移，水解程度增大。
②.浓度：改变平衡体系中每一种物质的浓度，都可使平衡移动。盐的浓度越小，
水解程度越大。
③.溶液的酸碱度：加入酸或碱能促进或抑制盐类的水解。例如：水解呈酸性的
盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H+，使平衡向水解的方向移动而促进
水解；若加入酸，则抑制水解。
同种水解相互抑制，不同水解相互促进。
三.盐类的水解实例
（一）.以NH4+ + H2O NH3·H2O + H+为例:
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-，H2CO3
①.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c(Na+)===c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)
③.水的电离守恒（质子守恒）（也可以由上述两式相减得到，最好由上述两式相减得到）
c(H+)+c(H2CO3)===c(OH-)+c(CO32-)
五、双水解反应
双水解反应——一种盐的阳离子水解显酸性，一种盐的阴离子水解显碱性，当两种盐溶液混合时，由于H+和OH-结合生成水而相互促进水解，使水解程度变大甚至完全进行的反应。
①.完全双水解反应
离子方程式用==表示，标明↑↓，离子间不能大量共存
种类：Al3+与S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO-、C6H5O-
2Al3++3S2-+6H2O===Al(OH)3↓+3H2S↑
②.不完全双水解反应
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
PS：离子间不能大量共存的条件——生成沉淀、气体、水、微溶物、弱电解质；发生氧化还原、完全双水解反应
六、盐溶液蒸干后
①.盐水解生成挥发性酸，蒸干后得到其氢氧化物，如FeCl3蒸干后得到Fe(OH)3，
如继续蒸则最终产物是Fe2O3
盐水解生成难挥发性酸或强碱，蒸干后得到原溶质，如CuSO4
②.阴阳离子均易水解的盐，蒸干后得不到任何物质，如(NH4)2S
③.易被氧化的物质，蒸干后得到其氧化产物，如Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4
④.受热易分解的物质，蒸干后得到其分解产物，如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，去污能力增强
八、盐类水解内容补充
①.电离大于水解（溶液呈酸性）的离子——HSO3-，H2PO4-，HC2O4-、HSO4-
其余多元弱酸的酸式酸根离子均是水解大于电离（溶液呈碱性）;
②.pH：酸<酸式水解的盐碱>碱式水解的盐
③.酸根离子相应的酸越弱，其强碱弱酸盐的碱性越强
如酸性Al(OH)3
有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性。
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
电离水解专题训练 1.下列溶液中，c(H+)有小到大的排列顺序正确的是：①0.1mol/LHCl溶液② 0.1mol/LH2SO4溶液③0.1mol/LNaOH溶液④0.1mol/LCH3COOH溶液 A、③②④① B、③④①② C、②①④③ D、④①②③ 2．将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混和后,溶液中离子浓度关系正确的是（） A．c(NH4+)>c(Cl-)> c(H+)> c(OH-) B．c(NH4+)> c(Cl-)> c(OH-)> c(H+) C．c(Cl-)> c(NH4+)> c(H+)> c(OH-) D． c(Cl-)> c(NH4+)> c(OH-)> c(H+) 3．0.1 mol/L NH4Cl溶液中，由于NH4＋的水解，使得c (NH4＋) < 0.1 mol/L。如果要使 c (NH4＋)更接近于0.1 mol/L，可采取的措施是 A 加入少量氢氧化钠 B 加入少量盐酸 C 加入少量水 D 加热 4．25℃时，将0.1mol/L的某酸与0.1mol/L的KOH溶液等体积混合，所得混合溶液的PH为 A．≤7 B．≥7 C．= 7 D、不能确定5．100mL浓度为2mol/L的盐酸跟过量的锌片反应，为加快反应速率，又不影响生成的氢气的总量，可采用的方法是
A．加入适量的6mol/L的盐酸 B．加入数滴氯化铜溶液 C．加入适量蒸馏水 D．加入适量的氯化钠溶液 6．浓度均为0.1mol/L的甲酸和氢氧化钠溶液等体积相混合后，下列关系式正确的是 A．c(Na+)＞c( HCOO-) ＞c( OH-) ＞c( H+) B．c( HCOO-) ＞c( Na+) ＞c( OH-) ＞c( H+) C．c( Na+) =c( HCOO-) =c( OH-) =c( H+) D．c( Na+) =c( HCOO-) ＞c( OH-) ＞c( H+) 7. 用[H+]均为0.01mol/L的盐酸和醋酸溶液，分别中和等体积、等物质的量浓度的氢氧化钠溶液，当氢氧化钠恰好被完全中和时，消耗盐酸和醋酸溶液的体积分别为V l和V2，则V l和V2的关系正确的是 A．V1>V2 B．V1
高二化学电离水解部分 ————Believe in yourself 电离平衡 一.相关概念 电解质：熔融状态或水溶液中能导电的化合物???????一部分氧化物盐 碱 酸 非电解质：熔融状态或水溶液中都不能导电的化合物?? ? ?? ??四氯化碳蔗糖乙醇 一部分有机物： 4 11221252CCl O H C OH H C 电解质 ?? ?? ? ?? ? ?????????????2 322 3`32433223343424342COO)CH Pb HgCl O H NH SO H PO H SiO H S H HF HClO HAc HNO HCO NH NO NH NaCl OH Ba KOH NaOH HClO HNO SO H HCl （、少数盐：弱碱：、、、、、、弱酸：弱电解质、、绝大多数盐：）（、、强碱：、、、强酸：强电解质、 一元强酸与一元弱酸的比较 ② 相同 pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表：
弱电解质的电离平衡 1 ．概念 在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2 ．特征（动态平衡） （1）逆：可逆反应 （2）动：动态平衡 （3）等v （离子化）==v （分子化）≠0 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 （5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 1 ）浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。 电离方程式的书写 要求：? ①质量守恒：即：“=”两边原子种类，数目、质量不变。 ②电荷守恒：即：正电荷总数=负电荷总数。 ③元素或原子团的化合价数等于形成的阳离子所带的正电荷数。同理，元素或原子团的负价数等于形成的阴离子所带的负电荷数。离子的个数用阿拉伯数字标在离子符号之前。( 1 ）强电解质，完全电离用“===”， 如：CH3COONH4 ===CH3COO一＋NH4+ A12 ( SO4)3 ==2A13 + + 3 SO42一 ( 2 ）弱电解质，部分电离用“”， 如：CH3COOH CH3COO一＋H+ NH3 ·H2O NH4＋+OH— ( 3 ）多元弱酸，分步电离，以第一步为主 H2CO3H+十HCO3—HCO3—H十十CO32— ( 4 ）多元弱碱一步电离Cu (O H ) 2Cu2++ 2O H— ( 5 ）酸式盐： 强酸的酸式盐完全电离，一步完成NaHSO4 ==Na+十H+十SO42— 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成NaHCO3==Na 十十HCO3— HCO3—H 十+ CO32— 盐类的水解 定义：在水溶液中盐电离出的阴阳离子与H2O电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应（有弱才水解）
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。 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C(H＋)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： ①HA＋HC2－(少量)＝A- +H 2C-②H 2 B(少量)＋2A-＝B2- +2HA ③H 2B(少量)+H 2 C-＝HB-＋H 3 C 回答下列问题： (1)相同条件下，HA、H 2B、H 3 C三种酸中酸性最强的是。 (2)A-、B2-、C3-、HB-、H 2 C-、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.H 3C+3A-＝3HA+C3- B.HB－+A-＝HA＋B2- C.H 3 C+B2－＝HB-+H 2 C- (4)完成下列反应的离子方程式 A. H 3 C+OH－ (过量) B. HA(过量)+C3－
某些盐溶液的配制、保存 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 32-、HCO 3 -、AlO 2 -、SiO 3 2-、ClO-、C 6 H 5 O-等不共存 ②Fe3+与CO 32-、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 电离程度＞水解程度，呈酸性：NaHSO 3、NaH 2 PO4 电离程度＜水解程度，呈碱性：NaHCO 3、NaHS、Na 2 HPO 4 、NaHS
高二化学下册盐类的水解知识点总结 世界由物质组成，化学则是人类用以认识和改造物质世界的主要方法和手段之一。以下是为大家整理的高二化学下册盐类的水解知识点，希望可以解决您所遇到的相关问题，加油，一直陪伴您。 （一）盐类水解口诀： 有弱才水解,越弱越水解,双弱双水解,谁强显谁性. （1）有弱才水解 要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子(包括铵离子). 如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH,则Na+是强碱金属离子,不会水解.NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ,则Cl-是强酸根离子,也不会水解. 所以,NaCl在水溶液中不会发生水解. 又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH,则 CH3COO-是弱酸根离子,会水解.消耗H2O电离出的H+,结合成CH3OOH分子.使得水中OH-多出. 所以,CH3COONa的水溶液显碱性. （2）越弱越水解 盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱,水解的程度越大. 如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-对应的酸是H2CO3;SO3^2-对应的酸是H2SO3
由于H2CO3的酸性弱于H2SO3 则,CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大,结合的H+更多. 所以,Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强. （3）双弱双水解 当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时,则盐的这两种离子都会发生水解.阳离子水解结合水电离出的OH-;阴离子水解结合水电离出的H+,所以双水解发生的程度往往较大. 如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ;CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH 则NH4+和CH3COO-都会发生水解,NH4+结合OH-形成 NH3*H2O;CH3COO-结合H+形成CH3COOH,相互促进,水解程度较大. （4）谁强显谁性 主要是针对双水解的盐,即弱酸弱碱盐,由于盐中的阴离子水解结合H+,阳离子水解结合OH- 要判断盐溶液的酸碱性,则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小. 如：(NH4)CO3 ,由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强(实际上比较的是两者的电离度,中学不做要求,只需记忆),则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱,使得水溶液中消耗的H+
高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解 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-)。盐溶液中阴、阳离子所带的电荷总数相等。 例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―) 如NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（H+）＝c（Cl－）＋c（OH－） 如Na2CO3溶液中：c（Na+）＋c（H+）＝2c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－） 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。 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
一）盐类水解口诀：有弱才水解，越弱越水解，双弱双水解，谁强显谁性。（1）有弱才水解 要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子（包括铵离子）。 如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH，则Na+是强碱金属离子，不会水解。NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ，则Cl-是强酸根离子，也不会水解。 所以，NaCl在水溶液中不会发生水解。 又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH，则CH3COO- 是弱酸根离子，会水解。消耗H2O电离出的H+，结合成CH3OOH分子。使得水中OH-多出。 所以，CH3COONa的水溶液显碱性。 （2）越弱越水解 盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱，水解的程度越大。 如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-对应的酸是H2CO3；SO3^2-对应的酸是H2SO3 由于H2CO3的酸性弱于H2SO3 则，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，结合的H+更多。 所以，Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强。 （3）双弱双水解 当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时，则盐的这两种离子都会发生水解。阳离子水解结合水电离出的OH-；阴离子水解结合水电离出的H+，所以双水解发生的程度往往较大。 如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ；CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH 则NH4+和CH3COO-都会发生水解，NH4+结合OH-形成NH3*H2O；CH3COO-结合H+形成CH3COOH，相互促进，水解程度较大。 （4）谁强显谁性 主要是针对双水解的盐，即弱酸弱碱盐，由于盐中的阴离子水解结合H+，阳离子水解结合OH- 要判断盐溶液的酸碱性，则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小。 如：(NH4)CO3 ，由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强（实际上比较的是两者的电离度，中学不做要求，只需记忆），则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的H+更多，有OH-多出。 所以，(NH4)2CO3 溶液显碱性。 又如：CH3COONH4，由于NH3的碱性和CH3COOH的酸性相当，则NH4+的水解度和CH3COO-的程度差不多，使得水溶液中的H+和OH-也差不多。 所以CH3COONH4溶液显中性。 再如：(NH4)2SO3，由于NH3的碱性比H2SO3的酸性弱，则NH4+的水解度比SO3^2-的水解度大，使得水溶液中消耗的OH-更多，有H+多出。 所以，(NH4)2SO3溶液显酸性。 （二）根据盐类的不同，可分为：强酸强碱盐（不水解）；强酸弱碱盐；强碱弱酸盐；弱酸弱碱盐 （1）强酸弱碱盐 如：NH4Cl的水解离子方程式：
水解 物质与水发生的复分解反应。（例图：碳酸根离子分步水解） 由弱酸根或弱碱离子组成的盐类的水解有两种情况： ①弱酸根与水中的H+ 结合成弱酸，溶液呈碱性，如乙酸钠的水溶液： CH3COO- + H2O ←═→ CH3COOH + OH- ②弱碱离子与水中的OH- 结合，溶液呈酸性，如氯化铵水溶液： NH4+ + H2O ←═→ NH3〃H2O + H+ 生成弱酸（或碱）的酸（或碱）性愈弱，则弱酸根（或弱碱离子）的水解倾向愈强。 例如，硼酸钠的水解倾向强于乙酸钠，溶液浓度相同时，前者的pH值更大。弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于弱酸根和弱碱离子水解倾向的强弱。 例如，碳酸氢铵中弱酸根的水解倾向比弱碱离子强，溶液呈碱性； 氟化铵中弱碱离子的水解倾向强，溶液呈酸性； 若两者的水解倾向相同，则溶液呈中性，这是个别情况，如乙酸铵。 弱酸弱碱盐的水解与相应强酸弱碱盐或强碱弱酸盐的水解相比， 弱酸弱碱盐的水解度大，溶液的pH更接近7（常温下）。 如0.10 mol/L的Na2CO3的水解度为4.2%，pH为11.6， 而同一浓度的(NH4)2CO3的水解度为92%，pH为9.3。 酯、多糖、蛋白质等与水作用生成较简单的物质，也是水解： CH3COOC2H5 + H2O —→ CH3COOH + C2H5OH (C6H10O5)n + nH2O —→ nC6H12O6 某些能水解的盐被当作酸（如硫酸铝）或碱（如碳酸钠）来使用。 正盐分四类：
一、强酸强碱盐不发生水解，因为它们电离出来的阴、阳离子不能破坏水的电离平衡，所以呈中性。 二、强酸弱碱盐，我们把弱碱部分叫弱阳，弱阳离子能把持着从水中电离出来的氢氧根离子，破坏了水的电离平衡，使得水的电离正向移动，结果溶液中的氢离子浓度大于氢氧根离子浓度，使水溶液呈酸性。 三、强碱弱酸盐，我们把弱酸部分叫弱阴，同理弱阴把持着从水中电离出来的氢离子，使得溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，使溶液呈碱性。 四、弱酸弱碱盐，弱酸部分把持氢，弱阳部分把持氢氧根，生成两种弱电解质，再比较它们的电离常数Ka、Kb值的大小（而不是水解度的大小），在一温度下，弱电解质的电离常数（又叫电离平衡常数）是一个定值，这一比较就可得出此盐呈什么性了，谁强呈谁性，电离常数是以10为底的负对数，谁负得少谁就大。总之一句话，盐溶液中的阴、阳离子把持着从水中电离出来的氢离子或氢氧根离子能生成弱电解质的反应叫盐类的水解。还有有机物类中的水解，例如酯类的水解，是酯和水反应（在无机酸或碱的条件下）生成对应羧酸和醇的反应叫酯的水解，还有卤代烃的碱性水解，溴乙烷和氢氧化钠水溶液反应生成乙醇和溴化钠叫卤烷的水解，还有蛋白质的水解，最终产物为氨基酸等等。水解反应 （1）含弱酸阴离子、弱碱阳离子的盐的水解，例如：Fe3++3H2O葑Fe(OH)3+3H+，CO32-+H2O葑H2CO3-+OH- （2）金属氮化物的水解，例如：Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑ （3）金属硫化物的水解，例如：Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S↑ （4）金属碳化物的水解，例如：CaC2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2↑ （5）非金属氯化物的水解，例如：PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl
高二化学电离水解部分笔记整理 ————Believe in yourself 电离平衡 一.相关概念 电解质：熔融状态或水溶液中能导电的化合物???????一部分氧化物盐 碱 酸 非电解质：熔融状态或水溶液中都不能导电的化合物?? ? ?? ??四氯化碳蔗糖乙醇 一部分有机物： 4 11221252CCl O H C OH H C 电解质 ?? ?? ? ??? ?????????????2 322 3`324332233 43424342COO)CH Pb HgCl O H NH SO H PO H SiO H S H HF HClO HAc HNO HCO NH NO NH NaCl OH Ba KOH NaOH HClO HNO SO H HCl （、少数盐：弱碱：、、、、、、弱酸：弱电解质、、绝大多数盐：）（、、强碱：、、、强酸：强电解质、 一元强酸与一元弱酸的比较 ② 相同 pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表：
弱电解质的电离平衡 1 ．概念 在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2 ．特征（动态平衡） （1）逆：可逆反应 （2）动：动态平衡 （3）等v （离子化）==v （分子化）≠0 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 （5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 1 ）浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。 电离方程式的书写 要求： ①质量守恒：即：“=”两边原子种类，数目、质量不变。 ②电荷守恒：即：正电荷总数=负电荷总数。 ③元素或原子团的化合价数等于形成的阳离子所带的正电荷数。同理，元素或原子团的负价数等于形成的阴离子所带的负电荷数。离子的个数用阿拉伯数字标在离子符号之前。( 1 ）强电解质，完全电离用“===”， 如：CH3COONH4 ===CH3COO一＋NH4+ A12 ( SO4)3 ==2A13 + + 3 SO42一 ( 2 ）弱电解质，部分电离用“”， 如：CH3COOH CH3COO一＋H+ NH3 ·H2O NH4＋+OH— ( 3 ）多元弱酸，分步电离，以第一步为主 H2CO3H+十HCO3—HCO3—H十十CO32— ( 4 ）多元弱碱一步电离Cu (O H ) 2Cu2++ 2O H— ( 5 ）酸式盐： 强酸的酸式盐完全电离，一步完成NaHSO4 ==Na+十H+十SO42— 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成NaHCO3==Na 十十HCO3— HCO3—H 十+ CO32 — 盐类的水解 定义：在水溶液中盐电离出的阴阳离子与H2O电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应（有弱才水解）
电离平衡 硫酸钡是强电解质吗？ 一元强酸与一元弱酸的比较 ②相同pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表： 弱电解质的电离平衡 在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2 ．特征（动态平衡） （1）逆：可逆反应（2）动：动态平衡 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 （5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 1 ）浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。 盐类的水解（有弱才水解） 1)单一离子的水解都是微弱的，都用“”连接，气体、沉淀都不加“↑”“↓” 2)多元弱酸盐分步水解，以第一步为主。 例：K2CO3的水解 第一步： 第二步： 3)规律： 有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性。 具体为： 1．正盐溶液
①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐不一定 如 NH 4CN CH 3CO 2NH 4 NH 4F 2．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 电离程度＞水解程度，呈酸性 电离程度＜水解程度，呈碱性 碳酸氢根 ③常见酸式盐溶液的酸碱性 碱性：NaHCO 3、NaHS 、Na 2HPO 4、NaHS.酸性：NaHSO 3、NaH 2PO 4、NaHSO 4 4) 影响水解的因素： ① 温度：水解反应是吸热反应。所以，升高温度会使盐的水解程度增大。 ② 浓度：溶液浓度越小，实际上是增加了水的量，可使平衡向正反应方向移动，使盐的水解程度增大。（最好用勒夏特列原理中浓度同时减小的原理来解释）。 ③ 加入其它离子（根据酸碱性判断） 同性抑制，异性促进 溶液中的几个守恒关系 （1）电荷守恒：电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零。 （2）物料守恒（原子守恒）：即某种原子在变化过程（水解、电离）中数目不变。 （3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H +]与其它微粒浓度之间的关系式（由电荷守恒及质子守恒推出） 加热浓缩或蒸干盐溶液，是否得到同溶质固体 ① 弱碱易挥发性酸盐 ??→?蒸干 氢氧化物固体（除铵盐） ② 弱碱难挥发性酸盐??→ ?蒸干 同溶质固体
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：NaHCO 3 溶液中， c(HCO 3―)＞＞c(H 2 CO 3 )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NaHCO 3溶液中有：c(Na+) ＞ c(HCO 3 -)。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：
一、盐类水解的实质 盐电离出来的某些离子(一般是弱酸根离子或弱碱阳离子)跟水电离出来的H ＋或OH －结合生成了弱电解质，促使水的电离平衡发生移动，结果溶液中c(H ＋)、c(OH －)发生了相对改变，从而使溶液呈一定的酸碱性。 盐类的水解程度一般都很小，且是可逆反应，书写水解方程式时要用“ ”表示。因水解是微弱的，平衡时生成的弱电解很少，所以一般不会产生沉淀和气体，生成物不应加沉淀符号(↓)或气体符号(↑)。 二、盐类水解的类型和规律 1、强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性，pH ＞7，如CH 3COONa 、NaCO 3 等。 多元弱酸根离子是分步水解的，且第一步水解程度＞＞第二步水解程度，溶液的酸碱性主要决定于第一步水解程度。如Na 2CO 3在水溶液中水解应分两步写：①CO 32－＋H 2OHCO 3－＋OH －，②HCO 3－＋H 2OH 2CO 3＋OH － 多元弱酸的酸式根离子同时具备电离和水解两种趋势：HR －H ＋ ＋R 2－(电离，呈酸性)，HR －＋H 2OH 2R ＋OH －(水解，呈碱性)，这需要具体分析。很显然如果电离趋势占优势，则显酸性，如：H 2PO 4－、HSO 3－，如果水解趋势占优势，则显碱性，如：HCO 3－、HS －、HPO 42－ 等。 2、强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性，pH<7，如NH 4Cl 、Al 2(SO 4)3 3、强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，pH=7，如NaCl 、KNO 3 4、弱酸弱碱盐水解，溶液呈什么性由水解生成的弱酸、弱碱的相对强弱比较来决定。 当遇到某些弱酸弱碱盐两种离子都发生水解，应在同一．．离子方程式中表示，而且因强烈水解，若是水解产物中有气体或难溶物质或易分解物质的话，这类水解往往能进行到底，这样水解方程式应用“=”号表示，并在生成的沉淀和气体的后面标上“↓”或“↑”。如2Al 3＋＋3S 2－＋6H 2O=2Al(OH)3↓＋3H 2S ↑。 5、三大水解规律。 三、影响盐类水解的因素 1、盐类本身的性质 这是影响盐类水解的内在因素。组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。 2、温度 由于盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。
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-)
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。 、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： 2%o)。例如：NaHCO溶液中, 从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的(一般不超过 c(HCQ—) >> C(H2CO)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；女口NaHCO溶液中有：c(Na+)^二c(HCO-)。 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「、』、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+) v 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： NHCI 溶液：c(NH+ 4)+ c(H +)= c(Cl -)+ c(OH -) N@CO溶液：c(Na+)+ c(H +)= 2c(CO2 —3)+ c(HCO —3)+ c(OH -) NaHCO溶液：c(Na +)+ c(H +)= 2C(CO2—3) + c(HCO —3)+ c(OH -) NaOH溶液：c(Na +) + c(H +) = c(OH-)
1、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：AlCl 3 +3H 20 ?Al + 3Cl +3-(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 + 3H 2O ?Al(OH)3 + 3H +3+ 2、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） 3、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Na 2CO 3和NaHCO 3溶液的碱性：Na 2CO 3＞NaHCO 3。 (2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。 如0.1 mol ·L －1的①NaCl ，②Na 2CO 3，③AlCl 3溶液的pH 大小：③＜①＜②。 2．利用明矾、可溶铁盐作净水剂 如：Fe +3H 2O ?Fe(OH)3＋3H +3+3．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。 4.制备胶体 如：向沸水中滴加FeCl 3饱和溶液，产生红褐色胶体。F e +3H 2O Fe(OH)3（胶体）＋3H +3+5.热碱去油污 升温促进碳酸钠水解：CO 3+ H 2O ?HCO 3+ OH ，溶液碱性增强 -2--6.泡沫灭火器原理
一、盐类水解的实质 盐电离出来的某些离子 (一般是弱酸根离子或弱碱阳离子 )跟水 电离出来的 H ＋或 OH － 结合生成了弱电解质，促使水的电离平衡发生移动，结果溶液中 c(H ＋ ) 、c(OH －)发生了相对改变，从而使溶液呈一定的酸碱性。 盐类的水解程度一般都很小，且是可逆反应，书写水解方程 式时要用 “ ”表示。因水解是微弱的，平衡时生成的弱电解很少，所以一般不会产生沉淀和气体， 生成物不应加沉淀符号 (↓ ) 或气体符号 (↑)。 二、盐类水解的类型和规律 1、强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性， pH ＞7，如 CH 3COONa 、 NaCO 3 等。 多元弱酸根离子是分步水解的，且第一步水解程度＞＞第二步水解程度，溶液的酸碱性主要决定于第一步水解程度。如 23 在水溶液中水解应分两步写：①CO 3 2 － ＋H 2 O HCO － 3 Na CO ＋OH －，② HCO 3－＋H 2O H 2CO 3＋ OH － － 多元弱酸的酸式根离子同时具备电离和水解两种趋势： HR H ＋＋R 2－ ( 电离，呈酸性 ) ， HR － ＋H 2 2 R ＋ － (水解， O H OH 呈碱性 )，这需要具体分析。很显然如果电离趋势占优势，则显酸 性，如：H 2 － － PO HCO 3－ 、HS － 、HPO 42 －等。 2、强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性， pH<7，如 NH 4Cl 、Al 2(SO 4)3 3、强酸强碱盐不水解，溶液呈中性， pH=7，如 NaCl 、KNO 3 4、弱酸弱碱盐水解，溶液呈什么性由水解生成的弱酸、弱碱的相对强弱比较来决定。 当遇到某些弱酸弱碱盐两种离子都发生水解，应在同一．．离 子方程式中表示，而且因强烈水解，若是水解产物中有气体或难溶 物质或易分解物质的话，这类水解往往能进行到底，这样水解方 程式应用 “ =”号表示， 并在生成的沉淀和气体的后面标上 “↓” 或“↑”。如 2Al 3＋ ＋3S 2－ ＋6H 2O=2Al(OH) 3↓＋ 3H 2S ↑。 5、三大水解规律。 三、影响盐类水解的因素 1、盐类本身的性质 这是影响盐类水解的内在因素。组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。 2、温度 由于盐的水解作用是中和反应的逆反应， 所以盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。
高考化学盐类的水解专项练习题(含答案) 人类的生活能够不断提高和改善，化学的贡献在其中起了重要的作用。查字典化学网为大家推荐了高考化学盐类的水解专项练习题，请大家仔细阅读，希望你喜欢。 一、单项选择题(本题包括9个小题，每小题4分，共36分) 1.下列关系的表述中，正确的是( ) A.0.1 mol/L NaHSO4溶液中： c(Na+)+c(H+)=c(SO2-4)+c(OH-) B.中和pH和体积都相同的盐酸和醋酸，消耗NaOH的物质的量之比为1∶1 C.pH=3的盐酸和pH=3的FeCl3溶液中，水电离的c(H+)不相等 D.0.1 mol/L NaHCO3溶液中： c(Na+)>c(HCO-3)>c(CO2-3)>c(H2CO3) 2. 25℃时，1 mol/L的NH4Cl、CH3COONH4、NH4HSO4三种溶液中，测得c(NH+4)分别为a、b、c(单位为mol/L)，下列判断正确的是( ) A.a=b=c? ?????? B.a>b>c C.a>c>b? ?????? D.c>a>b 3.下列过程或现象与盐类水解无关的是( ) A.纯碱溶液去油污 B.铁在潮湿的环境下生锈
C.加热氯化铁溶液颜色变深 D.浓硫化钠溶液有臭味 4.下列离子方程式属于盐的水解，且书写正确的是( ) A.NaHCO3溶液：HCO-3+H2O CO2-3+H3O+ B.NaHS溶液：HS-+H2O H2S+OH- C.Na2CO3溶液：CO2-3+2H2O H2CO3+2OH- D.NH4Cl溶于D2O中：NH+4+D2O NH3?D2O+H+ 5.工业上制备纯净的氯化锌时，将含杂质的氯化锌溶于过量的盐酸，为了除去杂质需要调节溶液的pH到4，应加入的试剂是( ) A.氢氧化钠? ?????? B.氨水 C.氧化锌? ??????? D.氯化锌 6.常温时，将CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合后，溶液呈中性。则下列各项正确的是( ) A.混合前：pH(CH3COOH)+pH(NaOH)=14 B.混合后：c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-) C.混合前：c(CH3COOH)>c(NaOH) D.混合后：c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+) 7.(2009?安徽理综，13)向体积为Va的0.05 mol/L CH3COOH 溶液中加入体积为Vb的0.05 mol/L KOH溶液，下列关系错误的是( ) A.Va>Vb时：c(CH3COOH)+c(CH3COO-)>c(K+)
高中化学电离水解平衡选择题专项训练部分附 答案 HUA system office room 【HUA16H-TTMS2A-HUAS8Q8-HUAH1688】
电离水解平衡选择题训练 20．50mL浓度为1mol/L的醋酸溶液与100mLNaOH溶液混合后，所得溶液的PH=7(常温下)，则对该溶液的有关叙述正确的是 A．c(Na+)==c(CH 3COO—) B．c(CH 3 COO—)>c(OH—) C．原NaOH溶液的浓度为0.5mol/L D．NaOH溶液的浓度大于0.5mol/L 21．有五瓶溶液分别是：①10mL0.60mol·L－1NaOH水溶液，②20mL0.50mol·L－1H 2SO 4 水溶 液，③30mL0.40mol·L－1HCl水溶液，④40mL0.30mol·L－1HAc水溶液，⑤50mL0.20mol·L －1蔗糖水溶液，以上各瓶溶液中所含离子、分子总数的大小顺序是 A．①>②>③>④>⑤B．②>①>③>④>⑤ C．②>③>④>①>⑤D．⑤>④>③>②>① 22．0.1mol·L－1的下列几种溶液：A.Na 2CO 3 B.CH 3 COONaC.NaClD.NaHCO 3 E.NH 4 Cl，其pH由大 到小的顺序是 A．A>D>B>C>EB．C>E>B>D>AC．A>B>D>E>CD．E>A>B>D>E 23．在FeCl 3和Fe 2 (SO 4 ) 3 的混合溶液中，若不计Fe3+的水解，当溶液中c(Fe3+)=c(SO42－) 时，下列判断正确的是 A．c(Fe3+)＞c(Cl－)B．c(SO42－)＞c(Cl－) C．c(SO42－)＜c(Cl－)D．FeCl3和Fe2(SO4)3的物质的量相等