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【高考预测】1.外界条件对弱电解质和水电离平衡的影响及强、弱电解质的比较仍将是命题的重点。
2.溶液pH的计算与生物酸碱平衡相结合或运用数学工具(图表)进行推理等试题在高考中出现的可能性较大。
3.溶液中离子(或溶质粒子)浓度大小比较仍是今后高考的热点。
【高考资源网：知识导学】一、强、弱电解质的判断方法1．电离方面：不能全部电离，存在电离平衡，如(1)0.1 mol·L－1CH3COOH溶液pH约为3；(2)0.1 mol CH3COOH溶液的导电能力比相同条件下盐酸的弱；(3)相同条件下，把锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者反应速率比后者快；(4)醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONH4，颜色变浅；(5)pH=1的CH3COOH与pH=13的NaOH等体积混合溶液呈酸性等。
2．水解方面根据电解质越弱，对应离子水解能力越强(1)CH3COONa水溶液的pH>7；(2)0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液pH比0.1 mol·L－1 NaCl溶液大。
3．稀释方面如图：a、b分别为pH相等的NaOH溶液和氨水稀释曲线。
c、d分别为pH相等的盐酸和醋酸稀释曲线。
请体会图中的两层含义：(1)加水稀释相同倍数后的pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。
若稀释10n倍，盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位，而氨水与醋酸溶液pH变化不到，n个单位。
(2)稀释后的pH仍然相等，则加水量的大小：氨水NaOH溶液，醋酸>盐酸。
4．利用较强酸(碱)制备较弱酸(碱)判断电解质强弱。
如将醋酸加入碳酸钠溶液中，有气泡产生。
说明酸性：CH3COOH>H2CO3。
5．利用元素周期律进行判断，如非金属性Cl>S>P>Si，则酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3(最高价氧化物对应水化物)；金属性：Na>Mg>Al，则碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。
电离平衡与盐类水解的实验原理一、电离平衡的概念和背景1.1 电离平衡的定义电离平衡是指在一定条件下，溶液中的部分物质发生电离并形成离子，同时离子也会再次结合形成原来的分子或生成新的物质的过程。
电离平衡的特点是正反反应速率相等，此时溶液中的离子浓度保持不变。
1.2 电离平衡常数电离平衡常数（K）表示离子生成与消失之间的平衡状态。
对于一般的离子化反应：A ⇌ B+ + C-电离平衡常数的定义为：K = ([B+][C-])/[A]其中，方括号表示物质的浓度。
1.3 影响电离平衡的因素电离平衡的位置和平衡常数受到温度、浓度、压力等因素的影响。
而且，离子在电离平衡中的相对稳定性也会影响平衡的位置。
二、盐类水解的概念和实验现象2.1 盐类的定义盐类是由阳离子和阴离子组成的化合物，在水溶液中能够电离生成离子。
2.2 盐类的水解盐类在水溶液中能够发生水解反应，根据水解程度的不同，可以分为完全水解和不完全水解。
完全水解即盐类完全电离生成阳离子和阴离子，而不完全水解则是指盐类只部分电离，同时生成一定比例的未电离的分子。
2.3 盐类水解导致的实验现象盐类水解会导致溶液pH值的变化，从而影响溶液的酸碱性质。
如果阳离子是酸性的，阴离子是碱性的，则溶液呈弱碱性；反之，如果阳离子是碱性的，阴离子是酸性的，则溶液呈弱酸性。
三、电离平衡与盐类水解的关系3.1 电离平衡在盐类水解中的作用在盐类水解反应中，电离平衡起到了关键的作用。
根据电离平衡的原理，水解过程中生成的离子会再次结合形成分子。
通过平衡常数的计算，可以推测出盐类水解的程度以及产生的酸碱性质。
3.2 电离平衡常数与酸碱性质变化的关系根据电离平衡常数的大小，可以判断溶液的酸碱性质。
如果水解反应生成的酸离子浓度高于碱离子浓度，则溶液呈酸性；如果碱离子浓度高于酸离子浓度，则溶液呈碱性。
当两种离子的浓度接近时，溶液呈中性。
四、实验方法和步骤4.1 实验材料和试剂准备•盐类：选择具有不同酸碱性质的盐类，如氯化钠、硫酸钠等。
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。
电离平衡与盐的水解㈠常用基本依据弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡与化学平衡一样遵循平衡移动原理，除此以外还常用下列知识点来解决有关电解质溶液中离子浓度的问题。
⒈电荷守恒⒉物料守恒⒊质子守恒⒋c(H+)·c(OH-)＝1×1014-⒌“有弱要水解，越弱越水解；异弱促水解，同弱相抑制”反映的相对大小关系⒍“溶液酸碱性”反映c(H+)与c(OH-)的相对大小关系⒎单一水解一般程度较小且一级电离或一级水解强得多是主要的【注】具体解题时，除运用上述关系式外，还可结合实际对某些离子的浓度进行定量计算和抓主要弃次要的定性分析比较。
㈡经典练习题⒈醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOH H++ CH3COO-，下列叙述不正确的是( )A．醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c(H+)＝c(OH-)+ c(CH3COO-)B．0.10 mol/L的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液中c(OH-)减小C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动D．常温下pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＜7⒉下列叙述正确的是( )A．将稀氨水逐滴加入稀硫酸中，当溶液的pH＝7时，c(SO-24)＞c(NH+4)B．两种醋酸溶液的物质的量浓度分别为c1和c2，pH的别为a和a +1，则c1＝10c2C．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D．向0.1 mol·L1-的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中c(OH-)/c(NH3·H2O)增大⒊用食用白醋（醋酸浓度约为1 mol·L1-）进行下列实验，能证明醋酸为弱电解质的是( )A.白醋中滴入石蕊试液呈红色B.白醋加入豆浆中有沉淀产生C.蛋壳浸泡在白醋中有气体放出D.pH试纸显示醋酸的pH为2～3⒋下列叙述正确的是( )A.95℃纯水的pH＜7，说明加热可导致水呈酸性B.pH＝3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH＝4C.0.2 mol·L1-的盐酸，与等体积水混合后pH = 1D.pH＝3的醋酸溶液，与pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH＝7⒌下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是( )A．相同浓度的两溶液中c(H+)相同B．pH＝3的两溶液稀释100倍，pH都为5 C．100 mL 0.1 mol·L1-的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠D．两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H+)均明显减小6. 室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是( )A. pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合D. pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合B. pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合C. pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合7. 25℃时，水的电离达到平衡：H2O H+＋OH-；∆H＞0，下列叙述正确的是( )A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH-)降低D．将水加热，K W增大，pH不变B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H+)增大，K W不变C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H+)降低8. 向三份0.1 mol·L1-CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl2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⒐有①Na2CO3溶液、②CH3COONa溶液、③NaOH溶液各25 mL，物质的量浓度均为0.1 mol·L1-，下列说法正确的是( )A.三种溶液pH的大小顺序是③＞②＞①B.若将三种溶液稀释相同倍数，pH变化最大的是②C.若分别加入25 mL 0.1 mol·L1-盐酸后，pH最大的是①D.若三种溶液的pH均为9，则物质的量浓度的大小顺序是③＞①＞②⒑温度相同、浓度均为0.2 mol·L1-的①(NH4)2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、⑤C6H5ONa、⑥CH3COONa溶液，它们的pH值由小到大的排列顺序是( )A．③①④②⑥⑤B．①③⑥④②⑤C．③②①⑥④⑤D．⑤⑥②④①③11.下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系正确的是( )A.向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(OH-)B. 0.1 mol/L NH4Cl溶液：c(NH+4)＝c(Cl-)C. 0.1 mol·L1-Na2CO3溶液：c(OH-)＝c(HCO-3)＋c(H+)＋c(H2CO3)D.向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸得到的pH＝5的混合溶液：c(Na+)＝c(NO-3)12.草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。
高二化学选修4电离平衡和盐类水解复习指导【知识网络】【知识要点】要点一强电解质与弱电解质1．强、弱电解质：一定温度和浓度的电解质，根据它们在水溶液中电离程度大小分为强电解质和弱电解电解质强电解质弱电解质键型离子键极性键极性键电离程度完全电离部分电离电离过程不可逆过程可逆过程，存有电离平衡表示方法电离方程式用“=”电离方程式用“”电解质在溶液中的存在形式水合离子分子、水合离子2它的导电性可以很弱；而某弱电解质虽然电离程度小，但浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。
因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力也不一定弱。
要点二弱电解质的电离平衡1．弱电解质的电离平衡：同化学平衡。
2．影响电离平衡的因素：①浓度：越稀越电离。
②温度：越热越电离。
③同离子效应：若向弱电解质溶液中加入与弱电解质相同的离子，则弱电解质的电离程度减小。
④离子反应效应：若向弱电解质溶液中加入能与弱电解质的离子结合的离子，则弱电解质的电离程度变大。
要点三水的电离和溶液的pH1．水是一种极弱的电解质：H2O+H2O H3O++OH－或H2O H++OH－2．溶液的酸碱性——取决于溶液中c（H+）、c（OH－）的相对大小任意温度常温下（20℃）溶液酸碱性c(H+)与c(OH－)大小c(H+)与c(OH－)大小pH值c(H+)＞c(OH－) c(H+)＞c(OH－)c(H+)＞10-7mol/L小于7 酸性c(OH－)＞c(H+) c(OH－)＞c(H+) c(OH－)＞10-7mol/L大于7 碱性c(H+)= c(OH－) c(H+)=c(OH－)=10-7mol/L 等于7 中性3．影响水电离平衡的因素①酸、碱在纯水中加入酸或碱，均使水的电离平衡左移，此时若温度不变，K W不变；c（H+）发生改变，pH也随之改变；若向水中加入酸，则c（H+）增大，c（OH－）变小，pH变小。
②温度若升温，由于水电离吸热，升温将促进水的电离，故平衡右移，c（H+）、c（OH－）同时增大，pH变小，但由于c（H+）与c（OH－）始终保持相等，故仍显中性。
- 1 -溶液中的平衡：电离、水解、难溶电解质溶解平衡 一、基础知识储备1、 书写弱溶电解质电离方程式 （1）.NH 3-H 2O;CH 3COOH;H 2O(2)书写盐类水解离子方程式：NH 4Cl;CH 3COONa;Na 2S;Na 2CO 3; NaHCO 3(3)难溶电解质溶解平衡AgCl二、平衡移动3沉淀转化 三、难点——守恒Na 2CO 3 NaHCO 3 电荷 ； 物料 ； 质子例1、 下列关于电解质溶液的叙述正确的是（2006年）A ．常温下，pH=7的NH 4Cl 与氨水的混合溶液中离子浓度大小顺序为)OH ()H ()NH ()CI (-4-c c c c =>>++B ．将pH=4的醋酸溶液稀释后，溶液中所有离子的浓度均降低C ．中和pH 与体积均相同的盐酸和醋酸溶液，消耗NaOH 的物质的量相同D ．常温下，同浓度的Na 2S 与NaHS 溶液相比，Na 2S 溶液为pH 大例2、25℃时，水的电离可达到平衡：H 2O=H ++OH -;△H ＞0，下列叙述正确的是（2007年）A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c (OH)-降低B.向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H+）增大，K w不变C.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c（H+）降低D.将水加热，K w增大，pH不变例3、醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH H＋＋CH3COO－，下列叙述不正确．．．的是A、醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－）B、0.10mol/L的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c（OH－）减小C、CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动D、常温下，pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＜7例4、.下列叙述正确的是（2009年）A.0.1 mol/LC6H5ONa溶液中：c(Na+)＞c(C6H5O-)＞c(H+)＞c(OH-)B.Na2CO3溶液加水稀释后，恢复至原温度，pH和K均减小C.pH=5的CH3COOH溶液和Ph=5的NH4Cl溶液中，c(H+)不相等D.在Na2S溶液中加入AgCl固体，溶液中c(S2-)下降例5、25 ℃时，浓度均为0.2 mol/L的NaHCO3和Na2CO3溶液中,下列判断不正确．．．的是（2009年）A.均存在电离平衡和水解平衡B.存在的粒子种类相同C.c(OH-)前者大于后者D.分别加入NaOH固体，恢复到原温度，c(CO33-)均增大五、当堂检测1．将0.lmol·1L-醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是（）A．溶液中c(H+)和c(OH-)都减小B．溶液中c(H+)增大C．醋酸电离平衡向左移动D．溶液的pH增大2、已知0.1mol·L-1的二元酸H2A溶液的pH=4.0，则下列说法中正确的是（）A．在Na2A、NaHA两溶液中，离子种类不相同B．在溶质物质的量相等的Na2A、NaHA两溶液中，阴离子总数相等C．在NaHA溶液中一定有：c(Na+)+c(H+)=c(HA-)+c(OH-)+2c(A2-)D．在Na2A溶液中一定有：c(Na+)>c(A2-)>c(H+)> c(OH-)3、下列操作中，能使电离平衡H2O H＋＋OH－，向右移动且溶液呈酸性的是（）（A）向水中加入NaHSO4溶液（B）向水中加入Al2(SO4)3溶液（C）向水中加入Na2CO3溶液（D）将水加热到100℃，使pH＝64、（09年福建理综·10）在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32－＋H2O HCO3－＋OH－。
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。
高二化学选修4电离平衡和盐类水解复习指导(晶体中有离子，但不能自由运动、不号电)曲水【知识要点】要点一强电解质与弱电解质1. 强、弱电解质：一定温度和浓度的电解质，根据它们在水溶液中电离程度大小分为强电解质和弱电解 质，其区别如下：电解质 强电解质弱电解质键型 离子键极性键 极性键 电离程度 完全电离 部分电离电离过程 不可逆过程 可逆过程，存有电离平衡 表示方法电离方程式用 电离方程式用“ ”电解质在溶液中的存在形式水合离了分子、水合离子2. 溶液的导电性：导电性的强弱是由溶液中离子浓度大小决定的。
如果某强电解质溶液浓度很小，那么 它的导电性可以很弱；而某弱电解质虽然电离程度小，但浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。
因 此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力也不一定弱。
要点二弱电解质的电离平衡1. 弱电解质的电离平衡：同化学平衡。
2. 影响电离平衡的因素：①浓度：越稀越电离。
②温度：越热越电离。
③同离子效应：若向弱电解质溶 液中加入与弱电解质相同的离子，则弱电解质的电离程度减小。
④离子反应效应：若向弱电解质溶液中加 入能与弱电解质的离子结合的离子，则弱电解质的电离程度变大。
要点三水的电离和溶液的pH1. 水是一种极弱的电解质：HzO+HzO^^HsO’+OH—或H20F 』H‘+0H—'① MH 1) = c(OH) =lxlO*7mol-L _1纯水常温下数据｛②K w =c(H +)-c(OH)=lxl044、③ pH = — lg= c(H +) =7【知识网络】讹合扬II 共价化合韧熔融洛于水本无离子，固、液态都不导电 强导电性鑑矗子熔融态和溶于水都 不形成离子不导电强导电性几乎A 部电离I 弱电解驹 —1 I詔分电离 I 非电解质I—存在电离平衡 一极弱电解质5电离)=5分子化)(H 20)在外加电源作用下 离子水电离平衡 离子反应(在溶液中〉水的离子积(心)鐫総能.__恒电簣氧化氏原反应1进入电路离子互换反应溶液pH电解电镀原电池电化旋］O 臨蠶專r 的水解容于水2.+3. 影响水电离平衡的因素① 酸、碱 在纯水屮加入酸或碱，均使水的电离平衡左移，此时若温度不变，心不变；c (HJ 发生 改变，pH 也随Z 改变；若向水中加入酸，则c (H +)增大，c (0H -)变小，pH 变小。
第2节弱电解质的电离平衡盐类的水解第1课时◆教学目标【知识与技能】1.了解pH的含义。
2.了解溶液稀释时pH的变化规律，会计算各类混合溶液的pH。
【过程与方法】通过“活动·探究”和“交流·研讨”的活动，引导学生体会综合、分析、归纳等方法在解决水溶液问题中的应用。
【情感、态度与价值观】通过介绍与电离平衡相关应用知识,帮助学生认识水溶液在化学中的重要作用,体会化学知识在人类生产、生活中的应用。
◆教学重难点【教学重点】温度、浓度、外加物质对电离平衡的影响。
【教学难点】温度、浓度、外加物质对电离平衡的影响。
◆教学过程一、导入新课【引入新课】1.等体积、等浓度的盐酸和醋酸与等量镁条的反应时反应速率相同吗？PH 值相同吗？为什么？是什么原因造成的？2．pH值相同的盐酸和醋酸与等量镁条的反应时反应速率相同吗？为什么？是什么原因造成的？【学生】回答。
【教师总结】我们知道如电解质的电离是一个可逆过程，存在着电离平衡。
电离平衡是一种特殊的化学平衡。
它符合化学平衡的一切特征。
二、讲授新课教学环节一电离平衡常数【分析】以CH3COOH的电离为例分析电离平衡的建立过程：CH3COOH→CH3COO-＋H+CH3COO-＋H+→CH3COOHCH3COOH CH3COO-＋H+【提问】上述v-t图体现了CH3COOH在水中的电离有什么特点？【讲解】电离平衡时：v(离子化)=v(分子化)> 0；溶液中的分子浓度和离子浓度保持不变。
【讲解】在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
【交流研讨】根据前一章所学的化学平衡理论，分析一元弱酸(设化学式为HA)、一元弱碱（设化学式为BOH)的电离过程，并完成下列问题：1.写出弱酸、弱碱的电离方程式。
HA A-＋H+BOH B+＋OH-2.填写下表中的空白。
高考化学专题复习电离平衡和水解平衡【高考导航】电解质溶液是高中化学重要的基础理论之一，从近几年的高考试题可以看出，涉及电解质溶液的考点多，重现率高。
其主要热点有：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水解平衡实例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＞二级水解能量变化吸热吸热表达式电离方程：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加入Na2S 生成NaHS 抑制水解二、相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较三、相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较四、电解质溶液中的守恒关系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。
电离平衡和水解平衡一．考纲与考情1．考纲电离平衡和水解平衡在考纲中的位置如下所示：基础型课程部分2．考情电离平衡和水解平衡在近几年高考中的出题都集中在选择题，一般为一题单选，一题多选。
综合来说，这一块的内容所占考分不多，但是由于学习水平较高，而且有一题会出现在多项选择题中，考生失分的情况还是十分普遍的，也应该将之看作教学上的重难点来看待。
二．知识点整理电解质和非电解质强电解质和弱电解质1、概念⑴电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。
②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。
③对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。
例如：H2SO4、NaHCO3、NH4Cl、Na2O、Na2O2、Al2O3⑵强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。
强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H2O、HF等都是弱电解质。
②电解质的强弱与溶解度无关。
如BaSO4、CaCO3等③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。
2、判断⑴物质结构判断：离子化合物（含离子键）强电解质；共价化合物（极性强、弱、非极性）强电解质不一定是离子化合物，如盐酸是共价化合物，但它在水溶液中能完全电离，它是强电解质；弱电解质也不一定是共价化合物，如氢氧化铝是若电解质，但是它是离子化合物⑵物质类别判断：强电解质：强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水非电解质：非金属氧化物、氢化物（酸除外）、多数有机物注：单质和混合物（不是电解质也不是非电解质）⑶性质判断：熔融导电：强电解质（离子化合物）均不导电：非电解质（必须是化合物）⑷实验判断：①测一定浓度溶液pH②测对应盐溶液pH③一定pH溶液稀释测pH变化④同等条件下测导电性例1：(上海高考题)下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（D ）。
专题四电离平衡和盐类的水解平衡一、高考展望：弱解质的电离平衡及盐类的水解平衡是高考的热点内容之一，也是教学中的重点和难点。
高考中的题型以选择题为主，有时也以填空题、简答题形式考查。
几乎是每年必考的内容。
电离平衡的考查点是：①比较某些物质的导电能力大小，判断电解质、非电解质；②外界条件对电离平衡的影响及电离平衡的移动；③将电离平衡理论用于解释某些化学问题；④同浓度(或同pH)强、弱电解质溶液的比较，如：c(H＋)大小，起始反应速率、中和酸(或碱)的能力、稀释后pH的变化等等。
外界条件对电离平衡的影响、强弱电解质的比较是高考命题的热点。
盐类的水解在考查内容上有以水解实质及规律为对象的考查，但将水解与弱电解质电离、酸碱中和反应、pH等知识进行综合考查更为常见。
主要考查点如下：①盐类水解对水的电离程度的影响的定性、定量判断；②水解平衡移动用于某些盐溶液蒸干后产物的判断；③盐溶液pH大小的比较；④盐溶液或混合溶液离子浓度大小的比较及排序。
⑤离子共存、溶液的配制、试剂的贮存、化肥的混用、物质的提纯、推断、鉴别、分离等。
二、考点归纳：水的电离是电离平衡的一种具体表现形式，所以可以上承下延，从电离平衡的影响因素来思考和理解具体的水的电离平衡的影响因素。
⑴温度：由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促进水的电离，c(H＋)、c(OH―)同时增大,K w增大，pH值变小，但c(H＋)与c(OH―)仍相等,故体系仍显中性。
⑵酸、碱性：在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H＋或碱电离出OH―均能使水的电离平—1—衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。
若此时温度不变，则K w 不变，c(H ＋)、c(OH ―)此增彼减。
即：加酸，c(H ＋)增大，c(OH ―)减小，pH 变小。
加碱，c(OH ―)增大，c(H ＋)减小，pH 变大。
⑶能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H ＋ 或OH ― ，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。
即盐类的水解促进水的电离。
⑷其它因素：向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H ＋ 直接作用，因而同样能促进水的电离。
3. 关于溶液pH 值的计算：⑴总思路：根据pH 的定义：pH=－lg ｛c(H +)｝，溶液pH 计算的核心是确定溶液中c(H +)的相对大小。
具体地，酸性溶液必先确定溶液中c(H +)，碱性溶液必先确定c(OH ―)，再由c(H +)·c(OH －)= Kw 换算成c(H +),然后进行pH 的计算。
即：c(H +) pH⑵溶液混合后的pH 计算：①两强酸混合,先求混合后的c(H +)混,再直接求pH 值：c(H +)混==[c(H ＋)1·V 1＋c(H ＋)2·V 2]/(V 1＋V 2)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·V 1＋c(OH －)2·V 2]/(V 1＋V 2)③强酸与强碱溶液混合：根据n(H +)与n(OH ―)的相对大小先判断酸、碱的过量情况。
a. 若酸过量n(H +)＞n （OH ―），c(H ＋)混==[n(H +)－n(OH ―)]/V 总b. 若碱过量n(OH ―)＞n(H ＋)，c(OH ―)混==[n(OH ―)－n(H ＋)]/V 总c 、若酸碱恰好完全反应n(H +)==n(OH ―），混合后溶液呈中性。
④未标明酸碱的强弱，混合后溶液pH 值不定。
应分析讨论。
⑶总结论：酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量。
4. 溶液的稀释规律：⑴强酸：pH=a ，稀释10n 倍则pH=a+n(a+n)＜7；(弱酸：则pH ＜(a+n)强碱：pH=b ，稀释10n 倍则pH=b-n(b －n ＞7)；(弱碱：则pH ＞(b －n)⑵酸或碱 无限稀释时(即当c(H ＋ )或c(OH ―) ＜10－6mol·L －1时)，应考虑水电离出来的H ＋或OH ―的影响。
切记：“无限稀释7为限”5. 关于中和滴定的误差判断：根据计算关系式：C 待=[c(标)·V(标)·n(标)]/[V(待)·n(待)]，判断溶液浓度误差的宗旨是待测溶液的浓度与消耗标准液的体积成正比。
任何操作的误差最终均可归结到对所用标准液的．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．体积的影响．．．．．。
【例1】下列各组溶液的c(H ＋)一定等于1×10－7mol/L 的是 BA . pH=2和pH =12的两种溶液以等体积混合B . 0.05mol/L 的硫酸与0.10mol/L 的NaOH 溶液以等体积混合C . 将pH=5的CH 3COOH 溶液稀释100倍D . pH=1的H 2SO 4 与0.10mol/L 的B a (O H )2溶液以等体积混合【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 BA . 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(NH 4)2SO 4(aq)、(NH 4)2CO 3 (aq)的c(NH 4+)C . 相同条件下，0.l mol ·L －1 NaHCO 3 和 0.1mol ·L －1 Na 2CO 3 溶液的pHD . 1 L 饱和氯化铵溶液中NH 4+ 和Cl - 的个数—2—三、考点强训c(H ＋ )=10－pHpH=－lg ｛c(H +)｝一、选择题：( A )1. 常温时，将下列溶液等体积．．．混合后，所得混合液的pH小于7的是A. pH为2的醋酸溶液与pH为12的氢氧化钠溶液B. 0.0l mol·L-1 的醋酸溶液与0.01 mol·L-1的氢氧化钠溶液C. pH为2的硫酸溶液与pH为12的氢氧化钠溶液D. 0.010 mol·L-1的盐酸溶液与0.010 mol·L-1的氢氧化钡溶液(AC)2．下列物质能跟镁反应并生成氢气的是A．甲酸溶液B．氢氧化钠溶液C．氯化铵溶液D．碳酸钠溶液(AB)3．50mL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(CH3COO—) B．c(CH3COO—)>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(D )4．在常温下，将pH=11的某碱溶液与pH=3的某酸溶液等体积混合，下列说法正确的是A．若所得溶液呈中性，则生成的盐可能为强酸强碱盐B．若所得的溶液呈碱性，则可能是强碱与弱酸溶液反应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(AD)5．已知同温度，同物质的量浓度的NaX溶液的pH值大于NaY溶液的pH值，据此，下列对两种对应酸(HX和HY)在相同温度和浓度下的比较中正确的是A．c(X—)<c(Y—) B．电离程度：HX>HYC．HY溶液的pH值>HX溶液的pH D．HY溶液中的c(H+)>HX溶液中的c(H+) (D)6．有五瓶溶液分别是：①10mL 0.60mol·L－1NaOH水溶液，②20mL 0.50mol·L－1H2SO4水溶液，③30mL0.40mol·L－1HCl水溶液，④40mL 0.30mol·L－1HAc水溶液，⑤50mL 0.20mol·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>⑤C．②>③>④>①>⑤D．⑤>④>③>②>①( B )7．用水稀释0.1mol·L—1氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是A．c(OH—)/(NH3·H2O) B．c(NH3·H2O)/c(OH—)C．c(H+)和c(OH—)的乘积D．OH—的物质的量(C )8．25℃时，将等体积的盐酸和氨水混合后，若混合液中c(NH4+)=c(Cl－)，则溶液的pH值为A．大于7 B．小于7 C．等于7 D．无法确定( D )9．把三氯化铁溶液蒸干灼烧最后得到的固体产物是A．无水三氯化铁B．氢氧化铁C．氯化亚铁D．三氧化二铁(A )10．0.1 mol·L－1的下列几种溶液：A.Na2CO3B.CH3COONa C.NaCl D.NaHCO3E.NH4Cl，其pH由大到小的顺序是A．A>D>B>C>E B．C> E>B>D>A C．A>B>D>E>C D．E>A>B>D>E( D )11．在FeCl3和Fe2(SO4)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(AC)12．有一种酸式盐AHB，它的水溶液显弱碱性，今有下列说法，其中正确的是A．同浓度的AOH溶液和H2B溶液，电离程度前者大于后者B．HB－的电离程度大于HB－的水解程度C．该盐的电离方程式为AHB === A++HB－—3—D．在溶液中离子浓度大小顺序一般为：c(A+)＞c(HB－)＞c(OH－)＞c(B2－)＞c(H+)( A )13．20℃，两种一元弱酸的钠盐NaX和NaY，已知往NaX溶液中通入CO2只能生成HX和NaHCO3；往NaY溶液中通入CO2能生成HY和Na2CO3，下列说法正确的是A．酸性HX＞HY B．溶液的碱性NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3C. 结合H＋的能力：Y－＞CO32－＞X－＞HCO3－D．HX和HY酸性相同，但比H2CO3弱( C )14．NH4Cl溶于D2O中，反应生成的一水合氨与水合氢离子均正确的是A．NH2D·H2O和D3O+B．NH3·D2O和HDO+C．NH3·HDO和D3O+D．NH2D·H2O和H2DO+( D)15．若200mLc(H+)=10－3mol·L－1的某一元酸与100mLc(OH－)=10－3mol·L－1的某一元碱溶液相混合后，溶液呈碱性，所用的酸和碱应是A．等浓度的弱酸和强碱B．稀的弱酸和浓的强碱C．稀的强酸和稀的强碱D．稀的强酸和浓的弱碱( B)16．已知NaHSO4在水中的电离方程式为：NaHSO4==Na＋＋H＋＋SO42－。
