【化学】高考热点知识训练12：电离平衡、ph、盐类水解

化学盐类的水解电离知识点总结一、盐类的水解盐类的水解是指盐溶解在水中时，离子与水分子发生反应生成新的离子或分子物质的过程。

水解反应通常发生在弱酸盐或弱碱盐溶液中，分为酸性水解和碱性水解两种类型。

1.酸性水解当酸性盐溶解在水中时，阳离子会与水分子发生反应，产生酸性溶液。

这是由于阳离子是强酸的共轭碱，与水分子结合生成氢离子(H+)，使溶液呈酸性。

示例反应：铵盐(NH4Cl)+H2O→NH4OH+HCl2.碱性水解当碱性盐溶解在水中时，阴离子会与水分子发生反应，产生碱性溶液。

这是因为阴离子是强碱的共轭酸，与水分子结合生成氢氧根离子(OH-)，使溶液呈碱性。

示例反应：铝盐(AlCl3)+H2O→Al(OH)3+HCl需要注意的是，盐类水解的程度受其溶解度和离子的水合能力的影响。

溶解度越大，水解程度越小；离子的水合能力越强，水解程度也越小。

二、盐类的电离盐类的电离是指盐类溶解在水中，离子与水分子发生解离反应，形成游离离子的过程。

这是由于水是一种极性分子，能够与离子相互作用，将盐分子解离成离子。

1.强电解质强电解质是指能够完全电离的盐类。

在水中完全溶解的强酸、强碱和盐都属于强电解质。

它们的分子在水中离解成对应的阳离子和阴离子，溶液具有良好的电导性。

示例：NaCl + H2O → Na+(aq) + Cl-(aq)2.弱电解质弱电解质是指在水中只部分电离的盐类。

它们的分子在水中只有一部分离解成离子，溶液的电导性相对较差。

示例：NH4Cl + H2O ⇌ NH4+(aq) + Cl-(aq)需要注意的是，强电解质和弱电解质的区分是根据离解程度而定，而不是盐的种类。

同一个盐在不同条件下可能表现出强电解质或弱电解质的性质。

三、影响水解和电离的因素1.温度：温度的增加会促进水解和电离反应的进行，提高溶液的电导性。

2.浓度：较高的盐浓度促进水解反应的进行，但也可能限制电离反应的进行。

3.溶剂：溶液中的溶剂性质，如极性和离子溶解度，会影响水解和电离的程度。

高三化学水解电离知识点化学是高中学习中的一门重要科目，其中水解和电离是化学中的两个基本概念，在高三学习中也是重点内容。

下面将介绍高三化学中关于水解和电离的知识点。

一、水解的概念和分类1. 水解的概念：水解是指化合物与水分子发生反应，被水分子分解成更简单的物质的过程。

2. 水解的分类：水解反应可以分为酸性水解、碱性水解和盐类水解三种类型。

- 酸性水解：当化合物与酸反应时，发生酸性水解，产生酸根离子或酸。

- 碱性水解：当化合物与碱反应时，发生碱性水解，产生碱根离子或碱。

- 盐类水解：当盐类溶解在水中时，发生盐类水解，产生盐的阳离子或阴离子与水分子反应生成的溶液。

二、水解反应的影响因素1. 温度：温度升高会加速水解反应的进行，反之则会减缓反应速率。

2. 浓度：反应物浓度的增加会导致水解反应速率的加快。

3. 原料的性质：不同种类的原料发生水解反应的速率也会不同。

三、电离的概念和分类1. 电离的概念：电离是指化合物在溶液中分解成带电离子的过程。

2. 电离的分类：电离可以分为离子的形成和电解质的分类两个方面。

- 离子的形成：当化合物溶解在水中时，其中的分子会分解成带电的离子。

- 电解质的分类：电解质可以分为强电解质和弱电解质两种类型。

四、强电解质和弱电解质1. 强电解质：具有完全电离的性质，溶解度大，溶液中离子的浓度高。

2. 弱电解质：仅部分电离，溶解度小，溶液中离子的浓度低。

五、电离度和电离常数1. 电离度：电离度是描述溶液中电解质溶解程度的物理量，用符号α 表示。

2. 电离常数：反映溶液中电解质电离程度的物理量，用符号 K 表示。

六、酸碱中的水解和电离1. 酸的水解：酸溶液中的水会发生水解反应，生成氢离子（H+），使溶液呈酸性。

2. 碱的水解：碱溶液中的水会水解生成氢氧根离子（OH-），使溶液呈碱性。

3. 酸的电离：酸溶液中的酸分子会电离生成氢离子（H+）。

4. 碱的电离：碱溶液中的碱分子会电离生成氢氧根离子（OH-）。

冠夺市安全阳光实验学校专题21 盐类的水解一、高考真题再现1、（全国卷I-10）N A是阿伏加德罗常数的值。

下列说法正确的是( ) A．16.25 g FeCl3水解形成的Fe(OH)3胶体粒子数为0.1N AB．22.4 L(状况)氩气含有的质子数为18N AC．92.0 g甘油(丙三醇)中含有羟基数为1.0N AD．1.0 mol CH4与Cl2在光照下反应生成的CH3Cl分子数为1.0N A2、（全国卷II-11)N A代表阿伏加德罗常数的值。

下列说法正确的是( ) A．常温常压下，124 g P4中所含P－P键数目为4N AB．100 mL 1 mol·L－1 FeCl3溶液中所含Fe3＋的数目为0.1N AC．状况下，11.2 L甲烷和乙烯混合物中含氢原子数目为2N AD．密闭容器中，2 mol SO2和1 mol O2催化反应后分子总数为2N A3、（北京卷-11）测定0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。

时刻①②③④温度/℃25 30 40 25pH 9.66 9.52 9.37 9.25实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。

下列说法不正确的是( )A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO2－3＋H2O HSO－3＋OH－B．④的pH与①不同，是由于SO2－3浓度减小造成的C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致D．①与④的K w值相等4、（江苏卷6）下列有关物质性质的叙述一定不正确的是( )A．向FeCl2溶液中滴加NH4SCN溶液，溶液显红色B．KAl(SO4)2·12H2O溶于水可形成Al(OH)3胶体C．NH4Cl与Ca(OH)2混合加热可生成NH3D．Cu与FeCl3溶液反应可生成CuCl25、（浙江卷-4）下列物质溶于水后溶液显酸性的是( )A．KCl B．Na2OC．NH4Cl D．CH3COONa6、（浙江卷-23）在常温下，向10 mL浓度均为0.1 mol·L－1的NaOH和Na2CO3混合溶液中滴加0.1 mol·L－1的盐酸，溶液pH随盐酸加入体积的变化如图所示。

论化学高考热点——盐类水解摘要：盐类的水解是高中化学中的重要知识点，同时也是高考中经常要考查的知识点。

为此，本文就有关盐类水解的定义、实质、规律、影响因素、应用等有关知识加以阐述，以期和广大的教师与同学们交流，增加我们对盐类水解知识的理解与掌握。

关键词：盐类水解；高中化学；高考热点《盐类的水解》位于选修四第三章第三节。

高考考试大纲和考试说明中必考内容都有明确要求：了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。

这一节既是高中化学的重点，又是高中化学的难点，同时也是高考的热点。

笔者现对盐类的水解一节进行详细分析，以期和广大教师和同学们交流。

一、盐类水解的定义在溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。

认真理解、体会定义，可以进一步知道盐类水解的实质。

二、盐类水解的实质盐电离出的离子与水电离出的离子反应生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。

注意：发生水解的盐溶液里同时存在两个平衡：水的电离平衡和盐的水解平衡。

三、盐类水解的类型根据盐类的不同，可分为：强酸强碱盐(不水解)；强酸弱碱盐；强奸弱酸盐；弱酸弱碱盐。

1.强酸弱碱盐。

如：NH4Cl的水解离子方程式： NH4+ + H2O = = NH3。

H2O +H+强酸弱碱盐的水溶液一定显酸性。

2.强碱弱酸盐。

如：CH3COONa的水解离子方程式：CH3COO- + H2O =可逆= CH3COOH + OH-强奸弱酸盐的水溶液一定显碱性。

3.弱酸弱碱盐。

如：CH3COONH4的水CH3COO- + NH4+ + H2O =可逆= CH3COOH + NH3*H2O CH3COONH4水溶液显中性。

如：NH4F的水NH4+ + F- + H2O =可逆=NH3*H2O + HF NH4F的水溶液显酸性。

如：NH4ClO的水解离子方程式; NH4++ ClO- + H2O =可逆= NH3*H2O + HClONH4ClO的水溶液显碱性。

高三化学电离与水解知识点电离与水解是高中化学中重要的知识点，涉及到溶液的离子化程度、酸碱中和反应等概念。

本文将围绕电离与水解的定义、化学平衡中的应用以及相关实例进行详细阐述。

一、电离与水解的定义电离是指化学物质在溶液中或熔融状态下，通过释放离子而转变为离子的过程。

以强酸HCl为例，当它溶解在水中时，会释放出H+离子和Cl-离子：HCl（气体）→ H+（溶液）+ Cl-（溶液）水解是指化学物质在水溶液中与水发生反应，产生离子和水的过程。

以强碱NaOH为例，当它溶解在水中时，会发生水解反应：NaOH（固体）+ H2O（液体）→ Na+（溶液）+ OH-（溶液）二、化学平衡中的电离与水解在酸碱中和反应中，离子的电离与水解是化学平衡过程中重要的组成部分。

根据勒夏特列原理，对于弱电解质溶液，它的电离与水解可以相互制约，形成动态平衡。

以弱酸HAc（醋酸）的电离与水解为例，该过程可以表达为如下平衡反应：HAc（溶液）⇄ H+（溶液）+ Ac-（溶液）在水中，HAc分子发生电离，部分转化为离子H+和Ac-，同时也会出现Ac-与水分子的水解反应：Ac-（溶液）+ H2O（溶液）⇄ HAc（溶液）+ OH-（溶液）这两个反应相互制约，不断进行，直到达到化学平衡。

三、电离与水解的相关实例1. 酸碱指示剂的应用酸碱指示剂是根据溶液的酸碱性质发生颜色变化的物质。

这种颜色变化与指示剂分子的电离与水解有关。

如甲基橙指示剂，在酸性溶液中会接受H+离子而发生电离，呈现红色；在碱性溶液中，指示剂分子与OH-离子发生水解，呈现黄色。

通过观察指示剂的颜色变化，可以判断溶液的酸碱性质。

2. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸溶液与碱溶液按化学计量比发生完全反应的过程。

在这个过程中，酸与碱溶液中的离子发生重新组合，形成中和盐和水。

例如，盐酸和氢氧化钠反应生成氯化钠和水的化学方程式为：HCl（溶液）+ NaOH（溶液）→ NaCl（溶液）+ H2O（溶液）该反应中，HCl中的H+离子与NaOH中的OH-离子结合，生成中和盐NaCl和水。

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+3+ 3Cl-(2)用离子方程式表示：盐的离子＋水⇌酸(或碱)＋OH－(或H＋)3+ 3H2O ⇌Al(OH)3 + 3H+如AlCl3的水解：Al+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+3+3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H+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。

： 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： AlCl 3 +3H 20 ⇌Al 3+ + 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 3+ + 3H 2O ⇌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。

+可抑制弱碱阳离子水解，OH - 能抑制弱酸阳离子水解。

(3)外加酸碱：H（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。

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。

高考化学水解电离知识点在高考化学中，水解电离是一个重要的知识点。

它涉及到溶液的酸碱性质、离子平衡等方面内容。

本文将从酸碱概念、酸碱溶液的离子平衡、强弱酸碱的水解电离等多个角度来详细讨论水解电离的相关知识。

一、酸碱概念酸是指能产生H+离子（即氢离子）的物质，它能够与碱发生中和反应。

碱是指能产生OH-离子（即氢氧根离子）的物质，它能够与酸发生中和反应。

这是我们常见的酸碱概念。

但是在化学中，我们还可以通过溶液是否导电来判断它是酸性溶液还是碱性溶液。

酸性溶液和碱性溶液导电的原理是由于酸和碱在水中发生了水解电离。

二、酸碱溶液的离子平衡当酸和碱溶解在水中时，会发生水解电离反应，产生离子，从而形成酸性或碱性溶液。

水解电离是指溶质的分子在溶液中解离成离子的过程。

对于酸和碱来说，它们的水解电离是有限度的，不是所有酸和碱都能够完全电离。

例如，硫酸是一种强酸，它在水中完全电离为氢离子和硫酸根离子。

而乙酸是一种弱酸，它在水中只有一部分电离，大部分存在于分子状态。

同样，钠氢氧化物是一种强碱，完全电离为氢氧根离子和钠离子；氨水是一种弱碱，只有少部分电离。

三、强弱酸碱的水解电离强酸和强碱的水解电离可以看做是一个完全反应的过程，反应的正方向和逆方向同时发生，但正逆反应速度相同，达到动态平衡。

例如，盐酸溶液的水解电离方程式为：HCl + H2O ⇌ H3O+ + Cl-。

在动态平衡状态下，溶液中存在相应的离子浓度。

对于弱酸和弱碱而言，它们的电离度较低，仅有一部分分子电离成离子。

以乙酸溶液为例，它的水解电离方程式为：CH3COOH + H2O ⇌CH3COO- + H3O+。

在这个反应中，左右两边溶质的浓度并不相等，而是达到了动态平衡。

四、酸碱水解电离的平衡常数对于酸碱的水解电离反应，我们可以通过平衡常数来描述。

平衡常数（Ka）等于反应物离子浓度乘积与产物离子浓度乘积的比值。

对于酸的电离反应，Ka越大，说明酸的电离程度越高；反之，Ka越小，说明酸的电离程度越低。