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高中化学的归纳化学平衡中的酸碱平衡与离子平衡高中化学中，化学平衡是一个重要的概念。
化学平衡是指在化学反应中，反应物与生成物的浓度或分压保持不变的状态。
其中，酸碱平衡与离子平衡是化学平衡的两个重要方面。
一、酸碱平衡在化学反应中，当酸和碱反应时，会产生水和盐。
这种反应称为酸碱中和反应。
酸碱中和反应是一个常见的化学平衡反应。
化学平衡反应的特点是反应物和生成物的浓度达到一定的比例，保持不变。
酸碱反应中，酸和碱的特性是不同的。
酸可产生H+离子，而碱可产生OH-离子。
在酸碱中和反应中，H+离子和OH-离子结合，生成水。
这个过程被称为水离子的平衡反应，也就是反应物和生成物的浓度相等，保持不变。
酸碱中和反应的化学方程式可以表示为：HA + MOH → H2O + MA其中，HA表示酸，MOH表示碱，H2O表示水，MA表示盐。
酸碱中和反应在生活中有着广泛的应用。
比如，胃酸和胃碱的中和反应可以减轻胃部的不适；酸雨与碱性土壤的中和反应可以恢复土壤的酸碱平衡。
二、离子平衡离子平衡是另一个重要的化学平衡现象。
在溶液中，某些化合物会解离成离子。
这种解离的过程是一个平衡反应，称为离子平衡。
离子平衡是发生在电解质溶液中的。
电解质溶液中的化合物能够解离成正离子和负离子，并保持一定的浓度平衡。
离子平衡是离子浓度和溶液电导率的平衡状态。
在离子平衡中，离子的浓度与解离度有关。
解离度是指溶液中解离的离子与总离子浓度的比值。
离子的浓度越高，解离度越大。
离子平衡的化学方程式可以表示为：AB ⇌ A+ + B-其中，AB表示电解质，A+和B-表示正负离子。
离子平衡在化学分析、生物化学等领域有着广泛的应用。
比如，酸碱指示剂的颜色变化是因为溶液中酸、碱浓度的变化所造成的离子平衡的改变；生物体内的离子平衡是维持生命活动所必需的。
总结：高中化学中的归纳化学平衡包括酸碱平衡与离子平衡两个方面。
酸碱平衡是指酸和碱中和反应中，反应物和生成物的浓度保持不变的状态。
⾼中化学：离⼦平衡的必考知识点概念（1）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、Al2O3（2）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。
判断（1）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）、多数有机物单质和混合物（不是电解质也不是⾮电解质）（2）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）（3）实验判断：①测⼀定浓度溶液pH ②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电解质溶液的导电性和导电能⼒①电解质不⼀定导电(如NaCl晶体、⽆⽔醋酸)，导电物质不⼀定是电解质(如⽯墨)，⾮电解质不导电，但不导电的物质不⼀定是⾮电解质。
②强电解质溶液导电性不⼀定⽐弱电解质强。
饱和强电解质溶液导电性不⼀定⽐弱电解质强。
弱电解质的电离平衡定义和特征：1.、电离平衡的含义：在⼀定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分⼦电离成离⼦的速率与离⼦结合成分⼦的速率相等，溶液中各分⼦和离⼦的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态。
任何弱电解质在⽔溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最⼤电离程度。
第八章水溶液中的平衡关于水溶液中的平衡的题目大都较复杂，这种复杂来自多个方面。
水溶液中涉及到电离平衡、水解平衡、沉淀溶解、配位平衡等多种平衡，同一离子可能同时涉及多种平衡，使得溶液的实际情况变得复杂。
高中阶段学习的阴阳离子较多，离子之间的沉淀、溶解、结合、氧化还原等反应也较多，需要牢固掌握的知识也较多，增加了记忆的难度。
化学平衡的表达式本身较为复杂，涉及到多个参数的加减乘除和对数、指数等复杂运算，以及涉及多个未知数的复杂方程组，再加上平衡计算中有时涉及近似处理，使得计算起来较复杂。
水溶液中的平衡除了纯理论计算外，有时还涉及中和滴定、酸碱度的测量、颜色变化等实验操作的问题，理论与实验的相互交错使得分析问题的需要考虑的方面变得复杂。
虽然水溶液中的平衡的题目大都很复杂，但也有常用的切入点，就是涉及到的等式关系，主要包括元素守恒和电荷守恒，以及平衡表达式。
根据题目信息，建立等式关系，联立等式关系，解出相应的数值，或推导出可以进行比较的不等式。
水溶液中的平衡的题目不仅复杂程度比较高，题目类型也异常丰富，并没有几种固定的“常见题型”，看上去相似的形式里其实蕴含着大量细小又关键的变化，因此需要进行远多于其他章节的做题练习，并且练习过程中要非常耐心细心地抽丝剥茧地分析，不断尝试新的切入点和思路。
1.（2022浙江）o 25C 时，苯酚（65C H OH ）的101.010a K ，下列说法正确的是（ ）A. 相同温度下，等pH 的65C H ONa 和3CH COONa 溶液中，65(C H O )c 3(CH COO )cB. 将浓度均为10.10mol L 的65C H ONa 和NaOH 溶液加热，两种溶液的pH 均变大C. o 25C 时，65C H OH 溶液与NaOH 溶液混合，测得pH 10.00 ，则此时溶液中6565(C H O )(C H OH)c cD. o 25C 时，10.1mol L 的65C H OH 溶液中加入少量65C H ONa 固体，水的电离程度变小解析：已知o 25C 时，苯酚（65C H OH ）的101.010a K ，即106565(C H O )(H ) 1.010(C H OH)c c c ，根据数值可知其电离程度很小，仅比水略大。
《水溶液中的离子反应与平衡》说课稿尊敬的各位评委老师：大家好！今天我说课的题目是“水溶液中的离子反应与平衡”。
下面我将从教材分析、学情分析、教学目标、教学重难点、教法与学法、教学过程、板书设计以及教学反思这几个方面来展开我的说课。
一、教材分析“水溶液中的离子反应与平衡”是高中化学选修四《化学反应原理》中的重要内容。
这部分知识在化学学科中具有承上启下的作用，既是对必修课程中电解质溶液、离子反应等知识的深化和拓展，也为后续学习电化学基础等内容奠定了基础。
教材通过实验探究、理论分析等方式，引导学生认识水溶液中的离子平衡，包括弱电解质的电离平衡、水的电离和溶液的酸碱性、盐类的水解平衡以及难溶电解质的沉淀溶解平衡等。
这些内容不仅有助于学生理解化学反应的本质和规律，还能培养学生的科学思维和探究能力。
二、学情分析学生在必修课程中已经学习了电解质、离子反应等基础知识，对水溶液中的离子有了一定的认识。
但对于离子反应的平衡问题，学生的理解还比较肤浅，需要进一步深入学习和探究。
此外，学生在学习过程中可能会遇到抽象概念难以理解、数学计算能力不足等问题，这就需要教师在教学中采用合适的教学方法和策略，帮助学生突破难点。
三、教学目标1、知识与技能目标（1）理解弱电解质的电离平衡概念，能书写电离方程式。
（2）掌握水的离子积常数，能进行溶液酸碱性的判断和 pH 的计算。
（3）理解盐类水解的原理，能判断盐溶液的酸碱性。
（4）了解难溶电解质的沉淀溶解平衡，能运用溶度积规则判断沉淀的生成、溶解和转化。
2、过程与方法目标（1）通过实验探究和数据分析，培养学生观察、分析和解决问题的能力。
（2）通过对离子平衡概念的建立和应用，培养学生的逻辑思维和抽象概括能力。
3、情感态度与价值观目标（1）让学生体会化学知识与生活、生产的密切联系，激发学生学习化学的兴趣。
（2）培养学生严谨的科学态度和合作精神。
四、教学重难点1、教学重点（1）弱电解质的电离平衡、水的电离和溶液的酸碱性。
第28讲盐类水解考纲要求 1.了解盐类水解的原理。
2.了解影响水解程度的主要因素。
3.了解盐类水解的应用。
考点一盐类水解及其规律1．定义在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应.2．实质盐电离―→错误!―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→溶液呈碱性、酸性或中性3．特点4．规律有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性,同强显中性。
盐的类型实例是否水解水解的离子溶液的酸碱性溶液的pH强酸强碱盐NaCl、KNO3否中性pH＝7强酸弱碱盐NH4Cl、Cu（NO3)2是NH错误!、Cu2＋酸性pH＜7弱酸强碱盐CH3COONa、Na2CO3是CH3COO－、CO错误!碱性pH〉75。
盐类水解离子方程式的书写要求(1)一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。
盐类水解一般不会产生沉淀和气体,所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
(2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。
(3）多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成。
（4)水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“==="“↑"“↓”等。
(1）溶液呈中性的盐一定是强酸、强碱生成的盐(×）(2）酸式盐溶液可能呈酸性，也可能呈碱性(√)（3）某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应(×）（4)常温下，pH＝10的CH3COONa溶液与pH＝4的NH4Cl溶液，水的电离程度相同(√）(5）常温下，pH＝11的CH3COONa溶液与pH＝3的CH3COOH溶液，水的电离程度相同（×)(6)NaHCO3、NaHSO4都能促进水的电离(×）（7)向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和气体生成(×) (8)S2－＋2H2O H2S＋2OH－(×)（9）Fe3＋＋3H2O Fe（OH)3↓＋3H＋（×）（10）明矾溶液显酸性:Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋(√)1．怎样用最简单的方法区别NaCl溶液、氯化铵溶液和碳酸钠溶液？答案三种溶液各取少许分别滴入紫色石蕊溶液，不变色的为NaCl溶液，变红色的为氯化铵溶液，变蓝色的为碳酸钠溶液。
专题07 第13题水溶液中的离子平衡知识过关一、试题分析水溶液中的离子平衡是高考的重点，主要考查弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、难溶电解质的溶解平衡的移动影响规律及应用，溶液中粒子浓度大小的比较，K sp、pH的计算，中和滴定的计算、指示剂的选择等。
二、试题导图三、必备知识知识点1 电离平衡和溶液的酸碱性1．电离平衡中的三个易错点(1)电离平衡向正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程度减小。
(2)弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中所有离子浓度不一定都减小，如氨水加水稀释时，c(H＋)增大。
(3)由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1的溶液不一定呈碱性。
2．水的电离和溶液的酸碱性(1)水的电离①任何条件下，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)；常温下，离子积常数K W＝1.0×10－14。
②酸、碱抑制水的电离，能水解的正盐、活泼金属(如Na)则促进水的电离。
(2)溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
①当电离能力大于水解能力时，如何判断溶液酸碱性举例：a．CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，所以等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显酸性；b．NH3·H2O的电离程度大于NH＋4的水解程度，等浓度的NH3·H2O和NH4Cl溶液等体积混合后溶液显碱性。
②当水解能力大于电离能力时，如何判断溶液酸碱性举例：HClO的电离程度小于ClO－的水解程度，所以等浓度的HClO与NaClO溶液等体积混合后溶液显碱性。
③酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式酸根的电离能力和水解能力哪一个更强。
如在NaHCO3溶液中，HCO－3的水解能力大于电离能力，故溶液显碱性；而在NaHSO3溶液中，HSO－3的电离能力大于水解能力，故溶液显酸性。
高中化学必修课----水溶液中的离子平衡全章知识讲解及巩固练习题（含答案解析）【学习目标】1、理解水的离子积常数的含义，并能应用其进行水溶液中的有关简单计算；2、知道测定溶液pH的方法，能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，知道酸、碱电离理论；3、认识盐类水解的原理，归纳影响盐类水解程度的因素；4、能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀生成、转化、溶解的本质；5、知道离子反应发生的条件，会简单地判断离子反应能否发生；6、掌握酸碱中和滴定的原理和方法。
【知识网络】【要点梳理】要点一、溶液中的三种平衡1、弱电解质的电离平衡。
弱电解质的电离是一个可逆过程，溶液中未电离的电解质分子和已电离的离子处于平衡状态。
电离平衡是动态平衡，当浓度、温度等条件发生变化时，平衡就向着能够使这种变化减弱的方向移动。
影响电离平衡的因素有很多，如温度、浓度、酸碱度等。
弱电解质的电离是吸热的，故升高温度有利于弱电解质的电离。
浓度越大，弱电解质电离生成的离子碰撞的机会越多，越容易结合生成弱电解质分子，故电离程度越小。
弱电解质的电离还受酸碱度、同离子效应等影响。
2、盐类的水解平衡。
和化学平衡一样，盐类水解也存在水解平衡，影响水解平衡的主要因素有：①温度：升高温度有利于水解，水解可看作是中和的逆过程。
②浓度：盐溶液浓度越小，水解程度越大。
③酸碱度：水解显酸性的盐加酸抑制水解，加碱促进水解；水解显碱性的盐加碱抑制水解，加酸促进水解。
3、难溶电解质的溶解平衡。
物质溶解性的大小是相对的，绝对不溶的物质是没有的。
在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，即达到溶解平衡状态。
难溶电解质的溶解平衡也是有条件的，条件变化，平衡被破坏。
通过条件的变化可以使沉淀生成、沉淀溶解，也可以使沉淀转化。
分析如下：①沉淀生成的条件是Q c＞K sp。
②沉淀溶解的条件是Q c＜K sp。
③沉淀的转化(生成更难溶的物质)。
在含有沉淀的溶液中加入另一种沉淀剂，使其与溶液中某一离子结合成更难溶的物质。
第八章水溶液中的离子平衡第一讲弱电解质的电离平衡考点1弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡1．强、弱电解质(1)概念(2)与物质类别的关系①强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。
②弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。
(3)电离方程式的书写①弱电解质a．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
b．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
②酸式盐a．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。
b．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
2．电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)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，电离过程就达到平衡。
平衡建立过程如图所示：3．电离平衡的特征二、影响电离平衡的外界条件1．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
2．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
4．加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
考点2 电离平衡常数1．表达式(1)对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离平衡常数K ＝c （H ＋）·c （A －）c （HA ）。
(2)对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋＋OH －，电离平衡常数K ＝c （B ＋）·c （OH －）c （BOH ）。
2．特点(1)电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K 值增大。
(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3≫…，故其酸性取决于第一步。
3．意义K 值越大，说明弱电解质越易电离，其酸(碱)性越强。
4．影响因素考点3强、弱电解质的比较与判断一、强、弱电解质的比较以一元强酸(HA)与一元弱酸(HB)的比较为例。
二、强、弱电解质的判断方法(以HA为例)1．从是否完全电离的角度判断2.从是否存在电离平衡的角度判断(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断如将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH＝5，则为强酸，若pH<5，则为弱酸。
(2)从升高温度后pH的变化判断若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。
因为弱酸存在电离平衡，升高温度时，电离程度增大，c(H ＋)增大。
而强酸不存在电离平衡，升高温度时，只有水的电离程度增大，pH变化幅度小。
3．从酸根离子是否能发生水解的角度判断可直接测定NaA溶液的pH：若pH＝7，则HA是强酸；若pH>7，则HA是弱酸。
第二讲水的电离和溶液的酸碱性考点1水的电离1．水的电离水是极弱的电解质，其电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。
2．水的离子积常数(1)表达式：K w＝c(H＋)·c(OH－)。
室温下，K w＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程，升高温度，K w增大。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
3．影响水的电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度增大，K w增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，K w不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，K w不变。
4．外界条件对水的电离平衡的影响考点2溶液的酸碱性与pH一、溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c (H ＋)和c (OH －)的相对大小。
(用“>”“＝”或“<”填空)二、溶液的pH1．定义式：pH ＝－lg_c (H ＋)。
2．溶液的酸碱性与pH 的关系 室温下：3．测量(1)pH 试纸法：取一小块试纸放在干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对比，即可确定溶液的pH 。
(2)pH 计测量法。
三、常见溶液的pH 计算 1．单一溶液的pH 计算强酸溶液，如H n A ，设浓度为c mol/L ，c (H ＋)＝nc mol/L ，pH ＝－lg c (H ＋)＝－lg (nc )。
强碱溶液(25 ℃)，如B(OH)n ，设浓度为c mol/L ，c (H ＋)＝10－14ncmol/L ，pH ＝－lg c (H ＋)＝14＋lg (nc )。
2．混合溶液的pH 计算(1)两种强酸混合：直接求出c (H ＋)混，再据此求pH 。
c (H ＋)混＝c 1（H ＋）V 1＋c 2（H ＋）V 2V 1＋V 2。
(2)两种强碱混合：先求出c (OH －)混，再据K w 求出c (H ＋)混，最后求pH 。
c (OH －)混＝c 1（OH －）V 1＋c 2（OH －）V 2V 1＋V 2。
(3)强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H ＋或OH －的浓度，最后求pH 。
c (H ＋)混或c (OH －)混＝|c （H ＋）酸V 酸－c （OH －）碱V 碱|V 酸＋V 碱。
考点3 酸碱中和滴定一、实验原理利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
二、常用酸碱指示剂及其变色范围酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因为其变色范围大，颜色变化不明显。
三、实验用品1．仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
2．试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
3．滴定管的选择四、实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)1．滴定前的准备检漏—检查滴定管活塞是否漏水↓洗涤—先用蒸馏水“洗”，再用待装液“润洗”滴定管↓装、排—滴定管中“装”液至0刻度以上，并“排”气泡↓调、读—调整液面至0或0刻度以下，并读数↓注、加—将一定体积的碱液注入锥形瓶，并加指示剂酸式滴定管的查漏：向滴定管中装入一定体积的水，固定在滴定管夹上直立静置两分钟，观察有无水滴滴下，然后将活塞旋转180°，再静置两分钟，观察有无水滴滴下，若均不漏水，滴定管即可使用。
2．滴定3．终点判断当滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色(酚酞作指示剂)，且在半分钟内不恢复原色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
滴定终点是指示剂颜色的突变点，不是恰好中和的点，也不是pH等于7的点。
4．数据处理按上述操作重复 2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c (NaOH)＝c （HCl ）·V （HCl ）V （NaOH ）计算。
五、误差分析 1．原理依据原理c (标准)·V (标准)＝c (待测)·V (待测)，所以c (待测)＝c （标准）·V （标准）V （待测），因c (标准)与V (待测)已确定，因此只要分析出不正确的操作引起V (标准)的变化，即分析出结果。
V (标准)变大，则c (待测)偏高；V (标准)变小，则c (待测)偏低。
2．常见误差以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有六、常用量器的读数方法1．平视读数(如图1)：实验室中用量筒、移液管或滴定管量取一定体积的液体，读取液体体积时，视线应与凹液面最低点保持水平，视线与刻度的交点即为读数(即“凹液面定视线，视线定读数”)。
2．俯视读数(如图2)：当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。
3．仰视读数(如图3)：读数时，由于视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，因滴定管刻度标法与量筒不同，这样仰视读数偏大。
第三讲 盐类的水解考点1 盐类的水解及其规律一、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→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→c (H ＋)≠c (OH －)→溶液呈碱性或酸性。
二、特点三、规律有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
四、水解方程式的书写 1．一般要求例如：NH 4Cl 的水解离子方程式为NH ＋4＋H 2O NH 3·H 2O ＋H ＋。
2．三种类型的盐的水解方程式的书写(1)多元弱酸盐的水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解。
例如：Na 2CO 3的水解离子方程式为CO 2－3＋H 2O HCO －3＋OH －。
(2)多元弱碱盐水解：方程式一步写完。
例如：FeCl 3的水解离子方程式为Fe 3＋＋3H 2OFe(OH)3＋3H ＋。
(3)有些阴、阳离子相互促进的水解：水解相互促进进行到底时，书写时要用“===”“↑”“↓”等。
例如：NaHCO 3与AlCl 3混合溶液反应的离子方程式为Al 3＋＋3HCO －3===Al(OH)3↓＋3CO 2↑。
考点2 盐类水解的影响因素1．内因弱酸阴离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。
例如：酸性：CH 3COOH>H 2CO 3――→决定相同条件下相同浓度的NaHCO 3、CH 3COONa 溶液的pH 大小关系为NaHCO 3>CH 3COONa 。
2．外因考点3 盐类水解的应用1．盐类水解的应用FeCl 3溶液显酸性，原因是Fe 3＋＋3H 2OFe(OH)3＋3H ＋明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋2．盐溶液蒸干时所得产物的判断(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，酸根阴离子易水解的强碱盐蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。
(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。
(3)考虑盐受热时是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化，如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
(5)弱酸的铵盐蒸干后无固体，如NH4HCO3、(NH4)2CO3。
考点4溶液中粒子浓度的大小比较1．注意两大理论，构建思维模型(1)电离理论①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH＋4)。
