2010年高考化学备考考前10天易错点专项突破：专题5 电离平衡与盐类水解

高中化学“四大平衡”考点总结化学平衡是这一平衡理论体系的核心。

系统掌握反应速率与化学平衡的概念、理论及应用对于深入认识其他平衡，重要的酸、碱、盐的性质和用途，化工生产中适宜条件的选择等，具有承上启下的作用；对于深入掌握元素化合物的知识，具有理论指导意义。

正因为它的重要性，所以，在历年高考中，这一部分向来是考试的热点、难点。

1．高中化学常见四大平衡2．常见四大平衡研究对象模型一、化学平衡研究对象：可逆反应。

如：加热不利于氨的生成，增大压强有利于氨的生成。

模型二、电离平衡：研究对象：弱电解质。

如：加热促进电离，稀释电离度增大。

模型三、水解平衡研究对象：弱酸盐或弱碱盐或弱酸弱碱盐。

如：配制溶液应加入少量酸防止水解。

不断加热溶液，蒸干灼烧可得到固体。

模型四、溶解平衡研究对象：气体或固体溶于水形成的饱和溶液中形成的平衡体系。

（1）气体的溶解平衡如：当加入等时平衡会发生移动。

当收集等气体时往往分别通过饱和的等溶液以除去可能有的酸性气体，且抑制气体的溶解。

（2）固体的溶解平衡如：如：加热促进溶解；加热溶解度降低；反应的进行是由于存在溶解平衡；；由于能水解，加热时的水解程度增大，促进了的溶解，最终转化成。

知识结构归纳总结四大平衡无论是理论学习还是解题方法，都有许多的共通之处。

归纳总结四大平衡的共同点是一种有效的复习方法。

1. 所有的平衡都建立在“可逆反应”的基础上2.平衡特征相同3.都可借助v-t图学习平衡的建立及平衡的移动4. 都能用勒夏特列原理解释平衡的移动勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(如温度、浓度、压强等)，平衡就向减弱这个改变的方向移动．平衡的实质是两个变化方向的速率相等，所以影响平衡的因素首先是影响速率的因素：（1）温度：升温促进吸热过程进行（2）浓度：增大某物质浓度，平衡向消耗该物质的方向移动（3）减压或稀释5. 都存在平衡常数K高考分析1.化学平衡2.电离平衡3.水解平衡4.溶解平衡。

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。

在比较溶液中离子的浓度时，一般情况下为什么氢离子和氢氧根离子都排在最后？请具体说明。

答：不一定，看过下面离子浓度比较的专题，你就明白了。

高考热点——离子浓度大小的比较离子浓度大小的比较，是历年高考命题的热点。

它涉及的知识点多，综合性强，能力要求高，需要认真复习和强化训练。

现总结如下。

一、相关知识点1、电解质的电离（1）电解质溶解于水或受热熔化时，离解成能自由移动的离子的过程叫做电离。

（2）强电解质如NaCl、HCl、NaOH等在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子。

（3）弱电解质在水溶液中是少部分发生电离，绝大部分以分子形式存在。

如２５℃0.1mol/L的如CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H2O和-CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO和极少量的OH-离子。

（4）多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离，以第一步电离为主：+--+2-H2CO3=H＋HCO3；HCO3=H＋CO3。

（5）多元弱碱如Al(OH)3看着一步电离：3+-Al(OH)3=Al＋3OH２、水的电离+-+-（1）水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O和OH，H2O=H＋OH。

在+-２５℃℃（常温）时，纯水中[H]＝[OH]＝1×10-7mol/L。

+-+-（2）在一定温度下，[H]与[OH]的乘积是一个常数：水的离子积Kw＝[H]•[OH]，适用于各种水溶液。

在２５℃时，Kw＝1×10-14。

Kw随温度的升高而增大。

+（3）在纯水中加入酸或碱，抑制了水的电离，使水的电离程度变小，水电离出的[H]-水和[OH]水均小于10-7mol/L。

在纯水中加入弱酸强碱盐、弱碱强酸盐，促进了水的电离，+-使水的电离程度变大，水电离出的[H]水或[OH]水均大于10-7mol/L。

３、盐类水解+-（1）在溶液中盐的离子跟水所电离出的H或OH生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。

天津高考化学专项训练盐类的水解基础题1.25 ℃时，浓度均为0.2 mol·L－1的NaHCO3和Na2CO3溶液中，下列判断不正确的是( )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(CO2－3)均增大解析：A项，Na2CO3溶液中存在水的电离平衡和碳酸根的水解平衡，NaHCO3在水溶液中存在碳酸氢根的电离平衡和水解平衡以及水的电离平衡，故A正确；B项，NaHCO3和Na2CO3溶液中存在的微粒均为：钠离子、碳酸根、碳酸氢根、氢氧根、氢离子、碳酸分子、水分子，存在的粒子种类相同，故B正确；C项，碳酸根的水解程度大于碳酸氢根，二者水解均显碱性，根据水解规律：谁强显谁性，所以碳酸钠中的氢氧根浓度大于碳酸氢钠溶液中的氢氧根浓度，故C错误；D项，分别加入NaOH固体，恢复到原温度，碳酸氢根和氢氧根在溶液反应会生成碳酸根和水，氢氧根对它们的水解均起到抑制作用，所以c(CO2－3)均增大，故D正确。

答案：C2．0.1 mol·L－1AlCl3溶液，温度从20 ℃升高到50 ℃，浓度增幅最大的离子是( ) A．Cl－ B．Al3＋C．H＋ D．OH－解析：升高温度有利于Al3＋水解，溶液的酸性增强，c(H＋)增大。

答案：C3．短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，其简单离子都能破坏水的电离平衡的是( )A．W2－、X＋ B．X＋、Y3＋C．Y3＋、Z2－ D．X＋、Z2－解析：结合原子序数和简单离子的电荷数，确定W、X、Y、Z分别为O、Na、Al、S四种元素，能发生水解的离子为Al3＋、S2－，故C项正确。

答案：C4．下列物质在常温时发生水解，对应的离子方程式正确的是( )A．Na2CO3：CO2－3＋2H2O H2CO3＋2OH－B．NH4Cl：NH＋4＋H2O NH3↑＋H2O＋H＋C．CuSO4：Cu2＋＋2H2O Cu(OH)2＋2H＋D．NaF：F－＋H2O===HF＋OH－解析：多元弱酸根离子水解是分步进行的，是可逆反应，水解的量较少不能生成沉淀和气体。

高中化学电离平衡九大知识点一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，叫电解质。

非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

2、电解质与非电解质本质区别：电解质一一离子化合物或共价化合物非电解质一一共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4 全部电离，故BaSO4为强电解质）一一电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：人、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。

C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。

D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。

叫做电离平衡常数，（一般用Ka 表示酸，Kb表示碱。

）二^ 表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。

如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]・c[OH -]25℃时，[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]・[OH -] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离KW〈 1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离KW〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。

高考化学复习易错题归类解析与练习专题14 电离平衡【易错分析】强电解质在水溶液中能够全部电离，而弱电解质在水溶液中只有部分电离。

和化学平衡一样，在弱电解质溶液里，也存在着电离平衡，水溶液中的离子平衡内容实际上是应用化学平衡理论，探讨水溶液中离子间的相互作用，内容比较丰富。

一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和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，简称电离平衡。

强弱电解质理论,特别是弱电解质的电离平衡是学习电解质溶液的重要基础。

【错题纠正】例题1、在氨水中存在下列电离平衡:NH 3·H2O N H4++OH-,下列情况能引起电离平衡向右移动的有()①加入NH4Cl固体②加入NaOH溶液③通入HCl气体④加入CH3COOH溶液⑤加水⑥加压A.①③⑤B.①④⑥C.③④⑤D.①②④【解析】①加入NH4Cl固体相当于加入N H4+,平衡左移;②加入OH-,平衡左移;③通入HCl气体,相当于加入H+,中和OH-,平衡右移;④加入CH3COOH溶液,相当于加入H+,中和OH-,平衡右移;⑤加水稀释,溶液越稀越电离,平衡右移;⑥对无气体参与和生成的反应,加压对平衡移动无影响。

【答案】C例题2、已知25 ℃时,H2A(酸):K1=4.3×10-7,K2=2.1×10-12;H2B(酸):K1=1.0×10-7, K2=6.3×10-13。

试比较浓度相同的两种溶液中各种微粒的大小：(1)H+的浓度:H2A(填“>”“<”或“=”,下同)H2B。

(2)酸根离子的浓度:c(A2-)c(B2-)。

(3)酸分子的浓度:c(H2A)c(H2B)。

(4)溶液的导电能力:H2A H2B。

【解析】H2A和H2B都是二元弱酸,二元弱酸的电离分两步,第一步比第二步电离程度大得多,溶液的酸性(即H+浓度)、酸式酸根的浓度、酸分子的浓度、溶液的导电能力均由第一步电离决定。

高中化学高考选择、实验必考知识点：盐类水解和沉淀溶解平衡今天给大家整理了高中化学高考选择、实验必考知识点：盐类水解和沉淀溶解平衡，知识点整理归纳！考点1：盐类水解平衡及其应用一、盐类水解的定义和实质1. 盐类水解的定义强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶于水时，电离产生的阴离子或阳离子可分别与水电离出来的H + 或OH-生成弱电解质—弱酸或弱碱。

盐与水发生的这种作用叫做盐类的水解。

2. 盐类水解的实质盐类的水解是盐跟水之间的化学反应，水解反应的实质是生成弱电解质使水的电离平衡被破坏而建立起新的电离平衡。

3. 盐类水解反应离子方程式的书写一般盐类水解的程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀和气体，书写水解方程式时，一般不用“↑”、“↓”。

盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解的盐外，一般盐类水解的离子方程式中不写“=”而写“”。

二、盐类水解的影响因素及其应用1. 内因：盐本身的性质（1）弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液酸性越强。

（2）弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，溶液碱性越强。

2. 外因（1）温度：升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。

（2）浓度：① 增大盐溶液的浓度，水解平衡正向移动，水解程度减小，但水解产生的离子浓度增大；加水稀释，水解平衡正向移动，水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。

② 增大c(H + ) ，促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；增大c(H - ) ，促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。

三、盐类水解的规律有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。

1. 组成盐的弱碱阳离子能水解，相应盐溶液显酸性；组成盐的弱酸阴离子能水解，相应盐溶液显碱性。

2. 盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，相应盐溶液碱性（或酸）性越强。

3. 多元弱酸跟的正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，如同浓度的CO 3 2- 比HCO 3 - 的水解程度大得多。

四、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。

高中化学知识点规律大全—-电离平衡1．电离平衡说明 离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子而导电；共价化合物只有在溶于水时才能导电．因此，可通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物． [弱电解质的电离平衡］(1）电离平衡的概念：在一定条件(如温度、压强)下，当电解质分子电离成离子的速率与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）弱电解质的电离平衡的特点：CH 33COO － + H ＋NH 3·H 24＋ + OH －②将弱电解质溶液加水稀释时,电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时，溶液中的离子数目增多，但电解质的分子数减少，离子浓度减小，溶液的导电性降低．③由于电离过程是吸热过程，因此，升高温度，可使电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时，溶液中离子的数目增多,离子浓度增大,溶液的导电性增强． ④在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，例如，在0。

1mol ·L －1”滴有氨水的溶液(显浅红色)中，存在电离平衡NH 3·H 24＋ + OH －．当向其中加入少量下列物质时：a ． NH 4Cl 固体．由于增大了c （NH 4＋），使NH 3·H 2O 的电离平衡逆向移动，c(OH －）减小，溶液红色变浅．b ．NaOH 固体．NaOH 溶于水时电离产生的OH －抑制了NH 3·H 2O 的电离,从而使平衡逆向移动．[电离平衡常数］ 在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡状态时，溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数．弱酸的电离常数用K a 表示,弱碱的电离常数用K b 表示． (1)电离平衡常数的表达式．①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式： CH 3COOH 的电离常数为:CH 33COO － + H ＋)()()(33COOH CH c COO CH c H c Ka -+⋅=H 2O 的电离常数为：NH 3·H 24＋ + OH －)()()(234O H NH cOH c NH c Kb ⋅⋅=-+②多元弱酸的电离特点及电离常数表达式：a ．分步电离．是几元酸就分几步电离．每步电离只能产生一个H ＋，每一步电离都有其相应的电离常数．b ．电离程度逐渐减小，且K 1》K 2》K 3，故多元弱酸溶液中平衡时的H ＋主要来源于第一步．所以，在比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较其K1即可．例如25℃时，H 3PO 4的电离； H 3PO 4 2PO 4－+ H ＋343421105.7)()()(-+-⨯=⋅=PO H c H c PO H c KH 2PO 4－42－+ H ＋842242102.6)()()(--+-⨯=⋅=PO H c H c HPO c KHPO 42－43－+ H ＋132********.2)()()(--+-⨯=⋅=HPO c H c PO c K注意 a ．电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度．b ．多元弱酸溶液中的c(H ＋）是各步电离产生的c(H ＋)的总和，在每步的电离常数表达式中的c （H ＋）是指溶液中H ＋的总浓度而不是该步电离产生的c(H ＋)．（2)电离常数的特征．同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关,只随温度的变化而变化．温度不变，K 值不变;温度不同，K 值也不同．但由于电离常数随温度的变化不大，在室温时,可不考虑温度对电离常数的影响． （3）电离常数的意义：①表明弱电解质电离的难易程度．K 值越大,离子浓度越大，该电解质越易电离；反之，电解质越难电离．②比较弱酸或弱碱相对强弱．例如在25℃时，HNO 2的K ＝4.6×10－4,CH 3COOH 的K ＝1.8×10－5，因此HNO 2的酸性比CH 3COOH 的酸性强． 6．水的电离和溶液的pH [水的电离］（1)水的电离方程式．水是一种极弱的电解质，它能像酸一样电离出极少量的H ＋,又能像碱一样电离出少量的OH －(这叫做水的自偶电离）H 23O ＋ + OH －简写为:H 2－（2）水的离子积K W ．一定温度下，水的电离常数为：)()()(2O H c OH c H c K -+⋅=即c （H ＋）·c （OH －）＝K ·c （H 2O)设水的密度为1 g ·cm3,则1 L H 2O ＝1 000 mL H 2O ＝1 000 gH 20＝55。

高考化学常考知识点《盐类水解》盐类水解是电离平衡中的一大类问题。

由于盐的水解，会造成溶液的离子种类、离子浓度、酸碱性、导电性的变化，会打破电离平衡。

而本身的盐类水解平衡，又将受条件的影响而改变。

解这类题要抓着盐类水解的四大规律：什么离子水解？什么盐水解？水解后水溶液的酸碱性，水解离子方程式的书写。

1．相同温度下等物质的量浓度的下列溶液中，pH值最小的是( C )A. NH4ClB. NH4HCO3C. NH4HSO4D. (NH4)2SO42．0.1 mol / L Na2CO3和0.1 mol / L NaHCO3溶液的pH ( A )A.大于B.等于C.小于D.不能肯定23．有①，②，③在三瓶体积相等，浓度都是1 mol·L-1的HCl溶液，将①加热蒸发至体积减少一半，在②中加入少量的CH3COONa固体(加入后溶液仍显强酸性)，③不作改变。

然后以酚酞作指示剂，用NaOH溶液滴定上述三种溶液，所消耗的NaOH溶液的体积是( C )A.①＝③＞②B.③＞②＞①C.③＝②＞①D.①＝②＝③4．在含有酚酞的0.1mol·L－1氨水中加入少量的NH4Cl晶体，则溶液颜色( C )A. 变蓝色B. 变深C.变浅D. 不变5．将0.1 mol下列物质置于1 L水中充分搅拌后，溶液中阴离子数最多的是( C )A. KClB. Mg(OH)2C. Na2CO3D. MgSO46．物质的量浓度相同的下列溶液中，浓度最大的是( B )A. NH4ClB. NH4HSO4C. CH3COONH4D. NH4HCO37．物质的量浓度相同的下列溶液中，含粒子种类最多的是( D )A. CaCl2B. CH3COONaC. NH3D. K2S8．等物质的量浓度的下列溶液中，离子的浓度最大的是( C )A. NH4ClB. NH4HCO3C. NH4HSO4D. NH4NO39．把三氯化铁溶液蒸干灼烧，最后得到的固体产物是( D )A. 无水三氯化铁B. 氢氧化铁C. 氧化亚铁D. 三氧化二铁10．物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液，其pH值依次为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是( C )A. HX、HZ、HYB. HZ、HY、HXC. HX、HY、HZD. HY、HZ、HX11.下列说法正确的是( C )A.酸式盐的溶液一定显酸性(90MCE)B.只要酸与碱的物质的量浓度和体积分别相等，它们反应后的溶液就呈现中性C.纯水呈中性是因为水中氢离子的物质的量浓度和氢氧根离子的物质的量浓度相等D.碳酸溶液中氢离子物质的量浓度是碳酸根离子物质的量浓度的二倍12．“84”消毒液在日常生活中被广泛使用。