弱電解質(zhì)的電離平衡歸納

1、弱電解質(zhì)的電離平衡考查方式：本章為歷年高考考試中考點(diǎn)分布的重點(diǎn)區(qū)之一，主要的題型為選擇題，偶有簡(jiǎn)答題，尚未出現(xiàn)過(guò)綜合性的大題，涉及此內(nèi)容的考點(diǎn)將基本不變，熱點(diǎn)將?？汲Ｐ?，跨學(xué)科的綜合性大題將有可能出現(xiàn)。從近幾年高考命題規(guī)律來(lái)看，今后的高考試題中這部分內(nèi)容出來(lái)的概率仍然很高，這是這部分內(nèi)容在教材中的地位決定的，有關(guān)PH值的計(jì)算、離子共存、離子濃度大小的比較將仍是必考點(diǎn)。命題規(guī)律：1弱電解質(zhì)的電離平衡電離平衡是化學(xué)平衡理論應(yīng)用的范例，在化學(xué)中占有重要的地位在歷年高考均受到重視，近五年的高考題也承繼了這個(gè)傳統(tǒng)?？疾榈闹饕獌?nèi)容集中點(diǎn)比較某些物質(zhì)導(dǎo)電性強(qiáng)弱；外界條件對(duì)弱電解質(zhì)電離平衡的影響；依據(jù)電離平衡

2、移動(dòng)理論，解釋某些問(wèn)題。同濃度（或PH）強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較，如氫離子濃度大小，起始反應(yīng)速率，中和堿的能力、稀釋后的PH的變化等。2水的電離與溶液的PH以水的電離和溶液 pH 計(jì)算為考查內(nèi)容的試題能有效地測(cè)試考生的判斷、推理、運(yùn)算等思維能力，仍將是將來(lái)考試的熱點(diǎn)?？荚噧?nèi)容包括： (1)已知 pH 的強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合，或已知濃度的強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合，計(jì)算溶液的 pH (2)已知pH或c的強(qiáng)弱酸堿混合，分析溶液的酸堿性。 (3)已知混合溶液的pH，推斷混合前的酸堿的各種可能，或已知溶液的pH及強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的pH，求混合比例。 (4)中和滴定接近終點(diǎn)時(shí)，溶液pH計(jì)算。 (5)在新情景下，考查水電離平衡及Kw。

3、3. 鹽類(lèi)水解考查的內(nèi)容有：1鹽對(duì)水的電離程度的影響做定性判斷或定量計(jì)算2鹽溶液蒸干灼燒后產(chǎn)物的判斷；3pH大小的比較；4離子濃度大小的比較等。 另外，判斷離子共存、配制溶液、試劑貯存、化肥的混用、物質(zhì)鑒別推斷、某些鹽的分離除雜等內(nèi)容在高考中也涉及到鹽的水解。其中命題的熱點(diǎn)是離子濃度大小的比較。在高考試題中，特別是選擇題，常常將鹽類(lèi)水解與弱電解質(zhì)的電離、酸堿中和滴定、pH等知識(shí)融合在一起，具有一定的綜合性?！净A(chǔ)知識(shí)回眸】電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)結(jié)構(gòu)類(lèi)型如：H2CO3、H2O電離程度：完全電離，不存在電離平衡離子化合物某些具有極性鍵的共價(jià)化合物，如HCl、H2SO4結(jié)構(gòu)類(lèi)型：某些具有極性鍵的共價(jià)

4、化合物水的電離早衡：H2O H+OH鹽類(lèi)的水解實(shí)質(zhì)類(lèi)型影響因素酸堿中和滴定滴定原理實(shí)驗(yàn)操作指示劑選用誤差分析水的離子積：KW=c(H+)·c(OH)溶液酸堿性溶液pH電離程度：部分電離，存在電離平衡一、強(qiáng)弱電解質(zhì)1電解質(zhì)與非電解質(zhì)定義：溶于水或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物叫電解質(zhì)；溶于水和熔融狀態(tài)下都不導(dǎo)電的化合物叫非電解質(zhì)。注意：要注意“或”字、“和”字。電解質(zhì)是二者有一，非電解質(zhì)是二者都不。要注意“化合物”三個(gè)字。其意義有兩點(diǎn)：必須是純凈物，混合物不能叫電解質(zhì)。例如，鹽酸能導(dǎo)電，但因其為混合物，故鹽酸不能稱(chēng)為電解質(zhì)。必須是純凈物中的化合物。 單質(zhì)既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。例如,A

5、l能導(dǎo)電，但不能稱(chēng)電解質(zhì)；同理，金剛石不導(dǎo)電也不能稱(chēng)非電解質(zhì)。 電解質(zhì)必須是自身電離去導(dǎo)電。例如，NH3、酸性氧化物（CO2、SO2等）雖然溶于水后都能導(dǎo)電且又是化合物，但在水溶液中不是它們本身發(fā)生電離，故它們不是電解質(zhì)應(yīng)為非電解質(zhì)。2強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)比強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念在水溶液里或熔化狀態(tài)下，能全部電離，導(dǎo)電能力強(qiáng)的電解質(zhì)稱(chēng)強(qiáng)電解質(zhì)。在水溶液里或熔化狀態(tài)下，僅部分電離，導(dǎo)電能力弱的電解質(zhì)稱(chēng)弱電解質(zhì)?；衔镱?lèi)型典型離子鍵的化合物，某些共價(jià)化合物，通常是絕大多數(shù)鹽、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等。某些共價(jià)化合物，通常是弱酸、弱堿等。電離狀況與存在形式完全電離，不可逆、不存在電離平衡，電解質(zhì)以陰、陽(yáng)離子或水合離

6、子自由移動(dòng)。不完全電離，可逆，存在電離平衡，電解質(zhì)以分子和陰、陽(yáng)離子或水合離子自由移動(dòng)。電離表示方式舉例Na2CO32Na+CO32Ba(OH)2Ba+2OHHIH+INH3·H2ONH4+OHH2SH+HSHSH+S2分步電離3弱電解質(zhì)的電離平衡 定義：弱電解質(zhì)在水溶液中部分電離是因?yàn)榉肿釉谌軇┑淖饔孟聰噫I離解成離子，另一方面陰、陽(yáng)離子也相應(yīng)結(jié)合形成分子。在一定溫度下，弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)所達(dá)到的平衡狀態(tài)稱(chēng)之為電離平衡。 電離平衡的特征： “等”分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成分子的速率相等； “定”末電離的分子的濃度與己電離的離子的濃度，保持一定；

7、 “動(dòng)”分子不斷電離，離子不斷結(jié)合成分子成為動(dòng)態(tài)平衡； “變”當(dāng)外界條件改變，電離平衡就可能遭到破壞。 影響電離平衡的因素： 溫度：因電離平衡過(guò)程是吸熱的，溫度升高，電離平衡向電離方向移動(dòng)。 濃度：增大分子的濃度，電離平衡向電離方向移動(dòng)；增大離子濃度，電離平衡向結(jié)合成分子的方向移動(dòng)。二、水的電離和水的離子積1水的電離水是一種極弱的電解質(zhì)，存在有以下電離平衡： H2OH+OH 25時(shí)，c(H+)=c(OH)=107mol·L1 2水的離子積：KW= c(H+)·c(OH)=1014 (25)理解KW時(shí)要注意:(1) KW與溫度有關(guān)，因?yàn)樗碾婋x過(guò)程是吸熱過(guò)程，所以溫度升高，有

8、利于水的電離，KW增大。如100時(shí)，KW=1012。(2) KW不僅適用于純水，還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液有 c(H+)H2O=c(OH) H2O； 如酸性溶液中： |C(H+)酸+c(H+)H2O|·c(OH)H2O=KW 堿性溶液中： |C(H+)堿+c(H+)H2O|·c(OH)H2O=KW 3影響水電離平衡的因素 酸、堿：在純水中加人酸或堿，均使水的電離平衡左移，此時(shí)若溫度不變，KW不變，c(H+)發(fā)生改變，pH也隨之改變；若向水中加入酸，則。(H+)增大，c(OH)變小，pH變小。 溫度:若升溫，由于水電離吸熱，升溫將促進(jìn)水的電離，故平衡右移，c(H

9、+)、c(OH)同時(shí)增大，pH變小，但由于c(H+)與。c(OH)始終保持相等，故純水在溫度高于25，pH<7，但仍顯中性。 易水解的鹽：在純水中加人能水解的鹽，不管水解后溶液顯什么性，均促進(jìn)水的電離，使水的電離程度增大，但只要溫度不變，KW不變。 其它因素：如向水中加入活潑金屬，由于與水電離出的H+直接作用，因而促進(jìn)了水的電離平衡向電離的方向移動(dòng)三、溶液的酸堿性和pHPH：水溶液里H+濃度的負(fù)對(duì)數(shù)叫做pH，即pH=-lgc(H+)。 表示方法：pH=-lgc(H+)溶 換算：c(H+)=10pH適用范圍：pH為014的稀溶液。液 酸堿指示劑：粗略測(cè)定溶液pH范圍的 測(cè)定方法 pH試紙：

10、粗略測(cè)定溶液pH(整數(shù))pH pH計(jì)：精確測(cè)定溶液pH(有效數(shù)字)有關(guān)簡(jiǎn) 一元弱酸、一元弱堿的pH計(jì)算 單計(jì)算 強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的單一、混合溶液的pH計(jì)算溶液的酸堿性取決于溶液中的c(H+)與c(OH)的相對(duì)大小 c(H+)>c(OH)酸性 c(OH)>c(H+)堿性 c(H+)=c(OH)中性在25時(shí)中性溶液：c(H+)=c(OH)=107mol/L，pH=7。 酸性溶液：c(H+)>c(OH)，c(H+)>107mol/L，pH<7。堿性溶液：c(H+)<c(OH)，c(H+)<107mol/L，pH>7。常用酸堿指示劑及其變色范圍指示劑變色范圍的

11、PH值石蕊<5紅色5-8紫色>8藍(lán)色甲基橙<3.1紅色3.14.4橙色>4.4黃色酚酞<8無(wú)色810淺紅>10紅色四、中和滴定的原理，儀器及操作步驟。 1中和滴定的概念 (1)定義：用已知濃度的酸(或堿)來(lái)測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的實(shí)驗(yàn)方法。 (2)原理：在中和反應(yīng)中使用一種已知濃度的酸(或堿)溶液與未知濃度的堿(或酸)溶液完全中和，測(cè)出二者所用的體積，根據(jù)化學(xué)方程式中酸堿物質(zhì)的量的比求出未知溶液的濃度。 (3)關(guān)鍵：準(zhǔn)確測(cè)定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積；準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好完全反應(yīng)。 (4)中和滴定的儀器及試劑酸式滴定管(不能盛放堿液、水解呈堿性的鹽溶液、

12、氫氟酸)2酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)堿式滴定管(不能盛放酸性溶液和強(qiáng)氧化性溶液)堿式滴定管(不能盛放酸性溶液錐形瓶、鐵架臺(tái)、滴定管夾、燒杯等) (1)儀器(2)試劑作用：通過(guò)指示劑顏色變化確定終點(diǎn)選擇：變色要靈敏、明顯(終點(diǎn)與變色范圍一致)指示劑標(biāo)準(zhǔn)液及待側(cè)液3中和滴定操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定NaOH為例) (1)準(zhǔn)備： 滴定管： a檢驗(yàn)酸式滴定管是否漏水； b洗滌滴定管后要用標(biāo)準(zhǔn)溶液洗滌23次，并排除管尖嘴處的氣泡； c用漏斗注入標(biāo)準(zhǔn)液至“0”刻度上方23cm處； d將液面調(diào)節(jié)到“0”刻度(或“0”刻度以下某一刻度)記下刻度。 錐形瓶：只用蒸餾水洗滌，不能用待測(cè)液潤(rùn)洗。 移液管：轉(zhuǎn)移少量溶液用，其洗滌方法

13、與滴定管相同。 (2)滴定： 用移液管(或堿式滴定管)取一定體積待測(cè)液于錐形瓶中，滴人23滴指示劑。 用左手握活塞旋轉(zhuǎn)開(kāi)關(guān)，右手不斷旋轉(zhuǎn)振蕩錐形瓶，眼晴注視錐形瓶中溶液的顏色變化至橙色或粉紅色出現(xiàn)，記下刻度。 (3)計(jì)算： 每個(gè)樣品作23次，取平均值求出結(jié)果。五、 鹽類(lèi)的水解實(shí)質(zhì)：鹽中弱(弱酸根或弱堿根)離子與水電離出的H+或OH結(jié)合生成難電離的分子或離子，破壞水的電離平衡條件：鹽中必須有弱根 鹽必須溶于水特征：屬可逆反應(yīng)，其逆反應(yīng)為酸堿中和(符合化學(xué)平衡規(guī)律)水解程度一般微弱【重點(diǎn)內(nèi)容突破】重點(diǎn)一、電解質(zhì)導(dǎo)電的條件電解質(zhì)離子化合物(堿、鹽)導(dǎo)電條件產(chǎn)生屬性熔化狀態(tài)溶于水導(dǎo)電強(qiáng)極性鍵化合物(酸

14、) 由于相同條件下強(qiáng)弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力有著本質(zhì)區(qū)別，因此，強(qiáng)弱電解質(zhì)可通過(guò)同條件下電流的大小來(lái)確定，這一導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)是理化學(xué)科的結(jié)合點(diǎn)。此時(shí)常常需用數(shù)學(xué)思維方法（如極值法）。所以，強(qiáng)弱電解質(zhì)的這一考點(diǎn)也會(huì)成為“3+X”綜合測(cè)試命題素材?？梢?jiàn)，電解質(zhì)并不一定導(dǎo)電，導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)。產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子是電解質(zhì)導(dǎo)電的前提。而電解質(zhì)能產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子，是電解質(zhì)的內(nèi)因，還必須具備一定的外因條件，這就是強(qiáng)極性分子水或受熱使電解質(zhì)呈熔化狀態(tài)。離子濃度大，導(dǎo)電能力強(qiáng)。電解質(zhì)的導(dǎo)電性:根據(jù)導(dǎo)電機(jī)理不同，可將導(dǎo)體分為：a金屬導(dǎo)體：其導(dǎo)電過(guò)程屬物理現(xiàn)象，溫度升高時(shí)電阻加大；b電解質(zhì)溶液(或熔化狀態(tài))導(dǎo)體：在導(dǎo)

15、電的同時(shí)要發(fā)生化學(xué)變化，溫度升高時(shí)電阻變小，電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力主要由溶液中離子的濃度和電荷數(shù)決定。 由于相同條件下強(qiáng)弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力有著本質(zhì)區(qū)別，因此，強(qiáng)弱電解質(zhì)可通過(guò)同條件下電流的大小來(lái)確定，這一導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)是理化學(xué)科的結(jié)合點(diǎn)，同時(shí)弱電解質(zhì)的有關(guān)量也會(huì)因電離程度發(fā)生變化而難以確定其大小，此時(shí)常常需用數(shù)學(xué)思維方法(如極值法)迸行處理。所以，強(qiáng)弱電解質(zhì)的這一考點(diǎn)也會(huì)成為“3+X”綜合測(cè)試命題的素材重點(diǎn)二、影響水電離平衡的因素 (1)酸、堿：在純水中加入酸或堿，均使水的電離平衡左移，此時(shí)若溫度不變，KW不變；水變??；H+發(fā)生改變，pH也隨之改變；若向水中加入酸，則H+增大，OH變小，pH變小。 (

16、2)溫度：若升溫，由于水電離吸熱，升溫將促進(jìn)水的電離，故平衡右移，H+、OH同時(shí)增大，pH變小，但由于H+與OH始終保持相等，故仍顯中性。 (3)易水解的鹽：在純水中加入能水解的鹽，不管水解后溶液顯什么性；均促進(jìn)水的電離，使水的電離度增大，但只要溫度不變，KW不變。 (4)其它因素：如向水中加入活潑金屬，由于與水電離出的H+直接作用，因而促進(jìn)了水的電離平衡向電離的方向移動(dòng)。重點(diǎn)三、有關(guān)pH的計(jì)算強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的稀釋。弱酸、弱堿的稀釋。強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合。強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合。強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合。清單三 關(guān)于溶液 pH的計(jì)箕1關(guān)于溶液的pH計(jì)算強(qiáng)酸溶液，如HnA，設(shè)濃度為c mol/L，c(H+)=nc m

17、ol·L1 pH=-lgnc強(qiáng)堿溶液，如 B(OH )n，設(shè)濃度為c mol·L1 c(H+)= 。pH= -lgc(H+)=14+lgnc。一元弱酸溶液，設(shè)濃度為c mol/L，則有：c(H+)<c mol/L pH>-lgc一元弱堿溶液，則為c(OH)<c，c(H+)> pH<14+lgc2酸、堿混合pH計(jì)算兩強(qiáng)酸混合 c(H+)混=兩強(qiáng)堿混合 c(OH)混=酸堿混合(一者過(guò)量) = 酸堿的pH之和與H+與OH濃度比較 pH(酸)+pH(堿)=14，c(H+)酸=c(OH)堿pH(酸)+pH(堿)<14，c(H+)酸> c(OH

18、)堿 pH(酸)+pH(堿)>14，c(H+)酸< c(OH)堿推導(dǎo)：pH(酸)+pH(堿)=-lgc(H+)酸+ lgc(H+)堿=-lgc(H+)酸·c(H+)堿=-lgc(H+)酸· =14- lg有關(guān)溶液的pH的注意問(wèn)題 (l)pH是溶液酸堿性的量度，常溫下pH=7溶液呈中性，pH減小，溶液的酸性增強(qiáng)；pH增大，溶液的堿性增強(qiáng)。 (2)pH范圍在014之間，pH=0的溶液并非無(wú)H+，而是H+=1mol·L1。Ph=14的溶液井非無(wú)OH，而是OH=1 mol·L1。pH每增大1個(gè)單位，H+減小到原來(lái)的1/10，而OH增大到原來(lái)的10倍。

19、pH改變n個(gè)單位，H+或OH增大到原來(lái)的10n倍或減小到原來(lái)的1/10n。 (3)當(dāng)H+>l mol·L1時(shí)，pH為負(fù)數(shù)；OH>1 mol·L1時(shí)，Ph>14，對(duì)于H+或OH大于l mol·L1的溶液，用pH表示反而不方便，所以pH僅適用于H+或OH1 mol·L1的稀溶液。 (4)也可以用pOH來(lái)表示溶液的酸堿性，pOH是OH離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)。pOH=-lgOH，因?yàn)镺H·H+=1014，若兩邊均取負(fù)對(duì)數(shù)得：pH+pOH=14。3關(guān)于溶液pH的計(jì)算 (1)單一溶液的pH計(jì)算 強(qiáng)酸溶液，如HnA，設(shè)濃度為C mol·

20、L1，H+=nC，pH=-lgnC。 強(qiáng)堿溶液，如B(OH) n，設(shè)濃度為C mol·L1，H+=，pH=14+lgnC。一元弱酸溶液，設(shè)濃度為C mol·L1，電離度為，H+=C。pH=-lgC。一元弱堿溶液，pH=-lgH+=14+lgC（2）酸堿混合PH值計(jì)算OH混H+混=(適用于酸堿混合一者過(guò)量時(shí))H+混=（適用于兩強(qiáng)酸混合）OH混=（適用于兩強(qiáng)堿混合）計(jì)算方法混合前 混合后pH1+pH215 pH1-0.3pH1+pH2=14 =7pH1+pH215 pH2+0.3兩強(qiáng)等體積相混時(shí)(近似) (弱點(diǎn)三)(pH1>pH2)速算規(guī)律：4強(qiáng)酸(PHl)與強(qiáng)堿(PH2

21、)混合呈中性時(shí)，二者體積與pH的關(guān)系規(guī)律pH1+ pH2-14(1)若pH1+ pH2=14，則V酸：V堿=1：114-pH1+ pH2(2)若pH1+ pH2>14，則V酸：V堿=10 ：1(3) 若pH1+ pH2<14，則V酸：V堿=1：10知識(shí)綜合視窗 關(guān)于溶液的pH的計(jì)算 (1)單一溶液的pH計(jì)算 強(qiáng)酸溶液，如HnA，設(shè)濃度為c mol/L。 c(H+)=nc mol·Ll，pH=-lgc(H+)=-lgnc 強(qiáng)堿溶液，如B(OH) n，設(shè)濃度為c mol·Ll，c(H+)=；Ph=-lgc(H+)=14+lgnc 一元弱酸溶液，設(shè)濃度為c mol/L

22、，電離度為則有：c(H+)=c，pH=-lgc(H+)=-lgc。一元弱堿溶液，pH呂-lgc(H+)=14+ lgc。 (2)酸、堿混合pH計(jì)算 兩強(qiáng)酸混合c(H+)混=兩強(qiáng)堿混合c(OH)混= 酸堿混合(一者過(guò)量)c(H+)混c(OH)混5酸堿中和滴定的誤差分析 用標(biāo)準(zhǔn)液滴定待測(cè)液時(shí)，進(jìn)行誤差分析要?dú)w結(jié)為對(duì)標(biāo)準(zhǔn)液體積的影響，若使標(biāo)準(zhǔn)液的消耗體積變小，則會(huì)導(dǎo)致測(cè)定結(jié)果相對(duì)實(shí)際濃度偏小，若使標(biāo)準(zhǔn)液消耗體積變大，則導(dǎo)致測(cè)定結(jié)果偏大。如導(dǎo)致偏大的有：滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)液潤(rùn)洗、錐形瓶用待測(cè)液潤(rùn)洗、滴定前裝標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管尖嘴處有氣泡而滴定后消失等，導(dǎo)致偏小的有:指示劑變色后又立即復(fù)原就停止滴定、搖動(dòng)錐形瓶

23、時(shí)有液體濺出、轉(zhuǎn)移待測(cè)液的滴定管或移液管未用待測(cè)液潤(rùn)洗等。重點(diǎn)四、1鹽類(lèi)水解 (1)鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)：鹽電離出來(lái)的某一種或多種離子跟水電離出來(lái)的H+或OH生成弱電解質(zhì)，從而促進(jìn)水的電離。 (2)鹽類(lèi)水解的規(guī)律： 誰(shuí)弱誰(shuí)水解，誰(shuí)強(qiáng)呈誰(shuí)性，越弱越水解，都弱都水解，兩強(qiáng)不水解。 鹽對(duì)應(yīng)的酸(或堿)越弱，水解程度越大，溶液堿性(或酸性)越強(qiáng)。 多元弱酸根，正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，如CO32比HCO3水解程度大幾個(gè)數(shù)量級(jí)，溶液的堿性更強(qiáng)。 (3)鹽類(lèi)水解的特點(diǎn)： 吸熱反應(yīng)(升溫，水解程度增大)。 多元弱酸根離子分步水解，以第一步為主。 雙水解程度比單水解程度大。 單水解與一般的雙水解因程度

24、很小，故書(shū)寫(xiě)其離子方程式時(shí)不能用“=”“”“”等符號(hào)。規(guī)律：弱水解，顯強(qiáng)性，弱的程度越大，水解能力越強(qiáng)鹽的濃度較小，水解程度較大 溫度越高，水解程度越大應(yīng)用：判斷溶液的酸堿性 判斷不同弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱比較溶液中離子濃度：同一溶液中不同離子濃度比較 不同溶液申相同離子濃度比較 解釋某些化學(xué)現(xiàn)象及在生活生產(chǎn)中的應(yīng)用表示方法：?jiǎn)嗡猓?一元弱酸(弱堿)相應(yīng)的鹽 強(qiáng)堿與多元弱酸組成的正鹽；分步表示； 如Na3PO4，PO43+H2OHPO42+OH HPO42+H2O H2PO42+OH H2PO42+H2OH3PO4+OH 強(qiáng)酸與多元弱堿組成的正鹽：簡(jiǎn)化為一步表示：如：AlCl3：Al3+3H2O

25、Al(OH)3+3H+ 雙水解：一般能進(jìn)行到底，不用可逆號(hào)，沉淀、氣體一般要標(biāo)出，常見(jiàn)的明顯雙水解的離子：Al3+、Fe3+與CO32、HCO3、S2、HS、AlO2的對(duì)應(yīng)組合。如AlCl3與Na2CO3溶液混合，可表示為：2A13+3CO32+3H2O2Al(OH)3+3CO2知識(shí)綜合視窗 1水解互促而徹底反應(yīng)的鹽 (1)條件：強(qiáng)酸弱堿鹽與強(qiáng)堿弱酸鹽在水溶液中相遇時(shí)，弱堿陽(yáng)離子水解生成的堿與弱酸陰離子水解生成的酸若發(fā)生中和反應(yīng)，則水解互促而形成水解平衡，如(NH4)2CO3；若不發(fā)生中和反應(yīng)，則水解互促最終徹底反應(yīng)生成弱酸和弱堿，如Na2S和AlCl3混合時(shí)，生成H2S和Al(OH)3。 但

26、要注意，如果水解所生成的氫氧化物的溶解度小于兩種鹽按復(fù)分解反應(yīng)方式進(jìn)行所生成的難溶物的溶解度時(shí)，將水解互促而徹底生成弱酸和弱堿；反之，將按復(fù)分解反應(yīng)方式進(jìn)行。如Na2S與CuCl2混合時(shí)，因?yàn)镃uS溶解度大于Cu(OH) 2溶解度，不會(huì)生成H2S、Cu(OH) 2，而生成CuS。 2)常見(jiàn)離子：Al3+與HCO3、CO32、HS、S2、AlO2、ClO等；AIO2與Al3+、Fe3+、NH4+等；Fe3+與AlO2、ClO等；NH4+與SiO32，它們均能徹底水解生成弱酸和弱堿。 2蒸干鹽溶液所得物質(zhì)的判斷 (1)考慮鹽是否分解。如加熱蒸干Ca(HCO3)2，因其分解，所得固體應(yīng)是CaCO3。

27、 (2)考慮氧化還原反應(yīng)。如加熱蒸干Na2SO3溶液，因Na2SO3易被氧化，所得固體應(yīng)是Na2SO4。 (3)鹽水解生成揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干后一般得到弱堿，如蒸干AlCl3溶液，得Al(OH)3。鹽水解生成不揮發(fā)性酸，蒸干后一般仍為原物質(zhì)。 (4)鹽水解生成強(qiáng)堿時(shí)，蒸干后一般得到原物質(zhì)。Na2CO3等。 有時(shí)要多方面考慮，如加熱蒸干NaClO溶液時(shí)，既要考慮水解，又要考慮HClO的分解，所得固體是NaCl。清單一 水的電離水是一種極弱的電解質(zhì)，它能發(fā)生微弱的電離。 (H2OH+OH)，25時(shí)c(H+)=c(OH)=1×107mol·L1KW=c(H+)c(OH)=l×

28、;1014 pH=-lgc(H+)=72鹽類(lèi)水解應(yīng)用 鹽類(lèi)水解應(yīng)用極其廣泛，它包括： (1)混施化肥； (2)泡沫滅火劑； (3)FeCl3溶液止血?jiǎng)?(4)明礬凈水； (5)NH4Cl焊接金屬； (6)判斷溶液酸堿性； (7)比較鹽溶液離子濃度的大??； (8)判斷離子共存； (9)配制鹽溶液； (10)制備膠體； (11)物質(zhì)的制備； (12)試劑的貯存 (13)物質(zhì)的鑒別等。鹽類(lèi)水解的應(yīng)用（一） (1)判斷鹽溶液中離子種類(lèi)及濃度大小時(shí)考慮鹽水解。如Na2S溶液中有Na+、S2、HS、H+、H2S、H2O，其濃度大小為： Na+>S2>HS； (2)判斷離子能否共存于同一溶液中

29、，要考慮離子間能否發(fā)生雙水解，如Al3+與AlO2、Fe3+與AlO2、HCO3與 S2、NH4+與AlO2、Fe3+與 HCO3、Al3+與HCO3、Al3+與CO32等就不能大量共存。 (3)用于判斷鹽溶液顯酸性或中性或堿性，如Na2CO3溶液的堿性比NaHCO3溶液的堿性強(qiáng)； (4)判斷鹽溶液中水的電離度的大??； (5)鹽與鹽溶液反應(yīng)產(chǎn)物的判斷；鹽類(lèi)水解的應(yīng)用（二）(1)鑒別物質(zhì)時(shí)考慮鹽類(lèi)雙水解，如NaOH、Na2CO3、KI、NaS、AgNO3、KSCN、H2S、NaCl 9種物質(zhì)水溶液可用FeCl3溶液鑒別。(2) FeCl3等溶液的配制(可加n滴稀鹽酸)；(3)長(zhǎng)時(shí)間保存某些鹽溶液

30、，防止水解變質(zhì)，常加幾滴酸或堿；(4)制取某些無(wú)水鹽，如用MgCl2·6H2O制無(wú)水MgCl2 。鹽類(lèi)水解的應(yīng)用（三）(1)泡沫滅火器的反應(yīng)原理；(2)制備膠體，如Fe(OH)3膠體的制備；(3)化肥的施用，如銨態(tài)氮肥不能與草木灰混合施用：NH4+CO32+H2ONH3·H2O+HCO3(4)明礬、綠礬凈水；(5)NH4Cl作焊藥；(6)蘇打粉用于面粉的發(fā)酵?！疽?guī)律總結(jié)】清單三 溶液中離子濃度相對(duì)大小的比較 1微粒濃度比較 (1)要考慮鹽類(lèi)水解。大多數(shù)鹽類(lèi)的單水解是微弱的，一般認(rèn)為與其同溶液對(duì)應(yīng)的弱酸(或弱堿)的電離相比，電離程度大于水解程度。如溶液中相同濃度的CH3COO

31、H、CH3COONa、CH3COOH的電離程度大于水解程度，類(lèi)似的還有NH3·H2O與NH4Cl等，但HCN和KCN不同；CN的水解程度大于HCN的電離程度。 (2)電荷守恒。溶液中陽(yáng)離子所帶總單位正電荷數(shù)等陰離子所帶總單位負(fù)電荷數(shù)。如NaF溶液中Na+H=F+OH。 3)物料守恒。溶液中某元素的各種存在形式守恒，即原子守恒，如0.l mol·L1的Na2CO3溶液中，CO32+HCO3+H2CO3= 0.l mol·L1。溶液中水電離產(chǎn)生的H+、OH數(shù)目應(yīng)該相同，如Na2S溶液中，OH=H+HS+2H2S。分為三種類(lèi)型單一溶液中離子濃度相對(duì)大小的比較。如:判斷一元或多元弱酸溶液和水解的鹽溶液中離子濃度的相對(duì)大小，判斷水解的鹽溶液中離子濃度相對(duì)大小的一般方法是：若為NH4Cl等鹽中的陰、陽(yáng)離子價(jià)數(shù)相等，離子濃度為不水解的離子>水解的離子>水解后呈某性的離子(如H+或OH)>水解后呈某性的對(duì)應(yīng)離子如在NH4Cl溶液中Cl>NH4+>H+>OH若為Na2CO3等鹽中的陰、陽(yáng)離子的價(jià)數(shù)不等時(shí)，判斷離子濃度的大小則要根據(jù)實(shí)際情況具體分析，對(duì)于多元弱酸根的水解，則是有幾價(jià)則水解幾步，在分步水解中以第