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1、电离平衡和水解平衡1. 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:根底型课程局部电解质溶液电解质、非电解质、 强电解质、弱电解质B电黄、电窗方程式、 电离平衡B碳酸的分步电离水的电离、pHB(1)水是极弱的电解质(2)pH的含义(3)pH与酸 碱性之间的关系常见酸碱指示剂A(1)常见酸碱指示剂：酚Mt石蕊、甲基橙离子方程式C(1)置换反响和复分解反响的离子方程式盐类水解、水解的应 用B(1)常见强酸弱碱盐和强碱弱酸盐水溶液的 酸碱性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,一般为一题单项选择,一题多项选择.综合来说,这一块的内容所占考分不多,但是由于学

2、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.2. 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.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.对于电解质来说,只须满足一个条件即可,而对非电解质那么必须同时满足两个条件.例如：H2SO4、NaHCO3、NH4CI、Na2.、Na2O2、AI2O3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：

3、溶于水或熔融状态下只有局部电离的电解质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.电解质的强弱与溶解度无关.如BaSO%、CaCO3等电解质的强弱与溶液的导电水平没有必然联系.2、判断物质结构判断：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,如氢氧化铝是假设电解质, 但是它是离子化合物质类别判断：强电解质：强酸、强碱、多数盐、局部金属氧化物弱电解质：弱酸、弱

4、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实验判断：测一定浓度溶液 pH测对应盐溶液pH一定pH溶液稀释测pH变化同等条件下测导电性例1:上海高考题以下物质的水溶液能导电,但属于非电解质的是 D .A. CH 3COOHB. CI2C. NH 4HCO 3D. SO2解析：A和C选项都是电解质,B选项中的氯气虽然水溶液能导电,但本身是单质不属于 电解质或非电解质概念,也错,SO2溶于水生成 H2SO3,能导电,但本身不是电解质,因此选D.例2:全国高考题甲酸的以下性

5、质中,可以证实它是弱电解质的是 A .A. 1mol/L甲酸溶液的cH+=10-2mol/LB.甲酸以任意比与水互溶C. 10mL 1mol/L甲酸恰好与10mL 1mol/L NaOH 溶液完全反响D.在相同条件下,甲酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱解析：弱电解质的本质是局部电离,A选项正确,B完全不知所云,C选项中无论强酸弱酸和碱反响只要浓度相同, 消耗的体积必然相同,D选项中没有提及相同浓度故无法判 断.弱电解质的电离平衡1、定义和特征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.

6、任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡,到达平衡时,弱电解质具有该条件下的最大电离程度.电离平衡的特征逆：弱电解质的电离过程是可逆的,存在电离平衡.等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等.动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等,不等于零,是动态平衡.定：弱电解质在溶液中到达电离平衡时,溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变.变：外界条件改变时,平衡被破坏,电离平衡发生移动.2、影响电离平衡的因素浓度：越稀越电离在醋酸的电离平衡 CH3COOHCH3COO-+H +加水稀释,平衡向右移动,电离程度变大,但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小参加少量冰

7、醋酸,平衡向右移动,c(CH3COOH) > c(H+)、c(CH3COO-)增大,但电离程度变小温度：T越高,电离程度越大(电离平衡是一个吸热过程)同离子效应参加与弱电解质具有相同离子的电解质时,使电离平衡向逆反响方向移动.化学反响参加能与弱电解质电离出的离子反响的物质时,可使平衡向电离方向移动.以电离平衡CH3COOH十二CH3COO-+H+为例,各种因素对平衡的影响可归纳为下表:平衡移动力向c(H+)n(H+)c(Ac-)c(OH-)c(H+)/ c(HAc)导电能力电离程度加水稀释向右减小增多减小增大增大减弱增大加冰醋酸向右增大增多增大减小减小增强减小升高温度向右增大增多增大减小

8、增大增强增大力口 NaOH(s)向右减小减少增大增大增大增强增大加H2SO4(浓)向左增大增多减小减小增大增强减小加醋酸钱(s)向左减小减少增大增大减小增强减小加金属Mg向右减小减少增大增大减小增强增大力口 CaCO3(s)向右减小减少增大增大减小增强增大例：(全国高考题)用水稀释0.1mol/L氨水时,溶液中随着水量白增加而减小的是( BC ).A. c(OH-)/c(NH 3 H2O) B. c(NH3 H2O)/c(OH-)C. c(OH-)D. n(OH-)解析：A、B是两个矛盾选项,稀释过程中同等程度降低OH-和NH 3 H2O的浓度,但由于促进了氨水电离,因此 OH-降低的程度要慢

9、一些,因此A错误B正确.C选项中由于稀释的彳用,OH-的浓度一定是降低的.D选项错误,虽然 OH-的浓度降低但是由于促进了电离,OH-的物质的量是增大的.3、电离方程式的书写强电解质用=,弱电解质用 6多元弱酸分步电离,多元弱碱一步到位.H2CO3 lH+HCO3-, HCO3- l|_|+co32-,以第一步电离为主.弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子,但酸根是局部电离.NaHCO3=Na+HCO3-, HCO3=H+CO32-强酸的酸式盐如 NaHSO4完全电离,但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的.熔融状态时：NaHSO4=Na+HSO4-溶于水时：NaHSO4=Na+H+SO4

10、2-例：KHSO4在稀溶液中和熔融状态下都存在的离子是 A .A. K+B, H+C, SO42-D . HSO4解析：硫酸氢根在水溶液和熔融状态的两种电离是必须掌握的,不难看出A选项正确.4、电离度电离度=已电离的电解质分子数/原有分子总数已电离/未电离弱酸：CH+/C酸=a弱碱：CH-/C碱=a5、强弱电解质的综合比较与碱,盐,活泼金属的反响同浓度一元强酸和弱酸比较同pH强酸和弱酸比较6、电解质溶液的导电性和导电水平经常以化学反响的形式出现,弱电解质转化成强电解质.又如在溶液导电性实验装置中注入适量BaOH2溶液,再逐滴参加稀H2SO4.溶液导电性先变弱再变强.此类问题经常以图像形式呈现.

11、例：某一元强酸 X的溶液和一元弱酸 Y的溶液,它们的cH+相等.将两种酸溶液各取 50mL 分别与足量镁屑反响.现有以下表达： X溶液与Y溶液的物质的量浓度相等；开始反 应时两种溶液的反响速率相等；反响开始后,X的溶液反响速率下降较快；反响开始后,Y的反响速率下降较快；完全反响后X产生的氢气较多；完全反响后Y产生的氢气较多.以上表达正确的选项是 D .A.B.C.D.解析：强酸与弱酸pH值相等,那么一定是弱酸浓度较大.排除 ,开始时两者pH值相等, 所以反响速率相等,反响开始后,弱酸浓度下降较慢,因此正确,最后由于弱酸浓度较大, 因此生成的氢气也较多,最后选择D选项.例：以下各组物质中,溶液的

12、导电性比反响前明显增强的是D .A.向亚硫酸钠溶液中加少量液态澳B.向硝酸银中参加少量氯化氢C.向氢氧化钠溶液中通入少量氯气D.向硫化氢饱和溶液中通入适量氯气解析：A选项中原本就是强电解质,如果改成亚硫酸A选项就正确了； B选项明显错误；C选项和A类似,虽然生成两种盐,但原本也是强电解质,导电水平没有明显变化,D正确,原本是弱电解质现在生成了强电解质.水的 电离及溶液的 pH1、水的电离电离平衡和电离程度水是极弱的电解质,能微弱电离H2O+H2O =H3O+OH',通常简写为 H2O O±H+0H-；25c时,纯水中 c(H+)=c(OH-)=1 M0,mol/L 即纯水的电

13、离度为：1000a =1 X107mol / 18 mol影响水的电离平衡的因素 温度：温度越高电离程度越大c(H+)和c(OH-)同时增大,KW增大,但c(H+)和c(OH-)始终保持相等,仍显中性. 纯水由 25 c升到 100 C, c(H+和 c(OH-)从 1 M0-7mol/L 增大到 1 X10-6mol/L(pH 变为 6). 酸、碱向纯水中加酸、碱平衡向左移动,水的电离程度变小,但 Kw不变.参加易水解的盐由于盐的离子结合 H+或OH-而促进水的电离,使水的电离程度增大.温度不变时,KW不变.练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下:_ _ _ _H2O =H+ OH变化条彳-

14、平衡移 动力向电离 程度c(H+)与 c(OH-)的相 对大小溶液的 酸碱性离子积Kw加热向右增大c(H+)=c(OH-)中性增大降温向左减小c(H+)=c(OH-)中性减小加酸向左减小c(H+)>c(OH-)酸性/、变加碱向左减小c(H +)<c(OH -)碱性/、变加能结合H+的物质向右增大c(H+)<c(OH-)碱性/、变加能结合OH-的物质向右增大c(H+)>c(OH-)酸性/、变水的离子积在一定温度时,c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数,称为水的离子积常数,简称水的离 子积.Kw =c(H+) c(OH-), 25 c时,Kw =1 10-14(无单位)

15、.KW只受温度影响,水的电离吸热过程,温度升高,水的电离程度增大,KW增大.25c时 K Kw =1 冲0-14, 100c时 Kw约为 1X10-12.水的离子积不仅适用于纯水,也适用于其他稀溶液.不管是纯水还是稀酸、碱、 盐溶液,只要温度不变,Kw就不变.的强碱溶液中,Kw例如,在 25°C 时,c(H +)=0.01mol/L 的强酸溶液与 c(OH-)=0.01mol/L-141 X0水电离的离子浓度计算例：常温某无色溶液中,由水的电离产生的离子组是(D )A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+C、SO32-NH4+K+Mg2+C (H+ ) =1X10-12mol/l,那么

16、以下肯定能共存的2-+B、ClSNaK-2-D、ClNaNO3SO4解析：题干信息指明溶液为强酸性或强碱性,综合考虑,只有 D正确.2、溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小.在常温下,中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1 X10-7mol/L ;酸性溶液：c(H+)>c(OH-), c(H+)>1 M0-7mol/L ;碱性溶液：c(H+)<c(OH-) , c(H+)<1 X10-7-mol/L.思考：c(H+)>1 x10-7mol/L (pH<7)的溶液是否一定成酸性解析：溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(

17、OH-)的相对大小.只要c(H+)=c(OH-)就能标定溶液呈中性,但在不同温度下,溶液呈中性的c(H+)未必等于1X10-7mol/L.如100 c 时,溶液呈中性的 c(H+)=c(OH-)=1 X10-6mol/L ,那么如果 c(H+)>1 X10-7mol/L (pH<7) 的溶液在100 c时也是呈碱性的.3、溶液的pH表示方法pH=-lgc(H +)c(H+)=10-pHc(H+)=m M0-nmol/L 贝U pH=n-lgmpOH=-lgc(OH -)c(OH-)=10-pOH常温下,pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+) c(OH-)

18、=14.例如, pH=a,那么 c(H+)=10-amol L-1 , c(OH-)=10-(14-a)mol L-1.溶液的酸碱性与 pH的关系(常温时)中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1 X10-7mol L-1, pH=7.酸性溶液：c(H+)>1 X10-7mol L-1>c(OH-), pH<7,酸性越强,pH 越小.碱性溶液：c(H+)<1 X10-7mol L-1>c(OH-), pH>7,碱性越强,pH 越大.溶液酸碱性与pH的关系可图示为：溶液pH的测定方法酸碱指示剂法：只能测出pH的范围,一般不能准确测定pH.指示剂甲基橙七1僦

19、9;酚Mt变色范围 pH3.14.45.08.08.210.0溶液颜色红一橙一黄红一紫蓝无色浅红一 红pH试纸法：粗略测定溶液的 pH.pH试纸的使用方法：取一小块pH试纸放在玻璃片(或外表皿)上,用洁净的玻璃棒蘸取 待测液滴在试纸的中部,随即 (30s内)与标准比色卡比色对照,确定溶液的pH.测定溶液pH时,pH试剂不能用蒸储水润湿(否那么相当于将溶液稀释,使非中性溶液的 pH测定产生误差)；不能将pH试纸伸入待测试液中,以免污染试剂.标准比色卡的颜色按 pH从小到大依次是：红橙黄(酸性),绿(中性),蓝靛紫(碱性).pH计法：精确测定溶液 pH.4、有关pH的计算 根本原那么：一看常温,二

20、看强弱(无强无弱,无法判断),三看浓度(pH or c)酸性先算c(H+),碱性先算c(OH-)单一溶液的pH计算由酸碱浓度求pH强酸(HnA)c(H+)=nc(酸)强碱 B(OH)n c(OH )=nc(碱)弱酸c(H+)=c(酸)a 弱碱c(OH ) =c(碱)apH求酸碱浓度强碱 B(OH)nc(碱)=c(碱)=c(OH ) / a强酸(HnA) c(酸)=c(H+)/n=10-pH/ nc(OH-)/n=10-pOH/n弱酸c(酸)=c(H+)/ a弱碱加水稀释计算强酸pH=a ,加水稀释 弱酸pH=a ,加水稀释 强碱pH=b ,加水稀释 弱碱pH=b ,加水稀释10n 倍,贝U p

21、H=a+n.10n 倍,贝U pH<a+n.10n 倍,贝U pH=b-n.10n 倍,贝U pH>b-n.酸、碱溶液无限稀释时, 不能小于7.pH只能约等于或接近于7,酸的pH不能大于7,碱的pHpH变化幅度大.对于浓度(或pH)相同的强酸和弱酸,稀释相同倍数,强酸的 例：PH=2的两种一元酸 HX, HY各1ml,分别加水稀释至100ml,其PH值分别变为a,b,且a>b,那么以下说法不正确的选项是( B )A.酸的相对强弱是：HX>HYB.相同温度,相同浓度的 NaX, NaY溶液,其PH值前者大.C.与足量锌粉反响产生氢气的体积在相同条件下HY比HX多.D.假设

22、a=4,那么为HX强酸,HY为弱酸.解析：同样稀释100倍后HX的酸性较弱,说明 HX的酸性较强,A正确；相应NaX的碱 性应该较弱,因此 B错误；HY的酸性较弱,因此 HY的浓度更大,和足量活泼金属反响放出氢气更多,因此C正确；稀释100倍后,pH正好增加2,说明HX是强酸, 那么HY是弱酸,因此 D也正确.酸碱混合计算两种强酸混合c(H)N c(H)2 V2©旧+)混=当pH>2的强酸以等体积混合时,pH 混=pH小+0.3.两种强碱混合c(OH TiVi c(OH 丁2V2c(OH-)混=V1 4V2一当pH>2的强酸以等体积混合时,强酸强碱混合,一者过量时c(OH

23、-)混或 州+)混=假设酸过量,那么求出 c(H+),再得出pH 混=pH 大-0.3.|c(H )酸 V酸 y(OH 丁碱 V碱 1V酸V碱pH ；假设碱适量,那么先求c(OH-),再由KW得出c(H+),进而求得pH,或由c(OH-)得出pOH再得pH.强酸强碱的pH与混合后的pH的关系pH=a的强碱与pH=b的强碱溶液等体积混合c(H )c(OH -)10' 101310% ba+b=14,pH=7,呈中性 a +b <14, pH <7,呈酸性 a +b >14, pH >7,呈碱碱pH=a的强碱与pH=b的强碱溶液混合呈中性,那么体积关系 10-aVa

24、=10-14+bVb强弱混合讨论一元酸与一元碱等物质的量浓度等体积混合：即生成盐溶液的酸碱性pH之和为14的酸碱等体积混合：谁弱谁过量例1: 25C时,将某强酸和某强碱溶液按1 ： 10的体积比混合后溶液恰好中性,那么混合前此强酸与强碱溶液的 pH之和是B A.12B.13C.14D.15解析：强酸强碱混合后呈中性,且溶液体积比1: 10,只能说明它们的浓度比为10: 1.举一个实例,不难得到 pH值为13, B选项正确.例2:在室温条件下,酸和碱的溶液等体积混合后,pH值一定大于7的是CDA pH=3的盐酸和pH=11的氢氧化钢溶液B pH=3的醋酸电离度约为 1%和pH=12的氢氧化钠溶液

25、C pH=3的硝酸和pH=11的氨水电离度约为 1%D pH=3的硫酸和pH=12的氢氧化钾溶液解析：A选项易错,虽然氢氧化钢是二元弓II碱,但选项中提到的是pH值,所以,两者混合为中性.B选项中电离度为1%的pH=3的醋酸的酸当量相当于pH=1的强酸,两者混合后酸过量,pH<7.C选项正好倒过来,碱过量,因此正确.D选项为强酸强碱混合,碱过量,因此 D也正确.盐的水解1、盐的分类按组成分：正盐、酸式盐和碱式盐.按生成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐如Na2SO4、NaCl、弱酸弱碱盐如NH4HCO3、强酸弱碱盐如NH4Cl、强碱弱酸盐如CH3COONa.按溶解性分：易溶性盐 如Na2CO

26、3、微溶性盐如CaSO4和难溶性盐如BaSO4.2、盐类水解的定义和实质定义盐电离出的一种或多种离子跟水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反响,叫做盐类的水解.实质盐电离出的离子弱碱阳离子或弱酸根阴离子 跟水电离出的 OH-或H+结合生成弱电解 质弱碱或弱酸并建立电离平衡,从而 促进水的电离.盐类水解的特点可逆的,其逆反响是中和反响；微弱的；动态的,水解到达平衡时v水解尸v中和)w夕吸热的,因中和反响是放热反响,故其逆反响是吸热反响.3、盐类水解的规律有弱才水解：含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐才发生水解.无弱不水解：不含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐即强酸强碱盐不水解.谁弱谁水解：发生水

27、解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子.谁强显谁性：弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱.越弱越水解：弱酸根阴离子所对应的酸越弱,那么越容易水解,水解程度越大.假设酸性HA>HB>HC ,那么相同浓度的 NaA、NaB、NaC溶液的碱性逐渐增强,pH逐渐增大.CO32-和HCO J所对应的弱酸分别是 HCO3-和H2CO3, HCO3-比H2CO3的电离程度小 得多,相同浓度时 Na2co3溶液的pH比NaHCO3的大.都弱双水解：当溶液中同时存在弱酸根阴离子和弱碱阳离子时,离子水解所生成的 OH-和H+相互结合生成水而使其水解相互促进,称为“双水解.NH4+与S2-、HCO3-、CO32-

28、、CH3COO-等虽然相互促进,水解程度仍然很小,离子间 能大量共存.彻底双水解离子间不能大量共存.Al 3+与 S2-、HS-、AlO2、CO32-、HCO3-Fe3+与 AlO 2-、CO3y HCO 3NH4+与AlO2-、SiO32-如：2Al 3+3S2-+6H 2O=2Al(OH) 3 J +3HS TAl 3+3HCO 3-=Al(OH) 3 J +3COT 泡沫灭火器原理)特殊情况下的反响FeCl3和Na2s溶液发生氧化复原反响(生成Fe2+、S)Na2s和CuSO4溶液发生复分解反响 (Na2S+CuSO4=CuSj +NaSO4)生成更难溶物FeCl3 和 KSCN 溶液发

29、生络合反响FeCl 3+3KSCN=Fe(SCN) 3+3KCl4、影响盐类水解的因素主要因素：是盐本身的性质 (对应的酸碱越弱,水解程度就越大).外界条件：(1)温度：盐的水解是吸热反响,因此升高温度,水解程度增大.(2)浓度：稀释盐溶液,可以促进水解,盐的浓度越小,水解程度越大.(3)外加酸碱盐：外加酸碱能促进或抑制盐的水解.下面分析不同条件对 FeCl3水解平衡的影响情况：Fe3+3H2O -s Fe(OH)3+3H+(正反响为吸热反响)条件移动力向H+数PHFe3+水解程度现象升高温度向右增加降低增大颜色变深(黄一红褐)加H2O向右增加升高增大颜色变浅通HCl向左增加降低减小颜色变浅加

30、NaOH溶液向右减小升高增大产生红褐色沉淀力口 NaHCO3 溶液向右减少升高增大产生红褐色沉淀、 无色气体5、盐类水解离子方程式的书写一般水解程度很小,用可逆符号,不标 “威不写分解产物形式(如H2CO3等).NH4+H2O =NH 3 H2O+H +HCO3NH2OH2CO3+OH-NH4+CH3COO-+H2ONH3 H2O+CH 3COOH多元弱酸根分步水解,弱碱阳离子一步到位.能进行完全的双水解反响写总的离子方程式,用“=且标注"麻口 “12Al3+3CO32-+3H2O=2Al(OH) 3 J +3COT 练习：盐的水解的离子方程式可用通式表示为： _ _ _ -Am-+

31、H 2O ' HA(m-1)-+OH Bn+nH 2.；=i Ba(OH)n+nH + 注意区别酸式盐的阴离子的电离和水解HS-+H2O =H3O+S2-HS-+H2OH2S+OH-6、离子浓度比较守恒关系电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷 数相等.如 NaHCO3溶液中:c (Na+) + c (H+) = c (HCO 3-) + 2c (CO32-)+ c(OH-) Na2CO3 溶液中：c(Na+) + c(H+) = 2c(CO32-) + c(OH-)+ c(HCO3-) 物料守恒：离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的.如

32、,0.1mol/L CH 3COONa 和 0.1mol/L CH 3COOH 混合溶液, c(CH3COO-)+c(CH 3COOH)=0.2mol/LNa2s 溶液中,c(S2-)+c(HS-)+c(H 2s尸 1/2c(Na+);在 NaHS 溶液中, c(HS-)+c(S 2-)+c(H 2S)=c(Na+).水的电离守恒(也称质子守恒)：是指溶液中,由水所电离的H+与OH量相等.如：0.1mol L-1 的 Na2s 溶液中：c(OH-) = c(H+) + c(HS-) + 2c(H 2S)单一溶质溶液酸或碱0.1mol/L H 2S溶液中,各离子浓度大小关系正盐 0.1mol/L

33、的CH3COONa微粒中浓度大小关系方法：a.盐的离子H2O的离子；b.浓度大小决定于水解程度；c.OH 和H+决定于酸碱性两种溶液混合分析反响,判断过量,确定溶质.“两个微弱：弱酸(碱)溶液中分子是主要的,盐溶液中盐电离产生的离子是主要的. 主要离子和少量的离子分别结合溶质物质的量、电离水解程度和溶液的酸碱性分析.例1:等体积等浓度的醋酸与NaOH溶液相混合,所得溶液中离子浓度由大到小的顺序是(A)A、c(Na+) >c(Ac-) >c(OH-) >c(H+)B、c(Na+) = c(Ac-) >c(OH-) >c(H+)C、c(Na+) > c(OH-)

34、 > c(Ac-) > c(H+)D、c(Na+) >c(OH-) > c(H+) > c(Ac-)解析：等体积等浓度弱酸强碱混合,溶液一定呈碱性,再辅以电荷守恒,不难看出A选项正确.例2某温度下 0.1mol L-1的NaHB(强电解质)溶液中c(H+ )> c(OH ),那么以下有关说 法或关系式一定正确的选项是(A ) HB一的水解程度小于 HB的电离程度；c(Na+)=0.1mol L-1 > c(B-);溶液的 pH=1 ; c(Na+尸 c(HB )+2 c(B 2-)+ c(OH-)、A、B、C、 D、解析：酸式盐溶液呈酸性,说明酸根电离

35、程度大于水解程度,2明显正确,3的论断欠考虑,HB如果为强电解质正确,假设为弱电解质那么错误,4考察电荷守恒,关系式错误,最后可得出A选项正确.例3.将pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合,在所得的混合溶液中,以下关系式正 确的是(B )A、c(Cl-) > c(NH 4+) > c(OH-) > c(H+)B、c(NH 4+) > c(Cl-) > c(OH-) > c(H+)C、c(Cl-) = c(NH 4+) > c(H+) = c(OH-)D、c(NH 4+) > c(Cl-) > c(H+) > c(OH-)解析：p

36、H值相同的弱碱强酸混合,溶液一定呈碱T再辅以电荷守恒,不难得出B选项正确.7、盐类水解的应用溶液酸碱性的判断等浓度不同类型物质溶液pH:多元强碱 > 一元强碱 > 弱碱>强碱弱酸盐 > 水 > 强酸弱碱盐 > 弱酸一元强酸 > 多 元强酸对应酸(碱)越弱,水解程度越大,碱 (酸)性越强.常见酸的强弱： H2SO3>H3PO4>HF>HAc >H 2CO3>H2s >HClO > HCN>HCO 3->HS-弱酸酸式盐溶液当电离程度大于水解程度时,溶液成酸性,如HSO3-、H2PO4-(一般只此两种)

37、当水解程度大于电离程度时,溶液成碱性,如HCO3-、HPO42-、HS-等同pH溶液浓度比较盐溶液蒸干所得到的固体将挥发性酸对应的盐(AlCl 3、FeB%、Fe(NO3)3等)的溶液加热蒸干,得不到盐本身.AlCl 3 溶液中,AlCl 3+3H 2O Al(OH) 3+3HCl 2Al(OH) 3Al 2O3+ 3H 2O如果水解生成的酸难挥发,那么可以得到原固体,如Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3等.强碱弱酸盐的溶液蒸干可以得到原固体,如K2CO3、Na2CO3等不稳定的盐的溶液：发生分解,如Ba(HCO3)2溶液蒸干得到BaCO3.具有强复原性盐的溶液：发生氧化反响,如2Na2S

38、O3+O2=2Na2SO4.由易水解变质的盐的结晶水合物得到无水物,应在抑制其水解的气氛中加热脱水.MgCl 2 6H2O 加热：MgCl 2 6H2OMg(OH)Cl+HCl T +5H2O二MgCl 2 6H2OMgO+2HClT +5H 2O)在枯燥的HCl气流中加热便能得到无水 MgCl 2.配制盐溶液,需考虑抑制盐的水解.如配制FeCl3、SnCl2等溶液,可滴入几滴盐酸或直接将固体溶解在盐酸中再稀释到所需浓度.试剂的贮存要考虑盐的水解.如Na2CO3、NaHCO 3溶液不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存,必须用带橡皮塞的试剂瓶保存.化肥的合理使用,有时要考虑盐类水解.钱态氮肥与草木灰不能混

39、合使用过磷酸钙不能与草木灰混合使用Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐 (如NH4CI、AlCl 3、FeCb等)溶液中,产生 出.某些盐的别离除杂要考虑盐类的水解.如为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下参加氧化镁判断离子共存时要考虑盐的水解.Al3+与 CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2等,Fe3+与 CO32、HCO3-、AlO2 等.无法在溶液中制取 A12s3,只能由单质直接反响制取.分析溶液中粒子的种数要考虑盐的水解.(10)工农业生产、日常生活中,常利用盐的水解知识.泡沫灭火器产生泡沫是利用了Al2(SO4)3和NaHCO 3相混合发生双水解反响：Al

40、 3+3HCO 3-=Al(OH) 3 J +3COT.日常生活中用热碱液洗涤油污物品比冷碱液效果好.水垢的主要成分是 CaCO3和Mg(OH) 2,根本上不会生成 MgCOs,是由于MgCO3微溶于水,受热时水解生成更难溶的Mg(OH) 2.用盐(铁盐、铝盐等)作净水剂时需考虑盐类的水解.综合题讲解：例：(2021年黄浦区二模卷)17. 25C,以下表达正确的选项是A. pH=a的醋酸溶液稀释1倍后,溶液的pH=b,那么a> bB. 0.1mol/L的碳酸钠溶液的 pH小于0.1mol/L的醋酸钠溶液的 pHC.某物质的溶液pH < 7,那么该物质一定是酸或强酸弱碱盐D. 0.1mol/L 一兀酸 HA 溶放的 pH=3 ,那么 NaA 溶放存在 A +H2O « HA + OH解