高考一輪電離平衡

強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽強酸強堿鹽影響水的電離平衡的因素鹽促進(jìn)水的電離，KW保持不變抑制水的電離，KW保持不變例：NaHSO4NaHSO3NaH2PO4NaHC2O4不影響水的電離，KW保持不變?nèi)跛崛鯄A鹽促進(jìn)水的電離，KW保持不變大多弱酸酸式鹽某些酸式鹽促進(jìn)水的電離，KW保持不變促進(jìn)水的電離，KW保持不變（4）在常溫下，0.1mol/L的鹽酸溶液中水電離出的C(H＋)和C(OH－)是多少?水電離出的C(OH-)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L=C(H＋

)水【課堂練習(xí)】在常溫下，0.1mol/L的NaOH溶液中水電離出的C(H＋)和C(OH－)是多少?（5）在常溫下，由水電離產(chǎn)生的C（H+）=1×10-13mol/l的溶液，則該溶液的酸堿性如何？答：可能是酸性也可能是堿性課堂練習(xí)7.室溫下，由水電離產(chǎn)生的c(OH－)=10-11mol/L的溶液中，一定大量共存的離子組（）A．Na+、NH4+、Cl-、SO42-

B.S2-、CH3COO-、Na+、NH4+

C.K+、Na+、HCO3-

、NO3-

D.K+

、Na+

、NO3-

、SO42-一定可能DAD

2、（1）常溫下，某溶液中由水電離產(chǎn)生的C（H+）=10-6mol/l，則此溶液有可能是（）（2）常溫下，某溶液中由水電離產(chǎn)生的C（H+）=10-9mol/l，則此溶液有可能是（）

A、HClB、NaCl

C、NaHSO4D、NH4ClDAC分析：（1）水電離產(chǎn)生的C（H+）=10-6mol/l，大于10-7mol/l，即加入的物質(zhì)促進(jìn)水的電離，所以應(yīng)是能水解的鹽（2）水電離產(chǎn)生的C(H+)=10-9mol/l，小于10-7mol/l，即加入的物質(zhì)抑制水的電離，所以應(yīng)是酸或堿或其他特殊的物質(zhì)，如：NaHSO4

3.（1）常溫時PH=9的CH3COONa溶液中，由水的電離生成的C（H+）是多少？

（2）常溫時PH=9的NaOH溶液中，由水的電離生成的C（H+）是多少？

解：C（H+）=1×10-9mol/l1×10-14C（OH-）=1×10-9mol/l=1×10-5mol/l

（1）

C(H+)和C(OH-)都來自于水的電離，所以水電離的C(OH-)=C(H+)=10-5mol/l（2）C(H+)來自于水的電離，C(OH-)來自于堿，所以水電離的C(OH-)=C(H+)=10-9mol/l

4、（1）加熱稀NaOH溶液（忽略溶液的蒸發(fā)），則NaOH溶液的PH加熱前與加熱后相比（）（2）加熱稀H2SO4溶液（忽略溶液的蒸發(fā)），則H2SO4溶液的PH加熱前與加熱后相比（）

A、前者大B、后者大

C、相等D、不能肯定AC分析：加熱稀NaOH溶液加熱稀H2SO4溶液溫度升高水的離子積增大，但C（OH-）濃度不變，則C（H+）增大，PH減小。溫度升高水的離子積增大，但C（H+）濃度不變，則PH不變。分析：升高溫度，促進(jìn)水的電離，KW增大，即C（H+）=C（OH-）都增大。根據(jù)PH=–logC（H+）。當(dāng)C（H+）增大，PH減小

5、常溫的某無色溶液中，由水的電離產(chǎn)生的C（H+）=1×10-12mol/l，則下列各組離子肯定能共存的是（）A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+

B、Cl-S2-Na+K+C、SO32-

NH4+K+Mg2+

D、Cl-Na+NO3-SO42-D6、常溫時，在PH=8的CH3COONa和NaOH兩種溶液中，設(shè)由水電離產(chǎn)生的C（OH-）分別為Amol/l與Bmol/l，則A和B的關(guān)系為（）A、A＜BB、A=10-2BC、B=10-2AD、A=BC知識歸納：能水解的鹽（可能是強酸弱堿鹽或強堿弱酸鹽等）

1.常溫時，某溶液中由水電離產(chǎn)生的C(H+)＞1×10-7

mol/l時，溶液是能抑制水的電離的物質(zhì)（可能是酸或堿或其他特殊的物質(zhì)，如NaHSO4等）

2.常溫時，某溶液中由水電離產(chǎn)生C(H+)<1×10-7mol/l時，溶液是不變減小

3.某溶液溫度升高，若是強酸，PH若是強堿，PH電解質(zhì)溶液

鹽的水解(5)探究CH3COONa溶液顯堿性的原因：

CH3COONa溶液中存在哪些電離？

CH3COONa溶液中存在哪些離子？哪些微粒可能發(fā)生相互作用？

除氧化膜的鎂條與硫酸鋁溶液反應(yīng)實驗情景：

測純堿pH值CH3COONaCH3COO-H2OH+

+CH3COOH平衡向右移動Na++OH-+溶液中：C(OH-)>C(H+)，呈堿性。CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH化學(xué)方程式：離子方程式：NH4Cl=Cl-

+NH4+

H2OH++OH-+NH3·H2ONH4++H2ONH3·H2O+H+

c(H+)>c(OH-)溶液呈酸性NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl平衡向右移動離子方程式：化學(xué)方程式：強酸強堿鹽NH4ClNaCl結(jié)論：對水的電離平衡無影響溶液顯中性NaCl==Na++Cl-

H2OOH-+H+強酸強堿鹽鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因思考與交流鹽NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液鹽的類別c(H+)c(OH-)相對大小溶液中的粒子有無弱電解質(zhì)生成強酸強堿鹽強酸弱堿鹽弱酸強堿鹽c(H+)=c(OH-)c(H+)>c(OH-)c(H+)<c(OH-)Na+、Cl-、H+、OH-、H2ONH4+、H+、Cl-、OH-、NH3·H2O、H2OH+、Na+、OH-、CH3COO-、H2O、CH3COOH無有有（1）用化學(xué)方程式表示：鹽+水酸+堿（2）用離子方程式表示：鹽的離子+水弱酸(或弱堿)+OH-(或H+)NH4Cl+H2ONH3·H2O+HClNH4++H2ONH3·H2O+H+

CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHCH3COO－+H2O

CH3COOH+OH-中和反應(yīng)的逆反應(yīng)(吸熱反應(yīng))

⑴、鹽類水解的實質(zhì)：在鹽溶液中，鹽電離出的離子，跟水電離出的H＋或OH－結(jié)合，生成弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿)，從而破壞水的電離平衡，使溶液顯示出不同程度的酸堿性。5、鹽類的水解⑵、水解的規(guī)律:1.無弱不水解，有弱才水解;2.誰弱誰水解，誰強顯誰性;3.越弱越水解，酸堿性越強.⑶、鹽類水解的影響因素內(nèi)因：形成鹽的弱酸、弱堿的相對強弱:①強堿弱酸鹽:

②強酸弱堿鹽:形成鹽的弱酸酸性越弱，其酸根離子越易水解，溶液的堿性越強。越弱越水解。形成鹽的堿堿性越弱，其金屬陽離子越易水解，溶液的酸性越強。外因:符合勒夏特列原理①溫度:②濃度:③酸堿性的影響稀釋促進(jìn)水解升溫促進(jìn)水解2.條件：①鹽必須溶于水②鹽必須有“弱”離子3.實質(zhì)：

中和反應(yīng)的逆反應(yīng)

(吸熱反應(yīng))

促進(jìn)水的電離⑷、水解離子方程式書寫的注意事項:

①.用可逆符號：②.多元弱酸根離子水解.③.對于沉淀、氣體符號(﹑).分步-----不能標(biāo)下列水解方程式正確的是

()A、Fe3++3H2OFe(OH)3↓+3H+B、Br-+H2OHBr+OH-C、CO32-+H2OH2CO3+2OH-D、NH4++H2ONH3.H2O+H+

E、Fe3++3H2O===Fe(OH)3（膠體）+3H+

F、H2CO3+H2OH3O++HCO3-填表：CH3COONa溶液，改變下列條件，填寫變化情況：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-改變條件平衡移動[CH3COO-]

[OH-]水解程度加入CH3COONa通入HCl升溫加水加NaOH加CH3COOH加NH4Cl向右增大增大減小向左減小減小減小向右減小增大增大向右減小減小增大向左向左增大增大增大減小減小減小向右減小減小增大條件移動方向n(H+)c(H+)pH值Fe3+水解程度現(xiàn)象升溫加水FeCl3HClNaOHNa2CO3加鐵粉減小右移右移右移右移左移增大增大增大增大減小減小減小減小減小增大增大增大增大黃色變淺黃色加深黃色加深黃色變淺有紅褐色沉淀及氣體產(chǎn)生Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+

增大增大增大減小減小增大減小增大增大紅褐色沉淀右移減小增大左移減小減小增大黃色變淺⑴、判斷溶液的酸堿性或解釋某些鹽溶液呈酸堿性。⑵、比較溶液中離子濃度的大小。例：Na2CO3水溶液中，其離子濃度的大小關(guān)系c(Na＋)﹥2c(CO32-)﹥c(OH－)﹥c(HCO3

-)﹥c(H＋)，⑶、配制易水解的鹽溶液時，需考慮抑制鹽的水解。例：配制CuSO4溶液時，需加入少量H2SO4；配制FeCl3溶液時需加入少量HCl溶液。⑷、選擇制備鹽的途徑時要考慮鹽的水解。例：Al2S3遇水發(fā)生雙水解，無法在溶液中制取，只能由單質(zhì)直接反應(yīng)來制取。有些鹽，如FeCl3、MgCl2,由溶液蒸干得晶體時，必須在蒸發(fā)過程中不斷通入HCl氣體，以抑制FeCl3、MgCl2的水解。5．以下情況應(yīng)考慮鹽類水解⑸、施用作為氮肥的銨鹽時，不宜與草木灰混合使用。這是因為草木灰中的K2CO3與氮肥相遇后發(fā)生互促水解：CO32-

＋

NH4+=NH3↑＋HCO3

-

造成氮的損失。⑹、試劑在貯存時要考慮鹽的水解。如：貯存強堿弱酸鹽時，試劑瓶不能用玻璃塞而要使用膠塞。⑺、某些活潑金屬與強酸弱堿鹽溶液反應(yīng)時要考慮鹽的水解。如：把鎂粉放入NH4Cl溶液中，會劇烈反應(yīng)并放出氣體。這是因為：NH4+

＋H2O==H＋＋

NH3·H2O，2H＋＋Mg=Mg2＋＋H2↑⑻、判斷離子是否可以大量共存要考慮鹽的水解。原則：若溶液中的離子能相互反應(yīng)生成沉淀、氣體、弱電解質(zhì)或發(fā)生氧化還原反應(yīng)則不能大量共存。⑴．水解呈酸性的離子(弱堿的陽離子，如：Al3＋、Zn2＋、Cu2＋Fe2＋、Fe3＋···)可大量存在于酸性溶液中。⑵．水解呈堿性的離子

(弱酸的陰離子，如：CH3COO－、F－、S2－、ClO－···)可大量存在于堿性溶液中。⑶．發(fā)生反應(yīng)生成沉淀[如：AgCl、BaSO4、CaCO3、Cu(OH)2、Fe(OH)3]、微溶物[如：Ca(OH)2、CaSO4、MgCO3、Ag2SO4]、氣體(如：CO2、SO2、H2S)、弱電解質(zhì)(如：CH3COOH、HCN、HClO、HF、H2O、NH3·H2O)或生成穩(wěn)定絡(luò)離子的離子不能大量共存。⑷．水解程度大的高價金屬陽離子

(如：Fe3＋、Al3＋)不能與極弱的弱酸陰離子(如:S2－、HS－)等大量共存。⑸．能發(fā)生氧化還原反應(yīng)的離子不能大量共

存6、離子在溶液中能否大量共存的一般規(guī)律⑴．多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析，如H3PO4溶液中，c(H＋)>c(H2PO4-)>c(HPO4

2-)>c(PO4

3-)。⑵．多元弱酸的正鹽溶液根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如在Na2CO3溶液中，c(Na＋)>

c(CO32-)>c(OH－)>c(HCO3

-)⑶．不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對它的影響。如在相同物質(zhì)的量濃度的下列各溶液中①NH4Cl②CH3COONH4

③NH4HSO4,c(NH4+)由大到小的順序是③>①>②⑷．混合溶液中各離子濃度的比較，要進(jìn)行綜合分析，如電離因素、水解因素等。其方法思路是：首先確定溶液中電解質(zhì)的種類然后再分析電解質(zhì)電離程度和鹽類水解程度的大小。當(dāng)遇到弱酸與其強堿鹽共存時，或者多元弱酸酸式鹽(H2PO4-、HCO3-)，要注意考慮電離與水解程度的相對大小。7、溶液中粒子濃度大小的比較A.工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和日常生活中的應(yīng)用:①明礬能凈水，F(xiàn)e3+鹽也能凈水，試解釋其原理，寫出水解的離子方程式.②熱的純堿溶液去污效果更好.③過磷酸鈣不宜與草木灰混合施用.⑸、鹽類水解的應(yīng)用：B.溶液的配置和保存⑴、電荷守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)，也就是所謂的電荷守恒規(guī)律。如NaHCO3溶液中存在著Na＋、H＋、、、OH－，但存在如下關(guān)系c(Na＋)＋

c(H＋)=c(HCO3

-)＋c(OH－)＋

2c(CO32-)8、溶液中的守恒關(guān)系⑵、物料守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解或電離，離子種類增多了，但某些關(guān)鍵性的原子總是守恒的，如Na2S溶液中，S2－能水解，故S元素以S2－、HS-、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：c(Na＋)=2[c(S2－)＋

c(HS-)＋

c(H2S)]⑶、質(zhì)子守恒規(guī)律：任何溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)=c(OH－)在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解，結(jié)合了水電離出來的H＋或OH－；使溶液中c(H＋)≠c(OH－)，但由水電離產(chǎn)生的H＋或OH－守恒；如Na2S溶液中，S2－離子能結(jié)合H＋

促進(jìn)水解，所以溶液中：c(H＋)＜c(OH－)，此時：c(OH－)H2O=c(OH－)c(H＋)H2O=c(H＋)＋

c(HS－)＋

2c(H2S)，故c(OH－)=c(H＋)＋

c(HS－)＋

2c(H2S)，電解質(zhì)溶液中守恒關(guān)系：電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒、定組成關(guān)系守恒：以0.1mol/LNa2S溶液為例:溶液中多量離子:微量離子:Na+、S2-OH-

、H+、HS-⑴由于整個溶液不顯電性：n∑Min+=m∑Mim-

電荷守恒關(guān)系:[Na+]+[H+]=[OH-]+[HS-]+2[S2-]⑵考慮硫元素水解前后守恒:物料守恒關(guān)系:[S2-]+[HS-]+[H2S]=0.1mol/L⑶考慮鈉元素與硫元素形成Na2S的定組成關(guān)系:定組成守恒關(guān)系:1/2[Na+]=[S2-]+[HS-]+[H2S]⑷考慮鹽類水解或電離時由水本身電離出的[H+]=[OH-]；質(zhì)子守恒:[OH-]=[H+]

+[HS-]+2[H2S]⑸水解或電離程度不同，使離子間形成的大小關(guān)系不同：[Na+]>[S2-]>[OH-]>[HS-]>[H+]

例：NH4Cl溶液中存在的平衡有：

⑴微粒種類有:⑵這些微粒種類之間存在的等式關(guān)系有：

⑶各離子濃度由大到小的順序為：分子:NH3.H2O、H2O離子:NH4+、OH-、H+、Cl-[Cl-]>[NH4+]>[H+]>[

OH-]電荷:[NH4+]+[H+]=[Cl-]+[

OH-]物料:[Cl-]=[NH4+]+[NH3.H2O]NH4++H2ONH3.H2O+H+

H2O

H++OH-水電離產(chǎn)生

的H＋或OH－弱電解質(zhì)水的電離平衡增大第九章水溶液中的離子平衡可逆中和鹽的類型實例

是否水解水解的離子

溶液的酸堿性

溶液的pH

強酸強堿鹽

NaCl、KNO3

________強酸弱堿鹽NH4Cl、

Cu(NO3)2

_______________________弱酸強堿鹽CH3COONa、Na2CO3

___________________________NH、Cu2＋CH3COO－、中性酸性堿性＝7＜7＞7+4是否是弱酸(或弱堿)＋OH－(或H＋)NH＋H2O

NH3·H2O＋H＋+4CO＋H2OHCO＋OH－Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋

Al3＋＋3HCO

===Al(OH)3↓＋3CO2↑2-3-33-越大越強右移右移右移增大增大增大增大減小減小增大減小減小減小答案

C

五、典型例題選解例1、下列物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，但屬于非電解質(zhì)的是

A．CH3CH2COOHB．Cl2C．NH4HCO3D．SO2解析：判斷某物質(zhì)是電解質(zhì)還是非電解質(zhì)，首先應(yīng)從化合物的范疇考慮，排除單質(zhì)（如Cu、Cl2）和混合物（如自來水）的干擾，一般來說，酸、堿、鹽、水均為電解質(zhì)，其中強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽為強電解質(zhì)，弱酸、弱堿和水為弱電解質(zhì)。另外還要注意，電解質(zhì)的強弱只與它在水中是否完全電離有關(guān)，與溶解度無關(guān)，比如BaSO4、CaCO3等雖然溶解度很小，但溶解的部分完全電離，因而是強電解質(zhì)，而NH3、H2O、HF等雖然在水中溶解度很大，但是部分電離，因而是弱電解質(zhì)。D

例2、在體積都為1L，C(H+)=0.01mol/L的鹽酸和醋酸溶液中，投入0.66g鋅，則下列哪組比較符合客觀事實？（）AＣ例5、⑴在25℃時，某溶液中水電離出的［H+］＝10－12mol/L，則此溶液的pH可能為————————————。⑵用0.1mol/LNaOH溶液滴定25mL0.1mol/L鹽酸溶液，如達(dá)到滴定終點時，不慎多加1滴NaOH（1mL=20d，混合前后溶液體積差忽略不計），所得溶液的pH約為———————————。

2或1210例6、在兩支分別盛有AlCl3、NaAlO2溶液的試管中，分別加入NaHCO3溶液，你預(yù)測會有什么現(xiàn)象發(fā)生，寫出有關(guān)離子方程式。分析：對于HCO3—，在水溶液中既可以發(fā)生電離也能發(fā)生水解：HCO3—H++CO32-HCO3—+H2OH2CO3+OH—而Al3+AlO2—都能發(fā)生水解，分別呈酸性和堿性；所以它們都能與HCO3—發(fā)生反應(yīng)：Al3++

3

HCO3—=Al(OH)3+3CO2

AlO2—+H2O+HCO3-=Al(OH)3+CO32-B2、判斷下列鹽溶液的酸堿性并說明原因，能水解的寫出水解的離子方程式：⑴(NH4)2SO4⑵FeSO4⑶NaF⑷NaClO⑸NaHSO4⑹NaI⑺Na2SO3⑻NaHCO31、能使H2O+H2OH3O++OH–

的電離平衡向電離方向移動，且所得溶液呈酸性的是A.在水中加NaHCO3B.在水中加CuCl2C.在水中加H2SO4D.將水加熱到100℃六、鞏固練習(xí)3、現(xiàn)有S2-、SO32-、NH4+、Al3+、HPO42-、Na+、SO42-、AlO2-、Fe3+、HCO3-、Cl-等離子，請按要求填空：⑴在水溶液中，該離子水解呈堿性的是

⑵在水溶液中，該離子水解呈酸性的是

⑶既能在酸性較強的溶液里大量存在，又能在堿性較強的溶液中大量存在的離子有

⑷既不能在酸性較強的溶液里大量存在，又能在堿性較強的溶液中大量存在的離子有

S2--、SO32--、HPO42--、AlO2--、HCO3--NH4+、Al3+、Fe3+Na+、SO42--、Cl—HPO42--、HCO3--4、配置下列溶液應(yīng)注意那些問題?⑴FeCl3

⑵FeCl2⑶AgNO3

⑷SnCl2

(加HCl)(加HCl、Fe)(加HNO3)(加HCl、Sn)5、Na2CO3Na2SiO3Na3PO4等溶液的保存能否在磨口試劑瓶中?并說明原因?加入Fe是為了防止Fe2＋氧化成Fe3+：Fe+2Fe3+=2Fe2+作用同鐵6、比較同濃度的下列各組溶液pH的大?。禾崾荆鹤儍r陽離子，價態(tài)越高，越易水解A、Na2CO3___CH3COONaB、AlCl3___MgCl2C、NaHCO3___

Na2CO3D、FeCl2___FeCl3><<>7、濃度均為0.1mol/L的①NaHCO3②Na2CO3③NaCl④NaHSO4四種溶液，按pH由小到大的順序是

A.①②③④B.④③②①C.④③①②D.②①④③C8、將10mL0.1mol/L氨水和10mL0.1mol/L鹽酸混合后，溶液里各種離子物質(zhì)的量濃度的關(guān)系是A.[Cl--]+[OH--]=[NH4+]+[H+]B.[Cl--]>[NH4+]>[H+]>[OH-]C.[H+]>[OH--]>[Cl--]>[NH4+]D.[Cl--]>[H+]>[NH4+]>[OH-]AB9、下面提到的與鹽的水解無關(guān)的正確說法是：()①明礬可以做凈水劑;②實驗室配制FeCl3溶液時,溶液時往往在FeCl3溶液中加入少量的鹽酸③用NaHCO3和Al2(SO4)3兩種溶液可作泡沫滅火劑;④在NH4Cl溶液中加入金屬鎂會產(chǎn)生氫氣;⑤草木灰與氨態(tài)氮肥不能混合施用;⑥比較NH4Cl和Na2S等某些鹽溶液的酸堿性

A.①③⑥B.②③⑤C.③④⑤D.全有關(guān)D10、下列各組離子在溶液中能否大量共存？說明原因：⑴.H+、CH3COO－、K+、Cl－⑵.S2－、Al3+、Cl－、Na+⑶.CO32－、NO3－、H+、K+⑷.Cl－、Ca2+、NO3－、CO32－

⑸.Fe2+、H+、Cl－、NO3－弱電解質(zhì)雙水解氣體沉淀氧化還原11、向0.1mol/LNaOH溶液中逐漸加入0.1mol/LCH3COOH溶液，至溶液中[Na+]=[CH3COO-]。此時溶液的pH是()A、pH=7B、pH>7C、pH<7D、無法確定12、表示0.1mol/LNaHCO3溶液中有關(guān)微粒的關(guān)系式，正確的是()A、[Na+]>[HCO3-]>[CO32-]>[

H+]>[OH-]B、[Na+]+[

H+]=[HCO3-]+[CO32-]+[OH-]C、[Na+]+[

H+]=[HCO