第8章 水溶液中的离子平衡.doc

高三化学一轮复习教案 主备人：朱成举
第八章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
复习目标：
1、巩固对电解质、强弱电解质概念的理解。
2、了解弱电解质电离平衡的建立及移动的影响因素。
3、能对溶液的导电能力判断及对强弱酸碱进行比较。
基础知识：
一、强电解质与弱电解质的区别
（一）电解质和非电解质
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：在水溶液里或熔融状态下不能导电的化合物。
【注意】
1．电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。
2．化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。
3．常见电解质的范围：酸、碱、盐、离子型氧化物。
4．溶剂化作用：电解质溶于水后形成的离子或分子并不是单独存在的，而是与水分子相互吸引、相互结合，以“水合离子”或“水合分子”的形态存在，这种溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用叫做溶剂作用。
（二）强电解质和弱电解质
强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。
弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡。
【注意】
1．强、弱电解质的范围：
强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐
弱电解质：弱酸、弱碱、水
2．强、弱电解质与溶解性的关系：
电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO4、BaCO3等。
3．强、弱电解质与溶液导电性的关系：
溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。
4．强、弱电解质与物质结构的关系：
强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。
5．强、弱电解质在熔融态的导电性：
离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。

二、弱电解质的电离平衡
1、弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），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时的状态。弱电解质的电离平衡的特点是：
（1）动态平衡：电离方程式中用“ ”，如：CH3COOH CH3COO-+H+。
（2）条件改变：平衡被打破。如在CH3COOH的石蕊溶液中（呈红色）加入固体CH3COONH4，即增大了c(CH3COO-)，平衡左移，c( H+)变小，使红色变浅。
（3）弱电解质在离子反应中电离平衡发生移动。将等质量的锌粉分别投入10mL0.1mol/L盐酸和10mL0.1mol/L醋酸中，实验结果：盐酸的反应速率比醋酸快。若锌足量，则产生氢气的体积相等。因为当浓度和体积相同时，盐酸是强酸，c（H+）大，所以反应速率快，但二者可电离出来的H+的物质的量相等，仅仅是后者随着反应的进行，醋酸的电离平衡不断发生移动。
（4）从导电实验可知，弱电解质少部分电离，大部分以分子形式存在，决定了它在离子方程式书写中保留分子形式。如醋酸和烧碱溶液中和反应的离子方程式应写成：CH3COOH+OH—= CH3COO—+H2O。
（5）导电性强弱与电解质强弱的关系：电解质的强弱由物质内部结构决定，电解质的强弱在一般情况下影响着溶液导电性的强弱。导电性强弱是由溶液离子浓度大小决定的。如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电性可以很弱，而某弱电解质虽然电离程度很小，但如果浓度较大时，该溶液的导电能力也可以较强。因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质的导电能力也不一定弱。
2、电离平衡常数
（1）概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所产生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，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示（酸用Ka表示，碱用 Kb表示）。
（2）表示方法：ABA++B- K=   [来源:学科网]
（3）K的意义：K值越大，表示该电解质较易电离，所对应的弱酸弱碱较强。从Ka或Kb的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱： H2SO3（Ka1=1.5×10-2）> H3PO4（Ka1=7.5×10-3）>HF（Ka=7.2×10-4）> HNO2（Ka1=4.6×10-4）> HCOOH（Ka=1.8×10-4）> CH3COOH（Ka=1.8×10-5）> H2CO3（Ka1=4.3×10-7）> H2S（Ka1=9.1×10-8）
（4）影响K值大小的因素：K值不随浓度而变化，但随温度而变化。
（5）多元弱酸的电离。多元弱酸是分步电离的，且越向后的电离越困难，其电离出来的离子浓度也越小，酸性主要由第一步电离决定。如 H3PO4的电离：
第一步电离：H3PO4H++H2PO K1
第二步电离：H2POH++HPO (较难) K2
第三步电离：HPOH++PO （困难） K3
 显然： K1>K2>K3。在磷酸溶液中，由H3PO4电离出来的离子有H+、H2PO、HPO、PO等离子，其离子浓度的大小关系为：c(H+)>c(H2PO)>c(HPO)>c(PO) 。
3、电离度
弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度。常用α表示：
α=×100%
※强酸与弱酸(或强碱与弱碱)的比较

等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸(b)
等pH的盐酸(a)与醋酸(b)
pH或物质的量浓度
pH：a<b
物质的量浓度：a<b
溶液导电性
a>b
a=b
水的电离程度
a<b
a=b
c(Cl-)与c(CH3COO-)大小
c(Cl-)>c(CH3COO-)
c(Cl-)=c(CH3COO-)
等体积溶液中和NaOH的量
a=b
a<b
分别加该酸的钠盐固体后pH
a:不变 b:变大
a:不变 b:变大
开始时与金属反应的速率
a>b
相同[来源:学#科#网]
等体积溶液与过量活泼金属产生H2的量
相同
a<b
〖特别提醒〗判断一种酸是强酸还是弱酸时，实质是看它在水溶液中的电离程度，完全电离即为强酸， 不完全电离即为弱酸。设计实验验证时注意等物质的量浓度和等pH的两种酸的性质差异。
【例1】
〖方法归纳〗
判断强、弱电解质的方法规律
实验设计思路:以证明某酸(HA)是弱酸为例
实验方法
结论
(1)测0.01 mol/L HA的pH
pH=2，HA为强酸
pH>2，HA为弱酸
(2)室温下测NaA溶液的pH
pH=7，HA为强酸
pH>7，HA为弱酸
(3)相同条件下，测相同浓度的HA和HCl(强酸)
溶液的导电性
若导电性相同，HA为强酸；若HA导电性比HCl弱，HA为弱酸
(4)测定同pH的HA与HCl稀释相同倍数前后的pH变化
若ΔpH(HA)=ΔpH(HCl)，HA为强酸；
ΔpH(HA)<ΔpH(HCl)，HA为弱酸
(5)测定等体积、等pH的HA和盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量
若反应过程中HA产生H2较快且最终产生H2较多，则HA为弱酸
(6)测定等体积、等pH的HA和盐酸中和碱的量
若耗碱量相同，HA为强酸；若HA耗碱量大，则HA为弱酸

4、影响电离平衡的因素
1）内因
弱电解质本身，如常温下K(HF)>K(CH3COOH)。
2.外因
以CH3COOHCH3COO-+H+为例
（1）温度
弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向右移动，CH3COOH电离程度增大，c(H+)、c(CH3COO-)增大。
（2）浓度
加水稀释CH3COOH溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。n(CH3COO-)、n(H+)增大，但c(CH3COO-)、c(H+)减小。[来源:学.科.网]
（3）同离子效应
在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动。例如 0.1 mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡CH3COOH CH3COO-+H+。加入少量CH3COONa固体或HCl，由于增大了c(CH3COO-)或c(H+)，使CH3COOH的电离平衡向逆反应方向移动。前者使c(H+)减小，后者使c(H+)增大。
（4）化学反应
在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向电离的方向移动。例如，在CH3COOH溶液中加入NaOH或Na2CO3溶液，由于OH-+H+=H2O、CO+2H+= H2O+CO2↑，使c(H+)减小，平衡向着电离的方向移动。
〖点拨〗 稀释弱电解质溶液时，平衡移动的方向易误判为逆向移动，把溶液中离子浓度的减小误认为是电离平衡逆向移动造成的，实际上稀释才是造成溶液中离子浓度减小的主要因素。
【例2】
例题精讲：
【例1】 醋酸是一种常见的一元弱酸，为了证明醋酸是弱电解质，某同学开展了题为“醋酸是弱电解质的实验探究”的探究活动。该同学设计了如下方案，其中错误的是 ( )
A．先配制一定量的0.10 mol/L CH3COOH溶液，然后测溶液的pH，若pH大于1，则可证明醋酸为弱电解质
B．先配制一定量0.01 mol/L和0.10 mol/L的CH3COOH，分别用pH计测它们的pH，若两者的pH相差小于1个单位，则可证明醋酸是弱电解质
C．取等体积、等pH的CH3COOH的溶液和盐酸分别与足量锌反应，测得反应过程中醋酸产生H2较慢且最终产生H2较多，则醋酸为弱酸
D．.配制一定量的CH3COONa溶液，测其pH，若常温下pH大于7，则可证明醋酸是弱电解质
〖解析〗若是一元强酸，则0.1 mol/L的酸溶液的pH=1，0.01 mol/L的酸溶液的pH=2，该酸的钠盐溶液的pH=7。那么0.1 mol/L的CH3COOH溶液的pH>1、0.1 mol/L CH3COOH与0.01 mol/L CH3COOH溶液的ΔpH<1、CH3COONa溶液呈碱性均可说明CH3COOH是弱酸。
〖答案〗C
【例2】根据电离平衡的影响因素填写以下表格：
实例
NH3·H2O NH +OH-
加入物质或措施
平衡移动方向
电离程度
c(OH-)
c(NH)
导电能力
H2O

HCl

NaOH

CH3COONH4

加热

第八章 水溶液中的离子平衡
第二节 水的电离和溶液的酸碱性
复习目标：
1、掌握水的电离过程以及离子积常数的定义。
2、了解PH的定义，测定方法及简单计算。
3、掌握酸碱中和滴定的基本方法和误差分析。
基础知识：
一、水的电离及离子积常数
1、水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：
H2O2+H2O2 H3O++HO 简写为 H2O H++OH－ （正反应为吸热反应）其电离平衡常数：
Ka =
2、水的离子积常数：Kw= c(H+)c(OH－)
250C 时 Kw =1.0×10-14 mol2·L-2 ，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。
如1000C 时Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .
3、无论是纯水还是酸、碱，盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
二、影响水的电离平衡的因素
（1）酸和碱：酸或碱的加入都会电离出 H+或OH-，均使水的电离逆向移动，从而抑制水的电离。
（2）温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离， [H+]与[OH-]同时同等程度的增加，pH变小，但[ H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。
（3）能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。
（4）其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的 H+直接作用，使[ H+]减少，因而促进了水的电离平衡正向移动。

H2OH++OH- ΔH>0
条件变化
移动方向
c(H+)
c(OH-)
KW
升高温度
→
↑
↑
↑
加酸
←
↑
↓

加碱
←
↓
↑

加强酸弱碱盐
→
↑
↓

加强碱弱酸盐
→
↓
↑

〖特别提醒〗溶液中的c(H+)和水电离出来的c(H+)是不同的：①常温下水电离出的c(H+)=1×10-7 mol/L，若某溶液中水电离出的c(H+)<1×10-7 mol/L，则可判断出该溶液中加入酸或碱抑制了水的电离；若某溶液中水电离出的c(H+)>1×10-7 mol/L，则可判断出该溶液中加入可以水解的盐或活泼金属促进了水的电离。②常温下溶液中的c(H+)>1×10-7 mol/L，说明该溶液是酸溶液或水解显酸性的盐溶液；c(H+)<1×10-7 mol/L，说明是碱溶液或水解显碱性的盐溶液。

【例1】
三、溶液的酸碱性和pH的关系
1、pH的计算： pH=-lgc(H+)
2、酸碱性和pH的关系：
在室温下，中性溶液：c(H+)= c(OH－) =1.0×10-7 mol· L-1， pH =7
酸性溶液：c(H+)＞c(OH－) ，c(H+)＞1.0×10-7 mol·L-1， pH ＜7
碱性溶液：c(H+)＜c(OH－)，c(H+)＜1.0×10-7 mol·L-1， pH ＞7
3、pH的测定方法：
（1）酸碱指示剂：粗略地测溶液pH范围
常用指示剂的变色范围：
石蕊试液的变色范围是pH=5.0-8.0；
酚酞试液的变色范围是 8.2 ～ 10.0；
甲基橙试液的变色范围是3.1(红)-4.4(黄)；
（2）pH试纸：精略地测定溶液酸碱性强弱
pH试纸使用方法：
①方法：把小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中央，试纸变色后，与标准比色卡比较来确定溶液的pH。
②注意：pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则将可能产生误差。
【思考】如将pH试纸先润湿，再测量，对pH值的影响。
（3）pH计： 精确地测定溶液酸碱性强弱
4．溶液pH计算：
1）总体原则
(1)若溶液为酸性，先求c(H+)，再求pH；
(2)若溶液为碱性，先求c(OH-)，再由c(H+)=求c(H+)，最后求pH。
2）类型及方法(室温下)
(1)酸、碱溶液pH的计算
①强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol/L，c(H+)=nc mol/L，pH=-lgc(H+)=-lg(nc)。
②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol/L，c(OH-)=nc mol/L，c(H+)=mol/L，pH=-lgc(H+)=14+lg(nc)。
(2)酸、碱混合pH计算
①两强酸混合
c混(H+)=
②两强碱混合
c混(OH-)=
③强酸、强碱混合(一者过量)
酸过量：c混(H+)=
碱过量：c混(OH-)=
④酸、碱稀释时pH的变化

酸
碱
弱酸
强酸
弱碱
强碱
稀释10n倍
<pH+n
pH+n
>pH-n
pH-n
无限稀释
pH趋向于7
【例2、3】
四、酸碱中和滴定
1．概念
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。
2．实验用品
试剂：酸 、碱、指示剂、蒸馏水。
仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、烧杯等
3．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液)
(1)滴定前的准备
①滴定管中：a.查漏，b.洗涤，c.润洗，d.装液，e.排气，f.调液面，g.记录。
②锥形瓶中：a.注入碱液，b.记读数，c.加指示剂。
(2)滴定
(3)数据处理
4、误差分析
1）原理(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
cB= VB——准确量取的待测液的体积； cA——标准溶液的浓度。
故有：cB正比于VA。
2）误差分析
(1)标准液配制引起的误差
①称取5.2克氢氧化钠配制标准液时，物码倒置。 (偏高)
②配制标准液时，烧杯及玻璃棒未洗涤。 (偏高)
③配制标准液时，定容俯视。 (偏低)
④配制标准液时，定容仰视。 (偏高)
⑤配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸钠。 (偏高)
⑥配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸氢钠。 (偏高)
⑦配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有KOH。 (偏高)
⑧滴定管水洗后，未用标准液洗涤。 (偏高)
(2)标准液操作引起的误差
①滴定前读数仰视，滴定后读数俯视。 (偏低)
②滴定结束，滴定管尖嘴处有一滴未滴下。 (偏高)
③滴定前有气泡未赶出，后来消失。 (偏高)
(3)待测液操作引起的误差
①锥形瓶水洗后，用待测液润洗过再装待测液。 (偏高)
②锥形瓶有少量水，直接放入待测液。 (无影响)
③摇动锥形瓶时，溅出部分溶液。 (偏低)
〖特别提醒〗 (1)中和反应严格按照化学方程式中化学计量数之比进行，即当酸提供的H+的物质的量与碱提供的OH-的物质的量相等时，恰好中和。
(2)中和反应恰好进行得到的溶液，不一定显中性，有可能显酸性或碱性。
【例4】
例题精讲：
【例1】室温下，在pH=11的某溶液中，由水电离的c(OH-)为 ( )
①1.0×10-7 mol/L ②1.0×10-6 mol/L ③1.0×10-3 mol/L ④1.0×10-11 mol/L
A.③ B.④ C.①或③ D.③或④
〖解析〗pH=11即c(OH-)=10-3 mol/L是碱性溶液，碱性溶液有两种情况：一是碱溶液，一是强碱弱酸盐的溶液。解此题要注意一个关键问题，由水电离出的c(H+)始终等于由水电离出的c(OH-)。若为碱溶液，由水电离出的c(OH-)=c(H+)==10-11 mol/L；若为强碱弱酸盐的溶液，由水电离出的c(OH-)=10-3 mol/L。
〖方法归纳〗
水电离出的c(H+)或c(OH-)的计算(25℃时)
(1)中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7 mol/L。
(2)溶质为酸的溶液
H+来源于酸的电离和水的电离，而OH-只来源于水。 如计算pH=2的盐酸中水电离出的c(H+)：方法是先求出溶液中的c(OH-)=10-12 mol/L，即水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-12 mol/L。
(3)溶质为碱的溶液
OH-来源于碱的电离和水的电离，而H+只来源于水。如pH=12的NaOH溶液中，c(H+)=10-12 mol/L，即水
电离产生的c(OH-)=c(H+)=10-12 mol/L。
(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液
H+和OH-均由水电离产生。 如pH=2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=10-2 mol/L［c(OH-)=10-12 mol/L是因为部分OH-与部分NH结合了］；
pH=12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH-)=10-2 mol/L[c(H+)=10-12 mol/L是因为部分H+与部分CO结合了]。
【例2】（2010全国卷1）下列叙述正确的是
A．在醋酸溶液的pH=a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH=b，则a>b
B．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH<7
C．1.0×10-3mol/L盐酸的pH=3.0，1.0×10-8mol/L盐酸的pH=8.0
D．若1mLpH=1的盐酸与100mL溶液混合后，溶液的pH=7则溶液的pH=11
〖解析〗A若是稀醋酸溶液稀释则C(H+)减小，pH增大，b＞a，故A错误；B酚酞的变色范围是pH= 8.0～10.0（无色→红色），现在使红色褪去，pH不一定小于7，可能在7~8之间，故B错误；C常温下酸的pH不可能大于7，只能无限的接近7；D正确，直接代入计算可得是正确，也可用更一般的式子：设强酸pH=a，体积为V1；强碱的pH=b，体积为V2，则有10-aV1=10-(14-b)V2→=10a+b-14，现在=10-2，又知a=1，所以b=11
〖答案〗D
【命题意图】考查弱电解质的稀释，强酸的无限稀释，指示剂的变色范围，强酸与强碱的混合pH的计算等基本概念
【例3】 室温时，将x mL pH=a的稀NaOH溶液与y mL pH=b的稀盐酸充分反应。下列关于反应后溶液pH的判断，正确的是 ( )
A.若x=y，且a+b=14，则pH>7 B.若10x=y，且a+b=13，则pH=7
C.若ax=by，且a+b=13，则pH=7 D.若x=10y，且a+b=14，则pH>7
〖解析〗本题主要考查有关pH的简单计算。
由题意知：n(NaOH)=x ·10a-14·10-3 mol，n(HCl)=y ·10-b ·10-3 mol，
所以n(NaOH)∶n(HCl)= =×10a+b-14。
若x=y，且a+b=14，则n(NaOH)=n(HCl)，二者恰好完全反应，pH=7；若10x=y且a+b=13，则碱不足，pH<7；若ax=by且a+b=13则n(NaOH)∶n(HCl) = · <1，碱不足，故pH<7；若x=10y且a+b=14，则n(NaOH)∶n(HCl)=10>1，NaOH过量，pH>7。
〖答案〗D
〖规律总结〗
(1)求算pH的基本思路：判断混合液酸性、中性或碱性→计算c(H+)或c(OH-)→求出pH。
(2)求溶液pH的方法，可总结口诀如下：酸按酸(H+)，碱按碱(OH-)；同强相混直接算；异强相混看过量；无限稀释“7”为限。
【例4】一定物质的量浓度溶液的配制和酸碱中和滴定是中学化学中两个典型的定量实验。某研究性学习小组在实验室中配制1 mol/L的稀硫酸标准溶液，然后用其滴定某未知浓度的NaOH溶液。
下列有关说法中正确的是 (填字母序号)。
A．实验中所用到的滴定管、容量瓶，在使用前均需要检漏
B．如果实验中需用60 mL的稀硫酸标准溶液，配制时应选用100 mL容量瓶
C．容量瓶中含有少量蒸馏水，会导致所配标准溶液的浓度偏小
D．酸式滴定管用蒸馏水洗涤后，即装入标准浓度的稀硫酸，则测得的NaOH溶液的浓度将偏大
E．配制溶液时，若在最后一次读数时俯视读数，则导致实验结果偏大
F．中和滴定时，若在最后一次读数时俯视读数，则导致实验结果偏大
〖解析〗A项，滴定管、容量瓶都为带塞容器，使用前检漏，正确；B项，实验室无60 mL容量瓶，选择容积比60 mL大而与之更接近的容量瓶配制，B正确；C项，容量瓶内有少量水对所配标准液浓度无影响；D项，酸式滴定管不用标准液润洗使所测NaOH浓度偏大，正确；E项，配制溶液时，最后一次读数时俯视，所配溶液浓度偏高，导致实验结果偏小；F项，导致实验结果偏小。
〖答案〗 ABD
第八章 水溶液中的离子平衡
第三节 盐类的水解
复习目标：
1、了解盐类水解的实质，能够解释盐类水解的过程。
2、能够判断水解后溶液的酸碱性和书写水解方程式，总结、归纳出盐类水解的基本规律。
3、能够比较出溶液中离子浓度大小。
基础知识：
一、盐类水解
1、盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性。盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热反应。
2、盐类水解规律
(1)强弱规律：“有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。”
(2)大小规律：
①“水解程度小，式中可逆号，水解产物少，状态不标号。”
②多元弱酸盐的水解是分步进行的，且以第一步为主。 如：CO+ H2O HCO+OH- HCO+ H2O H2CO3 + OH-
(3)酸式盐规律：
① 强酸酸式盐溶液呈强酸性。如NaHSO4、NH4HSO4
②强碱弱酸酸式盐溶液显何性，必须比较其阴离子的电离程度和水解程度。
    电离程度＞水解程度，则溶液显酸性。如NaH2PO4、NaHSO3
    电离程度＜水解程度，则溶液显碱性。如NaHCO3、NaHS
3、大多数盐类水解程度较低，但其过程促进了水的电离。
盐类水解的程度主要决定于盐的本性，组成盐的酸根对应的酸(或阳离子对应的碱)越弱，水解程度就越大，其盐溶液的碱性(或酸性)越强。
　 升高温度、水解程度增大；在温度不变的条件下，稀释溶液，水解程度增大，另外，加酸或加碱抑制水解。
4、水解反应可用化学方程式或离子方程式表示，书写时应注意。
　　(1)一般用可逆号“”，只有互相促进的完全水解（即有沉淀或气体产生的互促水解）才用“＝”。
　　(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，可用多步水解方程式表示。
　　(3)一般不写“↓”和“↑”，水解程度大的例外。
5、判断盐溶液中各种离子浓度的大小关系，要从盐的组成、水的电离、盐是否水解等方面综合考虑，并注意守恒法的应用(电荷守恒和元素守恒)，对于弱酸(碱)及其强碱(酸)盐的混合物，一般说来优先考虑盐对弱酸(碱)电离平衡的影响，忽略盐的水解。如NH4Cl与NH3水的混合物，一般只考虑氨水的电离而忽略铵离子的水解。
【例1】
二、影响盐类水解的因素
1、内因
酸或碱越弱，其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。
2、外因
因素
水解平衡
水解程度
水解产生离子的浓度
温度
升高
→
↑
↑
浓度[来源:学科网ZXXK][来源:Z|xx|k.Com]
增大
→
↓
↑
减小
→
↑
↓
外加酸碱
酸
弱酸根离子的水解程度↑，弱碱阳离子的水解程度↓
碱
弱酸根离子的水解程度↓，弱碱阳离子的水解程度↑

三、盐类水解的应用
（1）配制某些盐溶液时要考虑盐的水解：如配制FeCl3、SnCl2、Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。
（2）制备某些盐时要考虑水解：Al2S3、MgS、Mg3N2 等物质极易与水作用，它们在溶液中不能稳定存在，所以制取这些物质时，不能用复分解反应的方法在溶液中制取，而只能用干法制备。
（3）制备氢氧化铁胶体时要考虑水解。利用加热促进水解来制得胶体。FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(胶体)+3HCl
（4）某些试剂的实验室贮存，如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨砂口玻璃瓶中。NaF溶液不能保存在玻璃试剂瓶中。
（5）证明弱酸或弱碱的某些实验要考虑盐的水解，如证明Cu(OH)2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红（显酸性）证之。
（6）采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。如不纯的KNO3中常含有杂质Fe3＋，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3＋。
（7）向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO或Mg2CO3除去FeCl3。
（8）某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应，要考虑水解：如Mg、Al、Zn等活泼金属与NH4Cl、CuSO4 、AlCl3 等溶液反应。3Mg+2AlCl3 +6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑
（9）判断中和滴定终点时溶液酸碱性，选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时，应考虑到盐的水解。如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH>7，若二者反应后溶液pH=7，则CH3COOH过量。
指示剂选择的总原则是，所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙；弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。
（10）判断酸碱中和至pH=7时，酸碱的用量（如用氨水与盐酸反应至pH=7时是氨水过量）。
（11）测定盐溶液pH时，试纸不能湿润，若中性溶液，测得pH不变仍为7，若强酸弱碱盐溶液，测得pH比实际偏大，若强碱弱酸盐溶液，测得pH比实际偏小，
（12）加热蒸发和浓缩盐溶液时，对最后残留物的判断应考虑盐类的水解。
加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质；加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质；加热浓缩FeCl3 型的盐溶液.最后得到Fe(OH)3，灼烧得Fe2O3 ；加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3型的盐溶液时，得不到固体；加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时，最后得相应的正盐；加热Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到Mg(OH)2 固体；加热Na2SO3型盐溶液，最后被空气氧化为Na2SO4。
（13）净水剂的选择：如Al3＋ ，FeCl3等均可作净水剂，应从水解的角度解释。
（14）小苏打片可治疗胃酸过多。
（15）某些显酸性的盐溶液和某些显碱性的盐溶液反应［如Al2(SO4)3溶液与NaHCO3溶液反应会产生大量CO2——泡沫灭火器］。如：Al3＋+ 3HCO3-= Al(OH)3↓+ 3CO2↑
（16）某些化肥是否能混施（如草木灰不宜与铵态氮肥及过磷酸钙混合使用）。
（17）解释某些生活现象时应考虑盐的水解，如炸油条用明矾、纯碱；ZnCl2、NH4Cl作焊药；热的纯碱溶液比冷的纯碱溶液去污能力强。

例题精讲：
【例1】物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大顺序排列的是(　　)
A．Na2CO3　NaHCO3　NaCl　NH4Cl
B．Na2CO3　NaHCO3　NH4Cl　NaCl
C．(NH4)2SO4　NH4Cl　NaNO3　Na2S
D．NH4Cl　(NH4)2SO4　Na2S　NaNO3
【导航】酸、碱的溶液分别呈酸性和碱性，而盐的溶液性质要根据电离和水解具体分析。解答原则是先分开酸性、碱性和中性区域。
〖解析〗A、B两项溶液种类相同，NH4Cl水溶液呈酸性，NaCl溶液呈中性，Na2CO3、NaHCO3水溶液都显碱性，但因为NaHCO3的水解是Na2CO3的第二步水解，水解程度变小，Na2CO3的碱性大于NaHCO3的碱性，其排列顺序为：NH4Cl，NaCl，NaHCO3，Na2CO3，故A、B均错误；C、D溶液种类相同，其pH由小到大的顺序为：(NH4)2SO4，NH4Cl，NaNO3，Na2S，故C项正确，D错误。
〖答案〗C
【例2】下列有关问题，与盐的水解有关的是 ( )
①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂
②用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂
③草木灰与铵态氮肥不能混合施用
④实验室盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞
⑤加热蒸干AlCl3溶液得到Al(OH)3固体
A．①②③ B．②③④ C．①④⑤ D．①②③④⑤
〖解析〗本题考查盐类水解的应用与解释。①中NH4Cl与ZnCl2溶液水解均显酸性，可以除去金属表面的锈；②HCO与Al3+两种离子水解相互促进，产生二氧化碳，可作灭火剂；③草木灰主要成分为碳酸钾，水解显碱性，而铵态氮肥水解显酸性，因而不能混合施用；④碳酸钠溶液水解显碱性，而磨口玻璃塞中的二氧化硅会与碱反应生成硅酸钠将瓶塞与瓶口黏合而打不开，因此实验室盛放碳酸钠的试剂瓶应用橡胶塞；⑤AlCl3溶液中存在水解平衡：AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl，加热时，HCl挥发使平衡不断右移，最终得到Al(OH)3固体(如果灼烧，会得到Al2O3固体)。
〖答案〗D
电解质溶液中粒子浓度大小比较

电解质溶液中粒子浓度大小比较历来是高考中考查化学基本理论知识方面的重点和热点题型。这类试题考查的知识点多，灵活性、综合性强，有较好的区分度，能有效地测试出考生对弱电解质的电离平衡、盐类水解、电解质之间的反应等基本概念、基本理论的掌握情况及对这些知识的综合应用能力。这类题型在今后的高考化学试卷中将会进一步体现。为了让同学们能够系统的理解掌握这一重要考点，笔者对此进行较为全面的分析归纳，以求对同学们起到一定的指导作用。
一、知识要点回顾
1．两大理论
（1）电离理论
①一般来说，弱电解质(弱酸、弱碱等)的电离是微弱的，电离消耗及电离产生的微粒都是微小的，同时还要考虑水的电离。如氨水溶液中，既存在NH3·H2O的部分电离，还存在水的微弱电离。故其溶液中微粒浓度大小为：c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。
②多元弱酸的电离
多元弱酸的电离是分步进行的，一级电离总是远大于二级、三级电离，故多元弱酸的电离中主要考虑第一级电离。如在H2S水溶液中，H2S的电离是分步的，且第一步电离H2SH++HS-是主要的，故微粒浓度大小为：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(S2-)。
（2）水解理论
①弱离子的单水解是微弱的。由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H+)或碱性溶液中c(OH-)总是大于水解产生的弱电解质溶液的浓度。如NH4Cl溶液中，微粒浓度大小为：c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)。
②多元弱酸根离子的水解是分步进行的，其第一步水解是主要的。如Na2CO3溶液中微粒浓度大小为：c(CO32-)＞c(HCO3-)＞c(H2CO3)。
③对同浓度CO32-和HCO3-，CO32-比HCO3-水解程度要大。对于其它弱酸性盐也是相同情况，即同浓度的正盐溶液水解程度比相应酸式盐水解程度大。
（3）电离与水解理论综合考虑
多元弱酸的酸式盐溶液、同浓度的一元弱酸（弱碱）与其对应的盐溶液的电离与水解是同时存在的，谁占优势，取决其电离与水解程度的相对大小（一般由题示信息给出）。
①对多元弱酸的酸式盐溶液来说，在NaHSO3、NaH2PO4等溶液中，由于HSO3-、H2PO4-离子的电离程度大于其水解程度，故c(H+)＞c(OH-)，溶液呈酸性。在NaHCO3、NaHS等溶液中，由于HCO3-、HS-离子的水解程度大于其电离程度，故c(OH-)＞c(H+)，溶液呈碱性。
②对同浓度的醋酸和醋酸钠的混合液，CH3COOH电离程度大于CH3COO-的水解程度，c(CH3COO-)＞c(CH3COOH)，溶液呈酸性。与之类似，同浓度的氨水和氯化铵的混合液，NH3·H2O的电离大于NH4+水解，溶液呈碱性。
2．三大定量关系
（1）电荷守恒
在任何电解质溶液中，阴离子所带负电荷总数总是等于阳离子所带正电荷总数，即溶液呈电中性。如在Na2CO3溶液中存在如下守恒关系式：c(Na+)+c(H+)