高三一轮复习电离平衡导学案.doc

第八单元 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离平衡
【考点要求】
1. 了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。
2．了解电解质在水溶液中的电离及电解质溶液的导电性，正确书写电离方程式。
3．理解弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解电离平衡常数。
【重点难点】
重点：强、弱电解质的概念和弱电解质的电离平衡
难点：弱电解质的电离平衡
【预习导学】
1．(1)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强吗？
(2)能导电的物质一定是电解质吗？
2．强电解质一定易溶于水吗？易溶于水的电解质一定是强电解质吗？
3．下列物质中属于强电解质的是_______
①含有强极性键的HF　②不溶于水的BaSO4、AgCl　③稀H2SO4溶液　④易溶于水的醋酸　⑤Na2O、Na2O2、NaCl　⑥水溶液浓度为0.1 mol·L－1，pH＝1的HA　⑦NH3的水溶液　⑧氯水
4．电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子的浓度一定增大吗？
5．稀释一弱电解质溶液时，所有粒子浓度都会减小吗？
6．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中值增大，可以采取的措施是 (　　)
①加少量烧碱溶液　②降低温度　③加少量冰醋酸　④加水　⑤通入HCl气体　⑥加入NaAc固体
A．①②④⑥ B．①②③④ C．④⑤ D．④⑤⑥②
7．为什么说温度升高电离平衡常数(Ka或Kb)增大？
8．为什么多元弱酸的Ka1≫Ka2≫Ka3?
【基础知识】
一、强、弱电解质
1．电解质与非电解质
(1)电解质：在__________里或________状态下能导电的__________。
(2)非电解质：在水溶液里和熔融状态下____不能导电的____________。
2．强电解质和弱电解质
(1)概念
电解质

(2)与化合物类型的关系
强电解质主要是大部分________化合物及某些________化合物。弱电解质主要是某些_______化合物。
3．电离方程式的书写
(1)强电解质用______，弱电解质用________。
(2)多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如碳酸电离方程式：________________________________________________________________________。
(3)多元弱碱电离方程式一步写成，如氢氧化铁电离方程式：_______________________。
(4)酸式盐
①强酸的酸式盐完全电离。例如：NaHSO4===____________________________________。
②弱酸的酸式盐中酸式根不能完全电离。例如：NaHCO3===__________、________________________________________________________________。
(5)Al(OH)3存在酸式与碱式电离两种形式：
__________________ Al(OH)3 ______________
酸式电离　　　　　　　　　　　碱式电离
二、弱电解质的电离平衡
1．电离平衡的建立
弱电解质的电离平衡是指在一定条件下(温度、浓度)，弱电解质____________的速率和______________的速率相等的状态。如下图所示：
2．特征

3．外界条件对电离平衡的影响
(1)内因：弱电解质本身的性质。
(2)外因：
①温度：升高温度，电离平衡向______ __方向移动，电离程度________，原因是电离过程________。
②浓度：加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向_____ ___的方向移动，电离程度________。
③同离子效应：例如:向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO－)
________，CH3COOH的电离平衡向____(填“左”或“右”)移动，电离程度________，c(H＋)________，pH值________。
3．电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子的浓度一定增大吗？
三、电离平衡常数
1．对一元弱酸HA：HAH＋＋A－
Ka＝_______________________________________________________________________。
对一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－
Kb＝_______________________________________________________________________。
2．特点
(1)电离平衡常数只与________有关，升温，K值________。
(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。
(3)意义
―→―→
【考点梳理】
考点1：判断强、弱电解质
1．依据物质的类别进行判断
在没有特殊说明的情况下，我们就认为盐是强电解质，强酸(HCl、H2SO4、HNO3)、强碱[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2]、活泼金属氧化物(Na2O、Na2O2、K2O、MgO)为强电解质；而常见的弱酸、弱碱为弱电解质，如H2CO3、H2SO3、HClO、H2SiO3、NH3·H2O等。

浓度均为0.01 mol·L－1的强酸HA与弱酸HB
pH均为2的强酸HA
与弱酸HB
pH或物质的量浓度
2＝pHHAHB
HA＝HB
体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量
HA＝HB
HAc(B－)
c(A－)＝c(B－)
分别加入固体NaA、NaB后pH变化
HA：不变HB：变大
HA：不变HB：变大
加水稀释10倍后
3＝pHHApHHB>2
溶液的导电性
HA>HB
HA＝HB
水的电离程度
HA．依据强、弱电解质的定义或弱电解质电离平衡的移动进行判断(见下表)
改变
条件
平衡移动方向
c(HAc)
n(H＋)
c(H＋)
c(Ac－)
电离程度
导电能力
电离平衡常数
加水稀释

减小
增大
减小
减小
增大
减弱
不变
加少量
冰醋酸

增大
增大
增大
增大
减小
增强
不变
通入HCl
气体

增大
增大
增大
减小
减小
增强
不变
加入NaOH固体

减小
减小
减小
增大
增大
增强
不变
加NaAc
固体

增大
减小
减小
增大
减小
增强
不变
加入镁粉

减小
减小
减小
增大
增大
增强
不变
升高温度

减小
增大
增大
增大
增大
增强
增大

3. 根据盐类水解进行判断
常见方案如下：
(1)配制某浓度的醋酸溶液，向其中滴入几滴甲基橙试液，然后再加入少量醋酸钠晶体，振荡。现象：溶液由红色逐渐变为橙色。
(2)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液。现象：溶液变为浅红色。
(3)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH>7。
【例1】　在一定温度下，有a.盐酸　b．硫酸 c．醋酸三种酸：
(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________________。
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是______________。
(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是________________。
(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是____________。
(5)当三者c(H＋)相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为____________，反应所需时间的长短关系是__________。
(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是________________________________________________________________________。
【例2】下列关于强弱电解质的叙述错误的是 (　　)
A．弱电解质在溶液中部分电离，存在电离平衡
B．在溶液中导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质
C．同一弱电解质的溶液，当温度、浓度不同时，其导电能力也不相同
D．纯净的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电
考点2：外界条件对电离平稳的影响
电离平衡属于化学平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡也会发生移动，平衡移动也遵循勒夏特列原理。
以CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH>0为例
【例3】稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入适量的物质是(　　)
①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热　⑥加入少量MgSO4固体
A．①②③⑤ B．③⑥ C．③ D．③⑤
【例4】25 ℃时，弱酸的电离平衡常数如表所示，下列说法正确的是 (　　)
弱酸
CH3COOH
HCN
H2CO3
Ka
1.8×10－5
4.9×10－10
K1：4.3×10－7 K2：5.6×10－11
A.等物质的量浓度溶液pH关系：pH(NaCN)>pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)
B．a mol·L－1 HCN与b mol·L－1 NaOH溶液等体积混合后所得溶液中c(Na＋)>c(CN－)，则a一定小于b
C．往冰醋酸中逐滴加水，溶液导电能力先增大，后减小
D．NaHCO3和Na2CO3的混合液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋c(CO)
【课堂反馈】
1．体积相同、pH相同的HCl溶液和CH3COOH溶液，与NaOH溶液中和时两者消耗NaOH的物质的量 (　　)
A．相同 B．中和HCl的多
C．中和CH3COOH的多 D．无法比较
2．(选修4P44－3)判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强； (　　)
(2)中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液，盐酸所需氢氧化钠多于醋酸；
(　　)
(3)将NaOH和氨水溶液各稀释一倍，两者的OH－浓度均减少到原来的； (　　)
(4)如果盐酸的浓度是醋酸浓度的二倍，则盐酸的H＋浓度也是醋酸的二倍； (　　)
(5)物质的量相同的磷酸钠溶液和磷酸溶液中所含的PO量相同。 (　　)
3．(选修4P43－2)某酸碱指示剂是一种有机弱酸，其在水溶液中的电离平衡与其呈现颜色相关：HIn(红色)H＋＋In－(黄色)，若向含此指示剂的溶液中加入盐酸，溶液将呈________色。

第2节　水的电离和溶液的pH
【考点要求】
　1.了解水的电离、离子积常数、影响水电离平衡的因素。
2.了解溶液的酸碱性与pH的关系。
3.能进行pH的简单计算。
4.了解测定溶液pH的方法(强酸、强碱)。
【预习导学】
1．在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)之间的关系是什么？
2．甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c(H＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。你认为哪种说法正确？说明原因。水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)增大还是减小？
3. 下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比(①∶②∶③∶④)是 (　　)
①pH＝0的盐酸　②0.1 mol·L－1的盐酸　③0.01 mol·L－1的NaOH溶液　④pH＝11的NaOH溶液
A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11
C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3
4. 溶液中的c(H＋)与水电离出的c(H＋)是否相同，有什么关系？
5．室温下，在pH＝12的某溶液中，分别有甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的c(OH－)的数据分别为甲：1.0×10－7 mol·L－1；乙：1.0×10－6 mol·L－1；丙：1.0×10－2 mol·L－1；丁：1.0×10－12 mol·L－1。其中你认为可能正确的数据是 (　　)
A．甲、乙 B．乙、丙 C．丙、丁 D．乙、丁
6.用pH试纸测pH时应注意什么问题？记录数据时又要注意什么？可否用pH试纸测定氯水的pH?
7.(1)滴定管为什么要润洗？锥形瓶需要润洗吗？(2)滴定管排空气的目的是什么？
8．(1)中和滴定的关键是什么？ (2)滴定终点就是酸碱恰好中和的点吗？
9. 容量为25 mL的滴定管，滴定过程中用去10.00 mL的液体，此时滴定管中剩余液体的体积为15 mL
吗？
【基础知识】
考点一　水的电离
1．电离方程式
水是一种________的电解质，H2O＋H2O__________，简写为__________________。
2．水的离子积常数
(1)符号：__________。
(2)公式：Kw＝______________，25 ℃时Kw＝____________________________________。
3．影响Kw大小的因素
(1)水的电离过程是个________的过程，故温度升高，H2O的Kw________。
(2)水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于稀的____________水溶液，只要________不变，Kw就不变。
4．影响水的电离平衡的因素
(1)酸、碱均可___水的电离； (2)升高温度可________水的电离；
(3)易水解的盐均可________水的电离； (4)活泼金属(Na)可________水的电离。
考点二　溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性是由溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小决定的：
(1)c(H＋)___c(OH－)，溶液呈酸性；(2)c(H＋)___c(OH－)，溶液呈中性；(3)c(H＋)___c(OH－)，溶液呈碱性。
2．pH
(1)计算公式：pH＝____________。
(2)适用范围：________。
(3)表示意义：表示溶液酸碱性的强弱，pH越____，酸性越强；pH越____，碱性越强。
3．pH试纸的使用
(1)方法：把一小块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__________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(相当于对测定溶液的稀释)。
4．常温下，溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)和pH的关系
溶液的酸碱性
c(H＋) (mol·L－1)
c(OH－) (mol·L－1)
pH
Kw(25 ℃)
中性溶液
__1×10－7
__1×10－7
__7
1×10－14
酸性溶液
__1×10－7
_1×10－7
__7
碱性溶液
__1×10－7
__1×10－7
__7
考点三　酸碱中和滴定
1．实验原理
利用________反应，用已知浓度____(或____)来测定未知浓度的____(或____)的实验方法。以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝________________。酸碱中和滴定的关键：
(1)准确测定____________。(2)准确判断__________。
2．实验用品
(1)仪器
________滴定管、________滴定管、滴定管夹、铁架台、__________。
(2)试剂
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管的使用
①酸性、氧化性的试剂一般用______滴定管，因为酸和氧化性物质易__________。
②碱性的试剂一般用_______滴定管，因为碱性物质易______，致使______无法打开。
3．实验操作
实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
(1)滴定前的准备
①滴定管：________→洗涤→________→装液→调液面→记录。
②锥形瓶：注碱液→记读数→加指示剂。
(2)滴定
(3)终点判断
等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内　　　　　原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
(4)数据处理
按上述操作重复　　　　　次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)=　　　　　计算。
4．常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂
变色范围的pH
石蕊
<5红色
5～8____
>8蓝色
甲基橙
<3.1____
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
<8无色
8～10______
>10____

【考点梳理】
影响水电离平衡的因素及水电离的c(H＋)或c(OH－)的求算
1．外界条件对水的电离平衡的影响
体系变化

条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c(OH－)
c(H＋)
酸
逆
不变

减小
减小
增大
碱
逆
不变
减小
增大
减小
可水解
的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
其他：如加入Na
正
不变
增大
增大
减小
2. 水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算(25 ℃时)技巧
(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。
(2)酸或碱抑制水的电离，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)<10－7 mol·L－1，当给出的c(H＋)<10－7 mol·L－1时就是水电离出的c(H＋)；当给出的c(H＋)>10－7 mol·L－1时，就用10－14除以这个浓度即得到水电离的c(H＋)。
(3)可水解的盐溶液促进水的电离，水电离的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7 mol·L－1。若给出的c(H＋)>10－7 mol·L－1，即为水电离的c(H＋)；若给出的c(H＋)<10－7 mol·L－1，就用10－14除以这个浓度即得水电离的c(OH－)。
溶液的pH求算和酸碱性判断
1．溶液的酸碱性判定规律
(1)pH相同的酸，某种酸的酸性越弱，则这种酸的物质的量浓度越大；同样，pH相同的碱，某种碱的碱性越弱，则这种碱的物质的量浓度也越大。
(2)酸与碱的pH之和为14，强酸与强碱等体积混合时，溶液的pH＝7；强酸与弱碱等体积混合，溶液的pH>7；强碱与弱酸等体积混合，溶液的pH<7。
2．稀释后溶液pH的变化规律
(1)强酸溶液，被稀释10n倍，溶液的pH增大n(溶液的pH不会大于7)。
(2)强碱溶液，被稀释10n倍，溶液的pH减小n(溶液的pH不会小于7)。
(3)pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)被稀释相同倍数，则溶液的pH变化不同，强酸(或强碱)的pH变化大。
(4)物质的量浓度相同的强酸和弱酸，被稀释相同倍数，则溶液的pH变化不同，强酸的pH增大得比弱酸快(强碱、弱碱类似)。
3．关于溶液pH的计算
(1)单一溶液的pH计算
强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc。
强碱溶液：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。
(2)酸、碱混合溶液的pH计算
先计算混合溶液的c(H＋)或c(OH－)，然后再计算pH。
两强酸混合：混合溶液中c混(H＋)＝
两强碱混合：混合溶液中c混(OH－)＝
强酸与强碱混合：c混(H＋)[或c混(OH－)]＝
中和滴定的误差分析
1．原理
依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝，因c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。
2．常见误差
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
步骤
操作
V(标准)
c(待测)
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
变大
偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
偏低
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
变小
偏低
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失

变大
偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出
变小
偏低
部分酸液滴出锥形瓶外
变大
偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化
变大
偏高
读数
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)
变小
偏低

高考题组一　水的电离及水的离子积
1．判断下列说法是否正确，正确的划“√”，错误的划“×”
(1)25 ℃时NH4Cl溶液的Kw大于100 ℃时NaCl溶液的Kw (　　)
(2011·天津理综，5A)
(2)4 ℃时，纯水的pH＝7 (　　)
(2010·江苏，2B)
(3)由水电离的c(H＋)＝1×10－14mol·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCO能大量共存
(　　)
(2010·江苏，6B)
2．(2008·上海，11)常温下，某溶液中由水电离的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1，该溶液可能是
(　　)
①二氧化硫水溶液　②氯化铵水溶液　③硝酸钠水溶液
④氢氧化钠水溶液
A．①④ B．①② C．②③ D．③④
3．(2011·四川理综，9)25 ℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是 (　　)
A．1∶10∶1010∶109B．1∶5∶5×109∶5×108
C．1∶20∶1010∶109D．1∶10∶104∶109
《盐类的水解》导学案
【考点要求】　
1.理解盐类水解的实质、过程、一般规律。
2.了解影响盐类水解平衡的条件。
3.了解盐类水解对水电离的影响。
4.学会盐类水解离子方程式的书写。
5.了解盐类水解的应用
【预习导学】
1．怎样证明Na2CO3溶液呈碱性是由CO水解引起的？
2．同浓度的Na2CO3和CH3COONa溶液相比，谁的pH较大？为什么？同浓度的Na2CO3和NaHCO3相比呢
3．怎样用最简单的方法区别NaCl溶液、氯化铵溶液和碳酸钠溶液？
4．在0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液中，NH、Cl－、H＋、OH－及NH3·H2O的浓度大小顺序可表示如下，请按要求填空：

5．有人认为，向CH3COONa溶液中，加入少量冰醋酸，会与CH3COONa溶液水解产生的OH－反应，使平衡向水解方向移动，这种说法对吗？为什么？
6．在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法正确的是 (　　)
A．稀释溶液，水解平衡常数增大 B．通入CO2，平衡朝正反应方向移动
C．升高温度，减小 D．加入NaOH固体，溶液pH减小
7．(1)为什么热的纯碱液去油渍效果会更好？
(2)配制FeCl3溶液时，常加入少量的盐酸，为什么？
8．下图所示三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液，并分别放置在盛有水的烧杯中，然后向烧杯①中加入生石灰，向烧杯③中加入NH4NO3晶体，烧杯②中不加任何物质。

(1)含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液显浅红色的原因为______________________。
(2)实验过程中发现烧瓶①中溶液红色变深，烧瓶③中溶液红色变浅，则下列叙述正确的是________。
A．水解反应为放热反应 B．水解反应为吸热反应
C．NH4NO3溶于水时放出热量 D．NH4NO3溶于水时吸收热量
(3)向0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入少量浓盐酸、NaOH固体、Na2CO3固体、FeSO4固体，使CH3COO－水解平衡移动的方向分别为__________、____________、____________、____________。(填“左”、“右”或“不移动”)
【基础知识】
一、盐类的水解及其规律
1．定义
在溶液中盐电离出来的离子跟__________________结合生成___的反应。
2．实质
盐电离―→―→
破坏了____________―→水的电离程度____―→c(H＋)≠c(OH－)―→溶液呈碱性、酸性或中性。
3．特点
水解反应程度很微弱
4．规律
有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
盐的类型
实例
是否水解
水解的离子
溶液的酸碱性
溶液的pH
强酸强碱盐
NaCl、KNO3

强酸弱碱盐
NH4Cl、Cu(NO3)2

弱酸强碱盐
CH3COONa、Na2CO3

二、水解的离子方程式的书写
1．书写形式
在书写盐类水解方程式时一般要用“号连接，产物不标“↑”或“↓”，其一般形式为：盐＋水酸＋碱，用离子方程式表示为：盐中的弱离子＋水_____。
2．书写规律
(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式，如：
NH4Cl的水解离子方程式：_________________________。
(2)多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程式： _____________________________________________。
(3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的水解离子方程式：__________。
(4)水解分别是酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等，如NaHCO3与AlCl3混合溶液的反应离子方程式：_______________。
三、盐类水解的影响因素
1．内因
酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度____，溶液的碱性或酸性____。
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
增大

减小(即稀释)

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____
【考点梳理】
考点1：盐类水解的规律
1．条件
必须有弱碱的阳离子或弱酸的阴离子，盐必须可溶于水。
2．特征
盐类的水解反应是中和反应的逆反应。中和反应的程度越大，水解反应的程度就越小，当中和反应的程度很大时，水解反应就变成微弱的、可逆的、吸热的动态平衡。
3．基本规律
(1)“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性：HCNCH3COONa。
(2)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
(3)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。如NaHCO3溶液中：
HCO H＋＋CO(次要)，HCO＋H2O H2CO3＋OH－(主要)。
②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如NaHSO3溶液中：HSO H＋＋SO(主要)，HSO＋H2O H2SO3＋OH－(次要)。
(4)相同条件下的水解程度：正盐>相应酸式盐，如CO>HCO。
(5)相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。如NH的水解：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
【例1】　25 ℃时，浓度均为0.2 mol·L－1的NaHCO3与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(CO)均增大
【例2】　(2010·四川理综，10)有关①100 mL 0.1 mol·L－1 NaHCO3、②100 mL 0.1 mol·L－1 Na2CO3两种溶液的叙述不正确的是 (　　)
A．溶液中由水电离出的H＋个数：②>①
B．溶液中阴离子的物质的量浓度之和：②>①
C．①溶液中：c(CO)>c(H2CO3)
D．②溶液中：c(HCO)>c(H2CO3)
【例3】　有四种物质的量浓度相等且都由一价阳离子A＋和B＋及一价阴离子X－和Y－组成的盐溶液。据测定常温下AX和BY溶液的pH＝7，AY溶液的pH>7，BX溶液的pH<7，由此判断不水解的盐是 (　　)
　A．BX B．AX C．AY D．BY
考点2：盐类水解的应用

应用
举例
判断溶液的酸碱性
FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
离子浓度大小比较
NH4Cl溶液中，c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)
判断酸性强弱
NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性HX>HY>HZ
配制或贮存易水解盐溶液
配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解
判断盐溶液蒸干产物
AlCl3溶液蒸干灼烧时的产物为Al2O3
胶体的制取
制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
物质的提纯
除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可加入MgO、镁粉、Mg(OH)2或MgCO3
离子共存的判断
Al3＋与AlO、CO、HCO、S2－、HS－等因相互促进水解而不共存
泡沫灭火器原理
成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为Al3＋＋3HCOAl(OH)3↓＋3CO2↑
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用
盐溶液蒸干灼烧时所得产物的判断
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)CuSO4(s)；
盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。
(2)酸根阴离子易水解的强碱盐，如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物质。
(3)考虑盐受热时是否分解
Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化
例如，Na2SO3(aq)Na2SO4(s)；FeSO4(aq)Fe2(SO4)3(s)。
【例4】　下列有关问题，与盐的水解有关的是 (　　)
①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属时的除锈剂
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
【例5】　普通泡沫灭火器的钢铁容器里装着一只小玻璃筒，玻璃筒内盛装硫酸铝溶液，钢铁容器里盛装碳酸氢钠饱和溶液。使用时，倒置灭火器，两种药液相混合就会喷出含二氧化碳的白色泡沫。
(1)产生此现象的离子方程式是_____________________________________________。
(2)不能把硫酸铝溶液装在铁筒里的主要原因是________________________________。
(3)一般不用碳酸钠代替碳酸氢钠，是因为____________________________________。
【例6】　(1)碳酸钾与水溶液蒸干得到的固体物质是_______________________________，
原因是______________________________________________________________________。
(2)KAl(SO4)2溶液蒸干得到的固体物质是________，原因是____________。
(3)碳酸钠溶液蒸干得到的固体物质是____________，原因是__________________。
(4)亚硫酸钠溶液蒸干得到的固体物质是________，原因是___________________。
(5)盐酸与硫酸各1 mol·L－1的混合酸10 mL，加热浓缩至1 mL，最后的溶液为________，原因是___________________________________________________________________。
考点3：离子浓度的大小比较
一、熟悉两大理论，构建思维基点
1．电离理论
(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：NH3·H2O、NH、OH－浓度的大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH)。
(2)多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。如在H2S溶液中：H2S、