電離平衡(精品)副本

1、 電離平衡一、電解質和非電解質1、概念電解質：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電的化合物 包括：酸堿鹽和活潑的金屬氧化物 例如：H2SO4、NaHCO3、NH4Cl、Na2O、Na2O2、Al2O3非電解質：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物 包括：大多數(shù)非金屬氧化物（H2O除外）、大多數(shù)有機物（有機酸除外） 例如：CO2、C2H5OH電解質和非電解質均指化合物，單質和混合物既不屬于電解質也不屬于非電解質。電解質必須是自身能直接電離出自由移動的離子的化合物。強電解質：溶于水或熔融狀態(tài)下幾乎完全電離的電解質 弱電解質：溶于水或熔融狀態(tài)下只有部分電離的電解質電解質的強弱與化學鍵有關，但不由化學鍵類

2、型決定。強電解質含有離子鍵或強極性鍵，但含有強極性鍵的不一定都是強電解質，如H2O、HF等都是弱電解質。電解質的強弱與溶解度無關。如BaSO4、CaCO3等電解質的強弱與溶液的導電能力沒有必然聯(lián)系。2、判斷（1）物質類別判斷： 強電解質：強酸、強堿、多數(shù)鹽、部分金屬氧化物 弱電解質：弱酸、弱堿、少數(shù)鹽和水 非電解質：非金屬氧化物、氫化物（酸除外）、多數(shù)有機物 單質和混合物（不是電解質也不是非電解質）（2）性質判斷： 熔融導電：強電解質（離子化合物） 均不導電：非電解質（必須是共價化合物）（3）實驗判斷：測一定濃度溶液pH 測對應鹽溶液pH一定pH溶液稀釋測pH變化 同等條件下測導電性導電性強弱

3、離子濃度離子所帶電荷溶液濃度電離程度3、電解質溶液的導電性和導電能力 電解質不一定導電(如NaCl晶體、無水醋酸)，導電物質不一定是電解質(如石墨)，非電解質不導電，但不導電的物質不一定是非電解質。強電解質溶液導電性不一定比弱電解質強。飽和強電解質溶液導電性不一定比弱電解質強。例1：下列物質的水溶液能導電，但屬于非電解質的是（ ）。ACH3COOHBCl2CNH4HCO3DSO2例2：甲酸的下列性質中，可以證明它是弱電解質的是（ ）。A1mol/L甲酸溶液的c(H+)=10-2mol/L B甲酸以任意比與水互溶C10mL 1mol/L甲酸恰好與10mL 1mol/L NaOH溶液完全反應D在相

4、同條件下，甲酸溶液的導電性比一元強酸溶液的弱二、弱電解質的電離平衡1、定義和特征電離平衡的含義在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質分子電離成離子的速率與離子結合成分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態(tài)叫電離平衡狀態(tài)。任何弱電解質在水溶液中都存在電離平衡，達到平衡時，弱電解質具有該條件下的最大電離程度。電離平衡的特征逆：弱電解質的電離過程是可逆的，存在電離平衡。等：弱電解質電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等。動：弱電解質電離成離子和離子結合成分子的速率相等，不等于零，是動態(tài)平衡。定：弱電解質在溶液中達到電離平衡時，溶液里離子的濃度、分子的濃度都不再改變。變：外界條件改

5、變時，平衡被破壞，電離平衡發(fā)生移動。2、影響電離平衡的因素濃度：越稀越電離在醋酸的電離平衡 CH3COOH CH3COO-+H+加水稀釋，平衡向右移動，電離程度變大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)變小 加入少量冰醋酸，平衡向右移動， c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大，但電離程度變小溫度：T越高，電離程度越大同離子效應 加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，使電離平衡向逆反應方向移動。化學反應 加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質時，可使平衡向電離方向移動。以電離平衡CH3COOH CH3COO-+H+為例，各種因素對平衡的影響可歸納為下表：

6、平衡移動方向c(H+)n(H+)c(Ac-)c(OH-)c(H+)/ c(HAc)導電能力電離程度加水稀釋向右減小增多減小增多增多減弱增大加冰醋酸向右增大增多增多減小減小增強減小升高溫度向右增大增多增多增多增多增強增大加NaOH(s)向右減小減少增多增多增多增強增大加H2SO4(濃)向左增大增多減少減少增多增強減小加醋酸銨(s)向左減小減少增多增多減小增強減小加金屬Mg向右減小減少增多增多增多增強增大加CaCO3(s)向右減小減少增多增多增多增強增大例1：（南昌測試題）在CH3COOH CH3COO-+H+的電離平衡中，要使電離平衡右移，且氫離子濃度增大，應采取的措施是（ ）。A加NaOH(s

7、)B加濃鹽酸C加水D加熱例2：用水稀釋0.1mol/L氨水時，溶液中隨著水量的增加而減小的是（ ）。Ac(OH-)/c(NH3·H2O)Bc(NH3·H2O)/c(OH-) Cc(OH-) Dn(OH-)3、電離方程式的書寫強電解質用=，弱電解質用多元弱酸分步電離，多元弱堿一步到位。H2CO3 H+HCO3-，HCO3- H+CO32-，以第一步電離為主。弱酸的酸式鹽完全電離成陽離子和酸根陰離子，但酸根是部分電離。 NaHCO3=Na+HCO3-，HCO3- H+CO32-強酸的酸式鹽如NaHSO4完全電離，但在熔融狀態(tài)和水溶液里的電離是不相同的。熔融狀態(tài)時：NaHSO4=

8、Na+HSO4 （熔融狀態(tài)下共價化合物是不電離的）溶于水時：NaHSO4=Na+H+SO42例3：在一定溫度下，無水醋酸加水稀釋的過程中，溶液的導電能力I隨加入水的體積V變化的曲線如圖所示。請回答：（1）“O”點導電能力為0的理由是_。（2）a、b、c三點處，溶液的c(H+)由小到大的順序為_。（3）a、b、c三點處，電離程度最大的是_。（4）若要使c點溶液中c(Ac-)增大，溶液c(H+)減小，可采取的措施是： ， ， 。三、水的電離及溶液的pH1、水的電離電離平衡和電離程度水是極弱的電解質，能微弱電離H2O+H2O H3O+OH-，通常簡寫為H2O H+OH-；H>0 25時，純水中

9、c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L 影響水的電離平衡的因素溫度：溫度越高電離程度越大c(H+)和c(OH-)同時增大，KW增大，但c(H+)和c(OH-)始終保持相等，仍顯中性。純水由25升到100，c(H+)和c(OH-)從1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/L(pH變?yōu)?)。酸、堿 向純水中加酸、堿平衡向左移動，水的電離程度變小，但KW不變。加入易水解的鹽 由于鹽的離子結合H+或OH-而促進水的電離，使水的電離程度增大。溫度不變時，KW不變。影響水的電離平衡的因素可歸納如下：H2O H+OH-變化條件平衡移動方向電離程度c(H+)與c

10、(OH-)的相對大小溶液的酸堿性離子積KW加熱向右增大c(H+)=c(OH-)中性增大降溫向左減小c(H+)=c(OH-)中性減小加酸向左減小c(H+)>c(OH-)酸性不變加堿向左減小c(H+)<c(OH-)堿性不變加能結合H+的物質向右增大c(H+)<c(OH-)堿性不變加能結合OH-的物質向右增大c(H+)>c(OH-)酸性不變水的離子積在一定溫度時，c(H+)與c(OH-)的乘積是一個常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。KW=c(H+)·c(OH-)，25時，KW=1×10-14(無單位)。KW只受溫度影響，水的電離吸熱過程，溫度升高，

11、水的電離程度增大，KW增大。25時KW=1×10-14，100時KW約為1×10-12。水的離子積不僅適用于純水，也適用于其他稀溶液。不論是純水還是稀酸、堿、鹽溶液，只要溫度不變，KW就不變。水電離的離子濃度計算例1：常溫某無色溶液中，由水的電離產(chǎn)生的C（H+）=1×10-12 mol/l，則下列肯定能共存的離子組是A、Cu2+ NO3- SO42- Fe3+ B、Cl- S2- Na+ K+C、SO32- NH4+ K+ Mg2+ D、Cl- Na+ NO3- SO42-例2：在25°C時，pH=5的HCl和NH4Cl溶液中，水電離出的c(H+)比值是

12、： 2、溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中的c(H+)與c(OH-)的相對大小。在常溫下，中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L；酸性溶液：c(H+)>c(OH-), c(H+)>1×10-7mol/L；堿性溶液：c(H+)<c(OH-)，c(H+)<1×10-7mol/L。思考：c(H+)>1×10-7mol/L （pH<7）的溶液是否一定成酸性？3、溶液的pH表示方法pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pH pOH=-lgc(OH-) c(OH-)=10-pOH常溫下，pH+pOH=-l

13、gc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。溶液的酸堿性與pH的關系(常溫時)中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×107mol·L-1，pH=7。酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH<7，酸性越強，pH越小。堿性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH>7，堿性越強，pH越大。思考：pH<7的溶液是否一定成酸性？（注意：pH=0的溶液c(H+)=1mol/L。）pH的適用范圍c(H+)的大小范圍

14、為：1.0×10-14mol·L-1<c(H+)<1mol·L-1。即pH 范圍通常是014。當c(H+)1mol·L-1或c(OH-)1mol·L-1時，用物質的量濃度直接表示更方便。溶液pH的測定方法酸堿指示劑法：只能測出pH的范圍，一般不能準確測定pH。指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍pH3.14.45.08.08.210.0溶液顏色紅橙黃紅紫藍無色淺紅紅pH試紙法：粗略測定溶液的pH。pH試紙的使用方法：取一小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿)上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測液滴在試紙的中部，隨即(30s內)與標準比色卡比色對照，確定溶

15、液的pH。測定溶液pH時，pH試劑不能用蒸餾水潤濕(否則相當于將溶液稀釋，使非中性溶液的pH測定產(chǎn)生誤差)；不能將pH試紙伸入待測試液中，以免污染試劑。標準比色卡的顏色按pH從小到大依次是：紅 (酸性)，藍 (堿性)。pH計法：精確測定溶液pH。4、有關pH的計算基本原則： 一看常溫，二看強弱（無強無弱，無法判斷），三看濃度（pH or c） 酸性先算c(H+)，堿性先算c(OH)單一溶液的pH計算由強酸強堿濃度求pH 已知pH求強酸強堿濃度 加水稀釋計算強酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n。 弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH<a+n。強堿pH=b，加水稀釋10n倍，則p

16、H=b-n。 弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH>b-n。酸、堿溶液無限稀釋時，pH只能約等于或接近于7，酸的pH不能大于7，堿的pH不能小于7。對于濃度（或pH）相同的強酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，強酸的pH變化幅度大。例6：PH=2的兩種一元酸HX，HY各1ml,分別加水稀釋至100ml，其PH值分別變?yōu)閍,b,且a>b,則下列說法不正確的是（）A酸的相對強弱是：HX>HY B相同溫度，相同濃度的NaX，NaY溶液，其PH值前者大。C與足量鋅粉反應產(chǎn)生氫氣的體積在相同條件下HY比HX多。D若a=4，則為HX強酸，HY為弱酸。酸堿混合計算兩種強酸混合 c(H+)混=兩種強堿

17、混合c(OH-)混=酸堿混合，一者過量時 c(OH-)混或c(H+)混= 若酸過量，則求出c(H+)，再得出pH；若堿適量，則先求c(OH-)，再由KW得出c(H+)，進而求得pH例 25時，將某強酸和某強堿溶液按110的體積比混合后溶液恰好中性，則混合前此強酸與強堿溶液的pH之和是 A.12 B.13 C.14 D.15四、鹽的水解1、鹽的分類按組成分：正鹽、酸式鹽和堿式鹽。按生成鹽的酸和堿的強弱分：強酸強堿鹽(如Na2SO4、NaCl)、弱酸弱堿鹽(如NH4HCO3)、強酸弱堿鹽(如NH4Cl)、強堿弱酸鹽(如CH3COONa)。按溶解性分：易溶性鹽(如Na2CO3)、微溶性鹽(如CaSO

18、4)和難溶性鹽(如BaSO4)。2、鹽類水解的定義和實質定義鹽電離出的一種或多種離子跟水電離出的H+或OH-結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。實質鹽電離出的離子(弱堿陽離子或弱酸根陰離子)跟水電離出的OH-或H+結合生成弱電解質(弱堿或弱酸)并建立電離平衡，從而促進水的電離。鹽類水解的特點可逆的，其逆反應是中和反應； 微弱的； 動態(tài)的，水解達到平衡時v(水解)=v(中和)0；吸熱的，因中和反應是放熱反應，故其逆反應是吸熱反應。3、鹽類水解的規(guī)律有弱才水解：含有弱酸根陰離子或弱堿陽離子的鹽才發(fā)生水解。無弱不水解：不含有弱酸根陰離子或弱堿陽離子的鹽即強酸強堿鹽不水解。誰弱誰水解：發(fā)生水解的是

19、弱酸根陰離子和弱堿陽離子。誰強顯誰性：弱酸弱堿鹽看水解生成的酸和堿的強弱。越弱越水解：弱酸根陰離子所對應的酸越弱，則越容易水解，水解程度越大。若酸性HA>HB>HC，則相同濃度的NaA、NaB、NaC溶液的堿性逐漸增強，pH逐漸增大。CO32-和HCO3-所對應的弱酸分別是HCO3- 和H2CO3，HCO3-比H2CO3的電離程度小得多，相同濃度時Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。都弱雙水解：當溶液中同時存在弱酸根陰離子和弱堿陽離子時，離子水解所生成的OH-和H+相互結合生成水而使其水解相互促進，稱為“雙水解”。 NH4+與S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等雖

20、然相互促進，水解程度仍然很小，離子間能大量共存。徹底雙水解離子間不能大量共存。Al3+與S2、HS、AlO2、CO32、HCO3Fe3+與AlO2、CO32、HCO3NH4+與AlO2、SiO32如：2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2SAl3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2(泡沫滅火器原理)特殊情況下的反應FeCl3和Na2S溶液發(fā)生氧化還原反應(生成Fe2+、S)Na2S和CuSO4溶液發(fā)生復分解反應(Na2S+CuSO4=CuS+Na2SO4) 生成更難溶物FeCl3和KSCN溶液發(fā)生絡合反應FeCl3+3KSCN=Fe(SCN)3+3KCl4、影響鹽類水解的因

21、素主要因素：是鹽本身的性質(對應的酸堿越弱，水解程度就越大)。外界條件：（1）溫度：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度，水解程度增大。（2）濃度：稀釋鹽溶液，可以促進水解，鹽的濃度越小，水解程度越大。（3）外加酸堿鹽：外加酸堿能促進或抑制鹽的水解。下面分析不同條件對FeCl3水解平衡的影響情況：Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+(正反應為吸熱反應)條件移動方向H+數(shù)pHFe3+水解程度現(xiàn)象升高溫度向右增加降低增大顏色變深(黃紅褐)加H2O向右增加升高增大顏色變淺通HCl向左增加降低減小顏色變淺加NaOH溶液向右減小升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀加CaCO3固體向右減少升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀、無色氣

22、體加NaHCO3溶液向右減少升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀、無色氣體5、鹽類水解離子方程式的書寫一般水解程度很小，用可逆符號，不標“”或“”，不寫分解產(chǎn)物形式(如H2CO3等)。NH4+H2O NH3·H2O+H+HCO3-+H2O H2CO3+OH-NH4+CH3COO-+H2O NH3·H2O+CH3COOH多元弱酸根分步水解，弱堿陽離子一步到位。能進行完全的雙水解反應寫總的離子方程式，用“=”且標注“”和“”。2Al3+3CO3-+3H2O=2Al(OH)3+3CO2注意區(qū)別酸式鹽的陰離子的電離和水解HS-+H2O H3O+S2-即HS- HS-+H2O H2S+OH-6、離

23、子濃度比較 守恒關系電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。如NaHCO3溶液中：c (Na+)c (H+)c (HCO3-)2c (CO32-)c(OH-)Na2CO3溶液中：c(Na) c(H)2c(CO32)c(OH)c(HCO3)物料守恒：離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。如，0.1mol/L CH3COONa和0.1mol/L CH3COOH混合溶液， c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.2mol/LNa2S溶液中，c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)= 1/2c(Na+)；在NaHS溶液中，c(HS-)+c(

24、S2-)+c(H2S)=c(Na+)。水的電離守恒（也稱質子守恒）：是指溶液中，由水所電離的H與OH量相等。如：0.1mol·L1的Na2S溶液中：c(OH)c(H)c(HS)2c(H2S)例1： 25時，將稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，當溶液的pH=7時，下列關系正確的是（ ）Ac(NH4+)=c(SO42-)Bc(NH4+)>c(SO42-)Ac(NH4+)<c(SO42-)Dc(OH-)+c(SO42-)=c(H+)+ c(NH4+)單一溶質溶液酸或堿 0.1mol/L H2S溶液中，各離子濃度大小關系？正鹽 0.1mol/L的CH3COONa微粒中濃度大小關系？方法：

25、a.鹽的粒子> H2O的離子；b.濃度大小決定于水解程度；c.OH和H+決定于酸堿性練：0.1mol/L的Na2CO3中微粒濃度大小關系？0.1mol/L的(NH4)2SO4中微粒濃度大小關系？弱酸酸式鹽溶液例題0.1mol/L的NaHSO3微粒中濃度大小關系電離水解，則電離產(chǎn)生離子水解產(chǎn)生的離子練習0.1mol/L的NaHCO3中微粒濃度大小關系電離水解，則電離產(chǎn)生離子水解產(chǎn)生的離子例2：已知某溫度下0.1mol·L1的NaHB(強電解質)溶液中c(H) c(OH)，則下列有關說法或關系式一定正確的是（ ) HB的水解程度小于HB的電離程度； c(Na+)=0.1mol

26、83;L1 c(B2)；溶液的pH=1； c(Na+)= c(HB)+2 c(B2)+ c(OH)、 A、 B、 C、 D、例3：已知某酸的酸式鹽NaHY的水溶液的pH=8，則下列說法中正確的是（ )A、在Na2Y、NaHY、H2Y的溶液中，陰離子的種類不同B、NaHY的溶液中，離子濃度大小順序為：c(Na+) c(Y) c(HY) c(OH) c(H) C、HY的水解離子方程式為：HY+H2OY+H3O+D、相同物質的量濃度的Na2Y和NaHY溶液，前者的pH大于后者兩種溶液混合分析反應，判斷過量，確定溶質?！皟蓚€微弱”：弱酸(堿)溶液中分子是主要的，鹽溶液中鹽電離產(chǎn)生的離子是主要的。主要離

27、子和少量的離子分別結合溶質物質的量、電離水解程度和溶液的酸堿性分析。例4：用物質的量都是0.1 mol的CH3COOH與CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-)大于c(Na+),對該混合溶液下列判斷正確的是( )A、c(H+)c(OH-) B、c(CH3COOH)c(CH3COO-)0.2 mol·L-1C、c(CH3COOH)c(CH3COO-) D、c(CH3COO-)c(OH-)0.1 mol·L-1例5：將pH=2的鹽酸與pH=12的氨水等體積混合，在所得的混合溶液中，下列關系式正確的是（ )A、c(Cl-)c(NH4+)c(OH-)c(H+

28、) B、c(NH4+)c(Cl-) c(OH-)c(H+)C、c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-) D、c(NH4+)c(Cl-)c(H+)c(OH-)不同溶液中同一離子的比較例 物質的量濃度相同的下列溶液(NH4)2CO3 (NH4)2SO4 NH4HCO3 NH4HSO4NH4Cl NH3·H2O CH3COONH4；按c(NH4+)由小到大的排列順序正確的是（ ) A. B. C. D.7、鹽類水解的應用溶液酸堿性的判斷 等濃度不同類型物質溶液pH： 多元強堿一元強堿弱堿強堿弱酸鹽水強酸弱堿鹽弱酸一元強酸多元強酸對應酸(堿)越弱，水解程度越大，堿(酸)性越強。常見酸

29、的強弱：H2SO3>H3PO4>HF>HAc >H2CO3 >H2S >HClO > HCN>HCO3>HS弱酸酸式鹽溶液當電離程度大于水解程度時，溶液成酸性，如HSO3、H2PO4（一般只此兩種） 當水解程度大于電離程度時，溶液成堿性，如HCO3、HPO32、HS等同pH溶液濃度比較相同條件下，測得：NaHCO3CH3COONaNaClONa2CO3四種鹽溶液pH相同，那么它們的物質的量濃度由大到小順序為 。鹽溶液蒸干所得到的固體將揮發(fā)性酸對應的鹽(AlCl3、FeBr3、Fe(NO3)3等)的溶液加熱蒸干，得不到鹽本身。AlCl3溶液中

30、，AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl 2Al(OH)3 Al2O3+ 3H2O如果水解生成的酸難揮發(fā)，則可以得到原固體，如Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3等。強堿弱酸鹽的溶液蒸干可以得到原固體，如K2CO3、Na2CO3等不穩(wěn)定的鹽的溶液：發(fā)生分解，如Ba(HCO3)2溶液蒸干得到BaCO3。具有強還原性鹽的溶液：發(fā)生氧化反應，如2Na2SO3+O2=2Na2SO4。由易水解變質的鹽的結晶水合物得到無水物，應在抑制其水解的氛圍中加熱脫水。 MgCl2·6H2O加熱：MgCl2·6H2O Mg(OH)Cl+HCl+5H2OMgCl2·6H2O Mg

31、O+2HCl+5H2O)在干燥的HCl氣流中加熱便能得到無水MgCl2。配制鹽溶液，需考慮抑制鹽的水解。如配制FeCl3、SnCl2等溶液，可滴入幾滴鹽酸或直接將固體溶解在鹽酸中再稀釋到所需濃度。試劑的貯存要考慮鹽的水解。如Na2CO3、NaHCO3溶液不能用帶玻璃塞的試劑瓶貯存，必須用帶橡皮塞的試劑瓶保存?；实暮侠硎褂茫袝r要考慮鹽類水解。銨態(tài)氮肥與草木灰不能混合使用 過磷酸鈣不能與草木灰混合使用Mg、Zn等較活潑金屬溶于強酸弱堿鹽(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中，產(chǎn)生H2。某些鹽的分離除雜要考慮鹽類的水解。如為了除去氯化鎂酸性溶液中的Fe3+可在加熱攪拌條件下加入氧化鎂判

32、斷離子共存時要考慮鹽的水解。Al3+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等，F(xiàn)e3+與CO32-、HCO3-、AlO2-等。無法在溶液中制取Al2S3，只能由單質直接反應制取。分析溶液中粒子的種數(shù)要考慮鹽的水解。工農業(yè)生產(chǎn)、日常生活中，常利用鹽的水解知識。泡沫滅火器產(chǎn)生泡沫是利用了Al2(SO4)3和NaHCO3相混合發(fā)生雙水解反應：Al3+3HCO=Al(OH)3+3CO2。日常生活中用熱堿液洗滌油污物品比冷堿液效果好。水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不會生成MgCO3，是因為MgCO3微溶于水，受熱時水解生成更難溶的Mg(OH)2。用鹽(鐵鹽、鋁鹽等)作凈

33、水劑時需考慮鹽類的水解。 選修4 第三章 水溶液中的離子平衡【知識點梳理】弱電解質的電離平衡及鹽類的水解平衡是高考的熱點內容之一，也是教學中的重點和難點。幾乎是每年高考必考的內容。電離平衡的考查點是：比較某些物質的導電能力大小，判斷電解質、非電解質；外界條件對電離平衡的影響及電離平衡的移動；將電離平衡理論用于解釋某些化學問題；同濃度(或同pH)強、弱電解質溶液的比較，如：c(H)大小，起始反應速率、中和酸(或堿)的能力、稀釋后pH的變化等等。外界條件對電離平衡的影響、強弱電解質的比較是高考命題的熱點。鹽類的水解在考查內容上有以水解實質及規(guī)律為對象的考查，但將水解與弱電解質電離、酸堿中和反應、p

34、H等知識進行綜合考查更為常見。主要考查點如下：鹽類水解對水的電離程度的影響的定性、定量判斷；水解平衡移動用于某些鹽溶液蒸干后產(chǎn)物的判斷；鹽溶液pH大小的比較；鹽溶液或混合溶液離子濃度大小的比較及排序。離子共存、溶液的配制、試劑的貯存、化肥的混用、物質的提純、推斷、鑒別、分離等?？键c歸納：1. 電離平衡與水解平衡的比較：電離平衡水解平衡研 究 對 象弱電解質（弱酸、弱強、水）鹽（強堿弱酸鹽、強酸弱堿鹽）實 質弱酸H + 弱酸根離子弱堿OH+ 弱堿根離子鹽電離出的：弱酸根離子 + H2O 弱酸(根)+OH弱堿根離子 + H2O 弱堿 + H+特 點酸(堿)越弱，電離程度就越小電離過程吸熱多元弱酸：

35、分步電離且一級電離>>二級電離>>三級電離“越弱越水解”(對應酸或堿越弱，水解程度越大)；水解過程吸熱；多元弱酸根：分步水解且一級水解>>二級水解>>三級水解。表 達 方 式電離方程式H2CO3 H+ + HCO3HCO3 H+ + CO32 水解方程式CO32 +H2O HCO3 +OHHCO3 +H2O H2CO3 +OH影響因素溫 度升溫,促進電離,離子濃度增大(易揮發(fā)的溶質除外)升溫，促進水解濃度加水稀釋促進電離,但離子濃度不增大促進水解加入同種離子抑制電離抑制水解加入反應離子促進電離促進水解2. 影響水電離的因素：水是一種極弱的電解質：

36、H2OH+OH-在一定溫度下，c(H+)與c(OH-)的乘積是一個常數(shù)，即KW=c(H+)·c(OH-)，Kw叫水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。若沒有指定溫定， 則可認為是在常溫下，即25時Kw=1×10-14溫度：由于水的電離過程吸熱，故升溫使水的電離平衡右移，即加熱能促進水的電離，c(H)、c(OH)同時增大，Kw增大，pH值變小，但c(H)與c(OH)仍相等,故體系仍顯中性。酸、堿性：在純水中加入酸或堿，酸電離出的H 或堿電離出OH均能使水的電離平衡左移，即酸、堿的加入抑制水的電離。若此時溫度不變，則Kw不變，c(H)、c(OH)此增彼減。即：加酸，c(H)增大，c(OH)減小，pH變小。加堿，c(OH)增大，c(H)減小，pH變大。能水解的鹽：在純水中加入能水解的鹽，由于水解的實質是鹽電離出的弱酸根或弱堿陽離子結合水電離出的H 或OH ，所以水解必破壞水的電離平衡，使水的電離平衡右移。即鹽類的水解促進水的電離。其它因素：向水中加入活潑金屬，由于與水電離出的H 直接作用，故同樣能促進水的電離。3. 關于溶液pH值的計算：