【知識(shí)網(wǎng)絡(luò)】

【核心知識(shí)梳理】
一、電離平衡狀態(tài)
1．概念：在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化，電離過(guò)程就達(dá)到了電離平衡狀態(tài)
2．建立過(guò)程

3．電離平衡的特征
①弱：研究對(duì)象是弱電解質(zhì)
②等：弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等
③動(dòng)：電離平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡，即1mol CH3COOH電離同時(shí)則有1mol CH3COOH分子形成
④定：條件不變，溶液中各分子、離子的濃度不變，溶液里既有離子又有分子
⑤變：條件改變時(shí)，電離平衡發(fā)生移動(dòng)，各粒子的濃度要發(fā)生改變
4．電離平衡的影響因素
(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)，通常電解質(zhì)越弱，電離程度越小
(2)外因
①濃度：電解質(zhì)溶液的濃度越小，它的電離程度就越大(越稀越電離)；濃度越大，電離程度越小
a．同一弱電解質(zhì)，稀釋溶液時(shí)，電離平衡將向電離的方向移動(dòng)，電離程度增大，但溶液中離子濃度不一定變大，如：弱酸HA溶液稀釋時(shí)，c(HA)、c(H＋)、c(A－)均減小(參與平衡建立的微粒)，但c(OH－)會(huì)增大
b．增大溶液的物質(zhì)的量濃度，電離平衡將向電離方向移動(dòng)，但電解質(zhì)的電離程度減小
②溫度：弱電解質(zhì)的電離一般是吸熱過(guò)程，升高溫度使電離平衡向電離的方向移動(dòng)，電離程度增大
③同離子效應(yīng)——加入具有相同離子的物質(zhì)
加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng)，電離程度減小
④化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的離子時(shí)，電離平衡向電離方向移動(dòng)
以0.1 mol·L－1 CH3COOHCH3COO－＋H+為例

平衡移動(dòng)方向
電離
程度
n(H＋)
c(H＋)
c(CH3COO－ )
c(CH3COOH )
導(dǎo)電
能力
平衡常數(shù)Ka
加水稀釋
右
增大
增大
減小
減小
減小
減弱
不變
加冰醋酸
右
減小
增大
增大
增大
增大
增強(qiáng)
不變
升溫
右
增大
增大
增大
增大
減小
增強(qiáng)
增大
加CH3COONa(s)
左
減小
減小
減小
增大
增大
增強(qiáng)
不變
通入HCl(g)
左
減小
增大
增大
減小
增大
增強(qiáng)
不變
加NaOH(s)
右
增大
減小
減小
增大
減小
增強(qiáng)
不變
加Na2CO3(s)
右
增大
減小
減小
增大
減小
增強(qiáng)
不變
加入鎂粉
右
增大
減小
減小
增大
減小
增強(qiáng)
不變
二、電離平衡常數(shù)
1．電離常數(shù)
(1)概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，又稱電離常數(shù)，用K表示
(2)電離平衡常數(shù)的表示方法：如弱電解質(zhì)ABA＋＋B－　
K＝ (在此計(jì)算公式中，離子濃度都是平衡濃度，酸一般用Ka表示，堿用Kb表示)
①一元弱酸的電離平衡常數(shù)：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝
②一元弱堿的電離平衡常數(shù)：NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝
③多元弱酸的電離平衡常數(shù)：多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用K1、K2等來(lái)分別表示
H2CO3H＋＋HCO Ka1＝
HCOH＋＋CO Ka2＝
多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較為Ka1?Ka2，第一級(jí)電離程度較大，第一步電離產(chǎn)生的H+，對(duì)第二級(jí)、第三級(jí)電離起抑制作用，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定
④弱堿的電離平衡常數(shù)：由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數(shù)，而用難溶物的溶度積常數(shù)
(3)意義：相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對(duì)應(yīng)酸或堿的酸性或堿性相對(duì)越強(qiáng)
(4)特點(diǎn)
①電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無(wú)關(guān)，由于電離過(guò)程是吸熱的，故溫度升高，K增大
②多元弱酸是分步電離的，各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2……所以其酸性主要取決于第一步電離
(5)電離常數(shù)的應(yīng)用
①判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)
如：相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離常數(shù)，則三種酸的強(qiáng)弱關(guān)系：HZ>HY>HX
酸
HX
HY
HZ
電離平衡常數(shù)
9×10－7
9×10－6
1×10－2
②定量判斷電離平衡移動(dòng)的方向、解釋移動(dòng)的原因
如：0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，平衡移動(dòng)方向的判斷，溶液中c(H＋)的變化情況
　　　　　　　 CH3COOH H＋ ＋ CH3COO－
原平衡：　　 c(CH3COOH)　 c(H＋)　 c(CH3COO－)
假設(shè)稀釋　 　 　 　
至n倍后：Q＝＝＝1)，所以電離平衡向電離方向移動(dòng)，移動(dòng)
的結(jié)果使c(CH3COOH)減小，由于平衡常數(shù)不變，故c(H＋)和c(CH3COO－)都必然減小
③判斷溶液微粒濃度比值的變化，利用溫度不變，電離常數(shù)不變來(lái)判斷
如：把0.1 mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，＝＝，
稀釋時(shí)，c(H＋)減小，Ka不變，則變大
④判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)鹽的水解程度越小，鹽溶液的堿性(或酸性)越弱
如：CH3COOH的酸性比HClO的酸性強(qiáng)，則相同濃度時(shí)，CH3COO－的水解程度比ClO－小，后者的堿性強(qiáng)
⑤判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。
如：已知25 ℃時(shí)弱酸的電離平衡常數(shù)HCN：Ka＝4.9×10－10，H2S：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－15，則反 應(yīng)Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN能發(fā)生，原因是：根據(jù)電離平衡常數(shù)的關(guān)系，電離氫離子的能力(酸性)：H2S>HCN>HS－，所以反應(yīng)Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN可以發(fā)生
又如：H2CO3：Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11，苯酚(C6H5OH)：Ka＝1.3×10－10，向苯酚鈉(C6H5ONa)溶液中通入的CO2不論是少量還是過(guò)量，其化學(xué)方程式均為C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3
⑥計(jì)算常溫下一定濃度的弱酸或弱堿溶液中的c(H＋)或c(OH－)
如：已知25 ℃時(shí)某弱酸HX的電離常數(shù)Ka＝1.75×10－5，計(jì)算0.1 mol·L－1的HX溶液中H＋濃度是多少？
　　 HX　　　　H＋?。－
起始：c(HX)　　　 0　　　　0
平衡： c(HX)－c(X－)　 c(H＋)　 c(X－)[約等于c(H＋)]
則Ka＝≈，由于弱電解質(zhì)的電離程度很小，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)
c(H＋)≈＝ mol·L－1≈1.32×10－3mol·L－1
2．電離度
(1)概念：在一定條件下的弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)分子總數(shù)的百分比
(2)表示方法



(3)影響因素
溫度的影響
升高溫度，電離平衡向右移動(dòng)，電離度增大；降低溫度，電離平衡向左移動(dòng)，電離度減小
濃度的影響
當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度增大時(shí)，電離度減小；當(dāng)弱電解質(zhì)溶液濃度減小時(shí)，電離度增大
(4)一元弱酸、一元弱堿電離度的計(jì)算
①一元弱酸：HAH+＋A—
②一元弱堿：BOHB+＋OH—
如：濃度相同的HCl、CH3COOH，溶液中H+濃度關(guān)系為：前者＞后者
H+濃度相同的HCl、CH3COOH，則HCl分子、CH3COOH分子的濃度的關(guān)系為：前者＜后者
(5)電離度與平衡常數(shù)的關(guān)系——電離平衡常數(shù)與電離度(α)的關(guān)系(以一元弱酸為例)
25 ℃，c mol·L－1的弱酸HA，設(shè)電離度為α
CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始濃度/mol·L－1 c 0 0
變化濃度/mol·L－1 c酸·α c酸·α c酸·α
平衡濃度/mol·L－1 c酸－c酸·α c酸·α c酸·α
電離平衡常數(shù)Ka＝＝，由于α很小，可認(rèn)為1－α≈1
則Ka＝c酸·α2，α＝ (越稀越電離)
則：c(H＋)＝c酸·α＝
三、強(qiáng)酸(堿)與弱酸(堿)的比較
1．一元強(qiáng)酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較
(1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
　　項(xiàng)目
酸　　
c(H＋)
pH
溶液的
導(dǎo)電性
中和堿
的能力
與活潑金屬反應(yīng)
產(chǎn)生H2的量
開始與金屬反應(yīng)的速率
鹽酸
大
小
強(qiáng)
相同
相同
大
醋酸溶液
小
大
弱
小
(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
　　項(xiàng)目
酸　　
c(H＋)
c(酸)
溶液的
導(dǎo)電性
中和堿
的能力
與活潑金屬反應(yīng)
產(chǎn)生H2的量
開始與金屬反應(yīng)的速率
鹽酸
相同
小
相同
小
少
相同，反應(yīng)過(guò)程中醋酸的快
醋酸溶液
大
大
多
2．一元強(qiáng)酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)稀釋圖像比較
(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋的圖像
加水稀釋相同的倍數(shù)
加水稀釋到相同的pH


醋酸的pH大
鹽酸加入的水多
(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸加水稀釋的圖像
加水稀釋相同的倍數(shù)
加水稀釋到相同的pH


鹽酸的pH大
醋酸加入的水多
四、判斷HA為一元弱酸的兩種常用方法
實(shí)驗(yàn)方法
結(jié)論
①測(cè)0.01 mol·L-1 HA溶液的pH
pH=2，HA為強(qiáng)酸；pH>2，HA為弱酸
②室溫下測(cè)NaA溶液的pH
pH=7，HA為強(qiáng)酸；pH>7，HA為弱酸
③相同條件下，測(cè)相同濃度的HA溶液和鹽酸(強(qiáng)酸)的導(dǎo)電性
若導(dǎo)電性相同，則HA為強(qiáng)酸；
若導(dǎo)電性較鹽酸弱，則HA為弱酸
④測(cè)定同pH的HA與HCl溶液稀釋相同倍數(shù)后的pH變化
若ΔpH(HA)=ΔpH(HCl)，HA是強(qiáng)酸；
若ΔpH(HA)>c(H＋)水，故忽略水電離出的H＋
即：KW＝c(H＋)酸·c(OH－)水，但由水電離出來(lái)的：c(H＋)水＝c(OH－)水
例：計(jì)算25℃，0.1 mol·L－1的HCl中，c(H＋)酸＝0.1 mol·L－1，c(H＋)水＝1.0×10－13 mol·L－1，c(OH－)水＝1.0×10－13 mol·L－1，由水電離出的c(H＋)水·c(OH－)水＝1.0×10－13×1.0×10－13＝1.0×10－26
(3)堿溶液中：KW＝c(H＋)水·[c(OH－)堿＋c(OH－)水]，由于c(OH－)堿>>c(OH－)水，故忽略水電離出的OH－
即：KW＝c(H＋)水·c(OH－)堿，但由水電離出來(lái)的：c(H＋)水＝c(OH－)水
例：計(jì)算25℃，0.1 mol·L－1的NaOH中，c(H＋)水＝1.0×10－13 mol·L－1，c(OH－)堿＝0.1 mol·L－1，c(OH－)水＝
1.0×10－13 mol·L－1，由水電離出的c(H＋)水·c(OH－)水＝1.0×10－13×1.0×10－13＝1.0×10－26
【微點(diǎn)撥】
①在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離出的c(H＋)與c(OH－)一定相等
②對(duì)于酸、堿、鹽的稀溶液中，c(H2O)也可認(rèn)為是定值。Kw＝c(H＋)·c(OH－)，但c(H＋)、c(OH－)為溶液中的濃度，不一定是水電離出的
③酸、堿能抑制水的電離，故室溫下，酸、堿溶液中水電離產(chǎn)生的c(H＋)1×10－7 mol·L－1
④室溫下，由水電離出的c水(H＋)或c水(OH－)＜10－7 mol·L－1時(shí)，可能是加酸或加堿抑制了水的電離
⑤給水加熱，水的電離程度增大，c(H＋)＞10－7 mol·L－1，pHc(H＋)
c(H＋)7
(3)若為弱酸與強(qiáng)堿，則混合后pHHB，那么相同濃度的NaA和NaB溶液，后者的堿性強(qiáng)
如：CH3COOH的酸性比HClO的酸性強(qiáng)，則相同濃度時(shí)，CH3COO－的水解程度比ClO－小，后者的堿性強(qiáng)
②鹽類發(fā)生水解反應(yīng)后，其水溶液往往呈酸性或堿性， 但也有特殊情況，如CH3COONH4溶液呈中性
③能發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)的鹽溶液的酸堿性，取決于弱酸、弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱，如NH4F溶液呈酸性，是因
為HF的電離常數(shù)大于NH3·H2O的電離常數(shù)
3．水解離子方程式的書寫
(1)書寫形式：鹽中的離子＋水弱酸+ OH－，如：R－＋H2OHR＋OH－ 顯堿性
鹽中的離子＋水弱堿+H+， 如：M+＋H2OMOH＋H+ 顯酸性
(2)不同類型鹽水解的離子方程式
①一元弱酸強(qiáng)堿鹽
CH3COONa：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－；NaClO：ClO－＋H2OHClO＋OH－
②一元弱堿強(qiáng)酸鹽
NH4Cl：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋；(NH4)2SO4：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
③多元弱酸強(qiáng)堿鹽(正鹽)：多元弱酸強(qiáng)堿鹽水解是分步進(jìn)行的，應(yīng)分步書寫。水解程度主要取決于第一步反應(yīng)
Na2CO3：CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－
Na2S：S2－＋H2OHS－＋OH－，HS－＋H2OH2S＋OH－
④多元弱堿強(qiáng)酸鹽：多元弱堿強(qiáng)酸鹽水解也是分步的，由于中間過(guò)程復(fù)雜，中學(xué)階段仍寫成一步
CuCl2：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋；AlCl3：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋
【微點(diǎn)撥】
①鹽類水解程度一般很小，水解產(chǎn)物很少，不生成沉淀和氣體，也不發(fā)生分解，因此書寫水解的離子方程式時(shí)，一般用“”連接，產(chǎn)物不標(biāo)“↑”或“↓”，也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)寫成其分解產(chǎn)物的形式
②多元弱酸根分步書寫，水的化學(xué)計(jì)量數(shù)始終是1，以第一步為主，一般只寫第一步水解方程式
4．水解常數(shù)及應(yīng)用
(1)含義：鹽類水解的平衡常數(shù)，稱為水解常數(shù)，用Kh表示
(2)表達(dá)式
①對(duì)于A－＋H2OHA＋OH－，Kh＝
②對(duì)于B＋＋H2OBOH＋H＋，Kh＝
(3)意義和影響因素
①Kh越大，表示相應(yīng)鹽的水解程度越大
②Kh只受溫度的影響，升高溫度，Kh值增大
(4)與電離常數(shù)的關(guān)系
①?gòu)?qiáng)堿弱酸鹽：Kh＝
如：CH3COONa：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
②強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh＝
如：NH4Cl：NH4+＋H2ONH3·H2O＋H+

③多元弱酸強(qiáng)堿鹽：
Na2CO3：CO32－＋H2OHCO3－＋OH－ ，HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－
(5)水解常數(shù)的應(yīng)用
①計(jì)算鹽溶液中c(H＋)或c(OH－)
a．對(duì)于A－＋H2OHA＋OH－
起始： c　　　　　　　0　　0
平衡：c－c(HA)　　 c(HA)　c(OH－)
Kh＝≈，c(OH－)＝
b．同理對(duì)于B＋＋H2OBOH＋H＋，c(H＋)＝
②判斷水解程度大小、鹽溶液的酸堿性
一定濃度的CH3COONH4溶液，由于Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5≈Kb(NH3·H2O)＝1.71×10－5，則CH3COO－與NH 的水解常數(shù)近似相等，二者水解程度相同，CH3COONH4溶液呈中性，c(CH3COO－)＝c(NH )
③判斷鹽溶液的酸堿性和微粒濃度的大小
a．單一溶液
ⅰ.一定濃度的NaHCO3溶液，Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝5.6×10－11，Kh＝＝≈2.27×10－8＞Ka2，HCO
的水解程度大于其電離程度，溶液呈堿性，c(OH－)＞c(H＋)，c(H2CO3)＞c(CO)
ⅱ.一定濃度的NaHSO3溶液，Ka1＝1.54×10－2，Ka2＝1.2×10－7，Kh＝＝≈6.5×10－13＜Ka2，HSOCO
的水解程度小于其電離程度，溶液呈酸性，c(H＋)>c(OH－)，c(SO)>c(H2SO3)
b．混合溶液
ⅰ.如物質(zhì)的量濃度相等的CH3COOH和CH3COONa混合溶液，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Kh＝＝≈5.7×10－10c(OH－)，c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)
ⅱ.又如物質(zhì)的量濃度相等的HCN和NaCN混合溶液，Ka(HCN)＝4.9×10－10，Kh＝＝≈2.0×10－5＞Ka(HCN)，CN－的水解程度大于HCN的電離程度，溶液呈堿性，c(OH－)＞c(H＋)，c(HCN)＞c(Na＋)＞c(CN－)
5．酸式強(qiáng)堿鹽溶液酸堿性的判斷：酸式強(qiáng)堿鹽的水溶液呈什么性質(zhì)，這要看該鹽的組成微粒的性質(zhì)
(1)強(qiáng)酸的酸式鹽只電離，不水解，一定顯酸性，如NaHSO4：NaHSO4===Na+＋H+＋SO42－
(2)弱酸的酸式鹽(NaHA)存在兩種趨勢(shì)，既存在電離平衡又存在水解平衡：NaHA===Na+＋HA－
HA－H++A2－ (電離，顯酸性)
HA－+H2OH2A+OH－ (水解，顯堿性)
①若電離程度大于水解程度，則顯酸性，常見的酸式鹽中，顯酸性的有：NaHSO3、KHC2O4
②若水解程度大于電離程度，則顯堿性；常見的酸式鹽中，顯堿性的有：NaHCO3、NaHS
如：NaHSO3===Na+＋HSO3－ (H2SO3：K1＝1.54×10－2，K2＝1.02×10－7)
HSO3－H+＋SO32－ (主要，大)呈酸性
HSO3—＋H2OH2SO3＋OH－ (次要，小)
NaHCO3===Na+＋HCO3－ (H2CO3：K1＝4.30×10－7 ，K2＝5.61×10－11)
HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－ (主要，大)呈堿性
HCO3－H+＋CO32－ (次要，小)
(3)在酸式鹽NaHA溶液中，電離程度>水解程度、c(H+)>c(OH－)和c(A2－)>c(H2A)是等價(jià)條件，都表明溶液呈酸性，反之亦反
6．完全雙水解反應(yīng)：某些鹽溶液在混合時(shí)，一種鹽的陽(yáng)離子和另一種鹽的陰離子，相互促進(jìn)對(duì)方的水解，使兩種離子的水解趨于完全，這樣的水解反應(yīng)稱為完全(徹底)雙水解，此類反應(yīng)的離子方程式用“===”而不用“”表示，并標(biāo)“↑”和“↓”
(1)離子方程式書寫技巧：書寫離子方程式時(shí)，一般要根據(jù)水解的特征、水解生成的酸和堿的特點(diǎn)確定反應(yīng)物和生成物，以離子的電荷守恒和質(zhì)量守恒相結(jié)合的方法進(jìn)行配平
Na2S與AlCl3溶液混合：2Al3+＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑
NH4Cl和NaAlO2溶液混合：NH4+＋AlO2－＋2H2O===Al(OH)3↓＋NH3·H2O
(2)常見的能發(fā)生雙水解反應(yīng)(因而不能大量共存)的離子組合有
①Al3+和CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－、SiO32－、ClO－
②Fe3+和CO32－、HCO3－、AlO2－、SiO32－、ClO－
③NH4+和AlO2－、SiO32－
(3)NH與S2－、HCO、CO、CH3COO－等組成的鹽雖然水解相互促進(jìn)，但水解程度仍然很小，離子間可以大量共存，水解方程式仍用可逆符號(hào)表示，不標(biāo)“↑”和“↓”，不穩(wěn)定產(chǎn)物也忽略其分解。因此，NH4+和CO32－、NH4+和HCO3－、NH4+和CH3COO－在同一溶液中能大量共存，NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O
二、影響鹽類水解的主要因素
1．內(nèi)因：鹽類水解程度的大小主要由鹽的性質(zhì)所決定的，生成鹽的弱酸(或弱堿)越難電離(電離常數(shù)越小)，鹽的水解程度越大，即越弱越水解
2．外因
影響因素
水解平衡
水解程度
水解產(chǎn)生離子的濃度
溫度
升高
右移
增大
增大
濃度
增大
右移
減小
增大
減小(即稀釋)
右移
增大
減小
外加酸堿
酸
弱堿陽(yáng)離子水解程度減小
堿
弱酸陰離子水解程度減小
以FeCl3水解為例[Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋]
條件
移動(dòng)方向
H＋數(shù)
pH
水解程度
現(xiàn)象
升溫
向右
增多
減小
增大
顏色變深
通入HCl(g)
向左
增多
減小
減小
顏色變淺
加H2O
向右
增多
增大
增大
顏色變淺
加NaHCO3
向右
減少
增大
增大
生成紅褐色沉淀，放出氣體
加少量NaF[
向右
減
升
增大
顏色變深
加少量NaOH
向右
減
升
增大
紅褐色沉淀
【微點(diǎn)撥】
①相同條件下的水解程度：
a．正鹽＞相應(yīng)的酸式鹽，如 CO＞HCO
b．水解相互促進(jìn)的鹽＞單獨(dú)水解的鹽＞水解相互抑制的鹽。如NH的水解程度：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4
＞(NH4)2Fe(SO4)2
②稀釋溶液時(shí)，鹽溶液被稀釋后濃度越小，水解程度越大，但由于溶液體積的增大是主要的，故水解產(chǎn)生的
H＋或OH－的濃度是減小的，則溶液酸性(或堿性)越弱
③向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，并不會(huì)與CH3COONa溶液水解產(chǎn)生的OH－反應(yīng)，使平衡向水解方
向移動(dòng)，主要原因是體系中c(CH3COOH)增大，會(huì)使平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－左移
三、鹽類水解的應(yīng)用
1．鹽類水解的應(yīng)用
(1)判斷溶液的酸堿性
如：FeCl3溶液顯酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
(2)配制可水解的鹽溶液：某些強(qiáng)酸弱堿鹽在配制溶液時(shí)因水解而渾濁，需加相應(yīng)的酸來(lái)抑制水解
如：在配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸來(lái)抑制FeCl3水解
(3)可水解鹽溶液的貯存：某些弱酸強(qiáng)堿鹽水解呈堿性，用玻璃試劑瓶貯存時(shí)，不能用玻璃塞
如：Na2CO3溶液、NaF溶液等不能貯存于磨口玻璃瓶中，應(yīng)貯存于帶橡膠塞的試劑瓶中
(4)制備Fe(OH)3膠體：將飽和FeCl3溶液滴入沸水中因水解而得到紅褐色Fe(OH)3膠體
如：制取Fe(OH)3膠體的離子反應(yīng)為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(膠體)＋3H＋
(5)分析某些活潑金屬與強(qiáng)酸弱堿鹽溶液的反應(yīng)
如：鎂條放入NH4Cl、FeCl3、CuCl2溶液中產(chǎn)生氫氣
(6)判斷溶液中離子能否大量共存：部分水解顯酸性的離子與部分水解顯堿性的離子之間因雙水解相互促進(jìn)而不能大量共存，如：Al3＋與CO、HCO、S2－、HS－、AlO；Fe3＋與HCO、CO、AlO；NH與AlO、SiO因相互促進(jìn)水解強(qiáng)烈而不能大量共存
(7)判斷鹽所對(duì)應(yīng)酸的相對(duì)強(qiáng)弱
如：相同濃度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分別為8、9、10，則酸性：HX>HY>HZ
(8)證明弱酸或弱堿的某些實(shí)驗(yàn)可以考慮鹽的水解
如：證明Cu(OH)2為弱堿時(shí)，可用CuCl2溶液能使藍(lán)色石蕊試紙變紅(顯酸性)來(lái)證明
(9)比較非金屬的非金屬性強(qiáng)弱
如：相同濃度時(shí)，硅酸鈉、碳酸氫鈉、硫酸鈉的pH依次減小，則非金屬性：Si＜C＜S
(10)制備無(wú)水鹽：工業(yè)制備某些無(wú)水鹽時(shí)，不能用蒸發(fā)結(jié)晶的方法
如：由MgCl2·6H2O制無(wú)水MgCl2要在HCl氣流中加熱，否則：MgCl2·6H2OMg(OH)2＋2HCl↑＋4H2O
(11)制備無(wú)機(jī)化合物
如：用TiCl4制備TiO2：TiCl4＋(x＋2)H2O(過(guò)量)TiO2·xH2O↓＋4HCl。制備時(shí)加入大量的水，同時(shí)加熱，促進(jìn)水解趨于完全，所得TiO2·xH2O經(jīng)焙燒得TiO2
(12)物質(zhì)的提純
如：MgCl2溶液中混有少量FeCl3雜質(zhì)，因Fe3＋的水解程度比Mg2＋水解程度大，可加入MgO或Mg(OH)2或MgCO3，使Fe3＋的水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去
(13)FeCl3溶液止血：在較小的傷口上，涂上FeCl3可有效止血。因?yàn)镕e3＋在水解時(shí)：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+產(chǎn)生的Fe(OH)3膠體，其膠粒帶的正電荷中和了和血液中帶負(fù)電荷膠粒，發(fā)生聚沉，從而使血液凝固
(14)一些鹽(如Al2S3)的制?。河捎谀承┤跛崛鯄A鹽在水中強(qiáng)烈水解，因此這些弱酸弱堿鹽的制取不能通過(guò)溶液之間的反應(yīng)而得到
如：Al2S3的制取，若用含Al3＋的物質(zhì)與含S2－的物質(zhì)在溶液中進(jìn)行反應(yīng)，則由于它們相互促進(jìn)水解而生成Al(OH)3和H2S，得不到Al2S3，應(yīng)用硫粉和鋁混合加熱制取
(15)熱的純堿液去油污效果更好：CO32－在水中水解為CO32－＋H2OHCO3－＋OH－，加熱可使CO32－的水解程度增大，產(chǎn)生c(OH－)較大，而油污中的油脂在堿性較強(qiáng)的條件下，水解受到促進(jìn)，故熱的純堿比冷的效果好
(16)明礬(鋁鹽)用作凈水劑
如：明礬可作凈水劑，原理為Al3＋＋3H2OAl(OH)3(膠體)＋3H＋，生成的Al(OH)3膠體吸附水中懸浮的雜質(zhì)而使水變澄清
(17)泡沫滅火原理：泡沫滅火器中分別盛裝Al2(SO4)3溶液與小蘇打溶液，使用時(shí)兩者混合發(fā)生水解相互促進(jìn)反應(yīng)，產(chǎn)生CO2氣體和Al(OH)3沉淀，將燃燒物質(zhì)與空氣隔離開，其水解的離子方程式為Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
(18)銨態(tài)氮肥不能與草木灰混合使用：NH與CO水解相互促進(jìn)放出氨氣而降低銨態(tài)氮肥的肥效
(19)除銹劑：NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接時(shí)的除銹劑，因?yàn)镹H、Zn2＋水解，呈酸性，能溶解鐵銹
如：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋、Zn2＋＋2H2OZn(OH)2＋2H＋
2．鹽溶液蒸干時(shí)所得產(chǎn)物的判斷
(1)金屬陽(yáng)離子易水解的揮發(fā)性強(qiáng)酸鹽：蒸干時(shí)得到氫氧化物，灼燒時(shí)得到氧化物
如：AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3
(2)金屬陽(yáng)離子易水解的難揮發(fā)性強(qiáng)酸鹽：蒸干得原溶質(zhì)
如：Al2(SO4)3(aq)Al2(SO4)3(s)，CuSO4(aq)CuSO4(s)
(3)酸根陰離子易水解的強(qiáng)堿鹽：蒸干得原溶質(zhì)
如：Na2CO3(aq)Na2CO3(s)
(4)不穩(wěn)定的化合物的水溶液：加熱時(shí)在溶液中就能分解，得不到原物質(zhì)
如：Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為：
Ca(HCO3)2CaCO3(CaO)；NaHCO3Na2CO3；KMnO4K2MnO4＋MnO2；NH4ClNH3↑＋HCl↑
(5)易被氧化的鹽：蒸干后得不到原物質(zhì)，蒸干后得其氧化產(chǎn)物
如：Na2SO3(aq)Na2SO4(s)；FeSO4(aq)Fe2(SO4)3(s)
(6)弱酸的銨鹽：蒸干后得不到任何物質(zhì)
如：(NH4)2S、(NH4)2CO3等蒸干后得不到任何物質(zhì)

電解質(zhì)溶液中離(粒)子濃度大小比較
一、單一解質(zhì)溶液中“三個(gè)守恒和一個(gè)比較”
1、電荷守恒：電解質(zhì)溶液中，無(wú)論存在多少種離子，溶液都是呈電中性，即電解質(zhì)溶液中陽(yáng)離子所帶的電荷總數(shù)與陰離子所帶的電荷總數(shù)相等
實(shí)例
解題思路
以Na2S溶液為例
①寫出Na2S溶液中電離和水解過(guò)程
Na2S===2Na＋＋S2－
S2－＋H2OHS－＋OH－
HS－＋H2OH2S＋OH－
H2OH＋＋OH－
②分析溶液中所有的陰、陽(yáng)離子
Na＋、H＋、S2－、HS－、OH－
③陰、陽(yáng)離子濃度乘以自身所帶的電荷數(shù)建立等式
1×c(Na＋)＋1×c(H＋)＝2×c(S2－)＋1×c(HS－)＋1×c(OH－)
化簡(jiǎn)得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)
2、物料守恒(也叫原子守恒)：在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解或電離，離子的存在形式發(fā)生了變化，
變成了其它離子或分子，使離子的種類增多，但卻不能使離子或分子中某種特定元素的原子的數(shù)目發(fā)生變化，其質(zhì)量在反應(yīng)前后是守恒的，始終遵循原子守恒
實(shí)例
解題思路
以Na2S溶液為例
①分析溶質(zhì)中的特定元素的原子或原子團(tuán)間的定量關(guān)系(特定元素除H、O元素外)
，即n(Na＋)＝2n(S2－)，S2－在水中部分會(huì)水解成HS－、H2S，共三種含硫元素的存在形式
②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式
c(Na＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)
3、質(zhì)子守恒——以Na2S溶液為例
(1)方法一：可以由電荷守恒與物料守恒推導(dǎo)出來(lái)，將兩個(gè)守恒中不水解的Na＋消掉
電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)
物料守恒：c(Na＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)
將Na＋消掉得：c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)，即為質(zhì)子守恒
(2)方法二：質(zhì)子守恒是依據(jù)水的電離平衡：H2OH＋＋OH－，水電離產(chǎn)生的H＋和OH－的物質(zhì)的量總是相等的，無(wú)論在溶液中由水電離出的H＋和OH－以什么形式存在?？捎孟铝袌D示進(jìn)行快速書寫
Na2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移作用圖
質(zhì)子守恒

c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)
或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)
微點(diǎn)撥
得、失幾個(gè)質(zhì)子，微粒前面系數(shù)就是幾個(gè)
4、離子(粒子)濃度比較——以Na2S溶液為例
分析思路
存在的平衡過(guò)程
抓住電離和水解都是微弱的，分清主次關(guān)系
Na2S===2Na＋＋S2－
S2－＋H2OHS－＋OH－ (主)
HS－＋H2OH2S＋OH－ (次)
H2OH＋＋OH－
粒子濃度順序：c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H2S)>c(H＋)
5．書寫練習(xí)
(1)0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中各粒子濃度的關(guān)系
①電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)
②物料守恒：c(Na＋)＝2c(CO)＋2c(HCO)＋2c(H2CO3)
③質(zhì)子守恒：c(H＋)＋2c(H2CO3)＋c(HCO)＝c(OH－)
④大小關(guān)系：c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H2CO3)>c(H＋)
(2)0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中各粒子濃度的關(guān)系
①電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)
②物料守恒：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)
③質(zhì)子守恒：c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO)
④大小關(guān)系：c(Na＋)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)＞c(CO)
(3)0.1 mol·L－1 KHS溶液中各粒子濃度的關(guān)系
①電荷守恒：c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)
②物料守恒：c(K＋)＝c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)
③質(zhì)子守恒：c(H＋)＋c(H2S)＝c(OH－)＋c(S2－)
④大小關(guān)系：c(K＋)＞c(HS－)＞c(OH－)＞c(H2S)＞c(H＋)＞c(S2－)
(4)0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液中各粒子濃度的關(guān)系
①電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HSO)＋2c(SO)
②物料守恒：c(Na＋)＝2c(SO)＋2c(HSO)＋2c(H2SO3)
③質(zhì)子守恒：c(H＋)＋2c(H2SO3)＋c(HSO)＝c(OH－)
④大小關(guān)系：c(Na＋)>c(SO)>c(OH－)>c(HSO)>c(H2SO3)>c(H＋)
(5)0.1 mol·L－1 NaHSO3溶液中各粒子濃度的關(guān)系
①電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HSO)＋2c(SO)
②物料守恒：c(Na＋)＝c(HSO)＋c(SO)＋c(H2SO3)
③質(zhì)子守恒：c(H＋)＋c(H2SO3)＝c(OH－)＋c(SO)
④大小關(guān)系：c(Na＋)＞c(HSO)＞c(H＋)＞c(SO)＞c(OH－)＞c(H2SO3)
(6)0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液中各粒子濃度的關(guān)系
①電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)
③質(zhì)子守恒：c(H＋)＋c(CH3COOH)＝c(OH－)
④大小關(guān)系：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)
(7)0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液中各粒子濃度的關(guān)系
①電荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)
③質(zhì)子守恒：c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)
④大小關(guān)系：c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)
(8)0.1 mol·L－1 (NH4)2SO4溶液中各粒子濃度的關(guān)系
①電荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(OH－)
②物料守恒：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2c(SO)
③質(zhì)子守恒：c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)
④大小關(guān)系：c(NH)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)
(9)0.1 mol·L－1 NaHC2O4溶液中各粒子濃度的關(guān)系
①電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O)＋2c(C2O)
②物料守恒：c(Na＋)＝c(HC2O)＋c(C2O)＋c(H2C2O4)
③質(zhì)子守恒：c(H＋)＋c(H2C2O4)＝c(OH－)＋c(C2O)
④大小關(guān)系：c(Na＋)＞c(HC2O)＞c(H＋)＞c(C2O)＞c(OH－)＞c(H2C2O4)
二、四組混合溶液中“三個(gè)守恒和一個(gè)比較”
1．以“常溫下，濃度均為0.1 mol·L－1 HA(弱酸)溶液和NaA溶液等體積混合，溶液呈酸性”為例
實(shí)例
解題思路
常溫下，0.1 mol·L－1 HA溶液和NaA溶液等體積混合，溶液呈酸性
寫出混合溶液中存在的平衡過(guò)程
NaA===Na＋＋A－
HA自身電離：HAH＋＋A－ ①(呈酸性，以HA電離為主)
NaAA－中水解：A－＋H2OHA＋OH－ ②(水解呈堿性，次要)
H2OH＋＋OH－
①電荷守恒
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)
②物料守恒
顯然n(Na＋)：n(A)＝2：1，則2c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)
③質(zhì)子守恒
將Na＋消掉得：c(HA)＋2c(H＋)＝c(A－)＋2c(OH－)
④離子(粒子)濃度比較
分析：在沒(méi)有電離和水解之前c(Na＋)、c(A－)、c(HA)均為0.1 mol·L－1，
但由于溶液呈酸性，以HA的電離為主，即電離程度大于水解程度
c(HA)＝0.1－電離消耗＋水解生成0.1
c(Na＋)＝0.1，H＋是由HA電離出來(lái)的，電離程度很微弱，故濃度大小為：c(A－)>c(Na＋)>c(HA)>c(H＋)>c(OH－)
2．書寫練習(xí)
(1)濃度均為0.1 mol·L－1 CH3COONa和CH3COOH的混合溶液(呈酸性)中粒子濃度關(guān)系
①電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Na＋)
③質(zhì)子守恒：c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)
④大小關(guān)系：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－)
(2)濃度均為0.1 mol·L－1 NH4Cl和氨水的混合溶液(呈堿性)中粒子濃度關(guān)系
①電荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2c(Cl－)
③質(zhì)子守恒：c(NH)＋2c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋2c(OH－)
④大小關(guān)系：c(NH)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋)
(3)濃度均為0.1 mol·L－1 Na2CO3和NaHCO3的混合溶液(呈堿性)中粒子濃度關(guān)系
①電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)
②物料守恒：2c(Na＋)＝3[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]
③質(zhì)子守恒：2c(OH－)＋c(CO)＝2c(H＋)＋c(HCO)＋3c(H2CO3)
④大小關(guān)系：c(Na＋)＞c(HCO)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(H＋)
(4)濃度均為0.1 mol·L－1 NaCN和HCN的混合溶液(呈堿性)中粒子濃度關(guān)系
①電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CN－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(CN－)＋c(HCN)＝2c(Na＋)
③質(zhì)子守恒：c(HCN)＋2c(H＋)＝c(CN－)＋2c(OH－)
④大小關(guān)系：c(HCN)＞c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)
電解質(zhì)溶液的圖像分析與解題思路
【常見圖像與解題思路】
1．強(qiáng)堿滴定一元弱酸——抓“五點(diǎn)”
室溫下，向20 mL 0.1 mol·L－1 HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液pH的變化如圖所示

關(guān)鍵點(diǎn)分析
溶液中溶質(zhì)成分及粒子濃度大小關(guān)系
抓反應(yīng)的“起始”點(diǎn)，即A點(diǎn)，判斷酸、堿的相對(duì)強(qiáng)弱
溶質(zhì)為HA，0.1mol·L－1 HA溶液的pH>1，故HA為弱酸
粒子濃度大小關(guān)系：c(HA)＞c(H＋)＞c(A－)＞c(OH－)
抓反應(yīng)的“一半”點(diǎn)，即B點(diǎn)，判斷是哪種溶質(zhì)的等量混合
溶質(zhì)是等物質(zhì)的量的HA和NaA，且pH7
粒子濃度大小關(guān)系：c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)
抓反應(yīng)的“過(guò)量”點(diǎn)，即E點(diǎn)，判斷溶液中的溶質(zhì)，判斷哪種物質(zhì)過(guò)量
溶質(zhì)是等物質(zhì)的量的NaA和NaOH，pH>7
粒子濃度大小關(guān)系：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)
2．多組反應(yīng)圖像
(1)強(qiáng)堿滴定一元強(qiáng)酸、一元弱酸
氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線

①曲線起點(diǎn)不同：強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸、弱酸的曲線，強(qiáng)酸起點(diǎn)低
②突躍點(diǎn)變化范圍不同：強(qiáng)堿與強(qiáng)酸反應(yīng)的突躍點(diǎn)變化范圍大于強(qiáng)堿與弱酸反應(yīng)
③室溫下pH＝7不一定是終點(diǎn)：強(qiáng)堿與強(qiáng)酸反應(yīng)時(shí)，終點(diǎn)是pH＝7；強(qiáng)堿與弱酸反應(yīng)時(shí)，終點(diǎn)不是pH＝7而是pH>7
(2)強(qiáng)酸滴定一元強(qiáng)堿、一元弱堿
鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉、氨水的滴定曲線

①曲線起點(diǎn)不同：強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿、弱堿的曲線，強(qiáng)堿起點(diǎn)高
②突躍點(diǎn)變化范圍不同：強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng)的突躍點(diǎn)變化范圍大于強(qiáng)酸與弱堿反應(yīng)
③室溫下pH＝7不一定是終點(diǎn)：強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng)時(shí)，終點(diǎn)是pH＝7；強(qiáng)酸與弱堿反應(yīng)時(shí)，終點(diǎn)不是pH＝7而是pH

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