高三一轮复习水的离子溶液及盐的水解

一、强电解质和弱电解质

混合物 单质

物质 组成 非电解质

纯净物 化合物 强电解质 电解质

电离程度 弱

电

解

质

注意：①化合物不是电解质即为非电解质 ②难溶性化合物不一定就是弱电解质。

（例如：BaSO4难溶，但它溶解那部分是完全电离的，所以BaSO4等仍为强电解质。） 判断电解质强弱的方法：

1.在相同浓度.相同温度下，与强电解质做导电性对比实验。

2.在相同浓度.相同温度下，比较反应速率的快慢。如：将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸溶液中，结果前者比后者快。

－

3.浓度与pH的关系。如：0．1mol·L1CH3COOH，其pH﹥1，则证明CH3COOH是弱电解质。

4.测定对应盐的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性，则证明醋酸是弱酸。 5.稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。例如，将pH=2的酸溶液稀释1000倍，若pH﹤5，则证明为弱酸；若pH=5，则证明为强酸。

6.采用实验证明电离平衡。如醋酸溶液中滴入石蕊变红，加入醋酸钠晶体，颜色变浅。 7.利用强酸（或碱）制备较弱的酸（或碱）判断电解质的强弱。如将醋酸加入到石灰石中有二氧化碳产生，则说明酸性：CH3COOH﹥H2CO3

8.利用元素周期律进行判断，如非金属性：Cl﹥S﹥P﹥Si，则酸性：HClO4﹥H2SO4﹥H3PO4﹥H2SiO3；金属性：Na﹥Mg﹥Al，则碱性：NaOH﹥Mg（OH）2﹥Al（OH）3 二、弱电解质的电离平衡

1.电离平衡概念：一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，各微粒的浓度不再发生变化。 2. 特点：（1）“等”：v电离= v结合

（2）“动”：动态平衡，v电离= v结合 ≠0

（3）“定”：平衡时分子、离子的浓度不再变化（是否相等？）

（4）“变”：电离平衡是相对的平衡，外界条件改变，平衡可能要移动，移动的

方向运用勒夏特列原理判断。

3.影响电离平衡的因素

（1）决定性因素——弱电解质的本性。

（2）外因：溶液浓度——同一弱电解质，浓度越大，电离度越小。 温度——由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大。 若不指明温度，一般指25℃。 其它因素——如改变pH值等。 （3）多元弱酸、多元弱碱的电离

多元弱酸的电离是分步电离的，每步电离都有电离平衡常数，通常用K1、K2、K3 分别表示。如：磷酸的三个K值，K1>K2>K3 ，但第一步电离是主要的，磷酸溶液的酸性主要由第一步电离决定。因此在说明磷酸溶液显酸性的原因时，只写第一步电离方程式便可。 多元弱碱的电离也是分步电离的，但习惯上书写其电离方程式时，可写其总的电离方程式。

2+—

如：Cu(OH)2 Cu+2OH

5.电离方程式的书写 强电解质电离用“==”，弱电解质电离用“”。 6.溶液的导电性与电解质强弱的关系 三、水的电离和溶液的PH值

－

1.水是极弱的电解质，原因能发生自电离 H2O+H2OH3O++OH

－

简写成H2OH++OH，与其它弱电解质一样，其电离程度大小受温度及酸、碱、盐等影响 2.水的离子积——纯水及电解质稀溶液中（c≤1mol·L1）有c(OH)·c(H+)=Kw，Kw只受温

－

度影响，常温时（25℃）Kw=1×1014，温度升高，水的电离程度增大。Kw亦增大，100℃，

－

Kw=1×1012

－

?3.溶液的pH

（1）表示方法：pH= —lg{c（H+）} （适用范围：稀溶液） （2）测定方法：pH试纸、pH计、酸碱指示剂 4.有关pH计算的解题规律 （1）单一溶液的pH计算

－

①强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol·L1，则

－

c（H+）= nc mol·L1，pH= —lg{c（H+）}= —lg nc

－

②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol·L1，则

－

c（H+）= 10—14/nc mol·L1，pH= —lg{c（H+）}=14+lg nc （2）酸碱混合pH计算

①适用于两种强酸混合 c(H+)混 = [c(H+)1V1+ c(H+)2V2] /（V1+ V2）

②适用于两种强碱混合 c(OH—)混 = [c(OH—)1V1+ c(OH—)2V2] /（V1+ V2） ③适用于酸碱混合，一者过量时：

c(OH—)混 | c(H+)酸V酸 — c(OH—)碱V碱| c(H+)混 = V酸 + V碱

说明：①若两种强酸（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH = pH小 + 0.3

②若两种强碱（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH = pH大 — 0.3

5.强酸（强碱）、弱酸（弱碱）加水稀释后的pH的计算 （1）强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH= a + n （2）弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH< a + n （3）强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH= b—n （4）弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH> b—n

（5）酸碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能>7，碱的pH不能<7 说明：常温下弱酸（弱碱）用水稀释，当弱酸（弱碱）电离的H+（OH）浓度小于10—6 mol·L

1

时，计算稀释液的pH值，不能忽略水的电离。

四、盐类水解

＋－

在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H或OH结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解

1. 实质：复分解反应 盐＋水酸+碱 （中和反应的逆反应，吸热） （水解规律）①有弱才水解，都弱双水解，谁弱显谁性。

②越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。

注意：①有弱还要看溶不溶，不溶也不一定不水解。（如MgCO3也水解，但是FeS不水解。）

②中和反应是完全进行的，所以其逆反应水解反应程度很小，用可逆符号。 ③谁强显谁性，都强不水解显中性，都弱看水解的相对强弱。

－

???④多元弱酸的酸式酸根看电离与水解的相对强弱。（HSO3和H2PO4，电离程度>

水解程度）

⑤多元弱酸根离子分步水解，以第一步水解为主。 2. 影响因素

（1）决定性因素——盐的性质 （2）外因

①浓度——增大盐的浓度，水解平衡向水解方向移动，但水解程度减小。道理与化学平衡相似，增大某反应物浓度，平衡向正方向移动，但该反应物转化率一般要减小。减小盐的

2?浓度（加水稀释），平衡仍向水解方向移动。如CO3+H2O

??HCO3?+OH?，加水稀释

c(HCO3)、c(OH)均减小。因此，盐的浓度越大，水解程度越小，但对应的离子浓度越大，盐的浓度越小，水解程度越大，但对应的离子浓度越小。

②温度——温度越高，水解程度越大。因盐类水解是中和反应的逆反应，中和反应均为放热反应，水解反应一定吸热。（如制备Fe (OH)3胶体利用了温度对盐类水解的影响。）

③溶液的pH值——根据盐类水解后溶液的酸碱性判断水解程度大小（如a. FeCl3溶液

?在配制时加入盐酸，抑制其水解。b. 等物质的量浓度的NH4HSO4和NH 4Cl溶液，c(NH4)显然是NH4HSO4大于NH4Cl ）

④同离子效应：弱电解质加到水中，若水中有与弱电解质相同的离子，则弱电解质的电离程度减小，如醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加入盐酸亦然。

⑤离子反应效应：若向弱电解质溶液中加入能与弱电解质的离子结合的离子，则弱电解质的电离程度将变大。如醋酸溶液中加入氢氧化钠，平衡右移，电离程度增大

（1）判断溶液的酸碱性

（2）利用盐类互相促进水解——泡沫灭火器 （3）分析盐溶液中离子浓度大小

（4）配制盐溶液。（配制FeCl3溶液要加入盐酸，配制Na2SiO3溶液加入NaOH） （5）判断离子共存问题

（6）解释一些化学现象（FeCl 3溶液制胶体，无水AlCl 3瓶盖打开有白雾等。） 3.盐类水解的应用

－

1．用热的纯碱溶液洗油污的原因：升高温度可促进Na2CO3的水解，使溶液中c(OH)增大。

＋＋

2．明矾净水的离子方程式：Al3＋3H2OAl(OH)3＋3H。

△

3．制备Fe(OH)3胶体的离子方程式：Fe3＋3H2O=====Fe(OH)3(胶体)＋3H

＋－

4．用离子方程式说明不能在溶液中制取Al2S3的原因：2Al3＋3S2＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑。

3.溶液中离子浓度大小比较 1．比较方法

判断溶液中微粒浓度的大小常用方法：“一个比较”“两个微弱”“三个守恒”。 （1）“一个比较”

①根据题中所给信息：如果是电离能力大于水解能力，例：CH3COOH的电离程度大于

－

CH3COO的水解程度，所以等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显酸

＋

性；同理NH3·H2O的电离程度大于NH4水解的程度，等浓度的NH3·H2O和NH4Cl溶液等体积混合后溶液显碱性。

②根据题中所给信息：如果是水解能力大于电离能力，例：HClO的电离程度小于ClO－

的水解程度，所以等浓度的HClO与NaClO溶液等体积混合后溶液显碱性；反之，如果等

－

浓度的HClO与NaClO溶液等体积混合后溶液显碱性，可知HClO的电离程度小于ClO的水解程度。

③酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐的电离能力和水解能力哪一个更强。如在

－

NaHCO3溶液中，HCO3的水解能力大于电离能力，故溶液显碱性。

（2）“两个微弱”

①弱电解质（弱酸、弱碱、水）的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸中：

－＋

CH3COOHCH3COO＋H

－＋

H2OOH＋H

在溶液中微粒浓度由大到小的顺序：

＋－－

c（CH3COOH）＞c（H）＞c（CH3COO）＞c（OH）。 ②弱酸根或弱碱阳离子的水解是很微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如在稀NH4Cl溶液中：

＋－

NH4Cl===NH4＋Cl ＋＋NH4＋H2ONH3·H2O＋H

－＋

H2OOH＋H

所以在NH4Cl的溶液中微粒浓度由大到小的顺序是：

－＋＋－

c（ Cl）＞c（NH4）＞c（H）＞c（NH3·H2O ）＞c（OH）。

＋

＋

（3）“三个守恒”

如在Na2CO3溶液中：

＋－

Na2CO3===2Na＋CO23

－－－

CO2HCO3＋OH 3＋H2O

－－

HCO3＋H2OH2CO3＋OH

－＋

H2OOH＋H

＋＋－－－

①电荷守恒：c（Na）＋c（H）＝ 2c（CO23）＋c（HCO3）＋c（OH）

＋－－

②物料守恒：c（Na） ＝2c（CO23）＋2c（HCO3）＋2c（H2CO3） 2．常见类型

＋－

（1）多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4的溶液中，c（H）＞c（H2PO4）

－3－

＞c（HPO2。 4）＞c（PO4）

＋

（2）多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3溶液中，c（Na）

－－－

＞c（CO2。 3）＞c（OH）＞c（HCO3）

（3）不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对它的影响。如在相同的

＋

物质的量浓度的下列各溶液中：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4，c（NH4）由大到小的顺序是③＞①＞②。

（4）混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。如

－－

在含0.1 mol·L1的NH4Cl和0.1 mol·L1的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为c

＋－－＋＋

（NH4）＞c（Cl）＞c（OH）＞c（H）。在该溶液中，NH3·H2O电离程度大于NH4的水

－＋＋－

解程度，溶液呈碱性：c（OH）＞c（H），同时c（NH4）＞c（Cl）。

3.1)．电荷守恒→注重溶液呈电中性。

溶液中所有阳离子所带的正电荷总浓度等于所有阴离子所带的负电荷总浓度。如

＋＋－－－

NaHCO3溶液中：c(Na)＋c(H)＝c(HCO3)＋2c(CO23)＋c(OH)

2)．物料守恒→注重溶液中某元素的原子守恒。

在电解质溶液中，粒子可能发生变化，但变化前后其中某种元素的原子个数守恒。如

－＋－－－

0.1 mol·L1 NaHCO3溶液中：c(Na)＝c(HCO3)＋c(CO2L1。 3)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·

＋

3)．质子定恒→注重分子或离子得失H数目不变

＋

在电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H)的得失，但得到的质子数等于失去的质子数。

如NaHCO3溶液中，得失质子如下图所示：

则有：c(H2CO3)＋c(H

＋

－－

)＝c(CO23)＋c(OH)。

五、酸碱中和滴定

1. 仪器和试剂

量筒——（可以用，一般不用，因为不精确） 量取液体 移液管 精确 滴定管 铁架台（滴定管夹）、锥形瓶、标准液和待测液、指示剂

2. 操作步骤：①检查滴定管是否漏水（操作方法） ②蒸馏水洗涤

③标准液或待测液润洗滴定管 ④装液和赶气泡调零 ⑤滴定 ⑥读数

3. 指示剂选用：①变色要灵敏，变色范围要小，且变色范围尽量与所生成盐的溶液酸碱性一致。（因此中和滴定一般选用酚酞、甲基橙，而不用石蕊试液。） ②强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。