高考电离平衡和水解平衡
电离与水解
电离与水解电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。
解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。
首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。
一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。
例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH―)理清溶液中的平衡关系并分清主次：⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。
⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。
二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。
如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。
例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系：C(Na ＋+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―+2c(CO32―)书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。
高中化学三大平衡
水溶液中的化学平衡高中化学中,水溶液中的化学平衡包括了：电离平衡，水解平衡，沉淀溶解平衡等。
看是三大平衡,其实只有一大平衡，既化学反应平衡。
所有关于平衡的原理、规律、计算都是相通的,在学习过程中，不可将他们割裂开来。
化学平衡勒夏特列原理(又称平衡移动原理）是一个定性预测化学平衡点的原理，内容为: 在一个已经达到平衡的反应中，如果改变影响平衡的条件之一(如温度、压强,以及参加反应的化学物质的浓度）,平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动,但不能完全消除这种改变.比如一个可逆反应中,当增加反应物的浓度时,平衡要向正反应方向移动，平衡的移动使得增加的反应物浓度又会逐步减少;但这种减弱不可能消除增加反应物浓度对这种反应物本身的影响，与旧的平衡体系中这种反应物的浓度相比而言，还是增加了，转化率还是降低了。
1、不管是电离、水解还是沉淀溶解，一般情况下，正反应的程度都不高，即产物的浓度是较低的,或者说产物离子不能大量共存。
双水解除外。
2、弄清楚三类反应的区别和联系。
影响电离平衡的因素1。
温度：电离过程是吸热过程，温度升高,平衡向电离方向移动2。
浓度：弱电解质浓度越大，电离程度越小3.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质，从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应4.化学反应：某一物质将电离的离子反应掉，电离平衡向正方向移动1、电离平衡定义：在一定条件下,弱电解质的离子化速率(即电离速率）等于其分子化速率（即结合速率）（如：水部分电离出氢离子和氢氧根离子,同时，氢离子和氢氧根离子结合成水分子的可逆过程）范围:弱电解质（共价化合物）在水溶液中外界影响因素：1)温度：加热促进电离，既平衡向正反向移动（电离是吸热的）2）浓度:越稀越电离，加水是促进电离的,因为平衡向电离方向移动（向离子数目增多的方向移动)3）外加酸碱:抑制电离，由于氢离子或氢氧根离子增多,使平衡向逆方向移动2、水解平衡定义:在水溶液中，盐溶液中电离出的弱酸根离子或弱碱根离子能和水电离出的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的过程.范围:含有弱酸根或弱碱根的盐溶液外界影响因素：1)温度：加热促进水解，既平衡向正反向移动（水解是吸热的，是中和反应的逆反应）2）浓度:越稀越水解,加水是促进水解的,因为平衡向水解方向移动3）外加酸碱盐：同离子子效应。
电离与水解高考试题大全
电离与水解1.弱电解质的电离平衡强电解质在溶液中完全电离,不存在电离平衡.弱电解质在溶液中电离时,不完全电离,存在电离平衡.当弱电解质的离子化速率和分子化速率相等时,则建立了电离平衡.其平衡特点与化学平衡相似.（“逆,等,动,定,变”）2. 影响电离平衡的因素：升高温度,电离程度增大.稀释溶液会促使弱电解质的电离平衡向电离的方向移动.3.水解规律：有弱才水解,谁弱谁水解,谁强显谁性,越弱越水解,都弱都水解,两强不水解.4. 影响盐类水解的因素：决定因素是盐的结构和性质.①温度：盐类水解是吸热,升温,水解程度增大.②浓度：水解过程是一个微粒总量（不考虑水分子）增加的过程,因而加水稀释,平衡向右移动,水解程度加大,而水解产生的H+（或OH-）的浓度减小.③加入酸、碱等物质：水解显酸性的盐溶液中加入碱,肯定促进盐的水解,加入酸,抑制盐的水解；水解显碱性的同理.总之水解平衡遵从化学平衡移动原理.5. 守恒规律：电荷守恒,物料守恒,物料守恒电荷守恒：电解质溶液中阴、阳离子所带的正、负电荷数相等,即溶液不显电性.物料守恒：就是电解质溶液中某一组分的原始浓度（起始浓度）应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和.质子守恒：水电离的特征是c (H+)= c (OH-)）例题讲解：盐类水解的原理及影响因素：1.在25.C时,在浓度为1mol/L的（NH4）2SO4、（NH4）2CO3、（NH4）2Fe（SO4）2的溶液中,测得其c（NH4+）分别为a、b、c（单位为mol/L）,下列判断正确的是（）A. a=b=c B a﹥b﹥c C a﹥c﹥b D c﹥a﹥b2.相同温度、相同物质的量浓度的4种溶液：顺序排列,正确的是（）A．④①③② B．①④③② C．①②③④ D．④③①②3.温度相同、浓度均为 mol/L的①（NH4）2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、⑤⑥CH3COONa溶液,它们的pH值由小到大的排列顺序是（）A. ③①④②⑥⑤B. ①③⑥④②⑤C. ③②①⑥④⑤D. ⑤⑥②④①③溶液中离子浓度的大小比较：1.下列溶液中各微粒的浓度关系不．正确的是( )(A) mol·L－1 HCOOH溶液中：c(HCOO－)＋c(OH－) = c(H＋)(B)1 L mol·L－1 CuSO4·(NH4)2SO4·6H2O的溶液中：))＞c (Cu 2＋)＞c (H ＋)＞c (OH －) (C ) m o l ·L －1NaHC O3溶液中：c (N a＋)＋c (H ＋)＋c (H 2C O3) =c(D)等体积、等物质的量浓度的NaX 和弱酸HX 混合后的溶液中： c (Na ＋)＞c (HX)＞c (X －)＞c (H ＋)＞c (OH －) 2.25℃时有关弱酸的电离平衡常数见下表： 弱酸化学式 CH 3COOH HCN H 2CO 3 电离平衡常数 ×l0-5 ×l0-10K 1=×l0-7 K 2=×l0-11下列叙述正确的是 A ．向冰醋酸中逐滴加水,则溶液的导电性、醋酸的电离度、pH 均先增大后减小 B ．等物质的量浓度的各溶液pH 的大小关系为： pH(Na 2CO 3)＞pH(NaCN)＞pH(NaHCO 3) ＞pH(CH 3COONa) C ．a mol·L －1 HCN 溶液与b mol·L －1NaOH 溶液等体积混合,充分反应后所得溶液中 c (Na ＋)＞c (CN －),则a 一定小于bD ．浓度均为 mol ·L -1的NaHCO 3和Na 2CO 3混合溶液中有关微粒的浓度关系为： c (OH －) = c (H ＋) ＋0.5 c (HCO 3－) ＋1.5 c (H 2CO 3)－0.5c (CO 32－)3.下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A ． mol·L －1 CH 3COONH 4溶液：c(NH 4＋)—c(CH 3COO —)=c(CH 3COOH)—c(NH 3·H 2O) B ． mol·L －1 NaHCO 3溶液：c(OH —)= c(H+)+c(HCO 3—)+2c(H 2CO 3) C ．25℃时,BaCO 3饱和溶液(Ksp =×l0-9)：c(Ba 2+)= c(C032-)> c(H +)= c(OH -) D ．25℃时,NH 3·H 2O 和NH 4Cl 混合溶液[pH=7, c(Cl -)= mol·L －1] c(NH 4+) =c(NH 3·H 2O)> c(H 十)= c(OH -) 4. 25℃时,将氨水与氯化铵溶液混合得到 c (NH 3·H 2O)＋c (NH 4＋) = mol·L －1的混合溶液.溶液中c (NH 3·H 2O)、c (NH 4＋)与pH 的关系如图所示.下列有关离子浓度关系叙述一定正确的是 A ．W 点表示溶液中：c (NH 4＋) ＋c (H ＋) ＝ c (Cl －)＋c (OH －) B ．pH ＝溶液中：c (Cl －)＋c (OH －)＋c (NH 3·H 2O)＜ mol·L －1 C ．pH ＝溶液中：c (NH 3·H 2O)＞c (NH 4＋)＞c (OH －)＞c (H ＋)D ．向W 点所表示1L 溶液中加入固体（忽略溶液体积变化）：c (Cl －)＞c (Na ＋)＞c (OH －) ＞c (NH 4＋) ＞c (H ＋) 5. 常温下,向L-1 NaOH 溶液中逐滴加入L-1 CH 3COOH 溶液,曲线如右图所示,有关粒子浓度关系正确的是A ．只有在A 、B 间任一点,溶液中才有： c(Na +)+c(H +)＝c(CH 3COO －)+(OH －)B ．在B 点,a ＞25,且有c(Na+)＝c(CH 3COO －)＞c(OH －)＝c(H +)C ．在C 点：c(CH 3COO －)＞c(Na +)＞c(H +)＞c(OH －)D ．在D 点：c(CH 3COO －)+c(CH 3COOH)＝c(Na +) 6. 常温下,用 mol ·L —1HCl 溶液滴定 mL 浓度为 mol ·L —1 Na 2CO 3溶液,所得滴定曲线如右图所示.下列说法正确的是 A ．当V ＝0时：c (H ＋)＋c (HCO 3－)＋c (H 2CO 3)＝c (OH －) B ．当V ＝5时：c (CO 32—)＋c (HCO 3－)＋c (H 2CO 3)＝2c (Cl －) C ．当V ＝10时：c (Na ＋)＞c (HCO 3－)＞c (CO 32—)＞c (H 2CO 3) D ．当V ＝a 时：c (Na ＋)＞c (Cl －)＞c (H ＋)＝c (OH －)24 6 8 10 12V /mL pH7. 下列有关溶液中粒子浓度的关系式中,正确的是A ．pH 相同的①CH 3COONa 、②NaHCO 3、③ONa 三份溶液中的c (Na ＋)：③＞②＞①B ．·L －1某二元弱酸强碱盐NaHA 溶液中： c (Na +)=2c (A 2-)＋c (HA -)＋c (H 2A)C ．右图中pH ＝7时：c (Na ＋)＞c (CH 3COO －) ＞c (OH －)＝c (H ＋)D ．右图中a 点溶液中各离子浓度的关系是： c (OH －)＝c (H ＋)＋c (CH 3COO －)＋2c (CH 3COOH) 8. 已知乙酸（HA ）的酸性比甲酸（HB ）弱,在物质的量浓度均为L 的NaA 和NaB 混合溶液中,下列排序正确的是(OH-)>c (HA)>c (HB)>c (H +) B. c (OH -)>c (A -)>c (B -)>c (H +)C. c (OH -)>c (B -)>c (A -)>c (H +)D. c (OH -)>c (HB)>c (HA)>c (H +)9. 向体积Va 的·1L - C 3H COOH 溶液中加入体积为Vb 的·1L -KOH 溶液,下列关系错误的是 A. Va ＞Vb 时：c （C 3H COOH ）+c （C 3H COO ―）＞c （K +） B ．Va=Vb 时：c （C 3H COOH ）+ c （H +）=c （O H -）C ．Va<Vb 时：c （C 3H COO ―）＞c （K +）＞c （O H -）＞c （H +）D. Va 与Vb 任意比时：c （K +）+ c （H +）= c （O H -）+ c （C 3H COO ―） 10.常温下,将amol·L -l NaHCO 3与b mol·L -l NaOH （0<a<,0<b<）等体积混合.下列有关混合溶液的推论正确的是（ ）A ．若a=b,则c （OH —）=c （H +）+2c （H 2CO 3）+C （HCO 3-）B ．若a=2b,则c （Na +）>c （CO 32—）>c （HCO 3—）>c （OH —）C ．若b=2a,则c （Na +）>c （CO 32-）>c （HCO 3-）>c （OH —）>c （H +）D ．若34c （Na +）=c （CO 32-）+c （HCO 3-）+c （H 2CO 3）,则可推出a=3b真题再现：1.下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是A ．pH=2的HA 溶液与pH=12的MOH 溶液任意比混合：c (H +) + c (M +) == c (OH -) + c (A -)B ．pH 相等的CH 3COONa 、NaOH 和Na 2CO 3三种溶液： c (NaOH)＜c (CH 3COONa)＜c (Na 2CO 3)C ．物质的量浓度相等CH 3COOH 和CH 3COONa 溶液等体积混合： c (CH 3COO -) +2c (OH -) == 2c (H +) + c (CH 3COOH)D ．·L -1的NaHA 溶液,其pH=4：c (HA -)＞c (H +)＞c (H 2A)＞c (A 2-) 2.下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是：A ．室温下,向·L －NH 4HSO 4 溶液中滴加NaOH 溶液至中性： c(Na ＋)>c((SO 42－)>c(NH 4＋)>c(OH －)＝c(H ＋)B ．·L －1NaHCO 3溶液： c(Na ＋)>c(OH －)>c((HCO 3－)>c(H ＋)p H0 5 10 20 a V (CH 3COOH)/mL12 874 · 用 mol/L CH 3COOH 溶液滴定20 mL L NaOH 溶液的滴定曲线C ．Na 2CO 3溶液：c(OH －)－c(H ＋)＝c((HCO 3－)+2c(H 2CO 3)D ．25℃时,,pH ＝、浓度均为·L －1的CH 3COOH 、CH 3COONa 混合溶液：c(CH 3COO －)＋c(OH －)<c(CH 3COOH)＋c(H ＋)3.常温下,用 1mol L -•NaOH 溶液滴定 mL 1mol L -• 3CH COOH 溶液滴定曲线如右图.下列说法正确的是 A. 点①所示溶液中：B. 点②所示溶液中：C. 点③所示溶液中：D. 滴定过程中可能出现4.下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A.在·L -1NaHCO 3溶液中：c(Na +)> c(HCO 3+)> c(CO 32-)> c(H 2CO 3) B.在·L -1Na 2CO 3溶液中：c(OH -)- c(H +)= c(HCO 3-)+2c(H 2CO 3) C.向 mol ·L -1NaHCO 3溶液中加入等体积·L -1NaOH 溶液： c(Na +)= c(CH 3COO -)> c(CH 3COOH)> c(H +)= c(OH -)D.常温下,CH 3COONa 和CH 3COOH 混合溶液[pH=7, c(Na +)=·L -1]： c(CO 32-)> c(HCO 3-)> c(OH -)> c(H +)5. 25℃,有c(CH 3COOH)＋c(CH 3COO －)= mol ·L －1的一组醋酸和醋酸钠混合溶液,溶液中c(CH 3COOH)、c(CH 3COO －)与pH 值的关系如图所示.下列有关离子浓度关系叙述正确的是=溶液中：c(CH 3COOH)＞c(CH 3COO －)＞c(H ＋)＞c(OH －) 点表示溶液中：c(Na ＋)＋c(H ＋)=c(CH 3COO －)＋c(OH －)=溶液中：c(Na ＋)＋c(H ＋)－c(OH －)＋c(CH 3COOH)= mol ·L －1 D.向W 点所表示溶液中通入气体(溶液体积变化可忽略)：c(H ＋)=c(CH 3COOH)＋c(OH －)6. 25℃时,下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A ． mol ·L －1CH 3COONa 溶液和 mol ·L －1 HCl 溶液等体积混合：c (Na ＋)=c (Cl －)＞c (CH 3COO －)＞c (OH －)B ． mol ·L －1 NH 4Cl 溶液和 mol ·L －1 氨水等体积混合（pH ＞7）：c (NH 3·H 2O)＞c (NH 4＋)＞c (Cl －)＞c (OH －)C ． mol ·L －1 Na 2CO 3溶液和 mol ·L －1 NaHCO 3溶液等体积混合：32c (Na ＋) = c (CO 32－) + c (HCO 3－) + c (H 2CO 3) D ． mol ·L －1 Na 2C 2O 4溶液和 mol ·L －1 HCl 溶液等体积混合（H 2C 2O 4为二元弱酸）： 2c (C 2O 42－) + c (HC 2O 4－) + c (OH －) = c (Na ＋) + c (H ＋)7.一定温度下,三种碳酸盐MCO 3(M ：Mg 2＋、Ca 2＋、Mn 2＋)的沉淀溶解平衡曲线如下图所示.已知: pM=-lg c(M),pc(CO 32－)= -lg cc(CO 32－).下列说法正确的是A．MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次增大B．a 点可表示MnCO3的饱和溶液,且c(Mn2＋)= c(CO32－)C．b 点可表示CaCO3的饱和溶液,且c(Ca2＋)<c(CO32－)D．c 点可表示MgCO3的不饱和溶液,且c(Mg2＋)<c(CO32－)8. 常温时,将V1mL c1mol/L的氨水滴加到V2mL c2mol/L的盐酸中,下述结论中正确的是：A．若混合溶液的pH＝7,则c1V1>c2V2B．若V1＝V2,c1＝c2,则混合液中c(NH4+)=c(Cl－)C．若混合液的pH＜7,则混合液中c(NH4+)＞c(Cl－)＞C(H+)＞C(OH－)D．若V1＝V2,且混合液的pH＜7,则一定有c1＜c29. 现有a mol/LNaX和b mol/LNaY两种盐溶液．下列说法不正确的是（若是溶液混合,则忽略混合时的体积变化）（）A．若a=b且pH（NaX）＞pH（NaY）,则酸性HX＞HYB．若a=b且c（X-）=c（Y-）+c（HY）,则酸性HX＞HYC．若a＞b且c（X-）=c（Y-）,则酸性HX＜HYD．若a=L且两溶液等体积混合,则c（X-）+c（HX）=L10. 25℃时,向10mL L KOH溶液中滴加L苯酚溶液,混合溶液中粒子浓度关系正确的是>7时,c(C6H5O-)>c(K+)>c(H＋)>c(OH―)<7时,c(K+)>c(C6H5O-)> c(H＋)>c(OH―)[C6H5OH(aq)]=10mL时,c(K+)=c(C6H5O-)>c(OH―)=c(H＋)D. V[C6H5OH(aq)]=20mL时,c(C6H5O-)+c(C6H5OH)= 2c(K+)11. 室温下,向下列溶液中通入相应的气体至溶液pH＝7(通入气体对溶液体积的影响可忽略),溶液中部分微粒的物质的量浓度关系正确的是A．向mol·L－1 NH4HCO3溶液中通入CO2：c(NH4＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)B．向mol·L－1 NaHSO3溶液中通入NH3：c(Na＋)＞c(NH4＋)＞c(SO32－)C．mol·L－1 Na2SO3溶液通入SO2：c(Na＋)＝2[c(SO32－)＋c(HSO3－)＋c(H2SO3)]D．mol·L－1 CH3COONa溶液中通入HCl：c(Na＋)＞c(CH3COOH)＝c(Cl－)12 .H2C2O4为二元弱酸.20℃时,配制一组c（H2C2O4）+ c（HC2O4-）+ c（C2O42-）= mol·L-1的H 2C2O4和NaOH混合溶液,溶液中部分微粒的物质的量浓度随PH的变化曲线如右图所示.下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是A．PH=的溶液中：c（H2C2O4）+ c（C2O42-）> c（HC2O4-）B．c（Na+）= mol·L-1的溶液中：c（H+）+c（H2C2O4）=c（OH-）+ c（C2O42-）C．c（HC2O4-）= c（C2O42-）的溶液中：c（Na+）> mol·L-1+ c（HC2O4-）D．PH=的溶液中：c（Na+）>2 c（C2O42-）。
电离平衡、水解平衡和沉淀的溶解平衡
<1,故pH<7；若x=10y且a+b=14，则
水电离平衡的影响因素和溶液的pH计算 （1）向水中加入H+（酸）、OH-（碱）会抑制
水的电离，而且H+、OH-的浓度越大，对水的电离的
抑制作用越强；向水中加入能消耗H+或OH-的物质 （如：能水解的盐），会促进水的电离，而且生成 盐的弱酸、弱碱越弱，对水的电离的促进作用越强； 由于电离吸热，所以，升温能促进水的电离。但只 要温度不变，水溶液（稀溶液）中的c(H+)· c(OH-)就 不变，温度升高会使c(H+)· c(OH-)增大。
胶体可以吸附不溶性杂质
（2）用盐作杀菌剂： Na2FeO4、氯气和绿矾混合 等 +6的铁具有强氧化性，其还原产物水解生成Fe(OH)3 胶体具有吸附性。
+2Fe2+ Cl2 + H2O
Cl2
2Fe3+ + 2ClH+ + Cl- + HClO
（3）用盐作洗涤剂：Na2CO3、C17H35COONa 等 CO32 - + H2O C17H35COO - + H2O （4）肥料的混用 HCO3 - + OHC17H35COOH + OHNH3↑
碱性强
PH值大
①、不同弱酸对应的盐 碱 性 NaClO 对应的酸 HClO
> <
NaHCO3 H2CO3
②、不同弱碱对应的盐 酸 性
对应的碱
< MgCl2 < NH3 · 2O > Mg(OH)2 > H
NH4Cl
AlCl3 Al(OH)3
③、同一弱酸对应的盐
碱 性 Na2CO3 HCO3 -
常考题空7 电解质溶液中有关电离(水解)平衡常数的计算 (附答案解析)-高考化学大题
常考题空7 电解质溶液中有关电离(水解)平衡常数的计算【高考必备知识】1．电离常数与水解常数的关系 (1)电离常数表达式①一元弱酸(HA)： HA H +＋A － )()()(HA c A c H c Ka -+∙=②二元弱酸(H2A)：H 2A H +＋HA － )()()(21A H c HA c H c Ka -+∙=HA —H +＋A 2－)()()(22—HA c A c H c Ka -+∙=③一元弱碱(BOH)：BOHB +＋OH － )()()(BOH c OH c B c K b-+∙=(2)电离常数(K 电离)与电离度(α)的关系——以一元弱酸HA 为例25 ℃，c mol·L －1的弱酸HA ，设电离度为αHAH ＋ ＋ A －起始浓度/mol·L －1 c 0 0变化浓度/mol·L －1 c 酸·α c 酸·α c 酸·α平衡浓度/mol·L －1c 酸－c 酸·αc 酸·αc 酸·α电离平衡常数K a ＝(c 酸·α)2酸·1－α)＝c 酸·α21－α，由于α很小，可认为1－α≈1则K a ＝c 酸·α2，α (越稀越电离)，则：c (H ＋)＝c 酸·α＝酸c K a ∙(3)电离常数与水解常数的关系①对于一元弱酸HA ，K a 与K h 的关系：K h ＝K WK a如：CH 3COONa ：CH 3COO －＋H 2O CH 3COOH ＋OH －)()()()()()()()()()()()(3333333COOH CH K K COOH CH c H c COO CH c K H c COO CH c H c OH c COOH CH c COO CH c OH c COOH CH c K a ww h =∙=∙∙∙=∙=+++—————②对于二元弱酸H 2B ，K al (H 2B)、K a2(H 2B)与K h (HB －)、K h (B 2－)的关系：21a w h K K K =；12a wh K K K =B 2－＋H2OHB －＋OH －，K h1(B 2－)＝c (OH －)·c (HB －)c (B 2－)＝c (H ＋)·c (OH －)·c (HB －)c (H ＋)·c (B 2－)＝K wK a2HB －＋H2O H 2B ＋OH －，K h2(HB －)＝c (OH －)·c (H 2B )c (HB －)＝c (H ＋)·c (OH －)·c (H 2B )c (H ＋)·c (HB －)＝K w K al ③强酸弱碱盐：K h ＝K WK b如：NH 4Cl ：NH 4+＋H 2O NH 3·H 2O ＋H +)()()()()()()()()()()()(23b 234423423O H NH K K O H NH c OH c NH c K OH c NH c OH c H c O H NH c NH c H c O H NH c K ww h ∙=∙∙=∙∙∙∙=∙∙=+++++———(3)水解常数(K h )与溶度积常数(K sp )的关系——强酸多元弱碱盐：K h ＝KspKw n如：AlCl 3：Al 3＋＋3H 2OAl(OH)3＋3H ＋KspKw OH c Al c OH c H c Al c H c K h 3333333)()()()()()(=⋅⋅==-+-+++2．计算电离常数的常见类型(1)起点时刻：巧用三段式例1．HR 是一元酸。
电离平衡常数和水解平衡常数关系
电离平衡常数和水解平衡常数关系
若是一元弱碱强酸盐，如氯化铵：可得Kh=Kw/ Kb。
若是弱酸弱碱盐，如醋酸铵：可得Kh= Kw/(Ka×Kb)。
1、Ka、Kb分别表示一元弱酸、一元弱碱的电离常数，弱酸、弱碱均属于弱电解质。
在一定条件下，弱电解质电离达到平衡时，溶液中电离出来的各种离子浓度乘积与溶液中未电离的电解质分子浓度的比值是一个常数，叫做该弱电解质的电离平衡常数。
弱电解质的电离平衡常数只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。
一般Ka (或Kb)值越大，表示酸(或碱)的电离程度就越大，相应酸(或碱)的酸性(或碱性)就越强。
可利用Ka、Kb的值计算酸(或碱)溶液中各微粒浓度。
2、Kh是盐的水解平衡常数，水解反应也是一种离子平衡。
在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时。
生成的弱酸(或弱碱)浓度与氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。
同其它平衡常数一样，Kh只与水解盐的性质、温度有关。
Kh也可以衡量反应进行程度的。
Kh越大，表示水解程度越大。
可利用Kh的值计算溶液中各微粒浓度。
3、Kw是水的离子积，是指在一定温度下水中c(H+)和c(OH－)的乘积。
高考电离平衡和水解平衡
高考电离平衡和水解平衡【高考导航】电解质溶液是高中化学重要的基础理论之一，从近几年的高考试题可以看出，涉及电解质溶液的考点多，重现率高。
其主要热点有：①外界条件的改变对电离平衡、水解平衡的影响②酸、碱混合后溶液的酸碱性的判断及pH的计算③溶液中离子浓度的大小比较。
一、电离平衡和水解平衡的比较电离平衡水解平衡实例H2S水溶液(0.1mol/L)Na2S水溶液(0.1mol/L)研究对象弱电解质（弱酸、弱碱、水）强电解质（弱酸盐、弱碱盐）实质弱酸H++弱酸根离子弱碱OH—+阳离子离子化速率=分子化速率弱酸根+H 2O弱酸+OH—弱碱阳离子+H2O弱碱+H+ 水解速率=中和速率程度酸（碱）越弱，电离程度越小，多元弱酸一级电离＞二级电离对应酸（碱）越弱，水解程度越大，多元弱酸根一级水解＞二级水解能量变化吸热吸热表达式电离方程：①②多元弱酸分步电离H2S H++HS—HS—H++S2—水解离子方程式①②多元弱酸根分步水解③除子双水解反应，产物不写分解产物，不标“↑”或“↓”S2—+H2O HS—+OH -HS—+ H2O H2S+OH-粒子浓度大小比较c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(S2-)c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H2S)电荷守恒式c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)物料守恒式c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L=0.5 c(Na+)影响因素温度升温，促进电离升温，促进水解浓度加水稀释促进电离促进水解通入H2S抑制电离生成NaHS加入Na2S生成NaHS抑制水解二、相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较四、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：任何电解质溶液，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。
高考化学电离平衡九大知识点
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na2CO3＞NaHCO3)4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4- 显酸性②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑9、水解平衡常数（Kh）对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）电离、水解方程式的书写原则1）、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
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高考电离平衡和水解平衡
【高考导航】
电解质溶液是高中化学重要的基础理论之一，从近几年的高考试题可以看出，涉及电解质溶液的考点多，重现率高。
其主要热点有：①外界条件的改变对电离平衡、水解平衡的影响②酸、碱混合后溶液的酸碱性的判断及pH的计算③溶液中离子浓度的大小比较。
一、电离平衡和水解平衡的比较
电离平衡水解平衡
实例H2S水溶液(0.1mol/L)Na 2S水溶液(0.1mol/L)
研究对象弱电解质（弱酸、弱碱、水）强电解质（弱酸盐、弱碱盐）
实质弱酸H++弱酸根离子
弱碱OH—+阳离子
离子化速率=分子化速率弱酸根+H2O弱酸+OH—
弱碱阳离子+H2O弱碱+H+ 水解速率=中和速率
程度酸（碱）越弱，电离程度越小，
多元弱酸一级电离＞二级电离对应酸（碱）越弱，水解程度越大，多元弱酸根一级水解＞二级水解
能量变化吸热吸热
表达式电离方程：①②多元弱酸
分步电离H2S H++HS—
HS—H++S2—水解离子方程式①②多元弱酸根分步水解③除子双水解反应，产物不写分解产物，不标“↑”或“↓”S2—+H2O HS—+OH- HS—+ H2O H2S+OH-
粒子浓度大小比较c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(S2-)c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞
c(H2S)
电荷守恒式c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+
c(OH-)
物料守恒式c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L
=0.5 c(Na+)
影响因素温度升温，促进电离升温，促进水解浓
度
加水稀释促进电离促进水解
通入H2S抑制电离生成NaHS
加入Na2S生成NaHS抑制水解
二、相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较
c（H+）pH 中和碱
的能力
与过量Zn的反应情况
稀释相同倍
数后的pH 产生氢气
的量
开始时的
反应速率
盐酸大小
相等相同快小
醋酸小大慢大
c（H+）c（酸）中和碱
的能力
与过量Zn的反应情况
稀释相同倍
数后的pH 产生氢气
的量
开始时的
反应速率
盐酸相等小弱少相等大
醋酸大强多小
四、电解质溶液中的守恒关系
1、电荷守恒：任何电解质溶液，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。
例如：CH3COONa溶液中：[Na+]+[H+]=[CH3COO-]+[OH-]
Na2S溶液中：[Na+]+[H+]=[HS-]+[OH-]+2[S2-]
2、物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变。
例如：0.1mol/LNaHCO3溶液中：[Na+]=[HCO3-]+[CO32-]+[H2CO3]=0.1mol/L
0.1mol/LNa3PO4溶液中：1/3[Na+]=[PO33-]+[HPO42-]+[H2PO4-]+[H3PO4]=0.1mol/L
【典型例题】
例1：试预测在C6H5ONa（苯酚钠）溶液中逐滴加入FeCl3溶液，可能出现哪些现象，可能发生哪些反应。
解析：①C6H5O-与Fe3+在水溶液中优先发生双水解反应：
3C6H5O-+Fe3++3H2O＝Fe(OH)3↓+3C6H5OH；现象：红褐色沉淀
②生成的C6H5OH将与Fe3+发生显色反应：
Fe3++6C6H5OH=[Fe(C6H5O)6]3-＋6H+；现象：溶液呈现紫色
③当生成的H+达到一定浓度时，将与Fe(OH)3发生中和反应：
Fe(OH)3＋3H+＝Fe3+＋3H2O；现象：沉淀逐渐溶解
答案：见上。
例2：向20mL盐酸和硫酸的混合酸溶液中，渐渐加入
0.1mol/L的Ba(OH)2溶液。
生成沉淀的质量和溶液的pH变
化曲线如右图。
根据此实验数据计算：
（1）原溶液中硫酸和盐酸的浓度各为多少
_________________。
（2）A点处溶液的pH是______________。
解析：本题以图示形式检查酸、碱中和生成沉淀质量和溶液pH曲线随加入Ba(OH)2溶液体积变化情况，此题属于理解层次的中等难度试题。
（1）依据图示，沉淀最大时已加入Ba(OH)2溶液20mL，混合酸中硫酸被完全中和。
所以原混合酸中硫酸的物质的量浓度为0.1mol/L。
当H2SO4刚被Ba(OH)2溶液中和时，可以认为溶液中盐酸未被中和。
从20mL起，再加Ba(OH)2溶液至60mL时溶液中盐酸全被中和完，溶液呈中性，pH=7，所以原混合酸中盐酸的物质的量浓度为0.4mol/L。
（2）A点处溶液中氢离子浓度是盐酸提供的，因H2SO4刚被Ba(OH)2溶液中和，溶液被冲稀，体积扩大到原来的2倍，则盐酸浓度缩小到原来的1/2，由原来的0.4mol/L变为0.2mol/L。
即氢离子浓度为0.2mol/L。
所以pH=0.7。
答案：（1）c(H2SO4)=0.1mol/L c(HCl)=0.4mol/L (2) pH=0.7
例3：（1）在25℃时，pH等于5的硫酸溶液与氯化铵溶液，两种溶液中分别由水电离出的H+离子物质的量浓度之比是多少？
（2）在25℃时，对于0.1mol/L的氯化铵溶液，其pH是多少？（已知NH4Cl溶液中已水解的盐浓度占起始浓度的百分数为7.5×10-3%）
解析：（1）本题考查盐的水解对水的电离平衡的影响及硫酸对水电离的抑制。
H2SO4溶液pH=5，c(H+)=10-5mol/L，在稀溶液中水的离子积不变，仍为c(H+)·c(OH-)=10-14。
由水电离出
的c(OH-)=10-14/10-5=10-9mol/L，据H 2O H++OH-得：由水电离出来的c(H+)=c(OH-)=10-9mol/L。
氯化铵是强酸弱酸盐，其溶液显酸性，水解方程式为NH 4++H2O NH3·H2O+H+，水解产生的c(H+)就是由水电离出来的c(H+)，显然c(H+)=10-5mol/L。
可见，硫酸溶液与氯化铵溶液中分别由水电离出的c(H+)之比为1/10000。
（2）该题考查盐的水解及性质、溶液的酸碱性及pH，属于较高层次要求的试题，根据题意，水解度(h)是指：在一定温度下，盐溶液在水中时，已水解的盐的浓度占盐的起始浓度的百分数，题目已给出NH4Cl的水解度为7.5×10-3%，则NH4Cl已水解的浓度等于NH4Cl的起始浓度乘以水解度。
NH4Cl的水解离子方程式为：
NH4++H2O NH3·H2O+H+
起始浓度(mol/L) 0.1 0
平衡浓度(mol/L) 0.1-0.1h0.1h
c(H+)=0.1h=0.1×7.5×10-3%=7.5×10-6mol/L
所以pH=-lg(7.5×10-6)=6-0.9=5.1，即0.1mol/L的氯化铵溶液的pH为5.1。
答案：（1）10-9mol/L，10-5mol/L （2）5.1
例4：酸的强弱除与本性有关外，还与溶剂有关。
如HAc和HF在水溶液中部分电离，为弱电解质，本性HAc<HF，若在液氨中两者都为强酸，这种效应称为拉平效应。
（1）HAc和HF在液氨中呈强酸性的原因是_________________________________。
（2）某些溶剂对酸有区分效应，为区分HCl、HClO4、H2SO4、HNO3的酸性强弱，应选用何种试剂_________。
A.水
B.液氨
C.冰醋酸
D.乙二胺
上述四种酸在你所选用的试剂中，酸性最强的是___________。
（3）在液氨中NaAc+HCl=NaCl+HAc这一反应能否发生_________，为什么？____________。
解析：（1）HAc和HF能电离出H+，液氨中能接收H+，两者能互相促进，HAc和HF能达到完全电离，故HAc和HF在液氨中呈强酸性。
（2）根据课本知识，在水中这4种酸都为强酸。
由（1）分析可知，在液氨中，这4种酸更是强酸，乙二胺类似于液氨，所以这3种溶剂都不能区分这4种酸的强弱。
只有冰醋酸本身也能电离出H+，这样才能区分HCl、HClO4、H2SO4、HNO3的酸性强弱，故选C；酸性最强的是HClO4。
（3）不能。
因为根据拉平效应，在液氨中HAc和HCl都是强酸，故反应难以进行；而在水溶液中，由于是一强一弱，则可以进行。
答案：见上。