高中化学盐类水和电离知识点总结
高中化学 水的电离和溶液的酸碱性
课时38水的电离和溶液的酸碱性知识点一水的电离（一）水的电离平衡【考必备·清单】1．水的电离(1)水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2O⇌H3O＋＋OH－，可简写为H2O⇌H＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1。
[名师点拨]任何情况下，水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。
2．水的离子积常数[名师点拨]K W＝c(H＋)·c(OH－)中的H＋和OH－不一定都是由水电离出来的，而是指溶液中的c(H＋)和c(OH－)。
3．水电离平衡的影响因素(1)温度：温度升高，促进水的电离；温度降低，抑制水的电离。
(2)酸、碱：抑制水的电离。
(3)能水解的盐：促进水的电离。
(4)实例(填写下表)：体系变化条件移动方向K W电离程度c(OH－)c(H＋)加酸逆不变减小减小增大加碱逆不变减小增大减小[名师点拨] ①给水加热，水的电离程度增大，c (H ＋)＞10－7 mol ·L －1，pH<7，但水仍显中性。
②酸、碱能抑制水的电离，故室温下，酸、碱溶液中水电离产生c (H ＋)<1×10－7 mol ·L －1而能水解的盐溶液中，水电离产生的c (H ＋)[或c (OH －)]>1×10－7 mol ·L －1。
(二)水电离出的c 水(H ＋)或c 水(OH －)的计算 【考必备·清单】1．当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)在溶液中c (H ＋)、c (OH －)较小的数值是水电离出来的。
如下表：2．当促进水的电离时(如盐的水解)在溶液中c (H ＋)、c (OH －)较大的数值是水电离出来的。
如下表：【探题源·规律】[示例] 25 ℃时，在等体积的①pH ＝0的H 2SO 4溶液、②0.05 mol ·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH ＝10的Na 2S 溶液、④pH ＝5的NH 4NO 3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是( ) A ．1∶10∶1010∶109 B ．1∶5∶(5×109)∶(5×108) C ．1∶20∶1010∶109 D ．1∶10∶104∶109[解析] H 2SO 4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na 2S 与NH 4NO 3促进水的电离。
高三化学水解电离知识点
高三化学水解电离知识点化学是高中学习中的一门重要科目，其中水解和电离是化学中的两个基本概念，在高三学习中也是重点内容。
下面将介绍高三化学中关于水解和电离的知识点。
一、水解的概念和分类1. 水解的概念：水解是指化合物与水分子发生反应，被水分子分解成更简单的物质的过程。
2. 水解的分类：水解反应可以分为酸性水解、碱性水解和盐类水解三种类型。
- 酸性水解：当化合物与酸反应时，发生酸性水解，产生酸根离子或酸。
- 碱性水解：当化合物与碱反应时，发生碱性水解，产生碱根离子或碱。
- 盐类水解：当盐类溶解在水中时，发生盐类水解，产生盐的阳离子或阴离子与水分子反应生成的溶液。
二、水解反应的影响因素1. 温度：温度升高会加速水解反应的进行，反之则会减缓反应速率。
2. 浓度：反应物浓度的增加会导致水解反应速率的加快。
3. 原料的性质：不同种类的原料发生水解反应的速率也会不同。
三、电离的概念和分类1. 电离的概念：电离是指化合物在溶液中分解成带电离子的过程。
2. 电离的分类：电离可以分为离子的形成和电解质的分类两个方面。
- 离子的形成：当化合物溶解在水中时，其中的分子会分解成带电的离子。
- 电解质的分类：电解质可以分为强电解质和弱电解质两种类型。
四、强电解质和弱电解质1. 强电解质：具有完全电离的性质，溶解度大，溶液中离子的浓度高。
2. 弱电解质：仅部分电离，溶解度小，溶液中离子的浓度低。
五、电离度和电离常数1. 电离度：电离度是描述溶液中电解质溶解程度的物理量，用符号α 表示。
2. 电离常数：反映溶液中电解质电离程度的物理量，用符号 K 表示。
六、酸碱中的水解和电离1. 酸的水解：酸溶液中的水会发生水解反应，生成氢离子（H+），使溶液呈酸性。
2. 碱的水解：碱溶液中的水会水解生成氢氧根离子（OH-），使溶液呈碱性。
3. 酸的电离：酸溶液中的酸分子会电离生成氢离子（H+）。
4. 碱的电离：碱溶液中的碱分子会电离生成氢氧根离子（OH-）。
【高中化学】高中化学知识点总结：水的电离
【高中化学】高中化学知识点总结：水的电离1、电解质水是一种两性物质，可以释放和接收质子。
水在一定程度上也会弱解离，质子从一个水分子转移到另一个水分子，形成H3O+和oh-。
通常，水合氢离子H3O+缩写为H+，其电离方程式为：H2O+H2O？H3O++OH-，缩写为H2O？H++OH-是一个吸热过程。
水的电离是一个吸热过程，因此水的电离平衡随着温度的升高而向前移动。
水的电离是水分子与水分子之间的相互作用而引起的，因此极难发生。
实验测得，25℃时1l纯水中只有1×10(-7)mol的水分子发生电离，100℃时1l纯水中有55×10(-7)mol的水分子发生电离。
由水分子电离出的h+和oh-数目在任何情况下总相等，电离前后h2o的物质的量几乎不变，c(h+)×c(oh-)=k(电离)×c(h2o),既然k(电离)是常数c(h2o)也可以看作是常数，那么常数的乘积可以看作一个新的常数，我们把它写作kw(kw=c(h+)×c(oh-)),我们把kw简称为水的离子积，25摄氏度时kw约1×10-14。
点击查看：高中化学知识点2、水电离平衡：水的离子积：kW=C[H+]？c[oh-]25℃时,[h+]=[oh-]=10-7mol/l;kw=[h+]?[oh-]=1*10-14注：千瓦仅与温度有关。
如果温度恒定，则功率值恒定kw不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐)水电离特性：（1）可逆（2）吸热（3）非常弱3、影响水电离的因素1）温度。
加热总是促进水的离子化2)酸，碱。
强酸强碱(强电解质)总是抑制水的电离，弱酸弱碱(弱电解质)也抑制水的电离。
3）可水解盐，盐（酸盐除外）总是促进水的离子化，4)活泼金属。
因为活泼金属总是与水电离出的氢离子反应，使氢离子浓度减小，所以总是促进水的电离。
高中化学水的电离知识点总结，供大家参考和学习，希望对大家的化学学习和化学成绩的提高有所帮助。
高中化学知识点详解盐类的水解
盐类水解知识点及习题考点1盐类水解反应的本质一盐类水解的实质：溶液中盐电离出来的某一种或多种离子跟结合生成 ,从而了水的电离;二盐类水解的条件：盐必须能；构成盐的离子中必须有,如NH4+、Al3+、CO32-、S2-等;三盐类水解的结果1 了水的电离;2盐溶液呈什么性,取决于形成盐的对应的酸、碱的相对强弱；如强酸弱碱盐的水溶液显 ,强碱弱酸盐的水溶液显 ,强酸强碱盐的水溶液显 ,弱酸弱碱盐的水溶液是 ;3生成了弱电解质;四特征1水解：盐+水酸 + 碱,ΔH 02盐类水解的程度一般比较 ,不易产生气体或沉淀,因此书写水解的离子方程式时一般不标“↓”或“↑”；但若能相互促进水解,则水解程度一般较大;特别提醒：分析影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质；外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素;强碱弱酸盐：弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子,从而使溶液中cH+减小,cOH-增大,即cOH->cH+;如Na2CO3,NaHCO3强酸弱碱盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱,从而使溶液中cH+增大,cOH-减小,即cOH->cH+;NH4Cl,AlCl3弱碱弱酸盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱,弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子;CH3COONH4例1 25℃时,相同物质的量浓度下列溶液中,水的电离程度由大到小排列顺序正确的是①KNO3②NaOH③CH3COO NH4④NH4Cl A、①>②>③>④ B、④>③>①>②C、③>④>②>① D、③>④>①>②解析①KNO3为强酸强碱盐,在水溶液中电离出的K+和NO—对水的电离平衡无影响；②NaOH为强碱在水溶液中电离出的OH—对水的电离起抑制作用,使水的电离程度减小；③CH3COONH4为弱酸弱碱盐,在水溶液中电离出的NH4+和CH3COO—均可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O和CH3COOH,并能相互促进,使水解程度加大从而使水的电离程度加大;④NH4Cl为强酸弱碱盐,在水溶液中电离出的NH4+可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O,促进水的电离,但在相同浓度下其水解程度要小于CH3COONH4,该溶液中水的电离程度小于CH3COONH4中的水的电离程度;答案D规律总结酸、碱对水的电离起抑制作用,盐类的水解对水的电离起促进作用;考点2溶液中粒子浓度大小的比较规律1.多元弱酸溶液,根据电离分析,如在H3PO4的溶液中,2.多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析,如Na2 S溶液中cNa+＞cS2-＞cOH－＞cHS-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其影响的因素;如相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4,cNH4+由大到小的顺序是 ;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;1弱酸与含有相应酸根的盐混合,若溶液呈酸性,说明弱酸的电离程度相应酸根离子的水解程度;如CH3COOH与CH3COONa溶液呈 ,说明CH3COOH的电度程度比CH3COO—的水解程度要大,此时,c CH3COOH<c CH3COO—;2弱酸与含有相应酸根的盐混合,若溶液呈碱性,说明弱酸的电离程度相应酸根离子的水解程度;如HCN与NaCN的混合溶液中,c CN—<c Na+,则说明溶液呈碱性,HCN的电度程度比CN—的水解程度要 ,则c HCN>c CN—;3弱碱与含有相应弱碱阳离子的盐的混合的情况,与1、2的情况类似;特别提醒理解透水解规律：有弱才水解,越弱越水解,谁强显谁性;例2 在mol·L－1的 NH4Cl和mol·L－1的氨水混合溶液中,各离子浓度的大小顺序;答案cNH4+＞cCl－＞cOH－＞cH+;在该溶液中,NH3·H2O的电离与NH4+的水解互相抑制,NH3·H2O电离程度大于NH4+的水解程度时,溶液呈碱性：c OH－＞c H+,同时c NH4+＞c Cl－;规律总结要掌握盐类水解的内容这部分知识,一般来说要注意几个方面：1、盐类水解是一个可逆过程；2、盐类水解程度一般都不大；3、要利用好守恒原则即电量守恒和物料守恒这两个方法在比较离子浓度和相关计算方面有较多的运用;考点3 盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时,通常需考虑 ;如：相同条件,相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、NH42SO4、NaHSO4等溶液,pH值由大到小的顺序为：NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa >Na2SO4>NH42SO4>NaHSO42.比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时,当盐中含有的离子,需考虑盐的水解;3.判断溶液中离子能否大量共存;当有和之间能发出双水解反应时, 在溶液中大量共存;如：Al3+、NH4+与HCO3-、CO32-、SiO32-等,不能在溶液中大量共存;4.配制易水解的盐溶液时,需考虑抑制盐的水解,如在配制强酸弱碱盐溶液时,需滴加几滴 ,来盐的水解;5.选择制备盐的途径时,需考虑盐的水解;如制备Al2S3时,因无法在溶液中制取会完全水解,只能由干法直接反应制取;加热蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液时,得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶体,必须在蒸发过程中不断通入气体,以抑制AlCl3、MgCl2、FeCl3的水解,才能得到其固体;6.化肥的合理使用,有时需考虑盐的水解;如：铵态氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氢钙和草木灰不能混合施用;因草木灰有效成分K2CO3水解呈 ;7.某些试剂的实验室存放,需要考虑盐的水解;如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈碱性,不能存放在的试剂瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中,应NH4Ｆ水解应会产生HF,腐蚀玻璃 ;8.溶液中,某些离子的除杂,需考虑盐的水解;9.用盐溶液来代替酸碱10.明矾能够用来净水的原理特别提醒：盐类水解的应用都是从水解的本质出发的;会解三类习题：1比较大小型,例：比较PH值大小；比较离子数目大小等;2实验操作型,例：易水解物质的制取；中和滴定中指示剂选定等;3反应推理型,例：判断金属与盐溶液的反应产物；判断盐溶液蒸干时的条件；判断离子方程式的正误；判断离子能否共存等;例3蒸干FeCl3水溶液后再强热,得到的固体物质主要是A. FeCl3B. FeCl3·6H2OC. FeOH3D. Fe2O3解析 FeCl3水中发生水解：FeCl3+3H2O FeOH3 + 3HCl,加热促进水解,由于HCl具有挥发性,会从溶液中挥发出去,从而使FeCl3彻底水解生成FeOH3,FeOH3为不溶性碱,受热易分解,最终生成Fe2O3;答案D规律总结易挥发性酸所生成的盐在加热蒸干时水解趋于完全不能得到其晶体;例如：AlCl3、FeCl3；而高沸点酸所生成的盐,加热蒸干时可以得到相应的晶体,例：CuSO4、NaAlO2;参考答案考点1 一水电离出来的H+或OH- 弱电解质促进；二溶于水弱酸的酸根离子或弱碱阳离子三1促进； 2酸性碱性中性谁强显谁性四 1吸热 >；2小考点2 1.多步c H+＞c H2PO4-＞c HPO42-＞c PO43-;3. ③＞①＞②；4.1大于酸性 2小于小考点3 1. 盐的水解 2. 易水解 3. 弱碱阳离子弱酸阴离子不能4. 对应的强酸抑制5. HCl6. 碱性7. 磨口玻璃塞盐类水解盐类水解,水被弱解；有弱才水解,无弱不水解；越弱越水解,都弱双水解；谁强呈谁性,同强呈中性;电解质溶液中的守恒关系电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等;如NaHCO3溶液中：nNa＋＋nH+＝nHCO3-＋2nCO32-＋nOH-推出：Na＋＋H＋＝HCO3-＋2CO32-＋OH-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的;如NaHCO3溶液中：nNa＋：nc＝1:1,推出：C Na＋＝c HCO3-＋c CO32-＋c H2CO3质子守恒：不一定掌握电解质溶液中分子或离子得到或失去质子H＋的物质的量应相等;例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物,故有以下关系：c H3O++c H2CO3=c NH3+c OH-+c CO32-;。
高中化学选修水的电离和溶液的
离子组是
① K＋、Cl－、NO3－、S2－
酸性条件不能共存
② K＋、Fe2＋、I－、SO42－ ③ Na＋、Cl－、NO3－、SO42－
碱性条件不能共存
④Na＋、Ca2＋、Cl－、HCO3－
能共存
⑤ K＋、Ba2＋、Cl－、NO3－
酸、碱性条件都不能共存
A．①③ B．③⑤ C．③④ D能．共②存⑤
√
1000 g
18 g·mol-1
1L
室温下(250)，纯水中 c(H＋) =1×10-7 mol·L－ Kw = = 1×10-14 c(H＋) •c(OH－)
科学研究证明：
250C, KW不仅是纯水的KW = 1×10-14 ，稀电解质（酸、碱、
盐）溶液的KW = 1×10-14 。
H2O
H＋ ＋OH－
二、 与溶液酸碱性
１、溶液酸碱性的表示法 （1）c(H+) 和 c(OH-)
（2）c(H+) 和 c(OH-)都较小的稀溶液（＜1mol/L）
用pH表示。
pH = - lgc(H+) 例： c(H+) = 1×10-7
pH = - lg10-7 = 7
c(H+)与pH、溶液酸碱性的关系：
常温下
c(H )+ 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5
高考链接
（08上海卷）常温下，某溶液中由水电离出来的
c(H＋)＝1.0×10-13 mol/L ，该溶液可能是( )A
①二氧化硫
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
高考链接
【07北京】在由水电离产生的H＋浓度为
22人教版高中化学新教材选择性必修1--水的电离和溶液的pH-课时1 水的电离 溶液的酸碱性与pH
体液
尿液
胃液
血浆
胰液
pH
4.7 ∼ 8.4
0.9 ∼ 1.5
7.35 ∼ 7.45
7.5 ∼ 8.0
① 人体的尿液一定呈碱性吗？
[答案] 不是。尿液的 pH 为 4.7 ∼ 8.4 ，可能显酸性、中性或碱性。
② 人体的胃液能使紫色石蕊溶液变红吗？
[答案] 能。胃液的 pH 为 0.9 ∼ 1.5 ，小于7，显酸性，因此人体的胃液能使
(H+ )−(OH− )
， pH
V1 +V2
=
= −lg混 (H+ ) ；
(OH− )−(H+ )
， (H + )
V1 +V2
=
W
， pH
(OH− )
= −lg(H + ) 。
混
常温下，酸、碱溶液等体积混合，且酸溶液与碱溶液的 pH 之和为14：
若为强酸与强碱，则 pH = 7 ；
碱
. (H + )＜(OH − ) ，溶液呈③_______________性。
2.溶液的 pH 与 (H + ) 及酸碱性的关系
计算公式
+
−lg(H
)
pH＝ ④________________________________
意义
越强
pH 越大，溶液的碱性⑤________________；
的 pH 吗？
提示
可以通过测量 pH 来鉴别二者。普通水应为中性或因为溶解了二氧化
碳而呈弱酸性。广泛 pH 试纸能测量整数值，所以应用 pH 计测量其 pH 。
问题2： 常温下，取该品牌水 100 mL ，加水稀释到100倍，则 pH = 5.3 吗？
高中化学总复习之知识讲解—《盐类的水解》的核心知识(提高)
高考总复习 《盐类的水解》的核心知识(提高)【考纲要求】1．理解盐类水解的原理。
2．了解影响盐类水解的主要因素。
3．认识盐类水解在生产、生活中的应用。
4．解盐溶液蒸干后所得产物的判断。
【考点梳理】要点一、盐类水的定义和实质 【363384盐类的水解原理】1、定义：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H +或OH -生成弱电解质的过程，叫做盐类的水解。
2、实质：在溶液中盐电离产生的弱酸根离子或弱碱阳离子与水电离产生的H +或OH ―结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，从而促进水的电离平衡的过程。
大多数盐的水解使得溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度不相等，从而使溶液显示出不同程度的酸碱性。
3、规律：概括为“有弱才水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性”。
要点诠释：即盐的组成中出现弱碱阳离子或弱酸根阴离子，该盐就会水解；这些离子对应的碱或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH 变化越大；水解后溶液的酸碱性由构成该盐离子对应的酸和碱相对强弱决定，酸强显酸性，碱强显碱性。
盐类水解可以看成是中和反应的逆反应：盐＋水垐垐?噲?水解中和酸＋碱4、盐类水解离子方程式的书写（1）一般盐类水解程度很小，水解产物也很少，在书写盐类水解方程式时要写“ ”，产物不标“↑”或“↓”，不把生成物（如NH 3·H 2O 、H 2CO 3等）写成其分解产物的形式。
⑵多元弱酸盐的水解是分步进行的，第一步较易发生，水解时以第一步为主，可用多步水解方程式表示。
如Na 2CO 3溶液的水解可表示为：CO 32－+H 2OHCO 3－+OH －、HCO3－+H2O H2CO3+OH－，不能写成：CO32－+2H2O H2CO3+2OH－。
⑶多元弱碱盐水解也是分步进行的，而高中现阶段不要求分步写，一步完成。
例如：FeCl3水解可写为：Fe3++ 3H2O Fe(OH)3+3H+。
CuSO4水解：Cu2++2H2O Cu(OH)2+2H+（4）能彻底水解的离子组，如NaAlO3溶液与AlCl3溶液混合：3AlO3―+Al3++6H2O==4Al(OH)3↓。
高中化学酸碱盐知识点归纳
高中化学酸碱盐知识点归纳高中化学酸碱盐知识点归纳一、酸、碱、盐的组成酸是由氢元素和酸根组成的化合物如：硫酸(H2SO4)、盐酸(HCl)、硝酸(HNO3)碱是由金属元素和氢氧根组成的化合物如：氢氧化钠、氢氧化钙、氨水(NH3H2O)盐是由金属元素元素(或铵根)和酸根组成的化合物如：氯化钠、碳酸钠酸、碱、盐的水溶液可以导电(原因：溶于水时离解形成自由移动的阴、阳离子)二、酸1、浓盐酸、浓硫酸的物理性质、特性、用途浓盐酸浓硫酸颜色、状态纯净：无色液体工业用盐酸：黄色(含Fe3+)无色粘稠、油状液体气味有刺激性气味无特性挥发性(敞口置于空气中，瓶口有白雾)吸水性脱水性强氧化性腐蚀性用途①金属除锈②制造药物③人体中含有少量盐酸，助消化①金属除锈②浓硫酸作干燥剂③生产化肥、精炼石油2、酸的通性(具有通性的原因：酸离解时所生成的阳离子全部是H+)(1)与酸碱指示剂的反应：使紫色石蕊试液变红色，不能使无色酚酞试液变色(2)金属 + 酸盐 + 氢气(3)碱性氧化物 + 酸盐 + 水(4)碱 + 酸盐 + 水(5)盐 + 酸另一种盐 + 另一种酸(产物符合复分解条件)3、三种离子的检验试剂Cl-AgNO3 及HNO3SO42-①Ba(NO3)2及HNO3②HCl 及BaCl2CO32-HCl 及石灰水三、碱1、氢氧化钠、氢氧化钙的物理性质、用途氢氧化钠氢氧化钙颜色、状态白色固体，极易溶于水(溶解放热)白色粉末，微溶于水俗名烧碱、火碱、苛性钠(具有强腐蚀性)熟石灰、消石灰制法Ca(OH)2+Na2CO3== CaCO3+2NaOHCaO +H2O== Ca(OH)2用途①氢氧化钠固体作干燥剂②化工原料：制肥皂、造纸③去除油污：炉具清洁剂中含氢氧化钠①工业：制漂白粉②农业：改良酸性土壤、配波尔多液③建筑：2、碱的通性(具有通性的原因：离解时所生成的阴离子全部是OH-)(1)碱溶液与酸碱指示剂的反应：使紫色石蕊试液变蓝色，使无色酚酞试液变红色(2)酸性氧化物+碱盐+水(3)酸+碱盐+水(4)盐+碱另一种盐+另一种碱(反应物均可溶，产物符合复分解条件)注：①难溶性碱受热易分解(不属于碱的通性)如Cu(OH)2 CuO +H2O2Fe(OH)3 Fe2O3+3H2O②常见沉淀：AgCl BaSO4 Cu(OH)2 F e(OH)3 Mg(OH)2 BaCO3 CaCO3③复分解反应的条件：当两种化合物互相交换成分，生成物中有沉淀或有气体或有水生成时，复分解反应才可以发生。
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高中化学盐类水和电离知识点总结
精品管理1
高中化学盐类水和电离知识点总结
一、盐类的水解反应
1.定义：在水溶液中，盐电离产生的离子与水电离的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的反应。
2.实质：由于盐的水解促进了水的电离，使溶液中c(H+)和c(OH)-不再相等，使溶液呈现酸性或碱性。
3.特征
(1)一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡。
(2)盐类水解是中和反应的逆过程：，中和反应是放热的，盐类水解是吸热的。
(3)大多数水解反应进行的程度都很小。
(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
4.表示方法
(1)用化学方程式表示：盐＋水⇌酸＋碱
如AlCl3的水解：AlCl3 +3H20 ⇌Al+3+ 3Cl-
(2)用离子方程式表示：盐的离子＋水⇌酸(或碱)＋OH－(或H＋)
如AlCl3的水解：Al+3+ 3H2O ⇌Al(OH)3 + 3H+
二、影响盐类水解的因素
1.内因——盐的本性
(1)弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强。
(2)弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2．外因
(1)温度：由于盐类水解是吸热的过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。
(2)浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大；
增大盐的浓度，水解平衡向右移动，水解程度减小。
(3)外加酸碱：H+可抑制弱碱阳离子水解，OH-能抑制弱酸阳离子水解。
（酸性溶液抑制强酸弱碱盐的水解，碱性溶液促进强酸弱碱盐的水解；碱性溶液抑制强碱弱酸盐的水解，酸性溶液促进强碱弱盐盐的水解）
三、盐类水解的应用
1.判断盐溶液的酸碱性
(1)多元弱酸的强碱盐的碱性：正盐＞酸式盐；
如 mol·L－1的Na2CO3和NaHCO3溶液的碱性：Na2CO3＞NaHCO3。
(2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。
如mol·L－1的①NaCl，②Na2CO3，③AlCl3溶液的pH大小：③＜①＜②。
2．利用明矾、可溶铁盐作净水剂
如：Fe+3+3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H+
3．盐溶液的配制与贮存
配制FeCl3溶液时加入一定量酸(盐酸)抑制水解；
配制CuSO4溶液时加入少量稀硫酸，抑制铜离子水解。
4.制备胶体
如：向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，产生红褐色胶体。
F e+3+3H2O Fe(OH)3（胶体）＋3H+
5.热碱去油污
升温促进碳酸钠水解：CO3-2+ H2O ⇌HCO3-+ OH-，溶液碱性增强6.泡沫灭火器原理
(1)成分：NaHCO3、 Al2(SO4)3
(2)原理：NaHCO3水解：HCO3-+ H2O ⇌H2CO3 + OH-
Al2(SO4)3水解：Al+3 + 3H2O ⇌Al(OH)3↓+3H+
当两盐溶液混合时，氢离子与氢氧根离子结合生成水，双方相互促进水解：
Al+3 + 3HCO3 -== Al(OH)3↓+3CO2↑
7.合理施用化肥
(1)普钙[主要成分Ca(H2PO4)2]、铵态氮肥不能与草木灰(K2CO3)混用。
(2)原因：Ca(H2PO4)2电离强于水解、铵态氮肥水解显酸性，K2CO3水解显碱性，若混用，相互促进，易造成肥效降低。
8．除杂
(1)采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。
例如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3＋，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3＋。
(2)向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3。
9.判断溶液中离子能否共存
在水溶液中水解相互促进的离子：(1)若相互促进程度较小，则可以大量共存，如NH4+和CH3COO-、C03-2等。
(2)若相互促进的程度很大、很彻底,则不能大量共存, 如Al+3与HCO3 -在溶渡中不能共存,因发生反应Al+3 + 3HCO3 -== Al(OH)3↓+3CO2↑，这类离子组合常見的有：
Fe+3与S-2、 HS-因发生氧化还原反应也不能大量共存。
10．加热蒸发盐溶液时所得固体
(1)不水解、不分解的盐溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl溶液；
(2)能水解，但生成的酸不挥发，也能析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3溶液；
(3)能水解，但水解后生成的酸有挥发性，则析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物，如AlCl3、FeCl3；(4)若盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，如Ca(HCO3)2。
四、离子浓度大小的比较
1．“一个比较”
比较分子和离子或离子和离子水解能力与电离能力的相对大小。
(1)分子的电离大于相应离子的水解能力，如CH3COOH的电离程度大于CH3COO-水解的程度，所以等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显酸性。
则有：c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)。
(2)分子的电离小于相应离子的水解能力，如HClO的电离程度小于ClO-水解的程度，则等浓度的HClO与NaClO溶液等体积混合后溶液显碱性。
则有：c(Na)+＞c(ClO-）＞c(OH-)＞c(H+)。
(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的相对强弱。
如①NaHCO3溶液, HCO3-的水解能力大于电离能力,故溶液显碱性。
则有:c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H2CO3)>c(H+)>c(C03-2)
②NaHSO3溶液,HSO3-的电离能力大于HSO3-的水解能力,故溶液显酸性。
则有:c(Na+)>c(HSO3-) >c(H+)>c(SO3-2) >c(OH-)>c(H2SO3)
2．“两个微弱”
(1)弱电解质的电离是微弱的，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：CH3COOH ⇌H2O + H+；H2O ⇌OH-+ H+；
则有：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，但水的电离程度远小于盐的水解程度。
如在稀NH4Cl中：NH4Cl ==NH4++ Cl-；NH4++ H2O ⇌NH3•H2O + H+；H2O ⇌OH-+ H+；
则有：c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(NH3•H2O )＞c(OH-)
3.“三个守恒”
(1)电荷守恒
溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。
如：在NaHCO3溶液中 c(Na+) + c(H+) = c(HCO3-) + 2c(CO3-2)
+ c(OH -)。
(2)物料守恒（原子守恒）
变化前后某个元素的原子个数守恒（元素守恒）。
①单一元素守恒，如1moLNH3通入水中形成氨水，就有n(NH3)+N(NH3•H2O )+n(NH4+)=1moL,
即N 元素守恒。
②两元素守恒，如NaHCO3溶液中 c(Na +) = c(HCO3-) + c(CO3-2) + c(H2CO3) ，即Na 元素
和C 元素的守恒
(3)质子守恒
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 ＋)的转移，但转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。
如在NaHS
溶液中，存在NaHS 的电离和水解，H2O 的电离，其质子转移情况可作如下分析： H2S HS - S -2
H3O + H2O OH -
则在NaHS 溶液中有如下守恒：
c(H2S) + c(H3O +) = c(S -2) + c(OH -) 即 c(H2S) + c(H
+) = c(S -2) + c(OH -)
得到质子(H +)
得到质子(H +) 失去质子(H +) 失去质子(H +)。