专题十一 电离平衡与盐类的水解
化学盐类的水解电离知识点总结
化学盐类的水解电离知识点总结一、盐类的水解盐类的水解是指盐溶解在水中时，离子与水分子发生反应生成新的离子或分子物质的过程。
水解反应通常发生在弱酸盐或弱碱盐溶液中，分为酸性水解和碱性水解两种类型。
1.酸性水解当酸性盐溶解在水中时，阳离子会与水分子发生反应，产生酸性溶液。
这是由于阳离子是强酸的共轭碱，与水分子结合生成氢离子(H+)，使溶液呈酸性。
示例反应：铵盐(NH4Cl)+H2O→NH4OH+HCl2.碱性水解当碱性盐溶解在水中时，阴离子会与水分子发生反应，产生碱性溶液。
这是因为阴离子是强碱的共轭酸，与水分子结合生成氢氧根离子(OH-)，使溶液呈碱性。
示例反应：铝盐(AlCl3)+H2O→Al(OH)3+HCl需要注意的是，盐类水解的程度受其溶解度和离子的水合能力的影响。
溶解度越大，水解程度越小；离子的水合能力越强，水解程度也越小。
二、盐类的电离盐类的电离是指盐类溶解在水中，离子与水分子发生解离反应，形成游离离子的过程。
这是由于水是一种极性分子，能够与离子相互作用，将盐分子解离成离子。
1.强电解质强电解质是指能够完全电离的盐类。
在水中完全溶解的强酸、强碱和盐都属于强电解质。
它们的分子在水中离解成对应的阳离子和阴离子，溶液具有良好的电导性。
示例：NaCl + H2O → Na+(aq) + Cl-(aq)2.弱电解质弱电解质是指在水中只部分电离的盐类。
它们的分子在水中只有一部分离解成离子，溶液的电导性相对较差。
示例：NH4Cl + H2O ⇌ NH4+(aq) + Cl-(aq)需要注意的是，强电解质和弱电解质的区分是根据离解程度而定，而不是盐的种类。
同一个盐在不同条件下可能表现出强电解质或弱电解质的性质。
三、影响水解和电离的因素1.温度：温度的增加会促进水解和电离反应的进行，提高溶液的电导性。
2.浓度：较高的盐浓度促进水解反应的进行，但也可能限制电离反应的进行。
3.溶剂：溶液中的溶剂性质，如极性和离子溶解度，会影响水解和电离的程度。
电离平衡及其盐类水解
【高考预测】1.外界条件对弱电解质和水电离平衡的影响及强、弱电解质的比较仍将是命题的重点。
2.溶液pH的计算与生物酸碱平衡相结合或运用数学工具(图表)进行推理等试题在高考中出现的可能性较大。
3.溶液中离子(或溶质粒子)浓度大小比较仍是今后高考的热点。
【高考资源网：知识导学】一、强、弱电解质的判断方法1．电离方面：不能全部电离，存在电离平衡，如(1)0.1 mol·L－1CH3COOH溶液pH约为3；(2)0.1 mol CH3COOH溶液的导电能力比相同条件下盐酸的弱；(3)相同条件下，把锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者反应速率比后者快；(4)醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONH4，颜色变浅；(5)pH=1的CH3COOH与pH=13的NaOH等体积混合溶液呈酸性等。
2．水解方面根据电解质越弱，对应离子水解能力越强(1)CH3COONa水溶液的pH>7；(2)0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液pH比0.1 mol·L－1 NaCl溶液大。
3．稀释方面如图：a、b分别为pH相等的NaOH溶液和氨水稀释曲线。
c、d分别为pH相等的盐酸和醋酸稀释曲线。
请体会图中的两层含义：(1)加水稀释相同倍数后的pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。
若稀释10n倍，盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位，而氨水与醋酸溶液pH变化不到，n个单位。
(2)稀释后的pH仍然相等，则加水量的大小：氨水NaOH溶液，醋酸>盐酸。
4．利用较强酸(碱)制备较弱酸(碱)判断电解质强弱。
如将醋酸加入碳酸钠溶液中，有气泡产生。
说明酸性：CH3COOH>H2CO3。
5．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(最高价氧化物对应水化物)；金属性：Na>Mg>Al，则碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。
电离平衡和盐类的水解
电离平衡应用1．pH ＝1的两种酸溶液A 、B 各1 mL ，分别加水稀释到1000 mL ，其pH 与溶液体积的关系如图所示，下列说法不正确的是 ( )A ．A 、B 两种酸溶液的物质的量浓度一定相等B ．稀释后，B 酸溶液的酸性比A 酸溶液弱C ．若a ＝4，则A 是强酸，B 是弱酸D ．若1<a <4，则A 、B 都是弱酸2．室温下，甲溶液中水电离出的H ＋浓度为10－12mol·L －1，乙溶液中水电离出的H ＋浓度为10－2mol·L －1，下列说法正确的是( ) A ．甲、乙两溶液的pH 不可能相同B ．甲、乙两种溶液中加入Al 粉都一定会产生H 2C ．HCO －3不可能在甲、乙两溶液中大量共存 D ．甲不可能是盐溶液，乙不可能是酸或碱溶液 3．下列各溶液中能大量共存的离子组是( )A ．使酚酞溶液呈红色的溶液中：Mg 2＋、Cu 2＋、SO 2－4、K ＋B ．使pH ＝1的溶液中：Fe 2＋、I －、NO －3、Cl －C ．c (H ＋)＝1.0×10－14mol·L －1的溶液中：Na ＋、AlO －2、S 2－、SO 2－3D ．水电离出的c (H ＋)与c (OH －)乘积为10－28的溶液中：K ＋、Na ＋、HCO －3、Ca 2＋4．已知NaHSO 4在水中的电离方程式为：NaHSO 4===Na ＋＋H ＋＋SO 2－4。
某温度下，向pH ＝6的蒸馏水中加入NaHSO 4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH 为2。
对于该溶液，下列叙述中不正确的是( )A ．该温度下加入等体积pH ＝12的NaOH 溶液可使反应后的溶液恰好呈中性B ．水电离出来的c (H ＋)＝1×10－10mol·L －1C ．c (H ＋)＝c (OH －)＋c (SO 2－4) D ．该温度高于25℃5．(1)常温下，将 1 mL pH ＝1的H 2SO 4溶液加水稀释到100 mL ，稀释后的溶液中c (H ＋)c (OH －)＝__________。
《盐类的水解》 讲义
《盐类的水解》讲义一、盐类水解的概念在溶液中，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。
我们要知道，盐类水解的实质是破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。
比如说，氯化铵（NH₄Cl）在水溶液中，NH₄⁺会和水电离出的OH⁻结合形成弱电解质一水合氨（NH₃·H₂O），使得溶液中 c(H⁺）＞ c(OH⁻），溶液呈酸性。
而碳酸钠（Na₂CO₃）在水溶液中，CO₃²⁻会和水电离出的 H⁺结合形成碳酸氢根离子（HCO₃⁻），使得溶液中 c(OH⁻）＞ c(H⁺），溶液呈碱性。
二、盐类水解的特点1、可逆性盐类的水解反应是可逆的，存在水解平衡。
以醋酸钠（CH₃COONa）为例，CH₃COO⁻与 H₂O 电离出的 H⁺结合生成 CH₃COOH，同时 CH₃COOH 也会电离出 CH₃COO⁻和H⁺，水解和电离是一个动态的平衡过程。
2、吸热性盐类的水解反应是吸热反应，升高温度会促进水解。
这是因为温度升高，水解平衡向正反应方向移动，水解程度增大。
3、微弱性盐类的水解程度一般都比较小。
例如，即使是碳酸钠这样的强碱弱酸盐，其水解产生的氢氧根离子浓度也相对较小，溶液的碱性并不是特别强。
三、盐类水解的规律1、有弱才水解只有含有弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐才会发生水解。
比如氯化钠（NaCl），钠离子和氯离子对应的酸和碱都是强酸强碱，所以不会水解。
而醋酸铵（CH₃COONH₄），其中的醋酸根离子和铵根离子分别对应的醋酸和一水合氨是弱酸和弱碱，所以会发生水解。
2、谁弱谁水解盐中的阴离子对应的酸越弱，水解程度越大；阳离子对应的碱越弱，水解程度越大。
例如，相同浓度的碳酸钠（Na₂CO₃）和碳酸氢钠（NaHCO₃）溶液，由于碳酸的酸性弱于碳酸氢根的酸性，所以碳酸钠的水解程度大于碳酸氢钠。
3、谁强显谁性当盐中的阳离子对应的碱是强碱，阴离子对应的酸是弱酸时，溶液显碱性；反之，溶液显酸性。
弱电解质的电离、盐类的水解
弱电解质的电离、盐类的水解一、弱电解质的电离平衡1. 电离平衡（1）电离平衡的建立：CH3COOH CH3COO— + H+（2）定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
（3）电离平衡的特点：动：v电离=v结合；定：条件一定时，各组分浓度一定；变：条件改变时，平衡移动 2. 电离平衡常数（1）定义：电离常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。
根据同一温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。
（2）表达式：CH3COOH CH3COO— + H+Ka = [CH3COO—][H+]/ [CH3COOH]【注】（1）弱酸的电离常数越大，[H+]越大，酸性越强；反之，酸性越弱。
（2）多元弱酸各级电离常数逐级减少，且一般相差很大，故氢离子主要由第一步电离产生弱碱与弱酸具类似规律：NH3·H2O NH4+ + OH—； K b=[NH4+][OH—]/[NH3·H2O](3)室温：K b（NH3·H2O）= 1.7 × 10—5mol·L—13. 影响电离平衡的因素(勒夏特列原理）（1）温度：升高温度，电离平衡向电离的方向移动（若温度变化不大，一般不考虑其影响）（2）浓度：①加水稀释，电离平衡向电离的方向移动，即溶液浓度越小，弱电解质越易电离。
②加入某强电解质（含弱电解离子），电离平衡向生成弱电解质的方向移动。
③加入某电解质，消耗弱电解质，电离平衡向电离的方向移动，但电离度减小。
—+二、盐类的水解1. 盐类水解的概念（1）原理：CH3COONa溶液： CH3COONa = Na+ + CH3COO—；H2O OH—+H+；CH3COO—+H+CH3COOH即：CH3COO—+H2O CH3COOH + OH—故：溶液中[OH—]﹥[H+]，溶液显碱性。
电离平衡与盐类水解的实验原理
电离平衡与盐类水解的实验原理一、电离平衡的概念和背景1.1 电离平衡的定义电离平衡是指在一定条件下，溶液中的部分物质发生电离并形成离子，同时离子也会再次结合形成原来的分子或生成新的物质的过程。
电离平衡的特点是正反反应速率相等，此时溶液中的离子浓度保持不变。
1.2 电离平衡常数电离平衡常数（K）表示离子生成与消失之间的平衡状态。
对于一般的离子化反应：A ⇌ B+ + C-电离平衡常数的定义为：K = ([B+][C-])/[A]其中，方括号表示物质的浓度。
1.3 影响电离平衡的因素电离平衡的位置和平衡常数受到温度、浓度、压力等因素的影响。
而且，离子在电离平衡中的相对稳定性也会影响平衡的位置。
二、盐类水解的概念和实验现象2.1 盐类的定义盐类是由阳离子和阴离子组成的化合物，在水溶液中能够电离生成离子。
2.2 盐类的水解盐类在水溶液中能够发生水解反应，根据水解程度的不同，可以分为完全水解和不完全水解。
完全水解即盐类完全电离生成阳离子和阴离子，而不完全水解则是指盐类只部分电离，同时生成一定比例的未电离的分子。
2.3 盐类水解导致的实验现象盐类水解会导致溶液pH值的变化，从而影响溶液的酸碱性质。
如果阳离子是酸性的，阴离子是碱性的，则溶液呈弱碱性；反之，如果阳离子是碱性的，阴离子是酸性的，则溶液呈弱酸性。
三、电离平衡与盐类水解的关系3.1 电离平衡在盐类水解中的作用在盐类水解反应中，电离平衡起到了关键的作用。
根据电离平衡的原理，水解过程中生成的离子会再次结合形成分子。
通过平衡常数的计算，可以推测出盐类水解的程度以及产生的酸碱性质。
3.2 电离平衡常数与酸碱性质变化的关系根据电离平衡常数的大小，可以判断溶液的酸碱性质。
如果水解反应生成的酸离子浓度高于碱离子浓度，则溶液呈酸性；如果碱离子浓度高于酸离子浓度，则溶液呈碱性。
当两种离子的浓度接近时，溶液呈中性。
四、实验方法和步骤4.1 实验材料和试剂准备•盐类：选择具有不同酸碱性质的盐类，如氯化钠、硫酸钠等。
2011培训资料：盐类水解、电离平衡、溶解平衡解读
“＝”）（2）25℃时，HF 电离平衡常数的数值理由。
，列式并说明得出该常数的（3）-3 mol·L-1HF 溶液与-4 mol·L-1 CaCl2 溶液等体积混合，调节混合液 pH 为 4.0 （忽略调节混合液体积的变化），通过列式计算说明是否有沉淀产生。
试题解析：给信息多，可以对信息进行初步分析，也可以根据问题再去取舍信息。
信息分析：①HSCN 比 CH3COOH 易电离，CaF2 难溶。
②F-PH=6,PH=0 时以 HF 存在。
F 与 HF 总量不变。
问题引导分析（解题分析与答案）：（1）相同的起始条件，只能是因为两种酸的电离度不同导致溶液中起始反应时 H+ 浓度不同引起反应速率的不同。
反应结束后，溶质为 CH3COONa 和NaSCN,因 CH3COOH 酸性弱于 HSCN，故 CH3COONa 水解程度大，c（CH3COO-）＜c（SCN-）。
（2）HF 电离平衡常数 Ka= 【c（H+）* c（F-）】/ c（HF）,其中 c（H+）、 c（F-）、 c （HF）都是电离达到平衡时的浓度，选择中间段图像求解。
根据图像： PH=4 时， c （H+） =10-4， c（F-）=1.6×10-3、c（HF）=4.0×10-4。
Ka=0.4×10-3。
（3）PH=4.0，则 c（H+）=10-4,此时：根据HF 电离，产生的 c（F-）=1.6×10-3，而溶液中的 c（Ca2+）=2.0×10-4。
c2（F-）×c（Ca2+）=5.12×10-10，5.12×10-10 大于 Kap（CaF2）＝，此时有少量沉淀产生。
10.已知水在 25℃和 95℃时，其电离平衡曲线如右图所示：（1）则 25 ℃时水的电离平衡曲线应为请说明理由（2）25℃时，将pH＝9 的 NaOH 溶液与pH＝4 的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的 pH＝7，则 NaOH 溶液与H2SO4溶液的体积比为（3）95℃时，若 100 体积pH1＝a的某强酸溶液与 1 体积pH2＝b 是（4）曲线 B 对应温度下，pH＝2 的某 HA 溶液和 pH＝10 的 NaOH 溶液等体积混合后，混合溶液的 pH＝5。
化学盐类的水解、电离知识点总结.(精选)
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＋)3+ 3H2O ⇌Al(OH)3 + 3H+如AlCl3的水解：Al+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0.1 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0.1 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。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
专题十一电离平衡与盐类的水解一、考点回顾1．考点阐释：考点1：电解质⑴概念：电解质：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
如：酸、碱、盐和水等。
非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物。
CHNHH⑶弱电解质的电离平衡概念：在一定条件（如温度、压强）下，当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，叫电离平衡。
影响电离平衡的因素①温度：升高温度，平衡向电离方向移动。
但如果溶质为挥发性物质，则加热会导致浓度下降。
②浓度：将弱电解质加水稀释，平衡向电离方向移动；减少生成物浓度，可以促进电离；加入与阴阳离子相同的离子时，则产生同离子效应，抑制电解质的电离。
⑷电离方程式的书写①强电解质的电离应用“=”连接，弱电解质的电离用“”连接。
②多元弱酸的电离为分步电离，且第一步为主要过程，起决定作用。
而多元弱碱的电离则可一步书写。
考点2。
水的电离和溶液的pH水的电离：H2O H+ + OH—，属于吸热反应。
25℃时，水的离子积常数为1×10—14；⑴影响水的电离程度的因素①温度：升高温度，水的电离程度增强，水的离子积增大。
②酸或碱：加入酸和碱时都会抑制水的电离，但在稀溶液中，水的离子积常数不变。
③易水解的盐：盐类的水解可促进水的电离，⑵溶液的酸碱性和pH值溶液酸碱性的判断：当c (H+) = c (OH—) 时，溶液呈中性；当c (H+) > c (OH—) 时，溶液呈酸性；当c (H+) < c (OH—) 时，溶液呈碱性.若溶液中的c (H+) 在1×10—14mol/L~1mol/L之间时,常用pH来表示,pH = -[ lg c（H+）] 因此在25℃时，当pH = 7，溶液为中性；pH < 7，溶液为酸性；pH > 7时，溶液为碱性。
⑶溶液中pH的计算：①酸的pH：先求溶液中c (H+)，再根据公式计算pH。
当溶液为强酸时，加水稀释时，每稀释10倍，pH增加1，但溶液的pH只能接近7。
如果为弱酸，则增加的幅度比强酸小。
②②碱的pH值：先求溶液中的c (OH—)，由水的离子积常数求出c (H+)，进而求出pH。
如果为强碱，每稀释10倍，pH降低1，但溶液的pH只能接近7；若为弱碱，则降低的幅度小于强碱。
②酸与酸混合：当两种强酸混合时，先由H+的物质的量与溶液的体积求出c (H+)，然后求出pH值③碱与碱混合：当两种强碱混合时，先求出由OH—的物质的量和溶液的体积求出c (OH —)，由水的离子积常数求出c (H+)，进而求出pH。
④酸碱混合时：首先判断哪种物质过量，来判断溶液的酸碱性，如果为酸性，则通过求得c (H+)而得到pH值；若为碱性，则首先计算c (OH—)，由水的离子积解得c (H+)，进而求出pH。
考点3：盐类水解⑴盐类水解的实质：盐中电离产生的阴离子或阳离子与水中电离产生的H+或OH—结合为更弱的电解质，从而减少了溶液中的H+或OH—，促进了水的电离，⑵盐类水解的结果：促进水的电离，影响了溶液的酸碱性。
酸性：强酸弱碱盐碱性：强碱弱酸盐中性：强酸强碱盐弱酸弱碱盐的酸碱性由阴阳离子的水解程度决定。
⑶影响盐类水解的因素⑷判断酸碱反应后溶液的pH①强酸强碱反应时，酸碱恰好完全反应与溶液为中性属于同一状态；②强酸弱碱反应时，弱恰好完全反应，则溶液呈酸性，溶液呈中性时，为碱过量；③强碱与弱酸反应，恰好完全反应时，溶液显碱性，溶液为中性时，酸过量。
考点4。
酸碱中和滴定⑴实验原理以及目的：H+ + OH—= H2O ，根据在反应过程中溶液的pH的变化情况，可以由已知浓度的酸（碱）测定未知浓度的酸（碱）的浓度。
⑿实验所用试剂和仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、铁架台等，标准溶液、待测溶液以及酸碱指示剂⑵中和滴定过程中的注意事项：①滴定管的使用：先检验是否漏水，然后用水清洗，再用待装溶液洗涤2~3次，，排除尖嘴处的气泡；装溶液，并调节溶液的高度在刻度线之内，记录体积。
保留小数点后两位。
②滴定时用移液管或滴定管取待测液于锥形瓶中，并加入指示剂，滴定时眼睛注视锥形瓶中颜色的变化以及溶液的流速，当滴入溶液后30秒后溶液颜色不再变化，则可以判断反应进行完毕，记录所有标准液的体积。
根据公式c (H+) v (酸) = c (OH—) v (碱)，计算出待测溶液的浓度。
2．考查角度：⑴了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念，能够准确判断物质分类。
⑵明确离子反应的实质，能够判断离子反应能否发生。
⑶掌握水的电离情况，了解溶液的pH等概念。
能够进行简单的计算。
⑷掌握弱电解质的电离情况，并明确影响平衡的条件。
⑸溶液的酸碱性的判断以及强酸强碱中和滴定的原理。
⑹理解盐类水解的原理，能够判断盐溶液的酸碱性。
⑺了解盐类水解的用途。
3．常见失误：⑴电解质的判断中经常忽略电解质为化合物。
只注意到导电的情况，所以常把单质或溶液认为成电解质；在非电解质的判断中，经常认为出电解质以外的物质均为非电解质；判断强弱电解质时，常把沉淀认为是弱电解质。
⑵加入酸和碱都会抑制水的电离，很多情况下把由水电离产生的c(OH—)或c (H+)减少认为成只有酸性或碱性。
⑶盐类水解过程促进了水的电离。
也影响了盐溶液中各离子浓度的大小，在判断过程中会出现错误的概念。
⑷酸式酸盐的水解和电离同时发生，而溶液的酸碱性则是由它们程度的不同来判断的。
所以对应的阴阳离子浓度的变化也是比较复杂的，这一知识点也是学生常出错误的情况。
⑸酸碱中和反应的终点与恰好完全反应的关系也是学生经常混淆的地方。
二、经典例题剖析例1．(2007年高考山东理综14题)氯气溶于水达到平衡后，若其他条件不变，只改变某一条件，下列叙述正确的是A．再通入少量氯气，c(H＋)/c(ClO－)减小B．通入少量SO2，溶液漂白性增强C．加入少量固体NaOH，一定有c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)D．加入少量水，水的电离平衡向正反应方向移动【解析】原反应为：Cl 2＋H2O H＋＋Cl－＋HClO，再通入少量氯气后，c(H＋)与c(HClO)同等程度增大，若HClO的电离度不变，c(H＋)/c(ClO－)应该相等，但实际上HClO的电离度减小，使c(ClO－)增大倍数不够，所以c(H＋)/c(ClO－)增大，A错。
SO2与Cl2反应，二者的漂白性都减弱，B错。
据电荷守恒有：c(Na＋)＋c(H＋) = c(Cl－)＋c(ClO－)＋c(OH－)，当溶液呈中性时，c(H＋) = c(OH－)，才有c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)，C错。
若在溶液中加入水，相当于稀释次溶液，则酸性减弱，水的电离程度增强。
【答案】D【点评】本题考查了既考查了化学平衡，又考查了电离平衡。
次氯酸是一种弱电解质，在增加HClO时，其电离度减小，在水中加酸或碱都抑制了水的电离，弱稀释酸或碱溶液时，则水的电离度增加。
例2．（2007高考天津理综11题）25℃时，水的电离达到平衡：H 2O H＋＋OH；ΔH ＞0，下列叙述正确的是A 向水中加人稀氨水，平衡逆向移动，c(OH―)降低B 向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，K w不变C 向水中加人少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低D 将水加热，K w增大，pH不变【解析】由题意可知，水的电离为吸热反应，当温度升高时，平衡象正向移动，c(H＋)都增大，所以pH减小，D错误；当加入酸（NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42—，相当于加入酸）或碱（加入稀氨水NH3·H2O NH4+ + OH—）时，都抑制了水的电离，而溶液中的c(H＋)和c(OH―)分别增大，由于温度不变，所以水的离子积不变，A错误，B正确；当加入可水解的盐（CH3COONa）时，因为存在CH3COO—+ H2O CH3COOH + OH—而促进水的电离，C错误。
【答案】B【点评】影响水电离的因素为加酸、碱——抑制水的电离；温度（升高温度）、加入可水解的盐——促进水的电离。
例3．（2007高考上海化学第13题）下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是A 相同浓度的两溶液中c(H＋)相同B 100mL 0.1mol/L的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠C pH＝3的两溶液稀释100倍，pH都为5D 两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小【解析】盐酸为强电解质，在溶液中存在HCl = H+ + Cl—；而醋酸为弱电解质，在水分子作用下存在CH3COOH CH3COO—+ H+，它们均为一元酸，所以当它们物质的量相同时，完全电离时可以产生相同物质的量的H+，所以B正确；但如果它们的浓度相同时，强电解质电离产生的c(H＋)更大，A项错误；当稀释两种溶液时由于弱电解质会继续电离而强电解质不能，所以强电解质的pH增加更快，C错误；盐酸对应的盐为NaCl，不水解，则加入到水中不影响c(H＋)，醋酸对应的盐为醋酸钠可以水解显碱性，c(OH―)增加，所以，c(H＋)明显减小，则D项错误。
【答案】B【点评】强酸为强电解质，在水分子的作用下完全电离，弱酸为弱电解质，在水分子的作用下不完全电离，在稀释过程中强电解质不会继续电离，而弱电解质会继续发生电离。
例4．（2007高考全国1理综第7题）室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是A pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合B pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合C pH＝3的醋酸和pH＝11的的氢氧化钡溶液等体积混合D pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合【解析】由于盐酸、硫酸为强电解质，醋酸为弱电解质，所以pH相等的酸中醋酸的浓度最大，pH相等的碱中氨水的浓度最大，所以当它们混合时，酸过量的情况pH一定小于7。
【答案】C【点评】酸、碱反应时，其实质为H+ + OH—= H2O ，判断反应发生的情况应根据H+和oH—物质的量的大小。
例5．（2007高考北京理综第12题）有①Na2CO3溶液②CH3COONa溶液③NaOH 溶液各25mL，物质的量浓度均为0.1mol·L－1，下列说法正确的是A 3种溶液pH的大小顺序是③＞②＞①B 若将3种溶液稀释相同倍数，pH变化最大的是②C 若分别加入25mL0.1mol·L－1盐酸后，pH最大的是①D 若3种溶液的pH均为9，则物质的量浓度的大小顺序是③＞①＞②【解析】此三种溶液都为碱性溶液，①②为水解后呈现碱性，且H2CO3的酸性小于CH3COOH的酸性，NaOH为强碱，直接电离产生OH—，所以当它们的pH相等时，浓度由大到小的顺序为②<①<③，D项错误；而浓度相同时，pH由大到小的顺序为③＞①＞②，A项错误；当稀释这三种溶液时，①②的水解程度增加，pH变化教小，而③的OH—的物质的量不变，所以pH变化最大，则B错误；当这三种溶液中加入物质的量相等的盐酸后只有①仍为碱性。