电离水解平衡
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒一、溶液中的三个平衡在中学阶段溶液中的三个平衡包括：电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡，这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能减弱这种改变的方向移动。
1. 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。
电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。
2. 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。
3. 沉淀溶解平衡的应用沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。
解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。
当Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。
4. 彻底的双水解常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。
需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。
如：当Al3+分别遇到AlO2－、CO32－、HCO3－、S2－时，[3AlO2－+ Al3+ + 6H2O === 4Al(OH)3↓]；当Fe3+分别遇到CO32－、HCO3－、AlO2－时；还有NH4+与Al3+；SiO3与Fe3+、Al3+等离子的混合。
另外，还有些盐溶液在加热时，水解受到促进，而水解产物之一为可挥发性酸时，酸的挥发又促进水解，故加热蒸干这些盐溶液得不到对应的溶质，而是对应的碱（或对应的金属氧化物）。
如：①金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、Al2O3、MgO 而不是FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2固体；②金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2(SO4)3、Fe(SO4)3等。
有关电离与水解概念间的一些问题
有关电离与水解概念间的一些问题由于化学反应的复杂性,在一个化学反应体系中常常会有多个化学平衡同时存在。
因而在分析这类化学问题时,一定要顾及到所有的平衡,并确认出哪些平衡处于矛盾的主要方面。
遗漏或忽略了某个实际上在起主导作用的平衡、纠缠于一个侧面,肯定会使我们的判断产生严重的错误[1]。
还有一个需要注意的问题是,只罗列出所有的平衡还不能解决具体的化学问题,还必须明确一些平衡的本质及他们的相互关系。
不然也会造成一些“可笑”的错误。
下面讨论几个这样的实例,以引起大家重视。
一、电离和水解平衡的关系电离和水解是化学教学中很常见的两类平衡,也是相互关系十分密切的平衡。
按电离理论,电离和水解是形式间有很大区别的两类反应：电离是弱酸或弱碱这类物质在极性分子—水分子作用下,解离为水合离子的一个十分简单的过程。
如HAc的电离。
而水解则是盐中的弱酸根（或阳离子）与水反应,给出OH-离子（或H+离子）的过程。
如对NaAc有、或。
不难看出,它们涉及的物质类别不同,反应形式也有很大区别,似乎是截然不同的两类反应。
为比较这两个反应,还是用电离理论来分析一下才好。
用HAc的电离与Ac-的水解为代表,来剖析一个电离过程与其相关离子的水解过程（平衡）间的关系。
HAc的电离过程为（称为过程1）,即使写为,也只是表示H+是以水合离子的形式存在而已。
Ac-的水解过程、则是由反应（请注意这就是HAc的电离、即过程1、的逆过程）、与水的电离反应,两者相加、并消去H+的结果。
这样看来,讨论所谓Ac-的水解、除包含了水溶液中总是存在的水的电离之外,实际就是承认HAc的电离平衡在逆向进行。
HAc的电离与Ac-水解讨论的都是同一个平衡、HAc的电离平衡,只不过两者的观察方向不同罢了。
由于化学平衡的特殊性,在讨论化学平衡的移动时,有两个特点应引起我们足够的重视：一是平衡移动的结果与平衡的写法无关。
即与写的是正反应、还是逆反应无关；另一点则是如果用勒夏特里原理已判断出了平衡移动的方向及结果,就不得把这一结果作为平衡移动的条件再去循环使用。
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 -
电离和水解平衡-PPT课件
0.04mol CH3COONa 0.02mol HNO3
0.02mol CH3COONa 0.02mol NaNO3 0.02molCH3COOH
NaNO3 = Na+ +
NO3-
0.02mol 0.02mol 0.02mol
CH3COONa = CH3COO- + Na+
0.02mol
0.02mol 0.02mol
24
10. （07四川）在25℃时将pH＝11 的NaOH 溶液与pH＝3 的CH3COOH溶液等体积混合后，下列关系式中正确的是（
）
A．c (Na+)==c(CH3COO－)+c(CH3COOH)
B．c(H+)==c(CH3COO－)+c(OH一)
C．c (Na+) > c (CH3COO－)>c(OH－)>c(H+)
23
9.（2003上海）在10mL 0.1mol·L-1NaOH 溶液中加入同体积、同浓度的HAc溶液， 反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是
（） A
A．c(Na＋)>c(Ac－)>c(H＋)>c(OH－) B．c(Na＋)>c(Ac－)>c(OH－)>c(H＋) C．c(Na＋)=c(Ac－)+c(HAc) D．c(Na＋) +c(H＋)=c(Ac－)+c(OH－)
CH3COOH CH3COO - + H+
-xmol
+xmol +xmol
CH3COO -+H2O CH3COOmol +ymol
x﹥y
31
（2005年江苏卷）12．常温下将稀NaOH溶液与稀
《电离水解平衡》课件
探索电离水解平衡，深入了解离子产生和化学电离水解分析中的应用。
电离水解平衡简介
1
离子产生和化学反应
2
探索离子的产生和其在化学反应中的
作用。
3
自动质谱（MS）用于电离水解
4
分析
了解自动质谱在电离水解分析中的作 用和应用。
电离水解平衡与生物学
生物反应
了解电离水解平衡在生物反应中的作用和意 义。
药物和治疗
了解电离水解平衡在药物治疗中的应用。
生物体内离子
探索生物体内离子的产生和调控机制。
酶催化反应
探索酶催化反应中的电离水解平衡过程。
电离水解平衡与环境污染
工业排放
探索工业排放对电离水解平衡 的影响和环境污染。
水体污染
了解电离水解平衡在水体污染 治理中的作用。
电离水解平衡的新前景
• 了解高分辨率质谱技术在电离水解平衡中的创新应用 • 探索液滴的形式策略在电离水解平衡中的新应用 • 解决金属离子孔使DNA水解的挑战 • 探索电离水解平衡与无机化学的新发展
大气污染
探索电离水解平衡在大气污染 监测和治理中的应用。
电离水解平衡的应用
1
电影电离水解平衡和废水处理
探索电离水解平衡在电影废水处理中的应用。
2
动力学性能的离子液体
了解具有良好动力学性能的离子液体在电离水解平衡中的应用。
3
重量分析法的应用
探索重量分析法在电离水解平衡研究中的应用。
4
生物传感器技术
了解电离水解平衡在生物传感器技术中的应用。
什么是电离水解平衡
解释电离水解平衡的概念和原理。
亮点和作用
了解电离的重要性和其在化学领域中 的应用。
水解平衡、电离平衡、水的电离综合
电离平衡与水解平衡综合一、电离平衡ionization equilibrium 1.一元弱酸电离常数的表达式为：HClO+H +-ClO ；][][][K HClO ClO H a -+⋅=；多元弱酸的电离是分步进行的，且在同温下，K a 1>>K a 2；电离度α1>>α2 SH 2+H +-HS，][][][K 21S H HS H a -+⋅=；电离度α1；-HS+H +-2S ，][][][K 22--+⋅=HS S H a ； 电离度α2； 2.一元弱碱碱O H NH 23⋅(弱碱)+4NH +-OH ；][][][234O H NH OH NH K b ⋅⋅=-+； 多元弱碱的电离一步到位：3)(OH Al +3Al +3-OH ，33][][K -+⋅=OH Al b ；3.O H 2的电离平衡常数：OH 2-OH ++H ，][][·][2O H OH H K -+=电离； 水的离子积ion-product constant for water 表达式：K w =[-OH ]·[+H ]=1.0×1410-(25℃)；【水的电离平衡常数和水的离子积单位不同，不是一回事】二、水解平衡hydrolysis equilibrium1.一元弱酸酸根水解平衡常数：-ClO +OH 2HClO +-OH ，][][][K --⋅=ClO OH HClO 'b； 多元弱酸酸根水解分步进行，且在同温下，K b 1>>K b 2；水解度α1>>α2； -2S +OH 2-HS +-OH ，][][][K 21---⋅=S OH HS 'b ；水解度α1；-HS +OH 2S H 2+-OH ，][][][K 22--⋅=HS OH S H 'b ；水解度α2； 2.一元弱碱的金属阳离子水解平衡常数： +4NH +OH 2O H NH 23⋅++H ，][][]O [K 423++⋅⋅=NH H H NH 'a； 多元弱碱的金属阳离子水解一步到位：+3Al +3OH 23)(OH Al +3+H ，][][K 33++=Al H 'a；三、两者关系 【观察规律】 ①HClO+H +-ClO ；][]][[K HClO ClO H a -+=；②-ClO +O H 2HClO +-OH ，][][][K --⋅=ClO OH HClO 'b； ③OH 2-OH ++H ，K w =[-OH ]·[+H ]=1.0×1410-(25℃)；根据盖斯定律得：③=①+②⇒K w =K a ·K b `；【推论】 SH 2+H +-HS ， ][][][K 21S H HS H a -+⋅=；-HS +OH 2S H 2+-OH ，][][][K 22--⋅=HS OH S H 'b ； -HS+H +-2S ， ][][][K 22--+⋅=HS S H a ； -2S +OH 2-HS +-OH ，][][][K 21---⋅=S OH HS 'b ；【总结】HA →K a ，A —→K b `⇒K w =K a ·K b `；两者相差一个H 原子；四、题型与解题方法已知以下弱酸的电离平衡常数(25℃)HClO32CO H422O C HS H 2HCNK a =3.0×810- K a 1=4.3×710-K a 2=5.6×1110-K a 1=5.4×210-K a 2=5.4×510-K a 1=1.3×710-K a 2=7.1×1510-K a =5×1010-'21K K K b a w ⋅='12K K K b a w ⋅=解题方法1.比较它们酸性、碱性强弱K a ：422O C H >-42O HC >32CO H >S H 2>HClO >HCN >-3HCO >-HS ； K b `：-42O HC <-242O C <-3HCO <-HS <-ClO <-CN <-23CO <-2S ；2.根据上述大小关系可知相同浓度的溶液比较pH 的大小①酸溶液的pH ：422O C H <-42O HC <32CO H <S H 2<HClO <HCN <-3HCO <-HS ； ②盐溶液的pH ：-42O HC <-242O C <-3HCO <-HS <-ClO <-CN <-23CO <-2S ；3.判断方程式是否正确：【strong →weak 】①NaHS 溶液与42O NaHC 溶液反应的离子方程式为：_____________________________； 【解析】K a ：-42O HC >S H 2>-HS ，因此-42O HC 作为acid 参与反应给出+H 生成-242O C [K b `]； K b `：-42O HC <-242O C <-HS ，因此-HS 作为base 参与反应得到+H 生成S H 2[K a ]； 综上：-42O HC +-HS =S H 2 +-242O C ；strong acid weak acid②向NaCN 溶液中通入少量2CO ，所发生反应的化学方程式_________________________； 【解析】K a ：32CO H >HCN >-3HCO ，因此32CO H (2CO +O H 2)可以制HCN ； K b `：-3HCO <-CN <-23CO ，因此-CN 可以制-3HCO 但不能生成-23CO ； 综上：2CO +O H 2 +-CN =HCN + -3HCO ；strong acid weak acid③向32CO Na 溶液中加入等浓度、等体积422O C H 溶液，反应的离子方程式为：-23CO +422O C H =-3HCO +-42O HC ；【错误】【解析】K a ：422O C H >-42O HC >32CO H >-3HCO ，因此-42O HC 可以制32CO H [K a ]；K b `：-42O HC <-242O C <-3HCO <-23CO ，因此-3HCO 可以制-242O C [K b `]； 综上：-42O HC +-3HCO =32CO H +-242O C strong acid weak acid4.判断酸式盐溶液的酸碱性 ①3NaHCO 溶液pH>7； 【解析】-3HCO 的 K a =5.6×1110-； -3HCO 的K b `=3.41×710-；∵ K b `>K a ，水解产生的-OH 多于+H ； ∴溶液显碱性，即pH>7；②42O NaHC 溶液pH<7； 【解析】-42O HC 的 K a =5.4×510-； -42O HC 的K b `=4.51×1210-；∵ K a >K b `，电离产生的+H 多于-OH ；∴溶液显酸性，即pH<7；【summary 】判断酸式盐溶液的酸碱性的规律：电离大，显酸性；水解大，显碱性；5.判断酸式盐溶液中对水电离是促进还是抑制 ①3NaHCO 溶液pH>7⇒水的电离被促进； 【解析】假设3NaHCO 溶液pH=11， OH 2-OH ++H ，K w =[-OH ]·[+H ]=1.0×1410-(25℃)；水电离出的[+H ]水=[-OH ]水； [+H ]=1110-=[+H ]水； [-OH ]=310-=[-OH ]水；[+H ]水≠[-OH ]水的原因OH HCO 23+--+OH CO H 32，所以水的电离被促进，取大值；②42O NaHC 溶液pH<7⇒水的电离被抑制了； 【解析】假设42O NaHC 溶液pH=5， OH 2-OH ++H ，K w =[-OH ]·[+H ]=1.0×1410-(25℃)；水电离出的[+H ]水=[-OH ]水；[+H ]=510-=[+H ]acid +[+H ]水； [-OH ]=910-=[-OH ]水；由于-42O HC -242O C ++H ，所以水的电离被抑制了，取小值； 【summary 】酸式盐溶液中水电离促进与抑制判断电离大，显酸性⇒只考虑酸的作用⇒酸碱抑制取小值； 水解大，显碱性⇒只考虑盐类的水解⇒水解促进取大值；6.离子浓度大小比较【“1000α”并非是一个十分准确的方法，优点在于直观化，些许瑕疵不影响最终结果】 ①单一溶质【例1】32CO Na 溶液：K b 1>>K b 2⇒α1>>α2⇒令α1=10%，α2=1%；OH CO 223+---+OH HCO 3 α1=10%；【先讨论主要】i: 1000 0 0f: 900 100 100OH HCO 23+--+OH CO H 32 α2=1%； 【后讨论次要】i: 100 0 0f: 99 1 1 【-3HCO 变为99即是微调的结果】 综上：[+Na ]>[-23CO ]>[-OH ]>[-3HCO ]>[+H ]2000 900 101 99 ?根据电荷守恒：[+Na ]+[+H ]=2[-23CO ]+[-3HCO ]+[-OH ]【例2】3NaHCO 溶液：K b `>>K a ⇒α1>>α2⇒令α1=10%，α2=1%；OH HCO 23+--+OH CO H 32 α1=10%； 【先讨论主要】i: 1000 0 0f: 900 100 100 【微调减1，32CO H 变为99】-3HCO -23CO ++H α2=1%； 【后讨论次要】 i: 900 0 0f: 891 9 9 【微调减1，-23CO 变为8】综上：[+Na ]>[-3HCO ]>[-OH ]>[+H ]>[-23CO ]1000 891 100 9 8根据电荷守恒：[+Na ]+[+H ]=2[-23CO ]+[-3HCO ]+[-OH ]1009⇐1000 +9 = 2×8 + 891 +100⇒1007【误差极小，可忽略】【例3】42O NaHC 溶液中各离子浓度大小关系______________________________；②两种溶质【例1】[32CO Na ]:[3NaHCO ]=1:1，-23CO 的K b `远大于-3HCO ； OH CO 223+---+OH HCO 3 α1=10%；【先讨论主要】i: 1000 0 0f: 900 100 100OH HCO 23+--+OH CO H 32 α2=1%； 【后讨论次要，注意合并算】i: 1100 0 0f: 1089 11 11综上：[+Na ]>[-3HCO ]>[-23CO ]>[-OH ]>[+H ]3000 1089 900 111 ?根据电荷守恒：[+Na ]+[+H ]=2[-23CO ]+[-3HCO ]+[-OH ]3000 +？ =2×900 +1089 +111⇒?=0【例2】等浓度的NaClO 、3NaHCO 混合溶液中，各种离子浓度由大到小的顺序： _____________________________________；【例3】等浓度的NaCN 、HCN 混合溶液，各种离子浓度从大到小的顺序： _____________________________________；③离子总浓度大小【例】0.1mol/L NaClO 溶液比0.1mol/L NaCN 溶液所含离子浓度小；【错误】 【解析】“三大守恒”⇒电荷守恒【假设[-OH ]·[+H ]=1000】 ∵ -CN 的K b `远大于-ClO ，水解产生的-OH 越多而+H 越小； -CN +OH 2HCN +-OH α1=10%；i:1000 0 0f:900 100 100⇒[+H ]=10小 [+Na ]+[+H ]=[-CN ]+[-OH ] 1000 +10 【右边不用考虑】-ClO +O H 2HClO +-OH α2=1%；i:1000f:990 10 10⇒[+H ]=100大 [+Na ]+[+H ]=[-ClO ]+[-OH ]1000 +100 【右边不用考虑】 ∴NaCN 溶液中所含离子浓度更小.【总结】等浓度的一元弱酸强碱盐，K b `越大则溶液中各离子浓度和越小.【练习1】常温下，用0.10mol/L NaOH 溶液滴定20mL 0.10mol/L HA 溶液，混合溶液的pH 与)()(lg HA c A c -的变化关系如图所示，下列叙述错误的是( )A.K a (HA)的数量级为410-；B.b 点时消耗NaOH 溶液的体积小于20mL ；C.b 点溶液中：c (Na +)=c (A -)>710-mol/L ；D.混合溶液的导电能力：a >b ；【解析】A.取特殊点：K a (HA)=451011010)()()(--+-=⋅=⋅HA c H c A c ；B.假设：HA 为强碱，则需要消耗NaOH 的体积为20mL ；修正：NaA 中A -水解显碱性，若要溶液为中性，则需要的NaOH 要少于20mL ； C.电荷守恒：[Na +]+[H +]=[A -]+[OH -]，中性溶液[H +]=[OH -]，所以[Na +]=[A -]；∵[Na +]=V2011.020V V 1.0+=+；且10<V<20；NaA:HA=1:1时，溶液显酸性； ∴0.03<[Na +]<0.05；D.假设a 点对应NaOH 为10mL ，b 点对应NaOH 为20mL ；a 点：NaA:HA=1:1，[A -]+[OH -]=[Na +]+[H +]=8.58.51031.010*******.0--+=++⋅； b 点：只有NaA ，[A -]+[OH -]=[Na +]+[H +]=771021.010*******.0--+=++⋅； 显然，b 点离子浓度大于a 点离子浓度，所以导电性更好. 【练习2】常温下，K a (HCOOH)=41077.1-⨯，K a (CH 3COOH)=51075.1-⨯，K b (NH 3·H 2O)=51075.1-⨯， 下列说法中正确的是( )A.相同体积pH 均为3的HCOOH 和CH 3COOH 溶液，中和NaOH 的能力相同；B.0.2mol/L HCOOH 与0.1mol/L NaOH 等体积混合后：c (HCOO -)+c (OH -)<c (HCOOH)+c (H +)；C.等浓度的HCOONa 和NH 4Cl 溶液中阳离子的物质的量浓度之和：前者大于后者；D.将CH 3COONa 溶液从20℃升温至30℃，溶液中)()()(3--⋅OH c COOH CH c COO CH c 增大.。
第三章电离水解平衡
左控右摇，眼主观色变 溶液颜色发生变化且半分钟内不变色 读数并记录
3.实验后
数据处理
第三节 盐类水解
第二节我们学习溶液酸碱性的计算，当然我们也 知道酸溶液呈现出酸性，碱溶液呈现出碱性， 思考 盐溶液呈现出什么性质？
方法：强酸弱碱盐显酸性 强碱弱酸盐显碱性 强酸强碱盐显中性 弱酸弱碱盐待定 下列各种溶液属于酸性溶液还是碱性溶液？ （1）氯化钠 （2）氯化铵 （3）氟化钠
因相互促进水解而不共存
泡沫灭火器 成分为 NaHCO3 与 Al2(SO4)3， 发生反应为 原理 Al3＋＋3HCO－ 3 ===Al(OH)3↓＋3CO2↑
净水剂净水 明矾可作净水剂，原理为 Al3＋＋ 原理 化肥 的使用 3H2O Al(OH) 3(胶体)＋3H＋ 铵态氮肥与草木灰不得混用， 原因是 2NH＋ 4 ＋CO2 3－===2NH3↑＋CO2↑＋H2O
升温
通HCl气体
pH 降低 降低 升高 升高 降低
加H2O
加Fe粉 加浓FeCl3溶液
应用
判断溶液的酸碱性
举例
FeCl3显酸性，原因是：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋ 水解
配制或贮存易水解盐 配制CuSO4溶液时少量H2SO4，抑制Cu2＋ 溶液
判断盐溶液蒸干产物 AlCl3溶液蒸干灼烧时的产物为Al2O3
有关溶液pH的计算 求溶液pH的步骤可总结为：
酸碱溶液混合的计算：
n H+总 V总
=
酸碱中和计算：
酸、碱混合溶液，要先弄明白反应之后的溶液是酸溶液、碱溶液， 还是中性溶液，然后才能求c(H＋)或c(OH－)。
酸碱中和滴定实验
小结：操作过程
1.实验前
滴定管：两查两洗
《电离水解平衡》课件
01
电离水解平衡的实 验研究
实验目的与原理
实验目的
通过实验探究电离平衡和水解平 衡的原理，加深对电离水解平衡 的理解。
实验原理
在电离平衡中，弱电解质分子电离成 离子的速率与离子重新结合成弱电解 质分子的速率相等，形成稳定的离子 和分子共存的平衡状态。
影响电离平衡的因素
温度
温度对电离平衡的影响较大，随着温度的升高，电离平衡常数增 大，弱电解质的电离程度也随之增大。
浓度
弱电解质浓度越大，电离程度越小；浓度越小，电离程度越大。
酸碱度
溶液的酸碱度对弱电解质的电离平衡有显著影响，弱酸或弱碱在酸 性或碱性溶液中电离程度增大。
电离平衡的应用
酸碱度调节
利用电离平衡原理调节溶液的酸碱度， 如通过加入酸或碱来调节土壤酸碱度。
药物制备
药物的制备过程中，常涉及弱电解质 的电离平衡，如利用弱电解质的电离
特性制备药物。
化工生产
在化工生产中，常利用电离平衡原理 进行物质的分离和提纯，如利用离子 交换法分离不同离子。
《电离水解平衡》 ppt课件
THE FIRST LESSON OF THE SCHOOL YEAR
目录CONTENTS
• 电离平衡 • 水解平衡 • 电离水解平衡的相互影响 • 电离水解平衡的实验研究
01
电离平衡
电离平衡的定义
电离平衡是指在一定条件下，弱电解 质在水溶液中达到动态平衡的状态， 即正逆反应速率相等，各组分浓度保 持不变。
电离平衡与水解平衡的关系
- 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)。
电离水解平衡
一、电离水解平衡的特点
①弱电解质溶于水，在水分子的作用下，弱电解质分子的离子化过程和阴阳离子的分子化过
程的速率相同建立了该化学平衡，电离平衡的移动遵循化学平衡移动的一般性规律。
②影响电离平衡的主要因素有：温度的升降；溶质浓度的降低(稀释)；通过离子消耗降低生
成离子的浓度；同离子效应――增大生成离子的浓度。
＋)。
例1.
在配制FeCl
3、FeCl
2
、AlCl
3
、CuSO
4
等溶液时为防止水解，常向盐溶液中加入少量相应的酸
Na
2SiO
3
、Na
2
CO
3
、NH
4
F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中，因Na
2
SiO
3
、Na2CO3水解呈碱性，
产生较多OH-，NH
4
F水解产生HF，OH-、HF均能腐蚀玻璃.
某些离子间因发生又水解而在溶液中不大量共存，如
①Al3+与S2-、HS-、CO
3
2-、HCO
3
-、AlO
2
-、SiO
3
2-、ClO-、C
6
H
5
O-等不共存
②Fe3+与CO
3
2-、HCO
3
-、AlO
2
-、ClO-等不共存
③NH4+与ClO-、SiO
32-、AlO
2
-等不共存
想一想：Al
2S
3
为何只能用干法制取？
小结：能发生双水解反应，首先因为阴、阳离子本身单一水解程度相对较大，其次水解一方产生较多H+，另一方产生较多OH-，两者相互促进，使水解进行到底。
酸式盐
①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO
4
）
②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小
(2)水解反应为吸热反应。
(3)盐类溶解于水，以电离为主，水解为辅。
(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
水解平衡的因素
影响水解平衡进行程度最主要因素是盐本身的性质。
①组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度越大，碱性就越强，
PH越大；
②组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度越大，酸性越强，
PH越小；
外界条件对平衡移动也有影响，移动方向应符合勒夏特列原
四、水解过程中的守恒问题
（以NaHCO3水解为例，HCO3-既水解又电离）NaHCO3溶液中存在Na+，H+，OH-，HCO3-，CO32-，H2CO3①.电荷守恒——溶液中所有阳离子带的正电荷等于所有
阴离子带的负电荷（即溶液呈电中性）
c(Na+)+c(H+)===c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-)
②.物料守恒（原子守恒）——溶液中某些离子能水解或电
离，这些粒子中某些原子总数不变，某些原子数目之比
不变
n(Na):n(C)==1:1所以
结合
离子方程式用可逆符号，不标明↑↓，离子间可以大量共存种类：NH4+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、CH3COO-等弱酸
根阴离子
③.并非水解能够相互促进的盐都能发生双水解反应
有的是发生复分解反应
——Na2S+CuSO4===Na2SO4+CuS↓
有的是发生氧化还原反应
——2FeCl3+Na2S===2FeCl2+S↓+2NaCl
或2FeCl3+3Na2S===2FeS↓+S↓+6NaCl
SO3
2
Mg(HCO3)2蒸干后得到Mg(OH)2
七、盐类水解的应用
①.配制FeCl3溶液——将FeCl3先溶于盐酸，再加水稀
释
②.制备Fe(OH)3胶体——向沸水中滴加FeCl3溶液，加热
至沸腾促进Fe3+水解
Fe3++3H2O=加热=Fe(OH)3（胶体）+3H+
③.泡沫灭火器——Al3++3HCO3-===Al(OH)3↓+3CO2↑
④.纯碱作洗涤剂——加热促进其水解，碱性增加，去污能
PO4-，
2
1.强酸和弱碱生成的盐水解，溶液呈酸性。
2.强碱和弱酸生成的盐水解，溶液呈碱性。
3.强酸强碱不水解，溶液呈中性（不一定）
4.弱酸弱碱盐强烈水解。
5.强酸酸式盐，取决于酸式根离子的电离程度和水解程度
的相对大小。