高中化学电离水解选择题专项训练(终极版,部分附答案)
1.下列溶液中，c(H)有小到大的排列顺序正确的是：①0.1mol/LHCl溶液
②0.1mol/LH
2SO
4溶液③0.1mol/LNaOH溶液④0.1mol/LCH
3COOH溶液B
+
A、③②④①
B、③④①②
C、②①④③
D、④①②③2．将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混和后,溶液中离子浓度关系正确的是（B）A．c(NH
4+
)>c(Cl-
)> c(H+
)> c(OH-
)B．c(NH
4+
)> c(Cl-
)> c(OH-
)> c(H+
)
C．c(Cl-
)> c(NH
4+
)> c(H+
)> c(OH-
)D．c(Cl-
)> c(NH
4+
)> c(OH-
)> c(H+
)
3．0.1 mol/L NH
4Cl溶液中，由于NH
4的水解，使得c(NH
4) < 0.1 mol/L。如果要使c(NH
4)更接近于0.1 mol/L，可采取的措施是B
A加入少量氢氧化钠B加入少量盐酸
C加入少量水D加热
4．25℃时，将0.1mol/L的某酸与0.1mol/L的KOH溶液等体积混合，所得混合溶液的PH为D
A．≤7B．≥7C．= 7D、不能确定5．100mL浓度为2mol/L的盐酸跟过量的锌片反应，为加快反应速率，又不影响生成的氢气的总量，可采用的方法是B
A．加入适量的6mol/L的盐酸B．加入数滴氯化铜溶液
C．加入适量蒸馏水D．加入适量的氯化钠溶液
6．浓度均为0.1mol/L的甲酸和氢氧化钠溶液等体积相混合后，下列关系式正确的是AA．c(Na+)＞c( HCOO-)＞c( OH-)＞c( H+) B．c( HCOO-)＞c( Na+)＞
c( OH-)＞c( H+)C．c( Na+) =c( HCOO-) =c( OH-) =c( H+) D．c( Na+) =c( HCOO-)＞
c( OH-)＞c( H+)
7.用[H+]均为0.01mol/L的盐酸和醋酸溶液，分别中和等体积、等物质的量浓度的氢氧化钠溶液，当氢氧化钠恰好被完全中和时，消耗盐酸和醋酸溶液的体积分别为V
l和V
2，则V
l和V
2的关系正确的是A
A．V
1>V
2B．V
1 2C．V 1=V 2D．V 1≤ V 2 ＋＋＋ 8．某酸的酸式盐NaHY在水溶液中，HY－的电离度小于HY－的水解程度。有关的叙述中，正确的是AC － AH 2Y在电离时为：H 2Y+H 2OHY+H 3O+ －－－ B在该盐的溶液中，离子浓度为：c(Na+)＞c(Y2)＞c(HY)＞C(OH)＞c(H+) －－ C在该盐的溶液中，离子浓度为：c(Na+)＞c(HY)＞c(OH)＞c(H+) －－－ DHY的水解方程式为：HY+ H 2OH 3O++Y2 9．将0.2mol/LCH 3COOK与0.1mol/L盐酸等体积混合，溶液中下列微粒物质的量的浓度关系正确的是BD A c(CH 3COO-)=c(Cl-)=c(H+)>c(CH 3COOH)Bc(CH 3COO-)>c(Cl-)>c(CH 3COOH)>c(H+)Cc(CH 3COO-)>c(Cl-)>c(H+)>c(CH 3COOH)Dc(CH 3COO-)+c(Cl-)+c(OH-)=c(H+)+c(K+)10．在相同温度下，等体积等物质的量的浓度的4种稀溶液：①Na 2SO 4、②H 2SO 4、③NaHSO 4、④Na 2S中所含带电微粒数由多到少的顺序是D A①=④>③=②B④=①>③>②C①>④>③>②D④>①>③>② 11．把50mL 2mol/L的NaOH溶液，100mL 1mol/L的H 2SO 4溶液，以及40mL 3mol/L的氨水相混合，所得溶液能使酚酞试液呈浅红色，则溶液中离子浓度关系正确的是DA.c(SO 42-)=c(Na+)>c(NH 4+)>c(H+)>c(OH-)B.c(H+)+c(NH 4+)+c(Na+)=c(SO 42-)+c(OH-)C.c(Na+)>c(SO 42-)>c(NH 4+)>c(OH-)>c(H+)D.c(NH 42-)=c(Na+)>c(OH-)>c(H+)12．用物质的量都是0.1mol的HCN和NaCN配成1L溶液，已知溶液中的c(CN-) A.c(Na+)>c(CN-)>c(H+)>c(OH-) B.c(Na+)+c(H+)=c(CN-)+c(OH-) C.c(CN-)+c(OH-)=0.1mol/L D.c(CN-)+c(HCN)= 0.2mol/L 13．下列物质溶解于水时，电离出的阴离子能使水的电离平衡向右移动的是A （A）CH 3COONa（B）Na 2SO 4（C）NH 4Cl（D）H 2SO 414．表示0.1mol/LNaHCO 3溶液中有关微粒浓度的关系式中正确的是CD ————（A）c(Na+)=c(HCO 3)（B）c(H+)＞c(OH)（C）c(Na+)＞c(HCO 3)（D）c(OH)＞c(H+) 15．0.1mol/L的Na 2S溶液中，有关粒子的浓度大小关系正确的是B —————（A）c(Na+)+c(H+)=c(S2)+c(HS)+c(OH)（B） c(Na+)+c(H+)=2c(S2)+c(HS)+c(OH—) （C）c(Na+)=2c(S2)+2c(HS)+2c(H 2S)（D）c(Na+)=2c(S2)+2c(HS)+2c(H 2S)16．在常温下，将等体积的盐酸和氨水混和后，所得溶液的pH=7，则下列说法正确的是B—（A）原来盐酸的物质的量浓度等于氨不的物质的量浓度（B）所得溶液中c(NH 4+)=c(Cl)— （C）所得溶液中c(NH 4+)+c(H+)=c(Cl)（D）所得溶液中c(NH 4+)+c(NH 3·H 2O)=c(Cl—) — 17．为了配制c(NH 4+)：c(Cl)=1：1的溶液，可在NH 4Cl溶液中加入①适量的HCl②适量的NaCl③适量的氨水④适量的NaOH，正确的是B （A）①②（B）③（C）③④（D）④ 18．碳酸钠溶液中存在着Na 2CO 3+H 2ONaHCO 3+NaOH的平衡，加热蒸干溶液，得到的固体是A （A）Na 2CO 3（B）NaHCO 3和NaOH（C）NaOH（D）Na 2CO 3和NaOH 19．物质的量浓度相同的下列溶液：①Na 2CO 3、②NaHCO 3、③H 2CO 3、④(NH 4) 2CO 3、⑤— NH 4HCO 3按[CO 32]由小到大排列的顺序是B （A）⑤＜④＜③＜②＜①（B）③＜⑤＜②＜④＜① （C）③＜②＜⑤＜④＜①（D）③＜⑤＜④＜②＜① (AB)20．50mL浓度为1mol/L的醋酸溶液与100mLNaOH溶液混合后，所得溶液的PH=7(常温下)，则对该溶液的有关叙述正确的是 ——— A．c(Na+)==c(CH 3COO)B．c(CH 3COO)>c(OH) C．原NaOH溶液的浓度为0.5mol/LD．NaOH溶液的浓度大于0.5mol/L－－ (D)21．有五瓶溶液分别是：①10mL 0.60mol·L1Na OH水溶液，②20mL 0.50mol·L1H 2SO 4－－ 水溶液，③30mL0.40mol·L1HCl水溶液，④40mL 0.30mol·L1HAc水溶液，⑤50mL 0.20mol·L－1蔗糖水溶液，以上各瓶溶液中所含离子、分子总数的大小顺序是 A．①>②>③>④>⑤B．②>①>③>④>⑤ C．②>③>④>①>⑤D．⑤>④>③>②>① － (A)22．0.1 mol·L1的下列几种溶液：A.Na 2CO 3B.CH 3COONaC.NaClD.NaHCO 3E.NH 4Cl，其pH由大到小的顺序是 A．A>D>B>C>EB．C> E>B>D>AC．A>B>D>E>CD．E>A>B>D>E(D)23．在FeCl 3和Fe 2(SO 4) 3的混合溶液中，若不计Fe3+的水解，当溶液中c(Fe3+)=c(SO 42－)时，下列判断正确的是 －－－ A．c(Fe3+)＞c(Cl)B．c(SO 42)＞c(Cl) －－ C．c(SO 42)＜c(Cl)D．FeCl 3和Fe 2(SO 4) 3的物质的量相等 (AC)24．有一种酸式盐AHB，它的水溶液显弱碱性，今有下列说法，其中正确的是A．同浓度的AOH溶液和H 2B溶液，电离程度前者大于后者 －－ B．HB的电离程度大于HB的水解程度 － C．该盐的电离方程式为AHB === A++HB —3— －－－ D．在溶液中离子浓度大小顺序一般为：c(A+)＞c(HB)＞c(OH)＞c(B2)＞ c(H+)(A)25．20℃，两种一元弱酸的钠盐NaX和NaY，已知往NaX溶液中通入CO 2只能生成HX和NaHCO 3；往NaY溶液中通入CO 2能生成HY和Na 2CO 3，下列说法正确的是A．酸性HX＞HYB．溶液的碱性NaX＞Na 2CO 3＞NaY＞NaHCO 3 ＋－－－－ C.结合H的能力：Y＞CO 32＞X＞HCO 3D．HX和HY酸性相同，但比H 2CO 3弱D.N 3ˉ与CO 2含相等电子数 (A)26.明矾溶液中各种离子的物质的量浓度大小关系能够确定的是 ＋＋＋ A c K＞c Al3+ B c K＝c Al3+ C c H＝ c OH D c Al3+＜c H+－ (C)27.（04年北京）已知0.1mol·L1的二元酸H 2A溶液的pH=4.0，则下列说法中正确的是A．在Na 2A、NaHA两溶液中，离子种类不相同 B．在溶质物质的量相等的Na 2A、NaHA两溶液中，阴离子总数相等 ＋－－－ C．在NaHA溶液中一定有：c(Na+)+c(H)=c(HA)+c(OH)+2c(A2) －－ D．在Na 2A溶液中一定有：c(Na+)>c(A2)>c(H+)> c(OH) 28.浓度均为0.1mol/L的甲酸和氢氧化钠溶液等体积相混合后，下列关系式正确的是A．c(Na+)＞c( HCOO-)＞c( OH-)＞c( H+) B．c( HCOO-)＞c( Na+)＞c( OH-)＞c( H+) C．c( Na+) =c( HCOO-) =c( OH-) =c( H+) D．c( Na+) =c( HCOO-)＞c( OH-)＞c( H+) 29在甲酸溶液中加入一定量NaOH溶液，恰好完全反应，对于生成的溶液，下列判断一定正确的是 A.c(HCOO-) a+)B.c(HCOO-)>c(Na+) C.c(OH-)>c(HCOO-) D.c(OH-) 30将0.1mol/L的醋酸钠溶液20mL与0.1mol/L盐酸10rnL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关微粒的浓度关系正确的是 －－＋ A.c(Ac)＞c(Cl)＞c(H)＞c(HAc) －－＋ B.c(Ac)＞c(Cl)＞c(HAc)＞c（H） －＋＋ C.c(Ac)＝c(Cl)＞c(H)＞c(HAc) ＋＋－－－ D.c(Na)＋c(H)＝c(Ac)＋c(Cl)＋c(OH) 31．在0.1mol·L-1Na 2CO 3溶液中，下列关系正确的是 A．c(Na+)＝2c（CO 32-）B．c（OH-）＝2c（H+） C．c（HCO 3-）>c(H 2CO 3)D．c(Na+)<{c(CO 32-)+c(HCO 3-)} 32.将20mL 0.4mol/L硝酸铵溶液跟50mL 0.1mol/L氢氧化钡溶液混合，则混合溶液中各离子浓度的大小顺序是 －－＋＋ A.c（NO 3）＞c（OH）＞c（NH 4）＞c（Ba2） －＋－＋ B.c（NO 3）＞c（Ba2）＞c（OH）＞c（NH 4） ＋－－＋ C.c（Ba2）＞c（NO 3）＞c（OH）＞c（NH 4） －＋＋－ D.c（NO 3）＞c（Ba2）＞c（NH 4）＞c（OH） － 33.（2003上海8）在10mL0.1mol·LNaOH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.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） 34．常温下将稀NaOH溶液与稀CH 3COOH溶液混合，不可能出现的结果是 ．．． A．pH＞7，且c(OH)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(CH 3COO) —— B．pH＞7，且c(Na+) +c(H+) =c(OH) +c(CH 3COO) —— C．pH＜7，且c(CH 3COO)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH) —— D．pH＝7，且c(CH 3COO)＞c(Na+)＞c(H+) =c(OH) —— 35.叠氮酸（HN 3）与醋酸酸性相似，下列叙述中错误的是（）A、HN 3水溶液中微粒浓度大小顺序为：c(HN 3)>c(H+)>c(N 3ˉ)>c(OHˉ) B、HN 3与NH 3作用生成的叠氮酸铵是共价化合物 C、NaN 3水溶液中离子浓度大小顺序为：c(Na+)>c(N 3ˉ) >c(OHˉ)>c(H+) D、N 3ˉ与CO 2含相等电子数 36.将100毫升0.1摩/升的BaCl 2溶液加入到100毫升0.2摩/升的H 2SO 4溶液中，则溶液中存在的离子浓度关系是C ―――― A．[H+]>[Cl]>[Ba2+]>[SO 42]B．[Cl]>[H+]>[SO 42]>[Ba2+] ―――― C．[H+]>[Cl]>[SO 42]>[Ba2+]D．[Cl]>[H+]>[Ba2+]>[SO 42] 37.将0.1mol/L的醋酸钠溶液20mL与0.1mol/L盐酸10rnL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关微粒的浓度关系正确的是BD －－＋ A．c (Ac)＞c (Cl)＞c (H)＞c (HAc) －－＋ B．c (Ac)＞c (Cl)＞c (HAc)＞c（H） －－＋ C．c (Ac)＝c (Cl)＞c (H)＞c (HAc) ＋＋－－－ D．c (Na)＋c (H)＝c (Ac)＋c (Cl)＋c (OH) 38.把0.02mol/LHAc溶液和0.01mol/LNaOH溶液以等体积混和，则混合液中微粒浓度关系正确的为AD ―＋― A．C(Ac)＞C(Na)B．C(HAc)＞C(Ac) ＋―― C．2C(H)=C(Ac)－C(HAc)D．C(HAc)+C(Ac)=0.01mol/L － 39.在10mL0.1mol·LNaOH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) 40.叠氮酸（HN 3）与醋酸酸性相似，下列叙述中错误的是B A.HN 3水溶液中微粒浓度大小顺序为：c(HN 3)＞c(H)＞c(N 3)＞c(OH) B.HN 3与NH 3作用生成的叠氮酸铵是共价化合物 C.NaN 3水溶液中离子浓度大小顺序为：c(Na)＞c(N 3)＞c(OH)＞c(H) ― D.N 3与CO 2含相等电子数 41.等体积等浓度的MOH强碱溶液和HA弱酸溶液混合后，溶液中有关离子的浓度应满足的关系是（CD） A、c(M+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+) B、c(M+)>c(A-)>c(H+)>c(OH-) C、c(M+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+) D、c(M+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-) 42．常温下将稀NaOH溶液与稀CH 3COOH溶液混合，不可能出现的结果是（AD）＋＋ A．pH＞7，且c(OH— )＞c(Na)＞c(H)＞c(CH 3COO— ) ＋＋ B．pH＞7，且c(Na)+c(H)=c(OH— )+c(CH ) ＋＋ C．pH＜7，且c(CH 3COO— )＞c(H)＞c(Na)＞c(OH— ) ＋＋ D．pH＝7，且c(CH 3COO— )＞c(Na)＞c(H)=c(OH— ) 43、常温下将稀NaOH溶液与稀CH 3COOH溶液混合，不可能出现的结果是（AD）A．pH＞7，且c(OH—)＞c(Na)＞c(H)＞c(CH 3COO— ) ＋＋＋―― B．pH＞7，且c(Na)+c(H)=c(OH— )+c(CH 3COO— 高二化学电离水解部分 ————Believe in yourself 电离平衡 一.相关概念 电解质：熔融状态或水溶液中能导电的化合物???????一部分氧化物盐 碱 酸 非电解质：熔融状态或水溶液中都不能导电的化合物?? ? ?? ??四氯化碳蔗糖乙醇 一部分有机物： 4 11221252CCl O H C OH H C 电解质 ?? ?? ? ?? ? ?????????????2 322 3`32433223343424342COO)CH Pb HgCl O H NH SO H PO H SiO H S H HF HClO HAc HNO HCO NH NO NH NaCl OH Ba KOH NaOH HClO HNO SO H HCl （、少数盐：弱碱：、、、、、、弱酸：弱电解质、、绝大多数盐：）（、、强碱：、、、强酸：强电解质、 一元强酸与一元弱酸的比较 ② 相同 pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表： 弱电解质的电离平衡 1 ．概念 在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2 ．特征（动态平衡） （1）逆：可逆反应 （2）动：动态平衡 （3）等v （离子化）==v （分子化）≠0 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 （5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 1 ）浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。 电离方程式的书写 要求：? ①质量守恒：即：“=”两边原子种类，数目、质量不变。 ②电荷守恒：即：正电荷总数=负电荷总数。 ③元素或原子团的化合价数等于形成的阳离子所带的正电荷数。同理，元素或原子团的负价数等于形成的阴离子所带的负电荷数。离子的个数用阿拉伯数字标在离子符号之前。( 1 ）强电解质，完全电离用“===”， 如：CH3COONH4 ===CH3COO一＋NH4+ A12 ( SO4)3 ==2A13 + + 3 SO42一 ( 2 ）弱电解质，部分电离用“”， 如：CH3COOH CH3COO一＋H+ NH3 ·H2O NH4＋+OH— ( 3 ）多元弱酸，分步电离，以第一步为主 H2CO3H+十HCO3—HCO3—H十十CO32— ( 4 ）多元弱碱一步电离Cu (O H ) 2Cu2++ 2O H— ( 5 ）酸式盐： 强酸的酸式盐完全电离，一步完成NaHSO4 ==Na+十H+十SO42— 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成NaHCO3==Na 十十HCO3— HCO3—H 十+ CO32— 盐类的水解 定义：在水溶液中盐电离出的阴阳离子与H2O电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应（有弱才水解） 电离水解专题训练 1.下列溶液中，c(H+)有小到大的排列顺序正确的是：①0.1mol/LHCl溶液② 0.1mol/LH2SO4溶液③0.1mol/LNaOH溶液④0.1mol/LCH3COOH溶液 A、③②④① B、③④①② C、②①④③ D、④①②③ 2．将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混和后,溶液中离子浓度关系正确的是（） A．c(NH4+)>c(Cl-)> c(H+)> c(OH-) B．c(NH4+)> c(Cl-)> c(OH-)> c(H+) C．c(Cl-)> c(NH4+)> c(H+)> c(OH-) D． c(Cl-)> c(NH4+)> c(OH-)> c(H+) 3．0.1 mol/L NH4Cl溶液中，由于NH4＋的水解，使得c (NH4＋) < 0.1 mol/L。如果要使 c (NH4＋)更接近于0.1 mol/L，可采取的措施是 A 加入少量氢氧化钠 B 加入少量盐酸 C 加入少量水 D 加热 4．25℃时，将0.1mol/L的某酸与0.1mol/L的KOH溶液等体积混合，所得混合溶液的PH为 A．≤7 B．≥7 C．= 7 D、不能确定5．100mL浓度为2mol/L的盐酸跟过量的锌片反应，为加快反应速率，又不影响生成的氢气的总量，可采用的方法是 A．加入适量的6mol/L的盐酸 B．加入数滴氯化铜溶液 C．加入适量蒸馏水 D．加入适量的氯化钠溶液 6．浓度均为0.1mol/L的甲酸和氢氧化钠溶液等体积相混合后，下列关系式正确的是 A．c(Na+)＞c( HCOO-) ＞c( OH-) ＞c( H+) B．c( HCOO-) ＞c( Na+) ＞c( OH-) ＞c( H+) C．c( Na+) =c( HCOO-) =c( OH-) =c( H+) D．c( Na+) =c( HCOO-) ＞c( OH-) ＞c( H+) 7. 用[H+]均为0.01mol/L的盐酸和醋酸溶液，分别中和等体积、等物质的量浓度的氢氧化钠溶液，当氢氧化钠恰好被完全中和时，消耗盐酸和醋酸溶液的体积分别为V l和V2，则V l和V2的关系正确的是 A．V1>V2 B．V1 高二化学下册盐类的水解知识点总结 世界由物质组成，化学则是人类用以认识和改造物质世界的主要方法和手段之一。以下是为大家整理的高二化学下册盐类的水解知识点，希望可以解决您所遇到的相关问题，加油，一直陪伴您。 （一）盐类水解口诀： 有弱才水解,越弱越水解,双弱双水解,谁强显谁性. （1）有弱才水解 要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子(包括铵离子). 如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH,则Na+是强碱金属离子,不会水解.NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ,则Cl-是强酸根离子,也不会水解. 所以,NaCl在水溶液中不会发生水解. 又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH,则 CH3COO-是弱酸根离子,会水解.消耗H2O电离出的H+,结合成CH3OOH分子.使得水中OH-多出. 所以,CH3COONa的水溶液显碱性. （2）越弱越水解 盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱,水解的程度越大. 如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-对应的酸是H2CO3;SO3^2-对应的酸是H2SO3 由于H2CO3的酸性弱于H2SO3 则,CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大,结合的H+更多. 所以,Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强. （3）双弱双水解 当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时,则盐的这两种离子都会发生水解.阳离子水解结合水电离出的OH-;阴离子水解结合水电离出的H+,所以双水解发生的程度往往较大. 如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ;CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH 则NH4+和CH3COO-都会发生水解,NH4+结合OH-形成 NH3*H2O;CH3COO-结合H+形成CH3COOH,相互促进,水解程度较大. （4）谁强显谁性 主要是针对双水解的盐,即弱酸弱碱盐,由于盐中的阴离子水解结合H+,阳离子水解结合OH- 要判断盐溶液的酸碱性,则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小. 如：(NH4)CO3 ,由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强(实际上比较的是两者的电离度,中学不做要求,只需记忆),则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱,使得水溶液中消耗的H+ 高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解 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-)。盐溶液中阴、阳离子所带的电荷总数相等。 例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―) 如NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（H+）＝c（Cl－）＋c（OH－） 如Na2CO3溶液中：c（Na+）＋c（H+）＝2c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－） 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。 2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素 一）盐类水解口诀：有弱才水解，越弱越水解，双弱双水解，谁强显谁性。（1）有弱才水解 要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子（包括铵离子）。 如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH，则Na+是强碱金属离子，不会水解。NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ，则Cl-是强酸根离子，也不会水解。 所以，NaCl在水溶液中不会发生水解。 又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH，则CH3COO- 是弱酸根离子，会水解。消耗H2O电离出的H+，结合成CH3OOH分子。使得水中OH-多出。 所以，CH3COONa的水溶液显碱性。 （2）越弱越水解 盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱，水解的程度越大。 如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-对应的酸是H2CO3；SO3^2-对应的酸是H2SO3 由于H2CO3的酸性弱于H2SO3 则，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，结合的H+更多。 所以，Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强。 （3）双弱双水解 当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时，则盐的这两种离子都会发生水解。阳离子水解结合水电离出的OH-；阴离子水解结合水电离出的H+，所以双水解发生的程度往往较大。 如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ；CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH 则NH4+和CH3COO-都会发生水解，NH4+结合OH-形成NH3*H2O；CH3COO-结合H+形成CH3COOH，相互促进，水解程度较大。 （4）谁强显谁性 主要是针对双水解的盐，即弱酸弱碱盐，由于盐中的阴离子水解结合H+，阳离子水解结合OH- 要判断盐溶液的酸碱性，则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小。 如：(NH4)CO3 ，由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强（实际上比较的是两者的电离度，中学不做要求，只需记忆），则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的H+更多，有OH-多出。 所以，(NH4)2CO3 溶液显碱性。 又如：CH3COONH4，由于NH3的碱性和CH3COOH的酸性相当，则NH4+的水解度和CH3COO-的程度差不多，使得水溶液中的H+和OH-也差不多。 所以CH3COONH4溶液显中性。 再如：(NH4)2SO3，由于NH3的碱性比H2SO3的酸性弱，则NH4+的水解度比SO3^2-的水解度大，使得水溶液中消耗的OH-更多，有H+多出。 所以，(NH4)2SO3溶液显酸性。 （二）根据盐类的不同，可分为：强酸强碱盐（不水解）；强酸弱碱盐；强碱弱酸盐；弱酸弱碱盐 （1）强酸弱碱盐 如：NH4Cl的水解离子方程式： 水解 物质与水发生的复分解反应。（例图：碳酸根离子分步水解） 由弱酸根或弱碱离子组成的盐类的水解有两种情况： ①弱酸根与水中的H+ 结合成弱酸，溶液呈碱性，如乙酸钠的水溶液： CH3COO- + H2O ←═→ CH3COOH + OH- ②弱碱离子与水中的OH- 结合，溶液呈酸性，如氯化铵水溶液： NH4+ + H2O ←═→ NH3〃H2O + H+ 生成弱酸（或碱）的酸（或碱）性愈弱，则弱酸根（或弱碱离子）的水解倾向愈强。 例如，硼酸钠的水解倾向强于乙酸钠，溶液浓度相同时，前者的pH值更大。弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于弱酸根和弱碱离子水解倾向的强弱。 例如，碳酸氢铵中弱酸根的水解倾向比弱碱离子强，溶液呈碱性； 氟化铵中弱碱离子的水解倾向强，溶液呈酸性； 若两者的水解倾向相同，则溶液呈中性，这是个别情况，如乙酸铵。 弱酸弱碱盐的水解与相应强酸弱碱盐或强碱弱酸盐的水解相比， 弱酸弱碱盐的水解度大，溶液的pH更接近7（常温下）。 如0.10 mol/L的Na2CO3的水解度为4.2%，pH为11.6， 而同一浓度的(NH4)2CO3的水解度为92%，pH为9.3。 酯、多糖、蛋白质等与水作用生成较简单的物质，也是水解： CH3COOC2H5 + H2O —→ CH3COOH + C2H5OH (C6H10O5)n + nH2O —→ nC6H12O6 某些能水解的盐被当作酸（如硫酸铝）或碱（如碳酸钠）来使用。 正盐分四类： 一、强酸强碱盐不发生水解，因为它们电离出来的阴、阳离子不能破坏水的电离平衡，所以呈中性。 二、强酸弱碱盐，我们把弱碱部分叫弱阳，弱阳离子能把持着从水中电离出来的氢氧根离子，破坏了水的电离平衡，使得水的电离正向移动，结果溶液中的氢离子浓度大于氢氧根离子浓度，使水溶液呈酸性。 三、强碱弱酸盐，我们把弱酸部分叫弱阴，同理弱阴把持着从水中电离出来的氢离子，使得溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，使溶液呈碱性。 四、弱酸弱碱盐，弱酸部分把持氢，弱阳部分把持氢氧根，生成两种弱电解质，再比较它们的电离常数Ka、Kb值的大小（而不是水解度的大小），在一温度下，弱电解质的电离常数（又叫电离平衡常数）是一个定值，这一比较就可得出此盐呈什么性了，谁强呈谁性，电离常数是以10为底的负对数，谁负得少谁就大。总之一句话，盐溶液中的阴、阳离子把持着从水中电离出来的氢离子或氢氧根离子能生成弱电解质的反应叫盐类的水解。还有有机物类中的水解，例如酯类的水解，是酯和水反应（在无机酸或碱的条件下）生成对应羧酸和醇的反应叫酯的水解，还有卤代烃的碱性水解，溴乙烷和氢氧化钠水溶液反应生成乙醇和溴化钠叫卤烷的水解，还有蛋白质的水解，最终产物为氨基酸等等。水解反应 （1）含弱酸阴离子、弱碱阳离子的盐的水解，例如：Fe3++3H2O葑Fe(OH)3+3H+，CO32-+H2O葑H2CO3-+OH- （2）金属氮化物的水解，例如：Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑ （3）金属硫化物的水解，例如：Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S↑ （4）金属碳化物的水解，例如：CaC2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2↑ （5）非金属氯化物的水解，例如：PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl 高二化学电离水解部分笔记整理 ————Believe in yourself 电离平衡 一.相关概念 电解质：熔融状态或水溶液中能导电的化合物???????一部分氧化物盐 碱 酸 非电解质：熔融状态或水溶液中都不能导电的化合物?? ? ?? ??四氯化碳蔗糖乙醇 一部分有机物： 4 11221252CCl O H C OH H C 电解质 ?? ?? ? ??? ?????????????2 322 3`324332233 43424342COO)CH Pb HgCl O H NH SO H PO H SiO H S H HF HClO HAc HNO HCO NH NO NH NaCl OH Ba KOH NaOH HClO HNO SO H HCl （、少数盐：弱碱：、、、、、、弱酸：弱电解质、、绝大多数盐：）（、、强碱：、、、强酸：强电解质、 一元强酸与一元弱酸的比较 ② 相同 pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表： 弱电解质的电离平衡 1 ．概念 在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2 ．特征（动态平衡） （1）逆：可逆反应 （2）动：动态平衡 （3）等v （离子化）==v （分子化）≠0 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 （5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 1 ）浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。 电离方程式的书写 要求： ①质量守恒：即：“=”两边原子种类，数目、质量不变。 ②电荷守恒：即：正电荷总数=负电荷总数。 ③元素或原子团的化合价数等于形成的阳离子所带的正电荷数。同理，元素或原子团的负价数等于形成的阴离子所带的负电荷数。离子的个数用阿拉伯数字标在离子符号之前。( 1 ）强电解质，完全电离用“===”， 如：CH3COONH4 ===CH3COO一＋NH4+ A12 ( SO4)3 ==2A13 + + 3 SO42一 ( 2 ）弱电解质，部分电离用“”， 如：CH3COOH CH3COO一＋H+ NH3 ·H2O NH4＋+OH— ( 3 ）多元弱酸，分步电离，以第一步为主 H2CO3H+十HCO3—HCO3—H十十CO32— ( 4 ）多元弱碱一步电离Cu (O H ) 2Cu2++ 2O H— ( 5 ）酸式盐： 强酸的酸式盐完全电离，一步完成NaHSO4 ==Na+十H+十SO42— 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成NaHCO3==Na 十十HCO3— HCO3—H 十+ CO32 — 盐类的水解 定义：在水溶液中盐电离出的阴阳离子与H2O电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应（有弱才水解） 电离平衡 硫酸钡是强电解质吗？ 一元强酸与一元弱酸的比较 ②相同pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表： 弱电解质的电离平衡 在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2 ．特征（动态平衡） （1）逆：可逆反应（2）动：动态平衡 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。 （5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 1 ）浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。 盐类的水解（有弱才水解） 1)单一离子的水解都是微弱的，都用“”连接，气体、沉淀都不加“↑”“↓” 2)多元弱酸盐分步水解，以第一步为主。 例：K2CO3的水解 第一步： 第二步： 3)规律： 有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性。 具体为： 1．正盐溶液 ①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐不一定 如 NH 4CN CH 3CO 2NH 4 NH 4F 2．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 电离程度＞水解程度，呈酸性 电离程度＜水解程度，呈碱性 碳酸氢根 ③常见酸式盐溶液的酸碱性 碱性：NaHCO 3、NaHS 、Na 2HPO 4、NaHS.酸性：NaHSO 3、NaH 2PO 4、NaHSO 4 4) 影响水解的因素： ① 温度：水解反应是吸热反应。所以，升高温度会使盐的水解程度增大。 ② 浓度：溶液浓度越小，实际上是增加了水的量，可使平衡向正反应方向移动，使盐的水解程度增大。（最好用勒夏特列原理中浓度同时减小的原理来解释）。 ③ 加入其它离子（根据酸碱性判断） 同性抑制，异性促进 溶液中的几个守恒关系 （1）电荷守恒：电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零。 （2）物料守恒（原子守恒）：即某种原子在变化过程（水解、电离）中数目不变。 （3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H +]与其它微粒浓度之间的关系式（由电荷守恒及质子守恒推出） 加热浓缩或蒸干盐溶液，是否得到同溶质固体 ① 弱碱易挥发性酸盐 ??→?蒸干 氢氧化物固体（除铵盐） ② 弱碱难挥发性酸盐??→ ?蒸干 同溶质固体 高三化学-水解和电离 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：NaHCO 3 溶液中， c(HCO 3―)＞＞c(H 2 CO 3 )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NaHCO 3溶液中有：c(Na+) ＞ c(HCO 3 -)。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-)。 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。例： 一、盐类水解的实质 盐电离出来的某些离子(一般是弱酸根离子或弱碱阳离子)跟水电离出来的H ＋或OH －结合生成了弱电解质，促使水的电离平衡发生移动，结果溶液中c(H ＋)、c(OH －)发生了相对改变，从而使溶液呈一定的酸碱性。 盐类的水解程度一般都很小，且是可逆反应，书写水解方程式时要用“ ”表示。因水解是微弱的，平衡时生成的弱电解很少，所以一般不会产生沉淀和气体，生成物不应加沉淀符号(↓)或气体符号(↑)。 二、盐类水解的类型和规律 1、强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性，pH ＞7，如CH 3COONa 、NaCO 3 等。 多元弱酸根离子是分步水解的，且第一步水解程度＞＞第二步水解程度，溶液的酸碱性主要决定于第一步水解程度。如Na 2CO 3在水溶液中水解应分两步写：①CO 32－＋H 2OHCO 3－＋OH －，②HCO 3－＋H 2OH 2CO 3＋OH － 多元弱酸的酸式根离子同时具备电离和水解两种趋势：HR －H ＋ ＋R 2－(电离，呈酸性)，HR －＋H 2OH 2R ＋OH －(水解，呈碱性)，这需要具体分析。很显然如果电离趋势占优势，则显酸性，如：H 2PO 4－、HSO 3－，如果水解趋势占优势，则显碱性，如：HCO 3－、HS －、HPO 42－ 等。 2、强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性，pH<7，如NH 4Cl 、Al 2(SO 4)3 3、强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，pH=7，如NaCl 、KNO 3 4、弱酸弱碱盐水解，溶液呈什么性由水解生成的弱酸、弱碱的相对强弱比较来决定。 当遇到某些弱酸弱碱盐两种离子都发生水解，应在同一．．离子方程式中表示，而且因强烈水解，若是水解产物中有气体或难溶物质或易分解物质的话，这类水解往往能进行到底，这样水解方程式应用“=”号表示，并在生成的沉淀和气体的后面标上“↓”或“↑”。如2Al 3＋＋3S 2－＋6H 2O=2Al(OH)3↓＋3H 2S ↑。 5、三大水解规律。 三、影响盐类水解的因素 1、盐类本身的性质 这是影响盐类水解的内在因素。组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。 2、温度 由于盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。 一、盐类水解的实质 盐电离出来的某些离子 (一般是弱酸根离子或弱碱阳离子 )跟水 电离出来的 H ＋或 OH － 结合生成了弱电解质，促使水的电离平衡发生移动，结果溶液中 c(H ＋ ) 、c(OH －)发生了相对改变，从而使溶液呈一定的酸碱性。 盐类的水解程度一般都很小，且是可逆反应，书写水解方程 式时要用 “ ”表示。因水解是微弱的，平衡时生成的弱电解很少，所以一般不会产生沉淀和气体， 生成物不应加沉淀符号 (↓ ) 或气体符号 (↑)。 二、盐类水解的类型和规律 1、强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性， pH ＞7，如 CH 3COONa 、 NaCO 3 等。 多元弱酸根离子是分步水解的，且第一步水解程度＞＞第二步水解程度，溶液的酸碱性主要决定于第一步水解程度。如 23 在水溶液中水解应分两步写：①CO 3 2 － ＋H 2 O HCO － 3 Na CO ＋OH －，② HCO 3－＋H 2O H 2CO 3＋ OH － － 多元弱酸的酸式根离子同时具备电离和水解两种趋势： HR H ＋＋R 2－ ( 电离，呈酸性 ) ， HR － ＋H 2 2 R ＋ － (水解， O H OH 呈碱性 )，这需要具体分析。很显然如果电离趋势占优势，则显酸 性，如：H 2 － － PO HCO 3－ 、HS － 、HPO 42 －等。 2、强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性， pH<7，如 NH 4Cl 、Al 2(SO 4)3 3、强酸强碱盐不水解，溶液呈中性， pH=7，如 NaCl 、KNO 3 4、弱酸弱碱盐水解，溶液呈什么性由水解生成的弱酸、弱碱的相对强弱比较来决定。 当遇到某些弱酸弱碱盐两种离子都发生水解，应在同一．．离 子方程式中表示，而且因强烈水解，若是水解产物中有气体或难溶 物质或易分解物质的话，这类水解往往能进行到底，这样水解方 程式应用 “ =”号表示， 并在生成的沉淀和气体的后面标上 “↓” 或“↑”。如 2Al 3＋ ＋3S 2－ ＋6H 2O=2Al(OH) 3↓＋ 3H 2S ↑。 5、三大水解规律。 三、影响盐类水解的因素 1、盐类本身的性质 这是影响盐类水解的内在因素。组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。 2、温度 由于盐的水解作用是中和反应的逆反应， 所以盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。 高中化学电离水解平衡选择题专项训练部分附 答案 HUA system office room 【HUA16H-TTMS2A-HUAS8Q8-HUAH1688】 电离水解平衡选择题训练 20．50mL浓度为1mol/L的醋酸溶液与100mLNaOH溶液混合后，所得溶液的PH=7(常温下)，则对该溶液的有关叙述正确的是 A．c(Na+)==c(CH 3COO—) B．c(CH 3 COO—)>c(OH—) C．原NaOH溶液的浓度为0.5mol/L D．NaOH溶液的浓度大于0.5mol/L 21．有五瓶溶液分别是：①10mL0.60mol·L－1NaOH水溶液，②20mL0.50mol·L－1H 2SO 4 水溶 液，③30mL0.40mol·L－1HCl水溶液，④40mL0.30mol·L－1HAc水溶液，⑤50mL0.20mol·L －1蔗糖水溶液，以上各瓶溶液中所含离子、分子总数的大小顺序是 A．①>②>③>④>⑤B．②>①>③>④>⑤ C．②>③>④>①>⑤D．⑤>④>③>②>① 22．0.1mol·L－1的下列几种溶液：A.Na 2CO 3 B.CH 3 COONaC.NaClD.NaHCO 3 E.NH 4 Cl，其pH由大 到小的顺序是 A．A>D>B>C>EB．C>E>B>D>AC．A>B>D>E>CD．E>A>B>D>E 23．在FeCl 3和Fe 2 (SO 4 ) 3 的混合溶液中，若不计Fe3+的水解，当溶液中c(Fe3+)=c(SO42－) 时，下列判断正确的是 A．c(Fe3+)＞c(Cl－)B．c(SO42－)＞c(Cl－) C．c(SO42－)＜c(Cl－)D．FeCl3和Fe2(SO4)3的物质的量相等 高中化学电离、水解精品讲义 一、弱电解质的电离 1.电解质：在水溶液中活熔融状态下能导电的化合物。 2.非电解质：在水溶液中或熔融状态下不能导电的化合物。 3.电解质、非电解质、强电解质与弱电解质的比较 类别电解质非电解质强电解质弱电解质 概念溶于水后或熔融状态下能完全电离的电解质,溶于水后只有部分电离的电解质.在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物. 化合物类型 离子化合物、某些共价化合物 电离程度完全电离部分电离不电离溶液中存在的粒子（水分子不计）只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子，既有电离出来的阴、阳离子，又有电解质分子，只有非电解质分子。 实例：绝大多数的盐（包括难溶性盐）；强酸：HCl、HNO3、H2SO4等；强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等极少数盐；弱酸：CH3COOH、H2CO3、HClO 等；弱碱：NH3·H2O、 Cu(OH)2、Fe(OH)3等；水也是弱电解质非金属氧化物：CO2、SO2、ClO2等；部分非金 属氧化物：NH3、CH4、SiH4等；大多数有机物：C2H5OH、C12H22O11（蔗糖）、CCl4等 相同点都是化合物思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。有可能溶于水时就发生了化学变化。 如（1）Cl2??→?溶于水氯水即不是电解质HCl、HClO又不是非电解质，发生电离。 （2）CO2??→?溶于水碳酸溶液↓↓非电解质H2CO3电离。 （3）Na2O ??→?溶于水NaOH溶液↓↓虽不是本身电离子NaOH电离但可在熔融态电离，故它属强电解质。 (1)电解质的强弱与溶解性无关，某些盐如BaSO4、CaCO3等，虽难溶于水却是强电解质，因为它们溶于水的部分是完全电离的，尽管很难测出它们的导电性。某些盐如HgCl2、Pb(CH3OO)2等尽管能溶于水，却部分电离，是弱电解质。 (2)电解质的强弱与溶液的导电性没有必然的联系，其导电能力强弱由自由离子的浓度决定，也与离子所带电荷多少有关，很稀的强电解质溶液的导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强。因此强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。 (3)某些离子型氧化物，如Na2O、CaO、Na2O2等，它们虽然溶于水后的电离出来的自由离子不是自身的，但在熔化时却可自身完全电离，属于强电解质。 (4)强电解质的电离用“=”，弱电解质的电离用“ ”表示。(5)NaHSO4在水溶液中的电离方程式为：NaHSO4=Na++H++SO42-，在熔融时的电离方程式为：NaHSO4=Na++HSO44.电离。 (1)概念：电解质在水溶液中或熔融状态下，离解成自由移动的离子的过程，叫电解质的电离。电离不需通电，且一般为吸热过程。 (2)电离方程式及其书写用化学式和离子符号来表示电解质的电离过程的式子叫电离方程式。书写电离方程式的原则和方法 如下：强电解质：完全电离，符号用“=”。如： HCl=H++Cl- CH3COONH4=CH3COO-+NH4+ Ba(OH)2=Ba2++2OH-。所有强酸、强碱和大部分盐是强电解质。弱电解质：部分电离，符号用“ ”。如：CH3COOH CH3COO-+H+ NH3·H2O NH4++OH-。所有的弱酸、弱碱、水和少部分盐是弱电解质。 高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解 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：NaHCO 3 溶液中， c(HCO 3―)＞＞c(H 2 CO 3 )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NaHCO 3溶液中有：c(Na+) ＞ c(HCO 3 -)。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NaHCO 3 溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO 3―)+c(OH―)+2c(CO 3 2―) 一、弱电解质的电离 1. 电解质：在水溶液中活熔融状态下能导电的化合物。 2. 非电解质：在水溶液中或熔融状态下不能导电的化合物。 3. 电解质、非电解质、强电解质与弱电解质的比较 思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？ 分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。有可能溶于水时就发生了化学变化 如（1）Cl 2 ??→?溶于水 氯水 ↓ ↓ 即不是电解质 HCl 、HClO 又不是非电解质 发生电离 （2）CO 2 ??→?溶于水 碳酸溶液 ↓ ↓ 非电解质 H 2CO 3电离 （3）Na 2O ??→?溶于水 NaOH 溶液 ↓ ↓ 虽不是本身电离子 NaOH 电离 但可在熔融态电离，故它属强电解质 注意： (1)电解质的强弱与溶解性无关，某些盐如BaSO4、CaCO3等，虽难溶于水却是强电解质，因为它们溶于水的部分是完全电离的，尽管很难测出它们的导电性。某些盐如HgCl2、Pb(CH3OO)2等尽管能溶于水，却部分电离，是弱电解质。 (2)电解质的强弱与溶液的导电性没有必然的联系，其导电能力强弱由自由离子的浓度决定，也与离子所带电荷多少有关，很稀的强电解质溶液的导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强。因此强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。 (3)某些离子型氧化物，如Na2O、CaO、Na2O2等，它们虽然溶于水后的电离出来的自由离子不是自身的，但在熔化时却可自身完全电离，属于强电解质。 (4)强电解质的电离用“=”，弱电解质的电离用“ ”表示。 (5)NaHSO4在水溶液中的电离方程式为：NaHSO4=Na++H++SO42-，在熔融时的电离方程式为：NaHSO4=Na++HSO4- 4.电离 (1)概念：电解质在水溶液中或熔融状态下，离解成自由移动的离子的过程，叫电解质的电离。电离不需通电，且一般为吸热过程。 (2)电离方程式及其书写 用化学式和离子符号来表示电解质的电离过程的式子叫电离方程式。书写电离方程式的原则和方法如下： 强电解质：完全电离，符号用“=”。如： HCl=H++Cl- CH3COONH4=CH3COO-+NH4+ Ba(OH)2=Ba2++2OH-。 所有强酸、强碱和大部分盐是强电解质。 弱电解质：部分电离，符号用“ ”。如： CH3COOH CH3COO-+H+ NH3·H2O NH4++OH-。 所有的弱酸、弱碱、水和少部分盐是弱电解质。(3)常见强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HIO3、 HClO4等。 常见强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等。 常见弱酸：CH3COOH、H2CO3、HClO、H2S、H2SO3、HF、HCN、HNO2等。 常见弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等。 (4)注意问题： ①多元弱酸是分步电离的，必须分步书写电离方程式或只写一步；多元弱碱也分步电离，但可按一步电离写出。如氢硫酸：H2S H++HS-，HS- H++ S2-。氢氧化铁：Fe(OH)3 Fe3++OH-。 ②强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式根不完全电离。如NaHSO4：NaHSO4=Na++H++SO42-（水溶液中）。NaHCO3=Na++HCO3-（同时存在HCO3- H++CO32-） ③在熔融状态时NaHSO4=Na++HSO4-（HSO4-中的共价键不断裂）。 ④复盐能完全电离，如KAl(SO4)2：KAl(SO4)2=K++Al3++2SO42- ⑤两性强氧化物同时存在酸式电离和碱式电离，如：H++AlO2-+H2O Al(OH)3 Al3++3OH- 二、弱电解质的电离平衡 1.概念 弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等的状态。 2.特点 ①逆：可逆反应，所有弱电解质的电离都是可逆的，只是达到平衡的前提条件。 ②等：弱电解质分子的电离速率等于离子结成分子的速率，即v电离=v结合。 ③动：动态平衡：v闻子化）=v分子化）≠0。 ④定：平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变。 ⑤变：条件改变，电离平衡被破坏，平衡发生移动，重新达到新的平衡。 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。高二化学电离水解知识点整理
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