弱电解质的电离平衡

1、、弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡（以CH3COOH CH3COO + H+为例）1电离平衡的建立：在一定条件(如温度、浓度)下，当电解质在水溶液中 的速率和离子 的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态2特征：动： 等： 定： 变： 3.电离度和电离常数：电离度：概念：溶液中，弱电解质达到电离平衡时，已电离的物质的量（浓度）与初始物质的量（浓度）的比值。计算公式：= 100【练习】：25时,在0.5L0.2mol/L的HA溶液中,有0.01mol的HA电离成离子,则该温度下HA的电离度为： 影响因素：（主要是内因，但是内因改变不了。能改变的外因，有下面两种）a、温度：（电离是一个吸热的

2、过程）温度升高，电离度 ，温度越低，电离度 。 b、浓度：浓度越大，电离度 ，浓度越小，电离度 。【练习】：比较电离度大小：（填“”或“”号）20时，0.01mol/LHCN溶液 40时0.01mol/LHCN溶液。10时0.01mol/LCH3COOH溶液 10时0.1mol/LCH3COOH溶液电离常数（跟化学平衡常数一样） 概念：一定温度下，弱电解质的电离达到平衡时，电离所产生的各种离子浓度的乘积跟未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示（酸用Ka表示，碱用Kb表示）表达式：对于CH3COOH CH3COO + H+ ， 有Ka=【练习】：写出N

3、H3H2O的电离平衡常数NH3H2O NH4+ +OH Kb= 25时,在0.5L0.2mol/L的HA溶液中,有0.01mol的HA电离成离子,则该温度下HA的电离常数为： 【注意】：对于多元弱酸，电离是分步进行的，每步都有自己的电离常数，用K1、K2等表示：如： H2S H+ + HS Ka1=HS- H+ + S2- Ka2= 通常情况下，K1 K2 K3影响因素： （K值只随T的变化而变化，电离是吸热过程，随T的升高而升高）。意义：反映弱酸酸性、弱碱碱性强弱。 一定温度下，Ka越大（多元弱酸以Ka1为依据），弱酸电离程度越大，溶液浓度相同时，c(H+)越大，弱酸的酸性越强。【练习】：、

4、298K时，醋酸，碳酸和硼酸的电离常数分别是1.7510-5、4.410-7(第一步电离)和5.810-10则醋酸、碳酸和硼酸的酸性从大到小排列： 、在18时，H2SO3的Kl1.510-2、K21.010-7，H2S的Kl9.110-8、K21.110-12，则下列说法中正确的是 （双选）A. 亚硫酸的酸性弱于氢硫酸 B. 亚硫酸的酸性主要由第一步电离决定C. 氢硫酸的酸性弱于亚硫酸 D. 氢硫酸的酸性主要由第二步电离决定、已知25时，氢氟酸（HF）的电离常数Ki为3.5310-4，乙酸（CH3COOH）的电离常数Ki为1.7510-5。关于该温度下，浓度同为0.10molL这两种酸的电离度

5、大小判断正确是（ ）。A氢氟酸的电离度小于乙酸的电离度 B氢氟酸的电离度等于乙酸的电离度C氢氟酸的电离度大于乙酸的电离度 D无法判断4. 弱电解质电离平衡的移动：（以0.1mol/LCH3COOH溶液中的平衡移动）符合 化学平衡移动 原理（勒夏特列原理）温度：（电离是一个吸热的过程）升高温度，电离平衡向 方向移动，电离度 （填增大或减小）。【注意】：此时的电离度增大，因体积不变，离子浓度也增大浓度：加水稀释，电离平衡向 方向移动，电离程度 。【注意】：此时的电离度增大，因总体积的增大，离子浓度反而会减小同离子效应：向0.1 molL1的CH3COOH溶液中加入CH3COONa晶体或加入0.1

6、molL1的稀硫酸，电离平衡向 方向移动，电离程度 。发生反应的离子：向0.1 molL1的CH3COOH中加入Na2CO3固体电离平衡向 移动，电离程度 。电离常数与电离平衡移动的关系： 弱电解质在水溶液中达到电离平衡，有Ka= 。若改变条件，引起c(H+)、c(CH3COO-)、c(CH3COOH)发生变化，则会引起Ka与不再相等，平衡会移动： 若Ka，则平衡向右移动，直到重新相等，建立平衡 若Ka，则平衡向左移动，直到重新相等，建立平衡【总结】：电离平衡的移动，就是为了使平衡常数保持恒定。【练习】1.对氨水溶液中存在的电离平衡NH3H2O NH4OH，下列叙述正确的是()A加水后，溶液中

7、n(OH)增大B加入少量浓盐酸，溶液中c(OH)增大C加入少量浓NaOH溶液，电离平衡向正反应方向移动D加入少量NH4Cl固体，溶液中c(NH4)减小2.20时H2S饱和溶液1 L，其浓度为0.1 molL1，其电离方程式为H2SHHS，HSHS2，若要使该溶液中H浓度增大，同时使S2浓度减小，可采取的措施是()A加入适量的水 B加入适量的NaOH固体C加入适量的SO2 D加入适量的CuSO4固体3、填下面表格：CH3COOH H+ + CH3COO-改变条件平衡移动方向电离度n(H+)c(H+)n(CH3COO-)c(CH3COO-)n(CH3COOH)c(CH3COOH)升高温度加水稀释加

8、冰醋酸加CH3COONa加HCl加NaOH加镁粉4.在25时，用蒸馏水稀释1mol/L的醋酸溶液至0.01mol/L，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是（ ）A c(H+)/ c(CH3COOH) B c(CH3COO-)/ c(H+)C c(CH3COOH)/ c(CH3COO-) D c(H+)c(CH3COO-)/ c(CH3COOH)5.（2011全国新课标）将浓度为0.1molL-1HF.溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是（ ）A. c（H+） B. C. D. 6.已知相同条件下，HClO的电离常数小于H2CO3的第一级电离常数。为提高氯水中HClO的浓度，可加入

9、：A .HCl B.CaCO3 C H2O D NaOH（溶液）7.已知0.1 mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COOH，要使溶液中c(H)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是(双选)A加少量烧碱溶液 B升高温度 C加少量冰醋酸 D加水二、一元强酸与一元弱酸的比较：比较项目c(H+)pH或物质的量浓度中和氢氧化钠的量与足量Zn反应生成H2的起始速率与足量Zn反应生成H2的体积加入相应盐后pH变化等浓度，等体积的盐酸和醋酸相同pH、相同体积的盐酸和醋酸【练习】1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B100 mL 0.1

10、mol/L的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠CpH3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 2有0.1 mol/L的盐酸(a)、硫酸(b)、醋酸(c)各50 mL，试比较：(1)三种酸中氢离子浓度由大到小的顺序是_；三种酸的pH由大到小的顺序是_(填字母代号，下同)。(2)三种酸跟足量的锌反应，开始时产生H2的速率由大到小的顺序是_。(不考虑Zn的纯度及表面积等问题)(3)三种酸跟足量的锌反应产生H2的体积由大到小的顺序是_。(4)三种酸分别跟0.1 mol/L的NaOH溶液中和，消耗NaOH体积由大到小的顺序是_。3. (2010全国理综)相同体

11、积、相同pH的某一元强酸溶液和某一元中强酸溶液分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是()4.（08天津卷）醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOHHCH3COO，下列叙述不正确的是（ ）A醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c（H）c（OH）c（CH3COO）B0.10mol/L的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液中c（OH）减小CCH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动D常温下pH2的CH3COOH溶液与pH12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH75.某温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡pH 值随溶液体积变化的曲线如

12、下图所示。据图判断正确的是A为盐酸稀释时pH值变化曲线Bb点溶液的导电性比c点溶液的导电性强Ca点Kw的数值比c点Kw的数值大Da点酸的总浓度大于b点酸的总浓度 6下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是A弱电解质的电离平衡常数就是电解质加入水后电离出的各种离子浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值B弱电解质的电离平衡常数只与弱电解质的本性及外界温度有关C同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；弱碱的电离平衡常数越大，碱性越弱D多元弱酸的各级电离常数相同8、（08年广东化学18）电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终应。右图是KOH溶液分别

13、滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是 10.一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速度，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的NaOH固体 H2O NH4Cl固体 CH3COONa固体 NaNO3固体 KCl溶液A B C D 14在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示，请回答： （1）“O”点导电能力0的理由_。（2）a、b、c三点溶液的pH由小到大的顺序为_。（3）a、b、c三点溶液中电离度最大的是_。（4）若使c点溶液的CH3COO增大，溶液的pH也增

14、大，可采取的措施为 ；15在0.1molmol-1的氨水溶液中，存在如下电离平衡：NH3+H2ONH4+OH（正反应为吸热反应）。在此平衡体系中，若按下列情况变动，请将变化情况增大用“”，减小用“”向左用“”，向右用“”填入表中。条件的变化通氨气加水加NaOH(s)加NH4Cl(s)通CO2电离平衡移动的方向n(OH)c(OH)c(NH3H2O)导电能力16（1）将等质量的锌粉分别投入10mL 0.1molL-1 HCl和10mL 0.1molL-1的CH3COOH的溶液中。若锌不足量，反应较快的是 ；若锌过量，产生氢气的量的关系为 。（2）将等量的锌粉分别投入（H+）均为0.1molL-1、

15、体积均为10mL的盐酸和醋酸溶液中。若锌不足量，反应快的是 ；若锌过量，产生氢气的量的关系为 。17已知HClO是比H2CO3还弱的酸，氯水中存在下列平衡：Cl2+H2OHCl+HClO，HClOH+ClO，达到平衡后要使HClO浓度增加，可加入下列物质 （填代号）ASO2 BNa2CO3 CHCl DNaOH由此说明在实验室可用排饱和食盐水收集Cl2的理由是 。、水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离和水的离子积1水的电离、水是一种极弱的电解质，自身能微弱的电离： 常写作： H2O + H2OH3O+ + OH- H0 或者 H2O H+ + OH- H0 实验测得：25时，1L水中只有110-

16、7mol的水分子发生电离，故25时，纯水中c(H+)= c(OH-)= mol /L.水的电离度 对于水 c(H2O)=(1000g/L)/(18g/mol) 55.6mol/L(常数).常温时 水=10-7/55.6=1.810-9=1.810-7%所以水是一种 的电解质.比水还难电离的物质通常看作是 .2水的离子积 在一定温度下，c(H+)和c(OH-)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称 ，用符号Kw表示。KW c(H+)c(OH-) 一定温度下，Kw是一个常数：25时，Kw ，而在100时Kw=c(H+)c(OH)=5.510-13水的电离是个吸热的过程:温度升高，Kw 。【注意

17、】：水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于酸、碱的水溶液。如25时，不管是酸性溶液还是碱性溶液，都有H+和OH-并存，且Kw=c(H+)c(OH-)=10-14.在任何溶液中，水电离出来的c(H+)和c(OH-)总是相等的，即c(H+)水=c(OH-)水。【练习】：某温度下，纯水中c(H+)=210-7mol/L，则此时c(OH-)= ；该温度下向纯水中滴加盐酸，使c(H+)=510-6mol/L，则此时c(OH-)= 。3、影响水的电离程度大小的因素: 、温度的影响规律:升高温度,水的电离程度 .、溶质对水电离度的影响:加入酸, c(H+)增大,水的电离平衡向 移动,水的电

18、离程度 。加入碱, c(OH-)增大,水的电离平衡向 移动,水的电离程度 。加入因水解而使溶液呈酸性或呈碱性的盐,使水的电离程度 。加入因电离而使溶液呈酸性的酸式盐, 如:NaHSO4、NaHSO3和NaH2PO4等,相当于加入酸的作用,使水的电离程度 。 【练习】：填表格条件变化移动情况电离程度c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)关系Kw变化纯水c(H+) c(OH-)升温c(H+) c(OH-)加HClc(H+) c(OH-)加NaOHc(H+) c(OH-)加NH4Clc(H+) c(OH-)加CH3COONac(H+) c(OH-)加NaClc(H+) c(OH-)加Nac(

19、H+) c(OH-)【总结】：温度：温度升高， 水的电离； 酸、碱 水的电离；（填促进或抑制）；盐类水解能 水的电离。（填促进或抑制）。、向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的（ ） A、pH值升高 B、H+和OH-的乘积增大 C、酸性增强 D、OH-离子浓度减小、下列操作会使水的电离平衡向电离方向移动，且pH7的是A向水中加少量Na2CO3B向水中加少量FeCl3C向水中加少量NaHSO4D将水加热到90、25 时，水的电离达到平衡：H2O H+OH；H0，下列叙述正确的是（ ）A向水中加入氨水，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，KW不变

20、C向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H)降低D将水加热，KW增大，pH不变二、溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系 溶液酸碱性的判断主要是看 和 的相对大小.c(H+) c(OH-)，溶液呈中性；c(H+) c(OH-)，溶液成酸性，且c(H+)越 ，酸性越强；c(H+) c(OH-)，溶液成碱性，且c(OH-)越 ，碱性越强。【练习】、在25时，Kw=c(H+)c(OH-)=10-14，所以25时：中性溶液 c(H+) c(OH-)= mol/L酸性溶液 c(H+) 10-7mol/L c(OH-)；碱性溶液 c(H+) 10-7mol/L c(OH-)。三、水电

21、离出的c(H)或c(OH)的计算(25时) (1)中性溶液：c(H)c(OH)1.0107mol/L。(2)酸性溶液H来源于 的电离和 的电离，而OH只来源于 。【练习】：25时 c(H)浓度为0.01mol/L的盐酸中，水电离出的c(H)= mol/L。(3)碱性溶液OH来源于 电离和 电离，而H只来源于 。【练习】：25时c(OH)浓度为0.01mol/L的NaOH溶液中，水电离产生的c(OH) mol/L。(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液：H和OH均由 电离产生。【练习】：c(H)浓度为0.01mol/L的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H) mol/L；c(OH)浓度为0.01mol/L

22、的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH) mol/L。四、溶液的酸碱性与pH的关系（PH适用于表示稀溶液的酸碱性，区间014）。 pH:水溶液里c(H+)浓度的负对数叫做pH，即pH= c(H+)越大，pH越 。溶液的 越强；反之亦然。c(H+)增大十倍，pH 【注意】：、常温下（25），若pH ，溶液呈中性；pH ，溶液呈中性；pH ，溶液呈中性。、pOH的定义和求法类似于pH【练习】：(1)某温度下,某溶液的pH=7,该溶液一定是中性溶液吗? (2)某温度下纯水的c（H+）=2.010-7mol/L。在此温度下，某溶液中由水电离出的c（H+）为4.010-13mol/L，则该溶液的pH值

23、可能是 。（lg4=0.6）pH测定方法：pH计、pH试纸、酸碱指示剂等 pH试纸操作方法：用洁净的玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸的中部，与标准比色卡对照，读出溶液的pH。常用酸碱指示剂及其变色范围：石蕊： 红 紫 蓝 变色范围 5.08.0 酚酞： 无 浅红 红 变色范围 8.210.0 甲基橙： 红 橙 黄 变色范围 3.14.4 pH试纸： 红 黄 蓝五、pH的计算：单一溶液：先判断溶液的酸碱性，再进行如下分析。强酸：先求出溶液c(H+)，再通过pH-lgc(H+)求溶液的pH:【练习】、常温下（25），0.01 molL-1HCl溶液的pH为 、常温下（25），将含4.910-3gH2S

24、O4的溶液稀释致1L，所得溶液的pH值为 强碱：先求出溶液c(OH-)，再通过c(H+)Kw/c(OH-)求出溶液中c(H+)，最后求得溶液pH。【练习】、常温下（25），0.001 molL-1NaOH溶液的pH为 。、常温下（25），某KOH溶液中，c(H+)=110-10 molL-1，则该溶液的pH为 。【总结】：求pH的顺序是：c(OH-) c(H+) pH弱酸 【练习】求25时，0.1 molL-1HCN溶液的pH 值。（已知Ka（HCN）=4.910-10，lg7=0.85）弱碱【练习】求25时，0.1 molL-1NH3H2O溶液的pH 值(Kb=1.810-5，只需列出式子)

25、。两种溶液混合后pH的计算两种强酸混合：（先求n(H+)总, 除以总体积，求出c(H+)总）【练习】pH=3和 pH =5的盐酸等体积混合，求混合溶液的pH 值（lg5.05=0.7、 lg2=0.3）。【思考】若把上题改为：pH=3的盐酸和pH =5的硫酸等体积混合，则混合溶液的pH为 【规律】a、当两强酸溶液pH差2时，等体积混合液的pH=pH小+0.3（把稀溶液（pH较大的）当作水来处理）,如pH=1和 pH =5的盐酸等体积混合后，溶液的pH为 两种强碱混合：【练习】将pH 值为8的NaOH溶液与pH值为10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中的c(H+)最接近于 。混合液的pH为 （A

26、）(10-8+10-10) molL-1 （B）(10-8+10-10) molL-1 （C）(110-14+510-5) molL-1 （D）210-10 molL-1 （E）9.7 （F）8.3【解题思路】先求混合液的c(OH-)，再求混合液的c(H+)pH。【规律】b、当两强碱溶液pH差2时，等体积混合液的pH=pH大0.3。强酸与强碱的混合：先判断溶液酸碱性（看中和后剩余的是H+还是OH）： a、若呈酸性：直接求混合后的c(H+)，再代入公式，求pHb、若呈碱性：先求混合后的c(OH-)总, 再通过c(H+)Kw/c(OH-)求出溶液中c(H+)，再求pH【练习】、100 mL0.6

27、molL-1盐酸加到等体积0.4 molL-1NaOH溶液中，所得溶液中的 pH值是( )。（A）0.2 （B）0.7 （C）1.0 （D）2.0 、等体积的0.1mol/L的盐酸与0.06mol/L的Ba(OH)2溶液混合后，溶液的pH等于（ ） A2.0 B12.3 C1.7 D12.0六、溶液的稀释1、强酸、强碱稀释：对于强酸溶液，c(H+)每稀释10倍，pH增大1个单位，但不突破7。如：pH=3盐酸10 mL稀释至 1 L，其稀释液pH为 。【思考】pH=5的盐酸1 mL稀释至 1 L ，溶液的PH是否等于8？对于强碱溶液，c(OH-)每稀释10倍，pH减小1个单位，但不突破7。如：p

28、H=13NaOH溶液10 mL稀释至 1 L，其稀释液pH为 。2、弱酸、弱碱的稀释：弱酸、弱碱稀释过程中会促进电离，所以pH变化不如强酸、强碱时大【练习】：、pH=4的醋酸体积稀释至原来的10倍，则pH值大小范围 pH 、（2011福建高考10）常温下0.1molL1醋酸溶液的pH=a，下列能使溶液pH=(a1)的措施是A将溶液稀释到原体积的10倍 B加入适量的醋酸钠固体C加入等体积0.2 molL1盐酸 D提高溶液的温度七、酸碱中和滴定1.概念：用 已知浓度的酸（碱） 来测定 未知浓度的碱（酸） 的实验方法。2.原理：n(H+) = n(OH-) 即：aV(酸)c(酸)bV(碱)c(碱)

29、3.酸式滴定管、碱式滴定管应用和区别4.误差分析【练习】：、（2011海南）用0.1026molL-1的盐酸滴定25.00mL未知浓度的氢氧化钠溶液，滴定达终点时，滴定管中的液面如下图所示，正确的读数为A. 22.30mL B. 22.35mL C. 23.65mL D. 23.70Ml、上题中，c(OH)= （只用列式子）【综合练习】：1、25，某电解质的水溶液中，由水电离出的氢离子浓度c(H)为110a mol/L，下列说法不正确的是()A：a7时，水的电离一定受到抑制；C：a7时，溶液的pH为a或14a2、对于常温下pH为1的HNO3溶液，下列叙述正确的是(双选)A该溶液1 mL稀释至1

30、00 mL后，pH等于3B向该溶液中加入等体积、pH为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和C该溶液中硝酸电离出的c(H)与水电离出的c(H)的比值为1012 D该溶液中水电离出的c(H)是pH为3的硝酸中水电离出的c(H)的100倍3、25时，水的电离达到平衡：H2O HOH，下列叙述正确的是(双选)A向水中加入稀NaOH溶液，平衡逆向移动，c(OH)降低B向水中加入少量固体NH4Cl，平衡正向移动，c(OH)降低C向水中加入少量固体碳酸钠，c(H)减小，KW不变D将水加热，KW增大，pH不变4、下列叙述正确的是 A95纯水的pHb B在滴有酚酞溶液的氨水中，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液

31、的pH B、 C、 D、3.条件：盐中必须有 或 4.特征：、水解，形式上可以看作是酸碱中和反应的你反应：盐+水 酸 + 碱，H 05.盐类的水解规律：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解；都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性。盐的类型实例是否水解pH水解的离子酸碱性强酸强碱盐NaCl、KNO3不水解pH=7中性强酸弱碱盐NH4Cl、CuSO4pH 7强碱弱酸盐Na2S、Na2CO3pH 7【注意】：越弱越水解，用来比较盐溶液中的离子浓度、溶液的pH等【练习】：、下列溶液中，因为电离产生的离子发生水解而显酸性的是： A、NaHCO3 B、NaHSO4 C、CuSO4 D、Ca（NO3）2、常温时，

32、浓度均为0.1mol/L的CH3COONa、Na2CO3和NaHCO3溶液，pH大小顺序： 、在溶液中不能发生水解的离子是 （ ）A. HS- B. CO32- C. Fe3+ D.Br-判断下列水溶液的酸碱性NH4Cl 、NaClO 、AgNO3 、Na2CO3 、AlCl3、 CH3COONa 、CuCl2 、Na2SO4 、FeCl3 、NaNO3 、NaCl 、Na3PO4 6.水解表示方法、用化学方程式表示：如FeCl3+3H2OFe(OH)3+3HCl；、用离子方程式表示：如NH4+H2ONH3H2O+H+；、书写水解反应的离子方程式的注意事项：程度较小的水解用“”。、水解的程度一

33、般较 ，不易产生气体或沉淀，因此一般不标“”或“”；7.分项分析： 、一元弱碱强酸盐或一元弱酸强碱盐CH3COO-+H2O NH4+H2O 、多元弱酸强碱盐（分步水解） CO32-+H2O 【注意】：多元弱酸的电离常数Ka1Ka2Ka3,所以水解时，弱酸酸根的水解程度比其酸式酸根的水解成都大，如CO32-、S2-的水解程度（碱性）分别比HCO3-、HS-大（强）、多元弱碱强酸盐（一步水解） Fe3+H2O 、弱酸的铵盐CH3COO-+ NH4+H2O 两种离子水解相互促进，增大了水的电离程度，但其水解程度仍然很小，故称“不完全双水解”、完全双水解（因为彻底水解，所以用“=”“”“”）Al3+3

34、CO32-+3H2O Al3+3HCO3- （泡沫灭火器原理） Al3+3S2- Al3+3AlO2-+6H2O (制Al(OH)3的方法)【注意】：常见双水解的还有Fe3+和CO32-、HCO3- ；NH4+ 和AlO2-、SiO32-等 二、酸式强碱盐溶液酸碱性的判断、强酸的酸式盐只电离，不水解，一定显酸性如：NaHSO4=Na+H+SO42-、弱酸酸式盐存在两种趋势：即存在电离平衡，有存在水解平衡对于NaHSO3，电离大于水解，所以溶液显 性对于NaHCO3、NaHS等，水解大于电离，所以溶液显 性三、影响水解平衡的因素 、内因越弱越水解例如：酸性HFCH3COOH,所以水解程度NaF

35、CH3COONa多元弱酸正盐的水解，第一步反应远远大于第二步原因是正盐阴离子与H+结合的能力比酸式盐阴离子结合能力强，并且第一步水解产生的OH-对第二步水解有抑制作用。、外因温度：温度升高，水解程度 。浓度：盐溶液越稀，水解程度越 ，反之亦然溶液酸碱性四、盐类水解的规律1.阳离子水解的规律（以FeCl3+3H2OFe(OH)3+3HCl为例）条件移动方向n(H+)pHFe3+水解程度现象升温通入HCl加H2O2.阴离子水解规律（以醋酸钠水解为例）不同条件对CH3COONa水解平衡的影响水解平衡离子方程式CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-条件改变内容V(正)、V(逆)的关系平衡移动方

36、向c(OH-)变化pH变化增大c(CH3COO-)减小c(CH3COO-)增大c(OH-)减小c(OH-)增大c(CH3COOH)减小c(CH3COOH)加水升高温度降低温度【练习】：、下列操作中，能使水的电离平衡向右移动且溶液呈酸性的是 （ ）A 向水中加入NaHSO4溶液 B 向水中加入Al2(SO4)3溶液C 向水中加入Na2CO3溶液 D 将水加热到100，使pH6E在水中加小苏打F在水中加稀疏酸 G在水中加明矾固体、把下列溶液加水稀释，溶液中每种离子的浓度都不会增加的是 （ ）ACH3COOH溶液 BNaCl溶液 CNaOH溶液 DFeCl3溶液五、盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱

37、性和比较盐溶液酸碱性的强弱时：如：相同条件，相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaOH 、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液，pH值由大到小的顺序为： 2.比较离子浓度大小3.判断溶液中离子能否大量共存。如： Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)等因为进行双水解相互促进且进行比较彻底而不能大量共存，其特点是相互水解成沉淀或气体。4. 某些盐溶液加热蒸干产物加热蒸干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。5. 配制盐溶液（加对应的酸防止水解）6.泡沫灭火器原理（NaHCO3、Al2(SO4)3） 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