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

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 氯水

↓ ↓

即不是电解质 HCl、HClO

又不是非电解质 发生电离

（2）CO2 碳酸溶液

↓ ↓

非电解质 H2CO3电离

（3）Na2O 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：

CH3COOHCH3COO-+H+

NH3·H2ONH4++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：H2SH++HS-，HS-H++ S2-。氢氧化铁：Fe(OH)3Fe3++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-+H2OAl(OH)3Al3++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。

3.电离平衡的因素

与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起移动。以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例：

三、电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素

①自由移动离子浓度的大小。（主要决定因素）湿度一定，离子浓度越在，导电能力越强。

②湿度：湿度越高，导电能力越强。（与金属导电相反）

③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。

由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。

如：醋酸的导电能力可比极稀HCl溶液强。 CaCO3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差。

思考：若在某溶液中加入一种物质，出现沉淀，则溶液的导电能力一定减弱吗？（湿度不变）

分析：不一定。关键要看溶液中离子浓度有无显著变化。如：

（1）若在H2SO4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO4沉淀和极难电离的水，使溶液中离子浓度降低，导电能力降低。

（2）若在H2SO4溶液中加BaCl2，虽有沉淀BaSO4生成，但同时生成了HCl，相当于1molSO42-被2molCl-替，故导电能力有所增强。

（3）若在HCl溶液中加AgNO3，则导电能力几乎不变。

三、水的电离平衡

1.实验证明，纯水微弱的导电性，是极弱的电解质：

2.25℃1LH2O的物质的量n(H2O)= =55.6(mol)共有10-7mol发生电离

H2O H++OH-

起始(mol) 55.6 0 0

电离(mol) 10-7 10-7 10-7

平衡(mol)55.6-10-7 10-7 10-7

25℃[H+]·[OH-]= 10-7=10-14=Kw的离子积常数。

2．影响Kw的因素

Kw与溶液中[H+]、[OH—]无关，与湿度有关。

水的电离为吸热过程，所以当湿度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。

例如100℃，1LH2O有10-6mol电离，此时水的离子积常数为Kw=10-6·10-6=10-12.

3.影响水的电离平衡因素

（1）湿度，升湿度促进水的电离，降温则相反

（2）向纯水中引入H+或OH—，会抑制水的电离

（3）向纯水中引入弱酸酸根阴离子或弱碱阳离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实质。

酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算。（列表比较如下：）

注[H+]水、[OH—]水指水电离出的H+、OH—浓度。[H+]水、[OH—]指指溶液中的H+、OH-浓度

由上表可得重要规律：

（1）在任意湿度、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H+]水≡[OH-]水

（2）酸和碱对水的电离均起抑制作用

①只要碱的pH值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。

②若酸溶液的pH值与碱溶液的pOH值相等，则两种溶液中水的电离度相等。

如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的[H+]水=[OH-]水==10-11mol/L

（3）在凡能水解的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱的碱盐的pH和强碱弱酸盐的pOH值相等时（同一湿度），则促进程度相等。

（4）较浓溶液中水电离出[H+]的大小：

①酸溶液中[OH-]等于水电离的[H+]

②碱溶液中[H+]等于水电离的[H+]

③强酸弱碱盐溶液中的[H+]等于水电离出[H+]

④强碱弱酸盐溶液中的[OH—]等于水电离出的[H+]

如pH=4的NH4Cl溶液与pH=10的NaAc溶液中，（室温）由水电离出的[H+]水=[OH—]水==10-4mol/L

四、盐类的水解

1.盐类水解的实质及规律

(1)盐类水解的定义

盐电离出来的一种或多种离子跟水电离出来的H+或OH-生成弱电解质的反应叫盐类的水解。如：NH4Cl水解：NH4Cl+H2O NH3·H2O +HCl

又如CH3COONa水解：CH3COO-+H2O CH3COOH +OH-

(2)盐类水解的实质

盐电离出来的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性，从而促进了水的电离。

(3)盐类水解的条件

①盐必须溶于水中。

②盐中须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子（有弱才水解，强酸强碱盐不水解）。

(4)盐类水解的特征

①从形式上看，盐类的水解可看做酸碱中和反应的逆反应：盐+水酸+碱

②水解反应为吸热反应。（∆H＞0）

③强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解反应程度一般较小，因此水解方程式中的生成物一般不写“↓”和“↑”，不写成分解产物的形式，如H2CO3不写为CO2和H2O。

(5)盐类水解的规律

规律：有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱双水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。

1 组成盐的弱碱阳离子（M+）能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子（A-）能水解显碱性。

M++H2O MOH +H+

A-+H2O HA +OH-

②盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，溶液碱性（或酸性）越强。

③多元弱酸根，正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，如CO32-比HCO3-的水解程度大，溶液的碱性更强。

④双水解，双水解反应的离子方程式的书写遵循“有氢无水，无氢有水”的规律，如：

Al3++ 3HCO3- Al(OH)3↓ +3CO2↑

HCO3-中有氢，虽水解过程中有水参加反应，但水解后又有水生成，且量相等，故离子方程式中无水的分子式。

2Al3++S2-+ 6H2O Al(OH)3↓ +3H2S↑

Al3+、S2-无氢，故方程式中出现水的化学式。

NH4+同SiO32-、AlO2-要考虑双水解；Al3+同S2-、SiO32-、CO32-、HCO3-、ClO-、AlO2-等要考虑双水解；

Fe3+同SiO32-、CO32-、HCO3-、ClO-、AlO2-等要考虑双水解。

2.盐类水解离子方程式的书写

(1)左边写水解的离子符号和水的化学式，右边写生成的弱电解质的化学式和相应生成的H+（或OH-）。

(2)由于水解较弱，除完全双水解以外，一般都不可能进行完全，所以中间用“”连接，但完全双水解中间用“=”连接。

(3)除完全双水解外，在生成物中一般不标气体符号“↑”和沉淀符号“↓”，但完全双水解要标。

(4)多元弱酸根的正酸根离子的水解是分步进行的，其水解离子方程式要分步写，不能一步完成，其水解程度正酸根离子要远大于酸式酸根离子。

现就盐类水解的离子方程式的书写方法与步骤举例说明如下：

NH4Cl：NH4Cl+H2O NH3·H2O +HCl

NaCO3：CO32-+H2O HCO3-+OH-，HCO3-+H2O H2CO3+OH-

Al2(SO4)3：Al3++ 3H2O Al(OH)3 +3H+

NaAlO2：AlO2-+H2O Al(OH)3 +OH-

NH4HS：NH4++HS-+H2O NH3+H2S

双水解：

Al3+与CO32-：2 Al3++ 3CO32-+3H2O== Al(OH)3↓+ CO2↑

Al3+与AlO2-：Al3++AlO2-+6H2O== 4Al(OH)3↓

3.影响盐类水解平衡的因素

(1)内因

主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大（越弱越水解）。

(2)外因

①温度：水解过程是吸热过程，故升温使水解程度增大，反之则减小。

②浓度：盐溶液越稀，水解程度越大，反之越小。外加酸、碱等物质抑制或促进盐的水解。

盐的浓度越大，水解程度越小，但水解产生的H+浓度或OH-浓度越大，该盐溶液的酸性（或碱性）比该盐的稀溶液酸性（或碱性）强。

③外加酸碱液对盐水解反应的影响：

向盐溶液中加入H+，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH-，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。

4.盐类水解的应用

(1)判断盐溶液的酸碱性（或pH范围）。例如，AlCl3溶液的pH＜7， 显酸性。

(2)判断酸碱完全中和（恰好反应）时溶液的酸碱性。例如，等体积、等物质的量浓度的氨水跟盐酸混合后，因为完全反应生成了强酸弱碱盐NH4Cl，故pH＜7， 显酸性。

(3)比较盐溶液中离子浓度的大小或离子数目的多少。例如，在碳酸钠晶体中，n(Na+)=2n(CO32-)，但在Na2CO3溶液中，由于CO32-的水解c(Na+)＞c(CO32-)。

(4)配制盐溶液。配制强酸弱碱盐（如含Fe3+、Al3+、Cu2+、Sn2+、Fe2+的盐）溶液时，加入少量对应酸以防止水解。

配制弱酸强碱盐时，加入少量对应的碱以防止水解。例如，配制Na2S溶液时，需加入少量的NaOH固体，以抑制S2-的水解。

(5)利用盐水解的原理，使某些弱碱阳离子水解生成氢氧化物沉淀而将其除去。例如，固体KNO3中含有Fe( NO3)3时，先将其溶于蒸馏水中，再加热，使Fe3+水解生成Fe(OH)3沉淀后过滤除去。又如，在酸性MgCl2溶液中混有FeCl3，要除去Fe3+，可利用Fe3+比Mg2+水解程度大得多的原理，向溶液中加入MgO、Mg(OH)2或MgCO3等，使Fe3+转变成Fe(OH)3沉淀除去。

(6)Mg、Zn等较活泼金属溶于某些强酸弱碱盐（如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等）溶液中，产生H2。例如，将镁条投入浓NH4Cl溶液中，有H2、NH3两种气体产生。有关离子方程式：

NH4++H2O NH3·H2O +H+；

Mg+ 2H+= Mg2+ +H2↑；

NH3·H2O= NH3↑+ H2O

(7)用铁盐、铝盐等作净水剂。铁盐、铝盐易发生水解：Fe3++ 3H2O Fe(OH)3 +3H+，Al3++ 3H2O Al(OH)3 +3H+。水解后生成的Fe(OH)3、Al(OH)3胶体能吸附水中的悬浮物而使水澄清。

(8)挥发性酸对应的盐（如AlCl3、FeCl3等）加热蒸干、灼烧。例如，将FeCl3溶液加热蒸干、灼烧，最后的固体残留物为Fe2O3。原因是FeCl3+ 3H2O Fe(OH)3 +3HCl，升温促进了FeCl3的水解，同时加热使生成的HCl从溶液中逸出而产生大量的Fe(OH)3，蒸干后再灼烧，反应的化学方程式：Fe(OH)3= Fe2O3 +3H2O。

(9)某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解。如：Na2CO3、NaHCO3溶液，因CO32-、HCO3-水解使溶液呈碱性，OH-与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶口与瓶塞粘结，因而不能用带玻璃塞的实际瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。

(10)水解显酸性的溶液与水解显碱性的溶液混合——双水解反应。强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水溶液相遇时，如果水解时所生成的氢氧化物溶解度小于两种盐按复分解反应方式进行反应所生成的难溶盐的溶解度时，将发生双水解反应。因反应能进行到底，故书写双水解反应的化学方程式时要用“=”和“↑”、“↓”。

例如，将Al2(SO4)3溶液与NaHCO3溶液混合发生反应：Al3++3 HCO3-=3Al(OH)3↓+ 3CO2↑（泡沫灭火器原理），又如氯化铝溶液与偏铝酸钠溶液混合，也发生双水解：3 AlO2-+ Al3++6H2O=4Al(OH)3↓。

此外，还有盐溶液的鉴别、化肥的混施等也需要考虑盐类的水解。

五、难溶电解质的溶解平衡

1.固体物质的溶解度

在一定温度下，某固体物质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。溶解度的符号是S，单位是g，定义式是。

从溶解度这一角度讲，可将物质进行如下分类：

注：绝大多数固体的溶解度随温度的升高而增大，如KNO3、CuSO4等，少数物质的溶解度随温度升高，变化并不明显，如NaCl，个别物质的溶解度随温度的升高反而减小，如Ca(OH)2。当溶液中某离子的浓度≤10-5mol/L时，可认为该离子沉淀完全了。

2.沉淀溶解平衡

(1)沉淀溶解平衡的建立

将固体（如蔗糖或食盐）溶于水中，一方面，在水分子的作用下，分子或离子脱离固体表面进入水中，这一过程叫做溶解（或扩散）过程；另一方面，溶液中的分子或离子又在未溶解的固体表面聚集成晶体，这一过程叫做结晶（或析出）过程。当这两个过程的速率相等时，物质的溶解度达到最大限度，形成饱和溶液，达到溶解平衡状态。

以AgCl溶解为例：

从固体溶解度平衡的角度，AgCl在溶液中存在上述两个过程：一方面，在水分子的作用下，少Ag+和Cl-脱离AgCl表面溶于水中；两一方面，溶液中Ag+和Cl-受AgCl表面正负离子的吸引，回到AgCl的表面析出沉淀，在一定温度下，当沉淀溶解和生成速率相等时，便得到：AgCl Ag+(aq)+ Cl-(aq)。

(2)溶解平衡的特征

①“逆”：溶解平衡的过程是可逆的。

②“等”： v（溶解）=v（沉淀）。

③“动”：动态平衡：v（溶解）=v（沉淀）≠0。

④“定”：达到平衡时，溶液中离子浓度保持不变。

⑤“变”：当外界条件改变时，溶解平衡平衡发生移动，重新达到新的平衡。

3.影响沉淀溶解平衡的因素

(1)内因：难溶性电解质本身的性质。

(2)外因

①浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。

②温度：多数难溶性电解质溶解于水是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解方向移动，同时Ksp变大。

③同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中加入相同离子，使平衡向沉淀方向移动，但Ksp不变。

④其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或其他的离子，使平衡向溶解方向移动，Ksp不变。

本文来源：https://www.2haoxitong.net/k/doc/72519f19b7360b4c2e3f64af.html