2020届苏教版高三化学二轮复习电离水解平衡及三大守恒知识点复习与强化训练
文档属性
| 名称 | 2020届苏教版高三化学二轮复习电离水解平衡及三大守恒知识点复习与强化训练 |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 208.0KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 苏教版 | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2020-06-06 16:40:17 | ||
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文档简介
电离平衡
（1）定义：一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化时，电离过程达到平衡状态。
（2）特征
<1>
弱：研究对象为弱电解质。其电离微弱，已电离分子为极少数，绝大多数仍以分子的形式存在。
<2>
动：电离平衡是动态平衡，达到平衡时，电离过程与生成过程仍在进行。
<3>
等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等。v电离=v结合≠0
<4>
定：溶液中分子和离子的浓度保持不变。分子离子共存。
<5>
变：外界条件改变，电离平衡发生移动，进而建立新的平衡。
（3）影响因素
内因：弱电解质本身的性质（决定性因素）
外因：
<1>
温度：弱电解质的电离是吸热过程，温度升高，电离平衡右移；反之，左移。
<2>
浓度：增大弱电解质浓度，平衡右移；减小浓度，平衡左移。
<3>
同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同离子的强电解质，平衡左移。
<4>
化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，平衡右移。
电离平衡常数
（1）定义：在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，弱电解质电离出的各种离子的浓度幂的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，该常数称为电离平衡常数。弱酸的电离常数用Ka表示，弱碱的电离常数用Kb表示。
（2）表达式
<1>
一元弱酸：HA?H++A-
对应的Ka为
<2>
一元弱碱：BOH?B++OH-
对应的Kb为
<3>
多元弱酸：存在分步电离，每一步都存在对应的电离常数。由于Ka1>>Ka2>>Ka3，多元弱酸的电离以第一步为主，故多元弱酸的酸性主要与Ka1有关。以磷酸的电离为例。
（3）影响因素
<1>
内因：弱电解质本身的性质，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同。
<2>
外因：同一弱电解质，温度升高，电离常数增大。弱电解质的电离常数仅与温度相关。同一温度下，无论浓度如何变化，电离常数不变。
例1．关于25℃时，体积相同的盐酸与醋酸两种溶液，下列说法正确的是（ ）
A．若浓度相同，中和所需的NaOH物质的量相同
B．若浓度相同，分别与镁条反应的速率相等
C．若pH相等，则[CH3COO﹣]＞[Cl﹣]
D．若pH相等，分别与NaOH反应呈中性后，n（CH3COO﹣）＜n（Cl﹣）
例2．25℃时，同体积、浓度均为0.10
mol?L﹣1的CH3COOH溶液和HX溶液，分别与同体积
0.10
mol?L﹣1NaHCO3溶液混合，产生CO2的体积随时间变化如图，下列说法错误的是（ ）
A．原溶液中
c（H+）：HX溶液＞CH3COOH溶液
B．与CH3COOH反应结束后的溶液中c（Na+）＞c（CH3COO﹣）
C．反应结束后两溶液中，c（CH3COO﹣）＜c（X﹣）
D．由该实验可知HX为强酸
例3．低浓度的氢氟酸是一元弱酸，存在下列两个平衡：HF?H++F﹣，HF+F﹣?HF2﹣（较稳定）。25℃时，不同酸性条件下的2.0amol?L﹣1
HF溶液中，c（HF）、c（F﹣）与溶液pH（忽略体积变化）的变化关系如图所示。下列说法正确的是（ ）
A．c（
HF）+c（F﹣）＝2.0a
mol?L﹣1
B．c（F﹣）＞c（HF）时，溶液一定呈碱性
C．随着溶液pH增大，不断增大
D．25℃时，HF的电离常数Ka＝10﹣3.45
例4．已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数如表：下列有关说法正确的是（ ）
酸化学式
HF
H2SO3
电离平衡常数（25℃）
Ka＝6.8×10﹣4
Ka1＝1.3×10﹣3Ka2＝5.6×10﹣8
A．等物质的量浓度的各溶液pH关系：pH（Na2SO3）＜pH（NaF）＜pH（NaHSO3）
B．将0．lmo/L的HF与0.1mol/L的NaF等体积混合，混合液pH＞7
C．Na2SO3溶液中加入足量HF发生反应的离子方程式为SO32﹣+HF═F﹣+HSO3﹣
D．NaHSO3溶液中部分微粒浓度的大小：c（Na+）＞c（HSO3﹣）＞c（H2SO3）＞c（SO32﹣）
盐类水解
（1）定义：在水溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH-结合生成弱电解质的反应
（2）实质：在溶液中盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，从而促使水的电离平衡朝着电离方向移动，增大了水的电离程度。
（3）影响因素
<1>
盐本身的性质：组成盐的弱酸阴离子或弱碱阳离子对应的酸或碱越弱，盐的水解程度越大。（主要因素）
<2>
盐的水解是吸热过程，所以升高温度，可以促进盐的水解；降低温度，可以抑制盐的水解。
<3>
溶液的酸碱性对盐类水解的影响与盐的类型有关。
强酸弱碱盐水解成酸性，加入碱，会消耗溶液中的H+，从而促进盐的水解；加入酸，则是抑制盐的水解。
强碱弱酸盐水解成碱性，加入酸，会消耗溶液中的OH-，从而促进盐的水解；加入碱，则是抑制盐的水解。
<4>
向能水解的盐溶液中加入另一种也能水解的盐，若二者水解后的溶液酸碱性相同，则相互抑制；若二者水解后的溶液酸碱性不同，则相互促进。
（4）特征
<1>
可逆，可看作是酸碱中和反应的逆反应。
<2>
微弱：一般情况下，盐类水解的程度非常小，无沉淀、气体生成。
<3>
吸热：因为中和反应是放热的，所以水解反应是吸热反应。
<4>
水解平衡也是一种化学平衡，遵循化学平衡移动原理。
（5）规律
<1>
有弱才水解，越弱越水解，都弱都水解
<2>
谁强显谁性，两弱不一定：弱酸阴离子、弱碱阳离子分别于水电离出的H+和OH-结合，生成对应的弱酸和弱碱，两种水解互相促进，溶液的酸碱性取决于两种离子水解程度的相对大小。
多元弱酸的酸式酸根离子既能水解又能电离，溶液的酸碱性取决于其水解和电离程度的相对大小。常见的水溶液呈酸性（电离程度大于水解程度）的酸式盐有NaHSO3、NaH2PO4、KHC2O4等。常见的水溶液呈碱性的酸式盐（电离程度小于水解程度）的酸式盐有NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等。
（6）书写
一价阴离子、高价阳离子：用?表示，不用标↑、↓。
高价阴离子：分步书写。
完全的双水解反应：完全水解，用=表示，标↑、↓。
3、电解质溶液中水的电离
（1）温度一定，不论是在何种情况下，水的离子积常数为定值。
（2）在不同介质中，水电离出的c水(H+)始终等于c水(OH-)。
（3）在纯水中，25℃时，c水(H+)=c水(OH-)==1×10-7（mol·L-1）
（4）稀的酸性溶液中的OH-全部来自水的电离。稀的碱性溶液中的H+全部来自水的电离。即，酸碱溶液中，c(H+)、c(OH-)哪个小，哪个就是水电离的，就代表水的电离程度。能水解的盐溶液中，c(H+)、c(OH-)哪个大，哪个就是水电离的，就代表水的电离程度。
例5．某课外研究小组设计数字化实验探究温度对盐类水解反应的影响。通过加热50mL
0.1000mol/L的Na2CO3标准溶液进行实验，测得溶液的pH随温度变化的关系如图所示。下列说法不正确的是（ ）
A．由ab段可得结论：CO32﹣（
aq）+H2O（1）?HCO3﹣（aq）+OH﹣（aq）△H＞0
B．c点溶液中：（OH﹣）＝c（H+）+c（
HCO3﹣）+2c（
H2CO3）＝1×10﹣3.35
mol/L
C．bd段pH减小是水的Kw随着温度的升高而增大所致
D．从a→d随着温度升高，始终增大
例6．25℃下，水中碳酸化合物的三种微粒占总浓度的百分比随pH变化如图所示。25℃时，向10mL
0.1mol?L﹣1
Na2CO3溶液中逐滴加入0.1mol?L﹣1
稀盐酸，下列说法正确的是（ ）
A．0.1mol?L﹣1
Na2CO3溶液中：c（Na+）+c（H+）═c（CO32﹣）+c（HCO3﹣）+c（OH﹣）
B．溶液pH＝8.3时，c（Na+）＝c（C1﹣）
C．溶液pH＝7时，加入盐酸体积大于10mL
D．溶液pH＝6时的导电能力强于pH＝11时的导电能力
例7．常温下，将pH＝2的醋酸和pH＝12的氢氧化钠溶液等体积混合，混合溶液中各离子浓度大小排列顺序正确的是（ ）
A．c（Na+）＝c（CH3COO﹣）＞c（H+）＞c（OH﹣）
B．c（Na+）＞c（CH3COO﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+）
C．c（CH3COO﹣）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH﹣）
D．c（H+）＞c（Na+）＝c（CH3COO﹣）＞c（OH﹣）
例8．砷酸（H3AsO4）是三元弱酸，剧毒，可用于制备颜料、砷酸盐、杀虫剂等。常温下，其溶液中含砷的各微粒的分布分数（平衡时某微粒的浓度占各微粒浓度之和的分数）与pH的关系如图所示。下列说法错误的是（ ）
A．曲线Ⅱ代表HAsO42﹣的分布分数
B．该砷酸溶液：104.6
C．等物质的量浓度的H3AsO4溶液和NaOH溶液等体积混合后所得溶液：pH＞7
D．0.1mol/L的Na2HAsO4溶液中：c（HAsO42﹣）＞c（H2AsO4﹣）＞c（AsO43﹣）
三大守恒
（1）电荷守恒
在任何一种电解质溶液中，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数，即溶液呈电中性。如：
NaHCO3溶液中存在的电荷关系为：
Ba(OH)2溶液中存在的电荷关系为：
Na2S溶液中存在的电荷关系为：
电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加，如
的系数2代表一个碳酸根带2个单位负电荷，不可漏掉。
（2）物料守恒
电解质溶液中由于电离或水解等因素，离子会发生变化，变成其他离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子总数是不会改变的。即电解质溶液中，某一组分的原始浓度等于该组分在溶液中以各种形式存在的浓度之和。如Na2S溶液中：
而
物料守恒式中离子浓度系数不能漏写或颠倒。如Na2S溶液中的物料守恒式中，2表示c(Na+)是溶液中各种硫元素存在形式的硫原子总浓度的2倍。
（1）质子守恒
电解质溶液中粒子电离出的氢离子（H+）总数等于粒子接受的氢离子（H+）总数。如Na2S溶液中可接受氢离子（质子）的粒子有S2-、H2O，可失氢离子（质子）的粒子则有H2O，则有
S2-+H+→HS-
S2-+2H+→H2S
H2O+H+→H3O+
H2O-H+→OH-
综上，Na2S溶液中质子守恒关系为或者
其中质子守恒式中的2表示H2S是S2-接受了2个H+而形成。
质子守恒也可通过电荷守恒和物料守恒而得到，如Na2S溶液的质子守恒为：
两式联立，消去Na+，得：
例9．常温下，下列溶液中有关微粒的物质的量浓度关系正确的是（ ）
A．pH＝8的CH3
COONa溶液：c（CH3COOH）+c（CH3COO﹣）＞c（Na+）
B．0.1mol?L﹣1Na2SO3溶液：c（Na+）+c（H+）═c（SO32﹣）+c（HSO3﹣）+c（OH﹣）
C．0.1mol?L﹣1
NaHCO3溶液：c（Na+）+c（OH﹣）═c（HCO3﹣）+c（H2CO3）+c（H+）
D．0.1mol?L﹣1CH3COONa溶液中通入HCl至溶液pH＝7：c（Na+）＞c（CH3COOH）═c（Cl﹣）
例10．25℃时，下列对于Na2SO3与NaHSO3的混合溶液中微粒浓度关系的说法正确的是（ ）
A．一定存在3c（Na+）＝c（HSO3﹣）+c（SO32﹣）+c（H2SO3）
B．一定存在c（Na+）+c（H+）＝c（HSO3﹣）+c（SO32﹣）+c（OH﹣）
C．若混合溶液中n（Na2SO3）＝2n（NaHSO3）时，溶液呈碱性，则有c（Na+）＞c（SO32﹣）＞c（HSO3﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+）
D．若混合溶液中n（Na2SO3）＝n（NaHSO3）时，溶液呈酸性，则有c（Na+）＞c（HSO3﹣）＞c（H+）＞c（SO32﹣）＞c（OH﹣）
例11．H2S为二元弱酸。20℃时，向
0.100
mol?L﹣1的Na2S溶液中缓慢通入HCl气体（忽略溶液体积的变化及H2S的挥发）。下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是（ ）
A．c（Cl﹣）＝0.100
mol?L﹣1的溶液中：c（OH﹣）﹣c（H+）＝c（H2S）﹣2c（S2﹣）
B．通入HCl气体之前：c（S2﹣）＞c（HS﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+）
C．c（HS﹣）＝c（S2﹣）的碱性溶液中：c（Cl﹣）+c（HS﹣）＞0.100
mol?L﹣1+c（H2S）
D．pH＝7的溶液中：c（Cl﹣）＝c（HS﹣）+2c（H2S）
例12．（双选）KHC2O4?H2C2O4?2H2O（四草酸钾，记作PT）是一种分析试剂。室温时，H2C2O4的pKa1、pKa2分别为1.23、4.19（pKa＝﹣lgKa）。下列指定溶液中微粒物质的量浓度关系错误的是（ ）
A．0.1mol?L﹣1PT溶液中：c（K+）＞c（HC2O4﹣）＞c（H2C2O4）
B．0.1mol?L﹣1PT中滴加NaOH至溶液pH＝4.19：c（Na+）﹣c（K+）＜c（HC2O4﹣）﹣c（H2C2O4）
C．0.1mol?L﹣1PT中滴加NaOH至溶液呈中性：c（K+）＞c（Na+）＞c（HC2O4﹣）＞c（C2O42﹣）
D．0.1mol?L﹣1PT与0.3mol?L﹣1NaOH溶液等体积混合：c（Na+）﹣c（K+）＝c（C2O42﹣）+c（HC2O4﹣）+c（H2C2O4）
例13．298K、25℃，在
NaHS
溶液中，各离子的浓度随
NaHS
溶液浓度的变化关系如图所示，下列叙述不正确的是（ ）已知：298K（25℃）H2S
的
Ka1＝9.10×10﹣8，Ka2＝1.10×10﹣12
A．0.10mol/L
NaHS
溶液：c（Na+）＞c（HS﹣）＞c（S2﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+）
B．Na2S
溶液中：c（Na+）═2c（S2﹣）+2c（HS﹣）+2c（H2S）
C．随着
c（NaHS）浓度的增大
c（H+）也将持续增大
D．当
c（OH﹣）＝c（S2﹣）时，c（H+）＝10﹣9
mol/L
例14．室温下，反应HCO3﹣+H2O?H2CO3+OH﹣的平衡常数为10﹣8
．将NH4HCO3溶液和氨水按一定比例混合，可用于浸取废渣中的ZnO．若溶液混合引起的体积变化可忽略，室温时下列指定溶液中微粒物质的量浓度关系正确的是（ ）
A．0.2mol/L
氨水：c（NH3?H2O）＞c（NH4+）＞c（OH﹣）＞c（H+）
B．0.6
mol/L氨水和0.2
mol/L
NH4HCO3溶液等体积混合：c（NH3?H2O）+c（CO32﹣）+c（OH﹣）＝0.3mol/L+2c（H2CO3）+c（H+）
C．0.2
mol/L氨水和0.2
mol/L
NH4HCO3液等体积混合：c（NH4+）+c（NH3?H2O）＝c（H2CO3）+c（HCO3﹣）+c（CO32﹣）
D．0.2mol/L
NH4HCO3溶液（pH＞7）：c（NH4+）＞c（HCO3﹣）＞c（H2CO3）＞c（NH3?H2O）
例15．25℃时，下列各溶液中有关微粒的物质的量浓度关系正确的是（ ）
A．向
0.1mol/LNH4HSO4
溶液中滴加
NaOH
溶液至恰好呈中性：c（Na+）＞c（NH4+）＞c（SO42﹣）＞c（OH﹣）＝c（H+）
B．0.1mol/L
NaHC2O4
溶液呈酸性：c（Na+）＞c（HC2O4﹣）＞c（H2C2O4）＞c（C2O42﹣）
C．20mL
0.1mol/LCH3COONa
溶液与
10mL
0.1mol/LHCl
溶液混合后的酸性溶液：c（CH3COOH）+2c（H+）＝c（CH3COO﹣）+c（OH﹣）
D．浓度均为
0.1mol/L
的小苏打溶液与烧碱溶液等体积混合：c（Na+）+c（H+）＝2c（CO32﹣）+c（OH﹣）+c（HCO3﹣）
例16．常温下，向盛50mL
0.100mol?L﹣1盐酸的两个烧杯中各自匀速滴加50mL的蒸馏水、0.100mol?L﹣1醋酸铵溶液，测得溶液pH随时间变化如图所示。已知Ka（CH3COOH）＝1.8×10﹣5，Kb（NH3?H2O）＝1.8×10﹣5．下列说法正确的是（ ）
A．曲线X是盐酸滴加蒸馏水的pH变化图，滴加过程中溶液各种离子浓度逐渐减小
B．曲线Y上的任意一点溶液中均存在c（CH3COO﹣）＜c（NH4+）
C．a点溶液中n（Cl﹣）+n（CH3COO﹣）+n（OH﹣）﹣n（NH4+）＝0.01mol
D．b点溶液中水电离的c（H+）是c点的102.37倍
（1）定义：一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化时，电离过程达到平衡状态。
（2）特征
<1>
弱：研究对象为弱电解质。其电离微弱，已电离分子为极少数，绝大多数仍以分子的形式存在。
<2>
动：电离平衡是动态平衡，达到平衡时，电离过程与生成过程仍在进行。
<3>
等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等。v电离=v结合≠0
<4>
定：溶液中分子和离子的浓度保持不变。分子离子共存。
<5>
变：外界条件改变，电离平衡发生移动，进而建立新的平衡。
（3）影响因素
内因：弱电解质本身的性质（决定性因素）
外因：
<1>
温度：弱电解质的电离是吸热过程，温度升高，电离平衡右移；反之，左移。
<2>
浓度：增大弱电解质浓度，平衡右移；减小浓度，平衡左移。
<3>
同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同离子的强电解质，平衡左移。
<4>
化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，平衡右移。
电离平衡常数
（1）定义：在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，弱电解质电离出的各种离子的浓度幂的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，该常数称为电离平衡常数。弱酸的电离常数用Ka表示，弱碱的电离常数用Kb表示。
（2）表达式
<1>
一元弱酸：HA?H++A-
对应的Ka为
<2>
一元弱碱：BOH?B++OH-
对应的Kb为
<3>
多元弱酸：存在分步电离，每一步都存在对应的电离常数。由于Ka1>>Ka2>>Ka3，多元弱酸的电离以第一步为主，故多元弱酸的酸性主要与Ka1有关。以磷酸的电离为例。
（3）影响因素
<1>
内因：弱电解质本身的性质，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同。
<2>
外因：同一弱电解质，温度升高，电离常数增大。弱电解质的电离常数仅与温度相关。同一温度下，无论浓度如何变化，电离常数不变。
例1．关于25℃时，体积相同的盐酸与醋酸两种溶液，下列说法正确的是（ ）
A．若浓度相同，中和所需的NaOH物质的量相同
B．若浓度相同，分别与镁条反应的速率相等
C．若pH相等，则[CH3COO﹣]＞[Cl﹣]
D．若pH相等，分别与NaOH反应呈中性后，n（CH3COO﹣）＜n（Cl﹣）
例2．25℃时，同体积、浓度均为0.10
mol?L﹣1的CH3COOH溶液和HX溶液，分别与同体积
0.10
mol?L﹣1NaHCO3溶液混合，产生CO2的体积随时间变化如图，下列说法错误的是（ ）
A．原溶液中
c（H+）：HX溶液＞CH3COOH溶液
B．与CH3COOH反应结束后的溶液中c（Na+）＞c（CH3COO﹣）
C．反应结束后两溶液中，c（CH3COO﹣）＜c（X﹣）
D．由该实验可知HX为强酸
例3．低浓度的氢氟酸是一元弱酸，存在下列两个平衡：HF?H++F﹣，HF+F﹣?HF2﹣（较稳定）。25℃时，不同酸性条件下的2.0amol?L﹣1
HF溶液中，c（HF）、c（F﹣）与溶液pH（忽略体积变化）的变化关系如图所示。下列说法正确的是（ ）
A．c（
HF）+c（F﹣）＝2.0a
mol?L﹣1
B．c（F﹣）＞c（HF）时，溶液一定呈碱性
C．随着溶液pH增大，不断增大
D．25℃时，HF的电离常数Ka＝10﹣3.45
例4．已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数如表：下列有关说法正确的是（ ）
酸化学式
HF
H2SO3
电离平衡常数（25℃）
Ka＝6.8×10﹣4
Ka1＝1.3×10﹣3Ka2＝5.6×10﹣8
A．等物质的量浓度的各溶液pH关系：pH（Na2SO3）＜pH（NaF）＜pH（NaHSO3）
B．将0．lmo/L的HF与0.1mol/L的NaF等体积混合，混合液pH＞7
C．Na2SO3溶液中加入足量HF发生反应的离子方程式为SO32﹣+HF═F﹣+HSO3﹣
D．NaHSO3溶液中部分微粒浓度的大小：c（Na+）＞c（HSO3﹣）＞c（H2SO3）＞c（SO32﹣）
盐类水解
（1）定义：在水溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH-结合生成弱电解质的反应
（2）实质：在溶液中盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，从而促使水的电离平衡朝着电离方向移动，增大了水的电离程度。
（3）影响因素
<1>
盐本身的性质：组成盐的弱酸阴离子或弱碱阳离子对应的酸或碱越弱，盐的水解程度越大。（主要因素）
<2>
盐的水解是吸热过程，所以升高温度，可以促进盐的水解；降低温度，可以抑制盐的水解。
<3>
溶液的酸碱性对盐类水解的影响与盐的类型有关。
强酸弱碱盐水解成酸性，加入碱，会消耗溶液中的H+，从而促进盐的水解；加入酸，则是抑制盐的水解。
强碱弱酸盐水解成碱性，加入酸，会消耗溶液中的OH-，从而促进盐的水解；加入碱，则是抑制盐的水解。
<4>
向能水解的盐溶液中加入另一种也能水解的盐，若二者水解后的溶液酸碱性相同，则相互抑制；若二者水解后的溶液酸碱性不同，则相互促进。
（4）特征
<1>
可逆，可看作是酸碱中和反应的逆反应。
<2>
微弱：一般情况下，盐类水解的程度非常小，无沉淀、气体生成。
<3>
吸热：因为中和反应是放热的，所以水解反应是吸热反应。
<4>
水解平衡也是一种化学平衡，遵循化学平衡移动原理。
（5）规律
<1>
有弱才水解，越弱越水解，都弱都水解
<2>
谁强显谁性，两弱不一定：弱酸阴离子、弱碱阳离子分别于水电离出的H+和OH-结合，生成对应的弱酸和弱碱，两种水解互相促进，溶液的酸碱性取决于两种离子水解程度的相对大小。
多元弱酸的酸式酸根离子既能水解又能电离，溶液的酸碱性取决于其水解和电离程度的相对大小。常见的水溶液呈酸性（电离程度大于水解程度）的酸式盐有NaHSO3、NaH2PO4、KHC2O4等。常见的水溶液呈碱性的酸式盐（电离程度小于水解程度）的酸式盐有NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等。
（6）书写
一价阴离子、高价阳离子：用?表示，不用标↑、↓。
高价阴离子：分步书写。
完全的双水解反应：完全水解，用=表示，标↑、↓。
3、电解质溶液中水的电离
（1）温度一定，不论是在何种情况下，水的离子积常数为定值。
（2）在不同介质中，水电离出的c水(H+)始终等于c水(OH-)。
（3）在纯水中，25℃时，c水(H+)=c水(OH-)==1×10-7（mol·L-1）
（4）稀的酸性溶液中的OH-全部来自水的电离。稀的碱性溶液中的H+全部来自水的电离。即，酸碱溶液中，c(H+)、c(OH-)哪个小，哪个就是水电离的，就代表水的电离程度。能水解的盐溶液中，c(H+)、c(OH-)哪个大，哪个就是水电离的，就代表水的电离程度。
例5．某课外研究小组设计数字化实验探究温度对盐类水解反应的影响。通过加热50mL
0.1000mol/L的Na2CO3标准溶液进行实验，测得溶液的pH随温度变化的关系如图所示。下列说法不正确的是（ ）
A．由ab段可得结论：CO32﹣（
aq）+H2O（1）?HCO3﹣（aq）+OH﹣（aq）△H＞0
B．c点溶液中：（OH﹣）＝c（H+）+c（
HCO3﹣）+2c（
H2CO3）＝1×10﹣3.35
mol/L
C．bd段pH减小是水的Kw随着温度的升高而增大所致
D．从a→d随着温度升高，始终增大
例6．25℃下，水中碳酸化合物的三种微粒占总浓度的百分比随pH变化如图所示。25℃时，向10mL
0.1mol?L﹣1
Na2CO3溶液中逐滴加入0.1mol?L﹣1
稀盐酸，下列说法正确的是（ ）
A．0.1mol?L﹣1
Na2CO3溶液中：c（Na+）+c（H+）═c（CO32﹣）+c（HCO3﹣）+c（OH﹣）
B．溶液pH＝8.3时，c（Na+）＝c（C1﹣）
C．溶液pH＝7时，加入盐酸体积大于10mL
D．溶液pH＝6时的导电能力强于pH＝11时的导电能力
例7．常温下，将pH＝2的醋酸和pH＝12的氢氧化钠溶液等体积混合，混合溶液中各离子浓度大小排列顺序正确的是（ ）
A．c（Na+）＝c（CH3COO﹣）＞c（H+）＞c（OH﹣）
B．c（Na+）＞c（CH3COO﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+）
C．c（CH3COO﹣）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH﹣）
D．c（H+）＞c（Na+）＝c（CH3COO﹣）＞c（OH﹣）
例8．砷酸（H3AsO4）是三元弱酸，剧毒，可用于制备颜料、砷酸盐、杀虫剂等。常温下，其溶液中含砷的各微粒的分布分数（平衡时某微粒的浓度占各微粒浓度之和的分数）与pH的关系如图所示。下列说法错误的是（ ）
A．曲线Ⅱ代表HAsO42﹣的分布分数
B．该砷酸溶液：104.6
C．等物质的量浓度的H3AsO4溶液和NaOH溶液等体积混合后所得溶液：pH＞7
D．0.1mol/L的Na2HAsO4溶液中：c（HAsO42﹣）＞c（H2AsO4﹣）＞c（AsO43﹣）
三大守恒
（1）电荷守恒
在任何一种电解质溶液中，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数，即溶液呈电中性。如：
NaHCO3溶液中存在的电荷关系为：
Ba(OH)2溶液中存在的电荷关系为：
Na2S溶液中存在的电荷关系为：
电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加，如
的系数2代表一个碳酸根带2个单位负电荷，不可漏掉。
（2）物料守恒
电解质溶液中由于电离或水解等因素，离子会发生变化，变成其他离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子总数是不会改变的。即电解质溶液中，某一组分的原始浓度等于该组分在溶液中以各种形式存在的浓度之和。如Na2S溶液中：
而
物料守恒式中离子浓度系数不能漏写或颠倒。如Na2S溶液中的物料守恒式中，2表示c(Na+)是溶液中各种硫元素存在形式的硫原子总浓度的2倍。
（1）质子守恒
电解质溶液中粒子电离出的氢离子（H+）总数等于粒子接受的氢离子（H+）总数。如Na2S溶液中可接受氢离子（质子）的粒子有S2-、H2O，可失氢离子（质子）的粒子则有H2O，则有
S2-+H+→HS-
S2-+2H+→H2S
H2O+H+→H3O+
H2O-H+→OH-
综上，Na2S溶液中质子守恒关系为或者
其中质子守恒式中的2表示H2S是S2-接受了2个H+而形成。
质子守恒也可通过电荷守恒和物料守恒而得到，如Na2S溶液的质子守恒为：
两式联立，消去Na+，得：
例9．常温下，下列溶液中有关微粒的物质的量浓度关系正确的是（ ）
A．pH＝8的CH3
COONa溶液：c（CH3COOH）+c（CH3COO﹣）＞c（Na+）
B．0.1mol?L﹣1Na2SO3溶液：c（Na+）+c（H+）═c（SO32﹣）+c（HSO3﹣）+c（OH﹣）
C．0.1mol?L﹣1
NaHCO3溶液：c（Na+）+c（OH﹣）═c（HCO3﹣）+c（H2CO3）+c（H+）
D．0.1mol?L﹣1CH3COONa溶液中通入HCl至溶液pH＝7：c（Na+）＞c（CH3COOH）═c（Cl﹣）
例10．25℃时，下列对于Na2SO3与NaHSO3的混合溶液中微粒浓度关系的说法正确的是（ ）
A．一定存在3c（Na+）＝c（HSO3﹣）+c（SO32﹣）+c（H2SO3）
B．一定存在c（Na+）+c（H+）＝c（HSO3﹣）+c（SO32﹣）+c（OH﹣）
C．若混合溶液中n（Na2SO3）＝2n（NaHSO3）时，溶液呈碱性，则有c（Na+）＞c（SO32﹣）＞c（HSO3﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+）
D．若混合溶液中n（Na2SO3）＝n（NaHSO3）时，溶液呈酸性，则有c（Na+）＞c（HSO3﹣）＞c（H+）＞c（SO32﹣）＞c（OH﹣）
例11．H2S为二元弱酸。20℃时，向
0.100
mol?L﹣1的Na2S溶液中缓慢通入HCl气体（忽略溶液体积的变化及H2S的挥发）。下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是（ ）
A．c（Cl﹣）＝0.100
mol?L﹣1的溶液中：c（OH﹣）﹣c（H+）＝c（H2S）﹣2c（S2﹣）
B．通入HCl气体之前：c（S2﹣）＞c（HS﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+）
C．c（HS﹣）＝c（S2﹣）的碱性溶液中：c（Cl﹣）+c（HS﹣）＞0.100
mol?L﹣1+c（H2S）
D．pH＝7的溶液中：c（Cl﹣）＝c（HS﹣）+2c（H2S）
例12．（双选）KHC2O4?H2C2O4?2H2O（四草酸钾，记作PT）是一种分析试剂。室温时，H2C2O4的pKa1、pKa2分别为1.23、4.19（pKa＝﹣lgKa）。下列指定溶液中微粒物质的量浓度关系错误的是（ ）
A．0.1mol?L﹣1PT溶液中：c（K+）＞c（HC2O4﹣）＞c（H2C2O4）
B．0.1mol?L﹣1PT中滴加NaOH至溶液pH＝4.19：c（Na+）﹣c（K+）＜c（HC2O4﹣）﹣c（H2C2O4）
C．0.1mol?L﹣1PT中滴加NaOH至溶液呈中性：c（K+）＞c（Na+）＞c（HC2O4﹣）＞c（C2O42﹣）
D．0.1mol?L﹣1PT与0.3mol?L﹣1NaOH溶液等体积混合：c（Na+）﹣c（K+）＝c（C2O42﹣）+c（HC2O4﹣）+c（H2C2O4）
例13．298K、25℃，在
NaHS
溶液中，各离子的浓度随
NaHS
溶液浓度的变化关系如图所示，下列叙述不正确的是（ ）已知：298K（25℃）H2S
的
Ka1＝9.10×10﹣8，Ka2＝1.10×10﹣12
A．0.10mol/L
NaHS
溶液：c（Na+）＞c（HS﹣）＞c（S2﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+）
B．Na2S
溶液中：c（Na+）═2c（S2﹣）+2c（HS﹣）+2c（H2S）
C．随着
c（NaHS）浓度的增大
c（H+）也将持续增大
D．当
c（OH﹣）＝c（S2﹣）时，c（H+）＝10﹣9
mol/L
例14．室温下，反应HCO3﹣+H2O?H2CO3+OH﹣的平衡常数为10﹣8
．将NH4HCO3溶液和氨水按一定比例混合，可用于浸取废渣中的ZnO．若溶液混合引起的体积变化可忽略，室温时下列指定溶液中微粒物质的量浓度关系正确的是（ ）
A．0.2mol/L
氨水：c（NH3?H2O）＞c（NH4+）＞c（OH﹣）＞c（H+）
B．0.6
mol/L氨水和0.2
mol/L
NH4HCO3溶液等体积混合：c（NH3?H2O）+c（CO32﹣）+c（OH﹣）＝0.3mol/L+2c（H2CO3）+c（H+）
C．0.2
mol/L氨水和0.2
mol/L
NH4HCO3液等体积混合：c（NH4+）+c（NH3?H2O）＝c（H2CO3）+c（HCO3﹣）+c（CO32﹣）
D．0.2mol/L
NH4HCO3溶液（pH＞7）：c（NH4+）＞c（HCO3﹣）＞c（H2CO3）＞c（NH3?H2O）
例15．25℃时，下列各溶液中有关微粒的物质的量浓度关系正确的是（ ）
A．向
0.1mol/LNH4HSO4
溶液中滴加
NaOH
溶液至恰好呈中性：c（Na+）＞c（NH4+）＞c（SO42﹣）＞c（OH﹣）＝c（H+）
B．0.1mol/L
NaHC2O4
溶液呈酸性：c（Na+）＞c（HC2O4﹣）＞c（H2C2O4）＞c（C2O42﹣）
C．20mL
0.1mol/LCH3COONa
溶液与
10mL
0.1mol/LHCl
溶液混合后的酸性溶液：c（CH3COOH）+2c（H+）＝c（CH3COO﹣）+c（OH﹣）
D．浓度均为
0.1mol/L
的小苏打溶液与烧碱溶液等体积混合：c（Na+）+c（H+）＝2c（CO32﹣）+c（OH﹣）+c（HCO3﹣）
例16．常温下，向盛50mL
0.100mol?L﹣1盐酸的两个烧杯中各自匀速滴加50mL的蒸馏水、0.100mol?L﹣1醋酸铵溶液，测得溶液pH随时间变化如图所示。已知Ka（CH3COOH）＝1.8×10﹣5，Kb（NH3?H2O）＝1.8×10﹣5．下列说法正确的是（ ）
A．曲线X是盐酸滴加蒸馏水的pH变化图，滴加过程中溶液各种离子浓度逐渐减小
B．曲线Y上的任意一点溶液中均存在c（CH3COO﹣）＜c（NH4+）
C．a点溶液中n（Cl﹣）+n（CH3COO﹣）+n（OH﹣）﹣n（NH4+）＝0.01mol
D．b点溶液中水电离的c（H+）是c点的102.37倍