高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡导学案(含解析)

回夺市安然阳光实验学校第1节弱电解质的电离平衡课时跟踪练一、选择题1．下列关于电解质的叙述正确的是( )A．电解质溶液的浓度越大，其导电性能一定越强B．强酸和强碱一定是强电解质，不管其水溶液浓度的大小，都能完全电离C．强极性共价化合物不一定都是强电解质D．多元酸、多元碱的导电性一定比一元酸、一元碱的导电性强解析：C项，HF是强极性共价化合物，但是弱电解质。

答案：C2．(2016·上海卷)能证明乙酸是弱酸的实验事实是( )A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2B．0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH大于7C．CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2D．0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红解析：只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，A错误；该盐水溶液显碱性，由于NaOH是强碱，故可以证明乙酸是弱酸，B正确；可以证明乙酸的酸性比碳酸强，但是不能证明其酸性强弱，C错误；可以证明乙酸具有酸性，但是不能证明其酸性强弱，D错误。

答案：B3．常温下，0.2 mol·L－1的一元酸HA与等浓度的NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中部分微粒组分及浓度如图所示。

下列说法正确的是( ) A．HA为强酸B．该混合溶液pH＝7.0C．该混合溶液中：c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋)D．图中X表示HA，Y表示OH－，Z表示H＋解析：若HA为强酸，按题意两溶液混合后，所得溶液中c(A－)＝0.1 mol·L －1。

由图知A－浓度小于0.1 mol·L－1，表明A－发生水解。

根据水解原理，溶液中主要微粒的浓度大小关系应为c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)，可以判断X表示OH－，Y表示HA，Z表示H＋。

则A、B、D项错误，C项满足物料守恒，正确。

答案：C4．常温下，在pH＝5的CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述正确的是( )A．加入水时，平衡向右移动，CH3COOH电离常数增大B．加入少量CH3COONa固体，平衡向右移动C．加入少量NaOH固体，平衡向右移动，c(H＋)减少D．加入少量pH＝5的硫酸，溶液中c(H＋)增大解析：加水稀释，使醋酸的电离平衡向右移动，但CH3COOH电离常数不变，A项错误；加入少量CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，使醋酸的电离平衡向左移动，B项错误；加入的少量NaOH固体与H＋中和，c(H＋)减小，使醋酸的电离平衡向右移动，C项正确；加入少量pH＝5的硫酸，溶液中c(H＋)不变，D项错误。

第8讲 沉淀溶解平衡图像1.[2023河南南阳一中检测改编]已知：BaMoO 4、BaSO 4均难溶于水，100.4≈2.5，离子的浓度≤10－5 mol·L －1时认为该离子沉淀完全。

T K 时，BaMoO 4、BaSO 4的沉淀溶解平衡曲线如图所示，其中p （Ba ）＝－lg c （Ba 2＋），p （X ）＝－lg c （Mo O 42－）或－lgc （SO 42－）。

下列叙述正确的是（ D ）A.K sp （BaMoO 4）的数量级为10－7 B.Z 点对应溶液为BaMoO 4的饱和溶液C.BaMoO 4（s ）＋S O 42－（aq ）⇌BaSO 4（s ）＋Mo O 42－（aq ）的平衡常数K ＝200 D.向浓度均为0.1 mol·L －1的Na 2SO 4和Na 2MoO 4的混合溶液中加入BaCl 2溶液，当Mo O 42－恰好完全沉淀时，溶液中c （S O 42－）≈2.5×10－8 mol·L －1 解析 T K 时，K sp （BaMoO 4）＝c （Ba 2＋）·c （Mo O 42－）＝10－3.7×10－3.7＝10－7.4，其数量级为10－8，同理，K sp （BaSO 4）＝10－10，A 项错误。

T K 时，Z 点对应溶液Q c （BaMoO 4）＝c （Ba 2＋）·c （Mo O 42－）＜K sp （BaMoO 4），是BaMoO 4的不饱和溶液，B 项错误。

BaMoO 4（s ）＋S O 42－（aq ）⇌BaSO 4（s ）＋Mo O 42－（aq ）的平衡常数K ＝c （MoO 42－）c （SO 42－）＝c （MoO 42－）·c （Ba 2+）c （SO 42－）·c （Ba 2+）＝K sp （BaMoO 4）K sp （BaSO 4）＝10－7.410－10＝102.6，C 项错误。

第八章 水溶液中的离子平衡考点一| 弱电解质的电离平衡[教材知识层面]1．电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。

2．电离平衡的特征3．外界条件对电离平衡的影响 (1)内因：弱电解质本身的性质。

(2)外因：①温度：升高温度，电离平衡向右移动，电离程度增大。

②浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。

③相同离子：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。

④加入能与离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。

[高考考查层面]命题点1 电离平衡的特点第一节弱电解质的电离平衡和水的电离1.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。

2.了解水的电离，离子积常数。

1．下列有关电离平衡的叙述正确的是()A．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就可能发生移动B．电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡C．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等D．电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等解析：选A电离平衡是化学平衡的一种，平衡时，电离过程和离子结合成分子的过程仍在进行，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，各分子和离子的浓度不再变化，与分子和离子浓度是否相等没有关系，所以只有A正确。

2．在醋酸溶液中，CH3COOH的电离达到平衡的标志是()A．溶液显电中性B．溶液中无CH3COOH分子C．氢离子浓度恒定不变D．c(H＋)＝c(CH3COO－)解析：选C溶液中存在的电离平衡有：CH3COOH CH3COO－＋H＋，H2O H＋＋OH －，阴离子所带负电荷总数与阳离子所带正电荷总数永远相等，与是否达到电离平衡无关，A 错；CH3COOH是弱电解质，溶液中一定存在CH3COOH分子，B错；依据电离方程式，不管是否达到平衡，都有c(H＋)＞c(CH3COO－)，所以D错；氢离子浓度恒定不变，电离达到平衡，所以C对。

高考化学一轮复习：第二节水的电离和溶液的酸碱性最新考纲：1.了解水的电离和水的离子积常数。

2.了解溶液pH的定义。

3.了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。

核心素养：1.变化观念与平衡思想：认识水的电离有一定限度，是可以调控的。

能多角度、动态地分析水的电离，运用平衡移动原理解决实际问题。

2.科学探究与创新意识：能发现和提出酸碱中和滴定中有探究价值的问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究；在探究中学会合作，面对“异常”现象敢于提出自己的见解，进行误差分析。

知识点一水的电离1．水的电离水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H＋＋OH－。

25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1。

任何水溶液中，由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)都相等。

2．水的离子积常数(1)水的离子积常数：K w＝c(H＋)·c(OH－)。

25 ℃时，K w＝1×10－14,100 ℃时，K w＝1×10－12。

(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K w增大。

(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。

(4)K w揭示了在任何水溶液中存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。

3．影响水电离平衡的因素(续表)判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．在蒸馏水中滴加稀硫酸和浓H2SO4，K w不变( ×)提示：滴浓硫酸时温度升高，K w增大。

2．NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( ×)提示：醋酸铵促进水的电离。

3．K w＝1×10－14( ×)提示：常温时才有K w＝1×10－14。

4．25 ℃时NH4Cl溶液的K w大于1×10－14( ×)提示：常温时纯水或稀溶液的K w均为1×10－14。

排查落实练十二水溶液中的离子平衡一、正误判断·辨析概念(一)弱电解质的电离平衡部分1．某醋酸溶液的pH＝a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH＝b，则a＞b (×) 2．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH＜7 (×) 3．1.0×10－3mol·L－1盐酸的pH＝3.0,1.0×10－8mol·L－1盐酸的pH＝8.0 (×) 4．25 ℃时若1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，则NaOH溶液的pH＝11 (√) 5．分别和等物质的量的盐酸和硫酸反应时，消耗NaOH的物质的量相同(×) 6．pH＝4的醋酸加水稀释过程中，所有离子浓度都降低(×) 7．0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入冰醋酸，醋酸的电离程度变小(√) 8．在室温下，CH3COOH分子可以完全以分子的形式存在于pH＝8的溶液中(×) 9．强电解质溶液中没有分子，只有离子(×) (二)水的电离和溶液的pH部分1．pH＝6的溶液呈酸性(×) 2．只要是纯水，肯定呈中性(√) 3．纯水的pH＝7 (×) 4．无论在酸溶液中还是碱溶液中，由水电离出的c(H＋)＝c(OH－) (√) 5．pH＝0，溶液中c(H＋)＝0 mol·L－1 (×) 6．某溶液中滴入酚酚呈无色，溶液呈酸性(×) 7．用pH试纸测定溶液的pH值，不能用水浸湿，否则一定会产生误差(×) 8．pH＝5.6的CH3COOH与CH3COONa混合溶液中，c(Na＋) >c(CH3COO－) (×) 9．两种醋酸的物质的量浓度分别为c1和c2，pH分别为a和a＋1，则c1＝10c2 (×) 10．将Ca(OH)2的饱和溶液加热，pH和K w均增大(×) (三)盐类水解部分1．NaHS水溶液中只存在HS－的电离和水解两种平衡(×) 2．在饱和氨水中加入同浓度的氨水，平衡正向移动(×) 3．HA比HB更难电离，则NaA比NaB的水解能力更强(√) 4．HA－比HB－更难电离，则NaHA溶液的pH值一定比NaHB溶液的大(×) 5.常温下，pH＝1的CH3COOH溶液与pH＝2的CH3COOH溶液相比，两溶液中由H2O电离出的c(H＋)是10∶1(×)6．常温下，pH＝2与pH＝3的CH3COOH溶液，前者的c(CH3COOH)是后者的10倍(×) 7．强电解质溶液中一定不存在电离平衡(×) 8．改变条件使电离平衡正向移动，溶液的导电能力一定增强(×) 9．只有pH＝7的溶液中才存在c(H＋)＝c(OH－) (×) 10．将NH4Cl溶于D2O中，生成物是NH3·D2O和H＋(×) 11．常温下，pH＝7的氯化铵和氨水的混合溶液中，离子浓度顺序为：c(NH＋4)＝c(Cl－)＞c(OH －)＝c(H＋) (√) 12．中和pH和体积均相同的盐酸和醋酸，消耗NaOH的体积相同(×) 13．常温下，同浓度的Na2S和NaHS，前者的pH大(√) 14．0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，CH3COOH的电离平衡向正反应方向移动，n(H ＋)增大(√) 15．25 ℃时，将pH＝3的HA和pH＝11的BOH等体积混合，所得溶液的pH<7，则NaA 溶液的pH>7 (√) 16．将AlCl3溶液和Na2SO3溶液分别蒸干并灼烧，得到Al2O3和Na2SO3 (×) 17．在NaHSO4溶液中，c(H＋)＝c(OH－)＋c(SO2－4) (√) 18．常温下，向10 mL pH＝12的氢氧化钠溶液中加入pH＝2的HA至pH＝7，所得溶液的总体积≤20 mL (√) 19．常温下，等体积的盐酸和CH3COOH的pH相同，由水电离出的c(H＋)相同(√) 20. CH3COONa和CH3COOH以任意比例混合，都有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)(√)21．同c(NH＋4)的溶液：①NH4Al( SO4)2②NH4Cl③NH3·H2O④CH3COONH4溶液，物质的量浓度最大的是③(√) 22．溶液均为0.1 mol·L－1的①CH3COOH②NH4Cl③H2SO4三种溶液中，由水电离出的c(H＋)：②>①>③(√) 23．常温下，体积和浓度都相同的盐酸和CH3COOH，中和NaOH的能力盐酸强(×) 24．将纯水加热，K w变大，pH变小，酸性变强(×) 25．0.1 mol·L－1氨水中加入CH3COONH4固体，c(OH－)/c(NH3·H2O)比值变大(×) 26．用标准NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH到终点时，c(Na＋)＝c(CH3COO－)(×) 27．室温时，将x mL pH＝a的稀NaOH溶液与y mL pH＝b的稀盐酸混合充分反应，若x ＝10y，且a＋b＝14，则pH>7(√)28．酸性溶液中不可能存在NH3·H2O分子(×)29．NH 4HSO 4溶液中各离子浓度的大小关系是c (H ＋)>c (SO 2－4)>c (NH ＋4)＞c (OH —)(√)30．某温度下，Ba(OH)2溶液中，K w ＝10－12，向pH ＝8的该溶液中加入等体积pH ＝4的盐酸，混合溶液的pH ＝7(×) 31．任意稀盐酸溶液中c (H ＋)的精确计算式可以表示为c (H ＋)＝c (Cl －)＋K w /c (H ＋) (√) 32．将pH ＝3的盐酸和pH ＝3的醋酸等体积混合，其pH ＝3(×)33．室温时，向等体积 pH ＝a 的盐酸和pH ＝b 的CH 3COOH 中分别加入等量的氢氧化钠后，两溶液均呈中性，则a >b(×)34．物质的量浓度相等的CH 3COOH 和CH 3COONa 溶液等体积混合：2c (Na ＋)＝c (CH 3COOH)＋c (CH 3COO －)(√) 35．常温下，NaB 溶液的pH ＝8，c (Na ＋)－c (B －)＝9.9×10－7 mol·L－1(√)36．在一定条件下，某溶液的pH ＝7，则c (H ＋)一定为1×10－7mol·L －1，其溶质不可能为NaOH(×)37．常温下，浓度均为0.2 mol·L －1的NaHCO 3和Na 2CO 3溶液中，都存在电离平衡和水解平衡，分别加入NaOH 固体恢复到原来的温度，c (CO 2－3)均增大(√)38．已知乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱，在物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的NaA 和NaB 混合溶液中，有c (Na ＋)＞c (B －)＞c (A －)＞c (OH －)＞c (HA)＞c (HB)＞c (H ＋)(√)39．pH 相同的CH 3COONa 溶液、C 6H 5ONa 溶液、Na 2CO 3溶液、NaOH 溶液，其浓度：c (CH 3COONa)>c (C 6H 5ONa)>c (Na 2CO 3)>c (NaOH)(√)40．一定温度下，pH 相同的溶液，由水电离产生的c (H ＋)相同(×)二、简答专练·规范语言 1．在80 ℃时，纯水的pH 值小于7，为什么？答案 已知室温时，纯水中的c (H ＋)＝c (OH －)＝10－7 mol·L －1，又因水的电离(H 2OH＋＋OH －)是吸热反应，故温度升高到80 ℃，电离程度增大，致使c (H ＋)＝c (OH －)>10－7mol·L －1，即pH<7。

水溶液中的离子平衡【考试说明】1.了解电离、电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念。

2.了解弱电解质的电离平衡、水的电离、溶液pH和水的离子积常数等概念，了解盐溶液的酸碱性。

能进行有关溶液pH与氢离子浓度、氢氧根离子浓度的简单计算。

3.了解盐类水解的原理。

能说明影响盐类水解程度的主要因素，认识盐类水解在生产生活中的应用。

4.初步掌握中和滴定的原理和方法，初步掌握测定溶液pH的方法。

5.了解难溶电解质的溶解平衡。

【要点精讲】要点一、弱电解质的电离平衡关注：（1）电解质与非电解质（注意CO2、SO2、NH3等水溶液可以导电但是非电解质）（2）强弱电解质（注意部分盐如(CH3COO)2Pb等也属于弱电解质）（3）弱电解质的电离平衡（常见的H2CO3、NH3•H2O、CH3COOH等电离方程式的书写）要点二、水的电离平衡和溶液的pH影响水的电离平衡的因素（酸，碱、盐、温度等）水的离子积常数Kw=__________2、溶液的pH计算要点三、盐的水解平衡：（1）本质：（2）影响因素：内因：有弱才水解，越弱越水解外因：温度、浓度（3）应用：①判断盐溶液中离子种类和比较离子浓度②离子共存问题：如Fe3+、Cu2+、Al3+、Fe2+等离子只能大量存在于酸性溶液中；SiO32-、AlO2-、C6H5O-等离子只能大量存在于碱性溶液中；HCO3-在酸性与碱性溶液中均不能大量存在③某些盐或盐溶液制备、保存如FeCl3溶液的配制方法④Fe(OH)3胶体的制备明矾的净水作用⑤弱电解质的证明⑥解释某些化学现象及在生活生产中的应用如由MgCl2·6H2O制取无水氯化镁的方法；AlCl3·6H2O和SOCl2混合加热可以得到得到无水氯化铝的原因；用TiCl4制取TiO2的反应要点四、中和滴定（1）定义：（2）原理：（3）关键：准确测定标准液与待测液的体积，准确判断滴定的终点（4）仪器与操作：（5）误差分析与数据处理（6）识别与绘制中和滴定曲线要点五、沉淀溶解平衡（1）沉淀溶解平衡：一定条件下沉淀的溶解速率与生成速率相等时，溶液呈饱和状态。

第1讲电离平衡1.[2024河南南阳月考]醋酸的电离方程式为CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋。

25 ℃时，K a （CH3COOH）＝1.75×10－5。

下列说法错误的是（C）A.0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中c（H＋）约为1.3×10－3 mol·L－1B.25 ℃时，等物质的量浓度的CH3COOH溶液与HA溶液[25 ℃时，K a（HA）＝6.2×10－10]的pH：CH3COOH溶液＜HA溶液C.25 ℃时，向0.01 mol·L－1醋酸溶液中加少量冰醋酸，K a（CH3COOH）＜1.75×10－5D.上升温度，醋酸溶液中c（H＋）增大，K a变大解析CH3COOH的K a＝c（CH3COO－）·c（H＋），0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中c（CH3COOc（CH3COOH）－）≈c（H＋），c（CH3COOH）≈0.1 mol·L－1，则c（H＋）＝√K a·c（CH3COOH）≈1.3×10－3 mol·L－1，A项正确；弱酸的K a越大，酸性越强，25 ℃时，K a（CH3COOH）＞K a（HA），则等物质的量浓度的CH3COOH溶液与HA溶液，前者的pH小于后者，B项正确；电离平衡常数只和温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，C项错误；由于CH3COOH的电离过程是吸热的，所以上升温度电离平衡正向移动，c （H＋）增大，K a变大，D项正确。

2.[强酸与弱酸的比较][浙江高考]相同温度下，关于盐酸和醋酸两种溶液的比较，下列说法正确的是（A）A.pH相等的两溶液中：c（CH3COO－）＝c（Cl－）B.分别中和pH相等、体积相等的两溶液，所需NaOH的物质的量相同C.相同浓度的两溶液，分别与金属镁反应，反应速率相同D.相同浓度的两溶液，分别与NaOH固体反应后呈中性的溶液中（忽视溶液体积变更）：c （CH3COO－）＝c（Cl－）解析HCl为强电解质、CH3COOH为弱电解质，依据电荷守恒得：醋酸溶液中c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－），盐酸中c（H＋）＝c（OH－）＋c（Cl－），又因两溶液的pH 相等，故c（CH3COO－）＝c（Cl－），A项正确。

单元质检卷8一、选择题(本题共12小题，共48分，每小题4分。

在每小题给出的四个选项中，只有一项是符合题目要求的。

)1．(2024·山东卷)试验室用基准Na2CO3配制标准溶液并标定盐酸浓度，应选甲基橙为指示剂，并以盐酸滴定Na2CO3标准溶液。

下列说法错误的是( )A．可用量筒量取25.00 mL Na2CO3标准溶液置于锥形瓶中B．应选用配带塑料塞的容量瓶配制Na2CO3标准溶液C．应选用烧杯而非称量纸称量Na2CO3固体D．达到滴定终点时溶液显橙色解析：选甲基橙为指示剂，并以盐酸滴定Na2CO3标准溶液，则应将Na2CO3标准溶液置于锥形瓶中，将待测盐酸置于酸式滴定管中，滴定终点时溶液由黄色变为橙色。

量筒的精确度不高，不行用量筒量取Na2CO3标准溶液，应当用碱式滴定管或移液管量取25.00 mL Na2CO3标准溶液置于锥形瓶中，A说法错误；Na2CO3溶液显碱性，盛放Na2CO3溶液的容器不能用玻璃塞，以防碱性溶液腐蚀玻璃产生有黏性的硅酸钠溶液而将瓶塞黏住，故应选用配带塑料塞的容量瓶配制Na2CO3标准溶液，B说法正确；Na2CO3有吸水性且有肯定的腐蚀性，故应选用烧杯而非称量纸称量Na2CO3固体，C说法正确；Na2CO3溶液显碱性，甲基橙滴入Na2CO3溶液中显黄色，当滴入最终一滴盐酸时，溶液由黄色突变为橙色且半分钟之内不变色即为滴定终点，故达到滴定终点时溶液显橙色，D说法正确。

答案：A2．(2024·湖北卷)依据酸碱质子理论，给出质子(H＋)的物质是酸，给出质子的实力越强，酸性越强。

已知：N2H＋5＋NH3===NH＋4＋N2H4，N2H4＋CH3COOH===N2H＋5＋CH3COO－，下列酸性强弱依次正确的是( )A．N2H＋5>N2H4>NH＋4B．N2H＋5>CH3COOH>NH＋4C．NH3>N2H4>CH3COO－D．CH3COOH>N2H＋5>NH＋4解析：依据复分解反应的规律，强酸能制得弱酸，依据酸碱质子理论，给出质子(H＋)的物质是酸，则反应N2H4＋CH3COOH===N2H＋5＋CH3COO－中，酸性：CH3COOH>N2H＋5，反应N2H＋5＋NH3===NH＋4＋N2H4中，酸性：N2H＋5>NH＋4，故酸性：CH3COOH>N2H＋5>NH＋4，答案选D。

第八章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离复习目标：1、巩固对电解质、强弱电解质概念的理解。

2、了解弱电解质电离平衡的建立及移动的影响因素。

3、能对溶液的导电能力判断及对强弱酸碱进行比较。

基础知识：一、强电解质与弱电解质的区别（一）电解质和非电解质电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。

非电解质：在水溶液里或熔融状态下不能导电的化合物。

【注意】1．电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。

2．化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。

如：SO2、SO3、CO2、NO2等。

3．常见电解质的范围：酸、碱、盐、离子型氧化物。

4．溶剂化作用：电解质溶于水后形成的离子或分子并不是单独存在的，而是与水分子相互吸引、相互结合，以“水合离子”或“水合分子”的形态存在，这种溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用叫做溶剂作用。

（二）强电解质和弱电解质强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。

则强电解质溶液中不存在电离平衡。

弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。

则弱电解质溶液中存在电离平衡。

【注意】1．强、弱电解质的范围：强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐弱电解质：弱酸、弱碱、水2．强、弱电解质与溶解性的关系：电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。

一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。

如：BaSO4、BaCO3等。

3．强、弱电解质与溶液导电性的关系：溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。

强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。

而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。

4．强、弱电解质与物质结构的关系：强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。

第28讲 盐类水解考纲要求 1.了解盐类水解的原理。

2.了解影响水解程度的主要因素。

3.了解盐类水解的应用。

考点一 盐类水解及其规律1．定义在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应。

2．实质盐电离―→⎩⎪⎨⎪⎧⎭⎪⎬⎪⎫弱酸的阴离子―→结合H ＋弱碱的阳离子―→结合OH －―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大 ―→溶液呈碱性、酸性或中性 3．特点4．规律有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。

盐的类型实例是否水解 水解的离子溶液的酸碱性溶液的pH强酸强碱盐NaCl、KNO3否中性pH＝7 强酸弱碱盐NH4Cl、Cu(NO3)2是NH＋4、Cu2＋酸性pH＜7弱酸强碱盐CH3COONa、Na2CO3是CH3COO－、CO2－3碱性pH>75.盐类水解离子方程式的书写要求(1)一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。

盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。

(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。

(3)多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成。

(4)水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等。

(1)溶液呈中性的盐一定是强酸、强碱生成的盐(×)(2)酸式盐溶液可能呈酸性，也可能呈碱性(√)(3)某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应(×)(4)常温下，pH＝10的CH3COONa溶液与pH＝4的NH4Cl溶液，水的电离程度相同(√)(5)常温下，pH＝11的CH3COONa溶液与pH＝3的CH3COOH溶液，水的电离程度相同(×)(6)NaHCO3、NaHSO4都能促进水的电离(×)(7)向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和气体生成(×)(8)S2－＋2H2O H2S＋2OH－(×)(9)Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3↓＋3H＋(×)(10)明矾溶液显酸性：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋(√)1．怎样用最简单的方法区别NaCl溶液、氯化铵溶液和碳酸钠溶液？答案三种溶液各取少许分别滴入紫色石蕊溶液，不变色的为NaCl溶液，变红色的为氯化铵溶液，变蓝色的为碳酸钠溶液。

第八章水溶液中的离子平衡第1讲弱电解质的电离与水的电离[基础全扫描]1．强、弱电解质的概念强电解质：在水溶液中能够完全电离的电解质。

弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质。

2．与物质类别的关系(1)强电解质主要包括：强酸、强碱、绝大多盐。

(2)弱电解质主要包括：弱酸、弱碱、水。

3．电离方程式的书写(1)强电解质用“===”表示；弱电解质用表示。

(2)多元弱酸分步电离，且第一步电离远远大于第二步电离，如碳酸：H2O 3＋＋HO错误！未定义书签。

、HO错误！未定义书签。

＋＋O错误！未定义书签。

(3)多元弱碱电离方程式的书写可一步到位，如氢氧铁：F(OH)33＋＋3OH－。

(4)酸式盐：①强酸的酸式盐，如NHSO4：NHSO4===N＋＋H＋＋SO错误！未定义书签。

(水中)②弱酸的酸式盐，如NHO3：NHO3===N＋＋HO错误！未定义书签。

[认知无盲区](1)强、弱电解质都是合物。

(2)常见“四大强酸”、“四大强碱”和绝大多盐属于强电解质：①“四大强酸”：H、H2SO4、HNO3、HO4；②“四大强碱”：NOH、OH、B(OH)2、(OH)2。

(3)电解质的强弱与溶解性的大小、导电能力的强弱以及合物的类别没有直接关系。

[练习点点清]1．现有下列物质：①硝酸②冰醋酸③氨水④(OH)2⑤NHO3() ⑥A⑦氯水⑧O3(1)上述物质中属于强电解质的有________，属于弱电解质的有________。

(2)上述物质中能导电的有__________。

(3)写出②、④、⑤的电离方程式：__________________________________________________________________ ______，__________________________________________________________________ ______，__________________________________________________________________ ______。