（高考复习课件）高考总复习五――电离与水解6．电离与水解.doc

高考总复习五――电离与水解6．电离与水解 　　[考点扫描]　　1．强弱电解质与结构的关系及其判断方法。　　2．弱电解质的电离平衡及电离方程式的书写。　　3．水的离子积常数及其影响因素。　　4．溶液中c(H+)、溶液的pH与溶液的酸碱性的关系：　　5．有关pH的计算。　　6．盐类的水解的实质和规律。　　7．盐类水解离子方程式的书写。　　8．盐类水解的影响因素。　　9．盐类水解的应用，溶液中微粒的成分及浓度。　　[知识指津]　　1．强电解质和弱电解质的比较 　 强电解质 弱电解质[来源:学§科§网Z§X§X§K] 相同点 都是电解质，在水溶液中都能电离，都能导电，与溶解度无关 化学键 离子键或极性键 极性键 化合物类型 离子化合物和某些具有极性键的共价化合物 具有极性键的共价化合物 物质类别 强酸、强碱，绝大多数盐类，金属氧化物 弱酸、弱碱、水 电离程度 完全电离 部分电离 电离过程 不可逆过程 可逆过程，存在电离平衡 溶液中电解质的存在形式 水合离子 分子、水合离子 电离方程式 分子离子 分子离子 　　2．弱电解质的电离平衡的特征：　　(1)“动”：电离平衡是动态平衡， 　　(2)“定”：溶液中分子和离子的浓度保持不变；　　(3)“变”：条件改变，平衡被破坏。　　　 影响电离平衡的因素主要是：温度、浓度和同离子，可运用勒夏特列原理判断条件改变时电离平衡移动的方向。　　　 弱电解质电离方程式的书写应注意多元弱酸分步电离；多元弱碱电离过程复杂，一步写出。　　3．电解质溶液的导电能力与离子浓度及离子所带电荷数有关，溶液中自由移动的离子浓度越大，离子所带电荷数越高，导电能力越强，反之亦然。强电解质溶液导电能力不一定强。　　4．常温下水的离子积Kω＝ c(H+)·c(OH-)＝1×10-14不仅适用于纯水，还适用于稀的水溶液(包括酸性溶液、中性溶液和碱性溶液)，在任何情况下，c(H+)或c(OH-)都不会等于零，所以任何水溶液中H+和OH-总是同时存在，只是相对含量不同而已。但任何溶液中由H2O电离出的c(H+)和c(OH-)总是相等。　　　 水的离子积常数Kω只与温度有关，温度升高，水的电离程度增大。　　5．pH的适用范围：适用于c(H+)或c(OH-)为1mol/L以下的稀溶液，pH的取值范围为0－14。当pH小于0或pH大于14时，溶液较浓，则直接用c(H+)或c(OH-)来表示其酸碱性强弱较为方便。其中：c(H+)越大，pH越小，溶液酸性越强；c(OH-)越大，pH越大，溶液碱性越强。pH改变一个单位，溶液中c(H+)便改变10倍，如pH每增大一个单位，c(H+)就减小10倍。　　6．溶液pH的计算类型：(1)强酸、强碱溶液的pH；(2)强酸、强碱混合溶液的pH；(3)强酸、强碱稀释后溶液的pH。　　　 计算时，若溶液显酸性，则先求c(H+)，再求pH；若溶液显碱性，则先求c(OH-)，再求c(H+)，最后求pH。注意：溶液稀释后pH不过限(即稀释到一定程度pH值只能接近7)。　　7．盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性。　　　 盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热反应。　　8．盐类水解的类型和规律：谁弱谁水解，谁强显谁性。　　(1)强碱弱酸盐，水解显碱性；　　(2)强酸弱碱盐，水解显酸性；　　(3)弱酸弱碱盐强烈水解，水解显强者性；　　(4)强酸强碱盐不水解；　　(5)弱酸酸式根即电离又水解，溶液的酸碱性取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小。一般H2PO4－、HSO3－以电离为主，溶液呈酸性，其他弱酸根离子以水解为主，溶液呈碱性。　　9．大多数盐类水解程度较低，但其过程促进了水的电离。　　 　盐类水解的程度主要决定于盐的本性，组成盐的酸根对应的酸(或阳离子对应的碱)越弱，水解程度就越大，其盐溶液的碱性(或酸性)越强。　　　 升高温度、水解程度增大；在温度不变的条件下，稀释溶液，水解程度增大，另外，加酸或加碱抑制水解。　　10．水解反应可用化学方程式或离子方程式表示，书写时应注意。　　(1)一般用可逆号“，只有互相促进的完全水解（即有沉淀或气体产生的互促水解）才用“＝”。　　(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，可用多步水解方程式表示。　　(3)一般不写“↓”和“↑”，水解程度大的例外。　　11．判断盐溶液中各种离子浓度的大小关系，要从盐的组成、水的电离、盐是否水解等方面综合考虑，并注意守恒法的应用(电荷守恒和元素守恒)，对于弱酸(碱)及其强碱(酸)盐