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高中化学电离与水解知识点总结

在高中化学的学习中，水溶液中的离子平衡占据着举足轻重的地位，而电离与水解则是这一领域的核心概念。准确理解和掌握电离与水解的原理、规律及其应用，不仅是应对各类化学试题的关键，更是深入认识化学反应本质的基础。本文将对电离与水解的相关知识点进行系统梳理与总结，以期为同学们的学习提供有益的参考。

一、电解质与电离

1.电解质与非电解质的界定

在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质；在上述两种情况下都不能导电的化合物叫做非电解质。需要强调的是，电解质和非电解质的研究对象均为化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。例如，铜能导电，但它是单质，不是电解质；蔗糖溶液不导电，蔗糖是非电解质。

2.强电解质与弱电解质

根据电解质在水溶液中电离程度的大小，可将其分为强电解质和弱电解质。

强电解质在水溶液中能够完全电离，其电离过程是不可逆的。常见的强电解质包括强酸（如盐酸、硫酸、硝酸等）、强碱（如氢氧化钠、氢氧化钾、氢氧化钡等）以及绝大多数盐（包括难溶性盐，因其溶解的部分是完全电离的）。强电解质的电离方程式用“=”表示。

弱电解质在水溶液中只能部分电离，存在电离平衡。常见的弱电解质有弱酸（如醋酸、碳酸、次氯酸等）、弱碱（如一水合氨、氢氧化铜等）以及水。弱电解质的电离方程式用“?”表示。

3.电离方程式的书写

书写电离方程式时，要遵循质量守恒和电荷守恒。

对于强电解质，如NaCl：NaCl=Na?+Cl?；H?SO?=2H?+SO?2?。

对于弱电解质，如CH?COOH：CH?COOH?CH?COO?+H?；NH?·H?O?NH??+OH?。

多元弱酸的电离是分步进行的，且以第一步电离为主，如H?CO?：H?CO??H?+HCO??，HCO???H?+CO?2?。

多元弱碱的电离方程式通常一步写出，如Fe(OH)?：Fe(OH)??Fe3?+3OH?。

4.水的电离与离子积常数

水是一种极弱的电解质，能微弱地电离：H?O?H?+OH?。

水的离子积常数Kw=c(H?)·c(OH?)。Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。在常温（如25℃）时，Kw=1.0×10?1?。无论在酸性、碱性还是中性溶液中，都存在H?和OH?，且在一定温度下，c(H?)·c(OH?)=Kw为一常数。

5.影响弱电解质电离平衡的因素

以弱电解质AB的电离平衡AB?A?+B?为例：

浓度：稀释溶液，平衡向电离方向移动，电离程度增大。

温度：电离过程一般为吸热过程，升高温度，平衡向电离方向移动，电离程度增大。

同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质，会使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动，电离程度减小。例如，在醋酸溶液中加入醋酸钠固体，醋酸的电离程度减小。

加入能反应的物质：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质，会使平衡向电离方向移动，电离程度增大。例如，在醋酸溶液中加入氢氧化钠，OH?与H?反应，促进醋酸电离。

二、盐类的水解

1.水解的定义与实质

在溶液中，盐电离出来的离子跟水电离出来的H?或OH?结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。

水解的实质是盐电离出的弱离子（弱酸根离子或弱碱阳离子）与水电离出的H?或OH?结合，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。

2.水解的规律

概括为：“有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，谁强显谁性，都弱都水解，强弱具体定。”

强酸强碱盐（如NaCl、KNO?）：不水解，溶液呈中性。

强酸弱碱盐（如NH?Cl、CuSO?）：弱碱阳离子水解，结合水电离的OH?，溶液中c(H?)c(OH?)，溶液呈酸性。

强碱弱酸盐（如CH?COONa、Na?CO?）：弱酸根离子水解，结合水电离的H?，溶液中c(OH?)c(H?)，溶液呈碱性。

弱酸弱碱盐（如CH?COONH?、(NH?)?CO?）：阴、阳离子都水解。溶液的酸碱性取决于水解生成的弱酸和弱碱的相对强弱。例如，CH?COONH?溶液中，CH?COOH和NH?·H?O的电离常数相近，溶液接近中性；(NH?)?CO?溶液中，由于NH?·H?O的电离常数略大于H?CO?的第一步电离常数，溶液略显碱性。

3.水解方程式的书写

一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀或气体，也不发生分解，因此水解方程式中不标“↑”或“↓”，也不把生成物（如H?CO?、NH?·H?O等）写成其分解产物的形式。

水解反应是可逆反应，方程式中用“?”连接。

多元弱酸根离子的水解是分步进行的，以第一步水解为主。例如，Na?CO?的水解：

第一步（主要）：CO?2?+H?O?HCO??+OH?

第二步：HCO??+H?O?