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（即有沉淀或气体产幕ゴ偎猓┎庞谩埃健薄?br>(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)盐的混合物，一般说来优先考虑盐对弱酸(碱)电离平衡...
