第3講水溶液中的離子反應(yīng)與平衡

重點(diǎn)專攻----------------------------------------------------

考點(diǎn)1強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

1.電解質(zhì)和非電解質(zhì)

⑴概念

電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。

非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下均以分子形式存在，不能導(dǎo)電的化合物。

(2)電解質(zhì)在水溶液或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的實(shí)質(zhì)是電解質(zhì)本身發(fā)生了電離。

【特別提醒】判斷電解質(zhì)和非電解質(zhì)的方法

(1)不是電解質(zhì)的物質(zhì)不一定是非電解質(zhì)，如：單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。

(2)電解質(zhì)不一定導(dǎo)電，導(dǎo)電是有條件的，電解質(zhì)只有在水溶液里或熔融狀態(tài)下電離產(chǎn)生自由移動的離

子才能導(dǎo)電，其他條件下不導(dǎo)電。如：CaC03固態(tài)時(shí)不導(dǎo)電。

(3)能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)。

Fe、Cu等金屬在熔融狀態(tài)下也能導(dǎo)電，但它們是單質(zhì)，既不屬于電解質(zhì)，也不屬于非電解質(zhì)。

稀鹽酸能導(dǎo)電，但稀鹽酸不是電解質(zhì)，因?yàn)橄←}酸是混合物。

C02、SO2、NH3的水溶液能導(dǎo)電，但CO2、SO2、NH3不是電解質(zhì)，H2co3、H2sO3、NIL-HzO是電解

質(zhì)。

(4)電解質(zhì)不一定易溶于水(如：硫酸鋼等)，易溶于水的化合物不一定是電解質(zhì)(如：酒精等)。

(5)電解質(zhì)溶于水能導(dǎo)電，但熔融狀態(tài)下不一定能導(dǎo)電(如：氯化氫等)。

2.強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)

概念在水溶液中能全部電離的電解質(zhì)在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)

電解質(zhì)在溶液

只有陰、陽離子既有陰、陽離子，又有電解質(zhì)分子

中的存在形式

化合物類型離子化合物、部分共價(jià)化合物共價(jià)化合物

①大部分鹽(包括難溶性鹽)；①弱酸，如CH3coOH、HC10等；

實(shí)例②強(qiáng)酸，如HC1、H2s。4等；②弱堿，如NH3E2O等;

③強(qiáng)堿，如KOH、Ba(OH)2等③水

【特別提醒】

(1)CO2>SO2、NH3等物質(zhì)溶于水能導(dǎo)電，是因?yàn)槿苡谒笊蒆2co3、H2so3、NH3-H2。等電解質(zhì)導(dǎo)

電，不是其本身電離出離子，故應(yīng)為非電解質(zhì)。單質(zhì)、溶液既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。

(2)電解質(zhì)的強(qiáng)、弱與其溶解性無關(guān)。難溶的鹽如AgCl、CaC03等，溶于水的部分能完全電離，是強(qiáng)電

解質(zhì)。易溶的如CH3coOH、NH3H2O等在溶液中電離程度較小，是弱電解質(zhì)。

(3)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電性沒有必然聯(lián)系

溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱由溶液中自由離子的濃度和離子所帶電荷多少決定，很稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性

很弱，濃度較大的弱電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性可能較強(qiáng)，弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定弱。

考點(diǎn)2弱電解質(zhì)的電離平衡

1.電離方程式的書寫

(1)強(qiáng)電解質(zhì)

完全電離，在寫電離方程式時(shí)，用“=”。

(2)弱電解質(zhì)

部分電離，在寫電離方程式時(shí)，用“0”。

①一元弱酸、弱堿一步電離。

如CH3coOH：CH3co0H『aCH3coeT+H+,NH3H2O：NH3-H20NH4+OH"0

②多元弱酸分步電離，必須分步寫出，不可合并(其中以第一步電離為主)。

如H2c。3：H2cChaH++HC0式主)，HCO,0H++COr(次)。

③多元弱堿分步電離(較復(fù)雜)，在中學(xué)階段要求一步寫出。

3+

如Fe(OH)3：Fe(OH)3==Fe+30JT。

2.電離平衡狀態(tài)

(1)概念：在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的

速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化，電離過程就達(dá)到了電離平衡狀態(tài)。

(2)電離平衡的特征

①弱：研究對象是弱電解質(zhì)。

②等：弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等。

③動：電離平衡是一種動態(tài)平衡，如1moicH3coOH分子電離同時(shí)有ImolCH3co0H分子形成。

④定：條件不變，溶液中各分子、離子的濃度不變，溶液里既有離子又有分子。

⑤變：條件改變時(shí)，電離平衡發(fā)生移動，各粒子的濃度要發(fā)生改變。

3.電離平衡的影響因素

(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)，通常電解質(zhì)越弱，電離程度越小。

(2)外因

①濃度：電解質(zhì)溶液的濃度越小，它的電離程度就越大(越稀越電離)；濃度越大，電離程度越小。

②溫度：弱電解質(zhì)的電離一般是吸熱過程，升高溫度使電離平衡向電離的方向移動，電離程度增大。

③同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移

動，電離程度減小。

④化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的離子時(shí)，電離平衡向電離的方向移動。

4.實(shí)例分析

分析改變下列條件對醋酸電離平衡的影響，填寫下表：

條件改變平衡移動方向c(H+)“(H+)電離程度導(dǎo)電能力

升高溫度向右移動增大增大增大增強(qiáng)

加H2O向右移動減小增大增大減弱

通HC1向左移動增大增大減小增強(qiáng)

加少量NaOH(s)向右移動減小減小增大增強(qiáng)

力口少量CH3coONa(s)向左移動減小減小減小增強(qiáng)

加少量CH3coOH向右移動增大增大減小增強(qiáng)

【特別提醒】

(1)電離吸熱，升高溫度，電離平衡一定正向移動，電離程度增大。

(2)弱電解質(zhì)的電離程度、溶液的導(dǎo)電性與電離平衡的移動沒有必然的關(guān)系。

(3)弱電解質(zhì)溶液加水稀釋時(shí)，要注意離子濃度與離子物質(zhì)的量的變化。

如O.lmolirCH3co0H加水稀釋，c(CH3coOH)、c(H+),c(CH3coeT)均減小，但稀釋促進(jìn)電離，所

以力(CH3co0H)減小，"(H+)、"(CH3coeT)增大。

考點(diǎn)3電離平衡常數(shù)

1.電離平衡常數(shù)的表示方法

(1)一元弱酸、一元弱堿的電離平衡常數(shù)

CH3C00-+H+Ca=3。。-)S

例如:CH3COOH

C(CH3COOH)

-

NH3-H2ONHt+OHKb=c(NHt),c(OH)。

一C(NH3H2O)

(2)多元弱酸、多元弱堿的電離平衡常數(shù)

多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用&1、笛2等來分別表示。例如,

:H++HC。,6=2)")

H2c03

c(H2co3)

H++cor^^+)-c(cor)

HCO?2=o

C(HCOD

多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較：Kal》K0因此，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。

2.意義

表示弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸(或堿)性越強(qiáng)。

3.電離常數(shù)的影響因素

(1)內(nèi)因：同一溫度下，不同的弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，說明電離常數(shù)首先由物質(zhì)的本性所決定。

(2)外因:

對于同一弱電解質(zhì)，電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，由于電離為吸熱過程，所以電離平衡常數(shù)隨溫度升

高而增大。

【特別提醒】

(1)弱電解質(zhì)的電離都是微弱的。一般來說已電離的分子是極少數(shù)的，絕大多數(shù)以分子形式存在。

(2)弱電解質(zhì)電離平衡后，加水稀釋，電離程度增大，但電解質(zhì)分子、電解質(zhì)電離出的離子(包括H+或

OJT)濃度減小。判斷離子濃度比值變化時(shí)，只考慮物質(zhì)的量的比值即可。

(3)多元弱酸分步電離，第一步電離出相對較多的H+,對第二步電離起到抑制作用，第二步電離程度大

大減弱。故K遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于左。

考點(diǎn)4水的電離平衡

1.水的電離

(1)水是一種極弱的電解質(zhì)。

(2)水的電離方程式為H2O+H2O0H3O++OH,簡寫為H2O0H++OH，

(3)水的電離是吸熱過程。

2.水的離子積常數(shù)

(l)Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，降增大。

(2)常溫時(shí)，KW=C(H+)P(OIT)=1.Oxi。-%不僅適用于純水，還適用于酸、堿的稀溶液。

(3)不同溶液中，c(H+)、c(OJT)可能不同，但任何溶液中由水電離出的c(H+)與c(OJT)總是相等的。

3.水的電離平衡的影響因素

(1)溫度升高，會促進(jìn)水的電離，c(H+)、c(OfT)都增大，水仍呈中性。

(2)外加酸(或堿)，水中c(H+)［或c(OJT)］增大，會抑制水的電離，水的電離程度減小，Kw不變。

(3)加入了活潑金屬，可與水電離產(chǎn)生的H+直接發(fā)生置換反應(yīng)，產(chǎn)生H2,使水的電離平衡向右移動。

4.分析下列條件的改變對水的電離平衡H2O0H++OITAH>0的影響

改變條件平衡移動方向c(H+)c(OH")水的電離程度Kw

升高溫度右移增大增大增大增大

加入HCl(g)左移增大減小減小不變

加入NaOH(s)左移減小增大減小不變

加入活潑金屬(如

右移減小增大增大不變

Na)

力口入NaHSO4(s)左移增大減小減小不變

【特別提醒】

(1)在水中加入酸或堿，會抑制水的電離，水電離出的c(H+)、c(OH「)均減小，但仍然相等。

(2)水受熱溫度升高，促進(jìn)水的電離，水電離出的c(H+)、c(OIT)均增大，但仍然呈中性。

(3)在酸或堿的溶液中，Kw表達(dá)式中的c(H+)、c(Oir)均為溶液中兩種離子的總濃度，不一定是水電離

出的c(H+)、C(OH3O如0.1molir鹽酸中，c(H+)約為0.1mol］一

考點(diǎn)5溶液的酸堿性與pH

1.溶液的酸堿性與氫離子、氫氧根離子濃度的關(guān)系

溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)、C(OIT)的相對大小。

酸性溶液：c(H+)>c(OH-)

溶液的酸堿性.中性溶液：C(H+)=C(OIT)

堿性溶液：c(H+)<c(OH)

2.溶液的pH與c(H+)及酸堿性的關(guān)系

計(jì)算公式pH=-lgc(H+)

pH越大，溶液的堿性越強(qiáng)；

意義

pH越小，溶液的酸性越強(qiáng)

pH<7,為酸性溶液；

溶液酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)pH=7,為中性溶液；

pH>7,為堿性溶液

適用范圍Ixio-14mol-L-1<c(H+)<1molL1

【特別提醒】

(1)酸溶液一定呈酸性，堿溶液一定呈堿性。

(2)酸性溶液不一定是酸。例如，NH4C1>NaHSCU等鹽溶液呈酸性；堿性溶液不一定是堿，如Na2co3、

NaHCO3等鹽溶液呈堿性。

(3)分析c(H+)、c(OJT)與溶液酸堿性的關(guān)系時(shí)，要注意溶液的溫度是否在常溫下，如pH=7的溶液不

一定是中性。

(4)測溶液pH時(shí)的三注意

①不能用濕潤的玻璃棒蘸取待測液，也不能將pH試紙先用水潤濕，否則會將溶液稀釋，可能導(dǎo)致所測

定的pH不準(zhǔn)確，使酸性溶液的pH變大，堿性溶液的pH變小，但中性溶液不受影響。

②若某溶液具有漂白性，則不能用酸堿指示劑測定該溶液的酸堿性，也不能用pH試紙測定其pH。

③pH試紙不能測c(H+)>lmolL1或C(OH「)>1皿卜11的溶液的pH。

考點(diǎn)6酸堿中和滴定

1.酸堿中和滴定原理

利用已知濃度的酸(或堿)去滴定一定體積未知濃度的堿(或酸)，通過測定反應(yīng)完全時(shí)消耗已知濃度的酸

(或堿)的體積，從而推算出未知濃度的堿(或酸)的濃度的方法。

其中已知濃度的酸(或堿)溶液常稱為標(biāo)準(zhǔn)液，未知濃度的堿(或酸)溶液常稱為待測液。

2.主要儀器

(1)酸堿中和滴定所用的主要儀器是滴定管和錐形瓶。

(2)滴定管

①滴定管分為酸式滴定管和堿式滴定管。

酸式滴定管用于盛放酸性或中性溶液，堿式滴定管用于盛放堿性溶液。

②既能盛放酸性溶液又能盛放堿性溶液的滴定管，活塞由聚四氟乙烯制成；若溶液中的物質(zhì)見光易分

解，可用棕色滴定管盛放。

③滴定管的上都標(biāo)有規(guī)格大小、使用溫度、刻度；滴定管的精確讀數(shù)為0.01mL。

3.滴定管的使用方法

(1)檢查：使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。

(2)潤洗：在加入酸、堿液之前，應(yīng)使用待裝的酸、堿溶液分別潤洗滴定管內(nèi)壁2?3次。

(3)裝液：注入待裝的酸、堿溶液至滴定管0刻度線以上2?3mL處。

(4)排氣泡：酸式滴定管快速打開活塞沖走氣泡，堿式滴定管將橡膠管向上彎曲，擠壓玻璃球，趕走氣

泡，使滴定管尖嘴部分充滿溶液。

(5)調(diào)液面：調(diào)整管中液面至“0”或“0”刻度以下，記錄讀數(shù)后。滴定管的讀數(shù)時(shí)，視線、刻度線、凹液

面在同一水平線上。

(6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動錐形瓶，兩眼注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化。滴定過程

中，滴加速度不宜過快，接近終點(diǎn)時(shí)，應(yīng)逐漸減慢滴加速度。

(7)終點(diǎn)的判斷：最后一滴恰好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改變且半分鐘內(nèi)不變色，即為滴定終點(diǎn)。滴加

完畢記錄讀數(shù)片,消耗溶液的體積為％-及。

4.pH突變與指示劑選擇

(l)pH突變

強(qiáng)酸和強(qiáng)堿完全反應(yīng)時(shí)，pH=7o當(dāng)NaOH溶液的體積從19.98mL變?yōu)?0.02mL,pH從4.3突躍到9.7,

因此只要選擇突變范圍在這一范圍內(nèi)的指示劑就不會造成很大誤差。

(2)中和滴定終點(diǎn)的判斷

判斷滴定終點(diǎn)(中和反應(yīng)恰好反應(yīng)完全的時(shí)刻)的方法是在待測液中加2?3滴指示劑，觀察滴定過程中

其顏色的變化，常選用的指示劑是酚酗或甲基橙，而不用石蕊試液的原因是石蕊試液顏色變化不明顯。

(3)指示劑的選擇

對于不同的酸堿中和反應(yīng)，指示劑的選擇可依據(jù)中和滴定曲線來確定。

指示劑酸色中間色堿色變色的pH范圍

甲基橙紅橙黃3.1?4.4

甲基紅紅橙黃4.4?6.2

酚醐無色粉紅紅8.2?10.0

5.酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)——測定未知濃度鹽酸的物質(zhì)的量濃度

(1)實(shí)驗(yàn)儀器和藥品

儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶

藥品：O.lOOOmollTNaOH溶液，未知濃度的鹽酸、酚酰、蒸儲水

(2)實(shí)驗(yàn)步驟

①準(zhǔn)備階段：

滴定管：查漏一洗滌一潤洗一裝液一調(diào)液面(趕氣泡)一記錄

錐形瓶：洗滌一注待測液一記讀數(shù)一加指示劑

②滴定階段：

滴定：左手控制滴定管活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內(nèi)顏色變化。

終點(diǎn)判斷：溶液由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色，視為滴定終點(diǎn)。記錄消耗標(biāo)準(zhǔn)液

的體積。

計(jì)算結(jié)果：求出三次測定數(shù)值的平均值，計(jì)算待測鹽酸的物質(zhì)的量濃度。若幾次測定結(jié)果相差較大，

應(yīng)重新進(jìn)行測定。

【特別提醒】酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)注意事項(xiàng)

(1)選用精確度為0.01mL的滴定管來量取液體。

(2)酸式滴定管盛放酸性試劑或者強(qiáng)氧化性試劑(如高銃酸鉀溶液)；堿式滴定管盛放堿性試劑。

(3)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿相互滴定時(shí)，既可選用甲基橙，也可選用酚酰作指示劑。

(4)石蕊顏色變化不明顯，變色范圍寬，一般不用作中和滴定的指示劑。

(5)強(qiáng)酸與弱堿相互滴定時(shí)，應(yīng)選用甲基橙。強(qiáng)堿與弱酸相互滴定時(shí)，應(yīng)選用酚配。

(6)當(dāng)?shù)稳胱詈蟀氲螛?biāo)準(zhǔn)液，指示劑發(fā)生顏色變化，必須保證半分鐘內(nèi)不變色，才是滴定的終點(diǎn)。

(7)滴定管要用待裝液潤洗，滴定管不潤洗相當(dāng)于對所盛裝溶液的稀釋。錐形瓶不需潤洗，潤洗后使所

盛裝溶液的物質(zhì)的量增大。

(8)滴定管盛裝標(biāo)準(zhǔn)溶液時(shí)，其液面不一定要在“0”刻度。只要在“0”刻度或“0”刻度以下某刻度即可，但

一定要記錄下滴定前液面的讀數(shù)。滴定管的精確度為0.01mL。

考點(diǎn)7鹽類的水解

1.鹽類的水解

(1)概念:在水溶液中鹽電離產(chǎn)生的陽離子或陰離子跟水電離出來的OH-或H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

(2)鹽類水解的實(shí)質(zhì)：鹽電離出的離子(弱堿陽離子或者弱酸陰離子)跟水電離出來的OH-或H+結(jié)合生成弱

堿或弱酸，從而破壞了水的電離平衡，促進(jìn)了水的電離，使溶液顯示不同的酸性、堿性或中性。

弱堿的陽離子派每。0

(溶液呈堿性或酸性卜~~(c(H+)Ic(OH-))

(3)鹽類水解對水的電離平衡的影響：

弱堿陽離子或者弱酸陰離子在溶液中水解，因此水的電離程度增大，因此水電離出的c(H+)和c(OH-)增

大。

如25℃時(shí)，pH=4的NH4cl溶液中，c(H+尸10"molLi,則水電離出的c(H+尸c(OH)=10-4mo[.L-i；pH=ll

的CH3coONa溶液中,c(OH-尸10-3mol-L-i,則水電離出的c(H+)=c(OH-)=lO^mol-L4o

2.鹽類水解的特點(diǎn)

(1)可逆反應(yīng)：鹽類水解生成酸和堿，所以鹽類的水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。

(2)吸熱反應(yīng)：鹽的水解是吸熱過程，溫度升高，鹽的水解程度增大。

(3)程度微弱：通常情況下，鹽水解的程度極其微弱，但對溶液酸堿性的影響較大。

(4)動態(tài)平衡：鹽類的水解平衡狀態(tài)屬于動態(tài)平衡。

3.鹽類水解方程式的書寫

鹽類的水解一般程度很小，水解產(chǎn)物也很少，通常不生成沉淀或氣體，書寫水解方程式時(shí)，一般不用“廣

或鹽類水解是可逆反應(yīng)，除發(fā)生強(qiáng)烈雙水解的鹽外，一般離子方程式中不寫“=”號，而寫“0”號。

【特別提醒】書寫鹽類水解方程式常見的錯誤

(1)誤把電離方程式看成水解方程式，如HS-+H2OOS2-+H3O+,此方程式為HS-的電離方程式，不

是HS的水解方程式，因?yàn)槠浠喛蓪憺镠S?S?+HoHS的水解方程式應(yīng)為HS+H2O-^—+OH

(2)書寫鹽類水解方程式常見錯誤有①把“一”誤寫為“="。如Fe3++3H2O=Fe(OH)3+3H+是錯誤的,

3++

正確的為Fe+3H2O=^Fe(OH)3+3Ho

②水解產(chǎn)物量很小時(shí)，標(biāo)上或“廣。如A13++3H204Al(0H)3j+3H+是錯誤的，正確的為AF++

3H2?！狝1(OH)3+3H+。

考點(diǎn)8影響鹽類水解的因素

1.鹽的性質(zhì)

主要因素是鹽本身的性質(zhì)，組成鹽的酸根對應(yīng)的酸越弱或陽離子對應(yīng)的堿越弱，水解程度就越大(越弱

越水解)。

2.影響鹽類水解的外界因素

(1)溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，水解程度增大。

(2)濃度：鹽溶液的濃度越小，電解質(zhì)離子相互碰撞結(jié)合成電解質(zhì)分子的幾率越大，水解程度越大。

(3)酸堿性：向鹽溶液中加入H+,可抑制弱堿離子水解；向鹽溶液中加入0H,能抑制弱酸根離子水解。

3.以FeCb水解為例[Fe3++3H2O—Fe(OH)3+3H+],外界條件對水解平衡的影響。

條件移動方向H+數(shù)PH現(xiàn)象

升溫向右增多減小顏色變深

通入HCl(g)向左增多減小顏色變淺

向右增多增大顏色變淺

加H2O

力口NaHCO3向右減小增大生成紅褐色沉淀，放出氣體

考點(diǎn)9鹽類水解的應(yīng)用

1.在化學(xué)實(shí)驗(yàn)中的應(yīng)用

應(yīng)用舉例

+

判斷溶液的酸堿性FeCb溶液顯酸性，原因是Fe3++3H2。Fe(OH)3+3H

相同濃度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分別為8、9、10,貝

判斷酸性強(qiáng)弱

酸性：HX>HY>HZ

配制或貯存易水解的配制CUSO4溶液時(shí),加入少量H2s。4,抑制Cu2+水解;貯存

鹽溶液Na2cCh溶液不能用磨口玻璃塞

制取Fe(OH)3膠體的離子方程式：Fe3++3H2C)q-Fe(OH)3(膠

膠體的制取

體)+3寸

將揮發(fā)性酸的弱堿鹽如AlCb、FeCb溶液蒸干時(shí)，在通HC1的

制備無水鹽

氣流中加熱蒸干

AF+與CO/、HCO3、S2一、HS,A1O2;Fe?+與HCOACO夕、

判斷離子是否共存A1O2；NH：與AIO2、SiOF因相互促進(jìn)水解程度強(qiáng)烈而不能大

量共存

判斷中和反應(yīng)至中性如NH3H2O與HC1反應(yīng)至中性，NH3H2O過量，CH3coOH與

的試劑用量NaOH反應(yīng)至中性時(shí)CHsCOOH過量

如用TiCL制備TiCh，其反應(yīng)的化學(xué)方程式為TiCL+(x+

制備無機(jī)化合物2)H2O=TiO2-XH2O；+4HC1,加入大量的水，同時(shí)加熱，促使

水解趨于完全，所得TiO2xH2O經(jīng)焙燒得到TiO2

2.在生產(chǎn)生活中的應(yīng)用

泡沫滅火器泡沫滅火器中的成分為NaHCCh與A12(SC)4)3，發(fā)生的反應(yīng)為Af++

原理

3HCOr=Al(OH)3；+3CO2t

作凈水劑明磯可作凈水劑，原理為AF++3H2。A1(OH)3(膠體)+3H+

化肥的使用鏤態(tài)氮肥與草木灰不得混合施用

NH4C1溶液與ZnC12溶液可作焊接時(shí)的除銹劑，原理為NH：+

除銹劑

2++

H2ONH3H2O+H+、Zn+2H2OZn(OH)2+2H

熱純堿去污

加熱，促進(jìn)Na2cCh的水解，使c(OlT)增大，去污能力增強(qiáng)

能力強(qiáng)

【特別提醒】鹽溶液蒸干時(shí)所得產(chǎn)物的判斷

(1)鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干后一般得原物質(zhì)，如CuS04(aq)蒸干得CuS04(s)。

(2)鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干灼燒后一般得到對應(yīng)的氧化物，如AlCb(aq)蒸干得A1(OH)3,

灼燒得AI2O3。

(3)考慮鹽受熱時(shí)是否分解。

原物質(zhì)蒸干灼燒后固體物質(zhì)

Ca(HCO3)2CaCO3或CaO

NaHCO3Na2cO3

KMnO4K2MnO4和Mn02

NH4CI分解為NH3和HC1,無固體物質(zhì)存在

(4)還原性鹽在蒸干時(shí)會被02氧化。如Na2so3(aq)蒸干得Na2so心)。

考點(diǎn)10水解常數(shù)及其應(yīng)用

1.鹽的水解常數(shù)

以CH3coONa為例：CH3COO+H20CH3COOH+OH

K一(CH3coOH>c(OH-)

只與溫度有關(guān)。

…c(CH3COO)

2.與對應(yīng)弱酸電離常數(shù)的關(guān)系

+

K=c(H)c(CH3COO)

C(CH3COOH)

所以，KhK=Kw或4=檢。

Ka

由此可看出，弱酸或弱堿的電離常數(shù)越小，其生成的鹽水解程度就越大。

3.二元弱酸對應(yīng)鹽的水解常數(shù)

二元弱酸H2c03的電離常數(shù)為Kal、&2,則Na2c03的水解常數(shù)Kh為國，NaHCCh的水解常數(shù)為壇

Ka2

考點(diǎn)11沉淀溶解平衡

1.難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡

在一定溫度下，當(dāng)沉淀和溶解的速率相等時(shí)，形成電解質(zhì)的飽和溶液，達(dá)到平衡狀態(tài)，人們把這種平

衡稱為沉淀溶解平衡。

2.難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡的影響因素

(1)內(nèi)因(決定因素)：難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)。

(2)外因：溫度、濃度等條件的影響符合勒夏特列原理。

①溫度：絕大多數(shù)難溶鹽的溶解是吸熱過程，升高溫度，平衡向溶解的方向移動。

②濃度：加水稀釋，平衡向溶解的方向移動。

③離子效應(yīng)：向平衡體系中加入難溶物相應(yīng)的離子，平衡逆向移動

④其他：向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶或更難電離或氣體的離子時(shí)，平衡向

溶解的方向移動。

(3)實(shí)例分析

已知沉淀溶解平衡：Mg(0H)2(s)-Mg2+(叫)+2OIT(叫)，請分析當(dāng)改變下列條件時(shí)，對該沉淀溶解平

衡的影響，填寫下表(濃度變化均指平衡后和原平衡比較)：

條件改變移動方向c(Mg2+)c(OH)

加少量水正向移動不變不變

升溫正向移動增大增大

加MgCl2(s)逆向移動增大減小

加鹽酸正向移動增大減小

力口NaOH(s)逆向移動減小增大

大多數(shù)電解質(zhì)溶解度隨溫度的升高而增大，但也有例外，如Ca(0H)2,溫度越高，溶解度越小。

3.溶度積常數(shù)

⑴概念：

在一定溫度下，難溶電解質(zhì)達(dá)到沉淀溶解平衡后的溶液為飽和溶液，其離子濃度不再發(fā)生變化，溶液

中各離子濃度哥之積為常數(shù)，叫做溶度積常數(shù)(簡稱溶度積)，用&p表示。

(2)表達(dá)式

n+ramn+nm-

AmBn(s)=^mA(aq)+nB"(aq)Ksp=c(A)-c(B)。

3+3

如Fe(OH)3的^sp=c(Fe)-c(OH")o

⑶意義

&p的大小反映難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力。

(1)相同類型的難溶電解質(zhì)，溶度積小的電解質(zhì)，其溶解能力小。

(2)不同類型的難溶電解質(zhì)，溶度積小的電解質(zhì)，其溶解能力不一定比溶度積大的溶解能力小。

(4)應(yīng)用一溶度積規(guī)則

通過比較溶度積與溶液的離子積Q,可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成或溶解：

①?！?p,溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達(dá)到新的平衡。

②。=&P，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。

③溶液未飽和，無沉淀析出，若加入過量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶液飽和。

(5)影響因素：溶度積Mp值的大小只與難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)和溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。

【特別提醒】

(1)沉淀溶解達(dá)到平衡時(shí)，再加入該難溶物對平衡無影響。

(2)溶解平衡右移，溶解度不一定增大。如加水使溶解平衡右移，溶解度不變。

(3)絕大多數(shù)的難溶電解質(zhì)的溶解過程是吸熱的，少數(shù)為放熱反應(yīng)，如氫氧化鈣等。

(4)Ksp只與難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)和溫度有關(guān)，而與沉淀的量和溶液中的離子濃度無關(guān)。

(5)對于同類型物質(zhì)(如AgCl、AgBr、Agl等)，可直接用溶度積比較難溶電解質(zhì)的溶解能力，&p越大，

難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越強(qiáng)。

(6)對于不同類型的物質(zhì)，Kp不能直接作為比較依據(jù)，而應(yīng)通過計(jì)算將Kp轉(zhuǎn)化為飽和溶液中溶質(zhì)的物

質(zhì)的量濃度確定溶解能力的強(qiáng)弱。

考點(diǎn)12沉淀溶解平衡原理的應(yīng)用

1.沉淀的生成

(1)沉淀生成的原理

根據(jù)沉淀溶解平衡原理，如果加入與溶液中相同的離子，使平衡向沉淀方向移動，就可以生成沉淀。

(2)沉淀的方法

①調(diào)節(jié)pH法：如工業(yè)原料氯化鏤中含雜質(zhì)氯化鐵，使其溶解于水，再加入氨水調(diào)節(jié)pH,使。[Fe(0H)3]

3+

>Ksp[Fe(OH)3],可使Fe3+轉(zhuǎn)變?yōu)镕e(OH)3沉淀而除去。反應(yīng)如下：Fe+3NH3-H2O=Fe(OH)3i+3NH：o

②加沉淀劑法：如以Na?S、H2s等作沉淀劑，使某些金屬離子，如Cu2+、Hg2+等生成極難溶的硫化物

CuS、HgS等沉淀，即離子積?！礛p時(shí)，生成沉淀。

③同離子效應(yīng)法：增大沉淀溶解平衡體系中某種離子的濃度，使平衡向生成沉淀的方向移動，如向AgCl

的飽和溶液中加入飽和食鹽水可繼續(xù)生成AgCl沉淀。

④氧化還原法：改變離子的存在形式，促使其轉(zhuǎn)化為溶解度更小的難溶電解質(zhì)，便于分離出來，例如

通過氧化還原反應(yīng)將Fe2+氧化為Fe3+,從而生成更難溶的Fe(OH)3沉淀。

2.沉淀的溶解

(1)沉淀溶解的原理

根據(jù)平衡移動原理，對于在水中難溶的電解質(zhì)，如果能設(shè)法不斷地移去平衡體系中的相應(yīng)離子，使平

衡向沉淀溶解的方向移動，就可以使沉淀溶解。

(2)沉淀溶解的方法

①酸溶解法：用強(qiáng)酸溶解的難溶電解質(zhì)有CaCCh、FeS、A1(OH)3,Ca(OH)2等。

2+

如CaCCh難溶于水，卻易溶于鹽酸，原因是：CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡為CaCO3(s)Ca(aq)

+COr(aq),當(dāng)加入鹽酸后發(fā)生反應(yīng)：CCT+2H+—H2O+C023c(COr)降低，溶液中COH與Ca?+的離

子積0(CaCO3)<Ksp(CaCO3),沉淀溶解平衡向溶解的方向移動。

②鹽溶液溶解法：Mg(0H)2難溶于水，能溶于鹽酸、NH4cl溶液中。溶于NH4cl溶液反應(yīng)的離子方程

2+

式為Mg(0H)2+2NHt=Mg+2NH3-H20□

(3)氧化還原法：有些金屬硫化物(如CuS、HgS等)不溶于非氧化性酸，只能溶于氧化性酸，則可通過減

小c(S2一)來達(dá)到使沉淀溶解的目的。

3.沉淀的轉(zhuǎn)化

(1)沉淀的轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)

沉淀的轉(zhuǎn)化是指由一種難溶物轉(zhuǎn)化為另一種難溶物的過程，其實(shí)質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動。

(2)沉淀的轉(zhuǎn)化的條件

兩種沉淀的溶解度不同。一般溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化為溶解度更小的沉淀容易實(shí)現(xiàn)，兩者的溶解度差別

越大，轉(zhuǎn)化越容易。

(3)沉淀轉(zhuǎn)化的應(yīng)用

①鍋爐除水垢(含有CaSO4)

coc,、Na2c。3溶液ccc/、加酸(如鹽酸)c)+/、v/1o士工口#七cocIzccccc

CaSO4(s)---------------->CaCOs(s)--------------->Ca-(叫)，反應(yīng)1的l化y學(xué)方程式為CaSOd+Na2co3^=CaCC)3

+Na2sO4，CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2t=

②自然界中礦物的轉(zhuǎn)化

原生銅的硫化物氧化.、.淋濾>CuS04溶液滲透、.遇閃鋅礦億向和方鉛礦化吵)銅藍(lán)?㈣,反應(yīng)的化學(xué)

方程式為CuSO4+ZnS=CuS+ZnSO4,CuSO4+PbSCuS+PbSO4=

③工業(yè)廢水處理

工業(yè)廢水處理過程中，重金屬離子可利用沉淀轉(zhuǎn)化原理用FeS等難溶物轉(zhuǎn)化為HgS、Ag2S>PbS等沉

淀。

用FeS除去Hg2+的離子方程式：FeS(s)+Hg2+(aq)HgS(s)+Fe2+(aq)o

④水垢的形成

硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaC03和Mg(0H)2,形成的原因(用化學(xué)方程式表示)：

Mg(HCO3)2MgCChJ+H20+CO2T,Ca(HCO3)2=^=CaCO3；+H2O+CChf,MgCO3+

H2O—Mg(OH)2+CO2T。

說明Mg(OH)2比MgCCh難溶。

【特別提醒】

(1)一般來說，當(dāng)溶液中有多種可以沉淀的離子且生成相同類型的沉淀時(shí)，越難溶(&p越小)的越先沉淀。

(2)當(dāng)離子濃度小于1x10-5時(shí)，認(rèn)為已完全沉淀。

(3)溶解度較小的沉淀，并不一定必須轉(zhuǎn)化為溶解度更小的沉淀。在一定條件下也可以轉(zhuǎn)化成溶解度較

大的沉淀。例如，在BaSCU的飽和溶液中加入高濃度的Na2cCh溶液，只要Q(BaCC>3)>Ksp(BaCO3)就可以轉(zhuǎn)

化成溶解度較大的BaCCh沉淀。

(4)對于化學(xué)式結(jié)構(gòu)相似，且含相同離子(陽離子或陰離子)的難溶電解質(zhì)(如AgCl、AgBr、Agl),在含有

C「、Br,「的溶液中滴入AgNCh溶液，誤認(rèn)為一定先析出Agl沉淀，最后析出AgCl沉淀。這種理解忽視

了溶液中C「、B「、「的濃度大小。

難點(diǎn)強(qiáng)化----------------------------------------------------

強(qiáng)化點(diǎn)一電離平衡常數(shù)的計(jì)算及應(yīng)用

1.有關(guān)電離平衡常數(shù)的計(jì)算(以弱酸HX為例)

HXH++X

起始：c(HX)00

平衡：c(HX)-c(H+)c(H+)c*)

vc(H+)-C(X-)c2(H+)

則.K=---------------------------=-----------------------------

~c(HX)-C(H+)c(HX)-C(H+)

(1)已知c(HX)和c(H+),求電離平衡常數(shù)：

由于弱酸只有極少一部分電離，c(H+)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)一

c(H+)=c(HX)?則K=C，代入數(shù)值求解即可。

c(HX)

⑵已知c(HX)和電離平衡常數(shù)，求c(H+)：

由于c(H+)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)-c(H+)=c(HX)?

貝ij：c(H+)=/K-c(HX),代入數(shù)值求解即可。

2.電離平衡常數(shù)的應(yīng)用

(1)根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷弱酸(或弱堿)的相對強(qiáng)弱，相同條件下，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿

性)越強(qiáng)。

(2)根據(jù)電離常數(shù)可以判斷鹽與酸(或堿)反應(yīng)是否發(fā)生，相同條件下相對強(qiáng)的酸(或堿)制相對弱的酸(或

堿)。

(3)根據(jù)濃度商Q與電離平衡常數(shù)K的相對大小判斷電離平衡的移動方向。

(4)根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。

如O.lmoll-〔CH3co0H溶液加水稀釋，)=c(CH380加水稀釋時(shí)，C(H

++

C(CH3COOH)C(CH3COOH)-C(H)C(H)

c(CH3coeF)增大

+)減小，值不變，則

Ka0

C(CH3COOH)

【典例1】(1)25℃時(shí)，amolirCH3coOH溶液中c(H+)=10Pmol1—I用含。和6的代數(shù)式表示

CH3coOH的電離常數(shù)Ka=o

(2)已知25℃時(shí)，Ka(CH3coOH)=1.75x10-5,&(HSCN)=0.13?在該溫度下將20mL0.1molir

1

CH3COOH溶液和20mL0.1mol-L-1HSCN溶液分別與20mL0.1mol-LNaHCO3溶液混合，實(shí)驗(yàn)測得產(chǎn)生

氣體的體積(Q隨時(shí)間⑶變化的示意圖如圖，反應(yīng)初始階段，兩種溶液產(chǎn)生C02氣體的速率存在明顯差異的

原因是O

(3)下表是幾種弱酸常溫下的電離常數(shù):

CH3COOHH2CO3H2SH3PO4

Kal=6.9x10-3

Kai=4.5xl0-7Kal=1.1X10-7

Ka=1.75x10-5Ka2=6.2x10-8

Ka2=4.7xl()—iiKa2=L3X10—13

Ka3=4.8xl()r3

①CH3coOH、H2co3、H2S、H3P。4四種酸的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)椤?/p>

②多元弱酸的第二步電離程度遠(yuǎn)小于第一步電離的主要原因是(從電

離平衡角度考慮)。

③同濃度的CH3coeT、HCOF.CO/、S2-結(jié)合H+的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)椤?/p>

.12&

【答案】

(2)Ka(CH3coOH)<Ka(HSCN),在相同溫度、相同物質(zhì)的量濃度和體積的兩溶液中，HSCN溶液的c(H+)大于

+

CH3C00H溶液的c(H),故HSCN與NaHC03反應(yīng)速率快

(3)①H3PC)4>CH3coOH>H2cO3>H2s

②第一步電離產(chǎn)生的氫離子對第二步電離起抑制作用

2

@S>COr>HCOr>CH3COO

c(H+)p(CH3coer)_c2(H+)10-26

【解析】⑴Ka=

c(CH3coOH)a-c(H+)a~\0b

(3)①根據(jù)第一步電離常數(shù)可知，四種酸的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)镠3PO4>CH3COOH>H2c(WH2S。③酸

越弱，其對應(yīng)酸根離子結(jié)合比的能力越強(qiáng)，故結(jié)合比的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)镾2->COr>HCO；>CH3co0

強(qiáng)化點(diǎn)二強(qiáng)酸與弱酸的比較

1.相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較

與足量活潑

比較項(xiàng)目中和堿與同一金屬反應(yīng)時(shí)

cW)酸性金屬反應(yīng)產(chǎn)

酸X.的能力的起始反應(yīng)速率

生H2的總量

一元強(qiáng)酸大強(qiáng)大

相同相同

一元弱酸小弱小

2.相同體積、相同c(H+)的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較

、\^匕較項(xiàng)目與足量活潑金屬與同一金屬

中和堿的

c(H+)酸性反應(yīng)產(chǎn)生H2的反應(yīng)時(shí)的起

酸能力

總量始反應(yīng)速率

一元強(qiáng)酸小少

相同相同相同

一元弱酸大多

【典例2】在a、b兩支試管中分別裝入形態(tài)相同、質(zhì)量相等的一顆鋅粒(鋅足量)，然后向兩支試管中分

別加入相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的稀鹽酸和稀醋酸。填寫下列空白：

(l)a、b兩支試管中的現(xiàn)象：相同點(diǎn)是,不同點(diǎn)

是,原因是。

(2)a、b兩支試管中生成氣體的體積開始時(shí)是憶⑻—(填“大于”“小于”或“等于"，下同/(b),反應(yīng)完畢

后生成氣體的總體積是V(a)^(b),原因是o

(3)若a、b兩支試管中分別加入c(H+)相同、體積相同的稀鹽酸和稀醋酸，則a、b兩支試管中開始生成

氣體的速率v(a)v(b),反應(yīng)完畢后生成氣體的總體積是％(a)K(b)o原因是

【答案】(1)都產(chǎn)生無色氣泡，Zn粒逐漸溶解a中反應(yīng)速率較大鹽酸是強(qiáng)酸，醋酸是弱酸，鹽酸中c(H+)

大

(2)大于等于反應(yīng)開始時(shí)，鹽酸中所含H+的濃度較大，但二者最終能電離出的H+的總物質(zhì)的量相等

(3)等于小于開始時(shí)c(H+)相同，所以速率相等，醋酸是弱電解質(zhì)，最終電離出的H+的總物質(zhì)的量大

【解析】(2)鋅粒與酸反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是Zn與酸電離出的H+發(fā)生置換反應(yīng)產(chǎn)生H2,c(H+)越大，產(chǎn)生H2的速率

越大。而在分析產(chǎn)生H2的體積時(shí)，要注意醋酸的電離平衡的移動。反應(yīng)開始時(shí)，醋酸產(chǎn)生H2的速率比鹽酸

小，因Zn與酸反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是Zn與酸電離出的H+反應(yīng)，鹽酸是強(qiáng)酸，醋酸是弱酸，在起始物質(zhì)的量濃度相

同時(shí)，鹽酸電離出的。(H+)遠(yuǎn)大于醋酸電離出的

c(H+)o反應(yīng)完畢后，兩者產(chǎn)生H2的體積是相等的。因醋酸存在電離平衡CH3coOHCH3COO+H

+,Zn與H+發(fā)生反應(yīng)，c(H+)減小，使醋酸的電離平衡向電離方向移動，繼續(xù)發(fā)生H+與Zn的反應(yīng)，足量的

Zn可使