第三章水溶液中的離子反應與平衡

01單元導圖

水的電離及Kw

水的電離影響因素

酸性：c(H+)>c(OH-)

溶液的酸中性：c(H+)=c(OH')

堿性

、堿性：c(H+)vc(OH-)

水的電離和

單一溶液

溶液的pH

酸堿混合

pH的計算

〔酸堿溶液稀釋

實驗原理

‘酸堿中和'實驗步驟

滴定

誤差分析

概念

囊

書寫形式

水解方程式■(書寫規(guī)律

內(nèi)因:鹽本身性質(zhì)

鹽類的影響因素■(外因:濃度、溫度、外加酸或堿

水解

水解規(guī)律、判斷鹽溶液酸堿性

,：［判斷構(gòu)成鹽的酸堿強弱

常見應用,

判斷粒子濃度大小及守恒關(guān)系

判斷離子共存問題

概念

內(nèi)因:本身性質(zhì)

影響因素

外因:濃度、溫度、同離子效應

難溶電解質(zhì)的表達式0>K、p,有沉淀析出

沉淀溶解平衡

溶度積溶度積規(guī)則Q=&P,沉淀溶解平衡：

計算無沉淀析出

沉淀的生成.

應用沉淀的轉(zhuǎn)化

沉淀的溶解-

1.電解質(zhì)與非電解質(zhì)

(1)電解質(zhì)：在水溶液或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔铩?/p>

種類：酸、堿、鹽、活潑金屬氧化物、少數(shù)有機物、機O

(2)非電解質(zhì)：在水溶液或熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物。

種類：非金屬氧化物、大部分的有機物、NH3

注：①必須是化合物,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)不一定導電,導電的不一定是電解質(zhì)。(填“一定”或"不一定”)

③非電解質(zhì)_正導電，不導電的不一定是非電解質(zhì)。

2.強弱電解質(zhì)

(1)強電解質(zhì)：①定義：在水溶液中能夠全部電離的電解質(zhì)。

②特點：完全電離,只有離子，無分子,不可逆，電離方程式用“二”連接

③類別：強酸：HC1、H2SO4、HNCh、HBr、HI、HCIO4

強堿：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2

大部分鹽(包括難溶鹽)、活潑金屬氧化物

(2)弱電解質(zhì)：①定義：在水溶液中能夠部分電離的電解質(zhì)。

②特點：不完全電離,既有分子又有離子，可逆，存在電離平衡，電離方程式用”

連接

③類別：弱酸、弱堿、水、極少的鹽

注：①電解質(zhì)的強弱與溶解性無關(guān),與溶液的導電性無必然聯(lián)系

②電解質(zhì)的導電性與溶液中自由移動的離子濃度有關(guān),自由移動的離子濃度越大，離子所帶電荷數(shù)越多,

導電性越強

⑶強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較

強電解質(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、部分共價化合物共價化合物

①多數(shù)鹽(包括難溶性鹽)；①弱酸，如CH3coOH、HC10等；

實例

②強酸，如HC1、H2s04等；②弱堿，如NH3H2O等；

③強堿，如KOH、Ba(OH)2等③水

3.電離方程式的書寫

(1)原則：遵循質(zhì)量守恒、電荷守恒、客觀事實

(2)書寫：多元弱酸分步電離,以第一步電離為主,分步書寫:

多元弱堿分步電離,一步書寫

(3)常見物質(zhì)電離方程式的書寫：

@NaCl：NaCl=Na++Cl

②CH3COONH4：CH3coONH4=CH3coO+NH4+

③Na2co3：Na?.CO3=2Na++CC)32

?NaHCO3：NaHCO產(chǎn)Na++HCC>3IT+CCV

⑤NaHS04：在水溶液中：NaHSC)4=Na+fT+SCU2

在熔融狀態(tài)下：NaHSO產(chǎn)Na++HSO4

@CH3COONa：CH3C00Na=CH3co0+Na+

?NaHS：NaHS=Na++HSHSH++S2

⑧KHSO3：KHSC)3=K++HSO3HSC)3H++SO32

⑨NH4CI：NHQ=CI+NH4+

@CaCO3：CaCC>3=Ca2++CCh2

(11)AgCl：_AgCl=AU+CL

(12)BaSO4：_BaSCU=Ba2++S0j

(13)HC1：HC1=H++CL

(14)HNO3：_HNCh=H++NO3一

(15)H2SO4：_H2SC>4=2H++StV

(16)HBr：HBr=H++Br-

(17)HI：HI=H++I

(18)HCIO4：_HC1C)4=H++CIO4一

(19)NaOH：NaOH=OH—+Na+

(20)KOH：K0H=0H-+K+

(21)Ba(OH)。：Ba(OH)?=2OH+Ba2+

(22)CH3COOH：CH3coOHCH3co0+H+

(23)HF：HF

(24)HC1O：HCIO^^CIO—+H+

(25)H2CO3：H，CO3HCO3+H+H++CO3.2

(26)H2SO3：H2so3HSO3+H+HSO3.=i：JT+SCV

(27)H2S：H2sHS—+H+HSIT+S?

(28)H2C2O4：H￡QHC，O1+H+

(29)H3PO4：H3Po4：^^H2PC)4—+H+H?PC)4—+H+HPO42—PO43—+H+

(30)NH3H2O：OH—+NH4+

(31)Cu(OH),：CU(OHCCU2++2OH—

(32)Mg(OH)2：Mg(OHCMg2++2OH—

(33)Fe(OH)3：Fe(OH)a=^Fe3++305

(34)A1(OH)3：堿式電離：Al(OH)a=±A13++3OH—

酸式電離：Al(0H)3^^A1O2+H2O+H+

(35)H2O：HQ^^OH—+H+或2HOHT+H3O+

/必背知識清單02弱電解質(zhì)的電離平衡

1.電離平衡狀態(tài)

⑴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，電離過程就達到了電離平衡狀態(tài)。

(2)建立過程

反

應弱電解質(zhì)分子電

速、、、離成離子的速率

率

兩種速率相等，處于電離平衡狀態(tài)

一，

離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率

時間

(3)電離平衡的特征

2.電離平衡的影響因素

(1)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。

(2)濃度：在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度越小，離子相互碰撞結(jié)合為分子的幾率越小，電離程度

越大。

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

動，電離程度減小。

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

+

舉例：以醋酸電離為例：CH3coOH(aq)CH3COO(aq)+H(aq)AH>0

平衡移動方

改變條件電離程度n(H+)c(H+)C(CH3COO)導電能力

向

加水稀釋正向增大增大減小減小減弱

加入少量冰醋酸正向減小增大增大增大增強

通入HCl(g)逆向減小增大增大減小增強

力口入NaOH(s)正向增大減小減小增大增強

加入鎂粉正向增大減小減小增大增強

升高溫度正向增大增大增大增大增強

加入CH3coONa(s)逆向減小減小減小增大增強

加入NaCl(s)不移動不變不變不變不變增強

3.電離平衡常數(shù)

(1)定義：在一定條件下，達到電離平衡時，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度幕的乘積與溶液中未

電離的分子的濃度之比是一個常數(shù),這個常數(shù)稱為電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)。一般弱酸用&

表示，弱堿用Kb表示

c(A+>c(&)

(2)表達式：以AB==A++B為例，則K=

c(AB)

注：在計算電離平衡常數(shù)時，弱電解質(zhì)分子的濃度，常用起始濃度代替平衡濃度進行忽略計算

(3)影響因素：

①物質(zhì)本身的性質(zhì)決定

②只受溫度影響,升高溫度，電離平衡常數(shù)增大，電離程度越大

(4)意義：相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離,所對應溶液的酸性或堿性越強一

(5)說明：

多元弱酸是分步電離的，每一步都有相應的K,對于同一種弱酸的Ki、及、冷，總有KijKz2―K3,

即電離程度逐漸減弱。這是因為上一級電離產(chǎn)生的H+,對下一級電離起到抑制作用。所以計

算多元弱酸溶液的c(H+)或比較弱酸酸性相對強弱時，通常只考慮第一步電離

4.電離度

(1)定義：弱電解質(zhì)在溶液中達到電離平衡狀態(tài)時，已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原有電解質(zhì)分子總數(shù)(包

括已電離和未電離)的百分率，稱為電離度。

(2)表達式：電離度通常用a表示。

已電離的電解質(zhì)分子數(shù)wno/

溶液中原有電解質(zhì)分子總數(shù)

已電離的電解質(zhì)的物質(zhì)的量mn。/

溶液中原有電解質(zhì)的總物質(zhì)的量

a=已電離的電解質(zhì)物質(zhì)的量濃度1Ogg/

“一溶液中原有電解質(zhì)的總物質(zhì)的量濃度°

(3)意義：電離度實質(zhì)上表示的是弱電解質(zhì)達到電離平衡時的轉(zhuǎn)化率，即表示弱電解質(zhì)在水中的電離程

度。

特別提示：

①溫度相同，濃度相同時，不同弱電解質(zhì)的電離度不同。若不同的一元弱酸的電離度越大，表示其酸性相

對越強。

②同一弱電解質(zhì)的濃度不同，電離度也不同，溶液越稀，電離度越大。

/必背知識清單03水的電離

1.水的電離

(1)電離方程式：西0^=±0丁+H+或2H2。OH一+HQ+

(2)特點：①極難電離

②可逆過程,吸熱

③25℃,水中的c(H+)=c(OH)=l.QxlQ7mol/L

④由水電離出的H+與OH濃度相等，即cM)水=c(OH)水

⑶影響因素：

促進：①升溫②加活潑金屬③弱堿陽離子或弱酸陰離子(即能水解的鹽)④電解

抑制：①降溫②加酸或堿③加強酸酸式鹽(NaHSOQ

水的電離H2O-^H++OH-A/f>0

條件變化移動方向c(H+)c(OH-)Kw程度影響

升高溫度右移增大增大增大增大促進

加酸左移增大減小不變減小抑制

加堿左移減小增大不變減小抑制

加活潑金屬如Na右移減小增大不變增大促進

2.水的離子積

(1)定義：當水的電離達到平衡時，電離產(chǎn)物H+和OH濃度之積是一個常數(shù),稱為水的離子積

常數(shù)，簡稱水的離子積，用―Kw_表示。

(2)表達式：Kw=c(H+)?c(OH)

說明：①Kw不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液

酸溶液中：Kw=c(H+)酰c(OH)水

堿溶液中：Kw=C(H+)KC(OH).

鹽溶液中：Kw=c(H+)水.c(OH)水

②不同溶液中的c(H+)、c(OH)可能不同,但任何溶液中的c(H+)水=c(OH)水

+714

③25℃時，水中的c(H')=c(OH)=l.QxlQmol/L,Kw=l.QxlQ

12

100℃時，水中的c(H+)=c(OH)上1.Ox1mol/L,Kw=l.QxlQ

④Kw只與溫度有關(guān),溫度升高，④增大，水更易電離

/必背知識清單04溶液的酸堿性與pH

1.溶液的酸堿性

(1)討論探究(常溫下，利用平衡移動原理分析完成下表)：

體系c(H+)變化C(O1T)變化式才)與c(OH-)的關(guān)系

純水cW)=c(OHl

純水中加入少量鹽酸增大減小c(H+)>dOH-)

純水中加入少量氫氧

減小增大c(H+)<c(OHJ)

化鈉溶液

(2)結(jié)論：在任意溶液中，

c(H+)=c(OH\溶液呈中性；

c(H+)>c(OH),溶液呈酸性，c(H+)越大，酸性越強；

cW)<c(OH\溶液呈堿性，c(OJT)越大，堿性越強。

2.溶液的pH

(l)c(H+)、pH與溶液酸堿性的關(guān)系。

25℃時，溶液中c(H+)、pH與酸堿性的關(guān)系如圖所示:

c(H+)/moLL-i

25

io°iOHo-io-31o』o-ioqgo-8io-9i。-町。-丐。-叼。-叫0-u

pH01234567891011121314

?)T

酸性中性堿性

+-1

溶液c(H)/(mol-L)pH(25

c(H+)與c(OH)

性質(zhì)任意溫度25℃℃)

中性c(H+)=c(OH")c(H+)=VKwc(H+)=lxlO_7pH=7

酸性C(H+)>C(OJT)c(H+)>V^wc(H+)>lxlO-7pH<7

堿性c(H+)<c(OH)c(H+)<V^wc(H+)<lxlO-7pH>7

(2)pH

表達式—pH=一也由+

pH越大，溶液的堿性一迤強—

星乂pH越小，溶液的酸性越強

|適用|pH的取值范圍為0?14,適用于CH卡和

|范圍|f|cOH—都較小的稀溶液

(3)溶液酸堿性的測量。

①pH試紙：

廣泛pH試紙：可以識別pH差值約為1；

精密pH試紙：可以精確到小數(shù)點后一位。

使用方法：取一小片pH試紙放在干燥、潔凈的玻璃片(或表面皿)上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取待測液

滴在試紙的中部，試紙變色后，立即與標準比色卡對照比色,讀出數(shù)值，確定溶液的pH。

【注意】pH試紙使用前不能潤濕，會造成對待測液的稀釋；廣泛pH試紙讀數(shù)只能是整數(shù)。

②pH計：pH計精確度高，可直接從儀器中讀數(shù)。

(4)pH的應用。

應用領(lǐng)域?qū)嵗?/p>

人體的各種體液都有一定的pH,當酸堿平衡失調(diào)時，人體就表現(xiàn)出病變，因而可以利

人體健康

用檢測血液中的pH診斷疾病

生活應用利用護發(fā)素保護頭發(fā)，就是通過調(diào)節(jié)頭發(fā)的pH使之達到適宜的酸堿度

環(huán)保領(lǐng)域酸性或堿性的廢水，可以利用中和反應調(diào)節(jié)pH

土壤的pH影響植物對養(yǎng)分的吸收及養(yǎng)分的有效性，各種作物的生長也都對土壤的pH

農(nóng)業(yè)生產(chǎn)

范圍有一定的要求，因而應注意保持土壤的酸堿性

科學實驗

溶液的pH控制常常是影響實驗結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個關(guān)鍵因素

工業(yè)生產(chǎn)

必背知識清單05pH的計算

溶液pH的計算思路

初步判斷最終溶液的酸堿性

酸性溶液堿性溶液

酸的酸與酸酸與堿堿與堿堿的

稀釋的混合的混合的混合稀釋

先求最終溶液中n(H+),先求最終溶液中n(OH),

再根據(jù)最終溶液的體積再求c(OH-),最后再根據(jù)

(V)求c(H+)=岑^c(H*磊■求出c(T)

求pH=Tgc(H+)

(1)強酸與弱堿或強堿與弱酸等體積混合

當pH酸+pH減=14時，若是強酸與弱堿混合，則弱堿過量，pH>7｝弱過量，顯弱性

若是強堿與弱酸混合,則弱酸過量，pH/7

(2)稀釋后溶液pH的計算

①強酸：pH=a,加水稀釋O倍，則陽=a+n

②弱酸：pH=a,加水稀釋IO"倍，則a<pH<a+n但都不突破7,無限稀釋時等于或接近于7

③強堿：pH=b,加水稀釋ion倍，則pH=bn

④弱堿：pH=b,力口水稀釋1(P倍，則bn<pH<b

必背知識清單06酸堿中和滴定

一.酸堿中和滴定的原理與主要儀器

1.原理：

(1)含義：酸堿中和滴定是依據(jù)中和反應,用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的

方法。

(2)原理：

中和反應中酸提供的H+與堿提供的OFT的物質(zhì)的量相等。即c(H+)-V?=c(OH-).V?

+cOJT_CH+VBS

c(H)—~或c(OH)——o

V酸V堿

2.主要儀器及使用：

,一酸式滴定管一如圖1

(1)儀器，.堿式滴定管一如圖2

、滴定管夾、鐵架臺、燒杯、..錐形瓶.

(2)滴定管的結(jié)構(gòu)及使用方法

項目具體結(jié)構(gòu)或操作

構(gòu)造“0”刻度線在上方，尖嘴部分無刻度

精確度讀數(shù)可以讀到0.01mL

檢漏檢查滴定管活塞是否漏水

潤洗加入反應液之前，滴定管要用所要盛裝的溶液潤洗2?3次

裝液將反應液加入相應的滴定管中，使液面位于“0”刻度線以上2?3mL

排氣泡滴定前排出尖嘴處的氣泡

調(diào)液面調(diào)節(jié)活塞，使液面處于“0”刻度或“0”刻度以下的某刻度，并記錄讀取數(shù)值

【注意】

估讀

0.01mL

規(guī)

格

溫

度

標注

刻

度

滴定管的“0”刻度在最上面，越往下數(shù)值越大，因為下端有一部分沒有刻度，所以滴定管的實際容積大于它

的標定容積。滴定管讀數(shù)時要精確到0.01mL。注意量筒與滴定管的區(qū)別。

二.酸堿中和滴定操作

1.實驗操作：

以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例：

(1)滴定前的準備

①滴定管：查漏一洗滌-潤洗一裝液一排氣泡一調(diào)液面一記錄。

②錐形瓶：注堿液一記體積一加指示劑。

(2)滴定

邊滴邊振蕩一滴速先快后慢一左手控制滴定管活塞，且結(jié)束前不能離開，

右手搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液變化一判定終點一＞讀數(shù)(等12min液面穩(wěn)定后)

一眼睛注視錐形瓶內(nèi)

溶液的顏色變化

(3)終點判斷

滴定終點：酸堿恰好完全中和的時刻

注：恰好中和上酸堿恰好完全反應溶液呈中性

判斷終點的方法：等到滴入最后半滴標準液,指示劑變色，且在3□內(nèi)不恢復原來的顏色，視為滴定

終點。

（4）數(shù)據(jù)處理

按上述操作重復二至三次,求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據(jù)c（NaOH）=_唱第二計算。

2.常用酸堿指示劑及變色范圍：

①強酸滴弱堿用甲基橙，強堿滴弱酸用酚醐，強酸強堿互滴，甲基橙或酚醐

②變色情況：

滴定種類選用的指示劑滴定終點顏色變化指示劑用量

酚st粉紅色一無色

強酸滴定強堿

甲基橙黃色一橙色

強酸滴定弱堿甲基橙黃色一橙色

2~3滴

甲基橙紅色一橙色

強堿滴定強酸

酚麟無色一粉紅色

強堿定弱酸酚st無色一粉紅色

3.酸堿滴定曲線：

以滴加酸（或堿）的量為橫坐標,以溶液BH為縱坐標繪出一條溶液pH隨酸（或堿）的滴加量而變化的曲

線。如圖所示為用0.1000mol-L_1NaOH溶液滴定20.00mLO.1000mol-L-1HC1溶液過程中的pH變化曲

線。

由曲線可以看出，在酸、堿中和滴定過程中，溶液的pH在接近滴定終點時有一個突變過程，在此范圍內(nèi),

滴加很少的酸（或堿），溶液的pH就有很大的變化，能使指示劑的顏色變化明顯，有利于確定滴定終點。

4.常見誤差：（用NaOH標準液在滴定未知濃度的鹽酸）

步驟操作c（濃度）

未用標準溶液潤洗滴定管偏高

洗滌錐形瓶用待測溶液潤洗偏高

未用待測溶液潤洗取用待測液的滴定管（或移液管）偏低

錐形瓶洗凈后瓶內(nèi)還殘留有蒸儲水無影響

快達滴定終點時滴定速度過快，停止滴定后，反加一滴待測液顏色無變化偏高

滴定前盛裝標準液的滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后氣泡消失偏高

盛裝待測液的滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后氣泡消失偏低

滴定

滴定過程中振蕩時，錐形瓶內(nèi)有液滴濺出偏低

滴定時有幾滴標準溶液附在錐形瓶壁上或滴在錐形瓶外偏高

滴定結(jié)束時，滴定管尖端掛一液滴未滴下偏高

滴定完畢，未等滴定管內(nèi)壁的液體完全流下就開始讀數(shù)偏高

滴定完畢立即讀數(shù)，半分鐘內(nèi)顏色又復原偏低

讀數(shù)

滴定前仰視讀數(shù)或滴定后俯視讀數(shù)，過早估計終點偏低

滴定前俯視讀數(shù)或滴定后仰視讀數(shù)，過晚估計終點偏高

配制若配制NaOH溶液，所取的NaOH固體部分潮解偏高

標準若配制NaOH溶液，所取的NaOH固體中含有不與酸反應的雜質(zhì)偏高

液產(chǎn)若配制NaOH溶液，所取的NaOH固體中含有與酸反應的雜質(zhì)(Na2co3)偏高

生的若配制NaOH溶液，所取的NaOH固體中含有與酸反應的雜質(zhì)(NazO)偏低

誤差

必背知識清單07鹽類的水解

1.鹽類的水解

(1)定義：在溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出來的H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應,叫做鹽類的

水解

⑵表示為：鹽+H2Or~酸+堿

(3)特點：①極其微弱，為可逆反應,存在水解平衡狀態(tài)

②是中和反應的逆反應,水解反應是吸熱反應

(4)規(guī)律：有弱就水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性

注：①組成鹽的酸越弱，水解程度越左。

②同濃度的正鹽比其酸式鹽水解程度至。

③弱酸酸式鹽的酸堿性，看電離與水解程度大的大小。

2

HCCh、HPO4>HS以水解為主一顯堿性

HSO3>H2PO4以電離為主T顯酸性

(5)鹽類水解方程式的書寫

一般原則：①必須寫“^”符號(填“可逆符號”或“不可逆符號”)

②對于氣體和沉淀的箭頭，在方程式中不寫(填“寫”或“不寫”)

③H2cCh、H2sCh等不要拆開(填“不要”或“要”)

④多元弱酸陰離子分步水解,分步書寫,以第一步為主;多元弱堿陽離子水解方程式

一步寫完

⑤遵守質(zhì)量守恒、電荷守恒、客觀事實

書寫模式：鹽的離子弱酸(或弱堿)+0H(或H+)

2.常見水解方程式的書寫

CH3COONa：CH3co0—+H2OCH3co0H+0H

NaF：F~+H2OHF+OH

NaClO：CIO—+H2OHC10+0H

Na2co3：(W—+HQHCO3—+OHHCCh—+HQH,CCh+OH

Na2so3：SCV—+H2OHSO3—+0HHSC>3—+H?OH?SC)3+0H

Na2c2O4：C2O42—+H?OHOC)1+OH憶0「+HQHzCQ+OH

K2S：S2—+H2OHS—+0HHS—+H2OH2s+0H

Na3PO4：PCU3—+H2O、'HPCV—+OH；HPCV—+H2O、、H2PO4—+OH；

H2Po廠+H2OH3Po4+OH

NaHCO3：HCO3—+H,OH2co3+OH

NaHSO3：HSO3—+H2OH2sO3+0H

KHS：HS—+比0=^^HoS+OH

NaHC2O4：HCQr+H2OH?C20.4+0H

NaH2Po4：H,PC)4—+HQH3PO4+OH

Na2HPO4：HPO4J+H2O、、H2Po1+0H；H2P0廠+%0?、H3Po4+0H

NH4CI：NH4++HQNH3HO+H+

FeCb：Fe3++3H?0Fe(0H)z+3H+

A1(NO)3：Al3++3H2。A1(OH)3+3H+

MgCb：Mg2++2H2Or~Mg(0H”+2H+

CuSO4：Cu2++2H2OCu(OH?+2H+

CH3COONH4的雙水解：CH3coONHw+理0CH3co0H+NHyH?。

AIO2和AF+的雙水解：3A1O?+AF++H2O=4Al(OHhL

HCC>3和A"+的雙水解：3HCO3+A13+=Al(OH)n+3co2T

必背知識清單08影響鹽類水解平衡的因素

1.內(nèi)因：組成鹽的酸或堿越弱，其鹽就越易水解，如水解程度：Na2CO3>Na2SO3，Na2CO3>NaHCO30

〃溶液的濃度：濃度越小，水解程度越大

溫度：溫度越高，水解程度越大

「外加酸：弱酸根離子的水解程度增大,

2外因<

,外加酸］弱堿陽離子的水解程度減小

或堿|外加堿：弱酸根離子的水解程度減小,

<I弱堿陽離子的水解程度增大

3.舉例：以CH3coONa溶液為例分析外因?qū)}類水解平衡的影響情況:

CH3co0+印0=5^^CH3co0H+0H

C(CH3COO)C(CH3COOH)c(OH)c(H+)PH水解程度

加熱減小增大增大減小增大增大

加水減小減小減小增大減小增大

力口CH3COOH增大增大減小增大減小減小

加

增大增大增大減小增大減小

CH3COONa

加HC1減小增大減小增大減小增大

加NaOH增大減小增大減小增大減小

必背知識清單09水解常數(shù)

1.概念

在一定溫度下，能水解的鹽（強堿弱酸鹽、強酸弱堿鹽或弱酸弱堿鹽）在水溶液中達到水解平衡時，生成的

弱酸（或弱堿）濃度和氫氧根離子（或氫離子）濃度次幕之積與溶液中未水解的弱酸根陰離子（或弱堿陽離子）

濃度之比是一個常數(shù),該常數(shù)叫作水解常數(shù)。

2.水解常數(shù)（&）與電離常數(shù)的定量關(guān)系（以CH3coONa為例）

CH3coONa溶液中存在如下水解平衡：

CH3COO+H2O^CH3COOH+0H

c（CH3coOH）（OHD

Kh=c（CH3coe））

c(CH3coOH)?c(OH-)?c(H+)

c(CH3COO)c(H)

c(OH)-c(H+)Kw“〃…金皿皿

=c(CH3coeT)-c(才5-=卻M為CH3coOH的電禺吊數(shù))

c(CH3coOH)

因而Ka(或Kb)與Kw的定量關(guān)系為Ka-Kh=Kw(或Kb-Kh=Kw)。

如Na2cCh的水解常數(shù)Kh=鏟;

Ka2

NaHCO3的水解常數(shù)的=等。

Kal

NH4CI的水解常數(shù)&=$(&為NH3H2O的電離常數(shù))。

3.水解常數(shù)是描述能水解的鹽水解平衡的主要參數(shù)。水解常數(shù)只受溫度的影響;因水解反應是吸熱反應,

故水解常數(shù)隨溫度的升高而增大。

必背知識清單10鹽類水解的應用

應用舉例

加熱促進水解熱的純堿溶液去污力強

分析鹽溶液的酸堿性，并比較酸堿等物質(zhì)的量濃度的Na2cCh、NaHCO3溶液均顯堿性，且堿性：

性的強弱

Na2CO3>NaHCO3

判斷溶液中離子能否大量共存AF+和HCO；因發(fā)生相互促進的水解反應而不能大量共存

配制或貯存易水解的鹽溶液配制FeCh溶液，要向FeCb溶液中加入適量鹽酸

明磯溶于水生成膠狀物氫氧化鋁，能吸附水中懸浮的雜質(zhì)，并形

膠體的制備，作凈水劑

成沉淀使水澄清

化肥的使用鏤態(tài)氮肥不宜與草木灰混合使用

泡沫滅火器的反應原理(水解互促)Al3++3HCO?=A1(OH)3；+3co2T

無水鹽的制備由MgCl2-6H2O制MgCl2,在干燥的HC1氣流中加熱

判斷鹽溶液的蒸干產(chǎn)物將AlCh溶液蒸干灼燒得到的是A12O3而不是AlCh

為除去MgCb酸性溶液中的Fe3+,可在加熱攪拌的條件下加入

某些鹽的分離除雜

MgO或MgCO3或Mg(OH)2,過濾后再加入適量的鹽酸

鹽溶液除銹NH4C1溶液除去金屬表面的氧化物(NHI水解溶液顯酸性)

判斷電解質(zhì)的強弱CH3coONa溶液能使酚酸變紅(pH>7),說明CH3coOH是弱酸

/fey必背知識清單11難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡

1.常溫下，物質(zhì)溶解性與溶解度的關(guān)系

溶解性易溶可溶微溶難溶

溶解度>10g110g0.011g<0.01g

2.難溶電解質(zhì)

定義：溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱為難溶電解質(zhì)

3.難溶電解質(zhì)的溶解平衡

(1)定義:在一定溫度下，當沉淀和溶解的速率相等時,形成溶質(zhì)的飽和溶液,各離子的濃度保持不

變_____,達到平衡狀態(tài)，這種平衡稱為沉淀溶解平衡。

⑵特點：逆、等、動、定、變

注：生成沉淀的離子反應不能進行到底(即離子濃度邦)，一般情況下，當溶液中剩余離子的濃度小于1X105

mol/L時，化學上通常認為生成沉淀的反應就進行完全了

(3)影響因素

內(nèi)因：難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)

外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動

②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(原因：溶解吸熱);但少數(shù)向沉淀方向移動(例：

Ca(OH)2)

③加入與體系中某些離子反應的物質(zhì)，產(chǎn)生氣體或更難溶的物質(zhì)，導致平衡向溶解的方向移動

(4)溶度積常數(shù)(簡稱溶度積)———

n+mn+mmn

①表達式：對于溶解平衡：MmAn(s)mM(aq)+nA(aq)反應，Ksp=[c(M')1-[c(A')1

++

例：AgCl(s)Ag(aq)+Cl(aq)Ksp=c(Ag')-c(Cl)

②意義：對于同類型(陰、陽離子個數(shù)相同)的難溶電解質(zhì)，在相同溫度下，Ksp越大-S(溶解度)越―大

15

例：Ksp(AgCl)=1.8x101。Ksp(AgBr)=6.3xl0說明S(AgCl)>S(AgBr)

③影響因素：KSP只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)

④應用：判斷有無沉淀生成

Q(離子積尸[c(Mn+)]m-[c(Am)]n(任意時刻的濃度)

Q>KSP時，溶液中有沉淀析出

Q=KSP時，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)

Q<KSP時，溶液中無沉淀析出

4.沉淀溶解平衡的應用

(1)生成沉淀方法：

①調(diào)節(jié)pH法。

加入氨水調(diào)節(jié)溶液的pH至7?8,可除去氯化鏤中的雜質(zhì)氯化鐵。反應離子方程式:

Fe3++3NH3-HQ-Fe(OH)31+3NH^。

②加沉淀劑法。

加入的

與C/+反應的離子方程式與Hg2+反應的離子方程式

沉淀劑

Na2sCu2++S2--CuSlH*+s2--HgSl

H2SCU2++H2S=CUS1+2H+Hg2++H2S=HgSJ,+2H+

(2)化學沉淀法廢水處理工藝流程:

(3)沉淀的溶解

對于在水中難溶的電解質(zhì)，如果不斷—移去—平衡體系中的相應離子，使平衡向沉淀溶解的方向進行,

從而使沉淀溶解。

例如CaCCh溶于鹽酸的過程：

CaCO(s)^^CO>(aq)+Ca2+(aq)

+H1

/、+H+小

HCO；(aq)==+、H2cO3^H0+CO2T

—H2

分析：CC)2氣體逸出，c(COA)不斷減小,離子積e(CaCO3)_<_/Csp(CaCO3),導致平衡向一沉淀溶解一

的方向移動。

溶解的離子方程式：CaCO3+2H+=Ca2++CO2T+H2O。

(4)沉淀的轉(zhuǎn)化

①實驗探究：

Ag+沉淀轉(zhuǎn)化的實驗探究。

[NaCl溶液[KI溶液[Na2s溶液