第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡

01單元導(dǎo)圖

1.電解質(zhì)與非電解質(zhì)

(1)電解質(zhì)：O

種類：______________________________________________________

(2)非電解質(zhì)：□

種類：________________________________________

注：①必須是物，單質(zhì)和混合物o

②電解質(zhì)導(dǎo)電，導(dǎo)電的是電解質(zhì)。(填“一定”或“不一定”)

③非電解質(zhì)導(dǎo)電，不導(dǎo)電的是非電解質(zhì)。

2.強(qiáng)弱電解質(zhì)

(1)強(qiáng)電解質(zhì)：①定義：在水溶液中能夠電離的電解質(zhì)。

②特點(diǎn)：電離，只有，無,不可逆，電離方程式用“_________”連接

③類別：強(qiáng)酸：________________________________________

強(qiáng)堿：___________________________

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：在水溶液中能夠電離的電解質(zhì)。

②特點(diǎn)：電離，既有又有，可逆，存在_____________,電離

方程式用“0”連接

③類別：_____________

注：①電解質(zhì)的強(qiáng)弱與無關(guān)，與溶液的無必然聯(lián)系

②電解質(zhì)的導(dǎo)電性與溶液中自由移動(dòng)的有關(guān)，自由移動(dòng)的離子濃度越大，離子所帶電荷數(shù)越

多，導(dǎo)電性_____________

(3)強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較

強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)

在水溶液中能_____________電

概念在水溶液中只能_____________電離的電解質(zhì)

離的電解質(zhì)

電解質(zhì)在溶液

只有_____________既有___________,又有電解質(zhì)___________

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多數(shù)鹽(包括難溶性鹽)；①弱酸，如CH3coOH、HC10等；

實(shí)例②強(qiáng)酸，如HC1、H2SO4等；②弱堿，如NH3?涇0等;

③強(qiáng)堿，如KOH、Ba(0H)2等③水

3.電離方程式的書寫

(1)原則：遵循___________________________

(2)書寫：多元弱酸電離，以第步電離為主，書寫;

多元弱堿電離，書寫

(3)常見物質(zhì)電離方程式的書寫：

①NaCl：___________________________

(DCH3COONH4：___________________________

@Na2CO3：___________________________

④NaHCCh：___________________________

@NaHSO4：在水溶液中：___________________________

在熔融狀態(tài)下：___________________________

⑥CH3coONa：_________________________________________

?NaHS：______________________________________________________

⑧KHS03：______________________________________________________

?NHtCl：______________________________________________________

@CaCO3：______________________________________________________

(11)AgCl：_____________________________________________________

(12)BaSO4：_____________________________________________________

(13)HC1：

(14)HNO3：_____________________________________________________

(15)H2SO4：_____________________________________________________

(16)HBr：_____________________________________________________

(17)HI：_____________________________________________________

(18)HCIO4：_____________________________________________________

(19)NaOH：_____________________________________________________

(20)KOH：_____________________________________________________

(21)Ba(OH)2：_____________________________________________________

(22)CH3COOH：_____________________________________________________

(23)HF：_____________________________________________________

(24)HC1O：_____________________________________________________

(25)H2CO3：_____________________________________________________

(26)H2SO3：_____________________________________________________

(27)H2S：_____________________________________________________

(28)H2C2O4：_____________________________________________________

(29)H3PO4：___________________________________________________________________

(30)NH3H2O：_____________________________________________________

(31)CU(OH)2：_____________________________________________________

(32)Mg(OH)2：_____________________________________________________

(33)Fe(OH)3：________________________________________

(34)A1(OH)3：堿式電離：_____________________________________________________

酸式電離：________________________________________

(35)ftO：或

必背知識(shí)清單02弱電解質(zhì)的電離平衡

1.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)分子與

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)建立過程

(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)的電離一般是過程，升高溫度使電離平衡向的方向移動(dòng)，

電離程度?

(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,

電離程度。

(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)，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移

動(dòng)，電禺程度O

(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)，電離平衡向方向移動(dòng)。

+

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

平衡移動(dòng)方

改變條件電離程度n(H+)c(H+)C(CH3COO)導(dǎo)電能力

向

加水稀釋正向—增大減小減小減弱

加入少量冰醋酸正向—增大增大增大增強(qiáng)

通入HCl(g)逆向—增大增大減小增強(qiáng)

加入NaOH(s)正向—減小減小增大增強(qiáng)

加入鎂粉正向—減小減小增大增強(qiáng)

升高溫度正向—增大增大增大增強(qiáng)

力口入CH3coONa(s)逆向—減小減小增大增強(qiáng)

加入NaCl(s)不移動(dòng)—不變不變不變增強(qiáng)

3.電離平衡常數(shù)

(1)定義：在一定條件下，達(dá)到電離平衡時(shí)，與

比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)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

_____________表示

(2)表達(dá)式：以AB*-A++B為例，則

注：在計(jì)算電離平衡常數(shù)時(shí)，弱電解質(zhì)分子的濃度，常用濃度代替濃度進(jìn)行

忽略計(jì)算

(3)影響因素：

?___________________________

②只受影響，升高溫度，電離平衡常數(shù)，電離程度

(4)意義：相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越電離，所對(duì)應(yīng)溶液的酸性或堿性越

(5)說明：

多元弱酸是分步電離的，每一步都有相應(yīng)的K,對(duì)于同一種弱酸的R、R、K3,總有

K,氏即電離程度逐漸o這是因?yàn)樯弦患?jí)電離產(chǎn)生的H+,

對(duì)下一級(jí)電離起到作用。所以計(jì)算多元弱酸溶液的c(H+)或比較弱酸酸性相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)，通常

只考慮第步電離

4.電離度

(1)定義：弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡狀態(tài)時(shí)，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(dá)式：電離度通常用a表示。

(3)意義：電離度實(shí)質(zhì)上表示的是弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)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(shí)，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(duì)越強(qiáng)。

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(shí)清單03水的電離

1.水的電離

(1)電離方程式：或

(2)特點(diǎn)：①電離

②過程，熱

③25℃,水中的c(H+)=c(OH)=mol/L

④由水電離出的H+與OH濃度,即c(H+),^c(OH)水

(3)影響因素：

促進(jìn)：______________________________________________________

抑制：______________________________________________________

水的電離H2O-0H++OJTAH>0

條件變化移動(dòng)方向■)c(OH-)Kw程度影響

升高溫度右移增大增大增大—促進(jìn)

加酸左移增大減小不變—抑制

加堿左移減小增大不變—抑制

加活潑金屬如Na右移減小增大不變—促進(jìn)

2.水的離子積

(1)定義：當(dāng)水的電離達(dá)到平衡時(shí)，電離產(chǎn)物和濃度之積是一個(gè)常數(shù)，稱為水

的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，用表示。

⑵表達(dá)式：Kw=

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=

堿溶液中：Kw=

鹽溶液中：Kw=

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

③25℃時(shí)，水中的c(H+)=c(OH)=______________mol/L,Kw=

100℃時(shí)，水中的c(H+尸c(OH卜mol/L,Kw=

④Kw只與有關(guān)，溫度升高，Kw,水更電離

招?必背知識(shí)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(dòng)原理分析完成下表)：

體系以川)變化c(oir)變化。(江)與c(OH-)的關(guān)系

純水c(H+)___________c(OH)

純水中加入少量鹽酸c(H+)_________c(OH3

純水中加入少量氫氧—

c(H+)_________c(OH)

化鈉溶液

(2)結(jié)論：在任意溶液中,

c(ir)c(OH),溶液呈中性；

c(H+)c(OJT),溶液呈酸性，c(H)越大，酸性越強(qiáng)；

c(H+)c(OET),溶液呈堿性，c(OJT)越大，堿性越強(qiáng)。

2.溶液的pH

(D&H)、pH與溶液酸堿性的關(guān)系。

25°C時(shí)，溶液中c(H+)、pH與酸堿性的關(guān)系如圖所示：

溶液c(H+)/(mol-L-1)

c(lT)與c(OH3pH(25℃)

性質(zhì)任意溫度25℃

中性式土)=瓜c(H+)=lxlO-7pH=7

酸性cMAaOIT)c(H+)>屬c(H+)>lxlO-7pH<7

堿性c(lT)<c(OH3。甘)〈病c(H+)<lxlO-7pH>7

(2)pH

表達(dá)式—pH—lgcH+

p—|pH越大，溶液的堿性—越強(qiáng)二

國兇pH越小，溶液的酸性越強(qiáng)

pH的取值范圍為0?14,適用于cH+和

g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(shí)別pH差值約為1；

精密pH試紙：可以精確到小數(shù)點(diǎn)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，用蘸取待測液

滴在試紙的中部，試紙變色后，立即與對(duì)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(huì)造成對(duì)待測液的稀釋；廣泛pH試紙讀數(shù)只能是整數(shù)。

②pH計(jì)：

pH計(jì)精確度高，可直接從儀器中讀數(shù)。

(4)pH的應(yīng)用。

應(yīng)用領(lǐng)域?qū)嵗?/p>

人體的各種體液都有一定的pH,當(dāng)酸堿平衡失調(diào)時(shí)，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(yīng)用利用護(hù)發(fā)素保護(hù)頭發(fā)，就是通過調(diào)節(jié)頭發(fā)的pH使之達(dá)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(yīng)調(diào)節(jié)pH

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

農(nóng)業(yè)生產(chǎn)

范圍有一定的要求，因而應(yīng)注意保持土壤的酸堿性

科學(xué)實(shí)驗(yàn)

溶液的pH控制常常是影響實(shí)驗(yàn)結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個(gè)關(guān)鍵因素

工業(yè)生產(chǎn)

必背知識(shí)清單05pH的計(jì)算

溶液pH的計(jì)算思路

(1)強(qiáng)酸與弱堿或強(qiáng)堿與弱酸等體積混合

當(dāng)pH酸+pH堿=14時(shí)，若是強(qiáng)酸與弱堿混合，則弱堿過量，pH7｝弱過量，顯弱性

若是強(qiáng)堿與弱酸混合，則弱酸過量，pH7

(2)稀釋后溶液pH的計(jì)算

①強(qiáng)酸：pH=a,加水稀釋1加倍,則pH=___—

②弱酸：pH=a,加水稀釋IO”倍，則________<pH<_________但都不突破7,無限稀釋時(shí)等于或接近于7

③強(qiáng)堿：pH=b,加水稀釋1011倍，則pH=——

④弱堿：pH=b,加水稀釋10。倍，則________<pH<_________

必背知識(shí)清單06酸堿中和滴定

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)反應(yīng)，用來測定

的方法。

(2)原理:

中和反應(yīng)中酸提供的H與堿提供的or的物質(zhì)的量相等。即堿

+cOH-Vw.cH-V8

c(H+)=v堿或Pc(OH)=-

v酸v堿

2.主要儀器及使用:

.酸式滴定管一如圖1

(1)儀器＜一堿式滴定管一如圖2

、滴定管夾、鐵架臺(tái)、燒杯、.錐形瓶一

(2)滴定管的結(jié)構(gòu)及使用方法

項(xiàng)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_________mL

檢漏檢查滴定管活塞是否漏水

潤洗加入反應(yīng)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(yīng)液加入相應(yīng)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】

酸式滴定管，

估讀

帶玻璃活塞盛酸性或強(qiáng)氧

0.01mL

化性溶液。

堿式滴定管,

帶乳膠管

盛堿性溶液。酸式滴

定管

滴定管的“0”刻度在最上面，越往下數(shù)值越大，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度，所以滴定管的實(shí)際容積大于它

的標(biāo)定容積。滴定管讀數(shù)時(shí)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(shí)驗(yàn)操作：

以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液為例：

(1)滴定前的準(zhǔn)備

①滴定管：查漏一洗滌-潤洗-裝液-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后一左手控制，且結(jié)束前不能離開，右手

眼睛注視內(nèi)溶液變化一判定終點(diǎn)一讀數(shù)（等12min液面穩(wěn)定后）

（3）終點(diǎn)判斷

滴定終點(diǎn)：____________________________

注：恰好中和酸堿恰好完全反應(yīng)________溶液呈中性

判斷終點(diǎn)的方法：等到滴入最后滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且在_________內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色,

視為滴定終點(diǎn)。

（4）數(shù)據(jù)處理

按上述操作重復(fù)次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)c（NaOH）=計(jì)算。

2.常用酸堿指示劑及變色范圍：

①強(qiáng)酸滴弱堿用，強(qiáng)堿滴弱酸用，強(qiáng)酸強(qiáng)堿互滴，

②變色情況：

滴定種類選用的指示劑滴定終點(diǎn)顏色變化指示劑用量

酚酸粉紅色一無色

強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿

甲基橙黃色T橙色

強(qiáng)酸滴定弱堿甲基橙黃色一橙色

2~3滴

甲基橙紅色—橙色

強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸

酚醐無色一粉紅色

強(qiáng)堿定弱酸酚醐無色一粉紅色

3.酸堿滴定曲線：

以滴加為橫坐標(biāo)，以溶液為縱坐標(biāo)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-L1NaOH溶液滴定20.00mL0.100OmolirHC1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(diǎn)時(shí)有一個(gè)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(diǎn)。

4.常見誤差：（用NaOH標(biāo)準(zhǔn)液在滴定未知濃度的鹽酸）

步驟操作c（濃度）

未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗滴定管

洗滌

錐形瓶用待測溶液潤洗

未用待測溶液潤洗取用待測液的滴定管（或移液管）

錐形瓶洗凈后瓶內(nèi)還殘留有蒸儲(chǔ)水

快達(dá)滴定終點(diǎn)時(shí)滴定速度過快，停止滴定后，反加一滴待測液顏色無變化

滴定前盛裝標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后氣泡消失

盛裝待測液的滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后氣泡消失

滴定

滴定過程中振蕩時(shí)，錐形瓶內(nèi)有液滴濺出

滴定時(shí)有幾滴標(biāo)準(zhǔn)溶液附在錐形瓶壁上或滴在錐形瓶外

滴定結(jié)束時(shí)，滴定管尖端掛一液滴未滴下

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)

滴定完畢立即讀數(shù)，半分鐘內(nèi)顏色又復(fù)原

讀數(shù)

滴定前仰視讀數(shù)或滴定后俯視讀數(shù)，過早估計(jì)終點(diǎn)

滴定前俯視讀數(shù)或滴定后仰視讀數(shù)，過晚估計(jì)終點(diǎn)

配制若配制NaOH溶液，所取的NaOH固體部分潮解

標(biāo)準(zhǔn)若配制NaOH溶液，所取的NaOH固體中含有不與酸反應(yīng)的雜質(zhì)

液產(chǎn)若配制NaOH溶液，所取的NaOH固體中含有與酸反應(yīng)的雜質(zhì)（Na2c。3）

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

誤差

必背知識(shí)清單07鹽類的水解

1.鹽類的水解

（1）定義：，叫做鹽類的水解

（2）表示為：____________________________

（3）特點(diǎn)：①極其微弱，為反應(yīng)，存在__________________狀態(tài)

②是的逆反應(yīng)，水解反應(yīng)是熱反應(yīng)

（4）規(guī)律：___________________________________________________________________________

注：①組成鹽的酸越弱，水解程度=

②同濃度的正鹽比其酸式鹽水解程度o

③弱酸酸式鹽的酸堿性，看電離與水解程度大的大小。

HCO3、HPO4\HS以為主一顯________性

HSO3>H2PO4以為主T顯________性

(5)鹽類水解方程式的書寫

一般原則：①必須寫“_________”符號(hào)(填“可逆符號(hào)”或“不可逆符號(hào)”)

②對(duì)于氣體和沉淀的箭頭，在方程式中(填“寫”或“不寫”)

③H2CO3、H2s。3等拆開(填“不要”或“要”)

④多元弱酸陰離子水解，書寫，以第步為主；多元弱堿陽離子水解方程式

口—

_____________步_Lt與兀

⑤遵守____________________________

書寫模式：鹽的離子+壓04^弱酸(或弱堿)+0H(或H+)

2.常見水解方程式的書寫

CHjCOONa：CH3coO—+在0CHCOOH+OH

NaF：F—+H2OHF+OH

NaClO：CIO—+H2OHC1O+OH

Na2co3：CO32—+HzOHCO3—+OHHCC>3—+H2OH2CO3+OH

Na2so3：SO，—+H2OHSO/+OHHSO3—+H2OH2SO3+OH

Na2c2O4：C2O42—+H2OHC2O4—+OHHC2O4—+HaOH2c2O4+OH

K2S：S2—+H2OHS—+OHHS—+HaOH2S+OH

Na3Po4：PCI?一HPCU?—+OH；HPCy—+H2OH2PO4—+OH；

H2P0廠+H2OH3PO4+OH

:±

NaHCO3：H83—+H2O^=H2CO3+OH

NaHSO3：HSO3一+比。H2so3+OH

KHS：HS—+HaOHaS+OH

NaHC2O4：HC2O4—+H2OH2c2O4+0H

NaHaPO"的01+任0H3PO4+0H

Na2HpO4：HPty—+H2OH2PO廠+OH；H2Po廠+HaOH3PO4+OH

NftCl：NH4++壓0k^NH3?H2O+H+

FeCh：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+

A1(NO)3：Al3++3H2。7~A1(OH)3+3H+

MgCh：MH++2H2O=^Mg(OH)2+2H+

2++

CuSO4：Cu+2H2OCU(OH)2+2H

CH3coONH,的雙水解：CH3coONR+壓0彳CH3co0H+NH3?H2。

AIO2和A]3+的雙水解：3A1C>2+AJ3++H2c）=4閃（0理3]

HCO3和AP+的雙水解：3HCC>3+閃3+=4（0曰31+3co2T

必背知識(shí)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：Na2cChNa2s。3,

Na2CO3NaHCO3。

〃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,

弱堿陽離子的水解程度增大

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

CH3coO+H2OCH3coOH+OH

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—

加水減小減小減小增大減小—

力口CH3COOH增大增大減小增大減小—

力口CH3COONa增大增大增大減小增大—

加HC1減小增大減小增大減小—

加NaOH增大減小增大減小增大—

必背知識(shí)清單09水解常數(shù)

1.概念

在一定溫度下，能水解的鹽（強(qiáng)堿弱酸鹽、強(qiáng)酸弱堿鹽或弱酸弱堿鹽）在水溶液中達(dá)到水解平衡時(shí),

該常數(shù)叫作水解常數(shù)。

2.水解常數(shù)(Kh)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：

CH3coeT+HaO^2H3COOH+OH

c(CH3coOH)(OH)

Kh

~c(CH3COO)

_c(CH3coOH)-c(OH)c(丁)

c(CH3coeT)cCH4)

c(OH-)-c(H^)Kw、,

=?？凇竎c—,—TFb=^(Ka為CHcoOH的電禺常數(shù))

c(CH3COO)-C(H)Ka3

c(CH3coOH)

因而&(或町)與Kw的定量關(guān)系為&-Kh=Kw(或及扁=心)。

如Na2cCh的水解常數(shù)

Ka2

NaHCO3的水解常數(shù)&=等。

A.al

NH4CI的水解常數(shù)町=粵(町為NH3?H2。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)只受的影響；因水解反應(yīng)是吸熱

反應(yīng)，故水解常數(shù)隨溫度的升高而=

/fey必背知識(shí)清單10鹽類水解的應(yīng)用

應(yīng)用舉例

加熱促進(jìn)水解熱的純堿溶液去污力強(qiáng)

分析鹽溶液的酸堿性，并比較酸堿等物質(zhì)的量濃度的Na2co3、NaHCO3溶液均顯堿性，且堿性：

性的強(qiáng)弱

Na2CO3>NaHCO3

判斷溶液中離子能否大量共存AP+和HCOs"因發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)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FeCh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

化肥的使用錢態(tài)氮肥不宜與草木灰混合使用

泡沫滅火器的反應(yīng)原理(水解互促)A13++3HCO3=A1(OHM+3co2T

無水鹽的制備由MgCb6H20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NH4cl溶液除去金屬表面的氧化物(N4水解溶液顯酸性)

判斷電解質(zhì)的強(qiáng)弱CH3coONa溶液能使酚酥變紅(pH>7),說明CH3co0H是弱酸

必背知識(shí)清單ii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_________g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(dāng)沉淀和溶解的速率時(shí)，形成溶質(zhì)的溶液，各離子的濃度保

持，達(dá)到平衡狀態(tài)，這種平衡稱為沉淀溶解平衡。

(2)特點(diǎn)：____________________________

注：生成沉淀的離子反應(yīng)不能進(jìn)行到底(即離子濃度和)，一般情況下，當(dāng)溶液中剩余離子的濃度小于

_________mol/L時(shí)，化學(xué)上通常認(rèn)為生成沉淀的反應(yīng)就進(jìn)行完全了

(3)影響因素

內(nèi)因：_____________________________________

外因：①濃度：加水，平衡向方向移動(dòng)

②溫度：升溫，多數(shù)平衡向方向移動(dòng)(原因：溶解熱)；但少數(shù)向方向移動(dòng)

(例：Ca(OH)2)

③加入與體系中某些離子反應(yīng)的物質(zhì)，產(chǎn)生氣體或更難溶的物質(zhì)，導(dǎo)致平衡向的方向移動(dòng)

(4)溶度積常數(shù)(簡稱溶度積)——

①表達(dá)式：對(duì)于溶解平衡：M血(s)=^mMn+(aq)+nA"Xaq)反應(yīng)，Kp=

例：AgCl(s)^^Ag+(aq)+Cl(aq)Kp=

②意義：對(duì)于同類型(個(gè)數(shù)相同)的難溶電解質(zhì)，在相同溫度下，Kp越大-S(溶解度)越

15

例：KsP(AgCl)=1.8x101。Kp(AgBr)=6.3xl0說明S(AgCl)S(AgBr)

③影響因素：KSP只與和有關(guān)

④應(yīng)用：判斷有無沉淀生成

Q(離子積)=[c(Mn+)]m.[c(Am)]n(任意時(shí)刻的濃度)

Q>KSP時(shí)，___________________

Q=KSP時(shí)，___________________

Q<KSP時(shí)，___________________

4.沉淀溶解平衡的應(yīng)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(yīng)離子方程式：

②加沉淀劑法。

加入的

與(ZU?+反應(yīng)的離子方程式與Hg2+反應(yīng)的離子方程式

沉淀劑

Na2s

as

(2)化學(xué)沉淀法廢水處理工藝流程：

(3)沉淀的溶解

對(duì)于在水中難溶的電解質(zhì)，如果不斷平衡體系中的相應(yīng)離子，使平衡向的方向進(jìn)行，

從而使沉淀溶解。

例如CaCCh溶于鹽酸的過程：

G?C0(S)=F=^C0J'(aq)+Ca2,(aq)

+，rH

HCO；(叫)一^FH2c0」->HO+coT

—H22

分析：CC>2氣體逸出，不斷減小，離子積Q(CaCO3)Ksp(CaCO3),導(dǎo)致平衡向

___________________的方向移動(dòng)o

溶解的離子方程式：。

(4)沉淀的轉(zhuǎn)化

①實(shí)驗(yàn)探究：

Ag+沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)驗(yàn)探究。

實(shí)驗(yàn)

步驟

實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象A中產(chǎn)生_________,B中變?yōu)開________,C中變?yōu)開________

試管A：_____________________________

離子方

試管B：_____________________________

程式

試管C：_____________________________

實(shí)驗(yàn)分析MAgCl)—_____WAgI)_____—&p(Ag2S)

Mg(0H)2與Fe(OH)3轉(zhuǎn)化的實(shí)驗(yàn)探究。

實(shí)驗(yàn)

步驟

實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象①中產(chǎn)生_________，②中變?yōu)開________

離子方試管①：___________________________，

程式試管②：____________________________

實(shí)驗(yàn)分析

Ksp[Mg(OH)2]__________ftp[Fe(OH)3]

②沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)：

沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)就是0一般說來，溶解度小的沉淀易轉(zhuǎn)化為溶解度更小的沉

淀。溶解度差別,轉(zhuǎn)化越容易。

③沉淀轉(zhuǎn)化的應(yīng)用：

鍋爐除水垢。

152+

水垢中CaSO4(s)^^CaCO3(s)^^>Ca(aq)

有關(guān)化學(xué)方程式：。

自然界中礦物的轉(zhuǎn)化。

氧化ZnS

如原生銅硫化物祁源CuSO4(溶液)一pg^CuS(銅藍(lán))

有關(guān)化學(xué)方程式：?

03/索養(yǎng)提升

【疑難歸納】

、一元強(qiáng)酸和一元弱酸的比較

(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

匕較項(xiàng)中和堿的與足量活潑金屬反應(yīng)與同一金屬反應(yīng)時(shí)的起

目酸、。(工)酸性

能力產(chǎn)生的總量始反應(yīng)速率

H2

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)目中和堿與足量活潑金屬反應(yīng)與同一金屬反應(yīng)時(shí)的

c(H+)酸性

酸的能力產(chǎn)生H2的總量起始反應(yīng)速率

一元強(qiáng)酸小少

相同相同相同

一元弱酸大多

二、理解心應(yīng)注意的幾個(gè)問題：

(l)Kv揭示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，工和OH一共存，只是相對(duì)含量不同而已。

(2)居只與溫度有關(guān)。因?yàn)樗碾婋x是吸熱過程，所以溫度升高，有利于水的電離，品增大，如100℃,

Kv=5.5x10-3。但是在室溫下，降為1.0x10-14。

⑶品不僅適用于純水，還適用于酸、堿的稀溶液，且由水電離的c水(H)=c水(OJT)。此時(shí)，水溶液中水的

離子積常數(shù)不變。

三、判斷溶液酸堿性的標(biāo)準(zhǔn)

⑴判定溶液酸堿性的依據(jù)是cM)與c(OIT)的相對(duì)大小，如果c(H+)>c(OH),溶液顯酸性；如果c(H+)<c(OH

一)，溶液顯堿性；如果c(H+)=c(OJT),溶液顯中性。

(2)用pH判斷溶液酸堿性時(shí)，要注意的條件是溫度，不能簡單地認(rèn)為pH=7的溶液一定呈中性，如100℃

時(shí)，純水的pH<7,所以使用pH判斷溶液酸堿性時(shí)需注明溫度。

(3)用酸堿指示劑判斷溶液酸堿性時(shí)，要注意指示劑的變色范圍。

四、酸(或堿)溶液稀釋后pH的計(jì)算及大小比較

【問題探究】

對(duì)于pH=a的強(qiáng)酸和弱酸溶液，均稀釋到原溶液體積的10"倍（a+〃<7）,試寫出稀釋后溶液的pH或范圍。

稀釋到原溶液體積的10"倍，強(qiáng)酸溶液的pH就增大〃個(gè)單位，即稀釋后強(qiáng)酸溶液的pH=a+〃，弱酸溶液

的pH范圍：a<pH<a+"。

【知識(shí)歸納總結(jié)】

酸堿溶液稀釋時(shí)pH的變化可用數(shù)軸表示。

①強(qiáng)酸、弱酸溶液的稀釋：

②強(qiáng)堿、弱堿溶液的稀釋：

③變化趨勢：

對(duì)于pH相同的強(qiáng)酸和弱酸（或強(qiáng)堿和弱堿）溶液稀釋相同的倍數(shù)，強(qiáng)酸（或強(qiáng)堿）溶液的pH變化幅度大（如下

圖所示）。這是因?yàn)閺?qiáng)酸（或強(qiáng)堿）已完全電離，隨著加水稀釋，溶液中H+（或O