專題八水溶液中的離子平衡

考點(diǎn)高考年i考頻解密考點(diǎn)分布

11

；2022年河北卷(4,7,9)；2022年山東卷(6,1

112,14)；2022年湖北卷(12,15)；2022

水溶液中水的電離及溶液的酸堿性〔7

年湖南卷［4,6,10,13)；2022年江蘇卷次〕，弱電解質(zhì)的電離〔11

的離子平2022年

(12)；2022年遼寧卷(2,8,15)；2022次〕，鹽類的水解〔17次〕，

衡年海南卷(6)；2022年北京卷(1,5)；2022沉淀溶解平衡〔5次〕

1年全國甲卷(7),2022年全國乙卷(7)等

1

考點(diǎn)梳理

一、弱電解質(zhì)的電離平衡

1.弱電解質(zhì)

⑴概念

全部電離強(qiáng)電解質(zhì)，包括強(qiáng)壁、

“一吊在水溶液里I*強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽丁

部分電離弱電解質(zhì)，包括弱酸、

—弱堿、水等

(2)與化合物類型的關(guān)系：強(qiáng)電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價(jià)化合物；弱電解質(zhì)主要是某些共價(jià)

化合物。

2.弱電解質(zhì)的電離概念

(1)電離平衡的建立

在一定條件下(如溫度、壓強(qiáng)等)，當(dāng)弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過

程達(dá)到了平衡。

(2)電離平衡的建立與特征

v\廠動(dòng)1

趙電離)；，、-"(電離E(結(jié)合七。

'J平衡.態(tài)

篇段特征.-定:各組分濃度保持恒定不變

'L變：條件改變，平衡發(fā)生移動(dòng)

①開始時(shí)，V(電離)最大，而v(結(jié)合)為0。

②平衡的建立過程中，V(電離)〉V(結(jié)合)。

③當(dāng)V(電離)=v(結(jié)合)時(shí)，電離過程達(dá)到平衡狀態(tài)。

3.外因?qū)﹄婋x平衡的影響

以0.1mol-L-iCH3coOH溶液為例，填寫外界條件對(duì)CH3coOHCH3coeT+H+A">0的影響。

改變條件平衡移動(dòng)方向〃(H+)導(dǎo)電能力K.a

加水稀釋向右增大減小減弱不變

加入少量冰醋酸向右增大增大增強(qiáng)不變

通入HCl(g)向左增大增大增強(qiáng)不變

力口NaOH(s)向右減小減小增強(qiáng)不變

加CH3coONa(s)向左減小減小增強(qiáng)不變

升高溫度向右增大增大增強(qiáng)增大

二、電離平衡常數(shù)

1.表達(dá)式

(1)一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HA^^H++A,可表示為Ka=日無%

C11/Y

「R+.「OH一

(2)一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOH1--B+0H,可表示為Kb=CBOH。

2.特點(diǎn)

(1)電離平衡常數(shù)與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)，升高溫度，K值增大。

⑵電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱，K越大，表示弱電解質(zhì)越易電離，酸性或堿性越強(qiáng)。

(3)多元弱酸的各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2?K3……,故其酸性取決于第一步電離。

三、水的電離與水的離子積常數(shù)

1.水的電離

「口+rOH

(1)水是極弱的電解質(zhì)，其電離過程吸熱。水的電離平衡常數(shù)的表達(dá)式為長=。

(2)影響水的電離平衡的因素

①溫度：溫度升高，水的電離平衡向正方向移動(dòng)，C(H+)和c(oir)均增大。

②加酸或堿會(huì)抑制水的電離。

③加能水解的鹽，可與水電離出的H+或OJT結(jié)合，使水的電離平衡正向移動(dòng)。

2.水的離子積

(1)表達(dá)式：KW=C(H+>C(0JT)。

(2)影響因素：一定溫度時(shí)，心是個(gè)常數(shù)，心只與溫度有關(guān)，溫度越高，降越大。25°C時(shí)，Kw=lxl(pi4,

100℃時(shí)，品=1x10-12。

(3)適用范圍：品不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。

四、溶液的酸堿性和pH

1.溶液的酸堿性

溶液的酸堿性取決于c(H+)和c(OH-)的相對(duì)大小

常溫下

溶液的酸堿性C(H+)與c(oir)比較

c(H+)大小PH

酸性溶液C(H+)>C(OJT)c(H+)>1.0xl0-7molL1<7

中性溶液c(H+)=c(OH)c(H+)=1.0xl0-7mol-L-1=7

堿性溶液c(H+)<c(OH")c(H+)<1.0xl0^7mol-L1>7

2.溶液的pH

(1)計(jì)算公式：pH=-lgc(H+)o

(2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(25℃)：

cCOH-ymolL-110-71

c(H+)/molL-110-710-14

PHO—I——I-

714

酸性增強(qiáng)堿性增強(qiáng)

3.pH的測(cè)定方法

(l)pH試紙法

①適用范圍：0?14。

②測(cè)定操作：用鐐子夾取一小塊試紙放在潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在試紙的中央,

變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照。

③常用的廣范pH試紙只能讀取1~14的整數(shù)。

(2)pH計(jì)測(cè)定：可精確測(cè)定溶液的pH,可讀取一位或兩位小數(shù)。

4.常用酸堿指示劑及變色范圍

指示劑變色范圍的pH

石蕊<5.0紅色5.0-8.0紫色>8.0藍(lán)色

甲基橙<3.1紅色3.1-4.4橙色>4.4黃色

酚酥<8.2無色8.2?10.0淺紅色>10.0紅色

5.溶液pH的計(jì)算

(1)單一溶液pH的計(jì)算

強(qiáng)酸溶液：如H〃A,設(shè)濃度為cmoLL-i,c(H+)=ncmol-L-1,pH=-lgc(H+)=-lg(?c)o

io-14

+1+

強(qiáng)堿溶液(25℃)：如設(shè)濃度為cmoLL-i,c(H)=-^mol-L_,pH=-1gc(H)=14+lg(nc)o

(2)混合溶液pH的計(jì)算類型

①兩種強(qiáng)酸混合：直接求出c(H+)混，再據(jù)此求pH?！?11+)混=迎平誓上打。

十V2

-

②兩種強(qiáng)堿混合：先求出。(011一)混，再根據(jù)除求出c(H+)混，最后求pH。c(OH)fi=

◎TiV+cOH-2V2

%+?°

③強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H+或OJT的濃度，最后求pH。

“T+、T/CTL、ICH+^VIS—COHWMI

c(H)?；騝(OH)-H—%._|_y

五、強(qiáng)酸(堿)與弱酸(堿)的比較

弱酸與強(qiáng)酸的根本區(qū)別在于弱酸不完全電離，存在電離平衡，常涉及下列幾種問題的比較。

1.一元強(qiáng)酸(HC1)與一元弱酸(CH3coOH)的比較

(1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較

較項(xiàng)目與活潑金屬反應(yīng)開始與金屬

c(H+)PH中和堿的能力

酸產(chǎn)生H2的量反應(yīng)的速率

鹽酸大小大

相同相同

醋酸溶液小大小

(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較

較項(xiàng)目中和堿的與足量活潑金屬反開始與金屬反

c(H+)C(酸)

應(yīng)的速率

酸能力應(yīng)產(chǎn)生H2的量

鹽酸小小少

相同相同

醋酸溶液大大多

2.一元強(qiáng)酸(HC1)與一元弱酸(CH3coOH)稀釋圖像比較

(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸

PHPH

77

ac___

CHCOOHXCHCOOH

b^^33

HC1HC1：

O-VO

v(zK)匕v2K(水)

加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH,鹽酸加入的水多

(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸

pHpH

a^TCOOH

bc

/Z!CH3COOH

OO

Pv(7k)匕V2k水)

加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH,醋酸加入的水多

3.判斷弱酸或弱堿的方法

為了證明醋酸是弱電解質(zhì)，甲、乙、丙、丁四人分別選用下列試劑進(jìn)行實(shí)驗(yàn)：O.lmoLL-1醋酸溶液、O.lmolL

一1鹽酸、pH=3的鹽酸、pH=3的醋酸、CH3coONa晶體、NaCl晶體、CH3coONH4晶體、蒸儲(chǔ)水、鋅粒、

pH試紙、酚酰、NaOH溶液等。

六、酸堿中和滴定的原理與操作

1.概念：用已知濃度的酸(或堿)滴定未知濃度的堿(或酸)，根據(jù)中和反應(yīng)的等量關(guān)系來測(cè)定酸(或堿)的濃度。

2.原理

C標(biāo)準(zhǔn).丫標(biāo)準(zhǔn)

(待測(cè))=

cV待測(cè)

3.酸堿中和滴定的關(guān)鍵

(1)準(zhǔn)確測(cè)定參加反應(yīng)的酸、堿溶液的體積。

⑵選取適當(dāng)指示劑。

⑶準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)。

4.酸堿中和滴定指示劑選擇的基本原則

利用酸堿指示劑明顯的顏色變化，表示反應(yīng)已完全，指示滴定終點(diǎn)。因而指示劑變色要靈敏，變色范圍要

小，使變色范圍盡量與滴定終點(diǎn)溶液的酸堿性一致。

(1)強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿一般用甲基橙，但用酚麟也可以。

(2)滴定終點(diǎn)為堿性時(shí)，一般用酚酸作指示劑。

(3)滴定終點(diǎn)為酸性時(shí)，一般用甲基橙作指示劑。

5.實(shí)驗(yàn)用品

⑴儀器(見下圖)

①“0”刻度在上,'”玻璃活塞的「酸式滴定管I

尖嘴部分無刻度

②讀數(shù)精確到

帶橡膠管玻璃珠的面贏鋼

0.01mL

(2)試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測(cè)液、指示劑、蒸儲(chǔ)水。

6.實(shí)驗(yàn)操作

以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液為例

(1)滴定前的準(zhǔn)備

①滴定管：查漏一洗滌-潤洗一裝液-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

左手控制酒q-眼睛注視錐

定管的活塞形瓶內(nèi)溶液

的顏色變化

右手搖動(dòng)

錐形瓶一

⑶終點(diǎn)判斷：等到滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色，視為滴定終點(diǎn)并

記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。

⑷數(shù)據(jù)處理：按上述操作重復(fù)2?3次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)c（NaOH）=g痣需計(jì)

VINdori

算。

7.誤差分析

c標(biāo)準(zhǔn)標(biāo)準(zhǔn)

分析依據(jù)：c（待測(cè)）=

V待測(cè)

若V（標(biāo)準(zhǔn)）偏大今c（待測(cè)）偏大；若V（標(biāo)準(zhǔn)）偏小nc（待測(cè)）偏小。

以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿（酚酥作指示劑）為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有:

步驟操作V（標(biāo)準(zhǔn)）。（待測(cè)）

酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗變大偏高

堿式滴定管未用待測(cè)溶液潤洗變小偏低

洗滌

錐形瓶用待測(cè)溶液潤洗變大偏高

錐形瓶洗凈后還留有蒸儲(chǔ)水不變無影響

放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出

取液變小偏低

液體后氣泡消失

酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)

變大偏高

時(shí)氣泡消失

振蕩錐形瓶時(shí)部分液體濺出變小偏低

滴定

部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高

溶液顏色較淺時(shí)滴入酸液過快，停止

變大偏高

滴定后加一滴NaOH溶液無變化

酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后

變小偏低

俯視讀數(shù)

讀數(shù)

酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后

變大偏高

仰視讀數(shù)

【滴定曲線（pH曲線）分析與應(yīng)用】

1.圖示強(qiáng)酸與強(qiáng)堿滴定過程中pH曲線

（以0.1000mol-L1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol-L1鹽酸為例）

pH

①開始時(shí)加入的堿對(duì)pH的

影響較小

10②當(dāng)接近滴定終點(diǎn)時(shí)，很少

量（0.04mL,約一滴）堿

6反應(yīng)突變=引起pH的突變，導(dǎo)致指示

范圍

終點(diǎn)劑的變色即反應(yīng)完全，達(dá)到

甲基橙廠7終點(diǎn)

③或信后，加入的堿對(duì)pH的

影響較小

01()203()40V(NaOH)/mL

2.強(qiáng)酸（堿）滴定弱堿（酸）pH曲線比較

氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化

酸的滴定曲線鈉、氨水的滴定曲線

^141_NaOH

H14

12

10NH.rH,O

8

6|-CHCOOH；

t6

41-

21--HC142\*1甲基橙

02

0.0010.0020.0030.00

0

V(NaOH)/mL10.0020.0030.00

V(HCl)/mL

曲線起點(diǎn)不同：強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸、弱酸的曲線，強(qiáng)酸起點(diǎn)低；強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿、

弱堿的曲線，強(qiáng)堿起點(diǎn)高

突躍點(diǎn)變化范圍不同：強(qiáng)堿與強(qiáng)酸反應(yīng)（強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng)）的突躍點(diǎn)變化范圍大

于強(qiáng)堿與弱酸反應(yīng)（強(qiáng)酸與弱堿反應(yīng)）

七、鹽類的水解

（一）鹽類水解及其規(guī)律

1.鹽類的水解

在水溶液中鹽電離產(chǎn)生的離子與水電離產(chǎn)生

片「的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)

逐相一可溶性鹽中必須有弱酸酸根離子或弱堿陽離子

「弱酸的陰離子一結(jié)合叱]

鹽電離—弱電解質(zhì)

I弱堿的陽離子f結(jié)合型J

|實(shí)占卜破壞了水的電離平衡一水的電離程度增大

[c（H+）#c（OH-）-溶液呈堿性或酸性

ffc（H+）=c（OH）-溶液呈中性

f可逆：水解反應(yīng)是可逆反應(yīng)

|特點(diǎn)|—吸熱：水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)

一微弱：水解反應(yīng)程度很微弱

2.鹽類水解規(guī)律

有弱才水解，越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性。

鹽的類型實(shí)例是否水解的離子溶液的溶液的pH

水解酸堿性

強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽NaCkKNO3否一中性pH=7

NH4CI、

強(qiáng)酸弱堿鹽是NH：、Cu2+酸性pH<7

CU(NO3)2

CH3coONa、

弱酸強(qiáng)堿鹽是CH3co0一、coF堿性pH>7

Na2cO3

(二)鹽類水解的影響因素及應(yīng)用

1.影響鹽類水解平衡的因素

(1)內(nèi)因：生成鹽的弱酸或弱堿越弱，其對(duì)應(yīng)的弱酸酸根離子或弱堿陽離子的水解程度越大，溶液的堿性或

酸性越強(qiáng)。

如水解程度：Na2co3>Na2so3，Na2CO3>NaHCO3o

〃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

酸：弱酸酸根離子的水解程度增大,

(2)外因(

弱堿陽離子的水解程度減小

外加酸堿<

堿：弱酸酸根離子的水解程度減小,

弱堿陽離子的水解程度增大

3++

⑶以FeCb水解為例：Fe+3H2OFe(0H)3+3H,分析外界條件對(duì)水解平衡的影響。

條件平衡移動(dòng)方向H+數(shù)PH現(xiàn)象

升溫向右增多減小顏色變深

通HC1向左增多減小顏色變淺

加H2。向右增多增大顏色變淺

生成紅褐色沉淀，放出氣體

力口NaHCO3向右減小增大

2.鹽類水解的應(yīng)用

⑴判斷溶液的酸堿性

Na2co3溶液呈堿性的原因：COr+H2O：------HCO；+OH

(2)配制或貯存易水解的鹽溶液

如配制FeCb溶液時(shí)，先將它溶解在較濃的鹽酸中，再加水至指定濃度；配制CuSCU溶液時(shí)，加入少量的

H2so4，以抑制CF水解。

(3)判斷鹽溶液蒸干灼燒時(shí)所得的產(chǎn)物

如將AlCb、FeCb溶液蒸干后得到Al(0H)3、Fe(0H)3,灼燒得到A12O3>Fe2O3；C11SO4溶液蒸干后得到CuS04

固體。

(4)離子共存

如AF+、Fe3+與HC0八COM、AIO2因相互促進(jìn)水解而不共存。A"+與S?一因相互促進(jìn)水解而不共存，但

Fe3+與S2-發(fā)生氧化還原反應(yīng)，不共存。

(5)解釋生活中的現(xiàn)象：如明研凈水、熱純堿溶液除油污，草木灰不能與鏤鹽混用、泡沫滅火器工作原理等。

(6)離子濃度大小的比較：如碳酸氫鈉溶液中離子濃度大小順序?yàn)閏(Na+)>c(HC05)>c(0ir)>c(H+)。

(7)物質(zhì)的提純(水解除雜)

如MgCb溶液中混有少量Fe3+雜質(zhì)時(shí)，因Fe3+的水解程度比Mg?+的水解程度大，可加入MgO或Mg(OH)2

等，使水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去。

在酸性較強(qiáng)的環(huán)境中Fe3+比AF+、Mg2+、O?+更易發(fā)生水解，可采用加入CuO、Cu(OH)2等調(diào)節(jié)pH的方

法生成Fe(OH)3沉淀除去，但不能用會(huì)引入雜質(zhì)離子的物質(zhì)。

(三)“粒子”濃度關(guān)系判斷

1.熟悉兩大理論，構(gòu)建思維基點(diǎn)

(1)電離理論

①弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時(shí)還要考慮水的電離，如氨水溶液中：NH3H2O.

NH：、OFF濃度的大小關(guān)系是c(NH3-H2O)>c(OH")>c(NHt)?

②多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，其主要是第一步電離(第一步電離程度遠(yuǎn)大于第二步電離)。如在H2s溶液

2

中：H2S>HS">S">才的濃度大小關(guān)系是C(H2S)>C(H+)>C(HS-)>C(S2)

(2)水解理論

①弱電解質(zhì)離子的水解損失是微量的(雙水解除外)，但由于水的電離，故水解后酸性溶液中c(H+)或堿性溶

液中c(oir)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃度。如NH4cl溶液中：NH；、cr、NH3H2O、H+的濃度大

+

小關(guān)系是c(Cr)>c(NHt)>c(H)>c(NH3-H2O)。

②多元弱酸酸根離子的水解是分步進(jìn)行的，其主要是第一步水解，如在Na2cCh溶液中：C0「、HC05、H2c。3

的濃度大小關(guān)系應(yīng)是c(COD>c(HCO^)>C(H2CO3)-

2.把握三種守恒，明確等量關(guān)系

(1)電荷守恒規(guī)律

電解質(zhì)溶液中，無論存在多少種離子，溶液都呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正

+++

電荷總數(shù)。如NaHCO3溶液中存在著Na+、H>HCO,、CO歹、OH，存在如下關(guān)系：c(Na)+c(H)=c(HCO?)

+c(OH-)+2c(COr)o

(2)物料守恒規(guī)律

電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但元素總是守恒的。如K2s溶液中S2-、HS-都能

水解，故S元素以S2「、HS，H2s三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：c(K+)=2c(S2-)+2c(HS-)+

2C(H2S)O

(3)質(zhì)子守恒規(guī)律

如Na2s水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移情況圖示如下：

(得質(zhì)子)(基準(zhǔn)態(tài)物質(zhì))(失質(zhì)子)

HS~*+H+

2

口?T+2H+s-

+H+-H+A”

H2O------?OH

++-

由圖可得Na2s水溶液中質(zhì)子守恒式可表示:C(H3O)+2C(H2S)+c(HS-)=c(OH")^c(H)+2c(H2S)+c(HS)

=c(OH-)。質(zhì)子守恒的關(guān)系式也可以由電荷守恒式與物料守恒式推導(dǎo)得到。

(四)離子濃度與曲線關(guān)系圖

滴定過程中，離子濃度動(dòng)態(tài)分析

關(guān)鍵點(diǎn)溶液中溶質(zhì)成分及粒子濃度大小關(guān)系

溶質(zhì)是CH3coOH

V(NaOH)=0(0點(diǎn))粒子濃度大小關(guān)系：c(CH3coOH)>c(H+)

>c(CH3COO)>c(OH)

溶質(zhì)是等物質(zhì)的量的CH3COOH和

常溫下，用0.100OmolL1V(NaOH)=10mLCH3coONa

粒子濃度大小關(guān)系：c(CHCOO-)>c(Na+)

NaOH溶液滴定20.00mL(點(diǎn)①)3

>C(CHCOOH)>C(H+)>c(OH)

0.1000moLL-iCH3coOH3

溶液溶質(zhì)是CH3coONa和少量的CH3COOH

pH=7(點(diǎn)②)粒子濃度大小關(guān)系：c(Na+)=c(CH3co0一)

>c(H+)=c(OJT)

溶質(zhì)是CH3coONa

:V(NaOH)=20mL

+

粒子濃度大小關(guān)系：c(Na)>c(CH3COO")

5101520(點(diǎn)③)

V(NaOH)/mL>c(OH-)>c(H+)

溶質(zhì)是等物質(zhì)的量的CH3coONa和

NaOH

V(NaOH)=40mL

粒子濃度大小關(guān)系：c(Na+)>c(OH")>

-+

C(CH3COO)>C(H)

(五)沉淀溶解平衡及應(yīng)用

1.難溶、可溶、易溶界定

噩

20℃時(shí)，電解質(zhì)在水中的溶解度與溶解性存在如下關(guān)系：?病1選

2.沉淀溶解平衡：在一定溫度下，當(dāng)沉淀溶解和生成的速率相等時(shí)，形成飽和溶液，達(dá)到平衡狀態(tài)，把這

種平衡稱為沉淀溶解平衡。

3.影響沉淀溶解平衡的因素

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

⑵外因

①濃度：加水稀釋，平衡向沉淀溶解的方向移動(dòng)；

②溫度：絕大多數(shù)難溶鹽的溶解是吸熱過程，升高溫度，平衡向沉淀溶解的方向移動(dòng)；

③同離子效應(yīng)：向平衡體系中加入難溶物溶解產(chǎn)生的離子，平衡向生成沉淀的方向移動(dòng)；

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)，平衡向沉淀

溶解的方向移動(dòng)。

以AgCl(s)_iAg+(aq)+Cl-(aq)為例，填寫外因?qū)θ芙馄胶獾挠绊?/p>

平衡后+

外界條件移動(dòng)方向c(Ag)平衡后C(cr)Kp

升高溫度正向增大增大增大

加水稀釋正向不變不變不變

加入少量

逆向增大減小不變

AgNOs

通入HC1逆向減小增大不變

通入H2s正向減小增大不變

4.沉淀溶解平衡的應(yīng)用

(1)沉淀的生成

①原理：當(dāng)&>Ksp時(shí)，難溶電解質(zhì)的溶解平衡向左移動(dòng)，生成沉淀。

②應(yīng)用：可利用生成沉淀來達(dá)到分離或除去溶液中雜質(zhì)離子的目的。

③方法：

a.調(diào)節(jié)pH法，如除去NH4cl溶液中的FeCb雜質(zhì)，可加入氨水調(diào)節(jié)pH,離子方程式為Fe3++

3NH3H2O=Fe(OH)3；+3NH：。

b.沉淀劑法：如用H2s沉淀Ci?+,離子方程式為CU2++H2S=CUS1+2H+。

(2)沉淀的溶解

①原理：當(dāng)。c<Ksp時(shí)，難溶電解質(zhì)的溶解平衡向右移動(dòng)，沉淀溶解。

②方法：

a.酸溶解法：CaCCh溶于鹽酸，離子方程式為CaCO3+2H+=Ca2++CO2T+H2。。

b.鹽溶解法：Mg(0H)2溶于NH4cl溶液，離子方程式為Mg(OH)2+2NH]=Mg2++2NH3-H2。。

c.氧化還原溶解法：不溶于鹽酸的硫化物(如Ag2S)溶于稀HN03。

d.配位溶解法：AgCl溶于氨水，離子方程式為AgCl+2NH3-H2O=[Ag(NH3)2]++C廠+2H2。。

⑶沉淀的轉(zhuǎn)化

①實(shí)質(zhì)：沉淀溶解平衡的移動(dòng)。

②舉例：

AgNCh溶液上吧AgCl(白色沉淀)W^AgBr(淺黃色沉淀)3LAgI(黃色沉淀)2s(黑色沉淀)。

③規(guī)律：一般說來，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀容易實(shí)現(xiàn)。

④應(yīng)用

a.鍋爐除水垢：將CaS04轉(zhuǎn)化為CaCCh，離子方程式為CaSO4+COV=CaCO3+SO?，

b.礦物轉(zhuǎn)化：ZnS遇CuSC)4溶液轉(zhuǎn)化為CuS,離子方程式為ZnS+Cu2+=CuS+Zn2+。

八、溶度積常數(shù)及其應(yīng)用

1.溶度積和離子積

以A?,B?(s)〃zA"+(aq)+“B"L(aq)為例：

溶度積離子積

概念沉淀溶解平衡的平衡常數(shù)溶液中有關(guān)離子濃度基的乘積

符號(hào)Ksp2c

Q(AB)=cn,(An+)-cn(Bm~),式中的

Ksp(A?,Bn)=,式cmn

表達(dá)式

中的濃度是平衡濃度濃度是任意濃度

判斷在一定條件下沉淀能否生成或溶解

①。c>Kp：溶液過飽和，有沉淀析出

應(yīng)用

②。c=Ksp：溶液飽和，處于平衡狀態(tài)

③。c<Ksp：溶液未飽和，無沉淀析出

2.Ksp的意義

&p可以反映難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力。當(dāng)化學(xué)式所表示的組成中陰、陽離子個(gè)數(shù)比相同時(shí)，&p越大的

難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越強(qiáng)，一般溶解度也越大；但陰、陽離子個(gè)數(shù)比不相同時(shí)，Kp大的難溶電解

質(zhì)的溶解度不一定大。

3.Ksp的影響因素

溶度積只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，而與沉淀的量和溶液中離子的濃度無關(guān)。絕大多數(shù)難溶鹽的溶

解是吸熱過程，升高溫度，平衡向溶解方向移動(dòng)，Kp增大。

出重點(diǎn)題型探究

探究一弱電解質(zhì)的判斷及強(qiáng)弱比較

常溫下，下列實(shí)驗(yàn)一定能證明HA為弱電解質(zhì)的是()

A.O.lmol/LNaA溶液的pH=7

B.O.lmol/LHA溶液中滴入石蕊試液呈紅色

C.蛋殼浸泡在O.lmol/LHA溶液中有氣體放出

D.將pH=2的醋酸和HA溶液稀釋相同倍數(shù)，HA溶液的pH值變化較小

規(guī)律總結(jié)：1.弱電解質(zhì)的判斷

在判斷弱電解質(zhì)時(shí)，注意圍繞以下三點(diǎn)進(jìn)行分析：

⑴弱電解質(zhì)不能完全電離。

（2）弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，外界條件（如濃度、溫度等）改變，平衡發(fā)生移動(dòng)。

（3）弱電解質(zhì)對(duì)應(yīng)的鹽能水解,因此在判斷某酸為弱酸時(shí)一般會(huì)考慮酸的鈉鹽的pH,或者在判斷某堿為弱堿時(shí)

一般會(huì)考慮堿的鹽酸鹽的pH=

2.弱電解質(zhì)的強(qiáng)弱比較

在比較弱電解質(zhì)的強(qiáng)弱時(shí)，主要從以下三個(gè)角度分析：

（1）一定溫度下，弱酸（或弱堿）可通過電離常數(shù)的大小來分析酸（或堿）的相對(duì)強(qiáng)弱。

（2）一定溫度下，弱酸（或弱堿）可通過其對(duì)應(yīng)的相同濃度的鹽溶液的酸堿性的強(qiáng)弱來分析酸（或堿）的相對(duì)強(qiáng)

弱。

（3）一定溫度下,根據(jù)相同濃度的弱酸（或弱堿）的電離程度大小來分析酸（或堿）的相對(duì)強(qiáng)弱。

【變式練習(xí)】

1.分類方法在化學(xué)學(xué)科的發(fā)展中起到了重要作用。下列根據(jù)分類標(biāo)準(zhǔn)得出的分類結(jié)果合理的是（）

選項(xiàng)分類目標(biāo)分類標(biāo)準(zhǔn)分類結(jié)果

A元素原子最外層電子數(shù)的多少金屬元素和非金屬元素

B電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

C分散系分散質(zhì)微粒直徑大小膠體、溶液和濁液

D物質(zhì)變化變化過程中是否有化學(xué)鍵的斷裂物理變化和化學(xué)變化

A.AB.BC.CD.D

2.分類法是學(xué)習(xí)和研究化學(xué)的一種常用的科學(xué)方法。下列分類合理的是（）

①Fe2O3、CU2O、CaCh都是堿性氧化物；SO3>SiO2,P2O5均屬于電解質(zhì)

②已知：H3RO2+NaOH（^?=NaH2RO2+H2O,則H3RO2為三元酸，NaHzRCh為酸式鹽

③H2s04與KHSCU均含相同的元素氫，故KHSO4也可以稱為酸

④空氣、鹽酸都是混合物；液氯、冰醋酸均屬于純凈物

⑤由一種陽離子與兩種酸根陰離子組成的鹽稱為混鹽，CaOCb是一種常見的混鹽，該混鹽具有強(qiáng)氧化性和

漂白性

A.只有②④B.只有④⑤C.只有①②④D.只有②③⑤

3.下列實(shí)驗(yàn)事實(shí)可以證明氯化氫是共價(jià)化合物的是()

A.氯化氫的水溶液顯酸性B.液態(tài)氯化氫不導(dǎo)電

C.氯化氫溶于水發(fā)生電離D.氯化氫不易分解

探究二弱電解質(zhì)的電離平衡移動(dòng)與分析

水體中重金屬鉛的污染問題備受關(guān)注。溶液中Pb2+及其與OH-形成的微粒的濃度分?jǐn)?shù)a隨溶液pH變化的關(guān)

系如圖所示。已知NH3H2O的Kb=1.74xl(y5。向Pb(NO3)2溶液中滴加氨水，關(guān)于該過程的說法正確的是()

1

().8

0.6

0.4

0.2

0

pH

A.Pb2+的濃度分?jǐn)?shù)先減小后增大

B.c(NC)3)與c(Pb?+)的比值減小后增大，pH>10后不變

C.pH=7時(shí)，存在的陽離子僅有Pb2+、Pb(OH)+和H+

D.溶液中Pb2+與Pb(OH)2濃度相等時(shí)，氨主要以NH：的形式存在

規(guī)律總結(jié)：有關(guān)弱電解質(zhì)的電離平衡題主要是電離平衡移動(dòng)題，此類試題一般可根據(jù)電離平衡移動(dòng)規(guī)律進(jìn)

行定性分析，或者結(jié)合電離常數(shù)表達(dá)式進(jìn)行半定量判斷。解答時(shí)，特別注意外界條件的改變對(duì)溶液中各微

粒的數(shù)目和濃度的影響。

【變式練習(xí)】

1.25℃時(shí)，向ILO.OlmoM/HzB溶液中滴加鹽酸或NaOH溶液，溶液中c(HzB)、c(HB)、c(B2'),c(OH),

c(H+)的對(duì)數(shù)值(Ige)與pH的關(guān)系如圖所示(溫度保持不變)，下列說法錯(cuò)誤的是()

A.曲線c表示Igc(HB-)與pH的關(guān)系

B.隨pH增加,c(H2B)?c(OH)減小

C.O.OlmobL'Na^B溶液，Khi(B%)的數(shù)量級(jí)為W9

D.M點(diǎn)溶液中n(Na+)+n(H+)—n(B2)=0