第三章水溶液中的離子反應與平衡

【單元知識清單】

考點1水的電離和水的離子積常數(shù)

I水的電離

(一)水的電離

I、電離方程式：H2O^^H++OH或H2O+H2O：^：H3O++OH

2、特點：(D極難電離

(2)可逆過程，吸熱

(3)25C,水中的c(水甲c(OH)=L0X107mol/L

(4)由水電離出的H+與OH濃度相等，即c(H+)水=c(OH)水

3、影響因素：(1)促進：①升溫②加活潑金屬③加弱堿正離子或弱酸負離子(即能水解

的鹽)④電解

(2)抑制：①降溫②加酸或堿③加強酸酸式鹽

(二)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：K、尸c(H+)?c(OH)

說明：①c(H-)和c(OH)均表示整個溶液中的H+、OH的總物質(zhì)的量濃度

②K、、，不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液

酸溶液中：K、、=c(H+g-c(OH)水

堿溶液中：K、kc(H+)水?c(OHM

鹽溶液中：K、產(chǎn)c(H+)水-c(OH)水

③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

④25℃時，水中的c(H+)=c(OH)=1.0XIfTmol/L,K3=LOX1。"

100C時，水中的c(H+尸c(OH)七1.0Xl()6mol/L,KQLOXIO、

⑤Kw有單位，其單位為moH.U,因其復雜通嬴正

⑥Kw只與溫度有關，溫度升高,K,增大,水更易電離

考點2溶液的酸堿性與PH

L溶液的酸堿性與pH

(一)溶液酸堿性的判斷：看c(H+)與c(OH)的相對大小

當c(H+尸c(OH)時，為中性;當c(HAc(OH)時，為酸性;當c(H，)<c(OH)時，為堿性

(二)酸性強弱的判斷

溶液中酸性的強弱：c(H+)越大，酸性越強

酸的酸性強弱：看酸電離出的H+的難易，越容易電離出H+,酸性越強

(三)溶液酸堿性的表示方法

當c(H+)或c(OH)大于或等于Imol/L時，用c(H+)或c(OH)直接表示

當c(H+)或c(OH)小于Imol/L時,用pH表示

(四)pH

1、定義:用c(H+)的負對數(shù)來表示溶液酸堿性的強弱

2、適用范圍：稀溶液

3、表達式：pH=lgc(H+)或c(H+)=L()XlOPHmWL

4、意義：pHt一堿性增強，pHI一酸性增強

5、pH與溶液酸堿性的關系：

一般25℃25℃

中性溶液c(H+)=c(OH)c(H+)=1.0X107pH=7

酸性溶液c(H+)>c(OH)c(H+)>1,0X107pH<7

堿性溶液c(II+)<c(OH)c(H+)<1.0X107pll>7

注：在分析c(H，)、pH與溶液的酸堿性關系時，要注意溶液的溫度

考點3PH的測量

(五)溶液酸堿性的測定方法

1、用pH試紙測定

(1)pH試紙的制作：是將試紙用多種酸堿指示劑的混合溶液浸透，經(jīng)晾干制成的，pH試

紙一般呈黃色。

(2)pH試紙的種類：①廣泛pH試紙:pH范圍是114(最常用)或110,所測pH都為整

數(shù)

②精密pH試紙:pH范圍較窄，可判別pH差值為0.2或0.3

③專用pH試紙:用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙

(3)pH試紙的使用方法：取一小塊試紙放在玻璃片或表面皿或點滴板上,用潔凈干燥的玻

璃棒直接■取待測液滴在干燥的試紙上,試紙變色后，在型內(nèi)與

標準比色卡比較。

標準比色B其顏色與光譜一致，按pH從小到大依次是：紅橙黃(酸性其綠(中性)、藍

?紫(堿性)

(4)注意：①pH試紙丕能用水潤濕，否則可能使測量結果偏大、偏小、不變

②所測pH值一般為整數(shù)

③若某溶液具有漂白性,則不能用酸堿指示劑測定溶液的酸堿性,也不能用pH

試紙測定其pH

2、用pH計：pH計也叫酸度計，有多種型號，使用方法不盡相同，可精密測量溶液的？H,

可精確到小數(shù)點后兩位。其量程為014。

3、用酸堿指示劑測定：酸堿指示劑一般是有機弱酸(或弱堿)，它們的顏色變化是在一定的

pH范圍內(nèi)發(fā)生的，因此，可以用這些弱酸、弱堿來測定溶液的pH。但只能測出pH的范圍，

一般不能準確測定pH的具體值。常用指示劑的變色范圍和顏色變化表示如下表：

指示劑甲基橙石蕊酚配甲基紅

變色范圍pH3.14.45.08.08.210.04.46.2

溶液顏色紅、橙、黃紅、紫、藍無色、淺紅、紅紅、橙、黃

(六)溶液中pH的計算

1、單一溶液的pH計算

(1)強酸：c(酸)-c(H+)-pH

(2)強堿：c(堿)->c(OH秘+c(H+)fpH

注：對于堿而言，必須先算出c(OH),再算出c(H)再求pH值，不能直接求c(H+)

2、酸堿混合溶液的pH計算

（3）強酸與強堿混合:

①若恰好完全反應，溶液呈中性，pH=7

特殊：強酸、強堿溶液等體積混合時pH的計算

混合物質(zhì)兩種溶液pH關系混合后溶液pH

A、B均為

pH<pH,且pH之差22PHA+0.3

酸AB

A、B均為

pH<pH，且pH之差22PHB—0.3

堿AB

pH?pH=147

A是酸，BAK

pH+pH<14(酸剩余)PHA+0.3

是堿AB

pHA+pHB>14(堿剩余)pHu—0.3

④強酸與弱堿或強堿與弱酸等體積混合

當pH儂+pH*14時，若是強酸與弱堿混合，則弱堿過量，pH>7H

若是強堿與弱酸混合，則弱酸過量，pH<7j病工里顯弱性

3、稀釋后溶液pH的計算

(1)強酸：pH=a,加水稀釋10"倍，則r）H=a+n]

弱酸：pH=a,加水稀釋10“倍，貝I」avi）Hva+nI-口叮3短2&丁23、匚七_

(2)

------>舊都不突破7,無限稀釋時等于或接近于7

強堿:pH=b,加水稀釋10“倍，則DH=bn,|

(3)

（4）弱堿：pH=b,加水稀釋ICT倍，則bnvpHvb

（七）pH的應用

I、工業(yè)2、農(nóng)業(yè)3、科學研究4、日常生活5、醫(yī)療保健

考點4弱電解質(zhì)的電離平衡

4-強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

（一）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?。例如：酸、堿、鹽、活潑金屬氧化

物、少數(shù)有機物、

H2O

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。例如：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)。例如：銅、氯化鈉水

溶液

（2）電解質(zhì)不一定導電，導電的不一定是電解質(zhì)。例如：氯化鈉固體、氯化鈉水溶液

（3）非電解質(zhì)不導電，不導電的不一定是非電解質(zhì)。例如：氫氣

（4）電解質(zhì)必須是化合物本身能電離出離子，否則不屬于電解質(zhì)。例如：NHhSO?、

CO：

（二）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、H2s。八HNO?HBr、HI、HClOj

強堿：NaOH、K（）H、Ca（OH）2、Ra（OH）2

大部分鹽（包括難溶鹽）、活潑金屬氧化物

升高溫度正向蛆啦增強

加入

逆向減小減小減小增強

CHsCOONa(s)

加入NaCI(s)不移動不變不變建增強

考點5電離平衡常數(shù)

1電離平衡常數(shù)

（一）定義：在?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塞的

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Ka表示，弱堿用Kb表示

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

（三）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

（四）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

（五）說明：

I、K越大，只能說明其分子發(fā)生電離的程度越大，但其溶液中的離子濃度不一定大，導電

能力也不一定強

》

2、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KHK2>K3,總有KI

K2》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

考點6酸堿中和滴定

1酸堿中和滴定

（一）酸堿中和滴定的概念：

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

（二）實驗原理：

酸堿中和滴定的原理：H++OH=H2。即利用中和反應時,￥酸=*

（三）實驗用品

1、儀器：滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶、燒杯、pH計

2、試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餡水

3、滴定管的使用：

（1）構造：內(nèi)徑均勻，帶有刻度的細長玻璃管,下端有控制液體流量的聚四氟乙烯活塞

注：①滴定管的刻度在上，由上向下刻度依次增大下端有一部分無刻度，全部容積大

于它的最大刻度值

②滴定管的精確讀數(shù)可估讀到皿

4、實驗步驟

（1）滴定前的準備：

①滴定管：查漏一水洗（洗液一自來水一蒸窗水）一潤洗一裝液一趕氣泡一調(diào)液面一記錄數(shù)

據(jù)

②錐形瓶：水洗一裝液一加指示劑

③指示劑的選擇：

原則：選用變色明顯、靈敏,且變色范圍與酸堿恰好完全反應后溶液的pH接近，在pH突變

的范圍內(nèi)，常用甲基橙和酚酎?！皬娝岬螇A甲基橙,強堿滴酸用酚St強酸強堿若互滴,

甲基橙酚基都可以“

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

酚酥紅色f無色

強酸滴定強堿

甲基橙黃色f橙色

強酸滴定弱堿甲基橙黃色f橙色

23滴

甲基橙紅色f橙色

強堿滴定強酸

酚酸無色一粉紅色

強堿定弱酸酚酥無色一粉紅色

（2）滴定:

邊滴邊振蕩一滴速先快后慢一控制滴定管活塞，且結束前不能離開，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）

（3）終點判斷

①滴定終點：酸堿恰好完全中和的時刻

注：恰好中和二酸堿恰好完全反應#溶液呈中性

②判斷終點的方法：等到滴入最后一滴標準液，指示劑變色，旦在半分鐘內(nèi)不恢復原來的顏

色，視為滴定終點。記錄此時標準液的體積。

（4）數(shù)據(jù)處理：

①酸堿中和滴定：按上述操作重復二至三次，求出所用標準液的平均值，根據(jù)公式計算

②用PH計測定待測液的pH和每加入一定量標準液之后的混合pH

以標準液體積為橫坐標，以pH為縱坐標，作圖（以NaOH滴定HQ為例）

當接近滴定終點（DH=7）時，，很少量（0.04mL,約

堿或酸就會引起溶液pH突變

10203040

“NaOH溶液）/mL

（5）誤差分析：

②常見誤差：標準液在滴定管中的情況

步操作c（濃度）

驟

未用標準溶液潤洗滴定管偏高

洗錐形瓶用待測溶液潤洗偏高

滌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偏高

變化

滴定前盛裝標準液的滴定管尖嘴部分有氣泡，移到錐形瓶后消失偏高

滴盛裝待測液的滴定管尖嘴部分有氣泡，移到錐形瓶后消失偏低

定滴定過程中振蕩時有液滴濺出偏低

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

滴定結束，滴定管尖端掛i液滴未滴下偏高

將移液管尖嘴部分的液體吹出偏高

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

讀滴定完畢立即讀數(shù)，半分鐘內(nèi)顏色又褪去偏低

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

配若配制NaOH溶液，所取的NaOH固體部分潮解偏高

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

標若配制NaOH溶液，所取的NaOH固體中含有與酸反應的雜質(zhì)偏高

準（Na2co3）

液若配制NaOH溶液,所取的NaOH固體中含有與酸反應的雜質(zhì)（Na?。）偏低

產(chǎn)

生

的

誤

差

（6）酸堿中和滴定的注意事項

①不能用量筒代替滴定管，滴定管的優(yōu)點：一是讀數(shù)精確（0.01）,二是可以逐滴滴加液體。

②潤洗滴定管的目的是因為滴定管內(nèi)壁有蒸儲水，對所裝溶液有稀釋作用,造成實驗誤差，

通過潤洗可減少誤差。

③視線應與凹液面最低點在同一水平線上。

④在中和滴定過程中，標準液和待測液的盛放的位置可以顛倒，因此在誤差分析中，要看清

楚標準液與待測液的位置。標準液在滴定管中與標準液在錐形瓶中產(chǎn)生誤差的情況恰好相

反；在分析誤差時，都只考慮滴定管中體積對濃度的影響。

考點7鹽類水解

X鹽類的水解

（-）鹽的分類

1、按組成分：正鹽：電離時生成的正離子是金屬離子（或錢根），負離子為酸根離子的鹽

酸式鹽：電離時生成的正離子除金屬離子（或錢根）外還有氫離子，負離子為

酸根離子的鹽。

堿式鹽：電離時生成的負離子除酸根離子外還有氫氧根離子，正離子為金屬離

子（或NHJ）的鹽。

2、按溶解性：易溶鹽（NaCi）；微溶鹽（CaSO&）；難溶鹽（BaCO3）

3、按形成鹽的酸堿的強弱不同：強酸強堿鹽（KNO3）、強酸弱堿鹽（NH,Cl）、

強堿弱酸鹽（NaF）、弱酸弱堿鹽（CH3COONH4）

（-）鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因一一鹽類的水解

1、定義：在溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出來的H，或0H結合生成弱電解質(zhì)的反應，

叫做鹽類的水解

2、實質(zhì)：

表示為：鹽+凡0,■"酸+堿

3、特點：（1）極其微弱，為可逆反應，存在水解平衡

（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，水解程度越大。例如：水解程度：Na2cO3>CH3coONa,因為

酸性：H2c（hVCH3COOH

（2）同濃度的正鹽比其酸式鹽水解程度大。例如：O.lmol/L的Na￡Oa>0.lmol/L的

NaHCCh

（3）弱酸酸式鹽的酸堿性，看電離與水解程度大大小。HCO3、HPO/、HS以水解為主

一顯堿性

HS（h、H2P。4以電離為主一顯酸性

5、鹽類水解方程式的書寫

（1）一般原則：①必須寫""

②不寫“f””|”

③H2cQ；、H2sO3等不拆開

④多元弱酸負離子分步水解，分步書寫，以第一步為主；多元弱堿正離子

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

（2）書寫模式：鹽的離子+比0=i弱酸（或弱堿）+0H（或H+）

舉例：CIhCOONa溶液：CHsCOO+HzOF^CMCOOH+OH

NH4CI溶液：NH「+%O?H2O+H+

2:±

Na2cO3溶液：CO3+H2OHCO3+OH（第一步水解）HCO3+H20^=H2CO3+

OH（第二步水解〉

3+:±+

FeCb溶液：Fe+3H2O^=Fe（OH）3+3H

（3）雙水解一一正負離子都水解

①非徹底型：用“^”連接

例：CH3COONH4：CH3coO+NHj+HzO^^CH3coOH+NH3-H2O（CH3coONH4顯中

性）

②徹底型：用“二”連接。特點：有“t”或"I”生成，能同時離開體系

2

Al2s3：2A產(chǎn)+3S+6H2O=2AI（OH）3I+3H2st

3+2

Fe2（CO3）3：2FC+3CO3+3H2O=2FC（OH）3I+3CO2t

考點8水解平衡的移動

A影響鹽類水解的主要因素

（一）內(nèi)因：反應物的性質(zhì)。越弱越水解,越水解其酸（或堿）性越強

（二）外因：（1）溫度：升高溫度，促進水解

（2）濃度：加水稀釋一向右移動一水解程度大一酸（或堿）性減弱

鹽的濃度越高~向右移動一水解程度小~酸（或堿）性增強

（3）同離子效應：加酸或堿抑制或促進水解

小結：越弱越水解，越熱越水解，越稀越水解，加酸或堿抑制或促進水解

（三）舉例：以CH3coONa溶液為例分析外因?qū)}類水解平衡的影響情況：CH3COO4H2O

CHJCOOH+OH

水解程

C(CHCOO)C(CHCOOH)c(OH)c(H+)PH

33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「CH3co0H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

CHsCOONa

力口HCI減小減小減小蛆

加NaOH增大減小增大減小增大減小

，鹽類水解的應用

(-)在化學實驗中的應用

1、判斷溶液的酸堿性確定pH范闈

2、鹽溶液中微粒種類的判斷

3、配制和貯存易水解的鹽溶液

(1)配制強酸弱堿鹽溶液時，加強酸抑制水解。例如：配制FcCb溶液時，常將FcCb晶體

溶于較濃的鹽酸中.

(2)配制強堿弱酸鹽溶液時，加強堿抑制水解

(3)配制AI2S3只能在干態(tài)條件卜.把鋁粉和硫粉的混合物加熱，不能在水溶液中得到

(4)試劑的貯存：Na2co3、NazSiCh溶液的試劑瓶不能用磨口玻璃塞；NH』F溶液不能用玻

璃瓶盛放

4、判斷鹽溶液蒸干產(chǎn)物

(1)不水解不分解的鹽(如NaQ、K2SO4)溶液恭十)原鹽

水解生成不揮發(fā)性酸的鹽(如A12(SO4)3)

5、活潑金屬與強酸弱堿鹽反應產(chǎn)生氫氣：例：Mg與NH4C1(或FeQ3、AICI3、CuCl2)反

應，產(chǎn)生H2

6、判斷離子共存：Al3\Fe3\CiP+與CO32、HCCh、S\HS、AlCh生成氣體或沉淀的雙水

解不能共存

7、制備膠體：飽和FcCh溶液滴入沸水中因水解得到FegH“膠體vFeC13+3H2O=Fe(OH)3

(膠體)+3HC1

8、物質(zhì)的提純：

促進Fe3+水解-Fe(0H)3一除雜

9、酸堿中和時指示劑的選擇

強堿滴定弱酸時(生成的鹽溶液水解呈堿性)常用鰻做指示劑

強酸滴定弱堿時(生成的鹽溶液水解呈酸性)常用甲基橙做指示劑

(二)在日常生活中的應用

1、去污：熱的純堿去污能力強。CO.r+H2OHCO.^OH溫度升高f促進水解一c(OH)

升高

注：CO2使油條變得松脆可口

4、凈水：明帆凈水：AW+3H2。A1(OH)3+3H+

鐵鹽凈水：F,++3H2O=Fe(OH)3+3H+

A1(OH)3和FC(OH)3都具有吸附性

5、水垢：主要成分是CaCOa和Mg(OH)2，不會生成MgCCh，因為MgCO.a微溶，受熱水解

生成更難溶的Mg(0H)2

(三)在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中的應用

1、化肥的合理施用

(1)長期施用(NHSSO』的土壤因NH4-水解，使土壤酸性增強:NH廣+H2O=：NH3WO+H+

2

(2)鏤態(tài)氮肥與草木灰(K2cCh)不能混合施用：CO3+H2O=HCO；+OH

+

NH4+OH=NH3?H2O=NH3t+H2O

生成NH3降低肥效

2、焊接時用NH4C1溶液除銹：利用其水解后溶液顯酸性，溶解鐵銹

3、制備納米材料：用TiCL制備Ti6：T1CI4+(x+2)H20(過量)^=^TiO2-xH2OI+4HC1

，溶液中粒子濃度大小的比較

(一)溶液中的守恒關系

1、電荷守恒：任何電中性溶液中，負離子所帶負電荷總數(shù)恒等于正離子所帶正電荷總數(shù)

gj：NagCOj：c(Na+)4-c(H+)=2c(COj2)-hc(HCOj)+c(OH)

2、元素質(zhì)量守恒：即原子個數(shù)守恒或質(zhì)量守恒

例：QS：c(K+)=2fc(S2)+c(HS)+c(H2S)]

(二)溶液中粒子濃度大小的比較

1、多元弱酸：根據(jù)其分步電離來分析，例：H2c。3：c(H2cO3)>C(H+)>C(HC03)>C(C()32)

2、多元弱酸的正鹽：根據(jù)弱酸根的分步水解來分析，例：Na2s：

c(Na+)>c(S2)>c(()H)>c(HS)>c(H+)

3、多元弱酸的酸式鹽：看其弱酸根離子的電離與水解程度的大小

例：水解〉電離:NaHCOuc(Na+)>c(HCO.Q>c(OH)>c(H+)>c(CO?)

電離〉水解:NaHSO"c(、a+)>c(HS03)>c(H+)>c(S0320c(OH)

4、其他單一鹽溶液，例：NH4CI：C(C1)>C(NH4+)>C(H+)>C(()H)

5、不同溶液中同一離子濃度的大?。嚎雌渌x子對其影響

例：O.lmol/L的NHjHSO八NH4CkCH3COONH4、(NH^SCh中c(NHj)的大小順序：

(NH4)2SO4>NH4HSOQNH4CI>CH3COONH4

6、混合溶液中離子濃度的大小判斷

(1)混合前后不反應：

①電離)水解：同濃度的NHQl與NHTHZO混合:C(NH4+)>C(C1)>C(OH)>C(H+)

同濃度的CH.COONa與CH.COOH混合：c(CH3COO)>c(、a+)>c(H+)>c[OH)

②水解〉電離：同濃度的NaCN與HCN混合:c(Na+)>ciC、)>c(OU)>c(\+)

(2)混合前后反應：

①完全反應形成單一溶液：

②不完全反應形成混合液，看電離與水解的程度大小

考點9難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)

I難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡

(一)常溫下，物質(zhì)溶解性與溶解度的關系

溶解性易溶可溶微溶難溶

溶解度>10g110g0.011g<0.01g

(二)難溶電解質(zhì)

I、定義：溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱為難溶電解質(zhì)

2、舉例：AgCl(s)=Ag+(aq)+Cl(aq)AgCl的溶解度為1.5X10，

(三)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。

溶解

例：AgCl(s)14r=ri:Ag+(aq)+Cl(aq)

次淀

2、建立：

3、特點：逆一一沉淀溶解平衡是一個可逆過程

笠一一動態(tài)平衡、溶解速率和沉淀速率不等于零

動——溶解速率和沉淀速率相等

定一一平衡狀態(tài)對，溶液中的離子濃度保持不變

變一一當改變外界條件時，溶解平衡發(fā)生移動

注：(1)生成沉淀的離子反應不能進行到底(即離子濃度#0),一般情況下，當溶液中剩余

離子的濃度小于IX105mol/L時,化學上通常認為生成沉淀的反應就進行完全了

(2)易溶的飽和溶液中也存在溶解平衡。例：Na。飽和溶液中存在溶解和結晶平衡

4、影響因素

(1)內(nèi)因：難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)

⑵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同離子效應：加入相同的離子，平衡向沉淀方向移動

④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

5、溶度積常數(shù)(簡稱溶度積)——Ksp

n+mn+,nmn

(1)表達式：對于溶解平衡:MmAn(s)mM(aq)+nA(aq)反應，KsP=[c(M)l?[c(A)]

+

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

(2)意義：對于同類型(正負離子個數(shù)相同)的難溶電解質(zhì)，在相同溫度下，Kp越大一S(溶

解度)越大

___________例：KSD(ARCD=1.8X10I。K、XAqBr)=6.3X10，說明S(A或：1)>S(A?Br)

(3)影響因素：KSP只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關

(4)應用：判斷有無沉淀生成

。(離子積尸[仆仆+)產(chǎn)>[c(Am)F(任意時刻的濃度)

0>KP時，溶液中有沉淀析出

O=KSP時，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)

XKSP時，溶液中無沉淀析出

考點10沉淀溶解平衡的移動

，沉淀溶解平衡的應用

（-）沉淀的生成

注：選擇沉淀劑的原則：

（1）要能除去溶液中指定的離子，又不能影響其他離子的存在，并且由沉淀劑引入溶液的

雜質(zhì)離子還要便于除去，如沉淀NaNO3溶液中的Ag+