第三单元 水溶液的离子反应和平衡【知识清单】-2024-2025学年高二化学上册单元速记·巧练（沪科版2020选择性必修1）

第三单元 水溶液的离子反应和平衡 ( 01 思维导图 ) ( 02 考点速记 ) 课题1 水的电离和溶液的酸碱性 一．水的电离和离子积常数 1.水的电离 实验证明，纯水具有微弱的导电性，是极弱的电解质。 2.水的离子积常数 25℃1L H2O的物质的量n(H2O)=≈55.6(mol)，其中共有10-7mol发生电离 H2O H+ + OH— 起始(mol) 55.6 0 0 电离(mol) 10—7 10—7 10—7 平衡(mol) 55.6－10—7 10—7 10—7 25℃[H+]·[OH—]= (10—7)2=10—14=Kw，即水的离子积常数。（也叫水的自电离常数，与电离常数意义相同，此时认为水分子的浓度为1） 3．影响Kw的因素 Kw与溶液中[H+]、[OH—]无关，与温度有关。 水的电离为吸热过程，所以当湿度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。 例如100℃，1LH2O有10—6mol电离，此时水的离子积常数为Kw=10—6·10—6=10—12. 4．影响水的电离平衡因素 （1）温度，升温促进水的电离，降温则相反 （2）向纯水中引入H+或OH—，会抑制水的电离 （3）向纯水中引入弱酸酸根负离子或弱碱正离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实 体系变化 条件 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) 酸 逆 不变 减小 减小 增大 碱 逆 不变 减小 增大 减小 可水解 的盐 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 降温 逆 减小 减小 减小 减小 其他：如加入Na 正 不变 增大 增大 减小 [H+]水与[OH—]水关系 H+、OH—来源 [H+]水和[OH—]水的计算式 室温[H+]水和[OH—]水值 对水电离影响 纯水 [H+]水=[OH—]水 H+、OH—都由水电离而来 [H+]水= [H+]水=[OH—]水=1×10—7mol/L ------------ 酸溶液 所有OH—都由水电离而来 [H+]水= [H+]水=[OH—]水 ＜1×10—7mol/L 抑制 碱溶液 所有H+都由水电离而来 [H+]水= 抑制 正 盐 溶 液 强酸弱碱盐 [H+]水＞[OH—]水 H+、OH—都由水电离而来 [H+]水=[H+] [OH—]水= [H+]水 ＞1×10—7mol/L 促进 强碱弱酸盐 [H+]水＜[OH—]水 [OH—]水=[OH—] [H+]水= [OH—]水 ＞1×10—7mol/L 强碱强酸盐 [H+]水=[OH—]水 [H+]水= [H+]水=[OH—]水 =1×10—7mol/L 无 常见的酸式盐 电离大于水解或不存在水解的 与酸溶液相同（如NaHSO3、NaHSO4） 水解大于电离的 与强碱弱酸盐相同（如NaHCO3） 注：[H+]水、[OH—]水指水电离出的H+、OH—浓度 [H+]、[OH—]指溶液中的H+、OH—浓度 任何温度、任意水溶液中存在水本身电离出的n(H+)水=n(OH—)水，但由于部分盐类水解时会消耗水电离产生的离子，所以[H+]水和[OH—]水不一定永远相等。 由上表可得重要规律： （1）除水解导致溶液非中性的溶液外，在任意温度的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H+]水=[OH—]水 （2）酸和碱对水的电离均起抑制作用 ①只要碱的pH值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。 ②若酸溶液的pH值与碱溶液的pOH值相等，则两种溶液中水的电离度相等。 如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的 [H+]水=[OH—]水==10—11mol/L （3）在水解使溶液显非中性的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱碱盐的pH和强碱弱酸盐的pOH值相等时（同一温度），则促进程度相等。（pH数轴上与7距离相等,如常温下pH值为9的氨水和pH值等于5的醋酸对水的促进程度相同，即对水的电离影响程度相同。） （4）较浓溶液中水电离出[H+]的大小： ①酸溶液中[OH—]等于水电离的[H+] ②碱溶液中[H+]等于水电离的[H+] ③强酸弱碱盐溶液中的[H+]等于水电离出[H+] ④强碱弱酸盐溶液中的[OH—] 等于水电离出的[H+] 【思考】常温下，以下溶液中的[OH—]、[H+]和[OH—]水、[H+]水分别是多少？ pH=8的NaOH溶液、氨水、Na2CO3溶液、NaHCO3溶液 pH=5的盐酸、硫酸、醋酸、NH4Cl溶液、NaHSO3溶液、NaHSO4溶液 二、溶液的酸碱性与PH 1.溶液的 酸碱性与PH 溶液的 pH常用氢离子浓度的对数的负值来表示，表示为 pH=。用来表示稀溶液酸碱性的强弱。 pH 适用范围为 0 - 14 ，c(H+)或 c(OH-)≤ 1mol/L 。 与酸碱性的关系：25℃时，pH=7 时，c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L，溶液呈中性； pH＜7 时，c(H+)＞c(OH-)，c(H+)＞10-7mol/L，溶液呈酸性； pH＞7 时，c(H+)＜c(OH-)，c(H+)＜10-7mol/L，溶液呈碱性。 c(H+)越大，pH 越 小 ，溶液酸性越强；c(H+)越小，pH 越 大 ，溶液碱性越强。 2. pH 的计算 （1）求强酸、强碱溶液的 pH：由 c(酸)→c(H+)→pH；由 c(碱)→c(OH-)→c(H+)→pH。 （2）求强酸、强碱溶液稀释后的 pH：c(H+)或 c(OH-)大于 1×10-5 mol/L 时，不考虑水的电离。 稀释后溶液pH的变化规律： (a)强酸溶液，被稀释10n倍，溶液的pH增大n(溶液的pH不会大于7)。 (b)强碱溶液，被稀释10n倍，溶液的pH减小n (溶液的pH不会小于7)。 (c)pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)被稀释相同倍数，则溶液的pH变化不同，强酸(或强碱)的pH变化大。 (d)物质的量浓度相同的强酸和弱酸，被稀释相同倍数，则溶液的pH变化不同，强酸的pH增大得比弱酸快(强碱、弱碱类似)。 （3）求强酸与强碱溶液混合的 pH：反应的实质是 H++OH-→H2O，有下列三种情况： 恰好中和，pH=7； 若酸过量，先求中和后的 c(H+)，再求 pH； 若碱过量，先求中和后的 c(OH-)，再通过KW 求出 c(H+)，最后求 pH。 （4）已知酸和碱溶液的 pH 之和，判断等体积混合后的溶液的 pH： a.若强酸与强碱溶液的 pH 之和大于 14，则混合后显 碱 性，pH ＞ 7。 b.若强酸与强碱溶液的 pH 之和等于 14，则混合后显 中 性，pH ＝ 7，即“两强显中性”。 c.若强酸与强碱溶液的 pH 之和小于 14，则混合后显 酸 性，pH ＜ 7。 d.若酸与碱溶液的 pH 之和等于 14，强、碱中有一强、一弱，则混合后，“谁弱显谁性”。这是因为酸和碱已电离的 H+ 和 OH- 恰好中和，弱酸（或弱碱）的 H+ （或 OH-） 有 储备 ，中和后还能电离，显出酸（或碱）性来。 三．pH 的测定方法 1．酸碱指示剂：测定 pH 范围； 常见的酸碱指示剂（甲基橙、石蕊、酚酞） 指示剂 pH 变色范围 酸色 碱色 甲基橙 3.1→4.4 橙 色 红 色（pH＜3.1) 黄 色（pH＞4.4） 石蕊 5.0→8.0 紫色 红色（pH＜5.0＝ 蓝 色（pH＞8.0） 酚酞 8.2→10.0 浅红 色 无色（pH＜8.2） 红色（pH＞10.0） 2．pH 试纸：用玻璃棒沾取待测液 直接滴在 pH 试纸上， 并与 标准比色卡 对比，找出相同颜色，从而确定 pH； 3．pH 计。 【方法总结】(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。 (2)使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿。 (3)25 ℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2时溶液也不一定为酸溶液，还可能为能水解的盐溶液。 课题2 弱电解质的电离平衡 一、弱电解质的电离平衡 1．弱电解质电离平衡状态的建立与表示方法 （一）建立：在一定条件下，当溶解的电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成该分子的速率相等时，电离过程就达到平衡状态（联想化学平衡状态的建立）。 （二）表示方法：弱电解质溶于水时，在水分子的作用下，弱电解质分子电离成正负离子，正负离子又能重新结合成分子，在一定的条件（温度、压强、浓度等）下，弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离达到平衡状态，这种平衡叫做弱电解质的电离平衡。例如，醋酸、一水合氨的电离：CH3COOHCH3COO- + H+，NH3·H2ONH4+ + OH-。 （三）弱电解质电离平衡状态的特点 (1)弱：存在于弱电解质的溶液里； (2)等：分子电离成离子的速率等于离子结合成该分子的速率； (3)定：达到平衡时，溶液里离子浓度和分子浓度都保持不变（不随时间变化，但不一定相等）； (4)动：电离平衡属于动态平衡，即平衡时，分子电离速率等于离子结合成该分子的速率，都不等于0； (5)变：外界条件（如温度、浓度等）发生变化时，电离平衡发生移动，在新的条件下，重新建立新的平衡（运用勒夏特列原理判断）。电离平衡移动只会“减弱”这种改变，但不能“抵消”这种改变； (6)吸：电离过程一般是吸热的。 2．弱电解质电离平衡的移动 (1)内因：由电解质本身的结构决定，一般共价键极性越弱，电解质越弱，其电离程度越小，常温下绝大多数0.1 mol·L-1弱电解质的电离分子数不超过10%。 (2)外因：温度、浓度、外加试剂。 【教学建议】可以以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例讲解： 项目 变化 项目 加水 升温 加入固体 NaOH 加入无水 CH3COONa 通入气体 HCl 加入等浓度的CH3COOH 平衡移动 右移 右移 右移 左移 左移 不移动 H+的物质的量（mol） 增大 增大 减小 减小 增大 增大 [H+]浓度(mol) 减小 增大 减小 减小 增大 不变 pH值 增大 减小 增大 增大 减小 不变 导电能力 减弱 增强 增强 增强 增强 不变 温度：电离是吸热过程, 温度升高，电离平衡  正向 移动 浓度： a、增大弱电解质分子的浓度或减小弱电解质的离子浓度使电离平衡向  正 方向移动； 反之，电离平衡向  逆  方向移动。 b、加水稀释时，电离平衡向    电离  方向移动。 稀释弱电解质溶液（温度不变），电离程度增大，平衡向电离方向移动，自由离子数目增多；离子浓度增大或减小，溶液导电能力增大或减小。电离平衡常数不变。 a、对于冰醋酸和磷酸：加水溶解并不断稀释的过程中，电离程度增大，平衡向电离方向移动自由离子浓度先大后小。 b、稀醋酸和稀磷酸的稀释：电离程度增大，而离子浓度始终是减小的。 外加试剂：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动。 5．电离度 电离度（常用符号 α表示）是指在一定条件下，当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液里已经电离的电解质分子数占原来总分子数（已电离和未电离）的百分数。 即: 弱电解质的电离度不但与 温度 有关，还跟溶液的 浓度 有关。当温度一定时，弱电解质的浓度越稀，其电离度就越 大 。 二．电离平衡常数 1.电离平衡常数及表达式 （1）定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时， 溶液中电离所生成的各种离子浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积，跟溶液中未电离分子的浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积的比值，即溶液中的电离出来的各离子浓度乘积（c（A+）·c（B-））与溶液中未电离的电解质分子浓度（c（AB））的比值是一个常数 这个常数叫电离平衡常数。 （2）表示方法 ABA++B— , Ki= （特殊的，酸也可以用Ka表示，碱用Kb表示） （3）影响平衡常数的因素 a.不同的弱电解质，结构、性质不同，Ki不同。 b.同一种弱电解质，浓度改变，Ki值    不变 。 K是温度的函数，温度升高，Ki值    变大 。 2. 电离平衡常数的意义： ①K越大，弱电解质越易电离，弱电解质相对越强，离子浓度越大。K越小，弱电解质越难电离，弱电解质相对越弱。 ②K反映了一定条件下弱电解质电离平衡时溶液中各组分浓度之间的关系。 【思考】有两瓶pH=2的酸溶液，一瓶是强酸，一瓶是弱酸。现只有石蕊试液、酚酞试液、pH试纸和蒸馏水，而没有其它试剂，简述如何用最简便的实验方法来判别哪瓶是强酸。 【解析】通过强弱电解质在溶液中的不同点来进行区分可知，强电解质不存在电离平衡，而弱电解质存在，电离平衡会受到诸多外界条件的影响而发生移动，从而表现出一些特殊的性质。利用这一不同点，可以选择稀释相同倍数测pH值变化的方法来辨别强酸弱酸。 【答案】两瓶各取1mL分别加蒸馏水配制成100mL溶液（或1L溶液），使用pH试纸检测pH值，pH值小于4的为弱酸溶液，等于4的为强酸溶液（若配制为1L溶液，即稀释1000倍，则pH值小于5为弱酸，等于5为强酸）。当然，也可以通过同样的方法多次取样并稀释至相对应的倍数，然后计算并测量pH值，但最好以10n倍为佳。 3.多元弱酸的电离 对于多元弱酸：多元弱酸是分步电离的。例如： 第一步电离：H2CO3H++HCO3_ ；Ki1=4.3×10-7(25℃) 第二步电离：HCO3_H++ CO32-；Ki2=5.6×10-11(25℃) Ki 值大小：Ki1＞＞Ki2；离子浓度：c(H+)＞c(HCO3_)＞c(CO32-)，酸性强弱由第一级电离决定 课题3 酸碱中和与盐类水解 一、酸碱中和滴定 1.酸碱中和滴定的概念 依据中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法 2.酸碱中和滴定的原理 酸碱中和滴定的原理：H++OH-=H2O 即利用中和反应时，c(H+)酸·V酸= c(OH-)碱·V碱 则c(H+)酸= 或 c(OH-)碱= 实验用品 1、仪器：滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯、pH计 2、试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水 3、滴定管的使用： （1）构造：内径均匀，带有刻度的细长玻璃管，下端有控制液体流量的活塞 注：①滴定管的“0”刻度在上，由上向下刻度依次增大下端有一部分无刻度，全部容积大于它的最大刻度值 ②滴定管的精确读数可估读到0.01 （2）用途：精确的放出一定体积的液体 实验步骤 （1）滴定前的准备： ①滴定管：查漏→水洗（洗液→自来水→蒸馏水）→润洗→装液→赶气泡→调液面→记录数据 ②锥形瓶：水洗→装液→加指示剂 ③指示剂的选择： 原则：选用变色明显、灵敏，且变色范围与酸碱恰好完全反应后溶液的pH接近，在pH突变的范围内,常用甲基橙和酚酞。“强酸滴碱甲基橙，强碱滴酸用酚酞，强酸强碱若互滴，甲基橙酚酞都可以” 变色情况： 滴定种类 选用的指示剂 滴定终点颜色变化 指示剂用量 强酸滴定强碱 酚酞 红色→无色 2-3滴 甲基橙 黄色→橙色 强酸滴定弱碱 甲基橙 黄色→橙色 强碱滴定强酸 甲基橙 红色→橙色 酚酞 无色→粉红色 强碱定弱酸 酚酞 无色→粉红色 （2）滴定： 边滴边振荡→滴速先快后慢→左手控制滴定管活塞， 且结束前不能离开，右手摇动锥形瓶 眼睛注视锥形瓶内溶液变化→判定终点→读数（等1-2min液面稳定后） （3）终点判断 ①滴定终点：酸碱恰好完全中和的时刻 注：恰好中和=酸碱恰好完全反应≠溶液呈中性 ②判断终点的方法：等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点。记录此时标准液的体积。 （4）数据处理： ①酸碱中和滴定：按上述操作重复二至三次，求出所用标准液的平均值，根据公式计算 ②用pH计测定待测液的pH和每加入一定量标准液之后的混合pH 以标准液体积为横坐标，以pH为纵坐标，作图（以NaOH滴定HCl为例） 当接近滴定终点（pH=7）时，很少量（0.04mL，约一滴）的碱或酸就会引起溶液pH突变 （5）误差分析： ①原理： ，其中，已知量包括：，未知量只有V标，所以c测与V标成正比。 ②常见误差：标准液在滴定管中的情况 步骤 操作 c(浓度) 洗涤 未用标准溶液润洗滴定管 偏高 1、 锥形瓶用待测溶液润洗 偏高 2、 未用待测溶液润洗取用待测液的滴定管（或移液管） 偏低 3、 锥形瓶洗净后瓶内还残留有蒸馏水 无影响 滴定 快达滴定终点时滴定速度过快，停止滴定后，反加一滴待测液颜色无变化 偏高 滴定前盛装标准液的滴定管尖嘴部分有气泡，移到锥形瓶后消失 偏高 盛装待测液的滴定管尖嘴部分有气泡，移到锥形瓶后消失 偏低 4、 滴定过程中振荡时有液滴溅出 偏低 5、 滴定时有几滴标准溶液附在锥形瓶壁上或滴在锥形瓶外 偏高 6、 滴定结束，滴定管尖端挂一液滴未滴下 偏高 7、 将移液管尖嘴部分的液体吹出 偏高 读数 滴定完毕，未等滴定管内壁的液体完全流下就开始读数 偏高 滴定完毕立即读数，半分钟内颜色又褪去 偏低 滴定前仰视读数或滴定后俯视读数，过早估计终点 偏低 滴定前俯视读数或滴定后仰视读数，过晚估计终点 偏高 配制标准液产生的误差 若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体部分潮解 偏高 若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体中含有不与酸反应的杂质 偏高 若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体中含有与酸反应的杂质（Na2CO3） 偏高 8、 若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体中含有与酸反应的杂质（Na2O） 偏低 （6）酸碱中和滴定的注意事项 ①不能用量筒代替滴定管。滴定管的优点：一是读数精确（0.01），二是可以逐滴滴加液体。 ②润洗滴定管的目的是因为滴定管内壁有蒸馏水，对所装溶液有稀释作用，造成实验误差，通过润洗可减少误差。 ③视线应与凹液面最低点在同一水平线上。 ④在中和滴定过程中，标准液和待测液的盛放的位置可以颠倒，因此在误差分析中，要看清楚标准液与待测液的位置。标准液在滴定管中与标准液在锥形瓶中产生误差的情况恰好相反；在分析误差时，都只考虑滴定管中体积对浓度的影响。 二、盐类水解 1、盐溶液的酸碱性 定义：在溶液中，盐电离出的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程叫做盐类的水解。 条件：盐必须溶于水，盐必须能电离出弱酸根离子或弱碱正离子。 本质： 盐电离弱酸的负离子-结合氢离子/弱碱的正离子-结合氢氧根离子破坏了_水的电离平衡_水的电离程度__增大__ c(H＋)≠c(OH－) 溶液呈碱性、酸性或中性。 2、盐类水解的原理 （1）水解与中和反应的关系： 盐+水⇌ 酸＋碱 （2）盐类水解的原理 难溶不水解，有弱才水解，谁弱谁水解，都弱都水解；（是否水解） 水解是微弱的，越弱越水解；越热越水解，越稀越水解；（水解的程度） 谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定。（溶液的酸碱性） （3）盐类水解方程式的书写： 书写盐类水解方程式时要注意： 一般盐类水解的程度很小，用可逆号“⇌”表示。 盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。 多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示；而多元弱碱正离子的水解简化成一步完成。 写出下列物质水溶液的水解方程式： Na2CO3：CO32- + H2O ⇌ HCO3- + OH- ； HCO3- + H2O ⇌ H2CO3 + OH- Fe2(SO4)3：Fe3+ +3 H2O = Fe(OH)3 + 3H+ Mg2F：Mg2+ + 2H2O ⇌ Mg(OH)2 + 2H+ ；F- +H2O ⇌HF + OH- Cu(NO3)2：Cu2+ +2H2O ⇌ Cu(OH)2 + 3H+ BaBr2：不水解。 3. 盐类水解的要点： （1）强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。 如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4= Na＋＋H＋＋SO。 （2）“谁弱谁水解，越弱越水解” 如酸性：HCN<CH3COOH，则相同浓度和温度下二者的碱性：NaCN>CH3COONa。 （3）谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定 如： NH4CN CH3CO2NH4 NH4F 碱性 中性 酸性 取决于弱酸弱碱的相对强弱 （4）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 ①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4） ②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小： 电离程度＞水解程度，呈酸性； 电离程度＜水解程度，呈碱性。 如NaHCO3溶液中：HCO⇌H＋＋CO(次要)， HCO＋H2O⇌H2CO3＋OH－(主要)。 如NaHSO3溶液中：HSO⇌H＋＋SO(主要)， HSO＋H2O⇌H2SO3＋OH－(次要)。 ③常见酸式盐溶液的酸碱性： 碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4 酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4、NaHC2O4 （5）双水解： 定义：弱酸弱碱盐电离的两种离子都能发生水解反应，二者水解生成的H+和OH-相互反应，互相促进直至完全的水解反应。 例如：FeCl3与Na2CO3发生双水解生成Fe(OH)3与CO2气体； Al2S3发生双水解生成Al(OH)3与H2S气体。 注意：CO32-与NH4+可以相互促进水解，但二者的水解的程度不够大（尤其是铵根，水解程度较小），不会彻底水解。 常见的能发生双水解的离子有： Al3+与S2−、CO32-、HCO3-、Al(OH)4-、SiO32-、ClO-等， Fe3+与CO32-、HCO3-、Al(OH)4-、SiO32-、ClO- 等， NH4+与SiO32-、Al(OH)4-、ClO- 等。 规律： SiO32-、Al(OH)4-与所有能水解的正离子都双水解 因形成难溶物而不考虑双水解，如：Ag+与S2-；Cu2+与S2- 因发生氧化还原反应而不考虑，如：Fe3+与S2-/HS- 双水解的离子方程式书写： 双水解由于相互促进水解程度较大，双水解方程式书写时要用“→”、“↑”、“↓”等。 Fe3+与CO32-：2Fe3+ +3 CO32- +3H2O = 2Fe(OH)3 ↓+ 3CO2 ↑ NH4+与Al(OH)4-：NH4++ Al(OH)4- = NH3↑ + Al(OH)3↓+H2O 三、水解平衡的移动 1、影响水解平衡的因素： （1）内因：盐的本性. （2）外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化 温度不变，浓度越小，水解程度越大。 浓度不变，温度越高，水解程度越大。 改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。 (3)比较外因对盐水解的影响： 以NH4Cl在水中的水解为例：（水解方程式：NH4++ H2O ⇌ NH3·H2O + H+ ） 条件 平衡移动方向 c(NH4+) n(NH4+) c(NH3·H2O) n(NH3·H2O) c(H+) n(H+) 水解程度 加热 向右 减小 减小 增大 增大 增大 增大 增大 加水 向右 减小 减小 减小 增大 减小 增大 增大 通入氨气 向左 增大 增大 增大 增大 减小 减小 减小 加少量NH4Cl 向右 增大 增大 增大 增大 增大 增大 减小 通入HCl 向左 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 加少量NaOH 向右 减小 减小 增大 增大 减小 减小 增大 加少量Na2CO3 向右 减小 减小 增大 增大 减小 减小 增大 加少量FeCl3 向左 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 2. 水解平衡移动的应用： 水解的应用 实例 原理 1、净水 FeCl3、KAl(SO4)2·12H2O等可作净水剂 Fe3+、Al3+水解产生少量胶状的Fe(OH)3、Al(OH)3，结构疏松、表面积大、吸附能力强，故它们能吸附水中悬浮的小颗粒而沉降，从而起到净水的作用。 2、去油污 用热碱水冼油污物品 加热能促进纯碱Na2CO3水解，产生的[OH—]较大，而油污中的油脂在碱性较强的条件下，水解受到促进，故热的比不冷的效果好. 3、药品的保存 ①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时为抑制水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度 ②Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中 因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH—；NH4F水解产生HF，OH—、HF均能腐蚀玻璃 4、制备无水盐 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热 MgCl2·6H2O受热水解生成碱式氯化镁或者氢氧化镁而不是生成氯化镁 5、泡沫灭火器 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 NaHCO3和Al2(SO4)3混合可发生双水解反应： 2HCO3—+Al3+Al(OH3)↓+3CO2↑ 6.化肥的使用 铵态氮肥 草木灰 2NH4++CO32—2NH3↑+CO2↑+H2O 损失氮的肥效 Ca2++2H2PO4—+2CO32— CaHPO4↓+2HCO3—+HPO42— 难溶物，不能被值物吸收 7.判断加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体 例1．AlCl3+3H2O Al(OH)3+HCl -Q ①升温，平衡右移 ( 加热至干 )②升温，促成HCl挥发，使水解完全 AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl↑ ↓灼烧 Al2O3 例2．Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4 -Q ①升温，平衡右移 ②H2SO4难挥发，随c(H2SO4)增大，将抑制水解 综合①②结果，最后得到Al2SO4 从例1例2可小结出，加热浓缩或蒸干盐溶液，是否得到同溶质固体，由对应酸的挥发性而定. 结论：① 弱碱易挥发性酸盐 氢氧化物固体（除铵盐） ② 弱碱难挥发性酸盐 同溶质固体 课题4 难溶电解质的沉淀溶解平衡 1． 难溶电解质的溶解积常数 1.难溶电解质的沉淀溶解平衡 严格地说，在水中绝对不溶的物质是不存在的。例如，在一定温度下，将过量AgCl固体投入水中，Ag+和Cl-离子在水分子的作用下会不断离开固体表面而进入溶液，同时，已溶解的Ag+和 Cl-离子又会因固体表面的异号电荷离子的吸引而回到固体表面，这就是AgCl的沉淀过程。当沉淀与溶解两过程达到平衡时，此时的状态称为沉淀溶解平衡。即AgCl(s) Ag+ + Cl－ 2. 难溶电解质的溶解积常数 对于一般的难溶电解质AmBn的沉淀溶解平衡 AmBn(s) mAn+ + nBm- Ksp = cm[An+]×cn[Bm-] Ksp的大小反映了难溶电解质溶解能力的大小。当化学式所表示的组成中正负离子个数比相同时， Ksp数值越大的难溶电解质在水中的溶解能力越强。 二、沉淀溶解平衡的移动规律 1. 溶度积规则的应用 在一定的温度下，通过比较Ksp与难溶强电解质离子浓度幂的乘积Q的相对大小，可以 判断沉淀的生成和溶解： 当Q > Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出； 当Q = Ksp，溶液恰好饱和； 当Q < Ksp，溶液未达到饱和，无沉淀析出。 控制离子浓度使反应向需要的方向移动。 如：联合制碱法在母液中加入NaCl颗粒，可以增加Cl-的浓度，使NH4Cl更容易析出。 如：AgCl沉淀中加入KI溶液，则会生成黄色的AgI沉淀，因为KSP(AgI)> KSP(AgCl) · 影响因素 ①内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。 ②外因：以AgCl(s)⇌Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH>0为例。 外界条件 移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp 升高温度 正向 增大 增大 增大 加水稀释 正向 不变 不变 不变 加入少量AgNO3 逆向 增大 减小 不变 通入HCl 逆向 减小 增大 不变 通入H2S 正向 减小 增大 不变 2. 沉淀溶解平衡的应用 (1)沉淀的生成 ①调节pH法：如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7～8，离子方程式为：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH4＋。 ②沉淀剂法：如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为： Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋。 (2)沉淀的溶解 ①酸溶解法：用离子方程式表示难溶于水的CaCO3可溶于盐酸CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。 ②盐溶液溶解法：用离子方程式表示Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液 Mg(OH)2＋2NH＋4===Mg2＋＋2NH3·H2O。 ③氧化还原溶解法：如不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。 ④配位溶解法：如AgCl溶于氨水，离子方程式为 AgCl＋2NH3·H2O===Ag(NH3)＋2＋Cl－＋2H2O。 (3)沉淀的转化 ①实质：沉淀溶解平衡的移动(沉淀的溶解度差别越大，越容易转化)。 ②应用 a．锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为： CaSO4(s)＋CO2－3(aq)⇌CaCO3(s)＋SO2－4(aq)。 b．矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS转化为CuS，离子方程式为： ZnS(s)＋Cu2＋(aq)⇌CuS(s)＋Zn2＋(aq)。 【雾点明示】　 (1)AgCl(s)⇌Ag＋(aq)＋Cl－(aq)与AgCl===Ag＋＋Cl－所表示的意义不同。前者表示难溶电解质AgCl在水溶液中的沉淀溶解平衡方程式，后者表示强电解质AgCl在水溶液中的电离方程式。 (2)用沉淀法除杂不可能将杂质离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。 ( 03 素养提升 ) 一、溶液中的三种守恒： 以Na2S和NaHS溶液为例： 1、电荷守恒： Na2S水溶液：[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH-] NaHS水溶液：[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH-] 意义：溶液呈电中性，因此阴正离子所带正负电荷总数相等。 写法：将溶液中所有正离子浓度相加，等于 溶液中所有负离子浓度相加，其中每个离子浓度前的系数等于其所带电荷电量的绝对值。 特点：电荷守恒式只与溶液中离子种类相关，与浓度无关。 2、物料守恒： Na2S水溶液：[Na+]=2([S2-]+[HS-]+[H2S]) NaHS水溶液：[Na+]=[S2-]+[HS-]+[H2S] 意义：加入的物质中各种原子进入溶液后只是存在形态发生的改变，但数目守恒。 写法：观察加入的物质中非H、O元素的原子比例，将溶液中某原子的所有存在微粒浓度相加表示该原子的总浓度，再根据原加入物质中原子数目之比配平系数。 特点：不能以H、O原子书写物料守恒，因为水中有大量的H、O原子。 3、质子守恒： Na2S水溶液：[OH-]=[HS-]+2[H2S]+[H+] NaHS水溶液：[OH-]+[S2-]=[H2S]+[H+] 意义：溶液中各微粒得质子（即H+）总数等于失去的质子总数。 写法：① 将电荷守恒与物料守恒联立，约去[Na+]即可得到质子守恒式。 ② 将溶液中得到质子后形成的微粒浓度乘以得到质子的数目再相加，相当于于得质子总数；所有失去质子后得到的微粒浓度乘以失去的质子数再相加，相当于失去的质子总数；二者相等即可。 物理意义写法：(Na2S为例) 得到的质子总数=n(HS-)+2n(H2S)+n(H+)，失去的质子数=n(OH-)，二者相等。再除以溶液体积即可得到质子守恒式 二、溶液中离子的浓度大小比较： 1、弱酸溶液： 0.1mol/L的HAc溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：（[HAc] >）[H+] >[Ac-] >[OH-] 0.1mol/L的H2S溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：（[H2S] >）[H+] >[HS-] >[OH-]>[S2-] （说明：H2S的二级电离常数太小，导致[OH-]>[S2-]，如果是碳酸，则是[CO32-]>[OH-]） 2、一元弱酸的正盐溶液： 0.1mol/L的CH3COONa溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na+] >[Ac-] >[OH-]>[H+] 3、二元弱酸的正盐溶液： 0.1mol/L的Na2CO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na+]>[CO32－]>[OH－]>[HCO3－]（>[H2CO3]）>[H+] （一步水解后产生等量OH-和HCO3－，但后者还要水解，浓度会减小，故[OH－]>[HCO3－]，溶液碱性，[H+]最小） （关于碳酸与氢离子浓度大小比较可以由进行讨论，常温下k1数量级是10-7，而[HCO3-]接近[OH-]，一般大于这个值，因此整个分数小于1，故[H2CO3]）>[H+]） 4、二元弱酸的酸式盐溶液： 0.1mol/L的NaHCO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na+]>[HCO3－]>[OH－]（>[H2CO3]）>[H+]>[CO32－] （水解大于电离，故水解产物（H2CO3、OH-）浓度大于电离产物（CO32－、H+）浓度，水也电离，故[H+]>[CO32－]） 0.1mol/L的NaHSO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na+]>[HSO3－]>[H+]>[SO32－] >[OH－]（>[H2SO3]） （电离大于水解，因此电离产物（SO32－与H+）浓度大于水解产物（OH-）浓度，水电离导致，[H2SO3]最小） 5、常见的混合溶液情况分析： ① 混合后若反应，则先弄清反应后溶液中的溶质以及各溶质浓度，计算浓度时不要忘记体积的稀释效果； ② 混合溶液中物料守恒可能等式的一边以具体的浓度出现，要能看出来。 ③ 混合溶液质子守恒一般由其他两个式子联立得到，直接由概念上理解推导较难。 ④ 常见的等浓度酸/碱与对应的盐混合其酸碱性最好能记住。如： 等浓度HAc与NaAc混合，电离大于水解，呈酸性； 等浓度NH3·H2O与NH4Cl混合，电离大于水解，呈碱性； 等浓度HCN与NaCN混合，水解大于电离，呈碱性。 （1）0.1mol/L的NH4Cl和0.1mol/L的氨水混合溶液： 溶质：不反应，溶质是NH4Cl与NH3·H2O（都是0.05mol/L） 电荷守恒式：[NH4+]+[H+]=[OH-]+[Cl-] 物料守恒式：[NH4+]+[NH3·H2O]=2[Cl-] （或[NH4+]+[NH3·H2O]=0.1mol/L） 质子守恒式：[NH4+]+2[H+]=[NH3·H2O]+2[OH-] 离子浓度比较：[NH4+]>[Cl-]（>[NH3·H2O]）>[OH-]>[H+] （2）0.1mol/L的HAc和0.1mol/L的NaAc混合溶液： 溶质：不反应，溶质是HAc与NaAc（都是0.05mol/L） 电荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac-]+[OH-] 物料守恒式：[Ac-]+[HAc]=2[Na+] （或[Ac-]+[HAc]=0.1mol/L） 质子守恒式：[HAc]+2[H+]=[Ac-]+2[OH-] 离子浓度比较：[Ac-]>[Na+]（>[HAc]）>[H+]>[OH-] （3）0.1mol/L的HCl和0.2mol/L的NaAc混合溶液： 溶质：反应，最终溶质是HAc、NaAc与NaCl（都是0.05mol/L） 电荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac-]+[Cl-]+[OH-] 物料守恒式：[Ac-]+[HAc]= [Na+]=2[Cl-] （或[Ac-]+[HAc]=0.1mol/L） 质子守恒式：[HAc]+2[H+]=[Ac-]+2[OH-] 离子浓度比较：[Na+]>[Ac-]>[Cl-]（>[HAc]）>[H+]>[OH-] 2 学科网（北京）股份有限公司 $$