第三章 水溶液中的离子反应与平衡（考点串讲）-2024-2025学年高二化学上学期期中考点大串讲（人教版2019选择性必修1）

水溶液中的离子反应与平衡 第三章 考点串讲 目 录 CONTENTS 01 02 03 04 水的电离和溶液的pH 电离平衡 盐类的水解 沉淀溶解平衡 思 维 导 图 电离平衡 水的电离和溶液的pH 强电解质和弱电解质 弱电解质的电离平衡 水的电离 溶液的酸碱性与pH 电离平衡常数 盐类的水解 沉淀溶解平衡 酸碱中和滴定 盐类的水解 沉淀溶解平衡 溶度积常数 盐的水解常数与影响盐类水解的因素 盐类水解的应用 沉淀溶解平衡的应用 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 电离平衡 1 考 点 梳 理 一、强弱电解质的比较 考点01 电离平衡 强电解质 弱电解质 相同点 在水溶液中都能电离，与溶解度无关 不同点           电离程度 完全电离 部分电离 溶质粒子 存在形式   离子 只有电离出的阴阳离子 既有电离出的阴阳离子 分子 无电解质分子 又有电解质分子 表示方法 用“＝”表示 KCl＝K＋＋Cl－ 用“ ”表示 NH3·H2O NH4＋＋OH— 结构特点 离子化合物及具有强极性键的共价化合物 某些具有弱极性键的共价化合物 化合物类型 绝大多数盐：NaCl、KNO3、AgCl 强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2 弱酸：HClO、HNO2 弱碱：NH3·H2O Cu(OH)2 水：H2O 少数盐：HgCl2、PbAc2 5 考 点 梳 理 思维误区 考点01 化学反应速率 CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故为非电解质。单质、溶液既不是电解质，也不是非电解质 电解质的强弱与其溶解性无关。某些难溶盐如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，属于强电解质。有少数盐尽管能溶于水，但其在水溶液中只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等 电解质本身不一定能导电，如NaCl晶体；能导电的物质不一定是电解质，如石墨。非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质，如金刚石 6 考 点 梳 理 二、弱电解质的电离平衡 考点01 电离平衡 1.电离平衡的建立与特征 7 考 点 梳 理 二、弱电解质的电离平衡 考点01 电离平衡 1.电离平衡的建立与特征 ——研究对象为弱电解质 ——电离平衡与化学平衡一样是动态平衡 ——达到平衡时，溶液中离子浓度和分子浓变浓度度都保持不变 ——弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等 弱 等 动 定 变 ——条件改变改变，电离平衡发生发生移动，各粒子的浓度都要发生改变 8 考 点 梳 理 二、弱电解质的电离平衡 考点01 电离平衡 2.影响电离平衡的因素 电离平衡的移动符合勒夏特列原理。 浓度 溶液越稀，离子结合成分子机会越小，越有利于电离 温度 电解质电离要断键，即电离是吸热的，故升温促进电离 同离子效应 即加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，则能抑制电离 化学反应 加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，则能促进电离 9 考 点 梳 理 三、电离平衡常数及应用 考点01 电离平衡 1.概念 弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数,简称电离常数。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、Kb表示。 2.表达式 HA A− + H+ c(A−)·c(H+) c(HA) Ka＝ 一元弱酸(HA)的电离的平衡常数 一元弱碱(BOH)的电离的平衡常数 Kb＝ c(B+)·c(OH−) c(BOH) HB OH− + B+ 10 考 点 梳 理 三、电离平衡常数及应用 考点01 电离平衡 3.特点 （1）电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。 （2）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 （3）多元弱酸的各步电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步的电离。 11 考 点 梳 理 三、电离平衡常数及应用 考点01 电离平衡 4.应用 应用一：判断弱酸(弱碱)的相对强弱，同一条件下，电离常数越大，酸性(碱性)越强 名称 化学式 电离常数(K) 名称 化学式 电离常数(K) 醋酸 CH3COOH Ka=1.75×10-5 亚硝酸 HNO2 Ka=5.60×10-4 氢氰酸 HCN Ka=6.20×10-10 氢氟酸 HF Ka=6.30×10-4 次氯酸 HClO Ka=4.00×10-8  甲酸 HCOOH Ka=1.80×10-4 应用二：判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律 2CH3COOH+Na2CO3 2CH3COONa + CO2↑+ H2O Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3) H2CO3 12 考 点 梳 理 三、电离平衡常数及应用 考点01 电离平衡 4.应用 应用三：判断溶液中的某些离子浓度的变化 0.1mol/L HNO2 Ka =5.6×10-4 0.1mol/L HCOOH Ka =1.8×10-4 0.1mol/L CH3COOH Ka =1.75×10-5 0.1mol/L HCN Ka =6.2×10-10 应用四：计算弱酸、弱碱溶液中的H+、OH-的浓度 c(H+) ＝ cKa 弱酸溶液中 c(OH-)＝ cKb 弱碱溶液中 13 考 点 梳 理 思维方法 考点01 电离平衡 强酸与弱酸的比较 1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 14 典 例 精 讲 考点01 电离平衡 【典例01-1】下列事实一定能说明HF是弱酸的是 A．用HF溶液做导电性实验，灯泡很暗 B．1mol/L的HF水溶液能使紫色石蕊试液变红 C．常温下0.1mol/L的HF溶液的pH为2.3 D．HF能与Na2CO3溶液反应，产生CO2气体 C 15 典 例 精 讲 考点01 电离平衡 【典例01-2】一定温度下，将一质量的冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法中正确的是 A．a，b，c三点醋酸的电离程度：c<a<b B．pH大小：b<c C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小 D．a，b，c三点溶液用lmol/L的氢氧化钠溶液中和，消耗氢氧化钠溶液的体积：c<a<b B 16 典 例 精 讲 考点01 电离平衡 【典例01-3】 C 17 举 一 反 三 考点01 电离平衡 【演练01】根据表中信息，判断下列说法不正确的是 A．酸性由强到弱：CH3COOH>H2CO3>H2S B．CH3COOH能与Na2CO3反应生成CO2 C．H2S能与NaHCO3反应生成CO2 D．往Na2S溶液中通入足量CO2能生成H2S C 酸 电离常数(常温下) CH3COOH Ka=1.8×10－5 H2CO3 Ka1=4.5×10－7，Ka2=4.7×10－11 H2S Ka1=1.3×10－7，Ka2=1.1×10－11 18 举 一 反 三 考点01 电离平衡 【演练02】 A 19 水的电离和溶液的pH 2 考 点 梳 理 一、水的电离 考点02 水的电离和溶液的pH 2H2O H3O+ + OH- H2O H+ + OH- 电离方 程式 四个 特点 弱 逆 等 吸 微弱电离：25℃时，在纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol・L-1 可逆过程 电离出的H+和OH-的浓度相等 吸热过程 21 考 点 梳 理 二、水的离子积常数 考点02 水的电离和溶液的pH 22 考 点 梳 理 二、水的离子积常数 考点02 水的电离和溶液的pH 曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw_____，温度______。 曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都_______，即c(H＋)·c(OH－)______，温度______。 Kw的应用 应用一：水的电离平衡曲线的理解与识别 实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变_________；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变________。 相同 相同 相同 不同 不同 酸碱性 温度 23 考 点 梳 理 二、水的离子积常数 考点02 水的电离和溶液的pH Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下有： Kw的应用 应用二：溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算方法 Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－) (忽略水电离出的H＋的浓度) Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－) (忽略水电离出的OH－的浓度) 酸溶液中 碱溶液中 外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等 25 ℃时，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性 24 考 点 梳 理 思维方法 考点02 水的电离和溶液的pH KW可由实验测得,也可通过理论计算求得 不同溶液中，c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中水电离出的c(H+)与c(OH-)总是相等的 改变c(H+)或c(OH-)，只能改变水的电离程度，不能改变KW；改变温度，KW和水的电离程度都改变 对于稀电解质溶液，KW表达式中的c(H+)、c(OH-)均指整个稀溶液中H+、OH-的总物质的量浓度，而不是指由水电离出的H+、OH-的物质的量浓度 25 考 点 梳 理 思维方法 考点02 水的电离和溶液的pH 改变条件 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 NaHSO4 逆 不变 减小 减小 增大 加热 正 增大 增大 增大 增大 外界条件对水电离平衡的影响 26 考 点 梳 理 三、溶液的酸碱性与pH 考点02 水的电离和溶液的pH 溶液的酸碱性与溶液中c(H+)、c(OH-)的关系 溶液的酸碱性 c(H+)与c(OH-)比较 常温下 c(H+)大小 pH 酸性溶液 c(H+)>c(OH-) c(H+)>1.0×10-7 mol·L-1 <7 中性溶液 c(H+)=c(OH-) c(H+)=1.0×10-7 mol·L-1 =7 碱性溶液 c(H+)<c(OH-) c(H+)<1.0×10-7 mol·L-1 >7 任何情况下，均可根据溶液中c(H+)、c(OH-)的相对大小来判断溶液的酸碱性；只有在常温时才能利用c(H+)与1×10-7 mol·L-1的相对大小来判断溶液的酸碱性。 27 考 点 梳 理 四、溶液的pH 考点02 水的电离和溶液的pH 1.计算公式:pH=-lg c(H+) 2.溶液的酸碱性与pH的关系(常温下) 意义 pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强 溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为酸性溶液；pH＝7，为中性溶液；pH＞7，为碱性溶液 适用范围 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1 28 考 点 梳 理 四、溶液的pH 考点02 水的电离和溶液的pH 3.溶液pH的测定方法 pH试纸测定 操作 使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH 类别 广泛pH试纸：其pH范围是1～14(最常用)，可以识别的pH差约为1 精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值 专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸 pH计测量 pH计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为0～14 29 考 点 梳 理 四、溶液的pH 考点02 水的电离和溶液的pH 4.酸碱稀释时pH变化的规律 稀释前pH 稀释100倍后pH 无限稀释 HCl 2 pH＝4 pH接近7，小于7 CH3COOH 2 pH＜4 NaOH 12 pH＝10 pH接近7，大于7 NH3·H2O 12 pH＞10 30 考 点 梳 理 四、溶液的pH 考点02 水的电离和溶液的pH 5.溶液pH的计算 类型一：单一溶液pH的计算(25 ℃) c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH c(H＋)＝nc mol·L－1 pH＝－lg nc (忽略水电离出的H＋的浓度) c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (忽略水电离出的OH－的浓度) c(H＋)＝ KW c(OH-) c(OH－)＝nc mol·L－1 ＝ 10-14 nc pH＝14＋lg nc 31 考 点 梳 理 四、溶液的pH 考点02 水的电离和溶液的pH 5.溶液pH的计算 类型二：混合溶液pH的计算方法 强酸与强酸混合 c混(H＋)＝ c1(H＋)·V1＋c2(H＋)·V2 V1＋V2 然后再求pH 强碱与强碱混合 c混(OH-)＝ c1(OH-)·V1＋c2(OH-)·V2 V1＋V2 然后再求pH KW c(OH-) c混(H＋)＝ (稀溶液体积变化忽略) 32 考 点 梳 理 四、溶液的pH 考点02 水的电离和溶液的pH 5.溶液pH的计算 类型二：混合溶液pH的计算方法 (稀溶液体积变化忽略) 强酸与强酸混合 ①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃) ②酸过量 ③碱过量 c余(H＋)＝ c(H＋)·V酸－c(OH-)·V碱 V酸＋V碱 c余(OH-)＝ c(OH-)·V碱－c(H＋)·V酸 V酸＋V碱 KW c余(OH-) c(H＋)＝ 33 考 点 梳 理 五、酸碱中和滴定 考点02 水的电离和溶液的pH 1.概念和原理 (1)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)原理:在中和反应中，酸提供的H+与碱提供的OH-的物质的量相等，即mc酸·V酸=nc碱·V碱(m、n分别代表酸和碱的元数) 2.主要仪器及使用方法 (1)仪器: 滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯 (2)使用方法 ①滴定管:查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。 ②锥形瓶:注液→记体积→加指示剂。 34 考 点 梳 理 五、酸碱中和滴定 考点02 水的电离和溶液的pH 3.指示剂的选择 酸碱中和滴定时，通常选用变色明显、变色的pH范围与终点pH接近的酸碱指示剂确定滴定终点。 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 甲基橙 黄色→橙色 2~3滴 酚酞 红色→无色 强酸滴定弱碱 甲基橙 黄色→橙色 强碱滴定强酸 酚酞 无色→粉红色 强碱滴定弱酸 酚酞 无色→粉红色 注意：强酸滴弱碱用甲基橙,强碱滴弱酸用酚酞,强酸滴强碱或强碱滴强酸二者皆可，但不能选用石蕊(石蕊遇酸、碱变色不明显)。 35 考 点 梳 理 五、酸碱中和滴定 考点02 水的电离和溶液的pH 4.滴定操作 注意：   ①滴速:先快后慢，当接近滴定终点时，改为滴加半滴标准溶液(利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液)。 ②终点的判断:滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不变色，视为滴定终点。 36 考 点 梳 理 五、酸碱中和滴定 考点02 水的电离和溶液的pH 为减少实验误差，重复实验2~3次，取消耗标准液体积的平均值， 计算出待测液的物质的量浓度。 5.数据处理 (1)分析依据： 6.误差分析 c待测·V待测＝c标准·V标准 c待测＝ V待测 c标准·V标准 c标准、V待测均为定值 误差均体现在V标准的大小上 V标偏大→c待偏大 V标偏小→c待偏小 37 考 点 梳 理 五、酸碱中和滴定 考点02 水的电离和溶液的pH (2)以标准强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液(酚酞作指示剂)为例分析误差 步骤 操作 V(标准) c(待测) 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 偏大 偏高 碱式滴定管未用待测溶液润洗 偏小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 偏大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡,放出液体后气泡消失 偏小 偏低 38 考 点 梳 理 五、酸碱中和滴定 考点02 水的电离和溶液的pH 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 偏大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 偏小 偏低 部分酸液滴到锥形瓶外 偏大 偏高 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后加一滴NaOH溶液无变化 偏大 偏高 读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视液面读数 偏小 偏低 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视液面读数 偏大 偏高 39 考 点 梳 理 五、酸碱中和滴定 考点02 水的电离和溶液的pH 7.滴定曲线 (1)强酸与强碱滴定过程中pH曲线变化 (以0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸为例) 恰好中和=酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性 突跃点变化范围不同:强碱与强酸(强酸与强碱)反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸(强酸与弱 碱)反应的突跃点变化范围 40 考 点 梳 理 五、酸碱中和滴定 考点02 水的电离和溶液的pH 氢氧化钠溶液滴定 等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度 等体积的氢氧化钠溶液、氨水的滴定曲线     曲线起点不同: 强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同: 强碱与强酸(强酸与强碱)反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸(强酸与弱 碱)反应的突跃点变化范围 (2) 强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较 41 典 例 精 讲 考点02 水的电离和溶液的pH 【典例02-1】下列说法中错误的是 A．25℃时，向纯水中加入稀氨水，水的电离平衡逆向移动，c(OH-)增大，Kw不变 B．将纯水加热到95℃时，Kw变大，pH不变，水仍呈中性 C．常温下，pH=3的醋酸溶液和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合后溶液的pH<7 D．常温下，pH为5的醋酸和pH为9的NaOH两种溶液中，由水电离的c(H+)之比为1：1 B 42 典 例 精 讲 考点02 水的电离和溶液的pH 【典例02-2】常温下，关于pH=11的氨水溶液，下列说法不正确的是 A．溶液中 B．加水稀释100倍后，溶液的pH=9 C．与等体积pH=3的H2SO4溶液充分混合后，溶液呈碱性 D．此溶液中由水电离出的H+和OH-浓度均为 B 43 典 例 精 讲 考点02 水的电离和溶液的pH 【典例02-3】下列有关仪器的使用方法或实验操作不正确的是 A．测定中和反应的反应热时，将碱缓慢倒入酸中，所测反应后体系的温度值偏小 B．读数时应将滴定管从架上取下，单手捏住管上端无刻度处，使滴定管保持自然垂直 C．酸碱滴定实验中，用待测溶液润洗锥形瓶以减小实验误差 D．滴定前滴定管内无气泡，终点读数时有气泡，所测标准液体积偏小 C 44 举 一 反 三 考点02 水的电离和溶液的pH 【演练01】25℃时，水的离子积常数 。下列说法正确的是 A．0.005 mol·L-1H2SO4溶液的pH=2，抑制了水的电离 B．向纯水中加入NaOH固体， ，促进了水的电离 C．0.005 mol·L-1H2SO4溶液与0.01 mol·L-1NaOH溶液等体积混合，pH=11 D．将100mL pH=5的H2SO4溶液稀释1000倍，pH=8 A 45 举 一 反 三 考点02 水的电离和溶液的pH 【演练02】常温下，将pH=2的两种酸溶液HA、HB和pH=12的MOH溶液各1mL，分别加水稀释到1000mL，其pH变化与溶液体积的关系如图所示。下列说法错误的是 A．HA的酸性强于HB，且HA是强酸 B．若b＋c=14，则MOH是弱碱 C．若c=9，则稀释后三种溶液中水的电离程度：MOH>HA>HB D．若c>9，稀释前MOH和HA混合，溶液显碱性 C 46 举 一 反 三 考点02 水的电离和溶液的pH 【演练03】用标准的盐酸滴定未知浓度的 NaOH 溶液，下列操作不会引起实验误差的是 A．用酚酞作指示剂滴至溶液由红色刚变无色时，立即停止滴定 B．用蒸馏水洗净锥形瓶后，再用 NaOH 溶液润洗，最后加入 NaOH 溶液进行滴定 C．用蒸馏水洗净酸式滴定管后，直接装入标准盐酸，调节液面至 0 刻度后，进行滴定 D．用碱式滴定管取 20.00mL NaOH 溶液放入锥形瓶中，加入酚酞，加入适量蒸馏水稀释后进行滴定 D 47 盐类的水解 3 考 点 梳 理 一、盐类的水解及其规律 考点03 盐类的水解 1．盐类水解的概念 在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 2．盐类水解的实质 盐电离→ →破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大 →溶液呈碱性、酸性或中性。 3．盐类水解的规律： 49 考 点 梳 理 思维方法 考点03 盐类的水解 （1）“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。 （2）“越弱越水解”——弱酸阴离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。如：碳酸的酸性大于次氯酸，则相同浓度的NaHCO3溶液的水解程度小于NaClO溶液。 （3）“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解，且相互促进。 （4）“谁强显谁性”——当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反之，呈碱性，即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。如：碳酸的电离常数Ka1小于NH3·H2O的电离常数Kb，故NH4HCO3溶液显碱性。 （5）“同强显中性”——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液显中性。如Kb(NH3·H2O)＝Ka(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液显中性。 50 考 点 梳 理 二、盐类水解的影响因素 考点03 盐类的水解 1．内因： 酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。 2．外因： 因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度 温度 升高 右移 增大 增大 浓度 增大 右移 减小 增大 减小(即稀释) 右移 增大 减小 外加酸、碱 酸 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小 外加其他盐 水解形式相同的盐 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3) 水解形式相反的盐 相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3] 51 考 点 梳 理 三、盐的水解常数 考点03 盐类的水解 1．概念 在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度次幂之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱阳离子)浓度之比是一个常数，该常数叫作水解常数。 c(A-) c(HA)∙c(OH-) Kh= 2．表达式 3．意义 Kh表示水解反应趋势的大小，Kh越大，水解趋势越大 4．Kh与Ka、Kb的关系 Kw Ka Kh＝ 强碱 弱酸盐 Kw Kb Kh＝ 强酸 弱碱盐 52 考 点 梳 理 四、盐类水解的应用 考点03 盐类的水解 盐类水解应用常考点 应用 举例 加热促进水解 热的纯碱溶液去污力强 分析盐溶液的酸碱性，并比较酸碱性的强弱 等物质的量浓度的Na2CO3、NaHCO3 溶液均显碱性，且碱性：Na2CO3>NaHCO3 判断溶液中离子能否大量共存 Al3＋和HCO3(－)因发生相互促进的水解反应而不能大量共存 配制或贮存易水解的盐溶液 配制FeCl3溶液，要向FeCl3溶液中加入适量盐酸 胶体的制备，作净水剂 明矾溶于水生成胶状物氢氧化铝，能吸附水中悬浮的杂质，并形成沉淀使水澄清 化肥的使用 铵态氮肥不宜与草木灰混合使用 53 考 点 梳 理 四、盐类水解的应用 考点03 盐类的水解 54 考 点 梳 理 五、溶液中粒子浓度的变化分析 考点03 盐类的水解 具体内容参见专题06 盐类的水解（考点清单） 55 典 例 精 讲 考点03 盐类的水解 【典例03-1】下列事实与盐类水解无关的是 A．实验室制氢气时加入 CuSO4 可加快反应速率 B．实验室通常使用热的纯碱溶液去除油污 C．CH3COONa 溶液中 c(Na+)>c(CH3COO-) D．实验室配制 FeCl3 溶液时加入少量稀盐酸 A 56 典 例 精 讲 考点03 盐类的水解 【典例03-2】室温下，下列溶液中粒子浓度关系正确的是 A．Na2S溶液：c(Na+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H2S) B．CH3COONa 和CaCl2混合溶液：c(Na+)+2c(Ca2+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+c(Cl-) C．pH=5的NaHSO3溶液：c(Na+)>c(H2SO3)>c(SO32-)>c(H+)>c(OH-) D．Na2C2O4溶液：c(OH-)=c(H+)+c(HC2O4-)+c(H2C2O4) B 57 典 例 精 讲 考点03 盐类的水解 【典例03-3】叠氮酸(HN3)是一种弱酸。常温下，向20 mL 0.1 mol·L-1的HN3溶液中逐滴加入0.1 mol·L-1NaOH溶液。测得滴定过程电溶液的pH随V(NaOH)变化如图所示，下列说法正确的是 A．点①溶液中：c(HN3)+c(H+)>c(N3-)+c(OH-) B．点②溶液中：c(Na+)=c(N3-)+c(HN3) C．常温下，Ka(HN3)的数量级为10-4 D．点③溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(HN3) D 58 举 一 反 三 考点03 盐类的水解 【演练01】合理利用某些盐能水解的性质，可以解决许多生产、生活中的问题。下列叙述的事实与盐水解的性质无关的是 A．配制FeSO4 溶液时，加入一定量 Fe粉 B．沸水中加入饱和的氯化铁溶液制备Fe(OH)3胶体 C．长期施用铵态氮肥会使土壤酸化 D．热碱水清洗厨房里的油污 A 59 举 一 反 三 考点03 盐类的水解 【演练02】常温下，用0.010mol•L−1NaOH溶液滴定0.010mol•L−1的二元酸H2A溶液，H2A、HA−、A2−的物质的量分数δ(X)随pH变化如图所示： 下列说法错误的是 A．pH=8时有c(HA−)>c(H2A)=c(A2−)>c(H+) B．H2A的第一步电离平衡常数Ka1=1×10−6 C．HA﹣的水解常数Kh=1×10−10 D．将0.020mol•L−1Na2A溶液和0.010mol•L−1HCl溶液等体积混合，所得溶液的pH约为10 C 60 沉淀溶解平衡 4 考 点 梳 理 一、沉淀溶解平衡的建立 考点04 沉淀溶解平衡 62 考 点 梳 理 二、沉淀溶解平衡的影响因素 考点04 沉淀溶解平衡 内因 难溶电解质本身的性质，即难溶电解质的溶解能力 外因       温度 升温，大多数溶解平衡向溶解方向移动，但Ca(OH)2升温向生成沉淀方向移动 浓度 加水稀释，平衡溶解方向移动 相同离子 加入与难溶电解质含有相同离子的物质，平衡向生成沉淀的方向移动 反应离子 加入能消耗难溶电解质中所含离子的物质，平衡向溶解方向移动 63 考 点 梳 理 三、溶度积常数 考点04 沉淀溶解平衡 概念 难溶电解质的沉淀溶解平衡常数称为溶度积常数，简称溶度积，符号为Ksp 意义 Ksp的大小反映难溶电解质在水中的溶解能力 表达式 AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。 如：Mg(OH)2(s) Mg2＋＋(aq)＋2OH－(aq) Ksp＝c(Mg2＋)·c2(OH－) 影响因素 （1）内因：物质本身的性质。 （2）外因：仅与温度有关，与浓度、压强、催化剂等无关。 应用 定量判断给定条件下有无沉淀生成。 Q：离子积对于AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)任意时刻Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)。 ①Q＞Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 ②Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于衡状态。 ③Q＜Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。 64 考 点 梳 理 四、沉淀溶解平衡的应用 考点04 沉淀溶解平衡 1．沉淀的生成 方法 举例 解释 调节pH法 除去CuCl2溶液中的FeCl3，可向溶液中加入CuO[或Cu(OH)2或CuCO3或Cu2(OH)2CO3] CuO与H＋反应，促进Fe3＋水解生成Fe(OH)3沉淀   除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至4左右 Fe3＋与NH3·H2O反应生成Fe(OH)3沉淀 沉淀剂法 以H2S、Na2S等沉淀污水中的Hg2＋、Cu2＋等重金属离子 H2S、Na2S与Cu2＋、Hg2＋反应生成沉淀 65 考 点 梳 理 四、沉淀溶解平衡的应用 考点04 沉淀溶解平衡 2．沉淀的溶解 （1）沉淀溶解的原理 根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，使Q＜Ksp，平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。 （2）沉淀溶解的方法 酸溶解法 用强酸溶解的难溶电解质有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。 如CaCO3难溶于水，却易溶于盐酸，原因是：CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡为 CaCO3(s) Ca2＋(aq)＋CO32－aq)，当加入盐酸后发生反应：CO32－＋2H＋＝H2O＋CO2↑，c(CO32－)降低，溶液中CO32－与Ca2＋的离子积Q(CaCO3)＜Ksp(CaCO3)，沉淀溶解平衡向溶解方向移动。 盐溶液溶解法 Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反应的离子方程式为Mg(OH)2＋2NH4＋＝Mg2＋＋2NH3·H2O。 66 考 点 梳 理 四、沉淀溶解平衡的应用 考点04 沉淀溶解平衡 3．沉淀的转化 实质 沉淀的转化是指由一种难溶物转化为另一种难溶物的过程，其实质是沉淀溶解平衡的移动 条件 两种沉淀的溶解度不同，溶解度小的沉淀可以转化为溶解度更小的沉淀，两者溶解度相差越大转化越容易。 应用 锅炉除水垢 (含有CaSO4) CaSO4(s) CaCO3(s) Ca2＋(aq)，反应为CaSO4＋ Na2CO3＝CaCO3＋Na2SO4，CaCO3＋2HCl＝CaCl2＋H2O＋CO2↑ 自然界 中矿物的转化 原生铜的硫化物 CuSO4溶液 铜蓝(CuS)，反应为CuSO4＋ZnS＝CuS＋ZnSO4，CuSO4＋PbS＝CuS＋PbSO4 工业废水处理 FeS(s)＋Hg2＋(aq)＝HgS(s)＋Fe2＋(aq) 67 考 点 梳 理 思维方法 考点04 沉淀溶解平衡 1.沉淀先后顺序的判断 向溶液中加入沉淀剂，当有多种沉淀生成时，哪种沉淀的溶解度最小(当各种沉淀的Ksp表达式相同时，Ksp越小，沉淀的溶解度越小)，则最先生成该沉淀。 （1）向含等浓度Cl－、Br－、I－的混合液中加入AgNO3溶液，最先生成的沉淀是AgI。 （2）向含等浓度CO32－、OH－、S2－的混合液中加入CuSO4溶液，最先生成的沉淀是CuS。 （3）向Mg(HCO3)2溶液中加入适量NaOH溶液，生成的沉淀是Mg(OH)2而不是MgCO3，原因是Mg(OH)2的溶解度比MgCO3的小。 2.Ksp的大小比较 68 考 点 梳 理 五、沉淀溶解平衡曲线 考点04 沉淀溶解平衡 1.分析方法 第1步：明确图像中纵、横坐标的含义。纵、横坐标 通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。 第2步：理解图像中线上的点、线外点的含义。 (2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Q>Ksp (3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Q<Ksp 69 考 点 梳 理 五、沉淀溶解平衡曲线 考点04 沉淀溶解平衡 第3步：抓住Ksp的特点，结合选项分析判断。 (1)溶液在蒸发时，溶质离子浓度的变化有两种情况: ①原溶液不饱和时，离子浓度都增大 ②原溶液饱和时，离子浓度都不变。 (2)对于同一难溶电解质，溶度积常数只与温度有关，与溶液中溶质的离子浓度无关 (3)实现曲线上的点之间的转化需保持温度不变，改变相关微粒的浓度。 70 考 点 梳 理 五、沉淀溶解平衡曲线 考点04 沉淀溶解平衡 2.典型图像 (1)沉淀溶解平衡曲线分析[以BaSO4(s) Ba2+(aq)+SO42-(aq)为例] 分析图像可知: ①a→c:增大c(SO42-) ②b→c:加入1×10-5mol·L-1Na2SO4溶液(加水不可以) ③d→c:加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化) ④c→a:增大c(Ba2+) ⑤曲线上方的点表示过饱和溶液；曲线下方的点表示不饱和溶液 71 考 点 梳 理 五、沉淀溶解平衡曲线 考点04 沉淀溶解平衡 (2)沉淀溶解平衡的对数图像(以MnCO3、CaCO3、MgCO3为例) 已知:pM=-lg c(M)(M:Mg2+、Ca2+、Mn2+),p(CO32-)=-lg c(CO32-)。由对数图像分析，可得以下信息: ①横坐标数值越大，c(CO32-)越小 ②纵坐标数值越大，c(M)越小 ③线上方的点为不饱和溶液 ④线上的点为饱和溶液 ⑤线下方的点表示过饱和溶液(有沉淀生成) 72 典 例 精 讲 考点04 沉淀溶解平衡 【典例04-1】铬酸钡常用于制颜料、玻璃和陶瓷等。已知：常温下， 。相关溶度积曲线如图所示。下列推断正确的是 A．升温可使c点迁移到b点 B．b点溶度积大于c点 C． D．蒸发d点溶液可迁移到b点 C 73 典 例 精 讲 考点04 沉淀溶解平衡 【典例04-2】某小组同学为了探究碘水与硝酸银的反应，进行如图所示实验。下列说法错误的是 A．黄色沉淀为碘化银，滤液1中加入NaCl溶液是为了除去银离子 B．过程①中加入AgNO3溶液后，溶液的pH变大 C．蓝色褪去可能是因为生成AgI沉淀，使I2和H2O的反应进行完全 D．向滤液2中先加入足量HCl，再加入KI溶液，溶液会立即变蓝 B 74 举 一 反 三 考点04 沉淀溶解平衡 【演练01】 D 75 举 一 反 三 考点04 沉淀溶解平衡 【演练02】常温下，CaF2、BaF2的沉淀溶解曲线如图所示。下列叙述错误的是    已知：CaF2的溶解度小于BaF2，M代表Ba或Ca A．曲线Ⅰ代表-lgc(Ca2+)与-lgc(F⁻)的关系 B．常温下， C．M点对应的溶液是 BaF2的过饱和溶液 D． 的平衡 常数 K 为103.1 C 76 $$