第三章 水溶液中的离子反应与平衡（期中复习课件）高二化学上学期沪科版

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 弱电解质的电离平衡 水的电离和溶液的酸碱性 酸碱中和与盐类水解 难溶电解质的沉淀溶解平衡 思 维 导 图 水的电离和溶液的酸碱性 1 考 点 梳 理 一、水的电离 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 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 考 点 梳 理 二、水的离子积常数 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 考 点 梳 理 二、水的离子积常数 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 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 考 点 梳 理 二、水的离子积常数 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 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 考 点 梳 理 思维方法 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 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 考 点 梳 理 三、外界条件对水电离平衡的影响 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 改变条件 HCl NaOH Na2CO3 NH4Cl NaHSO4 加热 平衡移动方向 逆 逆 正 正 逆 正 Kw 不变 不变 不变 不变 不变 增大 水的电离程度 减小 减小 增大 增大 减小 增大 c(OH－) 减小 增大 增大 减小 减小 增大 c(H＋) 增大 减小 减小 增大 增大 增大 考 点 梳 理 四、溶液的酸碱性与pH 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 溶液的酸碱性与溶液中c(H+)、c(OH-)的关系 溶液的酸碱性 溶液的酸碱性 酸性溶液 中性溶液 碱性溶液 溶液的酸碱性与溶液中c(H+)、c(OH-)的关系 c(H+)与c(OH-)比较 c(H+)与c(OH-)比较 c(H+)>c(OH-) c(H+)=c(OH-) c(H+)<c(OH-) 溶液的酸碱性与溶液中c(H+)、c(OH-)的关系 常温下 c(H+)大小 c(H+)>1.0×10-7 mol·L-1 c(H+)=1.0×10-7 mol·L-1 c(H+)<1.0×10-7 mol·L-1 溶液的酸碱性与溶液中c(H+)、c(OH-)的关系 常温下 pH <7 =7 >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。 考 点 梳 理 五、溶液的pH 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 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 溶液酸碱性与pH的关系(常温下) 适用范围 pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强 pH＜7，为酸性溶液；pH＝7，为中性溶液；pH＞7，为碱性溶液 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1 考 点 梳 理 五、溶液的pH 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 3.溶液pH的测定方法 pH试纸测定 pH试纸测定 pH试纸测定 pH试纸测定 pH计测量 操作 类别 类别 类别 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 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 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计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为0～14 考 点 梳 理 五、溶液的pH 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 4.酸碱稀释时pH变化的规律 HCl CH3COOH NaOH NH3·H2O 稀释前pH 2 2 12 12 稀释100倍后pH pH＝4 pH＜4 pH＝10 pH＞10 无限稀释 pH接近7，小于7 pH接近7，小于7 pH接近7，大于7 pH接近7，大于7 考 点 梳 理 五、溶液的pH 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 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 考 点 梳 理 五、溶液的pH 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 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) 考 点 梳 理 五、溶液的pH 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 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＋)＝ 典 例 精 讲 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 【典例01-1】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 典 例 精 讲 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 【典例01-2】温度下，等体积、相同c(H+)的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H+)随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说法正确的是 A．Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线 B．b点溶液中水电离的c(H+ )小于c点溶液 C．取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗的NaOH的量相同 D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度 B 典 例 精 讲 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 【典例01-3】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 举 一 反 三 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 【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 举 一 反 三 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 【演练02】 B 举 一 反 三 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 【演练03】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 弱电解质的电离平衡 2 考 点 梳 理 一、强弱电解质的比较 考点02 弱电解质的电离平衡 相同点 不同点           不同点           不同点           不同点           不同点           不同点           相同点 电离程度 溶质粒子 存在形式   溶质粒子 存在形式   表示方法 结构特点 化合物类型 相同点 电离程度 离子 分子 表示方法 结构特点 化合物类型 强电解质 在水溶液中都能电离，与溶解度无关 完全电离 只有电离出的阴阳离子 无电解质分子 用“＝”表示 KCl＝K＋＋Cl－ 离子化合物及具有强极性键的共价化合物 绝大多数盐：NaCl、KNO3、AgCl 强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2 弱电解质 在水溶液中都能电离，与溶解度无关 部分电离 既有电离出的阴阳离子 又有电解质分子 用“ ”表示 NH3·H2O NH4＋＋OH— 某些具有弱极性键的共价化合物 弱酸：HClO、HNO2 弱碱：NH3·H2O Cu(OH)2 水：H2O 少数盐：HgCl2、PbAc2 考 点 梳 理 思维误区 考点02 弱电解质的电离平衡 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 考 点 梳 理 二、弱电解质的电离平衡 考点02 弱电解质的电离平衡 1.电离平衡的建立与特征 考 点 梳 理 二、弱电解质的电离平衡 考点02 弱电解质的电离平衡 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 考 点 梳 理 二、弱电解质的电离平衡 考点02 弱电解质的电离平衡 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 温度 同离子效应 化学反应 溶液越稀，离子结合成分子机会越小，越有利于电离 电解质电离要断键，即电离是吸热的，故升温促进电离 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 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 考 点 梳 理 三、电离平衡常数及应用 考点02 弱电解质的电离平衡 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+ 考 点 梳 理 三、电离平衡常数及应用 考点02 弱电解质的电离平衡 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。 考 点 梳 理 三、电离平衡常数及应用 考点02 弱电解质的电离平衡 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 醋酸 氢氰酸 次氯酸 化学式 CH3COOH HCN HClO 电离常数(K) Ka=1.75×10-5 Ka=6.20×10-10 Ka=4.00×10-8  名称 亚硝酸 氢氟酸 甲酸 化学式 HNO2 HF HCOOH 电离常数(K) Ka=5.60×10-4 Ka=6.30×10-4 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 考 点 梳 理 三、电离平衡常数及应用 考点02 弱电解质的电离平衡 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 考 点 梳 理 思维方法 考点02 弱电解质的电离平衡 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 一元强酸 一元弱酸 c(H＋) 大 小 酸性 强 弱 中和碱的能力 相同 相同 与足量活泼金属反应产生H2的总量 相同 相同 与同一金属反应时的起始反应速率 大 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 一元强酸 一元弱酸 c(H＋) 相同 相同 酸性 相同 相同 中和碱的能力 小 大 与足量活泼金属反应产生H2的总量 少 多 与同一金属反应时的起始反应速率 相同 相同 典 例 精 讲 考点02 弱电解质的电离平衡 【典例02-1】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 典 例 精 讲 考点02 弱电解质的电离平衡 【典例02-2】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 典 例 精 讲 考点01 水的电离和溶液的酸碱性 【典例02-3】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 举 一 反 三 考点02 弱电解质的电离平衡 【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 CH3COOH H2CO3 H2S 电离常数(常温下) Ka=1.8×10－5 Ka1=4.5×10－7，Ka2=4.7×10－11 Ka1=1.3×10－7，Ka2=1.1×10－11 举 一 反 三 考点02 弱电解质的电离平衡 【演练02】 A 酸碱中和与盐类水解 3 考 点 梳 理 一、酸碱中和滴定 考点03 酸碱中和与盐类水解 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。 考 点 梳 理 一、酸碱中和滴定 考点03 酸碱中和与盐类水解 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 强酸滴定强碱 强酸滴定强碱 强酸滴定弱碱 强碱滴定强酸 强碱滴定弱酸 选用的指示剂 甲基橙 酚酞 甲基橙 酚酞 酚酞 滴定终点颜色变化 黄色→橙色 红色→无色 黄色→橙色 无色→粉红色 无色→粉红色 指示剂用量 2~3滴 2~3滴 2~3滴 2~3滴 2~3滴 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)。 考 点 梳 理 一、酸碱中和滴定 考点03 酸碱中和与盐类水解 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。 考 点 梳 理 一、酸碱中和滴定 考点03 酸碱中和与盐类水解 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 考 点 梳 理 一、酸碱中和滴定 考点03 酸碱中和与盐类水解 (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 洗涤 洗涤 洗涤 洗涤 取液 操作 酸式滴定管未用标准溶液润洗 碱式滴定管未用待测溶液润洗 锥形瓶用待测溶液润洗 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 放出碱液的滴定管开始有气泡,放出液体后气泡消失 V(标准) 偏大 偏小 偏大 不变 偏小 c(待测) 偏高 偏低 偏高 无影响 偏低 考 点 梳 理 一、酸碱中和滴定 考点03 酸碱中和与盐类水解 滴定 滴定 滴定 滴定 读数 读数 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 振荡锥形瓶时部分液体溅出 部分酸液滴到锥形瓶外 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 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视液面读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视液面读数 偏大 偏小 偏大 偏大 偏小 偏大 偏高 偏低 偏高 偏高 偏低 偏高 考 点 梳 理 一、酸碱中和滴定 考点03 酸碱中和与盐类水解 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 考 点 梳 理 一、酸碱中和滴定 考点03 酸碱中和与盐类水解 氢氧化钠溶液滴定 等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线   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 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 考 点 梳 理 二、盐类的水解及其规律 考点03 酸碱中和与盐类水解 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： 考 点 梳 理 思维方法 考点03 酸碱中和与盐类水解 （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。 考 点 梳 理 三、盐类水解的影响因素 考点03 酸碱中和与盐类水解 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 温度 浓度 浓度 外加酸、碱 外加酸、碱 外加其他盐 外加其他盐 因素 升高 增大 减小(即稀释) 酸 碱 水解形式相同的盐 水解形式相反的盐 水解平衡 右移 右移 右移 弱碱阳离子的水解程度减小 弱酸根离子的水解程度减小 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3) 相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3] 水解程度 增大 减小 增大 弱碱阳离子的水解程度减小 弱酸根离子的水解程度减小 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3) 相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3] 水解产生离子的浓度 增大 增大 减小 弱碱阳离子的水解程度减小 弱酸根离子的水解程度减小 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3) 相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3] 考 点 梳 理 四、盐类水解的应用 考点03 酸碱中和与盐类水解 盐类水解应用常考点 应用 加热促进水解 分析盐溶液的酸碱性，并比较酸碱性的强弱 判断溶液中离子能否大量共存 配制或贮存易水解的盐溶液 胶体的制备，作净水剂 化肥的使用 举例 热的纯碱溶液去污力强 等物质的量浓度的Na2CO3、NaHCO3 溶液均显碱性，且碱性：Na2CO3>NaHCO3 Al3＋和HCO3(－)因发生相互促进的水解反应而不能大量共存 配制FeCl3溶液，要向FeCl3溶液中加入适量盐酸 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 铵态氮肥不宜与草木灰混合使用 考 点 梳 理 四、盐类水解的应用 考点03 酸碱中和与盐类水解 典 例 精 讲 考点03 酸碱中和与盐类水解 【典例03-1】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 典 例 精 讲 考点03 酸碱中和与盐类水解 【典例03-2】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 典 例 精 讲 考点03 酸碱中和与盐类水解 【典例03-3】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 典 例 精 讲 考点03 酸碱中和与盐类水解 【典例03-4】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 举 一 反 三 考点03 酸碱中和与盐类水解 【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 举 一 反 三 考点03 酸碱中和与盐类水解 【演练02】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 举 一 反 三 考点03 酸碱中和与盐类水解 【演练03】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 难溶电解质的沉淀溶解平衡 4 考 点 梳 理 一、沉淀溶解平衡的建立 考点04 难溶电解质的沉淀溶解平衡 考 点 梳 理 二、沉淀溶解平衡的影响因素 考点04 难溶电解质的沉淀溶解平衡 内因 外因       外因       外因       外因       难溶电解质本身的性质，即难溶电解质的溶解能力 温度 浓度 相同离子 反应离子 难溶电解质本身的性质，即难溶电解质的溶解能力 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 加水稀释，平衡溶解方向移动 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 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 考 点 梳 理 三、溶度积常数 考点04 难溶电解质的沉淀溶解平衡 概念 意义 表达式 影响因素 应用 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 Ksp的大小反映难溶电解质在水中的溶解能力 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－) （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。 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。 考 点 梳 理 四、沉淀溶解平衡的应用 考点04 难溶电解质的沉淀溶解平衡 1．沉淀的生成 方法 调节pH法   沉淀剂法 举例 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] 除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至4左右 以H2S、Na2S等沉淀污水中的Hg2＋、Cu2＋等重金属离子 解释 CuO与H＋反应，促进Fe3＋水解生成Fe(OH)3沉淀 Fe3＋与NH3·H2O反应生成Fe(OH)3沉淀 H2S、Na2S与Cu2＋、Hg2＋反应生成沉淀 考 点 梳 理 四、沉淀溶解平衡的应用 考点04 难溶电解质的沉淀溶解平衡 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 盐溶液溶解法 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。 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。 考 点 梳 理 四、沉淀溶解平衡的应用 考点04 难溶电解质的沉淀溶解平衡 3．沉淀的转化 实质 条件 应用 应用 应用 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 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 锅炉除水垢 (含有CaSO4) 自然界 中矿物的转化 工业废水处理 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 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 CaSO4(s) CaCO3(s) Ca2＋(aq)，反应为CaSO4＋ Na2CO3＝CaCO3＋Na2SO4，CaCO3＋2HCl＝CaCl2＋H2O＋CO2↑ 原生铜的硫化物 CuSO4溶液 铜蓝(CuS)，反应为CuSO4＋ZnS＝CuS＋ZnSO4，CuSO4＋PbS＝CuS＋PbSO4 FeS(s)＋Hg2＋(aq)＝HgS(s)＋Fe2＋(aq) 考 点 梳 理 思维方法 考点04 难溶电解质的沉淀溶解平衡 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 考 点 梳 理 五、沉淀溶解平衡曲线 考点04 难溶电解质的沉淀溶解平衡 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 考 点 梳 理 五、沉淀溶解平衡曲线 考点04 难溶电解质的沉淀溶解平衡 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。 考 点 梳 理 五、沉淀溶解平衡曲线 考点04 难溶电解质的沉淀溶解平衡 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 考 点 梳 理 五、沉淀溶解平衡曲线 考点04 难溶电解质的沉淀溶解平衡 (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) 典 例 精 讲 考点04 难溶电解质的沉淀溶解平衡 【典例04-1】某悬浊溶液(以下简称溶液)中存在平衡： ，下列有关该平衡体系的说法不正确的是 A．恒温下，向溶液中加入CaO，溶液的pH升高 B．给溶液加热，平衡逆向移动 C．向溶液中加入少量Na2CO3固体，溶液质量增重 D．向溶液中加入少量水，pH不变 A 典 例 精 讲 考点04 难溶电解质的沉淀溶解平衡 【典例04-2】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 典 例 精 讲 考点04 难溶电解质的沉淀溶解平衡 【典例04-3】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 举 一 反 三 考点04 难溶电解质的沉淀溶解平衡 【演练01】 D 举 一 反 三 考点04 难溶电解质的沉淀溶解平衡 【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