专题3 水溶液中的离子反应（知识清单） 化学苏教版2019选择性必修1

专题3 水溶液中的离子反应 01 思维导图 02 考点速记 课题1 弱电解质的电离平衡 考点1 强电解质和弱电解质 1．电解质和非电解质 电解质 非电解质 定义 在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物 在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物 类别 酸、碱、盐、活泼金属氧化物和水等 多数有机化合物、非金属氧化物(水除外)和氨等 本质区别 在水溶液中或熔融状态下能产生自由移动的离子 在水溶液中或熔融状态下不能产生自由移动的离子 相同点 均为化合物 2．强电解质和弱电解质 根据电解质在水溶液中的电离程度，可把电解质分为强电解质和弱电解质。 (1)强电解质是在水溶液中完全电离的电解质。常见的强电解质有强酸、强碱和大部分盐。 (2)弱电解质是在水溶液中部分电离的电解质。常见的弱电解质有弱酸、弱碱。 【特别提示】常见的强电解质和弱电解质、非电解质 (1)常见的强电解质 强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。 强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。 大部分盐，包括难溶性盐，如BaSO4、CaCO3等。 (2)常见的弱电解质 弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH（或其他有机酸）、HNO2、HCN、H2SiO3等。 弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。 (3)常见的非电解质 ①包括CO、NO、SiO2及CH4和其他烃类、乙醇和其他醇类、酯类、葡萄糖、蔗糖等。 ②本身在水溶液中不能电离，但与水反应生成电解质的，如CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5、NH3等。 3．电离方程式的书写 (1)强电解质的电离方程式 强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如： H2SO4：H2SO4===2H++SO42-； Na2CO3：Na2CO3===2Na++CO32-； Ba(OH)2：Ba(OH)2===Ba2++2OH-。 (2)弱电解质的电离方程式 ①弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如： CH3COOH：CH3COOHCH3COO-+H+； NH3·H2O：NH3·H2ONH4++OH-。 ②多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。 如H2CO3的电离方程式：H2CO3H++HCO3-、HCO3-H++CO32-。 ③多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。 如Fe(OH)3的电离方程式是：Fe(OH)3Fe3++3OH-。 【归纳小结】水溶液中电离方程式的书写 类型 电离特点 电离方程式 强电解质 强酸、强碱、大多数(正)盐 完全电离，用“===” H2SO4===2H＋＋SO Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－ CuSO4===Cu2＋＋SO 强酸的酸式盐 完全电离(“全拆”) NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO 弱酸的酸式盐 酸根离子部分电离(“半拆”) NaHCO3===Na＋＋HCO HCOH＋＋CO 弱电解质 一元弱酸、一元弱碱、水 部分电离 CH3COOHCH3COO－＋H＋ NH3·H2ONH＋OH－ H2OH＋＋OH－ 多元弱酸 分步电离，以第一步为主，分步书写 H2SO3H＋＋HSO HSOH＋＋SO 多元弱碱 分步电离(较复杂)，一步写出即可 Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－ 4．影响溶液导电性的因素 (1)电解质溶液的导电原理 电解质在溶液中电离成自由移动的阴、阳离子，在电源(电场)的作用下沿某一方向定向移动，形成电流。 (2)影响溶液导电性的因素 ①离子的浓度：离子的浓度越大，导电性越好。 ②离子所带的电荷：离子所带的电荷越多，导电性越好。 考点2 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的概念 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到最大限度时，弱电解质分子电离成离子与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化的状态。 2．电离平衡的特征 (1)弱电解质的电离平衡是一种动态平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并没有停止。 (2)弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率相等。 (3)溶液中各分子和离子的浓度都保持不变。 (4)外界条件发生变化，电离平衡发生移动。 【特别提示】 1．电离平衡的可逆性 弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。 (1)弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且v电离=v结合≠0。 (2)溶液中电解质分子和电解质离子同时存在，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度保持不变。 2．电解质溶液中的守恒问题 (1)物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒（又称物料守恒），如：0.1mol·L-1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1。 (2)电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数=负电荷总数。 3．影响电离平衡的因素 (1)内因：弱电解质本身的性质是决定因素。 (2)外部因素： ①温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡右移，电离程度增大。 ②浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡右移，但电离程度减小；加水稀释，电离平衡右移，电离程度增大。 ③同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可抑制弱电解质的电离，电离平衡左移，电离程度减小。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡逆向移动。 ④酸碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡逆向移动；加入NaOH，电离平衡正向移动。 ⑤学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡右移，电离程度增大。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的H+与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)减小，电离平衡正向移动。 (3)实例分析： 以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。 电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。 影响因素 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) pH 导电能力 升温(不考虑挥发) 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加冰醋酸 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加水稀释 正向 增大 减小 减小 增大 减弱 加CH3COONa固体 逆向 减小 减小 增大 增大 增强 通HCl气体 逆向 增大 增大 减小 减小 增强 加NaOH固体 正向 减小 减小 增大 增大 增强 加金属Zn 正向 减小 减小 增大 增大 增强 考点3 电离平衡常数和电离度 1．电离平衡常数的表示方法 (1)电离平衡常数表达式： 弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。如： CH3COOH电离常数的表达式：Ka=； NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=。 (2)多元弱酸的分步电离 H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如： H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，所以Ka1＝，Ka2＝。 一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。 2．电离平衡常数的意义 电离平衡常数越大，表示该弱电解质电离程度越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。 3．电离平衡常数的影响因素 电离平衡常数只与电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。 由于电离是吸热的，所以电离平衡常数随着温度的升高而增大。 4．电离度 (1)弱电解质的电离度α可表示为：α＝×100% (2)电离度与电离平衡常数的关系 在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度无关，而电离度与初始浓度有关。 一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大。 5．电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q<K，平衡向电离方向移动。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 【特别提示】电离平衡常数与电离度的有关计算 电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是平衡浓度。 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2 α= 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。 考点4 水的电离平衡 1．水的电离 (1)水是一种极弱的电解质。 (2)水的电离为吸热过程，自身电离示意图如下： 电离方程式：H2O＋ H2OH3O＋ ＋OH－ 简写为：H2OH＋＋OH－。 2．水的离子积常数： (1)水的电离平衡常数表达式为K= 。 纯水和稀溶液中c(H2O)视为常数，则c(H＋)·c(OH－)＝K·c(H2O)为新的常数，用Kw表示。 (2)水的离子积常数表达式为KW= c(H+)·c(OH-)。 ①常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。 ②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 (3)KW及影响因素： a．25 ℃时：KW=1×10-14。 b．水的电离是中和反应的可逆过程，故温度升高，KW增大。 c．水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。 3．有关水的离子积常数的计算 (1)常温下，水的离子积常数Kw＝1.0×10－14，则纯水中c(H＋)是1.0×10－7mol·L－1。 若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－4 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·L－1。 若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1。 (2)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 4．影响水的电离平衡的因素 (1)温度：水的电离吸热过程，温度升高，会促进水的电离，水的电离程度增大，KW增大。 (2)酸碱效应： ①外加酸，c(H＋)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。 ③外加碱，c(OH－)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。 (3)化学反应：加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动，水的电离程度增大。 (4)弱酸根离子或弱碱离子： ①加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的OH-结合，水的电离平衡向右移动，c(H+)增大，溶液呈酸性。 ②加入弱酸根离子（如CO32-、HCO3-、CH3COO-等），弱酸根离子与水电离出的H+结合，水的电离平衡向右移动，c(OH-)增大，溶液呈碱性。 (5)实例分析：在常温下，改变下列条件，分析条件的改变对水的电离平衡H2OH＋＋OH－的影响，填写下表： 改变条件 电离平衡 移动方向 溶液中 c(H＋) 溶液中 c(OH－) pH 溶液的 酸碱性 Kw 升高温度 正向 增大 增大 <7 中性 增大 加入酸 逆向 增大 减小 <7 酸性 不变 加入碱 逆向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入活泼金属(如Na) 正向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入CH3COONa(s) 正向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入NH4Cl(s) 正向 增大 减小 <7 酸性 不变 课题2 溶液的酸碱性 考点1 溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性的判断标准是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小，其具体关系为： c(H＋)与c(OH－) 相对大小 c(H＋)的范围(25 ℃) 中性溶液 c(OH－)=c(H＋) c(H＋)=1.0×10－7 mol·L－1 酸性溶液 c(OH－)<c(H＋) c(H＋)>1.0×10－7 mol·L－1 碱性溶液 c(OH－)>c(H＋) c(H＋)<1.0×10－7 mol·L－1 2．溶液的pH (1)定义 pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝-lgc(H+)。 (2)溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系(25 ℃)： pH大小能反映出溶液中c(H+)大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。 (3)pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即0≤pH≤14。 3．溶液酸碱性的测定方法 (1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围： 指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 红色←5.0紫色8.0→蓝色 酚酞 无色←8.2粉红色10.0→红色 甲基橙 红色←3.1橙色4.4→黄色 (2)利用pH试纸测定，使用的正确操作为将pH试纸放在玻璃片上，用玻璃棒或滴管蘸取少量溶液，滴在试纸的中央，然后迅速与标准比色卡对照。 (3)利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。 考点2 溶液pH的计算和酸碱溶液稀释后pH的变化规律 1．单一溶液的pH计算 (1)c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)，c(H＋)＝nc mol·L－1；pH＝－lg nc (2)c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃) c(OH－)＝nc mol·L－1；c(H＋)＝＝ mol·L－1；pH＝14＋lg nc。 2．混合溶液pH的计算方法 (1)强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) c混(H＋)＝，然后再求pH。 (2)强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) 先计算c混(OH－)＝，再求c混(H＋)＝，最后求pH。 (3)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) a．恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。 b．酸过量： 先求c余(H＋)＝，再求pH。 c．碱过量： 先求c余(OH－)＝，再求c(H＋)＝，最后求pH。 3．酸、碱溶液稀释后的pH变化规律 (1)强酸或弱酸溶液的稀释问题 ①对于pH＝a的强酸溶液，每稀释10n倍，强酸的pH就增大n个单位，即pH＝a＋n； ②对于pH＝a的弱酸溶液，由于稀释过程中，弱酸还会继续电离，故弱酸的pH范围是a<pH<a＋n(其中a＋n<7)； ③酸溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能大于7。如图Ⅰ所示。 (2)强碱或弱碱溶液的稀释问题 ①对于pH＝b的强碱溶液，每稀释10n倍，强碱的pH减小n个单位，即pH＝b－n(其中b－n>7)； ②对于pH＝b的弱碱溶液，由于稀释过程中，弱碱还会继续电离，故弱碱的pH范围是b－n<pH<b(其中b－n>7)； ③碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能小于7。如图Ⅱ所示。 4．一元酸的溶液稀释时pH的变化图像 (1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 (2)相同体积、相同pH的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释至相同的pH，醋酸加入的水多 考点3 酸碱中和滴定 1．酸碱中和滴定原理 (1)利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。 其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为标准液，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为待测液。 (2)酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－===H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是n(H＋)＝n(OH－)；若用参加反应的c(H＋)、c(OH－)来表示，其关系式为c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝。由c(H＋)、c(OH－)可分别求出相应酸、碱的浓度。 2．主要仪器 (1) 酸碱中和滴定所用的主要仪器是滴定管和锥形瓶。 (2)滴定管 ①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。 酸式滴定管用于盛放酸性或中性溶液，碱式滴定管用于盛放碱性溶液。 ②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由聚四氟乙烯制成；若溶液中的物质见光易分解，可用棕色滴定管盛放。 ③滴定管的上都标有规格大小、使用温度、刻度；滴定管的精确读数为0.01mL。 3．滴定管的使用方法 (1)检查：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。 (2)润洗：在加入酸、碱液之前，应使用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁2～3次。 (3)装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管0刻度线以上2～3mL处。 (4)排气泡：酸式滴定管快速打开活塞冲走气泡，碱式滴定管将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃球，赶走气泡，使滴定管尖嘴部分充满溶液。 (5)调液面：调整管中液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。 (6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。滴定过程中，滴加速度不宜过快，接近终点时，应逐渐减慢滴加速度。 (7)终点的判断：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，即为滴定终点。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为V1-V0。 4．中和滴定曲线和pH突变 (1)中和滴定曲线和pH突变 在酸、碱中和滴定过程中，在接近滴定终点时溶液的pH有一个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色变化明显，所以即使酚酞、甲基橙的变色不在恰好中和的pH＝7的点上，但体积差距很小，可以忽略不计。 (2)中和滴定终点的判断 判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其颜色的变化，常选用的指示剂是酚酞或甲基橙，而不用石蕊试液的原因是石蕊试液颜色变化不明显。 (3)指示剂的选择 对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。 指示剂 酸色 中间色 碱色 变色的pH范围 甲基橙 红 橙 黄 3.1 ~ 4.4 甲基红 红 橙 黄 4.4 ~ 6.2 酚酞 无色 粉红 红 8.2 ~ 10.0 【特别提示】指示剂的选择和滴定终点的判断 (1)指示剂的选择： 强酸与强碱相互滴定时，选甲基橙或酚酞都可以，但不能选石蕊试液(遇酸、碱颜色变化不明显)。一般原则是酸滴定碱，选甲基橙；碱滴定酸，选酚酞。 (2)滴定终点的判断(以NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸为例)： 若用酚酞作指示剂，当滴入最后半滴NaOH溶液时，溶液的颜色由无色突变为粉红色，且半分钟内不褪色，说明达到滴定终点。 若用甲基橙作指示剂，当滴入最后半滴NaOH溶液时，溶液的颜色由红色变为橙色，且半分钟内不变为原色，说明达到滴定终点。 考点4 酸碱中和滴定实验及误差分析 1．测定未知浓度盐酸的物质的量浓度 (1)实验仪器和药品 仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶 药品：0.1000mol·L-1NaOH溶液，未知浓度的盐酸、酚酞、蒸馏水 (2)实验步骤 ①准备阶段： 滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面（赶气泡）→记读数 锥形瓶：洗涤→注待测液→记读数→加指示剂 ②滴定阶段： 滴定：左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内颜色变化。 ③终点判断：溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点。记录消耗标准液的体积。 ④计算结果：求出三次测定数值的平均值，计算待测盐酸的物质的量浓度。若几次测定结果相差较大，应重新进行测定。 2．酸碱中和滴定误差分析 (1)酸碱中和滴定误差产生的原因 ①操作失误产生的误差 ②药品误差（变质或混有杂质） ③读数误差 (2)误差分析的基本依据 中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等。 分析误差要根据计算式分析，根据c(待)＝，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于V(标)的大小。 (3)分析方法 将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。 标准溶液用量偏多，V(标)变大，待测溶液浓度c(待)偏高。 标准溶液用量偏少，V(标)变小，待测溶液浓度c(待)偏低。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有： 步骤 操作 V(标) c(待) 洗涤 酸式滴定管未用标准液润洗 偏大 偏大 碱式滴定管未用待测液润洗 偏小 偏小 锥形瓶用待测液润洗 偏大 偏大 锥形瓶洗净后还有蒸馏水 无影响 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 偏小 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失 偏大 偏大 振荡锥形瓶时部分液体溅出 偏小 偏小 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化 偏大 偏大 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯） 偏小 偏小 滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰） 偏大 偏大 【特别提示】 读数误差可以用画图的形式来理解和记忆。如开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，如图Ⅰ；开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，如图Ⅱ。 课题3 盐类的水解 考点1 盐类水解的原理 1．盐类水解的概念 在水溶液中盐电离产生的阳离子或阴离子跟水电离出来的OH-或H+结合生成弱电解质的反应。 2．盐类水解的实质 在溶液中盐电离出来的弱碱的阳离子或弱酸的阴离子结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。 3．盐类水解的特点 (1)与酸碱中和反应互为可逆反应，是吸热反应。 (2)一般情况下，盐类水解程度极其微弱。 (3)符合化学平衡移动的原理。 4．盐类水解的规律 (1)有弱才水解——必须含有弱酸根或弱碱的离子才能发生水解。 (2)无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。 常见不水解的离子：①强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO；②强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。 (3)谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸阴离子。 (4)谁强显谁性——组成盐的酸根离子(碱的阳离子)是强酸根离子(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。 (5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解。 (6)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，盐溶液呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。 (7)越弱越水解——组成盐的酸根离子对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。 5．盐类水解反应离子方程式的书写 (1)盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解反应的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”。如： NaClO：ClO－＋H2OHClO＋OH－。 (NH4)2SO4：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 (2)多元弱酸根离子的水解分步进行，以第一步为主。如： Na2CO3：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 (3)多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，要求一步写到底。如AlCl3：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。 (4)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 ①NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 ②Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。如泡沫灭火器原理：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 考点2 盐的性质与盐的水解平衡常数 1．盐的性质 主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。 填写下表： 序号 0.1mol·L-1盐溶液 水解的离子方程式 对应的弱酸 Ka ① NaClO ClO-+H2OHClO+OH- HClO 3.0×10-8 ② CH3COONa CH3COO-+H2OCH3COOH+ OH- CH3COOH 1.8×10-5 ③ NaNO2 NO2-+H2OHNO2+OH- HNO2 4.6×10-4 以上3种盐的水解程度由大到小的顺序是①>②>③，溶液的pH大小顺序是①>②>③。 2．水解平衡常数Kh (1)水解平衡常数（Kh）表达式 水解反应A-+H2OHA+OH-的平衡常数表达式为：Kh =。 HA的电离平衡常数表达式为：Ka =。 Kh与Ka和KW的关系：Kh=。 (2)盐的水解程度与盐的相对应的弱酸或弱碱的强弱的关系： 根据Kh与Ka和KW的关系，一定温度下，Kh 与Ka 呈反比，即： 盐的相对应的弱酸或弱碱越弱，盐的水解程度越大；反之，盐的相对应的弱酸或弱碱越强，盐的水解程度越小。 (3)意义：Kh数值越大，水解程度越大。 (4)影响因素：Kh只受温度影响。温度升高，Kh增大。 【提别提示】 1．盐的水解常数(Kh)的应用 (1)判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小) 由于Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液中离子水解程度越大，对应盐溶液碱性或酸性越强(即越弱越水解)。 (2)判断酸式盐的酸碱性 ①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 ②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡，电离平衡：HA－H＋＋A2－，水解平衡：HA－＋H2OH2A＋OH－，溶液的酸碱性取决于HA－的电离程度和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。 如：a.常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，则HCO的电离程度小于水解程度，即Ka2＜，所以NaHCO3溶液呈碱性。类似的离子还有HS－、HPO。 b．常温下，H2SO3的电离常数Ka1＝1.54×10－2，Ka2＝1.02×10－7，则HSO的电离程度大于水解程度，即Ka2＞，所以NaHSO3溶液呈酸性。类似的离子还有H2PO。 (3)判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性 混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。 ①当Ka(HX)>Kh(X－)时，HX的电离程度大于X－的水解程度，混合液呈酸性。 ②当Kh(X－)>Ka(HX)时，X－的水解程度大于HX的电离程度，混合液呈碱性。 2．二元弱酸对应盐的水解常数 H2CO3的电离常数分别为Ka1、Ka2，则 Na2CO3溶液：CO＋H2OHCO＋OH－ Na2CO3的水解常数：Kh＝＝＝。 NaHCO3溶液：HCO＋H2OH2CO3＋OH－ NaHCO3的水解常数：Kh＝＝＝。 考点3 外界因素对盐类水解的影响 1．影响盐类水解的外界因素 (1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 (2)浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越大，水解程度越大。 (3)酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制弱碱离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制弱酸根离子水解。 2．实例分析 以0.1mol·L-1FeCl3溶液为例，FeCl3溶液水解的离子方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。请填写下表。 影响因素 溶液颜色 移动方向 c(H+) n(H+) 水解程度 加热 变深 正向 增大 增大 增大 加入盐酸 变浅 逆向 增大 增大 减小 加入NaOH 变深 正向 减小 减小 增大 加水 变浅 正向 减小 增大 增大 加入FeCl3 变深 正向 增大 增大 减小 加入NH4Cl 变浅 逆向 增大 增大 减小 加入NaHCO3 变深 正向 减小 减小 增大 考点4 盐类水解的应用 1．【实验探究】盐类水解的应用实验 【实验1】Al2(SO4)3饱和溶液与NaHCO3饱和溶液混合。 实验现象：剧烈反应，有白色沉淀生成，有大量气泡产生。 实验原理：Al3+和HCO3-分别与水电离出的OH-和H+反应，两者相互促进使水解反应正向进行，使Al3+和HCO3-最终水解完全。离子方程式为：Al3++3HCO3-= Al(OH)3↓+3CO2↑。 【实验2】明矾净水原理 实验现象：带有悬浮颗粒的水变澄清。 实验原理：明矾电离出的Al3+水解生成Al(OH)3胶体，离子方程式为：Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+，Al(OH)3胶体能吸附水中微小的悬浮颗粒，使它们聚集在一起形成较大的颗粒沉降下来，从而除去水中悬浮的杂质。 加入少量NaHCO3，可以促进氢氧化铝胶体的生成，增强明矾的净水能力。 2．利用盐类水解原理解释有关问题 (1)比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。 Na2CO3的水解方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-，NaHCO3的水解方程式为HCO3-+H2OH2CO3+OH-，由于Ka1(H2CO3)> Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性更强。 (2)实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是将Na2S固体溶解在NaOH溶液中。 (3)泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在内筒， NaHCO3溶液应放在外筒，因为Al3+水解呈酸性，会腐蚀铁。 (4)废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。 (5)铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显碱性，NH4+水解呈酸性，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。 【归纳小结】盐类水解的应用 1．盐类作净水剂 铝盐、铁盐等盐类水解生成胶体，有较强的吸附性，常用作净水剂。 2．某些活泼金属与强酸弱碱盐反应 Mg加入NH4Cl、CuCl2、FeCl3等溶液中产生氢气。 原理：以NH4Cl为例，NH4+水解产生H+，NH4++H2ONH3·H2O+H+，加入金属Mg，Mg+2H+=Mg2++H2↑，c(H+)减小，使水解平衡正向移动，总反应式为：2NH4Cl+Mg=2NH3↑+MgCl2+H2↑。 3．热碱水去油污 纯碱水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用，加热能促进CO32-的水解，溶液碱性增强，去污能力增强。 4．盐溶液的配制和保存 配制、保存SnCl2或FeCl3等易水解的盐溶液时，加入少量盐酸的目的是抑制Sn2+或Fe3+的水解。 5．制备Fe(OH)3胶体 向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并加热至沸腾，从而制备Fe(OH)3胶体，反应方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+。 6．加热蒸发盐溶液时所得固体 (1)热稳定性好的盐的溶液，加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl溶液、Na2CO3溶液。 (2)阳离子能水解，但生成的酸不挥发，加热蒸干，析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3溶液。 (3)阳离子能水解，但水解后生成的酸（如HCl、HNO3）有挥发性，加热时，水解程度增大，酸挥发，析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物。如AlCl3溶液和FeCl3溶液加热时，水解程度增大，HCl挥发，分别生成Al(OH)3沉淀和Fe(OH)3沉淀，继续加热蒸干，Al(OH)3和Fe(OH)3受热分解，得到Al2O3和Fe2O3。 (4)盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐会分解，如NaHCO3、Ca(HCO3)2加热时会发生分解：2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O、Ca(HCO3)2CaCO3+CO2↑+H2O。 (5)具有较强还原性的盐，加热时被氧气氧化，生成气体物质，如Na2SO3被氧化成Na2SO4：2Na2SO3+O22Na2SO4。 7．碱性溶液的贮存 碱性溶液会腐蚀磨口玻璃塞，不能使用玻璃塞，要使用橡皮塞。 如Na2CO3、Na2SiO3、KF等的溶液，水解呈较强的碱性，OH-与玻璃中的SiO2反应：SiO2+2OH-=SiO32-+H2O，使玻璃发生缓慢的腐蚀作用，磨口玻璃塞由于接触面积大，腐蚀速率较快。 8．除杂 (1)采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。例如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3+，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3+。 (2)向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3。 Fe3+水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，MgO与H+反应，水解平衡正向移动，生成Fe(OH)3沉淀。 9．判断溶液中离子能否共存 两种不同性质的离子在水溶液中，会发生双水解，使水解程度增大。 如Al3+、Fe3+等在水溶液中水解呈酸性，CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等离子在水溶液中呈碱性。两种离子发生互相促进水解，使水解程度显著增大，最终生成对应的弱碱和弱酸，因此不能大量共存。用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液作泡沫灭火剂就是依据此原理。 考点5 溶液中的粒子浓度关系 1．溶液中粒子浓度大小比较 (1)不同溶液中同一离子浓度的大小比较 相同物质的量浓度的a.NH4Cl溶液，b.CH3COONH4溶液，c.NH4HSO4溶液，c中H＋对NH水解有抑制作用，b中CH3COO－的水解对NH水解有促进作用，所以三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c>a>b。 (2)弱酸溶液中粒子浓度的大小比较 ①一元弱酸溶液 弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。 醋酸溶液中微粒有H2O、CH3COOH、H＋、OH－、CH3COO－，由于CH3COOH电离程度小，且H2O的电离程度更小，所以溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 ②多元弱酸溶液 多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。 碳酸溶液中存在的微粒有H2O、CO2、H2CO3、H＋、HCO、CO、OH－。 碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子和CO2分子除外)是c(H2CO3)>c(H＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)。 (3)盐溶液中离子浓度大小的比较 ①NaCl溶液 溶液中存在电离过程：NaCl===Na＋＋Cl－、H2OH＋＋OH－。 离子浓度的大小关系：c(Na＋)＝c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－)。 ②NH4Cl溶液 溶液中存在电离：NH4Cl===NH＋Cl－、H2OH＋＋OH－。 水解：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 离子浓度的大小关系：c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)。 ③Na2CO3溶液 Na2CO3溶液中的电离、水解过程。 电离：Na2CO3===2Na＋＋CO、H2OH＋＋OH－。 水解：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)。 (4)混合溶液中离子浓度大小的比较 ①物质的量浓度相同的NaOH溶液、CH3COOH溶液等体积混合 反应的化学方程式：NaOH＋CH3COOH===CH3COONa＋H2O； 溶液中存在的离子有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－； 其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。 ②物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合 反应的化学方程式：NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaCl； 溶液中存在的离子有Na＋、Cl－、NH、OH－、H＋； 其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)>c(NH)>c(H＋)。 ③物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合 混合后不发生反应，溶液中的溶质为NH4Cl、NH3·H2O，溶液呈碱性； 溶液中存在的离子有NH、Cl－、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。 2．溶液中微粒浓度的守恒关系 (1)电荷守恒规律 电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存在如下关系： c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－) (2)物料守恒规律 电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的。如Na2CO3溶液中CO能水解，故碳元素以CO、HCO、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系式为： c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3) (3)质子守恒规律 质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－得到的，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。 如在Na2CO3溶液中 因此质子守恒关系式为：c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H3O＋)或c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H＋)。 一般质子守恒由电荷守恒、物料守恒整合得来。 3．常见溶液的守恒关系式 (1)CH3COONa溶液： 物料守恒：c(Na+)= c(CH3COO-)+c(CH3COOH) 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) 质子守恒：c(OH-)= c(H+)+c(CH3COOH) (2)NH4Cl溶液： 物料守恒：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O) 电荷守恒：c(Cl-)+ c(OH-)=c(NH4+)+c(H+) 质子守恒：c(H+)= c(NH3·H2O)+c(OH-) (3)Na2CO3溶液： 物料守恒：c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)] 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-) 质子守恒：c(OH-)= c(HCO3-)+2c(H2CO3)+ c(H+) (4)NaHCO3溶液： 物料守恒：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3) 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-) 质子守恒：c(OH-)= c(H2CO3)+ c(H+)- c(CO32-) 课题4 沉淀溶解平衡 考点1 沉淀溶解平衡原理 1．沉淀溶解平衡的建立 (1)【实验探究】PbI2的溶解实验 将少量PbI2固体加入盛有一定量水的烧杯中，用玻璃棒充分搅拌，静置。 取2mL上层清液中于试管中，滴加AgNO3溶液。 实验现象：试管中有黄色沉淀生成。 实验结论：PbI2的溶解度很小，但仍有极少量的溶解。 PbI2溶于水的平衡方程式是PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)。 (2)沉淀溶解平衡的建立 在有AgCl沉淀生成的溶液中，同时存在溶解过程和沉淀过程。 AgCl的沉淀溶解平衡方程式：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。 2．沉淀溶解平衡的概念 在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，体系中形成了饱和溶液，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。 3．沉淀溶解平衡状态的特征： (1)动态平衡：v溶解＝v沉淀≠0。 (2)达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。 (3)当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 考点2 影响沉淀溶解平衡的因素 1．内因 难溶物质溶解程度的大小，主要取决于物质本身的性质。 2．外因 影响沉淀溶解平衡的外部因素有温度、浓度、加入的电解质等。 (1)温度：温度升高，多数沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 (2)浓度：加水稀释，浓度减小，平衡向溶解的方向移动。 (3)同离子效应：加入与难溶电解质构成微粒相同的物质，平衡向生成沉淀的方向移动。 (4)化学反应：加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，平衡向溶解的方向移动。 3．实例分析：影响沉淀溶解平衡的因素 已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，在Mg(OH)2悬浊液中，请分析当改变下列条件时，对该溶解平衡的影响，填写下表： 条件改变 移动方向 c(Mg2＋) c(OH－) 溶解度 加水 正向移动 不变 不变 不变 升温 正向移动 增大 增大 增大 加MgCl2(s) 逆向移动 增大 减小 减小 加盐酸 正向移动 增大 减小 增大 加NaOH(s) 逆向移动 减小 增大 减小 考点3 溶度积常数和溶度积规则 1．溶度积常数 (1)概念： 在一定温度下，难溶电解质达到沉淀溶解平衡后的溶液为饱和溶液，其离子浓度不再发生变化，溶液中各离子浓度幂之积为常数，叫做溶度积常数(简称溶度积)，用Ksp表示。 (2)意义：溶度积(Ksp)反映了物质在水中的溶解能力。 对同类型的难溶电解质(如AgCl、AgBr、AgI)而言，Ksp越小，难溶电解质在水中的溶解能力越小。 (3)溶度积常数表达式 写出下列沉淀溶解平衡的溶度积常数的表达式 AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　 Ksp＝c(Ag＋)·c(Cl－) Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)　Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－) AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－) 2．溶度积规则 通过比较溶度积Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解： (1)Qc>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 (2)Qc=Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 (3)Qc<Ksp，溶液不饱和，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。 【特别提示】有关溶度积(Ksp)的计算 (1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ mol·L－1。 (2)已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。 (3)计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)，Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝＝。 考点3 沉淀溶解平衡原理的应用 1．沉淀的溶解 (1)根据溶度积规则，当Qc<Ksp时，沉淀溶解平衡就向溶解的方向进行。因此，使沉淀溶解的总原则就是设法使离子浓度减小，使之满足Qc<Ksp。 根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中的离子反应的物质，使平衡向溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。如常用强酸溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等难溶电解质。 (2)实例：BaCO3和BaSO4都难溶于水，在医学上常用BaSO4作钡餐透视，而不能用BaCO3的原因是什么？ 原因是BaCO3能溶于胃酸(主要成分为盐酸)，反应原理为BaCO3(s)Ba2＋(aq)＋CO(aq)，CO＋2H＋===CO2↑＋H2O，胃酸消耗CO，使溶液中c(CO)降低，从而使BaCO3的沉淀溶解平衡向右移动，c(Ba2＋)增大引起人体重金属中毒。 【归纳小结】沉淀溶解的应用 (1)酸碱溶解法 对于可溶于酸的沉淀，加入酸将沉淀溶解。 例如：难溶于水的CaCO3沉淀可溶于盐酸中： CaCO3Ca2++CO32-，加入盐酸，H+与CO32-反应，CO32-+2H+=CO2↑+H2O，使沉淀溶解平衡正向移动。 类似可以用强酸溶解的难溶电解质还有BaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等。 (2)盐溶解法 弱碱盐的溶液水解呈酸性，可以将一些难溶物用弱碱盐溶解： 例如：Mg(OH)2可溶于NH4Cl溶液： Mg(OH)2Mg2++2OH-，当加入NH4Cl溶液时，NH4++OH-NH3·H2O，使c(OH-)减小，使沉淀溶解平衡正向移动，直至沉淀完全溶解。 总反应式为：Mg(OH)2+2NH4Cl===MgCl2+2NH3·H2O。 2．沉淀的生成 (1)根据溶度积规则，当Qc>Ksp时，沉淀溶解平衡就向生成沉淀的方向进行。因此，使沉淀生成的总原则就是增大离子浓度，使之满足Qc>Ksp。 根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中相同的离子，使平衡向生成沉淀的方向移动，就可以生成沉淀。 (2) 实例：可溶性钡盐(如BaCl2等)当作食盐食用，会造成钡中毒。中毒患者常用5.0%的Na2SO4溶液洗胃的原因是什么？ 中毒后服用Na2SO4溶液(5.0%)洗胃，此时SO与Ba2＋结合生成BaSO4沉淀，可缓解Ba2＋对人体的毒害。 【归纳小结】沉淀生成应用 (1)调节pH法： 如除去氯化铵溶液中的氯化铁杂质的方法。 加入氨水，调节pH至3~4，Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：Fe3＋＋3NH3·H2O = Fe(OH)3↓＋3NH。 (2)加沉淀剂法： 如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。 ①用H2S除去Cu2＋：H2S＋Cu2＋=== CuS↓＋2H＋。 ②用Na2S除去Hg2＋：Hg2＋＋S2－=== HgS↓。 3．沉淀的转化 (1)沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。 (2)沉淀转化的条件：溶液中的离子浓度幂之积大于Ksp。 ①一般来说，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越容易。 ②控制反应条件，也可使溶解能力相对较弱的物质转化为溶解能力相对较强的物质。 4．沉淀转化的应用 (1)锅炉除垢 CaCO3(s)Ca2＋(aq) ①沉淀转化 由于CaCO3的溶解能力小于CaSO4，用碳酸钠溶液很容易将水垢中的CaSO4转化为疏松、易溶于酸的CaCO3沉淀，离子方程式为CaSO4(s)＋COCaCO3(s)＋SO。 ②沉淀溶解 H＋与碳酸钙电离的CO结合生成CO2脱离固体，使碳酸钙溶解，离子方程式为CaCO3(s)＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。 (2)重晶石转化为可溶性钡盐 BaCO3(s)Ba2＋(aq) ①沉淀转化 虽然BaSO4比BaCO3更难溶于水，由于饱和Na2CO3溶液中的CO浓度较大，BaSO4电离出的Ba2＋仍有部分能与CO结合形成BaCO3沉淀。 用饱和Na2CO3溶液多次重复处理，可使大部分BaSO4转化为BaCO3，离子方程式为BaSO4(s)＋COBaCO3(s)＋SO。 ②沉淀溶解 用盐酸溶解碳酸钡，可使Ba2＋转入溶液中，离子方程式为BaCO3(s)＋2H＋===Ba2＋＋H2O＋CO2↑。 (3)物质的提纯——除去CuSO4溶液中混有的少量Fe3＋ 由于Fe(OH)3的溶解度比Cu(OH)2小得多，调节溶液的pH至3～4时，Cu2＋留在溶液中， Fe3＋水解生成Fe(OH)3而析出，达到除去Fe3＋的目的。 (4)铜蓝矿的形成过程 原生铜的硫化物CuSO4(溶液)CuS(铜蓝) 生成铜蓝的有关化学方程式： ZnS(s)＋CuSO4CuS(s)＋ZnSO4，PbS(s)＋CuSO4CuS(s)＋PbSO4。 (5)工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。 FeS除去Hg2＋的离子方程式为：FeS(s)＋Hg2＋(aq)HgS(s)＋Fe2＋(aq) (6)在分析化学中常用饱和Na2CO3溶液，将难溶强酸盐BaSO4转化为难溶弱酸盐BaCO3，然后用强酸溶解，使阳离子进入溶液。 BaSO4转化为BaCO3反应的离子方程式为：BaSO4(s)＋CO(aq)BaCO3(s)＋SO(aq) (7)硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，水垢的形成过程涉及到沉淀转化。 加热硬水时，Ca(HCO3)2、Mg(HCO3)2分别分解生成CaCO3、MgCO3。但MgCO3又水解生成更难溶的Mg(OH)2，MgCO3+H2OMg(OH)2+CO2↑。故水垢的主要成分不是CaCO3、MgCO3，而是CaCO3、Mg(OH)2。 03 素养提升 1．强电解质、弱电解质和非电解质的判断易错提醒 (1)区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。 (2)电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。难溶盐如BaSO4、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，是强电解质。易溶的如CH3COOH、NH3·H2O等在溶液中电离程度较小，是弱电解质。 (3)在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。 (4)CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，是因为溶于水后生成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、混合物既不是电解质，也不是非电解质。。 2．电离方程式书写易错提醒 (1)易溶于水的强电解质，如强酸、可溶性强碱和可溶性盐在溶液中全部电离，如：H2SO4 ===2H++SO42-。 (2)难溶强电解质，虽然溶解度很小，但是溶于水的部分全部电离，如CaCO3===Ca2++CO32-。 (3)多元弱酸是分步电离的，主要进行第一步电离，第二步电离较第一步更微弱。 (4)强酸的酸式盐在熔融状态和溶液中的电离情况不同。 例如：NaHSO4(熔融)===Na++HSO4-，NaHSO4(溶液)===Na++H++SO42-。 (5)弱酸的酸式盐在水溶液中的电离强中有弱。 例如：NaHCO3===Na++HCO3- ，HCO3-H++CO32- 。 3．判断溶液导电性的方法 (1)相同浓度的强电解质和弱电解质溶液，可溶性强电解质完全电离，离子浓度大，导电性强；可溶性弱电解质离程度小，离子浓度小，导电性弱； (2)难溶性电解质溶解度小，电离出的离子少，离子浓度小，导电性弱； (3)强电解质不一定比弱电解质的导电性强，如强电解质的稀溶液的导电性可能比弱电解质的浓溶液的导电性弱；难溶性强电解质的导电性较弱。 (4)溶液稀释时，溶液体积变大，离子浓度减小，导电性减弱。 4．电离平衡的特点易错提醒 (1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。 (2)弱电解质的电离程度、溶液的导电能力与电离平衡的移动没有必然的关系。 (3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 5．有关电离平衡常数应用易错提醒 (1)不同弱电解质电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。 (2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。 (3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。 (4)多元弱酸各级电离常数：Ka1≫Ka2≫Ka3，其酸性主要由第一步电离决定，Ka值越大，相应酸的酸性越强。 6．理解Kw应注意的几个问题 (1)Kw揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。 (2)Kw只与温度有关。因为水的电离是吸热过程，所以温度升高，有利于水的电离，Kw增大。若100℃时，水的离子积常数KW=1.0×10-12，则纯水中c(H＋)是1.0×10－6 mol·L－1；某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·L－1。某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－11mol·L－1。 (3)Kw不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液，且由水电离的c水(H＋)＝c水(OH－)。此时，水溶液中水的离子积常数不变。 7．水的电离平衡曲线易错提醒 (1)同一曲线上任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。 (2)同一曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。 (3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定要改变温度。 8．关于水电离出的c(H+)和c(OH-)分析思路 Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中所有H＋、OH－的总物质的量浓度，但是一般情况下有： (1)酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋的浓度)。 (2)碱溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－的浓度)。 (3)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。 ①升高温度、加入弱碱离子和弱酸离子，促进了水的电离，水的电离程度增大，水电离出的c(H+)和c(OH-)增大。 ②在水中加入酸或碱，会抑制水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均减小，但仍然相等。在常温下，若由水电离出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。 (4)水受热温度升高，促进水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均增大，但仍然呈中性。 (5)在酸或碱的溶液中，Kw表达式中的c(H＋)、c(OH－)均为溶液中两种离子的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)、c(OH－)。如0.1 mol·L－1盐酸中，c(H＋)约为0.1 mol·L－1。 9．测量溶液pH时的注意事项 (1)不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则会将溶液稀释，可能导致所测定的pH不准确，使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液不受影响。 (2)有强氧化性和有颜色的物质，不能用pH试纸测定其pH，如新制氯水、NaClO、漂白粉溶液、双氧水、高锰酸钾溶液、氯化铁溶液、硫酸铜溶液等。 (3)pH试纸不能测c(H＋)>1 mol·L－1或c(OH－)>1 mol·L－1的溶液的pH。 10．溶液pH计算易错提醒 (1)强酸溶液和强碱溶液混合后计算pH，必须先判断出混合后溶液的酸碱性，然后计算混合后的OH-或H＋浓度。 (2)根据酸的浓度计算酸溶液的pH时，不必考虑温度，而根据碱的浓度计算碱溶液的pH时，需要根据离子积计算c(H＋)，因此一定要注意溶液的温度，只有室温时，Kw＝1.0×10－14。 (3)一定pH的强碱与强碱混合后求pH。在计算过程中易出现直接用H＋浓度进行混合计算的错误。因为强碱溶液的混合是OH－混合，H＋是随OH－浓度改变而改变的，不能直接用于混合碱的计算，H＋浓度必须通过c(H＋)＝来求。 11．溶液稀释后pH的变化规律 (1)酸碱溶液无限稀释 常温下，pH只能无限接近于7，酸溶液pH不可能大于7，碱溶液pH不可能小于7。 (2)对于pH＝a的强酸和弱酸溶液稀释 (3)对于pH＝b的强碱和弱碱溶液稀释 12．酸碱中和滴定实验操作易错提醒 (1)酸式滴定管为玻璃活塞，可盛装酸性溶液和氧化性溶液（如酸性高锰酸钾溶液），但不可盛装碱液，因为碱液会腐蚀玻璃活塞；碱式滴定管为橡皮管和玻璃珠，不能盛装酸性溶液和氧化性溶液。 (2)滴定管的“0”刻度位于上方，最大刻度位于滴定管下部，最大刻度下部没有刻度，因此实际盛装溶液的体积大于最大刻度所标注的体积。 (3)滴定管的最小刻度为0.1mL，精确度为0.01mL。 (4)锥形瓶只能用蒸馏水洗净，不可用待测液润洗。 (5)滴定管使用时的操作要依照查漏—水洗—润洗—装液—调节液面、赶气泡—读数的顺序进行。 13．中和滴定误差分析常见问题 (1)仪器洗涤 在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗2～3次，其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积增大，由c(待)＝可知，待测液浓度偏大。 (2)在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，不能用待测液润洗。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积增大，消耗标准液的体积增大，使测定结果偏大。 (3)滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。试分析右图读数对滴定结果的影响。 ①如图Ⅰ，开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，滴定结果会偏小。 ②如图Ⅱ，开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，滴定结果会偏大。 14．盐类水解原理易错提醒 (1)盐类水解的实质是盐电离出的离子(弱碱阳离子或者弱酸阴离子)跟水电离出来的OH-或H+结合生成弱碱或弱酸，从而破坏了水的电离平衡，导致溶液中c(OH-)和c(H+)不相等，则溶液表现一定的酸碱性。 (2)盐类水解对水的电离平衡的影响： 弱碱阳离子或者弱酸阴离子在溶液中水解，因此水的电离程度增大，因此水电离出的c(H+)和c(OH-)增大。 如25℃时，pH=4的NH4Cl溶液中，c(H+)=10-4mol·L-1，则水电离出的c(H+)=c(OH-)= 10-4mol·L-1；pH=11的CH3COONa溶液中，c(OH-)=10-3 mol·L-1，则水电离出的c(H+)=c(OH-)= 10-3mol·L-1。 (3)盐的电离方程式和水解方程式的区别 要将盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式区别开来。 如HCO3-+H2OCO32-+H3O+是HCO3-的电离方程式，而HCO3-+H2OH2CO3+OH-是HCO3-水解的离子方程式。 (4)酸式盐溶液酸碱性要看酸式酸根离子的电离和水解程度的相对大小： 只电离不水解(如NaHSO4等)的显酸性； 电离大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4等)的显酸性； 水解大于电离(如NaHCO3、NaHS等)的显碱性。 15．溶液中粒子浓度大小比较的方法和思路 (1)确定溶液中溶质的成分和浓度大小。 (2)分析溶液中存在的过程，包括：电离过程（完全电离和部分电离）、弱电解质离子的水解过程、水的电离。 (3)找出溶液中存在的微粒。 (4)分析电离、水解等过程进行的程度大小，比较粒子浓度大小。 如NH4Cl溶液中溶液中，存在的过程有： 电离：NH4Cl = NH＋Cl－ H2OH＋＋OH－（微弱） 水解：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋（微弱） 溶液中存在的离子有：NH、Cl－、H＋、OH－。 其中，由于NH4Cl完全电离，c(NH)、c(Cl-)显著大于c(H＋)、c(OH－)。 由于有少量NH发生水解，因此c(NH)<c(Cl-)；根据水解反应，可得c(H＋)>c(OH－)，因此NH4Cl溶液中离子浓度大小顺序是：c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-) 16．溶液中存在的过程分析易错提醒 (1)弱电解质的电离过程 ①大多数弱电解质的电离程度较小，一般情况下，水的电离程度最小。 ②多元弱酸的电离程度逐步减小，因此产生的离子的浓度也是逐步减小的。 (2)弱电解质离子的水解过程 ①单一弱电解质离子的水解程度一般都很小。 ②同一弱电解质的电离程度比其对应的弱电解质离子的水解程度要大。 ③多元弱酸根离子（如CO32-）的第一步水解大于第二步水解，且第二步的水解程度一般大于水的电离程度。 ④多元弱酸的酸式酸根离子（如HCO3-），既要发生水解，又要发生电离，因此要比较水解程度和电离程度的相对大小。 若水解程度大于电离程度，溶液呈碱性，如HCO3-、HS-；若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，如HSO3-。 17．溶度积常数易错提醒 (1)溶度积Ksp仅与温度有关。 (2)溶度积与溶解度均可表示物质的溶解性。 (3)相同类型的电解质，溶度积越小，其溶解度越小。 (4)可以利用Ksp计算饱和溶液中某种离子的浓度。 (5)相同类型的难溶电解质，Ksp越大，在水中的溶解能力越强。如相同温度下，Ksp (FeS)=1.59×10-19，Ksp (CuS)=1.267×10-36，则CuS比FeS更难溶； (6) Ksp相差不大时，Ksp不能直接作为比较依据，如相同温度下，Ksp (AgCl)=1.8×10-10，Ksp [Mg(OH)2] = 5.6×10-12，虽然Mg(OH)2的Ksp 较小，但不能认为Mg(OH)2比AgCl更难溶。 (7)在进行有关计算时一定要注意难溶电解质的化学组成及溶液混合后体积变化引起的离子浓度变化。 18．沉淀的转化易错提醒 (1)沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。一般是溶解度小的沉淀会转化生成溶解度更小的沉淀。 (2)当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀；如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。 (3)溶解度较小的沉淀在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀，如在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，也可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！13 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$