专题04 盐类的水解 沉淀溶解平衡（期中知识清单）高二化学上学期人教版

专题04 盐类的水解 沉淀溶解平衡 考点01盐类水解的规律 1．有弱才水解——必须含有弱酸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。 3．谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸根阴离子。 4．谁强显谁性——组成盐的酸根阴离子(碱性阳离子)是强酸根(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，称为双水解反应。 6．越弱越水解——组成盐的酸根对应的酸(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。 考点02影响盐类水解的因素 1．内因：盐类水解的程度大小主要由盐的本性所决定。生成盐的弱酸酸性越弱，其盐中弱酸根离子的水解程度越大；生成盐的弱碱碱性越弱，其盐中弱碱阳离子的水解程度越大，通常称为“越弱越水解”。 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] 考点03盐类水解应用常考点 应用 原理解释 热的纯碱溶液去污能力强 加热促进了盐的水解，氢氧根离子浓度增大 泡沫灭火器灭火 Al3＋与HCO的水解相互促进的结果 明矾净水 铝离子水解生成的氢氧化铝胶体可用来净水 物质提纯 如除去氯化铜溶液中的氯化铁，可以加入氧化铜或氢氧化铜反应掉部分H＋，促进铁离子的水解，使Fe3＋转化为氢氧化铁沉淀而除去 配制易水解的盐溶液 配制FeCl3、FeCl2、SnCl2、AlCl3等溶液时，常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再加水稀释；目的是抑制铁离子、亚铁离子、锡离子、铝离子的水解 草木灰不能与铵态氮肥混合施用 铵根离子与碳酸根离子相互促进水解，使生成的氨气逸出而降低了氮肥肥效 硫化铝、氮化镁的制备 硫化铝、氮化镁在水溶液中强烈水解，只能通过单质间化合反应才能制得 比较盐溶液中离子浓度的大小 如Na2S溶液中离子浓度大小的顺序为c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)> c(HS－)>c(H＋) 判断弱电解质的相对强弱 如等物质的量浓度的醋酸钠溶液、碳酸氢钠溶液的碱性后者强于前者，则碳酸的酸性弱于醋酸 证明某些电解质是弱酸或弱碱 CH3COONa的溶液能使酚酞试液变红，证明该溶液显碱性，说明CH3COOH是弱酸 判断盐溶液蒸干灼烧后的产物 FeCl3溶液蒸干并灼烧产物为Fe2O3 盐溶液除锈 氯化铵溶液除去金属表面的氧化物，因为NH水解显酸性，可与金属氧化物反应 考点04沉淀溶解平衡 考点05难溶电解质的溶解平衡与弱电解质的电离平衡的区别 区别角度 沉淀溶解平衡 电离平衡 物质类别 难溶电解质可以是强电解质也可以是弱电解质 难电离物质只能是弱电解质 变化过程 已溶解溶质与未溶解溶质之间形成的沉淀与溶解的平衡状态 溶解的弱电解质分子与离子之间的转化达到的平衡状态 表示方法 如Al(OH)3：Al(OH)3(s)Al3＋(aq)＋3OH－(aq) 如Al(OH)3：Al(OH)3Al3＋＋3OH－ 考点06溶度积常数(Ksp) 1．溶度积常数Ksp的表达式 对于组成为AmBn的电解质，饱和溶液中存在平衡AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。 2．影响Ksp大小的因素 对于确定的物质来说，Ksp只与温度有关；一般情况下，升高温度，Ksp增大。 3．溶度积规则 当Qc>Ksp时，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡； 当Qc＝Ksp时，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； 当Qc<Ksp时，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。 4．Ksp与物质溶解度的关系 (1)对于组成形式相同的物质来说，Ksp越小，物质越难溶解或溶解度越小；组成形式(AmBn)不同的物质，Ksp越小且m＋n越小的物质越难溶。 (2)Ksp的大小与沉淀转化的关系：组成形式相同的难溶物质，Ksp较大的沉淀易转化为Ksp较小的沉淀，但当二者Ksp相差不大时，反过来也可转化；对于组成形式(AmBn)不同的物质来说，一般情况下，Ksp较大且m＋n也较大的物质易转化为Ksp较小且m＋n也较小的物质。其他情况则需要通过计算才能确定。 考点07水溶液中四大平衡常数的比较与应用 1．四大平衡常数的比较 项目 概念 表达式 影响因素 水的离子积常数(Kw) 一定温度下，水或稀溶液中H+和OH-的浓度积是一个常数 Kw=c(OH-)·c(H+) 只与温度有关，温度升高，Kw增大 电离常数(Ka、Kb) 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度(幂)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数 (1)对于一元弱酸HA：HAH++A-，电离常数Ka=； (2)对于一元弱碱BOH：BOHB++OH-，电离常数Kb= 只与温度有关， 温度升高，K增大 盐的水解常数(Kh) — 对于一般的可逆反应：A-+H2OHA+OH-，在一定温度下达到平衡时，Kh= 只与温度有关，温度升高，Kh增大 溶度积常数(Ksp) 在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度(幂)之积为一常数 MmAn的饱和溶液：Ksp=cm(Mn+)·cn(Am-) 只与难溶电解质的性质和温度有关 2．四大平衡常数的应用 (1)判断平衡移动的方向 Q与Ksp的关系 平衡移动方向 结论 Q＞Ksp 逆向 溶液过饱和，有沉淀析出 Q＝Ksp 不移动 溶液饱和，处于平衡状态 Q＜Ksp 正向 溶液未饱和，无沉淀析出 (2)常数间的关系 ①强碱弱酸盐：Kh＝；②强酸弱碱盐：Kh＝。 (3)判断离子浓度比值的大小变化。如将醋酸溶液加水稀释，在稀释过程中，c(H+)减小，由于电离平衡常数为，此值不变，故的值增大。 (4)利用四大平衡常数进行有关计算。 易错点01盐溶液的酸碱性 1．盐溶液酸碱性的实验探究 盐 NaCl Na2CO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4 盐溶液的酸碱性 中性 碱性 酸性 中性 碱性 酸性 盐的类型 强酸强碱盐　 弱酸强碱盐　 强酸弱碱盐　 强酸强碱盐　 弱酸强碱盐　 强酸弱碱盐　 实验结论： 盐的类型 强酸弱碱盐 强酸强碱盐 弱酸强碱盐 溶液的酸碱性 酸性 中性 碱性 2．盐类的水解 (1)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)实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。 3．盐类水解方程式的书写 (1)盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”。如： ①NaClO：ClO－＋H2OHClO＋OH－； ②)(NH4)2SO4：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 (2)多元弱酸根离子的水解分步进行，水解以第一步为主。如： Na2CO3：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 (3)多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，只要求一步写到底。如：AlCl3：Al3＋＋3H2OAl(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－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 ②)Al3＋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Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。(一般要有弱碱沉淀生成) 【判断对错】 (1)盐类水解的实质是促进水电离，水电离平衡右移( ) (2)同浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液相比后者pH小( ) (3)25 ℃，pH＝11的Na2CO3溶液中水电离出的c(OH－)＝1×10－11 mol·L－1( ) (4)Na2CO3和NaHCO3溶液中，粒子种类相同( ) (5)可溶性正盐BA溶液呈中性，则HA是强酸( ) (6)若测得0.01mol/LHA溶液pH>2，则HA是弱酸( ) (7)含CO32-的溶液中，可能大量存在：Na+、SO42-、A13+( ) (8)等pH等体积的HC1O、HC1溶液分别与浓度相同的NaOH溶液反应呈中性，HClO消耗的NaOH溶液体积少( ) (9)通入适量的HCl气体，使FeCl3溶液中，增大( ) (10)NH4Cl溶于D2O中的水解方程式为：NH4+ + D2ONH3·D2O + H+( ) 【答案】(1) √ (2) √ (3)× (4)√ (5)× (6) √ (7)× (8)× (9)× (10)× 易错点02溶液呈现不同酸碱性的原因 1．盐溶液呈酸碱性的原因分析 (1)强酸强碱盐(以NaCl为例) 溶液中存在的离子 H2OH＋＋OH－，NaCl===Na＋＋Cl－ 离子间能否相互作用生成弱电解质 否 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，无弱电解质生成 理论解释 水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋)＝c(OH－) (2)强酸弱碱盐(以NH4Cl为例) 溶液中存在的离子 离子间能否相互作用生成弱电解质 能 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋) >c(OH－)，呈酸性 理论解释 NH4+和OH-结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离方向移动，使溶液中c(H＋)> c(OH－)。 总反应的离子方程式 NH4＋+H2O NH3·H2O＋H+ (3)强碱弱酸盐(以CH3COONa为例) 溶液中存在的离子 离子间能否相互作用生成弱电解质 能 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋)＜c(OH－)，呈碱性 理论解释 NH4+和OH-结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离方向移动，使溶液中c(H＋)＜c(OH－)。 总反应的离子方程式 CH3COO-+H2OCH3COOH＋OH－ 2．盐类的水解规律 (1)有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。 盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 溶液的pH 强酸强碱盐 NaCl、KNO3 否 中性 pH＝7 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 NH、Cu2＋ 酸性 pH＜7 弱酸强碱盐 CH3COONa、Na2CO3 是 CH3COO－、CO 碱 pH>7 (2)常见不水解的离子 强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO 强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋ 【判断对错】 (1)盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡( ) (2)酸式盐溶液可能呈酸性，也可能呈碱性( ) (3)某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应( ) (4)CH3COONH4水溶液呈中性，溶液中的c(H＋)＝c(OH－) ( ) (5)NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－) ( ) (6)在CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH－)≠c(H＋) ( ) (7)能水解的盐的浓度越低，水解程度越大，溶液的酸碱性越强( ) (8)盐溶液显酸碱性，一定是由水解引起的( ) (9)CH3COONa溶液呈碱性，说明CH3COOH是弱酸( ) (10)已知次磷酸(H3PO2)是一元中强酸，NaH2PO2的水溶液呈弱酸性( ) 【答案】(1)√ (2)√ (3)× (4)√ (5)√ (6)× (7)× (8)× (9)√ (10)× 易错点03影响盐类水解的因素 1．盐类水解的影响因素 (1)内因——盐的性质 相同条件下，弱酸的酸性越弱，其酸根离子形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱的碱性越弱，其阳离子形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。如水解程度：Na2CO3＞Na2SO3，Na2CO3＞NaHCO3。 (2)外因 ①温度：由于盐类水解是吸热过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。 ②浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大；若增大盐的浓度，水解平衡向右移动，但水解程度减小。 ③外加酸碱：加酸可抑制弱碱阳离子水解，加碱能抑制弱酸根离子水解。 ④两种水解离子的相互影响。弱碱阳离子和弱酸阴离子在同一溶液中，两种水解相互促进，使二者水解程度都增大，甚至反应完全。 2．盐类水解的平衡常数 (1)水解平衡常数的概念 在一定温度下，能水解的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)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。 (2)水解平衡常数(Kh)与电离常数Kw的定量关系 ①Ka·Kh=Kw或Kb·Kh=Kw ②CO32-的一级水解平衡常数Kh1=；二级的水解平衡常数Kh2= 3．水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。 【判断对错】 (1)水解平衡右移，盐的离子的水解程度一定增大( ) (2)NaHCO3和NaHSO4都能促进水的电离( ) (3)加水稀释FeCl3溶液，的值减小( ) (4)Na2CO3溶液加水稀释，促进水的电离，溶液的碱性增强( ) (5)为抑制Fe3＋的水解，较好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸( ) (6)在纯水中加入能水解的盐一定促进水的电离( ) (7)在NH4Cl溶液中加入稀HNO3能抑制NH水解( ) (8) 将光亮Mg条放入盛有氯化铵溶液的试管中，产生的气体只有H2( ) (9)水解达到平衡时(不饱和)，加氯化铁溶液达饱和，溶液的酸性会增强( ) (10)浓度为5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者比后者小( ) 【答案】(1)× (2)× (3)√ (4)× (5)× (6)√ (7)√ (8)× (9)√ (10)√ 易错点4盐类水解的应用 1．热的纯碱溶液去油污效果更好 纯碱(Na2CO3)水解呈碱性，加热能促进水解，溶液的碱性增强，去污效果增强。水解的离子方程式为CO＋H2OHCO＋OH－。 2．配制可水解的盐溶液 某些强酸弱碱盐在配制溶液时因水解而变浑浊，需加相应的酸来抑制水解，如在配制FeCl3溶液时常将FeCl3晶体溶于较浓的盐酸中再加水稀释至所需浓度来抑制FeCl3水解。 3．明矾(铝盐)、铁盐用作净水剂 明矾、铁盐溶于水电离产生的Al3＋、Fe3＋水解，生成的Al(OH)3胶体、Fe(OH)3胶体可以使水中细小的悬浮颗粒聚集成较大颗粒而沉降，从而除去水中的悬浮物，起到净水作用。Al3＋水解的离子方程式为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋。 4．工业上利用水解原理制备无机化合物等。如用TiCl4制备TiO2：TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl。在制备时加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得到TiO2。类似的方法也可用于制备SnO、SnO2和Sn2O3等。 【判断对错】 (1)将CH3COONa溶液小火蒸干，可获得CH3COONa晶体( ) (2) 泡沫灭火器内的成分是苏打溶液和硫酸铝溶液( ) (3)将Fe2(SO4)3溶液加热蒸发至干并灼烧，最后得到Fe2O3( ) (4)加热蒸干Na2CO3溶液，最后可以得到NaOH和Na2CO3的混合固体( ) (5)除去MgCl2中的Fe3＋，可以加入NaOH固体( ) (6)加热蒸干KCl溶液，最后得到KOH固体(不考虑CO2的反应) ( ) (7)将AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液分别加热、蒸干、灼烧，所得固体成分相同( ) (8)配制FeSO4溶液时，将FeSO4固体溶于稀盐酸中，然后稀释至所需浓度( ) (9)Na2CO3不能用磨口玻璃塞的试剂瓶储存( ) (10)明矾水解形成的Al(OH)3胶体能吸附水中的悬浮物，可用于水的净化( ) 【答案】(1)√ (2)× (3)× (4)× (5)× (6)× (7)× (8)× (9)√ (10)√ 易错点05离子浓度大小比较 (1)元素质量守恒 在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即元素质量守恒。 例如，NaHCO3溶于水后，溶液中Na+与HCO3-的原始浓度之间的关系为c(Na+)=c(HCO3-)。由于HCO3-发生电离与水解，则有c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)。 (2)电荷守恒 指电解质溶液中，阳离子所带电荷总数与阴离子所带电荷总数相等，即溶液呈电中性。 例如，NaHCO3溶液中有Na+、H+、HCO3-、CO32-、OH-，存在如下关系：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)。 (3)质子守恒 指得到的质子(H+)数等于失去的质子(H+)数，如Na2S溶液中： 即c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)。 【判断对错】 (1)Na2S溶液：c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H2S) ( ) (2)Na2C2O4溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c(H2C2O4) ( ) (3)Na2CO3溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(OH－) ( ) (4)CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋2c(Cl－) ( ) (5)0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，所得溶液中：c(Na＋)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(OH－)( ) (6)20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液与10 mL 0.1 mol·L－1 HCl溶液混合后溶液呈酸性，所得溶液中：c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋) ( ) (7)室温下，pH＝2的盐酸与pH＝12的氨水等体积混合，所得溶液中：c(Cl－)＋c(H＋)＞c(NH)＋c(OH－) ( ) (8)0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，所得溶液中：c(OH－)＞c(H＋)＋c(CH3COOH) ( ) (9)0.1mol/LNa2C2O4与0.1mol/LHCl溶液等体积混合(H2C2O4为二元弱酸)：2c(C2O42－)＋c(HC2O4－)＋c(OH－)＝c(Na+)＋c(H+)( ) (10)0.1mol/LNa2CO3与0.1mol/LNaHCO3溶液等体积混合：3c(Na+)＝2[c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(H2CO3)] ( ) 【答案】(1)× (2) √ (3)× (4)× (5) √ (6) √ (7)× (8) × (9)× (10)× 易错点06沉淀溶解平衡 1．沉淀溶解平衡是指固体沉淀与溶液中相关离子间的平衡关系，包含了沉淀的溶解和溶解后电解质的电离两个过程。如： BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO(aq)，包含了BaSO4(s)BaSO4(aq)和BaSO4===Ba2＋＋SO两个过程。 2．难溶电解质的电离仅仅是沉淀溶解平衡的后一个过程。 总过程 沉淀溶解平衡(可逆) 分过程 沉淀的溶解(可逆) 电解质的电离(可逆或不可逆) 沉淀溶解平衡也用电离方程式表示，①须标明状态(s)、(aq)，②一律用“”。 Al(OH)3(s)Al3＋(aq)＋3OH－(aq)(沉淀溶解平衡) Al(OH)3Al3＋＋3OH－(电离平衡) 3．影响沉淀溶解平衡的因素 (1)内因 溶质本身的性质。绝对不溶的物质是没有的；同是微溶物质，溶解度差别也很大；易溶溶质只要是饱和溶液也存在沉淀溶解平衡。 (2)外界条件改变对沉淀溶解平衡的影响 ①温度升高，多数沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 ②加水稀释，浓度减小，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 ③加入与难溶电解质构成粒子相同的物质，沉淀溶解平衡向生成沉淀的方向移动。 ④加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 【判断对错】 (1)对于AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，说明AgCl部分电离，是弱电解质( ) (2)等体积、等浓度的AgNO3和NaCl溶液混合，充分反应后体系中不存在Ag＋和Cl－( ) (3)AgCl达到沉淀溶解平衡时，其溶解速率与沉淀速率相等，c(Ag＋)和c(Cl－)均不变( ) (4)沉淀达到溶解平衡时，溶液中溶质离子浓度一定相等，且保持不变( ) (5)向一定量的饱和NaOH溶液中加入少量Na2O固体，恢复到原来温度时，溶液中的Na＋总数不变( ) (6)难溶电解质达到沉淀溶解平衡时，增加难溶电解质的量，平衡向溶解方向移动( ) (7)在含有Mg(OH)2沉淀的饱和溶液中加入固体NH4Cl，沉淀量不变( ) (8)室温下，AgCl在水中的溶解度小于在食盐水中的溶解度( ) (9)溶解度较小的沉淀不可以转化成溶解度较大的沉淀( ) (10)当溶液中某离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，可视为该离子沉淀完全( ) 【答案】(1)× (2)× (3)√ (4)× (5)× (6)× (7)× (8)× (9)× (10)√ 易错点07溶度积常数 1．在一定温度下，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．写出下列沉淀溶解平衡的溶度积常数的表达式 (1)AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) Ksp＝c(Ag＋)·c(Cl－)。 (2)Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq) Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)。 (3)AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。 ①Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关。 ②同温条件时，对于同类型物质，Ksp数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。如由Ksp数值可知，溶解能力：AgCl＞AgBr＞AgI，Cu(OH)2＜Mg(OH)2。③不同类型的物质，Ksp差距不大时不能直接作为比较依据。如(25 ℃)：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，Ksp＝1.8×10－10；Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，Ksp＝1.8×10－11，虽然Mg(OH)2的Ksp较小，但不能认为Mg(OH)2比AgCl更难溶。 3．通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积(Q)的相对大小，可以判断在给定条件下的溶液中难溶电解质的沉淀或溶解情况： (1)Q>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 (2)Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 (3)Q<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。 【判断对错】 (1)溶度积是沉淀溶解平衡时难溶电解质在溶液中的各离子浓度的乘积( ) (2)Ksp小的溶解度一定小于Ksp大的( ) (3)改变外界条件使溶解平衡正向移动，Ksp一定增大( ) (4)Ksp(AB2)小于Ksp(CD)，则AB2的溶解度小于CD的溶解度( ) (5)常温下，向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的Ksp减小( ) (6)溶度积常数Ksp只受温度影响，温度升高，Ksp 一定增大( ) (7)常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的Ksp不变( ) (8)Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中的离子浓度无关( ) (9)Ksp反映了物质在水中的溶解能力，可直接根据Ksp的大小来比较电解质在水中的溶解能力( ) (10)可以通过比较Q和Ksp的相对大小，判断沉淀溶解平衡移动的方向( ) 【答案】(1)× (2)× (3)× (4)× (5)× (6)× (7) √ (8) √ (9)× (10) √ 易错点08沉淀溶解平衡的应用 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 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)＋CO(aq)，当加入盐酸后发生反应：CO＋2H＋＝H2O＋CO2↑，c(CO)降低，溶液中CO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＋2NH＝Mg2＋＋2NH3·H2O。 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) 【判断对错】 (1)洗涤沉淀时，洗涤次数越多越好( ) (2)为了减少BaSO4的损失，洗涤BaSO4沉淀时可用稀硫酸代替水( ) (3)除去MgCl2溶液中的Fe2＋，先加入双氧水，再加入MgO即可( ) (4)沉淀的转化只能由难溶的转化为更难溶的( ) (5)溶解度小的沉淀不能转化为溶解度比其大的沉淀( ) (6)可用FeS除去废水中的Hg2＋、Ag＋等，是因为HgS、Ag2S比FeS更难溶( ) (7)向AgCl沉淀中加入KI溶液，由白色沉淀转变成黄色沉淀，是由于Ksp(AgI)<Ksp(AgCl( ) (8)锅炉水垢中含有的CaSO4，可先用Na2CO3溶液处理，后用酸除去( ) (9)Ksp(BaSO4)<Ksp(BaCO3)，BaSO4中加入Na2CO3溶液无法转化为BaCO3( ) (10)验证Fe(OH)3的溶解度小于Mg(OH)2，可将FeCl3溶液加入Mg(OH)2悬浊液中，振荡，可观察到沉淀由白色变为红褐色( ) 【答案】(1)× (2)√ (3)√ (4)× (5)× (6)√ (7)√ (8)√ (9)× (10)√ 方法01与Ksp有关的常考题型和解题策略 常考题型 解题策略 (1)根据定义式或者数形结合求Ksp，或者判断沉淀金属离子所需pH 接根据Ksp(AmBn)=cm(An+)·cn(Bm-)解答，如果已知溶解度，则转化为物质的量浓度再代入计算 (2)沉淀先后的计算与判断 ①沉淀类型相同，则Ksp小的化合物先沉淀；②沉淀类型不同，则需要根据Ksp计算出沉淀时所需离子浓度，所需离子浓度小的先沉淀 (3)根据两种含同种离子的化合物的Ksp数据，求溶液中不同离子的比值 如某溶液中含有I-、Cl-等离子，向其中滴加AgNO3溶液，当AgCl开始沉淀时，求溶液中，则有== (4)判断沉淀的生成或转化 把离子浓度数值代入Ksp表达式，若数值大于Ksp，沉淀可生成或转化为相应难溶物质 方法02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CO、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。 方法03Ksp的大小比较 方法04沉淀溶解平衡图像题解题策略 1．沉淀溶解平衡曲线类似于溶解度曲线，曲线上任意一点都表示饱和溶液，曲线上方的任意一点均表示过饱和溶液，此时有沉淀析出，曲线下方的任意一点均表示不饱和溶液。 2．从图像中找到数据，根据Ksp公式计算得出Ksp的值。 3．比较溶液的Q与Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出。 4．涉及Q的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合溶液的体积。 方法05对数图像 1．图像类型 包括对数图像和负对数图像以及对数、负对数混合图像，其中负对数图像有以下类型： pH图像 将溶液中c(H＋)取负对数，即pH＝－lg c(H＋)，反映到图像中是c(H＋)越大，则pH越小 pOH图像 将溶液中c(OH－)取负对数，即pOH＝－lg c(OH－)，反映到图像中是c(OH－)越大，则pOH越小 pC图像 将溶液中某一微粒浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取负对数，即pC＝－lg c(A)，反映到图像中是c(A－)越大，则pC越小 2.解题策略 (1)先确定图像的类型是对数图像还是负对数图像。 (2)再弄清楚图像中横坐标和纵坐标的含义，是浓度对数还是比值对数。 (3)理清图像中曲线的变化趋势及含义，根据含义判断线上、线下的点所表示的意义。 (4)抓住图像中特殊点：如lg ＝0的点有c(A)＝c(B)；lg c(D)＝0的点有c(D)＝1 mol·L－1 熟记运算法则：lg ab＝lga＋lg b、lg ＝lga－lg b、lg1＝0，若K＝c·c(K只与温度有关)，得lgK＝mlgc1＋nlgc2。 (5)将图像中数据或曲线的变化与所学知识对接，作出正确判断。 学科网（北京）股份有限公司14 / 16 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题04 盐类的水解 沉淀溶解平衡 考点01盐类水解的规律 1．有弱才水解——必须含有弱酸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。 3．谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸根阴离子。 4．谁强显谁性——组成盐的酸根阴离子(碱性阳离子)是强酸根(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，称为双水解反应。 6．越弱越水解——组成盐的酸根对应的酸(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。 考点02影响盐类水解的因素 1．内因：盐类水解的程度大小主要由盐的_______所决定。生成盐的弱酸酸性越弱，其盐中弱酸根离子的水解程度越_____；生成盐的弱碱碱性越弱，其盐中弱碱阳离子的水解程度越_____，通常称为“越弱越_______”。 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 _______移 _______ _______ 浓度 增大 _______移 _______ _______ 减小(即稀释) _______移 _______ _______ 外加酸、碱 酸 弱碱阳离子的水解程度_______ 碱 弱酸根离子的水解程度_______ 外加其他盐 水解形式相同的盐 相互_______ (如NH4Cl中加FeCl3) 水解形式相反的盐 相互_______ [如Al2(SO4)3中加NaHCO3] 考点03盐类水解应用常考点 应用 原理解释 热的纯碱溶液去污能力强 加热促进了盐的水解，氢氧根离子浓度增大 泡沫灭火器灭火 Al3＋与HCO的水解相互促进的结果 明矾净水 铝离子水解生成的氢氧化铝胶体可用来净水 物质提纯 如除去氯化铜溶液中的氯化铁，可以加入氧化铜或氢氧化铜反应掉部分H＋，促进铁离子的水解，使Fe3＋转化为氢氧化铁沉淀而除去 配制易水解的盐溶液 配制FeCl3、FeCl2、SnCl2、AlCl3等溶液时，常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再加水稀释；目的是抑制铁离子、亚铁离子、锡离子、铝离子的水解 草木灰不能与铵态氮肥混合施用 铵根离子与碳酸根离子相互促进水解，使生成的氨气逸出而降低了氮肥肥效 硫化铝、氮化镁的制备 硫化铝、氮化镁在水溶液中强烈水解，只能通过单质间化合反应才能制得 比较盐溶液中离子浓度的大小 如Na2S溶液中离子浓度大小的顺序为c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)> c(HS－)>c(H＋) 判断弱电解质的相对强弱 如等物质的量浓度的醋酸钠溶液、碳酸氢钠溶液的碱性后者强于前者，则碳酸的酸性弱于醋酸 证明某些电解质是弱酸或弱碱 CH3COONa的溶液能使酚酞试液变红，证明该溶液显碱性，说明CH3COOH是弱酸 判断盐溶液蒸干灼烧后的产物 FeCl3溶液蒸干并灼烧产物为Fe2O3 盐溶液除锈 氯化铵溶液除去金属表面的氧化物，因为NH水解显酸性，可与金属氧化物反应 考点04沉淀溶解平衡 考点05难溶电解质的溶解平衡与弱电解质的电离平衡的区别 区别角度 沉淀溶解平衡 电离平衡 物质类别 难溶电解质可以是强电解质也可以是弱电解质 难电离物质只能是弱电解质 变化过程 已溶解溶质与未溶解溶质之间形成的沉淀与溶解的平衡状态 溶解的弱电解质分子与离子之间的转化达到的平衡状态 表示方法 如Al(OH)3：Al(OH)3(s)Al3＋(aq)＋3OH－(aq) 如Al(OH)3：Al(OH)3Al3＋＋3OH－ 考点06溶度积常数(Ksp) 1．溶度积常数Ksp的表达式 对于组成为AmBn的电解质，饱和溶液中存在平衡AmBn(s) ________________，Ksp＝________________。 2．影响Ksp大小的因素 对于确定的物质来说，Ksp只与_______有关；一般情况下，升高温度，Ksp_______。 3．溶度积规则 当Qc____Ksp时，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡； 当Qc_____Ksp时，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； 当Qc_____Ksp时，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。 4．Ksp与物质溶解度的关系 (1)对于组成形式相同的物质来说，Ksp越小，物质越难溶解或溶解度越_____；组成形式(AmBn)不同的物质，Ksp越小且m＋n越小的物质越_______。 (2)Ksp的大小与沉淀转化的关系：组成形式相同的难溶物质，Ksp较大的沉淀易转化为Ksp较_____的沉淀，但当二者Ksp相差不大时，反过来也可转化；对于组成形式(AmBn)不同的物质来说，一般情况下，Ksp较大且m＋n也较大的物质易转化为Ksp较小且m＋n也较小的物质。其他情况则需要通过计算才能确定。 考点07水溶液中四大平衡常数的比较与应用 1．四大平衡常数的比较 项目 概念 表达式 影响因素 水的离子积常数(Kw) 一定温度下，水或稀溶液中H+和OH-的浓度积是一个常数 Kw= ______________ 只与温度有关，温度升高，Kw增大 电离常数(Ka、Kb) 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度(幂)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数 (1)对于一元弱酸HA：HAH++A-，电离常数Ka= ______________； (2)对于一元弱碱BOH：BOHB++OH-，电离常数Kb= ______________ 只与_______有关， 温度升高，K_______ 盐的水解常数(Kh) — 对于一般的可逆反应：A-+H2OHA+OH-，在一定温度下达到平衡时，Kh= ______________ 只与_______有关，温度升高，Kh_______ 溶度积常数(Ksp) 在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度(幂)之积为一常数 MmAn的饱和溶液：Ksp= ______________ 只与难溶电解质的性质和_______有关 2．四大平衡常数的应用 (1)判断平衡移动的方向 Q与Ksp的关系 平衡移动方向 结论 Q＞Ksp ________ 溶液过饱和，有________析出 Q＝Ksp ________ 溶液饱和，处于________状态 Q＜Ksp ________ 溶液________，无沉淀析出 (2)常数间的关系 ①强碱弱酸盐：Kh＝_______；②强酸弱碱盐：Kh＝_______。 (3)判断离子浓度比值的大小变化。如将醋酸溶液加水稀释，在稀释过程中，c(H+)减小，由于电离平衡常数为，此值不变，故的值_______。 (4)利用四大平衡常数进行有关计算。 易错点01盐溶液的酸碱性 1．盐溶液酸碱性的实验探究 盐 NaCl Na2CO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4 盐溶液的酸碱性 ________ ________ ________ ________ ________ ________ 盐的类型 ________ ________ ________ ________ ________ ________ 实验结论： 盐的类型 强酸弱碱盐 强酸强碱盐 弱酸强碱盐 溶液的酸碱性 ________ ________ ________ 2．盐类的水解 (1)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________的反应，叫做盐类的水解。 (2)实质：生成弱酸或弱碱，使水的________被破坏而建立起新的平衡。 3．盐类水解方程式的书写 (1)盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”。如： ①NaClO：ClO－＋H2O________________； ②)(NH4)2SO4：NH＋H2O________________。 (2)多元弱酸根离子的水解分步进行，水解以第_____步为主。如： Na2CO3：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 (3)多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，只要求______步写到底。如：AlCl3：Al3＋＋3H2OAl(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－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 ②)Al3＋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Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。(一般要有弱碱沉淀生成) 【判断对错】 (1)盐类水解的实质是促进水电离，水电离平衡右移( ) (2)同浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液相比后者pH小( ) (3)25 ℃，pH＝11的Na2CO3溶液中水电离出的c(OH－)＝1×10－11 mol·L－1( ) (4)Na2CO3和NaHCO3溶液中，粒子种类相同( ) (5)可溶性正盐BA溶液呈中性，则HA是强酸( ) (6)若测得0.01mol/LHA溶液pH>2，则HA是弱酸( ) (7)含CO32-的溶液中，可能大量存在：Na+、SO42-、A13+( ) (8)等pH等体积的HC1O、HC1溶液分别与浓度相同的NaOH溶液反应呈中性，HClO消耗的NaOH溶液体积少( ) (9)通入适量的HCl气体，使FeCl3溶液中，增大( ) (10)NH4Cl溶于D2O中的水解方程式为：NH4+ + D2ONH3·D2O + H+( ) 易错点02溶液呈现不同酸碱性的原因 1．盐溶液呈酸碱性的原因分析 (1)强酸强碱盐(以NaCl为例) 溶液中存在的离子 H2OH＋＋OH－，NaCl===Na＋＋Cl－ 离子间能否相互作用生成弱电解质 否 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋)＝c(OH－)，呈_____性，无弱电解质生成 理论解释 水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋) _____c(OH－) (2)强酸弱碱盐(以NH4Cl为例) 溶液中存在的离子 离子间能否相互作用生成弱电解质 _____ c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋) _____c(OH－)，呈_____性 理论解释 NH4+和OH-结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离方向移动，使溶液中c(H＋)___c(OH－)。 总反应的离子方程式 NH4＋+H2O _______________ (3)强碱弱酸盐(以CH3COONa为例) 溶液中存在的离子 离子间能否相互作用生成弱电解质 _____ c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋) _____c(OH－)，呈_____性 理论解释 NH4+和OH-结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离方向移动，使溶液中c(H＋) _____c(OH－)。 总反应的离子方程式 CH3COO-+H2O _______________ 2．盐类的水解规律 (1)有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。 盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 溶液的pH 强酸强碱盐 NaCl、KNO3 _____ _______ _______ 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 _____ __________ _______ _______ 弱酸强碱盐 CH3COONa、Na2CO3 _____ _________ _______ _______ (2)常见不水解的离子 强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO 强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋ 【判断对错】 (1)盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡( ) (2)酸式盐溶液可能呈酸性，也可能呈碱性( ) (3)某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应( ) (4)CH3COONH4水溶液呈中性，溶液中的c(H＋)＝c(OH－) ( ) (5)NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－) ( ) (6)在CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH－)≠c(H＋) ( ) (7)能水解的盐的浓度越低，水解程度越大，溶液的酸碱性越强( ) (8)盐溶液显酸碱性，一定是由水解引起的( ) (9)CH3COONa溶液呈碱性，说明CH3COOH是弱酸( ) (10)已知次磷酸(H3PO2)是一元中强酸，NaH2PO2的水溶液呈弱酸性( ) 易错点03影响盐类水解的因素 1．盐类水解的影响因素 (1)内因——盐的性质 相同条件下，弱酸的酸性越弱，其酸根离子形成的盐越易________，盐溶液的碱性________；弱碱的碱性越弱，其阳离子形成的盐越易________，盐溶液的酸性________。如水解程度：Na2CO3_____Na2SO3，Na2CO3_____NaHCO3。 (2)外因 ①温度：由于盐类水解是吸热过程，升温可使水解平衡向_____移动，水解程度________。 ②浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向_____移动，水解程度________；若增大盐的浓度，水解平衡向_____移动，但水解程度________。 ③外加酸碱：加酸可抑制弱碱________水解，加碱能抑制_______________水解。 ④两种水解离子的相互影响。弱碱阳离子和弱酸阴离子在同一溶液中，两种水解相互________，使二者水解程度都________，甚至反应完全。 2．盐类水解的平衡常数 (1)水解平衡常数的概念 在一定温度下，能水解的盐在水溶液中达到水解平衡时，生成的_______________和_______________ (或氢离子)浓度之积与______________________ (或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。 (2)水解平衡常数(Kh)与电离常数Kw的定量关系 ①Ka·Kh=Kw或_______________ ②CO32-的一级水解平衡常数Kh1=________；二级的水解平衡常数Kh2=________ 3．水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受________的影响，因水解过程是________过程，故它随温度的升高而________。 【判断对错】 (1)水解平衡右移，盐的离子的水解程度一定增大( ) (2)NaHCO3和NaHSO4都能促进水的电离( ) (3)加水稀释FeCl3溶液，的值减小( ) (4)Na2CO3溶液加水稀释，促进水的电离，溶液的碱性增强( ) (5)为抑制Fe3＋的水解，较好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸( ) (6)在纯水中加入能水解的盐一定促进水的电离( ) (7)在NH4Cl溶液中加入稀HNO3能抑制NH水解( ) (8) 将光亮Mg条放入盛有氯化铵溶液的试管中，产生的气体只有H2( ) (9)水解达到平衡时(不饱和)，加氯化铁溶液达饱和，溶液的酸性会增强( ) (10)浓度为5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者比后者小( ) 易错点4盐类水解的应用 1．热的纯碱溶液去油污效果更好 纯碱(Na2CO3)水解呈碱性，加热能促进水解，溶液的碱性增强，去污效果增强。水解的离子方程式为CO＋H2O _______________。 2．配制可水解的盐溶液 某些强酸弱碱盐在配制溶液时因水解而变浑浊，需加相应的酸来抑制水解，如在配制FeCl3溶液时常将FeCl3晶体溶于较浓的________中再加水稀释至所需浓度来抑制FeCl3水解。 3．明矾(铝盐)、铁盐用作净水剂 明矾、铁盐溶于水电离产生的________、________水解，生成的Al(OH)3胶体、Fe(OH)3胶体可以使水中细小的悬浮颗粒聚集成较大颗粒而沉降，从而除去水中的悬浮物，起到________作用。Al3＋水解的离子方程式为Al3＋＋3H2O _______________。 4．工业上利用水解原理制备无机化合物等。如用TiCl4制备TiO2：TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl。在制备时加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得到TiO2。类似的方法也可用于制备SnO、SnO2和Sn2O3等。 【判断对错】 (1)将CH3COONa溶液小火蒸干，可获得CH3COONa晶体( ) (2) 泡沫灭火器内的成分是苏打溶液和硫酸铝溶液( ) (3)将Fe2(SO4)3溶液加热蒸发至干并灼烧，最后得到Fe2O3( ) (4)加热蒸干Na2CO3溶液，最后可以得到NaOH和Na2CO3的混合固体( ) (5)除去MgCl2中的Fe3＋，可以加入NaOH固体( ) (6)加热蒸干KCl溶液，最后得到KOH固体(不考虑CO2的反应) ( ) (7)将AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液分别加热、蒸干、灼烧，所得固体成分相同( ) (8)配制FeSO4溶液时，将FeSO4固体溶于稀盐酸中，然后稀释至所需浓度( ) (9)Na2CO3不能用磨口玻璃塞的试剂瓶储存( ) (10)明矾水解形成的Al(OH)3胶体能吸附水中的悬浮物，可用于水的净化( ) 易错点05离子浓度大小比较 (1)元素质量守恒 在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即_____________守恒。 例如，NaHCO3溶于水后，溶液中Na+与HCO3-的原始浓度之间的关系为c(Na+)=c(HCO3-)。由于HCO3-发生电离与水解，则有c(Na+)= _____________________________。 (2)电荷守恒 指电解质溶液中，阳离子所带电荷总数与阴离子所带电荷总数相等，即溶液呈________性。 例如，NaHCO3溶液中有Na+、H+、HCO3-、CO32-、OH-，存在如下关系：c(Na+)+c(H+)= ____________________________。 (3)质子守恒 指得到的质子(H+)数等于失去的质子(H+)数，如Na2S溶液中： 即c(OH-)= __________________________。 【判断对错】 (1)Na2S溶液：c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H2S) ( ) (2)Na2C2O4溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c(H2C2O4) ( ) (3)Na2CO3溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(OH－) ( ) (4)CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋2c(Cl－) ( ) (5)0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，所得溶液中：c(Na＋)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(OH－)( ) (6)20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液与10 mL 0.1 mol·L－1 HCl溶液混合后溶液呈酸性，所得溶液中：c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋) ( ) (7)室温下，pH＝2的盐酸与pH＝12的氨水等体积混合，所得溶液中：c(Cl－)＋c(H＋)＞c(NH)＋c(OH－) ( ) (8)0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，所得溶液中：c(OH－)＞c(H＋)＋c(CH3COOH) ( ) (9)0.1mol/LNa2C2O4与0.1mol/LHCl溶液等体积混合(H2C2O4为二元弱酸)：2c(C2O42－)＋c(HC2O4－)＋c(OH－)＝c(Na+)＋c(H+)( ) (10)0.1mol/LNa2CO3与0.1mol/LNaHCO3溶液等体积混合：3c(Na+)＝2[c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(H2CO3)] ( ) 易错点06沉淀溶解平衡 1．沉淀溶解平衡是指固体沉淀与溶液中相关离子间的平衡关系，包含了沉淀的溶解和溶解后电解质的电离两个过程。如： BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO(aq)，包含了BaSO4(s)BaSO4(aq)和BaSO4===Ba2＋＋SO两个过程。 2．难溶电解质的电离仅仅是沉淀溶解平衡的后一个过程。 总过程 沉淀溶解平衡(可逆) 分过程 沉淀的溶解(可逆) 电解质的电离(可逆或不可逆) 沉淀溶解平衡也用电离方程式表示，①须标明状态(s)、(aq)，②一律用“________”。 Al(OH)3(s)Al3＋(aq)＋3OH－(aq)(沉淀溶解平衡) Al(OH)3Al3＋＋3OH－(电离平衡) 3．影响沉淀溶解平衡的因素 (1)内因 溶质本身的________。绝对不溶的物质是没有的；同是微溶物质，溶解度差别也很大；易溶溶质只要是饱和溶液也存在沉淀溶解平衡。 (2)外界条件改变对沉淀溶解平衡的影响 ①温度升高，多数沉淀溶解平衡向________的方向移动。 ②加水稀释，浓度减小，沉淀溶解平衡向________的方向移动。 ③加入与难溶电解质构成粒子相同的物质，沉淀溶解平衡向________沉淀的方向移动。 ④加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，沉淀溶解平衡向________的方向移动。 【判断对错】 (1)对于AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，说明AgCl部分电离，是弱电解质( ) (2)等体积、等浓度的AgNO3和NaCl溶液混合，充分反应后体系中不存在Ag＋和Cl－( ) (3)AgCl达到沉淀溶解平衡时，其溶解速率与沉淀速率相等，c(Ag＋)和c(Cl－)均不变( ) (4)沉淀达到溶解平衡时，溶液中溶质离子浓度一定相等，且保持不变( ) (5)向一定量的饱和NaOH溶液中加入少量Na2O固体，恢复到原来温度时，溶液中的Na＋总数不变( ) (6)难溶电解质达到沉淀溶解平衡时，增加难溶电解质的量，平衡向溶解方向移动( ) (7)在含有Mg(OH)2沉淀的饱和溶液中加入固体NH4Cl，沉淀量不变( ) (8)室温下，AgCl在水中的溶解度小于在食盐水中的溶解度( ) (9)溶解度较小的沉淀不可以转化成溶解度较大的沉淀( ) (10)当溶液中某离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，可视为该离子沉淀完全( ) 易错点07溶度积常数 1．在一定温度下，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___________)，用________表示。 2．写出下列沉淀溶解平衡的溶度积常数的表达式 (1)AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) Ksp＝_______________。 (2)Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq) Ksp＝_______________。 (3)AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝_______________。 ①Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关。 ②同温条件时，对于同类型物质，Ksp数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。如由Ksp数值可知，溶解能力：AgCl＞AgBr＞AgI，Cu(OH)2＜Mg(OH)2。③不同类型的物质，Ksp差距不大时不能直接作为比较依据。如(25 ℃)：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，Ksp＝1.8×10－10；Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，Ksp＝1.8×10－11，虽然Mg(OH)2的Ksp较小，但不能认为Mg(OH)2比AgCl更难溶。 3．通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积(Q)的相对大小，可以判断在给定条件下的溶液中难溶电解质的沉淀或溶解情况： (1)Q>Ksp，溶液过饱和，有________析出，直至溶液________，达到新的平衡。 (2)Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于______________。 (3)Q<Ksp，溶液未饱和，无________析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质________直至溶液________。 【判断对错】 (1)溶度积是沉淀溶解平衡时难溶电解质在溶液中的各离子浓度的乘积( ) (2)Ksp小的溶解度一定小于Ksp大的( ) (3)改变外界条件使溶解平衡正向移动，Ksp一定增大( ) (4)Ksp(AB2)小于Ksp(CD)，则AB2的溶解度小于CD的溶解度( ) (5)常温下，向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的Ksp减小( ) (6)溶度积常数Ksp只受温度影响，温度升高，Ksp 一定增大( ) (7)常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的Ksp不变( ) (8)Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中的离子浓度无关( ) (9)Ksp反映了物质在水中的溶解能力，可直接根据Ksp的大小来比较电解质在水中的溶解能力( ) (10)可以通过比较Q和Ksp的相对大小，判断沉淀溶解平衡移动的方向( ) 易错点08沉淀溶解平衡的应用 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__________沉淀 除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入________调节pH至4左右 Fe3＋与NH3·H2O反应生成________沉淀 沉淀剂法 以________________等沉淀污水中的Hg2＋、Cu2＋等重金属离子 H2S、Na2S与Cu2＋、Hg2＋反应生成________ 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________，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应________，使Q______Ksp，平衡向______________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________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________，原因是：CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡为CaCO3(s) _______________，当加入盐酸后发生反应：CO＋2H＋＝_______________，________降低，溶液中________与________的离子积Q(CaCO3)＜Ksp(CaCO3)，沉淀溶解平衡向________方向移动。 盐溶液溶解法 Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、________溶液中。溶于NH4Cl溶液反应的离子方程式为Mg(OH)2＋2NH＝_______________。 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________ 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________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＝_______________ 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＝____________，CuSO4＋PbS＝_____________ 工业废水处理 FeS(s)＋Hg2＋(aq)＝_______________ 【判断对错】 (1)洗涤沉淀时，洗涤次数越多越好( ) (2)为了减少BaSO4的损失，洗涤BaSO4沉淀时可用稀硫酸代替水( ) (3)除去MgCl2溶液中的Fe2＋，先加入双氧水，再加入MgO即可( ) (4)沉淀的转化只能由难溶的转化为更难溶的( ) (5)溶解度小的沉淀不能转化为溶解度比其大的沉淀( ) (6)可用FeS除去废水中的Hg2＋、Ag＋等，是因为HgS、Ag2S比FeS更难溶( ) (7)向AgCl沉淀中加入KI溶液，由白色沉淀转变成黄色沉淀，是由于Ksp(AgI)<Ksp(AgCl( ) (8)锅炉水垢中含有的CaSO4，可先用Na2CO3溶液处理，后用酸除去( ) (9)Ksp(BaSO4)<Ksp(BaCO3)，BaSO4中加入Na2CO3溶液无法转化为BaCO3( ) (10)验证Fe(OH)3的溶解度小于Mg(OH)2，可将FeCl3溶液加入Mg(OH)2悬浊液中，振荡，可观察到沉淀由白色变为红褐色( ) 方法01与Ksp有关的常考题型和解题策略 常考题型 解题策略 (1)根据定义式或者数形结合求Ksp，或者判断沉淀金属离子所需pH 接根据Ksp(AmBn)=cm(An+)·cn(Bm-)解答，如果已知溶解度，则转化为物质的量浓度再代入计算 (2)沉淀先后的计算与判断 ①沉淀类型相同，则Ksp小的化合物先沉淀；②沉淀类型不同，则需要根据Ksp计算出沉淀时所需离子浓度，所需离子浓度小的先沉淀 (3)根据两种含同种离子的化合物的Ksp数据，求溶液中不同离子的比值 如某溶液中含有I-、Cl-等离子，向其中滴加AgNO3溶液，当AgCl开始沉淀时，求溶液中，则有== (4)判断沉淀的生成或转化 把离子浓度数值代入Ksp表达式，若数值大于Ksp，沉淀可生成或转化为相应难溶物质 方法02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CO、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。 方法03Ksp的大小比较 方法04沉淀溶解平衡图像题解题策略 1．沉淀溶解平衡曲线类似于溶解度曲线，曲线上任意一点都表示饱和溶液，曲线上方的任意一点均表示过饱和溶液，此时有沉淀析出，曲线下方的任意一点均表示不饱和溶液。 2．从图像中找到数据，根据Ksp公式计算得出Ksp的值。 3．比较溶液的Q与Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出。 4．涉及Q的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合溶液的体积。 方法05对数图像 1．图像类型 包括对数图像和负对数图像以及对数、负对数混合图像，其中负对数图像有以下类型： pH图像 将溶液中c(H＋)取负对数，即pH＝－lg c(H＋)，反映到图像中是c(H＋)越大，则pH越小 pOH图像 将溶液中c(OH－)取负对数，即pOH＝－lg c(OH－)，反映到图像中是c(OH－)越大，则pOH越小 pC图像 将溶液中某一微粒浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取负对数，即pC＝－lg c(A)，反映到图像中是c(A－)越大，则pC越小 2.解题策略 (1)先确定图像的类型是对数图像还是负对数图像。 (2)再弄清楚图像中横坐标和纵坐标的含义，是浓度对数还是比值对数。 (3)理清图像中曲线的变化趋势及含义，根据含义判断线上、线下的点所表示的意义。 (4)抓住图像中特殊点：如lg ＝0的点有c(A)＝c(B)；lg c(D)＝0的点有c(D)＝1 mol·L－1 熟记运算法则：lg ab＝lga＋lg b、lg ＝lga－lg b、lg1＝0，若K＝c·c(K只与温度有关)，得lgK＝mlgc1＋nlgc2。 (5)将图像中数据或曲线的变化与所学知识对接，作出正确判断。 学科网（北京）股份有限公司15 / 16 学科网（北京）股份有限公司 $