第三章 水溶液中的离子反应与平衡（期中复习课件） 高二化学上学期人教版

该高中化学课件聚焦水溶液中的离子反应与平衡，系统梳理电离平衡、水的电离与pH、盐类水解、沉淀溶解平衡四大核心考点，以考情导航为起点，通过概念辨析、影响因素分析、定量计算到实际应用的脉络，搭建表格对比、典例解析、真题演练等学习支架。 其亮点在于融合化学观念与科学思维，以强弱电解质对比表、水解平衡常数推导等培养分类与推理能力，结合FeCl3溶液配制、锅炉除垢等实例渗透性质决定用途的观念。真题演练贴合高考题型，助力学生构建知识网络，教师可直接用于课堂教学，提升备考效率。

第三章 水溶液中的 离子反应与平衡 考点大串讲 目 录 CONTENTS 考情透视·目标导航 01. 考点梳理·重难破解 02. 考场练兵·真题再练 03. 考情透视·目标导航 PART 01 考情透视·目标导航 必考考点 复习目标 电离平衡 强电解质与弱电解质 1.掌握弱电解质电离平衡、水的电离、盐类水解、沉淀溶解平衡四大核心概念 2.理解离子浓度大小比较的三大守恒关系（电荷/物料/质子守恒） 3.能分析温度、浓度等条件对平衡移动的影响 4.运用平衡常数（Kw/Ka/Ksp）进行定量计算 5.解决工农业生产中的pH调控实际问题 弱电解质的电离平衡 一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较 水的电离和溶液的pH 水的电离平衡与Kw 溶液的酸碱性与pH计算 酸碱中和滴定 盐类的 水解 盐类水解规律与水解方程 水解平衡常数 盐类水解的应用 沉淀溶解平衡 难溶电解质的沉淀溶解平衡 沉淀溶解平衡的应用 PART 02 考点梳理·重难破解 知识梳理 考点01 电离平衡 一、强电解质与弱电解质   强电解质 弱电解质 电离程度 几乎完全电离 只有部分电离 电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡 溶液中的粒子种类 只有电离出的阴、阳离子， 不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子， 又有电解质分子 化合物类别 强酸：如H2SO4、HCl、HClO4 强碱：如Ba(OH)2、Ca(OH)2 绝大多数盐：如NaCl、BaSO4 弱酸：如H2CO3、CH3COOH 弱碱：如NH3·H2O、Cu(OH)2 水 电离方程式 H2SO4 = 2H＋＋SO42- NaHCO3 = Na＋＋HCO3- HA ⇌ H＋＋A－ BOH ⇌ B＋＋OH－ 酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系 前者看电离程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小 强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强 考点梳理·重难破解 【典例01】下列事实中可以证明HClO是弱电解质的是（ ） A．HClO能使紫色石蕊试液先变红后褪色 B．常温下，0.1mol/L HClO溶液Ph=3 C．HClO易溶于水，可以在水中电离出H+和ClO- D．HClO可以与NaOH溶液反应生成NaClO 考点01 电离平衡 B 考点梳理·重难破解 【演练01】下列事实中，能证实一元酸HR是弱电解质的是（ ） A．HR溶液和KCl溶液不发生反应 B．能与水以任意比例互溶 C．0.1 mol·L-1的HR溶液中c(R-)=0.01mol·L-1 D．HR属于共价化合物 考点01 电离平衡 C 知识梳理 考点01 电离平衡 二、弱电解质的电离平衡 1、电离平衡的建立 一定条件下，弱电解质分子电离成离子的速率和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保持不变时的状态 电离平衡 弱 等 动 定 变 弱电解质才有电离平衡 v(正）= v(逆） 动态平衡 各微粒浓度不变 条件改变 → 平衡移动 勒夏特列原理 知识梳理 考点01 电离平衡 二、弱电解质的电离平衡 2、电离平衡的影响因素 因素 对电离平衡的影响 内因 弱电解质本身的性质决定弱电解质电离程度的大小 外因 温度 由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动， 升温，促进电离，电离平衡向右移动 浓度 电解质溶液浓度越小，电离程度越大 外加 电解质 同离子效应 加入含弱电解质离子的强电解质， 电离平衡逆向移动，抑制电离，电离程度减小 含有可与弱电解 质反应的离子 反应消耗离子，使电解质电离程度增大， 促进电离，电离平衡向右移动 知识梳理 考点01 电离平衡 二、弱电解质的电离平衡 2、电离平衡的影响因素（以0.1 mol/L CH3COOH溶液为例） 条件改变 平衡移动 电离程度 n(H＋) c(H＋) 导电能力 加水 升温 加醋酸钠(s) 通HCl(g) 加NaOH(s) 正向 正向 逆向 逆向 正向 增大 增大 减小 减小 增大 增大 增大 减小 增大 减小 减小 增大 减小 增大 减小 减弱 增强 增强 增强 增强 (1)、稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如c(OH－)是增大 (2)、电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸 (3)、电离平衡右移，电离程度也不一定增大。如稀醋酸中加入冰醋酸 考点梳理·重难破解 【典例02】在0.1 mol·L－1的HCN溶液中存在如下电离平衡：HCNH＋＋CN－，下列叙述正确的是(　　) A．加入少量NaOH固体，平衡正向移动 B．加水，平衡逆向移动 C．滴加少量0.1 mol·L－1的HCl溶液，溶液中c(H＋)减小 D．加入少量NaCN固体，平衡正向移动 考点01 电离平衡 A 考点梳理·重难破解 【演练02】在氨水中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH＋OH－。下列情况能引起电离平衡正向移动的有___________________ (填字母，下同)。 ①加NH4Cl固体　 ②加NaOH溶液　 ③通入HCl ④加CH3COOH溶液　 ⑤加水　 ⑥加压 a．①③⑤ b．①④⑥ c．③④⑤ d．①②④ 考点01 电离平衡 C 知识梳理 考点01 电离平衡 三、电离平衡常数与电离度 1．电离常数 （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，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示 （2）、表示方法： 类型 物质 平衡常数 弱酸 CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+ 弱碱 NH3·H2O ⇌ NH4+ + OH- （3）、意义：相同条件下，K值越大表示越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强 （4）、特点：只与物质本身和温度有关，电离吸热，因此“温度升高时K增大” 知识梳理 考点01 电离平衡 三、电离平衡常数与电离度 2．电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系 实例 CH3COOH ⇌ CH3COO－＋H＋ ΔH>0 NH3·H2O ⇌ NH4+＋OH－ ΔH>0 改变条件 平衡移动方向 电离平衡常数 c(H＋) c(OH－) 平衡移动方向 电离平衡常数 c(OH－) c(H＋) 加水稀释 加HCl 加NaOH 加CH3COONH4 升高温度     向右 向左 向右 向左 向右 不变 不变 不变 不变 变大 减小 增大 减小 减小 增大 增大 减小 增大 增大 向右 向右 向左 向左 向右 不变 不变 不变 不变 变大 减小 减小 增大 减小 增大 增大 增大 减小 增大 知识梳理 考点01 电离平衡 三、电离平衡常数与电离度 3．电离平衡常数的计算（以弱酸HX为例） （1）、已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数 弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX) 知识梳理 考点01 电离平衡 三、电离平衡常数与电离度 3．电离平衡常数的计算（以弱酸HX为例） （2）、已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H+) 弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX) 知识梳理 考点01 电离平衡 三、电离平衡常数与电离度 4.电离度 (1)、定义：在一定条件下的弱电解质在溶液里达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比 (2)、表示方法： (3)、意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。 (4)、影响因素 ①、相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小 ②、相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大 考点梳理·重难破解 【典例03】已知H2CO3的电离平衡常数：Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11，HClO的电离平衡常数：Ka＝2.95×10－8。在反应Cl2＋H2O ⇌ HCl＋HClO达到平衡后，要使HClO的浓度增大可加入(　　) A．NaOH B．HCl C．NaHCO3 D．H2O 考点01 电离平衡 C 考点梳理·重难破解 【演练03】已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： HCOOH：Ka＝1.77×10－4，HCN：Ka＝4.9×10－10，H2CO3：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则以下反应不能自发进行的是(　 　) A．HCOOH＋NaCN = HCOONa＋HCN B．NaHCO3＋NaCN = Na2CO3＋HCN C．NaCN＋H2O＋CO2 = HCN＋NaHCO3 D．2HCOOH＋CO32- = 2HCOO－＋H2O＋CO2↑ 考点01 电离平衡 C 知识梳理 考点01 电离平衡 四、一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较 1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 比较项目/酸 c(H＋) pH 中和碱的能力 与活泼金属 产生H2的量 开始与金属 反应的速率 一元强酸 一元弱酸 大 小 小 大 相同 相同 大 小 2.相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 比较项目/酸 c(H＋) c(酸) 中和碱的能力 与活泼金属 产生H2的量 开始与金属 反应的速率 一元强酸 一元弱酸 小 大 相同 相同 小 大 少 多 知识梳理 考点01 电离平衡 四、一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较 3．稀释问题——强弱稀释pH变化图像 （1）、酸溶液的稀释问题 强酸：体积增大10n倍，pH增大n个单位，pH＝y＋n 弱酸：体积增大10n倍，pH增大不足n个单位，pH＜y＋n 无论怎样稀释，酸溶液的pH不可能大于7 （2）、碱溶液稀释问题 强碱：体积增大10n倍，pH减小n个单位，pH＝x－n； 弱碱：体积增大10n倍，pH减小不足n个单位，pH＞x－n 无论怎样稀释，碱溶液的pH不可能小于7 NaOH 氨水 醋酸 盐酸 【若加水稀释相同倍数】pH大小；氨水＞NaOH溶液，盐酸＞醋酸 【若稀释后的pH仍然相等】加水量的多少：氨水＞NaOH溶液，醋酸＞盐酸 知识梳理 考点01 电离平衡 四、一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较 4．判断弱酸的三种方法 【方法一】：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离 如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH＞1 【方法二】：根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动 如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1＜pH＜2 【方法三】：根据弱酸的正盐能发生水解判断，如判断CH3COOH为弱酸可做以下实验： (1)、向一定浓度的醋酸钠溶液中，加入几滴酚酞溶液，溶液变为浅红色 (2)、用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH＞7 考点梳理·重难破解 【典例04】下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是(　　) A．相同浓度的两溶液中c(H＋)相同 B．100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠 C．c(H＋)＝10－3 mol·L－1的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5 mol·L－1 D．向两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小 考点01 电离平衡 B 考点梳理·重难破解 【演练04】c(H＋)相等的盐酸(甲)和醋酸(乙)，分别与锌反应，若最后锌已全部溶解且放出气体一样多，则下列说法正确的是(　　) A．反应开始时的速率：甲>乙 B．反应结束时的c(H＋)：甲＝乙 C．反应开始时的酸的物质的量浓度：甲＝乙 D．反应所需时间：甲>乙 考点01 电离平衡 D 知识梳理 考点02 水的电离与溶液的pH 一、水的电离 1．水的电离基本概念 （1）、电离方程式：H2O ⇌ H＋＋OH－ （2）、电离特点：微弱、可逆、吸热、c(H+)=c(OH-) 2．水的离子积常数 (1)、表达式：KW＝c(H＋)·c(OH－) (2)、常温下：KW＝1×10－14 ，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol/L(pH＝7) (3)、影响因素：只与温度有关，升高温度，KW增大 (4)、适用范围：KW不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液 (5)、意义：KW揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，KW不变 知识梳理 考点02 水的电离与溶液的pH 一、水的电离 3．水的电离平衡移动的影响因素 ①、外加酸或碱 ②、加入强酸的酸式盐(如NaHSO4) ③、通入酸性/碱性气体 ④、降温 抑制水的电离 ①、升温 ②、加入活泼金属(如Na、K等) ③、加入强酸弱碱盐或强碱弱酸盐 促进水的电离 知识梳理 考点02 水的电离与溶液的pH 一、水的电离 3．水的电离平衡移动的影响因素 改变条件 移动方向 c(H＋)变化 c(OH－)变化 KW变化 c(H＋)与c(OH－) 酸/碱性 升高温度 正向 增大 增大 增大 c(H＋)＝c(OH－) 中性 降低温度 逆向 减小 减小 减小 c(H＋)＝c(OH－) 中性 加入酸 逆向 增大 减小 不变 c(H＋)＞c(OH－) 酸性 加入碱 逆向 减小 增大 不变 c(H＋)＜c(OH－) 碱性 加入活泼金属 正向 减小 增大 不变 c(H＋) ＜c(OH－) 碱性 加入NaHSO4 逆向 增大 减小 不变 c(H＋) ＞c(OH－) 酸性 加入NaCl 不变 不变 不变 不变 c(H＋) ＝c(OH－) 中性 加入NaHCO3 正向 减小 增大 不变 c(H＋) ＜c(OH－) 碱性 加入NH4Cl 正向 增大 减小 不变 c(H＋) ＞c(OH－) 酸性 考点梳理·重难破解 【典例05】下列操作可以使水的离子积常数Kw增大的是（ ） A．加热 B．通入少量氯化氢气体 C．加入少量醋酸钠固体 D．通入少量氨气 考点01 电离平衡 A 考点梳理·重难破解 【演练05】某温度下，向c(H+)=1×10-6 mol/L的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液中c(H+)=1×10-3 mol/L。下列对该溶液的叙述不正确的是（ ） A．该温度高于25℃ B．由水电离出来的H+的浓度为1×10-11 mol/L C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离 D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH-)增大 考点01 电离平衡 B 知识梳理 考点02 水的电离与溶液的pH 二、溶液的酸碱性与pH计算 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小 溶液 c(H＋)、c(OH－)大小比较 常温/25 ℃ 数值 pH 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol/L 等于7 酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) c(H＋)＞1×10－7 mol/L 小于7 碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－) c(H＋)＜1×10－7 mol/L 大于7 知识梳理 考点02 水的电离与溶液的pH 二、溶液的酸碱性与pH计算 2. 溶液的pH (1)、定义式：pH＝－lg c(H＋) (2)、测定方法：酸碱指示剂、pH试纸、pH计 酸碱指示剂 测定 指示剂 变色的pH范围 石蕊 <5.0红色 5.0~8.0紫色 >8.0蓝色 甲基橙 <3.1红色 3.1~4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 <8.2无色 8.2~10.0浅红色 >10.0红色 pH试纸测定 测定方法 取小块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 试纸类型 广泛pH试纸 精密pH试纸 专用pH试纸 pH计测量 也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。 能够直接测量溶液的pH，读数可以精确到小数点后两位 ①、pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则稀释待测液 ②、广泛pH试纸只能测出整数值，不会出现小数 ③、pH试纸不能测定氯水的pH，因为氯水有漂白性 知识梳理 考点02 水的电离与溶液的pH 二、溶液的酸碱性与pH计算 2. 溶液的pH的计算 (1)、单一溶液pH的计算 ①、强酸[HxA]：设溶液浓度为c mol/L ②、强碱[B(OH)y]，设溶液浓度为c mol/L c(H＋)＝xc mol/L pH＝－lgc(H＋)＝－lgxc c(H＋)＝ mol/L pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgyc 知识梳理 考点02 水的电离与溶液的pH 二、溶液的酸碱性与pH计算 2. 溶液的pH的计算 (2)、两强酸混合后溶液pH的计算 先求混合后的c(H＋)混 再根据pH＝－lgc(H＋)混求pH (3)、两强碱混合后pH的计算 求出混合后的c(OH－)混， 再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH 知识梳理 考点02 水的电离与溶液的pH 二、溶液的酸碱性与pH计算 2. 溶液的pH的计算 (4)、强酸与强碱混合后pH的计算 强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况： ①、若恰好中和，pH＝7 ②、若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH ③、若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH 考点梳理·重难破解 【典例07】下列溶液一定显酸性的是（ ） A．使甲基橙变黄的溶液 B．Ph=6的溶液 C．由水电离出的c(OH-)=1×10-13 mol/L的溶液 D．c(H+)>c(OH-)的溶液 考点01 电离平衡 D 考点梳理·重难破解 【演练07】下列说法正确的是（ ） A．在100℃时，pH约为6的纯水呈酸性(100℃时，Kw=10-12) B．将1×10-6 mol·L-1盐酸稀释1000倍，所得溶液的pH为9 C．常温下，水电离出的c(H+)为1×10-13 mol·L-1时，此溶液的pH一定为13 D．将pH=3的盐酸与醋酸各1 mL分别稀释至100 mL，所得醋酸的pH较小 考点01 电离平衡 D 知识梳理 考点02 水的电离与溶液的pH 三、酸碱中和滴定 1. 实验原理：利用中和反应，用已知浓度的酸/碱来测定未知浓度的碱/酸 2. 实验仪器：酸式滴定管(A)、碱式滴定管(B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶 3. 滴定管的选择（精确度0.01mL） 试剂性质 滴定管 原因 酸性、氧化性 酸式滴定管 酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶 碱性 碱式滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃， 致使玻璃活塞无法打开 知识梳理 考点02 水的电离与溶液的pH 三、酸碱中和滴定 4. 滴定管的使用 【查漏】检查是否漏水 【润洗】用所要盛装的溶液润洗2~3遍 【装液】将反应液加入相应滴定管中，使液面位于滴定管“0”刻度线以上2~3 mL处 【调液】在滴定管下方放一烧杯，调节活塞或挤压玻璃球，使滴定管尖嘴部分充满溶液(无气泡)，然后调节滴定管液面使其处于某一刻度，准确读取数值并记录。 知识梳理 考点02 水的电离与溶液的pH 三、酸碱中和滴定 5. 实验操作步骤 (1)洗涤：洗涤仪器并进行检漏，用待测液润洗 (2)取液：向酸(碱)式滴定管中注入标准液，向锥形瓶中注入待测液，加入2~3滴指示剂 (3)滴定：左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶；眼睛向下观察(看)锥形瓶中的颜色变化 滴定终点：滴入最后半滴标准液，锥形瓶内溶液变色，且在30s内不恢复原来的颜色 (4)读数：平视滴定管中凹液面最低点，读取溶液体积  (5)记录：记录滴定前和滴定终点时滴定管中标准液的刻度，重复滴定2~3次，将数据记入表中 (6)计算：V终-V始为消耗的标准液的体积，取2~3次实验结果的平均值 知识梳理 考点02 水的电离与溶液的pH 三、酸碱中和滴定 6. 指示剂的选择 指示剂操作 酚酞 甲基橙 强碱滴定强酸 无色变为浅红色 橙色变为黄色 强酸滴定强碱 浅红色变为无色 黄色变为橙色 7. 滴定曲线 在酸碱中和滴定过程中，开始时由于被滴定的酸(或碱)浓度较大，滴入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。当滴定接近终点(pH＝7)时，滴入很少量(一滴，约0.04 mL)的碱(或酸)溶液就会引起pH的突变(如图所示) 知识梳理 考点02 水的电离与溶液的pH 三、酸碱中和滴定 8. 误差分析 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 变大 偏高 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 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时尖嘴处有气泡，放出液体后气泡消失 变小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后仅加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高 读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 偏低 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 偏高 考点梳理·重难破解 【典例08】食醋是日常饮食中的调味剂，利用NaOH标准溶液滴定食醋中醋酸的浓度，以检测是否符合国家标准，下列操作会造成所测醋酸浓度偏高的是（ ） A．碱式滴定管的尖嘴在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 B．读取NaOH溶液体积时，开始时仰视读数，滴定结束时俯视读数 C．滴定时，选用甲基橙作指示剂 D．酸式滴定管用蒸馏水洗净后未用待测液润洗 考点01 电离平衡 A 考点梳理·重难破解 【演练08】室温时，取未知浓度的盐酸10.00mL，用0.1000mol/L NaOH溶液滴定，滴定实验如图。下列说法不正确的是（ ） A．图中操作有错误 B．滴定管装液前需要润洗 C．可用酚酞做指示剂 D．滴定时若锥形瓶中有液体溅出，测定结果偏高 考点01 电离平衡 D 知识梳理 考点03 盐类的水解 一、水解原理与规律 1. 水解的基本概念 （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）、条件：盐溶液中有弱酸阴离子或弱碱阳离子 （3）、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 （4）、特点：可逆、吸热、微弱 （5）、特征：水解使盐溶液表现出酸/碱性 ——“谁强显谁性” 知识梳理 考点03 盐类的水解 一、水解原理与规律 2. 水解的规律 无弱不水解，谁弱谁水解，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 溶液酸碱性 溶液的pH (25 ℃) 强酸强碱盐 NaCl、KNO3 Na2SO4 否  无 ______ ______ 强酸弱碱盐 NH4Cl Cu(NO3)2 是 NH4+、Cu2＋ ______ ______ 弱酸强碱盐 CH3COONa Na2CO3 是 CH3COO－、CO32- ______ ______ 弱酸弱碱盐 CH3COONH4 是 CH3COO－、NH4+ 中性 pH＝7 中性 酸性 碱性 pH＝7 pH<7 pH>7 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＋＋SO42- 考点梳理·重难破解 【典例09】下列说法正确的是( ) A．盐溶液都是中性的 B．盐溶液的酸碱性与盐的类型无关 C．碳酸钠溶液显碱性，是因为溶液中c（OH－）>c（H＋） D．NaHCO3溶液显酸性 考点01 电离平衡 C 考点梳理·重难破解 【演练09】25℃时，下列说法正确的是（ ） A．NaHA溶液呈酸性，可以推测H2A为强酸 B．可溶性正盐BA溶液呈中性，该盐一定为强酸强碱盐 C．将浓度为0.10mol/L的醋酸溶液稀释，电离平衡正向移动，c(H+)减小 D．pH=10.0的Na2CO3溶液中水电离出H+的物质的量为1.0 ×10-4 mol 考点01 电离平衡 C 知识梳理 考点03 盐类的水解 二、盐类水解方程式的书写 由于酸碱中和反应程度很大，所以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“↓”， 生成易分解的产物如NH3·H2O、H2CO3不写分解产物的形式 类型 水解程度 举例 溶液的酸碱性 一元弱酸阴离子 一步水解(微弱) CH3COO－＋H2O ⇌ CH3COOH＋OH－ 碱性 一元弱碱阳离子 NH4+＋H2O ⇌ NH3·H2O＋H＋ 酸性 多元弱酸阴离子 分步水解(微弱) CO32-＋H2O ⇌ HCO3－＋OH－ HCO3－＋H2O ⇌ H2CO3＋OH－ 碱性 多元弱碱阳离子 分步水解， 一步书写(微弱) Fe3＋＋3H2O ⇌ Fe(OH)3＋3H＋ Al3＋＋3H2O ⇌ Al(OH)3＋3H＋ 酸性 知识梳理 考点03 盐类的水解 三、盐类水解的影响因素 1、内因——盐本身的性质（越弱越水解） 形成盐的酸或碱越弱，其对应的离子水解能力就越大，溶液的碱性或酸性就越强 2、外因（越热越水解、越稀越水解） 因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度 条件 变化 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 外加酸或碱 酸 促进弱酸阴离子水解，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，促进弱碱阳离子水解 外加其他 能水解的盐 水解结果相同 抑制，水解程度减小 水解结果相反 促进，水解程度增大(甚至彻底水解) 考点梳理·重难破解 【典例10】配制FeCl3溶液时，将FeCl3固体溶解在较浓的盐酸中，再加水稀释。下列说法正确的是( ) A．FeCl3溶液显黄色， 没有 Fe(OH)3存在 B．稀释过程中 FeCl3水解程度增大，c(H⁺)增大 C．FeCl3溶液中存在 D．较浓氢氧化钠可有效抑制Fe³⁺水解 考点01 电离平衡 C 考点梳理·重难破解 【演练10】向1000 mL 0.10 mol/L醋酸钠的水溶液中加入纯醋酸，下列说法正确的是(忽略溶液的体积与温度变化)（ ） A．醋酸根离子水解平衡向正反应方向移动 B．溶液中醋酸分子的浓度降低 C．溶液的pH升高 D．溶液中醋酸根离子的浓度升高 考点01 电离平衡 D 知识梳理 考点03 盐类的水解 四、水解平衡常数（Kh） 1、表达式 若MA为强碱弱酸盐： 如：醋酸钠溶液（CH3COO－＋H2O⇌ CH3COOH＋OH－） 2．Kh的意义及影响因素 (1)、Kh越大，表示盐的水解程度越大 (2)、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 知识梳理 考点03 盐类的水解 四、水解平衡常数（Kh） 4．水解常数(Kh)与电离常数的关系（KW、Ka、Kb) (1)、盐的水解平衡常数与对应的一元弱酸(或弱碱)的电离平衡常数的乘积等于KW (2)、多元弱酸强碱盐，如Na2CO3 (3)、一元弱酸一元弱碱盐，如醋酸铵 知识梳理 考点03 盐类的水解 五、盐类水解的常见应用 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 知识梳理 考点03 盐类的水解 五、盐类水解的常见应用 应用 举例 泡沫灭火器的反应原理 Al3＋＋3HCO3- = Al(OH)3↓＋3CO2↑（双水解） 无水盐的制备 由MgCl2·6H2O制MgCl2，在干燥的HCl气流中加热 判断盐溶液的蒸干产物 将AlCl3溶液蒸干灼烧得到的是Al2O3，而不是AlCl3 某些盐的分离除杂 为除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgO或MgCO3或Mg(OH)2，过滤后再加入适量的盐酸 盐溶液除锈 NH4Cl溶液除去金属表面的氧化物(NH水解溶液显酸性) 判断电解质的强弱 CH3COONa溶液能使酚酞变红(pH>7)，说明CH3COOH是弱酸 考点梳理·重难破解 【典例11】配制FeCl3溶液时，将FeCl3固体溶解在较浓的盐酸中，再加水稀释。下列说法正确的是( ) A．FeCl3溶液显黄色， 没有 Fe(OH)3存在 B．稀释过程中 FeCl3水解程度增大，c(H⁺)增大 C．FeCl3溶液中存在 D．较浓氢氧化钠可有效抑制Fe³⁺水解 考点01 电离平衡 C 考点梳理·重难破解 【演练11】下列有关实验说法正确的是( ) A．将氯化铁溶液放在蒸发皿中，蒸发结晶可得无水氯化铁 B．中和热测定时，应向内筒中少量多次缓慢加入NaOH溶液 C．在测溶液pH时，应先将玻璃棒润湿，再蘸取待测液 D．酸式滴定管排气泡的方法是将其旋塞打开，利用液流将气泡冲出 考点01 电离平衡 D 知识梳理 考点03 盐类的水解 六、盐溶液蒸干时所得产物的判断 常见类型 溶液蒸干所得物质 金属阳离子易水解的挥发性强酸盐 蒸干时得氢氧化物和氧化物的混合物，灼烧时得氧化物， 如AlCl3溶液蒸干时得到Al(OH)3和Al2O3的混合物 金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐 蒸干得原溶质，如Al2(SO4)3溶液蒸干仍得Al2(SO4)3固体 酸根阴离子易水解 的强碱盐 蒸干得原溶质，如Na2CO3溶液蒸干得Na2CO3固体 知识梳理 考点03 盐类的水解 六、盐溶液蒸干时所得产物的判断 常见类型 溶液蒸干所得物质 阴、阳离子均易水解， 且水解产物均易挥发的盐 蒸干后得不到任何物质 如(NH4)2S、(NH4)2CO3等蒸干后得不到任何物质 不稳定的化合物的水溶液 加热时在溶液中就能分解，得不到原物质 如：Ca(HCO3)2溶液蒸干后得CaCO3 KHCO3溶液蒸干后得K2CO3 易被氧化的盐 蒸干后得不到原物质，蒸干后得其氧化产物， 如：FeSO4溶液蒸干后得Fe2(SO4)3， Na2SO3溶液蒸干后得Na2SO4 知识梳理 考点03 盐类的水解 七、溶液中微粒浓度大小的比较 1．理论依据（树立“微弱意识”） (1)、电离理论——弱电解质的电离是微弱的 ①、弱电解质电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离（更微弱） ②、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) (2)、水解理论——弱电解质离子的水解过程一般是微弱的 ①、弱电解质离子的水解是微弱的(双水解除外)，但由于水的电离， 故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度 ②、多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解 知识梳理 考点03 盐类的水解 七、溶液中微粒浓度大小的比较 强电解质的完全电离、弱电解质的微弱电离、水的极微弱电离、（电离产生）离子的水解 2．离子浓度大小比较 (核心思路：厘清物质在水中所发生的行为） （1）、一元弱酸/弱碱溶液中离子浓度（例： CH3COOH） C(溶质分子) >> C(显性离子) > C(电离产物) >> C(隐性离子) （2）、一元弱酸盐/一元弱碱盐溶液中离子浓度（例：CH3COONa） C(不水解的离子) > C(水解的离子) > C(显性离子) > C(水解产物)> C(隐性离子） 知识梳理 考点03 盐类的水解 七、溶液中微粒浓度大小的比较 2．离子浓度大小比较 (核心思路：厘清物质在水中所发生的行为） （3）、多元弱酸正盐溶液中离子浓度（例： Na2CO3 ） （4）、多元弱酸酸式盐溶液中离子浓度（例： NaHCO3 ） C(不水解的离子) > C(水解的离子) > C(显性离子) > C(一级水解产物) > C(二级水解产物)/ C(显性离子) 二级水解极弱 C(既不水解也不电离的离子) > C(既水解又电离的离子) > C(显性离子) > C(主反应产物)>C (隐性离子) >C(次反应产物) 考点梳理·重难破解 【典例12】强碱MOH的溶液和等体积、等物质的量浓度的弱酸HA的溶液混合后，溶液中有关离子浓度的大小关系正确的是（ ） A． B． C． D． 考点01 电离平衡 C 考点梳理·重难破解 【演练12】25℃时，用0.100mol/L的NaOH溶液滴定20mL 0.100mol/L的CH3COOH溶液，测得滴定过程中溶液的pH变化如图所示。下列说法正确的是( ) A．该滴定可以用甲基橙作为指示剂 B．若③点溶液中存在 ，此时 C．①点溶液中： D．在相同温度下，①、②、③三点溶液中水电离的 ：③<②<① 考点01 电离平衡 C 知识梳理 考点03 盐类的水解 八、溶液中的三大守恒 1、电荷守恒 电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，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与NaHCO3混合溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3-)＋c(OH－)＋2c(CO32-) 】 电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO32-)的计量数2代表一个CO32-带2个单位负电荷，不可漏掉 2、物料守恒 电解质溶液中，由于某些离子能够水解，微粒种类增多，但原子个数总是守恒的 【如K2S溶液中：S2－、HS－都能水解，则物料守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)】 知识梳理 考点03 盐类的水解 八、溶液中的三大守恒 3、质子守恒 电解质溶液中，电离、水解等过程中得到的质子(H＋)数等于失去的质子(H＋)数 【如NaHCO3溶液中：质子守恒关系：c(H2CO3)＋c(H＋) = c(CO32-)＋c(OH－)】 如果我们把电荷和物料守恒进行相加减， 可质子守恒 考点梳理·重难破解 【典例13】在0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液中，下列关系正确的是( ) A．c平(Na+)=2c平(CO32-) B．c平(OH-)=c平(H+)+c平(HCO3-)+c平(H2CO3) C．c平(HCO3-)>c平(H2CO3) D．c平(Na+)+c平(H+)=c平(CO32-)+c平(HCO3-)+c平(OH-) 考点01 电离平衡 C 考点梳理·重难破解 【演练13】H3PO4的电离分步进行，常温下Ka1=6.9×10-3，Ka2=6.2×10-8，Ka3=4.8×10-13，下列说法不正确的是( ) A．加水稀释使电离程度增大，溶液pH减小 B． C．Na2HPO4溶液中， D．浓度均为0.1 mol/L的NaOH溶液和H3PO4溶液按照体积比2 : 1混合， 混合液的pH>7 考点01 电离平衡 A 知识梳理 考点04 沉淀溶解平衡 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 1．溶解平衡状态 在一定温度下，固体溶质在水中形成饱和溶液时，溶质溶解的速率=溶质结晶的速率 2．溶解平衡的建立 ①、v(溶解) > v(沉淀)，固体溶解 ②、v(溶解) ＝ v(沉淀)，溶解平衡 ③、v(溶解) < v(沉淀)，析出晶体 ①、沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡也同样遵循勒夏特列原理 ②、沉淀溶解达到平衡时，再加入该难溶物对平衡无影响 知识梳理 考点04 沉淀溶解平衡 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 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)、外因 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 知识梳理 考点04 沉淀溶解平衡 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 4．生成难溶电解质的离子反应的限度 (1)、25 ℃时，溶解性与溶解度的关系 (2)、反应完全的标志 通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5mol·L－1时，生成沉淀的反应进行完全 考点梳理·重难破解 【典例14】下列有关AgCl的沉淀溶解平衡说法正确的是(　　) A．AgCl沉淀生成和沉淀溶解达平衡后不再进行 B．AgCl难溶于水，溶液中没有Ag＋和Cl－ C．升高温度，AgCl沉淀的溶解度增大 D．向AgCl沉淀溶解平衡体系中加入NaCl固体，AgCl沉淀的溶解度不变 考点01 电离平衡 C 考点梳理·重难破解 【演练14】下列关于沉淀溶解平衡的说法正确的是(　　) A．只有难溶电解质才存在沉淀溶解平衡过程 B．沉淀溶解平衡过程是可逆的 C．在平衡状态时，v(溶解)＝v(沉淀)＝0 D．达到沉淀溶解平衡的溶液不一定是饱和溶液 考点01 电离平衡 B 知识梳理 考点04 沉淀溶解平衡 二、沉淀溶解平衡的应用 1、沉淀的生成 (1)、调节pH法 如除去CuCl2溶液中的杂质FeCl3，可以向溶液中加入CuO，调节溶液的pH，使Fe3＋形成Fe(OH)3沉淀而除去 离子方程式：CuO＋2H＋ = Cu2＋＋H2O　 Fe3＋＋3H2O = Fe(OH)3↓＋3H＋ (2)、沉淀剂法 如用H2S沉淀Hg2＋的离子方程式：Hg2＋＋H2S = HgS↓＋2H＋ 知识梳理 考点04 沉淀溶解平衡 二、沉淀溶解平衡的应用 2、沉淀的溶解 当沉淀溶解平衡的离子发生反应浓度降低，平衡向溶解的方向移动，结果就是沉淀溶解 (1)、酸溶解法 如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为：CaCO3＋2H＋ = Ca2＋＋H2O＋CO2↑ (2)、碱溶解法 如Al2O3溶于NaOH溶液，离子方程式为：Al2O3＋2OH－ = 2AlO＋H2O (3)、盐溶液溶解法 如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为：Mg(OH)2＋2NH = Mg2＋＋2NH3·H2O 知识梳理 考点04 沉淀溶解平衡 二、沉淀溶解平衡的应用 3、沉淀的转化 (1)、实质：沉淀溶解平衡的移动 (2)、规律：一般说来，溶解度小的沉淀容易转化成溶解度更小的沉淀。沉淀的溶解度差别越大，越容易转化 (3)、应用 ①锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为CaSO4＋CO32-⇌CaCO3＋SO42- ②矿物转化：CuSO4溶液遇PbS转化为 CuS，离子方程式为Cu2＋＋PbS ⇌ CuS＋Pb2＋ 考点梳理·重难破解 【典例15】某pH＝1的ZnCl2和HCl的混合溶液中含有FeCl3杂质，为了除去FeCl3杂质，需将溶液调至pH＝4。在调节溶液pH时，应选用的试剂是(　　) A．NaOH B．ZnO C．ZnSO4 D．Fe2O3 考点01 电离平衡 B 考点梳理·重难破解 【演练16】已知：Ksp(ZnS)＞Ksp(CuS)，在有白色固体ZnS存在的饱和溶液中滴加适量CuSO4溶液，产生的实验现象是(　　) A．固体逐渐溶解，最后消失 B．固体由白色变为黑色 C．固体颜色变化但质量不变 D．固体逐渐增多，但颜色不变 考点01 电离平衡 B 知识梳理 考点04 沉淀溶解平衡 三、溶度积常数 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－) 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－) ①、Q＞Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出 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 知识梳理 考点04 沉淀溶解平衡 四、解沉淀溶解平衡图像问题 （1）、在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Qc＝Ksp在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化 （2）、曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Qc>Ksp （3）、曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Qc<Ksp 考点梳理·重难破解 【典例16】下列说法正确的是(　 　) A．含有AgCl和AgI固体的悬浊液中c(Ag＋)>c(Cl－)＝c(I－) B．25 ℃时，Cu(OH)2在水中的溶解度大于在Cu(NO3)2溶液中的溶解度 C．在含有BaSO4沉淀的溶液中加入Na2SO4固体，c(Ba2＋)增大 D．25 ℃时，AgCl在同浓度的CaCl2和NaCl溶液中的溶解度相同 考点01 电离平衡 B 考点梳理·重难破解 【演练16】下列说法正确的是(　　) A．难溶电解质在水中达到沉淀溶解平衡时，沉淀和溶解立即停止 B．Ksp越小，难溶电解质在水中的溶解能力一定越弱 C．Ksp的大小与离子浓度无关，只与难溶电解质的性质和温度有关 D．相同温度下，AgCl在水中的溶解能力与在NaCl溶液中的溶解能力相同 考点01 电离平衡 C PART 03 考场练兵·真题再练 考场练兵·真题再练 【真题演练1】下列化学用语表示不正确的是( ) A．醋酸的电离： B．硝酸铵的水解： C．硫酸氢钠熔融时的电离： D．碳酸钙的溶解平衡： B 考场练兵·真题再练 【真题演练2】25℃时，下列事实不能证明MOH是弱碱的是( ) A．0.1 mol/L MCl溶液的pH<7 B．1 mol/L MOH溶液中c(OH-)约为0.01 mol/L C．将pH=13的MOH溶液加水稀释10倍，所得溶液的Ph>12 D．3mL 1 mol/L MOH溶液恰好与3mL 1 mol/L盐酸完全反应 D 考场练兵·真题再练 【真题演练3】下列说法中正确的是( ) A．在100℃时，pH约为6的纯水呈酸性 B．将1mL1×10-6mol/L盐酸稀释至1000mL，所得溶液的pH为9 C．在常温下，当水电离出的c(H+)为1×10-13mol/L时，此溶液的pH可能为1或13 D．将pH=2的盐酸和醋酸各1mL分别稀释至100mL，所得醋酸的pH略大 C 考场练兵·真题再练 【真题演练4】等物质的量浓度的下列六种溶液： ①CH3COOH  ②CH3COONa  ③NaHSO4  ④Na2CO3  ⑤NaOH  ⑥H2SO4， pH由大到小排列正确的是( ) A．⑤②④③①⑥ B．⑤④②③⑥① C．⑤④②①③⑥ D．④⑤②③⑥① C 考场练兵·真题再练 【真题演练5】NA表示阿伏加德罗常数的值，下列说法正确的是( ) A．0.1L0.5mol/LCH3COOH溶液中含有的氢离子数为0.05NA B．25℃时，向1L0.5mol/L的CH3COONa溶液中加入CH3COOH溶液至混合溶液呈中性，则混合溶液中CH3COO-的数目为0.5NA C．1L0.1mol·L-1的NaHCO3溶液中HCO3-和CO32-离子数之和为0.1NA D．密闭容器中2molNO与1molO2充分反应，产物的分子数为2NA B 考场练兵·真题再练 【真题演练6】生活中处处有化学，下列有关说法不正确的是( ) A．明矾水解时产生具有吸附性的胶体粒子，可杀菌消毒 B．焊接时用NH4Cl溶液除锈与盐类水解有关 C．草木灰与铵态氮肥不能混合施用与盐类水解有关 D．生活中用电解食盐水的方法制取消毒液，与氧化还原有关 A 感谢聆听！ 考点大串讲 $