第三章.水溶液中的离子反应与平衡复习课件2026-2027学年高二化学上学期人教版选择性必修1

第三章 水溶液中的 离子反应与平衡 章末复习 CONTENTS 目录 电离平衡 水的电离和溶液的pH 03 盐类的水解 04 沉淀溶解平衡 01 02 电离平衡 01 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能够全部电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 在溶液中的存在形式 只有阴、阳离子 既有阴、阳离子，又有电解质分子 化合物类型 离子化合物、部分共价化合物 共价化合物 实例 ①大部分盐(包括难溶性盐) ②强酸，如HCl、H2SO4等 ③强碱，如KOH、Ba(OH)2等 ①弱酸，如CH3COOH、HClO等 ②弱碱，如NH3·H2O等 ③水 ④极少数盐，如(CH3COO)2Pb等 相同点 在水溶液中均能电离出自由移动的阴、阳离子 电离平衡 考点1 强电解质和弱电解质 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。 注意事项 【典例01】下列事实中一定能证明CH3COOH是弱电解质的是（ ） ①用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗 ②常温下， 0.1 mol∙L-1CH3COOH溶液的pH=2.87 ③等pH等体积的硫酸、醋酸溶液分别和足量锌反应，醋酸放出的氢气较多 ④20mL0.2mol·L-1醋酸溶液恰好与20mL 0.2mol·L-1 NaOH溶液完全反应 ⑤pH=1的CH3COOH溶液稀释至1000倍，pH<4 A．①②④⑤ B．②③⑤ C．①②③④⑤ D．①②⑤ B 1.概念：在一定条件(如温度、浓度)下，溶液中弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离达到平衡状态。 考点2 电离平衡状态 2.电离平衡的建立与特征 ① 开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0 ② 平衡的建立过程中，v(电离)>v(结合) ③ 当v(电离)=v(结合)时，电离过程达到平衡状态 3.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 3.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 【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 A 1.定义：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。 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+ 弱电解质的电离平衡 2.表达式 考点3 电离平衡常数 3.电离常数的影响因素 (1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数越小，反之，电离常数越大 (2)外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大 4.电离常数的意义 (1) 反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强 (2) 多元弱酸的各步电离常数的大小关系是……，当时，计算多元弱酸中的c(H+)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离 5．电离平衡常数的计算（以弱酸HX为例） 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) 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 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 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 2CH3COOH+Na2CO3 2CH3COONa + CO2↑+ H2O Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3) H2CO3 6.电离平衡常数的应用及相关计算 应用三：判断溶液中的某些离子浓度的变化 c(H+) ＝ cKa 弱酸溶液中 c(OH-)＝ cKb 弱碱溶液中 应用四：计算弱酸、弱碱溶液中的H+、OH-的浓度 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 6.电离平衡常数的应用及相关计算 7.电离度 (1).表达式 α=×100% 或 (2).影响因素 温度 的影响 升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大 降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小 浓度 的影响 当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小 当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大 α=×100% 【典例03】已知常温时HClO和HNO2的电离平衡常数分别为4.0×10-8和5.6×10-4。现将pH和体积都相同的两种酸溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示，下列叙述正确的是（ ） A．曲线Ⅱ为HNO2稀释时pH变化曲线 B．从b点到d点，溶液中 减小(HR代表HClO或HNO2) C．b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度大 D．取a点的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液， 消耗HNO2的体积较小 C 【典例04】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 C 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 考点4 一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较 考点4 一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较 （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 3.稀释问题 【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4 一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较 4. 判断弱酸的三种方法 【典例05】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↑ B 【典例06】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 B 【典例07】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 D 水的电离和溶液的pH 02 考点1 水的电离与水的离子积常数 1.水的电离和水的离子积常数 电离平衡 电离方程 意义 水的离子积常数 水的电离 水是一种极弱的电解质 H2O ⇌ H+ + OH-（水的电离是吸热过程） 表达式——KW=c(H+) · c(OH-)=1×10-14（25℃） 影响因素——只是温度的函数，Kw与温度成正比 适应范围——Kw不仅适用于纯水，也适用于稀电解质溶液 水是一种极弱的电解质 条件变化 平衡移 动方向 c(H+) c(OH-) KW 电离程度 升高温度 右移 增大 增大 增大 增大 加酸 左移 增大 减小 不变 减小 加碱 左移 减小 增大 不变 减小 加活泼金属 (如Na) 右移 减小 增大 不变 增大 2.外界条件对水的电离平衡的影响 考点1 水的电离与水的离子积常数 3.Kw的应用 (1)任何温度，任何水溶液，水电离的H+和OH-浓度总是相等 (2)当抑制水的电离时(如酸或碱溶液) 在溶液中c(H+)、c(OH-)较小的是水电离出来的 (3)当促进水的电离时(如盐的水解) 在溶液中c(H+)、c(OH-)较大的是水电离出来的 计算溶液中水电离的H+或OH-浓度 考点1 水的电离与水的离子积常数 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 注意：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。 1.溶液的酸碱性 溶液呈酸碱性的本质：溶液的酸碱性取决于c(H+)和c(OH-)的相对大小 考点2 溶液的酸碱性与pH 考点2 溶液的酸碱性与pH 2.溶液的pH 关系 pH=-lg c(H+) 范围 0~14 测定 用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上， 用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央， 变色后与标准比色卡对照 溶液酸碱性的 另外一种表示—pOH ① pOH=-lg c(OH-)  ② 常温下：pH+pOH=14 3.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 考点2 溶液的酸碱性与pH 4. 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 考点2 溶液的酸碱性与pH 4. 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 考点2 溶液的酸碱性与pH 4. 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2 溶液的酸碱性与pH 考点3 酸碱中和滴定 1、指示剂的选择 指示剂 变色范围 石蕊 甲基橙 酚酞 ① 滴定终点溶液为碱性时: 用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸 ② 滴定终点溶液为酸性时: 用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水 ③ 强酸滴定强碱: 一般用甲基橙，但用酚酞也可以 考点3 酸碱中和滴定 2、实验仪器与操作过程 (1) 主要仪器 ① “0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度 ②读数可估读到0.01mL ③A是酸式滴定管，不能盛放碱性液体 B是碱式滴定管,不能盛放酸性和强氧化性液体 考点3 酸碱中和滴定 2、实验仪器与操作过程 (2) 滴定前准备 滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡调液面→记录 锥形瓶：洗涤→装待测液→加指示剂 (3) 滴定操作 考点3 酸碱中和滴定 2、实验仪器与操作过程 (4) 滴定终点：滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，停止滴定，并记录标准溶液的体积 (5) 数据处理：按上述操作重复2~3次，根据每次所用标准液的体积计算待测液的物质的量浓度，最后求出待测液的物质的量浓度的平均值 (6) 误差分析：分析依据cB=(VB表示准确量取的待测液的体积、cA表示标准溶液的浓度)。若VA偏大⇒cB偏大；若VA偏小⇒cB偏小 考点3 酸碱中和滴定 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 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) 3.指示剂的选择 4.滴定曲线 考点3 酸碱中和滴定 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 5.误差分析 【典例08】【水的电离】室温时，在由水电离出的 c(H+)=1.0×10-13mol•L-1的无色溶液中，一定能大量共存的离子组是（ ） C A．K+、Na+、、Cl- B．K+、Fe3+、Br-、Cl- C．Na+、Cl-、、 D．Al3+、、Cl-、 水电离出的的溶液中，水的电离受到抑制，溶液显酸性（pH=1）或碱性（pH=13），HCO3-无法共存 Fe3+在水溶液中呈黄色，不符合题意 Al3+在碱性溶液（pH=13）中会形成会反应生成[Al(OH)4]-，在碱性溶液中会与OH-反应生成NH3和H2O，不能大量共存 【典例09】下列说法错误的是（ ） C A．pH约为6的纯水呈中性 B．若，则溶液一定呈碱性 C．室温下，将的溶液稀释到，所得溶液的pH为5 D．室温下，若溶液的pH约为5，则HM为弱酸 pH约为6的纯水呈中性，因为纯水在任何温度下都满足c(H⁺) = c(OH⁻)，故呈中性，与pH值无关 若c平(H⁺) < c平(OH⁻)，则溶液一定呈碱性，因为这是判断溶液碱性的基本条件 室温下，pH=8的KOH溶液为碱性， c(OH⁻) = 10-6 mol/L，将的溶液稀释到，稀释液的pH ≈ 7.00，且略大于7，而非5 室温下，0.01 mol·L-1HM溶液pH≈5，则c(H⁺) ≈ 10-5 mol/L，远小于0.01 mol/L，说明HM未完全电离，为弱酸 【典例10】【水的离子积常数】某温度下，向的蒸馏水中加入晶体，保持温度不变，测得溶液中。下列对该溶液的叙述不正确的是（ ） B A．该温度高于 B．由水电离出来的的浓度为 C．加入晶体抑制水的电离 D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的增大 该温度下蒸馏水的，说明水的离子积为，因此温度高于25℃ 溶液中总，其中水电离的H+浓度等于OH-浓度 电离产生H+，抑制水的电离 稀释后，减小，但温度不变，恒定，因此会增大 【典例11】【水电离的影响因素】下列说法正确的是（ ） D 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 在100℃时，纯水电离产生的c(H+)=1×10-6 mol/L，c(H+)=c(OH-)，因此纯水仍为中性 稀释后的溶液仍然显酸性，因此所得溶液的pH不可能为9 水电离受到了抑制作用，可能是加入了酸，也可能是加入了碱 【典例12】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 A 盐类的水解 03 考点1 盐类的水解及其规律 1.盐类的水解 定义 实质 特点 在水溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH-结合生成电解质的反应 破坏了水的电离平衡 一 水的电离程度增大 c(H+)≠c(OH-) → 溶液呈碱性或酸性 c(H+)=c(OH-) → 溶液呈中性 可逆: 水解反应是可逆反应 吸热: 水解反应是酸碱中和反应的逆反应，是吸热反应 微弱: 水解反应程度很微弱 2.盐类水解的规律 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 强酸强碱盐 NaCl、NaNO3 否 - 中性 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 N、Cu2+ 酸性 强碱弱酸盐 CH3COONa Na2CO3 是 CH3COO-、C 碱性 考点1 盐类的水解及其规律 3、盐类水解离子方程式的书写 (1) 盐类水解的离子方程式一般用“⇌”连接，且一般不标“↑”“↓”等状态符号 (2) 多元弱酸盐：分步书写，以第一步为主 (3) 多元弱碱盐：水解反应的离子方程式一步完成 (4) 阴、阳离子相互促进的水解 ① 若水解程度不大，用“⇌”表示。 ② 相互促进的水解程度较大的，书写时用“=”“↑”“↓” 考点1 盐类的水解及其规律 考点2 盐类水解的影响因素及水解常数 温度 盐类水解反应是中和反应的逆反应， 因而盐类的水解为吸热反应，升高温度，水解平衡向右移动 浓度 加水稀释，促进水解，水解程度增大 加溶质(增大浓度)，促进水解，水解程度减小 同离子效应 向能水解的盐溶液中加入与水解产物相同的离子，水解被抑制； 若水解产物被消耗，则促进水解 1.影响因素 Kh表示水解反应趋势的大小，Kh越大，水解趋势越大 (1)盐的水解常数的定义 强碱弱酸盐MA水解的离子方程式为A-+H2O  HA+OH-，当水解达到平衡时，盐的水 解常数  c(A-) c(HA)∙c(OH-) Kh= (2)意义 (3) Kh与Ka、Kb的关系 Kw Ka Kh＝ 强碱 弱酸盐 Kw Kb Kh＝ 强酸 弱碱盐 2.盐的水解常数 考点2 盐类水解的影响因素及水解常数 考点3 盐类水解原理的应用 1. 在生产、生活中的应用 (1) 热的纯碱溶液去油污效果好，原因是碳酸钠的水解为吸热反应，升高温度水解平衡向右移动，溶液的碱性增强，去污效果增强 (2) 铵态氮肥与草木灰不得混用的理由：铵态氮肥中的N水解显酸性，草木灰中的C水解显碱性，相互促进，使氨气逸出降低肥效 (3) 泡沫灭火器反应原理：NaHCO3与Al2(SO4)3饱和溶液发生相互促进的水解反应：Al3++3HC=Al(OH)3↓+3CO2↑ (4) 简述明矾的净水原理：明矾溶液中的铝离子水解：Al3++3H2O⇌Al(OH)3(胶体)+3H+，Al(OH)3胶体能吸附水中的悬浮物，起到净水作用 (5) ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂的原因：Zn2+水解使溶液显酸性，能溶解铁锈。 2、在教学、科研中的应用示例 (1) 纯碱溶液不能保存在带玻璃塞的试剂瓶中的原因：溶液中碳酸根离子水解 ：C+OH-，使溶液显碱性，会与玻璃中的SiO2反应 (2) 在配制FeCl3、AlCl3、SnCl2等溶液时为抑制水解，常先将盐溶于少量浓盐酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度 (3) 用MgCl2·6H2O晶体得到纯的无水MgCl2操作方法及理由是在干燥的HCl气流中加热MgCl2·6H2O，可以得到无水MgCl2，HCl气流能抑制MgCl2的水解，且带走MgCl2·6H2O因受热产生的水蒸气。 考点3 盐类水解原理的应用 3、盐溶液蒸干后剩余固体成分的判断 盐溶液 蒸干后产物 Ca(HCO3)2/NaHCO3 CaO/Na2CO3 NH4Cl 无 Na2SO3 Na2SO4 FeCl2/AlCl3 Fe2O3/Al2O3 Al2(SO4)3/Fe2(SO4)3/CuSO4 Al2(SO4)3/Fe2(SO4)3/CuSO4 Na2CO3 Na2CO3 考点3 盐类水解原理的应用 考点4 溶液中粒子浓度的关系 (1).电荷守恒 电解质溶液中阳离子所带正电荷总数=阴离子所带负电荷总数，溶液呈电中性 (2).物料守恒 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。离子所含的某种元素在变化前后是守恒的，即元素守恒 (3).质子守恒 质子守恒是指电解质溶液中粒子电离出的H+总数 = 粒子接受的H+总数 质子守恒 = 电荷守恒与物料守恒相互加减（消除不参与质子得失的离子） 1.溶液中的守恒关系 书写Na2CO3溶液中的电荷守恒、物料守恒、质子守恒 质子守恒：c(OH-) = c(H＋)+ c(HCO3-) + 2c(H2CO3) 电荷守恒：c (Na+) + c (H+) = c (OH－) ＋ c (HCO3－)＋2 c (CO32－) 物料守恒：c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3)] 举例 【典例13】写出下列溶液中的元素质量守恒(物料守恒) Na2SO4 NH4Cl与NH3∙H2O(1:1)混合 c(Na+) = 2c(SO42-) NH4Cl c(NH4+) +c(NH3∙H2O)=c(Cl-) Na3PO4 c(Na+)=3c(PO43-) + 3c(HPO42-) + 3c(H2PO4-) + 3c(H3PO4) NH4Cl与NH3∙H2O(1:2)混合 c(NH4+) +c(NH3∙H2O)=2c(Cl-) c(NH4+) +c(NH3∙H2O)=3c(Cl-) 【典例14】写出下列溶液中的质子守恒 CH3COONa Na2CO3 Na3PO4 c(OH-) = c(H+) + c(HPO42-) + 2c(H2PO4-) + 3c(H3PO4) NH4Cl与NH3∙H2O(1:2)混合 2c(NH4+) + 3c(H+) = c(NH3∙H2O) + 3c(OH-) c(OH-) = c(H+) + c(CH3COO-) c(OH-) = c(H+) + c(HCO3-) + 2c(H2CO3) CH3COONa与CH3COOH(1:1)混合 c(CH3COOH)+2c(H+) = c(CH3COO-)+2c(OH-) 2.离子浓度大小比较 （1).单一溶液中粒子浓度大小比较 a. 多元弱酸溶液：根据多步电离分析知：一级电离>二级电离>三级电离 b.多元弱酸的正盐溶液：根据弱酸根分步水解分析知：一级水解>二级水解 c. 多元弱酸的酸式盐溶液 若离子的水解程度大于电离程度，溶液呈碱性 若离子的水解程度小于电离程度，溶液呈酸性 2.离子浓度大小比较 (2).混合溶液中粒子浓度大小比较 混合溶液中各离子浓度大小比较，根据电离程度、水解程度的相对大小综合分析 a.分子的电离程度大于对应离子的水解程度 b.分子的电离程度小于对应离子的水解程度 c. 若溶液混合后发生反应，则先分析反应物的用量问题，依据反应后溶液中溶质的种类及浓度关系再进行分析 【典例15】【盐的水解与溶液的酸碱性】常温下，下列溶液的是（ ） C A． B．NaClO C． D． 为强碱弱酸盐，水解溶液显碱性 NaClO为强碱弱酸盐，水解溶液显碱性 为强酸弱碱盐，水解溶液显酸性 为强酸强碱盐，溶液为中性 【典例16】【盐类水解规律理解及应用】实验测得溶液、溶液以及的随温度变化的曲线如图所示。下列说法错误的是（ ） D A．随温度升高，溶液中水解程度增大，会生成更多 B．随温度升高，水中的与始终相等 C．随温度升高，溶液的水解平衡正向移动 D．随温度升高，溶液和溶液的均降低，都是主要因为温度升高水的离子积常数增大导致的 越热越水解 水电离出的氢离子和氢氧根比例为1:1 盐类水解为吸热过程，升高温度促进盐类水解，两溶液pH变小是因为温度升高水的离子积常数增大和升高温度促进盐类水解共同作用的结果 【典例17】【盐类水解的影响因素】分别对稀溶液进行下列操作，一定可使增大的是（ ） D A．升温 B．恒温加少量水 C．恒温加入少量固体 D．恒温加入少量固体KOH 升温促进CH3COO-水解，c(CH3COO-)减小，而c(Na+)不变，比值减小 恒温加水稀释时，水解程度增大，c(CH3COO-)减少幅度大于c(Na+)，比值减小 加入NaHSO4会引入H+，促进CH3COO-水解使其浓度降低，同时增加c(Na+)，比值减小 加入KOH抑制CH3COO-水解，c(CH3COO-)增大，而c(Na+)不变，比值增大 【典例18】【盐类水解的应用】下列说法中与盐类水解有关的是（ ） D ① 明矾和可作净水剂 ② 实验室配制溶液时，先将AlCl3固体溶解在盐酸中，然后加水稀释 ③ 实验室盛放、 等溶液的试剂瓶应用橡皮塞 ④ 泡沫灭火器反应原理 A．①②④ B．①②③ C．②③④ D．①②③④ 明矾和Fe2(SO4)3水解生成胶体 AlCl3水解使溶液呈酸性，实验室配制溶液时，需加盐酸抑制水解 Na2CO3、Na2SiO3水解使溶液呈碱性，能腐蚀玻璃，应用橡皮塞 泡沫灭火器的原理为Al3+和发生双水解生成氢氧化铝、CO2、H2O 【典例19】【盐溶液中离子浓度大小的比较】工业上常用于金属沉降，关于的溶液说法错误的是（ ） C 物质 电离平衡常数(25℃) A． B． C． D． 电荷守恒 物料守恒 质子守恒 应为 沉淀溶解平衡 04 考点1 沉淀溶解平衡及影响因素 1.沉淀溶解平衡 (1) 沉淀溶解平衡的建立 (2) 特点(同其他化学平衡)：逆、等、定、动、变(适用平衡移动原理) 2.沉淀溶解平衡的影响因素 (1) 内因：难溶电解质本身的性质，即难溶电解质的溶解能力 (2) 外因：难溶电解质在水溶液中会建立动态平衡，改变温度和某离子浓度，会使沉淀溶解平衡发生移动 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 3．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1 沉淀溶解平衡及影响因素 考点2 溶度积常数及应用 1.溶度积和离子积（以AmBn(s)⇌ mAn+(aq)+nBm-(aq)为例）   溶度积 离子积 含义 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Q 表达式 Ksp(AmBn)=cm(An+)·cn(Bm-)， 式中的浓度是平衡浓度 Q(AmBn)=cm(An+)·cn(Bm-)， 式中的浓度是任意浓度 应用 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Q>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出 ②Q=Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 ③Q<Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 考点2 溶度积常数及应用 2.溶度积的影响因素 (1) 内因： 溶度积与难溶电解质溶解能力的关系：阴、阳离子个数比相同的难溶电解质，溶度积越小，其溶解能力越小；不同类型的难溶电解质，应通过计算才能进行比较溶解能力 (2) 外因： 仅与温度有关，与浓度、压强、催化剂等无关。 考点3 沉淀溶解平衡的应用 1.沉淀的生成 (1) 沉淀生成的实际应用 在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来分离或除去某些离子 (2) 使溶液中的离子转化为沉淀的条件：溶液中离子积Q>Ksp (3) 常用的方法 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 Fe3+与NH3·H2O反应生成Fe(OH)3沉淀 沉淀 剂法 以Na2S沉淀污水中Hg2+、Cu2+等重金属离子 Na2S与Cu2+、Hg2+反应生成沉淀 2.沉淀的溶解 原理：不断减少溶解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 (2) 溶解方法 ① 酸溶解法，如CaCO3溶于盐酸 ② 盐溶液溶解法，如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液 ③ 配位溶解法，如AgCl溶于氨水 考点3 沉淀溶解平衡的应用 3.沉淀的转化 原理：由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程，实质是沉淀溶解平衡的移动 (2) 沉淀转化规律 ① 一般来说，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现 ② 一定条件下溶解度小的沉淀也可以转化成溶解度相对较大的沉淀 考点3 沉淀溶解平衡的应用 考点3 沉淀溶解平衡的应用 3.沉淀的转化 (3) 实际应用 ① 锅炉除垢： ② 矿物转化： 【典例20】【难溶电解质的沉淀溶解平衡】常温下，AgCl、的饱和溶液中离子浓度的关系如图所示，已知：，。下列说法错误的是（ ） D A．表示AgCl的饱和溶液中离子浓度的关系 B．向含悬浊液中加水稀释，不变 C．   D．当时AgCl和的混合悬浊液中存在 ，，随意取上点的数据，如（-4，-6），则，，乘积等于即，而带入上的点，如（-4，-4），则，，，即，所以表示的饱和溶液中离子浓度的关系，表示的饱和溶液中离子浓度的关系 溶度积只与温度有关（温度不变，不变) 当时，即，根据图像，纵坐标一定且小于-2时，即一定时，上横坐标数值小于上横坐标数值，即， 【典例21】【溶度积规则及其应用】常温下，铬酸钡的，其溶度积曲线如图所示。下列推断错误的是（ ） D A． B．b点溶度积等于c点 C．d点处于不饱和状态 D．温度不变，加入氯化钡固体可由d点迁移到b点 b点在溶度积曲线上，带入Ksp计算可得a 溶度积常数（Ksp）只与温度有关，温度不变，Ksp不变 d点位于溶度积曲线下方，离子浓度偏低，溶液处于不饱和状态 温度不变，加入BaCl2固体，c(Ba2+)增大，c()不变，因此不能由d点迁移到b点， 【典例22】【浓度对难溶电解质溶解平衡的影响】常温下探究沉淀溶解平衡的形成及移动情况，实验过程中溶液pH变化情况如图所示。下列说法错误的是（ ） B A．a点对应时刻在蒸馏水中加入过量固体 B．加入少量蒸馏水，可实现b～c段变化 C．b点对应溶液中 D．常用处理废水中的，可推测 氢氧化镁是难溶性中强碱，往水中加入过量氢氧化镁，氢氧化镁逐渐溶解，pH增大，直至达到饱和状态时pH不变 氢氧化镁过量，加入少量蒸馏水后碱性快速减弱，然后平衡右移，但溶液依然为Mg(OH)2饱和溶液，再次平衡后pH不变 饱和Mg(OH)2溶液中存在，此时pH=10.5，则c(H+)= 10-10.5mol/L，c(OH-)=， 用Mg(OH)2处理废水中的Cu2+，说明Mg(OH)2可转化为Cu(OH)2，根据难溶电解质可转化为更难溶电解质，可知， 【典例23】下列有关离子反应的叙述不正确的是（ ） C A．溶液中有难溶于水的沉淀生成是离子反应的发生条件之一 B．离子反应发生的方向总是向着溶液中离子浓度降低的方向进行 C．离子反应生成的沉淀的溶解度为零 D．生成沉淀的离子反应之所以能发生，在于生成物的溶解度小 离子反应生成的沉淀的溶解度极小，为微溶物或难溶物，但溶解度不等于零 【典例24】根据下列实验操作和实验现象得到的结论错误的是（ ） B 选项 实验操作 实验现象 结论 A 向5mL0.2KI溶液中滴加5~6滴相同浓度FeCl3溶液，充分反应后滴入KSCN溶液，溶液变血红色 溶液变血红色 KI与FeCl3的反应有一定限度 B 分别将1mLpH=3的HA和HB溶液加水稀释至100mL，测溶液pH pH(HA)>pH(HB) 酸性：HA<HB C 向浓度均为0.1的Na2CO3和Na2S的混合溶液中滴入少量AgNO3溶液 产生黑色沉淀(Ag2S) D 常温下，用pH计测量等体积等物质的量浓度的CH3COONa和HCOONa溶液的pH pH：前者更大 【典例25】常温下，已知Ksp(ZnS)=1.6×10-24，Ksp(CuS)=6.3×10-36.如图表示CuS和ZnS饱和溶液中阳离子(R2＋)浓度与阴离子(S2-)浓度的负对数关系。下列说法不正确的是（ ） B A．线A表示的是CuS，线B表示的是ZnS B．向CuS饱和溶液中加入CuCl2固体，CuS的溶解平衡逆向移动，Ksp(CuS)减小 C．p点表示CuS或ZnS的不饱和溶液 D．向线A表示的溶液中加入Na2S溶液，不可能实现n点到m点的转化 $