高考化学考点分类汇编：盐类的水解及沉淀溶解平衡

目录

一、盐类的水解..........................................................................3

（-）盐类水解......................................................................3

（二）盐类水解的影响因素............................................................5

（三）盐类水解的应用................................................................6

二、沉淀溶解平衡........................................................................8

（-）沉淀溶解平衡..................................................................8

（二）溶度积常数....................................................................9

（三）沉淀溶解平衡的应用...........................................................10

三、溶液中的三大守恒...................................................................13

（-）电荷守恒.....................................................................13

（二）物料守恒.....................................................................13

（三）质子守恒.....................................................................14

四、离子浓度的大小比较..................................................................14

（-）单一溶液中粒子浓度的比较.....................................................14

（二）混合溶液中的离子浓度的比较...................................................15

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、盐类的水解

（-）盐类水解

1.定义

在溶液中盐电离出来的弱酸根离子或者弱碱根阳离子跟水电离产生的H+或OH结合生成弱

电解质的反应。

2.实质

［弱酸的阴离子，结合H.

盐电离t弱被的阳阈广一结合0H♦破坏广水的电离平衡,

水的电离程度增大-dHMdOH）-溶液早碱性或酸性

3.盐类水解的特点

水解反应是可逆反应

吸热上水解反应是酸碱中和反应的逆反应

际旧水解反应程度很微弱

4.盐类水解规律

难溶不水解，有弱才水解，谁弱谁水解，都弱都水解；（是否水解）

水解是微弱的，越弱越水解；越热越水解，越稀越水解；（水解的程度）

谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定。（溶液的酸碱性）

盐的类型实例是否水解水解的离子溶液的酸碱性

强酸强减盐NaCI,KNO,否无中性

强酸弱碱盐是酸性

NHxCI.CiKNO,),NH：%Cu*

强酸强碱桃CHEOO"Na:CO,是,CO：腌性

5.表示方法一水解离子方程式

水解离子方程式的书写规律：谁弱写谁,都弱都写；阳离子水解生成弱碱，阴离子水解生成

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弱酸。

书写盐类水解方程式时要注意：

(1)一般盐类水解的程度很小，用可逆号表示。

(2)盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号和"T"表示水解产物。

(3)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示；而多元弱碱阳离子的水解

简化成一步完成。

水解离子方程式如：

C。+waCC;HCO；+H2O,H2CO3+OH-

2+++

Cu+2H2O5=iCu(OH)+2H；NH；+H2O^-NH3H2O+Ho

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(二)盐类水解的影响因素

1.影响水解平衡的因素

内因：盐的本性。

外因：浓度、温度、溶液酸碱性的变化

(1)温度不变，浓度越小，水解程度越大。

(2)浓度不变，温度越高，水解程度越大。

(3)改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。

2.比较外因对盐水解的影响：

+

以NH4cl在水中的水解为例：(水解方程式：NH：+H2O.NH3H2O+H)

平衡移『八II水解

条件dMI；JMNH：)diri

动力向•HQ)•HMl程厦

加热向行M小减小增大增大增大增大增大

加水向右减小城小减小增大减小增大靖大

通人

向左增大增大增大增大

就气M小M小

加少

R向右增大增大增大增大增大增大谶小

MLCI

通人H(：l向左增大增大减小M小增大增大腌小

加少量

向仃减小减小增大增大减小减小增大

加少最

向仃M小增大增大减小M小增大

加少时

向左增大・大减小增大减小

FX1M小*大

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（三）盐类水解的应用

水解的应用实例

F/.A;水解产生少紧胶状的F«OW,.

FrChKAHS())•AKOH）,,结构或松、表面枳大、吸附他

.净水w4:

112H.U等可作净水剂力强.故它力能吸附水中悬浮的小颗粒

而沉降.从前起到净水的作用

加热能促进纯H、nG（）,水解.产牛的

川热融水洗油污d,）H敝大.而油污中的油脂在减性较

2.去油污

物品强的条件卜..水解受到促进.故热的比

冷的效果好

在配制FcCb、AICL.Cu%SnCb等格

①配制溶液时

XI液时为抑制水解，启先将过溶于少最相

常加入少趾松酸

3药品的应的箧中.再抑赧慵水翰择到所需浓度

保存

XNa^SiO,,Nag.因“Si。,、、机Cd水解里减性.产生较

、ILF等不能E”第多CH;、13水制产生1仆.flOH,HF

口玻璃塞的试剂植中均能腐曲跛璃

由MgCI「6HX）制无

4.制备无Mg（：L-6H6受热水解生成敏胆化葭

水、IgU：在HCI气流中

水接而不是大成械化镁

抑热

5.泡泡灭川WSOjJU）,NaHCS和AMSOjiR什可发生双水解反

火器溶液混合应：3HCO；+A「=仙CH,）I+1CO：t

2NH；+CO;=2NH,T+COJ+HQ拗失气

6.化肥的

住态凝肥草木灰的花效Ca"+2HPO,+2C工«CaHPO.1+

使用

2H＜：a,+HPO：生成堆溶物.不易被吸收

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M1A1CU3H>O^AI(OHX+3HC]

升温.平衡后移.促成HCI挥发.

使水解完全

Ai(：l,+3H：O^4AI((>Hi.+3HCl

1灼烧

AhO,

7.利断加热例2.AM*)J,+6H：C2A1(()Hg3HSO.

法络至盐十升温.平桁右移.挥发.M

AIM、AMSOJ,溶液

溶液能否得WHNM增大,将抑制水解综合结果.

«1诟产物的判断

到同溶质最后得到ALSO,

固体从例1例2可小结出.加热浓例或蒸干

盐谕液,是否将到时溶庾因体.由对

应和的挥发性而定.

结论：①弱碱易挥发性酸盐上一

限化物固体(除核盐)

2弱琳爆挥发性酸盐上-同澹质固体

8.判断溶液Fr(：h溶液的极酸件FX1溶液显酸性,原因是F6.+3HQ1

的酸缄性F«OHb+3W

、a\.NaY.、aZW

9.利断酸NaX.Na、、、aZ三种盐溶液的pH分别为

种同浓度的盐溶液

性强刈8.9、10.则酸性H\>HY>HZ

的睫性强弱比较

水解分别使溶液呈酸水解程度较大而不能共存的离子：

10.离子共性和碱性的离m(l)A:与HCO,、CO?、Aid.SiO；.US、

存的判断由于相互促进,水、<l<i；

解程度较大而不能⑵FL与HCC、.CO；\AKK.Si()；,CIO;

大豉共存(3)NH；bSiOi.Al。,

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二、沉淀溶解平衡

(一)沉淀溶解平衡

1.定义

一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平

衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡o如：Pbl2的溶解：

2.表达式

AM⑹=niA'+(aq)+nB'-(aq)

3.建立过程

.0>V结整固体溶斛

\u海解=»站殖溶解1r衡

、龄海第<r储丛析出晶体

4.溶解平衡的特点及影响因素

⑴特点

沉淀溶解平衡和化学平衡、电离平衡一样，符合平衡的基本特征、满足平衡的变化基本规律。

满足特点：逆、动、等、定、变。

(2)影响因素

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对于平衡：AgCl(s)=人8+但4)+0一«回)凶〉0若改变条件，对其有何影响

改变条件平衡移动方向(W)QQ)

升徂正向移动增加

加水正向移动不变化不变化

加AgCM)不移动不变化不变化

加、•0(・)逆向移动降低增加

加“、()加逆向移动增加降低

(二)溶度积常数

1.定义

在一定条件下的难溶电解质饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其离子浓度幕之积为溶度积或

溶度积常数，符号为Km。

2.表达式

溶解

对于沉淀溶解平衡：M\KI'mW\'hK|l,贝!|：

3+

K，p=c"<M")-c"(A"L)。如Fe(OH)3的K卬表达式为：^sp[Fe(OH)3]=c(Fe)x?(OH)o

3.影响因素

同一难溶电解质的K.p仅是温度的函数，温度不变，K’p不变。

【注意】溶解度会受到除温度外的其他因素的影响，如溶剂或溶液中其他溶质的影响，但是

Kp不会。例如：AgCl在水中的溶解度大于在Na。溶液中的溶解度，但是Kp始终不变。

4.溶度积常数的应用

(l)Ksp的大小反应了难溶物质在水中的溶解能力大小。同一类型的物质，的数值越大，表

明难溶电解质在水中的溶解能力越强。

【注意】利用K.p直接比较溶质的溶解度时，溶质的类型必须相同。例如

Ksp(AgCl)>K£AgI),可以判断出AgCl的溶解度大于Agl,但是当

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A：sp(AgCl)>A：sp(Ag2CrO4),由于物质的类型不同，无法直接比较AgCl和AgzC。的溶解度

大小。

(2)根据K,与浓度烯Qc的相对大小判断沉淀溶解平衡的移动。

浓度嫡Qc：任意时刻溶液中有关离子浓度幕的乘积称为浓度燧,用Q表示。

当2〉&,溶液过饱和，析出沉淀；

当2<Ksp,溶液未饱和，沉淀溶解；

当2=Ksp,溶液饱和，沉淀溶解达平衡。

AgG的沉淀溶解平衡曲线

如图所示，为AgCl的沉淀溶解平衡曲线，曲线上的a、b、c为沉淀溶解达平衡的点，此时

2=K2,根据b点的坐标，我们可以计算出K”(AgCl)=1.8x1。7°;溶液下方的点如1点，此

时溶液未饱和，沉淀会不断的溶解，2<K.p;溶液上方的点如e、f此时溶液过饱和，会有沉淀

析出，2>勺。

(三)沉淀溶解平衡的应用

难溶电解质的沉淀溶解平衡在生产、科研和环保等领域有着许多应用。沉淀溶解平衡是一个

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动态平衡，当条件发生改变时，平衡也会相应地发生移动。我们在生产、生活中经常根据平衡移

动原理，选择适当的条件，使平衡向着需要的方向移动。

1.沉淀的生成。

(1)调节PH法：

例：除去硫酸铜溶液中混有的少量铁离子。

方法：向溶液中加入氢氧化铜或碱式碳酸铜，调节溶液的pH在3~4之间，铁离子就会转化

为氢氧化铁而除去。

湍呈图：

-*CH->

(:uNMiup曲:MOH)1cs调方溶液

舟J)pH=3-4

-♦FHOHh1(除去F\)

22+

(2)加沉淀剂法：如以Na2s、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子如Cu\Hg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。反应如下：

+2++

Cu+=S==(CU+H2S=CUS4<+2H

2++

H也+干&==IHg+H2S=HgSI+2H

2.沉淀的溶解

根据溶度积规则，当2<K.P时，沉淀就向溶解的方向进行。因此，使沉淀溶解的总原则就

是设法使构晶离子的浓度减小使之满足2<

具体方法可采用酸碱溶解法、配位溶解法、氧化还原溶解法以及沉淀转化溶解法等。

Q)酸碱溶解法。

例：难溶于水的CaCO,沉淀可以溶于盐酸中

(；a(：()lT----------t-CO；

+H

■

H4：(),-*H.0+(：0,t

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在上述反应中，气体co2的生成和逸出，使CaCOs溶解平衡体系中的co；浓度不断减小，

平衡向沉淀溶解方向移动。

［注意］

①类似的可用强酸溶解的难溶电解质还有FeS、Al(OH)3、Cu(OH)?等。

②医学上用BaSO/乍”贝餐”，但不能用BaCCX,,其原因是BaCO,溶于胃酸(盐酸)。

(2)盐溶解法

2+

如Mg(OH)2可溶于NH4C1溶液。Mg(OH)2(s)=Mg(aq)+2OH-(aq)

当加入NHQ溶液时，NH；+OH，使4OH)减小，使Mg(OH、溶解平

衡向右移动，直至沉淀完全溶解，总反应式为：

Mg(OH),+2NH4C1=MgCl,+2NH3-H,0

(3)氧化还原法

有些金属硫化物如CuS、HgS等，其溶度积很小，在饱和溶液中c(S2)特别小，不能溶于非

氧化性强酸，只能溶于氧化性酸,减小c(S2］,从而达到沉淀溶解的目的。如：

3CuS+38=HMp3)3@ubNOtjb+

此法适用于溶解那些具有明显氧化性或还原性的难溶物。

(4)生成配合物使沉淀溶解。

向沉淀体系中加入适当配合剂，使溶液中某离子生成稳定的配合物，减小其离子浓度，从而

使沉淀溶解。如AgCl可溶于NH3-H?。，此法对用酸碱性不能溶解的难溶电解质具有重要意义。

AgClOOk'Ag'(aq)+(ir(aq)

NH>•H：O

■

|Ag(NH，hr

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三、溶液中的三大守恒

(一)电荷守恒

溶液中所有阳离子所带的正电荷总浓度等于所有阴离子所带的负电荷总浓度。

如NaHCCT,溶液中：c(Na+)+(H')=c(HCO；)+2c(CO：)+c(OFT)

电荷守恒书写和判断方法

实质：溶液呈电中性，溶液中所带阴阳离子的正负电荷的总量是相等的。

方法：①找全离子，将阴阳离子分别写在等号两边；②离子的系数是离子所带的电荷数

例如：Na2cO3;NaHCO,;Na2cO；和NaHCO?;Na2co,和NaOH;等溶液中离子浓

度存在的关系都可以用：

c(Na+)+(H+)=c(HCO；)+2c(CO；)+c(OH-)表示。

(二)物料守恒

在电解质溶液中，某些微粒可能发生变化，但变化前后某种元素的原子个数守恒。如

0.1mol-L-1Na2co3溶液中：

+--1

c(Na)=2[c(HCO3)+c(COj)+c(H2CO30.2mol-Lo

物料守恒书写判断方法

实质：加入的物质中各种原子进入溶液后只是存在形态发生的改变，但数目守恒。

方法：①只与溶质有关、②在电解质溶液中，溶质中离子有的发生变化，有的没有改变，但

仍保持原溶质中或反应前溶质微粒关系,

例如：NaHC。,溶液中

\aHCO,

Na,HCO,.C(X、H4：O,

仍满足：c(Na+)=c(HCO-)+c(CO；)+c(H2cOJ

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（三）质子守恒

+

N今水溶液：c（OH）=c（HS）+2c（H2S）+c（H）

2+

Na咏溶液：c（OH^）+c（S-）=c（H2S）+c（H）

实质：溶液中各微粒得质子（即H+）总数等于失去的质子总数。

写法：①将电荷守恒与物料守恒联立，约去。（Na，）即可得到质子守恒式。（方法一）

②将溶液中得到质子后形成的微粒浓度乘以得到质子的数目再相加，相当于得质子总数；所

有失去质子后得到的微粒浓度乘以失去的质子数再相加，相当于失去的质子总数；二者相等即可。

（方法二）

得到的质子总数：〃（HS-）+2〃（H2S）+“（H+）,失去的质子数：〃（OH1,二者相等。再

除以溶液体积即可得到质子守恒式。

四、离子浓度的大小比较

在比较溶液中的离子浓度时，由于电离和水解一般都比较微弱，所以产物粒子的浓度要小于

原粒子的浓度。

（一）单一溶液中粒子浓度的比较

1.多元弱酸溶液中：多元弱酸分步电离，但是以第一步电离为主。

+

例如H2co3（RONGYE）中，以H2co3）＞c（H）＞c（HCO；）＞c（CO；-）＞c（OH）0

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2.多元弱酸的正盐溶液，根据酸根的分步水解来分析，且以第一步水解为主。

+

例如Na2c。3溶液中，c(Na+)>c(CO|)>c(OH)>c(HCO；)>c(H)o

3.一元弱酸强碱盐溶液中，c(阳离子)〉c(阴离子)〉c(OH)>c(FT).

+

例如CH3coONa溶液中，或Na,)>c(CH3coeT)>c(OH)>c(H)o

4.弱酸酸式盐溶液中离子浓度的比较，取决于电离和水解的相对强弱。

例如NaHCO,溶液中,HCO：即可以电离,又可以水解，NaHCO,溶液显碱性，水解大于

电离，所以溶液中c(H2co3)>c(CO;),溶液中粒子浓度的大小比较为：

(1)c(Na+)>c(HCO；)>c(H2co3)>c(CO：),

(2)c(Na+)>c(HCO；)>c(OH)>c(H+).

NaH3溶液中，HSO；既可以电离，又可以水解，但是电离程度大于水解程度,所以溶液

++

中的粒子浓度大小比较为：c(Na)>c(HSO-)>c(SOj)>c(H)>c(H2SO3)>c(OH-)

(二)混合溶液中的离子浓度的比较

1.混合溶液中的溶质互相不反应

Q)如CH3coOH和CH3coONa的混合溶液中，当4cH3coeF)>c(CH3coOH)时，溶

液中的粒子浓度大小为：