寒假复习：水溶液中的离子反应与平衡-2025年高二化学寒假专项提升（人教版）

第3讲水溶液中的离子反应与平衡

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重点专攻：知识点和关键点梳理，查漏补缺

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◊》考点聚焦

6重点专攻-----------------------------------------------------

考点1强电解质和弱电解质

i.电解质和非电解质

⑴概念

电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。

非电解质：在水溶液中和熔融状态下均以分子形式存在，不能导电的化合物。

(2)电解质在水溶液或熔融状态下能导电的实质是电解质本身发生了电离。

【特别提醒】判断电解质和非电解质的方法

(1)不是电解质的物质不一定是非电解质，如：单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。

(2)电解质不一定导电，导电是有条件的，电解质只有在水溶液里或熔融状态下电离产生自由移动的离

子才能导电，其他条件下不导电。如：CaCO3固态时不导电。

(3)能导电的物质不一定是电解质。

Fe、Cu等金属在熔融状态下也能导电，但它们是单质，既不属于电解质，也不属于非电解质。

稀盐酸能导电，但稀盐酸不是电解质，因为稀盐酸是混合物。

CO2、SO2、N%的水溶液能导电，但CCh、SCh、NH?不是电解质，H2co3、H2so3、NH3F2O是电解

质。

(4)电解质不一定易溶于水(如：硫酸钢等)，易溶于水的化合物不一定是电解质(如：酒精等)。

(5)电解质溶于水能导电，但熔融状态下不一定能导电(如：氯化氢等)。

2.强电解质和弱电解质

强电解质弱电解质

概念在水溶液中能全部电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质

电解质在溶液

只有阴、阳离子既有阴、阳离子，又有电解质分子

中的存在形式

化合物类型离子化合物、部分共价化合物共价化合物

①大部分盐(包括难溶性盐)；①弱酸,如CH3coOH、HC1O等；

实例②强酸,如HQ、H2s04等;②弱碱,如NH3H2。等;

③强碱,如KOH、Ba(OH)2等③水

【特别提醒】

(1)CO2,S02、NH3等物质溶于水能导电，是因为溶于水后生成H2c03、H2so3、NH.-FhO等电解质导

电，不是其本身电离出离子，故应为非电解质。单质、溶液既不是电解质，也不是非电解质。

(2)电解质的强、弱与其溶解性无关。难溶的盐如AgCl、CaCCh等，溶于水的部分能完全电离，是强电

解质。易溶的如CH3coOH、NH3H2O等在溶液中电离程度较小，是弱电解质。

(3)电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系

溶液导电能力的强弱由溶液中自由离子的浓度和离子所带电荷多少决定，很稀的强电解质溶液导电性

很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。

考点2弱电解质的电离平衡

1.电离方程式的书写

(1)强电解质

完全电离，在写电离方程式时，用“=="。

(2)弱电解质

部分电离，在写电离方程式时，用

①一元弱酸、弱碱一步电离。

如CH3coOH：CH38OHUCH3co0+才，NH3H2O：NH-H2O1NH；+OH。

②多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并(其中以第•步电离为主)。

如H2c03：H2co31H+HCOX主)，14(：0二。14'+(：0「(次)。

③多元弱碱分步电离(较复杂)，在中学阶段要求一步写出。

如Fe(0H)3：Fe(OH)3dFe"+3OH,

2.电离平衡状态

(1)概念：在一定条件(如温度、浓度)下，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，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程就达到了电离平衡状态。

(2)电离平衡的特征

①弱：研究对象是弱电解质。

②等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。

③动：电离平衡是一种动态平衡，如ImolCH3co0H分子电离同时有ImolCH3co0H分子形成。

④定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子。

⑤变：条件改变时，电离平衡发生移动，各粒子的浓度要发生改变。

3.电离平衡的影响因素

(1)内因：电解质本身的性质，通常电解质越弱，电离程度越小。

(2)外因

①浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大(越稀越电离)；浓度越大，电离程度越小。

②温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。

③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移

动，电离程度减小。

④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电禽平衡向电离的方向移动。

4.实例分析

分析改变下列条件对醋酸电离平衡的影响，填写下表:

条件改变平衡移动方向以丁)〃出+)电离程度导电能力

升高温度向右移动增大增大增大增强

加向右移动减小增大增大减弱

H2O

通HC1向左移动增大增大减小增强

加少量NaOH(s)向右移动减小减小增大增强

向左移动减小减小减小增强

力口少量CH3COONa(s)

加少量CHiCOOH向右移动增大增大减小增强

【特别提醒】

(1)电离吸热，升高温度，电离平衡•定正向移动，电离程度增大。

(2)弱电解质的电离程度、溶液的导电性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0.1molL」CH3co0H加水稀释，c(CH3coOH)、c(H+)sc(CH3co0)均减小，但稀释促进电离，所

以〃(CH3coOH)减小，〃(H，)、”(CH3co0一)增大。

考点3电离平衡常数

1.电离平衡常数的表示方法

(1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数

例如：CH3coOH—CH3coeT+H+例二也既??"?)

c(NH：)dOH-)

NH3H2O1NH3+OH-K=

b((NH3H2O)

(2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数

多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Kal、Ka2等来分别表示。例如,

C(HCOJ>C(H+)

H2c03=^H，+HCO3尤］=

c(H2co3)

..Ac(H)c(COD

H83—H+CO?3c(HCO；)°

多元弱酸各步电离常数的大小比较：尤1》&2,因此，多元弱酸的酸性主要由第•步电离决定。

2.意义

表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。

3.电离常数的影响因素

(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本性所决定。

⑵外因：

对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电禽为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高

而增大。

【特别提醒】

(1)弱电解质的电离都是微弱的。一般来说已电离的分子是极少数的，绝大多数以分子形式存在。

(2)弱电解质电离平衡后，加水稀释，电离程度增大，但电解质分子、电解质电离出的离子(包括H+或

OFT)浓度减小。判断离子浓度比值变化时，只考虑物质的量的比值即可。

(3)多元弱酸分步电离，第一步电离出相对较多的H+,对第二步电离起到抑制作用，第二步电离程度大

大减弱。故&远远大于七。

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)水的电离方程式为H2O+H2OH=H3。++OH,简写为比。=14+OH,

(3)水的电离是吸热过程.

2.水的离子积常数

(l)Kw只与温度有关，温度升高，心增大。

-14

(2)常温时,Kw=c(H*)c(OH)=i.0xl0,不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液。

⑶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.水的电离平衡的影响因素

(1)温度升高，会促进水的电离，以FT)、c(OlT)都增大，水仍呈中性。

(2)外加酸(或碱)，水中c(H)［或c(OH-)］增大，会抑制水的电离，水的电离程度减小，心不变。

(3)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。

4.分析下列条件的改变对水的电离平衡H20dH++OH-AH>0的影响

改变条件平衡移动方向8卬)c(OH-)水的电离程度心

升高温度右移增大增大增大增大

加入HCl(g)左移增大减小减小不变

加入NaOH(s)左移减小增大减小不变

加入活泼金属(如

右移减小增大增大不变

Na)

不变

力口入NaHSO4(s)左移增大减小减小

【特别提醒】

(1)在水中加入酸或碱，会抑制水的电离，水电离出的c(H+)、c(OFT)均减小，但仍然相等。

(2)水受热温度升高，促进水的电离，水电离出的C(HD、c(OH-)均增大，但仍然呈中性。

(3)在酸或碱的溶液中，Kw表达式中的c(H*)、c(OFT)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-)O如0.1mo1-!/I盐酸中，以川)约为0.1molLZ

考点5溶液的酸碱性与pH

1.溶液的酸碱性与氢离子、氢氧根离子浓度的关系

溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)、C(OH)的相对大小。

酸性溶液：c(H+)>c(OH-)

溶液的酸碱性(中性溶液：c(H+)=c(OH-)

.碱性溶液：c(H+)<c(OH-)

2.溶液的pH与c(H+)及酸碱性的关系

计算公式pH=-]gc(H，)

pH越大，溶液的碱性越强；

意义

pH越小，溶液的酸性越强

pH<7,为酸性溶液；

溶液酸碱性与pH的关系(常温下)pH=7,为中性溶液；

pH>7,为城性溶液

适用范围IxlO_14molL-,<c(H+)<lmolL-1

【特别提醒】

(1)酸溶液一定呈酸性，碱溶液一定呈碱性。

(2)酸性溶液不一定是酸。例如，NH4CkNaHSO」等盐溶液呈酸性；碱性溶液不一定是碱，如

Na2co3、NaHCCh等盐溶液呈碱性。

(3)分析c(H)、c(OH-)与溶液酸碱性的关系时，要注意溶液的温度是否在常温卜，如pH=7的溶液不

一定是中性。

(4)测溶液pH时的三注意

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若某溶液具有漂白性，则不能用酸碱指示剂测定该溶液的酸碱性，也不能用pH试纸测定其pH。

③pH试纸不能测c(H+)>ImolL_1或c(OH")>lmol-L-1的溶液的pH。

考点6酸碱中和滴定

1.酸碱中和滴定原理

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.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。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，O'或“0”刻度以下，记录读数为。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液

面在同--水平线上。

(6)滴定：左手控制活塞或玻搐小球，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

完毕记录读数片,消耗溶液的体枳为心匕)。

4.pH突变与指示剂选择

(l)pH突变

强酸和强碱完全反应时，pH=7o当NaOH溶液的体积从19.98mL变为20.02mL,pH从4.3突跃到9.7,

因此只要选择突变范围在这一范围内的指示剂就不会造成很大误差。

(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醐或甲基橙，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

酚酣无色粉红红8.2〜10.0

5.酸碱中和滴定实验一一测定未知浓度盐酸的物质的量浓度

(1)实验仪器和约品

仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶

药品:O.lOOOmolUNaOH溶液,未知浓度的盐酸、酚酰、蒸储水

(2)实验步骤

①准备阶段：

滴定管：查漏一洗涤一润洗—装液-调液面(赶气泡)一记录

锥形瓶：洗涤一注待测液一记读数一加指示剂

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。

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。

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。

【特别提醒】酸碱中和滴定实验注意事项

(1)选用精确度为0.01mL的滴定管来量取液体。

(2)酸式滴定管盛放酸性试剂或者强氧化性试剂(如高锌酸钾溶液)；碱式滴定管盛放碱性试剂。

(3)强酸与强碱相互滴定时，既可选用甲基橙，也可选用酚酬作指示剂。

(4)石蕊颜色变化不明显，变色范围宽，一般不用作中和滴定的指示剂。

(5)强酸与弱碱相互滴定时，应选用甲基橙。强碱与弱酸相互滴定时，应选用酚酣。

(6)当滴入最后半滴标准液，指示剂发生颜色变化，必须保证半分钟内不变色，才是滴定的终点。

(7)滴定管要用待装液润洗，滴定管不润洗相当于对所盛装溶液的稀释.锥形瓶不需润洗，润洗后使所

盛装溶液的物质的量增大。

(8)滴定管盛装标准溶液时，其液面不一定要在“0”刻度。只要在“0”刻度或“0”刻度以下某刻度即可，但

一定要记录下滴定前液面的读数。滴定管的精确度为0.0imLo

考点7盐类的水解

1.盐类的水解

(1)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：盐甩离出的离子(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，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。

U弱碱的阳离子卜布on

(溶液呈碱性或酸性｝~

(3)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25c时,pH=4的NH4cl溶液中,c(H+)=104molL',则水电离出的c(H+)=c(OH)=10'mollJ；pH=ll的

CH3coONa溶液中，COHAUmR.Li,则水电离出的c(H+)=c(OH)=103moi

2.盐类水解的特点

(1)可逆反应：盐类水解生成酸和碱，所以盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应。

(2)吸热反应：盐的水解是吸热过程，温度升高，盐的水解程度增大。

(3)程度微弱：通常情况下，盐水解的程度极其微弱，但对溶液酸碱性的影响较大。

(4)动态平衡：盐类的水解平衡状态属于动态平衡。

3.盐类水解方程式的书写

盐类的水解一般程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不用

或"1”。盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写“=”号，而写“O”号。

【特别提醒】书写盐类水解方程式常见的错误

(1)误把电离方程式看成水解方程式，如HS-+H200S2—+H3。'，此方程式为HS一的电离方程式，

不是HS的水解方程式，因为其化简可写为HS^=^S2+H\HS的水解方程式应为HS+比0中士142s

+0H。

(2)书写盐类水解方程式常见错误有①把误写为“一L如Fe3++3H2O=Fe(OH)3+3H，是错误

的，正确的为Fe3++3H20OFe(0H)3+3H;

②水解产物量很小时，标上“广或“1”。如A13++3H20OAl(0H)31+3H+是错误的，正确的为Al3++

3H：O-A1(OH)3+3H'O

考点8影响盐类水解的因素

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)。

2.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，水解程度用大。

(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Hl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。

3.以FeCb水解为例[Fe3++3H2()OFe(OH)3+3H+],外界条件对水解平衡的影响。

条件移动方向H-数pH现象

升温1可乙增多减小颜色变深

通入HCl(g)向左增多减小颜色变浅

加向右增多增大颜色变浅

H2O

力口NaHCO3向右减小增大生成红褐色沉淀，放出气体

考点9盐类水解的应用

1.在化学实验中的应用

应用卷例

3+

判断溶液的酸碱性FeCb溶液显酸性，原因是Fe+3H2OFc(OH)3+3H

相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10,则

判断酸性强弱

酸性：HX>HY>HZ

配制或贮存易水解的配制C11SO4溶液时，加入少量H2so4，抑制Cu2T水解；贮存

盐溶液Na2cCh溶液不能用磨口玻璃塞

制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：Fe3'+3H2O-^-Fe(OH)3(胶

胶体的制取

体)+3H-

将挥发性酸的弱碱盐如AICI3、FeCh溶液蒸干时，在通H。的

制备无水盐

气流中加热蒸干

A13+与co「、HC0；>S2一、HS\AIO2；Fe3+与HCO晨

判断离子是否共存cog、A102；NHi与AKh、SiOg因相互促进水解程度强烈而

不能大量共存

判断中和反应至中性如NH3H2。与HCI反应至中性，NH3H2O过量，CH3COOH与

的试剂用量NaOH反应至中性时CH3COOH过量

如用TiCLi制备TiCh，其反应的化学方程式为TiCL+(x+

制备无机化合物2)H2O=TiO2xH2Ol+4HCL加入大量的水,同时加热，促使

水解趋于完全，所得TiO2xH2O经焙烧得到TiO2

2.在生产生活中的应用

3

泡沫灭火器泡沫灭火器中的成分为NaHC03与A12(SO4)3，发生的反应为A1'

原理3HCO.7=A1(OH).4+3co2T

+

作净水剂明矶可作净水剂，原理为AP+3H2OA1(OH)3(胶体)+3H+

化肥的使用镂态氮肥与草木灰不得混合施用

NH4C1溶液与Zn02溶液可作焊接时的除锈剂，原理为NH；+

除锈剂

2++

H2ONH3H2O+H*、Zn4-2H2OZn(OH)2+2H

热纯碱去污

加热，促进Na2c的水解，使c(OK)增大，去污能力增强

能力强

【特别提醒】盐溶液蒸干时所得产物的判断

⑴盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSCh(aq)蒸干得CuSO4(s).

(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AICLHaq)蒸干得AI(OH)3,

灼烧得Al2O5o

(3)考虑盐受热时是否分解。

原物质蒸干灼烧后固体物质

Ca(HCO3)2CaCO；或CaO

NaHCChNaaCOs

KMnO4K2MnO.和MnO2

NH4C1分解为NH3和HQ,无固体物质存在

(4)还原性盐在蒸干时会被02氧化。如Na2so3(aq)蒸干得Na2so4(s).

考点10水解常数及其应用

1.盐的水解常数

以CH3COONa为例：CHsCOO+H20CH3coOH+OH

c(CH3coOH)c(OH)

KH=只与温度有关。

C(CH3COO)

2.与对应弱酸电离常数的关系

_c(H+)c(CH3co0)

Ka=-C(CH3COOH)~~

所以，Kh*Ka=Kw或Kh=X"。

由此可看出，弱酸或弱碱的电离常数越小，或生成的盐水解程度就越大。

3.二元弱酸对应盐的水解常数

二元弱酸H2CO3的电离常数为心、七,则Nas的水解常数Kh焉NaHC03的水解常数为好

考点11沉淀溶解平衡

1.难溶电解质的沉淀溶解平衡

在一定温度卜，当沉淀和溶解的速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平衡状态，人们把这种平衡

称为沉淀溶解平衡。

2.难溶电解质沉淀溶解平衡的影响因素

(I)内因(决定因素)：难溶电解质本身的性质。

(2)外因：温度、浓度等条件的影响符合勒夏特列原理。

①温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解的方向移动。

②浓度：加水稀释，平衡向溶解的方向移动。

③离子效应：向平衡体系中加入难溶物相应的离子，平衡逆向移动

④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向溶

解的方向移动。

(3)实例分析

已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)i(s)^Mg2+(aq)+2OH(aq),清分析当改变下列条件时、对该沉淀溶解平

衡的影响，填写下表(浓度变化均有平衡后和原平衡比较)：

条件改变移动方向c(Mg2+)c(OH-)

加少量水正向移动不变不变

升温正向移动增大增大

力口MgCL(s)逆向移动增大减小

加盐酸正向移动增大减小

力口NaOH(s)逆向移动减小增大

大多数电解质溶解度随温度的升高而增大，但也有例外，如Ca(OH)2,温度越高，溶解度越小。

3.溶度积常数

⑴概念：

在•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

中各离子浓度幕之积为常数，叫做溶度积常数(简称溶度积)，用Kp表示.

(2)表达式

n+m-mn+nm-

AmBn(s)^mA(aq)+nB(aq)/CsP=c(A)-c(B)o

3t3-

如Fe(OH)3的^=c(Fe)c(OH)o

⑶意义

Kp的大小反映难溶电解质在水中的溶解能力。

(1)相同类型的难溶电解质，溶度积小的电解质，其溶解能力小。

(2)不同类型的难溶电解质，溶度枳小的电解质，具溶解能力不一定比溶度积大的溶解能力小。

(4)应用——溶度积规则

通过比较溶度积与溶液的离了•积Q，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解：

①8K印，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。

溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。

③QvKp,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。

(5)影响因素：溶度枳Kp值的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。

【特别提醒】

(1)沉淀溶解达到平衡时，再加入该难溶物对平衡无影响。

(2)溶解平衡右移，溶解度不一定增大。如加水使溶解平衡右移，溶解度不变。

(3)绝大多数的难溶电解质的溶解过程是吸热的，少数为放热反应，如氢氧化钙等。

(4冰卬只与难溶电解质本身的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中的离子浓度无关。

(5)对于同类型物质(如AgCl、AgBr>Agl等)，可直接用溶度积比较难溶电解质的溶解能力，Kp越大,

难溶电解质在水中的溶解能力越强。

(6)对于不同类型的物质，Ksp不能直接作为比较依据，而应通过计算将Kp转化为饱和溶液中溶质的物

质的最浓度确定溶解能力的强弱。

考点12沉淀溶解平衡原理的应用

1.沉淀的生成

(1)沉淀生成的原理

根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，就可以生成沉淀。

(2)沉淀的方法

①调节pH法：如工业原料氯化钱中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH,使QFC(OH)3]

3

>&p[Fe(OH)3],可使Fe3.转变为Fe(0H)3沉淀而除去。反应如下：Fe4-3NH3H2O=Fe(OH).4+3NH4<.

②加沉淀剂法：如以Na?S、H2s等作沉淀剂，使某些金属离子，如C/+、Hg?+等生.成极难溶的硫化物

CuS、HgS等沉淀，即离子积Q>K卬时，生成沉淀。

③同离子效应法：增大沉淀溶解平衡体系中某种离子的浓度，使平衡向生成沉淀的方向移动，如向

AgCl的饱和溶液中加入饱和食盐水可继续生成AgCl沉淀。

④氧化还原法：改变曲子的存在形式，促使具转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分高出来，例如通

过氧化还原反应将Fe?十氧化为Fe：',从而生成更难溶的Fe(OH)j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

①酸溶解法：用强酸溶解的难溶电解质有CaCCh、FeS、AI(OH)3>Ca(OH)2等。

2，

如CaC03难溶于水，却易溶于盐酸，原因是：CaC03在水中存在沉淀溶解平衡为CaCO3(s)Ca(aq)

+C04(aq),当加入盐酸后发生反应：COg+2酎=$0+8?3c(CO4)降低，溶液中COF与的离

子积Q(CaCO3)VKsp(CaCO3)，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。

②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

2t

式为Mg(OH)2+2NH4=Mg+2NH3H2OO

(3)氧化还原法：有些金属硫化物(如CuS、HgS等)不溶于非氧化性酸，只能溶于氧化性酸，则可通过

减小CIS?一)来达到使沉淀溶解的目的。

3.沉淀的转化

(1)沉淀的转化的实质

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。

(2)沉淀的转化的条件

两种沉淀的溶解度不同。一般溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现，两者的溶解度差别越

大，转化越容易。

(3)沉淀转化的应用

①锅炉除水垢(含有CaSO4)

CaSOm)Na283溶出CaCCh⑸加酸(如盐酸>)Ca2+(aq),反应的化学方程式为CaSCU+Na2co3=CaCCh+

Na2soa，CaC03+2HCl=CaCb+H20+CChT。

②自然界中矿物的转化

,小附附会及面氧化、淋滤厂小海渗透、遇闪锌矿(ZnS)和方铅矿(PbS)用.小。、「-「的人以

原生铜的硫化物----------->CuS04溶液-----------------------------*铜蓝(CuS),反风的化学

方程式为CuS04+ZnS=CuS+ZnS04,CuS04+PbSCuS+PbSO」。

③工业废水处理

工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FcS等难溶物转化为HgS、Ag?S、PbS等沉

淀。

用FeS除去Hg”的离子方程式：FeS(s)+Hg2+(aq)HgS(s)+Fe2^(aq)o

④水垢的形成

硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO?和Mg(OH”，形成的原因(用化学方程式表示)：

Mg(HC03)2=^=MgC0.4+H2O+CO2t，Ca(HCO3)2=^=CaCO3l+H20+CO2t，MgCOj+H2O=^=

Mg(OH)2+CO2tp

说明Mg(OH)2比MgCCh难溶。

【特别提醒】

(I)一般来说，当溶液中有多种可以沉淀的离子且生成相同类型的沉淀时，越难溶(K$p越小)的越先沉淀。

(2)当离子浓度小于IxIO_5mol.L'H'J,认为已完全沉淀。

(3)溶解度较小的沉淀，并不一定必须转化为溶解度更小的沉淀。在一定条件下也可以转化成溶解度较

大的沉淀。例如，在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2c。3溶液，只要Q(BaCOA>Ksp(BaCO3)就可以

转化成溶解度较大的BaCCh沉淀，

(4)对于化学式结构相似，且含相同离子(阳离子或阴离子)的难溶电解质(如AgCI、AgBr.Agl),在含有

Cl\Br\广的溶液中滴入AgNO?溶液，误认为一定先析出Agl沉淀，最后析出AgCl沉淀。这种理解忽视

了溶液中C「、Br一、厂的浓度大小。

3难点强化----------------------------------------------------

强化点一电离平衡常数的计算及应用

1.有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)

HX==H+X'

起始：c(HX)00

平衡：c(HX)-c(H+)c(H+)c(X-)

c(H4)-c(X~)____c?(心

班K=c(HX)-c(H+)=c(HX)-c(H+)

(1)已知c(HX)和c(FT),求电离平衡常数：

由于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)一

c(H+户c(HX)。则HR；，代入数值求解即可。

(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H+)：

由于c(FT)的数值很小，可做近似处理：c(HX)-c(H》c(HX)。

则：c(H+)=^K-c(HX)，代入数值求解即可。

2.电离平衡常数的应用

(1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱

性)越强。

(2)根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，相同条件卜.相对强的酸(或碱)制相对弱的酸(或

碱)。

(3)根据浓度商。与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。

(4)根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。

如0.1mol-L〔CH3coOH溶液加水稀释，=-(CH3C00H)c(H+)=c(H*),加水稀释时，

^CH3COQH)c

c(H')减小，尤值不变，则甯5舞增大。

【典例1](1)25℃时，amol-L-1CH3coOH溶液中c(H,)=IO-6molL-1,用含a和b的代数式表示

CH<OOH的电离常数Ka=。

5-

(2)已知25℃时，^a(CH3COOH)=1.75xl0-,Ka(HSCN)=0.13。在该温度下将20mL0.1mobL'

-1_1

CH3coOH溶液和20mLO.lmol-LHSCN溶液分别与20mLO.lmol-LNaHCO3溶液混合，实验测得产生

气体的体积(V)随时间⑺变化的示意图如图，反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的

原因是o

l/s

(3)下表是几种弱酸常温下的电离常数:

CH3co0H

H2CO3H2SH3PO4

《1=6.9x10-3

Kai=4.5xl0-7Kal=LlX107

Ka=1.75x10-5/2=6.2x10-8

Ka2=4.7xl()FKa2=1.3xl()r3

Ka3=4.8xl0「3

①CH3coOH、H2co3、H2S>H3PCh四种酸的酸性由强到弱的顺序为。

②多元弱酸的第二步电离程度远小于第一步电离的主要原因是（从电

离平衡角度考虑）。

③同浓度的CH3co0一、HCO,、COM，S?一结合H+的能力由强到弱的顺序为。

10一动

【答案】（1）；内产

⑵Ka（CH3coOH）<Ka（HSCN）,在相同温度、相同物质的量浓度和体积的两溶液中，HSCN溶液的c（H+）大于

CH3coOH溶液的c（H'）,故HSCN与NaHCO3反应速率快

⑶①H3POQCH3coOH>H2CO3>H2s

②第一步电离产生的氢离了•对第二步电离起抑制作用

2-

@S>COr>HCO>CH3COO-

【解析】⑴K=DH）C（CH3C0。）=且口）_=102b

【解析】（l）Kac（CH3coOH）a—c（H）4-10力

⑶①根据第一步电离常数可知，四种酸的酸性由强到弱的顺序为H3PO4>CH3COOH>H2C03>H2SO③酸

2

越弱，其对应酸根离子结合H+的能力越强，故结合H+的能力由强到弱的顺序为S->COr>HCO；>CH3COO

强化点二强酸与弱酸的比较

1.相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较

、^比较项目与足量活泼

中和碱与同一金属反应时

,网）酸性金属反应产

酸的能力的起始反应速率

生H2的总量

一元强酸大强大

相同相同

一元弱酸小弱小

2.相同休积、相同。（H+）的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较

与足量活泼金属与同一金属

比较项目中和碱的

C(H')酸性反应产生H2的反应时的起

酸能力

总量始反应速率

一元强酸小少

相同相同相同

一元弱酸大多

【典例2】在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的•颗锌粒（锌足量），然后向两支试管中分

别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列