水溶液中的离子反应（期末复习讲义）-高二化学上学期苏教版（解析版）

专题03水溶液中的离子反应（期末复习讲义）

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明期末考情：把握考试趋势方向，精准备考

理•核心要点：系统归纳知识脉络，构建体系

破•重难题型：攻克典型疑难问题，突破瓶颈

过•分层验收：阶梯式检测与评估，稳步提升

.明•期末考情.

考查重点命题角度

弱电解质的电离平衡强电解质与弱电解质弱电解质的判断外界条件对电离平衡的影响

水的电离温度对水的电离的影响Kw的计算酸、碱、盐对水的电离的影响

溶液的酸碱性与pH溶液的酸碱性的判断溶液pH的计算酸碱溶液混合的pH的计算

酸碱中和滴定酸碱中和滴定的步骤指示剂选择误差分析氧化还原反应滴定等

盐类的水解盐类水解原理盐类水解与中和反应的关系

盐类水解的影响因素温度、酸、碱、盐对水解的影响不同盐类水解程度的大小比较

水解常数外界条件对水解常数的影响水解常数与电离常数、水的离子积的关系

盐类水解的应用判断溶液的酸碱性判断酸性强弱胶体的制备化学试剂的贮存

溶液中粒子浓度的变化分析电荷守恒物料守恒质子守恒

沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡的原理沉淀溶解平衡的特点

沉淀溶解平衡的影响因素外界条件对沉淀溶解平衡的影响沉淀溶解平衡的移动方向

溶度积常数溶度积常数的大小比较溶度积常数的计算

沉淀溶解平衡的应用沉淀的生成沉淀的溶解沉淀的转化

沉淀溶解平衡图像沉淀溶解平衡离子浓度与pH图像沉淀滴定图像

.理•核心要点.

国要点01弱电解质的电离平衡

I.强电解质与弱电解质

一部电离强电解质•包括驷、

电解质.在水溶液国厂

部分电离,*j电解质.包括娅、

一弱碱、水等

2,与化合物类别的关系

强电解质主要是大部分_Mi_亿合物及某些_&^__化合物，弱电解质主要是某些一共优一化合物。

3.电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离，多元弱碱分步电离一步书写”。

(1)强电解质：如H2so4：H2SO4=2H++S*

(2)弱电解质

①一元弱酸，如CH3coOH：CH3co0H:---bCH3co0+H;。

②多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2c03：_H2CO3;——>

H,+HCO事HCO]:---4-COPo

③多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3：

Fe(OHb^=±Fe3++3OH-。

(3)酸式盐

①强酸的酸式盐

如NaHSO4在水溶液中：NaHS04=Na++H++S0下:熔融时：NaHSO4=_Na~+HSOro

②弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3：

NaHCC)3=Na++HCO『、HCOy;——>>H++COFo

4.弱电解质判断的注意事项

(1)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。(H+)和c(OH-)的相

对大小。强酸溶液的酸性不一定匕弱酸溶液的酸性强。

(2)弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铉：CH3COONH4=NH；+CH3COO

5.电离平衡的建立

弱电解质的电离平衡是指在一定条件(_温度—一浓度.)下,弱电解质分子一电离成离子一的速率和

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。

平衡建立过程的v-t图像如图所示。

反应速率（u）

划电解质分子

电离成离子的

速率

两种速率相等，

处于电离平衡状态

离子结合或弱：

，/电解质分子的：

，/速率：

Ioh时向⑴

（1）开始时，w电电最大，而〃（结合）为0。

（2）平衡建立过程中，〃电❿>0询合）。

（3）当。（电离）=。（结合）时，电离达到平衡状态。

6.电离平衡的特征

电离平衡也是一种动态平衡，遵循“逆、动、笠、定、变”的特点。具体分析如下:

②—可逆过程

I。（电离）三。（结合厅。

,

搂）一条件一定，平衡体系中离子与分子的浓度一定

⑶一条件改变，平衡发生移动

7.影响电离平衡的因素：

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

由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动，升温，促进电离,

温度

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

外因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

同离子效应

外加电离,电离程度减小

解质含有可与弱电解

电解质电离程度增大,促进电离，电离平衡向方移动

质反应的离子

-,-+

8.下面以（MmolLCH3COOH溶液为例（CH3COOHCH3COO+HAH>0）,用平衡移动原理分

析外界条件对CH3COOH电离平衡的影响。

平衡移acH3coo电离导电电离平

〃出+)

改变条件C(CH3COOH)&H+)

动方向■)程度能力衡常数

右移一增大—减小一增大一减弱—不变

加水稀释_减小—_减小—

加少量一方移―增大―增大_减小一增强―不变

—增人——增人—

冰醋酸

通入HCI左移增大增大_减小一增强—不变

增大减小

气体

加NaOH—右移—减小—减小—增大—增强—不变

减小增大

固体

加

一左移一减小一减小.减小_增强_不变

CH3coONa—增大——增大―

固体

_右移—减小—减小一增大一增强—不变

加入镁粉_减小__增大—

—有移—增大—增大―增大—增强—增大

升高温度减小—J曾大一

9.电离常数

在一定条件下，弱甩解质在达到电离平衡时.，溶液中电离所生成的各种离子浓度森之积与溶液

定义中未电离分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。用K(弱

酸用Ka，弱碱用Kb)表示。

对于一元弱酸HA：HA^^lV+A，平衡常数儿=_"/„

对于元弱碱BOH:BOH=^B*+OH,平衡常数心一_吟黑瞿J_。

表达式对于多元弱酸，以H2c。3为例：

，

H2CO3^=iH+HCO3Kai-'二号、

_,c(H+)c(COr)

HCO3=^H++CO；Ka?一二八-\

电离常数只与二£_有关，与电解质的浓度及酸、碱性无关，由于电离过程是的，

特点故温度升高时多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是《|》心……，

所以其酸性主要决定于第一步电离。

意义相同条件下，K值越大，表示该弱电解质_越易.电离,所对应的酸性或碱性相对一越强_。

10.(1)填写下表

弱电解质电离方程式电离常数

任=1.7X10-5

NH3H2ONH.H9NHI+OH二

CH3COOHCH£OOH^CH3co0+H1Ka=1.7X10-5

HC10HC10=^H'+C101Ka=4.7XIO-8

(2)CH3coOH酸性&£HC1O酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断的依据：—相同条件下,

电离常数越大，电离程度越大，越大，酸性越强，K(CH3co0H)>K(HC10)。

(3)磷酸是三元中强酸

A.磷酸的电离方程式是H3PoH++H2POL，

H2PQ]H+HPOj,HPOjH++PO/二°

八…f但…曰〃((H+)《H2PQi)〃c(H'"(HPQj〃dH)/PQj)

0

B.电离平衡吊数表心式是：Kai=__cCH^POj)心2=—一—2Poir)一一'依3—一c(HPQj-)—

C.比较大小：Ka」——的。

11.电离平衡常数的4大应用

(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。

(2)判断盐溶液的酸性(或碱性*勺强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。

(3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。

(4)判断微粒浓度比值的变化。

弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数

不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如0.1m。卜LrCH3co0H溶液加

-F

yC(CHC00)C(CHCOO)C(H)K4」+,/士力“”,c(CH3coeT)皿

水稀糅'c(CH33coOH)="CH33coOH)c(H+)=c(Ha)加水稀释’C(H)减小'乐值不变'山@3coOH)增

大。

12.有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)

(1)已知c(HX)和以酎)，求电离平衡常数。

HX.»H+X~

起始：c(HX)00

平衡：c(HX)-c(H+)C(H+)C(X-)

cCFT).c(X-)_CRH')

人A-c(HX)-c(H，)-c(HX)-ctH')

由于弱酸只有极少一部分电离，。:H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)-c(H+)^c(HX)o

则长=-7显，代入数值求解即可。

(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H')。

HXH+X

起始；c(HX)00

平衡：c(HX)-c(H+)c(H+：lc(X-)

c(H~)«X-)_CM)

J《HX)-c(H')C(HX)-C(H*)

由于c(H')的数值很小，可做近似处理：c(HX)-c(H+)^c(HX),则c(H+)=dK.{HX),代入数值求解即可。

归|纳|总|结

判断弱电解质的三个思维角度

角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测O.lmolLf的CH3coOH溶液的pH>l。

角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH=l的CH3co0H加水稀释10倍后,

l<pH<2o

角度三：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：

⑴配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚配溶液。现象：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。现象：pH>7o

色要点02水的电离

1.水的电离

水是极弱的电解质，水的电离方程式为HzO+HzO^^^HQ.+OH-或H20=^H++0H，

2.水的离子积常数

+-

Kw=c(H)c(OH)o

l4

(1)室温下：^W=1X1Oo

(2)影响因素：只与温度有关,升高温度，。增大。

(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液.

⑷心揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH,只要温度不变，心不变。

3.影响水电离平衡的因素

(1)升高温度，水的电离程度增大,除增大。

(2)加入酸或碱，水的电离程度减小,。不变。

(3)加入可水解的盐(如FeCh、Na2co3),水的电离程度增大,。不变。

4.填写外界条件对水电离平衡的具体影响

系变化水的电离

平衡移动方向Kwc(OH-)c(H+)

条件程度

HC1逆不变减小减小增大

NaOH逆不变减小增大减小

可水解Na2cCh£3^用大蛆减小

的盐不变增大减小增大

NH4C1正

升温正增大增大增大增大

温度

降温逆减小减小减小减小

其他：：加加入Na正不变增大增大减小

归I纳I总I结

(1)水的离子积常数Kw=c(H+)-c(OFT),不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。

(2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有FT和0H一存在，只是相对含量不同而已。

(3)在不同溶液中，cYH)式(汨一)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的《卬)、c(OK)总是相等的。在

Kw的表达式中，c(H+),c(OH)均表示整个溶液中H\OK总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H

+)、c(OH~)o

(4)水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H+)和c(OH-)都增大，故Kw增大，

但溶液仍呈中性；对于Kw,若未注明温度，一般认为在常温下，即25℃。

应要点03溶液的酸碱性与pH

1.溶液的酸碱性

溶波的酸碱性取决于溶液中c(Hb和c(OH1的相对大小。

将或“v”填在下表空格中：

常温/25℃

溶液c(H+)、c(OK)大小比较

数值pH

中性溶液。3+)_三一d。T)c(H')=c(OH~)=1X10-7m0].L-i_7

酸性溶液c(H+)_>_c<OH-)<(H+)_>_IX107mol-L1

碱性溶液dOH)V_1X107mol-L-1—7

2.溶液的pH

(I)定义式：DH=-lgc(H')o

(2)广范pH的范围：0〜14。

即只适用于。(H)W1mol.L-i或c(OHi)Wlmol.L一1的电解质溶冽当c(H)或c(OHi)21时,不用

pH表示溶液的酸碱性，直接用cYH)或c(OH-)表示溶液的酸碱性。

(3)测量：

①pH试纸法：把小片试纸放在一玻璃片一或一表面皿_上,用洁净干燥的一玻璃棒一，蘸取待测液滴在干

燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与一标准比色卡—对比,即可确定溶液的pH。

②pH计测量法。

3.溶液的酸碱性与pH的关系:

常温(25℃)下：

pH0I234567891011121314

酸性中性碱性

<XH*)10-：I0-410。ID-1010-,:I0-'4

(mo!L-')

4.常用酸碱指示剂及其变色范围

指示剂变色范围

石蕊pHV5.0红色5.0〜8.0紫色pH>8.0蓝色

甲基橙pH<3.1红色3.17.4怪色pH>4.4黄色

酚献pH<8.0无色8.2〜10.0浅红色pH>100红色

5.pH的计算

(1)单一溶液pH的计算

①强酸溶液，如H”A,设溶液物质的量浓度为cmoLLlc(H)=molL】，DH=—lec(H')=—。

in-14

②强碱溶液，如B(OH)〃，设溶液物质的量浓度为cmolLjc(H')=-^-molLjpH=-lgcXH+)=_l4

+lwo

(2)两强酸混合后溶液pH的计算

由c(H+),=«H)2》,先求出混合后的C(H+)Q再根据公式pH=-lgc(H+)泥求pH。

V\~rv2

(3)两强碱混合后pH的计算

14

由c(OFT)源='、(OH”匕，。)也先求出混合后的《OH)混，再通过。求出。出十)混，最后求pH。

V|-TV2

(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，即H++OH-==H2O,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dH)最后求pH。

(5)溶液稀释后求pH

①对于强酸溶液，每稀释10倍，DH_增大1_：对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大—不足④。无论

稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7,只能趋近于7。

②对于强碱溶液，每稀释10倍，pH_减小1_;对于弱碱溶液，每稀释10倍，DH减小不足L,无论

稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7,只能趋近于7。

归|纳|总|结

（DpH试纸不能伸入试液中。

（2）pH试纸使用前不能用蒸储水润湿，否则待测液因被稀释可能会产生误差。

（3）广泛pH试纸只能测出整数值（不精确），该数不会出现小数。

（4）pH试纸不能测定氯水的pH,因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性（漂白性）。

要点04酸碱中和滴定

1.实验原理

“NaOH溶液yrrl.

（1）用已知浓度的酸（碱）来测定未知浓度的碱（酸）的实验方法叫作酸碱中和滴定。

（2）对于强酸、强碱的中和，开始时由于被滴定的酸（碱）浓度较大，滴入少量的碱（酸）对其pH的影

响不大。当滴定接近终点（pH=7）时，很少量的碱（酸）就会引起溶液pH突变（如图所示）。

2.实验用品

（1）主要仪器和试剂

精确度为0.01mL,"0"

酸式滴定管（如图1所示））

仪器|碱式滴定管（如图2所示）J刻度在上，越往下数值

越大

I滴定管夹、锥形瓶、铁架台等（见图3）

试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸储水。

M

Z械

式

滴

油

定

答

管

图3

（2）滴定管的使用

①酸式滴定管下端为玻璃活塞，能耐酸和氧化剂的腐蚀，可用亍盛装酸性或氧化性溶液，但不能盛装碱性

溶液。

②碱式滴定管下端为橡胶管和玻璃珠，橡胶易被酸性或氧化性溶液腐蚀，所以碱式滴定管一般盛装碱性溶

液。

3.常用指示剂

指示剂变色的pH范围

pH减小◄-----3.1-4.4----------►pH增大红色橙色

甲基橙

黄色

pH减小＜-----8.2-10.6---------►pH增大无色浅红色

酚限

红色

pH减小x---------4.4-6.2-----------►pH增大红色橙色

甲基红

黄色

4.实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）

（1）滴定前的准备

①滴定管：查漏与洗涤与润洗玲装液f排气泡1调液面3记录。

②锥形瓶：洗涤-装液5加指示剂。

（2）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

溶液颜色的变化

（3）终点判断、读数

当滴入最后半滴标准液,溶液变f色，且半分钟不恢复为原来的颜色

（4）数据处理

按上述操作重复2〜3次,求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）=二"，二反一计

算。

5.误差分析

（1）误差分析依据

当酸碱恰好中和时，有关系式：-，=竽匕c标、V待、y均为已知量，所以c价的大小取决于V标的大小，V

V林

机偏大，则c价偏高；V标偏小，则c特偏低。

（2）常见的误差分析（以0.1mol/LNaOH标准溶液滴定盐酸为冽）

误差来源c（HCI）

滴定管用蒸储水洗涤后，未用标准液润洗偏高

滴定管未用待测液润洗偏低

滴定管

盛标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡偏高

中产生

盛标准液的滴定管滴定前无气泡，滴定后有气泡偏低

的误差

盛待测液的滴定管使用前有气泡，使用后无气泡偏低

盛待测液的滴定管使用前无气泡，使用后有气泡偏局

锥形瓶锥形瓶用蒸储水洗涤后又用待测液洗偏高

中产生锥形瓶未洗净，残留有与待测液中溶质反应的少量物质偏低

的误差锥形瓶洗净后瓶内残留有少量蒸谣水无影响

先俯视后仰视偏低

读数用滴定管量取待测液

先仰视后俯视偏高

产生

先俯视后仰视偏高

的误差用滴定管量取标准液

先仰视后俯视偏低

NaOH已部分潮解偏高

配制配制500mL

杂质不与盐酸反应偏高

标准0.1mol/L

NaOH所含杂质消耗1molHCI所需质量大于

液产NaOH溶液，偏高

中所含40g（如Na2co3、NaHCO3）

生的需要2.0g

杂质所含杂质消耗1molHCI所需质量

误差NaOH偏低

小于40g（如Na2。）

归|纳|总|结

（1）酸碱恰好中和时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性取决于生成的盐的性质，强酸强碱盐的溶液呈

中性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。

（2）聚四氟乙烯滴定管既可以盛装酸性溶液也可以盛装碱性溶液，是因为其活塞材质为聚四氟乙烯，不怕

酸碱腐蚀。

（3）石蕊溶液作指示剂时，变色范围较宽，且颜色变化不明显，所以酸碱中和滴定时一般不选用石蕊为指

示剂。

（4）滴定管的使用

①滴定管"0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。

②精确度：0.01mLo

③洗涤：先用蒸储水洗，再用待测液润洗。

④盛装溶液时，其液面不一定要在“0”刻度。

⑤赶气泡：酸碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的鼻泡。

⑥由于滴定管的“0”刻度在滴定管的上方，滴定管下端是没有刻度的，故容量为25mL的滴定管，若滴定过

程中用去10.00mL的液体，则滴定管中剩余液体体积大于15mLo

艮要点05盐类的水解

1.盐类水解的实质

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，促进水的电离平衡右移。以

CH3COONa>NH4CI溶液为例：

弱酸根离子水解显.碱性

CH.COONa^=Na++CH,COO--।

-

CH.COO+H2O=^^

H,0^=^OH-+H♦------------------

CHJCOOH+OH-

H,0'+OH-—1NH；+H2()^=^NH3-H2()+H*

NH4Q=Cl-+NH;」T弱碱阳离子水解显酸性

2.盐类水解的特点

水解

(1)可逆：盐的水解反应绝大多数是可逆反应。可看作酸碱中和反应的逆反应，即“盐+水=酸+

中和

碱”。

(2)微弱：通常盐类水解的程度很小，一般无沉淀析出，无气体放出。

(3)吸热：水解反应吸热。

3.盐类水解方程式的书写

(1)书写形式

一般情况下盐类水解的程度较小，不生成沉淀和气体，一般用“二”连接反应物和生成物。产物不标“4”

或“个”。

(2)书写规律

①多元弱酸的酸根离子分步水解，以第一步为主，应分步书写水解的离子方程式。如Na3PO’的水解分三步,

第一步为P()「IHzO=HPO「+OH,第二步为HPO「I此0=30；I0H,第三步为皿

HzOWHaPOa+0H。

②多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。如AICL发生水解的离子方程式为AP+3H2OUAI(OH)3+3H

+

___O

③不能进行到底的相互促进的水解反应写“="，如CH3COO+H2O+NH；=CH3COOH+NH3・H2。，常见的

不能进行到底的相互促进的水解反应还有NH：与CO；一的反应(铉态氮肥与草木灰混合施用会造成氮肥损

失)等。

④能进行到底的相互促进的水解反应书写时要用“--------.”“个”等，如A|3++

3HC0Al(OH)3J+30个。

4盐类水解规律

难溶不水解,无弱不水解,越弱越水解；都弱都水解,谁强显谁性;同强显生性，都弱不一定。

归|纳|总|结

(1)“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性：HCNVCH3coOH,则相同条件下碱性：NaCN溶液〉CH3coONa

溶祗

(2)温度越高，盐的水解程度越大。

+t

(3)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHS04在水溶液中：NaHSO4=Na+H+SOr<>

也要点06盐类水解的影响因素

(1)内因——盐本身的性质。

形成盐的酸或碱越弱，其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解能力就越_儿，溶液的碱性或酸性就越

现.。如酸性：CH3coOH>H2co3，贝I」同浓度的NaHCOa、CH3coONa溶液pH：

pH(NaHCO3)>pH(CH3COONa)o

(2)外因

因素水解产生离

水解平衡水解程度

条件变化子的浓度

温度升高一右移_增大_增大.

增大右移―减小―增大

浓度

减小(即稀释)增大减小

促进弱酸阴离子水解

酸

外加酸弱碱阳离子的水解程度减小

或碱弱酸根离子的水解程度减小

戚

促进弱碱阳离子水解

水解结

外加其抑制，水解程度减小

果相同

他能水

水解结

解的盐促进，水解程度增大(甚至彻底水解)

果相反

例如，不同条件对FeCb水解平衡的影响见下表

Fe3++3H2O^=iFe(OH)3+3H+(填写空格中内容)

条件移动方向K数pH现象

升高温度一向右一—增多—一降低一颜色变深

通HC1向左增多降低颜色变浅

加H2O一向右一_增多—_升高——颜色变浅—

一产牛.红褐色淀

力口NaHCO3一向右―_减小——升高—

沉及无色气体.

归I纳I总I结

稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，但由于溶液体积的增大是主要的，故水解产生的H'或OK的浓

度是减小的，则溶液酸性(或碱性;越弱。

国,要点07水解常数

1.水解平衡常数

-

(1)水解平衡常数表达式：如C0厂+H2O=HCO；+OH,Khi=c'°H)c(吟)；HCO/+H2O^H2CO3

c(CO；、

+0H,Kh2=C'°H'「电，。3’水解平衡常数越大说明水解能力越强。

c(HCO3)

-

(2)水解平衡常数与电离平衡常数的关系，。如CO：-+H2O=HC()3+OH,小=弊HCO/-FHO^HCO

Ka2223

+0H,筛2=等

-al

(3)水解平衡常数受温度影响,一般温度越高，水解平衡常数越大。

归|纳|总|结

⑴以只受温度影响。它随温度的升高而增大。

⑵心越大，表示水解程度越大。

快要点08盐类水解的应用

应用举例

判断溶液

FeCb溶液显酸性，原因是Fe3++3H8.____rFe(OHh+3H+

的酸碱性

判断酸相同浓度NaX、NaY、NaZ三种盐溶液pH分别为8、9、10,则酸性_HX>HY>

性强弱HZ

配制或贮配制Q1SO4溶液时，加入少量一稀硫酸一防止CM+水解;配制FeCh溶液，加入少

存易水解量一盐酸.：贮存Na2cCh溶液、NafiO溶液不能用.磨口玻璃一塞:NaF、NH4F

的盐溶液要用塑料瓶保存。

胶体的制取制取Fe(OH)3胶体的离子反应：

Fe3++3H20W=Fe(0Hh(胶体)+3H+_

泡沫灭火

成分为NaHCCh与AL(SO4)3,发生反应为AF++3HCOF=A1(OH)3J+3CCh土

器原理

明矶可作净水剂，原理为

作净水剂

3+

A1+3H2OA1(OH)3(胶体)+3丁

钺态氮肥与草木灰不得混用：COT+比0HCO3+OHNHr+OH

化肥的使用

=NH3f+H2O

除锈剂NH4CI与ZnCb溶液可作焊接时的除锈剂

除去MgCL溶液中的氯化铁，可以加入MgO或Mg(OH”反应掉部分H+,促进铁离

物质提纯

子的水解，使Fe・A转化为氢氧化铁沉淀而除去

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：用TiCL

无机物

制备TiO2,其反应的化学方程式为TiC14+(x+2)H2O(过量).人02次E0+

的制备

4HC1

Al>与HCCh>COW，AlOz>SiO3->HS\S2-,Fe3+与HCOJCO「、AIO晨SiO/、

离子的共存

CIO-,NH；与SiOr、A1O5等因水解相互促进而不能大量共存

归I纳I总I结

盐溶液蒸干的两项注意

(1)易挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干得到氢氧化物，灼烧得到氧亿物。

(2)难挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干仍得到原溶质。

快要点09溶液中粒子浓度的变化分析

1.微粒浓度的大小比较认依据

(1)电离理论——弱电解质的电离是微弱的

①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。

如氨水中：NH3H2O>NHi、OH浓度的大小关系是c(NHAHq)>c(OH)>c(NH亍)。

②多元