第三章 水溶液中的离子反应与平衡（考点串讲）-2024-2025学年高二化学上学期期中考点大串讲（人教版2019选择性必修1）

水溶液中的离子反应与平衡第三章考点串讲目录CONTENTS01020304水的电离和溶液的pH电离平衡盐类的水解沉淀溶解平衡思

维

导

图电离平衡水的电离和溶液的pH强电解质和弱电解质弱电解质的电离平衡水的电离溶液的酸碱性与pH电离平衡常数盐类的水解沉淀溶解平衡酸碱中和滴定盐类的水解沉淀溶解平衡溶度积常数盐的水解常数与影响盐类水解的因素盐类水解的应用沉淀溶解平衡的应用第三章水溶液中的离子反应与平衡电离平衡1考

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理一、强弱电解质的比较考点01电离平衡强电解质弱电解质相同点在水溶液中都能电离，与溶解度无关不同点

电离程度完全电离部分电离溶质粒子存在形式

离子只有电离出的阴阳离子既有电离出的阴阳离子分子无电解质分子又有电解质分子表示方法用“＝”表示KCl＝K＋＋Cl－用“

”表示NH3·H2ONH4＋＋OH—结构特点离子化合物及具有强极性键的共价化合物某些具有弱极性键的共价化合物化合物类型绝大多数盐：NaCl、KNO3、AgCl强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2弱酸：HClO、HNO2弱碱：NH3·H2OCu(OH)2水：H2O少数盐：HgCl2、PbAc2考

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理思维误区考点01化学反应速率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，如金刚石考

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理二、弱电解质的电离平衡考点01电离平衡1.电离平衡的建立与特征考

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理二、弱电解质的电离平衡考点01电离平衡1.电离平衡的建立与特征——研究对象为弱电解质——电离平衡与化学平衡一样是动态平衡——达到平衡时，溶液中离子浓度和分子浓变浓度度都保持不变——弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等弱等动定变——条件改变改变，电离平衡发生发生移动，各粒子的浓度都要发生改变考

点

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理二、弱电解质的电离平衡考点01电离平衡2.影响电离平衡的因素电离平衡的移动符合勒夏特列原理。浓度溶液越稀，离子结合成分子机会越小，越有利于电离温度电解质电离要断键，即电离是吸热的，故升温促进电离同离子效应即加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，则能抑制电离化学反应加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，则能促进电离考

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理三、电离平衡常数及应用考点01电离平衡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。2.表达式HAA−+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)HBOH−+B+考

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理三、电离平衡常数及应用考点01电离平衡3.特点（1）电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。（2）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。（3）多元弱酸的各步电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步的电离。考

点

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理三、电离平衡常数及应用考点01电离平衡4.应用应用一：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)越强名称化学式电离常数(K)名称化学式电离常数(K)醋酸CH3COOHKa=1.75×10-5亚硝酸HNO2Ka=5.60×10-4氢氰酸HCNKa=6.20×10-10氢氟酸HFKa=6.30×10-4次氯酸HClOKa=4.00×10-8

甲酸HCOOHKa=1.80×10-4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2CH3COOH+Na2CO3

2CH3COONa+CO2↑+H2OKa(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)H2CO3考

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理三、电离平衡常数及应用考点01电离平衡4.应用应用三：判断溶液中的某些离子浓度的变化0.1mol/LHNO2Ka=5.6×10-40.1mol/LHCOOHKa=1.8×10-40.1mol/LCH3COOHKa=1.75×10-50.1mol/LHCNKa=6.2×10-10应用四：计算弱酸、弱碱溶液中的H+、OH-的浓度c(H+)＝cKa弱酸溶液中c(OH-)＝cKb弱碱溶液中考

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理思维方法考点01电离平衡强酸与弱酸的比较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)的比较比较项目酸c(H＋)酸性中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H2的总量与同一金属反应时的起始反应速率一元强酸大强相同相同大一元弱酸小弱小2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较比较项目酸c(H＋)酸性中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H2的总量与同一金属反应时的起始反应速率一元强酸相同相同小少相同一元弱酸大多典

例

精

讲考点01电离平衡【典例01-1】下列事实一定能说明HF是弱酸的是A．用HF溶液做导电性实验，灯泡很暗B．1mol/L的HF水溶液能使紫色石蕊试液变红C．常温下0.1mol/L的HF溶液的pH为2.3D．HF能与Na2CO3溶液反应，产生CO2气体C典

例

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讲考点01电离平衡【典例01-2】一定温度下，将一质量的冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法中正确的是A．a，b，c三点醋酸的电离程度：c<a<bB．pH大小：b<cC．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小D．a，b，c三点溶液用lmol/L的氢氧化钠溶液中和，消耗氢氧化钠溶液的体积：c<a<bB典

例

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讲考点01电离平衡【典例01-3】C举

一

反

三考点01电离平衡【演练01】根据表中信息，判断下列说法不正确的是A．酸性由强到弱：CH3COOH>H2CO3>H2SB．CH3COOH能与Na2CO3反应生成CO2C．H2S能与NaHCO3反应生成CO2D．往Na2S溶液中通入足量CO2能生成H2SC酸电离常数(常温下)CH3COOHKa=1.8×10－5H2CO3Ka1=4.5×10－7，Ka2=4.7×10－11H2SKa1=1.3×10－7，Ka2=1.1×10－11举

一

反

三考点01电离平衡【演练02】A水的电离和溶液的pH2考

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理一、水的电离考点02水的电离和溶液的pH2H2OH3O++OH-H2OH++OH-电离方程式四个特点弱逆等吸微弱电离：25℃时，在纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol・L-1可逆过程电离出的H+和OH-的浓度相等吸热过程考

点

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理二、水的离子积常数考点02水的电离和溶液的pH考

点

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理二、水的离子积常数考点02水的电离和溶液的pH曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw_____，温度______。曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都_______，即c(H＋)·c(OH－)______，温度______。Kw的应用应用一：水的电离平衡曲线的理解与识别实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变_________；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变________。相同相同相同不同不同酸碱性温度考

点

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理二、水的离子积常数考点02水的电离和溶液的pHKw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下有：Kw的应用应用二：溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算方法Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水电离出的H＋的浓度)Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－)(忽略水电离出的OH－的浓度)酸溶液中碱溶液中外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等25℃时，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性考

点

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理思维方法考点02水的电离和溶液的pHKW可由实验测得,也可通过理论计算求得不同溶液中，c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中水电离出的c(H+)与c(OH-)总是相等的改变c(H+)或c(OH-)，只能改变水的电离程度，不能改变KW；改变温度，KW和水的电离程度都改变对于稀电解质溶液，KW表达式中的c(H+)、c(OH-)均指整个稀溶液中H+、OH-的总物质的量浓度，而不是指由水电离出的H+、OH-的物质的量浓度考

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理思维方法考点02水的电离和溶液的pH改变条件平衡移动方向Kw水的电离程度c(OH－)c(H＋)HCl逆不变减小减小增大NaOH逆不变减小增大减小Na2CO3正不变增大增大减小NH4Cl正不变增大减小增大NaHSO4逆不变减小减小增大加热正增大增大增大增大外界条件对水电离平衡的影响考

点

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理三、溶液的酸碱性与pH考点02水的电离和溶液的pH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+)>1.0×10-7mol·L-1<7中性溶液c(H+)=c(OH-)c(H+)=1.0×10-7mol·L-1=7碱性溶液c(H+)<c(OH-)c(H+)<1.0×10-7mol·L-1>7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1×10-7mol·L-1的相对大小来判断溶液的酸碱性。考

点

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理四、溶液的pH考点02水的电离和溶液的pH1.计算公式:pH=-lgc(H+)2.溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)意义pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强溶液酸碱性与pH的关系(常温下)pH＜7，为酸性溶液；pH＝7，为中性溶液；pH＞7，为碱性溶液适用范围1×10－14mol·L－1＜c(H＋)＜1mol·L－1考

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理四、溶液的pH考点02水的电离和溶液的pH3.溶液pH的测定方法pH试纸测定操作使用pH试纸的正确操作为取一小块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，读出pH类别广泛pH试纸：其pH范围是1～14(最常用)，可以识别的pH差约为1精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸pH计测量pH计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为0～14考

点

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理四、溶液的pH考点02水的电离和溶液的pH4.酸碱稀释时pH变化的规律稀释前pH稀释100倍后pH无限稀释HCl2pH＝4pH接近7，小于7CH3COOH2pH＜4NaOH12pH＝10pH接近7，大于7NH3·H2O12pH＞10考

点

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理四、溶液的pH考点02水的电离和溶液的pH5.溶液pH的计算类型一：单一溶液pH的计算(25℃)cmol·L－1HnA强酸溶液的pHc(H＋)＝ncmol·L－1pH＝－lgnc(忽略水电离出的H＋的浓度)cmol·L－1B(OH)n强碱溶液的pH(忽略水电离出的OH－的浓度)c(H＋)＝KWc(OH-)c(OH－)＝ncmol·L－1＝10-14

ncpH＝14＋lgnc考

点

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理四、溶液的pH考点02水的电离和溶液的pH5.溶液pH的计算类型二：混合溶液pH的计算方法强酸与强酸混合c混(H＋)＝c1(H＋)·V1＋c2(H＋)·V2V1＋V2然后再求pH强碱与强碱混合c混(OH-)＝c1(OH-)·V1＋c2(OH-)·V2V1＋V2然后再求pHKWc(OH-)c混(H＋)＝(稀溶液体积变化忽略)考

点

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理四、溶液的pH考点02水的电离和溶液的pH5.溶液pH的计算类型二：混合溶液pH的计算方法(稀溶液体积变化忽略)强酸与强酸混合①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7(25℃)②酸过量③碱过量c余(H＋)＝c(H＋)·V酸－c(OH-)·V碱V酸＋V碱c余(OH-)＝c(OH-)·V碱－c(H＋)·V酸V酸＋V碱KWc余(OH-)c(H＋)＝考

点

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理五、酸碱中和滴定考点02水的电离和溶液的pH1.概念和原理(1)概念:依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。(2)原理:在中和反应中，酸提供的H+与碱提供的OH-的物质的量相等，即mc酸·V酸=nc碱·V碱(m、n分别代表酸和碱的元数)2.主要仪器及使用方法(1)仪器:滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯(2)使用方法①滴定管:查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。②锥形瓶:注液→记体积→加指示剂。考

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理五、酸碱中和滴定考点02水的电离和溶液的pH3.指示剂的选择酸碱中和滴定时，通常选用变色明显、变色的pH范围与终点pH接近的酸碱指示剂确定滴定终点。滴定种类选用的指示剂滴定终点颜色变化指示剂用量强酸滴定强碱甲基橙黄色→橙色2~3滴酚酞红色→无色强酸滴定弱碱甲基橙黄色→橙色强碱滴定强酸酚酞无色→粉红色强碱滴定弱酸酚酞无色→粉红色注意：强酸滴弱碱用甲基橙,强碱滴弱酸用酚酞,强酸滴强碱或强碱滴强酸二者皆可，但不能选用石蕊(石蕊遇酸、碱变色不明显)。考

点

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理五、酸碱中和滴定考点02水的电离和溶液的pH4.滴定操作注意：

①滴速:先快后慢，当接近滴定终点时，改为滴加半滴标准溶液(利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液)。②终点的判断:滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不变色，视为滴定终点。考

点

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理五、酸碱中和滴定考点02水的电离和溶液的pH为减少实验误差，重复实验2~3次，取消耗标准液体积的平均值，计算出待测液的物质的量浓度。5.数据处理(1)分析依据：6.误差分析c待测·V待测＝c标准·V标准c待测＝V待测c标准·V标准c标准、V待测均为定值误差均体现在V标准的大小上V标偏大→c待偏大V标偏小→c待偏小考

点

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理五、酸碱中和滴定考点02水的电离和溶液的pH(2)以标准强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液(酚酞作指示剂)为例分析误差步骤操作V(标准)c(待测)洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗偏大偏高碱式滴定管未用待测溶液润洗偏小偏低锥形瓶用待测溶液润洗偏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有气泡,放出液体后气泡消失偏小偏低考

点

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理五、酸碱中和滴定考点02水的电离和溶液的pH滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失偏大偏高振荡锥形瓶时部分液体溅出偏小偏低部分酸液滴到锥形瓶外偏大偏高溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后加一滴NaOH溶液无变化偏大偏高读数酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视液面读数偏小偏低酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视液面读数偏大偏高考

点

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理五、酸碱中和滴定考点02水的电离和溶液的pH7.滴定曲线(1)强酸与强碱滴定过程中pH曲线变化(以0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1盐酸为例)恰好中和=酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性突跃点变化范围不同:强碱与强酸(强酸与强碱)反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸(强酸与弱

碱)反应的突跃点变化范围考

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理五、酸碱中和滴定考点02水的电离和溶液的pH氢氧化钠溶液滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠溶液、氨水的滴定曲线

曲线起点不同:强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高突跃点变化范围不同:强碱与强酸(强酸与强碱)反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸(强酸与弱

碱)反应的突跃点变化范围(2)强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较典

例

精

讲考点02水的电离和溶液的pH【典例02-1】下列说法中错误的是A．25℃时，向纯水中加入稀氨水，水的电离平衡逆向移动，c(OH-)增大，Kw不变B．将纯水加热到95℃时，Kw变大，pH不变，水仍呈中性C．常温下，pH=3的醋酸溶液和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合后溶液的pH<7D．常温下，pH为5的醋酸和pH为9的NaOH两种溶液中，由水电离的c(H+)之比为1：1B典

例

精

讲考点02水的电离和溶液的pH【典例02-2】常温下，关于pH=11的氨水溶液，下列说法不正确的是A．溶液中B．加水稀释100倍后，溶液的pH=9C．与等体积pH=3的H2SO4溶液充分混合后，溶液呈碱性D．此溶液中由水电离出的H+和OH-浓度均为B典

例

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讲考点02水的电离和溶液的pH【典例02-3】下列有关仪器的使用方法或实验操作不正确的是A．测定中和反应的反应热时，将碱缓慢倒入酸中，所测反应后体系的温度值偏小B．读数时应将滴定管从架上取下，单手捏住管上端无刻度处，使滴定管保持自然垂直C．酸碱滴定实验中，用待测溶液润洗锥形瓶以减小实验误差D．滴定前滴定管内无气泡，终点读数时有气泡，所测标准液体积偏小C举

一

反

三考点02水的电离和溶液的pH【演练01】25℃时，水的离子积常数

。下列说法正确的是A．0.005mol·L-1H2SO4溶液的pH=2，抑制了水的电离B．向纯水中加入NaOH固体，

，促进了水的电离C．0.005mol·L-1H2SO4溶液与0.01mol·L-1NaOH溶液等体积混合，pH=11D．将100mLpH=5的H2SO4溶液稀释1000倍，pH=8A举

一

反

三考点02水的电离和溶液的pH【演练02】常温下，将pH=2的两种酸溶液HA、HB和pH=12的MOH溶液各1mL，分别加水稀释到1000mL，其pH变化与溶液体积的关系如图所示。下列说法错误的是A．HA的酸性强于HB，且HA是强酸B．若b＋c=14，则MOH是弱碱C．若c=9，则稀释后三种溶液中水的电离程度：MOH>HA>HBD．若c>9，稀释前MOH和HA混合，溶液显碱性C举

一

反

三考点02水的电离和溶液的pH【演练03】用标准的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，下列操作不会引起实验误差的是A．用酚酞作指示剂滴至溶液由红色刚变无色时，立即停止滴定B．用蒸馏水洗净锥形瓶后，再用NaOH溶液润洗，最后加入NaOH溶液进行滴定C．用蒸馏水洗净酸式滴定管后，直接装入标准盐酸，调节液面至0刻度后，进行滴定D．用碱式滴定管取20.00mLNaOH溶液放入锥形瓶中，加入酚酞，加入适量蒸馏水稀释后进行滴定D盐类的水解3考

点

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理一、盐类的水解及其规律考点03盐类的水解1．盐类水解的概念在水溶液中，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．盐类水解的实质盐电离→→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→溶液呈碱性、酸性或中性。3．盐类水解的规律：考

点

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理思维方法考点03盐类的水解（1）“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。（2）“越弱越水解”——弱酸阴离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。如：碳酸的酸性大于次氯酸，则相同浓度的NaHCO3溶液的水解程度小于NaClO溶液。（3）“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解，且相互促进。（4）“谁强显谁性”——当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反之，呈碱性，即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。如：碳酸的电离常数Ka1小于NH3·H2O的电离常数Kb，故NH4HCO3溶液显碱性。（5）“同强显中性”——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液显中性。如Kb(NH3·H2O)＝Ka(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液显中性。考

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理二、盐类水解的影响因素考点03盐类的水解1．内因：酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。2．外因：因素水解平衡水解程度水解产生离子的浓度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、碱酸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外加其他盐水解形式相同的盐相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3)水解形式相反的盐相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3]考

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理三、盐的水解常数考点03盐类的水解1．概念在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度次幂之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱阳离子)浓度之比是一个常数，该常数叫作水解常数。c(A-)c(HA)∙c(OH-)Kh=2．表达式3．意义Kh表示水解反应趋势的大小，Kh越大，水解趋势越大4．Kh与Ka、Kb的关系KwKaKh＝强碱弱酸盐KwKbKh＝强酸弱碱盐考

点

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理四、盐类水解的应用考点03盐类的水解盐类水解应用常考点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考

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理四、盐类水解的应用考点03盐类的水解考

点

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理五、溶液中粒子浓度的变化分析考点03盐类的水解具体内容参见专题06盐类的水解（考点清单）典

例

精

讲考点03盐类的水解【典例03-1】下列事实与盐类水解无关的是A．实验室制氢气时加入CuSO4可加快反应速率B．实验室通常使用热的纯碱溶液去除油污C．CH3COONa溶液中c(Na+)>c(CH3COO-)D．实验室配制FeCl3溶液时加入少量稀盐酸A典

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精

讲考点03盐类的水解【典例03-2】室温下，下列溶液中粒子浓度关系正确的是A．Na2S溶液：c(Na+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H2S)B．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na+)+2c(Ca2+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+c(Cl-)C．pH=5的NaHSO3溶液：c(Na+)>c(H2SO3)>c(SO32-)>c(H+)>c(OH-)D．Na2C2O4溶液：c(OH-)=c(H+)+c(HC2O4-)+c(H2C2O4)B典

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精

讲考点03盐类的水解【典例03-3】叠氮酸(HN3)是一种弱酸。常温下，向20mL0.1mol·L-1的HN3溶液中逐滴加入0.1mol·L-1NaOH溶液。测得滴定过程电溶液的pH随V(NaOH)变化如图所示，下列说法正确的是A．点①溶液中：c(HN3)+c(H+)>c(N3-)+c(OH-)B．点②溶液中：c(Na+)=c(N3-)+c(HN3)C．常温下，Ka(HN3)的数量级为10-4D．点③溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(HN3)D举

一

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三考点03盐类的水解【演练01】合理利用某些盐能水解的性质，可以解决许多生产、生活中的问题。下列叙述的事实与盐水解的性质无关的是A．配制FeSO4溶液时，加入一定量Fe粉B．沸水中加入饱和的氯化铁溶液制备Fe(OH)3胶体C．长期施用铵态氮肥会使土壤酸化D．热碱水清洗厨房里的油污A举

一

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三考点03盐类的水解【演练02】常温下，用0.010mol•L−1NaOH溶液滴定0.010mol•L−1的二元酸H2A溶液，H2A、HA−、A2−的物质的量分数δ(X)随pH变化如图所示：下列说法错误的是A．pH=8时有c(HA−)>c(H2A)=c(A2−)>c(H+)B．H2A的第一步电离平衡常数Ka1=1×10−6C．HA﹣的水解常数Kh=1×10−10D．将0.020mol•L−1Na2A溶液和0.010mol•L−1HCl溶液等体积混合，所得溶液的pH约为10C沉淀溶解平衡4考

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理一、沉淀溶解平衡的建立考点04沉淀溶解平衡考

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理二、沉淀溶解平衡的影响因素考点04沉淀溶解平衡内因难溶电解质本身的性质，即难溶电解质的溶解能力外因

温度升温，大多数溶解平衡向溶解方向移动，但Ca(OH)2升温向生成沉淀方向移动浓度加水稀释，平衡溶解方向移动相同离子加入与难溶电解质含有相同离子的物质，平衡向生成沉淀的方向移动反应离子加入能消耗难溶电解质中所含离子的物质，平衡向溶解方向移动考

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理三、溶度积常数考点04沉淀溶解平衡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－)。如：Mg(OH)2(s)Mg2＋＋(aq)＋2OH－(aq)Ksp＝c(Mg2＋)·c2(OH－)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－)。①Q＞Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。②Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于衡状态。③Q＜Ksp，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。考

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理四、沉淀溶解平衡的应用考点04沉淀溶解平衡1．沉淀的生成方法举例解释调节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至4左右Fe3＋与NH3·H2O反应生成Fe(OH)3沉淀沉淀剂法以H2S、Na2S等沉淀污水中的Hg2＋、Cu2＋等重金属离子H2S、Na2S与Cu2＋、Hg2＋反应生成沉淀考

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理四、沉淀溶解平衡的应用考点04沉淀溶解平衡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Q＜Ksp，平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。（2）沉淀溶解的方法酸溶解法用强酸溶解的难溶电解质有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。如CaCO3难溶于水，却易溶于盐酸，原因是：CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡为CaCO3(s)Ca2＋(aq)＋CO32－aq)，当加入盐酸后发生反应：CO32－＋2H＋＝H2O＋CO2↑，c(CO32－)降低，溶液中CO32－与Ca2＋的离子积Q(CaCO3)＜Ksp(CaCO3)，沉淀溶解平衡向溶解方向移动。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式为Mg(OH)2＋2NH4＋＝Mg2＋＋2NH3·H2O。考

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理四、沉淀溶解平衡的应用考点04沉淀溶解平衡3．沉淀的转化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条件两种沉淀的溶解度不同，溶解度小的沉淀可以转化为溶解度更小的沉淀，两者溶解度相差越大转化越容易。应用锅炉除水垢(含有CaSO4)CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)，反应为CaSO4＋Na2CO3＝CaCO3＋Na2SO4，CaCO3＋2HCl＝CaCl2＋H2O＋CO2↑自然界中矿物的转化原生铜的硫化物CuSO4溶液

铜蓝(CuS)，反应为CuSO4＋ZnS＝CuS＋ZnSO4，CuSO4＋PbS＝CuS＋PbSO4工业废水处理FeS(s)＋Hg2＋(aq)＝HgS(s)＋Fe2＋(aq)考

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理思维方法考点04沉淀溶解平衡1.沉淀先后顺序的判断向溶液中加入沉淀剂，当有多种沉淀生成时，哪种沉淀的溶解度最小(当各种沉淀的Ksp表达式相同时，Ksp越小，沉淀的溶解度越小)，则最先生成该沉淀。（1）向含等浓度Cl－、Br－、I－的混合液中加入AgNO3溶液，最先生成的沉淀是AgI。（2）向含等浓度CO32－、OH－、S2－的混合液中加入