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水溶液中的离子反应与平衡
串讲03
目
录
CONTENTS
1
电离平衡
2
水的电离和溶液的pH
3
盐类的水解
4
沉淀溶解平衡
思维导图
电离平衡
考点01
考点01 电离平衡
考点梳理
一、电解质与非电解质
定义 物质类别
电解质 在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物 酸、碱、盐、金属氧化物、水
非电解质 在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物 大部分有机化合物、非金属氧化物、NH3
考点01 电离平衡
考点梳理
二、强、弱电解质的定义、物质类别与比较
强电解质 弱电解质
定义 在水溶液中能_______电离的电解质 在水溶液中只能_______电离的电解质
电离过程 不可逆，无电离平衡 可逆，存在电离平衡
在溶液中的 存在形式 只有离子 既有离子，又有电解质分子
物质类别 及示例 ①强酸，如HCl、H2SO4 ②强碱，如KOH、Ba(OH)2 ③大部分盐，如NaCl、BaSO4 ①弱酸，如CH3COOH、HClO
②弱碱，如NH3·H2O、Mg(OH)2
③水
完全
部分
考点01 电离平衡
考点梳理
三、电离方程式
强电解质 强酸 完全电离，如HCl =H+ + Cl-
强碱 完全电离，如Ba(OH)2 =Ba2+ + 2OH-
盐 正盐 完全电离，如Na2CO3 = 2Na++
强酸的酸式盐 完全电离，如NaHSO4= Na++ H++ SO42-
弱酸的酸式盐 第一步完全电离，第二步弱酸酸根部分电离，如
NaHCO3= Na++ HCO3-，HCO3- H++ CO32-
弱电解质 一元弱酸 部分电离，如CH3COOH CH3COO-+ H+
一元弱碱 部分电离，如 NH3·H2O NH4+ + OH-
H2O 部分电离， H2O H+ + OH-
多元弱酸 分步电离，必须分步写出，不可合并（以第一步电离为主）如
H2CO3 H++HCO3- ，HCO3- H++CO32-
多元弱碱 分步电离，中学阶段要求一步写出。如Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH-
Al(OH)3 酸式电离：Al(OH)3 H＋＋AlO＋H2O，碱式电离：Al(OH)3 Al3＋＋3OH－。
考点01 电离平衡
考点梳理
四、弱电解质的电离平衡
逆
等
动
定
变
考点01 电离平衡
考点梳理
五、电离平衡的影响因素
（1）温度：弱电解质的电离一般是______过程，升高温度，电离平衡______移动，电离程度______。（2）浓度： ①稀释电解质溶液，电离平衡__________移动，电离程度__________。 ②加入同一电解质，电离平衡__________移动，电离程度__________。（3）外加电解质： ①同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质，电离平衡______移动，电离程度______。 ②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，电离平衡______移动，电离程度______。
吸热
正向
增大
正向
增大
正向
减小
逆向
减小
正向
增大
考点01 电离平衡
考点梳理
六、电离平衡常数
电离方程式 电离常数表达式
CH3COOH CH3COOH CH3COO- + H+ Ka＝
NH3·H2O NH3·H2O NH4++ OH- Kb =
意义：一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸性（或碱性）越强
只和温度有关
考点01 电离平衡
考点梳理
一元强酸和一元弱酸的比较
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
考点01 电离平衡
考点梳理
一元强酸和一元弱酸的比较
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 考点01 电离平衡
典例精讲
【典例01】【强弱电解质判断】下列有关电解质、强电解质、弱电解质的分类正确的是
C
A B C D
电解质 Cu CO2 NaCl NaOH
强电解质 HCl Ba(OH)2 NaHCO3 BaSO4
弱电解质 CH3COOH H2O Al(OH)3 氨水
考点01 电离平衡
典例精讲
【典例02】【电离平衡影响因素】稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2O NH4++ OH-，若要使平衡向左移动，同时使c(OH-)增大，应加入的物质或采取的措施是
①NH4Cl固体 ②硫酸 ③NaOH固体
④水 ⑤加热 ⑥加入少量MgSO4固体
A．①②③⑤ B．③⑥
C．③ D．③⑤
C
考点01 电离平衡
典例精讲
【典例03】【强酸与弱酸比较】相同体积、相同氢离子浓度的强酸溶液和弱酸溶液分别跟足量的镁完全反应，下列说法正确的是
A．弱酸溶液产生较多的氢气
B．强酸溶液产生较多的氢气
C．两者产生等量的氢气
D．无法比较两者产生氢气的量
A
考点01 电离平衡
典例精讲
【典例04】【电离常数】一定温度下，将浓度为0.1mol/LHF溶液加水不断稀释，始终保持增大的是
D
A．c(H+) B．
C． D．
考点01 电离平衡
举一反三
【演练01】【强弱电解质判断】下下列事实能说明醋酸是弱电解质的是
①醋酸与水能以任意比互溶；
②醋酸溶液能导电；
③醋酸稀溶液中存在醋酸分子；
④常温下，0.1 mol/L醋酸的pH比0.1 mol/L盐酸的pH大；
⑤醋酸能和碳酸钙反应放出CO2；
⑥0.1 mol/L醋酸钠溶液pH＝8.9；
⑦大小相同的铁片与同物质的量浓度的盐酸和醋酸反应，醋酸产生H2速率慢
A．②⑥⑦ B．③④⑥⑦ C．③④⑤⑥ D．①②③
B
考点01 电离平衡
举一反三
【演练02】【电离平衡影响因素】化合物HIn在水溶液中存在以下电离平衡，故可作酸碱指示剂
HIn(aq) H+(aq)+In-(aq)
(红色)　　　　 　(黄色)
现把下列物质溶于水配成0.02 mol·L-1的水溶液，其中能使指示剂显黄色的是
①HCl　②SO2　③NaCl　 ④NaHSO4　 ⑤氨气　⑥Na2O2 ⑦Na2CO3
A．①②④ B．①④ C．⑤⑥⑦ D．⑤⑦
D
考点01 电离平衡
举一反三
【演练03】【弱酸与强酸比较】H＋浓度相同的等体积的两份溶液A和B，A为盐酸，B为醋酸，相同条件下分别和锌反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，且放出的氢气的体积相等，则下列说法正确的是
①反应所需要的时间B>A
②开始反应时的速率A>B
③参加反应的锌的物质的量A＝B
④反应过程的平均速率B>A
⑤盐酸里有锌剩余
⑥醋酸里有锌剩余
A．③④⑤ B．③④⑥ C．②③⑤ D．②③⑥
A
考点01 电离平衡
举一反三
【演练04】【电离平衡常数】已知下面三个数据：6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：
NaCN＋HNO2=HCN＋NaNO2；NaNO2＋HF=HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述不正确的是
A．Ka(HF)＝6.3×10－4
B．Ka(HNO2)＝6.2×10－10
C．三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D．Ka(HCN)B
水的电离和溶液的pH
考点02
实验方案
实验课题
实验报告
实验总结
考点02 水的电离和溶液的pH
考点梳理
一、水的电离
H2O + H2O H3O+ + OH-，简写为H2O H+ + OH-
二、水的离子积常数
表达式：Kw = c(H+)· c(OH-)
室温下， Kw = c(H+)·c(OH-) = 1.0×10-14；
100℃下， Kw = c(H+)·c(OH-) = 55×10-14 ≈ 1.0×10-12
考点02 水的电离和溶液的pH
考点梳理
拓展提升——水电离产生c(H＋)和c(OH－)计算的5种类型
任何水溶液中水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的，有关计算有以下5种类型(以常温时的溶液为例)。
(1) 中性溶液：c(OH－) = c(H＋) = 10－7 mol/L。
(2) 酸的溶液——OH－全部来自水的电离。实例：pH = 2的盐酸中c(H＋) = 10－2 mol/L，则c(OH－) = Kw/10－2 = 1×10－12(mol/L)，即水电离出的c(H＋)水 = c(OH－)水 = 10－12mol/L。
(3) 碱的溶液——H＋全部来自水的电离。实例：pH = 12的NaOH溶液中c(OH－) = 10－2 mol/L，则c(H＋) = Kw/10－2 = 1×10－12(mol/L)，即水电离出的c(OH－)水 = c(H＋)水 = 10－12 mol/L。
考点02 水的电离和溶液的pH
考点梳理
(4) 水解呈酸性的盐溶液——H＋全部来自水的电离。实例：pH = 5的NH4Cl溶液中，由水电离出的c(H＋)水= 10－5 mol/L，因部分OH－与部分NH4＋结合使c(OH－) = 10－9 mol/L。
(5) 水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离。实例：pH = 12的Na2CO3溶液中，由水电离出的c(OH－)水 = 10－2 mol/L，因部分H＋与部分CO32-结合使c(H＋) = 10－12 mol/L。
要区分清楚溶液的组成和性质的关系，
酸性溶液不一定是酸溶液，碱性溶液不一定是碱溶液。
拓展提升——水电离产生c(H＋)和c(OH－)计算的5种类型
考点02 水的电离和溶液的pH
考点梳理
三、水的电离平衡的影响因素1. 温度升高，促进水的电离，Kw增大；2. 酸、碱抑制水的电离，Kw不变；3. 外加能与H+、OH- 反应的物质，会促进水的电离，Kw不变。
考点02 水的电离和溶液的pH
考点梳理
四、pH与c(H+)的关系
pH = - lgc(H+)
溶液的酸碱性取决于c(H+)和c(OH-)的相对大小
五、pH的测定
1．酸碱指示剂法
2．pH试纸
3．pH计
考点02 水的电离和溶液的pH
考点梳理
五、pH的计算
考点02 水的电离和溶液的pH
考点梳理
六、酸碱中和滴定
1．概念：利用中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的浓度的实验方法。2．原理：H+ + OH- =H2O，中和反应中H+与OH-的物质的量相等，即：
c(H+)·V(H+) = c(OH-)·V(OH-)。3．待测液的浓度计算：
考点02 水的电离和溶液的pH
考点梳理
4、酸碱中和滴定的仪器
5、酸碱中和滴定的操作
查
记
洗
润
装
排
检查滴定管是否漏水，确保不漏水后方可使用
用蒸馏水洗涤滴定管2~3次
用待装液洗涤滴定管2~3次
将酸碱反应液分别注入相应的滴定管中
并使液面位于滴定管“0”刻度以上2~3mL处
排出滴定管内气泡，使其充满反应液，并使液面位于某一刻度处
记录滴定管读数
考点02 水的电离和溶液的pH
考点梳理
6、酸碱指示剂及其变色范围
指示剂 甲基橙 石蕊 酚酞
变色范围pH 3.1-4.4 5.0-8.0 8.2-10.0
溶液颜色 红、橙、黄 红、紫、蓝 无色、浅红、红
7、指示剂选择
一般不选择石蕊，变色现象不明显。
强酸滴（弱）碱甲基橙，
强碱滴（弱）酸用酚酞，
两强互滴（甲基橙酚酞）都可以。
当滴入半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不变色，视为滴定终点。
8、终点判断
考点02 水的电离和溶液的pH
考点梳理
9、酸碱中和滴定曲线
考点02 水的电离和溶液的pH
考点梳理
10、酸碱中和滴定误差分析
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
碱式滴定管未用标准溶液润洗 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，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高
读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 偏低
滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 偏高
典例精讲
【典例01】【水的电离】关于水的电离，下列叙述中，正确的是
A．升高温度，水的平衡向正反应方向移动，Kw增大，c(OH-)增大，pH增大
B．向水中加入少量硫酸，水的平衡向逆反应方向移动，Kw不变，c(H+)增大
C．向水中加入氨水，水的平衡向逆反应方向移动，Kw不变，c(OH-)降低
D．向水中加入少量固体醋酸钠，平衡向逆反应方向移动，Kw不变，c(H+)降低
B
考点02 水的电离和溶液的pH
典例精讲
【典例02】【由水电离出的c(H+)的计算】室温下，在由水电离产生的H+浓度为1×10-13mol·L-1的溶液中，一定能大量共存的离子组是
①K+、Cl-、NO3-、S2-
②K+、Fe2+、I-、SO42-
③Na+、Cl-、NO3-、SO42-
④Na+、Ca2+、Cl-、HCO3-
⑤K+、Ba2+、Cl-、NO3-
A．③⑤ B．①③⑤ C．①③ D．②④⑤
A
考点02 水的电离和溶液的pH
典例精讲
【典例03】【溶液pH的计算】将 pH＝1 的盐酸平均分成两份，一份加入适量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量 NaOH 溶液，pH 都升高了 1，则加入的水与 NaOH 溶液的体积比为
A．9 B．10
C．11 D．12
C
考点02 水的电离和溶液的pH
典例精讲
【典例04】【中和滴定曲线】用 0. 100 0 mol ·L－1NaOH 溶液滴定 20.00 mL 0. 100 0 mol ·L－1 盐酸过程中的 pH 变化如图所示。下列说法错误的是
D
考点02 水的电离和溶液的pH
A ．b 点时，加入极少量 NaOH 溶液都会引起 pH 的突变B．选指示剂时，其变色范围应在 4.30~9.70 之间C．若将盐酸换成同浓度的 CH3COOH 溶液，曲线 ab 段将会上移D．都使用酚酞作指示剂，若将 NaOH 溶液换成同浓度的氨水，所消耗氨水的体积较 NaOH 溶液小
典例精讲
【典例05】【中和滴定误差分析】用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液时，下列实验操作会引起测量结果偏高的是
①用天平称量氢氧化钠固体时，将小烧杯放在右盘，砝码放在左盘，并移动游码使之平衡
②配制烧碱溶液时，将称量后的氢氧化钠固体溶于水，立即移入容量瓶，将洗涤烧杯的液体注入容量瓶后，加蒸馏水至刻度线
③滴定前滴定管中无气泡，滴定后有气泡
④酸式滴定管用蒸馏水洗后，未用标准液润洗
⑤读取滴定管终点读数时，仰视刻度线
A．①②③④⑤ B．②③④⑤ C．②④⑤ D．③④⑤
C
考点02 水的电离和溶液的pH
举一反三
【演练01】【水的电离】25℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl溶液 ②NaOH溶液 ③H2SO4溶液，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是
A．③>②>① B．②>③>①
C．①>②>③ D．③>①>②
C
考点02 水的电离和溶液的pH
举一反三
【演练02】【由水电离出的c(H+)的计算】在相同温度下，0.01 mol·L－1 的 NaOH 溶液和 0.01 mol·L－1 的盐酸相比较，下列说法正确的是
A．由水电离出的 c(H＋)相等
B．由水电离出的 c(H＋)都是 1.0×10－12 mol·L－1
C．由水电离出的 c(OH－)都是 0.01 mol·L－1
D．两者都促进了水的电离
A
考点02 水的电离和溶液的pH
举一反三
【演练03】【溶液pH的计算】常温下，pH=10的X、Y两种碱溶液各1mL，分别加水稀释到100mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是
D
考点02 水的电离和溶液的pH
A．稀释前，两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等B．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强C．完全中和X、Y溶液时，消耗同浓度盐酸的体积：VX>VYD．若8举一反三
【演练04】【中和滴定曲线】下图是盐酸与氢氧化钠溶液相互滴定的滴定曲线，下列叙述正确的是
C
考点02 水的电离和溶液的pH
A．酚酞不能用作本实验的指示剂B．盐酸的物质的量浓度为1 mol·L-1C．P点时恰好完全中和，溶液呈中性D．曲线b是氢氧化钠溶液滴定盐酸的曲线
举一反三
【演练05】【中和滴定误差分析】下为测定某盐酸的浓度，准确量取 20.00 mL 该盐酸于锥形瓶中，用 0. 100 0 mol ·L- 1 NaOH 溶液滴定，下 列说法正确的是
A．滴定管用蒸馏水洗涤后，装入 NaOH 溶液进行滴定
B．用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液出现浅红色时立即停止滴定，开始读数
C ．用 25 mL 酸式滴定管量取 20.00 mL 待测溶液于锥形瓶中
D．滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分悬有一滴溶液，则测定结果偏小
C
考点02 水的电离和溶液的pH
盐类的水解
考点03
实验方案
实验课题
实验报告
实验总结
考点03 盐类的水解
考点梳理
一、盐类水解的原理及规律1．定义：在溶液中，盐电离出来的离子跟水电离产生的H+或OH-结合生成____________的反应。2. 实质：生成弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使得水的电离平衡________，电离程度________，即盐类的水解________水的电离。
弱电解质
右移
增大
促进
规律
有弱才水解；越弱越水解；谁强显谁性；同强显中性；同弱双水解。
考点03 盐类的水解
考点梳理
二、盐类水解方程式
书写通式：弱酸阴离子＋水 弱酸＋OH- 或弱碱阳离子＋水 弱碱＋H+
多元弱酸，其酸根离子的水解分步进行，水解反应必须分步表示，不能合并，以第一步为主，第二步很微弱。
多元弱碱阳离子的水解也是分步进行的，但通常简化为一步表示。
双水解：弱酸阴离子与弱碱阳离子相互促进水解，水解程度较大，绝大多数能进行到底，书写时要用“=”、“↑”、“↓”。如 Fe3+ 与 CO32- ：2Fe3+ + 3CO32- + 3H2O =2Fe(OH)3↓+ 3CO2↑
考点03 盐类的水解
考点梳理
三、盐类水解的影响因素
1．内因——盐本身的性质弱酸阴离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。如水解程度（碱性）：Na2CO3 _____ Na2SO3，Na2CO3_____ NaHCO3
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 酸性盐加酸 左移 减小 减小
酸性盐加碱 右移 增大 增大
外加其他盐 酸性盐加酸性盐 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3) 酸性盐加碱性盐 相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3] >
>
考点03 盐类的水解
考点梳理
四、盐类水解的应用
判断溶液的酸碱性
判断酸性强弱
判断离子能否共存
保存、配制某些盐溶液
制取胶体、净水
制备化合物
去油污
泡沫灭火器原理
化肥的使用
除锈剂
判断盐溶液 蒸干时的产物 盐水解生成挥发性酸，蒸干灼烧后一般得氧化物。如
AlCl3→Al2O3
盐水解生成难挥发性酸，蒸干后得原物质。如
CuSO4→CuSO4
考虑盐受热时是否分解。如
KMnO4→K2MnO4和MnO2
还原性盐溶液蒸干时会被O2氧化。如
Na2SO3→Na2SO4
弱酸的铵盐溶液蒸干后无固体剩余。如
NH4HCO3、(NH4)2CO3
五、盐类水解平衡常数
对于水解方程式：A- + H2O HA + OH- ，其平衡常数可表示为：Kh =
意义：Kh表示水解反应趋势的大小，Kh数值越大，水解趋势越大。
影响因素：对于确定的离子，其水解常数只受温度影响。温度越高，水解常数越大。
与电离常数的关系：
Kh = （Ka为弱酸的电离平衡常数）
或Kh = （Kb为弱碱的电离平衡常数）
考点03 盐类的水解
考点梳理
六、溶液中微粒浓度的大小比较
1、酸溶液或碱溶液酸溶液中氢离子浓度即c(H＋)最大，碱溶液中氢氧根离子浓度即c(OH－)最大，其余离子浓度应根据酸或碱的电离程度比较。多元弱酸或多元弱碱以第一步电离为主。例如：H2CO3中各离子浓度比较为：c(H＋)>c(HCO3－)>c(CO32－)>c(OH－)。
考点03 盐类的水解
考点梳理
六、溶液中微粒浓度的大小比较
2、盐溶液（1）多元弱酸的酸根离子和多元弱碱的阳离子都是分步水解，但以第一步水解为主。例如：NH4Cl溶液中：c(Cl－)>c(NH4＋)>c(H＋)>c(OH－)。（2）明确酸式酸根离子电离程度、水解程度的相对大小。常见的酸式盐中，NaHSO3、NaH2PO4以电离为主，而Na2HPO4及其他酸式盐一般以水解为主。如：NaHCO3溶液中：c(Na＋)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO32－)。（3）比较同一离子的浓度时，要注意其他离子对该离子的影响。例如：各溶液中c(NH4＋)比较为：c(NH4HSO4)>c(NH4Cl)>c(CH3COONH4)。
考点03 盐类的水解
考点梳理
七、三大守恒
以NaHCO3为例：
c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)
电荷守恒
物料守恒
质子守恒
c(Na＋)＝c(HCO3－)＋c( CO32－)＋c(H2CO3)＝0.1mol·L－1
c(H＋)=c(CO32-)＋c(OH-)-c(H2CO3)
典例精讲
【典例01】【盐类水解原理】下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是
A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡
B ．NH4Cl 溶液呈酸性是由于溶液中 c(H＋)>c(OH－)
C．在 CH3COONa 溶液中，由水电离的 c(OH－)≠c(H＋)
D．水电离出的 H＋和 OH－与盐电离出的弱酸根离子或弱碱阳离子结合，引起盐溶液呈酸碱性
C
考点03 盐类的水解
典例精讲
【典例02】【盐类水解影响因素】 为了使 CH3COONa 溶液中 Na＋ 的浓度与 CH3COO－的浓度比为 1 ∶1，可在 CH3COONa 溶液中加入：
①适量的盐酸 ②适量的 NaCl ③适量的醋酸 ④适量的 CH3COONa
A ．①② B ．③ C ．③④ D ．④
B
考点03 盐类的水解
典例精讲
【典例03】【盐类水解应用】实验室有下列试剂，其中必须用带橡胶塞的试剂瓶保存的是
①NaOH溶液　②水玻璃　 ③Na2S溶液　④Na2CO3溶液
⑤NH4Cl溶液　⑥澄清石灰水　⑦浓HNO3　 ⑧浓H2SO4　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
A．①⑥ B．①②③④⑥ C．①②③⑥⑦⑧ D．⑤⑦⑧
B
考点03 盐类的水解
典例精讲
【典例04】【离子浓度大小比较】下列用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中C(CH3COO-)＞C(Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是
A.c(H+)C.c(CH3COOH)＞c(CH3COO-) D.c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.2mol/L
B
考点03 盐类的水解
举一反三
【演练01】【盐类水解原理】在一定条件下发生下列反应，其中属于盐类水解反应的是
A．H2S H＋＋HS-
B．HCO3-＋H2O H3O＋＋CO32-
C．NH4+＋2H2O NH3·H2O＋H3O＋
D．Cl2＋H2O H＋＋Cl-＋HClO
C
考点03 盐类的水解
举一反三
【演练02】【盐类水解影响因素】对于0.1 mol/L Na2CO3溶液，下列说法正确的是
A．加入NaOH固体，溶液pH减小
B．升高温度，溶液中c(OH-)增大
C．稀释溶液，溶液中c(H+)减少
D．c(Na+)+c(H+) =c(HCO3-)+c(CO32-)+c(OH-)
B
考点03 盐类的水解
举一反三
【演练03】【盐类水解的应用】下列事实：其中与盐类水解有关的是
①Na2HPO4水溶液呈碱性；
②NaHSO4水溶液呈酸性；
③长期使用铵态氮肥，会使土壤酸度增大；
④铵态氮肥不能与草木灰混合施用；
⑤加热能使纯碱溶液去污能力增强；
⑥配制SnCl2溶液，需用盐酸溶解SnCl2固体；
⑦NH4F溶液不能用玻璃瓶盛放。
全部 B．除⑦以外 C．除②以外 D．除④、⑥以外
C
考点03 盐类的水解
举一反三
【演练04】【离子浓度大小比较】在25 mL 0.1 mol/L的NaOH溶液中逐滴加入0.2 mol/L醋酸溶液，曲线如图所示，有关粒子的浓度关系正确的是
C
考点03 盐类的水解
A．在A、B间任一点，溶液中一定都有：
c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)B．在B点，a>12.5，且有c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝c(OH－)＝c(H＋)C．在C点：c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)D．在D点：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)
沉淀溶解平衡
考点04
实验方案
实验课题
实验报告
实验总结
考点04 沉淀溶解平衡
考点梳理
一、沉淀溶解平衡定义
在一定条件下，难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子和该固体物质之间建立的动态平衡，叫作沉淀溶解平衡。
AmBn固体在水中的沉淀溶解平衡可表示为：AmBn (s) mAn+(aq)＋nBm－(aq)
二、溶解平衡的特征逆：溶解是一个 可逆过程 ，等：溶解速率和沉淀速率 相等 ，定：平衡状态时，溶液中各种离子的浓度、固体质量 保持一定 ，动：溶解达到平衡时，溶解速率和沉淀速率 不等于零 ，变：当外界条件改变，溶解平衡_将发生移动 。
考点04 沉淀溶解平衡
考点梳理
三、沉淀溶解平衡的影响因素
1、内因：难溶电解质本身的性质。2、外因：（1）浓度：加水，平衡向溶解方向移动。但Ksp不变。（2）温度：升温，多数平衡向溶解方向移动，多数难溶电解质的溶解度随温度的升高而增大，升高温度，平衡向溶解方向移动Ksp增大。（3）其他：向平衡体系中加入可与体系中的某些离子反应的更难溶解或更难电离或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。
考点04 沉淀溶解平衡
考点梳理
四、溶度积常数及其应用
1、表达式难溶固体在溶液中达到沉淀溶解平衡状态时，离子浓度保持不变（或一定）。各离子浓度幂的乘积是一个常数，这个常数称之为溶度积常数简称为溶度积，用符号Ksp表示。即：AmBn(s)m An+(aq)＋nBm－(aq)　　　　Ksp =[An+]m·[Bm－]n Ksp仅受温度影响。 2、溶度积规则某难溶电解质的溶液中任一情况下离子积Qc和溶度积Ksp的关系：①Qc > Ksp时，析出沉淀。②Qc＝ Ksp时，饱和溶液，沉淀溶解平衡状态。③Qc < Ksp时，溶液未饱和。3、影响溶度积的因素：Ksp 只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量无关，并且溶液中的离子浓度的变化能使平衡移动，并不改变Ksp 。
考点04 沉淀溶解平衡
考点梳理
五、沉淀溶解平衡的应用
1、沉淀的生成：可通过调节溶液PH或加入某些沉淀剂。2、沉淀的溶解：① 生成弱电解质。
如生成弱酸、弱碱、水或微溶气体使沉淀溶解。难溶物的Ksp越大、生成的弱电解质越弱，沉淀越易溶解。如CuS、HgS、As2S3等Ksp太小即使加入浓盐酸也不能有效降低S2-的浓度使其溶解。② 发生氧化还原反应，即利用发生氧化还原反应降低电解质离子浓度的方法使沉淀溶解。③ 生成难电离的配离子，指利用络合反应降低电解质离子浓度的方法使沉淀溶解。
考点04 沉淀溶解平衡
考点梳理
3、沉淀的转化：把一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质的过程叫沉淀的转化。在含有沉淀的溶液中加入另一种沉淀剂，使其与溶液中某一离子结合成更难溶的物质，引起一种沉淀转变成另一种沉淀。
例如：锅炉除水垢：
CaSO4（s）+Na2CO3 = CaCO3（s）+Na2SO4， CaCO3＋2HCl=CaCl2＋H2O＋CO2↑
沉淀的转化是一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质的过程，其实质是沉淀溶解平衡的移动。难溶物的溶解度相差越大，这种转化的趋势越大。
如：在AgCl(s)中加入足量的NaBr溶液，白色AgCl(s)可全部化为淡黄色AgBr(s)，在AgBr(s)中加入足量的NaI 溶液，淡黄色AgBr(s)可全部化为黄色的AgI(s)。
五、沉淀溶解平衡的应用
典例精讲
【典例01】【沉淀溶解平衡原理】下列化学原理的应用，主要是利用沉淀溶解平衡原理来解释的是
①热纯碱溶液洗涤油污的能力强
②误将钡盐[BaCl2、Ba(NO3)2]当作食盐食用后，常用0.5%的Na2SO4溶液解毒
③溶洞、珊瑚的形成
④碳酸钡不能作“钡餐”，而硫酸钡则能
⑤泡沫灭火器灭火的原理
A．②③④ B．①②③
C．③④⑤ D．①②③④⑤
A
考点04 沉淀溶解平衡
典例精讲
【典例02】【沉淀溶解平衡影响因素】在一定温度下，Mg(OH)2固体在水溶液中达到下列平衡：Mg(OH)2(s) Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，若使固体Mg(OH)2的量减少，而且c(Mg2＋)不变，可采取的措施是
A．加MgCl2 B．加H2O
C．加NaOH D．加HCl
B
考点04 沉淀溶解平衡
典例精讲
【典例03】【溶度积常数及其应用】下列说法正确的是
A．在一定温度下AgCl水溶液中，Ag＋和Cl－浓度的乘积是一个常数
B．AgCl的Ksp＝1.8×10－10 mol2·L－2，在任何含AgCl固体的溶液中，c(Ag＋)＝c(Cl－)且Ag＋与Cl－浓度的乘积等于1.8×10－10 mol2·L－2
C．温度一定时，当溶液中Ag＋和Cl－浓度的乘积等于Ksp值时，此溶液为AgCl的饱和溶液
D．向饱和AgCl水溶液中加入盐酸，Ksp值变大
C
考点04 沉淀溶解平衡
典例精讲
【典例04】【沉淀溶解平衡的应用】自然界地表层原生铜的硫化物经氧化、淋滤作用后变成CuSO4溶液，向地下深层渗透，遇到难溶的ZnS或PbS，慢慢转变为铜蓝（CuS）。下列分析正确的是
A．CuS的溶解度大于PbS的溶解度
B．原生铜的硫化物具有还原性，而铜蓝没有还原性
C．CuSO4与ZnS反应的离子方程式是Cu2++S2-═CuS↓
D．整个过程涉及的反应类型有氧化还原反应和复分解反应，然后硫酸铜与ZnS、PbS发生复分解反应生成更难溶的CuS
D
考点04 沉淀溶解平衡
举一反三
【演练01】【沉淀溶解平衡原理】将40℃的饱和石灰水冷却至10℃，或加入少量CaO，但温度仍保持40℃，在这两种情况下均未改变的是
A．Ca(OH)2的溶解度、溶剂的质量
B．溶液中溶质的质量分数
C．溶液的质量、水的电离平衡
D．溶液中Ca2＋的数目、Ca(OH)2的溶解平衡
B
考点04 沉淀溶解平衡
举一反三
【演练02】【沉淀溶解平衡影响因素】某温度时，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是
C
考点04 沉淀溶解平衡
A．加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点
B．通过蒸发可以使溶液由d点变到c点
C．d点无BaSO4沉淀生成
D．a点对应的Ksp大于c点对应的Ksp
举一反三
【演练03】【溶度积常数及其应用】AgCl和Ag2CrO4的溶度积分别为1.8×10－10 mol2·L－2和2.0×10－12 mol3·L－3，若用难溶盐在溶液中的浓度来表示其溶解度，则下面的叙述中正确的是
A．AgCl和Ag2CrO4的溶解度相等
B．AgCl的溶解度大于Ag2CrO4的溶解度
C．两者类型不同，不能由Ksp的大小直接判断溶解能力的大小
D．都是难溶盐，溶解度无意义
C
考点04 沉淀溶解平衡
举一反三
【演练04】【沉淀溶解平衡的应用】某温度时AgCl在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，又知Ksp(AgCl)=1.8×10-10，Ksp(Ag2S)=6.3×10-50。下列说法正确的是
D
考点04 沉淀溶解平衡
A．加入NaCl可以使溶液由a点变到b点B．b点和d点均无AgCl沉淀生成C．a点对应的Ksp大于c点对应的KspD．向0.1mol/L 的硝酸银溶液中滴加0.1mol/L 的NaCl溶液至不再有白色沉淀生成，再向其中滴加0.1mol/L 的Na2S溶液，白色沉淀转化为黑色沉淀。其沉淀转化的反应方程式为：
2AgCl(s)＋S2－(aq)=Ag2S(s)＋2Cl－(aq)
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