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第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
一、强电解质和弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
概念 在水溶液中能完全电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质
电离程度 几乎完全电离 只有部分电离
电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡
溶液中的粒子种类 只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子
化合物类别 绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等；强酸：如H2SO4、HCl、HClO4等；强碱：如Ba(OH)2、Ca(OH)2等 弱酸：如H2CO3、CH3COOH等；弱碱：如NH3·H2O、Cu(OH)2等；水
电离方程式 H2SO4===2H＋＋SO NaHCO3===Na＋＋HCO HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－
二、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
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
三、影响电离平衡的因素
1．电离度。弱电解质电离程度的大小是由电解质本身的性质决定的。
2．外界条件对弱电解质的电离平衡的影响
(1)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。
(2)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几率越小，电离程度越大。
(3)加入某种强电解质
①加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡向左移动，电离程度减小。
②加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡向右移动，电离程度增大。
以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例：
条件改变 平衡移动 电离程度 n(H＋) c(H＋) 导电能力
加水 正向 增大 增大 减小 减弱
升温 正向 增大 增大 增大 增强
加醋酸钠(s) 逆向 减小 减小 减小 增强
通HCl(g) 逆向 减小 增大 增大 增强
加NaOH(s) 正向 增大 减小 减小 增强
四、电离平衡常数
1．概念
在一定条件下，当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，用K表示(通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数)。
2．电离平衡常数的表示方法
电离方程式 电离常数表达式
CH3COOH CH3COOHCH3COO- + H+ Ka＝
NH3·H2O NH3·H2ONH4++ OH- Kb =
3．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。
4．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。
(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。
5．电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系
实例 CH3COOH??CH3COO－＋H＋ ΔH>0 NH3·H2O??NH＋OH－ ΔH>0
改变条件 平衡移动方向 电离平衡常数 c(H＋) c(OH－) 平衡移动方向 电离平衡常数 c(OH－) c(H＋)
加水稀释 向右 不变 减小 增大 向右 不变 减小 增大
加HCl 向左 不变 增大 减小 向右 不变 减小 增大
加NaOH 向右 不变 减小 增大 向左 不变 增大 减小
加CH3COONH4 向左 不变 减小 增大 向左 不变 减小 增大
升高温度 向右 变大 增大 向右 变大 增大
6．电离平衡常数及其计算(以弱酸HX为例)。
(1)已知c(HX)和c(H+)，求电离平衡常数：
HX H+ + X-
起始(mol·L-1)：c(HX) 0 0
平衡(mol·L-1)：c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+)
则K=。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)-c(H+)≈c(HX)，则K≈，代入数值求解即可。
(2))已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H+)：
HX H+ + X-
起始(mol·L-1)： c(HX) 0 0
平衡(mol·L-1)：c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+)
则K=。由于K值很小，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)-c(H+)≈c(HX)，则c(H+)≈，代入数值求解即可。
第二节 水的电离与溶液的pH
一、水的电离
1．水的电离
(1)水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－。
(2)水的电离平衡常数：水的电离是一个可逆过程，在一定条件下达到电离平衡，其平衡常数可以表示为K=。
2．水的离子积常数
(1)表达式：Kw=c(H+)·c(OH-)
(2)影响因素——温度
①25 ℃时：Kw=1.0×10-14。
②水的电离是吸热的可逆过程，故温度升高，Kw增大。
③水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。
3．影响Kw的因素
Kw只与温度有关，随温度的升高，Kw逐渐增大，未注明温度时，一般认为是常温，Kw=1.0×10-14。
比较不同温度下水的离子积，体会Kw与温度的关系：
温度 25 ℃ 50 ℃ 90 ℃ 100 ℃
Kw 1.01×10-14 5.31×10-14 3.71×10-13 5.45×10-13
升高温度，Kw增大；Kw 和平衡常数K一样，只与温度有关。
4．外界条件对水的电离平衡的影响
影响因素 H2OH++OH- 影响结果
方向 原因 Kw c(H+)变化 c(OH-)变化 c(H+)与c(OH-)的关系
外加 酸碱 加酸 左移 c(H+)增大 不变 增大 减小 c(H+)> c(OH-)
加碱 左移 c(OH-)增大 不变 减小 增大 c(H+)< c(OH-)
外加活泼金属，如K、Na、Ca 右移 金属消耗水电离出的H+ 不变 减小 增大 c(H+)二、溶液的酸碱性与pH
1．25 ℃时，分析下列溶液的氢离子和氢氧根离子浓度
纯水 0.1 mol·L－1 NaOH溶液 0.1 mol·L－1盐酸
c(H＋)/mol·L－1 1×10－7 1×10－13 0.1
c(OH－)/mol·L－1 1×10－7 0.1 1×10－13
c(H＋) 、c(OH－) 的相对大小 c(H＋) =c(OH－) c(H＋)＜c(OH－) c(H＋)＞c(OH－)
溶液的酸碱性 中性 碱性 酸性
2．溶液的酸碱性与氢离子、氢氧根离子浓度的关系
(1)任何水溶液中都有H＋和OH－。
(2)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-)，c(H+)＞1×10-7 mol/L；
中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol/L；
碱性溶液：c(H+)＜c(OH-)，c(H+)＜1×10-7 mol/L。
3．溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系
计算公式 pH＝－lgc(H＋)
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 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1
4．溶液酸碱性的测定方法
(1)酸碱指示剂：不同的指示剂在不同的pH范围内变色
指示剂 变色的pH范围
石蕊 <5.0红色 5.0~8.0紫色 >8.0蓝色
甲基橙 <3.1红色 3.1~4.4橙色 >4.4黄色
酚酞 <8.2无色 8.2~10.0浅红色 >10.0红色
(2)pH试纸：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。
①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。
②精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。
③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。
(3)用pH计测量。pH计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。能够直接测量溶液的pH，读数可以精确到小数点后两位。
5．酸碱溶液稀释时pH的变化图像
(1)pH相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图
(2)c相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图
可以看出无论是c相等还是pH相等，加水稀释相同倍数pH变化大的都是强酸或强碱。
6．酸碱溶液稀释时pH的变化
酸(pH＝a) 碱(pH＝b)
弱酸 强酸 弱碱 强碱
稀释10n倍 pHb－n pH＝b－n
无限稀释 pH趋向于7
7．酸碱混合的有关规律
(1)等体积的强酸(pH1)与强碱(pH2)混合(25 ℃)
若混合前pH1+ pH2>14，则混合后溶液呈碱性，pH混＞7；
若混合前pH1+ pH2=14，则混合后溶液呈中性，pH混=7；
若混合前pH1+ pH2<14，则混合后溶液呈酸性，pH混＜7。
(2)强酸(pH1)与强碱(pH2)混合呈中性时，二者的体积关系(25 ℃)
若pH1+ pH2=14，则V酸=V碱；
若pH1+ pH2≠14，则。
(3)等体积的强酸(pH1)与弱碱(pH2)混合(25 ℃)，若pH1+ pH2=14，由于弱碱过量，pH混＞7。
(4)等体积的弱酸(pH1)与强碱(pH2)混合(25 ℃)，若pH1+ pH2=14，由于弱酸过量，pH混＜7。
三、酸碱中和滴定
1．实验原理
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)的实验方法。
2．实验仪器
酸式滴定管(A)、碱式滴定管(B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
3．滴定管的选择
试剂性质 滴定管 原因
酸性、氧化性 酸式滴定管 酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶
碱性 碱式滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开
4．滴定管的构造
酸式滴定管(a)：包括玻璃活塞、长玻璃管。可盛放酸性溶液、强氧化性溶液，不能盛放碱性溶液及氢氟酸。
碱式滴定管(b)：包括长玻璃管、乳胶管、玻璃球。可盛放碱性溶液。
滴定管的上端都标有规格大小、使用温度、“0”刻度；滴定管的精确读数为0.01 mL。
5．滴定管的使用方法
(1)检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否漏水，在确保不漏水后方可使用。
(2)润洗仪器：在加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗2~3遍。方法是从滴定管上口加入3~5 mL所要盛装的酸溶液或碱溶液，倾斜着转动滴定管，使液体润湿滴定管内壁。然后，一手控制活塞(轻轻转动酸式滴定管活塞，或者轻轻挤压碱式滴定管中的玻璃球)，将液体从滴定管下部放入预置的烧杯中。
③加入反应液：分别将反应液加入相应滴定管中，使液面位于滴定管“0”刻度线以上2~3 mL处，并将滴定管垂直固定在滴定管夹上。
④调节起始读数：在滴定管下方放一烧杯，调节活塞或挤压玻璃球，使滴定管尖嘴部分充满溶液(无气泡)，然后调节滴定管液面使其处于某一刻度，准确读取数值并记录。
6．滴定曲线
酸碱滴定曲线是以酸碱混合过程中滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液pH为纵坐标绘制的一条溶液pH随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线。
以0.1000 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L-1 HCl溶液为例，其滴定曲线如图所示：
7．滴定过程中指示剂的选择
选择指示剂要求变色明显(一般不选用石蕊)，指示剂变色时溶液的pH与溶液恰好中和时的pH要尽量吻合。当强酸、强碱相互滴定时，由于生成的盐溶液呈中性，故可以选择酚酞或甲基橙作指示剂；强酸、弱碱相互滴定时，生成的盐溶液呈酸性，应选择甲基橙作指示剂；强碱、弱酸相互滴定时，生成的盐溶液呈碱性，应选择酚酞作指示剂。终点判断：滴入最后一滴标准液时，溶液变色后半分钟内不复原。
指示剂操作 酚酞 甲基橙
强碱滴定强酸 无色变为浅红色 橙色变为黄色
强酸滴定强碱 浅红色变为无色 黄色变为橙色
8．实验操作步骤
(1)洗(洗涤)：洗涤仪器并进行检漏。
(2)取(取液)：向酸(碱)式滴定管中注入标准液，向锥形瓶中注入待测液，加入2~3滴指示剂。
(3)滴(滴定)：左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶；眼睛向下观察(看)锥形瓶中的颜色变化。
(4)读(读数)：平视滴定管中凹液面最低点，读取溶液体积。
(5)记(记录)：记录滴定前和滴定终点时滴定管中标准液的刻度，重复滴定2~3次，将数据记入表中。
(6)算(计算)：V终-V始为消耗的标准液的体积，取2~3次实验结果的平均值，依据c待= (一元酸碱)计算待测液的物质的量浓度。
四、中和滴定误差分析
1．依据公式c(待测)＝来判断。c(标准)和V(待测)在误差分析时是定值，因此只需分析使消耗标准液体积V(标准)变大或变小的原因即可，V(标准)变大，则c(待测)偏高，V(标准)变小，则c(待测)偏低。
2．滴定管读数要领
以凹液面的最低点为基准(如图)
正确读数(虚线部分)和错误读数(实线部分)
3．以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例，分析常见的误差。
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 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
第三节 盐类的水解
一、盐类的水解
1．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．实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。
3．盐类水解的特点
4．盐类水解的规律
盐的类别 溶液的酸碱性 原因
强酸弱碱盐 呈酸性，pH<7 弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结合，使c(H＋)> c(OH－)
强碱弱酸盐 呈碱性，pH>7 弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋结合，使c(OH－) >c(H＋)
强酸强碱盐 呈中性，pH＝7，H2O的电离平衡不被破坏，不水解
弱酸的酸式盐 若电离程度>水解程度，c(H＋)>c(OH－)，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4
若电离程度<水解程度，c(H＋)二、盐类水解方程式的书写
由于酸碱中和反应程度很大，所以盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”，生成易分解的产物如NH3·H2O、H2CO3不写分解产物的形式。
类型 水解程度 举例 溶液的酸碱性
一元弱酸阴离子 一步水解(微弱) CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ 碱性
一元弱碱阳离子 NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ 酸性
多元弱酸阴离子 分步水解(微弱) CO＋H2OHCO3－＋OH－ HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－ 碱性
多元弱碱阳离子 分步水解，一步书写(微弱) Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋ 酸性
三、盐类水解的影响因素
因素 对盐类水解程度的影响
内因 盐类水解的程度大小主要由盐的本性所决定。生成盐的弱酸酸性越弱，其盐中弱酸根离子的水解程度越大；生成盐的弱碱碱性越弱，其盐中弱碱阳离子的水解程度越大，通常称为“越弱越水解”
外界条件 温度 升高温度能够促进水解
浓度 盐溶液浓度越小，水解程度越大
外加酸碱 水解显酸性的盐溶液，加碱会促进水解，加酸会抑制水解，反之亦然
外加盐 加入与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解
四、水解常数
1．水解常数的概念：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)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。
2．Kh的意义及影响因素
(1)Kh越大，表示盐的水解程度越大。
(2)水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
3．盐类水解常数的应用
(1)计算盐溶液中c(H+)或c(OH-)的浓度 ：通过水解常数可以计算出溶液中氢离子或氢氧根离子的浓度。
(2)判断盐溶液的酸碱性和微粒浓度的大小 ：例如，NaHCO3溶液呈碱性，因为其水解程度大于电离程度；NaHSO3溶液呈酸性，因为其水解程度小于电离程度。
(3)预测水解平衡的移动方向：升温可以使水解平衡向右移动，增大水解程度。
4．水解常数(Kh)与电离常数的关系
(1)水解常数(Kh)表达式：
①用HA表示一元弱酸，MOH表示一元强碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强碱弱酸盐，其水解离子方程式为A－＋H2OHA＋OH－，则水解常数：Kh＝
②用HA表示一元强酸，MOH表示一元弱碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强酸弱碱盐，其水解离子方程式为M+＋H2OMOH＋H+，则水解常数：Kh＝
(2)水解常数(Kh)与电离常数的关系
①CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝＝＝＝
②NH4Cl溶液中存在如下水解平衡：
NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
Kh＝＝＝＝
因而Ka(或Kh)与Kw的定量关系为：
A．Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw
B．Na2CO3的水解常数Kh1＝
C．NaHCO3的水解常数Kh2＝
五、盐类水解的常见应用
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HCO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
泡沫灭火器的反应原理(水解互促) Al3＋＋3HCO3-===Al(OH)3↓＋3CO2↑
无水盐的制备 由MgCl2·6H2O制MgCl2，在干燥的HCl气流中加热
判断盐溶液的蒸干产物 将AlCl3溶液蒸干灼烧得到的是Al2O3而不是AlCl3
某些盐的分离除杂 为除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgO或MgCO3或Mg(OH)2，过滤后再加入适量的盐酸
盐溶液除锈 NH4Cl溶液除去金属表面的氧化物(NH水解溶液显酸性)
判断电解质的强弱 CH3COONa溶液能使酚酞变红(pH>7)，说明CH3COOH是弱酸
六、盐溶液蒸干时所得产物的判断
常见类型 溶液蒸干所得物质
金属阳离子易水解的挥发性强酸盐 蒸干时得氢氧化物和氧化物的混合物，灼烧时得氧化物，如AlCl3(FeCl3)溶液蒸干时得到Al(OH)3和Al2O3[Fe(OH)3和Fe2O3]的混合物
金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐 蒸干得原溶质，如Al2(SO4)3溶液蒸干仍得Al2(SO4)3固体
酸根阴离子易水解的强碱盐 蒸干得原溶质，如Na2CO3溶液蒸干得Na2CO3固体
阴、阳离子均易水解，且水解产物均易挥发的盐 蒸干后得不到任何物质，如(NH4)2S、(NH4)2CO3等蒸干后得不到任何物质
不稳定的化合物的水溶液 加热时在溶液中就能分解，得不到原物质，如Ca(HCO3)2溶液蒸干后得CaCO3，Mg(HCO3)2溶液蒸干后得Mg(OH)2，KHCO3溶液蒸干后得K2CO3
易被氧化的盐 蒸干后得不到原物质，蒸干后得其氧化产物，如FeSO4溶液蒸干后得Fe2(SO4)3，Na2SO3溶液蒸干后得Na2SO4
七、离子浓度大小比较
1．熟悉两大理论，构建思维基点
(1)电离理论
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，如氨水溶液中：NH3·H2O、NH、OH－浓度的大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH)。
②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离(第一级电离程度远大于第二级电离)。如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。
(2)水解理论
①弱电解质离子的水解损失是微量的(双水解除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。
②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的浓度大小关系应是c(CO)>c(HCO)>c(H2CO3)。
2．把握三种守恒，明确等量关系
(1)电荷守恒规律
电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。
(2)物料守恒规律
电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。
(3)质子守恒规律
如Na2S水溶液中的质子转移情况图示如下：
由图可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。
3．溶液中离子浓度大小的比较常见类型
(1)单一溶液
①对于多元弱酸溶液，应根据多步电离进行分析。例如，在H3PO4溶液中：c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)。
②对于多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根离子的分步水解分析。例如，0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液中电离过程有Na2CO3=2Na++ CO32-，H2OOH-+H+；水解过程有CO32-+H2O HCO3-+OH-，HCO3-+H2OH2CO3+OH-。故溶液中存在的离子有Na+、CO32-、OH-、HCO3-、H+，因此溶液中各离子浓度的大小顺序为c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)。
③多元弱酸的酸式盐溶液要考虑酸式酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小，如HCO3-以水解为主，0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液中：c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)；而HSO3-以电离为主，0.1 mol·L-1 NaHSO3溶液中：c(Na+)>c(HSO3-)>c(H+)>c(SO32-)>c(OH-)。
④不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。如在0.10 mol·L-1的①NH4HSO4、②NH4Cl、③CH3COONH4、④(NH4)2SO4溶液中，c(NH4+)的大小顺序为④>①>②>③。
(2)混合溶液中各离子浓度的大小比较，根据电离程度、水解程度的相对大小进行分析。
①分子的电离程度大于相应离子的水解程度
例如，等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合溶液中：c(N)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)；等物质的量浓度的CH3COONa与CH3COOH混合溶液中：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。
②分子的电离程度小于相应离子的水解程度
例如，在0.1 mol·L-1的NaCN和0.1 mol·L-1的HCN混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)。
第四节 沉淀溶解平衡
一、难溶电解质的沉淀溶解平衡
1．溶解平衡状态
在一定温度下，固体溶质在水中形成饱和溶液时，溶液中溶质质量保持不变的状态，该状态下，固体溶质溶解的速率和溶液中溶质分子结晶的速率达到相等，但溶解和结晶仍在进行。
2．沉淀溶解平衡
在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，即建立了动态平衡，叫做难溶电解质的沉淀溶解平衡。如AgCl溶于水的沉淀溶解平衡表示为AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。
3．沉淀溶解平衡的移动
固体物质溶液中的溶质
固体物质的溶解是可逆过程：(1)v溶解>v沉淀，固体溶解；(2)v溶解＝v沉淀，溶解平衡；(3)v溶解4．影响沉淀溶解平衡的因素
(1)内因
溶质本身的性质。绝对不溶的物质是没有的；同是微溶物质，溶解度差别也很大；易溶溶质只要是饱和溶液也存在沉淀溶解平衡。
(2)外界条件改变对沉淀溶解平衡的影响
①温度升高，多数沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。
②加水稀释，浓度减小，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。
③加入与难溶电解质构成粒子相同的物质，沉淀溶解平衡向生成沉淀的方向移动。
④加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。
5．生成难溶电解质的离子反应的限度
(1)25 ℃时，溶解性与溶解度的关系
(2)反应完全的标志
对于常量的化学反应来说，化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5mol·L－1时，生成沉淀的反应进行完全。
二、溶度积常数
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，沉淀与溶解处于平衡状态。 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。
三、沉淀的生成、溶解和转化
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
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)＋CO(aq)，当加入盐酸后发生反应：CO＋2H＋＝H2O＋CO2↑，c(CO)降低，溶液中CO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＋2NH＝Mg2＋＋2NH3·H2O。
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)
▁▃▅▇易错点01：弱电解质的判断有关的易错点
(1)在相同浓度、相同温度下，与强电解质溶液做导电性对比实验。
(2)浓度与pH的关系。如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH＞1，则可证明CH3COOH是弱电解质。
(3)测定对应盐溶液的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性，则可证明CH3COOH是弱酸。
(4)稀释前后溶液的pH与稀释倍数的关系。例如，将pH＝2的酸溶液稀释至原体积的1 000倍，若pH小于5，则证明该酸为弱酸；若pH为5，则证明该酸为强酸。
▁▃▅▇易错点02：外界条件对电离平衡影响的易错点
(1)加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。如稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，故c(OH－)增大。
(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能“消除”，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。
(3)电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。
(4)电离平衡右移，电离程度也不一定增大，加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。
▁▃▅▇易错点03：与水的电离有关的易错点
(1)水的离子积常数KW＝c(H＋)·c(OH－)，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H＋和OH－存在，只是相对含量不同而已。
(3)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)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＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。
(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 ℃。
▁▃▅▇易错点04：与pH试纸使用有关的易错点
(1)pH试纸不能伸入试液中。
(2)pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，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)。
▁▃▅▇易错点05：溶液的酸碱性的易错点
(1)酸、碱、盐虽然影响水的电离平衡(不水解的盐除外)，造成水电离出的H＋或OH－的浓度发生变化，但在25 ℃ 时Kw仍然不变，因为Kw只与温度有关。
(2)水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－不一定是水电离出来的。c(H＋)和c(OH－)均指溶液中的H＋或OH－的总浓度。这一关系适用于任何稀的水溶液。
(3)在pH＝2的盐酸中(或pH＝12的NaOH溶液中)由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)之间的关系是相等的。虽然外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候水电离出来的 c(H＋)和c(OH－)总是相等的。
(4)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1 的溶液可能呈强酸性或强碱性，故在该溶液中HCO、HSO均不能大量共存。
(5)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。
(6)25 ℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2的溶液也不一定为酸溶液，也可能为能水解的盐溶液。
▁▃▅▇易错点06：与滴定管使用有关的易错点
(1)滴定管“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。
(2)精确度：0.01 mL。
(3)洗涤：先用蒸馏水洗，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气泡。
(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25 mL的滴定管，若滴定过程中用去10.00 mL的液体，则滴定管中剩余液体体积大于15 mL。
▁▃▅▇易错点07：与酸碱中和滴定指示剂选择有关的易错点
变色要灵敏，变色范围要小，变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
(1)不能用石蕊作指示剂。
(2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。
(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。
(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
(5)并不是所有的滴定都须使用指示剂，如用标准的KMnO4溶液滴定Na2C2O4溶液时，溶液呈淡粉红色时即为滴定终点。
▁▃▅▇易错点08：与滴定终点的判断有关的易错点
当滴入最后一滴××××××标准溶液后，溶液变成××××××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。
解答此类题目注意三个关键点：
(1)最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。
(2)颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液的颜色变化。
(3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不恢复原来的颜色”。
▁▃▅▇易错点09：盐类水解的实质及规律的易错点
(1)“谁弱谁水解，越弱越水解，谁强显谁性。”如酸性：HCNCH3COONa。
(2)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
(3)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。
①若电离程度小于水解程度，溶液显碱性。如 NaHCO3溶液中：HCOH＋＋CO(次要)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(主要)。
②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如 NaHSO3溶液中：HSOH＋＋SO(主要)，HSO＋H2OH2SO3＋OH－(次要)。
(4)相同条件下的水解程度：正盐>相应酸式盐，如CO>HCO。
(5)相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。如NH的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
▁▃▅▇易错点10：盐类水解认识的几个易错点
(1)误认为水解平衡向正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中，加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。
(2)误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。如NaHSO3溶液显酸性。
(3)误认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。对于水解程度不大且水解产物不离开平衡体系的情况[如Al2(SO4)3]来说，溶液蒸干仍得原溶质。
(4)Kh只受温度影响。它随温度的升高而增大。
(5)Kh越大，表示水解程度越大。
(6)盐类的水解平衡的移动与其他平衡移动一样遵循勒夏特列原理。
(7)盐类水解易受温度、浓度、溶液的酸碱性等因素的影响，以FeCl3水解为例，当改变条件如升温、通入HCl气体、加H2O、加铁粉、加NaHCO3等时，应从平衡移动方向、pH的变化、水解程度、现象等方面归纳总结，加以分析掌握。
(8)当向NH4NO3溶液中通入NH3时，要考虑NH3·H2O 浓度的增大对NH水解产生抑制，同时NH的存在对NH3·H2O 的电离也产生抑制。不要错误地认为NH3·H2O电离产生OH－，与NH水解产生的H＋反应从而相互促进，因为NH、NH3·H2O是主要溶质，它们的存在对平衡产生影响，至于它们水解、电离产生的离子浓度很小，不予考虑，这就要求分析时抓住主要矛盾。
(9)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OH－的浓度是减小的，则溶液酸性(或碱性)越弱。
▁▃▅▇易错点11：盐溶液蒸干灼烧时所得产物的判断的易错点
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(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AlCl3溶液蒸干得__Al(OH)3__，灼烧得__Al2O3__，FeCl3(aq)蒸干得Fe(OH)3，灼烧得Fe2O3。
(3)考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得__Na2SO4(s)__，FeCl2(aq)Fe(OH)2(s)Fe(OH)3Fe2O3。
(5)弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。
(6)NaClO溶液蒸干时，既考虑水解，又考虑HClO分解最后剩下NaCl。
▁▃▅▇易错点12：难溶电解质溶解度有关的易错点
(1)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，Ksp小的溶解度不一定小。如Ksp(AgCl)>Ksp(Ag2CrO4)，但c(Ag＋)是Ag2CrO4>AgCl。
(2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。
(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Na2CO3溶液，只要Qc(BaCO3)>Ksp(BaCO3)就可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。
(4)一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，但溶解度小的沉淀转化成溶解度稍大的沉淀在一定条件下也能实现。
▁▃▅▇易错点13：沉淀溶解平衡有关的易错点
(1)沉淀溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。
(2)对于沉淀溶解平衡AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，对于相同类型的物质，Ksp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。
▁▃▅▇易错点14：Ksp的概念及影响因素的易错点
(1)当难溶电解质化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp越小，则难溶电解质在水中的溶解能力就越弱；如果组成中阴、阳离子个数比不同，Ksp不能用于直接判断溶解能力的强弱。
(2)溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。
(3)在一定条件下，溶解度小的沉淀也可以转化成溶解度较大的沉淀。
■方法01 证明弱电解质的常用方法
【解题通法】
要判断某电解质是弱电解质，关键在于一个“弱”字，即证明它只是部分电离或其溶液中存在电离平衡。以一元弱酸HA为例，证明它是弱电解质的常用方法有：
方法 依据(实验设计或现象) 结论
(1)酸溶液的pH ①0.1 mol·L－1的HA溶液的pH＞1(室温下)； ②将pH＝2的HA溶液稀释100倍，稀释后2＜pH ＜4； ③向HA溶液中滴加2滴石蕊试液，溶液呈红色，再加入少量NaA晶体，红色变浅 HA是一元弱酸，是弱电解质。其中(5)、(6)还能证明HA的酸性比H2CO3弱
(2)盐溶液的pH NaA溶液的pH＞7(室温下)
(3)溶液的导电性 0.1 mol·L－1的HCl和HA溶液，前者的导电能力明显更强
(4)与金属反应的速率 相同浓度的HCl与HA溶液，与相同(形状、颗粒大小)的金属或碳酸盐反应，前者的反应速率快
(5)其钠盐能与弱酸反应生成HA CO2通入NaA溶液中有HA生成
(6)不与碳酸氢钠溶液反应 HA溶液不与NaHCO3溶液反应
【典型例题】某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是( )
A．25℃时，若测得0.01mol·Lˉ1NaR溶液pH=7，则HR是弱酸
B．25℃时，若测得0.01mol·Lˉ1HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸
C．25℃时，若测得HR溶液pH= a，取该溶液10.0mL，加蒸馏水稀释至100.0mL，测得pH= b，b-a＜1，则HR是弱酸
D．25℃时，若测得NaR溶液pH= a，取该溶液10.0mL，升温至50℃，测得pH= b，a＞b，则HR是弱酸
【答案】B
【解析】A项，25℃时，若测得0.01mol·Lˉ1NaR溶液pH=7，可知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，A错误；B项，25℃时，若测得0.01mol·Lˉ1HR溶液pH＞2且pH＜7，可知溶液中c(H＋)＜0.01mol·Lˉ1，所以HR未完全电离，HR为弱酸，B正确；C项，假设HR为强酸，取pH=6的该溶液10.0mL，加蒸馏水稀释至100.0mL测得此时溶液pH＜7，C错误；D项，假设HR为强酸，则NaR为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至50℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，pH减小，D错误；故选B。
■方法02 电离平衡常数应用的解题思维模型
【解题通法】
(1)利用电离平衡常数解题的思维模型
(2)电离常数的4大应用
判断弱酸(或弱碱)的相对强弱 电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如：常温下，CH3COOH的Ka＝1．8×10－5，H2CO3的Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11。 则酸性：CH3COOH>H2CO3>HCO
判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱 电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。如：利用上面电离常数的数值可知等浓度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的pH由大到小的顺序为Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa
判断复分解反应能否发生 一般符合“强酸制弱酸”规律。如：利用上面中电离常数的数值可知，向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的离子方程式为CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋H2O＋CO2↑
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，题目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。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则变大
【典型例题】部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH HCN H2CO3
电离平衡常数(25 ℃) Ki＝1.77×10－4 Ki＝4.9×10－10 Ki1＝4.3×10－7 Ki2＝5.6×10－11
下列选项错误的是( )
A．2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO
B．2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑
C．由数据可知酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>HCO
D．25 ℃时，在等浓度的CH3COOH溶液和HCN溶液中，水的电离程度后者大
【答案】A
【解析】A项，Ki1(H2CO3)>Ki(HCN)>Ki2(H2CO3)，故HCN可与CO发生反应生成CN－和HCO，因此向含CN－的溶液中通入CO2发生反应为CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO，错误；B项，利用甲酸与碳酸的电离平衡常数可知酸性：HCOOH>H2CO3，则HCOOH可与碳酸盐作用生成甲酸盐、CO2和H2O，正确；C项，酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>HCO，正确；D项，相同温度下，等浓度的CH3COOH溶液与HCN溶液中，醋酸中c(H＋)大，对水的抑制程度大，即HCN溶液中水的电离程度大，正确。
■方法03 水的电离和Kw分析方法
【解题通法】
(1)水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。在任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。
(2)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)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＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。
(3)水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。
(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 ℃。
【典型例题】某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是( )
A．该温度高于25 ℃
B．所得溶液中，由水电离出来的H＋的浓度为1×10－11 mol·L－1
C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D．该温度下，此NaHSO4溶液与某pH＝11的Ba(OH)2溶液混合后溶液呈中性，则消耗的NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液的体积比为100∶1
【答案】B
【解析】加入NaHSO4晶体，在水中电离出钠离子、氢离子和硫酸根离子，氢离子浓度增大，抑制水的电离，选项C正确；该温度下，此NaHSO4溶液c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，某pH＝11的Ba(OH)2溶液c(OH－)＝1×10－1mol·L－1，混合后溶液呈中性，则1×10－3 mol·L－1×V酸＝1×10－1mol·L－1×V碱，故消耗的NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液的体积比为100∶1，选项D正确。
■方法04 室温下，水电离的c(H+)或c(OH-)的计算方法
【解题通法】
(1)中性溶液c(OH-)=c水(OH-)=c(H+)=c水(H+)=10-7 mol·L-1
(2)酸溶液
酸溶液中，H+来源于酸的电离和水的电离，而OH-只来源于水的电离。
(3)碱溶液
碱溶液中，OH-来源于碱的电离和水的电离，而H+只来源于水的电离。
(4)盐溶液
水解呈酸性或碱性的盐溶液中，H+或OH-均来源于水的电离。
【典型例题】25 ℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，由水电离的H＋的物质的量之比是( )
A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109
【答案】A
【解析】25 ℃时，pH＝0的H2SO4溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－14 mol·L－1；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，根据Kw＝c(H＋)·c(OH－)可得，由水电离出的c(H＋)＝10－13 mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－4 mol·L－1；pH＝5的NH4NO3溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，故等体积上述溶液中水电离的H＋的物质的量之比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，即选项A正确。
■方法05 溶液pH的计算方法
【解题通法】
(1)单一溶液
溶液类型 相关计算
强酸(HnA) 设HnA的浓度为c mol/L，则c(H+)=nc mol/L，pH= lgc(H+)= lgnc
强碱［B(OH)n］溶液 设B(OH)n的浓度为c mol/L，则c(OH )=nc mol/L，c(H+)= mol/L，pH= lgc(H+)=14+lgnc
(2)混合溶液
溶液类型 相关计算
两种强酸混合
两种强碱混合
强酸强碱混合 恰好完全反应 pH=7(25℃)
酸过量 c(H＋)=
碱过量 c(OH )=
【典型例题】(1)t ℃时，测得0.01 mol·L-1 NaOH溶液的pH=11，则该温度下水的Kw=_________。
(2)在此温度下，将pH=a的NaOH溶液Va L与pH=b的H2SO4溶液Vb L混合。
①若所得混合液呈中性，且a=11，b=3，则Va∶Vb=_________。
②若所得混合液呈中性，且Va∶Vb=10∶1，则a+b=_________。
③若所得混合液的pH=10，且a=12，b=2，则Va∶Vb=_________。
【答案】(1)10-13 (2)①1∶10 ②12 ③1∶9
【解析】(1)t ℃时，0.01 mol·L-1的NaOH溶液中c(OH-)=10-2 mol·L-1，其pH=11，即c(H+)=10-11 mol·L-1，则水的离子积为10-13(2)①pH=11的NaOH溶液中c(OH-)=10-2 mol·L-1，pH=3的H2SO4溶液中c(H+)=10-3 mol·L-1，酸中n(H+)=Vb×10-3 mol，碱中n(OH-)=Va L×10-2 mol·L-1，若混合后溶液呈中性，则Va×10-2=Vb×10-3，即Va∶Vb=1∶10。②酸中n(H+)=Vb L×10-b mol·L-1，碱中c(OH-)= mol·L-1=10-13+a mol·L-1，若混合后溶液呈中性，则Vb×10-b=Va×10-13+a，即=1013-a-b=10，即a+b=12。③若混合后pH=10，即c(OH-)=mol·L-1=10-3 mol·L-1，故=10-3，即Va∶Vb=1∶9。
■方法06 酸碱中和滴定误差分析方法
【解题通法】
中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等，分析误差要根据计算式分析，c待测·V待测＝c标准·V标准，c待测＝，c标准、V待测均为定值，c待测的大小取决于V标准的大小。
【典型例题】准确移取20.00 mL某待测 HCl溶液于锥形瓶中，用0.1000 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．随着NaOH溶液的滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大
C．用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变为无色时停止滴定
D．滴定达到终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小
【答案】B
【解析】A项，滴定管用蒸馏水洗涤后，需用NaOH溶液润洗后才能装入NaOH溶液进行滴定。B项，随着NaOH溶液的滴入，锥形瓶内溶液中c(H+)越来越小，故pH由小变大。C项，用酚酞作指示剂，当锥形瓶内溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪去时，说明达到滴定终点，应停止滴定。D项，滴定达到终点时，滴定管尖嘴部分有悬滴，则所计算加入标准NaOH溶液的量偏多，测定结果偏大。
■方法07 盐溶液酸碱性的判断规律
【解题通法】
(1)弱酸弱碱盐的阴、阳离子都水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸阴离子和弱碱阳离子水解程度的相对强弱。当K酸=K碱时，溶液显中性，如CH3COONH4；当K酸>K碱时，溶液显酸性，如HCOONH4；当K酸(2)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液呈酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4=Na++H++SO42-。
(3)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。如NaHCO3溶液中：HCO3-H++ CO32- (次要)，HCO3-+H2OH2CO3+OH-(主要)。
②若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性。如NaHSO3溶液中：HSO3-H++SO32-(主要)，HCO3-+H2OH2SO3+OH-(次要)。
(4)相同条件下的水解程度：正盐>相应酸式盐，如CO32-> HCO3-；相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐，如N的水解：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
【典型例题】室温下，有a mol·L-1NaX和b mol·L-1NaY两种盐溶液。下列说法正确的是( )
A．若a=b且c(X-) +c(HX)=c(Y-)，则酸性HX＞HY
B．若a＞b且c(X-)=c(Y-)，则酸性HX＞HY
C．若且，则酸性HX＜HY
D．若a＜b且c(X-)＜c(Y-)，则酸性HX＜HY
【答案】C
【解析】A项，若a=b且c(X-) +c(HX)=c(Y-)，表明NaX在水溶液中发生水解反应，离子方程式为X-+H2OHX+OH-，故在水溶液中的存在形式为X-和HX，所以HX为弱酸，而NaY不水解，故在水溶液中只存在Y-，所以HY为强酸，即酸性HX＜HY，A错误；B项，若a＞b，则表示NaX的浓度大于NaY，但是c(X-)=c(Y-)，表明X-减少也或者减少得更多，说明X-发生了水解而减少了，或者说X-发生水解的程度更大，减少得更多，依据盐类水解“越弱越水解”的规律，可推断酸性HX＜HY，B错误；C项，若且，即NaX溶液浓度小，但是碱性强，表明X-发生了水解反应，或X-的水解程度更大，依据盐类水解“越弱越水解”的规律，可判断酸性HX＜HY，C正确；D项，若a＜b且c(X-)＜c(Y-)，无法判断X-和Y-是否发生了水解，则无法判断HX和HY的酸性强弱，D错误；故选C。
■方法08 溶液中粒子浓度大小比较解题方法
【解题通法】
规避等量关系中的2个易失分点
(1)电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的化学计量数2代表一个CO带2个单位负电荷，不可漏掉。
(2)物料守恒式中，离子浓度系数不能漏写或颠倒。如Na2S溶液中的物料守恒式中，“2”表示c(Na＋)是溶液中各种硫元素存在形式的硫原子总浓度的2倍。
【典型例题】下列有关溶液(室温下)的说法正确的是( )
A．Na2CO3和NaHCO3形成的混合溶液中：2c(Na+)=3[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]
B．0.10mol L-1NaHSO3溶液中通入NH3至溶液pH=7：c(Na+)>c(NH4+)>c(SO32-)
C．物质的量浓度相等的①(NH4)2SO4溶液、②NH4HCO3溶液、③NH4Cl溶液、④(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，c(NH4+)的大小关系：④>①>②>③
D．0.10mol L-1CH3COONa溶液中通入HCl至溶液pH=7：c(Na+)>c(CH3COOH)>c(Cl-)
【答案】D
【解析】A项，等物质的量的Na2CO3和NaHCO3形成的混合溶液中存在物料守恒，即2n(Na)＝3n(C)，溶液中的物料守恒为：2c(Na＋)＝3[c(CO32-)＋c(HCO3-)＋c(H2CO3)]，Na2CO3和NaHCO3形成的混合溶液的量不知不能判断离子难度大小，故A错误；B项，液呈中性时，c(H＋)＝c(OH )，根据电荷守恒可知：c(Na＋)＋c(NH4+)＝2c(SO32-)＋c(HSO3-)，因为溶液呈中性，根据元素守恒得c(Na＋)>c(SO32-)，NaHSO3溶液酸性较弱，则加入的氨水较少，所以c(SO32-)>c(NH4+)；所以溶液中c(H＋)、c(OH )、c(SO32-)、c(Na＋)、c(NH4+)这五种离子浓度大小关系为：c(Na＋)>c(SO32-)>c(NH4+)>c(H＋)＝c(OH )，故B错误；C项，物质的量浓度相同的下列溶液：①(NH4)2SO4 ②NH4HCO3 ③NH4Cl ④NH4Fe(SO4)2；先不考虑水解，则(NH4)2SO4 中含有两个NH4+，所以它们NH4+的浓度大于其它三种物质，②④二种物质中，④NH4Fe(SO4)2酸性最强，NH4+水解受到的抑制最大，即NH4+的量较多，溶液中c(NH4+)较大，①NH4Cl，NH4+水解，②NH4HCO3，碳酸氢根离子的水解对铵根离子起促进作用，即溶液中c(NH4+)④>③>②，按c(NH4+)由大到小的顺序排列为：①>④>③>②，故C错误；D项，0.1mol L 1CH3COONa溶液中通入HCl至溶液pH＝7，溶液中存在电荷守恒为：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH )＋c(Cl )＋c(CH3COO )，物料守恒为：c(Na＋)＝c(CH3COO )＋c(CH3COOH)，得到c(CH3COOH)＝c(Cl )，溶液中存在醋酸钠、氯化钠和醋酸，钠离子浓度一定大于氯离子浓度，故D正确；故选D。
■方法09 比较溶度积与难溶电解质溶解度的方法
【解题通法】
(1)相同类型的难溶物质，溶度积越小，其溶解度越小；若类型不同，则不一定。
(2)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶物，不能直接根据Ksp的大小来确定其溶解能力的大小，需通过计算转化为溶解度。
①Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。在相同温度时，对于同类型物质，Ksp数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。如由Ksp数值可知，溶解能力：AgCl>AgBr>AgI，Cu(OH)2②不同类型的物质，Ksp差距不大时不能直接作为比较依据。如(25 ℃)：
AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，Ksp＝1.8×10－10，
Ag2CrO4(s) 2Ag＋(aq)＋CrO(aq)，
Ksp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12，但是Ag2CrO4更易溶。
(3)改变沉淀溶解平衡可以改变溶解度，但溶度积不一定改变，因为沉淀溶解平衡受多种外界因素的影响，而溶度积只受温度的影响。
【典型例题】下列说法中，正确的是( )
A．难溶电解质在水溶液中达到沉淀溶解平衡时，沉淀和溶解均停止
B．Ksp越小，难溶电解质在水中的溶解能力一定越弱
C．Ksp的大小与离子浓度无关，只与难溶电解质的性质和温度有关
D．相同温度下，AgCl在水中的溶解能力与在NaCl溶液中的相同
【答案】C
【解析】沉淀溶解平衡是动态平衡，该状态下沉淀和溶解速率相同，A项错误；Ksp可用来判断相同类型化合物在水中溶解度的大小，但化合物的类型不同，就不能进行直接判断，B项错误；Ksp的大小只与难溶电解质的性质和温度有关，C项正确；NaCl溶液对AgCl的溶解有抑制作用，即相同温度下，AgCl在水中的溶解能力比在NaCl溶液中大，D项错误。
■方法10 溶度积图像突破方法
【解题通法】
第一步，识图像。认识图像横坐标、纵坐标表示什么，如表示离子浓度、pM等；曲线上的点表示达到平衡状态，曲线上方的点代表“过饱和溶液”，曲线下方的点代表“不饱和溶液”。
第二步，想原理。涉及的原理主要有溶度积的表达式、沉淀溶解平衡的影响因素以及溶度积常数的影响因素。如浓度不会改变溶度积，溶度积只与温度有关，大多数情况下，温度越高，溶度积越大。
第三步，找联系。将图像与溶度积原理联系起来，分析题目设置的问题，如求离子浓度、判断沉淀溶解平衡状态等。
【典型例题】在含HgI2(g)的溶液中，一定c(I-)范围内，存在平衡关系：HgI2(s)HgI2(aq)；HgI2(aq)Hg2++2I-；HgI2(aq)HgI++I-；HgI2(aq)+I-HgI3--；HgI2(aq)+2I-HgI42-，平衡常数依次为K0、K1、K2、K3、K4。已知lgc(Hg2+)、lgc(HgI+)、lgc(HgI3-)、lgc(HgI42-)随lgc(I-)的变化关系如图所示，下列说法错误的是( )
A．线表示lgc(HgI42-)的变化情况
B．随c(I-)增大，c[HgI2(aq)]先增大后减小
C．
D．溶液中I元素与元素的物质的量之比始终为2：1
【答案】B
【解析】由题干反应方程式HgI2(aq)Hg2++2I-可知，K1=，则有c(Hg2+)=，则有lgc(Hg2+)=lgK1+lgc(HgI2)-2lgc(I-)，同理可得：lgc(HgI+)=lgK2+lgc(HgI2)-lgc(I-)，lgc(HgI3-) =lgK3+lgc(HgI2)+ lgc(I-)，lgc(HgI42-) ==lgK4+lgc(HgI2)+ 2lgc(I-)，且由HgI2(s)HgI2(aq)可知K0=c[HgI2(aq)]为一定值，故可知图示中曲线1、2、3、4即L分别代表lgc(HgI+)、lgc(Hg2+)、lgc(HgI3-)、lgc(HgI42-)。A项，线L表示lgc(HgI42-)的变化情况，A正确；B项，已知HgI2(s)HgI2(aq)的化学平衡常数K0= c[HgI2(aq)]，温度不变平衡常数不变，故随c(I-)增大，c[HgI2(aq)]始终保持不变，B错误；C项，曲线1方程为：lgc(Hg2+)=lgK1+lgc(HgI2)-2lgc(I-)，曲线2方程为： lgc(HgI+)=lgK2+lgc(HgI2)-lgc(I-)即有①b= lgK1+lgc(HgI2)-2a，②b= lgK2+lgc(HgI2)-a，联合①②可知得：，C正确；D项，溶液中的初始溶质为HgI2，根据原子守恒可知，该溶液中I元素与Hg元素的物质的量之比始终为2：1，D正确；故选B。
1第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
一、强电解质和弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
概念 在水溶液中能___________的电解质 在水溶液中只能____________的电解质
电离程度 几乎____________ 只有____________
电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡
溶液中的粒子种类 只有电离出的____________，不存在电解质分子 既有电离出的____________，又有____________
化合物类别 绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等；强酸：如H2SO4、HCl、HClO4等；强碱：如Ba(OH)2、Ca(OH)2等 弱酸：如H2CO3、CH3COOH等；弱碱：如NH3·H2O、Cu(OH)2等；水
电离方程式 H2SO4===2H＋＋SO NaHCO3===Na＋＋HCO HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－
二、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 ________ ________ ________ ________ ________
一元弱酸 ________ ________ ________
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 _______ _______ _______ ________ ________
三、影响电离平衡的因素
1．电离度。弱电解质电离程度的大小是由________________________决定的。
2．外界条件对弱电解质的电离平衡的影响
(1)温度：弱电解质的电离一般是________过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度________。
(2)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越____，离子相互碰撞结合为分子的几率越小，电离程度越______。
(3)加入某种强电解质
①加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡向_____移动，电离程度________。
②加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡向_____移动，电离程度________。
以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例：
条件改变 平衡移动 电离程度 n(H＋) c(H＋) 导电能力
加水 ________ ________ ________ ________ ________
升温 ________ ________ ________ ________ ________
加醋酸钠(s) ________ ________ ________ ________ ________
通HCl(g) ________ ________ ________ ________ ________
加NaOH(s) ________ ________ ________ ________ ________
四、电离平衡常数
1．概念
在一定条件下，当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________，这个常数叫做电离平衡常数，简称________，用______表示(通常用Ka、Kb分别表示________、________的电离平衡常数)。
2．电离平衡常数的表示方法
电离方程式 电离常数表达式
CH3COOH ________________________ ________________________
NH3·H2O ________________________ _____________________
3．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。
4．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________所决定。
(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与________有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而________。
5．电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系
实例 CH3COOH??CH3COO－＋H＋ ΔH>0 NH3·H2O??NH＋OH－ ΔH>0
改变条件 平衡移动方向 电离平衡常数 c(H＋) c(OH－) 平衡移动方向 电离平衡常数 c(OH－) c(H＋)
加水稀释 ______ ______ ______ ______ ______ ______ ______ ______
加HCl ______ ______ ______ ______ ______ ______ ______ ______
加NaOH ______ ______ ______ ______ ______ ______ ______ ______
加CH3COONH4 ______ ______ ______ ______ ______ ______ ______ ______
升高温度 ______ ______ ______ ______ ______ ______
6．电离平衡常数及其计算(以弱酸HX为例)。
(1)已知c(HX)和c(H+)，求电离平衡常数：
HX H+ + X-
起始(mol·L-1)：c(HX) 0 0
平衡(mol·L-1)：c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+)
则K=。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)-c(H+)≈c(HX)，则K≈，代入数值求解即可。
(2))已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H+)：
HX H+ + X-
起始(mol·L-1)： c(HX) 0 0
平衡(mol·L-1)：c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+)
则K=。由于K值很小，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)-c(H+)≈c(HX)，则c(H+)≈，代入数值求解即可。
第二节 水的电离与溶液的pH
一、水的电离
1．水的电离
(1)水的电离方程式为_______________________，简写为_____________________。
(2)水的电离平衡常数：水的电离是一个______过程，在一定条件下达到电离平衡，其平衡常数可以表示为K=。
2．水的离子积常数
(1)表达式：Kw= ____________
(2)影响因素——温度
①25 ℃时：Kw=____________。
②水的电离是吸热的可逆过程，故温度升高，Kw______。
③水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化______。
3．影响Kw的因素
Kw只与温度有关，随温度的升高，Kw逐渐增大，未注明温度时，一般认为是______，Kw=1.0×10-14。
比较不同温度下水的离子积，体会Kw与温度的关系：
温度 25 ℃ 50 ℃ 90 ℃ 100 ℃
Kw 1.01×10-14 5.31×10-14 3.71×10-13 5.45×10-13
升高温度，Kw增大；Kw 和平衡常数K一样，只与______有关。
4．外界条件对水的电离平衡的影响
影响因素 H2OH++OH- 影响结果
方向 原因 Kw c(H+)变化 c(OH-)变化 c(H+)与c(OH-)的关系
外加 酸碱 加酸 ______移 c(H+)______ 不变 ______ ______ c(H+)______ c(OH-)
加碱 ______移 c(OH-)______ 不变 ______ ______ c(H+)______ c(OH-)
外加活泼金属，如K、Na、Ca ______移 金属消耗水电离出的H+ 不变 ______ ______ c(H+)______c(OH-)
二、溶液的酸碱性与pH
1．25 ℃时，分析下列溶液的氢离子和氢氧根离子浓度
纯水 0.1 mol·L－1 NaOH溶液 0.1 mol·L－1盐酸
c(H＋)/mol·L－1 ____________ ____________ ____________
c(OH－)/mol·L－1 ____________ ____________ ____________
c(H＋) 、c(OH－) 的相对大小 c(H＋) ______c(OH－) c(H＋) ______c(OH－) c(H＋) ______c(OH－)
溶液的酸碱性 ______ ______ ______
2．溶液的酸碱性与氢离子、氢氧根离子浓度的关系
(1)任何水溶液中都有H＋和OH－。
(2)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-)，c(H+)＞1×10-7 mol/L；
中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol/L；
碱性溶液：c(H+)＜c(OH-)，c(H+)＜1×10-7 mol/L。
3．溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系
计算公式 pH＝____________
意义 pH越大，溶液的碱性越______； 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______性溶液； pH＝7，为______性溶液； pH＞7，为______性溶液
适用范围 1×10－14 mol·L－1______c(H＋) ______1 mol·L－1
4．溶液酸碱性的测定方法
(1)酸碱指示剂：不同的指示剂在不同的pH范围内变色
指示剂 变色的pH范围
石蕊 <5.0______色 5.0~8.0______色 >8.0______色
甲基橙 <3.1______色 3.1~4.4______色 >4.4______色
酚酞 <8.2______色 8.2~10.0______色 >10.0______色
(2)pH试纸：使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的____________上，用干燥洁净的____________蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与____________对照，读出pH。
①广泛pH试纸：其pH范围是______ (最常用)，可以识别的pH差约为1。
②精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。
③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。
(3)用pH计测量。pH计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。能够直接测量溶液的pH，读数可以精确到____________。
5．酸碱溶液稀释时pH的变化图像
(1)pH相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图
(2)c相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图
可以看出无论是c相等还是pH相等，加水稀释相同倍数pH变化大的都是强酸或强碱。
6．酸碱溶液稀释时pH的变化
酸(pH＝a) 碱(pH＝b)
弱酸 强酸 弱碱 强碱
稀释10n倍 pH______a＋n pH______a＋n pH______b－n pH______b－n
无限稀释 pH趋向于______
7．酸碱混合的有关规律
(1)等体积的强酸(pH1)与强碱(pH2)混合(25 ℃)
若混合前pH1+ pH2>14，则混合后溶液呈碱性，pH混______7；
若混合前pH1+ pH2=14，则混合后溶液呈中性，pH混______7；
若混合前pH1+ pH2<14，则混合后溶液呈酸性，pH混______7。
(2)强酸(pH1)与强碱(pH2)混合呈中性时，二者的体积关系(25 ℃)
若pH1+ pH2=14，则V酸=V碱；
若pH1+ pH2≠14，则。
(3)等体积的强酸(pH1)与弱碱(pH2)混合(25 ℃)，若pH1+ pH2=14，由于弱碱过量，pH混______7。
(4)等体积的弱酸(pH1)与强碱(pH2)混合(25 ℃)，若pH1+ pH2=14，由于弱酸过量，pH混______7。
三、酸碱中和滴定
1．实验原理
利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的____________的实验方法。
2．实验仪器
______滴定管(A)、______滴定管(B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
3．滴定管的选择
试剂性质 滴定管 原因
酸性、氧化性 ______滴定管 酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶
碱性 ______滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开
4．滴定管的构造
酸式滴定管(a)：包括____________、____________。可盛放酸性溶液、强氧化性溶液，不能盛放碱性溶液及氢氟酸。
碱式滴定管(b)：包括____________、____________、____________。可盛放碱性溶液。
滴定管的上端都标有规格大小、使用温度、“0”刻度；滴定管的精确读数为______ mL。
5．滴定管的使用方法
(1)检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否______，在确保不漏水后方可使用。
(2)润洗仪器：在加入反应液之前，洁净的滴定管要用____________润洗2~3遍。方法是从滴定管上口加入3~5 mL所要盛装的酸溶液或碱溶液，倾斜着转动滴定管，使液体润湿滴定管内壁。然后，一手控制活塞(轻轻转动酸式滴定管活塞，或者轻轻挤压碱式滴定管中的玻璃球)，将液体从滴定管下部放入预置的烧杯中。
③加入反应液：分别将反应液加入相应滴定管中，使液面位于滴定管“0”刻度线以上____________处，并将滴定管垂直固定在____________上。
④调节起始读数：在滴定管下方放一烧杯，调节______或挤压____________，使滴定管尖嘴部分充满溶液(无气泡)，然后调节滴定管液面使其处于某一刻度，准确读取数值并记录。
6．滴定曲线
酸碱滴定曲线是以酸碱混合过程中滴加酸(或碱)的量为____________，以溶液pH为____________绘制的一条溶液pH随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线。
以0.1000 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L-1 HCl溶液为例，其滴定曲线如图所示：
7．滴定过程中指示剂的选择
选择指示剂要求变色明显(一般不选用石蕊)，指示剂变色时溶液的pH与溶液恰好中和时的pH要尽量吻合。当强酸、强碱相互滴定时，由于生成的盐溶液呈中性，故可以选择____________作指示剂；强酸、弱碱相互滴定时，生成的盐溶液呈酸性，应选择____________作指示剂；强碱、弱酸相互滴定时，生成的盐溶液呈碱性，应选择______作指示剂。终点判断：____________________________________________。
指示剂操作 酚酞 甲基橙
强碱滴定强酸 ______色变为______色 ______色变为______色
强酸滴定强碱 ______色变为______色 ______色变为______色
8．实验操作步骤
(1)洗(洗涤)：洗涤仪器并进行______。
(2)取(取液)：向____________中注入标准液，向____________中注入待测液，加入2~3滴指示剂。
(3)滴(滴定)：左手控制____________，右手摇动____________；眼睛向下观察(看)锥形瓶中的______变化。
(4)读(读数)：平视滴定管中____________最低点，读取溶液体积。
(5)记(记录)：记录滴定前和滴定终点时滴定管中标准液的刻度，重复滴定______次，将数据记入表中。
(6)算(计算)：V终-V始为消耗的标准液的体积，取2~3次实验结果的____________，依据c待=____________(一元酸碱)计算待测液的物质的量浓度。
四、中和滴定误差分析
1．依据公式c(待测)＝来判断。c(标准)和V(待测)在误差分析时是定值，因此只需分析使消耗标准液体积V(标准)变大或变小的原因即可，V(标准)变大，则c(待测)偏高，V(标准)变小，则c(待测)偏低。
2．滴定管读数要领
以凹液面的最低点为基准(如图)
正确读数(虚线部分)和错误读数(实线部分)
3．以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例，分析常见的误差。
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 ______ ______
碱式滴定管未用标准溶液润洗 ______ ______
锥形瓶用待测溶液润洗 ______ ______
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 ______ ______
取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 ______ ______
滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 ______ ______
振荡锥形瓶时部分液体溅出 ______ ______
部分酸液滴出锥形瓶外 ______ ______
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 ______ ______
读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) ______ ______
滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) ______ ______
第三节 盐类的水解
一、盐类的水解
1．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____________的反应，叫做盐类的水解。
2．实质：生成弱酸或弱碱，使水的____________被破坏而建立起新的平衡。
3．盐类水解的特点
4．盐类水解的规律
盐的类别 溶液的酸碱性 原因
强酸弱碱盐 呈______性，pH<7 弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结合，使c(H＋)> c(OH－)
强碱弱酸盐 呈______性，pH>7 弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋结合，使c(OH－) >c(H＋)
强酸强碱盐 呈______性，pH＝7，H2O的电离平衡不被破坏，不水解
弱酸的酸式盐 若电离程度>水解程度，c(H＋)>c(OH－)，呈______性，如NaHSO3、NaHC2O4
若电离程度<水解程度，c(H＋)二、盐类水解方程式的书写
由于酸碱中和反应程度很大，所以盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成______和______，书写水解的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”，生成易分解的产物如NH3·H2O、H2CO3不写分解产物的形式。
类型 水解程度 举例 溶液的酸碱性
一元弱酸阴离子 一步水解(微弱) CH3COO－＋H2O ____________ ______
一元弱碱阳离子 NH＋H2O ____________ ______
多元弱酸阴离子 分步水解(微弱) CO＋H2O ____________ HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－ ______
多元弱碱阳离子 分步水解，一步书写(微弱) Fe3＋＋3H2O ____________ Al3＋＋3H2O ____________ ______
三、盐类水解的影响因素
因素 对盐类水解程度的影响
内因 盐类水解的程度大小主要由盐的______所决定。生成盐的弱酸酸性越弱，其盐中弱酸根离子的水解程度越大；生成盐的弱碱碱性越弱，其盐中弱碱阳离子的水解程度越大，通常称为“越______越水解”
外界条件 温度 升高温度能够______水解
浓度 盐溶液浓度越小，水解程度越______
外加酸碱 水解显酸性的盐溶液，加碱会______水解，加酸会______水解，反之亦然
外加盐 加入与盐的水解性质相反的盐会______盐的水解
四、水解常数
1．水解常数的概念：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)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是____________，该常数就叫水解平衡常数。
2．Kh的意义及影响因素
(1)Kh越大，表示盐的水解程度______。
(2)水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受______的影响，因水解过程是______过程，故它随温度的升高而______。
3．盐类水解常数的应用
(1)计算盐溶液中____________的浓度 ：通过水解常数可以计算出溶液中氢离子或氢氧根离子的浓度。
(2)判断盐溶液的____________和微粒浓度的______：例如，NaHCO3溶液呈碱性，因为其水解程度大于电离程度；NaHSO3溶液呈酸性，因为其水解程度小于电离程度。
(3)预测水解平衡的____________：升温可以使水解平衡向右移动，增大水解程度。
4．水解常数(Kh)与电离常数的关系
(1)水解常数(Kh)表达式：
①用HA表示一元弱酸，MOH表示一元强碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强碱弱酸盐，其水解离子方程式为A－＋H2OHA＋OH－，则水解常数：Kh＝____________
②用HA表示一元强酸，MOH表示一元弱碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强酸弱碱盐，其水解离子方程式为M+＋H2OMOH＋H+，则水解常数：Kh＝____________
(2)水解常数(Kh)与电离常数的关系
①CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝＝＝＝______
②NH4Cl溶液中存在如下水解平衡：
NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
Kh＝＝＝＝______
因而Ka(或Kh)与Kw的定量关系为：
A．Ka·Kh＝______或Kb·Kh＝______
B．Na2CO3的水解常数Kh1＝______
C．NaHCO3的水解常数Kh2＝______
五、盐类水解的常见应用
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HCO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______
胶体的制备，作净水剂 明矾溶于水生成胶状物____________，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
泡沫灭火器的反应原理(水解互促) Al3＋＋3HCO3-===Al(OH)3↓＋3CO2↑
无水盐的制备 由MgCl2·6H2O制MgCl2，在____________气流中加热
判断盐溶液的蒸干产物 将AlCl3溶液蒸干灼烧得到的是______而不是AlCl3
某些盐的分离除杂 为除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入______或MgCO3或Mg(OH)2，过滤后再加入适量的盐酸
盐溶液除锈 NH4Cl溶液除去金属表面的氧化物(NH水解溶液显酸性)
判断电解质的强弱 CH3COONa溶液能使酚酞变______ (pH>7)，说明CH3COOH是弱酸
六、盐溶液蒸干时所得产物的判断
常见类型 溶液蒸干所得物质
金属阳离子易水解的挥发性强酸盐 蒸干时得氢氧化物和氧化物的混合物，灼烧时得氧化物，如AlCl3(FeCl3)溶液蒸干时得到Al(OH)3和Al2O3[Fe(OH)3和Fe2O3]的混合物
金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐 蒸干得原溶质，如Al2(SO4)3溶液蒸干仍得Al2(SO4)3固体
酸根阴离子易水解的强碱盐 蒸干得原溶质，如Na2CO3溶液蒸干得Na2CO3固体
阴、阳离子均易水解，且水解产物均易挥发的盐 蒸干后得不到任何物质，如(NH4)2S、(NH4)2CO3等蒸干后得不到任何物质
不稳定的化合物的水溶液 加热时在溶液中就能分解，得不到原物质，如Ca(HCO3)2溶液蒸干后得CaCO3，Mg(HCO3)2溶液蒸干后得Mg(OH)2，KHCO3溶液蒸干后得K2CO3
易被氧化的盐 蒸干后得不到原物质，蒸干后得其氧化产物，如FeSO4溶液蒸干后得____________，Na2SO3溶液蒸干后得____________
七、离子浓度大小比较
1．熟悉两大理论，构建思维基点
(1)电离理论
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______的电离，如氨水溶液中：NH3·H2O、NH、OH－浓度的大小关系是______________________。
②多元弱酸的电离是______进行的，其主要是______电离(第一级电离程度远大于第二级电离)。如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是____________________。
(2)水解理论
①弱电解质离子的水解损失是微量的(双水解除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是______水解产生的弱电解质的浓度。如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是__________________________。
②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步______，如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的浓度大小关系应是__________________________。
2．把握三种守恒，明确等量关系
(1)电荷守恒规律
电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈______性，即阴离子所带负电荷总数一定______阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下关系：__________________________。
(2)物料守恒规律
电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是______的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：__________________________。
(3)质子守恒规律
如Na2S水溶液中的质子转移情况图示如下：
由图可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示：___________________________________________。质子守恒的关系式也可以由______守恒式与______守恒式推导得到。
3．溶液中离子浓度大小的比较常见类型
(1)单一溶液
①对于多元弱酸溶液，应根据______电离进行分析。例如，在H3PO4溶液中：__________________________。
②对于多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根离子的______水解分析。例如，0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液中电离过程有Na2CO3=2Na++ CO32-，H2OOH-+H+；水解过程有CO32-+H2O HCO3-+OH-，HCO3-+H2OH2CO3+OH-。故溶液中存在的离子有Na+、CO32-、OH-、HCO3-、H+，因此溶液中各离子浓度的大小顺序为__________________________。
③多元弱酸的酸式盐溶液要考虑酸式酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小，如HCO3-以水解为主，0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液中：__________________________；而HSO3-以电离为主，0.1 mol·L-1 NaHSO3溶液中：__________________________。
④不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。如在0.10 mol·L-1的①NH4HSO4、②NH4Cl、③CH3COONH4、④(NH4)2SO4溶液中，c(NH4+)的大小顺序为__________________。
(2)混合溶液中各离子浓度的大小比较，根据电离程度、水解程度的相对大小进行分析。
①分子的电离程度大于相应离子的水解程度
例如，等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合溶液中：__________________________；等物质的量浓度的CH3COONa与CH3COOH混合溶液中：__________________________。
②分子的电离程度小于相应离子的水解程度
例如，在0.1 mol·L-1的NaCN和0.1 mol·L-1的HCN混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为__________________________。
第四节 沉淀溶解平衡
一、难溶电解质的沉淀溶解平衡
1．溶解平衡状态
在一定温度下，固体溶质在水中形成饱和溶液时，溶液中__________保持不变的状态，该状态下，固体溶质溶解的速率和溶液中溶质分子__________的速率达到相等，但溶解和结晶仍在进行。
2．沉淀溶解平衡
在一定温度下，当沉淀和__________的速率相等时，即建立了动态平衡，叫做难溶电解质的沉淀溶解平衡。如AgCl溶于水的沉淀溶解平衡表示为__________________________。
3．沉淀溶解平衡的移动
固体物质溶液中的溶质
固体物质的溶解是可逆过程：(1)v溶解>v沉淀，固体__________；(2)v溶解＝v沉淀，溶解__________；(3)v溶解4．影响沉淀溶解平衡的因素
(1)内因
溶质本身的__________。绝对不溶的物质是没有的；同是微溶物质，溶解度差别也很大；易溶溶质只要是饱和溶液也存在沉淀溶解平衡。
(2)外界条件改变对沉淀溶解平衡的影响
①温度升高，多数沉淀溶解平衡向__________的方向移动。
②加水稀释，浓度减小，沉淀溶解平衡向__________的方向移动。
③加入与难溶电解质构成粒子相同的物质，沉淀溶解平衡向__________沉淀的方向移动。
④加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，沉淀溶解平衡向__________的方向移动。
5．生成难溶电解质的离子反应的限度
(1)25 ℃时，溶解性与溶解度的关系
(2)反应完全的标志
对于常量的化学反应来说，化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于__________mol·L－1时，生成沉淀的反应进行完全。
二、溶度积常数
概念 难溶电解质的沉淀溶解__________称为溶度积常数，简称__________，符号为_______
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＝__________________________。 如：Mg(OH)2(s)Mg2＋＋(aq)＋2OH－(aq) Ksp＝__________________________
影响因素 (1)内因：物质本身的__________。 (2)外因：仅与__________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__________，有__________析出，直至溶液__________，达到新的平衡。 ②Q＝Ksp，溶液__________，沉淀与溶解处于__________。 ③Q＜Ksp，溶液__________，__________析出，若加入__________难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。
三、沉淀的生成、溶解和转化
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] _________________________________________________
除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入__________调节pH至4左右 ______________________________________________
沉淀剂法 以__________等沉淀污水中的Hg2＋、Cu2＋等重金属离子 ________________________________________________
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__________，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应________，使_____Ksp，平衡向__________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________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________，原因是：CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡为__________________________，当加入盐酸后发生反应：__________________________，________降低，溶液中________与________的离子积Q(CaCO3)＜Ksp(CaCO3)，沉淀溶解平衡向________方向移动。
盐溶液溶解法 Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、________溶液中。溶于NH4Cl溶液反应的离子方程式为__________________________。
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________
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________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，__________________________
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__________________________，__________________________
工业废水处理 __________________________
▁▃▅▇易错点01：弱电解质的判断有关的易错点
(1)在相同浓度、相同温度下，与强电解质溶液做导电性对比实验。
(2)浓度与pH的关系。如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH＞1，则可证明CH3COOH是弱电解质。
(3)测定对应盐溶液的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性，则可证明CH3COOH是弱酸。
(4)稀释前后溶液的pH与稀释倍数的关系。例如，将pH＝2的酸溶液稀释至原体积的1 000倍，若pH小于5，则证明该酸为弱酸；若pH为5，则证明该酸为强酸。
▁▃▅▇易错点02：外界条件对电离平衡影响的易错点
(1)加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。如稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，故c(OH－)增大。
(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能“消除”，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。
(3)电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。
(4)电离平衡右移，电离程度也不一定增大，加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。
▁▃▅▇易错点03：与水的电离有关的易错点
(1)水的离子积常数KW＝c(H＋)·c(OH－)，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H＋和OH－存在，只是相对含量不同而已。
(3)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)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＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。
(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 ℃。
▁▃▅▇易错点04：与pH试纸使用有关的易错点
(1)pH试纸不能伸入试液中。
(2)pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，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)。
▁▃▅▇易错点05：溶液的酸碱性的易错点
(1)酸、碱、盐虽然影响水的电离平衡(不水解的盐除外)，造成水电离出的H＋或OH－的浓度发生变化，但在25 ℃ 时Kw仍然不变，因为Kw只与温度有关。
(2)水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－不一定是水电离出来的。c(H＋)和c(OH－)均指溶液中的H＋或OH－的总浓度。这一关系适用于任何稀的水溶液。
(3)在pH＝2的盐酸中(或pH＝12的NaOH溶液中)由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)之间的关系是相等的。虽然外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候水电离出来的 c(H＋)和c(OH－)总是相等的。
(4)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1 的溶液可能呈强酸性或强碱性，故在该溶液中HCO、HSO均不能大量共存。
(5)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。
(6)25 ℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2的溶液也不一定为酸溶液，也可能为能水解的盐溶液。
▁▃▅▇易错点06：与滴定管使用有关的易错点
(1)滴定管“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。
(2)精确度：0.01 mL。
(3)洗涤：先用蒸馏水洗，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气泡。
(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25 mL的滴定管，若滴定过程中用去10.00 mL的液体，则滴定管中剩余液体体积大于15 mL。
▁▃▅▇易错点07：与酸碱中和滴定指示剂选择有关的易错点
变色要灵敏，变色范围要小，变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
(1)不能用石蕊作指示剂。
(2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。
(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。
(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
(5)并不是所有的滴定都须使用指示剂，如用标准的KMnO4溶液滴定Na2C2O4溶液时，溶液呈淡粉红色时即为滴定终点。
▁▃▅▇易错点08：与滴定终点的判断有关的易错点
当滴入最后一滴××××××标准溶液后，溶液变成××××××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。
解答此类题目注意三个关键点：
(1)最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。
(2)颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液的颜色变化。
(3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不恢复原来的颜色”。
▁▃▅▇易错点09：盐类水解的实质及规律的易错点
(1)“谁弱谁水解，越弱越水解，谁强显谁性。”如酸性：HCNCH3COONa。
(2)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
(3)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。
①若电离程度小于水解程度，溶液显碱性。如 NaHCO3溶液中：HCOH＋＋CO(次要)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(主要)。
②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如 NaHSO3溶液中：HSOH＋＋SO(主要)，HSO＋H2OH2SO3＋OH－(次要)。
(4)相同条件下的水解程度：正盐>相应酸式盐，如CO>HCO。
(5)相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。如NH的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
▁▃▅▇易错点10：盐类水解认识的几个易错点
(1)误认为水解平衡向正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中，加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。
(2)误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。如NaHSO3溶液显酸性。
(3)误认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。对于水解程度不大且水解产物不离开平衡体系的情况[如Al2(SO4)3]来说，溶液蒸干仍得原溶质。
(4)Kh只受温度影响。它随温度的升高而增大。
(5)Kh越大，表示水解程度越大。
(6)盐类的水解平衡的移动与其他平衡移动一样遵循勒夏特列原理。
(7)盐类水解易受温度、浓度、溶液的酸碱性等因素的影响，以FeCl3水解为例，当改变条件如升温、通入HCl气体、加H2O、加铁粉、加NaHCO3等时，应从平衡移动方向、pH的变化、水解程度、现象等方面归纳总结，加以分析掌握。
(8)当向NH4NO3溶液中通入NH3时，要考虑NH3·H2O 浓度的增大对NH水解产生抑制，同时NH的存在对NH3·H2O 的电离也产生抑制。不要错误地认为NH3·H2O电离产生OH－，与NH水解产生的H＋反应从而相互促进，因为NH、NH3·H2O是主要溶质，它们的存在对平衡产生影响，至于它们水解、电离产生的离子浓度很小，不予考虑，这就要求分析时抓住主要矛盾。
(9)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OH－的浓度是减小的，则溶液酸性(或碱性)越弱。
▁▃▅▇易错点11：盐溶液蒸干灼烧时所得产物的判断的易错点
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(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AlCl3溶液蒸干得__Al(OH)3__，灼烧得__Al2O3__，FeCl3(aq)蒸干得Fe(OH)3，灼烧得Fe2O3。
(3)考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得__Na2SO4(s)__，FeCl2(aq)Fe(OH)2(s)Fe(OH)3Fe2O3。
(5)弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。
(6)NaClO溶液蒸干时，既考虑水解，又考虑HClO分解最后剩下NaCl。
▁▃▅▇易错点12：难溶电解质溶解度有关的易错点
(1)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，Ksp小的溶解度不一定小。如Ksp(AgCl)>Ksp(Ag2CrO4)，但c(Ag＋)是Ag2CrO4>AgCl。
(2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。
(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Na2CO3溶液，只要Qc(BaCO3)>Ksp(BaCO3)就可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。
(4)一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，但溶解度小的沉淀转化成溶解度稍大的沉淀在一定条件下也能实现。
▁▃▅▇易错点13：沉淀溶解平衡有关的易错点
(1)沉淀溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。
(2)对于沉淀溶解平衡AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，对于相同类型的物质，Ksp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。
▁▃▅▇易错点14：Ksp的概念及影响因素的易错点
(1)当难溶电解质化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp越小，则难溶电解质在水中的溶解能力就越弱；如果组成中阴、阳离子个数比不同，Ksp不能用于直接判断溶解能力的强弱。
(2)溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。
(3)在一定条件下，溶解度小的沉淀也可以转化成溶解度较大的沉淀。
■方法01 证明弱电解质的常用方法
【解题通法】
要判断某电解质是弱电解质，关键在于一个“弱”字，即证明它只是部分电离或其溶液中存在电离平衡。以一元弱酸HA为例，证明它是弱电解质的常用方法有：
方法 依据(实验设计或现象) 结论
(1)酸溶液的pH ①0.1 mol·L－1的HA溶液的pH＞1(室温下)； ②将pH＝2的HA溶液稀释100倍，稀释后2＜pH ＜4； ③向HA溶液中滴加2滴石蕊试液，溶液呈红色，再加入少量NaA晶体，红色变浅 HA是一元弱酸，是弱电解质。其中(5)、(6)还能证明HA的酸性比H2CO3弱
(2)盐溶液的pH NaA溶液的pH＞7(室温下)
(3)溶液的导电性 0.1 mol·L－1的HCl和HA溶液，前者的导电能力明显更强
(4)与金属反应的速率 相同浓度的HCl与HA溶液，与相同(形状、颗粒大小)的金属或碳酸盐反应，前者的反应速率快
(5)其钠盐能与弱酸反应生成HA CO2通入NaA溶液中有HA生成
(6)不与碳酸氢钠溶液反应 HA溶液不与NaHCO3溶液反应
【典型例题】某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是( )
A．25℃时，若测得0.01mol·Lˉ1NaR溶液pH=7，则HR是弱酸
B．25℃时，若测得0.01mol·Lˉ1HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸
C．25℃时，若测得HR溶液pH= a，取该溶液10.0mL，加蒸馏水稀释至100.0mL，测得pH= b，b-a＜1，则HR是弱酸
D．25℃时，若测得NaR溶液pH= a，取该溶液10.0mL，升温至50℃，测得pH= b，a＞b，则HR是弱酸
■方法02 电离平衡常数应用的解题思维模型
【解题通法】
(1)利用电离平衡常数解题的思维模型
(2)电离常数的4大应用
判断弱酸(或弱碱)的相对强弱 电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如：常温下，CH3COOH的Ka＝1．8×10－5，H2CO3的Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11。 则酸性：CH3COOH>H2CO3>HCO
判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱 电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。如：利用上面电离常数的数值可知等浓度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的pH由大到小的顺序为Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa
判断复分解反应能否发生 一般符合“强酸制弱酸”规律。如：利用上面中电离常数的数值可知，向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的离子方程式为CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋H2O＋CO2↑
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，题目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。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则变大
【典型例题】部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH HCN H2CO3
电离平衡常数(25 ℃) Ki＝1.77×10－4 Ki＝4.9×10－10 Ki1＝4.3×10－7 Ki2＝5.6×10－11
下列选项错误的是( )
A．2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO
B．2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑
C．由数据可知酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>HCO
D．25 ℃时，在等浓度的CH3COOH溶液和HCN溶液中，水的电离程度后者大
■方法03 水的电离和Kw分析方法
【解题通法】
(1)水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。在任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。
(2)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)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＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。
(3)水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。
(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 ℃。
【典型例题】某温度下，向c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1。下列对该溶液的叙述不正确的是( )
A．该温度高于25 ℃
B．所得溶液中，由水电离出来的H＋的浓度为1×10－11 mol·L－1
C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D．该温度下，此NaHSO4溶液与某pH＝11的Ba(OH)2溶液混合后溶液呈中性，则消耗的NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液的体积比为100∶1
■方法04 室温下，水电离的c(H+)或c(OH-)的计算方法
【解题通法】
(1)中性溶液c(OH-)=c水(OH-)=c(H+)=c水(H+)=10-7 mol·L-1
(2)酸溶液
酸溶液中，H+来源于酸的电离和水的电离，而OH-只来源于水的电离。
(3)碱溶液
碱溶液中，OH-来源于碱的电离和水的电离，而H+只来源于水的电离。
(4)盐溶液
水解呈酸性或碱性的盐溶液中，H+或OH-均来源于水的电离。
【典型例题】25 ℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，由水电离的H＋的物质的量之比是( )
A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109
■方法05 溶液pH的计算方法
【解题通法】
(1)单一溶液
溶液类型 相关计算
强酸(HnA) 设HnA的浓度为c mol/L，则c(H+)=nc mol/L，pH= lgc(H+)= lgnc
强碱［B(OH)n］溶液 设B(OH)n的浓度为c mol/L，则c(OH )=nc mol/L，c(H+)= mol/L，pH= lgc(H+)=14+lgnc
(2)混合溶液
溶液类型 相关计算
两种强酸混合
两种强碱混合
强酸强碱混合 恰好完全反应 pH=7(25℃)
酸过量 c(H＋)=
碱过量 c(OH )=
【典型例题】(1)t ℃时，测得0.01 mol·L-1 NaOH溶液的pH=11，则该温度下水的Kw=_________。
(2)在此温度下，将pH=a的NaOH溶液Va L与pH=b的H2SO4溶液Vb L混合。
①若所得混合液呈中性，且a=11，b=3，则Va∶Vb=_________。
②若所得混合液呈中性，且Va∶Vb=10∶1，则a+b=_________。
③若所得混合液的pH=10，且a=12，b=2，则Va∶Vb=_________。
■方法06 酸碱中和滴定误差分析方法
【解题通法】
中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等，分析误差要根据计算式分析，c待测·V待测＝c标准·V标准，c待测＝，c标准、V待测均为定值，c待测的大小取决于V标准的大小。
【典型例题】准确移取20.00 mL某待测 HCl溶液于锥形瓶中，用0.1000 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．随着NaOH溶液的滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大
C．用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变为无色时停止滴定
D．滴定达到终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小
■方法07 盐溶液酸碱性的判断规律
【解题通法】
(1)弱酸弱碱盐的阴、阳离子都水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸阴离子和弱碱阳离子水解程度的相对强弱。当K酸=K碱时，溶液显中性，如CH3COONH4；当K酸>K碱时，溶液显酸性，如HCOONH4；当K酸(2)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液呈酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4=Na++H++SO42-。
(3)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。如NaHCO3溶液中：HCO3-H++ CO32- (次要)，HCO3-+H2OH2CO3+OH-(主要)。
②若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性。如NaHSO3溶液中：HSO3-H++SO32-(主要)，HCO3-+H2OH2SO3+OH-(次要)。
(4)相同条件下的水解程度：正盐>相应酸式盐，如CO32-> HCO3-；相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐，如N的水解：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
【典型例题】室温下，有a mol·L-1NaX和b mol·L-1NaY两种盐溶液。下列说法正确的是( )
A．若a=b且c(X-) +c(HX)=c(Y-)，则酸性HX＞HY
B．若a＞b且c(X-)=c(Y-)，则酸性HX＞HY
C．若且，则酸性HX＜HY
D．若a＜b且c(X-)＜c(Y-)，则酸性HX＜HY
■方法08 溶液中粒子浓度大小比较解题方法
【解题通法】
规避等量关系中的2个易失分点
(1)电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的化学计量数2代表一个CO带2个单位负电荷，不可漏掉。
(2)物料守恒式中，离子浓度系数不能漏写或颠倒。如Na2S溶液中的物料守恒式中，“2”表示c(Na＋)是溶液中各种硫元素存在形式的硫原子总浓度的2倍。
【典型例题】下列有关溶液(室温下)的说法正确的是( )
A．Na2CO3和NaHCO3形成的混合溶液中：2c(Na+)=3[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]
B．0.10mol L-1NaHSO3溶液中通入NH3至溶液pH=7：c(Na+)>c(NH4+)>c(SO32-)
C．物质的量浓度相等的①(NH4)2SO4溶液、②NH4HCO3溶液、③NH4Cl溶液、④(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，c(NH4+)的大小关系：④>①>②>③
D．0.10mol L-1CH3COONa溶液中通入HCl至溶液pH=7：c(Na+)>c(CH3COOH)>c(Cl-)
■方法09 比较溶度积与难溶电解质溶解度的方法
【解题通法】
(1)相同类型的难溶物质，溶度积越小，其溶解度越小；若类型不同，则不一定。
(2)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶物，不能直接根据Ksp的大小来确定其溶解能力的大小，需通过计算转化为溶解度。
①Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。在相同温度时，对于同类型物质，Ksp数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。如由Ksp数值可知，溶解能力：AgCl>AgBr>AgI，Cu(OH)2②不同类型的物质，Ksp差距不大时不能直接作为比较依据。如(25 ℃)：
AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，Ksp＝1.8×10－10，
Ag2CrO4(s) 2Ag＋(aq)＋CrO(aq)，
Ksp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12，但是Ag2CrO4更易溶。
(3)改变沉淀溶解平衡可以改变溶解度，但溶度积不一定改变，因为沉淀溶解平衡受多种外界因素的影响，而溶度积只受温度的影响。
【典型例题】下列说法中，正确的是( )
A．难溶电解质在水溶液中达到沉淀溶解平衡时，沉淀和溶解均停止
B．Ksp越小，难溶电解质在水中的溶解能力一定越弱
C．Ksp的大小与离子浓度无关，只与难溶电解质的性质和温度有关
D．相同温度下，AgCl在水中的溶解能力与在NaCl溶液中的相同
■方法10 溶度积图像突破方法
【解题通法】
第一步，识图像。认识图像横坐标、纵坐标表示什么，如表示离子浓度、pM等；曲线上的点表示达到平衡状态，曲线上方的点代表“过饱和溶液”，曲线下方的点代表“不饱和溶液”。
第二步，想原理。涉及的原理主要有溶度积的表达式、沉淀溶解平衡的影响因素以及溶度积常数的影响因素。如浓度不会改变溶度积，溶度积只与温度有关，大多数情况下，温度越高，溶度积越大。
第三步，找联系。将图像与溶度积原理联系起来，分析题目设置的问题，如求离子浓度、判断沉淀溶解平衡状态等。
【典型例题】在含HgI2(g)的溶液中，一定c(I-)范围内，存在平衡关系：HgI2(s)HgI2(aq)；HgI2(aq)Hg2++2I-；HgI2(aq)HgI++I-；HgI2(aq)+I-HgI3--；HgI2(aq)+2I-HgI42-，平衡常数依次为K0、K1、K2、K3、K4。已知lgc(Hg2+)、lgc(HgI+)、lgc(HgI3-)、lgc(HgI42-)随lgc(I-)的变化关系如图所示，下列说法错误的是( )
A．线表示lgc(HgI42-)的变化情况
B．随c(I-)增大，c[HgI2(aq)]先增大后减小
C．
D．溶液中I元素与元素的物质的量之比始终为2：1
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