高中化学知识点总结2：水溶液中的离子平衡

高考化学知识归纳总结-----水溶液中的离子平衡

一、电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质

1、分类

2、电解质与非电解质本质区别： 在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）

电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物

离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电 3、强电解质与弱电质的本质区别： 在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）

注意：①电解质、非电解质都是化合物 ；

②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质，因为本身不会电离，但溶于水生成了能电离的物质；

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4

为强电解质）

4、电离方程式的书写：表示电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动离子过程的式子。

（1）强电解质用===，弱电解质用。

（2）多元弱酸分步电离，以第一步电离为主。 H 2CO 3

H ++HCO 3-，HCO 3- H ++CO 32-。 （3）多元弱碱一步电离。Fe(OH)3

Fe 3+ + 3OH － （4）弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。 NaHCO 3==Na ++HCO 3-，HCO 3- H ++CO 32-

（5）强酸的酸式盐如NaHSO 4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。

熔融状态时：NaHSO 4==Na ++HSO 4—， 溶于水时：NaHSO 4==Na ++H ++SO 42—

5、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以醋酸HAc 为例)：

（1）溶液导电性对比实验；

（2）测0.01 mol/L HAc 溶液的pH>2；

（3）测NaAc 溶液的pH 值；

（4）测pH= a 的HAc 稀释100倍后所得溶液pH < a +2

（5）将物质的量浓度相同的HAc 溶液和NaOH 溶液等体积混合后溶液呈碱性

（6）中和10 mL pH=1的HAc 溶液消耗pH=13的NaOH 溶液的体积大于10mL;

（7）将pH=1的HAc 溶液与pH=13的NaOH 溶液等体积混合后溶液呈酸性

（8）比较物质的量浓度相同的HAc 溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率

二、电解质溶液的导电性和导电能力

⑴电解质不一定导电(如NaCl 晶体、无水醋酸)，导电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。

⑵强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。

物质

单质 化合物

电解质 非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2…… 强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2O …… 混和物 纯净物 导电性强弱 离子浓度 离子所带电荷 溶液浓度 电离程度

（3）3步判断：一写方程式，二分析反应前后溶质变化，三判断电解质强弱。

三、弱电解质的电离平衡

1、电离平衡的含义：电离速率==结合速率

2、电离平衡的特征（7个）：逆等动定变微吸

3、影响电离平衡的因素（内因+4个外因）

⑴浓度：越稀越电离，越浓越不电离。

⑵温度：电离是吸热过程，升温，电离程度增大。

⑶同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。

⑷化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。

四、HCl与CH3COOH的比较

1、等C、V HCl与CH3COOH的比较

C（酸）C(H+) pH 导电能力与Zn反应的速率消耗（NaOH）

1 mol/L 1L的HCl 1mol/L 1mol/L 0 强快一样

1 mol/L 1L的CH3COOH 1mol/L 10-2mol/L

2 弱慢一样

背会：CH3COOH的 Ka=10，电离度α=1%。

2、等pH、V HCl与CH3COOH的比较

C（酸）C(H+) pH 导电能力与Zn反应的速率消耗n（NaOH）pH=1 1L的HCl 0.1mol/L 0.1mol/L 1 一样慢少

pH=1 1L的CH3COOH 10mol/L 0.1mol/L 1 一样起始一样，之后快多

3、区别：当前H+的量→pH、速率、导电能力

能电离H+总量→总量、产量有关

4、必备知识

HCl与CH3COOH 等C、V 等pH、V

与足量Zn产生H2的量相等CH3COOH多（有补充）

中和NaOH的能力

五、酸/碱稀释规律：

1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于7）；

2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n （但始终不能大于或等于7）；

3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n （但始终不能小于或等于7）；

4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n （但始终不能小于或等于7）；

5、任何溶液无限稀释后pH均是向7靠近（即向中性靠近）；酸的pH不能大

于7，碱的pH不能小于7。

6、稀释相同倍数，强酸、强碱变化得快，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢。

六、电离常数Ka的应用

1、Ka越大，酸越强；

2、写出Ka的大小顺序，利用强酸制弱酸，判断反应能否发生；

3、比较离子浓度大小，在醋酸前的弱酸，其酸式盐：电离>水解显酸性；

4、列三段式进行Ka→α的相互计算。及电离度α= C(H+)/ C（酸），电离常数Ka=α2 C（酸）

5、混合溶液中Ka的计算（三步）：巧妙利用pH=7时的数据。

①写出电荷守恒；②写出物料守恒；③写出Ka表达式并代入数据计算。

七、水的离子积Kw的计算依据（4条）

K W不仅适用于纯水，也适用于任何其他稀溶液（酸、碱、盐），只要温度不变，K W就不变。

1、任何水溶液中：C(H+)水= C(OH-)水；

2、任何稀（的电解质水）溶液中：C(H+)总* C(OH-)总=K W；

3、酸溶液中H+主要来自酸的电离，OH-来自水的电离，则K W=c(H+)酸·c(OH-)水；

4、碱溶液中OH-主要来自碱的电离，H+来自水的电离，则K W=c(H+)水·c(OH-)碱；

八、水的电离平衡的影响因素(4条)：

①温度：水的电离是吸热的，温度越高，电离程度越大

c(H+)和c(OH-)同时增大，K W增大，但c(H+)和c(OH-)始终保持相等，仍显中性。

纯水由25℃升到100℃，c(H+)和c(OH-)从1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/L(pH变为6)。

②外加酸、碱：平衡左移，水的电离程度变小，但K W不变。

抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等程度的抑制）。

③加入易水解的盐，由于盐的离子结合H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。

促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等程度的促进）。

④加活泼金属Na，与H+反应，平衡右移，水的电离程度变大。

九、溶液的pH

⑴表示方法：pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pH pOH=-lgc(OH-) c(OH-)=10-pOH

常温下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。

⑵溶液的酸碱性与pH的关系(常温时)

溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小。

①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1，pH=7。

②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH<7，酸性越强，pH越小。

③碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH>7，碱性越强，pH越大。

⑶pH的适用范围

c(H+)的大小范围为：1.0×10-14mol·L-1

当c(H+)≥1mol·L-1或c(OH-)≥1mol·L-1时，用物质的量浓度直接表示更方便。

⑷溶液pH的测定方法

①酸碱指示剂法：只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。

②pH试纸法：粗略测定溶液的pH，只能读取整数值。

pH试纸的使用方法：取一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，随即(30s内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH。

测定溶液pH时，pH试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH测定产生误差)；

不能将pH试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。

标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是：红 (酸性)，蓝 (碱性)。

③pH计法：精确测定溶液pH。

十、pH的计算规律

基本原则：一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pH or c）

酸性先算c(H+)，碱性先算c(OH—)，酸碱混合酸过量。

注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！

1、单一溶液的pH计算

①强酸：先求[H+]混；

②强碱：先求[OH-]混；(注意 :不能直接计算[H+]混)

2、强酸与强碱的混合：

①两种强酸混合 c(H +)混=

②两种强碱混合c(OH -)混=

③强酸强碱混合（先据H + + OH - ==H 2O 计算余下的H +或OH -，再求其它） c(OH -)混或c(H +)混=

若酸过量，则求出c(H +)，再得出pH ；

若碱适量，则先求c(OH -)，再由K W 得出c(H +)，进而求得pH ，或由c(OH -

)得出pOH 再得pH 。

3、酸、碱反应恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（溶质只有盐，谁强显谁性）

4、pH 之和为14的酸碱等体积混合，谁弱谁过量，谁弱显谁性。（生成盐和水，并且弱者大量剩余，）。

5、强酸(pH ＝a )与强碱(pH ＝b )混合显中性，则n(H +)= n(OH -)，由C(H +)V= C(OH -)V ，进行计算。

常温下：

十一、中和滴定

1、滴定管选择：精确到0.01mL. 0刻度在上面。

酸式滴定管：装酸性和氧化性溶液。

碱式滴定管：装碱性溶液。

2、滴定步骤：准备：滴定管：①检漏②洗涤③润洗④注液⑤赶气泡⑹调节液面⑦记录读数

锥形瓶：①洗涤②装液③加入2-3滴指示剂

滴定：左控右摇眼观色

3、终点判断（3句话）：当滴入最后一滴××，溶液颜色由××色变为××色，且半分钟内不恢复原色。

4、指示剂选择：

（1）酸碱中和滴定使最终pH 值落在指示剂的变色范围内。

①强酸滴定弱碱最好选用甲基橙：

②强碱滴定弱酸最好选用酚酞：

③中和滴定不用石蕊作指示剂，因为颜色太深变色不明显。

（2）氧化还原滴定常见指示剂：KMnO 4自身，I 2-淀粉。

5、误差分析：由C(标)V(标)= C(待)V(待)，分析操作造成的V(标)误差。

6、数据处理：平行做2-3次实验，求体积的平均值。每次误差不能超过1 mL ，否则舍弃。

十二、酸碱中和滴定曲线分析（三步五点）：

1、写出方程式，找到恰好反应的点；

2、抓住五个点，分析溶质及酸碱性；

①起点(考虑电离平衡):利用起点可确定酸、碱的强弱和谁滴定谁。

②反应“一半”的点:此时溶质为等体积等浓度的盐+酸/碱。

举例：若为等浓度的CH 3COOH 与CH 3COONa 的混合溶液(显酸性)

电荷守恒：c(CH 3COO -)+c(OH -) = C (Na ＋)+ c(H ＋)

物料守恒：c(CH 3COO -)+c(CH 3COOH) = 2C (Na ＋)

离子浓度： c(CH 3COO -)> C (Na ＋)> c(CH 3COOH)> c(H ＋)> c(OH -)

③恰好反应的点(中和点)：指酸和碱恰好完全反应生成盐和水的时刻，此时不一定呈中性，取

决于生成盐的水解情况；利用此点可以确定酸碱的浓度和体积。

④pH=7的点: c(H ＋)＝c(OH －)的溶液；利用中性点和中和点确定酸碱的强弱。

⑤过量“一半”的点：此时溶质为等体积等浓度的盐+酸/碱

3、整个过程中电荷守恒一样。

十三、盐类水解常识

1．定义：在溶液中盐电离出来的弱离子跟水所电离出来的H +或OH –结合生成弱电解质的反应。

依据为10－a V 酸＝10－(14－b )V 碱―→V 酸V 碱

＝10a ＋b －14。 212211V V V )c(H V )c(H ++++212211V V V )c(OH V )c(OH ++--碱酸碱碱酸酸V V |

V )c(OH V )c(H |+--+

2．实质：盐电离→弱酸的阴离子→弱电解质+ OH-

弱碱的阳离子→弱电解质+ H+ （阴生阴OH-，阳生阳H+）3．盐类水解规律

（1）有弱才水解，无弱不水解；都弱都水解，越弱越水解；

谁强呈谁性，同强显中性；越稀越水解，越热越水解。

（2）盐类水解的特点：①可逆②程度小③吸热，故书写水解离子方程式时要用“”，不能用“↑”

或“↓”符号。

(3)“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性：HCN＜CH3COOH，则相同条件下碱性：NaCN＞CH3COONa。

对应酸(碱)越弱，水解程度越大，碱(酸)性越强。

常见酸的强弱：H2SO3>H3PO4>HF>HAc >H2CO3 >H2S >HClO > HCN>HCO3—>HS—

(4)相同条件下的水解程度

①正盐＞相应酸式盐，如CO2－3＞HCO－3。

②相互促进水解的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐。

如NH＋4的水解程度：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。

(5)利用盐的水解规律时一定把盐与酸的对应关系找准确，尤其是二元弱酸，如Na2CO3对应的酸是HCO－3，

NaHCO3对应的酸是H2CO3。

4．盐类水解的类型

（1）单向水解：盐溶液中只有一种弱离子会水解。

如NH 4Cl溶于水： NH4+ + H2O NH3·H2O + H+

CH 3COONa溶于水：CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

（2）互相促进水解：弱酸弱碱盐溶于水，电离产生弱酸阴离子和弱碱阳离子，二者分别结合水电离产生的H+和OH-发生水解，而水溶液的离子积不变，因此促进水的电离使反应进行的程度较大。溶液的酸碱性取决于生成的弱电解质的相对强弱。

如CH 3COONH4溶于水： CH3COO- + NH4+ CH3COOH + NH3·H2O

（因电离常数CH3COOH= NH3·H2O，故CH3COONH4显中性。）

（3）互相抑制水解：能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水，弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解，但是互相抑制，所以这一类的水解程度较小。

如(NH 4)2Fe(SO4)2溶于水：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ ； Fe2+ + 2H2O Fe(OH)2 + H+

（NH4+水解产生的H+对Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。）

十四、水解常数Kh（6条）

1、水解常数Ka×电离常数Kh =水的离子积Kw （即Ka×Kh=Kw）

举例：已知CH3COOH的 Ka=10-5，则CH3COO-的Kh=10-9

已知NH3·H2O的 Ka=10-5，则NH4+的Kh=10-9

2、因电离常数CH3COOH= NH3·H2O，故CH3COONH4显中性。

3、加酸/碱：抑制水的电离，c(H+)水 < 10-7mol/L;

加能水解的盐，促进水的电离，c(H+)水 > 10-7mol/L.

4、同浓度溶液中水的电离程度由大到小的顺序为：

能水解的盐 > 中性盐 > 弱酸/碱 > 强酸/碱

5、相同浓度的溶液，pH由小到大的顺序：酸→中→碱

（强酸<弱酸<强酸弱碱盐<中性盐<强碱弱酸盐<弱碱<强碱）

6、已知酸性Ka：CH3COOH > H2CO3 > HCO3-

则相同浓度碱性pH：CH3COONa < NaHCO3 < Na2CO3

若三种盐pH相同，则浓度大小顺序正好相反：CH3COONa > NaHCO3 > Na2CO3

十五、影响盐类水解的因素

1、内因：越弱越水解（酸越弱，则形成的盐的水解程度越大，碱性越强）。

2、外因：

（1）、温度：水解是吸热的，温度越高，水解程度越大 ；（越热越水解）

（2）、浓度：浓度越小，水解程度越大；（越稀越水解）

（3）、外加酸碱：促进或抑制盐的水解；

（H +促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）

（4）、加入能反应的物质，促进盐的水解。

十六、盐类水解的应用

1、判断溶液酸碱性（强者显性）。

2、比较盐溶液离子浓度的大小。

3、配制盐溶液（加对应的酸防止水解）。

如配制FeCl 3、SnCl 2等溶液，可滴入几滴盐酸或直接将固体溶解在浓盐酸中再稀释到所需浓度。

4、制备某些盐时要考虑水解Al 2S 3 ,MgS,Mg 3N 2 等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以

制取这些物质时,不能用复分解反应的方法在溶液中制取,而只能用干法制备。

5、Mg 、Zn 等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH 4Cl 、AlCl 3、FeCl 3等)溶液中，产生H 2。

如NH 4Cl 焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）

6、制备氢氧化铁胶体时要考虑水解.FeCl 3+3H 2O=Fe(OH)3(胶体)+3HCl

7、三价Al 3+ ,Fe 3+等均可作净水剂。

（Al 3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）

8、化肥的使用时应考虑水解。如草木灰不能与铵态氮肥混合使用。（N 、P 、K 三元素不能变成↑和↓）

9、日常生活中用热碱液洗涤油污物品比冷碱液效果好。

10、试剂的贮存要考虑盐的水解。

如Na 2CO 3、NaHCO 3溶液不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。

11、某些盐的分离除杂要考虑盐类的水解。

如为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe 3+

可在加热搅拌条件下加入氧化镁

十七、盐溶液蒸干产物的判断

1、易水解的盐酸盐/硝酸盐溶液：蒸干得到氢氧化物，灼烧得到氧化物。

例：加热浓缩FeCl 3 溶液.蒸干得到Fe(OH)3 ,灼烧得Fe 2O 3 。

热浓缩MgCl 2 溶液.蒸干得到Mg (OH)2 ,灼烧得MgO 。

（由MgCl 2 溶液制备无水MgCl 2，应将溶液在HCl 氛围中加热，抑制Mg 2+的水解。）

AlCl 3溶液中，AlCl 3+3H 2O Al(OH)3+3HCl 2Al(OH)3 Al 2O 3+ 3H 2O MgCl 2·6H 2O 加热：MgCl 2·6H 2O Mg(OH)Cl+HCl↑+5H 2O

MgCl 2·6H 2O MgO+2HCl↑+5H 2O 2、易挥发性酸的铵盐溶液：加热蒸干时得不到固体.例如(NH 4)2CO 3或NH 4HCO 3 。

3、不水解的盐溶液：加热浓缩时一般得原物质.如NaCl 。

4、强碱盐溶液：加热浓缩一般得原物质. 如Na 2CO 3。

5、考虑盐溶液在加热蒸干过程中发生分解反应.如加热蒸干NaHCO 3、Ca(HCO 3)2型最后得相应的正盐， KMnO 4蒸干分解得到K 2MnO 4+MnO 2。

6、具有强还原性盐的溶液：发生氧化还原反应.如Na 2SO 3→Na 2SO 4,FeSO 4→Fe 2（SO 4）3

7、特殊情况考虑水解及向Ksp 更小物质转化，例如加热Mg(HCO 3)2、MgCO 3 溶液最后得到Mg(OH)2 固体. （水垢的主要成分是CaCO 3和Mg(OH)2，基本上不会生成MgCO 3，是因为MgCO 3微溶于水，受热时水解生成更难溶的Mg(OH)2。）

十八、离子共存

△ △ △

1、类型

（1）发生复分解反应而不能大量共存：生成沉淀、气体、弱电解质。

（2）因发生络合反应而不能大量共存，如：Fe3+与SCN-等；

（3）发生氧化一还原反应则不能大量共存。背会

氧化性离子（4个）： NO

3-（H+）、ClO-、MnO

4

-、Fe3+等-；

还原性离子（4个）：S2-、SO32-、I-、Fe2+等；

（4）发生双水解反应则不能大量共存.（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）如：三价Al3+ /Fe3+与弱酸根等；

NH4+与AlO2-、SiO32-、ClO-等

HCO3-与AlO2-

双水解完全的方程式写“==”并标“↑↓”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料）：Al3+ + 3HCO3- == Al(OH)3↓+ 3CO2↑

2、判断离子共存时，审题一定要注意题中给出的附加条件。

（1）酸性溶液（H＋）、碱性溶液（OH-）、

加入铝粉后放出H2的溶液→溶液可能显酸性或碱性，但不能为HNO3；

由水电离产生的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液，即溶液的pH可能为14也可能为0。

（2）有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+。

（3）S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

（4）注意题目要求“一定

．．大量共存”还是“可能

．．大量共存”；

（5）看是否符合题设条件和要求，如“过量”、“少量”、“适量”、“等物质的量”、“任意量”以及滴加试剂的先后顺序对反应的影响等。

十九、溶液中离子浓度大小比较---单一溶液+混合溶液

溶液中粒子浓度大小比较的思维方法模型

1、单一溶液

（1）多元弱酸/碱溶液----考虑电离平衡

（2）正盐溶液----考虑水解平衡

（3）酸式盐溶液的酸碱性：

①强酸的酸式盐----只电离不水解：如HSO4-显酸性。

②若电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）

例如，NaHSO 3溶液中：HSO－3 H＋＋SO2－3(主要)，

HSO－3＋H2O H2SO3＋OH－(次要)，使c(H＋)＞c(OH－)，溶液显酸性；

③若水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

例如，NaHCO 3溶液中： HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－(主要)，

HCO－3 H＋＋CO2－3(次要)，使c(OH－)＞c(H＋)，溶液显碱性；

④H2A：已知Ka1、Ka2.问NaHA显_____性。（比较Ka2与Kh2=Kw/Ka1的相对大小）

2、不同溶液中同一离子浓度的比较------看其他离子对其影响。

举例：物质的量浓度相同的下列溶液

①(NH4)2CO3 ②(NH4)2SO4 ③NH4HCO3④NH4HSO4⑤NH4Cl ⑥NH3·H2O ⑦CH3COONH4；

促进无促进抑制无促进

按c(NH4+)由小到大的排列顺序是⑥③⑦⑤④①②

3、混合溶液

（1）不反应-----同时考虑电离和水解。中学化学常见的有三对

等浓度的CH3COOH与CH3COONa的混合溶液：电离＞水解，溶液呈酸性

等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：电离＞水解，溶液呈碱性

等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：电离<水解，溶液呈碱性

（2）若反应，先写方程式，再分析溶质组成。

区别①0.2 mol·L-1 1L CH3COOH与0.2 mol·L-11L NaOH混合；（恰好反应，溶质为CH3COONa）

②0.2 mol·L-1 1L CH3COOH与0.1 mol·L-1 1L NaOH混合；

（等体积等浓度CH3COOH + CH3COONa）

③0.1 mol·L-1 1L HCl与0.2 mol·L-1 1L CH3COONa混合；

（等体积等浓度CH3COOH + CH3COONa + NaCl）

④pH=3 CH3COOH与pH=11 NaOH等体积混合；（CH3COOH过量，谁弱谁过量）

4、三个守恒

（1）电荷守恒（电荷数前移）:任何溶液均显电中性；

各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和

如NaHCO3溶液中：c (Na+)＋c (H+)＝c (HCO3-)＋2c (CO32-)＋c(OH-)

Na2CO3溶液中：c(Na＋) ＋c(H＋)＝2c(CO32－)＋c(OH－)＋c(HCO3－)

（2）物料守恒(原子个数前移):

某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和

如NaHCO3溶液中：n(Na＋)：n(c)＝1:1，推出：C (Na＋) ＝c (HCO3-)＋c (CO32-)＋c (H2CO3)

如，0.1mol/L CH3COONa和0.1mol/L CH3COOH混合溶液， n(Na＋)：n(c堆)＝1:2，

c(CH3COO-)+c(CH3COOH) = 2C (Na＋) = 0.2 mol/L

（3）质子守恒(得失H+个数前移):：

∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数 == ∑失质子后形成的微粒浓度·失质子数

如：0.1mol·L－1的Na2S溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)

如NaHCO3溶液中：c(OH－) ＋c (CO32-) ＝c(H＋) ＋c (H2CO3)

(4)判断方法----观察法

①有无强离子:如Na+、Cl－等→没有，则为质子守恒；

↓若有，再往下讨论；

②有无H＋、OH－→有，则为电荷守恒；没有则为物料守恒。

二十、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识

（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。

（2）反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。

（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

二十一、难溶电解质溶解平衡的影响因素

强调：易溶电解质或难溶电解质的饱和溶液中存在溶解平衡，不饱和溶液中不存在溶解平衡。

1、温度：升高温度，多数向溶解方向移动；但Ca(OH)2的溶解平衡向生成沉淀的方向移动。

2、浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动。

3、同离子效应：加入与难溶电解质构成中相同的离子，平衡向生成沉淀的方向移动。

4、其他：加入可与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，平衡向溶解方向移动。

5、区别：难溶电解质溶解平衡Al(OH)3(s) Al3＋(aq)＋3OH－(aq)。表达式需要注明状态。

电离平衡，如Al(OH)3 Al3＋＋3OH－。

二十二、溶度积Ksp的应用

溶度积K sp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。

1、溶度积和溶解度都可用来表示物质的溶解能力。

（1）对于相同类型的难溶电解质(如AB、A2B、AB2等)，K sp越大，在水中的溶解能力越强。

（2）对于不同类型的难溶电解质，K sp差距不大时K sp不能直接作为比较依据。如25 ℃时，K sp(AgCl)＝

1.8×10－10，K sp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11，虽然Mg(OH)2的K sp较小，但不能认为Mg(OH)2比AgCl更

难溶。应通过计算将K sp转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度确定溶解能力的强弱。

（3）对于不同类型的难溶电解质，K sp差距很大时K sp可以直接作为比较依据。

2、计算饱和溶液中某种离子的浓度

如已知25 ℃时，K sp(AgCl)＝1.8×10－10，可根据K sp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝1.8×10－10，计算AgCl饱和溶液中的c(Ag＋)=c(Cl－)= 1.81/2×10－5 mol/L。

3、判断给定条件下沉淀能否生成或溶解：比较溶度积K sp与Q c(离子积)的相对大小。

①Q c＞K sp，溶液过饱和，有沉淀析出；

②Q c＝K sp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；

③Q c＜K sp，溶液未饱和，无沉淀析出。

注意：离子积Q c与溶度积K sp的表达式相同，但意义不同。Q c表达式中离子浓度是任意时刻的，所以其数值不定；但对某一难溶电解质，在一定温度下，K sp为定值。

二十三、Ksp计算步骤

三步：①写溶解平衡表达式，②写Ksp表达式，③代入数据计算。

二十四、沉淀的生成和转化

1、沉淀生成的方法（Q c＞K sp）

（1）加沉淀剂法：K sp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。

（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：常加入难溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M2+溶液中易水解的阳离子。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

2、沉淀的顺序：

（1）当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，

若为同种类型物质，Ksp小的优先沉淀；

若为不同种类型物质，生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀；

（2）如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。

3、沉淀转化的规律

(1)组成类型相同的难溶电解质，K sp小的容易转化为K sp更小的难溶电解质。相差越大，越易转化。

记住两组K sp大小顺序：AgCl > AgI > Ag2S ；Mg(OH)2 > Fe(OH)3

(2)K sp相差不大的难溶电解质，K sp较小的难溶电解质在一定条件下可以转化为K sp较大的难溶电解质。

如在BaSO 4饱和溶液中加入高浓度的Na 2CO 3溶液，也可以转化成K sp 较大的BaCO 3。

4.沉淀转化的应用-----锅炉除水垢，

二十五、工艺流程中离子除杂

例如：除去MgCl 2溶液中FeCl 3：

调节pH ：杂质离子沉淀完全pH ≦ pH 范围为 < 目标离子开始沉淀pH

加MgO 、Mg(OH)2、MgCO 3等调节pH 。

（加入难溶性的MO 、M(OH)2、MCO 3等除M 2+溶液中易水解的阳离子。）

记住：Fe 3+在pH=3时沉淀完成，Al 3+在pH=5时沉淀完成。

二十六、硫化物的溶解性： 借助金属活动性顺序表：

1、K 钙 Ca 钠 Na （溶于水）

2、镁 Mg 铝 Al （能与水双水解反应）

3、锌Zn 铁Fe （溶于稀HCl ）

4、锡Sn 铅Pb (H) （溶于浓HCl ）

5、铜Cu 银Ag （溶于HNO 3）

6、铂Pt 金 Au （不管）

二十七、溶解平衡曲线分析（4条）

1、审题：明确图像中横纵坐标的含义，写出题目所涉及难溶电解质的溶解平衡表达式；

2、曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态----为饱和溶液，Qc=Ksp ，温度不变，只改变一种离子浓

度，点在线上走；

3、通过分析Qc 与Ksp 的相对大小，判断曲线上方或下方的区域为过饱和溶液或不饱和溶液。

4、溶液在蒸发时 原溶液不饱和时，离子浓度都增大。

原溶液饱和时，离子浓度不变。

水垢CaSO 4(s)――――→Na 2CO 3CaCO 3(s)―――→盐酸Ca 2＋(aq)