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【同步知识点】高中化学（苏教版2019）选修第一册--专题3 水溶液中的离子反应 知识清单
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这是一份【同步知识点】高中化学（苏教版2019）选修第一册--专题3 水溶液中的离子反应 知识清单，共16页。
专题3 水溶液中的离子反应
考点1 强电解质和弱电解质
1．电解质和非电解质
（1）电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。
电解质在水溶液或熔融状态下能产生自由移动的离子。
（2）非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。
2．强电解质和弱电解质
（1）【实验探究1】盐酸和醋酸的电离实验。
实验内容
盐酸
醋酸
测量1mol·L-1溶液的pH
pH=0
pH≈3
等体积、等浓度的溶液与镁条反应的现象
反应速率快
反应速率慢
实验结论：两种酸的浓度相等时，盐酸的电离程度大于醋酸。
【实验探究2】氢氧化钠溶液和氨水的电离实验。
实验假设
NaOH的电离程度大于NH3·H2O的电离程度
实验方案
配制相同物质的量浓度的NaOH溶液和氨水，测量溶液的pH
实验现象
NaOH溶液的pH大于氨水的pH
实验结论
两种溶液的浓度相等时，NaOH的电离程度大于NH3·H2O的电离程度
（2）概念
根据电解质在水溶液中的电离程度，可把电解质分为强电解质和弱电解质。
①强电解质是在水溶液中完全电离的电解质。常见的强电解质有强酸、强碱和大部分盐。
②弱电解质是在水溶液中部分电离的电解质。常见的弱电解质有弱酸、弱碱。
考点2 对强电解质和弱电解质的认识
1．常见的强电解质和弱电解质、非电解质
(1)常见的强电解质
强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。
强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。
大部分盐，包括难溶性盐，如BaSO4、CaCO3等。
(2)常见的弱电解质
弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH（或其他有机酸）、HNO2、HCN、H2SiO3等。
弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。
(3)常见的非电解质
（1）包括CO、NO、SiO2及CH4和其他烃类、乙醇和其他醇类、酯类、葡萄糖、蔗糖等。
（2）本身在水溶液中不能电离，但与水反应生成电解质的，如CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5、NH3等。
2．强电解质和弱电解质的比较
强电解质
弱电解质
相同点
都是电解质，在水溶液中都能电离，都能导电，电解质的强弱与溶解度无关
不同点
电离程度
完全电离
部分电离
电离过程
不可逆过程
可逆过程
表示方法
电离方程式用“===”
电离方程式用“”
电解质在溶液中的存在形式
水合离子
分子、水合离子
3．与离子化合物和共价化合物的关系
（1）离子化合物在熔化状态下能完全电离，在水溶液也是完全电离的，因此离子化合物一定是强电解质。
（2）共价化合物中有的是强电解质，如强酸；有的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水；有的是非电解质。
4．判断电解质强弱的依据
（1）区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。
（2）电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。
（3）在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。
考点3 电离方程式的书写
1．强电解质的电离方程式
强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如：
H2SO4：H2SO4=2H++SO42-；
Na2CO3：Na2CO3=2Na++CO32-；
Ba(OH)2：Ba(OH)2=Ba2++2OH-。
2．弱电解质的电离方程式
（1）弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如：
CH3COOH：CH3COOHCH3COO-+H+；
NH3·H2O：NH3·H2ONH4++OH-。
（2）多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。
如H2CO3的电离方程式：H2CO3H++HCO3-、HCO3-H++CO32-。
（3）多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。
如Fe(OH)3的电离方程式是：Fe(OH)3Fe3++3OH-。
3．酸式盐的电离
（1）强酸的酸式盐在熔融状态和溶液中的电离情况不同。
例如：NaHSO4(熔融)===Na++HSO4-，NaHSO4(溶液)===Na++H++SO42-。
（2）弱酸的酸式盐在水溶液中的电离强中有弱。
例如：NaHCO3===Na++HCO3- ，HCO3-H++CO32- 。
考点4 电离平衡
1．电离平衡的概念
在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到最大限度时，弱电解质分子电离成离子与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不再发生变化的状态。
2．电离平衡的特征
（1）弱电解质的电离平衡是一种动态平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并没有停止。
（2）弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率相等。
（3）溶液中各分子和离子的浓度都保持不变。
（4）外界条件发生变化，电离平衡发生移动。
3．电离平衡的可逆性
弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。
（1）弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且v电离=v结合≠0。
（2）溶液中电解质分子和电解质离子同时存在，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度保持不变。
2．电解质溶液中的守恒问题
（1）物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒（又称物料守恒），如：0.1mol·L-1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1。
（2）电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数=负电荷总数。
考点5 影响电离平衡的因素
1．内因：
弱电解质本身的性质是决定因素。
2．外部因素：
(1)以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。
电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。
影响因素
平衡移动方向
n(H+)
c(H+)
c(CH3COO-)
pH
导电能力
升温(不考虑挥发)
正向
增大
增大
增大
减小
增强
加冰醋酸
正向
增大
增大
增大
减小
增强
加水稀释
正向
增大
减小
减小
增大
减弱
加CH3COONa固体
逆向
减小
减小
增大
增大
增强
通HCl气体
逆向
增大
增大
减小
减小
增强
加NaOH固体
正向
减小
减小
增大
增大
增强
加金属Zn
正向
减小
减小
增大
增大
增强
(2)由于电离过程吸热，升温，电离平衡正向移动；降温，电离平衡逆向移动。
(3)电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。
3．勒夏特列原理适用于电离平衡
（1）同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡逆向移动。
（2）酸或碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡逆向移动；加入NaOH，电离平衡正向移动。
（3）化学反应：当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向电离的方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的H+与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)减小，电离平衡正向移动。
考点6 电离平衡常数
1．电离平衡常数的表示方法
(1)电离平衡常数表达式：
弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。如：
CH3COOH电离常数的表达式：Ka=；
NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=。
(2)多元弱酸的分步电离
H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如：
H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，所以Ka1＝，Ka2＝。
一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。
2．电离平衡常数的意义
电离平衡常数越大，表示该弱电解质电离程度越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。
3．电离平衡常数的影响因素
电离平衡常数只与电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。
由于电离是吸热的，所以电离平衡常数随着温度的升高而增大。
4．电离平衡常数的应用
(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)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q
如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。
考点7 电离度
1．电离度的表示方法
弱电解质的电离度α可表示为：α＝×100%
2．电离度与电离平衡常数的关系
在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度无关，而电离度与初始浓度有关。
一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大。
3．电离平衡常数与电离度的有关计算
电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是平衡浓度。
对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式：
以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。
CH3COOH CH3COO- + H+
初始浓度(mol/L) c 0 0
转化浓度(mol/L) cα cα cα
平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα
其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c
则：Ka= = = cα2
α=
上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。
考点8 水的电离及水的离子积常数
1．水的电离
（1）电离特点：水是一种极弱的电解质，存在微弱的电离。
（2）电离方程式：H2O+H2OH3O++OH-，简写为：H2OH++OH-。
2．水的离子积常数：
（1）水的电离平衡常数表达式为K= 。
（2）水的离子积常数表达式为KW= c(H+)·c(OH-)。
①常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。
②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。
（3）KW及影响因素：
a．25 ℃时：KW=1×10-14。
b．水的电离是中和反应的可逆过程，故温度升高，KW增大。
c．水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。
考点9 水的离子积常数的应用
1．有关水的离子积常数的计算
（1）常温下，水的离子积常数Kw＝1.0×10－14，则纯水中c(H＋)是1.0×10－7mol·L－1。
若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－4 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·L－1。
若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1。
（2）不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。
若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。
若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。
2．Kw与温度的关系
常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于酸碱的稀溶液。
温度升高，Kw增大；
若100℃时，水的离子积常数KW=1.0×10-12，则纯水中c(H＋)是1.0×10－6 mol·L－1；某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·L－1。某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－11mol·L－1。
考点10 外界条件对水的电离平衡的影响
1．改变条件对水的电离平衡的影响
在常温下，改变下列条件，分析条件的改变对水的电离平衡H2OH＋＋OH－的影响，填写下表：
改变条件
电离平衡
移动方向
溶液中
c(H＋)
溶液中
c(OH－)
pH
溶液的
酸碱性
Kw
升高温度
正向
增大
增大
<7
中性
增大
加入酸
逆向
增大
减小
<7
酸性
不变
加入碱
逆向
减小
增大
>7
碱性
不变
加入活泼金属(如Na)
正向
减小
增大
>7
碱性
不变
加入CH3COONa(s)
正向
减小
增大
>7
碱性
不变
加入NH4Cl(s)
正向
增大
减小
<7
酸性
不变
2．水的电离平衡遵循化学平衡的一般规律
（1）电离是吸热过程，故温度升高，会促进水的电离，水的电离程度增大，KW增大，水仍呈中性。
（2）外加酸，c(H＋)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。
（2）外加碱，c(OH－)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。
（3）加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动，水的电离程度增大。
（4）加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的OH-结合，水的电离平衡向右移动，c(H+)增大，溶液呈酸性。
（5）加入弱酸根离子（如CO32-、HCO3-、CH3COO-等），弱酸根离子与水电离出的H+结合，水的电离平衡向右移动，c(OH-)增大，溶液呈碱性。
考点11 溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性的判断标准是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小，其具体关系为：
c(H＋)与c(OH－) 相对大小
c(H＋)的范围(25 ℃)
中性溶液
c(OH－)=c(H＋)
c(H＋)=1.0×10－7 mol·L－1
酸性溶液
c(OH－)
碱性溶液
c(OH－)>c(H＋)
c(H＋)<1.0×10－7 mol·L－1
2．溶液的pH
(1)定义
pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝-lgc(H+)。
(2)溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系(25 ℃)：
pH大小能反映出溶液中c(H+)大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。
(3)pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即0≤pH≤14。
3．溶液酸碱性的测定方法
（1）酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围：
指示剂
变色范围(颜色与pH的关系)
石蕊
红色←5.0紫色8.0→蓝色
酚酞
无色←8.2粉红色10.0→红色
甲基橙
红色←3.1橙色4.4→黄色
（2）利用pH试纸测定，使用的正确操作为将pH试纸放在玻璃片上，用玻璃棒或滴管蘸取少量溶液，滴在试纸的中央，然后迅速与标准比色卡对照。
（3）利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。
考点12 溶液酸碱性的判断方法
1．根本依据
用c(H＋)、c(OH－)的相对大小来判断溶液酸碱性，则不受温度影响。
c(H＋)>c(OH－) 溶液呈酸性；
c(H＋)＝c(OH－) 溶液呈中性；
c(H＋)
25 ℃时溶液的pH与酸碱性的关系
pH>7，表示溶液呈碱性，pH越大，溶液的碱性越强，pH每增加1个单位，溶液的c(OH-)增大到原来的10倍。
pH＝7，溶液呈中性。
pH<7，表示溶液呈酸性，pH越小，溶液酸性越强，pH每减小1个单位，溶液的c(H+)增大到原来的10倍。
3．其他依据
使用酸碱指示剂进行判断，要注意指示剂的变色范围。
使甲基橙变红的溶液呈酸性；
使石蕊变红的溶液呈酸性；
使酚酞变红的溶液呈碱性。
考点13 溶液稀释和混合后pH的计算方法
1．酸溶液稀释后的pH的计算
(1)25℃时，pH＝2的盐酸，若加水稀释10倍，其pH为3；若加水稀释10n倍，其pH为2＋n。
(2)25℃时，若将pH＝5的盐酸加水稀释103倍，其pH接近并小于7。
(3)25℃时，pH＝2的醋酸(一元弱酸)溶液，加水稀释10倍，其pH大小范围应是2
(1) 25℃时，pH＝11的氢氧化钠溶液，若加水稀释10倍，其pH为10；若加水稀释10n倍，其pH为11－n。
(2)25℃时，pH＝11的氨水，若加水稀释10n倍，其pH大小范围应是(11－n)
(1)强酸与强酸混合
先计算：c(H＋)混＝，然后再求pH。
25℃时，pH＝2的盐酸与pH＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的c(H＋)为1.0×10－3mol·L－1，pH为3；若等体积混合后，溶液的pH为2.3。
(2) 强碱与强碱混合
先计算：c(OH－)混＝，再求c(H＋)混＝，最后求pH。
25℃时，将200 mL 5×10－3 mol·L－1 NaOH溶液与100 mL 2×10－2 mol·L－1 NaOH溶液混合后，溶液的c(OH－)为1.0×10－2mol·L－1，c(H＋)为1.0×10－12mol·L－1，pH为12。
(3) 强酸与强碱混合
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7。
②若酸过量：先求c(H＋)余＝，再求pH。
③若碱过量：先求c(OH－)余＝，再求c(H＋)＝，然后求pH。
25℃时，pH＝12的NaOH溶液与pH＝2的硫酸，若等体积混合后，溶液的pH为7；若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH为3；若按11∶9的体积比混合后，溶液的pH为11。
考点14 酸、碱溶液稀释后的pH变化规律
1．强酸或弱酸溶液的稀释问题
（1）对于pH＝a的强酸溶液，每稀释10n倍，强酸的pH就增大n个单位，即pH＝a＋n(其中a＋n<7)；
（2）对于pH＝a的弱酸溶液，由于稀释过程中，弱酸还会继续电离，故弱酸的pH范围是a
2．强碱或弱碱溶液的稀释问题
（1）对于pH＝b的强碱溶液，每稀释10n倍，强碱的pH减小n个单位，即pH＝b－n(其中b－n>7)；
（2）对于pH＝b的弱碱溶液，由于稀释过程中，弱碱还会继续电离，故弱碱的pH范围是b－n7)；
（3）碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能小于7。如图Ⅱ所示。
考点15 酸碱中和滴定原理及主要仪器
1．酸碱中和滴定原理
(1)利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。
其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为标准液，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为待测液。
(2)酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－===H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是n(H＋)＝n(OH－)；若用参加反应的c(H＋)、c(OH－)来表示，其关系式为c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝。由c(H＋)、c(OH－)可分别求出相应酸、碱的浓度。
2．主要仪器
(1) 酸碱中和滴定所用的主要仪器是滴定管和锥形瓶。
(2)滴定管
①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。
酸式滴定管用于盛放酸性或中性溶液，碱式滴定管用于盛放碱性溶液。
②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由聚四氟乙烯制成；若溶液中的物质见光易分解，可用棕色滴定管盛放。
③滴定管的上都标有规格大小、使用温度、刻度；滴定管的精确读数为0.01mL。
3．滴定管的使用方法
(1)检查：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。
(2)润洗：在加入酸、碱液之前，应使用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁2～3次。
(3)装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管0刻度线以上2～3mL处。
(4)排气泡：酸式滴定管快速打开活塞冲走气泡，碱式滴定管将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃球，赶走气泡，使滴定管尖嘴部分充满溶液。
(5)调液面：调整管中液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。
(6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。滴定过程中，滴加速度不宜过快，接近终点时，应逐渐减慢滴加速度。
(7)终点的判断：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，即为滴定终点。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为V1-V0。
考点16 中和滴定曲线和pH突变
1．中和滴定曲线的绘制
取0.100 0 mol·L－1的盐酸溶液20.00 mL，注入锥形瓶中，滴加2滴酚酞溶液，用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定。
(1)计算滴定过程中的pH变化，填写下表空格：
V(NaOH)
0.00
18.00
19.80
19.96
19.98
20.00
20.02
20.04
20.20
22.00
40.00
pH
1.00
2.28
3.30
4.00
4.30
7.00
9.70
10.00
10.70
11.70
12.52
(2)根据上表数据绘制滴定曲线
(3)由上述滴定曲线可知，滴定终点前后，溶液的pH变化规律是：终点前后，pH产生突跃现象。
(4)达到终点的现象是溶液由无色变为红色。
2．pH突变与指示剂选择
(1)pH突变
强酸和强碱完全反应时，pH=7。当NaOH溶液的体积从19.98mL变为20.02mL，pH从4.3突跃到9.7，因此只要选择突变范围在这一范围内的指示剂就不会造成很大误差。
(2)中和滴定终点的判断
判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其颜色的变化，常选用的指示剂是酚酞或甲基橙，而不用石蕊试液的原因是石蕊试液颜色变化不明显。
(3)指示剂的选择
对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。
指示剂
酸色
中间色
碱色
变色的pH范围
甲基橙
红
橙
黄
3.1 ~ 4.4
甲基红
红
橙
黄
4.4 ~ 6.2
酚酞
无色
粉红
红
8.2 ~ 10.0
考点17 强酸与强碱的中和滴定
1．滴定前的准备工作
（1）滴定管：检漏→水洗→润洗→注液→赶气泡→调液面→初始读数。
（2）锥形瓶：水洗→装待测液→加指示剂。
2．【基础实验】测定未知浓度盐酸的物质的量浓度
(1)实验仪器和药品
仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶
药品：0.1000mol·L-1NaOH溶液，未知浓度的盐酸、酚酞、蒸馏水
(2)实验步骤
准备阶段：
滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面（赶气泡）→记录
锥形瓶：洗涤→注待测液→记读数→加指示剂
滴定阶段：
滴定：左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内颜色变化。
终点判断：溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点。记录消耗标准液的体积。
计算结果：求出三次测定数值的平均值，计算待测盐酸的物质的量浓度。若几次测定结果相差较大，应重新进行测定。
考点18 酸碱中和滴定误差分析
1．酸碱中和滴定误差产生的原因
（1）操作失误产生的误差
（2）药品误差（变质或混有杂质）
（3）读数误差
2．误差分析的基本依据
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，根据c(待)＝，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于V(标)的大小。
3．分析方法
将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。
标准溶液用量偏多，V(标)变大，待测溶液浓度c(待)偏高。
标准溶液用量偏少，V(标)变小，待测溶液浓度c(待)偏低。
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
步骤
操作
V(标)
c(待)
洗涤
酸式滴定管未用标准液润洗
偏大
偏大
碱式滴定管未用待测液润洗
偏小
偏小
锥形瓶用待测液润洗
偏大
偏大
锥形瓶洗净后还有蒸馏水
无影响
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
偏小
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失
偏大
偏大
振荡锥形瓶时部分液体溅出
偏小
偏小
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化
偏大
偏大
读数
滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）
偏小
偏小
滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）
偏大
偏大
4．中和滴定误差分析常见问题
（1）仪器洗涤
在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗2～3次，其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积增大，由c(待)＝可知，待测液浓度偏大。
（2）在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，不能用待测液润洗。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积增大，消耗标准液的体积增大，使测定结果偏大。
（3）滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。试分析右图读数对滴定结果的影响。
①如图Ⅰ，开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，滴定结果会偏小。
②如图Ⅱ，开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，滴定结果会偏大。
考点19 盐溶液的酸碱性
1．盐溶液酸碱性的探究
写出下列盐溶液的pH（25℃）、盐的类型和溶液的酸碱性：
盐溶液
盐的类型
溶液pH
酸碱性
NaCl
强酸强碱盐
pH＝7
中性
CH3COONa
弱酸强碱盐
pH>7
碱性
NH4Cl
强酸弱碱盐
pH<7
酸性
Na2CO3
弱酸强碱盐
pH＞7
碱性
AlCl3
强酸弱碱盐
pH＜7
酸性
实验结论：盐溶液的酸碱性与盐的组成类型有关，强酸强碱盐溶液呈中性，弱酸强碱盐溶液呈碱性，强酸弱碱盐溶液呈酸性。
2．盐溶液呈现酸碱性的原因
（1）NaCl溶液呈中性的原因：
NaCl溶于水后电离产生Na＋和Cl－，不能与水电离出的OH－、H＋结合成难电离的物质，水的电离平衡不发生移动，c(H＋)＝c(OH－)，所以溶液呈中性。
（2）NH4Cl溶液呈酸性的原因：
NH与水电离的OH－结合生成了难电离的NH3·H2O；使溶液中的c(NH)减小，c(OH－)减小，c(H＋)增大，c(H＋)>c(OH－)，所以NH4Cl溶液呈酸性。
离子方程式为：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。
（3）CH3COONa溶液呈碱性的原因：
CH3COO－能与水中的H＋结合生成难电离的CH3COOH，从而使水的电离平衡向电离的方向移动，使溶液的c(CH3COO－)减小，c(H＋)减小，c(OH－)增大，c(H＋)
考点20 盐类水解的原理
1．盐类水解的概念
在水溶液中盐电离产生的阳离子或阴离子跟水电离出来的OH-或H+结合生成弱电解质的反应。
2．盐类水解的实质
（1）在溶液中盐电离出来的弱碱的阳离子或弱酸的阴离子结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。
（2）盐类水解对水的电离平衡的影响：
弱碱阳离子或者弱酸阴离子在溶液中水解，因此水的电离程度增大，因此水电离出的c(H+)和c(OH-)增大。
如25℃时，pH=4的NH4Cl溶液中，c(H+)=10-4mol·L-1，则水电离出的c(H+)=c(OH-)= 10-4mol·L-1；pH=11的CH3COONa溶液中，c(OH-)=10-3 mol·L-1，则水电离出的c(H+)=c(OH-)= 10-3mol·L-1。
3．盐类水解的特点
①可逆反应：盐类水解生成酸和碱，与酸碱中和反应互为可逆反应，是吸热反应。
②程度微弱：通常情况下，盐水解的程度很小，但对溶液酸碱性的影响较大。一般情况下，盐类水解程度极其微弱。
③动态平衡：盐类的水解平衡状态属于动态平衡，符合化学平衡移动的原理。
4．盐类水解的规律
（1）在可溶性盐溶液中：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。
（2）常见的弱碱离子：NH、Al3＋、Fe3＋、Cu2＋、Ag+、Zn2+等。
常见的弱酸根离子：CO、HCO、AlO、SO、S2－、HS－、SiO、ClO－、CH3COO－、F－等。
（3）酸式盐溶液酸碱性要看酸式酸根离子的电离和水解程度的相对大小：
只电离不水解(如NaHSO4等)的显酸性；
电离大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4等)的显酸性；
水解大于电离(如NaHCO3、NaHS等)的显碱性。
考点21 盐类水解水解离子方程式的书写
1．一般形式：
盐类的水解一般程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不用“↑”或“↓”。盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写“=”号，而写“”号。
弱离子＋H2O弱电解质＋H＋(或OH－)
2．方法要求：
一判断：判断弱离子，书写化学式。
二规范：写“”，不标“↑”、“↓”。
三注意：多元弱酸根分步书写，多元弱碱阳离子一步完成。
例如Na2CO3的水解：
第一步：CO32-+H2OHCO3-+OH-。
第二步：HCO3-+H2OH2CO3+OH-。
Fe3+的水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
3．盐的电离方程式和水解方程式的区别
要将盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式区别开来。
如HCO3-+H2OCO32-+H3O+是HCO3-的电离方程式，而HCO3-+H2OH2CO3+OH-是HCO3-水解的离子方程式。
考点22 盐的性质与盐的水解平衡常数
1．盐的性质
主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。
填写下表：
序号
0.1mol·L-1盐溶液
水解的离子方程式
对应的弱酸
Ka
①
NaClO
ClO-+H2OHClO+OH-
HClO
3.0×10-8
②
CH3COONa
CH3COO-+H2OCH3COOH+ OH-
CH3COOH
1.8×10-5
③
NaNO2
NO2-+H2OHNO2+OH-
HNO2
4.6×10-4
以上3种盐的水解程度由大到小的顺序是①>②>③，溶液的pH大小顺序是①>②>③。
2．水解平衡常数Kh
（1）水解平衡常数（Kh）表达式
水解反应A-+H2OHA+OH-的平衡常数表达式为：Kh =。
HA的电离平衡常数表达式为：Ka =。
Kh与Ka和KW的关系：Kh=。
（2）盐的水解程度与盐的相对应的弱酸或弱碱的强弱的关系：
根据Kh与Ka和KW的关系，一定温度下，Kh 与Ka 呈反比，即：
盐的相对应的弱酸或弱碱越弱，盐的水解程度越大；反之，盐的相对应的弱酸或弱碱越强，盐的水解程度越小。
考点23 影响盐类水解的外界因素
1．【实验探究】
【实验1】在小烧杯中加入20 mL 0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，用pH计测量该溶液的pH。
实验现象：溶液的pH＜7。
实验结论与解释：Fe3+发生水解，使溶液呈酸性：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。
【实验2】在另一只小烧杯中加入5 mL 0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，加水稀释到50 mL，用pH计测量该溶液的pH。
实验现象：溶液的pH比稀释前大。
实验结论与解释：稀释的过程中虽然FeCl3的水解平衡向正反应方向移动，但稀释对H＋浓度的变化占主要优势，所以pH比稀释前大。
【实验3】在A、B、C三支试管中加入等体积0.1 mol·L－1Fe(NO3)3溶液。将A试管在酒精灯火焰上加热到溶液沸腾，向B试管中加入3滴6 mol·L－1 HNO3溶液。观察A、B试管中溶液的颜色，并与C试管中溶液的颜色比较。用化学平衡移动的原理解释上述实验现象。
实验现象：A与C比较颜色变浅；B与C比较颜色变深。
实验结论与解释：加热时A中Fe(NO3)3的水解平衡向正反应方向移动，Fe3＋浓度减小，颜色变浅；向B中加H2SO4时，Fe(NO3)3的水解平衡向逆反应方向移动，Fe3＋浓度增大，颜色加深。
2．影响盐类水解的外界因素
（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
（2）浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越大，水解程度越大。
（3）酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制弱碱离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制弱酸根离子水解。
3．实例分析
以0.1mol·L-1FeCl3溶液为例，FeCl3溶液水解的离子方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。请填写下表。
影响因素
溶液颜色
移动方向
c(H+)
n(H+)
水解程度
加热
变深
正向
增大
增大
增大
加入盐酸
变浅
逆向
增大
增大
减小
加入NaOH
变深
正向
减小
减小
增大
加水
变浅
正向
减小
增大
增大
加入FeCl3
变深
正向
增大
增大
减小
加入NH4Cl
变浅
逆向
增大
增大
减小
加入NaHCO3
变深
正向
减小
减小
增大
考点24 盐类水解的应用
1．【实验探究】盐类水解的应用实验
【实验1】Al2(SO4)3饱和溶液与NaHCO3饱和溶液混合。
实验现象：剧烈反应，有白色沉淀生成，有大量气泡产生。
实验原理：Al3+和HCO3-分别与水电离出的OH-和H+反应，两者相互促进使水解反应正向进行，使Al3+和HCO3-最终水解完全。离子方程式为：Al3++3HCO3-= Al(OH)3↓+3CO2↑。
【实验2】明矾净水原理
实验现象：带有悬浮颗粒的水变澄清。
实验原理：明矾电离出的Al3+水解生成Al(OH)3胶体，离子方程式为：Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+，Al(OH)3胶体能吸附水中微小的悬浮颗粒，使它们聚集在一起形成较大的颗粒沉降下来，从而除去水中悬浮的杂质。
加入少量NaHCO3，可以促进氢氧化铝胶体的生成，增强明矾的净水能力。
2．利用盐类水解原理解释有关问题
（1）比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。
Na2CO3的水解方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-，NaHCO3的水解方程式为HCO3-+H2OH2CO3+OH-，由于Ka1(H2CO3)> Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性更强。
（2）实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是将Na2S固体溶解在NaOH溶液中。
（3）泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在内筒， NaHCO3溶液应放在外筒，因为Al3+水解呈酸性，会腐蚀铁。
（4）废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。
（5）铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显碱性，NH4+水解呈酸性，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。
（6）工业上制取无水氯化镁时，将氯化镁溶液置于氯化氢气流中加热脱水，以防止氯化镁水解。
考点25 溶液中离子浓度的大小比较
1．不同溶液中同一离子浓度的大小比较
相同物质的量浓度的a.NH4Cl溶液，b.CH3COONH4溶液，c.NH4HSO4溶液，c中H＋对NH水解有抑制作用，b中CH3COO－的水解对NH水解有促进作用，所以三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c>a>b。
2．弱酸溶液中离子浓度的大小比较
(1)CH3COOH溶液中存在的平衡有：CH3COOHH＋＋CH3COO－，H2OH＋＋OH－，溶液中微粒有H2O、CH3COOH、H＋、OH－、CH3COO－，由于CH3COOH电离程度小，且H2O的电离程度更小，所以溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。
(2)碳酸溶液中存在平衡有：CO2+H2OH2CO3，H2CO3HCO＋H＋，HCOH＋＋CO，H2OH＋＋OH－。碳酸溶液中存在的微粒有H2O、CO2、H2CO3、H＋、HCO、CO、OH－。
碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子和CO2分子除外)是c(H2CO3)>c(H＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)。
3．单一溶液中离子浓度大小的比较
(1)氯化铵溶液
①NH4Cl溶液中的电离、水解过程。
电离：NH4Cl===NH＋Cl－、H2OH＋＋OH－。
水解：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。
判断溶液中存在的离子有NH、Cl－、H＋、OH－。
②NH4Cl溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)。
(2)碳酸钠溶液
①Na2CO3溶液中的电离、水解过程。
电离：Na2CO3===2Na＋＋CO、H2OH＋＋OH－。
水解：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有Na＋、CO、HCO、OH－、H＋。
②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)。
(3)碳酸氢钠溶液
①电离过程有NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO、H2OH＋＋OH－。
水解过程有HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有Na＋、HCO、CO、H＋、OH－。
②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO)。
4．混合溶液中离子浓度大小的比较
(1)物质的量浓度相同的NaOH溶液、CH3COOH溶液等体积混合
反应的化学方程式：NaOH＋CH3COOH===CH3COONa＋H2O；
溶液中存在的离子有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－；
其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。
(2)物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合
反应的化学方程式：NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaCl；
溶液中存在的离子有Na＋、Cl－、NH、OH－、H＋；
其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)>c(NH)>c(H＋)。
(3)物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合
混合后不发生反应，溶液中的溶质为NH4Cl、NH3·H2O，溶液呈碱性；
溶液中存在的离子有NH、Cl－、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
考点26 用三大守恒规律推断离子浓度关系
1．三大守恒规律
(1)电荷守恒规律
电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，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Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存在如下关系：
c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)
(2)物料守恒规律
电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的。如Na2CO3溶液中CO能水解，故碳元素以CO、HCO、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系式为：
c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)
(3)质子守恒规律
质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－得到的，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。如在Na2CO3溶液中有关系式：
c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)
一般质子守恒由电荷守恒、物料守恒整合得来。
2．常见溶液的守恒关系式
（1）CH3COONa溶液：
物料守恒：c(Na+)= c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
质子守恒：c(OH-)= c(H+)+c(CH3COOH)
（2）NH4Cl溶液：
物料守恒：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)
电荷守恒：c(Cl-)+ c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)
质子守恒：c(H+)= c(NH3·H2O)+c(OH-)
（3）Na2CO3溶液：
物料守恒：c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]
电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-)
质子守恒：c(OH-)= c(HCO3-)+2c(H2CO3)+ c(H+)
（4）NaHCO3溶液：
物料守恒：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)
电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-)
质子守恒：c(OH-)= c(H2CO3)+ c(H+)- c(CO32-)
考点27 固体的溶解
1．固体的溶解度
20 ℃时，溶解性与溶解度的关系
溶解性
易溶
可溶
微溶
难溶
溶解度
>10 g
1～10 g
0.01～1 g
<0.01 g
2．固体的溶解过程
固体物质的溶解是可逆过程：固体溶质溶液中的溶质
（1）v(溶解)>v(结晶) 固体溶解
（2）v(溶解)＝v(结晶) 溶解平衡
（3）v(溶解)
1．沉淀溶解平衡的建立
(1)【实验探究】PbI2的溶解实验
将少量PbI2固体加入盛有一定量水的烧杯中，用玻璃棒充分搅拌，静置。
取2mL上层清液中于试管中，滴加AgNO3溶液。
实验现象：试管中有黄色沉淀生成。
实验结论：PbI2的溶解度很小，但仍有极少量的溶解。
PbI2溶于水的平衡方程式是PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)。
(2)沉淀溶解平衡的建立
在有AgCl沉淀生成的溶液中，同时存在溶解过程和沉淀过程。
AgCl的沉淀溶解平衡方程式：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。
2．沉淀溶解平衡的概念
在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，体系中形成了饱和溶液，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。
3．沉淀溶解平衡状态的特征：
(1)动态平衡：v溶解＝v沉淀≠0。
(2)达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。
(3)当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。
考点29 影响沉淀溶解平衡的因素
1．内因
难溶物质溶解程度的大小，主要取决于物质本身的性质。
2．外因
影响沉淀溶解平衡的外部因素有温度、浓度、加入的电解质等。
已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，在Mg(OH)2悬浊液中，请分析当改变下列条件时，对该溶解平衡的影响，填写下表：
条件改变
移动方向
c(Mg2＋)
c(OH－)
溶解度
加水
正向移动
不变
不变
不变
升温
正向移动
增大
增大
增大
加MgCl2(s)
逆向移动
增大
减小
减小
加盐酸
正向移动
增大
减小
增大
加NaOH(s)
逆向移动
减小
增大
减小
（1）温度：温度升高，多数溶解平衡向溶解的方向移动。
（2）浓度：加水稀释，浓度减小，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微粒相同的物质，平衡向生成沉淀的方向移动。
（4）化学反应：加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，平衡向溶解的方向移动。
考点30 溶度积常数
1．溶度积常数的概念
在一定温度下，难溶电解质达到沉淀溶解平衡后的溶液为饱和溶液，其离子浓度不再发生变化，溶液中各离子浓度幂之积为常数，叫做溶度积常数(简称溶度积)，用Ksp表示。
2．溶度积常数的意义
溶度积(Ksp)反映了物质在水中的溶解能力。
对同类型的难溶电解质(如AgCl、AgBr、AgI)而言，Ksp越小，难溶电解质在水中的溶解能力越小。
3．溶度积常数表达式
写出下列沉淀溶解平衡的溶度积常数的表达式
AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) Ksp＝c(Ag＋)·c(Cl－)
Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq) Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)
AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)
4．溶度积规则
通过比较溶度积Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解：
（1）Qc>Ksp，生成沉淀。溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。
（2）Qc=Ksp，沉淀溶解平衡。溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
（3）Qc
1．沉淀的溶解
根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中的离子反应的物质，使平衡向溶解方向移动，就可以使沉淀溶解。如常用强酸溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等难溶电解质。
实例：BaCO3和BaSO4都难溶于水，在医学上常用BaSO4作钡餐透视，而不能用BaCO3的原因是什么？
答案：原因是BaCO3能溶于胃酸(主要成分为盐酸)，反应原理为BaCO3(s)Ba2＋(aq)＋CO(aq)，CO＋2H＋===CO2↑＋H2O，胃酸消耗CO，使溶液中c(CO)降低，从而使BaCO3的沉淀溶解平衡向右移动，c(Ba2＋)增大引起人体重金属中毒。
2．沉淀的生成
根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，就可以生成沉淀。
实例：可溶性钡盐(如BaCl2等)当作食盐食用，会造成钡中毒。中毒患者常用5.0%的Na2SO4溶液洗胃的原因是什么？
答案：中毒后服用Na2SO4溶液(5.0%)洗胃，此时SO与Ba2＋结合生成BaSO4沉淀，可缓解Ba2＋对人体的毒害。
3．沉淀的转化
(1)【实验探究】沉淀的转化实验
实验现象
化学方程式
实验1
有白色沉淀生成
Ag++Cl-=AgCl↓
实验2
白色沉淀转化黄色沉淀
AgCl+I-AgI+Cl-
实验3
黄色沉淀转化为黑色沉淀
2AgI+S2-Ag2S+2I-
实验结论：Ksp较大的沉淀可转化为Ksp更小的沉淀。
(2)沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动，一般而言，溶解能力相对较强的物质容易转化为溶解能力较弱的物质。
(3)两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越容易。
(4)沉淀转化的应用实例
①锅炉形成的水垢中常含有CaSO4，除去方法是CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)。
化学方程为：CaSO4(s)＋Na2CO3(aq)CaCO3(s)＋Na2SO4(aq)，CaCO3＋2HCl =CaCl2＋H2O＋CO2↑。
②在分析化学中常用饱和Na2CO3溶液，将难溶强酸盐BaSO4转化为难溶弱酸盐BaCO3，然后用强酸溶解，使阳离子进入溶液。
BaSO4转化为BaCO3反应的离子方程式为：BaSO4(s)＋CO(aq)BaCO3(s)＋SO(aq)。
③除去CuSO4溶液中的Fe3+，向溶液中加入Cu(OH)2或Cu2(OH)2CO3，调节pH至3~4，Fe3+会全部转化为Fe(OH)3沉淀除去。
考点32 沉淀溶解平衡的应用
由于难溶电解质的沉淀溶解平衡是动态平衡，因此可以通过改变条件使平衡移动——溶液中的离子转化为沉淀或沉淀转化为溶液中的离子。
1．沉淀的生成
（1）调节pH法：
如除去氯化铵溶液中的氯化铁杂质。
方法：加入氨水，调节pH至3~4，Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：Fe3＋＋3NH3·H2O = Fe(OH)3↓＋3NH。
（2）加沉淀剂法：
如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。
①用H2S除去Cu2＋：H2S＋Cu2＋= CuS↓＋2H＋。
②用Na2S除去Hg2＋：Hg2＋＋S2－= HgS↓。
2．沉淀的溶解
根据溶度积规则，当Qc
对于可溶于酸的沉淀，加入酸将沉淀溶解。
例如：难溶于水的CaCO3沉淀可溶于盐酸中：
CaCO3Ca2++CO32-，加入盐酸，H+与CO32-反应，CO32-+2H+=CO2↑+H2O，使沉淀溶解平衡正向移动。
类似可以用强酸溶解的难溶电解质还有BaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等。
（2）盐溶解法
弱碱盐的溶液水解呈酸性，可以将一些难溶物用弱碱盐溶解：
例如：Mg(OH)2可溶于NH4Cl溶液：
Mg(OH)2Mg2++2OH-，当加入NH4Cl溶液时，NH4++OH-NH3·H2O，使c(OH-)减小，使沉淀溶解平衡正向移动，直至沉淀完全溶解。
总反应式为：Mg(OH)2+2NH4Cl=MgCl2+2NH3·H2O。
3．沉淀转化在生产和科研中的实际应用
从一种沉淀可以转化为另一种沉淀，沉淀转化的条件是新生成的沉淀的溶解度越小，转化就越容易；沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的定向移动。
（1）工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。
FeS除去Hg2＋的离子方程式为：FeS(s)＋Hg2＋(aq)HgS(s)＋Fe2＋(aq)
（2）在分析化学中常用饱和Na2CO3溶液，将难溶强酸盐BaSO4转化为难溶弱酸盐BaCO3，然后用强酸溶解，使阳离子进入溶液。
BaSO4转化为BaCO3反应的离子方程式为：BaSO4(s)＋CO(aq)BaCO3(s)＋SO(aq)
（3）硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，水垢的形成过程涉及到沉淀转化。
加热硬水时，Ca(HCO3)2、Mg(HCO3)2分别分解生成CaCO3、MgCO3。但MgCO3又水解生成更难溶的Mg(OH)2，MgCO3+H2OMg(OH)2+CO2↑。故水垢的主要成分不是CaCO3、MgCO3，而是CaCO3、Mg(OH)2。
（4）锅炉形成的水垢中常含有CaSO4，除去方法是CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)：
CaSO4(s)＋Na2CO3(aq)CaCO3(s)＋Na2SO4(aq)，CaCO3＋2HCl =CaCl2＋H2O＋CO2↑
专题3 水溶液中的离子反应
考点1 强电解质和弱电解质
1．电解质和非电解质
（1）电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。
电解质在水溶液或熔融状态下能产生自由移动的离子。
（2）非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。
2．强电解质和弱电解质
（1）【实验探究1】盐酸和醋酸的电离实验。
实验内容
盐酸
醋酸
测量1mol·L-1溶液的pH
pH=0
pH≈3
等体积、等浓度的溶液与镁条反应的现象
反应速率快
反应速率慢
实验结论：两种酸的浓度相等时，盐酸的电离程度大于醋酸。
【实验探究2】氢氧化钠溶液和氨水的电离实验。
实验假设
NaOH的电离程度大于NH3·H2O的电离程度
实验方案
配制相同物质的量浓度的NaOH溶液和氨水，测量溶液的pH
实验现象
NaOH溶液的pH大于氨水的pH
实验结论
两种溶液的浓度相等时，NaOH的电离程度大于NH3·H2O的电离程度
（2）概念
根据电解质在水溶液中的电离程度，可把电解质分为强电解质和弱电解质。
①强电解质是在水溶液中完全电离的电解质。常见的强电解质有强酸、强碱和大部分盐。
②弱电解质是在水溶液中部分电离的电解质。常见的弱电解质有弱酸、弱碱。
考点2 对强电解质和弱电解质的认识
1．常见的强电解质和弱电解质、非电解质
(1)常见的强电解质
强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。
强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。
大部分盐，包括难溶性盐，如BaSO4、CaCO3等。
(2)常见的弱电解质
弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH（或其他有机酸）、HNO2、HCN、H2SiO3等。
弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。
(3)常见的非电解质
（1）包括CO、NO、SiO2及CH4和其他烃类、乙醇和其他醇类、酯类、葡萄糖、蔗糖等。
（2）本身在水溶液中不能电离，但与水反应生成电解质的，如CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5、NH3等。
2．强电解质和弱电解质的比较
强电解质
弱电解质
相同点
都是电解质，在水溶液中都能电离，都能导电，电解质的强弱与溶解度无关
不同点
电离程度
完全电离
部分电离
电离过程
不可逆过程
可逆过程
表示方法
电离方程式用“===”
电离方程式用“”
电解质在溶液中的存在形式
水合离子
分子、水合离子
3．与离子化合物和共价化合物的关系
（1）离子化合物在熔化状态下能完全电离，在水溶液也是完全电离的，因此离子化合物一定是强电解质。
（2）共价化合物中有的是强电解质，如强酸；有的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水；有的是非电解质。
4．判断电解质强弱的依据
（1）区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。
（2）电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。
（3）在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。
考点3 电离方程式的书写
1．强电解质的电离方程式
强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如：
H2SO4：H2SO4=2H++SO42-；
Na2CO3：Na2CO3=2Na++CO32-；
Ba(OH)2：Ba(OH)2=Ba2++2OH-。
2．弱电解质的电离方程式
（1）弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如：
CH3COOH：CH3COOHCH3COO-+H+；
NH3·H2O：NH3·H2ONH4++OH-。
（2）多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。
如H2CO3的电离方程式：H2CO3H++HCO3-、HCO3-H++CO32-。
（3）多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。
如Fe(OH)3的电离方程式是：Fe(OH)3Fe3++3OH-。
3．酸式盐的电离
（1）强酸的酸式盐在熔融状态和溶液中的电离情况不同。
例如：NaHSO4(熔融)===Na++HSO4-，NaHSO4(溶液)===Na++H++SO42-。
（2）弱酸的酸式盐在水溶液中的电离强中有弱。
例如：NaHCO3===Na++HCO3- ，HCO3-H++CO32- 。
考点4 电离平衡
1．电离平衡的概念
在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到最大限度时，弱电解质分子电离成离子与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不再发生变化的状态。
2．电离平衡的特征
（1）弱电解质的电离平衡是一种动态平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并没有停止。
（2）弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率相等。
（3）溶液中各分子和离子的浓度都保持不变。
（4）外界条件发生变化，电离平衡发生移动。
3．电离平衡的可逆性
弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。
（1）弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且v电离=v结合≠0。
（2）溶液中电解质分子和电解质离子同时存在，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度保持不变。
2．电解质溶液中的守恒问题
（1）物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒（又称物料守恒），如：0.1mol·L-1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1。
（2）电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数=负电荷总数。
考点5 影响电离平衡的因素
1．内因：
弱电解质本身的性质是决定因素。
2．外部因素：
(1)以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。
电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。
影响因素
平衡移动方向
n(H+)
c(H+)
c(CH3COO-)
pH
导电能力
升温(不考虑挥发)
正向
增大
增大
增大
减小
增强
加冰醋酸
正向
增大
增大
增大
减小
增强
加水稀释
正向
增大
减小
减小
增大
减弱
加CH3COONa固体
逆向
减小
减小
增大
增大
增强
通HCl气体
逆向
增大
增大
减小
减小
增强
加NaOH固体
正向
减小
减小
增大
增大
增强
加金属Zn
正向
减小
减小
增大
增大
增强
(2)由于电离过程吸热，升温，电离平衡正向移动；降温，电离平衡逆向移动。
(3)电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。
3．勒夏特列原理适用于电离平衡
（1）同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡逆向移动。
（2）酸或碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡逆向移动；加入NaOH，电离平衡正向移动。
（3）化学反应：当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向电离的方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的H+与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)减小，电离平衡正向移动。
考点6 电离平衡常数
1．电离平衡常数的表示方法
(1)电离平衡常数表达式：
弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。如：
CH3COOH电离常数的表达式：Ka=；
NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=。
(2)多元弱酸的分步电离
H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如：
H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，所以Ka1＝，Ka2＝。
一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。
2．电离平衡常数的意义
电离平衡常数越大，表示该弱电解质电离程度越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。
3．电离平衡常数的影响因素
电离平衡常数只与电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。
由于电离是吸热的，所以电离平衡常数随着温度的升高而增大。
4．电离平衡常数的应用
(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)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q
如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。
考点7 电离度
1．电离度的表示方法
弱电解质的电离度α可表示为：α＝×100%
2．电离度与电离平衡常数的关系
在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度无关，而电离度与初始浓度有关。
一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大。
3．电离平衡常数与电离度的有关计算
电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是平衡浓度。
对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式：
以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。
CH3COOH CH3COO- + H+
初始浓度(mol/L) c 0 0
转化浓度(mol/L) cα cα cα
平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα
其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c
则：Ka= = = cα2
α=
上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。
考点8 水的电离及水的离子积常数
1．水的电离
（1）电离特点：水是一种极弱的电解质，存在微弱的电离。
（2）电离方程式：H2O+H2OH3O++OH-，简写为：H2OH++OH-。
2．水的离子积常数：
（1）水的电离平衡常数表达式为K= 。
（2）水的离子积常数表达式为KW= c(H+)·c(OH-)。
①常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。
②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。
（3）KW及影响因素：
a．25 ℃时：KW=1×10-14。
b．水的电离是中和反应的可逆过程，故温度升高，KW增大。
c．水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。
考点9 水的离子积常数的应用
1．有关水的离子积常数的计算
（1）常温下，水的离子积常数Kw＝1.0×10－14，则纯水中c(H＋)是1.0×10－7mol·L－1。
若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－4 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·L－1。
若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1。
（2）不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。
若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。
若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。
2．Kw与温度的关系
常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于酸碱的稀溶液。
温度升高，Kw增大；
若100℃时，水的离子积常数KW=1.0×10-12，则纯水中c(H＋)是1.0×10－6 mol·L－1；某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·L－1。某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－11mol·L－1。
考点10 外界条件对水的电离平衡的影响
1．改变条件对水的电离平衡的影响
在常温下，改变下列条件，分析条件的改变对水的电离平衡H2OH＋＋OH－的影响，填写下表：
改变条件
电离平衡
移动方向
溶液中
c(H＋)
溶液中
c(OH－)
pH
溶液的
酸碱性
Kw
升高温度
正向
增大
增大
<7
中性
增大
加入酸
逆向
增大
减小
<7
酸性
不变
加入碱
逆向
减小
增大
>7
碱性
不变
加入活泼金属(如Na)
正向
减小
增大
>7
碱性
不变
加入CH3COONa(s)
正向
减小
增大
>7
碱性
不变
加入NH4Cl(s)
正向
增大
减小
<7
酸性
不变
2．水的电离平衡遵循化学平衡的一般规律
（1）电离是吸热过程，故温度升高，会促进水的电离，水的电离程度增大，KW增大，水仍呈中性。
（2）外加酸，c(H＋)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。
（2）外加碱，c(OH－)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。
（3）加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动，水的电离程度增大。
（4）加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的OH-结合，水的电离平衡向右移动，c(H+)增大，溶液呈酸性。
（5）加入弱酸根离子（如CO32-、HCO3-、CH3COO-等），弱酸根离子与水电离出的H+结合，水的电离平衡向右移动，c(OH-)增大，溶液呈碱性。
考点11 溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性的判断标准是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小，其具体关系为：
c(H＋)与c(OH－) 相对大小
c(H＋)的范围(25 ℃)
中性溶液
c(OH－)=c(H＋)
c(H＋)=1.0×10－7 mol·L－1
酸性溶液
c(OH－)
碱性溶液
c(OH－)>c(H＋)
c(H＋)<1.0×10－7 mol·L－1
2．溶液的pH
(1)定义
pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝-lgc(H+)。
(2)溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系(25 ℃)：
pH大小能反映出溶液中c(H+)大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。
(3)pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即0≤pH≤14。
3．溶液酸碱性的测定方法
（1）酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围：
指示剂
变色范围(颜色与pH的关系)
石蕊
红色←5.0紫色8.0→蓝色
酚酞
无色←8.2粉红色10.0→红色
甲基橙
红色←3.1橙色4.4→黄色
（2）利用pH试纸测定，使用的正确操作为将pH试纸放在玻璃片上，用玻璃棒或滴管蘸取少量溶液，滴在试纸的中央，然后迅速与标准比色卡对照。
（3）利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。
考点12 溶液酸碱性的判断方法
1．根本依据
用c(H＋)、c(OH－)的相对大小来判断溶液酸碱性，则不受温度影响。
c(H＋)>c(OH－) 溶液呈酸性；
c(H＋)＝c(OH－) 溶液呈中性；
c(H＋)
25 ℃时溶液的pH与酸碱性的关系
pH>7，表示溶液呈碱性，pH越大，溶液的碱性越强，pH每增加1个单位，溶液的c(OH-)增大到原来的10倍。
pH＝7，溶液呈中性。
pH<7，表示溶液呈酸性，pH越小，溶液酸性越强，pH每减小1个单位，溶液的c(H+)增大到原来的10倍。
3．其他依据
使用酸碱指示剂进行判断，要注意指示剂的变色范围。
使甲基橙变红的溶液呈酸性；
使石蕊变红的溶液呈酸性；
使酚酞变红的溶液呈碱性。
考点13 溶液稀释和混合后pH的计算方法
1．酸溶液稀释后的pH的计算
(1)25℃时，pH＝2的盐酸，若加水稀释10倍，其pH为3；若加水稀释10n倍，其pH为2＋n。
(2)25℃时，若将pH＝5的盐酸加水稀释103倍，其pH接近并小于7。
(3)25℃时，pH＝2的醋酸(一元弱酸)溶液，加水稀释10倍，其pH大小范围应是2
(1) 25℃时，pH＝11的氢氧化钠溶液，若加水稀释10倍，其pH为10；若加水稀释10n倍，其pH为11－n。
(2)25℃时，pH＝11的氨水，若加水稀释10n倍，其pH大小范围应是(11－n)
(1)强酸与强酸混合
先计算：c(H＋)混＝，然后再求pH。
25℃时，pH＝2的盐酸与pH＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的c(H＋)为1.0×10－3mol·L－1，pH为3；若等体积混合后，溶液的pH为2.3。
(2) 强碱与强碱混合
先计算：c(OH－)混＝，再求c(H＋)混＝，最后求pH。
25℃时，将200 mL 5×10－3 mol·L－1 NaOH溶液与100 mL 2×10－2 mol·L－1 NaOH溶液混合后，溶液的c(OH－)为1.0×10－2mol·L－1，c(H＋)为1.0×10－12mol·L－1，pH为12。
(3) 强酸与强碱混合
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7。
②若酸过量：先求c(H＋)余＝，再求pH。
③若碱过量：先求c(OH－)余＝，再求c(H＋)＝，然后求pH。
25℃时，pH＝12的NaOH溶液与pH＝2的硫酸，若等体积混合后，溶液的pH为7；若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH为3；若按11∶9的体积比混合后，溶液的pH为11。
考点14 酸、碱溶液稀释后的pH变化规律
1．强酸或弱酸溶液的稀释问题
（1）对于pH＝a的强酸溶液，每稀释10n倍，强酸的pH就增大n个单位，即pH＝a＋n(其中a＋n<7)；
（2）对于pH＝a的弱酸溶液，由于稀释过程中，弱酸还会继续电离，故弱酸的pH范围是a
2．强碱或弱碱溶液的稀释问题
（1）对于pH＝b的强碱溶液，每稀释10n倍，强碱的pH减小n个单位，即pH＝b－n(其中b－n>7)；
（2）对于pH＝b的弱碱溶液，由于稀释过程中，弱碱还会继续电离，故弱碱的pH范围是b－n
（3）碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能小于7。如图Ⅱ所示。
考点15 酸碱中和滴定原理及主要仪器
1．酸碱中和滴定原理
(1)利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。
其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为标准液，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为待测液。
(2)酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－===H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是n(H＋)＝n(OH－)；若用参加反应的c(H＋)、c(OH－)来表示，其关系式为c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝。由c(H＋)、c(OH－)可分别求出相应酸、碱的浓度。
2．主要仪器
(1) 酸碱中和滴定所用的主要仪器是滴定管和锥形瓶。
(2)滴定管
①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。
酸式滴定管用于盛放酸性或中性溶液，碱式滴定管用于盛放碱性溶液。
②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由聚四氟乙烯制成；若溶液中的物质见光易分解，可用棕色滴定管盛放。
③滴定管的上都标有规格大小、使用温度、刻度；滴定管的精确读数为0.01mL。
3．滴定管的使用方法
(1)检查：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。
(2)润洗：在加入酸、碱液之前，应使用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁2～3次。
(3)装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管0刻度线以上2～3mL处。
(4)排气泡：酸式滴定管快速打开活塞冲走气泡，碱式滴定管将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃球，赶走气泡，使滴定管尖嘴部分充满溶液。
(5)调液面：调整管中液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。
(6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。滴定过程中，滴加速度不宜过快，接近终点时，应逐渐减慢滴加速度。
(7)终点的判断：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，即为滴定终点。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为V1-V0。
考点16 中和滴定曲线和pH突变
1．中和滴定曲线的绘制
取0.100 0 mol·L－1的盐酸溶液20.00 mL，注入锥形瓶中，滴加2滴酚酞溶液，用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定。
(1)计算滴定过程中的pH变化，填写下表空格：
V(NaOH)
0.00
18.00
19.80
19.96
19.98
20.00
20.02
20.04
20.20
22.00
40.00
pH
1.00
2.28
3.30
4.00
4.30
7.00
9.70
10.00
10.70
11.70
12.52
(2)根据上表数据绘制滴定曲线
(3)由上述滴定曲线可知，滴定终点前后，溶液的pH变化规律是：终点前后，pH产生突跃现象。
(4)达到终点的现象是溶液由无色变为红色。
2．pH突变与指示剂选择
(1)pH突变
强酸和强碱完全反应时，pH=7。当NaOH溶液的体积从19.98mL变为20.02mL，pH从4.3突跃到9.7，因此只要选择突变范围在这一范围内的指示剂就不会造成很大误差。
(2)中和滴定终点的判断
判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其颜色的变化，常选用的指示剂是酚酞或甲基橙，而不用石蕊试液的原因是石蕊试液颜色变化不明显。
(3)指示剂的选择
对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。
指示剂
酸色
中间色
碱色
变色的pH范围
甲基橙
红
橙
黄
3.1 ~ 4.4
甲基红
红
橙
黄
4.4 ~ 6.2
酚酞
无色
粉红
红
8.2 ~ 10.0
考点17 强酸与强碱的中和滴定
1．滴定前的准备工作
（1）滴定管：检漏→水洗→润洗→注液→赶气泡→调液面→初始读数。
（2）锥形瓶：水洗→装待测液→加指示剂。
2．【基础实验】测定未知浓度盐酸的物质的量浓度
(1)实验仪器和药品
仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶
药品：0.1000mol·L-1NaOH溶液，未知浓度的盐酸、酚酞、蒸馏水
(2)实验步骤
准备阶段：
滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面（赶气泡）→记录
锥形瓶：洗涤→注待测液→记读数→加指示剂
滴定阶段：
滴定：左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内颜色变化。
终点判断：溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点。记录消耗标准液的体积。
计算结果：求出三次测定数值的平均值，计算待测盐酸的物质的量浓度。若几次测定结果相差较大，应重新进行测定。
考点18 酸碱中和滴定误差分析
1．酸碱中和滴定误差产生的原因
（1）操作失误产生的误差
（2）药品误差（变质或混有杂质）
（3）读数误差
2．误差分析的基本依据
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，根据c(待)＝，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于V(标)的大小。
3．分析方法
将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。
标准溶液用量偏多，V(标)变大，待测溶液浓度c(待)偏高。
标准溶液用量偏少，V(标)变小，待测溶液浓度c(待)偏低。
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
步骤
操作
V(标)
c(待)
洗涤
酸式滴定管未用标准液润洗
偏大
偏大
碱式滴定管未用待测液润洗
偏小
偏小
锥形瓶用待测液润洗
偏大
偏大
锥形瓶洗净后还有蒸馏水
无影响
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
偏小
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失
偏大
偏大
振荡锥形瓶时部分液体溅出
偏小
偏小
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化
偏大
偏大
读数
滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）
偏小
偏小
滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）
偏大
偏大
4．中和滴定误差分析常见问题
（1）仪器洗涤
在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗2～3次，其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积增大，由c(待)＝可知，待测液浓度偏大。
（2）在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，不能用待测液润洗。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积增大，消耗标准液的体积增大，使测定结果偏大。
（3）滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。试分析右图读数对滴定结果的影响。
①如图Ⅰ，开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，滴定结果会偏小。
②如图Ⅱ，开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，滴定结果会偏大。
考点19 盐溶液的酸碱性
1．盐溶液酸碱性的探究
写出下列盐溶液的pH（25℃）、盐的类型和溶液的酸碱性：
盐溶液
盐的类型
溶液pH
酸碱性
NaCl
强酸强碱盐
pH＝7
中性
CH3COONa
弱酸强碱盐
pH>7
碱性
NH4Cl
强酸弱碱盐
pH<7
酸性
Na2CO3
弱酸强碱盐
pH＞7
碱性
AlCl3
强酸弱碱盐
pH＜7
酸性
实验结论：盐溶液的酸碱性与盐的组成类型有关，强酸强碱盐溶液呈中性，弱酸强碱盐溶液呈碱性，强酸弱碱盐溶液呈酸性。
2．盐溶液呈现酸碱性的原因
（1）NaCl溶液呈中性的原因：
NaCl溶于水后电离产生Na＋和Cl－，不能与水电离出的OH－、H＋结合成难电离的物质，水的电离平衡不发生移动，c(H＋)＝c(OH－)，所以溶液呈中性。
（2）NH4Cl溶液呈酸性的原因：
NH与水电离的OH－结合生成了难电离的NH3·H2O；使溶液中的c(NH)减小，c(OH－)减小，c(H＋)增大，c(H＋)>c(OH－)，所以NH4Cl溶液呈酸性。
离子方程式为：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。
（3）CH3COONa溶液呈碱性的原因：
CH3COO－能与水中的H＋结合生成难电离的CH3COOH，从而使水的电离平衡向电离的方向移动，使溶液的c(CH3COO－)减小，c(H＋)减小，c(OH－)增大，c(H＋)
考点20 盐类水解的原理
1．盐类水解的概念
在水溶液中盐电离产生的阳离子或阴离子跟水电离出来的OH-或H+结合生成弱电解质的反应。
2．盐类水解的实质
（1）在溶液中盐电离出来的弱碱的阳离子或弱酸的阴离子结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。
（2）盐类水解对水的电离平衡的影响：
弱碱阳离子或者弱酸阴离子在溶液中水解，因此水的电离程度增大，因此水电离出的c(H+)和c(OH-)增大。
如25℃时，pH=4的NH4Cl溶液中，c(H+)=10-4mol·L-1，则水电离出的c(H+)=c(OH-)= 10-4mol·L-1；pH=11的CH3COONa溶液中，c(OH-)=10-3 mol·L-1，则水电离出的c(H+)=c(OH-)= 10-3mol·L-1。
3．盐类水解的特点
①可逆反应：盐类水解生成酸和碱，与酸碱中和反应互为可逆反应，是吸热反应。
②程度微弱：通常情况下，盐水解的程度很小，但对溶液酸碱性的影响较大。一般情况下，盐类水解程度极其微弱。
③动态平衡：盐类的水解平衡状态属于动态平衡，符合化学平衡移动的原理。
4．盐类水解的规律
（1）在可溶性盐溶液中：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。
（2）常见的弱碱离子：NH、Al3＋、Fe3＋、Cu2＋、Ag+、Zn2+等。
常见的弱酸根离子：CO、HCO、AlO、SO、S2－、HS－、SiO、ClO－、CH3COO－、F－等。
（3）酸式盐溶液酸碱性要看酸式酸根离子的电离和水解程度的相对大小：
只电离不水解(如NaHSO4等)的显酸性；
电离大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4等)的显酸性；
水解大于电离(如NaHCO3、NaHS等)的显碱性。
考点21 盐类水解水解离子方程式的书写
1．一般形式：
盐类的水解一般程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不用“↑”或“↓”。盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写“=”号，而写“”号。
弱离子＋H2O弱电解质＋H＋(或OH－)
2．方法要求：
一判断：判断弱离子，书写化学式。
二规范：写“”，不标“↑”、“↓”。
三注意：多元弱酸根分步书写，多元弱碱阳离子一步完成。
例如Na2CO3的水解：
第一步：CO32-+H2OHCO3-+OH-。
第二步：HCO3-+H2OH2CO3+OH-。
Fe3+的水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
3．盐的电离方程式和水解方程式的区别
要将盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式区别开来。
如HCO3-+H2OCO32-+H3O+是HCO3-的电离方程式，而HCO3-+H2OH2CO3+OH-是HCO3-水解的离子方程式。
考点22 盐的性质与盐的水解平衡常数
1．盐的性质
主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。
填写下表：
序号
0.1mol·L-1盐溶液
水解的离子方程式
对应的弱酸
Ka
①
NaClO
ClO-+H2OHClO+OH-
HClO
3.0×10-8
②
CH3COONa
CH3COO-+H2OCH3COOH+ OH-
CH3COOH
1.8×10-5
③
NaNO2
NO2-+H2OHNO2+OH-
HNO2
4.6×10-4
以上3种盐的水解程度由大到小的顺序是①>②>③，溶液的pH大小顺序是①>②>③。
2．水解平衡常数Kh
（1）水解平衡常数（Kh）表达式
水解反应A-+H2OHA+OH-的平衡常数表达式为：Kh =。
HA的电离平衡常数表达式为：Ka =。
Kh与Ka和KW的关系：Kh=。
（2）盐的水解程度与盐的相对应的弱酸或弱碱的强弱的关系：
根据Kh与Ka和KW的关系，一定温度下，Kh 与Ka 呈反比，即：
盐的相对应的弱酸或弱碱越弱，盐的水解程度越大；反之，盐的相对应的弱酸或弱碱越强，盐的水解程度越小。
考点23 影响盐类水解的外界因素
1．【实验探究】
【实验1】在小烧杯中加入20 mL 0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，用pH计测量该溶液的pH。
实验现象：溶液的pH＜7。
实验结论与解释：Fe3+发生水解，使溶液呈酸性：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。
【实验2】在另一只小烧杯中加入5 mL 0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，加水稀释到50 mL，用pH计测量该溶液的pH。
实验现象：溶液的pH比稀释前大。
实验结论与解释：稀释的过程中虽然FeCl3的水解平衡向正反应方向移动，但稀释对H＋浓度的变化占主要优势，所以pH比稀释前大。
【实验3】在A、B、C三支试管中加入等体积0.1 mol·L－1Fe(NO3)3溶液。将A试管在酒精灯火焰上加热到溶液沸腾，向B试管中加入3滴6 mol·L－1 HNO3溶液。观察A、B试管中溶液的颜色，并与C试管中溶液的颜色比较。用化学平衡移动的原理解释上述实验现象。
实验现象：A与C比较颜色变浅；B与C比较颜色变深。
实验结论与解释：加热时A中Fe(NO3)3的水解平衡向正反应方向移动，Fe3＋浓度减小，颜色变浅；向B中加H2SO4时，Fe(NO3)3的水解平衡向逆反应方向移动，Fe3＋浓度增大，颜色加深。
2．影响盐类水解的外界因素
（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
（2）浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越大，水解程度越大。
（3）酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制弱碱离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制弱酸根离子水解。
3．实例分析
以0.1mol·L-1FeCl3溶液为例，FeCl3溶液水解的离子方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。请填写下表。
影响因素
溶液颜色
移动方向
c(H+)
n(H+)
水解程度
加热
变深
正向
增大
增大
增大
加入盐酸
变浅
逆向
增大
增大
减小
加入NaOH
变深
正向
减小
减小
增大
加水
变浅
正向
减小
增大
增大
加入FeCl3
变深
正向
增大
增大
减小
加入NH4Cl
变浅
逆向
增大
增大
减小
加入NaHCO3
变深
正向
减小
减小
增大
考点24 盐类水解的应用
1．【实验探究】盐类水解的应用实验
【实验1】Al2(SO4)3饱和溶液与NaHCO3饱和溶液混合。
实验现象：剧烈反应，有白色沉淀生成，有大量气泡产生。
实验原理：Al3+和HCO3-分别与水电离出的OH-和H+反应，两者相互促进使水解反应正向进行，使Al3+和HCO3-最终水解完全。离子方程式为：Al3++3HCO3-= Al(OH)3↓+3CO2↑。
【实验2】明矾净水原理
实验现象：带有悬浮颗粒的水变澄清。
实验原理：明矾电离出的Al3+水解生成Al(OH)3胶体，离子方程式为：Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+，Al(OH)3胶体能吸附水中微小的悬浮颗粒，使它们聚集在一起形成较大的颗粒沉降下来，从而除去水中悬浮的杂质。
加入少量NaHCO3，可以促进氢氧化铝胶体的生成，增强明矾的净水能力。
2．利用盐类水解原理解释有关问题
（1）比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。
Na2CO3的水解方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-，NaHCO3的水解方程式为HCO3-+H2OH2CO3+OH-，由于Ka1(H2CO3)> Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性更强。
（2）实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是将Na2S固体溶解在NaOH溶液中。
（3）泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在内筒， NaHCO3溶液应放在外筒，因为Al3+水解呈酸性，会腐蚀铁。
（4）废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。
（5）铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显碱性，NH4+水解呈酸性，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。
（6）工业上制取无水氯化镁时，将氯化镁溶液置于氯化氢气流中加热脱水，以防止氯化镁水解。
考点25 溶液中离子浓度的大小比较
1．不同溶液中同一离子浓度的大小比较
相同物质的量浓度的a.NH4Cl溶液，b.CH3COONH4溶液，c.NH4HSO4溶液，c中H＋对NH水解有抑制作用，b中CH3COO－的水解对NH水解有促进作用，所以三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c>a>b。
2．弱酸溶液中离子浓度的大小比较
(1)CH3COOH溶液中存在的平衡有：CH3COOHH＋＋CH3COO－，H2OH＋＋OH－，溶液中微粒有H2O、CH3COOH、H＋、OH－、CH3COO－，由于CH3COOH电离程度小，且H2O的电离程度更小，所以溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。
(2)碳酸溶液中存在平衡有：CO2+H2OH2CO3，H2CO3HCO＋H＋，HCOH＋＋CO，H2OH＋＋OH－。碳酸溶液中存在的微粒有H2O、CO2、H2CO3、H＋、HCO、CO、OH－。
碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子和CO2分子除外)是c(H2CO3)>c(H＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)。
3．单一溶液中离子浓度大小的比较
(1)氯化铵溶液
①NH4Cl溶液中的电离、水解过程。
电离：NH4Cl===NH＋Cl－、H2OH＋＋OH－。
水解：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。
判断溶液中存在的离子有NH、Cl－、H＋、OH－。
②NH4Cl溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)。
(2)碳酸钠溶液
①Na2CO3溶液中的电离、水解过程。
电离：Na2CO3===2Na＋＋CO、H2OH＋＋OH－。
水解：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有Na＋、CO、HCO、OH－、H＋。
②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)。
(3)碳酸氢钠溶液
①电离过程有NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO、H2OH＋＋OH－。
水解过程有HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有Na＋、HCO、CO、H＋、OH－。
②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO)。
4．混合溶液中离子浓度大小的比较
(1)物质的量浓度相同的NaOH溶液、CH3COOH溶液等体积混合
反应的化学方程式：NaOH＋CH3COOH===CH3COONa＋H2O；
溶液中存在的离子有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－；
其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。
(2)物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合
反应的化学方程式：NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaCl；
溶液中存在的离子有Na＋、Cl－、NH、OH－、H＋；
其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)>c(NH)>c(H＋)。
(3)物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合
混合后不发生反应，溶液中的溶质为NH4Cl、NH3·H2O，溶液呈碱性；
溶液中存在的离子有NH、Cl－、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
考点26 用三大守恒规律推断离子浓度关系
1．三大守恒规律
(1)电荷守恒规律
电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，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Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存在如下关系：
c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)
(2)物料守恒规律
电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的。如Na2CO3溶液中CO能水解，故碳元素以CO、HCO、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系式为：
c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)
(3)质子守恒规律
质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－得到的，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。如在Na2CO3溶液中有关系式：
c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)
一般质子守恒由电荷守恒、物料守恒整合得来。
2．常见溶液的守恒关系式
（1）CH3COONa溶液：
物料守恒：c(Na+)= c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
质子守恒：c(OH-)= c(H+)+c(CH3COOH)
（2）NH4Cl溶液：
物料守恒：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)
电荷守恒：c(Cl-)+ c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)
质子守恒：c(H+)= c(NH3·H2O)+c(OH-)
（3）Na2CO3溶液：
物料守恒：c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]
电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-)
质子守恒：c(OH-)= c(HCO3-)+2c(H2CO3)+ c(H+)
（4）NaHCO3溶液：
物料守恒：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)
电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-)
质子守恒：c(OH-)= c(H2CO3)+ c(H+)- c(CO32-)
考点27 固体的溶解
1．固体的溶解度
20 ℃时，溶解性与溶解度的关系
溶解性
易溶
可溶
微溶
难溶
溶解度
>10 g
1～10 g
0.01～1 g
<0.01 g
2．固体的溶解过程
固体物质的溶解是可逆过程：固体溶质溶液中的溶质
（1）v(溶解)>v(结晶) 固体溶解
（2）v(溶解)＝v(结晶) 溶解平衡
（3）v(溶解)
1．沉淀溶解平衡的建立
(1)【实验探究】PbI2的溶解实验
将少量PbI2固体加入盛有一定量水的烧杯中，用玻璃棒充分搅拌，静置。
取2mL上层清液中于试管中，滴加AgNO3溶液。
实验现象：试管中有黄色沉淀生成。
实验结论：PbI2的溶解度很小，但仍有极少量的溶解。
PbI2溶于水的平衡方程式是PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)。
(2)沉淀溶解平衡的建立
在有AgCl沉淀生成的溶液中，同时存在溶解过程和沉淀过程。
AgCl的沉淀溶解平衡方程式：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。
2．沉淀溶解平衡的概念
在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，体系中形成了饱和溶液，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。
3．沉淀溶解平衡状态的特征：
(1)动态平衡：v溶解＝v沉淀≠0。
(2)达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。
(3)当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。
考点29 影响沉淀溶解平衡的因素
1．内因
难溶物质溶解程度的大小，主要取决于物质本身的性质。
2．外因
影响沉淀溶解平衡的外部因素有温度、浓度、加入的电解质等。
已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，在Mg(OH)2悬浊液中，请分析当改变下列条件时，对该溶解平衡的影响，填写下表：
条件改变
移动方向
c(Mg2＋)
c(OH－)
溶解度
加水
正向移动
不变
不变
不变
升温
正向移动
增大
增大
增大
加MgCl2(s)
逆向移动
增大
减小
减小
加盐酸
正向移动
增大
减小
增大
加NaOH(s)
逆向移动
减小
增大
减小
（1）温度：温度升高，多数溶解平衡向溶解的方向移动。
（2）浓度：加水稀释，浓度减小，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微粒相同的物质，平衡向生成沉淀的方向移动。
（4）化学反应：加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，平衡向溶解的方向移动。
考点30 溶度积常数
1．溶度积常数的概念
在一定温度下，难溶电解质达到沉淀溶解平衡后的溶液为饱和溶液，其离子浓度不再发生变化，溶液中各离子浓度幂之积为常数，叫做溶度积常数(简称溶度积)，用Ksp表示。
2．溶度积常数的意义
溶度积(Ksp)反映了物质在水中的溶解能力。
对同类型的难溶电解质(如AgCl、AgBr、AgI)而言，Ksp越小，难溶电解质在水中的溶解能力越小。
3．溶度积常数表达式
写出下列沉淀溶解平衡的溶度积常数的表达式
AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) Ksp＝c(Ag＋)·c(Cl－)
Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq) Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)
AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)
4．溶度积规则
通过比较溶度积Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解：
（1）Qc>Ksp，生成沉淀。溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。
（2）Qc=Ksp，沉淀溶解平衡。溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
（3）Qc
1．沉淀的溶解
根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中的离子反应的物质，使平衡向溶解方向移动，就可以使沉淀溶解。如常用强酸溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等难溶电解质。
实例：BaCO3和BaSO4都难溶于水，在医学上常用BaSO4作钡餐透视，而不能用BaCO3的原因是什么？
答案：原因是BaCO3能溶于胃酸(主要成分为盐酸)，反应原理为BaCO3(s)Ba2＋(aq)＋CO(aq)，CO＋2H＋===CO2↑＋H2O，胃酸消耗CO，使溶液中c(CO)降低，从而使BaCO3的沉淀溶解平衡向右移动，c(Ba2＋)增大引起人体重金属中毒。
2．沉淀的生成
根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，就可以生成沉淀。
实例：可溶性钡盐(如BaCl2等)当作食盐食用，会造成钡中毒。中毒患者常用5.0%的Na2SO4溶液洗胃的原因是什么？
答案：中毒后服用Na2SO4溶液(5.0%)洗胃，此时SO与Ba2＋结合生成BaSO4沉淀，可缓解Ba2＋对人体的毒害。
3．沉淀的转化
(1)【实验探究】沉淀的转化实验
实验现象
化学方程式
实验1
有白色沉淀生成
Ag++Cl-=AgCl↓
实验2
白色沉淀转化黄色沉淀
AgCl+I-AgI+Cl-
实验3
黄色沉淀转化为黑色沉淀
2AgI+S2-Ag2S+2I-
实验结论：Ksp较大的沉淀可转化为Ksp更小的沉淀。
(2)沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动，一般而言，溶解能力相对较强的物质容易转化为溶解能力较弱的物质。
(3)两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越容易。
(4)沉淀转化的应用实例
①锅炉形成的水垢中常含有CaSO4，除去方法是CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)。
化学方程为：CaSO4(s)＋Na2CO3(aq)CaCO3(s)＋Na2SO4(aq)，CaCO3＋2HCl =CaCl2＋H2O＋CO2↑。
②在分析化学中常用饱和Na2CO3溶液，将难溶强酸盐BaSO4转化为难溶弱酸盐BaCO3，然后用强酸溶解，使阳离子进入溶液。
BaSO4转化为BaCO3反应的离子方程式为：BaSO4(s)＋CO(aq)BaCO3(s)＋SO(aq)。
③除去CuSO4溶液中的Fe3+，向溶液中加入Cu(OH)2或Cu2(OH)2CO3，调节pH至3~4，Fe3+会全部转化为Fe(OH)3沉淀除去。
考点32 沉淀溶解平衡的应用
由于难溶电解质的沉淀溶解平衡是动态平衡，因此可以通过改变条件使平衡移动——溶液中的离子转化为沉淀或沉淀转化为溶液中的离子。
1．沉淀的生成
（1）调节pH法：
如除去氯化铵溶液中的氯化铁杂质。
方法：加入氨水，调节pH至3~4，Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：Fe3＋＋3NH3·H2O = Fe(OH)3↓＋3NH。
（2）加沉淀剂法：
如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。
①用H2S除去Cu2＋：H2S＋Cu2＋= CuS↓＋2H＋。
②用Na2S除去Hg2＋：Hg2＋＋S2－= HgS↓。
2．沉淀的溶解
根据溶度积规则，当Qc
对于可溶于酸的沉淀，加入酸将沉淀溶解。
例如：难溶于水的CaCO3沉淀可溶于盐酸中：
CaCO3Ca2++CO32-，加入盐酸，H+与CO32-反应，CO32-+2H+=CO2↑+H2O，使沉淀溶解平衡正向移动。
类似可以用强酸溶解的难溶电解质还有BaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等。
（2）盐溶解法
弱碱盐的溶液水解呈酸性，可以将一些难溶物用弱碱盐溶解：
例如：Mg(OH)2可溶于NH4Cl溶液：
Mg(OH)2Mg2++2OH-，当加入NH4Cl溶液时，NH4++OH-NH3·H2O，使c(OH-)减小，使沉淀溶解平衡正向移动，直至沉淀完全溶解。
总反应式为：Mg(OH)2+2NH4Cl=MgCl2+2NH3·H2O。
3．沉淀转化在生产和科研中的实际应用
从一种沉淀可以转化为另一种沉淀，沉淀转化的条件是新生成的沉淀的溶解度越小，转化就越容易；沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的定向移动。
（1）工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。
FeS除去Hg2＋的离子方程式为：FeS(s)＋Hg2＋(aq)HgS(s)＋Fe2＋(aq)
（2）在分析化学中常用饱和Na2CO3溶液，将难溶强酸盐BaSO4转化为难溶弱酸盐BaCO3，然后用强酸溶解，使阳离子进入溶液。
BaSO4转化为BaCO3反应的离子方程式为：BaSO4(s)＋CO(aq)BaCO3(s)＋SO(aq)
（3）硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，水垢的形成过程涉及到沉淀转化。
加热硬水时，Ca(HCO3)2、Mg(HCO3)2分别分解生成CaCO3、MgCO3。但MgCO3又水解生成更难溶的Mg(OH)2，MgCO3+H2OMg(OH)2+CO2↑。故水垢的主要成分不是CaCO3、MgCO3，而是CaCO3、Mg(OH)2。
（4）锅炉形成的水垢中常含有CaSO4，除去方法是CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)：
CaSO4(s)＋Na2CO3(aq)CaCO3(s)＋Na2SO4(aq)，CaCO3＋2HCl =CaCl2＋H2O＋CO2↑
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