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2023高考化学知识清单——电解质溶液中的平衡 (必背知识、课前诵读)
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弱电解质的电离平衡
【知识网络】
【核心知识梳理】
一、电离平衡状态
1．概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率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，电离过程就达到了电离平衡状态
2．建立过程
3．电离平衡的特征
①弱：研究对象是弱电解质
②等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等
③动：电离平衡是一种动态平衡，即1mol CH3COOH电离同时则有1mol CH3COOH分子形成
④定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子
⑤变：条件改变时，电离平衡发生移动，各粒子的浓度要发生改变
4．电离平衡的影响因素
(1)内因：电解质本身的性质，通常电解质越弱，电离程度越小
(2)外因
①浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大(越稀越电离)；浓度越大，电离程度越小
a．同一弱电解质，稀释溶液时，电离平衡将向电离的方向移动，电离程度增大，但溶液中离子浓度不一定变大，如：弱酸HA溶液稀释时，c(HA)、c(H＋)、c(A－)均减小(参与平衡建立的微粒)，但c(OH－)会增大
b．增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小
②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
③同离子效应——加入具有相同离子的物质
加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度减小
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离方向移动
以0.1 mol·L－1 CH3COOHCH3COO－＋H+为例
平衡移动方向
电离
程度
n(H＋)
c(H＋)
c(CH3COO－ )
c(CH3COOH )
导电
能力
平衡常数Ka
加水稀释
右
增大
增大
减小
减小
减小
减弱
不变
加冰醋酸
右
减小
增大
增大
增大
增大
增强
不变
升温
右
增大
增大
增大
增大
减小
增强
增大
加CH3COONa(s)
左
减小
减小
减小
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
左
减小
增大
增大
减小
增大
增强
不变
加NaOH(s)
右
增大
减小
减小
增大
减小
增强
不变
加Na2CO3(s)
右
增大
减小
减小
增大
减小
增强
不变
加入镁粉
右
增大
减小
减小
增大
减小
增强
不变
二、电离平衡常数
1．电离常数
(1)概念：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，又称电离常数，用K表示
(2)电离平衡常数的表示方法：如弱电解质ABA＋＋B－
K＝ (在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度，酸一般用Ka表示，碱用Kb表示)
①一元弱酸的电离平衡常数：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝
②一元弱碱的电离平衡常数：NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝
③多元弱酸的电离平衡常数：多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用K1、K2等来分别表示
H2CO3H＋＋HCO Ka1＝
HCOH＋＋CO Ka2＝
多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1≫Ka2，第一级电离程度较大，第一步电离产生的H+，对第二级、第三级电离起抑制作用，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
④弱碱的电离平衡常数：由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用难溶物的溶度积常数
(3)意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应酸或碱的酸性或碱性相对越强
(4)特点
①电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大
②多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……所以其酸性主要取决于第一步电离
(5)电离常数的应用
①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：相同温度下，根据三种酸的电离常数，则三种酸的强弱关系：HZ>HY>HX
酸
HX
HY
HZ
电离平衡常数
9×10－7
9×10－6
1×10－2
②定量判断电离平衡移动的方向、解释移动的原因
如：0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，平衡移动方向的判断，溶液中c(H＋)的变化情况
CH3COOH H＋ ＋ CH3COO－
原平衡： c(CH3COOH) c(H＋) c(CH3COO－)
假设稀释
至n倍后：Q＝＝＝1)，所以电离平衡向电离方向移动，移动
的结果使c(CH3COOH)减小，由于平衡常数不变，故c(H＋)和c(CH3COO－)都必然减小
③判断溶液微粒浓度比值的变化，利用温度不变，电离常数不变来判断
如：把0.1 mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，
稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则变大
④判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应盐的水解程度越小，盐溶液的碱性(或酸性)越弱
如：CH3COOH的酸性比HClO的酸性强，则相同浓度时，CH3COO－的水解程度比ClO－小，后者的碱性强
⑤判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
如：已知25 ℃时弱酸的电离平衡常数HCN：Ka＝4.9×10－10，H2S：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－15，则反 应Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN能发生，原因是：根据电离平衡常数的关系，电离氢离子的能力(酸性)：H2S>HCN>HS－，所以反应Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN可以发生
又如：H2CO3：Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11，苯酚(C6H5OH)：Ka＝1.3×10－10，向苯酚钠(C6H5ONa)溶液中通入的CO2不论是少量还是过量，其化学方程式均为C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3
⑥计算常温下一定浓度的弱酸或弱碱溶液中的c(H＋)或c(OH－)
如：已知25 ℃时某弱酸HX的电离常数Ka＝1.75×10－5，计算0.1 mol·L－1的HX溶液中H＋浓度是多少？
HX H＋ ＋ X－
起始：c(HX) 0 0
平衡： c(HX)－c(X－) c(H＋) c(X－)[约等于c(H＋)]
则Ka＝≈，由于弱电解质的电离程度很小，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)
c(H＋)≈＝ mol·L－1≈1.32×10－3mol·L－1
2．电离度
(1)概念：在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比
(2)表示方法
(3)影响因素
温度的影响
升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小
浓度的影响
当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大
(4)一元弱酸、一元弱碱电离度的计算
①一元弱酸：HAH+＋A—
②一元弱碱：BOHB+＋OH—
如：浓度相同的HCl、CH3COOH，溶液中H+浓度关系为：前者＞后者
H+浓度相同的HCl、CH3COOH，则HCl分子、CH3COOH分子的浓度的关系为：前者＜后者
(5)电离度与平衡常数的关系——电离平衡常数与电离度(α)的关系(以一元弱酸为例)
25 ℃，c mol·L－1的弱酸HA，设电离度为α
CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始浓度/mol·L－1 c 0 0
变化浓度/mol·L－1 c酸·α c酸·α c酸·α
平衡浓度/mol·L－1 c酸－c酸·α c酸·α c酸·α
电离平衡常数Ka＝＝，由于α很小，可认为1－α≈1
则Ka＝c酸·α2，α＝ (越稀越电离)
则：c(H＋)＝c酸·α＝
三、强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
1．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
项目
酸
c(H＋)
pH
溶液的
导电性
中和碱
的能力
与活泼金属反应
产生H2的量
开始与金属反应的速率
盐酸
大
小
强
相同
相同
大
醋酸溶液
小
大
弱
小
(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
项目
酸
c(H＋)
c(酸)
溶液的
导电性
中和碱
的能力
与活泼金属反应
产生H2的量
开始与金属反应的速率
盐酸
相同
小
相同
小
少
相同，反应过程中醋酸的快
醋酸溶液
大
大
多
2．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸加水稀释的图像
加水稀释相同的倍数
加水稀释到相同的pH
醋酸的pH大
盐酸加入的水多
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸加水稀释的图像
加水稀释相同的倍数
加水稀释到相同的pH
盐酸的pH大
醋酸加入的水多
四、判断HA为一元弱酸的两种常用方法
实验方法
结论
①测0.01 mol·L-1 HA溶液的pH
pH=2，HA为强酸；pH>2，HA为弱酸
②室温下测NaA溶液的pH
pH=7，HA为强酸；pH>7，HA为弱酸
③相同条件下，测相同浓度的HA溶液和盐酸(强酸)的导电性
若导电性相同，则HA为强酸；
若导电性较盐酸弱，则HA为弱酸
④测定同pH的HA与HCl溶液稀释相同倍数后的pH变化
若ΔpH(HA)=ΔpH(HCl)，HA是强酸；
若ΔpH(HA)<ΔpH(HCl)，HA是弱酸
⑤测定等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别中和NaOH的量
若消耗NaOH的量相同，则HA为强酸；
若HA溶液消耗NaOH的量较盐酸多，则HA为弱酸
⑥往同浓度的HA和HCl中投入相同的Zn粒
开始反应速率快的为强酸；开始反应速率慢的为弱酸
⑦从升高温度后pH的变化判断
若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸；
若升高温度，溶液的pH变化幅度小，则是强酸
水的电离和溶液的pH
【知识网络】
【核心知识梳理】
一、水的电离与水的离子积常数
1．水的电离：水是一种极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－
2．水的电离平衡常数：
因为水的电离极其微弱，在室温下1L纯水(即55.6 mol)只有1×10－7mol H2O电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，因此c(H2O)可以视为常数，上式可表示为：c (H+)·c (OH—)＝K电离·c (H2O)。其中常数K电离与常数c(H2O)的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作KW，即K W= c(H＋)· c(OH—)
3．水的离子积常数(KW)
(1)表达式：KW＝c(H＋)·c(OH－)，室温时，KW＝1.0×10－14
(2)影响因素：KW只受温度影响，由于水的电离是吸热过程，温度升高，KW增大
4．影响水的电离平衡的因素
(1)温度(升高温度，促进水的电离)：水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向正方向移动，电离程度增大，c(H＋)和c(OH－)均增大，KW增大，由于c(H＋)和c(OH－)始终保持相等，故仍呈中性
(2)加入酸、碱或强酸的酸式盐(抑制水的电离)：向纯水中加入酸或NaHSO4、碱，由于酸(碱)电离产生的H＋(OH―)，使溶液中c(H＋)或c(OH－)增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小
(3)含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐(促进水的电离)：在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H＋和OH－结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大
体系变化
条件
平衡移
动方向
Kw
水的电
离程度
c(OH－)
c(H＋)
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
HCl
逆
不变
减小
减小
增大
NaOH
逆
不变
减小
增大
减小
可水解的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
5．水的离子积适用范围：KW不仅适用于纯水(或其他中性溶液)，也适用于酸、碱、盐的稀溶液，不管是哪种溶液，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)一定相等
6．水的离子积表达式的应用：在水溶液中，均存在水的电离平衡，因此在表达式中，c(H＋)、c(OH―)表示整个溶液总物质的量浓度，KW＝c(H＋)溶液·c(OH－)溶液
(1)纯水中：KW＝c(H＋)水·c(OH－)水
(2)酸溶液中：KW＝[c(H＋)酸＋c(H＋)水]·c(OH－)水，由于c(H＋)酸>>c(H＋)水，故忽略水电离出的H＋
即：KW＝c(H＋)酸·c(OH－)水，但由水电离出来的：c(H＋)水＝c(OH－)水
例：计算25℃，0.1 mol·L－1的HCl中，c(H＋)酸＝0.1 mol·L－1，c(H＋)水＝1.0×10－13 mol·L－1，c(OH－)水＝1.0×10－13 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)水·c(OH－)水＝1.0×10－13×1.0×10－13＝1.0×10－26
(3)碱溶液中：KW＝c(H＋)水·[c(OH－)碱＋c(OH－)水]，由于c(OH－)碱>>c(OH－)水，故忽略水电离出的OH－
即：KW＝c(H＋)水·c(OH－)碱，但由水电离出来的：c(H＋)水＝c(OH－)水
例：计算25℃，0.1 mol·L－1的NaOH中，c(H＋)水＝1.0×10－13 mol·L－1，c(OH－)碱＝0.1 mol·L－1，c(OH－)水＝
1.0×10－13 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)水·c(OH－)水＝1.0×10－13×1.0×10－13＝1.0×10－26
【微点拨】
①在不同溶液中，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－)一定相等
②对于酸、碱、盐的稀溶液中，c(H2O)也可认为是定值。Kw＝c(H＋)·c(OH－)，但c(H＋)、c(OH－)为溶液中的浓度，不一定是水电离出的
③酸、碱能抑制水的电离，故室温下，酸、碱溶液中水电离产生的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，而能水解的盐溶液中水电离产生的c(H＋)[或c(OH－)]>1×10－7 mol·L－1
④室温下，由水电离出的c水(H＋)或c水(OH－)＜10－7 mol·L－1时，可能是加酸或加碱抑制了水的电离
⑤给水加热，水的电离程度增大，c(H＋)＞10－7 mol·L－1，pH<7，但水仍显中性
二、溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性
(1)溶液的酸碱性：溶液酸碱性的判断标准是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小
(2)溶液的酸碱性与c(H＋)和c(OH－)的关系
c(H＋)与c(OH－)相对大小
c(H＋)/mol·L－1的范围(25 ℃)
中性溶液
c(OH－)＝c(H＋)
c(H＋)＝1.0×10－7
酸性溶液
c(OH－)
碱性溶液
c(OH－)>c(H＋)
c(H＋)<1.0×10－7
(3)溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系
①pH的定义：pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝－lg c(H＋)
②pH的意义：pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强
③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
④pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1
【微点拨】
①酸性(碱性)溶液并不一定是酸类(碱类)物质
②判断溶液的酸碱性不能根据c (H+)和c (OH –)绝对大小，而应比较二者相对大小，不受温度影响
③溶液的酸碱性也不能根据pH来判断，如：pH=7的溶液不一定为中性溶液，100℃时，pH=6为中性溶液
④当c(H＋)或c(OH－)大于1 mol·L－1时，通常用c(H＋)或c(OH－)直接表示
⑤当c(H＋)或c(OH－)小于或等于1 mol·L－1时，通常用pH表示
2．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)
指示剂
变色范围(颜色与pH的关系)
石蕊
<5.0红色
5.0～8.0紫色
>8.0蓝色
酚酞
<8.2无色
8.2～10.0浅红色
>10.0红色
甲基橙
<3.1红色
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
(2)利用pH试纸测定
①使用pH试纸的正确操作：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
②常用的广范pH试纸：其pH范围是1～14(最常用)，可以识别的pH差约为1，只能读整数
(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。其量程为0～14，可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)
【微点拨】
①使用pH试纸测溶液pH时不能用蒸馏水润湿
②pH试纸不能测漂白性的物质的pH(如：氯水、次氯酸盐、浓硝酸)，pH试纸不能测脱水性的物质的pH(如：浓硫酸)
三、pH的计算 (25 ℃)
1．单一溶液的pH计算
(1)求强酸溶液的pH：已知c mol·L－1 的HnA强酸溶液，则c(H＋)＝nc mol·L－1；
(2)求强碱溶液的pH：已知c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液，则c(OH－)＝nc mol·L－1；
(求碱溶液pH时注意转换)
2．酸碱溶液混合后pH的计算
(1)强酸与强酸混合 (稀溶液体积变化忽略)
两强酸混合：先求混合后的c(H+)混，，然后再求pH
速算规律： pH相差2个单位以上的强酸等体积混合，混合后的pH混==pH小＋0.3
(2)强碱与强碱混合 (稀溶液体积变化忽略)
两强碱混合：先计算，再求，最后求pH
速算规律：pH相差2个单位以上的强碱等体积混合，混合后的pH混 = pH大－0.3
3．强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
强酸与强碱溶液混合：根据n(H+)与n(OH－)的相对大小先判断酸、碱的过量情况
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)
②若酸过量[n(H+)＞n(OH－)]：先求，再求pH
③若碱过量[n(OH－)＞n(H＋)]：先求，再求，最后求pH
4．常温下，酸与碱pH之和为14，等体积混合
(1)若为强酸与强碱，则混合后pH=7
(2)若为强酸与弱碱，则混合后pH>7
(3)若为弱酸与强碱，则混合后pH<7
5．溶液的稀释与pH
(1)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
pH>b－n
pH＝b－n
无限稀释
pH趋向于7
(2)酸碱溶液稀释时pH的变化图像
①pH相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图
②c相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图
【微点拨】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
四、计算水电离产生c(H＋)和c(OH－)的5种类型(25 ℃时)
(1)计算方法
①任何情况下水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的
②当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)：在溶液中c(H＋)、c(OH－)较小的数值是水电离出来的
溶液(25 ℃)
c(H＋) /(mol·L－1)
c(OH－) /(mol·L－1)
c(H＋)水或c(OH－)水/(mol·L－1)
0.01 mol·L－1盐酸
1.0×10－2
1.0×10－12
1.0×10－12
0.1 mol·L－1NaOH溶液
1.0×10－13
1.0×10－1
1.0×10－13
③当促进水的电离时(如盐的水解)：在溶液中c(H＋)、c(OH－)较大的数值是水电离出来的
溶液(25 ℃)
c(H＋) /(mol·L－1)
c(OH－) /(mol·L－1)
c(H＋)水或c(OH－)水/(mol·L－1)
pH＝5的NH4Cl溶液
1.0×10－5
1.0×10－9
1.0×10－5
pH＝10的Na2CO3溶液
1.0×10－10
1.0×10－4
1.0×10－4
(2)常见计算的2种类型(25 ℃)
①中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1
②酸溶液——OH－全部来自水的电离：c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(OH－)
例：pH＝2的盐酸中c(H＋)＝10－2 mol·L－1，则 c(OH－)水＝1×10－12 mol·L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1
③碱溶液——H＋全部来自水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(H＋)
例：pH＝12的NaOH溶液中c(H＋)水＝1×10－12 mol·L－1，即水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1
④水解呈酸性的盐溶液——H＋全部来自水的电离：c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(H＋)
例：pH==5的NH4Cl溶液中，由水电离出的 c(H＋)水＝10－5 mol·L－1，因部分OH－与部分NH结合使溶液中
c(OH－)＝10－9 mol·L－1
⑤水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(OH－)
例：pH＝12的Na2CO3溶液中，由水电离出的 c(OH－)水＝10－2 mol·L－1，因部分H＋与部分CO结合使溶液中c(H＋)＝10－12 mol·L－1
酸碱中和滴定
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【核心知识梳理】
一、酸碱中和滴定实验
1．概念和原理
(1)概念：依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法
(2)原理：在中和反应中，酸提供的H＋与碱提供的OH－之间的物质的量相等
即：c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，则c(H＋)＝或c(OH－)＝
(3)实验关键
①准确测定参加反应酸、碱的体积
②准确判断滴定终点
2．主要试剂：标准溶液、待测溶液、指示剂、蒸馏水
3．主要仪器及使用
(1)仪器：图(A)是酸式滴定管、图B是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯、pH计
(2)滴定管的认识
①构造：滴定管的管身是内径均匀、带有刻度的细长玻璃管，酸式滴定管的下端是玻璃活塞，碱式滴定管的下端是由橡皮管和玻璃球构成的阀
②滴定管的使用要求：酸式滴定管不能盛放碱液、水解呈碱性的溶液和氢氟酸，可以呈酸液、氧化性溶液和中性溶液，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶管；碱式滴定管不能盛放酸液和强氧化性溶液，可以呈碱液和中性溶液，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开
③规格：滴定管的最小分度是0.1 mL，实验室中常用滴定管的规格有25 mL和50 mL两种
④滴定管的读数方法：0刻度在上，从上往下读，读数时取小数点后两位，估读至0.01 mL；如：24.00 mL、23.38 mL
⑤用途：滴定管主要是用来精确地量取一定体积的液体
(3)滴定管的使用方法
①检查仪器：使用滴定管前，首先要检查活塞是否漏水
检查滴定管是否漏水的方法：向滴定管内加水(对酸式滴定管，要先关闭活塞)至液面在“0”刻度线附近，用滴定管夹将滴定管固定在铁架台上，观察滴定管是否漏水。若不漏水，对酸式滴定管将活塞旋转180°，对碱式滴定管松动其阀门，放出少量液体，再次观察滴定管是否漏水，经两次检查都不漏水的滴定管是检漏合格的滴定管。只有不漏水的滴定管才能使用，若滴定管漏水，则不能使用
②润洗仪器：滴定管在加入酸、碱反应液之前，先用蒸馏水洗涤干净，然后分别用待装液润洗2～3次
润洗的方法：从滴定管上口加入3~5 mL所要盛装的酸或碱，倾斜着转动滴定管，使液体润湿全部滴定管内壁。然后，一手控制活塞(轻轻转动酸式滴定管的活塞；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：分别将酸、碱反应液加入酸式、碱式滴定管中，使液面位于“0”刻度以上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：在滴定管下放一烧杯，调节活塞或玻璃球，使滴定管尖嘴部分充满反应液，如果滴定管内部有气泡，应快速放液以赶出气泡，然后调节滴定管液面使其处于“0”刻度或“0”刻度以下的某一刻度。准确读取数值并记录
排气泡的方法——快速放液的方法
酸式滴定管
将酸式滴定管垂直夹持在滴定管夹上，旋转活塞，使溶液快速流出的同时使气泡排出
碱式滴定管
将碱式滴定管垂直夹持在滴定管夹上，使尖嘴向上，并捏住小球后上部的橡皮管，使溶液快速流出的同时使气泡排出
⑤放出反应液：根据实验需要从滴定管中逐滴放出一定量的反应液
4．实验操作——以用盐酸标准液滴定NaOH溶液为例
(1)查漏：使用前先检查滴定管活塞是否漏水
(2)洗涤
①锥形瓶：只能用蒸馏水洗涤，不能用待测溶液润洗
②滴定管洗涤：应先用自来水，再用蒸馏水，然后再用标准溶液(或待测溶液)润洗2~3次，以避免溶液被滴定管内壁上附着的蒸馏水稀释而导致浓度变小
③洗涤的原则：少量多次
④洗涤的标准：管内壁不挂水珠
(3)取液
①向润洗过的碱式滴定管中加入待测浓度的NaOH溶液，赶出气泡、调节液面至“0”刻度后，用碱式滴定管向锥形瓶中滴入25.00 mL 待测溶液，再向其中滴加2滴酚酞溶液
②向润洗过的酸式滴定管中加入标准盐酸，赶出气泡、调节液面至“0”刻度后准确记录读数为V1 mL
(4)滴定：在锥形瓶下垫一张白纸，左手控制滴定管的活塞，向锥形瓶中先快后慢地加入标准盐酸(后面逐滴加入，接近终点时，改成滴加半滴酸)，右手摇动锥形瓶，眼睛观察锥形瓶内溶液的颜色变化
(5)读数：当加入最后半滴标准盐酸，溶液由粉红色变为无色，且半分钟内不变色，停止滴定。平视滴定管中凹液面最低点，读取溶液体积为V2 mL
(6)计算：以(V2－V1)为消耗的标准盐酸的体积，取2～3次实验结果的平均值，依据c(NaOH)＝计算待测NaOH溶液的物质的量浓度
【微点拨】
①滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇，甚至半滴一摇，利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液
②滴定操作要点：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
③在滴定过程中瓶口不能碰滴定管下端尖嘴
④滴定终点的判断答题模板：当滴入最后半滴标准溶液时，溶液由×××色变成×××色 ，且半分钟内溶液颜色不发生变化，表明到达滴定终点
如：用a mol·L－1 HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液，若用酚酞作指示剂，达到滴定终点的现象：滴入最后一滴盐酸，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色
⑤在滴定过程中瓶口不能碰滴定管下端尖嘴
5．指示剂的选择
(1)中和滴定曲线：以滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液的pH为纵坐标绘出一条溶液的pH随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线
用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 HCl溶液过程中的pH变化曲线
加入的VNaOH (mL)
余VHCl (mL)
过量VNaOH (mL)
pH
中和滴定曲线
0.00
20.00
1.0
18.00
2.00
2.3
19.80
0.20
3.3
19.98
0.02
4.3
20.00
0.00
7.0
20.02
0.02
9.7
20.20
0.20
10.7
22.00
2.00
11.7
40.00
20.00
12.5
(2)指示剂选择的依据：由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色发生明显变化，有利于确定滴定终点，所以即使酚酞、甲基橙的变色不在恰好中和的pH＝7的点上，但体积差距很小，可以忽略不计
(3)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
<5.0红色
5.0～8.0紫色
>8.0蓝色
酚酞
<8.2无色
8.2～10.0浅红色
>10.0红色
甲基橙
<3.1红色
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
(4)中和滴定指示剂的选择
滴定种类
指示剂
强酸——强碱
酚酞或甲基橙
强酸——弱碱
甲基橙
强碱——弱酸
酚酞
(5)滴定终点的判断——以盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液为例
①若用酚酞作指示剂，当滴入最后一滴盐酸时，溶液的颜色由粉红色突变为无色，且半分钟内不变色，说明达到滴定终点
②若用甲基橙作指示剂，当滴入最后一滴盐酸时，溶液的颜色由黄色变为红色，且半分钟内不变色，说明达到滴定终点
【微点拨】
①若滴定终点为碱性时，选择酚酞；酸性时，选择甲基橙；中性时，酚酞、甲基橙都行
②在酸碱中和滴定的实验中，不用石蕊作指示剂，主要原因是：石蕊的“红色→紫色”、“紫色→蓝色”的颜色变化不够明显，不利于及时、准确地作出酸碱是否恰好完全中和的判断
③并不是所有的滴定都须使用指示剂，如：用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色褪去时即为滴定终点
④用HCl滴定0.1mol/L Na2CO3溶液，第一步生成NaHCO3时，可选用酚酞为指示剂，由红色→浅红→无色。化学方程式为：Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl；第二步生成碳酸(CO2↑＋H2O)，可选用甲基橙为指示剂，由黄色→橙色，化学方程式为：NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑
⑤强酸与强碱完全中和时，溶液的pH就为7，但指示剂变色时，溶液的pH不等于7。是因为：强酸强碱完全中和时溶液的pH就为7，而滴定的终点则是通过指示剂颜色的变化来观察，此时溶液的pH往往不是7，但由滴定曲线可知：在滴定过程中开始一段时间溶液的pH变化不大，处于量变过程中，而在接近完全中和时，滴入0.02ml的碱溶液时，溶液的pH变化很大，溶液由酸性变中性再变成碱性发生了突变，之后再滴入碱溶液，溶液的pH变化又比较缓慢，说明滴定过程中，溶液的酸碱性变化经过了由量变引起质变的过程，有一段发生了pH突变的过程，完全中和和酚酞或甲基橙指示剂变色的pH虽不同，但只相差半滴，即只有0.02 mL左右，这种误差在许可的范围之内
⑥指示剂的用量一般是2～3滴。当指示剂刚好变色，并在半分钟内不褪色，即认为已达到滴定终点。酸碱中和滴定是通过指示剂颜色的变化来确定滴定终点
⑦酸和碱的中和能力是指一定物质的量的酸(或碱)完全中和所消耗的碱(或酸)的能力，而不是指酸碱中和后溶液的pH＝7
二、酸碱中和滴定误差分析
1．误差分析依据：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，c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝，因为c(标准)与V(待测)已确定，所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果
2．滴定管读数误差分析：滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面最低点在同一水平线上。试分析下列图示读数对滴定结果的影响
(1)如图Ⅰ，开始仰视读数，滴定完毕俯视读数，滴定结果会偏小
(2)如图Ⅱ，开始俯视读数，滴定完毕仰视读数，滴定结果会偏大
3．常见的误差分析——以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例
步骤
操作
V标准
c(NaOH)
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
偏大
偏高
碱式滴定管未用待测液润洗
偏小
偏低
锥形瓶用待测液润洗
偏大
偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
偏小
偏低
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
偏大
偏高
滴定过程中振荡锥形瓶时部分液体溅出
偏小
偏低
滴定时，部分酸液滴出锥形瓶外
偏大
偏高
滴定时有几滴标准溶液滴在锥形瓶的内壁上而未用蒸馏水冲入瓶内
偏大
偏高
溶液颜色较浅时滴入盐酸过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化
偏大
偏高
滴定完毕后立即读数，半分钟后颜色又褪去
偏小
偏低
读数
滴定前仰视读数或滴定后俯视读数
偏小
偏低
滴定前俯视读数或滴定后仰视读数
偏大
偏高
三、滴定实验的拓展与应用——氧化还原滴定和沉淀滴定
1．氧化还原滴定
(1)原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质，或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。
(2)试剂：常见用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等；常见用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等
(3)指示剂：氧化还原滴定的指示剂有三类
①氧化还原指示剂
②专用指示剂，如：在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘标准溶液变蓝
③自身指示剂，如：高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色
(4)实例
①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液
原理
2MnO＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O
指示剂
酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂
终点判断
当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点
②Na2S2O3溶液滴定碘液
原理
2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI
指示剂
用淀粉溶液作指示剂
终点判断
当滴入最后一滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点
2．沉淀滴定
(1)含义：沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法，生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－的浓度
(2)原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液测定溶液中Cl－的含量时，常以CrO为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶
(3)实例
滴定内容
指示剂
终点颜色变化
解题策略
用标准A gNO3溶液滴定含Cl－的溶液
K2CrO4溶液
出现砖红色沉淀
(Ag2CrO4为砖红色沉淀)
利用沉淀的先后顺序判断滴定终点并利用反应物与生成物间的数量关系进行计算
盐类的水解
【知识网络】
【核心知识梳理】
一、盐类水解及其规律
1．盐类的水解
(1)定义：在水溶液中，盐电离出来的弱酸根阴离子或弱碱阳离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解
(2)条件：可溶盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱根阳离子，即有弱才水解，强酸强碱盐不水解
(3)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
盐电离→→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈碱性、酸性或中性
(4)盐类水解的特点
①可逆：盐类的水解是可逆反应，是酸碱中和反应的逆反应
②吸热：中和反应是放热反应，因此盐类的水解是吸热反应
③微弱：通常情况下，盐类的水解程度很微弱
2．盐类的水解规律
有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性；越弱越水解，都弱双水解；同强显中性
盐的类型
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
实例
NaCl、KNO3
NH4Cl、Cu(NO3)2
CH3COONa、Na2CO3
是否水解
否
是
是
水解的离子
无
NH、Cu2＋
CH3COO－、CO
溶液的酸碱性
中性
酸性
碱性
溶液的pH (25 ℃)
pH＝7
pH<7
pH>7
【微点拨】
①“越弱越水解”指的是盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液的碱性(或酸性)越强，若酸性HA>HB，那么相同浓度的NaA和NaB溶液，后者的碱性强
如：CH3COOH的酸性比HClO的酸性强，则相同浓度时，CH3COO－的水解程度比ClO－小，后者的碱性强
②盐类发生水解反应后，其水溶液往往呈酸性或碱性， 但也有特殊情况，如CH3COONH4溶液呈中性
③能发生相互促进的水解反应的盐溶液的酸碱性，取决于弱酸、弱碱的相对强弱，如NH4F溶液呈酸性，是因
为HF的电离常数大于NH3·H2O的电离常数
3．水解离子方程式的书写
(1)书写形式：盐中的离子＋水弱酸+ OH－，如：R－＋H2OHR＋OH－ 显碱性
盐中的离子＋水弱碱+H+， 如：M+＋H2OMOH＋H+ 显酸性
(2)不同类型盐水解的离子方程式
①一元弱酸强碱盐
CH3COONa：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－；NaClO：ClO－＋H2OHClO＋OH－
②一元弱碱强酸盐
NH4Cl：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋；(NH4)2SO4：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
③多元弱酸强碱盐(正盐)：多元弱酸强碱盐水解是分步进行的，应分步书写。水解程度主要取决于第一步反应
Na2CO3：CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－
Na2S：S2－＋H2OHS－＋OH－，HS－＋H2OH2S＋OH－
④多元弱碱强酸盐：多元弱碱强酸盐水解也是分步的，由于中间过程复杂，中学阶段仍写成一步
CuCl2：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋；AlCl3：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋
【微点拨】
①盐类水解程度一般很小，水解产物很少，不生成沉淀和气体，也不发生分解，因此书写水解的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”，也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式
②多元弱酸根分步书写，水的化学计量数始终是1，以第一步为主，一般只写第一步水解方程式
4．水解常数及应用
(1)含义：盐类水解的平衡常数，称为水解常数，用Kh表示
(2)表达式
①对于A－＋H2OHA＋OH－，Kh＝
②对于B＋＋H2OBOH＋H＋，Kh＝
(3)意义和影响因素
①Kh越大，表示相应盐的水解程度越大
②Kh只受温度的影响，升高温度，Kh值增大
(4)与电离常数的关系
①强碱弱酸盐：Kh＝
如：CH3COONa：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
②强酸弱碱盐：Kh＝
如：NH4Cl：NH4+＋H2ONH3·H2O＋H+
③多元弱酸强碱盐：
Na2CO3：CO32－＋H2OHCO3－＋OH－ ，HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－
(5)水解常数的应用
①计算盐溶液中c(H＋)或c(OH－)
a．对于A－＋H2OHA＋OH－
起始： c 0 0
平衡：c－c(HA) c(HA) c(OH－)
Kh＝≈，c(OH－)＝
b．同理对于B＋＋H2OBOH＋H＋，c(H＋)＝
②判断水解程度大小、盐溶液的酸碱性
一定浓度的CH3COONH4溶液，由于Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5≈Kb(NH3·H2O)＝1.71×10－5，则CH3COO－与NH 的水解常数近似相等，二者水解程度相同，CH3COONH4溶液呈中性，c(CH3COO－)＝c(NH )
③判断盐溶液的酸碱性和微粒浓度的大小
a．单一溶液
ⅰ.一定浓度的NaHCO3溶液，Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝5.6×10－11，Kh＝＝≈2.27×10－8＞Ka2，HCO
的水解程度大于其电离程度，溶液呈碱性，c(OH－)＞c(H＋)，c(H2CO3)＞c(CO)
ⅱ.一定浓度的NaHSO3溶液，Ka1＝1.54×10－2，Ka2＝1.2×10－7，Kh＝＝≈6.5×10－13＜Ka2，HSOCO
的水解程度小于其电离程度，溶液呈酸性，c(H＋)>c(OH－)，c(SO)>c(H2SO3)
b．混合溶液
ⅰ.如物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa混合溶液，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Kh＝＝≈5.7×10－10c(OH－)，c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)
ⅱ.又如物质的量浓度相等的HCN和NaCN混合溶液，Ka(HCN)＝4.9×10－10，Kh＝＝≈2.0×10－5＞Ka(HCN)，CN－的水解程度大于HCN的电离程度，溶液呈碱性，c(OH－)＞c(H＋)，c(HCN)＞c(Na＋)＞c(CN－)
5．酸式强碱盐溶液酸碱性的判断：酸式强碱盐的水溶液呈什么性质，这要看该盐的组成微粒的性质
(1)强酸的酸式盐只电离，不水解，一定显酸性，如NaHSO4：NaHSO4===Na+＋H+＋SO42－
(2)弱酸的酸式盐(NaHA)存在两种趋势，既存在电离平衡又存在水解平衡：NaHA===Na+＋HA－
HA－H++A2－ (电离，显酸性)
HA－+H2OH2A+OH－ (水解，显碱性)
①若电离程度大于水解程度，则显酸性，常见的酸式盐中，显酸性的有：NaHSO3、KHC2O4
②若水解程度大于电离程度，则显碱性；常见的酸式盐中，显碱性的有：NaHCO3、NaHS
如：NaHSO3===Na+＋HSO3－ (H2SO3：K1＝1.54×10－2，K2＝1.02×10－7)
HSO3－H+＋SO32－ (主要，大)呈酸性
HSO3—＋H2OH2SO3＋OH－ (次要，小)
NaHCO3===Na+＋HCO3－ (H2CO3：K1＝4.30×10－7 ，K2＝5.61×10－11)
HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－ (主要，大)呈碱性
HCO3－H+＋CO32－ (次要，小)
(3)在酸式盐NaHA溶液中，电离程度>水解程度、c(H+)>c(OH－)和c(A2－)>c(H2A)是等价条件，都表明溶液呈酸性，反之亦反
6．完全双水解反应：某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子，相互促进对方的水解，使两种离子的水解趋于完全，这样的水解反应称为完全(彻底)双水解，此类反应的离子方程式用“===”而不用“”表示，并标“↑”和“↓”
(1)离子方程式书写技巧：书写离子方程式时，一般要根据水解的特征、水解生成的酸和碱的特点确定反应物和生成物，以离子的电荷守恒和质量守恒相结合的方法进行配平
Na2S与AlCl3溶液混合：2Al3+＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑
NH4Cl和NaAlO2溶液混合：NH4+＋AlO2－＋2H2O===Al(OH)3↓＋NH3·H2O
(2)常见的能发生双水解反应(因而不能大量共存)的离子组合有
①Al3+和CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－、SiO32－、ClO－
②Fe3+和CO32－、HCO3－、AlO2－、SiO32－、ClO－
③NH4+和AlO2－、SiO32－
(3)NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度仍然很小，离子间可以大量共存，水解方程式仍用可逆符号表示，不标“↑”和“↓”，不稳定产物也忽略其分解。因此，NH4+和CO32－、NH4+和HCO3－、NH4+和CH3COO－在同一溶液中能大量共存，NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O
二、影响盐类水解的主要因素
1．内因：盐类水解程度的大小主要由盐的性质所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难电离(电离常数越小)，盐的水解程度越大，即越弱越水解
2．外因
影响因素
水解平衡
水解程度
水解产生离子的浓度
温度
升高
右移
增大
增大
浓度
增大
右移
减小
增大
减小(即稀释)
右移
增大
减小
外加酸碱
酸
弱碱阳离子水解程度减小
碱
弱酸阴离子水解程度减小
以FeCl3水解为例[Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋]
条件
移动方向
H＋数
pH
水解程度
现象
升温
向右
增多
减小
增大
颜色变深
通入HCl(g)
向左
增多
减小
减小
颜色变浅
加H2O
向右
增多
增大
增大
颜色变浅
加NaHCO3
向右
减少
增大
增大
生成红褐色沉淀，放出气体
加少量NaF[
向右
减
升
增大
颜色变深
加少量NaOH
向右
减
升
增大
红褐色沉淀
【微点拨】
①相同条件下的水解程度：
a．正盐＞相应的酸式盐，如 CO＞HCO
b．水解相互促进的盐＞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
②稀释溶液时，盐溶液被稀释后浓度越小，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
③向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，并不会与CH3COONa溶液水解产生的OH－反应，使平衡向水解方
向移动，主要原因是体系中c(CH3COOH)增大，会使平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－左移
三、盐类水解的应用
1．盐类水解的应用
(1)判断溶液的酸碱性
如：FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
(2)配制可水解的盐溶液：某些强酸弱碱盐在配制溶液时因水解而浑浊，需加相应的酸来抑制水解
如：在配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸来抑制FeCl3水解
(3)可水解盐溶液的贮存：某些弱酸强碱盐水解呈碱性，用玻璃试剂瓶贮存时，不能用玻璃塞
如：Na2CO3溶液、NaF溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中，应贮存于带橡胶塞的试剂瓶中
(4)制备Fe(OH)3胶体：将饱和FeCl3溶液滴入沸水中因水解而得到红褐色Fe(OH)3胶体
如：制取Fe(OH)3胶体的离子反应为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
(5)分析某些活泼金属与强酸弱碱盐溶液的反应
如：镁条放入NH4Cl、FeCl3、CuCl2溶液中产生氢气
(6)判断溶液中离子能否大量共存：部分水解显酸性的离子与部分水解显碱性的离子之间因双水解相互促进而不能大量共存，如：Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO；Fe3＋与HCO、CO、AlO；NH与AlO、SiO因相互促进水解强烈而不能大量共存
(7)判断盐所对应酸的相对强弱
如：相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ
(8)证明弱酸或弱碱的某些实验可以考虑盐的水解
如：证明Cu(OH)2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红(显酸性)来证明
(9)比较非金属的非金属性强弱
如：相同浓度时，硅酸钠、碳酸氢钠、硫酸钠的pH依次减小，则非金属性：Si＜C＜S
(10)制备无水盐：工业制备某些无水盐时，不能用蒸发结晶的方法
如：由MgCl2·6H2O制无水MgCl2要在HCl气流中加热，否则：MgCl2·6H2OMg(OH)2＋2HCl↑＋4H2O
(11)制备无机化合物
如：用TiCl4制备TiO2：TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·xH2O↓＋4HCl。制备时加入大量的水，同时加热，促进水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得TiO2
(12)物质的提纯
如：MgCl2溶液中混有少量FeCl3杂质，因Fe3＋的水解程度比Mg2＋水解程度大，可加入MgO或Mg(OH)2或MgCO3，使Fe3＋的水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去
(13)FeCl3溶液止血：在较小的伤口上，涂上FeCl3可有效止血。因为Fe3＋在水解时：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+产生的Fe(OH)3胶体，其胶粒带的正电荷中和了和血液中带负电荷胶粒，发生聚沉，从而使血液凝固
(14)一些盐(如Al2S3)的制取：由于某些弱酸弱碱盐在水中强烈水解，因此这些弱酸弱碱盐的制取不能通过溶液之间的反应而得到
如：Al2S3的制取，若用含Al3＋的物质与含S2－的物质在溶液中进行反应，则由于它们相互促进水解而生成Al(OH)3和H2S，得不到Al2S3，应用硫粉和铝混合加热制取
(15)热的纯碱液去油污效果更好：CO32－在水中水解为CO32－＋H2OHCO3－＋OH－，加热可使CO32－的水解程度增大，产生c(OH－)较大，而油污中的油脂在碱性较强的条件下，水解受到促进，故热的纯碱比冷的效果好
(16)明矾(铝盐)用作净水剂
如：明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋，生成的Al(OH)3胶体吸附水中悬浮的杂质而使水变澄清
(17)泡沫灭火原理：泡沫灭火器中分别盛装Al2(SO4)3溶液与小苏打溶液，使用时两者混合发生水解相互促进反应，产生CO2气体和Al(OH)3沉淀，将燃烧物质与空气隔离开，其水解的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
(18)铵态氮肥不能与草木灰混合使用：NH与CO水解相互促进放出氨气而降低铵态氮肥的肥效
(19)除锈剂：NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂，因为NH、Zn2＋水解，呈酸性，能溶解铁锈
如：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋、Zn2＋＋2H2OZn(OH)2＋2H＋
2．盐溶液蒸干时所得产物的判断
(1)金属阳离子易水解的挥发性强酸盐：蒸干时得到氢氧化物，灼烧时得到氧化物
如：AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3
(2)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(aq)Al2(SO4)3(s)，CuSO4(aq)CuSO4(s)
(3)酸根阴离子易水解的强碱盐：蒸干得原溶质
如：Na2CO3(aq)Na2CO3(s)
(4)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、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为：
Ca(HCO3)2CaCO3(CaO)；NaHCO3Na2CO3；KMnO4K2MnO4＋MnO2；NH4ClNH3↑＋HCl↑
(5)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：Na2SO3(aq)Na2SO4(s)；FeSO4(aq)Fe2(SO4)3(s)
(6)弱酸的铵盐：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
电解质溶液中离(粒)子浓度大小比较
一、单一解质溶液中“三个守恒和一个比较”
1、电荷守恒：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等
实例
解题思路
以Na2S溶液为例
①写出Na2S溶液中电离和水解过程
Na2S===2Na＋＋S2－
S2－＋H2OHS－＋OH－
HS－＋H2OH2S＋OH－
H2OH＋＋OH－
②分析溶液中所有的阴、阳离子
Na＋、H＋、S2－、HS－、OH－
③阴、阳离子浓度乘以自身所带的电荷数建立等式
1×c(Na＋)＋1×c(H＋)＝2×c(S2－)＋1×c(HS－)＋1×c(OH－)
化简得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)
2、物料守恒(也叫原子守恒)：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，
变成了其它离子或分子，使离子的种类增多，但却不能使离子或分子中某种特定元素的原子的数目发生变化，其质量在反应前后是守恒的，始终遵循原子守恒
实例
解题思路
以Na2S溶液为例
①分析溶质中的特定元素的原子或原子团间的定量关系(特定元素除H、O元素外)
，即n(Na＋)＝2n(S2－)，S2－在水中部分会水解成HS－、H2S，共三种含硫元素的存在形式
②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式
c(Na＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)
3、质子守恒——以Na2S溶液为例
(1)方法一：可以由电荷守恒与物料守恒推导出来，将两个守恒中不水解的Na＋消掉
电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)
物料守恒：c(Na＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)
将Na＋消掉得：c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)，即为质子守恒
(2)方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－，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。可用下列图示进行快速书写
Na2S水溶液中的质子转移作用图
质子守恒
c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)
或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)
微点拨
得、失几个质子，微粒前面系数就是几个
4、离子(粒子)浓度比较——以Na2S溶液为例
分析思路
存在的平衡过程
抓住电离和水解都是微弱的，分清主次关系
Na2S===2Na＋＋S2－
S2－＋H2OHS－＋OH－ (主)
HS－＋H2OH2S＋OH－ (次)
H2OH＋＋OH－
粒子浓度顺序：c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H2S)>c(H＋)
5．书写练习
(1)0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)
②物料守恒：c(Na＋)＝2c(CO)＋2c(HCO)＋2c(H2CO3)
③质子守恒：c(H＋)＋2c(H2CO3)＋c(HCO)＝c(OH－)
④大小关系：c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H2CO3)>c(H＋)
(2)0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)
②物料守恒：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)
③质子守恒：c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO)
④大小关系：c(Na＋)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)＞c(CO)
(3)0.1 mol·L－1 KHS溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)
②物料守恒：c(K＋)＝c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)
③质子守恒：c(H＋)＋c(H2S)＝c(OH－)＋c(S2－)
④大小关系：c(K＋)＞c(HS－)＞c(OH－)＞c(H2S)＞c(H＋)＞c(S2－)
(4)0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HSO)＋2c(SO)
②物料守恒：c(Na＋)＝2c(SO)＋2c(HSO)＋2c(H2SO3)
③质子守恒：c(H＋)＋2c(H2SO3)＋c(HSO)＝c(OH－)
④大小关系：c(Na＋)>c(SO)>c(OH－)>c(HSO)>c(H2SO3)>c(H＋)
(5)0.1 mol·L－1 NaHSO3溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HSO)＋2c(SO)
②物料守恒：c(Na＋)＝c(HSO)＋c(SO)＋c(H2SO3)
③质子守恒：c(H＋)＋c(H2SO3)＝c(OH－)＋c(SO)
④大小关系：c(Na＋)＞c(HSO)＞c(H＋)＞c(SO)＞c(OH－)＞c(H2SO3)
(6)0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)
③质子守恒：c(H＋)＋c(CH3COOH)＝c(OH－)
④大小关系：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)
(7)0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)
③质子守恒：c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)
④大小关系：c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)
(8)0.1 mol·L－1 (NH4)2SO4溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(OH－)
②物料守恒：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2c(SO)
③质子守恒：c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)
④大小关系：c(NH)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)
(9)0.1 mol·L－1 NaHC2O4溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O)＋2c(C2O)
②物料守恒：c(Na＋)＝c(HC2O)＋c(C2O)＋c(H2C2O4)
③质子守恒：c(H＋)＋c(H2C2O4)＝c(OH－)＋c(C2O)
④大小关系：c(Na＋)＞c(HC2O)＞c(H＋)＞c(C2O)＞c(OH－)＞c(H2C2O4)
二、四组混合溶液中“三个守恒和一个比较”
1．以“常温下，浓度均为0.1 mol·L－1 HA(弱酸)溶液和NaA溶液等体积混合，溶液呈酸性”为例
实例
解题思路
常温下，0.1 mol·L－1 HA溶液和NaA溶液等体积混合，溶液呈酸性
写出混合溶液中存在的平衡过程
NaA===Na＋＋A－
HA自身电离：HAH＋＋A－ ①(呈酸性，以HA电离为主)
NaAA－中水解：A－＋H2OHA＋OH－ ②(水解呈碱性，次要)
H2OH＋＋OH－
①电荷守恒
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)
②物料守恒
显然n(Na＋)：n(A)＝2：1，则2c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)
③质子守恒
将Na＋消掉得：c(HA)＋2c(H＋)＝c(A－)＋2c(OH－)
④离子(粒子)浓度比较
分析：在没有电离和水解之前c(Na＋)、c(A－)、c(HA)均为0.1 mol·L－1，
但由于溶液呈酸性，以HA的电离为主，即电离程度大于水解程度
c(HA)＝0.1－电离消耗＋水解生成<0.1
c(A－)＝0.1＋电离生成－水解消耗>0.1
c(Na＋)＝0.1，H＋是由HA电离出来的，电离程度很微弱，故浓度大小为：c(A－)>c(Na＋)>c(HA)>c(H＋)>c(OH－)
2．书写练习
(1)浓度均为0.1 mol·L－1 CH3COONa和CH3COOH的混合溶液(呈酸性)中粒子浓度关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Na＋)
③质子守恒：c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)
④大小关系：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－)
(2)浓度均为0.1 mol·L－1 NH4Cl和氨水的混合溶液(呈碱性)中粒子浓度关系
①电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2c(Cl－)
③质子守恒：c(NH)＋2c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋2c(OH－)
④大小关系：c(NH)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋)
(3)浓度均为0.1 mol·L－1 Na2CO3和NaHCO3的混合溶液(呈碱性)中粒子浓度关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)
②物料守恒：2c(Na＋)＝3[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]
③质子守恒：2c(OH－)＋c(CO)＝2c(H＋)＋c(HCO)＋3c(H2CO3)
④大小关系：c(Na＋)＞c(HCO)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(H＋)
(4)浓度均为0.1 mol·L－1 NaCN和HCN的混合溶液(呈碱性)中粒子浓度关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CN－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(CN－)＋c(HCN)＝2c(Na＋)
③质子守恒：c(HCN)＋2c(H＋)＝c(CN－)＋2c(OH－)
④大小关系：c(HCN)＞c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)
电解质溶液的图像分析与解题思路
【常见图像与解题思路】
1．强碱滴定一元弱酸——抓“五点”
室温下，向20 mL 0.1 mol·L－1 HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液pH的变化如图所示
关键点分析
溶液中溶质成分及粒子浓度大小关系
抓反应的“起始”点，即A点，判断酸、碱的相对强弱
溶质为HA，0.1mol·L－1 HA溶液的pH>1，故HA为弱酸
粒子浓度大小关系：c(HA)＞c(H＋)＞c(A－)＞c(OH－)
抓反应的“一半”点，即B点，判断是哪种溶质的等量混合
溶质是等物质的量的HA和NaA，且pH<7
粒子浓度大小关系：c(A－)＞c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＞c(OH－)
抓溶液的“中性”点，即C点，判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足
溶质是NaA和少量的HA，pH=7
粒子浓度大小关系：c(Na＋)＝c(A－)＞c(H＋)＝c(OH－)
抓“恰好”反应点，即D点，判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性
溶质是NaA，pH>7
粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)
抓反应的“过量”点，即E点，判断溶液中的溶质，判断哪种物质过量
溶质是等物质的量的NaA和NaOH，pH>7
粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)
2．多组反应图像
(1)强碱滴定一元强酸、一元弱酸
氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线
①曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低
②突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应
③室温下pH＝7不一定是终点：强碱与强酸反应时，终点是pH＝7；强碱与弱酸反应时，终点不是pH＝7而是pH>7
(2)强酸滴定一元强碱、一元弱碱
盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线
①曲线起点不同：强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高
②突跃点变化范围不同：强酸与强碱反应的突跃点变化范围大于强酸与弱碱反应
③室温下pH＝7不一定是终点：强酸与强碱反应时，终点是pH＝7；强酸与弱碱反应时，终点不是pH＝7而是pH<7)
3．分布系数图及分析
分布曲线：指以pH为横坐标、分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线
(1)一元弱酸的分布分数——以“弱酸HA”为例
曲线的名称
δ0为HA分布系数，δ1为A－分布系数
弱酸HA的分布分数
曲线的规律
①随着pH增大，溶质分子(HA)浓度不断减小，离子(A－)浓度逐渐增大
②当pHpKa时，主要存在形式是A－
③根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式，pH由2到6发生反应的离子方程式：HA＋OH－===A－＋H2O
④根据在一定pH的微粒分布系数和酸的分析浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度
交点
利用曲线的交点可以求出弱酸的Ka＝c(H＋)＝10－4.76
(2)二元弱酸的分布分数——以“弱酸H2A”为例
曲线的名称
δ0为H2A分布系数、δ1为HA－分布系数、
δ2为A2－分布系数
弱酸H2A的分布分数
曲线的规律
①当溶液的pH=1.2时δ0=δ1；当pH=4.2时δ1=δ2；当pH<1.2时，H2A占优势；当1.24.2时，A2－为主要存在形式
②根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式，pH由4到6发生反应的离子方程式：HA－＋OH－===A2－＋H2O
③根据在一定pH的微粒分布系数和酸的分析浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度
交点
利用曲线的两个交点可以分别求出弱酸的Ka1＝c(H＋)＝10－1.2、Ka2＝c(H＋)＝10－4.2
NaHA酸碱性的方法
方法1：δ1为HA－分布系数，当最大时可以认为全部是NaHA，此时横坐标为酸性，可以判定NaHA溶液显酸性
方法2：利用Ka1和Ka2，比较NaHA的水解常数Kh＝和电离常数Ka2的相对大小，即可判断NaHA溶液显酸性
(3)二元弱酸的分布分数——以“弱酸H3A”为例
曲线的名称
δ0为H3A分布系数、δ1为H2A－分布系数、δ2为HA2－分布系数、δ3为A3－分布系数
弱酸H3A的分布分数
曲线的规律
①当溶液的pH=2时δ0=δ1，pH=7.1时δ1=δ2，pH=12.2时δ2=δ3；当pH<2时，H3A占优势；当212.2时，A3－为主要存在形式
②根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式，pH由11到14发生反应的离子方程式：HA2－＋OH－===A3－＋H2O
③根据在一定pH的微粒分布系数和酸的分析浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度
交点
利用曲线的两个交点可以分别求出弱酸的Ka1＝c(H＋)＝10－2、Ka2＝c(H＋)＝10－7.1、
Ka3＝c(H＋)＝10－12.2
4．一元强碱滴定多元弱酸曲线
向20mL 0.1 mol/L H2A溶液中滴加0.1 mol/L NaOH溶液
①发生的反应有
NaOH＋H2A===NaHA＋H2O
NaOH＋NaHA===Na2A＋H2O
2NaOH＋H2A===Na2A＋2H2O
②根据反应的规律可知：Ⅰ代表H2A，Ⅱ代表HA－，Ⅲ代表A2－
③判断NaHA酸碱性的方法： V(NaOH)＝20mL时，溶质为NaHA，此时由纵坐标可得出c(HA－)>c(A2－)>c(H2A)，可知NaHA显酸性
5．水电离曲线
常温下，向20mL0.1mol·L－1 MOH溶液中滴加盐酸，溶液中由水电离出的c(H＋)随加入盐酸体积的变化如图所示
预备知识
影响水的电离平衡的因素：
①外加酸、碱或强酸的酸式盐抑制水的电离
②盐类水解促进水的电离
关键点分析
①a点：由水电离出的c(H＋)水=10－11mol·L－1，可知0.1mol·L－1 MOH溶液中c(OH－)=
10－3mol·L－1，推出MOH为弱碱，并可以求出其电离常数
②盐酸滴入MOH溶液过程中，溶质由MOHMOH和MClMClMCl和HCl，在这个过程中水的电离程度最大应该是MCl，可知c点应为MCl，那么b点应为MOH和MCl，d点应为MCl和HCl；因此b点为中性，d点不为中性，为酸性
6．对数曲线
(1)对数图像的含义：将溶液中某一微粒的浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值[如]取常用对数，即lg c(A)或lg，与溶液中的pH或溶液的体积等关系作出的图像称为对数图像
(2)常考对数图像的类型
图像种类
具体类型
含义
变化规律
对数
图像
lg
生成物与反应物离子浓度比的常用对数
lg越大，反应向正反应方向进行的程度越大
AG=lg
H+与OH－浓度比的常用对数
AG越大，酸性越强，中性时，=1，AG=0
负对数
图像
pH=—lg c(H+)
H+浓度的常用负对数
pH越大，c(H+)越小，溶液的碱性越强
pC=—lg c(C)
C离子浓度的常用负对数
pC越大，c(C)越小
—lg
生成物与反应物离子浓度比的常用负对数
—lg越大，反应向正反应方向进行的程度越小
(3)图像中数据的含义
①若c(A)=1，则lg c(A)=0；若c(A)=c(B)，则lg =0
②若c(A)>1，则lg c(A)取正值；且c(A)越大lg c(A)越大
若c(A)>c(B)，则lg 取正值，且越大lg 越大
③若c(A)<1，则lg c(A)取负值，且c(A)越大lg c(A)越小
若c(A)
①先确定图像的类型是对数图像还是负对数图像
②再弄清楚图像中横坐标和纵坐标的含义，是浓度对数还是比值对数
③抓住图像中特殊点：如pH＝7，lg x＝0，交叉点
④理清图像中曲线的变化趋势及含义，根据含义判断线上、线下的点所表示的意义
⑤将图像中数据或曲线的变化与所学知识对接，作出选项的正误判断
电解质的沉淀溶解平衡
【知识网络】
【核心知识梳理】
一、难溶电解质的沉淀溶解平衡
1．25 ℃时，溶解性与溶解度的关系
(1)溶解度(S)：在一定温度下，某固态物质在100 g溶剂中达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂中的溶解度，用S表示
(2)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
(3)结论：尽管难溶电解质的溶解度很小，但在水中并不是绝对不溶
2．沉淀溶解平衡的概念与特征
(1)概念：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，形成饱和溶液，达到平衡状态，把这种平衡称为沉淀溶解平衡
(2)建立过程
固体溶质溶液中的溶质
①v溶解>v沉淀 固体溶解
②v溶解＝v沉淀 溶解平衡
③v溶解
①逆：可逆过程
②等：v溶解＝v沉淀≠0
③动：动态平衡，溶解速率和沉淀速率不等于零
④定：平衡状态时，溶液中的离子浓度保持不变
⑤变：当改变外界条件时，溶解平衡发生移动
3．影响沉淀溶解平衡的因素
(1)内因：难溶电解质本身的性质是决定因素
(2)外界条件改变对溶解平衡的影响
①温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动(加热促进溶解)，同时KSP增大，溶解度S增大
②浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动(溶解的溶解质增多)，但KSP不变，溶解度S不变
③同离子：加入与难溶电解质构成中相同的离子，平衡向生成沉淀方向移动，但KSP不变，溶解度S减小
④其他：加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，但KSP不变，溶解度S增大
如：CaCO3中加入稀盐酸，盐酸电离出来的H+与结合CO，CO浓度减小，使平衡向右移动
【微点拨】
①沉淀、溶解之间这种动态平衡也决定了Ag＋与Cl－的反应不能完全进行到底。一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10－5 mol·L－1时，化学上通常认为生成沉淀的反应进行完全了
②AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)和AgCl===Ag＋＋Cl－表示的意义不同：前者表示AgCl的溶解平衡，后者表示AgCl在水中完全电离(是指溶解的那一部分)
③沉淀溶解平衡方程式各物质要标明聚集状态，如：Fe(OH)3(s)Fe3+(aq)＋3OH－(aq)
④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
⑤难溶电解质不一定是弱电解质，如BaSO4、AgCl等都是强电解质
二、溶度积常数及其应用
1．概念：在一定温度下，沉淀达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．表达式：AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)
如：Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq) Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)
3．Ksp的意义：Ksp的大小反映难溶电解质的溶解能力。当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp越大的难溶电解质在水中的溶解能力越强，一般溶解度也越大；但阴、阳离子个数比不相同时，Ksp大的难溶电解质的溶解度不一定大
如：相同条件下：KSP(AgCl)＞KSP(AgBr)＞KSP(AgI)，则S(AgCl)＞S(AgBr)＞S(AgI)，但不能比较AgCl和Ag2CrO4的溶解度大小
【微点拨】
①相同类型的难溶电解质，溶度积小的电解质，其溶解能力小
②不同类型的难溶电解质，溶度积小的电解质，其溶解能力不一定比溶度积大的溶解能力小，要确定其溶解能力大小，不能直接比较KSP的数值大小，要转化为溶解度来比较
4．Ksp的影响因素：溶度积只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大
5．应用——溶度积规则：对于AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)任意时刻，离子积Qc＝cm(An＋)·cn(Bm－)
(1)Qc>Ksp，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，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态
(3)Qc
一定温度下，难溶电解质溶于水达到沉淀溶解平衡时，所形成的难溶电解质溶液一定是饱和溶液，此时饱和溶液的溶解度(S)为一定值、质量分数(w%)为一定值、物质的量浓度(c)为定值、溶液的密度(ρ)为一定值。因此，溶度积KSP、溶解度S和饱和溶液的物质的量浓度c都可以用来衡量沉淀的溶解能力或程度，它们彼此关联，可以相互换算
1．单一难溶电解质的溶解度的计算 (以mol·L－1为单位)
(1)以AgCl(s)Ag+(aq)＋Cl－(aq)为例，KSP(AgCl)＝1.8×10－10
设AgCl的饱和溶液的浓度为x mol·L－1
AgCl(s) Ag+(aq) ＋ Cl－(aq)
1 1 1
x mol·L－1 x mol·L－1 x mol·L－1
则：Ksp＝c(Ag+)·c(Cl－)＝x2，＝1.34×10－5 mol·L－1
(2)以Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)＋CrO42－(aq)为例，KSP(Ag2CrO4)＝9.0×10－12
设Ag2CrO4的饱和溶液的浓度为y mol·L－1
Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq) ＋ CrO42－(aq)
1 2 1
y mol·L－1 2y mol·L－1 ymol·L－1
则：KSP＝c2(Ag+)·c(CrO42－)＝(2y)2·y＝4y3，＝1.3×10－4 mol·L－1
(3)以Fe(OH)3(S)Fe3+(aq)＋3OH－(aq)为例，KSP(Fe(OH)3)＝4.0×10－38
设Fe(OH)3的饱和溶液的浓度为z mol·L－1
Fe(OH)3(s) Fe3+(aq) ＋ 3OH－(aq)
1 1 3
z mol·L－1 z mol·L－1 3z mol·L－1
则：KSP＝c(Fe3+)·c3(OH－)＝z·(3z)3＝27z4，＝2.0×10－10 mol·L－1
【结论】
①AgCl、AgBr、AgI都为1:1型，，因此可以直接由溶度积比较其溶解度的大小
②类型不同的难溶电解质的溶度积大小不能直接反映出它们的溶解度大小，因为它们溶度积与溶解度的关系式是不同的
2．由饱和溶液的物质的量浓度c(mol/L)饱和溶液的溶解度S (g)
以AgCl(s)Ag+(aq)＋Cl－(aq)为例，饱和溶液的物质的浓度c＝1.34×10－5mol·L－1
即：1L溶液中含有1.34×10－5 mol的AgCl溶质，也就是(1.34×10－5×143.5)g＝1.92×10－3g
即：1L溶液中溶解的AgCl为1.92×10－3g，由于溶液极稀，其溶液近似等于水的密度，ρ＝1g/cm3
即：1000g溶液中溶解了1.92×10－3g的AgCl，100g水中溶解了1.92×10－4g的AgCl
即：AgCl的溶解度S(AgCl)＝1.92×10－4g
3．饱和溶液的溶解度S(g)由饱和溶液的物质的量浓度c(mol/L)KSP
20℃时，S(AgCl)＝1.5×10－4g，即：100g水中溶解了AgCl的质量为1.5×10－4g，由于溶液极稀，其溶液近似等于水的密度，ρ＝1g/cm3，也即是：0.1L水中溶解了AgCl的质量为1.5×10－4g，也即是：0.1L溶液中溶解了AgCl的质量为1.5×10－4g，此时n(AgCl)＝，c(AgCl)＝，
c(AgCl)＝1.05×10－5mol·L－1，KSP＝c(Ag+)·c(Cl－)＝1.05×10－5×1.05×10－5＝1.10×10－10
四、沉淀溶解平衡的应用
1．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，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解
(2)实验探究：Mg(OH)2沉淀溶解
实验步骤
向两支盛有少量Mg(OH)2固体的试管中分别加入适量的蒸馏水和盐酸，观察并记录现象
实验示意图
实验现象
滴加蒸馏水
滴加盐酸
浑浊
澄清
理论解释
Mg(OH)2溶解平衡不断向右移动，使完全溶解
(3)沉淀溶解的方法
①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
②盐溶液溶解法：Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、NH4Cl溶液中
如：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为：Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O
③配位溶解法
如：AgCl溶于氨水，离子方程式为：AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O
④氧化还原溶解法：原理是通过氧化还原反应使难溶物的离子浓度降低，使平衡向右移动而溶解。此法适用于具有明显氧化性或还原性的难溶物
如：不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3
2．沉淀的转化
(1)沉淀转化的过程探究
①实验探究：AgCl、AgI、Ag2S的转化
实验步骤
(1)向盛有2 mL 0.1 mol/L NaCl溶液的试管中滴加2滴0.1 mol/L AgNO3溶液，观察并记录现象
(2)振荡试管，然后向其中滴加4滴0.1 mol/L KI溶液，观察并记录现象
(3)振荡试管，然后再向其中滴加8滴0.1 mol/L Na2S溶液，观察并记录现象
实验示意图
实验现象
步骤(1)
步骤(2)
步骤(3)
有白色沉淀析出
白色沉淀转化为黄色沉淀
黄色沉淀转化为黑色沉淀
化学方
程式
NaCl＋AgNO3===
AgCl↓＋NaNO3
AgCl＋KI===AgI＋KCl
2AgI＋Na2S===
Ag2S＋2NaI
实验结论
AgCl沉淀转化为AgI沉淀，AgI沉淀又转化为Ag2S沉淀，说明溶解度由小到大的顺序为Ag2S
AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) Ksp＝1.8×10－10
AgI(s)Ag＋(aq)＋I－(aq) Ksp＝8.5×10－17
由Ksp值可看出AgI的溶解度远比AgCl小得多
当向AgCl沉淀中滴加KI溶液时，Q(AgI)＞Ksp(AgI)导致AgCl溶解，AgI生成，离子方程式可表示为：I－(aq)＋AgCl(s)AgI(s)＋Cl－(aq)
K＝＝＝≈2.1×106＞1×105
反应向正方向进行完全，即AgCl可转化为AgI沉淀
②实验探究：Mg(OH)2与Fe(OH)3的转化
实验步骤
(1)向盛有2 mL 0.1 mol/L MgCl2溶液的试管中滴加2~4滴2 mol/L NaOH溶液，观察并记录现象
(2)向上述试管中滴加4滴0.1 mol/L FeCl3溶液，静置，观察并记录现象
实验示意图
实验现象
步骤(1)
步骤(2)
产生白色沉淀
白色沉淀转化为红褐色沉淀
化学方程式
MgCl2＋2NaOH===Mg(OH)2↓＋2NaCl
3Mg(OH)2＋2FeCl3===2Fe(OH)3＋3MgCl2
实验结论
Mg(OH)2沉淀转化为Fe(OH)3沉淀，说明溶解度：Fe(OH)3
①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
②条件：两种沉淀的溶解度不同，一般来说，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。
【微点拨】
①组成类型相同的难溶电解质，Ksp较大的难溶电解质容易转化为Ksp较小的难溶电解质
②Ksp相差不大的难溶电解质，Ksp较小的难溶电解质在一定条件下可以转化为Ksp较大的难溶电解质
如：Ksp(BaSO4)＝1×10－10，Ksp(BaCO3)＝2.6×10－9，即Ksp(BaSO4)＜Ksp(BaCO3)，但两者相差不大，可以相互转化，在BaSO4饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，也可以转化成Ksp较大的BaCO3
③KSP：KSP(AgCl)＞KSP(AgBr)＞KSP(AgI)＞KSP(Ag2S)，则溶解度S(AgCl)＞S(AgBr)＞S(AgI)＞S(Ag2S)
沉淀转化：AgClAgBrAgIAg2S
(3)沉淀转化的应用
①锅炉除水垢(含有CaSO4)：CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)，
有关化学方程式：CaSO4(s)＋Na2CO3(aq)CaCO3(s)＋Na2SO4(aq)、CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑
②自然界中矿物的转化：原生铜的硫化物CuSO4溶液铜蓝(CuS)
有关化学方程式：ZnS(s)＋CuSO4(aq)CuS(s)＋ZnSO4(aq)，PbS(s)＋CuSO4(aq)CuS(s)＋PbSO4(s)
③工业废水处理：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
用FeS除去Hg2＋的离子方程式：FeS(s)＋Hg2＋(aq)HgS(s)＋Fe2＋(aq)
3．沉淀的生成
(1)原理：当Qc＞Ksp时，难溶电解质的溶解平衡向左移动，生成沉淀
(2)应用：可利用生成沉淀来达到除去溶液中杂质离子的目的
(3)方法
①调节pH法
a．工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，使Q[Fe(OH)3]＞Ksp[Fe(OH)3]可使Fe3＋转变为Fe(OH)3沉淀而除去。离子方程式为：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH
b．除去CuSO4溶液中少量Fe3+，可向溶液中加入Cu(OH) 2或Cu2(OH)2CO3，调节pH至3~4，使Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀除去。离子方程式为：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋、CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O
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，即离子积Q＞Ksp时，生成沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法
a．通入H2S除去Cu2＋的离子方程式：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋
b．加入Na2S除去Hg2＋的离子方程式：Hg2＋＋S2－===HgS↓
【微点拨】
①当离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，认为已完全沉淀
②判断沉淀反应中沉淀生成的先后顺序：当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，溶解度小的最先沉淀；如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差越大，就能分步沉淀，从而就能达到分离离子的目的
③调节pH法(水解法)除杂实例
Cu2+ (Fe3+)：CuO、Cu(OH) 2、CuCO3、Cu2(OH)2CO3；Mg2+ (Fe3+)：MgO、Mg(OH) 2、MgCO3
【知识网络】
【核心知识梳理】
一、电离平衡状态
1．概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率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，电离过程就达到了电离平衡状态
2．建立过程
3．电离平衡的特征
①弱：研究对象是弱电解质
②等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等
③动：电离平衡是一种动态平衡，即1mol CH3COOH电离同时则有1mol CH3COOH分子形成
④定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子
⑤变：条件改变时，电离平衡发生移动，各粒子的浓度要发生改变
4．电离平衡的影响因素
(1)内因：电解质本身的性质，通常电解质越弱，电离程度越小
(2)外因
①浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大(越稀越电离)；浓度越大，电离程度越小
a．同一弱电解质，稀释溶液时，电离平衡将向电离的方向移动，电离程度增大，但溶液中离子浓度不一定变大，如：弱酸HA溶液稀释时，c(HA)、c(H＋)、c(A－)均减小(参与平衡建立的微粒)，但c(OH－)会增大
b．增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小
②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
③同离子效应——加入具有相同离子的物质
加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度减小
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离方向移动
以0.1 mol·L－1 CH3COOHCH3COO－＋H+为例
平衡移动方向
电离
程度
n(H＋)
c(H＋)
c(CH3COO－ )
c(CH3COOH )
导电
能力
平衡常数Ka
加水稀释
右
增大
增大
减小
减小
减小
减弱
不变
加冰醋酸
右
减小
增大
增大
增大
增大
增强
不变
升温
右
增大
增大
增大
增大
减小
增强
增大
加CH3COONa(s)
左
减小
减小
减小
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
左
减小
增大
增大
减小
增大
增强
不变
加NaOH(s)
右
增大
减小
减小
增大
减小
增强
不变
加Na2CO3(s)
右
增大
减小
减小
增大
减小
增强
不变
加入镁粉
右
增大
减小
减小
增大
减小
增强
不变
二、电离平衡常数
1．电离常数
(1)概念：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，又称电离常数，用K表示
(2)电离平衡常数的表示方法：如弱电解质ABA＋＋B－
K＝ (在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度，酸一般用Ka表示，碱用Kb表示)
①一元弱酸的电离平衡常数：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝
②一元弱碱的电离平衡常数：NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝
③多元弱酸的电离平衡常数：多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用K1、K2等来分别表示
H2CO3H＋＋HCO Ka1＝
HCOH＋＋CO Ka2＝
多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1≫Ka2，第一级电离程度较大，第一步电离产生的H+，对第二级、第三级电离起抑制作用，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
④弱碱的电离平衡常数：由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用难溶物的溶度积常数
(3)意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应酸或碱的酸性或碱性相对越强
(4)特点
①电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大
②多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……所以其酸性主要取决于第一步电离
(5)电离常数的应用
①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：相同温度下，根据三种酸的电离常数，则三种酸的强弱关系：HZ>HY>HX
酸
HX
HY
HZ
电离平衡常数
9×10－7
9×10－6
1×10－2
②定量判断电离平衡移动的方向、解释移动的原因
如：0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，平衡移动方向的判断，溶液中c(H＋)的变化情况
CH3COOH H＋ ＋ CH3COO－
原平衡： c(CH3COOH) c(H＋) c(CH3COO－)
假设稀释
至n倍后：Q＝＝＝
的结果使c(CH3COOH)减小，由于平衡常数不变，故c(H＋)和c(CH3COO－)都必然减小
③判断溶液微粒浓度比值的变化，利用温度不变，电离常数不变来判断
如：把0.1 mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，
稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则变大
④判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应盐的水解程度越小，盐溶液的碱性(或酸性)越弱
如：CH3COOH的酸性比HClO的酸性强，则相同浓度时，CH3COO－的水解程度比ClO－小，后者的碱性强
⑤判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
如：已知25 ℃时弱酸的电离平衡常数HCN：Ka＝4.9×10－10，H2S：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－15，则反 应Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN能发生，原因是：根据电离平衡常数的关系，电离氢离子的能力(酸性)：H2S>HCN>HS－，所以反应Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN可以发生
又如：H2CO3：Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11，苯酚(C6H5OH)：Ka＝1.3×10－10，向苯酚钠(C6H5ONa)溶液中通入的CO2不论是少量还是过量，其化学方程式均为C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3
⑥计算常温下一定浓度的弱酸或弱碱溶液中的c(H＋)或c(OH－)
如：已知25 ℃时某弱酸HX的电离常数Ka＝1.75×10－5，计算0.1 mol·L－1的HX溶液中H＋浓度是多少？
HX H＋ ＋ X－
起始：c(HX) 0 0
平衡： c(HX)－c(X－) c(H＋) c(X－)[约等于c(H＋)]
则Ka＝≈，由于弱电解质的电离程度很小，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)
c(H＋)≈＝ mol·L－1≈1.32×10－3mol·L－1
2．电离度
(1)概念：在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比
(2)表示方法
(3)影响因素
温度的影响
升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小
浓度的影响
当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大
(4)一元弱酸、一元弱碱电离度的计算
①一元弱酸：HAH+＋A—
②一元弱碱：BOHB+＋OH—
如：浓度相同的HCl、CH3COOH，溶液中H+浓度关系为：前者＞后者
H+浓度相同的HCl、CH3COOH，则HCl分子、CH3COOH分子的浓度的关系为：前者＜后者
(5)电离度与平衡常数的关系——电离平衡常数与电离度(α)的关系(以一元弱酸为例)
25 ℃，c mol·L－1的弱酸HA，设电离度为α
CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始浓度/mol·L－1 c 0 0
变化浓度/mol·L－1 c酸·α c酸·α c酸·α
平衡浓度/mol·L－1 c酸－c酸·α c酸·α c酸·α
电离平衡常数Ka＝＝，由于α很小，可认为1－α≈1
则Ka＝c酸·α2，α＝ (越稀越电离)
则：c(H＋)＝c酸·α＝
三、强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
1．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
项目
酸
c(H＋)
pH
溶液的
导电性
中和碱
的能力
与活泼金属反应
产生H2的量
开始与金属反应的速率
盐酸
大
小
强
相同
相同
大
醋酸溶液
小
大
弱
小
(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
项目
酸
c(H＋)
c(酸)
溶液的
导电性
中和碱
的能力
与活泼金属反应
产生H2的量
开始与金属反应的速率
盐酸
相同
小
相同
小
少
相同，反应过程中醋酸的快
醋酸溶液
大
大
多
2．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸加水稀释的图像
加水稀释相同的倍数
加水稀释到相同的pH
醋酸的pH大
盐酸加入的水多
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸加水稀释的图像
加水稀释相同的倍数
加水稀释到相同的pH
盐酸的pH大
醋酸加入的水多
四、判断HA为一元弱酸的两种常用方法
实验方法
结论
①测0.01 mol·L-1 HA溶液的pH
pH=2，HA为强酸；pH>2，HA为弱酸
②室温下测NaA溶液的pH
pH=7，HA为强酸；pH>7，HA为弱酸
③相同条件下，测相同浓度的HA溶液和盐酸(强酸)的导电性
若导电性相同，则HA为强酸；
若导电性较盐酸弱，则HA为弱酸
④测定同pH的HA与HCl溶液稀释相同倍数后的pH变化
若ΔpH(HA)=ΔpH(HCl)，HA是强酸；
若ΔpH(HA)<ΔpH(HCl)，HA是弱酸
⑤测定等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别中和NaOH的量
若消耗NaOH的量相同，则HA为强酸；
若HA溶液消耗NaOH的量较盐酸多，则HA为弱酸
⑥往同浓度的HA和HCl中投入相同的Zn粒
开始反应速率快的为强酸；开始反应速率慢的为弱酸
⑦从升高温度后pH的变化判断
若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸；
若升高温度，溶液的pH变化幅度小，则是强酸
水的电离和溶液的pH
【知识网络】
【核心知识梳理】
一、水的电离与水的离子积常数
1．水的电离：水是一种极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－
2．水的电离平衡常数：
因为水的电离极其微弱，在室温下1L纯水(即55.6 mol)只有1×10－7mol H2O电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，因此c(H2O)可以视为常数，上式可表示为：c (H+)·c (OH—)＝K电离·c (H2O)。其中常数K电离与常数c(H2O)的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作KW，即K W= c(H＋)· c(OH—)
3．水的离子积常数(KW)
(1)表达式：KW＝c(H＋)·c(OH－)，室温时，KW＝1.0×10－14
(2)影响因素：KW只受温度影响，由于水的电离是吸热过程，温度升高，KW增大
4．影响水的电离平衡的因素
(1)温度(升高温度，促进水的电离)：水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向正方向移动，电离程度增大，c(H＋)和c(OH－)均增大，KW增大，由于c(H＋)和c(OH－)始终保持相等，故仍呈中性
(2)加入酸、碱或强酸的酸式盐(抑制水的电离)：向纯水中加入酸或NaHSO4、碱，由于酸(碱)电离产生的H＋(OH―)，使溶液中c(H＋)或c(OH－)增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小
(3)含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐(促进水的电离)：在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H＋和OH－结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大
体系变化
条件
平衡移
动方向
Kw
水的电
离程度
c(OH－)
c(H＋)
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
HCl
逆
不变
减小
减小
增大
NaOH
逆
不变
减小
增大
减小
可水解的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
5．水的离子积适用范围：KW不仅适用于纯水(或其他中性溶液)，也适用于酸、碱、盐的稀溶液，不管是哪种溶液，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)一定相等
6．水的离子积表达式的应用：在水溶液中，均存在水的电离平衡，因此在表达式中，c(H＋)、c(OH―)表示整个溶液总物质的量浓度，KW＝c(H＋)溶液·c(OH－)溶液
(1)纯水中：KW＝c(H＋)水·c(OH－)水
(2)酸溶液中：KW＝[c(H＋)酸＋c(H＋)水]·c(OH－)水，由于c(H＋)酸>>c(H＋)水，故忽略水电离出的H＋
即：KW＝c(H＋)酸·c(OH－)水，但由水电离出来的：c(H＋)水＝c(OH－)水
例：计算25℃，0.1 mol·L－1的HCl中，c(H＋)酸＝0.1 mol·L－1，c(H＋)水＝1.0×10－13 mol·L－1，c(OH－)水＝1.0×10－13 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)水·c(OH－)水＝1.0×10－13×1.0×10－13＝1.0×10－26
(3)碱溶液中：KW＝c(H＋)水·[c(OH－)碱＋c(OH－)水]，由于c(OH－)碱>>c(OH－)水，故忽略水电离出的OH－
即：KW＝c(H＋)水·c(OH－)碱，但由水电离出来的：c(H＋)水＝c(OH－)水
例：计算25℃，0.1 mol·L－1的NaOH中，c(H＋)水＝1.0×10－13 mol·L－1，c(OH－)碱＝0.1 mol·L－1，c(OH－)水＝
1.0×10－13 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)水·c(OH－)水＝1.0×10－13×1.0×10－13＝1.0×10－26
【微点拨】
①在不同溶液中，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－)一定相等
②对于酸、碱、盐的稀溶液中，c(H2O)也可认为是定值。Kw＝c(H＋)·c(OH－)，但c(H＋)、c(OH－)为溶液中的浓度，不一定是水电离出的
③酸、碱能抑制水的电离，故室温下，酸、碱溶液中水电离产生的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，而能水解的盐溶液中水电离产生的c(H＋)[或c(OH－)]>1×10－7 mol·L－1
④室温下，由水电离出的c水(H＋)或c水(OH－)＜10－7 mol·L－1时，可能是加酸或加碱抑制了水的电离
⑤给水加热，水的电离程度增大，c(H＋)＞10－7 mol·L－1，pH<7，但水仍显中性
二、溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性
(1)溶液的酸碱性：溶液酸碱性的判断标准是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小
(2)溶液的酸碱性与c(H＋)和c(OH－)的关系
c(H＋)与c(OH－)相对大小
c(H＋)/mol·L－1的范围(25 ℃)
中性溶液
c(OH－)＝c(H＋)
c(H＋)＝1.0×10－7
酸性溶液
c(OH－)
碱性溶液
c(OH－)>c(H＋)
c(H＋)<1.0×10－7
(3)溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系
①pH的定义：pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝－lg c(H＋)
②pH的意义：pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强
③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
④pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1
【微点拨】
①酸性(碱性)溶液并不一定是酸类(碱类)物质
②判断溶液的酸碱性不能根据c (H+)和c (OH –)绝对大小，而应比较二者相对大小，不受温度影响
③溶液的酸碱性也不能根据pH来判断，如：pH=7的溶液不一定为中性溶液，100℃时，pH=6为中性溶液
④当c(H＋)或c(OH－)大于1 mol·L－1时，通常用c(H＋)或c(OH－)直接表示
⑤当c(H＋)或c(OH－)小于或等于1 mol·L－1时，通常用pH表示
2．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)
指示剂
变色范围(颜色与pH的关系)
石蕊
<5.0红色
5.0～8.0紫色
>8.0蓝色
酚酞
<8.2无色
8.2～10.0浅红色
>10.0红色
甲基橙
<3.1红色
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
(2)利用pH试纸测定
①使用pH试纸的正确操作：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
②常用的广范pH试纸：其pH范围是1～14(最常用)，可以识别的pH差约为1，只能读整数
(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。其量程为0～14，可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)
【微点拨】
①使用pH试纸测溶液pH时不能用蒸馏水润湿
②pH试纸不能测漂白性的物质的pH(如：氯水、次氯酸盐、浓硝酸)，pH试纸不能测脱水性的物质的pH(如：浓硫酸)
三、pH的计算 (25 ℃)
1．单一溶液的pH计算
(1)求强酸溶液的pH：已知c mol·L－1 的HnA强酸溶液，则c(H＋)＝nc mol·L－1；
(2)求强碱溶液的pH：已知c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液，则c(OH－)＝nc mol·L－1；
(求碱溶液pH时注意转换)
2．酸碱溶液混合后pH的计算
(1)强酸与强酸混合 (稀溶液体积变化忽略)
两强酸混合：先求混合后的c(H+)混，，然后再求pH
速算规律： pH相差2个单位以上的强酸等体积混合，混合后的pH混==pH小＋0.3
(2)强碱与强碱混合 (稀溶液体积变化忽略)
两强碱混合：先计算，再求，最后求pH
速算规律：pH相差2个单位以上的强碱等体积混合，混合后的pH混 = pH大－0.3
3．强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
强酸与强碱溶液混合：根据n(H+)与n(OH－)的相对大小先判断酸、碱的过量情况
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)
②若酸过量[n(H+)＞n(OH－)]：先求，再求pH
③若碱过量[n(OH－)＞n(H＋)]：先求，再求，最后求pH
4．常温下，酸与碱pH之和为14，等体积混合
(1)若为强酸与强碱，则混合后pH=7
(2)若为强酸与弱碱，则混合后pH>7
(3)若为弱酸与强碱，则混合后pH<7
5．溶液的稀释与pH
(1)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
pH>b－n
pH＝b－n
无限稀释
pH趋向于7
(2)酸碱溶液稀释时pH的变化图像
①pH相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图
②c相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图
【微点拨】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
四、计算水电离产生c(H＋)和c(OH－)的5种类型(25 ℃时)
(1)计算方法
①任何情况下水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的
②当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)：在溶液中c(H＋)、c(OH－)较小的数值是水电离出来的
溶液(25 ℃)
c(H＋) /(mol·L－1)
c(OH－) /(mol·L－1)
c(H＋)水或c(OH－)水/(mol·L－1)
0.01 mol·L－1盐酸
1.0×10－2
1.0×10－12
1.0×10－12
0.1 mol·L－1NaOH溶液
1.0×10－13
1.0×10－1
1.0×10－13
③当促进水的电离时(如盐的水解)：在溶液中c(H＋)、c(OH－)较大的数值是水电离出来的
溶液(25 ℃)
c(H＋) /(mol·L－1)
c(OH－) /(mol·L－1)
c(H＋)水或c(OH－)水/(mol·L－1)
pH＝5的NH4Cl溶液
1.0×10－5
1.0×10－9
1.0×10－5
pH＝10的Na2CO3溶液
1.0×10－10
1.0×10－4
1.0×10－4
(2)常见计算的2种类型(25 ℃)
①中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1
②酸溶液——OH－全部来自水的电离：c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(OH－)
例：pH＝2的盐酸中c(H＋)＝10－2 mol·L－1，则 c(OH－)水＝1×10－12 mol·L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1
③碱溶液——H＋全部来自水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(H＋)
例：pH＝12的NaOH溶液中c(H＋)水＝1×10－12 mol·L－1，即水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1
④水解呈酸性的盐溶液——H＋全部来自水的电离：c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(H＋)
例：pH==5的NH4Cl溶液中，由水电离出的 c(H＋)水＝10－5 mol·L－1，因部分OH－与部分NH结合使溶液中
c(OH－)＝10－9 mol·L－1
⑤水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(OH－)
例：pH＝12的Na2CO3溶液中，由水电离出的 c(OH－)水＝10－2 mol·L－1，因部分H＋与部分CO结合使溶液中c(H＋)＝10－12 mol·L－1
酸碱中和滴定
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【核心知识梳理】
一、酸碱中和滴定实验
1．概念和原理
(1)概念：依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法
(2)原理：在中和反应中，酸提供的H＋与碱提供的OH－之间的物质的量相等
即：c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，则c(H＋)＝或c(OH－)＝
(3)实验关键
①准确测定参加反应酸、碱的体积
②准确判断滴定终点
2．主要试剂：标准溶液、待测溶液、指示剂、蒸馏水
3．主要仪器及使用
(1)仪器：图(A)是酸式滴定管、图B是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯、pH计
(2)滴定管的认识
①构造：滴定管的管身是内径均匀、带有刻度的细长玻璃管，酸式滴定管的下端是玻璃活塞，碱式滴定管的下端是由橡皮管和玻璃球构成的阀
②滴定管的使用要求：酸式滴定管不能盛放碱液、水解呈碱性的溶液和氢氟酸，可以呈酸液、氧化性溶液和中性溶液，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶管；碱式滴定管不能盛放酸液和强氧化性溶液，可以呈碱液和中性溶液，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开
③规格：滴定管的最小分度是0.1 mL，实验室中常用滴定管的规格有25 mL和50 mL两种
④滴定管的读数方法：0刻度在上，从上往下读，读数时取小数点后两位，估读至0.01 mL；如：24.00 mL、23.38 mL
⑤用途：滴定管主要是用来精确地量取一定体积的液体
(3)滴定管的使用方法
①检查仪器：使用滴定管前，首先要检查活塞是否漏水
检查滴定管是否漏水的方法：向滴定管内加水(对酸式滴定管，要先关闭活塞)至液面在“0”刻度线附近，用滴定管夹将滴定管固定在铁架台上，观察滴定管是否漏水。若不漏水，对酸式滴定管将活塞旋转180°，对碱式滴定管松动其阀门，放出少量液体，再次观察滴定管是否漏水，经两次检查都不漏水的滴定管是检漏合格的滴定管。只有不漏水的滴定管才能使用，若滴定管漏水，则不能使用
②润洗仪器：滴定管在加入酸、碱反应液之前，先用蒸馏水洗涤干净，然后分别用待装液润洗2～3次
润洗的方法：从滴定管上口加入3~5 mL所要盛装的酸或碱，倾斜着转动滴定管，使液体润湿全部滴定管内壁。然后，一手控制活塞(轻轻转动酸式滴定管的活塞；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：分别将酸、碱反应液加入酸式、碱式滴定管中，使液面位于“0”刻度以上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：在滴定管下放一烧杯，调节活塞或玻璃球，使滴定管尖嘴部分充满反应液，如果滴定管内部有气泡，应快速放液以赶出气泡，然后调节滴定管液面使其处于“0”刻度或“0”刻度以下的某一刻度。准确读取数值并记录
排气泡的方法——快速放液的方法
酸式滴定管
将酸式滴定管垂直夹持在滴定管夹上，旋转活塞，使溶液快速流出的同时使气泡排出
碱式滴定管
将碱式滴定管垂直夹持在滴定管夹上，使尖嘴向上，并捏住小球后上部的橡皮管，使溶液快速流出的同时使气泡排出
⑤放出反应液：根据实验需要从滴定管中逐滴放出一定量的反应液
4．实验操作——以用盐酸标准液滴定NaOH溶液为例
(1)查漏：使用前先检查滴定管活塞是否漏水
(2)洗涤
①锥形瓶：只能用蒸馏水洗涤，不能用待测溶液润洗
②滴定管洗涤：应先用自来水，再用蒸馏水，然后再用标准溶液(或待测溶液)润洗2~3次，以避免溶液被滴定管内壁上附着的蒸馏水稀释而导致浓度变小
③洗涤的原则：少量多次
④洗涤的标准：管内壁不挂水珠
(3)取液
①向润洗过的碱式滴定管中加入待测浓度的NaOH溶液，赶出气泡、调节液面至“0”刻度后，用碱式滴定管向锥形瓶中滴入25.00 mL 待测溶液，再向其中滴加2滴酚酞溶液
②向润洗过的酸式滴定管中加入标准盐酸，赶出气泡、调节液面至“0”刻度后准确记录读数为V1 mL
(4)滴定：在锥形瓶下垫一张白纸，左手控制滴定管的活塞，向锥形瓶中先快后慢地加入标准盐酸(后面逐滴加入，接近终点时，改成滴加半滴酸)，右手摇动锥形瓶，眼睛观察锥形瓶内溶液的颜色变化
(5)读数：当加入最后半滴标准盐酸，溶液由粉红色变为无色，且半分钟内不变色，停止滴定。平视滴定管中凹液面最低点，读取溶液体积为V2 mL
(6)计算：以(V2－V1)为消耗的标准盐酸的体积，取2～3次实验结果的平均值，依据c(NaOH)＝计算待测NaOH溶液的物质的量浓度
【微点拨】
①滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇，甚至半滴一摇，利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液
②滴定操作要点：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
③在滴定过程中瓶口不能碰滴定管下端尖嘴
④滴定终点的判断答题模板：当滴入最后半滴标准溶液时，溶液由×××色变成×××色 ，且半分钟内溶液颜色不发生变化，表明到达滴定终点
如：用a mol·L－1 HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液，若用酚酞作指示剂，达到滴定终点的现象：滴入最后一滴盐酸，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色
⑤在滴定过程中瓶口不能碰滴定管下端尖嘴
5．指示剂的选择
(1)中和滴定曲线：以滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液的pH为纵坐标绘出一条溶液的pH随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线
用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 HCl溶液过程中的pH变化曲线
加入的VNaOH (mL)
余VHCl (mL)
过量VNaOH (mL)
pH
中和滴定曲线
0.00
20.00
1.0
18.00
2.00
2.3
19.80
0.20
3.3
19.98
0.02
4.3
20.00
0.00
7.0
20.02
0.02
9.7
20.20
0.20
10.7
22.00
2.00
11.7
40.00
20.00
12.5
(2)指示剂选择的依据：由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色发生明显变化，有利于确定滴定终点，所以即使酚酞、甲基橙的变色不在恰好中和的pH＝7的点上，但体积差距很小，可以忽略不计
(3)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
<5.0红色
5.0～8.0紫色
>8.0蓝色
酚酞
<8.2无色
8.2～10.0浅红色
>10.0红色
甲基橙
<3.1红色
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
(4)中和滴定指示剂的选择
滴定种类
指示剂
强酸——强碱
酚酞或甲基橙
强酸——弱碱
甲基橙
强碱——弱酸
酚酞
(5)滴定终点的判断——以盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液为例
①若用酚酞作指示剂，当滴入最后一滴盐酸时，溶液的颜色由粉红色突变为无色，且半分钟内不变色，说明达到滴定终点
②若用甲基橙作指示剂，当滴入最后一滴盐酸时，溶液的颜色由黄色变为红色，且半分钟内不变色，说明达到滴定终点
【微点拨】
①若滴定终点为碱性时，选择酚酞；酸性时，选择甲基橙；中性时，酚酞、甲基橙都行
②在酸碱中和滴定的实验中，不用石蕊作指示剂，主要原因是：石蕊的“红色→紫色”、“紫色→蓝色”的颜色变化不够明显，不利于及时、准确地作出酸碱是否恰好完全中和的判断
③并不是所有的滴定都须使用指示剂，如：用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色褪去时即为滴定终点
④用HCl滴定0.1mol/L Na2CO3溶液，第一步生成NaHCO3时，可选用酚酞为指示剂，由红色→浅红→无色。化学方程式为：Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl；第二步生成碳酸(CO2↑＋H2O)，可选用甲基橙为指示剂，由黄色→橙色，化学方程式为：NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑
⑤强酸与强碱完全中和时，溶液的pH就为7，但指示剂变色时，溶液的pH不等于7。是因为：强酸强碱完全中和时溶液的pH就为7，而滴定的终点则是通过指示剂颜色的变化来观察，此时溶液的pH往往不是7，但由滴定曲线可知：在滴定过程中开始一段时间溶液的pH变化不大，处于量变过程中，而在接近完全中和时，滴入0.02ml的碱溶液时，溶液的pH变化很大，溶液由酸性变中性再变成碱性发生了突变，之后再滴入碱溶液，溶液的pH变化又比较缓慢，说明滴定过程中，溶液的酸碱性变化经过了由量变引起质变的过程，有一段发生了pH突变的过程，完全中和和酚酞或甲基橙指示剂变色的pH虽不同，但只相差半滴，即只有0.02 mL左右，这种误差在许可的范围之内
⑥指示剂的用量一般是2～3滴。当指示剂刚好变色，并在半分钟内不褪色，即认为已达到滴定终点。酸碱中和滴定是通过指示剂颜色的变化来确定滴定终点
⑦酸和碱的中和能力是指一定物质的量的酸(或碱)完全中和所消耗的碱(或酸)的能力，而不是指酸碱中和后溶液的pH＝7
二、酸碱中和滴定误差分析
1．误差分析依据：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，c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝，因为c(标准)与V(待测)已确定，所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果
2．滴定管读数误差分析：滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面最低点在同一水平线上。试分析下列图示读数对滴定结果的影响
(1)如图Ⅰ，开始仰视读数，滴定完毕俯视读数，滴定结果会偏小
(2)如图Ⅱ，开始俯视读数，滴定完毕仰视读数，滴定结果会偏大
3．常见的误差分析——以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例
步骤
操作
V标准
c(NaOH)
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
偏大
偏高
碱式滴定管未用待测液润洗
偏小
偏低
锥形瓶用待测液润洗
偏大
偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
偏小
偏低
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
偏大
偏高
滴定过程中振荡锥形瓶时部分液体溅出
偏小
偏低
滴定时，部分酸液滴出锥形瓶外
偏大
偏高
滴定时有几滴标准溶液滴在锥形瓶的内壁上而未用蒸馏水冲入瓶内
偏大
偏高
溶液颜色较浅时滴入盐酸过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化
偏大
偏高
滴定完毕后立即读数，半分钟后颜色又褪去
偏小
偏低
读数
滴定前仰视读数或滴定后俯视读数
偏小
偏低
滴定前俯视读数或滴定后仰视读数
偏大
偏高
三、滴定实验的拓展与应用——氧化还原滴定和沉淀滴定
1．氧化还原滴定
(1)原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质，或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。
(2)试剂：常见用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等；常见用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等
(3)指示剂：氧化还原滴定的指示剂有三类
①氧化还原指示剂
②专用指示剂，如：在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘标准溶液变蓝
③自身指示剂，如：高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色
(4)实例
①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液
原理
2MnO＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O
指示剂
酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂
终点判断
当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点
②Na2S2O3溶液滴定碘液
原理
2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI
指示剂
用淀粉溶液作指示剂
终点判断
当滴入最后一滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点
2．沉淀滴定
(1)含义：沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法，生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－的浓度
(2)原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液测定溶液中Cl－的含量时，常以CrO为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶
(3)实例
滴定内容
指示剂
终点颜色变化
解题策略
用标准A gNO3溶液滴定含Cl－的溶液
K2CrO4溶液
出现砖红色沉淀
(Ag2CrO4为砖红色沉淀)
利用沉淀的先后顺序判断滴定终点并利用反应物与生成物间的数量关系进行计算
盐类的水解
【知识网络】
【核心知识梳理】
一、盐类水解及其规律
1．盐类的水解
(1)定义：在水溶液中，盐电离出来的弱酸根阴离子或弱碱阳离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解
(2)条件：可溶盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱根阳离子，即有弱才水解，强酸强碱盐不水解
(3)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
盐电离→→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈碱性、酸性或中性
(4)盐类水解的特点
①可逆：盐类的水解是可逆反应，是酸碱中和反应的逆反应
②吸热：中和反应是放热反应，因此盐类的水解是吸热反应
③微弱：通常情况下，盐类的水解程度很微弱
2．盐类的水解规律
有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性；越弱越水解，都弱双水解；同强显中性
盐的类型
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
实例
NaCl、KNO3
NH4Cl、Cu(NO3)2
CH3COONa、Na2CO3
是否水解
否
是
是
水解的离子
无
NH、Cu2＋
CH3COO－、CO
溶液的酸碱性
中性
酸性
碱性
溶液的pH (25 ℃)
pH＝7
pH<7
pH>7
【微点拨】
①“越弱越水解”指的是盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液的碱性(或酸性)越强，若酸性HA>HB，那么相同浓度的NaA和NaB溶液，后者的碱性强
如：CH3COOH的酸性比HClO的酸性强，则相同浓度时，CH3COO－的水解程度比ClO－小，后者的碱性强
②盐类发生水解反应后，其水溶液往往呈酸性或碱性， 但也有特殊情况，如CH3COONH4溶液呈中性
③能发生相互促进的水解反应的盐溶液的酸碱性，取决于弱酸、弱碱的相对强弱，如NH4F溶液呈酸性，是因
为HF的电离常数大于NH3·H2O的电离常数
3．水解离子方程式的书写
(1)书写形式：盐中的离子＋水弱酸+ OH－，如：R－＋H2OHR＋OH－ 显碱性
盐中的离子＋水弱碱+H+， 如：M+＋H2OMOH＋H+ 显酸性
(2)不同类型盐水解的离子方程式
①一元弱酸强碱盐
CH3COONa：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－；NaClO：ClO－＋H2OHClO＋OH－
②一元弱碱强酸盐
NH4Cl：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋；(NH4)2SO4：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
③多元弱酸强碱盐(正盐)：多元弱酸强碱盐水解是分步进行的，应分步书写。水解程度主要取决于第一步反应
Na2CO3：CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－
Na2S：S2－＋H2OHS－＋OH－，HS－＋H2OH2S＋OH－
④多元弱碱强酸盐：多元弱碱强酸盐水解也是分步的，由于中间过程复杂，中学阶段仍写成一步
CuCl2：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋；AlCl3：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋
【微点拨】
①盐类水解程度一般很小，水解产物很少，不生成沉淀和气体，也不发生分解，因此书写水解的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”，也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式
②多元弱酸根分步书写，水的化学计量数始终是1，以第一步为主，一般只写第一步水解方程式
4．水解常数及应用
(1)含义：盐类水解的平衡常数，称为水解常数，用Kh表示
(2)表达式
①对于A－＋H2OHA＋OH－，Kh＝
②对于B＋＋H2OBOH＋H＋，Kh＝
(3)意义和影响因素
①Kh越大，表示相应盐的水解程度越大
②Kh只受温度的影响，升高温度，Kh值增大
(4)与电离常数的关系
①强碱弱酸盐：Kh＝
如：CH3COONa：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
②强酸弱碱盐：Kh＝
如：NH4Cl：NH4+＋H2ONH3·H2O＋H+
③多元弱酸强碱盐：
Na2CO3：CO32－＋H2OHCO3－＋OH－ ，HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－
(5)水解常数的应用
①计算盐溶液中c(H＋)或c(OH－)
a．对于A－＋H2OHA＋OH－
起始： c 0 0
平衡：c－c(HA) c(HA) c(OH－)
Kh＝≈，c(OH－)＝
b．同理对于B＋＋H2OBOH＋H＋，c(H＋)＝
②判断水解程度大小、盐溶液的酸碱性
一定浓度的CH3COONH4溶液，由于Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5≈Kb(NH3·H2O)＝1.71×10－5，则CH3COO－与NH 的水解常数近似相等，二者水解程度相同，CH3COONH4溶液呈中性，c(CH3COO－)＝c(NH )
③判断盐溶液的酸碱性和微粒浓度的大小
a．单一溶液
ⅰ.一定浓度的NaHCO3溶液，Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝5.6×10－11，Kh＝＝≈2.27×10－8＞Ka2，HCO
的水解程度大于其电离程度，溶液呈碱性，c(OH－)＞c(H＋)，c(H2CO3)＞c(CO)
ⅱ.一定浓度的NaHSO3溶液，Ka1＝1.54×10－2，Ka2＝1.2×10－7，Kh＝＝≈6.5×10－13＜Ka2，HSOCO
的水解程度小于其电离程度，溶液呈酸性，c(H＋)>c(OH－)，c(SO)>c(H2SO3)
b．混合溶液
ⅰ.如物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa混合溶液，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Kh＝＝≈5.7×10－10
ⅱ.又如物质的量浓度相等的HCN和NaCN混合溶液，Ka(HCN)＝4.9×10－10，Kh＝＝≈2.0×10－5＞Ka(HCN)，CN－的水解程度大于HCN的电离程度，溶液呈碱性，c(OH－)＞c(H＋)，c(HCN)＞c(Na＋)＞c(CN－)
5．酸式强碱盐溶液酸碱性的判断：酸式强碱盐的水溶液呈什么性质，这要看该盐的组成微粒的性质
(1)强酸的酸式盐只电离，不水解，一定显酸性，如NaHSO4：NaHSO4===Na+＋H+＋SO42－
(2)弱酸的酸式盐(NaHA)存在两种趋势，既存在电离平衡又存在水解平衡：NaHA===Na+＋HA－
HA－H++A2－ (电离，显酸性)
HA－+H2OH2A+OH－ (水解，显碱性)
①若电离程度大于水解程度，则显酸性，常见的酸式盐中，显酸性的有：NaHSO3、KHC2O4
②若水解程度大于电离程度，则显碱性；常见的酸式盐中，显碱性的有：NaHCO3、NaHS
如：NaHSO3===Na+＋HSO3－ (H2SO3：K1＝1.54×10－2，K2＝1.02×10－7)
HSO3－H+＋SO32－ (主要，大)呈酸性
HSO3—＋H2OH2SO3＋OH－ (次要，小)
NaHCO3===Na+＋HCO3－ (H2CO3：K1＝4.30×10－7 ，K2＝5.61×10－11)
HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－ (主要，大)呈碱性
HCO3－H+＋CO32－ (次要，小)
(3)在酸式盐NaHA溶液中，电离程度>水解程度、c(H+)>c(OH－)和c(A2－)>c(H2A)是等价条件，都表明溶液呈酸性，反之亦反
6．完全双水解反应：某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子，相互促进对方的水解，使两种离子的水解趋于完全，这样的水解反应称为完全(彻底)双水解，此类反应的离子方程式用“===”而不用“”表示，并标“↑”和“↓”
(1)离子方程式书写技巧：书写离子方程式时，一般要根据水解的特征、水解生成的酸和碱的特点确定反应物和生成物，以离子的电荷守恒和质量守恒相结合的方法进行配平
Na2S与AlCl3溶液混合：2Al3+＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑
NH4Cl和NaAlO2溶液混合：NH4+＋AlO2－＋2H2O===Al(OH)3↓＋NH3·H2O
(2)常见的能发生双水解反应(因而不能大量共存)的离子组合有
①Al3+和CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－、SiO32－、ClO－
②Fe3+和CO32－、HCO3－、AlO2－、SiO32－、ClO－
③NH4+和AlO2－、SiO32－
(3)NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度仍然很小，离子间可以大量共存，水解方程式仍用可逆符号表示，不标“↑”和“↓”，不稳定产物也忽略其分解。因此，NH4+和CO32－、NH4+和HCO3－、NH4+和CH3COO－在同一溶液中能大量共存，NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O
二、影响盐类水解的主要因素
1．内因：盐类水解程度的大小主要由盐的性质所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难电离(电离常数越小)，盐的水解程度越大，即越弱越水解
2．外因
影响因素
水解平衡
水解程度
水解产生离子的浓度
温度
升高
右移
增大
增大
浓度
增大
右移
减小
增大
减小(即稀释)
右移
增大
减小
外加酸碱
酸
弱碱阳离子水解程度减小
碱
弱酸阴离子水解程度减小
以FeCl3水解为例[Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋]
条件
移动方向
H＋数
pH
水解程度
现象
升温
向右
增多
减小
增大
颜色变深
通入HCl(g)
向左
增多
减小
减小
颜色变浅
加H2O
向右
增多
增大
增大
颜色变浅
加NaHCO3
向右
减少
增大
增大
生成红褐色沉淀，放出气体
加少量NaF[
向右
减
升
增大
颜色变深
加少量NaOH
向右
减
升
增大
红褐色沉淀
【微点拨】
①相同条件下的水解程度：
a．正盐＞相应的酸式盐，如 CO＞HCO
b．水解相互促进的盐＞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
②稀释溶液时，盐溶液被稀释后浓度越小，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
③向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，并不会与CH3COONa溶液水解产生的OH－反应，使平衡向水解方
向移动，主要原因是体系中c(CH3COOH)增大，会使平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－左移
三、盐类水解的应用
1．盐类水解的应用
(1)判断溶液的酸碱性
如：FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
(2)配制可水解的盐溶液：某些强酸弱碱盐在配制溶液时因水解而浑浊，需加相应的酸来抑制水解
如：在配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸来抑制FeCl3水解
(3)可水解盐溶液的贮存：某些弱酸强碱盐水解呈碱性，用玻璃试剂瓶贮存时，不能用玻璃塞
如：Na2CO3溶液、NaF溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中，应贮存于带橡胶塞的试剂瓶中
(4)制备Fe(OH)3胶体：将饱和FeCl3溶液滴入沸水中因水解而得到红褐色Fe(OH)3胶体
如：制取Fe(OH)3胶体的离子反应为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
(5)分析某些活泼金属与强酸弱碱盐溶液的反应
如：镁条放入NH4Cl、FeCl3、CuCl2溶液中产生氢气
(6)判断溶液中离子能否大量共存：部分水解显酸性的离子与部分水解显碱性的离子之间因双水解相互促进而不能大量共存，如：Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO；Fe3＋与HCO、CO、AlO；NH与AlO、SiO因相互促进水解强烈而不能大量共存
(7)判断盐所对应酸的相对强弱
如：相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ
(8)证明弱酸或弱碱的某些实验可以考虑盐的水解
如：证明Cu(OH)2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红(显酸性)来证明
(9)比较非金属的非金属性强弱
如：相同浓度时，硅酸钠、碳酸氢钠、硫酸钠的pH依次减小，则非金属性：Si＜C＜S
(10)制备无水盐：工业制备某些无水盐时，不能用蒸发结晶的方法
如：由MgCl2·6H2O制无水MgCl2要在HCl气流中加热，否则：MgCl2·6H2OMg(OH)2＋2HCl↑＋4H2O
(11)制备无机化合物
如：用TiCl4制备TiO2：TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·xH2O↓＋4HCl。制备时加入大量的水，同时加热，促进水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得TiO2
(12)物质的提纯
如：MgCl2溶液中混有少量FeCl3杂质，因Fe3＋的水解程度比Mg2＋水解程度大，可加入MgO或Mg(OH)2或MgCO3，使Fe3＋的水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去
(13)FeCl3溶液止血：在较小的伤口上，涂上FeCl3可有效止血。因为Fe3＋在水解时：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+产生的Fe(OH)3胶体，其胶粒带的正电荷中和了和血液中带负电荷胶粒，发生聚沉，从而使血液凝固
(14)一些盐(如Al2S3)的制取：由于某些弱酸弱碱盐在水中强烈水解，因此这些弱酸弱碱盐的制取不能通过溶液之间的反应而得到
如：Al2S3的制取，若用含Al3＋的物质与含S2－的物质在溶液中进行反应，则由于它们相互促进水解而生成Al(OH)3和H2S，得不到Al2S3，应用硫粉和铝混合加热制取
(15)热的纯碱液去油污效果更好：CO32－在水中水解为CO32－＋H2OHCO3－＋OH－，加热可使CO32－的水解程度增大，产生c(OH－)较大，而油污中的油脂在碱性较强的条件下，水解受到促进，故热的纯碱比冷的效果好
(16)明矾(铝盐)用作净水剂
如：明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋，生成的Al(OH)3胶体吸附水中悬浮的杂质而使水变澄清
(17)泡沫灭火原理：泡沫灭火器中分别盛装Al2(SO4)3溶液与小苏打溶液，使用时两者混合发生水解相互促进反应，产生CO2气体和Al(OH)3沉淀，将燃烧物质与空气隔离开，其水解的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
(18)铵态氮肥不能与草木灰混合使用：NH与CO水解相互促进放出氨气而降低铵态氮肥的肥效
(19)除锈剂：NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂，因为NH、Zn2＋水解，呈酸性，能溶解铁锈
如：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋、Zn2＋＋2H2OZn(OH)2＋2H＋
2．盐溶液蒸干时所得产物的判断
(1)金属阳离子易水解的挥发性强酸盐：蒸干时得到氢氧化物，灼烧时得到氧化物
如：AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3
(2)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(aq)Al2(SO4)3(s)，CuSO4(aq)CuSO4(s)
(3)酸根阴离子易水解的强碱盐：蒸干得原溶质
如：Na2CO3(aq)Na2CO3(s)
(4)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、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为：
Ca(HCO3)2CaCO3(CaO)；NaHCO3Na2CO3；KMnO4K2MnO4＋MnO2；NH4ClNH3↑＋HCl↑
(5)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：Na2SO3(aq)Na2SO4(s)；FeSO4(aq)Fe2(SO4)3(s)
(6)弱酸的铵盐：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
电解质溶液中离(粒)子浓度大小比较
一、单一解质溶液中“三个守恒和一个比较”
1、电荷守恒：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等
实例
解题思路
以Na2S溶液为例
①写出Na2S溶液中电离和水解过程
Na2S===2Na＋＋S2－
S2－＋H2OHS－＋OH－
HS－＋H2OH2S＋OH－
H2OH＋＋OH－
②分析溶液中所有的阴、阳离子
Na＋、H＋、S2－、HS－、OH－
③阴、阳离子浓度乘以自身所带的电荷数建立等式
1×c(Na＋)＋1×c(H＋)＝2×c(S2－)＋1×c(HS－)＋1×c(OH－)
化简得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)
2、物料守恒(也叫原子守恒)：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，
变成了其它离子或分子，使离子的种类增多，但却不能使离子或分子中某种特定元素的原子的数目发生变化，其质量在反应前后是守恒的，始终遵循原子守恒
实例
解题思路
以Na2S溶液为例
①分析溶质中的特定元素的原子或原子团间的定量关系(特定元素除H、O元素外)
，即n(Na＋)＝2n(S2－)，S2－在水中部分会水解成HS－、H2S，共三种含硫元素的存在形式
②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式
c(Na＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)
3、质子守恒——以Na2S溶液为例
(1)方法一：可以由电荷守恒与物料守恒推导出来，将两个守恒中不水解的Na＋消掉
电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)
物料守恒：c(Na＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)
将Na＋消掉得：c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)，即为质子守恒
(2)方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－，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。可用下列图示进行快速书写
Na2S水溶液中的质子转移作用图
质子守恒
c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)
或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)
微点拨
得、失几个质子，微粒前面系数就是几个
4、离子(粒子)浓度比较——以Na2S溶液为例
分析思路
存在的平衡过程
抓住电离和水解都是微弱的，分清主次关系
Na2S===2Na＋＋S2－
S2－＋H2OHS－＋OH－ (主)
HS－＋H2OH2S＋OH－ (次)
H2OH＋＋OH－
粒子浓度顺序：c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H2S)>c(H＋)
5．书写练习
(1)0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)
②物料守恒：c(Na＋)＝2c(CO)＋2c(HCO)＋2c(H2CO3)
③质子守恒：c(H＋)＋2c(H2CO3)＋c(HCO)＝c(OH－)
④大小关系：c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H2CO3)>c(H＋)
(2)0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)
②物料守恒：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)
③质子守恒：c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO)
④大小关系：c(Na＋)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)＞c(CO)
(3)0.1 mol·L－1 KHS溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)
②物料守恒：c(K＋)＝c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)
③质子守恒：c(H＋)＋c(H2S)＝c(OH－)＋c(S2－)
④大小关系：c(K＋)＞c(HS－)＞c(OH－)＞c(H2S)＞c(H＋)＞c(S2－)
(4)0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HSO)＋2c(SO)
②物料守恒：c(Na＋)＝2c(SO)＋2c(HSO)＋2c(H2SO3)
③质子守恒：c(H＋)＋2c(H2SO3)＋c(HSO)＝c(OH－)
④大小关系：c(Na＋)>c(SO)>c(OH－)>c(HSO)>c(H2SO3)>c(H＋)
(5)0.1 mol·L－1 NaHSO3溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HSO)＋2c(SO)
②物料守恒：c(Na＋)＝c(HSO)＋c(SO)＋c(H2SO3)
③质子守恒：c(H＋)＋c(H2SO3)＝c(OH－)＋c(SO)
④大小关系：c(Na＋)＞c(HSO)＞c(H＋)＞c(SO)＞c(OH－)＞c(H2SO3)
(6)0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)
③质子守恒：c(H＋)＋c(CH3COOH)＝c(OH－)
④大小关系：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)
(7)0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)
③质子守恒：c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)
④大小关系：c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)
(8)0.1 mol·L－1 (NH4)2SO4溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(OH－)
②物料守恒：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2c(SO)
③质子守恒：c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)
④大小关系：c(NH)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)
(9)0.1 mol·L－1 NaHC2O4溶液中各粒子浓度的关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O)＋2c(C2O)
②物料守恒：c(Na＋)＝c(HC2O)＋c(C2O)＋c(H2C2O4)
③质子守恒：c(H＋)＋c(H2C2O4)＝c(OH－)＋c(C2O)
④大小关系：c(Na＋)＞c(HC2O)＞c(H＋)＞c(C2O)＞c(OH－)＞c(H2C2O4)
二、四组混合溶液中“三个守恒和一个比较”
1．以“常温下，浓度均为0.1 mol·L－1 HA(弱酸)溶液和NaA溶液等体积混合，溶液呈酸性”为例
实例
解题思路
常温下，0.1 mol·L－1 HA溶液和NaA溶液等体积混合，溶液呈酸性
写出混合溶液中存在的平衡过程
NaA===Na＋＋A－
HA自身电离：HAH＋＋A－ ①(呈酸性，以HA电离为主)
NaAA－中水解：A－＋H2OHA＋OH－ ②(水解呈碱性，次要)
H2OH＋＋OH－
①电荷守恒
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)
②物料守恒
显然n(Na＋)：n(A)＝2：1，则2c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)
③质子守恒
将Na＋消掉得：c(HA)＋2c(H＋)＝c(A－)＋2c(OH－)
④离子(粒子)浓度比较
分析：在没有电离和水解之前c(Na＋)、c(A－)、c(HA)均为0.1 mol·L－1，
但由于溶液呈酸性，以HA的电离为主，即电离程度大于水解程度
c(HA)＝0.1－电离消耗＋水解生成<0.1
c(A－)＝0.1＋电离生成－水解消耗>0.1
c(Na＋)＝0.1，H＋是由HA电离出来的，电离程度很微弱，故浓度大小为：c(A－)>c(Na＋)>c(HA)>c(H＋)>c(OH－)
2．书写练习
(1)浓度均为0.1 mol·L－1 CH3COONa和CH3COOH的混合溶液(呈酸性)中粒子浓度关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Na＋)
③质子守恒：c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)
④大小关系：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－)
(2)浓度均为0.1 mol·L－1 NH4Cl和氨水的混合溶液(呈碱性)中粒子浓度关系
①电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2c(Cl－)
③质子守恒：c(NH)＋2c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋2c(OH－)
④大小关系：c(NH)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋)
(3)浓度均为0.1 mol·L－1 Na2CO3和NaHCO3的混合溶液(呈碱性)中粒子浓度关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)
②物料守恒：2c(Na＋)＝3[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]
③质子守恒：2c(OH－)＋c(CO)＝2c(H＋)＋c(HCO)＋3c(H2CO3)
④大小关系：c(Na＋)＞c(HCO)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(H＋)
(4)浓度均为0.1 mol·L－1 NaCN和HCN的混合溶液(呈碱性)中粒子浓度关系
①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CN－)＋c(OH－)
②物料守恒：c(CN－)＋c(HCN)＝2c(Na＋)
③质子守恒：c(HCN)＋2c(H＋)＝c(CN－)＋2c(OH－)
④大小关系：c(HCN)＞c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)
电解质溶液的图像分析与解题思路
【常见图像与解题思路】
1．强碱滴定一元弱酸——抓“五点”
室温下，向20 mL 0.1 mol·L－1 HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液pH的变化如图所示
关键点分析
溶液中溶质成分及粒子浓度大小关系
抓反应的“起始”点，即A点，判断酸、碱的相对强弱
溶质为HA，0.1mol·L－1 HA溶液的pH>1，故HA为弱酸
粒子浓度大小关系：c(HA)＞c(H＋)＞c(A－)＞c(OH－)
抓反应的“一半”点，即B点，判断是哪种溶质的等量混合
溶质是等物质的量的HA和NaA，且pH<7
粒子浓度大小关系：c(A－)＞c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＞c(OH－)
抓溶液的“中性”点，即C点，判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足
溶质是NaA和少量的HA，pH=7
粒子浓度大小关系：c(Na＋)＝c(A－)＞c(H＋)＝c(OH－)
抓“恰好”反应点，即D点，判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性
溶质是NaA，pH>7
粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)
抓反应的“过量”点，即E点，判断溶液中的溶质，判断哪种物质过量
溶质是等物质的量的NaA和NaOH，pH>7
粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)
2．多组反应图像
(1)强碱滴定一元强酸、一元弱酸
氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线
①曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低
②突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应
③室温下pH＝7不一定是终点：强碱与强酸反应时，终点是pH＝7；强碱与弱酸反应时，终点不是pH＝7而是pH>7
(2)强酸滴定一元强碱、一元弱碱
盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线
①曲线起点不同：强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高
②突跃点变化范围不同：强酸与强碱反应的突跃点变化范围大于强酸与弱碱反应
③室温下pH＝7不一定是终点：强酸与强碱反应时，终点是pH＝7；强酸与弱碱反应时，终点不是pH＝7而是pH<7)
3．分布系数图及分析
分布曲线：指以pH为横坐标、分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线
(1)一元弱酸的分布分数——以“弱酸HA”为例
曲线的名称
δ0为HA分布系数，δ1为A－分布系数
弱酸HA的分布分数
曲线的规律
①随着pH增大，溶质分子(HA)浓度不断减小，离子(A－)浓度逐渐增大
②当pH
③根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式，pH由2到6发生反应的离子方程式：HA＋OH－===A－＋H2O
④根据在一定pH的微粒分布系数和酸的分析浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度
交点
利用曲线的交点可以求出弱酸的Ka＝c(H＋)＝10－4.76
(2)二元弱酸的分布分数——以“弱酸H2A”为例
曲线的名称
δ0为H2A分布系数、δ1为HA－分布系数、
δ2为A2－分布系数
弱酸H2A的分布分数
曲线的规律
①当溶液的pH=1.2时δ0=δ1；当pH=4.2时δ1=δ2；当pH<1.2时，H2A占优势；当1.2
②根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式，pH由4到6发生反应的离子方程式：HA－＋OH－===A2－＋H2O
③根据在一定pH的微粒分布系数和酸的分析浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度
交点
利用曲线的两个交点可以分别求出弱酸的Ka1＝c(H＋)＝10－1.2、Ka2＝c(H＋)＝10－4.2
NaHA酸碱性的方法
方法1：δ1为HA－分布系数，当最大时可以认为全部是NaHA，此时横坐标为酸性，可以判定NaHA溶液显酸性
方法2：利用Ka1和Ka2，比较NaHA的水解常数Kh＝和电离常数Ka2的相对大小，即可判断NaHA溶液显酸性
(3)二元弱酸的分布分数——以“弱酸H3A”为例
曲线的名称
δ0为H3A分布系数、δ1为H2A－分布系数、δ2为HA2－分布系数、δ3为A3－分布系数
弱酸H3A的分布分数
曲线的规律
①当溶液的pH=2时δ0=δ1，pH=7.1时δ1=δ2，pH=12.2时δ2=δ3；当pH<2时，H3A占优势；当2
②根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式，pH由11到14发生反应的离子方程式：HA2－＋OH－===A3－＋H2O
③根据在一定pH的微粒分布系数和酸的分析浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度
交点
利用曲线的两个交点可以分别求出弱酸的Ka1＝c(H＋)＝10－2、Ka2＝c(H＋)＝10－7.1、
Ka3＝c(H＋)＝10－12.2
4．一元强碱滴定多元弱酸曲线
向20mL 0.1 mol/L H2A溶液中滴加0.1 mol/L NaOH溶液
①发生的反应有
NaOH＋H2A===NaHA＋H2O
NaOH＋NaHA===Na2A＋H2O
2NaOH＋H2A===Na2A＋2H2O
②根据反应的规律可知：Ⅰ代表H2A，Ⅱ代表HA－，Ⅲ代表A2－
③判断NaHA酸碱性的方法： V(NaOH)＝20mL时，溶质为NaHA，此时由纵坐标可得出c(HA－)>c(A2－)>c(H2A)，可知NaHA显酸性
5．水电离曲线
常温下，向20mL0.1mol·L－1 MOH溶液中滴加盐酸，溶液中由水电离出的c(H＋)随加入盐酸体积的变化如图所示
预备知识
影响水的电离平衡的因素：
①外加酸、碱或强酸的酸式盐抑制水的电离
②盐类水解促进水的电离
关键点分析
①a点：由水电离出的c(H＋)水=10－11mol·L－1，可知0.1mol·L－1 MOH溶液中c(OH－)=
10－3mol·L－1，推出MOH为弱碱，并可以求出其电离常数
②盐酸滴入MOH溶液过程中，溶质由MOHMOH和MClMClMCl和HCl，在这个过程中水的电离程度最大应该是MCl，可知c点应为MCl，那么b点应为MOH和MCl，d点应为MCl和HCl；因此b点为中性，d点不为中性，为酸性
6．对数曲线
(1)对数图像的含义：将溶液中某一微粒的浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值[如]取常用对数，即lg c(A)或lg，与溶液中的pH或溶液的体积等关系作出的图像称为对数图像
(2)常考对数图像的类型
图像种类
具体类型
含义
变化规律
对数
图像
lg
生成物与反应物离子浓度比的常用对数
lg越大，反应向正反应方向进行的程度越大
AG=lg
H+与OH－浓度比的常用对数
AG越大，酸性越强，中性时，=1，AG=0
负对数
图像
pH=—lg c(H+)
H+浓度的常用负对数
pH越大，c(H+)越小，溶液的碱性越强
pC=—lg c(C)
C离子浓度的常用负对数
pC越大，c(C)越小
—lg
生成物与反应物离子浓度比的常用负对数
—lg越大，反应向正反应方向进行的程度越小
(3)图像中数据的含义
①若c(A)=1，则lg c(A)=0；若c(A)=c(B)，则lg =0
②若c(A)>1，则lg c(A)取正值；且c(A)越大lg c(A)越大
若c(A)>c(B)，则lg 取正值，且越大lg 越大
③若c(A)<1，则lg c(A)取负值，且c(A)越大lg c(A)越小
若c(A)
①先确定图像的类型是对数图像还是负对数图像
②再弄清楚图像中横坐标和纵坐标的含义，是浓度对数还是比值对数
③抓住图像中特殊点：如pH＝7，lg x＝0，交叉点
④理清图像中曲线的变化趋势及含义，根据含义判断线上、线下的点所表示的意义
⑤将图像中数据或曲线的变化与所学知识对接，作出选项的正误判断
电解质的沉淀溶解平衡
【知识网络】
【核心知识梳理】
一、难溶电解质的沉淀溶解平衡
1．25 ℃时，溶解性与溶解度的关系
(1)溶解度(S)：在一定温度下，某固态物质在100 g溶剂中达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂中的溶解度，用S表示
(2)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
(3)结论：尽管难溶电解质的溶解度很小，但在水中并不是绝对不溶
2．沉淀溶解平衡的概念与特征
(1)概念：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，形成饱和溶液，达到平衡状态，把这种平衡称为沉淀溶解平衡
(2)建立过程
固体溶质溶液中的溶质
①v溶解>v沉淀 固体溶解
②v溶解＝v沉淀 溶解平衡
③v溶解
①逆：可逆过程
②等：v溶解＝v沉淀≠0
③动：动态平衡，溶解速率和沉淀速率不等于零
④定：平衡状态时，溶液中的离子浓度保持不变
⑤变：当改变外界条件时，溶解平衡发生移动
3．影响沉淀溶解平衡的因素
(1)内因：难溶电解质本身的性质是决定因素
(2)外界条件改变对溶解平衡的影响
①温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动(加热促进溶解)，同时KSP增大，溶解度S增大
②浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动(溶解的溶解质增多)，但KSP不变，溶解度S不变
③同离子：加入与难溶电解质构成中相同的离子，平衡向生成沉淀方向移动，但KSP不变，溶解度S减小
④其他：加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，但KSP不变，溶解度S增大
如：CaCO3中加入稀盐酸，盐酸电离出来的H+与结合CO，CO浓度减小，使平衡向右移动
【微点拨】
①沉淀、溶解之间这种动态平衡也决定了Ag＋与Cl－的反应不能完全进行到底。一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10－5 mol·L－1时，化学上通常认为生成沉淀的反应进行完全了
②AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)和AgCl===Ag＋＋Cl－表示的意义不同：前者表示AgCl的溶解平衡，后者表示AgCl在水中完全电离(是指溶解的那一部分)
③沉淀溶解平衡方程式各物质要标明聚集状态，如：Fe(OH)3(s)Fe3+(aq)＋3OH－(aq)
④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
⑤难溶电解质不一定是弱电解质，如BaSO4、AgCl等都是强电解质
二、溶度积常数及其应用
1．概念：在一定温度下，沉淀达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．表达式：AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)
如：Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq) Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)
3．Ksp的意义：Ksp的大小反映难溶电解质的溶解能力。当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp越大的难溶电解质在水中的溶解能力越强，一般溶解度也越大；但阴、阳离子个数比不相同时，Ksp大的难溶电解质的溶解度不一定大
如：相同条件下：KSP(AgCl)＞KSP(AgBr)＞KSP(AgI)，则S(AgCl)＞S(AgBr)＞S(AgI)，但不能比较AgCl和Ag2CrO4的溶解度大小
【微点拨】
①相同类型的难溶电解质，溶度积小的电解质，其溶解能力小
②不同类型的难溶电解质，溶度积小的电解质，其溶解能力不一定比溶度积大的溶解能力小，要确定其溶解能力大小，不能直接比较KSP的数值大小，要转化为溶解度来比较
4．Ksp的影响因素：溶度积只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大
5．应用——溶度积规则：对于AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)任意时刻，离子积Qc＝cm(An＋)·cn(Bm－)
(1)Qc>Ksp，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，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态
(3)Qc
一定温度下，难溶电解质溶于水达到沉淀溶解平衡时，所形成的难溶电解质溶液一定是饱和溶液，此时饱和溶液的溶解度(S)为一定值、质量分数(w%)为一定值、物质的量浓度(c)为定值、溶液的密度(ρ)为一定值。因此，溶度积KSP、溶解度S和饱和溶液的物质的量浓度c都可以用来衡量沉淀的溶解能力或程度，它们彼此关联，可以相互换算
1．单一难溶电解质的溶解度的计算 (以mol·L－1为单位)
(1)以AgCl(s)Ag+(aq)＋Cl－(aq)为例，KSP(AgCl)＝1.8×10－10
设AgCl的饱和溶液的浓度为x mol·L－1
AgCl(s) Ag+(aq) ＋ Cl－(aq)
1 1 1
x mol·L－1 x mol·L－1 x mol·L－1
则：Ksp＝c(Ag+)·c(Cl－)＝x2，＝1.34×10－5 mol·L－1
(2)以Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)＋CrO42－(aq)为例，KSP(Ag2CrO4)＝9.0×10－12
设Ag2CrO4的饱和溶液的浓度为y mol·L－1
Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq) ＋ CrO42－(aq)
1 2 1
y mol·L－1 2y mol·L－1 ymol·L－1
则：KSP＝c2(Ag+)·c(CrO42－)＝(2y)2·y＝4y3，＝1.3×10－4 mol·L－1
(3)以Fe(OH)3(S)Fe3+(aq)＋3OH－(aq)为例，KSP(Fe(OH)3)＝4.0×10－38
设Fe(OH)3的饱和溶液的浓度为z mol·L－1
Fe(OH)3(s) Fe3+(aq) ＋ 3OH－(aq)
1 1 3
z mol·L－1 z mol·L－1 3z mol·L－1
则：KSP＝c(Fe3+)·c3(OH－)＝z·(3z)3＝27z4，＝2.0×10－10 mol·L－1
【结论】
①AgCl、AgBr、AgI都为1:1型，，因此可以直接由溶度积比较其溶解度的大小
②类型不同的难溶电解质的溶度积大小不能直接反映出它们的溶解度大小，因为它们溶度积与溶解度的关系式是不同的
2．由饱和溶液的物质的量浓度c(mol/L)饱和溶液的溶解度S (g)
以AgCl(s)Ag+(aq)＋Cl－(aq)为例，饱和溶液的物质的浓度c＝1.34×10－5mol·L－1
即：1L溶液中含有1.34×10－5 mol的AgCl溶质，也就是(1.34×10－5×143.5)g＝1.92×10－3g
即：1L溶液中溶解的AgCl为1.92×10－3g，由于溶液极稀，其溶液近似等于水的密度，ρ＝1g/cm3
即：1000g溶液中溶解了1.92×10－3g的AgCl，100g水中溶解了1.92×10－4g的AgCl
即：AgCl的溶解度S(AgCl)＝1.92×10－4g
3．饱和溶液的溶解度S(g)由饱和溶液的物质的量浓度c(mol/L)KSP
20℃时，S(AgCl)＝1.5×10－4g，即：100g水中溶解了AgCl的质量为1.5×10－4g，由于溶液极稀，其溶液近似等于水的密度，ρ＝1g/cm3，也即是：0.1L水中溶解了AgCl的质量为1.5×10－4g，也即是：0.1L溶液中溶解了AgCl的质量为1.5×10－4g，此时n(AgCl)＝，c(AgCl)＝，
c(AgCl)＝1.05×10－5mol·L－1，KSP＝c(Ag+)·c(Cl－)＝1.05×10－5×1.05×10－5＝1.10×10－10
四、沉淀溶解平衡的应用
1．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，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解
(2)实验探究：Mg(OH)2沉淀溶解
实验步骤
向两支盛有少量Mg(OH)2固体的试管中分别加入适量的蒸馏水和盐酸，观察并记录现象
实验示意图
实验现象
滴加蒸馏水
滴加盐酸
浑浊
澄清
理论解释
Mg(OH)2溶解平衡不断向右移动，使完全溶解
(3)沉淀溶解的方法
①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
②盐溶液溶解法：Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、NH4Cl溶液中
如：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为：Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O
③配位溶解法
如：AgCl溶于氨水，离子方程式为：AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O
④氧化还原溶解法：原理是通过氧化还原反应使难溶物的离子浓度降低，使平衡向右移动而溶解。此法适用于具有明显氧化性或还原性的难溶物
如：不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3
2．沉淀的转化
(1)沉淀转化的过程探究
①实验探究：AgCl、AgI、Ag2S的转化
实验步骤
(1)向盛有2 mL 0.1 mol/L NaCl溶液的试管中滴加2滴0.1 mol/L AgNO3溶液，观察并记录现象
(2)振荡试管，然后向其中滴加4滴0.1 mol/L KI溶液，观察并记录现象
(3)振荡试管，然后再向其中滴加8滴0.1 mol/L Na2S溶液，观察并记录现象
实验示意图
实验现象
步骤(1)
步骤(2)
步骤(3)
有白色沉淀析出
白色沉淀转化为黄色沉淀
黄色沉淀转化为黑色沉淀
化学方
程式
NaCl＋AgNO3===
AgCl↓＋NaNO3
AgCl＋KI===AgI＋KCl
2AgI＋Na2S===
Ag2S＋2NaI
实验结论
AgCl沉淀转化为AgI沉淀，AgI沉淀又转化为Ag2S沉淀，说明溶解度由小到大的顺序为Ag2S
AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) Ksp＝1.8×10－10
AgI(s)Ag＋(aq)＋I－(aq) Ksp＝8.5×10－17
由Ksp值可看出AgI的溶解度远比AgCl小得多
当向AgCl沉淀中滴加KI溶液时，Q(AgI)＞Ksp(AgI)导致AgCl溶解，AgI生成，离子方程式可表示为：I－(aq)＋AgCl(s)AgI(s)＋Cl－(aq)
K＝＝＝≈2.1×106＞1×105
反应向正方向进行完全，即AgCl可转化为AgI沉淀
②实验探究：Mg(OH)2与Fe(OH)3的转化
实验步骤
(1)向盛有2 mL 0.1 mol/L MgCl2溶液的试管中滴加2~4滴2 mol/L NaOH溶液，观察并记录现象
(2)向上述试管中滴加4滴0.1 mol/L FeCl3溶液，静置，观察并记录现象
实验示意图
实验现象
步骤(1)
步骤(2)
产生白色沉淀
白色沉淀转化为红褐色沉淀
化学方程式
MgCl2＋2NaOH===Mg(OH)2↓＋2NaCl
3Mg(OH)2＋2FeCl3===2Fe(OH)3＋3MgCl2
实验结论
Mg(OH)2沉淀转化为Fe(OH)3沉淀，说明溶解度：Fe(OH)3
①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
②条件：两种沉淀的溶解度不同，一般来说，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。
【微点拨】
①组成类型相同的难溶电解质，Ksp较大的难溶电解质容易转化为Ksp较小的难溶电解质
②Ksp相差不大的难溶电解质，Ksp较小的难溶电解质在一定条件下可以转化为Ksp较大的难溶电解质
如：Ksp(BaSO4)＝1×10－10，Ksp(BaCO3)＝2.6×10－9，即Ksp(BaSO4)＜Ksp(BaCO3)，但两者相差不大，可以相互转化，在BaSO4饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，也可以转化成Ksp较大的BaCO3
③KSP：KSP(AgCl)＞KSP(AgBr)＞KSP(AgI)＞KSP(Ag2S)，则溶解度S(AgCl)＞S(AgBr)＞S(AgI)＞S(Ag2S)
沉淀转化：AgClAgBrAgIAg2S
(3)沉淀转化的应用
①锅炉除水垢(含有CaSO4)：CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)，
有关化学方程式：CaSO4(s)＋Na2CO3(aq)CaCO3(s)＋Na2SO4(aq)、CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑
②自然界中矿物的转化：原生铜的硫化物CuSO4溶液铜蓝(CuS)
有关化学方程式：ZnS(s)＋CuSO4(aq)CuS(s)＋ZnSO4(aq)，PbS(s)＋CuSO4(aq)CuS(s)＋PbSO4(s)
③工业废水处理：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
用FeS除去Hg2＋的离子方程式：FeS(s)＋Hg2＋(aq)HgS(s)＋Fe2＋(aq)
3．沉淀的生成
(1)原理：当Qc＞Ksp时，难溶电解质的溶解平衡向左移动，生成沉淀
(2)应用：可利用生成沉淀来达到除去溶液中杂质离子的目的
(3)方法
①调节pH法
a．工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，使Q[Fe(OH)3]＞Ksp[Fe(OH)3]可使Fe3＋转变为Fe(OH)3沉淀而除去。离子方程式为：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH
b．除去CuSO4溶液中少量Fe3+，可向溶液中加入Cu(OH) 2或Cu2(OH)2CO3，调节pH至3~4，使Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀除去。离子方程式为：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋、CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O
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，即离子积Q＞Ksp时，生成沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法
a．通入H2S除去Cu2＋的离子方程式：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋
b．加入Na2S除去Hg2＋的离子方程式：Hg2＋＋S2－===HgS↓
【微点拨】
①当离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，认为已完全沉淀
②判断沉淀反应中沉淀生成的先后顺序：当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，溶解度小的最先沉淀；如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差越大，就能分步沉淀，从而就能达到分离离子的目的
③调节pH法(水解法)除杂实例
Cu2+ (Fe3+)：CuO、Cu(OH) 2、CuCO3、Cu2(OH)2CO3；Mg2+ (Fe3+)：MgO、Mg(OH) 2、MgCO3
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