第三章 水溶液中的离子反应
知识梳理
弱电解质的电离平衡
第 1 节
一、强电解质和弱电解质
1．电解质和非电解质
电解质：在 溶液中或 状态下能 的化合物。如酸、碱、盐等。
非电解质：在水溶液中和熔融状态下均以分子形式存在，因而不能导电的化合物。如苯、乙醇等。
2．强电解质和弱电解质
(1)二者的比较
强电解质 弱电解质
在水溶液里或熔融状态下能够完全电离 在水溶液里只有部分电离成离子的电
概念
成离子的电解质 解质
相同点 在水溶液里都能产生自由移动的离子，都是电解质
粒子的存 只存在电解质电离产生的阴、阳离子， 大量存在电解质分子，少量存在弱电解质
不 在形式 不存在电解质分子 电离产生的离子
同 不可逆，不存在电离平衡，电离方程 可逆，存在电离平衡，电离方程式中用
电离过程
点 式中用“===” “ ”
电离程度 完全电离 不完全电离
(2)常见的强、弱电解质
二、弱电解质的电离平衡
1．电解质电离的表示方法——电离方程式
(1)强电解质完全电离，用“ ”。HCl 、Na2SO4 。
(2)弱电解质部分电离，用“ ”。CH3COOH (或 CH －3COOH＋H2O CH3COO ＋
H ＋3O )、NH3 H2O 。
多元弱酸，以第一步电离为主，分步可逆电离如：H － ＋ 2－2CO3 ；HCO3 H ＋CO3 。
多元弱碱，分步可逆电离，但书写较为复杂，只写一步可逆电离如：Fe(OH)3 。
2．弱电解质的电离平衡
(1)弱电解质电离平衡的建立
①开始时，v 电离 ，而 v 结合为 。
②平衡的建立过程中，v 电离 v 结合。
③当 v 电离 v 结合时，电离过程达到平衡状态。
(2)弱电解质电离平衡状态
在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质在溶液中 的速率和 的速率 ，电离
过程就达到了平衡状态。
(3)电离平衡状态的特征
①逆——弱电解质的电离过程是 的。
②等——平衡时， 的速率与 的速率相等。
③动——平衡时，电离过程与离子结合成弱电解质分子的过程 ，是 平衡。
④定——平衡时，各微粒(分子、离子)的 保持恒定。
⑤变——外界条件改变时，平衡会 。
（4）外界条件对电离平衡的影响
电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。
影响因素 电离程度 原因
电解质本身性质决定电
本身性质 结构决定性质
解质的电离程度
温度(升温) 电离过程是 的
反
浓度(减小) 浓度减小，离子结合生成弱电解质分子的速率小
应
外加 同离子效应 离子(产物)浓度 ，平衡
条
电解 消耗弱电解质
件 离子(产物)浓度 ，平衡
质 的离子
电离平衡常数和电离度
第 2 节
一、电离平衡常数
1．概念
在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的 与溶液中未电离的分子
的 之比是一个常数，用符号 K 表示。
2．表示方法
①一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数：
CH3COOH 电离常数的表达式：Ka＝ 。
NH3 H2O 电离平衡常数的表达式：Kb＝ 。
②多元弱酸的电离常数：
c(H＋) c(HCO\o\al(－,3))
H CO H＋2 3 ＋HCO－3 Ka1＝ c(H2CO3)
c(H＋) c(CO\o\al(2－, ))
HCO－3 H＋＋CO32
3
－ Ka2＝ c(HCO\o\al(－,3))
多元弱酸各步电离常数的大小比较为 Ka1 Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由 电离决定。
由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。
3．意义
表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K 值 ，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越 。
4．影响因素
(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数 ，说明电离常数首先由物质的 所决定。
(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与 有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数
而增大。
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 Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)，则酸性：
HF CH3COOH。
(2)判断复分解反应能否发生，一般符合“ ”规律。如 Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)，则 NaNO2＋
CH3COOH===CH3COONa＋HNO2的反应不能进行。
c(CH3COO－) c(H＋)
(3)判断溶液中微粒浓度比值的变化。如加水稀释醋酸溶液，由于 Ka(CH3COOH)＝ 不变，c(CH3COOH)
c(H＋)
稀释后 c(CH COO－3 ) ，则 ＝ 。c(CH3COOH)
二、电离度
1．概念
弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质 与 的比值来表示电离的
程度，简称为电离度，通常用符号 表示。
2．数学表达式
已电离的弱电解质浓度
α＝ ×100%
弱电解质的起始浓度
已电离的弱电解质分子数
或 α＝ ×100%。
弱电解质的起始分子数
已电离的弱电解质的物质的量
或 α＝ ×100%
弱电解质的初始物质的量
3．意义
(1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的 。
(2)同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度 。
4．影响因素
5.电离常数的相关计算(以弱酸 HX 为例)
HX H＋ ＋ X－
起始/(mol L－1)) c0(HX) 0 0
平衡/(mol L－1)) c0(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
c(H＋) c(X－) c2(H＋)
则 K＝ ＝ 。
c(HX) c0(HX)－c(H＋)
(1)已知 c (HX)和 c(H＋0 )，求电离常数，由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：
c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则 K≈ ，代入数值求解即可。
(2)已知c0(HX)和电离常数，求c(H＋)，由于K值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，
则 c(H＋)≈ ，代入数值求解即可。
(3)同理，一元弱碱(MOH)中，c(OH－)≈ 。
6．计算电离度(以一元弱酸 HA 为例)
HA H＋ ＋ A－
起始： c 酸 0 0
平衡： c 酸·(1－α) c 酸·α c 酸·α
Ka＝ ＝ ，因为 α 很小，所以 1－α≈1，即 Ka＝ ，所以 α＝ 。
水的电离平衡
第 3 节
一、水的电离平衡及影响因素
1．水的电离：水是一种极弱的电解质，水的电离存在电离平衡。
(1)电离方程式： ，通常简写为 。
(2)室温下纯水中 c(H＋)＝c(OH－)＝ 。
2．影响水的电离平衡的因素
(1)升高温度可促进水的电离。
(2)酸、碱均可 水的电离。
(3)活泼金属(如 Na)可 水的电离。
3．水的离子积常数
(1)符号：Kw。
(2)表达式：Kw＝ ，25 ℃时，Kw＝ 。
(3)影响因素：只与温度有关，升高温度 Kw ，降低温度 Kw 。
(4)适用范围：Kw 不仅适用于纯水也适用于稀的 。
4.影响水电离平衡的因素(25 ℃)
c(H＋)/(mol L－1) c(OH－)/(mol L－1) 水的电离程度 平衡移动 Kw
纯水 1.0×10－7 1.0×10－7 — — 1.0×10－14
升温
加酸
加碱
加活泼
金属
二、水电离出的 c(H＋)或 c(OH－)的计算
(1)等量关系
无论是纯水，还是酸性(或碱性)溶液，由水的电离产生的 。
(2)定量关系
任何电解质稀溶液中都存在 K ＝c(H＋w ) c(OH－)，在表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中 H＋、OH－
总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的 c(H＋)、c(OH－)。
①稀酸溶液—OH－全部来自水的电离，水电离产生的 c (H＋水 )＝ 。
②稀碱溶液—H＋全部来自水的电离，水电离产生的 c 水(H＋)＝ 。
溶液的酸碱性与 PH
第 4 节
一、溶液的酸碱性与 pH
1．溶液的酸碱性：溶液酸碱性的判断标准是 。
2．溶液酸碱性与溶液中 c(H＋)和 c(OH－)的关系
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性，且 c(H＋)越大，酸性 ；
c(H＋)
3．溶液酸碱性的表示方法
(1)当 c(H＋)或 c(OH－)大于 1 mol L－1时，通常用 直接表示。
(2)当 c(H＋)或 c(OH－)小于或等于 1 mol L－1时，通常用 表示。
①c(H＋)、pH 与溶液酸碱性的关系
25 ℃时，溶液中 c(H＋)、pH 与酸碱性的关系如图所示：
②pH
二、溶液酸碱性测定
1．利用酸碱指示剂(石蕊、酚酞、甲基橙等)
2．pH 试纸
3．pH 计：pH 计精确度高，可直接从仪器中读数。
4．pH 传感器：又称 pH 探头，是用来检测被测物中 c(H＋)并转换成相应的输出信号的传感器，可全量程测
量溶液的酸碱度，自动绘制出溶液的 pH 曲线。
三、相关计算
1．强酸、强碱单一溶液 pH 的计算
(1)计算 c mol·L－1 HnA 强酸溶液的 pH (25 ℃)。
①c(H＋)＝nc mol·L－1；
②pH＝－lg c(H＋)＝ 。
(2)计算 c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的 pH (25 ℃)。
①c(OH－)＝nc mol·L－1；
Kw
②c(H＋)＝ ＝ mol·L－1；
c（OH－）
③pH＝－lg c(H＋)＝ 。
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)
c(H＋)混＝ ，然后再求 pH。
(2)强碱与强碱混合
Kw
先计算 c(OH－)混＝ ，再求 c(H＋)混＝ ，最后求 pH。c（OH－）混
(3)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)；
②酸过量：
先求 c(H＋)余＝ ，再求 pH。
③碱过量：
Kw
先求 c(OH－)余＝ ，再求 c(H＋)＝ ，最后求 pH。c（OH－）余
3．酸或碱溶液稀释后溶液 pH 的变化
酸(pH＝a) 碱(pH＝b)
弱酸 强酸 弱碱 强碱
稀释 10n倍
无限稀释 pH 趋向于 7
酸碱中和滴定
第 5 节
一、酸碱中和滴定原理及仪器
1．原理
(1)含义：酸碱中和滴定是依据 反应，用 来测量 的方法。
(2)原理
c(OH－) V 碱
中和反应中酸提供的 H＋与碱提供的 OH－的物质的量相等，即 c(H＋) V ＝c(OH－酸 ) V 碱，c(H＋)＝ V 酸
c(H＋) V 酸
或 c(OH－)＝ 。
V 碱
2．主要仪器及使用
(1)仪器：滴定管，铁架台，滴定管夹， ， 。
a b
仪器 a 是 ，仪器 b 是 。
(2)滴定管的使用方法。
①查漏：使用前先检查滴定管活塞 。
②润洗：在加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗 次。
③装液：分别将反应液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管 mL 处。
④调液面记数据：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分 ，然后调节滴定管
液面 ，准确读取数值并记录。
二、酸碱中和滴定操作
测定未知浓度盐酸的物质的量浓度。
1．向已 过的碱式滴定管中注入 0.100 0 mol L－1 NaOH 标准溶液，调节管内液面至“0”或“0”刻度以下，
记录读数 V1。
2．向已润洗过的 滴定管中注入未知浓度的盐酸，调节管内液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数
V2。
3．取一只洁净的锥形瓶，从酸式滴定管中放出约 25 mL 盐酸于瓶中，记录读数 V3。
4．向盛放盐酸的锥形瓶中滴加 2 滴 试液，将锥形瓶移至碱式滴定管下，轻轻挤压玻璃球，向锥
形瓶中缓慢滴加 NaOH 溶液，边滴加边振荡锥形瓶。在接近终点时，半滴半滴地滴入溶液，当加入半滴后
溶液恰好出现 且 30 s 内 ，则达到滴定终点，记录滴定管读数 V4。
5．重复上述操作，并记录数据。
6．计算待测盐酸的物质的量浓度，求出三次测定数值的 。若几次测定结果相差较大，应重新进
行测定。
三、常见的酸碱指示剂
常见的酸碱指示剂 变色范围(颜色与 pH 的关系)
甲基红 <4.4 色 4.4～6.2 橙 >6.2 色
酚酞 <8.2 色 8.2～10.0 粉红色 >10.0 色
甲基橙 <3.1 色 3.1～4.4 橙色 >4.4 色
指示剂变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
(1)不能用石蕊作指示剂。
(2)滴定终点为碱性时，用 作指示剂，如用 NaOH 溶液滴定醋酸。
(3)滴定终点为酸性时，用 作指示剂，如用盐酸滴定氨水。
(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
(5)并不是所有的滴定都须使用指示剂，如用标准的 Na2SO3 溶液滴定 KMnO4 溶液时，KMnO4 溶液颜色恰
好褪去时即为滴定终点。
四、酸碱滴定过程中 pH 的突变和滴定曲线
1．pH 的突变
在酸碱反应过程中，溶液的 pH 会发生变化，对于强酸强碱的反应，开始时由于被中和的酸(或碱)浓度较大，
加入少量的碱(或酸)对其 pH 的影响不大。当反应 (pH≈7)时，很少量的碱(或酸)就会引起溶液
突变。
2．滴定曲线
酸碱滴定曲线是以酸碱混合过程中滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液 pH 为纵坐标绘出一条溶液 pH 随酸
(或碱)的滴加量而变化的曲线。
例如：以 0.100 0 mol·L－1 NaOH 溶液滴定 20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 HCl 溶液为例，其滴定曲线如图所示。
滴定过程中溶液 pH 的突变
五、滴定误差分析
c 标准 V 标准
依据 c 标准 V 标准＝c 待测 V 待测，得 c 待测＝ ，由于 c 标准已知，V 待测认为固定，只要分析 VV 标准
的变化，即
待测
可分析结果。
(1)以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差：
步骤 操作 V 标准 c 待测
酸式滴定管未用标准溶液润洗
碱式滴定管未用待测溶液润洗
洗涤
锥形瓶用待测溶液润洗
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
锥形瓶中指示剂加的过多
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
振荡锥形瓶时部分液体溅出
滴定 部分酸液滴出锥形瓶外
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴 NaOH 溶液无
变化
先俯视后仰视
用滴定管量取待测液
读数带来的 先仰视后俯视
误差 先俯视后仰视
标准液
先仰视后俯视
(2)来自配制标准液(以配制标准 NaOH 溶液为例)产生的误差：
误差来源 V 标准 c 待测
配制 500 NaOH 已部分潮解或称量时间过长
mL0．1 mol/L 的 杂质不与盐酸反应
NaOH 溶液需要 所含杂质消耗 1 mol 盐酸需质量大于 40 g(例如
NaOH 中含
NaOH 的质量为 Na2CO3、NaHCO3)
有杂质
2．0 g 所含杂质消耗 1 mol 盐酸需质量小于 40 g(例如 Na2O)
游码有油污
(3)仪器的读数误差分析
在进行误差分析时，要特别注意弄懂俯视(视线偏高)及仰视(视线偏低)的含义，并会区分俯视、仰视对量
筒、滴定管产生误差的不同(如图)。
盐类水解的原理
第 6 节
一、盐溶液的酸碱性
1．通过实验测定室温时下列 0.1 mol L－1 盐溶液的 pH，填写下表。
盐溶液 盐的类型 溶液 pH 酸碱性
NaCl pH＝7
CH3COONa pH>7
NH4Cl pH<7
Na2CO3 pH>7
AlCl3 pH<7
2.盐溶液显现不同酸碱性的原因
(1)强酸强碱盐(以 NaCl 为例)。
溶液中存在的离子 H2O H＋＋OH－NaCl===Na＋＋Cl－
离子间能否相互作用生成弱电解质
c(H＋)和 c(OH－)的相对大小 c(H＋) c(OH－)，呈 性， 弱电解质生成
理论解释 水的电离平衡不发生移动，溶液中 c(H＋) c(OH－)
(2)强酸弱碱盐(以 NH4Cl 为例)。
溶液中存在的离子
离子间能否相互作用生成弱电解质
c(H＋)和 c(OH－)的相对大小 c(H＋) c(OH－)，呈 性
＋
NH 和 OH－ 结合生成弱电解质 NH3·H2O，使水的电离平理论解释 4
衡向电离方向移动，使溶液中 c(H＋) c(OH－)
总反应离子方程式
(3)强碱弱酸盐(以 CH3COONa 为例)。
溶液中存在的离子
离子间能否相互作用生成弱电解质
c(H＋)和 c(OH－)的相对大小 c(H＋) c(OH－)，呈 性
CH3COO－和 H＋结合生成弱电解质 ，使
理论解释 水的电离平衡向 方向移动，使溶液中 c(H
＋) c(OH－)
总反应离子方程式
3.盐类水解
(1)盐类水解的定义
在溶液中盐电离出来的离子跟 所电离出来的 或 结合生成 的反应，叫做盐类
的水解。
(2)盐类水解的实质
盐类的水解是盐跟水之间的化学反应，水解(反应)的实质是生成 ，使 被破坏而建立起了
新的平衡。
二、盐类水解反应特点及方程式书写
1．盐类水解过程是一个 过程，书写水解反应的化学方程式时，应用“ ”表示，CH3COONa
的水解化学方程式： ，离子方程式： 。
2．多元弱酸根的水解是 进行的，Na2CO3的水解反应，分两步进行：
第一步离子方程式： ，第二步离子方程式： 。
其中第一步水解程度远 第二步水解程度。
3．多元弱碱的阳离子水解只写一步，如 AlCl3的水解离子方程式： 。
三．盐类水解的规律
(1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有 才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解
反应。
(2)“越弱越水解”——弱酸根离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越
大。如醋酸的酸性强于次氯酸，则相同浓度的 CH3COONa 的水解程度 NaClO。
(3)“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸根离子和弱碱阳离子都发生 ，且相互促进。
(4)“谁强显谁性”——当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反
之，呈碱性，即强酸弱碱盐显 ，强碱弱酸盐显 。如 HF 的电离常数大于 NH3 H2O 的电离常
数，故 NH4F 溶液呈 。
(5)“同强显中性”——①强酸强碱盐溶液显 ；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数 Kb与盐中的阴离
子对应的酸的电离常数 Ka相等时，盐溶液呈 。CH3COONH4溶液呈 。
2．常见的“弱”离子
(1)弱碱阳离子： 等。
(2)弱酸根离子： 等。
3．酸式盐溶液的酸碱性
(1)只电离不水解(如 NaHSO4)的显 性。
(2)电离大于水解(如 NaHSO3、NaH2PO4)的显 性。
(3)水解大于电离(如 NaHCO3、NaHS)的显 性。
影响盐类水解的因素 盐类水解的应用
第 7 节
一、影响盐类水解的因素
1．盐类水解的特点
逆盐类水解是 反应，是 反应的逆反应吸中和反应放热，盐类的水解过程 弱通
常情况下，盐类的水解程度 。
2．影响盐类水解的因素
(1)内因——盐的性质
已知 Ka(HClO)＝4.0×10－8，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HNO2)＝5.6×10－4。
0.1 mol L－1盐溶
水解的离子方程式 pH 解释与结论
液
NaClO 10.3 酸越弱，相应酸根离子
CH3COONa 8.8 水解程度 ，对应
NaNO2 8.3 盐溶液 越强
盐类水解过程中，若生成的弱电解质越难电离(弱酸或弱碱越弱)，则生成弱电解质的倾向越 ，盐水
解的程度越 ，溶液中 c(H＋)和 c(OH－)差别越大。
(2)外因
①温度：盐类水解是吸热过程，升高温度，盐类水解程度 。
②浓度：增大盐的浓度，可使水解平衡向 方向移动，水解程度 ；加水稀释，水解平
衡向 方向移动，水解程度 。
③外加酸或碱：水解呈酸性的盐溶液，若加入强碱，会 水解，加入酸则 水解；水解呈碱性的
盐溶液，若加入碱，会 水解，加入强酸，会 水解。
④两种水解离子的相互影响。弱碱阳离子和弱酸阴离子在同一溶液中，两种水解相互促进，使二者水解程
度都增大，甚至反应完全。反之，则相互抑制。
如：加水解显碱性的盐如 NaHCO3、Na2CO3、NaAlO2、NaClO 等会 (填“促进”或“抑制”，下同)
的 FeCl3水解；加水解显酸性的盐如 NH4Cl、(NH4)2SO4、CuSO4、AlCl3等会 的 FeCl3水解。
二、水解常数及其应用
1．表达式
例如，强碱弱酸盐 MA 的水解过程可理解为
Kh＝ 。
弱酸或弱碱的电离常数与对应盐的水解常数的关系
用 HA 表示酸，MOH 表示碱，MA 表示由它们生成的盐。
(1)强碱弱酸盐(MA)的水解常数(Kh)
A－水解离子方程式：A－＋H O HA＋OH－2 ，其水解常数
c(HA) c(OH－)
Kh＝ ＝ ＝ c(A－)
(2)强酸弱碱盐(MA)的水解常数(Kh)
M＋水解离子方程式：M＋＋H2O MOH＋H＋，其水解常数
c(MOH) c(H＋)
Kh＝ ＝ ＝ c(M＋)
上述两个关系式表明，弱酸或弱碱的电离常数越 (即酸性或碱性越弱)，其所生成盐的水解常数
越 ，水解程度越 。
(3)多元弱酸酸式盐(如 NaHCO3)电离常数与水解常数的关系
已知：常温下 H2CO3的电离常数 Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，HCO －3 的水解：HCO－3 ＋H2O H2CO3＋
c(H2CO3) c(OH－) c(H2CO3) c(OH－) c(H＋) Kw 10－14
OH－K ＝ ＝ ＝ ＝ ≈2.3×10－8h ＞K ，即 HCO －3 的水解程度 c(HCO\o\al(－,3)) c(HCO\o\al(－, ＋3)) c(H ) Ka1 4.4 × 10－7
a2
电离程度，因此 NaHCO3溶液呈 。
2．水解常数的意义
Kh定量的表示水解反应趋势的大小，Kh越大，水解趋势 。
3．外因对水解常数的影响
Kh是化学平衡常数的一种，只与 有关，与盐溶液的浓度无关，一般温度升高，Kh 。
三、盐类水解的应用
1．在工农业生产和日常生活中的应用
(1)热的纯碱液去油污效果更好
用纯碱溶液清洗油污时，加热能 Na2CO3的水解，溶液中 c(OH－) 。
(2)明矾(铝盐)用作净水剂
明矾[KAl(SO4)2·12H O]溶于水电离产生的 Al3＋2 水解，生成的 吸附水中悬浮的杂质而使水变澄清。有
关的离子方程式是 。
(3)泡沫灭火器原理
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 。
(4)铵态氮肥不能与草木灰混合使用
＋ 2－
NH 与 CO
水解相互促进放出 而降低铵态氮肥的肥效。4 3
(5)工业制备物质
①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： 。
②利用水解反应来制纳米材料，如用 TiCl4制备 TiO2： 。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。
2．在化学实验中的应用
(1)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
来抑制 FeCl3水解。
(2)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 中，应贮存于带橡胶塞的试剂瓶中。
(3)制备 Fe(OH)3胶体
将饱和 FeCl3溶液滴入 中因水解而得到红褐色 Fe(OH)3胶体。
(4)判断溶液中离子能否大量共存
溶液中水解显酸性的离子与水解显碱性的离子之间因水解相互促进而不能大量共存。
2－ － － － 2－ － ＋ － 2－
与 CO 、HCO
、S2 HS －、 －、AlO ； 与 HCO 、CO 、AlO ；NH 与 AlO 、SiO 因相
3 3 2 3 3 2 4 2 3
互促进水解强烈而不能大量共存
(5)物质的提纯
如除去氯化镁酸性溶液中的氯化铁，可加入 MgO 或 Mg(OH)2或 MgCO3反应掉部分 H＋，促进铁离子的水解，
使 Fe3＋转化为氢氧化铁沉淀而除去。
(6)判断盐所对应酸的相对强弱
如相同浓度的 NaA 和 NaB 两种盐溶液，其 pH 前者大于后者，则酸性 HA＜HB。
(7)判断酸碱中和反应至中性时酸或碱的相对用量
如用氨水与盐酸反应至 pH＝7 时，氨水过量，醋酸与氢氧化钠反应至中性时，醋酸过量。
3.盐溶液蒸干灼烧后所得产物的判断
(1)强酸强碱盐溶液和水解生成难挥发性酸的盐溶液，蒸干后一般得到原物质，
如 NaCl 溶液蒸干得 ，CuSO4溶液蒸干得 。
(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得到对应的弱碱，如 AlCl3、FeCl3 溶液蒸干后一般得
到 ，若灼烧则会生成 。
(3)强碱弱酸正盐，蒸干后可得到原物质，如 Na2CO3溶液蒸干得 。
(4)考虑盐受热时是否分解。因为 Ca(HCO3)2、NaHCO3、NH4Cl 固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别
为 。
(5)还原性盐在蒸干时会被 O2氧化，如 Na2SO3溶液蒸干得到 ；FeSO4溶液蒸干得到 。
溶液中离子浓度大小的比较
第 8 节
一、电解质溶液中粒子间的三个“守恒”关系
1．电荷守恒
(1)含义：电解质溶液中阳离子所带的正电荷总数 阴离子所带的负电荷总数，溶液总是呈电中性。
(2)应用：如 Na2CO3溶液中存在的阳离子有 ，存在的阴离子有 ，电荷守恒离子浓度关系
式为 。
2．元素质量守恒(物料守恒)
(1)含义：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。但该离子所含的
某种元素原子在变化前后是 的，称为物料守恒。
(2)应用：如 Na S 溶液中 Na＋和 S2－的原始浓度之间的关系为 c(Na＋2 )＝2c(S2－)，由于 S2－发生水解，其在溶
液中的存在形式除了 S2－，还有 HS－和 H2S，根据物料守恒浓度关系式为 。
3．质子守恒
(1)含义：质子守恒是指电解质溶液中粒子电离出来的 H＋总数 粒子接受的 H＋总数。
(2)应用：如 Na2S 溶液中的质子转移如下：
可得质子守恒关系为 。
质子守恒关系也可由电荷守恒关系与元素质量守恒关系推导得到。
二．两个“微弱”
1.弱电解质的电离是微弱的。如 CH3COOH 溶液中， 。
2.盐溶液中离子的水解是微弱的。如 CH3COONa 溶液中， 。
三、溶液中粒子浓度比较的思路
1.溶液中粒子浓度比较的一般步骤
解题步骤 注意事项
考虑溶液中存在的水的电离、溶质的电离或水解等能够产生的粒子，一
第一步：判断溶液中有哪些粒子
定要找全
比较粒子浓度大小时出现等式则考虑三个守恒：物料守恒、电荷守恒、
第二步：抓住分析依据
质子守恒；出现不等式，则应考虑电离或水解
对于给出的与守恒关系看似无关的等式，则需要列出物料守恒式、电荷
第三步：正确变形
守恒式，再消去所给等式中没有的微粒即可
2.溶液中粒子浓度比较的规律方法
单一
{酸或碱溶液——考虑电离溶液{ 盐溶液——考虑水解混合解题思路 溶 不反应——同时考虑电离和水解{ 恰好液 { {生成酸或碱——考虑电离反应 反应 生成盐溶液——考虑水解过量——根据过量程度考虑电离和水解
利用 守 元素质量守恒 推断
解题方法→确定溶液中粒子的构成 ――→ {质子守恒 ――→结论恒思 想 电荷守恒 }
{电离理论不等式关系—— 水解理论
解题技巧{ 电荷守恒等式关系{元素质量守恒
四、离子浓度的关系比较
1．单一溶液中离子浓度大小的比较
(1)氯化铵溶液。
①先分析 NH4Cl 溶液中的电离、水解过程。
电离： 。
水解： 。
判断溶液中存在的离子 。
②再根据其电离和水解程度的相对大小，比较确定氯化铵溶液中离子浓度由大到小的顺序
是 。
(2)碳酸钠溶液。
①先分析 Na2CO3溶液中的电离、水解过程：
电离： 。
水解： 。
溶液中存在的离子 。
②溶液中离子浓度由大到小的顺序是 。
(3)碳酸氢钠溶液。
①先分析 NaHCO3溶液中的电离、水解过程：
电离： 。
水解： 。
溶液中存在的离子有 。
－ －
② HCO HCO 由于 的电离程度小于 的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序是 3 3
。
(4)亚硫酸氢钠溶液。
①先分析 NaHSO3溶液中的电离、水解过程。
电离： 。
水解： 。
溶液中存在的离子有： 。
－ －
②由于 HSO 的电离程度大于 HSO
的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小顺序为： 3 3
。
2．混合溶液中各离子浓度比较，根据电离程度、水解程度的相对大小综合分析
(1)分子的电离程度大于对应离子的水解程度。
＋
在 0.1 mol·L－1NH 4Cl 和 0.1 mol·L－1 的氨水混合溶液中：由于 NH3·H2O 的电离程度大于 NH 的水解程度，4
导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为 。
(2)分子的电离程度小于对应离子的水解程度。
在 0.1 mol·L－1 的 HCN 和 0.1 mol·L－1 的 NaCN 混合溶液中：由于 HCN 的电离程度小于 CN－的水解程度，
导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为 ，
且 。
沉淀溶解平衡与溶度积
第 9 节
一、沉淀溶解平衡原理
1．沉淀溶解平衡
难溶电解质是指溶解度小于 的物质，其实它们在水中并不是不溶，只是溶解度相对比较小而已。
(1)沉淀溶解平衡建立
AgCl 的沉淀溶解平衡： 。
上述平衡存在两个过程：一方面，在水分子的作用下，少量 和 脱离氯化银表面进入水中
( 过程)；另一方面，溶液中的 Ag＋和 Cl－受氯化银表面阴、阳离子的吸引，回到氯化银表面析出
( 过程)，如图。
(2)沉淀溶解平衡
①在一定温度下，固体物质在水中溶解速率和沉淀速率 时，体系中形成 溶液，这种平
衡称为沉淀溶解平衡。
②沉淀溶解平衡的特征
2．影响沉淀溶解平衡的因素
(1)内因：溶质本身的 。绝对不溶的物质是没有的；物质的溶解度差别是很大的；易溶溶质的饱和
溶液中也存在溶解平衡。
(2)外因：包括浓度、温度等，遵循勒夏特列原理。
①浓度：加水，平衡向 方向移动。
②温度：升温，多数平衡向 方向移动；少数平衡向生成沉淀的方向移动[如 的溶解平衡]。
③同离子效应：向平衡体系中加入相同的离子，使平衡向生成 的方向移动。
④化学反应：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶的物质或气体的离子时，平衡
向 方向移动。
已知溶解平衡：Mg(OH)2(s) Mg2＋＋2OH－，请分析当改变下列条件时，对该溶解平衡的影响，填写下表
(浓度变化均指平衡后和原平衡比较)：
条件改变 移动方向 c(Mg2＋) c(OH－)
加水
升温
加 MgCl2(s)
加盐酸
加 NaOH(s)
二、溶度积常数
1．概念：以 AmBn(s) mAn＋＋nBm－为例，Ksp＝ 。在一定温度下，Ksp 是一个常数，称为
溶度积常数，简称 。
例如：AgCl(s) Ag＋＋Cl－
Ksp(AgCl)＝ 。
Fe(OH) (s) Fe3＋3 ＋3OH－
Ksp[Fe(OH)3]＝ 。
2．影响因素：只与 、物质本身有关，在一定温度下，某物质的 Ksp 为一常数。
3．意义：难溶电解质 Ksp 的大小反映物质在水中溶解能力。对于同类型的难溶电解质(如 AgCl、AgBr、AgI)Ksp
越小，在水中溶解能力越 。
三、关于 Ksp 的计算类型
(1)已知溶度积，求饱和溶液中某种离子的浓度。
如 Ksp(AgCl)＝a，则饱和 AgCl 溶液中，c(Ag＋)＝ 。
(2)已知溶度积和溶液中某种参与沉淀溶解平衡的离子浓度，求达到沉淀溶解平衡后另一种参与沉淀溶解平
衡的离子浓度。
如某温度下 Ksp(AgCl)＝a，在 0.1 mol L－1 NaCl 溶液中加入过量的 AgCl 固体，达到平衡后 c(Ag＋)＝
(3)计算沉淀转化反应的平衡常数，
如对于反应 Cu2＋＋ZnS(s) CuS(s)＋Zn2＋，K (ZnS)＝c(Zn2＋) c(S2－sp )，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋) c(S2－)，该反应
c(Zn2＋)
的平衡常数 K＝ ＝ 。
c(Cu2＋)
(4)利用 Ksp 和 Kw 的关系计算溶液的 pH
①沉淀开始时 pH 的计算
已知 25 ℃时，Ksp[Cu(OH)2]＝2×10－20，计算向 2 mol/L CuSO4溶液中加入 NaOH 调节溶液 pH 是多少时才开
始生成 Cu(OH)2沉淀。
提示： 。
②沉淀完全时 pH 的计算
已知 25 ℃时，K [Zn(OH) ]＝1.0×10－17sp 2 ，计算向 0.1 mol/L ZnCl2 溶液中加入 NaOH 调节溶液 pH 是多少时，
溶液中 Zn2＋沉淀完全。
提示：当溶液中 c(Zn2＋)≤10－5 mol/L 时，可视为 Zn2＋沉淀完全。
。
四、溶度积 Ksp 常见的应用
(1)比较难溶电解质在水中的溶解能力
(2)判断沉淀生成的顺序
对于同类型且含有相同离子的沉淀，溶度积越小，沉淀越先生成。
例如向物质的量浓度相等的 NaCl 和 NaI 的混合溶液中逐滴加入 AgNO3 溶液，先生成 ，后生
成 。这是因为沉淀 I－所需的 c(Ag＋)比沉淀 Cl－所需的 c(Ag＋)小。
(3)判断沉淀生成的条件
生成沉淀的条件是满足 Qc>Ksp，由此可以计算出使离子沉淀完全的条件。通常认为当溶液中的离子浓度小
于等于 10－5 mol L－1时，该离子已沉淀完全。
以 Fe(OH)3为例，可计算 Fe3＋完全沉淀所需控制的 pH： ，故 Fe3＋在 pH＝ 时
沉淀完全。
同理可计算 Cu2＋、Mg2＋、Fe2＋等金属离子沉淀完全时溶液的 pH。
五．沉淀溶解平衡图像题的解题策略
第一步：明确图中横、纵轴的含义。
第二步：理解图中曲线上的点、曲线外的点的含义。
以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了 ，此时 Qc＝Ksp。在
温度不变时，改变一种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线外。
沉淀溶解平衡原理的应用
第 10 节
一、沉淀的转化与溶解
1．沉淀的转化
实验探究 AgCl、AgI、Ag2S 的转化
实验
操作
实验 有 沉淀
沉淀转化为 沉淀 沉淀转化为 沉淀
现象 析出
实验
①AgCl 沉淀可转化为 AgI 沉淀，②AgI 沉淀又可转化为 Ag2S 沉淀
结论
(1)根据实验现象可知三种沉淀溶解能力从大到小的顺序是 。
(2)向AgCl沉淀中滴加KI溶液时，溶液中的Ag＋和 I－结合生成了更难溶解的AgI，溶液中Ag＋浓度 ，
促使 AgCl 的沉淀溶解平衡向 ，最终 AgCl 完全转化为 AgI。AgI 转化为 Ag2S 的原理相
同。
(3)沉淀转化的离子方程式：AgCl(s)＋I－ AgI(s)＋Cl－；2AgI(s)＋S2－ Ag2S(s)＋2I－。
转化的实质： 。
转化的条件：溶液中的离子浓度幂之积 Ksp。
2．沉淀的溶解
(1)原理：根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，只要不断移去溶解平衡体系中的相应离子，平衡
就向 的方向移动，从而使沉淀溶解。
(2)实例：①CaCO3沉淀溶于盐酸中：
CO2 气体的生成和逸出，使 CaCO 溶解平衡体系中的 CO 2－3 3 浓度不断减小，平衡向 的方向
移动。
② 分 别 写 出 用 HCl 溶 解 难 溶 电 解 质 FeS 、 Al(OH)3 、 Cu(OH)2 的 离 子 方 程
式： 、 、 。
③向 Mg(OH)2悬浊液中分别滴加蒸馏水、稀盐酸、NH4Cl 溶液，白色沉淀将 、 、
(填“溶解”或“不溶解”)。
二、沉淀的生成与转化在生产和科研中的应用
1．沉淀的生成
(1)沉淀生成的应用。
在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离
子的目的。
(2)沉淀的方法。
①调节 pH 法：如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，可使 Fe3
＋转变为 沉淀而除去。反应如下：
②加沉淀剂法：如以 Na 2＋ 2＋2S、H2S 等作沉淀剂，使某些金属离子，如 Cu 、Hg 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。
a．通入 H S 除去 Cu2＋2 的离子方程式： 。
b．加入 Na S 除去 Hg2＋2 的离子方程式： 。
c．同离子效应法：增大溶解平衡中离子浓度，使平衡向 的方向移动。
2．沉淀的溶解
(1)沉淀溶解的原理。
根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去溶解平衡体系中的 ，使
平衡向 的方向移动，就可以使沉淀溶解。
(2)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 在水中存在溶解平衡为 ，当加入
2－
盐酸后发生反应： ，c(CO ) ，溶解平衡向 方向移动。3
②盐溶液溶解法：Mg(OH)2 难溶于水，能溶于盐酸、NH4Cl 溶液中。溶于 NH4Cl 溶液反应的离子方程式
为 。
3．沉淀转化
(1)锅炉除水垢。
Na2CO3 盐酸
水垢 CaSO4(s) ――→CaCO (s) Ca2＋(aq) 3 ―― →
有关化学方程式：
、CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。
(2)自然界中矿物的转化。
氧化 ZnS
如原生铜硫化物 ―― →CuSO4(
溶液) ―P―b →CuS(铜蓝)淋 滤 S
有关化学方程式：
，
。
(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：
。第三章 水溶液中的离子反应
知识梳理
弱电解质的电离平衡
第 1 节
一、强电解质和弱电解质
1．电解质和非电解质
电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。如酸、碱、盐等。
非电解质：在水溶液中和熔融状态下均以分子形式存在，因而不能导电的化合物。如苯、乙醇等。
2．强电解质和弱电解质
(1)二者的比较
强电解质 弱电解质
在水溶液里或熔融状态下能够完全电离 在水溶液里只有部分电离成离子的电
概念
成离子的电解质 解质
相同点 在水溶液里都能产生自由移动的离子，都是电解质
粒子的存 只存在电解质电离产生的阴、阳离子， 大量存在电解质分子，少量存在弱电解质
不 在形式 不存在电解质分子 电离产生的离子
同 不可逆，不存在电离平衡，电离方程 可逆，存在电离平衡，电离方程式中用
电离过程
点 式中用“===” “ ”
电离程度 完全电离 不完全电离
(2)常见的强、弱电解质
二、弱电解质的电离平衡
1．电解质电离的表示方法——电离方程式
(1)强电解质完全电离，用“===”。HCl===H＋＋Cl－、Na2SO4===2Na＋＋SO2－4 。
(2)弱电解质部分电离，用“ ”。CH － ＋ －3COOH CH3COO ＋H (或 CH3COOH＋H2O CH3COO ＋H3O
＋)、NH ＋3 H2O NH4 ＋OH－。
多元弱酸，以第一步电离为主，分步可逆电离如：H CO H＋＋HCO－ － －2 3 3 ；HCO3 H＋＋CO23 。
多元弱碱，分步可逆电离，但书写较为复杂，只写一步可逆电离如：Fe(OH) 3＋3 Fe ＋3OH－。
2．弱电解质的电离平衡
(1)弱电解质电离平衡的建立
①开始时，v 电离最大，而 v 结合为 0。
②平衡的建立过程中，v 电离>v 结合。
③当 v 电离＝v 结合时，电离过程达到平衡状态。
(2)弱电解质电离平衡状态
在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质在溶液中电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，电离过
程就达到了平衡状态。
(3)电离平衡状态的特征
①逆——弱电解质的电离过程是可逆的。
②等——平衡时，弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。
③动——平衡时，电离过程与离子结合成弱电解质分子的过程仍在进行，是动态平衡。
④定——平衡时，各微粒(分子、离子)的浓度保持恒定。
⑤变——外界条件改变时，平衡会发生移动。
（4）外界条件对电离平衡的影响
电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。
影响因素 电离程度 原因
电解质本身性质决定电
本身性质 结构决定性质
解质的电离程度
温度(升温) 增大 电离过程是吸热的
反
浓度(减小) 增大 浓度减小，离子结合生成弱电解质分子的速率小
应
外加 同离子效应 减小 离子(产物)浓度增大，平衡左移
条
电解 消耗弱电解质
件 增大 离子(产物)浓度减小，平衡右移
质 的离子
电离平衡常数和电离度
第 2 节
一、电离平衡常数
1．概念
在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度幂之积与溶液中未电离的分子的浓度
之比是一个常数，用符号 K 表示。
2．表示方法
①一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数：
c(CH COO－) c(H＋3 )
CH3COOH 电离常数的表达式：Ka＝ 。c(CH3COOH)
c(NH\o\al(＋,4)) c(OH－)
NH3 H2O 电离平衡常数的表达式：Kb＝ 。c(NH3 H2O)
②多元弱酸的电离常数：
c(H＋) c(HCO\o\al(－,3))
H2CO H＋3 ＋HCO－3 Ka1＝ c(H2CO3)
c(H＋) c(CO\o\al(2－,3))
HCO－3 H＋＋CO2－3 Ka2＝ c(HCO\o\al(－,3))
多元弱酸各步电离常数的大小比较为 Ka1 Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。
3．意义
表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K 值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。
4．影响因素
(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本身性质所决定。
(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温
度升高而增大。
5．电离常数的应用
(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 Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)，则酸性：
HF＞CH3COOH。
(2)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。如 Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)，则 NaNO2＋
CH3COOH===CH3COONa＋HNO2的反应不能进行。
c(CH COO－3 ) c(H＋)
(3)判断溶液中微粒浓度比值的变化。如加水稀释醋酸溶液，由于 Ka(CH3COOH)＝ 不变，c(CH3COOH)
c(H＋) Ka
稀释后 c(CH3COO－)减小，则 ＝ 增大。c(CH －3COOH) c(CH3COO )
二、电离度
1．概念
弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比值来表示电离
的程度，简称为电离度，通常用符号 α 表示。
2．数学表达式
已电离的弱电解质浓度
α＝ ×100%
弱电解质的起始浓度
已电离的弱电解质分子数
或 α＝ ×100%。
弱电解质的起始分子数
已电离的弱电解质的物质的量
或 α＝ ×100%
弱电解质的初始物质的量
3．意义
(1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的电离程度。
(2)同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。
4．影响因素
5.电离常数的相关计算(以弱酸 HX 为例)
HX H＋ ＋ X－
起始/(mol L－1)) c0(HX) 0 0
平衡/(mol L－1)) c0(HX)－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
c(H＋) c(X－) c2(H＋)
则 K＝ ＝ 。
c(HX) c0(HX)－c(H＋)
(1)已知 c0(HX)和 c(H＋)，求电离常数，由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：
c2(H＋)
c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则 K≈ ，代入数值求解即可。c0(HX)
(2)已知c (HX)和电离常数，求c(H＋)，由于K值很小，c(H＋0 )的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，
则 c(H＋)≈ K c0(HX)，代入数值求解即可。
(3)同理，一元弱碱(MOH)中，c(OH－)≈ Kb c0(MOH)。
6．计算电离度(以一元弱酸 HA 为例)
HA H＋ ＋ A－
起始： c 酸 0 0
平衡： c 酸·(1－α) c 酸·α c 酸·α
（c 酸·α）2 c 酸·α2 Ka
Ka＝ ＝ ，因为 α 很小，所以 1－α≈1，即 K ＝c 酸·α2，所以 α＝ 。c 酸·（1－α） 1 α a－ c 酸
水的电离平衡
第 3 节
一、水的电离平衡及影响因素
1．水的电离：水是一种极弱的电解质，水的电离存在电离平衡。
(1)电离方程式：2H O H O＋ OH－，通常简写为H O H＋ OH－2 3 2 。
(2)室温下纯水中 c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol L－1。
2．影响水的电离平衡的因素
(1)升高温度可促进水的电离。
(2)酸、碱均可抑制水的电离。
(3)活泼金属(如 Na)可促进水的电离。
3．水的离子积常数
(1)符号：Kw。
(2)表达式：Kw＝c(H＋) c(OH－)，25 ℃时，Kw＝1.0×10－14。
(3)影响因素：只与温度有关，升高温度 Kw 增大，降低温度 Kw 减小。
(4)适用范围：Kw 不仅适用于纯水也适用于稀的电解质水溶液。
4.影响水电离平衡的因素(25 ℃)
c(H＋)/(mol L－1) c(OH－)/(mol L－1) 水的电离程度 平衡移动 Kw
纯水 1.0×10－7 1.0×10－7 — — 1.0×10－14
升温 ＞1.0×10－7 ＞1.0×10－7 增大 向右 增大
加酸 ＞1.0×10－7 ＜1.0×10－7 减小 向左 不变
加碱 ＜1.0×10－7 ＞1.0×10－7 减小 向左 不变
加活泼
＜1.0×10－7 ＞1.0×10－7 增大 向右 不变
金属
二、水电离出的 c(H＋)或 c(OH－)的计算
(1)等量关系
无论是纯水，还是酸性(或碱性)溶液，由水的电离产生的 c 水(H＋)＝c 水(OH－)。
(2)定量关系
任何电解质稀溶液中都存在 Kw＝c(H＋) c(OH－)，在表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中 H＋、OH－
总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的 c(H＋)、c(OH－)。
Kw
①稀酸溶液—OH－全部来自水的电离，水电离产生的 c (H＋)＝c (OH－水 水 )＝ 。c(H＋)
Kw
②稀碱溶液—H＋全部来自水的电离，水电离产生的 c 水(H＋)＝c －水(OH )＝ 。c(OH－)
溶液的酸碱性与 PH
第 4 节
一、溶液的酸碱性与 pH
1．溶液的酸碱性：溶液酸碱性的判断标准是 c(H＋)与 c(OH－)的相对大小。
2．溶液酸碱性与溶液中 c(H＋)和 c(OH－)的关系
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性，且 c(H＋)越大，酸性越强；
c(H＋)3．溶液酸碱性的表示方法
(1)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。
(2)当 c(H＋)或 c(OH－)小于或等于 1 mol L－1时，通常用 pH 表示。
①c(H＋)、pH 与溶液酸碱性的关系
25 ℃时，溶液中 c(H＋)、pH 与酸碱性的关系如图所示：
②pH
二、溶液酸碱性测定
1．利用酸碱指示剂(石蕊、酚酞、甲基橙等)
2．pH 试纸
3．pH 计：pH 计精确度高，可直接从仪器中读数。
4．pH 传感器：又称 pH 探头，是用来检测被测物中 c(H＋)并转换成相应的输出信号的传感器，可全量程测
量溶液的酸碱度，自动绘制出溶液的 pH 曲线。
三、相关计算
1．强酸、强碱单一溶液 pH 的计算
(1)计算 c mol·L－1 HnA 强酸溶液的 pH (25 ℃)。
①c(H＋)＝nc mol·L－1；
②pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc。
(2)计算 c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的 pH (25 ℃)。
①c(OH－)＝nc mol·L－1；
Kw 10－14
②c(H＋)＝ ＝ mol·L－1；
c（OH－） nc
③pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。
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)
c1（H＋）·V1＋c ＋2（H ）·V2
c(H＋)混＝ ，然后再求 pH。V1＋V2
(2)强碱与强碱混合
c1（OH－）·V1＋c2（OH－）·V2 Kw
先计算 c(OH－) ＝ ，再求 c(H＋混 ) ＝ ，最后求 pH。V 混1＋V2 c（OH－）混
(3)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)；
②酸过量：
c（H＋）·V（酸）－c（OH－）·V（碱）
先求 c(H＋)余＝ ，再求 pH。V（酸）＋V（碱）
③碱过量：
c（OH－）·V（碱）－c（H＋）·V（酸） Kw
先求 c(OH－)余＝ ，再求 c(H＋)＝ ，最后求 pH。V（酸）＋V（碱） c（OH－）余
3．酸或碱溶液稀释后溶液 pH 的变化
酸(pH＝a) 碱(pH＝b)
弱酸 强酸 弱碱 强碱
稀释 10n倍 pHb－n pH＝b－n
无限稀释 pH 趋向于 7
酸碱中和滴定
第 5 节
一、酸碱中和滴定原理及仪器
1．原理
(1)含义：酸碱中和滴定是依据中和反应，用已知浓度的酸(碱)来测量未知浓度的碱(酸)的方法。
(2)原理
c(OH－) V 碱
中和反应中酸提供的 H＋与碱提供的 OH－的物质的量相等，即 c(H＋) V ＝c(OH－酸 ) V ＋碱，c(H )＝ V 酸
c(H＋) V 酸
或 c(OH－)＝ 。
V 碱
2．主要仪器及使用
(1)仪器：滴定管，铁架台，滴定管夹，锥形瓶，烧杯。
a b
仪器 a 是酸式滴定管，仪器 b 是碱式滴定管。
(2)滴定管的使用方法。
①查漏：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。
②润洗：在加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗 2～3 次。
③装液：分别将反应液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管“0”刻度线以上 2～3 mL 处。
④调液面记数据：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满反应液，然后调节滴定管液面
使其处于某一刻度，准确读取数值并记录。
二、酸碱中和滴定操作
测定未知浓度盐酸的物质的量浓度。
1．向已润洗过的碱式滴定管中注入 0.100 0 mol L－1 NaOH 标准溶液，调节管内液面至“0”或“0”刻度以下，
记录读数 V1。
2．向已润洗过的酸式滴定管中注入未知浓度的盐酸，调节管内液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数 V2。
3．取一只洁净的锥形瓶，从酸式滴定管中放出约 25 mL 盐酸于瓶中，记录读数 V3。
4．向盛放盐酸的锥形瓶中滴加 2 滴酚酞试液，将锥形瓶移至碱式滴定管下，轻轻挤压玻璃球，向锥形瓶中
缓慢滴加 NaOH 溶液，边滴加边振荡锥形瓶。在接近终点时，半滴半滴地滴入溶液，当加入半滴后溶液恰
好出现浅红色且 30 s 内红色不褪去，则达到滴定终点，记录滴定管读数 V4。
5．重复上述操作，并记录数据。
6．计算待测盐酸的物质的量浓度，求出三次测定数值的平均值。若几次测定结果相差较大，应重新进行测
定。
三、常见的酸碱指示剂
常见的酸碱指示剂 变色范围(颜色与 pH 的关系)
甲基红 <4.4 红色 4.4～6.2 橙 >6.2 黄色
酚酞 <8.2 无色 8.2～10.0 粉红色 >10.0 红色
甲基橙 <3.1 红色 3.1～4.4 橙色 >4.4 黄色
指示剂变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
(1)不能用石蕊作指示剂。
(2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，如用 NaOH 溶液滴定醋酸。
(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，如用盐酸滴定氨水。
(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
(5)并不是所有的滴定都须使用指示剂，如用标准的 Na2SO3 溶液滴定 KMnO4 溶液时，KMnO4 溶液颜色恰
好褪去时即为滴定终点。
四、酸碱滴定过程中 pH 的突变和滴定曲线
1．pH 的突变
在酸碱反应过程中，溶液的 pH 会发生变化，对于强酸强碱的反应，开始时由于被中和的酸(或碱)浓度较大，
加入少量的碱(或酸)对其 pH 的影响不大。当反应接近终点(pH≈7)时，很少量的碱(或酸)就会引起溶液 pH 突
变。
2．滴定曲线
酸碱滴定曲线是以酸碱混合过程中滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液 pH 为纵坐标绘出一条溶液 pH 随酸
(或碱)的滴加量而变化的曲线。
例如：以 0.100 0 mol·L－1 NaOH 溶液滴定 20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 HCl 溶液为例，其滴定曲线如图所示。
滴定过程中溶液 pH 的突变
五、滴定误差分析
c 标准 V 标准
依据 c 标准 V 标准＝c 待测 V 待测，得 c 待测＝ ，由于 cV 标准
已知，V 待测认为固定，只要分析 V 标准的变化，即
待测
可分析结果。
(1)以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差：
步骤 操作 V 标准 c 待测
酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高
洗涤 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低
锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 变小 偏低
取液
锥形瓶中指示剂加的过多 变大 偏高
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低
滴定 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴 NaOH 溶液无
变大 偏高
变化
先俯视后仰视 变小 偏低
用滴定管量取待测液
读数带来的 先仰视后俯视 变大 偏高
误差 先俯视后仰视 变大 偏高
标准液
先仰视后俯视 变小 偏低
(2)来自配制标准液(以配制标准 NaOH 溶液为例)产生的误差：
误差来源 V 标准 c 待测
配制 500 NaOH 已部分潮解或称量时间过长 变大 偏高
mL0．1 mol/L 的 杂质不与盐酸反应 变大 偏高
NaOH 溶液需要 所含杂质消耗 1 mol 盐酸需质量大于 40 g(例如
NaOH 中含 变大 偏高
NaOH 的质量为 Na2CO3、NaHCO3)
有杂质
2．0 g 所含杂质消耗 1 mol 盐酸需质量小于 40 g(例如 Na2O) 变小 偏低
游码有油污 变小 偏低
(3)仪器的读数误差分析
在进行误差分析时，要特别注意弄懂俯视(视线偏高)及仰视(视线偏低)的含义，并会区分俯视、仰视对量
筒、滴定管产生误差的不同(如图)。
盐类水解的原理
第 6 节
一、盐溶液的酸碱性
1．通过实验测定室温时下列 0.1 mol L－1 盐溶液的 pH，填写下表。
盐溶液 盐的类型 溶液 pH 酸碱性
NaCl 强酸强碱盐 pH＝7 中性
CH3COONa 强碱弱酸盐 pH>7 碱性
NH4Cl 强酸弱碱盐 pH<7 酸性
Na2CO3 强碱弱酸盐 pH>7 碱性
AlCl3 强酸弱碱盐 pH<7 酸性
2.盐溶液显现不同酸碱性的原因
(1)强酸强碱盐(以 NaCl 为例)。
溶液中存在的离子 H O H＋＋OH－2 NaCl===Na＋＋Cl－
离子间能否相互作用生成弱电解质 否
c(H＋)和 c(OH－)的相对大小 c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，无弱电解质生成
理论解释 水的电离平衡不发生移动，溶液中 c(H＋)＝c(OH－)
(2)强酸弱碱盐(以 NH4Cl 为例)。
溶液中存在的离子
离子间能否相互作用生成弱电解质 能
c(H＋)和 c(OH－)的相对大小 c(H＋)>c(OH－)，呈酸性
＋
NH 和 OH
－结合生成弱电解质 NH3·H2O，使水的电离平
理论解释 4
衡向电离方向移动，使溶液中 c(H＋)>c(OH－)
＋
总反应离子方程式 NH ＋H2O NH3·H2O＋H
＋
4
(3)强碱弱酸盐(以 CH3COONa 为例)。
溶液中存在的离子
离子间能否相互作用生成弱电解质 能
c(H＋)和 c(OH－)的相对大小 c(H＋)CH － ＋3COO 和 H 结合生成弱电解质 CH3COOH，使水的
理论解释
电离平衡向电离方向移动，使溶液中 c(H＋)总反应离子方程式 CH COO－3 ＋H2O CH3COOH＋OH－
3.盐类水解
(1)盐类水解的定义
在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的 H＋或 OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
(2)盐类水解的实质
盐类的水解是盐跟水之间的化学反应，水解(反应)的实质是生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立
起了新的平衡。
二、盐类水解反应特点及方程式书写
1．盐类水解过程是一个可逆过程，书写水解反应的化学方程式时，应用“ ”表示，CH3COONa 的水解
化学方程式：CH3COONa＋H2O CH3COOH＋NaOH，离子方程式：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋
OH－。
2．多元弱酸根的水解是分步进行的，Na2CO3的水解反应，分两步进行：
第一步离子方程式：CO2－3 ＋H2O HCO－3 ＋OH－，第二步离子方程式：HCO－3 ＋H2O H2CO3＋OH-。
其中第一步水解程度远大于第二步水解程度。
3．多元弱碱的阳离子水解只写一步，如 AlCl3的水解离子方程式：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋。
三．盐类水解的规律
(1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸根离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不
发生水解反应。
(2)“越弱越水解”——弱酸根离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越
大。如醋酸的酸性强于次氯酸，则相同浓度的 CH3COONa 的水解程度小于 NaClO。
(3)“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸根离子和弱碱阳离子都发生水解，且相互促进。
(4)“谁强显谁性”——当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反
之，呈碱性，即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。如 HF 的电离常数大于 NH3 H2O 的电离常数，故
NH4F 溶液呈酸性。
(5)“同强显中性”——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数 Kb与盐中的阴离子对
应的酸的电离常数 Ka相等时，盐溶液呈中性。CH3COONH4溶液呈中性。
2．常见的“弱”离子
(1)弱碱阳离子：NH＋4 、Al3＋、Fe3＋、Cu2＋等。
(2)弱酸根离子：CO2－、HCO－3 3 、AlO－ －2 、SO23 、S2－、HS－、ClO－、CH3COO－、F－等。
3．酸式盐溶液的酸碱性
(1)只电离不水解(如 NaHSO4)的显酸性。
(2)电离大于水解(如 NaHSO3、NaH2PO4)的显酸性。
(3)水解大于电离(如 NaHCO3、NaHS)的显碱性。
影响盐类水解的因素 盐类水解的应用
第 7 节
一、影响盐类水解的因素
1．盐类水解的特点
逆盐类水解是可逆反应，是酸碱中和反应的逆反应吸中和反应放热，盐类的水解过程吸热弱通常情况下，
盐类的水解程度很小
2．影响盐类水解的因素
(1)内因——盐的性质
已知 Ka(HClO)＝4.0×10－8，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HNO2)＝5.6×10－4。
0.1 mol L－1盐溶
水解的离子方程式 pH 解释与结论
液
NaClO ClO－＋H －2O HClO＋OH 10.3 酸越弱，相应酸根离子
CH3COONa CH － －3COO ＋H2O CH3COOH＋OH 8.8 水解程度越强，对应盐
NaNO NO－2 ＋H O HNO ＋OH－2 2 2 8.3 溶液碱性越强
盐类水解过程中，若生成的弱电解质越难电离(弱酸或弱碱越弱)，则生成弱电解质的倾向越大，盐水解的程
度越大，溶液中 c(H＋)和 c(OH－)差别越大。
(2)外因
①温度：盐类水解是吸热过程，升高温度，盐类水解程度增大。
②浓度：增大盐的浓度，可使水解平衡向正反应方向移动，水解程度减小；加水稀释，水解平衡向正反应
方向移动，水解程度增大。
③外加酸或碱：水解呈酸性的盐溶液，若加入强碱，会促进水解，加入酸则抑制水解；水解呈碱性的盐溶
液，若加入碱，会抑制水解，加入强酸，会促进水解。
④两种水解离子的相互影响。弱碱阳离子和弱酸阴离子在同一溶液中，两种水解相互促进，使二者水解程
度都增大，甚至反应完全。反之，则相互抑制。
如：加水解显碱性的盐如 NaHCO3、Na2CO3、NaAlO2、NaClO 等会促进(填“促进”或“抑制”，下同)的 FeCl3
水解；加水解显酸性的盐如 NH4Cl、(NH4)2SO4、CuSO4、AlCl3等会抑制的 FeCl3水解。
二、水解常数及其应用
1．表达式
例如，强碱弱酸盐 MA 的水解过程可理解为
c(HA) c(OH－)
Kh＝ 。c(A－)
弱酸或弱碱的电离常数与对应盐的水解常数的关系
用 HA 表示酸，MOH 表示碱，MA 表示由它们生成的盐。
(1)强碱弱酸盐(MA)的水解常数(Kh)
A－水解离子方程式：A－＋H2O HA＋OH－，其水解常数
c(HA) c(OH－) c(HA) c(OH－) c(H＋) Kw
Kh＝ ＝ ＝c(A－) c(A－) c(H＋) Ka
(2)强酸弱碱盐(MA)的水解常数(Kh)
M＋水解离子方程式：M＋＋H2O MOH＋H＋，其水解常数
c(MOH) c(H＋) c(MOH) c(H＋) c(OH－) Kw
Kh＝ ＝ ＝c(M＋) c(M＋) c(OH－) Kb
上述两个关系式表明，弱酸或弱碱的电离常数越小(即酸性或碱性越弱)，其所生成盐的水解常数越大，水解
程度越大。
(3)多元弱酸酸式盐(如 NaHCO3)电离常数与水解常数的关系
已知：常温下 H2CO3的电离常数 Ka1＝4.4×10－7，K ＝4.7×10－11，HCO －a2 3 的水解：HCO－3 ＋H2O H2CO3＋
c(H2CO3) c(OH－) c(H2CO3) c(OH－) c(H＋) K 10－w 14
OH－K ＝ ＝ ＝ ＝ ≈2.3×10－8h ＞Ka2，即 HCO －3 的水解程度c(HCO\o\al(－, － ＋3)) c(HCO\o\al( ,3)) c(H ) Ka1 4.4 × 10－7
大于电离程度，因此 NaHCO3溶液呈碱性。
2．水解常数的意义
Kh定量的表示水解反应趋势的大小，Kh越大，水解趋势越大。
3．外因对水解常数的影响
Kh是化学平衡常数的一种，只与温度有关，与盐溶液的浓度无关，一般温度升高，Kh增大。
三、盐类水解的应用
1．在工农业生产和日常生活中的应用
(1)热的纯碱液去油污效果更好
用纯碱溶液清洗油污时，加热能促进 Na2CO3的水解，溶液中 c(OH－)增大。
(2)明矾(铝盐)用作净水剂
明矾[KAl(SO 3＋4)2·12H2O]溶于水电离产生的 Al 水解，生成的 Al(OH)3 胶体吸附水中悬浮的杂质而使水变澄
清。有关的离子方程式是 Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋。
(3)泡沫灭火器原理
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↑。3
(4)铵态氮肥不能与草木灰混合使用
＋ 2－
NH CO 与 水解相互促进放出氨气而降低铵态氮肥的肥效。4 3
(5)工业制备物质
①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：MgCl ·6H O =====2 2 Mg(OH)2＋2HCl↑＋4H2O。
②利用水解反应来制纳米材料，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。
2．在化学实验中的应用
(1)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。
(2)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。
(3)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。
(4)判断溶液中离子能否大量共存
溶液中水解显酸性的离子与水解显碱性的离子之间因水解相互促进而不能大量共存。
2－ － － － 2－ － ＋ － 2－
Al3 ＋与 CO 、HCO
2－ － 3＋
、S 、HS 、AlO ；Fe 与 HCO 、CO 、AlO ；NH 与 AlO 、SiO 因相互促进3 3 2 3 3 2 4 2 3
水解强烈而不能大量共存
(5)物质的提纯
如除去氯化镁酸性溶液中的氯化铁，可加入 MgO 或 Mg(OH)2或 MgCO ＋3反应掉部分 H ，促进铁离子的水解，
使 Fe3＋转化为氢氧化铁沉淀而除去。
(6)判断盐所对应酸的相对强弱
如相同浓度的 NaA 和 NaB 两种盐溶液，其 pH 前者大于后者，则酸性 HA＜HB。
(7)判断酸碱中和反应至中性时酸或碱的相对用量
如用氨水与盐酸反应至 pH＝7 时，氨水过量，醋酸与氢氧化钠反应至中性时，醋酸过量。
3.盐溶液蒸干灼烧后所得产物的判断
(1)强酸强碱盐溶液和水解生成难挥发性酸的盐溶液，蒸干后一般得到原物质，如 NaCl 溶液蒸干得 NaCl 固
体，CuSO4溶液蒸干得 CuSO4固体。
(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得到对应的弱碱，如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后一般得到Al(OH)3、
Fe(OH)3，若灼烧则会生成 Al2O3、Fe2O3。
(3)强碱弱酸正盐，蒸干后可得到原物质，如 Na2CO3溶液蒸干得 Na2CO3固体。
(4)考虑盐受热时是否分解。因为 Ca(HCO3)2、NaHCO3、NH4Cl 固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为
Ca(HCO3)2→CaCO3；NaHCO3→Na2CO3；NH4Cl→NH3↑＋HCl↑。
(5)还原性盐在蒸干时会被 O2氧化，如 Na2SO3溶液蒸干得到 Na2SO4；FeSO4溶液蒸干得到 Fe2(SO4)3。
溶液中离子浓度大小的比较
第 8 节
一、电解质溶液中粒子间的三个“守恒”关系
1．电荷守恒
(1)含义：电解质溶液中阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数，溶液总是呈电中性。
(2)应用：如 Na2CO3 溶液中存在的阳离子有 Na＋、H＋，存在的阴离子有 OH－、CO2－3 、HCO－3 ，电荷守恒离
子浓度关系式为 c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO－3 )＋2c(CO2－3 )。
2．元素质量守恒(物料守恒)
(1)含义：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。但该离子所含的
某种元素原子在变化前后是守恒的，称为物料守恒。
(2)应用：如 Na2S 溶液中 Na＋和 S2－的原始浓度之间的关系为 c(Na＋)＝2c(S2－)，由于 S2－发生水解，其在溶
液中的存在形式除了 S2－，还有 HS－和 H2S，根据物料守恒浓度关系式为 c(Na＋)＝2[c(H 2－2S)＋c(S )＋c(HS
－)]。
3．质子守恒
(1)含义：质子守恒是指电解质溶液中粒子电离出来的 H＋总数等于粒子接受的 H＋总数。
(2)应用：如 Na2S 溶液中的质子转移如下：
可得质子守恒关系为 c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。
质子守恒关系也可由电荷守恒关系与元素质量守恒关系推导得到。
二．两个“微弱”
1.弱电解质的电离是微弱的。如 CH3COOH 溶液中，c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH － －3COO )>c(OH )。
2.盐溶液中离子的水解是微弱的。如 CH3COONa 溶液中，c(Na＋)>c(CH COO－3 )>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H
＋)。
三、溶液中粒子浓度比较的思路
1.溶液中粒子浓度比较的一般步骤
解题步骤 注意事项
考虑溶液中存在的水的电离、溶质的电离或水解等能够产生的粒子，一
第一步：判断溶液中有哪些粒子
定要找全
比较粒子浓度大小时出现等式则考虑三个守恒：物料守恒、电荷守恒、
第二步：抓住分析依据
质子守恒；出现不等式，则应考虑电离或水解
对于给出的与守恒关系看似无关的等式，则需要列出物料守恒式、电荷
第三步：正确变形
守恒式，再消去所给等式中没有的微粒即可
2.溶液中粒子浓度比较的规律方法
单一
{酸或碱溶液——考虑电离溶液{ 盐溶液——考虑水解混合解题思路 溶 不反应——同时考虑电离和水解{ 恰好液 { {生成酸或碱——考虑电离反应 反应 生成盐溶液——考虑水解过量——根据过量程度考虑电离和水解
利用 守 元素质量守恒 推断
解题方法→确定溶液中粒子的构成 ――→ {质子守恒 ――→结论恒思 想 电荷守恒 }
电离理论
{不等式关系——{水解理论解题技巧 电荷守恒等式关系{元素质量守恒
四、离子浓度的关系比较
1．单一溶液中离子浓度大小的比较
(1)氯化铵溶液。
①先分析 NH4Cl 溶液中的电离、水解过程。
＋
电离：NH4Cl===NH
－ ＋ －
4
＋Cl 、H2O H ＋OH 。
＋
水解：NH ＋H ＋ 2O NH3·H2O＋H 。4
＋
判断溶液中存在的离子有 NH 、Cl－、H＋、OH－。
4
②再根据其电离和水解程度的相对大小，比较确定氯化铵溶液中离子浓度由大到小的顺序是 c(Cl
＋
－)>c(NH )>c(H
＋)>c(OH－)。
4
(2)碳酸钠溶液。
①先分析 Na2CO3溶液中的电离、水解过程：
2－
电离：Na2CO3===2Na CO
＋＋ 、H2O H
＋＋OH－。
3
2－ － －
CO 水解： － － ＋H2O HCO ＋OH 、HCO ＋H2O H2CO3＋OH 。3 3 3
2－ －
溶液中存在的离子有 Na＋、CO － ＋
3
、HCO 、OH 、H 。
3
2－ －
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 3
(3)碳酸氢钠溶液。
①先分析 NaHCO3溶液中的电离、水解过程：
－ － 2－
电离：NaHCO ===Na＋3 ＋HCO 、HCO
H
＋＋CO 、H2O H
＋＋OH－。
3 3 3
－
水解：HCO ＋H2O H2CO3＋OH
－。
3
－ 2－
溶液中存在的离子有 Na＋、HCO 、CO
、H
＋、OH－。
3 3
－ －
②由于 HCO 的电离程度小于 HCO 的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序是 c(Na3 3
－ 2－
＋)>c(HCO )>c(OH－)>c(H ＋ )>c(CO )。3 3
(4)亚硫酸氢钠溶液。
①先分析 NaHSO3溶液中的电离、水解过程。
－ － 2－
NaHSO ===Na HSO HSO H SO 电离： ＋＋ 、 ＋3 ＋ 、H2O H
＋＋OH－。
3 3 3
－
水解：HSO ＋H O H SO ＋OH－
3
2 2 3 。
－ 2－
溶液中存在的离子有：Na HSO ＋、 、H＋、SO －
3 3
、OH 。
－ －
②由于 HSO 的电离程度大于 HSO
的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小顺序为：c(Na3 3
－ 2－
＋)>c(HSO ＋ －
3
)>c(H )>c(SO )>c(OH )。
3
2．混合溶液中各离子浓度比较，根据电离程度、水解程度的相对大小综合分析
(1)分子的电离程度大于对应离子的水解程度。
＋
在 0.1 mol·L－1NH Cl 和 0.1 mol·L－14 的氨水混合溶液中：由于 NH3·H2O 的电离程度大于 NH
的水解程度，4
＋
导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为 c(NH )>c(Cl
－)>c(OH－)>c(H＋)。
4
(2)分子的电离程度小于对应离子的水解程度。
在 0.1 mol·L－1 的 HCN 和 0.1 mol·L－1 的 NaCN 混合溶液中：由于 HCN 的电离程度小于 CN－的水解程度，
导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为 c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)，且 c(HCN)>c(Na＋)＝0.1
mol·L－1。
沉淀溶解平衡与溶度积
第 9 节
一、沉淀溶解平衡原理
1．沉淀溶解平衡
难溶电解质是指溶解度小于 0.01 g 的物质，其实它们在水中并不是不溶，只是溶解度相对比较小而已。
(1)沉淀溶解平衡建立
AgCl 的沉淀溶解平衡：AgCl(s) Ag＋＋Cl－。
上述平衡存在两个过程：一方面，在水分子的作用下，少量 Ag＋和 Cl－脱离氯
化银表面进入水中(溶解过程)；另一方面，溶液中的 Ag＋和 Cl－受氯化银表面阴、阳离子的吸引，回到氯化
银表面析出(沉淀过程)，如图。
(2)沉淀溶解平衡
①在一定温度下，固体物质在水中溶解速率和沉淀速率相等时，体系中形成饱和溶液，这种平衡称为沉淀
溶解平衡。
②沉淀溶解平衡的特征
2．影响沉淀溶解平衡的因素
(1)内因：溶质本身的性质。绝对不溶的物质是没有的；物质的溶解度差别是很大的；易溶溶质的饱和溶液
中也存在溶解平衡。
(2)外因：包括浓度、温度等，遵循勒夏特列原理。
①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动；少数平衡向生成沉淀的方向移动[如 Ca(OH)2的溶解平衡]。
③同离子效应：向平衡体系中加入相同的离子，使平衡向生成沉淀的方向移动。
④化学反应：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶的物质或气体的离子时，平衡向溶解
方向移动。
已知溶解平衡：Mg(OH)2(s) Mg2＋＋2OH－，请分析当改变下列条件时，对该溶解平衡的影响，填写下表
(浓度变化均指平衡后和原平衡比较)：
条件改变 移动方向 c(Mg2＋) c(OH－)
加水 正向移动 不变 不变
升温 正向移动 增大 增大
加 MgCl2(s) 逆向移动 增大 减小
加盐酸 正向移动 增大 减小
加 NaOH(s) 逆向移动 减小 增大
二、溶度积常数
1．概念：以 AmBn(s) mAn＋＋nBm－为例，Ksp＝cm(An＋) cn(Bm－)。在一定温度下，Ksp 是一个常数，称为
溶度积常数，简称溶度积。
例如：AgCl(s) Ag＋＋Cl－
Ksp(AgCl)＝c(Ag＋) c(Cl－)。
Fe(OH)3(s) Fe3＋＋3OH－
K 3＋ 3 －sp[Fe(OH)3]＝c(Fe ) c (OH )。
2．影响因素：只与温度、物质本身有关，在一定温度下，某物质的 Ksp 为一常数。
3．意义：难溶电解质 Ksp 的大小反映物质在水中溶解能力。对于同类型的难溶电解质(如 AgCl、AgBr、AgI)Ksp
越小，在水中溶解能力越小。
三、关于 Ksp 的计算类型
(1)已知溶度积，求饱和溶液中某种离子的浓度。
如 K (AgCl)＝a，则饱和 AgCl 溶液中，c(Ag＋sp )＝ a mol L－1。
(2)已知溶度积和溶液中某种参与沉淀溶解平衡的离子浓度，求达到沉淀溶解平衡后另一种参与沉淀溶解平
衡的离子浓度。
如某温度下 Ksp(AgCl)＝a，在 0.1 mol L－1 NaCl 溶液中加入过量的 AgCl 固体，达到平衡后 c(Ag＋)＝10a mol L
－1。
(3)计算沉淀转化反应的平衡常数，
如对于反应 Cu2＋＋ZnS(s) CuS(s)＋Zn2＋，K 2＋ 2－sp(ZnS)＝c(Zn ) c(S )，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋) c(S2－)，该反应
c(Zn2＋) c(Zn2＋) c(S2－) Ksp(ZnS)
的平衡常数 K＝ ＝ ＝ 。
c(Cu2＋) c(Cu2＋) c(S2－) Ksp(CuS)
(4)利用 Ksp 和 Kw 的关系计算溶液的 pH
①沉淀开始时 pH 的计算
已知 25 ℃时，Ksp[Cu(OH)2]＝2×10－20，计算向 2 mol/L CuSO4溶液中加入 NaOH 调节溶液 pH 是多少时才开
始生成 Cu(OH)2沉淀。
提示：Ksp[Cu(OH)2]＝c(Cu2＋) c2(OH－)＝2×c2(OH－)＝2×10－20，c(OH－)＝10－10 mol/L，
Kw 1 × 10－14
c(H＋)＝ ＝ mol/L＝10－4 mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝－lg 10－4＝4。
c(OH－) 10－10
②沉淀完全时 pH 的计算
已知 25 ℃时，K [Zn(OH) ]＝1.0×10－17sp 2 ，计算向 0.1 mol/L ZnCl2 溶液中加入 NaOH 调节溶液 pH 是多少时，
溶液中 Zn2＋沉淀完全。
提示：当溶液中 c(Zn2＋)≤10－5 mol/L 时，可视为 Zn2＋沉淀完全。
Kw 10－14
Ksp[Zn(OH)2]＝c(Zn2＋) c2(OH－)＝10－5 c2(OH－)＝1×10－17，c(OH－)＝10－6 mol/L，c(H＋)＝ ＝ c(OH－) 10－6
mol/L＝10－8 mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝－lg 10－8＝8。
四、溶度积 Ksp 常见的应用
(1)比较难溶电解质在水中的溶解能力
(2)判断沉淀生成的顺序
对于同类型且含有相同离子的沉淀，溶度积越小，沉淀越先生成。
例如向物质的量浓度相等的 NaCl 和 NaI 的混合溶液中逐滴加入 AgNO3溶液，先生成 AgI 沉淀，后生成 AgCl
沉淀。这是因为沉淀 I－所需的 c(Ag＋)比沉淀 Cl－所需的 c(Ag＋)小。
(3)判断沉淀生成的条件
生成沉淀的条件是满足 Qc>Ksp，由此可以计算出使离子沉淀完全的条件。通常认为当溶液中的离子浓度小
于等于 10－5 mol L－1时，该离子已沉淀完全。
以 Fe(OH) 为例，可计算 Fe3＋完全沉淀所需控制的 pH：K [Fe(OH) ]＝2.8×10－39，当 c(Fe3＋)＝10－5 mol L－13 sp 3
时，c(OH－)＝3 2.8 × 10－34 mol L－1≈6.54×10－12 mol L－1，c(H＋)≈1.53×10－3 mol L－1，pH≈2.8，故 Fe3＋在 pH
＝2.8 时沉淀完全。
同理可计算 Cu2＋、Mg2＋、Fe2＋等金属离子沉淀完全时溶液的 pH。
五．沉淀溶解平衡图像题的解题策略
第一步：明确图中横、纵轴的含义。
第二步：理解图中曲线上的点、曲线外的点的含义。
以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时 Qc＝Ksp。在
温度不变时，改变一种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线外。
沉淀溶解平衡原理的应用
第 10 节
一、沉淀的转化与溶解
1．沉淀的转化
实验探究 AgCl、AgI、Ag2S 的转化
实验
操作
实验
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
现象
实验
①AgCl 沉淀可转化为 AgI 沉淀，②AgI 沉淀又可转化为 Ag2S 沉淀
结论
(1)根据实验现象可知三种沉淀溶解能力从大到小的顺序是 AgCl>AgI>Ag2S。
(2)向 AgCl 沉淀中滴加 KI 溶液时，溶液中的 Ag＋和 I－结合生成了更难溶解的 AgI，溶液中 Ag＋浓度减小，
促使 AgCl 的沉淀溶解平衡向其溶解的方向移动，最终 AgCl 完全转化为 AgI。AgI 转化为 Ag2S 的原理相同。
(3)沉淀转化的离子方程式：AgCl(s)＋I－ AgI(s)＋Cl－；2AgI(s)＋S2－ Ag2S(s)＋2I－。
转化的实质：沉淀溶解平衡的移动。
转化的条件：溶液中的离子浓度幂之积大于 Ksp。
2．沉淀的溶解
(1)原理：根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，只要不断移去溶解平衡体系中的相应离子，平衡
就向沉淀溶解的方向移动，从而使沉淀溶解。
(2)实例：①CaCO3沉淀溶于盐酸中：
CO2气体的生成和逸出，使 CaCO3溶解平衡体系中的 CO 2－3 浓度不断减小，平衡向沉淀溶解的方向移动。
②分别写出用 HCl 溶解难溶电解质 FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2的离子方程式：FeS＋2H＋===Fe2＋＋H2S↑、Al(OH)3＋
3H＋===Al3＋＋3H2O、Cu(OH)2＋2H＋===Cu2＋＋2H2O。
③向 Mg(OH)2悬浊液中分别滴加蒸馏水、稀盐酸、NH4Cl 溶液，白色沉淀将不溶解、溶解、溶解(填“溶解”
或“不溶解”)。
二、沉淀的生成与转化在生产和科研中的应用
1．沉淀的生成
(1)沉淀生成的应用。
在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离
子的目的。
(2)沉淀的方法。
①调节 pH 法：如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，可使 Fe3
＋
＋转变为 Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH) ↓ 3NH
3 ＋ 。4
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。
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↓。
c．同离子效应法：增大溶解平衡中离子浓度，使平衡向沉淀的方向移动。
2．沉淀的溶解
(1)沉淀溶解的原理。
根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去溶解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)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。
2－
如 CaCO 3 难溶于水，却易溶于盐酸，原因是：CaCO3 在水中存在溶解平衡为 CaCO3(s) Ca2＋＋CO ，3
2－ 2－
当加入盐酸后发生反应：CO ＋ ＋2H ===H2O＋CO2↑，c(CO )降低，溶解平衡向溶解方向移动。3 3
②盐溶液溶解法：Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、NH4Cl 溶液中。溶于 NH4Cl 溶液反应的离子方程式为
＋
Mg(OH)2(s)＋2NH
===Mg
2＋＋2NH3·H2O。
4
3．沉淀转化
(1)锅炉除水垢。
Na2CO3 盐酸
水垢 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。
氧化 ZnS
如原生铜硫化物 ―― →CuSO4(溶液) ―P―
bS→CuS(铜蓝)淋 滤
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＋ HgS(s)＋Fe2＋。