第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
一、强电解质和弱电解质
1、电解质：在水溶液中或 熔融状态下 能导电的化合物。
2、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。
3、强电解质和弱电解质
(1)实验探究盐酸和醋酸的电离程度
酸 0.1 mol·L－1盐酸 0.1 mol·L－1醋酸
pH 较 小 较 大
导电能力 较 强 较 弱
与镁条反应的现象 产生无色气泡 较快 产生无色气泡 较慢
实验结论 实验表明盐酸中c(H＋) 更大 ，说明盐酸的电离程度 大于 醋酸的电离程度
(2)强电解质与弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
概念 在水溶液中能 全部 电离的电解质 在水溶液中只能 部分 电离的电解质
电解质在溶液中的存在形式 只有 阴、阳离子 既有 阴、阳离子 ，又有电解质 分子
化合物类型 离子化合物、部分共价化合物 共价化合物
实例 ①多数盐(包括难溶性盐)； ② 强酸 ，如HCl、H2SO4等； ③ 强碱 ，如KOH、Ba(OH)2等 ① 弱酸 ，如CH3COOH、HClO等； ② 弱碱 ，如NH3·H2O等； ③水
二、弱电解质的电离平衡
1、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
2、电离方程式的书写
(1)强电解质：完全电离，在写电离方程式时，用“===”。
(2)弱电解质：部分电离，在写电离方程式时，用“ ”。
3、电离平衡的影响因素
(1)温度：弱电解质的电离一般是 吸热 过程，升高温度使电离平衡向 电离 的方向移动，电离程度 增大 。
(2)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几率 越小 ，电离程度 越大 。
(3)同离子效应：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。
三、电离平衡常数
1、概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的 各种离子浓度的乘积 ，与溶液中 未电离分子的浓度 之比是一个常数，简称电离常数，用K表示。
2、电离平衡常数的表示方法
AB＝A＋＋B－ K＝
3、弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越 大 ，酸(或碱)性越 强 。
4．电离常数的影响因素
(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数 不同 ，说明电离常数首先由物质的 本性 所决定。
(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与 温度 有关，由于电离为 吸热 过程，所以电离平衡常数随 温度升高 而增大。
5、电离常数的计算——三段式法
例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH
CH3COOH CH3COO－＋H＋
起始浓度/mol·L－1 ： a 0 0
变化浓度/mol·L－1 ： x x x
平衡浓度/mol·L－1 ： a－x x x
则Ka＝＝≈
6、实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较
实验操作
实验现象 有 气泡 产生
实验结论 CH3COOH酸性大于碳酸
Ka大小比较 Ka(CH3COOH) 大于 Ka1(H2CO3)
7、镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应
比较项目 宏观辨识 微观探析
反应初期 盐酸的反应速率比醋酸 大 盐酸是强酸， 完全 电离，醋酸是弱酸， 部分 电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋) 较大 ，因而反应速率 较大
反应过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸 大，盐酸的反应速率减小 明显 ，醋酸的反应速率减小 不明显 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡 正向移动 ，消耗的氢离子能及时 电离补充 ，所以一段时间速率变化不明显
最终 二者产生的氢气的量基本相等，速率几乎都变为零 镁条稍微过量，两种酸的物质的量 相同 ，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎 消耗完全 ，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎 相同 ，因而产生的H2的量几乎 相同 。两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎 都变为0
第二节 水的电离和溶液的pH
一、水的电离
1、水的电离
(1)水是一种极弱的电解质。
(2)水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H＋＋OH－。
(3)水的电离平衡常数K电离＝。
2、水的离子积常数
(1)含义：因为水的浓度可看作常数，所以水中的 c(H＋)·c(OH－) 可看作常数，称为水的 离子积常数 ，简称水的离子积，用KW表示。
(2)表达式与数值：表达式KW＝ c(H＋)·c(OH－) ，室温时，KW＝1.0×10－14。
(3)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。
3、外界条件对水的电离平衡的影响
分析下列条件的改变对水的电离平衡H2O H＋＋OH－ ΔH>0的影响，并填写下表：
改变条件 平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) 水的电离程度 Kw
升高温度 右移 增大 增大 增大 增大
加入HCl(g) 左移 增大 减小 减小 不变
加入NaOH(s) 左移 减小 增大 减小 不变
加入金属Na 右移 减小 增大 增大 不变
加入NaHSO4(s) 左移 增大 减小 减小 不变
二、溶液的酸碱性与pH
1．25 ℃时，分析下列溶液的氢离子和氢氧根离子浓度
纯水 0.1 mol·L－1 NaOH溶液 0.1 mol·L－1盐酸
c(H＋)/mol·L－1 1×10－7 1×10－13 0.1
c(OH－)/mol·L－1 1×10－7 0.1 1×10－13
c(H＋) 、c(OH－) 的相对大小 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)< c(OH－) c(H＋)> c(OH－)
溶液的酸碱性 中性 碱性 酸性
2、溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)的关系
c(H＋)与c(OH－)的关系 c(H＋)的范围(室温下)
酸性溶液 c(H＋)>c(OH－) c(H＋)> 1×10－7 mol·L－1
中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝ 1×10－7 mol·L－1
碱性溶液 c(H＋)
任何水溶液中都有H＋和OH－。
3．溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系
计算公式 pH＝ －lg_c(H＋)
意义 pH越大，溶液的碱性 越强 ； pH越小，溶液的酸性 越强
溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为 酸性 溶液；pH＝7，为中性溶液； pH＞7，为 碱性 溶液
适用范围 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1
特别提醒 pH计算公式中c(H＋)：强酸溶液：c(H＋)＝n·c(HnA) ；若强碱溶液：c(H＋)＝＝。
4、溶液酸碱性的测定方法
(1)利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的 玻璃片或表面皿上 ，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与 标准比色卡 对照，读出pH。
①广泛pH试纸：其pH范围是 1～14 (最常用)，可以识别的pH差约为 1 。
②精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。
③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用 pH试纸 。
(2)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 。
5、pH的应用
pH在医疗、生活、环保、农业生产和 科学实验 中都有重要的应用。溶液pH的控制常常是影响实验结果或 产品质量、产量 的一个关键因素。
6、酸碱溶液稀释时pH的变化图像
(1)pH相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图
(2)c相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图
可以看出无论是c相等还是pH相等，加水稀释相同倍数pH变化大的都是 强酸或强碱 。
7、酸碱溶液稀释时pH的变化
酸(pH＝a) 碱(pH＝b)
弱酸 强酸 弱碱 强碱
稀释10n倍 pHb－n pH＝b－n
无限稀释 pH趋向于7
三、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－)＝。
2、主要仪器使用
(1)仪器：滴定管，铁架台，滴定管夹， 锥形瓶 ， 烧杯 。
仪器a是 酸式滴定管 ，仪器b是 碱式滴定管 。精密度： 0.01 mL。
(2)滴定管的使用方法
①检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。
②润洗仪器：在加入溶液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液 润洗 2～3遍。
③加入溶液：分别将溶液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管 0 刻度线以上。
④调节起始读数：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满溶液，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。
3、主要试剂
(1)待测液；(2)标准液；(3)指示剂(一般用 酚酞或甲基橙 ，一般不用石蕊，颜色改变不明显)。
4、指示剂的选择
(1)原理：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，能使指示剂的颜色变化明显，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。
(2)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
5、滴定操作
(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)终点的判断：滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在 半分钟 内不变回原色，视为 滴定 终点。
6、数据处理
为减少实验误差，重复实验 2～3 次，求出所用标准溶液体积的 平均值 ，然后再计算待测液的 物质的量 浓度。
7、常见的误差分析
步骤 操作 V标准 c待测
洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高
碱式滴定管未用标准溶液润洗 变小 偏低
锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响
取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 变小 偏低
滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低
部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高
读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 偏低
滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 偏高
第三节 盐类的水解
一、盐类的水解
1、探究盐溶液的酸碱性
盐溶液 NaCl Na2SO4 Na2CO3 NaHCO3 CH3COONa NH4Cl (NH4)2SO4
pH pH＝7 pH＝7 pH>7 pH>7 pH>7 pH<7 pH<7
盐的类型 强酸强碱盐 强碱弱酸 盐 强酸弱碱 盐
溶液酸碱性 中 性 碱 性 酸 性
2、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
微粒变化 CH3COO－ 和 H＋ 结合生成弱电解质 CH3COOH ，使水的电离平衡向电离方向移动
平衡时酸碱性 使溶液中c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性
水解方程式 CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
微粒变化 NH 和 OH－ 结合生成弱电解质 NH3·H2O ，使水的电离平衡向 电离 的方向移动
平衡时酸碱性 使溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液呈 酸 性
水解方程式 NH＋H2O NH3·H2O＋H＋
水解方程式 H2O H＋＋OH－，NaCl===Cl－＋Na＋
理论解释：溶液中不生成 弱电解质 ，水的电离平衡未受影响，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈 中 性。
3、盐类的水解
(1)概念：在溶液中，由盐电离出来的弱离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
(2)实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。
(3)特征：①一般是可逆反应，在 一定 条件下达到化学平衡；②盐类水解反应是 中和 反应的逆反应。
③盐类水解是 吸热 反应。
二、影响盐类水解的主要因素
1、反应物本身性质的影响
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、实验探究反应条件对盐类水解程度的影响
已知FeCl3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表：
影响因素 实验步骤 实验现象 解释
盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变 深 ，溶液的pH 变小 加入FeCl3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向 正反应 方向移动
溶液的酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变 浅 ，溶液的pH 变小 加入盐酸，c(H＋)增大，水解平衡向 逆反应 方向移动，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大
加入少量NaOH溶液 产生 红褐 色沉淀 加入氢氧化钠后，OH－消耗H＋，c(H＋)减小，水解平衡向 正反应 方向移动
温度 升高温度 溶液颜色变深 升高温度，水解平衡正向移动
3、盐的水解常数
(1)表达式
以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
Kh＝，只与 温度 有关。
(2)与对应弱酸电离常数的关系
Ka＝ 所以，Kh·Ka＝Kw或Kh＝。
弱酸或弱碱的电离常数 越小 (越弱)，其生成的盐水解的程度就 越大 。
三、盐类水解的应用
1、在化学实验中的应用
应用 举例
判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2O===Fe(OH)3＋3H＋
判断酸性强弱 相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ
配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量 H2SO4 ，抑制Cu2＋水解；贮存Na2CO3溶液不能用 磨口 玻璃塞
胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
制备无水盐 将挥发性酸的弱碱盐如AlCl3、FeCl3溶液蒸干时，在通HCl的气流中加热蒸干
判断离子是否共存 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。
判断中和反应至中性的试剂用量 如NH3·H2O与HCl反应至中性， NH3·H2O 过量，CH3COOH与NaOH反应至中性时 CH3COOH 过量。
制备无机化合物 如用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为： TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl 加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全。
2、在生产生活中的应用
泡沫灭火器原理 泡沫灭火器中药品成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生的反应为： Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
作净水剂 明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O===Al(OH)3(胶体)＋3H＋
化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混合施用
除锈剂 NH4Cl溶液与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂，原理为： NH＋H2O===NH3·H2O＋H＋、Zn2＋＋2H2O===Zn(OH)2＋2H＋
热纯碱去污能力强 加热，促进Na2CO3的水解，使c(OH－)增大，去污能力增强
四、溶液中的守恒关系
1、电荷守恒：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 。即电荷守恒，溶液呈 电中性 。
2、元素质量守恒：
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，就该 离子 所含的某种元素来说，其质量在反应前后是 守恒 的，即 元素质量 守恒。
如：Na2CO3溶液中：
①＝，即n(Na＋)＝2c(CO)，CO在水中部分会水解成HCO、H2CO3，共三种含碳元素的存在形式。
②c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]。
3、质子守恒
方法一：可以由电荷守恒与元素质量守恒推导出来。
如Na2CO3中将电荷守恒和元素质量守恒中的金属阳离子消去得c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。
方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2O＝H＋＋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。
如：Na2CO3溶液中即：c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H3O＋)或c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H＋)。
第四节 沉淀溶解平衡
一、难溶电解质的沉淀溶解平衡
1、25 ℃时，溶解性与溶解度的关系
溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶
溶解度 >10 g 1～10 g 0.01～1 g <0.01 g
2、难溶电解质的沉淀溶解平衡
(1)沉淀溶解平衡的建立
(2)沉淀溶解平衡方程式
以AgCl沉淀溶解平衡为例：AgCl(s)===Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。
(3)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。
3、难溶电解质沉淀溶解平衡的影响因素
已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)===Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)
条件改变 移动方向 c(Mg2＋) c(OH－)
加少量水 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
Q：离子积对于AmBn(s)===mAn＋(aq)＋nBm－(aq)任意时刻Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)。
(1)Q>Ksp，溶液过饱和，有 沉淀 析出，直至溶液 饱和 ，达到新的平衡。
(2)Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于 平衡状态 。
(3)Q二、沉淀溶解平衡应用
1、沉淀的生成
(1)沉淀生成的应用：在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，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，使Q[Fe(OH)3]＞Ksp[Fe(OH)3]可使Fe3＋转变为 Fe(OH)3 沉淀而除去。反应如下：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH 。
②加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作 沉淀剂 ，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，即离子积Q＞Ksp时，生成沉淀，也是 分离、除去杂质 常用的方法。
2、沉淀的溶解
(1)沉淀溶解的原理
根据平衡移动原理，对于在水中难溶的 电解质 ，如果能设法不断地移去平衡体系中的 相应离子 ，使平衡向 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
(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。溶于NH4Cl溶液反应的离子方程式为Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O 。
3、沉淀的转化
(1)实验探究AgCl、AgI、Ag2S的转化
实验操作
实验现象 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
(2)实验探究Mg(OH)2与Fe(OH)3的转化
实验操作
实验现象 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)33、沉淀转化的实质与条件
(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，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 。
4、沉淀转化的应用
(1)锅炉除水垢(含有CaSO4)：CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)，反应为：CaSO4＋Na2CO3===CaCO3＋Na2SO4，CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑ 。
(2)自然界中矿物的转化：原生铜的硫化物CuSO4溶液铜蓝(CuS)，反应为： CuSO4＋ZnS===CuS＋ZnSO4，CuSO4＋PbS===CuS＋PbSO4 。
(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) 。第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
一、强电解质和弱电解质
1、电解质：在水溶液中或__________能导电的化合物。
2、非电解质：在水溶液中和__________均以分子形式存在，因而不能导电的化合物。
3、强电解质和弱电解质
(1)实验探究盐酸和醋酸的电离程度
酸 0.1 mol·L－1盐酸 0.1 mol·L－1醋酸
pH 较__________ 较__________
导电能力 较__________ 较__________
与镁条反应的现象 产生无色气泡__________ 产生无色气泡__________
实验结论 实验表明盐酸中c(H＋)__________ ，说明盐酸的电离程度__________ 醋酸的电离程度
(2)强电解质与弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
概念 在水溶液中能_________电离的电解质 在水溶液中只能__________电离的电解质
电解质在溶液中的存在形式 只有__________ 既有__________，又有电解质__________
化合物类型 离子化合物、部分共价化合物 共价化合物
实例 ①多数盐(包括难溶性盐)； ②__________，如HCl、H2SO4等； ③__________ ，如KOH、Ba(OH)2等 ①__________，如CH3COOH、HClO等； ②__________ ，如NH3·H2O等； ③水
二、弱电解质的电离平衡
1、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__________与__________ 相等，溶液中各分子和离子的__________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
2、电离方程式的书写
(1)强电解质：完全电离，在写电离方程式时，用“===”。
(2)弱电解质：部分电离，在写电离方程式时，用“ ”。
3、电离平衡的影响因素
(1)温度：弱电解质的电离一般是__________ 过程，升高温度使电离平衡向__________ 的方向移动，电离程度__________ 。
(2)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几率__________，电离程度__________ 。
(3)同离子效应：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__________。
(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__________方向移动。
三、电离平衡常数
1、概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的__________，与溶液中__________之比是一个常数，简称电离常数，用K表示。
2、电离平衡常数的表示方法
AB＝A＋＋B－ K＝
3、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__________，酸(或碱)性越__________。
4．电离常数的影响因素
(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数__________，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__________过程，所以电离平衡常数随__________而增大。
5、电离常数的计算——三段式法
例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH
CH3COOH CH3COO－＋H＋
起始浓度/mol·L－1 ： a 0 0
变化浓度/mol·L－1 ： x x x
平衡浓度/mol·L－1 ： a－x x x
则Ka＝＝≈
6、实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较
实验操作
实验现象 有__________产生
实验结论 CH3COOH酸性大于碳酸
Ka大小比较 Ka(CH3COOH)__________Ka1(H2CO3)
7、镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应
比较项目 宏观辨识 微观探析
反应初期 盐酸的反应速率比醋酸__________ 盐酸是强酸，_________电离，醋酸是弱酸，________电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋) _______，因而反应速率_________
反应过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸______，盐酸的反应速率减小________，醋酸的反应速率减小_________ 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡__________，消耗的氢离子能及时__________，所以一段时间速率变化不明显
最终 二者产生的氢气的量基本相等，速率几乎都变为零 镁条稍微过量，两种酸的物质的量__________，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎__________ ，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎______，因而产生的H2的量几乎_________。两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎__________
第二节 水的电离和溶液的pH
一、水的电离
1、水的电离
(1)水是一种极弱的电解质。
(2)水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H＋＋OH－。
(3)水的电离平衡常数K电离＝。
2、水的离子积常数
(1)含义：因为水的浓度可看作常数，所以水中的__________可看作常数，称为水的__________，简称水的离子积，用KW表示。
(2)表达式与数值：表达式KW＝__________，室温时，KW＝1.0×10－14。
(3)影响因素：KW只受温度影响，由于水的电离是__________过程，温度升高，KW增大。
3、外界条件对水的电离平衡的影响
分析下列条件的改变对水的电离平衡H2O H＋＋OH－ ΔH>0的影响，并填写下表：
改变条件 平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) 水的电离程度 Kw
升高温度 __________ __________ __________ __________ __________
加入HCl(g) __________ __________ __________ __________ __________
加入NaOH(s) __________ __________ __________ __________ __________
加入金属Na __________ __________ __________ __________ __________
加入NaHSO4(s) __________ __________ __________ __________ __________
二、溶液的酸碱性与pH
1．25 ℃时，分析下列溶液的氢离子和氢氧根离子浓度
纯水 0.1 mol·L－1 NaOH溶液 0.1 mol·L－1盐酸
c(H＋)/mol·L－1 __________ __________ __________
c(OH－)/mol·L－1 __________ __________ __________
c(H＋) 、c(OH－) 的相对大小 __________ c(H＋)< c(OH－) c(H＋)> c(OH－)
溶液的酸碱性 __________ __________ __________
2、溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)的关系
c(H＋)与c(OH－)的关系 c(H＋)的范围(室温下)
酸性溶液 c(H＋)>c(OH－) c(H＋)>__________mol·L－1
中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝__________ mol·L－1
碱性溶液 c(H＋)任何水溶液中都有H＋和OH－。
3．溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系
计算公式 pH＝__________
意义 pH越大，溶液的碱性__________； pH越小，溶液的酸性__________
溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为__________溶液；pH＝7，为中性溶液； pH＞7，为__________溶液
适用范围 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1
特别提醒 pH计算公式中c(H＋)：强酸溶液：c(H＋)＝n·c(HnA) ；若强碱溶液：c(H＋)＝＝。
4、溶液酸碱性的测定方法
(1)利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的__________，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__________对照，读出pH。
①广泛pH试纸：其pH范围是__________(最常用)，可以识别的pH差约为__________。
②精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。
③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用__________。
(2)用pH计测量。
pH计也叫__________，该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为__________。
5、pH的应用
pH在医疗、生活、环保、农业生产和 __________中都有重要的应用。溶液pH的控制常常是影响实验结果或__________的一个关键因素。
6、酸碱溶液稀释时pH的变化图像
(1)pH相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图
(2)c相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图
可以看出无论是c相等还是pH相等，加水稀释相同倍数pH变化大的都是__________。
7、酸碱溶液稀释时pH的变化
酸(pH＝a) 碱(pH＝b)
弱酸 强酸 弱碱 强碱
稀释10n倍 pHb－n __________
无限稀释 __________
三、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__________来测定未知浓度的__________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__________相等 。
即：__________，则c(H＋)＝或c(OH－)＝。
2、主要仪器使用
(1)仪器：滴定管，铁架台，滴定管夹，__________，__________。
仪器a是__________，仪器b是__________。精密度：__________ mL。
(2)滴定管的使用方法
①检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。
②润洗仪器：在加入溶液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液__________2～3遍。
③加入溶液：分别将溶液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管__________刻度线以上。
④调节起始读数：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满溶液，然后调节滴定管液面使其处于__________或__________。准确读取数值并记录。
3、主要试剂
(1)待测液；(2)标准液；(3)指示剂(一般用__________，一般不用石蕊，颜色改变不明显)。
4、指示剂的选择
(1)原理：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，能使指示剂的颜色变化明显，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。
(2)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__________色 5.0～8.0紫色 >8.0__________色
酚酞 <8.2__________ 色 8.2～10.0浅红色 >10.0__________ 色
甲基橙 <3.1__________ 色 3.1～4.4橙色 >4.4__________ 色
5、滴定操作
(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)终点的判断：滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在__________内不变回原色，视为__________终点。
6、数据处理
为减少实验误差，重复实验__________次，求出所用标准溶液体积的__________，然后再计算待测液的__________浓度。
7、常见的误差分析
步骤 操作 V标准 c待测
洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 __________ __________
碱式滴定管未用标准溶液润洗 __________ __________
锥形瓶用待测溶液润洗 __________ __________
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 __________ __________
取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 __________ __________
滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 __________ __________
振荡锥形瓶时部分液体溅出 __________ __________
部分酸液滴出锥形瓶外 __________ __________
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化 __________ __________
读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) __________ __________
滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) __________ __________
第三节 盐类的水解
一、盐类的水解
1、探究盐溶液的酸碱性
盐溶液 NaCl Na2SO4 Na2CO3 NaHCO3 CH3COONa NH4Cl (NH4)2SO4
pH pH＝7 pH＝7 pH>7 pH>7 pH>7 pH<7 pH<7
盐的类型 强酸强碱盐 __________盐 __________盐
溶液酸碱性 __________性 __________性 __________性
2、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
微粒变化 __________和__________结合生成弱电解质 CH3COOH ，使水的电离平衡向电离方向移动
平衡时酸碱性 使溶液中c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性
水解方程式 CH3COO－＋H2O __________
微粒变化 NH 和__________结合生成弱电解质__________，使水的电离平衡向__________的方向移动
平衡时酸碱性 使溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液呈__________性
水解方程式 NH＋H2O __________
水解方程式 H2O H＋＋OH－，NaCl===Cl－＋Na＋
理论解释：溶液中不生成__________，水的电离平衡未受影响，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈__________性。
3、盐类的水解
(1)概念：在溶液中，由盐电离出来的弱离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
(2)实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。
(3)特征：①一般是可逆反应，在__________条件下达到化学平衡；②盐类水解反应是__________反应的逆反应。
③盐类水解是__________反应。
二、影响盐类水解的主要因素
1、反应物本身性质的影响
盐类水解程度的大小主要由__________所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难__________(电离常数越小)，盐的水解程度__________，即越弱越水解。
2、实验探究反应条件对盐类水解程度的影响
已知FeCl3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表：
影响因素 实验步骤 实验现象 解释
盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变_________，溶液的pH__________ 加入FeCl3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向__________方向移动
溶液的酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变_________，溶液的pH_________ 加入盐酸，c(H＋)增大，水解平衡向__________方向移动，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大
加入少量NaOH溶液 产生________色沉淀 加入氢氧化钠后，OH－消耗H＋，c(H＋)减小，水解平衡向__________方向移动
温度 升高温度 溶液颜色变深 升高温度，水解平衡正向移动
3、盐的水解常数
(1)表达式
以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
Kh＝，只与__________有关。
(2)与对应弱酸电离常数的关系
Ka＝ 所以，Kh·Ka＝Kw或Kh＝。
弱酸或弱碱的电离常数__________(越弱)，其生成的盐水解的程度就__________。
三、盐类水解的应用
1、在化学实验中的应用
应用 举例
判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2O===Fe(OH)3＋3H＋
判断酸性强弱 相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则酸性：__________
配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量__________，抑制Cu2＋水解；贮存Na2CO3溶液不能用__________玻璃塞
胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
制备无水盐 将挥发性酸的弱碱盐如AlCl3、FeCl3溶液蒸干时，在通HCl的气流中加热蒸干
判断离子是否共存 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 __________共存。
判断中和反应至中性的试剂用量 如NH3·H2O与HCl反应至中性，__________过量，CH3COOH与NaOH反应至中性时__________过量。
制备无机化合物 如用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为： TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl 加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全。
2、在生产生活中的应用
泡沫灭火器原理 泡沫灭火器中药品成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生的反应为： Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
作净水剂 明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O===Al(OH)3(胶体)＋3H＋
化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混合施用
除锈剂 NH4Cl溶液与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂，原理为： NH＋H2O===NH3·H2O＋H＋、Zn2＋＋2H2O===Zn(OH)2＋2H＋
热纯碱去污能力强 加热，促进Na2CO3的水解，使c(OH－)增大，去污能力增强
四、溶液中的守恒关系
1、电荷守恒：电解质溶液中__________所带的电荷总数与__________所带的电荷总数 相等 。即电荷守恒，溶液呈__________。
2、元素质量守恒：
在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，__________的存在形式发生了变化，就该 __________所含的某种元素来说，其质量在反应前后是__________的，即__________守恒。
如：Na2CO3溶液中：
①＝，即n(Na＋)＝2c(CO)，CO在水中部分会水解成HCO、H2CO3，共三种含碳元素的存在形式。
②c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]。
3、质子守恒
方法一：可以由电荷守恒与元素质量守恒推导出来。
如Na2CO3中将电荷守恒和元素质量守恒中的金属阳离子消去得c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。
方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2O＝H＋＋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。
如：Na2CO3溶液中即：c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H3O＋)或c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H＋)。
第四节 沉淀溶解平衡
一、难溶电解质的沉淀溶解平衡
1、25 ℃时，溶解性与溶解度的关系
溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶
溶解度 >10 g 1～10 g __________ __________
2、难溶电解质的沉淀溶解平衡
(1)沉淀溶解平衡的建立
(2)沉淀溶解平衡方程式
以AgCl沉淀溶解平衡为例：AgCl(s)===Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。
(3)沉淀、溶解之间这种动态平衡也决定了Ag＋与Cl－的反应__________进行到底。一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于__________时，化学上通常认为生成沉淀的反应进行__________了。
3、难溶电解质沉淀溶解平衡的影响因素
已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)===Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)
条件改变 移动方向 c(Mg2＋) c(OH－)
加少量水 __________ __________ __________
升温 __________ __________ __________
加MgCl2(s) __________ __________ __________
加盐酸 __________ __________ __________
加NaOH(s) __________ __________ __________
Q：离子积对于AmBn(s)===mAn＋(aq)＋nBm－(aq)任意时刻Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)。
(1)Q>Ksp，溶液过饱和，有__________析出，直至溶液__________，达到新的平衡。
(2)Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于__________。
(3)Q二、沉淀溶解平衡应用
1、沉淀的生成
(1)沉淀生成的应用：在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，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，使Q[Fe(OH)3]＞Ksp[Fe(OH)3]可使Fe3＋转变为__________沉淀而除去。反应如下：__________。
②加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作 __________，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____________常用的方法。
2、沉淀的溶解
(1)沉淀溶解的原理
根据平衡移动原理，对于在水中难溶的__________，如果能设法不断地移去平衡体系中的__________，使平衡向__________的方向移动，就可以使沉淀__________。
(2)实验探究：Mg(OH)2沉淀溶解
(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____________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__________，c(CO)__________，溶液中CO与Ca2＋的离子积Q(CaCO3)＜Ksp(CaCO3)，沉淀溶解平衡向__________方向移动。
②盐溶液溶解法：Mg(OH)2难溶于__________，能溶于盐酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反应的离子方程式为____________________________。
3、沉淀的转化
(1)实验探究AgCl、AgI、Ag2S的转化
实验操作
实验现象 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＋KI=== __________ 2AgI＋Na2S=== __________
(2)实验探究Mg(OH)2与Fe(OH)3的转化
实验操作
实验现象 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=== __________ 3Mg(OH)2＋2FeCl3=== __________
实验结论：Mg(OH)2沉淀转化为Fe(OH)3沉淀，说明溶解度：____________________________。
3、沉淀转化的实质与条件
(1)实质：沉淀的转化是指由一种__________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，溶解度__________的沉淀可以转化为溶解度__________的沉淀，两者溶解度相差_________转化越__________。
4、沉淀转化的应用
(1)锅炉除水垢(含有CaSO4)：CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)，反应为：__________。
(2)自然界中矿物的转化：原生铜的硫化物CuSO4溶液铜蓝(CuS)，反应为：__________________________________。
(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：____________________________。