【期中知识点归纳】（人教版2019）2023-2024学年高二上册化学 选修1 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 试卷.zip

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第三章 水溶液中的离子反应与平衡





必背知识清单01 强电解质和弱电解质

1.电解质与非电解质
(1)电解质：____________________________________________________。
种类：____________________________________________________
(2)非电解质：____________________________________________________。
种类：_______________________________________
注：①必须是_____________物，单质和混合物_______________________________________。
②电解质_____________导电，导电的_____________是电解质。（填“一定”或“不一定”）
③非电解质_____________导电，不导电的_____________是非电解质。
2.强弱电解质
(1)强电解质：①定义：在水溶液中能够_____________电离的电解质。
②特点：___________电离，只有___________，无___________，不可逆，电离方程式用“_________”连接
③类别：强酸：_______________________________________
强碱：__________________________
大部分盐（包括难溶盐）、活泼金属氧化物
(2)弱电解质：①定义：在水溶液中能够_____________电离的电解质。
②特点：_____________电离，既有_____________又有_____________，可逆，存在_____________，电离方程式用“ ”连接
③类别：_____________
注：①电解质的强弱与_____________无关，与溶液的_____________无必然联系
②电解质的导电性与溶液中自由移动的_____________有关，自由移动的离子浓度越大，离子所带电荷数越多，导电性_____________
(3)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
3.电离方程式的书写
(1)原则：遵循__________________________
(2)书写： 多元弱酸_____________电离，以第_____________步电离为主，_____________书写；
多元弱碱_____________电离，_____________书写
(3)常见物质电离方程式的书写：
①NaCl：__________________________
②CH3COONH4：__________________________
③Na2CO3：__________________________
④NaHCO3：__________________________
⑤NaHSO4：在水溶液中：__________________________
在熔融状态下：__________________________
⑥CH3COONa：_______________________________________
⑦NaHS：____________________________________________________
⑧KHSO3：____________________________________________________
⑨NH4Cl：____________________________________________________
⑩CaCO3：____________________________________________________
（11）AgCl：____________________________________________________
（12）BaSO4：____________________________________________________
（13）HCl：____________________________________________________
（14）HNO3：____________________________________________________
（15）H2SO4：____________________________________________________
（16）HBr：____________________________________________________
（17）HI：____________________________________________________
（18）HClO4：____________________________________________________
（19）NaOH：____________________________________________________
（20）KOH：____________________________________________________
（21）Ba(OH)2：____________________________________________________
（22）CH3COOH：____________________________________________________
（23）HF：____________________________________________________
（24）HClO：____________________________________________________
（25）H2CO3：____________________________________________________
（26）H2SO3：____________________________________________________
（27）H2S：____________________________________________________
（28）H2C2O4：____________________________________________________
（29）H3PO4：_________________________________________________________________
（30）NH3·H2O：____________________________________________________
（31）Cu(OH)2：____________________________________________________
（32）Mg(OH)2：____________________________________________________
（33）Fe(OH)3：_______________________________________
（34）Al(OH)3： 碱式电离：____________________________________________________
酸式电离：_______________________________________
（35）H2O：___________________________________或______________________________________
必背知识清单02 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

2．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。
举例：以醋酸电离为例：CH3COOH(aq) CH3COO-(aq)+H+(aq) ΔH>0
改变条件
平衡移动方向
电离程度
n(H+)
c(H+)
c(CH3COO-)
导电能力
加水稀释
正向
_____________
增大
减小
减小
减弱
加入少量冰醋酸
正向
_____________
增大
增大
增大
增强
通入HCl(g)
逆向
_____________
增大
增大
减小
增强
加入NaOH(s)
正向
_____________
减小
减小
增大
增强
加入镁粉
正向
_____________
减小
减小
增大
增强
升高温度
正向
_____________
增大
增大
增大
增强
加入CH3COONa(s)
逆向
_____________
减小
减小
增大
增强
加入NaCl(s)
不移动
_____________
不变
不变
不变
增强
3.电离平衡常数
（1）定义：在一定条件下，达到电离平衡时，__________________________与__________________________比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。一般弱酸用_____________表示，弱碱用_____________表示
（2）表达式：以ABA++B-为例，则_____________
注：在计算电离平衡常数时，弱电解质分子的浓度，常用_____________浓度代替_____________浓度进行忽略计算
（3）影响因素：
①__________________________
②只受_____________影响，升高温度，电离平衡常数_____________，电离程度_____________
（4）意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越_____________电离，所对应溶液的酸性或碱性越_____________
（5）说明：
多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的K，对于同一种弱酸的K1、K2、K3，总有K1_____________K2_____________K3，即电离程度逐渐_____________。这是因为上一级电离产生的H+，对下一级电离起到_____________作用。所以计算多元弱酸溶液的c(H+)或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第_____________步电离
4．电离度
（1）定义：弱电解质在溶液中达到电离平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数（包括已电离和未电离）的百分率，称为电离度。
（2）表达式：电离度通常用ɑ表示。

（3）意义：电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率，即表示弱电解质在水中的电离程度。
特别提示：
①温度相同，浓度相同时，不同弱电解质的电离度不同。若不同的一元弱酸的电离度越大，表示其酸性相对越强。
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。

必背知识清单03 水的电离

1.水的电离
(1)电离方程式：__________________________或__________________________
(2)特点：①_____________电离
②_____________过程，_____________热
③25℃，水中的c(H+)=c(OH-)=_____________mol/L
④由水电离出的H+与OH-浓度_____________，即c(H+)水_____________c(OH-)水
(3)影响因素：
促进：____________________________________________________
抑制：____________________________________________________
水的电离H2OH＋＋OH－　ΔH>0
条件变化
移动方向
c(H＋)
c(OH－)
Kw
程度
影响
升高温度
右移
增大
增大
增大
________
促进
加酸
左移
增大
减小
不变
________
抑制
加碱
左移
减小
增大
不变
________
抑制
加活泼金属如Na
右移
减小
增大
不变
________
促进
2.水的离子积
(1)定义：当水的电离达到平衡时，电离产物_____________和_____________浓度之积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用_____________表示。
(2)表达式：Kw=_____________
说明：①Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液
酸溶液中：Kw= _____________
碱溶液中：Kw=_____________
盐溶液中：Kw= _____________
②不同溶液中的c(H+)、c(OH-)可能 _____________同，但任何溶液中的c(H+)水_____________c(OH-)水
③25℃时，水中的c(H+)=c(OH-)=_____________mol/L，Kw=_____________
100℃时，水中的c(H+)=c(OH-)≈_____________mol/L，Kw=_____________
④Kw只与_____________有关，温度升高，Kw_____________，水更_____________电离

必背知识清单04 溶液的酸碱性与pH

1．溶液的酸碱性
(1)讨论探究(常温下，利用平衡移动原理分析完成下表)：
体系
c(H＋)变化
c(OH－)变化
c(H＋)与c(OH－)的关系
纯水

c(H＋) __________c(OH－)
纯水中加入少量盐酸
_____________
_____________
c(H＋) _________c(OH－)
纯水中加入少量氢氧化钠溶液
_____________
_____________
c(H＋) _________c(OH－)
(2)结论：在任意溶液中，
c(H＋) _________c(OH－)，溶液呈中性；
c(H＋) _________c(OH－)，溶液呈酸性，c(H＋)越大，酸性越强；
c(H＋) _________c(OH－)，溶液呈碱性，c(OH－)越大，碱性越强。
2．溶液的pH
(1)c(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：

溶液
性质
c(H＋)与c(OH－)
c(H＋)/(mol·L－1)
pH(25 ℃)
任意温度
25 ℃
中性
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)＝
c(H＋)＝1×10－7
pH＝7
酸性
c(H＋)＞c(OH－)
c(H＋)>
c(H＋)>1×10－7
pH<7
碱性
c(H＋)＜c(OH－)
c(H＋)<
c(H＋)＜1×10－7
pH>7
(2)pH
→
→
→
(3)溶液酸碱性的测量。
①pH试纸：
广泛pH试纸：可以识别pH差值约为1；
精密pH试纸：可以精确到小数点后一位。
使用方法：取一小片pH试纸放在干燥、洁净的玻璃片（或表面皿）上，用__________________蘸取待测液滴在试纸的中部，试纸变色后，立即与__________________对照比色，读出数值，确定溶液的pH。
【注意】pH试纸使用前不能润湿，会造成对待测液的稀释；广泛pH试纸读数只能是整数。
②pH计：
pH计精确度高，可直接从仪器中读数。
(4)pH的应用。
应用领域
实例
人体健康
人体的各种体液都有一定的pH，当酸碱平衡失调时，人体就表现出病变，因而可以利用检测血液中的pH诊断疾病
生活应用
利用护发素保护头发，就是通过调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度
环保领域
酸性或碱性的废水，可以利用中和反应调节pH
农业生产
土壤的pH影响植物对养分的吸收及养分的有效性，各种作物的生长也都对土壤的pH范围有一定的要求，因而应注意保持土壤的酸碱性
科学实验
工业生产
溶液的pH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
必背知识清单05 pH的计算

溶液pH的计算思路

(1)强酸与弱碱或强碱与弱酸等体积混合
弱过量，显弱性

当pH酸+pH碱=14时，若是强酸与弱碱混合，则弱碱过量，pH_________ 7
若是强碱与弱酸混合，则弱酸过量，pH_________7
(2)稀释后溶液pH的计算

①强酸：pH=a，加水稀释10n倍，则pH= _________
但都不突破7，无限稀释时等于或接近于7
②弱酸：pH=a，加水稀释10n倍，则_________ ③强碱：pH=b，加水稀释10n倍，则pH=_________
④弱碱：pH=b，加水稀释10n倍，则_________
必背知识清单06 酸碱中和滴定

一．酸碱中和滴定的原理与主要仪器
1．原理：
(1)含义：酸碱中和滴定是依据_________反应，用_________________________来测定__________________的方法。
(2)原理：
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酸＝c(OH－)·V碱
c(H＋)＝或c(OH－)＝。
2．主要仪器及使用：
(1)仪器

(2)滴定管的结构及使用方法
项目
具体结构或操作
构造
“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度
精确度
读数可以读到_________mL
检漏
检查滴定管活塞是否漏水
润洗
加入反应液之前，滴定管要用所要盛装的溶液润洗2～3次
装液
将反应液加入相应的滴定管中，使液面位于“0”刻度线以上2～3 mL
排气泡
滴定前排出尖嘴处的气泡
调液面
调节活塞，使液面处于“0”刻度或“0”刻度以下的某刻度，并记录读取数值
【注意】

滴定管的“0”刻度在最上面，越往下数值越大，因为下端有一部分没有刻度，所以滴定管的实际容积大于它的标定容积。滴定管读数时要精确到0.01mL。注意量筒与滴定管的区别。
二．酸碱中和滴定操作
1．实验操作：
以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例：
(1)滴定前的准备
①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。
②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。
(2)滴定
边滴边振荡→滴速先_________后_________→左手控制_________， 且结束前不能离开，右手_________，眼睛注视_________内溶液变化→判定终点→读数（等1-2min液面稳定后）

(3)终点判断
滴定终点：___________________________
注：恰好中和_________酸碱恰好完全反应_________溶液呈中性
判断终点的方法：等到滴入最后_________滴标准液，指示剂变色，且在_________内不恢复原来的颜色，视为滴定终点。
(4)数据处理
按上述操作重复_________次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝__________________计算。
2．常用酸碱指示剂及变色范围：
①强酸滴弱碱用_________，强碱滴弱酸用_________，强酸强碱互滴，__________________
②变色情况：
滴定种类
选用的指示剂
滴定终点颜色变化
指示剂用量
强酸滴定强碱
酚酞
粉红色→无色
2~3滴
甲基橙
黄色→橙色
强酸滴定弱碱
甲基橙
黄色→橙色
强碱滴定强酸
甲基橙
红色→橙色
酚酞
无色→粉红色
强碱定弱酸
酚酞
无色→粉红色
3．酸碱滴定曲线：
以滴加__________________为横坐标，以溶液_________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。如图所示为用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。

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，有利于确定滴定终点。
4.常见误差：（用NaOH标准液在滴定未知浓度的盐酸）
步骤
操作
c(浓度)
洗涤
未用标准溶液润洗滴定管
_________
锥形瓶用待测溶液润洗
_________
未用待测溶液润洗取用待测液的滴定管（或移液管）
_________
锥形瓶洗净后瓶内还残留有蒸馏水
_________
滴定
快达滴定终点时滴定速度过快，停止滴定后，反加一滴待测液颜色无变化
_________
滴定前盛装标准液的滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失
_________
盛装待测液的滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失
_________
滴定过程中振荡时，锥形瓶内有液滴溅出
_________
滴定时有几滴标准溶液附在锥形瓶壁上或滴在锥形瓶外
_________
滴定结束时，滴定管尖端挂一液滴未滴下
_________
读数
滴定完毕，未等滴定管内壁的液体完全流下就开始读数
_________
滴定完毕立即读数，半分钟内颜色又复原
_________
滴定前仰视读数或滴定后俯视读数，过早估计终点
_________
滴定前俯视读数或滴定后仰视读数，过晚估计终点
_________
配制标准液产生的误差
若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体部分潮解
_________
若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体中含有不与酸反应的杂质
_________
若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体中含有与酸反应的杂质（Na2CO3）
_________
若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体中含有与酸反应的杂质（Na2O）
_________

必背知识清单07 盐类的水解

1.盐类的水解
(1)定义：______________________________________________________，叫做盐类的水解
(2)表示为：___________________________
(3)特点：①极其微弱，为_________反应，存在__________________状态
②是_________的逆反应，水解反应是_________热反应
(4)规律：________________________________________________________________________
注：①组成盐的酸越弱，水解程度_________。
②同浓度的正盐比其酸式盐水解程度_________ 。
③弱酸酸式盐的酸碱性，看电离与水解程度大的大小。
HCO3-、HPO42-、HS- 以_________为主→显_________性
HSO3-、H2PO4- 以_________为主→显_________性
(5)盐类水解方程式的书写
一般原则：①必须写“_________”符号（填“可逆符号”或“不可逆符号”）
②对于气体和沉淀的箭头，在方程式中_________（填“写”或“不写”）
③H2CO3、H2SO3等_________拆开（填“不要”或“要”）
④多元弱酸阴离子_________水解，_________书写，以第_________步为主；多元弱碱阳离子水解方程式 _________步写完
⑤遵守___________________________
书写模式： 盐的离子+ H2O弱酸（或弱碱）+OH-（或H+）
2.常见水解方程式的书写
CH3COONa：CH3COO—+ H2OCH3COOH+OH-
NaF：F—+ H2OHF+OH-
NaClO：ClO—+ H2OHClO +OH-
Na2CO3：CO32—+ H2OHCO3— +OH- HCO3—+ H2O H2CO3 +OH-
Na2SO3：SO32—+ H2OHSO3— +OH- HSO3—+ H2O H2SO3 +OH-
Na2C2O4：C2O42—+ H2OHC2O4— +OH- HC2O4—+ H2O H2C2O4 +OH-
K2S：S2—+ H2OHS— +OH- HS—+ H2O H2S +OH-
Na3PO4：PO43—+ H2O HPO42—+OH- ；HPO42—+ H2O H2PO4— +OH-；
H2PO4—+ H2O H3PO4 +OH-
NaHCO3：HCO3—+ H2O H2CO3 +OH-
NaHSO3：HSO3—+ H2O H2SO3 +OH-
KHS：HS—+ H2O H2S +OH-
NaHC2O4：HC2O4—+ H2O H2C2O4 +OH-
NaH2PO4：H2PO4—+ H2O H3PO4 +OH-
Na2HPO4：HPO42—+ H2O H2PO4— +OH-；H2PO4—+ H2O H3PO4 +OH-
NH4Cl：NH4++ H2ONH3•H2O+H+
FeCl3：Fe3++ 3H2OFe(OH)3+3H+
Al(NO)3：Al 3++ 3H2OAl(OH)3+3H+
MgCl2：Mg2++ 2H2OMg(OH)2+2H+
CuSO4：Cu2++ 2H2OCu(OH)2+2H+
CH3COONH4的双水解：CH3COONH4 +H2O CH3COOH+ NH3•H2O
AlO2-和Al3+的双水解：3AlO2-+ Al3++H2O=4Al(OH)3↓
HCO3-和Al3+的双水解：3HCO3-+ Al3+=Al(OH)3↓+3CO2↑

必背知识清单08 影响盐类水解平衡的因素

1．内因：组成盐的酸或碱越弱，其盐就越易水解，如水解程度：Na2CO3_________Na2SO3，Na2CO3_________NaHCO3。
2．外因
3．举例：以CH3COONa溶液为例分析外因对盐类水解平衡的影响情况：
CH3COO-+ H2O CH3COOH+OH-

c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
c(OH-)
c(H+)
pH
水解程度
加热
减小
增大
增大
减小
增大
_________
加水
减小
减小
减小
增大
减小
_________
加CH3COOH
增大
增大
减小
增大
减小
_________
加CH3COONa
增大
增大
增大
减小
增大
_________
加HCl
减小
增大
减小
增大
减小
_________
加NaOH
增大
减小
增大
减小
增大
_________



必背知识清单09 水解常数

1．概念
在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，__________________________________________________________________________________________，该常数叫作水解常数。
2．水解常数(Kh)与电离常数的定量关系(以CH3COONa为例)
CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝
＝
＝＝(Ka为CH3COOH的电离常数)
因而Ka(或Kb)与Kw的定量关系为Ka·Kh＝Kw(或Kb·Kh＝Kw)。
如Na2CO3的水解常数Kh＝；
NaHCO3的水解常数Kh＝。
NH4Cl的水解常数Kh＝(Kb为NH3·H2O的电离常数)。
3．水解常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。水解常数只受_________的影响；因水解反应是吸热反应，故水解常数随温度的升高而_________。

必背知识清单10 盐类水解的应用

应用
举例
加热促进水解
热的纯碱溶液去污力强
分析盐溶液的酸碱性，并比较酸碱性的强弱
等物质的量浓度的Na2CO3、NaHCO3 溶液均显碱性，且碱性：Na2CO3>NaHCO3
判断溶液中离子能否大量共存
Al3＋和HCO因发生相互促进的水解反应而不能大量共存
配制或贮存易水解的盐溶液
配制FeCl3溶液，要向FeCl3溶液中加入适量盐酸
胶体的制备，作净水剂
明矾溶于水生成胶状物氢氧化铝，能吸附水中悬浮的杂质，并形成沉淀使水澄清
化肥的使用
铵态氮肥不宜与草木灰混合使用
泡沫灭火器的反应原理(水解互促)
Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
无水盐的制备
由MgCl2·6H2O制MgCl2，在干燥的HCl气流中加热
判断盐溶液的蒸干产物
将AlCl3溶液蒸干灼烧得到的是Al2O3而不是AlCl3
某些盐的分离除杂
为除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgO或MgCO3或Mg(OH)2，过滤后再加入适量的盐酸
盐溶液除锈
NH4Cl溶液除去金属表面的氧化物(NH水解溶液显酸性)
判断电解质的强弱
CH3COONa溶液能使酚酞变红(pH>7)，说明CH3COOH是弱酸

必背知识清单11 难溶电解质的沉淀溶解平衡

1.常温下，物质溶解性与溶解度的关系
溶解性
易溶
可溶
微溶
难溶
溶解度
>10g
1-10g
0.01-1g
<0.01g
2.难溶电解质
定义：溶解度小于_________g的电解质称为难溶电解质
3.难溶电解质的溶解平衡
(1)定义：在一定温度下，当沉淀和溶解的速率_________时，形成溶质的_________溶液，各离子的浓度保持_________，达到平衡状态，这种平衡称为沉淀溶解平衡。
(2)特点：___________________________
注：生成沉淀的离子反应不能进行到底（即离子浓度≠0），一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于_________mol/L时，化学上通常认为生成沉淀的反应就进行完全了
(3)影响因素
内因：____________________________________
外因：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（原因：溶解_________热）；但少数向_________方向移动（例： Ca(OH)2 ）
③加入与体系中某些离子反应的物质，产生气体或更难溶的物质，导致平衡向_________的方向移动
(4)溶度积常数（简称溶度积）——_________
①表达式：对于溶解平衡：MmAn(s)mMn+(aq)+nAm-(aq) 反应， Ksp=__________________
例：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq) Ksp=__________________
②意义：对于同类型（_________个数相同）的难溶电解质，在相同温度下，Ksp越大→S(溶解度)越_________
例：Ksp（AgCl）=1.8×10-10 Ksp（AgBr）=6.3×10-15 说明S(AgCl) _________S(AgBr)
③影响因素：KSP只与__________________和__________________有关
④应用：判断有无沉淀生成
Q(离子积)= [c(Mn+)]m·[c(Am-)]n（任意时刻的浓度）
Q>KSP时，__________________
Q=KSP时，__________________
Q 4. 沉淀溶解平衡的应用
（1）生成沉淀方法：
①调节pH法。
加入氨水调节溶液的pH至7～8，可除去氯化铵中的杂质氯化铁。反应离子方程式：
____________________________________。
②加沉淀剂法。
加入的
沉淀剂
与Cu2＋反应的离子方程式
与Hg2＋反应的离子方程式
Na2S
__________________
__________________
H2S
__________________
__________________
（2）化学沉淀法废水处理工艺流程：

（3）沉淀的溶解
对于在水中难溶的电解质，如果不断_________平衡体系中的相应离子，使平衡向_________的方向进行，从而使沉淀溶解。
例如CaCO3溶于盐酸的过程：

分析：CO2气体逸出，_________不断减小，离子积Q(CaCO3) _________Ksp(CaCO3)，导致平衡向__________________的方向移动。
溶解的离子方程式：___________________________。
（4）沉淀的转化
①实验探究：
Ag＋沉淀转化的实验探究。
实验
步骤

实验现象
A中产生_________，B中变为_________，C中变为_________
离子方
程式
试管A：___________________________
试管B：___________________________
试管C：___________________________
实验分析
Ksp(AgCl) _________Ksp(AgI) _________Ksp(Ag2S)
Mg(OH)2与Fe(OH)3转化的实验探究。
实验
步骤

实验现象
①中产生_________，②中变为_________
离子方
程式
试管①：___________________________，
试管②：___________________________
实验分析
Ksp[Mg(OH)2] _________Ksp[Fe(OH)3]
②沉淀转化的实质：
沉淀转化的实质就是___________________________。一般说来，溶解度小的沉淀易转化为溶解度更小的沉淀。溶解度差别_________，转化越容易。
③沉淀转化的应用：
锅炉除水垢。
水垢中CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)
有关化学方程式：______________________________________________________。
自然界中矿物的转化。
如原生铜硫化物CuSO4(溶液)CuS(铜蓝)
有关化学方程式：______________________________________________________。


【疑难归纳】
一、一元强酸和一元弱酸的比较
(1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
比较项
目酸　　
c(H＋)
酸性
中和碱的能力
与足量活泼金属反应产生H2的总量
与同一金属反应时的起始反应速率
一元强酸
大
强
相同
相同
大
一元弱酸
小
弱
小
(2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
比较项目
酸
c(H＋)
酸性
中和碱的能力
与足量活泼金属反应产生H2的总量
与同一金属反应时的起始反应速率
一元强酸
相同
相同
小
少
相同
一元弱酸
大
多
二、理解Kw应注意的几个问题：
(1)Kw揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。
(2)Kw只与温度有关。因为水的电离是吸热过程，所以温度升高，有利于水的电离，Kw增大，如100 ℃，Kw＝5.5×10－13。但是在室温下，Kw为1.0×10－14。
(3)Kw不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液，且由水电离的c水(H＋)＝c水(OH－)。此时，水溶液中水的离子积常数不变。
三、判断溶液酸碱性的标准
(1)判定溶液酸碱性的依据是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，如果c(H＋)>c(OH－)，溶液显酸性；如果c(H＋) (2)用pH判断溶液酸碱性时，要注意的条件是温度，不能简单地认为pH＝7的溶液一定呈中性，如100 ℃时，纯水的pH<7，所以使用pH判断溶液酸碱性时需注明温度。
(3)用酸碱指示剂判断溶液酸碱性时，要注意指示剂的变色范围。
四、酸(或碱)溶液稀释后pH的计算及大小比较
【问题探究】
对于pH＝a的强酸和弱酸溶液，均稀释到原溶液体积的10n倍(a＋n<7)，试写出稀释后溶液的pH或范围。
稀释到原溶液体积的10n倍，强酸溶液的pH就增大n个单位，即稀释后强酸溶液的pH＝a＋n，弱酸溶液的pH范围：a＜pH＜a＋n。
【知识归纳总结】
酸碱溶液稀释时pH的变化可用数轴表示。
①强酸、弱酸溶液的稀释：

②强碱、弱碱溶液的稀释：

③变化趋势：
对于pH相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液稀释相同的倍数，强酸(或强碱)溶液的pH变化幅度大(如下图所示)。这是因为强酸(或强碱)已完全电离，随着加水稀释，溶液中H＋(或OH－)物质的量(水电离的除外)不会增多，而弱酸(或弱碱)随着加水稀释，电离程度增大，H＋(或OH－)物质的量会不断增多。

五、盐类水解的再理解
1．盐类水解的实质：
盐电离→→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→溶液呈碱性、酸性或中性。
2．盐类水解的特点：
→水解反应是可逆反应
→水解反应是酸碱中和反应的逆反应
→水解反应程度很微弱
3．盐类水解的规律：

(1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸阴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”——弱酸阴离子对应的酸越弱，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：碳酸的酸性大于次氯酸，则相同浓度的NaHCO3溶液的水解程度小于NaClO溶液。
(3)“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴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：碳酸的电离常数Ka1小于NH3·H2O的电离常数Kb，故NH4HCO3溶液显碱性。
(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，盐溶液显中性。如Kb(NH3·H2O)＝Ka(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液显中性。
4．盐类水解程度大小比较规律
(1)组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性。
(2)盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。
(3)多元弱酸的酸根离子比酸式酸根离子的水解程度大得多。如相同浓度时，CO比HCO的水解程度大。
(4)水解程度：相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐。
如NH的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
六、溶液中的离子浓度比较
1．判断粒子浓度关系的三个守恒规律：
规律
内容
实例(Na2CO3和NaHCO3)
物料
守恒
在电解质溶液中，由于某些离子能够水解，粒子种类增多，但这些粒子所含某些原子的总数始终不变
Na2CO3：c(Na＋)＝2[c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)]
NaHCO3：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)
电荷
守恒
在电解质溶液中，阳离子的电荷总数与阴离子的电荷总数相等，即溶液呈电中性
Na2CO3：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)
NaHCO3：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)
质子
守恒
电解质溶液中，分子(或离子)得失质子(H＋)的物质的量应相等
Na2CO3：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)
NaHCO3：c(OH－)＝c(H＋)－c(CO)＋c(H2CO3)
2．溶液中离子浓度的大小比较：
(1)不同溶液中同一离子浓度的比较。
要看溶液中其他离子对其影响。
例如：在相同物质的量浓度的下列溶液中：a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4，c(NH)由大到小的顺序：c>a>b。
(2)同一溶液中不同离子浓度的大小比较。


(3)混合溶液中各离子浓度的比较。
根据电离程度、水解程度的相对大小分析。
①分子的电离大于相应离子的水解：
例如：等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合溶液中，c(NH)>c(Cl－)>c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(H＋)。
②分子的电离小于相应离子的水解：
例如：在0.1 mol·L－1的NaCN和0.1 mol·L－1的HCN溶液的混合液中，各离子浓度的大小顺序为c(HCN)>c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)。
(4)抓“四点”，突破酸碱中和滴定曲线中的粒子浓度关系：
①抓反应“一半”点，判断是什么溶质的等量混合。
②抓“恰好”反应点，生成的溶质是什么，判断溶液的酸碱性。
③抓溶液的“中性”点，生成什么溶质，哪种物质过量或不足。
④抓反应的“过量”点，溶液中的溶质是什么，判断哪种物质过量。
实例分析：向CH3COOH溶液中逐滴加入NaOH溶液，溶液pH与加入NaOH溶液的关系如图所示：
(注：a点为反应一半点，b点呈中性，c点恰好完全反应，d点NaOH过量一倍)

分析：
a点，溶质为CH3COONa　CH3COOH
离子浓度关系：c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)
b点，溶质为CH3COONa　CH3COOH
离子浓度关系：c(CH3COO－)＝c(Na＋)>c(H＋)＝c(OH－)
c点，溶质为CH3COONa
离子浓度关系：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)
d点，溶质为CH3COONa　NaOH
离子浓度关系：c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋)
七、沉淀溶解平衡的再理解
1．难溶电解质的溶解平衡与弱电解质的电离平衡的区别：
区别角度
沉淀溶解平衡
电离平衡
物质类别
难溶电解质可以是强电解质也可以是弱电解质
难电离物质只能是弱电解质
变化
过程
已溶解溶质与未溶解溶质之间形成的沉淀与溶解的平衡状态
溶解的弱电解质分子与离子之间的转化达到的平衡状态
表示方法
如Al(OH)3：Al(OH)3(s)Al3＋(aq)＋3OH－(aq)
如Al(OH)3：Al(OH)3Al3＋＋3OH－
2．影响溶解平衡的因素：

3．比较难溶电解质在水中的溶解能力：
—

—
4．判断给定条件下沉淀能否生成或溶解：
判断依据
结论
Q>Ksp
溶液过饱和，有沉淀析出
Q＝Ksp
溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态
Q 溶液未饱和，可以继续溶解
5．有关溶度积(Ksp)的计算：
(1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ mol·L－1。
(2)已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。
(3)计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)，Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝＝。
6．沉淀溶解平衡的应用：
应用
实例
沉淀的生成
加沉
淀剂
法分
离离
子
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。离子方程式为Cu2＋＋S2－===CuS↓、Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋和Hg2＋＋S2－===HgS↓、Hg2＋＋H2S===HgS↓＋2H＋。
控制溶液的pH分离物质
如工业原料NH4Cl中含杂质FeCl3，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，离子方程式为Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。
沉淀的溶解
酸碱溶解法
如酸溶解法：如难溶于水的CaCO3沉淀可以溶于盐酸中。反应中，气体CO2的生成和逸出，使CaCO3溶解平衡体系中的CO浓度不断减小，平衡向沉淀溶解的方向移动。
盐溶
解法
如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液是由于NH与OH－反应，使c(OH－)减小，Mg(OH)2溶解平衡右移。
沉淀的转化
实例
①锅炉中的水垢含有CaSO4的清除转化过程：CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)
②在自然界也发生着溶解度小的矿物转化为溶解度更小的矿物的现象。深层的闪锌矿(ZnS)和方铅矿(PbS)，便慢慢地转变为铜蓝(CuS)。
转化的一般原则
(1)溶解度较小的沉淀易转化成溶解度更小的沉淀。
(2)当一种试剂能沉淀溶液中的几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀。
(3)如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。
(4)两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越容易。

7．沉淀先后顺序的判断：
向溶液中加入沉淀剂，当有多种沉淀生成时，哪种沉淀的溶解度最小(当各种沉淀的Ksp表达式相同时，Ksp越小，沉淀的溶解度越小)，则最先生成该沉淀。
(1)向含等浓度Cl－、Br－、I－的混合液中加入AgNO3溶液，最先生成的沉淀是AgI。
(2)向含等浓度CO、OH－、S2－的混合液中加入CuSO4溶液，最先生成的沉淀是CuS。
(3)向Mg(HCO3)2溶液中加入适量NaOH溶液，生成的沉淀是Mg(OH)2而不是MgCO3，原因是Mg(OH)2的溶解度比MgCO3的小。