单元复习03 溶液中的离子反应与平衡【过知识】-2022-2023学年高二化学单元复习（人教版2019选择性必修1）

这是一份单元复习03 溶液中的离子反应与平衡【过知识】-2022-2023学年高二化学单元复习（人教版2019选择性必修1），共37页。试卷主要包含了电解质和非电解质，强电解质和弱电解质，电离平衡的影响因素，实例分析，影响因素，有关溶度积的计算等内容，欢迎下载使用。
单元复习03 溶液中的离子反应与平衡
考点01 强电解质和弱电解质
1．电解质和非电解质
(1)概念
电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。
非电解质：在水溶液中和熔融状态下均以分子形式存在，不能导电的化合物。
(2)判断电解质和非电解质的方法
①不是电解质的物质不一定是非电解质，如：单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
②电解质不一定导电，导电是有条件的，电解质只有在水溶液里或熔融状态下电离产生自由移动的离子才能导电，其他条件下不导电。如：CaCO3固态时不导电。
③能导电的物质不一定是电解质。
Fe、Cu等金属在熔融状态下也能导电，但它们是单质，既不属于电解质，也不属于非电解质。
稀盐酸能导电，但稀盐酸不是电解质，因为稀盐酸是混合物。
CO2、SO2、NH3的水溶液能导电，但CO2、SO2、NH3不是电解质，H2CO3、H2SO3、NH3·H2O是电解质。。
④电解质不一定易溶于水(如：硫酸钡等)，易溶于水的化合物不一定是电解质 (如：酒精等)。
⑤电解质溶于水能导电，但熔融状态下不一定能导电 (如：氯化氢等)。
2．强电解质和弱电解质

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大部分盐(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

【典例1】下列物质中，属于电解质的是________(填序号，下同)，属于非电解质的是________，属于强电解质的是______，属于弱电解质的是________。
①H2SO4　②盐酸　③氯气　④硫酸钡　⑤乙醇　⑥铜　⑦H2CO3　⑧氯化氢　⑨CH3COOH　⑩氨气　⑪CO2
【答案】①④⑦⑧⑨　⑤⑩⑪　①④⑧　⑦⑨
【特别提示】
(1)CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，是因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故应为非电解质。单质、溶液既不是电解质，也不是非电解质。
(2)电解质的强、弱与其溶解性无关。难溶的盐如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，是强电解质。易溶的如CH3COOH、NH3·H2O等在溶液中电离程度较小，是弱电解质。
(3)电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系
溶液导电能力的强弱由溶液中自由离子的浓度和离子所带电荷多少决定，很稀的强电解质溶液导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。

考点02 弱电解质的电离平衡
1．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“”。
①一元弱酸、弱碱一步电离。
如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋，
NH3·H2O：NH3·H2ONH＋OH－。
②多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并(其中以第一步电离为主)。
如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO(主)，HCOH＋＋CO(次)。
③多元弱碱分步电离 (较复杂)，在中学阶段要求一步写出。
如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
2．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)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。
3．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
4．实例分析
分析改变下列条件对醋酸电离平衡的影响，填写下表：
条件改变
平衡移动方向
c(H＋)
n(H＋)
电离程度
导电能力
升高温度
向右移动
增大
增大
增大
增强
加H2O
向右移动
减小
增大
增大
减弱
通HCl
向左移动
增大
增大
减小
增强
加少量NaOH(s)
向右移动
减小
减小
增大
增强
加少量CH3COONa (s)
向左移动
减小
减小
减小
增强
加少量CH3COOH
向右移动
增大
增大
减小
增强

【典例2】下列对氨水中存在的电离平衡NH3·H2ONH＋OH－叙述正确的是(　　)
A．加水后，溶液中n(OH－)增大
B．加入少量浓盐酸，溶液中c(OH－)增大
C．加入少量浓氢氧化钠溶液，电离平衡正向移动
D．加入少量氯化铵固体，溶液中c(NH)减小
【答案】A
【解析】A项，加水使NH3·H2O电离平衡右移，n(OH－)增大，正确；B项，加入少量浓盐酸使c(OH－)减小，错误；C项，加入浓NaOH溶液，电离平衡向左移动，错误；D项，加NH4Cl固体，c(NH)增大，错误。
【特别提示】
(1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。
(2)弱电解质的电离程度、溶液的导电性与电离平衡的移动没有必然的关系。
(3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。
如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。

考点03 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，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对于一元弱酸或一元弱碱来说，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，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。
2．电离平衡常数的表示方法
ABA＋＋B－　K＝。
(1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数
例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝；
NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝。
(2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数
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Ka1、Ka2等来分别表示。例如，
H2CO3H＋＋HCO Ka1＝；
HCOH＋＋CO Ka2＝。
多元弱酸各步电离常数的大小比较：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．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。
【典例3】下列关于电离常数的说法正确的是(　　)
A．Ka大的酸溶液中c(H＋)一定比Ka小的酸溶液中的c(H＋)大
B．CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝
C．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小
D．电离常数只与温度有关，与浓度无关
【答案】D
【解析】酸溶液中c(H＋)既跟酸的电离常数有关，也跟酸溶液的浓度有关，A项错误；CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝，B项错误；向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，虽然平衡向左移动，但温度不变，电离常数不变，故C项错误。
【特别提示】
(1)弱电解质的电离都是微弱的。一般来说已电离的分子是极少数的，绝大多数以分子形式存在。
(2)弱电解质电离平衡后，加水稀释，电离程度增大，但电解质分子、电解质电离出的离子(包括H＋或OH－)浓度减小。判断离子浓度比值变化时，只考虑物质的量的比值即可。
(3)多元弱酸分步电离，第一步电离出相对较多的H＋，对第二步电离起到抑制作用，第二步电离程度大大减弱。故K1远远大于K2。

考点04 电离平衡常数的计算及应用
1．有关电离平衡常数的计算 (以弱酸HX为例)
HX　　　　H＋　＋　X－
起始： c(HX) 0 0
平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
则：K＝＝
(1)已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数：
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：c(HX)－
c(H＋)≈c(HX)。则K＝，代入数值求解即可。
(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)：
由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。
则：c(H＋)＝，代入数值求解即可。
2．电离平衡常数的应用
(1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。
(2)根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，相同条件下相对强的酸(或碱)制相对弱的酸(或碱)。
(3)根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。
(4)根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。
【典例4】在一定温度下，加水逐渐稀释1 mol·L－1氨水的过程中，随着水量的增加，请说明溶液中下列含量的变化：
(1)n(OH－)　______(填“增大”“减小”或“不变”，下同)。
(2)　______。
(3)　________。
【答案】(1)增大　(2)增大　(3)不变
【解析】加水稀释，NH3·H2O的电离平衡向电离方向移动，n(OH－)逐渐增大，n(NH3·H2O)逐渐减小，＝，所以逐渐增大；电离平衡常数Kb＝只与温度有关，所以加水稀释时不变。

考点05 强酸与弱酸的比较
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
【典例5】在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的一颗锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白：
(1)a、b两支试管中的现象：
相同点是_______________________________________________________________________，不同点是__________________________，原因是______________________________________。
(2)a、b两支试管中生成气体的体积开始时是V(a)____(填“大于”“小于”或“等于”，下同)V(b)，反应完毕后生成气体的总体积是V(a)____V(b)，原因是____________________________________________。
(3)若a、b两支试管中分别加入c(H＋)相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)________v(b)，反应完毕后生成气体的总体积是V(a)________V(b)。原因是_______________________________________________________。
【答案】(1)都产生无色气泡，Zn粒逐渐溶解　a中反应速率较大　盐酸是强酸，醋酸是弱酸，盐酸中c(H＋)大
(2)大于　等于　反应开始时，盐酸中所含H＋的浓度较大，但二者最终能电离出的H＋的总物质的量相等
(3)等于　小于　开始时c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱电解质，最终电离出的H＋的总物质的量大
【解析】(2)锌粒与酸反应的实质是Zn与酸电离出的H＋发生置换反应产生H2，c(H＋)越大，产生H2的速率越大。而在分析产生H2的体积时，要注意醋酸的电离平衡的移动。反应开始时，醋酸产生H2的速率比盐酸小，因Zn与酸反应的实质是Zn与酸电离出的H＋反应，盐酸是强酸，醋酸是弱酸，在起始物质的量浓度相同时，盐酸电离出的c(H＋)远大于醋酸电离出的
c(H＋)。反应完毕后，两者产生H2的体积是相等的。因醋酸存在电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，Zn与H＋发生反应，c(H＋)减小，使醋酸的电离平衡向电离方向移动，继续发生H＋与Zn的反应，足量的Zn可使醋酸中的H＋全部电离出来与Zn反应生成H2，又因为n(HCl)＝n(CH3COOH)，因而最终产生H2的量相等。

考点06 水的电离平衡
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＋H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－。
(3)水的电离是吸热过程。
2．水的离子积常数
(1)Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。
(2)常温时，Kw＝c(H＋)aq·c(OH－)aq＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液。
(3)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。
【典例6】25 ℃时，纯水的Kw＝1×10－14,100 ℃时，纯水的Kw＝1×10－12，这说明(　　)
A．100 ℃时水的电离常数较小
B．前者c(H＋)比后者大
C．水的电离过程是一个吸热过程
D．Kw和温度无直接关系
【答案】C
【解析】由题意知，温度较高Kw较大。Kw较大，即c(H＋)·c(OH－)较大。c(H＋)·c(OH－)较大，说明H2OH＋＋OH－向右进行的程度大，水的电离过程是吸热过程。

考点07 水的电离平衡的影响因素
1．水的电离平衡的影响因素
(1)因水的电离是吸热过程，故温度升高，会促进水的电离，c(H＋)、c(OH－)都增大，水仍呈中性。
(2)外加酸(或碱)，水中c(H＋)[或c(OH－)]增大，会抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。
(3)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动。
2．分析下列条件的改变对水的电离平衡H2OH＋＋OH－　ΔH>0的影响
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
加入活泼
金属(如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
【典例7】25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH>0，下列叙述正确的是(　　)
A．将纯水加热到95 ℃时，Kw变大，pH不变，水仍呈中性
B．向纯水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)增大，Kw变小
C．向纯水中加入少量碳酸钠固体，影响水的电离平衡，c(H＋)减小，Kw不变
D．向纯水中加入醋酸钠固体或盐酸，均可抑制水的电离，Kw不变
【答案】C
【解析】水的电离吸热，将纯水加热，电离平衡正向移动，c(H＋)、c(OH－)均增大，但c(OH－)与c(H＋)仍然相等，故Kw变大，pH变小，水仍呈中性，A项错误；向纯水中加入稀氨水，溶液中c(OH－)增大，水的电离平衡逆向移动，但温度不变，Kw不变，B项错误；向纯水中加入少量Na2CO3固体，溶液中c(H＋)减小，水的电离平衡正向移动，但Kw不变，C项正确；向纯水中加入醋酸钠时，促进水的电离，D项错误。
【特别提示】
(1)在水中加入酸或碱，会抑制水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均减小，但仍然相等。
(2)水受热温度升高，促进水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均增大，但仍然呈中性。
(3)在酸或碱的溶液中，Kw表达式中的c(H＋)、c(OH－)均为溶液中两种离子的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)、c(OH－)。如0.1 mol·L－1盐酸中，c(H＋)约为0.1 mol·L－1。

考点08 Kw的应用
1．水的电离平衡曲线

(1)曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。
(2)曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。
2．溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算方法
Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下有：
(1)酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水电离出的H＋的浓度)。
(2)碱溶液中Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－)(忽略水电离出的OH－的浓度)。
(3)外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。
(4)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性。
【典例8】如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断正确的是(　　)

A．各点的温度高低顺序：Z>Y>X
B．M区域内任意点都是碱溶于水所得的溶液
C．常温下，向纯水中加入少量金属Na，可使X点溶液变为Y点
D．XZ线上的任意点一定表示的是纯水
【答案】C
【解析】A项，由图可知，两条曲线是反比例曲线，曲线上的横纵坐标c(H＋)·c(OH－)为一定值，所以X和Y点的温度相同，错误；B项，由图看出M区域内c(H＋)c(H＋)，可使X点溶液变为Y点，正确；D项，pH＝－lgc(H＋)，XZ线上任意点的c(H＋)＝c(OH－)，且从X到Z，H＋和OH－在同等程度升高，所以此时肯定是中性溶液，但不一定是纯水，也可能是NaCl等盐溶于水所得的中性溶液，错误。
【特别提示】
正确理解水的电离平衡曲线
(1)曲线上的任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。
(2)曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，可通过改变酸碱性实现；实现曲线上点与曲线外点之间的转化必须改变温度。

考点09 溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性与氢离子、氢氧根离子浓度的关系
(1)任何水溶液中都有H＋和OH－。
(2)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。
溶液的酸碱性
2．25℃时，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＋)c(H＋)>c(ClO－)>c(OH－)。
(2)碳酸的电离方程式是H2CO3HCO＋H＋、HCOH＋＋CO。碳酸溶液中存在的微粒有H2O、H2CO3、H＋、HCO、CO、OH－。
碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子除外)是c(H2CO3)>c(H＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)。
2．不同溶液中同一离子浓度比较
要考虑溶液中其他离子对该离子的影响，如：在相同浓度的下列溶液中①NH4Cl，②CH3COONH4，③NH4HSO4，④(NH4)2SO4，⑤(NH4)2CO3，c(NH)由大到小的顺序：④>⑤>③>①>②。
3．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＋Cl－、H2OH＋＋OH－。
水解：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。
判断溶液中存在的离子有NH、Cl－、H＋、OH－。
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－)。
(2)碳酸钠溶液
①先分析Na2CO3溶液中的电离、水解过程：
电离：Na2CO3===2Na＋＋CO、H2OH＋＋OH－。
水解：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有Na＋、CO、HCO、OH－、H＋。
②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)。
(3)碳酸氢钠溶液
①分析NaHCO3溶液中的电离、水解过程：
电离：NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO、H2OH＋＋OH－。
水解：HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有Na＋、HCO、CO、H＋、OH－。
②由于HCO的电离常数(K)c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO)。
4．混合溶液中不同离子浓度大小比较
根据电离常数(Ka、Kb)、水解常数(Kh)的相对大小综合分析
(1)分子的电离常数(K)大于对应离子的水解常数(Kh)
在0.1 mol·L－1 NH4Cl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，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＋)。
(2)分子的电离常数(K)小于对应离子的水解常数(Kh)
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。
【典例22】25 ℃时，按下表配制两份溶液。
一元弱酸溶液
加入的NaOH溶液
混合后所得溶液
HA 10.0 mL 0.20 mol·L－1
5.0 mL 0.20 mol·L－1
溶液ⅠpH＝5.0
HB 10.0 mL 0.20 mol·L－1
5.0 mL 0.20 mol·L－1
溶液ⅡpH＝4.0
下列说法错误的是(　　)
A．溶液Ⅰ中，c(A－)>c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
B．Ⅰ和Ⅱ的pH相差1.0，说明＝10
C．混合Ⅰ和Ⅱ：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(B－)＋c(OH－)
D．混合Ⅰ和Ⅱ：c(HA)＞c(HB)
【答案】B
【解析】A项，根据电荷守恒，Ⅰ中c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，由于pH＝5.0，溶液显酸性，c(H＋)＞c(OH－)，因此，c(A－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，正确；B项，由于溶液Ⅰ、Ⅱ的pH分别为5.0和4.0，所以Ka(HA)＜Ka(HB)，＜1，错误；C项，由电荷守恒可知，Ⅰ和Ⅱ的混合溶液中，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(B－)＋c(OH－)，正确；D项，由B的分析可知，Ka(HA)＜Ka(HB)，则Ⅰ、Ⅱ混合后必有c(HA)＞c(HB)，正确。
【特别提示】判断混合溶液中离子浓度大小的一般思路
(1)判断生成物，确定溶液组成。
(2)明确溶液中存在的所有平衡(电离平衡，水解平衡)。
(3)根据题给信息，确定程度大小(是电离为主还是水解为主)。
(4)比较离子大小，在比较中，要充分运用电荷守恒、元素质量守恒关系。

考点23 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
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)Qc(Cl－)＝c(I－)
B．25 ℃时，Cu(OH)2在水中的溶解度大于在Cu(NO3)2溶液中的溶解度
C．在含有BaSO4沉淀的溶液中加入Na2SO4固体，c(Ba2＋)增大
D．25 ℃时，AgCl在同浓度的CaCl2和NaCl溶液中的溶解度相同
【答案】B
【解析】Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)，所以含AgCl和AgI固体的悬浊液中c(Ag＋)>c(Cl－)>c(I－)，A项不正确；Cu(NO3)2溶液中含有Cu2＋，使Cu(OH)2(s)Cu2＋(aq)＋2OH－(aq)逆向移动，溶解度比在水中的小，B项正确；在含有BaSO4沉淀的溶液中加入Na2SO4固体，c(SO)增大，沉淀溶解平衡向生成沉淀的方向移动，c(Ba2＋)减小，C项不正确；溶液中c(Cl－)越大，AgCl的溶解度越小，D项不正确。
【特别提示】
(1)Ksp只与难溶电解质本身的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中的离子浓度无关。
(2)对于同类型物质(如AgCl、AgBr、AgI等)，可直接用溶度积比较难溶电解质的溶解能力，Ksp越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。
(3)对于不同类型的物质，Ksp不能直接作为比较依据，而应通过计算将Ksp转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度确定溶解能力的强弱。

考点25 沉淀的生成和溶解
1．沉淀的生成
(1)沉淀生成的原理
根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，就可以生成沉淀。
(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，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。
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↓。
③同离子效应法：增大沉淀溶解平衡体系中某种离子的浓度，使平衡向生成沉淀的方向移动，如向AgCl的饱和溶液中加入饱和食盐水可继续生成AgCl沉淀。
④氧化还原法：改变离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来，例如通过氧化还原反应将Fe2＋氧化为Fe3＋，从而生成更难溶的Fe(OH)3沉淀。
(3)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，QKsp(BaCO3)就可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。
(2)对于化学式结构相似，且含相同离子(阳离子或阴离子)的难溶电解质(如AgCl、AgBr、AgI)，在含有Cl－、Br－、I－的溶液中滴入AgNO3溶液，误认为一定先析出AgI沉淀，最后析出AgCl沉淀。这种理解忽视了溶液中Cl－、Br－、I－的浓度大小。