00 知识清单——电解质溶液中的平衡 (必背知识、课前诵读)-备战2023年高考化学大二轮专题突破系列（全国通用）

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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)>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
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，pHc(H＋)
c(H＋)7
(3)若为弱酸与强碱，则混合后pHHB，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(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pH7
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