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2 0 2 5 年 上 教 师 资 格 · 化 学 学 科 笔 试
主讲老师 王双奕
粉笔教师教育 粉笔教师目
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1 化学反应与能量
2 化学反应速率和化学平衡
3 水溶液中的离子平衡
4 电化学基础水溶液中的离子平衡P151
（三）水解平衡常数
水解反应的平衡常数叫作水解平衡常数或水解常数，用 K 表示。
h
以NH ＋＋H O NH ·H O＋H＋ 为例，NH ＋水解的水解平衡常数表
4 2 3 2 4
达式为：
K 数值越大，水解趋势越大。
hP151
【粉笔提示】
水解平衡常数与水的离子积常数和电离平衡常数的关系：P151
（四）盐类水解的规律
有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性；越弱越水解，都
弱双水解。
例如常温时：
盐的类型 实例 是否水解 溶液 pH 水解的离子 酸碱性
强酸强碱盐 NaCl、KNO 、BaCl 不水解 pH = 7 — 中性
3 2
强酸弱碱盐 NH Cl、CuSO 、FeCl 水解 pH＜7 NH ＋、Cu2＋、Fe3＋ 酸性
4 4 3 4
强碱弱酸盐 Na S、Na CO 、NaHCO 水解 pH＞7 S2－、CO 2－、HCO － 碱性
2 2 3 3 3 3P151
【粉笔提示】
“越弱越水解”指的是盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，溶液碱性
（或酸性）越强。如果酸性：HA＞HB，那么相同浓度的 NaA 和 NaB 溶液，后
者的碱性强。例如，CH COOH 的酸性比 HCN 强，则相同浓度时，CH COO－
3 3
的水解程度比 CN－小，NaCN 溶液的碱性比 CH COONa 的强。
3P152
（五）影响盐类水解平衡的因素
1.内因
主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根离子所对应的酸越弱或阳离子
对应的碱越弱，盐的水解程度就越大（越弱越水解）。P152
2.外因
（1）温度：水解过程一般是吸热过程，故升温使水解程度增大，反之则减小。
（2）浓度：盐溶液越稀，水解程度越大，反之越小。
【粉笔提示】
盐的浓度越大，水解程度越小，但其浓溶液的酸性（或碱性）比其稀溶液的酸
性（或碱性）强。
（3）溶液的酸碱性：组成盐的离子能与水发生水解反应。向盐溶液中加入 H＋，
可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制阴离子水解，
促进阳离子水解。P152
例1： Fe3＋＋3H O Fe(OH) ＋3H＋（正反应吸热）
2 3
移动
改变条件 H ＋数 pH Fe3＋水解率 现象
方向
升高温度 向右 增多 减小 增大 颜色变深（棕黄→红棕）
加 HCl 向左 增多 减小 减小 颜色变浅
加 H O 向右 增多 增大 增大 颜色变浅
2
加 Mg 粉 向右 减少 增大 增大 生成红褐色沉淀和无色气体
加 NaHCO 向右 减少 增大 增大 生成红褐色沉淀和无色气体
3
加少量 NaF 向右 减少 增大 增大 颜色变深
加少量 NaOH 向右 减少 增大 增大 生成红褐色沉淀P153
例2：CH COO－＋H O CH COOH＋OH－（正反应吸热）
3 2 3
改变条件 c (CH COO－) c (CH COOH) c (OH－) c (H＋) pH 水解程度
3 3
升温 减小 增大 增大 — — 增大
加水 减小 减小 减小 增大 减小 增大
加醋酸 增大 增大 减小 增大 减小 减小
加醋酸钠 增大 增大 增大 减小 增大 减小
加 HCl 减小 增大 减小 增大 减小 增大
加 NaOH 增大 减小 增大 减小 增大 减小P153
（六）盐类水解的应用
遇到下列情况时，应从盐的水解角度进行分析。
1.实验室配制易水解的盐溶液
如配制 FeCl 、SnCl 溶液时加入一定量的酸（盐酸）防止水解，或直接
3 2
溶解在浓盐酸中再加水稀释。
Fe3＋＋3H O Fe(OH) ＋3H＋
2 3P153
2.某些活泼金属与强酸弱碱盐反应
镁条放入氯化铵、氯化铜、氯化铁溶液中产生氢气。
3.制备氢氧化铁胶体
向沸水中滴加饱和氯化铁溶液并继续煮沸，直至液体呈透明的红褐色：
Fe3＋＋3H O Fe(OH) （胶体）＋3H＋
2 3P153
4.明矾[KAl(SO ) ·12H O]、三氯化铁（FeCl ）等净水
4 2 2 3
Al3＋＋3H O Al(OH) （胶体）＋3H＋
2 3
Fe3＋＋3H O Fe(OH) （胶体）＋3H＋
2 3
原因：胶体吸附性强，可吸附水中悬浮的颗粒并沉降，从而起到净水作用。
5.苏打洗涤去油污
CO 2－＋H O HCO －＋OH－
3 2 3
原因：加热，促进碳酸根离子的水解，溶液碱性增强，去油污能力增强。P153
6.泡沫灭火器原理
成分：NaHCO 、Al (SO )
3 2 4 3
原理：当两盐混合时， Al3＋水解产生的氢离子与 HCO － 水解产生的氢
3
氧根离子结合生成水，相互促进发生完全双水解。
3HCO －＋Al3＋ = Al(OH) ↓＋3CO ↑
3 3 2P154
7.施用化肥
普钙 [Ca(H PO ) ] （又叫过磷酸钙） 、铵态氮肥不能与草木灰（主要成分
2 4 2
为K CO ）混用。
2 3
原因：K CO 水解显碱性，其与 H PO －、NH ＋ 发生反应，降低肥效。
2 3 2 4 4
CO 2－＋H O HCO －＋OH－
3 2 3
3Ca2+ + 6H PO - +12OH－ = Ca (PO ) ↓＋12H O＋4PO 3－
2 4 3 4 2 2 4
NH ＋＋OH－ NH ＋H O
4 3 2P154
8.某些盐溶液加热蒸干的产物
将 FeCl 、AlCl 、CuCl 等 挥发性酸 的盐溶液蒸干不能制得纯净的盐。
3 3 2
原因：FeCl 易水解，FeCl +3H O Fe(OH) +3HCl。
3 3 2 3
加热时盐的水解程度增大，氯化氢易挥发离开反应体系，促使反应进行
到底，生成的 Fe(OH) 灼烧后得到红棕色的 Fe O 。
3 2 3
同理，蒸干 AlCl (或 CuCl )溶液并灼烧得到 Al O （或 CuO）。
3 2 2 3P154
【粉笔提示】
蒸干Al (SO ) 、Na CO 等溶液，因为产物 H SO 、NaOH 难挥发，因而能
2 4 3 2 3 2 4
得到 Al (SO ) 、Na CO 固体。
2 4 3 2 3
Al (SO ) ＋6H O 2Al(OH) ＋3H SO
2 4 3 2 3 2 4
Na CO ＋H O NaHCO ＋NaOH
2 3 2 3P154
9.判断盐溶液的酸碱性（如 FeCl 溶液显酸性）
3
10.某些试剂的实验室贮存
如 Na CO 溶液、Na PO 溶液、Na SiO 溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中。
2 3 3 4 2 3
11.采用促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀的方法，以除去
溶液中的某些金属离子。
例如，向 MgCl 、FeCl 的混合溶液中加入 MgO 或 MgCO 除去 FeCl ，向
2 3 3 3
CuCl 、FeCl 的混合溶液中加入 CuO 或 Cu (OH) CO 除去 FeCl 。
2 3 2 2 3 3
（Fe3+ 在pH=3.7 时几乎可以沉淀完全）P155
【粉笔提示】
盐类水解中的三大守恒
1.电荷守恒
电解质溶液中不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性的，即阳离子所
带的正电荷总数一定等于阴离子所带的负电荷总数。
例如 NaHCO 溶液中：
3
c (Na＋)＋c (H＋ ) ＝c (HCO －)＋c (OH－)＋2c (CO 2-)
3 3P155
2.物料守恒（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。但就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即
元素质量守恒，也称物料守恒。
例如在Na S 溶液中，S 元素以 S2－、HS－、H S 三种形式存在，但不管
2 2
如何，Na 原子的物质的量总是 S 原子物质的量的 2 倍。根据物料守恒，必
然有：
c (Na＋)＝2[ c (S2－)＋c (HS－)＋c (H S) ] ＝ 2c (S2－)＋2c (HS－)＋2c (H S)
2 23.质子守恒 P155
任何溶液中，由水电离产生的 c (H＋)＝c (OH－) 。
如 Na S 溶液中的质子转移示意图：
2
c (H＋)＋c (HS－)＋2c (H S)＝c (OH－) 或 c (H O＋)＋c (HS－)＋2c (H S)＝c (OH－)
2 3 2
质子守恒式也可由电荷守恒式和物料守恒式联立得到。
电荷： c (Na＋)＋c (H＋) = 2 c (S2－)＋c (HS－)+c (OH－)
物料：2 c (S2－)＋2c (HS－)＋2c (H S)= c (Na＋)
2P161P155
四、缓冲溶液
（一）同离子效应与盐效应
弱酸弱碱的电离平衡是一个暂时的、相对的动态平衡，当外界条件发
生改变时，电离平衡会像其他化学平衡一样，随即发生平衡移动，使弱酸
弱碱的电离程度有所改变。同离子效应和盐效应是影响弱酸弱碱电离的常
见因素。
1.同离子效应
在弱电解质溶液中，若加入与该弱电解质有共同离子的强电解质时，
弱电解质的电离平衡会向左移动，以致弱电解质的电离度减小。
CH COOH CH COO－＋H+
3 3P156
2.盐效应
在弱电解质溶液中，若加入与弱电解质没有相同离子的强电解质时，
会增大溶液中离子的浓度，使溶液中离子间的相互牵制作用增强，即活度
降低，离子结合为分子的几率减少，弱电解质的电离平衡会向右移动，从
而使弱电解质分子浓度减小，以致弱电解质的电离度增加。
CH COOH CH COO－＋H+
3 3P156
（二）缓冲溶液的概念
能够缓冲加入少量酸、碱和稀释的影响，使溶液的 pH 维持在一定范围
内的溶液称为缓冲溶液。
（三）缓冲原理
1.缓冲作用的原理
缓冲作用的原理是同离子效应的结果。缓冲溶液的作用实质是通过共
轭酸碱对之间的质子转移，消耗外来的酸和碱，即质子转移平衡的移动。
2.典型的缓冲溶液
典型的缓冲溶液由一对浓度接近的共轭酸碱组成，组成缓冲溶液的两
种物质（共轭酸碱对）称为缓冲对或缓冲系。如：HAc~Ac-、NH +~NH 。
4 3P156
常见的缓冲对：
（1）弱酸及其对应盐：HAc~NaAc 。
（2）弱碱及其对应盐：NH Cl~NH ·H O 。
4 3 2
（3）多元弱酸及其次级盐：H CO ~NaHCO 。
2 3 3
（4）酸式盐及其次级盐：NaH PO ~Na HPO 。
2 4 2 4P161P156
（四）缓冲溶液pH的计算
共轭酸碱对间的质子传递平衡，用通式表示：
HB+H O H O+ +B－ （HB 表示共轭酸，B－ 表示共轭碱）
2 3
计算缓冲溶液的 pH：
式中 pK 为弱酸电离常数的负对数，[HB] 和 [B－] 均为平衡浓度。
aP157
[B－] 与 [HB] 的比值称为缓冲比，[B－] 与 [HB] 之和称为缓冲溶液的
总浓度。
缓冲比在 0.1-10 间为宜，这时溶液的pH=pK ±1，若超过这个范围，
a
缓冲作用将明显减弱。
弱酸及其对应盐组成的缓冲溶液 pH 近似计算公式：
弱碱及其对应盐组成的缓冲溶液 pOH 近似计算公式：P157
五、难溶电解质的溶解平衡
（一）固体物质的溶解度
不同的固体物质在水中的溶解度差别很大，从溶解度这一角度来讲，可将物
质进行如下分类（常温下）：
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
绝大多数固体物质的溶解度随温度的升高而增大，如 KNO 、CuSO 等；
3 4
少数物质的溶解度随温度的变化不明显，如 NaCl 等；
极少数物质的溶解度随温度的升高反而减小，如 Ca(OH) 等。
2P157
（二）沉淀溶解平衡
1.沉淀溶解平衡的建立
将固体物质溶于水中时，一方面，在水分子的作用下，分子或离子脱离
固体表面进入水中，这一过程叫溶解（扩散）过程；另一方面，溶液中的分
子或离子又在未溶解的固体表面聚集成晶体，这一过程叫结晶（析出）过程。
当这两个相反的过程的速率相等时，物质的溶解达到最大限度，形成饱和溶
液，达到沉淀溶解平衡状态。P157
2.沉淀溶解平衡
绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零。以难
溶物质氯化银为例，尽管其溶解度很小，但仍会有少量溶解，氯化银在水中
存在着溶解和沉淀两个过程，在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等
时，便得到氯化银的饱和溶液，建立动态平衡。P158
3.沉淀溶解平衡的特征
（1）等：ν（溶解） = ν（沉淀） 。
（2）动：ν（溶解） = ν（沉淀） ≠ 0，动态平衡，溶解和沉淀的过程仍
在不断进行。
（3）定：达到平衡时，固体质量和离子浓度保持不变。
（4）变：当温度、溶液中离子浓度等外界条件发生改变时，沉淀溶解
平衡将发生移动，达到新的平衡。P158
（三）沉淀溶解平衡常数——溶度积
1.定义
在一定条件下，难溶物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常
数叫作溶度积常数或溶度积。
2.表达式
以 PbI 的沉淀溶解平衡为例：
2
PbI (s) Pb2＋(aq)＋2I－(aq)
2
K = c(Pb2＋)·c2(I－)
spP158
3.意义
溶度积（K ）反映了难溶电解质在水中的溶解能力。对于阴阳离子个数
sp
比相同的电解质，K 的数值越大，电解质在水中的溶解能力越强。
sp
4.影响 K 的因素
sp
K 与其他化学平衡常数一样，只与难溶电解质的性质和温度有关，而与
sp
沉淀的量和溶液中离子浓度的变化无关。
【粉笔提示】
对于阴阳离子个数比不同的电解质，要确定其溶解能力的大小，不能直接
比较 K 的数值大小。
spP161P159
（四）影响沉淀溶解平衡的因素
1.内因：难溶电解质本身的性质。
2.外因
（1）浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但 K 不变。
sp
（2）温度：多数难溶电解质溶于水的过程是吸热的，所以对于此类难溶
电解质，升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，同时 K 增大。
spP159
（3）同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入与难溶电解质所含离子
相同的物质，平衡向生成沉淀的方向移动，K 不变。
sp
（4）其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成
更难溶的物质或气体，平衡向溶解的方向移动，K 不变。
spP159
（五）沉淀溶解平衡的应用
1.判断沉淀溶解平衡
利用 Q 与 K 的大小来判断沉淀的溶解与生成，在难溶电解质的溶解平
c sp
衡体系中：
当 Q > K 时，就会生成沉淀。
c sp
当 Q ＝K 时，体系处于平衡状态。
c sp
当 Q < K 时，沉淀就会溶解。
c spP159
2.沉淀的溶解方法
常用的方法有酸碱溶解法、氧化还原溶解法、配位溶解法和沉淀转化溶解法。
（1）酸碱溶解法
原理是通过生成某些可溶性弱电解质（水、弱酸或弱碱），使难溶物的离子
浓度降低而溶解，实质是发生复分解反应，沉淀溶解的过程实质是破坏沉淀溶解
平衡的过程。如难溶酸用强碱溶，难溶碱用强酸或较强酸溶，难溶弱酸盐用强酸
或较强酸溶等。
如 BaCO 的沉淀溶解平衡为 BaCO (s) Ba2+(aq)+CO 2- (aq)，加入盐酸以
3 3 3
后发生反应 CO 2-+2H+ = H O+CO ↑，使沉淀溶解平衡向右移动，从而达到溶解沉
3 2 2
淀的目的。P159
（2）氧化还原溶解法
原理是通过氧化还原反应使难溶物的离子浓度降低，使平衡向右移动而
溶解。此法适用于具有明显氧化性或还原性的难溶物，如 Ag S 溶于稀HNO ：
2 3
3Ag S＋8HNO (稀) = 6AgNO ＋3S＋2NO↑＋4H O
2 3 3 2P160
（3）配位溶解法
在难溶物中加入配位剂，因形成配合物而降低难溶物的某种离子浓度，
使平衡向右移动而溶解。如AgCl 溶于氨水：
AgCl(s)＋2NH ·H O = [Ag(NH ) ]＋＋Cl－＋2H O。
3 2 3 2 2
（4）沉淀转化溶解法
本法是将难溶物转化为能用上述三种方法之一溶解的沉淀，然后再进行
溶解。例如在 BaSO 中加入饱和 Na CO 溶液，使 BaSO 转化为 BaCO ，再
4 2 3 4 3
用盐酸溶解 BaCO 。
3P160
3.沉淀的转化
（1）定义
一般来说，沉淀的转化就是由一种难溶物转化为另一种更难溶物的过程。
（2）实质
沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。
一般来说，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。对于组
成类似（阴、阳离子个数比相同）的难溶电解质，K 大的易转化为 K 小的。
sp spP160
（3）示例
根据难溶物质溶解度的大小，难溶物之间可以进行转化，例如：
NaCl NaBr NaI Na2S
AgNO AgCl (白色沉淀) AgBr (淡黄色沉淀) AgI (黄色沉淀)
3
Ag S (黑色沉淀)
2
（4）应用
沉淀转化在工业上应用普遍。例如，在工业废水处理过程中，用 FeS 等难溶物作沉
淀剂去除废水中的重金属离子，其原理是重金属离子的硫化物（如 CuS）的溶解度小于
FeS 的溶解度。P160电化学基础P162
一、原电池
（一）原电池的工作原理
1.定义
把化学能直接转化为电能的装置。
2.工作原理
如图是两种铜锌原电池装置的示意图。P162
在两个装置中锌片作负极、铜片作正极，Zn失去电子发生氧化反应而溶
解，电子经 Zn 片流入 Cu 片，Cu2+ 得电子发生还原反应变成 Cu 沉淀在铜片
上因此有电流产生，化学能转化为电能。电极反应和总反应如下：
锌片作负极：Zn－2e－= Zn2＋（氧化反应）
铜片作正极：Cu2＋＋2e－= Cu（还原反应）
总反应：Zn＋Cu2＋= Cu＋Zn2＋P162
（1）两极判断
负极：一般较活泼金属的电极为负极；
电子流出的电极为负极；
阴离子移向的电极为负极；
发生氧化反应的电极为负极。
正极：一般较不活泼金属的电极为正极；
电子流入的电极为正极；
阳离子移向的电极为正极；
发生还原反应的电极为正极。P163
【粉笔提示】
原电池中必须有自发的氧化还原反应发生，据此可以判断正负极。
1.Mg—Al—NaOH 溶液形成的原电池中，Al 作负极，Mg 作正极；
2.Fe—Cu—浓 HNO 形成的原电池中，Cu 作负极，Fe 作正极；
3
3.Fe—Cu (通入空气)—NaCl 溶液形成的原电池中，Fe 作负极，Cu 作正极。
（吸氧腐蚀）P163
（2）三向判断
电子流向：负极 正极
离子迁移：阳离子 正极
阴离子 负极
电流方向：正极→负极P163
（3）双液电池
①盐桥在双液原电池中的作用：使两个半电池中的溶液连成一个通路。
②盐桥成分：一般为琼脂和饱和 KCl、NH NO 或 KNO 溶液。
4 3 3
③盐桥的优点：使原电池中的氧化剂和还原剂近乎完全隔离，并在不同区域之
间实现了电子的定向移动，使原电池能持续、稳定地产生电流。
④两种原电池相比的能量变化情况
单液电池：化学能转化为电能、热能，反应过程中，溶液的温度升高。
双液电池：化学能转化为电能，反应过程中，溶液的温度不变。P163
3.工作条件
（1）两个活泼性不同的电极
（2）电解质溶液 缺一不可
（3）形成闭合回路
