知识清单22++水溶液中的离子平衡-口袋书2024年高考化学一轮复习知识清单_05高考化学_2024年新高考资料_1.2024一轮复习_2024年高考化学一轮复习知识清单

知识清单 22 水溶液中的离子平衡 知识点01 强电解质和弱电解质 知识点02 电解质溶液中的方程式 知识点03 水的电离平衡 知识点04 弱电解质的电离平衡 知识点05 弱盐的水解平衡 知识点06 沉淀溶解平衡 知识点07 溶液中的三大平衡移动 知识点08溶液pH的计算及判断 知识点09溶液中各类平衡常数 知识点10 溶液中各类平衡常数的相关 计算 知识点 01 强电解质和弱电解质 1．常见强电解质 （1）强酸 ①无氧酸：HCl、HBr、HI②含氧酸：HSO 、HNO 、HClO 2 4 3 4 （2）强碱 ①一元碱：KOH、NaOH ②二元碱： Ca （ OH ） 、 Ba （ OH ） 2 2 ③有机碱： ［ A g （ NH ） ］ OH 3 2 （3）大多数盐：Fe(SCN) 除外 3 （4）金属氧化物：如NaO、Al O 等（熔融态电离） 2 2 3 2．常见弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水 3．电解质溶液的特点 （1）强电解质：不含溶质分子，含溶剂分子 （2）弱电解质：溶质分子和溶质离子共存 4．弱电解质的判断（以弱酸HA为例） （1）电离方面：不能完全电离，存在电离平衡 ①10－nmol/L的HA溶液pH≠n ②同浓度的HA和HCl溶液，导电性HCl 的弱 ③同浓度的HA和HCl溶液与B反应，HA 速率慢 ④同pH的HA和HCl溶液与B反应，HCl 速率慢 ⑤同体积同pH的HA和HCl溶液与足量B反应，HA 消耗的B多，产生的产物多 ⑥pH＝1的HA与pH＝13的强碱等体积混合，溶液呈酸性 ⑦盐酸与锌反应，加入少量NaA固体反应速率减慢 ⑧同pH的HA和HCl溶液加入相应钠盐，HA 的pH增大 （2）水解方面：电解质越弱，对应离子的水解能力越强 ①NaA溶液的pH＞7 ②NaA溶于水，加入酚酞试液，呈红色 ③在NaA溶液中，c（Na+）＞c（A－） （3）稀释方面：加水稀释，平衡移动 ①同倍数稀释同pH的HCl与HA，HA 的pH小 ②pH＝a的HCl与HA稀释成pH＝b，HA 加水量多 （4）强制弱酸原理：比较酸（碱）性的相对强弱 ①将HA加到碳酸钠溶液中，有气泡产生，只能说明酸性：HA＞HCO，但不能说明HA是弱酸 2 3 ②将盐酸加到NaA溶液中，有HA产生，说明酸性：HCl＞HA，能说明HA是弱酸 知识点 02 电解质溶液中的方程式 1．电离方程式的书写 （1）强酸的酸式盐：硫酸氢盐，如：NaHSO 4 ①水溶液：NaHSO Na + +H + +SO 2－ 4 4 ②熔融态：NaHSO Na + +HSO － 4 4 （2）弱酸的酸式盐：除了硫酸氢盐外的其他酸式盐①NaHCO ：NaHCO Na + + HCO － 3 3 3 ②KH PO ：KHPO K + +H PO－ 2 4 2 4 2 4 （3）多元弱酸分步电离，以第一步为主 ①HCO 第一步电离：H C O H + +H C O － 2 3 2 3 3 ②HCO 第二步电离：HCO － H + +CO 2－ 2 3 3 3 （4）多元弱碱分步电离，一般一步到位 ①Fe(OH) 的正常电离： Fe （ OH ） Fe 3+ +3OH － 3 3 ②Fe(OH) 第一步电离： Fe （ OH ） ［ F e （ OH ） ］ + +OH － 3 3 2 （5）借水型电离 ①NH ·H O的电离：NH ·HO NH + +OH － 3 2 3 2 4 ②Al(OH) 酸式电离： Al （ OH ） +H O ［ A l （ OH ） ］ － + H + 3 3 2 4 （6）自偶电离：一个分子失去H+，另一个分子得到H+ ①HO（l）：2HO H O + +OH － 2 2 3 ②NH （l）：2NH NH + +NH － 3 3 4 2 ③HNO（l）：2HNO HNO + + NO － 3 3 2 3 3 2．水解方程式的书写 （1）水解的本质：复分解反应 ①弱阴离子结合水中的 H + ，形成弱酸，溶液呈碱性 ②弱阳离子结合水中的 OH － ，形成弱碱，溶液呈酸性 ③NH ++D O NH •HDO+D + 4 2 3 （2）多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主 ①CO2－第一步水解：CO 2 － +H O HCO － +OH － 3 3 2 3 ②CO2－第二步水解：HCO － +H O HCO +OH － 3 3 2 2 3 （3）多元弱碱根离子分步水解，一般一步到位 ①Fe3+的正常水解： Fe 3+ +3H O Fe （ OH ） +3H + 2 3 ②Fe3+第一步水解： Fe 3+ +H O ［ F e （ OH ） ］ 2 + +H + 2 （4）电离型水解 ①[Al(OH) ]－：[Al(OH) ] － Al(OH) +OH － 4 4 3 ②AlO－：AlO － +2H O Al （ OH ） +OH － 2 2 2 3 （5）完全进行的双水解反应 ①Al3++HCO－： Al 3+ +3HCO － Al （ OH ） ↓+3CO↑ 3 3 3 2 ②Fe3++ClO－： Fe 3+ +3ClO － + 3H O Fe （ OH ） ↓+3 H ClO 2 3 ③NH ++[Al(OH) ]－：[Al(OH) ] － +NH + Al(OH) ↓+ NH ·HO 4 4 4 4 3 3 2 （6）广义的水解 ①MgN：MgN+6H O 3Mg （ OH ） ↓+2NH↑ 3 2 3 2 2 2 3 ②Al S：Al S+6H O 2Al （ OH ） ↓+3H S↑ 2 3 2 3 2 3 2 ③SiCl ：SiCl +4H O HSiO ↓+4HCl 4 4 2 4 4 ④IBr：IBr+H O HIO+HBr 23．沉淀溶解平衡方程式的书写 （1）Ag SO ：Ag SO （ s ） 2Ag + （ aq ） + SO 2 － （ aq ） 2 4 2 4 4 （2）Ca （PO ）OH：Ca （ PO ）OH 5Ca 2+ + 3PO 3 － +OH － 5 4 3 5 4 3 4 4．沉淀转化方程式的书写 （1）CaSO→CaCO ：CaSO （ s ） +CO 2 － （ aq ） ＝ CaCO （ s ） +SO 2 － （ aq ） 4 3 4 3 3 4 （2）ZnS→CuS： ZnS （ s ） + Cu 2 ＋ （ aq ） ＝ CuS （ s ） + Zn 2 ＋ （ aq ） 5．注意问题 （1）有水参与的反应不一定是水解反应，还可能是电离反应 ①电离平衡：HS－+H O S2－+H O+ 2 3 ②水解平衡：HS－+H O HS+OH－ 2 2 （2）注意电离方程式和沉淀溶解平衡方程式的区别 ①完全电离：AgCl（s） Ag+（aq）+Cl－（aq） ②沉淀溶解平衡：AgCl（s） Ag+（aq）+Cl－（aq） （3）电离型水解和水解型电离 ①电离平衡：Al（OH）+H O ［Al（OH）］－+H+ 3 2 4 ②电离平衡：NH +H O NH ++OH－ 3 2 4 ③水解平衡：[Al(OH) ]－ Al(OH) +OH－ 4 3 【特别提醒】溶液中的两个相当处理 （1）HO+ H O + H + 3 2 （2）[Al(OH) ]－或AlO－ Al(OH) +OH － 4 2 3 知识点 03 水的电离平衡 1．水的电离平衡：HO H++OH－△H＜0 2 （1）平衡移动 ①温度：越热越电离； ②酸、碱抑制水的电离 ③弱盐及能够和H+或OH－反应的微粒促进水的电离 （2）具体情况下水的电离平衡移动 ①有水参与的电解反应：正向移动 ②向水中加入氨水：逆向移动 ③向水中通入氨气：正向移动 ④向水中加入Na、NaO和NaO：正向移动 2 2 2 ⑤向饱和氯水中加入少量固体NaCl：逆向移动 ⑥硼酸（HBO）溶于水生成［B（OH）］－：正向移动 3 3 4 2．c(H+)水和c(OH－)水的关系：在任何情况下都相等 c（H+） c（H+） 水 水 1000 mol/L 3．水的电离度：α (HO)＝ c（H 2 O） ×100%＝18 ×100%＝ 1.8 c ( H + ) % 2 水（1）不同溶液中水的电离度之比等于 c ( H + ) 之比 水 （2）酸和碱抑制水的电离，酸碱性越强，α (HO)越小 2 （3）弱盐促进水的电离，酸碱性越强，α (HO)越大 2 4．稀释过程中c(H+)水的变化 （1）酸碱溶液稀释过程中，c(H+) 变大 水 （2）弱盐溶液稀释过程中，c(H+) 变小 水 5．化学反应过程中c(H+)水的变化 （1）酸和碱反应过程中，恰好中和时，α (HO)最大 2 （2）强酸滴定弱酸盐过程中，c(H+) 变小 水 （3）强碱滴定弱碱盐过程中，c(H+) 变小 水 （4）水参与的电解反应，c(H+) 变大 水 6．水电离出的氢离子浓度和溶液pH的关系 （1）c(H+) ＝10－amol·L－1，pH＝a 或 14 － a 水 ①c(H+) ＝10－5mol·L－1，pH＝5 或9 水 ②c(H+) ＝10－11mol·L－1，pH＝11 或3 水 （2）c(H+) ＝10－7mol·L－1，该溶液对水的电离程度和抑制程度相同 水 ①NH ·HO和NH Cl的混合物：溶液呈中性 3 2 4 ②CHCOOH和CHCOONa的混合物：溶液呈中性 3 3 ③NaOH和NaCO 的混合液：溶液呈碱性 2 3 ④NH Cl和HCl的混合物：溶液呈碱性 4 （3）已知pH＝a，则c(H+) ＝ 10 － a mol·L－1或 10 a － 14 mol·L－1 水 ①pH＝2，c(H+) ＝ 10 － 2 mol·L－1（促进）或 10 － 12 mol·L－1（抑制） 水 ②pH＝11，c(H+) ＝ 10 － 3 mol·L－1（促进）或 10 － 11 mol·L－1（抑制） 水 知识点 04 弱电解质的电离平衡 1．弱电解质的电离平衡 （1）弱酸HA的电离：①HA H++HA－△H＜0；②HA－ H++A2－△H＜0 2 2 （2）弱碱氨水的电离：NH ·H O NH ++OH－△H＜0 3 2 4 （3）平衡移动：①温度：越稀越电离；②浓度：越热越电离 2．相同体积和浓度的盐酸和醋酸的比较 （1）c（H+）：盐酸 醋酸，溶液的pH醋酸的大，溶液的导电性盐酸的强，酸根离子的浓度盐酸的大 （2）与足量的其他物质反应：反应速率盐酸的快，消耗该物质的量一样多，反应结束所用的时间醋酸的长 3．相同体积和pH的盐酸和醋酸的比较 （1）溶液的浓度：盐酸 醋酸，溶液的导电性一样的强，酸根离子的浓度一样的大 （2）与足量的其他物质反应 ①反应速率：开始时一样快，过程中醋酸快 ②消耗该物质的量醋酸多 ③生成等量的某产物所用的时间盐酸的长④反应结束所用的时间醋酸的长 知识点 05 弱盐的水解平衡 1．弱盐的水解平衡 （1）弱盐NaA的水解 2 ①A2－+HO HA－+OH－△H＜0；②HA－+HO HA+OH－△H＜0 2 2 2 （2）平衡移动：①温度：越稀越水解；②浓度：越热越水解 （3）配制易水解的盐溶液：加相应的稀酸或稀碱防水解 ①NaCO 溶液：加 NaOH 溶液 2 3 ②（NH ）SO 溶液：加稀硫酸或氨水 4 2 4 ③Fe（NO ） 溶液：加稀硝酸 3 3 ④Fe（NO ） 溶液：加不能加任何酸，以防亚铁离子被硝酸氧化 3 2 2．某些盐溶液蒸干后的产物 （1）挥发性酸的弱碱盐 ①AlCl Al （ OH ） Al O 3 3 2 3 ②Cu(NO ) Cu （ OH ） CuO 3 2 2 ③AgNO Ag OH Ag 3 （2）难挥发性酸的弱碱盐 ①Fe (SO ) Fe(SO ) 2 4 3 2 4 3 ②(NH )SO (NH)SO 4 2 4 4 2 4 （3）多元弱酸的强碱盐 ①NaCO Na CO 2 3 2 3 ②NaPO Na PO 3 4 3 4 （4）次氯酸盐 ①NaClO NaCl ②Ca(ClO) CaCl 2 2 （5）还原性的盐 ①FeSO Fe(SO ) 4 2 4 3 ②NaSO Na SO 2 3 2 4 ③Fe(NO ) Fe（OH） Fe （ OH ） FeO 3 2 2 3 2 3 （6）受热易分解的盐：直接考虑分解即可 ①NaHCO Na CO 3 2 3 ②Ca(HCO ) CaCO CaO 3 2 3 ③Mg(HCO ) MgCO Mg （ OH ） MgO 3 2 3 2 ④(NH )S 无固体剩余 4 2 ⑤NH HCO 无固体剩余 4 3 ⑥NH Cl 无固体剩余 4 3．促进盐类水解的应用（1）热的纯碱液去油污效果好 ①反应：CO2－+H O HCO －+OH－ 3 2 3 ②原因：加热，促进CO2－的水解，碱性增强，促进油脂的水解 3 （2）FeCl 、KAl（SO ）·12H O等可作净水剂 3 4 2 2 ①反应：Fe3++3H O Fe（OH）（胶体）+3H+ 2 3 Al3++3H O Al（OH）（胶体）+3H+ 2 3 ②原因：胶体比表面积大，吸附性强，可起净水作用 （3）除去MgCl 溶液中的Fe3+ 2 ①方法：在加热搅拌条件下，加入足量除杂剂后过滤 ②除杂剂：MgO、MgCO 或Mg（OH） 3 2 （4）制备Fe（OH） 胶体 3 ①方法：向沸水中滴加饱和FeCl 溶液，至液体呈透明的红褐色停止加热 3 ②反应：Fe3++3H O Fe（OH）（胶体）+3H+ 2 3 （5）某些活泼金属与强酸弱碱盐溶液混合 ①现象：有气泡产生 ②原因：活泼金属与盐水解出的H+发生置换反应生成H 2 ③实例：Mg放入NH Cl、CuCl 、FeCl 溶液中产生氢气 4 2 3 （6）泡沫灭火器原理 ①药品：NaHCO 溶液和Al （SO ） 溶液 3 2 4 3 ②原理：酸碱性相反的盐溶液发生水解相互促进反应 ③反应：3HCO －+Al3+＝Al（OH）↓+3CO ↑ 3 3 2 （7）普钙［Ca（HPO ）］、铵态氮肥不能与草木灰（KCO）混用 2 4 2 2 3 ①原理：KCO 水解显碱性：CO2－+H O HCO －+OH－ 2 3 3 2 3 ②肥效降低反应 3Ca（HPO ）+12OH－＝Ca （PO ）↓+12H O+4PO 3－ 2 4 2 3 4 2 2 4 NH + +OH－＝NH ↑+H O 4 3 2 （7）NH Cl用于金属除锈 4 ①水解反应：NH ++H O NH ·H O+H+，铁锈与H+反应 4 2 3 2 ②除锈反应：Fe O+6H+ 2Fe3++3H O 2 3 2 4．抑制盐类水解的应用 （1）配制易水解的盐溶液：加相应的酸或碱防水解 ①配制FeCl 溶液时加入少量稀盐酸，防止铁离子水解 3 ②配制CuSO 溶液时加入少量稀硫酸，防止铜离子水解 4 ③配制醋酸钠溶液时加入少量氢氧化钠，防止醋酸根离子水解 （2）加热金属氯化物的结晶水合物制纯的无水物 ①措施：在干燥的HCl气流中加热脱水②反应：MCl ·xHO MCl +xHO m 2 m 2 ③装置 5．盐类水解在药品保存中的应用 （1）盛放NaCO 溶液不能用带玻璃塞的试剂瓶 2 3 ①水解反应：CO2－+H O HCO －+OH－ 3 2 3 ②腐蚀反应：SiO+2NaOH NaSiO+H O 2 2 3 2 （2）盛放NaF溶液不能用玻璃试剂瓶 ①水解反应：F－+H O HF+OH－ 2 ②腐蚀反应：SiO+4HF SiF↑+2H O 2 4 2 知识点 06 沉淀溶解平衡 1．三种溶解平衡 （1）沉淀溶解平衡 ①适用范围：难溶性固体溶质的饱和溶液 ②平衡举例：A B （s） mAn+（aq）+nBm－（aq） m n ③平衡移动：浓度：越稀越溶解；温度：越热越溶解（一般） （2）结晶溶解平衡 ①适用范围：可溶性固体溶质的饱和溶液 ②平衡举例：KNO（s） K＋（aq）+NO －（aq） 3 3 ③平衡移动：适用平衡移动原理 （3）气体溶解平衡 ①适用范围：气体溶质的饱和溶液 ②平衡举例：O（g） O（aq）△H＞0 2 2 ③平衡移动：温度越低越溶解，压强越大越溶解 2．沉淀的生成 （1）本质原因： Q ＞ K sp （2）分步沉淀原理 ①实验前提：被沉淀的离子浓度必须相同②反应规律：混合液中滴加沉淀剂，优先生成溶解度小的沉淀 3．沉淀的转化 （1）实质：沉淀溶解平衡的正向移动 （2）基本规律 ①一般来说，溶解度大→溶解度小 ②沉淀的溶解度差别越大，越容易转化 （3）特殊规律：溶解度小的也可能转化为溶解度大的沉淀 ①内在条件：K 相差不大，一般相差1~2个数量级 sp ②外在条件：控制离子浓度（加浓溶液、可溶性固体），使 Q ＞ K sp （4）银盐转化：AgCl→AgBr→AgI→Ag S 2 ①现象：白色沉淀→浅黄色沉淀→黄色沉淀→黑色沉淀 ②原因：这四种沉淀的溶解度越来越小 （6）实验设计：两种沉淀所含的共同离子的量要少 ①少量AgNO 溶液 AgCl AgBr 3 ②少量NaOH溶液 Mg(OH) Fe(OH) 2 3 知识点 07 溶液中的三大平衡移动 1．外加物质对溶液中离子平衡移动的影响 （1）本质依据：离子方程式 ①FeCl +3KSCN Fe（SCN）+3KCl（加少量KCl固体）：不移动 3 3 ②CuSO +2H O Cu（OH）+H SO （加少量BaCl 固体）：不移动 4 2 2 2 4 2 （2）若和电离出的离子不反应，则还需要考虑所加物质是否能水解 ①NH ·H O NH ++OH－（加少量MgCl 固体）：正向移动 3 2 4 2 ②NH ·H O NH ++OH－（加少量NaCO 固体）：逆向移动 3 2 4 2 3 （3）加入××溶液时，还需要考虑到稀释效应 ①NH ·H O NH ++OH－（加少量NaCl固体）：不移动 3 2 4 ②NH ·H O NH ++OH－（加少量NaCl溶液）：正向移动 3 2 4 （4）若所加离子的浓度与原溶液中的相同，则平衡不移动，平衡中其他微粒浓度减小 （5）反应顺序 ①非氧化还原反应：一般优先和电离出的离子反应 ②氧化还原反应：一般优先和浓度大的氧化性或还原性微粒反应 ③HS H++HS－（加少量NaOH溶液）：正向移动 2 ④HS H++HS－（通少量Cl）：逆向移动 2 2 2．加水稀释溶液过程中各量的变化 （1）移动方向：加水平衡向可溶性物质系数和大的方向移动 ①电离、水解、溶解平衡正向移动 ②电离程度、水解程度、溶解程度增大，溶解的量增多，溶解度不变 （1）可溶性反应物微粒数目和浓度都增大（2）生成物微粒数目增多，生成物微粒浓度： ①浓溶液或纯液体：先增大后减小 ②稀溶液：减小 （3）溶液中c（H+）和c（OH－）的变化趋势相反 ①酸性溶液：加水稀释，c（H+）减小，c（OH－）增大 ②碱性溶液：加水稀释，c（H+）增大，c（OH－）减小 （4）相同pH的两种电解质溶液，加水稀释相同的倍数，存在平衡的物质（弱酸、弱碱、弱盐）的pH变化 小 ①强酸（碱），加水稀释10n倍，pH变化n 个单位 ②弱酸（碱），加水稀释10n倍，pH变化 小于 n 个单位 ③溶液无限稀释，pH无限接近于7 知识点 08 溶液 pH 的计算及判断 1．计算公式 （1）pH＝ － l g c （ H + ） ，c（H+）＝ 10 － pH （2）pOH＝ － l g c （ OH － ） ，c（OH－）＝ 10 － pOH （3）pH+pOH＝pK ＝14（25℃）＝12（100℃） w 2．计算原则：酸算pH，碱算pOH 3．忽略原则：a≥100b，a±b≈a 4．中和的本质： n （ H + ）＝ n （ OH － ） 5．酸碱反应恰好呈中性的含义 （1）中性的本质 ①c（H+）＝ c （ OH － ） ；②c（H+）＝ ；③pH＝pOH （2）氨水和盐酸反应：NH Cl 和少量NH ·HO 的混合物 4 3 2 （3）醋酸和烧碱反应：CH COONa 和少量CH COOH 的混合物 3 3 知识点 09 溶液中各类平衡常数 1．水的电离平衡常数和水的离子积常数 （1）水的电离平衡常数：K ＝ 电离 （2）水的离子积常数 ①表达式：K ＝ c （ H + ） × c （ OH － ） w ②K 与K 的关系：K ＝K ×c（HO） w 电离 w 电离 2 （3）常用数据：25℃：K ＝ 1.0×10 － 14 ，100℃：K ＝ 1.0×10 － 12 w w 2．弱电解质的电离常数 （1）弱酸HA的电离常数：K K 2 a1 a2①一级电离：HA H++HA－，K ＝ 2 a1 二级电离：HA－ H++A2－，K ＝ a2 ② ③一步电离：HA 2H++A2－，K ＝ ＝K × K 2 a a1 a2 （2）意义：在同温度同浓度时，K 越大，酸的酸性越强 a 3．弱盐的水解常数 （1）弱盐NaA的水解常数：K K 2 h1 h2 ①一级水解：A2－+HO HA－+OH－：K ＝ 2 h1 而级水解：HA－+HO HA+OH－：K ＝ 2 2 h2 ② ③一步水解：A2－+2HO HA+2OH－，K ＝ ＝K × K 2 2 h h1 h2 （2）意义：在同温同浓度时，K 越大，盐的水解程度越大 h 4．溶度积常数 （1）反应：A B （s） mAn+（aq）+nBm－（aq） m n （2）表达式：K （A B ）＝ c m （ A n+ ） × c n （ B m － ） sp m n √ K m+n sp （3）溶度积常数和溶解度的关系x＝ mm ×nn mol/L ①阴阳离子个数比相同：K 小，溶解度小 sp ②阴阳离子个数比不同：K 小，溶解度不一定小 sp ③大小比较：将K 开离子个数次方，比较数量级即可 sp （4）沉淀转化的平衡常数 ①方程式：MX（s）+Y－（aq） MY（s）+X－（aq） ②表达式：K＝ ＝ 5．电离常数K电离和水解常数K水解的关系 （1）总体关系：K ·K ＝K 电离 水解 w （2）二元弱酸：K ·K ＝K ，K ·K ＝K a1 h2 w a2 h1 w （3）三元弱酸：K ·K ＝K ，K ·K ＝K ，K ·K ＝K a1 h3 w a2 h2 w a3 h1 w 6．根据电离常数判断溶液的酸碱性 （1）弱酸（碱）与其相应盐（1∶1）混合：比较K 或K 与K 的相对大小 a b h①HA+NaA（K＝10－3），K ＝10－11，溶液呈酸性 a h ②HB+NaB（K＝10－10），K ＝10－4，溶液呈碱性 a h ③ROH+RCl（K ＝10－8），K ＝10－6，溶液呈酸性 b h ④MOH+MCl（K ＝10－5），K ＝10－9，溶液呈碱性 b h （2）弱酸的酸式盐：比较水解程度（K ）和电离程度（K ）的相对大小 h2 a2 ①NaHA（K ＝10－3，K ＝10－8），K ＝10－11，溶液呈酸性 a1 a2 h2 ②NaHB（K ＝10－5，K ＝10－10），K ＝10－9，溶液呈碱性 a1 a2 h2 （3）弱酸弱碱盐：比较K 和K 的相对大小 h阳 h阴 ①MA（K＝10－3，K ＝10－8），K ＝10－6，K ＝10－11，溶液呈酸性 a b h阳 h阴 ②MB（K＝10－9，K ＝10－4），K ＝10－10，K ＝10－5，溶液呈碱性 a b h阳 h阴 ③MC（（K＝10－5，K ＝10－5），K ＝10－9，K ＝10－9，溶液呈中性 a b h阳 h阴 7．根据电离常数判断复分解反应的产物或方程式 （1）适用范围：复分解反应（经验规律） ①基本规律：强酸制弱酸，强碱制弱碱 ②特殊情况：弱酸制强酸，弱碱制强碱 CuSO +HS CuS↓+HSO 4 2 2 4 NaI+HPO （浓） NaH PO +HI↑ 3 4 2 4 2HClO 2HCl+O ↑ 2 （2）通式：弱酸盐+强酸→强酸盐+弱酸 （3）必须同时满足：强酸制弱酸，强碱制弱碱，产物不能反应 （4）判断反应的产物 弱酸 CHCOOH HClO HCO 3 2 3 电离常 3.0×l0－ K ＝4.3×l0－7 1 1.8×l0－5 数 8 K ＝5.6×l0－11 2 ①酸的酸性：CH COOH＞HCO ＞ H ClO ＞HCO － 3 2 3 3 ②盐的碱性：CH COO － ＜HCO －＜ ClO － ＜CO 2－ 3 3 3 ③向NaClO溶液中通入少量CO 的反应：NaClO+CO+HO→ H ClO +NaHCO 2 2 2 3 （5）判断反应的产物 ①向NaX溶液中通入少量CO：NaX+CO+H O＝HX+NaHCO 2 2 2 3 ②向NaY溶液中通入少量CO：2NaY+CO+H O＝2HY+Na CO 2 2 2 2 3 ③HX、HY、HCO 的酸性强弱：HCO ＞HX＞HY 2 3 2 3 8．根据电离常数判断微粒能否反应 酸 电离常数 HCO K ＝4.3×10－7，K ＝5.6×10－11 2 3 a1 a2 HPO K ＝7.5×10－3，K ＝6.2×10－8，K ＝2.2×10－13 3 4 a1 a2 a3 （1）酸的酸性：HPO＞HCO ＞HPO－＞HCO －＞HPO2－ 3 4 2 3 2 4 3 4 （2）盐的碱性：HPO－＜HCO －＜HPO2－＜CO2－＜PO3－ 2 4 3 4 3 4 ①PO 3－与HPO、HCO 、HPO－、HCO －能反应 4 3 4 2 3 2 4 3②CO2－与HPO、HCO 、HPO－能反应 3 3 4 2 3 2 4 ③HPO 2－与HPO、HCO 能反应 4 3 4 2 3 ④HCO －与HPO 能反应 3 3 4 ⑤HPO 与HCO －、HPO2－、CO2－、PO3－能反应 3 4 3 4 3 4 ⑥HCO 与HPO2－、CO2－、PO3－能反应 2 3 4 3 4 ⑦HPO －与CO2－、PO3－能反应 2 4 3 4 ⑧HCO －与PO3－能反应 3 4 知识点 10 溶液中各类平衡常数的相关计算 1．水解常数和电离常数的计算 （1）基本方法：三段式，注意溶液体积的变化 ①根据电离或水解方程式，写出电离或水解平衡常数表达式 ②根据条件找出相关数据代入求解 （2）混合液中电离或水解常数的计算步骤 ①根据溶液的pH计算c（H+）或c（OH－） ②根据电荷守恒求离子浓度 ③根据物料守恒求分子浓度 ④将所得数据代入平衡常数表达式计算 （3）忽略原则 ①a≥100b，a±b≈a ②一般用弱电解质的起始浓度代替平衡浓度计算 （4）图像类计算：注意起点、终点、交点、最高点、最低点等特殊点 ①起点：根据起点的浓度和pH计算 ②无限加料点：根据所加物质的浓度和pH计算 ③交点：某些微粒浓度相等，能够简化计算 ④极限点：恰好中和点，根据混合后盐的浓度和pH计算水解常数 2．沉淀溶解平衡的计算 （1）将有关数据代入K 表达式计算 sp ①注意溶液体积是否变化，浓度为混合后离子的浓度 ②开始沉淀：一般认为该离子浓度不变 ③完全沉淀：一般认为该离子浓度≤10－5mol·L—1 （2）计算金属阳离子开始沉淀和完全沉淀的pH ①计算依据：K ［M（OH）］＝c（Mn+）·c（OH－）n sp n ②计算方法：先求pOH，再求pH （3）计算完全沉淀的离子的平衡浓度 ①根据方程式计算过量物质中剩余离子的浓度 ②根据K 表达式计算完全反应的离子的浓度 sp ③将0.018mol·L－1的AgNO 和0.020mol·L－1盐酸等体积混合 3已 K （AgCl）＝1.8×10－10 sp 知 计 混合后溶液中c（Ag+）＝_____mol·L－1 算 （4）An+和Bm－两种离子恰好完全沉淀（A B ） m n ①溶液中的离子浓度满足化学式中的计量关系： ＝ ②设沉淀的溶解度为x mol/L，则c（An+）＝mx mol/L，c（Bm－）＝nx mol/L ③根据K ＝（mx）m·（nx）n计算x sp 易错点01： 判断HA为一元弱酸的两种常用方法 实验方法 结论 ** 错误的表达式 **测0.01 mol·L-1 HA溶 pH=2，HA为强酸；pH>2，HA为弱酸 液的pH ** 错误的表达式 **室温下测NaA溶液的pH pH=7，HA为强酸；pH>7，HA为弱酸 ** 错误的表达式 **相同条件下，测相同浓 若导电性相同，则HA为强酸； 度的HA溶液和盐酸(强酸)的导电性 若导电性较盐酸弱，则HA为弱酸 ** 错误的表达式 **测定同pH的HA与HCl 若ΔpH(HA)=ΔpH(HCl)，HA是强酸； 溶液稀释相同倍数后的 p H 变化 若ΔpH(HA)<ΔpH(HCl)，HA是弱酸 ** 错误的表达式 **测定等体积、等pH的 若消耗NaOH的量相同，则HA为强酸； HA溶液和盐酸分别中和NaOH的量 若HA溶液消耗NaOH的量较盐酸多，则HA为弱酸 ** 错误的表达式 **往同浓度的HA和HCl中 开始反应速率快的为强酸；开始反应速率慢的为弱 投入相同的Zn粒 酸 ** 错误的表达式 **从升高温度后pH的变化 若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸； 判断 若升高温度，溶液的pH变化幅度小，则是强酸 易错点02 水的电离常见易错点 （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）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，而能水解的盐 溶液中水电离产生的c(H＋)[或c(OH－)]>1×10－7 mol·L－1 （3）室温下，由水电离出的c (H＋)或c (OH－)＜10－7 mol·L－1时，可能是加酸或加碱抑制了水的电离 水 水 （4）给水加热，水的电离程度增大，c(H＋)＞10－7 mol·L－1，pH<7，但水仍显中性 易错点03 盐类水解常见易错点 （1）“越弱越水解”指的是盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液的碱性(或酸性)越强，若酸性 HA>HB，那么相同浓度的NaA和NaB溶液，后者的碱性强 如：CHCOOH的酸性比HClO的酸性强，则相同浓度时，CHCOO－的水解程度比ClO－小，后者的碱性强 3 3 （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CHCOONH 溶液呈中性 3 4 （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 NH F溶液呈酸性， 4 是因 HF 的电离常数大于 NH ·H O 的电离常数 3 2【典例01】（2023·北京卷）下列过程与水解反应无关的是 A．热的纯碱溶液去除油脂 B．重油在高温、高压和催化剂作用下转化为小分子烃 C．蛋白质在酶的作用下转化为氨基酸 D．向沸水中滴入饱和 溶液制备 胶体 【答案】B 【解析】A．热的纯碱溶液因碳酸根离子水解显碱性，油脂在碱性条件下能水解生成易溶于水的高级脂肪酸盐 和甘油，故可用热的纯碱溶液去除油脂，A不符合题意；B．重油在高温、高压和催化剂作用下发生裂化或裂解 反应生成小分子烃，与水解反应无关，B符合题意；C．蛋白质在酶的作用下可以发生水解反应生成氨基酸，C 不符合题意；D． Fe3+能发生水解反应生成 Fe(OH) ，加热能增大Fe3+ 的水解程度，D不符合题意；故选B。 3 【典例02】（2023·辽宁卷）某小组进行实验，向 蒸馏水中加入 ，充分振荡，溶液呈浅棕色，再加 入 锌粒，溶液颜色加深；最终紫黑色晶体消失，溶液褪色。已知 为棕色，下列关于颜色变化的解释 错误的是 选 颜色变化 解释 项 A 溶液呈浅棕色 在水中溶解度较小 B 溶液颜色加深 发生了反应： C 紫黑色晶体消失 ( )的消耗使溶解平衡 右移 D 溶液褪色 与有色物质发生了置换反应 【答案】D 【解析】A．向10mL蒸馏水中加入0.4gI，充分振荡，溶液呈浅棕色，说明I 的浓度较小，因为I 在水中溶解 2 2 2 度较小，A项正确；B．已知 (aq)为棕色，加入0.2g锌粒后，Zn与I 反应生成ZnI，生成的I-与I 发生反应I- 2 2 2 +I ，生成 使溶液颜色加深，B项正确；C．I 在水中存在溶解平衡I(s) I(aq)，Zn与I 反应生成的I-与 2 2 2 2 2 ⇌ ⇌I(aq)反应生成 ，I(aq)浓度减小，上述溶解平衡向右移动，紫黑色晶体消失，C项正确；D．最终溶液褪色是 2 2 Zn与有色物质发生了化合反应，不是置换反应，D项错误；答案选D。 【典例03】2（2023·全国甲卷）下图为 和 在水中达沉淀溶解平衡时的 关系 图( ； 可认为 离子沉淀完全)。下列叙述正确的是 A．由 点可求得 B． 时 的溶解度为 C．浓度均为 的 和 可通过分步沉淀进行分离 D． 混合溶液中 时二者不会同时沉淀 【答案】C 【解析】A．由点a(2，2.5)可知，此时pH=2，pOH=12，则 = = = ，故A错误；B．由点(5，6)可知，此时pH=5，pOH=9，则 = = = ， 时 的溶解度为 =10-3 ，故B错误；C．由图可知，当铁离子完全沉淀时， 铝离子尚未开始沉淀，可通过调节溶液pH的方法分步沉淀 和 ，故C正确；D．由图可知， 沉淀完 全时， ，pM 5，此时pH约为4.7，在此pH下 刚开始沉淀的浓度为 ，而题中 > ，则 会同时沉淀，故D错误；答案选C。 【典例04】常温下，浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V 的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随 0 lg的变化如图所示。下列叙述正确的是( ) A．MOH的电离程度：c点大于d点 B．ROH溶液由a点到b点时，变大 C．pH＝10时，MOH和ROH溶液中，c(M＋)＞c(R＋) D．lg＝2时，MOH和ROH两种溶液中，水电离的c(OH－)的比值是1∶10 【答案】D。 【解析】由图示可以看出MOH为强碱，强电解质不存在电离平衡，所以c点与d点电离程度相同，A错误；ROH 溶液由a点到b点时，可变式为＝，而这个数值仅与温度有关，B错误；C.MOH和ROH溶液中，电荷守恒为c(OH －)＝c(H＋)＋c(M＋)，c(OH－)＝c(H＋)＋c(R＋)，因为两溶液中氢离子浓度相同，所以c(R＋)＝c(M＋)，故C错误； 根据A知，碱性MOH>ROH，当lg＝2时，MOH和ROH两种溶液中对应的pH分别为11、10，而这里的氢离子浓度 均是水电离产生的，故水电离的c(OH－)的比值是1∶10，D正确。