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【高三化学】暑期第十讲总结
1、盐类水解的实质
（1）概念：在溶液中盐电离出来的离子与 水电离出来的H+或OH- 结合生成 弱电解质 的反应．
（2）实质：在溶液中盐电离出来的弱酸根或弱碱根与水电离出来的H+或OH-结合生成弱酸或弱碱，破坏水的电离
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平衡，使平衡向右移动（破坏水的电离），溶液显碱性或酸性 ．
（3）规律：有弱就水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱 双 水解；谁 强 显谁性，同强显 中 性。
2、盐类水解方程式的书写
（1）一般模式:化学方程式:盐+水⇌酸+碱;离子方程式:盐的弱酸根离子+水⇌弱酸+OH- ;盐的弱碱根离子+水⇌弱碱+H+
（2）一般水解程度小，水解产物少，常用“ ⇌ ”，不写“=”、“↓”、“↑”，也不把产物写成分解产物的形式
（3）多元弱酸盐 分步 水解，但以第 一 步水解为主
（4）多元弱碱盐的水解，常写成 一步 完成。
3、水解平衡常数(以MA+H2O⇌HA+MOH 为例) k=
𝐶(𝐻𝐴)•𝑐(𝑀𝑂𝐻)
𝑐(𝑀𝐴)•𝑐(𝐻20)
4、盐类水解的影响因素
（1）内因：盐类本身的性质，组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度 越大 。
（2）外因：①温度。温度越高，水解程度 越大
②浓度。增加盐本身的浓度，水解程度 减小 ；加水稀释，水解程度 增大
③溶液酸碱性。加入酸或碱可以促进或抑制盐的水解；加入消耗H+或OH-的物质,可促进盐的水解
（3）以CH3COONa 的水解平衡：CH3COO-+H2O⇌CH3COOH+OH-为例
改变条件
平衡移动
c(CH3COO-)
c(OH-)
水解程度
加入CH3COONa(s)
正向 移动
增大
增大
减小
通HCl
正向 移动
减小
减小
增大
升温
正向 移动
减小
增大
增大
加水
正向 移动
减小
减小
增大
加NaOH(s)
逆向 移动
增大
增大
减小
加NH4Cl(s)
正向 移动
减小
减小
增大
5、盐类水解的应用
（1）判断溶液中的离子种类（离子共存）
（2）比较盐溶液中离子浓度的大小关系 如NH4NO3 溶液中， c(NO3-) > c(NH4+) > c(H+) > c(OH-)
（3）判断盐对应的酸或碱的相对强弱
（4）判断盐溶液加热并蒸干得到的晶体（重点考虑盐酸盐水解是HCl 的挥发、某些盐的不稳定性）
（5）制备胶体。如Fe(OH)3 胶体的制备原理： Fe3++3H2O⇌Fe(OH)3+3H+
（6）实验室制备或储存易水解的盐溶液.如配制FeCl3 溶液时将FeCl3 溶解在盐酸中,原因:H+存在会抑制Fe3+的水解
（7）除杂。如MgCl2（FeCl3）可以加入MgO 或者Mg(OH)2
（8）判断溶液中的离子能否大量共存——双水解的离子不能大量共存
6、电荷守恒
溶液呈现电中性，即溶液中所有阳离子的正电荷总数等于所有阴离子的负电荷总数，称为电荷守恒
7、物料守恒
组成盐的阴离子和阳离子的比例保持不变，但是一些粒子在溶液中，会发生电离或者水解，其存在会改变，但是特
征原子的总量不变，应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和
8、质子守恒
在任何溶液中，均发生水的电离，例如水的电离的H+和OH-离子始终都是相等的
注意：一般质子守恒很难直接写出，但是可以通过电荷守恒和物料守恒综合得到
9、单一溶液中离子浓度的比较
（1）多元弱酸溶液中：多元弱酸分步电离，但是以第一步电离为主
（2）多元弱酸的正盐溶液，根据酸根的分步水解来分析，且以第一步水解为主
（3）一元弱酸强碱盐溶液中，c（阳离子）>c（阴离子）>c（OH-）>c（H+）
（4）弱酸酸式盐溶液中离子浓度的比较，取决于电离和水解的相对强弱
10、混合溶液中的离子浓度的比较
（1）混合溶液中的溶质互相不反应
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a.如CH3COOH 和CH3COONa 的混合溶液中，当c(CH3COO-)>c(CH3COOH)时，溶液中的粒子浓度大小为：
c(CH3COO-)> c(Na+)> c(H+)> c(OH-)
b.如NH3·H2O 和NH4Cl 的混合溶液中，当混合溶液显碱性的时候，溶液中的离子浓度大小为c(NH4+)> c(Cl-)>
c(OH-)> c(H+)
（2）混合溶液中的溶质相互反应
a.常温下，将pH=11 的NaOH 和pH=13 的CH3COOH 等体积混合后溶液中的离子浓度大小，混合后，CH3COOH
过量，溶液显酸性，混合后的溶质是CH3COOH 和CH3COONa，溶液中的离子浓度大小为：c(CH3COO-)>
c(Na+)> c(H+)> c(OH-)
b.同浓度的NaOH 和CH3COOH 溶液等体积混合后溶液中的离子浓度大小，混合后溶液中溶质为CH3COONa，
此时只需要考虑CH3COONa 水解即可，溶液中离子浓度大小为：c((Na+)> c(CH3COO-)> c(OH-)> c(H+)
c.若NaOH 和CH3COOH 混合后溶液呈现中性，则混合后溶液中的溶质为CH3COOH 和CH3COONa，此时溶
液中的离子浓度大小为：c(Na+)=c(CH3COO-)> c(OH-)= c(H+)
（3）滴定过程中离子浓度的大小分析（注意图像的分析）
a.关键点：起始点、中点、中性点、中和点等浓度的分析
b.中性点：此时溶液中pH 恰好为7
中和点：此时酸碱恰好反应
11、溶解平衡
（1）按照溶解性可以把电解质分为：易溶、可溶、微溶、难溶
（2）电解质溶于水达到饱和状态时存在的两个过程：
①溶解的过程—在水分子的作用下，电解质不断的向水中溶解（扩散或电离）
②沉淀的过程—溶液中电解质不断地在固体的表面上析出
a.当v(溶解)>v(沉淀),沉淀溶解
b.当v(溶解)<v(沉淀)，沉淀生成
c.当v(溶解)=v(沉淀)，沉淀溶解达到平衡
12、溶度积
（1）定义:在一定条件下的难溶电解质饱和溶液中,存在沉淀溶解平衡,其离子浓度幂之积为溶度积或溶度积常数。
（2）表达式：对于沉淀溶解平衡： MmAn(s)
mMn+(aq) + nAm-(aq) ksp=cm(Mn+)·cn(Am-)
（3）影响因素：仅受温度影响
（4）Ksp 的大小反应了难溶物在水中的溶解能力大小,同一类型的物质,Ksp 的数值越大,表明难溶电解质在水中的溶解
能力越强
（5）根据Ksp 与浓度熵Qc 的相对大小判断沉淀溶解平衡的移动
a.浓度熵Qc：任意时刻溶液中有关离子浓度幂的乘积为浓度熵;
b.当Qc>Ksp,溶液过饱和,析出沉淀；
c.当Qc<Ksp,溶液未饱和,沉淀溶解；
d.当Qc=Ksp,溶液饱和,沉淀溶解达到平衡；
13、沉淀的生成(条件:Qc>Ksp)
（1）分离离子：同类型的难溶电解质，根据KSP 不同，Ksp 最低的先沉淀出来
（2）控制溶液的pH 分离物质
（3）工业废水中离子的除杂：通常加入沉淀剂
14、沉淀的溶解(条件:Qc<Ksp)
（1）酸碱溶解法：加入酸或者碱与溶解平衡体系中相应离子反应，降低离子浓度，使平衡向溶解的方向移动
（2）盐溶解法
（3）氧化还原法：通过氧化还原反应使平衡体系中的离子浓度降低，从而使沉淀溶解
15、沉淀的转化(条件:Qc=Ksp)
（1）定义：由一种难溶物质转化为另外一种难溶的物质
（2）实质：沉淀溶解平衡的移动
溶解
沉淀
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（3）应用：①利用生成沉淀除去或者分离某种离子，首先要使生成沉淀的反应能够发生，其次沉淀生成的反应进行
的越完全越好
②溶液中存在几种可与同一种粒子生成沉淀的离子时，Ksp 最小的不一定先生成沉淀，沉淀先后与离子
浓度有关，离子浓度大的可先生成沉淀
16、四种平衡的比较
