1_第九章水溶液中的离子反应与平衡精讲册_2026版教学资源包_202653高考总复习A版_江苏版_2026版.江苏版.选考总复习.化学.5·3A版_二、教师用书PDF_第九章水溶液中的离子反应与平衡

第九章 水溶液中的离子反应与平衡
第 1 节 弱电解质的电离平衡
5%#
平衡移
条件变化 CH３COOHc(
＋
)导电性
动方向 电离程度 H
一、弱电解质的电离平衡
升高温度 向右 增大 增大 增强
1.弱电解质
加少量水 向右 增大 减小 减弱
加少量冰醋酸 向右 减小 增大 增强
加少量浓盐酸 向左 减小 增大 增强
加少量
向左 减小 减小 增强
固体
CH３COONa
加少量 固体 向右 增大 减小 增强
知识回顾
NaOH

* *?BUF-+0 注意 电离平衡右移,电离程度不一定增大.例如增大
! *.
?
B#"F F 弱电解质的浓度,电离平衡向右移动,但电离程度减小.
*?B
*.
电解质溶液导电能力的判断
(３)
2.弱电解质的电离平衡 电解质溶液的导电能力取决于自由移动离
建立与特征 子的浓度和离子所带电荷数 自由移动离子
(１) ,
的浓度越大 离子所带电荷数越多 导电能
、 ,
力越强
.
将冰醋酸和稀醋酸分别加水稀释 其导电能
,
力随加水量的变化曲线如图所示
:
 " 
* *
影响因素 6 6
(２) 
#

*?B+*. &D/U
# P#U*.= /U* 0 !F 0 !F
. 
冰醋酸 稀醋酸
!/FU*.= /U O 段随加水量的增多 导电能力增强 原因
. " *. U *? ① A , ,
* B" U*.= 是冰醋酸发生了电离 溶液中离子浓度增大
= /U*. , .
2+ 段随加水量的增多 导电能力减弱 原因
 ②AB , ,
*  *?B*.*+
. 是随着水的加入 溶液的体积增大 溶液中离
..+*?BU*.=E
 , ,
/U*.
子浓度减小
.
6*?B*.*+
 注意 电解质溶液的导电能力与电解质的强弱无必然
..+'BU*.=

/U*.  关系,强电解质在水中的导电能力不一定强,如 .
BaSO４
3.电离平衡常数
如 的醋酸溶液
－１
０．１mol􀅰L [CH３COOH
表达式 对一元弱酸
􀜩􀜑􀜨 H
＋
＋CH３COO
－
(Δ
H
＞０)],
若改变条 (１) : HA,HA􀜩􀜑􀜨 H ＋ ＋
件后 , 有如下变化 : A － , K a＝ c (H c ＋ )􀅰 c (A － ) .
(HA)
１１０ 5年高考 3年模拟 A版 高考化学
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋注意 一元弱碱的电离平衡常数用K 表示. 续表
b
计算类型 计算过程
特点
(２)
电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱 电 ②
已知c始(HA)
由于K
c２
(H
＋
) 则
① . 和K
a(HA),
求 a(HA)≈c始(HA) ,
离平衡常数越大 表示弱电解质越易电离 酸
, , c (H ＋ ) c (H ＋ )≈ K a(HA)􀅰 c始(HA)
性或碱性越强
二、强酸、弱酸的比较与判断方法
.
多元弱酸分步电离 各级电离平衡常数的大
1.一元强酸（HCl）与一元弱酸（CH COOH）
② , 3
小关系是K K K 故其酸性取决 的比较
a１≫ a２≫ a３􀆺􀆺
于第一步电离
相同物质的量浓度 相同体积的盐酸与醋酸
.
(１) 、
影响因素
溶液的比较
(３)
内因 弱电解质本身的性质
① : . 盐酸 醋酸溶液
外因 只与温度有关 温度升高 电离平衡常
② : , , c ＋ 大 小
(H )
数增大
. 小 大
pH
应用
(４) 中和碱的能力 相同
应用 举例
与足量活泼金属反应
判断弱酸酸性 相同
K K 则同浓度溶 产生 的量
或弱碱碱性 a(HF)＞ a(HClO), H２
( ) 液的酸性 与金属反应的起始速率 快 慢
的相对强弱 :HF＞HClO
判断酸与盐反 K K 相同 相同体积的盐酸与醋酸溶液的
应是否能发生 K
a１ (H２CO３)
则
＞
发生
a
反
(
应
HClO)＞ (２) pH、
a２(H２CO３), :NaClO＋ 比较
强酸制弱酸
( ) CO２＋H２O􀪅􀪅NaHCO３＋HClO
c － 盐酸 醋酸溶液
稀释氨水 判断 (OH ) 的变
, c
(NH３􀅰H２O) c ＋ 相同
判断溶液中微 化趋势 可根据K 的表 (H )
, b(NH３􀅰H２O)
粒浓度比值的 达 式 将 该 比 值 转 化 为 c ( 酸 ) 小 大
变化 K 中和碱的能力 小 大
b(NH３􀅰H２O)稀释过程中分子不
c ＋ ,
(NH４) 与足量活泼金属反
变 分母减小 故比值增大 少 多
, , 应产生 的量
时 的K －７ H２
２５℃ ,H２CO３ a１＝４．５×１０ 、
判断酸式酸根 K －１１ － 的水解常 与金属反应的起始速率 相同
a２＝４．７×１０ ,HCO３
离子的电离和
水解程度的相 数 : K h＝ K K W ＝ １×１０ －１ － ４ ７≈２．２× 2.一元强酸（HCl）与一元弱酸（CH 3 COOH）
a１ ４．５×１０
稀释图像的比较
对大小 －８ K 故 － 的水解程度大
１０ ＞ a２, HCO３
于其电离程度 相同体积 相同浓度的盐酸 醋酸溶液
(１) 、 、
相关计算 以弱酸 为例
(５) ( HA )
计算类型 计算过程
＋ －
HA 􀜩􀜑􀜨 H ＋ A
起始c始(HA)
０ ０
① 已知c始(HA) 平衡c始(HA)－ c (H ＋) c (H ＋) c (H ＋) 加水稀释相同的倍数 醋 加水稀释到相同的 盐
和c (H ＋ ), 求 则K c (H ＋ )􀅰 c (A － ) 酸溶液的 大 , 酸中加入的水多 pH,
K a(HA) a(HA)＝ c (HA) ＝ pH
c２ ＋ c２ ＋
(H ) (H )
c始(HA)－ c
(H
＋
)
≈c始(HA)
第九章 水溶液中的离子反应与平衡 １１１
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋相同体积 相同 的盐酸 醋酸溶液 溶液充分混合后
－１
(２) 、 pH 、 ０．１mol􀅰L HX ,pH＞７
答案 B
２氨 水 中 存 在 电 离 平 衡
． :NH３ 􀅰 H２O 􀜩􀜑􀜨
下列叙述正确的是
＋ －
NH４ ＋OH , ( )
加水稀释 平衡正向移动 溶液中c
－
A． , , (OH )
加水稀释相同的倍数 盐 加水稀释到相同的 醋
, pH, 增大
酸的 大 酸溶液中加入的水多
pH
升高温度 溶液中c
－
一定增大
3.强酸、弱酸的判断方法 B． , (OH )
向含有酚酞的氨水中加入少量 晶
C． NH４Cl
实验方法 结论
体 溶液颜色变浅
,
常温下 测 为强酸
① , ０．０１mol􀅰 pH＝２,HA ;pH＞ 某 温 度 下 向 氨 水 中 加 入 同 浓 度 的
－１ 溶液的 为弱酸 D． ,
L HA pH ２,HA
溶 液 在 滴 加 过 程 中
常温下 测 溶液 为强酸
② , NaA pH＝７,HA ;pH＞ CH３COOH , ,
的 为弱酸
测
pH
相同 的 溶液
７,HA c (NH４ ＋ ) 逐渐减小
c
③ pH HA 若 溶液的 变化比 (NH３􀅰H２O)
和盐酸稀释相同倍数前 HA pH
盐酸的小 则 为弱酸 答案 C
后的 变化 , HA
pH
测 等 体 积 等 的 若 溶液消耗
３已知数据
－４ －４ －１０
④ 、 pH HA NaOH ． :７．２×１０ 、４．６×１０ 、４．９×１０
溶液和盐酸分别中和 的物质的量比盐酸的多 分别是三种酸的电离平衡常数 若已知这些
HA , ,
的物质的量 则 为弱酸
NaOH HA 酸可发生如下反应
测等体积 等物质的量 :①NaCN＋HNO２ 􀪅􀪅
⑤ 、 若 溶液与锌粒反应的
浓度的 溶液和盐酸 HA
HA 速率比盐酸与锌粒反应的 HCN＋NaNO２,②NaCN＋HF􀪅􀪅 HCN＋
分别与颗粒大小相同的 由
锌粒反应的速率
速率慢
,
则
HA
为弱酸 NaF,③NaNO２＋HF􀪅􀪅 HNO２＋NaF,
此可判断下列叙述中不正确的是
( )
即练即清 的电离平衡常数为
学生用书 P104 －４
A．HF ７．２×１０
１常温下 下列事实不能说明某一元酸 是 的电离平衡常数为 －１０
． , HX B．HNO２ ４．９×１０
弱酸的是 根据 两个反应即可知三种酸的相对
( ) C． ①③
溶液的 强弱
－１
A．０．１mol􀅰L HX pH＝４
溶液能与小苏打溶液反应产生气体 的电离平衡常数比 大 比
B．HX D．HNO２ HCN ,
溶液比 小
C．０．１mol􀅰L －１ HX ０．１mol􀅰L －１ HF
溶液导电能力弱 答案 B
HNO３
溶液与
－１
D．１０mL０．１mol􀅰L NaOH １０mL
１１２ 5年高考 3年模拟 A版 高考化学
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋
第 2 节 溶液的酸碱性 酸碱中和滴定
5%# 水的电离是吸热过程 温度越高 K 越大
, , W .
一、水的电离与溶液的酸碱性 常温下 , K W＝１×１０ －１４ .
注意 K 表达式中的c( ＋ )和c( － )指的是
1.水的电离 ① W H OH
溶液中的c(
＋
)和c(
－
),不一定都是由水电离出来
H OH
水的电离平衡
(１) :H２O􀜩􀜑􀜨 H
＋
＋OH
－
.
的.
②
任何情况下,水电离出的c(
H ＋
)
＝
c(
OH －
).
水的离子积 K c ＋ c － 一 影响水的电离平衡的因素
(２) : W＝ (H )􀅰 (OH ). (３)
定温度时 K 为常数 K 只与温度有关 温度 温度升高 促进水的电离
, W , W . ① : , ;
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋酸 碱 加酸或碱会抑制水的电离
② 、 : ;
能水解的盐 加能水解的盐 促进水的电离
③ : , .
电离
条件变化 c( ＋ )c( － ) 酸碱性 K
平衡 H OH pH W
注意 滴定管的选择
升高温度 右移 增大 增大 减小 中性 增大
酸性、氧化性溶液一般用酸式滴定管盛装,因为其易腐
加酸 左移 增大 减小 减小 酸性 不变 ①
蚀橡胶.
加碱 左移 减小 增大 增大 碱性 不变
碱性溶液一般用碱式滴定管盛装,因为其易腐蚀玻璃,
加 Na２CO３ 右移 减小 增大 增大 碱性 不变 ② 致使玻璃活塞无法打开.
入
盐 右移 增大 减小 减小 酸性 不变 使用聚四氟乙烯活塞的滴定管为酸碱通用滴定管.
③
NH４Cl
试剂 标准液 待测液 指示剂 蒸馏水
加入 右移 减小 增大 增大 碱性 不变 (２) : 、 、 、 .
Na
注意 指示剂的选择
2.溶液的酸碱性和 pH
不用石蕊作中和滴定的指示剂.
①
溶液的酸碱性 滴定终点为碱性时,用酚酞作指示剂.例如用
(１) ② NaOH
溶液滴定醋酸溶液.
c(
＋
)/ c(
＋
)与c(
－
)
H H OH 滴定终点为酸性时,用甲基橙作指示剂.例如用盐酸
pH ( 􀅰 －１ ) 大小的比较 ③
mol L 滴定氨水.
酸性 －７ c ＋ c －
＜７ ＞１０ (H )＞ (OH ) 滴定终点为中性时,用甲基橙或酚酞作指示剂均可.
④
中性 －７ c ＋ c － 例如用盐酸滴定 溶液.
＝７ ＝１０ (H )＝ (OH )
NaOH
碱性 －７ c ＋ c － 2.实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）
＞７ ＜１０ (H )＜ (OH )
适用的
常温下 任何温度 滴定前的准备
温度 (１)
滴定管 检漏 洗涤 润洗 装液 调液
溶液的 ① : → → → →
(２) pH 面 记录
计算公式 c ＋ → .
① :pH＝－lg (H ). 锥形瓶 注碱液 加指示剂
适用范围 稀溶液 在 之间 ② : → .
② : ,pH ０~１４ . 注意 排气泡的方法
表示意义 表示溶液酸碱性的强弱 越小
③ : ,pH , 如果酸式滴定管内部有气泡,应快速放液以
酸性越强 赶出气泡;赶出碱式滴定管胶管中气泡的方
.
法如图所示.
计算溶液 的一般思维模型
(３) pH
滴定
F+ (２)
/F
! 3
FF F #"
# #" O ) U
!D )
F-
Q) MH
D )
#
! 3
终点判断 等到滴入最后半滴标准液时溶液
#"
-- - (３) :
O 0) U
# #" 变色 且半分钟内不恢复原来的颜色 视为
 , , ,
8
-+ !D ) 滴定终点 记录用去标准液的体积 读数精
, (
/F
确至
０．０１mL).
二、酸碱中和滴定
重复 次 取体积平均值计算
(４) ２~３ , .
1.实验用品
注意 若有异常数据,则应该舍弃异常数据再求平均值.
仪器 酸式滴定管 碱式滴定管 滴定管夹
(１) : 、 、 、
铁架台 烧杯 锥形瓶
、 、 .
第九章 水溶液中的离子反应与平衡 １１３
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋3.数据处理 2.强酸 碱 与强碱 酸 、弱碱 酸 的滴定曲线
( ) ( ) ( )
c标准 V标准 比较
根据c待测 (HCl)􀅰 (HCl)
(NaOH)＝ V待测
(NaOH) 溶液滴定等浓 盐酸滴定等浓度 等体积的
计算 NaOH 、
. 度 等体积的盐酸 醋酸 溶液 氨水的滴定
、 、 NaOH 、
4.误差分析：可将所有误差都归结到对V标准 溶液的滴定曲线 曲线
(HCl)
的影响上
.
操作 具体内容 误差
酸式滴定管未用盐酸润洗 偏高
仪器
碱式滴定管未用 溶液润洗 偏低
洗涤 NaOH
锥形瓶用 溶液润洗 偏高
NaOH
滴定前有气泡 滴定后无气泡 偏高
气泡 ,
处理 曲线起点不同 强碱滴定等浓度强酸 弱酸
滴定前无气泡
,
滴定后有气泡 偏低 (１) : 、
的曲线 强酸起点低 强酸滴定等浓度强碱
盐酸滴出瓶外 偏高 , ; 、
滴定
弱碱的曲线 强碱起点高
振荡时瓶内溶液溅出 偏低 , .
突变范围不同 强碱与强酸反应 强酸与强
前仰后平 偏低 (２) : (
碱反应 的突变范围大于强碱与弱酸反应
读数 前平后仰 偏高 )
强酸与弱碱反应 的突变范围
前仰后俯 偏低
( ) .
滴定终点时滴定管尖嘴悬一滴溶液 偏高 即练即清
学生用书 P106
其他 指示剂变色即停止滴定 半分钟内 １用 试纸测定溶液的 下列叙述正确
, 偏低 ． pH pH,
恢复原来的颜色
的是
( )
方法技巧 滴定终点判断的答题模板 测得某浓度的 溶液的 为
A． NaClO pH １０
常温下测得 溶液 约为
B． NH４Cl pH ４．１
用湿润的 试纸测 相同的盐酸和醋
C． pH pH
酸溶液的 误差较大的是盐酸
pH,
在试管内放入少量溶液并煮沸 把 试纸
D． , pH
放在管口观察其颜色并与标准比色卡比较
三、滴定曲线(pH曲线)分析
答案 C
1.强酸与强碱滴定过程中的 pH 曲线
２某温度下 测得
－１
溶液的
以 溶 液 滴 定 ． , ０．０１mol􀅰L NaOH
－１
( ０．１０００ mol􀅰L NaOH 则下列说法正确的是
－１
盐酸为例 pH＝１０, ( )
２０．００mL０．１０００mol􀅰L )
该溶液温度为
A． ２５℃
与等体积的 的盐酸刚好中和
B． pH＝４
该温度下蒸馏水
C． pH＝６
该溶液中c
＋ －１２ －１
D． (H )＝１０ mol􀅰L
答案 C
３用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的 溶
． NaOH
液时 下列操作正确的是
, ( )
１１４ 5年高考 3年模拟 A版 高考化学
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋滴定前 必须将滴定管中液体的液面调至 滴定前没有排出滴定管中的气泡
A． , C．
刻度 读数时视线与滴定管内液体凹液面最低处
“０” D．
锥形瓶用蒸馏水洗净 必须干燥后才能加 保持水平
B． ,
入一定体积未知浓度的 溶液 答案 D
NaOH
第九章 水溶液中的离子反应与平衡 １１５
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋
考法突破 16 中和滴定原理的迁移应用
一、氧化还原滴定法 知识拓展 配位滴定法
配位反应广泛应用于分析化学中的分离和测定.以
①
!E$U,$
配位反应为基础的滴定分析方法称为配位滴定法,主
 E!+'BU5K
) 要用于测定金属离子的含量.
$ C! E!U
6 !E+'B
在配位反应中,提供配位原子的物质称为配体,即配位
>*$+! ,.O0,$S0 ②
    剂.作为滴定用的配位剂分为无机和有机两大类.如用
A 0 >*$+E I+
标准溶液滴定 的反应为
)$0/B400 AgNO３ CN － Ag ＋ ＋２CN － 􀪅􀪅
     
[ ( )],在 计 量 点 之 后,稍 过 量 的 与
－ ＋
!E.U86.FI$ Ag CN ２ Ag
[ ( )]反应生成白色的 [ ( )]沉淀,指示滴
－
'F +*!E.UE  AgCN２ AgAgCN２
定终点.也可用 标准溶液滴定 、 等.应用
7U! 237*!$ KCN Ag ＋ Ni ２＋
最广泛的有机配位剂为乙二胺四乙酸,简称 .
'F U86.FI*7/ 23
EDTA
7U.$3%
即练即清
学生用书 P107
.U"1#"E* :U*
. 
-F"+. 典例 1 ( 届南通开学考, 节选) 测定
２０２５ １６ (４)
7C.U*,.O0 #"$ 样品纯度 称取
 K３[Fe(C２O４)３]􀅰３H２O . ２．５００g
)$0U$3%#"*7 "3
   样品 加水溶解 并加入少量
7U* . , , H２SO４－H３PO４
混酸 配成 溶液 量取 溶
, １００．００mL , １０．００mL
二、沉淀滴定法 液 水 浴 加 热 趁 热 用
－１
, , ０．０４０００ mol􀅰L
*!"E=$U*"H $ 标 准 溶 液 滴 定 至 终 点 记 录 消 耗
) KMnO４ ,
$M "#"$M+"
标准溶液的体积 重复实验三次 平均
KMnO４ . ,
!".$=$'B+! 消耗 溶液 杂质不与
KMnO４ １５．００mL( KMnO４
"+#?$.+! 溶液反应 计算样品中
). K３[Fe(C２O４)３]􀅰
"+#?*"H/0 #""#"

 的纯度 写出计算过程
$M+ FU$S0.UE ３H２O ( ).

"H$M!"H$S0 K#U"H $M 答案 n －１
  (４)(KMnO４)＝０．０４０００mol􀅰L ×
U("H$S0-37!"D$
  －３ －４
１５．００×１０ L＝６．０００×１０ mol
. 3%
由
５K３[Fe(C２O４)３]􀅰３H２O~６KMnO４
.U*/)

4$/#"$"H  溶液中含n
１０．００ mL {K３[Fe(C２O４)３]􀅰
*"H4$/!" U *'F .U
－４
#" 3D$3% ３H２O}＝５．０００×１０ mol
则 溶液中含n
１００．００mL {K３[Fe(C２O４)３]􀅰
－３
３H２O}＝５．０００×１０ mol
m －３
{K３[Fe(C２O４)３]􀅰３H２O}＝５．０００×１０ mol×
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋的质量分数为
－１
４９１g􀅰mol ＝２４．５５g ２H２O .
答案
w ２．４５５g (４)９７．６％
{K３ [Fe(C２O４)３]􀅰３H２O}＝ × 典例 2 沉淀滴定法 ( 浙江 月选考, ,
２．５００g
２０２３ ６ ２０
分)某研究小组用铝土矿为原料制备絮凝剂
１００％＝９８．２０％
１０
变式 1 变滴定原理·氧化还原滴定法变配位滴 聚合氯化铝 a 按如
{[Al２(OH)a
Cl
b]m,＝１~５},
定法 ( 苏锡常镇四市调研二, 节选) 下流程开展实验
.
２０２４ １６
实验室用如下方案测定
(２) MgHPO４􀅰３H２O
产品 含有 杂质 的纯度 准确称取
( Na２HPO４ ) :
磷酸氢镁产品 加入足量稀硫酸溶解后
０．７２００g ,
配成 溶液 准确移取 于锥形
１０００．０mL ; ２５．００mL
瓶中 用 标准液滴
－１
, ０．０５０００mol􀅰L Na２H２Y
定 离 子 方 程 式 为
２＋ ２－ 已知 铝土矿主要成分为 含少量
( Mg ＋ H２Y 􀪅􀪅 :① Al２O３,
２－ ＋ 至终点 平行滴定三次 平均消 和 用 溶液溶解铝土矿过
MgY ＋２H ) , , Fe２O３ SiO２. NaOH
耗 标准液 计算该产品中 程中 转变为难溶性的铝硅酸盐
Na２H２Y １９．２０mL. SiO２ .
的纯度 写出计算过程 的絮凝效果可用盐基度衡
MgHPO４􀅰３H２O ( ).
②[Al２(OH)a
Cl
b]m
答案 n ２－ －１ 量 盐基度 a 当盐基度为 时
(２) (H２Y )＝０．０５０００mol􀅰L × , ＝a b. ０．６０~０．８５ ,
＋
－３ －４
１９．２０×１０ L＝９．６００×１０ mol 絮凝效果较好
.
n n ２＋
(MgHPO４􀅰３H２O)＝ (Mg )＝９．６００× 请回答
:
－４ １００．００mL －３ 步骤 所得滤液中主要溶质的化学式是
１０ mol× ＝３．８４０×１０ mol (１) Ⅰ
２５．００mL
产 品 中 的 纯 度 为 .
MgHPO４ 􀅰 ３H２O
下列说法不正确的是
－３ －１
(２) .
３．８４０×１０ mol×１７４g􀅰mol 步骤 反应须在密闭耐高压容器中进行 以
× １００％ ＝ A． Ⅰ, ,
０．７２００g
实现所需反应温度
９２．８０％
步骤 滤液浓度较大时通入过量 有利
变式 2 同氧化还原滴定法，变滴定形式·直接 B． Ⅱ, CO２
于减少 沉淀中的杂质
滴定法变返滴定法 ( 南通如皋适应考一,
Al(OH)３
２０２４ １６ 步骤 为减少 吸附的杂质 洗涤
C． Ⅲ, Al(OH)３ ,
节选) 为测定草酸钴样品的纯度 进行如下
(４) , 时需对漏斗中的沉淀充分搅拌
实验
步骤 控制 和 的投料比可
:
D． Ⅳ, Al(OH)３ AlCl３
取草酸钴样品 加入
控制产品盐基度
① ３．０００g, １００．００ mL
酸性 溶液 加热充分
－１ 步骤 采用如图所示的蒸汽浴加热 仪器
０．１０００mol􀅰L KMnO４ , (３) Ⅴ , A
反应至不再有 气体产生 该条件下 ２＋ 不 的名称是 步骤 不宜用酒精灯直接
CO２ ( Co ; Ⅴ
被氧化 杂质不参与反应 加热的原因是
, ). .
将溶液冷却 加水稀释定容至
② , ２５０mL.
取 溶液 用
－１
③ ２５．００ mL , ０．１０００ mol􀅰L
溶液滴定过量的 恰好完全反应
FeSO４ KMnO４,
时消耗 溶液 样品中
１８０．０mLFeSO４ . CoC２O４􀅰
１１６ 5年高考 3年模拟 A版 高考化学
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋测定产品的盐基度 测定 过程中溶液 过低或过高均会影
－
(４) . ② Cl pH
的定量测定 称取一定量样品 配成溶液 移 响测定结果 原因是
－
Cl : , , ,
取 溶液于锥形瓶中 调
２５．００mL , pH＝６．５~
滴加指示剂 溶液 在不断摇动
１０．５, K２CrO４ .
下 用 标准溶液滴定
－１
, ０．１０００mol􀅰L AgNO３ .
至浅红色 有 沉淀 秒内不褪色 答案
( Ag２CrO４ ),３０ . (１)Na[Al(OH)４] (２)BC
平行测试 次 平均消耗 标准溶液 蒸发皿 温度升高 聚合氯化铝会分解
３ , AgNO３ (３) ,
过 低 转 化 为
２－
２２．５０mL. (４)①０．７０００ ②pH ,CrO４
另 测 得 上 述 样 品 溶 液 中 c ３＋ ２－ ２－ 浓度降低 不能形成沉淀显色
(Al )＝ Cr２O７ ,CrO４ ,
以指示终点 过高 转化为 或
－１ ＋
０．１０００mol􀅰L . ;pH ,Ag Ag２O(
产品的盐基度为 沉淀 影响测定结果
① . AgOH) ,
第九章 水溶液中的离子反应与平衡 １１７
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋
第 3 节 盐类的水解
5%# 3.酸式盐溶液酸碱性的判断
*.U!?U#"
1.盐类水解 F+F+
FU/B)40

!#"U+*.*+.!*. F
 8FF .+*./

*+) 0)3 **?B+
+ !?/U#"FU
/B)40/B)10/B)$0
    
 #+M FK.-K. F+
F+
+ FK.
3 !*.+) * 8FF .+*./
B * * !?/U#"-U
. -K.
3 !*.+0) ?B /B)$0/B)10/B)4
  
2.盐类水解的规律 4.盐类水解的影响因素
/B$MF-+U 内因 盐本身的性质
!?U !?UFU)$/ $)$00)U
(１) : .

BB!? , #"-U 外因
(２)
/B$/ $)$00/B

水解产物
因素及其变化 水解平衡 水解程度
/)$MF-+U#" 的浓度
+ 
1 FU$)  $00/B-F 温度 升温 右移 增大 增大
! +U#"-U, $)$00) 

AA B  增大 加
? U  , C /)  e)  0 U$)  $00/)  ( 右移 减小 增大
+ #"DU, )$00) 溶质
>  B 浓度 )
, /)e)0 U)$00/)#"
 C    减小 加
F ( 右移 增大 减小
水稀释
)
+!?/ , #"Q)U 外加 加酸 弱碱阳离子水解程度减小
+F+ /B$0 /B)$0
   酸 碱 加碱 弱酸阴离子水解程度减小
、
5.水解方程式的书写
一般来说 盐类水解的程度不大 应该用
(１) , , “􀜩􀜑􀜨
表示 盐类水解一般不会产生沉淀和气体
” . ,
所以一般不用符号 和 如
“↓” “↑”. :
２＋ ＋
Cu ＋２H２O􀜑􀜩􀜨Cu(OH)２＋２H
＋ ＋
NH４ ＋H２O􀜩􀜑􀜨 NH３􀅰H２O＋H
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋多元弱酸盐的水解是分步进行的 水解的离子 K 与K K 的关系
(２) , (２) h W、 a
方程式分步书写 如 的水解反应 c c － c ＋ K
. Na２CO３ : K (HA)􀅰 (OH )􀅰 (H ) W
h＝ c － c ＋ ＝K
２－ － － (A )􀅰 (H ) a
CO３ ＋H２O􀜩􀜑􀜨 HCO３ ＋OH
K
－ － 注意 的第一步水解常数 K W;
HCO３ ＋H２O􀜩􀜑􀜨 H２CO３＋OH ①Na２CO３ h＝K
a２
相互促进的水解反应 K
(３) 的水解常数K W.
NaHCO３ h＝K
弱酸阴离子和弱碱阳离子会相互促进水解 a１
, 水解常数只受温度影响.水解反应是吸热反应,故K
若水解产物均为容易脱离反应体系的溶解 ② h
随温度升高而增大.K 越大,水解趋势越大.
h
度较小的物质 如溶解度不大的气体或沉 根据电离常数与水解常数的大小关系可判断弱酸的酸
( ③
淀 则其相互促进水解的程度非常大 水解 式盐 溶 液 的 酸 碱 性.例 如 根 据 K h ( HCO３ － ) ＞
), , K ( )可知, 溶液呈碱性.
反应认为完全进行 应用 表 a２ H２CO３ NaHCO３
, “􀪅􀪅 ”“↑”“↓” 7.盐类水解的应用
示 如
３＋ －
, Al ＋３HCO３ 􀪅􀪅 Al(OH)３↓＋ 应用 实例 原理
若水解产物中有溶解度较大的物
３CO２↑; 判断溶液 ３＋
溶液显酸性 Fe ＋３H２O 􀜩􀜑􀜨
质 无法脱离反应体系 虽水解反应能相互 的酸碱性 FeCl３
＋
( ), Fe(OH)３＋３H
等物质的量浓度
促进 但水解程度还是较小 如 与
＋
, , NH４ 的
可大量共存 判断弱 NaX、NaY、NaZ 相同条件下 弱酸酸性
CH３COO － . 三种盐溶液的 ,
酸的酸 pH 越弱 弱酸阴离子水解
注意 与 、[ ( )]与 的反应 分别为 则 ,
Mn ２＋ HCO３ － AlOH４ － HCO３ － 性强弱 ８、９、１０, 程度越大
不是相互促进的水解反应,前者是 电离出的 酸性
HCO３
－
CO
２
３
－ :HX＞HY＞
与 反 应,后 者 是 电 离 出 的 与
Mn ２＋ HCO３ － H ＋ HZ
配制 溶液时
[ ( )] － 反应. FeCl３ ,
AlOH４
将 固体溶解
归纳总结 配制或贮 FeCl３
在浓盐酸中 然后 酸 抑 制 弱 碱 阳 离 子
()因相互促进水解的程度较大而不能大量共存的离子 存易水解 ,
１ 加 水 稀 释 贮 存 水解
组合 的盐溶液 ;
溶液时
与 、 、[ ( )]、 、 Fe２(SO４)３ ,
① Al ３＋ HCO３ － CO ２ ３ － Al OH ４ － SiO ２ ３ － 加入少量稀硫酸
、 .
－ ２－ 加热促进水解 离子方
HS S ,
与 、 、[ ( )]、 . 胶体的 实 验 室 制 取
３＋ － ２－ － ２－
( ②
２
F ) e 书写水 H 解 C 相 O 互 ３ 促 C 进 O３ 且进 A 行 l 到 O 底 H 的 ４ 反应 S 方 iO 程 ３ 式的步骤 制取 Fe(OH)３ 胶体 程式 :Fe ３＋
胶
＋３
体
H２O􀪅 △ 􀪅
＋
以 溶液与 溶液混合为例.
Fe(OH)３( )＋３H
FeCl３ Na２CO３ ３＋
Al ＋ ３H２O 􀜩􀜑􀜨
第一步:写出发生反应的两种离子及对应产物.
明 矾 可 用 作 净 胶 体
净水剂 Al(OH)３ ( )＋
难溶性物质加“ ”,易分解的物质写分解产物. 水剂 胶体可
↓ ３H ＋ ,Al(OH)３
３＋ ２－ ( ) 吸附 沉降悬浮物
Fe ＋CO３ →FeOH ３↓＋CO２↑ 、
第二步:配平电荷. 发生相互促进的水解
泡沫灭火器中为
( ) 泡沫 反应 离 子 方 程 式
２Fe ３＋ ＋３CO ２ ３ － →２FeOH ３↓＋３CO２↑ 溶 液 与 , :
第三步:确定水的位置并完成配平.因生成物中 灭火器 NaHCO３ ３＋ －
溶液 Al ＋３HCO３ 􀪅􀪅
Al２(SO４)３
有 ,反应物中无 ,故 为反应物. Al(OH)３↓＋３CO２↑
H H H２O 溶 液 与
３＋ ２－
( ) NH４Cl
＋ ２＋
水解产生
２Fe ＋３CO３ ＋３H２O􀪅􀪅２FeOH３↓＋３CO２↑ 溶液可用作 NH４ 、Zn
除锈剂 ZnCl２ 的 与金属表面的
＋
6.盐的水解常数 焊接金属时的除 H
氧化物反应
锈剂
以 为例
－ －
A ＋H２O􀜩􀜑􀜨 HA＋OH :
c c －
表达式 K (HA)􀅰 (OH )
(１) : h＝ c －
(A )
１１８ 5年高考 3年模拟 A版 高考化学
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋续表 水电离出来的 或 与盐电离出来的
＋ －
D． H OH
应用 实例 原理
弱酸阴离子或弱碱阳离子结合 使盐溶液
,
x
物质的 TiCl４＋ ( ＋２)H２O 呈碱性或酸性
用 制备 x
制备 TiCl４ TiO２ 􀪅􀪅TiO２􀅰 H２O↓＋
答案 C
４HCl
归纳总结 盐溶液蒸干后所得物质的判断
２下列溶液中 操作和现象对应正确的是
． , ( )
水解生成难挥发性酸或强碱时,蒸干后一般得原物
选项 溶液 操作 现象
①
质,如 ( )、 等. 滴有酚酞的明
Al２ SO４ ３ Na２CO３ 加热 颜色变深
生成易挥发性酸且金属阳离子水解生成难溶性碱 A 矾溶液
②
时,蒸干、灼烧后一般得对应的金属氧化物,如 滴 有 酚 酞 的 加 入 少 量
AlCl３ 颜色变浅
B 氨水 固体
溶液蒸发结晶得到 ( ),灼烧得到 ,故从溶
NH４Cl
AlOH ３ Al２O３ 滴 有 酚 酞 的 加 入 少 量
液中得到 固体需要在 气流中加热蒸发.
AlCl３ HCl 颜色变浅
受热易分解的盐,其溶液蒸干灼烧后得不到原物质, C CH３COONa CH３COONa
③ 溶液 固体
如 ( )、 、 等.
CaHCO３ ２ NaHCO３ NH４Cl 溶液 加热 颜色变浅
还原性盐在蒸发时会被 氧化,如 溶液蒸
D FeCl３
④ O２ FeCl２ 答案 B
干、灼烧,最后得到 .
Fe２O３
３常温下 浓度均为
－１
的下列溶液中
． , ０．１mol􀅰L ,
即练即清 粒子的物质的量浓度关系正确的是
学生用书 P110
( )
１下列关于盐溶液酸碱性的说法错误的是 氨水中c ＋ c － －１
． ( ) A． ,(NH４)＝ (OH )＝０１．mol􀅰L
某些盐溶液呈酸性或碱性的原因是破坏了 溶液中c ＋ c －
A． B．NH４Cl ,(NH４ )＞ (Cl )
水的电离平衡 溶液中 c ＋ c ２－
C．Na２SO４ , (Na )＞ (SO４ )＞
B．NH４Cl 溶液呈酸性是由于溶液中c (H ＋ )＞ c (OH － )＝ c (H ＋ )
c (OH － ) D．Na２SO３ 溶液中 , c (Na ＋ )＝２ c (SO ２ ３ － )＋
在 溶液中 由水电离出来的 c － c
C． CH３COONa , (HSO３ )＋ (H２SO３)
c ＋ c － 答案 C
(H )≠ (OH )
第九章 水溶液中的离子反应与平衡 １１９
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋
第 4 节 沉淀溶解平衡
5%# 的乘积为常数 用K 表示 对于沉淀溶解
, sp .
1.沉淀溶解平衡 平衡 :A m B n(s)􀜩􀜑􀜨 m A n ＋ (aq)＋ n B m － (aq),
固体溶质溶解的过程是一个可逆过程 K c n ＋ m c m － n
:
sp＝[(A )]􀅰[(B )].
ì ïv溶解
＞
v结晶 固体溶解 注意 K
sp
的大小只与难溶电解质的性质和温度有
溶解 ï 关,与沉淀的量或离子的浓度无关.
固体溶质
􀜩􀜑结􀜨晶
溶液中的离子í
ï
v溶解
＝
v结晶 溶解平衡
ï 某温度下 难溶电解质溶液在任意时刻下有
îv溶解
＜
v结晶 析出晶体 (２) ,
沉淀溶解平衡的特点 逆 等 动 定 变 适用 关离子浓度幂的乘积为Q 离子积 比较
: 、 、 、 、 ( ( ).
平衡移动原理 K 与Q的相对大小 可以判断该温度下的
). sp ,
2.溶度积 溶液中难溶电解质的沉淀或溶解情况
.
溶度积常数 简称溶度积 一定温度下 难 当Q K 时 溶液中无沉淀析出
(１) ( ): , ＜ sp , ;
溶电解质的饱和溶液中 各组分离子浓度幂 当Q K 时 沉淀与溶解处于平衡状态
, ＝ sp , ;
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋续表
当Q K 时 溶液中有沉淀析出
＞ sp , . 生成配合物法 用氨水溶解 生成
＋
3.影响沉淀溶解平衡的因素 AgCl [Ag(NH３)２]
盐溶解法 用 溶液溶解
ì ï 内因:难溶电解质本身的性质(决定因素) NH４Cl Mg(OH)２
ï
ì浓度:加水稀释,平衡向溶解方向移动,但 沉淀的转化
ï ï
(３)
ï ï
影ï ï K 不变 一般来说 若难溶电解质类型相同 则K 较
响ï ï sp , , sp
沉ï
ï
ï
ï
温度:升温时,多数平衡向溶解方向移动,少 大的沉淀易转化为K
sp
较小的沉淀
;
若类型
淀 ï ï 数平衡向沉淀方向移动.如 ( ), 不同 沉淀的溶解度差别越大 越容易转化
溶
ï外ï
CaOH２ , , .
解í
因
í 升温时平衡向析出 ( )的方 注意 一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀,这是一般
平ï ï CaOH ２
衡ï ï 向移动,即溶解度减小 规律,并不意味着溶解度小的沉淀不能转化为溶解度大
的 ï ï 的沉淀,沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动.如
ï ï同离子效应:加入难溶电解质对应的离子,
因 ï ï 比 更难溶解,但将 沉淀加入饱和
素ï ï ï ï 平衡向沉淀方向移动 B N a a S ２C O O ４ ３ 溶 B 液 aC 中 O , ３ 只要c( Ba ２＋ )􀅰c( C Ba O S ２ ３ O － ) ４ ＞ K sp ( BaCO３ ),
ï î ï 发生反应:加入可与难溶电解质对应离子反 就可以缓慢转化为 .
ï BaSO４ BaCO３
î ï 应的物质,平衡向溶解方向移动 K 的应用
(４) sp
4.沉淀溶解平衡的应用 根据生成沉淀的先后次序 比较K 的大小
① , sp .
沉淀的生成 如向浓度均为 －１ 同浓度 的
(１) ０．１mol􀅰L ( ) NaCl
和 同类型 混合溶液中滴加少量 溶
在溶液中 , 当Q ＞ K sp 时 , 就会生成沉淀 . 利 NaI( ) AgNO３
液 少量沉淀剂 先出现黄色沉淀 先生成的沉淀
用生成沉淀可除去溶液中的杂质离子 常用
( ), (
,
方法如下 的K 更小 则K K
: sp ), sp(AgCl)＞ sp(AgI).
根据K 判断沉淀某离子的 范围 如已
方法 示例 ② sp pH .
知K －３３K
用 等作沉淀剂 使某些金属离子 :sp[Al(OH)３]＝１×１０ ,sp[Fe(OH)３]＝
加沉淀 Na２S、H２S , 时 开始沉淀
剂法 ( 如 Cu ２＋ 、Hg ２＋ 等 ) 生成极难溶的硫化物沉淀 ３×１０ －３９ ,pH＝７．１ Mn(OH)２ .
如 等 室温下 除去 溶液中的 ３＋ ３＋
( CuS、HgS ) , MnSO４ Fe 、Al ,
除去 溶液中的 可加入 且不使 ２＋ 沉淀出来 由K
CuCl２ FeCl３, CuO、 Mn , sp[Al(OH)３]＞
调节 Cu(OH)２、Cu２(OH)２CO３ 等消耗 H ＋ , 使平衡 K sp[Fe(OH)３] 可知 ,Al ３＋ 沉淀完全时 Fe ３＋
法 正向移动
pH Fe ３＋ ＋３H２O􀜩􀜑􀜨Fe(OH)３＋３H ＋ , 早已沉淀完全 当 ３＋ 恰好完全沉淀时
生成 沉淀 , Al ,
Fe(OH)３ c ３＋ －５ －１ K
(Al )＝１０ mol􀅰L , sp[Al(OH)３]＝
一般
注
认
意
为残
①
留
不
在
可
溶
能
液
使
中
要
的离
除
子
去
浓
的
度
离
小
子
于
全部通过沉淀
􀅰
除去.
c (Al ３＋ )􀅰 c３ (OH － )＝１×１０ －３３ , 此时c (OH － )≈
－５ －１
时,沉淀完全. １×１０ mol L １０ －９．３ mol􀅰L －１ , c (H ＋ )＝ K W/ c (OH － )＝
判断两种溶液混合时是否有沉淀生成,要注意混合后 －４．７ －１ 即 故需调节溶液
② １０ mol􀅰L , pH＝４．７,
溶液体积改变引起的浓度变化,利用混合后的离子浓度 范围为
计算出Q,再与K 进行比较. pH ４．７≤pH＜７．１.
sp 5.沉淀溶解平衡曲线分析
沉淀的溶解
(２) 以
２＋ ２－
为例
当Q K 时 沉淀就会溶解 常用方法
BaSO４(s)􀜩􀜑􀜨Ba (aq)＋SO４ (aq) :
＜ sp , .
如下
:
方法 示例
酸 碱溶解法 用盐酸溶解
、 BaCO３
氧化还原法 用硝酸溶解金属硫化物 等
(CuS、HgS )
１２０ 5年高考 3年模拟 A版 高考化学
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋注意 K 只受温度影响,在同一曲线上的点, 答案 D
① sp
K 相同. ２向锅炉中注入 溶液浸泡 将水垢中的
sp 纵横坐标可能改为 c(
２＋
)/ c(
２＋
)、c(
２－
)/ ． Na２CO３ ,
② lg Ba －lg Ba lg SO４ 转化为 再用盐酸除去 下列
c( ２－ ),曲线变为直线,直线上方和下方的点代表的意 CaSO４ CaCO３, .
－lg SO４
义可能发生变化. 叙述正确的是
( )
曲线中点的变化 温度升高 溶液的K 和c ＋ 均
: A． ,Na２CO３ W (H )
会增大
曲线上变化 增大c
２－
a→c , (SO４ )
能 转 化 为 说 明
加入 －５ －１ 溶液 加 B．CaSO４ CaCO３,
１×１０ mol􀅰L Na２SO４ (
b→c 水不行 K K
) sp(CaCO３)＞ sp(CaSO４)
加入 固体 忽略溶液的体积变化 溶解于盐酸而 不溶 是因为
d→c BaCl２ ( ) C．CaCO３ CaSO４ ,
曲线上变化 增大c
２＋
硫酸的酸性强于盐酸
c→a , (Ba )
沉淀转化的离子方程式为
２－
即练即清 D． CO３ (aq)＋
学生用书 P112
２－
１将足量 溶解在水中 形成悬浊液 已
CaSO４(s)􀜩􀜑􀜨CaCO３(s)＋SO４ (aq)
． AgCl(s) , . 答案 D
知
:AgCl(s)􀜩􀜑􀜨 Ag ＋ (aq)＋Cl － (aq) ３化工生产中常用 作为沉淀剂除去工业废
． FeS
H 下列叙述错误的是
Δ ＞０, ( ) 水中 的 ２＋ ２＋
加热悬浊液 使其温度升高 则K
Cu :Cu (aq)＋FeS(s)􀜩􀜑􀜨
A． , , sp(AgCl) ２＋ 下列说法错误的是
增大
CuS(s)＋Fe (aq). ( )
的K 比 的K 大
加少量水稀释 上述平衡正向移动c
＋
A．FeS sp CuS sp
B． , ,(Ag ) 该反应达到平衡时c平 ２＋ c平 ２＋
B． (Fe )＝ (Cu )
不变
向平衡体系中加入少量 固体后
向悬浊液中通入少量氨气 Q
C． CuSO４ ,
C． , (AgCl)＜ c平 ２＋ 变大
K 导致平衡正向移动
(Fe )
sp(AgCl), K
加入 固体 则 的溶解度减小
该反应的平衡常数K sp(FeS)
D． NaCl , AgCl , D． ＝K sp(CuS)
K 也减小 答案 B
sp(AgCl)
第九章 水溶液中的离子反应与平衡 １２１
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋考法突破 17 溶液中微粒浓度关系判断及平衡常数的计算与应用
一、溶液中微粒浓度关系判断 续表
1.溶液中微粒浓度大小比较的原则 类型 含义 示例
溶液中
比较原则 示例
Na２CO３ :
电解质溶液中 分 B






 'B






B
①Na２CO３ 溶液中 , 子或离子得到质 , 子 )$0   ) $0
质子 ) 
CO ２ ３ － ＋H２O􀜩􀜑􀜨 HCO３ － ＋OH － ＋ 与失去质子 )  $0 
HCO３ － ＋H２O􀜩􀜑􀜨 H２CO３＋OH － 守恒 (H ＋ ) 的物质的量 )  0 ) )  0 ) 0)
单一盐溶液中 则c (Na ＋ )＞ c (CO ２ ３ － )＞ c (OH － )＞ ( 相 H 等 ) c (HCO３ － )＋２ c (H２CO３)＋
微粒浓度的比c (HCO３ － )＞ c (H２CO３) c
(H
＋
)＝
c
(OH
－
)
较 需要考虑 溶液中 水解程度大于
－
, ②NaHCO３ ,HCO３
溶液中存在元素守
离子的水解或 电离程度 , 所以c (Na ＋ )＞ c (HCO３ － )＞ Na２CO３
电离 c (H２CO３)＞ c (CO ２ ３ － ) 恒 : c (Na ＋ )＝２ c (CO ２ ３ － )＋
③NaHSO３ 溶液中 ,HSO３ － 水解程度小于 ２ c (HCO３ － )＋２ c (H２CO３), 电
电离程度
,
则c
(Na
＋
)＞
c
(HSO３
－
)＞
三者关系 : 质子守恒式 荷守恒 : c (Na ＋ )＋ c (H ＋ )＝
c (SO ２ ３ － )＞ c (H２SO３) 可 元素 通 守 过 恒 电 式 荷 联 守 立 恒 得 式 到 与 c c (HCO － ３ － ) 两 ＋２ 式 c ( 联 CO 立 ２ ３ － 消 )＋ 去
相同浓度的 (OH ),
不同盐溶液中 NH４Cl(a)、CH３COONH４(b)、 c ＋ 可 得c －
三种溶液中 因 对 (Na ) (HCO３)＋
－
同一离子浓度 NH４HSO４(c) , Cl c c ＋
水解无影响 对 ２(H２CO３)＋ (H )＝
＋ － ＋
的比较 要看 NH４ 、CH３COO NH４ c － 即质子守恒式
, 水解起促进作用 对 水解起抑 (OH ),
＋ ＋
溶液中其他离 、H NH４
制作用 所以c ＋ 由大到小的顺序 方法技巧 微粒浓度大小比较的常用方法
子的影响 , (NH４ )
是 ()定性比较法
c＞a＞b １
混合溶液中微粒 相同浓度的 和 的混 0  0  0
NH４Cl NH３􀅰H２O
浓度的比较 要 合溶液中 因 的电离程度大
, , NH３􀅰H２O
#B1
 >  >
综合分析水解因 于 ＋ 的水解程度 故浓度顺序为 =' ='
NH４ ,
素和电离因素带c (NH４ ＋ )＞ c (Cl － )＞ c (NH３􀅰H２O)＞ $) 
#
$0
"
0/B $
$
)
)
 $
$
0
0
0
0)
 )
0
 0
)





)

0






) 0)
来的影响 c － c ＋ 
(OH )＞ (H )

 
$)$00  $)$00) 
注意 若两份溶液混合时发生反应,需先确定混合后    )






/B 






0)
溶液的溶质组成及相应浓度,再分析微粒浓度的大小
关系. /B  0)  )
$)$00 $)$00)
 
2.电解质溶液中的“三大守恒”规律
()定量比较法
２
类型 含义 示例 守恒法 如 、 混合溶液中存
① CH３COONaCH３COOH
溶液中阳离子所带 在电荷守恒:c(
－
) c(
－
) c(
＋
)
溶液中 c ＋ CH３COO ＋ OH ＝ H ＋
电荷 的正电荷总数等于 NaHCO３ : (Na )＋ c(
＋
),若该混合溶液呈碱性,有c(
－
)c(
＋
),
c ＋ c － Na OH ＞ H
守恒 阴离子所带的负电 (H )＝ (HCO３)＋
荷总数 ２ c (CO ２ ３ － )＋ c (OH － )
则有c(
Na ＋
)
＞
c(
CH３COO －
).
c(
－
)􀅰c(
＋
)
常数法 已知常温下,K CH３COO H
元素
电解质溶液中
,
某
－１ 溶液
② a＝ c(
CH３COOH
) ＝
些离子发生电离或０．１mol􀅰L NaHCO３
,若某 、 混合溶液的
守恒 水解 但离子所含 中 : c (Na ＋ )＝ c (HCO３ － )＋ １．８×１０ －５ CH３COONaCH３COOH
( 物料 的某种 , 元素在变化 c (CO ２ ３ － )＋ c (H２CO３)＝ pH＝６ ,将c( H ＋ ) ＝１０ －６ mol 􀅰 L －１ 代入 K a 可得
守恒 )前后是守恒的 ０．１mol􀅰L －１ c c ( ( CH３COO － ) )＝１８ ,即c( CH３COO － ) ＞ c( CH３COOH ).
CH３COOH
１２２ 5年高考 3年模拟 A版 高考化学
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋3.解题模型 3.计算反应的平衡常数
已 知 K c ２＋
#" (１) sp[Mg(OH)２]＝ (Mg )􀅰
 #
#B+
*?B 3 B#" * c２ (OH － ), K sp[Fe(OH)３]＝ c (Fe ３＋ )􀅰
#"
 #" c３ － 对于反应
#
+F-
(OH ). ３Mg(OH)２(s)＋
*
#" 的
３＋ ２＋
 ２Fe (aq)􀜩􀜑􀜨２Fe(OH)３(s)＋３Mg (aq)
c３ ２＋
D 0) !?  平衡常数K (Mg )分子 分母同乘以
D )  *. . ＝c２ (Fe ３＋ ) , 、
2 /, "
c３ ２＋ c６ －
  c６ － 则 K (Mg )􀅰 (OH )
2 (OH ), ＝c２ (Fe ３＋ )􀅰 c６ (OH － ) ＝
K３
sp[Mg(OH)２]
DK.U K２ .
*8 sp[Fe(OH)３]
DK.
已知二元弱酸 的电离常数 K
(２) H２S a１ ＝


D
D


 .


.
2

U
2
2 c (H ＋ )􀅰 c (HS － )K c (H ＋ )􀅰 c (S ２－ )
1" c 、 a２＝ c － ,
(H２S) (HS )
20


D
D


1
1
6
6
*
3
. )
)
U B K sp(CdS)＝ c (Cd ２＋ )􀅰 c (S ２－ ). 对于反应
＋ ２＋
CdS(s)＋２H (aq)􀜩􀜑􀜨 Cd (aq)＋H２S(aq)
.0
0! ' 5 的平衡常数K c (Cd ２＋ )􀅰 c (H２S)分子 分
＝ c２ ＋ , 、
(H )
二、平衡常数的计算与应用
母 同 乘 以 c ２－ 则 K
(S ), ＝
1.水解常数与电离常数、水的离子积之间的关系
c ２＋ c ２－ c K
(Cd )􀅰 (S )􀅰 (H２S) sp(CdS)
一元弱酸的K 与相应阴离子的K 的关系 c２ ＋ c ２－ ＝K K .
(１) a h (H )􀅰 (S ) a１􀅰 a２
4.判断溶液中微粒浓度比值的变化
K
为K W 一元弱碱的K 与相应阳离子
h＝K ; b 凑常数 法 解题时将某些粒子的浓度比值同乘
a “ ” ,
K 以或同除以某种粒子的浓度 转化为一个常数与
的K 的关系为K W ,
h h＝K .
b 某种 粒 子 浓 度 的 乘 积 或 相 除 的 关 系 如
.
二元弱酸的K K 与相应酸根阴离子的
(２) a１、 a２ 溶 液 加 水 稀 释 后 判 断 溶 液 中
K K 的关系为K K K K CH３COOH ,
h１、 h２ a１ 􀅰 h２ ＝ W, a２􀅰 c －
(CH３COO )的变化 将式子的分子 分母同乘
K h１＝ K W. c (CH３COOH) , 、
2.水解常数与溶度积、水的离子积之间的关系
c － c ＋ K
以c ＋ 得 (CH３COO )􀅰 (H ) a
多元弱碱强酸盐 , 如氯化铁 :Fe ３＋ (aq)＋ (H ) c (CH３COOH)􀅰 c (H ＋ ) ＝c (H ＋ ) ,
＋ 溶液加水稀释时c ＋ 减小 K 不
３H２O(l)􀜑􀜩􀜨Fe(OH)３(s)＋３H (aq) CH３COOH ,(H ) , a
水是纯液体 是固体物质不列入平 c －
,Fe(OH)３ 变 则 (CH３COO )增大
,c .
c３ ＋ (CH３COOH)
衡 常 数
,
则 K
h ＝c
(H
３＋
)
.
将 K３
W ＝ 5.M(OH) 悬浊液中K sp 、K W 、pH 间的关系
(Fe )
c３ (H ＋ )􀅰 c３ (OH － ) 与 K sp[Fe(OH)３]＝ M(OH)n(s)􀜩􀜑􀜨 M n ＋ (aq)＋ n OH － (aq)
c (Fe ３＋ )􀅰 c３ (OH － ) 两式相比消去c３ (OH － ), K sp[M(OH)n]＝ c (M n ＋ )􀅰 cn (OH － )＝
K３ c － cn ＋１ －
得K W (OH ) cn － (OH )
h＝K . n 􀅰 (OH )＝ n ＝
sp[Fe(OH)３]
第九章 水溶液中的离子反应与平衡 １２３
􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋K 实验 向 －１ 溶液中加入等
１ W n ＋１ ２: ０．１mol􀅰L K２C２O４
n(
－pH
) .
体积的 溶液 溶液变浑浊
１０ －１
０．２mol􀅰L CaCl２ , .
即练即清 实验 向酸性 溶液中滴加
学生用书 P115
３: KMnO４ ０．１mol􀅰
典例 1 ( 扬州中学 月月考, )已知室温 －１ 溶液至溶液紫红色恰好褪去
２０２４ ３ １２ L KHC２O４ .
下列说法不正确的是
下
,
K
a１(H２SO３)＝１０
－１．８
,
K
a２(H２SO３)＝１０
－７
,
( )
溶 液 中
K b(NH３􀅰H２O)＝１０ －４．７４ , 用氨水吸收 SO２ 并 A．０．１ mol 􀅰 L －１ KHC２O４ :
探究吸收后溶液的性质 吸收过程中所引起的 c c ２－
,
(H２C２O４)＜ (C２O４ )
溶液体积变化和挥发可忽略 下列说法正确 实验 所得溶液中c ＋ c
. B． １ :(K )＝ (H２C２O４)＋
的是 c － c ２－
( ) (HC２O４ )＋ (C２O４ )
序号 实验操作和现象 C． 实验 ２ 过滤后所得清液中 : c (C２O ２ ４ － )＝２．３×
实验 向 １０mL０．１mol􀅰L －１ 氨水中通入 ０．０００５mol １０ －８ mol􀅰L －１
１ SO２, 测得反应后溶液 pH＞７ 实验 所得溶液中 c (K ＋ )
实验
向
“
实验
１”
所得溶液中继续通入
０．０００５molSO２,
D． ３ :c (Mn ２＋ ) ＞２．５
２ 测得反应后溶液 答案 C
pH＝４．１
取 实验 所得溶液 向其中加入过量 变式 同实验类型，变考查角度 ( 届扬
实验 “ ２” , Ba(OH)２
２０２５
３ 溶液 产生白色沉淀
, 州中学开学考, )草酸 是二元弱酸
取 实验 所得溶液 向其中加入 １２ (H２C２O４) .
实验 “ ２” , NH３􀅰H２O 某小组做如下两组实验
４ 至溶液 :
pH＝７
实验 往 溶液中
－１
实 验 得 到 的 溶 液 中 c ２－ Ⅰ: ２０mL０．１０mol􀅰L NaHC２O４
A．“ １” : (SO３ )＜ 滴加 溶液
－１
c ＋ c ２－ ０１．０mol􀅰L NaOH .
(NH４ )＜２ (SO３ ) 实验 往 溶
－１
c ＋
Ⅱ: ２０mL０．１０mol􀅰L NaHC２O４
实验 得到的溶液中 (NH４ ) 液中滴加 溶液
B．“ ２” :c ＞ ０．１０mol􀅰L －１ CaCl２ .
(NH３􀅰H２O)
c
(HSO３
－
)
[
已知
:H２C２O４
的电离常数K
a１＝５．４×１０ －２ ,
c K －５ K －９ 溶
(H２SO３) a２＝５．４×１０ , sp(CaC２O４)＝２．４×１０ ,
实验 发生反应的离子方程式 液混合后体积变化忽略不计 下列说法正确
＋
C．“ ３” :NH４ ＋ ],
的是
＋ ２－ － ２＋
H ＋SO３ ＋２OH ＋Ba 􀪅􀪅 NH３ 􀅰 ( )
实验 可选用甲基橙作指示剂 指示反应
H２O＋H２O＋BaSO３↓ A． Ⅰ ,
实验 得到的溶液中c 终点
D．“ ４” :(NH３􀅰H２O)＝
c (H２SO３)－ c (SO ２ ３ － ) B． 实验 Ⅰ 中V (NaOH)＝１０ mL 时 , 存在
答案 B c ２－ c －
(C２O４ )＜ (HC２O４ )
典例 2 ( 届南京零模, )室温下 通过下列 实 验 中 发 生 反 应 － ２＋
２０２５ １２ , C． Ⅱ HC２O４ ＋Ca 􀪅􀪅
实验探究 与 的性质 忽略溶 ＋
K２C２O４ KHC２O４ ( CaC２O４↓＋H
液混合时的体积变化 已知 K 实验 中V 时 溶液中
). : a１(H２C２O４)＝ D． Ⅱ (CaCl２)＝８０ mL ,
５．６×１０ －２ 、 K a２ (H２C２O４)＝ １．５×１０ －４ 、 c (C２O ２ ４ － )＝４．０×１０ －８ mol􀅰L －１
K －９ 答案 D
sp(CaC２O４)＝２．３×１０ .
实验 向 溶液中滴加 典例 3 ( 泰州期末, 节选) 可
１: ０．１mol􀅰L －１ KHC２O４ ２０２３ １４ (１)Na２S２O３
少量等浓度 溶液 无明显现象 与胶卷上未感光的 配位使其溶解
NaOH , . AgBr .
１２４ 5年高考 3年模拟 A版 高考化学
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＋ ２－ ３－ ２－ ３－
:Ag ＋２S２O３ 􀜩􀜑􀜨 [Ag(S２O３)２] AgBr＋２S２O３ 􀜩􀜑􀜨 [Ag(S２O３)２] ＋
衡常 数 K １３ K － 的平衡常数K
１ ＝３．７×１０ ; sp (AgBr)＝ Br ＝ .
答案 或
－１３
５．４×１０ . (１)１９．９８( ３．７×５．４)
第九章 水溶液中的离子反应与平衡 １２５
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