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第八章 第一节 弱电解质的电离
知识点总结
一、强电解质与弱电解质
强酸、强碱
强电解质 绝大多数盐
活泼金属氧化物
弱电解质 弱酸、弱碱、水
1、强、弱电解质的本质区别是是否存在电离平
衡。
2、强、弱电解质都属于化合物。
现有下列物质：
①硝酸 ②冰醋酸 ③氨水 ④Fe(OH)3 ⑤NaHCO3(s)
⑥Al ⑦氯水 ⑧CaCO3
（1）上述物质中属于强电解质的有①⑤⑧，属于
弱电解质的有②④。
（2）上述物质中能导电的有③⑥⑦。
3、电离方程式的书写
（1）强电解质：如H2SO4：H2SO4=2H++SO4
2-。
（2）弱电解质：
①一元弱酸，如CH3COOH:CH3COOH⇌CH3COO-+H+。
②多元弱酸，分步电离，且第一步电离程度远远大
于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO3⇌HCO3
-+H+,
HCO3
-⇌CO3
2-+H+。
③多元弱碱，一步完成。如Fe(OH)3：
Fe(OH)3⇌Fe3++3OH-。
（3）酸式盐：
①强酸的酸式盐。如NaHSO4：NaHSO4=Na++H+
+SO4
2-。
②弱酸的酸式盐。如NaHCO3：NaHCO3=Na++HCO3
-、
HCO3
-⇌CO3
2-+H+。
二、弱电解质的电离
1、电离平衡的建立
在一定条件（如温度、浓度）下，当弱电解质分子
电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速
率相等时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如
图所示：
2、电离平衡的特征
逆 可逆反应
动
等
定 条件一定，平衡体系中分子与离子的浓度
一定
变 条件改变，平衡发生移动
3、外界条件对电离平衡的影响
（1）温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离
程度增大。
（2）浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离
程度增大（越稀越电离）。
（3）同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子
的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
（4）加入能反应的物质：电离平衡向右移动，电
离程度增大。
4、电离平衡常数
（1）表示方法：对于AB⇌A++B-
。
（2）特点：
①电离平衡常数只与温度有关，升温，K 值增大。
②多元弱酸分步电离逐级减弱，酸性强弱主要决定
于第一步电离，各级电离常数的大小关系为：
K1>>K2>>K3……。
③意义：K 越大→越易电离→酸（碱）性越强
v(电离)=v(结合)≠0
电
解
质
考点应用
一、判断强、弱电解质的“三个角度”
角度一：从是否完全电离的角度判断
在溶液中强电解质完全电离，弱电解质部分电离。
据此可以判断HA 是强酸还是弱酸的方法有：
方法（以HA 为例）
结论
测定一定浓度的HA
溶液的pH
若测得0.1mol/L 的HA 溶液
的pH=1，则HA 为强酸；若
pH>1，则HA 为弱酸
跟同温同浓度的盐酸
比较导电性
导电性和盐酸相同时为强
酸，比盐酸弱时为弱酸
跟同浓度的盐酸比较
和锌反应的快慢
反应快慢相同时为强酸，比
盐酸慢则为弱酸
角度二：从是否存在电离平衡的角度判断
强电解质不存在电离平衡，弱电解质存在电离平
衡，在一定条件下电离平衡会发生移动。据此可以
判断HA 时强酸还是弱酸的方法有：
（1）从一定pH 的HA 溶液稀释前后pH 的变化判
断：如将pH=3 的HA 溶液稀释100 倍后，再测其
pH，若pH=5，则为强酸，若pH<5，则为弱酸。
（2）从升高适当温度后pH 的变化判断：
若升高温度，溶液的pH 明显减小，则是弱酸，因
为弱酸存在电离平衡，升高温度时，电离程度增
大，c(H+)增大。而强酸不存在电离平衡，升高温
度时，只有水的电离程度增大，pH 变化幅度很
小。
角度三：从酸根离子是否能发生水解的角度判断
强酸根离子不水解，弱酸根离子易水解。据此可以
判断HA 时强酸还是弱酸：可直接测定NaA 溶液
pH：若pH=7，则HA 是强酸：若pH>7 则HA 是弱
酸。
注意：
（1）酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关
系：前者看电离程度，后者看溶液中c(H+)和
c(OH-)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸
溶液的酸性强。
（2）弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一
般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4=NH4
+
+CH3COO-。
（3）要明确产生H2的速率、物质的量与H+的关
系，产生氢气的速率取决于c(H+)，与n(H+)无必然
联系，产生的n(H2)取决于酸溶液中最终电离出的
n(H+)，与c(H+)无必然联系。
（4）酸碱恰好完全中和时溶液不一定呈中性：如
果有弱酸或弱碱参加反应，完全中和时生成的盐可
能因水解而使溶液呈酸性或呈碱性
二、外界因素对弱电解质电离平衡的影响
以NH3·H2O 的电离为例：
在稀氨水中存在下列平衡：NH3·H2O⇌NH4
++OH-，当
改变外界条件时，平衡移动方向及溶液中离子浓度
的变化如表：
改变条件
平衡移
动方向
c(OH-)
c(NH4
+)
电离
程度
微热（设
溶质不挥
发）
向右
增大
增大
增大
通少量
HCl 气体
向右
减小
增大
增大
加少量
NaOH 固体
向左
增大
减小
减小
加少量
NH4Cl 固体
向左
减小
增大
减小
加水稀释
向右
减小
减小
增大
注意：
（1）溶液稀释时，并不是溶液中所有离子的浓度
都减小，稀释溶液时，c(OH-)减小，c(H+)增大。稀
释酸溶液时，c(H+)减小，c(OH-)增大。
（2）稀释氨水时，虽然电离程度增大，n(OH-)增
大，但由于溶液体积增大的倍数更多，导致c(OH-)
反而减小，导电能力下降。
三：有关电离平衡常数的计算
（以弱酸HX 为例）
1、已知c(HX)和c(H+)，求电离平衡常数
HX
⇌
H+ + X-
起始：c(HX) 0 0
平衡：c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+)
则：
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H+)的数值很
小，可做近似处理：c(HX)-c(H+)≈c(HX)。
则
，代入数值求解即可。
2、已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H+)
HX
⇌
H+ + X-
起始：c(HX) 0 0
平衡：c(HX)-c(H+) c(H+) c(H+)
则：
由于K 值很小，c(H+)的数值很小，可做近似处理：
c(HX)-c(H+)≈c(HX)。
则
，代入数值求解即可。
第八章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性
知识点总结
一、水的电离
1、电离方程式
H2O+H2O⇌H3O++OH-
可简写为H2O⇌H++OH-
2、关于纯水的几个重要数据
室温下纯水：
c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L
pH=7
KW=c(H+)·c(OH-)=10-14（KW只受温度的影响）
3、外界因素对水的电离平衡的影响
（1）温度：温度升高，促进水的电离，KW增大；
（2）酸；碱：抑制水的电离。
（3）能水解的盐：促进水的电离。
二、溶液的酸碱性与pH
1、溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对
大小。（将“<”“>”或“=”填在下表空格中）
酸性溶液中
中性溶液中
碱性溶液中
c(H+)>c(OH-)
c(H+)=c(OH-)
c(H+)<c(OH-)
2、pH
（1）定义式：pH=-lgc(H+)
（2）溶液的酸碱性跟pH 的关系：
室温下：
c(OH-)mol/L 10-14 10-7 1
c(H+)mol/L 1 10-7 10-14
pH
0 7 14
中性
酸性增强 碱性增强
4、pH 试纸的使用
（1）方法：把小片试纸放在表面皿上，用洁净干
燥的玻璃棒取待测液滴在干燥的pH 试纸的中部，
观察变化稳定后的颜色，与标准比色卡对比即可确
定溶液的pH。
（2）注意：试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则
待测液因稀释可能会产生误差。广泛pH 试纸只能
测出整数数值。
三、酸碱中和滴定
1、实验原理
（1）用已知浓度的酸（或碱）滴定未知浓度的碱
（或酸），根据中和反应的等量关系来测定酸（或
碱）的浓度。
（2）利用酸碱指示剂明显颜色变化，表示反应已
完全，指示滴定终点。
指示剂
变色范围的pH
石蕊
<5.0 红色
5.0—8.0 紫色
>8.0 蓝色
甲基橙
<3.1 红色
3.1—4.4 橙色
>4.4 黄色
酚酞
<8.2 无色
8.2—10.0 粉
红色
>10.0 红色
②指示剂的选择
选择指示剂时，一般要求变色明显，所以一般不选用石蕊。指示剂的变色范围与恰好中和时的pH 要吻合。
滴定种类
选用的指示剂
达滴定时颜色变化
滴定终点判断标准
强酸滴定强碱
甲基橙
黄色→橙色
当指示剂刚好变色，并
在半分钟内不恢复原来
的颜色，即认为已达滴
定终点
酚酞
红色→无色
强碱滴定强酸
甲基橙
橙色→黄色
酚酞
无色→粉红色
强酸滴定弱碱
甲基橙
黄色→橙色
强碱滴定弱酸
酚酞
无色→粉红色
说明：指示剂用量为2—3 滴，因指示剂本身也是
弱酸或弱碱。用量过多，会使滴定时酸或碱的消耗
量增加。
2、实验用品
（1）仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管
夹、铁架台、锥形瓶
（2）试剂：标准液、待测液、酸碱指示剂、蒸馏
水。
（3）滴定管的使用
试剂性质
滴定管
原因
酸性、氧
化性
酸式滴
定管
氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性
碱式滴
定管
碱性物质易腐蚀玻璃，致使
玻璃活塞无法打开
3、实验操作（标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为
例）
（1）滴定前的准备：
①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调
液面→记录
顺序：自来水→蒸馏水→所装溶液润洗
②锥形瓶：注碱液→记读数→加指示剂
顺序：自来水→蒸馏水（禁止用所装溶液洗涤）。
③装液调整液面
装液，使液面一般高于“0”刻度；驱除玻璃尖嘴
处的气泡。
（2）滴定
①左手控制滴定管活塞
右手摇动锥形瓶
眼睛注视锥形瓶内溶液颜色
的变化
②读数
调整液面在“0”刻度或“0”刻度以下，读出初读
数，记为“X.XXml”，滴定终点，读出末读数，记
为“Y.YYml”，实际消耗滴定剂的体积为（Y.YY-
X.XX）ml。
4、数据处理
按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积
的平均值，根据
计算
5、误差分析
分析依据
若V 标偏大⇒c 待偏大；若V 标偏小⇒c 待偏小
考点总结
一、水电离平衡的影响因素及水电离产生的
c(H+)和c(OH-)计算
1、水电离影响因素的4 中实例
条件改
变
平衡移
动方向
c(OH-)
c(H+)
KW
加HCl
向左
减小
增大
不变
NaOH(s)
向左
增大
减小
不变
升温
向右
增大
增大
增大
加NaCO3
向右
增大
减小
不变
2、水电离产生c(H+)和c(OH-)计算的5 种类型
任何水溶液中水电离产生的c(H+)和c(OH-)总是相
等的，有关计算有以下5 种类型（以常温时的溶液
为例）。
（1）中性溶液：c(OH-)=c(H+)=10-7mol/L
（2）酸的溶液——OH-全部来自水的电离
实例：pH=2 的盐酸中c(H+)=10-2mol/L，则
c(OH-)=KW/10-2=10-12mol/L，即水电离出的
c(H+)水=c(OH-)=10-12mol/L。
（3）碱的溶液——H+全部来自水的电离
实例：pH=12 的NaOH 溶液中c(OH-)=10-2mol/L，则
c(H+)=KW/10-2=10-12mol/L，即水电离出的c(OH-)水
=c(H+)=10-12mol/L。
(4)水解呈酸性的盐溶液——H+全部来自水的电离
实例：pH=5 的NH4Cl 溶液中，由水电离出的
c(H+)=10-5mol/L，因部分OH-与部分NH4
+结合使
c(OH-)=10-9mol/L。
（5）水解呈碱性的盐溶液——OH-全部来自水的电
离
实例：pH=12 的Na2CO3溶液中，由水电离出的
c(OH-)=10-2mol/L。因部分H+与部分CO3
2-结合使
c(H+)=10-12mol/L。
注意：
（1）注意区分溶液组成和性质的关系，酸性溶液
不一定是酸溶液，碱性溶液不一定是碱溶液。
（2）常温时，由水电离产生的c(H+)<10-7mol/L 的
溶液因水的电离受到抑制，可能是酸溶液也可能是
碱溶液。
二、pH 计算的整体思路及类型方法
1、整体思路
（1）若溶液为酸性，先求c(H+)，再求pH=-
lgc(H+)。
（2）若溶液为碱性，先求c(OH-)，再求
c(H+)=KW/c(OH-)，最后求pH。
2、类型及方法
（1）酸、碱溶液pH 的计算方法
①强酸溶液
如HnA，设浓度为cmol/L，c(H+)=ncmol/L，pH=-
lgc(H+)=-lg(nc)
②强碱溶液
如B(OH)n，设浓度为cmol/L，c(H+)=(10-14/
nc)mol/L，pH=-lgc(H+)=14+lg(nc)。
（2）酸碱混合溶液pH 的计算：
①两强酸混合：直接求c 混(H+)，带入公式
pH=-lgc 混(H+)计算。
②两强碱混合：先求c 混(OH-)，再根据
KW=c(H+)·c(OH-)计算，求c 混(H+)，由c 混(H+)求
pH。
③强酸、强碱混合
a、恰好完全中和：pH=7
b、酸过量：
c、碱过量：
c 混(H+)=KW/c 混(OH-)
注意：
（1）对于强酸溶液中的c(H+)，每稀释10n倍，pH
增大n 个单位，但增大后不超过7，仍为酸性。对
于强碱溶液中的c(OH-)，每稀释10n倍，pH 减小n
个单位，但减小后不小于7，仍为碱性（无限稀释
7 为限）。
（2）pH 相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱），稀
释相同的倍数，强酸（或强碱）pH 变化大，弱酸
（或弱碱）pH 变化小。
如图，a、b 分别为pH
相等的NaOH 溶液和氨
水的稀释曲线。c、d
分别为pH 相等的盐酸
和醋酸的稀释曲线。
三、酸碱中和滴定
中“四种”操作所引起的误差分析
以标准一元酸溶液滴定未知浓度的一元碱溶液（酚
酞作指示剂）为例，分析以下操作引起的误差。
分析依据：
。
操作一：洗涤
（1）酸式滴定管未用标准酸溶液润洗：V 标变大，
c 待偏高；
（2）碱式滴定管未用待测液润洗：V 标变小，
c 待偏低；
（3）锥形瓶用待测液润洗：V 标变大，c 待偏高；
（4）锥形瓶洗净后还留有蒸馏水：V 标不变，
c 待无影响。
操作二：取液
取碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消
失：V 标变小，c 待偏低；
操作三：滴定
（1）酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡
消失：V 标变大，c 待偏高；
（2）振荡锥形瓶时部分液体溅出：V 标变小，
c 待偏低；
（3）部分酸液滴在锥形瓶外：V 标变大，c 待偏高；
操作四：读数
（1）酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读
数（或前仰后俯）：V 标变小，c 待偏低；
（2）酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读
数（或前俯后仰）：V 标变大，c 待偏高。
注意：
（1）答题时注意题目要求，防止答非所问，如果
要求答“偏高”“偏低”，容易误答成“偏大”
“偏小”。
（2）分析误差时要看清是标准液（在滴定管中）
还是待测液（在锥形瓶中）。
（3）滴定终点≠中和反应恰好进行完全≠溶液呈
中性。中和反应恰好进行完全，得到的溶液不一定
呈中性，有可能呈酸性或碱性。
第八章 第三节 盐类的水解
知识点总结
一、盐类的水解
1、实质
盐 弱酸
破坏水的电离平衡 溶液呈酸性、中性或碱性
H2O 弱碱
2、特点
（1）程度微弱，属于可逆反应。
（2）吸热反应，是酸碱中和反应的逆反应。
3、规律
有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性；同强显中
性。
有以下6 种物质：①KCl ②NH4Cl ③Ca(NO3)2
④CH3COONa ⑤CH3COONH4 ⑥NaHCO3
其中溶液显酸性的是②，溶液显碱性的是④⑥，溶
液显中性的是①③⑤。
4、水解方程式的书写
（1）一般要求：
一般盐类水解程度很小，水解产物很少，气体沉淀
不标“↑”或“↓”，易分解产物（如NH3·H2O 等
电离
弱酸阴离子
弱碱阳离子
电离
H+
OH-
不写其分解产物的形式）。如NH4Cl 的水解离子方
程式为NH4
++H2O⇌NH3·H2O+H+
(2)三种类型的盐的水解方程式的书写：
①多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主，一
般只写第一步水解。如Na2CO3的水解离子方程式为
CO3
2-+H2O⇌HCO3
-+OH- HCO3
-+H2O⇌H2CO3+OH-
②多元弱碱盐水解：方程式一步写完。如FeCl3的
水解离子方程式为Fe3++3H2O⇌Fe(OH)3+3H+。
③有些阴、阳离子相互促进的水解：水解程度较
大，书写时要用“=”“↑”“↓”等。如NaHCO3
与AlCl3混合溶液的反应离子方程式为
Al3++3HCO3
-=Al(OH)3↓+3CO2↑。
二、影响盐类水解的主要因素
1、内因
形成盐的酸或碱的强弱。对应的酸或碱越弱就越易
发生水解。如酸性：CH3COOH>H2CO3，则相同浓度的
Na2CO3、CH3COONa 溶液的pH 大小关系为
pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)。
2、外因
（1）温度、浓度：
条件
移动
方向
水解
程度
水解产生的离
子浓度
升高温度
右移
增大
增大
反应物
浓度
增大
右移
减小
增大
减小
左移
增大
减小
（2）外加物质：外加物质对水解反应的影响取决
于该物质的性质。
①外加酸碱
外加物质
水解程度的影响
弱酸根离子
弱碱阳离子
酸
增大
减小
碱
减小
增大
②加能水解的盐：取决于两种盐的水解形式
a、相同：相互抑制（如NH4Cl、FeCl3）
b、相反：相互促进[如Al2(SO4)3、NaHCO3]
三、盐类水解的应用
1、用热的纯碱溶液洗油污的原因：升温可促进碳
酸钠水解，使溶液中c(OH-)增大。
2、明矾净水的离子方程式：
Al3++3H2O⇌Al(OH)3(胶体)+3H+。
3、制备Fe(OH)3胶体的离子方程式：Fe3+
+3H2O==Fe(OH)3(胶体)+3H+。
4、用离子方程式说明不能在溶液中制取Al2S3的原
因：2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑。
考点应用
一、盐类水解的“七大应用”
应用一：判断溶液的酸碱性：
Na2CO3溶液显碱性的原因是：CO3
2-+H2O⇌HCO3
-+OH-
应用二：配制或贮存易水解的盐溶液：
如配制FeCl3溶液时，先将它溶解在较浓的盐酸
中，再加水至指定浓度；配制CuSO4溶液时，加入
少量的H2SO4，以抑制Cu2+水解。
应用三：判断盐溶液蒸干灼烧时所得的产物：
如AlCl3溶液、FeCl3溶液蒸干后得到Al(OH)3、
Fe(OH)3，灼烧得到Al2O3、Fe2O3，CuSO4溶液蒸干后
得CuSO4固体，NaHCO3溶液低温蒸干后可得NaHCO3
固体。
应用四：离子共存：
Al3+、Fe3+与HCO3
-、CO3
2-因相互促进水解而不共
存，Al3+与AlO2
-，Al3+与S2-因相互促进水解而不共
存。
应用五：解释生活中的现象或事实：
如明矾净水、热纯碱液除油污，草木灰不能与铵盐
混用、泡沫灭火器原理等。
应用六：离子浓度大小的比较：
如碳酸氢钠溶液中离子浓度大小顺序为
c(Na+)>c(HCO3
-)>c(OH-)>c(H+)
应用七：物质的提纯（水解除杂）：
如MgCl2溶液中混有少量Fe3+杂质时，因Fe3+水解的
程度比Mg2+的水解程度大，可加入MgO 或Mg(OH)2
等，导致Fe3+水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而
除去。
注意：
（1）在酸性较强的环境中Fe3+比Al3+、Mg2+、
Cu2+、更易发生水解，可采用加入CuO、Cu(OH)2等
调节pH 的方法生成Fe(OH)3沉淀除去，但不能加入
会引入杂质离子的物质。
（2）相互促进水解的离子在同一溶液中是否可以
大量共存，要看水解产物能否脱离反应体系。如
Fe3+与HCO3
-相互促进水解生成沉淀和气体，水解趋
于完全，二者不能大量共存。CH3COO-和NH4
+水解相
互促进生成的是可溶酸和可溶碱，仍然存在平衡状
态，二者可以大量共存。
二、溶液中离子浓度大小的比较
1、四大依据
依据一：电离平衡→弱电解质电离过程是微弱的。
如H2CO3溶液中：c(H2CO3)>c(HCO3
-)>c(CO3
2-)（多元
弱酸分步电离逐级减弱）
依据二：水解平衡→盐类水解的过程是微弱的。
如Na2CO3溶液中：c(CO3
2-)>c(HCO3
-)>c(H2CO3)（多
元弱酸跟离子分步水解逐级减弱）
依据三：电荷守恒→注重溶液呈电中性。
溶液中所有阳离子所带的正电荷总浓度等于所有阴
离子所带的负电荷总浓度。如NaHCO3溶液中：
c(Na+)+c(H+)=c(HCO3
-)+2c(CO3
2-)+c(OH-)
依据四：物料守恒→注重溶液中某元素的原子守
恒。
在电解质溶液中，某些微粒可能发生变化，但变化
前后某种元素的原子个数守恒。如0.1mol/L
NaHCO3溶液中：c(Na+)=c(HCO3
-)+c(CO3
2-)
+c(H2CO3)=0.1mol/L
2、三大类型
类型一：单一溶液中各离子浓度的比较。
（1）多元弱酸溶液：多元弱酸分步电离，电离程
度逐级减弱。
如H3PO4溶液中：
c(H+)>c(H2PO4
-)>c(HPO4
2-)>c(PO4
3-)
(2)多元弱酸的正盐溶液：多元弱酸弱酸根离子分
步水解，水解程度逐级减弱。
如在Na2CO3溶液中：
c(Na+)>c(CO3
2-)>c(OH-)>c(HCO3
-)
类型二：混合溶液中各离子浓度的比较。
对混合溶液进行离子浓度比较时要综合分析电离、
水解等因素。如在0.1mol/L NH4Cl 溶液和
0.1mol/L 的氨水混合溶液中，个各离子浓度大小
的顺序为c(NH4
+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。
类型三：不同溶液中同一离子浓度的比较。
该类型要看溶液中其他离子对该离子影响。如在相
同物质的量浓度的下列溶液中：
①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4，c(NH4
+)由大到小
的顺序为③>①>②。
注意：
（1）在列电荷守恒式时，注意离子所带电荷的多
少，不要简单认为只是各离子浓度的相加，如书写
NaHCO3溶液中的电荷守恒式时2c(CO3
2-)的化学计量
数“2”不可漏掉。
（2）等式考虑守恒原理，不等式考虑平衡原理。
①等式一般与电荷守恒、物料守恒相联系，如果给
定的等式不是两个守恒式，可以把两个守恒式变化
形式后相互作差，加以推导即可。
②如果给定的是不等式，要先考虑等式，对等式的
一边加入或减少某离子，即可变成不等式。
三：盐溶液蒸干时所得产物的判断方法
1、盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得
原物质，如CuSO4固体。
2、盐溶液水解生成易挥发性酸时，因为在盐蒸干
的过程中酸会逸出，从而使盐的水解进行彻底，得
到相应的弱碱，如AlCl3溶液、FeCl3溶液蒸干后一
般得到Al(OH)3、Fe(OH)3。
1、盐水解生成强碱时，蒸干后一般得到原物质，
如蒸干Na2CO3溶液仍得到Na2CO3固体。
2、考虑盐受热时是否分解。因为Ca(HCO3)2、
NaHCO3、KMnO4、NH4Cl 固体受热易分解，因此蒸干
Ca(HCO3)2溶液得CaCO3固体；蒸干NaHCO3溶液得
Na2CO3固体；蒸干KMnO4溶液得K2MnO4和MnO2的混
合物；蒸干NH4Cl 溶液不能得到固体。
3、还原性盐在蒸干时会被O2氧化。例如Na2SO3溶
液蒸干得Na2SO4。
4、有时要多方面考虑。例如，蒸干NaClO 溶液
时，既要考虑ClO-水解，又要考虑HClO 分解，所
以蒸干NaClO 溶液所得固体为NaCl。
第八章 第四节 难溶电解质的溶解平衡
知识点总结
一、溶解平衡
1、含义
在一定温度下的水溶液中，当沉淀溶解和生成的速
率相等时，即建立了溶解平衡状态。
2、溶解平衡的建立
v 溶解>v 沉淀，固体溶解
v 溶解=v 沉淀，溶解平衡
v 溶解<v 沉淀，析出晶体
3、特征
动——v 溶解=v 沉淀≠0
定——达到平衡时，固体质量、离子浓度保持不变
变——外界条件改变，溶解平衡将发生移动
4、溶度积——溶解平衡常数
（1）表达式：对于溶解平衡
MmAn(s)⇌mMn+(aq)+nAm-(aq)，
Ksp=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n
（2）意义：能够反映难溶电解质在水中的溶解能
力。
（3）影响因素：只受温度的影响，不受溶液中离
子浓度的影响。
二、沉淀溶解平衡的应用
1、沉淀的生成
（1）调pH 法：
如除去CuCl2溶液中的杂质FeCl3，可以向溶液中加
入CuO，调节溶液的pH，使Fe3+形成Fe(OH)3沉淀
而除去。离子方程式为：Fe3++3H2O=Fe(OH)3↓+3H+,
CuO+2H+=Cu2++H2O。
（2）沉淀剂法：
如用H2S 沉淀Hg2+的离子方程式为：
H2S+Hg2+=HgS↓+2H+。
2、沉淀的溶解
（1）酸溶解法：
如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为：CaCO3+2H+=Ca2+
+CO2↑+H2O。
Cu(OH)2溶于稀硫酸，离子方程式为：
Cu(OH)2+2H+=Cu2++2H2O。
（2）盐溶液溶解法：
如Mg(OH)2溶于NH4Cl 溶液，离子方程式为：
Mg(OH)2+2NH4
+=Mg2++2NH3·H2O。
3、沉淀的转化
（1）实质：沉淀溶解平衡的移动。
（2）规律：一般说来，溶解度小的沉淀容易转化
成溶解度更小的沉淀。沉淀的溶解度差别越大，越
容易转化。
（3）应用：
①锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式
为：CaSO4+CO3
2-=CaCO3+SO4
2-。
②矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS 转化为CuS，离子方
程式为：Cu2++ZnS=CuS+Zn2+。
考点应用
一、影响沉淀溶解平衡的因素
1、内因
难溶电解质本身的性质。
难溶电解质的性质是主要因素，溶度积（Ksp）反映
其在水中的溶解能力。对同类型的电解质而言，Ksp
数值越大，电解质在水中溶解度越大；Ksp数值越
小，难溶电解质的溶解度也越小。
2、外因：浓度、温度
（1）浓度：（Ksp不变）
①加水稀释，平衡向溶解的方向移动；
溶解
沉淀
固体
溶质
溶液中
的溶质
②向平衡体系中加入难溶物相应的离子，平衡逆向
移动；
③向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成
更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向溶解的
方向移动。
（2）温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，
升高温度，平衡向溶解的方向移动，Ksp增大。
3、实例
以AgCl 为例：AgCl(s)⇌Ag+(aq)+Cl-(aq)
外界条件
移动方向
c(Ag+)
Ksp
升高温度
正向
增大
增大
加入少量
的AgNO3
逆向
增大
不变
加入Na2S
正向
减小
不变
通入HCl
逆向
减小
不变
注意：（1）沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉
淀溶解平衡移动也同样遵循勒夏特列原理。
（2）绝大多数固体的溶解度随温度的升高而增
大，但有少数物质的溶解度随着温度的升高而减
小，如Ca(OH)2。
（3）Ksp大的物质，溶解度不一定大，只有组成相
似的物质，才能用Ksp比较其溶解度的大小。
二、溶度积在沉淀溶解平衡中的“三大应用”
通过比较溶度积（Ksp）和溶液中有关离子浓度幂的
乘积（离子积Qc）的相对大小，可以判断难溶电解
质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。
（1）Qc>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液
饱和，达到新的平衡状态；
（2）Qc=Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状
态；
（3）Qc<Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过
量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。
应用一、沉淀的生成
（1）条件：离子浓度积（Qc）大于溶度积
（Ksp）。
（2）应用：
①分离离子：同一类型的难溶电解质，如AgCl、
AgBr、AgI，溶度积小的物质先析出，溶度积大的
物质后析出。
②控制溶液的pH 来提纯物质，如除去CuCl2中的
FeCl3就可以向溶液中加入CuO 或Cu(OH)2等物质，
将Fe3+转化为Fe(OH)3而除去。
应用二、沉淀的溶解
当溶液中溶度积Qc小于Ksp时，沉淀可以溶解，其
常用的方法有：
（1）酸碱溶解法：加入酸或碱与溶解平衡体系中
的相应离子反应，降低离子浓度，使平衡向溶解的
方向移动，如CaCO3可溶于盐酸。
（2）盐溶解法：加入盐溶液，与沉淀溶解平衡体
系中某种离子反应生成弱电解质，从而减小离子浓
度使沉淀溶解，如Mg(OH)2溶于NH4Cl 溶液。
（3）氧化还原法：通过发生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，如Ag2S
溶于硝酸。
应用三、沉淀的转化
（1）沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。一
般是溶解度小的沉淀会转化生成溶解度更小的沉
淀。
（2）溶解度较小的沉淀在一定条件下也可以转化
成溶解度较大的沉淀，如在BaSO4的饱和溶液中加
入高浓度的Na2CO3溶液，也可以转化成溶解度较大
的BaCO3沉淀。
注意：（1）溶度积曲线上的点表示该条件下，达
到溶解与沉淀平衡状态；在曲线下方的点表示该温
度下未达到平衡，在曲线上方的点表示过饱和状
态。
（2）涉及Qc的计算时，易忽视等体积混合后离子
的浓度均减半而使计算出错。故离子浓度一定是混
合溶液中的离子浓度，所代入的溶液体积也必须是
混合液的体积。
