2022年水溶液中离子的平衡知识点.docx

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1、精选学习资料 - - - - - - - - - 专 题 六电离平衡本专题是考查的肯定热点,属于必考内容； 一般一张试卷有1-2 道题目考查本专题内容,分值在 4-10分左右；弱电解质的电离平稳和溶液酸碱性是历届高考的热点内容,主要以考查溶液的导电性、弱电解质的电离平稳,外界条件对弱电解质电离平稳的影响以及弱电解质的电离与溶液的酸碱性、离子浓度大小比较等内容为主；关于溶液 PH的运算, 显现了以字母表示溶液的PH,已知混合前后溶液的体积求混合后 PH,或者已知酸碱的体积比和混合后PH 求酸或碱的浓度等类型题目；【命题规律 】：从考查内容上看,主要集中在：判定电解质、非电解质；外界条件对电离平稳

2、的影响及电离平稳移动、离子浓度大小比较；同浓度（或同PH）强、弱电解质溶液的比较,如c（H +）大小、起始反应速率、中和酸（或碱）的才能、稀释后PH的变化；强弱电解质的判定；物质导电性的强弱；电离平稳常数的简洁运算或半定量分析；水的电离平稳及其影响因素；溶液酸碱性（或PH大小）的判定；已知PH或浓度的强酸、强碱混合分析溶液酸碱性；有关溶液PH运算；其中溶液的酸碱性、离子浓度大小比较是高考的必考题,这类题目能有效地测试考生的判定、推理运算等思维才能；【考点一 电离和电离平稳】1、【强电解质与弱电解质的区分】定义强电解质弱电解质溶于水后几乎完全电离的电解质溶于水后只有部分电离的电解质化合物类型离子

3、化合物及具有强极性键的某些具有弱极性键的共价化合物；共价化合物电离程度几乎 100完全电离只有部分电离电离过程不行逆过程,无电离平稳可逆过程,存在电离平稳溶液中存在的微只有电离出的阴阳离子,不存在既有电离出的阴阳离子,又有电解质分子粒（水分子不计）电解质分子弱酸： H2CO 3 、CH3COOH等；实例绝大多数的盐（包括难溶性盐）强酸： H2SO4、HCl、HClO4等 强碱： Ba（HO）2 Ca（HO）2 等弱碱： NH3H2O、 Cu（OH） 2 Fe（OH） 3 等；少数盐： CH3COO2Pb、HgCl2电离方程式KNO 3=K +NO3NH3H2ONH4 +OHH +S 2- H2

4、SO4=2H +SO4 2H2SH +HS _ HS_电解质、非电解质都是化合物SO2、 NH3、CO2 等属于非电解质强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水,但溶于水的BaSO4全部电离,故BaSO4 为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关；【留意】：1 多元强酸电离一步完成且完全如 H nA=Nh +A n而多元弱酸的电离是分步进行的,且其次步电离比第一步电离困难,第三步电离比其次步电离更困难,但每步电离都存在相应的电离平稳,因此应分步书写电离方程式；例如磷酸的电离方程式应写三步：H3PO4 H +H2PO4,H2PO4 H +HPO 2 , HPO4 2 H +PO

5、4 3,不能合并成 H3PO4 3H +PO4 3；由于磷酸溶液中的 H + 主要由第一步电离打算,因此磷酸的电离方程式有时也可只写第一步；多元弱碱也是分步电离,但是可按一步电离写出 Fe（OH） 3 Fe 3+3OH-. 2 强酸酸式盐在水溶液中完全电离,在稀溶液中不存在酸式酸根,如就电离成金属离子和酸根离子,如NaHSO 4=Na +HSO- 酸式盐在熔融状态下与溶于水时的电离不同：NaHSO 4=Na +H +SO4 2- . 在熔融状态下名师归纳总结 - - - - - - -第 1 页,共 9 页精选学习资料 - - - - - - - - - 熔融 Na2HSO4= Na+HSO4

6、NaHCO 3=Na+HCO 3溶于水Na2HSO4=Na+H+SO4 2NaHCO 3=Na+HCO 3HCO 3H+CO3 2（3）弱酸的酸式盐的电离是分步电离,先完全电离成金属离子和酸式酸离子,酸式酸根再部分电离；如NaHCO 3=Na +HCO- ,HCO H +CO 2-这种情形可称作 “ 强中有弱”；弱酸的酸式盐分步电离,第一步不行逆,以后步步可逆,且一步比一步的电离程度小；（4）两性氢氧化物双向电离 : AlO2 H + H2O AlOH3 Al 3+3OH2、【判定电解质强弱的方法】 以 HAc为例 ：（1）在相同浓度、相同温度下,与强电解质溶液导电性对比试验；（2）浓度与 P

7、H的关系,测 0.01mol/LHAc 溶液的 pH2,说明醋酸是弱酸；（3）测 NaAc溶液的 pH值,呈碱性,就证明醋酸是弱酸；（4）测 pH=a的 HAc稀释 100 倍后所得溶液 pHSPSi, ,就酸性 HClO4H2SO4H3PO4H2SiO3 最高价氧化物对应的水化物） ；金属性 NaMgAl,就碱性 NaOHMgOH 2AlOH3；（10）利用较强酸（碱）制备较弱酸（碱）判定电解质强弱；如将 明碳酸的酸性大于苯酚；（二）、电离平稳【概念 】：弱电解质的电离平稳指在肯定条件下（温度、浓度）CO2通入苯酚溶液中显现浑浊；说,弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态

8、；电离平稳是化学平稳的一种,同样具有化学平稳的特点,条件转变时平稳 移动的规律符合勒夏特列原理； 1 、【弱电解质的电离平稳的特点】：c1 动态平稳：电离方程式中用“” ,如： CH3COOH CH3COO+H +；2 条件转变：平稳被打破；如在 CH3COOH的石蕊溶液中（呈红色）加入固体（CH3COO）,平稳左移,c（ H +）变小,使红色变浅；CH3COONH 4,即增大了3 弱电解质在离子反应中电离平稳发生移动；将等质量的锌粉分别投入10mL0.1mol/L 盐酸和10mL0.1mol/L 醋酸中,试验结果：盐酸的反应速率比醋酸快；如锌足量,就产生氢气的体积相等；由于当浓度和体积相同时

9、,盐酸是强酸,c（H +）大,所以反应速率快,但二者可电离出来的H +的物质的量相等,仅仅是后者随着反应的进行,醋酸的电离平稳不断发生移动；4 从导电试验可知,弱电解质少部分电离,大部分以分子形式存在,打算了它在离子方程式书写中 保留分子形式；如醋酸和烧碱溶液中和反应的离子方程式应写成：CH3COOH+OH= CH3COO+H2O；5 导电性强弱与电解质强弱的关系：电解质的强弱由物质内部结构打算,电解质的强弱在一般情形 下影响着溶液导电性的强弱；导电性强弱是由溶液离子浓度大小打算的；假如某强电解质溶液浓度很小,那么它的导电性可以很弱,而某弱电解质虽然电离程度很小,但假如浓度较大时,该溶液的导电

10、才能也 可以较强；因此,强电解质溶液的导电才能不肯定强,弱电解质的导电才能也不肯定弱；2、【影响电离平稳的因素】：I. 内因：由电解质本身的性质打算；共价键极性越弱,电解质越弱；电解质越弱,其电离程度越小,常温下绝大多数0.1mol/L弱电解质店里的分子不超过10%. II. 外因：主要是温度、浓度、同离子效应；名师归纳总结 以 CH3COOH CH3COOH为例（电离过程中需要破坏化学键,为吸热过程） ,上升温度,第 2 页,共 9 页1温度 : 弱电解质的电离过程一般是吸热的- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 电离平稳向右移动（一般加热不考虑电解质会

11、发、分解）CH3COOH电离程度增大,cH、cCH3COO 增大； 2浓度 : 浓度越大,电离程度越小；加水稀释CH3COOH溶液,电离平稳向右移动,电离程度增大: nCH3COO 、 nH 增大,但 cCH3COO 、cH 减小；3同离子效应：向弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质,电离平稳向逆反应移动；例如 0.1mol/L 的醋酸溶液中存在如下平稳：CH3COOH CH3COOH；加入 CH3COONa固体或 HCl,由于增大 cCH3COO 或 cH,使 CH3COOH的电离平稳向逆反应方向移动；前者使 cH 减小,后者 cH 增大； 4其他外加试剂：加入能与弱电解质的电

12、离产生的某种离子反应的物质时,有利于电离；3、【电离平稳常数】 ：1 概念：在肯定条件下,弱电解质的电离达到平稳时,溶液中电离所产生的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数,这个常数叫做电离平稳常数 ,用 K 表示（酸用Ka表示,碱用Kb表示）；2 表示方法： ABA +B- Ka 或 Kb 的大小,可以判3K 的意义： K 值越大,表示该电解质较易电离,所对应的弱酸弱碱较强；从断弱酸和弱碱的相对强弱,例如弱酸的相对强弱：如： H2SO3H3PO4HFCH 3COOHH 2CO 3H2SHClO4 影响 K 值大小的因素：K 值不随浓度而变化,但随温度而变化；5 多元弱酸的电

13、离；多元弱酸是分步电离的,且越向后的电离越困难,其电离出来的离子浓度也越小,酸性主要由第一步电离打算；如H3PO4 的电离：H +、H2PO4 、HPO2、PO4 3等离子,其第一步电离：H3PO4 H +H2PO4 H +HPO 2 H +PO4 3（较易） K1其次步电离：H2PO42HPO（较难） K2第三步电离：（困难） K3明显： K1K2K3；在磷酸溶液中,由 H3PO4电离出来的离子有离子浓度的大小关系为：；cH +cH 2PO4cHPO 4 2cPO 4 3 4、【电离度】电离度在肯定条件,弱电解质在水溶液里达电离平稳时,已电离的电解质分数占原先总分子数（包括已电离的和未电离的

14、）的百分数电离度（ ） = （已电离弱电解质分子数/ 原弱电解质分子数）*100% 内因：电解质的本性；外因：温度和溶液的浓度等；（1）浓度的影响：电离度随浓度的降低而增大；（因浓度越稀,离子相互碰撞而结合成分子的机会越少,电离度就越大； ）（2）温度的影响：由于电离过程是吸热的,因此温度上升离子化倾向加强,又因大多数电解质电离时没有显著的热量变化,这就导致温度对电离度虽有影响,但影响并不大的必定结果；一般情形下,温度对电离度影响不大,但水的离解过程显著吸热,所以温度上升可以增大水的电离度；因此,用电离度比较几种电解质的相对强弱时,就当留意所给条件,即浓度和温度,如不注明温度通常指 25；（三

15、）、水的电离平稳及溶液的酸碱性1、【水的电离 KW】水是一种极弱的电解质：水电离平稳：: 从纯水的导电试验测得,在 25时, 1L 纯水中只有 10-7 mol 电离,因此纯水中的 H +浓度和 OH-浓度各等于 10-7 mol/L ,所以 PH=7,如温度上升 ,水电离程度增加,虽 PH. 7 ,但仍为中性；2、【水的离子积常数】名师归纳总结 - - - - - - -第 3 页,共 9 页精选学习资料 - - - - - - - - - KW = cH + cOH- 25时 , H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+ OH- = 1.0*10-14 【留意 】：KW只与

16、温度有关,温度肯定,就KW值肯定； KW不仅适用于纯水,适用于任何溶液（酸、碱、盐）水电离特点： （1）可逆（2）吸热（3）极弱3、【溶液酸碱性的判定】溶液呈酸性、碱性仍是中性,应看 cH 和 cOH 的相对大小,判定溶液酸碱性的依据主要有三点：判据 1 在 25时的溶液中：cH 1 10 7 mol/L 溶液呈酸性cH 1 10 7 mol/L 溶液呈中性cH107 mol/L 时,溶液呈酸性,且 cH 越大,酸性越强；cOH 越大,碱性越强；判据 2 在 25时的溶液中： pH 7 溶液呈碱性判据 3 在任意温度下的溶液中：cH cOH 溶液呈酸性cH cOH 溶液呈中性cH cOH 溶液

17、呈碱性【留意】用 pH判定溶液酸碱性时,要留意条件,即温度；不能简洁地认为 pH等于 7 的溶液肯定为中性,如 100时, pH6 为中性, pH6显碱性,所以使用一般认为是常温,就以pH7 为中性；-14 4、【影响水电离平稳的外界因素】：酸、碱：抑制水的电离 KW. 1*10pH时需注明温度,如未注明温度,温 度 ：促进水的电离 （水的电离是吸热的） ,故水的电离平稳向右移动,H和 OH的浓度同时增大, K W增大, PH变小,但由于 cH）和 cOH 始终保持相等,故仍显中性 . 易水解的盐：促进水的电离 K W . 1*10-14；如向纯水加入能发生水解的盐,由于弱酸根阴离子或弱碱的阳

18、离子能结合水电离出来的H或 OH,生成较难电离的物质,破坏水的平稳,使水的电离平稳正向移动,使水溶液呈酸性或碱性,PH转变,但只要温度不变,KW就不变；如所加的盐既不能与水中的 H或 OH发生反应,自身有不能电离出 H或 OH,就不能破坏水的电离平稳,不能使水的电离平稳发生移动；其他因素：如向水中加入活泼金属,由于与水电离出的 H反应,因而使水的电离向右移动；5、【溶液的酸碱性和 pH】：（1）pH=-lgcH+ （2）pH的测定方法：酸碱指示剂甲基橙、石蕊、 酚酞；变色范畴：甲基橙 3.1-4.4（橙色）石蕊 5.0-8.0（紫色）酚酞 8.2-10.0（浅红色） pH 试纸操作 玻璃棒蘸取

19、未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可；留意：事先不能用水潮湿 PH试纸；广泛 pH试纸只能读取整数值或范畴【重难点】pH 试纸的使用1使用 pH试纸测量溶液的 pH 时,一般先把一小片试纸放在干净干燥的表面器皿或玻璃片上,用沾有待测液的玻璃棒点在试纸的中部,不能把试纸放在待测液中测定；2使用 pH试纸测量溶液pH时,不能用水将pH试纸润湿；由于这样做,已将溶液稀释,导致测定的 pH不精确；名师归纳总结 3用广泛 pH试纸测出的溶液pH 只是整数值,而不会是3.1 、 5.2 等小数值； lg nc；强第 4 页,共 9 页【重难点四】有关 pH的运算 nc mol/L , pH lg c

20、H1单一溶液pH的运算强酸溶液 HnA,其物质的量浓度为c mol/L ,就： cH- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 碱溶液 BOHn ,其物质的量浓度为c mol/L ,就 cOH nc mol/L ,cH 1.0 1014 mol/L ,pHnclg cH 14lg nc；6、【混合液的 pH 值运算方法公式】1、强酸与强酸的混合： （先求 H + 混：将两种酸中的 H +离子物质的量相加除以总体积,再求其它） H + 混 = （H + 1V1+H + 2V2）/ （V1+V2）2、强碱与强碱的混合： （先求 OH- 混：将两种酸中的 OH离子物质

21、的量相加除以总体积,再求其它） OH- 混（ OH- 1V1+OH- 2V2）/ （V1+V2） 留意 : 不能直接运算 H+ 混 3、强酸与强碱的混合： （先据 H + + OH- =H 2O运算余下的 H +或 OH-）,H +有余,就用余下的 H +数除以溶液总体积求 H + 混；OH-有余,就用余下的 OH-数除以溶液总体积求 OH- 混,再求其它7、【稀释过程溶液 pH 值的变化规律】 ： 1 、强酸溶液：稀释 10 n 倍时, pH稀 = pH 原+ n （但始终不能大于或等于 7） 2 、弱酸溶液：稀释 10 n 倍时, pH稀. pH 原+n （但始终不能大于或等于 7） 3

22、、强碱溶液：稀释 10 n 倍时, pH稀 = pH 原 n （但始终不能小于或等于 7） 4 、弱碱溶液：稀释 10 n 倍时, pH稀 . pH原 n （但始终不能小于或等于 7） 5 、不论任何溶液,稀释时 pH均是向 7 靠近（即向中性靠近） ；任何溶液无限稀释后 pH 均接近 7 6 、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快；8、【强酸（ pH1）强碱（ pH2）混和运算规律】w】. w.w.k.s.5.u.c.o.m （1）、如等体积混合 pH1+pH2=14 就溶液显中性pH=7 pH1+pH215 就溶液显碱性pH=pH2-0.3 pH1+pH213

23、 就溶液显酸性pH=pH1+0.3 （2）、如混合后显中性 pH1+pH2=14 V酸： V碱=1：1 14- （pH1+pH2）. pH1+pH2 14 V, 酸： V碱=1：109、【酸碱中和滴定】 ：1、中和滴定的原理实质： H +OH=H2O 即酸能供应的H +和碱能供应的OH-物质的量相等；2、中和滴定的操作过程：（1）仪滴定管的刻度,O 刻度在上,往下刻度标数越来越大,全部容积大于它的最大刻度值,由于下 端有一部分没有刻度；滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱）,也 不得中途向滴定管中添加；滴定管可以读到小数点后一位；（2）药品：标准液；待测液；指示剂

24、；（3）预备过程：预备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面；（洗涤：用洗液洗检漏：滴定管是否漏水用水洗用标准液洗（或待测液洗）装溶液排气泡调液面记数据 V始 （4）试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析 n 酸 c 酸 V 酸=n 碱 c 碱 V碱进行分析 误差分析：利用 式中： n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c酸或碱的物质的量浓度；名师归纳总结 V酸或碱溶液的体积；当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,就：第 5 页,共 9 页碱=nncVV c- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 上述公式在求算浓度时很便利,而在分析误差时起主要作用的是分子上的 V 酸的变

25、化,由于在滴定过程中 c 酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,如稀释了虽实际值变小,但表达的却是 V 酸的增大,导致 c 酸偏高； V 碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的,当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的削减,即 V 酸减小,就 c 碱降低了；对于观看中显现的误差亦同样如此；综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时,c 碱的误差与 V酸的变化成正比,即当 V酸的实测值大于理论值时,c 碱偏高,反之偏低；同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然；【重难点五 中和滴定】 1 中和滴定的关键1 精确测定参与反应的两种溶液的体积；2 精确判定中和滴定的

26、终点； 2 指示剂的挑选在酸碱中和滴定时,常选甲基橙和酚酞作指示剂,不能用石蕊试液 因变色范畴太大 ； 3 操作留意事项1 滴速：先快后慢,当接近终点时,应一滴一摇；2 终点：最终一滴恰好使指示剂颜色发生明显的转变且半分钟内不变色,读出 V 标 记录；3 在滴定过程中, 左手掌握活塞或玻璃小球, 4 误差分析右手摇动锥形瓶, 两眼凝视锥形瓶内溶液颜色的变化；中和滴定试验中,产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等,分析误差要依据运算式分析,c 待测c标准V标准 V待测,当用标准酸溶液滴定待测碱溶液时,c 标准、V 待测均为定值, c 待测的大小取决于V标准的大小；以下为不正确操作导致的试验结果

27、偏差：1 仪器洗涤酸式滴定管水洗后,未润洗 偏高 ；酸式滴定管水洗后,误用待测液润洗 偏高 ；碱式滴定管水洗后,未润洗 偏低 ；锥形瓶水洗后,用待测液润洗 偏高 ；2 量器读数滴定前俯视酸式滴定管,滴定后平视 偏高 ；滴定前仰视酸式滴定管,滴定后俯视 偏低 如下列图；滴定完毕后,立刻读数,半分钟后颜色又褪去 偏低 ；3 操作不当滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡,滴定终止后气泡消逝 偏高 ；滴定过程中,振荡锥形瓶时,不当心将溶液溅出 偏低 ；滴定过程中,锥形瓶内加少量蒸馏水 无影响 ；8、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 水解的实质：水溶液中盐

28、电离出来的离子跟水电离出来的 动,促进水的电离；盐类水解规律：H +或 OH-结合生成弱电解质的反应；H +或 OH-结合 , 破坏水的电离,是平稳向右移 a. 有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解；谁强显谁性,两弱都水解,同强显中性； b. 多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强； 如:Na 2CO3NaHCO 3 盐类水解的特点： （1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热影响盐类水解的外界因素：名师归纳总结 - - - - - - -第 6 页,共 9 页精选学习资料 - - - - - - - - - a 温度：温度越高,水解程度越大（水解吸热,越热越水解）

29、b浓度：浓度越小,水解程度越大（越稀越水解）OH - 促进阳离子水解而抑制阴离 c酸碱：促进或抑制盐的水解（H +促进阴离子水解而抑制阳离子水解；子水解）酸式盐溶液的酸碱性： a 只电离不水解：如 HSO- 显酸性 b 电离程度水解程度,显酸性 c 水解程度电离程度,显碱性双水解反应：（如 : HSO3- 、 H2PO4-）（如： HCO- 、 HS- 、HPO 2-）（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应；双水解反应相互促进,水解程度较大,有的甚至水解完全；使得平稳向右移；Fe 3+、Al3+与 AlO2-、CO3 2-HCO3- 、S 2-HS- 、 SO3 2-HSO3- ；S 2-与

30、 NH4+；（2）常见的双水解反应完全的为：CO3 2-HCO3- 与 NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体；双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平稳,如： 2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2AlOH3 + 3H 2S盐类水解的应用：水解的应用实例原理1、净水明矾净水 Al3+3H2O AlOH3 胶体 +3H+2、去油污用热碱水冼油污物品 CO3 2-+H2O HCO3- +OH3、药品的储存配制 FeCl 3 溶液经常加入少量盐酸 Fe3+3H2O FeOH+ 3+3H配制 Na2CO3 溶液经常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH4、制备无水盐由 MgC

31、l26H2O 制无水 MgCl2 在 HCl 气如不然,就： MgCl 26H2O MgOH2+2HCl+4H2O 流中加热 MgOH2 MgO+H2O 5、泡沫灭火器用 Al 2SO4 3与 NaHCO 3 溶液混合Al3+3HCO- =AlOH 3 +3CO26、比较盐溶液中比较 NH4Cl 溶液中离子浓度的大小NH4+H2O NH+ 3H2O+H离子浓度的大小cCl-cNH 4 +cH+cOH-盐类水解方程式的书写一般要留意一下几点：（1）一般来说盐类水解的程度不大,是中和反应的逆反应,由于中和反应趋于完成,所以盐类的水解反应是柔弱的, 盐类水解的离子方程式一般不写“ =” ,而是写 “

32、” ；由于盐类的水解程度一般都很小,通常不生成沉淀和气体,因此盐类水解的离子方程式中一般不标“ ” 或“ ” 的气标,也不把生成物（如 NH3H2O、H2CO 3等）写成其分解产物的形式；2CO3（2）多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的,且以第一步水解为主,例如Na2CO3的水解：第一步：+ H 2O HCO 3+ OH、其次步： HCO+ H2O H 2CO3 + OH；多元弱碱的阳离子水解复杂,可看做一步水解,例如 Fe 3+ 的水解： Fe 3+ + 3H2O FeOH 3 + 3H +；（3）多元弱酸的酸式酸根离子既有水解倾向又有电离倾向,以水解为主的,溶液显碱性；以电离为主的名师归纳

33、总结 溶液显酸性；例如：HCO、HPO 2在溶液中以水解为主,其溶液显碱性；HSO、H2PO4在溶液中以电离为第 7 页,共 9 页- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 主,其溶液显酸性；（4）能发生双水解的离子组,一般来说水解都比较完全,由于不形成水解平稳,书写时生成物显现的沉淀、气体物质要标明状态,即标上“ ”、“ ” 符号,中间用“=” 连接,如 NaHCO 3溶液与 Al 2SO4 3溶液混合： Al 3+ +3HCO3=AlOH 3 + 3CO2 和此类似的仍有：Al 3+ 与 CO3 2、 HCO、S 2、HS、SiO3 2、AlO2；Fe 3

34、+ 与 CO3 2、HCO、SiO3 2 、AlO2；NH4 + 与 SiO3 2、AlO2等；留意肯定要利用电荷守恒将其配平,看反应物中是否需要加水；9、水解平稳常数（Kh）对于强碱弱酸盐： Kh =Kw/KaKw为该温度下水的离子积,Ka 为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平稳常数 对于强酸弱碱盐： Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积,Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平稳常数）电离、水解方程式的书写原就 1 、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原就：分步书写【留意】：不管是水解仍是电离,都打算于第一步,其次步一般相当柔弱； 2 、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）

35、书写原就：一步书写四、溶液中微粒浓度的大小比较基本原就 ：抓住溶液中微粒浓度必需满意的三种守恒关系：电荷守恒：任何溶液均显电中性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和物料守恒 : （即原子个数守恒或质量守恒）质子守恒：某原子的总量 或总浓度 其以各种形式存在的全部微粒的量 即水电离出的 H +浓度与 OH- 浓度相等； 或浓度 之和五、难溶电解质的溶解平稳 1 、【难溶电解质的溶解平稳的一些常见学问】+ 降至 10-7mol/L10-5mol/L ,（1）溶解度小于 0.01g 的电解质称难溶电解质；（2）反应后离子浓度降至 1*10-5 以下的反应为完全反

36、应；如酸碱中和时 H故为完全反应,用“=” ,常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L ,故均用“=” ；（3）难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平稳；（4）把握三种微溶物质：CaSO 4、 CaOH2、Ag2SO4（5）溶解平稳常为吸热,但 CaOH2为放热,升温其溶解度削减；（6）溶解平稳存在的前提是：必需存在沉淀,否就不存在平稳；2、【溶解平稳方程式的书写】留意在沉淀后用 s 标明状态,并用“” ；如： Ag2Ss 2Ag +aq ）+ S 2-aq 3、【沉淀生成的三种主要方式】（1）加沉淀剂法：Ksp 越小（即沉淀越难溶） ,沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全；

37、（2）调 pH值除某些易水解的金属阳离子：如加（3）氧化仍原沉淀法：（4）同离子效应法 4、【沉淀的溶解】 ：MgO除去 MgCl2 溶液中 FeCl 3；沉淀的溶解就是使溶解平稳正向移动；常采纳的方法有：酸碱；氧化仍原；沉淀转化；5、【沉淀的转化】 ：溶解度大的生成溶解度小的,溶解度小的生成溶解度 更小 的；如： AgNO3 AgCl 白色沉淀 AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag 2S（黑色）6、【溶度积（ KSP）】名师归纳总结 - - - - - - -第 8 页,共 9 页精选学习资料 - - - - - - - - - （1）、定义：在肯定条件下,难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率,溶液中各离子的浓度保持不变的状态；（2）、表达式： AmBns mA K SP= cA n+ m . cBn+aq+nBm-aq m-n（3）、影响因素：外因：浓度：加水,平稳向溶解方向移动；温度：升温,多数平稳向溶解方向移动；（4）、溶度积规章名师归纳总结 QC（离子积）. KSP 有沉淀析出第 9 页,共 9 页 QC =KSP 平稳状态 QC . KSP 饱和,连续溶解- - - - - - -