盐类的水解难溶物的电离平衡电化学
盐类水解与难溶电解质的溶解平衡
衡左移，水解程度减小
。
11．溶度积及其应用
对于难溶性电解质AaBb，溶度积的公式为Ksp＝c(Ab
＋)a· c(Ba－)b。
注意溶度积是饱和溶液中离子浓度幂的乘积，而非
浓度的乘积。溶度积越小，越难溶。
一般溶度积较大的沉淀可以转换成溶度积较小的沉
淀，工业上利用该原理，常用硫化锌、硫化锰来除去
水中的Cu2＋、Hg2＋等离子。
①温度：温度越高水解程度越大。水解是吸热反应。
c(OH－)均减小，c(H＋)增大。
③酸碱：促进或抑制盐的水解。
浓度、温度对水解平衡的影响 (1)常温时浓度均为0.1 mol/L NH4NO3、
CH3COONH4 、 NH4Al(SO4)2 的三种溶液中，若测得
其中 NH 浓度分别为 X 、 Y 、 Z ，则 X 、 Y 、 Z 由大到小 的顺序是 溶液的pH( ) 。 (2) 在浓度相同时，不同温度条件下的 CH3COONa
请根据以上信息回答下列问题： (1)25 ℃时，将20 mL 0.10 mol· L－1CH3COOH溶
液和20 mL 0.10 mol· L－1HSCN溶液分别与 20 mL
0.10 mol· L－1NaHCO3溶液混合， 反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存 在明显差异的原因是 HSCN 的酸性比 CH3COOH 强，
A．温度高pH大
C．温度高pH小
B．温度低pH小
D．温度低pH大
1. NH4+ 物质的量浓度相同的下列各物质的溶液中，物 质的量浓度最大的是( B ) A．NH4Fe(SO4)2 B．NH4HCO3 C．NH4HSO4 D．NH4Cl 四种物质均只含一个铵根， NH4+物质的量浓度相同的
电离平衡与盐类水解的实验原理
电离平衡与盐类水解的实验原理一、引言电离平衡和盐类水解是化学中重要的概念，对于理解酸碱反应、酸碱指示剂、缓冲溶液等有着非常重要的作用。
本文将介绍电离平衡和盐类水解的实验原理。
二、电离平衡1. 概念电离平衡是指在溶液中，弱电解质分子与其所生成的离子之间达到动态平衡状态的过程。
在该过程中，弱电解质分子会不断地与水分子发生反应，形成一定量的离子，同时这些离子又会重新结合成为弱电解质分子。
2. 实验原理（1）测定弱酸或弱碱的pH值：将一定浓度的弱酸或弱碱加入到水中，用pH计测定其pH值。
然后加入少量NaOH或HCl，并再次测定其pH值。
通过计算两次测得的pH值差异来确定该弱酸或弱碱的电离常数。
（2）测定沉淀产物溶解度积：将一定量的沉淀产物加入到已知浓度溶液中，并通过滴加一定浓度的NaOH或HCl来观察沉淀产物的溶解情况。
通过计算沉淀产物的溶解度积来确定其电离常数。
三、盐类水解1. 概念盐类水解是指在水中，盐类分子与水分子发生反应，形成酸碱或氧化还原反应的过程。
在该过程中，水分子起到了催化剂的作用，促进了盐类分子与水分子之间的反应。
2. 实验原理（1）测定pH值：将一定浓度的盐类加入到水中，并用pH计测定其pH值。
通过比较该溶液与等浓度NaCl或KCl溶液的pH值差异来判断该盐是否发生了水解反应。
（2）通过滴定法测定电离常数：将一定浓度的盐类加入到已知浓度酸或碱中，并通过滴加一定量NaOH或HCl来观察溶液的变化。
通过计算滴加NaOH或HCl所需量以及pH值变化等数据来确定该盐发生了酸碱反应还是氧化还原反应，并进而计算出其电离常数。
四、结论本文介绍了电离平衡和盐类水解的实验原理，通过实验可以得到相应的电离常数等数据，有助于深入理解酸碱反应、酸碱指示剂、缓冲溶液等化学概念。
盐类的水解 难溶物的电离平衡 电化学
盐类的水解一、盐类的水解1.实质,盐电离,弱酸的阴离子结合H+,弱碱的阳离子结合OH-,生成弱电解质,破坏了电离平衡,水的电离程度增大,c(H+)≠c(OH-),溶液呈现酸性或者碱性2.特点,程度微弱,属于可逆反应, ,就是的逆反应。
3.水解的规律,有弱才水解,越弱越水解,谁强显谁性,同强显中性。
4.水解方程式的书写一般盐类的水解程度小,如果产物易分解(如氨水,碳酸)也不写成分解产物的形式Eg:氯化铵的水解离子方程式:多元弱酸盐的水解分布进行,以第一步为主,一般只写第一步水解的离子方程式Eg:碳酸钠的水解离子方程式:多元弱碱盐的水解方程式一步写完Eg:氯化铁的水解离子方程式:若阴、阳离子水解相互促进,由于水解程度较大,书写要用等号,气体,沉淀符号Eg:碳酸氢钠与氯化铝混合溶液:常见能发生水解相互促进的离子组合有:铝离子与碳酸根,碳酸氢很,硫离子,硫氢根,偏铝酸根,以及铁离子与碳酸根,碳酸氢根二、影响水解的主要因素1.内因,酸或者碱越弱,其对应的弱酸根离子与弱碱阳离子2.外因,改变温度,浓度,外加酸碱水解平衡的移动水解程度水解产生离子的浓度三、盐类水解反应的运用1,除油污,用热纯碱溶液清洗的原因？2,配制盐溶液,配制氯化铁溶液时,为抑制铁离子水解,因加入3,作净水剂,铝盐净水原理用4,制备物质,用氯化钛制备氧化钛的反应可表示为制备硫化铝不能在溶液中进行的原因问题:配制硫酸亚铁时,为何要加入硫酸,并加入少量铁屑？四、 1、离子浓度的定量关系电荷守恒式物料守恒式2.溶液中离子浓度的大小关系多元弱酸溶液多元弱酸的正盐溶液不同溶液中同一离子浓度的大小关系比较混合溶液中各离子浓度的大小比较练习:一、选择题1.下列说法不．正确的就是( )A.明矾能水解生成Al(OH)3胶体,可用作净水剂B.水解反应 NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H ＋达到平衡后,升高温度平衡逆向移动C.制备AlCl3、FeCl3、CuCl2均不能采用将溶液直接蒸干的方法D.盐类水解反应的逆反应就是中与反应2.一定条件下,CH3COONa溶液存在水解平衡:CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－下列说法正确的就是( )A.加入少量NaOH固体,c(CH3COO－)增大B.加入少量FeCl3固体,c(CH3COO－)增大C.稀释溶液,溶液的pH增大D.加入适量醋酸得到的酸性混合溶液:c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－)3.下列运用与碳酸钠或碳酸氢钠能发生水解的事实无关的就是( )A.实验室盛放碳酸钠溶液的试剂瓶必须用橡胶塞而不能用玻璃塞B.泡沫灭火器用碳酸氢钠溶液与硫酸铝溶液,使用时只需将其混合就可产生大量二氧化碳的泡沫C.厨房中常用碳酸钠溶液洗涤餐具上的油污D.可用碳酸钠与醋酸制取少量二氧化碳4.下列溶液中离子浓度关系的表示正确的就是( )A.NaHCO3溶液中:c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CO2－3)＋c(HCO－3)B.pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后的溶液中:c(OH－)>c(H＋)＋c(CH3COO－)C.0、1 mol·L－1的NH4Cl溶液中:c(Cl－)>c(H＋)>c(NH＋4)>c(OH－)D.物质的量浓度相等的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后的溶液中:2c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)5.相同温度、相同浓度下的六种溶液,其pH由小到大的顺序如图所示,图中①②③代表的物质可能分别为( )A.NH4Cl (NH4)2SO4CH3COONaB.(NH4)2SO4NH4Cl CH3COONaC.(NH4)2SO4NH4Cl NaOHD.CH3COOH NH4Cl (NH4)2SO46.(2013·三门峡模拟)有一种酸式盐NaHB,它的水溶液呈弱碱性。
高考化学一轮复习专题十盐类水解和难溶电解质的溶解平衡课件
方法技巧
方法 离子浓度大小的比较
(1)考虑水解因素:如Na2CO3溶液
CO
2 3
+ H2O
HC
+OO H3 -(主要)
HC O
3
+H2O
H2CO3+OH-(次要)
所以c(Na+)>c(C O
2) >c(OH-)>c(HC
3
O
)。 3
(2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。
3
12/12/2021
H++S (主O 32 要),HS +HO 23O H2SO3+OH-(次要),使c(H+)>c(OH-), 溶液显酸性。NaH2PO4溶液亦显酸性。 二、盐类水解原理的应用 1.判断盐溶液的酸碱性时要考虑盐类水解。 2.比较盐溶液中离子种类及其浓度大小时要考虑盐类水解。 3.判断溶液中离子能否大量共存时,有时要考虑盐类水解,如Al3+、Fe3+
高考化学（天津专用）
专题十 盐类水解和难溶电解质的溶解平衡
12/12/2021
考点清单
考点一 盐类的水解
基础知识 (一)盐类水解的定义和实质
在水溶液中盐电离产生的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成 ① 弱电解质 的反应,叫盐类的水解。
盐类水解反应的实质是盐和水反应生成弱电解质,使② 水的电离平衡 被 破坏,然后在新条件下建立起新平衡的过程。
)>c(OH-)>c(H+);C项,漏掉了c(Cl-),
3
不符合电荷守恒;D项,NaHCO3溶液中存在电离平衡:HC O
3
高考化学电离平衡九大知识点
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：①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。
②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:Na2CO3＞NaHCO3)4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③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；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4- 显酸性②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、双水解反应：（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。
使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(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衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑9、水解平衡常数（Kh）对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw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衡常数)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衡常数）电离、水解方程式的书写原则1）、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
盐类的水解与难溶电解质的溶解平衡
盐类的水解与难溶电解质的溶解平衡要点一、盐类水解的应用1．判断盐溶液的酸碱性(1)强酸弱碱盐水解，pH小于7，如NH4Cl、CuSO4、FeCl3、Zn(NO3)2等。
(2)强碱弱酸盐水解，pH大于7，如CH3COONa、K2CO3、NaHCO3、Na2S等。
(3)强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，如NaCl、K2SO4等。
(4)弱酸酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
2．判断盐溶液中离子种类及其浓度大小顺序如Na2S溶液中，Na2S===2Na＋+S2－S2－+H2O HS－+OH－HS－+H2O H2S+OH－H2O H＋+OH－所以溶液中存在的微粒有：Na＋、S2－、HS－、H2S、H＋、OH－、H2O，且c(Na＋)>2c(S2－)，c(OH－)>c(H＋)。
3．无水盐制备(1)制备挥发性强酸弱碱盐，如FeCl3，从溶液中得晶体时，必须在HCl氛围下失去结晶水，否则易得Fe(OH)3或Fe2O3。
(2)难挥发性强酸弱碱盐可直接加热得无水盐，如Al2(SO4)3。
4．某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解例如：Na2CO3、NaHCO3溶液因CO-23、HCO-3水解使溶液呈碱性，OH－与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞黏结，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶贮存。
5．配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解(1)配制强酸弱碱盐溶液时，滴加少量相应的强酸，可抑制弱碱阳离子的水解，如配制FeCl3、AlCl3溶液时滴几滴稀盐酸，配制Fe2(SO4)3溶液时，滴几滴稀硫酸。
(2)配制强碱弱酸盐溶液时，滴加少量相应的强碱，可抑制弱酸根离子的水解，如配制Na2CO3、K2S溶液时滴几滴NaOH溶液。
6．若一种盐的酸根和另一种盐的阳离子能发生水解相互促进反应，这两种盐相遇时，要考虑它们水解的相互促进，如泡沫灭火器原理：利用硫酸铝溶液和碳酸氢钠溶液混合，Al2(SO4)3+6NaHCO3===3Na2SO4+2Al(OH)3↓+6CO2↑，产生大量CO2来灭火。
电离平衡及盐类水解
电离平衡一、电离：1、纯水是一定是中性溶液，因为水电离出的H + 和OH - 一定一样多的；但是PH 值可以不为7，电离是吸热反应，温度越高，电离程度越大，K W 越大。
2、在任何情况下，要看清楚题目当中的H + 和OH - 是由水电离出的还是由酸碱电离出的； 注意在酸性或者碱性溶液中，如何求水电离出的H + 和OH - 。
注意：盐类水解出的H + 和OH - 是算做水的电离！3、弱酸（弱碱）和强碱（强酸）中和时，要看清楚是等浓度还是PH 值之和为14。
4、弱酸和弱碱电离程度与浓度变化的影响：相对整体来说，电离是很小的一部分。
同种物质，浓度越低，电离程度越大。
如 CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋，若向其溶液中加水，平衡会向正反应方向进行（水解程度变大），但是C(CH 3COOH ）、C(CH 3COO)－、C(H ＋)的均变小，C(OH -)变大。
问：PH=3的CH 3COOH 1体积，PH=4的CH 3COOH 10体积，哪个溶液中的CH 3COOH 的物质的量更大？二、盐类水解：1、该离子对应酸（碱）的酸性（碱性）越弱，水解程度越强。
2.、电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。
如NaHCO 3溶液中：nC(Na +)＋nC(H +)＝nC(-3HCO )＋2nC(-23CO )＋nC(-OH )推出：C(Na +)＋C(H +)＝C(-3HCO )＋2C(-23CO )＋C(-OH ) 3、元素（原子）守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。
如NaHCO 3溶液中nC(Na +)：nC(C)＝1：1，推出：C(Na +)＝C(-3HCO )＋C(-23CO )＋C(H 2CO 3)4、当弱酸（弱碱）与弱酸强碱盐（弱碱强酸盐）在一起时，注意先判断电离大于水解还是水解大于电离（可通过最后呈酸性还是碱性来判断）。
高考复习讲义课件化学盐类水解和难溶电解质的溶解平衡
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判断一种盐是否发生水解；要分析其在水中发生变化的本质。 (5)(NH4)2CO3溶液和NH4HCO3 溶液显碱性；虽然都能发生双水解；但是 双水解不能趋于完全；所以NH + 和CO2− 、NH + 和HCO− 在溶液中仍可大
继续学习
高考复习讲义
考点全通关 14
盐类水解和难溶电解质的溶解平衡
(2)沉淀的溶解 原理：当Qc<Ksp时；难溶电解质的溶解平衡向右移动；沉淀就会溶解。
方法：①碱溶解法。如用NaOH溶液溶解Al(OH)3；
化学方程式为NaOH+Al(OH)3 解 Mg(OH)2。 ③生成配合物使沉淀溶解。如AgCl可溶于NH3· H2O中： AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq)
NH3· H2O
NaAlO2+2H2O。
②盐溶解法。除了酸、碱可以溶解难溶电解质；某些盐溶液也可用来溶解沉淀。如NH4Cl溶液可溶
[Ag(NH3)2]+ ④发生氧化还原反应使沉淀溶解。有些金属硫化物(CuS、HgS等)不溶于非氧化性酸；只能溶于氧
化性酸；通过减小c(S2-)而达到溶解沉淀的目的。
如3CuS+8HNO3(稀) 3Cu(NO3)2+3S↓+2NO↑+4H2O。
(2)除去Mg2+中混有的Fe3+时； 不能用NaOH溶液、氨水或 Na2CO3溶液；因为既引入新 的杂质；又会把Mg2+除去。
溶液中的平衡(电离平衡、水解平衡)
- 1 -溶液中的平衡：电离、水解、难溶电解质溶解平衡 一、基础知识储备1、 书写弱溶电解质电离方程式 （1）.NH 3-H 2O;CH 3COOH;H 2O(2)书写盐类水解离子方程式：NH 4Cl;CH 3COONa;Na 2S;Na 2CO 3; NaHCO 3(3)难溶电解质溶解平衡AgCl二、平衡移动3沉淀转化 三、难点——守恒Na 2CO 3 NaHCO 3 电荷 ； 物料 ； 质子例1、 下列关于电解质溶液的叙述正确的是（2006年）A ．常温下，pH=7的NH 4Cl 与氨水的混合溶液中离子浓度大小顺序为)OH ()H ()NH ()CI (-4-c c c c =>>++B ．将pH=4的醋酸溶液稀释后，溶液中所有离子的浓度均降低C ．中和pH 与体积均相同的盐酸和醋酸溶液，消耗NaOH 的物质的量相同D ．常温下，同浓度的Na 2S 与NaHS 溶液相比，Na 2S 溶液为pH 大例2、25℃时，水的电离可达到平衡：H 2O=H ++OH -;△H ＞0，下列叙述正确的是（2007年）A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c (OH)-降低B.向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H+）增大，K w不变C.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c（H+）降低D.将水加热，K w增大，pH不变例3、醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH H＋＋CH3COO－，下列叙述不正确．．．的是A、醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－）B、0.10mol/L的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c（OH－）减小C、CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动D、常温下，pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＜7例4、.下列叙述正确的是（2009年）A.0.1 mol/LC6H5ONa溶液中：c(Na+)＞c(C6H5O-)＞c(H+)＞c(OH-)B.Na2CO3溶液加水稀释后，恢复至原温度，pH和K均减小C.pH=5的CH3COOH溶液和Ph=5的NH4Cl溶液中，c(H+)不相等D.在Na2S溶液中加入AgCl固体，溶液中c(S2-)下降例5、25 ℃时，浓度均为0.2 mol/L的NaHCO3和Na2CO3溶液中,下列判断不正确．．．的是（2009年）A.均存在电离平衡和水解平衡B.存在的粒子种类相同C.c(OH-)前者大于后者D.分别加入NaOH固体，恢复到原温度，c(CO33-)均增大五、当堂检测1．将0.lmol·1L-醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是（）A．溶液中c(H+)和c(OH-)都减小B．溶液中c(H+)增大C．醋酸电离平衡向左移动D．溶液的pH增大2、已知0.1mol·L-1的二元酸H2A溶液的pH=4.0，则下列说法中正确的是（）A．在Na2A、NaHA两溶液中，离子种类不相同B．在溶质物质的量相等的Na2A、NaHA两溶液中，阴离子总数相等C．在NaHA溶液中一定有：c(Na+)+c(H+)=c(HA-)+c(OH-)+2c(A2-)D．在Na2A溶液中一定有：c(Na+)>c(A2-)>c(H+)> c(OH-)3、下列操作中，能使电离平衡H2O H＋＋OH－，向右移动且溶液呈酸性的是（）（A）向水中加入NaHSO4溶液（B）向水中加入Al2(SO4)3溶液（C）向水中加入Na2CO3溶液（D）将水加热到100℃，使pH＝64、（09年福建理综·10）在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32－＋H2O HCO3－＋OH－。
难溶电解质电离平衡
化学
固体物质的溶解度
定义：在一定温度下，某固态物质在100克溶 剂里达到饱和状态时所溶解的质量。叫做这种物 质在这种溶剂里的溶解度。 注意：条件：一定温度 状态：饱和状态 标准：100克溶剂 单位：克
任何物质的溶解是有条件的，在一定的条件 下某物质的溶解量也是有限的，不存在无限可 溶解的物质。
化学
→ 不移动
↑
不变 不变
↑
不变 不变
加NaI（s）
加AgNO3(s)
← → ←
↓ ↓ ↑
↑ ↑ ↓
化学
4、影响难溶电解质溶解平衡的因素
①内因：电解质本身的性质
溶解 n+(aq)+nAm-(aq) M A (s) mM ②外因： m n
沉淀
a、浓度：加水，平衡向溶解方向移动。 b、温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 c、同离子效应：增加与难溶电解质相同的离子，平衡 向沉淀方向移动。 d、化学反应：反应消耗难溶电解质的离子，平衡向溶 解方向移动。
c(Cl-)=(0.01×0.1) ÷0.101 = 9.9×10-3mol/L c(Ag+)=(0.01×0.001) ÷0.101 = 9.9×10-5mol/L Qc =9.9×10-3×9.9×10-5 = 9.8×10-7 > Ksp
化学
3、影响Ksp的因素
难溶电解质本身的性质和温度
温度：升温，多数平衡向溶解方向移动， Ksp 增大。
习惯上,将溶解度小于0.01克的 电解质称为难溶电解质。难溶电解 质的溶解度尽管很小，但不会等于 0 ，没有绝对不溶的物质。
难溶 0.01 微溶 1 可溶 10 易溶
(Sg/100g水)
化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小 于10-5mol/L时,沉淀达到完全。
难溶电解质的溶解平衡
5Ca2++3PO43-+OH-
1、石灰乳中存在下列平衡： Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2OH-(aq),加 入下列溶液，可使Ca(OH)2(s)减少的 是（ AB） A、Na2CO3溶液 B、AlCl3溶液 C、NaOH溶液 D、CaCl2溶液
2、下列说法中正确的是（ B ） A.不溶于水的物质溶解度为0 B.绝对不溶解的物质是不存在的 C.某离子被沉淀完全是指该离子在溶液中的浓度为0 D．物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水 3、下列各组离子，在水溶液中能以较高浓度大量共存的 是（ B ） ①I－ ClO－ NO3－ H＋ ②K＋ NH4＋ HCO3－ OH－ ③ SO42－ SO32- Cl－ OH－ ④Fe3+ Cu2+ SO42－ Cl － ⑤H＋ K＋ AlO2－ HSO3－ ⑥Ca2＋ Na＋ SO42- CO32A．①⑥ B．③④ C．②⑤ D．①④
加入HCl、NH4Cl浓溶液，使Mg(OH)2 溶解，你能从平衡移动的角度加以解释 吗？
解 释
加入NH4Cl时， 1、NH4＋直接结合OH－,使c(OH－)减小，平衡 右移，从而使Mg(OH)2溶解 2、NH4＋水解，产生的H＋中和OH－,使c(OH－) 减小，平衡右移，从而使Mg(OH)2溶解
结论：对于在水中难溶的电解质，如果 能设法不断移去溶解平衡体系中的相应离子， 使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉 淀溶解。 例如难溶于水的CaCO3沉淀可以溶于盐酸中： CaCO3 Ca2+ + CO32-
Mg2+ + 2OH- = Mg（OH）2↓
3Mg（OH）2 +2 Fe3+ = 2Fe（OH） + 3Mg2+
高三化学 盐类的水解、难溶电解质的溶解平衡 知识精讲 苏教版
高三化学盐类的水解、难溶电解质的溶解平衡知识精讲苏教版【本讲教育信息】一. 教学内容：盐类的水解、难溶电解质的溶解平衡二. 教学目标了解盐类水解的原理，能说明影响盐类水解程度的主要因素；认识盐类水解在生产、生活中的应用；了解难溶电解质的沉淀溶解平衡三. 教学重点、难点盐类的水解原理；水溶液中离子浓度的大小关系。
［教学过程］一、盐类的水解：在溶液中，盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子跟水所电离出来的H+或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
1、盐类水解的实质：组成盐的弱碱阳离子（用M+表示）能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子（用R－表示）能水解显碱性。
M++H2O MOH+H+显酸性；R－+H2O HR+OH－显碱性盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应，也是水溶液中存在的一种重要的化学平衡过程。
在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH－生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使溶液显示不同程度酸性、碱性或中性。
盐类举例能否水解对水的电离平衡的影响c(H+)与c(OH－)比较酸碱性强碱弱酸盐CH3COONaNa2CO3、Na2S能促进c(H+)＜c(OH－) 碱强酸弱碱盐NH4ClAl2(SO4)3能促进c(H+)＞c(OH－) 酸强酸强碱盐NaClK2SO4否无影响c(H+)=c(OH－) 中3、盐类的水解规律：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。
⑴强酸强碱盐：不水解，水溶液呈中性，如：NaCl、KNO3等⑵强碱弱酸盐：能水解，水溶液呈碱性，如：Na2S、Na2CO3等⑶强酸弱碱盐：能水解，水溶液呈酸性，如：NH4NO3等⑷弱酸弱碱盐：能水解，谁强显谁性，如NH4Ac显中性、(NH4)2S显碱性；若水解时可生成沉淀和气体，则可水解完全，如：Al2S3、Mg3N2等⑸酸式盐的水解：溶液的酸碱性决定于阴离子是以水解为主要过程还是以电离为主要过程。
①阴离子是强酸根，如NaHSO4不水解：NaHSO4 =Na++H++SO42－本身电离出H+，呈酸性。
电离平衡盐类的水解课件
04
电离平衡与水解平衡的应用
在化学分析中的应用
01
02
03
酸碱滴定法
利用电离平衡原理，通过 滴定酸或碱的浓度来测定 其他物质浓度。
沉淀滴定法
利用水解平衡原理，通过 滴定沉淀物的浓度来测定 其他物质浓度。
络合滴定法
利用络合物的形成和分解 平衡，通过滴定络合物的 浓度来测定其他物质浓度。
实验原理
盐类在水溶液中既发生电离，又发生 水解，电离平衡和水解平衡是相互影 响的。通过测量电导率的变化，可以 研究盐类的电离平衡和水解平衡。
实验操作步骤
01
02
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准备不同浓度的盐溶液， 如氯化钠、氯化铵、氯 化铝等。
将电导率仪与溶液接触， 记录电导率数据。
改变盐溶液的浓度，重 复上述操作，获得多组 数据。
电离平衡盐类的水解 课件
• 电离平衡与水解平衡的基本概念 • 盐类的电离平衡
• 电离平衡与水解平衡的应用 • 电离平衡与水解平衡的实验研究
01
电离平衡与水解平衡的基本 概念
电离平衡的定义
01
电离平衡是指在一定条件下，弱 电解质在水溶液中达到动态平衡 的状态，此时正逆反应速率相等， 各电解质保持不变。
温度越高，电离程度越大；反之，温 度越低，电离程度越小。
03
盐类的水解平衡
盐类的水解过程
盐类的水解是指盐电离出的弱酸根离 子或弱碱阳离子与水电离产生的氢离 子或氢氧根离子结合生成弱电解质的 反应。
盐类的水解反应是可逆的，其平衡常 数称为水解常数。
在水溶液中，盐的离子会与水电离出 的氢离子或氢氧根离子结合，形成弱 电解质，从而打破水的电离平衡。
在药物制备中的应用
盐类的水解,难溶电解质的溶解平衡
乐恩特教育个性化教学辅导教案校区：益田编号：02授课教师颜小珊日期2013.11.9 时间19:00---21:00 学生桑继业年级高二科目化学课题同步学习——盐类的水解，难溶电解质的溶解平衡教学目标要求1. 理解盐类水解的实质，能初步根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性。
2. 学会并掌握盐类水解的离子方程式。
了解指示剂的变色范围，学会用pH试纸测定溶液的pH值。
3. 了解盐类水解在工农业生产和日常生活中的应用。
4.关注难溶电解质在水溶液中的化学行为，初步运用平衡移动原理，认识沉淀溶解平衡的主要特征，理解K sp的含义及其初步应用。
教学重难点分析盐类水解的实质；盐类水解的离子方程式；沉淀溶解平衡的主要特征；K sp的含义教学过程课前准备本周学校学习内容存在和要解决的问题知识要点概述知识点一：盐类的水解CH3COONa === Na＋+ CH3COO－+H2O OH－+ H＋CH3COOH化学方程式为：CH 3COONa + H 2O CH 3COOH +NaOH （一）盐类的水解实质 1. 盐类的水解：在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。
醋酸钠与水反应的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。
氯化铵与水反应的实质是：氯化铵电离出的铵离子和水电离出的氢氧根离子结合生成弱电解质一水合氨的过程。
水解的结果：生成了酸和碱，因此盐的水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
酸＋碱盐＋水2. 水解离子方程式的书写： ① 盐类水解是可逆反应，要写“”符号② 一般水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，不用“↑”“↓”符号。
生成物（如H 2CO 3、NH 3·H 2O 等）也不写分解产物。
③ 多元弱酸盐分步水解，以第一步为主。
例：K 2CO 3的水解 第一步：O H CO 223+---+OH HCO 3 第二步：O H HCO 23+--+OH CO H 323. 规律：有弱才水解，无弱不水解； 谁弱谁水解，谁强显谁性。
电离平衡和盐类的水解平衡
电离平衡和盐类的水解平衡弱解质的电离平衡及盐类的水解平衡是高考的热点内容之一，也是教学中的重点和难点。
高考中的题型以选择题为主，有时也以填空题、简答题形式考查。
几乎是每年必考的内容。
电离平衡的考查点是：①比较某些物质的导电能力大小，判断电解质、非电解质；②外界条件对电离平衡的影响及电离平衡的移动；③将电离平衡理论用于解释某些化学问题；④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)的能力、稀释后pH的变化等等。
外界条件对电离平衡的影响、强弱电解质的比较是高考命题的热点。
盐类的水解在考查内容上有以水解实质及规律为对象的考查，但将水解与弱电解质电离、酸碱中和反应、pH等知识进行综合考查更为常见。
主要考查点如下：①盐类水解对水的电离程度的影响的定性、定量判断；②水解平衡移动用于某些盐溶液蒸干后产物的判断；③盐溶液pH大小的比较；④盐溶液或混合溶液离子浓度大小的比较及排序。
⑤离子共存、溶液的配制、试剂的贮存、化肥的混用、物质的提纯、推断、鉴别、分离等。
二、考点归纳：水的电离是电离平衡的一种具体表现形式，所以可以上承下延，从电离平衡的影响因素来思考和理解具体的水的电离平衡的影响因素。
⑴温度：由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促进水的电离，c(H＋)、c(OH―)同时增大,K w增大，pH值变小，但c(H＋)与c(OH―)仍相等,故体系仍显中性。
⑵酸、碱性：在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H＋或碱电离出OH―均能使水的电离平—1—衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。
若此时温度不变，则K w不变，c(H＋)、c(OH―)此增彼减。
即：加酸，c(H＋)增大，c(OH―)减小，pH变小。
加碱，c(OH―)增大，c(H＋)减小，pH变大。
⑶能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H＋或OH―，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。
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盐类的水解一. 盐类的水解1.实质，盐电离，弱酸的阴离子结合H+,弱碱的阳离子结合OH-，生成弱电解质，破坏了电离平衡，水的电离程度增大，c(H+)≠c（OH-），溶液呈现酸性或者碱性2.特点，程度微弱，属于可逆反应，，是的逆反应。
3.水解的规律，有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。
4.水解方程式的书写一般盐类的水解程度小，如果产物易分解(如氨水，碳酸）也不写成分解产物的形式Eg：氯化铵的水解离子方程式：多元弱酸盐的水解分布进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式Eg：碳酸钠的水解离子方程式：多元弱碱盐的水解方程式一步写完Eg：氯化铁的水解离子方程式：若阴、阳离子水解相互促进，由于水解程度较大，书写要用等号，气体，沉淀符号Eg：碳酸氢钠与氯化铝混合溶液：常见能发生水解相互促进的离子组合有：铝离子和碳酸根，碳酸氢很，硫离子，硫氢根，偏铝酸根，以及铁离子与碳酸根，碳酸氢根二. 影响水解的主要因素1.内因，酸或者碱越弱，其对应的弱酸根离子和弱碱阳离子2.外因，改变温度，浓度，外加酸碱水解平衡的移动水解程度水解产生离子的浓度三. 盐类水解反应的运用1，除油污，用热纯碱溶液清洗的原因？2，配制盐溶液，配制氯化铁溶液时，为抑制铁离子水解，因加入3，作净水剂，铝盐净水原理用4，制备物质，用氯化钛制备氧化钛的反应可表示为制备硫化铝不能在溶液中进行的原因问题：配制硫酸亚铁时，为何要加入硫酸，并加入少量铁屑？四. 1.离子浓度的定量关系电荷守恒式物料守恒式2.溶液中离子浓度的大小关系多元弱酸溶液多元弱酸的正盐溶液不同溶液中同一离子浓度的大小关系比较混合溶液中各离子浓度的大小比较练习：一、选择题1．下列说法不．正确的是( )A．明矾能水解生成Al(OH)3胶体，可用作净水剂B．水解反应NH＋4＋H2ONH3·H2O＋H＋达到平衡后，升高温度平衡逆向移动C．制备AlCl3、FeCl3、CuCl2均不能采用将溶液直接蒸干的方法D．盐类水解反应的逆反应是中和反应2．一定条件下，CH3COONa溶液存在水解平衡：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－下列说法正确的是( )A．加入少量NaOH固体，c(CH3COO－)增大B．加入少量FeCl3固体，c(CH3COO－)增大C．稀释溶液，溶液的pH增大D．加入适量醋酸得到的酸性混合溶液：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－) 3．下列运用与碳酸钠或碳酸氢钠能发生水解的事实无关的是( )A．实验室盛放碳酸钠溶液的试剂瓶必须用橡胶塞而不能用玻璃塞B．泡沫灭火器用碳酸氢钠溶液和硫酸铝溶液，使用时只需将其混合就可产生大量二氧化碳的泡沫C．厨房中常用碳酸钠溶液洗涤餐具上的油污D．可用碳酸钠与醋酸制取少量二氧化碳4．下列溶液中离子浓度关系的表示正确的是( )A．NaHCO3溶液中：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CO2－3)＋c(HCO－3)B．pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后的溶液中：c(OH －)>c(H＋)＋c(CH3COO－)C．0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液中：c(Cl－)>c(H＋)>c(NH＋4)>c(OH－)D．物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合后的溶液中：2c(Na ＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)5．相同温度、相同浓度下的六种溶液，其pH由小到大的顺序如图所示，图中①②③代表的物质可能分别为( )A．NH4Cl (NH4)2SO4CH3COONaB．(NH4)2SO4NH4Cl CH3COONaC．(NH4)2SO4NH4Cl NaOHD．CH3COOH NH4Cl (NH4)2SO46．(2013·三门峡模拟)有一种酸式盐NaHB，它的水溶液呈弱碱性。
则以下说法：①相同物质的量浓度的NaOH溶液和H2B溶液，前者的电离程度大于后者的电离程度；②H2B不是强酸；③HB－的电离程度大于HB－的水解程度；④该盐溶液的电离方程式一般写成：NaHB Na＋＋HB－，HB－H＋＋B2－其中错误选项的组合是( )A．①②B．③④C．②③D．①④7．现有0.4 mol·L－1HA溶液和0.2 mol·L－1NaOH溶液等体积混合组成的混合溶液。
下列有关推断正确的是( )A．若该溶液中HA的电离能力大于A－的水解能力，则有c(Na＋)>c(A－)>c(HA)>c(H ＋)>c(OH－)B．若该溶液中A－的水解能力大于HA的电离能力，则有c(A－)>c(HA)>c(Na＋)>c(OH －)>c(H＋)C．无论该溶液呈酸性还是碱性，都有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)D．无论该溶液呈酸性还是碱性，都有c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)8．常温下，用0.100 0 mol·L－1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0mol·L－1CH3COOH溶液，滴定曲线如图。
下列说法正确的是( )A．点①所示溶液中：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋)B．点②所示溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)C ．点③所示溶液中：c (Na ＋)>c (OH －)>c (CH 3COO －)>c (H ＋)D ．滴定过程中可能出现：c (CH 3COOH)>c (H ＋)>c (CH 3COO －)>c (Na ＋)>c (OH －)9．(2011·全国高考卷)室温时，将浓度和体积分别为c 1、V 1的NaOH 溶液和c 2、V 2的CH 3COOH 溶液相混合，下列关于该混合溶液的叙述错误的是( )A ．若pH ＞7，则一定是c 1V 1＝c 2V 2B ．在任何情况下都是c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (CH 3COO －)＋c (OH －)C ．当pH ＝7时，若V 1＝V 2，则一定是c 2>c 1D ．若V 1＝V 2，c 2＝c 1，则c (CH 3COO －)＋c (CH 3COOH)＝c (Na ＋)10．已知在常温下测得浓度均为0.1 mol ·L －1的下列三种溶液的pH ：溶质NaHCO 3 Na 2CO 3 NaCN pH9.7 11.6 11.1下列说法中正确的是( )A ．阳离子的物质的量浓度之和：Na 2CO 3>NaCN>NaHCO 3B ．相同条件下的酸性：H 2CO 3>HCNC ．三种溶液中均存在电离平衡和水解平衡D ．升高Na 2CO 3溶液的温度，c HCO －3c CO 2－3减小二、非选择题11．(10分)现有浓度均为0.1 mol/L 的五种电解质溶液：A ．Na 2CO 3、B.NaHCO 3、C.NaAlO 2、D.CH 3COONa 、E.NaOH 。
(1)这五种溶液中水的电离程度最大的是________(填编号)。
(2)将五种溶液稀释相同的倍数时，其pH 变化最大的是________(填编号)。
(3)将上述A 、B 、C 、D 四种溶液两两混合时，有一对溶液相互间能够发生反应，写出该反应的离子方程式：___________________________________________________________________________________________________________________________。
(4)将CO 2通入A 溶液中恰好呈中性，溶液中2c (CO 2－3)＋c (HCO －3)＝________mol/L (设反应前后溶液体积不变)。
12．(14分)(2013·山东省实验中学一诊)根据下列化合物：①NaCl 、②NaOH 、③HCl 、④NH 4Cl 、⑤CH 3COONa 、⑥CH 3COOH 、⑦NH 3·H 2O 、⑧H 2O ，回答下列问题。
(1)NH 4Cl 溶液显________性，用离子方程式表示原因________________________________________________________________________，其溶液中离子浓度大小顺序为____________。
(2)常温下，pH ＝11的CH 3COONa 溶液中，水电离出来的c (OH －)＝________，在pH ＝3的CH 3COOH 溶液中，水电离出来的c (H ＋)＝________。
(3)已知纯水中存在如下平衡：H 2O ＋H 2OH 3O ＋＋OH － ΔH ＞0，现欲使平衡向右移动，且所得溶液显酸性，可选择的方法是________(填字母序号)。
A ．向水中加入NaHSO 4固体B．向水中加Na2CO3固体C．加热至100℃[其中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1]D．向水中加入(NH4)2SO4固体(4)若将等pH、等体积的②NaOH和⑦NH3·H2O分别加水稀释m倍、n倍，稀释后两种溶液的pH仍相等，则m________(填“＜”、“＞”或“＝”)n。
(5)除⑧H2O外，若其余7种溶液的物质的量浓度相同，则这7种溶液按pH由大到小的顺序为：________。
难溶电解质的溶解平衡一、沉淀溶解平衡与溶度积1.沉淀溶解平衡一定温度下，难溶电解质AmBn(s)难溶于水，但在水溶液中仍有部分和－离开固体表面溶解进入溶液，同时进入溶液中的A n+和B m－又会在固体表面沉淀下来，当这两个过程速率相等时和的沉淀与固体的溶解达到平衡状态，称之为达到沉淀溶解平衡状态.AmBn固体在水中的沉淀溶解平衡可表示为：难溶电解质在水中建立起来的沉淀溶解平衡和化学平衡、电离平衡等一样，符合平衡的基本特征,满足平衡的变化基本规律.特征：（1）逆: ;（2）等: 和速率相等;（3）动: 平衡;（4）定：一定（不变）；（5）变：改变、等条件,沉淀溶解平衡会发生移动直到建立一个新的沉淀溶解平衡。
2.溶度积常数Ksp(或溶度积)难溶固体在溶液中达到沉淀溶解平衡状态时，离子浓度保持不变（或一定）。
各离子浓度幂的乘积是一个常数,这个常数称之为溶度积常数简称为，用符号表示。
即：AmBn(s)mA n+(aq)＋nB m－(aq) Ksp =例如：常温下沉淀溶解平衡：AgCl(s)Ag+(aq)＋Cl－(aq)，Ksp(AgCl)=常温下沉淀溶解平衡：Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)＋CrO42-(aq)，Ksp(Ag2CrO4)=3.溶度积K SP的性质（1）溶度积K SP的大小和平衡常数一样，它与难溶电解质的性质和有关，与浓度无关，离子浓度的改变可使溶解平衡发生移动,而不能改变的大小。