专题6 电离平衡盐类的水解;沉淀溶解平衡
盐类水解和沉淀溶解平衡
生活中的实例
食品加工
在食品加工中，盐类水解和沉淀 溶解平衡被用于改善食品的口感 和品质。例如，在制作面包时添 加适量的盐可以提高面包的口感 和保鲜期；在制作豆腐时调节pH 值可以控制豆腐的质地和口感。
洗涤剂
洗涤剂中的表面活性剂通过盐类 水解和沉淀溶解平衡发挥作用， 可以降低水的表面张力，提高洗 涤效果。
盐类水解和沉淀溶解平衡
• 盐类水解 •Βιβλιοθήκη 沉淀溶解平衡 • 盐类水解与沉淀溶解平衡的关系 • 实验与观察 • 实际应用与案例分析
01
盐类水解
定义与原理
定义
盐类水解是指盐溶液中的盐离子或阴、阳离子与水电离出的 氢离子或氢氧根离子结合，生成弱酸或弱碱的反应。
原理
盐类水解是酸碱中和反应的逆反应。在盐溶液中，盐电离出 的弱酸根离子或弱碱阳离子与水电离出的氢离子或氢氧根离 子结合，生成弱酸或弱碱，从而打破了水的电离平衡，使得 溶液呈现酸性或碱性。
化学分析
盐类水解和沉淀溶解平衡在化学分析中具有重要应用，如滴定分析、重量分析等。通过控制反应条件，可以提高分析 的准确度和灵敏度。
生物化学研究
在生物化学研究中，盐类水解和沉淀溶解平衡被用于研究生物分子的结构和功能。例如，通过调节溶液的pH值和离 子强度，可以研究蛋白质的稳定性、构象变化等。
材料科学
在材料科学中，盐类水解和沉淀溶解平衡被用于制备和表征各种功能材料，如纳米材料、陶瓷材料等。 通过控制反应条件，可以获得具有特定结构和性能的材料。
同离子效应
加入与沉淀离子相同的离子，可以抑制沉淀 的溶解，降低沉淀溶解度。
络合剂
络合剂可以与沉淀离子形成络合物，从而降 低沉淀溶解度。
沉淀溶解平衡的应用
分离和提纯
电离平衡、水解平衡和沉淀的溶解平衡
<1,故pH<7；若x=10y且a+b=14，则
水电离平衡的影响因素和溶液的pH计算 （1）向水中加入H+（酸）、OH-（碱）会抑制
水的电离，而且H+、OH-的浓度越大，对水的电离的
抑制作用越强；向水中加入能消耗H+或OH-的物质 （如：能水解的盐），会促进水的电离，而且生成 盐的弱酸、弱碱越弱，对水的电离的促进作用越强； 由于电离吸热，所以，升温能促进水的电离。但只 要温度不变，水溶液（稀溶液）中的c(H+)· c(OH-)就 不变，温度升高会使c(H+)· c(OH-)增大。
胶体可以吸附不溶性杂质
（2）用盐作杀菌剂： Na2FeO4、氯气和绿矾混合 等 +6的铁具有强氧化性，其还原产物水解生成Fe(OH)3 胶体具有吸附性。
+2Fe2+ Cl2 + H2O
Cl2
2Fe3+ + 2ClH+ + Cl- + HClO
（3）用盐作洗涤剂：Na2CO3、C17H35COONa 等 CO32 - + H2O C17H35COO - + H2O （4）肥料的混用 HCO3 - + OHC17H35COOH + OHNH3↑
碱性强
PH值大
①、不同弱酸对应的盐 碱 性 NaClO 对应的酸 HClO
> <
NaHCO3 H2CO3
②、不同弱碱对应的盐 酸 性
对应的碱
< MgCl2 < NH3 · 2O > Mg(OH)2 > H
NH4Cl
AlCl3 Al(OH)3
③、同一弱酸对应的盐
碱 性 Na2CO3 HCO3 -
专题6电离平衡盐类的水解;沉淀溶解平衡
的水解考试范围：电离平衡、盐类的水解；沉淀溶解平衡 相对原子质量： H : 1 C : 120: 16 Na ： 23 Ca ： 40一、选择题(本题共 14小题，每小题3分，共42分。
在每小题给出的四个选项中，只有一项是符合题目 要求的。
)1 .下列说法正确的是A •强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强B •因为CH 3COOH 是弱电解质，HCI 是强电解质，所以中和等体积等物质的量浓度的醋酸和盐酸时， 中和醋酸消耗的NaOH 比盐酸消耗的NaOH 用量少C •足量Zn 分别和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸反应时，产生 等D .物质的量浓度相同的磷酸钠溶液和磷酸溶液中PO 43-的物质的量浓度相同2•在下列溶液中，各组离子一定能够大量共存的是 A .使酚酞试液变红的溶液： Na +、Cl -、SO 42-、Fe 3+ B •使紫色石蕊试液变红的溶液： Fe 2+、Mg 2+、NOs 、Cl -C .常温下 c(H +)=10-12mol/L 的溶液：K +、Ba 2+、Cl -、Br -D .碳酸氢钠溶液：K +、SO 42-、Cl -、H +3.常温下，向0.1mol L -1的硫酸溶液中逐滴加入物质的量浓度相同的氢氧化钡溶液，生成沉淀的量与加入 氢氧化钡溶液的体积关系如右图所示， a 、b 、c 、d 分别表示实验时不同阶段的溶液，下列有关说法中正确的是A .溶液的导电能力：avbvdvcB .溶液的 pH ： a<b<c<dC . a 溶液和b 溶液呈碱性D . d 处沉淀的量比c 处的大 4•能影响水的电离平衡，并使溶液中A .向水中投入一小块金属钠B .将水加热煮沸C .向水中通入CO 2 Kw=1x IO -12,对于该温度下PH=1的硫酸，下列叙述正确的是pH=13的Ba(0H)2溶液，反应后溶液呈中性B .该溶液中硫酸电离出的C (H+)与水电离出的C (H +)之比为10-10C •等体积的该硫酸与室温下 pH 为1的硫酸中和碱的能力相同D .该溶液中水电离出的 C (H +)是同温下pH 为3的硫酸中水电离出的C (H +)的100倍 7.向三份1mol/LNa 2CO 3溶液中分别加入少量NH 4CI 、Na 2S 、FeCl 3固体(忽略溶液体积变化)，贝U CO 32-浓度的变化依次为A .减小、增大、减小B .增大、减小、减小C •减小、增大、增大D .增大、减小、增大8 .已知同浓度的 HF 的酸性比H 2SO 3的酸性弱，判断在等浓度的 NaF 、NaHSO a 混合溶液中，各种离子浓 度关系正确的是2012届咼二化学二轮精品专题卷：专题6电离平衡、盐类H 2的量相同，放出H 2的速率不C (H+)> C (OH-)的操作是D .向水中加入食盐晶体5 •已知100C 时，水的离子积常数 A •向该溶液中加入同温同体积C . 9. 将① 1X10-4mol L -1的氨水 YL ②c(OH -)=1 x10-4mol 匸1的氨水 ZL ③c(OH -)=1 xj 。
解离平衡和沉淀-溶解平衡
解离平衡和沉淀-溶解平衡一、实验目的1.加深对解离平衡、同离子效应及盐类水解原理的理解。
2.了解难溶电解质的多相离子平衡及溶度积规则。
3.学习快速测量溶液pH的方法和操作技术。
二、实验原理1．弱电解质的解离平衡及其移动弱电解质在水溶液中发生部分解离，在一定温度下，弱电解质（例如Hac）存在下列解离平衡：如果在平衡体系中，加入与弱电解质含有相同离子的强电解质，解离平衡向生成弱电解质的方向移动，使弱电解质的解离度降低，这种现象称为同离子效应。
2．缓冲溶液弱酸及其盐(如HAc和NaAc)或弱碱及其盐(如NH3·H20和NH4Cl)所组成的溶液，在一定程度上可以对外来少量酸或碱起缓冲作用。
即当加入少量的酸、碱或对其稀释时，溶液的pH基本不变，这种溶液叫做缓冲溶液。
3．盐类的水解强酸强碱盐在水溶液中不水解。
强碱弱酸盐、强酸弱碱盐和弱酸弱碱盐，在水溶液中都发生水解。
因为组成盐的离子和水电离出来的H+或0H-离子作用，生成弱酸或弱碱，往往使水溶液显酸性或碱性。
根据同离子效应，往溶液中加入H+或0H-可以抑制水解。
水解反应是吸热反应，因此，升高温度有利于盐类的水解。
4．难溶电解质的多相解离平衡及其移动在一定温度下，难溶电解质与其饱和溶液中的相应离子处于平衡状态。
根据溶度积规则可以判断沉淀的生成和溶解，利用溶度积规则，可以使沉淀溶解或转化。
降低饱和溶液中某种离子的浓度，使两种离子浓度的乘积小于其溶度积，沉淀便溶解。
对于相同类型的难溶电解质，可以根据其K sp的相对大小判断沉淀生成的先后顺序。
根据平衡移动原理，可以将一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质，这种过程叫做沉淀的转化。
沉淀的转化一般是溶度积较大的难溶电解质可以转化为溶度积较小的难溶电解质。
三、试剂0.1mol·L-1的HCl，HAc，NaOH 和NH3·H2O；甲基橙；NH4Ac固体；酚酞；O.1mol·L-1NaAc；0.1mol·L-1的NaCl，NH4Cl，Na2C03，NH4Ac，NaAc，NaH2P04，Na2HP04，Na3P04溶液；固体Fe(N03)3·9H2O；6mol·L-1HNO3溶液；饱和Al2(SO4)3溶液；饱和Na2C03溶液；0.1mol·L-1AgNO3溶液； 0.1mol·L-1K2Cr04溶液；饱和(NH4)2C2O4溶液；0.1 mol·L-1CaCl2溶液；2 mol·L-1HCl溶液；2 mol·L-1HAc。
盐类水解和沉淀溶解平衡
盐类水解和沉淀溶解平衡一、盐类的水解要点一：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，同强显中性。
2．多元弱酸根，浓度相同时，正酸根比酸式根水解程度大，碱性更强(如Na2CO3＞NaHCO3)。
要点二：水解方程式的书写1．因单个离子水解程度较弱，故水解反应方程式用“”，生成的产物少，生成物一般不标“↓”或“↑”。
2．多元弱酸对应的盐水解方程式与多元弱酸的电离方程式一样也是分步进行，不能合并。
3．多元弱碱阳离子的水解方程式一步完成。
例如FeCl3水解：FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 4．双水解是指阴阳离子均水解，且水解程度较大，一般能进行到底，此类水解用“=”表示，生成物中的沉淀、气体要用“↓”或“↑”标出，如Al3+与AlO2-、HCO3-、HS-、S2-之间均3+-1.内在因素:组成盐的弱离子对应的酸或碱越弱（即越难电离，Ka越小）,盐的水解程度越大. 判断酸式盐溶液的酸碱性①强酸酸式盐只电离，不水解，溶液一定显酸性：NaHSO4：。
②弱酸酸式盐取决于酸式根的电离程度和水解程度的相对大小：NaHCO3 ：。
NaHS：。
Na2HPO4：。
NaHSO3：。
2.外在因素:①温度：升高温度，能促进盐的水解(因盐的水解是吸热的)；②冲稀：用水稀释,盐的浓度减小,水解所呈现的酸碱性减弱,但盐的水解程度增大；③加入酸或碱：能促进或抑制盐的水解,加入水解呈现的酸碱性相反的盐也能促进盐的水解。
要点四：盐类水解的应用1．易水解盐溶液的配制和保存：配制FeCl3、SnCl2等溶液时，常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到所需浓度。
2．离子共存：Al3+、Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-等不共存。
3．溶液的蒸干：有些盐如FeCl3 MgCl2，由溶液蒸干得到晶体时，必须在蒸发过程中不断通入HCl气体，以抑制水解。
4.保存Na2CO3不能用磨口玻璃，NH4F不能用玻璃：。
盐类的水解和沉淀溶解平衡
盐类的水解和沉淀溶解平衡一、盐类的水解原理及其应用（一）、盐类水解的定义和实质1、定义：盐电离产生的某一种或多种离子与水电离出来的H + 或OH - 生成弱电解质的反应。
2、盐类水解的实质：盐类的水解是盐跟水之间的化学反应，水解（反应）的实质是生成弱电解质使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。
3、盐类水解的条件：（1）、盐必须溶于水中；（2）、盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子。
4、盐类水解反应离子方程式的书写（1）、一般盐类水解程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不用“↓”或“↑”，盐类水解是可逆反应，写可逆号。
（2）、多元弱酸根的正酸根离子的水解是分步进行的，其水解离子方程式要分步写。
（3）、双水解反应：弱酸根和弱碱阳离子相互促进水解，直至完全的反应。
如：Al3+ + 3 HCO3- = Al(OH)3↓+ 3 CO2↑注意：常见的能发生双水解反应的离子，Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-；NH4+与SiO32-等。
（二）、盐类水解平衡的影响因素1、因：盐本身的性质（1）、弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液酸性越强。
（2）、弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，溶液碱性越强。
即：有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。
2、外因（1）、温度：升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。
（2）、浓度：①、增大盐溶液的浓度，水解平衡正向移动，水解程度减小，但水解产生的离子浓度增大；②、加水稀释，水解平衡正向移动，水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。
③、增大c（H + ），促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；增大c（OH-），促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。
（三）、盐类水解原理的应用1、判断盐溶液的酸碱性。
2、判断盐溶液中离子种类及其浓度大小关系。
3、判断溶液中离子能否大量共存时，有时要考虑水解，如Al3+、Fe3+ 与HCO3-、CO32-、AlO2- 等不能大量共存。
高中化学中的“四大平衡”专题复习
2021/10/10
9
3. 都存在平衡常数K
平衡类别 化学平衡 电离平衡 水解平衡 溶解平衡
平衡常数
K
Ka（Kw）
Kh
Ksp
K仅受温度 影响； K越大，反应的正向进行程度 越大；
可以用Qc和K判断衡移动的方向。
Q＞K，平衡 逆向 移动
Q = K，化学达平衡状态
Q＜K，平衡 正向 移动
写出下列反应的平衡常数 mA (g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
—高中化学四大平衡
化学平衡
电离平衡 四大平衡
水解平衡
沉淀溶解平衡
一、四大平衡的共同点 1. 所有的平衡都建立在可逆“反应”的基础上
平衡类别 化学平衡 电离平衡 水解平衡 溶解平衡
盐中的 溶质与其
研究对象 可逆反应 弱电解质 “弱”离 饱和液的
子
共存体系
平衡特点
逆、等、定、动、变
2. 都能用勒夏特列原理解释平衡的移动
电离平衡、水解平衡、溶解平衡的比较
类型 电离平衡
水解平衡
溶解平衡
实例 升温
C H 3 C O O H C H 3 C O O - + H +
平衡右移,K增 大,c(H+)增大, 电离度增大
N H 4 + + H 2 O F e ( O H ) 3 ( s ) N H 3 · H 2 O + H + F e 3 + ( a q ) + 3 O H - ( a q )
化学平衡移动小结:
影响平衡的条件 增大反应物
浓 减小生成物 度
减小反应物
增大生成物
压 增大压强 强 减小压强
专题六选择题专攻1.电离平衡、水解平衡及沉淀溶解平衡的分析应用-2025届高考化学二轮复习课件
4.25 ℃时，不同溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)与溶液中c(H＋)或c(OH－)的关系
举例
由水电离出的 c(H＋)/ ( mol·L－1)
说明
pH＝3的HCl、 CH3COOH溶液 pH＝12的NaOH、 NH3·H2O溶液 pH＝3的AlCl3、FeCl3 溶液
pH＝11的CH3COONa、 Na2CO3、NaHCO3溶液
pH＝a＋n a<pH<a＋n pH＝b－n
b－n<pH<b
误区三：不能正确掌握混合溶液的定性规律 常温下，pH＝n(n<7)的强酸和pH＝14－n的强碱溶液等体积混合，混合 溶液pH＝7；pH＝n(n<7)的醋酸和pH＝14－n的氢氧化钠溶液等体积混合， 混合溶液pH<7；pH＝n(n<7)的盐酸和pH＝14－n的氨水等体积混合，混 合溶液pH>7。
溶液Ⅱ中，由B项解析可知c总(HA)＝1.01 c(HA)，未电离的HA可自
由穿过隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，溶液Ⅰ和Ⅱ中c总(HA)
之比为[(104＋1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]＝(104＋1)∶1.01≈104，D错误。
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2.(2023·浙江1月选考，13)甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。工业废水中的甲 酸及其盐，通过离子交换树脂(含固体活性成分R3N，R为烷基)因静电作用被 吸附回收，其回收率(被吸附在树脂上甲酸根离子的物质的量分数)与废水初始 pH关系如图(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)，下列说法不正确的是 A.活性成分R3N在水中存在平衡：
02 真题演练
1.(2022·全国乙卷，13)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体 系中，H＋与A－不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。 设溶液中c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是 A.溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
盐类水解和沉淀溶解平衡
a、溶液显酸性（以NaH2PO4 、NaHSO3为例)
NaH2PO4
Na+ + H2PO4-
H2PO4H2PO4-+H2O
HPO42- + H+ OH- + H3PO4
(电离) ∨
(水解)
所以导致溶液中[OH-] ＜ [H+]，溶液显酸性。
② a、弱酸+盐溶液混合
如：CH3COOH+CH3COONa
2、下列盐的水溶液中，哪些呈酸性
（ 134 ） 哪些呈碱性（ 2 5 ）
(1) FeCl3 (2) NaClO (3) (NH4)2SO4 (4) AgNO3 (5)Na2S (6)K2SO4
水解规律：
①有弱才水解，越弱越水解； 谁强显谁性，同强显中性。
。 ②第一步水解远大于第二步水解，以此类推。 ③温度越高，水解程度越大。 ④双水解程度比单水解程度大。
二、水解反应的方程式书写
1.盐类水解一般比较微弱，通常用“≒”表示，同 时无沉淀和气体产生。
2.多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水 解程度比第二步水解程度大得多；多元弱碱的阳离子 水解一步完成。
四、盐溶液中各种粒子的关系
1、离子浓度大小顺序 2、物料守恒（原子守恒） 3、质子守恒: [H+]水 = [OH-]水 4、电荷守恒
溶液中的一个不等式、三个等式
四、离子浓度大小顺序
1.水解、电离的程度本身很小 2.第一步为主、后面的程度小很多 3.物料/电荷/质子，三大守恒 4.常见的三个电离大于水解的酸式酸根 5.一般，酸性OH-最少，碱性，H+最少 6.NH4Cl与氨水同浓度显碱性等
电荷守恒：
1.溶液中离子要找全
溶液中的离子反应(电离、水解、溶解平衡)
（3）酸碱电子理论 凡能接受电子对的物质是酸，凡能给出电子对的物质是碱,也称 为路易斯酸碱理论。 H+ + ׃OH- = H2O 酸 + 碱 = 酸碱加合物 a、 H3BO3 H3BO3 + H2O b、Cu2+ + 4NH3 酸 碱 = H+ + H2BO3ֿ (错误) [B(OH)4]ˉ + H+ （硼酸是路易斯酸） [Cu(NH3)4]2+ 深兰色 加合物
2 4
HAc/Ac-, H3O+/ H2O + NH4 /NH3, H3O+/ H2O
H2O+ CO3
OH- + HCN (水解) HCN/CN-, H2O/OH2– – ˉ(水解) HCO3 + OH HCO 3/CO3, H2O/OH-
两性物质: H2O, HCO3无机盐的概念: NH4Cl (酸碱复合物) 酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，它比电离理论更广泛， 其酸碱的定义只以H+为判据，与溶剂无关，可以解释NH3、 Na2CO3以及NH4Cl等的酸碱性。
③多元弱碱也是分步电离，但书写电离方程式时常写总式。 ④Al（OH）3有酸式和碱式电离。
⑤多元弱酸的酸式盐的电离方程式.
05:32
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3
例1、⑴NH3· 2O； ⑵HClO；⑶H2SO3； ⑷Fe（OH）3； H (5)Al（OH）3； (6)NaHCO3 ；(7) NaHSO4 （8)Ba（OH)2
[NH3· 2O] H
（3）、意义： 25℃时 HF K=7.2×10 –4 ∴ 酸性：HF ＞ HAc
HAc K=1.8×10 –5
同温度下，电离常数的大小表示了弱电解质的相对强弱 中强酸（碱） ： K a (K b) 10-2 弱酸（碱）： Ka (K b)=10-3~10-7
盐类水解和沉淀溶解平衡PPT课件
D．Fe(OH)3、Cu(OH)2分别在b、c两点代表的溶液中达到 饱和
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解析 b、c 两点金属阳离子的浓度相等，设都为 x，cc(OH－) ＝10－9.6，cb(OH－)＝10－12.7，则 Ksp[Fe(OH)3]＝x·(10－12.7)3， Ksp[Cu(OH)2]＝x·(10－9.6)2，故 Ksp[Fe(OH)3]＜Ksp[Cu(OH)2]， A 正确；a 点到 b 点溶液的 pH 增大，碱性增强，而 NH4Cl 溶解于水后溶液显酸性，故 B 错误；只要温度一定，Kw 就一 定，故 C 正确；溶度积曲线上的点代表的溶液都已饱和，曲 线左下方的点都不饱和，右上方的点都是 Qc＞Ksp，沉淀要析 出，故 D 正确。
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解析 选项 A 中正确的电荷守恒式应为 c(Na＋)＋c(H＋)＝ 2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)。选项 B 同样可以先写出混合溶液 的 电 荷 守 恒 式 ： c(H ＋ ) ＋ c(Na ＋ ) ＝ c(OH － ) ＋ c(Cl － ) ＋ c(CH3COO－)，又由于溶液呈中性即 c(H＋)＝c(OH－)，因此混 合溶液中应有 c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(CH3COO－)，根据物料守恒 可得 c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，所以有 c(Na＋) ＞c(Cl－)＝c(CH3COOH)，选项 B 不正确。对于选项 C， Fe2＋的存在会抑制 NH+4的水解，CO23－的存在会促进 NH+4的水 解，因此选项 C 正确。对于选项 D，由于混合溶液的酸碱性 未知，因此无法确定溶液中离子浓度的大小顺序。
pH＝－1gc(H＋)＝－1gc(OKHw －)＝－1g 1100－－194＝5。
(5)铁做阳极发生反应：Fe－2e－===Fe2＋，产生还原剂Fe2＋，
电离平衡及沉淀溶解平衡
Al(H2O)63++H2O
④非水溶剂中的酸碱反应是质子传递反应. H+
HCl（g）+NH3 （g）=====NH4Cl（s）
H+ CH3CH2OH2+ + HSO4H2SO4 + CH3CH2OH 1923年，美国化学家Lewis提出 ,用来 解释配合物的形成, 1-3、Lewis酸碱电子对理论 大部分阳离子，Mn2+、Al3+、Fe3+、 H+还有一些缺电子化合物（BF3） 一. 含义 酸是电子对的接受体，碱是电子对的 给予体，酸碱反应的实质就是形成配位 由于在配合物中，配位键普遍存在， lewis 酸：凡是可以接受电子对的分子、 键——形成无机化学上的另一类物质，酸 Lewis酸碱电子对理论的范围很广，凡是 碱化合物 金属阳离子皆为Lewis酸，与金属离子结 离子或原子，如Fe3+ , Fe2+, Ag+, BF3等 合的不管是阴离子或中性分子，均为碱.
配位平衡 Kf°
§4-1 酸碱理论概述
1、 1884年，瑞典化学家Arrhenius电离理论
2、1923年，丹麦化学家 Bronsted-Lowry 酸碱质子理论 3、1923年，美国化学家 Lewis 酸碱电子对理论 4、1963年，美国化学家Pearson 软硬酸碱理论（HSABT）
1-1、Arrhenius酸碱电离理论
四. 酸碱反应的实质 ——两个酸碱共轭对之间的质子传递
如HF在水溶液中的 ① 酸碱电离反应是质子传递反应 电离反应是由给出质 子的半反应和接受质 子的半反应组成的 HF(aq) H+ + F－(aq)
H+ + H2O(l) HF(aq) + H2O(l)
高中化学高考总复习专项突破《盐类水解和沉淀溶解平衡》重点考点名师归纳汇编含解析
专题十一 盐类水解和沉淀溶解平衡考纲展示 命题探究考点一 盐类水解1 概念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 实质盐电离―→⎩⎪⎨⎪⎧⎭⎪⎬⎪⎫弱酸的阴离子→结合H ＋弱碱的阳离子→结合OH －―→ 破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→⎩⎪⎨⎪⎧c H ＋≠c OH －―→溶液呈碱性或酸性c H ＋ ＝c OH － ―→溶液呈中性3 特点4 表示方法(水解的离子方程式)(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时要用“ ”号连接。
盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用“↓”或“↑”表示水解产物(双水解例外)。
不把产物(如NH 3·H 2O 、H 2CO 3)写成其分解产物的形式。
如Cu(NO 3)水解的离子方程式为Cu 2＋＋2H 2O Cu(OH)2＋2H ＋。
NH 4Cl 水解的离子方程式为NH ＋4＋H 2O NH 3·H 2O ＋H ＋。
(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。
如Na 2CO 3水解反应的离子方程式为CO 2－3＋H 2O HCO －3＋OH －、HCO －3＋H 2O H 2CO 3＋OH －。
(3)多元弱碱阳离子的水解可用一步表示，如：FeCl 3溶液中，Fe 3＋水解的离子方程式为Fe 3＋＋3H 2O Fe(OH)3＋3H ＋。
(4)水解分别是弱酸和弱碱的离子组，由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等表示，如NaHCO 3与AlCl 3混合溶液反应的离子方程式为Al 3＋＋3HCO －3===Al(OH)3↓＋3CO 2↑。
5 影响因素 (1)内因(本质)弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。
如酸性：CH 3COOH>H 2CO 3>HCO －3――→决定相同浓度的Na 2CO 3、NaHCO 3、CH 3COONa 溶液的pH 大小关系为Na 2CO 3>NaHCO 3>CH 3COONa 。
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
03
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
专题14.溶液中的电离平衡、盐类水解、沉淀溶解平衡
专题14. 水溶液中的离子平衡(1)【课堂探究】探究1.电解质、非电解质和强电解质、弱电解质概念辨析请大家根据电解质、非电解质、及强弱电解质的概念，讨论以下几种说法是否正确，并说明原因。
(1)石墨、铝和盐酸均能导电，所以都是电解质；液溴不导电，所以是非电解质。
(2)SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。
(3)BaSO4不溶于水，是非电解质；醋酸与水以任意比互溶，所以醋酸是强电解质。
(4)酸、碱、盐都是电解质；共价化合物都不是电解质。
(5)氯化钠溶液在电流作用下完全电离成钠离子和氯离子。
(6)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强。
【小结】1.电解质、非电解质、强弱电解质的判断。
2.电解质、非电解质、强弱电解质与物质分类的关系。
【思考】影响电解质溶液导电能力强弱的因素有哪些？【例1】（1）下列物质：Cu、NaCl固体、NaOH固体、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、硝酸、H2O、酒精、Na2O2_______________________是电解质，_______________________是非电解质，_______________________既不是电解质，也不是非电解质。
（2）下列电解质中：KCl、Fe(OH)3、NaOH、NH3·H2O、CH3COOH、AgCl、H2SO4、H2O、HCl________________是强电解质_________________是弱电解质。
探究2.弱电解质的电离平衡已知，氢氟酸、醋酸、氢氰酸(HCN)在室温下的电离常数分别为：K a(HF)＝6.8×10-4 mol·L-1K a (CH3COOH)=1.7×10-5 mol·L-1K a (HCN)＝6.2×10-10 mol·L-1①K a的数值表明，这三种酸的酸性由弱到强的顺序是：__________________②根据上述三种酸的酸性强弱，判断下列反应能否(填“能”或“不能”)发生：HF+KCN=KF+HCN HCN+CH3COONa= CH3COOH+NaCN 。
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2012届高三化学二轮精品专题卷：专题6 电离平衡、盐类的水解考试范围：电离平衡、盐类的水解；沉淀溶解平衡相对原子质量：H：1 C：12 O：16 Na：23 Ca：40一、选择题（本题共14小题，每小题3分，共42分。
在每小题给出的四个选项中，只有一项是符合题目要求的。
）1．下列说法正确的是A．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强B．因为CH3COOH是弱电解质，HCl是强电解质，所以中和等体积等物质的量浓度的醋酸和盐酸时，中和醋酸消耗的NaOH比盐酸消耗的NaOH用量少C．足量Zn分别和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸反应时，产生H2的量相同，放出H2的速率不等D．物质的量浓度相同的磷酸钠溶液和磷酸溶液中PO43-的物质的量浓度相同2．在下列溶液中，各组离子一定能够大量共存的是A．使酚酞试液变红的溶液：Na+、Cl-、SO42-、Fe3+B．使紫色石蕊试液变红的溶液：Fe2+、Mg2+、NO3-、Cl-C．常温下c(H+)=10-12mol/L的溶液：K+、Ba2+、Cl-、Br-D．碳酸氢钠溶液：K+、SO42-、Cl-、H+3．常温下，向·L-1的硫酸溶液中逐滴加入物质的量浓度相同的氢氧化钡溶液，生成沉淀的量与加入氢氧化钡溶液的体积关系如右图所示，a、b、c、d分别表示实验时不同阶段的溶液，下列有关说法中正确的是（）A．溶液的导电能力：a<b<d<cB．溶液的pH：a<b<c<dC．a溶液和b溶液呈碱性D．d处沉淀的量比c处的大4．能影响水的电离平衡，并使溶液中c(H+)＞c(OH-)的操作是A．向水中投入一小块金属钠B．将水加热煮沸C．向水中通入CO2D．向水中加入食盐晶体5．已知100℃时，水的离子积常数Kw=1×l0-12，对于该温度下pH=1的硫酸，下列叙述正确的是A．向该溶液中加入同温同体积pH=13的Ba(OH)2溶液，反应后溶液呈中性B．该溶液中硫酸电离出的c(H+)与水电离出的c(H+)之比为10-10C．等体积的该硫酸与室温下pH为1的硫酸中和碱的能力相同D．该溶液中水电离出的c(H+)是同温下pH为3的硫酸中水电离出的c(H+)的100倍7．向三份1mol/LNa2CO3溶液中分别加入少量NH4Cl、Na2S、FeCl3固体（忽略溶液体积变化），则CO32-浓度的变化依次为A．减小、增大、减小B．增大、减小、减小C．减小、增大、增大D．增大、减小、增大8．已知同浓度的HF的酸性比H2SO3的酸性弱，判断在等浓度的NaF、NaHSO3混合溶液中，各种离子浓度关系正确的是A．c(HSO3-)＞c(F-)＞c(OH-) B．c(F-)＞c(HSO3-)＞c(H+)C．c(HF)+c(F-)=c(HSO3-)+c(H2SO3) D．c(Na+)+c(H+)=c(HSO3-)+c(F-)+c(OH-)9．将pH=4的盐酸XL分别与下列三种溶液混合后，混合液均呈中性：①1×10-4 mol·L-1的氨水YL ②c(OH-)=1×10-4mol·L-1的氨水ZL ③c(OH-)=1×10-4 mol·L-1的Ca(OH)2溶液WL其中X、Y、Z、W的关系正确的是（1）Y＞X=W＞Z B．X=Y＞Z＞WC．X=Y＞W＞Z D．Z＞X=W＞Y10①②③④pH 11 11 3 3溶液氨水氢氧化钠溶液醋酸盐酸A．①、②中分别加入适量的氯化铵晶体后，两溶液的pH均减小B．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH①＞②＞④＞③C．①、④两溶液等体积混合，所得溶液中c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H+)D．V a L④与V b L②溶液混合后，若混合后溶液pH=4，则V a∶V b=11∶911．下列叙述正确的是A．mol/L NaF溶液中：c(Na+)>c(F-)>c(H+)>c(OH-)B．Na2SiO3溶液加水稀释后，恢复至原温度，pH和K W均减小C．pH=5的HF溶液和pH=5的NH4NO3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12．常温下将KOH溶液与HF稀溶液混合，不可能出现的结果是A．pH=7且c(F－)＞c(K+)＞c(H+)=c(OH－)B．pH＜7且c(F－)＞c(H+)＞c(K+)＞c(OH－)C．pH＞7且c(K+)＋c(H+)=c(F－)＋c(OH－)D．pH＞7且c(K+)＞c(OH－)＞c(F－)＞c(H+)二、非选择题（本题共7小题，共58分。
）15．（6分）常温下有浓度均为L的四种溶液：①Na2CO3、②NaHCO3、③HCl、④NH3·H2O。
（1）上述溶液中，可发生水解的是（填序号）。
（2）上述溶液中，既能与氢氧化钠反应，又能和硫酸反应的溶液中离子浓度由大到小的顺序为。
（3）若将③和④的溶液混合后溶液恰好呈中性，则混合前③的体积④的体积（填“大于”、“小于”或“等于”），此时溶液中离子浓度由大到小的顺序是。
16．（6分）水的电离平衡曲线如下图所示：（1）若以A点表示25°C时，水在电离平衡时的离子浓度，当温度升高到100°C时，水的电离平衡状态变到B点，则此时水的离子积从增加到。
（2）将pH＝8的Ba(OH)2溶液与pH＝5的稀盐酸混合，并保持100°C的恒温，欲使混合溶液pH＝7，则Ba(OH)2溶液与盐酸的体积之比为。
（3）已知25°C时，100g水中溶有(OH)2即达到饱和，则该条件下Ca(OH)2离子积为。
17．（8分）为了探究盐类水解的深层次原理，某探究性学习小组利用碳酸钠溶液进行了下列探究。
请解答下列问题：（1）配制L碳酸钠溶液：在托盘天平的两个托盘中各放入一张等质量的干净的纸，然后称取g碳酸钠晶体（Na2CO3·10H2O），倒入烧杯中，再加少量水，用玻璃棒搅拌；待碳酸钠晶体全部溶解在水中并冷却后，将烧杯中的溶液转移到（填写仪器名称及规格）中，并用蒸馏水洗涤烧杯及玻璃棒，将洗涤液倒入其中，然后再添加蒸馏水至离刻度线1~2厘米，改用胶头滴管添加蒸馏水至刻度线，摇匀、静置，即得L碳酸钠溶液。
（2）在锥形瓶中加入20mL上述配制的Na2CO3溶液，然后加入2滴酚酞试剂，且边加边振荡锥形瓶，此时可以观察到溶液为红色；在25mL的酸式滴定管中加入10mL1mol/L的氯化钙溶液，按照如下图所示进行操作：将滴定管中的氯化钙溶液逐滴滴入到锥形瓶中，锥形瓶中除溶液红色褪去的现象外，还有：。
（3）锥形瓶中的溶液静置，取上层清液2mL，加入到试管中，然后在试管中滴加稀盐酸，溶液中没有气泡产生，证明溶液中（填“有”或“没有”）CO32-，所以碳酸钠溶液中的OH-浓度大小与有关。
（4）请你用简明扼要的语言叙述上述实验中碳酸钠溶液显红色，加入氯化钙溶液红色褪去的原因：。
19．（10分）海洋是一个巨大的资源宝库，合理开发海洋资源对于实现可持续发展具有重要的战略意义。
盐卤中除含有Mg2+、Cl-外，还含有少量Na+、Fe2+、Fe3+、SO42-和CO(NH2)2等。
从海水提取食盐和Br2以后的盐卤中可以提取MgCl2、MgO、Mg(OH)2等物质，制备流程如下图所示：请回答下列问题：（1）从MgCl2溶液得到晶体的过程中所需的基本操作有。
A．加热蒸馏B．加热浓缩C．冷却结晶D．趁热过滤F．过滤洗涤（2）制取无水氯化镁必须在氯化氢存在的条件下进行，原因是。
（3）用NaClO除去尿素CO(NH2)2时，生成物除盐外，都是能参与大气循环的物质，则该反应的化学方程式为；加入NaClO的另一个作用是。
（4）Mg(OH)2是制镁盐、耐火材料和阻燃剂的重要原料。
已知：a．25℃时，K sp[Mg(OH)2]=×10-12；b．Mg(OH)2(s)===MgO(s)+H2O(s) ΔH=+mol。
①下列叙述正确的是。
A．从盐卤或海水中获得Mg(OH)2，工业上选择NaOH作沉淀剂B．Mg(OH)2能作阻燃剂的原因是它分解吸热且生成MgO覆盖可燃物C．可加热Mg(OH)2得到MgO，再电解熔融的MgO制金属镁②酸碱指示剂百里酚蓝变色的pH范围如下：pH ＜~ ＞颜色黄色绿色蓝色25℃时，在Mg(OH)2的饱和溶液中滴加2滴百里酚蓝指示剂，溶液的颜色为。
20．（10分）某学生用·L-1的标准NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，其操作如下：①用蒸馏水洗涤碱式滴定管，并立即注入NaOH溶液至“0”刻度线以上；②固定好滴定管并使滴定管尖嘴充满液体；③调节液面至“0”或“0”刻度线稍下，并记下读数；④移取待测液注入洁净的锥形瓶中，并加入3滴酚酞溶液；⑤用标准液滴定至终点，记下滴定管液面读数。
请回答：（1）以上步骤有错误的是（填编号），该错误操作会导致测定结果（填“偏大”、“偏小”或“无影响”）。
（2）判断滴定终点的现象是：锥形瓶中溶液从色变为色，且半分钟内不变色。
（3）如下图是某次滴定时的滴定管中的液面，其读数为mL。
（4）根据下列数据：请计算待测盐酸溶液的浓度：mol/L。
滴定次数待测体积（mL）标准烧碱体积（mL）滴定前读数滴定后读数第一次第二次第三次21．（10分）过氧化钙（CaO2）难溶于水，在常温下稳定，在潮湿空气及水中缓慢分解放出氧气，因而广泛应用于渔业、农业、环保等许多方面。
下图是以大理石（主要杂质是氧化铁）等为原料制取过氧化钙（CaO2）的流程。
请回答下列问题：（1）用氨水调节pH至8~9的目的是。
（2）若测得滤液C中c(CO32-)=10-3mol/L，则Ca2+（填“是”或“否”）沉淀完全。
（已知c(Ca2+)≤10-5mol/L可视为沉淀完全；Ksp(CaCO3)=×10-9）（3）若在滤液C中，加入HNO3使溶液呈酸性以得到副产物NH4NO3，则酸化后溶液中，c(NH4+) c(NO3-)（填“≥”、“≤”、“＜”、“＞”或“＝”）。
（4）在低温下，往过氧化氢浓溶液中投入无水氯化钙进行反应，写出该反应的化学方程式：，一段时间后，再加入氢氧化钠溶液，当调节溶液pH至9~11，才出现大量沉淀。
用化学方程式和简要的文字解释需用氢氧化钠调节pH至9~11的原因。
2012届专题卷化学专题六答案与解析1．【命题立意】本题主要考查强、弱电解质的概念。
【思路点拨】解答本题需要掌握以下几个关键的知识点：（1）强、弱电解质的概念；（2）溶液导电能力的强弱决定于溶液中离子浓度的大小而与电解质强弱无关。
【答案】C【解析】电解质的强弱在于能否完全电离，与导电能力强弱无必然联系。