2019新人教版高中化學(xué)選擇性必修一第三章重點(diǎn)知識(shí)點(diǎn)歸納總結(jié)（水溶液中的離子反應(yīng)與平衡）

第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡

第一節(jié)電離平衡

一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

1、電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。

2、非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下均以分子形式存在,因而不能導(dǎo)電的化合物。

3、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

（1）實(shí)驗(yàn)探究鹽酸和醋酸的電離程度

酸0.1mol-L1鹽酸0.1mol-L1醋酸

pH較小較大

導(dǎo)電能力較強(qiáng)較弱

與鎂條反應(yīng)的現(xiàn)象產(chǎn)生無色氣泡較快產(chǎn)生無色氣泡較慢

實(shí)驗(yàn)結(jié)論實(shí)驗(yàn)表明鹽酸中c（H+）更大，說明之卜酸的電離程度大于醋酸的電離程度

（2）強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較

強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)

概念在水溶液中能/電離的電解質(zhì)在水溶液中只能UiL電離的電解質(zhì)

電解質(zhì)在溶液

只有陰、陽(yáng)離子既有陰、陽(yáng)離子，又有電解質(zhì)」）1壬_

中的存在形式

化合物類型離子化合物、部分共價(jià)化合物共價(jià)化合物

①多數(shù)鹽（包括難溶性鹽）；①弱酸，如CH3coOH、HC10等；

實(shí)例②強(qiáng)酸，如HCl、H2so4等；②弱堿，如NH3H2O等；

③強(qiáng)堿，如KOH、Ba（0H）2等③水

二、弱電解質(zhì)的電離平衡

1、電離平衡狀態(tài)

（1）概念：在一定條件（如溫度、濃度）下，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成弱電解質(zhì)

分子的速率相等,溶液中各分子和離子的曲上都不再發(fā)生變化，電離過程就達(dá)到了電離平衡狀態(tài)。

（2）建立過程

弱電解質(zhì)分子電

離成離子的速率

兩種速率相等，處于電離平衡狀態(tài)

離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率

h時(shí)間

1

2、電離方程式的書寫

（1）強(qiáng)電解質(zhì)：完全電離，在寫電離方程式時(shí)，用

（2）弱電解質(zhì)：部分電離，在寫電離方程式時(shí)，用‘七”。

3、電離平衡的影響因素

（1）溫度：弱電解質(zhì)的電離一般是過程，升高溫度使電離平衡向的方向移動(dòng)，電離程度

增大。

（2）濃度：在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度越小，離子相互碰撞結(jié)合為分子的幾率越小，電

離程度越大。

（3）同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向

移動(dòng)，電離程度減小。

（4）化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的離子時(shí)，電離平衡向電離方向移動(dòng)。

三、電離平衡常數(shù)

1、概念：在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的

乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù),簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，H1K表示。

2、電離平衡常數(shù)的表示方法

AB=A++B-K=^-^_—

cAB

3、弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸（或堿）性越」

4.電離常數(shù)的影響因素

（1）內(nèi)因：同一溫度下，不同的弱電解質(zhì)的電幽常數(shù)不同，說明電離常數(shù)首先由物質(zhì)的本性所決定。

（2）外因：對(duì)于同一弱電解質(zhì)，電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),由于電離為吸熱過程,所以電離平衡

常數(shù)隨溫度升高而增大。（蒲公英語(yǔ)）

5、電離常數(shù)的計(jì)算——三段式法

例：25℃amoIL1WCHjCOOH

CH3COOH二CH3coe）~+H+

起始濃度/mol【r：a00

變化濃度/molL/i：XXX

平衡濃度/mol【r：a-xXX

CH3COOcH,X2^x2

則Ka~

cCH3COOHa-xa

6、實(shí)驗(yàn)探究：CH3coOH與H2co3酸性強(qiáng)弱比較

fl_1mol,L-1

JTNa2cO3溶液

實(shí)驗(yàn)操作

gj2mLImol?L_,

bCH3C00H

2

實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象有氣泡產(chǎn)生

實(shí)驗(yàn)結(jié)論CH3COOH酸性大于碳酸

Ka大小比較K(CH3co0H)大于KMH,CCh)

7、鎂條與等濃度、等體積鹽酸、醋酸的反應(yīng)

鎂與鹽酸、醋酸反應(yīng)時(shí)氣體壓強(qiáng)隨時(shí)間的變化示意圖

比較項(xiàng)目宏觀辨識(shí)微觀探析

鹽酸是強(qiáng)酸，完全電離,醋酸是弱酸，部分電

反應(yīng)初期鹽酸的反應(yīng)速率比醋酸」_離，同濃度的鹽酸和醋酸，鹽酸中的c(H+)較大,

因而反應(yīng)速率較大

鹽酸的反應(yīng)速率始終比醋酸大,鹽醋酸中存在電離平衡，隨反應(yīng)的進(jìn)行，電離平衡」E

反應(yīng)過程

酸的反應(yīng)速率減小明顯，醋酸的向移動(dòng)，消耗的氫離子能及時(shí)電離補(bǔ)充，所以一

中

反應(yīng)速率減小不明顯段時(shí)間速率變化不明顯

鎂條稍微過量，兩種酸的物質(zhì)的量相同，隨醋酸

電離，平衡正向移動(dòng)，醋酸幾乎消耗完全，最終

二者產(chǎn)生的氫氣的量基本相等,速率

最終二者與鎂條反應(yīng)的氫離子的物質(zhì)的量幾乎相同，

幾乎都變?yōu)轹?/p>

因而產(chǎn)生的H,的量幾乎相同。兩種酸都幾乎消

耗完全，反應(yīng)停止，因而反應(yīng)速率幾乎都變?yōu)?

第二節(jié)水的電離和溶液的pH

一、水的電離

1、水的電離

3

(1)水是一種極弱的電解質(zhì)。

(2)水的電離方程式為H2O+H2OWH3O++OH-,簡(jiǎn)寫為H20mH-+OH。

(3)水的電離平衡常數(shù)K11mH'p°H。

CH2O

2、水的離子積常數(shù)

(1)含義：因?yàn)樗臐舛瓤煽醋鞒?shù)，所以水中的c(H+)-c(0H)可看作常數(shù),稱為水的離子積常數(shù)，

簡(jiǎn)稱水的離子積，用Kw表示。

(2)表達(dá)式與數(shù)值：表達(dá)式Kw=c(H?c(0H),室溫時(shí)，Kw-l.OxlO14,

(3)影響因素：Kw只受溫度影響，由于水的電離是吸熱過程,溫度升高，Kw增大。

3、外界條件對(duì)水的電離平衡的影響

+

分析下列條件的改變對(duì)水的電離平衡H20^H+OHM>0的影響，并填寫下表：

改變條件平衡移動(dòng)方向c(H+)c(OH)水的電離程度Kw

升高溫度右移增大增大增大增大

加入HCl(g)左移增大減小減小不變

加入NaOH(s)左移減小增大減小不變

加入金屬Na右移減小增大增大不變

加入NaHSO4(s)左移增大減小減小不變

二、溶液的酸堿性與pH

1.25。<2時(shí)，分析下列溶液的氫離子和氫氧根離子濃度

純水0.1molL/1NaOH溶液0.1molL-1鹽酸

c(H+)/molL11x107"IO-"0.1

c(OH)/mol-L11x1070.11X1013

c*)、c(OH)

c(H')=c(OH)c(H+)<c(OH)c(H+)>c(OH")

的相對(duì)大小

溶液的酸堿性中性堿性酸性

2、溶液的酸堿性與溶液中c(H*)、c(OH「)的關(guān)系

c(H')與c(OH)的關(guān)系c(H)的范圍(室溫下)

酸性溶液c(H+)>c(OH)c(H+)>1x107molL-1

中性溶液c(H+)=c(OH)c(H+)—lx|Q7mol-L1

堿性溶液c(H+)<c(OH)c(H)<IxlQ7mo1L1

任何水溶液中都有H+和0H,

3.溶液的pH與c(H')及酸堿性的關(guān)系

4

計(jì)算公式pH=Tgc(H')

pH越大，溶液的堿性越強(qiáng)；

意義

pH越小，溶液的酸性越強(qiáng)

溶液酸堿性與pH的關(guān)系pH<7,為酸性溶液;pH=7,為中性溶液；

(常溫下)pH>7,為堿性溶液

適用范圍IxlO14molL",<c(H4)<1molL-1

++

特別提醒pH計(jì)算公式中c(H+)：強(qiáng)酸溶液：e(H)=WC(H?A);若強(qiáng)堿溶液：c(H)

/rc[BOH?]

4、溶液酸堿性的測(cè)定方法

(1)利用pH試紙測(cè)定。使用pH試紙的正確操作為取一小塊pH試紙于干燥潔凈的玻璃片或表面皿上，

用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點(diǎn)在試紙上，當(dāng)試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照,讀出pH。

①?gòu)V泛pH試紙：其pH范圍是1?14(最常用),可以識(shí)別的pH差約為

②精密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差值。

③專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。

(2)用pH計(jì)測(cè)量。

DH計(jì)也叫酸度計(jì)，該儀器可精密測(cè)量溶液的pH。其量程為0?14。

5、pH的應(yīng)用

pH在醫(yī)療、生活、環(huán)保、農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)實(shí)驗(yàn)中都有重要的應(yīng)用。溶液pH的控制常常是影響實(shí)驗(yàn)結(jié)

果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個(gè)關(guān)鍵因素。

6、酸堿溶液稀釋時(shí)pH的變化圖像

(1)pH相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖

|PH|PH

稀釋過.稀釋過程

(2)c相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖

|pH|PH

酸

稀釋過.稀釋過程

可以看出無論是c相等還是pH相等，加水稀釋相同倍數(shù)pH變化大的都是_強(qiáng)酸或強(qiáng)堿。

5

7、酸堿溶液稀釋時(shí)pH的變化

酸(pH=a)堿(pH=b)

弱酸強(qiáng)酸弱堿強(qiáng)堿

稀釋10"倍pH<a+wpH=a+〃pH>b一〃pH=6一〃

無限稀釋0H趨向于7

三、酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)

1、概念和原理

（1）概念：依據(jù)中和反應(yīng)，用已知濃度的酸（或堿）來測(cè)定未知濃度的堿（或酸）的方法。

（2）原理：在中和反應(yīng)中，酸提供的H+與堿提供的OFT之間的物質(zhì)的量相等。

即：c（H'）K"=c（OH）%,則c（H+尸°0H_±^或C（OH-）=^^~~

P酸P堿

2、主要儀器使用

（1）儀器：滴定管，鐵架臺(tái)，滴定管夾，錐形瓶，燒杯。

?v

b

儀器a是酸式滴定管，儀器b是堿式滴定管。精密度：0.01mLo

（2）滴定管的使用方法

①檢查儀器：使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。

②潤(rùn)洗儀器：在加入溶液之前，潔凈的滴定管要用所要盛裝的溶液潤(rùn)洗2?3遍。

③加入溶液：分別將溶液加入到相應(yīng)滴定管中，使液面位于滴定管_Q_刻度線以上。

④調(diào)節(jié)起始讀數(shù)：在滴定管下放一燒杯，調(diào)節(jié)活塞，使滴定管尖嘴部分充滿溶液，然后調(diào)節(jié)滴定管液面使其

處于“0”刻度或"0”刻度以下的某一刻度。準(zhǔn)確讀取數(shù)值并記錄。

3、主要試劑

（1）待測(cè)液；（2）標(biāo)準(zhǔn)液：（3）指示劑（一）用酚/或甲基橙，一般不用石蕊，顏色改變不明顯）。

4、指示劑的選擇

（1）原理：由曲線可以看出，在酸、堿中和滴定過程中，溶液的pH在接近滴定終點(diǎn)時(shí)有一個(gè)突變過程，

在此范圍內(nèi)，滴加很少的酸（或堿），溶液的pH就有很大的變化，能使指示劑的顏色變化明顯，所以即使酚

醐、甲基橙的變色不在恰好中和的pH=7的點(diǎn)上，但體積差距很小，可以忽略不計(jì)。

6

（2）酸堿指示劑法（只能測(cè)定溶液的pH范圍）

指示劑變色范圍（顏色與pH的關(guān)系）

石蕊<5.0紅色5.0-8.0紫色>8.0藍(lán)色

酚獻(xiàn)<8.2無色8.2?10.0淺紅色>10.0紅色

甲基橙<3.1紅色3.1?4.4橙色>4.4黃色

5、滴定操作

（1）滴速：先快后慢，當(dāng)接近終點(diǎn)時(shí)，應(yīng)一滴一搖，甚至半滴一搖，利用錐形瓶?jī)?nèi)壁承接尖嘴處懸掛的半

滴溶液。

（2）終點(diǎn)的判斷：滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不變回原色,視為滴定終點(diǎn)。

6、數(shù)據(jù)處理

為減少實(shí)驗(yàn)誤差，重復(fù)實(shí)驗(yàn)2?3次,求出所用標(biāo)準(zhǔn)溶液體積的平均侑，然后再計(jì)算待測(cè)液的物質(zhì)的

7、常見的誤差分析

步驟操作y標(biāo)準(zhǔn)c待測(cè)

酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗變大偏高

堿式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗變小偏低

洗滌

錐形瓶用待測(cè)溶液潤(rùn)洗變大偏商

錐形瓶洗凈后還留有蒸儲(chǔ)水不變無影響

取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低

酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時(shí)氣泡消失變大偏高

振蕩錐形瓶時(shí)部分液體濺出變小偏低

滴定部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高

溶液顏色較淺時(shí)滴入酸液過快，停止滴定后再加一滴

變大偏高

NaOH溶液無變化

滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)（或前仰后俯）變小偏低

讀數(shù)

滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)（或前俯后仰）變大偏高

7

第三節(jié)鹽類的水解

一、鹽類的水解

1、探究鹽溶液的酸堿性

鹽溶液

NaClNa2so4Na2CO3NaHCOsCH3COONaNH4C1(NH4)2SO4

PHpH=7pH=7pH>7pH>7pH>7pH<7pH<7

鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽

溶液酸堿性中性堿性酸性

2、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因

微粒變化CH3co0和H結(jié)合生成弱電解質(zhì)CH3co0H,使水的電離平衡向電邕方向移動(dòng)

平衡時(shí)酸堿性使溶液中c(H+)<c(OH),溶液呈堿性

水解方程式CH3COO+H20}CH3coOH+OH

微粒變化NHJ和OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)NHvFhO,使水的電離平衡向油離_的方向移動(dòng)

平衡時(shí)酸堿性使溶液中c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性

+

水解方程式NH；+H2ONHvHjQ+H

水解方程式H2OWH++OH-，NaCl=Cr+Na+

理論解釋：溶液中不生成弱電解質(zhì)，水的電離平衡未受影響，溶液中c(H+)=c(OH),溶液呈中性。

3、鹽類的水解

(1)概念：在溶液中，由鹽電離出來的弱離子跟水電離出來的H'或0H結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng).

(2)實(shí)質(zhì)：生成弱酸或弱堿，使水的電離平衡被破壞而建立起新的平衡。

(3)特征：①一般是可逆反應(yīng)，在二土條件下達(dá)到化學(xué)平衡：②鹽類水解反應(yīng)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。

③鹽類水解是吸熱反應(yīng)。

二、影響鹽類水解的主要因素

1、反應(yīng)物本身性質(zhì)的影響

鹽類水解程度的大小主要由鹽的性質(zhì)所決定的,生成鹽的弱酸(或弱堿)越難也離_(電離常數(shù)越小),

鹽的水解程度越大，即越弱越水解。

2、實(shí)驗(yàn)探究反應(yīng)條件對(duì)鹽類水解程度的影響

1

已知FeCb發(fā)生水解反應(yīng)的離子方程式：Fe3'+3H2。^Fe(OH)3+3H,根據(jù)實(shí)驗(yàn)操作填寫下表：

影響因素實(shí)驗(yàn)步驟實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象解釋

加入FeCb固體，溶液顏色變逖，溶加入FeCb固體,c(Fe3+)增大,水解平衡向江

鹽的濃度

再測(cè)溶液的pH液的DH變小反應(yīng)方向移動(dòng)

加鹽酸后，測(cè)溶溶液顏色變淺，溶加入鹽酸，c(H+)增大，水解平衡向逆反應(yīng)

溶液的酸堿度液的pH液的DH變小方向移動(dòng)，但c(H")仍比原平衡中c(H)大

加入少量NaOH產(chǎn)生紅褐色沉淀加入氫氧化鈉后，0H一消耗H,c(H+)減小，

8

溶液水解平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)

溫度升高溫度溶液顏色變深升高溫度，水解平衡正向移動(dòng)

3、鹽的水解常數(shù)

(1)表達(dá)式

以CH3coONa為例：CH3COO+H20二CH3coOH+OH

5CH3C0°HCOFT,只與溫度有關(guān)。

cCH3COO

(2)與對(duì)應(yīng)弱酸電離常數(shù)的關(guān)系

cH,cCH3coO由arKw

Ka=----------------------所以，Kh?Ka=Kw或心=二。

cCH3coOHKa

弱酸或弱堿的電離常數(shù)越小(越弱),其生成的鹽水解的程度就一越大。

三、鹽類水解的應(yīng)用

1、在化學(xué)實(shí)驗(yàn)中的應(yīng)用

應(yīng)用舉例

3++

判斷溶液的酸堿性FeCb溶液顯酸性，原因是Fe+3H2O=Fe(OH)3+3H

判斷酸性強(qiáng)弱相同濃度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分別為8,9、10,則酸性：HX>HY>HZ

配制或貯存易水解配制C11SO4溶液時(shí)，加入少量H2s04,抑制CM+水解：貯存Na2cCh溶液不

的鹽溶液能用磨口玻璃塞

膠體的制取制取Fe(0H)3膠體的離子反應(yīng)：Fe3++3H2O^^Fe(OH)3(膠體)+3寸

制備無水鹽將揮發(fā)性酸的弱堿鹽如AICI3、FeCb溶液蒸干時(shí)，在通HC1的氣流中加熱蒸干

AP+與C03、HCO3、S2-、HS\A102；Fe3+與HCO3、COf>A107；NH：與

判斷離子是否共存

A102、SiOM因相互促進(jìn)水解強(qiáng)烈而不能大量共存。

判斷中和反應(yīng)至中如NH3H2O與HC1反應(yīng)至中性，NHTHO過量,CH3co0H與NaOH反應(yīng)

性的試劑用量至中性時(shí)CH,COOH過量?

如用TiCk制備TiCh，其反應(yīng)的化學(xué)方程式為：

制備無機(jī)化合物

TiCU+(X+2)H2O=TiO2xH201+4HC1

加入大量的水，同時(shí)加熱，促使水解趨于完全。

2、在生產(chǎn)生活中的應(yīng)用

泡沫滅火器中藥品成分為NaHCCh與A12(SO4)3，發(fā)生的反應(yīng)為：

泡沫滅火器原理

A13'+3HCO?=Al(OH)3i+3co2T

作凈水劑明帆可作凈水劑，原理為AF++3H2O=A1(OH)3(膠體)+3H+

化肥的使用鉉態(tài)氮肥與草木灰不得混合施用

9

NH4cl溶液與ZnCL溶液可作焊接時(shí)的除銹劑，原理為：

除銹劑

2++

NH|+H2O^^4H3?H2O+H+、Zn+2H2O=Zn(OH)2+2H

熱純堿去污能力強(qiáng)加熱，促進(jìn)Na2c03的水解，使c(OH-)增大，去污能力增強(qiáng)

四、溶液中的守恒關(guān)系

1、電荷守恒：電解質(zhì)溶液中陽(yáng)離子所帶的電荷總數(shù)與陰離子所帶的電荷總數(shù)相等。即電荷守

恒，溶液呈電中性。

2、元素質(zhì)量守恒：

在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解或電離，的存在形式發(fā)生了變化，就該離子所含的某

種元素來說，其質(zhì)量在反應(yīng)前后是口L的，即元素質(zhì)量守恒。

如:Na2c。3溶液中：

—=：,即〃(Na+)=2c(C0l),CO夕在水中部分會(huì)水解成HCOhH2co3,共三種含碳元素的存

nCO31

在形式。

②c(Na')=2[c(C0歹)+c(HC05)+c(H2co3)]。

3、質(zhì)子守恒

方法一：可以由電荷守恒與元素質(zhì)量守恒推導(dǎo)出來。

如Na2cCh中將電荷守恒和元素質(zhì)量守恒中的金屬陽(yáng)離子消去得c(OH)=c(H+)+c(HCO3)+2c(H2co3)。

+

方法二：質(zhì)子守恒是依據(jù)水的電離平衡：H2O=H+OH-,水電離產(chǎn)生的H"和0H的物質(zhì)的量總是相等的,

無論在溶液中由水電離出的H+和OH」以什么形式存在。

+

如：Na2cCh溶液中即：c(OH)=2c(H2co3)+c(HCO3)+c(H3O+)或c(OH")=2c(H2CO3)+c(HCO3)+c(H)o

第四節(jié)沉淀溶解平衡

一、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡

1、25。(3時(shí)，溶解性與溶解度的關(guān)系

溶解性易溶可溶微溶難溶

溶解度>10g1?10g0.01?1g<0.01g

2、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡

(1)沉淀溶解平衡的建立

10

V

N溶解

'溶解="沉淀

Oht

(2)沉淀溶解平衡方程式

以AgCl沉淀溶解平衡為例：AgCl(s)==Ag'(aq)+C「(叫)。

(3)沉淀、溶解之間這種動(dòng)態(tài)平衡也決定了A『與C「的反應(yīng)不能完全進(jìn)行到底。一般情況下，當(dāng)溶

液中剩余離子的濃度小于lxl05mol【i時(shí),化學(xué)上通常認(rèn)為生成沉淀的反應(yīng)進(jìn)行完全了o

3、難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡的影響因素

已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)=Mg2+(aq)+2OH-(叫)

條件改變移動(dòng)方向c(Mg2-)c(OH-)

加少量水正向移動(dòng)不變不變

升溫正向移動(dòng)增大增大

力口MgCb(s)逆向移動(dòng)增大減小

加鹽酸正向移動(dòng)增大減小

力口NaOH(s)逆向移動(dòng)減小增大

。：離子積對(duì)于A?,B?(s)=wAH1(aqj+wB?(aq)任意時(shí)刻Q=cm(A"'yc"(B'")?

(l)Q>Ksp,溶液過飽和，有沉淀析出,直至溶液飽和，達(dá)到新的平衡。

(2)Q=Ksp,溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。

(3)Q〈Ksp,溶液未飽和，無沉淀析出,若加入過量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶液飽和。

二、沉淀溶解平衡應(yīng)用

1、沉淀的生成

(1)沉淀生成的應(yīng)用：在無機(jī)物的制備和提純、廢水處理等領(lǐng)域，常利用生成沉淀來達(dá)到分離或除去某些

離子的目的。

(2)沉淀的方法

①調(diào)節(jié)pH法:如工業(yè)原料氯化鉉中含雜質(zhì)氮化鐵，使其溶解于水,再加入氨水調(diào)節(jié)pH至7?8,使0[Fe(OH)3]

>K、JFe(0H)3]可使Fe3+轉(zhuǎn)變?yōu)镕e(OHb沉淀而除去。反應(yīng)如下：Fe3++3NH3H2O=Fe(OH)31,+3NH^。

②加沉淀劑法：如以NazS、H2s等作沉淀劑，使某些金屬離子，如CM+、Hg?+等生成極難溶的硫化物

CuS、HgS等沉淀,即離子積Ksp時(shí)，生成沉淀，也是分離、除去雜質(zhì)常用的方法。

2、沉淀的溶解

(1)沉淀溶解的原理

根據(jù)平衡移動(dòng)原理，對(duì)于在水中難溶的電解質(zhì)，如果能設(shè)法不斷地移去平衡體系中的相應(yīng)離子，使

平衡向沉淀溶解的方向移動(dòng),就可以使沉淀溶解。

11

(2)實(shí)驗(yàn)探究：Mg(0H)2沉淀溶解

現(xiàn)象①渾濁;②澄清

Mg(OH)2(s)=Mg2%aq)+2OH(aq)Mg(OHH溶

+解平衡不斷

理論

2HC1=2C1-+2H，向右移動(dòng).

分析

11使Mg(OH￡

2H2O完全溶解

(3)沉淀溶解的方法

①酸溶解法：用強(qiáng)酸溶解的難溶電解質(zhì)有CaCCh、FeS、AKOHb、Ca(OHb等。

如CaCCh難溶于水，卻易溶于鹽酸，原因是：CaCCh在水中存在沉淀溶解平衡為CaCO3(s)=Ca2+(aq)+

COf(aq),當(dāng)加入鹽酸后發(fā)生反應(yīng)：COf+2H=H2O+CO2T.C(COM)降低，溶液中CO1與Ca?+的

離子積Q(CaCO3)<KsP(CaCO3),沉淀溶解平衡向溶解方向移動(dòng)。

②鹽溶液溶解法：Mg(OH),難溶于水，能溶于鹽酸、NH4cl溶液中。溶于NH4cl溶液反應(yīng)的離子方程

式為Mg(OH)2+2NHh=Mg2++2NH；H2O-

3、沉淀的轉(zhuǎn)化

(1)實(shí)驗(yàn)探究AgCl、AgkAg2s的轉(zhuǎn)化

1().1mol-L-*J10.1mol,L-1Smo^L1