高考化學(xué)考點(diǎn)分類匯編：鹽類的水解及沉淀溶解平衡

目錄

一、鹽類的水解..........................................................................3

（-）鹽類水解......................................................................3

（二）鹽類水解的影響因素............................................................5

（三）鹽類水解的應(yīng)用................................................................6

二、沉淀溶解平衡........................................................................8

（-）沉淀溶解平衡..................................................................8

（二）溶度積常數(shù)....................................................................9

（三）沉淀溶解平衡的應(yīng)用...........................................................10

三、溶液中的三大守恒...................................................................13

（-）電荷守恒.....................................................................13

（二）物料守恒.....................................................................13

（三）質(zhì)子守恒.....................................................................14

四、離子濃度的大小比較..................................................................14

（-）單一溶液中粒子濃度的比較.....................................................14

（二）混合溶液中的離子濃度的比較...................................................15

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、鹽類的水解

（-）鹽類水解

1.定義

在溶液中鹽電離出來的弱酸根離子或者弱堿根陽離子跟水電離產(chǎn)生的H+或OH結(jié)合生成弱

電解質(zhì)的反應(yīng)。

2.實(shí)質(zhì)

［弱酸的陰離子，結(jié)合H.

鹽電離t弱被的陽閾廣一結(jié)合0H?破壞廣水的電離平衡,

水的電離程度增大-dHMdOH）-溶液早堿性或酸性

3.鹽類水解的特點(diǎn)

水解反應(yīng)是可逆反應(yīng)

吸熱上水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)

際舊水解反應(yīng)程度很微弱

4.鹽類水解規(guī)律

難溶不水解，有弱才水解，誰弱誰水解，都弱都水解；（是否水解）

水解是微弱的，越弱越水解；越熱越水解，越稀越水解；（水解的程度）

誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性，弱弱具體定。（溶液的酸堿性）

鹽的類型實(shí)例是否水解水解的離子溶液的酸堿性

強(qiáng)酸強(qiáng)減鹽NaCI,KNO,否無中性

強(qiáng)酸弱堿鹽是酸性

NHxCI.CiKNO,),NH：%Cu*

強(qiáng)酸強(qiáng)堿桃CHEOO"Na:CO,是,CO：腌性

5.表示方法一水解離子方程式

水解離子方程式的書寫規(guī)律：誰弱寫誰,都弱都寫；陽離子水解生成弱堿，陰離子水解生成

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弱酸。

書寫鹽類水解方程式時(shí)要注意：

(1)一般鹽類水解的程度很小，用可逆號(hào)表示。

(2)鹽類水解一般不會(huì)產(chǎn)生沉淀和氣體，所以不用符號(hào)和"T"表示水解產(chǎn)物。

(3)多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的，水解離子方程式要分步表示；而多元弱堿陽離子的水解

簡化成一步完成。

水解離子方程式如：

C。+waCC;HCO；+H2O,H2CO3+OH-

2+++

Cu+2H2O5=iCu(OH)+2H；NH；+H2O^-NH3H2O+Ho

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(二)鹽類水解的影響因素

1.影響水解平衡的因素

內(nèi)因：鹽的本性。

外因：濃度、溫度、溶液酸堿性的變化

(1)溫度不變，濃度越小，水解程度越大。

(2)濃度不變，溫度越高，水解程度越大。

(3)改變?nèi)芤旱膒H值，可抑制或促進(jìn)水解。

2.比較外因?qū)}水解的影響：

+

以NH4cl在水中的水解為例：(水解方程式：NH：+H2O.NH3H2O+H)

平衡移『八II水解

條件dMI；JMNH：)diri

動(dòng)力向?HQ)?HMl程廈

加熱向行M小減小增大增大增大增大增大

加水向右減小城小減小增大減小增大靖大

通人

向左增大增大增大增大

就氣M小M小

加少

R向右增大增大增大增大增大增大讖小

MLCI

通人H(：l向左增大增大減小M小增大增大腌小

加少量

向仃減小減小增大增大減小減小增大

加少最

向仃M小增大增大減小M小增大

加少時(shí)

向左增大?大減小增大減小

FX1M小*大

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（三）鹽類水解的應(yīng)用

水解的應(yīng)用實(shí)例

F/.A;水解產(chǎn)生少緊膠狀的F?OW,.

FrChKAHS())?AKOH）,,結(jié)構(gòu)或松、表面枳大、吸附他

.凈水w4:

112H.U等可作凈水劑力強(qiáng).故它力能吸附水中懸浮的小顆粒

而沉降.從前起到凈水的作用

加熱能促進(jìn)純H、nG（）,水解.產(chǎn)牛的

川熱融水洗油污d,）H敝大.而油污中的油脂在減性較

2.去油污

物品強(qiáng)的條件卜..水解受到促進(jìn).故熱的比

冷的效果好

在配制FcCb、AICL.Cu%SnCb等格

①配制溶液時(shí)

XI液時(shí)為抑制水解，啟先將過溶于少最相

常加入少趾松酸

3藥品的應(yīng)的篋中.再抑赧慵水翰擇到所需濃度

保存

XNa^SiO,,Nag.因“Si。,、、機(jī)Cd水解里減性.產(chǎn)生較

、ILF等不能E”第多CH;、13水制產(chǎn)生1仆.flOH,HF

口玻璃塞的試劑植中均能腐曲跛璃

由MgCI「6HX）制無

4.制備無Mg（：L-6H6受熱水解生成敏膽化葭

水、IgU：在HCI氣流中

水接而不是大成械化鎂

抑熱

5.泡泡滅川WSOjJU）,NaHCS和AMSOjiR什可發(fā)生雙水解反

火器溶液混合應(yīng)：3HCO；+A「=仙CH,）I+1CO：t

2NH；+CO;=2NH,T+COJ+HQ拗失氣

6.化肥的

住態(tài)凝肥草木灰的花效Ca"+2HPO,+2C工?CaHPO.1+

使用

2H＜：a,+HPO：生成堆溶物.不易被吸收

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M1A1CU3H>O^AI(OHX+3HC]

升溫.平衡后移.促成HCI揮發(fā).

使水解完全

Ai(：l,+3H：O^4AI((>Hi.+3HCl

1灼燒

AhO,

7.利斷加熱例2.AM*)J,+6H：C2A1(()Hg3HSO.

法絡(luò)至鹽十升溫.平桁右移.揮發(fā).M

AIM、AMSOJ,溶液

溶液能否得WHNM增大,將抑制水解綜合結(jié)果.

?1詬產(chǎn)物的判斷

到同溶質(zhì)最后得到ALSO,

固體從例1例2可小結(jié)出.加熱濃例或蒸干

鹽諭液,是否將到時(shí)溶庾因體.由對(duì)

應(yīng)和的揮發(fā)性而定.

結(jié)論：①弱堿易揮發(fā)性酸鹽上一

限化物固體(除核鹽)

2弱琳爆揮發(fā)性酸鹽上-同澹質(zhì)固體

8.判斷溶液Fr(：h溶液的極酸件FX1溶液顯酸性,原因是F6.+3HQ1

的酸緘性F?OHb+3W

、a\.NaY.、aZW

9.利斷酸NaX.Na、、、aZ三種鹽溶液的pH分別為

種同濃度的鹽溶液

性強(qiáng)刈8.9、10.則酸性H\>HY>HZ

的睫性強(qiáng)弱比較

水解分別使溶液呈酸水解程度較大而不能共存的離子：

10.離子共性和堿性的離m(l)A:與HCO,、CO?、Aid.SiO；.US、

存的判斷由于相互促進(jìn),水、<l<i；

解程度較大而不能⑵FL與HCC、.CO；\AKK.Si()；,CIO;

大豉共存(3)NH；bSiOi.Al。,

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二、沉淀溶解平衡

(一)沉淀溶解平衡

1.定義

一定溫度下，當(dāng)沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等時(shí)，形成電解質(zhì)的飽和溶液，達(dá)到平

衡狀態(tài)，我們把這種平衡稱為沉淀溶解平衡o如：Pbl2的溶解：

2.表達(dá)式

AM⑹=niA'+(aq)+nB'-(aq)

3.建立過程

.0>V結(jié)整固體溶斛

\u海解=?站殖溶解1r衡

、齡海第<r儲(chǔ)叢析出晶體

4.溶解平衡的特點(diǎn)及影響因素

⑴特點(diǎn)

沉淀溶解平衡和化學(xué)平衡、電離平衡一樣，符合平衡的基本特征、滿足平衡的變化基本規(guī)律。

滿足特點(diǎn)：逆、動(dòng)、等、定、變。

(2)影響因素

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對(duì)于平衡：AgCl(s)=人8+但4)+0一?回)兇〉0若改變條件，對(duì)其有何影響

改變條件平衡移動(dòng)方向(W)QQ)

升徂正向移動(dòng)增加

加水正向移動(dòng)不變化不變化

加AgCM)不移動(dòng)不變化不變化

加、?0(?)逆向移動(dòng)降低增加

加“、()加逆向移動(dòng)增加降低

(二)溶度積常數(shù)

1.定義

在一定條件下的難溶電解質(zhì)飽和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其離子濃度幕之積為溶度積或

溶度積常數(shù)，符號(hào)為Km。

2.表達(dá)式

溶解

對(duì)于沉淀溶解平衡：M\KI'mW\'hK|l,貝!|：

3+

K，p=c"<M")-c"(A"L)。如Fe(OH)3的K卬表達(dá)式為：^sp[Fe(OH)3]=c(Fe)x?(OH)o

3.影響因素

同一難溶電解質(zhì)的K.p僅是溫度的函數(shù)，溫度不變，K’p不變。

【注意】溶解度會(huì)受到除溫度外的其他因素的影響，如溶劑或溶液中其他溶質(zhì)的影響，但是

Kp不會(huì)。例如：AgCl在水中的溶解度大于在Na。溶液中的溶解度，但是Kp始終不變。

4.溶度積常數(shù)的應(yīng)用

(l)Ksp的大小反應(yīng)了難溶物質(zhì)在水中的溶解能力大小。同一類型的物質(zhì)，的數(shù)值越大，表

明難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越強(qiáng)。

【注意】利用K.p直接比較溶質(zhì)的溶解度時(shí)，溶質(zhì)的類型必須相同。例如

Ksp(AgCl)>K￡AgI),可以判斷出AgCl的溶解度大于Agl,但是當(dāng)

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A：sp(AgCl)>A：sp(Ag2CrO4),由于物質(zhì)的類型不同，無法直接比較AgCl和AgzC。的溶解度

大小。

(2)根據(jù)K,與濃度烯Qc的相對(duì)大小判斷沉淀溶解平衡的移動(dòng)。

濃度嫡Qc：任意時(shí)刻溶液中有關(guān)離子濃度幕的乘積稱為濃度燧,用Q表示。

當(dāng)2〉&,溶液過飽和，析出沉淀；

當(dāng)2<Ksp,溶液未飽和，沉淀溶解；

當(dāng)2=Ksp,溶液飽和，沉淀溶解達(dá)平衡。

AgG的沉淀溶解平衡曲線

如圖所示，為AgCl的沉淀溶解平衡曲線，曲線上的a、b、c為沉淀溶解達(dá)平衡的點(diǎn)，此時(shí)

2=K2,根據(jù)b點(diǎn)的坐標(biāo)，我們可以計(jì)算出K”(AgCl)=1.8x1。7°;溶液下方的點(diǎn)如1點(diǎn)，此

時(shí)溶液未飽和，沉淀會(huì)不斷的溶解，2<K.p;溶液上方的點(diǎn)如e、f此時(shí)溶液過飽和，會(huì)有沉淀

析出，2>勺。

(三)沉淀溶解平衡的應(yīng)用

難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡在生產(chǎn)、科研和環(huán)保等領(lǐng)域有著許多應(yīng)用。沉淀溶解平衡是一個(gè)

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動(dòng)態(tài)平衡，當(dāng)條件發(fā)生改變時(shí)，平衡也會(huì)相應(yīng)地發(fā)生移動(dòng)。我們?cè)谏a(chǎn)、生活中經(jīng)常根據(jù)平衡移

動(dòng)原理，選擇適當(dāng)?shù)臈l件，使平衡向著需要的方向移動(dòng)。

1.沉淀的生成。

(1)調(diào)節(jié)PH法：

例：除去硫酸銅溶液中混有的少量鐵離子。

方法：向溶液中加入氫氧化銅或堿式碳酸銅，調(diào)節(jié)溶液的pH在3~4之間，鐵離子就會(huì)轉(zhuǎn)化

為氫氧化鐵而除去。

湍呈圖：

-*CH->

(:uNMiup曲:MOH)1cs調(diào)方溶液

舟J)pH=3-4

-?FHOHh1(除去F\)

22+

(2)加沉淀劑法：如以Na2s、H2S等作沉淀劑，使某些金屬離子如Cu\Hg等生成極難

溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分離、除去雜質(zhì)常用的方法。反應(yīng)如下：

+2++

Cu+=S==(CU+H2S=CUS4<+2H

2++

H也+干&==IHg+H2S=HgSI+2H

2.沉淀的溶解

根據(jù)溶度積規(guī)則，當(dāng)2<K.P時(shí)，沉淀就向溶解的方向進(jìn)行。因此，使沉淀溶解的總原則就

是設(shè)法使構(gòu)晶離子的濃度減小使之滿足2<

具體方法可采用酸堿溶解法、配位溶解法、氧化還原溶解法以及沉淀轉(zhuǎn)化溶解法等。

Q)酸堿溶解法。

例：難溶于水的CaCO,沉淀可以溶于鹽酸中

(；a(：()lT----------t-CO；

+H

■

H4：(),-*H.0+(：0,t

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在上述反應(yīng)中，氣體co2的生成和逸出，使CaCOs溶解平衡體系中的co；濃度不斷減小，

平衡向沉淀溶解方向移動(dòng)。

［注意］

①類似的可用強(qiáng)酸溶解的難溶電解質(zhì)還有FeS、Al(OH)3、Cu(OH)?等。

②醫(yī)學(xué)上用BaSO/乍”貝餐”，但不能用BaCCX,,其原因是BaCO,溶于胃酸(鹽酸)。

(2)鹽溶解法

2+

如Mg(OH)2可溶于NH4C1溶液。Mg(OH)2(s)=Mg(aq)+2OH-(aq)

當(dāng)加入NHQ溶液時(shí)，NH；+OH，使4OH)減小，使Mg(OH、溶解平

衡向右移動(dòng)，直至沉淀完全溶解，總反應(yīng)式為：

Mg(OH),+2NH4C1=MgCl,+2NH3-H,0

(3)氧化還原法

有些金屬硫化物如CuS、HgS等，其溶度積很小，在飽和溶液中c(S2)特別小，不能溶于非

氧化性強(qiáng)酸，只能溶于氧化性酸,減小c(S2］,從而達(dá)到沉淀溶解的目的。如：

3CuS+38=HMp3)3@ubNOtjb+

此法適用于溶解那些具有明顯氧化性或還原性的難溶物。

(4)生成配合物使沉淀溶解。

向沉淀體系中加入適當(dāng)配合劑，使溶液中某離子生成穩(wěn)定的配合物，減小其離子濃度，從而

使沉淀溶解。如AgCl可溶于NH3-H?。，此法對(duì)用酸堿性不能溶解的難溶電解質(zhì)具有重要意義。

AgClOOk'Ag'(aq)+(ir(aq)

NH>?H：O

■

|Ag(NH，hr

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三、溶液中的三大守恒

(一)電荷守恒

溶液中所有陽離子所帶的正電荷總濃度等于所有陰離子所帶的負(fù)電荷總濃度。

如NaHCCT,溶液中：c(Na+)+(H')=c(HCO；)+2c(CO：)+c(OFT)

電荷守恒書寫和判斷方法

實(shí)質(zhì)：溶液呈電中性，溶液中所帶陰陽離子的正負(fù)電荷的總量是相等的。

方法：①找全離子，將陰陽離子分別寫在等號(hào)兩邊；②離子的系數(shù)是離子所帶的電荷數(shù)

例如：Na2cO3;NaHCO,;Na2cO；和NaHCO?;Na2co,和NaOH;等溶液中離子濃

度存在的關(guān)系都可以用：

c(Na+)+(H+)=c(HCO；)+2c(CO；)+c(OH-)表示。

(二)物料守恒

在電解質(zhì)溶液中，某些微?？赡馨l(fā)生變化，但變化前后某種元素的原子個(gè)數(shù)守恒。如

0.1mol-L-1Na2co3溶液中：

+--1

c(Na)=2[c(HCO3)+c(COj)+c(H2CO30.2mol-Lo

物料守恒書寫判斷方法

實(shí)質(zhì)：加入的物質(zhì)中各種原子進(jìn)入溶液后只是存在形態(tài)發(fā)生的改變，但數(shù)目守恒。

方法：①只與溶質(zhì)有關(guān)、②在電解質(zhì)溶液中，溶質(zhì)中離子有的發(fā)生變化，有的沒有改變，但

仍保持原溶質(zhì)中或反應(yīng)前溶質(zhì)微粒關(guān)系,

例如：NaHC。,溶液中

\aHCO,

Na,HCO,.C(X、H4：O,

仍滿足：c(Na+)=c(HCO-)+c(CO；)+c(H2cOJ

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（三）質(zhì)子守恒

+

N今水溶液：c（OH）=c（HS）+2c（H2S）+c（H）

2+

Na詠溶液：c（OH^）+c（S-）=c（H2S）+c（H）

實(shí)質(zhì)：溶液中各微粒得質(zhì)子（即H+）總數(shù)等于失去的質(zhì)子總數(shù)。

寫法：①將電荷守恒與物料守恒聯(lián)立，約去。（Na，）即可得到質(zhì)子守恒式。（方法一）

②將溶液中得到質(zhì)子后形成的微粒濃度乘以得到質(zhì)子的數(shù)目再相加，相當(dāng)于得質(zhì)子總數(shù)；所

有失去質(zhì)子后得到的微粒濃度乘以失去的質(zhì)子數(shù)再相加，相當(dāng)于失去的質(zhì)子總數(shù)；二者相等即可。

（方法二）

得到的質(zhì)子總數(shù)：〃（HS-）+2〃（H2S）+“（H+）,失去的質(zhì)子數(shù)：〃（OH1,二者相等。再

除以溶液體積即可得到質(zhì)子守恒式。

四、離子濃度的大小比較

在比較溶液中的離子濃度時(shí)，由于電離和水解一般都比較微弱，所以產(chǎn)物粒子的濃度要小于

原粒子的濃度。

（一）單一溶液中粒子濃度的比較

1.多元弱酸溶液中：多元弱酸分步電離，但是以第一步電離為主。

+

例如H2co3（RONGYE）中，以H2co3）＞c（H）＞c（HCO；）＞c（CO；-）＞c（OH）0

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2.多元弱酸的正鹽溶液，根據(jù)酸根的分步水解來分析，且以第一步水解為主。

+

例如Na2c。3溶液中，c(Na+)>c(CO|)>c(OH)>c(HCO；)>c(H)o

3.一元弱酸強(qiáng)堿鹽溶液中，c(陽離子)〉c(陰離子)〉c(OH)>c(FT).

+

例如CH3coONa溶液中，或Na,)>c(CH3coeT)>c(OH)>c(H)o

4.弱酸酸式鹽溶液中離子濃度的比較，取決于電離和水解的相對(duì)強(qiáng)弱。

例如NaHCO,溶液中,HCO：即可以電離,又可以水解，NaHCO,溶液顯堿性，水解大于

電離，所以溶液中c(H2co3)>c(CO;),溶液中粒子濃度的大小比較為：

(1)c(Na+)>c(HCO；)>c(H2co3)>c(CO：),

(2)c(Na+)>c(HCO；)>c(OH)>c(H+).

NaH3溶液中，HSO；既可以電離，又可以水解，但是電離程度大于水解程度,所以溶液

++

中的粒子濃度大小比較為：c(Na)>c(HSO-)>c(SOj)>c(H)>c(H2SO3)>c(OH-)

(二)混合溶液中的離子濃度的比較

1.混合溶液中的溶質(zhì)互相不反應(yīng)

Q)如CH3coOH和CH3coONa的混合溶液中，當(dāng)4cH3coeF)>c(CH3coOH)時(shí)，溶

液中的粒子濃度大小為：