思路点拨:盐类水解的实质是：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H或 OH结合生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，使溶液中的c(H+)≠c(OH-)，而使溶液表现出酸碱性。
解析：三种钠盐的溶液pH﹥7，均显碱性，说明HX、HY、HZ均是弱酸，根据酸越弱，阴离子水解程度越大，溶液pH越大，可直接推知Z水解程度最大，其酸性越弱，而HX的酸性最强，则三种酸的酸性由强弱的顺序是HX﹥HY﹥HZ。 【答案】C
总结升华：比较弱酸或弱酸的相对强弱的方法：酸越弱，形成的盐其阴离子水解程度越大，溶液pH越大；碱越弱，形成的盐其阳离子水解程度越大，溶液pH越小。 举一反三：
【变式1】下列盐的水溶液中，哪些呈酸性 ；哪些呈碱性 。 ①FeCl3 ②NaClO ③(NH4)2SO4 ④ AgNO3 ⑤Na2S ⑥K2SO4 【答案】①③④、②⑤
+ -
类型二：盐类水解离子方程式的书写
题2、下列水解离子方程式书写正确的是( )
Fe(OH)3 + 3H+ HBr + OH- H2CO3 + 2OH- NH3·H2O + H+
A、Fe3+ + 3H2O B、Br- + H2O C、CO32- + 2H2O D、NH4+ + H2O
思路点拨:可按照水解方程式的书写方法，特别注意首先判断是否有“弱”。 解析：B选项Br-是强酸根，不水解；C选项CO32-是多元弱酸根，其水解要分步写。 【答案】AD
总结升华：判断离子方程式正误时要注意水解、电离及复分解等反应的离子方程式之间的区别。搞清不同离子的水解方式。 举一反三：
【变式2】下列式子属于水解反应的离子方程式且正确的是( ) A、NH4+ + H2O B、S2- + 2H2O C、CH3COOH+OH- D、CH3COOH+H2O 【答案】A
NH3·H2O + H+ H2S+ 2OH- CH3COO-+H2O CH3COO-+H3O+
类型三：影响盐类水解的因素：
题3、在25℃时，浓度为1mol/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶液中，测得其c(NH4+)分别为a、b、c(单位为mol/L)，
下列判断正确的是( )
A、a=b=c B、a﹥b﹥c C、a﹥c﹥b D、c﹥a﹥b
思路点拨:盐类是否水解以及水解程度的大小主要取决于盐本身的性质，可以通过外界条件改变盐的水解程度。本题特别注意在含有CO3、 Fe溶液中NH4的水解程度是不同的。 解析：三种溶液中均存在水解平衡：NH4++H2O 因为CO3+H
2-+
-2-2+
+
NH3·H2O+H+。对于(NH4)2CO3，
+
HCO3，使上述平衡向右移动，促进NH4水解。
Fe(OH)2+2H+，因增大了c(H+)，
对于(NH4)2Fe(SO4)2，因为Fe2++2H2O
上述平衡受到抑制，平衡向左移动，所以c﹥a﹥b。
【答案】D
总结升华：比较不同物质中相同弱酸根或弱碱根离子浓度大小的方法，一般可根据其水解受到抑制或促进等方面定性地进行判断。 举一反三：
【变式3】某溶液中FeCl3的水解已达平衡：FeCl3+H2O
Fe(OH)3+3HCl，若要使FeCl3的水解程度增大，可采取的措施是( )
A、加入NaHCO3 B、加入AgNO3 C、加FeCl3固体 D、加热 【答案】AD
类型四：溶液中粒子浓度大小的比较：
是
题4、0.02mol/L的HCN溶液与0.02mol/LNaCN溶液等体积混合，已知混合溶液中c(CN-)﹤c(Na+)，则下列关系中，正确的
A、c(Na+)﹥c(CN-)﹥(OH-)﹥c(H+) B、c(HCN)+c(CN-)=0.04mol/L C、c(Na)+c(H)=c(CN)+c(OH) D、c(CN)﹥c(HCN)
思路点拨:本题考查离子浓度大小的比较、电荷守恒、物料守恒等知识，注意有关知识的综合运用。 解析：根据电荷守恒定律有：c(Na+)+c(H+)=c(CN-)+c(OH-)，因为c(Na+)﹥c(CN-)， 所以c(H+)﹤c(OH-)，则有c(Na+)﹥c(CN-)﹥c(OH-)﹥c(H+)； 根据CN质量守恒有：c(HCN)+c(CN-)=0.02mol/L；
因为c(H+)﹤c(OH-)，故溶液显碱性，NaCN的水解程度大于HCN电离程度，故c(CN-)﹤c(HCN) 【答案】AC
总结升华：微粒浓度比较一定要清楚溶液中的两种守恒即电荷守恒和物料守恒，有的不等关系是两守恒式的联立，要注意其变形。还应对溶液中主要矛盾与次要矛盾(电离和水解)区分清楚。 举一反三：
【变式4】某氨水的pH＝X，某盐酸的pH＝Y，已知X＋Y＝14，将上述氨水与盐酸等体积混合后，所得溶液中各种离子浓度的关系正确的是 ( )
A、c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+) B、c(NH4+)＞c(Cl－) ＞c(H+) ＞c(OH－) C、c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-) D、c(NH4+)＋c(H+)＝c(Cl-)＋c(OH-) 【答案】AD
+
+
---
类型五：离子共存问题
题5：常温的某无色溶液中，在滴加甲基橙后呈红色，则下列各组离子肯定能大量共存的是
A、K+、NO3-、 MnO4-、Na+ B、Cl-、CH3COO-、Ba2+、K+ C、HCO3-、 NO3-、 Al3+、 Ba2+ D、K+、NH4+ 、Mg2+、SO42-
思路点拨:当有弱碱阳离子和弱酸阴离子之间能发生双水解，则不能在溶液中大量共存。如：Al3+与HCO3-、CO32-等，不能在溶液中大量共存。
解析： 滴加甲基橙呈红色，说明溶液显酸性(pH﹤3.1)。C选项中HCO3-、B选项中CH3COO-都不能大量共存；题目要求无色溶液，A中MnO4-有颜色。 【答案】D
总结升华：对能水解的离子的共存问题不仅要考虑离子间是否发生反应，更要注意离子发生水解所引起的溶液的酸碱性变化，以及双水解问题。 举一反三：
【变式5】下列各环境下的离子组合能大量共存的是( )
A、中性溶液中：Mg、Fe、SO4、Cl B、pH＝0的溶液中：Al3+、NH4+、Ca2+、SO42-
C、c(H)=10 mol/L的溶液中：Na、AlO2、S、SO3 D. pH试纸变红的溶液中：Fe2+、I-、NO3-、ClO-
【答案】BC 注意：A选项中Fe在中性溶液中已完全沉淀。
3+
+
-14
+
-2-2-
2+3+2--
难溶电解质的溶解平衡
编稿：乔 震 审稿：祝 鑫 责编：宋 杰
【本节学习目标】
1、知道难溶物在水中的溶解情况及沉淀溶解平衡的建立过程，能描述沉淀溶解平衡； 2、知道沉淀转化的本质；
3、知道沉淀溶解平衡在生产、生活中的应用(沉淀的生成、沉淀的溶解和转化)。 学习重点：难溶电解质的沉淀溶解平衡 学习难点：难溶电解质的溶解和转化
【知识要点梳理】
知识点一：电解质的溶解性与溶解度
不同的电解质在水溶液中溶解的程度不一样，而且差别很大，有的能溶解很多，像NaCl、KCl、NaOH等，这些物质的溶解度大于0.1克，我们通常把它们称作易溶物质。有的溶解的不多，如CaSO4、Ca(OH)2等，这些物质的溶解度在0.01克到0.1克之间，我们通常把它们称作微溶物质。有的溶解的很少，像CaCO3、AgCl、Ag2S等，这些物质的溶解度小于0.01克，我们通常把它们称作难溶物质，在水溶液中我们把它们称作沉淀。
附表：几种电解质的溶解度(20℃)
化学式 AgCl AgNO3 AgBr Ag2SO4 Ag2S BaCl2 溶解度/g 1.5×10-4 222 8.4×10-6 0.796 1.3×10-16 35.7 化学式 Ba(OH)2 BaSO4 Ca(OH)2 CaSO4 Mg(OH)2 Fe(OH)3 溶解度/g 3.89 2.4×10-4 0.165 0.21 9×10-4 3×10-9 在20℃时，溶解性与溶解度的大小关系：
注意：
1、物质在水中“溶”与“不溶”是相对的，“不溶”是指“难溶”，绝对不溶的物质是没有的。难溶物质的溶解度很小，但不可能等于零；
2、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。
知识点二：难溶电解质的溶解平衡：
(溶解平衡属于化学平衡的一种，遵循化学平衡移动原理) 1、难溶电解质的生成：
例：AgNO3溶液与NaCl溶液混合：AgNO3 + NaCl = AgCl↓+ NaNO3 其离子方程式为：Ag+ + Cl- = AgCl↓
生成沉淀的离子反应之所以能够发生，在于生成物AgCl的溶解度小。 AgCl在20℃在水中溶解度为1.5×10-4g，它仍能微量地溶解成为Ag+和Cl-。
所以AgNO3溶液与NaCl溶液混合，生成AgCl沉淀后的溶液中三种有关反应的粒子在反应体系中共存： Ag+ (aq) +Cl- (aq)
AgCl (s)
说明：习惯上，将溶解度小于0.01克的电解质称为难溶电解质。
2、沉淀溶解平衡的建立：
CaCO3、FeS、Mg(OH)2等碱和盐是难溶电解质，尽管难溶电解质难溶于水，但在水中也会建立——动态平衡。 例：一定温度下，将难溶电解质AgCl放入水中时，会发生溶解和沉淀两个过程：
沉淀溶解平衡的建立：尽管AgCl溶解度很小，但并不是绝对不溶，生成的AgCl沉淀会有少量溶解。因此在生成AgCl沉淀后的溶液中三种有关反应的粒子在反应体系中共存。这样，生成沉淀的反应就转化成我们熟悉的固体溶解的问题。从固体溶解的角度来看，AgCl在水中存在两个过程：①在水分子的作用下，少量Ag+与Cl-脱离AgCl表面溶入水中，②溶液中的Ag+与Cl-受AgCl表面正、负离子的吸引，回到AgCl表面析出沉淀。在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，即建立下列平衡： AgCl(s)
Ag+(aq)+ Cl-(aq)
初始：v(溶)﹥v(沉) 平衡：v(溶)=v(沉)
正是这种平衡的存在，决定了Ag+与Cl-的反应不能进行到底。
知识点三：沉淀反应的应用
(通过改变条件使平衡移动—溶液中的离子转化为沉淀或沉淀转化为离子) 1、沉淀的生成：
①原则：生成沉淀的反应能发生，且进行得越完全越好 ②方法：
A、在难溶电解质形成的饱和溶液中，加入相同离子，使沉淀溶解平衡向生成沉淀方向的移动。
B、调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，可使Fe3+生成Fe(OH)3沉淀除去。 某些金属硫化物沉淀时的c(H+)和 pH值：
开始沉淀 硫化物 溶度积 c(M2+)=0.10mol/L ≤c(H+) MnS(肉色) FeS(黑色) NiS(黑色) ZnS(白色) CdS(黄色) PbS(黑色) 2.5×10－10 6.3×10－18 3.2×10－19 2.5×10－22 8.0×10－27 8.0×10－28 1.9×10－7 1.2×10－3 5.4×10－3 0.19 34 1.0 pH 6.72 2.92 2.27 0.72 沉淀完全 c(M2+)≤1.0×105mol/L ≤c(H+) 1.9×10－9 1.2×10－5 5.4×10－5 1.9×10－3 0.34 1.08 pH 8.72 4.92 4.27 2.72 0.47
CuS(黑色) 6.3×10－36 ×10 6 1.2×10 4 C、加沉淀剂法：根据物质的溶解性，加入一种离子生成沉淀即可。 ③意义：在物质的检验、提纯及工厂废水的处理等方面有重要意义。
2、沉淀的溶解：
(条件的改变破坏了原难溶电解质的溶解平衡)
根据平衡移动原理，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。
①使沉淀转化为弱电解质(弱酸、弱碱、水或微溶气体)
a、有些难溶氢氧化物[如Al(OH)3、Fe(OH)3、Cu(OH)2、Mg(OH)2]可溶于酸(生成水) b、有些难溶氢氧化物[如Mn(OH)2、Mg(OH)2]可溶于铵盐(生成弱碱NH3·H2O) c、难溶弱酸盐可溶于强酸[如CaCO3、CaC2O4、FeS](生成弱酸或微溶气体 )
结论：难溶物的溶解度越大、生成的弱电解质越弱，沉淀越易溶解，如CuS、HgS、As2S3等溶解度太小，即使浓HCl也不能有效降低S2-的浓度使其溶解。
②发生氧化还原反应：利用氧化还原反应降低难溶电解质离子的浓度 例：3CuS+8H++2NO3-=3S↓+2NO↑+3Cu2++4H2O ③生成难电离的配离子
3、沉淀的转化：
①原理：加入可与难溶电解质形成的沉淀溶解平衡体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子，从而使沉淀发生转化。 ②实验一：向盛有10滴0.1mol/L AgNO3中滴入0.1nol/LNaCl溶液，至不再有白色沉淀，再向其中滴加0.1mol/LNaI溶液，观察并记录现象，再向其中滴入0.1nol/LNa2S，观察并记录现象。 实验现象：“白色→黄色→黑色” AgCl→AgI→Ag2S
实验二：向盛有10mL0.1mol/LMgCl2溶液中滴加1～2滴2mol/LNaOH溶液，有白色沉淀，再滴加2滴0.1mol/LFeCl3溶液，静置，观察，并记录现象。
实验现象：“白色→红褐色” Mg(OH)2→Fe(OH)3
结论：在含有沉淀的溶液中加入另一种沉淀剂，使其与溶液中某一离子结合成更难溶的物质，引起一种沉淀转变成另一种沉淀的现象，叫做沉淀的转化。难溶物的溶解度相差越大，这种转化的趋势越大。 沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。
上述实验 溶解度：AgCl﹥AgI﹥Ag2S Mg(OH)2﹥Fe(OH)3
③应用一：对于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀，可以先将其转化为另一种用酸或其他方法能溶解的沉淀。例：锅炉中水垢中含有CaSO4 ，可先用Na2CO3溶液处理，使之转化为疏松、易溶于酸的CaCO3。再用酸除去。CaSO4 (s) + Na2CO3 = CaCO3(s)+ Na2SO4 应用二：处理污水时，向其中加入FeS固体，以除去Cu2+、Hg2+、Pb2+等重金属离子
应用三：硬水:是含有较多Ca2+、Mg2+、HCO3-、Cl-和SO42-的水。因为Mg(OH)2 比MgCO3更难溶于水。在水垢中镁主要以Mg(OH)2沉淀形式存在，而不是以MgCO3沉淀的形式存在。
加热时： Ca2+ + 2HCO3- = CaCO3↓+CO2 + H2O