专题06 酸碱中和与盐类的水解（考点清单）（讲+练）-2024-2025学年高二化学上学期期末考点大串讲（沪科版2020）

专题06 酸碱中和与盐类的水解 考点01 酸碱中和滴定 考点02 盐类的水解及其规律 考点03 盐类水解方程式的书写 考点04 盐类水解的影响因素 考点05 水解常数 考点06 盐类水解的应用 考点07 溶液中粒子浓度的变化分析 ▉考点01 酸碱中和滴定 1．概念 用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定碱(或酸)的浓度。 2．原理 c(待测)＝。 3．滴定操作 （1）滴定管的使用方法 ①滴定管使用前应检查是否漏水。 ②量取一定体积的下列液体时，哪些必须使用如下图所示的滴定管盛装？ce。 a．氨水　b．醋酸钠溶液　c．氯化铵溶液 d．硫代硫酸钠溶液　e．高锰酸钾溶液 ③洁净的滴定管在加入酸、碱反应液之前，先用蒸馏水将滴定管洗涤干净，然后用所要盛装的溶液润洗2～3次。 ④将反应液加入相应的滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2～3mL处。 ⑤调节活塞或挤压玻璃球，使滴定管尖嘴部分充满反应液，并使液面处于“0”刻度，并记录读数。 ⑥滴定时的操作 （2）关于锥形瓶的使用 ①锥形瓶用蒸馏水洗净后，能否用待测液润洗？否。 ②中和滴定实验中，锥形瓶内盛放什么物质？待测液(或标准液)、指示剂。 （3）关于滴定过程 ①测定NaOH溶液的物质的量浓度，若将滴有2滴酚酞的待测液置于锥形瓶中，滴定终点时，锥形瓶内颜色变化为粉红色变为无色。 若将滴有2滴酚酞的标准液置于锥形瓶中，描述滴定终点现象：当滴入最后半滴待测液时，溶液由无色变为粉红色，30_s内不褪去。 ②待滴定管中液面稳定后，记录读数。 【归纳总结】中和滴定指示剂的选择与颜色变化 滴定种类 选用的 指示剂 滴定终点 颜色变化 指示剂 用量 滴定终点 判断标准 强酸滴定强碱 甲基橙 黄色→橙色 2～3滴 当指示剂刚好变色并在半分钟内不恢复原色，即认为达到滴定终点 强碱滴定强酸 酚酞 无色→浅红色 强碱滴定弱酸 酚酞 无色→粉红色 强酸滴定弱碱 甲基橙 黄色→橙色 弱碱滴定强酸 红色→橙色 （4）数据处理 按上述操作重复2～3次，先算出每一次待测液的浓度，再求浓度的平均值。 4．酸碱中和滴定误差分析 (以NaOH标准溶液滴定一定体积的待测HCl为例) 操作及读数 误差分析 仪器的洗涤或润洗 未用标准液润洗滴定管 偏高 未用待测液润洗移液管或所用的滴定管 偏低 用待测液润洗锥形瓶 偏高 洗涤后锥形瓶未干燥 无影响 滴定时溅落液体 标准液漏滴在锥形瓶外一滴 偏高 待测液溅出锥形瓶外一滴 偏低 将移液管下部的残留液吹入锥形瓶 偏高 尖嘴处有气泡 滴前有气泡，滴后无气泡 偏高 读数不正确 滴前仰视，滴后平视 偏低 滴前平视，滴后仰视 偏高 滴前仰视，滴后俯视 偏低 到达终点后，滴定管尖嘴处悬一滴标准液 偏高 ▉考点02 盐类的水解及其规律 1．盐类水解的概念 在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 2．盐类水解的实质 盐电离→→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→溶液呈碱性、酸性或中性。 3．盐类水解的规律： （1）“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。 （2）“越弱越水解”——弱酸阴离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。如：碳酸的酸性大于次氯酸，则相同浓度的NaHCO3溶液的水解程度小于NaClO溶液。 （3）“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解，且相互促进。 （4）“谁强显谁性”——当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反之，呈碱性，即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。如：碳酸的电离常数Ka1小于NH3·H2O的电离常数Kb，故NH4HCO3溶液显碱性。 （5）“同强显中性”——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液显中性。如Kb(NH3·H2O)＝Ka(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液显中性。 4．盐类水解程度大小比较规律 （1）组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性。 （2）盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。 （3）多元弱酸的酸根离子比酸式酸根离子的水解程度大得多。如相同浓度时，CO比HCO的水解程度大。 （4）水解程度：相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐。 如NH的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。 ▉考点03 盐类水解方程式的书写 由于酸碱中和反应程度很大，所以盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”，生成易分解的产物如NH3·H2O、H2CO3不写分解产物的形式。 类型 水解程度 举例 溶液的酸碱性 一元弱酸阴离子 一步水解 (微弱) CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ 碱性 一元弱碱阳离子 NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ 酸性 多元弱酸阴离子 分步水解 (微弱) CO＋H2OHCO3－＋OH－ HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－ 碱性 多元弱碱阳离子 分步水解， 一步书写(微弱) Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋ 酸性 ▉考点04 盐类水解的影响因素 反应物本身性质 主要由盐的性质所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难电离(电离常数越小)，盐的水解程度越大，即越弱越水解 外界因素 浓度 加水稀释可促使平衡向水解的方向移动，盐的水解程度增大 温度 盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大 酸碱性 酸碱能够抑制水解 以FeCl3水解为例：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，填写外界条件对水解平衡的影响。 条件 移动方向 H＋数 pH 现象 升温 向右 增多 减小 颜色变深 通HCl 向左 增多 减小 颜色变浅 加H2O 向右 增多 增大 颜色变浅 加NaHCO3 向右 减小 增大 生成红褐色沉淀，放出气体 【归纳总结】 1．内因： 酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。 2．外因： 因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度 温度 升高 右移 增大 增大 浓度 增大 右移 减小 增大 减小(即稀释) 右移 增大 减小 外加酸、碱 酸 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小 外加其他盐 水解形式相同的盐 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3) 水解形式相反的盐 相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3] ▉考点05 水解常数 1．概念 在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度次幂之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱阳离子)浓度之比是一个常数，该常数叫作水解常数。 2．水解常数(Kh)与电离常数的定量关系(以CH3COONa为例) CH3COONa溶液中存在如下水解平衡： CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝ ＝ ＝＝(Ka为CH3COOH的电离常数) 因而Ka(或Kb)与Kw的定量关系为Ka·Kh＝Kw(或Kb·Kh＝Kw)。 如Na2CO3的水解常数Kh＝； NaHCO3的水解常数Kh＝。 NH4Cl的水解常数Kh＝(Kb为NH3·H2O的电离常数)。 3．水解常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。水解常数只受温度的影响；因水解反应是吸热反应，故水解常数随温度的升高而增大。 ▉考点06 盐类水解的应用 1．判断酸碱性 （1）判断盐溶液的酸碱性——谁强显谁性，同强显中性 如：FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3++3H2O ⇌ Fe(OH)3+3H+ （2）判断酸（碱）的强弱 如：NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为7、9、10， 则酸性HX>HY>HZ 2．某些盐溶液的配制、保存 （1）在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时为防止水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。 （2）Na2SiO3、Na2CO3等不能贮存于带磨口玻璃塞的试剂瓶中。因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH－，能腐蚀玻璃生成Na2SiO3，使瓶口和瓶塞粘在一起。 3．判断盐溶液蒸干时所得的产物 （1）弱碱易挥发性酸盐加热蒸干通常得到氢氧化物固体(除铵盐)，再灼烧生成氧化物。例如高温蒸发浓缩FeCl3溶液，最后灼烧，得到的固体物质是Fe2O3。又如若要得到MgCl2固体，可将MgCl2·6H2O在HCl气氛中加热脱水。 （2）强碱易挥发性酸盐加热蒸干可以得到同溶质固体。例如高温蒸发浓缩Na2CO3溶液，最后灼烧，得到的固体物质是Na2CO3。 （3）还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。 （4）弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。 【注意】判断盐溶液蒸干所得产物成分关键点： （1）盐溶液水解生成易挥发性酸金属氧化物。 （2）考虑盐受热时是否分解。 原物质 　蒸干灼烧后固体物质 Ca(HCO3)2 　CaCO3或CaO NaHCO3 　Na2CO3 KMnO4 　K2MnO4和MnO2 NH4Cl 　分解为NH3和HCl，无固体物质存在 4．生成胶体 （1）制备胶体：向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并继续加热以增大Fe3＋的水解程度，从而制备Fe(OH)3胶体。 FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl （2）净水 铁盐作净水剂原理：Fe3++3H2O Fe(OH)3(胶体)+3H+ 明矾作净水剂原理：Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+ 5．制备无机化合物：如用TiCl4制备TiO2。 其反应的方程式为TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)===TiO2·xH2O↓＋4HCl。 TiO2·xH2O焙烧得到TiO2。 6．某些离子的去除：如除去MgCl2溶液中的Fe3＋可在加热搅拌条件下，加入MgCO3[或MgO或Mg(OH)2]后，与H＋反应，调节pH，促进Fe3＋水解为Fe(OH)3沉淀，再过滤。 7．去油污 热的纯碱溶液去油污效果好。 原因：加热能促进Na2CO3水解，CO ＋H2O HCO ＋OH－ 产生的c(OH－)较大，而油脂在碱性较强的条件下水解受到促进，故热的纯碱溶液比冷的去油污效果好。 8．化肥的施用 如：草木灰（K2CO3)与铵态氮肥不能混合施用，降低肥效。 这是两种盐发生水解相互促进反应放出氨气的缘故。 9．除锈剂 NH4Cl 与 ZnCl2 溶液可作焊接时的除锈剂 10．泡沫灭火器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3： 发生反应为Al3++3HCO3−===Al(OH)3↓+3CO2↑ 11．判断离子共存 弱碱阳离子与弱酸阴离子发生完全双水解，则无法大量共存，如： 阳离子：Al3+、Fe3+ 与 阴离子：CO32－、HCO3－、SiO32－、S2－、HS－、 AlO2－、ClO－ 【归纳总结】 盐类水解应用常考点 应用 举例 加热促进水解 热的纯碱溶液去污力强 分析盐溶液的酸碱性，并比较酸碱性的强弱 等物质的量浓度的Na2CO3、NaHCO3 溶液均显碱性，且碱性：Na2CO3>NaHCO3 判断溶液中离子能否大量共存 Al3＋和HCO因发生相互促进的水解反应而不能大量共存 配制或贮存易水解的盐溶液 配制FeCl3溶液，要向FeCl3溶液中加入适量盐酸 胶体的制备，作净水剂 明矾溶于水生成胶状物氢氧化铝，能吸附水中悬浮的杂质，并形成沉淀使水澄清 化肥的使用 铵态氮肥不宜与草木灰混合使用 泡沫灭火器的反应原理(水解互促) Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 无水盐的制备 由MgCl2·6H2O制MgCl2，在干燥的HCl气流中加热 判断盐溶液的蒸干产物 将AlCl3溶液蒸干灼烧得到的是Al2O3而不是AlCl3 某些盐的分离除杂 为除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgO或MgCO3或Mg(OH)2，过滤后再加入适量的盐酸 盐溶液除锈 NH4Cl溶液除去金属表面的氧化物(NH水解溶液显酸性) 判断电解质的强弱 CH3COONa溶液能使酚酞变红(pH>7)，说明CH3COOH是弱酸 ▉考点07 溶液中粒子浓度的变化分析 1．把握三种守恒，明确等量关系 三守恒 原理与方法 举例 说明 电荷 守恒 原理：电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等。即电荷守恒，溶液呈电中性。 方法：①找出溶液中所有的阴、阳离子。 ②阴、阳离子浓度乘以自身所带的电荷数建立等式。 Na2CO3溶液为例： c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO) 物料 守恒 原理：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，就该离子所含的某种元素来说，变化前后其原子个数是守恒的，即元素物料守恒。 方法：①分析溶质中的特定元素的原子或原子团间的质量守恒关系(特定元素除H、O元素外)。 ②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式。 ①单一元素守恒，如1 mol NH3通入水中形成氨水，就有n(NH3)＋n(NH3·H2O)＋n(NH)＝1 mol，即氮元素守恒。 ②两元素守恒，如Na2CO3溶液中，c(Na＋)＝2c(H2CO3)＋2c(HCO)＋2c(CO)，即钠元素与碳元素守恒。 质子 守恒 原理：电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。 方法一：可以由电荷守恒与元素质量守恒推导出来。 方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。 方法一：Na2CO3中将电荷守恒和物料守恒中的Na＋消去得：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。 方法二： ①以Na2CO3溶液为例： c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3) ②以NaHCO3溶液为例： c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CO) ①由电荷守恒与物料守恒也可以推出质子守恒，即方法一 ②化学计量数为得(或失)质子的数目 ③H3O＋简写为H＋ 2．粒子浓度关系比较及等式关系 单一 电解质溶液 一元弱酸 0.100 mol·L－1L CH3COOH溶液中的浓度关系： 物料守恒：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1 电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋) 一元弱碱 0.100 0 mol·L－1 NH3·H2O溶液中的粒子浓度关系： 物料守恒：c(NH3·H2O)＋c(NH)＝0.1 mol·L－1 电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－) 各粒子浓度大小关系：c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH)＞c(H＋) 一元弱酸的强碱盐 0.100 0 mol·L－1 NH4Cl溶液中粒子浓度关系： 物料守恒：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)＝0.1 mol·L－1 电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－) 质子守恒：c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O) 一元弱碱的强酸盐 0.100 0 mol·L－1 CH3COONa溶液中粒子浓度关系： 物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)＝0.1 mol·L－1 电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋) 质子守恒：c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COOH) 各粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋) 弱酸的 酸式盐溶液 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH＞7，溶液中粒子浓度关系： 物料守恒：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(H2CO3)＋c(CO) 电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－) 质子守恒：c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CO) 各粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H2CO3)＞c(CO)[或c(H＋)] 混合溶液 等浓度、等体积的盐与酸的混合溶液 分子的电离程度大于对应离子的水解程度 在0.1 mol·L－1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液，pH＜7，溶液中粒子浓度关系： 粒子浓度大小关系：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－) 物料守恒：2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH) 电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋) 分子的电离程度小于对应离子的水解程度 在0.1 mol·L－1的HCN和0.1 mol·L－1的NaCN混合溶液，pH＞7，溶液中粒子浓度大小顺序：c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)，且c(HCN)＞c(Na＋)＝ 0.1 mol·L－1。 等浓度、等体积的盐与碱的混合溶液 常温下，等浓度、等体积的NH4Cl和NH3·H2O混合溶液，pH＞7，溶液中粒子浓度关系： 物料守恒：2c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O) 电荷守恒：c(Cl－)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋) 各粒子浓度大小关系：c(NH)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋) 酸、碱中和型粒子浓度关系比较 盐酸 滴定氨水 常温下，用0.100 0 mol·L－1盐酸溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1氨水 关键点 溶液中溶质成分及粒子浓度关系 V(HCl)＝10(点①) 溶质是：等物质的量的NH4Cl和NH3·H2O 粒子浓度大小关系：c(NH)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋) pH＝7(点②) 粒子浓度大小关系：c(NH)＝c(Cl－)＞c(OH－)＝c(H＋) V(HCl)＝20(点③) 溶质是：NH4Cl 粒子浓度大小关系：c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－) 等浓度 碱与酸混合 等浓度的NaOH和CH3COOH溶液按体积比1∶2混合后pH＜7，粒子浓度大小顺序：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。 pH和为14酸与碱混合 常温下pH＝2的HCl溶液与pH＝12的NH3·H2O溶液等体积混合，粒子浓度大小顺序：c(NH3·H2O)＞c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 不同溶液中同一离子浓度比较 离子组成比例不同 Ⅰ. 浓度均为0.1 mol·L－1的①(NH4)2SO4 ②(NH4)2CO3 ③NH4Al(SO4)2 ④NH4HCO3溶液，NH的物质的量的浓度由大到小的顺序为： 离子组成比例相相 Ⅱ. 常温下物质的量浓度相等的①NH4HCO3 ②NH4HSO4 ③NH4Fe(SO4)2 ④NH4Cl：溶液中NH的浓度由大到小的顺序：②＞③＞④＞①。 等pH不同溶液中同一离子浓度关系 pH相等的①NH4Cl ②(NH4)2SO4 ③NH4HSO4溶液：c(NH)大小顺序：②＝①＞③。 1．实验室用标准盐酸测定NaOH溶液的浓度，下列操作中可能使测定结果偏低的是 A．用蒸馏水洗净酸式滴定管后，装入标准盐酸进行滴定 B．盛装NaOH溶液的锥形瓶未干燥 C．开始滴定时酸式滴定管尖嘴部分有气泡，在滴定过程中气泡消失 D．用酚酞作指示剂滴至红色刚变无色时即停止加盐酸 2．下列有关滴定实验说法正确的是 A．锥形瓶使用前需用待测液醋酸润洗 B．可用该滴定管量取一定体积的溶液 C．碱式滴定管滴定前要排气泡 D．滴定前后滴定管读数方式如图所示，则测得的结果偏大 3．下列实验操作正确的是 A．用图1装置进行KMnO4溶液滴定未知浓度的FeSO4溶液实验 B．如图2所示，记录滴定终点读数为19.90 mL C．中和滴定时，选用图3滴定管盛装NaOH标准溶液 D．为了减小误差，可选用滴定管量取一定体积的溶液 4．下列物质溶于水，呈酸性的是 A． B． C． D． 5．常温下列物质溶于水，会促进水的电离，且溶液的pH<7的是 A． B． C． D． 6．下列有关pH=11的氨水和pH=11的碳酸钠溶液中水的电离程度的比较正确的是 A．前者大于后者 B．前者等于后者 C．前者小于后者 D．无法确定 7．下列方程式表示水解的是 A． B． C． D． 8．下列说法中，能够解释溶液呈酸性的是 A．中含氢元素 B．溶液中 C．能电离出 D．的水解促进了水的电离 9．下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是 A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡 B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H+)>c((OH-) C．在CH3COONa溶液中，由水电离的c(H+)≠c((OH-) D．水电离出的H+或OH-与盐电离出的弱酸阴离子或弱碱阳离子结合，引起盐溶液呈酸碱性 10．0.1mol/L溶液中，由于的水解，使得。如果要使更接近于0.1mol/L，可采取的措施是 A．加入少量氢氧化钠 B．加入少量水 C．加入少量盐酸 D．加热 11．化学与生活生产密切相关，下列事实与盐类水解无关的是 A．古代用草木灰的水溶液来洗涤衣物 B．“管道通”中含有铝粉和苛性钠，用于疏通下水道 C．氯化铵溶液可做金属焊接中的除锈剂 D．向中加入水，加热蒸干，最后焙烧固体得到 12．将AlCl3溶液和Al(NO3)3溶液分别加热蒸干，并灼烧，所得产物的主要成份是： A．均为Al(OH)3 B．前者得Al2O3，后者得Al(NO3)3 C．均为Al2O3 D．前者得AlCl3，后者得Al(NO3)3 13．25 ℃时，某氯化铵溶液的pH=4，下列叙述中不正确的是 A．溶液中的c(OH－)=1×10－10 mol·L－1 B．溶液中的c(Cl－)>>c(H＋)>c(OH－) C．溶液中的c(H＋)＋=c(Cl－)＋c(OH－) D．溶液中的c(NH3·H2O)= 14．25℃，0.1mol/LNH4Cl溶液中部分微粒组分及浓度如图所示。下列说法正确的是 A．图中M表示 B．NH4Cl溶液 C．NH4Cl溶液中： D．NH4Cl溶液中： 15．下列五种混合溶液，由分别为的两种溶液等体积混合而成： ①与        ②与 ③与        ④与 ⑤与 由大到小排序正确的是 A．①＞④＞③＞②＞⑤ B．①＞③＞⑤＞④＞② C．②＞④＞③＞⑤＞① D．②＞③＞④＞⑤＞① 16．已知溶液显酸性，溶液中存在以下平衡； ① ② 向的溶液中分别加入以下物质，下列有关说法正确的是 A．加入少量金属Na，反应①平衡逆向移动，溶液中增大 B．加入少量固体，则 C．加入少量NaOH溶液，、的值均增大 D．加入氨水至中性，则 17．根据要求完成下列问题 Ⅰ.填空： （1）KNO3溶液显 ，(填“酸性”“碱性”或“中性”，下同)原因： 。 （2）FeCl3溶液显 ，原因： (用离子方程式回答，下同)。 （3）CH3COONa溶液显 ，原因： 。 Ⅱ.判断下列溶液的酸碱性：用“酸性”“碱性”“中性”或“不确定”填空。 （1）pH<7的溶液 。 （2）pH=7的溶液 。 （3）c(H＋)=c(OH-)的溶液 。 （4）c(H＋)=1×10-7 mol·L-1的溶液 。 （5）c(H＋)>c(OH-)的溶液 。 （6）0.1 mol·L-1的NH4Cl溶液 。 （7）0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液 。 （8）0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液 。 Ⅲ．室温下，向的溶液中滴入的溶液，溶液由水电离出的氢离子浓度的负对数与所加溶液体积的关系如图所示： （1）溶液 。 （2）点的溶质为 ，溶液呈 (选填“酸”“碱”或“中”下同)性。 （3）点的溶质为 ，溶液呈 性。 （4）点的溶质为 ，溶液呈 性。 18．氨水在工农业生产中有重要的应用。请回答下列问题： （1）氨水中的主要溶质为，其电离方程式为 。 （2）某温度下，1氨水中的电离度为，则其电离常数 (用含的代数式表示)。取1L上述氨水与1Lx盐酸混合，所得溶液中，则x 1(填“>”“<”或“=”，下同)， 。若氨水与盐酸恰好中和，所得溶液中离子浓度从大到小的顺序为 。 （3）已知：常温下，，，则溶液呈 (填“酸性”“碱性”或“中性”)。等物质的量浓度的溶液和溶液中，较大的是 。 19．已知常温下部分弱电解质的电离平衡常数如表： 化学式 电离常数 （1）常温下，pH相同的三种溶液①NaF溶液；②NaClO溶液；③Na2CO3溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序是 。(填序号) （2）向足量的次氯酸钠中通入少量的二氧化碳的离子方程式 。 （3）室温下，经测定溶液，则 (填“＞”、“=”、“＜”)。 （4）时，将的氨水与的盐酸等体积混合所得溶液中，则溶液显 (填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示的电离平衡常数 。 （5）将含的烟气通入该氨水中，当溶液显中性时，溶液中 。 20．酸、碱、盐是中学化学学习的重要化合物，请依据其性质回答下列问题。 （1）常温下，小苏打溶液pH_______7(填“>”、“=”或“<”)，其理由是_______(用离子方程式表示)，溶液中_______(填“>”、“=”或“<”)。 （2）常温下，将体积均为、均为12的氨水和溶液分别加水稀释至1L，溶液较大的是_______，稀释后溶液的_______(填“>”、“=”或“<”)。 （3）相同温度下，浓度均为的下列溶液：①②③④，溶液中的浓度由大到小的顺序为_______(用序号表示)。 （4）已知与相似，水溶液具有弱碱性，其电离方程式为：。常温下，现用盐酸滴定溶液，溶液中由水电离出的的负对数[]与所加盐酸体积的关系如图所示(已知：) ①R、Q两点溶液pH关系是：R_______Q(填“>”、“=”或“<”)，R、Q两点对应溶液中水的电离程度的关系：R_______Q(填“>”、“=”或“<”)。 ②滴定过程中，若，则此时溶液中_______。 ③N点离子浓度由大到小的顺序为_______。 21．滴定法可以测定食品成分含量，来确定食品是否符合有关国家标准。 I．国家标准规定酿造食醋中醋酸的含量不得低于3.5g/100mL。某研究小组用0.1000mol⋅L-1NaOH溶液测定白醋中醋酸的含量。测定过程如图所示： （1）上述测定实验需用到的仪器为 (填序号)。 （2）临近滴定终点，应稍稍转动旋转活塞，使半滴溶液悬在滴定管尖嘴处， ，再用少量蒸馏水吹洗锥形瓶内壁，继续摇动锥形瓶，观察颜色变化，当 即到达滴定终点(请在横线上补全操作或现象)。 （3）根据下表数据计算分析，该待测白醋中醋酸的含量为 g/100mL，该待测白醋 (填“符合”或“不符合”)国家标准。 滴定次数 1 2 3 4 V(待测白醋)/mL 20.00 20.00 20.00 20.00 (消耗)/mL 15.95 15.00 15.05 14.95 Ⅱ．维生素C(分子式为)是一种水溶性维生素，维生素C易被空气中的氧气氧化。某校课外活动小组用浓度为的标准碘溶液测定20.00mL某品牌橙汁中维生素C的含量，其测定原理为：。 （4）滴定前需赶出装有碘溶液的滴定管尖嘴处的气泡，其正确的图示为 (填序号)。该实验选用的指示剂为 (填名称)。 A．B．C．D． （5）若经数据处理，滴定中消耗标准碘溶液的体积是15.00mL，则此橙汁中维生素C的含量为 。下列操作中，可能使所测橙汁中维生素C的含量偏低的是 (填序号)。 A．滴定时剧烈摇动锥形瓶(无液体溅出) B．滴定前盛放橙汁样品溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥 C．颜色发生变化后立即读数 D．读取标准碘溶液体积时，开始时俯视读数，滴定结束时仰视读数 E．盛放标准碘溶液的滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 ( 17 )原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题06 酸碱中和与盐类的水解 考点01 酸碱中和滴定 考点02 盐类的水解及其规律 考点03 盐类水解方程式的书写 考点04 盐类水解的影响因素 考点05 水解常数 考点06 盐类水解的应用 考点07 溶液中粒子浓度的变化分析 ▉考点01 酸碱中和滴定 1．概念 用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定碱(或酸)的浓度。 2．原理 c(待测)＝。 3．滴定操作 （1）滴定管的使用方法 ①滴定管使用前应检查是否漏水。 ②量取一定体积的下列液体时，哪些必须使用如下图所示的滴定管盛装？ce。 a．氨水　b．醋酸钠溶液　c．氯化铵溶液 d．硫代硫酸钠溶液　e．高锰酸钾溶液 ③洁净的滴定管在加入酸、碱反应液之前，先用蒸馏水将滴定管洗涤干净，然后用所要盛装的溶液润洗2～3次。 ④将反应液加入相应的滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2～3_mL处。 ⑤调节活塞或挤压玻璃球，使滴定管尖嘴部分充满反应液，并使液面处于“0”刻度，并记录读数。 ⑥滴定时的操作 （2）关于锥形瓶的使用 ①锥形瓶用蒸馏水洗净后，能否用待测液润洗？否。 ②中和滴定实验中，锥形瓶内盛放什么物质？待测液(或标准液)、指示剂。 （3）关于滴定过程 ①测定NaOH溶液的物质的量浓度，若将滴有2滴酚酞的待测液置于锥形瓶中，滴定终点时，锥形瓶内颜色变化为粉红色变为无色。 若将滴有2滴酚酞的标准液置于锥形瓶中，描述滴定终点现象：当滴入最后半滴待测液时，溶液由无色变为粉红色，30_s内不褪去。 ②待滴定管中液面稳定后，记录读数。 【归纳总结】中和滴定指示剂的选择与颜色变化 滴定种类 选用的 指示剂 滴定终点 颜色变化 指示剂 用量 滴定终点 判断标准 强酸滴定强碱 甲基橙 黄色→橙色 2～3滴 当指示剂刚好变色并在半分钟内不恢复原色，即认为达到滴定终点 强碱滴定强酸 酚酞 无色→浅红色 强碱滴定弱酸 酚酞 无色→粉红色 强酸滴定弱碱 甲基橙 黄色→橙色 弱碱滴定强酸 红色→橙色 （4）数据处理 按上述操作重复2～3次，先算出每一次待测液的浓度，再求浓度的平均值。 4．酸碱中和滴定误差分析 (以NaOH标准溶液滴定一定体积的待测HCl为例) 操作及读数 误差分析 仪器的洗涤或润洗 未用标准液润洗滴定管 偏高 未用待测液润洗移液管或所用的滴定管 偏低 用待测液润洗锥形瓶 偏高 洗涤后锥形瓶未干燥 无影响 滴定时溅落液体 标准液漏滴在锥形瓶外一滴 偏高 待测液溅出锥形瓶外一滴 偏低 将移液管下部的残留液吹入锥形瓶 偏高 尖嘴处有气泡 滴前有气泡，滴后无气泡 偏高 读数不正确 滴前仰视，滴后平视 偏低 滴前平视，滴后仰视 偏高 滴前仰视，滴后俯视 偏低 到达终点后，滴定管尖嘴处悬一滴标准液 偏高 ▉考点02 盐类的水解及其规律 1．盐类水解的概念 在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 2．盐类水解的实质 盐电离→→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→溶液呈碱性、酸性或中性。 3．盐类水解的规律： （1）“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。 （2）“越弱越水解”——弱酸阴离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。如：碳酸的酸性大于次氯酸，则相同浓度的NaHCO3溶液的水解程度小于NaClO溶液。 （3）“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解，且相互促进。 （4）“谁强显谁性”——当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反之，呈碱性，即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。如：碳酸的电离常数Ka1小于NH3·H2O的电离常数Kb，故NH4HCO3溶液显碱性。 （5）“同强显中性”——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液显中性。如Kb(NH3·H2O)＝Ka(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液显中性。 4．盐类水解程度大小比较规律 （1）组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性。 （2）盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。 （3）多元弱酸的酸根离子比酸式酸根离子的水解程度大得多。如相同浓度时，CO比HCO的水解程度大。 （4）水解程度：相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐。 如NH的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。 ▉考点03 盐类水解方程式的书写 由于酸碱中和反应程度很大，所以盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”，生成易分解的产物如NH3·H2O、H2CO3不写分解产物的形式。 类型 水解程度 举例 溶液的酸碱性 一元弱酸阴离子 一步水解 (微弱) CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ 碱性 一元弱碱阳离子 NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ 酸性 多元弱酸阴离子 分步水解 (微弱) CO＋H2OHCO3－＋OH－ HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－ 碱性 多元弱碱阳离子 分步水解， 一步书写(微弱) Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋ 酸性 ▉考点04 盐类水解的影响因素 反应物本身性质 主要由盐的性质所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难电离(电离常数越小)，盐的水解程度越大，即越弱越水解 外界因素 浓度 加水稀释可促使平衡向水解的方向移动，盐的水解程度增大 温度 盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大 酸碱性 酸碱能够抑制水解 以FeCl3水解为例：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，填写外界条件对水解平衡的影响。 条件 移动方向 H＋数 pH 现象 升温 向右 增多 减小 颜色变深 通HCl 向左 增多 减小 颜色变浅 加H2O 向右 增多 增大 颜色变浅 加NaHCO3 向右 减小 增大 生成红褐色沉淀，放出气体 【归纳总结】 1．内因： 酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。 2．外因： 因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度 温度 升高 右移 增大 增大 浓度 增大 右移 减小 增大 减小(即稀释) 右移 增大 减小 外加酸、碱 酸 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小 外加其他盐 水解形式相同的盐 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3) 水解形式相反的盐 相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3] ▉考点05 水解常数 1．概念 在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度次幂之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱阳离子)浓度之比是一个常数，该常数叫作水解常数。 2．水解常数(Kh)与电离常数的定量关系(以CH3COONa为例) CH3COONa溶液中存在如下水解平衡： CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝ ＝ ＝＝(Ka为CH3COOH的电离常数) 因而Ka(或Kb)与Kw的定量关系为Ka·Kh＝Kw(或Kb·Kh＝Kw)。 如Na2CO3的水解常数Kh＝； NaHCO3的水解常数Kh＝。 NH4Cl的水解常数Kh＝(Kb为NH3·H2O的电离常数)。 3．水解常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。水解常数只受温度的影响；因水解反应是吸热反应，故水解常数随温度的升高而增大。 ▉考点06 盐类水解的应用 1．判断酸碱性 （1）判断盐溶液的酸碱性——谁强显谁性，同强显中性 如：FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3++3H2O ⇌ Fe(OH)3+3H+ （2）判断酸（碱）的强弱 如：NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为7、9、10， 则酸性HX>HY>HZ 2．某些盐溶液的配制、保存 （1）在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时为防止水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。 （2）Na2SiO3、Na2CO3等不能贮存于带磨口玻璃塞的试剂瓶中。因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH－，能腐蚀玻璃生成Na2SiO3，使瓶口和瓶塞粘在一起。 3．判断盐溶液蒸干时所得的产物 （1）弱碱易挥发性酸盐加热蒸干通常得到氢氧化物固体(除铵盐)，再灼烧生成氧化物。例如高温蒸发浓缩FeCl3溶液，最后灼烧，得到的固体物质是Fe2O3。又如若要得到MgCl2固体，可将MgCl2·6H2O在HCl气氛中加热脱水。 （2）强碱易挥发性酸盐加热蒸干可以得到同溶质固体。例如高温蒸发浓缩Na2CO3溶液，最后灼烧，得到的固体物质是Na2CO3。 （3）还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。 （4）弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。 【注意】判断盐溶液蒸干所得产物成分关键点： （1）盐溶液水解生成易挥发性酸金属氧化物。 （2）考虑盐受热时是否分解。 原物质 　蒸干灼烧后固体物质 Ca(HCO3)2 　CaCO3或CaO NaHCO3 　Na2CO3 KMnO4 　K2MnO4和MnO2 NH4Cl 　分解为NH3和HCl，无固体物质存在 4．生成胶体 （1）制备胶体：向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并继续加热以增大Fe3＋的水解程度，从而制备Fe(OH)3胶体。 FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl （2）净水 铁盐作净水剂原理：Fe3++3H2O Fe(OH)3(胶体)+3H+ 明矾作净水剂原理：Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+ 5．制备无机化合物：如用TiCl4制备TiO2。 其反应的方程式为TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)===TiO2·xH2O↓＋4HCl。 TiO2·xH2O焙烧得到TiO2。 6．某些离子的去除：如除去MgCl2溶液中的Fe3＋可在加热搅拌条件下，加入MgCO3[或MgO或Mg(OH)2]后，与H＋反应，调节pH，促进Fe3＋水解为Fe(OH)3沉淀，再过滤。 7．去油污 热的纯碱溶液去油污效果好。 原因：加热能促进Na2CO3水解，CO＋H2OHCO＋OH－ 产生的c(OH－)较大，而油脂在碱性较强的条件下水解受到促进，故热的纯碱溶液比冷的去油污效果好。 8．化肥的施用 如：草木灰（K2CO3)与铵态氮肥不能混合施用，降低肥效。 这是两种盐发生水解相互促进反应放出氨气的缘故。 9．除锈剂 NH4Cl 与 ZnCl2 溶液可作焊接时的除锈剂 10．泡沫灭火器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3： 发生反应为Al3++3HCO3−===Al(OH)3↓+3CO2↑ 11．判断离子共存 弱碱阳离子与弱酸阴离子发生完全双水解，则无法大量共存，如： 阳离子：Al3+、Fe3+ 与 阴离子：CO32－、HCO3－、SiO32－、S2－、HS－、 AlO2－、ClO－ 【归纳总结】 盐类水解应用常考点 应用 举例 加热促进水解 热的纯碱溶液去污力强 分析盐溶液的酸碱性，并比较酸碱性的强弱 等物质的量浓度的Na2CO3、NaHCO3 溶液均显碱性，且碱性：Na2CO3>NaHCO3 判断溶液中离子能否大量共存 Al3＋和HCO因发生相互促进的水解反应而不能大量共存 配制或贮存易水解的盐溶液 配制FeCl3溶液，要向FeCl3溶液中加入适量盐酸 胶体的制备，作净水剂 明矾溶于水生成胶状物氢氧化铝，能吸附水中悬浮的杂质，并形成沉淀使水澄清 化肥的使用 铵态氮肥不宜与草木灰混合使用 泡沫灭火器的反应原理(水解互促) Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 无水盐的制备 由MgCl2·6H2O制MgCl2，在干燥的HCl气流中加热 判断盐溶液的蒸干产物 将AlCl3溶液蒸干灼烧得到的是Al2O3而不是AlCl3 某些盐的分离除杂 为除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgO或MgCO3或Mg(OH)2，过滤后再加入适量的盐酸 盐溶液除锈 NH4Cl溶液除去金属表面的氧化物(NH水解溶液显酸性) 判断电解质的强弱 CH3COONa溶液能使酚酞变红(pH>7)，说明CH3COOH是弱酸 ▉考点07 溶液中粒子浓度的变化分析 1．把握三种守恒，明确等量关系 三守恒 原理与方法 举例 说明 电荷 守恒 原理：电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等。即电荷守恒，溶液呈电中性。 方法：①找出溶液中所有的阴、阳离子。 ②阴、阳离子浓度乘以自身所带的电荷数建立等式。 Na2CO3溶液为例： c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO) 物料 守恒 原理：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，就该离子所含的某种元素来说，变化前后其原子个数是守恒的，即元素物料守恒。 方法：①分析溶质中的特定元素的原子或原子团间的质量守恒关系(特定元素除H、O元素外)。 ②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式。 ①单一元素守恒，如1 mol NH3通入水中形成氨水，就有n(NH3)＋n(NH3·H2O)＋n(NH)＝1 mol，即氮元素守恒。 ②两元素守恒，如Na2CO3溶液中，c(Na＋)＝2c(H2CO3)＋2c(HCO)＋2c(CO)，即钠元素与碳元素守恒。 质子 守恒 原理：电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。 方法一：可以由电荷守恒与元素质量守恒推导出来。 方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。 方法一：Na2CO3中将电荷守恒和物料守恒中的Na＋消去得：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。 方法二： ①以Na2CO3溶液为例： c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3) ②以NaHCO3溶液为例： c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CO) ①由电荷守恒与物料守恒也可以推出质子守恒，即方法一 ②化学计量数为得(或失)质子的数目 ③H3O＋简写为H＋ 2．粒子浓度关系比较及等式关系 单一 电解质溶液 一元弱酸 0.100 mol·L－1L CH3COOH溶液中的浓度关系： 物料守恒：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1 电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋) 一元弱碱 0.100 0 mol·L－1 NH3·H2O溶液中的粒子浓度关系： 物料守恒：c(NH3·H2O)＋c(NH)＝0.1 mol·L－1 电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－) 各粒子浓度大小关系：c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH)＞c(H＋) 一元弱酸的强碱盐 0.100 0 mol·L－1 NH4Cl溶液中粒子浓度关系： 物料守恒：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)＝0.1 mol·L－1 电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－) 质子守恒：c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O) 一元弱碱的强酸盐 0.100 0 mol·L－1 CH3COONa溶液中粒子浓度关系： 物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)＝0.1 mol·L－1 电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋) 质子守恒：c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COOH) 各粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋) 弱酸的 酸式盐溶液 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH＞7，溶液中粒子浓度关系： 物料守恒：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(H2CO3)＋c(CO) 电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－) 质子守恒：c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CO) 各粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H2CO3)＞c(CO)[或c(H＋)] 混合溶液 等浓度、等体积的盐与酸的混合溶液 分子的电离程度大于对应离子的水解程度 在0.1 mol·L－1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液，pH＜7，溶液中粒子浓度关系： 粒子浓度大小关系：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－) 物料守恒：2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH) 电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋) 分子的电离程度小于对应离子的水解程度 在0.1 mol·L－1的HCN和0.1 mol·L－1的NaCN混合溶液，pH＞7，溶液中粒子浓度大小顺序：c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)，且c(HCN)＞c(Na＋)＝0.1 mol·L－1。 等浓度、等体积的盐与碱的混合溶液 常温下，等浓度、等体积的NH4Cl和NH3·H2O混合溶液，pH＞7，溶液中粒子浓度关系： 物料守恒：2c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O) 电荷守恒：c(Cl－)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋) 各粒子浓度大小关系：c(NH)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋) 酸、碱中和型粒子浓度关系比较 盐酸 滴定氨水 常温下，用0.100 0 mol·L－1盐酸溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1氨水 关键点 溶液中溶质成分及粒子浓度关系 V(HCl)＝10(点①) 溶质是：等物质的量的NH4Cl和NH3·H2O 粒子浓度大小关系：c(NH)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋) pH＝7(点②) 粒子浓度大小关系：c(NH)＝c(Cl－)＞c(OH－)＝c(H＋) V(HCl)＝20(点③) 溶质是：NH4Cl 粒子浓度大小关系：c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－) 等浓度 碱与酸混合 等浓度的NaOH和CH3COOH溶液按体积比1∶2混合后pH＜7，粒子浓度大小顺序：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。 pH和为14酸与碱混合 常温下pH＝2的HCl溶液与pH＝12的NH3·H2O溶液等体积混合，粒子浓度大小顺序：c(NH3·H2O)＞c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 不同溶液中同一离子浓度比较 离子组成比例不同 Ⅰ. 浓度均为0.1 mol·L－1的①(NH4)2SO4 ②(NH4)2CO3 ③NH4Al(SO4)2 ④NH4HCO3溶液，NH的物质的量的浓度由大到小的顺序为： 离子组成比例相相 Ⅱ. 常温下物质的量浓度相等的①NH4HCO3 ②NH4HSO4 ③NH4Fe(SO4)2 ④NH4Cl：溶液中NH的浓度由大到小的顺序：②＞③＞④＞①。 等pH不同溶液中同一离子浓度关系 pH相等的①NH4Cl ②(NH4)2SO4 ③NH4HSO4溶液：c(NH)大小顺序：②＝①＞③。 1．实验室用标准盐酸测定NaOH溶液的浓度，下列操作中可能使测定结果偏低的是 A．用蒸馏水洗净酸式滴定管后，装入标准盐酸进行滴定 B．盛装NaOH溶液的锥形瓶未干燥 C．开始滴定时酸式滴定管尖嘴部分有气泡，在滴定过程中气泡消失 D．用酚酞作指示剂滴至红色刚变无色时即停止加盐酸 【答案】D 【解析】A．未用标准溶液润洗滴定管，导致标准溶液浓度偏低，所消耗的体积偏大，会使NaOH溶液浓度测得结果偏大，A错误； B．盛装NaOH溶液的锥形瓶未干燥对测定NaOH溶液浓度无影响，B错误； C．装HCl的滴定管，开始时尖嘴部分有气泡，在滴定过程中气泡消失，则滴入锥形瓶中HCl的量小于滴定管上读出的读数，因为有部分HCl被充满在气泡处，但是计算时，仍以滴定管上读出来的数据计算，故测定结果偏高，C错误； D．红色刚变无色可能是因为局部氢离子浓度增大导致，振荡后可能还会变为红色，故所用得盐酸的量比理论的小，所以测得NaOH溶液浓度偏低，D正确； 故选D。 2．下列有关滴定实验说法正确的是 A．锥形瓶使用前需用待测液醋酸润洗 B．可用该滴定管量取一定体积的溶液 C．碱式滴定管滴定前要排气泡 D．滴定前后滴定管读数方式如图所示，则测得的结果偏大 【答案】C 【解析】A．滴定实验时，锥形瓶不需要润洗，A错误； B．酸式滴定管只能盛装酸性溶液或氧化性强的溶液，B错误； C．通过弯曲橡皮管向上，然后捏开玻璃珠，使气泡被溶液排除，C正确； D．滴定后俯视，会使结果偏小，D错误； 故选C。 3．下列实验操作正确的是 A．用图1装置进行KMnO4溶液滴定未知浓度的FeSO4溶液实验 B．如图2所示，记录滴定终点读数为19.90 mL C．中和滴定时，选用图3滴定管盛装NaOH标准溶液 D．为了减小误差，可选用滴定管量取一定体积的溶液 【答案】D 【解析】A．KMnO4溶液具有强氧化性，会腐蚀碱式滴定管的橡胶管，应放于酸式滴定管中，并且在滴定时，滴定管的尖嘴不能插入锥形瓶中，A错误； B．滴定管“0”刻度在上方，从上至下依次增大，虚线处读数为18.10 mL，B错误； C．图3为酸性滴定管，不能盛放碱NaOH溶液，C错误； D．滴定管的精确度为0.01 mL，精确度高，可以量取一定体积的溶解，D正确； 故合理选项是D。 4．下列物质溶于水，呈酸性的是 A． B． C． D． 【答案】A 【解析】A．TiCl4是强酸弱碱盐，Ti4+离子水解显酸性，A正确； B．氨气与水反应生成一水合氨，一水合氨电离产生成氢氧根离子，溶液显碱性，B错误； C．水溶液中碳酸氢根离子水解程度大于其电离程度，溶液显碱性，C错误； D．HCOONa是弱酸强碱盐，水解显碱性，D错误； 故选A。 5．常温下列物质溶于水，会促进水的电离，且溶液的pH<7的是 A． B． C． D． 【答案】C 【解析】A．电离出，使溶液呈酸性，抑制水的电离，同时抑制铵根离子的水解，故A错误；B．中碳酸氢根离子的水解程度大于其电离程度，溶液显碱性pH>7，促进水的电离，故B错误；C．溶液中水解使溶液显酸性pH<7，促进水的电离，故C正确；D．是强酸强碱盐，对水的电离无影响，溶液呈中性pH=7，故D错误；本题选C。 6．下列有关pH=11的氨水和pH=11的碳酸钠溶液中水的电离程度的比较正确的是 A．前者大于后者 B．前者等于后者 C．前者小于后者 D．无法确定 【答案】C 【解析】水的电离方程式为：H2O=H++OH-，加入酸或碱后，增大氢离子或氢氧根离子浓度导致水的电离平衡向逆反应方向移动，即抑制水的电离；加入含有弱根离子的盐后，弱根离子和氢离子或氢氧根离子生成弱电解质，从而能促进水的电离，所以加入氨水能抑制水的电离，加入碳酸钠能促进水的电离，故选答案C。 7．下列方程式表示水解的是 A． B． C． D． 【答案】A 【解析】A．氢氟酸为弱酸，氟离子会发生水解，水解方程式正确，A正确； B．选项所给方程式表示水的电离，不是水解，故B错误； C．氨气是非电解质，是化合物，不会发生水解，故C错误； D．HS-水解生成H2S和OH-，选项所给方程式表示HS-的电离，故D错误； 答案为A。 8．下列说法中，能够解释溶液呈酸性的是 A．中含氢元素 B．溶液中 C．能电离出 D．的水解促进了水的电离 【答案】B 【解析】判断溶液酸碱性最准确的判据为c(H+)与c(OH−)的相对大小， 的电离程度大于水解程度，溶液中c(H+)>c(OH−)。故选B。 9．下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是 A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡 B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H+)>c((OH-) C．在CH3COONa溶液中，由水电离的c(H+)≠c((OH-) D．水电离出的H+或OH-与盐电离出的弱酸阴离子或弱碱阳离子结合，引起盐溶液呈酸碱性 【答案】C 【解析】A．盐类水解的实质就是破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液中的c(H+)与c(OH-)不相等，导致溶液呈酸性或碱性，A正确；B．溶液呈酸碱性的本质就是c(H+)与c(OH-)的相对大小，当c(H+)＞c(OH-)时溶液呈酸性，当c(H+)＜c(OH-)时溶液呈碱性，NH4Cl溶液呈酸性是由于铵根离子水解，溶液中c(H+)＞c(OH-)，B正确；C．在醋酸钠溶液中，由于CH3COO-结合水电离出的H+生成难电离的醋酸，使溶液中的c(H+)＜c(OH-)，溶液呈碱性，而水自身电离出的c(H+)和c(OH-)一定是相等的，C错误；D．选项中所描述的就是盐类水解的实质，故D正确；答案选C。 10．0.1mol/L溶液中，由于的水解，使得。如果要使更接近于0.1mol/L，可采取的措施是 A．加入少量氢氧化钠 B．加入少量水 C．加入少量盐酸 D．加热 【答案】C 【分析】如果要使更接近于0.1mol/L，需要抑制铵根离子水解，并且加入的物质和铵根离子之间不反应即可，根据水解平衡的移动影响因素来回答。 【解析】A．加入氢氧化钠，会消耗铵根离子，使得铵根离子浓度更小于，故A错误； B．加水稀释会导致溶液中铵根离子浓度减小，故B错误； C．加入盐酸会抑制铵根离子水解，能使更接近于0.1mol/L，故C正确； D．加热会促进铵根离子水解，导致溶液中铵根离子浓度减小，故D错误； 答案选C。 11．化学与生活生产密切相关，下列事实与盐类水解无关的是 A．古代用草木灰的水溶液来洗涤衣物 B．“管道通”中含有铝粉和苛性钠，用于疏通下水道 C．氯化铵溶液可做金属焊接中的除锈剂 D．向中加入水，加热蒸干，最后焙烧固体得到 【答案】B 【解析】A．草木灰的主要成分是碳酸钾，碳酸钾水解使溶液显碱性，油污在碱性条件下易被除去，与盐类水解有关，A错误； B．铝与氢氧化钠溶液反应生成氢气，增大管道内气压用于疏通下水道，与盐类水解无关，B正确； C．铵根离子水解，有H+生成，使溶液显酸性，H+与铁锈反应，能起到除锈的作用，与盐类水解有关，C错误； D．在加热的条件下，TiCl4水解得TiO2⋅xH2O和HCl，最后焙烧得到TiO2，与盐类水解有关，D错误； 故选B。 12．将AlCl3溶液和Al(NO3)3溶液分别加热蒸干，并灼烧，所得产物的主要成份是： A．均为Al(OH)3 B．前者得Al2O3，后者得Al(NO3)3 C．均为Al2O3 D．前者得AlCl3，后者得Al(NO3)3 【答案】C 【解析】AlCl3和Al(NO3)3都是强酸弱碱盐，水解产生A1(OH)3、HCl及HNO3，由于盐酸和硝酸都是挥发性的酸，所以AlCl3溶液和Al(NO3)3溶液在加热时水解生成固体A1(OH)3，Al(OH)3在加热条件下分解生成Al2O3，故合理选项是C。 13．25 ℃时，某氯化铵溶液的pH=4，下列叙述中不正确的是 A．溶液中的c(OH－)=1×10－10 mol·L－1 B．溶液中的c(Cl－)>>c(H＋)>c(OH－) C．溶液中的c(H＋)＋=c(Cl－)＋c(OH－) D．溶液中的c(NH3·H2O)= 【答案】D 【解析】A．NH4Cl溶液pH = 4，c(H+)=10-4mol/L，由于在25℃时Kw=10-14，所以溶液中的 c(OH－) ==1×10－10 mol/L，A正确； B．NH4Cl是强酸弱碱盐，弱碱根NH离子发生水解反应而消耗，所以c(Cl－) ＞c(NH)；弱碱根NH离子发生水解反应消耗水电离产生的OH－，使水的电离平衡被破坏，水继续电离，当最终达到电离平衡时，c(H+)＞c(OH－)。盐水解的程度是很微弱的，因此c(NH)＞c(H+)。故整个溶液中离子浓度关系为c(Cl－)＞c(NH)＞c(H+)＞c(OH－)，B正确； C．根据电荷守恒可知溶液中的c(H+) + c(NH) = c(Cl－) + c(OH－)，C正确； D．在溶液中NH3·H2O 是盐水解产生的，而NH是盐电离产生的。在溶液中盐水解的程度是很微弱的，因此c(NH3·H2O) <<c(NH4+)，D错误； 故选D。 14．25℃，0.1mol/LNH4Cl溶液中部分微粒组分及浓度如图所示。下列说法正确的是 A．图中M表示 B．NH4Cl溶液 C．NH4Cl溶液中： D．NH4Cl溶液中： 【答案】C 【分析】25℃，0.1mol•L-1NH4Cl溶液中离子浓度大小为：c(Cl-)＞c()＞c(H+)＞c(OH-)，部分微粒组分及浓度分析回答问题。 【解析】A．溶液中离子浓度最大的是氯离子，c(Cl-)=0.1mol•L-1，图中M浓度小于0.1mol•L-1，表示的是，A错误； B．NH4Cl溶液中铵根离子水解，溶液显酸性，pH＜7，B错误； C．NH4Cl溶液中存在物料守恒：c()+c(NH3•H2O)=c(Cl-)，C正确； D．NH4Cl溶液中：c(Cl-)＞c()＞c(H+)＞c(OH-)，D错误； 故答案为：C。 15．下列五种混合溶液，由分别为的两种溶液等体积混合而成： ①与        ②与 ③与        ④与 ⑤与 由大到小排序正确的是 A．①＞④＞③＞②＞⑤ B．①＞③＞⑤＞④＞② C．②＞④＞③＞⑤＞① D．②＞③＞④＞⑤＞① 【答案】C 【解析】五种混合溶液，由分别为0.1mol⋅L-1的两种溶液等体积混合，①CH3COONa与NaHSO4反应后溶质为CH3COOH和Na2SO4，溶液显酸性，CH3COOH微弱电离出CH3COO-；②CH3COONa与NaOH，NaOH抑制CH3COO－水解；③CH3COONa与NaCl，NaCl既不促进也抑制CH3COO-水解；④CH3COONa与NaHCO3，两者相互抑制水解，但比NaOH抑制弱；⑤CH3COONa与NaHSO3醋酸根离子水解呈碱性，亚硫酸氢根离子电离大于水解显酸性，促进醋酸根离子水解，因此c(CH3COO-)排序是②＞④＞③＞⑤＞①； 故选C。 16．已知溶液显酸性，溶液中存在以下平衡； ① ② 向的溶液中分别加入以下物质，下列有关说法正确的是 A．加入少量金属Na，反应①平衡逆向移动，溶液中增大 B．加入少量固体，则 C．加入少量NaOH溶液，、的值均增大 D．加入氨水至中性，则 【答案】C 【解析】A．加入少量金属Na，Na与HSO电离出的H+反应，促使平衡②右移，HSO离子浓度减小，又促使平衡①左移，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c（HSO）浓度减小，故A错误； B．由电荷守恒可知，存在，故B错误； C．加入NaOH，与NaHSO3反应生成亚硫酸钠和水，c（SO）增大，c（HSO）减小，则增大，溶液碱性增强，故也增大，故C正确； D．0.1mol•L-1的NaHSO3溶液中加入氨水至中性，溶液中存在物料守恒，即：c(Na+)=c(SO)+c(HSO)+c(H2SO3)，则c(Na+)＞c(SO)＞c(H+)=c(OH-)，故D错误。 答案选C。 【点睛】考查弱电解质的电离，把握物质的性质、发生的反应、电离平衡移动为解答关键，侧重分析与应用能力的考查，注意电荷守恒及物料守恒的应用。 17．根据要求完成下列问题 Ⅰ.填空： （1）KNO3溶液显 ，(填“酸性”“碱性”或“中性”，下同)原因： 。 （2）FeCl3溶液显 ，原因： (用离子方程式回答，下同)。 （3）CH3COONa溶液显 ，原因： 。 Ⅱ.判断下列溶液的酸碱性：用“酸性”“碱性”“中性”或“不确定”填空。 （1）pH<7的溶液 。 （2）pH=7的溶液 。 （3）c(H＋)=c(OH-)的溶液 。 （4）c(H＋)=1×10-7 mol·L-1的溶液 。 （5）c(H＋)>c(OH-)的溶液 。 （6）0.1 mol·L-1的NH4Cl溶液 。 （7）0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液 。 （8）0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液 。 Ⅲ．室温下，向的溶液中滴入的溶液，溶液由水电离出的氢离子浓度的负对数与所加溶液体积的关系如图所示： （1）溶液 。 （2）点的溶质为 ，溶液呈 (选填“酸”“碱”或“中”下同)性。 （3）点的溶质为 ，溶液呈 性。 （4）点的溶质为 ，溶液呈 性。 【答案】Ⅰ.（1）中性 硝酸钾属于强碱强酸盐，硝酸根和钾离子均不水解 （2）酸性 （3）碱性 Ⅱ.（1）不确定（2）不确定（3）中性（4）不确定（5）酸性（6）酸性（7）碱性（8）酸性 Ⅲ．（1）3 （2）NaA和HA 中 （3）NaA 碱 （4）NaA和NaOH 碱 【解析】Ⅰ.（1）硝酸钾属于强碱强酸盐，硝酸根和钾离子均不水解，所以硝酸钾溶液显中性； （2）氯化铁溶液中铁离子水解使溶液呈酸性，； （3）醋酸钠溶液中醋酸跟离子水解使溶液呈碱性， Ⅱ.（1）未指明温度，pH<7的溶液，不确定溶液的酸碱性。 （2）未指明温度，pH=7的溶液，不确定溶液的酸碱性。 （3）任何温度下，当时，溶液为中性。 （4）c(H＋)=1×10-7 mol·L-1的溶液，未指明温度，不确定溶液的酸碱性。 （5）任何温度下，当时，溶液为酸性。 （6）NH4Cl溶液中存在：，溶液为酸性。 （7）NaHCO3溶液中存在反应：，，由于的水解程度大于其电离程度，溶液呈碱性。 （8）NaHSO3溶液中存在反应：，，由于的电离程度大于其水解程度，溶液呈酸性。 Ⅲ．【分析】由图可知，室温下0.1mol/LHA溶液中水电离出的氢离子浓度为10-11mol/L，则HA溶液中氢离子浓度为mol/L=1×10-3 mol/L，M点为NaA和HA的混合溶液，溶液呈中性，水电离出的氢离子浓度最大的N点为NaA溶液，溶液呈碱性，P点为NaA和氢氧化钠的混合溶液，溶液呈碱性。 （1）由分析可知，0.1mol/LHA溶液中氢离子浓度为mol/L=1×10-3 mol/L，则溶液的pH为3，故答案为：3； （2）由分析可知，M点为NaA和HA的混合溶液，溶液呈中性； （3）由分析可知，水电离出的氢离子浓度最大的N点为NaA溶液，溶液呈碱性； （4）由分析可知，P点为NaA和氢氧化钠的混合溶液，溶液呈碱性，故答案为：NaA和NaOH；碱； 18．氨水在工农业生产中有重要的应用。请回答下列问题： （1）氨水中的主要溶质为，其电离方程式为 。 （2）某温度下，1氨水中的电离度为，则其电离常数 (用含的代数式表示)。取1L上述氨水与1Lx盐酸混合，所得溶液中，则x 1(填“>”“<”或“=”，下同)， 。若氨水与盐酸恰好中和，所得溶液中离子浓度从大到小的顺序为 。 （3）已知：常温下，，，则溶液呈 (填“酸性”“碱性”或“中性”)。等物质的量浓度的溶液和溶液中，较大的是 。 【答案】（1） （2） < = （3）酸性 溶液 【解析】（1）NH3⋅H2O是一元弱碱，其电离方程式为NH3⋅H2O⇌+OH−； （2）1mol⋅L−1氨水中，c()=c(OH−)=αmol⋅L−1，cNH3⋅H2O=(1−α)mol⋅L−1，则其电离常数Ka=α2/(1−α)。1L1mol⋅L−1氨水与1Lxmol⋅L−1盐酸混合，所得溶液中c(H+)=c(OH−)，则氨水稍过量，因此x<1。溶液中存在电荷守恒：c()+c(H+)=c(Cl−)+c(OH−)，因为c(H+)=c(OH−)，所以c()=c(Cl−)。盐酸和氨水恰好中和生成NH4Cl，因水解而浓度减小，溶液显酸性，因此溶液中离子浓度从大到小的顺序为c(Cl−)>c()>c(H+)>c(OH−)； （3）HNO2的电离程度大于NH3⋅H2O，则NH4NO2溶液呈酸性。与的水解相互促进而使c()变得更小，因此等物质的量浓度的NH4NO2溶液和NH4NO3溶液中，c()较大的是NH4NO3溶液。 19．已知常温下部分弱电解质的电离平衡常数如表： 化学式 电离常数 （1）常温下，pH相同的三种溶液①NaF溶液；②NaClO溶液；③Na2CO3溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序是 。(填序号) （2）向足量的次氯酸钠中通入少量的二氧化碳的离子方程式 。 （3）室温下，经测定溶液，则 (填“＞”、“=”、“＜”)。 （4）时，将的氨水与的盐酸等体积混合所得溶液中，则溶液显 (填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示的电离平衡常数 。 （5）将含的烟气通入该氨水中，当溶液显中性时，溶液中 。 【答案】（1）①＞②＞③ （2） （3）＞ （4）中 （5）0.6 【解析】（1）由HF、HClO、的电离常数，可得出三者的水解常数关系Kh(F-)＜Kh(ClO-)＜Kh()，水解常数越小，生成相同c(OH-)所需的盐的浓度越大，则常温下，pH相同的三种溶液①NaF溶液；②NaClO溶液；③Na2CO3溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序是①＞②＞③。 （2）向足量的次氯酸钠中通入少量的二氧化碳，由于Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)，所以只能生成NaHCO3等，离子方程式为。 （3）室温下，经测定溶液，表明Ka()＞Kh()，则＞。 （4）时，将的氨水与的盐酸等体积混合所得溶液中，依据电荷守恒，可得出c(H+)=c(OH-)，则溶液显中性；的氨水与的盐酸等体积混合所得溶液中，= mol∙L-1，c()=mol∙L-1，c(OH-)= 1×10-7mol∙L-1，则用含a的代数式表示的电离平衡常数==。 （5）将含SO2的烟气通入该氨水中，当溶液显中性时，Ka2(H2SO3)== 6.0×10-8，则溶液中==0.6。 20．酸、碱、盐是中学化学学习的重要化合物，请依据其性质回答下列问题。 （1）常温下，小苏打溶液pH_______7(填“>”、“=”或“<”)，其理由是_______(用离子方程式表示)，溶液中_______(填“>”、“=”或“<”)。 （2）常温下，将体积均为、均为12的氨水和溶液分别加水稀释至1L，溶液较大的是_______，稀释后溶液的_______(填“>”、“=”或“<”)。 （3）相同温度下，浓度均为的下列溶液：①②③④，溶液中的浓度由大到小的顺序为_______(用序号表示)。 （4）已知与相似，水溶液具有弱碱性，其电离方程式为：。常温下，现用盐酸滴定溶液，溶液中由水电离出的的负对数[]与所加盐酸体积的关系如图所示(已知：) ①R、Q两点溶液pH关系是：R_______Q(填“>”、“=”或“<”)，R、Q两点对应溶液中水的电离程度的关系：R_______Q(填“>”、“=”或“<”)。 ②滴定过程中，若，则此时溶液中_______。 ③N点离子浓度由大到小的顺序为_______。 【答案】（1） ＞     HCO+H2OH2CO3+H2O     ＞ （2） 氨水     ＜ （3）④＞②＞③＞① （4） ＞     = 5     c(Cl—)＞c(NH3OH+)＞c(H+)＞c(OH—) 【解析】（1）小苏打的主要成分为碳酸氢钠，碳酸氢根离子在溶液中的水解程度大于电离常数，溶液呈碱性，溶液pH大于7，溶液中碳酸的浓度大于碳酸根离子的浓度，水解的离子方程式为，故答案为：＞；HCO+H2OH2CO3+H2O；＞； （2）一水合氨是弱碱，在溶液中存在电离平衡，所以体积均为10mL、pH均为12的氨水和氢氧化钠溶液分别加水稀释至1L时，氢氧化钠溶液pH变化大，氨水溶液的pH大于氢氧化钠溶液，氨水溶液中的铵根离子浓度大于氢氧化钠溶液中的钠离子浓度故答案为：＞；＞； （3）一水合氨是弱碱，在溶液中部分电离，所以溶液中铵根离子浓度最小；硫酸氢铵在溶液中电离出的氢离子抑制铵根离子水解，溶液中铵根离子浓度大于硝酸铵溶液，醋酸铵在溶液中电离出的醋酸根离子在溶液中水解促进铵根离子水解，溶液中铵根离子浓度小于硝酸铵溶液，则四种溶液中铵根离子浓度大小顺序为④＞②＞③＞①，故答案为：④＞②＞③＞①； （4）①由图可知，R点为和NH3OHCl的混合溶液，溶液呈中性，Q点为NH3OHCl和盐酸混合溶液，溶液呈酸性，所以R点溶液pH大于Q点，两个点水电离的氢离子的负对数相等，则R点溶液水的电离程度=Q点，故答案为：＞；=； ②滴定过程中，若，由电离常数可知，的电离常数Kb=，则溶液中的c(OH—)= Kb=10—9mol/L，溶液pH=5，故答案为：5； ③由图可知，N点和盐酸恰好完全反应，反应生成的NH3OH+在溶液中水解使溶液呈酸性，溶液中离子浓度由大到小的顺序为c(Cl—) ＞c(NH3OH+)＞c(H+)＞c(OH—)，故答案为：c(Cl—) ＞c(NH3OH+)＞c(H+)＞c(OH—)。 21．滴定法可以测定食品成分含量，来确定食品是否符合有关国家标准。 I．国家标准规定酿造食醋中醋酸的含量不得低于3.5g/100mL。某研究小组用0.1000mol⋅L-1NaOH溶液测定白醋中醋酸的含量。测定过程如图所示： （1）上述测定实验需用到的仪器为 (填序号)。 （2）临近滴定终点，应稍稍转动旋转活塞，使半滴溶液悬在滴定管尖嘴处， ，再用少量蒸馏水吹洗锥形瓶内壁，继续摇动锥形瓶，观察颜色变化，当 即到达滴定终点(请在横线上补全操作或现象)。 （3）根据下表数据计算分析，该待测白醋中醋酸的含量为 g/100mL，该待测白醋 (填“符合”或“不符合”)国家标准。 滴定次数 1 2 3 4 V(待测白醋)/mL 20.00 20.00 20.00 20.00 (消耗)/mL 15.95 15.00 15.05 14.95 Ⅱ．维生素C(分子式为)是一种水溶性维生素，维生素C易被空气中的氧气氧化。某校课外活动小组用浓度为的标准碘溶液测定20.00mL某品牌橙汁中维生素C的含量，其测定原理为：。 （4）滴定前需赶出装有碘溶液的滴定管尖嘴处的气泡，其正确的图示为 (填序号)。该实验选用的指示剂为 (填名称)。 A．B．C．D． （5）若经数据处理，滴定中消耗标准碘溶液的体积是15.00mL，则此橙汁中维生素C的含量为 。下列操作中，可能使所测橙汁中维生素C的含量偏低的是 (填序号)。 A．滴定时剧烈摇动锥形瓶(无液体溅出) B．滴定前盛放橙汁样品溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥 C．颜色发生变化后立即读数 D．读取标准碘溶液体积时，开始时俯视读数，滴定结束时仰视读数 E．盛放标准碘溶液的滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 【答案】（1）bcfg （2）用锥形瓶内壁将半滴溶液沾落 (滴入最后半滴标准液)溶液由无色变为粉红色，且半分钟内不褪色 （3）4.5 符合 （4）C 淀粉溶液 （5）990 AC 【分析】测定白醋中醋酸含量时，取10.00mL白醋放入烧杯，加水稀释后，转移入100mL容量瓶中，洗涤、转移、定容，配制成100mL稀溶液。取20.00mL稀醋酸放入锥形瓶，滴加指示剂，用浓度为0.1000mol/L的NaOH标准溶液进行滴定，至滴定终点，然后进行计算。 【解析】（1）上述测定实验包含配制溶液和滴定两个过程，白醋呈酸性，用酸式滴定管量取10mL；在烧杯中用水稀释后转移到100mL容量瓶中定容，摇匀即得待测白醋溶液，滴定过程中需要用到碱式滴定管和锥形瓶，故需要用到的仪器有bcfg； （2）为了确保滴定的准确性，防止滴定管尖嘴残留标准液，临近滴定终点时，使半滴溶液悬在滴定管尖嘴处，用锥形瓶内壁将半滴溶液沾落；根据题目信息，指示剂应选用酚酞，滴定终点时，(滴入最后半滴标准液)溶液由无色变为粉红色，且半分钟内不褪色； （3）第一次滴定误差较大，数据应舍去，由表中数据可知三次消耗氢氧化钠溶液的平均体积为15.00mL，则，则稀释前白醋的浓度为：0.075 mol/L×10=0.75 mol/L，该品牌白醋的醋酸总酸量＞3.5g/100mL；该白醋符合国家标准； （4）盛装碘溶液应选酸式滴定管，应旋转活塞排气泡，故C正确；滴定终点时，淀粉遇碘变蓝，应选用淀粉做指示剂； （5）根据方程式的比例关系，则n()=×15×10-3L=0.1125×10-3mol/l，则某品牌橙汁中维生素C的含量为； A．在滴定时剧烈摇动，无液体溅出，则果汁中维生素C被氧气氧化，则消耗标准碘溶液体积偏小，测定结果偏小，故A选； B．锥形瓶用蒸馏水洗净后未干燥，果汁的物质的量不变，对消耗碘溶液的体积无影响，测定结果无影响，故B不选； C．颜色发生变化后立即读数，则消耗标准液体积偏小，导致结果偏低，故C选； D．读取标准碘溶液体积时，开始时俯视读数，初始读数偏小，滴定结束时仰视读数，终点读数偏大，使消耗标准碘溶液体积偏大，则滴定结果偏高，故D不选； E．盛放标准碘溶液滴定管在滴定前有气泡，初始读数偏小，滴定后气泡消失，消耗标准碘溶液的体积偏大，则滴定结果偏高，故E不选； 故选AC。 ( 17 )原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$