专题03 水溶液中的离子反应（寒假复习讲义）高二化学苏教版

专题03 水溶液中的离子反应 考点聚焦：复习要点+知识网络，有的放矢 重点专攻：知识点和关键点梳理，查漏补缺 难点强化：难点内容标注与讲解，能力提升 提升专练：真题感知+提升专练，全面突破 1．学会书写电解质的电离方程式。 2．了解溶液导电性的影响因素。 3. 掌握电离平衡的影响因素。 4. 知道电离平衡常数的意义。 5. 知道水的离子积常数，能够运用水的离子积常数进行有关计算。 6. 能进行溶液的pH计算，能调控溶液的酸碱性。能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。 7. 掌握酸碱中和滴定的操作方法和误差分析。 8. 能应用盐类水解原理判断盐溶液的酸碱性。 9. 了解盐类水解在生产、生活中的应用。 10. 掌握溶液中粒子浓度的的关系和大小比较方法。 11. 能够根据化学平衡原理分析沉淀溶解平衡的影响因素。 12. 能运用沉淀溶解平衡原理解释生产、生活中的实际问题。 一、强电解质和弱电解质 1．电解质和非电解质 电解质 非电解质 定义 类别 酸、碱、盐、活泼金属氧化物和水等 多数有机化合物、非金属氧化物(水除外)和氨等 本质区别 在水溶液中或熔融状态下能产生自由移动的离子 在水溶液中或熔融状态下不能产生自由移动的离子 相同点 2．强电解质和弱电解质 （1）实验探究强电解质和弱电解质 【实验探究1】盐酸和醋酸的电离实验。 实验内容 盐酸 醋酸 测量1mol·L-1溶液的pH pH=0 pH≈3 等体积、等浓度的溶液与镁条反应的现象 反应速率快 反应速率慢 实验结论： 【实验探究2】氢氧化钠溶液和氨水的电离实验。 实验假设 NaOH的电离程度大于NH3·H2O的电离程度 实验方案 配制相同物质的量浓度的NaOH溶液和氨水，测量溶液的pH 实验现象 NaOH溶液的pH大于氨水的pH 实验结论 两种溶液的浓度相等时，NaOH的电离程度大于NH3·H2O的电离程度 （2）概念 根据电解质在水溶液中的电离程度，可把电解质分为 和 。 ①强电解质是在水溶液中 的电解质。常见的强电解质有强酸、强碱和大部分盐。 ②弱电解质是在水溶液中 的电解质。常见的弱电解质有弱酸、弱碱。 3．与离子化合物和共价化合物的关系 （1）离子化合物在熔化状态下能完全电离，在水溶液也是完全电离的，因此离子化合物一定是强电解质。 （2）共价化合物中有的是强电解质，如强酸；有的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水；有的是非电解质。 4．电离方程式的书写 （1）强电解质的电离方程式 强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如： H2SO4： ； Na2CO3 ； Ba(OH)2： 。 （2）弱电解质的电离方程式 ①弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如： CH3COOH： ； NH3·H2O： 。 ②多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。 如H2CO3的电离方程式： 、 。 ③多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。 如Fe(OH)3的电离方程式是 。 二、影响溶液导电性的因素 1．电解质溶液的导电原理 电解质在溶液中电离成自由移动的阴、阳离子，在电源(电场)的作用下沿某一方向定向移动，形成电流。 2．影响溶液导电性的因素 （1） ：离子的浓度越大，导电性越好。 （2） ：离子所带的电荷越多，导电性越好。 三、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡 （1）电离平衡的建立 （2）电离平衡的概念 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到最大限度时， 与 的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化的状态。 2．电离平衡的特征 （1）弱电解质的电离平衡是一种 ，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并没有停止。 （2）弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率 。 （3）溶液中各分子和离子的 都保持不变。 （4）外界条件发生变化，电离 。 四、影响电离平衡的因素 1．内因： 弱电解质本身的性质是决定因素。 2．外部因素： （1） ：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡右移，电离程度增大。 （2） ： 增大弱电解质的浓度，电离平衡右移，但电离程度减小； 加水稀释，电离平衡右移，电离程度增大。 （3） ：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可抑制弱电解质的电离，电离平衡左移，电离程度减小。 （4） ：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡右移，电离程度增大。 五、电离平衡常数和电离度 1．电离平衡常数的表示方法 （1）电离平衡常数表达式： 弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。如： CH3COOH电离常数的表达式： ； NH3·H2O电离常数的表达式： 。 （2）多元弱酸的分步电离 H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如： H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，所以 ， 。 一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。 2．电离平衡常数的意义 电离平衡常数越大，表示该弱电解质电离程度越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。 3．电离平衡常数的影响因素 电离平衡常数只与电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。 由于电离是 ，所以电离平衡常数随着温度的升高而 。 4．电离度 （1）弱电解质的电离度α可表示为： （2）电离度与电离平衡常数的关系 六、水的电离平衡 1．水的电离 （1）水是一种极弱的电解质。 （2）水的电离为吸热过程，自身电离示意图如下： 电离方程式： 简写为： 。 2．水的离子积常数： （1）水的电离平衡常数表达式为 纯水和稀溶液中c(H2O)视为常数，则c(H＋)·c(OH－)＝K·c(H2O)为新的常数，用Kw表示。 （2）水的离子积常数表达式为 。 ①常温时， ，不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。 ②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的 。 （3）KW及影响因素： a．25 ℃时：KW=1×10-14。 b．水的电离是中和反应的可逆过程，故 ，KW增大。 c．水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。 七、影响水的电离平衡的因素 1．温度： 水的电离吸热过程，温度升高，会 水的电离，水的电离程度增大，KW 。 2．酸碱效应： （1）外加酸，c(H＋) ， 水的电离，水的电离程度 ，Kw 。 （2）外加碱，c(OH－) ， 水的电离，水的电离程度 ，Kw 。 3．化学反应： 加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向 移动，水的电离程度 。 4．弱酸根离子或弱碱离子： （1）加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的OH-结合，水的电离平衡向 移动 ，c(H+) ，溶液呈 。 （2）加入弱酸根离子（如CO32-、HCO3-、CH3COO-等），弱酸根离子与水电离出的H+结合，水的电离平衡向 动，c(OH-) ，溶液呈 。 八、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性的判断标准是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小，其具体关系为： c(H＋)与c(OH－) 相对大小 c(H＋)的范围(25 ℃) 中性溶液 酸性溶液 碱性溶液 2．溶液的pH （1）定义 pH是c(H＋)的负对数，其表达式是 。 （2）溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系(25 ℃)： pH大小能反映出溶液中c(H+)大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。 （3）pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即 。 3．溶液酸碱性的测定方法 （1）酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围： 指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 红色←5.0紫色8.0→蓝色 酚酞 无色←8.2粉红色10.0→红色 甲基橙 红色←3.1橙色4.4→黄色 （2）利用pH试纸测定，使用的正确操作为 （3）利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。 九、溶液pH的计算 1．单一溶液的pH计算 （1）c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)，c(H＋)＝nc mol·L－1；pH＝－lg nc （2）c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃) c(OH－)＝nc mol·L－1；c(H＋)＝＝ mol·L－1；pH＝14＋lg nc。 2．混合溶液pH的计算方法 （1）强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) c混(H＋)＝，然后再求pH。 （2）强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) 先计算c混(OH－)＝，再求c混(H＋)＝，最后求pH。 （3）强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) a．恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。 b．酸过量： 先求c余(H＋)＝，再求pH。 c．碱过量： 先求c余(OH－)＝，再求c(H＋)＝，最后求pH。 3．溶液稀释时pH的变化图像 （1）相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 （2）相同体积、相同pH的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释至相同的pH，醋酸加入的水多 十、酸碱中和滴定 1．酸碱中和滴定原理 （1）利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。 其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为标准液，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为待测液。 （2）酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－===H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是n(H＋)＝n(OH－)；若用参加反应的c(H＋)、c(OH－)来表示，其关系式为c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝。由c(H＋)、c(OH－)可分别求出相应酸、碱的浓度。 2．主要仪器 （1） 酸碱中和滴定所用的主要仪器是滴定管和锥形瓶。 （2）滴定管 ①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。 酸式滴定管用于盛放酸性或中性溶液，碱式滴定管用于盛放碱性溶液。 ②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由聚四氟乙烯制成；若溶液中的物质见光易分解，可用棕色滴定管盛放。 ③滴定管的上都标有规格大小、使用温度、刻度；滴定管的精确读数为0.01mL。 3．滴定管的使用方法 （1）检查：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。 （2）润洗：在加入酸、碱液之前，应使用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁2～3次。 （3）装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管0刻度线以上2～3mL处。 （4）排气泡：酸式滴定管 ，碱式滴定管 （5）调液面：调整管中液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。 （6）滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。滴定过程中，滴加速度不宜过快，接近终点时，应逐渐减慢滴加速度。 （7）终点的判断： ，即为滴定终点。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为V1-V0。 十一、中和滴定曲线和pH突变 1．中和滴定曲线的绘制 取0.100 0 mol·L－1的盐酸溶液20.00 mL，注入锥形瓶中，滴加2滴酚酞溶液，用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定。 （1）计算滴定过程中的pH变化，填写下表空格： V(NaOH) 0.00 18.00 19.80 19.96 19.98 20.00 20.02 20.04 20.20 22.00 40.00 pH 1.00 2.28 3.30 4.00 4.30 7.00 9.70 10.00 10.70 11.70 12.52 （2）根据上表数据绘制滴定曲线 （3）由上述滴定曲线可知，滴定终点前后，溶液的pH变化规律是：终点前后，pH产生突跃现象。 （4）达到终点的现象是溶液由无色变为红色。 2．pH突变与指示剂选择 （1）pH突变 强酸和强碱完全反应时，pH=7。当NaOH溶液的体积从19.98mL变为20.02mL，pH从4.3突跃到9.7，因此只要选择突变范围在这一范围内的指示剂就不会造成很大误差。 （2）中和滴定终点的判断 判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其颜色的变化，常选用的指示剂是酚酞或甲基橙，而不用石蕊试液的原因是石蕊试液颜色变化不明显。 （3）指示剂的选择 对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。 指示剂 酸色 中间色 碱色 变色的pH范围 甲基橙 3.1 ~ 4.4 甲基红 4.4 ~ 6.2 酚酞 8.2 ~ 10.0 十二、【基础实验】测定未知浓度盐酸的物质的量浓度 1．实验仪器和药品 仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶 药品：0.1000mol·L-1NaOH溶液，未知浓度的盐酸、酚酞、蒸馏水 2．实验步骤 （1）准备阶段： 滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面（赶气泡）→记读数 锥形瓶：洗涤→注待测液→记读数→加指示剂 （2）滴定阶段： 滴定：左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内颜色变化。 （3）终点判断：溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点。记录消耗标准液的体积。 （4）计算结果： 求出三次测定数值的平均值，计算待测盐酸的物质的量浓度。若几次测定结果相差较大，应重新进行测定。 十三、酸碱中和滴定误差分析 1．酸碱中和滴定误差产生的原因 （1）操作失误产生的误差 （2）药品误差（变质或混有杂质） （3）读数误差 2．误差分析的基本依据 中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等。 分析误差要根据计算式分析，根据c(待)＝，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于V(标)的大小。 3．分析方法 将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。 标准溶液用量偏多，V(标)变大，待测溶液浓度c(待)偏高。 标准溶液用量偏少，V(标)变小，待测溶液浓度c(待)偏低。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有： 步骤 操作 V(标) c(待) 洗涤 酸式滴定管未用标准液润洗 碱式滴定管未用待测液润洗 锥形瓶用待测液润洗 锥形瓶洗净后还有蒸馏水 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失 振荡锥形瓶时部分液体溅出 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯） 滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰） 十四、盐溶液的酸碱性 1．实验探究盐溶液酸碱性的探究 选择合适的实验方法测定下列盐溶液的酸碱性，并填写下表。 盐溶液 盐的类型 溶液pH 酸碱性 NaCl 强酸强碱盐 CH3COONa 弱酸强碱盐 NH4Cl 强酸弱碱盐 Na2CO3 弱酸强碱盐 AlCl3 强酸弱碱盐 实验结论：盐溶液的酸碱性与盐的组成类型有关，强酸强碱盐溶液呈中性，弱酸强碱盐溶液呈碱性，强酸弱碱盐溶液呈酸性。 2．盐溶液呈现酸碱性的原因 （1）NaCl溶液呈中性的原因 NaCl===Na＋＋Cl－ H2OH＋＋OH－ NaCl溶于水后电离出的Na＋和Cl－均不能与水电离出的OH－或H＋结合，水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，因而NaCl溶液呈中性。 （2）CH3COONa溶液呈碱性的原因 CH3COONa电离出的CH3COO－与H2O电离出的H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向电离方向移动，导致溶液中c(OH－)>c(H＋)，因而CH3COONa溶液呈碱性。 （3）NH4Cl溶液呈酸性的原因 NH4Cl电离出的NH与H2O电离出的OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离方向移动，导致溶液中c(H＋)>c(OH－)，因而NH4Cl溶液呈酸性。 十五、盐类水解的原理 1．盐类水解的概念 在水溶液中盐电离产生的阳离子或阴离子跟水电离出来的OH-或H+结合生成弱电解质的反应。 2．盐类水解的实质 在溶液中盐电离出来的弱碱的阳离子或弱酸的阴离子结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。 3．盐类水解的特点 （1）与酸碱中和反应互为可逆反应，是吸热反应。 （2）一般情况下，盐类水解程度极其微弱。 （3）符合化学平衡移动的原理。 4．盐类水解反应离子方程式的书写 盐类的水解一般程度很小，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，除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写“=”号，而写“”号。 十六、盐的性质与盐的水解 1．实验探究内因对水解平衡的影响 已知常温下HClO、CH3COOH、HNO2的电离平衡常数Ka分别为2.95×10－8、1.8×10－5、5.6×10－4。 用pH计测量下列三种盐溶液的pH如下表： 盐溶液/(0.1 mol·L－1) pH 解释与结论 NaClO 10.3 HClO的Ka最小，水解程度最大 CH3COONa 9.0 CH3COOH的Ka较大，水解程度较小 NaNO2 8.2 HNO2的Ka最大，水解程度最小 实验结论：在盐类水解的过程中，若生成的弱电解质越难电离，则生成弱电解质的倾向越大，盐水解的程度就越大，溶液中c(H＋)和c(OH－)的差别越大，即 ，也就是说，盐自身的组成和性质对其在水溶液中的水解平衡有着本质影响。 2．水解平衡常数Kh （1）水解平衡常数（Kh）表达式 水解反应A-+H2OHA+OH-的平衡常数表达式为：Kh =。 HA的电离平衡常数表达式为：Ka =。 Kh与Ka和KW的关系：Kh=。 （2）盐的水解程度与盐的相对应的弱酸或弱碱的强弱的关系： 根据Kh与Ka和KW的关系，一定温度下，Kh 与Ka 呈反比，即： （3）意义：Kh数值越大，水解程度越大。 （4）影响因素：Kh只受温度影响。温度升高，Kh增大。 十七、影响盐类水解的外界因素 1．【实验探究】 【实验1】在小烧杯中加入20 mL 0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，用pH计测量该溶液的pH。 实验现象：溶液的pH＜7。 实验结论与解释：Fe3+发生水解，使溶液呈酸性：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。 【实验2】在另一只小烧杯中加入5 mL 0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，加水稀释到50 mL，用pH计测量该溶液的pH。 实验现象：溶液的pH比稀释前大。 实验结论与解释：稀释的过程中虽然FeCl3的水解平衡向正反应方向移动，但稀释对H＋浓度的变化占主要优势，所以pH比稀释前大。 【实验3】在A、B、C三支试管中加入等体积0.1 mol·L－1Fe(NO3)3溶液。将A试管在酒精灯火焰上加热到溶液沸腾，向B试管中加入3滴6 mol·L－1 HNO3溶液。观察A、B试管中溶液的颜色，并与C试管中溶液的颜色比较。用化学平衡移动的原理解释上述实验现象。 实验现象：A与C比较颜色变浅；B与C比较颜色变深。 实验结论与解释：加热时A中Fe(NO3)3的水解平衡向正反应方向移动，Fe3＋浓度减小，颜色变浅；向B中加H2SO4时，Fe(NO3)3的水解平衡向逆反应方向移动，Fe3＋浓度增大，颜色加深。 2．影响盐类水解的外界因素 （1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 （2）浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越大，水解程度越大。 （3）酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制弱碱离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制弱酸根离子水解。 3．实例分析 以0.1mol·L-1FeCl3溶液为例，FeCl3溶液水解的离子方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。请填写下表。 影响因素 溶液颜色 移动方向 c(H+) n(H+) 水解程度 加热 加入盐酸 加入NaOH 加水 加入FeCl3 加入NH4Cl 加入NaHCO3 十八、盐类水解的应用 1．【实验探究】盐类水解的应用实验 【实验1】Al2(SO4)3饱和溶液与NaHCO3饱和溶液混合。 实验现象：剧烈反应，有白色沉淀生成，有大量气泡产生。 实验原理：Al3+和HCO3-分别与水电离出的OH-和H+反应，两者相互促进使水解反应正向进行，使Al3+和HCO3-最终水解完全。离子方程式为： 。 【实验2】明矾净水原理 实验现象：带有悬浮颗粒的水变澄清。 实验原理：明矾电离出的Al3+水解生成Al(OH)3胶体，离子方程式为：Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+，Al(OH)3胶体能吸附水中微小的悬浮颗粒，使它们聚集在一起形成较大的颗粒沉降下来，从而除去水中悬浮的杂质。 加入少量NaHCO3，可以促进氢氧化铝胶体的生成，增强明矾的净水能力。 2．利用盐类水解原理解释有关问题 （1）比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。 Na2CO3的水解方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-，NaHCO3的水解方程式为HCO3-+H2OH2CO3+OH-，由于 （2）实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是将 。 （3）泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在内筒， NaHCO3溶液应放在外筒，因为 。 （4）废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下， 。 （5）铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显碱性，NH4+水解呈酸性，两者发生反应， 。 十九、溶液中粒子浓度大小比较 1．不同溶液中同一离子浓度的大小比较 相同物质的量浓度的a.NH4Cl溶液，b.CH3COONH4溶液，c.NH4HSO4溶液，c中H＋对NH水解有抑制作用，b中CH3COO－的水解对NH水解有促进作用，所以三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是 。 2．弱酸溶液中粒子浓度的大小比较 （1）一元弱酸溶液 弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。 醋酸溶液中微粒有H2O、CH3COOH、H＋、OH－、CH3COO－，由于CH3COOH电离程度小，且H2O的电离程度更小，所以溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是 。 （2）多元弱酸溶液 多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。 碳酸溶液中存在的微粒有H2O、CO2、H2CO3、H＋、HCO、CO、OH－。 碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子和CO2分子除外)是 。 3．盐溶液中离子浓度大小的比较 （1）NaCl溶液 溶液中存在电离过程：NaCl===Na＋＋Cl－、H2OH＋＋OH－。 离子浓度的大小关系 。 （2）NH4Cl溶液 溶液中存在电离：NH4Cl===NH＋Cl－、H2OH＋＋OH－。 水解：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 离子浓度的大小关系： 。 （3）Na2CO3溶液 Na2CO3溶液中的电离、水解过程。 电离：Na2CO3===2Na＋＋CO、H2OH＋＋OH－。 水解：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 溶液中离子浓度由大到小的顺序是 。 4．混合溶液中离子浓度大小的比较 （1）物质的量浓度相同的NaOH溶液、CH3COOH溶液等体积混合 反应的化学方程式：NaOH＋CH3COOH===CH3COONa＋H2O； 溶液中存在的离子有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－； 其浓度由大到小的顺序是 。 （2）物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合 反应的化学方程式：NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaCl； 溶液中存在的离子有Na＋、Cl－、NH、OH－、H＋； 其浓度由大到小的顺序是 。 （3）物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合 混合后不发生反应，溶液中的溶质为NH4Cl、NH3·H2O，溶液呈碱性； 溶液中存在的离子有NH、Cl－、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是 。 二十、溶液中微粒浓度的守恒关系 1．三大守恒规律 （1）电荷守恒规律 电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存在如下关系： （2）物料守恒规律 电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的。如Na2CO3溶液中CO能水解，故碳元素以CO、HCO、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系式为： （3）质子守恒规律 质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－得到的，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。 如在Na2CO3溶液中 因此质子守恒关系式为 一般质子守恒由电荷守恒、物料守恒整合得来。 2．常见溶液的守恒关系式 （1）CH3COONa溶液： 物料守恒： 电荷守恒： 质子守恒： （2）NH4Cl溶液： 物料守恒： 电荷守恒： 质子守恒： （3）Na2CO3溶液： 物料守恒： 电荷守恒： 质子守恒： （4）NaHCO3溶液： 物料守恒： 电荷守恒： 质子守恒： 二十一、沉淀溶解平衡原理 1．沉淀溶解平衡的建立 （1）【实验探究】PbI2的溶解实验 将少量PbI2固体加入盛有一定量水的烧杯中，用玻璃棒充分搅拌，静置。 取2mL上层清液中于试管中，滴加AgNO3溶液。 实验现象：试管中有黄色沉淀生成。 实验结论：PbI2的溶解度很小，但仍有极少量的溶解。 PbI2溶于水的平衡方程式是 （2）沉淀溶解平衡的建立 在有AgCl沉淀生成的溶液中，同时存在溶解过程和沉淀过程。 AgCl的沉淀溶解平衡方程式： 2．沉淀溶解平衡的概念 在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，体系中形成了饱和溶液，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。 3．沉淀溶解平衡状态的特征： （1）动态平衡：v溶解＝v沉淀≠0。 （2）达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。 （3）当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 二十二、影响沉淀溶解平衡的因素 1．内因 难溶物质溶解程度的大小，主要取决于物质本身的性质。 2．外因 影响沉淀溶解平衡的外部因素有温度、浓度、加入的电解质等。 （1）温度：温度升高，多数沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 （2）浓度：加水稀释，浓度减小，平衡向溶解的方向移动。 （3）同离子效应：加入与难溶电解质构成微粒相同的物质，平衡向生成沉淀的方向移动。 （4）化学反应：加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，平衡向溶解的方向移动。 二十三、溶度积常数 1．溶度积常数 （1）概念： 在一定温度下，难溶电解质达到沉淀溶解平衡后的溶液为饱和溶液，其离子浓度不再发生变化，溶液中各离子浓度幂之积为常数，叫做溶度积常数(简称溶度积)，用Ksp表示。 （2）意义：溶度积(Ksp)反映了物质在水中的溶解能力。 对同类型的难溶电解质(如AgCl、AgBr、AgI)而言，Ksp越小，难溶电解质在水中的溶解能力越小。 （3）溶度积常数表达式 写出下列沉淀溶解平衡的溶度积常数的表达式 AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　 Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)　 AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) 2．溶度积规则 通过比较溶度积Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解： （1）Qc>Ksp， 。 （2）Qc=Ksp， 。 （3）Qc<Ksp， 。 二十四、沉淀的溶解和生成 1．沉淀的溶解 （1）根据溶度积规则，当 。因此，使沉淀溶解的总原则就是设法使离子浓度减小，使之满足Qc<Ksp。 根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中的离子反应的物质，使平衡向溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。如常用强酸溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等难溶电解质。 （2）实例：BaCO3和BaSO4都难溶于水，在医学上常用 透视，而不能用BaCO3的原因是什么？ 原因是BaCO3能溶于胃酸(主要成分为盐酸)，反应原理为BaCO3(s)Ba2＋(aq)＋CO(aq)，CO＋2H＋===CO2↑＋H2O，胃酸消耗CO，使溶液中c(CO)降低，从而使BaCO3的沉淀溶解平衡向右移动，c(Ba2＋)增大引起人体重金属中毒。 2．沉淀的生成 （1）根据溶度积规则，当 。因此，使沉淀生成的总原则就是增大离子浓度，使之满足Qc>Ksp。 根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中相同的离子，使平衡向生成沉淀的方向移动，就可以生成沉淀。 （2） 实例：可溶性钡盐(如BaCl2等)当作食盐食用，会造成钡中毒。中毒患者常用5.0%的Na2SO4溶液洗胃的原因是什么？ 中毒后服用Na2SO4溶液(5.0%)洗胃，此时SO与Ba2＋结合生成BaSO4沉淀，可缓解Ba2＋对人体的毒害。 二十五、沉淀的转化 1．沉淀转化的过程探究 （1）实验探究AgCl、AgI、Ag2S的转化 实验操作 实验现象 有白色沉淀析出 白色沉淀转化为黄色沉淀 黄色沉淀转化为黑色沉淀 实验结论 （1）AgCl沉淀可转化为AgI沉淀 （2）AgI沉淀又可转化为Ag2S沉淀 （2）理论分析 ①根据溶解度数据可知三种沉淀溶解能力从大到小的顺序是 。 ②向AgCl沉淀中滴加KI溶液时，溶液中的Ag＋和I－结合生成了更难溶解的AgI，溶液中Ag＋浓度减小，促使AgCl的沉淀溶解平衡向其溶解的方向移动，最终AgCl完全转化为AgI。 AgI转化为Ag2S的原理相同。 ③沉淀的转化示意图 ④沉淀转化的离子方程式： 2．沉淀的转化 （1）沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。 （2）沉淀转化的条件：溶液中的离子浓度幂之积大于Ksp。 ①一般来说，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越容易。 ②控制反应条件，也可使溶解能力相对较弱的物质转化为溶解能力相对较强的物质。 二十六、沉淀转化的应用 1．锅炉除垢 CaCO3(s)Ca2＋(aq) （1）沉淀转化 由于CaCO3的溶解能力小于CaSO4，用碳酸钠溶液很容易将水垢中的CaSO4转化为疏松、易溶于酸的CaCO3沉淀，离子方程式为 。 （2）沉淀溶解 H＋与碳酸钙电离的CO结合生成CO2脱离固体，使碳酸钙溶解，离子方程式为CaCO3(s)＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。 2．重晶石转化为可溶性钡盐 BaCO3(s)Ba2＋(aq) （1）沉淀转化 虽然BaSO4比BaCO3更难溶于水，由于饱和Na2CO3溶液中的CO浓度较大，BaSO4电离出的Ba2＋仍有部分能与CO结合形成BaCO3沉淀。 用饱和Na2CO3溶液多次重复处理，可使大部分BaSO4转化为BaCO3，离子方程式为 （2）沉淀溶解 用盐酸溶解碳酸钡，可使Ba2＋转入溶液中，离子方程式为BaCO3(s)＋2H＋===Ba2＋＋H2O＋CO2↑。 3．物质的提纯——除去CuSO4溶液中混有的少量Fe3＋ 由于Fe(OH)3的溶解度比Cu(OH)2小得多，调节溶液的pH至3～4时，Cu2＋留在溶液中， Fe3＋水解生成Fe(OH)3而析出，达到除去Fe3＋的目的。 4．铜蓝矿的形成过程 原生铜的硫化物CuSO4(溶液)CuS(铜蓝) 生成铜蓝的有关化学方程式： 。 强化点一 常见的强电解质和弱电解质、非电解质 1. 常见的强电解质 强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。 强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。 大部分盐，包括难溶性盐，如BaSO4、CaCO3等。 2. 常见的弱电解质 弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH（或其他有机酸）、HNO2、HCN、H2SiO3等。 弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。 3. 常见的非电解质 ①包括CO、NO、SiO2及CH4和其他烃类、乙醇和其他醇类、酯类、葡萄糖、蔗糖等。 ②本身在水溶液中不能电离，但与水反应生成电解质的，如CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5、NH3等。 强化点二 判断溶液导电性的方法 1. 相同浓度的强电解质和弱电解质溶液，可溶性强电解质完全电离，离子浓度大，导电性强；可溶性弱电解质离程度小，离子浓度小，导电性弱； 2. 难溶性电解质溶解度小，电离出的离子少，离子浓度小，导电性弱； 3. 强电解质不一定比弱电解质的导电性强，如强电解质的稀溶液的导电性可能比弱电解质的浓溶液的导电性弱；难溶性强电解质的导电性较弱。 4. 溶液稀释时，溶液体积变大，离子浓度减小，导电性减弱。 强化点三 电离平衡的可逆性 弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。 1. 弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且v电离=v结合≠0。 2. 溶液中电解质分子和电解质离子同时存在，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度保持不变。 强化点四 电解质溶液中的守恒问题 1. 物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒（又称物料守恒），如：0.1mol·L-1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1。 2. 电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数=负电荷总数。 强化点五 关于水电离出的c(H+)和c(OH-)分析思路 Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中所有H＋、OH－的总物质的量浓度，但是一般情况下有： 1. 酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋的浓度)。 2. 碱溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－的浓度)。 3. 外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。 ①升高温度、加入弱碱离子和弱酸离子，促进了水的电离，水的电离程度增大，水电离出的c(H+)和c(OH-)增大。 ②加入酸或碱，抑制了水的电离，水的电离程度减小，水电离出的c(H+)和c(OH-)减小。 4. 室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性。 强化点六 盐类水解的规律 1. 有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。 2. 无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。常见不水解的离子：①强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO；②强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。 3. 谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸阴离子。 4. 谁强显谁性——组成盐的酸根离子(碱的阳离子)是强酸根离子(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。 5. 都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解。 6. 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，盐溶液呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。 7. 越弱越水解——组成盐的酸根离子对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。 电离程度：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，水解程度：CH3COO－＜HCO＜CN－＜CO。 强化点七 盐的水解常数(Kh)的应用 1. 判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小) 由于Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液中离子水解程度越大，对应盐溶液碱性或酸性越强(即越弱越水解)。 2. 判断酸式盐的酸碱性 ①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 ②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡，电离平衡：HA－H＋＋A2－，水解平衡：HA－＋H2OH2A＋OH－，溶液的酸碱性取决于HA－的电离程度和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。 如：a.常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，则HCO的电离程度小于水解程度，即Ka2＜，所以NaHCO3溶液呈碱性。类似的离子还有HS－、HPO。 b．常温下，H2SO3的电离常数Ka1＝1.54×10－2，Ka2＝1.02×10－7，则HSO的电离程度大于水解程度，即Ka2＞，所以NaHSO3溶液呈酸性。类似的离子还有H2PO。 3. 判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性 混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。 ①当Ka(HX)>Kh(X－)时，HX的电离程度大于X－的水解程度，混合液呈酸性。 ②当Kh(X－)>Ka(HX)时，X－的水解程度大于HX的电离程度，混合液呈碱性。 真题感知 1．（2024·天津·高考真题）甲胺水溶液中存在以下平衡：。已知：时，的，的。下列说法错误的是 A．的 B．溶液中存在 C．时，溶液与溶液相比，溶液中的小 D．溶液与相同浓度的溶液以任意比例混合，混合液中存在 2．（2024·福建·高考真题）将草酸钙固体溶于不同初始浓度的盐酸中，平衡时部分组分的关系如图。已知草酸。下列说法错误的是 A．时，溶液的 B．任意下均有： C．的平衡常数为 D．时， 3．（2024·广西·高考真题）常温下，用溶液分别滴定下列两种混合溶液： Ⅰ．20.00mL浓度均为和溶液 Ⅱ．20.00mL浓度均为和溶液 两种混合溶液的滴定曲线如图。已知，下列说法正确的是 A．Ⅰ对应的滴定曲线为N线 B．点水电离出的数量级为 C．时，Ⅱ中 D．时，Ⅰ中之和小于Ⅱ中之和 4．（2024·广西·高考真题）化学与生活息息相关。下列离子方程式书写正确的是 A．用溶液处理水垢中的 B．明矾用于净水： C．抗酸药中的可治疗胃酸过多： D．用酸化的KI淀粉溶液检验加碘盐中的 5．（2024·重庆·高考真题）某兴趣小组探究的生成过程。若向溶液中逐滴加入氨水，则下列说法正确的是 A．产生少量沉淀时()，溶液中 B．产生大量沉淀时()，溶液中 C．沉淀部分溶解时，溶液中 D．沉淀完全溶解时，溶液中 6．（2024·江西·高考真题）废弃电池中锰可通过浸取回收。某温度下，MnSO4在不同浓度的KOH水溶液中，若Mn(Ⅱ)的分布系数δ与pH的关系如图。下列说法正确的是 已知：Mn(OH)2难溶于水，具有两性；δ(MnOH+)=； A．曲线z为δ(MnOH+) B．O点， C．P点，c(Mn2+)＜c(K+) D．Q点，c()=2c(MnOH+)+2c() 7．（2024·贵州·高考真题）下列离子方程式书写错误的是 A．用氢氟酸雕刻玻璃： B．用绿矾处理酸性废水中的 C．用泡沫灭火器灭火的原理： D．工业电解饱和食盐水制烧碱和氯气： 8．（2024·湖南·高考真题）常温下，向溶液中缓慢滴入相同浓度的溶液，混合溶液中某两种离子的浓度随加入溶液体积的变化关系如图所示，下列说法错误的是 A．水的电离程度： B．M点： C．当时， D．N点： 提升专练 1．（24-25高二上·黑龙江·期中）下列溶液中有关物质的浓度关系正确的是 A．物质的量浓度相等的、、溶液中： B．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液： C．某二元弱酸酸式盐溶液中： D．溶液： 2．（24-25高二上·黑龙江·期中）在下列溶液中，离子一定能大量共存的是 A．室温下，的溶液中：、、、 B．的溶液中：、、、 C．加入铝粉有气泡产生的溶液中：、、、 D．室温下，水电离出的的溶液中：、、、 3．（24-25高二上·黑龙江·期中）下列事实不能证明是弱电解质的是 ①相同条件下，用等浓度的和溶液做导电实验，后者灯泡暗 ②等浓度、等体积的盐酸和溶液中和碱时，中和碱的能力相同 ③常温下的溶液 ④与反应放出气体 ⑤的溶液稀释至1000倍， A．②⑤ B．④⑤ C．②④ D．③④ 4．（24-25高二上·宁夏石嘴山·期中）化学与生活息息相关。下列叙述错误的是 A．热的碳酸钠溶液可用于去除餐具的油污 B．明矾作净水剂，可用于自来水的净化 C．农村推广风力发电、光伏发电有利于“碳达峰、碳中和” D．溶液和溶液加热，蒸发，浓缩结晶，灼烧，所得固体的成分相同 5．（24-25高二上·宁夏石嘴山·期中）下列实验操作能达到相应目的的是 A．装置①可用于测定酸碱中和反应的反应热 B．操作②可用于除去碱式滴定管乳胶管中的气泡 C．实验③可用于比较CuSO4和MnO2的催化活性 D．装置④可用于测“84”消毒液的pH 6．（24-25高二上·河南周口·期中）下列实验操作及现象能得出相应结论的是 选项 实验操作及现象 实验结论 A 向溶液中滴加KI溶液充分反应后，再滴加KSCN溶液，溶液变红 和KI的反应为可逆反应 B 向待测液中滴加溶液，生成白色沉淀 待测液中含有 C 向等物质的量浓度的和溶液中逐滴滴加NaOH溶液，先观察到红褐色沉淀产生 D 将反应的平衡体系压缩体积后，气体颜色较压缩前深 加压后平衡逆向移动 7．（24-25高二上·河南周口·期中）长时间使用的工业锅炉中常常因为含沉淀，使锅炉受热不均而产生危险，处理方式是向锅炉注入溶液浸泡，将水垢中的转化为，再用酸去除。下列叙述正确的是 A．浸泡后溶液的pH升高 B．能转化为，说明 C．溶解于盐酸而不溶，说明 D．沉淀转化的离子方程式为 8．（24-25高二上·广东·期中）醋酸溶液中存在电离平衡，某醋酸溶液稀释过程中，溶液的导电性随加入水的体积的变化如图所示，下列叙述正确的是 A．随着水的加入，溶液的pH逐渐减小 B．随着水的加入，溶液中的导电离子数目逐渐减小 C．稀释过程中，逐渐减小 D．向点对应的体系中加固体，醋酸的电离平衡逆向移动，溶液的导电性减弱 9．（24-25高二上·广东·期中）常温下，用溶液分别滴定体积均为20.00mL、浓度均为的HA溶液和HB溶液，得到滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的曲线如图。下列说法正确的是 A．酸性： B．点时， C．体积： D．均等于20mL时，两反应放出的热量相同 10．（24-25高二上·广东·期中）甲、乙是定量分析中的常用试剂。已知为阿伏加德罗常数的值，常温下，、、。下列说法正确的是 A．等浓度的甲溶液和乙溶液的pH：甲<乙 B．等体积等浓度的甲溶液和乙溶液所含的阴离子总数：甲>乙 C．浓度相等的甲溶液和乙溶液：(甲)(乙) D．浓度均为的甲溶液和乙溶液含有的数目均为 11．（24-25高二上·内蒙古赤峰·期中）下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)，回答下列各题： 酸 HCN HClO 电离平衡常数(Ka) （1）当温度升高时，K值 (填“增大”“减小”或“不变”)。 （2）下列能使醋酸溶液中的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是 (填序号)。 A．升高温度    B．加水稀释    C．加少量的固体 D．加少量冰醋酸    E．加氢氧化钠固体 （3）已知碳酸是一种二元弱酸，其电离常数，，写出碳酸的二级电离方程式 ，试从电离平衡移动的角度解释的原因 。 （4）用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，通过该事实 (填“能”或“不能”)比较醋酸与碳酸的酸性强弱，请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。方案： 。 12．（24-25高二上·河南郑州·期中）次磷酸、亚磷酸、磷酸是化学工业生成中常用的无机酸，次磷酸为无色油状液体，具有强还原性，回答下列问题。 （1）向次磷酸溶液中加入足量的生成，为 盐(选填字母) A．正盐    B．酸式盐    C．氧化物 （2）常温下，电离平衡常数为，在溶液中，当平衡浓度为时，浓度为 。(用含有和的表达式表示) （3）溶液加水稀释过程中，的数值 (填“变大”“变小”或“不变”)。 （4）常温下，亚磷酸、磷酸、碳酸逐级电离常数如下表所示。 酸 电离常数 酸 电离常数 酸 电离常数 ①常温下，浓度均为的溶液和溶液中的和结合质子的能力 (填“前者大”“后者大”或“相同”)。 ②若将磷酸滴入碳酸钠溶液中反应的离子方程式错误的是 。 A． B． C． D． （5）常温下，将固体逐渐加入溶液中，混合溶液的与或或变化的关系如图1所示，表示与关系的曲线是 (填“a”、“b”或“c”)。 （6）可通过图2所示装置电解制备。 ①阴极的电极反应式为 。 ②假如通电前、两室溶液的质量相等，若有个通过交换膜，则两室溶液的质量差为 g。 13．（24-25高二上·广东·期中）某兴趣小组欲利用标准溶液测定溶液的物质的量浓度，并利用溶液和酸性溶液的反应来探究影响化学反应速率的因素。请按要求回答下列问题： （1）测定溶液的浓度 ①取图中 (填标号)，检查是否漏水，用蒸馏水洗涤后，再用待测液 次。然后量取20.00mL待测液于洗净的锥形瓶中，滴入2滴酚酞试液作指示剂，最后用氢氧化钠标准溶液滴定。 ②简要叙述滴定终点的判断： 。 ③达到滴定终点时所用NaOH标准溶液的体积记录如下： 序号 1 2 3 4 NaOH标准溶液体积/mL 20.05 18.40 19.95 20.00 利用上述数据计算，溶液的物质的量浓度为 ；以下操作会导致测定结果偏高的是 (填标号)。 A．盛NaOH溶液的滴定管，滴定前滴定管内有气泡，滴定后气泡消失 B．用NaOH溶液滴定前俯视读数，达到滴定终点时仰视读数 C．振荡时，有少量待测液溅到锥形瓶外面 D．锥形瓶用蒸馏水洗涤干净后未干燥 （2）探究影响化学反应速率的因素 实验设计及结果如表所示： 实验编号 试管中所加试剂的体积/mL 温度/℃ 溶液褪至无色所需时间/min 溶液 溶液 溶液 Ⅰ 3.0 2.0 2.0 25 Ⅱ 4.0 3.0 2.0 1.0 25 Ⅲ 4.0 3.0 2.0 40 ① ， 。 ②可以探究温度对反应速率的影响的实验组是 。(填实验编号，下同) ③可以探究浓度对反应速率的影响的实验组是 。 / 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题03 水溶液中的离子反应 考点聚焦：复习要点+知识网络，有的放矢 重点专攻：知识点和关键点梳理，查漏补缺 难点强化：难点内容标注与讲解，能力提升 提升专练：真题感知+提升专练，全面突破 1．学会书写电解质的电离方程式。 2．了解溶液导电性的影响因素。 3. 掌握电离平衡的影响因素。 4. 知道电离平衡常数的意义。 5. 知道水的离子积常数，能够运用水的离子积常数进行有关计算。 6. 能进行溶液的pH计算，能调控溶液的酸碱性。能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。 7. 掌握酸碱中和滴定的操作方法和误差分析。 8. 能应用盐类水解原理判断盐溶液的酸碱性。 9. 了解盐类水解在生产、生活中的应用。 10. 掌握溶液中粒子浓度的的关系和大小比较方法。 11. 能够根据化学平衡原理分析沉淀溶解平衡的影响因素。 12. 能运用沉淀溶解平衡原理解释生产、生活中的实际问题。 一、强电解质和弱电解质 1．电解质和非电解质 电解质 非电解质 定义 在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物 在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物 类别 酸、碱、盐、活泼金属氧化物和水等 多数有机化合物、非金属氧化物(水除外)和氨等 本质区别 在水溶液中或熔融状态下能产生自由移动的离子 在水溶液中或熔融状态下不能产生自由移动的离子 相同点 均为化合物 2．强电解质和弱电解质 （1）实验探究强电解质和弱电解质 【实验探究1】盐酸和醋酸的电离实验。 实验内容 盐酸 醋酸 测量1mol·L-1溶液的pH pH=0 pH≈3 等体积、等浓度的溶液与镁条反应的现象 反应速率快 反应速率慢 实验结论： 两种酸的浓度相等时，盐酸的电离程度大于醋酸 。 【实验探究2】氢氧化钠溶液和氨水的电离实验。 实验假设 NaOH的电离程度大于NH3·H2O的电离程度 实验方案 配制相同物质的量浓度的NaOH溶液和氨水，测量溶液的pH 实验现象 NaOH溶液的pH大于氨水的pH 实验结论 两种溶液的浓度相等时，NaOH的电离程度大于NH3·H2O的电离程度 （2）概念 根据电解质在水溶液中的电离程度，可把电解质分为 强电解质 和 弱电解质 。 ①强电解质是在水溶液中 完全电离 的电解质。常见的强电解质有强酸、强碱和大部分盐。 ②弱电解质是在水溶液中 部分电离 的电解质。常见的弱电解质有弱酸、弱碱。 3．与离子化合物和共价化合物的关系 （1）离子化合物在熔化状态下能完全电离，在水溶液也是完全电离的，因此离子化合物一定是强电解质。 （2）共价化合物中有的是强电解质，如强酸；有的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水；有的是非电解质。 4．电离方程式的书写 （1）强电解质的电离方程式 强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如： H2SO4：H2SO4===2H++SO42-； Na2CO3：Na2CO3===2Na++CO32-； Ba(OH)2：Ba(OH)2===Ba2++2OH-。 （2）弱电解质的电离方程式 ①弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如： CH3COOH：CH3COOHCH3COO-+H+； NH3·H2O：NH3·H2ONH4++OH-。 ②多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。 如H2CO3的电离方程式：H2CO3H++HCO3-、HCO3-H++CO32-。 ③多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。 如Fe(OH)3的电离方程式是：Fe(OH)3Fe3++3OH-。 二、影响溶液导电性的因素 1．电解质溶液的导电原理 电解质在溶液中电离成自由移动的阴、阳离子，在电源(电场)的作用下沿某一方向定向移动，形成电流。 2．影响溶液导电性的因素 （1）离子的浓度 ：离子的浓度越大，导电性越好。 （2）离子所带的电荷 ：离子所带的电荷越多，导电性越好。 三、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡 （1）电离平衡的建立 （2）电离平衡的概念 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到最大限度时，弱电解质分子电离成离子与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化的状态。 2．电离平衡的特征 （1）弱电解质的电离平衡是一种 动态平衡 ，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并没有停止。 （2）弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率 相等 。 （3）溶液中各分子和离子的 浓度 都保持不变。 （4）外界条件发生变化，电离 平衡发生移动 。 四、影响电离平衡的因素 1．内因： 弱电解质本身的性质是决定因素。 2．外部因素： （1）温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡右移，电离程度增大。 （2）浓度： 增大弱电解质的浓度，电离平衡右移，但电离程度减小； 加水稀释，电离平衡右移，电离程度增大。 （3）同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可抑制弱电解质的电离，电离平衡左移，电离程度减小。 （4）化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡右移，电离程度增大。 五、电离平衡常数和电离度 1．电离平衡常数的表示方法 （1）电离平衡常数表达式： 弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。如： CH3COOH电离常数的表达式：Ka=； NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=。 （2）多元弱酸的分步电离 H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如： H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，所以Ka1＝，Ka2＝。 一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。 2．电离平衡常数的意义 电离平衡常数越大，表示该弱电解质电离程度越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。 3．电离平衡常数的影响因素 电离平衡常数只与电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。 由于电离是 吸热的 ，所以电离平衡常数随着温度的升高而 增大 。 4．电离度 （1）弱电解质的电离度α可表示为：α＝×100% （2）电离度与电离平衡常数的关系 在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度无关，而电离度与初始浓度有关。 一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大。 六、水的电离平衡 1．水的电离 （1）水是一种极弱的电解质。 （2）水的电离为吸热过程，自身电离示意图如下： 电离方程式：H2O＋ H2OH3O＋ ＋OH－ 简写为：H2OH＋＋OH－。 2．水的离子积常数： （1）水的电离平衡常数表达式为K= 。 纯水和稀溶液中c(H2O)视为常数，则c(H＋)·c(OH－)＝K·c(H2O)为新的常数，用Kw表示。 （2）水的离子积常数表达式为KW= c(H+)·c(OH-)。 ①常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。 ②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 （3）KW及影响因素： a．25 ℃时：KW=1×10-14。 b．水的电离是中和反应的可逆过程，故温度升高，KW增大。 c．水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。 七、影响水的电离平衡的因素 1．温度： 水的电离吸热过程，温度升高，会 促进 水的电离，水的电离程度增大，KW 增大 。 2．酸碱效应： （1）外加酸，c(H＋) 增大 ， 抑制 水的电离，水的电离程度 减小 ，Kw 不变 。 （2）外加碱，c(OH－) 增大 ， 抑制 水的电离，水的电离程度 减小 ，Kw 不变 。 3．化学反应： 加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向 右 移动，水的电离程度 增大 。 4．弱酸根离子或弱碱离子： （1）加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的OH-结合，水的电离平衡向 右 移动 ，c(H+) 增大 ，溶液呈 酸性 。 （2）加入弱酸根离子（如CO32-、HCO3-、CH3COO-等），弱酸根离子与水电离出的H+结合，水的电离平衡向 右 移动，c(OH-) 增大 ，溶液呈 碱性 。 八、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性的判断标准是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小，其具体关系为： c(H＋)与c(OH－) 相对大小 c(H＋)的范围(25 ℃) 中性溶液 c(OH－)=c(H＋) c(H＋)=1.0×10－7 mol·L－1 酸性溶液 c(OH－)<c(H＋) c(H＋)>1.0×10－7 mol·L－1 碱性溶液 c(OH－)>c(H＋) c(H＋)<1.0×10－7 mol·L－1 2．溶液的pH （1）定义 pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝-lgc(H+)。 （2）溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系(25 ℃)： pH大小能反映出溶液中c(H+)大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。 （3）pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即 0≤pH≤14 。 3．溶液酸碱性的测定方法 （1）酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围： 指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 红色←5.0紫色8.0→蓝色 酚酞 无色←8.2粉红色10.0→红色 甲基橙 红色←3.1橙色4.4→黄色 （2）利用pH试纸测定，使用的正确操作为将pH试纸放在玻璃片上，用玻璃棒或滴管蘸取少量溶液，滴在试纸的中央，然后迅速与标准比色卡对照。 （3）利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。 九、溶液pH的计算 1．单一溶液的pH计算 （1）c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)，c(H＋)＝nc mol·L－1；pH＝－lg nc （2）c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃) c(OH－)＝nc mol·L－1；c(H＋)＝＝ mol·L－1；pH＝14＋lg nc。 2．混合溶液pH的计算方法 （1）强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) c混(H＋)＝，然后再求pH。 （2）强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) 先计算c混(OH－)＝，再求c混(H＋)＝，最后求pH。 （3）强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) a．恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。 b．酸过量： 先求c余(H＋)＝，再求pH。 c．碱过量： 先求c余(OH－)＝，再求c(H＋)＝，最后求pH。 3．溶液稀释时pH的变化图像 （1）相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 （2）相同体积、相同pH的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释至相同的pH，醋酸加入的水多 十、酸碱中和滴定 1．酸碱中和滴定原理 （1）利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。 其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为标准液，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为待测液。 （2）酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－===H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是n(H＋)＝n(OH－)；若用参加反应的c(H＋)、c(OH－)来表示，其关系式为c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝。由c(H＋)、c(OH－)可分别求出相应酸、碱的浓度。 2．主要仪器 （1） 酸碱中和滴定所用的主要仪器是滴定管和锥形瓶。 （2）滴定管 ①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。 酸式滴定管用于盛放酸性或中性溶液，碱式滴定管用于盛放碱性溶液。 ②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由聚四氟乙烯制成；若溶液中的物质见光易分解，可用棕色滴定管盛放。 ③滴定管的上都标有规格大小、使用温度、刻度；滴定管的精确读数为0.01mL。 3．滴定管的使用方法 （1）检查：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。 （2）润洗：在加入酸、碱液之前，应使用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁2～3次。 （3）装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管0刻度线以上2～3mL处。 （4）排气泡：酸式滴定管快速打开活塞冲走气泡，碱式滴定管将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃球，赶走气泡，使滴定管尖嘴部分充满溶液。 （5）调液面：调整管中液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。 （6）滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。滴定过程中，滴加速度不宜过快，接近终点时，应逐渐减慢滴加速度。 （7）终点的判断：最后半滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，即为滴定终点。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为V1-V0。 十一、中和滴定曲线和pH突变 1．中和滴定曲线的绘制 取0.100 0 mol·L－1的盐酸溶液20.00 mL，注入锥形瓶中，滴加2滴酚酞溶液，用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定。 （1）计算滴定过程中的pH变化，填写下表空格： V(NaOH) 0.00 18.00 19.80 19.96 19.98 20.00 20.02 20.04 20.20 22.00 40.00 pH 1.00 2.28 3.30 4.00 4.30 7.00 9.70 10.00 10.70 11.70 12.52 （2）根据上表数据绘制滴定曲线 （3）由上述滴定曲线可知，滴定终点前后，溶液的pH变化规律是：终点前后，pH产生突跃现象。 （4）达到终点的现象是溶液由无色变为红色。 2．pH突变与指示剂选择 （1）pH突变 强酸和强碱完全反应时，pH=7。当NaOH溶液的体积从19.98mL变为20.02mL，pH从4.3突跃到9.7，因此只要选择突变范围在这一范围内的指示剂就不会造成很大误差。 （2）中和滴定终点的判断 判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其颜色的变化，常选用的指示剂是酚酞或甲基橙，而不用石蕊试液的原因是石蕊试液颜色变化不明显。 （3）指示剂的选择 对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。 指示剂 酸色 中间色 碱色 变色的pH范围 甲基橙 红 橙 黄 3.1 ~ 4.4 甲基红 红 橙 黄 4.4 ~ 6.2 酚酞 无色 粉红 红 8.2 ~ 10.0 十二、【基础实验】测定未知浓度盐酸的物质的量浓度 1．实验仪器和药品 仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶 药品：0.1000mol·L-1NaOH溶液，未知浓度的盐酸、酚酞、蒸馏水 2．实验步骤 （1）准备阶段： 滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面（赶气泡）→记读数 锥形瓶：洗涤→注待测液→记读数→加指示剂 （2）滴定阶段： 滴定：左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内颜色变化。 （3）终点判断：溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点。记录消耗标准液的体积。 （4）计算结果： 求出三次测定数值的平均值，计算待测盐酸的物质的量浓度。若几次测定结果相差较大，应重新进行测定。 十三、酸碱中和滴定误差分析 1．酸碱中和滴定误差产生的原因 （1）操作失误产生的误差 （2）药品误差（变质或混有杂质） （3）读数误差 2．误差分析的基本依据 中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等。 分析误差要根据计算式分析，根据c(待)＝，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于V(标)的大小。 3．分析方法 将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。 标准溶液用量偏多，V(标)变大，待测溶液浓度c(待)偏高。 标准溶液用量偏少，V(标)变小，待测溶液浓度c(待)偏低。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有： 步骤 操作 V(标) c(待) 洗涤 酸式滴定管未用标准液润洗 偏大 偏大 碱式滴定管未用待测液润洗 偏小 偏小 锥形瓶用待测液润洗 偏大 偏大 锥形瓶洗净后还有蒸馏水 无影响 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 偏小 偏小 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失 偏大 偏大 振荡锥形瓶时部分液体溅出 偏小 偏小 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化 偏大 偏大 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯） 偏小 偏小 滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰） 偏大 偏大 十四、盐溶液的酸碱性 1．实验探究盐溶液酸碱性的探究 选择合适的实验方法测定下列盐溶液的酸碱性，并填写下表。 盐溶液 盐的类型 溶液pH 酸碱性 NaCl 强酸强碱盐 pH＝7 中性 CH3COONa 弱酸强碱盐 pH>7 碱性 NH4Cl 强酸弱碱盐 pH<7 酸性 Na2CO3 弱酸强碱盐 pH＞7 碱性 AlCl3 强酸弱碱盐 pH＜7 酸性 实验结论：盐溶液的酸碱性与盐的组成类型有关，强酸强碱盐溶液呈中性，弱酸强碱盐溶液呈碱性，强酸弱碱盐溶液呈酸性。 2．盐溶液呈现酸碱性的原因 （1）NaCl溶液呈中性的原因 NaCl===Na＋＋Cl－ H2OH＋＋OH－ NaCl溶于水后电离出的Na＋和Cl－均不能与水电离出的OH－或H＋结合，水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，因而NaCl溶液呈中性。 （2）CH3COONa溶液呈碱性的原因 CH3COONa电离出的CH3COO－与H2O电离出的H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向电离方向移动，导致溶液中c(OH－)>c(H＋)，因而CH3COONa溶液呈碱性。 （3）NH4Cl溶液呈酸性的原因 NH4Cl电离出的NH与H2O电离出的OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离方向移动，导致溶液中c(H＋)>c(OH－)，因而NH4Cl溶液呈酸性。 十五、盐类水解的原理 1．盐类水解的概念 在水溶液中盐电离产生的阳离子或阴离子跟水电离出来的OH-或H+结合生成弱电解质的反应。 2．盐类水解的实质 在溶液中盐电离出来的弱碱的阳离子或弱酸的阴离子结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。 3．盐类水解的特点 （1）与酸碱中和反应互为可逆反应，是吸热反应。 （2）一般情况下，盐类水解程度极其微弱。 （3）符合化学平衡移动的原理。 4．盐类水解反应离子方程式的书写 盐类的水解一般程度很小，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，除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写“=”号，而写“”号。 十六、盐的性质与盐的水解 1．实验探究内因对水解平衡的影响 已知常温下HClO、CH3COOH、HNO2的电离平衡常数Ka分别为2.95×10－8、1.8×10－5、5.6×10－4。 用pH计测量下列三种盐溶液的pH如下表： 盐溶液/(0.1 mol·L－1) pH 解释与结论 NaClO 10.3 HClO的Ka最小，水解程度最大 CH3COONa 9.0 CH3COOH的Ka较大，水解程度较小 NaNO2 8.2 HNO2的Ka最大，水解程度最小 实验结论：在盐类水解的过程中，若生成的弱电解质越难电离，则生成弱电解质的倾向越大，盐水解的程度就越大，溶液中c(H＋)和c(OH－)的差别越大，即“越弱越水解”，也就是说，盐自身的组成和性质对其在水溶液中的水解平衡有着本质影响。 2．水解平衡常数Kh （1）水解平衡常数（Kh）表达式 水解反应A-+H2OHA+OH-的平衡常数表达式为：Kh =。 HA的电离平衡常数表达式为：Ka =。 Kh与Ka和KW的关系：Kh=。 （2）盐的水解程度与盐的相对应的弱酸或弱碱的强弱的关系： 根据Kh与Ka和KW的关系，一定温度下，Kh 与Ka 呈反比，即： 盐的相对应的弱酸或弱碱越弱，盐的水解程度越大；反之，盐的相对应的弱酸或弱碱越强，盐的水解程度越小。 （3）意义：Kh数值越大，水解程度越大。 （4）影响因素：Kh只受温度影响。温度升高，Kh增大。 十七、影响盐类水解的外界因素 1．【实验探究】 【实验1】在小烧杯中加入20 mL 0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，用pH计测量该溶液的pH。 实验现象：溶液的pH＜7。 实验结论与解释：Fe3+发生水解，使溶液呈酸性：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。 【实验2】在另一只小烧杯中加入5 mL 0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，加水稀释到50 mL，用pH计测量该溶液的pH。 实验现象：溶液的pH比稀释前大。 实验结论与解释：稀释的过程中虽然FeCl3的水解平衡向正反应方向移动，但稀释对H＋浓度的变化占主要优势，所以pH比稀释前大。 【实验3】在A、B、C三支试管中加入等体积0.1 mol·L－1Fe(NO3)3溶液。将A试管在酒精灯火焰上加热到溶液沸腾，向B试管中加入3滴6 mol·L－1 HNO3溶液。观察A、B试管中溶液的颜色，并与C试管中溶液的颜色比较。用化学平衡移动的原理解释上述实验现象。 实验现象：A与C比较颜色变浅；B与C比较颜色变深。 实验结论与解释：加热时A中Fe(NO3)3的水解平衡向正反应方向移动，Fe3＋浓度减小，颜色变浅；向B中加H2SO4时，Fe(NO3)3的水解平衡向逆反应方向移动，Fe3＋浓度增大，颜色加深。 2．影响盐类水解的外界因素 （1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 （2）浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越大，水解程度越大。 （3）酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制弱碱离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制弱酸根离子水解。 3．实例分析 以0.1mol·L-1FeCl3溶液为例，FeCl3溶液水解的离子方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。请填写下表。 影响因素 溶液颜色 移动方向 c(H+) n(H+) 水解程度 加热 变深 正向 增大 增大 增大 加入盐酸 变浅 逆向 增大 增大 减小 加入NaOH 变深 正向 减小 减小 增大 加水 变浅 正向 减小 增大 增大 加入FeCl3 变深 正向 增大 增大 减小 加入NH4Cl 变浅 逆向 增大 增大 减小 加入NaHCO3 变深 正向 减小 减小 增大 十八、盐类水解的应用 1．【实验探究】盐类水解的应用实验 【实验1】Al2(SO4)3饱和溶液与NaHCO3饱和溶液混合。 实验现象：剧烈反应，有白色沉淀生成，有大量气泡产生。 实验原理：Al3+和HCO3-分别与水电离出的OH-和H+反应，两者相互促进使水解反应正向进行，使Al3+和HCO3-最终水解完全。离子方程式为：Al3++3HCO3-= Al(OH)3↓+3CO2↑。 【实验2】明矾净水原理 实验现象：带有悬浮颗粒的水变澄清。 实验原理：明矾电离出的Al3+水解生成Al(OH)3胶体，离子方程式为：Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+，Al(OH)3胶体能吸附水中微小的悬浮颗粒，使它们聚集在一起形成较大的颗粒沉降下来，从而除去水中悬浮的杂质。 加入少量NaHCO3，可以促进氢氧化铝胶体的生成，增强明矾的净水能力。 2．利用盐类水解原理解释有关问题 （1）比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。 Na2CO3的水解方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-，NaHCO3的水解方程式为HCO3-+H2OH2CO3+OH-，由于Ka1(H2CO3)> Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性更强。 （2）实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是将Na2S固体溶解在NaOH溶液中。 （3）泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在内筒， NaHCO3溶液应放在外筒，因为Al3+水解呈酸性，会腐蚀铁。 （4）废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。 （5）铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显碱性，NH4+水解呈酸性，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。 十九、溶液中粒子浓度大小比较 1．不同溶液中同一离子浓度的大小比较 相同物质的量浓度的a.NH4Cl溶液，b.CH3COONH4溶液，c.NH4HSO4溶液，c中H＋对NH水解有抑制作用，b中CH3COO－的水解对NH水解有促进作用，所以三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c>a>b。 2．弱酸溶液中粒子浓度的大小比较 （1）一元弱酸溶液 弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。 醋酸溶液中微粒有H2O、CH3COOH、H＋、OH－、CH3COO－，由于CH3COOH电离程度小，且H2O的电离程度更小，所以溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 （2）多元弱酸溶液 多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。 碳酸溶液中存在的微粒有H2O、CO2、H2CO3、H＋、HCO、CO、OH－。 碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子和CO2分子除外)是c(H2CO3)>c(H＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)。 3．盐溶液中离子浓度大小的比较 （1）NaCl溶液 溶液中存在电离过程：NaCl===Na＋＋Cl－、H2OH＋＋OH－。 离子浓度的大小关系：c(Na＋)＝c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－)。 （2）NH4Cl溶液 溶液中存在电离：NH4Cl===NH＋Cl－、H2OH＋＋OH－。 水解：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 离子浓度的大小关系：c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)。 （3）Na2CO3溶液 Na2CO3溶液中的电离、水解过程。 电离：Na2CO3===2Na＋＋CO、H2OH＋＋OH－。 水解：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)。 4．混合溶液中离子浓度大小的比较 （1）物质的量浓度相同的NaOH溶液、CH3COOH溶液等体积混合 反应的化学方程式：NaOH＋CH3COOH===CH3COONa＋H2O； 溶液中存在的离子有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－； 其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。 （2）物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合 反应的化学方程式：NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaCl； 溶液中存在的离子有Na＋、Cl－、NH、OH－、H＋； 其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)>c(NH)>c(H＋)。 （3）物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合 混合后不发生反应，溶液中的溶质为NH4Cl、NH3·H2O，溶液呈碱性； 溶液中存在的离子有NH、Cl－、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。 二十、溶液中微粒浓度的守恒关系 1．三大守恒规律 （1）电荷守恒规律 电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存在如下关系： c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－) （2）物料守恒规律 电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的。如Na2CO3溶液中CO能水解，故碳元素以CO、HCO、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系式为： c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3) （3）质子守恒规律 质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－得到的，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。 如在Na2CO3溶液中 因此质子守恒关系式为：c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H3O＋)或c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H＋)。 一般质子守恒由电荷守恒、物料守恒整合得来。 2．常见溶液的守恒关系式 （1）CH3COONa溶液： 物料守恒：c(Na+)= c(CH3COO-)+c(CH3COOH) 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) 质子守恒：c(OH-)= c(H+)+c(CH3COOH) （2）NH4Cl溶液： 物料守恒：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O) 电荷守恒：c(Cl-)+ c(OH-)=c(NH4+)+c(H+) 质子守恒：c(H+)= c(NH3·H2O)+c(OH-) （3）Na2CO3溶液： 物料守恒：c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)] 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-) 质子守恒：c(OH-)= c(HCO3-)+2c(H2CO3)+ c(H+) （4）NaHCO3溶液： 物料守恒：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3) 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-) 质子守恒：c(OH-)= c(H2CO3)+ c(H+)- c(CO32-) 二十一、沉淀溶解平衡原理 1．沉淀溶解平衡的建立 （1）【实验探究】PbI2的溶解实验 将少量PbI2固体加入盛有一定量水的烧杯中，用玻璃棒充分搅拌，静置。 取2mL上层清液中于试管中，滴加AgNO3溶液。 实验现象：试管中有黄色沉淀生成。 实验结论：PbI2的溶解度很小，但仍有极少量的溶解。 PbI2溶于水的平衡方程式是PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)。 （2）沉淀溶解平衡的建立 在有AgCl沉淀生成的溶液中，同时存在溶解过程和沉淀过程。 AgCl的沉淀溶解平衡方程式：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。 2．沉淀溶解平衡的概念 在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，体系中形成了饱和溶液，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。 3．沉淀溶解平衡状态的特征： （1）动态平衡：v溶解＝v沉淀≠0。 （2）达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。 （3）当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 二十二、影响沉淀溶解平衡的因素 1．内因 难溶物质溶解程度的大小，主要取决于物质本身的性质。 2．外因 影响沉淀溶解平衡的外部因素有温度、浓度、加入的电解质等。 （1）温度：温度升高，多数沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 （2）浓度：加水稀释，浓度减小，平衡向溶解的方向移动。 （3）同离子效应：加入与难溶电解质构成微粒相同的物质，平衡向生成沉淀的方向移动。 （4）化学反应：加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，平衡向溶解的方向移动。 二十三、溶度积常数 1．溶度积常数 （1）概念： 在一定温度下，难溶电解质达到沉淀溶解平衡后的溶液为饱和溶液，其离子浓度不再发生变化，溶液中各离子浓度幂之积为常数，叫做溶度积常数(简称溶度积)，用Ksp表示。 （2）意义：溶度积(Ksp)反映了物质在水中的溶解能力。 对同类型的难溶电解质(如AgCl、AgBr、AgI)而言，Ksp越小，难溶电解质在水中的溶解能力越小。 （3）溶度积常数表达式 写出下列沉淀溶解平衡的溶度积常数的表达式 AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　 Ksp＝c(Ag＋)·c(Cl－) Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)　Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－) AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－) 2．溶度积规则 通过比较溶度积Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解： （1）Qc>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 （2）Qc=Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 （3）Qc<Ksp，溶液不饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。 二十四、沉淀的溶解和生成 1．沉淀的溶解 （1）根据溶度积规则，当Qc<Ksp时，沉淀溶解平衡就向溶解的方向进行。因此，使沉淀溶解的总原则就是设法使离子浓度减小，使之满足Qc<Ksp。 根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中的离子反应的物质，使平衡向溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。如常用强酸溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等难溶电解质。 （2）实例：BaCO3和BaSO4都难溶于水，在医学上常用BaSO4作钡餐透视，而不能用BaCO3的原因是什么？ 原因是BaCO3能溶于胃酸(主要成分为盐酸)，反应原理为BaCO3(s)Ba2＋(aq)＋CO(aq)，CO＋2H＋===CO2↑＋H2O，胃酸消耗CO，使溶液中c(CO)降低，从而使BaCO3的沉淀溶解平衡向右移动，c(Ba2＋)增大引起人体重金属中毒。 2．沉淀的生成 （1）根据溶度积规则，当Qc>Ksp时，沉淀溶解平衡就向生成沉淀的方向进行。因此，使沉淀生成的总原则就是增大离子浓度，使之满足Qc>Ksp。 根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中相同的离子，使平衡向生成沉淀的方向移动，就可以生成沉淀。 （2） 实例：可溶性钡盐(如BaCl2等)当作食盐食用，会造成钡中毒。中毒患者常用5.0%的Na2SO4溶液洗胃的原因是什么？ 中毒后服用Na2SO4溶液(5.0%)洗胃，此时SO与Ba2＋结合生成BaSO4沉淀，可缓解Ba2＋对人体的毒害。 二十五、沉淀的转化 1．沉淀转化的过程探究 （1）实验探究AgCl、AgI、Ag2S的转化 实验操作 实验现象 有白色沉淀析出 白色沉淀转化为黄色沉淀 黄色沉淀转化为黑色沉淀 实验结论 （1）AgCl沉淀可转化为AgI沉淀 （2）AgI沉淀又可转化为Ag2S沉淀 （2）理论分析 ①根据溶解度数据可知三种沉淀溶解能力从大到小的顺序是AgCl＞AgI＞Ag2S。 ②向AgCl沉淀中滴加KI溶液时，溶液中的Ag＋和I－结合生成了更难溶解的AgI，溶液中Ag＋浓度减小，促使AgCl的沉淀溶解平衡向其溶解的方向移动，最终AgCl完全转化为AgI。 AgI转化为Ag2S的原理相同。 ③沉淀的转化示意图 ④沉淀转化的离子方程式： AgCl(s)＋I－AgI(s)＋Cl－；2AgI(s)＋S2－Ag2S(s)＋2I－。 2．沉淀的转化 （1）沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。 （2）沉淀转化的条件：溶液中的离子浓度幂之积大于Ksp。 ①一般来说，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越容易。 ②控制反应条件，也可使溶解能力相对较弱的物质转化为溶解能力相对较强的物质。 二十六、沉淀转化的应用 1．锅炉除垢 CaCO3(s)Ca2＋(aq) （1）沉淀转化 由于CaCO3的溶解能力小于CaSO4，用碳酸钠溶液很容易将水垢中的CaSO4转化为疏松、易溶于酸的CaCO3沉淀，离子方程式为CaSO4(s)＋COCaCO3(s)＋SO。 （2）沉淀溶解 H＋与碳酸钙电离的CO结合生成CO2脱离固体，使碳酸钙溶解，离子方程式为CaCO3(s)＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。 2．重晶石转化为可溶性钡盐 BaCO3(s)Ba2＋(aq) （1）沉淀转化 虽然BaSO4比BaCO3更难溶于水，由于饱和Na2CO3溶液中的CO浓度较大，BaSO4电离出的Ba2＋仍有部分能与CO结合形成BaCO3沉淀。 用饱和Na2CO3溶液多次重复处理，可使大部分BaSO4转化为BaCO3，离子方程式为BaSO4(s)＋COBaCO3(s)＋SO。 （2）沉淀溶解 用盐酸溶解碳酸钡，可使Ba2＋转入溶液中，离子方程式为BaCO3(s)＋2H＋===Ba2＋＋H2O＋CO2↑。 3．物质的提纯——除去CuSO4溶液中混有的少量Fe3＋ 由于Fe(OH)3的溶解度比Cu(OH)2小得多，调节溶液的pH至3～4时，Cu2＋留在溶液中， Fe3＋水解生成Fe(OH)3而析出，达到除去Fe3＋的目的。 4．铜蓝矿的形成过程 原生铜的硫化物CuSO4(溶液)CuS(铜蓝) 生成铜蓝的有关化学方程式： ZnS(s)＋CuSO4CuS(s)＋ZnSO4，PbS(s)＋CuSO4CuS(s)＋PbSO4。 强化点一 常见的强电解质和弱电解质、非电解质 1. 常见的强电解质 强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。 强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。 大部分盐，包括难溶性盐，如BaSO4、CaCO3等。 2. 常见的弱电解质 弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH（或其他有机酸）、HNO2、HCN、H2SiO3等。 弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。 3. 常见的非电解质 ①包括CO、NO、SiO2及CH4和其他烃类、乙醇和其他醇类、酯类、葡萄糖、蔗糖等。 ②本身在水溶液中不能电离，但与水反应生成电解质的，如CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5、NH3等。 强化点二 判断溶液导电性的方法 1. 相同浓度的强电解质和弱电解质溶液，可溶性强电解质完全电离，离子浓度大，导电性强；可溶性弱电解质离程度小，离子浓度小，导电性弱； 2. 难溶性电解质溶解度小，电离出的离子少，离子浓度小，导电性弱； 3. 强电解质不一定比弱电解质的导电性强，如强电解质的稀溶液的导电性可能比弱电解质的浓溶液的导电性弱；难溶性强电解质的导电性较弱。 4. 溶液稀释时，溶液体积变大，离子浓度减小，导电性减弱。 强化点三 电离平衡的可逆性 弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。 1. 弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且v电离=v结合≠0。 2. 溶液中电解质分子和电解质离子同时存在，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度保持不变。 强化点四 电解质溶液中的守恒问题 1. 物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒（又称物料守恒），如：0.1mol·L-1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1。 2. 电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数=负电荷总数。 强化点五 关于水电离出的c(H+)和c(OH-)分析思路 Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中所有H＋、OH－的总物质的量浓度，但是一般情况下有： 1. 酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋的浓度)。 2. 碱溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－的浓度)。 3. 外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。 ①升高温度、加入弱碱离子和弱酸离子，促进了水的电离，水的电离程度增大，水电离出的c(H+)和c(OH-)增大。 ②加入酸或碱，抑制了水的电离，水的电离程度减小，水电离出的c(H+)和c(OH-)减小。 4. 室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性。 强化点六 盐类水解的规律 1. 有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。 2. 无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。常见不水解的离子：①强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO；②强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。 3. 谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸阴离子。 4. 谁强显谁性——组成盐的酸根离子(碱的阳离子)是强酸根离子(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。 5. 都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解。 6. 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，盐溶液呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。 7. 越弱越水解——组成盐的酸根离子对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。 电离程度：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，水解程度：CH3COO－＜HCO＜CN－＜CO。 强化点七 盐的水解常数(Kh)的应用 1. 判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小) 由于Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液中离子水解程度越大，对应盐溶液碱性或酸性越强(即越弱越水解)。 2. 判断酸式盐的酸碱性 ①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 ②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡，电离平衡：HA－H＋＋A2－，水解平衡：HA－＋H2OH2A＋OH－，溶液的酸碱性取决于HA－的电离程度和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。 如：a.常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，则HCO的电离程度小于水解程度，即Ka2＜，所以NaHCO3溶液呈碱性。类似的离子还有HS－、HPO。 b．常温下，H2SO3的电离常数Ka1＝1.54×10－2，Ka2＝1.02×10－7，则HSO的电离程度大于水解程度，即Ka2＞，所以NaHSO3溶液呈酸性。类似的离子还有H2PO。 3. 判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性 混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。 ①当Ka(HX)>Kh(X－)时，HX的电离程度大于X－的水解程度，混合液呈酸性。 ②当Kh(X－)>Ka(HX)时，X－的水解程度大于HX的电离程度，混合液呈碱性。 真题感知 1．（2024·天津·高考真题）甲胺水溶液中存在以下平衡：。已知：时，的，的。下列说法错误的是 A．的 B．溶液中存在 C．时，溶液与溶液相比，溶液中的小 D．溶液与相同浓度的溶液以任意比例混合，混合液中存在 【答案】C 【解析】A．由的电离方程式可知，的，A正确； B．由的电离方程式及电荷守恒可知，溶液中存在，B正确； C．由的，的，碱性，由越弱越水解可得，时，溶液与溶液相比，溶液中的大，C错误； D．溶液与相同浓度的溶液以任意比例混合，由物料守恒得，混合液中存在，D正确； 故选C。 2．（2024·福建·高考真题）将草酸钙固体溶于不同初始浓度的盐酸中，平衡时部分组分的关系如图。已知草酸。下列说法错误的是 A．时，溶液的 B．任意下均有： C．的平衡常数为 D．时， 【答案】D 【分析】草酸钙为强碱弱酸盐，其溶液呈碱性，滴加盐酸过程中体系中存在一系列平衡、、，因此曲线Ⅰ代表，曲线Ⅱ代表，曲线Ⅲ代表，据此解题。 【解析】A．时，c()=c()，则，溶液的，故A正确； B．草酸钙固体滴加稀盐酸，任意下均有物料守恒关系，故B正确； C．时，，c()=，，c()=；，c()=，由图可知时，c(Ca2+)=c()=，则Ksp()= c(Ca2+)×c()=；的平衡常数K====，故C正确； D．溶液中存在电荷守恒，时，c()=c()，则存在关系，故D错误； 故选D。 3．（2024·广西·高考真题）常温下，用溶液分别滴定下列两种混合溶液： Ⅰ．20.00mL浓度均为和溶液 Ⅱ．20.00mL浓度均为和溶液 两种混合溶液的滴定曲线如图。已知，下列说法正确的是 A．Ⅰ对应的滴定曲线为N线 B．点水电离出的数量级为 C．时，Ⅱ中 D．时，Ⅰ中之和小于Ⅱ中之和 【答案】D 【分析】溶液中加入40ml氢氧化钠溶液时，I中的溶质为氯化钠和醋酸钠，Ⅱ中的溶质为氯化钠和一水合氨，根据，醋酸根、铵根的水解程度小于醋酸、一水合氨的电离程度，氯化钠显中性，醋酸根和一水合氨在浓度相同时，一水合氨溶液的碱性更强，故I对应的滴定曲线为M，Ⅱ对应的滴定曲线为N； 【解析】A．向溶液中加入40ml氢氧化钠溶液时，I中的溶质为氯化钠和醋酸钠，Ⅱ中的溶质为氯化钠和一水合氨，氯化钠显中性，醋酸根和一水合氨在浓度相同时，一水合氨溶液的碱性更强，故I对应的滴定曲线为M，A错误； B．根据分析可知a点的溶质为氯化钠和醋酸钠，醋酸根发生水解，溶液的pH接近8，由水电离的=，数量级接近，B错误； C．当时，Ⅱ中的溶质为氯化钠、氯化铵、一水合氨，且氯化铵和一水合氨的浓度相同，铵根的水解，即水解程度小于一水合氨的电离程度，所以，又物料守恒，即，故，C错误； D． 根据元素守恒，之和等于之和，根据图像，时，Ⅱ所加氢氧化钠溶液较少，溶液体积较小，故Ⅰ中之和小于Ⅱ中之和，D正确； 故选D。 4．（2024·广西·高考真题）化学与生活息息相关。下列离子方程式书写正确的是 A．用溶液处理水垢中的 B．明矾用于净水： C．抗酸药中的可治疗胃酸过多： D．用酸化的KI淀粉溶液检验加碘盐中的 【答案】A 【解析】A．用溶液处理水垢中的CaSO4，生成溶解度更小的碳酸钙，，A项正确； B．水解方程式不对，明矾是硫酸铝钾晶体，溶于水，铝离子水解生成氢氧化铝胶体，可用于净水：，不写沉淀符号，B项错误； C．物质拆分不对，抗酸药中的可治疗胃酸过多，属于难溶性碱，离子方程式：，C项错误； D．未配平方程式，用酸化的KI淀粉溶液检验加碘盐中的，D项错误； 故答案选A。 5．（2024·重庆·高考真题）某兴趣小组探究的生成过程。若向溶液中逐滴加入氨水，则下列说法正确的是 A．产生少量沉淀时()，溶液中 B．产生大量沉淀时()，溶液中 C．沉淀部分溶解时，溶液中 D．沉淀完全溶解时，溶液中 【答案】C 【分析】在Cu(NO3)2溶液中逐滴加入氨水的反应方程式为：①Cu(NO3)2 + 2NH3•H2O= Cu(OH)2↓+2NH4NO3；②Cu(OH)2 + 4NH3•H2O = [Cu(NH3)4](OH)2 +4H2O，③总反应Cu(NO3)2+4NH3•H2O=[Cu(NH3)4](NO3)2+4H2O，据此回答。 【解析】A．产生少量沉淀时(pH = 4.8)，按照反应①处理，溶液中的溶质为Cu(NO3)2、NH4NO3，NH4NO3在水溶液中完全电离，溶液呈酸性，溶液中很小，则溶液中>，A错误； B．产生大量沉淀时(pH= 6.0)，按照反应①处理，溶液中的溶质为Cu(NO3)2、NH4NO3，Cu(NO3)2、NH4NO3都电离出，只有NH4NO3电离出，所以 < ，B错误； C．沉淀部分溶解时，按照反应②③处理，溶液中的溶质为NH4NO3、[Cu(NH3)4](NO3)2，NH4NO3完全电离出，Cu(OH)2、[Cu(NH3)4](NO3)2电离出的c(Cu2+)很小，所以溶液中c(Cu2+) < ， C正确； D．沉淀完全溶解时，按照反应③处理，溶液中的溶质为[Cu(NH3)4](NO3)2，[Cu(NH3)4]2+ 部分水解，不水解，所以溶液中2c([Cu(NH3)4]2+) < ，D错误； 故答案选：C。 6．（2024·江西·高考真题）废弃电池中锰可通过浸取回收。某温度下，MnSO4在不同浓度的KOH水溶液中，若Mn(Ⅱ)的分布系数δ与pH的关系如图。下列说法正确的是 已知：Mn(OH)2难溶于水，具有两性；δ(MnOH+)=； A．曲线z为δ(MnOH+) B．O点， C．P点，c(Mn2+)＜c(K+) D．Q点，c()=2c(MnOH+)+2c() 【答案】C 【分析】Mn(OH)2难溶于水，具有两性，某温度下，MnSO4在不同浓度的KOH水溶液中，若Mn(Ⅱ)的分布系数δ与pH的关系如图，结合曲线变化和分布分数可知，pH较小时，Mn元素存在形式为Mn2+，则曲线x为Mn2+，曲线y为MnOH+，曲线z为，结合图象变化分析判断选项。 【解析】A．分析可知，z表示δ()，故A错误； B．图中O点存在电离平衡Mn2++OH﹣⇌MnOH+，在P点时c(Mn2+)＝c(MnOH+)，pH＝10.2，K103.8，O点δ(Mn2+)＝0.6时，δ(MnOH+)＝0.4，则c(OH﹣)10﹣3.8mol/L10﹣3.8mol/L，则，故B错误； C．P点时δ(Mn2+)＝δ(MnOH+)=0.5，溶液中含Mn元素微粒只有这两种，根据物料守恒有c(Mn2+)+c(MnOH+)=c()，且c(Mn2+)＝c(MnOH+)① 即2c(Mn2+)=c()②，根据电荷守恒有 ③，将①和②代入③得到，此时pH=10.2， 则c(Mn2+)＜c(K+)，故C正确； D．Q点时，根据图像溶液中存在，物料守恒：c()＝c(Mn2+)+c(MnOH+)+c()+c()+c[]，且c(MnOH+)＝c()，c()=c[]，则c()＝c(Mn2+)+2c(MnOH+)+2c() ，故c()＞2c(MnOH+)+2c() ，故D错误； 故选C。 7．（2024·贵州·高考真题）下列离子方程式书写错误的是 A．用氢氟酸雕刻玻璃： B．用绿矾处理酸性废水中的 C．用泡沫灭火器灭火的原理： D．工业电解饱和食盐水制烧碱和氯气： 【答案】A 【解析】A．氟化氢是弱酸，不能拆写成离子，用氢氟酸雕刻玻璃：，A错误； B．用绿矾处理酸性废水中的，生成铬离子和铁离子，，B正确； C．泡沫灭火器灭火的原理，铝离子、碳酸氢根水解反应完全生成氢氧化铝沉淀和二氧化碳：，C正确； D．工业电解饱和食盐水生成烧碱、氯气和氢气：，D正确； 故选A。 8．（2024·湖南·高考真题）常温下，向溶液中缓慢滴入相同浓度的溶液，混合溶液中某两种离子的浓度随加入溶液体积的变化关系如图所示，下列说法错误的是 A．水的电离程度： B．M点： C．当时， D．N点： 【答案】D 【分析】结合起点和终点，向溶液中滴入相同浓度的溶液，发生浓度改变的微粒是Na+、、和；当，溶液中存在Na+、H+和，，随着加入溶液，减少但不会降到0，当，，随着加入溶液，会与反应而减少，当，溶质为，，，很少，接近于0，则斜率为负的曲线代表；当时，中=，很小，随着加入溶液，溶质由变为和混物，最终为，增加的很少，而增加的多，当，溶质为，少部分水解，，斜率为正的曲线代表，即经过M点在下降的曲线表示的是浓度的改变，经过M点、N点的在上升的曲线表示的是浓度的改变。 【解析】A．N点HCOOH溶液与NaOH溶液恰好反应生成HCOONa，此时仅存在HCOONa的水解，M点时仍剩余有未反应的NaOH，对水的电离是抑制的，故水的电离程度M＜N，故A正确； B．M点溶液中电荷守恒有，M点为交点可知，联合可得，故B正确； C．当时，溶液中的溶质为，根据电荷守恒有，根据物料守恒，两式整理可得，故C正确； D．N点HCOOH溶液与NaOH溶液恰好反应生成HCOONa，甲酸根发生水解，因此及观察图中N点可知，，根据，可知，故D错误； 故答案选D。 提升专练 1．（24-25高二上·黑龙江·期中）下列溶液中有关物质的浓度关系正确的是 A．物质的量浓度相等的、、溶液中： B．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液： C．某二元弱酸酸式盐溶液中： D．溶液： 【答案】D 【解析】A．物质的量浓度相等的、、中，电离出2倍的铵根离子，浓度最大；电离氢离子抑制铵根离子水解，使得其铵根离子浓度大于中铵根离子浓度；故：，A错误； B．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液，则以醋酸的电离为主，所以离子浓度大小一定存在，B错误； C．某二元弱酸酸式盐NaHA溶液中由电荷守恒可知：，C错误；   D．由质子守恒可知，溶液：，D正确； 故选D。 2．（24-25高二上·黑龙江·期中）在下列溶液中，离子一定能大量共存的是 A．室温下，的溶液中：、、、 B．的溶液中：、、、 C．加入铝粉有气泡产生的溶液中：、、、 D．室温下，水电离出的的溶液中：、、、 【答案】A 【解析】A．室温下，的溶液中，、、、互相不反应，可以大量共存，A正确； B．的溶液中，与反应生成氢氧化铝沉淀，不能大量共存，B错误； C．加入铝粉有气泡产生的溶液可能显酸性也可能显碱性，显酸性时，、与不能大量共存，显碱性时，、与不能大量共存，C错误； D．室温下，水电离出的的溶液也能显酸性也可能显碱性，显碱性时，可大量共存，显酸性时，与不能大量共存，D错误； 故选A。 3．（24-25高二上·黑龙江·期中）下列事实不能证明是弱电解质的是 ①相同条件下，用等浓度的和溶液做导电实验，后者灯泡暗 ②等浓度、等体积的盐酸和溶液中和碱时，中和碱的能力相同 ③常温下的溶液 ④与反应放出气体 ⑤的溶液稀释至1000倍， A．②⑤ B．④⑤ C．②④ D．③④ 【答案】C 【解析】①相同条件下，用等浓度的HCl和HNO2溶液做导电实验，后者灯泡暗，说明HNO2溶液中离子浓度小于盐酸，HCl是强电解质，完全电离，则HNO2部分电离，为弱电解质，故①不选； ②等浓度、等体积的盐酸和HNO2溶液中和碱时，中和碱的能力与能消耗酸的物质的量有关，与酸的强弱无关，中和碱的能力相同，说明两种酸的物质的量相等且都是一元酸，不能说明HNO2为弱酸，故②选； ③常温下0.1mol•L-1的HNO2溶液pH=2，c(H+)＜c(HNO2)，说明HNO2部分电离，为弱电解质，故③不选； ④HNO2与CaCO3反应放出CO2气体，说明HNO2的酸性大于碳酸，不能说明HNO2部分电离，则不能证明HNO2为弱电解质，故④选； ⑤c(H+)=0.1mol•L-1的HNO2溶液稀释至1000倍，pH＜4，说明稀释过程中HNO2继续电离，为弱电解质，故⑤不选； 综上，不能证明是弱电解质的是②④； 答案选C。 4．（24-25高二上·宁夏石嘴山·期中）化学与生活息息相关。下列叙述错误的是 A．热的碳酸钠溶液可用于去除餐具的油污 B．明矾作净水剂，可用于自来水的净化 C．农村推广风力发电、光伏发电有利于“碳达峰、碳中和” D．溶液和溶液加热，蒸发，浓缩结晶，灼烧，所得固体的成分相同 【答案】D 【解析】A．碳酸钠溶液中碳酸根离子水解显碱性，能使油脂水解，水解是吸热反应，加热促进水解，溶液的碱性增强，可用于去除餐具的油污，故A正确； B．明矾水解生成的氢氧化铝胶体具有吸附性，能吸附水中悬浮物形成沉淀而净水，故B正确； C．风力发电、光伏发电不会产生二氧化碳，有利于“碳达峰、碳中和”，故C正确； D．AlCl3溶液水解生成的盐酸易挥发，而Al2(SO4)3溶液水解生成硫酸不挥发，则加热、蒸发、浓缩、结晶、灼烧，所得固体分别为氧化铝、硫酸铝，故D错误； 答案选D。 5．（24-25高二上·宁夏石嘴山·期中）下列实验操作能达到相应目的的是 A．装置①可用于测定酸碱中和反应的反应热 B．操作②可用于除去碱式滴定管乳胶管中的气泡 C．实验③可用于比较CuSO4和MnO2的催化活性 D．装置④可用于测“84”消毒液的pH 【答案】B 【解析】A．装置①缺少环形玻璃搅拌棒，不能准确测定中和热，A不合题意； B．除去碱式滴定管乳胶管中的气泡，挤压乳胶管中的玻璃珠，可排出气泡，尖嘴向上利于气泡排出，图中操作合理，B符合题意； C．过氧化氢的浓度不同、催化剂不同，两个变量，不能比较CuSO4和MnO2的催化活性，C不合题意； D． “84”消毒液即NaClO溶液具有强氧化性，能够漂白pH试纸，故不能用pH试纸来测“84”消毒液的pH，D不合题意； 故答案为：B。 6．（24-25高二上·河南周口·期中）下列实验操作及现象能得出相应结论的是 选项 实验操作及现象 实验结论 A 向溶液中滴加KI溶液充分反应后，再滴加KSCN溶液，溶液变红 和KI的反应为可逆反应 B 向待测液中滴加溶液，生成白色沉淀 待测液中含有 C 向等物质的量浓度的和溶液中逐滴滴加NaOH溶液，先观察到红褐色沉淀产生 D 将反应的平衡体系压缩体积后，气体颜色较压缩前深 加压后平衡逆向移动 【答案】C 【解析】A．无法判断FeCl3是否过量，根据实验现象无法判断该反应为可逆反应，A不符合题意； B．白色沉淀可能是AgCl或Ag2CO3等，根据实验现象无法判断待测液中一定含有氯离子，应加入硝酸酸化后、再加硝酸银，B不符合题意； C．溶度积常数表达式相同时，溶度积常数小的先生成沉淀，向等物质的量浓度的FeCl3和AlCl3溶液中逐滴滴加NaOH溶液，先观察到红褐色沉淀产生，说明铁离子先生成沉淀，则Ksp[Fe(OH)3]<Ksp[Al(OH)3]，C符合题意； D．压缩体积，体积缩小导致平衡时c (NO2)大于原来的平衡浓度，所以气体颜色加深，干扰平衡逆向移动的判断，D不符合题意； 答案选C。 7．（24-25高二上·河南周口·期中）长时间使用的工业锅炉中常常因为含沉淀，使锅炉受热不均而产生危险，处理方式是向锅炉注入溶液浸泡，将水垢中的转化为，再用酸去除。下列叙述正确的是 A．浸泡后溶液的pH升高 B．能转化为，说明 C．溶解于盐酸而不溶，说明 D．沉淀转化的离子方程式为 【答案】D 【解析】A．溶液呈碱性，注入溶液浸泡水垢中的CaSO4时生成CaCO3，浸泡后溶液中c()降低，溶液的碱性减弱，pH降低，故A错误； B．CaSO4能转化为CaCO3，说明Ksp(CaCO3)＜Ksp(CaSO4)，故B错误； C．Ksp只与温度有关，与溶液中离子浓度种类与大小无关，则不能根据CaCO3溶解于盐酸而CaSO4不溶比较Ksp(CaCO3)、Ksp(CaSO4)的大小，故C错误； D．往锅炉注入溶液浸泡，将水垢中的CaSO4转化为CaCO3，同时生成Na2SO4，则反应的离子方程式为，，故D正确； 故选：D。 8．（24-25高二上·广东·期中）醋酸溶液中存在电离平衡，某醋酸溶液稀释过程中，溶液的导电性随加入水的体积的变化如图所示，下列叙述正确的是 A．随着水的加入，溶液的pH逐渐减小 B．随着水的加入，溶液中的导电离子数目逐渐减小 C．稀释过程中，逐渐减小 D．向点对应的体系中加固体，醋酸的电离平衡逆向移动，溶液的导电性减弱 【答案】C 【解析】A．加水稀释，对溶液进行稀释，酸性减弱，增大，A错误； B．加水稀释，促进弱电解质的电离，氢离子和醋酸根离子的物质的量增加，B错误； C．根据醋酸稀释过程中，电离程度增大的特点，其减小，由于酸性减弱，减小，其值增大，所以增大，导致逐渐减小，C正确； D．向点对应的体系中加固体，醋酸钠溶于水电离产生醋酸根和钠离子，离子浓度增大，溶液的导电性增强，D错误； 故选C。 9．（24-25高二上·广东·期中）常温下，用溶液分别滴定体积均为20.00mL、浓度均为的HA溶液和HB溶液，得到滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的曲线如图。下列说法正确的是 A．酸性： B．点时， C．体积： D．均等于20mL时，两反应放出的热量相同 【答案】B 【解析】A．浓度均为的HA溶液和HB溶液，酸性越强对应的pH越小，根据图示可得HA＞HB，A错误； B．M点恰好形成的是NaB和HB等物质的量浓度的溶液，根据电荷守恒：,由图像知M点溶液呈酸性，故，B正确； C．V1和V2都是pH=7，酸越弱需要的氢氧化钠溶液越少，所以，C错误； D．均等于20mL时，由于弱电解质的电离需要吸收热量，故两反应放出的热量不同，D错误； 故选B。 10．（24-25高二上·广东·期中）甲、乙是定量分析中的常用试剂。已知为阿伏加德罗常数的值，常温下，、、。下列说法正确的是 A．等浓度的甲溶液和乙溶液的pH：甲<乙 B．等体积等浓度的甲溶液和乙溶液所含的阴离子总数：甲>乙 C．浓度相等的甲溶液和乙溶液：(甲)(乙) D．浓度均为的甲溶液和乙溶液含有的数目均为 【答案】B 【解析】A．甲中铁元素为+2价，乙中铁元素为+3价，根据已知，Fe2+的水解常数小于Fe3+的水解常数，则Fe2+的水解程度小于Fe3+的水解程度，Fe3+和Fe2+水解使溶液显酸性，所以等浓度的甲溶液和乙溶液的pH：甲>乙，故A项错误； B．甲溶液和乙溶液中都含有OH-和，等体积等浓度的两溶液中硫酸根离子数目相等，根据A的分析，等浓度的甲溶液和乙溶液的pH：甲>乙，所以甲溶液中的OH-数目大于乙溶液中的OH-数目，所以等体积等浓度的甲溶液和乙溶液所含的阴离子总数：甲>乙，故B项正确； C．等浓度的甲、乙两溶液，甲溶液中的浓度大于乙溶液的浓度，所以浓度相等的甲溶液和乙溶液：c(甲)c(乙)，故C项错误； D．没有给出溶液的体积，无法计算溶液中的硫酸根离子数目，故D项错误； 故选项B。 11．（24-25高二上·内蒙古赤峰·期中）下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)，回答下列各题： 酸 HCN HClO 电离平衡常数(Ka) （1）当温度升高时，K值 (填“增大”“减小”或“不变”)。 （2）下列能使醋酸溶液中的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是 (填序号)。 A．升高温度    B．加水稀释    C．加少量的固体 D．加少量冰醋酸    E．加氢氧化钠固体 （3）已知碳酸是一种二元弱酸，其电离常数，，写出碳酸的二级电离方程式 ，试从电离平衡移动的角度解释的原因 。 （4）用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，通过该事实 (填“能”或“不能”)比较醋酸与碳酸的酸性强弱，请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。方案： 。 【答案】（1）增大 （2）B （3）H++ 由于一级电离H2CO3H++产生氢离子，增大了溶液中氢离子浓度，会抑制的电离，导致K1≫K2 （4）能 往石灰石中加入醋酸，观察是否有气体产生，若有气体产生可证明醋酸的酸性大于碳酸 【解析】（1）弱酸的电离吸热，当温度升高时，促进电离，则K值增大； （2）A．弱酸的电离吸热，当温度升高时，促进电离，则K值增大，A不符题意； B．加水稀释，促进电离，温度不变，K值不变，B符题意； C．加少量的CH3COONa固体，醋酸根离子浓度增大、抑制电离，温度不变K值不变，C不符题意； D．加少量冰醋酸，电离平衡正向移动，平衡正向移动，但其自身电离程度减小，D不符题意； E．加氢氧化钠固体，与H+发生反应，促进电离，但反应大量放热，温度升高，K值增大，E不符题意； 故选B； （3）多元弱酸分步电离；已知碳酸是一种二元弱酸，则碳酸的一级电离方程式H2CO3H++，二级电离方程式H++；由于一级电离H2CO3H++产生氢离子，增大了溶液中氢离子浓度，会抑制的电离，导致K1≫K2； （4）用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，则水垢中的碳酸钙和食醋发生了反应，故通过该事实能比较：醋酸酸性大于碳酸；实验中可依据强酸制备弱酸的原理来证明酸性强弱，方案为往石灰石中加入醋酸，观察是否有气体产生，若有气体产生可证明醋酸的酸性大于碳酸。 12．（24-25高二上·河南郑州·期中）次磷酸、亚磷酸、磷酸是化学工业生成中常用的无机酸，次磷酸为无色油状液体，具有强还原性，回答下列问题。 （1）向次磷酸溶液中加入足量的生成，为 盐(选填字母) A．正盐    B．酸式盐    C．氧化物 （2）常温下，电离平衡常数为，在溶液中，当平衡浓度为时，浓度为 。(用含有和的表达式表示) （3）溶液加水稀释过程中，的数值 (填“变大”“变小”或“不变”)。 （4）常温下，亚磷酸、磷酸、碳酸逐级电离常数如下表所示。 酸 电离常数 酸 电离常数 酸 电离常数 ①常温下，浓度均为的溶液和溶液中的和结合质子的能力 (填“前者大”“后者大”或“相同”)。 ②若将磷酸滴入碳酸钠溶液中反应的离子方程式错误的是 。 A． B． C． D． （5）常温下，将固体逐渐加入溶液中，混合溶液的与或或变化的关系如图1所示，表示与关系的曲线是 (填“a”、“b”或“c”)。 （6）可通过图2所示装置电解制备。 ①阴极的电极反应式为 。 ②假如通电前、两室溶液的质量相等，若有个通过交换膜，则两室溶液的质量差为 g。 【答案】（1）A （2） （3）变小 （4）前者大 D （5）a （6）或 225 【解析】（1）向次磷酸溶液中加入足量的生成，与不能发生反应，故为正盐，A正确； 故答案为：A； （2）为正盐，则为一元酸，其电离方程式为，电离平衡常数，，在溶液中，当平衡浓度为时， 浓度为； 故答案为：； （3）溶液加水稀释过程中，平衡正移，电离程度增大，溶液中变小、变大，的数值变小； 故答案为：变小； （4）和结合质子的能力即，取决于该离子水解平衡常数的大小，的水解平衡常数，水解平衡常数，的水解常数大，即结合质子的能力大于； A．由大于，酸性大于酸性，根据强酸制弱酸原理，该反应能发生，A项正确； B．由大于，酸性大于酸性，根据强酸制弱酸原理，该反应能发生，B项正确； C．由大于，酸性小于酸性，根据强酸制弱酸原理，该反应能发生，C项正确； D．由小于，酸性小于酸性，根据强酸制弱酸原理，该反应不能发生，D项错误； 故答案为：前者大；D； （5）由、、及可知，相同时，则曲线c代表、b代表 、a代表 ； 故答案为：a； （6）根据装置图分析可知，电极装置中的离子交换膜只允许K+通过，则左侧制得产品，左侧为阴极，发生得电子、还原反应，电极反应式为或；若有个通过交换膜，则电路中转移电子数为，左侧阴极室生成1molH2，质量减少2g，同时有个移入阴极室，质量增加，故阴极室增重76g；右侧阳极室移出个，质量减少，同时发生失电子、氧化反应，电极反应式为，生成Cl21mol，质量减少71g，故阳极室减重149g，则两室溶液的质量差为76g+149g=225g； 故答案为：或；225。 13．（24-25高二上·广东·期中）某兴趣小组欲利用标准溶液测定溶液的物质的量浓度，并利用溶液和酸性溶液的反应来探究影响化学反应速率的因素。请按要求回答下列问题： （1）测定溶液的浓度 ①取图中 (填标号)，检查是否漏水，用蒸馏水洗涤后，再用待测液 次。然后量取20.00mL待测液于洗净的锥形瓶中，滴入2滴酚酞试液作指示剂，最后用氢氧化钠标准溶液滴定。 ②简要叙述滴定终点的判断： 。 ③达到滴定终点时所用NaOH标准溶液的体积记录如下： 序号 1 2 3 4 NaOH标准溶液体积/mL 20.05 18.40 19.95 20.00 利用上述数据计算，溶液的物质的量浓度为 ；以下操作会导致测定结果偏高的是 (填标号)。 A．盛NaOH溶液的滴定管，滴定前滴定管内有气泡，滴定后气泡消失 B．用NaOH溶液滴定前俯视读数，达到滴定终点时仰视读数 C．振荡时，有少量待测液溅到锥形瓶外面 D．锥形瓶用蒸馏水洗涤干净后未干燥 （2）探究影响化学反应速率的因素 实验设计及结果如表所示： 实验编号 试管中所加试剂的体积/mL 温度/℃ 溶液褪至无色所需时间/min 溶液 溶液 溶液 Ⅰ 3.0 2.0 2.0 25 Ⅱ 4.0 3.0 2.0 1.0 25 Ⅲ 4.0 3.0 2.0 40 ① ， 。 ②可以探究温度对反应速率的影响的实验组是 。(填实验编号，下同) ③可以探究浓度对反应速率的影响的实验组是 。 【答案】（1）3a 润洗 滴入最后半滴标准溶液时，溶液由无色变成浅红色，且半分钟内不变色 0.50 AB （2）3.0 1.0 Ⅱ和Ⅲ Ⅰ和Ⅱ 【解析】（1）①溶液具有酸性，应使用酸式滴定管，滴定管在使用之前需用待装液润洗，故答案为：a；润洗； ②标准液稍过量时即达到滴定终点，此时溶液由酸性变为碱性，故答案为：滴入最后半滴标准溶液时，溶液由无色变成浅红色，且半分钟内不变色； ③根据数据的有效性，舍去第2组数据，所以所用NaOH标准溶液的平均体积为，根据数量关系可知溶液的物质的量浓度为； A．盛NaOH溶液的滴定管，滴定前滴定管内有气泡，滴定后气泡消失，导致标准液体积读数偏大，测定结果偏高，故A项正确； B．用NaOH溶液滴定前俯视读数，达到滴定终点时仰视读数，导致标准液体积读数偏大，测定结果偏高，故B项正确； C．振荡时，有少量待测液溅到锥形瓶外面，导致消耗标准液体积偏小，测定结果偏低，故C项错误； D．锥形瓶用蒸馏水洗涤干净后未干燥，未影响到消耗标准液体积，对测定结果无影响； 故选AB； （2）①根据控制变量法，实验Ⅱ的溶液总体积为10.0mL，则实验Ⅰ、Ⅲ的溶液总体积也为10.0mL，可知3.0mL，1.0mL，故答案为：3.0；1.0； ②若探究温度对反应速率的影响，需保证浓度保持不变，所以可用实验Ⅱ、Ⅲ进行探究，故答案为：Ⅱ和Ⅲ； ③若探究浓度对反应速率的影响，需保证体系温度保持不变，所以可用实验Ⅰ、Ⅱ进行探究，故答案为：Ⅰ和Ⅱ。 / 学科网（北京）股份有限公司 $$