第3章 水溶液的离子反应和平衡（知识清单） 化学沪科版2020选择性必修1

第3章 水溶液的离子反应和平衡 知识点1 水的电离和溶液的酸碱性 ◆一．水的电离和离子积常数 1.水的电离 实验证明，纯水具有 的导电性，是 的电解质。 2.水的离子积常数 25℃1L H2O的物质的量n(H2O)=≈55.6(mol)，其中共有10-7mol发生电离 H2O H+ + OH— 起始(mol) 55.6 0 0 电离(mol) 10—7 10—7 10—7 平衡(mol) 55.6－10—7 10—7 10—7 25℃[H+]·[OH—]= (10—7)2= =Kw，即水的离子积常数。（也叫水的自电离常数，与电离常数意义相同，此时认为水分子的浓度为1） 3．影响Kw的因素 Kw与溶液中[H+]、[OH—] ，与 有关。 水的电离为吸热过程，所以当湿度升高时，水的电离程度 ，Kw也增大。 例如100℃，1LH2O有10—6mol电离，此时水的离子积常数为Kw=10—6·10—6=10—12. 4．影响水的电离平衡因素 （1）温度，升温 水的电离， 则相反 （2）向纯水中引入H+或OH—，会 水的电离 （3）向纯水中引入弱酸酸根负离子或弱碱正离子，将 水的电离，此乃为盐类水解的实 体系变化 条件 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) 酸 逆 不变 减小 减小 增大 碱 逆 不变 减小 增大 减小 可水解 的盐 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 降温 逆 减小 减小 减小 减小 其他：如加入Na 正 不变 增大 增大 减小 [H+]水与[OH—]水关系 H+、OH—来源 [H+]水和[OH—]水的计算式 室温[H+]水和[OH—]水值 对水电离影响 纯水 [H+]水=[OH—]水 H+、OH—都由水电离而来 [H+]水= [H+]水=[OH—]水=1×10—7mol/L ------------ 酸溶液 所有OH—都由水电离而来 [H+]水= [H+]水=[OH—]水 ＜1×10—7mol/L 抑制 碱溶液 所有H+都由水电离而来 [H+]水= 抑制 正 盐 溶 液 强酸弱碱盐 [H+]水＞[OH—]水 H+、OH—都由水电离而来 [H+]水=[H+] [OH—]水= [H+]水 ＞1×10—7mol/L 促进 强碱弱酸盐 [H+]水＜[OH—]水 [OH—]水=[OH—] [H+]水= [OH—]水 ＞1×10—7mol/L 强碱强酸盐 [H+]水=[OH—]水 [H+]水= [H+]水=[OH—]水 =1×10—7mol/L 无 常见的酸式盐 电离大于水解或不存在水解的 与酸溶液相同（如NaHSO3、NaHSO4） 水解大于电离的 与强碱弱酸盐相同（如NaHCO3） 【注意】：[H+]水、[OH—]水指水电离出的H+、OH—浓度 [H+]、[OH—]指溶液中的H+、OH—浓度 任何温度、任意水溶液中存在水本身电离出的n(H+)水=n(OH—)水，但由于部分盐类水解时会消耗水电离产生的离子，所以[H+]水和[OH—]水不一定永远相等。 由上表可得重要规律： （1）除水解导致溶液非中性的溶液外，在任意温度的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H+]水=[OH—]水 （2）酸和碱对水的电离均起 作用 ①只要碱的pH值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。 ②若酸溶液的pH值与碱溶液的pOH值相等，则两种溶液中水的电离度相等。 如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的 [H+]水=[OH—]水==10—11mol/L （3）在水解使溶液显非中性的盐溶液中，水的电离均受到 ，且当强酸弱碱盐的pH和强碱弱酸盐的pOH值相等时（同一温度），则促进程度相等。（pH数轴上与7距离相等,如常温下pH值为9的氨水和pH值等于5的醋酸对水的促进程度相同，即对水的电离影响程度相同。） （4）较浓溶液中水电离出[H+]的大小： ①酸溶液中[OH—] 水电离的[H+] ②碱溶液中[H+] 水电离的[H+] ③强酸弱碱盐溶液中的[H+] 水电离出[H+] ④强碱弱酸盐溶液中的[OH—] 水电离出的[H+] 【思考】常温下，以下溶液中的[OH—]、[H+]和[OH—]水、[H+]水分别是多少？ pH=8的NaOH溶液、氨水、Na2CO3溶液、NaHCO3溶液 pH=5的盐酸、硫酸、醋酸、NH4Cl溶液、NaHSO3溶液、NaHSO4溶液 ◆二、溶液的酸碱性与PH 1.溶液的 酸碱性与PH 溶液的 pH常用氢离子浓度的对数的负值来表示，表示为 pH= 。用来表示稀溶液酸碱性的强弱。pH 适用范围为 ，c(H+)或 c(OH-)≤ 1mol/L 。 与酸碱性的关系：25℃时，pH=7 时，c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L，溶液呈中性； pH＜7 时，c(H+)＞c(OH-)，c(H+)＞10-7mol/L，溶液呈 性； pH＞7 时，c(H+)＜c(OH-)，c(H+)＜10-7mol/L，溶液呈 性。 c(H+)越大，pH 越 ，溶液酸性越强；c(H+)越小，pH 越 ，溶液碱性越 。 2. pH 的计算 （1）求强酸、强碱溶液的 pH：由 c(酸)→c(H+)→pH；由 c(碱)→c(OH-)→c(H+)→pH。 （2）求强酸、强碱溶液稀释后的 pH：c(H+)或 c(OH-)大于 mol/L 时，不考虑水的电离。 稀释后溶液pH的变化规律： (a)强酸溶液，被稀释10n倍，溶液的pH增大n(溶液的pH不会大于7)。 (b)强碱溶液，被稀释10n倍，溶液的pH减小n (溶液的pH不会小于7)。 (c)pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)被稀释相同倍数，则溶液的pH变化不同，强酸(或强碱)的pH变化 。 (d)物质的量浓度相同的强酸和弱酸，被稀释相同倍数，则溶液的pH变化不同，强酸的pH增大得比弱酸 (强碱、弱碱类似)。 （3）求强酸与强碱溶液混合的 pH：反应的实质是 H++OH-→H2O，有下列三种情况： 恰好中和，pH=7； 若酸过量，先求中和后的 c(H+)，再求 pH； 若碱过量，先求中和后的 c(OH-)，再通过KW 求出 c(H+)，最后求 pH。 （4）已知酸和碱溶液的 pH 之和，判断等体积混合后的溶液的 pH： a.若强酸与强碱溶液的 pH 之和大于 14，则混合后显 性，pH 7。 b.若强酸与强碱溶液的 pH 之和等于 14，则混合后显 性，pH 7，即“两强显中性”。 c.若强酸与强碱溶液的 pH 之和小于 14，则混合后显 性，pH 7。 d.若酸与碱溶液的 pH 之和等于 14，强、碱中有一强、一弱，则混合后，“谁弱显谁性”。这是因为酸和碱已电离的 H+ 和 OH- 恰好中和，弱酸（或弱碱）的 H+ （或 OH-） 有 ，中和后还能电离，显出酸（或碱）性来。 ◆三．pH 的测定方法 1．酸碱指示剂：测定 pH 范围； 常见的酸碱指示剂（甲基橙、石蕊、酚酞） 指示剂 pH 变色范围 酸色 碱色 甲基橙 3.1→4.4 色 红 色（pH＜3.1) 色（pH＞4.4） 石蕊 5.0→8.0 色 红色（pH＜5.0＝ 色（pH＞8.0） 酚酞 8.2→10.0 色 无色（pH＜8.2） 红色（pH＞10.0） 2．pH 试纸：用玻璃棒沾取待测液 pH 试纸上， 并与 对比，找出相同颜色，从而确定 pH； 3．pH 计。 【特别提醒】(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意 。 (2)使用pH试纸时 用蒸馏水润湿。 (3)25 ℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2时溶液也不一定为酸溶液，还可能为能水解的盐溶液。 知识点2 弱电解质的电离平衡 ◆一、弱电解质的电离平衡 1．强弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 相同点 在水溶液中都能电离，与................ 不同点 电离程度 ......电离 ......电离 溶质粒子 存在形式 离子 只有电离出的阴阳离子 既有电离出的阴阳离子 分子 无电解质分子 又有电解质分子 表示方法 用“＝”表示 KCl＝K＋＋Cl－ 用“”表示 NH3·H2ONH＋OH— 结构特点 离子化合物及具有 的共价化合物 某些具有弱极性键的共价化合物 化合物类型 绝大多数盐：NaCl、KNO3、AgCl 强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2 弱酸：HClO、HNO2 弱碱：NH3·H2O Cu(OH)2 水：H2O 少数盐：HgCl2、PbAc2 2．电离方程式的书写 强电解质 完全电离用“＝” 弱电解质 部分电离，用“” 多元弱酸 分步电离，以第一步电离为主(不可合并) 如：H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－ 不能写成：H2S2H＋＋S2－ 多元弱碱 用一步电离表示 如：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－ 两性氢氧化物 双向电离 如：H＋＋AlO2－＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－ Al(OH)3两性按两种方法电离 酸式电离：Al(OH)3AlO2－＋H2O＋H＋ 碱式电离：Al(OH)3Al3＋＋3OH－ 酸式盐的电离 强酸的酸式盐 在熔化和溶解条件下的电离方程式不同 NaHSO4溶于水：NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－ 熔化：NaHSO4＝Na＋＋HSO4－ 弱酸的酸式盐 弱酸的酸式盐受热易分解，一般没有熔化状态，在溶解中电离时强中有弱 如NaHCO3强中有弱：NaHCO3＝Na＋＋HCO3－、HCO3－H＋＋CO32－。(NaHCO3熔化时只分解不电离) 3．弱电解质的电离平衡概念 （1）电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。 （2）电离平衡的建立与特征 弱 研究对象为.............. 等 电离速率与离子结合成分子的速率......... 动 离子、分子的浓度保持...... 动 电离过程与离子结合成分子过程.........在进行 变 温度、浓度等条件变化，平衡就被破坏，在新的条件下，建立新的平衡 ①开始时，v(电离).......，而v(结合)为0。 ②平衡的建立过程中，v(电离) v(结合)。 ③当v(电离) v(结合)时，电离过程达到平衡状态。 4．影响电离平衡的因素 电离平衡的移动符合勒夏特列原理。 浓度 溶液 ，离子结合成分子机会 ，越有 电离 温度 电解质电离要断键，即电离是 的，故........... 同离子效应 即加入与弱电解质具有 的强电解质，则能 电离 化学反应 加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，则能促进电离 以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 加水稀释 向右 增大 减小 减弱 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 升高温度 向右 增大 增大 增强 ◆二、电离平衡常数及应用 1．概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度(幂次方)的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 2．表达式 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离方程式 HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－ 电离常数表达式 Ka＝............... Kb＝............... 3.特点 （1）电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。 （2）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 （3）多元弱酸的各步电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步的电离。 4．电离度 （1）概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的 。 （2）表示方法 α＝×100%，也可表示为α＝×100%。 （3）影响因素 ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越 。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越 。 【归纳总结】强酸与弱酸的比较 1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项 目酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 知识点3 酸碱中和与盐类水解 ◆一、酸碱中和滴定 一、酸碱中和滴定 1. 定义：酸与碱作用生成盐和水的反应称为酸碱 反应，比如： HCl + NaOH =NaCl + H2O 2. 定量关系：酸碱中和反应中 H+ 和 OH—按照 1∶ 1 的计量比进行反应： n(H+) = n(OH—) 即： c(H+)V(H+) = c(OH—)V(OH—) 3. 计量点、滴定终点：酸碱中和反应可用于物质的定量分析。用已知浓度的酸（或碱）溶液来测定未知碱（或酸）溶液的浓度，称为酸碱 滴定，简称酸碱滴定或中和滴定。在酸碱中和滴定操作中，已知准确浓度的酸或碱溶液称为 溶液，未知浓度的碱或酸溶液称为待测溶液。首先准确量取待测溶液的体积，然后用标准溶液进行滴定，当酸和碱恰好 时达到化学 。选用合适的酸碱指示剂，根据指示剂 的变化判断 的完成，并确定它为 。下面我们以 0.100 0 mol· L—1 的氢氧化钠溶液滴定 20.00 mL 的 0.100 0 mol· L—1 盐酸为例。 ①起始点：滴定前，溶液的 pH 取决于盐酸的浓度， pH为 1.0。 ②计量点：当滴加的氢氧化钠溶液与盐酸的物质的量恰好相同时，达到化学 ，此时溶液的 pH 等于 7.0。 ③滴定突跃范围：当滴定到盐酸还有 0.02 mL（约半滴）未被中和时，溶液为 性（ pH = 4.3）；当滴加的氢氧化钠溶液过量 0.02 mL 时，溶液为 性（ pH = 9.7），溶液的 pH 发生了突变，该 pH 范围也就是滴定突跃范围。 ④滴定终点：根据滴定突跃范围来选择酸碱 。这里选用酚酞做指示剂，当溶液从 色突变为 色时，达到滴定终点。 【实验探究】 强酸与强碱的中和滴定 以氢氧化钠标准溶液滴定未知浓度的盐酸为例。 1. 滴定管的使用 滴定管是准确测量放出液体体积的仪器，常用规格为 50 mL 和 25 mL，分 度 值 为 0.1 mL， 读 数 可 估 计 到0.01 mL。图 3.7 是 25 mL 滴定管，分红色和蓝色两种手柄。一般用红色手柄滴定管装酸性溶液，用蓝色手柄滴定管装碱性溶液。滴定管的准备：滴定管清洗干净后，注入少量水检查活塞是否漏液。将滴定管用蒸馏水洗涤后，再分次用少量氢氧化钠标准溶液润洗滴定管 2～ 3 次，每次润洗液均从下端活塞放出。注入氢氧化钠标准溶液，打开活塞放出少量液体，赶尽活塞下端管内气泡使其充满液体，再慢慢调节滴定管内液面在“0”刻度处或“0”以下位置。 滴定管的读数：滴定管上一般标有棕色刻度线，为便于观察，滴定管正对刻度线管壁上有白底蓝线。由于光在空气和液体中折射率不同，液面下蓝线较粗，液面上方蓝线较细，读数时正对刻度线，平视观察蓝线粗、细交界点所对的刻度即为准确读数，如图 3.8 所示。 2. 滴定的操作 溶液的准备：用洗净并经润洗的移液管准确移取 20.00 mL（或从另一滴定管内放出）未知浓度的盐酸于 150 mL 锥形瓶中，滴加 2 滴酚酞试液。滴定的操作：滴定时，一手控制滴定管活塞，另一手用拇指、食指和中指捏住锥形瓶颈部轻轻摇动，如图 3.9 所示。 3. 滴定终点的判断：滴定时，要控制好速度，特别是接近终点时滴定速度应 减慢。当加入最后半滴①氢氧化钠溶液恰好使溶液由无色变成浅粉红色，充分 摇动，若在30 s内颜色不褪，即为滴定终点。 计算待测盐酸的浓度。 二、酸碱中和滴定要点 (1)仪器：滴定管，铁架台，滴定管夹， ， 。 a　　　　　　b 仪器a是 ，仪器b是 。 (2)滴定管的使用方法。 ①查漏：使用前先检查滴定管活塞 。 ②润洗：在加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗 次。 ③装液：分别将反应液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管 mL处。 ④调液面记数据：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分 ，然后调节滴定管液面 ，准确读取数值并记录。 (3)指示剂的选择原则：滴定终点时溶液的pH值尽可能与指示剂的变色范围一致。 用强碱滴定强酸..................... 用强酸滴定弱碱......................... 用强碱滴定弱酸 ..................... (4)误差分析：以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例 步骤 操作 V标准 c待测 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 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 变小 偏低 锥形瓶中指示剂加的过多 变大 偏高 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高 读数带来的误差 用滴定管量取待测液 先俯视后仰视 变小 偏低 先仰视后俯视 变大 偏高 标准液 先俯视后仰视 变大 偏高 先仰视后俯视 变小 偏低 ◆二、盐类水解 1．定义 在溶液中盐电离产生的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成 的反应。 2．实质 盐电离―→―→破坏了 ―→水的电离程度 ―→c(H＋)≠c(OH－)―→溶液呈碱性、酸性或中性 3．特点 4．盐的分类 根据成盐的酸、碱的强弱不同可 以将盐进行分类。例如： 5．规律 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。 盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 溶液的pH 强酸强碱盐 NaCl、KNO3 — 性 pH＝7 强酸弱碱盐 NH4Cl、 Cu(NO3)2 NH、Cu2＋ 性 pH＜7 弱酸强碱盐 CH3COONa、Na2CO3 CH3COO－、 CO 性 pH＞7 6．表示方法——水解离子方程式 (1)一般来说，盐类水解的程度不大，应该用“”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。如：CuCl2、NH4NO3水解的离子方程式： Cu2＋＋2H2O 、NH＋H2O 。 (2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。如Na2CO3水解反应的离子方程式： CO＋H2O 、HCO＋H2O 。 (3)多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成，如FeCl3溶液中：Fe3＋＋3H2O 。 (4)能完全水解的离子组是由于水解相互促进的程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等，如NaHCO3与AlCl3混合溶液反应的离子方程式：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 7．水解规律： (1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有 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”——弱酸根离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。如醋酸的酸性强于次氯酸，则相同浓度的CH3COONa的水解 程度 NaClO。 (3)“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸根离子和弱碱阳离子都发生 ，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 ，强碱弱酸盐显 。如HF的电离常数大于NH3•H2O的电离常数，故NH4F溶液呈 。 (5)“同强显中性”——①强酸强碱盐溶液显 ；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 。CH3COONH4溶液呈 。 8．常见的“弱”离子 (1)弱碱阳离子： 等。 (2)弱酸根离子： 等。 9．酸式盐溶液的酸碱性 (1)只电离不水解(如NaHSO4)的显 性。 (2)电离大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4)的显 性。 (3)水解大于电离(如NaHCO3、NaHS)的显 性。 ◆三、水解平衡的移动 1、影响水解平衡的因素： 内因：盐的本性. 外因：浓度、温度、溶液碱性的变化 （1）温度不变，浓度越小，水解程度越大。 （2）浓度不变，温度越高，水解程度越大。 （3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。 2、比较外因对盐水解的影响： 以NH4Cl在水中的水解为例：（水解方程式： ） 条件 平衡移动方向 c(NH4+) n(NH4+) c(NH3·H2O) n(NH3·H2O) c(H+) n(H+) 水解程度 加热 向右 减小 减小 增大 增大 增大 增大 增大 加水 向右 减小 减小 减小 增大 减小 增大 增大 通入氨气 向左 增大 增大 增大 增大 减小 减小 减小 加少量NH4Cl 向右 增大 增大 增大 增大 增大 增大 减小 通入HCl 向左 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 加少量NaOH 向右 减小 减小 增大 增大 减小 减小 增大 加少量Na2CO3 向右 减小 减小 增大 增大 减小 减小 增大 加少量FeCl3 向左 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 3、水解的应用： 应用 举例 判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示) Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 判断酸性强弱 NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性.......... 配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量 ，防止Cu2＋水解；配制FeCl3、SnCl2溶液，加入少量 ；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子方程式： Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 泡沫灭火器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3溶液，发生的反应为 Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属时的除锈剂 清洗油污 利用加热能促进水解的原理，常使用热碱水清洗厨房的油污 知识点4 难溶电解质的沉淀溶解平衡 ◆一、难溶电解质的溶解积常数 1.难溶电解质的沉淀溶解平衡 严格地说，在水中绝对不溶的物质是不存在的。例如，在一定温度下，将过量AgCl固体投入水中，Ag+和Cl-离子在水分子的作用下会不断 而 ，同时，已溶解的Ag+和 Cl-离子又会因固体表面的 而回到固体表面，这就是AgCl的沉淀过程。当沉淀与溶解两过程 ，此时的状态称为 。即AgCl(s) Ag+ + Cl－ 2. 难溶电解质的溶解平衡的影响因素 内因 难溶电解质 的性质，即难溶电解质的溶解能力 外因 温度 升温，大多数溶解平衡向 移动，但Ca(OH)2升温向生成沉淀方向移动 浓度 加水稀释，平衡 移动 相同离子 加入与难溶电解质含有相同离子的物质，平衡向 移动 反应离子 加入能消耗难溶电解质中所含离子的物质，平衡向 移动 3. 难溶电解质的溶解积常数 对于一般的难溶电解质AmBn的沉淀溶解平衡 AmBn(s) mAn+ + nBm- Ksp = cm[An+]×cn[Bm-] Ksp的大小反映了 的大小。当化学式所表示的组成中正负离子个数比相同时， Ksp数值越大的难溶电解质在水中的溶解能力越强。 ◆二、沉淀溶解平衡的移动规律 1. 溶度积规则的应用 在一定的温度下，通过比较Ksp与难溶强电解质离子浓度幂的乘积Q的相对大小，可以 判断沉淀的生成和溶解： 当Q Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出； 当Q Ksp，溶液恰好饱和； 当Q Ksp，溶液未达到饱和，无沉淀析出。 控制离子浓度使反应向需要的方向移动。 如：联合制碱法在母液中加入NaCl颗粒，可以增加Cl-的浓度，使NH4Cl更容易析出。 如：AgCl沉淀中加入KI溶液，则会生成黄色的AgI沉淀，因为KSP(AgI)> KSP(AgCl) · 影响因素 ①内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。 ②外因：以AgCl(s)⇌Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH>0为例。 外界条件 移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp 升高温度 正向 增大 增大 增大 加水稀释 正向 不变 不变 不变 加入少量AgNO3 逆向 增大 减小 不变 通入HCl 逆向 减小 增大 不变 通入H2S 正向 减小 增大 不变 2.沉淀溶解平衡的应用 (1)沉淀的生成 ① ：如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7～8，离子方程式为：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH4＋。 ② ：如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为： Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋。 (2)沉淀的溶解 ① ：用离子方程式表示难溶于水的CaCO3可溶于盐酸CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。 ② ：用离子方程式表示Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液 Mg(OH)2＋2NH＋4===Mg2＋＋2NH3·H2O。 ③氧化还原溶解法： 。 ④ ：如AgCl溶于氨水，离子方程式为 AgCl＋2NH3·H2O===Ag(NH3)＋2＋Cl－＋2H2O。 (3)沉淀的转化 ①实质：沉淀溶解平衡的移动(沉淀的溶解度差别越大，越容易转化)。 ②应用 a．锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为： CaSO4(s)＋CO2－3(aq)⇌CaCO3(s)＋SO2－4(aq)。 b．矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS转化为CuS，离子方程式为： ZnS(s)＋Cu2＋(aq)⇌CuS(s)＋Zn2＋(aq)。 【点拨】　 (1)AgCl(s)⇌Ag＋(aq)＋Cl－(aq)与AgCl===Ag＋＋Cl－所表示的意义不同。前者表示难溶电解质AgCl在水溶液中的沉淀溶解平衡方程式，后者表示强电解质AgCl在水溶液中的电离方程式。 (2)用沉淀法除杂不可能将杂质离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。 ◆三、溶液中的三种守恒： 以Na2S和NaHS溶液为例： 1、电荷守恒： Na2S水溶液：..................................... NaHS水溶液：..................................... 意义：溶液呈电中性，因此阴正离子所带正负电荷总数相等。 写法：将溶液中所有正离子浓度相加，等于 溶液中所有负离子浓度相加，其中每个离子浓度前的系数等于其所带电荷电量的绝对值。 特点：电荷守恒式只与溶液中离子种类相关，与浓度无关。 2、物料守恒： Na2S水溶液：[Na+]=2([S2-]+[HS-]+[H2S]) NaHS水溶液：[Na+]=[S2-]+[HS-]+[H2S] 意义：加入的物质中各种原子进入溶液后只是存在形态发生的改变，但数目守恒。 写法：观察加入的物质中非H、O元素的原子比例，将溶液中某原子的所有存在微粒浓度相加表示该原子的总浓度，再根据原加入物质中原子数目之比配平系数。 特点：不能以H、O原子书写物料守恒，因为水中有大量的H、O原子。 3、质子守恒： Na2S水溶液：[OH-]=[HS-]+2[H2S]+[H+] NaHS水溶液：[OH-]+[S2-]=[H2S]+[H+] 意义：溶液中各微粒得质子（即H+）总数等于失去的质子总数。 写法：① 将电荷守恒与物料守恒联立，约去[Na+]即可得到质子守恒式。 ② 将溶液中得到质子后形成的微粒浓度乘以得到质子的数目再相加，相当于于得质子总数；所有失去质子后得到的微粒浓度乘以失去的质子数再相加，相当于失去的质子总数；二者相等即可。 物理意义写法：(Na2S为例) 得到的质子总数=n(HS-)+2n(H2S)+n(H+)，失去的质子数=n(OH-)，二者相等。再除以溶液体积即可得到质子守恒式 ◆四、溶液中离子的浓度大小比较： 1、弱酸溶液： 0.1mol/L的HAc溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是： ................ 0.1mol/L的H2S溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：..........................（说明：H2S的二级电离常数太小，导致[OH-]>[S2-]，如果是碳酸，则是[CO32-]>[OH-]） 2、一元弱酸的正盐溶液： 0.1mol/L的CH3COONa溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：...................................... 3、二元弱酸的正盐溶液： 0.1mol/L的Na2CO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：................................. （一步水解后产生等量OH-和HCO3－，但后者还要水解，浓度会减小，故[OH－]>[HCO3－]，溶液碱性，[H+]最小） （关于碳酸与氢离子浓度大小比较可以由进行讨论，常温下k1数量级是10-7，而[HCO3-]接近[OH-]，一般大于这个值，因此整个分数小于1，故[H2CO3]）>[H+]） 4、二元弱酸的酸式盐溶液： 0.1mol/L的NaHCO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：....................... （水解大于电离，故水解产物（H2CO3、OH-）浓度大于电离产物（CO32－、H+）浓度，水也电离，故[H+]>[CO32－]） 0.1mol/L的NaHSO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：...................... （电离大于水解，因此电离产物（SO32－与H+）浓度大于水解产物（OH-）浓度，水电离导致，[H2SO3]最小） 5、常见的混合溶液情况分析： ① 混合后若反应，则先弄清反应后溶液中的溶质以及各溶质浓度，计算浓度时不要忘记体积的稀释效果； ② 混合溶液中物料守恒可能等式的一边以具体的浓度出现，要能看出来。 ③ 混合溶液质子守恒一般由其他两个式子联立得到，直接由概念上理解推导较难。 ④ 常见的等浓度酸/碱与对应的盐混合其酸碱性最好能记住。如： 等浓度HAc与NaAc混合，电离大于水解，呈酸性；等浓度NH3·H2O与NH4Cl混合，电离大于水解，呈碱性；等浓度HCN与NaCN混合，水解大于电离，呈碱性。 （1）0.1mol/L的NH4Cl和0.1mol/L的氨水混合溶液： 溶质：....................... 电荷守恒式：.............................. 物料守恒式：............................ 质子守恒式：............................... 离子浓度比较：................................... （2）0.1mol/L的HAc和0.1mol/L的NaAc混合溶液： 溶质：........................... 电荷守恒式：.............................. 物料守恒式：.................................... 质子守恒式：................................. 离子浓度比较：.................................... （3）0.1mol/L的HCl和0.2mol/L的NaAc混合溶液： 溶质：...................................... 电荷守恒式：............................... 物料守恒式：........................................... 质子守恒式：................................... 离子浓度比较：........................................... 易错点01：正确理解认识水的离子积常数 c(H+)和c(OH-)均表示整个溶液中的H+、OH-的总物质的量浓度。②Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。酸溶液中：Kw= c(H+)酸·c(OH-)水 ，碱溶液中：Kw= c(H+)水·c(OH-)碱，盐溶液中：Kw= c(H+)水·c(OH-)水。不同溶液中的c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中的c(H+)水=c(OH-)水。25℃时，水中的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L，Kw=1.0×10-14。100℃时，水中的c(H+)=c(OH-)≈1.0×10-6mol/L，Kw=1.0×10-12。Kw有单位，其单位为mol2·L-2，因其复杂通常省略。Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大，水更易电离 易错点02：理解电解质与非电解质 必须是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。例如：铜、氯化钠。水溶液电解质不一定导电，导电的不一定是电解质。例如：氯化钠固体、氯化钠水溶液。非电解质不导电，不导电的不一定是非电解质。例如：氢气。电解质必须是化合物本身能电离出离子，否则不属于电解质。例如：NH3、SO2、CO2。 易错点03：酸碱中和滴定的指示剂的选择 选用变色明显、灵敏，且变色范围与酸碱恰好完全反应后溶液的pH接近，在pH突变的范围内,常用甲基橙和酚酞。“强酸滴碱甲基橙，强碱滴酸用酚酞，强酸强碱若互滴，甲基橙酚酞都可以” 易错点04：酸碱中和滴定的注意事项 ①不能用量筒代替滴定管。滴定管的优点：一是读数精确（0.01），二是可以逐滴滴加液体。 ②润洗滴定管的目的是因为滴定管内壁有蒸馏水，对所装溶液有稀释作用，造成实验误差，通过润洗可减少误差。 ③视线应与凹液面最低点在同一水平线上。 ④在中和滴定过程中，标准液和待测液的盛放的位置可以颠倒，因此在误差分析中，要看清楚标准液与待测液的位置。标准液在滴定管中与标准液在锥形瓶中产生误差的情况恰好相反；在分析误差时，都只考虑滴定管中体积对浓度的影响。 易错点05：水解规律 越弱越水解，越热越水解，越稀越水解，加酸或碱抑制或促进水解 易错点06：离子沉淀完全不是该离子不存在 生成沉淀的离子反应不能进行到底（即离子浓度≠0），一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10-5mol/L时，化学上通常认为生成沉淀的反应就进行完全了。易溶的饱和溶液中也存在溶解平衡。例：NaCl饱和溶液中存在溶解和结晶平衡 易错点07：选择沉淀剂的原则 要能除去溶液中指定的离子，又不能影响其他离子的存在，并且由沉淀剂引入溶液的杂质离子还要便于除去，如沉淀NaNO3溶液中的Ag+，可用NaCl作沉淀剂。溶液中沉淀物的溶解度越小，离子沉淀越完全，例如，除去SO42-，选择Ba2+比Ca2+好。要注意沉淀剂的电离程度，如欲使Mg2+沉淀为Mg(OH)2，用NaOH作沉淀剂比用氨水的效果要好 方法01．pH试纸的正确使用规则 【解题通法】pH试纸不能用水润湿，否则可能使测量结果偏大、偏小、不变 。所测pH值一般为整数。若某溶液具有漂白性，则不能用酸碱指示剂测定溶液的酸碱性，也不能用pH试纸测定其pH。 【典型例题】pH试纸使用操作正确的是（    ） A．将pH试纸的一端浸入溶液，观察颜色变化 B．将pH试纸的一端浸入溶液一会，再取出与标准比色卡相比较 C．用洁净的玻璃棒沾取被测溶液，滴在pH试纸上，颜色变化后与比色卡对照 D．先将pH试纸用蒸馏水润湿，再用洁净的玻璃棒沾取被测溶液，滴在pH试纸上，颜色变化后与比色卡对照 方法02．能正确计算pH 【解题通法】对于碱而言，必须先算出c(OH-)，再算出c(H+)，再求pH值，不能直接求c(H+) 【典型例题】下列有关说法正确的是 A．常温下，某物质的水溶液的，则物质一定是电解质 B．常温下，将的溶液与的醋酸溶液等体积混合，则混合溶液 C．测出的溶液的，则的溶液的 D．常温下，用干燥的试纸测饱和溶液的，可证明为弱碱 方法03．电解质与溶解度无关 【解题通法】电解质的强弱与溶解性无关，与溶液的导电性无必然联系。电解质的导电性与溶液中自由移动的离子浓度有关，自由移动的离子浓度越大，离子所带电荷数越多，导电性越强。 【典型例题】宋代《千里江山图》保存至今依旧绚烂，鲜艳色彩与所用的矿物颜料有关。根据相应矿物颜料中的主要化学物质，下列判断错误的是 A．“水墨”（炭），性质稳定因此保存时间长 B．“赭石”（赤铁矿），主要成份是 C．“石绿”（碱式碳酸铜），化学式为属于盐类 D．“砗磲粉”（大理石粉），其中属于电解质 方法04．电离平衡常数与多元弱酸的电离 【解题通法】K越大，只能说明其分子发生电离的程度越大，但其溶液中的离子浓度不一定大，导电能力也不一定强。多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的K，对于同一种弱酸的K1、K2、K3，总有K1》K2》K3，即电离程度逐渐减弱。这是因为上一级电离产生的H+，对下一级电离起到抑制作用。所以计算多元弱酸溶液的c(H+)或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离 【典型例题】下列关于电解质和电离平衡常数的叙述中正确的是 A．和均为弱电解质 B．电离平衡常数(或)和化学平衡常数(K)均与温度、压强和浓度等因素有关 C．碳酸的电离方程式为 D．同一温度和浓度下，一元弱碱的电离平衡常数越大，碱性越强 方法05．正确理解酸碱滴定终点 【解题通法】滴定终点：酸碱恰好完全中和的时刻。恰好中和=酸碱恰好完全反应≠溶液呈中性。判断终点的方法：等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点。 记录此时标准液的体积。 【典型例题】下列有关滴定实验的说法正确的是 A．滴定管和锥形瓶水洗后都要用待装液润洗 B．聚四氟乙烯滴定管可以盛装盐酸或NaOH溶液 C．滴定过程中摇动锥形瓶，眼睛注视滴定管内溶液颜色变化 D．滴定终点时液面如图，读数为20.20 mL 方法06．理解水解规律 【解题通法】有弱就水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。组成盐的酸越弱，水解程度越大。例如：水解程度：Na2CO3 >CH3COONa，因为酸性：H2CO3 <CH3COOH。同浓度的正盐比其酸式盐水解程度大。例如：0.1mol/L的Na2CO3 >0.1mol/L的NaHCO3。弱酸酸式盐的酸碱性，看电离与水解程度大大小。HCO3-、HPO42-、HS- 以水解为主→显碱性 【典型例题】下列根据化学有关“规律”推出的结论合理的是 A．根据“有弱会水解，谁强显谁性”的规律推出溶液显碱性 B．根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出ⅠA族元素最高正价都是+1价 C．根据“增大反应物浓度可加快反应速率”推出，常温下铁与浓硝酸反应速率大于稀硝酸 D．根据“较强酸制取较弱酸”的规律，推出通入NaClO溶液中能生成HClO 方法07．书写盐类水解方程式时要注意 【解题通法】一般盐类水解的程度很小，用可逆号“⇌”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示；而多元弱碱正离子的水解简化成一步完成。 【典型例题】下列水解方程式错误的是 A．CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- B．NH+H2ONH3•H2O+H+ C．CO+2H+H2CO3+2OH- D．Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+ 方法08．难溶电解质的溶解平衡与电离不同 【解题通法】(1)AgCl(s)⇌Ag＋(aq)＋Cl－(aq)与AgCl===Ag＋＋Cl－所表示的意义不同。前者表示难溶电解质AgCl在水溶液中的沉淀溶解平衡方程式，后者表示强电解质AgCl在水溶液中的电离方程式。用沉淀法除杂不可能将杂质离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。 【典型例题】下列方程式书写正确的是 A．在水溶液中的电离方程式： B．甲烷燃烧热的热化学方程式：   C．的水解方程式： D．沉淀溶解平衡方程式： / 学科网（北京）股份有限公司 $ 第3章 水溶液的离子反应和平衡 知识点1 水的电离和溶液的酸碱性 ◆一．水的电离和离子积常数 1.水的电离 实验证明，纯水具有微弱的导电性，是极弱的电解质。 2.水的离子积常数 25℃1L H2O的物质的量n(H2O)=≈55.6(mol)，其中共有10-7mol发生电离 H2O H+ + OH— 起始(mol) 55.6 0 0 电离(mol) 10—7 10—7 10—7 平衡(mol) 55.6－10—7 10—7 10—7 25℃[H+]·[OH—]= (10—7)2=10—14=Kw，即水的离子积常数。（也叫水的自电离常数，与电离常数意义相同，此时认为水分子的浓度为1） 3．影响Kw的因素 Kw与溶液中[H+]、[OH—]无关，与温度有关。 水的电离为吸热过程，所以当湿度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。 例如100℃，1LH2O有10—6mol电离，此时水的离子积常数为Kw=10—6·10—6=10—12. 4．影响水的电离平衡因素 （1）温度，升温促进水的电离，降温则相反 （2）向纯水中引入H+或OH—，会抑制水的电离 （3）向纯水中引入弱酸酸根负离子或弱碱正离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实 体系变化 条件 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) 酸 逆 不变 减小 减小 增大 碱 逆 不变 减小 增大 减小 可水解 的盐 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 降温 逆 减小 减小 减小 减小 其他：如加入Na 正 不变 增大 增大 减小 [H+]水与[OH—]水关系 H+、OH—来源 [H+]水和[OH—]水的计算式 室温[H+]水和[OH—]水值 对水电离影响 纯水 [H+]水=[OH—]水 H+、OH—都由水电离而来 [H+]水= [H+]水=[OH—]水=1×10—7mol/L ------------ 酸溶液 所有OH—都由水电离而来 [H+]水= [H+]水=[OH—]水 ＜1×10—7mol/L 抑制 碱溶液 所有H+都由水电离而来 [H+]水= 抑制 正 盐 溶 液 强酸弱碱盐 [H+]水＞[OH—]水 H+、OH—都由水电离而来 [H+]水=[H+] [OH—]水= [H+]水 ＞1×10—7mol/L 促进 强碱弱酸盐 [H+]水＜[OH—]水 [OH—]水=[OH—] [H+]水= [OH—]水 ＞1×10—7mol/L 强碱强酸盐 [H+]水=[OH—]水 [H+]水= [H+]水=[OH—]水 =1×10—7mol/L 无 常见的酸式盐 电离大于水解或不存在水解的 与酸溶液相同（如NaHSO3、NaHSO4） 水解大于电离的 与强碱弱酸盐相同（如NaHCO3） 【注意】：[H+]水、[OH—]水指水电离出的H+、OH—浓度 [H+]、[OH—]指溶液中的H+、OH—浓度 任何温度、任意水溶液中存在水本身电离出的n(H+)水=n(OH—)水，但由于部分盐类水解时会消耗水电离产生的离子，所以[H+]水和[OH—]水不一定永远相等。 由上表可得重要规律： （1）除水解导致溶液非中性的溶液外，在任意温度的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H+]水=[OH—]水 （2）酸和碱对水的电离均起抑制作用 ①只要碱的pH值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。 ②若酸溶液的pH值与碱溶液的pOH值相等，则两种溶液中水的电离度相等。 如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的 [H+]水=[OH—]水==10—11mol/L （3）在水解使溶液显非中性的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱碱盐的pH和强碱弱酸盐的pOH值相等时（同一温度），则促进程度相等。（pH数轴上与7距离相等,如常温下pH值为9的氨水和pH值等于5的醋酸对水的促进程度相同，即对水的电离影响程度相同。） （4）较浓溶液中水电离出[H+]的大小： ①酸溶液中[OH—]等于水电离的[H+] ②碱溶液中[H+]等于水电离的[H+] ③强酸弱碱盐溶液中的[H+]等于水电离出[H+] ④强碱弱酸盐溶液中的[OH—] 等于水电离出的[H+] 【思考】常温下，以下溶液中的[OH—]、[H+]和[OH—]水、[H+]水分别是多少？ pH=8的NaOH溶液、氨水、Na2CO3溶液、NaHCO3溶液 pH=5的盐酸、硫酸、醋酸、NH4Cl溶液、NaHSO3溶液、NaHSO4溶液 ◆二、溶液的酸碱性与PH 1.溶液的 酸碱性与PH 溶液的 pH常用氢离子浓度的对数的负值来表示，表示为 pH=。用来表示稀溶液酸碱性的强弱。pH 适用范围为 0 - 14 ，c(H+)或 c(OH-)≤ 1mol/L 。 与酸碱性的关系：25℃时，pH=7 时，c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L，溶液呈中性； pH＜7 时，c(H+)＞c(OH-)，c(H+)＞10-7mol/L，溶液呈酸性； pH＞7 时，c(H+)＜c(OH-)，c(H+)＜10-7mol/L，溶液呈碱性。 c(H+)越大，pH 越 小 ，溶液酸性越强；c(H+)越小，pH 越 大 ，溶液碱性越强。 2. pH 的计算 （1）求强酸、强碱溶液的 pH：由 c(酸)→c(H+)→pH；由 c(碱)→c(OH-)→c(H+)→pH。 （2）求强酸、强碱溶液稀释后的 pH：c(H+)或 c(OH-)大于 1×10-5 mol/L 时，不考虑水的电离。 稀释后溶液pH的变化规律： (a)强酸溶液，被稀释10n倍，溶液的pH增大n(溶液的pH不会大于7)。 (b)强碱溶液，被稀释10n倍，溶液的pH减小n (溶液的pH不会小于7)。 (c)pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)被稀释相同倍数，则溶液的pH变化不同，强酸(或强碱)的pH变化大。 (d)物质的量浓度相同的强酸和弱酸，被稀释相同倍数，则溶液的pH变化不同，强酸的pH增大得比弱酸快(强碱、弱碱类似)。 （3）求强酸与强碱溶液混合的 pH：反应的实质是 H++OH-→H2O，有下列三种情况： 恰好中和，pH=7； 若酸过量，先求中和后的 c(H+)，再求 pH； 若碱过量，先求中和后的 c(OH-)，再通过KW 求出 c(H+)，最后求 pH。 （4）已知酸和碱溶液的 pH 之和，判断等体积混合后的溶液的 pH： a.若强酸与强碱溶液的 pH 之和大于 14，则混合后显 碱 性，pH ＞ 7。 b.若强酸与强碱溶液的 pH 之和等于 14，则混合后显 中 性，pH ＝ 7，即“两强显中性”。 c.若强酸与强碱溶液的 pH 之和小于 14，则混合后显 酸 性，pH ＜ 7。 d.若酸与碱溶液的 pH 之和等于 14，强、碱中有一强、一弱，则混合后，“谁弱显谁性”。这是因为酸和碱已电离的 H+ 和 OH- 恰好中和，弱酸（或弱碱）的 H+ （或 OH-） 有 储备 ，中和后还能电离，显出酸（或碱）性来。 ◆三．pH 的测定方法 1．酸碱指示剂：测定 pH 范围； 常见的酸碱指示剂（甲基橙、石蕊、酚酞） 指示剂 pH 变色范围 酸色 碱色 甲基橙 3.1→4.4 橙 色 红 色（pH＜3.1) 黄 色（pH＞4.4） 石蕊 5.0→8.0 紫色 红色（pH＜5.0＝ 蓝 色（pH＞8.0） 酚酞 8.2→10.0 浅红 色 无色（pH＜8.2） 红色（pH＞10.0） 2．pH 试纸：用玻璃棒沾取待测液 直接滴在 pH 试纸上， 并与 标准比色卡 对比，找出相同颜色，从而确定 pH； 3．pH 计。 【特别提醒】(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。 (2)使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿。 (3)25 ℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2时溶液也不一定为酸溶液，还可能为能水解的盐溶液。 知识点2 弱电解质的电离平衡 ◆一、弱电解质的电离平衡 1．强弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 相同点 在水溶液中都能电离，与溶解度无关 不同点 电离程度 完全电离 部分电离 溶质粒子 存在形式 离子 只有电离出的阴阳离子 既有电离出的阴阳离子 分子 无电解质分子 又有电解质分子 表示方法 用“＝”表示 KCl＝K＋＋Cl－ 用“”表示 NH3·H2ONH＋OH— 结构特点 离子化合物及具有强极性键的共价化合物 某些具有弱极性键的共价化合物 化合物类型 绝大多数盐：NaCl、KNO3、AgCl 强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2 弱酸：HClO、HNO2 弱碱：NH3·H2O Cu(OH)2 水：H2O 少数盐：HgCl2、PbAc2 2．电离方程式的书写 强电解质 完全电离用“＝” 弱电解质 部分电离，用“” 多元弱酸 分步电离，以第一步电离为主(不可合并) 如：H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－ 不能写成：H2S2H＋＋S2－ 多元弱碱 用一步电离表示 如：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－ 两性氢氧化物 双向电离 如：H＋＋AlO2－＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－ Al(OH)3两性按两种方法电离 酸式电离：Al(OH)3AlO2－＋H2O＋H＋ 碱式电离：Al(OH)3Al3＋＋3OH－ 酸式盐的电离 强酸的酸式盐 在熔化和溶解条件下的电离方程式不同 NaHSO4溶于水：NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－ 熔化：NaHSO4＝Na＋＋HSO4－ 弱酸的酸式盐 弱酸的酸式盐受热易分解，一般没有熔化状态，在溶解中电离时强中有弱 如NaHCO3强中有弱：NaHCO3＝Na＋＋HCO3－、HCO3－H＋＋CO32－。(NaHCO3熔化时只分解不电离) 3．弱电解质的电离平衡概念 （1）电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。 （2）电离平衡的建立与特征 弱 研究对象为弱电解质 等 电离速率与离子结合成分子的速率相等 动 离子、分子的浓度保持一定 动 电离过程与离子结合成分子过程始终在进行 变 温度、浓度等条件变化，平衡就被破坏，在新的条件下，建立新的平衡 ①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 ②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。 ③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。 4．影响电离平衡的因素 电离平衡的移动符合勒夏特列原理。 浓度 溶液越稀，离子结合成分子机会越小，越有利于电离 温度 电解质电离要断键，即电离是吸热的，故升温促进电离 同离子效应 即加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，则能抑制电离 化学反应 加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，则能促进电离 以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 加水稀释 向右 增大 减小 减弱 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 升高温度 向右 增大 增大 增强 ◆二、电离平衡常数及应用 1．概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度(幂次方)的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 2．表达式 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离方程式 HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－ 电离常数表达式 Ka＝ Kb＝ 3.特点 （1）电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。 （2）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 （3）多元弱酸的各步电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步的电离。 4．电离度 （1）概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比。 （2）表示方法 α＝×100%，也可表示为α＝×100%。 （3）影响因素 ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。 【归纳总结】强酸与弱酸的比较 1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项 目酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 知识点3 酸碱中和与盐类水解 ◆一、酸碱中和滴定 一、酸碱中和滴定 1. 定义：酸与碱作用生成盐和水的反应称为酸碱中和反应，比如： HCl + NaOH =NaCl + H2O 2. 定量关系：酸碱中和反应中 H+ 和 OH—按照 1∶ 1 的计量比进行反应： n(H+) = n(OH—) 即： c(H+)V(H+) = c(OH—)V(OH—) 3. 计量点、滴定终点：酸碱中和反应可用于物质的定量分析。用已知浓度的酸（或碱）溶液来测定未知碱（或酸）溶液的浓度，称为酸碱中和滴定，简称酸碱滴定或中和滴定。在酸碱中和滴定操作中，已知准确浓度的酸或碱溶液称为标准溶液，未知浓度的碱或酸溶液称为待测溶液。首先准确量取待测溶液的体积，然后用标准溶液进行滴定，当酸和碱恰好完全反应时达到化学计量点。选用合适的酸碱指示剂，根据指示剂颜色的变化判断中和反应的完成，并确定它为滴定终点。下面我们以 0.100 0 mol· L—1 的氢氧化钠溶液滴定 20.00 mL 的 0.100 0 mol· L—1 盐酸为例。 ①起始点：滴定前，溶液的 pH 取决于盐酸的浓度， pH为 1.0。 ②计量点：当滴加的氢氧化钠溶液与盐酸的物质的量恰好相同时，达到化学计量点，此时溶液的 pH 等于 7.0。 ③滴定突跃范围：当滴定到盐酸还有 0.02 mL（约半滴）未被中和时，溶液为酸性（ pH = 4.3）；当滴加的氢氧化钠溶液过量 0.02 mL 时，溶液为碱性（ pH = 9.7），溶液的 pH 发生了突变，该 pH 范围也就是滴定突跃范围。 ④滴定终点：根据滴定突跃范围来选择酸碱指示剂。这里选用酚酞做指示剂，当溶液从无色突变为浅红色时，达到滴定终点。 【实验探究】 强酸与强碱的中和滴定 以氢氧化钠标准溶液滴定未知浓度的盐酸为例。 1. 滴定管的使用 滴定管是准确测量放出液体体积的仪器，常用规格为 50 mL 和 25 mL，分 度 值 为 0.1 mL， 读 数 可 估 计 到0.01 mL。图 3.7 是 25 mL 滴定管，分红色和蓝色两种手柄。一般用红色手柄滴定管装酸性溶液，用蓝色手柄滴定管装碱性溶液。滴定管的准备：滴定管清洗干净后，注入少量水检查活塞是否漏液。将滴定管用蒸馏水洗涤后，再分次用少量氢氧化钠标准溶液润洗滴定管 2～ 3 次，每次润洗液均从下端活塞放出。注入氢氧化钠标准溶液，打开活塞放出少量液体，赶尽活塞下端管内气泡使其充满液体，再慢慢调节滴定管内液面在“0”刻度处或“0”以下位置。 滴定管的读数：滴定管上一般标有棕色刻度线，为便于观察，滴定管正对刻度线管壁上有白底蓝线。由于光在空气和液体中折射率不同，液面下蓝线较粗，液面上方蓝线较细，读数时正对刻度线，平视观察蓝线粗、细交界点所对的刻度即为准确读数，如图 3.8 所示。 2. 滴定的操作 溶液的准备：用洗净并经润洗的移液管准确移取 20.00 mL（或从另一滴定管内放出）未知浓度的盐酸于 150 mL 锥形瓶中，滴加 2 滴酚酞试液。滴定的操作：滴定时，一手控制滴定管活塞，另一手用拇指、食指和中指捏住锥形瓶颈部轻轻摇动，如图 3.9 所示。 3. 滴定终点的判断：滴定时，要控制好速度，特别是接近终点时滴定速度应 减慢。当加入最后半滴①氢氧化钠溶液恰好使溶液由无色变成浅粉红色，充分 摇动，若在30 s内颜色不褪，即为滴定终点。 计算待测盐酸的浓度。 二、酸碱中和滴定要点 (1)仪器：滴定管，铁架台，滴定管夹，锥形瓶，烧杯。 a　　　　　　b 仪器a是酸式滴定管，仪器b是碱式滴定管。 (2)滴定管的使用方法。 ①查漏：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。 ②润洗：在加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗2～3次。 ③装液：分别将反应液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管“0”刻度线以上2～3 mL处。 ④调液面记数据：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满反应液，然后调节滴定管液面使其处于某一刻度，准确读取数值并记录。 (3)指示剂的选择原则：滴定终点时溶液的pH值尽可能与指示剂的变色范围一致。 用强碱滴定强酸 酚酞 、甲基橙 用强酸滴定弱碱 甲基橙 用强碱滴定弱酸 酚酞 (4)误差分析：以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例 步骤 操作 V标准 c待测 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 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 变小 偏低 锥形瓶中指示剂加的过多 变大 偏高 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高 读数带来的误差 用滴定管量取待测液 先俯视后仰视 变小 偏低 先仰视后俯视 变大 偏高 标准液 先俯视后仰视 变大 偏高 先仰视后俯视 变小 偏低 ◆二、盐类水解 1．定义 在溶液中盐电离产生的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。 2．实质 盐电离―→―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→c(H＋)≠c(OH－)―→溶液呈碱性、酸性或中性 3．特点 4．盐的分类 根据成盐的酸、碱的强弱不同可 以将盐进行分类。例如： 5．规律 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。 盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 溶液的pH 强酸强碱盐 NaCl、KNO3 — 中性 pH＝7 强酸弱碱盐 NH4Cl、 Cu(NO3)2 NH、Cu2＋ 酸性 pH＜7 弱酸强碱盐 CH3COONa、Na2CO3 CH3COO－、 CO 碱性 pH＞7 6．表示方法——水解离子方程式 (1)一般来说，盐类水解的程度不大，应该用“”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。如：CuCl2、NH4NO3水解的离子方程式： Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋、NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 (2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。如Na2CO3水解反应的离子方程式： CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 (3)多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成，如FeCl3溶液中：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 (4)能完全水解的离子组是由于水解相互促进的程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等，如NaHCO3与AlCl3混合溶液反应的离子方程式：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 7．水解规律： (1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸根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”——弱酸根离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。如醋酸的酸性强于次氯酸，则相同浓度的CH3COONa的水解程度小于NaClO。 (3)“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸根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HF的电离常数大于NH3•H2O的电离常数，故NH4F溶液呈酸性。 (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，盐溶液呈中性。CH3COONH4溶液呈中性。 8．常见的“弱”离子 (1)弱碱阳离子：NH、Al3＋、Fe3＋、Cu2＋等。 (2)弱酸根离子：CO、HCO、AlO、SO、S2－、HS－、ClO－、CH3COO－、F－等。 9．酸式盐溶液的酸碱性 (1)只电离不水解(如NaHSO4)的显酸性。 (2)电离大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4)的显酸性。 (3)水解大于电离(如NaHCO3、NaHS)的显碱性。 ◆三、水解平衡的移动 1、影响水解平衡的因素： 内因：盐的本性. 外因：浓度、温度、溶液碱性的变化 （1）温度不变，浓度越小，水解程度越大。 （2）浓度不变，温度越高，水解程度越大。 （3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。 2、比较外因对盐水解的影响： 以NH4Cl在水中的水解为例：（水解方程式：NH4++ H2O NH3·H2O + H+ ） 条件 平衡移动方向 c(NH4+) n(NH4+) c(NH3·H2O) n(NH3·H2O) c(H+) n(H+) 水解程度 加热 向右 减小 减小 增大 增大 增大 增大 增大 加水 向右 减小 减小 减小 增大 减小 增大 增大 通入氨气 向左 增大 增大 增大 增大 减小 减小 减小 加少量NH4Cl 向右 增大 增大 增大 增大 增大 增大 减小 通入HCl 向左 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 加少量NaOH 向右 减小 减小 增大 增大 减小 减小 增大 加少量Na2CO3 向右 减小 减小 增大 增大 减小 减小 增大 加少量FeCl3 向左 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 3、水解的应用： 应用 举例 判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示) Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 判断酸性强弱 NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ 配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解；配制FeCl3、SnCl2溶液，加入少量盐酸；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子方程式： Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 泡沫灭火器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3溶液，发生的反应为 Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属时的除锈剂 清洗油污 利用加热能促进水解的原理，常使用热碱水清洗厨房的油污 知识点4 难溶电解质的沉淀溶解平衡 ◆一、难溶电解质的溶解积常数 1.难溶电解质的沉淀溶解平衡 严格地说，在水中绝对不溶的物质是不存在的。例如，在一定温度下，将过量AgCl固体投入水中，Ag+和Cl-离子在水分子的作用下会不断离开固体表面而进入溶液，同时，已溶解的Ag+和 Cl-离子又会因固体表面的异号电荷离子的吸引而回到固体表面，这就是AgCl的沉淀过程。当沉淀与溶解两过程达到平衡时，此时的状态称为沉淀溶解平衡。即AgCl(s) Ag+ + Cl－ 2. 难溶电解质的溶解平衡的影响因素 内因 难溶电解质本身的性质，即难溶电解质的溶解能力 外因 温度 升温，大多数溶解平衡向溶解方向移动，但Ca(OH)2升温向生成沉淀方向移动 浓度 加水稀释，平衡溶解方向移动 相同离子 加入与难溶电解质含有相同离子的物质，平衡向生成沉淀的方向移动 反应离子 加入能消耗难溶电解质中所含离子的物质，平衡向溶解方向移动 3. 难溶电解质的溶解积常数 对于一般的难溶电解质AmBn的沉淀溶解平衡 AmBn(s) mAn+ + nBm- Ksp = cm[An+]×cn[Bm-] Ksp的大小反映了难溶电解质溶解能力的大小。当化学式所表示的组成中正负离子个数比相同时， Ksp数值越大的难溶电解质在水中的溶解能力越强。 ◆二、沉淀溶解平衡的移动规律 1. 溶度积规则的应用 在一定的温度下，通过比较Ksp与难溶强电解质离子浓度幂的乘积Q的相对大小，可以 判断沉淀的生成和溶解： 当Q > Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出； 当Q = Ksp，溶液恰好饱和； 当Q < Ksp，溶液未达到饱和，无沉淀析出。 控制离子浓度使反应向需要的方向移动。 如：联合制碱法在母液中加入NaCl颗粒，可以增加Cl-的浓度，使NH4Cl更容易析出。 如：AgCl沉淀中加入KI溶液，则会生成黄色的AgI沉淀，因为KSP(AgI)> KSP(AgCl) · 影响因素 ①内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。 ②外因：以AgCl(s)⇌Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH>0为例。 外界条件 移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp 升高温度 正向 增大 增大 增大 加水稀释 正向 不变 不变 不变 加入少量AgNO3 逆向 增大 减小 不变 通入HCl 逆向 减小 增大 不变 通入H2S 正向 减小 增大 不变 2.沉淀溶解平衡的应用 (1)沉淀的生成 ①调节pH法：如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7～8，离子方程式为：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH4＋。 ②沉淀剂法：如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为： Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋。 (2)沉淀的溶解 ①酸溶解法：用离子方程式表示难溶于水的CaCO3可溶于盐酸CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。 ②盐溶液溶解法：用离子方程式表示Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液 Mg(OH)2＋2NH＋4===Mg2＋＋2NH3·H2O。 ③氧化还原溶解法：如不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。 ④配位溶解法：如AgCl溶于氨水，离子方程式为 AgCl＋2NH3·H2O===Ag(NH3)＋2＋Cl－＋2H2O。 (3)沉淀的转化 ①实质：沉淀溶解平衡的移动(沉淀的溶解度差别越大，越容易转化)。 ②应用 a．锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为： CaSO4(s)＋CO2－3(aq)⇌CaCO3(s)＋SO2－4(aq)。 b．矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS转化为CuS，离子方程式为： ZnS(s)＋Cu2＋(aq)⇌CuS(s)＋Zn2＋(aq)。 【点拨】　 (1)AgCl(s)⇌Ag＋(aq)＋Cl－(aq)与AgCl===Ag＋＋Cl－所表示的意义不同。前者表示难溶电解质AgCl在水溶液中的沉淀溶解平衡方程式，后者表示强电解质AgCl在水溶液中的电离方程式。 (2)用沉淀法除杂不可能将杂质离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。 ◆三、溶液中的三种守恒： 以Na2S和NaHS溶液为例： 1、电荷守恒： Na2S水溶液：[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH-] NaHS水溶液：[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH-] 意义：溶液呈电中性，因此阴正离子所带正负电荷总数相等。 写法：将溶液中所有正离子浓度相加，等于 溶液中所有负离子浓度相加，其中每个离子浓度前的系数等于其所带电荷电量的绝对值。 特点：电荷守恒式只与溶液中离子种类相关，与浓度无关。 2、物料守恒： Na2S水溶液：[Na+]=2([S2-]+[HS-]+[H2S]) NaHS水溶液：[Na+]=[S2-]+[HS-]+[H2S] 意义：加入的物质中各种原子进入溶液后只是存在形态发生的改变，但数目守恒。 写法：观察加入的物质中非H、O元素的原子比例，将溶液中某原子的所有存在微粒浓度相加表示该原子的总浓度，再根据原加入物质中原子数目之比配平系数。 特点：不能以H、O原子书写物料守恒，因为水中有大量的H、O原子。 3、质子守恒： Na2S水溶液：[OH-]=[HS-]+2[H2S]+[H+] NaHS水溶液：[OH-]+[S2-]=[H2S]+[H+] 意义：溶液中各微粒得质子（即H+）总数等于失去的质子总数。 写法：① 将电荷守恒与物料守恒联立，约去[Na+]即可得到质子守恒式。 ② 将溶液中得到质子后形成的微粒浓度乘以得到质子的数目再相加，相当于于得质子总数；所有失去质子后得到的微粒浓度乘以失去的质子数再相加，相当于失去的质子总数；二者相等即可。 物理意义写法：(Na2S为例) 得到的质子总数=n(HS-)+2n(H2S)+n(H+)，失去的质子数=n(OH-)，二者相等。再除以溶液体积即可得到质子守恒式 ◆四、溶液中离子的浓度大小比较： 1、弱酸溶液： 0.1mol/L的HAc溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：（[HAc] >）[H+] >[Ac-] >[OH-] 0.1mol/L的H2S溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：（[H2S] >）[H+] >[HS-] >[OH-]>[S2-]（说明：H2S的二级电离常数太小，导致[OH-]>[S2-]，如果是碳酸，则是[CO32-]>[OH-]） 2、一元弱酸的正盐溶液： 0.1mol/L的CH3COONa溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na+] >[Ac-] >[OH-]>[H+] 3、二元弱酸的正盐溶液： 0.1mol/L的Na2CO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na+]>[CO32－]>[OH－]>[HCO3－]（>[H2CO3]）>[H+] （一步水解后产生等量OH-和HCO3－，但后者还要水解，浓度会减小，故[OH－]>[HCO3－]，溶液碱性，[H+]最小） （关于碳酸与氢离子浓度大小比较可以由进行讨论，常温下k1数量级是10-7，而[HCO3-]接近[OH-]，一般大于这个值，因此整个分数小于1，故[H2CO3]）>[H+]） 4、二元弱酸的酸式盐溶液： 0.1mol/L的NaHCO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na+]>[HCO3－]>[OH－]（>[H2CO3]）>[H+]>[CO32－] （水解大于电离，故水解产物（H2CO3、OH-）浓度大于电离产物（CO32－、H+）浓度，水也电离，故[H+]>[CO32－]） 0.1mol/L的NaHSO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na+]>[HSO3－]>[H+]>[SO32－] >[OH－]（>[H2SO3]） （电离大于水解，因此电离产物（SO32－与H+）浓度大于水解产物（OH-）浓度，水电离导致，[H2SO3]最小） 5、常见的混合溶液情况分析： ① 混合后若反应，则先弄清反应后溶液中的溶质以及各溶质浓度，计算浓度时不要忘记体积的稀释效果； ② 混合溶液中物料守恒可能等式的一边以具体的浓度出现，要能看出来。 ③ 混合溶液质子守恒一般由其他两个式子联立得到，直接由概念上理解推导较难。 ④ 常见的等浓度酸/碱与对应的盐混合其酸碱性最好能记住。如： 等浓度HAc与NaAc混合，电离大于水解，呈酸性；等浓度NH3·H2O与NH4Cl混合，电离大于水解，呈碱性；等浓度HCN与NaCN混合，水解大于电离，呈碱性。 （1）0.1mol/L的NH4Cl和0.1mol/L的氨水混合溶液： 溶质：不反应，溶质是NH4Cl与NH3·H2O（都是0.05mol/L） 电荷守恒式：[NH4+]+[H+]=[OH-]+[Cl-] 物料守恒式：[NH4+]+[NH3·H2O]=2[Cl-] （或[NH4+]+[NH3·H2O]=0.1mol/L） 质子守恒式：[NH4+]+2[H+]=[NH3·H2O]+2[OH-] 离子浓度比较：[NH4+]>[Cl-]（>[NH3·H2O]）>[OH-]>[H+] （2）0.1mol/L的HAc和0.1mol/L的NaAc混合溶液： 溶质：不反应，溶质是HAc与NaAc（都是0.05mol/L） 电荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac-]+[OH-] 物料守恒式：[Ac-]+[HAc]=2[Na+] （或[Ac-]+[HAc]=0.1mol/L） 质子守恒式：[HAc]+2[H+]=[Ac-]+2[OH-] 离子浓度比较：[Ac-]>[Na+]（>[HAc]）>[H+]>[OH-] （3）0.1mol/L的HCl和0.2mol/L的NaAc混合溶液： 溶质：反应，最终溶质是HAc、NaAc与NaCl（都是0.05mol/L） 电荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac-]+[Cl-]+[OH-] 物料守恒式：[Ac-]+[HAc]= [Na+]=2[Cl-] （或[Ac-]+[HAc]=0.1mol/L） 质子守恒式：[HAc]+2[H+]=[Ac-]+2[OH-] 离子浓度比较：[Na+]>[Ac-]>[Cl-]（>[HAc]）>[H+]>[OH-] 易错点01：正确理解认识水的离子积常数 c(H+)和c(OH-)均表示整个溶液中的H+、OH-的总物质的量浓度。②Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。酸溶液中：Kw= c(H+)酸·c(OH-)水 ，碱溶液中：Kw= c(H+)水·c(OH-)碱，盐溶液中：Kw= c(H+)水·c(OH-)水。不同溶液中的c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中的c(H+)水=c(OH-)水。25℃时，水中的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L，Kw=1.0×10-14。100℃时，水中的c(H+)=c(OH-)≈1.0×10-6mol/L，Kw=1.0×10-12。Kw有单位，其单位为mol2·L-2，因其复杂通常省略。Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大，水更易电离 易错点02：理解电解质与非电解质 必须是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。例如：铜、氯化钠。水溶液电解质不一定导电，导电的不一定是电解质。例如：氯化钠固体、氯化钠水溶液。非电解质不导电，不导电的不一定是非电解质。例如：氢气。电解质必须是化合物本身能电离出离子，否则不属于电解质。例如：NH3、SO2、CO2。 易错点03：酸碱中和滴定的指示剂的选择 选用变色明显、灵敏，且变色范围与酸碱恰好完全反应后溶液的pH接近，在pH突变的范围内,常用甲基橙和酚酞。“强酸滴碱甲基橙，强碱滴酸用酚酞，强酸强碱若互滴，甲基橙酚酞都可以” 易错点04：酸碱中和滴定的注意事项 ①不能用量筒代替滴定管。滴定管的优点：一是读数精确（0.01），二是可以逐滴滴加液体。 ②润洗滴定管的目的是因为滴定管内壁有蒸馏水，对所装溶液有稀释作用，造成实验误差，通过润洗可减少误差。 ③视线应与凹液面最低点在同一水平线上。 ④在中和滴定过程中，标准液和待测液的盛放的位置可以颠倒，因此在误差分析中，要看清楚标准液与待测液的位置。标准液在滴定管中与标准液在锥形瓶中产生误差的情况恰好相反；在分析误差时，都只考虑滴定管中体积对浓度的影响。 易错点05：水解规律 越弱越水解，越热越水解，越稀越水解，加酸或碱抑制或促进水解 易错点06：离子沉淀完全不是该离子不存在 生成沉淀的离子反应不能进行到底（即离子浓度≠0），一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10-5mol/L时，化学上通常认为生成沉淀的反应就进行完全了。易溶的饱和溶液中也存在溶解平衡。例：NaCl饱和溶液中存在溶解和结晶平衡 易错点07：选择沉淀剂的原则 要能除去溶液中指定的离子，又不能影响其他离子的存在，并且由沉淀剂引入溶液的杂质离子还要便于除去，如沉淀NaNO3溶液中的Ag+，可用NaCl作沉淀剂。溶液中沉淀物的溶解度越小，离子沉淀越完全，例如，除去SO42-，选择Ba2+比Ca2+好。要注意沉淀剂的电离程度，如欲使Mg2+沉淀为Mg(OH)2，用NaOH作沉淀剂比用氨水的效果要好 方法01．pH试纸的正确使用规则 【解题通法】pH试纸不能用水润湿，否则可能使测量结果偏大、偏小、不变 。所测pH值一般为整数。若某溶液具有漂白性，则不能用酸碱指示剂测定溶液的酸碱性，也不能用pH试纸测定其pH。 【典型例题】pH试纸使用操作正确的是（    ） A．将pH试纸的一端浸入溶液，观察颜色变化 B．将pH试纸的一端浸入溶液一会，再取出与标准比色卡相比较 C．用洁净的玻璃棒沾取被测溶液，滴在pH试纸上，颜色变化后与比色卡对照 D．先将pH试纸用蒸馏水润湿，再用洁净的玻璃棒沾取被测溶液，滴在pH试纸上，颜色变化后与比色卡对照 【答案】C 【详解】pH试纸的正确使用方法为，将试纸放在玻璃板或白瓷片上，用洁净的玻璃棒蘸取或用胶头滴管吸取少量待测液，滴到试纸上，待试纸颜色发生变化后，与标准比色卡进行对比，读取pH的数值。不能直接将pH浸入溶液，也不能用蒸馏水润湿，故答案选C。 方法02．能正确计算pH 【解题通法】对于碱而言，必须先算出c(OH-)，再算出c(H+)，再求pH值，不能直接求c(H+) 【典型例题】下列有关说法正确的是 A．常温下，某物质的水溶液的，则物质一定是电解质 B．常温下，将的溶液与的醋酸溶液等体积混合，则混合溶液 C．测出的溶液的，则的溶液的 D．常温下，用干燥的试纸测饱和溶液的，可证明为弱碱 【答案】D 【详解】A．二氧化碳或二氧化硫的水溶液呈酸性，溶液pH小于7，但二氧化碳或二氧化硫均不能电离出自由移动的离子，属于非电解质，故A错误； B．氢氧化钠是强碱，在溶液中完全电离，醋酸是弱酸，在溶液中部分电离，则常温下，pH为11的氢氧化钠溶液的浓度为10－3mol/L，pH为3的醋酸溶液的浓度大于10－3mol/L，所以pH为11的氢氧化钠溶液与pH为3的醋酸溶液等体积混合时，醋酸溶液过量，混合溶液呈酸性，溶液pH小于7，故B错误； C．氢氟酸是弱酸，在溶液中部分电离出氢离子和氟离子，加水稀释时，电离平衡右移，溶液中氢离子物质的量增大，则由1mol/L氢氟酸溶液pH为a可知，0.01mol/L氢氟酸溶液pH小于(a+2)，故C错误； D．常温下，用干燥的pH试纸测得饱和氯化铵溶液的pH小于7，说明氯化铵在溶液中水解使溶液呈酸性，证明一水合氨为弱碱，故D正确； 故选D。 方法03．电解质与溶解度无关 【解题通法】电解质的强弱与溶解性无关，与溶液的导电性无必然联系。电解质的导电性与溶液中自由移动的离子浓度有关，自由移动的离子浓度越大，离子所带电荷数越多，导电性越强。 【典型例题】宋代《千里江山图》保存至今依旧绚烂，鲜艳色彩与所用的矿物颜料有关。根据相应矿物颜料中的主要化学物质，下列判断错误的是 A．“水墨”（炭），性质稳定因此保存时间长 B．“赭石”（赤铁矿），主要成份是 C．“石绿”（碱式碳酸铜），化学式为属于盐类 D．“砗磲粉”（大理石粉），其中属于电解质 【答案】B 【详解】A．炭（碳单质）化学性质稳定，常温下不易与其他物质反应，因此保存时间长，A正确； B．赤铁矿的主要成分是氧化铁（），而是磁铁矿的主要成分，B错误； C．碱式碳酸铜由金属阳离子（）和酸根（）组成，属于盐类（碱式盐），C正确； D．虽难溶于水，但熔融时能完全电离并导电，属于强电解质，D正确； 故选B。 方法04．电离平衡常数与多元弱酸的电离 【解题通法】K越大，只能说明其分子发生电离的程度越大，但其溶液中的离子浓度不一定大，导电能力也不一定强。多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的K，对于同一种弱酸的K1、K2、K3，总有K1》K2》K3，即电离程度逐渐减弱。这是因为上一级电离产生的H+，对下一级电离起到抑制作用。所以计算多元弱酸溶液的c(H+)或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离 【典型例题】下列关于电解质和电离平衡常数的叙述中正确的是 A．和均为弱电解质 B．电离平衡常数(或)和化学平衡常数(K)均与温度、压强和浓度等因素有关 C．碳酸的电离方程式为 D．同一温度和浓度下，一元弱碱的电离平衡常数越大，碱性越强 【答案】D 【详解】A．为强电解质，A错误； B．通常情况下，化学平衡常数(K)只受温度影响，电离平衡常数(或)首先由弱电解质的性质决定，也与温度有关，与压强、浓度无关，B错误； C．多元弱酸是分步电离的，碳酸的电离方程式为、，C错误； D．同一温度和浓度下，一元弱碱的电离平衡常数越大，说明电离程度越大，其碱性越强，D正确； 答案选D。 方法05．正确理解酸碱滴定终点 【解题通法】滴定终点：酸碱恰好完全中和的时刻。恰好中和=酸碱恰好完全反应≠溶液呈中性。判断终点的方法：等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点。 记录此时标准液的体积。 【典型例题】下列有关滴定实验的说法正确的是 A．滴定管和锥形瓶水洗后都要用待装液润洗 B．聚四氟乙烯滴定管可以盛装盐酸或NaOH溶液 C．滴定过程中摇动锥形瓶，眼睛注视滴定管内溶液颜色变化 D．滴定终点时液面如图，读数为20.20 mL 【答案】B 【详解】A．滴定实验时，滴定管要用待装液润洗，但锥形瓶不能用待装液润洗，否则会导致实验误差，A错误； B．聚四氟乙烯滴定管既耐酸又耐碱，因此聚四氟乙烯滴定管既可以盛装盐酸也可以装NaOH溶液，B正确； C．滴定时，左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛观察锥形瓶内颜色的变化，判断滴定终点后再读数，C错误； D．滴定管0刻度在上，需要估读到0.01mL，故读数为19.80mL，D错误； 故选B。 方法06．理解水解规律 【解题通法】有弱就水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。组成盐的酸越弱，水解程度越大。例如：水解程度：Na2CO3 >CH3COONa，因为酸性：H2CO3 <CH3COOH。同浓度的正盐比其酸式盐水解程度大。例如：0.1mol/L的Na2CO3 >0.1mol/L的NaHCO3。弱酸酸式盐的酸碱性，看电离与水解程度大大小。HCO3-、HPO42-、HS- 以水解为主→显碱性 【典型例题】下列根据化学有关“规律”推出的结论合理的是 A．根据“有弱会水解，谁强显谁性”的规律推出溶液显碱性 B．根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出ⅠA族元素最高正价都是+1价 C．根据“增大反应物浓度可加快反应速率”推出，常温下铁与浓硝酸反应速率大于稀硝酸 D．根据“较强酸制取较弱酸”的规律，推出通入NaClO溶液中能生成HClO 【答案】B 【详解】A．溶解在水中，的电离程度大于其水解程度，所以溶液显酸性，A错误； B．主族元素最高正化合价等于族序数，ⅠA族元素最高正价都是+1价，B正确； C．常温下铁遇浓硝酸钝化，阻碍反应进一步发生，C错误； D．通入NaClO，它们之间发生氧化还原反应，得不到HClO，D错误； 答案选B。 方法07．书写盐类水解方程式时要注意 【解题通法】一般盐类水解的程度很小，用可逆号“⇌”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示；而多元弱碱正离子的水解简化成一步完成。 【典型例题】下列水解方程式错误的是 A．CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- B．NH+H2ONH3•H2O+H+ C．CO+2H+H2CO3+2OH- D．Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+ 【答案】C 【详解】A．醋酸根的水解方程式为：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，A正确； B．铵根水解为一水合氨，水解方程式为：NH+H2ONH3•H2O+H+，B正确； C．碳酸根水解为碳酸氢根离子，水解方程式为：CO+ H2OHCO+OH-，C错误； D．三价铁水解为氢氧化铁，水解方程式为：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，D正确； 故选C。 方法08．难溶电解质的溶解平衡与电离不同 【解题通法】(1)AgCl(s)⇌Ag＋(aq)＋Cl－(aq)与AgCl===Ag＋＋Cl－所表示的意义不同。前者表示难溶电解质AgCl在水溶液中的沉淀溶解平衡方程式，后者表示强电解质AgCl在水溶液中的电离方程式。用沉淀法除杂不可能将杂质离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。 【典型例题】下列方程式书写正确的是 A．在水溶液中的电离方程式： B．甲烷燃烧热的热化学方程式：   C．的水解方程式： D．沉淀溶解平衡方程式： 【答案】C 【详解】A．NaHSO4在水溶液中的电离方程式：NaHSO4=Na＋＋H++SO，故A错误； B．1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，燃烧热限定生成，故B错误； C．CO水解分两步，CO＋H2OHCO＋OH-，HCO+ H2OH2CO3+ OH-，以第一步为主，故C正确； D．CaCO3沉淀在溶液中存在沉淀溶解平衡，其溶解平衡方程式为：CaCO3(s) Ca2＋(aq)＋CO( aq)，故D错误； 故答案选C。 / 学科网（北京）股份有限公司 $