第3章 水溶液中的离子反应与平衡（期中知识清单）高二化学上学期沪科版

期中知识清单（沪科版第3章 水溶液中的离子反应与平衡） · 考点01 水的电离和离子积常数 一、水的电离 实验证明，纯水具有 的导电性，是 电解质。 二、水的离子积常数 1. 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 将水的电离平衡常数表达式进行变形： 水的电离极其微弱，在室温下电离前后 几乎不变，因此，常数K电离与常数的积作为一新的常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，记作KW 在25℃时， 2. 对于水的离子积的理解 ①弱电解质的电离是吸热的，温度越高， 越大，水的电离度越大。但对于纯水，尽管 电离度增大，但由于 ，仍是中性水。 评价水溶液酸碱性的根本原则： 。 ② 不仅适用于纯水（或其他中性溶液），也适用于酸碱盐的稀溶液。 ③不同溶液中， 、 可能不同，但是溶液中由水电离出来的 、 总 是 。 ④与平衡常数一样，水的离子积是有单位的，但因其复杂经常省略。 3. 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） 三、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. 四、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 碱 可水解 的盐 Na2CO3 NH4Cl 温度 升温 降温 其他：如加入Na 【注意事项】 [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。 （1）除水解导致溶液 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 · 考点02 溶液酸碱性与pH 一、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 。 25℃时，溶液pH与酸碱性的关系： 2、 溶液pH的测定 （1）酸碱指示剂 酸碱指示剂一般是弱有机酸或是弱有机碱，他们的颜色变化是在一定范围内发生的，因此可以利用这些弱酸弱碱来测定溶液的pH。但一般不能准确测定溶液的pH，只能测定pH的范围。见下表： （2）pH试纸 粗略的测定溶液的pH可以使用pH试纸， pH试纸测得的值只能为自然数（从1到14）而不能为小数或分数（看与标准比色卡上哪个 pH的颜色最接近）。 用 pH试纸测定pH的具体操作为： 。 （3）pH计 精确测定溶液的pH值（精确到 ，如pH = 1.00）。 3、 溶液pH的计算 1. 单一溶液pH的计算 （1） 求强酸溶液的 pH：由 c(酸)→c(H+)→pH （2） 求强碱溶液的 pH：由 c(碱)→c(OH-)→c(H+)→pH 2. 混合溶液pH的计算 （1） 两种强酸混合溶液的 pH：由c(H+) = → pH （2） 两种强碱混合溶液的 pH：由c(OH-) = → c(H+) → pH （3） 两种强酸强碱混合溶液的 pH： ①恰好中和，pH=7； ②若酸过量，先求中和后的 c(H+)，再求 pH； ③若碱过量，先求中和后的 c(OH-)，再通过KW 求出 c(H+)，最后求 pH。 3. 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： （1）强酸溶液，被稀释10n倍，溶液的pH增大 (溶液的pH不会大于7)。 （2）强碱溶液，被稀释10n倍，溶液的pH减小 (溶液的pH不会小于7)。 （3）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 。 （4）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)。 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： （1）若强酸与强碱溶液的 pH 之和大于 14，则混合后显 性，pH 7。 （2）若强酸与强碱溶液的 pH 之和等于 14，则混合后显 性，pH 7。 （3）若强酸与强碱溶液的 pH 之和小于 14，则混合后显 性，pH 7。 （4）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，， 。 【拓展】溶液的pOH与酸度AG （1）类似于pH，可定义c（OH_）的以10为底的负对数为溶液的pOH，即 （2）为了更好地表示溶液的酸碱性，科学家们提出了酸度的概念。酸度的符号为AG，定义式为 。 酸度与溶液酸碱性的关系为： ①酸性溶液：c（H+）＞ c（OH_），AG＞0，AG越大，酸性越强。 ②中性溶液：c（H+） = c（OH_），AG = 0。 ③碱性溶液：c（H+）＜ c（OH_），AG＜0，AG越小，碱性越强。 · 考点03 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 ：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2 弱酸：HClO、HNO2 ：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 。 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 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。 条件改变 平衡移动 平衡常数 n(H+) c(H+) 导电性 电离度 pH 加冰醋酸 温度 升温 同离子效应 加醋酸钠 加HCl 化学 反应 加NaOH 加锌粒 加水稀释 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 。 （4） 注意事项 ① 只与弱电解质的性质和温度有关，与浓度无关。 ② 同一温度下，电离常数越大，则其相应溶液的酸性或碱性越强。 ③ 根据电离常数的大小可以比较弱酸、弱碱溶液中部分离子的浓度大小。 ④ 弱电解质的电离常数越大，说明其分子发生电离的程度越大，但溶液中离子浓度不一定越大，溶液的导电能力也不一定越强。 ⑤多元弱酸的电离是分步进行的，每步都有各自的电离常数，通常分别用K1、K2、K3来表示。对于同一种弱酸来说，总有 ，即电离程度逐渐减弱。 【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 一元弱酸 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 一元弱酸 · 考点04酸碱中和滴定 1. 定义 利用中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的浓度的实验方法。 2. 原理 滴定管中装有已知物质的量浓度的溶液（称“标准溶液”），锥形瓶中盛放一定量未知浓度待测定的溶液（称“待测液”），待测液中预先加有几滴酸碱指示剂。 把滴定管中溶液逐滴加入到锥形瓶中，酸碱中和反应完全时，随着酸碱中和百分数的上升，溶液的pH会发生变化，对于强酸、强碱的中和，开始时由于被中和的酸或碱浓度较大，加入少量的碱或酸对其pH的影响不大（酸缓冲区或碱缓冲区）。 当接近滴定终点（pH=7）时，很少量（约一滴）的碱或酸就会引起溶液pH突变（滴定突变）。此时指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应到达终点。 这时通过滴定管中用去酸或碱的量，利用化学方程式所表示的酸碱之间的剂量关系，可以算出待测液的物质的量浓度。即表达式： VA、VB表示酸、碱反应时的化学计量数，若为一元酸碱，则 3. 滴定的关键点 （1）准确测定参加反应的酸（或碱）溶液的体积； （2）准确判断滴定终点。 4. 实验仪器和试剂 （1）仪器：酸式滴定管（酸性、中性溶液或强氧化性溶液）、碱式滴定管（碱性溶液）、移液管或量筒、滴定管夹、铁架台、锥形瓶等等。 （2）试剂：已知浓度的酸或碱溶液（标准液）、未知浓度的酸或碱溶液（待测液）、酸碱指示剂。 【注意事项】 滴定管的使用方法 ① 检查仪器：检查活塞或阀是否漏水。 ② 润洗仪器：洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗2~3遍。 ③ 加入反应液：加入反应液，使液面位于滴定管刻度“0”以上2~3mL处，并将滴定管垂直固 定在滴定管夹上。 ④ 调节起始读数：调节活塞或阀，使滴定管尖嘴部分充满反应液。 ⑤ 放出反应液：根据实验需要从滴定管中逐滴放出一定量的液体。 5. 指示剂 ① 常用的酸碱指示剂及变色范围： ②指示剂的选择 选择指示剂时，一般要求变色明显，所以一般不选用石蕊。指示剂的变色范围与恰好中和时的pH要吻合。强酸强碱之间的滴定用甲基橙或酚酞均可。若用强酸滴定弱碱，用甲基橙为好，终点的现象为由黄变橙；若用强碱滴定弱酸，用酚酞为佳，终点的现象为由无色变浅红。 口诀为： 。 6. 实验步骤及操作 （1） ：锥形瓶内只用蒸馏水洗涤，不能用待测溶液润洗。经检验后不漏水的酸/碱式滴定管先用蒸馏水洗涤，再用所盛溶液润洗2~3次。洗涤的原则是少量多次。 （2） ：向酸式滴定管中注入标准盐酸至“0”刻度以上，调节液面至 “0” 或 “ 0” 以下，使尖嘴部分充满溶液且不留有气泡，记下刻度。 用碱式滴定管取待测NaOH溶液，调节液面使尖嘴部分充满溶液而不留有气泡，准确放出一定体积的溶液置锥形瓶中，加入2~3滴甲基橙或酚酞。 （3） ：在锥形瓶下垫一张白纸，滴定过程中用左手旋转活塞，右手不断旋转振荡锥形瓶， 眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化，至加入一滴盐酸，使溶液由黄色变为橙色或由红色褪为无色，停止滴定。 总结为： 。 （4） ：平视滴定管中凹液面的最低处，读取溶液体积。 （5） ：重复滴定2~3次，要求每次滴定所消耗的溶液体积误差不超过0.2mL，取几次结果的平均值，用 进行计算。 7. 酸碱中和滴定曲线的绘制 酸碱反应曲线是以酸碱混合过程中滴加酸或碱的量为横坐标，以溶液pH为纵坐标给出一条溶液pH随酸的滴加量而变化的曲线。它描述了酸碱混合过程中溶液的pH的变化情况，其中酸碱反应终点附近的pH突变情况，对于定量测定碱或酸的浓度实验中如何选择合适的酸碱指示剂具有重要意义。 8. 酸碱中和滴定的误差分析 中和滴定是一个要求较高的定量实验，每一个不当的或错误的操作都会带来误差。 对于一元酸碱，由 可知，VB是准确量取的体积，cA是标准溶液的浓度，它们均为定值，所以cB的大小取决于VA的大小，VA大则cB大，VA小则cB小。 下面以标准碱溶液（NaOH溶液）滴定未知浓度的酸（稀HCl）为例，常见的因操作不正确而引起的误差有： 步骤 操作 V（NaOH） c（HCl） 洗涤 碱式滴定管未用标准溶液润洗 酸式滴定管未用待测溶液润洗 锥形瓶用待测溶液润洗 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 取液 放出酸液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 锥形瓶中指示剂加得过多 滴定 碱式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 震荡锥形瓶时有部分液体溅出 滴定终点时滴定管尖嘴悬一滴溶液 指示剂变色即停止滴定 溶液颜色较浅时滴碱液过快，停止滴定后返加一滴 HCl溶液无变化 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 两次滴定所消耗的酸液体积相差太大 NaOH造成的误差 NaOH已部分潮解 NaOH已部分变质 NaOH中有杂质（杂质不与HCl反应） 9. 减少误差的三种方法 （1）半分钟：振荡，半分钟内不变色，即为滴定终点。 （2）1~2min ：滴定停止后，等待1~2min ，让附着在滴定管内壁的溶液流下后，再进行读数。 （3）重做一次：同一实验要做两次，两次滴定的标准溶液的使用量不能相差超过0.2mL，再取平均数。 · 考点05 盐类水解 一、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。 二、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 三、特点 四、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： 五、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 — pH 7 强酸弱碱盐 NH4Cl、 Cu(NO3)2 、 pH 7 弱酸强碱盐 CH3COONa、Na2CO3 、 pH 7 六、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↑。 七、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 。 八、常见的“弱”离子 （1）弱碱阳离子： 等。 （2）弱酸根离子： 等。 九、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。 · 考点06 盐类水解平衡 一、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。 二、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 三、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＋＋3H2O Fe(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 · 考点07 难溶电解质的溶解平衡 一、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－ 二、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 三、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。 · 考点08 沉淀溶解平衡的移 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 ，溶液过饱和，有沉淀析出； 当 ，溶液恰好饱和； 当 ，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 加水稀释 加入少量AgNO3 通入HCl 通入H2S 二、沉淀溶解平衡的应用 （1）沉淀的生成 ：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＋。 ：如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为： Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋。 （2）沉淀的溶解 ：用离子方程式表示难溶于水的CaCO3可溶于盐酸CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。 ：用离子方程式表示Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液 Mg(OH)2＋2NH＋4===Mg2＋＋2NH3·H2O。 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)。 【注意事项】　 （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。 · 考点09 溶液中的三大守恒 以Na2S和NaHS溶液为例： 一、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。 二、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。 三、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。 · 考点10 溶液中离子浓度大小的比较 一、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： 二、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： 三、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+]） 四、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） 五、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 水的离子积常数 1. c(H+)和c(OH-)均表示整个溶液中的H+、OH-的总物质的量浓度。 2. Kw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。 3. 3. 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。 4. Kw有单位，其单位为mol2·L-2，因其复杂通常省略。 5. 5. Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大，水更易电离 【判断对错】 1. 时，若溶液中，则溶液中。（ √ ） 2. 升高温度，若增大到，则纯水电离出的。（ √ ） 3. 在纯水中加入少量酸，水的电离平衡逆向移动， 减小。（ × ） 4. 时，水的离子积，时水的离子积，则时水中的。 （ × ） 5. c(OH-)>1×10-7 mol·L-1某电解质溶液一定是碱性溶液。 （ × ） 6. 将水加热，Kw增大，pH减小。（ √ ） 7. 某温度下，纯水中c(H＋)=2.0×10-7mol·L-1，则此时c(OH-)=5×10-8mol·L-1。（ × ） 8. 在表达式Kw=c(H＋)·c(OH-)中c(H＋)、c(OH-)一定是水电离出的。（ × ） 9. 室温下，0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液和0.1 mol·L-1 NaHSO4溶液中水的电离程度、Kw均相同。（ × ） 10. 25℃时，向纯水中通入一定量SO2，水的电离平衡不移动，Kw不变。（ × ） · 易错点02 电解质与非电解质的判断 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。 【判断对错】 1. 向氨水中滴加酚酞变红色，说明NH3·H2O是弱电解质。（ × ） 2. 已知是正盐，其水溶液呈碱性，则属于二元弱酸。（ × ） 3. NH3溶于水能导电，所以NH3是电解质。（ × ） 4. 铁能导电，故铁是电解质。（ × ） 5. 盐酸能导电，所以盐酸是电解质。（ × ） · 易错点03 酸碱中和滴定 1. 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” 2. 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。 【判断对错】 1. 利用酚酞试液作指示剂，达到滴定终点时，锥形瓶内的溶液的pH一定为7。（ × ） 2. “酸碱中和滴定”实验中，容量瓶和锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管和移液管用蒸馏水洗净后，须经干燥或标准溶液润洗后方可使用。（ √ ） 3. 若用标准盐酸滴定待测NaOH溶液，滴定前仰视，滴定后俯视，则测定值偏大。（ × ） 4. 盛有标准盐酸溶液的滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失，则滴定结果偏高。（ √ ） 5. 中和滴定时为了节省时间，不需要重复2～3次实验。（ × ） 6. 利用如图所示的方法，排出酸式滴定管内的气泡。（ × ） · 易错点04 pH试纸的使用 1. 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。 2. 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。 【判断对错】 1. 用广泛试纸测得某溶液的为。（ × ） 2. pH=7的溶液不一定呈中性。（ √ ） 3. 用广泛pH试纸测得某溶液的pH为3.4，用pH计测得某溶液的pH为7.45。（ × ） 4. 室温下，用pH试纸测得某NaClO溶液的pH=9。（ × ） 5. pH试纸可以测定所有溶液的pH。（ × ） · 易错点05 水解规律 有弱才水解、无弱不水解。 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。 越弱越水解。 谁弱显谁性，同强显中性。 【判断对错】 1. 铵盐都易溶于水，其水溶液均呈酸性。（ × ） 2. 离子能够发生水解的盐溶液一定呈酸性或碱性。（ × ） 3. 盐类水解反应的逆反应是中和反应。（ √ ） 4. NaClO、KClO3等氯的含氧酸盐的氧化性会随溶液的pH减小而增强。（ √ ） 5. 盐溶液的酸碱性主要决定于形成盐的酸和碱的相对强弱。（ √ ） 6. Al3＋发生水解反应的离子方程式：Al3＋＋3H2OAl(OH)3↓＋3H＋。（ × ） 7. Na2CO3溶液呈碱性的原因：CO＋2H2OH2CO3＋2OH-。（ × ） 8. 加热0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液，CO的水解程度和溶液的pH均增大。（ √ ） 9. 水解平衡右移，盐离子的水解程度可能增大，也可能减小。（ √ ） 10. 向AlCl3溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和气体生成。（ √ ） · 易错点06 盐类水解的应用 一、在日常生活中的应用 1.纯碱可用于中和发酵面团中的酸性物质 2.纯碱有较强的去油污能力，加热可以增强去污能力 3.小苏打片可治疗胃酸过多 4.有些盐可作净水剂（如铝盐、铁盐）。 5.泡沫灭火器产生泡沫是利用了Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液发生双水解反应。 二、实验室中的应用 药品储存：Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液 FeCl3、AlCl3溶液，为了抑制水解，可加入少量盐酸，以防止溶液浑浊。 Na2CO3、NaHCO3等水解显碱性的溶液均不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存。 三、工业中的应用 1.除杂 为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下加入镁及其化合物，氧化镁与Fe3+水解产生的H+反应，使水解平衡 不断向右移动， 会生成 沉淀而被除去。 2.制备金属氧化物 用TiCl4制备TiO2： 制备时加入大量的水，同时加热，促进水解正向进行，所得产物经焙烧得到TiO2。类似的方法也可用来制备SnO、SnO2、Sn2O3等。 3.溶液蒸干灼烧 ①考虑盐是否分解。如加热蒸干Ca(HCO3)2，因其受热分解，最终所得固体为 。 ②考虑氧化还原反应。如加热蒸干Na2SO3溶液，因其易被氧化，所得固体为 。 ③不水解、不分解的盐溶液蒸干时，如NaCl，析出相应的晶体。 ④能水解但生成的酸不挥发，一般析出该盐的晶体。如Al2(SO4)3溶液中虽然Al3+能水解，但水解得到的H2SO4不挥发，故仍可得到Al2(SO4)3晶体；而FeCl3、AlCl3等溶液，由于水解得到的HCl会挥发，可促进水解平衡正向进行，故得到的晶体 ；若蒸干后继续加热，则可分解为其对应的金属氧化物 。为制备FeCl3、AlCl3晶体，需要将FeCl3、AlCl3溶液置于 气体中加热蒸干，抑制Fe3+、Al3+水解，最终值得FeCl3、AlCl3晶体。 ⑤盐水解生成强碱时，蒸干之后一般能得到原物质，如蒸干Na2CO3溶液；但有时需多角度考虑，例如蒸干NaClO溶液，既要考虑ClO-的水解，又要考虑水解得到的HClO分解，故最后得到的产物为 。 【判断对错】 1. Al2(SO4)3和小苏打反应是泡沫灭火器的原理。（ √ ） 2. Mg粉与浓NH4Cl溶液反应放出H2和NH3。（ √ ） 3. 水解可生成胶体，则可用作净水剂。（ √ ） 4. 将FeCl3、Fe2(SO4)3溶液分别加热蒸干并灼烧，最后均可得到Fe2O3(s)。（ × ） 5. CH3COO-与NH水解相互促进，所以两者不能大量共存。（ × ） 6. 向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液，发生相互促进的水解反应，产生沉淀和气体。（ × ） · 易错点07 沉淀溶解平衡 1. 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。 2. 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 【判断对错】 1. 相同温度下，Ksp小的电解质其溶解能力一定比Ksp大的电解质的溶解能力小。（ × ） 2. 25℃时，Ksp(Ag2CrO4)<Ksp(AgCl)，则溶解度：Ag2CrO4<AgCl。（ × ） 3. 氯化银沉淀的溶解度为零。（ × ） 4. Ksp小的物质其溶解度一定比Ksp大的物质的溶解度小。（ × ） 5. 升高温度，AgCl的溶解度不变。（ × ） 6. 电解质在水中存在沉淀溶解平衡，是一种动态平衡。（ √ ） 7. 在同浓度的盐酸中，ZnS可溶而CuS不溶，说明CuS的溶解度比ZnS的小。（ √ ） · 方法1 pH的计算 1.单一溶液pH的计算 （1）强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。 （2）强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。 2.混合溶液pH的计算 （1）两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。 （2）两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。 （3）强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。 c(H＋)混或c(OH－)混＝。 3.稀释后溶液pH的变化规律 （1）对于强酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH增大n个单位，即pH＝a＋n(a＋n<7)。 （2）对于强碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH减小n个单位，即pH＝b－n(b－n>7)。 （3）对于弱酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH的范围是：a<pH<a＋na＋n<7)(即对于pH相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，强酸pH变化的程度大)。 （4）对于弱碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH的范围是：b－n<pH<b(b－n>7)(即对于pH相同的强碱和弱碱稀释相同倍数，强碱pH变化的程度大)。 4.25 ℃时，将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，pH酸＋pH碱＝14－lg V酸∶V碱 c(H＋)∶c(OH－) pH酸＋pH碱 10:1 1∶10 15 1∶1 1∶1 14 1:10 10∶1 13 · 方法2 溶液的导电性 1. 溶液的导电性与电解质的强弱无关；也与电解质的溶解度无关。 2.溶液的导电性取决于溶液中自由移动离子的浓度以及溶液中自由移动离子所带的电荷数。 · 方法3 弱电解质的电离平衡 1.电离平衡 弱电解质在溶液中电离时，不完全电离，存在电离平衡。当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。其平衡特点与化学平衡相似。图示如下： 2.电离平衡特征 （1）逆：过程是可逆的 （2）等：v（电离）= v（结合）≠0 （3）动：电离平衡是一种动态平衡 （4）定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子 （5）变：条件改变时，电离平衡发生移动 4.影响电离平衡的因素 （1）内因（决定性因素）：弱电解质的电离程度大小主要由电解质本身的性质决定。 通常电解质越弱，电离程度越小。 （2）外因（影响因素）： 平衡移动原理（即勒夏特列原理）同样适用于电离平衡。 ①温度：弱电解质的电离过程一般是吸热，升高温度，电离平衡向着电离的方向移动。 ②浓度：在一定温度下，对于同一弱电解质，溶液越稀，电离平衡向电离方向移动，弱电解质的电离程度就越大，即浓度越大，电离程度越小；浓度越小，电离程度越大。 ③同离子效应：在弱电解质溶液中，加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆反应方向 移动。 ④化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向 电离的方向移动。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka 加水稀释 向右 增大 减小 减弱 不变 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 不变 通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 不变 加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 不变 加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 不变 加入镁粉 向右 减小 减小 增强 不变 升高温度 向右 增大 增大 增强 增大 · 方法4 酸碱中和滴定 1. 滴定终点答题模板：当滴入最后半滴标准溶液时,溶液由×××色变成×××色,且半分钟内溶液不变色，则达到滴定终点。 2. 酸碱中和滴定数据求平均值时应先判断数据的有效性，要求每次滴定所消耗的溶液体积误差不超过0.05mL，取几次结果的平均值。 3. 选择指示剂时要求变色明显，所以一般不选用石蕊。指示剂的变色范围与恰好中和时的pH要吻合。强酸强碱之间的滴定用甲基橙或酚酞均可。若用强酸滴定弱碱，用甲基橙为好，终点的现象为由黄变橙；若用强碱滴定弱酸，用酚酞为佳，终点的现象为由无色变浅红。 口诀为：强酸滴碱甲基橙，强碱滴酸用酚酞。 4. 酸碱恰好中和时溶液不一定呈中性,最终溶液的酸碱性取决于生成盐的性质,强酸强碱盐的溶液呈中性,强碱弱酸盐的溶液呈碱性,强酸弱碱盐的溶液呈酸性。 5. 滴定终点是通过指示剂颜色变化来控制停止滴定的“点”,滴定终点与恰好反应越吻合,测定的误差越小。 · 方法5 盐类水解规律 1.酸的溶液一定显酸性，但显酸性的不一定是酸的溶液；同理，碱的溶液一定显酸性，但显碱性的不一定是碱的溶液。 2.盐溶液不一定呈中性，可能呈酸性或碱性，这是由形成盐的阳离子和阴离子的性质决定的。 3.盐类的水解破坏了水的电离平衡，促进水的电离。 4.盐类的水解反应是中和反应的逆反应，水解过程吸热。 5.发生水解的盐溶液不一定呈酸性或碱性，也可能呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。 6.(NH4)2CO3溶液和NH4HCO3溶液显碱性，虽然都能发生双水解，但既无气体产生，也无沉淀生成，所以NH和CO、NH和HCO在溶液中仍可大量共存。 7.盐类水解的应用 （1）判断酸的强弱。 例如：已知物质的量浓度相同的两种盐溶液NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和HB的相对强弱HB ＞ HA。 （2）同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度与酸式盐的水解程度大。 例如：Na2CO3 ＞ NaHCO3 ；Na3PO4 ＞ Na2HPO4 ＞ NaH2PO4 （3）弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。 例如： HCO3- 、 HS- 、 HPO42- 在溶液中以水解为主，其水溶液显 碱 性； HSO4- 、 HC2O4- 、 H2PO4- 在溶液中以电离为主，其水溶液显 酸 性。 （4）相同条件下同一离子浓度的比较。 如相同条件下NH4+浓度比较：(NH4)2CO3 ＜ (NH4)2SO4 ＜ (NH4)2Fe(SO4)2 · 方法6 难溶电解质的溶解平衡 1.沉淀溶解平衡的表达式注意：①须标明状态(s)、(aq)，②一律用“”。 2.溶度积常数的应用 以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例： 溶度积 离子积 概念 沉淀溶解的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Qc 表达式 Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)， 式中的浓度都是平衡浓度 Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)， 式中的浓度是任意时刻的浓度 应用——溶度积规则 判断在一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 （2）Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 （3）Qc<Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 3.溶度积常数的计算 （1）沉淀开始和沉淀完全时溶液pH的计算方法 以Cu(OH)2为例： 室温下，向2 mol·L－1 CuSO4溶液中逐滴加入NaOH溶液调节溶液的pH至多少时开始沉淀？调节溶液pH至多少时Cu2＋沉淀完全？ (已知：室温下Ksp[Cu(OH)2]＝2.0×10－20，离子浓度小于10－5 mol·L－1时视为Cu2＋沉淀完全) ①沉淀开始时pH的计算 Ksp[Cu(OH)2]＝c(Cu2＋)·c2(OH－)＝2×c2(OH－)＝2.0×10－20， c(OH－)＝＝10－10(mol·L－1)， c(H＋)＝＝＝10－4(mol·L－1)， pH＝－lgc(H＋)＝－lg10－4＝4。 ②沉淀完全时pH的计算 Ksp[Cu(OH)2]＝c(Cu2＋)·c2(OH－)＝10－5·c2(OH－)＝2.0×10－20，c(OH－)＝＝×10－8≈4.47×10－8(mol·L－1)，c(H＋)＝＝≈2.24×10－7(mol·L－1)，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(2.24×10－7)＝7－lg2.24≈6.6。 （2）沉淀先后的计算与判断 ①沉淀类型相同，则Ksp小的化合物先沉淀； ②沉淀类型不同，则需要根据Ksp分别计算出沉淀时所需离子浓度，所需离子浓度小的先沉淀。 （3）根据两种含同种离子的化合物的Ksp数据，求溶液中不同离子浓度的比值 如某溶液中含有I－、Cl－等，向其中滴加AgNO3溶液，当AgCl开始沉淀时，求溶液中，则有＝＝。 （4）判断沉淀的生成或转化 把离子浓度数值代入Ksp表达式，若数值大于Ksp，沉淀可生成或转化为相应难溶物质。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 期中知识清单（沪科版第3章 水溶液中的离子反应与平衡） · 考点01 水的电离和离子积常数 一、水的电离 实验证明，纯水具有微弱的导电性，是弱电解质。 二、水的离子积常数 1. 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 将水的电离平衡常数表达式进行变形： 水的电离极其微弱，在室温下电离前后 几乎不变，因此，常数K电离与常数的积作为一新的常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，记作KW 在25℃时， 2. 对于水的离子积的理解 ①弱电解质的电离是吸热的，温度越高， 越大，水的电离度越大。但对于纯水，尽管 电离度增大，但由于 ，仍是中性水。 评价水溶液酸碱性的根本原则： 看溶液中[H+]、[OH—] 的相对大小。 ② 不仅适用于纯水（或其他中性溶液），也适用于酸碱盐的稀溶液。 ③不同溶液中， 、 可能不同，但是溶液中由水电离出来的 、 总 是 相同的 。 ④与平衡常数一样，水的离子积是有单位的，但因其复杂经常省略。 3. 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） 三、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. 四、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 【注意事项】 [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。 （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 · 考点02 溶液酸碱性与pH 一、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 。 25℃时，溶液pH与酸碱性的关系： 2、 溶液pH的测定 （1）酸碱指示剂 酸碱指示剂一般是弱有机酸或是弱有机碱，他们的颜色变化是在一定范围内发生的，因此可以利用这些弱酸弱碱来测定溶液的pH。但一般不能准确测定溶液的pH，只能测定pH的范围。见下表： （2）pH试纸 粗略的测定溶液的pH可以使用pH试纸， pH试纸测得的值只能为自然数（从1到14）而不能为小数或分数（看与标准比色卡上哪个 pH的颜色最接近）。 用 pH试纸测定pH的具体操作为：取一片洁净干燥的pH试纸置于玻璃片/白瓷板上，用玻璃棒蘸取少量待测试液点/涂/抹在pH试纸上，待pH试纸显色后，与标准比色卡比对，读出pH。 （3）pH计 精确测定溶液的pH值（精确到小数点后两位，如pH = 1.00）。 3、 溶液pH的计算 1. 单一溶液pH的计算 （1） 求强酸溶液的 pH：由 c(酸)→c(H+)→pH （2） 求强碱溶液的 pH：由 c(碱)→c(OH-)→c(H+)→pH 2. 混合溶液pH的计算 （1） 两种强酸混合溶液的 pH：由c(H+) = → pH （2） 两种强碱混合溶液的 pH：由c(OH-) = → c(H+) → pH （3） 两种强酸强碱混合溶液的 pH： ①恰好中和，pH=7； ②若酸过量，先求中和后的 c(H+)，再求 pH； ③若碱过量，先求中和后的 c(OH-)，再通过KW 求出 c(H+)，最后求 pH。 3. 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： （1）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)。 （2）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)。 （3）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。 （4）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)。 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： （1）若强酸与强碱溶液的 pH 之和大于 14，则混合后显 碱 性，pH ＞ 7。 （2）若强酸与强碱溶液的 pH 之和等于 14，则混合后显 中 性，pH ＝ 7。 （3）若强酸与强碱溶液的 pH 之和小于 14，则混合后显 酸 性，pH ＜ 7。 （4）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”。 【拓展】溶液的pOH与酸度AG （1）类似于pH，可定义c（OH_）的以10为底的负对数为溶液的pOH，即 （2）为了更好地表示溶液的酸碱性，科学家们提出了酸度的概念。酸度的符号为AG，定义式为 。 酸度与溶液酸碱性的关系为： ①酸性溶液：c（H+）＞ c（OH_），AG＞0，AG越大，酸性越强。 ②中性溶液：c（H+） = c（OH_），AG = 0。 ③碱性溶液：c（H+）＜ c（OH_），AG＜0，AG越小，碱性越强。 · 考点03 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。 条件改变 平衡移动 平衡常数 n(H+) c(H+) 导电性 电离度 pH 加冰醋酸 向右 不变 增大 增大 增大 减小 减小 温度 升温 向右 增大 增大 增大 增大 增大 减小 同离子效应 加醋酸钠 向左 不变 减小 减小 增大 减小 增大 加HCl 向左 不变 增大 增大 增大 减小 减小 化学 反应 加NaOH 向左 不变 减小 减小 增大 增大 增大 加锌粒 向左 不变 减小 减小 增大 增大 增大 加水稀释 向右 不变 减小 减小 减小 增大 增大 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。 （4） 注意事项 ① 只与弱电解质的性质和温度有关，与浓度无关。 ② 同一温度下，电离常数越大，则其相应溶液的酸性或碱性越强。 ③ 根据电离常数的大小可以比较弱酸、弱碱溶液中部分离子的浓度大小。 ④ 弱电解质的电离常数越大，说明其分子发生电离的程度越大，但溶液中离子浓度不一定越大，溶液的导电能力也不一定越强。 ⑤多元弱酸的电离是分步进行的，每步都有各自的电离常数，通常分别用K1、K2、K3来表示。对于同一种弱酸来说，总有 ，即电离程度逐渐减弱。 【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 · 考点04酸碱中和滴定 1. 定义 利用中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的浓度的实验方法。 2. 原理 滴定管中装有已知物质的量浓度的溶液（称“标准溶液”），锥形瓶中盛放一定量未知浓度待测定的溶液（称“待测液”），待测液中预先加有几滴酸碱指示剂。 把滴定管中溶液逐滴加入到锥形瓶中，酸碱中和反应完全时，随着酸碱中和百分数的上升，溶液的pH会发生变化，对于强酸、强碱的中和，开始时由于被中和的酸或碱浓度较大，加入少量的碱或酸对其pH的影响不大（酸缓冲区或碱缓冲区）。 当接近滴定终点（pH=7）时，很少量（约一滴）的碱或酸就会引起溶液pH突变（滴定突变）。此时指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应到达终点。 这时通过滴定管中用去酸或碱的量，利用化学方程式所表示的酸碱之间的剂量关系，可以算出待测液的物质的量浓度。即表达式： VA、VB表示酸、碱反应时的化学计量数，若为一元酸碱，则 3. 滴定的关键点 （1）准确测定参加反应的酸（或碱）溶液的体积； （2）准确判断滴定终点。 4. 实验仪器和试剂 （1）仪器：酸式滴定管（酸性、中性溶液或强氧化性溶液）、碱式滴定管（碱性溶液）、移液管或量筒、滴定管夹、铁架台、锥形瓶等等。 （2）试剂：已知浓度的酸或碱溶液（标准液）、未知浓度的酸或碱溶液（待测液）、酸碱指示剂。 【注意事项】 滴定管的使用方法 ① 检查仪器：检查活塞或阀是否漏水。 ② 润洗仪器：洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗2~3遍。 ③ 加入反应液：加入反应液，使液面位于滴定管刻度“0”以上2~3mL处，并将滴定管垂直固 定在滴定管夹上。 ④ 调节起始读数：调节活塞或阀，使滴定管尖嘴部分充满反应液。 ⑤ 放出反应液：根据实验需要从滴定管中逐滴放出一定量的液体。 5. 指示剂 ① 常用的酸碱指示剂及变色范围： ②指示剂的选择 选择指示剂时，一般要求变色明显，所以一般不选用石蕊。指示剂的变色范围与恰好中和时的pH要吻合。强酸强碱之间的滴定用甲基橙或酚酞均可。若用强酸滴定弱碱，用甲基橙为好，终点的现象为由黄变橙；若用强碱滴定弱酸，用酚酞为佳，终点的现象为由无色变浅红。 口诀为： 强酸滴碱甲基橙，强碱滴酸用酚酞 。 6. 实验步骤及操作 （1）洗涤：锥形瓶内只用蒸馏水洗涤，不能用待测溶液润洗。经检验后不漏水的酸/碱式滴定管先用蒸馏水洗涤，再用所盛溶液润洗2~3次。洗涤的原则是少量多次。 （2）调零：向酸式滴定管中注入标准盐酸至“0”刻度以上，调节液面至 “0” 或 “ 0” 以下，使尖嘴部分充满溶液且不留有气泡，记下刻度。 用碱式滴定管取待测NaOH溶液，调节液面使尖嘴部分充满溶液而不留有气泡，准确放出一定体积的溶液置锥形瓶中，加入2~3滴甲基橙或酚酞。 （3）滴定：在锥形瓶下垫一张白纸，滴定过程中用左手旋转活塞，右手不断旋转振荡锥形瓶， 眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化，至加入一滴盐酸，使溶液由黄色变为橙色或由红色褪为无色，停止滴定。 总结为：先快后慢、一滴一摇，半分不变。 （4）读数：平视滴定管中凹液面的最低处，读取溶液体积。 （5）重复操作：重复滴定2~3次，要求每次滴定所消耗的溶液体积误差不超过0.2mL，取几次结果的平均值，用 进行计算。 7. 酸碱中和滴定曲线的绘制 酸碱反应曲线是以酸碱混合过程中滴加酸或碱的量为横坐标，以溶液pH为纵坐标给出一条溶液pH随酸的滴加量而变化的曲线。它描述了酸碱混合过程中溶液的pH的变化情况，其中酸碱反应终点附近的pH突变情况，对于定量测定碱或酸的浓度实验中如何选择合适的酸碱指示剂具有重要意义。 8. 酸碱中和滴定的误差分析 中和滴定是一个要求较高的定量实验，每一个不当的或错误的操作都会带来误差。 对于一元酸碱，由 可知，VB是准确量取的体积，cA是标准溶液的浓度，它们均为定值，所以cB的大小取决于VA的大小，VA大则cB大，VA小则cB小。 下面以标准碱溶液（NaOH溶液）滴定未知浓度的酸（稀HCl）为例，常见的因操作不正确而引起的误差有： 步骤 操作 V（NaOH） c（HCl） 洗涤 碱式滴定管未用标准溶液润洗 偏大 偏大 酸式滴定管未用待测溶液润洗 偏小 偏小 锥形瓶用待测溶液润洗 偏大 偏大 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 无影响 无影响 取液 放出酸液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 偏小 偏小 锥形瓶中指示剂加得过多 偏大 偏大 滴定 碱式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 偏大 偏大 震荡锥形瓶时有部分液体溅出 偏小 偏小 滴定终点时滴定管尖嘴悬一滴溶液 偏大 偏大 指示剂变色即停止滴定 偏小 偏小 溶液颜色较浅时滴碱液过快，停止滴定后返加一滴 HCl溶液无变化 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 两次滴定所消耗的酸液体积相差太大 无法判断 无法判断 NaOH造成的误差 NaOH已部分潮解 偏大 偏大 NaOH已部分变质 偏大 偏大 NaOH中有杂质（杂质不与HCl反应） 偏大 偏大 9. 减少误差的三种方法 （1）半分钟：振荡，半分钟内不变色，即为滴定终点。 （2）1~2min ：滴定停止后，等待1~2min ，让附着在滴定管内壁的溶液流下后，再进行读数。 （3）重做一次：同一实验要做两次，两次滴定的标准溶液的使用量不能相差超过0.2mL，再取平均数。 · 考点05 盐类水解 一、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。 二、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 三、特点 四、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： 五、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 六、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↑。 七、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。 八、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。 九、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。 · 考点06 盐类水解平衡 一、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。 二、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 三、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＋＋3H2O Fe(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 · 考点07 难溶电解质的溶解平衡 一、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－ 二、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 三、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。 · 考点08 沉淀溶解平衡的移动 一、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 二、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)。 【注意事项】　 （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。 · 考点09 溶液中的三大守恒 以Na2S和NaHS溶液为例： 一、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。 二、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。 三、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。 · 考点10 溶液中离子浓度大小的比较 一、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-]） 二、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+] 三、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+]） 四、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） 五、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 水的离子积常数 1. c(H+)和c(OH-)均表示整个溶液中的H+、OH-的总物质的量浓度。 2. Kw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。 3. 3. 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。 4. Kw有单位，其单位为mol2·L-2，因其复杂通常省略。 5. 5. Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大，水更易电离 【判断对错】 1. 时，若溶液中，则溶液中。（ √ ） 2. 升高温度，若增大到，则纯水电离出的。（ √ ） 3. 在纯水中加入少量酸，水的电离平衡逆向移动， 减小。（ × ） 4. 时，水的离子积，时水的离子积，则时水中的。 （ × ） 5. c(OH-)>1×10-7 mol·L-1某电解质溶液一定是碱性溶液。 （ × ） 6. 将水加热，Kw增大，pH减小。（ √ ） 7. 某温度下，纯水中c(H＋)=2.0×10-7mol·L-1，则此时c(OH-)=5×10-8mol·L-1。（ × ） 8. 在表达式Kw=c(H＋)·c(OH-)中c(H＋)、c(OH-)一定是水电离出的。（ × ） 9. 室温下，0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液和0.1 mol·L-1 NaHSO4溶液中水的电离程度、Kw均相同。（ × ） 10. 25℃时，向纯水中通入一定量SO2，水的电离平衡不移动，Kw不变。（ × ） · 易错点02 电解质与非电解质的判断 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。 【判断对错】 1. 向氨水中滴加酚酞变红色，说明NH3·H2O是弱电解质。（ × ） 2. 已知是正盐，其水溶液呈碱性，则属于二元弱酸。（ × ） 3. NH3溶于水能导电，所以NH3是电解质。（ × ） 4. 铁能导电，故铁是电解质。（ × ） 5. 盐酸能导电，所以盐酸是电解质。（ × ） · 易错点03 酸碱中和滴定 1. 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” 2. 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。 【判断对错】 1. 利用酚酞试液作指示剂，达到滴定终点时，锥形瓶内的溶液的pH一定为7。（ × ） 2. “酸碱中和滴定”实验中，容量瓶和锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管和移液管用蒸馏水洗净后，须经干燥或标准溶液润洗后方可使用。（ √ ） 3. 若用标准盐酸滴定待测NaOH溶液，滴定前仰视，滴定后俯视，则测定值偏大。（ × ） 4. 盛有标准盐酸溶液的滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失，则滴定结果偏高。（ √ ） 5. 中和滴定时为了节省时间，不需要重复2～3次实验。（ × ） 6. 利用如图所示的方法，排出酸式滴定管内的气泡。（ × ） · 易错点04 pH试纸的使用 1. 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。 2. 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。 【判断对错】 1. 用广泛试纸测得某溶液的为。（ × ） 2. pH=7的溶液不一定呈中性。（ √ ） 3. 用广泛pH试纸测得某溶液的pH为3.4，用pH计测得某溶液的pH为7.45。（ × ） 4. 室温下，用pH试纸测得某NaClO溶液的pH=9。（ × ） 5. pH试纸可以测定所有溶液的pH。（ × ） · 易错点05 水解规律 有弱才水解、无弱不水解。 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。 越弱越水解。 谁弱显谁性，同强显中性。 【判断对错】 1. 铵盐都易溶于水，其水溶液均呈酸性。（ × ） 2. 离子能够发生水解的盐溶液一定呈酸性或碱性。（ × ） 3. 盐类水解反应的逆反应是中和反应。（ √ ） 4. NaClO、KClO3等氯的含氧酸盐的氧化性会随溶液的pH减小而增强。（ √ ） 5. 盐溶液的酸碱性主要决定于形成盐的酸和碱的相对强弱。（ √ ） 6. Al3＋发生水解反应的离子方程式：Al3＋＋3H2OAl(OH)3↓＋3H＋。（ × ） 7. Na2CO3溶液呈碱性的原因：CO＋2H2OH2CO3＋2OH-。（ × ） 8. 加热0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液，CO的水解程度和溶液的pH均增大。（ √ ） 9. 水解平衡右移，盐离子的水解程度可能增大，也可能减小。（ √ ） 10. 向AlCl3溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和气体生成。（ √ ） · 易错点06 盐类水解的应用 一、在日常生活中的应用 1.纯碱可用于中和发酵面团中的酸性物质 2.纯碱有较强的去油污能力，加热可以增强去污能力 3.小苏打片可治疗胃酸过多 4.有些盐可作净水剂（如铝盐、铁盐）。 5.泡沫灭火器产生泡沫是利用了Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液发生双水解反应。 二、实验室中的应用 药品储存：Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液 FeCl3、AlCl3溶液，为了抑制水解，可加入少量盐酸，以防止溶液浑浊。 Na2CO3、NaHCO3等水解显碱性的溶液均不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存。 三、工业中的应用 1.除杂 为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下加入镁及其化合物，氧化镁与Fe3+水解产生的H+反应，使水解平衡 不断向右移动， 会生成 沉淀而被除去。 2.制备金属氧化物 用TiCl4制备TiO2： 制备时加入大量的水，同时加热，促进水解正向进行，所得产物经焙烧得到TiO2。类似的方法也可用来制备SnO、SnO2、Sn2O3等。 3.溶液蒸干灼烧 ①考虑盐是否分解。如加热蒸干Ca(HCO3)2，因其受热分解，最终所得固体为CaCO3。 ②考虑氧化还原反应。如加热蒸干Na2SO3溶液，因其易被氧化，所得固体为Na2SO4。 ③不水解、不分解的盐溶液蒸干时，如NaCl，析出相应的晶体。 ④能水解但生成的酸不挥发，一般析出该盐的晶体。如Al2(SO4)3溶液中虽然Al3+能水解，但水解得到的H2SO4不挥发，故仍可得到Al2(SO4)3晶体；而FeCl3、AlCl3等溶液，由于水解得到的HCl会挥发，可促进水解平衡正向进行，故得到的晶体为Fe(OH)3、Al(OH)3；若蒸干后继续加热，则可分解为其对应的金属氧化物Fe2O3、Al2O3。为制备FeCl3、AlCl3晶体，需要将FeCl3、AlCl3溶液置于HCl气体中加热蒸干，抑制Fe3+、Al3+水解，最终值得FeCl3、AlCl3晶体。 ⑤盐水解生成强碱时，蒸干之后一般能得到原物质，如蒸干Na2CO3溶液；但有时需多角度考虑，例如蒸干NaClO溶液，既要考虑ClO-的水解，又要考虑水解得到的HClO分解，故最后得到的产物为 NaCl。 【判断对错】 1. Al2(SO4)3和小苏打反应是泡沫灭火器的原理。（ √ ） 2. Mg粉与浓NH4Cl溶液反应放出H2和NH3。（ √ ） 3. 水解可生成胶体，则可用作净水剂。（ √ ） 4. 将FeCl3、Fe2(SO4)3溶液分别加热蒸干并灼烧，最后均可得到Fe2O3(s)。（ × ） 5. CH3COO-与NH水解相互促进，所以两者不能大量共存。（ × ） 6. 向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液，发生相互促进的水解反应，产生沉淀和气体。（ × ） · 易错点07 沉淀溶解平衡 1. 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。 2. 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 【判断对错】 1. 相同温度下，Ksp小的电解质其溶解能力一定比Ksp大的电解质的溶解能力小。（ × ） 2. 25℃时，Ksp(Ag2CrO4)<Ksp(AgCl)，则溶解度：Ag2CrO4<AgCl。（ × ） 3. 氯化银沉淀的溶解度为零。（ × ） 4. Ksp小的物质其溶解度一定比Ksp大的物质的溶解度小。（ × ） 5. 升高温度，AgCl的溶解度不变。（ × ） 6. 电解质在水中存在沉淀溶解平衡，是一种动态平衡。（ √ ） 7. 在同浓度的盐酸中，ZnS可溶而CuS不溶，说明CuS的溶解度比ZnS的小。（ √ ） · 方法1 pH的计算 1.单一溶液pH的计算 （1）强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。 （2）强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。 2.混合溶液pH的计算 （1）两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。 （2）两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。 （3）强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。 c(H＋)混或c(OH－)混＝。 3.稀释后溶液pH的变化规律 （1）对于强酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH增大n个单位，即pH＝a＋n(a＋n<7)。 （2）对于强碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH减小n个单位，即pH＝b－n(b－n>7)。 （3）对于弱酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH的范围是：a<pH<a＋na＋n<7)(即对于pH相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，强酸pH变化的程度大)。 （4）对于弱碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH的范围是：b－n<pH<b(b－n>7)(即对于pH相同的强碱和弱碱稀释相同倍数，强碱pH变化的程度大)。 4.25 ℃时，将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，pH酸＋pH碱＝14－lg V酸∶V碱 c(H＋)∶c(OH－) pH酸＋pH碱 10:1 1∶10 15 1∶1 1∶1 14 1:10 10∶1 13 · 方法2 溶液的导电性 1. 溶液的导电性与电解质的强弱无关；也与电解质的溶解度无关。 2.溶液的导电性取决于溶液中自由移动离子的浓度以及溶液中自由移动离子所带的电荷数。 · 方法3 弱电解质的电离平衡 1.电离平衡 弱电解质在溶液中电离时，不完全电离，存在电离平衡。当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。其平衡特点与化学平衡相似。图示如下： 2.电离平衡特征 （1）逆：过程是可逆的 （2）等：v（电离）= v（结合）≠0 （3）动：电离平衡是一种动态平衡 （4）定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子 （5）变：条件改变时，电离平衡发生移动 4.影响电离平衡的因素 （1）内因（决定性因素）：弱电解质的电离程度大小主要由电解质本身的性质决定。 通常电解质越弱，电离程度越小。 （2）外因（影响因素）： 平衡移动原理（即勒夏特列原理）同样适用于电离平衡。 ①温度：弱电解质的电离过程一般是吸热，升高温度，电离平衡向着电离的方向移动。 ②浓度：在一定温度下，对于同一弱电解质，溶液越稀，电离平衡向电离方向移动，弱电解质的电离程度就越大，即浓度越大，电离程度越小；浓度越小，电离程度越大。 ③同离子效应：在弱电解质溶液中，加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆反应方向 移动。 ④化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向 电离的方向移动。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka 加水稀释 向右 增大 减小 减弱 不变 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 不变 通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 不变 加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 不变 加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 不变 加入镁粉 向右 减小 减小 增强 不变 升高温度 向右 增大 增大 增强 增大 · 方法4 酸碱中和滴定 1. 滴定终点答题模板：当滴入最后半滴标准溶液时,溶液由×××色变成×××色,且半分钟内溶液不变色，则达到滴定终点。 2. 酸碱中和滴定数据求平均值时应先判断数据的有效性，要求每次滴定所消耗的溶液体积误差不超过0.05mL，取几次结果的平均值。 3. 选择指示剂时要求变色明显，所以一般不选用石蕊。指示剂的变色范围与恰好中和时的pH要吻合。强酸强碱之间的滴定用甲基橙或酚酞均可。若用强酸滴定弱碱，用甲基橙为好，终点的现象为由黄变橙；若用强碱滴定弱酸，用酚酞为佳，终点的现象为由无色变浅红。 口诀为：强酸滴碱甲基橙，强碱滴酸用酚酞。 4. 酸碱恰好中和时溶液不一定呈中性,最终溶液的酸碱性取决于生成盐的性质,强酸强碱盐的溶液呈中性,强碱弱酸盐的溶液呈碱性,强酸弱碱盐的溶液呈酸性。 5. 滴定终点是通过指示剂颜色变化来控制停止滴定的“点”,滴定终点与恰好反应越吻合,测定的误差越小。 · 方法5 盐类水解规律 1.酸的溶液一定显酸性，但显酸性的不一定是酸的溶液；同理，碱的溶液一定显酸性，但显碱性的不一定是碱的溶液。 2.盐溶液不一定呈中性，可能呈酸性或碱性，这是由形成盐的阳离子和阴离子的性质决定的。 3.盐类的水解破坏了水的电离平衡，促进水的电离。 4.盐类的水解反应是中和反应的逆反应，水解过程吸热。 5.发生水解的盐溶液不一定呈酸性或碱性，也可能呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。 6.(NH4)2CO3溶液和NH4HCO3溶液显碱性，虽然都能发生双水解，但既无气体产生，也无沉淀生成，所以NH和CO、NH和HCO在溶液中仍可大量共存。 7.盐类水解的应用 （1）判断酸的强弱。 例如：已知物质的量浓度相同的两种盐溶液NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和HB的相对强弱HB ＞ HA。 （2）同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度与酸式盐的水解程度大。 例如：Na2CO3 ＞ NaHCO3 ；Na3PO4 ＞ Na2HPO4 ＞ NaH2PO4 （3）弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。 例如： HCO3- 、 HS- 、 HPO42- 在溶液中以水解为主，其水溶液显 碱 性； HSO4- 、 HC2O4- 、 H2PO4- 在溶液中以电离为主，其水溶液显 酸 性。 （4）相同条件下同一离子浓度的比较。 如相同条件下NH4+浓度比较：(NH4)2CO3 ＜ (NH4)2SO4 ＜ (NH4)2Fe(SO4)2 · 方法6 难溶电解质的溶解平衡 1.沉淀溶解平衡的表达式注意：①须标明状态(s)、(aq)，②一律用“”。 2.溶度积常数的应用 以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例： 溶度积 离子积 概念 沉淀溶解的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Qc 表达式 Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)， 式中的浓度都是平衡浓度 Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)， 式中的浓度是任意时刻的浓度 应用——溶度积规则 判断在一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 （2）Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 （3）Qc<Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 3.溶度积常数的计算 （1）沉淀开始和沉淀完全时溶液pH的计算方法 以Cu(OH)2为例： 室温下，向2 mol·L－1 CuSO4溶液中逐滴加入NaOH溶液调节溶液的pH至多少时开始沉淀？调节溶液pH至多少时Cu2＋沉淀完全？ (已知：室温下Ksp[Cu(OH)2]＝2.0×10－20，离子浓度小于10－5 mol·L－1时视为Cu2＋沉淀完全) ①沉淀开始时pH的计算 Ksp[Cu(OH)2]＝c(Cu2＋)·c2(OH－)＝2×c2(OH－)＝2.0×10－20， c(OH－)＝＝10－10(mol·L－1)， c(H＋)＝＝＝10－4(mol·L－1)， pH＝－lgc(H＋)＝－lg10－4＝4。 ②沉淀完全时pH的计算 Ksp[Cu(OH)2]＝c(Cu2＋)·c2(OH－)＝10－5·c2(OH－)＝2.0×10－20，c(OH－)＝＝×10－8≈4.47×10－8(mol·L－1)，c(H＋)＝＝≈2.24×10－7(mol·L－1)，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(2.24×10－7)＝7－lg2.24≈6.6。 （2）沉淀先后的计算与判断 ①沉淀类型相同，则Ksp小的化合物先沉淀； ②沉淀类型不同，则需要根据Ksp分别计算出沉淀时所需离子浓度，所需离子浓度小的先沉淀。 （3）根据两种含同种离子的化合物的Ksp数据，求溶液中不同离子浓度的比值 如某溶液中含有I－、Cl－等，向其中滴加AgNO3溶液，当AgCl开始沉淀时，求溶液中，则有＝＝。 （4）判断沉淀的生成或转化 把离子浓度数值代入Ksp表达式，若数值大于Ksp，沉淀可生成或转化为相应难溶物质。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $