第3章 水溶液中的离子反应与平衡（复习讲义）化学沪科版2020选择性必修1

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 复习讲义 复习目标 1. 理解水的离子积常数Kw的概念、表达式及影响因素，明确Kw不仅适用于春水，也适用于稀的电解质水溶液。 2. 理解溶液酸碱性与H+和OH-浓度相对大小关系，掌握pH的定义及计算公式 3. 学会单一溶液和混合溶液pH的计算方法，包括强酸、强碱溶液以及不同酸碱混合情况 4. 掌握检验溶液pH的方法。 5. 理解相同物质的量浓度、相同体积以及相同pH、相同体积的强酸（碱）与弱酸（碱）在与物质反应、加水稀释等方面的差异。 6. 理解温度、浓度等外界条件对电离平衡的影响。 7. 熟练掌握“有弱才水解，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”的盐类水解规律。 8. 从微观层面深入理解盐类水解如何破坏水的电离平衡，以及这种破坏与溶液酸碱性变化之间的内在联系。 9. 能用平衡移动原理分析理解沉淀的溶解与生成、沉淀转化的实质。 10. 通过学会用沉淀溶解平衡的移动解决生产、生活中的实际问题，并设计实验探究方案，进行沉淀转化等实验探究。 重点和难点 pH计算 盐类水解 三大守恒 沉淀溶解平衡 █知识点一 水的电离和水的离子积常数 1． 水的电离 （一）水的电离 1、电离方程式： 或 2、特点： （1）极难电离 （2）可逆过程，吸热 （3）25℃，水中的 （4）由水电离出的H+与OH-浓度相等，即 3、影响因素：（1）促进：①升温 ②加活泼金属 ③加弱碱正离子或弱酸负离子（即能水解的盐）④电解 （2）抑制：①降温 ②加酸或碱 ③加强酸酸式盐 （二）水的离子积 1、定义：当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用Kw表示。 2、表达式： 效果检测特别提醒/易错提醒/教材延伸 ①c(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 ③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 ④25℃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 ⑤Kw有单位，其单位为mol2·L-2，因其复杂通常省略 ⑥Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大，水更易电离 1．常温下，下列各组离子一定能在指定溶液中大量共存的是 A．c水(H+)=1×10-12 mol·L-1 的溶液：[Al(OH)4]-、Na+、Cl-、 B．=1×10-3 mol·L-1 的溶液：、Ca2+、Cl-、 C．澄清透明的溶液：K+、、、 D．使甲基橙变红的溶液：Na+、Fe2+、、 2．某温度下，水溶液中与的关系如图所示。。下列说法不正确的是 A．b点温度高于25℃ B．适当升温，b点可变为a点 C．向a点通入氨气，水的电离程度减小 D．b点温度下，0.1KOH溶液的pH=13 3．常温下，某水溶液中由水电离出的，该溶液可能是 ①NaOH溶液  ②乙醇溶液  ③NaCl溶液  ④HCl溶液 A．①④ B．②③ C．①② D．③④ █知识点二 溶液的酸碱性与PH 1． 溶液的酸碱性与pH （一）溶液酸碱性的判断：看c(H+)与c(OH-)的相对大小 当 时，为 ； 当 时，为 ； 当c(H+)<c(OH-)时，为 （二）酸性强弱的判断 溶液中酸性的强弱： 酸的酸性强弱： （三）溶液酸碱性的表示方法 当c(H+)或c(OH-)大于或等于1mol/L时，用c(H+)或c(OH-)直接表示 当c(H+)或c(OH-)小于1mol/L时，用pH表示 （四）pH 1、定义：用c(H+)的负对数来表示溶液酸碱性的强弱 2、适用范围：稀溶液 3、表达式：pH=-lgc(H+) 或c(H+)=1.0×10-pHmol/L 4、意义：pH ↑ → 碱性增强，pH ↓ → 酸性增强 5、pH与溶液酸碱性的关系： 一般 25℃ 25℃ 中性溶液 酸性溶液 碱性溶液 注：在分析c(H+)、pH与溶液的酸碱性关系时，要注意溶液的温度 效果检测 1．设阿伏加德罗常数的数值为NA，下列说法正确的是 A．常温下，1L pH=1的硫酸中H+为0.2NA B．2molNO与1molO2充分混合后，气体分子数小于2NA C．常温下，pH = 10的KOH溶液，c水(OH-)=10-4mol/L D．1molN2与3molH2混合反应，转移电子6NA 2．常温下，0.1mol/LNaOH溶液的pH约为 A．10 B．11 C．12 D．13 3．在常温下，下列各组溶液的一定等于的是 A．和的两种溶液等体积混合 B．的与的溶液等体积混合 C．将的溶液稀释100倍 D．的与的溶液等体积混合 █知识点三 PH的测量 1． 溶液酸碱性的测定方法 1、用pH试纸测定 （1）pH试纸的制作：是将试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透，经晾干制成的，pH试纸一般呈黄色。 （2）pH试纸的种类： ①广泛pH试纸：pH范围是1-14（最常用）或1-10，所测pH都为 ②精密pH试纸：pH范围较窄，可判别pH差值为0.2或0.3 ③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸 （3）pH试纸的使用方法：取一小块试纸放在玻璃片或表面皿或点滴板上，用洁净干燥的玻璃棒直接蘸取待测液滴在干燥的试纸上，试纸变色后，在30s内与标准比色卡比较。 标准比色卡：其颜色与光谱一致，按pH从小到大依次是：红橙黄（酸性）、绿（中性）、蓝靛紫（碱性） （4）注意：①pH试纸不能用水润湿，否则可能使测量结果偏大、偏小、不变 ②所测pH值一般为整数 ③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 2、用pH计：pH计也叫酸度计，有多种型号，使用方法不尽相同，可精密测量溶液的pH，可精确到小数点后两位。其量程为0-14。 3、用酸碱指示剂测定：酸碱指示剂一般是有机弱酸（或弱碱），它们的颜色变化是在一定的pH范围内发生的，因此，可以用这些弱酸、弱碱来测定溶液的pH。但只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH的具体值。常用指示剂的变色范围和颜色变化表示如下表： 指示剂 甲基橙 石蕊 酚酞 甲基红 变色范围pH 3.1-4.4 5.0-8.0 8.2-10.0 4.4-6.2 溶液颜色 红、橙、黄 红、紫、蓝 无色、浅红、红 红、橙、黄 2． 溶液中pH的计算 1、单一溶液的pH计算 （1）强酸：c(酸)→c(H+)→pHKW （2）强碱：c(碱)→c(OH-) c(H+)→pH 注：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+) 2、酸碱混合溶液的pH计算 （1）两种强酸混合： （2）两种强碱混合： （3）强酸与强碱混合： ①若恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7 ②酸过量， ③碱过量， 特殊：强酸、强碱溶液等体积混合时pH的计算 混合物质 两种溶液pH关系 混合后溶液pH A、B均为酸 pHA<pHB，且pH之差≥2 pHA+0.3 A、B均为碱 pHA<pHB，且pH之差≥2 pHB—0.3 A是酸，B是碱 pHA+pHB=14 7 pHA+pHB<14（酸剩余） pHA+0.3 pHA+pHB>14（碱剩余） pHB—0.3 ④强酸与弱碱或强碱与弱酸等体积混合 当pH酸+pH碱=14时，若是强酸与弱碱混合，则弱碱过量，pH>7弱过量，显弱性 若是强碱与弱酸混合，则弱酸过量，pH<7 3、稀释后溶液pH的计算 （1）强酸：pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n （2）弱酸：pH=a，加水稀释10n倍，则a<pH<a+n但都不突破7，无限稀释时等于或接近于7 （3）强碱：pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n （4）弱碱：pH=b，加水稀释10n倍，则b-n<pH<b 三． pH的应用 1、工业 2、农业 3、科学研究 4、日常生活 5、医疗保健 效果检测 1．室温下，向盐酸中滴加溶液，溶液的随溶液体积的变化如图。已知。下列说法不正确的是 A．与盐酸恰好完全反应时， B．选择变色范围在突变范围内的指示剂，可减小实验误差 C．选择甲基红指示反应终点，误差比甲基橙的小 D．时， 2．水的电离平衡曲线如图所示，下列说法错误的是 A．曲线A对应温度下，将的溶液与的硫酸溶液混合，所得混合溶液的，则溶液与硫酸溶液的体积比为 B．曲线A对应温度下，的溶液和的某溶液中，若水的电离程度分别用、表示，则小于 C．曲线B对应温度下，将0.02溶液与等物质的量浓度的盐酸等体积混合后，混合溶液的 D．曲线B对应温度下，的溶液和的溶液等体积混合后，溶液显酸性 3．常温下，下列有关溶液pH的说法正确的是 A．用广泛pH试纸测得某无色溶液的pH为2.13 B．的NaOH溶液加水稀释100倍，其 C．将溶液加水稀释为 D．的溶液和的盐酸等体积混合，所得溶液的(忽略溶液体积变化) █知识点四 弱电解质的电离平衡 一．强电解质和弱电解质 （一）电解质与非电解质 1、电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。例如：酸、碱、盐、活泼金属氧化物、少数有机物、H2O 2、非电解质：在水溶液或熔融状态下都不能导电的化合物。例如：非金属氧化物、大部分的有机物、NH3 注：（1）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 （2）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 （3）非电解质不导电，不导电的不一定是非电解质。例如：氢气 （4）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 （二）强弱电解质 1、强电解质：（1）定义：在水溶液中能够全部电离的电解质。 （2）特点：完全电离，只有离子，无分子，不可逆，电离方程式用“=”连接 （3）类别：强酸： 强碱： 大部分盐（包括难溶盐）、活泼金属氧化物 2、弱电解质：（1）定义：在水溶液中能够部分电离的电解质。 （2）特点：不完全电离，既有分子又有离子，可逆，存在电离平衡，电离方程式用“”连接 （3）类别：弱酸、弱碱、水、极少的盐（醋酸铅Pb(CH3COO)2、HgCl2） 注：①电解质的强弱与溶解性无关，与溶液的导电性无必然联系 ②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 （三）电离方程式的书写 1、原则：遵循质量守恒、电荷守恒、客观事实 2、书写：①强电解质：“=”、弱电解质：“” ② 酸式 碱式 ③两性氢氧化物：Al3++3OH-Al(OH)3 H++AlO2-+H2O ④强酸酸式盐的电离： （水中） （熔融状态） ⑤弱酸酸式盐的电离： 二．弱电解质的电离平衡 （一）定义：在一定条件（如温度、压强）下，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡状态，这种平衡状态叫做弱电解质的电离平衡 （二）特征：逆、等、动、定、变 逆——可逆过程 等——v电离=v结合 动——动态平衡 定——离子、分子的浓度保持一定 变——条件变、平衡动 （三）影响因素 1、内因：物质本身的性质 2、外因： （1）温度：由于电离过程是吸热的过程，所以升高温度，平衡向电离方向移动，电离程度增大 （2）浓度：①加水稀释→平衡向电离的方向移动→电离程度增大→但离子浓度减小 ②增大弱电解质的浓度→平衡向电离方向移动→但电离程度减小 ③加入同浓度的弱电解质溶液→平衡不移动→各微粒浓度不变、电离程度不变 ④加入其它试剂，减小或增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可促进或抑制电离 （四）举例：以醋酸电离为例：CH3COOH(aq) CH3COO-(aq)+H+(aq) ΔH>0 改变条件 平衡移动方向 电离程度 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) 导电能力 加水稀释 加入少量冰醋酸 通入HCl(g) 加入NaOH(s) 加入镁粉 升高温度 加入CH3COONa(s) 加入NaCl(s) 效果检测 1．常温下，将pH均为3，体积均为的HA和HB溶液，分别加水稀释至体积随的变化如图所示。下列说法正确的是 A．稀释相同倍数时： B．水的电离程度： C．溶液中离子总物质的量： D．酸性强弱：HB>HA 2．已知常温下，几种物质的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是 弱酸 HCOOH(甲酸) HCN (25℃)    A．分别表示化学平衡常数、电离平衡常数，升高温度，则增大，增大 B．的电离方程式为 C．向溶液中通入HCN气体： D．等物质的量浓度的HCOOH和溶液的： 3．常温下的某一元酸HA，下列事实不能证明HA为弱酸的是 A．相同条件下，浓度均为0.1mol/L的HA溶液和盐酸，HA溶液的导电能力弱 B．0.1mol/L NaA溶液能使酚酞试液变红 C．往HA溶液中滴加同浓度的NaOH溶液，呈中性时，酸和碱溶液的体积关系：VNaOH < VHA D．若测某HA溶液的pH=3，加蒸馏水稀释该溶液至体积变为100倍，测得pH=5 █知识点五 电离平衡常数 1． 电离平衡常数 （一）定义：在一定条件下，达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度幂的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。一般弱酸用Ka表示，弱碱用Kb表示 （二）表达式：以ABA++B-为例，则 注：在计算电离平衡常数时，弱电解质分子的浓度，常用起始浓度代替平衡浓度进行忽略计算 （三）影响因素：1、物质本身的性质决定 2、只受温度影响，升高温度，电离平衡常数增大，电离程度越大 （四）意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应溶液的酸性或碱性越强 （五）说明： 1、 2、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。 。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 效果检测 1．已知醋酸的，磷酸的，，。下列四种溶液：①0.1 mol/L醋酸  ②0.1 mol/L磷酸  ③0.1 mol/L硫酸  ④0.1 mol/L盐酸。水的电离程度从大到小排序为 A．③④①② B．③④②① C．②③④① D．①②④③ 2．下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断不正确的是 酸 HX HY HZ 浓度/() 0.2 0.9 0.9 0.9 电离度 0.2 0.1 0.3 0.5 电离常数 A．在相同温度下，电离常数： B．在相同温度下，从HX的数据可以说明： C．反应能够发生 D．表格中两种浓度的HX溶液中，从左至右逐渐增大 3．一定温度下，某指示剂(HIn)对应的钾盐(KIn)在非水溶剂(该溶剂不电离)中完全电离，向含KIn的该溶剂中加入弱酸HX，发生反应：。若起始的物质的量分别为、，测得随的变化曲线如图所示。(已知)下列说法正确的是 A．HX的电离平衡常数 B．a点存在： C．a点时 D．若将HX换为酸性更弱的HY发生上述反应，则a点上移 █知识点六 酸碱中和滴定 1． 酸碱中和滴定 （一）酸碱中和滴定的概念： 依据中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法 （二）实验原理： 酸碱中和滴定的原理：H++OH-=H2O 即利用中和反应时， 则 或 （三）实验用品 1、仪器：滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯、pH计 2、试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水 3、滴定管的使用： （1）构造：内径均匀，带有刻度的细长玻璃管，下端有控制液体流量的聚四氟乙烯活塞 注：①滴定管的“0”刻度在上，由上向下刻度依次增大下端有一部分无刻度，全部容积大于它的最大刻度值 ②滴定管的精确读数可估读到0.01 （2）用途：精确的放出一定体积的液体 4、实验步骤 （1）滴定前的准备： ①滴定管：查漏→水洗（洗液→自来水→蒸馏水）→润洗→装液→赶气泡→调液面→记录数据 ②锥形瓶：水洗→装液→加指示剂 ③指示剂的选择： 原则：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” 变色情况： 滴定种类 选用的指示剂 滴定终点颜色变化 指示剂用量 强酸滴定强碱 2-3滴 强酸滴定弱碱 强碱滴定强酸 强碱定弱酸 （2）滴定： （3）终点判断 ①滴定终点：酸碱恰好完全中和的时刻 注： ②判断终点的方法： 记录此时标准液的体积。 （4）数据处理： ①酸碱中和滴定：按上述操作重复二至三次，求出所用标准液的平均值，根据公式计算 ②用pH计测定待测液的pH和每加入一定量标准液之后的混合pH 以标准液体积为横坐标，以pH为纵坐标，作图（以NaOH滴定HCl为例） 当接近滴定终点（pH=7）时，很少量（0.04mL，约一滴）的 碱或酸就会引起溶液pH突变 （5）误差分析： ①原理： ，其中，已知量包括：，未知量只有V标，所以c测与V标成正比。 ②常见误差：标准液在滴定管中的情况 步骤 操作 c(浓度) 洗涤 未用标准溶液润洗滴定管 锥形瓶用待测溶液润洗 未用待测溶液润洗取用待测液的滴定管（或移液管） 锥形瓶洗净后瓶内还残留有蒸馏水 滴定 快达滴定终点时滴定速度过快，停止滴定后，反加一滴待测液颜色无变化 滴定前盛装标准液的滴定管尖嘴部分有气泡，移到锥形瓶后消失 盛装待测液的滴定管尖嘴部分有气泡，移到锥形瓶后消失 滴定过程中振荡时有液滴溅出 滴定时有几滴标准溶液附在锥形瓶壁上或滴在锥形瓶外 滴定结束，滴定管尖端挂一液滴未滴下 将移液管尖嘴部分的液体吹出 读数 滴定完毕，未等滴定管内壁的液体完全流下就开始读数 滴定完毕立即读数，半分钟内颜色又褪去 滴定前仰视读数或滴定后俯视读数，过早估计终点 滴定前俯视读数或滴定后仰视读数，过晚估计终点 配制标准液产生的误差 若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体部分潮解 若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体中含有不与酸反应的杂质 若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体中含有与酸反应的杂质（Na2CO3） 若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体中含有与酸反应的杂质（Na2O） （6）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。 效果检测 1．用的溶液来测定未知浓度醋酸溶液，下列操作中可能使所测醋酸溶液的浓度数值偏高的是 A．水洗涤后的酸式滴定管未用醋酸溶液润洗就直接注入醋酸溶液，并移取的醋酸溶液于锥形瓶中 B．滴定快达终点时，用蒸馏水洗涤锥形瓶的瓶壁，然后继续滴定至终点 C．用甲基橙作指示剂滴至橙色变黄色后，要等30秒，若溶液不褪色表明达到滴定终点 D．读取溶液体积时，开始俯视读数，滴定结束时仰视读数 2．量取2.72 mL 18.40 mol·L−1浓硫酸，配制100 mL 0.5000mol·L−1H2SO4溶液，并用于测定NaOH溶液的物质的量浓度(约为0.5 mol·L−1)。下列相关原理、装置及操作正确的是 A．量取硫酸 B．稀释硫酸 C．转移溶液 D．测定浓度 3．（1）取一锥形瓶，用NaOH待测溶液润洗两次；（2）在锥形瓶中放入25.00 mL NaOH待测溶液；（3）加入几滴石蕊试液作指示剂；（4）取一支酸式滴定管，洗涤干净；（5）直接往酸式滴定管中注入标准酸溶液，进行滴定；（6）左手旋转滴定管的玻璃活塞，右手不停摇动锥形瓶；（7）两眼注视着滴定管内标准酸溶液液面的变化，直至滴定终点。 以上关于酸碱中和滴定实验的叙述中错误的是 A．（4）（6）（7） B．（1）（5）（6）（7） C．（3）（5）（7） D．（1）（3）（5）（7） █知识点七 盐类水解 1． 盐类的水解 （一）盐的分类 1、按组成分： 正盐：电离时生成的正离子是金属离子（或铵根），负离子为酸根离子的盐 酸式盐：电离时生成的正离子除金属离子（或铵根）外还有氢离子，负离子为酸根离子的盐。 碱式盐：电离时生成的负离子除酸根离子外还有氢氧根离子，正离子为金属离子（或NH4+）的盐。 2、按溶解性：易溶盐（NaCl）；微溶盐（CaSO4）；难溶盐（BaCO3） 3、按形成盐的酸碱的强弱不同：强酸强碱盐（KNO3）、强酸弱碱盐（NH4Cl）、 强碱弱酸盐（NaF）、弱酸弱碱盐（CH3COONH4） （二）盐溶液呈现不同酸碱性的原因——盐类的水解 1、定义：在溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解 2、实质： →溶液呈酸性或碱性 表示为：盐+H2O酸+碱 3、特点：（1）极其微弱，为可逆反应，存在水解平衡 （2）是中和反应的逆反应，水解反应是吸热反应 4、规律： 注：（1）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 （2）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 （3）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 HSO3-、H2PO4- 以电离为主→显酸性 5、盐类水解方程式的书写 （1）一般原则： ①必须写“” ②不写“↑”“↓” ③H2CO3、H2SO3等不拆开 ④多元弱酸负离子分步水解，分步书写，以第一步为主；多元弱碱正离子水解方程式一步写完. ⑤遵守质量守恒、电荷守恒、客观事实 （2）书写模式：盐的离子+ H2O弱酸（或弱碱）+OH-（或H+） 举例：CH3COONa溶液：CH3COO-+ H2O CH3COOH+OH- NH4Cl溶液：NH4++ H2O NH3·H2O +H+ Na2CO3溶液：CO32-+H2OHCO3-+ OH-（第一步水解） HCO3-+ H2OH2CO3+ OH-（第二步水解） FeCl3溶液：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ （3）双水解——正负离子都水解 ①非彻底型：用“”连接 例：CH3COONH4：CH3COO-+ NH4++H2O CH3COOH+NH3·H2O（CH3COONH4显中性） ②彻底型：用“=”连接。特点：有“↑”或“↓”生成，能同时离开体系 Al2S3：2Al3++ 3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑ Fe2(CO3)3：2Fe3++3CO32-+3H2O=2Fe(OH)3↓+3CO2↑ 效果检测 1．室温时，配制一组的和混合溶液，溶液中、、随的分布如图所示，下列指定溶液中微粒物质的量浓度关系正确的是 A．a点：水电离出的 B．向b点的溶液滴加NaOH溶液，反应的离子方程式为： C．当时，溶液中 D．当溶液的时：溶液中存在： 2．下列离子方程式书写错误的是 A．溶液和溶液反应： B．向溶液中通入足量氯气： C．澄清石灰水与少量溶液反应： D．索尔维制碱法的关键反应： 3．羟胺易潮解，水溶液呈碱性，与盐酸反应的产物盐酸羟胺用于药品的合成。常温下，，，。下列说法正确的是 A．溶液的pH大于7 B．向溶液加入少量固体，溶液中浓度增大 C．溶液的： D．向溶液中通入HCl至，溶液中 █知识点八 水解平衡的移动 一、影响盐类水解的主要因素 （一）内因：反应物的性质。越弱越水解，越水解其酸（或碱）性越强 （二）外因： （1）温度：升高温度，促进水解 （2）浓度：加水稀释→向右移动→水解程度大→酸（或碱）性减弱 盐的浓度越高→向右移动→水解程度小→酸（或碱）性增强 （3）同离子效应：加酸或碱抑制或促进水解 小结：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 （三）举例：以CH3COONa溶液为例分析外因对盐类水解平衡的影响情况：CH3COO-+ H2O CH3COOH+OH- c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(OH-) c(H+) pH 水解程度 加热 加水 加CH3COOH 加CH3COONa 加HCl 加NaOH 2． 盐类水解的应用 （一）在化学实验中的应用 1、判断溶液的酸碱性确定pH范围 2、盐溶液中微粒种类的判断 3、配制和贮存易水解的盐溶液 （1）配制强酸弱碱盐溶液时，加强酸抑制水解。例如：配制FeCl3溶液时，常将FeCl3晶体溶于较浓的盐酸中. （2）配制强碱弱酸盐溶液时，加强碱抑制水解 （3）配制Al2S3只能在干态条件下把铝粉和硫粉的混合物加热，不能在水溶液中得到 （4）试剂的贮存：Na2CO3、Na2SiO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞；NH4F溶液不能用玻璃瓶盛放 4、判断盐溶液蒸干产物 （1）不水解不分解的盐（如NaCl、K2SO4） 水解生成不挥发性酸的盐（如Al2(SO4)3） （2）水解生成挥发性酸的盐（CuCl2、Fe(NO3)3、MgBr2） （3）较低温度下受热分解的盐（KMnO4、NaHCO3） （4）易被氧化的盐（如：FeSO4→Fe2(SO4)3，Na2SO3→Na2SO4） （5）其他：NaClO溶液 5、活泼金属与强酸弱碱盐反应产生氢气：例：Mg与NH4Cl（或FeCl3、AlCl3、CuCl2）反应，产生H2 6、判断离子共存：Al3+、Fe3+、Cu2+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-生成气体或沉淀的双水解不能共存 7、制备胶体：饱和FeCl3溶液滴入沸水中因水解得到Fe(OH)3胶体。FeCl3+3H2OFe(OH)3（胶体）+3HCl 8、物质的提纯： （1）KNO3(Fe(NO3)3)促进Fe(NO3)3水解→除去Fe3+ （2）MgCl2(FeCl3) 促进Fe3+水解→Fe(OH)3→除杂 9、酸碱中和时指示剂的选择 强碱滴定弱酸时（生成的盐溶液水解呈碱性）常用酚酞做指示剂 强酸滴定弱碱时（生成的盐溶液水解呈酸性）常用甲基橙做指示剂 （二）在日常生活中的应用 1、去污：热的纯碱去污能力强。CO32-+H2OHCO3-+OH- 温度升高→促进水解→c(OH-)升高 2、灭火：泡沫灭火器 3、食品：炸油条时加入 注： CO2使油条变得松脆可口 4、净水：明矾净水：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+ 铁盐净水：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+ Al(OH)3和Fe(OH)3都具有吸附性 5、水垢：主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，不会生成MgCO3，因为MgCO3微溶，受热水解生成更难溶的Mg(OH)2 （三）在工农业生产中的应用 1、化肥的合理施用 （1）长期施用(NH4)2SO4的土壤因NH4+水解，使土壤酸性增强：NH4++H2ONH3·H2O+H+ （2）铵态氮肥与草木灰（K2CO3）不能混合施用：CO32-+H2OHCO3-+OH- NH4++OH-=NH3·H2O= NH3↑+H2O 生成NH3降低肥效 （3）普钙（或过磷酸钙）（Ca(H2PO4)2）与草木灰不能混合施用： 2、焊接时用NH4Cl溶液除锈：利用其水解后溶液显酸性，溶解铁锈 3、制备纳米材料：用TiCl4制备TiO2：TiCl4+（x+2）H2O（过量）TiO2·xH2O↓+4HCl 三． 溶液中粒子浓度大小的比较 （一）溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：任何电中性溶液中，负离子所带负电荷总数恒等于正离子所带正电荷总数 例：Na2CO3：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-) 2、元素质量守恒：即原子个数守恒或质量守恒 例：K2S：c(K+)=2[c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)] （二）溶液中粒子浓度大小的比较 1、多元弱酸：根据其分步电离来分析，例：H2CO3：c(H2CO3)>c(H+)>c(HCO3-)>c(CO32-) 2、多元弱酸的正盐：根据弱酸根的分步水解来分析，例：Na2S：c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+) 3、多元弱酸的酸式盐：看其弱酸根离子的电离与水解程度的大小 例：水解>电离：NaHCO3：c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32-) 电离>水解：NaHSO3：c(Na+)>c(HSO3-)>c(H+)>c(SO32-)>c(OH-) 4、其他单一盐溶液，例：NH4Cl：c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-) 5、不同溶液中同一离子浓度的大小：看其他离子对其影响 例：0.1mol/L的NH4HSO4、NH4Cl、CH3COONH4、(NH4)2SO4中c(NH4+)的大小顺序： (NH4)2SO4> NH4HSO4> NH4Cl > CH3COONH4 6、混合溶液中离子浓度的大小判断 （1）混合前后不反应： ①电离>水解：同浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合：c(NH4+)> c(Cl-)> c(OH-)> c(H+) 同浓度的CH3COONa与CH3COOH混合：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-) ②水解>电离：同浓度的NaCN与HCN混合：c(Na+)>c(CN-)> c(OH-)> c(H+) （2）混合前后反应： ①完全反应形成单一溶液： ②不完全反应形成混合液，看电离与水解的程度大小 效果检测 1. 分别对稀溶液进行下列操作，一定可使增大的是 A．升温 B．恒温加少量水 C．恒温加入少量固体 D．恒温加入少量固体KOH 2．化学与生产、生活密切相关，下列事实与盐类的水解无关的是 A．用热的纯碱溶液洗涤餐具上的油污 B．用硫单质处理水银 C．草木灰与铵态氮肥不能混合使用 D．用可溶性的铁盐作净水剂 3．下列说法正确的是 A．常温下由水电离出的溶液中可能大量存在 B．常温下，均为4的溶液和盐酸中，由水电离出的相等 C．时，浓度均为的和溶液中前者大 D．将溶液在空气中蒸干后高温灼烧，最后可得固体 █知识点九 难溶电解质的溶度积常数 1． 难溶电解质的沉淀溶解平衡 （一）常温下，物质溶解性与溶解度的关系 溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶 溶解度 >10g 1-10g 0.01-1g <0.01g （二）难溶电解质 1、定义：溶解度小于0.01g的电解质称为难溶电解质 2、举例：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq) AgCl的溶解度为1.5×10-4 （三）难溶电解质的溶解平衡 1、定义：在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，形成溶质的饱和溶液，各离子的浓度保持不变，达到平衡状态，这种平衡称为沉淀溶解平衡。 溶解 例：AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq) 沉淀 2、建立： 固体溶质溶液中的溶质 沉淀 溶解 3、 特点： 逆——沉淀溶解平衡是一个可逆过程 等——动态平衡、溶解速率和沉淀速率不等于零 动——溶解速率和沉淀速率相等 定——平衡状态时，溶液中的离子浓度保持不变 变——当改变外界条件时，溶解平衡发生移动 注：（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 （2）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 4、影响因素 （1）内因：难溶电解质本身的性质 （2）外因： ①浓度：加水，平衡向溶解方向移动 ②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动（原因：溶解吸热）；但少数向沉淀方向移动（例：Ca(OH)2） ③同离子效应：加入相同的离子，平衡向沉淀方向移动 ④加入与体系中某些离子反应的物质，产生气体或更难溶的物质，导致平衡向溶解的方向移动 5、溶度积常数（简称溶度积）——Ksp （1）表达式：对于溶解平衡：MmAn(s)mMn+(aq)+nAm-(aq) 反应， Ksp=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n 例：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq) Ksp=c(Ag+)·c(Cl-) （2）意义：对于同类型（正负离子个数相同）的难溶电解质，在相同温度下，Ksp越大→S(溶解度)越大 例：Ksp（AgCl）=1.8×10-10 Ksp（AgBr）=6.3×10-15 说明S(AgCl)> S(AgBr) （3）影响因素：KSP只与难溶电解质的性质和温度有关 （4）应用：判断有无沉淀生成 Q(离子积)= [c(Mn+)]m·[c(Am-)]n（任意时刻的浓度） Q>KSP时，溶液中有沉淀析出 Q=KSP时，沉淀与溶解处于平衡状态 Q<KSP时，溶液中无沉淀析出 效果检测 1．常温下，AgX和的沉淀溶解平衡曲线如图所示。横坐标中M代表或，图中虚线上各点的横坐标和纵坐标数值相等。下列说法正确的是 A．点无AgX沉淀生成，有沉淀生成 B．向点对应的溶质饱和溶液中蒸发部分水后，各离子浓度关系可能同时移动到点 C．如向点所示的AgX和各离子浓度饱和的混合溶液中，加入固体，则达新平衡时变大 D．AgX和的饱和溶液中，当时，有 2．处理某铜冶金污水(含)的部分流程如下： 常温下：①溶液中金属离子开始沉淀和沉淀完全的pH如下表，当溶液中金属离子浓度时，可认为沉淀完全。 物质 开始沉淀pH 1.9 4.2 6.2 3.5 沉淀完全pH 3.2 6.7 8.2 4.6 ②，。下列说法正确的是 A．“沉淀池Ⅰ”中浓度为 B．“沉渣II”为CuS和ZnS C．“沉淀池II”中完全沉淀时，溶液中 D．“出水”液体中的阳离子只有 3．根据实验操作及现象，得出结论正确的是 选项 实验操作 现象 结论 A 向某溶液中滴加溶液 产生蓝色沉淀 含有，无 B 向黄色溶液中缓慢滴加几滴浓硫酸 溶液变为橙红色 增大，平衡向生成的方向移动 C 向溶液中滴加几滴酚酞 溶液不变红 不水解 D 向浓度均为和混合溶液中滴加几滴稀溶液 产生黄色沉淀 █知识点十 沉淀溶解平衡的移动 一．沉淀溶解平衡的应用 （一）沉淀的生成 方法：1、调节pH法：除去NH4Cl中的FeCl3Fe3++3NH3·H2O=Fe(OH)3↓+3NH4+ 2.加沉淀法：以Na2S、H2S做沉淀剂除去Cu2+和Hg2+ 注：选择沉淀剂的原则： （1）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 （2）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 （3）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 （二）沉淀的溶解+H+ +H+ 方法：1、酸碱溶解法：CaCO3(s)Ca2++ CO32-HCO3-H2CO3→H2O+CO2↑ FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2也可溶于强酸 2、盐溶解法：Mg(OH)2中加入NH4Cl， Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-(aq)→OH-+NH4+NH3·H2O NH4Cl=Cl-+NH4+ 3、氧化还原法：CuS、HgS等可溶于HNO3。3CuS+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+3S↓+2NO↑+4H2O 4、生成配合物法：AgCl可溶于NH3·H2O。 AgCl+2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]++Cl-+2H2O （三）沉淀的转化 1、实质：沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。 2、原则：（1）一般来说，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现。两者的溶解度差别越大，转化越容易。 （2）当一种试剂能沉淀溶液中的几种离子时，生成沉淀时所需试剂离子浓度越小的越先沉淀。 （3）如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能实现分步沉淀，从而达到提纯、分离的目的。 3、常见转化：Ag2CrO4（砖红色）AgCl↓（白）AgBr↓(浅黄色)AgI↓(黄色)Ag2S↓(黑色) 4、应用：（1）锅炉除水垢：CaSO4CaCO3CaCl2 （2）水垢的生成：硬水中MgHCO3MgCO3Mg(OH)2 （3）自然界中矿物的转化： 原生铜的硫化物CuSO4溶液铜蓝（CuS） (CuSO4+ZnS=CuS+ZnSO4) (CuSO4+PbS=CuS+PbSO4) （4）氟化物防止龋齿 （四）沉淀溶解平衡图像类题的解题步骤 1、明确图像中纵轴、横轴的含义 纵轴、横轴通常是难溶电解质溶解后电离出的离子浓度。 2、理解图像中线上点线外点的含义 （1）以AgCl为例，在该沉淀溶解平衡图像中，曲线上任意一点都表示达到了沉淀溶解平衡状态，此时，Q=Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度都只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。 （2）曲线上方区域的点均表示过饱和溶液，此时Q>Ksp （3）曲线下方区域的点均表示不饱和溶液，此时Q<Ksp 3、抓住Ksp的特点，结合选项分析判断 （1）溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况： ①原溶液不饱和时，离子浓度都增大； ②原溶液饱和时，离子浓度都不变。 （2）溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同。 效果检测 1．下列化学反应与方程式不相符的是 A．CO2气体通入NaClO溶液：ClO-+CO2+H2O═HClO+ B．已知的燃烧热，表示其燃烧热的热化学方程式：　 C．用饱和Na2CO3溶液预处理水垢中的CaSO4：CaSO4(s)+ (aq)CaCO3(s)+(aq) D．加热蓝色的CuCl2溶液，溶液变黄绿色：[Cu(H2O)4]2+(蓝色)+4Cl-[CuCl4]2-(黄色)+4H2O　ΔH>0 2．Mohr银量法测定水样中的含量时，常用少量为指示剂，用标准溶液进行滴定。已知25℃时，AgCl、砖红色沉淀)的分别为和。下列说法错误的是 A．在滴定开始时，主要产生AgCl沉淀 B．当砖红色沉淀稳定出现时，即为滴定终点 C．滴定过程中，不涉及沉淀的转化 D．该滴定过程必须在接近中性的条件下进行 3．某实验小组欲除去粗盐水中少量的、、，进行如下实验。 已知：。下列分析不正确的是 A．向滤液a中滴加溶液，无明显现象，说明已沉淀完全 B．滤渣b为、和 C．当滤液b的时， D．向滤液b中滴加稀盐酸，用试纸检验，至溶液呈中性或微酸性 █考点一 弱酸弱碱的稀释问题 【例1】一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液导电能力如图所示，则下列说法不正确的是 A．“0”点不导电的原因是冰醋酸中无自由移动的离子 B．b点时醋酸电离程度最大 C．c点溶液中加入固体可使增大、减小 D．a、b、c三点溶液用1 mol/L氢氧化钠溶液中和，消耗氢氧化钠溶液体积相等 解题要点 1. 酸在无水的环境中为分子形态，没有自由移动的离子，不能导电。 2. 等PH值环境中，稀释相同倍数，强酸或强碱PH值变化比弱酸弱碱PH值变化更大。 【变式1-1】常温下，将一定浓度的NaOH溶液和氨水加水稀释，溶液的导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是 A．两溶液稀释前的浓度相同 B．曲线Ⅰ表示氢氧化钠溶液的导电能力随溶液体积的变化关系，曲线Ⅱ表示氨水的导电能力随溶液体积的变化关系 C．a、b、c三点溶液的pH由大到小的顺序为 D．测量氨水的，若，则为弱电解质 【变式1-2】常温下，分别向10mL pH =1的盐酸和醋酸溶液加水稀释，稀释后两种溶液的pH随溶液体积V(aq)的变化如下图所示。下列说法正确的是 A．稀释前，盐酸的物质的量浓度比醋酸的大 B．曲线II为盐酸的pH随V(aq)的变化示意图 C．醋酸的电离程度：c点溶液大于d点溶液 D．a点溶液的pH=2 █考点二 一元强酸与一元弱酸的比较 【例2】下列说法正确的是 A．保持温度不变，向稀氨水中缓慢通入CO2，溶液中的值增大 B．等浓度的NaOH溶液和氨水分别与等量的盐酸充分反应，消耗氨水的体积更大 C．等体积等pH的盐酸和醋酸分别加水稀释至pH仍相同，则醋酸中加的水更多 D．向醋酸中加冰醋酸，平衡正向移动，电离度增大 解题要点 1. 等PH值的一元强酸与一元弱酸电离出的氢离子浓度是相等的。等浓度的一元强酸和一元弱酸，一元弱酸电离出的氢离子浓度小于一元强酸电离出的氢离子浓度。 2. 反应的速度由溶液中的氢离子浓度决定，产生气体的总量由溶液中可电离出的氢离子总量决定。 【变式2-1】向两个锥形瓶中分别加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入盐酸、醋酸溶液，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。下列说法不正确的是 A．镁条与两种酸的反应均为放热反应 B．上述两种酸溶液的导电能力相同 C．醋酸的平均反应速率呈现“慢—快—慢”的趋势 D．300 s内平均反应速率 【变式2-2】常温下，几种弱酸的电离常数如下表所示。 酸 3.48 9.21 0.9 现有浓度均为的三种溶液：①溶液，②溶液，③溶液。下列叙述正确的是 A．酸性： B．等体积溶液中离子总数：③>①>② C．向溶液中通入少量生成和 D．常温下，用水将起始pH为4的溶液稀释相同倍数，pH变化值： █考点三 弱电解质的影响因素 【例3】石蕊(用表示)是一种有机弱酸，在水中电离：(红色)(蓝色)。室温下，关于的溶液，说法不正确的是 A．溶液 B．溶液pH随温度升高而减小 C．通入少量气体，将抑制石蕊电离 D．加水稀释过程中，逐渐变大 解题要点 1. 温度、浓度会影响平衡移动 2. 大部分弱电解质的电离是吸热反应，少部分弱电解质的电离是放热反应。 3. K值只与温度有关，温度不变，则K值不变。 【变式3-1】醋酸溶液中存在电离平衡，下列叙述不正确的是 A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数K增大 B．溶液加入少量的固体，平衡逆向移动 C．的溶液加水稀释，溶液中减小 D．室温下，溶液的浓度越大，的电离程度越大 【变式3-2】已知液氨中存在与水相似的电离平衡：。下，液氨中的平衡浓度为。下列说法正确的是 A．液氨中能发生反应： B．向液氨中加入氯化铵，电离平衡逆向移动，减小 C．增加，电离平衡正向移动，增大 D．仅改变温度，可以使液氨中 █考点四 强酸制弱酸 【例4】．25℃时，有关物质的电离平衡常数如表所示。结合表中数据，完成下列小题。 化学式 电离常数(25℃) ； HF ； ； 溶液中不可能大量共存的离子组是 A． B． C． D． 解题要点 1. 根据K值大小确定酸性强弱关系，根据“强制弱”书写方程式 2. 根据方程式，也可以推断酸性强弱关系。 【变式4-1】下列反应的离子方程式书写正确的是 A．通入水中： B．向溶液中滴加溶液产生气泡： C．用溶液蚀刻铜制电路板： D．向次氯酸钙溶液中通入过量二氧化碳： 【变式4-2】H2S浓度过大会对鱼虾的养殖造成极大负面影响，可投入Na2CO3处理。碳酸和硫化氢的电离平衡常数如下表： Ka1 Ka2 H2S 1.3×10-7 7.0×10-15 H2CO3 4.2×10-7 4.8×10-11 该处理过程发生的离子方程式为(不定项) A．CO + H2S = H2CO3 + S2- B．CO+ 2H2S = H2CO3 + 2HS- C．CO+ H2S = HCO + HS- D．2CO+ H2S = 2HCO + S2- █考点五 PH的计算 【例5】下列说法错误的是 A．常温下，pH=2的盐酸与pH=12的MOH等体积混合，溶液pH>7，则MOH为弱碱 B．水是极弱的电解质，将少量Cl2通入水中，水的电离程度减小 C．将pH=3的CH3COOH溶液稀释10倍后，若3<pH<4，则证明醋酸为弱酸 D．某温度下，0.02 mol·L-1 的Ba(OH)2与等浓度的NaHSO4等体积混合，混合后溶液的pH=12 解题要点 pH与温度有关。 【变式5-1】下列叙述正确的是 A．室温下，pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合后pH>7 B．pH=4的盐酸，稀释至10倍后pH>5 C．某温度下，，该温度下pH=7的溶液呈中性 D．室温下将pH=9的NaOH溶液和pH=13的Ba(OH)2溶液等体积混合，所得溶液pH=11 【变式5-2】下列说法正确的是 A．常温时，某物质的溶液中由水电离出的，则该溶液一定显酸性 B．某温度时水的离子积常数，若将此温度下的溶液与的稀硫酸混合，若所得混合液，则 C．一定温度下，的氨水，稀释10倍后，其，则 D．常温下，同的硫酸和醋酸溶液中和同浓度同体积的氢氧化钠溶液，消耗酸的体积：硫酸<醋酸 █考点六 分布图型 【例6】常温下，实验小组利用 的 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.10 mol·L⁻¹丙酸(用HA 表示)，溶液的pH、分布系数 与V(NaOH 溶液)的关系如图所示。下列说法错误的是 A．将等浓度的HA 和 NaA 混合后 B．常温下 HA 电离平衡常数的数量级为10-7 C．图中b点水的电离程度小于常温下的纯水 D．反应终点，溶液中 解题要点 注意交点位置，根据交点及K值关系，可以求解K值大小。 根据pH值确定离子浓度大小。 【变式6-1】总浓度为的水溶液中存在平衡：、。溶液中、、与pH关系如图所示。下列叙述正确的是 A．M、N分别为、关系曲线 B． C．溶液中 D．pH=1的溶液中 【变式6-2】联氨属于二元弱碱，在水溶液中的电离方程式为、。常温下，向含有一定量的溶液中加入，溶液中含氮微粒的物质的量分数[如]随变化的关系如图所示。下列叙述正确的是 A．曲线Ⅲ代表随溶液变化的关系 B．常温下， C．b点溶液中： D．溶液中存在： █考点七 滴定图形 【例7】为了更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度的概念：。常温下，用0.1 mol/L的NaOH溶液滴定20.00mL 0.1 mol/L 的HCN溶液，溶液的酸度AG随滴入的NaOH溶液体积的变化如图所示(滴定过程中温度的变化忽略不计，已知100.8=6.3)。下列说法错误的是     A．该过程可以用酚酞作指示剂，滴定终点颜色变化：无色变为粉红色 B．滴定过程中的值不变 C．常温下，HCN的电离常数K≈6.3×10-10 D．滴加NaOH溶液的过程中，水的电离度一直增大 解题要点 注意起点，根据起点浓度和pH可以确定酸碱的强弱。 中性点，可以通过电荷守恒寻找离子间的关系。 可以通过恰好完全反应点，根据物料守恒寻找粒子间关系。 注意半反应点等特殊点。 【变式7-1】室温下，用溶液滴定和混酸溶液(混酸溶液中，各溶质的浓度均为)，该过程溶液的变化如图所示。下列说法错误的是 A．点①时， B．点②时， C．点③时， D．点④时， 【变式7-2】常温下，用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL cx mol·L-1H2A溶液，得到pH与V(NaOH)、-lg X[或]关系如图，下列叙述不正确的是 A．曲线m表示pH与-lg的变化关系 B．若M点存在c(H2A)+c(H+)=c(A2-)+c(OH-)，则cx=0.1 C．当pH=7时，c(HA-)<c(A2-) D．N点c(Na+)+c(H+)+c(H2A)-c(OH-)=0.05 mol·L-1+c(A2-) 基础应用 1．下列解释实验事实的方程式正确的是 A．硫代硫酸钠与稀硫酸的反应： B．向漂白粉溶液中通入过量的SO2： C．可溶性铁盐水解作净水剂的原理： D．碳酸钠溶液呈碱性： 2．下表中实验操作、现象与结论对应关系均正确的是 实验操作 现象 结论 A 在KSCN与的混合液中再加入KCl固体 溶液颜色变浅 增大生成物浓度，平衡逆向移动 B 用广泛试纸测定溶液的酸碱性 测得溶液 溶液呈酸性，证明在水中的电离程度大于水解程度 C 等体积pH=2的HX和HY两种酸分别与足量的铁反应，用排水法收集气体 HX放出的氢气多且反应速率快 酸性强弱：HX<HY D 含有酚酞的溶液中加入少量固体，观察溶液颜色的变化 溶液红色变浅 证明溶液中存在电离平衡 3．25℃时不断将水滴入冰醋酸中，下列图像不合理的是 A． B． C． D． 4．25°C时，纯水中存在电离平衡：已知反应速率和为常数，只与温度有关)。时刻，适当升高温度，反应速率、随时间变化图像正确的是 A． B． C． D． 5．已知HF和相关数据如下表，下列有关说法正确的是 化学式 HF 电离平衡常数()      A．相同物质的量浓度溶液的pH，大于 B．用已知浓度的NaOH溶液测定HF溶液浓度，可用酚酞试液作指示剂 C．足量HF溶液与少量溶液混合，反应方程式为 D．NaF与混合溶液中存在关系： 6．下列实验的对应操作中，合理的是 眼睛注视锥形瓶中溶液 A．用HCl标准溶液滴定NaOH溶液 B．测定0.1醋酸溶液的pH C．从MgCl,溶液获得MgCl26H2O固体 D．配制一定物质的量浓度的KCl溶液 A．图1：用HCl标准溶液滴定NaOH溶液 B．图2：测定0.1mol·L-1醋酸溶液的pH C．图3：从溶液获得固体 D．图4：配制一定物质的量浓度的KCl溶液 7．向等物质的量浓度、混合溶液中滴加稀盐酸至过量。其主要含硫各物种(、、)的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与滴加盐酸体积的关系如图所示(忽略滴加过程气体的逸出)。下列说法不正确的是 A．含硫物种B表示 B．在滴加盐酸过程中，溶液中与含硫各物种浓度的大小关系： C．X，Y为曲线的两交叉点，若能知道X点处的pH，就可以计算出的(第一步电离平衡常数) D．NaHS呈碱性，若向溶液中加入溶液，恰好完全反应，所得溶液呈强酸性，其原因是： 8．将溶液分别滴入溶液和溶液中，均产生沉淀和气泡。取①中沉淀洗涤后，加入足量盐酸，无气泡产生；取②中沉淀洗涤后，加入足量盐酸，产生少量气泡；下列分析不正确的是 A．、溶液中均存在 B．①中发生的反应： C．对比①②沉淀加入足量盐酸后的现象，说明溶液中的和均对沉淀成分有影响 D．若该实验改为将溶液和溶液分别不断滴入溶液中(各溶液浓度保持不变)，均会得到与②中沉淀成分类似的固体 9．常温下，用浓度为标准溶液滴定浓度均为和的混合溶液，滴定过程中溶液的pH随的变化曲线如图所示。下列说法正确的是 A．的数量级为 B．点 C．a、b、c、d四点中水的电离程度最大的为d D．c点： 10．乙二酸（）俗称草酸，是一种二元弱酸。常温下，向20mL 0.100mol/L的乙二酸溶液中滴加同浓度的NaOH溶液，该过程中的、V（NaOH溶液）与pH的变化关系如图所示[X为或]。下列说法正确的是 A．直线Ⅰ中的X为 B．a点溶液中： C．c点溶液中，与之比为 D．当溶液中时， 二、解答题 11．弱酸及其盐在水溶液中存在相关平衡。常温下H2CO3、HCN和H2S的电离平衡常数如下表所示： 化学式 H2CO3 HCN H2S 电离平衡常数 Kal=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka=5.0×10-10 Kal=1.1×10-7 Ka2=1.3×10-13 （1）25℃时，某浓度的NaCN水溶液的pH=8，原因是 (用离子方程式表示)。 （2）由表中数据可知，、CN-、S2-、结合质子的能力由强到弱的是 (填离子符号)。 （3）缓冲溶液是能缓解外加少量酸或碱而保持pH基本不变的溶液。人体血液中H2CO3/缓冲体系对稳定pH发挥着重要作用。当血液中CO2浓度上升，血液缓冲体系中的值 (填“增大”、“减小”或“不变”)。 （4）常温下，等pH的三种溶液：A．NaHCO3；B．NaCN；C．Na2CO3，溶液的浓度由大到小的顺序是 (填编号)。 （5）向硫化钠溶液中通入足量CO2，写出化学反应方程式 。 （6）25℃时，向某浓度的草酸(H2C2O4)溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、、三种微粒的物质的量分数()与溶液pH的关系如图所示。 ①图中曲线2所代表的微粒是 (填化学式)。 ②制备的KHC2O4溶液中的电离程度 水解程度(填“>”、“<”或“=”)。 ③已知2⇌+H2C2O4，则该反应的平衡常数K= (填具体数值)。 12．钕铁硼、、磁铁因其超强的磁性被誉为“永磁之王”，广泛应用于新能源汽车、电动自行车、信息存储等。从钕铁硼废料中提炼金属钕的工艺流程如图所示。 已知： 稳定的化合价为价，金属钕的活动性较强，能与酸发生置换反应；硼不与非氧化性酸反应。 时，。 。 （1）“预处理”操作可以选择用 填序号除去钕铁硼废料表面的矿物油污。 A．溶液浸泡        B．纯碱溶液浸泡        C．酒精清洗 （2）在不同条件下测得钕铁硼废料“浸出”操作的浸出率如表所示。 实验序号 盐酸浓度 温度 酒石酸浓度 的浸出率 的浸出率 “浸出”过程中加入酒石酸的作用是 。 对比实验a、b或c、e或d、f，当温度升高，浸出率降低的可能原因是 。 除以上最优条件外，还可以采取 填一项即可措施加快“浸出”速率。 （3）“沉淀”操作中对产品回收率及纯度的影响如图所示。 “沉淀”的最佳为 。 若完全沉淀后，溶液中的 才会有沉淀生成。 “滤液”中的主要成分为 。 （4）热重法是测量物质的质量与温度关系的方法，“焙烧”操作过程中固体残留率随温度变化的曲线如图所示，则第二阶段反应完剩余的固体是 ；若将“沉淀”时得到的固体于温度下在氧气中焙烧，反应的化学方程式为 。 能力提升 13．为了测定NaHSO4溶液的浓度，重庆八中化学兴趣小组的同学们准备用NaOH标准溶液进行滴定。 （1）小轩同学配制100mL 0.100 mol·L-1 NaOH标准溶液所需玻璃仪器除量筒、小烧杯、玻璃棒、胶头滴管外，还需要 。 （2）用 量取25.00mL待测NaHSO4溶液放入锥形瓶中，滴加2~3滴酚酞作指示剂，用NaOH标准溶液进行滴定。若滴定开始和结束时，溶液读数如下图所示，所用NaOH标准溶液的体积为 。 （3）下列操作会使所测结果偏高的是 (填字母)。 A．滴定前用蒸馏水冲洗锥形瓶 B．滴定过程中振荡锥形瓶时不慎将瓶内溶液溅出 C．配置标准溶液的NaOH固体中，混入少量KOH固体 D．碱式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 E．读取NaOH体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数 （4）小松同学用0.1 mol·L-1 NaOH溶液分别滴定体积均为20.00mL、浓度均为0.1 mol·L-1 的NaHSO4溶液和醋酸溶液，得到滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的两条滴定曲线。 ①滴定醋酸的曲线是 (填“I”或“II”)。 ②V1和V2的关系：V1 V2(填“>”、“=”或“<”)。 （5）小组同学继续研究发现氧化还原滴定法是氧化还原反应为基础的一种滴定方法。小松同学测定含有CaCl2固体的试样的纯度，过程如下：取1.000g试样溶于水，加入过量Na2C2O4固体，充分反应，将所得沉淀过滤洗涤后，溶于热的稀硫酸中，再用0.1000 mol·L-1 KMnO4标准溶液滴定，消耗KMnO4标准溶液24.00mL。 ①KMnO4标准溶液发生的离子反应方程式为 。 ②滴定终点的现象是 。 ③该试样中CaCl2的质量分数为 。 14．人们日常生产生活与化学有着紧密的联系。 （1）现有常温下的盐酸(甲)和的醋酸溶液(乙)，请根据下列操作回答： ①常温下溶液加水稀释，下列数值一定变小的是 (填字母)。 A．        B．        C．        D． ②取10mL乙溶液，加入少量无水固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，待固体溶解后，溶液中的值将 (填“增大”“减小”或“无法确定”)。 ③相同条件下，取等体积的甲、乙两溶液，分别与溶液反应，消耗NaOH溶液的体积(甲) (乙)(填“>”“<”或“=”)。 （2）已知：在25℃，有关弱电解质的电离平衡常数如下表： 弱电解质 电离常数 HClO ①同浓度的、、、结合的能力由强到弱的顺序为 。 ②将通入该氨水中，当降至时，溶液中的 。 ③下列微粒在溶液中不能大量共存的是 。 A．、        B．、        C．、        D．、 15．部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 H2SO3 电离平衡常数(25℃) Ka1=1.3×10−2， Ka2=6.2×10−8 （1）将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出该反应的离子方程式： 。 （2）25℃，将SO2通入2.0 mol·L-1氨水中(溶液的体积保持不变)，当c(OH−)降至1.0×10−7 mol·L−1时，溶液中的 = ； （3）用草酸(H2C2O4)溶液滴定未知浓度的溶液。下列实验操作规范的是___________。 A．配制草酸溶液 B．润洗滴定管 C．滴定 D．读数 （4）25℃时，调节草酸(H2C2O4)溶液的pH，含碳微粒物质的量分数随溶液pH变化如图。25℃草酸的电离平衡常数 。 16．已知水在25℃和100℃时，其电离平衡曲线如图所示。 （1）25℃时的电离平衡曲线应为 (填“A”或“B”)，请说明理由 ； （2）25℃时，将pH=9的NaOH溶液与pH=4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为 。 （3）100℃时，若100体积pH=a的某强酸溶液与1体积pH=b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则a与b之间应满足的关系是 。 （4）下列关于水的说法不正确的是___________。 A．100℃时，0.01 mol/L NaOH溶液中由水电离出的浓度为 B．纯水在加热过程中，增大 C．将纯水加热到100℃时，水的离子积变大，pH减小，呈酸性 D．将pH=12的NaOH溶液由100℃降温至25℃，溶液的pH将增大 （5）25℃，pH=1的溶液中含浓度都为0.1 mol/L 的、、、和X离子，X可能是___________。 A． B． C． D． （6）曲线A所对应的温度下，pH=2的HCl溶液和pH=11的某BOH溶液中，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1___________α2. A．大于 B．小于 C．等于 D．无法确定 （7）若将二者等体积混合，则混合溶液的pH 7(填选项)，判断的理由是 。 A．大于                B．小于                C．等于                D．无法确定 （8）100℃时，某溶液由水电离出的的浓度为，则该溶液的pH为 。 17．脱除沼气中的H2S是资源利用和环境保护的重要研究课题，脱除H2S有多种方法。 方法一：高温热分解法：2H2S(g)S2(g)+2H2(g)  △H =170kJ·mol-1。 （1）一定温度和压强下，工业上进行H2S热分解反应时一般要向H2S中加入一些Ar(g)。从平衡移动的角度说明加入Ar(g)的原因 。 若在两个2L的恒容密闭容器中分别加入2.0 mol H2S、1.0 mol H2S，测得不同温度下H2S热分解反应的平衡转化率如图所示： （2）图中代表加入2.0 mol H2S的曲线是 。 A．MP    B．ON （3）M点、O点和N点的逆反应速率v(M)、v(O)和v(N)，其中最慢的是___________。 A．v(M) B．v(O) C．v(N) D．无法比较 （4）能说明该条件下H2S热分解反应达到平衡状态的是___________。 A．体系压强保持不变 B．S2和H2S的物质的量浓度之比保持不变 C．平衡常数保持不变 D．H2S的生成速率与H2的消耗速率相等 方法二；催化重整法 Fe2O3可以用作脱除H2S的催化剂，脱除时需先进行吸附。过程如图所示： （5）按图乙方式进行吸附，其吸附能力比按图甲强，请解释其原因 。 常温常压下，1体积水能溶解约2.6体积H2S，通过NaOH溶液调节氢硫酸pH，溶液中各含硫微粒物质的量分数δ随pH变化关系如下图[例如δ(H2S)=]。 （6）pH=7时，溶液中含硫微粒主要为 。(用微粒符号表示) （7）=___________。 A．106 B．107 C．1010 D．1013 （8）向NaHS溶液中加入一定量CuSO4溶液，可产生H2S气体，请结合平衡移动原理解释产生气体的原因 。 (9)pH=13时，c(Na+)-3c(S2-)___________0.1。 A．> B．< C．= D．无法比较 18．某油脂厂废弃的油脂加氢镍催化剂主要含金属Ni、Al、Fe及其氧化物，还有少量其他不溶性物质。采用如下工艺流程回收其中的镍制备硫酸镍晶体()： Ni2+ Al3+ Fe3+ Fe2+ 开始沉淀时的pH(金属离子浓度) 7.2 3.7 2.2 7.5 沉淀完全时的pH(金属离子浓度) 8.7 4.7 3.2 9.0 （1）滤液①的主要溶质是 。(填化学式) （2）“转化”过程中反应的离子方程式为 ，浓度随时间的变化关系如右图所示，反应开始10～20min内迅速减小，原因可能是 。(不考虑溶液温度变化) （3）为除去溶液中的Fe元素，“转化”后可以加入适量NaOH溶液调节pH，也可以用___________替代。 A．NiO B． C． D． （4）利用表格中数据计算的 。如果“转化”后的溶液中浓度为1.0 ，则“调pH”应控制的pH范围是 。 （5）硫酸镍结晶水合物的形态与温度的关系如下表。 温度 低于30.8℃ 30.8℃～53.8℃ 53.8℃～280℃ 高于280℃ 晶体形态 多种结晶水合物 从滤液⑤中获得稳定晶体的操作依次是蒸发浓缩、 、过滤、洗涤、干燥。 （6）分离出晶体后的剩余液体要循环使用，则应该回流到流程中滤液 的位置(选填②、③或⑤)，其目的是 。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 复习讲义 复习目标 1. 理解水的离子积常数Kw的概念、表达式及影响因素，明确Kw不仅适用于春水，也适用于稀的电解质水溶液。 2. 理解溶液酸碱性与H+和OH-浓度相对大小关系，掌握pH的定义及计算公式 3. 学会单一溶液和混合溶液pH的计算方法，包括强酸、强碱溶液以及不同酸碱混合情况 4. 掌握检验溶液pH的方法。 5. 理解相同物质的量浓度、相同体积以及相同pH、相同体积的强酸（碱）与弱酸（碱）在与物质反应、加水稀释等方面的差异。 6. 理解温度、浓度等外界条件对电离平衡的影响。 7. 熟练掌握“有弱才水解，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”的盐类水解规律。 8. 从微观层面深入理解盐类水解如何破坏水的电离平衡，以及这种破坏与溶液酸碱性变化之间的内在联系。 9. 能用平衡移动原理分析理解沉淀的溶解与生成、沉淀转化的实质。 10. 通过学会用沉淀溶解平衡的移动解决生产、生活中的实际问题，并设计实验探究方案，进行沉淀转化等实验探究。 重点和难点 pH计算 盐类水解 三大守恒 沉淀溶解平衡 █知识点一 水的电离和水的离子积常数 1． 水的电离 （一）水的电离 1、电离方程式：H2OH++OH- 或 H2O+H2O H3O ++OH- 2、特点： （1）极难电离 （2）可逆过程，吸热 （3）25℃，水中的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L （4）由水电离出的H+与OH-浓度相等，即c(H+)水=c(OH-)水 3、影响因素：（1）促进：①升温 ②加活泼金属 ③加弱碱正离子或弱酸负离子（即能水解的盐）④电解 （2）抑制：①降温 ②加酸或碱 ③加强酸酸式盐 （二）水的离子积 1、定义：当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用Kw表示。 2、表达式：Kw=c(H+)·c(OH-) 效果检测特别提醒/易错提醒/教材延伸 ①c(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 ③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 ④25℃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 ⑤Kw有单位，其单位为mol2·L-2，因其复杂通常省略 ⑥Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大，水更易电离 1．常温下，下列各组离子一定能在指定溶液中大量共存的是 A．c水(H+)=1×10-12 mol·L-1 的溶液：[Al(OH)4]-、Na+、Cl-、 B．=1×10-3 mol·L-1 的溶液：、Ca2+、Cl-、 C．澄清透明的溶液：K+、、、 D．使甲基橙变红的溶液：Na+、Fe2+、、 【答案】C 【解析】A. 水电离的c(H＋)=1×10-12 mol·L-1，无法判断溶液酸碱性，若为酸性溶液， [Al(OH)4]-无法大量存在，A错误； B. c(OH-)==1×10-3 mol·L-1，即溶液呈碱性， 、Ca2+在碱性环境下不能大量共存，B错误； C．澄清透明溶液中：K+、、、不能两两发生反应，能大量共存，C正确； D．能使甲基橙变红的溶液呈酸性，不能与大量共存，Fe2+、在酸性条件下会发生氧化还原反应，D错误； 故选C。 2．某温度下，水溶液中与的关系如图所示。。下列说法不正确的是 A．b点温度高于25℃ B．适当升温，b点可变为a点 C．向a点通入氨气，水的电离程度减小 D．b点温度下，0.1KOH溶液的pH=13 【答案】D 【分析】水的离子积常数 ，随温度升高而增大；，25℃时 ，。 【解析】A．b点为中性点（），b点 ，则 ，大于25℃时的 。水的电离吸热， 增大说明温度升高，b点温度高于25℃，A正确。 B．升温仅改变 ，中性溶液始终满足 （沿 线移动）。a点为更高温度下的中性点（ 均减小），则升温可使b点（）移动到a点，B正确。 C．通入氨气会增大 ，使得水的电离平衡逆向移动，抑制水的电离（水电离的 和 浓度减小），C正确。 D．b点 ，0.1 mol·L⁻¹ KOH中 c(OH-)=0.1 mol/L，则 ，，故pH=12≠13，D错误。 故选：D。 3．常温下，某水溶液中由水电离出的，该溶液可能是 ①NaOH溶液  ②乙醇溶液  ③NaCl溶液  ④HCl溶液 A．①④ B．②③ C．①② D．③④ 【答案】A 【解析】常温下，水的电离平衡浓度为 ，如果某溶液中由水电离出来的 ，说明水的电离被抑制，溶液可能呈酸性或碱性。②乙醇溶液和③NaCl溶液为中性溶液，不符合题意，①NaOH溶液和④HCl溶液分别为碱溶液和酸溶液，符合题意，故选A。 █知识点二 溶液的酸碱性与PH 1． 溶液的酸碱性与pH （一）溶液酸碱性的判断：看c(H+)与c(OH-)的相对大小 当c(H+)=c(OH-)时，为中性； 当c(H+)>c(OH-)时，为酸性； 当c(H+)<c(OH-)时，为碱性 （二）酸性强弱的判断 溶液中酸性的强弱：c(H+)越大，酸性越强 酸的酸性强弱：看酸电离出的H+的难易，越容易电离出H+，酸性越强 （三）溶液酸碱性的表示方法 当c(H+)或c(OH-)大于或等于1mol/L时，用c(H+)或c(OH-)直接表示 当c(H+)或c(OH-)小于1mol/L时，用pH表示 （四）pH 1、定义：用c(H+)的负对数来表示溶液酸碱性的强弱 2、适用范围：稀溶液 3、表达式：pH=-lgc(H+) 或c(H+)=1.0×10-pHmol/L 4、意义：pH ↑ → 碱性增强，pH ↓ → 酸性增强 5、pH与溶液酸碱性的关系： 一般 25℃ 25℃ 中性溶液 c(H+)=c(OH-) c(H+)=1.0×10-7 pH=7 酸性溶液 c(H+)>c(OH-) c(H+)>1.0×10-7 pH<7 碱性溶液 c(H+)<c(OH-) c(H+)<1.0×10-7 pH>7 注：在分析c(H+)、pH与溶液的酸碱性关系时，要注意溶液的温度 效果检测 1．设阿伏加德罗常数的数值为NA，下列说法正确的是 A．常温下，1L pH=1的硫酸中H+为0.2NA B．2molNO与1molO2充分混合后，气体分子数小于2NA C．常温下，pH = 10的KOH溶液，c水(OH-)=10-4mol/L D．1molN2与3molH2混合反应，转移电子6NA 【答案】B 【解析】A．pH=1的硫酸中H+浓度为0.1mol/L，1L溶液中H+数目为0.1NA，A错误； B．2molNO与1molO2反应生成2molNO2，但NO2部分二聚为N2O4，导致气体分子数小于2NA，B正确； C．pH=10的KOH溶液中，溶液中的OH-主要来自KOH（浓度为10-4mol/L），但水电离的OH-浓度等于H+浓度（1×10-10mol/L），C错误； D．合成氨反应（N2+3H2⇌2NH3）为可逆反应，1molN2与3molH2无法完全反应，实际转移电子数小于6NA，D错误； 故选B。 2．常温下，0.1mol/LNaOH溶液的pH约为 A．10 B．11 C．12 D．13 【答案】D 【解析】NaOH是强碱，属于强电解质，故0.1 mol/L NaOH溶液中c(OH-)=0.1 mol/L，故常温下，c(H+)===10-13 mol/L，溶液的pH=-lgc(H+)=-lg10-13=13； 故答案为：D。 3．在常温下，下列各组溶液的一定等于的是 A．和的两种溶液等体积混合 B．的与的溶液等体积混合 C．将的溶液稀释100倍 D．的与的溶液等体积混合 【答案】B 【解析】A．pH=2的溶液中c(H+)=0.01 mol/L，pH=12的溶液中c(OH-)=0.01 mol/L，若为强酸和强碱等体积混合，溶液显中性，但若酸或碱为弱电解质，则混合后可能显酸性或碱性，无法保证c(H+)一定为1×10-7 mol/L，A不符合题意； B．0.05 mol/L H2SO4中c(H+)=0.1 mol/L，0.10 mol/L NaOH中c(OH-)=0.1 mol/L，两者等体积混合后，H+和OH-的物质的量相等，完全中和生成强酸强碱盐，溶液显中性，c(H+)一定为1×10-7 mol/L，B符合题意； C．稀释pH=5的CH3COOH溶液时，其电离度增大，稀释100倍后pH接近7但仍小于7，c(H+)大于1×10-7 mol/L，C不符合题意； D．pH=1的H2SO4中c(H+)=0.1 mol/L，0.10 mol/L Ba(OH)2中c(OH-)=0.2 mol/L，等体积混合后OH-过量，溶液显碱性，c(H+)远小于1×10-7 mol/L，D不符合题意； 故选B。 █知识点三 PH的测量 1． 溶液酸碱性的测定方法 1、用pH试纸测定 （1）pH试纸的制作：是将试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透，经晾干制成的，pH试纸一般呈黄色。 （2）pH试纸的种类： ①广泛pH试纸：pH范围是1-14（最常用）或1-10，所测pH都为整数 ②精密pH试纸：pH范围较窄，可判别pH差值为0.2或0.3 ③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸 （3）pH试纸的使用方法：取一小块试纸放在玻璃片或表面皿或点滴板上，用洁净干燥的玻璃棒直接蘸取待测液滴在干燥的试纸上，试纸变色后，在30s内与标准比色卡比较。 标准比色卡：其颜色与光谱一致，按pH从小到大依次是：红橙黄（酸性）、绿（中性）、蓝靛紫（碱性） （4）注意：①pH试纸不能用水润湿，否则可能使测量结果偏大、偏小、不变 ②所测pH值一般为整数 ③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 2、用pH计：pH计也叫酸度计，有多种型号，使用方法不尽相同，可精密测量溶液的pH，可精确到小数点后两位。其量程为0-14。 3、用酸碱指示剂测定：酸碱指示剂一般是有机弱酸（或弱碱），它们的颜色变化是在一定的pH范围内发生的，因此，可以用这些弱酸、弱碱来测定溶液的pH。但只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH的具体值。常用指示剂的变色范围和颜色变化表示如下表： 指示剂 甲基橙 石蕊 酚酞 甲基红 变色范围pH 3.1-4.4 5.0-8.0 8.2-10.0 4.4-6.2 溶液颜色 红、橙、黄 红、紫、蓝 无色、浅红、红 红、橙、黄 2． 溶液中pH的计算 1、单一溶液的pH计算 （1）强酸：c(酸)→c(H+)→pHKW （2）强碱：c(碱)→c(OH-) c(H+)→pH 注：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+) 2、酸碱混合溶液的pH计算 （1）两种强酸混合：c(H+)混= （2）两种强碱混合：c(OH-)混= （3）强酸与强碱混合： ①若恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7 ②酸过量，c(H+)过量= ③碱过量，c(OH-)混= 特殊：强酸、强碱溶液等体积混合时pH的计算 混合物质 两种溶液pH关系 混合后溶液pH A、B均为酸 pHA<pHB，且pH之差≥2 pHA+0.3 A、B均为碱 pHA<pHB，且pH之差≥2 pHB—0.3 A是酸，B是碱 pHA+pHB=14 7 pHA+pHB<14（酸剩余） pHA+0.3 pHA+pHB>14（碱剩余） pHB—0.3 ④强酸与弱碱或强碱与弱酸等体积混合 当pH酸+pH碱=14时，若是强酸与弱碱混合，则弱碱过量，pH>7弱过量，显弱性 若是强碱与弱酸混合，则弱酸过量，pH<7 3、稀释后溶液pH的计算 （1）强酸：pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n （2）弱酸：pH=a，加水稀释10n倍，则a<pH<a+n但都不突破7，无限稀释时等于或接近于7 （3）强碱：pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n （4）弱碱：pH=b，加水稀释10n倍，则b-n<pH<b 三． pH的应用 1、工业 2、农业 3、科学研究 4、日常生活 5、医疗保健 效果检测 1．室温下，向盐酸中滴加溶液，溶液的随溶液体积的变化如图。已知。下列说法不正确的是 A．与盐酸恰好完全反应时， B．选择变色范围在突变范围内的指示剂，可减小实验误差 C．选择甲基红指示反应终点，误差比甲基橙的小 D．时， 【答案】D 【解析】A．NaOH与盐酸恰好完全反应时生成NaCl和水，NaCl为中性，常温下pH=7，故A正确； B．根据突变范围选择合适的指示剂，要求指示剂的指示范围与突变范围有重叠，所以选择变色范围在pH突变范围内的指示剂，可减小实验误差，故B正确； C．甲基橙的指示范围是3.1～4.4，甲基红的指示范围是4.4～6.2，甲基红的指示范围与突变范围重叠更大，更能降低误差，所以选取甲基红作指示剂，误差比甲基橙的小，故C正确； D．V(NaOH)=30.00 mL时，NaOH过量10mL，溶液为碱性，溶液中c(OH-)=mol/L=0.02mol/L，所以溶液pH=14-(-lg0.02)=12.3，故D错误； 故选：D。 2．水的电离平衡曲线如图所示，下列说法错误的是 A．曲线A对应温度下，将的溶液与的硫酸溶液混合，所得混合溶液的，则溶液与硫酸溶液的体积比为 B．曲线A对应温度下，的溶液和的某溶液中，若水的电离程度分别用、表示，则小于 C．曲线B对应温度下，将0.02溶液与等物质的量浓度的盐酸等体积混合后，混合溶液的 D．曲线B对应温度下，的溶液和的溶液等体积混合后，溶液显酸性 【答案】D 【分析】水电离是吸热的，温度升高电离程度增大，水电离出的氢离子浓度和氢氧根离子浓度变大，曲线B对应的温度大于曲线A对应的温度； 【解析】A．在25℃时，将pH=9的NaOH溶液与pH=4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH=7，则NaOH与硫酸恰好完全反应，即n(H+)=n(OH-)，所以10-5×V(NaOH溶液)= 10-4×V(硫酸)，解得NaOH溶液与硫酸溶液的体积比为10：1，A正确； B．在曲线A所对应的温度下，Kw= c(H+)c(OH-)=10-14，pH=2的HCl溶液中c(H+)=10-2mol/L，酸溶液中水的电离受抑制，c水(H+)=10-12mol/L；pH=11的某BOH溶液中，c(H+)=10-11mol/L，碱溶液中水的电离受抑制，所以c水(H+)=10-11mol/L，而水电离产生的H+的浓度越大，水的电离程度就越大，所以α1小于α2，B正确； C．在曲线B对应温度下，Kw=c(H+)c(OH-)=10-12，将0.02mol⋅L-1溶液与等物质的量浓度的盐酸等体积混合，碱过量，混合溶液中c(OH-)=，c(H+)==mol/L，所以pH=10，C正确； D．在曲线B对应温度下，Kw=c(H+)c(OH-)=10-12，pH=2的HCl溶液c(H+)=10-2mol/L，pH=10的NaOH溶液c(OH-)=10-2mol/L，等体积混合后，二者氢离子和氢氧根离子浓度相等，溶液显中性，D错误； 答案选D。 3．常温下，下列有关溶液pH的说法正确的是 A．用广泛pH试纸测得某无色溶液的pH为2.13 B．的NaOH溶液加水稀释100倍，其 C．将溶液加水稀释为 D．的溶液和的盐酸等体积混合，所得溶液的(忽略溶液体积变化) 【答案】C 【解析】A．广泛pH试纸测得的pH为整数，A错误； B．常温下，NaOH溶液的，稀释100倍仍显碱性，pH不可能，B错误； C．将溶液加水稀释为2L，则，则pOH=1，pH=13，C正确； D．常温下，将的氢氧化钡溶液和的盐酸等体积混合，和的物质的量相等，所以和恰好完全反应，溶液呈中性，，D错误； 故选C。 █知识点四 弱电解质的电离平衡 一．强电解质和弱电解质 （一）电解质与非电解质 1、电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。例如：酸、碱、盐、活泼金属氧化物、少数有机物、H2O 2、非电解质：在水溶液或熔融状态下都不能导电的化合物。例如：非金属氧化物、大部分的有机物、NH3 注：（1）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 （2）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 （3）非电解质不导电，不导电的不一定是非电解质。例如：氢气 （4）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 （二）强弱电解质 1、强电解质：（1）定义：在水溶液中能够全部电离的电解质。 （2）特点：完全电离，只有离子，无分子，不可逆，电离方程式用“=”连接 （3）类别：强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4 强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2 大部分盐（包括难溶盐）、活泼金属氧化物 2、弱电解质：（1）定义：在水溶液中能够部分电离的电解质。 （2）特点：不完全电离，既有分子又有离子，可逆，存在电离平衡，电离方程式用“”连接 （3）类别：弱酸、弱碱、水、极少的盐（醋酸铅Pb(CH3COO)2、HgCl2） 注：①电解质的强弱与溶解性无关，与溶液的导电性无必然联系 ②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 （三）电离方程式的书写 1、原则：遵循质量守恒、电荷守恒、客观事实 2、书写：①强电解质：“=”、弱电解质：“” ②多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，分步书写；多元弱碱分步电离，一步书写 ③两性氢氧化物：Al3++3OH-Al(OH)3 H++AlO2-+H2O酸式 碱式 ④强酸酸式盐的电离：NaHSO4=Na++H++SO42- （水中） NaHSO4=Na++HSO4-（熔融状态） ⑤弱酸酸式盐的电离：NaHCO3= Na++HCO3- HCO3- H++CO32- 二．弱电解质的电离平衡 （一）定义：在一定条件（如温度、压强）下，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡状态，这种平衡状态叫做弱电解质的电离平衡 （二）特征：逆、等、动、定、变 逆——可逆过程 等——v电离=v结合 动——动态平衡 定——离子、分子的浓度保持一定 变——条件变、平衡动 （三）影响因素 1、内因：物质本身的性质 2、外因： （1）温度：由于电离过程是吸热的过程，所以升高温度，平衡向电离方向移动，电离程度增大 （2）浓度：①加水稀释→平衡向电离的方向移动→电离程度增大→但离子浓度减小 ②增大弱电解质的浓度→平衡向电离方向移动→但电离程度减小 ③加入同浓度的弱电解质溶液→平衡不移动→各微粒浓度不变、电离程度不变 ④加入其它试剂，减小或增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可促进或抑制电离 （四）举例：以醋酸电离为例：CH3COOH(aq) CH3COO-(aq)+H+(aq) ΔH>0 改变条件 平衡移动方向 电离程度 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) 导电能力 加水稀释 正向 增大 增大 减小 减小 减弱 加入少量冰醋酸 正向 减小 增大 增大 增大 增强 通入HCl(g) 逆向 减小 增大 增大 减小 增强 加入NaOH(s) 正向 增大 减小 减小 增大 增强 加入镁粉 正向 增大 减小 减小 增大 增强 升高温度 正向 增大 增大 增大 增大 增强 加入CH3COONa(s) 逆向 减小 减小 减小 增大 增强 加入NaCl(s) 不移动 不变 不变 不变 不变 增强 效果检测 1．常温下，将pH均为3，体积均为的HA和HB溶液，分别加水稀释至体积随的变化如图所示。下列说法正确的是 A．稀释相同倍数时： B．水的电离程度： C．溶液中离子总物质的量： D．酸性强弱：HB>HA 【答案】B 【解析】A．由图可知，=2时，HA溶液的pH为5而HB溶液的pH小于5，说明HA为强酸而HB为弱酸，稀释相同倍数时，即相同时，此时HA的pH更大，则c(H+)：HB>HA，HA为强酸完全电离，c(A-)=c(H+)，HB为弱酸部分电离，c(B-)≈c(H+)，故c(B-)>c(A-)，A错误； B．水的电离程度受溶液中c(H+)影响，c(H+)越小，水的电离程度越大，a点pH小于5，b、c点pH=5，溶液中c(H+)：b=c＜a，则水的电离程度：b=c>a，B正确； C．a、c点溶液体积相同，c点pH大于a点，c点溶液中c(A-)＜a点溶液中c(B-)，溶液中离子总物质的量：a＞c，b点相对于a点加水稀释，促进HB的电离，溶液中离子总物质的量：b＞a，故溶液中离子总物质的量：b＞a＞c，C错误； D．HA稀释100倍（lg=2）pH由3→5(变化2个单位)，为强酸，HB稀释100倍（lg=2）pH变化小于2个单位，为弱酸，酸性：HA>HB，D错误； 故选B。 2．已知常温下，几种物质的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是 弱酸 HCOOH(甲酸) HCN (25℃)    A．分别表示化学平衡常数、电离平衡常数，升高温度，则增大，增大 B．的电离方程式为 C．向溶液中通入HCN气体： D．等物质的量浓度的HCOOH和溶液的： 【答案】D 【解析】A．化学平衡常数和电离平衡常数均受温度影响，但具体变化需看反应的热效应。若电离为吸热过程，则Ky增大；但Kx的变化取决于对应反应，无法一概而论，A错误； B．多元弱酸分步电离，H2CO3应先电离为H⁺和，而非直接生成2H⁺和，B错误； C．HCN的酸性（K=4.3×10-10）强于（K2=5.6×10-11），但弱于H2CO3的K₁（4.5×10⁻⁷），故反应生成而非CO2，C错误； D．HCOOH的K（1.77×10⁻4）大于H2CO3的K₁（4.5×10⁻7），酸性更强，故同浓度下pH更小，D正确； 故选D。 3．常温下的某一元酸HA，下列事实不能证明HA为弱酸的是 A．相同条件下，浓度均为0.1mol/L的HA溶液和盐酸，HA溶液的导电能力弱 B．0.1mol/L NaA溶液能使酚酞试液变红 C．往HA溶液中滴加同浓度的NaOH溶液，呈中性时，酸和碱溶液的体积关系：VNaOH < VHA D．若测某HA溶液的pH=3，加蒸馏水稀释该溶液至体积变为100倍，测得pH=5 【答案】D 【解析】A．相同条件下，浓度均为0.1mol/L的HA溶液和盐酸，HA溶液的导电能力弱，说明HA溶液中自由移动的离子浓度较小，即HA只发生部分电离，能证明HA为弱酸，A不符合题意； B．NaA溶液能使酚酞试液变红，即NaA溶液呈碱性，说明NaA为强碱弱酸盐，能证明HA为弱酸，B不符合题意； C．往HA溶液中滴加同浓度的NaOH溶液，呈中性时，氢氧化钠溶液体积小于HA溶液，说明中性溶液为HA和NaA的混合溶液，即NaA为强碱弱酸盐，能证明HA为弱酸，C不符合题意； D．HA溶液的pH=3，加蒸馏水稀释该溶液至体积变为100倍，测得pH=5，即加蒸馏水稀释100倍，pH增加2个单位，说明HA为强酸，在溶液中完全电离，不能证明HA为弱酸，D符合题意； 故选D。 █知识点五 电离平衡常数 1． 电离平衡常数 （一）定义：在一定条件下，达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度幂的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。一般弱酸用Ka表示，弱碱用Kb表示 （二）表达式：以ABA++B-为例，则 注：在计算电离平衡常数时，弱电解质分子的浓度，常用起始浓度代替平衡浓度进行忽略计算 （三）影响因素：1、物质本身的性质决定 2、只受温度影响，升高温度，电离平衡常数增大，电离程度越大 （四）意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应溶液的酸性或碱性越强 （五）说明： 1、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 2、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 效果检测 1．已知醋酸的，磷酸的，，。下列四种溶液：①0.1 mol/L醋酸  ②0.1 mol/L磷酸  ③0.1 mol/L硫酸  ④0.1 mol/L盐酸。水的电离程度从大到小排序为 A．③④①② B．③④②① C．②③④① D．①②④③ 【答案】D 【解析】酸溶液中水的电离程度受溶液中抑制，浓度越高，抑制越强，水电离程度越小。相同条件下，酸的电离平衡常数越大，其酸性越强，多元弱酸的酸性决定于一级电离。 硫酸（③）：二元强酸，浓度为0.2 mol/L，抑制最强，水电离程度最小。 盐酸（④）：强酸，浓度为0.1 mol/L，抑制次强。 磷酸（②）：中强酸（），≈0.0233 mol/L，抑制较弱。 醋酸（①）：弱酸（），≈0.00134 mol/L，抑制最弱，水电离程度最大（均为0.1 mol·L-1溶液中磷酸的c(H+)＞醋酸中的，均且小于0.1 mol/L）。 综上，水电离程度排序为：①＞②＞④＞③，对应选项D。 2．下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断不正确的是 酸 HX HY HZ 浓度/() 0.2 0.9 0.9 0.9 电离度 0.2 0.1 0.3 0.5 电离常数 A．在相同温度下，电离常数： B．在相同温度下，从HX的数据可以说明： C．反应能够发生 D．表格中两种浓度的HX溶液中，从左至右逐渐增大 【答案】B 【分析】设酸为HA，设初始浓度为c，电离度为α，列三段式：，则电离常数： ，据此解答； 【解析】A．通过电离常数公式 计算，HZ（K4=0.45）> HY（K3≈0.1157）> HX（K2=0.01），A正确； B．HX在两种浓度下的电离常数均为0.01（温度相同），K1=K2，B错误； C．HZ的酸性强于HY（K4＞K3），Y-可被HZ质子化生成HY和Z-，反应可行，C正确； D．由分析可知，，由此可知，两种浓度的HX溶液中，从左至右逐渐增大，D正确； 故选B。 3．一定温度下，某指示剂(HIn)对应的钾盐(KIn)在非水溶剂(该溶剂不电离)中完全电离，向含KIn的该溶剂中加入弱酸HX，发生反应：。若起始的物质的量分别为、，测得随的变化曲线如图所示。(已知)下列说法正确的是 A．HX的电离平衡常数 B．a点存在： C．a点时 D．若将HX换为酸性更弱的HY发生上述反应，则a点上移 【答案】C 【分析】利用a点的特殊数据，及，结合Ka(HX)与Ka(HIn)的表达式结构，据此解答。 【解析】A．反应平衡常数。a点，设起始物质的量均为，反应量为，则，解得，，故，A错误； B．a点，，由HX电离产生，，解得，则，B错误； C．a点，设，则，，C正确； D．换为酸性更弱的HY，，反应平衡常数，，a点下移，D错误； 故选C。 █知识点六 酸碱中和滴定 1． 酸碱中和滴定 （一）酸碱中和滴定的概念： 依据中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法 （二）实验原理： 酸碱中和滴定的原理：H++OH-=H2O 即利用中和反应时，c(H+)酸·V酸= c(OH-)碱·V碱 则c(H+)酸= 或 c(OH-)碱= （三）实验用品 1、仪器：滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯、pH计 2、试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水 3、滴定管的使用： （1）构造：内径均匀，带有刻度的细长玻璃管，下端有控制液体流量的聚四氟乙烯活塞 注：①滴定管的“0”刻度在上，由上向下刻度依次增大下端有一部分无刻度，全部容积大于它的最大刻度值 ②滴定管的精确读数可估读到0.01 （2）用途：精确的放出一定体积的液体 4、实验步骤 （1）滴定前的准备： ①滴定管：查漏→水洗（洗液→自来水→蒸馏水）→润洗→装液→赶气泡→调液面→记录数据 ②锥形瓶：水洗→装液→加指示剂 ③指示剂的选择： 原则：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” 变色情况： 滴定种类 选用的指示剂 滴定终点颜色变化 指示剂用量 强酸滴定强碱 酚酞 红色→无色 2-3滴 甲基橙 黄色→橙色 强酸滴定弱碱 甲基橙 黄色→橙色 强碱滴定强酸 甲基橙 红色→橙色 酚酞 无色→粉红色 强碱定弱酸 酚酞 无色→粉红色 （2）滴定： 边滴边振荡→滴速先快后慢→控制滴定管活塞， 且结束前不能离开，摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液变化→判定终点→读数（等1-2min液面稳定后） （3）终点判断 ①滴定终点：酸碱恰好完全中和的时刻 注：恰好中和=酸碱恰好完全反应≠溶液呈中性 ②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。 （4）数据处理： ①酸碱中和滴定：按上述操作重复二至三次，求出所用标准液的平均值，根据公式计算 ②用pH计测定待测液的pH和每加入一定量标准液之后的混合pH 以标准液体积为横坐标，以pH为纵坐标，作图（以NaOH滴定HCl为例） 当接近滴定终点（pH=7）时，很少量（0.04mL，约一滴）的 碱或酸就会引起溶液pH突变 （5）误差分析： ①原理： ，其中，已知量包括：，未知量只有V标，所以c测与V标成正比。 ②常见误差：标准液在滴定管中的情况 步骤 操作 c(浓度) 洗涤 未用标准溶液润洗滴定管 偏高 锥形瓶用待测溶液润洗 偏高 未用待测溶液润洗取用待测液的滴定管（或移液管） 偏低 锥形瓶洗净后瓶内还残留有蒸馏水 无影响 滴定 快达滴定终点时滴定速度过快，停止滴定后，反加一滴待测液颜色无变化 偏高 滴定前盛装标准液的滴定管尖嘴部分有气泡，移到锥形瓶后消失 偏高 盛装待测液的滴定管尖嘴部分有气泡，移到锥形瓶后消失 偏低 滴定过程中振荡时有液滴溅出 偏低 滴定时有几滴标准溶液附在锥形瓶壁上或滴在锥形瓶外 偏高 滴定结束，滴定管尖端挂一液滴未滴下 偏高 将移液管尖嘴部分的液体吹出 偏高 读数 滴定完毕，未等滴定管内壁的液体完全流下就开始读数 偏高 滴定完毕立即读数，半分钟内颜色又褪去 偏低 滴定前仰视读数或滴定后俯视读数，过早估计终点 偏低 滴定前俯视读数或滴定后仰视读数，过晚估计终点 偏高 配制标准液产生的误差 若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体部分潮解 偏高 若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体中含有不与酸反应的杂质 偏高 若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体中含有与酸反应的杂质（Na2CO3） 偏高 若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体中含有与酸反应的杂质（Na2O） 偏低 （6）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。 效果检测 1．用的溶液来测定未知浓度醋酸溶液，下列操作中可能使所测醋酸溶液的浓度数值偏高的是 A．水洗涤后的酸式滴定管未用醋酸溶液润洗就直接注入醋酸溶液，并移取的醋酸溶液于锥形瓶中 B．滴定快达终点时，用蒸馏水洗涤锥形瓶的瓶壁，然后继续滴定至终点 C．用甲基橙作指示剂滴至橙色变黄色后，要等30秒，若溶液不褪色表明达到滴定终点 D．读取溶液体积时，开始俯视读数，滴定结束时仰视读数 【答案】D 【解析】A．酸式滴定管未润洗导致醋酸被稀释，实际取用的醋酸物质的量减少，所需NaOH体积减少，测得浓度偏低，A错误； B．锥形瓶加水不影响醋酸物质的量，对滴定结果无影响。B错误； C．甲基橙的变色范围在酸性区间（pH≈4.4），而滴定终点应为碱性（pH≈8.7），导致NaOH用量不足，结果偏低，C错误； D．初始俯视读数使V₁偏小，终点仰视读数使V₂偏大，导致计算出的V(NaOH)偏大，结果偏高，D正确； 故答案为：D。 2．量取2.72 mL 18.40 mol·L−1浓硫酸，配制100 mL 0.5000mol·L−1H2SO4溶液，并用于测定NaOH溶液的物质的量浓度(约为0.5 mol·L−1)。下列相关原理、装置及操作正确的是 A．量取硫酸 B．稀释硫酸 C．转移溶液 D．测定浓度 【答案】D 【解析】A．浓硫酸的体积为2.72 mL，精确到小数后两位，只能用滴定管量取，不能用量筒（精确度不够，只达到0.1），A错误； B．稀释浓硫酸要在烧杯中进行，不能在量筒中直接稀释，B错误； C．转移溶液要用玻璃棒引流，C错误； D．用酸式滴定管盛装稀硫酸来滴定锥形瓶中NaOH溶液，D正确； 故答案为：D。 3．（1）取一锥形瓶，用NaOH待测溶液润洗两次；（2）在锥形瓶中放入25.00 mL NaOH待测溶液；（3）加入几滴石蕊试液作指示剂；（4）取一支酸式滴定管，洗涤干净；（5）直接往酸式滴定管中注入标准酸溶液，进行滴定；（6）左手旋转滴定管的玻璃活塞，右手不停摇动锥形瓶；（7）两眼注视着滴定管内标准酸溶液液面的变化，直至滴定终点。 以上关于酸碱中和滴定实验的叙述中错误的是 A．（4）（6）（7） B．（1）（5）（6）（7） C．（3）（5）（7） D．（1）（3）（5）（7） 【答案】D 【解析】锥形瓶不用润洗，操作（1）错误；一般不用石蕊作酸碱中和滴定的指示剂，操作（3）错误；滴定管必须用待装液润洗后才能注入待装液，操作（5）错误；两眼应注视锥形瓶中溶液颜色的变化，操作（7）错误，答案选D。 █知识点七 盐类水解 1． 盐类的水解 （一）盐的分类 1、按组成分： 正盐：电离时生成的正离子是金属离子（或铵根），负离子为酸根离子的盐 酸式盐：电离时生成的正离子除金属离子（或铵根）外还有氢离子，负离子为酸根离子的盐。 碱式盐：电离时生成的负离子除酸根离子外还有氢氧根离子，正离子为金属离子（或NH4+）的盐。 2、按溶解性：易溶盐（NaCl）；微溶盐（CaSO4）；难溶盐（BaCO3） 3、按形成盐的酸碱的强弱不同：强酸强碱盐（KNO3）、强酸弱碱盐（NH4Cl）、 强碱弱酸盐（NaF）、弱酸弱碱盐（CH3COONH4） （二）盐溶液呈现不同酸碱性的原因——盐类的水解 1、定义：在溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解 2、实质： →溶液呈酸性或碱性 表示为：盐+H2O酸+碱 3、特点：（1）极其微弱，为可逆反应，存在水解平衡 （2）是中和反应的逆反应，水解反应是吸热反应 4、规律：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 注：（1）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 （2）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 （3）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 HSO3-、H2PO4- 以电离为主→显酸性 5、盐类水解方程式的书写 （1）一般原则： ①必须写“” ②不写“↑”“↓” ③H2CO3、H2SO3等不拆开 ④多元弱酸负离子分步水解，分步书写，以第一步为主；多元弱碱正离子水解方程式一步写完. ⑤遵守质量守恒、电荷守恒、客观事实 （2）书写模式：盐的离子+ H2O弱酸（或弱碱）+OH-（或H+） 举例：CH3COONa溶液：CH3COO-+ H2O CH3COOH+OH- NH4Cl溶液：NH4++ H2O NH3·H2O +H+ Na2CO3溶液：CO32-+H2OHCO3-+ OH-（第一步水解） HCO3-+ H2OH2CO3+ OH-（第二步水解） FeCl3溶液：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ （3）双水解——正负离子都水解 ①非彻底型：用“”连接 例：CH3COONH4：CH3COO-+ NH4++H2O CH3COOH+NH3·H2O（CH3COONH4显中性） ②彻底型：用“=”连接。特点：有“↑”或“↓”生成，能同时离开体系 Al2S3：2Al3++ 3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑ Fe2(CO3)3：2Fe3++3CO32-+3H2O=2Fe(OH)3↓+3CO2↑ 效果检测 1．室温时，配制一组的和混合溶液，溶液中、、随的分布如图所示，下列指定溶液中微粒物质的量浓度关系正确的是 A．a点：水电离出的 B．向b点的溶液滴加NaOH溶液，反应的离子方程式为： C．当时，溶液中 D．当溶液的时：溶液中存在： 【答案】B 【分析】结合图像，a点溶液，，b点溶液，。 【解析】A．a点溶液，溶液中H+来自的电离，水的电离受抑制，此时溶液中，其中，来自水的电离，且水电离的H+和OH-浓度相等，则水电离出的，A错误； B．b点溶液，溶液中的能与氢氧根离子反应，离子方程式为，B正确； C．当时溶质为，已知的水解常数，说明溶液中的电离程度大于水解程度，即，C错误； D．根据电荷守恒，，b点溶液，则，D错误； 故答案选B。 2．下列离子方程式书写错误的是 A．溶液和溶液反应： B．向溶液中通入足量氯气： C．澄清石灰水与少量溶液反应： D．索尔维制碱法的关键反应： 【答案】A 【解析】A．Al3+与S2-在水溶液中会发生双水解生成Al(OH)3和H2S，故A错误； B．足量Cl2可将Fe2+和Br-完全氧化，反应的离子方程式为，故B正确； C．澄清石灰水与少量溶液生成碳酸钙沉淀、氢氧化钠、水，反应的离子方程式为，故C正确； D．索尔维制碱法的关键反应是饱和食盐水、氨气、二氧化碳反应生成碳酸氢钠沉淀和氯化铵，反应的离子方程式为，故D正确； 选A。 3．羟胺易潮解，水溶液呈碱性，与盐酸反应的产物盐酸羟胺用于药品的合成。常温下，，，。下列说法正确的是 A．溶液的pH大于7 B．向溶液加入少量固体，溶液中浓度增大 C．溶液的： D．向溶液中通入HCl至，溶液中 【答案】D 【解析】A．，所以(NH3OH)NO2中NH3OH+的Kh=1.15×10-6，，所以的Kh=1.39×10-11，NH3OH+水解程度更大，溶液呈酸性，pH<7，故A错误； B．NH4NO2溶液中水解主导，的Kh=1.39×10-11，加入NaNO2增加浓度，抑制水解，OH-增多，H+减少，故B错误； C．HNO2（Ka=7.2×10-4）酸性最强，pH最低；(NH3OH)Cl的NH3OH+（Kh=1.15×10-6）酸性强于（Kh=5.56×10-10），故pH更低；NH2OH（Kb=8.7×10-9）呈弱碱性，pH最高，正确顺序应为HNO2 < (NH3OH)Cl < NH4Cl < NH2OH，故C错误； D．pH=5时，又可知，所以(NH3OH)NO2中NH3OH+的，，得[NH3OH+]/[NH2OH]=10(5.94-5)=8.7，故D正确； 答案选D。 █知识点八 水解平衡的移动 一、影响盐类水解的主要因素 （一）内因：反应物的性质。越弱越水解，越水解其酸（或碱）性越强 （二）外因： （1）温度：升高温度，促进水解 （2）浓度：加水稀释→向右移动→水解程度大→酸（或碱）性减弱 盐的浓度越高→向右移动→水解程度小→酸（或碱）性增强 （3）同离子效应：加酸或碱抑制或促进水解 小结：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 （三）举例：以CH3COONa溶液为例分析外因对盐类水解平衡的影响情况：CH3COO-+ H2O CH3COOH+OH- c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(OH-) c(H+) pH 水解程度 加热 减小 增大 增大 减小 增大 增大 加水 减小 减小 减小 增大 减小 增大 加CH3COOH 增大 增大 减小 增大 减小 减小 加CH3COONa 增大 增大 增大 减小 增大 减小 加HCl 减小 增大 减小 增大 减小 增大 加NaOH 增大 减小 增大 减小 增大 减小 2． 盐类水解的应用 （一）在化学实验中的应用 1、判断溶液的酸碱性确定pH范围 2、盐溶液中微粒种类的判断 3、配制和贮存易水解的盐溶液 （1）配制强酸弱碱盐溶液时，加强酸抑制水解。例如：配制FeCl3溶液时，常将FeCl3晶体溶于较浓的盐酸中. （2）配制强碱弱酸盐溶液时，加强碱抑制水解 （3）配制Al2S3只能在干态条件下把铝粉和硫粉的混合物加热，不能在水溶液中得到 （4）试剂的贮存：Na2CO3、Na2SiO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞；NH4F溶液不能用玻璃瓶盛放 4、判断盐溶液蒸干产物 （1）不水解不分解的盐（如NaCl、K2SO4） 水解生成不挥发性酸的盐（如Al2(SO4)3） （2）水解生成挥发性酸的盐（CuCl2、Fe(NO3)3、MgBr2） （3）较低温度下受热分解的盐（KMnO4、NaHCO3） （4）易被氧化的盐（如：FeSO4→Fe2(SO4)3，Na2SO3→Na2SO4） （5）其他：NaClO溶液 5、活泼金属与强酸弱碱盐反应产生氢气：例：Mg与NH4Cl（或FeCl3、AlCl3、CuCl2）反应，产生H2 6、判断离子共存：Al3+、Fe3+、Cu2+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-生成气体或沉淀的双水解不能共存 7、制备胶体：饱和FeCl3溶液滴入沸水中因水解得到Fe(OH)3胶体。FeCl3+3H2OFe(OH)3（胶体）+3HCl 8、物质的提纯： （1）KNO3(Fe(NO3)3)促进Fe(NO3)3水解→除去Fe3+ （2）MgCl2(FeCl3) 促进Fe3+水解→Fe(OH)3→除杂 9、酸碱中和时指示剂的选择 强碱滴定弱酸时（生成的盐溶液水解呈碱性）常用酚酞做指示剂 强酸滴定弱碱时（生成的盐溶液水解呈酸性）常用甲基橙做指示剂 （二）在日常生活中的应用 1、去污：热的纯碱去污能力强。CO32-+H2OHCO3-+OH- 温度升高→促进水解→c(OH-)升高 2、灭火：泡沫灭火器 3、食品：炸油条时加入 注： CO2使油条变得松脆可口 4、净水：明矾净水：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+ 铁盐净水：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+ Al(OH)3和Fe(OH)3都具有吸附性 5、水垢：主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，不会生成MgCO3，因为MgCO3微溶，受热水解生成更难溶的Mg(OH)2 （三）在工农业生产中的应用 1、化肥的合理施用 （1）长期施用(NH4)2SO4的土壤因NH4+水解，使土壤酸性增强：NH4++H2ONH3·H2O+H+ （2）铵态氮肥与草木灰（K2CO3）不能混合施用：CO32-+H2OHCO3-+OH- NH4++OH-=NH3·H2O= NH3↑+H2O 生成NH3降低肥效 （3）普钙（或过磷酸钙）（Ca(H2PO4)2）与草木灰不能混合施用： 2、焊接时用NH4Cl溶液除锈：利用其水解后溶液显酸性，溶解铁锈 3、制备纳米材料：用TiCl4制备TiO2：TiCl4+（x+2）H2O（过量）TiO2·xH2O↓+4HCl 三． 溶液中粒子浓度大小的比较 （一）溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：任何电中性溶液中，负离子所带负电荷总数恒等于正离子所带正电荷总数 例：Na2CO3：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-) 2、元素质量守恒：即原子个数守恒或质量守恒 例：K2S：c(K+)=2[c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)] （二）溶液中粒子浓度大小的比较 1、多元弱酸：根据其分步电离来分析，例：H2CO3：c(H2CO3)>c(H+)>c(HCO3-)>c(CO32-) 2、多元弱酸的正盐：根据弱酸根的分步水解来分析，例：Na2S：c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+) 3、多元弱酸的酸式盐：看其弱酸根离子的电离与水解程度的大小 例：水解>电离：NaHCO3：c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32-) 电离>水解：NaHSO3：c(Na+)>c(HSO3-)>c(H+)>c(SO32-)>c(OH-) 4、其他单一盐溶液，例：NH4Cl：c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-) 5、不同溶液中同一离子浓度的大小：看其他离子对其影响 例：0.1mol/L的NH4HSO4、NH4Cl、CH3COONH4、(NH4)2SO4中c(NH4+)的大小顺序： (NH4)2SO4> NH4HSO4> NH4Cl > CH3COONH4 6、混合溶液中离子浓度的大小判断 （1）混合前后不反应： ①电离>水解：同浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合：c(NH4+)> c(Cl-)> c(OH-)> c(H+) 同浓度的CH3COONa与CH3COOH混合：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-) ②水解>电离：同浓度的NaCN与HCN混合：c(Na+)>c(CN-)> c(OH-)> c(H+) （2）混合前后反应： ①完全反应形成单一溶液： ②不完全反应形成混合液，看电离与水解的程度大小 效果检测 1. 分别对稀溶液进行下列操作，一定可使增大的是 A．升温 B．恒温加少量水 C．恒温加入少量固体 D．恒温加入少量固体KOH 【答案】D 【解析】A．升温促进CH3COO-水解，c(CH3COO-)减小，而c(Na+)不变，比值减小，A错误； B．恒温加水稀释时，水解程度增大，c(CH3COO-)减少幅度大于c(Na+)，比值减小，B错误； C．加入NaHSO4会引入H+，促进CH3COO-水解使其浓度降低，同时增加c(Na+)，比值减小，C错误； D．加入KOH抑制CH3COO-水解，c(CH3COO-)增大，而c(Na+)不变，比值增大，D正确； 故选D。 2．化学与生产、生活密切相关，下列事实与盐类的水解无关的是 A．用热的纯碱溶液洗涤餐具上的油污 B．用硫单质处理水银 C．草木灰与铵态氮肥不能混合使用 D．用可溶性的铁盐作净水剂 【答案】B 【解析】A．盐的水解是一个吸热过程，升高温度水解程度增大，则热的纯碱溶液中c(OH-)比冷的纯碱溶液中大，去除油污的效果好，A不符合题意； B．汞易挥发，汞蒸汽会污染环境，用硫单质处理水银时，发生反应生成不挥发的HgS，与盐类的水解无关，B符合题意； C．草木灰的主要成分为K2CO3，水解使溶液显碱性，与铵态氮肥中的铵根离子反应生成氨气逸出，从而使肥分损失，所以草木灰等碱性肥料与铵态氮肥不能混合使用，C不符合题意； D．可溶性的铁盐在水溶液中发生水解，生成氢氧化铁胶体，具有吸附水中悬浮颗粒物的能力，可用作净水剂，D不符合题意； 故选B。 3．下列说法正确的是 A．常温下由水电离出的溶液中可能大量存在 B．常温下，均为4的溶液和盐酸中，由水电离出的相等 C．时，浓度均为的和溶液中前者大 D．将溶液在空气中蒸干后高温灼烧，最后可得固体 【答案】D 【解析】A．常温下，下由水电离出的溶液中水的电离被抑制 ，溶液可能显酸性也可能显碱性， 铵根、铁离子和碳酸氢根均 不能在碱性条件下大量存在，碳酸氢根也不能在酸性条件下大量存在，故A项错误； B．酸抑制水的电离，氯化铵水解促进水的电离，常温下，pH为4的NH4Cl溶液中，由水电离的 ，而pH为4的盐酸中，由水电离出的氢离子浓度等于氢氧根浓度、为 ，所以常温下pH均为4的NH4Cl溶液和盐酸中，由水电离出的 氢离子浓度不相等，故B项错误； C．碳酸根的水解促进铵离子的水解，而亚铁离子 的水解抑制铵离子的水解，所以等浓度时铵离子浓度后者大，故C项错误； D．将FeCl2溶液在空气中加热蒸干，由于亚铁离子易被空气中的氧气氧化，且加热促进水解，水解产物HCl可以逸散到空气中，故蒸干得到氢氧化铁，经高温灼烧分解后可得Fe2O3固体，故D项正确； 答案选D。 █知识点九 难溶电解质的溶度积常数 1． 难溶电解质的沉淀溶解平衡 （一）常温下，物质溶解性与溶解度的关系 溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶 溶解度 >10g 1-10g 0.01-1g <0.01g （二）难溶电解质 1、定义：溶解度小于0.01g的电解质称为难溶电解质 2、举例：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq) AgCl的溶解度为1.5×10-4 （三）难溶电解质的溶解平衡 1、定义：在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，形成溶质的饱和溶液，各离子的浓度保持不变，达到平衡状态，这种平衡称为沉淀溶解平衡。 溶解 例：AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq) 沉淀 2、建立： 固体溶质溶液中的溶质 沉淀 溶解 3、 特点： 逆——沉淀溶解平衡是一个可逆过程 等——动态平衡、溶解速率和沉淀速率不等于零 动——溶解速率和沉淀速率相等 定——平衡状态时，溶液中的离子浓度保持不变 变——当改变外界条件时，溶解平衡发生移动 注：（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 （2）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 4、影响因素 （1）内因：难溶电解质本身的性质 （2）外因： ①浓度：加水，平衡向溶解方向移动 ②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动（原因：溶解吸热）；但少数向沉淀方向移动（例：Ca(OH)2） ③同离子效应：加入相同的离子，平衡向沉淀方向移动 ④加入与体系中某些离子反应的物质，产生气体或更难溶的物质，导致平衡向溶解的方向移动 5、溶度积常数（简称溶度积）——Ksp （1）表达式：对于溶解平衡：MmAn(s)mMn+(aq)+nAm-(aq) 反应， Ksp=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n 例：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq) Ksp=c(Ag+)·c(Cl-) （2）意义：对于同类型（正负离子个数相同）的难溶电解质，在相同温度下，Ksp越大→S(溶解度)越大 例：Ksp（AgCl）=1.8×10-10 Ksp（AgBr）=6.3×10-15 说明S(AgCl)> S(AgBr) （3）影响因素：KSP只与难溶电解质的性质和温度有关 （4）应用：判断有无沉淀生成 Q(离子积)= [c(Mn+)]m·[c(Am-)]n（任意时刻的浓度） Q>KSP时，溶液中有沉淀析出 Q=KSP时，沉淀与溶解处于平衡状态 Q<KSP时，溶液中无沉淀析出 效果检测 1．常温下，AgX和的沉淀溶解平衡曲线如图所示。横坐标中M代表或，图中虚线上各点的横坐标和纵坐标数值相等。下列说法正确的是 A．点无AgX沉淀生成，有沉淀生成 B．向点对应的溶质饱和溶液中蒸发部分水后，各离子浓度关系可能同时移动到点 C．如向点所示的AgX和各离子浓度饱和的混合溶液中，加入固体，则达新平衡时变大 D．AgX和的饱和溶液中，当时，有 【答案】C 【分析】由知，当增大一个单位时，减小一个单位，故曲线①表示沉淀溶解平衡曲线，曲线②表示沉淀溶解平衡曲线，曲线上方是不饱和溶液，曲线下方为过饱和溶液，据此回答问题。 【解析】A．由分析可知，a点位于曲线①（AgX）的下方和曲线②（）沉淀溶解平衡曲线的上方，故a点为不饱和溶液，的过饱和溶液，有 沉淀生成，无沉淀生成，A错误； B．b点对应饱和溶液，由图可知，b点,蒸发部分水后，沉淀析出，仍是饱和溶液，， B错误； C．c点为和的饱和混合溶液， ，加入，后增大，增大，C正确； D．根据c点坐标计算出，,当时，, D错误； 故答案选C。 2．处理某铜冶金污水(含)的部分流程如下： 常温下：①溶液中金属离子开始沉淀和沉淀完全的pH如下表，当溶液中金属离子浓度时，可认为沉淀完全。 物质 开始沉淀pH 1.9 4.2 6.2 3.5 沉淀完全pH 3.2 6.7 8.2 4.6 ②，。下列说法正确的是 A．“沉淀池Ⅰ”中浓度为 B．“沉渣II”为CuS和ZnS C．“沉淀池II”中完全沉淀时，溶液中 D．“出水”液体中的阳离子只有 【答案】A 【分析】水中含有铜离子、三价铁离子、锌离子、铝离子，首先加入石灰乳调节pH=4，除掉三价铁离子和铝离子得到“沉渣I”沉淀和沉淀，过滤后，加入硫化钠除去其中的铜离子和锌离子，再次过滤后即可达到除去其中的杂质。 【解析】A．当完全沉淀时，，pH=4.6，，，p H=4时，，故A正确； B．根据表格中数据，pH=4时，Al3+沉淀不完全，故“沉渣II”为CuS、ZnS和少量Al(OH)3，B错误； C．当锌离子完全沉淀时，铜离子也已经沉淀完全，硫化铜和硫化锌都达到了沉淀溶解平衡，则，C错误； D．“出水”液体中的阳离子有和，以及剩余微量的Ca2+、Zn2+，D错误； 故选A。 3．根据实验操作及现象，得出结论正确的是 选项 实验操作 现象 结论 A 向某溶液中滴加溶液 产生蓝色沉淀 含有，无 B 向黄色溶液中缓慢滴加几滴浓硫酸 溶液变为橙红色 增大，平衡向生成的方向移动 C 向溶液中滴加几滴酚酞 溶液不变红 不水解 D 向浓度均为和混合溶液中滴加几滴稀溶液 产生黄色沉淀 【答案】B 【解析】A．K3[Fe(CN)6]用于检测Fe2+，生成蓝色沉淀说明含Fe2+，但无法证明无Fe3+（需用KSCN检测），A错误； B．(黄色)与(橙红色)的平衡为2+ 2H+ ⇌ + H2O，增加H+浓度平衡右移，现象与结论一致，B正确； C．NaHSO3溶液中亚硫酸氢根既电离(显酸性)又水解(显碱性)，溶液不变红是因电离程度大于水解程度、NaHSO3溶液呈酸性，而非不水解，C错误； D．产生黄色沉淀说明AgI的溶解度小于AgCl，二者是同类型沉淀，则说明Ksp(AgI) < Ksp(AgCl)，D错误； 故选B。 █知识点十 沉淀溶解平衡的移动 一．沉淀溶解平衡的应用 （一）沉淀的生成 方法：1、调节pH法：除去NH4Cl中的FeCl3Fe3++3NH3·H2O=Fe(OH)3↓+3NH4+ 2.加沉淀法：以Na2S、H2S做沉淀剂除去Cu2+和Hg2+ 注：选择沉淀剂的原则： （1）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 （2）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 （3）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 （二）沉淀的溶解+H+ +H+ 方法：1、酸碱溶解法：CaCO3(s)Ca2++ CO32-HCO3-H2CO3→H2O+CO2↑ FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2也可溶于强酸 2、盐溶解法：Mg(OH)2中加入NH4Cl， Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-(aq)→OH-+NH4+NH3·H2O NH4Cl=Cl-+NH4+ 3、氧化还原法：CuS、HgS等可溶于HNO3。3CuS+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+3S↓+2NO↑+4H2O 4、生成配合物法：AgCl可溶于NH3·H2O。 AgCl+2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]++Cl-+2H2O （三）沉淀的转化 1、实质：沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。 2、原则：（1）一般来说，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现。两者的溶解度差别越大，转化越容易。 （2）当一种试剂能沉淀溶液中的几种离子时，生成沉淀时所需试剂离子浓度越小的越先沉淀。 （3）如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能实现分步沉淀，从而达到提纯、分离的目的。 3、常见转化：Ag2CrO4（砖红色）AgCl↓（白）AgBr↓(浅黄色)AgI↓(黄色)Ag2S↓(黑色) 4、应用：（1）锅炉除水垢：CaSO4CaCO3CaCl2 （2）水垢的生成：硬水中MgHCO3MgCO3Mg(OH)2 （3）自然界中矿物的转化： 原生铜的硫化物CuSO4溶液铜蓝（CuS） (CuSO4+ZnS=CuS+ZnSO4) (CuSO4+PbS=CuS+PbSO4) （4）氟化物防止龋齿 （四）沉淀溶解平衡图像类题的解题步骤 1、明确图像中纵轴、横轴的含义 纵轴、横轴通常是难溶电解质溶解后电离出的离子浓度。 2、理解图像中线上点线外点的含义 （1）以AgCl为例，在该沉淀溶解平衡图像中，曲线上任意一点都表示达到了沉淀溶解平衡状态，此时，Q=Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度都只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。 （2）曲线上方区域的点均表示过饱和溶液，此时Q>Ksp （3）曲线下方区域的点均表示不饱和溶液，此时Q<Ksp 3、抓住Ksp的特点，结合选项分析判断 （1）溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况： ①原溶液不饱和时，离子浓度都增大； ②原溶液饱和时，离子浓度都不变。 （2）溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同。 效果检测 1．下列化学反应与方程式不相符的是 A．CO2气体通入NaClO溶液：ClO-+CO2+H2O═HClO+ B．已知的燃烧热，表示其燃烧热的热化学方程式：　 C．用饱和Na2CO3溶液预处理水垢中的CaSO4：CaSO4(s)+ (aq)CaCO3(s)+(aq) D．加热蓝色的CuCl2溶液，溶液变黄绿色：[Cu(H2O)4]2+(蓝色)+4Cl-[CuCl4]2-(黄色)+4H2O　ΔH>0 【答案】B 【解析】A．CO2与NaClO反应生成HClO和，A正确； B．燃烧热是在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量；H2S燃烧热应生成SO2（稳定产物），而非SO3，应为，B错误； C．碳酸钙较硫酸钙Ksp更小，且饱和碳酸钠溶液中碳酸根离子浓度很大，可以促使CaSO4转化为CaCO3，C正确； D． [Cu(H2O)4]2+(蓝色)+4Cl-[CuCl4]2-(黄色)+4H2O为吸热过程，加热使得平衡正向移动，使蓝色溶液变为黄绿色，D正确。 故选B。 2．Mohr银量法测定水样中的含量时，常用少量为指示剂，用标准溶液进行滴定。已知25℃时，AgCl、砖红色沉淀)的分别为和。下列说法错误的是 A．在滴定开始时，主要产生AgCl沉淀 B．当砖红色沉淀稳定出现时，即为滴定终点 C．滴定过程中，不涉及沉淀的转化 D．该滴定过程必须在接近中性的条件下进行 【答案】C 【解析】A．AgCl的溶度积[]比Ag2CrO4小，滴定开始时Cl⁻浓度较高，Ag⁺优先与Cl⁻生成AgCl沉淀，A正确； B．当Cl⁻被完全沉淀后，过量的Ag⁺与CrO生成砖红色Ag2CrO4沉淀，指示终点，B正确； C．当Ag2CrO4开始沉淀时，Cl⁻浓度已极低，此时AgCl可能部分溶解并转化为Ag2CrO4（反应：2AgCl(s) + CrO →Ag2CrO4 (s) + 2Cl⁻），涉及沉淀转化，C错误； D．Mohr法需在中性条件下进行（pH≈6.5-10.5），避免CrO转化为Cr2O（酸性）或Ag⁺水解（强碱性），D正确； 故选C。 3．某实验小组欲除去粗盐水中少量的、、，进行如下实验。 已知：。下列分析不正确的是 A．向滤液a中滴加溶液，无明显现象，说明已沉淀完全 B．滤渣b为、和 C．当滤液b的时， D．向滤液b中滴加稀盐酸，用试纸检验，至溶液呈中性或微酸性 【答案】C 【分析】粗盐水加BaCl2溶液，除去，滤渣a是硫酸钡，滤液a中加氢氧化钠溶液、碳酸钠溶液，除去Mg2+、Ca2+、过量的Ba2+，滤渣b为Mg(OH)2、CaCO3和BaCO3，过滤后，向滤液b中加入稀盐酸，除去过量的氢氧化钠、碳酸钠，得到精制盐水； 【解析】A．根据分析，向滤液a中滴加BaCl2溶液，无明显现象，说明已沉淀完全，A正确； B．根据分析，滤渣b为Mg(OH)2、CaCO3和BaCO3，B正确； C．当滤液b的pH=12时，OH-浓度为10-2mol/L，c(Mg2+)==5.6×10−8mol·L−1，C错误； D．向滤液b中滴加稀盐酸，用pH试纸检验，至溶液呈中性或微酸性，除去过量的OH-、，D正确； 故选C。 █考点一 弱酸弱碱的稀释问题 【例1】一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液导电能力如图所示，则下列说法不正确的是 A．“0”点不导电的原因是冰醋酸中无自由移动的离子 B．b点时醋酸电离程度最大 C．c点溶液中加入固体可使增大、减小 D．a、b、c三点溶液用1 mol/L氢氧化钠溶液中和，消耗氢氧化钠溶液体积相等 【答案】B 【解析】A．“0”点为纯冰醋酸，以分子形式存在，无自由移动的离子，因此不导电，A正确； B．醋酸电离程度随稀释程度增大而增大，c点加水多于b点，电离程度更大，b点是离子浓度最大点而非电离程度最大点，B错误； C．c点加入CH3COONa固体，其完全电离使c(CH3COO-)增大，抑制醋酸电离导致c(H+)减小，C正确； D．a、b、c三点醋酸总物质的量不变，中和时消耗NaOH的量由总物质的量决定，故消耗体积相等，D正确； 答案选B。 解题要点 1. 酸在无水的环境中为分子形态，没有自由移动的离子，不能导电。 2. 等PH值环境中，稀释相同倍数，强酸或强碱PH值变化比弱酸弱碱PH值变化更大。 【变式1-1】常温下，将一定浓度的NaOH溶液和氨水加水稀释，溶液的导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是 A．两溶液稀释前的浓度相同 B．曲线Ⅰ表示氢氧化钠溶液的导电能力随溶液体积的变化关系，曲线Ⅱ表示氨水的导电能力随溶液体积的变化关系 C．a、b、c三点溶液的pH由大到小的顺序为 D．测量氨水的，若，则为弱电解质 【答案】D 【解析】A．稀释之前，两种溶液的导电能力相同，说明离子浓度相等，由于一水合氨为弱电解质，不能完全电离，则氨水浓度应大于NaOH溶液浓度，即两溶液稀释前的浓度不相同，A错误； B．开始时两种溶液中离子浓度相同，加水稀释能促进一水合氨的电离，导致稀释后氨水中离子浓度大于NaOH溶液，则稀释后导电能力较强的为氨水，所以曲线Ⅰ表示氨水的导电能力随溶液体积的变化关系，曲线Ⅱ表示NaOH溶液的导电性与溶液体积的变化关系，B错误； C．NaOH溶液和氨水均为碱溶液，其溶液主要含有和阳离子，导电能力越强，说明离子浓度越大，碱性越强，pH越大，则三点溶液的pH大小顺序为，C错误； D．证明是弱电解质，可以测量氨水的，若，则只发生部分电离，说明为弱电解质，D正确； 故选D。 【变式1-2】常温下，分别向10mL pH =1的盐酸和醋酸溶液加水稀释，稀释后两种溶液的pH随溶液体积V(aq)的变化如下图所示。下列说法正确的是 A．稀释前，盐酸的物质的量浓度比醋酸的大 B．曲线II为盐酸的pH随V(aq)的变化示意图 C．醋酸的电离程度：c点溶液大于d点溶液 D．a点溶液的pH=2 【答案】D 【分析】盐酸是一元强酸，在水溶液中完全电离，加水稀释后，溶液中氢离子浓度快速下降，pH变化大；而醋酸是一元弱酸，在水中部分电离，加水稀释，促进电离过程，溶液中氢离子浓度缓慢下降，pH变化缓慢。图像中，起点相同，pH相同，c(H+)浓度相同，说明盐酸的浓度较小，醋酸浓度较大，故曲线Ⅰ是盐酸，曲线Ⅱ是醋酸。 【解析】A．盐酸是一元强酸，全部电离，醋酸是一元弱酸，微弱电离。图像中，起点相同，pH相同，c(H+)相同，说明盐酸的浓度较小，醋酸浓度较大，A选项错误。 B．氢离子浓度相同的盐酸和醋酸，加水稀释相同倍数后，盐酸中氢离子快速下降，而醋酸中，加水促进电离，电离过程正向进行，但氢离子浓度增加的量远比稀释的程度低，故氢离子会缓慢下降，但下降的程度比盐酸小，故图像中曲线Ⅰ是盐酸，曲线Ⅱ是醋酸，B选项错误。 C．加水稀释，会促进弱酸的电离，电离程度变大，故曲线Ⅰ上醋酸电离程度，c点溶液小于d点溶液，C选项错误； D．曲线Ⅰ上a点溶液，盐酸加水稀释10倍，此时c(H+) = ，此时溶液pH=2，D选项正确。 故答案选D。 █考点二 一元强酸与一元弱酸的比较 【例2】下列说法正确的是 A．保持温度不变，向稀氨水中缓慢通入CO2，溶液中的值增大 B．等浓度的NaOH溶液和氨水分别与等量的盐酸充分反应，消耗氨水的体积更大 C．等体积等pH的盐酸和醋酸分别加水稀释至pH仍相同，则醋酸中加的水更多 D．向醋酸中加冰醋酸，平衡正向移动，电离度增大 【答案】C 【解析】A．稀氨水电离产生NH和OH-，CO2通入后会消耗OH-，促进氨电离正向进行，即c(NH)增大，，温度不变时，Kb不变，c(NH)增大，则溶液中的值减小，A错误； B．消耗盐酸的物质的量相等，且NaOH溶液和氨水浓度相同，因此消耗氨水的体积也相同，B错误； C．等体积等pH的盐酸和醋酸分别加水稀释至pH再次相同，盐酸是强酸，完全电离，pH变化更快，醋酸是弱酸，存在电离平衡，有H+补充，pH变化慢，因此醋酸中需加更多的水，C正确； D．向醋酸中加冰醋酸，平衡正向移动，促进醋酸的电离，但溶液中醋酸的电离程度减小，D错误； 故选C。 解题要点 1. 等PH值的一元强酸与一元弱酸电离出的氢离子浓度是相等的。等浓度的一元强酸和一元弱酸，一元弱酸电离出的氢离子浓度小于一元强酸电离出的氢离子浓度。 2. 反应的速度由溶液中的氢离子浓度决定，产生气体的总量由溶液中可电离出的氢离子总量决定。 【变式2-1】向两个锥形瓶中分别加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入盐酸、醋酸溶液，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。下列说法不正确的是 A．镁条与两种酸的反应均为放热反应 B．上述两种酸溶液的导电能力相同 C．醋酸的平均反应速率呈现“慢—快—慢”的趋势 D．300 s内平均反应速率 【答案】B 【解析】A. 金属与酸的反应通常为放热反应，且反应过程中气体压强增大除生成H2外，温度升高也会使压强增大，A正确； B. 盐酸为强酸完全电离，醋酸为弱酸部分电离，相同浓度下盐酸中离子浓度更大，导电能力更强，B不正确； C. 醋酸反应初期H+浓度低速率慢，随着反应进行醋酸电离平衡右移且反应放热促进电离，H+浓度增大速率加快，后期反应物浓度降低速率减慢，呈现“慢—快—慢”趋势，C正确； D. 300s时两反应均结束，生成H2量相同，平均反应速率（总气体量变化/时间）相等，D正确； 故选B。 【变式2-2】常温下，几种弱酸的电离常数如下表所示。 酸 3.48 9.21 0.9 现有浓度均为的三种溶液：①溶液，②溶液，③溶液。下列叙述正确的是 A．酸性： B．等体积溶液中离子总数：③>①>② C．向溶液中通入少量生成和 D．常温下，用水将起始pH为4的溶液稀释相同倍数，pH变化值： 【答案】B 【解析】A．HSCN的pKa最小（0.9），酸性最强；HCNO的pKa为3.48，酸性次之；HCN的pKa最大（9.21），酸性最弱。因此酸性顺序应为HSCN＞HCNO＞HCN，A错误； B．三种钠盐溶液中，Na+浓度均为0.1mol/L，酸根初始浓度也为0.1mol/L。水解会减少酸根浓度，但水解生成的OH-浓度等于水解的酸根浓度，Na++酸根+OH-离子数相等，水解程度大的，溶液中H+的浓度小，则H+的浓度大小顺序NaSCN＞NaCNO＞NaCN，因此等体积溶液中离子总数：③>①>②，B正确； C．酸性：>HCN>，少量CO2与CN-反应生成HCN和，产物应为KHCO3，C错误； D．稀释相同pH的弱酸溶液时，酸性越弱（Ka越小）的酸，离解度增加更显著，H+浓度下降更少，pH变化更小。因此pH变化值顺序为HSCN＞HCNO＞HCN，D错误。 故选B。 █考点三 弱电解质的影响因素 【例3】石蕊(用表示)是一种有机弱酸，在水中电离：(红色)(蓝色)。室温下，关于的溶液，说法不正确的是 A．溶液 B．溶液pH随温度升高而减小 C．通入少量气体，将抑制石蕊电离 D．加水稀释过程中，逐渐变大 【答案】A 【解析】A．HIn是弱酸，不能完全电离，0.01mol/L溶液中c(H+)<0.01mol/L，pH应大于2，故A错误； B．电离吸热，升温促进弱酸电离，H⁺浓度增大，pH减小，故B正确； C．通入HCl，c(H+)增大，平衡逆向移动，(红色)(蓝色)逆向移动，抑制电离，故C正确； D．加水稀释过程中K=不变，c(H+)减小，所以增大，故D正确； 选A。 解题要点 1. 温度、浓度会影响平衡移动 2. 大部分弱电解质的电离是吸热反应，少部分弱电解质的电离是放热反应。 3. K值只与温度有关，温度不变，则K值不变。 【变式3-1】醋酸溶液中存在电离平衡，下列叙述不正确的是 A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数K增大 B．溶液加入少量的固体，平衡逆向移动 C．的溶液加水稀释，溶液中减小 D．室温下，溶液的浓度越大，的电离程度越大 【答案】D 【解析】A．醋酸电离吸热，升温使平衡正向移动，Ka增大，A正确； B．加入CH3COONa固体，c(CH3COO⁻)增大，平衡逆向移动，B正确； C．稀释时，溶液中c(H+)减小，=减小，C正确； ∙ D．醋酸为弱电解质，浓度越大，电离程度（α）反而越小，D错误； 故选D。 【变式3-2】已知液氨中存在与水相似的电离平衡：。下，液氨中的平衡浓度为。下列说法正确的是 A．液氨中能发生反应： B．向液氨中加入氯化铵，电离平衡逆向移动，减小 C．增加，电离平衡正向移动，增大 D．仅改变温度，可以使液氨中 【答案】A 【解析】A．KNH2提供，NH4Cl提供，两者在液氨中反应生成KCl和NH3，符合酸碱中和规律，反应式正确，A正确； B．加入NH4Cl会增加浓度，根据勒夏特列原理，平衡逆向移动，但总浓度仍会因外加而增大，而非减小，B错误； C．液氨为溶剂，其浓度视为常数，增加NH3的量不会改变其浓度，因此电离平衡不移动，c()不变，C错误； D．电离反应中和的浓度始终相等(1:1生成)，仅改变温度无法使两者浓度不等，D错误； 故答案为：A。 █考点四 强酸制弱酸 【例4】．25℃时，有关物质的电离平衡常数如表所示。结合表中数据，完成下列小题。 化学式 电离常数(25℃) ； HF ； ； 溶液中不可能大量共存的离子组是 A． B． C． D． 【答案】B 【分析】由电离常数大小可知酸性：H2SO3>HF>>>H2S>HSO> HCO>HS-，若发生强酸制取弱酸的反应，则离子不能大量共存，以此来解答。 【解析】A．由电离常数大小可知酸性：，由弱酸不能制取较强酸，HS-与SO不发生反应，故在溶液中HS-和SO可以大量共存，故A不选； B．由电离常数大小可知酸性：HF＞CH3COOH，由较强酸能制取较弱酸，可知反应可发生，所以在溶液中HF和不能大量共存，故B选； C．由电离常数大小可知酸性：>H2S> HCO>HS-，由弱酸不能制取较强酸，HS-和之间不发生反应，所以在溶液中可以大量共存，故C不选； D．由电离常数大小可知酸性：H2SO3>>HSO，之间不发生反应，则在溶液中可以大量共存，故D不选； 答案选B。 解题要点 1. 根据K值大小确定酸性强弱关系，根据“强制弱”书写方程式 2. 根据方程式，也可以推断酸性强弱关系。 【变式4-1】下列反应的离子方程式书写正确的是 A．通入水中： B．向溶液中滴加溶液产生气泡： C．用溶液蚀刻铜制电路板： D．向次氯酸钙溶液中通入过量二氧化碳： 【答案】B 【解析】A．与水发生可逆反应生成盐酸和次氯酸(HClO)，HClO属于弱酸，在写离子方程式时不能拆开，正确离子方程式应为，A错误； B．在溶液中完全电离：=+，在溶液中完全电离为，二者溶液混合后，与电离产生的反应生成水和二氧化碳，所给离子方程式无误，B正确； C．所给离子方程式电荷不守恒，正确方程式应为，C错误； D．向次氯酸钙溶液中通入过量二氧化碳，反应生成碳酸氢钙和次氯酸，离子方程式应为，D错误； 故选B。 【变式4-2】H2S浓度过大会对鱼虾的养殖造成极大负面影响，可投入Na2CO3处理。碳酸和硫化氢的电离平衡常数如下表： Ka1 Ka2 H2S 1.3×10-7 7.0×10-15 H2CO3 4.2×10-7 4.8×10-11 该处理过程发生的离子方程式为(不定项) A．CO + H2S = H2CO3 + S2- B．CO+ 2H2S = H2CO3 + 2HS- C．CO+ H2S = HCO + HS- D．2CO+ H2S = 2HCO + S2- 【答案】C 【解析】分析表中氢硫酸、碳酸的电离常数知酸性：H2CO3＞H2S＞HCO＞HS-，根据强酸制弱酸原理知H2S与足量的Na2CO3溶液反应生成碳酸氢钠和硫氢化钠，该反应的离子方程式为CO+ H2S = HCO + HS-，故C正确； 故选 C。 █考点五 PH的计算 【例5】下列说法错误的是 A．常温下，pH=2的盐酸与pH=12的MOH等体积混合，溶液pH>7，则MOH为弱碱 B．水是极弱的电解质，将少量Cl2通入水中，水的电离程度减小 C．将pH=3的CH3COOH溶液稀释10倍后，若3<pH<4，则证明醋酸为弱酸 D．某温度下，0.02 mol·L-1 的Ba(OH)2与等浓度的NaHSO4等体积混合，混合后溶液的pH=12 【答案】D 【解析】A．混合后溶液显碱性，说明MOH过量，则MOH为弱碱，A正确； B．水是极弱的电解质，将少量Cl2通入水中生成HClO和HCl，抑制水的电离，水的电离程度减小，B正确； C．稀释pH=3的CH3COOH溶液至10倍，电离平衡正移，大于原溶液的，故3＜pH＜4，即证明醋酸为弱酸，C正确； D．某温度下，0.02mol·L-1的Ba(OH)2与等浓度的NaHSO4等体积混合，氢氧化钡过量，溶液中的c（OH-）=，未知温度，无法确定Kw值，无法计算混合后溶液的pH值，D错误； 故选D。 解题要点 pH与温度有关。 【变式5-1】下列叙述正确的是 A．室温下，pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合后pH>7 B．pH=4的盐酸，稀释至10倍后pH>5 C．某温度下，，该温度下pH=7的溶液呈中性 D．室温下将pH=9的NaOH溶液和pH=13的Ba(OH)2溶液等体积混合，所得溶液pH=11 【答案】A 【解析】A．盐酸是强酸，氨水是弱碱，则室温下，pH为2的盐酸浓度小于pH为12的氨水的浓度，所以室温下，pH为2的盐酸与pH为12的氨水等体积混合后氨水过量，溶液呈碱性，溶液pH大于7，A正确； B．盐酸是强酸，则pH为4的盐酸稀释至10倍后溶液pH为5，B错误； C．没有温度，不确定水的离子积常数，不能确定该温度下pH=7的溶液中氢离子、氢氧根离子浓度是否相等，不确定是否为中性，C错误；   D．氢氧化钠、氢氧化钡均为强碱，室温下将pH=9的NaOH溶液，pOH=5，氢氧化钠浓度为10-5mol/L，pH=13的Ba(OH)2溶液，pOH=1，氢氧化钡浓度为10-1mol/L，等体积混合，所得溶液氢氧根离子浓度为，则pH≠11，D错误； 故选A。 【变式5-2】下列说法正确的是 A．常温时，某物质的溶液中由水电离出的，则该溶液一定显酸性 B．某温度时水的离子积常数，若将此温度下的溶液与的稀硫酸混合，若所得混合液，则 C．一定温度下，的氨水，稀释10倍后，其，则 D．常温下，同的硫酸和醋酸溶液中和同浓度同体积的氢氧化钠溶液，消耗酸的体积：硫酸<醋酸 【答案】B 【解析】A．酸和碱都会抑制水的电离，水电离出的，该溶液可能显酸性或碱性，A错误； B．某温度时水的离子积常数，若将此温度下的溶液(pOH=2，氢氧根离子物质的量浓度为0.01mol/L)与的稀硫酸(氢离子物质的量浓度为0.1mol/L)混合，若所得混合液(溶液显酸性，氢离子浓度为0.01mol/L)，则，，B正确； C．一水合氨为弱碱，的氨水稀释过程中促进一水合氨的电离，产生更多的氢氧根离子，因此稀释10倍后，pH变化小于1，即，C错误；   D．醋酸为弱酸，同pH的硫酸和醋酸溶液中，醋酸的浓度大于硫酸，所以中和同浓度同体积的氢氧化钠溶液，消耗酸的体积：硫酸>醋酸，D错误； 故选B。 █考点六 分布图型 【例6】常温下，实验小组利用 的 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.10 mol·L⁻¹丙酸(用HA 表示)，溶液的pH、分布系数 与V(NaOH 溶液)的关系如图所示。下列说法错误的是 A．将等浓度的HA 和 NaA 混合后 B．常温下 HA 电离平衡常数的数量级为10-7 C．图中b点水的电离程度小于常温下的纯水 D．反应终点，溶液中 【答案】B 【分析】 用0.1000mol•L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol•L-1一元酸丙酸(用HA 表示)，HA减少，A-增多，中①代表δ(A-)，曲线②代表δ(HA)，③代表pH值，以此解答。 【解析】A．实验小组利用 的 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.10 mol·L⁻¹丙酸(用HA 表示)，当加入10mL的 NaOH溶液时，得到等浓度的HA和NaA混合溶液，此时溶液的pH<7，c(H+)>c(OH-)，结合电荷守恒：可知，，A正确； B．a点c(A−)=c(HA)，此时对应pH约为4.7，HA的电离平衡常数Ka(HA)= =c(H+)≈1×10−4.7，HA电离常数数量级为10-5，B错误； C．b加入15mL的 NaOH溶液，此时溶液呈酸性，过量的HA电离出H+会抑制水的电离，电离程度小于常温下的纯水，C正确； D．加入20mL的 NaOH溶液时，达到反应终点，得到NaA溶液，由电荷守恒：和物料守恒：，可得，D正确； 故选B。 解题要点 注意交点位置，根据交点及K值关系，可以求解K值大小。 根据pH值确定离子浓度大小。 【变式6-1】总浓度为的水溶液中存在平衡：、。溶液中、、与pH关系如图所示。下列叙述正确的是 A．M、N分别为、关系曲线 B． C．溶液中 D．pH=1的溶液中 【答案】B 【解析】A．随着pH升高，HF电离程度增大，减小（曲线M），增大（曲线N），先增后减（曲线P）。因此M为曲线，N为曲线，A错误； B．由图可知，时，、、，，， B正确； C．根据溶液中物料守恒关系可得：总F浓度守恒：， C错误； D．时，溶液中主要来自外加强酸（为弱酸，无法提供高浓度的），电荷守恒应含外加酸的阴离子，故，D错误； 故答案选B。 【变式6-2】联氨属于二元弱碱，在水溶液中的电离方程式为、。常温下，向含有一定量的溶液中加入，溶液中含氮微粒的物质的量分数[如]随变化的关系如图所示。下列叙述正确的是 A．曲线Ⅲ代表随溶液变化的关系 B．常温下， C．b点溶液中： D．溶液中存在： 【答案】C 【解析】A．随着溶液pH增大（碱性增强），（高电荷阳离子）会逐步失去H+转化为和，故低pH时主要存在，高pH时主要存在，曲线Ⅰ在低pH时占比最高，代表，曲线Ⅲ在高pH时占比最高，代表，故A错误； B．Kb2为的电离常数，表达式为，曲线Ⅰ（）与曲线Ⅱ（）交点a处，，此时pH=0.26，，则，故B错误； C．b点溶液中存在电荷守恒：（Na+来自加入的NaOH），由于，故，故C正确； D．N2H5Cl溶液中，物料守恒：；电荷守恒：，联立得，与选项中不符，故D错误； 答案选C。 █考点七 滴定图形 【例7】为了更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度的概念：。常温下，用0.1 mol/L的NaOH溶液滴定20.00mL 0.1 mol/L 的HCN溶液，溶液的酸度AG随滴入的NaOH溶液体积的变化如图所示(滴定过程中温度的变化忽略不计，已知100.8=6.3)。下列说法错误的是     A．该过程可以用酚酞作指示剂，滴定终点颜色变化：无色变为粉红色 B．滴定过程中的值不变 C．常温下，HCN的电离常数K≈6.3×10-10 D．滴加NaOH溶液的过程中，水的电离度一直增大 【答案】D 【解析】A．用0.1 mol/L的NaOH溶液滴定20.00mL 0.1 mol/L 的HCN溶液，滴入20mL氢氧化钠溶液恰好反应，根据图像，溶液呈碱性，可选用酚酞做指示剂，滴定终点颜色变化为无色变为粉红色，故A正确； B．CN⁻的水解平衡常数，温度不变时不变，所以滴定过程中的值不变，故B正确； C．初始HCN溶液中AG=3.8，即，，，HCN电离常数，故C正确； D．酸和碱都会抑制水的电离，当溶液为NaCN时，水的电离程度最大，此后氢氧化钠过量，水的电离又会受到抑制，故D错误； 故选D。 解题要点 注意起点，根据起点浓度和pH可以确定酸碱的强弱。 中性点，可以通过电荷守恒寻找离子间的关系。 可以通过恰好完全反应点，根据物料守恒寻找粒子间关系。 注意半反应点等特殊点。 【变式7-1】室温下，用溶液滴定和混酸溶液(混酸溶液中，各溶质的浓度均为)，该过程溶液的变化如图所示。下列说法错误的是 A．点①时， B．点②时， C．点③时， D．点④时， 【答案】C 【解析】A．点①时溶液中只有和，此时盐酸完全电离，其电离的抑制了醋酸的电离，A正确； B．NaOH溶液和HCl、CH3COOH混酸反应时，先与强酸反应，然后再与弱酸反应，点②时为等浓度和的混合溶液，由质子守恒可知（氢离子来自醋酸和水的电离），B正确； C．点③时溶液，因电荷守恒得，C错误； D．点④时为等浓度和的混合溶液，由电荷守恒和物料守恒联立可得出，D正确； 故答案选C。 【变式7-2】常温下，用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL cx mol·L-1H2A溶液，得到pH与V(NaOH)、-lg X[或]关系如图，下列叙述不正确的是 A．曲线m表示pH与-lg的变化关系 B．若M点存在c(H2A)+c(H+)=c(A2-)+c(OH-)，则cx=0.1 C．当pH=7时，c(HA-)<c(A2-) D．N点c(Na+)+c(H+)+c(H2A)-c(OH-)=0.05 mol·L-1+c(A2-) 【答案】D 【分析】由H2A的电离常数Ka1(H2A)=可知，溶液中H2A的浓度与HA-的浓度相等时，溶液中氢离子浓度等于电离常数Ka1(H2A)，同理可知，溶液中A2-的浓度与HA-的浓度相等时，溶液中氢离子浓度等于电离常数Ka2(H2A)，电离常数Ka1(H2A)>Ka2(H2A)，-lgKa1小所以曲线m表示pH与的变化关系、曲线n表示pH与的变化关系，据此分析； 【解析】A．由分析可知，曲线m表示pH与的变化关系，A正确； B．M点是第一个化学计量点，此时。由图可知M点对应的，故，解得。而是溶液的质子守恒式，在M点成立，B正确； C．pH=7时，c(H+)=10-7mol/L，由Ka2=，且Ka2=10-6.7（n线-lgX=0时pH=6.7），则，故c(HA-)<c(A2-)，C正确； D．由分析可知，N点时溶液中的NaHA与氢氧化钠溶液恰好反应得到Na2A溶液，溶液中存在物料守恒关系：c(Na+)=2c(H2A)+2c(HA-)+2c(A2-)=≈0.066mol·L-1，c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)≈0.033mol/L，c(HA-)=0.033mol/L-c(H2A)-c(A2-)，代入下列电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(HA-)+2c(A2-)+c(OH-)式子中，可得溶液中，D错误； 故选D。 基础应用 1．下列解释实验事实的方程式正确的是 A．硫代硫酸钠与稀硫酸的反应： B．向漂白粉溶液中通入过量的SO2： C．可溶性铁盐水解作净水剂的原理： D．碳酸钠溶液呈碱性： 【答案】A 【解析】A．Na2S2O3溶液与稀硫酸反应生成硫酸钠、硫单质、二氧化硫、水，反应离子方程式为+2H+=S↓+SO2↑+H2O，A正确； B．向漂白粉溶液中通入过量的SO2，反应生成硫酸钙沉淀、硫酸、氯化氢，正确的离子方程式为：Ca2++2ClO-+2SO2+2H2O=CaSO4↓+SO+4H++2Cl-，B错误； C．Fe3+水解生成Fe(OH)3胶体：，C错误； D．碳酸钠溶液呈碱性：，D错误； 故选A。 2．下表中实验操作、现象与结论对应关系均正确的是 实验操作 现象 结论 A 在KSCN与的混合液中再加入KCl固体 溶液颜色变浅 增大生成物浓度，平衡逆向移动 B 用广泛试纸测定溶液的酸碱性 测得溶液 溶液呈酸性，证明在水中的电离程度大于水解程度 C 等体积pH=2的HX和HY两种酸分别与足量的铁反应，用排水法收集气体 HX放出的氢气多且反应速率快 酸性强弱：HX<HY D 含有酚酞的溶液中加入少量固体，观察溶液颜色的变化 溶液红色变浅 证明溶液中存在电离平衡 【答案】C 【解析】A．KCl为可溶性强电解质，加入后溶液中K+和Cl-浓度增加，但KSCN与的混反应本质为，K+和Cl-的浓度变化不影响平衡，现象描述可能不准确，A错误； B．广泛pH试纸只能测定整数值，无法测得pH=3.2，B错误； C．等pH的HX和HY中，HX放H2多且反应快，说明HX浓度更高（弱酸），故酸性HX＜HY，C正确； D．碳酸钠在水中完全电离为钠离子和碳酸根，碳酸根微弱水解使溶液呈碱性，含有酚酞的溶液中加入少量固体，产生碳酸钡沉淀、同时溶液红色变浅，说明氢氧根浓度下降，则水解平衡逆向移动，结论应为：可证明溶液中存在水解平衡，D错误； 故选C。 3．25℃时不断将水滴入冰醋酸中，下列图像不合理的是 A． B． C． D． 【答案】A 【解析】A．冰醋酸初始时几乎不电离，H+浓度极低，pH接近7（但小于7），随着加水，醋酸电离程度增大，H+浓度先增大后减小（因初期电离主导，后期稀释主导），故pH应先减小后增大，A错误； B．弱电解质电离度随浓度减小而增大，加水稀释促进醋酸电离，电离度从0开始逐渐增大并趋近极限值，B正确； C．溶液导电性取决于离子浓度，初始无离子导电性为0，加水后离子浓度先增后减（初期电离增离子，后期稀释减离子），导电性先升后降，C正确； D．Ka为电离平衡常数，仅与温度有关，25℃温度不变，Ka不变，D正确； 故选A。 4．25°C时，纯水中存在电离平衡：已知反应速率和为常数，只与温度有关)。时刻，适当升高温度，反应速率、随时间变化图像正确的是 A． B． C． D． 【答案】C 【解析】升温时增大，立即增大至新恒定值（水平直线）；，升温使增大且平衡正向移动导致逐渐增大，故先突增（增大）后逐渐增大至与相等，故答案选C。 5．已知HF和相关数据如下表，下列有关说法正确的是 化学式 HF 电离平衡常数()      A．相同物质的量浓度溶液的pH，大于 B．用已知浓度的NaOH溶液测定HF溶液浓度，可用酚酞试液作指示剂 C．足量HF溶液与少量溶液混合，反应方程式为 D．NaF与混合溶液中存在关系： 【答案】B 【解析】A．根据碳酸电离平衡常数()可知，碳酸酸性强于碳酸氢根，越弱越水解，则水解程度：，所以相同物质的量浓度溶液的pH，小于，A错误； B．用已知浓度的NaOH溶液测定HF溶液浓度，滴定终点生成的NaF是强碱弱酸盐，此时溶液呈碱性，应选择在碱性环境中变色的指示剂，则可用酚酞试液作指示剂，B正确； C．由表可知：，则酸性：，根据“较强酸制备较弱酸”的规律可知，足量HF溶液与少量溶液混合反应生成、和，反应方程式为：，C错误； D．在NaF与混合溶液，存在物料守恒关系：，D错误； 故选B。 6．下列实验的对应操作中，合理的是 眼睛注视锥形瓶中溶液 A．用HCl标准溶液滴定NaOH溶液 B．测定0.1醋酸溶液的pH C．从MgCl,溶液获得MgCl26H2O固体 D．配制一定物质的量浓度的KCl溶液 A．图1：用HCl标准溶液滴定NaOH溶液 B．图2：测定0.1mol·L-1醋酸溶液的pH C．图3：从溶液获得固体 D．图4：配制一定物质的量浓度的KCl溶液 【答案】A 【解析】A．用标准溶液滴定溶液时，眼睛应注视锥形瓶中溶液颜色变化以判断滴定终点，操作合理，故A正确； B．测定醋酸溶液时，若用湿润的试纸或玻璃棒，会稀释溶液导致测定不准确（弱酸稀释增大），操作错误，故B错误； C．溶液中水解生成，直接蒸发（如图3可能为普通蒸发）会使挥发，促进水解生成等，无法得到，需在气流中蒸发，操作错误，故C错误； D．配制溶液时，若在容量瓶中直接溶解固体（如图4可能显示），容量瓶不能用于溶解，应在烧杯中溶解冷却后转移，操作错误，故D错误； 故答案为：A。 7．向等物质的量浓度、混合溶液中滴加稀盐酸至过量。其主要含硫各物种(、、)的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与滴加盐酸体积的关系如图所示(忽略滴加过程气体的逸出)。下列说法不正确的是 A．含硫物种B表示 B．在滴加盐酸过程中，溶液中与含硫各物种浓度的大小关系： C．X，Y为曲线的两交叉点，若能知道X点处的pH，就可以计算出的(第一步电离平衡常数) D．NaHS呈碱性，若向溶液中加入溶液，恰好完全反应，所得溶液呈强酸性，其原因是： 【答案】C 【分析】向等物质的量浓度Na2S、NaOH混合溶液中滴加稀盐酸，盐酸和氢氧化钠先反应，然后和硫化钠反应，A表示含硫微粒浓度减小，则A为S2－；B先增加后减少，则B为HS－；C开始时几乎不存在，之后逐渐增大，则C为H2S。 【解析】A．随着盐酸滴加，S2－先转化为HS⁻，再转化为H2S。初始时A为S2－（分布分数最高），随后A下降、B上升，B应为HS⁻，最终C上升为H2S，A正确； B．因体积相同，设Na2S、NaOH各为1 mol，则n(Na)＝3n(S)，溶液中含硫的微粒为HS－、S2－、H2S，根据物料守恒，则c(Na＋)＝3[c(H2S)＋c(HS－)＋c(S2－)]，B正确； C．图象分析可知A为S2－，B为HS－，C表示H2S，当滴加盐酸至Y点时，表示两者含量相等，所以Ka1＝＝c(H＋)，X点为S2－和HS－浓度相同，可以计算HS－的电离平衡常数，即可以计算出的，而的需要Y点的pH，C错误； D．NaHS中HS－水解呈碱性，加入CuSO4后，Cu2+与S2－生成CuS沉淀，促进HS－电离：Cu2＋＋HS－=CuS↓＋H＋，生成H＋使溶液呈酸性，D正确； 故选C。 8．将溶液分别滴入溶液和溶液中，均产生沉淀和气泡。取①中沉淀洗涤后，加入足量盐酸，无气泡产生；取②中沉淀洗涤后，加入足量盐酸，产生少量气泡；下列分析不正确的是 A．、溶液中均存在 B．①中发生的反应： C．对比①②沉淀加入足量盐酸后的现象，说明溶液中的和均对沉淀成分有影响 D．若该实验改为将溶液和溶液分别不断滴入溶液中(各溶液浓度保持不变)，均会得到与②中沉淀成分类似的固体 【答案】B 【分析】①的反应方程式为：；②的反应方程式为：。 【解析】A．和溶液的浓度为，根据水解原理，，A正确； B．取①中沉淀洗涤后，加入足量盐酸，无气泡产生，故沉淀为，离子方程式为：，B错误； C．①中沉淀加盐酸无气泡（无碳酸盐），②中沉淀加盐酸有少量气泡（含少量碳酸盐），溶液比溶液的和大，说明二者浓度对沉淀成分有影响，C正确； D．改为将、滴入溶液，由于铜离子水解，氢离子会与碳酸氢根和碳酸根作用，导致水解平衡正向移动，生成沉淀，随着溶液和溶液分别不断滴入，逐渐生成，与②中沉淀成分类似，D正确； 故选B。 9．常温下，用浓度为标准溶液滴定浓度均为和的混合溶液，滴定过程中溶液的pH随的变化曲线如图所示。下列说法正确的是 A．的数量级为 B．点 C．a、b、c、d四点中水的电离程度最大的为d D．c点： 【答案】D 【分析】盐酸为强酸、醋酸为弱酸，结合图，a点为盐酸滴定终点、c为醋酸的滴定终点； 【解析】A．由图可知，a点时溶质成分为氯化钠和醋酸，=0.0100mol/L、，，，其数量级为，A错误；    B．b点溶液含有氯化钠和等浓度的醋酸、醋酸钠，溶液显酸性，说明醋酸的电离程度大于醋酸钠的水解程度，则，B错误；   C．醋酸、盐酸和氢氧化钠均会抑制水的电离，醋酸根离子促进水的电离，a、b点酸过量，c点酸、碱恰好完全反应，d点氢氧化钠过量，则a、b、c、d四点中水的电离程度最大的为c，C错误； D．c点为等浓度的氯化钠和醋酸钠的混合液，溶液中质子守恒为：，D正确； 故选D。 10．乙二酸（）俗称草酸，是一种二元弱酸。常温下，向20mL 0.100mol/L的乙二酸溶液中滴加同浓度的NaOH溶液，该过程中的、V（NaOH溶液）与pH的变化关系如图所示[X为或]。下列说法正确的是 A．直线Ⅰ中的X为 B．a点溶液中： C．c点溶液中，与之比为 D．当溶液中时， 【答案】D 【分析】由 ，即：，同理，即，分别代入（0，-1.25）、（0，-3.82）两点坐标，可得直线Ⅰ对应的Ka=10-1.25，直线Ⅱ对应的Ka=10-3.82，因为Ka1>Ka2，则直线Ⅰ对应的lgX为，Ka1=10-1.25，直线Ⅱ对应的lgX为lg，Ka2 。 【解析】A. 根据分析可知，直线Ⅰ中的X为，A错误； B. 当加入NaOH溶液20mL时，a点溶液为NaHC2O4溶液，存在物料守恒，，B错误； C. 当加入NaOH溶液40mL时，c点溶液为Na2C2O4溶液，此时PH=8.2，，C错误； D. ，当溶液中时，，所以，D正确； 故答案选D。 二、解答题 11．弱酸及其盐在水溶液中存在相关平衡。常温下H2CO3、HCN和H2S的电离平衡常数如下表所示： 化学式 H2CO3 HCN H2S 电离平衡常数 Kal=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11 Ka=5.0×10-10 Kal=1.1×10-7 Ka2=1.3×10-13 （1）25℃时，某浓度的NaCN水溶液的pH=8，原因是 (用离子方程式表示)。 （2）由表中数据可知，、CN-、S2-、结合质子的能力由强到弱的是 (填离子符号)。 （3）缓冲溶液是能缓解外加少量酸或碱而保持pH基本不变的溶液。人体血液中H2CO3/缓冲体系对稳定pH发挥着重要作用。当血液中CO2浓度上升，血液缓冲体系中的值 (填“增大”、“减小”或“不变”)。 （4）常温下，等pH的三种溶液：A．NaHCO3；B．NaCN；C．Na2CO3，溶液的浓度由大到小的顺序是 (填编号)。 （5）向硫化钠溶液中通入足量CO2，写出化学反应方程式 。 （6）25℃时，向某浓度的草酸(H2C2O4)溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、、三种微粒的物质的量分数()与溶液pH的关系如图所示。 ①图中曲线2所代表的微粒是 (填化学式)。 ②制备的KHC2O4溶液中的电离程度 水解程度(填“>”、“<”或“=”)。 ③已知2⇌+H2C2O4，则该反应的平衡常数K= (填具体数值)。 【答案】（1）CN-+H2O⇌HCN+OH- （2）S2->>CN-> （3）减小 （4）ABC （5）Na2S+2CO2+2H2O=H2S+2NaHCO3 （6） > 1×10-3 【解析】（1）NaCN是强碱弱酸盐，CN-会发生水解反应，使溶液显碱性，从而pH = 8，水解反应的离子方程式为CN-+H2O⇌HCN+OH-； （2）酸的电离平衡常数越小，酸性越小，其对应的酸根离子结合质子（H+）的能力越强，由电离平衡常数可知，酸性：H2CO3>HCN>>HS-，所以结合质子的能力：S2->>CN->； （3）血液缓冲体系中，当血液中CO2浓度上升，溶液的酸性增大，c(H+)增大，Ka1不变，故减小； （4）酸性越弱，其对应的强碱盐的水解程度越大，溶液的碱性越强，等pH时，水解程度小的盐溶液浓度大，酸性：H2CO3>HCN>，所以水解程度：NaHCO3< NaCN<Na2CO3，则等pH时，溶液浓度由大到小的顺序是NaHCO3> NaCN>Na2CO3，即A > B > C； （5）酸的电离平衡常数越大，酸性越大，H2CO3的酸性大于H2S ，通入足量CO2，故生成NaHCO3，故反应方程为Na2S+2CO2+2H2O=H2S+2NaHCO3； （6）①向H2C2O4溶液中逐滴加入KOH溶液，首先发生反应H2C2O4+KOH = KHC2O4+H2O，此时H2C2O4浓度减小，浓度增大；继续加入KOH溶液，发生反应KHC2O4+KOH = K2C2O4+H2O，此时浓度减小，浓度增大，故曲线1代表H2C2O4，曲线2代表，曲线3代表；②由图可知，K2C2O4溶液的pH<7，溶液呈酸性，说明的电离程度大于水解程度；③曲线1与曲线2相交时， ，，曲线2与曲线3相交时， ，，2⇌+H2C2O4反应的平衡常数 12．钕铁硼、、磁铁因其超强的磁性被誉为“永磁之王”，广泛应用于新能源汽车、电动自行车、信息存储等。从钕铁硼废料中提炼金属钕的工艺流程如图所示。 已知： 稳定的化合价为价，金属钕的活动性较强，能与酸发生置换反应；硼不与非氧化性酸反应。 时，。 。 （1）“预处理”操作可以选择用 填序号除去钕铁硼废料表面的矿物油污。 A．溶液浸泡        B．纯碱溶液浸泡        C．酒精清洗 （2）在不同条件下测得钕铁硼废料“浸出”操作的浸出率如表所示。 实验序号 盐酸浓度 温度 酒石酸浓度 的浸出率 的浸出率 “浸出”过程中加入酒石酸的作用是 。 对比实验a、b或c、e或d、f，当温度升高，浸出率降低的可能原因是 。 除以上最优条件外，还可以采取 填一项即可措施加快“浸出”速率。 （3）“沉淀”操作中对产品回收率及纯度的影响如图所示。 “沉淀”的最佳为 。 若完全沉淀后，溶液中的 才会有沉淀生成。 “滤液”中的主要成分为 。 （4）热重法是测量物质的质量与温度关系的方法，“焙烧”操作过程中固体残留率随温度变化的曲线如图所示，则第二阶段反应完剩余的固体是 ；若将“沉淀”时得到的固体于温度下在氧气中焙烧，反应的化学方程式为 。 【答案】（1）C （2）抑制铁元素的浸出，提高钕元素的浸出率 升高温度会促进HCl的挥发，减小盐酸的浓度，从而降低了浸出率 将钕铁硼废料粉碎或搅拌 （3）1.5 0.11 、 （4）Nd2O(CO3)2 2Nd2(C2O4)3•10H2O+3O22Nd2O3+12CO2+20H2O 【分析】由题给流程可知，用酒精清洗除去钕铁硼废料表面的矿物油污后，向钕铁硼废料中加入盐酸浸出，将钕、铁转化为金属氯化物，硼与盐酸不反应，过滤得到含有硼的滤渣和滤液；向滤液中加入草酸溶液，将溶液中的钕离子转化为草酸钕沉淀，过滤、洗涤、干燥得到含有氯化亚铁、盐酸的滤液和Nd2(C2O4)3•10H2O；Nd2(C2O4)3•10H2O在氧气中焙烧得到三氧化二钕，三氧化二钕电解得到钕。 【解析】（1）矿物油的主要成分是烃，烃不与碱性溶液反应，所以预处理不能用碱性溶液去除，应用酒精清洗除去钕铁硼废料表面的矿物油污； （2）①由表格数据可知，加入酒石酸后，铁的浸出率的下降，而钕的浸出率上升，所以加入酒石酸的作用是抑制铁元素的浸出，提高钕元素的浸出率； ②由表格数据可知，实验a、b或c、e或d、f的实验目的是探究温度对铁、钕的浸出率的影响，升高温度，铁、钕的浸出率都下降是因为盐酸是挥发性酸，升高温度，盐酸中的氯化氢受热挥发，盐酸的浓度减小，导致浸出率降低； ③当固体和溶液反应时，可以选择搅拌、将固体粉碎、升温、增大溶液浓度等措施提高“浸出”速率； （3）①由图可知，溶液pH为1.5时，纯度约为96%、回收率约为90. 2%，溶液pH为2时，纯度约为83%、回收率约为90.7%，溶液pH由1.5增加到2时，回收率增加不多，但纯度降低明显，所以“沉淀”的最佳pH为1.5； ②由溶度积可知，溶液中Nd3+完全沉淀时，草酸根离子的浓度为=3×10—6mol/L则溶液中亚铁离子的浓度为=0.11mol/L； ③由分析可知，加入草酸溶液的目的是将溶液中的钕离子转化为草酸钕沉淀，而亚铁离子不转化为沉淀，发生的反应为2NdCl3 + 3H2C2O4+ 10H2O= Nd2(C2O4)3•10H2O↓+6HCl，则滤液的主要成分为盐酸和氯化亚铁； （4）设Nd2(C2O4)3•10H2O的质量为732g，由图可知，第一阶段质量减少24.6%，减少的质量为732g×24.6%≈ 180g，则第一阶段减少的质量为水的质量，剩余固体为Nd2(C2O4)3；第二阶段质量减少17.5%，减少的质量为732g×17.5%≈128g，设减少碳原子和氧原子的物质的量分别为amol和bmol，由减少质量可得：12a+16b=128，经讨论可得a=4、b=5，则剩余固体的化学式为Nd2C2O7，则分解反应为，生成气体的质量为，与计算值相符，化合物中钕元素和氧元素的化合价分别为+3价和-2价，由化合价代数和为0可知，碳元素的化合价为+4价，所以第二阶段反应完剩余的固体是Nd2O(CO3)2；第三阶段质量减少12.0%，减少的质量为732g×12.0%≈88g，则第三阶段减少的质量为2个二氧化碳的质量，剩余的固体是Nd2O3，所以Nd2(C2O4)3•10H2O固体于1073K温度下在氧气中焙烧的化学方程式为2Nd2(C2O4)3•10H2O+3O22Nd2O3+12CO2+20H2O。 能力提升 13．为了测定NaHSO4溶液的浓度，重庆八中化学兴趣小组的同学们准备用NaOH标准溶液进行滴定。 （1）小轩同学配制100mL 0.100 mol·L-1 NaOH标准溶液所需玻璃仪器除量筒、小烧杯、玻璃棒、胶头滴管外，还需要 。 （2）用 量取25.00mL待测NaHSO4溶液放入锥形瓶中，滴加2~3滴酚酞作指示剂，用NaOH标准溶液进行滴定。若滴定开始和结束时，溶液读数如下图所示，所用NaOH标准溶液的体积为 。 （3）下列操作会使所测结果偏高的是 (填字母)。 A．滴定前用蒸馏水冲洗锥形瓶 B．滴定过程中振荡锥形瓶时不慎将瓶内溶液溅出 C．配置标准溶液的NaOH固体中，混入少量KOH固体 D．碱式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 E．读取NaOH体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数 （4）小松同学用0.1 mol·L-1 NaOH溶液分别滴定体积均为20.00mL、浓度均为0.1 mol·L-1 的NaHSO4溶液和醋酸溶液，得到滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的两条滴定曲线。 ①滴定醋酸的曲线是 (填“I”或“II”)。 ②V1和V2的关系：V1 V2(填“>”、“=”或“<”)。 （5）小组同学继续研究发现氧化还原滴定法是氧化还原反应为基础的一种滴定方法。小松同学测定含有CaCl2固体的试样的纯度，过程如下：取1.000g试样溶于水，加入过量Na2C2O4固体，充分反应，将所得沉淀过滤洗涤后，溶于热的稀硫酸中，再用0.1000 mol·L-1 KMnO4标准溶液滴定，消耗KMnO4标准溶液24.00mL。 ①KMnO4标准溶液发生的离子反应方程式为 。 ②滴定终点的现象是 。 ③该试样中CaCl2的质量分数为 。 【答案】（1）100mL容量瓶 （2）酸式滴定管 26.10mL （3）CD （4）Ⅰ < （5） 当滴入最后半滴标准溶液时，溶液由无色变为浅紫红色，且半分钟内不褪色 66.60% 【分析】该题目分为两种滴定，一是酸碱中和滴定，二是氧化还原滴定；涉及到溶液的配制、仪器的使用、误差分析、强酸与弱酸的比较、滴定终点现象、质量分数的计算。 【解析】（1）配制100 mL 0.100 mol·L-1 NaOH标准溶液所需玻璃仪器除量筒、小烧杯、玻璃棒、胶头滴管外，还需要100 mL容量瓶（注意写明量程）； （2）NaHSO4溶液完全电离出Na+、H+、 ，使溶液显酸性，故用酸式滴定管量取25.00 mL待测NaHSO4溶液；滴定开始时，NaOH溶液的读数为0.00 mL，滴定结束时读数为26.10 mL，所以所用NaOH标准溶液的体积为26.10 mL； （3）A．滴定前用蒸馏水冲洗锥形瓶，待测液的物质的量不变，对测定结果无影响； B．滴定过程中振荡锥形瓶时不慎将瓶内溶液溅出，待测液的物质的量减少，消耗的NaOH标准溶液体积减少，测定结果偏低； C．KOH的摩尔质量大于NaOH，配制标准溶液的NaOH固体中混入少量KOH固体，会使NaOH标准溶液的浓度偏低，滴定时消耗的NaOH体积偏大，测定结果偏高； D．碱式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失，读取的NaOH体积偏大，测定结果偏高；选项E，滴定NaOH体积时，开始仰视读数，结束时俯视读数，会使读取的NaOH体积偏小，测定结果偏低； 所以会使所测结果偏高的是CD。 （4）①等浓度的强酸盐酸溶液的pH小于弱酸醋酸溶液 pH，由图可知，未加入氢氧化钠溶液时，曲线I溶液 pH大于曲线II，则曲线I代表部分电离的醋酸溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的滴定曲线；②NaHSO4与氢氧化钠溶液完全反应生成Na2SO4，溶液呈中性，等浓度的醋酸与氢氧化钠溶液完全反应时生成醋酸钠，醋酸根离子在溶液中水解使溶液呈碱性，溶液呈中性说明醋酸未完全反应，则消耗氢氧化钠溶液体积为V1<V2； （5）①KMnO4具有氧化性，被还原后产物为Mn2+，H2C2O4具有还原性，被氧化后产物为CO2，故滴定反应方程式为；②此滴定实验为标准KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液，故滴定终点的现象为当滴入最后半滴标准溶液时，溶液由无色变为浅紫红色，且半分钟内不褪色；滴定过程为：先发生，再溶于硫酸形成H2C2O4，最后，建立关系，该试样中CaCl2的质量分数。 14．人们日常生产生活与化学有着紧密的联系。 （1）现有常温下的盐酸(甲)和的醋酸溶液(乙)，请根据下列操作回答： ①常温下溶液加水稀释，下列数值一定变小的是 (填字母)。 A．        B．        C．        D． ②取10mL乙溶液，加入少量无水固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，待固体溶解后，溶液中的值将 (填“增大”“减小”或“无法确定”)。 ③相同条件下，取等体积的甲、乙两溶液，分别与溶液反应，消耗NaOH溶液的体积(甲) (乙)(填“>”“<”或“=”)。 （2）已知：在25℃，有关弱电解质的电离平衡常数如下表： 弱电解质 电离常数 HClO ①同浓度的、、、结合的能力由强到弱的顺序为 。 ②将通入该氨水中，当降至时，溶液中的 。 ③下列微粒在溶液中不能大量共存的是 。 A．、        B．、        C．、        D．、 【答案】（1）A 减小 < （2）>ClO->>CH3COO- C 【解析】（1）①A．加水稀释促进醋酸电离，n(H+)增大，但溶液体积增大程度大于物质的量增大程度，则c(H+)减小，A符合题意； B．醋酸溶液加水稀释，c(CH3COO-)减小，Ka不变，则 增大，B不符合题意； C．温度不变，Kww不变，则c(H+)·c(OH-)不变，C不符合题意； D．醋酸溶液加水稀释，溶液中c(H+)减小，Kw不变，则c(OH-)增大，所以 增大，D不符合题意； 故选A。 ②加入少量无水醋酸钠固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，c(CH3COO-)增大，醋酸电离平衡逆向移动，溶液中c(H+)减小，c(CH3COOH)增大， 的值将减小； ③由于盐酸完全电离，醋酸部分电离，pH=2的盐酸(甲)和pH=2的醋酸溶液(乙)，盐酸浓度小于醋酸浓度，则等体积的甲、乙两溶液，分别与0.1mol/LNaOH溶液反应，消耗NaOH溶液体积：(甲)<(乙)； （2）①电离平衡常数越小，酸性越弱，其对应酸根离子结合H+能力越强，因为Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)>Ka2(H2CO3)，则酸性：CH3COOH>H2CO3>HClO>，所以同浓度的CH3COO-、、、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为>ClO->>CH3COO-； ②将SO2通入该氨水中，当降至1.0×10−7mol⋅L−1时，，则溶液中； ③Ka越大，酸性越强，可用相对较强的酸制取相对较弱的酸，则： A．由于Ka2(H2SO3)>Ka2(H2CO3)，酸性：，则、两者不反应，能大量共存，A不符合题意； B．由于Ka(HClO)>Ka2(H2CO3)，酸性：HClO>，则ClO-、两者不反应，能大量共存，B不符合题意； C．由于Ka2(H2SO3)>Ka2(H2CO3)，酸性：，则、两者可以反应，不能大量共存，C符合题意； D．由于Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)，酸性：H2CO3>HClO，则HClO、两者不反应，能大量共存，D不符合题意； 故选C。 15．部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 H2SO3 电离平衡常数(25℃) Ka1=1.3×10−2， Ka2=6.2×10−8 （1）将少量CO2气体通入NaClO溶液中，写出该反应的离子方程式： 。 （2）25℃，将SO2通入2.0 mol·L-1氨水中(溶液的体积保持不变)，当c(OH−)降至1.0×10−7 mol·L−1时，溶液中的 = ； （3）用草酸(H2C2O4)溶液滴定未知浓度的溶液。下列实验操作规范的是___________。 A．配制草酸溶液 B．润洗滴定管 C．滴定 D．读数 （4）25℃时，调节草酸(H2C2O4)溶液的pH，含碳微粒物质的量分数随溶液pH变化如图。25℃草酸的电离平衡常数 。 【答案】（1）ClO-+H2O+CO2=HClO+ （2）0.62 （3）D （4）103 【解析】（1）由分析可知，Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)，将少量CO2气体通入NaClO溶液中生成HClO和NaHCO3，则该反应的离子方程式为：ClO-+H2O+CO2=HClO+； （2）25℃，将SO2通入2.0 mol·L-1氨水中(溶液的体积保持不变)，当c(OH−)降至1.0×10−7 mol·L−1时，此时溶液中H+浓度为1.0×10-7mol/L，根据题干Ka2(H2SO3)=6.2×10-8，溶液中的===0.62； （3）A．配制一定物质的量浓度的溶液转移、洗涤和定容步骤中应该通过玻璃棒引流到容量瓶，A错误； B．润洗滴定管的操作应该为向滴定管中加入少许待装溶液，将滴定管平放后转动滴定管，然后放掉溶液，B错误； C．滴定过程中左手转动活塞，右手握住锥形瓶瓶颈，摇动锥形瓶，C错误； D．滴定终点读数时应该保持视线和液面最低处水平相切，D正确； 故答案为：D； （4）已知H2C2O4溶液中随着pH的增大，H2C2O4浓度不断减小，浓度先增大后减小，浓度逐渐增大，即图中Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ分别为H2C2O4、、，图中信息可知，c(H2C2O4)=c()，pH=1.2，故Ka1==10-1.2，c()=c()，pH=4.2，Ka2==10-4.2，=103。 16．已知水在25℃和100℃时，其电离平衡曲线如图所示。 （1）25℃时的电离平衡曲线应为 (填“A”或“B”)，请说明理由 ； （2）25℃时，将pH=9的NaOH溶液与pH=4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为 。 （3）100℃时，若100体积pH=a的某强酸溶液与1体积pH=b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则a与b之间应满足的关系是 。 （4）下列关于水的说法不正确的是___________。 A．100℃时，0.01 mol/L NaOH溶液中由水电离出的浓度为 B．纯水在加热过程中，增大 C．将纯水加热到100℃时，水的离子积变大，pH减小，呈酸性 D．将pH=12的NaOH溶液由100℃降温至25℃，溶液的pH将增大 （5）25℃，pH=1的溶液中含浓度都为0.1 mol/L 的、、、和X离子，X可能是___________。 A． B． C． D． （6）曲线A所对应的温度下，pH=2的HCl溶液和pH=11的某BOH溶液中，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1___________α2. A．大于 B．小于 C．等于 D．无法确定 （7）若将二者等体积混合，则混合溶液的pH 7(填选项)，判断的理由是 。 A．大于                B．小于                C．等于                D．无法确定 （8）100℃时，某溶液由水电离出的的浓度为，则该溶液的pH为 。 【答案】（1）A 水的电离是吸热过程，温度低时，电离程度小，均减小 （2）10：1 （3）a+b=14 （4）C （5）B （6）B （7）D 无法确定BOH是强碱还是弱碱 （8）4或8 【解析】（1）水的电离是吸热过程，温度低时，电离程度小，均减小，故A为25℃时的电离平衡曲线 （2）25℃时，将pH=9的NaOH溶液中，pH=4的H2SO4溶液，若所得混合溶液的pH=7，则有，NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为10：1。 （3）由图可知100℃时，水的电离常数为，pH=a的某强酸溶液中，pH=b的某强碱溶液中，混合后溶液呈中性，则，a与b之间应满足的关系是a+b=14。 （4）A. NaOH对水的电离是抑制的，100℃时，0.01 mol/L NaOH溶液中，则，由水电离出的浓度等于溶液中的，A正确； B. 纯水在加热过程中，水的电离平衡正移，氢离子浓度增大，增大，B正确； C. 将纯水加热到100℃时，水的电离平衡正移，水的离子积变大，pH减小，但仍然呈中性，C错误； D. 100℃ pH=12的NaOH溶液，，，由100℃降温至25℃时，，，pH=14，故溶液的pH将增大，D正确； 故选C。 （5）pH=1的溶液中，，还存在的阳离子是，阴离子是、、，离子浓度均为0.1 mol/L ，根据电荷守恒溶液中还存在+2价的金属阳离子，排除A、C选项，pH=1的溶液含大量，使原溶液中具有氧化性，不能含有，故选B。 （6）曲线A所对应的温度下，，pH=2的HCl溶液抑制水的电离，，pH=11的某BOH溶液抑制水的电离，，水的电离程度分别用α1<α2。 （7）曲线A所对应的温度下，，pH=2的HCl溶液和pH=11的BOH溶液等体积混合，设两溶液体积均为V，HCl是强酸，其物质的量为；BOH不知是强电解质还是弱电解质，若BOH弱碱，则pH=11的BOH溶液的物质的量大于；BOH溶液的物质的量可能比HCl的物质的量大也可能比HCl小，溶液的酸碱性无法判断，若BOH是强碱，则酸过量，此时溶液呈酸性，故无法确定，选D； （8）100℃时，，溶液由水电离出的的浓度为，即水的电离被抑制，该溶液为酸或碱；若为酸溶液，，pH=4；若为碱溶液，pH=8；则该溶液的pH为4或8。 17．脱除沼气中的H2S是资源利用和环境保护的重要研究课题，脱除H2S有多种方法。 方法一：高温热分解法：2H2S(g)S2(g)+2H2(g)  △H =170kJ·mol-1。 （1）一定温度和压强下，工业上进行H2S热分解反应时一般要向H2S中加入一些Ar(g)。从平衡移动的角度说明加入Ar(g)的原因 。 若在两个2L的恒容密闭容器中分别加入2.0 mol H2S、1.0 mol H2S，测得不同温度下H2S热分解反应的平衡转化率如图所示： （2）图中代表加入2.0 mol H2S的曲线是 。 A．MP    B．ON （3）M点、O点和N点的逆反应速率v(M)、v(O)和v(N)，其中最慢的是___________。 A．v(M) B．v(O) C．v(N) D．无法比较 （4）能说明该条件下H2S热分解反应达到平衡状态的是___________。 A．体系压强保持不变 B．S2和H2S的物质的量浓度之比保持不变 C．平衡常数保持不变 D．H2S的生成速率与H2的消耗速率相等 方法二；催化重整法 Fe2O3可以用作脱除H2S的催化剂，脱除时需先进行吸附。过程如图所示： （5）按图乙方式进行吸附，其吸附能力比按图甲强，请解释其原因 。 常温常压下，1体积水能溶解约2.6体积H2S，通过NaOH溶液调节氢硫酸pH，溶液中各含硫微粒物质的量分数δ随pH变化关系如下图[例如δ(H2S)=]。 （6）pH=7时，溶液中含硫微粒主要为 。(用微粒符号表示) （7）=___________。 A．106 B．107 C．1010 D．1013 （8）向NaHS溶液中加入一定量CuSO4溶液，可产生H2S气体，请结合平衡移动原理解释产生气体的原因 。 (9)pH=13时，c(Na+)-3c(S2-)___________0.1。 A．> B．< C．= D．无法比较 【答案】（1）加入，容器体积增大，平衡向正反应方向移动，从而提高硫化氢的转化率 （2）B （3）A （4）AB （5）H2S中H带正电，S带负电，Fe2O3中Fe带正电，O带负电；甲吸附方式为同种电性微粒靠近，乙吸附方式中为不同电性微粒靠近时，故乙方式吸附能力强 （6） （7）A （8），结合生成CuS沉淀， 使降低，电离平衡正向移动，增大，与结合生成气体 (9)B 【解析】（1）一定温度和压强下，加入，容器体积增大，等效于反应体系的压强减小，平衡向气体分子数增多的方向移动，即向正反应方向移动，从而提高的转化率。 （2）恒温、恒容条件下增大的浓度，等效于加压，反应2H2S(g)⇌S2(g)+2H2(g)的平衡逆向移动，的平衡转化率减小，则图中代表加入的曲线是点所在曲线，故选B。 （3）温度越高，反应速率越快，浓度越大，反应速率越快；M点和O点温度相同，M点H2S浓度小，N点温度高于M点和O点，所以逆反应速率最小，故答案为A。 （4）A．因为反应前后气体分子数发生变化，反应过程中，容器内气体压强会变化，压强不变说明各物质浓度不变，达到平衡状态，故A符合题意； B．由方程式可知，S2为生成物，H2S为反应物，当S2和H2S的物质的量浓度之比保持不变，该反应达到化学平衡状态，故B符合题意； C．化学平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数是定值，与反应进行的程度无关，不能说明反应达到平衡，故C不符合题意； D．H2S的生成速率与H2的消耗速率都是指逆反应，与反应进行的程度无关，不能作为反应达到平衡的标志，故D不符合题意； 故答案为AB。 （5）Fe2O3脱除H2S时需先进行吸附，利用如图乙进行吸附，比如图甲吸附能力强的原因是H2S中H带正电，S带负电，Fe2O3中Fe带正电，O带负电；甲吸附方式为同种电性微粒靠近，乙吸附方式中为不同电性微粒靠近时，故乙方式吸附能力强。 （6）氢硫酸为弱酸，利用NaOH溶液调节pH， 随着NaOH溶液的加入，pH逐渐增大，氢硫酸浓度逐渐降低，的浓度逐渐增大，继续滴加NaOH溶液，的浓度逐渐减小，浓度逐渐增大，当时，溶液中的含硫微粒为。 （7）由分析及关系图可知，当时，，，当时，，，则，故选A。 （8）溶液中存在的电离，结合生成CuS沉淀， 使降低，电离平衡正向移动，增大，与结合生成气体。 （9）时，，，根据电荷守恒：，时， ，则有，则，故选B。 18．某油脂厂废弃的油脂加氢镍催化剂主要含金属Ni、Al、Fe及其氧化物，还有少量其他不溶性物质。采用如下工艺流程回收其中的镍制备硫酸镍晶体()： Ni2+ Al3+ Fe3+ Fe2+ 开始沉淀时的pH(金属离子浓度) 7.2 3.7 2.2 7.5 沉淀完全时的pH(金属离子浓度) 8.7 4.7 3.2 9.0 （1）滤液①的主要溶质是 。(填化学式) （2）“转化”过程中反应的离子方程式为 ，浓度随时间的变化关系如右图所示，反应开始10～20min内迅速减小，原因可能是 。(不考虑溶液温度变化) （3）为除去溶液中的Fe元素，“转化”后可以加入适量NaOH溶液调节pH，也可以用___________替代。 A．NiO B． C． D． （4）利用表格中数据计算的 。如果“转化”后的溶液中浓度为1.0 ，则“调pH”应控制的pH范围是 。 （5）硫酸镍结晶水合物的形态与温度的关系如下表。 温度 低于30.8℃ 30.8℃～53.8℃ 53.8℃～280℃ 高于280℃ 晶体形态 多种结晶水合物 从滤液⑤中获得稳定晶体的操作依次是蒸发浓缩、 、过滤、洗涤、干燥。 （6）分离出晶体后的剩余液体要循环使用，则应该回流到流程中滤液 的位置(选填②、③或⑤)，其目的是 。 【答案】（1）Na[Al(OH)4] （2）2 Fe2++ H2O2+ 2H+= 2 Fe3+ + 2H2O 生成的铁离子作催化剂促进H2O2分解 （3）AC （4）10-15.6 （5）控制温度在30.8℃～53.8℃结晶 （6）③ 提高镍元素的利用率 【分析】该流程是对油脂厂废弃的油脂加氢镍催化剂进行处理，以提取出晶体，具体步骤如下： 1. 碱浸：向废镍催化剂中加入NaOH溶液，Al及其氧化物与NaOH溶液反应，生成可溶于水的Na[Al(OH)4]，过滤后得到滤液①（主要溶质为Na[Al(OH)4]）和滤渣②（含Ni、Fe及其氧化物等）。 2. 酸浸：向滤渣②中加入稀H2SO4溶液，Ni、Fe及其氧化物与稀硫酸反应，生成相应的硫酸盐溶液，过滤得到滤液②。 3. 转化：向滤液②中加入H2O2溶液，H2O2将Fe2+氧化为Fe3+，反应的离子方程式为2 Fe2++ H2O2+ 2H+= 2 Fe3+ + 2H2O，此时溶液中含有Ni2+、Fe3+等。 4. 调pH：向转化后的溶液中加入NaOH溶液调节pH，使Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀，过滤得到滤液③和滤渣③（Fe(OH)3）。 5. 沉淀：向滤液③中加入Na2CO3溶液，使Ni2+转化为NiCO3沉淀，过滤得到沉淀。 6. 溶解：向沉淀中加入稀H2SO4溶液，NiCO3与稀硫酸反应生成NiSO4溶液，得到滤液⑤。 7. 操作Ⅰ（结晶等操作）：对滤液⑤进行蒸发浓缩，控制温度在30.8℃～53.8℃结晶，过滤，最终得到晶体。 【解析】（1）根据分析，“碱浸”时，Al及其氧化物会与NaOH溶液反应，生成可溶于水的Na[Al(OH)4]。 （2）根据分析，①“转化”过程中，H2O2将Fe2+氧化为Fe3+，反应的离子方程式为2Fe2++ H2O2+ 2H+= 2Fe3+ + 2H2O。 ②随着反应进行，生成的Fe3+作催化剂，催化H2O2分解，所以其浓度迅速减小。 （3）为除去溶液中的Fe元素，调节pH时需要加入能与H+反应，且不引入新的杂质离子的物质。 A．NiO能与H+反应：NiO + 2H+ = Ni2++ H2O，可以调节pH，且不引入新杂质，A正确； B．Cl2主要用于氧化还原性物质，不能调节pH除去Fe元素，B错误； C．Ni(OH)2能与H+反应：Ni(OH)2 + 2H+ = Ni2+ + 2H2O，可以调节pH，且不引入新杂质，C正确； D．Ca(OH)2会引入Ca2+杂质离子，D错误； 故选AC。 （4）根据，当Ni2+开始沉淀时，，此时pH = 7.2，则，。所以。 “调pH”的目的是使Fe3+完全沉淀，而Ni2+不沉淀。Fe3+完全沉淀时，；Ni2+开始沉淀时，，根据可得，则，pH = 6.2。所以pH范围是。 （5）要从滤液⑤中获得稳定的晶体，根据硫酸镍结晶水合物的形态与温度的关系，稳定存在的温度范围是。蒸发浓缩后，需要通过冷却结晶，控制温度在之间，使晶体析出，然后进行过滤、洗涤、干燥。 （6）分离出晶体后的剩余液体中含有NiSO4等溶质，回到流程中滤液③的位置，目的是提高镍元素的利用率，因为滤液③后续会进行转化等操作，能进一步对镍元素进行回收利用。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $