专题3 水溶液中的离子反应（复习讲义）化学苏教版2019选择性必修1

专题3 水溶液中的离子反应 复习讲义 复习目标 1．认识电解质在水溶液中存在电离平衡以及影响电离平衡移动的的影响因素。 2．学会运用电离平衡常数来描述弱酸、弱碱的电离程度。 3．知道水是一种极弱的电解质，了解影响水的电离平衡常数的因素。 4．知道水的离子积常数，能够运用水的离子积常数进行有关计算。 5．结合真实实例，能判断溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。 6．能进行溶液的pH计算，能调控溶液的酸碱性。能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。 7．通过实验探究，掌握酸碱中和滴定的原理；结合真实情境中的实际实例，掌握酸碱中和滴定的操作方法和误差分析。 8．认识盐类水解的原理；能用化学用语表示盐类的水解，能通过实验证明盐类水解的存在。 9．结合真实情境中的应用实例，能应用盐类水解原理判断盐溶液的酸碱性；认识影响盐类水解的主要因素。 10．结合真实情境中的应用实例，了解盐类水解在生产、生活中的应用。 11．能运用电离平衡和水解平衡原理分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题。 12．知道弱电解质的电离和盐类水解均存在平衡，学会判断溶液中的微粒种类及微粒间的定量关系。 13．通过酸碱中和滴定图像分析，进一步掌握滴定过程中各种量的变化关系。 14．认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡；能够根据化学平衡原理分析沉淀溶解平衡的影响因素。 15．能够利用离子积与溶度积常数的关系判断溶液中难溶电解质的沉淀和溶解情况。 16．能通过简单计算判断沉淀的生成和溶解，能从理论上解释发生沉淀转化现象。 17．能运用沉淀溶解平衡原理解释生产、生活中的实际问题。 重点和难点 重点：电离平衡常数的意义及应用；中和滴定实验操作及误差分析；盐类水解的原理和规律及影响盐类水解的因素；沉淀溶解平衡原理及其应用。 难点：电离平衡常数的应用；有关pH的计算；酸碱中和滴定曲线及应用；盐类水解常数及其应用；根据图像分析粒子浓度的关系沉淀溶解平衡在生产生活中的应用。 █知识点一 强电解质和弱电解质 1．电解质和非电解质 (1)电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。 电解质在水溶液或熔融状态下能产生自由移动的离子。 (2)非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。 2．强电解质和弱电解质 根据电解质在水溶液中的电离程度，可把电解质分为强电解质和弱电解质。 ①强电解质是在水溶液中完全电离的电解质。常见的强电解质有强酸、强碱和大部分盐。 ②弱电解质是在水溶液中部分电离的电解质。常见的弱电解质有弱酸、弱碱。 3．常见的强电解质和弱电解质、非电解质 (1)常见的强电解质 强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。 强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。 大部分盐，包括难溶性盐，如BaSO4、CaCO3等。 (2)常见的弱电解质 弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH（或其他有机酸）、HNO2、HCN、H2SiO3等。 弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。 (3)常见的非电解质 ①包括CO、NO、SiO2及CH4和其他烃类、乙醇和其他醇类、酯类、葡萄糖、蔗糖等。 ②本身在水溶液中不能电离，但与水反应生成电解质的，如CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5、NH3等。 4．电离方程式 (1)强电解质的电离方程式 强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如： H2SO4：H2SO4=2H++SO42-； Na2CO3：Na2CO3=2Na++CO32-； Ba(OH)2：Ba(OH)2=Ba2++2OH-。 (2)弱电解质的电离方程式 ①弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如： CH3COOH：CH3COOHCH3COO-+H+； NH3·H2O：NH3·H2ONH4++OH-。 ②多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。 如H2CO3的电离方程式：H2CO3H++HCO3-、HCO3-H++CO32-。 ③多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。 如Fe(OH)3的电离方程式是：Fe(OH)3Fe3++3OH-。 (3)酸式盐的电离 ①强酸的酸式盐在熔融状态和溶液中的电离情况不同。 例如：NaHSO4(熔融)===Na++HSO4-，NaHSO4(溶液)===Na++H++SO42-。 ②弱酸的酸式盐在水溶液中的电离强中有弱。 例如：NaHCO3===Na++HCO3- ，HCO3-H++CO32- 。 5．强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 相同点 都是电解质，在水溶液中都能电离，都能导电，电解质的强弱与溶解度无关 不同点 电离程度 完全电离 部分电离 电离过程 不可逆过程 可逆过程 表示方法 电离方程式用“===” 电离方程式用“” 电解质在溶液中的存在形式 水合离子 分子、水合离子 易错提醒 (1)与离子化合物和共价化合物的关系 ①离子化合物在熔化状态下能完全电离，在水溶液也是完全电离的，因此离子化合物一定是强电解质。 ②共价化合物中有的是强电解质，如强酸；有的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水；有的是非电解质。 (2)判断电解质强弱的依据 ①区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。 ②电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。 ③在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)盐酸能导电，所以盐酸是电解质(×) (2)干冰、葡萄糖和金刚石都不导电，它们都是非电解质(×) (3)NH3溶于水能导电，所以NH3是电解质(×) (4)强电解质在溶液中不存在溶质分子，而弱电解质在溶液中存在溶质分子(√) (5)BaSO4难溶于水，其水溶液导电性很差，所以BaSO4是弱电解质(×) (6)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强(×) (7)强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物(×) (8)盐酸是强酸，醋酸是弱酸，所以盐酸的导电能力一定比醋酸溶液的强(×) (9)随着温度的升高，弱电解质溶液和金属的导电能力均增强(×) (10)向醋酸溶液中滴加等浓度NaOH溶液，混合溶液的导电能力不变(×) 2．现有①硫酸铜晶体、②碳酸钙固体、③纯磷酸、④硫化氢、⑤三氧化硫、⑥金属镁、⑦石墨、⑧固态苛性钾、⑨氨水、⑩熟石灰固体 (1)其中属于强电解质的是___________(填序号，下同)。 (2)属于弱电解质的是___________________。 (3)属于非电解质的是_____________________。 (4)既不是电解质，又不是非电解质的是_______________。 (5)能导电的是____________________。 答案 (1)①②⑧⑩　(2)③④　(3)⑤　(4)⑥⑦⑨　(5)⑥⑦⑨ 解析 (1)强电解质是溶于水全部电离的电解质，①②⑧⑩是强电解质； (2)③④是溶于水部分电离的电解质，属于弱电解质； (3)⑤属于化合物，它的水溶液虽然导电，但并不是它自身电离使溶液导电，所以是非电解质； (4)⑥⑦都是单质，⑨是混合物，既不是电解质也不是非电解质； (5)⑥⑦中均有能够自由移动的电子，⑨中有能够自由移动的离子，能导电，其他物质都没有自由移动的电子或离子，所以不导电。 3．写出下列电解质在水中的电离方程式： (1)H2CO3 ________________________________ (2)H2S ________________________________ (3) NaHCO3 _______________________________ (4)NaHSO4 ______________________________ (5)HClO __________________________________ 答案 (1)H2CO3H＋＋HCO　HCOH＋＋CO (2)H2SH＋＋HS－　HS－H＋＋S2－ (3)NaHCO3===Na＋＋HCO　HCOH＋＋CO (4)NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO (5)HClOH＋＋ClO－ █知识点二 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡 (1)概念：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到最大限度时，弱电解质分子电离成离子与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化的状态。 (2)特征 ①弱电解质的电离平衡是一种动态平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并没有停止。 ②弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等。 ③溶液中各分子和离子的浓度都保持不变。 ④外界条件发生变化，电离平衡发生移动。 特别提醒 (1)电离平衡的可逆性：弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。 (2)弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且v电离=v结合≠0。 (3)溶液中电解质分子和电解质离子同时存在，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度保持不变。 (4)电解质溶液中的守恒问题 ①物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒（又称物料守恒），如：0.1mol·L-1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1。 ②电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数=负电荷总数。 2．影响电离平衡的因素 (1)内因：弱电解质本身的性质是决定因素。 (2)外部因素 ①温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡右移，电离程度增大。 ②浓度： 增大弱电解质的浓度，电离平衡右移，但电离程度减小； 加水稀释，电离平衡右移，电离程度增大。 ③同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可抑制弱电解质的电离，电离平衡左移，电离程度减小。 ④化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡右移，电离程度增大。 易错提醒 (1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。 (2)弱电解质的电离程度、溶液的导电能力与电离平衡的移动没有必然的关系。 (3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 (4)电离平衡也属于化学平衡，可用勒夏特列原理分析弱电解质的电离平衡。 (5)注意加水稀释和加入冰醋酸都会使平衡正向移动，但是电离度却是相反的。 效果检测 1．以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。 电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。 影响因素 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) pH 导电能力 升温(不考虑挥发) 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加冰醋酸 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加水稀释 正向 增大 减小 减小 增大 减弱 加CH3COONa固体 逆向 减小 减小 增大 增大 增强 通HCl气体 逆向 增大 增大 减小 减小 增强 加NaOH固体 正向 减小 减小 增大 增大 增强 加金属Zn 正向 减小 减小 增大 增大 增强 2．在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示，请回答： (1)“O”点导电能力为0的理由是____________________________________________。 (2)a、b、c三点溶液中醋酸的电离程度由小到大的顺序为____________。 (3)a、b、c三点溶液中CH3COO－物质的量最大的是________点。 答案　(1)冰醋酸中没有自由移动的离子　(2)a<b<c　(3)c 解析　(1)冰醋酸为纯醋酸，全部以醋酸分子的形式存在，没有自由移动的离子，所以O点导电能力为0。(2)O→b为电离平衡的建立过程，b点时达到平衡状态，继续加水稀释，平衡向右移动，电离程度增大，所以三点的电离程度顺序为a＜b＜c，n(CH3COO－)最大的点为c点。 3．已知在氨水中存在下列平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。 (1)向氨水中加入MgCl2固体时，平衡向__________(填“左”或“右”)移动，OH－的浓度__________(填“增大”或“减小”，下同)，NH的浓度__________。 (2)向氨水中加入浓盐酸，平衡向__________(填“左”或“右”)移动，此时溶液中浓度减小的微粒有__________________。 (3)向氨水中加入少量的NaOH固体，平衡向__________(填“左”或“右”)移动。 答案　(1)右　减小　增大　(2)右　OH－、NH3、NH3·H2O　(3)左 解析　(1)向氨水中加入MgCl2固体时，MgCl2固体溶于水电离出Mg2＋和Cl－，Mg2＋和OH－反应生成氢氧化镁沉淀导致OH－浓度减小，平衡向右移动，NH浓度增大。(2)向氨水中加入浓盐酸时，H＋和OH－反应，导致OH－浓度减小，NH3·H2O的电离平衡向右移动，导致NH3、NH3·H2O的浓度均减小。(3)向氨水中加入少量NaOH固体，导致溶液中OH－浓度增大，平衡向左移动。 █知识点三 电离平衡常数和电离度 1．电离平衡常数的表示方法 (1)电离平衡常数表达式： 弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。如： CH3COOH电离常数的表达式：Ka=； NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=。 (2)多元弱酸的分步电离 H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如： H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，所以Ka1＝，Ka2＝。 一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。 (3)电离平衡常数的意义 电离平衡常数越大，表示该弱电解质电离程度越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。 (4)电离平衡常数的影响因素 电离平衡常数只与电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。 由于电离是吸热的，所以电离平衡常数随着温度的升高而增大。 2．电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q<K，平衡向电离方向移动。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 3．电离度 (1)电离度的表示方法 弱电解质的电离度α可表示为：α＝×100% (2)电离度与电离平衡常数的关系 在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度无关，而电离度与初始浓度有关。 一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大。 4．电离平衡常数与电离度的有关计算 电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是平衡浓度。 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2 α= 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大(×) (2)25 ℃时，0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，各离子浓度均减小(×) (3)电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度一定增大(×) (4)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝(×) 错因：多元弱酸的电离常数分步书写。 (5)弱电解质的电离平衡右移，电离常数一定增大(×) 错因：电离常数只与温度有关，与平衡移动的方向无关。 (6)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大(×) 错因：酸中c(H＋)既跟酸的电离常数有关，还跟酸的浓度有关。 (7)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大(×) 错因：相同温度下，同一弱电解质的电离常数相同，而溶液的浓度越小电离度越大。 (8)相同温度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小(√) 2．已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数： CH3COOH HNO2 HCN H2CO3 电离常数 1.8×10－5 5.6×10－4 4.93×10－10 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 (1)相同浓度的CH3COOH、HNO2、HCN、H2CO3溶液的酸性强弱顺序为_________________________。 (2)向HNO2溶液中加入一定量的盐酸时，HNO2的电离平衡_______移动，此时HNO2的电离常数________（填“增大”、“减小”或“不变”）。 (3)判断反应NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2是否正确？_________，向NaCN溶液中通入少量CO2，反应能否进行？________，若能进行，写出反应的化学方程式_____________________。 答案 (1)HNO2＞CH3COOH＞H2CO3＞HCN (2)逆向 不变 (3)不正确 能 NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3 解析 (1)电离常数越大，酸性越强，故酸性：HNO2＞CH3COOH＞H2CO3＞HCN。 (2)HNO2溶液中存在电离平衡：HNO2H＋＋NO，加入盐酸，上述平衡逆向移动；此时HNO2的电离常数不变，原因是溶液的温度不变。 (3)不正确。原因是HNO2的酸性强于CH3COOH，故反应不能发生。因酸性：H2CO3＞HCN＞HCO，故向NaCN溶液中通入CO2，不论CO2是否过量，产物均为HCN和NaHCO3，反应的化学方程式为NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3。 3．有下列物质的溶液：①CH3COOH　②HCl　③H2SO4　④NaHSO4 (1)若四种溶液的物质的量浓度相同，其c(H＋)的大小比较为________________(用序号表示，下同)。 (2)若四种溶液的c(H＋)相同，其物质的量浓度的大小比较为___________________。 (3)将6 g CH3COOH溶于水制成1 L溶液，此溶液的物质的量浓度为____________，经测定溶液中c(CH3COO－)为1.4×10－3 mol·L－1，此温度下醋酸的电离常数Ka＝__________，加入少量Na2CO3后c(H＋)__________，Ka______。 答案 (1)③>②＝④>①　(2)①>④＝②>③ (3)0.1 mol·L－1　1.96×10－5　变小　不变 解析 醋酸是一元弱酸、盐酸是一元强酸、硫酸是二元强酸、硫酸氢钠相当于一元强酸，(1)若①CH3COOH ②HCl③H2SO4 ④NaHSO4溶液的物质的量浓度相同，c(H＋)的大小顺序为③＞②＝④＞①； (2)若①CH3COOH ②HCl ③H2SO4 ④NaHSO4溶液的c(H＋)相同，则其物质的量浓度大小顺序为①＞④＝②＞③； (3)开始时c(CH3COOH)＝0.1 mol·L－1，由于CH3COOH电离的很少，平衡后可认为c(CH3COOH)仍为0.1 mol·L－1。 由CH3COOHCH3COO－＋H＋，Ka＝＝＝1.96×10－5。加入碳酸钠，碳酸钠消耗H＋，c(H＋)减小，但是平衡常数只与温度有关，所以平衡常数不变。 4．已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列各问题： (1)该溶液的c(H+)=_______________； (2)HA的电离平衡常数K＝________。 答案 (1)1×10-4 mol·L－1 (2)1×10-7 █知识点四 水的电离平衡 1．水的电离 水是一种极弱的电解质，存在微弱的电离。 电离方程式：H2O+H2OH3O++OH-，简写为：H2OH++OH-。 2．水的离子积常数KW (1)水的电离平衡常数表达式为K= 。 (2)水的离子积常数表达式为KW= c(H+)·c(OH-)。 ①常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。 ②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 (3)KW及影响因素： a．25 ℃时：KW=1×10-14。 b．水的电离是中和反应的可逆过程，故温度升高，KW增大。 c．水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。 特别提醒 (1)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 (2)Kw与温度的关系 若100℃时，水的离子积常数KW=1.0×10-12，则纯水中c(H＋)是1.0×10－6 mol·L－1；某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·L－1。某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－11mol·L－1。 3．改变条件对水的电离平衡的影响 (1)电离是吸热过程，故温度升高，会促进水的电离，水的电离程度增大，KW增大，水仍呈中性。 (2)外加酸，c(H＋)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。 (3)外加碱，c(OH－)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。 (4)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动，水的电离程度增大。 (5)加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的OH-结合，水的电离平衡向右移动，c(H+)增大，溶液呈酸性。 (6)加入弱酸根离子（如CO32-、HCO3-、CH3COO-等），弱酸根离子与水电离出的H+结合，水的电离平衡向右移动，c(OH-)增大，溶液呈碱性。 效果检测 1．在常温下，改变下列条件，分析条件的改变对水的电离平衡H2OH＋＋OH－的影响，填写下表： 改变条件 电离平衡 移动方向 溶液中 c(H＋) 溶液中 c(OH－) pH 溶液的 酸碱性 Kw 升高温度 正向 增大 增大 <7 中性 增大 加入酸 逆向 增大 减小 <7 酸性 不变 加入碱 逆向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入活泼金属(如Na) 正向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入CH3COONa(s) 正向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入NH4Cl(s) 正向 增大 减小 <7 酸性 不变 2．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)升高温度，若Kw增大到10－12，则纯水电离出的c(H＋)＝10－6 mol·L－1(√) (2)在纯水中加入少量酸，水的电离平衡逆向移动，c(OH－)减小，Kw减小(×) (3)常温下，加水稀释稀醋酸溶液，溶液中所有的离子浓度都减小(×) (4)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变(×) 错因：浓硫酸滴入水中放热，溶液温度升高，Kw变大。 (5)温度一定时，在纯水中通入少量SO2，水的电离平衡不移动，Kw不变(×) 错因：二氧化硫与水反应生成的亚硫酸抑制水的电离。 (6)室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等(√) 3．现有下列物质①100 ℃纯水；②25 ℃ 0.1 mol·L－1 HCl溶液；③25 ℃ 0.1 mol·L－1 KOH溶液；④25 ℃ 0.1 mol·L－1Ba(OH)2溶液。这些物质与25 ℃纯水相比，能促进水电离的是________(填序号)，能抑制水的电离的是__________，水电离的c(OH－)等于溶液中c(OH－)的是______，水电离的c(H＋)等于溶液中c(H＋)的是______。 答案 ①　②③④　①②　①③④ 解析 水的电离过程吸热，升温，促进水的电离，酸或碱抑制水的电离；强酸溶液中，由于酸电离出的c(H＋)远大于水电离出的c(H＋)，酸电离的c(H＋)可看成溶液中的c(H＋)，强碱溶液中，由于碱电离的c(OH－)远大于水电离的c(OH－)，碱电离的c(OH－)可看成溶液中的c(OH－)。 4．某温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图： 请回答下列问题： (1)曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。 (2)曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。 (3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。 █知识点五 溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性的判断标准是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小，其具体关系为： c(H＋)与c(OH－) 相对大小 c(H＋)的范围(25 ℃) 中性溶液 c(OH－)=c(H＋) c(H＋)=1.0×10－7 mol·L－1 酸性溶液 c(OH－)<c(H＋) c(H＋)>1.0×10－7 mol·L－1 碱性溶液 c(OH－)>c(H＋) c(H＋)<1.0×10－7 mol·L－1 2．溶液的pH (1)定义 pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝-lgc(H+)。 (2)溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系(25 ℃)： pH大小能反映出溶液中c(H+)大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。 (3)pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即0≤pH≤14。 3．溶液酸碱性的测定方法 (1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围： 指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 红色←5.0紫色8.0→蓝色 酚酞 无色←8.2粉红色10.0→红色 甲基橙 红色←3.1橙色4.4→黄色 (2)利用pH试纸测定，使用的正确操作为将pH试纸放在玻璃片上，用玻璃棒或滴管蘸取少量溶液，滴在试纸的中央，然后迅速与标准比色卡对照。 (3)利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。 【特别提醒】 测溶液pH时的注意事项 (1)不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则会将溶液稀释，可能导致所测定的pH不准确，使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液不受影响。 (2)有强氧化性和有颜色的物质，不能用pH试纸测定其pH，如新制氯水、NaClO、漂白粉溶液、双氧水、高锰酸钾溶液、氯化铁溶液、硫酸铜溶液等。 (3)pH试纸不能测c(H＋)>1 mol·L－1或c(OH－)>1 mol·L－1的溶液的pH。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)任何温度下，如果c(H＋)不等于c(OH－)，则溶液一定呈现酸碱性(√) (2)某溶液的pH＝7，该溶液一定显中性(×) (3)升高温度，水的电离程度增大，酸性增强(×) (4)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低(×) (5)用pH试纸测溶液的pH时，应先用蒸馏水润湿试纸(×) 错因：用蒸馏水润湿试纸，相当于稀释待测液。 (6)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4(×) 错因：广范pH试纸只能读取1～14的整数。 (7)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性(√) 2．下列溶液一定呈中性的是(　　) A．由非电解质溶于水得到的溶液 B．c(OH－)、c(H＋)均为5.0×10－7 mol·L－1的溶液 C．等物质的量的强酸与强碱反应得到的溶液 D．将c(OH－)＝10－5 mol·L－1的烧碱溶液稀释到原来的100倍所得到的溶液 答案 B 解析 SO2是非电解质，溶于水得到亚硫酸溶液，呈酸性，A项错误；c(H＋)、c(OH－)均为5.0× 10－7 mol·L－1的溶液，c(H＋)、c(OH－)相等，所以溶液呈中性，B项正确；等物质的量的硫酸与氢氧化钠反应得到的溶液呈酸性，C项错误；将c(OH－)＝10－5 mol·L－1的烧碱溶液稀释至原来的100倍所得到的溶液仍呈碱性，D项错误。 3．下列说法正确的是(　　) A．pH＝0的溶液不存在 B．使用广范pH试纸测得某溶液的pH＝3.5 C．中性溶液的pH不一定等于7 D．酸或碱溶液在稀释时，溶液的pH均减小 答案 C 解析 c(H＋)＝1 mol·L－1时，溶液的pH＝0，A错误；广范pH试纸测得溶液的pH只能为整数，B错误；升高温度，Kw增大，中性溶液pH<7，C正确；酸溶液稀释时pH增大，D错误。 █知识点六 溶液pH的计算和溶液稀释时pH变化规律 1．单一溶液的pH计算 (1)c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)，c(H＋)＝nc mol·L－1；pH＝－lg nc (2)c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃) c(OH－)＝nc mol·L－1；c(H＋)＝＝ mol·L－1；pH＝14＋lg nc。 2．混合溶液pH的计算方法 (1)强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) c混(H＋)＝，然后再求pH。 (2)强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) 先计算c混(OH－)＝，再求c混(H＋)＝，最后求pH。 (3)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) a．恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。 b．酸过量： 先求c余(H＋)＝，再求pH。 c．碱过量： 先求c余(OH－)＝，再求c(H＋)＝，最后求pH。 3．溶液稀释时pH的变化图像 (1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 (2)相同体积、相同pH的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释至相同的pH，醋酸加入的水多 【易错提醒】 (1)弱酸、弱碱在稀释过程中既有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH的范围。 (2)酸、碱无限稀释，pH无限接近于7，但不能超过7。 效果检测 1．按照要求填空： (1)常温下，0.05 mol·L－1的硫酸溶液的pH＝______。 (2)常温下，0.001 mol·L－1的氢氧化钾溶液的pH＝______。 (3)常温下，0.2 mol·L－1 NaHSO4和0.1 mol·L－1 BaCl2溶液按等体积混合后，则溶液的pH等于________。 (4)常温下，用pH＝4和pH＝11的强酸和强碱混合，使pH＝10，则两溶液的体积比为________。 答案 (1)1　(2)11 (3)1　(4)9∶2 2．(1)25℃时，pH＝2的盐酸与pH＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的c(H＋)= ______，pH为______；若等体积混合后，溶液的pH为_______。 (2) 25℃时，将200 mL 5×10－3 mol·L－1 NaOH溶液与100 mL 2×10－2 mol·L－1 NaOH溶液混合后，溶液的c(OH－)= ______________，c(H＋)= ______________，pH为_______。 (3) 25℃时，pH＝12的NaOH溶液与pH＝2的硫酸，若等体积混合后，溶液的pH为_______；若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH为_______；若按11∶9的体积比混合后，溶液的pH为_______。 答案 (1) 1.0×10－3mol·L－1 3 2.3 (2) 1.0×10－2mol·L－1 1.0×10－12mol·L－1 12 (3)7 3 11 3．计算下列溶液的pH。 (1)某H2SO4溶液的浓度是0.005 mol·L－1； ①此溶液的pH＝________； ②用水稀释到原来体积的100倍，pH＝________。 (2)pH＝3的盐酸与pH＝5的盐酸等体积混合，pH＝________________。 (3)常温下pH＝10和pH＝13的两种NaOH溶液等体积混合，pH＝________。 (4)常温下pH＝12的NaOH和pH＝4的HCl等体积混合，pH＝________。 答案 (1)①2　②4　(2)3.3　(3)12.7　(4)11.7 解析 (1)①c(H＋)＝0.005 mol·L－1×2＝0.01 mol·L－1，pH＝－lg 10－2＝2。 ②c(H＋)＝0.01 mol·L－1÷100＝1×10－4 mol·L－1，pH＝－lg 10－4＝4。 (2)c(H＋)＝≈5×10－4 mol·L－1，pH＝－lg (5×10－4)＝4－lg 5≈3.3。 (3)因为溶液呈碱性，c(OH－)＝≈5×10－2 mol·L－1，故c(H＋)＝＝2×10－13 mol·L－1，pH＝－lg (2×10－13)＝13－lg 2≈12.7。 (4)NaOH中c(OH－)＝10－2 mol·L－1，HCl中c(H＋)＝10－4 mol·L－1。二者等体积混合，碱过量，反应后溶液呈碱性，c(OH－)＝≈5×10－3 mol·L－1，c(H＋)＝＝2×10－12 mol·L－1，pH＝－lg(2×10－12)＝12－lg 2≈11.7。 █知识点七 酸碱中和滴定原理 1．酸碱中和滴定原理 (1)利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。 其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为标准液，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为待测液。 (2)酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－===H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是n(H＋)＝n(OH－)；若用参加反应的c(H＋)、c(OH－)来表示，其关系式为c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝。由c(H＋)、c(OH－)可分别求出相应酸、碱的浓度。 2．主要仪器 (1) 酸碱中和滴定所用的主要仪器是滴定管和锥形瓶。 (2)滴定管 ①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。 酸式滴定管用于盛放酸性或中性溶液，碱式滴定管用于盛放碱性溶液。 ②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由聚四氟乙烯制成；若溶液中的物质见光易分解，可用棕色滴定管盛放。 ③滴定管的上都标有规格大小、使用温度、刻度；滴定管的精确读数为0.01mL。 3．滴定管的使用方法 (1)检查：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。 (2)水洗和润洗：先用蒸馏水将滴定管洗涤2~3次，再用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁2～3次。 (3)装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管0刻度线以上2～3mL处。 (4)排气泡：酸式滴定管快速打开活塞冲走气泡，碱式滴定管将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃球，赶走气泡，使滴定管尖嘴部分充满溶液。 (5)调液面：调整管中液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。 (6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。滴定过程中，滴加速度不宜过快，接近终点时，应逐渐减慢滴加速度。 (7)终点的判断：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，即为滴定终点。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为V1-V0。 【易错提醒】 (1)酸式滴定管为玻璃活塞，可盛装酸性溶液和氧化性溶液（如酸性高锰酸钾溶液），但不可盛装碱液，因为碱液会腐蚀玻璃活塞；碱式滴定管为橡皮管和玻璃珠，不能盛装酸性溶液和氧化性溶液。 (2)滴定管的“0”刻度位于上方，最大刻度位于滴定管下部，最大刻度下部没有刻度，因此实际盛装溶液的体积大于最大刻度所标注的体积。 (3)滴定管的最小刻度为0.1mL，精确度为0.01mL。 (4)锥形瓶只能用蒸馏水洗净，不可用待测液润洗。 (5)滴定管使用时的操作要依照查漏—水洗—润洗—装液—调节液面、赶气泡—读数的顺序进行。 4．中和滴定曲线和pH突变 (1)中和滴定曲线和pH突变 强酸和强碱完全反应时，pH=7。当NaOH溶液的体积从19.98mL变为20.02mL，pH从4.3突跃到9.7，因此只要选择突变范围在这一范围内的指示剂就不会造成很大误差。 (3)指示剂的选择 对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。 指示剂 酸色 中间色 碱色 变色的pH范围 甲基橙 红 橙 黄 3.1 ~ 4.4 甲基红 红 橙 黄 4.4 ~ 6.2 酚酞 无色 粉红 红 8.2 ~ 10.0 (3)中和滴定终点的判断 判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其颜色的变化，常选用的指示剂是酚酞或甲基橙，而不用石蕊试液的原因是石蕊试液颜色变化不明显。 【特别提醒】指示剂的选择和滴定终点的判断 (1)指示剂的选择： 强酸与强碱相互滴定时，选甲基橙或酚酞都可以，但不能选石蕊试液(遇酸、碱颜色变化不明显)。一般原则是酸滴定碱，选甲基橙；碱滴定酸，选酚酞。 (2)滴定终点的判断(以NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸为例)： 若用酚酞作指示剂，当滴入最后半滴NaOH溶液时，溶液的颜色由无色突变为粉红色，且半分钟内不褪色，说明达到滴定终点。 若用甲基橙作指示剂，当滴入最后半滴NaOH溶液时，溶液的颜色由红色变为橙色，且半分钟内不变为原色，说明达到滴定终点。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)一支标有“20 ℃、25 mL”字样的滴定管内装液体到刻度1.00 mL时，管内液体的体积大于24.00 mL(√) (2)用50 mL酸式滴定管可准确量取25.00 mL KMnO4溶液(√) (3)“中和滴定”实验中，锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管用蒸馏水洗净后，必须润洗后方可使用(√) (4)当观察到锥形瓶中颜色发生变化，立即停止滴定并记下滴定管液面读数(×) (5)量取20.00 mL待测液时可用量筒量取(×) (6)滴定管盛标准溶液时，调液面一定要调到“0”刻度(×) 2．现用物质的量浓度为a mol·L－1的标准NaOH溶液去滴定V mL盐酸的物质的量浓度，请填写下列空白： (1)碱式滴定管用蒸馏水洗净后，接下来应该进行的操作是__________________________。 (2)用标准NaOH溶液滴定时，应将标准NaOH溶液注入下图左的__________(填“甲”或“乙”)中。 (3)上图右是碱式滴定管中液面在滴定前后的读数，则c(HCl)＝________mol·L－1。 答案 (1)用标准NaOH溶液润洗　(2)乙 (3) 解析 (1)碱式滴定管水洗后应用标准NaOH溶液润洗2～3次，每次润洗液都要从尖嘴处排出。 (2)NaOH为强碱，应将NaOH溶液注入碱式滴定管中，故选乙。 (3)滴定过程中消耗NaOH溶液的体积为(V2－V1) mL，因此c(HCl)＝mol·L－1。 3．室温下，向20.00 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸中滴加0.100 0 mol·L－1NaOH溶液，溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图。已知lg 5＝0.7。下列说法不正确的是(　　) A．NaOH与盐酸恰好完全反应时，pH＝7 B．选择变色范围在pH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，误差比甲基橙的大 D．V(NaOH)＝30.00 mL时，pH＝12.3 答案　C 解析　这是室温下用强碱滴定强酸，当NaOH与盐酸恰好完全反应时，溶液呈中性，即pH＝7，A项正确；指示剂的选择原则：变色要明显，灵敏，且指示剂的变色范围要尽可能在滴定过程中的pH突变范围内，可减小实验误差，故B项正确；由图像可知，甲基红的变色范围更接近反应终点，选择甲基红作指示剂误差比甲基橙要小，故C项错误；当V(NaOH)＝30.00 mL时，n(OH－)＝0.100 0 mol·L－1×0.03 L－0.100 0 mol·L－1×0.02 L＝0.001 mol，则c(OH－)＝0.001 mol/0.05 L＝0.02 mol·L－1，pH＝13－lg5＝12.3，故D项正确。 █知识点八 【基础实验】测定未知浓度盐酸的物质的量浓度 1．实验仪器和药品 仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶 药品：0.1000mol·L-1NaOH溶液，未知浓度的盐酸、酚酞、蒸馏水 2．实验步骤 (1)准备阶段： 滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面（赶气泡）→记读数 锥形瓶：洗涤→注待测液→记读数→加指示剂 (2)滴定阶段： 滴定：左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内颜色变化。 (3)终点判断：溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点。记录消耗标准液的体积。 (4)计算结果： 求出三次测定数值的平均值，计算待测盐酸的物质的量浓度。若几次测定结果相差较大，应重新进行测定。 3．酸碱中和滴定误测分析 (1)酸碱中和滴定误差产生的原因 ①操作失误产生的误差 ②药品误差（变质或混有杂质） ③读数误差 (2)误差分析的基本依据 中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等。 分析误差要根据计算式分析，根据c(待)＝，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于V(标)的大小。 (3)分析方法 将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。 标准溶液用量偏多，V(标)变大，待测溶液浓度c(待)偏高。 标准溶液用量偏少，V(标)变小，待测溶液浓度c(待)偏低。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有： 步骤 操作 V(标) c(待) 洗涤 酸式滴定管未用标准液润洗 偏大 偏大 碱式滴定管未用待测液润洗 偏小 偏小 锥形瓶用待测液润洗 偏大 偏大 锥形瓶洗净后还有蒸馏水 无影响 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 偏小 偏小 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失 偏大 偏大 振荡锥形瓶时部分液体溅出 偏小 偏小 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化 偏大 偏大 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯） 偏小 偏小 滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰） 偏大 偏大 【特别提醒】 读数误差可以用画图的形式来理解和记忆。如开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，如图Ⅰ；开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，如图Ⅱ。 效果检测 1．现用0.100 0 mol·L－1的盐酸标准溶液来测定NaOH溶液的浓度。滴定时有以下操作： ①向溶液中加入1～2滴指示剂； ②取20.00 mL标准溶液放入锥形瓶中； ③用氢氧化钠溶液滴定至终点； ④重复以上操作； ⑤配制250 mL盐酸标准溶液； ⑥根据实验数据计算氢氧化钠的物质的量浓度。 (1)以上各步中，正确的操作顺序是_________________________(填序号)，上述操作②中使用的仪器除锥形瓶外，还需要________________，使用____________作指示剂。 (2)如何判断滴定终点？ ________________________________________________________________________。 (3)滴定并记录V(NaOH)的初、终读数。数据记录如表所示： 滴定次数 1 2 3 4 V(标准溶液)/mL 20.00 20.00 20.00 20.00 V(NaOH)/mL(初读数) 0.10 0.30 0.00 0.20 V(NaOH)/mL(终读数) 20.08 20.30 20.80 20.22 V(NaOH)/mL(消耗) 19.98 20.00 20.80 20.02 根据表中数据计算待测NaOH溶液的物质的量浓度是________ mol·L－1。 答案　(1)⑤②①③④⑥　酸式滴定管　酚酞 (2)当滴入最后半滴NaOH溶液，溶液由无色变成粉红色，且30 s内不变色，则达到滴定终点　(3)0.100 0 解析　操作②为取20.00 mL标准溶液放入锥形瓶中，使用的仪器除锥形瓶外，还需要酸式滴定管；为了使滴定结果准确，使用的指示剂的颜色宜由浅到深，故使用酚酞试液，可以减小滴定误差。 2．使用酸碱中和滴定的方法，用0.01 mol·L－1盐酸滴定锥形瓶中未知浓度的NaOH溶液，下列操作会使测定结果偏高的是(　　) ①用量筒量取浓盐酸配制0.01 mol·L－1稀盐酸时，量筒用蒸馏水洗净后未经干燥直接量取浓盐酸　②配制稀盐酸定容时，俯视容量瓶刻度线　③滴定结束时，读数后发现滴定管下端尖嘴处悬挂有一滴液滴　④滴定过程中用少量蒸馏水将锥形瓶内壁附着的盐酸冲下 A．①③ B．②④ C．②③④ D．①②③④ 答案 A 解析 ①未干燥，相当于稀释盐酸，滴定时将消耗盐酸偏多，使结果偏高，③滴定管下端尖嘴处悬挂有一滴盐酸，相当于消耗盐酸偏多，使结果偏高。 3．某学生欲用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时，选择甲基橙作指示剂。请填写下列空白： (1)用标准盐酸滴定待测NaOH溶液时，左手握酸式滴定管的活塞，右手轻轻摇动锥形瓶，眼睛注视________________。直到因加入一滴盐酸后，溶液由____色变为____色，并__________________为止。 (2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是________(填字母序号)。 A．酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸 B．滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥 C．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 D．读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数 (3)若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如图所示，则起始读数为________mL，终点读数为________mL；所用盐酸溶液的体积为________mL。 答案 (1)锥形瓶内溶液颜色的变化　 黄 橙 　 在半分钟内不变色　 (2)D　　 (3)0.00　26.10　 26.10　 解析 分析酸碱中和滴定实验误差时，可把一切影响因素归结到标准液用量的大小上来判断。若标准液用量偏大，则测定结果偏高；标准液用量偏小，测定结果偏低；若不影响标准液用量，则对测定结果无影响。滴定管读数时，以凹液面的最低点为基准。 █知识点九 盐类水解的原理 1．盐类的水解 (1)概念：在水溶液中盐电离产生的阳离子或阴离子跟水电离出来的OH-或H+结合生成弱电解质的反应。 (2)实质：在溶液中盐电离出来的弱碱的阳离子或弱酸的阴离子结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。 (3)特点 ①可逆反应：盐类水解生成酸和碱，与酸碱中和反应互为可逆反应，是吸热反应。 ②程度微弱：通常情况下，盐水解的程度很小，但对溶液酸碱性的影响较大。一般情况下，盐类水解程度极其微弱。 ③动态平衡：盐类的水解平衡状态属于动态平衡，符合化学平衡移动的原理。 2．盐类水解反应离子方程式的书写 (1)盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解反应的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”。如： NaClO：ClO－＋H2OHClO＋OH－。 (NH4)2SO4：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 (2)多元弱酸根离子的水解分步进行，以第一步为主。如： Na2CO3：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 (3)多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，要求一步写到底。如AlCl3：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。 【易错提醒】 (1)盐的电离方程式和水解方程式的区别 要将盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式区别开来。 如HCO3-+H2OCO32-+H3O+是HCO3-的电离方程式，而HCO3-+H2OH2CO3+OH-是HCO3-水解的离子方程式。 (2)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 ①NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 ②Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。如泡沫灭火器原理：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 3．盐类水解的规律 (1)有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。 (2)无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。 常见不水解的离子： ①强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO； ②强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。 (3)谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸阴离子。 (4)谁强显谁性——组成盐的酸根离子(碱的阳离子)是强酸根离子(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。 (5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解。 (6)同强显中性——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。 (7)越弱越水解——组成盐的酸根离子对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。 电离程度：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，水解程度：CH3COO－＜HCO＜CN－＜CO。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)酸式盐溶液可能呈酸性，也可能呈碱性(√) (2)某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应(×) (3)常温下，pH＝10的CH3COONa溶液与pH＝4的NH4Cl溶液，水的电离程度相同(√) (4)CH3COONH4水溶液呈中性，溶液中的c(H＋)＝c(OH－)( √) 2．有下列盐溶液： ①KNO3　②CuSO4　③K2CO3　④FeCl3　⑤K2SO4　⑥NaClO　⑦NH4Cl　⑧AgNO3 呈酸性的是______(填序号，下同)，呈碱性的是______，呈中性的是________。 答案　②④⑦⑧　③⑥　①⑤ 解析　CuSO4、AgNO3、FeCl3、NH4Cl属于强酸弱碱盐，溶液呈酸性；K2CO3、NaClO属于强碱弱酸盐，溶液呈碱性；KNO3、K2SO4属于强酸强碱盐，溶液呈中性。 3．等物质的量浓度的下列物质的溶液，其pH由小到大的顺序是________(填序号)。 ①CH3COONa　②NaOH　③NaNO3　④HCl ⑤Al2(SO4)3　⑥CH3COOH 答案　④⑥⑤③①② 4．常温下，某浓度的NH4Cl溶液的pH为4，回答下列问题： (1)该NH4Cl溶液中含氮元素的微粒有_____________________。 (2)该NH4Cl溶液中c水(H＋)与pH＝4的盐酸中c水(H＋)比值为_______。 答案　(1)NH、NH3·H2O　(2)106 解析　(2)pH＝4的NH4Cl溶液中水电离的c水(H＋)＝10－4 mol·L－1，pH＝4的盐酸中水电离的c水(H＋)＝10－10 mol·L－1，则该NH4Cl溶液中c水(H＋)与pH＝4的盐酸中c水(H＋)比值为＝106。 5．写出下列物质发生水解反应的离子方程式，并指明水溶液的酸碱性： (1)Na2S：________________________________________________________________。 (2)CuSO4：_______________________________________________________________。 (3)CH3COONa：__________________________________________________________。 (4)Fe2(SO4)3：____________________________________________________________。 (5)NH4NO3：_____________________________________________________________。 答案　(1)S2－＋H2OHS－＋OH－、HS－＋H2OH2S＋OH－；碱性 (2)Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋；酸性 (3)CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－；碱性 (4)Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋；酸性 (5)NH＋H2ONH3·H2O＋H＋；酸性 █知识点十 盐类的性质及影响盐类水解的因素 1．盐类的性质 在盐类水解的过程中，若生成的弱电解质越难电离，则生成弱电解质的倾向越大，盐水解的程度就越大，溶液中c(H＋)和c(OH－)的差别越大，即“越弱越水解”，也就是说，盐自身的组成和性质对其在水溶液中的水解平衡有着本质影响。 2．水解平衡常数Kh (1)水解平衡常数（Kh）表达式 水解反应A-+H2OHA+OH-的平衡常数表达式为：Kh =。 HA的电离平衡常数表达式为：Ka =。 Kh与Ka和KW的关系：Kh=。 (2)盐的水解程度与盐的相对应的弱酸或弱碱的强弱的关系： 根据Kh与Ka和KW的关系，一定温度下，Kh 与Ka 呈反比，即： 盐的相对应的弱酸或弱碱越弱，盐的水解程度越大；反之，盐的相对应的弱酸或弱碱越强，盐的水解程度越小。 (3)意义：Kh数值越大，水解程度越大。 (4)影响因素：Kh只受温度影响。温度升高，Kh增大。 3．盐的水解常数(Kh)的应用 (1)判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小) 由于Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液中离子水解程度越大，对应盐溶液碱性或酸性越强(即越弱越水解)。 (2)判断酸式盐的酸碱性 ①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 ②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡。 电离平衡：HA－H＋＋A2－，水解平衡：HA－＋H2OH2A＋OH－。 溶液的酸碱性取决于HA－的电离程度和水解程度的相对大小。 HA－的电离常数为Ka2，HA－的水解常数Kh＝。 若Ka2>Kh，则HA－的电离程度大于其水解程度，溶液呈酸性。 若Ka2<Kh，则HA－的电离程度小于其水解程度，溶液呈碱性。 (3)判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性 混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。 ①当Ka(HX)>Kh(X－)时，HX的电离程度大于X－的水解程度，混合液呈酸性。 ②当Kh(X－)>Ka(HX)时，X－的水解程度大于HX的电离程度，混合液呈碱性。 【特别提醒】 二元弱酸对应盐的水解常数 H2CO3的电离常数分别为Ka1、Ka2，则 Na2CO3溶液：CO＋H2OHCO＋OH－ Na2CO3的水解常数：Kh＝＝＝。 NaHCO3溶液：HCO＋H2OH2CO3＋OH－ NaHCO3的水解常数：Kh＝＝＝。 4．外界条件对盐类水解的影响 (1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 (2)浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越大，水解程度越大。 (3)酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制弱碱离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制弱酸根离子水解。 5．外界条件对盐类水解的影响实例分析 以0.1mol·L-1FeCl3溶液为例，FeCl3溶液水解的离子方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。请填写下表。 影响因素 溶液颜色 移动方向 c(H+) n(H+) 水解程度 加热 变深 正向 增大 增大 增大 加入盐酸 变浅 逆向 增大 增大 减小 加入NaOH 变深 正向 减小 减小 增大 加水 变浅 正向 减小 增大 增大 加入FeCl3 变深 正向 增大 增大 减小 加入NH4Cl 变浅 逆向 增大 增大 减小 加入NaHCO3 变深 正向 减小 减小 增大 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)等浓度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液，NH的水解程度一样(×) (2)将碳酸钠溶液加水稀释，水解程度会增大，所以其c(OH－)增大(×) (3)对于Na2CO3溶液，加水稀释或加入少量Na2CO3固体，均使Na2CO3的水解平衡向正反应方向移动(√) (4)向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体，CO水解平衡左移，pH减小(×) (5)加热CH3COONa溶液，溶液中将减小(√) 2．常温下，三种酸的电离常数如下表所示。 酸 HX HY HZ Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2 回答下列问题： (1)同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液，pH最大的是________。 (2)同pH的NaX、NaY、NaZ溶液，浓度最大的是____________。 (3)等物质的量浓度的HX和NaX混合溶液显____性，原因是___________________________。 答案　(1)NaX　(2)NaZ　(3)酸　HX的电离常数Ka＝9×10－7，NaX的水解常数Kh＝<Ka，则混合溶液显酸性 3．向纯碱溶液中滴入酚酞试液： (1)观察到的现象是______________________，原因是___________________________(用离子方程式表示)。 若微热溶液，观察到的现象是______________________________________________， 由此证明碳酸钠的水解是________(填“吸热”或“放热”)反应。 (2)若向溶液中加入少量氯化铁溶液，观察到的现象是_________________________，反应的离子方程式是____________________________________________________________。 答案　(1)溶液变红　CO＋H2OOH－＋HCO　红色加深　吸热　(2)红色变浅，有红褐色沉淀生成，有气体生成(或气泡冒出)　2Fe3＋＋3CO＋3H2O===2Fe(OH)3↓＋3CO2↑ 4．如图所示三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液，并分别放置在盛有水的烧杯中，然后向烧杯①中加入生石灰，向烧杯③中加入NH4NO3晶体，烧杯②中不加任何物质。 (1)含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液显浅红色的原因为________________________________________ __________________________________(用离子方程式和必要文字解释)。 (2)实验过程中发现①中烧瓶溶液红色变深，③中烧瓶溶液红色变浅，则下列叙述正确的是________(填字母)。 A．水解反应为放热反应 B．水解反应为吸热反应 C．NH4NO3晶体溶于水时放出热量 D．NH4NO3晶体溶于水时吸收热量 (3)向0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入少量浓盐酸、NaOH固体、Na2CO3固体、FeSO4固体，则CH3COO－水解平衡移动的方向分别为______、________、________、________(填“左”“右”或“不移动”)。 答案　(1)CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，溶液显碱性　(2)BD　(3)右　左　左　右 解析　(1)CH3COONa溶液中CH3COO－水解使溶液显碱性，碱性溶液使酚酞显浅红色。 (2)生石灰与水反应放出大量的热，根据①中烧瓶溶液的红色变深判断水解平衡向右移动，说明水解反应吸热；同时③中烧瓶溶液红色变浅，则NH4NO3晶体溶于水时吸收热量。 (3)酸促进CH3COO－的水解，碱抑制CH3COO－的水解；CO与CH3COO－水解相互抑制；Fe2＋与CH3COO－水解相互促进。 █知识点十一 盐类水解的应用 1．实验探究盐类水解的应用 【实验1】Al2(SO4)3饱和溶液与NaHCO3饱和溶液混合。 实验现象：剧烈反应，有白色沉淀生成，有大量气泡产生。 实验原理：Al3+和HCO3-分别与水电离出的OH-和H+反应，两者相互促进使水解反应正向进行，使Al3+和HCO3-最终水解完全。离子方程式为：Al3++3HCO3-===Al(OH)3↓+3CO2↑。 【实验2】明矾净水原理 实验现象：带有悬浮颗粒的水变澄清。 实验原理：明矾电离出的Al3+水解生成Al(OH)3胶体，离子方程式为：Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+，Al(OH)3胶体能吸附水中微小的悬浮颗粒，使它们聚集在一起形成较大的颗粒沉降下来，从而除去水中悬浮的杂质。 加入少量NaHCO3，可以促进氢氧化铝胶体的生成，增强明矾的净水能力。 2．利用盐类水解原理解释有关问题 (1)比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。 Na2CO3的水解方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-，NaHCO3的水解方程式为HCO3-+H2OH2CO3+OH-，由于Ka1(H2CO3)> Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性更强。 (2)实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是将Na2S固体溶解在NaOH溶液中。 (3)泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在内筒， NaHCO3溶液应放在外筒，因为Al3+水解呈酸性，会腐蚀铁。 (4)废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。 (5)铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显碱性，NH4+水解呈酸性，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。 3．盐类水解在生产、生活中的应用 (1)盐类作净水剂 铝盐、铁盐等盐类水解生成胶体，有较强的吸附性，常用作净水剂。 (2)某些活泼金属与强酸弱碱盐反应 Mg加入NH4Cl、CuCl2、FeCl3等溶液中产生氢气。 原理：以NH4Cl为例，NH4+水解产生H+，NH4++H2ONH3·H2O+H+，加入金属Mg，Mg+2H+=== Mg2++H2↑，c(H+)减小，使水解平衡正向移动，总反应式为：2NH4Cl+Mg=== 2NH3↑+MgCl2+H2↑。 (3)热碱水去油污 纯碱水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用，加热能促进CO32-的水解，溶液碱性增强，去污能力增强。 (4)盐溶液的配制和保存 配制、保存SnCl2或FeCl3等易水解的盐溶液时，加入少量盐酸，目的是抑制Sn2+或Fe3+的水解。 (5)制备Fe(OH)3胶体 向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并加热至沸腾，从而制备Fe(OH)3胶体，反应方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+。 (6)碱性溶液的贮存 碱性溶液会腐蚀磨口玻璃塞，不能使用玻璃塞，要使用橡皮塞。 如Na2CO3、Na2SiO3、KF等的溶液，水解呈较强的碱性，OH-与玻璃中的SiO2反应：SiO2+2OH-===SiO32-+H2O，使玻璃发生缓慢的腐蚀作用，磨口玻璃塞由于接触面积大，腐蚀速率较快。 (7)除杂 ①采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。例如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3+，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3+。 ②向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3。 Fe3+水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，MgO与H+反应，水解平衡正向移动，生成Fe(OH)3沉淀。 (8)判断溶液中离子能否共存 两种不同性质的离子在水溶液中，会发生双水解，使水解程度增大。 如Al3+、Fe3+等在水溶液中水解呈酸性，CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等离子在水溶液中呈碱性。两种离子发生互相促进水解，使水解程度显著增大，最终生成对应的弱碱和弱酸，因此不能大量共存。 用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液作泡沫灭火剂就是依据此原理。 【特别提醒】加热蒸发盐溶液时所得固体的判断方法 (1)热稳定性好的盐的溶液，加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl溶液、Na2CO3溶液。 (2)阳离子能水解，但生成的酸不挥发，加热蒸干，析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3溶液。 (3)阳离子能水解，但水解后生成的酸（如HCl、HNO3）有挥发性，加热时，水解程度增大，酸挥发，析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物。如AlCl3溶液和FeCl3溶液加热时，水解程度增大，HCl挥发，分别生成Al(OH)3沉淀和Fe(OH)3沉淀，继续加热蒸干，Al(OH)3和Fe(OH)3受热分解，得到Al2O3和Fe2O3。 (4)盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐会分解，如NaHCO3、Ca(HCO3)2加热时会发生分解：2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O、Ca(HCO3)2CaCO3+CO2↑+H2O。 (5)具有较强还原性的盐，加热时被氧气氧化，生成气体物质，如Na2SO3被氧化成Na2SO4：2Na2SO3+O22Na2SO4。 效果检测 1．回答下列问题 (1)实验室中如何用固体FeCl3配制FeCl3溶液？为什么？ 答案 氯化铁晶体溶于较浓盐酸中，然后加水稀释到所需的浓度；抑制FeCl3水解。 (2)实验室中如何用固体FeSO4配制FeSO4溶液？为什么？ 答案 FeSO4溶液配制加少量稀硫酸和Fe粉；抑制FeSO4水解，防止FeSO4氧化。 (3)NH4F溶液能否保存在玻璃试剂瓶中？为什么？ 答案 不能；NH4F水解生成的氢氟酸腐蚀玻璃。 (4)工业上通常在干燥的HCl气流中加热MgCl2· 6H2O获得无水MgCl2，干燥的HCl气流的作用是什么？ 答案 ①干燥的HCl气流带走水，②HCl抑制MgCl2水解。 (5)利用水解反应来制备纳米材料，如用TiCl4制备TiO2：TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl。制备时加入大量的水，同时加热。试利用平衡移动原理说明这两项操作的作用。 答案 加水是增加反应物，与加热两项操作的作用都是使化学平衡向水解反应的方向移动。 2．将下列固体物质溶于水，再将其溶液加热、蒸发结晶，再灼烧，得到化学组成与原固体物质相同的是________。 ①CuSO4·5H2O　②AlCl3　③Al2(SO4)3　④CuCl2　⑤Na2SO3　⑥Na2CO3 ⑦NaHCO3 答案 ③⑥ 解析 胆矾CuSO4·5H2O溶于水得CuSO4溶液，因硫酸难挥发，蒸发结晶，再灼烧得CuSO4；AlCl3、CuCl2发生水解：AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋3HCl、CuCl2＋2H2OCu(OH)2＋2HCl，加热时HCl不断挥发，平衡右移，不断生成Al(OH)3、Cu(OH)2沉淀，灼烧得Al2O3、CuO；Al2(SO4)3＋6H2O2Al(OH)3＋3H2SO4，硫酸难挥发，最终仍得Al2(SO4)3；Na2SO3在蒸干过程中易被氧化成Na2SO4，在蒸干过程中分解为Na2CO3。 █知识点十二 溶液中的粒子浓度关系 1．溶液中的守恒关系 (1)电荷守恒规律 电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存在如下关系： c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－) (2)物料守恒规律 电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的。如Na2CO3溶液中CO能水解，故碳元素以CO、HCO、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系式为： c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3) (3)质子守恒规律 质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－得到的，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。 如在Na2CO3溶液中 因此质子守恒关系式为：c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H＋)。 一般质子守恒由电荷守恒、物料守恒整合得来。 2．溶液中的粒子浓度比较 (1)弱酸溶液中粒子浓度的大小比较 ①一元弱酸溶液 弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。 醋酸溶液：由于CH3COOH电离程度小，且H2O的电离程度更小，所以溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 ②多元弱酸溶液 多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。 碳酸溶液：碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子和CO2分子除外)是c(H2CO3)>c(H＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)。 (2)常见溶液中粒子浓度的守恒关系和离子浓度大小的比较 ①NH4Cl溶液 物料守恒：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O) 电荷守恒：c(Cl-)+ c(OH-)=c(NH4+)+c(H+) 质子守恒：c(H+)= c(NH3·H2O)+c(OH-) 离子浓度的大小关系：c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－) ②CH3COONa溶液 物料守恒：c(Na+)= c(CH3COO-)+c(CH3COOH) 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) 质子守恒：c(OH-)= c(H+)+c(CH3COOH) 离子浓度的大小关系：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋) ③Na2CO3溶液 物料守恒：c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)] 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-) 质子守恒：c(OH-)= c(HCO3-)+2c(H2CO3)+ c(H+) 离子浓度的大小关系：c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋) ④NaHCO3溶液： 物料守恒：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3) 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-) 质子守恒：c(OH-)= c(H2CO3)+ c(H+)- c(CO32-) ⑤等体积的0.1 mol·L－1氯化铵和0.1 mol·L－1氨水混合溶液 物料守恒：2c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O) 电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－) ⑥等体积的0.1 mol·L－1 CH3COONa和0.1 mol·L－1CH3COOH混合溶液 物料守恒：2c(Na+)＝c(CH3COO-)+c(CH3COOH) 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) 3．混合溶液中离子浓度大小的比较 (1)物质的量浓度相同的NaOH溶液、CH3COOH溶液等体积混合 离子浓度由大到小的顺序：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。 (2)物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合 混合后发生反应，溶质为NH3·H2O、NaCl； 离子浓度由大到小的顺序：c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)>c(NH)>c(H＋)。 (3)物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合 混合后不发生反应，溶液中的溶质为NH4Cl、NH3·H2O，溶液呈碱性； 离子浓度由大到小的顺序：c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。 效果检测 1．比较下列几组溶液中指定离子浓度的大小。 (1)浓度均为0.1 mol·L－1的①H2S、②NaHS、③Na2S、④H2S和NaHS混合液，溶液pH从大到小的顺序是______________________。 (2)相同浓度的下列溶液中：①CH3COONH4、②CH3COONa、③CH3COOH，c(CH3COO－)由大到小的顺序是_____________________。 (3)c(NH)相等的①(NH4)2SO4溶液、②NH4HSO4溶液、③(NH4)2CO3溶液、④NH4Cl溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序为___________________。 答案　(1)③>②>④>①　(2)②>①>③ (3)④>②>③>① 2．判断下列电解质溶液中的守恒关系是否正确。 (1)0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液中：c(Na＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(H2SO3)。 (2)0.1 mol·L－1 Na2S溶液中：c(H＋)＝c(OH－)－2c(H2S)－c(HS－)。 (3)0.1 mol·L－1 Na2C2O4溶液与0.1 mol·L－1 HCl溶液等体积混合(H2C2O4为二元弱酸)： 2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)。 (4)pH＝1的NaHSO4溶液中：c(H＋)＝c(SO)＋c(OH－)。 (5)0.1 mol·L－1 NaHC2O4溶液中：c(Na＋)＝c(HC2O)＋c(C2O)。 (6)0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液与0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液等体积混合：c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)。 答案　正确的有(2)(4)(6)，其余不正确。 解析　(1)不符合物料守恒，正确的关系式为c(Na＋)＝2c(SO)＋2c(HSO)＋2c(H2SO3)。(2)符合质子守恒，c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)移项即可。(3)不符合电荷守恒，漏写c(Cl－)，正确的关系式是c(Cl－)＋2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)。(4)符合电荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(OH－)，因c(Na＋)＝c(SO)，故关系式成立。(5)不符合物料守恒，正确的关系式为c(Na＋)＝c(HC2O)＋c(H2C2O4)＋c(C2O)。(6)符合物料守恒，c(Na＋)＝0.15 mol·L－1，c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1，故c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)。 3．25 ℃时，将0.01 mol CH3COONa和0.002 mol HCl溶于水，形成1 L混合溶液。回答下列问题： (1)溶液中共有________种不同的粒子(指分子和离子)。 (2)在这些粒子中，浓度为0.01 mol·L－1的是______，浓度为0.002 mol·L－1的是________。 (3)________和________两种粒子物质的量之和等于0.01 mol。 答案 (1)7　(2)Na＋　Cl－　(3)CH3COOH　CH3COO－ 解析 0.01 mol CH3COONa与0.002 mol HCl溶于水形成1 L溶液，CH3COO－＋H＋===CH3COOH，生成0.002 mol CH3COOH，剩余0.008 mol CH3COONa，生成0.002 mol NaCl，溶液中存在的水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，存在的电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，H2OH＋＋OH－。此时溶液中存在的离子有Cl－、Na＋、CH3COO－、H＋、OH－，分子有H2O、CH3COOH，能够水解的离子及电离(微弱)产生的离子浓度随外界条件的变化发生变化，故浓度为定值的是强酸、强碱对应的阴阳离子，c(Na＋)＝0.01 mol·L－1，c(Cl－)＝0.002 mol·L－1，由物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.01 mol·L－1，故CH3COO－与CH3COOH的物质的量之和为0.01 mol。 4．已知某溶液中存在OH－、H＋、NH、Cl－四种离子，某同学推测其离子浓度大小顺序有如下四种关系： ①c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－) ②c(Cl－)＞c(NH)＞c(OH－)＞c(H＋) ③c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋) ④c(Cl－)＞c(H＋)＞c(NH)＞c(OH－) 填写下列空白： (1)若溶液中只溶解了一种溶质，则该溶质是_________，上述四种离子浓度的大小顺序为________(填序号)。 (2)若上述关系中③是正确的，则溶质为____________；若上述关系中④是正确的，则溶质为______________。 (3)若该溶液是由体积相等的稀盐酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，则混合前c(HCl)________(填“大于”“小于”或“等于”，下同)c(NH3·H2O)，混合前酸中c(H＋)和碱中c(OH－)的关系为c(H＋) _______c(OH－)。 答案　(1)NH4Cl　① (2)NH4Cl和NH3·H2O　NH4Cl和HCl (3)小于　大于 解析　(1)若溶液只有一种溶质，该溶质为NH4Cl，因NH水解，溶液呈酸性，离子浓度的大小关系为c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－)。 (2)因为c(OH－)＞c(H＋)、c(NH)＞c(Cl－)，所以溶液中除含有NH4Cl外，还必须含有NH3·H2O；若c(Cl－)＞c(H＋)＞c(NH)＞c(OH－)，则说明溶液中含有NH4Cl和HCl。 (3)NH4Cl水解，溶液呈酸性，若等体积的稀盐酸与氨水混合后呈中性，说明氨水过量，故c(HCl)＜c(NH3·H2O)，混合前盐酸中c(H＋)大于氨水中c(OH－)。 █知识点十三 沉淀溶解平衡原理 1．沉淀溶解平衡原理 (1)【实验探究】PbI2的溶解实验 将少量PbI2固体加入盛有一定量水的烧杯中，用玻璃棒充分搅拌，静置。 取2mL上层清液中于试管中，滴加AgNO3溶液。 实验现象：试管中有黄色沉淀生成。 实验结论：PbI2的溶解度很小，但仍有极少量的溶解。 PbI2溶于水的平衡方程式是PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)。 (2)沉淀溶解平衡原理 ①概念：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，体系中形成了饱和溶液，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。 ②特征： a．动态平衡：v溶解＝v沉淀≠0。 b．达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。 c．当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 2．影响沉淀溶解平衡的因素 (1)内因：难溶物质溶解程度的大小，主要取决于物质本身的性质。 (2)外因 影响沉淀溶解平衡的外部因素有温度、浓度、加入的电解质等。 ①温度：温度升高，多数沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 ②浓度：加水稀释，浓度减小，平衡向溶解的方向移动。 ③同离子效应：加入与难溶电解质构成微粒相同的物质，平衡向生成沉淀的方向移动。 ④化学反应：加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，平衡向溶解的方向移动。 (3)实例分析：已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，在Mg(OH)2悬浊液中，请分析当改变下列条件时，对该溶解平衡的影响，填写下表： 条件改变 移动方向 c(Mg2＋) c(OH－) 溶解度 加水 正向移动 不变 不变 不变 升温 正向移动 增大 增大 增大 加MgCl2(s) 逆向移动 增大 减小 减小 加盐酸 正向移动 增大 减小 增大 加NaOH(s) 逆向移动 减小 增大 减小 3．溶度积常数和溶度积规则 (1)概念： 在一定温度下，难溶电解质达到沉淀溶解平衡后的溶液为饱和溶液，其离子浓度不再发生变化，溶液中各离子浓度幂之积为常数，叫做溶度积常数(简称溶度积)，用Ksp表示。 (2)意义：溶度积(Ksp)反映了物质在水中的溶解能力。 对同类型的难溶电解质(如AgCl、AgBr、AgI)而言，Ksp越小，难溶电解质在水中的溶解能力越小。 (3)溶度积常数表达式的书写： 写出下列沉淀溶解平衡的溶度积常数的表达式 AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　 Ksp＝c(Ag＋)·c(Cl－) Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)　Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－) AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－) (4)溶度积规则 通过比较溶度积Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解： ①Qc>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 ②Qc=Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 ③Qc<Ksp，溶液不饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。 【易错提醒】 (1)溶度积Ksp仅与温度有关。 (2)溶度积与溶解度均可表示物质的溶解性。 (3)相同类型的电解质，溶度积越小，其溶解度越小。 (4)可以利用Ksp计算饱和溶液中某种离子的浓度。 (5)相同类型的难溶电解质，Ksp越大，在水中的溶解能力越强。如相同温度下，Ksp (FeS)= 1.59×10-19，Ksp (CuS)=1.267×10-36，则CuS比FeS更难溶。 (6) Ksp相差不大时，Ksp不能直接作为比较依据，如相同温度下，Ksp (AgCl)=1.8×10-10，Ksp [Mg(OH)2] = 5.6×10-12，虽然Mg(OH)2的Ksp 较小，但不能认为Mg(OH)2比AgCl更难溶。 (7)在进行有关计算时一定要注意难溶电解质的化学组成及溶液混合后体积变化引起的离子浓度变化。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)AgCl达到沉淀溶解平衡时，其溶解速率与沉淀速率相等，c(Ag＋)和c(Cl－)均不变(√) (2)BaSO4在相同物质的量浓度的硫酸钠和硫酸铝溶液中的溶解度相同(×) (3)升高温度，沉淀溶解平衡一定正向移动(×) (4)为减少洗涤过程中固体的损耗，最好选用稀硫酸代替H2O来洗涤BaSO4沉淀(√) (5)向一定量的饱和NaOH溶液中加入少量Na2O固体，恢复到原来温度时，溶液中的Na＋总数不变(×) (6)溶度积是沉淀溶解平衡时难溶电解质在溶液中的各离子浓度的乘积(×) (7)溶度积受离子浓度大小的影响(×) (8)改变外界条件使沉淀溶解平衡正向移动，Ksp一定增大(×) (9)Ksp小的难溶电解质的溶解度一定小于Ksp大的难溶电解质的溶解度(×) (10)可利用溶液混合后的离子浓度幂之积与Ksp的相对大小来判断溶液混合后是否有沉淀生成(√) 2．已知Ksp(BaCO3)=2.6×l0-9，Ksp(BaSO4)=1.1×10-10。 (1)BaCO3在20mL 0.01mol·L－1 Na2CO3溶液中的Ksp______(填“大于”、“小于”或“等于”)其在20mL 0.01mol·L－1BaCl2溶液中的Ksp。 (2)现将浓度为2×10-4 mol·L－1Na2CO3溶液与BaCl2溶液等体积混合，则生成BaCO3沉淀所需BaCl2溶液的最小浓度为____________mol·L－1。 (3)向含有BaSO4固体的溶液中滴加Na2CO3溶液，当有BaCO3沉淀生成时，溶液中 =_______ (保留三位有效数字)。 答案 等于  5.2×10-5 23.6 解析 (1)Ksp只与温度有关，故相等。 (2)Na2CO3溶液与BaCl2溶液等体积混合，此时c(CO32－)=1×10-4 mol·L－1，根据Ksp(BaCO3)＝c(Ba2＋)·c(CO32－)，生成BaCO3沉淀需要的Ba2＋的最小浓度c(Ba2+)＝＝mol·L－1＝2.6×10-5 mol·L－1，原溶液中c(Ba2+)为2×2.6×10-5 mol·L－1＝5.2×10-5 mol·L－1。 (3)Ksp(BaSO4)<Ksp(BaCO3)，则加入氯化钡溶液时，SO先沉淀，当BaCO3开始沉淀时，溶液中＝＝≈23.6。 3．已知25 ℃时，Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12，Ksp(AgI)＝8.5×10－17。 (1)25 ℃时，氯化银的饱和溶液中，c(Cl－)＝__________，向其中加入NaCl固体，沉淀溶解平衡________(填“左移”“右移”或“不移动”)，溶度积常数________(填“变大”“变小”或“不变”)。 (2)25 ℃时，若向50 mL 0.018 mol·L－1的AgNO3溶液中加入50 mL 0.020 mol·L－1的盐酸，混合后溶液中的c(Ag＋)＝________，pH＝________。 (3)25 ℃时，氯化银的饱和溶液和铬酸银的饱和溶液中，Ag＋浓度大小顺序为__________，由此可得出________ 更难溶。 (4)将等体积的4×10－3 mol·L－1的AgNO3溶液和4×10－3 mol·L－1的K2CrO4溶液混合________(填“有”或“没有”)Ag2CrO4沉淀产生。 答案　(1)1.3×10－5 mol·L－1　左移　不变 (2)1.8×10－7 mol·L－1　2 (3)Ag2CrO4>AgCl　AgCl (4)有 解析　(1)氯化银的饱和溶液中无其他离子影响，c(Ag＋)＝c(Cl－)＝ mol·L－1≈1.3×10－5 mol·L－1。 (2)n(AgNO3)＝50 mL×0.018 mol·L－1＝0.9 mmol，n(HCl)＝50 mL×0.020 mol·L－1＝1 mmol，两溶液混合：AgNO3＋HCl===AgCl↓＋HNO3，HCl过量：1 mmol－0.9 mmol＝0.1 mmol，故反应后的c(Cl－)＝＝1×10－3 mol·L－1，Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，解得c(Ag＋)＝1.8×10－7 mol·L－1；H＋未被消耗，c(H＋)＝＝1×10－2 mol·L－1，pH＝－lg(1×10－2)＝2。 (3)在Ag2CrO4的沉淀溶解平衡中，设c(CrO)＝x mol·L－1，Ag2CrO4(s)2Ag＋＋CrO 2x　　x (2x)2·x＝2.0×10－12，x3＝0.5×10－12，x＝×10－4，c(Ag＋)＝2x mol·L－1＝2××10－4 mol·L－1≈1.6×10－4 mol·L－1 >1.3×10－5mol·L－1。 (4)4×10－3 mol·L－1的AgNO3溶液和4×10－3 mol·L－1的K2CrO4溶液等体积混合：c(Ag＋)＝ mol·L－1＝2×10－3 mol·L－1，同理可以求得c(CrO)＝2×10－3 mol·L－1，故：c2(Ag＋)·c(CrO)＝(2×10－3)2×2×10－3＝8×10－9>Ksp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12，所以有Ag2CrO4沉淀产生。 █知识点十四 沉淀溶解平衡原理的应用 1．沉淀的溶解 (1)根据溶度积规则，当Qc<Ksp时，沉淀溶解平衡就向溶解的方向进行。因此，使沉淀溶解的总原则就是设法使离子浓度减小，使之满足Qc<Ksp。 根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中的离子反应的物质，使平衡向溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。如常用强酸溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等难溶电解质。 (2)实例：BaCO3和BaSO4都难溶于水，在医学上常用BaSO4作钡餐透视，而不能用BaCO3的原因是什么？ 原因是BaCO3能溶于胃酸(主要成分为盐酸)，反应原理为BaCO3(s)Ba2＋(aq)＋CO(aq)，CO＋2H＋===CO2↑＋H2O，胃酸消耗CO，使溶液中c(CO)降低，从而使BaCO3的沉淀溶解平衡向右移动，c(Ba2＋)增大引起人体重金属中毒。 (3)沉淀溶解的应用 ①酸碱溶解法 对于可溶于酸的沉淀，加入酸将沉淀溶解。 例如：难溶于水的CaCO3沉淀可溶于盐酸中：CaCO3Ca2++CO32-，加入盐酸，H+与CO32-反应，CO32-+2H+===CO2↑+H2O，使沉淀溶解平衡正向移动。 类似可以用强酸溶解的难溶电解质还有BaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等。 ②盐溶解法 弱碱盐的溶液水解呈酸性，可以将一些难溶物用弱碱盐溶解： 例如：Mg(OH)2可溶于NH4Cl溶液：Mg(OH)2Mg2++2OH-，当加入NH4Cl溶液时，NH4++OH-NH3·H2O，使c(OH-)减小，使沉淀溶解平衡正向移动，直至沉淀完全溶解。 总反应式为：Mg(OH)2+2NH4Cl===MgCl2+2NH3·H2O。 2．沉淀的生成 (1)根据溶度积规则，当Qc>Ksp时，沉淀溶解平衡就向生成沉淀的方向进行。因此，使沉淀生成的总原则就是增大离子浓度，使之满足Qc>Ksp。 根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中相同的离子，使平衡向生成沉淀的方向移动，就可以生成沉淀。 (2) 实例：可溶性钡盐(如BaCl2等)当作食盐食用，会造成钡中毒。中毒患者常用5.0%的Na2SO4溶液洗胃的原因是什么？ 中毒后服用Na2SO4溶液(5.0%)洗胃，此时SO与Ba2＋结合生成BaSO4沉淀，可缓解Ba2＋对人体的毒害。 (3)沉淀生成应用 ①调节pH法： 如除去氯化铵溶液中的氯化铁杂质的方法。 加入氨水，调节pH至3~4，Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：Fe3＋＋3NH3·H2O === Fe(OH)3↓＋3NH。 ②加沉淀剂法： 如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。 ①用H2S除去Cu2＋：H2S＋Cu2＋=== CuS↓＋2H＋。 ②用Na2S除去Hg2＋：Hg2＋＋S2－=== HgS↓。 2．沉淀的转化 (1)沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。沉淀转化的条件：溶液中的离子浓度幂之积大于Ksp。 ①一般来说，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越容易。 ②控制反应条件，也可使溶解能力相对较弱的物质转化为溶解能力相对较强的物质。 (2)沉淀的转化的应用 ①锅炉除垢 CaCO3(s)Ca2＋(aq) 由于CaCO3的溶解能力小于CaSO4，用碳酸钠溶液很容易将水垢中的CaSO4转化为疏松、易溶于酸的CaCO3沉淀，H＋与碳酸钙电离的CO结合生成CO2脱离固体，使碳酸钙溶解。 离子方程式为CaSO4(s)＋COCaCO3(s)＋SO；CaCO3(s)＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。 ②重晶石转化为可溶性钡盐 BaCO3(s)Ba2＋(aq) 虽然BaSO4比BaCO3更难溶于水，由于饱和Na2CO3溶液中的CO浓度较大，BaSO4电离出的Ba2＋ 仍有部分能与CO结合形成BaCO3沉淀。 用饱和Na2CO3溶液多次重复处理，可使大部分BaSO4转化为BaCO3，用盐酸溶解碳酸钡，可使Ba2＋转入溶液中。 离子方程式为BaSO4(s)＋COBaCO3(s)＋SO；BaCO3(s)＋2H＋===Ba2＋＋H2O＋CO2↑。 ③物质的提纯——除去CuSO4溶液中混有的少量Fe3＋ 由于Fe(OH)3的溶解度比Cu(OH)2小得多，调节溶液的pH至3～4时，Cu2＋留在溶液中， Fe3＋水解生成Fe(OH)3而析出，达到除去Fe3＋的目的。 ④铜蓝矿的形成过程 原生铜的硫化物CuSO4(溶液)CuS(铜蓝) 生成铜蓝的有关化学方程式：ZnS(s)＋CuSO4CuS(s)＋ZnSO4，PbS(s)＋CuSO4CuS(s)＋PbSO4。 ⑤工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。 FeS除去Hg2＋的离子方程式为：FeS(s)＋Hg2＋(aq)HgS(s)＋Fe2＋(aq) ⑥硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，水垢的形成过程涉及到沉淀转化。 加热硬水时，Ca(HCO3)2、Mg(HCO3)2分别分解生成CaCO3、MgCO3。但MgCO3又水解生成更难溶的Mg(OH)2，MgCO3+H2OMg(OH)2+CO2↑。故水垢的主要成分不是CaCO3、MgCO3，而是CaCO3、Mg(OH)2。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)向AgCl沉淀中加入KI溶液，沉淀颜色转变成黄色沉淀，是由于Ksp(AgI)<Ksp(AgCl)(√) (2)所谓沉淀完全就是用沉淀剂将溶液中的某一离子除尽(×) (3)沉淀转化可用勒夏特列原理解释(√) (4)沉淀的转化只能由难溶的转化为更难溶的(×) 2．牙齿表面的牙釉质起着保护牙齿的作用，其主要成分为Ca5(PO4)3(OH)(羟基磷灰石), 它是一种难溶电解质，Ksp＝2.5×10－59；氟磷灰石[Ca5(PO4)3F]是一种更难溶的电解质。 (1)解释吃糖后不刷牙容易形成蛀牙的原因。 存在沉淀溶解平衡：Ca5(PO4)3(OH)(s)5Ca2＋＋3PO＋OH－，糖分解产生的有机酸能中和OH－，使平衡向溶解方向移动，加速牙齿腐蚀。 (2)请解释含氟牙膏使牙齿变坚固的原因并写出此反应的离子方程式。 F－与难溶于水的羟基磷灰石[Ca5(PO4)3(OH)]反应生成更难溶且耐酸的氟磷灰石[Ca5(PO4)3F]，覆盖在牙齿表面，抵抗H＋的侵袭；Ca5(PO4)3(OH)(s)＋F－Ca5(PO4)3F(s)＋OH－。 3．已知Ksp(BaSO4)=1.1×10-10，Ksp(BaCO3)=2.6×10-9。向BaSO4中加入Na2CO3溶液，一段时间后达到平衡状态。 (1)写出有关的离子方程式：_____________________________。 (2)计算该反应的平衡常数K=_________。 (3)讨论BaSO4能转化为BaCO3的条件是什么？ 答案 (1)BaSO4+CO32-BaCO3+SO42- (2)K= ==0.042 (3)要使BaSO4转化为BaCO3，则必须满足c(CO32-)>24c(SO42-)，在BaSO4饱和溶液中，c(SO42-)≈1.0×10-5mol·L-1，故当c(CO32-)>2.4×10-4 mol·L-1时，BaSO4转化为BaCO3。 3．将足量的ZnS粉末加入到10 mL 0.001 mol·L－1的CuSO4溶液中，是否有CuS沉淀生成？请通过计算后回答。 已知：Ksp(ZnS)＝1.6×10－24，Ksp(CuS)＝6.3×10－36。 提示：在ZnS沉淀溶解平衡体系中产生的硫离子浓度为c(S2－)＝＝≈1.26×10－12 Q(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)＝1.0×10－3×1.26×10－12＝1.26×10－15 因为Q(CuS)>Ksp(CuS)，所以ZnS沉淀会转化为CuS沉淀。 █考点一 弱电解质的电离平衡 【例1】已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，现向10 mL浓度为0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中(　　) A．水的电离程度始终增大 B．先增大再减小 C．c(CH3COOH)与c(CH3COO-)之和始终保持不变 D．当加入氨水的体积为10 mL时，c()=c(CH3COO-)　 答案 D 解析 A项，醋酸显酸性，水的电离平衡受到抑制，在滴加NH3·H2O的过程中，酸性减弱，水的电离程度受到抑制的程度减小，电离程度增大，当CH3COOH反应完后，加入的NH3·H2O会抑制水的电离，电离程度又减小，故该选项错误；B项，在向醋酸中滴加氨水的过程中，碱性增强，酸性减弱，c(OH-)一直增大。由NH3·H2O+OH-可知，K=，则=，而K是常数，故一直减小，该选项错误；C项，n(CH3COOH)与 n(CH3COO-)之和保持不变，但溶液的体积是增大的，故c(CH3COOH)与c(CH3COO-)之和逐渐减小，该选项错误；D项，当加入氨水10 mL时，两者恰好完全反应生成CH3COONH4，由CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等可知，CH3COO-和的水解程度也相等，故c()=c(CH3COO-)，该选项正确。 解题要点 勒夏特列原理适用于电离平衡 (1)同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡逆向移动。 (2)酸碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡逆向移动；加入NaOH，电离平衡正向移动。 (3)化学反应：当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向电离的方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的H+与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)减小，电离平衡正向移动。 【变式1-1】在室温下，0.1 mol·L-1 100 mL的醋酸溶液中，欲使其溶液中的c(H+)增大，但又要使醋酸电离程度减小，应采取的措施是(　　) A．加入少量CH3COONa固体 B．加入少量NaOH固体 C．提高温度 D．加入少量纯醋酸 答案 D 解析 CH3COOH的电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+，加入醋酸钠固体时，醋酸根离子浓度增大，抑制醋酸电离，c(H+)减小，故A错误；加入少量NaOH固体，OH-与H+反应生成H2O，促进醋酸电离，但溶液中的c(H+)减小，故B错误；升高温度促进醋酸电离，溶液中氢离子浓度增大，故C错误；加入少量纯醋酸，浓度越大，醋酸的电离程度越小，虽然醋酸的电离程度减小，但c(H+)增大，故D正确。 【变式1-2】下列事实不能证明HNO2是弱电解质的是(　　) ①滴入酚酞，NaNO2溶液显红色 ②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗 ③等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液中和碱时，HNO2中和碱的能力强 ④25 ℃时0.1 mol·L-1HNO2溶液的pH=2 ⑤HNO2与CaCO3反应放出CO2气体 ⑥25 ℃时0.1 mol·L-1的HNO2溶液稀释至1 000倍，pH>4 A．①⑤ B．②⑤ C．③⑥ D．③④ 答案 B 解析 ①中NaNO2溶液使酚酞显红色，说明NO水解生成弱电解质(酸)HNO2；②不能根据溶液导电性强弱判断强、弱电解质；③等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液，HNO2中和碱能力强，说明HNO2部分电离；④说明HNO2不完全电离；⑤只能说明酸性：HNO2>H2CO3；⑥说明存在HNO2H++ NO。 █考点二 电离平衡常数的应用 【例2】高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。下表是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数： 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10 根据表中数据判断以下说法不正确的是(　　) A．在冰醋酸中，高氯酸的酸性最强 B．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区分这四种酸的强弱 C．在冰醋酸中1 mol/L的高氯酸的电离度约为0.4% D．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H++ 答案 D 解析 在冰醋酸中，HClO4的Ka最大，酸性最强，A正确；这四种酸在水中都完全电离，在冰醋酸中电离程度不同，因此用冰醋酸可以区分这四种酸的强弱，B正确；因为Ka==1.6×10-5，在冰醋酸中 1 mol/L 的高氯酸的c(H+)≈4×10-3 mol/L，所以高氯酸的电离度约为0.4%，C正确；在冰醋酸中硫酸的电离方程式应为H2SO4H++，D不正确。 解题要点 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱 电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断电离平衡的移动方向 如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q<K，平衡向电离方向移动。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 【变式2-1】相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(　　) 酸 HX HY HZ 电离常数Ka 9×10-7 9×10-6 1×10-2 A．三种酸的酸性强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ+Y-===HY+Z-能够发生 C．相同温度下，0.1 mol/L的HX、HY、HZ溶液中，HZ溶液的c(HZ)最大 D．相同温度下，1 mol/L HX溶液的电离常数大于 0.1 mol/L HX 溶液的电离常数 答案 B 解析 表中电离常数大小关系为1×10-2>9×10-6>9×10-7，所以酸性排序为HZ>HY>HX，故A、C项错误。电离常数只与温度有关，与浓度无关，D项错误。 【变式2-2】在一定温度下，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋ (1)某温度时，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋) 与0.01 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋)的比值________(填“大于”“小于”或“等于”)10。 (2)已知：25 ℃时，该电离平衡的平衡常数为1.8×10－5。 ①求该温度时，a mol·L－1的醋酸溶液中c1(H＋)＝________mol·L－1 (用含a的代数式表示)。 [提示：此时电离度比较小，进行简化计算，平衡时c(CH3COOH)可用初始浓度代替，水电离出的c(H＋) 、c(OH－)忽略不计，下同] ②若该温度时向该溶液中加入一定量的CH3COONH4(假设溶液体积不变)，使溶液中c(CH3COO－)为b mol·L－1，则此时c2(H＋)＝________mol·L－1(用含a、b的代数式表示)。 ③c1(H＋)________(填“大于”“小于”或“等于”)c2(H＋)。 答案 (1)小于　(2)① ②　③大于 解析 (1)对于相同的弱电解质溶液，浓度越大，电离程度越小，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中电离程度比0.01 mol·L－1的醋酸溶液电离程度小，则二者c(H＋)之比小于10。 (2)醋酸的电离平衡常数K＝＝1.8×10－5，则c(H＋)＝1.8×10－5×a mol·L－1，c1(H＋)＝ mol·L－1。根据平衡常数表达式，将c(CH3COO－)代入，可求得c2(H＋)＝ mol·L－1。在醋酸溶液中加入醋酸铵会抑制醋酸的电离，使氢离子浓度减小。 █考点三 强酸和弱酸的比较 【例3】某温度下，等体积、c(H＋)相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H＋)随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说法正确的是(　　) A．曲线Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线 B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 C．取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗的NaOH的量相同 D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度 答案 B 解析 醋酸属于弱电解质，在稀释时会电离出H＋，故稀释相同倍数时醋酸溶液中c(H＋)的变化要比盐酸中c(H＋)的变化小一些，即曲线Ⅰ表示盐酸的变化曲线，曲线Ⅱ表示醋酸的变化曲线，A项错误；溶液的导电性与溶液中离子的浓度有关，离子浓度b>c，故导电性b>c，B项正确；a点、b点表示溶液稀释相同倍数，物质的量没有发生变化，都等于稀释前的物质的量，稀释前两溶液中c(H＋)相同，但CH3COOH为弱酸，则c(CH3COOH)>c(HCl)，故稀释前n(CH3COOH)>n(HCl)，即CH3COOH消耗NaOH多，C项错误；a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度，D项错误。 解题要点 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 【变式3-1】相同体积、相同c(H＋)的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于产生氢气的体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是(　　) 答案　C 解析　相同体积、相同c(H＋)的一元强酸和一元弱酸，刚开始与锌粉反应的速率是相同的，随着反应进行，弱酸能继续电离出H＋，故其反应速率比强酸的大，排除B、D项；弱酸的物质的量浓度大于强酸的，所以弱酸与足量的锌粉反应生成氢气的量较多，排除A项。 【变式3-2】在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白： (1)a、b两支试管中生成气体的速率v(a)______ (填“大于”“小于”或“等于”，下同) v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是____________________________________。 (2)若a、b两支试管中分别加入c(H＋)相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)______(填“大于”“小于”或“等于”，下同)v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是______________________________________________________。 答案　(1)大于　等于　反应开始时，盐酸中所含H＋的浓度较大，但二者最终能电离出的H＋的总物质的量相等　(2)等于　小于　开始时c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱电解质，最终电离出的H＋的总物质的量大 解析　(1)物质的量浓度相同时，盐酸是强酸，醋酸是弱酸，盐酸电离出的c(H＋)远大于醋酸电离出的c(H＋)，醋酸产生H2的速率比盐酸小。反应完毕后，因为n(HCl)＝n(CH3COOH)，故最终产生H2的量相等。(2)c(H＋)相同时，反应开始时产生H2的速率相等。反应完毕后，因c(H＋)相同，醋酸浓度大，则n(HCl)<n(CH3COOH)，故最终醋酸产生的H2多。 █考点四 水的电离平衡及其影响因素 【例4】25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH＞0，下列叙述正确的是(　　) A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，Kw不变 C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．将水加热，Kw增大，c(H＋)不变 答案 B 解析 A项，加入稀氨水，NH3·H2O存在电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－，c(OH－)增大，使水的电离平衡逆向移动，错误；B项，加入NaHSO4，NaHSO4在水溶液中电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，c(H＋)增大，使水的电离平衡逆向移动，由于温度不变，Kw不变，正确；C项，CH3COOHCH3COO－＋H＋，使c(H＋)增大，使水的电离平衡逆向移动，错误；D项，升温，Kw增大，c(H＋)增大，错误。 解题要点 (1)Kw及应用 ①Kw揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。 ②Kw只与温度有关。因为水的电离是吸热过程，所以温度升高，有利于水的电离，Kw增大，如100 ℃，Kw＝5.6×10－13。但是在室温下，可忽略温度的影响，Kw为1.0×10－14。 ③Kw不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液，且由水电离的c水(H＋)＝c水(OH－)。此时，水溶液中水的离子积常数不变。 (1)影响水的电离平衡的因素 ①在水中加入酸或碱，会抑制水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均减小，但仍然相等。在常温下，若由水电离出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。 ②水受热温度升高，促进水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均增大，但仍然呈中性。 ③在酸或碱的溶液中，Kw表达式中的c(H＋)、c(OH－)均为溶液中两种离子的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)、c(OH－)。如0.1 mol·L－1盐酸中，c(H＋)约为0.1 mol·L－1。 【变式4-1】如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(　　) A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw B．M区域内(不包括边界)任意点均有c(H＋)<c(OH－) C．图中T1<T2 D．XZ线上任意点的c(H＋)都相等 答案　D 解析　只要在水溶液中，都会有c(H＋)·c(OH－)＝Kw，故A项正确；XZ线的斜率是1，XZ线上的点均存在c(H＋)＝c(OH－)，在X、Z连线的上方M区域(不包括边界)，c(H＋)<c(OH－)，故B项正确；水的电离是吸热过程，升高温度，促进水的电离，则Kw逐渐增大，因Kw：Z点>X点，所以T1<T2，故C项正确；XZ线的斜率是1，XZ线上的点均存在c(H＋)＝c(OH－)，但每一点的c(H＋)不相等，故D项错误。 【变式4-2】(1)某温度下，纯水的c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，则此时纯水的c(OH－)为_____________。若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为__________，此时温度_______(填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。 (2)在不同温度下的水溶液中c(H＋)与c(OH－)的关系如图所示。请回答下列问题： ①曲线Ⅰ代表的温度下，水的离子积为________，曲线Ⅰ所代表的温度________(填“高于”“低于”或“等于”)曲线Ⅱ所代表的温度。你判断的依据是_______________________________________。 ②曲线Ⅰ所代表的温度下，0.01 mol·L－1的NaOH溶液的c(H＋)为________ mol·L－1。 答案 (1)2×10－7 mol·L－1　8×10－11 mol·L－1　高于 (2)①1×10－12　高于　曲线Ⅱ所代表的水的离子积比曲线Ⅰ的小，由于水的电离过程是吸热过程，温度越高，离子积越大，故曲线Ⅱ代表的温度低 ②10－10 解析 (1)纯水中的H＋的浓度一定等于OH－的浓度，因此某温度下，纯水的c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，则此时纯水的c(OH－)＝2×10－7 mol·L－1。该温度下的离子积常数是4×10－14，若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，则溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝8×10－11 mol·L－1。由于此时水的离子积常数大于10－14，水电离吸热，所以此时温度高于25 ℃。 █考点五 溶液酸碱性的判断和pH的计算 【例5】常温下，pH＝11的X、Y两种碱溶液各1 mL，分别稀释至100 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是(　　) A．X、Y两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等 B．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强 C．分别完全中和X、Y这两种碱溶液时，消耗同浓度盐酸的体积V(X)>V(Y) D．若9<a<11，则X、Y都是弱碱 答案 D 解析 因为pH＝11的X、Y两种碱溶液稀释100倍时，pH：Y>X，所以物质的量浓度：c(Y)>c(X)，稀释后碱性：Y>X，故A、B均错误；因为c(Y)>c(X)且V(Y)＝V(X)，故n(Y)>n(X)，所以消耗同浓度的盐酸时，Y消耗的多，C错误；若9<a<11，说明稀释100倍时，X、Y的pH均减小不到2个单位，故X、Y都是弱碱，D正确。 解题要点 (1)强酸溶液和强碱溶液混合后计算pH，必须先判断出混合后溶液的酸碱性，然后计算混合后的OH-或H＋浓度。 (2)根据酸的浓度计算酸溶液的pH时，不必考虑温度，而根据碱的浓度计算碱溶液的pH时，需要根据离子积计算c(H＋)，因此一定要注意溶液的温度，只有室温时，Kw＝1.0×10－14。 (3)一定pH的强碱与强碱混合后求pH。在计算过程中易出现直接用H＋浓度进行混合计算的错误。因为强碱溶液的混合是OH－混合，H＋是随OH－浓度改变而改变的，不能直接用于混合碱的计算，H＋浓度必须通过c(H＋)＝来求。 (4)酸、碱溶液稀释后的pH变化规律 【变式5-1】常温下，将pH=8和pH=10的两种氢氧化钠溶液等体积混合，混合后溶液中c(H+)约为(　　) A．mol·L-1 B．(10-8+10-10) mol·L-1 C．(10-14-5×10-5) mol·L-1 D．2×10-10 mol·L-1 答案 D 解析 pH=8的溶液中c(OH-)=mol·L-1=10-6 mol·L-1，pH=10的溶液中c(OH-)=mol·L-1=10-4 mol·L-1，设混合前两种碱溶液的体积均为1 L，则等体积混合后，溶液中c(OH-)==mol·L-1，混合溶液中c(H+)=mol·L-1≈2×10-10 mol·L-1，故D正确。 【变式5-2】常温下，求下列溶液的pH(已知lg 2=0.3)。 (1)将pH=3的HCl与pH=3的H2SO4等体积混合。 (2)将pH=8的NaOH与pH=10的NaOH溶液等体积混合。 (3)常温下，将pH=5的盐酸与pH=9的NaOH溶液以体积比11∶9混合。 (4)某课外活动小组学生对采集的酸雨样品进行化验，所得数据如下：c(Na+)为5.0×10-6 mol·L-1、c(N)为 2.0×10-4 mol·L-1、c(S)为4.0×10-4 mol·L-1，H+和OH-浓度未测定，求酸雨的pH。 答案 (1)3　(2)9.7　(3)6　(4)3 解析 (1)由于两溶液c(H+)均为1×10-3 mol·L-1，等体积混合后，混合溶液中c(H+)仍为1×10-3 mol·L-1，故pH=3。 (2)pH=8的NaOH溶液中c(OH-)=10-6 mol·L-1，pH=10的NaOH溶液中c(OH-)=10-4 mol·L-1，等体积混合后，c(OH-)= mol·L-1≈5×10-5 mol·L-1，c(H+)=2×10-10 mol·L-1。pH=-lg(2×10-10)=10-lg 2=9.7。 (3)设盐酸的体积为 11 L，则NaOH溶液的体积为9 L，pH=5的盐酸中 c(H+)=10-5 mol·L-1，pH=9的NaOH溶液中 c(OH-)=10-5 mol·L-1，两者混合后H+过量，其浓度c(H+)= mol·L-1=1×10-6 mol·L-1，pH=6。 (4)根据电荷守恒有5×10-6 mol·L-1+c(H+)=2×10-4 mol·L-1+4.0×10-4 mol·L-1 ×2+c(OH-)，由于酸雨中c(H+)>c(OH-)，c(OH-)可忽略，有c(H+)=1×10-3 mol·L-1- 5×10-6 mol·L-1≈1×10-3 mol·L-1，pH=3。 █考点六 酸碱中和滴定原理及仪器的使用 【例6】利用下列实验装置及药品能完成相应实验的是(　　) 选项 A B C D 目的 测定某盐酸的浓度 测定某NaOH溶液的浓度 记录滴定终点读数：12.20 mL 排除滴定管内气泡 装置或操作 答案　D 解析　眼睛应注视锥形瓶中溶液颜色的变化，从而判断滴定终点，操作不合理，故A错误；由图中所给药品可知，缺少指示剂，不能确定滴定终点，不能完成实验，故B错误；滴定管的“0”刻度在上方，读数应为11.80 mL，故C错误；图中挤压橡胶管，挤压时尖嘴向上，气泡密度较小，轻轻挤压玻璃珠，使溶液从尖嘴流出，可将气泡赶出，操作合理，故D正确。 解题要点 (1)中和滴定的依据是参加反应的H+与OH-的物质的量相等，已知标准液的物质的量浓度、标准液的体积、待测液的体积，从而求得待测液的浓度。 (2)酸式滴定管有磨砂的玻璃活塞，碱液容易与玻璃中的SiO2反应生成Na2SiO3，使玻璃活塞与滴定管壁粘合在一起，碱式滴定管有胶皮管，容易被酸性溶液腐蚀。 (3)酸碱中和滴定曲线和pH突变 ①由滴定曲线分析，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点pH发生突变。 ②在pH发生突变的范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色变化明显，有利于确定滴定终点。 (4)酸碱中和滴定曲线的分析方法 首先看横、纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱；再找滴定终点和中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(常温下pH＝7)的位置；最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。 【变式6-2】用1.0 mol·L－1的NaOH溶液中和某浓度的H2SO4溶液，其水溶液的pH和所用NaOH溶液的体积关系变化如图所示，则原H2SO4溶液的物质的量浓度和完全反应后溶液的大致体积是(　　) A．1.0 mol·L－1，20 mL B．0.5 mol·L－1，40 mL C．0.5 mol·L－1，80 mL D．1.0 mol·L－1，80 mL 答案 C 解析 滴定前稀H2SO4的pH＝0，c(H＋)＝1.0 mol·L－1，则c(H2SO4)＝0.5 mol·L－1，当pH＝7时V(NaOH)＝40 mL，通过计算原硫酸溶液的体积为40 mL。本题考查中和滴定曲线，关键是把握滴定终点，pH＝7恰好完全反应，即n(H＋)＝n(OH－)。 【变式6-2】葡萄酒中SO2最大使用量为0.25 g·L－1，取300.00 mL葡萄酒，通过适当的方法使所含SO2全部逸出并用H2O2将其全部氧化为H2SO4，然后用0.090 0 mol·L－1 NaOH标准溶液进行滴定。 (1)滴定前排气泡时，应选择下图中的________(填字母)。 (2)若用50 mL滴定管进行实验，当滴定管中的液面在刻度“10”处，则管内液体的体积________(填字母)。 a．＝10 mL　 b．＝40 mL　 c．<10 mL　 d．>40 mL (3)上述滴定实验中，可选择________为指示剂，选择该指示剂时如何判断反应到达滴定终点________________________________________________________________________。 答案 (1)c　(2)d (3)酚酞　当加入最后半滴标准溶液后，溶液恰好变浅红色，且在半分钟内无变化，说明到达滴定终点 解析 (1)在碱式滴定管中盛装NaOH标准溶液，用图c操作排气泡。(2)滴定管的零刻度在上部，50 mL以下仍旧有液体，则滴定管中盛有的液体体积大于40 mL。(3)标准液为NaOH时，可用酚酞作指示剂，现象由无色变为浅红色，颜色变化明显，便于判断滴定终点；当加入最后半滴标准溶液后，溶液恰好变浅红色，且在半分钟内无变化，说明到达滴定终点。 █考点七 酸碱中和滴定实验及误差分析 【例7】准确移取20.00 mL某待测HCl溶液于锥形瓶中，用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定，下列说法正确的是(　　) A．滴定管用蒸馏水洗涤后，装入NaOH溶液进行滴定 B．随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大 C．用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定 D．滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小 答案 B 解析 A项，滴定管用蒸馏水洗涤后，必须用待盛液润洗，故错误；B项，氢氧化钠中和盐酸，c(H+)减小，pH增大，故正确；C项，酚酞与酸显无色，因此开始时溶液无色，当变成红色，且半分钟内不变色，说明滴定到终点，故错误；D项，滴定到终点，尖嘴部分有悬滴，消耗的标准液的体积增大，测定结果偏大，故错误。 解题要点 酸碱中和滴定实验误差分析常见问题 (1)仪器洗涤：在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗2～3次，其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积增大，由c(待)＝可知，待测液浓度偏大。 (2)在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，不能用待测液润洗。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积增大，消耗标准液的体积增大，使测定结果偏大。 (3)滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。 【变式7-1】有关酸碱滴定实验，下列说法正确的是(　　) A．滴定管和锥形瓶都需要使用蒸馏水和待装液润洗 B．滴定前，必须将滴定管中液体的液面调至0刻度 C．滴定至终点时，溶液一定呈中性 D．测定待测液的浓度，至少需要完成两组平行实验，取消耗标准液的平均值 答案 D 解析 A.滴定管需要润洗，但锥形瓶不能润洗，否则导致消耗标准液体积偏大，测定结果偏高，故A错误；B.滴定前，滴定管中液体的液面不一定非要调至0刻度，可调至0刻度以下，故B错误；C.滴定至终点时，溶液不一定呈中性，如NaOH滴定醋酸，滴定终点生成醋酸钠，溶液呈碱性，故C错误；D.测定待测液的浓度，为了减少滴定误差，至少需要完成两组平行实验，取消耗标准液的平均值，故D正确。 【变式7-2】实验室用0.100 mol·L－1NaOH标准溶液滴定未知浓度的盐酸。 (1)盛NaOH标准液的滴定管尖嘴部分留有气泡，排除气泡的方法应采用图中的__________操作。(填“甲”“乙”或“丙”) (2)下列操作会导致实验结果偏低的是__________。(填标号) A．碱式滴定管未用标准NaOH溶液润洗 B．盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用未知液润洗 C．滴定终点读数时，仰视滴定管的刻度 D．滴定过程中振荡锥形瓶，液体不慎溅出 答案 (1)丙　(2)D 解析 (1)盛放NaOH溶液的滴定管为碱式滴定管，碱式滴定管的气泡通常在橡皮管内，只要将滴定玻璃管尖嘴朝上，并挤压橡皮管中的玻璃珠就可以将气泡排出，图示操作中正确的为丙； (2)A.碱式滴定管未用标准NaOH溶液润洗，导致标准液被稀释，滴定过程中消耗标准液体积偏大，测定结果偏高，故A错误；B.盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用未知液润洗，使未知液体积偏大，消耗标准液的体积增大，测定结果偏高，故B错误；C.滴定终点读数时，仰视滴定管的刻度，导致读出的标准液体积偏大，测定结果偏高，故C错误；D.滴定过程中振荡锥形瓶，液体不慎溅出，导致待测液中溶质的物质的量偏小，滴定时消耗标准液的体积偏小，测定结果偏低，故D正确。 █考点八 盐类水解的原理和规律 【例8】在室温下，下列五种溶液： ①0.1 mol·L－1 NH4Cl ②0.1 mol·L－1 CH3COONH4 ③0.1 mol·L－1 NH4HSO4 ④0.1 mol·L－1 NH3·H2O和0.1 mol·L－1 NH4Cl混合液 ⑤0.1 mol·L－1 NH3·H2O 请根据要求填写下列空白： (1)溶液①呈________性(填“酸”“碱”或“中”)，其原因是___________________________(用离子方程式表示)。 (2)比较溶液②、③中c(NH)的大小关系是②______③(填“>”“<”或“＝”)。 (3)在溶液④中，________离子的浓度为0.1 mol·L－1；NH3·H2O和________离子的物质的量浓度之和为 0.2 mol·L－1。 (4)室温下，测得溶液②的pH＝7，则说明CH3COO－的水解程度________(填“>”“<”或“＝”)NH的水解程度，CH3COO－与NH浓度的大小关系是c(CH3COO－)________c(NH)(填“>”“<”或“＝”)。 答案 (1)酸　NH＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋ (2)＜　 (3)Cl－　NH　(4)＝　＝ 解析 (1)NH4Cl溶液中存在NH的水解平衡：NH＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋，所以溶液呈酸性。 (2)溶液②、③中均存在NH＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋，而溶液②中阴离子也发生水解：CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋OH－，这样NH与CH3COO－相互促进水解，而溶液③中NH4HSO4电离出的H＋抑制了NH的水解，所以c(NH)大小关系为②<③。 (3)在溶液④中c(Cl－)＝0.1 mol·L－1，根据原子守恒知c(NH3·H2O)＋c(NH)＝0.1 mol·L－1＋0.1 mol·L－1＝0.2 mol·L－1。 (4)由于CH3COO－水解生成OH－，NH水解生成H＋，而溶液的pH＝7，说明CH3COO－与NH的水解程度相同，根据电荷守恒可知溶液中二者浓度也相同。 解题要点 (1)盐类水解的实质是盐电离出的离子(弱碱阳离子或者弱酸阴离子)跟水电离出来的OH-或H+结合生成弱碱或弱酸，从而破坏了水的电离平衡，导致溶液中c(OH-)和c(H+)不相等，则溶液表现一定的酸碱性。 (2)盐类水解对水的电离平衡的影响：弱碱阳离子或者弱酸阴离子在溶液中水解，因此水的电离程度增大，因此水电离出的c(H+)和c(OH-)增大。 (3)盐类水解的规律 在可溶性盐溶液中：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。 (4)酸式盐溶液酸碱性要看酸式酸根离子的电离和水解程度的相对大小： 只电离不水解(如NaHSO4等)的显酸性； 电离大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4等)的显酸性； 水解大于电离(如NaHCO3、NaHS等)的显碱性。 【变式8-1】下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是(　　) A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡 B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－) C．在CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH－)≠c(H＋) D．水电离出的H＋和OH－与盐中弱离子结合，造成盐溶液呈酸碱性 答案 C 解析 盐溶液呈酸碱性的原因，就是破坏了水的电离平衡，使溶液中c(H＋)≠c(OH－)，故A对；溶液显酸性则一定有c(H＋)>c(OH－)，故B对；根据水的电离方程式：H2OH＋＋OH－，水在任何溶液中电离出的c(OH－)＝c(H＋)，但在CH3COONa溶液中，由于生成了弱电解质CH3COOH，使得c(OH－)>c(H＋)，故显碱性，所以C项说法错误；水电离出的H＋和OH－与盐中弱酸阴离子或弱碱阳离子结合生成弱电解质，正是造成盐溶液呈酸碱性的原因，所以D对。 【变式8-2】NH4Cl溶于重水(D2O)后，产生的一水合氨和水合氢离子均表示正确的是(　　) A．NH2D·H2O和D3O＋ B．NH3·D2O和HD2O＋ C．NH3·HDO和D3O＋ D．NH2D·HDO和H2DO＋ 答案 C 解析 NH4Cl水解的实质是其电离出的NH与重水电离出的OD－结合生成一水合氨的过程。即NH4Cl===NH＋Cl－，D2OD＋＋OD－，NH＋OD－NH3·HDO，D＋再与D2O结合生成D3O＋，故C项正确。 █考点九 影响盐类水解的因素 【例9】常温下，浓度均为0.1 mol·L－1的三种溶液：①醋酸溶液　②醋酸钠溶液　③碳酸钠溶液。下列说法正确的是(　　) A．溶液中c(CH3COO－)：①＞② B．溶液的pH：②＜③＜① C．水的电离程度：①＞②＞③ D．①与②等体积混合溶液中：c(CH3COO－)＞c(CH3COOH) 答案 D 解析 醋酸是弱酸，存在电离平衡。而醋酸钠是强电解质，完全电离，A项错误；应该是①＜②；醋酸的酸性强于碳酸的酸性，所以碳酸钠的水解程度大于醋酸钠的水解程度，即pH大小顺序是①＜②＜③，B项错误；醋酸是酸，抑制水的电离，醋酸钠和碳酸钠水解，促进水的电离，C项错误；①与②等体积混合，溶液显酸性，即电离程度大于水解程度，所以c(CH3COO－)＞c(CH3COOH)，D项正确。 解题要点 (1)盐的性质与盐类的水解 影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质，因此在研究盐类水解问题时，分析方法如下： ①判断盐溶液中存在的离子的种类，即是否存在弱的阳离子或弱酸根离子； ②根据离子的种类判断水解后溶液的酸碱性。 ③根据离子对应的弱电解质的平衡常数判断水解的程度大小，弱电解质的平衡常数越小，水解程度越大。 (2)影响盐类水解的外界因素 ①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 ②浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。 ③酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。 【变式9-1】常温下，稀释0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液，如图中的横坐标表示加水的量，则纵坐标可以表示的是(　　) A．NH水解的平衡常数 B．溶液的pH C．溶液中NH数 D．溶液中c(NH) 答案 B 解析 温度不变，NH水解的平衡常数不变，故A项不符合题意；NH4Cl水解呈酸性，加水稀释，水解程度增大，但酸性减弱，溶液的pH将增大，溶液中NH数将减少，c(NH)也减小，故B项符合题意，C、D项不符合题意。 【变式9-2】在一定条件下，Na2CO3溶液中存在CO＋H2OHCO＋OH－平衡。下列说法不正确的是(　　) A．稀释溶液，增大 B．通入CO2，溶液pH减小 C．升高温度，平衡常数增大 D．加入NaOH固体，减小 答案 A 解析 温度不变，水解平衡常数不变，Kh＝的值不变，故A错误；CO2与CO反应生成HCO，HCO比CO水解程度小，所以溶液碱性减弱，即pH减小，故B正确；因水解是吸热的，则升温可以促进水解，平衡正向移动，平衡常数增大，故C正确；加入NaOH固体，OH－抑制CO水解，HCO的物质的量浓度减小，CO的物质的量浓度增大，所以减小，故D正确。 █考点十 盐类水解的应用 【例10】下列说法正确的是(　　) A．AlCl3溶液和NaAlO2溶液加热、蒸发、浓缩、结晶、灼烧，所得固体的成分相同 B．配制FeCl3溶液时，将FeCl3固体溶解在硫酸中，然后再用水稀释到所需的浓度 C．用加热的方法可除去KNO3溶液中混有的Fe3＋ D．泡沫灭火器中常使用的原料是碳酸钠和硫酸铝 答案 C 解析 AlCl3溶液和NaAlO2溶液的水解方程式分别为AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋3HCl，NaAlO2＋2H2OAl(OH)3＋NaOH，加热促进水解，由于盐酸是挥发性酸，因此前者最终产物为Al2O3，后者仍为NaAlO2，选项A错。选项B中很显然所配得的FeCl3溶液中混有杂质SO，选项B错。由于Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，升高温度可促进水解而产生沉淀，从而除去Fe3＋杂质，选项C正确。选项D中，为了加快产生CO2气体的速率，泡沫灭火器中常使用的原料是碳酸氢钠和硫酸铝，选项D错。 解题要点 利用盐类水解原理解释有关问题 (1)比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。 Na2CO3的水解方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-，NaHCO3的水解方程式为HCO3-+H2OH2CO3+OH-，由于Ka1(H2CO3)> Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性更强。 (2)实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是将Na2S固体溶解在NaOH溶液中。 (3)泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在内筒， NaHCO3溶液应放在外筒，因为Al3+水解呈酸性，会腐蚀铁。 (4)废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。 (5)铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显碱性，NH4+水解呈酸性，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。 (6)工业上制取无水氯化镁时，将氯化镁溶液置于氯化氢气流中加热脱水，以防止氯化镁水解。 【变式10-1】下列说法不正确的是(　　) A．明矾能水解生成Al(OH)3胶体，可用作净水剂 B．水解反应NH＋H2ONH3·H2O＋H＋达到平衡后，升高温度平衡逆向移动 C．草木灰与铵态氮肥不宜混合使用 D．盐类水解反应的逆反应是中和反应 答案 B 解析 A.明矾中的铝离子水解生成氢氧化铝胶体，氢氧化铝胶体具有吸附性，能吸附水中的悬浮杂质，所以能净水，故A正确；B.升高温度促进盐的水解，水解反应NH＋H2ONH3·H2O＋H＋达到平衡后，升高温度平衡正向移动，故B错误；C.草木灰与铵态氮肥混合会发生双水解反应，使氨气逸出，土壤中铵根离子浓度降低，从而降低肥效，故C正确；D.盐类水解反应是盐与水反应生成酸和碱，酸与碱发生中和反应生成盐和水，所以盐类水解反应的逆反应是中和反应，故D正确。 【变式10-2】工业上制取纯净的CuCl2·2H2O的主要过程是：①将粗氧化铜(含少量Fe)溶解于稀盐酸中，加热、过滤，调节滤液pH为3；②对①所得滤液按下列步骤进行操作： 已知Cu2＋、Fe2＋在pH为4～5时不水解，而Fe3＋却几乎完全水解而沉淀。请回答下列问题： (1)X是什么物质？__________。其反应的离子方程式是_______________________________。 (2)Y物质应具备的条件是________________________________________，生产中Y可选____________。 (3)溶液乙在蒸发结晶时应注意：_____________________________________________。 答案 (1)Cl2(或H2O2等)　Cl2＋2Fe2＋===2Fe3＋＋2Cl－(或2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O等) (2)调节溶液酸碱性，使pH为4～5，且不引进新杂质　CuO[或Cu(OH)2或Cu2(OH)2CO3] (3)加入盐酸，不断搅拌，当有大量晶体析出时停止加热，冷却后过滤 解析 (1)根据图中所示，加入氧化剂X可把Fe2＋氧化为Fe3＋，而没有增加新杂质，所以X为Cl2或H2O2等。(2)结合提示，调节pH至4～5，使Fe3＋全部沉淀，同时不引入新杂质，所以Y最好为CuO或Cu(OH)2或Cu2(OH)2CO3。(3)CuCl2溶液在蒸发结晶过程中发生水解，为抑制其水解，根据Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋，加入盐酸可抑制其水解，在蒸发过程中要不断搅拌且不能蒸干。 █考点十一 水解常数及其应用 【例11】(1)25 ℃时，H2SO3HSO＋H＋的电离常数Ka1＝1×10－2，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝__________。 (2)25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5。该温度下，1.0 mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋) ≈____________mol·L－1(已知：≈2.4)。 答案 (1) 1×10－12 (2) 2.4×10－5 解析　(1)NaHSO3的水解平衡常数Kh＝，H2SO3的电离常数表达式为Ka1＝＝1×10－2，水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，则有Kh＝＝＝＝1×10－12。由Kh＝可得，＝。 (2)根据Kh＝可得，NH4Cl的水解常数Kh＝≈5.56×10－10，又知Kh＝，由于NH水解程度较小，近似处理：c(H＋)≈c(NH3·H2O)，c(NH)≈1.0 mol·L－1，则有5.56×10－10＝c2(H＋)，c(H＋)≈2.4×10－5 mol·L－1。 解题要点 (1)二元弱酸的水解常数和电离常数的关系 二元弱酸H2A的电离常数为Ka1、Ka2，则Na2A的水解常数Kh为，NaHA的水解常数为。 (2)酸式酸根离子电离与水解程度的相对大小分析思路 (3)判断等浓度的HX和NaX混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。 【变式11-1】已知：常温下，CN－的水解常数Kh＝1.6×10－5。该温度下，将浓度均为0.1 mol·L－1的HCN溶液和NaCN溶液等体积混合。下列说法正确的是(　　) A．混合溶液的pH<7 B．混合溶液中水的电离程度小于纯水的 C．混合溶液中存在c(CN－)>c(Na＋)>c(HCN)>c(OH－)>c(H＋) D．若c mol·L－1盐酸与0.6 mol·L－1 NaCN溶液等体积混合后溶液呈中性，则c＝ 答案　D 解析　CN－的水解常数Kh＝1.6×10－5，则HCN的电离常数为Ka＝＝＝6.25×10－10，Kh＞Ka，所以水解程度更大，溶液显碱性，pH＞7，A项错误；CN－的水解程度大于HCN的电离程度，所以c(HCN)＞c(Na＋)＞c(CN－)，故C项错误；c mol·L－1盐酸与0.6 mol·L－1 NaCN溶液等体积混合后溶液中存在电荷守恒：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CN－)＋c(Cl－)，溶液显中性，所以c(CN－)＝c(Na＋)－c(Cl－)＝ mol·L－1，溶液中还存在元素质量守恒：c(HCN)＋c(CN－)＝c(Na＋)，所以c(HCN)＝c(Na＋)－c(CN－)＝ mol·L－1，所以有Ka＝＝＝6.25×10－10，解得c＝，D项正确。 【变式11-2】常温下，某酸HA的电离常数Ka＝1×10－5。下列说法正确的是(　　) A．HA溶液中加入NaA固体后，减小 B．常温下，0.1 mol·L－1 HA溶液中水电离的c(H＋)为10－13 mol·L－1 C．NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反应，存在关系：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－) D．常温下，0.1 mol·L－1 NaA溶液水解常数为1×10－9 答案　D 解析　为A－的水解平衡常数，加入NaA固体后，由于温度不变，则水解平衡常数不变，A错误；由于HA为弱酸，则常温下0.1 mol·L－1 HA溶液中氢离子浓度小于0.1 mol·L－1，水电离的c(H＋)> mol·L－1＝10－13 mol·L－1，B错误；NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反应，NaA和HCl的物质的量相等，由于A－发生水解生成HA得：2c(Na＋)＞c(A－)＋c(Cl－)，C错误；NaA的水解常数Kh＝＝＝＝1×10－9，D正确。 █考点十二 溶液中粒子浓度比较 【例12】醋酸(CH3COOH)是一种常见的弱酸。下列叙述正确的是(　　) A．pH＝3的CH3COOH溶液中，c(H＋)＝c(CH3COO－) B．pH＝8的CH3COONa溶液中，c(CH3COO－)<c(Na＋) C．0.1 mol·L－1CH3COONa溶液中，c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋) D．0.1 mol·L－1CH3COONa溶液中，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) 答案　B 解析　除CH3COOH电离出的H＋外，水也会电离出少量H＋，A项错误；CH3COO－少部分水解，0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液中，c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)，C项错误；由电荷守恒可知，CH3COONa溶液中，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，D项错误。 解题要点 (1)溶液中粒子浓度大小比较的方法和思路 ①确定溶液中溶质的成分和浓度大小。 ②分析溶液中存在的过程，包括：电离过程（完全电离和部分电离）、弱电解质离子的水解过程、水的电离。 ③找出溶液中存在的微粒。 ④分析电离、水解等过程进行的程度大小，比较粒子浓度大小。 (2)利用“三大守恒”规律判断溶液中粒子浓度关系 ①物料守恒：在溶液中，溶质以分子和离子的形式存在，溶质分子和离子的物质的量浓度之和等于该溶质的物质的量浓度。 ②电荷守恒：同一溶液中，溶液呈电中性，因此正电荷总数与负电荷总数相等。注意：电荷总数=离子浓度（或物质的量）×离子所带电荷数。 ③质子守恒：弱电解质离子在溶液中发生水解，弱电解质离子结合水电离出的H+或OH-，使溶液中的c(H+)≠c(OH-)。但在溶液中，水电离出的H+浓度和OH-浓度总是相等的。 质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。 【变式12-1】下列物质所配成的0.1 mol·L－1溶液中，离子浓度由大到小顺序排列正确的是(　　) A．NH4Cl：c(Cl－)＞c(H＋)＞c(NH)＞c(OH－) B．Na2CO3：c(Na＋)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H＋) C．NaHCO3：c(Na＋)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H＋) D．(NH4)2SO4：c(NH)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(OH－) 答案　D 解析　NH水解导致溶液呈酸性，所以c(H＋)＞c(OH－)，NH水解而氯离子不水解，所以c(Cl－)＞c(NH)，因此NH4Cl溶液中离子浓度的大小顺序是c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－)，故A错误；在Na2CO3溶液中，离子浓度的大小顺序是c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)＞c(H＋)，故B错误；在NaHCO3溶液中，HCO仅有少量电离，所以溶液中c(HCO)＞c(CO)，故C错误；在(NH4)2SO4溶液中，铵根离子部分水解，溶液显酸性，则c(H＋)＞c(OH－)，又因为水解程度微弱，所以c(NH)＞c(SO)，则溶液中离子浓度大小顺序是c(NH)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(OH－)，故D正确。 【变式12-2】室温下，向20.00 mL 1 mol·L－1的氨水中逐滴加入物质的量浓度相同的盐酸，直至盐酸过量。请分析上述实验过程，回答下列问题： (1)实验过程中水的电离程度变化趋势是先______后______(填“变大”“变小”或“不变”)。 (2)当V(HCl)＝20.00 mL时，溶液中溶质为______，溶液中离子浓度的大小顺序是___________________。 (3)实验过程中，当溶液pH恰好等于7时，此时溶液中主要溶质的化学式是______________，V(HCl)______(填“>”“＝”或“<”)20.00 mL。 答案　(1)变大　变小 (2)NH4Cl　c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－) (3)NH4Cl、NH3·H2O　< █考点十三 沉淀溶解平衡及其影响因素 【例13】某同学为了验证难溶的氯化银在水中也存在沉淀溶解平衡，设计了如下实验方案。下列说法正确的是(　　) A．步骤①中应加入过量的AgNO3溶液 B．步骤①中应使NaCl溶液过量 C．步骤②中现象是无沉淀产生 D．步骤②中选用的AgNO3溶液的浓度应小于步骤① 答案　A 解析　为了验证难溶的氯化银在水中也存在沉淀溶解平衡，要证明在氯化钠溶液中加入过量的硝酸银溶液完全反应后的滤液中还存在氯离子，由图可知：步骤①中应加入过量的AgNO3溶液，使NaCl完全反应，B错误；步骤②中现象是产生了白色沉淀，这样才能证明滤液中存在氯离子，C错误；步骤②中选用的AgNO3溶液的浓度应大于步骤①，D错误。 解题要点 (1)难溶电解质的电离仅仅是沉淀溶解平衡的后一个过程。 总过程 沉淀溶解平衡(可逆) 分过程 沉淀的溶解(可逆) 电解质的电离(可逆或不可逆) 表示形式 用电离方程式形式表示，须标明状态(s)、(aq)，一律用“”。注意与弱电解质的电离方程式区别开来。如Al(OH)3(s)Al3＋(aq)＋3OH－(aq)(沉淀溶解平衡)，Al(OH)3Al3＋＋3OH－(电离平衡) (2)影响沉淀溶解平衡的因素 ①内因：溶质本身的性质。绝对不溶的物质是没有的；同是微溶物质，溶解度差别也很大；易溶溶质只要是饱和溶液也存在沉淀溶解平衡。 ②外因：温度、浓度、相同离子等，其影响符合“勒夏特列原理”。 a．温度：一般来说，温度越高，固体物质的溶解度越大。极少数固体物质的溶解度随温度的升高而减小，如Ca(OH)2。 b．相同离子：加入与电解质电离的离子相同的可溶性盐，平衡向生成沉淀的方向移动，溶解度减小。 c．外加其他物质(与电解质电离的离子反应)，平衡向沉淀溶解的方向移动，溶解度增大。 (3)Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关。溶液中离子浓度的变化只能使溶解平衡移动，并不能改变溶度积。 (4)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶物，不能直接根据Ksp的大小来确定其溶解能力的大小，需通过计算转化为溶解度。 【变式13-1】一定温度下，在Ba(OH)2的悬浊液中，存在Ba(OH)2固体与其电离的离子间的溶解平衡关系：Ba(OH)2(s)Ba2＋(aq)＋2OH－(aq)，向此体系中再加入少量的BaO粉末，如果保持温度不变，则下列说法正确的是(　　) A．c(Ba2＋)增大　　　　 B．溶液中Ba2＋数目减少 C．溶液pH减小 D．溶液pH增大 答案 B 解析 Ba(OH)2(s)Ba2＋(aq)＋2OH－(aq)，加入少量的BaO粉末，BaO与H2O反应消耗了水，溶液中有部分沉淀析出，且溶液仍为饱和溶液，c(Ba2＋)、c(OH－)、pH均不变。 【变式13-2】下列有关沉淀溶解平衡的说法正确的是(　　) A．Ksp(AB2)小于Ksp(CD)，说明AB2的溶解度小于CD的溶解度 B．在氯化银的沉淀溶解平衡体系中，加入蒸馏水，氯化银的Ksp增大 C．可比较离子浓度幂之积与溶度积Ksp的相对大小来判断沉淀溶解平衡进行的方向 D．在碳酸钙的沉淀溶解平衡体系中，加入稀盐酸，平衡不移动 答案　C 解析　由于AB2与CD组成形式不同，因此不能根据Ksp大小来比较溶解度的大小，故A错误；Ksp只与温度有关，与浓度无关，故B错误；碳酸钙的沉淀溶解平衡为CaCO3(s)Ca2＋＋CO，加入稀盐酸，H＋能与CO反应，促进碳酸钙的沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，故D错误。 █考点十四 溶度积常数及其应用 【例14】已知Ksp(AgCl)＝1.56×10－10，Ksp(AgBr)＝7.7×10－13，Ksp(Ag2CrO4)＝9×10－11。某溶液中含有Cl－、Br－和CrO，浓度均为0.010 mol·L－1，向该溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的AgNO3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为(　　) A．Cl－、Br－、CrO　　　 B．CrO、Br－、Cl－ C．Br－、Cl－、CrO D．Br－、CrO、Cl－ 答案 C 解析 根据三种难溶物的溶度积数据，在Cl－、Br－和CrO的浓度均为0.010 mol·L－1时，氯离子沉淀时银离子的最小值是1.56×10－10/0.010 mol·L－1＝1.56×10－8 mol·L－1，溴离子沉淀时银离子的最小值是7.7×10－13/0.010 mol·L－1＝7.7×10－11 mol·L－1，CrO沉淀时银离子的最小值是(9×10－11/0.010 mol·L－1)＝3×10－4.5 mol·L－1，沉淀所需银离子浓度小的先沉淀，所以三种离子沉淀的先后顺序是Br－、Cl－、CrO。 解题要点 1对于同类型物质如AgCl、AgBr、AgI等，可直接用溶度积比较难溶电解质的溶解能力，Ksp越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。 2对于不同类型的物质，Ksp不能直接作为比较依据，而应通过计算将Ksp转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度确定溶解能力的强弱。 3关于溶度积常数的计算 ①已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ mol·L－1。 ②已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。 ③计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)，Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝＝。 【变式14-1】硫酸锌是制造锌钡白和锌盐的主要原料，也可用作印染媒染剂，医药上用于催吐剂。已知25℃时，Ksp[Zn（OH）2]＝1.0×10－17，Ksp（Ag2SO4）＝1.2×10－5，则下列说法正确的是（　　） A．在水中加入少量ZnSO4固体时，水的电离平衡向正反应方向移动，Kw不变 B．在ZnSO4溶液中各离子的浓度关系为c（Zn2＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（SO） C．在0.5 L 0.10 mol·L－1的ZnSO4溶液中加入等体积的0.02 mol·L－1的AgNO3溶液，即可生成Ag2SO4沉淀 D．常温下，要除去0.20 mol·L－1ZnSO4溶液中的Zn2＋，至少要调节pH≥9 答案 A 解析 温度不变，水的离子积常数不变，A项正确；根据电荷守恒，在ZnSO4溶液中各离子的浓度关系为2c（Zn2＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋2c（SO），B项错误；在0.5 L 0.10 mol·L－1的ZnSO4溶液中加入等体积的0.02 mol·L－1的AgNO3溶液后，c（SO）＝0.05 mol·L－1，c（Ag＋）＝0.01 mol·L－1，Qc＝c2（Ag＋）·c（SO）＝5×10－6<Ksp（Ag2SO4），所以不会生成Ag2SO4沉淀，C项错误；要除去0.20 mol·L－1ZnSO4溶液中的Zn2＋，反应后残留在溶液中的Zn2＋浓度小于1.0×10－5mol·L－1时就认为Zn2＋沉淀完全，c2（OH－）≥≥（mol·L－1）2，c（OH－）≥1.0×10－6mol·L－1，则c（H＋）≤10－8mol·L－1，所以至少要调节pH≥8，D项错误。 【变式14-2】(1)取5 mL 0.002 mol·L－1BaCl2溶液与等体积的0.02 mol·L－1Na2SO4溶液相混合，通过计算判断有无沉淀产生？__________若有，计算Ba2＋是否沉淀完全？____________（已知该温度下BaSO4的Ksp＝1.1×10－10） (2)有关数据如表所示： 化合物 Zn（OH）2 Fe（OH）2 Fe（OH）3 Ksp近似值 10－17 10－17 10－39 用废电池的锌皮制备ZnSO4·7H2O的过程中，需除去锌皮中的少量杂质铁，其方法是加稀H2SO4和H2O2溶解，铁变为Fe3＋，加碱调节至pH为______时，铁刚好沉淀完全（离子浓度小于1×10－5mol·L－1时，即可认为该离子沉淀完全）；继续加碱至pH为______时，锌开始沉淀（假定Zn2＋浓度为0.1 mol·L－1）。 (3)向含有BaSO4固体的溶液中滴加Na2CO3溶液，当有BaCO3沉淀生成时溶液中＝________。[已知Ksp（BaCO3）＝2.6×10－9，Ksp（BaSO4）＝1.1×10－10] 答案 (1)有　沉淀完全 （2）2.7　6　（3）24 解析 （1）Qc＝c（Ba2＋）·c（SO）＝1×10－5>Ksp，故有沉淀生成。两种溶液混合之后，c（SO）变为9×10－3mol·L－1，根据Ksp＝c（Ba2＋）·c（SO），得c（Ba2＋）＝mol·L－1≈1.2×10－8mol·L－1<1×10－5mol·L－1，故可认为Ba2＋已经沉淀完全。 (2)计算Fe3＋沉淀完全时的pH，当溶液中c（Fe3＋）小于10－5mol·L－1时，视为Fe3＋沉淀完全，先利用Ksp[Fe（OH）3]求算c（OH－）＝≈10－11.3mol·L－1，再通过Kw求出c（H＋）＝10－2.7mol·L－1，pH≈2.7。计算Zn2＋开始产生沉淀时的pH，先利用Ksp[Zn（OH）2]求算c（OH－）＝＝10－8mol·L－1，再通过Kw求出c（H＋）＝10－6mol·L－1，pH＝6。 (3)沉淀转化的离子方程式：BaSO4（s）＋CO（aq）BaCO3（s）＋SO（aq），在同一个溶液中，c（Ba2＋）相同，依据溶度积的表达式，则有＝＝＝≈24。 █考点十五 沉淀溶解平衡曲线 【例15】某温度时，AgCl悬浊液中沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法错误的是( ) A．加入NaCl，可以使溶液由a点变到点c B．加入少量水，平衡不移动，Ag＋浓度不变 C．b点对应溶液中Q＞Ksp D．a、c点对应的Ksp相等 答案 B 解析 加入NaCl，氯离子浓度增大，而a到c点银离子浓度减小，氯离子浓度增大，A正确；加入少量水，促进溶解，仍为饱和溶液，则Cl－浓度不变，Ag＋浓度不变，但是平衡正向移动，B错误；b点对应溶液中Q＞Ksp，则有沉淀生成，C正确；温度不变，溶度积Ksp不变，则c点对应的Ksp等于a点对应的Ksp，D正确。 解题要点 难溶电解质(以BaSO4沉淀曲线为例说明)Q和Ksp间的关系有以下三种可能： 点的变化 a→c 曲线上变化，c(SO)增大，c(Ba2＋)减小 b→c 加入1×10－5 mol/L Na2SO4溶液，c(Ba2＋)变小，c(SO)不变(加水不行) d→c 加入少量BaCl2固体，c(Ba2＋)增大，c(SO)不变(无沉淀生成，忽略溶液的体积变化) c→a 曲线上变化，c(Ba2＋)，增大c(SO)减小 【变式15-1】在T ℃时，AgI在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知T ℃时AgBr的Ksp＝5×10－13。下列说法不正确的是( ) A．在T℃时，AgI的Ksp＝2.5×10－15 B．图中b点有碘化银晶体析出 C．向c点溶液中加入适量蒸馏水，可使溶液由c点到a点 D．在T ℃时，反应AgBr(s)＋I－(aq)AgI(s)＋Br－(aq)的平衡常数K＝200 答案 C 解析　T ℃时，题图中c点处c(I－)＝5×10－8 mol·L－1，c(Ag＋)＝5×10－8 mol·L－1，则Ksp(AgI)＝c(I－)×c(Ag＋)＝5×10－8×5×10－8＝2.5×10－15，故A正确；b点处c(Ag＋)＝5×10－8 mol·L－1，c(I－)>5×10－8 mol·L－1，则c(I－)×c(Ag＋)>Ksp(AgI)，所以会有AgI沉淀析出，故B正确；向c点溶液中加入适量蒸馏水，溶液体积增大，导致c(I－)<5×10－8 mol·L－1，不可能使溶液由c点到a点，故C错误；T ℃时，Ksp(AgI)＝c(I－)×c(Ag＋)＝2.5×10－15，Ksp(AgBr)＝5×10－13，反应AgBr(s)＋I－(aq)AgI(s)＋Br－(aq)的平衡常数K＝＝＝＝200，故D正确。 【变式15-2】常温下，Ag2S与CuS在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，下列说法正确的是 (　　) A．Ksp(Ag2S)＝10－29.2 B．向含CuS沉淀的悬浊液中加入Na2S饱和溶液，Ksp(CuS)减小 C．若Z点为Ag2S的分散系，v(沉淀)>v(溶解) D．CuS(s)＋2Ag＋(aq)Ag2S(s)＋Cu2＋(aq)平衡常数很大，反应趋于完全 答案　D 解析　Ksp(Ag2S)＝c2(Ag＋)·c(S2－)＝(10－20)2×10－9.2＝10－49.2，故A错误；Ksp(CuS)只受温度影响，故B错误；由图像可知，Z点的坐标在曲线上方，即Z点Ag2S的Qc＜Ksp(Ag2S)，则v(沉淀)＜v(溶解)，故C错误；根据方程式可知，K＝＝＝，根据X点和Y点可知，Ksp(CuS)远大于Ksp(Ag2S)，即该反应的平衡常数很大，反应趋于完全，故D正确。 █考点十六 沉淀溶解平衡原理的应用 【例16】(1)工业废水中常含有一定量的Cr2O和CrO，会对人类及生态系统产生很大损害，必须进行处理。Cr(OH)3在溶液中存在以下沉淀溶解平衡：Cr(OH)3(s)Cr3＋(aq)＋3OH－(aq)，常温下，Cr(OH)3的溶度积Ksp＝10－32，要使c(Cr3＋)降低为10－5 mol·L－1，溶液的pH应调至_______。 (2)向0.10 mol·L－1硫酸铜溶液中加入氢氧化钠稀溶液充分搅拌，有浅蓝色Cu(OH)2沉淀生成，当溶液的pH＝8时，c(Cu2＋)＝___________mol·L－1(已知Ksp[Cu(OH)2]＝2.2×10－20)。若在0.10 mol·L－1硫酸铜溶液中通入过量H2S气体，使Cu2＋完全沉淀为CuS，此时溶液中的H＋浓度为_______mol·L－1。 答案 (1)5 (2) 2.2×10－8　0.20 解析　(1)由于Ksp[Cr(OH)3]＝c(Cr3＋)·c3(OH－)＝10－32，则有c(OH－)＝＝ mol·L－1＝10－9 mol·L－1，c(H＋)＝＝ mol·L－1＝10－5 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg10－5＝5。 (2)pH＝8时c(OH－)＝10－6 mol·L－1，由Cu(OH)2的溶度积常数可知：Ksp＝2.2×10－20＝10－12×c(Cu2＋)，得c(Cu2＋)＝2.2×10－8 mol·L－1；使Cu2＋完全沉淀为CuS，已知c(Cu2＋)＝0.10 mol·L－1，根据反应关系式Cu2＋～2H＋可得，c(H＋)＝0.20 mol·L－1。 解题要点 (1)沉淀生成时沉淀剂的选择原则 ①使生成沉淀的反应进行得越完全越好(被沉淀离子形成沉淀的Ksp尽可能地小，即沉淀溶解度越小越好)。 如除去废水中的Cu2＋，可以使Cu2＋转化成CuCO3、Cu(OH)2或CuS，依据三者溶解度的大小可知，选择沉淀剂(FeS)可以使废水中的Cu2＋转化成溶解度更小的CuS。 ②不能影响其他离子的存在，由沉淀剂引入溶液的杂质离子要便于除去或不引入新的杂质离子。 (2)沉淀溶解时的关键步骤是加入的试剂能与产生沉淀的离子发生反应，生成挥发性物质(气体)或弱电解质(弱酸、弱碱或水)，使平衡向沉淀溶解的方向移动，使沉淀溶解的常用方法主要有： 方法 实例 原理(反应方程式) 酸溶解 CaCO3可溶于盐酸 CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O 盐溶解 Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液 Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O 配位溶解 AgCl溶于氨水 AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O 氧化还原溶解 不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀硝酸 3Ag2S＋8HNO36AgNO3＋3S＋2NO↑＋4H2O (3)沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。一般是溶解度小的沉淀会转化生成溶解度更小的沉淀。 ①当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀；如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。 ②溶解度较小的沉淀在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀，如在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，也可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 【变式16-1】工业上用化学法除锅炉的水垢时，先向锅炉中注入饱和Na2CO3溶液浸泡，将水垢中的CaSO4转化为CaCO3，再用盐酸除去[已知：Ksp(CaCO3)＝4.96×10－9，Ksp(CaSO4)＝7.1×10－5]，下列说法错误的是(　　) A．升高温度，Na2CO3溶液的Kw和c(OH－)均会增大 B．沉淀转化的离子方程式为CO(aq)＋CaSO4(s)===CaCO3(s)＋SO(aq) C．该条件下，CaCO3溶解度约为1×10－3 g D．CaSO4和CaCO3共存的悬浊液中，＝1.43×104 答案 C 解析 升高温度，水的电离平衡正向移动，Kw增大，Na2CO3水解平衡正向移动，c(OH－)增大，故A项正确；沉淀由难溶物质转变为更难溶的物质，故B项正确；由c(CO)＝c(Ca2＋)＝＝7.0×10－5 mol·L－1，设溶液为1 L，则＝，解得S＝7.0×10－4 g，该条件下CaCO3的溶解度约为7.0×10－4 g，故C错误；CaSO4和CaCO3共存的悬浊液中，＝＝1.43×104，故D项正确。 【变式16-2】(1)已知：室温下，Ksp[Fe(OH)3]＝1×10－37.4，Ksp[Mn(OH)2]＝2×10－13。某溶液中c(Mn2＋)＝0.2mol/L，其中含有一定量的Fe3＋，欲使溶液中Fe3＋完全除去[c(Fe3＋)<10－5mol/L]，需控制溶液pH的范围是____________。 (2)向含有Ca2＋、Mg2＋的某MnSO4溶液(pH约为5)中加入NH4F溶液，让溶液中的Ca2＋、Mg2＋形成氟化物沉淀。若沉淀后上层清液中c(F－)＝0.05mol/L，则＝____________[Ksp(MgF2)＝5×10－11，Ksp(CaF2)＝5×10－9]。 (3)已知：Ksp(FeS)＝6.5×10－18，Ksp[Fe(OH)2]＝5.0×10－17；H2S电离常数分别为Ka1＝1.1×10－7、Ka2＝1.3×10－13。在弱酸性溶液中，反应FeS＋H＋Fe2＋＋HS－的平衡常数K的数值为____________。 答案 (1)3.2～8.0　(2)100　(3)5×10－5 解析 (1)根据Ksp[Mn(OH)2]＝2×10－13，c(Mn2＋)＝0.2mol/L，计算Mn2＋开始沉淀时溶液的pH：c(OH－)＝ mol/L＝10－6 mol/L，pOH＝6，pH＝8。根据Ksp[Fe(OH)3]＝1×10－37.4、完全沉淀时c(Fe3＋)<10－5mol/L，计算Fe3＋完全沉淀时溶液的pH：c(OH－)＝ mol/L＝10－10.8 mol/L，pOH＝10.8，pH＝3.2。所以“除铁”过程需控制溶液pH的范围是3.2～8.0。(2)＝＝＝100。(3)反应FeS＋H＋Fe2＋＋HS－的平衡常数K＝＝＝＝＝5×10－5。 基础应用 1．下列方程式书写正确的是(　　) A．HCO在水溶液中的水解方程式：HCO＋H2OH3O＋＋CO B．H2SO3的电离方程式：H2SO32H＋＋SO C．CO的水解方程式：CO＋2H2OH2CO3＋2OH－ D．CaCO3的电离方程式：CaCO3===Ca2＋＋CO 答案 D 解析 H2CO3、H2SO3属于二元弱酸，HCO水解方程式为HCO＋H2OH2CO3＋OH－，A错误；H2SO3电离方程式为H2SO3H＋＋HSO，B错误；CO以第一步水解为主，水解方程式为CO＋H2O⇌HCO＋OH－，C错误。 2．（24-25高二上·四川凉山·期中）下列事实不能证明是弱酸的有( ) A．在25℃时，用pH传感器测得0.1mol·L-1溶液的pH约为3 B．用溶液做导电实验，灯泡很暗 C．中和等体积、等pH的溶液和HCl溶液时，溶液消耗的NaOH更多 D．25℃时，的溶液和的KOH溶液等体积混合所得溶液呈酸性 答案 B 解析 A．若是强酸，则其电离的氢离子浓度应该为，则，而测定以后其，说明醋酸电离不完全，可以证明它是弱酸，A可以证明；B．电解质溶液的导电性与电解质的强弱没有直接关系，与该溶液中的离子浓度大小有关，用溶液做导电实验，灯泡很暗，但是不知道醋酸浓度，不能确定醋酸是否完全电离，也就无法确定醋酸是不是弱电解质，B不能证明；C．醋酸和盐酸均为一元酸，等、等体积的醋酸比盐酸中和的物质的量多，表明等、等体积的醋酸比盐酸的浓度大，则证明了醋酸为弱酸，是弱电解质，C可以证明；D．的溶液和的溶液中，，等体积混合以后，应该完全反应，溶液呈中性，而现在呈酸性，说明还有剩余的醋酸没有消耗完，说明醋酸是弱酸，D可以证明；故选B。 3．常温下，如图是X、Y、Z三种液体的对应近似pH，下列判断不正确的是(　　) A．X显酸性　　　　　　 B．Y一定是水 C．Z可能是碳酸钠溶液 D．Z可使紫色石蕊试液变蓝 答案 B 解析 常温下，X溶液的pH为1，小于7，呈酸性，A项正确；Y溶液的pH为7，呈中性，但呈中性的溶液不一定是水，如氯化钠溶液也是中性的，B项错误；Z溶液的pH为10，大于7，呈碱性，碳酸钠溶液显碱性，C项正确；Z溶液的pH为10，大于7，呈碱性，因此Z可使紫色石蕊试液变蓝，D项正确。 4．下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　) A．向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小 B．将CH3COONa溶液从20 ℃升温至30 ℃，溶液中增大 C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中>1 D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变 答案 D 解析 A项，CH3COOHCH3COO－＋H＋，K＝，则＝，加水稀释，K不变，c(CH3COO－)减小，故比值变大。B项，CH3COONa溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，K＝，升高温度，水解平衡正向移动，K增大，则＝减小。C项，溶液呈中性，则c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒可知，c(Cl－)＝c(NH)。D项，向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，沉淀溶解平衡逆向移动，由于＝＝，Ksp仅与温度有关，故不变。 5．常温下，下列关于pH＝3的CH3COOH溶液的叙述错误的是(　　) A．溶液中水电离出的c(H＋)＝10×10－11mol·L－1 B．与等体积pH＝11的NaOH溶液混合，所得溶液pH＝7 C．加入少量水稀释该溶液的过程中，增大 D．加入0.1 mol·L－1CH3COONa溶液使pH＝7，则c(CH3COO－)＝c(Na＋) 答案 B 解析 A.pH＝3的 CH3COOH溶液中c(H＋)＝1.0×10－3 mol·L－1，醋酸抑制了水的电离，溶液中氢氧根离子来自水的电离，则由H2O电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－11 mol·L－1，故A正确；B.pH＝3的 CH3COOH与等体积pH＝11的NaOH溶液混合，醋酸为弱酸，混合液中醋酸过量，反应后溶液呈酸性，故B错误；C.由醋酸电离的平衡常数表达式可知，＝＝，加水稀释，氢离子浓度降低，温度不变，则平衡常数不变，则稀释过程中，增大，故C正确；D.滴加0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液至pH＝7时，c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；根据电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，可知c(CH3COO－)＝c(Na＋)，故D正确。 6．下列说法不正确的是(　　) A．2.0×10－7mol·L－1的盐酸中c(H＋)＝2.0×10－7mol·L－1 B．将KCl溶液从常温加热至80 ℃，溶液的pH变小但仍保持中性 C．常温下，NaCN溶液呈碱性，说明HCN是弱电解质 D．常温下，pH为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液pH增大 答案 A 解析 盐酸的浓度为2.0×10－7mol·L－1，完全电离，接近中性，溶剂水电离出的氢离子浓度的数量级与溶质HCl电离的氢离子浓度相差不大，则计算氢离子浓度时，不能忽略水中的氢离子浓度，其数值应大于2.0×10－7mol·L－1，A错误；KCl溶液为中性溶液，常温下pH＝7，加热到80 ℃时，水的离子积常数Kw增大，对应溶液的氢离子浓度随温度升高会增大，pH会减小，但溶液溶质仍为KCl，则仍呈中性，B正确；NaCN溶液呈碱性，说明该溶质为弱酸强碱盐，即CN－对应的酸HCN为弱电解质，C正确；醋酸在溶液中会发生电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，向溶液中加入醋酸钠固体，根据同离子效应可知，该平衡会向生成弱电解质的方向(逆向)移动，使溶液中的氢离子浓度减小，pH增大，D正确。 7．已知：①25 ℃时NaNO2溶液pH＞7；②用HNO2溶液做导电试验，灯泡很暗；③HNO2不与Na2SO4反应；④25 ℃时0.1 mol·L－1 HNO2溶液pH＞l。 能说明HNO2是弱电解质的是(　　) A．①②③　　B．②③④　　C．①④　　D．①②④ 答案 C 解析 ①25 ℃时NaNO2溶液pH＞7，说明亚硝酸根水解显碱性，则HNO2是弱酸，是弱电解质；②用HNO2溶液做导电试验，灯泡很暗，说明电流很微弱，但需要与强电解质溶液做对比实验，才能得出结论；③HNO2不与Na2SO4反应，二者不构成离子反应的条件，与强弱电解质无关；④25 ℃时 0.1 mol·L－1HNO2溶液pH＞l，氢离子浓度小于0.1 mol·L－1，说明HNO2没有完全电离，则HNO2是弱电解质；综上所述，①④正确。 8．（23-24高二上·黑龙江哈尔滨·期末）下列物质溶解于水时，电离出的阳离子能使水的电离平衡正向移动的是( ) A．CH3COONa B．Na2SO4 C．NH4Cl D．H2SO4 答案 C 解析 A．CH3COONa电离方程式CH3COONa=CH3COO-+Na+，Na+不影响水的电离，故A不符合题意；B．Na2SO4电离方程式为Na2SO4=2Na++SO42-，Na+不影响水的电离，故B不符合题意；C．NH4Cl电离方程式为NH4Cl=NH4++Cl-，NH4+水解，促进水的电离，故C符合题意；D．硫酸电离方程式为H2SO4=2H++SO42-，H+抑制水的电离，故D不符合题意；答案为C。 9．（24-25高二上·四川南充·期中）常温下，下列各组离子在给定溶液中一定能大量共存的是( ) A．澄清透明溶液中：、、、 B．通入后的溶液中：、、、 C．在的溶液中：、、、 D．pH=1的溶液中：、、、 答案 B 解析 A．和SCN−会生成硫氰化铁，不能大量共存，A不符合题意；B．由于存在氯离子和硝酸根离子，其HCl、HNO3的酸性强于碳酸，故通入后的溶液中不会产生碳酸钙沉淀，则各离子在给定溶液中一定能大量共存，B符合题意；C．由水电离出的氢氧根浓度的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性，当溶液呈碱性时，、均不能大量共存；当溶液呈酸性时，各离子能大量共存，则不一定能大量共存，C不符合题意；D．常温下，pH=1的溶液呈酸性，在酸性环境下硝酸根离子具有强氧化性，能将亚铁离子氧化为铁离子，不能大量共存，D不符合题意；故选B。 10．25℃时，相同pH的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是( ) A．HB的酸性强于HA B．a点溶液的导电性大于b点溶液 C．a点的c平(HA)大于b点的c平(HB) D．水的电离程度：a点溶液大于b点溶液 答案 D 【分析】pH相同的酸，稀释相同倍数时，酸性强的酸的pH的变化大，酸性较弱的酸的pH的变化小．据此得出酸性：HA＞HB 解析 A．由分析可知，酸性：HA＞HB，A错误；B．在这两种酸溶液中，c(H+)≈c(A－)，c(H+)≈c(B－)，而a点的c(H+)小于b点的c(H+)，故a点的c(A－)小于b点的c(B－)，即a点的离子浓度小于b点的离子浓度，故a点的导电能力小于b点，B错误；  C．在稀释前两种酸的pH相同，而两种酸的酸性：HA＞HB，故在稀释前两种酸溶液的浓度c(HA)＜c(HB)，故将溶液稀释相同倍数时，酸的浓度仍有：c(HA)＜c(HB)，故a点的c平(HA)小于b点的c平(HB)，C错误； D．b点溶液酸性更强，对水的电离抑制更大，则水的电离程度：a点溶液大于b点溶液，D正确； 故选D。 11．（24-25高二上·湖北武汉·阶段练习）下列实验过程错误的是( ) 编号 实验目的 实验过程 A 比较CdS(黄色)与CuS(黑色)的溶解度【已知Ksp(CdS)>Ksp(CuS)】 向H2S溶液中滴加过量0.01mol·L-1的CdSO4溶液，然后滴入几滴0.01mol·L-1CuSO4溶液，观察沉淀颜色变化 B 提高饱和氯水中的HClO浓度 向饱和氯水中加入碳酸钙并通入适量Cl2，然后过滤 C 加快铁片与盐酸的反应速率 向反应液中滴入几滴CuCl2溶液 D 滴定法测定NaOH溶液的浓度 必须使用干燥的锥形瓶 答案 D 解析 A．H2S溶液中滴加过量0.01mol•L-1的CdSO4溶液，生成CdS黄色沉淀，然后滴入几滴0.01mol•L-1CuSO4溶液，转化为更难溶的黑色沉淀CuS，可比较CdS(黄色)与CuS(黑色)的溶解度，A正确；B．氯气与水反应生成盐酸和次氯酸，盐酸与碳酸钙反应，而次氯酸不能与CaCO3反应，使氯气与水的平衡正向移动，可提高饱和氯水中的HClO浓度，B正确；C．Fe与氯化铜溶液反应生成Cu，构成原电池，可加快铁片与盐酸的反应速率，C正确；D．锥形瓶中有少量水对实验无影响，不需要使用干燥的锥形瓶，D错误；故答案为：D。 12．已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgI)＝1.0×10－16。下列说法错误的是(　　) A．AgCl不溶于水，不能转化为AgI B．在含有浓度均为0.001 mol·L－1的Cl－、I－的溶液中缓慢加入AgNO3稀溶液，首先析出AgI沉淀 C．AgI比AgCl更难溶于水，所以AgCl可以转化为AgI D．常温下，AgCl若要在NaI溶液中开始转化为AgI，则NaI的浓度必须不低于×10－11 mol·L－1 答案 A 解析 组成结构相似的物质，溶度积越小，其溶解度越小，越易先形成沉淀，B项正确；溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，所以A项错，C项正确；AgCl溶液中c(Ag＋)＝×10－5 mol·L－1。要使AgI形成沉淀，则c(Ag＋)·c(I－)≥1.0×10－16。则c(I－)≥ mol·L－1＝×10－11 mol·L－1，D正确。 13．常温下，将一定浓度的盐酸和醋酸加水稀释，溶液的导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法中正确的是(　　) A．两溶液稀释前的浓度相同 B．a、b、c三点溶液的pH由大到小顺序为a＞b＞c C．a点的Kw值比b点的Kw值大 D．a点水电离的c(H＋)大于c点水电离的c(H＋) 答案 D 解析 稀释前，两种溶液的导电能力相同，所以溶液中离子浓度相同，醋酸是弱电解质，所以醋酸的浓度大于盐酸的浓度，A项错误；导电能力越强，氢离子浓度越大，而溶液的pH越小，大小顺序应为b＞a＞c，B项错误；温度不变，水的离子积常数不变，C项错误；a点是c点加水稀释后的溶液，加水稀释后，溶液酸性减弱，水的电离程度增大，所以D正确。 14．常温下，有浓度均为的下列4种溶液： ①NaCN溶液②NaOH溶液③溶液④溶液 HCN (1)这4种溶液中②由水电离出的浓度为 。 (2)①中各离子浓度由大到小的顺序是 。 (3)④中的水解平衡常数 (保留2位有效数字)。 (4)若向等体积的③和④中滴加等浓度的盐酸至溶液呈中性，则消耗盐酸的体积③ ④(填“>”“<”或“=”)。 (5)25℃时，测得HCN和NaCN的混合溶液的，则约为 (保留1位有效数字)。向NaCN溶液中通入少量，发生反应的离子方程式为 。 (6)溶液显酸性的原因： (用离子方程式表示)，是一种液态化合物，遇水剧烈反应，产生白雾，同时生成能使品红溶液褪色的气体，其水解反应的化学方程式为 。用水解制备的化学方程式为： 。 答案 (1) (2) (3) (4)< (5)0.02 (6) 解析 （1）氢氧化钠为强碱，则②由水电离的c(H+)=mol/L ； （2）)①NaCN中CN-水解溶液显碱性，则c(H+)＜c(OH-)，根据电荷守恒可知c(CN-) ＜ c(Na+)，则各离子浓度由小到大的顺序是； （3）④中的水解平衡常数； （4）等体积③CH3COONa溶液和④Na2CO3溶液中分别滴加盐酸至溶液呈中性，由于同浓度下，CH3COONa溶液的pH较小，则需要盐酸中和至中性的量较少，故答案是<； （5）25℃时，测得HCN和NaCN的混合溶液的pH=11，所以，由可知：。向NaCN溶液中通入少量，根据表中酸的电离常数可知，酸性：，所以NaCN和碳酸氢钠，不会再生成碳酸钠和HCN，则反应的离子方程式为； （6）溶液中铝离子可以水解生成氢离子，溶液显酸性，离子方程式为：；水解生成氯化氢， 遇空气产生白雾，同时生成二氧化硫，有漂白性，可以使品红溶液褪色，水解方程式为：；根据水解原理，水解生成和氯化氢，水解方程式为：。 能力提升 15．在湿法炼锌的电解循环溶液中，较高浓度的Cl－会腐蚀阳极板而增大电解能耗。可向溶液中同时加入Cu和CuSO4，生成CuCl沉淀从而除去Cl－。根据溶液中平衡时相关离子浓度的关系图，下列说法错误的是(　　) A．Ksp(CuCl)的数量级为10－7 B．除Cl－反应为Cu＋Cu2＋＋2Cl－===2CuCl C．加入Cu越多，Cu＋浓度越高，除Cl－效果越好 D．2Cu＋===Cu2＋＋Cu平衡常数很大，反应趋于完全 答案 C 解析 由题图可知，当－lg＝0时，lg约为－7，即c(Cl－)＝1 mol·L－1，c(Cu＋)＝10－7 mol·L－1，则Ksp(CuCl)＝c(Cu＋)·c(Cl－)的数量级为10－7，A项正确；由于向较高浓度的Cl－中加Cu和CuSO4，生成CuCl沉淀从而除去Cl－，B项正确；Cu为固体，浓度视为常数，只要满足反应用量即可，过多的铜也不会影响平衡状态的移动，C项错误；由题图可知，交点处c(Cu＋)＝c(Cu2＋)≈10－6 mol·L－1，则2Cu＋===Cu2＋＋Cu的平衡常数K＝≈106，该平衡常数很大，因而反应趋于完全，D项正确。 16．室温下，将两种浓度均为0.10 mol·L－1的溶液等体积混合，若溶液混合引起的体积变化可忽略，下列各混合溶液中微粒物质的量浓度关系正确的是(　　) A．NaHCO3－Na2CO3混合溶液(pH＝10.30)：c(Na＋)>c(CO)>c(HCO)>c(OH－) B．氨水－NH4Cl混合溶液(pH＝9.25)：c(NH)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－) C．CH3COOH－CH3COONa混合溶液(pH＝4.76)：c(Na＋)>c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋) D．H2C2O4－NaHC2O4混合溶液(pH＝1.68，H2C2O4为二元弱酸)：c(H＋)＋c(H2C2O4)＝c(Na＋)＋c(C2O)＋c(OH－) 答案 D 解析 A项，等浓度的NaHCO3和Na2CO3，CO的水解程度比HCO的大，所以溶液中c(HCO)>c(CO)，错误；B项，电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，物料守恒：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2c(Cl－)，pH＝9.25，溶液显碱性，说明NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度，c(NH)>c(NH3·H2O)，结合物料守恒有c(NH)>c(Cl－)>c(NH3·H2O)，则结合电荷守恒有c(NH)＋c(H＋)>c(NH3·H2O)＋c(OH－)，错误；C项，电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，溶液显酸性，则c(Na＋)<c(CH3COO－)，错误；D项，电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HC2O)＋2c(C2O)＋c(OH－)，物料守恒：2c(Na＋)＝c(HC2O)＋c(C2O)＋c(H2C2O4)，两式相减可得：c(H＋)＋c(H2C2O4)＝c(Na＋)＋c(C2O)＋c(OH－)，正确。 17．室温下，将一元酸HA的溶液和KOH溶液等体积混合(忽略体积变化)，实验数据如下表： 实验编号 起始浓度/(mol·L-1) 反应后溶液的pH c(HA) c(KOH) ① 0.1 0.1 9 ② x 0.2 7 下列判断不正确的是(　　) A．实验①反应后的溶液中：c(K＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋) B．实验①反应后的溶液中：c(OH－)＝c(K＋)－c(A－)＝ mol·L－1 C．实验②反应后的溶液中：c(A－)＋c(HA)>0.1 mol·L－1 D．实验②反应后的溶液中：c(K＋)＝c(A－)>c(OH－)＝c(H＋) 答案 B 解析 室温下，将等体积等浓度的HA溶液和KOH溶液混合(忽略体积变化)，溶液呈碱性，说明该酸是弱酸。A.溶液中存在电荷守恒，即c(K＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，该盐是强碱弱酸盐，其溶液呈碱性，c(OH－)＞c(H＋)，盐的水解较微弱，所以c(A－)＞c(OH－)，A正确；B.根据题给实验①的数据知，0.1 mol·L－1 HA溶液和0.1 mol·L－1 KOH溶液等体积混合，恰好反应生成KA盐溶液，根据电荷守恒式知，c(OH－)＝c(K＋)＋c(H＋)－c(A－)＝ mol·L－1，B错误；C.当等物质的量的酸和碱恰好反应时，溶液呈碱性，要使等体积的酸和碱混合后溶液呈中性，则酸的浓度应大于碱，根据物料守恒得实验②反应后的溶液中：c(A－)＋c(HA)＞0.1 mol·L－1，C正确；D.溶液中存在电荷守恒，即c(K＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，溶液呈中性，即c(OH－)＝c(H＋)，则c(K＋)＝c(A－)，中性溶液中水的电离较微弱，所以c(A－)＞c(OH－)，D正确。 18．常温下，改变0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)＝]。下列叙述错误的是(　　) A．pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－) B．常温下，H2A的电离平衡常数Ka2＝10－4.2 C．pH＝2.7时，c(HA－)＞c(H2A)＝c(A2－) D．KHA溶液中离子浓度大小关系为c(K＋)＞c(HA－)＞c(OH－)＞c(H2A)＞c(H＋)＞c(A2－) 答案 D 解析 由图可知pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－) ，可求出Ka1＝10－1.2，pH＝4.2时c(HA－) ＝c(A2－)，Ka2＝10－4.2，HA－的水解常数：Kh＝＝10－12.8，可知HA－的水解程度小于其电离程度，所以KHA溶液中离子浓度大小关系为c(K＋)＞c(HA－)＞c(H＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(H2A)。 19．(1)25 ℃时，部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 电离平衡常数 Ka＝1.7×10－4 Ka＝4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 ①在测定c(H＋)相等的盐酸和HCOOH溶液的pH时，某同学先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测，误差较大的是________(填“盐酸”或“HCOOH溶液”)，原因是_______________________________________________________。 ②将少量CO2通入NaCN溶液中，它们能否发生反应(若能，写出反应的离子方程式；若不能，直接填“否”)：_________________________________。 (2)某温度下的溶液中，c(H＋)＝10x mol·L－1，c(OH－)＝10y mol·L－1。x与y的关系如图所示： ①M、N点对应的温度分别是T1、T2，则T1________T2(填“>”“＝”或“<”)。 ②T2时，水的离子积常数Kw＝________；pH＝9的NaOH溶液中，由水电离产生的c(H＋)＝________mol·L－1。 答案 (1)①盐酸　在稀释过程中，HCOOH继续电离产生H＋，使得溶液中c(H＋)较盐酸中的c(H＋)大，误差较小　②CN－＋CO2＋H2O===HCN＋HCO (2)①<　 ②10－12　 1×10－9 解析 (1)①醋酸是弱电解质，氯化氢是强电解质，因为醋酸中存在电离平衡，盐酸中不存在电离平衡，加水稀释促进醋酸电离，所以加等体积的水稀释等pH的醋酸和盐酸，稀释后的醋酸溶液中c(H＋)大于盐酸溶液中c(H＋)，pH变化小； ②因酸性H2CO3＞HCN＞HCO，则将少量CO2通入NaCN溶液中，发生：CO2＋H2O＋CN－===HCO＋HCN； (2)①温度越高，Kw越大。T1时Kw＝10－16，T2时Kw＝10－12，故T1<T2；②pH＝9的NaOH溶液中H＋完全来自水的电离，其物质的量浓度为1×10－9 mol·L－1。 20．为白色粉末，微溶于水，不溶于酒精，其在潮湿的环境中易被氧化变质，常用作催化剂、脱色剂。某兴趣小组利用下图装置(部分夹持装置略去)制备氯化亚铜。 实验步骤： I．向C中加入的溶液，继续加入的溶液。 II．打开a的活塞，向A中滴加盐酸，产生气体，一段时间后C中产生白色固体。 III．将C中混合物过滤、洗涤、干燥得产品。 回答下列问题： (1)仪器a的名称是 ，装置B中的液体为 。 (2)装置C中生成过程中发生反应的离子方程式为； 。 (3)洗涤时，先用水洗，后用乙醇洗，使用乙醇洗的原因是 。 (4)测量的质量分数：准确称取所制备的氯化亚铜样品，将其置于过量的溶液中，待样品完全溶解后，加入适量稀硫酸，用的溶液滴定到终点，消耗，溶液，反应中被还原为。 (已知：；该条件下与不反应) ①滴定时应将溶液加入 (填“酸式”或“碱式”)滴定管中。 ②样品中的质量分数表达式为 (用含a、b、m的代数式表示)。 ③下列因素引起测定结果偏高的是 。 A．配制标准溶液时，烧杯中的溶液有少量溅出 B．在接近滴定终点时，用少量蒸馏水冲洗锥形瓶的内壁 C．滴定终点读取滴定管刻度时，俯视标准溶液液面 D．滴定前尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失 答案 (1) 恒压滴液漏斗 饱和溶液 (2) (3)使用乙醇洗去表面的水，防止其在潮湿的环境中被氧化 (4)酸式 AD 【分析】盐酸与亚硫酸钠溶液反应生成二氧化硫气体，含有杂质氯化氢，用饱和亚硫酸氢钠溶液除去氯化氢，二氧化硫气体通入装置C中与氢氧化钠溶液、氯化铜溶液反应生成氯化亚铜，尾气用氢氧化钠溶液吸收。 解析 （1）根据图示装置，仪器a是恒压滴液漏斗；据分析，装置B中的液体为饱和溶液。 （2）装置C中发生反应，生成过程中的离子方程式为。 （3）洗涤时，先用水洗，后用乙醇洗，使用乙醇洗的原因是使用乙醇洗去表面的水，防止其在潮湿的环境中被氧化。 （4）①溶液具有强氧化性，滴定时应将其加入酸式滴定管中； ②氧化Fe2+，根据得失电子守恒，结合，有关系：，样品中的质量分数表达式为=； ③A．配制标准溶液时，烧杯中的溶液有少量溅出，标准溶液浓度偏低，滴定时消耗的体积偏大，导致测定结果偏高，A符合题意；B．在接近滴定终点时，用少量蒸馏水冲洗锥形瓶的内壁，对实验果没有影响，B不符合题意；C．滴定终点读取滴定管刻度时，俯视标准溶液液面，导致读数偏小，测定结果偏低，C不符合题意；D．滴定前尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失，气泡的体积计入读数，导致测定结果偏高，D符合题意；故选AD。 1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题3 水溶液中的离子反应 复习讲义 复习目标 1．认识电解质在水溶液中存在电离平衡以及影响电离平衡移动的的影响因素。 2．学会运用电离平衡常数来描述弱酸、弱碱的电离程度。 3．知道水是一种极弱的电解质，了解影响水的电离平衡常数的因素。 4．知道水的离子积常数，能够运用水的离子积常数进行有关计算。 5．结合真实实例，能判断溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。 6．能进行溶液的pH计算，能调控溶液的酸碱性。能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。 7．通过实验探究，掌握酸碱中和滴定的原理；结合真实情境中的实际实例，掌握酸碱中和滴定的操作方法和误差分析。 8．认识盐类水解的原理；能用化学用语表示盐类的水解，能通过实验证明盐类水解的存在。 9．结合真实情境中的应用实例，能应用盐类水解原理判断盐溶液的酸碱性；认识影响盐类水解的主要因素。 10．结合真实情境中的应用实例，了解盐类水解在生产、生活中的应用。 11．能运用电离平衡和水解平衡原理分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题。 12．知道弱电解质的电离和盐类水解均存在平衡，学会判断溶液中的微粒种类及微粒间的定量关系。 13．通过酸碱中和滴定图像分析，进一步掌握滴定过程中各种量的变化关系。 14．认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡；能够根据化学平衡原理分析沉淀溶解平衡的影响因素。 15．能够利用离子积与溶度积常数的关系判断溶液中难溶电解质的沉淀和溶解情况。 16．能通过简单计算判断沉淀的生成和溶解，能从理论上解释发生沉淀转化现象。 17．能运用沉淀溶解平衡原理解释生产、生活中的实际问题。 重点和难点 重点：电离平衡常数的意义及应用；中和滴定实验操作及误差分析；盐类水解的原理和规律及影响盐类水解的因素；沉淀溶解平衡原理及其应用。 难点：电离平衡常数的应用；有关pH的计算；酸碱中和滴定曲线及应用；盐类水解常数及其应用；根据图像分析粒子浓度的关系沉淀溶解平衡在生产生活中的应用。 █知识点一 强电解质和弱电解质 1．电解质和非电解质 (1)电解质：在水溶液中或熔融状态下能_______的_______。 电解质在水溶液或熔融状态下能产生_________的离子。 (2)非电解质：在水溶液中和熔融状态下都_________的_______。 2．强电解质和弱电解质 根据电解质在水溶液中的_________，可把电解质分为强电解质和弱电解质。 ①强电解质是在水溶液中_________的电解质。常见的强电解质有_______、_______和________。 ②弱电解质是在水溶液中__________的电解质。常见的弱电解质有_______、_______。 3．常见的强电解质和弱电解质、非电解质 (1)常见的强电解质 强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。 强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。 大部分盐，包括难溶性盐，如BaSO4、CaCO3等。 (2)常见的弱电解质 弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH（或其他有机酸）、HNO2、HCN、H2SiO3等。 弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。 (3)常见的非电解质 ①包括CO、NO、SiO2及CH4和其他烃类、乙醇和其他醇类、酯类、葡萄糖、蔗糖等。 ②本身在水溶液中不能电离，但与水反应生成电解质的，如CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5、NH3等。 4．电离方程式 (1)强电解质的电离方程式 强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如： H2SO4：____________________________； Na2CO3：____________________________； Ba(OH)2：____________________________。 (2)弱电解质的电离方程式 ①弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如： CH3COOH：____________________________； NH3·H2O：____________________________。 ②多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。 如H2CO3的电离方程式：____________________________、____________________________。 ③多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。 如Fe(OH)3的电离方程式是：____________________________。 (3)酸式盐的电离 ①强酸的酸式盐在熔融状态和溶液中的电离情况不同。 例如：NaHSO4(熔融)=== ______________，NaHSO4(溶液)=== ______________。 ②弱酸的酸式盐在水溶液中的电离强中有弱。 例如：NaHCO3===______________ ，______________ 。 5．强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 相同点 都是电解质，在水溶液中都能_______，都能_______，电解质的强弱与_______无关 不同点 电离程度 _______电离 _______电离 电离过程 _______过程 可_______过程 表示方法 电离方程式用“_______” 电离方程式用“_______” 电解质在溶液中的存在形式 易错提醒 (1)与离子化合物和共价化合物的关系 ①离子化合物在熔化状态下能完全电离，在水溶液也是完全电离的，因此离子化合物一定是强电解质。 ②共价化合物中有的是强电解质，如强酸；有的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水；有的是非电解质。 (2)判断电解质强弱的依据 ①区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。 ②电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。 ③在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)盐酸能导电，所以盐酸是电解质( ) (2)干冰、葡萄糖和金刚石都不导电，它们都是非电解质( ) (3)NH3溶于水能导电，所以NH3是电解质( ) (4)强电解质在溶液中不存在溶质分子，而弱电解质在溶液中存在溶质分子( ) (5)BaSO4难溶于水，其水溶液导电性很差，所以BaSO4是弱电解质( ) (6)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强( ) (7)强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物( ) (8)盐酸是强酸，醋酸是弱酸，所以盐酸的导电能力一定比醋酸溶液的强( ) (9)随着温度的升高，弱电解质溶液和金属的导电能力均增强( ) (10)向醋酸溶液中滴加等浓度NaOH溶液，混合溶液的导电能力不变( ) 2．现有①硫酸铜晶体、②碳酸钙固体、③纯磷酸、④硫化氢、⑤三氧化硫、⑥金属镁、⑦石墨、⑧固态苛性钾、⑨氨水、⑩熟石灰固体 (1)其中属于强电解质的是___________(填序号，下同)。 (2)属于弱电解质的是___________________。 (3)属于非电解质的是_____________________。 (4)既不是电解质，又不是非电解质的是_______________。 (5)能导电的是____________________。 3．写出下列电解质在水中的电离方程式： (1)H2CO3 ________________________________ (2)H2S ________________________________ (3)NaHCO3 _______________________________ (4)NaHSO4 ______________________________ █知识点二 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡 (1)概念：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到__________时，弱电解质分子电离成离子与离子结合成弱电解质分子的_______相等，溶液中各分子和离子的浓度___________________的状态。 (2)特征 ①弱电解质的电离平衡是一种_______平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并_________。 ②弱电解质分子______________的速率和离子结合成______________的速率相等。 ③溶液中各分子和离子的浓度都__________。 ④外界条件发生变化，电离平衡__________。 特别提醒 (1)电离平衡的可逆性：弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。 (2)弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且v电离=v结合≠0。 (3)溶液中电解质分子和电解质离子同时存在，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度保持不变。 (4)电解质溶液中的守恒问题 ①物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒（又称物料守恒），如：0.1mol·L-1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1。 ②电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数=负电荷总数。 2．影响电离平衡的因素 (1)内因：弱电解质______________是决定因素。 (2)外部因素 ①温度：弱电解质的电离一般是_______过程，升高温度，电离平衡_______，电离程度_______。 ②浓度： 增大弱电解质的浓度，电离平衡_______，但电离程度_______； 加水稀释，电离平衡_______，电离程度_______。 ③同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可_______弱电解质的电离，电离平衡_______，电离程度_______。 ④化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡_______，电离程度_______。 易错提醒 (1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。 (2)弱电解质的电离程度、溶液的导电能力与电离平衡的移动没有必然的关系。 (3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 (4)电离平衡也属于化学平衡，可用勒夏特列原理分析弱电解质的电离平衡。 (5)注意加水稀释和加入冰醋酸都会使平衡正向移动，但是电离度却是相反的。 效果检测 1．以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。 电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。 影响因素 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) pH 导电能力 升温(不考虑挥发) 加冰醋酸 加水稀释 加CH3COONa固体 通HCl气体 加NaOH固体 加金属Zn 2．在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示，请回答： (1)“O”点导电能力为0的理由是____________________________________________。 (2)a、b、c三点溶液中醋酸的电离程度由小到大的顺序为____________。 (3)a、b、c三点溶液中CH3COO－物质的量最大的是________点。 3．已知在氨水中存在下列平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。 (1)向氨水中加入MgCl2固体时，平衡向__________(填“左”或“右”)移动，OH－的浓度__________(填“增大”或“减小”，下同)，NH的浓度__________。 (2)向氨水中加入浓盐酸，平衡向__________(填“左”或“右”)移动，此时溶液中浓度减小的微粒有__________________。 (3)向氨水中加入少量的NaOH固体，平衡向__________(填“左”或“右”)移动。 █知识点三 电离平衡常数和电离度 1．电离平衡常数的表示方法 (1)电离平衡常数表达式： 弱酸的电离平衡常数用_______表示，弱碱的电离平衡常数用_______表示。如： CH3COOH电离常数的表达式：Ka=______________； NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=______________。 (2)多元弱酸的分步电离 H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如： H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，所以Ka1＝______________，Ka2＝______________。 一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1____Ka2____Ka3，所以其酸性主要决定于______________。 (3)电离平衡常数的意义 电离平衡常数越大，表示该弱电解质电离程度_______，弱酸的酸性_______，弱碱的碱性_______。 (4)电离平衡常数的影响因素 电离平衡常数只与电解质______________和_______有关，与浓度_______。 由于电离是_______的，所以电离平衡常数随着温度的升高而_______。 2．电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性) _______。 (2)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q____K，平衡向_______方向移动。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则_______。 3．电离度 (1)电离度的表示方法 弱电解质的电离度α可表示为：α＝______________×100% (2)电离度与电离平衡常数的关系 在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度_______，而电离度与初始浓度_______。 一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度_______；弱电解质溶液的浓度越小，电离度_______。 4．电离平衡常数与电离度的有关计算 电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是_______浓度。 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2 α= 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度_______；反之，初始浓度越小，电离度_______。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大( ) (2)25 ℃时，0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，各离子浓度均减小( ) (3)电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度一定增大( ) (4)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝( ) (5)弱电解质的电离平衡右移，电离常数一定增大( ) (6)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大( ) (7)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大( ) (8)相同温度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小( ) 2．已知：25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数： CH3COOH HNO2 HCN H2CO3 电离常数 1.8×10－5 5.6×10－4 4.93×10－10 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 (1)相同浓度的CH3COOH、HNO2、HCN、H2CO3溶液的酸性强弱顺序为_________________________。 (2)向HNO2溶液中加入一定量的盐酸时，HNO2的电离平衡_______移动，此时HNO2的电离常数________（填“增大”、“减小”或“不变”）。 (3)判断反应NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2是否正确？_________，向NaCN溶液中通入少量CO2，反应能否进行？________，若能进行，写出反应的化学方程式_____________________。 3．有下列物质的溶液：①CH3COOH　②HCl　③H2SO4　④NaHSO4 (1)若四种溶液的物质的量浓度相同，其c(H＋)的大小比较为________________(用序号表示，下同)。 (2)若四种溶液的c(H＋)相同，其物质的量浓度的大小比较为___________________。 (3)将6 g CH3COOH溶于水制成1 L溶液，此溶液的物质的量浓度为____________，经测定溶液中c(CH3COO－)为1.4×10－3 mol·L－1，此温度下醋酸的电离常数Ka＝__________，加入少量Na2CO3后c(H＋)__________，Ka______。 4．已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列各问题： (1)该溶液的c(H+)=_______________； (2)HA的电离平衡常数K＝________。 █知识点四 水的电离平衡 1．水的电离 水是一种_______的电解质，存在_______的电离。 电离方程式：____________________________，简写为：_____________________。 2．水的离子积常数KW (1)水的电离平衡常数表达式为K= ______________。 (2)水的离子积常数表达式为KW=______________。 ①常温时，Kw＝______________，不仅适用于纯水，还适用于稀的______________。 ②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是______的。 (3)KW及影响因素： a．25 ℃时：KW=__________。 b．水的电离是__________的可逆过程，故温度升高，KW_______。 c．水的离子积常数只受_______的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。 特别提醒 (1)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 (2)Kw与温度的关系 若100℃时，水的离子积常数KW=1.0×10-12，则纯水中c(H＋)是1.0×10－6 mol·L－1；某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·L－1。某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－11mol·L－1。 3．改变条件对水的电离平衡的影响 (1)电离是吸热过程，故温度升高，会_______水的电离，水的电离程度_______，KW_______，水仍呈______性。 (2)外加酸，c(H＋)增大，_______水的电离，水的电离程度_______，Kw_______。 (3)外加碱，c(OH－)增大，_______水的电离，水的电离程度_______，Kw_______。 (4)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡_______移动，水的电离程度_______。 (5)加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的_______结合，水的电离平衡_______移动，c(H+)_______，溶液呈______性。 (6)加入弱酸根离子（如CO32-、HCO3-、CH3COO-等），弱酸根离子与水电离出的_______结合，水的电离平衡_______移动，c(OH-)_______，溶液呈_______性。 效果检测 1．在常温下，改变下列条件，分析条件的改变对水的电离平衡H2OH＋＋OH－的影响，填写下表： 改变条件 电离平衡 移动方向 溶液中 c(H＋) 溶液中 c(OH－) pH 溶液的 酸碱性 Kw 升高温度 加入酸 加入碱 加入活泼金属(如Na) 加入CH3COONa(s) 加入NH4Cl(s) 2．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)升高温度，若Kw增大到10－12，则纯水电离出的c(H＋)＝10－6 mol·L－1( ) (2)在纯水中加入少量酸，水的电离平衡逆向移动，c(OH－)减小，Kw减小( ) (3)常温下，加水稀释稀醋酸溶液，溶液中所有的离子浓度都减小( ) (4)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变( ) (5)温度一定时，在纯水中通入少量SO2，水的电离平衡不移动，Kw不变( ) (6)室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等( ) 3．现有下列物质①100 ℃纯水；②25 ℃ 0.1 mol·L－1 HCl溶液；③25 ℃ 0.1 mol·L－1 KOH溶液；④25 ℃ 0.1 mol·L－1Ba(OH)2溶液。这些物质与25 ℃纯水相比，能促进水电离的是________(填序号)，能抑制水的电离的是__________，水电离的c(OH－)等于溶液中c(OH－)的是______，水电离的c(H＋)等于溶液中c(H＋)的是______。 4．某温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图： 请回答下列问题： (1)曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都_______，即c(H＋)·c(OH－) _______，温度_______。 (2)曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw_______，温度_______。 (3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变_______；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变_______。 █知识点五 溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性的判断标准是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小，其具体关系为： c(H＋)与c(OH－) 相对大小 c(H＋)的范围(25 ℃) 中性溶液 c(OH－) _____c(H＋) c(H＋) ____1.0×10－7 mol·L－1 酸性溶液 c(OH－) ____c(H＋) c(H＋) ____1.0×10－7 mol·L－1 碱性溶液 c(OH－) ____c(H＋) c(H＋) ____1.0×10－7 mol·L－1 2．溶液的pH (1)定义 pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝_______。 (2)溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系(25 ℃)： pH大小能反映出______________，即能表示溶液的酸碱性强弱。 (3)pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即_____≤pH≤_____。 3．溶液酸碱性的测定方法 (1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围： 指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 红色←5.0紫色8.0→蓝色 酚酞 无色←8.2粉红色10.0→红色 甲基橙 红色←3.1橙色4.4→黄色 (2)利用pH试纸测定，使用的正确操作为_______________________________________________ __________________________________________。 (3)利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。 【特别提醒】 测溶液pH时的注意事项 (1)不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则会将溶液稀释，可能导致所测定的pH不准确，使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液不受影响。 (2)有强氧化性和有颜色的物质，不能用pH试纸测定其pH，如新制氯水、NaClO、漂白粉溶液、双氧水、高锰酸钾溶液、氯化铁溶液、硫酸铜溶液等。 (3)pH试纸不能测c(H＋)>1 mol·L－1或c(OH－)>1 mol·L－1的溶液的pH。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)任何温度下，如果c(H＋)不等于c(OH－)，则溶液一定呈现酸碱性( ) (2)某溶液的pH＝7，该溶液一定显中性( ) (3)升高温度，水的电离程度增大，酸性增强( ) (4)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低( ) (5)用pH试纸测溶液的pH时，应先用蒸馏水润湿试纸( ) (6)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4( ) (7)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性( ) 2．下列溶液一定呈中性的是(　　) A．由非电解质溶于水得到的溶液 B．c(OH－)、c(H＋)均为5.0×10－7 mol·L－1的溶液 C．等物质的量的强酸与强碱反应得到的溶液 D．将c(OH－)＝10－5 mol·L－1的烧碱溶液稀释到原来的100倍所得到的溶液 3．下列说法正确的是(　　) A．pH＝0的溶液不存在 B．使用广范pH试纸测得某溶液的pH＝3.5 C．中性溶液的pH不一定等于7 D．酸或碱溶液在稀释时，溶液的pH均减小 █知识点六 溶液pH的计算和溶液稀释时pH变化规律 1．单一溶液的pH计算 (1)c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)，c(H＋)＝_______ mol·L－1；pH＝_______ (2)c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃) c(OH－)＝_______ mol·L－1；c(H＋)＝_______＝_______ mol·L－1；pH＝__________。 2．混合溶液pH的计算方法 (1)强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) c混(H＋)＝______________，然后再求pH。 (2)强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) 先计算c混(OH－)＝______________，再求c混(H＋)＝_______，最后求pH。 (3)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) a．恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝_______ (25 ℃)。 b．酸过量： 先求c余(H＋)＝_____________________，再求pH。 c．碱过量： 先求c余(OH－)＝_____________________，再求c(H＋)＝_______，最后求pH。 3．溶液稀释时pH的变化图像 (1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，醋酸的pH_______ 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水______ (2)相同体积、相同pH的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，盐酸的pH_______ 加水稀释至相同的pH，醋酸加入的水_______ 【易错提醒】 (1)弱酸、弱碱在稀释过程中既有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH的范围。 (2)酸、碱无限稀释，pH无限接近于7，但不能超过7。 效果检测 1．按照要求填空： (1)常温下，0.05 mol·L－1的硫酸溶液的pH＝______。 (2)常温下，0.001 mol·L－1的氢氧化钾溶液的pH＝______。 (3)常温下，0.2 mol·L－1 NaHSO4和0.1 mol·L－1 BaCl2溶液按等体积混合后，则溶液的pH等于________。 (4)常温下，用pH＝4和pH＝11的强酸和强碱混合，使pH＝10，则两溶液的体积比为________。 2．(1)25℃时，pH＝2的盐酸与pH＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的c(H＋)= ______，pH为______；若等体积混合后，溶液的pH为_______。 (2) 25℃时，将200 mL 5×10－3 mol·L－1 NaOH溶液与100 mL 2×10－2 mol·L－1 NaOH溶液混合后，溶液的c(OH－)= ______________，c(H＋)= ______________，pH为_______。 (3) 25℃时，pH＝12的NaOH溶液与pH＝2的硫酸，若等体积混合后，溶液的pH为_______；若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH为_______；若按11∶9的体积比混合后，溶液的pH为_______。 3．计算下列溶液的pH。 (1)某H2SO4溶液的浓度是0.005 mol·L－1； ①此溶液的pH＝________； ②用水稀释到原来体积的100倍，pH＝________。 (2)pH＝3的盐酸与pH＝5的盐酸等体积混合，pH＝________________。 (3)常温下pH＝10和pH＝13的两种NaOH溶液等体积混合，pH＝________。 (4)常温下pH＝12的NaOH和pH＝4的HCl等体积混合，pH＝________。 █知识点七 酸碱中和滴定原理 1．酸碱中和滴定原理 (1)利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。 其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为_______，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为_______。 (2)酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－===H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是______________；若用参加反应的c(H＋)、c(OH－)来表示，其关系式为______________，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝______________；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝______________。由c(H＋)、c(OH－)可分别求出相应酸、碱的浓度。 2．主要仪器 (1) 酸碱中和滴定所用的主要仪器是_______和_______。 (2)滴定管 ①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。 酸式滴定管用于盛放_______或_______溶液，碱式滴定管用于盛放_______溶液。 ②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由______________制成；若溶液中的物质见光易分解，可用_______滴定管盛放。 ③滴定管的上都标有_________、_________、_______；滴定管的精确读数为__________。 3．滴定管的使用方法 (1)检查：使用前先检查滴定管活塞_________。 (2)水洗和润洗：先用蒸馏水将滴定管洗涤2~3次，再用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁_______次。 (3)装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管_____________________处。 (4)排气泡：酸式滴定管快速打开活塞冲走气泡，碱式滴定管将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃球，赶走气泡，使滴定管尖嘴部分__________。 (5)调液面：调整管中液面至______________以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在______________上。 (6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视______________的变化。滴定过程中，滴加速度_________，接近终点时，应逐渐_______滴加速度。 (7)终点的判断：最后一滴恰好使指示剂颜色发______________且_________不变色，即为滴定终点。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为_______。 【易错提醒】 (1)酸式滴定管为玻璃活塞，可盛装酸性溶液和氧化性溶液（如酸性高锰酸钾溶液），但不可盛装碱液，因为碱液会腐蚀玻璃活塞；碱式滴定管为橡皮管和玻璃珠，不能盛装酸性溶液和氧化性溶液。 (2)滴定管的“0”刻度位于上方，最大刻度位于滴定管下部，最大刻度下部没有刻度，因此实际盛装溶液的体积大于最大刻度所标注的体积。 (3)滴定管的最小刻度为0.1mL，精确度为0.01mL。 (4)锥形瓶只能用蒸馏水洗净，不可用待测液润洗。 (5)滴定管使用时的操作要依照查漏—水洗—润洗—装液—调节液面、赶气泡—读数的顺序进行。 4．中和滴定曲线和pH突变 (1)中和滴定曲线和pH突变 强酸和强碱完全反应时，pH=7。当NaOH溶液的体积从19.98mL变为20.02mL，pH从4.3突跃到9.7，因此只要选择突变范围在这一范围内的指示剂就不会造成很大误差。 (3)指示剂的选择 对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。 指示剂 酸色 中间色 碱色 变色的pH范围 甲基橙 红 橙 黄 3.1 ~ 4.4 甲基红 红 橙 黄 4.4 ~ 6.2 酚酞 无色 粉红 红 8.2 ~ 10.0 (3)中和滴定终点的判断 判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是___________________________________ _____________，常选用的指示剂是_______或_______，而不用石蕊试液的原因是_____________________。 【特别提醒】指示剂的选择和滴定终点的判断 (1)指示剂的选择： 强酸与强碱相互滴定时，选甲基橙或酚酞都可以，但不能选石蕊试液(遇酸、碱颜色变化不明显)。一般原则是酸滴定碱，选甲基橙；碱滴定酸，选酚酞。 (2)滴定终点的判断(以NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸为例)： 若用酚酞作指示剂，当滴入最后半滴NaOH溶液时，溶液的颜色由无色突变为粉红色，且半分钟内不褪色，说明达到滴定终点。 若用甲基橙作指示剂，当滴入最后半滴NaOH溶液时，溶液的颜色由红色变为橙色，且半分钟内不变为原色，说明达到滴定终点。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)一支标有“20 ℃、25 mL”字样的滴定管内装液体到刻度1.00 mL时，管内液体的体积大于24.00 mL( ) (2)用50 mL酸式滴定管可准确量取25.00 mL KMnO4溶液( ) (3)“中和滴定”实验中，锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管用蒸馏水洗净后，必须润洗后方可使用( ) (4)当观察到锥形瓶中颜色发生变化，立即停止滴定并记下滴定管液面读数( ) (5)量取20.00 mL待测液时可用量筒量取( ) (6)滴定管盛标准溶液时，调液面一定要调到“0”刻度( ) 2．现用物质的量浓度为a mol·L－1的标准NaOH溶液去滴定V mL盐酸的物质的量浓度，请填写下列空白： (1)碱式滴定管用蒸馏水洗净后，接下来应该进行的操作是__________________________。 (2)用标准NaOH溶液滴定时，应将标准NaOH溶液注入下图左的__________(填“甲”或“乙”)中。 (3)上图右是碱式滴定管中液面在滴定前后的读数，则c(HCl)＝________mol·L－1。 3．室温下，向20.00 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸中滴加0.100 0 mol·L－1NaOH溶液，溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图。已知lg 5＝0.7。下列说法不正确的是(　　) A．NaOH与盐酸恰好完全反应时，pH＝7 B．选择变色范围在pH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，误差比甲基橙的大 D．V(NaOH)＝30.00 mL时，pH＝12.3 █知识点八 【基础实验】测定未知浓度盐酸的物质的量浓度 1．实验仪器和药品 仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶 药品：0.1000mol·L-1NaOH溶液，未知浓度的盐酸、酚酞、蒸馏水 2．实验步骤 (1)准备阶段： 滴定管：_______→_______→_______→_______→______________→记读数 锥形瓶：_______→_________→_______→_________ (2)滴定阶段： 滴定：左手______________，右手______________，眼睛______________。 (3)终点判断：溶液由_______色变为_______色，且_____________________，视为滴定终点。记录消耗标准液的体积。 (4)计算结果： 求出三次测定数值的_______，计算待测盐酸的物质的量浓度。若几次测定结果相差较大，应______________。 3．酸碱中和滴定误测分析 (1)酸碱中和滴定误差产生的原因 ①操作失误产生的误差 ②药品误差（变质或混有杂质） ③读数误差 (2)误差分析的基本依据 中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等。 分析误差要根据计算式分析，根据c(待)＝，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于_______的大小。 (3)分析方法 将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。 标准溶液用量偏多，V(标)变大，待测溶液浓度c(待) _______。 标准溶液用量偏少，V(标)变小，待测溶液浓度c(待) _______。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有： 步骤 操作 V(标) c(待) 洗涤 酸式滴定管未用标准液润洗 碱式滴定管未用待测液润洗 锥形瓶用待测液润洗 锥形瓶洗净后还有蒸馏水 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失 振荡锥形瓶时部分液体溅出 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯） 滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰） 【特别提醒】 读数误差可以用画图的形式来理解和记忆。如开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，如图Ⅰ；开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，如图Ⅱ。 效果检测 1．现用0.100 0 mol·L－1的盐酸标准溶液来测定NaOH溶液的浓度。滴定时有以下操作： ①向溶液中加入1～2滴指示剂； ②取20.00 mL标准溶液放入锥形瓶中； ③用氢氧化钠溶液滴定至终点； ④重复以上操作； ⑤配制250 mL盐酸标准溶液； ⑥根据实验数据计算氢氧化钠的物质的量浓度。 (1)以上各步中，正确的操作顺序是_________________________(填序号)，上述操作②中使用的仪器除锥形瓶外，还需要________________，使用____________作指示剂。 (2)如何判断滴定终点？ ________________________________________________________________________。 (3)滴定并记录V(NaOH)的初、终读数。数据记录如表所示： 滴定次数 1 2 3 4 V(标准溶液)/mL 20.00 20.00 20.00 20.00 V(NaOH)/mL(初读数) 0.10 0.30 0.00 0.20 V(NaOH)/mL(终读数) 20.08 20.30 20.80 20.22 V(NaOH)/mL(消耗) 19.98 20.00 20.80 20.02 根据表中数据计算待测NaOH溶液的物质的量浓度是________ mol·L－1。 2．使用酸碱中和滴定的方法，用0.01 mol·L－1盐酸滴定锥形瓶中未知浓度的NaOH溶液，下列操作会使测定结果偏高的是(　　) ①用量筒量取浓盐酸配制0.01 mol·L－1稀盐酸时，量筒用蒸馏水洗净后未经干燥直接量取浓盐酸　②配制稀盐酸定容时，俯视容量瓶刻度线　③滴定结束时，读数后发现滴定管下端尖嘴处悬挂有一滴液滴　④滴定过程中用少量蒸馏水将锥形瓶内壁附着的盐酸冲下 A．①③ B．②④ C．②③④ D．①②③④ 3．某学生欲用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时，选择甲基橙作指示剂。请填写下列空白： (1)用标准盐酸滴定待测NaOH溶液时，左手握酸式滴定管的活塞，右手轻轻摇动锥形瓶，眼睛注视________________。直到因加入一滴盐酸后，溶液由____色变为____色，并__________________为止。 (2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是________(填字母序号)。 A．酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸 B．滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥 C．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 D．读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数 (3)若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如图所示，则起始读数为________mL，终点读数为________mL；所用盐酸溶液的体积为________mL。 █知识点九 盐类水解的原理 1．盐类的水解 (1)概念：在水溶液中盐电离产生的_______或_______跟水电离出来的_______或_______结合生成______________的反应。 (2)实质：在溶液中盐电离出来的_______的阳离子或_______的阴离子结合水电离出的___________生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，_______了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。 (3)特点 ①可逆反应：盐类水解生成酸和碱，与______________互为可逆反应，是______热反应。 ②程度微弱：通常情况下，盐水解的程度_______，但对溶液酸碱性的影响较大。一般情况下，盐类水解程度_________。 ③动态平衡：盐类的水解平衡状态属于动态平衡，符合化学平衡移动的原理。 2．盐类水解反应离子方程式的书写 (1)盐类水解程度一般_______，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解反应的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”。如： NaClO：___________________________________。 (NH4)2SO4：___________________________________。 (2)多元弱酸根离子的水解_______进行，以_______为主。如： Na2CO3：____________________________、____________________________。 (3)多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，要求一步写到底。如AlCl3：____________________________。 【易错提醒】 (1)盐的电离方程式和水解方程式的区别 要将盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式区别开来。 如HCO3-+H2OCO32-+H3O+是HCO3-的电离方程式，而HCO3-+H2OH2CO3+OH-是HCO3-水解的离子方程式。 (2)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 ①NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 ②Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。如泡沫灭火器原理：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 3．盐类水解的规律 (1)有弱才水解——必须含有_______或_______的离子才能发生水解。 (2)无弱不水解——强酸强碱盐_______水解。 常见不水解的离子： ①强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO； ②强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。 (3)谁弱谁水解——发生水解的是______________或______________。 (4)谁强显谁性——组成盐的酸根离子(碱的阳离子)是强酸根离子(强碱的阳离子)，则显_____ (____)性。 (5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度_______，少数可以完全水解。 (6)同强显中性——①强酸强碱盐溶液显______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______性，如CH3COONH4溶液呈______性。 (7)越弱越水解——组成盐的酸根离子对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就_______，此即“越弱越水解”规律。 电离程度：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，水解程度：CH3COO－_____HCO_____CN－_____CO。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)酸式盐溶液可能呈酸性，也可能呈碱性( ) (2)某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应( ) (3)常温下，pH＝10的CH3COONa溶液与pH＝4的NH4Cl溶液，水的电离程度相同( ) (4)CH3COONH4水溶液呈中性，溶液中的c(H＋)＝c(OH－)( ) 2．有下列盐溶液： ①KNO3　②CuSO4　③K2CO3　④FeCl3　⑤K2SO4　⑥NaClO　⑦NH4Cl　⑧AgNO3 呈酸性的是______(填序号，下同)，呈碱性的是______，呈中性的是________。 3．等物质的量浓度的下列物质的溶液，其pH由小到大的顺序是________(填序号)。 ①CH3COONa　②NaOH　③NaNO3　④HCl ⑤Al2(SO4)3　⑥CH3COOH 4．常温下，某浓度的NH4Cl溶液的pH为4，回答下列问题： (1)该NH4Cl溶液中含氮元素的微粒有_____________________。 (2)该NH4Cl溶液中c水(H＋)与pH＝4的盐酸中c水(H＋)比值为_______。 5．写出下列物质发生水解反应的离子方程式，并指明水溶液的酸碱性： (1)Na2S：________________________________________________________________。 (2)CuSO4：_______________________________________________________________。 (3)CH3COONa：__________________________________________________________。 (4)Fe2(SO4)3：____________________________________________________________。 (5)NH4NO3：_____________________________________________________________。 █知识点十 盐类的性质及影响盐类水解的因素 1．盐类的性质 在盐类水解的过程中，若生成的弱电解质越_______，则生成弱电解质的倾向_______，盐水解的程度就_______，溶液中c(H＋)和c(OH－)的差别_______，即“越弱越水解”，也就是说，盐自身的组成和性质对其在水溶液中的水解平衡有着本质影响。 2．水解平衡常数Kh (1)水解平衡常数（Kh）表达式 水解反应A-+H2OHA+OH-的平衡常数表达式为：Kh =______________。 HA的电离平衡常数表达式为：Ka =______________。 Kh与Ka和KW的关系：Kh=_______。 (2)盐的水解程度与盐的相对应的弱酸或弱碱的强弱的关系： 根据Kh与Ka和KW的关系，一定温度下，Kh 与Ka 呈反比，即： 盐的相对应的弱酸或弱碱越弱，盐的水解程度_______；反之，盐的相对应的弱酸或弱碱越强，盐的水解程度_______。 (3)意义：Kh数值越大，水解程度_______。 (4)影响因素：Kh只受_______影响。温度升高，Kh_______。 3．盐的水解常数(Kh)的应用 (1)判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小) 由于Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh_______，对应盐溶液中离子水解程度_______，对应盐溶液碱性或酸性_______ (即越弱越水解)。 (2)判断酸式盐的酸碱性 ①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离，不水解，溶液呈______性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 ②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡。 电离平衡：HA－H＋＋A2－，水解平衡：HA－＋H2OH2A＋OH－。 溶液的酸碱性取决于HA－的电离程度和水解程度的相对大小。 HA－的电离常数为Ka2，HA－的水解常数Kh＝。 若Ka2>Kh，则HA－的电离程度_______其水解程度，溶液呈_______。 若Ka2<Kh，则HA－的电离程度_______其水解程度，溶液呈_______。 (3)判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性 混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。 ①当Ka(HX)>Kh(X－)时，HX的电离程度_______X－的水解程度，混合液呈_______。 ②当Kh(X－)>Ka(HX)时，X－的水解程度_______HX的电离程度，混合液呈_______。 【特别提醒】 二元弱酸对应盐的水解常数 H2CO3的电离常数分别为Ka1、Ka2，则 Na2CO3溶液：CO＋H2OHCO＋OH－ Na2CO3的水解常数：Kh＝＝＝。 NaHCO3溶液：HCO＋H2OH2CO3＋OH－ NaHCO3的水解常数：Kh＝＝＝。 4．外界条件对盐类水解的影响 (1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度_______。 (2)浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率______，水解程度______。 (3)酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制_______离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制_______离子水解。 5．外界条件对盐类水解的影响实例分析 以0.1mol·L-1FeCl3溶液为例，FeCl3溶液水解的离子方程式为____________________________。请填写下表。 影响因素 溶液颜色 移动方向 c(H+) n(H+) 水解程度 加热 加入盐酸 加入NaOH 加水 加入FeCl3 加入NH4Cl 加入NaHCO3 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)等浓度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液，NH的水解程度一样( ) (2)将碳酸钠溶液加水稀释，水解程度会增大，所以其c(OH－)增大( ) (3)对于Na2CO3溶液，加水稀释或加入少量Na2CO3固体，均使Na2CO3的水解平衡向正反应方向移动( ) (4)向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体，CO水解平衡左移，pH减小( ) (5)加热CH3COONa溶液，溶液中将减小( ) 2．常温下，三种酸的电离常数如下表所示。 酸 HX HY HZ Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2 回答下列问题： (1)同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液，pH最大的是________。 (2)同pH的NaX、NaY、NaZ溶液，浓度最大的是____________。 (3)等物质的量浓度的HX和NaX混合溶液显____性，原因是___________________________。 3．向纯碱溶液中滴入酚酞试液： (1)观察到的现象是______________________，原因是___________________________(用离子方程式表示)。 若微热溶液，观察到的现象是______________________________________________， 由此证明碳酸钠的水解是________(填“吸热”或“放热”)反应。 (2)若向溶液中加入少量氯化铁溶液，观察到的现象是_________________________，反应的离子方程式是____________________________________________________________。 4．如图所示三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液，并分别放置在盛有水的烧杯中，然后向烧杯①中加入生石灰，向烧杯③中加入NH4NO3晶体，烧杯②中不加任何物质。 (1)含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液显浅红色的原因为________________________________________ __________________________________(用离子方程式和必要文字解释)。 (2)实验过程中发现①中烧瓶溶液红色变深，③中烧瓶溶液红色变浅，则下列叙述正确的是________(填字母)。 A．水解反应为放热反应 B．水解反应为吸热反应 C．NH4NO3晶体溶于水时放出热量 D．NH4NO3晶体溶于水时吸收热量 (3)向0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入少量浓盐酸、NaOH固体、Na2CO3固体、FeSO4固体，则CH3COO－水解平衡移动的方向分别为______、________、________、________(填“左”“右”或“不移动”)。 █知识点十一 盐类水解的应用 1．实验探究盐类水解的应用 【实验1】Al2(SO4)3饱和溶液与NaHCO3饱和溶液混合。 实验现象：__________________________________________。 实验原理：Al3+和HCO3-分别与水电离出的OH-和H+反应，两者相互促进使水解反应正向进行，使Al3+和HCO3-最终水解完全。离子方程式为：____________________________。 【实验2】明矾净水原理 实验现象：____________________________。 实验原理：明矾电离出的Al3+水解生成Al(OH)3胶体，离子方程式为：_____________________，Al(OH)3胶体能吸附水中微小的悬浮颗粒，使它们聚集在一起形成较大的颗粒沉降下来，从而除去水中悬浮的杂质。 加入少量NaHCO3，可以_______氢氧化铝胶体的生成，增强明矾的净水能力。 2．利用盐类水解原理解释有关问题 (1)比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。 Na2CO3的水解方程式为_____________________，NaHCO3的水解方程式为_____________________，由于Ka1(H2CO3) ______ Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度_______HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性_______。 (2)实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是____________________________。 (3)泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在_______， NaHCO3溶液应放在_______，因为Al3+水解呈_______，会腐蚀铁。 (4)废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：____________________________-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。 (5)铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显_______，NH4+水解呈_______，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。 3．盐类水解在生产、生活中的应用 (1)盐类作净水剂 铝盐、铁盐等盐类水解生成_______，有较强的_______性，常用作净水剂。 (2)某些活泼金属与强酸弱碱盐反应 Mg加入NH4Cl、CuCl2、FeCl3等溶液中产生氢气。 原理：以NH4Cl为例，NH4+水解产生H+，NH4++H2ONH3·H2O+H+，加入金属Mg，Mg+2H+ ===Mg2++H2↑，_______减小，使水解平衡_______移动，总反应式为：__________________________。 (3)热碱水去油污 纯碱水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生_______，起到去污的作用，加热能促进CO32-的水解，溶液碱性_______，去污能力_______。 (4)盐溶液的配制和保存 配制、保存SnCl2或FeCl3等易水解的盐溶液时，加入少量_____，目的是抑制Sn2+或Fe3+的水解。 (5)制备Fe(OH)3胶体 向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并加热至沸腾，从而制备Fe(OH)3胶体，反应方程式为______________ _____________________。 (6)碱性溶液的贮存 碱性溶液会腐蚀磨口玻璃塞，不能使用玻璃塞，要使用_______。 如Na2CO3、Na2SiO3、KF等的溶液，水解呈较强的碱性，OH-与玻璃中的SiO2反应：______________ _____________________，使玻璃发生缓慢的腐蚀作用，磨口玻璃塞由于接触面积大，腐蚀速率较快。 (7)除杂 ①采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。例如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3+，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3+。 ②向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3。 Fe3+水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，MgO与____反应，水解平衡______移动，生成_____________。 (8)判断溶液中离子能否共存 两种不同性质的离子在水溶液中，会发生双水解，使水解程度增大。 如Al3+、Fe3+等在水溶液中水解呈_______，CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等离子在水溶液中呈_______。两种离子发生互相促进水解，使水解程度显著增大，最终生成对应的弱碱和弱酸，因此不能大量共存。 用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液作______________就是依据此原理。 【特别提醒】加热蒸发盐溶液时所得固体的判断方法 (1)热稳定性好的盐的溶液，加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl溶液、Na2CO3溶液。 (2)阳离子能水解，但生成的酸不挥发，加热蒸干，析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3溶液。 (3)阳离子能水解，但水解后生成的酸（如HCl、HNO3）有挥发性，加热时，水解程度增大，酸挥发，析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物。如AlCl3溶液和FeCl3溶液加热时，水解程度增大，HCl挥发，分别生成Al(OH)3沉淀和Fe(OH)3沉淀，继续加热蒸干，Al(OH)3和Fe(OH)3受热分解，得到Al2O3和Fe2O3。 (4)盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐会分解，如NaHCO3、Ca(HCO3)2加热时会发生分解：2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O、Ca(HCO3)2CaCO3+CO2↑+H2O。 (5)具有较强还原性的盐，加热时被氧气氧化，生成气体物质，如Na2SO3被氧化成Na2SO4：2Na2SO3+O22Na2SO4。 效果检测 1．回答下列问题 (1)实验室中如何用固体FeCl3配制FeCl3溶液？为什么？ (2)实验室中如何用固体FeSO4配制FeSO4溶液？为什么？ (3)NH4F溶液能否保存在玻璃试剂瓶中？为什么？ (4)工业上通常在干燥的HCl气流中加热MgCl2· 6H2O获得无水MgCl2，干燥的HCl气流的作用是什么？ (5)利用水解反应来制备纳米材料，如用TiCl4制备TiO2：TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl。制备时加入大量的水，同时加热。试利用平衡移动原理说明这两项操作的作用。 2．将下列固体物质溶于水，再将其溶液加热、蒸发结晶，再灼烧，得到化学组成与原固体物质相同的是________。 ①CuSO4·5H2O　②AlCl3　③Al2(SO4)3　④CuCl2　⑤Na2SO3　⑥Na2CO3 ⑦NaHCO3 █知识点十二 溶液中的粒子浓度关系 1．溶液中的守恒关系 (1)电荷守恒规律 电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存在如下关系： _________________________________________________ (2)物料守恒规律 电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的。如Na2CO3溶液中CO能水解，故碳元素以CO、HCO、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系式为： __________________________________________ (3)质子守恒规律 质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－得到的，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。 如在Na2CO3溶液中 因此质子守恒关系式为：___________________________________。 一般质子守恒由电荷守恒、物料守恒整合得来。 2．溶液中的粒子浓度比较 (1)弱酸溶液中粒子浓度的大小比较 ①一元弱酸溶液 弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。 醋酸溶液：由于CH3COOH电离程度小，且H2O的电离程度更小，所以溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是__________________________________________。 ②多元弱酸溶液 多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。 碳酸溶液：碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子和CO2分子除外)是__________________________________________。 (2)常见溶液中粒子浓度的守恒关系和离子浓度大小的比较 ①NH4Cl溶液 物料守恒：__________________________________________ 电荷守恒：__________________________________________ 质子守恒：__________________________________________ 离子浓度的大小关系：__________________________________________ ②CH3COONa溶液 物料守恒：__________________________________________ 电荷守恒：__________________________________________ 质子守恒：__________________________________________ 离子浓度的大小关系：__________________________________________ ③Na2CO3溶液 物料守恒：__________________________________________ 电荷守恒：__________________________________________ 质子守恒：__________________________________________ 离子浓度的大小关系：__________________________________________ ④NaHCO3溶液： 物料守恒：__________________________________________ 电荷守恒：__________________________________________ 质子守恒：__________________________________________ ⑤等体积的0.1 mol·L－1氯化铵和0.1 mol·L－1氨水混合溶液 物料守恒：__________________________________________ 电荷守恒：__________________________________________ ⑥等体积的0.1 mol·L－1 CH3COONa和0.1 mol·L－1CH3COOH混合溶液 物料守恒：__________________________________________ 电荷守恒：__________________________________________ 3．混合溶液中离子浓度大小的比较 (1)物质的量浓度相同的NaOH溶液、CH3COOH溶液等体积混合 离子浓度由大到小的顺序：__________________________________________。 (2)物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合 混合后发生反应，溶质为________________； 离子浓度由大到小的顺序：__________________________________________。 (3)物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合 混合后不发生反应，溶液中的溶质为________________，溶液呈______性； 离子浓度由大到小的顺序：__________________________________________。 效果检测 1．比较下列几组溶液中指定离子浓度的大小。 (1)浓度均为0.1 mol·L－1的①H2S、②NaHS、③Na2S、④H2S和NaHS混合液，溶液pH从大到小的顺序是______________________。 (2)相同浓度的下列溶液中：①CH3COONH4、②CH3COONa、③CH3COOH，c(CH3COO－)由大到小的顺序是_____________________。 (3)c(NH)相等的①(NH4)2SO4溶液、②NH4HSO4溶液、③(NH4)2CO3溶液、④NH4Cl溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序为___________________。 2．判断下列电解质溶液中的守恒关系是否正确。 (1)0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液中：c(Na＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(H2SO3)。 (2)0.1 mol·L－1 Na2S溶液中：c(H＋)＝c(OH－)－2c(H2S)－c(HS－)。 (3)0.1 mol·L－1 Na2C2O4溶液与0.1 mol·L－1 HCl溶液等体积混合(H2C2O4为二元弱酸)： 2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)。 (4)pH＝1的NaHSO4溶液中：c(H＋)＝c(SO)＋c(OH－)。 (5)0.1 mol·L－1 NaHC2O4溶液中：c(Na＋)＝c(HC2O)＋c(C2O)。 (6)0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液与0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液等体积混合：c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)。 3．25 ℃时，将0.01 mol CH3COONa和0.002 mol HCl溶于水，形成1 L混合溶液。回答下列问题： (1)溶液中共有________种不同的粒子(指分子和离子)。 (2)在这些粒子中，浓度为0.01 mol·L－1的是______，浓度为0.002 mol·L－1的是________。 (3)________和________两种粒子物质的量之和等于0.01 mol。 4．已知某溶液中存在OH－、H＋、NH、Cl－四种离子，某同学推测其离子浓度大小顺序有如下四种关系： ①c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－) ②c(Cl－)＞c(NH)＞c(OH－)＞c(H＋) ③c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋) ④c(Cl－)＞c(H＋)＞c(NH)＞c(OH－) 填写下列空白： (1)若溶液中只溶解了一种溶质，则该溶质是_________，上述四种离子浓度的大小顺序为________(填序号)。 (2)若上述关系中③是正确的，则溶质为____________；若上述关系中④是正确的，则溶质为______________。 (3)若该溶液是由体积相等的稀盐酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，则混合前c(HCl)________(填“大于”“小于”或“等于”，下同)c(NH3·H2O)，混合前酸中c(H＋)和碱中c(OH－)的关系为c(H＋) _______c(OH－)。 █知识点十三 沉淀溶解平衡原理 1．沉淀溶解平衡原理 (1)【实验探究】PbI2的溶解实验 将少量PbI2固体加入盛有一定量水的烧杯中，用玻璃棒充分搅拌，静置。 取2mL上层清液中于试管中，滴加AgNO3溶液。 实验现象：________________________________。 实验结论：PbI2的溶解度很小，但________________________。 PbI2溶于水的平衡方程式是________________________________。 (2)沉淀溶解平衡原理 ①概念：在一定温度下，当________________________时，体系中形成了饱和溶液，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。 ②特征： a．动态平衡：v溶解______v沉淀≠0。 b．达到平衡时，溶液中离子的浓度__________。 c．当改变外界条件时，溶解平衡将__________，达到新的平衡。 2．影响沉淀溶解平衡的因素 (1)内因：难溶物质溶解程度的大小，主要取决于________________。 (2)外因 影响沉淀溶解平衡的外部因素有温度、浓度、加入的电解质等。 ①温度：温度升高，多数沉淀溶解平衡向________的方向移动。 ②浓度：加水稀释，浓度减小，平衡向________的方向移动。 ③同离子效应：加入与难溶电解质构成微粒相同的物质，平衡向________的方向移动。 ④化学反应：加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，平衡向________的方向移动。 (3)实例分析：已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，在Mg(OH)2悬浊液中，请分析当改变下列条件时，对该溶解平衡的影响，填写下表： 条件改变 移动方向 c(Mg2＋) c(OH－) 溶解度 加水 升温 加MgCl2(s) 加盐酸 加NaOH(s) 3．溶度积常数和溶度积规则 (1)概念： 在一定温度下，难溶电解质达到沉淀溶解平衡后的溶液为________溶液，其离子浓度______________，溶液中各离子浓度幂之积为常数，叫做溶度积常数(简称溶度积)，用________表示。 (2)意义：溶度积(Ksp)反映了物质在水中的__________。 对同类型的难溶电解质(如AgCl、AgBr、AgI)而言，Ksp越小，难溶电解质在水中的________________。 (3)溶度积常数表达式的书写： 写出下列沉淀溶解平衡的溶度积常数的表达式 AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　 Ksp＝________________ Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)　Ksp＝________________ AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝________________ (4)溶度积规则 通过比较溶度积Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解： ①Qc>Ksp，溶液________，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 ②Qc=Ksp，溶液________，沉淀与溶解处于平衡状态。 ③Qc<Ksp，溶液________，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。 【易错提醒】 (1)溶度积Ksp仅与温度有关。 (2)溶度积与溶解度均可表示物质的溶解性。 (3)相同类型的电解质，溶度积越小，其溶解度越小。 (4)可以利用Ksp计算饱和溶液中某种离子的浓度。 (5)相同类型的难溶电解质，Ksp越大，在水中的溶解能力越强。如相同温度下，Ksp (FeS)= 1.59×10-19，Ksp (CuS)=1.267×10-36，则CuS比FeS更难溶。 (6) Ksp相差不大时，Ksp不能直接作为比较依据，如相同温度下，Ksp (AgCl)=1.8×10-10，Ksp [Mg(OH)2] = 5.6×10-12，虽然Mg(OH)2的Ksp 较小，但不能认为Mg(OH)2比AgCl更难溶。 (7)在进行有关计算时一定要注意难溶电解质的化学组成及溶液混合后体积变化引起的离子浓度变化。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)AgCl达到沉淀溶解平衡时，其溶解速率与沉淀速率相等，c(Ag＋)和c(Cl－)均不变( ) (2)BaSO4在相同物质的量浓度的硫酸钠和硫酸铝溶液中的溶解度相同( ) (3)升高温度，沉淀溶解平衡一定正向移动( ) (4)为减少洗涤过程中固体的损耗，最好选用稀硫酸代替H2O来洗涤BaSO4沉淀( ) (5)向一定量的饱和NaOH溶液中加入少量Na2O固体，恢复到原来温度时，溶液中的Na＋总数不变( ) (6)溶度积是沉淀溶解平衡时难溶电解质在溶液中的各离子浓度的乘积( ) (7)溶度积受离子浓度大小的影响( ) (8)改变外界条件使沉淀溶解平衡正向移动，Ksp一定增大( ) (9)Ksp小的难溶电解质的溶解度一定小于Ksp大的难溶电解质的溶解度( ) (10)可利用溶液混合后的离子浓度幂之积与Ksp的相对大小来判断溶液混合后是否有沉淀生成 ) 2．已知Ksp(BaCO3)=2.6×l0-9，Ksp(BaSO4)=1.1×10-10。 (1)BaCO3在20mL 0.01mol·L－1 Na2CO3溶液中的Ksp______(填“大于”、“小于”或“等于”)其在20mL 0.01mol·L－1BaCl2溶液中的Ksp。 (2)现将浓度为2×10-4 mol·L－1Na2CO3溶液与BaCl2溶液等体积混合，则生成BaCO3沉淀所需BaCl2溶液的最小浓度为____________mol·L－1。 (3)向含有BaSO4固体的溶液中滴加Na2CO3溶液，当有BaCO3沉淀生成时，溶液中 =_______ (保留三位有效数字)。 3．已知25 ℃时，Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12，Ksp(AgI)＝8.5×10－17。 (1)25 ℃时，氯化银的饱和溶液中，c(Cl－)＝__________，向其中加入NaCl固体，沉淀溶解平衡________(填“左移”“右移”或“不移动”)，溶度积常数________(填“变大”“变小”或“不变”)。 (2)25 ℃时，若向50 mL 0.018 mol·L－1的AgNO3溶液中加入50 mL 0.020 mol·L－1的盐酸，混合后溶液中的c(Ag＋)＝________，pH＝________。 (3)25 ℃时，氯化银的饱和溶液和铬酸银的饱和溶液中，Ag＋浓度大小顺序为__________，由此可得出________ 更难溶。 (4)将等体积的4×10－3 mol·L－1的AgNO3溶液和4×10－3 mol·L－1的K2CrO4溶液混合________(填“有”或“没有”)Ag2CrO4沉淀产生。 █知识点十四 沉淀溶解平衡原理的应用 1．沉淀的溶解 (1)根据溶度积规则，当Qc_____Ksp时，沉淀溶解平衡就向溶解的方向进行。因此，使沉淀溶解的总原则就是设法使离子浓度减小，使之满足Qc_____Ksp。 根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中的离子反应的物质，使平衡向________的方向移动，就可以使沉淀溶解。如常用强酸溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等难溶电解质。 (2)实例：BaCO3和BaSO4都难溶于水，在医学上常用BaSO4作钡餐透视，而不能用BaCO3的原因是什么？ (3)沉淀溶解的应用 ①酸碱溶解法 对于可溶于酸的沉淀，加入酸将沉淀溶解。 例如：难溶于水的CaCO3沉淀可溶于盐酸中：CaCO3Ca2++CO32-，加入盐酸，H+与CO32-反应，CO32-+2H+===CO2↑+H2O，使沉淀溶解平衡________移动。 类似可以用强酸溶解的难溶电解质还有BaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等。 ②盐溶解法 弱碱盐的溶液水解呈酸性，可以将一些难溶物用弱碱盐溶解： 例如：Mg(OH)2可溶于NH4Cl溶液：Mg(OH)2Mg2++2OH-，当加入NH4Cl溶液时，NH4++OH-NH3·H2O，使c(OH-)________，使沉淀溶解平衡________移动，直至沉淀完全溶解。 总反应式为：________________________________________。 2．沉淀的生成 (1)根据溶度积规则，当Qc_____Ksp时，沉淀溶解平衡就向生成沉淀的方向进行。因此，使沉淀生成的总原则就是增大离子浓度，使之满足Qc_____Ksp。 根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中相同的离子，使平衡向___________的方向移动，就可以生成沉淀。 (2)实例：可溶性钡盐(如BaCl2等)当作食盐食用，会造成钡中毒。中毒患者常用5.0%的Na2SO4溶液洗胃的原因是什么？ (3)沉淀生成应用 ①调节pH法： 如除去氯化铵溶液中的氯化铁杂质的方法。 加入氨水，调节pH至3~4，Fe3＋转化为________________而除去。反应如下： ________________________________________。 ②加沉淀剂法： 如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。 ①用H2S除去Cu2＋：________________________。 ②用Na2S除去Hg2＋：________________________。 2．沉淀的转化 (1)沉淀转化的实质是________________。沉淀转化的条件：溶液中的离子浓度幂之积________Ksp。 ①一般来说，___________的沉淀转化成___________的沉淀容易实现。两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越________。 ②控制反应条件，也可使溶解能力相对较弱的物质转化为溶解能力相对________的物质。 (2)沉淀的转化的应用 ①锅炉除垢 CaCO3(s)Ca2＋(aq) 由于CaCO3的溶解能力小于CaSO4，用碳酸钠溶液很容易将水垢中的CaSO4转化为疏松、易溶于酸的CaCO3沉淀，H＋与碳酸钙电离的CO结合生成CO2脱离固体，使碳酸钙溶解。 离子方程式为________________________________；________________________________。 ②重晶石转化为可溶性钡盐 BaCO3(s)Ba2＋(aq) 虽然BaSO4比BaCO3更难溶于水，由于饱和Na2CO3溶液中的CO浓度较大，BaSO4电离出的Ba2＋ 仍有部分能与CO结合形成BaCO3沉淀。 用饱和Na2CO3溶液多次重复处理，可使大部分BaSO4转化为BaCO3，用盐酸溶解碳酸钡，可使Ba2＋转入溶液中。 离子方程式为________________________________；________________________________。 ③物质的提纯——除去CuSO4溶液中混有的少量Fe3＋ 由于Fe(OH)3的溶解度比Cu(OH)2小得多，调节溶液的pH至3～4时，________留在溶液中， Fe3＋水解生成__________而析出，达到除去Fe3＋的目的。 ④铜蓝矿的形成过程 原生铜的硫化物CuSO4(溶液)CuS(铜蓝) 生成铜蓝的有关化学方程式：________________________，________________________。 ⑤工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。 FeS除去Hg2＋的离子方程式为：________________________________。 ⑥硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，水垢的形成过程涉及到沉淀转化。 加热硬水时，Ca(HCO3)2、Mg(HCO3)2分别分解生成CaCO3、MgCO3。但MgCO3又水解生成更难溶的Mg(OH)2，________________________。故水垢的主要成分不是CaCO3、MgCO3，而是______________。 效果检测 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)向AgCl沉淀中加入KI溶液，沉淀颜色转变成黄色沉淀，是由于Ksp(AgI)<Ksp(AgCl)( ) (2)所谓沉淀完全就是用沉淀剂将溶液中的某一离子除尽( ) (3)沉淀转化可用勒夏特列原理解释( ) (4)沉淀的转化只能由难溶的转化为更难溶的( ) 2．牙齿表面的牙釉质起着保护牙齿的作用，其主要成分为Ca5(PO4)3(OH)(羟基磷灰石), 它是一种难溶电解质，Ksp＝2.5×10－59；氟磷灰石[Ca5(PO4)3F]是一种更难溶的电解质。 (1)解释吃糖后不刷牙容易形成蛀牙的原因。 (2)请解释含氟牙膏使牙齿变坚固的原因并写出此反应的离子方程式。 3．已知Ksp(BaSO4)=1.1×10-10，Ksp(BaCO3)=2.6×10-9。向BaSO4中加入Na2CO3溶液，一段时间后达到平衡状态。 (1)写出有关的离子方程式：_____________________________。 (2)计算该反应的平衡常数K=_________。 (3)讨论BaSO4能转化为BaCO3的条件是什么？ 3．将足量的ZnS粉末加入到10 mL 0.001 mol·L－1的CuSO4溶液中，是否有CuS沉淀生成？请通过计算后回答。 已知：Ksp(ZnS)＝1.6×10－24，Ksp(CuS)＝6.3×10－36。 █考点一 弱电解质的电离平衡 【例1】已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，现向10 mL浓度为0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中(　　) A．水的电离程度始终增大 B．先增大再减小 C．c(CH3COOH)与c(CH3COO-)之和始终保持不变 选项正确。解题要点 勒夏特列原理适用于电离平衡 (1)同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡逆向移动。 (2)酸碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡逆向移动；加入NaOH，电离平衡正向移动。 (3)化学反应：当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向电离的方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的H+与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)减小，电离平衡正向移动。 【变式1-1】在室温下，0.1 mol·L-1 100 mL的醋酸溶液中，欲使其溶液中的c(H+)增大，但又要使醋酸电离程度减小，应采取的措施是(　　) A．加入少量CH3COONa固体 B．加入少量NaOH固体 C．提高温度 D．加入少量纯醋酸 【变式1-2】下列事实不能证明HNO2是弱电解质的是(　　) ①滴入酚酞，NaNO2溶液显红色 ②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗 ③等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液中和碱时，HNO2中和碱的能力强 ④25 ℃时0.1 mol·L-1HNO2溶液的pH=2 ⑤HNO2与CaCO3反应放出CO2气体 ⑥25 ℃时0.1 mol·L-1的HNO2溶液稀释至1 000倍，pH>4 A．①⑤ B．②⑤ C．③⑥ D．③④ █考点二 电离平衡常数的应用 【例2】高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。下表是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数： 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10 根据表中数据判断以下说法不正确的是(　　) A．在冰醋酸中，高氯酸的酸性最强 B．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区分这四种酸的强弱 C．在冰醋酸中1 mol/L的高氯酸的电离度约为0.4% D．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H++ 解题要点 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱 电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断电离平衡的移动方向 如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q<K，平衡向电离方向移动。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 【变式2-1】相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(　　) 酸 HX HY HZ 电离常数Ka 9×10-7 9×10-6 1×10-2 A．三种酸的酸性强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ+Y-===HY+Z-能够发生 C．相同温度下，0.1 mol/L的HX、HY、HZ溶液中，HZ溶液的c(HZ)最大 D．相同温度下，1 mol/L HX溶液的电离常数大于 0.1 mol/L HX 溶液的电离常数 【变式2-2】在一定温度下，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋ (1)某温度时，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋) 与0.01 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋)的比值________(填“大于”“小于”或“等于”)10。 (2)已知：25 ℃时，该电离平衡的平衡常数为1.8×10－5。 ①求该温度时，a mol·L－1的醋酸溶液中c1(H＋)＝________mol·L－1 (用含a的代数式表示)。 [提示：此时电离度比较小，进行简化计算，平衡时c(CH3COOH)可用初始浓度代替，水电离出的c(H＋) 、c(OH－)忽略不计，下同] ②若该温度时向该溶液中加入一定量的CH3COONH4(假设溶液体积不变)，使溶液中c(CH3COO－)为b mol·L－1，则此时c2(H＋)＝________mol·L－1(用含a、b的代数式表示)。 ③c1(H＋)________(填“大于”“小于”或“等于”)c2(H＋)。 █考点三 强酸和弱酸的比较 【例3】某温度下，等体积、c(H＋)相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H＋)随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说法正确的是(　　) A．曲线Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线 B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 C．取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗的NaOH的量相同 D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度 解题要点 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 【变式3-1】相同体积、相同c(H＋)的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于产生氢气的体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是(　　) 【变式3-2】在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白： (1)a、b两支试管中生成气体的速率v(a)______ (填“大于”“小于”或“等于”，下同) v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是____________________________________。 (2)若a、b两支试管中分别加入c(H＋)相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)______(填“大于”“小于”或“等于”，下同)v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是______________________________________________________。 █考点四 水的电离平衡及其影响因素 【例4】25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH＞0，下列叙述正确的是(　　) A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，Kw不变 C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．将水加热，Kw增大，c(H＋)不变 【变式4-1】如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(　　)解题要点 (1)Kw及应用 ①Kw揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。 ②Kw只与温度有关。因为水的电离是吸热过程，所以温度升高，有利于水的电离，Kw增大，如100 ℃，Kw＝5.6×10－13。但是在室温下，可忽略温度的影响，Kw为1.0×10－14。 ③Kw不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液，且由水电离的c水(H＋)＝c水(OH－)。此时，水溶液中水的离子积常数不变。 (1)影响水的电离平衡的因素 ①在水中加入酸或碱，会抑制水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均减小，但仍然相等。在常温下，若由水电离出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。 ②水受热温度升高，促进水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均增大，但仍然呈中性。 ③在酸或碱的溶液中，Kw表达式中的c(H＋)、c(OH－)均为溶液中两种离子的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)、c(OH－)。如0.1 mol·L－1盐酸中，c(H＋)约为0.1 mol·L－1。 A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw B．M区域内(不包括边界)任意点均有c(H＋)<c(OH－) C．图中T1<T2 D．XZ线上任意点的c(H＋)都相等 【变式4-2】(1)某温度下，纯水的c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，则此时纯水的c(OH－)为_____________。若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为__________，此时温度_______(填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。 (2)在不同温度下的水溶液中c(H＋)与c(OH－)的关系如图所示。请回答下列问题： ①曲线Ⅰ代表的温度下，水的离子积为________，曲线Ⅰ所代表的温度________(填“高于”“低于”或“等于”)曲线Ⅱ所代表的温度。你判断的依据是_______________________________________。 ②曲线Ⅰ所代表的温度下，0.01 mol·L－1的NaOH溶液的c(H＋)为________ mol·L－1。 █考点五 溶液酸碱性的判断和pH的计算 【例5】常温下，pH＝11的X、Y两种碱溶液各1 mL，分别稀释至100 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是(　　) A．X、Y两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等 B．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强 C．分别完全中和X、Y这两种碱溶液时，消耗同浓度盐酸的体积V(X)>V(Y) D．若9<a<11，则X、Y都是弱碱 解题要点 (1)强酸溶液和强碱溶液混合后计算pH，必须先判断出混合后溶液的酸碱性，然后计算混合后的OH-或H＋浓度。 (2)根据酸的浓度计算酸溶液的pH时，不必考虑温度，而根据碱的浓度计算碱溶液的pH时，需要根据离子积计算c(H＋)，因此一定要注意溶液的温度，只有室温时，Kw＝1.0×10－14。 (3)一定pH的强碱与强碱混合后求pH。在计算过程中易出现直接用H＋浓度进行混合计算的错误。因为强碱溶液的混合是OH－混合，H＋是随OH－浓度改变而改变的，不能直接用于混合碱的计算，H＋浓度必须通过c(H＋)＝来求。 (4)酸、碱溶液稀释后的pH变化规律 【变式5-1】常温下，将pH=8和pH=10的两种氢氧化钠溶液等体积混合，混合后溶液中c(H+)约为(　　) A．mol·L-1 B．(10-8+10-10) mol·L-1 C．(10-14-5×10-5) mol·L-1 D．2×10-10 mol·L-1 【变式5-2】常温下，求下列溶液的pH(已知lg 2=0.3)。 (1)将pH=3的HCl与pH=3的H2SO4等体积混合。 (2)将pH=8的NaOH与pH=10的NaOH溶液等体积混合。 (3)常温下，将pH=5的盐酸与pH=9的NaOH溶液以体积比11∶9混合。 (4)某课外活动小组学生对采集的酸雨样品进行化验，所得数据如下：c(Na+)为5.0×10-6 mol·L-1、c(N)为 2.0×10-4 mol·L-1、c(S)为4.0×10-4 mol·L-1，H+和OH-浓度未测定，求酸雨的pH。 █考点六 酸碱中和滴定原理及仪器的使用 【例6】利用下列实验装置及药品能完成相应实验的是(　　) 选项 A B C D 目的 测定某盐酸的浓度 测定某NaOH溶液的浓度 记录滴定终点读数：12.20 mL 排除滴定管内气泡 装置或操作 【变式6-2】用1.0 mol·L－1的NaOH溶液中和某浓度的H2SO4溶液，其水溶液的pH和所用NaOH溶液的体积关系变化如图所示，则原H2SO4溶液的物质的量浓度和完全反应后溶液的大致体积是(　　)解题要点 (1)中和滴定的依据是参加反应的H+与OH-的物质的量相等，已知标准液的物质的量浓度、标准液的体积、待测液的体积，从而求得待测液的浓度。 (2)酸式滴定管有磨砂的玻璃活塞，碱液容易与玻璃中的SiO2反应生成Na2SiO3，使玻璃活塞与滴定管壁粘合在一起，碱式滴定管有胶皮管，容易被酸性溶液腐蚀。 (3)酸碱中和滴定曲线和pH突变 ①由滴定曲线分析，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点pH发生突变。 ②在pH发生突变的范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色变化明显，有利于确定滴定终点。 (4)酸碱中和滴定曲线的分析方法 首先看横、纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱；再找滴定终点和中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(常温下pH＝7)的位置；最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。 A．1.0 mol·L－1，20 mL B．0.5 mol·L－1，40 mL C．0.5 mol·L－1，80 mL D．1.0 mol·L－1，80 mL 【变式6-2】葡萄酒中SO2最大使用量为0.25 g·L－1，取300.00 mL葡萄酒，通过适当的方法使所含SO2全部逸出并用H2O2将其全部氧化为H2SO4，然后用0.090 0 mol·L－1 NaOH标准溶液进行滴定。 (1)滴定前排气泡时，应选择下图中的________(填字母)。 (2)若用50 mL滴定管进行实验，当滴定管中的液面在刻度“10”处，则管内液体的体积________(填字母)。 a．＝10 mL　 b．＝40 mL　 c．<10 mL　 d．>40 mL (3)上述滴定实验中，可选择________为指示剂，选择该指示剂时如何判断反应到达滴定终点________________________________________________________________________。 █考点七 酸碱中和滴定实验及误差分析 【例7】准确移取20.00 mL某待测HCl溶液于锥形瓶中，用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定，下列说法正确的是(　　) A．滴定管用蒸馏水洗涤后，装入NaOH溶液进行滴定 B．随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大 C．用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定 D．滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小 解题要点 酸碱中和滴定实验误差分析常见问题 (1)仪器洗涤：在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗2～3次，其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积增大，由c(待)＝可知，待测液浓度偏大。 (2)在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，不能用待测液润洗。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积增大，消耗标准液的体积增大，使测定结果偏大。 (3)滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。 【变式7-1】有关酸碱滴定实验，下列说法正确的是(　　) A．滴定管和锥形瓶都需要使用蒸馏水和待装液润洗 B．滴定前，必须将滴定管中液体的液面调至0刻度 C．滴定至终点时，溶液一定呈中性 D．测定待测液的浓度，至少需要完成两组平行实验，取消耗标准液的平均值 【变式7-2】实验室用0.100 mol·L－1NaOH标准溶液滴定未知浓度的盐酸。 (1)盛NaOH标准液的滴定管尖嘴部分留有气泡，排除气泡的方法应采用图中的__________操作。(填“甲”“乙”或“丙”) (2)下列操作会导致实验结果偏低的是__________。(填标号) A．碱式滴定管未用标准NaOH溶液润洗 B．盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用未知液润洗 C．滴定终点读数时，仰视滴定管的刻度 D．滴定过程中振荡锥形瓶，液体不慎溅出 █考点八 盐类水解的原理和规律 【例8】在室温下，下列五种溶液： ①0.1 mol·L－1 NH4Cl ②0.1 mol·L－1 CH3COONH4 ③0.1 mol·L－1 NH4HSO4 ④0.1 mol·L－1 NH3·H2O和0.1 mol·L－1 NH4Cl混合液 ⑤0.1 mol·L－1 NH3·H2O 请根据要求填写下列空白： (1)溶液①呈________性(填“酸”“碱”或“中”)，其原因是___________________________(用离子方程式表示)。 (2)比较溶液②、③中c(NH)的大小关系是②______③(填“>”“<”或“＝”)。 (3)在溶液④中，________离子的浓度为0.1 mol·L－1；NH3·H2O和________离子的物质的量浓度之和为 0.2 mol·L－1。 (4)室温下，测得溶液②的pH＝7，则说明CH3COO－的水解程度________(填“>”“<”或“＝”)NH的水解程度，CH3COO－与NH浓度的大小关系是c(CH3COO－)________c(NH)(填“>”“<”或“＝”)。 解题要点 (1)盐类水解的实质是盐电离出的离子(弱碱阳离子或者弱酸阴离子)跟水电离出来的OH-或H+结合生成弱碱或弱酸，从而破坏了水的电离平衡，导致溶液中c(OH-)和c(H+)不相等，则溶液表现一定的酸碱性。 (2)盐类水解对水的电离平衡的影响：弱碱阳离子或者弱酸阴离子在溶液中水解，因此水的电离程度增大，因此水电离出的c(H+)和c(OH-)增大。 (3)盐类水解的规律 在可溶性盐溶液中：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。 (4)酸式盐溶液酸碱性要看酸式酸根离子的电离和水解程度的相对大小： 只电离不水解(如NaHSO4等)的显酸性； 电离大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4等)的显酸性； 水解大于电离(如NaHCO3、NaHS等)的显碱性。 【变式8-1】下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是(　　) A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡 B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－) C．在CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH－)≠c(H＋) D．水电离出的H＋和OH－与盐中弱离子结合，造成盐溶液呈酸碱性 【变式8-2】NH4Cl溶于重水(D2O)后，产生的一水合氨和水合氢离子均表示正确的是(　　) A．NH2D·H2O和D3O＋ B．NH3·D2O和HD2O＋ C．NH3·HDO和D3O＋ D．NH2D·HDO和H2DO＋ █考点九 影响盐类水解的因素 【例9】常温下，浓度均为0.1 mol·L－1的三种溶液：①醋酸溶液　②醋酸钠溶液　③碳酸钠溶液。下列说法正确的是(　　) A．溶液中c(CH3COO－)：①＞② B．溶液的pH：②＜③＜① C．水的电离程度：①＞②＞③ D．①与②等体积混合溶液中：c(CH3COO－)＞c(CH3COOH) 解题要点 (1)盐的性质与盐类的水解 影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质，因此在研究盐类水解问题时，分析方法如下： ①判断盐溶液中存在的离子的种类，即是否存在弱的阳离子或弱酸根离子； ②根据离子的种类判断水解后溶液的酸碱性。 ③根据离子对应的弱电解质的平衡常数判断水解的程度大小，弱电解质的平衡常数越小，水解程度越大。 (2)影响盐类水解的外界因素 ①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 ②浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。 ③酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。 【变式9-1】常温下，稀释0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液，如图中的横坐标表示加水的量，则纵坐标可以表示的是(　　) A．NH水解的平衡常数 B．溶液的pH C．溶液中NH数 D．溶液中c(NH) 【变式9-2】在一定条件下，Na2CO3溶液中存在CO＋H2OHCO＋OH－平衡。下列说法不正确的是(　　) A．稀释溶液，增大 B．通入CO2，溶液pH减小 C．升高温度，平衡常数增大 D．加入NaOH固体，减小 █考点十 盐类水解的应用 【例10】下列说法正确的是(　　) A．AlCl3溶液和NaAlO2溶液加热、蒸发、浓缩、结晶、灼烧，所得固体的成分相同 B．配制FeCl3溶液时，将FeCl3固体溶解在硫酸中，然后再用水稀释到所需的浓度 C．用加热的方法可除去KNO3溶液中混有的Fe3＋ D．泡沫灭火器中常使用的原料是碳酸钠和硫酸铝 解题要点 利用盐类水解原理解释有关问题 (1)比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。 Na2CO3的水解方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-，NaHCO3的水解方程式为HCO3-+H2OH2CO3+OH-，由于Ka1(H2CO3)> Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性更强。 (2)实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是将Na2S固体溶解在NaOH溶液中。 (3)泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在内筒， NaHCO3溶液应放在外筒，因为Al3+水解呈酸性，会腐蚀铁。 (4)废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。 (5)铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显碱性，NH4+水解呈酸性，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。 (6)工业上制取无水氯化镁时，将氯化镁溶液置于氯化氢气流中加热脱水，以防止氯化镁水解。 【变式10-1】下列说法不正确的是(　　) A．明矾能水解生成Al(OH)3胶体，可用作净水剂 B．水解反应NH＋H2ONH3·H2O＋H＋达到平衡后，升高温度平衡逆向移动 C．草木灰与铵态氮肥不宜混合使用 D．盐类水解反应的逆反应是中和反应 【变式10-2】工业上制取纯净的CuCl2·2H2O的主要过程是：①将粗氧化铜(含少量Fe)溶解于稀盐酸中，加热、过滤，调节滤液pH为3；②对①所得滤液按下列步骤进行操作： 已知Cu2＋、Fe2＋在pH为4～5时不水解，而Fe3＋却几乎完全水解而沉淀。请回答下列问题： (1)X是什么物质？__________。其反应的离子方程式是_______________________________。 (2)Y物质应具备的条件是________________________________________，生产中Y可选____________。 (3)溶液乙在蒸发结晶时应注意：_____________________________________________。 █考点十一 水解常数及其应用 【例11】(1)25 ℃时，H2SO3HSO＋H＋的电离常数Ka1＝1×10－2，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝__________。 (2)25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5。该温度下，1.0 mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋) ≈____________mol·L－1(已知：≈2.4)。 解题要点 (1)二元弱酸的水解常数和电离常数的关系 二元弱酸H2A的电离常数为Ka1、Ka2，则Na2A的水解常数Kh为，NaHA的水解常数为。 (2)酸式酸根离子电离与水解程度的相对大小分析思路 (3)判断等浓度的HX和NaX混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。 【变式11-1】已知：常温下，CN－的水解常数Kh＝1.6×10－5。该温度下，将浓度均为0.1 mol·L－1的HCN溶液和NaCN溶液等体积混合。下列说法正确的是(　　) A．混合溶液的pH<7 B．混合溶液中水的电离程度小于纯水的 C．混合溶液中存在c(CN－)>c(Na＋)>c(HCN)>c(OH－)>c(H＋) D．若c mol·L－1盐酸与0.6 mol·L－1 NaCN溶液等体积混合后溶液呈中性，则c＝ 【变式11-2】常温下，某酸HA的电离常数Ka＝1×10－5。下列说法正确的是(　　) A．HA溶液中加入NaA固体后，减小 B．常温下，0.1 mol·L－1 HA溶液中水电离的c(H＋)为10－13 mol·L－1 C．NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反应，存在关系：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－) D．常温下，0.1 mol·L－1 NaA溶液水解常数为1×10－9 █考点十二 溶液中粒子浓度比较 【例12】醋酸(CH3COOH)是一种常见的弱酸。下列叙述正确的是(　　) A．pH＝3的CH3COOH溶液中，c(H＋)＝c(CH3COO－) B．pH＝8的CH3COONa溶液中，c(CH3COO－)<c(Na＋) C．0.1 mol·L－1CH3COONa溶液中，c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋) D．0.1 mol·L－1CH3COONa溶液中，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) 【变式12-1】下列物质所配成的0.1 mol·L－1溶液中，离子浓度由大到小顺序排列正确的是(　　)解题要点 (1)溶液中粒子浓度大小比较的方法和思路 ①确定溶液中溶质的成分和浓度大小。 ②分析溶液中存在的过程，包括：电离过程（完全电离和部分电离）、弱电解质离子的水解过程、水的电离。 ③找出溶液中存在的微粒。 ④分析电离、水解等过程进行的程度大小，比较粒子浓度大小。 (2)利用“三大守恒”规律判断溶液中粒子浓度关系 ①物料守恒：在溶液中，溶质以分子和离子的形式存在，溶质分子和离子的物质的量浓度之和等于该溶质的物质的量浓度。 ②电荷守恒：同一溶液中，溶液呈电中性，因此正电荷总数与负电荷总数相等。注意：电荷总数=离子浓度（或物质的量）×离子所带电荷数。 ③质子守恒：弱电解质离子在溶液中发生水解，弱电解质离子结合水电离出的H+或OH-，使溶液中的c(H+)≠c(OH-)。但在溶液中，水电离出的H+浓度和OH-浓度总是相等的。 质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。 A．NH4Cl：c(Cl－)＞c(H＋)＞c(NH)＞c(OH－) B．Na2CO3：c(Na＋)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H＋) C．NaHCO3：c(Na＋)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H＋) D．(NH4)2SO4：c(NH)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(OH－) 【变式12-2】室温下，向20.00 mL 1 mol·L－1的氨水中逐滴加入物质的量浓度相同的盐酸，直至盐酸过量。请分析上述实验过程，回答下列问题： (1)实验过程中水的电离程度变化趋势是先______后______(填“变大”“变小”或“不变”)。 (2)当V(HCl)＝20.00 mL时，溶液中溶质为______，溶液中离子浓度的大小顺序是___________________。 (3)实验过程中，当溶液pH恰好等于7时，此时溶液中主要溶质的化学式是______________，V(HCl)______(填“>”“＝”或“<”)20.00 mL。 █考点十三 沉淀溶解平衡及其影响因素 【例13】某同学为了验证难溶的氯化银在水中也存在沉淀溶解平衡，设计了如下实验方案。下列说法正确的是(　　) A．步骤①中应加入过量的AgNO3溶液 B．步骤①中应使NaCl溶液过量 C．步骤②中现象是无沉淀产生 D．步骤②中选用的AgNO3溶液的浓度应小于步骤① 【变式13-1】一定温度下，在Ba(OH)2的悬浊液中，存在Ba(OH)2固体与其电离的离子间的溶解平衡关系：Ba(OH)2(s)Ba2＋(aq)＋2OH－(aq)，向此体系中再加入少量的BaO粉末，如果保持温度不变，则下列说法正确的是(　　)解题要点 (1)难溶电解质的电离仅仅是沉淀溶解平衡的后一个过程。 总过程 沉淀溶解平衡(可逆) 分过程 沉淀的溶解(可逆) 电解质的电离(可逆或不可逆) 表示形式 用电离方程式形式表示，须标明状态(s)、(aq)，一律用“”。注意与弱电解质的电离方程式区别开来。如Al(OH)3(s)Al3＋(aq)＋3OH－(aq)(沉淀溶解平衡)，Al(OH)3Al3＋＋3OH－(电离平衡) (2)影响沉淀溶解平衡的因素 ①内因：溶质本身的性质。绝对不溶的物质是没有的；同是微溶物质，溶解度差别也很大；易溶溶质只要是饱和溶液也存在沉淀溶解平衡。 ②外因：温度、浓度、相同离子等，其影响符合“勒夏特列原理”。 a．温度：一般来说，温度越高，固体物质的溶解度越大。极少数固体物质的溶解度随温度的升高而减小，如Ca(OH)2。 b．相同离子：加入与电解质电离的离子相同的可溶性盐，平衡向生成沉淀的方向移动，溶解度减小。 c．外加其他物质(与电解质电离的离子反应)，平衡向沉淀溶解的方向移动，溶解度增大。 (3)Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关。溶液中离子浓度的变化只能使溶解平衡移动，并不能改变溶度积。 (4)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶物，不能直接根据Ksp的大小来确定其溶解能力的大小，需通过计算转化为溶解度。 A．c(Ba2＋)增大　　　　 B．溶液中Ba2＋数目减少 C．溶液pH减小 D．溶液pH增大 【变式13-2】下列有关沉淀溶解平衡的说法正确的是(　　) A．Ksp(AB2)小于Ksp(CD)，说明AB2的溶解度小于CD的溶解度 B．在氯化银的沉淀溶解平衡体系中，加入蒸馏水，氯化银的Ksp增大 C．可比较离子浓度幂之积与溶度积Ksp的相对大小来判断沉淀溶解平衡进行的方向 D．在碳酸钙的沉淀溶解平衡体系中，加入稀盐酸，平衡不移动 █考点十四 溶度积常数及其应用 【例14】已知Ksp(AgCl)＝1.56×10－10，Ksp(AgBr)＝7.7×10－13，Ksp(Ag2CrO4)＝9×10－11。某溶液中含有Cl－、Br－和CrO，浓度均为0.010 mol·L－1，向该溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的AgNO3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为(　　) A．Cl－、Br－、CrO　　　 B．CrO、Br－、Cl－ C．Br－、Cl－、CrO D．Br－、CrO、Cl－ 解题要点 1对于同类型物质如AgCl、AgBr、AgI等，可直接用溶度积比较难溶电解质的溶解能力，Ksp越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。 2对于不同类型的物质，Ksp不能直接作为比较依据，而应通过计算将Ksp转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度确定溶解能力的强弱。 3关于溶度积常数的计算 ①已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ mol·L－1。 ②已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。 ③计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)，Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝＝。 【变式14-1】硫酸锌是制造锌钡白和锌盐的主要原料，也可用作印染媒染剂，医药上用于催吐剂。已知25℃时，Ksp[Zn（OH）2]＝1.0×10－17，Ksp（Ag2SO4）＝1.2×10－5，则下列说法正确的是（　　） A．在水中加入少量ZnSO4固体时，水的电离平衡向正反应方向移动，Kw不变 B．在ZnSO4溶液中各离子的浓度关系为c（Zn2＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（SO） C．在0.5 L 0.10 mol·L－1的ZnSO4溶液中加入等体积的0.02 mol·L－1的AgNO3溶液，即可生成Ag2SO4沉淀 D．常温下，要除去0.20 mol·L－1ZnSO4溶液中的Zn2＋，至少要调节pH≥9 【变式14-2】(1)取5 mL 0.002 mol·L－1BaCl2溶液与等体积的0.02 mol·L－1Na2SO4溶液相混合，通过计算判断有无沉淀产生？__________若有，计算Ba2＋是否沉淀完全？____________（已知该温度下BaSO4的Ksp＝1.1×10－10） (2)有关数据如表所示： 化合物 Zn（OH）2 Fe（OH）2 Fe（OH）3 Ksp近似值 10－17 10－17 10－39 用废电池的锌皮制备ZnSO4·7H2O的过程中，需除去锌皮中的少量杂质铁，其方法是加稀H2SO4和H2O2溶解，铁变为Fe3＋，加碱调节至pH为______时，铁刚好沉淀完全（离子浓度小于1×10－5mol·L－1时，即可认为该离子沉淀完全）；继续加碱至pH为______时，锌开始沉淀（假定Zn2＋浓度为0.1 mol·L－1）。 (3)向含有BaSO4固体的溶液中滴加Na2CO3溶液，当有BaCO3沉淀生成时溶液中＝________。[已知Ksp（BaCO3）＝2.6×10－9，Ksp（BaSO4）＝1.1×10－10] █考点十五 沉淀溶解平衡曲线 【例15】某温度时，AgCl悬浊液中沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法错误的是( ) A．加入NaCl，可以使溶液由a点变到点c B．加入少量水，平衡不移动，Ag＋浓度不变 C．b点对应溶液中Q＞Ksp D．a、c点对应的Ksp相等 解题要点 难溶电解质(以BaSO4沉淀曲线为例说明)Q和Ksp间的关系有以下三种可能： 点的变化 a→c 曲线上变化，c(SO)增大，c(Ba2＋)减小 b→c 加入1×10－5 mol/L Na2SO4溶液，c(Ba2＋)变小，c(SO)不变(加水不行) d→c 加入少量BaCl2固体，c(Ba2＋)增大，c(SO)不变(无沉淀生成，忽略溶液的体积变化) c→a 曲线上变化，c(Ba2＋)，增大c(SO)减小 【变式15-1】在T ℃时，AgI在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知T ℃时AgBr的Ksp＝5×10－13。下列说法不正确的是( ) A．在T℃时，AgI的Ksp＝2.5×10－15 B．图中b点有碘化银晶体析出 C．向c点溶液中加入适量蒸馏水，可使溶液由c点到a点 D．在T ℃时，反应AgBr(s)＋I－(aq)AgI(s)＋Br－(aq)的平衡常数K＝200 【变式15-2】常温下，Ag2S与CuS在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，下列说法正确的是 (　　) A．Ksp(Ag2S)＝10－29.2 B．向含CuS沉淀的悬浊液中加入Na2S饱和溶液，Ksp(CuS)减小 C．若Z点为Ag2S的分散系，v(沉淀)>v(溶解) D．CuS(s)＋2Ag＋(aq)Ag2S(s)＋Cu2＋(aq)平衡常数很大，反应趋于完全 █考点十六 沉淀溶解平衡原理的应用 【例16】(1)工业废水中常含有一定量的Cr2O和CrO，会对人类及生态系统产生很大损害，必须进行处理。Cr(OH)3在溶液中存在以下沉淀溶解平衡：Cr(OH)3(s)Cr3＋(aq)＋3OH－(aq)，常温下，Cr(OH)3的溶度积Ksp＝10－32，要使c(Cr3＋)降低为10－5 mol·L－1，溶液的pH应调至_______。 (2)向0.10 mol·L－1硫酸铜溶液中加入氢氧化钠稀溶液充分搅拌，有浅蓝色Cu(OH)2沉淀生成，当溶液的pH＝8时，c(Cu2＋)＝___________mol·L－1(已知Ksp[Cu(OH)2]＝2.2×10－20)。若在0.10 mol·L－1硫酸铜溶液中通入过量H2S气体，使Cu2＋完全沉淀为CuS，此时溶液中的H＋浓度为_______mol·L－1。 解题要点 (1)沉淀生成时沉淀剂的选择原则 ①使生成沉淀的反应进行得越完全越好(被沉淀离子形成沉淀的Ksp尽可能地小，即沉淀溶解度越小越好)。 如除去废水中的Cu2＋，可以使Cu2＋转化成CuCO3、Cu(OH)2或CuS，依据三者溶解度的大小可知，选择沉淀剂(FeS)可以使废水中的Cu2＋转化成溶解度更小的CuS。 ②不能影响其他离子的存在，由沉淀剂引入溶液的杂质离子要便于除去或不引入新的杂质离子。 (2)沉淀溶解时的关键步骤是加入的试剂能与产生沉淀的离子发生反应，生成挥发性物质(气体)或弱电解质(弱酸、弱碱或水)，使平衡向沉淀溶解的方向移动，使沉淀溶解的常用方法主要有： 方法 实例 原理(反应方程式) 酸溶解 CaCO3可溶于盐酸 CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O 盐溶解 Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液 Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O 配位溶解 AgCl溶于氨水 AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O 氧化还原溶解 不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀硝酸 3Ag2S＋8HNO36AgNO3＋3S＋2NO↑＋4H2O (3)沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。一般是溶解度小的沉淀会转化生成溶解度更小的沉淀。 ①当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀；如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。 ②溶解度较小的沉淀在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀，如在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，也可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 【变式16-1】工业上用化学法除锅炉的水垢时，先向锅炉中注入饱和Na2CO3溶液浸泡，将水垢中的CaSO4转化为CaCO3，再用盐酸除去[已知：Ksp(CaCO3)＝4.96×10－9，Ksp(CaSO4)＝7.1×10－5]，下列说法错误的是(　　) A．升高温度，Na2CO3溶液的Kw和c(OH－)均会增大 B．沉淀转化的离子方程式为CO(aq)＋CaSO4(s)===CaCO3(s)＋SO(aq) C．该条件下，CaCO3溶解度约为1×10－3 g D．CaSO4和CaCO3共存的悬浊液中，＝1.43×104 【变式16-2】(1)已知：室温下，Ksp[Fe(OH)3]＝1×10－37.4，Ksp[Mn(OH)2]＝2×10－13。某溶液中c(Mn2＋)＝0.2mol/L，其中含有一定量的Fe3＋，欲使溶液中Fe3＋完全除去[c(Fe3＋)<10－5mol/L]，需控制溶液pH的范围是____________。 (2)向含有Ca2＋、Mg2＋的某MnSO4溶液(pH约为5)中加入NH4F溶液，让溶液中的Ca2＋、Mg2＋形成氟化物沉淀。若沉淀后上层清液中c(F－)＝0.05mol/L，则＝____________[Ksp(MgF2)＝5×10－11，Ksp(CaF2)＝5×10－9]。 (3)已知：Ksp(FeS)＝6.5×10－18，Ksp[Fe(OH)2]＝5.0×10－17；H2S电离常数分别为Ka1＝1.1×10－7、Ka2＝1.3×10－13。在弱酸性溶液中，反应FeS＋H＋Fe2＋＋HS－的平衡常数K的数值为____________。 基础应用 1．下列方程式书写正确的是(　　) A．HCO在水溶液中的水解方程式：HCO＋H2OH3O＋＋CO B．H2SO3的电离方程式：H2SO32H＋＋SO C．CO的水解方程式：CO＋2H2OH2CO3＋2OH－ D．CaCO3的电离方程式：CaCO3===Ca2＋＋CO 2．（24-25高二上·四川凉山·期中）下列事实不能证明是弱酸的有( ) A．在25℃时，用pH传感器测得0.1mol·L-1溶液的pH约为3 B．用溶液做导电实验，灯泡很暗 C．中和等体积、等pH的溶液和HCl溶液时，溶液消耗的NaOH更多 D．25℃时，的溶液和的KOH溶液等体积混合所得溶液呈酸性 3．常温下，如图是X、Y、Z三种液体的对应近似pH，下列判断不正确的是(　　) A．X显酸性　　　　　　 B．Y一定是水 C．Z可能是碳酸钠溶液 D．Z可使紫色石蕊试液变蓝 4．下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　) A．向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小 B．将CH3COONa溶液从20 ℃升温至30 ℃，溶液中增大 C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中>1 D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变 5．常温下，下列关于pH＝3的CH3COOH溶液的叙述错误的是(　　) A．溶液中水电离出的c(H＋)＝10×10－11mol·L－1 B．与等体积pH＝11的NaOH溶液混合，所得溶液pH＝7 C．加入少量水稀释该溶液的过程中，增大 D．加入0.1 mol·L－1CH3COONa溶液使pH＝7，则c(CH3COO－)＝c(Na＋) 6．下列说法不正确的是(　　) A．2.0×10－7mol·L－1的盐酸中c(H＋)＝2.0×10－7mol·L－1 B．将KCl溶液从常温加热至80 ℃，溶液的pH变小但仍保持中性 C．常温下，NaCN溶液呈碱性，说明HCN是弱电解质 D．常温下，pH为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液pH增大 7．已知：①25 ℃时NaNO2溶液pH＞7；②用HNO2溶液做导电试验，灯泡很暗；③HNO2不与Na2SO4反应；④25 ℃时0.1 mol·L－1 HNO2溶液pH＞l。 能说明HNO2是弱电解质的是(　　) A．①②③　　B．②③④　　C．①④　　D．①②④ 8．（23-24高二上·黑龙江哈尔滨·期末）下列物质溶解于水时，电离出的阳离子能使水的电离平衡正向移动的是( ) A．CH3COONa B．Na2SO4 C．NH4Cl D．H2SO4 9．（24-25高二上·四川南充·期中）常温下，下列各组离子在给定溶液中一定能大量共存的是( ) A．澄清透明溶液中：、、、 B．通入后的溶液中：、、、 C．在的溶液中：、、、 D．pH=1的溶液中：、、、 10．25℃时，相同pH的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是( ) A．HB的酸性强于HA B．a点溶液的导电性大于b点溶液 C．a点的c平(HA)大于b点的c平(HB) D．水的电离程度：a点溶液大于b点溶液 11．（24-25高二上·湖北武汉·阶段练习）下列实验过程错误的是( ) 编号 实验目的 实验过程 A 比较CdS(黄色)与CuS(黑色)的溶解度【已知Ksp(CdS)>Ksp(CuS)】 向H2S溶液中滴加过量0.01mol·L-1的CdSO4溶液，然后滴入几滴0.01mol·L-1CuSO4溶液，观察沉淀颜色变化 B 提高饱和氯水中的HClO浓度 向饱和氯水中加入碳酸钙并通入适量Cl2，然后过滤 C 加快铁片与盐酸的反应速率 向反应液中滴入几滴CuCl2溶液 D 滴定法测定NaOH溶液的浓度 必须使用干燥的锥形瓶 12．已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgI)＝1.0×10－16。下列说法错误的是(　　) A．AgCl不溶于水，不能转化为AgI B．在含有浓度均为0.001 mol·L－1的Cl－、I－的溶液中缓慢加入AgNO3稀溶液，首先析出AgI沉淀 C．AgI比AgCl更难溶于水，所以AgCl可以转化为AgI D．常温下，AgCl若要在NaI溶液中开始转化为AgI，则NaI的浓度必须不低于×10－11 mol·L－1 13．常温下，将一定浓度的盐酸和醋酸加水稀释，溶液的导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法中正确的是(　　) A．两溶液稀释前的浓度相同 B．a、b、c三点溶液的pH由大到小顺序为a＞b＞c C．a点的Kw值比b点的Kw值大 D．a点水电离的c(H＋)大于c点水电离的c(H＋) 14．常温下，有浓度均为的下列4种溶液： ①NaCN溶液②NaOH溶液③溶液④溶液 HCN (1)这4种溶液中②由水电离出的浓度为 。 (2)①中各离子浓度由大到小的顺序是 。 (3)④中的水解平衡常数 (保留2位有效数字)。 (4)若向等体积的③和④中滴加等浓度的盐酸至溶液呈中性，则消耗盐酸的体积③ ④(填“>”“<”或“=”)。 (5)25℃时，测得HCN和NaCN的混合溶液的，则约为 (保留1位有效数字)。向NaCN溶液中通入少量，发生反应的离子方程式为 。 (6)溶液显酸性的原因： (用离子方程式表示)，是一种液态化合物，遇水剧烈反应，产生白雾，同时生成能使品红溶液褪色的气体，其水解反应的化学方程式为 。用水解制备的化学方程式为： 。 能力提升 15．在湿法炼锌的电解循环溶液中，较高浓度的Cl－会腐蚀阳极板而增大电解能耗。可向溶液中同时加入Cu和CuSO4，生成CuCl沉淀从而除去Cl－。根据溶液中平衡时相关离子浓度的关系图，下列说法错误的是(　　) A．Ksp(CuCl)的数量级为10－7 B．除Cl－反应为Cu＋Cu2＋＋2Cl－===2CuCl C．加入Cu越多，Cu＋浓度越高，除Cl－效果越好 D．2Cu＋===Cu2＋＋Cu平衡常数很大，反应趋于完全 16．室温下，将两种浓度均为0.10 mol·L－1的溶液等体积混合，若溶液混合引起的体积变化可忽略，下列各混合溶液中微粒物质的量浓度关系正确的是(　　) A．NaHCO3－Na2CO3混合溶液(pH＝10.30)：c(Na＋)>c(CO)>c(HCO)>c(OH－) B．氨水－NH4Cl混合溶液(pH＝9.25)：c(NH)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－) C．CH3COOH－CH3COONa混合溶液(pH＝4.76)：c(Na＋)>c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋) D．H2C2O4－NaHC2O4混合溶液(pH＝1.68，H2C2O4为二元弱酸)：c(H＋)＋c(H2C2O4)＝c(Na＋)＋c(C2O)＋c(OH－) 17．室温下，将一元酸HA的溶液和KOH溶液等体积混合(忽略体积变化)，实验数据如下表： 实验编号 起始浓度/(mol·L-1) 反应后溶液的pH c(HA) c(KOH) ① 0.1 0.1 9 ② x 0.2 7 下列判断不正确的是(　　) A．实验①反应后的溶液中：c(K＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋) B．实验①反应后的溶液中：c(OH－)＝c(K＋)－c(A－)＝ mol·L－1 C．实验②反应后的溶液中：c(A－)＋c(HA)>0.1 mol·L－1 D．实验②反应后的溶液中：c(K＋)＝c(A－)>c(OH－)＝c(H＋) 18．常温下，改变0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)＝]。下列叙述错误的是(　　) A．pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－) B．常温下，H2A的电离平衡常数Ka2＝10－4.2 C．pH＝2.7时，c(HA－)＞c(H2A)＝c(A2－) D．KHA溶液中离子浓度大小关系为c(K＋)＞c(HA－)＞c(OH－)＞c(H2A)＞c(H＋)＞c(A2－) 19．(1)25 ℃时，部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH HCN H2CO3 电离平衡常数 Ka＝1.7×10－4 Ka＝4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 ①在测定c(H＋)相等的盐酸和HCOOH溶液的pH时，某同学先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测，误差较大的是________(填“盐酸”或“HCOOH溶液”)，原因是_______________________________________________________。 ②将少量CO2通入NaCN溶液中，它们能否发生反应(若能，写出反应的离子方程式；若不能，直接填“否”)：_________________________________。 (2)某温度下的溶液中，c(H＋)＝10x mol·L－1，c(OH－)＝10y mol·L－1。x与y的关系如图所示： ①M、N点对应的温度分别是T1、T2，则T1________T2(填“>”“＝”或“<”)。 ②T2时，水的离子积常数Kw＝________；pH＝9的NaOH溶液中，由水电离产生的c(H＋)＝________mol·L－1。 20．为白色粉末，微溶于水，不溶于酒精，其在潮湿的环境中易被氧化变质，常用作催化剂、脱色剂。某兴趣小组利用下图装置(部分夹持装置略去)制备氯化亚铜。 实验步骤： I．向C中加入的溶液，继续加入的溶液。 II．打开a的活塞，向A中滴加盐酸，产生气体，一段时间后C中产生白色固体。 III．将C中混合物过滤、洗涤、干燥得产品。 回答下列问题： (1)仪器a的名称是 ，装置B中的液体为 。 (2)装置C中生成过程中发生反应的离子方程式为； 。 (3)洗涤时，先用水洗，后用乙醇洗，使用乙醇洗的原因是 。 (4)测量的质量分数：准确称取所制备的氯化亚铜样品，将其置于过量的溶液中，待样品完全溶解后，加入适量稀硫酸，用的溶液滴定到终点，消耗，溶液，反应中被还原为。 (已知：；该条件下与不反应) ①滴定时应将溶液加入 (填“酸式”或“碱式”)滴定管中。 ②样品中的质量分数表达式为 (用含a、b、m的代数式表示)。 ③下列因素引起测定结果偏高的是 。 A．配制标准溶液时，烧杯中的溶液有少量溅出 B．在接近滴定终点时，用少量蒸馏水冲洗锥形瓶的内壁 C．滴定终点读取滴定管刻度时，俯视标准溶液液面 D．滴定前尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失 1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $