专题03 水溶液中的离子反应（期末复习讲义）高二化学上学期苏教版

该高中化学复习讲义通过表格系统归纳考查重点与命题角度，梳理弱电解质电离平衡、溶液酸碱性等核心内容，以思维导图构建知识脉络，突出电离常数、盐类水解等重难点，体现概念原理间的内在联系。 讲义亮点在于分层题型设计与科学思维培养，如“判断弱电解质相对强弱”典例结合电离度计算，“溶液pH计算”提供解题模板，帮助学生掌握证据推理方法。分层验收题组满足不同层次需求，教师可据此实施精准教学，提升学生科学探究与实践能力。

专题03 水溶液中的离子反应（期末复习讲义） 内容导航 明·期末考情：把握考试趋势方向，精准备考 理·核心要点：系统归纳知识脉络，构建体系 破·重难题型：攻克典型疑难问题，突破瓶颈 过·分层验收：阶梯式检测与评估，稳步提升 考查重点 命题角度 弱电解质的电离平衡 强电解质与弱电解质 弱电解质的判断 外界条件对电离平衡的影响 水的电离 温度对水的电离的影响 KW的计算 酸、碱、盐对水的电离的影响 溶液的酸碱性与pH 溶液的酸碱性的判断 溶液pH的计算 酸碱溶液混合的pH的计算 酸碱中和滴定 酸碱中和滴定的步骤 指示剂选择 误差分析 氧化还原反应滴定等 盐类的水解 盐类水解原理 盐类水解与中和反应的关系 盐类水解的影响因素 温度、酸、碱、盐对水解的影响 不同盐类水解程度的大小比较 水解常数 外界条件对水解常数的影响 水解常数与电离常数、水的离子积的关系 盐类水解的应用 判断溶液的酸碱性 判断酸性强弱 胶体的制备 化学试剂的贮存 溶液中粒子浓度的变化分析 电荷守恒 物料守恒 质子守恒 沉淀溶解平衡 沉淀溶解平衡的原理 沉淀溶解平衡的特点 沉淀溶解平衡的影响因素 外界条件对沉淀溶解平衡的影响 沉淀溶解平衡的移动方向 溶度积常数 溶度积常数的大小比较 溶度积常数的计算 沉淀溶解平衡的应用 沉淀的生成 沉淀的溶解 沉淀的转化 沉淀溶解平衡图像 沉淀溶解平衡离子浓度与pH图像 沉淀滴定图像 要点01 弱电解质的电离平衡 1.强电解质与弱电解质 2.与化合物类别的关系 强电解质主要是大部分__ __化合物及某些__ __化合物，弱电解质主要是某些__ __化合物。 3.电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离，多元弱碱分步电离一步书写”。 （1）强电解质：如H2SO4：__ __ （2）弱电解质 ①一元弱酸，如CH3COOH：__ __。 ②多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3： __ 　 __。 ③多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3： __ __。 （3）酸式盐 ①强酸的酸式盐 如NaHSO4在水溶液中：__ __；熔融时：NaHSO4===__ __。 ②弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3： __ __、__ __。 4.弱电解质判断的注意事项 （1）酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。 （2）弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4===NH＋CH3COO－。 5.电离平衡的建立 弱电解质的电离平衡是指在一定条件(__ __、__ __)下，弱电解质分子__ __的速率和__ __的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。 平衡建立过程的v－t图像如图所示。 （1）开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 （2）平衡建立过程中，v(电离)＞v(结合)。 （3）当v(电离)＝v(结合)时，电离达到平衡状态。 6.电离平衡的特征 电离平衡也是一种动态平衡，遵循“ 、 、 、 、 ”的特点。具体分析如下： 7.影响电离平衡的因素： 因素 对电离平衡的影响 内因 弱电解质本身的性质决定弱电解质电离程度的 外因 温度 由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动，升温， 电离，电离平衡向 移动 浓度 电解质溶液浓度越小，电离程度越大 外加电解质 同离子效应 加入含弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动， 电离，电离程度 含有可与弱电解 质反应的离子 电解质电离程度 ，促进电离，电离平衡向右移动 8.下面以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例(CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0)，用平衡移动原理分析外界条件对CH3COOH电离平衡的影响。 改变条件 平衡移 动方向 c(CH3COOH) n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 电离 程度 导电 能力 电离平 衡常数 加水稀释 __ __ __ __ ____ ____ ____ ____ ____ ____ 加少量 冰醋酸 __ __ __ __ ____ ____ ____ ____ ____ ____ 通入HCl 气体 __ __ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ 加NaOH 固体 __ __ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ 加 CH3COONa 固体 ____ ___ ____ ____ ____ ____ ____ ____ 加入镁粉 ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ___ 升高温度 ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ 9.电离常数 定义 在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度幂之积与溶液中未电离分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 表达式 对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常数Ka＝__ __。 对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常数Kb＝__ __。 对于多元弱酸，以H2CO3为例： H2CO3H＋＋HCO　Ka1＝ HCOH＋＋CO　Ka2＝ 特点 电离常数只与__ __有关，与电解质的浓度及酸、碱性无关，由于电离过程是__ __的，故温度升高时K__ __。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。 意义 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质__ __电离，所对应的酸性或碱性相对__ __。 10.（1）填写下表 弱电解质 电离方程式 电离常数 NH3·H2O __ __ Kb＝1.7×10－5 CH3COOH __ __ Ka＝1.7×10－5 HClO __ __ Ka＝4.7×10－8 （2）CH3COOH酸性__ __HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断的依据：__ _。 （3）磷酸是三元中强酸 A．磷酸的电离方程式是__ ， ， __。 B．电离平衡常数表达式是：Ka1＝__ __，Ka2＝__ __，Ka3＝__ _。 C．比较大小：Ka1__ __Ka2__ __Ka3。 11.电离平衡常数的4大应用 （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）判断盐溶液的酸性(或碱性)的强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。 （3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 （4）判断微粒浓度比值的变化。 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来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，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 12.有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例) （1）已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。 　　　　　　HX　　　　H＋　＋　X－ 起始： c(HX) 0 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－) 则：K＝＝ 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。 则K＝，代入数值求解即可。 （2）已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。 　　　　　HX　　　　H＋　＋　X－ 起始： c(HX) 　 　 　 　0 　 　 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) 　c(X－) 则K＝＝ 由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝，代入数值求解即可。 归｜纳｜总｜结 判断弱电解质的三个思维角度 角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。 角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1＜pH＜2。 角度三：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象： (1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。现象：溶液变为浅红色。 (2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH>7。 要点02 水的电离 1．水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或 。 2．水的离子积常数 Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 (1)室温下：Kw＝ 。 (2)影响因素：只与 有关，升高温度，Kw 。 (3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的 水溶液。 (4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。 3．影响水电离平衡的因素 (1)升高温度，水的电离程度 ，Kw 。 (2)加入酸或碱，水的电离程度 ，Kw 。 (3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度 ，Kw 。 4．填写外界条件对水电离平衡的具体影响 　　　体系变化 条件　　　 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na2CO3 NH4Cl 温度 升温 降温 其他：如加入Na 归｜纳｜总｜结 (1)水的离子积常数KW＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。 (2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－存在，只是相对含量不同而已。 (3)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。在KW的表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。 (4)水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)和c(OH－)都增大，故KW增大，但溶液仍呈中性；对于KW，若未注明温度，一般认为在常温下，即25 ℃。 要点03 溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中__ __和__ __的相对大小。 将“＞”“＝”或“＜”填在下表空格中： 溶液 c(H＋)、c(OH－)大小比较 常温/25 ℃ 数值 pH 中性溶液 c(H＋)__ __c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 __ __7 酸性溶液 c(H＋)__ __c(OH－) c(H＋)__ __1×10－7 mol·L－1 __ __7 碱性溶液 c(H＋)__ __c(OH－) c(H＋)__ __1×10－7 mol·L－1 __ __7 2．溶液的pH （1）定义式：pH＝__ __。 （2）广范pH的范围：0～14。 即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，不用pH表示溶液的酸碱性，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。 （3）测量： ①pH试纸法：把小片试纸放在__ __或__ __上，用洁净干燥的__ __，蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与__ __对比，即可确定溶液的pH。 ②pH计测量法。 3．溶液的酸碱性与pH的关系： 常温(25 ℃)下： 4．常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围 石蕊 pH＜5.0红色 5.0～8.0 色 pH＞8.0蓝色 甲基橙 pH＜3.1红色 3.1～4.4 色 pH＞4.4黄色 酚酞 pH＜8.0无色 8.2～10.0 色 pH＞10.0红色 5．pH的计算 （1）单一溶液pH的计算 ①强酸溶液，如HnA，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝__ __，pH＝－lgc(H＋)＝__ __。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝__ __。 （2）两强酸混合后溶液pH的计算 由c(H＋)混＝，先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。 （3）两强碱混合后pH的计算 由c(OH－)混＝，先求出混合后的c(OH－)混，再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH。 （4）强酸与强碱混合后pH的计算 强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，即H＋＋OH－===H2O，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况： ①若恰好中和，pH＝7。 ②若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH。 ③若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH。 （5）溶液稀释后求pH ①对于强酸溶液，每稀释10倍，pH__ __；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大__ __。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。 ②对于强碱溶液，每稀释10倍，pH__ __；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小__ __，无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。 归｜纳｜总｜结 (1)pH试纸不能伸入试液中。 (2)pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能会产生误差。 (3)广泛pH试纸只能测出整数值(不精确)，该数不会出现小数。 (4)pH试纸不能测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。 要点04 酸碱中和滴定 1.实验原理 （1）用已知浓度的酸（碱）来测定未知浓度的碱（酸）的实验方法叫作酸碱中和滴定。 （2）对于强酸、强碱的中和，开始时由于被滴定的酸（碱）浓度较大，滴入少量的碱（酸）对其pH的影响不大。当滴定接近终点（pH＝7）时，很少量的碱（酸）就会引起溶液pH突变（如图所示）。 2.实验用品 （1）主要仪器和试剂 仪器 试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 　　 图1　　　　图2　　　　图3 （2）滴定管的使用 ①酸式滴定管下端为玻璃活塞，能耐酸和氧化剂的腐蚀，可用于盛装酸性或氧化性溶液，但不能盛装碱性溶液。 ②碱式滴定管下端为橡胶管和玻璃珠，橡胶易被酸性或氧化性溶液腐蚀，所以碱式滴定管一般盛装碱性溶液。 3.常用指示剂 指示剂 变色的pH范围 甲基橙 pH减小 3.1-4.4 pH增大 酚酞 pH减小 8.2-10.0 pH增大 甲基红 pH减小 4.4-6.2 pH增大 4.实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例） （1）滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。 ②锥形瓶：洗涤→装液→加指示剂。 （2）滴定 （3）终点判断、读数 当滴入　 　标准液，溶液变色，且　 　不恢复为原来的颜色 （4）数据处理 按上述操作重复　 　次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）＝ 　计算。 5.误差分析 （1）误差分析依据 当酸碱恰好中和时，有关系式：c待＝，c标、V待、γ均为已知量，所以c待的大小取决于V标的大小，V标偏大，则c待偏高；V标偏小，则c待偏低。 （2）常见的误差分析（以0.1 mol/L NaOH标准溶液滴定盐酸为例） 误差来源 c（HCl） 滴定管 中产生 的误差 滴定管用蒸馏水洗涤后，未用标准液润洗 偏高 滴定管未用待测液润洗 偏低 盛标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡 　 　 盛标准液的滴定管滴定前无气泡，滴定后有气泡 　 　 盛待测液的滴定管使用前有气泡，使用后无气泡 偏低 盛待测液的滴定管使用前无气泡，使用后有气泡 　 　 锥形瓶 中产生 的误差 锥形瓶用蒸馏水洗涤后又用待测液洗 　 　 锥形瓶未洗净，残留有与待测液中溶质反应的少量物质 　 　 锥形瓶洗净后瓶内残留有少量蒸馏水 无影响 读数 产生 的误差 用滴定管量取待测液 先俯视后仰视 　 　 先仰视后俯视 　 　 用滴定管量取标准液 先俯视后仰视 　 　 先仰视后俯视 　 　 配制 标准 液产 生的 误差 配制500 mL 0.1 mol/L NaOH溶液， 需要2.0 g NaOH NaOH已部分潮解 　 　 NaOH 中所含 杂质 杂质不与盐酸反应 　 　 所含杂质消耗1 mol HCl所需质量大于40 g（如Na2CO3、NaHCO3） 　 　 所含杂质消耗1　mol　HCl所需质量小于40　g（如Na2O） 　 　 归｜纳｜总｜结 （1）酸碱恰好中和时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性取决于生成的盐的性质，强酸强碱盐的溶液呈中性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。 （2）聚四氟乙烯滴定管既可以盛装酸性溶液也可以盛装碱性溶液，是因为其活塞材质为聚四氟乙烯，不怕酸碱腐蚀。 （3）石蕊溶液作指示剂时，变色范围较宽，且颜色变化不明显，所以酸碱中和滴定时一般不选用石蕊为指示剂。 （4）滴定管的使用 ①滴定管“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。 ②精确度：0.01 mL。 ③洗涤：先用蒸馏水洗，再用待测液润洗。 ④盛装溶液时，其液面不一定要在“0”刻度。 ⑤赶气泡：酸碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。 ⑥由于滴定管的“0”刻度在滴定管的上方，滴定管下端是没有刻度的，故容量为25 mL的滴定管，若滴定过程中用去10.00 mL的液体，则滴定管中剩余液体体积大于15 mL。 要点05 盐类的水解 1.盐类水解的实质 盐电离出来的离子与水电离出来的　 　结合生成　 　，促进水的电离平衡右移。以CH3COONa、NH4Cl溶液为例： 2.盐类水解的特点 （1）可逆：盐的水解反应绝大多数是可逆反应。可看作酸碱中和反应的逆反应，即“盐＋水酸＋碱”。 （2）微弱：通常盐类水解的程度很小，一般无沉淀析出，无气体放出。 （3）吸热： 水解反应吸热。 3.盐类水解方程式的书写 （1）书写形式 一般情况下盐类水解的程度较小，不生成沉淀和气体，一般用“”连接反应物和生成物。产物不标“↓”或 “↑”。 （2）书写规律 ①多元弱酸的酸根离子分步水解，以第一步为主，应分步书写水解的离子方程式。如Na3PO4的水解分三步，第一步为　 　，第二步为　 　，第三步为 　。 ②多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。如AlCl3发生水解的离子方程式为　 　。 ③不能进行到底的相互促进的水解反应写“”，如CH3COO－＋H2O＋NCH3COOH＋NH3·H2O，常见的不能进行到底的相互促进的水解反应还有N与C的反应（铵态氮肥与草木灰混合施用会造成氮肥损失）等。 ④能进行到底的相互促进的水解反应书写时要用“”“↑”“↓”等，如Al3＋＋3HCAl（OH）3↓＋3CO2↑。 4盐类水解规律 难溶不 ，无弱不 ，越 越水解；都弱都 ，谁强显 ；同强显 ，都弱不一定。 归｜纳｜总｜结 (1)“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性：HCN＜CH3COOH，则相同条件下碱性：NaCN溶液＞CH3COONa溶液。 (2)温度越高，盐的水解程度越大。 (3)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 要点06 盐类水解的影响因素 (1)内因——盐本身的性质。 形成盐的酸或碱越弱，其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解能力就越__ __，溶液的碱性或酸性就越__ __。如酸性：CH3COOH＞H2CO3，则同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液pH： pH(NaHCO3)__ __pH(CH3COONa)。 (2)外因 因素 水解平衡 水解程度 水解产生离 子的浓度 条件 变化 温度 升高 __ __ 增大 __ __ 浓度 增大 __ __ __ __ 增大 减小(即稀释) __ __ 增大 __ __ 外加酸 或碱 酸 促进弱酸阴离子水解 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小 促进弱碱阳离子水解 外加其 他能水 解的盐 水解结 果相同 抑制，水解程度减小 水解结 果相反 促进，水解程度增大(甚至彻底水解) 例如，不同条件对FeCl3水解平衡的影响见下表 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋(填写空格中内容) 条件 移动方向 H＋数 pH 现象 升高温度 __ __ __ __ __ __ __ __ 通HCl __ __ __ __ __ __ __ __ 加H2O __ __ __ __ __ __ __ __ 加NaHCO3 __ __ __ __ __ __ __ __ 归｜纳｜总｜结 稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，但由于溶液体积的增大是主要的，故水解产生的H＋或OH－的浓度是减小的，则溶液酸性(或碱性)越弱。 要点07 水解常数 1.水解平衡常数 （1）水解平衡常数表达式：如C＋H2OHC ＋OH－ ，Kh1＝；HC＋H2OH2CO3＋OH－，Kh2＝。水解平衡常数越大说明水解能力越 。 （2）水解平衡常数与电离平衡常数的关系，。如C＋H2OHC ＋OH－，Kh1＝；HC＋H2OH2CO3＋OH－，Kh2＝ （3）水解平衡常数受 影响，一般温度越高，水解平衡常数越 。 归｜纳｜总｜结 (1)Kh只受温度影响。它随温度的升高而增大。 (2)Kh越大，表示水解程度越大。 要点08 盐类水解的应用 应用 举例 判断溶液 的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是__ __ 判断酸 性强弱 相同浓度NaX、NaY、NaZ三种盐溶液pH分别为8、9、10，则酸性__ __ 配制或贮 存易水解 的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量__ __防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量__ __；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用__ __塞；NaF、NH4F要用塑料瓶保存。 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子反应： __ __ 泡沫灭火 器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为__ __ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为 Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用：CO＋H2OHCO＋OH－__ __ 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂 物质提纯 除去MgCl2溶液中的氯化铁，可以加入MgO或Mg(OH)2反应掉部分H＋，促进铁离子的水解，使Fe3＋转化为氢氧化铁沉淀而除去 无机物 的制备 硫化铝、氮化镁在水溶液中强烈水解，只能通过单质间化合反应才能制得；用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为__ __ 离子的共存 Al3＋与HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－，Fe3＋与HCO、CO、AlO、SiO、ClO－，NH与SiO、AlO等因水解相互促进而不能大量共存 归｜纳｜总｜结 盐溶液蒸干的两项注意 (1)易挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干得到氢氧化物，灼烧得到氧化物。 (2)难挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干仍得到原溶质。 要点09 溶液中粒子浓度的变化分析 1.微粒浓度的大小比较认依据 (1)电离理论——弱电解质的电离是微弱的 ①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。 如氨水中：NH3·H2O、NH、OH－浓度的大小关系是__ __。 ②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)。 如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是__ __。 (2)水解理论——弱电解质离子的水解过程一般是微弱的 ①弱电解质离子的水解是微弱的(水解相互促进的除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。 如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是__ __。 ②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解。如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的浓度大小关系应是__ __。 2.离子浓度大小比较 (1)考虑水解因素：如Na2CO3溶液。 CO＋H2OHCO＋OH－ HCO＋H2OH2CO3＋OH－ 所以c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)。 (2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c＞a＞b。 (3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，因NH3·H2O的电离＞NH的水解，故离子浓度顺序为c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 （4）溶液中粒子等量关系——三大守恒 ①电荷守恒 电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，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与NaHCO3混合溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋__ __＝c(HCO)＋c(OH－)＋__ __；K2S溶液中：c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)。 ②物料守恒 电解质溶液中，由于某些离子能够水解，微粒种类增多，但原子个数总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故硫元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，则K2S溶液中有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋_ __。 a.如果我们把两个守恒进行相加减，可得到另一个守恒(质子守恒)，如把上述K2S溶液中的两个守恒相减可得：c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)＝c(OH－)。 b.电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的计量数2代表一个CO带2个单位负电荷，不可漏掉。 ③质子守恒 电解质溶液中，电离、水解等过程中得到的质子(H＋)数等于失去的质子(H＋)数。如NaHCO3溶液中： 即__ __。 再如Na2S水溶液中的质子转移作用图示如下： 归｜纳｜总｜结 1．比较时紧扣两个微弱 (1)弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OOH－＋H＋，在溶液中微粒浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 (2)弱酸根离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，H2OH＋＋OH－，所以CH3COONa溶液中：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。 2．酸式盐与多元弱酸的强碱正盐溶液酸碱性比较 (1)酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐中酸式酸根离子的电离能力和水解能力哪一个更强，如NaHCO3溶液中HCO的水解能力大于其电离能力，故溶液显碱性。 (2)多元弱酸的强碱正盐溶液：多元弱酸根离子水解以第一步为主。例如，Na2S溶液中：c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H＋)。 3．质子守恒式可以由电荷守恒式和物料守恒式推导出来 以KHS溶液为例，电荷守恒式为c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)①，物料守恒式为c(K＋)＝c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)②，由①－②得质子守恒式，消去没有参与变化的K＋等。 4．规避等量关系中的2个易失分点 (1)电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的化学计量数2代表一个CO带2个负电荷，不可漏掉。 (2)物料守恒式中，离子浓度系数不能漏写或颠倒。如Na2S溶液中的物料守恒式中，“2”表示c(Na＋)是溶液中各种硫元素存在形式的硫原子总浓度的2倍。 要点10 沉淀溶解平衡 1．物质在水中的溶解度 20 ℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系： 2．沉淀溶解平衡 （1）概念 在一定温度下，当沉淀和溶解的速率 时，形成 ，达到平衡状态，把这种平衡称为沉淀溶解平衡。 （2）建立 （3）沉淀溶解平衡方程式 Mg(OH)2(s)Mg2＋＋(aq)＋2OH－(aq) 沉淀、溶解之间这种动态平衡也决定了 与 的反应不能完全进行到底。一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于 mol·L－1时，化学上通常认为生成沉淀的反应进行完全了。 （4）沉淀溶解平衡状态的特征： 动态平衡：v溶解 v沉淀≠0。 达到平衡时，溶液中离子的浓度 。 当改变外界条件时，溶解平衡将 ，达到新的平衡。 归｜纳｜总｜结 ①难溶电解质达到沉淀溶解平衡时，不同离子溶解(或沉淀)的速率不一定相等，这与其化学计量数有关； ②难溶电解质是固体，其浓度可视为常数，增加它的量对平衡无影响； ③同类型物质的Ksp越小，溶解能力越小，不同类型的物质则不能直接比较； 要点11 沉淀溶解平衡的影响因素 （1）内因：难溶电解质本身的性质。 （2）外因：以AgCl（s）Ag＋（aq）＋Cl－（aq）　ΔH＞0为例。 外界条件 平衡移动方向 平衡后c（Ag＋） 平衡后c（Cl－） Ksp 升高温度 　 　 　 　 　 　 　 　 加水稀释 　 　 　 　 　 　 　 　 加入少量 AgNO3（s） 　 　 　 　 　 　 　 　 通入HCl 　 　 　 　 　 　 　 　 通入H2S 　 　 　 　 　 　 　 　 归｜纳｜总｜结 （1）温度：温度升高，多数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。 要点12 溶度积常数 （1）溶度积和离子积（或浓度商） 以MmAn（s）mMn＋（aq）＋nAm－（aq）为例： 溶度积 离子积（或浓度商） 概念 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Qc（或Q） 表达式 Ksp＝　 　（浓度都是平衡浓度） Qc＝　 　（浓度是任意浓度） 应用 判断一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； ②Qc　 　Ksp：溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； ③Qc　 　Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 （2）Ksp的意义 注意　阴、阳离子个数比不相同时，Ksp大的难溶电解质的溶解度不一定大。 （3）Ksp的影响因素 Ksp只与难溶电解质的性质和[　 　有关，而与沉淀的量、离子浓度无关。 归｜纳｜总｜结 (1)沉淀溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。 (2)对于沉淀溶解平衡AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，对于相同类型的物质，Ksp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。 要点13 沉淀溶解平衡的应用 沉 淀 的 生 成 （1）调节pH法。通过控制溶液的酸碱性，可以使某些金属阳离子转化为氢氧化物沉淀。工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，将含杂质的氯化铵溶于水，再加入　 　调节pH，可使Fe3＋生成 Fe（OH）3沉淀而除去，发生的反应为　 　（填离子方程式）。 （2）加沉淀剂法。加入适当沉淀剂，使某些金属阳离子转化为沉淀。以Na2S作沉淀剂处理工业废水中的金属离子Cu2＋、Hg2＋，发生的反应分别为　 　、　 　。 （3）氧化还原法。改变某离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来。例如将Fe2＋氧化为Fe3＋，从而生成更难溶的　 　沉淀而除去 沉 淀 的 溶 解 （1）酸、碱溶解法。如用盐酸溶解Cu（OH）2：　 　（填离子方程式）。 （2）盐溶解法。如用NH4Cl溶液溶解Mg（OH）2：Mg（OH）2（s）Mg2＋（aq）＋2OH－（aq）， 　 　（填离子方程式）。 （3）配位溶解法。加入某试剂与溶液中的某种离子形成稳定配合物，使该离子的浓度减小。如溶解AgCl可加入NH3·H2O：　 　（填离子方程式）。 （4）氧化还原溶解法。采用氧化性酸溶解金属硫化物（如CuS、HgS等）。如用稀HNO3溶解CuS： 　 　 沉 淀 的 转 化 一般来说，若难溶电解质类型相同，则Ksp较大的沉淀 　转化为Ksp较小的沉淀。沉淀的溶解能力差别越大，越容易转化。 （1）锅炉除水垢 除水垢[CaSO4（s）CaCO3（s）Ca2＋（aq）]反应为　 　、　 　。 （2）矿物转化 ZnS（闪锌矿的主要成分）遇CuSO4溶液转化为CuS（铜蓝的主要成分）的反应为　 　（填离子方程式） 归｜纳｜总｜结 (1)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，Ksp小的溶解度不一定小。如Ksp(AgCl)>Ksp(Ag2CrO4)，但c(Ag＋)是Ag2CrO4>AgCl。 (2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。 (3)溶解度较小的沉淀，并不一定必须转化为溶解度更小的沉淀。在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀。例如，在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，只要Qc(BaCO3)>Ksp(BaCO3)就可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 (4)一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，但溶解度小的沉淀转化成溶解度稍大的沉淀在一定条件下也能实现。 要点14 沉淀溶解平衡图像 1.沉淀溶解平衡浓度图像模型 图像 分析 BaSO4的沉淀溶解平衡图像 （1）求Ksp或Ksp的数量级：A点，c（Ba2＋）＝c（S）＝10－5　mol·L－1，Ksp（BaSO4）＝　 　。 （2）曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，Qc　 　Ksp。温度不变时，Ksp不变，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。曲线上方区域的点所示溶液均为　 　，Qc　 　Ksp。曲线下方区域的点所示溶液均为　 　，Qc　 　Ksp 2.沉淀溶解平衡对数图像模型 图像 分析 CaSO4与CaCO3的沉淀溶解平衡图像 注：pM＝pCa2＋＝－lg　c（Ca2＋），pR＝pS（或pC）＝－lg　c（S）[或－lg　c（C）] （1）曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态。根据曲线上O点或P点的坐标可求得对应难溶物的Ksp或Ksp的数量级，如O点，Ksp（CaSO4）＝　　 　；P点，Ksp（CaCO3）＝　 　。 （2）判断X点对应的溶液是否能形成沉淀或是否饱和：X点对应溶液为CaSO4的　 　溶液、CaCO3的　 　溶液 3.沉淀滴定图像模型 图像 分析 用0.1 mol·L－1 Na2SO4溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1 BaCl2溶液的沉淀滴定图像 已知Ksp（BaSO4）＝1×10－10，Ksp（BaCO3）＝2.6×10－9 起始溶液中c（Ba2＋）＝0.1 mol·L－1，n＝－lg c（Ba2＋）＝　 　，b点时恰好完全反应，c（Ba2＋）＝　 　mol·L－1，m＝－lg c（Ba2＋）＝　 　，即m由　 　决定，与起始BaCl2溶液的浓度无关 （1）若起始时c（BaCl2）＝0.2 mol·L－1，恰好完全反应时消耗Na2SO4溶液的体积变大，b点向　 　（填“左”或“右”）移动。 （2）若用同浓度的Na2CO3溶液替代Na2SO4溶液，由于Ksp（BaSO4）＜Ksp（BaCO3），恰好完全反应生成BaCO3时溶液中的c（Ba2＋）较大，pBa2＋较小，但消耗的Na2CO3溶液的体积仍为20 mL，所以b点竖直向　 　（填“上”或“下”）移动 题型01 判断弱电解质及其相对强弱 【典例1】下列说法中，不能说明HA是弱电解质的是 A．相同条件下，用等浓度的HCl和HA溶液做导电实验，后者灯泡暗 B．常温时，溶液的约为3 C．与反应放出气体 D．的溶液加水稀释100倍后溶液 方｜法｜点｜拨 判断弱电解质相对强弱的方法 判断弱电解质相对强弱的方法— 【变式1-1】下列物质中，属于弱电解质的是 A．食盐的主要成分NaCl B．某氮肥的主要成分 C．次氯酸消毒液的有效成分HClO D．某白酒的主要成分 【变式1-2】下列事实可证明是弱碱的是 A．铵盐受热易分解 B．室温下，氨水溶液的pH约为11 C．氨水可以使酚酞试液变红 D．氨水与溶液反应生成氢氧化亚铁 题型02 弱电解质的电离平衡及其影响因素 【典例2】在相同温度下三种酸的一些数据如下表所示，下列判断正确的是 酸 HX HX HX HY HZ 浓度 0.12 0.2 0.9 0.9 0.9 电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5 已知：电离度 A．表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右水电离的逐渐减小 B．酸性由强到弱的顺序为HX、HY、HZ C．在HZ和NaZ的混合溶液呈中性，则溶质浓度为 D．向HY溶液中加入等浓度的HX溶液，HY电离平衡会逆向移动 方｜法｜点｜拨 弱电解质的电离平衡及其影响因素 【变式2-1】25℃时不断将水滴入冰醋酸中，下列图像不合理的是 A．B．C． D． 【变式2-2】25℃，醋酸溶液中存在平衡。下列说法错误的是 A．溶液中加少量冰醋酸，增大 B．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数增大 C．溶液中加水稀释，减小 D．溶液中加入等体积的盐酸，平衡逆向移动，减小 题型03 影响水的电离平衡因素的定性分析 【典例3】下列物质属于强电解质且在溶液中促进水的电离的是 A． B． C． D． 方｜法｜点｜拨 改变水电离的方法 （1）抑制水电离平衡的方法： ①外加酸或碱； ②加入强酸的酸式盐固体(如NaHSO4)；③通入酸性气体(如CO2、SO2)或碱性气体(如NH3)； ④降温。 （2）促进水电离平衡的方法： ①升温；②加入活泼金属(如Na、K等)；③加入强酸弱碱盐或强碱弱酸盐。 【变式3-1】某温度下，蒸馏水中，保持温度不变，通入HCl气体使盐酸浓度为。下列叙述错误的是 A．该温度高于 B．该溶液中由水电离出来的的浓度为 C．保持温度不变，加入晶体，水的电离程度增大 D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的增大 【变式3-2】室温下，水的电离达到平衡，下列叙述正确的是 A．氢氧两种元素只能组成水 B．水的电离方程式可表示为： C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，Kw 变小 D．向水中加入少量NaHSO4固体，平衡正向移动，水电离程度增大 题型04 溶液酸碱性的判断 【典例4】常温下，下列关于电解质溶液的说法正确的是 A．的溶液与的溶液等体积混合后，溶液呈碱性 B．向溶液中滴加少量稀盐酸，减小 C．溶液与氨水等体积混合()，则 D．向、的饱和溶液中加入少量，溶液中增大 解｜题｜模｜板 混合溶液酸碱性的判断规律 等浓度、等体积一元酸与一元碱混合的溶液。 中和反应 反应后所得溶液的酸碱性 强酸与强碱 中性 强酸与弱碱 酸性 弱酸与强碱 碱性 常温下，已知pH之和的酸和碱的溶液等体积混合。 ①两强混合： a．若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。 b．若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH＞7。 c．若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH＜7。 ②一强一弱混合——“谁弱显谁性”。 pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱的溶液等体积混合呈碱性；一元强碱和一元弱酸的溶液等体积混合呈酸性。 常温下，强酸、强碱恰好完全中和，溶液体积与pH的关系：Va L pH＝a的盐酸与Vb L pH＝b的NaOH溶液混合，二者恰好完全反应，溶液呈中性。 则10－a·Va＝10b－14Vb，＝＝10(a＋b)－14， a＋b＝14 a＋b＞14 a＋b＜14 Va＝Vb Va＞Vb Va＜Vb 【变式4-2】．下列说法错误的是 A．pH约为6的纯水呈中性 B．若，则溶液一定呈碱性 C．室温下，将的溶液稀释到，所得溶液的pH为5 D．室温下，若溶液的pH约为5，则HM为弱酸 题型05 溶液pH的计算 【典例5】常温下，等体积的下列溶液混合后pH一定大于7的是 A．pH=3的盐酸和pH=11的氨水 B．pH=3的硝酸和pH=11的NaOH溶液 C．pH=3的硫酸和pH=11的NaOH溶液 D．pH=3的醋酸和pH=11的NaOH溶液 解｜题｜模｜板 溶液pH计算的思维导图 【变式5-1】在常温下，将pH=3的盐酸与 pH=11 的碱溶液等体积混合，发现所得溶液呈碱性，该碱可能是 A．NaOH B．KOH C． D．Ba(OH)2 【变式5-2】室温下的四种溶液：①pH=2的溶液；②pH=2的HCl溶液；③pH=12的氨水；④pH=12的NaOH溶液。相同条件下，有关上述溶液的比较中，错误的是 A．将①、②、④溶液分别稀释10倍后由水电离的：①<②=④ B．将②、③两种溶液混合后，若pH=7，则消耗溶液的体积：②>③ C．等体积的①、②、④溶液分别与足量铝粉反应，生成的量：②最大 D．将①溶液分成两等份，向其中一份加水稀释至pH=3，用④溶液将两份完全中和，消耗④溶液的体积相同 题型06 酸碱中和滴定指示剂选择及误差分析 【典例6】下列关于滴定实验叙述正确的是 A．装标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后气泡消失，所得待测液浓度偏大 B．用标准溶液滴定未知浓度的溶液，可用甲基橙作指示剂 C．使用量筒即可准确量取一定体积的待测液 D．用标准液润洗滴定管后，应将润洗液从滴定管上口倒出 方｜法｜点｜拨 指示剂选择的基本原则 变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。 (1)不能用石蕊作指示剂。 (2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。 (3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。 (4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。 (5)并不是所有的滴定都必须使用指示剂，如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色褪去时即为滴定终点。 【变式6-1】常温下，用的NaOH溶液分别滴定的盐酸和的醋酸，滴定曲线如图所示。其中，横坐标滴定分数表示滴加NaOH溶液与原酸溶液的体积比。下列说法正确的是 A．虚线表示滴定醋酸的曲线 B．段的离子方程式为 C．根据滴定曲线可知：当时，溶液与醋酸混合液的 D．两个体系滴定终点的确定都可用甲基橙作指示剂 【变式6-2】用的标准液滴定未知浓度的盐酸溶液，下列说法正确的是 A．使用盐酸待测液滴定标准液也可求得盐酸浓度 B．实验开始前，应先对锥形瓶进行洗涤、润洗操作 C．酸式滴定管玻璃活塞涂抹凡士林的位置为a、b D．不可用甲基橙溶液做指示剂 题型07 酸碱中和滴定的拓展应用 【典例7】下列实验操作及现象能得出相应结论的是 选项 实验操作及现象 结论 A 向盛有和的恒压密闭容器中通入一定体积氦气，最终气体颜色变浅 化学平衡向增多的方向移动 B 以为指示剂，用标准溶液滴定溶液中的，先出现白色沉淀，后出现砖红色沉淀 C 用盐酸标准液滴定待测NaOH溶液的中和滴定实验，通常不选石蕊试液作指示剂 石蕊指示剂变色范围与滴定终点突变范围不一致 D 取 溶液，加入 溶液，用萃取分液，下层呈现紫红色，再向水层中滴入KSCN溶液，溶液变成红色 证明与发生的反应为可逆反应 A．A B．B C．C D．D 解｜题｜模｜板 滴定终点的判断答题模板 当滴入最后一滴×××标准溶液后，溶液变成×××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。 解答此类题目注意三个关键点： (1)最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。 (2)颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液“颜色的变化”。 (3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不再恢复原来的颜色”。 【变式7-1】佛尔哈德法测定氯化钠样品中氯元素的含量(杂质不含氯元素) i．准确称取试样于烧杯中，加蒸馏水溶解后，定量转入容量瓶中，稀释至刻度，摇匀。 ii．移取试样溶液于锥形瓶中，加蒸馏水及一定浓度的，加入，溶液至过量后，加入硝基苯(密度大于水，且难溶于水)用橡胶塞塞住瓶口，剧烈震荡30 s。 iii．打开橡胶塞，再加入指示剂，用溶液滴定至终点，记录读数。 已知：、、。 下列说法正确的是 A．步骤ⅱ可以用代替进行酸化 B．利用该实验方法测定碘化钠样品中碘元素含量，在步骤ⅱ中不必加入硝基苯 C．样品中氯元素的质量分数为 D．步骤ⅲ出现溶液由红色变无色，且30 s不变，即为滴定终点 【变式7-2】测定(含硫酸铁杂质)的纯度。准确称取样品置于锥形瓶中，用蒸馏水完全溶解，加一定量硫酸，用标准溶液滴定至终点，平行滴定3次，记录消耗标准溶液体积。下列说法正确的是 A．滴定至终点瞬间的颜色变化为浅绿色转变为浅紫色，且半分钟不变色 B．硫酸的作用是酸化溶液，可用磷酸()代替 C．3次实验可连续使用三支相同规格的酸式滴定管进行 D．3次实验数据相差较大，应计算它们的平均值作为实验结果 题型08 盐类水解程度的比较 【典例1】常温下，下列溶液的是 A． B．NaClO C． D． 解｜题｜模｜板 盐类水解程度大小比较的规律 1.组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性。 2.盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，溶液碱性（或酸性）越强。 3.相同条件下的水解程度：（1）正盐＞相应的酸式盐，如Na2CO3＞NaHCO3；（2）水解相互促进的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐。 【变式1-1】溶解度随温度变化的曲线如图所示，关于各点对应的溶液，下列说法错误的是 A．M点小于N点 B．M点pH大于N点pH C．P点 D．N点降温过程中有2个平衡发生移动 【变式1-2】常温下浓度均为0.1 mol/L的下列四种溶液的pH如下表： 溶质 NaHCO3 pH 8.8 11.6 10.3 11.1 9.7 下列说法错误的是 A．上述盐溶液中的阴离子，结合质子能力最强的是 B．酸性： C．将0.1 mol/L 、、、四种酸溶液分别稀释100倍，pH变化最小的是溶液 D．可发生反应 题型09 盐类水解的影响因素 【典例2】室温时进行下列实验，其中分析不正确的是 A．的水解程度增大 B．溶液的pH减小是水解平衡移动的结果 C．可促进 的水解 D．时，混合液中 A．A B．B C．C D．D 方｜法｜点｜拨 解决盐类水解问题的方法 盐类的水解存在平衡，外界条件(如温度、浓度、溶液的酸碱性等)的改变会引起平衡的移动。解答此类问题一般采用如下步骤：找出影响平衡的条件→判断平衡移动的方向→分析平衡移动的结果及移动结果与所解答问题的联系。 认识盐类水解的三个误区 误区一：误认为水解平衡向正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中，加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。 误区二：误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。如NaHSO3溶液显酸性。 误区三：误认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。 对于水解程度不大且水解产物不离开平衡体系的情况[如Al2(SO4)3]来说，溶液蒸干仍得原溶质。 【变式2-1】以下实验能证明盐的水解过程是吸热的是 A．向氨水中加入氯化铵固体，溶液的pH变小 B．向醋酸钠溶液中滴入2滴酚酞，加热后红色加深 C．将硝酸铵晶体溶于水，水温下降 D．向盐酸中加入氢氧化钠溶液，混合液温度上升 【变式2-2】某弱酸溶液中主要成分的分布分数随的变化如图所示，已知。下列说法错误的是 A．该酸- B．溶液中： C．NaA的水解平衡常数 D．某的缓冲溶液， 题型10 水解常数 【典例3】下列有关化学用语或表述正确的是 A．为共价化合物，其在水溶液中电离方程式为 B．显碱性的原因： C．的电离平衡常数为，则常温下水解常数 D．分解反应有效碰撞模型： 方｜法｜点｜拨 水解常数(Kh)与电离常数的定量关系(以CH3COONa为例) CH3COONa溶液中存在如下水解平衡： CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝ ＝ ＝＝(Ka为CH3COOH的电离常数) 因而Ka(或Kb)与Kw的定量关系为Ka·Kh＝Kw(或Kb·Kh＝Kw)。 如Na2CO3的水解常数Kh＝； NaHCO3的水解常数Kh＝。 NH4Cl的水解常数Kh＝(Kb为NH3·H2O的电离常数)。 【变式3-1】HCN主要应用于电镀业、采矿业等。在25℃时，HCN溶液中HCN和分布分数[如]与溶液pH变化的关系如图。下列表述正确的是 A．曲线①表示的变化关系 B．NaCN的水解平衡常数数量级为 C．的HCN溶液中约为 D．将等物质的量的HCN、NaCN溶于水所得溶液 【变式3-2】化学应用体现在生活的方方面面，下列用法不合理的是 A．用明矾净水 B．用生石灰作抗氧化剂 C．用食醋去除水垢 D．用小苏打作发酵粉 题型11 盐类水解的应用 【典例4】下列说法正确的是 A．天然硬水呈碱性的原因是其中含有较多的、等离子 B．将溶液与溶液混合，由于两者水解相互促进，生成白色沉淀 C．实验室配制溶液时常加适量的硫酸，来抑制的水解 D．高铁酸钠净水剂既能沉降水中的悬浮物，又能杀菌消毒 解｜题｜模｜板 六种盐溶液蒸干后产物的判断 析出原来溶质 ―→ ―→ ―→ 析出弱碱——挥发性强酸与难溶性弱碱生成的盐 析出结晶水合物——CuSO4和KAl(SO4)2型 全部分解为气体——水解产物为易分解的盐 分解析出新盐——热稳定性差的盐 析出氧化产物——易被空气中氧气氧化的盐 注意：FeCl2、Fe(NO3)2的特殊性：易被氧化为Fe3＋，再蒸干得到Fe(OH)3，灼烧后最终产物为Fe2O3 【变式4-1】明矾 是一种重要的化学试剂。下列说法正确的是 A．明矾可以做净水剂，也可以做消毒剂 B．明矾水溶液显酸性，故明矾属于酸式盐 C．含明矾的药物与碳酸氢钠片同时服用可以增强药效 D．常温下，0.1mol·明矾溶液中水电离出 c(H+)大于 【变式4-2】下列物质用途或操作正确且与盐类水解有关的有几项 ①用热饱和硫酸铵溶液清洗铁器表面的铁锈 ②用TiCl4水溶液制备 ③用氯化铁溶液和氨水制备氢氧化铁胶体 ④实验室通常使用热的纯碱溶液去除油污 ⑤在氯化氢氛围中灼烧氯化镁晶体制备无水氯化镁 ⑥配制溶液时，将晶体溶于浓硝酸中并加蒸馏水稀释至指定浓度 ⑦刻蚀印刷电路板用氯化铁作腐蚀液 ⑧用泡沫灭火器灭火 A．3 B．4 C．5 D．6 题型12 溶液中粒子浓度的变化分析 【典例5】下列有关电解质溶液的说法正确的是 A．向氢氧化钠溶液中滴加稀醋酸至中性， B．常温下，加水稀释醋酸，所有离子浓度都减小 C．将溶液从20℃升温至30℃，溶液中增大 D．常温下，和的混合溶液，： 方｜法｜点｜拨 不同溶液中同一离子浓度的大小比较 不同溶液中同一离子浓度的大小比较要选好参照物，分组比较各个击破。如25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4、④(NH4)2SO4、⑤(NH4)2Fe(SO4)2，c(NH)由大到小的顺序为⑤＞④＞③＞①＞②。分析流程为： 分组④⑤中c(NH)要大于①②③ 【变式5-1】常温时，向某浓度的草酸溶液中逐滴加入一定浓度的NaOH溶液，所得溶液中三种微粒、、的物质的量分数()与pH的关系如图所示。下列说法错误的是 A．常温下，电离常数 B．在的溶液中： C．溶液中： D．溶液中离子浓度从大到小的顺序： 【变式5-2】工业上常用于金属沉降，关于的溶液说法错误的是 已知： 物质 电离平衡常数(25℃) A． B． C． D． 题型13 盐类水解的图像 【典例6】在浓度均为的、、混合溶液中通入气体，溶液中和(代表上述三种酸根离子)的分布系数与关系如图所示。已知的分布系数。下列说法正确的是 A．酸性强弱： B．HZ的电离常数 C．水的电离程度： D．图中交点处的 【变式6-1】生活中一定浓度的Na2CO3溶液可用于去除油污，下图是用数字实验系统测定一定浓度的Na2CO3溶液的pH与温度的关系，下列说法正确的是 A．a点阴离子总数最多 B．b点水的离子积最大 C．c点溶液中的c(OH-)约为 D．c点溶液Na2CO3的水解程度最大 【变式6-2】常温下，草酸钠(Na2C2O4)溶液在不同pH体系中，lgc(X)与pH关系如图所示 (X代表H2C2O4，，)，已知H2C2O4为二元弱酸下列有关说法不正确的是 A．①表示 B．的的数量级约为，的数量级约为 C．②③交点的溶液中： D．等浓度的NaHC2O4和Na2C2O4的混合溶液中： 题型14 沉淀溶解平衡的影响因素 【典例1】在一定温度下，Mg（OH）2固体在水溶液中达到平衡：，若使固体Mg（OH）2的量减少，而且不变，可采取的措施是 A．加MgCl2 B．加H2O C．加NaOH D．加HCl 【变式1-1】常温下，Ksp(CaSO4)=9x10-6，CaSO4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．常温下CaSO4饱和溶液中，c(Ca2+)、c()对应于曲线上任意一点 B．向d点溶液中加入适量CaCl2固体可以变到c点 C．d点溶液通过蒸发可以变到c点 D．b点将有沉淀生成，平衡后溶液中c()等于3×10-3mol/L 【变式1-2】向含有固体的饱和溶液中加入少量的硫酸，下列说法正确的是 A．减小 B．减小 C．固体的质量减小 D．的溶度积减小 题型15 沉淀溶解平衡的实验探究 【典例2】某同学设计实验探究影响沉淀溶解平衡的因素，有关实验操作如下： ⅰ.取规格相同的两支试管①和②，先向试管①中加入少量黄色固体，并插入电导率测试仪，然后分别加入等体积饱和溶液； ⅱ.向试管①和②中分别滴入1滴溶液，观察沉淀变化情况，一段时间后向①中滴入少量蒸馏水，测得溶液电导率变化如图2所示。 下列说法错误的是 A．滴加溶液①②中产生固体 B．b到c过程中①中固体质量减小 C．c点时溶液中：①=② D．b点： 方｜法｜点｜拨 根据沉淀的先后顺序判断Ksp大小 难溶物的类型相同时，用含等浓度的不同阳离子（或阴离子）的溶液滴定某溶液时，先沉淀者Ksp小。如： ①向c（Cl－）＝c（Br－）的混合溶液中滴加少量AgNO3溶液，先出现淡黄色沉淀，则AgBr的Ksp比AgCl的小。 ②向c（Fe3＋）＝c（Al3＋）的混合溶液中滴加少量氨水，先出现红褐色沉淀，则Fe（OH）3的Ksp比Al（OH）3的小。 ③向c（Zn2＋）＝c（Cu2＋）的混合溶液中滴加少量Na2S溶液，先出现黑色沉淀，则CuS的Ksp比ZnS的小。 【变式2-1】25℃时，实验小组探究沉淀溶解平衡的影响因素时，取两份相同的饱和溶液(有固体剩余)，分别加入和，得出图像(见图)，若忽略水解，下列说法正确的是 A．的数量级为 B．b线表明饱和溶液中加入的是 C．加入氯化镁达平衡后 D．实验中pH变化的原因是发生了改变 【变式2-2】某研究小组进行的沉淀溶解平衡的实验探究。 [查阅资料]25℃时，，。 [制备试剂]向2支均盛有溶液的试管中分别加入2滴溶液，制得等量沉淀。 (1)分别向两支试管中加入不同试剂，请填写下表中的实验现象。 试管编号 加入试剂 实验现象 Ⅰ 2滴溶液 Ⅱ 溶液 白色沉淀溶解，得无色溶液 (2)同学们猜想产生试管1中现象的主要原因有以下两种。 猜想1：结合电离出的，使的沉淀溶解平衡正向移动。 猜想2： 。 (3)为验证猜想，同学们取少量相同质量的氢氧化镁固体盛放在两支试管中，一支试管中加入醋酸铵溶液(pH=7)，另一支试管中加入和氨水混合液(pH=8)，两支试管中氢氧化镁均溶解。该实验证明(2)中 (填“猜想1”或“猜想2”)正确。 题型16 沉淀反应及其应用 【典例3】下列相关说法正确的是 A．AgCl沉淀溶解达到平衡时，和浓度一定相等且保持不变 B．向AgCl饱和溶液[含有中，加少量的水稀释，变大 C．误食可溶性钡盐可尽快用5%的溶液洗胃 D．含氟牙膏能预防龋齿是因为发生了沉淀的转化反应 方｜法｜点｜拨 用沉淀法除杂不可能将杂质离子全部通过沉淀除去，一般当残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，则认为沉淀已经完全。 利用生成沉淀分离或除去某种离子，首先要使生成沉淀的反应能够发生，其次沉淀生成的反应进行的越完全越好。如除去溶液中的Mg2＋，用NaOH溶液比使用Na2CO3溶液好，原因是Mg(OH)2的溶解度比MgCO3的小。 若一种沉淀剂可使溶液中多种离子产生沉淀时，则可以控制条件，使这些离子先后分别沉淀。 ①对同一类型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀效果越好。例如在Cl－、Br－、I－的混合溶液中，由于AgCl、AgBr、AgI的Ksp相差较大，可向混合溶液中逐渐滴加AgNO3溶液，可按AgI、AgBr、AgCl的顺序先后沉淀。 ②对不同类型的沉淀，其沉淀先后顺序要通过计算才能确定。 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3-1】下列实验能达到目的的是 选项 实验目的 实验方案设计与操作 现象和结论 A 探究醋酸和次氯酸的酸性强弱 用计分别测定等物质的量浓度的醋酸钠溶液和次氯酸钠溶液的pH 若次氯酸钠溶液的较大，则证明次氯酸的酸性较弱 B 探究、的催化效果的优劣 室温时，将等体积、等物质的量浓度的、溶液分别加入等体积的30%的溶液中 若滴加的试管中产生气泡的速率快，则证明的催化效率优于 C 探究相同温度下与的大小 取溶液于试管中，加入溶液，待不再产生白色沉淀后加入溶液 若产生黄色沉淀，则证明的大于 D 探究淀粉水解程度 取淀粉溶液，加入少量稀硫酸，加热2~3min，冷却后加入溶液至碱性，再滴加碘水 若溶液未变蓝色，则淀粉已经完全水解 A．A B．B C．C D．D 【变式3-2】下列有关沉淀溶解平衡应用的说法错误的是 A．施加适量石膏降低盐碱地(含)土壤的碱性 B．用碳酸钠溶液使锅炉中的水垢转化成疏松、易溶于酸的碳酸钙 C．误食可溶性钡盐可尽快用的溶液洗胃 D．含氟牙膏能预防龋齿是因为发生了沉淀的转化反应 题型17 应用Ksp计算金属离子开始沉淀与沉淀完全时的pH 【典例4】如图为室温下、和在水中达到沉淀溶解平衡时的关系图{已知：；可认为M离子沉淀完全；}。下列叙述不正确的是 A．由a点可求得的溶度积数量级为 B．室温下，时的溶解度约为0.0078 g C．溶液中浓度均为的和可通过分步沉淀进行分离 D．当的中混有时，可通过调节pH除去而不损耗 【变式4-1】是一种重要的化工原料。以铬铁矿(主要成分为，还含有、等杂质)为原料制备的一种工艺流程如下： 已知：，滤液2中溶质主要为 下列说法错误的是 A．步骤①通入的目的为氧化 B．滤液2中，溶液中 C．步骤④加酸使正向移动 D．相同条件下， 【变式4-2】某实验小组为除去粗制晶体中含有的杂质，先加入少量酸化的溶液，然后在室温下调节溶液的pH为4。 已知：i． ii．25℃时饱和溶液中。 下列说法不正确的是 A．加入的目的为 B．时， C．理论分析粗溶液达饱和后，在时会析出沉淀 D．沉淀溶解平衡原理对分离金属离子的pH选择具有指导意义 题型18 Ksp与化学平衡常数的相关计算 【典例5】常温下，和的沉淀溶解平衡曲线如下图所示： 已知：，下列说法正确的是 A．曲线II表示沉淀溶解平衡曲线 B．的数量级为 C．反应的平衡常数 D．a点时，反应的 方｜法｜点｜拨 沉淀溶解平衡体系中相关计算方法 （1）已知溶度积求溶液中的某离子的浓度 例：Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ mol·L－1＝ mol·L－1 （2）已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求另一种离子的浓度 例：某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1 NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，平衡后溶液中c(Ag＋)＝10a mol·L－1(AgCl的Ksp很小，故忽略AgCl固体溶于水电离出的Cl－) （3）已知溶度积，求沉淀转化平衡体系中的离子浓度比 平衡常数K＝＝ 例：对于反应Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)， 达到平衡后，溶液中＝＝，只要温度不变，则不变 【变式5-1】常温下，AgCl、的饱和溶液中离子浓度的关系如图所示，已知：，。下列说法错误的是 A．表示AgCl的饱和溶液中离子浓度的关系 B．向含悬浊液中加水稀释，不变 C．   D．当时AgCl和的混合悬浊液中存在 【变式5-2】已知25℃时，，。下列说法错误的是 A．向的混合液中滴加溶液，首先析出沉淀 B．25℃时，在水中的溶解度比在溶液中的大 C．25℃时，反应的平衡常数 D．将浓度均为的、溶液等体积混合可得到沉淀 题型19 沉淀溶解平衡图像分析 【典例6】T℃下，在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，下列说法错误的是 A．T℃下， B．通过蒸发可以实现由c点到a点 C．T℃下，d点有沉淀生成 D．a点对应的等于b点对应的 解｜题｜模｜板 解沉淀溶解平衡图像题三步骤 （1）明确图像中纵、横坐标的含义 纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。 （2）理解图像中线上点、线外点的含义 ①以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Qc＝Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。 ②曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Qc>Ksp。 ③曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Qc<Ksp。 （3）抓住Ksp的特点，结合选项分析判断 ①溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况： A．原溶液不饱和时，离子浓度都增大； B．原溶液饱和时，离子浓度都不变。 ②溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同。 【变式6-1】已知常温下，、。二者的沉淀溶解平衡曲线如图所示，下列有关说法错误的是 A．点的分散系中：(溶解)(沉淀) B．向点分散系中加入适量后可得到点对应的分散系 C．进行程度比较小 D．常温下，CuX饱和溶液中 【变式6-2】如图是某温度下，将足量的固体溶于一定量水中达到溶解平衡后，假定溶液体积不变的情况下，加入使增大过程中，溶液中和的变化曲线。下列说法中错误的是 A．该温度下，的 B．图像中代表沉淀转化过程中随变化的曲线是MN C．当大于时，开始有沉淀生成 D．该温度下，的 期末基础通关练（测试时间：10分钟） 1．下列说法中正确的是 A．将纯水加热的过程中，Kw变大，pH变小 B．保存FeSO4溶液时，加入稀HNO3抑制Fe2+水解 C．FeCl3溶液蒸干、灼烧至恒重，最终得到FeCl3固体 D．向0.1mol∙L-1氨水中加入少量水，pH减小，减小 2．（24-25高二上·江苏·期中）水是最常见的溶剂。下列说法正确的是 A．0℃时， B．向水中加入盐酸，变小 C．将纯水加热至80℃，变大、pH变小 D．电解水制H2、O2时，为了增强导电性，可以加入适量氯化钠 3．已知：与氢氟酸反应可生成。下列有关说法错误的是 A．电离方程式： B．酸性： C．电离常数： D．的电离常数： 4．（23-24高二上·江苏·阶段练习）已知次磷酸()为一元弱酸，下列说法不正确的是 A．用一定浓度的溶液分别滴定等体积、等的盐酸和次磷酸溶液，消耗碱液的体积次磷酸大于盐酸 B．加热滴有酚酞溶液的溶液，溶液颜色变深 C．常温下，稀释次磷酸溶液至原溶液体积的100倍，测得 D．溶液呈碱性，是因为水解程度大于电离程度 5．（24-25高二上·江苏连云港·期末）在“天宫课堂”中，王亚平老师用醋酸钠过饱和溶液做了一个“点水成冰”的趣味实验。下列对溶液的说法错误的是 A．溶液中共存在四种离子 B．溶液呈碱性 C．溶液存在分子 D．溶液中：+c(OH—) 6．（25-26高二上·江苏扬州·阶段练习）生活与生产都离不开化学。下列说法不正确的是 A．用碳酸钠溶液可以洗涤油污 B．用氯化铵和氯化锌溶液去除铁器表面的锈迹 C．用明矾可以对自来水杀菌消毒 D．分离工业合成氨产品的方法是将氨气液化 7．（24-25高二下·江苏徐州·阶段练习）下列实验装置(部分夹持装置略)正确且能达到实验目的的是 A．制取氯气 B．制乙炔并检验乙炔具有还原性 C．配制NaOH溶液 D．验证AgCl和AgI溶度积的大小 A．A B．B C．C D．D 8．（24-25高二下·江苏苏州·期中）在给定条件下，下列物质转化的方程式正确的是 A．用碳酸钠溶液浸泡锅炉水垢中的硫酸钙： B．食醋去除水垢中的： C．电解水制氢的阳极反应： D．工业废水中的用去除： 期末重难突破练（测试时间：10分钟） 9．下列溶液一定呈中性的是 A．pH=7的溶液 B．c(H+)=c(OH-)=10-6mol·L-1溶液 C．使石蕊试液呈紫色的溶液 D．酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液 10．（24-25高二下·江苏无锡·阶段练习）下图为不同条件下水的电离平衡曲线。 下列说法正确的是 A．将纯水从室温冷却至5℃，可以使其从A点变化为C点 B．常温下，将NaCl溶液蒸发一部分水，可以使其从A点变化为B点 C．若某温度下Kw = 1.0×10−13，则此时0.1mol·L−1 KOH溶液的pH为12 D．在90℃时，中性溶液的pH可能大于7 11．（24-25高二下·江苏无锡·阶段练习）下列实验事实不能证明醋酸是弱电解质的是 A．等pH的醋酸溶液和盐酸与足量锌粒反应时，醋酸产生的H2总量多 B．向0.1mol·L−1 NaHCO3溶液中加入醋酸，产生大量无色无味气体 C．常温下，测得0.1mol·L−1醋酸溶液的pH = 3 D．温度、物质的量浓度相同时，醋酸溶液的导电性比盐酸的导电性弱 12．（23-24高二上·江苏·阶段练习）常温下，体积相同、浓度均为的溶液、溶液分别加水稀释，溶液的随稀释倍数的常用对数的变化如图所示。下列叙述正确的是 A．是强酸，溶液每稀释10倍，始终增大1 B．常温下的电离常数约为 C．溶液中水的电离程度：点大于点 D．恰好中和时消耗同浓度的溶液的体积：点大于点 13．（24-25高二下·江苏苏州·阶段练习）常温下，下列各组离子在指定条件下可能大量共存的是 A．使甲基橙变红的溶液中：、、、 B．与Al反应能放出的溶液中：、、、 C．含有的溶液中：、、、 D．的溶液中：、、、 14．（23-24高二上·江苏·阶段练习）常温下，下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A．的溶液： B．的溶液： C．的溶液： D．同浓度的下列溶液中，①②③由大到小的顺序是：②>①>③ 16．（25-26高二上·江苏苏州·期中）下列有关沉淀溶解平衡应用的说法不正确的是 A．误食可溶性钡盐可尽快用5%的溶液洗胃 B．含氟牙膏能预防龋齿是因为发生了沉淀的转化反应 C．AgCl沉淀溶解达到平衡时，和浓度不一定相等 D．用溶液使锅炉水垢中的转化成疏松、易溶于酸的 期末综合拓展练（测试时间：15分钟） 17．（25-26高二上·江苏苏州·期中）物质的量浓度相同的下列溶液：①②③KCl④盐酸，其pH由小到大的顺序为 A．①②③④ B．②①④③ C．①③②④ D．④①③② 18．（24-25高二上·江苏连云港·期中）我国科学家在一颗距离地球100光年的行星上发现了不可思议的“水世界”，引起了全球科学界的轰动。下列有关说法正确的是 A．温度升高，水的电离平衡正向移动，增大，溶液呈酸性 B．常温下，的盐酸溶液中， C．由水电离出的时，溶液一定呈中性 D．向水中加入固体后(溶液温度不变)，增大，水的电离程度增大 19．（24-25高二上·江苏扬州·期中）常温下，已知草酸溶液各微粒的分布分数如图所示，下列说法正确的是 A．草酸溶液中： B．溶液加水稀释，溶液中减小 C．的 D．草酸溶液中加入少量醋酸钠固体，草酸的电离度增大，酸性增强20．（24-25高二上·江苏连云港·期中）下列说法正确的是 A．常温下，的溶液与的NaOH溶液等体积混合，溶液 B．的溶液和的溶液中的物质的量相等 C．反应在常温下可自发进行，则该反应的 D．将溶液从升温至，溶液中增大 21．（25-26高二上·江苏·阶段练习）某含锶（Sr，ⅡA）废渣主要含有SrSO4、CaCO3、SrCO3和MgCO3等，一种提取该废渣中锶的流程如下图所示。已知25℃时，Ksp(SrSO4)=10-6.46 ，Ksp(BaSO4)=10-9.97。 下列说法不正确的是 A．“酸浸”时不可用稀硫酸替代稀盐酸 B．“浸出液”中阳离子主要有Sr2+、Ca2+、Mg2＋、H＋ C．“盐浸”中SrSO4转化反应的离子方程式为SrSO4(s)＋Ba2+(aq) BaSO4(s)＋Sr2+(aq) D．由SrCl2·6H2O制备无水SrCl2，需要在HCl气流中加热 22．（24-25高二下·江苏无锡·阶段练习）室温下，下列实验探究方案能达到探究目的的是 实验方案 探究目的 A 向浓度均为0.05 mol/L 的Na2CO3、Na2SO4溶液中分别滴加少量等浓度BaCl2溶液，Na2SO4溶液中先有沉淀生成 Ksp(BaSO4)<Ksp(BaCO3) B 向盛有1 mL 0.2 mol/L NaOH溶液的试管中滴加2滴0.1 mol/L MgCl2溶液，产生白色沉淀，再滴加2滴0.1 mol/L FeCl3溶液，又产生红褐色沉淀 室温下，Fe(OH)3的溶解度小于Mg(OH)2　 C 向盛有3 mL 0.1 mol/L AgNO3溶液的试管中滴加2滴0.1 mol/L NaCl溶液，振荡试管，再向试管中滴加2滴0.1 mol/L碘化钾溶液，观察生成沉淀的颜色 Ksp(AgI)<Ksp(AgCl) D 用饱和Na2CO3溶液浸泡BaSO4固体，过滤，将所得固体溶于稀硝酸，观察沉淀是否溶解、是否有气体生成 比较Ksp(BaSO4)、Ksp(BaCO3)大小 A．A B．B C．C D．D 23．（24-25高二下·江苏无锡·期中）已知常温下部分弱电解质的电离平衡常数如下表： 化学式 HF HClO H2CO3 CH3COOH 电离常数 4.0×10-4 4.7×10-8 Ka1= 4.5×10-7 Ka2= 5×10-11 1.7×10-5 (1)常温下，A．0.10mol·L-1CH3COOH溶液溶液；B．0.10mol·L-1盐酸；C．0.10mol·L-1HF溶液pH由大到小的顺序是 。(填字母) (2)A．F-、B．ClO-、C．CO、D．CH3COO-结合H+的能力由大到小的顺序是 (填字母)，向NaClO溶液中通入CO2，反应的离子方程式为 。 (3)常温下将pH=3的H2SO4溶液和pH=12的NaOH溶液充分混合后，所得溶液的pH=7，则H2SO4溶液与NaOH溶液的体积比为 。 (4)常温下将pH=3的醋酸溶液和pH=11的NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(Na+) (填“>”“<”或“=”)c(CH3COO-)，该溶液中电荷守恒表达式为 。 (5)常温下将m mol·L-1醋酸溶液和n mol·L-1 NaOH溶液等体积混合后，所得溶液的pH=7，则m与n的大小关系是m (填“>”“<”或“=”，下同)n，醋酸溶液中c(H+) NaOH溶液中c(OH-)。 (6)已知反应 CaC2O4+2H+Ca2++H2C2O4 的平衡常数为K0，则Ksp(CaC2O4)与K0、Ka1(H2C2O4)、Ka2(H2C2O4)的代数关系式为Ksp(CaC2O4)= 。 24．（21-22高二上·江苏无锡·期末）是食品加工中最为快捷的食品添加剂，用于熔烤食品中；在分析试剂、医药、电子工业中用途广泛。请回答下列问题： (1)可作净水剂，其理由是 (用必要的化学用语和相关文字说明)。 (2)相同条件下，0.1mol/L 中的 (填“等于”“大于”或“小于”)0.1mol/L 中的。 (3)如图1所示是0.1mol/L电解质溶液的pH随温度变化的图象。 ①其中符合0.1mol/L 的pH随温度变化的曲线是 (填字母)，导致pH随温度变化的原因是 ； ②20℃时，0.1mol/L 中 。 (4)室温时，向100mL0.1mol/L 溶液中滴加0.1mol/L NaOH溶液，得到溶液pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图2所示。试分析图中a、b、c、d四个点，水的电离程度最大的是 ；在b点，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是 。 (5)与性质相似，均为两性氢氧化物，已知有关锌的化合物的下列反应：；。如图是常温条件下，溶液的pH与lgC的关系图象，或。下列说法正确的是_______ A．由b点到a点可以通过升高溶液pH和溶液的方法来实现 B．溶液中析出沉淀的pH范围为8~12 C．常温下， D．元素Zn在甲区以存在，在丙区以存在 1 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题03 水溶液中的离子反应（期末复习讲义） 内容导航 明·期末考情：把握考试趋势方向，精准备考 理·核心要点：系统归纳知识脉络，构建体系 破·重难题型：攻克典型疑难问题，突破瓶颈 过·分层验收：阶梯式检测与评估，稳步提升 考查重点 命题角度 弱电解质的电离平衡 强电解质与弱电解质 弱电解质的判断 外界条件对电离平衡的影响 水的电离 温度对水的电离的影响 KW的计算 酸、碱、盐对水的电离的影响 溶液的酸碱性与pH 溶液的酸碱性的判断 溶液pH的计算 酸碱溶液混合的pH的计算 酸碱中和滴定 酸碱中和滴定的步骤 指示剂选择 误差分析 氧化还原反应滴定等 盐类的水解 盐类水解原理 盐类水解与中和反应的关系 盐类水解的影响因素 温度、酸、碱、盐对水解的影响 不同盐类水解程度的大小比较 水解常数 外界条件对水解常数的影响 水解常数与电离常数、水的离子积的关系 盐类水解的应用 判断溶液的酸碱性 判断酸性强弱 胶体的制备 化学试剂的贮存 溶液中粒子浓度的变化分析 电荷守恒 物料守恒 质子守恒 沉淀溶解平衡 沉淀溶解平衡的原理 沉淀溶解平衡的特点 沉淀溶解平衡的影响因素 外界条件对沉淀溶解平衡的影响 沉淀溶解平衡的移动方向 溶度积常数 溶度积常数的大小比较 溶度积常数的计算 沉淀溶解平衡的应用 沉淀的生成 沉淀的溶解 沉淀的转化 沉淀溶解平衡图像 沉淀溶解平衡离子浓度与pH图像 沉淀滴定图像 要点01 弱电解质的电离平衡 1.强电解质与弱电解质 2.与化合物类别的关系 强电解质主要是大部分__离子__化合物及某些__共价__化合物，弱电解质主要是某些__共价__化合物。 3.电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离，多元弱碱分步电离一步书写”。 （1）强电解质：如H2SO4：__H2SO4===2H＋＋SO__ （2）弱电解质 ①一元弱酸，如CH3COOH：__CH3COOHCH3COO－＋H＋__。 ②多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：__H2CO3H＋＋HCO　HCOH＋＋CO__。 ③多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3： __Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－__。 （3）酸式盐 ①强酸的酸式盐 如NaHSO4在水溶液中：__NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO__；熔融时：NaHSO4===__Na＋＋HSO__。 ②弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3： __NaHCO3===Na＋＋HCO__、__HCOH＋＋CO__。 4.弱电解质判断的注意事项 （1）酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。 （2）弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4===NH＋CH3COO－。 5.电离平衡的建立 弱电解质的电离平衡是指在一定条件(__温度__、__浓度__)下，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，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。 平衡建立过程的v－t图像如图所示。 （1）开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 （2）平衡建立过程中，v(电离)＞v(结合)。 （3）当v(电离)＝v(结合)时，电离达到平衡状态。 6.电离平衡的特征 电离平衡也是一种动态平衡，遵循“逆、动、等、定、变”的特点。具体分析如下： 7.影响电离平衡的因素： 因素 对电离平衡的影响 内因 弱电解质本身的性质决定弱电解质电离程度的大小 外因 温度 由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动，升温，促进电离，电离平衡向右移动 浓度 电解质溶液浓度越小，电离程度越大 外加电解质 同离子效应 加入含弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动，抑制电离，电离程度减小 含有可与弱电解 质反应的离子 电解质电离程度增大，促进电离，电离平衡向右移动 8.下面以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例(CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0)，用平衡移动原理分析外界条件对CH3COOH电离平衡的影响。 改变条件 平衡移 动方向 c(CH3COOH) n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 电离 程度 导电 能力 电离平 衡常数 加水稀释 __右移__ __减小__ __增大__ __减小__ __减小__ __增大__ __减弱__ __不变__ 加少量 冰醋酸 __右移__ __增大__ __增大__ __增大__ __增大__ __减小__ __增强__ __不变__ 通入HCl 气体 __左移__ __增大__ __增大__ __增大__ __减小__ __减小__ __增强__ __不变__ 加NaOH 固体 __右移__ __减小__ __减小__ __减小__ __增大__ __增大__ __增强__ __不变__ 加 CH3COONa 固体 __左移__ __增大__ __减小__ __减小__ __增大__ __减小__ __增强__ __不变__ 加入镁粉 __右移__ __减小__ __减小__ __减小__ __增大__ __增大__ __增强__ __不变__ 升高温度 __右移__ __减小__ __增大__ __增大__ __增大__ __增大__ __增强__ __增大__ 9.电离常数 定义 在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度幂之积与溶液中未电离分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 表达式 对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常数Ka＝____。 对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常数Kb＝____。 对于多元弱酸，以H2CO3为例： H2CO3H＋＋HCO　Ka1＝ HCOH＋＋CO　Ka2＝ 特点 电离常数只与__温度__有关，与电解质的浓度及酸、碱性无关，由于电离过程是__吸热__的，故温度升高时K__增大__。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。 意义 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质__越易__电离，所对应的酸性或碱性相对__越强__。 10.（1）填写下表 弱电解质 电离方程式 电离常数 NH3·H2O __NH3·H2ONH＋OH－__ Kb＝1.7×10－5 CH3COOH __CH3COOHCH3COO－＋H＋__ Ka＝1.7×10－5 HClO __HClOH＋＋ClO－__ Ka＝4.7×10－8 （2）CH3COOH酸性__大于__HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断的依据：__相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强，K(CH3COOH)＞K(HClO)__。 （3）磷酸是三元中强酸 A．磷酸的电离方程式是__H3PO4H＋＋H2PO， H2POH＋＋HPO，HPOH＋＋PO__。 B．电离平衡常数表达式是：Ka1＝____，Ka2＝____，Ka3＝____。 C．比较大小：Ka1__＞__Ka2__＞__Ka3。 11.电离平衡常数的4大应用 （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）判断盐溶液的酸性(或碱性)的强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。 （3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 （4）判断微粒浓度比值的变化。 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来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，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 12.有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例) （1）已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。 　　　　　　HX　　　　H＋　＋　X－ 起始： c(HX) 0 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－) 则：K＝＝ 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。 则K＝，代入数值求解即可。 （2）已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。 　　　　　HX　　　　H＋　＋　X－ 起始： c(HX) 　 　 　 　0 　 　 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) 　c(X－) 则K＝＝ 由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝，代入数值求解即可。 归｜纳｜总｜结 判断弱电解质的三个思维角度 角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。 角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1＜pH＜2。 角度三：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象： (1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。现象：溶液变为浅红色。 (2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH>7。 要点02 水的电离 1．水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。 2．水的离子积常数 Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 (1)室温下：Kw＝1×10－14。 (2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。 (3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。 (4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。 3．影响水电离平衡的因素 (1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。 (2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。 (3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。 4．填写外界条件对水电离平衡的具体影响 　　　体系变化 条件　　　 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 降温 逆 减小 减小 减小 减小 其他：如加入Na 正 不变 增大 增大 减小 归｜纳｜总｜结 (1)水的离子积常数KW＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。 (2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－存在，只是相对含量不同而已。 (3)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。在KW的表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。 (4)水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)和c(OH－)都增大，故KW增大，但溶液仍呈中性；对于KW，若未注明温度，一般认为在常温下，即25 ℃。 要点03 溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中__c(H＋)__和__c(OH－)__的相对大小。 将“＞”“＝”或“＜”填在下表空格中： 溶液 c(H＋)、c(OH－)大小比较 常温/25 ℃ 数值 pH 中性溶液 c(H＋)__＝__c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 __＝__7 酸性溶液 c(H＋)__＞__c(OH－) c(H＋)__＞__1×10－7 mol·L－1 __＜__7 碱性溶液 c(H＋)__＜__c(OH－) c(H＋)__＜__1×10－7 mol·L－1 __＞__7 2．溶液的pH （1）定义式：pH＝__－lg_c(H＋)__。 （2）广范pH的范围：0～14。 即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，不用pH表示溶液的酸碱性，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。 （3）测量： ①pH试纸法：把小片试纸放在__玻璃片__或__表面皿__上，用洁净干燥的__玻璃棒__，蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与__标准比色卡__对比，即可确定溶液的pH。 ②pH计测量法。 3．溶液的酸碱性与pH的关系： 常温(25 ℃)下： 4．常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围 石蕊 pH＜5.0红色 5.0～8.0紫色 pH＞8.0蓝色 甲基橙 pH＜3.1红色 3.1～4.4橙色 pH＞4.4黄色 酚酞 pH＜8.0无色 8.2～10.0浅红色 pH＞10.0红色 5．pH的计算 （1）单一溶液pH的计算 ①强酸溶液，如HnA，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝__nc_mol·L－1__，pH＝－lgc(H＋)＝__－lgnc__。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝__14＋lgnc__。 （2）两强酸混合后溶液pH的计算 由c(H＋)混＝，先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。 （3）两强碱混合后pH的计算 由c(OH－)混＝，先求出混合后的c(OH－)混，再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH。 （4）强酸与强碱混合后pH的计算 强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，即H＋＋OH－===H2O，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况： ①若恰好中和，pH＝7。 ②若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH。 ③若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH。 （5）溶液稀释后求pH ①对于强酸溶液，每稀释10倍，pH__增大1__；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大__不足1__。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。 ②对于强碱溶液，每稀释10倍，pH__减小1__；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小__不足1__，无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。 归｜纳｜总｜结 (1)pH试纸不能伸入试液中。 (2)pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能会产生误差。 (3)广泛pH试纸只能测出整数值(不精确)，该数不会出现小数。 (4)pH试纸不能测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。 要点04 酸碱中和滴定 1.实验原理 （1）用已知浓度的酸（碱）来测定未知浓度的碱（酸）的实验方法叫作酸碱中和滴定。 （2）对于强酸、强碱的中和，开始时由于被滴定的酸（碱）浓度较大，滴入少量的碱（酸）对其pH的影响不大。当滴定接近终点（pH＝7）时，很少量的碱（酸）就会引起溶液pH突变（如图所示）。 2.实验用品 （1）主要仪器和试剂 仪器 试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 　　 图1　　　　图2　　　　图3 （2）滴定管的使用 ①酸式滴定管下端为玻璃活塞，能耐酸和氧化剂的腐蚀，可用于盛装酸性或氧化性溶液，但不能盛装碱性溶液。 ②碱式滴定管下端为橡胶管和玻璃珠，橡胶易被酸性或氧化性溶液腐蚀，所以碱式滴定管一般盛装碱性溶液。 3.常用指示剂 指示剂 变色的pH范围 甲基橙 pH减小 3.1-4.4 pH增大 红色 橙色 黄色 酚酞 pH减小 8.2-10.0 pH增大 无色 浅红色 红色 甲基红 pH减小 4.4-6.2 pH增大 红色 橙色 黄色 4.实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例） （1）滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。 ②锥形瓶：洗涤→装液→加指示剂。 （2）滴定 （3）终点判断、读数 当滴入　最后半滴　标准液，溶液变色，且　半分钟　不恢复为原来的颜色 （4）数据处理 按上述操作重复　2～3　次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）＝ 　计算。 5.误差分析 （1）误差分析依据 当酸碱恰好中和时，有关系式：c待＝，c标、V待、γ均为已知量，所以c待的大小取决于V标的大小，V标偏大，则c待偏高；V标偏小，则c待偏低。 （2）常见的误差分析（以0.1 mol/L NaOH标准溶液滴定盐酸为例） 误差来源 c（HCl） 滴定管 中产生 的误差 滴定管用蒸馏水洗涤后，未用标准液润洗 偏高 滴定管未用待测液润洗 偏低 盛标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡 　偏高　 盛标准液的滴定管滴定前无气泡，滴定后有气泡 　偏低　 盛待测液的滴定管使用前有气泡，使用后无气泡 偏低 盛待测液的滴定管使用前无气泡，使用后有气泡 　偏高　 锥形瓶 中产生 的误差 锥形瓶用蒸馏水洗涤后又用待测液洗 　偏高　 锥形瓶未洗净，残留有与待测液中溶质反应的少量物质 　偏低　 锥形瓶洗净后瓶内残留有少量蒸馏水 无影响 读数 产生 的误差 用滴定管量取待测液 先俯视后仰视 　偏低　 先仰视后俯视 　偏高　 用滴定管量取标准液 先俯视后仰视 　偏高　 先仰视后俯视 　偏低　 配制 标准 液产 生的 误差 配制500 mL 0.1 mol/L NaOH溶液， 需要2.0 g NaOH NaOH已部分潮解 　偏高　 NaOH 中所含 杂质 杂质不与盐酸反应 　偏高　 所含杂质消耗1 mol HCl所需质量大于40 g（如Na2CO3、NaHCO3） 　偏高　 所含杂质消耗1　mol　HCl所需质量小于40　g（如Na2O） 　偏低　 归｜纳｜总｜结 （1）酸碱恰好中和时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性取决于生成的盐的性质，强酸强碱盐的溶液呈中性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。 （2）聚四氟乙烯滴定管既可以盛装酸性溶液也可以盛装碱性溶液，是因为其活塞材质为聚四氟乙烯，不怕酸碱腐蚀。 （3）石蕊溶液作指示剂时，变色范围较宽，且颜色变化不明显，所以酸碱中和滴定时一般不选用石蕊为指示剂。 （4）滴定管的使用 ①滴定管“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。 ②精确度：0.01 mL。 ③洗涤：先用蒸馏水洗，再用待测液润洗。 ④盛装溶液时，其液面不一定要在“0”刻度。 ⑤赶气泡：酸碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。 ⑥由于滴定管的“0”刻度在滴定管的上方，滴定管下端是没有刻度的，故容量为25 mL的滴定管，若滴定过程中用去10.00 mL的液体，则滴定管中剩余液体体积大于15 mL。 要点05 盐类的水解 1.盐类水解的实质 盐电离出来的离子与水电离出来的　H＋或OH－　结合生成　弱电解质　，促进水的电离平衡右移。以CH3COONa、NH4Cl溶液为例： 2.盐类水解的特点 （1）可逆：盐的水解反应绝大多数是可逆反应。可看作酸碱中和反应的逆反应，即“盐＋水酸＋碱”。 （2）微弱：通常盐类水解的程度很小，一般无沉淀析出，无气体放出。 （3）吸热： 水解反应吸热。 3.盐类水解方程式的书写 （1）书写形式 一般情况下盐类水解的程度较小，不生成沉淀和气体，一般用“”连接反应物和生成物。产物不标“↓”或 “↑”。 （2）书写规律 ①多元弱酸的酸根离子分步水解，以第一步为主，应分步书写水解的离子方程式。如Na3PO4的水解分三步，第一步为　P＋H2OHP＋OH－　，第二步为　HP＋H2OH2P＋OH－ 　，第三步为H2P＋H2OH3PO4＋OH－　。 ②多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。如AlCl3发生水解的离子方程式为　Al3＋＋3H2OAl（OH）3＋3H＋　。 ③不能进行到底的相互促进的水解反应写“”，如CH3COO－＋H2O＋NCH3COOH＋NH3·H2O，常见的不能进行到底的相互促进的水解反应还有N与C的反应（铵态氮肥与草木灰混合施用会造成氮肥损失）等。 ④能进行到底的相互促进的水解反应书写时要用“”“↑”“↓”等，如Al3＋＋3HCAl（OH）3↓＋3CO2↑。 4盐类水解规律 难溶不水解，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，都弱不一定。 归｜纳｜总｜结 (1)“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性：HCN＜CH3COOH，则相同条件下碱性：NaCN溶液＞CH3COONa溶液。 (2)温度越高，盐的水解程度越大。 (3)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 要点06 盐类水解的影响因素 (1)内因——盐本身的性质。 形成盐的酸或碱越弱，其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解能力就越__大__，溶液的碱性或酸性就越__强__。如酸性：CH3COOH＞H2CO3，则同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液pH： pH(NaHCO3)__＞__pH(CH3COONa)。 (2)外因 因素 水解平衡 水解程度 水解产生离 子的浓度 条件 变化 温度 升高 __右移__ 增大 __增大__ 浓度 增大 __右移__ __减小__ 增大 减小(即稀释) __右移__ 增大 __减小__ 外加酸 或碱 酸 促进弱酸阴离子水解 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小 促进弱碱阳离子水解 外加其 他能水 解的盐 水解结 果相同 抑制，水解程度减小 水解结 果相反 促进，水解程度增大(甚至彻底水解) 例如，不同条件对FeCl3水解平衡的影响见下表 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋(填写空格中内容) 条件 移动方向 H＋数 pH 现象 升高温度 __向右__ __增多__ __降低__ __颜色变深__ 通HCl __向左__ __增多__ __降低__ __颜色变浅__ 加H2O __向右__ __增多__ __升高__ __颜色变浅__ 加NaHCO3 __向右__ __减小__ __升高__ __产生红褐色淀沉及无色气体__ 归｜纳｜总｜结 稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，但由于溶液体积的增大是主要的，故水解产生的H＋或OH－的浓度是减小的，则溶液酸性(或碱性)越弱。 要点07 水解常数 1.水解平衡常数 （1）水解平衡常数表达式：如C＋H2OHC ＋OH－ ，Kh1＝；HC＋H2OH2CO3＋OH－，Kh2＝。水解平衡常数越大说明水解能力越强。 （2）水解平衡常数与电离平衡常数的关系，。如C＋H2OHC ＋OH－，Kh1＝；HC＋H2OH2CO3＋OH－，Kh2＝ （3）水解平衡常数受温度影响，一般温度越高，水解平衡常数越大。 归｜纳｜总｜结 (1)Kh只受温度影响。它随温度的升高而增大。 (2)Kh越大，表示水解程度越大。 要点08 盐类水解的应用 应用 举例 判断溶液 的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是__Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋__ 判断酸 性强弱 相同浓度NaX、NaY、NaZ三种盐溶液pH分别为8、9、10，则酸性__HX＞HY＞HZ__ 配制或贮 存易水解 的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量__稀硫酸__防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量__盐酸__；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用__磨口玻璃__塞；NaF、NH4F要用塑料瓶保存。 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子反应： __Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋__ 泡沫灭火 器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为__Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑__ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为 Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用：CO＋H2OHCO＋OH－__NH＋OH－===NH3↑＋H2O__ 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂 物质提纯 除去MgCl2溶液中的氯化铁，可以加入MgO或Mg(OH)2反应掉部分H＋，促进铁离子的水解，使Fe3＋转化为氢氧化铁沉淀而除去 无机物 的制备 硫化铝、氮化镁在水溶液中强烈水解，只能通过单质间化合反应才能制得；用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为__TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·xH2O＋4HCl__ 离子的共存 Al3＋与HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－，Fe3＋与HCO、CO、AlO、SiO、ClO－，NH与SiO、AlO等因水解相互促进而不能大量共存 归｜纳｜总｜结 盐溶液蒸干的两项注意 (1)易挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干得到氢氧化物，灼烧得到氧化物。 (2)难挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干仍得到原溶质。 要点09 溶液中粒子浓度的变化分析 1.微粒浓度的大小比较认依据 (1)电离理论——弱电解质的电离是微弱的 ①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。 如氨水中：NH3·H2O、NH、OH－浓度的大小关系是__c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH)__。 ②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)。 如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是__c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)__。 (2)水解理论——弱电解质离子的水解过程一般是微弱的 ①弱电解质离子的水解是微弱的(水解相互促进的除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。 如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是__c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)__。 ②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解。如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的浓度大小关系应是__c(CO)＞c(HCO)＞c(H2CO3)__。 2.离子浓度大小比较 (1)考虑水解因素：如Na2CO3溶液。 CO＋H2OHCO＋OH－ HCO＋H2OH2CO3＋OH－ 所以c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)。 (2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c＞a＞b。 (3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，因NH3·H2O的电离＞NH的水解，故离子浓度顺序为c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 （4）溶液中粒子等量关系——三大守恒 ①电荷守恒 电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，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与NaHCO3混合溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋__c(H＋)__＝c(HCO)＋c(OH－)＋__2c(CO)__；K2S溶液中：c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)。 ②物料守恒 电解质溶液中，由于某些离子能够水解，微粒种类增多，但原子个数总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故硫元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，则K2S溶液中有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋__2c(H2S)__。 a.如果我们把两个守恒进行相加减，可得到另一个守恒(质子守恒)，如把上述K2S溶液中的两个守恒相减可得：c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)＝c(OH－)。 b.电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的计量数2代表一个CO带2个单位负电荷，不可漏掉。 ③质子守恒 电解质溶液中，电离、水解等过程中得到的质子(H＋)数等于失去的质子(H＋)数。如NaHCO3溶液中： 即__c(H2CO3)＋c(H＋)===c(CO)＋c(OH－)__。 再如Na2S水溶液中的质子转移作用图示如下： 归｜纳｜总｜结 1．比较时紧扣两个微弱 (1)弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OOH－＋H＋，在溶液中微粒浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 (2)弱酸根离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，H2OH＋＋OH－，所以CH3COONa溶液中：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。 2．酸式盐与多元弱酸的强碱正盐溶液酸碱性比较 (1)酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐中酸式酸根离子的电离能力和水解能力哪一个更强，如NaHCO3溶液中HCO的水解能力大于其电离能力，故溶液显碱性。 (2)多元弱酸的强碱正盐溶液：多元弱酸根离子水解以第一步为主。例如，Na2S溶液中：c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H＋)。 3．质子守恒式可以由电荷守恒式和物料守恒式推导出来 以KHS溶液为例，电荷守恒式为c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)①，物料守恒式为c(K＋)＝c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)②，由①－②得质子守恒式，消去没有参与变化的K＋等。 4．规避等量关系中的2个易失分点 (1)电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的化学计量数2代表一个CO带2个负电荷，不可漏掉。 (2)物料守恒式中，离子浓度系数不能漏写或颠倒。如Na2S溶液中的物料守恒式中，“2”表示c(Na＋)是溶液中各种硫元素存在形式的硫原子总浓度的2倍。 要点10 沉淀溶解平衡 1．物质在水中的溶解度 20 ℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系： 2．沉淀溶解平衡 （1）概念 在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，形成饱和溶液，达到平衡状态，把这种平衡称为沉淀溶解平衡。 （2）建立 （3）沉淀溶解平衡方程式 Mg(OH)2(s)Mg2＋＋(aq)＋2OH－(aq) 沉淀、溶解之间这种动态平衡也决定了Mg2＋与OH－的反应不能完全进行到底。一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10－5mol·L－1时，化学上通常认为生成沉淀的反应进行完全了。 （4）沉淀溶解平衡状态的特征： 动态平衡：v溶解＝v沉淀≠0。 达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。 当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 归｜纳｜总｜结 ①难溶电解质达到沉淀溶解平衡时，不同离子溶解(或沉淀)的速率不一定相等，这与其化学计量数有关； ②难溶电解质是固体，其浓度可视为常数，增加它的量对平衡无影响； ③同类型物质的Ksp越小，溶解能力越小，不同类型的物质则不能直接比较； 要点11 沉淀溶解平衡的影响因素 （1）内因：难溶电解质本身的性质。 （2）外因：以AgCl（s）Ag＋（aq）＋Cl－（aq）　ΔH＞0为例。 外界条件 平衡移动方向 平衡后c（Ag＋） 平衡后c（Cl－） Ksp 升高温度 　正向　 　增大　 　增大　 　增大　 加水稀释 　正向　 　不变　 　不变　 　不变　 加入少量 AgNO3（s） 　逆向　 　增大　 　减小　 　不变　 通入HCl 　逆向　 　减小　 　增大　 　不变　 通入H2S 　正向　 　减小　 　增大　 　不变　 归｜纳｜总｜结 （1）温度：温度升高，多数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。 要点12 溶度积常数 （1）溶度积和离子积（或浓度商） 以MmAn（s）mMn＋（aq）＋nAm－（aq）为例： 溶度积 离子积（或浓度商） 概念 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Qc（或Q） 表达式 Ksp＝　cm（Mn＋）·cn（Am－）　（浓度都是平衡浓度） Qc＝　cm（Mn＋）·cn（Am－）　（浓度是任意浓度） 应用 判断一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； ②Qc　＝　Ksp：溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； ③Qc　＜　Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 （2）Ksp的意义 注意　阴、阳离子个数比不相同时，Ksp大的难溶电解质的溶解度不一定大。 （3）Ksp的影响因素 Ksp只与难溶电解质的性质和[　温度　有关，而与沉淀的量、离子浓度无关。 归｜纳｜总｜结 (1)沉淀溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。 (2)对于沉淀溶解平衡AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，对于相同类型的物质，Ksp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。 要点13 沉淀溶解平衡的应用 沉 淀 的 生 成 （1）调节pH法。通过控制溶液的酸碱性，可以使某些金属阳离子转化为氢氧化物沉淀。工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，将含杂质的氯化铵溶于水，再加入　氨水　调节pH，可使Fe3＋生成 Fe（OH）3沉淀而除去，发生的反应为　Fe3＋＋3NH3·H2O Fe（OH）3↓＋3N　（填离子方程式）。 （2）加沉淀剂法。加入适当沉淀剂，使某些金属阳离子转化为沉淀。以Na2S作沉淀剂处理工业废水中的金属离子Cu2＋、Hg2＋，发生的反应分别为　Cu2＋＋S2－CuS↓　、　Hg2＋＋S2－ HgS↓　。 （3）氧化还原法。改变某离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来。例如将Fe2＋氧化为Fe3＋，从而生成更难溶的　Fe（OH）3　沉淀而除去 沉 淀 的 溶 解 （1）酸、碱溶解法。如用盐酸溶解Cu（OH）2：　Cu（OH）2＋2H＋ Cu2＋＋2H2O　（填离子方程式）。 （2）盐溶解法。如用NH4Cl溶液溶解Mg（OH）2：Mg（OH）2（s）Mg2＋（aq）＋2OH－（aq），　N＋OH－NH3·H2O　（填离子方程式）。 （3）配位溶解法。加入某试剂与溶液中的某种离子形成稳定配合物，使该离子的浓度减小。如溶解AgCl可加入NH3·H2O：　Ag＋＋2NH3·H2O[Ag（NH3）2]＋＋2H2O　（填离子方程式）。 （4）氧化还原溶解法。采用氧化性酸溶解金属硫化物（如CuS、HgS等）。如用稀HNO3溶解CuS：　3CuS＋8HNO3（稀）3Cu（NO3）2＋3S＋2NO↑＋4H2O　 沉 淀 的 转 化 一般来说，若难溶电解质类型相同，则Ksp较大的沉淀 易　转化为Ksp较小的沉淀。沉淀的溶解能力差别越大，越容易转化。 （1）锅炉除水垢 除水垢[CaSO4（s）CaCO3（s）Ca2＋（aq）]反应为　CaSO4（s）＋Na2CO3（aq） CaCO3（s）＋Na2SO4（aq）　、　CaCO3＋2HCl CaCl2＋CO2↑＋H2O　。 （2）矿物转化 ZnS（闪锌矿的主要成分）遇CuSO4溶液转化为CuS（铜蓝的主要成分）的反应为　ZnS（s）＋Cu2＋（aq） CuS（s）＋Zn2＋（aq）　（填离子方程式） 归｜纳｜总｜结 (1)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，Ksp小的溶解度不一定小。如Ksp(AgCl)>Ksp(Ag2CrO4)，但c(Ag＋)是Ag2CrO4>AgCl。 (2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。 (3)溶解度较小的沉淀，并不一定必须转化为溶解度更小的沉淀。在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀。例如，在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，只要Qc(BaCO3)>Ksp(BaCO3)就可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 (4)一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，但溶解度小的沉淀转化成溶解度稍大的沉淀在一定条件下也能实现。 要点14 沉淀溶解平衡图像 1.沉淀溶解平衡浓度图像模型 图像 分析 BaSO4的沉淀溶解平衡图像 （1）求Ksp或Ksp的数量级：A点，c（Ba2＋）＝c（S）＝10－5　mol·L－1，Ksp（BaSO4）＝　10－10　。 （2）曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，Qc　＝　Ksp。温度不变时，Ksp不变，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。曲线上方区域的点所示溶液均为　过饱和溶液　，Qc　＞　Ksp。曲线下方区域的点所示溶液均为　不饱和溶液　，Qc　＜　Ksp 2.沉淀溶解平衡对数图像模型 图像 分析 CaSO4与CaCO3的沉淀溶解平衡图像 注：pM＝pCa2＋＝－lg　c（Ca2＋），pR＝pS（或pC）＝－lg　c（S）[或－lg　c（C）] （1）曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态。根据曲线上O点或P点的坐标可求得对应难溶物的Ksp或Ksp的数量级，如O点，Ksp（CaSO4）＝　　10－5　；P点，Ksp（CaCO3）＝　10－8.6　。 （2）判断X点对应的溶液是否能形成沉淀或是否饱和：X点对应溶液为CaSO4的　不饱和　溶液、CaCO3的　过饱和　溶液 3.沉淀滴定图像模型 图像 分析 用0.1 mol·L－1 Na2SO4溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1 BaCl2溶液的沉淀滴定图像 已知Ksp（BaSO4）＝1×10－10，Ksp（BaCO3）＝2.6×10－9 起始溶液中c（Ba2＋）＝0.1 mol·L－1，n＝－lg c（Ba2＋）＝　1　，b点时恰好完全反应，c（Ba2＋）＝　1×10－5　mol·L－1，m＝－lg c（Ba2＋）＝　5　，即m由　Ksp　决定，与起始BaCl2溶液的浓度无关 （1）若起始时c（BaCl2）＝0.2 mol·L－1，恰好完全反应时消耗Na2SO4溶液的体积变大，b点向　右　（填“左”或“右”）移动。 （2）若用同浓度的Na2CO3溶液替代Na2SO4溶液，由于Ksp（BaSO4）＜Ksp（BaCO3），恰好完全反应生成BaCO3时溶液中的c（Ba2＋）较大，pBa2＋较小，但消耗的Na2CO3溶液的体积仍为20 mL，所以b点竖直向　下　（填“上”或“下”）移动 题型01 判断弱电解质及其相对强弱 【典例1】下列说法中，不能说明HA是弱电解质的是 A．相同条件下，用等浓度的HCl和HA溶液做导电实验，后者灯泡暗 B．常温时，溶液的约为3 C．与反应放出气体 D．的溶液加水稀释100倍后溶液 【答案】C 【解析】A．弱电解质的导电性弱于强电解质。若HA溶液的导电性比同浓度的HCl差(灯泡暗)说明HA未完全离解，HA解离度低，能证明HA是弱电解质，A不符合题意； B．若HA是强酸，0.1mol/L溶液的pH应为1(完全离解)。实际pH≈3，H⁺浓度远低于完全解离的理论值，说明HA部分解离，属于弱电解质，B不符合题意； C．酸与碳酸钠反应生成CO2的条件是酸的酸性强于碳酸。强酸(如HCl)和部分弱酸(如醋酸)均能与Na2CO3反应。HA与Na2CO3反应生成CO2，仅说明HA酸性强于碳酸，但无法区分HA是强酸还是弱酸（如HCl为强酸也能反应），C符合题意； D．稀释后pH变化小于强酸预期，强酸稀释100倍后，pH增加2(如pH=2→pH=4)。若HA稀释后pH<4，说明其离解度随稀释增大(弱酸特性)，HA存在解离平衡，能证明HA是弱电解质，D不符合题意； 故选C。 方｜法｜点｜拨 判断弱电解质相对强弱的方法 判断弱电解质相对强弱的方法— 【变式1-1】下列物质中，属于弱电解质的是 A．食盐的主要成分NaCl B．某氮肥的主要成分 C．次氯酸消毒液的有效成分HClO D．某白酒的主要成分 【答案】C 【解析】A．NaCl在水溶液中完全电离，为强电解质，故不选A； B．(NH4)2CO3在水溶液中完全电离，属强电解质，故不选B； C．HClO在水溶液中部分电离，属弱电解质，故选C； D．C2H5OH自身不能电离，属非电解质，故不选D。 选C。 【变式1-2】下列事实可证明是弱碱的是 A．铵盐受热易分解 B．室温下，氨水溶液的pH约为11 C．氨水可以使酚酞试液变红 D．氨水与溶液反应生成氢氧化亚铁 【答案】B 【解析】A．铵盐受热易分解，说明铵盐不稳定，但不能说明一水合氨部分电离，不能证明一水合氨是弱碱，A错误； B．常温下0.1mol/L的氨水溶液pH约为11，则溶液中c(OH-)≈10-3mol/L，小于氨水浓度，说明一水合氨部分电离，能证明一水合氨是弱碱，B正确； C．氨水可以使酚酞试液变红色，说明一水合氨电离出OH-而使溶液呈碱性，但不能说明一水合氨部分电离，不能证明一水合氨是弱碱，C错误； D．能和FeCl2溶液反应生成Fe(OH)2沉淀，说明一水合氨是碱，但不能说明一水合氨部分电离，不能证明一水合氨是弱碱，D错误； 故答案选B。 题型02 弱电解质的电离平衡及其影响因素 【典例2】在相同温度下三种酸的一些数据如下表所示，下列判断正确的是 酸 HX HX HX HY HZ 浓度 0.12 0.2 0.9 0.9 0.9 电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5 已知：电离度 A．表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右水电离的逐渐减小 B．酸性由强到弱的顺序为HX、HY、HZ C．在HZ和NaZ的混合溶液呈中性，则溶质浓度为 D．向HY溶液中加入等浓度的HX溶液，HY电离平衡会逆向移动 【答案】A 【解析】A．由表中HX的数据可知，HX的浓度越大，其电离度越小，但HX电离产生的就越大，水的电离就被抑制得越多，故水电离产生的就越小，A正确； B．酸性越强，意味着该弱酸的电离程度越大，由于电离程度可通过电离度表示，由表可知，相同浓度的三种酸，电离度由强到弱为HZ>HY>HX，故酸性由强到弱为HZ>HY>HX，B错误； C．由表可知，HZ的电离度为0.5，故当0.9 mol/L的HZ完全电离后，其有0.45 mol/L的HZ发生电离，由此可列三段式：，由此可计算HZ的电离常数为，Z-的水解常数Kh=远小于电离常数，当HZ和NaZ的混合溶液呈中性时，溶质浓度，C错误； D．由表可知，在同等浓度下，HY的电离度比HX更高，故HY的酸性强于HX，在等浓度下，HY溶液中的比HX溶液中的更高，故在向HY溶液中加入等浓度的HX溶液时，的电离平衡会逆向移动，从而消耗溶液中的，继而导致的电离平衡正向移动，D错误； 因此，答案选A。 方｜法｜点｜拨 弱电解质的电离平衡及其影响因素 【变式2-1】25℃时不断将水滴入冰醋酸中，下列图像不合理的是 A．B．C． D． 【答案】A 【解析】A．冰醋酸中只有极少量醋酸分子电离，氢离子浓度低，pH较大；加水后，醋酸的电离平衡正向移动，电离程度显著增加，氢离子浓度增大，pH减小；但当加水至某一浓度时，虽然电离平衡仍然正向移动，但溶液中体积增大的原因超过了氢离子物质的量增大的幅度，氢离子浓度会逐渐降低，pH缓慢增大，最终无限接近7，A错误； B．根据弱电解质的电离规律，“越稀越电离”，随着水的加入，醋酸的浓度越小，电离程度增大，B正确； C．溶液的导电性和溶液中离子的浓度和带电荷量有关，醋酸溶液中带电荷量的粒子种类不变，则主要考虑离子的浓度。一开始，冰醋酸只有极少量醋酸分子电离，各离子浓度之和低，溶液导电性低，随着水的加入，醋酸逐渐电离，电离程度显著增大，各离子的浓度显著增大，导电性增大；但当加水至某一浓度时，虽然电离平衡仍然正向移动，但溶液中体积增大的原因超过了氢离子物质的量增大的幅度，离子浓度逐渐降低导电性开始下降，C正确； D．电离平衡常数只和温度有关，温度不变，则Ka不变，D正确； 故选A。 【变式2-2】25℃，醋酸溶液中存在平衡。下列说法错误的是 A．溶液中加少量冰醋酸，增大 B．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数增大 C．溶液中加水稀释，减小 D．溶液中加入等体积的盐酸，平衡逆向移动，减小 【答案】D 【解析】A．加入冰醋酸会增加反应物浓度，促使平衡右移，但CH3COO⁻的浓度由电离程度和总浓度共同决定。虽然电离度可能降低，但总浓度增加导致CH3COO⁻的绝对浓度增大，A正确； B．电离是吸热过程，升温使平衡正向移动，电离常数Ka随温度升高而增大，B正确； C．由醋酸电离常数可知溶液中，溶液中加水稀释，c(H+)减小，醋酸电离常数不变，则减小，减小，C正确； D．加入等浓度盐酸会显著增加H+浓度，虽然平衡逆向移动，但H+的总浓度由盐酸主导，实际增大而非减小，D错误； 故选D。 题型03 影响水的电离平衡因素的定性分析 【典例3】下列物质属于强电解质且在溶液中促进水的电离的是 A． B． C． D． 【答案】B 【解析】A．SO2溶于水生成H2SO3（弱酸），本身是非电解质，不属于强电解质，A不符题意； B．NH4Cl是强电解质，完全离解为和Cl-；水解生成H+，促进水的电离，B符合题意； C．H3PO4是弱酸，属于弱电解质，不符合强电解质条件，C不符题意； D．NaHSO4在水中完全离解为Na+、H+和，H+浓度升高抑制水的电离，D不符题意； 故选B。 方｜法｜点｜拨 改变水电离的方法 （1）抑制水电离平衡的方法： ①外加酸或碱； ②加入强酸的酸式盐固体(如NaHSO4)；③通入酸性气体(如CO2、SO2)或碱性气体(如NH3)； ④降温。 （2）促进水电离平衡的方法： ①升温；②加入活泼金属(如Na、K等)；③加入强酸弱碱盐或强碱弱酸盐。 【变式3-1】某温度下，蒸馏水中，保持温度不变，通入HCl气体使盐酸浓度为。下列叙述错误的是 A．该温度高于 B．该溶液中由水电离出来的的浓度为 C．保持温度不变，加入晶体，水的电离程度增大 D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的增大 【答案】C 【解析】A．蒸馏水的c(H+)=1×10-6 mol/L，说明此时水的离子积=1×10-12，高于25℃时的=1×10-14，因此温度高于25℃，A正确； B．溶液中总c(H+)=0.1 mol/L（来自HCl完全电离），OH-浓度为==1×10-11 mol/L。水电离的H+浓度等于OH-浓度，即1×10-11 mol/L，B正确； C．加入NaHSO4晶体会解离出H+，进一步抑制水的电离，水的电离程度应减小，而非增大，C错误； D．稀释后c(H+)减小，但不变，c(OH-)=会增大，例如稀释100倍，c(H+)≈0.001 mol/L，c(OH-)==1×10⁻9 mol/L，D正确； 故答案选C。 【变式3-2】室温下，水的电离达到平衡，下列叙述正确的是 A．氢氧两种元素只能组成水 B．水的电离方程式可表示为： C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，Kw 变小 D．向水中加入少量NaHSO4固体，平衡正向移动，水电离程度增大 【答案】B 【解析】A．氢氧两种元素不仅能组成水（），还能组成其他化合物，如过氧化氢（），A不符合题意； B．水的电离方程式可表示为：，B符合题意； C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，但Kw只与温度有关，C不符合题意； D．向水中加入少量NaHSO4固体，平衡逆向移动，水电离程度受到抑制，D不符合题意； 故选B。 题型04 溶液酸碱性的判断 【典例4】常温下，下列关于电解质溶液的说法正确的是 A．的溶液与的溶液等体积混合后，溶液呈碱性 B．向溶液中滴加少量稀盐酸，减小 C．溶液与氨水等体积混合()，则 D．向、的饱和溶液中加入少量，溶液中增大 【答案】C 【解析】A．CH3COOH为弱酸，pH=3的CH3COOH溶液，c(CH3COOH)>10-3mol/L，pH=11的NaOH溶液，c(NaOH)=10-3mol/L，等体积混合后醋酸过量，溶液呈酸性，故A错误； B．向Na2CO3溶液中加少量稀盐酸，不变，c(H+)增大，所以增大，故B错误； C．0.1 mol/L NH4Cl与0.1 mol/L氨水等体积混合后，pH>7，说明氨水电离程度大于水解，所以c()>c(Cl-)，故C正确； D．AgCl和AgBr的饱和溶液中，，Ksp仅受温度影响，加入AgNO3后比值不变，故 D错误； 选C。 解｜题｜模｜板 混合溶液酸碱性的判断规律 等浓度、等体积一元酸与一元碱混合的溶液。 中和反应 反应后所得溶液的酸碱性 强酸与强碱 中性 强酸与弱碱 酸性 弱酸与强碱 碱性 常温下，已知pH之和的酸和碱的溶液等体积混合。 ①两强混合： a．若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。 b．若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH＞7。 c．若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH＜7。 ②一强一弱混合——“谁弱显谁性”。 pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱的溶液等体积混合呈碱性；一元强碱和一元弱酸的溶液等体积混合呈酸性。 常温下，强酸、强碱恰好完全中和，溶液体积与pH的关系：Va L pH＝a的盐酸与Vb L pH＝b的NaOH溶液混合，二者恰好完全反应，溶液呈中性。 则10－a·Va＝10b－14Vb，＝＝10(a＋b)－14， a＋b＝14 a＋b＞14 a＋b＜14 Va＝Vb Va＞Vb Va＜Vb 【变式4-1】下列溶液一定显酸性的是 A．能与Al反应的溶液 B．的溶液 C．的溶液 D．的溶液 【答案】D 【解析】A．能与Al反应的溶液可能为酸性或强碱性（如NaOH溶液），因此无法确定溶液一定显酸性，A不符合题意； B．pH<7的溶液在常温下显酸性，但高温时中性溶液的pH可能小于7（如100℃纯水pH≈6），B不符合题意； C．c(H+)=10-6mol/L的溶液在常温下显酸性，但高温时若水的离子积增大（如100℃时Kw=10-12），此时c(H+)=c(OH-)=10-6mol/L，溶液显中性，C不符合题意； D．c(H+)＞c(OH-)直接满足酸性溶液的定义，与温度无关，的溶液一定显酸性，D符合题意； 故选D。 【变式4-2】．下列说法错误的是 A．pH约为6的纯水呈中性 B．若，则溶液一定呈碱性 C．室温下，将的溶液稀释到，所得溶液的pH为5 D．室温下，若溶液的pH约为5，则HM为弱酸 【答案】C 【解析】A． pH约为6的纯水呈中性，因为纯水在任何温度下都满足c(H⁺) = c(OH⁻)，故呈中性，与pH值无关，A正确； B． 若c平(H⁺) < c平(OH⁻)，则溶液一定呈碱性，因为这是判断溶液碱性的基本条件，B正确； C．室温下，pH=8的KOH溶液为碱性， c(OH⁻) = 10-6 mol/L，将的溶液稀释到，水电离产生的氢氧根不能再忽略不计，则稀释液的pH ≈ 7.00，且略大于7，而非5，C错误； D．室温下，0.01 mol·L-1HM溶液pH≈5，则c(H⁺) ≈ 10-5 mol/L，远小于0.01 mol/L，说明HM未完全电离，为弱酸，D正确； 故选C。 题型05 溶液pH的计算 【典例5】常温下，等体积的下列溶液混合后pH一定大于7的是 A．pH=3的盐酸和pH=11的氨水 B．pH=3的硝酸和pH=11的NaOH溶液 C．pH=3的硫酸和pH=11的NaOH溶液 D．pH=3的醋酸和pH=11的NaOH溶液 【答案】A 【解析】A．pH=3的盐酸（强酸）中c(H+)=10-3 mol/L，pH=11的氨水（弱碱）中c(OH-)=10-3 mol/L，但氨水实际浓度远大于10-3 mol/L，等体积混合后，氨水过量，溶液显碱性，pH>7，A符合题意； B．pH=3的硝酸（强酸）中c(H+)=10-3 mol/L，pH=11的NaOH（强碱）中c(OH-)=10-3 mol/L，二者等体积混合后完全中和，pH=7，B不符合题意； C．pH=3的硫酸（二元强酸）中c(H+)=10-3 mol/L，pH=11的NaOH中c(OH-)=10-3 mol/L，二者等体积混合后完全中和，pH=7，C不符合题意； D．pH=3的醋酸（弱酸）中c(H+)=10-3 mol/L，pH=11的NaOH中c(OH-)=10-3 mol/L，但醋酸实际浓度远大于10-3 mol/L，等体积混合后醋酸过量，溶液显酸性，pH<7，D不符合题意； 故答案选A。 解｜题｜模｜板 溶液pH计算的思维导图 【变式5-1】在常温下，将pH=3的盐酸与 pH=11 的碱溶液等体积混合，发现所得溶液呈碱性，该碱可能是 A．NaOH B．KOH C． D．Ba(OH)2 【答案】C 【解析】pH之和为14的强酸强碱溶液等体积混合呈中性，现发现所得溶液呈碱性，则该碱为弱碱，C符合题意； 故选C。 【变式5-2】室温下的四种溶液：①pH=2的溶液；②pH=2的HCl溶液；③pH=12的氨水；④pH=12的NaOH溶液。相同条件下，有关上述溶液的比较中，错误的是 A．将①、②、④溶液分别稀释10倍后由水电离的：①<②=④ B．将②、③两种溶液混合后，若pH=7，则消耗溶液的体积：②>③ C．等体积的①、②、④溶液分别与足量铝粉反应，生成的量：②最大 D．将①溶液分成两等份，向其中一份加水稀释至pH=3，用④溶液将两份完全中和，消耗④溶液的体积相同 【答案】C 【解析】A．稀释后，①为弱酸，抑制水电离程度更大，水电离的最小；②和④为强酸、强碱，稀释后水电离的均为，相等，A正确； B．氨水（③）浓度远高于HCl（②），中和至pH=7需较多体积的HCl中和氨水，故消耗HCl体积更大，B正确； C．①醋酸浓度高，与Al反应生成最多；④NaOH与Al反应生成量次之；②HCl生成最少，C错误； D．稀释醋酸时总物质的量不变，中和两份溶液所需NaOH量相同，D正确； 题型06 酸碱中和滴定指示剂选择及误差分析 【典例6】下列关于滴定实验叙述正确的是 A．装标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后气泡消失，所得待测液浓度偏大 B．用标准溶液滴定未知浓度的溶液，可用甲基橙作指示剂 C．使用量筒即可准确量取一定体积的待测液 D．用标准液润洗滴定管后，应将润洗液从滴定管上口倒出 【答案】A 【解析】A．装标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后气泡消失，导致标准液体积读数偏大，计算待测液浓度时结果偏高，A正确； B．用滴定时，终点溶液呈碱性，甲基橙的变色范围（3.1~4.4）不匹配，应选酚酞，B错误； C．量筒无法精确量取液体，需用移液管或滴定管，C错误； D．润洗液应从滴定管下口放出，确保尖嘴部分也被润洗，D错误； 故答案选A。 方｜法｜点｜拨 指示剂选择的基本原则 变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。 (1)不能用石蕊作指示剂。 (2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。 (3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。 (4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。 (5)并不是所有的滴定都必须使用指示剂，如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色褪去时即为滴定终点。 【变式6-1】常温下，用的NaOH溶液分别滴定的盐酸和的醋酸，滴定曲线如图所示。其中，横坐标滴定分数表示滴加NaOH溶液与原酸溶液的体积比。下列说法正确的是 A．虚线表示滴定醋酸的曲线 B．段的离子方程式为 C．根据滴定曲线可知：当时，溶液与醋酸混合液的 D．两个体系滴定终点的确定都可用甲基橙作指示剂 【答案】C 【分析】醋酸为弱酸，在溶液中部分电离，HCl为强酸，在溶液中完全电离，0.1000mol/L的两种溶液，盐酸的pH=1，所以实线表示滴定醋酸的曲线，虚线表示滴定盐酸的曲线 【解析】A．由分析可知，虚线表示盐酸的曲线，A错误； B．ab段为醋酸和氢氧化钠的反应，醋酸为弱酸，反应为，B错误； C．当时，醋酸和氢氧化钠恰好完全反应生成醋酸钠，醋酸钠为强碱弱酸盐，，C正确； D．恰好反应时生成，此时溶液呈碱性，应用酚酞作指示剂，D错误； 故答案选C。 【变式6-2】用的标准液滴定未知浓度的盐酸溶液，下列说法正确的是 A．使用盐酸待测液滴定标准液也可求得盐酸浓度 B．实验开始前，应先对锥形瓶进行洗涤、润洗操作 C．酸式滴定管玻璃活塞涂抹凡士林的位置为a、b D．不可用甲基橙溶液做指示剂 【答案】A 【解析】A．滴定原理为酸碱中和反应，只要已知一种溶液的浓度（NaOH为标准液，浓度已知），通过测量体积即可计算另一溶液浓度。用盐酸待测液滴定NaOH标准液时，可根据c(HCl)V(HCl)=c(NaOH)V(NaOH)求得盐酸浓度，A正确； B．锥形瓶用于盛放待测液，洗涤后若用待测液润洗，会导致待测液物质的量增多，实验结果偏高，故锥形瓶只需洗涤，不可润洗，B错误； C．酸式滴定管活塞涂抹凡士林应在活塞的磨砂部分（与滴定管内壁接触处），目的是密封和润滑，应涂抹在a、d处、不可涂抹在c、b（可能为活塞孔或非磨砂位置），否则易堵塞或密封不良，C错误； D．NaOH滴定HCl为强碱滴定强酸，突跃范围较大（pH 4.3-9.7），甲基橙变色范围（3.1-4.4）在突跃范围内，可用作指示剂（终点由红变橙），D错误； 故选A。 题型07 酸碱中和滴定的拓展应用 【典例7】下列实验操作及现象能得出相应结论的是 选项 实验操作及现象 结论 A 向盛有和的恒压密闭容器中通入一定体积氦气，最终气体颜色变浅 化学平衡向增多的方向移动 B 以为指示剂，用标准溶液滴定溶液中的，先出现白色沉淀，后出现砖红色沉淀 C 用盐酸标准液滴定待测NaOH溶液的中和滴定实验，通常不选石蕊试液作指示剂 石蕊指示剂变色范围与滴定终点突变范围不一致 D 取 溶液，加入 溶液，用萃取分液，下层呈现紫红色，再向水层中滴入KSCN溶液，溶液变成红色 证明与发生的反应为可逆反应 A．A B．B C．C D．D 【答案】D 【解析】A．恒压条件下通入氦气，容器体积增大（相当于减压，平衡向气体分子数增大的方向移动），NO2和N2O4的浓度均降低（体系颜色变浅），即平衡向NO2增加的方向移动，A错误； B．不同类型物质，溶解度与Ksp的关系不同；不能通过直接比较沉淀的先后来判断Ksp大小，B错误； C．石蕊变色范围为pH：5~8（跨度达3个单位），对应氢离子浓度变化1000倍，无法精准匹配滴定终点附近的pH突变，其变色过程为红→紫→蓝的渐变，人眼难以准确判断终点颜色，C错误； D．反应原理为：，依据题目信息，三价铁少量，但反应完成后，仍然检测到三价铁剩余，则证明该反应为可逆反应，D正确； 故答案选D。 解｜题｜模｜板 滴定终点的判断答题模板 当滴入最后一滴×××标准溶液后，溶液变成×××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。 解答此类题目注意三个关键点： (1)最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。 (2)颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液“颜色的变化”。 (3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不再恢复原来的颜色”。 【变式7-1】佛尔哈德法测定氯化钠样品中氯元素的含量(杂质不含氯元素) i．准确称取试样于烧杯中，加蒸馏水溶解后，定量转入容量瓶中，稀释至刻度，摇匀。 ii．移取试样溶液于锥形瓶中，加蒸馏水及一定浓度的，加入，溶液至过量后，加入硝基苯(密度大于水，且难溶于水)用橡胶塞塞住瓶口，剧烈震荡30 s。 iii．打开橡胶塞，再加入指示剂，用溶液滴定至终点，记录读数。 已知：、、。 下列说法正确的是 A．步骤ⅱ可以用代替进行酸化 B．利用该实验方法测定碘化钠样品中碘元素含量，在步骤ⅱ中不必加入硝基苯 C．样品中氯元素的质量分数为 D．步骤ⅲ出现溶液由红色变无色，且30 s不变，即为滴定终点 【答案】B 【分析】佛尔哈德法测定氯化钠样品中氯元素的含量时，先用一定量但过量的将氯化钠中的氯离子转化为氯化银沉淀，然后加入指示剂，用溶液滴定剩余的，从而计算出与氯化钠反应的的量，计算得出氯化钠样品中氯元素的含量。 【解析】A．佛尔哈德法需在酸性条件下进行，但H2SO4可能引入，与Ag+生成微溶的Ag2SO4沉淀，干扰测定，因此不可替代HNO3，A错误； B．测定NaI时，AgI的Ksp极小，SCN-无法置换I-，无需硝基苯包裹沉淀，B正确； C．由分析知，样品中氯元素的质量分数为，C错误； D．终点应为SCN-过量时与Fe3+生成红色[Fe(SCN)]2+，即溶液由无色变为红色并保持30 s不变， D错误； 故答案选B。 【变式7-2】测定(含硫酸铁杂质)的纯度。准确称取样品置于锥形瓶中，用蒸馏水完全溶解，加一定量硫酸，用标准溶液滴定至终点，平行滴定3次，记录消耗标准溶液体积。下列说法正确的是 A．滴定至终点瞬间的颜色变化为浅绿色转变为浅紫色，且半分钟不变色 B．硫酸的作用是酸化溶液，可用磷酸()代替 C．3次实验可连续使用三支相同规格的酸式滴定管进行 D．3次实验数据相差较大，应计算它们的平均值作为实验结果 【答案】B 【解析】A．接近滴定终点时，铁元素主要以铁离子的显示存在，溶液呈黄色，所以滴定至终点瞬间的颜色变化为黄色转变为浅紫色，且半分钟不变色，A错误； B．磷酸和硫酸都具有酸性且不与酸性高锰酸钾溶液反应，可用磷酸()代替硫酸，B正确； C．三次实验应使用同一支酸式滴定管，只需每次重新装液并润洗，为减小实验误差，不能使用三支不同的滴定管，C错误； D．若三次数据相差较大，说明实验存在较大误差，应重新测定而非直接取平均值，D错误； 故选B。 题型08 盐类水解程度的比较 【典例1】常温下，下列溶液的是 A． B．NaClO C． D． 【答案】C 【解析】A．为强碱弱酸盐，水解溶液显碱性，A错误；    B．NaClO为强碱弱酸盐，水解溶液显碱性，B错误； C．为强酸弱碱盐，水解溶液显酸性，C正确； D．为强酸强碱盐，溶液为中性，D错误； 故选C。 解｜题｜模｜板 盐类水解程度大小比较的规律 1.组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性。 2.盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，溶液碱性（或酸性）越强。 3.相同条件下的水解程度：（1）正盐＞相应的酸式盐，如Na2CO3＞NaHCO3；（2）水解相互促进的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐。 【变式1-1】溶解度随温度变化的曲线如图所示，关于各点对应的溶液，下列说法错误的是 A．M点小于N点 B．M点pH大于N点pH C．P点 D．N点降温过程中有2个平衡发生移动 【答案】D 【解析】A．温度升高，水的电离程度增大，则M点小于N点，故A正确； B．升高温度促进的水解（），且N点的浓度更大，水解生成氢离子浓度更大，N点酸性更强，pH更小，故M点pH大于N点pH，故B正确； C．P点为硫酸铵的不饱和溶液，由电荷守恒可知，故C正确； D．N点降温过程中有水的电离平衡、铵根离子的水解平衡、硫酸铵的溶解平衡3个平衡发生移动，故D错误； 故答案选D。 【变式1-2】常温下浓度均为0.1 mol/L的下列四种溶液的pH如下表： 溶质 NaHCO3 pH 8.8 11.6 10.3 11.1 9.7 下列说法错误的是 A．上述盐溶液中的阴离子，结合质子能力最强的是 B．酸性： C．将0.1 mol/L 、、、四种酸溶液分别稀释100倍，pH变化最小的是溶液 D．可发生反应 【答案】D 【解析】A．等浓度的盐溶液的pH越大，说明其阴离子的水解程度越大，结合质子的能力越强，由表格可知溶液的pH最大，所以结合质子能力最强，说法正确，A不可选； B．盐类水解的规律是“越弱越水解”，即对应酸的酸性越弱，其盐的水解程度越大，溶液的pH越大，根据表格中盐溶液的pH大小：，可得酸性:，说法正确，B不可选； C．酸性越弱，稀释相同倍数时pH变化越小，根据表格中盐溶液的pH大小：，可得酸性:，因此四种酸溶液分别稀释100倍，pH变化最小的是溶液，说法正确，C不可选； D．根据表格中盐溶液的pH大小，得出酸性，所以与反应的化学方程式应为，说法错误，D可选； 故选D。 题型09 盐类水解的影响因素 【典例2】室温时进行下列实验，其中分析不正确的是 A．的水解程度增大 B．溶液的pH减小是水解平衡移动的结果 C．可促进 的水解 D．时，混合液中 A．A B．B C．C D．D 【答案】B 【解析】A．醋酸钠溶液中加适量水，溶液浓度减小，促进CH3COO−的水解，的水解程度增大，A正确； B．醋酸钠溶液加热pH减小是因为加热时，虽然的水解程度增大，但水的电离占主导因素，增大，均增大，pH减小，B错误； C．醋酸钠水解呈碱性，氯化铵水解显酸性，在醋酸钠中加入氯化铵，两者水解相互促进，C正确； D．醋酸和醋酸钠混合溶液中存在电荷守恒：，时，，则，D正确； 故选B。 方｜法｜点｜拨 解决盐类水解问题的方法 盐类的水解存在平衡，外界条件(如温度、浓度、溶液的酸碱性等)的改变会引起平衡的移动。解答此类问题一般采用如下步骤：找出影响平衡的条件→判断平衡移动的方向→分析平衡移动的结果及移动结果与所解答问题的联系。 认识盐类水解的三个误区 误区一：误认为水解平衡向正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中，加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。 误区二：误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。如NaHSO3溶液显酸性。 误区三：误认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。 对于水解程度不大且水解产物不离开平衡体系的情况[如Al2(SO4)3]来说，溶液蒸干仍得原溶质。 【变式2-1】以下实验能证明盐的水解过程是吸热的是 A．向氨水中加入氯化铵固体，溶液的pH变小 B．向醋酸钠溶液中滴入2滴酚酞，加热后红色加深 C．将硝酸铵晶体溶于水，水温下降 D．向盐酸中加入氢氧化钠溶液，混合液温度上升 【答案】B 【解析】A．向氨水中加入氯化铵固体，溶液的pH变小，是因为铵根离子抑制氨水电离，与水解是否吸热无关，A不符合题意； B．向醋酸钠溶液中滴入酚酞，加热后红色加深，说明升温促进醋酸根水解（碱性增强），证明水解是吸热反应，B符合题意； C．硝酸铵溶于水时，其溶解过程和铵根离子的水解过程均为吸热过程，共同导致溶液温度降低，该实验无法单独区分出水解过程的吸热效应，因此不能作为盐类水解是吸热过程的证明，C不符合题意； D．盐酸与氢氧化钠反应放热属于中和反应，与盐的水解无关，D不符合题意； 故答案选B。 【变式2-2】某弱酸溶液中主要成分的分布分数随的变化如图所示，已知。下列说法错误的是 A．该酸- B．溶液中： C．NaA的水解平衡常数 D．某的缓冲溶液， 【答案】C 【解析】A．由图可知，c(HA)=c(A-)时，pH=4.7，即，则该酸，故-lgKa=4.7，A正确； B．0.1 mol∙L-1 NaA溶液中，电荷守恒，物料守恒，则质子守恒，B正确； C．NaA的水解平衡常数，C错误； D．由可知，c(HA)：c(A-)=4:1的缓冲溶液中，c(H+)=4Ka=4×10-4.7 mol∙L-1，则溶液pH=-lgc(H+)=4.7-lg4=4.7-2lg2=4.1≈4，D正确； 故答案选C。 题型10 水解常数 【典例3】下列有关化学用语或表述正确的是 A．为共价化合物，其在水溶液中电离方程式为 B．显碱性的原因： C．的电离平衡常数为，则常温下水解常数 D．分解反应有效碰撞模型： 【答案】C 【解析】A．AlCl3是共价化合物，属于强电解质，在水溶液中能完全电离生成、，其电离方程式为：，A错误； B．CH3COONa显碱性的原因是醋酸根离子的水解，但其水解程度很小且为可逆反应，水解的离子方程式为：，B错误； C．的电离平衡常数为，则常温下水解常数，C正确； D．有效碰撞必须有合适的取向，该碰撞模型的取向不合适，D错误； 故选C。 方｜法｜点｜拨 水解常数(Kh)与电离常数的定量关系(以CH3COONa为例) CH3COONa溶液中存在如下水解平衡： CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝ ＝ ＝＝(Ka为CH3COOH的电离常数) 因而Ka(或Kb)与Kw的定量关系为Ka·Kh＝Kw(或Kb·Kh＝Kw)。 如Na2CO3的水解常数Kh＝； NaHCO3的水解常数Kh＝。 NH4Cl的水解常数Kh＝(Kb为NH3·H2O的电离常数)。 【变式3-1】HCN主要应用于电镀业、采矿业等。在25℃时，HCN溶液中HCN和分布分数[如]与溶液pH变化的关系如图。下列表述正确的是 A．曲线①表示的变化关系 B．NaCN的水解平衡常数数量级为 C．的HCN溶液中约为 D．将等物质的量的HCN、NaCN溶于水所得溶液 【答案】B 【解析】A．HCN的电离平衡为，随着pH增加溶液中浓度降低，有利于HCN电离。曲线①符合上述规律，表示的变化关系，A错误； B．NaCN的水解反应方程式为，平衡常数。由图像可知，当pH=9.4时，，，可得。代入平衡常数公式解得，数量级为，B正确； C．HCN的电离平衡常数。HCN是弱酸，电离程度小，方程可近似为。解得， C错误； D．由图可知，当时，有，但这并不代表HCN、NaCN溶液浓度相等；当将等物质的量的HCN、NaCN溶于水，此时由于水解程度大于电离程度，存在，由图像可知，此时pH＜9.4，D错误； 故答案选B。 【变式3-2】化学应用体现在生活的方方面面，下列用法不合理的是 A．用明矾净水 B．用生石灰作抗氧化剂 C．用食醋去除水垢 D．用小苏打作发酵粉 【答案】B 【解析】A．明矾生成的氢氧化铝胶体可吸附水中的悬浮杂质，可用于净水，A正确； B．抗氧化剂的作用是防止氧化，生石灰仅能吸水，无法吸收氧气，因此不能作为抗氧化剂，B错误； C．食醋中的醋酸与水垢(碳酸钙、氢氧化镁)反应生成可溶物，可除去水垢，C正确； D．小苏打(碳酸氢钠)可与酸反应且受热分解产生二氧化碳，使糕点疏松，可作发酵粉，D正确； 故答案选B。 题型11 盐类水解的应用 【典例4】下列说法正确的是 A．天然硬水呈碱性的原因是其中含有较多的、等离子 B．将溶液与溶液混合，由于两者水解相互促进，生成白色沉淀 C．实验室配制溶液时常加适量的硫酸，来抑制的水解 D．高铁酸钠净水剂既能沉降水中的悬浮物，又能杀菌消毒 【答案】D 【解析】A．天然硬水的碱性主要来自或的水解，它们水解使水呈弱碱性，而非、的作用，这些离子水解会使水显酸性，故A错误； B．与的反应实质是酸碱中和（与中的结合生成白色沉淀和、），而非水解相互促进，故B错误； C．配制溶液时应加盐酸抑制铁离子的水解，而非硫酸，硫酸加入会引入其它的杂质离子，故C错误； D．高铁酸钠（）的强氧化性可杀菌消毒，其还原产物水解生成胶体能吸附悬浮物，故D正确； 故答案选D。 解｜题｜模｜板 六种盐溶液蒸干后产物的判断 析出原来溶质 ―→ ―→ ―→ 析出弱碱——挥发性强酸与难溶性弱碱生成的盐 析出结晶水合物——CuSO4和KAl(SO4)2型 全部分解为气体——水解产物为易分解的盐 分解析出新盐——热稳定性差的盐 析出氧化产物——易被空气中氧气氧化的盐 注意：FeCl2、Fe(NO3)2的特殊性：易被氧化为Fe3＋，再蒸干得到Fe(OH)3，灼烧后最终产物为Fe2O3 【变式4-1】明矾 是一种重要的化学试剂。下列说法正确的是 A．明矾可以做净水剂，也可以做消毒剂 B．明矾水溶液显酸性，故明矾属于酸式盐 C．含明矾的药物与碳酸氢钠片同时服用可以增强药效 D．常温下，0.1mol·明矾溶液中水电离出 c(H+)大于 【答案】D 【解析】A．明矾水解生成的Al(OH)3胶体可吸附杂质，但无杀菌消毒作用，因此不能作为消毒剂，A错误； B．明矾是硫酸铝钾的复盐（正盐），其溶液酸性源于Al3+水解，但明矾本身并非酸式盐，B错误； C．Al3+与发生双水解生成Al(OH)3沉淀和CO2，导致药效降低，不能同时服用，C错误； D．Al3+水解促进水的电离，使水电离出的c(H+)大于纯水的，D正确； 故选D。 【变式4-2】下列物质用途或操作正确且与盐类水解有关的有几项 ①用热饱和硫酸铵溶液清洗铁器表面的铁锈 ②用TiCl4水溶液制备 ③用氯化铁溶液和氨水制备氢氧化铁胶体 ④实验室通常使用热的纯碱溶液去除油污 ⑤在氯化氢氛围中灼烧氯化镁晶体制备无水氯化镁 ⑥配制溶液时，将晶体溶于浓硝酸中并加蒸馏水稀释至指定浓度 ⑦刻蚀印刷电路板用氯化铁作腐蚀液 ⑧用泡沫灭火器灭火 A．3 B．4 C．5 D．6 【答案】C 【解析】①硫酸铵水解生成酸性溶液，加热促进水解，溶解铁锈，正确且与水解有关； ②TiCl4水解生成TiO2·xH2O，正确且与水解有关； ③氯化铁与氨水直接反应生成沉淀，与水解无关，错误； ④纯碱水解呈碱性，加热增强去污效果，正确且与水解有关； ⑤HCl氛围抑制MgCl2水解，正确且与水解有关； ⑥浓硝酸氧化Fe2+，操作错误，与水解无关； ⑦FeCl3腐蚀铜是氧化还原反应，与水解无关； ⑧泡沫灭火器利用双水解生成CO2，正确且与水解有关。 综上，①、②、④、⑤、⑧共5项正确，故答案选C。 题型12 溶液中粒子浓度的变化分析 【典例5】下列有关电解质溶液的说法正确的是 A．向氢氧化钠溶液中滴加稀醋酸至中性， B．常温下，加水稀释醋酸，所有离子浓度都减小 C．将溶液从20℃升温至30℃，溶液中增大 D．常温下，和的混合溶液，： 【答案】C 【解析】A．根据电荷守恒，，溶液中性时，则，， A错误； B．稀释醋酸时，和减小，但因Kw不变而增大，并非所有离子浓度都减小，B错误； C．升温促进醋酸钠水解，醋酸电离常数Ka增大，表达式，故该比值增大，C正确； D．常温下，和的混合溶液，，说明溶液中醋酸电离程度大于醋酸根水解程度，溶液显酸性，，D错误； 故答案选C。 方｜法｜点｜拨 不同溶液中同一离子浓度的大小比较 不同溶液中同一离子浓度的大小比较要选好参照物，分组比较各个击破。如25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4、④(NH4)2SO4、⑤(NH4)2Fe(SO4)2，c(NH)由大到小的顺序为⑤＞④＞③＞①＞②。分析流程为： 分组④⑤中c(NH)要大于①②③ 【变式5-1】常温时，向某浓度的草酸溶液中逐滴加入一定浓度的NaOH溶液，所得溶液中三种微粒、、的物质的量分数()与pH的关系如图所示。下列说法错误的是 A．常温下，电离常数 B．在的溶液中： C．溶液中： D．溶液中离子浓度从大到小的顺序： 【答案】B 【解析】A．草酸第二步电离方程式为H＋+，当pH=4.2时，c()=c()，c(H+)=10-4.2mol/L，Ka2==10-4.2，A正确； B．当pH=1.2时，c()=c()，c(H+)=10-1.2mol/L，Ka1==10-1.2；当pH=4.2时，c()=c()，c(H+)=10-4.2mol/L，Ka2==10-4.2，===1000，B错误； C．NaHC2O4溶液中，电荷守恒可知c(Na+)+c(H+)=c()+2c()+c(OH-)，物料守恒可知c(Na+)= c()+c()+c()，联立两式消去c(Na+)得，c()+c(OH−)=c()+c(H+)，C正确； D．NaHC2O4溶液中，水解（生成）和电离（生成）同时存在，所以c(Na+)＞c()，草酸第二步电离方程式为H＋+，当pH=4.2时，c()=c()，c(H+)=10-4.2mol/L，Ka2==10-4.2，则电离程度很小，所以c()＞c()，则离子浓度c(Na+)＞c()＞c()，D正确； 故答案为：B。 【变式5-2】工业上常用于金属沉降，关于的溶液说法错误的是 已知： 物质 电离平衡常数(25℃) A． B． C． D． 【答案】C 【解析】A．溶液中阳离子总电荷等于阴离子总电荷，根据电荷守恒得出，A正确； B．溶液中N和C的物质的量相等，根据物料守恒得出，B正确； C． 会发生水解， ，会发生水解和电离，水解常数>Ka2，故以水解为主，因 ，溶液呈碱性，应为 ，故C错误； D．将电荷守恒和物料守恒联立，消去铵根离子，得到，D正确； 故选C。 题型13 盐类水解的图像 【典例6】在浓度均为的、、混合溶液中通入气体，溶液中和(代表上述三种酸根离子)的分布系数与关系如图所示。已知的分布系数。下列说法正确的是 A．酸性强弱： B．HZ的电离常数 C．水的电离程度： D．图中交点处的 【答案】D 【分析】从图中可知:HX的Ka对应pH=4.4，故Ka(HX)=10-4.4；HY的Ka对应pH=8.2，故Ka(HX)=10-8.2；HZ的Ka对应pH=10.2，故Ka(HX)=10-10.2。 【解析】A．酸性强弱由Ka决定，Ka越大酸性越强，故，故A错误； B．由分析可知，HZ的电离常数，故B错误； C．NaX、NaY、NaZ均为强碱弱酸盐，A-水解促进水的电离：pH越小（酸性越强），A-水解程度越小，水的电离程度越小；a、b、c三点的pH：a＜b＜c，故水的电离程度：，故C错误； D．点d处，c(HX)= c(Y-)，c(HY)=c(X-)，又Ka(HX) Ka(HY)= ，故可得c(H+)=10-6.3mol/L，，故D正确； 故选D。 【变式6-1】生活中一定浓度的Na2CO3溶液可用于去除油污，下图是用数字实验系统测定一定浓度的Na2CO3溶液的pH与温度的关系，下列说法正确的是 A．a点阴离子总数最多 B．b点水的离子积最大 C．c点溶液中的c(OH-)约为 D．c点溶液Na2CO3的水解程度最大 【答案】D 【解析】A．碳酸钠水解反应是吸热反应，升高温度，平衡向正反应方向移动，碳酸根水解生成碳酸氢根和氢氧根，溶液中阴离子总数增加，所以c点阴离子总数最多，A错误； B．水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离程度增大，离子积增大，c点水的离子积最大，B错误； C．c点水的温度不是常温，c点水的离子积常数不为，C错误； D．碳酸钠水解反应吸热，升高温度，平衡向正反应方向移动，水解程度增大，则c点碳酸钠的水解程度最大，D正确； 故选D。 【变式6-2】常温下，草酸钠(Na2C2O4)溶液在不同pH体系中，lgc(X)与pH关系如图所示 (X代表H2C2O4，，)，已知H2C2O4为二元弱酸下列有关说法不正确的是 A．①表示 B．的的数量级约为，的数量级约为 C．②③交点的溶液中： D．等浓度的NaHC2O4和Na2C2O4的混合溶液中： 【答案】C 【解析】为二元弱酸，常温下，测得草酸钠()溶液在不同pH体系中，与pH关系如图所示(X代表、、)，随着溶液pH增大，的浓度增大，的浓度减小，导致的浓度减小，图象中的曲线①表示、②表示、③表示。 A．根据分析可知，①表示、②表示、③表示，故A正确； B．根据②③交点可知的数量级约为，根据①②交点可知的数量级约为，故B正确； C．由图可知②③交点处>，此时pH≈1.7，则，，故溶度比较为，故C错误； D．溶质为等浓度的和，根据物料守恒，，故D正确； 故答案为C。 题型14 沉淀溶解平衡的影响因素 【典例1】在一定温度下，Mg（OH）2固体在水溶液中达到平衡：，若使固体Mg（OH）2的量减少，而且不变，可采取的措施是 A．加MgCl2 B．加H2O C．加NaOH D．加HCl 【答案】B 【解析】A．加入MgCl2，增大了c(Mg2+)，使溶解平衡逆向移动，悬浊液中Mg(OH)2固体的质量增加，A错误； B．加入适量水，使溶解平衡正向移动，悬浊液中Mg(OH)2固体的质量减少，由于加水后仍是Mg(OH)2的饱和溶液，所以c(Mg2+)不变，B正确； C．加入NaOH固体，c(OH-)增大，使溶解平衡逆向移动，悬浊液中Mg(OH)2固体的质量增加，c(Mg2+)减小，C错误； D．加HCl会消耗OH⁻，使溶解平衡正向移动，悬浊液中Mg(OH)2固体的质量减少，c(Mg2+)增加，D错误； 故选B。 【变式1-1】常温下，Ksp(CaSO4)=9x10-6，CaSO4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．常温下CaSO4饱和溶液中，c(Ca2+)、c()对应于曲线上任意一点 B．向d点溶液中加入适量CaCl2固体可以变到c点 C．d点溶液通过蒸发可以变到c点 D．b点将有沉淀生成，平衡后溶液中c()等于3×10-3mol/L 【答案】B 【解析】A．沉淀溶解平衡曲线表示的是在一定温度下，溶液中与的乘积等于，常温下饱和溶液中只对应曲线上＝这一点，该项错误； B．d点溶液中，为的不饱和溶液 。加入适量固体，增大，而不变，能使溶液达到饱和（即可以变c点，c点为饱和溶液），该项正确； C．d点溶液通过蒸发，和的浓度均会增大，而从d点到c点)不变，所以不能通过蒸发实现从d点到c点的转变，该项错误； D．b点，，，会有沉淀生成 。设平衡后，则，由，即，解得，该项错误； 综上，答案是B。 【变式1-2】向含有固体的饱和溶液中加入少量的硫酸，下列说法正确的是 A．减小 B．减小 C．固体的质量减小 D．的溶度积减小 【答案】A 【解析】硫酸钡铇和溶液中存在如下平衡：BaSO4(s)Ba2+(aq)+ SO(aq)，向溶液中加入0.1mol/L硫酸溶液，溶液中硫酸根离子浓度增大，溶解平衡左移，溶液中的钡离子浓度减小、硫酸钡固体质量增大，但硫酸钡的溶度积不变，故选A。 题型15 沉淀溶解平衡的实验探究 【典例2】某同学设计实验探究影响沉淀溶解平衡的因素，有关实验操作如下： ⅰ.取规格相同的两支试管①和②，先向试管①中加入少量黄色固体，并插入电导率测试仪，然后分别加入等体积饱和溶液； ⅱ.向试管①和②中分别滴入1滴溶液，观察沉淀变化情况，一段时间后向①中滴入少量蒸馏水，测得溶液电导率变化如图2所示。 下列说法错误的是 A．滴加溶液①②中产生固体 B．b到c过程中①中固体质量减小 C．c点时溶液中：①=② D．b点： 【答案】C 【解析】A．向饱和溶液加入KI溶液，I-浓度增大，溶解平衡逆向移动，①②中产生固体，A正确； B．b到c过程中加水稀释平衡正向移动，①中固体质量减小，B正确； C．向①中加水稀释c(I-)减小，则增大，c点时溶液中：①>②，C错误； D．b点为试管①加入蒸馏水稀释促进溶解，平衡正向移动，此时浓度商小于平衡常数，则Qc=，D正确； 故选：C。 方｜法｜点｜拨 根据沉淀的先后顺序判断Ksp大小 难溶物的类型相同时，用含等浓度的不同阳离子（或阴离子）的溶液滴定某溶液时，先沉淀者Ksp小。如： ①向c（Cl－）＝c（Br－）的混合溶液中滴加少量AgNO3溶液，先出现淡黄色沉淀，则AgBr的Ksp比AgCl的小。 ②向c（Fe3＋）＝c（Al3＋）的混合溶液中滴加少量氨水，先出现红褐色沉淀，则Fe（OH）3的Ksp比Al（OH）3的小。 ③向c（Zn2＋）＝c（Cu2＋）的混合溶液中滴加少量Na2S溶液，先出现黑色沉淀，则CuS的Ksp比ZnS的小。 【变式2-1】25℃时，实验小组探究沉淀溶解平衡的影响因素时，取两份相同的饱和溶液(有固体剩余)，分别加入和，得出图像(见图)，若忽略水解，下列说法正确的是 A．的数量级为 B．b线表明饱和溶液中加入的是 C．加入氯化镁达平衡后 D．实验中pH变化的原因是发生了改变 【答案】C 【分析】从图中可知饱和溶液pH=10.73，可知饱和溶液中，。。 【解析】A． ，数量为，A错误； B．温度不变，不变，加入使得沉淀溶解平衡逆向进行，的溶解度减小，溶液PH减小，故b线表明饱和溶液中加入的是，B错误； C．加入溶液中的镁离子来自的溶解和氯化镁的电离，达平衡后，C正确； D．温度不变，不变，故实验中pH变化不是Ksp变化引起的，而是的溶解性变化引起的，D错误； 故答案为：C。 【变式2-2】某研究小组进行的沉淀溶解平衡的实验探究。 [查阅资料]25℃时，，。 [制备试剂]向2支均盛有溶液的试管中分别加入2滴溶液，制得等量沉淀。 (1)分别向两支试管中加入不同试剂，请填写下表中的实验现象。 试管编号 加入试剂 实验现象 Ⅰ 2滴溶液 Ⅱ 溶液 白色沉淀溶解，得无色溶液 (2)同学们猜想产生试管1中现象的主要原因有以下两种。 猜想1：结合电离出的，使的沉淀溶解平衡正向移动。 猜想2： 。 (3)为验证猜想，同学们取少量相同质量的氢氧化镁固体盛放在两支试管中，一支试管中加入醋酸铵溶液(pH=7)，另一支试管中加入和氨水混合液(pH=8)，两支试管中氢氧化镁均溶解。该实验证明(2)中 (填“猜想1”或“猜想2”)正确。 【答案】 白色沉淀转化为红褐色沉淀 铵根离子水解使溶液显酸性，消耗氢氧化镁电离出的氢氧根离子，促进氧氧化镁沉淀溶解平衡正向移动 猜想1 【解析】(1)，则试管Ⅰ中沉淀转化为沉淀，可观察到白色沉淀转化为红褐色沉淀； (2) 铵根离子水解使溶液显酸性，消耗氢氧化镁电离出的氢氧根离子，促进氧氧化镁沉淀溶解平衡正向移动； (3)分别加入醋酸铵溶液(pH=7)、和氨水混合液(pH=8)，均溶解，可知是铵根离子与氢氧根离子结合使的沉淀溶解平衡正向移动，则猜想1成立。 题型16 沉淀反应及其应用 【典例3】下列相关说法正确的是 A．AgCl沉淀溶解达到平衡时，和浓度一定相等且保持不变 B．向AgCl饱和溶液[含有中，加少量的水稀释，变大 C．误食可溶性钡盐可尽快用5%的溶液洗胃 D．含氟牙膏能预防龋齿是因为发生了沉淀的转化反应 【答案】D 【解析】A．AgCl沉淀溶解达到平衡时，和浓度保持不变但不一定相等，只有在AgCl溶于纯水达到沉淀溶解平衡时，和浓度才相等；若溶液中原本含有或(如在NaCl溶液中加入AgCl固体至沉淀溶解平衡)，则和浓度不相等，A错误； B．AgCl饱和溶液中加水稀释，AgCl(s)会继续溶解直至重新达到饱和，温度不变，则不变，则不变，B错误； C．溶液碱性较强，可能会损伤胃黏膜，且与可溶性钡盐反应生成的会溶于胃酸，不能起到解毒的作用，可用牛奶、豆浆等富含蛋白质的物质解毒，或服用含的溶液(如Na2SO4溶液)，C错误； D．含氟牙膏能预防龋齿是因为含氟牙膏中的氟离子与羟基磷灰石反应生成氟磷灰石，属于沉淀转化反应，D正确； 故选D。 方｜法｜点｜拨 用沉淀法除杂不可能将杂质离子全部通过沉淀除去，一般当残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，则认为沉淀已经完全。 利用生成沉淀分离或除去某种离子，首先要使生成沉淀的反应能够发生，其次沉淀生成的反应进行的越完全越好。如除去溶液中的Mg2＋，用NaOH溶液比使用Na2CO3溶液好，原因是Mg(OH)2的溶解度比MgCO3的小。 若一种沉淀剂可使溶液中多种离子产生沉淀时，则可以控制条件，使这些离子先后分别沉淀。 ①对同一类型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀效果越好。例如在Cl－、Br－、I－的混合溶液中，由于AgCl、AgBr、AgI的Ksp相差较大，可向混合溶液中逐渐滴加AgNO3溶液，可按AgI、AgBr、AgCl的顺序先后沉淀。 ②对不同类型的沉淀，其沉淀先后顺序要通过计算才能确定。 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3-1】下列实验能达到目的的是 选项 实验目的 实验方案设计与操作 现象和结论 A 探究醋酸和次氯酸的酸性强弱 用计分别测定等物质的量浓度的醋酸钠溶液和次氯酸钠溶液的pH 若次氯酸钠溶液的较大，则证明次氯酸的酸性较弱 B 探究、的催化效果的优劣 室温时，将等体积、等物质的量浓度的、溶液分别加入等体积的30%的溶液中 若滴加的试管中产生气泡的速率快，则证明的催化效率优于 C 探究相同温度下与的大小 取溶液于试管中，加入溶液，待不再产生白色沉淀后加入溶液 若产生黄色沉淀，则证明的大于 D 探究淀粉水解程度 取淀粉溶液，加入少量稀硫酸，加热2~3min，冷却后加入溶液至碱性，再滴加碘水 若溶液未变蓝色，则淀粉已经完全水解 A．A B．B C．C D．D 【答案】A 【解析】A．通过测定等浓度醋酸钠和次氯酸钠溶液的pH，若次氯酸钠pH更大，说明其对应酸（HClO）的酸性更弱。该实验基于水解原理——"越弱越水解"，设计测定同浓度钠盐的pH与对应酸强度的关系，实验合理，结论正确，A正确； B．比较Fe3+和Cu2+的催化效果时，实验未控制阴离子变量（FeCl3含Cl-，CuSO4含），可能干扰催化效果判断，无法得出明确结论，B错误； C．实验中AgNO3过量，加入KI时Ag+直接与I-反应生成AgI，而非AgCl转化为AgI，无法证明Ksp(AgCl)＞Ksp(AgI)，C错误； D．淀粉水解后加入NaOH至碱性，此时碘水中的I2会与OH-反应，导致I2被消耗无论淀，粉是否残留均不显蓝色，实验设计存在逻辑错误，D错误； 故选A。 【变式3-2】下列有关沉淀溶解平衡应用的说法错误的是 A．施加适量石膏降低盐碱地(含)土壤的碱性 B．用碳酸钠溶液使锅炉中的水垢转化成疏松、易溶于酸的碳酸钙 C．误食可溶性钡盐可尽快用的溶液洗胃 D．含氟牙膏能预防龋齿是因为发生了沉淀的转化反应 【答案】C 【解析】A．石膏中的Ca2+与生成CaCO3沉淀，减少水解产生的OH-，降低碱性，A正确； B．CaSO4的溶度积大于CaCO3，水垢转化为CaCO3后更易被酸溶解，B正确； C．Na2CO3生成的BaCO3在胃酸中会溶解，无法有效解毒，应使用硫酸盐生成BaSO4，C错误； D．F⁻与羟基磷灰石反应生成更难溶的氟磷灰石，属于沉淀转化，D正确； 故选C。 题型17 应用Ksp计算金属离子开始沉淀与沉淀完全时的pH 【典例4】如图为室温下、和在水中达到沉淀溶解平衡时的关系图{已知：；可认为M离子沉淀完全；}。下列叙述不正确的是 A．由a点可求得的溶度积数量级为 B．室温下，时的溶解度约为0.0078 g C．溶液中浓度均为的和可通过分步沉淀进行分离 D．当的中混有时，可通过调节pH除去而不损耗 【答案】D 【解析】A．由点a坐标(2，2.5)可知，此时pH=2，，，，，数量级为，A正确； B．由点b坐标(4，3)可知，此时，，设溶液体积为100mL，溶液质量为100 g，，溶剂水的质量=，溶解度是100 g水中溶解溶质的最大质量，故为0.0078g，B正确； C．由图可知，浓度均为的和，当完全沉淀时，尚未开始沉淀，可通过分步沉淀进行分离和，C正确； D．由点b坐标(4，3)可知，此时pH=4，，，，，要除去，，故要完全除去pH需大于4.7； 由点坐标(5，1.5)可知，此时pH=5，，，，，当pH=4.7时，，大于的溶度积，无法做到通过调节pH除去而不损失，D错误； 故选D。 【变式4-1】是一种重要的化工原料。以铬铁矿(主要成分为，还含有、等杂质)为原料制备的一种工艺流程如下： 已知：，滤液2中溶质主要为 下列说法错误的是 A．步骤①通入的目的为氧化 B．滤液2中，溶液中 C．步骤④加酸使正向移动 D．相同条件下， 【答案】B 【解析】A．铬铁矿加碳酸钠在氧气中焙烧，FeO⋅Cr2O3 转化为Na2CrO4和Fe2O3，步骤①通入O2的目的为氧化FeO•Cr2O3，A正确； B．熔化所得固体用水浸取，氧化铁不溶于水，过滤出去，滤液1中通入二氧化碳，四羟基合铝酸钠转化为Al(OH)3沉淀过滤除去，滤液2中pH=8.0，溶液中c(OH-) =10-6 mol/L，根据，代入得：c(A13+)==，B错误； C．与存在平衡：，步骤④加酸（增大H+浓度）使平衡正向移动，C正确； D．滤液3中为重铬酸钠溶液，步骤⑤中加入KCl后，结晶析出，说明相同条件下溶解度更小，即相同条件下，，D正确； 故答案选B。 【变式4-2】某实验小组为除去粗制晶体中含有的杂质，先加入少量酸化的溶液，然后在室温下调节溶液的pH为4。 已知：i． ii．25℃时饱和溶液中。 下列说法不正确的是 A．加入的目的为 B．时， C．理论分析粗溶液达饱和后，在时会析出沉淀 D．沉淀溶解平衡原理对分离金属离子的pH选择具有指导意义 【答案】C 【解析】A．加入H2O2的目的将Fe2+氧化为Fe3+，反应的离子方程式为H2O2+2Fe2++2H+=2Fe3++2H2O，故A正确； B．pH=4时c(OH-)=mol/L=10-10mol/L，Ksp[Fe(OH)3]=c(Fe3+)•c3(OH-)=2.8×10-39，则c(Fe3+)=mol/L=2.8×10-9mol•L-1＜1×10-5mol•L-1，可认为Fe3+已完全沉淀，故B正确； C．CuSO4溶液达饱和后c(Cu2+)=1.41mol•L-1，pH=4时溶液中c(OH-)=mol/L=10-10mol/L，浓度熵Q=c(Cu2+)•c2(OH-)=1.41×(10-10)2=1.41×10-20＜Ksp[Cu(OH)2]，即不会析出Cu(OH)2沉淀，故C错误； D．金属离子转化为氢氧化物沉淀的pH不同，通过控制溶液的pH可实现某些金属离子的逐步分离，则沉淀溶解平衡原理对分离金属离子的pH选择具有指导意义，故D正确； 故选：C。 题型18 Ksp与化学平衡常数的相关计算 【典例5】常温下，和的沉淀溶解平衡曲线如下图所示： 已知：，下列说法正确的是 A．曲线II表示沉淀溶解平衡曲线 B．的数量级为 C．反应的平衡常数 D．a点时，反应的 【答案】C 【解析】A．对于AgCl，溶解平衡为，，对于，溶解平衡为，；取的起始点，此时，曲线I的纵坐标约为10，阴离子浓度为，曲线II的纵坐标为12，阴离子浓度为，已知：，故图像中曲线I为AgCl，曲线II为，A错误； B．曲线II为，取点b(1.8，8)，则，则，，数量级为，B错误； C．反应的平衡常数，结合、，可得，C正确； D．a点在AgCl曲线I下方，此时，反应正向进行，，D错误； 故答案选C。 方｜法｜点｜拨 沉淀溶解平衡体系中相关计算方法 （1）已知溶度积求溶液中的某离子的浓度 例：Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ mol·L－1＝ mol·L－1 （2）已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求另一种离子的浓度 例：某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1 NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，平衡后溶液中c(Ag＋)＝10a mol·L－1(AgCl的Ksp很小，故忽略AgCl固体溶于水电离出的Cl－) （3）已知溶度积，求沉淀转化平衡体系中的离子浓度比 平衡常数K＝＝ 例：对于反应Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)， 达到平衡后，溶液中＝＝，只要温度不变，则不变 【变式5-1】常温下，AgCl、的饱和溶液中离子浓度的关系如图所示，已知：，。下列说法错误的是 A．表示AgCl的饱和溶液中离子浓度的关系 B．向含悬浊液中加水稀释，不变 C．   D．当时AgCl和的混合悬浊液中存在 【答案】D 【分析】的沉淀溶解平衡：，则，的沉淀溶解平衡：，则。 【解析】A．，，随意取上点的数据，如（-4，-6），则，，乘积等于即，而带入上的点，如（-4，-4），则，，，即，所以表示的饱和溶液中离子浓度的关系，表示的饱和溶液中离子浓度的关系，A正确； B．溶度积只与温度有关（温度不变，不变），稀释仅改变溶液中离子的浓度，不改变温度，因此不变，B正确；   C．反应平衡常数的表达式为：，上下同乘，得，C正确； D．当时，即，根据图像，纵坐标一定且小于-2时，即一定时，上横坐标数值小于上横坐标数值，即，，D错误； 故答案选D。 【变式5-2】已知25℃时，，。下列说法错误的是 A．向的混合液中滴加溶液，首先析出沉淀 B．25℃时，在水中的溶解度比在溶液中的大 C．25℃时，反应的平衡常数 D．将浓度均为的、溶液等体积混合可得到沉淀 【答案】D 【解析】A．当阴离子浓度相等时，Ksp较小的沉淀优先析出，< ，因此滴加溶液时，先沉淀，A正确； B．在溶液中存在同离子效应（抑制溶解），因此在水中的溶解度大于在溶液中，B正确； C．反应的平衡常数K = = 1.75 × 104，C正确； D．等体积混合后，c(R2+) = c() = 5.0 × 10-5mol/L，离子积Q == (5.0 × 10-5)2= 2.5 × 10-9 < ，无沉淀生成，D错误； 故选D。 题型19 沉淀溶解平衡图像分析 【典例6】T℃下，在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，下列说法错误的是 A．T℃下， B．通过蒸发可以实现由c点到a点 C．T℃下，d点有沉淀生成 D．a点对应的等于b点对应的 【答案】B 【分析】由图可知，a、b在平衡曲线上，因此a、b为沉淀溶解平衡点，c点在曲线下方，为沉淀溶解的点，d点在曲线上方，为生成沉淀的点。 【解析】A．由a点坐标的数据可知，，A正确； B．蒸发时，溶液中硫酸根离子浓度和钡离子浓度均增大，所以通过蒸发不能使溶液由c点变到a点，B错误； C．根据分析，d点和浓度较大，，是的过饱和溶液，有沉淀生成，C正确； D．溶度积常数只与温度有关，温度不变时不变，因此a点和b点的相等，D正确； 故答案选B。 解｜题｜模｜板 解沉淀溶解平衡图像题三步骤 （1）明确图像中纵、横坐标的含义 纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。 （2）理解图像中线上点、线外点的含义 ①以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Qc＝Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。 ②曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Qc>Ksp。 ③曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Qc<Ksp。 （3）抓住Ksp的特点，结合选项分析判断 ①溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况： A．原溶液不饱和时，离子浓度都增大； B．原溶液饱和时，离子浓度都不变。 ②溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同。 【变式6-1】已知常温下，、。二者的沉淀溶解平衡曲线如图所示，下列有关说法错误的是 A．点的分散系中：(溶解)(沉淀) B．向点分散系中加入适量后可得到点对应的分散系 C．进行程度比较小 D．常温下，CuX饱和溶液中 【答案】C 【分析】已知常温下，>，当c(X2-)相等时，c(Zn2+)>c(Cu2+)，-lg(Zn2+)<-lg(Cu2+)，故、分别是、的沉淀溶解平衡曲线，以此解答。 【解析】A．由分析可知，、分别是、的沉淀溶解平衡曲线，点相对于是过饱和体系，有沉淀生成，则(溶解)(沉淀)，A正确； B．由分析可知，是的沉淀溶解平衡曲线，向点的体系中加入后，平衡向左移动，但增大而减小，溶液仍然是饱和溶液，可得到点对应的分散系，B正确； C．的，进行程度比较大，C错误； D．CuX饱和溶液中，，，D正确； 故选C。 【变式6-2】如图是某温度下，将足量的固体溶于一定量水中达到溶解平衡后，假定溶液体积不变的情况下，加入使增大过程中，溶液中和的变化曲线。下列说法中错误的是 A．该温度下，的 B．图像中代表沉淀转化过程中随变化的曲线是MN C．当大于时，开始有沉淀生成 D．该温度下，的 【答案】C 【分析】在硫酸钡饱和溶液中加入，发生沉淀的转化：，由图象可知，当生成BaCO3沉淀时，促进BaSO4的溶解，溶液中增大，减小，则MP为的变化曲线，MN为的变化曲线，由题给图象数据可知===，==，以此解答该题。 【解析】A．初始时仅溶解，==1.0×10-5 mol/L（A点纵坐标），则===，A正确； B．由分析知，MP为的变化曲线，MN为的变化曲线，B正确； C．开始生成沉淀时，=，M点=2.5×10-4 mol/L，此时=1.0×10-5 mol/L，=2.5×10-9，即=2.5×10-4 mol/L时已开始沉淀，而非5.0×10-4 mol/L，C错误； D．由N点数据， ==，D正确； 故答案选C。 期末基础通关练（测试时间：10分钟） 1．下列说法中正确的是 A．将纯水加热的过程中，Kw变大，pH变小 B．保存FeSO4溶液时，加入稀HNO3抑制Fe2+水解 C．FeCl3溶液蒸干、灼烧至恒重，最终得到FeCl3固体 D．向0.1mol∙L-1氨水中加入少量水，pH减小，减小 【答案】A 【解析】A．纯水加热促进电离，H+和OH-浓度均增大，Kw增大，pH变小，因pH=-lgc(H+)，但水仍为中性，A正确； B．加入HNO3会氧化Fe2+，导致变质，应加稀硫酸抑制Fe2+水解，B错误； C．FeCl3蒸干时HCl挥发，水解生成Fe(OH)3，灼烧后分解为Fe2O3，C错误； D．向氨水中加入少量水，溶液被稀释，c(OH-)减小，pH减小；稀释促进NH3·H2O的电离，由电离平衡常数可知，。稀释后减小，而不变，所以比值增大，D错误； 故答案为A。 2．（24-25高二上·江苏·期中）水是最常见的溶剂。下列说法正确的是 A．0℃时， B．向水中加入盐酸，变小 C．将纯水加热至80℃，变大、pH变小 D．电解水制H2、O2时，为了增强导电性，可以加入适量氯化钠 【答案】C 【解析】A．不是0℃时而是常温下，，A错误； B．平衡常数只受温度影响，故向水中加入盐酸，不变，B错误； C．将纯水加热至80℃，水的电离程度变大，变大，氢离子浓度变大故pH变小，C正确； D．电解水制H2、O2时，为了增强导电性，可以加入适量氢氧化钠，加入氯化钠，氯离子会放电生成氯气，D错误； 故选C。 3．已知：与氢氟酸反应可生成。下列有关说法错误的是 A．电离方程式： B．酸性： C．电离常数： D．的电离常数： 【答案】A 【解析】A．碳酸是弱电解质，分步电离，电离方程式为：，A项错误； B．根据强酸制弱酸的原理，说明氢氟酸的酸性强于碳酸，B项正确； C．电离平衡常数越大，酸性越强，C项正确； D．多元弱酸的第一步电离远大于第二步电离，D项正确； 答案选A。 4．（23-24高二上·江苏·阶段练习）已知次磷酸()为一元弱酸，下列说法不正确的是 A．用一定浓度的溶液分别滴定等体积、等的盐酸和次磷酸溶液，消耗碱液的体积次磷酸大于盐酸 B．加热滴有酚酞溶液的溶液，溶液颜色变深 C．常温下，稀释次磷酸溶液至原溶液体积的100倍，测得 D．溶液呈碱性，是因为水解程度大于电离程度 【答案】C 【解析】A．次磷酸为弱酸，则等pH时浓度较大，消耗的碱液的体积较大，A正确； B．加热促进水解平衡的正向移动，溶液水解导致碱性增强，溶液颜色变深，B正确； C．次磷酸()为一元弱酸，则稀释次磷酸溶液至原溶液体积的100倍，促进其电离，使得其pH小于3，C错误； D．水解程度大于电离程度，使得溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，溶液显碱性，D正确； 故选C。 5．（24-25高二上·江苏连云港·期末）在“天宫课堂”中，王亚平老师用醋酸钠过饱和溶液做了一个“点水成冰”的趣味实验。下列对溶液的说法错误的是 A．溶液中共存在四种离子 B．溶液呈碱性 C．溶液存在分子 D．溶液中：+c(OH—) 【答案】D 【分析】醋酸钠溶液中存在，醋酸钠溶液中，存在醋酸根离子的水解，,导致溶液中,回答下列问题； 【解析】A．根据分析可知，醋酸钠溶液中存在四种离子，A不符合题意； B．根据分析可知，醋酸钠溶液显碱性，B不符合题意； C．根据分析可知，水解得到,C不符合题意； D．溶液中存在电荷守恒，D符合题意； 故选D; 6．（25-26高二上·江苏扬州·阶段练习）生活与生产都离不开化学。下列说法不正确的是 A．用碳酸钠溶液可以洗涤油污 B．用氯化铵和氯化锌溶液去除铁器表面的锈迹 C．用明矾可以对自来水杀菌消毒 D．分离工业合成氨产品的方法是将氨气液化 【答案】C 【解析】A．碳酸钠溶液水解呈碱性，促进油脂水解，可用于洗涤油污，A正确； B．氯化铵和氯化锌水解呈酸性，能与铁锈（Fe2O3）反应溶解锈迹，B正确； C．明矾水解生成Al(OH)3胶体吸附悬浮物，用于净水，但不能杀菌消毒，C错误； D．工业合成氨中，氨气易液化，通过液化分离出NH3，D正确； 故选C。 7．（24-25高二下·江苏徐州·阶段练习）下列实验装置(部分夹持装置略)正确且能达到实验目的的是 A．制取氯气 B．制乙炔并检验乙炔具有还原性 C．配制NaOH溶液 D．验证AgCl和AgI溶度积的大小 A．A B．B C．C D．D 【答案】D 【解析】A．和浓盐酸反应制取需要加热，该装置缺少加热仪器，不能达到实验目的，故A错误； B．电石与水反应制得的乙炔中混有等杂质，也能使酸性溶液褪色，会干扰乙炔还原性的检验，应先除杂，故B错误； C．不能在容量瓶中溶解固体，应在烧杯中溶解，故C错误； D．向溶液中滴加过量溶液，生成白色沉淀，再滴加溶液，若白色沉淀转化为黄色沉淀，说明的溶度积小于，可验证和溶度积大小，故D正确； 故选D。 8．（24-25高二下·江苏苏州·期中）在给定条件下，下列物质转化的方程式正确的是 A．用碳酸钠溶液浸泡锅炉水垢中的硫酸钙： B．食醋去除水垢中的： C．电解水制氢的阳极反应： D．工业废水中的用去除： 【答案】A 【解析】A．用碳酸钠溶液浸泡锅炉水垢中的硫酸钙，硫酸钙沉淀转化为碳酸钙沉淀，，故A正确； B．食醋去除水垢中的生成醋酸钙、二氧化碳、水，反应的离子方程式为，故B错误； C．电解水制氢，阳极发生氧化反应生成氧气，故C错误； D．工业废水中的用去除生成PbS沉淀和亚铁离子，反应的离子方程式我，故D错误； 选A。 期末重难突破练（测试时间：10分钟） 9．下列溶液一定呈中性的是 A．pH=7的溶液 B．c(H+)=c(OH-)=10-6mol·L-1溶液 C．使石蕊试液呈紫色的溶液 D．酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液 【答案】B 【解析】A．pH=7的溶液不一定呈中性，如100℃时，水的离子积常数是10-12，pH=6时溶液呈中性，当pH=7时溶液呈碱性，A项错误； B．c(H+)=c(OH-)=10-6mol/L溶液，氢离子浓度与氢氧根离子浓度相等，溶液一定呈中性，B项正确； C．石蕊的变色范围为5-8，使石蕊试液呈紫色的溶液，常温下溶液可能显酸性、碱性或中性，C项错误； D．若是强酸强碱反应，则溶液呈中性，若是强酸弱碱反应，溶液呈酸性，若是弱酸强碱反应溶液呈碱性，故酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液，可能呈酸性、中性或碱性，D项错误； 答案选B。 10．（24-25高二下·江苏无锡·阶段练习）下图为不同条件下水的电离平衡曲线。 下列说法正确的是 A．将纯水从室温冷却至5℃，可以使其从A点变化为C点 B．常温下，将NaCl溶液蒸发一部分水，可以使其从A点变化为B点 C．若某温度下Kw = 1.0×10−13，则此时0.1mol·L−1 KOH溶液的pH为12 D．在90℃时，中性溶液的pH可能大于7 【答案】C 【解析】A．水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离程度增大，氢离子和氢氧根的浓度增大，将常温的纯水加热，可以使其从A点变化为C点，A错误； B．将NaCl溶液蒸发一部分水，温度不变，水的离子积常数不变，氢离子和氢氧根的浓度仍然相等其不变，不能使其从A点变化为B点，B错误； C．若某温度时，溶液中c(OH-)=0.1mol/L，c(H+)=，pH=-lgc(H+)=12，C正确； D．在90℃时，，中性溶液中，c(H+)=，pH＜7，D错误； 故选C。 11．（24-25高二下·江苏无锡·阶段练习）下列实验事实不能证明醋酸是弱电解质的是 A．等pH的醋酸溶液和盐酸与足量锌粒反应时，醋酸产生的H2总量多 B．向0.1mol·L−1 NaHCO3溶液中加入醋酸，产生大量无色无味气体 C．常温下，测得0.1mol·L−1醋酸溶液的pH = 3 D．温度、物质的量浓度相同时，醋酸溶液的导电性比盐酸的导电性弱 【答案】B 【解析】A．等pH的醋酸溶液和盐酸中氢离子浓度相同，与足量锌粒反应时，醋酸产生的H2总量多，说明醋酸在溶液中部分电离，证明醋酸为弱电解质，A不符合题意； B．0.1mol·L−1 NaHCO3溶液中加入醋酸，产生大量无色无味气体，说明醋酸酸性大于碳酸，但是不能证明醋酸是弱电解质，故B符合题意； C．常温下，测得0.1mol·L−1醋酸溶液的pH = 3，说明醋酸部分电离，为弱电解质，故C不符合题意； D．在相同条件下，物质的量浓度相同的醋酸溶液的导电性比盐酸的弱，说明醋酸不能完全电离，能够证明醋酸为弱电解质，故D不符合题意； 故选B。 12．（23-24高二上·江苏·阶段练习）常温下，体积相同、浓度均为的溶液、溶液分别加水稀释，溶液的随稀释倍数的常用对数的变化如图所示。下列叙述正确的是 A．是强酸，溶液每稀释10倍，始终增大1 B．常温下的电离常数约为 C．溶液中水的电离程度：点大于点 D．恰好中和时消耗同浓度的溶液的体积：点大于点 【答案】B 【分析】由图可知，常温下HX和HY溶液的pH分别为0、2.0，则HX是强酸，HY是弱酸； 【解析】A．HX是强酸，稀释HX溶液，开始阶段溶液每稀释10倍pH增大1，溶液较稀时，再稀释10倍pH增大小于1，pH始终小于7，A错误； B．由图可知，c(HY)＝10－2mol·L－1时溶液的pH=3.0，则HY的电离平衡常数，B正确； C．a点溶液的pH小于b点，则a点溶液的酸性强于b点，而酸性越强，水的电离程度越小，故水的电离程度：a<b，C错误； D．未指明HX和HY溶液的体积，无法确定消耗同浓度NaOH溶液的体积，D错误； 故选B。 13．（24-25高二下·江苏苏州·阶段练习）常温下，下列各组离子在指定条件下可能大量共存的是 A．使甲基橙变红的溶液中：、、、 B．与Al反应能放出的溶液中：、、、 C．含有的溶液中：、、、 D．的溶液中：、、、 【答案】A 【解析】A．使甲基橙变红的溶液为酸性溶液，四种离子在酸性溶液中不发生任何反应，能大量共存，A正确； B．与铝反应能放出氢气的溶液可能为酸溶液，也可能为碱溶液，酸溶液中硫离子与氢离子反应，碱溶液中铵根离子与氢氧根离子反应，则四种离子在与铝反应能放出氢气的溶液中一定不能大量共存，B错误； C．含有铝离子的溶液中，铝离子能与碳酸氢根离子发生双水解反应，不能大量共存，C错误； D．的溶液呈酸性，酸性溶液中高锰酸根离子与氯离子反应，不能大量共存，D错误； 故选A。 14．（23-24高二上·江苏·阶段练习）常温下，下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A．的溶液： B．的溶液： C．的溶液： D．同浓度的下列溶液中，①②③由大到小的顺序是：②>①>③ 【答案】B 【解析】A．铵根离子水解，溶液显酸性，但水解程度不大，则，A错误； B．根据电荷守恒，则，B正确； C．由质子守恒可知，的溶液：，C错误； D．溶液中氢离子抑制铵根离子水解，其中铵根离子浓度大于氯化铵溶液中铵根离子浓度，一水合氨为弱碱，铵根离子浓度最小，故同浓度的下列溶液中，①②③，由大到小的顺序是：①>②>③，D错误； 故选B。 15．（23-24高二上·宁夏银川·期中）为了除去酸性氯化镁溶液中的Fe3+，可在加热搅拌的条件下加入一种试剂，过滤后可得到氯化镁溶液，这种试剂是 A．氧化镁 B．烧碱 C．纯碱 D．氨水 【答案】A 【解析】A．为了除去酸性氯化镁溶液中的Fe3+，向溶液中加入氧化镁消耗溶液中的氢离子，调节溶液的pH，促进铁离子水解生成氢氧化铁，而Mg2+不沉淀，故A符合题意； B．向溶液中加入烧碱(NaOH)会引入Na+杂质，故B不符合题意； C．向溶液中加入纯碱(Na2CO3)会引入Na+杂质，故C不符合题意； D．向溶液中加入氨水会引入杂质，故D不符合题意； 故选A。 16．（25-26高二上·江苏苏州·期中）下列有关沉淀溶解平衡应用的说法不正确的是 A．误食可溶性钡盐可尽快用5%的溶液洗胃 B．含氟牙膏能预防龋齿是因为发生了沉淀的转化反应 C．AgCl沉淀溶解达到平衡时，和浓度不一定相等 D．用溶液使锅炉水垢中的转化成疏松、易溶于酸的 【答案】A 【解析】A．误食可溶性钡盐（如）应使用硫酸盐（如）溶液洗胃，以形成难溶于酸的沉淀；使用会生成沉淀，但它在胃酸（酸性环境）中可能部分溶解，释放，导致解毒效果不佳，A项错误； B．含氟牙膏中的氟离子（）可与牙齿中的羟基磷灰石发生沉淀转化，生成更难溶、更耐酸的氟磷灰石，从而预防龋齿，B项正确； C．AgCl沉淀溶解平衡（AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl-(aq)）时，离子浓度满足，但和不一定相等，其值取决于溶液中的离子来源和初始条件，C项正确； D．溶液中的可与发生沉淀转化，因为，更难溶且疏松、易溶于酸，便于去除水垢，D项正确； 故答案选A。 期末综合拓展练（测试时间：15分钟） 17．（25-26高二上·江苏苏州·期中）物质的量浓度相同的下列溶液：①②③KCl④盐酸，其pH由小到大的顺序为 A．①②③④ B．②①④③ C．①③②④ D．④①③② 【答案】D 【分析】常温下，NH4NO3是强酸弱碱盐，溶液为酸性，pH＜7；CH3COONa是强碱弱酸盐，溶液为碱性，pH＞7；KCl是强酸强碱盐，溶液为中性，pH=7；盐酸为强酸，溶液为酸性，且同浓度情况下酸性最强，pH最小。综上分析，pH由小到大为：④①③②。 【解析】根据分析，答案选D。 18．（24-25高二上·江苏连云港·期中）我国科学家在一颗距离地球100光年的行星上发现了不可思议的“水世界”，引起了全球科学界的轰动。下列有关说法正确的是 A．温度升高，水的电离平衡正向移动，增大，溶液呈酸性 B．常温下，的盐酸溶液中， C．由水电离出的时，溶液一定呈中性 D．向水中加入固体后(溶液温度不变)，增大，水的电离程度增大 【答案】B 【解析】A．水的电离吸热，温度升高，水的电离平衡正向移动，c(H+)增大，但溶液中H+和OH-浓度仍相等，溶液呈中性而非酸性，A错误； B．pH=3的盐酸中，c(H+)=1×10-3 mol/L，水电离的H+等于溶液中的OH-浓度，B正确； C．水电离的H+和OH-浓度始终相等，但溶液酸碱性由溶液中H+和OH-的总体浓度决定，因此溶液不一定呈中性，C错误； D．电离出的H+抑制水的电离，向水中加入固体后(溶液温度不变)，增大，水的电离程度减小，D错误； 故选B。 19．（24-25高二上·江苏扬州·期中）常温下，已知草酸溶液各微粒的分布分数如图所示，下列说法正确的是 A．草酸溶液中： B．溶液加水稀释，溶液中减小 C．的 D．草酸溶液中加入少量醋酸钠固体，草酸的电离度增大，酸性增强 【答案】C 【分析】由图象可知，pH=1.2时c(HC2O)=c(H2C2O4)，Ka1(H2C2O4)=；pH=4.2时c(HC2O)=c(C2O)，Ka2(H2C2O4)=，据此分析； 【解析】A．该溶液中存在电荷守恒为，A错误； B．溶液加水稀释，溶液中减小，增大，B错误； C．根据分析，的，C正确； D．草酸溶液中加入少量醋酸钠固体，草酸的电离平衡逆向移动，电离度减小，酸性减弱，D错误； 故选C。 20．（24-25高二上·江苏连云港·期中）下列说法正确的是 A．常温下，的溶液与的NaOH溶液等体积混合，溶液 B．的溶液和的溶液中的物质的量相等 C．反应在常温下可自发进行，则该反应的 D．将溶液从升温至，溶液中增大 【答案】C 【解析】A．pH=3的CH3COOH溶液中H+浓度为0.001 mol/L，但CH3COOH为弱酸，其实际浓度远大于0.001 mol/L；而pH=11的NaOH溶液中OH-浓度为0.001 mol/L，两者等体积混合后，CH3COOH过量，溶液呈酸性，pH<7，A错误； B． 1 L 0.1 mol/LNH4Cl溶液和0.1 L 1 mol/LNH4Cl溶液中初始的物质的量均为0.1 mol，但会水解，浓度更低时水解程度更大，1 L 0.1 mol/LNH4Cl溶液中物质的量更少，即两者物质的量不相等，B错误； C．反应生成固体，熵减（ΔS<0），常温下反应自发（ΔG<0），根据ΔG=ΔH−TΔS可知ΔH<0，C正确； D．，水解为吸热反应，升温促进水解，增大，故减小，D错误； 故选C。 21．（25-26高二上·江苏·阶段练习）某含锶（Sr，ⅡA）废渣主要含有SrSO4、CaCO3、SrCO3和MgCO3等，一种提取该废渣中锶的流程如下图所示。已知25℃时，Ksp(SrSO4)=10-6.46 ，Ksp(BaSO4)=10-9.97。 下列说法不正确的是 A．“酸浸”时不可用稀硫酸替代稀盐酸 B．“浸出液”中阳离子主要有Sr2+、Ca2+、Mg2＋、H＋ C．“盐浸”中SrSO4转化反应的离子方程式为SrSO4(s)＋Ba2+(aq) BaSO4(s)＋Sr2+(aq) D．由SrCl2·6H2O制备无水SrCl2，需要在HCl气流中加热 【答案】D 【分析】某含锶（Sr，ⅡA）废渣主要含有SrSO4、CaCO3、SrCO3和MgCO3等，加入稀盐酸，与废渣中可溶于酸的碳酸盐反应，不与难溶硫酸盐（SrSO4）反应，实现“溶解碳酸盐、保留硫酸盐”的分离。“浸出液”中主要含Ca2+、Mg2+、部分 Sr2+（来自 SrCO3溶解）、过量H+（盐酸过量保证碳酸盐完全溶解），以及Cl-（来自盐酸），“浸出渣1”主要成分为未溶解的SrSO4，加入BaCl2溶液，利用难溶物转化原理，将SrSO4转化为SrCl2，再经过相关操作获得产品。 【解析】A．若用稀硫酸替代盐酸，硫酸中的会与溶液中的Ca2+结合生成微溶于水的CaSO4进入“浸出渣1”，后续难以除去，故A正确； B．由上述分析可知，“浸出液”中阳离子主要有Sr2+、Ca2+、Mg2＋、H＋，故B正确； C．由溶度积常数可知，BaSO4相较于SrSO4更难溶，因此向SrSO4固体中加入BaCl2溶液，利用难溶物转化原理，将SrSO4转化为SrCl2，其反应离子方程式为SrSO4(s)＋Ba2+(aq) BaSO4(s)＋Sr2+(aq)，故C正确； D．SrCl2是强酸强碱盐，Sr2+不水解[Sr(OH)2为强碱，无水解倾向]，直接加热结晶水合物即可失去结晶水，无需HCl气流保护，故D错误； 综上所述，答案为D。 22．（24-25高二下·江苏无锡·阶段练习）室温下，下列实验探究方案能达到探究目的的是 实验方案 探究目的 A 向浓度均为0.05 mol/L 的Na2CO3、Na2SO4溶液中分别滴加少量等浓度BaCl2溶液，Na2SO4溶液中先有沉淀生成 Ksp(BaSO4)<Ksp(BaCO3) B 向盛有1 mL 0.2 mol/L NaOH溶液的试管中滴加2滴0.1 mol/L MgCl2溶液，产生白色沉淀，再滴加2滴0.1 mol/L FeCl3溶液，又产生红褐色沉淀 室温下，Fe(OH)3的溶解度小于Mg(OH)2　 C 向盛有3 mL 0.1 mol/L AgNO3溶液的试管中滴加2滴0.1 mol/L NaCl溶液，振荡试管，再向试管中滴加2滴0.1 mol/L碘化钾溶液，观察生成沉淀的颜色 Ksp(AgI)<Ksp(AgCl) D 用饱和Na2CO3溶液浸泡BaSO4固体，过滤，将所得固体溶于稀硝酸，观察沉淀是否溶解、是否有气体生成 比较Ksp(BaSO4)、Ksp(BaCO3)大小 A．A B．B C．C D．D 【答案】A 【解析】A．向浓度相同的Na2CO3和Na2SO4溶液中滴加少量BaCl2，Na2SO4先沉淀，说明Qc(BaSO4)先达到其Ksp，因此Ksp(BaSO4) < Ksp(BaCO3)，A正确； B．NaOH过量时，OH-浓度高，Fe(OH)3沉淀的生成可能因OH-浓度过高而非Ksp更小，该实验属于沉淀的生成，不是沉淀的转化，无法直接比较溶解度，B错误； C．未过滤AgCl直接加KI，残留的Ag+会直接与I-反应，无法证明AgI的Ksp更小，C错误； D．BaSO4在饱和Na2CO3中可能因浓度高而转化为BaCO3，所以此此现象不能直接比较Ksp（需相同离子浓度条件），D错误； 答案选A。 23．（24-25高二下·江苏无锡·期中）已知常温下部分弱电解质的电离平衡常数如下表： 化学式 HF HClO H2CO3 CH3COOH 电离常数 4.0×10-4 4.7×10-8 Ka1= 4.5×10-7 Ka2= 5×10-11 1.7×10-5 (1)常温下，A．0.10mol·L-1CH3COOH溶液溶液；B．0.10mol·L-1盐酸；C．0.10mol·L-1HF溶液pH由大到小的顺序是 。(填字母) (2)A．F-、B．ClO-、C．CO、D．CH3COO-结合H+的能力由大到小的顺序是 (填字母)，向NaClO溶液中通入CO2，反应的离子方程式为 。 (3)常温下将pH=3的H2SO4溶液和pH=12的NaOH溶液充分混合后，所得溶液的pH=7，则H2SO4溶液与NaOH溶液的体积比为 。 (4)常温下将pH=3的醋酸溶液和pH=11的NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(Na+) (填“>”“<”或“=”)c(CH3COO-)，该溶液中电荷守恒表达式为 。 (5)常温下将m mol·L-1醋酸溶液和n mol·L-1 NaOH溶液等体积混合后，所得溶液的pH=7，则m与n的大小关系是m (填“>”“<”或“=”，下同)n，醋酸溶液中c(H+) NaOH溶液中c(OH-)。 (6)已知反应 CaC2O4+2H+Ca2++H2C2O4 的平衡常数为K0，则Ksp(CaC2O4)与K0、Ka1(H2C2O4)、Ka2(H2C2O4)的代数关系式为Ksp(CaC2O4)= 。 【答案】(1) (2) (3) (4) < c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-) (5) > < (6)K0·Ka1(H2C2O4)·Ka2(H2C2O4) 【解析】（1）相同浓度的三种溶液中，只有盐酸是强酸，完全电离，其酸性最强，pH最小，酸性：HF＞CH3COOH，浓度相同时，HF的酸性更强，pH低于CH3COOH，故三种溶液pH由大到小的顺序是：A > C > B； （2）结合的能力由对应共轭酸的Ka决定，Ka越小，对应的阴离子Kh越大，结合能力越强，酸性：，则结合的能力由大到小的顺序是：C > B > D > A；酸性：，依据强酸制弱酸的规律，向NaClO溶液中通入CO2，生成碳酸氢钠和次氯酸，离子方程式为：； （3）常温下，，(pH=3)视为完全离解，浓度=1×10⁻3mol/L；NaOH(pH=12)的OH⁻浓度=1×10⁻2mol/L；中和后n(H+)=n(OH⁻)，即1×10⁻3×V酸=1×10⁻2×V碱 ， ； （4）等体积混合后，醋酸过量，溶液呈酸性(pH<7)，，由电荷守恒可知c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，则(Na+)＜c(CH3COO-)； （5）若醋酸和氢氧化钠恰好完全反应生成的醋酸钠呈碱性，现所得溶液的pH=7，且等体积混合，说明酸是过量的，即酸的浓度更大，m > n；若醋酸是强酸，则等体积混合后溶液呈中性，说明m+n=14，即醋酸溶液中的等于NaOH溶液中，但醋酸是弱酸，只能电离少部分，所以醋酸溶液中的＜NaOH溶液中； （6）根据平衡常数含义可知： K==，即。 24．（21-22高二上·江苏无锡·期末）是食品加工中最为快捷的食品添加剂，用于熔烤食品中；在分析试剂、医药、电子工业中用途广泛。请回答下列问题： (1)可作净水剂，其理由是 (用必要的化学用语和相关文字说明)。 (2)相同条件下，0.1mol/L 中的 (填“等于”“大于”或“小于”)0.1mol/L 中的。 (3)如图1所示是0.1mol/L电解质溶液的pH随温度变化的图象。 ①其中符合0.1mol/L 的pH随温度变化的曲线是 (填字母)，导致pH随温度变化的原因是 ； ②20℃时，0.1mol/L 中 。 (4)室温时，向100mL0.1mol/L 溶液中滴加0.1mol/L NaOH溶液，得到溶液pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图2所示。试分析图中a、b、c、d四个点，水的电离程度最大的是 ；在b点，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是 。 (5)与性质相似，均为两性氢氧化物，已知有关锌的化合物的下列反应：；。如图是常温条件下，溶液的pH与lgC的关系图象，或。下列说法正确的是_______ A．由b点到a点可以通过升高溶液pH和溶液的方法来实现 B．溶液中析出沉淀的pH范围为8~12 C．常温下， D．元素Zn在甲区以存在，在丙区以存在 【答案】(1)Al3+水解生成Al(OH)3胶体，胶体吸附水中悬浮颗粒杂质使其沉降，起到净水作用 (2)小于 (3) Ⅰ 温度升高，、Al3+水解程度变大，H+浓度变大，pH变小； (4) a c(Na+)>c()>c()>c(H+)=c(OH-) (5)ACD 【解析】（1）Al3+发生水解反应，生成具有吸附性的Al(OH)3胶体，吸附水中杂质并沉降，起到净水作用； （2）NH4Al(SO4)2溶液中Al3+与均水解生成H+，互相抑制对方水解，NH4HSO4溶液中有大量电离出的H+，对水解的抑制程度更大，则浓度相同情况下，NH4Al(SO4)2溶液中浓度更小； （3）①NH4Al(SO4)2溶液中离子的水解反应为：，，升温，水解反应吸热正向移动，溶液中H+浓度增大，pH变小； ②溶液中有电荷守恒，则可得，结合图象可得当温度为20℃、溶液浓度为0.1mol/L时，pH=3。根据，，可得，，则； （4）①由图可知a点处NaOH恰好与完全反应，生成NH4NaSO4，盐能促进水的电离，而酸、碱抑制水的电离，a点之前溶液中存在强酸酸式酸根，a点之后溶液中存在碱，均抑制水电离，故a点处水电离程度最大； ②b点时溶液为中性，则有c(H+)=c(OH-)。此时NaOH开始与反应，溶液中离子浓度排序为： c(Na+)>c()>c()>c(H+)=c(OH-) （5）A．结合图象曲线分析b点到a点，锌离子浓度和氢氧根离子浓度均增大，A正确； B．只要在乙区内部的点，均满足将锌离子转化为沉淀的条件，则pH范围不止8~12，B错误； C．取曲线上一点带入，得，C正确； D．如图所示，在甲区的锌元素以锌离子的形式存在，在丙区的锌元素以四羟基合锌的形式存在，在乙区的以氢氧化锌固体形式存在，D正确； 故选ACD。 1 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $