专题03 物质在水溶液中的行为（期末复习讲义）高二化学上学期鲁科版

该高中化学期末复习讲义以“明·期末考情—理·核心要点—破·重难题型—过·分层验收”为主线构建知识体系，通过对比表格（如强电解质与弱电解质比较）、归纳总结模块（如水电离影响因素解疑）梳理弱电解质电离、盐类水解等核心内容，呈现重难点内在联系，体现物质性质与变化规律的化学观念。 讲义亮点在于“破·重难题型”设计，如沉淀溶解平衡图像分析、酸碱中和滴定曲线解读等题型，配套“方法点拨”培养科学思维，结合“分层验收”练习满足不同学生需求，助力教师实施精准教学，提升学生解决水溶液中复杂问题的能力。

专题03 物质在水溶液中的行为（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 电离平衡及其影响因素、电解质溶液的导电性的强弱、水的电离平衡及其影响因素、水的离子积常数 电离平衡常数 电离平衡常数的理解及其相关计算 溶液的酸碱性与pH 溶液的酸碱性与pH的关系、检测pH的方法、溶液pH计算 盐类水解及其影响因素 判断不同盐溶液的酸碱性、水解的离子方程式、盐类水解及其影响因素 盐类水解的应用 在生产生活、化学实验、科学研究中的应用 粒子浓度大小比较 电解质溶液中粒子浓度间的关系、比较粒子浓度关系的方法 沉淀溶解平衡 难溶电解质存在沉淀溶解平衡及其影响因素 溶度积常数 溶度积常数的概念、简单计算、判断反应进行的方向 沉淀的生成、溶解和转化 沉淀的生成、溶解和转化在工、农业生产中的应用 沉淀溶解平衡图像 电解质溶液图像、沉淀溶解平衡图像、酸碱中和滴定图像的分析 要点01 水的电离 1．影响水电离平衡的因素 影响水的电离平衡的因素主要有温度、溶液的酸碱性等。外界条件对水的电离平衡的影响如下表： H2OH＋＋OH－　ΔH＞0 条件变化 移动方向 c平(H＋) c平(OH－) KW 对平衡的影响 升高温度 加酸 加碱 加活泼金属，如Na 2．水电离出的c平(H＋)和c平(OH－)的计算 (1)稀酸溶液中，c平(OH－)来源于水的电离，因此水电离的c平(H＋)水＝c平(OH－)＝。 (2)稀碱溶液中，c平(H＋)来源于水的电离，因此水电离的c平(OH－)水＝c平(H＋)＝。 归｜纳｜总｜结 水电离影响因素解疑 (1)能影响水的电离的酸和碱，不只有强酸、强碱，弱酸、弱碱也能抑制水的电离。 (2)水中加入酸(或碱)后，溶液中c平(H＋)[或c平(OH－)]虽然增大，但是c平(OH－)[或c平(H＋)]减小，KW仍不变。 (3)不管是纯水还是在酸、碱、盐溶液中，水电离产生的c平(H＋)和c平(OH－)始终相等。 要点02 电解质在水溶液中的存在形态 1．强电解质与弱电解质比较 　　类别 项目 强电解质 弱电解质 电离程度 电离 电离 化学键类型 离子键、共价键 共价键 电离过程 不可逆，用“===”表示 可逆，用“”表示 溶液中的存在形式 水合离子 分子、水合离子 相同点 都是化合物，在溶液中都能电离，都能导电，与溶解度无关 2．电离方程式的书写 (1)强电解质一步完全电离，一步写出，用“===”；弱电解质用“”。 (2)多元弱酸分步部分电离，分步写出，用“”； 如：H2SHS－＋H＋，HS－S2－＋H＋。 (3)多元弱碱分步部分电离，一步写出，用“”； 如：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 (4)强酸酸式盐一步完全电离，用“===”； 如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 (5)弱酸酸式盐分步电离，第一步完全电离出阳离子和弱酸酸根离子，用“===”，第二步弱酸酸根离子部分电离，用“”；如：NaHCO3===Na＋＋HCO， HCOCO＋H＋。 (6)规范书写离子符号，要配平，满足元素守恒和电荷守恒。 3．溶剂化作用 (1)溶剂化作用是指溶质离子或分子与溶剂分子相互吸引的作用。 (2)电解质溶于水后的存在形态：由于溶剂化作用，电解质溶于水后以“水合离子”或“水合分子”的形态存在。 归｜纳｜总｜结 (1)NaHSO4电离要注意是在水溶液里，还是熔融状态。 (2)只含共价键的电解质只有在水溶液里才能发生电离(H2O除外)，液态和熔融状态均不电离。 (3)弱酸的酸式盐第一步是盐的完全电离，第二部是弱酸酸根的部分电离，容易出错。 要点03 溶液的酸碱性的判断 溶液 性质 c平(H＋)与c平(OH－) 的大小关系 c平(H＋)/(mol·L－1) pH(25 ℃) 任意温度 25 ℃ 中性 c平(H＋)＝c平(OH－) c平(H＋)＝ c平(H＋)＝10－7 酸性 c平(H＋)>c平(OH－) c平(H＋)> c平(H＋)>10－7 碱性 c平(H＋)<c平(OH－) c平(H＋)< c平(H＋)<10－7 归｜纳｜总｜结 (1)判断：溶液酸碱性的根本依据是c平(H＋)与c平(OH－)的相对大小。pH＝7的溶液不一定是中性溶液，在室温下，pH＝7的溶液是中性溶液，在其他温度下不是中性溶液。 (2)纯水中c平(H＋)＝c平(OH－)，在水溶液中c平(H＋)和c平(OH－)不一定相等，但c平(H＋)·c平(OH－)一定等于KW。 (3)pH每增大1个单位，c平(H＋)减小到原来的，c平(OH－)增大为原来的10倍。 (4)一定温度下溶液中c平(H＋)·c平(OH－)为定值，若一种离子浓度增大(或减小)，另一种离子浓度定会减小(或增大)。 要点04 溶液pH的计算 1．溶液pH计算的基本流程 2．pH的类型 (1)单一溶液 ①强酸：c平(H＋)―→pH＝－lgc平(H＋)。 ②强碱：c平(OH－)―→c平(H＋)―→pH。 (2)强酸、强碱的稀释 ①强酸pH＝a，加水稀释10n倍，则pH＝a＋n，无限稀释，pH约等于7。 ②强碱pH＝b，加水稀释10n倍，则pH＝b－n，无限稀释，pH约等于7。 (3)强酸、强碱混合后溶液pH的计算 溶液类型 相关计算 两种强酸混合 ⇒c平(H＋)＝⇒pH 两种强碱混合 ⇒c平(OH－)＝ ⇒c平(H＋)＝⇒pH 酸 碱 混 合 恰好完全反 应呈中性 pH＝7 酸过量 c平(H＋)＝⇒pH 碱过量 c平(OH－)＝⇒c平(H＋)＝⇒pH 归｜纳｜总｜结 计算溶液pH时注意的几个问题 (1)外界条件是否为25 ℃。 (2)水电离出来的c平(H＋)何时忽略不计，何时不能忽略。 (3)两种pH不同的碱溶液混合时，由于两碱溶液中水的电离程度不同，所以混合后溶液中水的电离平衡必发生移动，因此不可将两溶液中的H＋的物质的量相加得混合溶液中的H＋的物质的量。 要点05 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡常数 (1)定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。 (2)表达式：一元弱酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝。 一元弱碱：NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝。 (3)意义：电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。 (4)电离平衡常数的特点 ①电离平衡常数只与 有关，与浓度无关，且升高温度K值 。 ②相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，对应的酸性(或碱性) 。 ③多元弱酸是分步电离，逐级减小且一般相差很大，Ka1≫Ka2，故溶液中的 c平(H＋)主要由第一步电离程度决定。 ④多元弱碱的电离比较复杂，一般看作是一步电离。 2．电离度 (1)定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度，用α表示。 (2)表达式：α＝×100%。 (3)影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度 ；浓度越小，电离度 。 3．影响电离平衡的因素 (1)弱电解质的电离平衡 ①概念：在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子电离出离子的速率与离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，叫做电离平衡。 ②特点：电离平衡是动态平衡，服从化学平衡的一般规律。 (2)内因：由弱电解质本身的性质决定的。 (3)外因 因素 影响结果 温度 升高温度，电离平衡 移动 浓度 加水稀释，电离平衡 移动 外加 物质 加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡 移动(同离子效应) 加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡 移动 归｜纳｜总｜结 1．判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 2．判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa。 3．利用电离常数可近似计算出弱酸、弱碱溶液中c平(H＋)或c平(OH－)(忽略水的电离)。 要点06 外界条件对弱电解质电离平衡的影响 1．弱电解质电离平衡的五大特点 2．电离平衡的影响因素 实例：CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0 影响因素 移动方向 n(H＋) c平(H＋) c平(CH3COO－) Ka pH 导电能力 升温(不考虑挥发) 加冰醋酸 加入其他物质 CH3COONa固体 通HCl气体 NaOH固体 加水稀释 归｜纳｜总｜结 (1)弱电解质的电离是微弱的，在溶液中主要以弱电解质分子形式存在。 (2)对弱电解质溶液升温一般指的是微热，此时电离程度增大，电离常数增大，但是水的离子积一般认为不变。 (3)电离平衡发生正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如醋酸溶液中加冰醋酸。 (4)多元弱酸分步电离，电离常数逐渐减小，上一步电离产生的H＋对下一步的电离起到抑制作用。 (5)弱电解质溶液加水稀释，电离程度增大，但是弱电解质电离出的离子浓度却不是增大，而是减小的。 要点07 盐类水解的规律 1．盐类水解的规律 (1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸酸根离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。 (2)“越弱越水解”——弱酸酸根离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。 (3)“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解，且相互促进。 (4)“谁强显谁性”——当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反之，呈碱性，即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。 2．盐类水解离子方程式的书写 (1)盐类水解的离子方程式一般应用“”连接，由于水解程度较小，水解生成的弱电解质的浓度很小，即一般不生成沉淀或气体，一般不标“↓”或“↑”符号。 (2)多元弱酸酸根离子水解方程式应分步书写，水解是以第一步为主，如CO水解方程式为 CO＋H2OHCO＋OH－(主)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(次)。 (3)多元弱碱阳离子水解要求一步写出，如Fe3＋水解方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 归｜纳｜总｜结 弱碱阳离子水解生成H＋，弱酸酸根离子水解生成OH－。即规律“阳生阳、阴生阴”。 要点08 水解平衡移动的影响因素 1．水解平衡的移动 (1)内因：相同条件下，弱酸的酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱的碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。 (2)外因 ①温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解平衡向右移动，水解程度增大。 ②浓度：加水稀释盐的溶液，水解平衡向右移动，水解程度增大。 ③外加酸、碱：加酸可抑制弱碱阳离子的水解，加碱可抑制弱酸酸根离子的水解。 ④两种水解离子的相互影响：弱碱阳离子和弱酸酸根离子在同一溶液中，两种水解相互促进，使两种水解程度都增大，甚至反应完全。 2.以CH3COONa为例，在醋酸钠溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－　ΔH＞0 方向 c平(CH3COO－) c平(CH3COOH) c平(OH－) c平(H＋) pH 水解程度 加热 加水 加CH3COOH 加CH3COONa 加NaOH 加HCl 归｜纳｜总｜结 碱性溶液稀释时，c平(H＋)增大；酸性溶液稀释时，c平(OH－)增大。如盐酸或NH4Cl溶液加水稀释时，溶液中c平(OH－)增大；NaOH溶液或CH3COONa溶液稀释时，溶液中c平(H＋)增大。 要点9 盐类水解的应用 1．盐类做净水剂 硫酸铝钾或硫酸铝中的Al3＋水解生成Al(OH)3胶体，反应的离子方程式为 Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体有较强的吸附能力，常用作净水剂。 2．热碱水清洗油污 纯碱在水中发生水解：CO＋H2OHCO＋OH－，加热促进水解平衡右移，溶液的碱性增强，去污能力增强。 3．泡沫灭火器 (1)试剂：Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液。 (2)原理：Al3＋和HCO的水解相互促进，生成CO2气体和Al(OH)3沉淀，产生大量泡沫，隔绝可燃物和空气。反应的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 4．盐溶液的配制 配制、保存易水解的盐溶液时，加入相应的酸(或碱)抑制水解。如配制SnCl2溶液时，加入适量盐酸抑制Sn2＋的水解，得到澄清的溶液。 5．胶体的制备 实验室制备Fe(OH)3胶体利用了Fe3＋水解生成Fe(OH)3胶体的反应及加热促进水解的原理，反应的离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋。 要点10 盐溶液“蒸干”问题 1．盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质， 如Al2(SO4)3(aq)Al2(SO4)3(s)。 2．盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。 3．强碱弱酸盐，如Na2CO3溶液等，蒸干后可得到原物质。 4．阴、阳离子均易水解，其水解产物易挥发的盐蒸干后得不到任何物质，如NH4Cl、(NH4)2S等。 5．考虑盐受热时是否分解 Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4＋MnO2。 6．还原性盐在蒸干时会被O2氧化 例如，Na2SO3(aq)Na2SO4(s)；FeSO4(aq)Fe2(SO4)3(s)。 7．有时要从多方面考虑。例如，蒸干NaClO溶液时，既要考虑ClO－水解，又要考虑HClO分解，所以蒸干NaClO溶液所得固体为NaCl。 要点11 沉淀溶解平衡及其应用 1．溶解平衡状态 (1)定义：在一定温度下的水溶液里，沉淀溶解速率和离子生成沉淀速率相等，固体的量和溶液中各离子浓度不再改变时的状态。 (2)表示方法：如PbI2的沉淀溶解平衡可表示为PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)。 (3)特点：沉淀溶解平衡符合化学平衡的特点。 “动”——动态平衡。 “等”——离子生成沉淀速率和沉淀溶解速率相等。 “定”——沉淀的量及溶液中离子浓度保持不变。 “变”——条件改变，平衡发生移动。 2．溶度积 (1)定义：沉淀溶解平衡的平衡常数叫溶度积常数或溶度积，通常用符号Ksp来表示。 (2)表达式：当难溶强电解质AmBn溶于水形成饱和溶液时，建立沉淀溶解平衡：AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，其溶度积的表达式为Ksp＝c(An＋)·c(Bm－)。 (3)影响因素：Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量无关。 (4)意义：Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解程度。通常，对于相同类型的难溶电解质(如AgCl、AgBr和AgI)，Ksp越大，难溶电解质在水中的溶解程度就越高。 3．沉淀的溶解与生成 (1)原理：通过改变条件使溶解平衡移动，最终使溶液中的离子转化为沉淀或沉淀转化为溶液中的离子。 (2)判断：在难溶电解质溶液中， ①当Q＞Ksp时，就会有沉淀生成。 ②当Q＝Ksp时，处于平衡状态。 ③当Q＜Ksp时，就会使沉淀溶解。 (3)应用 ①利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。 ②用来解释某些生活现象。如溶洞中石笋、钟乳石的形成，所涉及的化学反应有CaCO3＋CO2＋H2O===Ca(HCO3)2，Ca(HCO3)2CaCO3↓＋H2O＋CO2↑。 4．沉淀的转化 (1)实质：是沉淀溶解平衡的移动。 (2)特点 ①通常，一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀。 ②两种难溶物的溶解能力差别越大，越容易转化。 (3)应用 除去废水中的Cu2＋、Hg2＋、Pb2＋等，常用FeS、MnS等难溶物作沉淀剂。如可用FeS等难溶杂质作为沉淀剂除去废水中的重金属离子Hg2＋，沉淀转化反应为FeS(s)＋Hg2＋(aq)===Fe2＋(aq)＋HgS(s)。 要点12 沉淀溶解平衡的影响因素及Ksp的应用 1．沉淀溶解平衡的影响因素 影响因素 平衡移动方向 Ksp变化 温度 升高温度 向 移动，多数为溶解方向 多数增大 降低温度 向 移动，多数为沉淀方向 多数减小 浓度 加水 向 移动 加入相同离子 向 方向移动 加入与体系中离子发生反应的离子 向 移动 不变 2．溶度积(Ksp)的应用 (1)利用Ksp比较难溶电解质的溶解度的大小：相同温度下，同种类型的难溶电解质，Ksp越大，溶解程度就越高。 (2)利用Ksp判断沉淀的溶解与生成：定义难溶电解质溶液中有关离子浓度幂的乘积(浓度商)为Q。通过比较Ksp和Q的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下能否溶解。 Q与Ksp关系 溶液性质 有无沉淀析出 Q＞Ksp Q＝Ksp Q＜Ksp (3)由Ksp计算溶液中某离子的浓度：Ksp是难溶电解质在水溶液中达到饱和后各离子浓度的关系，在某难溶电解质的溶液中，若已知其中一种离子的浓度，就可以根据Ksp计算另一种离子的浓度。 归｜纳｜总｜结 1．沉淀溶解平衡图像题的解题策略 第一步：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。 第二步：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Q＝Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线外。 (2)曲线上方区域的点均为饱和溶液与沉淀共存的体系，此时Q>Ksp。 (3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Q<Ksp。 第三步：抓住Ksp的特点，结合选项分析判断 (1)溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况：①原溶液不饱和时，离子浓度要增大都增大；②原溶液饱和时，离子浓度都不变。 (2)溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同。 2．Ksp的计算类型 常考题型 解题策略 根据定义式或者数形结合求Ksp，或者判断沉淀金属离子所需pH 直接根据Ksp(AmBn)＝c(An＋)·c(Bm－)解答，如果已知溶解度，则化为物质的量浓度再代入计算 沉淀先后的计算与判断 (1)沉淀类型相同，则Ksp小的化合物先沉淀； (2)沉淀类型不同，则需要根据Ksp分别计算出沉淀时所需离子浓度，所需离子浓度小的先沉淀 根据两种含同种离子的化合物的Ksp数据，求溶液中不同离子浓度的比值 如某溶液中含有I－、Cl－等，向其中滴加AgNO3溶液，当AgCl开始沉淀时，求溶液中，则有＝＝ 判断沉淀的生成或转化 把离子浓度数值代入Ksp表达式，若数值大于Ksp，沉淀可生成或转化为相应难溶物质 要点13 离子反应的四种类型 1．复分解反应型 (1)生成难溶物或微溶物的离子反应。 (2)生成弱电解质的离子反应 常见的与H＋结合的弱酸酸根离子有：F－、ClO－、S2－、HS－、SO、HSO、PO、HPO、H2PO、CO、HCO、CH3COO－、[Al(OH)4]－、SiO等； 常见的与OH－结合的弱碱阳离子有：NH、Mg2＋、Al3＋、Fe3＋、Zn2＋、Cu2＋等。 (3)生成气体或挥发性物质的离子反应 如H＋与CO、SO、S2－、HS－、HSO、HCO等；OH－与NH。 2．氧化还原反应型 (1)MnO(H＋)与Cl－、Br－、I－、S2－、HS－、SO、HSO、Fe2＋等。 (2)NO(H＋)与Br－、I－、S2－、HS－、SO、HSO、Fe2＋等。 (3)ClO－与Br－、I－、S2－、HS－、SO、HSO、Fe2＋等。 (4)Fe3＋与I－、S2－、HS－、SO、HSO等。 3．水解相互促进型 (1)Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、SiO、[Al(OH)4]－、ClO－等。 (2)Fe3＋与CO、HCO、SiO、[Al(OH)4]－、ClO－等。 (3)Mg2＋与S2－、HS－、[Al(OH)4]－、SiO等。 (4)NH与[Al(OH)4]－、ClO－、SiO等。 4．络合反应型 如Fe3＋与SCN－生成Fe(SCN)3；Ag＋与NH3·H2O生成[Ag(NH3)2]＋。 要点14 离子方程式的书写与判断 1．书写要点：抓住一易、两等、三查 (1)一易：易溶的强电解质(强酸、强碱和大多数可溶性盐)以实际参加反应的离子符号表示；其他物质(非电解质、弱电解质、难溶物、气体、单质、氧化物等)用化学式表示。 (2)两等：离子方程式两边的原子个数、电荷总数均应相等。 (3)三查：检查各项是否都有公约数，是否漏写必要的反应条件，是否漏写离子反应。 2．与量有关的离子方程式的书写注意问题 (1)要注意“过量”“少量”“等物质的量”“适量”“任意量”以及滴加顺序对离子方程式的影响。 (2)以量少的为标准，一般将少量物质的物质的量，先定为“1 mol”，确定另一种物质参加反应的离子的物质的量。同时少量物质参加反应的离子系数之比要符合化学式。 3．离子方程式的正误判断 (1)看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应 如2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑就不符合客观事实。 (2)看“===”“”“↑”“↓”等是否正确 如用饱和FeCl3溶液制备胶体的离子方程式不能写为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋，应该写为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋。 (3)看表示各物质的化学式是否正确 如HCO不能写成CO＋H＋；HSO通常写成SO＋H＋，HCOO－不可写成COOH－等。 (4)看是否漏掉离子反应 如Ba(OH)2溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2＋与SO的反应，又要写 Cu2＋与OH－的反应。 (5)看是否遵循“两等” 即离子方程式两边的原子个数和电荷总数均应相等。氧化还原反应还应看转移的电子个数是否相等。如FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe2＋＋Cl2===Fe3＋＋2Cl－，而应写成2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－。 (6)看反应物或产物的配比是否正确 如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应不能写成： H＋＋OH－＋SO＋Ba2＋BaSO4↓＋H2O， 应写成：2H＋＋2OH－＋SO＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O。 (7)看是否符合题设条件要求 如“过量”“少量”“等物质的量”“适量”“任意量”以及滴加顺序等对反应的影响。如向FeBr2溶液中通入少量Cl2的离子方程式为2Fe2＋＋Cl2=== 2Fe3＋＋2Cl－；往FeBr2溶液中通入过量Cl2的离子方程式为 2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－； Na2CO3溶液中通入过量SO2的离子方程式为： CO＋2SO2＋H2O===CO2↑＋2HSO。 (8)对于微溶物的处理归纳为三种情况 ①在反应产物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示。如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液： 2Ag＋＋SO===Ag2SO4↓。 ②当反应物里有微溶物处于溶液状态(稀溶液)时，应写成离子的形式，如少量CO2气体通入澄清石灰水中： CO2＋Ca2＋＋2OH－===CaCO3↓＋H2O。 ③当反应物里有微溶物处于浊液或固态时，应写成化学式，如石灰乳中加入Na2CO3溶液： Ca(OH)2＋CO===CaCO3＋2OH－。 要点15 离子反应的应用 1.物质检验与含量测定 (1)离子检验 利用Fe3＋与SCN－反应检验Fe3＋：Fe3＋＋3SCN－FeSCN3 利用I－与Ag＋反应检验I－：Ag＋＋I－===AgI (2)测定溶液中某些离子的浓度 ①沉淀法：如溶液中SO的浓度，用Ba2＋将其转化为BaSO4沉淀，再称量沉淀的质量求得。 ②酸碱中和滴定法：强酸溶液中H＋的浓度可以用已知准确浓度的强碱溶液滴定的方法获得。 ③氧化还原滴定法：如溶液中MnO的浓度可以用已知准确浓度的Fe2＋溶液滴定的方法来获得。 2．物质制备与纯化 (1)物质的制备：离子反应可以用于制备物质。 ①氯碱工业生产烧碱和氯气的离子方程式： 2Cl－＋2H2O2OH－＋Cl2↑＋H2↑。 ②实验室制取CO2的离子方程式： CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。 (2)物质的纯化 ①制高纯度的氯化钠：除去其中少量的SO、Mg2＋、Ca2＋，需要引入的试剂离子分别为Ba2＋、OH－、CO。 ②除去污水中的重金属离子：将其转化为沉淀而除去。 3．生活中常见的离子反应 (1)胃酸过多的治疗 ①服用“胃舒平”[主要成分是Al(OH)3]，离子反应为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。 ②服用小苏打片，离子方程式为HCO＋H＋===CO2↑＋H2O。 (2)硬水及其软化 ①硬水的含义：自然界里含Ca2＋、Mg2＋较多的水。 ②硬水的形成：水中的二氧化碳与岩石中的CaCO3和MgCO3发生反应生成可溶性碳酸氢盐而使Ca2＋、Mg2＋进入水中形成，离子方程式为CaCO3＋CO2＋H2O===Ca2＋＋2HCO，MgCO3＋CO2＋H2O===Mg2＋＋2HCO。 ③硬水的软化方法 a．加热法：加热可使HCO分解，生成的CO与Ca2＋、Mg2＋结合成沉淀，发生反应如下： Ca2＋＋2HCOCaCO3↓＋CO2↑＋H2O，Mg2＋＋2HCOMgCO3↓＋CO2↑＋H2O。 b．加沉淀剂法：在硬水中加入Na2CO3等沉淀剂也可以降低水中Ca2＋、 Mg2＋的浓度，发生反应如下：Ca2＋＋CO===CaCO3↓，Mg2＋＋CO===MgCO3↓。 要点16 离子的检验 1．离子检验的类型 (1)生成沉淀； (2)生成气体； (3)显示特殊颜色。 2．检验方法 方法 离子 试剂 现象 注意 沉淀 法 Cl－、Br－、 I－ AgNO3溶液和稀硝酸 AgCl(白色)、AgBr(淡黄色)、AgI(黄色) — SO 稀盐酸和BaCl2溶液 白色沉淀 先用稀盐酸酸化 Fe2＋ NaOH溶液 白色沉淀→灰绿色沉淀→红褐色沉淀 — Fe3＋ NaOH溶液 红褐色沉淀 — Al3＋ NaOH溶液 白色沉淀→溶解 — 气体 法 NH 浓NaOH溶液和湿润的红色石蕊试纸 产生有刺激性气味的气体，且气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝 要加热 CO 稀盐酸和澄清石灰水 澄清石灰水变浑浊 SO、HCO、 HSO有干扰 SO 稀硫酸和品红溶液 产生有刺激性气味的气体，且气体能使品红溶液褪色 — 显色 法 I－ 氯水(少量)，CCl4 下层为紫色 — Fe2＋ KSCN溶液和氯水 先是无变化，滴加氯水后变红色 先加KSCN溶液，无变化，再加氯水 Fe3＋ KSCN溶液 红色 — 焰色 实验 Na＋、K＋ Pt(Fe)丝和稀盐酸 火焰分别呈黄色、紫色 K＋要透过蓝色钴玻璃片观察焰色 要点17 酸碱中和滴定实验 1．原理 酸和碱反应的实质是H＋＋OH－===H2O。用已知浓度的盐酸(标准液)来滴定未知浓度的NaOH溶液(待测液)的计算公式为c待＝。 2．常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围的pH 石蕊 <5.0红色 5.0～8.0紫色 >8.0蓝色 甲基橙 <3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 <8.2无色 8.2～10.0粉红色 >10.0红色 3．实验用品 (1)仪器 酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管架(铁架台和蝴蝶夹)、锥形瓶。 ①酸式滴定管：可盛放酸性溶液、氧化性溶液，不能盛放碱性溶液，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开。 碱式滴定管：可盛放碱性溶液，不能盛放酸性溶液、氧化性溶液，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶。 ②滴定管的上端都标有规格大小、使用温度、0刻度；滴定管的精确度为0.01 mL。 (2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 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：检漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。 ②锥形瓶：注碱液→记读数→加指示剂。 (2)滴定 (3)终点判断：等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且半分钟内不变原色，视为滴定终点并记录消耗标准液的体积。 5．数据处理 将上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。 6．中和滴定误差分析 酸碱中和滴定的误差分析关键是根据c待＝进行分析，计算中V待与c标均为确定值，只有V标影响着c待的计算结果，故在误差分析时应最终归结为对 V标的影响：V标增大，实验结果偏高；V标减小，实验结果偏低。 题型01 水的电离与水的离子积常数 【典例1】水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：，下列叙述错误的是 A．向水中加入少量溶液，水的电离平衡逆向移动，增大 B．向水中加入少量固体，水的电离程度减小，增大 C．向水中加入少量，水的电离平衡逆向移动，溶液的增大 D．向水中加入少量固体，溶液呈中性，水的电离平衡不移动 方｜法｜点｜拨 酸或碱溶液中c水(H+)、c水(OH-)的计算方法 (1)在酸或碱溶液中水的电离虽然受到抑制，但c水(H+)=c水(OH-)。 (2)酸溶液中c水(H+)=c水(OH-)=(忽略水电离出的H+的浓度)，酸电离的H+浓度认为是溶液中总c(H+)。 (3)碱溶液中c水(OH-)=c水(H+)=(忽略水电离出的OH-的浓度)，碱电离的OH-浓度认为是溶液中总c(OH-)。 【变式1-1】25℃时水的电离达到平衡：，下列叙述不正确的是 A．将水加热，增大，pH减小 B．向水中加入少量硫酸氢钠固体，增大 C．向水中加入少量固体氢氧化钠，水的电离程度增大 D．向水中滴入少量NaOH溶液，平衡逆向移动，c(H+)降低 【变式1-2】水的电离平衡曲线如图所示。在T℃时，向蒸馏水中加入金属Na，保持温度不变，反应后得到对应c点的溶液。下列说法正确的是 A． B．加入金属Na会促进水的电离 C．c点对应溶液的pH=2 D．若b点为稀盐酸溶液，由水电离出的为 mol/L 题型02 弱电解质的电离平衡 【典例2】下列物质在水中的电离方程式书写正确的是 A． B． C． D． 方｜法｜点｜拨 加水稀释粒子浓度比值变化分析 (1)同一溶液、浓度比等于物质的量比。如HF溶液：。(由浓度比较变成物质的量比较) (2)将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：。(由两变量转变为一变量) 【变式2-1】已知溶液常温时显酸性，溶液中存在以下平衡： ① ② 向的溶液中分别加入以下物质，下列有关说法不正确的是 A．加入少量金属Na，平衡①左移，平衡②右移，溶液中减小 B．加入少量固体，则 C．加入少量NaOH溶液，、的值均增大 D．加入氨水至中性，则 【变式2-2】醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH+ + CH3COO-，下列叙述不正确的是 A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大 B．0.10 mol·L-1 的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中CH3COO-物质的量和浓度都减小 C．CH3COOH 溶液中加入少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动 D．25 ℃时，欲使稀醋酸溶液的pH和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸 题型03 溶液的酸碱性及其pH的计算 【典例3】下列关于溶液酸碱性的说法正确的是 A．溶液中若mol·L-1，则，溶液显酸性 B．25℃时，的氨水和的等体积混合，所得溶液的 C．常温下，能使甲基橙指示剂变黄的溶液一定呈中性或碱性 D．在t℃()时，将的强碱与的强酸溶液混合，所得混合液的，则强碱与强酸的体积比为2：99 方｜法｜点｜拨 酸、碱混合后溶液酸碱的判断 (1)等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。 (2)室温下c酸(H+)=c碱(OH-)，即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。 (3)室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合酸碱性分析(两强混合) ①若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH=7。 ②若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。 ③若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7。 【变式3-1】现有常温时pH=1的某强酸溶液10mL，下列操作(忽略混合后溶液的体积变化)能使溶液的pH变成2的是 A．加入的溶液 B．加入水进行稀释 C．加水稀释成 D．加入的盐酸 【变式3-2】常温下，pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合，所得混合液的pH=12，则强碱与强酸的体积比是 A．2：9 B．9：2 C．11：2 D．2：11 题型04 粒子浓度大小比较 【典例4】常温下，向浓度为0.1 mol·L-1、体积为VL的氨水中逐滴加入一定浓度的盐酸，用pH计测溶液的pH随盐酸的加入量而降低的滴定曲线，d点两种溶液恰好完全反应。下列说法错误的是 A．该温度时的电离常数约为 B．b、c、d三点的溶液中，由水电离出的由大到小顺序为 C．b点溶液中： D．d点溶液有： 方｜法｜点｜拨 　离子浓度大小比较的常用方法 (1)多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4溶液中：c平(H＋)>c平(H2PO)>c平(HPO)>c平(PO)。 (2)多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3溶液中：c平(Na＋)>c平(CO)>c平(OH－)>c平(HCO)>c平(H＋)。 (3)混合溶液中各离子浓度的比较，根据电离程度、水解程度的相对大小综合分析。 ①电离程度大于水解程度的有NH3·H2O和NH、CH3COOH和CH3COO－、HSO。如0.1 mol·L－1NH4Cl和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中，由于NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度，导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为c平(NH)>c平(Cl－)>c平(OH－)>c平(H＋)。 ②电离程度小于水解程度的有HCN和CN－、HCO和CO、HCO。 如0.1 mol·L－1的HCN和0.1 mol·L－1的NaCN混合溶液中：由于HCN的电离程度小于CN－的水解程度，导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为c平(Na＋)＞c平(CN－)＞c平(OH－)＞c平(H＋)。 根据离子浓度守恒关系判断大小问题，要抓住一个原理、两类平衡、三种守恒进行分析，即化学平衡移动原理，电离平衡和水解平衡，电荷守恒、物料守恒和质子守恒。若是“＝”考虑三种守恒，若是“>”或“<”可考虑弱电解质的电离或盐类的水解。 【变式4-1】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，： 【变式4-2】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05 盐类水解的应用 【典例5】下列过程与盐类水解反应无关的是 A．热的纯碱溶液去除油污效果更好 B．小苏打与明矾作油条膨松剂的主要成分 C．石灰岩(喀斯特地貌)溶洞的形成 D．向沸水中滴入饱和溶液制备胶体 【变式5-1】下列事实与盐类水解无关的是 A．草木灰和铵态氮肥不能混合使用 B．加热能使纯碱溶液去污能力增强 C．水溶液呈酸性 D．配制溶液，需用盐酸溶解固体 【变式5-2】下列事实：①可用作食用碱；②水溶液呈酸性；③长期使用铵态氮肥，会使土壤酸度增大；④铵态氮肥不能与草木灰混合施用；⑤加热能使纯碱溶液去污能力增强；⑥配制溶液，需用盐酸溶解固体。其中与盐类水解有关的是 A．①②③④⑤ B．①③④⑤⑥ C．①③④⑤ D．①②③④⑤⑥ 题型6 沉淀溶解及其应用 【典例6】下列关于AgCl沉淀溶解平衡的说法正确的是 A．，说明AgCl部分电离，是弱电解质 B．AgCl沉淀溶解达到平衡时，和浓度一定相等且保持不变 C．向AgCl饱和溶液中，加少量的水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动，变大 D．为减少洗涤过程中固体损耗，最好选用盐酸代替水洗涤AgCl 方｜法｜点｜拨 【变式6-1】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6-2】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 题型7 沉淀溶解平衡图像分析 【典例7】某些难溶性铅盐可用作涂料，如秦俑彩绘中使用的铅白和黄金雨中黄色的。室温下将和分别加入水中，达到溶解平衡时与或的关系如图所示。 下列说法错误的是 A．L1对应的是与的关系变化 B．的数量级为 C．点对应的是过饱和溶液 D．向浓度均为、混合溶液中滴入溶液，先产生白色沉淀 【变式7-1】绚丽多彩的无机颜料的应用曾创造了古代绘画和彩陶的辉煌。硫化镉（CdS）是一种难溶于水的黄色颜料，其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．图中和分别为温度下CdS在水中的物质的量浓度 B．图中各点对应的的关系为： C．向点的溶液中加入少量固体，溶液组成由沿线向方向移动 D．温度降低时，q点的饱和溶液的组成由q沿qp线向p方向移动 【变式7-2】在T℃时，Ag2CrO4(橘红色)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知该温度下AgCl的Ksp=1.8×10-10。下列说法正确的是 A．T℃时，Ag2CrO4的Ksp为1.8×10-8 B．T℃时，Y点和Z点时Ag2CrO4的Ksp不相等 C．T℃时，X点的溶液体系处于过饱和状态，会产生橘红色沉淀 D．T℃时，将0.01mol∙L-1AgNO3溶液滴入20mL0.01mol∙L-1KCl和0.01mol∙L-1 K2CrO4的混合溶液中，先沉淀 题型8 酸碱中和滴定及其误差分析 【典例8】下列关于酸碱中和滴定实验的说法正确的是 A．用NaOH标准溶液滴定盐酸选择酚酞作指示剂，溶液由无色变为粉红色，立即停止并读数 B．在锥形瓶中加入的指示剂越多，滴定终点现象越明显 C．酸式或碱式滴定管用水洗净后用相应待装溶液润洗 D．用NaOH标准溶液滴定盐酸，盛盐酸的锥形瓶滴定前用盐酸润洗2~3次 方｜法｜点｜拨 分析依据cB=(VB表示准确量取的待测液的体积、cA表示标准溶液的浓度)。 若VA偏大⇒cB偏大；若VA偏小⇒cB偏小。 【变式8-1】使用酸碱中和滴定的方法，用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 【变式8-2】用的溶液来测定未知浓度醋酸溶液，下列操作中可能使所测醋酸溶液的浓度数值偏高的是 A．水洗涤后的酸式滴定管未用醋酸溶液润洗就直接注入醋酸溶液，并移取的醋酸溶液于锥形瓶中 B．滴定快达终点时，用蒸馏水洗涤锥形瓶的瓶壁，然后继续滴定至终点 C．用甲基橙作指示剂滴至橙色变黄色后，要等30秒，若溶液不褪色表明达到滴定终点 D．读取溶液体积时，开始俯视读数，滴定结束时仰视读数 题型9 酸碱中和滴定曲线 【典例9】25℃时，用0.100mol/L的NaOH溶液滴定的溶液，测得滴定过程中溶液的pH变化如图所示。下列说法正确的是 A．该滴定可以用甲基橙作为指示剂 B．若③点溶液中存在，此时 C．①点溶液中： D．在相同温度下，①、②、③三点溶液中水电离的：③<②<① 方｜法｜点｜拨 强酸与强碱滴定过程中pH曲线 如以0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸的滴定曲线如下： 【变式9-1】常温下，用滴定滴定曲线如图所示。下列说法正确的是 A．HA可能是强酸 B．b点溶液： C．水的电离程度：点点 D．点溶液： 【变式9-2】酸碱中和滴定曲线可以通过实验测得。下图曲线a和b是常温下盐酸与氢氧化钠溶液相互滴定的滴定曲线，下列说法不正确的是 A．氢氧化钠的物质的量浓度为0.01mol/L B．曲线b是氢氧化钠溶液滴定盐酸溶液的滴定曲线 C．P点时恰好完全中和，溶液呈中性 D．甲基橙或者酚酞都能用作本实验的指示剂 题型10 离子方程式正误判断 【典例10】下列反应的离子方程式书写正确的是 A．硫酸铜与氢氧化钡：Ba2+ + = BaSO4↓ B．烧碱中通入过量CO2：2OH- + CO2 = + H2O C．小苏打NaHCO3中和胃酸(HCl)：+ 2H+ = CO2↑ + H2O D．稀盐酸滴在MgO中：MgO + 2H+ = Mg2+ + H2O 【变式10-1】下列离子方程式书写正确的是 A．将碳酸氢钠和过量澄清石灰水反应： B．向NaClO溶液中通入少量CO2： C．泡沫灭火器原理： D．向草酸溶液中滴加酸性KMnO4溶液： 【变式10-2】下列反应的离子方程式书写正确的是 A．向悬浊液中滴加溶液： B．水溶液中亚硫酸电离： C．制备胶体：(胶体) D．用溶液吸收少量： 题型11 离子共存 【典例11】下列各组离子在指定溶液中可能大量共存的是 A．加入甲基橙变红的溶液中：、、、 B．加入Al能放出的溶液：、、、 C．AgBr悬浊液的上清液中：、、、 D．常温下，的溶液：、、、 【变式11-1】常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是 A．无色透明的溶液中：Fe3+、Ba2+、NO、Cl- B．c(Cu2+)=0.1mol·L-1的溶液中：K+、Na+、SO、CO C．c(H+)=10-14mol·L-1溶液中：Na+、[Al(OH)4]-、S2-、SO D．使酚酞变红的溶液中：K+、Na+、HCO、Ca2+ 【变式11-2】常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是 A．使甲基橙显黄色的溶液：、、、 B．的溶液：、、、 C．水电离出的 的溶液：、、、 D．澄清透明的溶液：、、、 期末基础通关练（测试时间：10分钟） 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 2．下列电离或水解方程式正确的是 A．电离： B．的电离： C．的水解： D．KHS中HS-的电离： 3．下列事实不属于盐类水解应用的是 A．实验室制氢气时加CuSO4加快反应速率 B．NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂 C．实验室配制FeCl3溶液时加少量稀盐酸 D．明矾和氯化铁晶体在生产中常作净水剂 4．一定温度下，两种酸的电离平衡常数如表所示，下列判断不正确的是 酸 HY HZ 电离平衡常数 A．10mL0.1mol/LNaY溶液加水稀释至100mL后，变为0.01mol/L B．反应能发生 C．等浓度的NaY、NaZ溶液的pH值： D．相同温度下，1mol/LHY溶液和0.1mol/LHY溶液的相等 5．25℃时，水中存在电离平衡：。下列说法不正确的是： A．升高温度，促进水的电离 B．通入少量HCl气体，减小，促进水的电离 C．滴加少量溶液，增大，抑制水的电离 D．加入少量固体，减小，促进水的电离 6．将足量AgCl(s)溶解在水中，形成悬浊液。已知：  ，下列叙述正确的是 A．加少量水使悬浊物少量溶解，上述平衡正向移动，减小 B．加热悬浊液，使其温度升高，则(AgCl)增大 C．加入NaCl固体，则AgCl的溶解度减小，(AgCl)也减小 D．相同温度下，将足量氯化银固体分别放入相同体积的①蒸馏水、②0.1 mol/L盐酸、③0.1 mol/L氯化镁溶液、④0.1 mol/L硝酸银溶液中，：①>④=②>③ 7．用草酸溶液滴定未知浓度的溶液。下列实验操作规范的是 A．配制草酸溶液 B．润洗滴定管 C．滴定 D．读数 A．A B．B C．C D．D 8．下列有关滴定操作的说法正确的是 A．用滴定管进行中和滴定时，用去标准液的体积为 B．用标准的溶液滴定未知浓度的盐酸，洗净碱式滴定管后直接取标准溶液进行滴定，则测定结果偏低 C．用标准的盐酸滴定未知浓度的溶液，待测液在空气中放置一段时间后再使用，用酚酞做指示剂时测定结果偏低 D．用未知浓度的盐酸滴定标准的溶液时，若滴定前尖嘴处有气泡，滴定到终点后气泡消失，会导致测定结果偏高 期末综合拓展练（测试时间：15分钟） 9．下列各组离子中，在给定的环境中一定能大量共存的是 A．在84消毒液中：、、、 B．常温下，由水电离的的溶液中：、、、 C．在水溶液中：、、、 D．能使甲基橙变红的溶液：、、、 10.下列指定反应离子方程式正确的是 A．氯化铝溶液中滴加过量氨水： B．硫化亚铁与浓硫酸混合加热： C．向小苏打溶液中滴加少量澄清石灰水： D．侯氏制碱法在溶液中发生的反应： 11．室温下，相同条件下如下的四种溶液：①pH=2的乙酸溶液；②pH=2的硫酸溶液；③pH=12的氨水；④pH=12的烧碱溶液。下列说法不正确的是 A．将①、②两溶液稀释到相同pH，所需加水体积更大的是① B．水电离的:①=②=③=④ C．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH:③>④>①>② D．V1L④与V2L①溶液混合后，若混合后溶液pH=7，则 12．25℃时，某氨水溶液稀释过程中，溶液的导电性及溶液的pH随加入水的体积的变化如图所示，下列叙述正确的是 A．电离程度： B．a点溶液中由水电离出的浓度为 C．b点溶液的pH<9 D．向b点对应的体系中加NH4Cl固体，电离平衡逆向移动，溶液的导电性减弱 13．用溶液分别滴定体积均为20mL、浓度均为溶液和HX溶液，溶液的pH随加入NaOH溶液体积的变化如图所示。下列说法正确的是 A．HX与NaOH反应的离子方程式： B．水的电离程度： C．N点 D．NaOH溶液滴定溶液，用酚酞作指示剂，溶液由粉红色变为无色时到达滴定终点 14．已知。初始温度25℃时，向氨水中滴加未知浓度的稀硫酸，测得混合溶液的温度T、pOH随加入稀硫酸体积V的变化如图所示。下列说法正确的是 A． B．稀硫酸的物质的量浓度为 C．c点对应溶液中： D．a、b、c三点中，b点的水解常数和水的电离程度均最大 15．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 16．已知常温下浓度为的下列溶液的pH如下表所示： 溶质 NaF NaClO pH 7.5 9.7 8.2 11.6 下列有关说法不正确的是 A．pH=2的HF溶液与pH=12的NaOH溶液以体积比1：1混合，则有： B．加热溶液测其pH，pH大于9.7 C．溶液中，存在关系： D．电离平衡常数大小关系： 17．室温下，两种难溶盐、在不同溶液中分别达到溶解平衡时，与或的关系如图所示。下列说法错误的是 A． B．P点的结晶速率大于溶解速率 C．向饱和溶液中加入固体，几乎不能转化为 D．加水不能使的悬浊液中离子浓度关系从Q点向Q点右上方移动 18．氟化钠是一种用途广泛的氟化试剂，一种制备氟化钠的工艺如图所示。研磨反应的转化率为78%，水浸分离 NaF 的产率仅为8%。20℃时，NaF 的溶解度为4.06 g/100 g水，温度对其溶解度影响不大。 下列说法错误的是 A．研磨引发的固相反应化学方程式： B．分析以上产率变化，推测 的溶解度小于 的溶解度 C．从滤液获取NaF晶体的操作为蒸发至有少量晶体出现后冷却结晶，过滤 D．20℃时，CaF2饱和溶液的浓度为 ，用c表示 的溶度积 19.常温下探究与之间的转化，进行如下实验。 实验 实验过程 电导率变化图像 pH变化图像 Ⅰ 向盛有60mL蒸馏水的烧杯中，加入适量固体，用磁力搅拌器搅拌，待数据稳定后，加入1滴管饱和溶液 Ⅱ 向盛有60mL蒸馏水的烧杯中，加入适量固体，用磁力搅拌器搅拌，待数据稳定后，加入1滴管饱和溶液 下列说法正确的是 A．由图1可知，相同条件下，同浓度的溶液比溶液导电能力强 B．由图2可知，加入溶液后，水电离产生的 C．实验Ⅱ中，加入1滴管饱和溶液后，转化为 D．实验Ⅰ、Ⅱ的混合溶液中均存在： 20．在25℃时，H2A溶液中存在H2AHA-+ H+，HA-A2-+ H+，H2A、HA-和A2-的分布分数，即组分的平衡浓度占总浓度的分数【如】与溶液关系如图。下列说法错误的是 A．HA-不能在强酸性环境大量存在也不能在强碱性环境下大量存在 B．曲线c代表A2- C．H2AHA-+ H+的平衡常数Ka1=10-2.35 D．c2(HA-)<c(H2A)c(A2-) 1 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题03 物质在水溶液中的行为（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 电离平衡及其影响因素、电解质溶液的导电性的强弱、水的电离平衡及其影响因素、水的离子积常数 电离平衡常数 电离平衡常数的理解及其相关计算 溶液的酸碱性与pH 溶液的酸碱性与pH的关系、检测pH的方法、溶液pH计算 盐类水解及其影响因素 判断不同盐溶液的酸碱性、水解的离子方程式、盐类水解及其影响因素 盐类水解的应用 在生产生活、化学实验、科学研究中的应用 粒子浓度大小比较 电解质溶液中粒子浓度间的关系、比较粒子浓度关系的方法 沉淀溶解平衡 难溶电解质存在沉淀溶解平衡及其影响因素 溶度积常数 溶度积常数的概念、简单计算、判断反应进行的方向 沉淀的生成、溶解和转化 沉淀的生成、溶解和转化在工、农业生产中的应用 沉淀溶解平衡图像 电解质溶液图像、沉淀溶解平衡图像、酸碱中和滴定图像的分析 要点01 水的电离 1．影响水电离平衡的因素 影响水的电离平衡的因素主要有温度、溶液的酸碱性等。外界条件对水的电离平衡的影响如下表： H2OH＋＋OH－　ΔH＞0 条件变化 移动方向 c平(H＋) c平(OH－) KW 对平衡的影响 升高温度 向右移动 增大 增大 增大 促进 加酸 向左移动 增大 减小 不变 抑制 加碱 向左移动 减小 增大 不变 抑制 加活泼金属，如Na 向右移动 减小 增大 不变 促进 2．水电离出的c平(H＋)和c平(OH－)的计算 (1)稀酸溶液中，c平(OH－)来源于水的电离，因此水电离的c平(H＋)水＝c平(OH－)＝。 (2)稀碱溶液中，c平(H＋)来源于水的电离，因此水电离的c平(OH－)水＝c平(H＋)＝。 归｜纳｜总｜结 水电离影响因素解疑 (1)能影响水的电离的酸和碱，不只有强酸、强碱，弱酸、弱碱也能抑制水的电离。 (2)水中加入酸(或碱)后，溶液中c平(H＋)[或c平(OH－)]虽然增大，但是c平(OH－)[或c平(H＋)]减小，KW仍不变。 (3)不管是纯水还是在酸、碱、盐溶液中，水电离产生的c平(H＋)和c平(OH－)始终相等。 要点02 电解质在水溶液中的存在形态 1．强电解质与弱电解质比较 　　类别 项目 强电解质 弱电解质 电离程度 完全电离 部分电离 化学键类型 离子键、共价键 共价键 电离过程 不可逆，用“===”表示 可逆，用“”表示 溶液中的存在形式 水合离子 分子、水合离子 相同点 都是化合物，在溶液中都能电离，都能导电，与溶解度无关 2．电离方程式的书写 (1)强电解质一步完全电离，一步写出，用“===”；弱电解质用“”。 (2)多元弱酸分步部分电离，分步写出，用“”； 如：H2SHS－＋H＋，HS－S2－＋H＋。 (3)多元弱碱分步部分电离，一步写出，用“”； 如：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 (4)强酸酸式盐一步完全电离，用“===”； 如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 (5)弱酸酸式盐分步电离，第一步完全电离出阳离子和弱酸酸根离子，用“===”，第二步弱酸酸根离子部分电离，用“”；如：NaHCO3===Na＋＋HCO， HCOCO＋H＋。 (6)规范书写离子符号，要配平，满足元素守恒和电荷守恒。 3．溶剂化作用 (1)溶剂化作用是指溶质离子或分子与溶剂分子相互吸引的作用。 (2)电解质溶于水后的存在形态：由于溶剂化作用，电解质溶于水后以“水合离子”或“水合分子”的形态存在。 归｜纳｜总｜结 (1)NaHSO4电离要注意是在水溶液里，还是熔融状态。 (2)只含共价键的电解质只有在水溶液里才能发生电离(H2O除外)，液态和熔融状态均不电离。 (3)弱酸的酸式盐第一步是盐的完全电离，第二部是弱酸酸根的部分电离，容易出错。 要点03 溶液的酸碱性的判断 溶液 性质 c平(H＋)与c平(OH－) 的大小关系 c平(H＋)/(mol·L－1) pH(25 ℃) 任意温度 25 ℃ 中性 c平(H＋)＝c平(OH－) c平(H＋)＝ c平(H＋)＝10－7 ＝7 酸性 c平(H＋)>c平(OH－) c平(H＋)> c平(H＋)>10－7 <7 碱性 c平(H＋)<c平(OH－) c平(H＋)< c平(H＋)<10－7 >7 归｜纳｜总｜结 (1)判断：溶液酸碱性的根本依据是c平(H＋)与c平(OH－)的相对大小。pH＝7的溶液不一定是中性溶液，在室温下，pH＝7的溶液是中性溶液，在其他温度下不是中性溶液。 (2)纯水中c平(H＋)＝c平(OH－)，在水溶液中c平(H＋)和c平(OH－)不一定相等，但c平(H＋)·c平(OH－)一定等于KW。 (3)pH每增大1个单位，c平(H＋)减小到原来的，c平(OH－)增大为原来的10倍。 (4)一定温度下溶液中c平(H＋)·c平(OH－)为定值，若一种离子浓度增大(或减小)，另一种离子浓度定会减小(或增大)。 要点04 溶液pH的计算 1．溶液pH计算的基本流程 2．pH的类型 (1)单一溶液 ①强酸：c平(H＋)―→pH＝－lgc平(H＋)。 ②强碱：c平(OH－)―→c平(H＋)―→pH。 (2)强酸、强碱的稀释 ①强酸pH＝a，加水稀释10n倍，则pH＝a＋n，无限稀释，pH约等于7。 ②强碱pH＝b，加水稀释10n倍，则pH＝b－n，无限稀释，pH约等于7。 (3)强酸、强碱混合后溶液pH的计算 溶液类型 相关计算 两种强酸混合 ⇒c平(H＋)＝⇒pH 两种强碱混合 ⇒c平(OH－)＝ ⇒c平(H＋)＝⇒pH 酸 碱 混 合 恰好完全反 应呈中性 pH＝7 酸过量 c平(H＋)＝⇒pH 碱过量 c平(OH－)＝⇒c平(H＋)＝⇒pH 归｜纳｜总｜结 计算溶液pH时注意的几个问题 (1)外界条件是否为25 ℃。 (2)水电离出来的c平(H＋)何时忽略不计，何时不能忽略。 (3)两种pH不同的碱溶液混合时，由于两碱溶液中水的电离程度不同，所以混合后溶液中水的电离平衡必发生移动，因此不可将两溶液中的H＋的物质的量相加得混合溶液中的H＋的物质的量。 要点05 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡常数 (1)定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。 (2)表达式：一元弱酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝。 一元弱碱：NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝。 (3)意义：电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。 (4)电离平衡常数的特点 ①电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关，且升高温度K值增大。 ②相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，对应的酸性(或碱性)越强。 ③多元弱酸是分步电离，逐级减小且一般相差很大，Ka1≫Ka2，故溶液中的 c平(H＋)主要由第一步电离程度决定。 ④多元弱碱的电离比较复杂，一般看作是一步电离。 2．电离度 (1)定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度，用α表示。 (2)表达式：α＝×100%。 (3)影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。 3．影响电离平衡的因素 (1)弱电解质的电离平衡 ①概念：在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子电离出离子的速率与离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，叫做电离平衡。 ②特点：电离平衡是动态平衡，服从化学平衡的一般规律。 (2)内因：由弱电解质本身的性质决定的。 (3)外因 因素 影响结果 温度 升高温度，电离平衡正向移动 浓度 加水稀释，电离平衡正向移动 外加 物质 加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡逆向移动(同离子效应) 加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡正向移动 归｜纳｜总｜结 1．判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 2．判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa。 3．利用电离常数可近似计算出弱酸、弱碱溶液中c平(H＋)或c平(OH－)(忽略水的电离)。 要点06 外界条件对弱电解质电离平衡的影响 1．弱电解质电离平衡的五大特点 2．电离平衡的影响因素 实例：CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0 影响因素 移动方向 n(H＋) c平(H＋) c平(CH3COO－) Ka pH 导电能力 升温(不考虑挥发) 右 增大 增大 增大 增大 减小 增强 加冰醋酸 右 增大 增大 增大 不变 减小 增强 加入其他物质 CH3COONa固体 左 减小 减小 增大 不变 增大 增强 通HCl气体 左 增大 增大 减小 不变 减小 增强 NaOH固体 右 减小 减小 增大 不变 增大 增强 加水稀释 右 增大 减小 减小 不变 增大 减弱 归｜纳｜总｜结 (1)弱电解质的电离是微弱的，在溶液中主要以弱电解质分子形式存在。 (2)对弱电解质溶液升温一般指的是微热，此时电离程度增大，电离常数增大，但是水的离子积一般认为不变。 (3)电离平衡发生正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如醋酸溶液中加冰醋酸。 (4)多元弱酸分步电离，电离常数逐渐减小，上一步电离产生的H＋对下一步的电离起到抑制作用。 (5)弱电解质溶液加水稀释，电离程度增大，但是弱电解质电离出的离子浓度却不是增大，而是减小的。 要点07 盐类水解的规律 1．盐类水解的规律 (1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸酸根离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。 (2)“越弱越水解”——弱酸酸根离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。 (3)“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解，且相互促进。 (4)“谁强显谁性”——当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反之，呈碱性，即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。 2．盐类水解离子方程式的书写 (1)盐类水解的离子方程式一般应用“”连接，由于水解程度较小，水解生成的弱电解质的浓度很小，即一般不生成沉淀或气体，一般不标“↓”或“↑”符号。 (2)多元弱酸酸根离子水解方程式应分步书写，水解是以第一步为主，如CO水解方程式为 CO＋H2OHCO＋OH－(主)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(次)。 (3)多元弱碱阳离子水解要求一步写出，如Fe3＋水解方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 归｜纳｜总｜结 弱碱阳离子水解生成H＋，弱酸酸根离子水解生成OH－。即规律“阳生阳、阴生阴”。 要点08 水解平衡移动的影响因素 1．水解平衡的移动 (1)内因：相同条件下，弱酸的酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱的碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。 (2)外因 ①温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解平衡向右移动，水解程度增大。 ②浓度：加水稀释盐的溶液，水解平衡向右移动，水解程度增大。 ③外加酸、碱：加酸可抑制弱碱阳离子的水解，加碱可抑制弱酸酸根离子的水解。 ④两种水解离子的相互影响：弱碱阳离子和弱酸酸根离子在同一溶液中，两种水解相互促进，使两种水解程度都增大，甚至反应完全。 2.以CH3COONa为例，在醋酸钠溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－　ΔH＞0 方向 c平(CH3COO－) c平(CH3COOH) c平(OH－) c平(H＋) pH 水解程度 加热 右 减小 增大 增大 减小 增大 增大 加水 右 减小 减小 减小 增大 减小 增大 加CH3COOH 左 增大 增大 减小 增大 减小 减小 加CH3COONa 右 增大 增大 增大 减小 增大 减小 加NaOH 左 增大 减小 增大 减小 增大 减小 加HCl 右 减小 增大 减小 增大 减小 增大 归｜纳｜总｜结 碱性溶液稀释时，c平(H＋)增大；酸性溶液稀释时，c平(OH－)增大。如盐酸或NH4Cl溶液加水稀释时，溶液中c平(OH－)增大；NaOH溶液或CH3COONa溶液稀释时，溶液中c平(H＋)增大。 要点9 盐类水解的应用 1．盐类做净水剂 硫酸铝钾或硫酸铝中的Al3＋水解生成Al(OH)3胶体，反应的离子方程式为 Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体有较强的吸附能力，常用作净水剂。 2．热碱水清洗油污 纯碱在水中发生水解：CO＋H2OHCO＋OH－，加热促进水解平衡右移，溶液的碱性增强，去污能力增强。 3．泡沫灭火器 (1)试剂：Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液。 (2)原理：Al3＋和HCO的水解相互促进，生成CO2气体和Al(OH)3沉淀，产生大量泡沫，隔绝可燃物和空气。反应的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 4．盐溶液的配制 配制、保存易水解的盐溶液时，加入相应的酸(或碱)抑制水解。如配制SnCl2溶液时，加入适量盐酸抑制Sn2＋的水解，得到澄清的溶液。 5．胶体的制备 实验室制备Fe(OH)3胶体利用了Fe3＋水解生成Fe(OH)3胶体的反应及加热促进水解的原理，反应的离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋。 要点10 盐溶液“蒸干”问题 1．盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质， 如Al2(SO4)3(aq)Al2(SO4)3(s)。 2．盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。 3．强碱弱酸盐，如Na2CO3溶液等，蒸干后可得到原物质。 4．阴、阳离子均易水解，其水解产物易挥发的盐蒸干后得不到任何物质，如NH4Cl、(NH4)2S等。 5．考虑盐受热时是否分解 Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4＋MnO2。 6．还原性盐在蒸干时会被O2氧化 例如，Na2SO3(aq)Na2SO4(s)；FeSO4(aq)Fe2(SO4)3(s)。 7．有时要从多方面考虑。例如，蒸干NaClO溶液时，既要考虑ClO－水解，又要考虑HClO分解，所以蒸干NaClO溶液所得固体为NaCl。 要点11 沉淀溶解平衡及其应用 1．溶解平衡状态 (1)定义：在一定温度下的水溶液里，沉淀溶解速率和离子生成沉淀速率相等，固体的量和溶液中各离子浓度不再改变时的状态。 (2)表示方法：如PbI2的沉淀溶解平衡可表示为PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)。 (3)特点：沉淀溶解平衡符合化学平衡的特点。 “动”——动态平衡。 “等”——离子生成沉淀速率和沉淀溶解速率相等。 “定”——沉淀的量及溶液中离子浓度保持不变。 “变”——条件改变，平衡发生移动。 2．溶度积 (1)定义：沉淀溶解平衡的平衡常数叫溶度积常数或溶度积，通常用符号Ksp来表示。 (2)表达式：当难溶强电解质AmBn溶于水形成饱和溶液时，建立沉淀溶解平衡：AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，其溶度积的表达式为Ksp＝c(An＋)·c(Bm－)。 (3)影响因素：Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量无关。 (4)意义：Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解程度。通常，对于相同类型的难溶电解质(如AgCl、AgBr和AgI)，Ksp越大，难溶电解质在水中的溶解程度就越高。 3．沉淀的溶解与生成 (1)原理：通过改变条件使溶解平衡移动，最终使溶液中的离子转化为沉淀或沉淀转化为溶液中的离子。 (2)判断：在难溶电解质溶液中， ①当Q＞Ksp时，就会有沉淀生成。 ②当Q＝Ksp时，处于平衡状态。 ③当Q＜Ksp时，就会使沉淀溶解。 (3)应用 ①利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。 ②用来解释某些生活现象。如溶洞中石笋、钟乳石的形成，所涉及的化学反应有CaCO3＋CO2＋H2O===Ca(HCO3)2，Ca(HCO3)2CaCO3↓＋H2O＋CO2↑。 4．沉淀的转化 (1)实质：是沉淀溶解平衡的移动。 (2)特点 ①通常，一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀。 ②两种难溶物的溶解能力差别越大，越容易转化。 (3)应用 除去废水中的Cu2＋、Hg2＋、Pb2＋等，常用FeS、MnS等难溶物作沉淀剂。如可用FeS等难溶杂质作为沉淀剂除去废水中的重金属离子Hg2＋，沉淀转化反应为FeS(s)＋Hg2＋(aq)===Fe2＋(aq)＋HgS(s)。 要点12 沉淀溶解平衡的影响因素及Ksp的应用 1．沉淀溶解平衡的影响因素 影响因素 平衡移动方向 Ksp变化 温度 升高温度 向吸热方向移动，多数为溶解方向 多数增大 降低温度 向放热方向移动，多数为沉淀方向 多数减小 浓度 加水 向溶解方向移动 不变 加入相同离子 向生成沉淀方向移动 不变 加入与体系中离子发生反应的离子 向溶解方向移动 不变 2．溶度积(Ksp)的应用 (1)利用Ksp比较难溶电解质的溶解度的大小：相同温度下，同种类型的难溶电解质，Ksp越大，溶解程度就越高。 (2)利用Ksp判断沉淀的溶解与生成：定义难溶电解质溶液中有关离子浓度幂的乘积(浓度商)为Q。通过比较Ksp和Q的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下能否溶解。 Q与Ksp关系 溶液性质 有无沉淀析出 Q＞Ksp 过饱和 有沉淀析出 Q＝Ksp 饱和 沉淀溶解平衡 Q＜Ksp 不饱和 无沉淀析出 (3)由Ksp计算溶液中某离子的浓度：Ksp是难溶电解质在水溶液中达到饱和后各离子浓度的关系，在某难溶电解质的溶液中，若已知其中一种离子的浓度，就可以根据Ksp计算另一种离子的浓度。 归｜纳｜总｜结 1．沉淀溶解平衡图像题的解题策略 第一步：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。 第二步：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Q＝Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线外。 (2)曲线上方区域的点均为饱和溶液与沉淀共存的体系，此时Q>Ksp。 (3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Q<Ksp。 第三步：抓住Ksp的特点，结合选项分析判断 (1)溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况：①原溶液不饱和时，离子浓度要增大都增大；②原溶液饱和时，离子浓度都不变。 (2)溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同。 2．Ksp的计算类型 常考题型 解题策略 根据定义式或者数形结合求Ksp，或者判断沉淀金属离子所需pH 直接根据Ksp(AmBn)＝c(An＋)·c(Bm－)解答，如果已知溶解度，则化为物质的量浓度再代入计算 沉淀先后的计算与判断 (1)沉淀类型相同，则Ksp小的化合物先沉淀； (2)沉淀类型不同，则需要根据Ksp分别计算出沉淀时所需离子浓度，所需离子浓度小的先沉淀 根据两种含同种离子的化合物的Ksp数据，求溶液中不同离子浓度的比值 如某溶液中含有I－、Cl－等，向其中滴加AgNO3溶液，当AgCl开始沉淀时，求溶液中，则有＝＝ 判断沉淀的生成或转化 把离子浓度数值代入Ksp表达式，若数值大于Ksp，沉淀可生成或转化为相应难溶物质 要点13 离子反应的四种类型 1．复分解反应型 (1)生成难溶物或微溶物的离子反应。 (2)生成弱电解质的离子反应 常见的与H＋结合的弱酸酸根离子有：F－、ClO－、S2－、HS－、SO、HSO、PO、HPO、H2PO、CO、HCO、CH3COO－、[Al(OH)4]－、SiO等； 常见的与OH－结合的弱碱阳离子有：NH、Mg2＋、Al3＋、Fe3＋、Zn2＋、Cu2＋等。 (3)生成气体或挥发性物质的离子反应 如H＋与CO、SO、S2－、HS－、HSO、HCO等；OH－与NH。 2．氧化还原反应型 (1)MnO(H＋)与Cl－、Br－、I－、S2－、HS－、SO、HSO、Fe2＋等。 (2)NO(H＋)与Br－、I－、S2－、HS－、SO、HSO、Fe2＋等。 (3)ClO－与Br－、I－、S2－、HS－、SO、HSO、Fe2＋等。 (4)Fe3＋与I－、S2－、HS－、SO、HSO等。 3．水解相互促进型 (1)Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、SiO、[Al(OH)4]－、ClO－等。 (2)Fe3＋与CO、HCO、SiO、[Al(OH)4]－、ClO－等。 (3)Mg2＋与S2－、HS－、[Al(OH)4]－、SiO等。 (4)NH与[Al(OH)4]－、ClO－、SiO等。 4．络合反应型 如Fe3＋与SCN－生成Fe(SCN)3；Ag＋与NH3·H2O生成[Ag(NH3)2]＋。 要点14 离子方程式的书写与判断 1．书写要点：抓住一易、两等、三查 (1)一易：易溶的强电解质(强酸、强碱和大多数可溶性盐)以实际参加反应的离子符号表示；其他物质(非电解质、弱电解质、难溶物、气体、单质、氧化物等)用化学式表示。 (2)两等：离子方程式两边的原子个数、电荷总数均应相等。 (3)三查：检查各项是否都有公约数，是否漏写必要的反应条件，是否漏写离子反应。 2．与量有关的离子方程式的书写注意问题 (1)要注意“过量”“少量”“等物质的量”“适量”“任意量”以及滴加顺序对离子方程式的影响。 (2)以量少的为标准，一般将少量物质的物质的量，先定为“1 mol”，确定另一种物质参加反应的离子的物质的量。同时少量物质参加反应的离子系数之比要符合化学式。 3．离子方程式的正误判断 (1)看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应 如2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑就不符合客观事实。 (2)看“===”“”“↑”“↓”等是否正确 如用饱和FeCl3溶液制备胶体的离子方程式不能写为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋，应该写为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋。 (3)看表示各物质的化学式是否正确 如HCO不能写成CO＋H＋；HSO通常写成SO＋H＋，HCOO－不可写成COOH－等。 (4)看是否漏掉离子反应 如Ba(OH)2溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2＋与SO的反应，又要写 Cu2＋与OH－的反应。 (5)看是否遵循“两等” 即离子方程式两边的原子个数和电荷总数均应相等。氧化还原反应还应看转移的电子个数是否相等。如FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe2＋＋Cl2===Fe3＋＋2Cl－，而应写成2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－。 (6)看反应物或产物的配比是否正确 如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应不能写成： H＋＋OH－＋SO＋Ba2＋BaSO4↓＋H2O， 应写成：2H＋＋2OH－＋SO＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O。 (7)看是否符合题设条件要求 如“过量”“少量”“等物质的量”“适量”“任意量”以及滴加顺序等对反应的影响。如向FeBr2溶液中通入少量Cl2的离子方程式为2Fe2＋＋Cl2=== 2Fe3＋＋2Cl－；往FeBr2溶液中通入过量Cl2的离子方程式为 2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－； Na2CO3溶液中通入过量SO2的离子方程式为： CO＋2SO2＋H2O===CO2↑＋2HSO。 (8)对于微溶物的处理归纳为三种情况 ①在反应产物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示。如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液： 2Ag＋＋SO===Ag2SO4↓。 ②当反应物里有微溶物处于溶液状态(稀溶液)时，应写成离子的形式，如少量CO2气体通入澄清石灰水中： CO2＋Ca2＋＋2OH－===CaCO3↓＋H2O。 ③当反应物里有微溶物处于浊液或固态时，应写成化学式，如石灰乳中加入Na2CO3溶液： Ca(OH)2＋CO===CaCO3＋2OH－。 要点15 离子反应的应用 1.物质检验与含量测定 (1)离子检验 利用Fe3＋与SCN－反应检验Fe3＋：Fe3＋＋3SCN－FeSCN3 利用I－与Ag＋反应检验I－：Ag＋＋I－===AgI (2)测定溶液中某些离子的浓度 ①沉淀法：如溶液中SO的浓度，用Ba2＋将其转化为BaSO4沉淀，再称量沉淀的质量求得。 ②酸碱中和滴定法：强酸溶液中H＋的浓度可以用已知准确浓度的强碱溶液滴定的方法获得。 ③氧化还原滴定法：如溶液中MnO的浓度可以用已知准确浓度的Fe2＋溶液滴定的方法来获得。 2．物质制备与纯化 (1)物质的制备：离子反应可以用于制备物质。 ①氯碱工业生产烧碱和氯气的离子方程式： 2Cl－＋2H2O2OH－＋Cl2↑＋H2↑。 ②实验室制取CO2的离子方程式： CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。 (2)物质的纯化 ①制高纯度的氯化钠：除去其中少量的SO、Mg2＋、Ca2＋，需要引入的试剂离子分别为Ba2＋、OH－、CO。 ②除去污水中的重金属离子：将其转化为沉淀而除去。 3．生活中常见的离子反应 (1)胃酸过多的治疗 ①服用“胃舒平”[主要成分是Al(OH)3]，离子反应为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。 ②服用小苏打片，离子方程式为HCO＋H＋===CO2↑＋H2O。 (2)硬水及其软化 ①硬水的含义：自然界里含Ca2＋、Mg2＋较多的水。 ②硬水的形成：水中的二氧化碳与岩石中的CaCO3和MgCO3发生反应生成可溶性碳酸氢盐而使Ca2＋、Mg2＋进入水中形成，离子方程式为CaCO3＋CO2＋H2O===Ca2＋＋2HCO，MgCO3＋CO2＋H2O===Mg2＋＋2HCO。 ③硬水的软化方法 a．加热法：加热可使HCO分解，生成的CO与Ca2＋、Mg2＋结合成沉淀，发生反应如下： Ca2＋＋2HCOCaCO3↓＋CO2↑＋H2O，Mg2＋＋2HCOMgCO3↓＋CO2↑＋H2O。 b．加沉淀剂法：在硬水中加入Na2CO3等沉淀剂也可以降低水中Ca2＋、 Mg2＋的浓度，发生反应如下：Ca2＋＋CO===CaCO3↓，Mg2＋＋CO===MgCO3↓。 要点16 离子的检验 1．离子检验的类型 (1)生成沉淀； (2)生成气体； (3)显示特殊颜色。 2．检验方法 方法 离子 试剂 现象 注意 沉淀 法 Cl－、Br－、 I－ AgNO3溶液和稀硝酸 AgCl(白色)、AgBr(淡黄色)、AgI(黄色) — SO 稀盐酸和BaCl2溶液 白色沉淀 先用稀盐酸酸化 Fe2＋ NaOH溶液 白色沉淀→灰绿色沉淀→红褐色沉淀 — Fe3＋ NaOH溶液 红褐色沉淀 — Al3＋ NaOH溶液 白色沉淀→溶解 — 气体 法 NH 浓NaOH溶液和湿润的红色石蕊试纸 产生有刺激性气味的气体，且气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝 要加热 CO 稀盐酸和澄清石灰水 澄清石灰水变浑浊 SO、HCO、 HSO有干扰 SO 稀硫酸和品红溶液 产生有刺激性气味的气体，且气体能使品红溶液褪色 — 显色 法 I－ 氯水(少量)，CCl4 下层为紫色 — Fe2＋ KSCN溶液和氯水 先是无变化，滴加氯水后变红色 先加KSCN溶液，无变化，再加氯水 Fe3＋ KSCN溶液 红色 — 焰色 实验 Na＋、K＋ Pt(Fe)丝和稀盐酸 火焰分别呈黄色、紫色 K＋要透过蓝色钴玻璃片观察焰色 要点17 酸碱中和滴定实验 1．原理 酸和碱反应的实质是H＋＋OH－===H2O。用已知浓度的盐酸(标准液)来滴定未知浓度的NaOH溶液(待测液)的计算公式为c待＝。 2．常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围的pH 石蕊 <5.0红色 5.0～8.0紫色 >8.0蓝色 甲基橙 <3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 <8.2无色 8.2～10.0粉红色 >10.0红色 3．实验用品 (1)仪器 酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管架(铁架台和蝴蝶夹)、锥形瓶。 ①酸式滴定管：可盛放酸性溶液、氧化性溶液，不能盛放碱性溶液，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开。 碱式滴定管：可盛放碱性溶液，不能盛放酸性溶液、氧化性溶液，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶。 ②滴定管的上端都标有规格大小、使用温度、0刻度；滴定管的精确度为0.01 mL。 (2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 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：检漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。 ②锥形瓶：注碱液→记读数→加指示剂。 (2)滴定 (3)终点判断：等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且半分钟内不变原色，视为滴定终点并记录消耗标准液的体积。 5．数据处理 将上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。 6．中和滴定误差分析 酸碱中和滴定的误差分析关键是根据c待＝进行分析，计算中V待与c标均为确定值，只有V标影响着c待的计算结果，故在误差分析时应最终归结为对 V标的影响：V标增大，实验结果偏高；V标减小，实验结果偏低。 题型01 水的电离与水的离子积常数 【典例1】水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：，下列叙述错误的是 A．向水中加入少量溶液，水的电离平衡逆向移动，增大 B．向水中加入少量固体，水的电离程度减小，增大 C．向水中加入少量，水的电离平衡逆向移动，溶液的增大 D．向水中加入少量固体，溶液呈中性，水的电离平衡不移动 【答案】C 【解析】NaOH提供OH-，使平衡逆向移动，c(OH-)增大，A正确；NaHSO4电离出H+，抑制水的电离，c(H+)增大，B正确；CH3COOH增加H+浓度，pH减小，而非增大，C错误；KCl不改变H+和OH-浓度，平衡不移动，D正确；故选C。 方｜法｜点｜拨 酸或碱溶液中c水(H+)、c水(OH-)的计算方法 (1)在酸或碱溶液中水的电离虽然受到抑制，但c水(H+)=c水(OH-)。 (2)酸溶液中c水(H+)=c水(OH-)=(忽略水电离出的H+的浓度)，酸电离的H+浓度认为是溶液中总c(H+)。 (3)碱溶液中c水(OH-)=c水(H+)=(忽略水电离出的OH-的浓度)，碱电离的OH-浓度认为是溶液中总c(OH-)。 【变式1-1】25℃时水的电离达到平衡：，下列叙述不正确的是 A．将水加热，增大，pH减小 B．向水中加入少量硫酸氢钠固体，增大 C．向水中加入少量固体氢氧化钠，水的电离程度增大 D．向水中滴入少量NaOH溶液，平衡逆向移动，c(H+)降低 【答案】C 【解析】水的电离是吸热反应，加热促进电离，Kw增大，纯水中c(H+)和c(OH-)等比例增加，pH减小，A不符合题意；加入硫酸氢钠（强酸酸式盐）会释放H+，c(H+)增大，抑制水的电离，c(OH-)减小，比值增大，B不符合题意；加入NaOH固体，OH-浓度增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，C符合题意；加入NaOH溶液，OH-浓度增大，平衡逆向移动，c(H+)降低，D不符合题意；故选C。 【变式1-2】水的电离平衡曲线如图所示。在T℃时，向蒸馏水中加入金属Na，保持温度不变，反应后得到对应c点的溶液。下列说法正确的是 A． B．加入金属Na会促进水的电离 C．c点对应溶液的pH=2 D．若b点为稀盐酸溶液，由水电离出的为 mol/L 【答案】B 【解析】T℃时，水的离子积常数>(25℃时)，水的电离为吸热过程，温度越高，水的离子积常数越大，则，A错误；若加金属Na，钠与水电离出的H+发生反应，消耗H+，导致水的电离平衡向右移动，促进水的电离，B正确；c点对应溶液的 mol/L，T℃时，水的离子积常数，则 mol/L，，C错误；b点（25℃）对应水的离子积为，溶液中， mol/L，水电离产生的等于水电离产生的，该点的溶液中由水电离产生的 mol/L，D错误；故选B。 题型02 弱电解质的电离平衡 【典例2】下列物质在水中的电离方程式书写正确的是 A． B． C． D． 【答案】A 【解析】硫酸氢钠是强电解质，在水中完全电离为Na+、H+和，电离方程式为，故A正确；碳酸是多元弱酸，多元弱酸分步电离，碳酸电离方程式为，故B错误；HF是弱酸，为可逆反应，电离方程式为：，故C错误；与H2O的反应是水解方程式，而非电离方程式，故D错误；故选A。 方｜法｜点｜拨 加水稀释粒子浓度比值变化分析 (1)同一溶液、浓度比等于物质的量比。如HF溶液：。(由浓度比较变成物质的量比较) (2)将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：。(由两变量转变为一变量) 【变式2-1】已知溶液常温时显酸性，溶液中存在以下平衡： ① ② 向的溶液中分别加入以下物质，下列有关说法不正确的是 A．加入少量金属Na，平衡①左移，平衡②右移，溶液中减小 B．加入少量固体，则 C．加入少量NaOH溶液，、的值均增大 D．加入氨水至中性，则 【答案】D 【解析】加入金属Na会与溶液反应生成NaOH，从而使得的浓度上升，导致平衡①向左移动，同时生成的会与反应，导致浓度降低，使得平衡②向右移动，生成更多，因此，的电离程度增大，并且其会与发生反应，故减小，A正确；该溶液中的电荷守恒式为，在加入少量固体后依旧保持离子和电荷守恒，B正确；加入NaOH会消耗，使得浓度降低，故增大，同时也因NaOH的加入而增大，C正确；加入氨水后，由于溶液呈中性，故，在此条件下，根据物料守恒，，故，因此，D错误；故选D。 【变式2-2】醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH+ + CH3COO-，下列叙述不正确的是 A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大 B．0.10 mol·L-1 的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中CH3COO-物质的量和浓度都减小 C．CH3COOH 溶液中加入少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动 D．25 ℃时，欲使稀醋酸溶液的pH和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸 【答案】B 【解析】电离吸热，升温使电离平衡正向移动，Ka增大，故A正确；“越稀越电离”，醋酸稀释时，虽然CH3COO-的浓度降低，但电离度增加导致其物质的量增加，故B错误；加入少量的CH3COONa固体，CH3COO-的浓度增大，CH3COOHH+ + CH3COO-平衡逆向移动，故C正确；加入冰醋酸，CH3COOH浓度增大，CH3COOHH+ + CH3COO-正向移动，氢离子浓度增大，pH减小，根据“越稀越电离”，醋酸的电离程度降低，故D正确；故选B。 题型03 溶液的酸碱性及其pH的计算 【典例3】下列关于溶液酸碱性的说法正确的是 A．溶液中若mol·L-1，则，溶液显酸性 B．25℃时，的氨水和的等体积混合，所得溶液的 C．常温下，能使甲基橙指示剂变黄的溶液一定呈中性或碱性 D．在t℃()时，将的强碱与的强酸溶液混合，所得混合液的，则强碱与强酸的体积比为2：99 【答案】D 【解析】溶液的酸碱性取决于溶液中浓度与浓度相对大小，溶液中若mol·L-1，未指明温度，不能说明，A错误；25℃时，的氨水和的等体积混合，充分反应后氨水过量，溶液显碱性，所得溶液的，B错误；甲基橙在溶液的pH大于4.4时显黄色，常温下，能使甲基橙指示剂变黄的溶液可能呈酸性、中性或碱性，C错误；设酸溶液的体积为xL、碱溶液的体积为yL、的强碱溶液中mol/L，的强酸溶液中mol/L，混合溶液的，则混合溶液中mol/L，根据混合溶液中 mol/L，解得：，D正确；故选D。 方｜法｜点｜拨 酸、碱混合后溶液酸碱的判断 (1)等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。 (2)室温下c酸(H+)=c碱(OH-)，即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。 (3)室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合酸碱性分析(两强混合) ①若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH=7。 ②若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。 ③若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7。 【变式3-1】现有常温时pH=1的某强酸溶液10mL，下列操作(忽略混合后溶液的体积变化)能使溶液的pH变成2的是 A．加入的溶液 B．加入水进行稀释 C．加水稀释成 D．加入的盐酸 【答案】A 【解析】原溶液中H⁺的浓度为0.1mol/L，其物质的量为0.001mol，NaOH的物质的量为0.0008mol，中和后剩余H⁺为0.0002mol，总体积20mL，c(H+)=0.01mol/L，pH=2，A符合题意。稀释后体积110mL，c(H+)≈0.00909mol/L，pH≈2.04，B不符合题意；稀释至1L时c(H+)==0.001mol/L，pH=3，C不符合题意；混合后c(H+)=≈0.0505mol/L，pH≈1.3，D不符合题意；故选A。 【变式3-2】常温下，pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合，所得混合液的pH=12，则强碱与强酸的体积比是 A．2：9 B．9：2 C．11：2 D．2：11 【答案】A 【解析】pH=13的强碱中，c(OH-)=0.1 mol/L（因Kw=1×10-14，c(OH-)=10-14/10-13=0.1）， pH=2的强酸中，c(H+)=0.01 mol/L，混合后pH=12，对应c(OH⁻)=0.01 mol/L，设强碱体积为Vb，强酸体积为Va，则：，化简得：，即，因此，强碱与强酸体积比为2:9，对应选项A。 题型04 粒子浓度大小比较 【典例4】常温下，向浓度为0.1 mol·L-1、体积为VL的氨水中逐滴加入一定浓度的盐酸，用pH计测溶液的pH随盐酸的加入量而降低的滴定曲线，d点两种溶液恰好完全反应。下列说法错误的是 A．该温度时的电离常数约为 B．b、c、d三点的溶液中，由水电离出的由大到小顺序为 C．b点溶液中： D．d点溶液有： 【答案】C 【解析】滴定前氨水中，c(H+)=10-11 mol/L，则c(OH-)=10-3 mol·L-1，K=，A正确；b点溶质为NH3·H2O和NH4Cl溶液呈碱性，可得NH3·H2O的电离程度大于的水解程度，对水的电离平衡起到抑制作用；在c点时，溶液为中性对水的电离平衡无影响；在d点时，溶质为氯化铵发生水解溶液为酸性，对水的电离平衡起到促进作用；所以b、c、d三点时的溶液中，水电离的c(H+)大小顺序是d＞c＞b，B正确；b点溶质为等物质的量的NH3·H2O和NH4Cl溶液，电荷守恒：，物料守恒：，联立得：，C错误；d点为NH4Cl溶液，由于铵根部分水解生成氢离子，所以溶液中有，D正确；故选C。 方｜法｜点｜拨 　离子浓度大小比较的常用方法 (1)多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4溶液中：c平(H＋)>c平(H2PO)>c平(HPO)>c平(PO)。 (2)多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3溶液中：c平(Na＋)>c平(CO)>c平(OH－)>c平(HCO)>c平(H＋)。 (3)混合溶液中各离子浓度的比较，根据电离程度、水解程度的相对大小综合分析。 ①电离程度大于水解程度的有NH3·H2O和NH、CH3COOH和CH3COO－、HSO。如0.1 mol·L－1NH4Cl和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中，由于NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度，导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为c平(NH)>c平(Cl－)>c平(OH－)>c平(H＋)。 ②电离程度小于水解程度的有HCN和CN－、HCO和CO、HCO。 如0.1 mol·L－1的HCN和0.1 mol·L－1的NaCN混合溶液中：由于HCN的电离程度小于CN－的水解程度，导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为c平(Na＋)＞c平(CN－)＞c平(OH－)＞c平(H＋)。 根据离子浓度守恒关系判断大小问题，要抓住一个原理、两类平衡、三种守恒进行分析，即化学平衡移动原理，电离平衡和水解平衡，电荷守恒、物料守恒和质子守恒。若是“＝”考虑三种守恒，若是“>”或“<”可考虑弱电解质的电离或盐类的水解。 【变式4-1】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】根据电荷守恒，，溶液中性时，则，， A错误；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；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；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；故选C。 【变式4-2】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】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；溶液中N和C的物质的量相等，根据物料守恒得出，B正确； 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；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05 盐类水解的应用 【典例5】下列过程与盐类水解反应无关的是 A．热的纯碱溶液去除油污效果更好 B．小苏打与明矾作油条膨松剂的主要成分 C．石灰岩(喀斯特地貌)溶洞的形成 D．向沸水中滴入饱和溶液制备胶体 【答案】C 【解析】加热纯碱溶液，促进碳酸根水解，溶液碱性增加，有利于油脂的水解，与盐类水解有关，A不符合题意；小苏打与明矾作油条膨松剂、泡沫灭火剂的主要成分与盐类水解反应有关，B不符合题意；石灰岩溶洞形成是CaCO3与CO2和水的反应生成Ca(HCO3)2，属于碳酸盐的溶解，与盐类水解无关，C符合题意；FeCl3水解生成Fe(OH)3胶体，加热促进水解，与盐类水解有关，D不符合题意；故选C。 【变式5-1】下列事实与盐类水解无关的是 A．草木灰和铵态氮肥不能混合使用 B．加热能使纯碱溶液去污能力增强 C．水溶液呈酸性 D．配制溶液，需用盐酸溶解固体 【答案】C 【解析】草木灰含，碳酸钾为强碱弱酸盐，水解使溶液呈碱性，与铵态氮肥中的产生，导致肥效降低，与盐类水解有关，A不符合题意；纯碱为，碳酸钠为强碱弱酸盐，水解使溶液呈碱性，水解吸热，加热促进水解，碱性增强，去污能力提高，与盐类水解有关，B不符合题意；在水中完全电离为、和，溶液酸性源于的电离，而非水解，与盐类水解无关，C符合题意；溶液的易水解，加盐酸能抑制其水解，所以配制溶液，需用盐酸溶解固体，与盐类水解有关，D不符合题意；故选C。 【变式5-2】下列事实：①可用作食用碱；②水溶液呈酸性；③长期使用铵态氮肥，会使土壤酸度增大；④铵态氮肥不能与草木灰混合施用；⑤加热能使纯碱溶液去污能力增强；⑥配制溶液，需用盐酸溶解固体。其中与盐类水解有关的是 A．①②③④⑤ B．①③④⑤⑥ C．①③④⑤ D．①②③④⑤⑥ 【答案】B 【解析】① NaHCO3水解呈碱性，与水解有关，①符合题意； ② NaHSO4电离出H+导致酸性，无关水解，②不符合题意； ③ 水解使土壤酸化，与水解有关，③符合题意； ④ 草木灰主要成分为K2CO3，与的水解相互促进，因此不能混合施用，与水解有关，④符合题意； ⑤ 加热促进Na2CO3水解，碱性增强，所以去污能力增强，与水解有关，⑤符合题意； ⑥ 加盐酸抑制SnCl2水解，与水解有关，⑥符合题意。故选B。 题型6 沉淀溶解及其应用 【典例6】下列关于AgCl沉淀溶解平衡的说法正确的是 A．，说明AgCl部分电离，是弱电解质 B．AgCl沉淀溶解达到平衡时，和浓度一定相等且保持不变 C．向AgCl饱和溶液中，加少量的水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动，变大 D．为减少洗涤过程中固体损耗，最好选用盐酸代替水洗涤AgCl 【答案】D 【解析】AgCl属于盐，在水溶液中溶解度小但溶解部分完全电离，属于强电解质，A错误；若溶液中无其他离子影响，AgCl溶解平衡时Ag⁺和Cl⁻浓度相等，若向平衡体系中加入硝酸银溶液重新平衡时，c(Ag⁺)增大，c(Cl⁻)减小，二者浓度不相等，B错误；稀释AgCl饱和溶液时，平衡右移，溶度积Ksp不变，重新平衡时，浓度不变，C错误；用盐酸洗涤时，Cl⁻浓度增大，抑制AgCl溶解，减少固体损耗，D正确；故选D。 方｜法｜点｜拨 【变式6-1】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】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；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；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；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6-2】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】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；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；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；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。 题型7 沉淀溶解平衡图像分析 【典例7】某些难溶性铅盐可用作涂料，如秦俑彩绘中使用的铅白和黄金雨中黄色的。室温下将和分别加入水中，达到溶解平衡时与或的关系如图所示。 下列说法错误的是 A．L1对应的是与的关系变化 B．的数量级为 C．点对应的是过饱和溶液 D．向浓度均为、混合溶液中滴入溶液，先产生白色沉淀 【答案】C 【分析】，当时和时的值与值相同，故L2曲线为PbCO3的溶解曲线，L1曲线为PbI2的溶解曲线，据此分析； 【解析】根据分析可知，对应的是与的关系变化，A正确；根据图中信息得到，数量级为，B正确；q点I-浓度小于对应的饱和溶液I-浓度，是不饱和溶液，C错误；根据图中信息得到，，浓度均为、混合溶液中滴入溶液，碳酸钠所需的铅离子浓度小于碘化钠所需的铅离子浓度，因此先产生白色沉淀，D正确；故选C。 【变式7-1】绚丽多彩的无机颜料的应用曾创造了古代绘画和彩陶的辉煌。硫化镉（CdS）是一种难溶于水的黄色颜料，其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．图中和分别为温度下CdS在水中的物质的量浓度 B．图中各点对应的的关系为： C．向点的溶液中加入少量固体，溶液组成由沿线向方向移动 D．温度降低时，q点的饱和溶液的组成由q沿qp线向p方向移动 【答案】B 【解析】CdS在水中存在沉淀溶解平衡：，其溶度积，在饱和溶液中，，结合图像可以看出，图中和分别表示和温度下CdS的物质的量浓度，A项正确；CdS的沉淀溶解平衡中的溶度积只受温度影响，和p点均在温度为条件下所测的对应离子浓度，则其溶度积相同，B项错误；点达到沉淀溶解平衡，向其中加入硫化钠后，平衡向逆反应方向移动，减小，增大，溶液组成由m沿mpn向p方向移动，C项正确；从图像中可以看出，随着温度的升高，离子浓度增大，说明为吸热反应，则温度降低时，q点对应饱和溶液的溶解度下降，溶液中的与同时减小，会沿qp线向p点方向移动，D项正确;故选B。 【变式7-2】在T℃时，Ag2CrO4(橘红色)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知该温度下AgCl的Ksp=1.8×10-10。下列说法正确的是 A．T℃时，Ag2CrO4的Ksp为1.8×10-8 B．T℃时，Y点和Z点时Ag2CrO4的Ksp不相等 C．T℃时，X点的溶液体系处于过饱和状态，会产生橘红色沉淀 D．T℃时，将0.01mol∙L-1AgNO3溶液滴入20mL0.01mol∙L-1KCl和0.01mol∙L-1 K2CrO4的混合溶液中，先沉淀 【答案】C 【解析】T℃时，Ag2CrO4中，c(Ag+)=1.0×10-3mol∙L-1，c()=1.0×10-5mol∙L-1，Ksp= c2(Ag+)∙c()=(1.0×10-3)2×1.0×10-5=1.0×10-11，A不正确；温度相同时，难溶电解质的Ksp是一个定值，则T℃时，Y点和Z点Ag2CrO4的Ksp相等，B不正确；T℃时，X点时溶液中c(Ag+)大于饱和溶液中的c(Ag+)，而c()与饱和溶液中相同，则该体系处于过饱和状态，会产生橘红色沉淀，C正确；T℃时，将0.01mol∙L-1AgNO3溶液滴入20mL0.01mol∙L-1KCl和0.01mol∙L-1 K2CrO4的混合溶液中，Cl-开始沉淀时，c(Ag+)=mol/L=1.8×10-8 mol∙L-1，开始沉淀时，c(Ag+)=mol/L=1.0×10-4.5 mol∙L-1，故Cl-先沉淀，D不正确；故选C。 题型8 酸碱中和滴定及其误差分析 【典例8】下列关于酸碱中和滴定实验的说法正确的是 A．用NaOH标准溶液滴定盐酸选择酚酞作指示剂，溶液由无色变为粉红色，立即停止并读数 B．在锥形瓶中加入的指示剂越多，滴定终点现象越明显 C．酸式或碱式滴定管用水洗净后用相应待装溶液润洗 D．用NaOH标准溶液滴定盐酸，盛盐酸的锥形瓶滴定前用盐酸润洗2~3次 【答案】C 【解析】用NaOH滴定盐酸时，酚酞变色后需等待半分钟颜色不褪去才能读数，立即停止会导致误差，A项错误；指示剂过量可能干扰颜色判断，通常只需1~2滴，B项错误；滴定管使用前必须用待装液润洗，避免残留水稀释溶液，C项正确；锥形瓶润洗会引入额外待测液，导致结果偏高，应直接使用洁净干燥的锥形瓶，D项错误；故选C。 方｜法｜点｜拨 分析依据cB=(VB表示准确量取的待测液的体积、cA表示标准溶液的浓度)。 若VA偏大⇒cB偏大；若VA偏小⇒cB偏小。 【变式8-1】使用酸碱中和滴定的方法，用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用量筒量取浓盐酸配制稀盐酸时，量筒用蒸馏水洗净后未经干燥直接量取浓盐酸，会导致所量取的浓盐酸被蒸馏水稀释，标准液盐酸浓度减小，滴定时消耗的标准液体积增大，根据，测定结果偏高； ②配制稀盐酸定容时(容量瓶)，俯视容量瓶刻度线，导致容量瓶中加入的蒸馏水体积偏小，所配得的标准液盐酸浓度增大，滴定时消耗的标准液体积偏小，根据，测定结果偏低； 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，导致消耗的标准液体积偏大，根据，测定结果偏高； 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，是完全正确的做法，可确保所有滴加的标准液都参与反应，不这样做反而会影响标准液的用量； 综上，这些操作中会使测定结果偏高的是①③，故选A。 【变式8-2】用的溶液来测定未知浓度醋酸溶液，下列操作中可能使所测醋酸溶液的浓度数值偏高的是 A．水洗涤后的酸式滴定管未用醋酸溶液润洗就直接注入醋酸溶液，并移取的醋酸溶液于锥形瓶中 B．滴定快达终点时，用蒸馏水洗涤锥形瓶的瓶壁，然后继续滴定至终点 C．用甲基橙作指示剂滴至橙色变黄色后，要等30秒，若溶液不褪色表明达到滴定终点 D．读取溶液体积时，开始俯视读数，滴定结束时仰视读数 【答案】D 【解析】酸式滴定管未润洗导致醋酸被稀释，实际取用的醋酸物质的量减少，所需NaOH体积减少，测得浓度偏低，A错误；锥形瓶加水不影响醋酸物质的量，对滴定结果无影响。B错误；甲基橙的变色范围在酸性区间（pH≈4.4），而滴定终点应为碱性（pH≈8.7），导致NaOH用量不足，结果偏低，C错误；初始俯视读数使V₁偏小，终点仰视读数使V₂偏大，导致计算出的V(NaOH)偏大，结果偏高，D正确；故选：D。 题型9 酸碱中和滴定曲线 【典例9】25℃时，用0.100mol/L的NaOH溶液滴定的溶液，测得滴定过程中溶液的pH变化如图所示。下列说法正确的是 A．该滴定可以用甲基橙作为指示剂 B．若③点溶液中存在，此时 C．①点溶液中： D．在相同温度下，①、②、③三点溶液中水电离的：③<②<① 【答案】C 【解析】滴定终点时，溶质为CH3COONa溶液，CH3COONa溶液显碱性，应选用酚酞试液作指示剂，A项错误；若，根据物料守恒，此时与恰好完全反应生成，溶液体积，B项错误；①点时，加入10mL溶液，此时溶液中溶质为等物质的量的和，电离使溶液显酸性，水解使溶液显碱性，此时溶液呈酸性，说明电离程度大于水解程度，溶液中离子浓度大小应为，C项正确；①点溶液中过量，溶液呈酸性，抑制水的电离；②点溶液呈中性，水的电离基本不受影响；水的电离：②＞①；③点可能是恰好完全反应的计量点，此时恰好生成，促进水的电离，也可能是过量，溶液呈碱性，抑制水的电离，所以在相同温度下，①、②、③三点溶液中水电离的：不可能是①最大，D项错误；故选C。 方｜法｜点｜拨 强酸与强碱滴定过程中pH曲线 如以0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸的滴定曲线如下： 【变式9-1】常温下，用滴定滴定曲线如图所示。下列说法正确的是 A．HA可能是强酸 B．b点溶液： C．水的电离程度：点点 D．点溶液： 【答案】B 【解析】a点时，KOH的体积为0，若HA为强酸，则0.1mol/LHA的pH=1，与图中不符，因此可以判断HA是弱酸，A错误；b点加入5mLKOH溶液，得到KA、HA的物质的量浓度相同的混合液，溶液的pH＜7，则表明以HA的电离为主，所以溶液中存在：，B正确；c点时，溶液呈中性，水的电离不受影响，d点为KA溶液，发生A-的水解反应，从而促进水的电离，所以水的电离程度：d点＞c点，C错误；c点溶液的pH=7，c(H+)=c(OH-)，依据电荷守恒：c(H+)+c(K+)=c(A-)+c(OH-)，则c(K+)=c(A-)，D错误；故选B。 【变式9-2】酸碱中和滴定曲线可以通过实验测得。下图曲线a和b是常温下盐酸与氢氧化钠溶液相互滴定的滴定曲线，下列说法不正确的是 A．氢氧化钠的物质的量浓度为0.01mol/L B．曲线b是氢氧化钠溶液滴定盐酸溶液的滴定曲线 C．P点时恰好完全中和，溶液呈中性 D．甲基橙或者酚酞都能用作本实验的指示剂 【答案】B 【解析】观察曲线b起点，常温下，氢氧化钠溶液的，，氢氧化钠的物质的量浓度为，A正确；曲线b的pH逐渐降低，所以b是盐酸滴定氢氧化钠溶液的曲线，B错误；P点时恰好完全中和，溶质为氯化钠，溶液呈中性，C正确；强酸、强碱相互滴定，滴定终点溶液为中性，指示剂可选择酚酞或甲基橙，D正确；故选B。 题型10 离子方程式正误判断 【典例10】下列反应的离子方程式书写正确的是 A．硫酸铜与氢氧化钡：Ba2+ + = BaSO4↓ B．烧碱中通入过量CO2：2OH- + CO2 = + H2O C．小苏打NaHCO3中和胃酸(HCl)：+ 2H+ = CO2↑ + H2O D．稀盐酸滴在MgO中：MgO + 2H+ = Mg2+ + H2O 【答案】D 【解析】硫酸铜和氢氧化钡反应生成氢氧化铜沉淀和硫酸钡沉淀，离子方程式为Cu2+++Ba2++2OH-=Cu(OH)2↓+BaSO4↓，A错误；烧碱为NaOH，NaOH中通入CO2生成碳酸氢根离子，离子方程式为OH-+CO2=，B错误；碳酸氢钠中和胃酸，碳酸氢根离子与氢离子反应生成二氧化碳和水，离子方程式为+H+ = CO2↑ + H2O，C错误；稀盐酸滴在MgO上，两者反应生成镁离子和水，离子方程式正确，D正确；故选D。 【变式10-1】下列离子方程式书写正确的是 A．将碳酸氢钠和过量澄清石灰水反应： B．向NaClO溶液中通入少量CO2： C．泡沫灭火器原理： D．向草酸溶液中滴加酸性KMnO4溶液： 【答案】C 【解析】中加入过量，定为一，离子方程式为：，A错误；根据酸性>HClO>可知会与HClO反应生成，则向NaClO溶液中通入少量生成碳酸氢钠和次氯酸，正确的离子方程式为：，B错误；泡沫灭火器的工作原理是利用和双水解产生的沉淀和气体灭火，选项中方程式正确，C正确；草酸是弱酸，不能拆，正确的离子方程式为，D错误；故选C。 【变式10-2】下列反应的离子方程式书写正确的是 A．向悬浊液中滴加溶液： B．水溶液中亚硫酸电离： C．制备胶体：(胶体) D．用溶液吸收少量： 【答案】A 【解析】AgI的溶度积（Ksp）大于Ag2S的，发生沉淀的转化，AgI转化为更难溶的Ag2S，沉淀转化用可逆符号，反应式正确，A正确；亚硫酸（H2SO3）为二元弱酸，应分步电离，电离方程式为：，B错误；制备Fe(OH)3胶体时Fe3+水解，反应的离子方程式为，C错误；Cl2少量时，过量，生成的H⁺会与结合生成，但选项D未体现此过程，直接生成H+不符合实际，正确的离子方程式为：，D错误；故选A。 题型11 离子共存 【典例11】下列各组离子在指定溶液中可能大量共存的是 A．加入甲基橙变红的溶液中：、、、 B．加入Al能放出的溶液：、、、 C．AgBr悬浊液的上清液中：、、、 D．常温下，的溶液：、、、 【答案】B 【解析】甲基橙变红的溶液呈强酸性，CH3COO−与H+结合生成弱酸CH3COOH，不能大量共存，A不符合题意；加入Al能放出H2的溶液可能为强酸性或强碱性。若为强酸性，不可共存，若为强碱性，所有离子都能共存，B符合题意；AgBr悬浊液中含Ag+，AgI的溶解度比AgBr更小，所以I−会与Ag+生成AgI沉淀，C不符合题意；=1×10−12的溶液为强碱性，Cu2+会与OH-生成Cu(OH)2沉淀，无法大量存在，D不符合题意；故选B。 【变式11-1】常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是 A．无色透明的溶液中：Fe3+、Ba2+、NO、Cl- B．c(Cu2+)=0.1mol·L-1的溶液中：K+、Na+、SO、CO C．c(H+)=10-14mol·L-1溶液中：Na+、[Al(OH)4]-、S2-、SO D．使酚酞变红的溶液中：K+、Na+、HCO、Ca2+ 【答案】C 【解析】含有Fe3+的水溶液呈黄色，无色透明溶液中不含Fe3+，故不选A；Cu2+与CO会水解生成沉淀，不能大量共存，故B错误；c(H+)=10-14mol/L即pH=14，溶液呈碱性，[Al(OH)4]⁻、S2-、SO在碱性条件下稳定存在，能共存，故C正确；酚酞变红说明溶液呈碱性，HCO会与OH⁻反应生成CO，且Ca2+与CO生成CaCO3沉淀，故D错误；故选C。 【变式11-2】常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是 A．使甲基橙显黄色的溶液：、、、 B．的溶液：、、、 C．水电离出的 的溶液：、、、 D．澄清透明的溶液：、、、 【答案】D 【解析】使甲基橙显黄色的溶液可能为酸性、中性或碱性，若溶液呈碱性，OH-会与Mg2+、Al3+反应生成沉淀，、，因此不能大量共存，A错误；的溶液，，溶液呈酸性，酸性条件下，具有强氧化性，Fe2+会被氧化，，因此不能大量共存，B错误；水电离出的 的溶液，水的电离被抑制，可能是酸性或碱性溶液，若为酸性溶液，S2-会与H+反应，；若为碱性溶液，会与OH-反应，，因此不能大量共存，C错误；、、、之间不发生反应，且溶液澄清透明，能大量共存，D正确；故选D。 期末基础通关练（测试时间：10分钟） 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】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；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；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；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。 2．下列电离或水解方程式正确的是 A．电离： B．的电离： C．的水解： D．KHS中HS-的电离： 【答案】D 【解析】NaHCO3电离应分步进行，首先生成Na+和，再部分电离出H+和，正确的电离方程式为、 H++，或只写完全电离的方程式，A错误；BaSO4是强电解质，虽然难溶于水，但溶于水的部分发生完全电离，电离方程式为，B错误；亚硫酸为二元弱酸，则水解应分步进行，、，C错误；H2S为二元弱酸，HS−在水溶液中发生部分电离，生成H+和S2−，可表示为，D正确；故选D。 3．下列事实不属于盐类水解应用的是 A．实验室制氢气时加CuSO4加快反应速率 B．NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂 C．实验室配制FeCl3溶液时加少量稀盐酸 D．明矾和氯化铁晶体在生产中常作净水剂 【答案】A 【解析】实验室制氢气时加CuSO4加快反应速率，是因为Zn置换出Cu形成原电池，加快反应，与原电池原理有关，与盐类水解无关，A符合题意；NH4Cl与ZnCl2溶液水解产生H+，酸性环境溶解金属氧化物（如锈），属于盐类水解应用，B不符合题意；FeCl3属于强酸弱碱盐，Fe3+在溶液中易发生水解生成氢氧化铁，实验室配制FeCl3溶液时加少量稀盐酸，氢离子抑制Fe3+发生水解，与盐类水解有关，C不符合题意；明矾和氯化铁晶体均为强酸弱碱盐，Fe3+和Al3+在溶液中均易发生水解生成氢氧化铁和氢氧化铝胶体，胶体具有吸附性，可除去水中固体颗粒杂质，在生产中常作净水剂，与盐类水解有关，D不符合题意；故选A。 4．一定温度下，两种酸的电离平衡常数如表所示，下列判断不正确的是 酸 HY HZ 电离平衡常数 A．10mL0.1mol/LNaY溶液加水稀释至100mL后，变为0.01mol/L B．反应能发生 C．等浓度的NaY、NaZ溶液的pH值： D．相同温度下，1mol/LHY溶液和0.1mol/LHY溶液的相等 【答案】C 【解析】10 mL 0.1 mol/L NaY 溶液稀释至100 mL，溶质浓度稀释10倍，不水解，故，A正确；电离常数，说明HZ酸性强于HY，根据“强酸制弱酸”的原则，反应能发生，B正确；酸性，则对应酸根的水解程度，根据“越弱越水解”的原理可知，等浓度的NaY、NaZ溶液中，NaY的浓度更大，因此pH值：，C错误；电离常数只与温度有关，与浓度无关，故相同温度下不同浓度HY溶液的相等，D正确；故选C。 5．25℃时，水中存在电离平衡：。下列说法不正确的是： A．升高温度，促进水的电离 B．通入少量HCl气体，减小，促进水的电离 C．滴加少量溶液，增大，抑制水的电离 D．加入少量固体，减小，促进水的电离 【答案】B 【解析】升高温度，水的电离是吸热反应，升温使平衡正向移动，促进电离，A正确；通入HCl气体，H+浓度增大，水的电离逆向移动，抑制电离，导致c(OH-)减小，但选项错误描述为“促进水的电离”，B错误；滴加NaOH溶液，OH-浓度增大，抑制水的电离，C正确；水解消耗OH-，促进水的电离，D正确；故选B。 6．将足量AgCl(s)溶解在水中，形成悬浊液。已知：  ，下列叙述正确的是 A．加少量水使悬浊物少量溶解，上述平衡正向移动，减小 B．加热悬浊液，使其温度升高，则(AgCl)增大 C．加入NaCl固体，则AgCl的溶解度减小，(AgCl)也减小 D．相同温度下，将足量氯化银固体分别放入相同体积的①蒸馏水、②0.1 mol/L盐酸、③0.1 mol/L氯化镁溶液、④0.1 mol/L硝酸银溶液中，：①>④=②>③ 【答案】B 【解析】加入少量水，平衡正向移动，但溶液还是饱和溶液，所以不变，A错误；加热悬浊液，温度升高，溶解平衡正向移动，增大，B正确；加入NaCl固体，使增大，AgCl的溶解平衡逆向移动，AgCl的溶解度减小，只与温度有关，温度不变，不变，C错误；氯化银溶解平衡中，和个数比为，根据同离子效应，或越大，平衡逆向移动越大，氯化银的溶解量越小，②、③中分别为 、 ，因此浓度：②>③，且都小于①；AgCl在 溶液中最大，因此大小顺序为④>①>②>③，D错误；故选B。 7．用草酸溶液滴定未知浓度的溶液。下列实验操作规范的是 A．配制草酸溶液 B．润洗滴定管 C．滴定 D．读数 A．A B．B C．C D．D 【答案】D 【解析】转移或移液时需要用玻璃棒引流，A错误；润洗滴定管时应取少量标准液于滴定管中，倾斜着转动滴定管进行润洗，B错误；滴定时，应手持锥形瓶上端轻微地摇动锥形瓶，不能手持锥形瓶底端摇动，C错误；读数时，眼睛平视滴定管凹液面最低点，D正确；故选D。 8．下列有关滴定操作的说法正确的是 A．用滴定管进行中和滴定时，用去标准液的体积为 B．用标准的溶液滴定未知浓度的盐酸，洗净碱式滴定管后直接取标准溶液进行滴定，则测定结果偏低 C．用标准的盐酸滴定未知浓度的溶液，待测液在空气中放置一段时间后再使用，用酚酞做指示剂时测定结果偏低 D．用未知浓度的盐酸滴定标准的溶液时，若滴定前尖嘴处有气泡，滴定到终点后气泡消失，会导致测定结果偏高 【答案】C 【解析】滴定管读数时精确到小数点后两位，应该读为：22.50 mL，A错误；由于没有用标准溶液润洗，标准液浓度减小，消耗标准液体积增加，则测定结果偏高，B错误；KOH溶液久置会吸收CO2生成K2CO3，用酚酞作指示剂（变色点pH≈8.2）时，仅被中和至，所需H+减少，实际消耗盐酸体积减少，计算出的KOH浓度偏低，C正确；滴定前尖嘴有气泡，滴定后气泡消失，导致记录的盐酸体积偏大，根据公式，V(HCl)增大时，计算结果偏低，D错误；故选C。 期末综合拓展练（测试时间：15分钟） 9．下列各组离子中，在给定的环境中一定能大量共存的是 A．在84消毒液中：、、、 B．常温下，由水电离的的溶液中：、、、 C．在水溶液中：、、、 D．能使甲基橙变红的溶液：、、、 【答案】A 【解析】84消毒液主要含NaClO，溶液呈强碱性，、、、在碱性条件下稳定，彼此不反应，且与ClO⁻无冲突，A正确；水电离的的溶液可能为强酸或强碱环境，若为强碱，会生成沉淀，无法共存，B错误；与在水溶液中发生双水解反应生成和，无法共存，C错误；甲基橙变红说明溶液为强酸性，在酸性条件下与反应生成，同时与发生氧化还原反应，无法共存，D错误；故选A。 10.下列指定反应离子方程式正确的是 A．氯化铝溶液中滴加过量氨水： B．硫化亚铁与浓硫酸混合加热： C．向小苏打溶液中滴加少量澄清石灰水： D．侯氏制碱法在溶液中发生的反应： 【答案】D 【解析】氯化铝溶液中滴加过量氨水，生成Al(OH)3沉淀，因Al(OH)3沉淀不溶于氨水，离子方程式为，A错误；浓硫酸具有强氧化性，FeS与浓硫酸混合加热，发生氧化还原反应，反应的离子方程式为，B错误；小苏打溶液与少量澄清石灰水反应生成碳酸钠、碳酸钙沉淀和水，反应的离子方程式为，C错误；侯氏制碱法在溶液中发生的反应为二氧化碳与氯化钠溶液、氨气反应生成碳酸氢钠沉淀和氯化铵，反应的离子方程式为，D正确；故选D。 11．室温下，相同条件下如下的四种溶液：①pH=2的乙酸溶液；②pH=2的硫酸溶液；③pH=12的氨水；④pH=12的烧碱溶液。下列说法不正确的是 A．将①、②两溶液稀释到相同pH，所需加水体积更大的是① B．水电离的:①=②=③=④ C．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH:③>④>①>② D．V1L④与V2L①溶液混合后，若混合后溶液pH=7，则 【答案】C 【解析】乙酸是弱酸，稀释时电离度增加，pH变化较慢，需更多水才能达到与强酸（硫酸）相同的pH，A正确；四种溶液中H+或OH-浓度相同，均抑制水电离，水电离的c(H+)均为10-12，B正确；稀释10倍后，强酸（②）pH变为3，弱酸（①）pH<3；强碱（④）pH=11，弱碱（③）pH>11，正确顺序应为③＞④＞②＞①，C错误；pH=12的烧碱溶液中，c(NaOH)=10-2mol/L，pH=2的乙酸溶液中，c(CH3COOH)＞10-2mol/L，将两种溶液混合，溶液的pH=7，则需要加入的NaOH溶液的体积大于乙酸溶液的体积，即，则V1>V2，D正确；故选C。 12．25℃时，某氨水溶液稀释过程中，溶液的导电性及溶液的pH随加入水的体积的变化如图所示，下列叙述正确的是 A．电离程度： B．a点溶液中由水电离出的浓度为 C．b点溶液的pH<9 D．向b点对应的体系中加NH4Cl固体，电离平衡逆向移动，溶液的导电性减弱 【答案】B 【解析】在水溶液中存在电离平衡，加水稀释会促进电离平衡正向移动，的电离程度：，A错误；a点溶液的pH为11，c(H+)=10-11mol/L，溶液中H+全部是由水电离产生的，且水电离产生的氢离子和氢氧根浓度相等，则a点溶液中由水电离出的浓度为，B正确；在水溶液中存在电离平衡，加水稀释会促进电离平衡正向移动，a点溶液的pH为11，c(H+)=10-11mol/L，c(OH-)= ，b点溶液的体积是a点的100倍，b点溶液中c(OH-)>10-5mol/L，c(H+)<10-9mol/L，pH>9，C错误；在水溶液中存在电离平衡，中加NH4Cl固体，溶液中的浓度增大，电离平衡逆向移动，溶液的导电性增强，D错误；故选B。 13．用溶液分别滴定体积均为20mL、浓度均为溶液和HX溶液，溶液的pH随加入NaOH溶液体积的变化如图所示。下列说法正确的是 A．HX与NaOH反应的离子方程式： B．水的电离程度： C．N点 D．NaOH溶液滴定溶液，用酚酞作指示剂，溶液由粉红色变为无色时到达滴定终点 【答案】B 【分析】HCl是强酸，0.1mol•L-1 HCl溶液中c(H+)=0.1 mol•L-1，所以溶液的pH=1；而0.1mol•L-1 HX溶液的pH=5，说明HX是弱酸，在水溶液中不完全电离，以此解答。 【解析】由分析可知，HX是弱酸，则HX与NaOH反应的离子方程式：，故A错误；P点为等浓度的NaCl和HCl混合溶液，N点为NaX溶液，而M点为等浓度NaX、HX混合溶液，HCl和HX是酸，抑制水的电离，且HCl酸性比HX强，对水电离的抑制效果更强，NaX为强碱弱酸盐，会促进水的电离，则水的电离程度：，故B正确；N点为NaX溶液，浓度为0.05mol/L，由物料守恒可知，故C错误；NaOH溶液滴定溶液，滴定终点为中性的，理论突跃范围为pH4.3-9.7，酚酞变色范围（pH8.0-9.6，无色→红色）完全落在突跃范围内，可用酚酞作指示剂，但滴定终点颜色变化为无色到浅红色，故D错误；故选B。 14．已知。初始温度25℃时，向氨水中滴加未知浓度的稀硫酸，测得混合溶液的温度T、pOH随加入稀硫酸体积V的变化如图所示。下列说法正确的是 A． B．稀硫酸的物质的量浓度为 C．c点对应溶液中： D．a、b、c三点中，b点的水解常数和水的电离程度均最大 【答案】D 【分析】a 点：pOH = 3，即 c(OH−) = 10− 3 mol·L−1 ， b 点：加入 20mL 硫酸，温度最高，说明此时恰好完全中和， c 点：加入 40mL 硫酸，溶液呈酸性。 【解析】在 b 点，加入 20mL 硫酸时，温度达到最高，说明此时氨水与硫酸恰好完全中和，溶液为 溶液， 水解使溶液呈酸性，此时 ，即 即x﹥7， A错误；在 b 点，氨水与硫酸恰好完全中和，根据反应方程式 ，需要 ，硫酸体积为 20mL ，稀硫酸的浓度应为 0.05 mol·L-1，B错误；在 c 点，加入 40mL 硫酸，总硫酸物质的量为0.002mol，氨水物质的量为 0.002 mol，根据电荷守恒得，物料守恒为，整理得，C错误；b 点温度最高，最大，且 水解促进水的电离，水的电离程度最大，D正确；故选D。 15．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】酸性强弱由Ka决定，Ka越大酸性越强，故，故A错误；由分析可知，HZ的电离常数，故B错误；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；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。 16．已知常温下浓度为的下列溶液的pH如下表所示： 溶质 NaF NaClO pH 7.5 9.7 8.2 11.6 下列有关说法不正确的是 A．pH=2的HF溶液与pH=12的NaOH溶液以体积比1：1混合，则有： B．加热溶液测其pH，pH大于9.7 C．溶液中，存在关系： D．电离平衡常数大小关系： 【答案】A 【解析】pH=2的HF溶液与pH=12的NaOH溶液体积比1：1混合后，HF过量，溶液显酸性，则：，根据电荷守恒可得：，则溶液中离子浓度大小为：，A错误；盐类水解是吸热反应，升高温度促进盐类水解，NaClO溶液pH>7，则NaClO是强碱弱酸盐，升高温度促进其水解，溶液的碱性增强，pH增大，加热溶液测其pH，pH大于9.7，B正确；根据物料守恒：，根据电荷守恒得，所以得，C正确；相同温度下，相同浓度的钠盐溶液中，弱酸根离子水解程度越大其溶液pH越大，酸根离子水解程度越大其相对应的酸的电离程度越小，即酸的电离平衡常数越小，根据表中数据知，酸根离子水解程度，则酸的电离平衡常数，D正确；故选A。 17．室温下，两种难溶盐、在不同溶液中分别达到溶解平衡时，与或的关系如图所示。下列说法错误的是 A． B．P点的结晶速率大于溶解速率 C．向饱和溶液中加入固体，几乎不能转化为 D．加水不能使的悬浊液中离子浓度关系从Q点向Q点右上方移动 【答案】D 【解析】对于，溶解平衡为，，取负对数得，即直线斜率为-x；由图像知线斜率为-1（从(0,13.1)到(13.1,0)），故x=1；同理线斜率为-2（从(0,8)到(4,0)），故y=2，x:y=1:2，A正确；P点在溶解平衡线下方，此时>Ksp(PbX)，溶液过饱和，结晶速率大于溶解速率，B正确；由图像知，=，=， ，==，平衡常数很小，向饱和溶液中加入固体，几乎不能转化为，C正确；悬浊液为饱和溶液，加大量水稀释后变为的不饱和溶液，减小， ，所以通过加水可以使的悬浊液中离子浓度关系从Q点沿着原点与Q点的连线向Q点右上方移动， D错误；故选D。 18．氟化钠是一种用途广泛的氟化试剂，一种制备氟化钠的工艺如图所示。研磨反应的转化率为78%，水浸分离 NaF 的产率仅为8%。20℃时，NaF 的溶解度为4.06 g/100 g水，温度对其溶解度影响不大。 下列说法错误的是 A．研磨引发的固相反应化学方程式： B．分析以上产率变化，推测 的溶解度小于 的溶解度 C．从滤液获取NaF晶体的操作为蒸发至有少量晶体出现后冷却结晶，过滤 D．20℃时，CaF2饱和溶液的浓度为 ，用c表示 的溶度积 【答案】C 【分析】研磨反应的转化率为78%，说明固相反应主要向生成Ca(OH)2和NaF的方向进行，研磨引发的固相反应化学方程式为，水浸分离NaF产率仅为8%，说明大部分NaF未进入溶液，则水浸过程中存在Ca(OH)2向CaF2的转化过程：2NaF+Ca(OH)2⇌CaF2↓+2NaOH，过滤后的滤液含氢氧化钠（主要）和氟化钠，经系列操作得到NaF固体。 【解析】由分析可知，研磨引发的固相反应化学方程式为，A正确；水浸后得到的滤液主要是NaF、Ca(OH)2，过滤，NaF产率仅为8%，说明大部分NaF未进入溶液，则溶液中存在Ca(OH)2向CaF2的转化过程，根据沉淀转化的规律可推测的溶解度小于 的溶解度，B正确；过滤后的滤液含氢氧化钠和氟化钠等，NaOH的溶解度受温度升高而明显增大，NaF的溶解度受温度影响不大，不能冷却结晶，则从滤液中获得纯净的NaF晶体的操作为蒸发结晶、趁热过滤、洗涤、干燥，C错误；CaF2的沉淀溶解平衡为，20℃时，CaF2饱和溶液的浓度为 ，即，则，所以的溶度积 ，D正确；故选C。 19.常温下探究与之间的转化，进行如下实验。 实验 实验过程 电导率变化图像 pH变化图像 Ⅰ 向盛有60mL蒸馏水的烧杯中，加入适量固体，用磁力搅拌器搅拌，待数据稳定后，加入1滴管饱和溶液 Ⅱ 向盛有60mL蒸馏水的烧杯中，加入适量固体，用磁力搅拌器搅拌，待数据稳定后，加入1滴管饱和溶液 下列说法正确的是 A．由图1可知，相同条件下，同浓度的溶液比溶液导电能力强 B．由图2可知，加入溶液后，水电离产生的 C．实验Ⅱ中，加入1滴管饱和溶液后，转化为 D．实验Ⅰ、Ⅱ的混合溶液中均存在： 【答案】A 【解析】由实验1可知，转化成，由图1可知，加入导电能力增强，当沉淀转化后后生成导电能力下降，故相同条件下，同浓度的溶液比溶液导电能力强，A正确；由图2可知，加入溶液后，转化成，生成，为强碱弱酸盐，水溶液中水解，水电离产生的，B错误；实验Ⅱ中，加入1滴管饱和溶液后，导电能力没变化，故没有转化为，C错误；实验Ⅰ、Ⅱ的混合溶液中均存在电荷守恒：，D错误；故选A。 20．在25℃时，H2A溶液中存在H2AHA-+ H+，HA-A2-+ H+，H2A、HA-和A2-的分布分数，即组分的平衡浓度占总浓度的分数【如】与溶液关系如图。下列说法错误的是 A．HA-不能在强酸性环境大量存在也不能在强碱性环境下大量存在 B．曲线c代表A2- C．H2AHA-+ H+的平衡常数Ka1=10-2.35 D．c2(HA-)<c(H2A)c(A2-) 【答案】D 【分析】25℃时，H2A溶液中存在H2AHA-+ H+、HA-A2-+ H+，随pH升高，H2A的分布分数减小，为曲线a，HA-的分布分数先增大后减小，为曲线b，A2-的分布分数增大，为曲线c；根据图示，ab交点，pH=2.35且，，同理，由bc交点可知，； 【解析】HA-能与H+反应生成H2A，能与OH-反应生成A2-和H2O，则HA-不能在强酸性环境大量存在也不能在强碱性环境下大量存在，故A正确；由分析，曲线c表示A2-的分布分数随溶液pH的变化，故B正确；由分析，H2AHA-+ H+的平衡常数Ka1=10-2.35，故C正确；由分析，Ka2=，，则，即，故D错误；故选D。 1 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $