第3章 水溶液中的离子反应和平衡（期末复习讲义）高二化学上学期沪科版

该高中化学复习讲义以“明考情-理要点-破题型-过分层”为框架构建知识体系，通过表格梳理考查重点与命题角度，用填空式要点（如水的电离平衡常数推导）、易错点拨（pH测量注意事项）和归纳总结（电离方程式书写规则）呈现水的电离、盐类水解等核心内容，突出重难点内在逻辑。 讲义亮点在于“题型建模+分层提升”，如“酸碱中和滴定误差分析”表格培养科学思维，“沉淀溶解平衡曲线解读”强化模型认知，基础通关练与综合拓展练满足不同学生需求，助力教师实施精准教学，提升学生解决水溶液离子反应问题的能力。

第3章 水溶液中的离子反应和平衡（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 水的电离和溶液的酸碱性 水的电离及影响因素；水的离子积常数；溶液酸碱性的判断；pH的测量和计算。 弱电解质的电离平衡 弱电解质的电离平衡及影响因素；电离平衡常数及应用；有关电离平衡常数的计算；强酸和弱酸的比较。 酸碱中和和盐类水解 酸碱中和滴定原理；强酸和弱酸的中和滴定实验操作；中和滴定曲线及其应用；中和滴定误差分析；盐类水解的原理；盐类水解的规律；水解平衡的移动；盐类水解的应用；溶液中粒子浓度的比较。 难溶电解质的沉淀溶解平衡 沉淀溶解平衡原理；溶度积常数及有关计算；沉淀溶解平衡的移动；沉淀溶解平衡的应用。 要点01 水的电离平衡和离子积常数 1．水的电离 水是一种极弱的电解质，存在微弱的电离。 电离方程式：H2O+H2OH3O++OH-，简写为：H2OH++OH-。 2．水的离子积常数KW (1)水的离子积常数表达式为KW= [H+]·[OH-]。 ①常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。 ②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 (2)KW及影响因素： a．水的电离是中和反应的可逆过程，故温度升高，KW增大。 b．水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。 3．影响水的电离平衡的因素 (1)电离是吸热过程，故温度升高，会促进水的电离，水的电离程度增大，KW增大，水仍呈中性。 (2)外加酸，c(H＋)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。 (3)外加碱，c(OH－)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。 (4)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动，水的电离程度增大。 (5)加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的OH-结合，水的电离平衡向右移动，c(H+)增大，溶液呈酸性。 (6)加入弱酸根离子（如CO32-、HCO3-、CH3COO-等），弱酸根离子与水电离出的H+结合，水的电离平衡向右移动，c(OH-)增大，溶液呈碱性。 易｜错｜点｜拨 (1)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 (2)Kw与温度的关系 若100℃时，水的离子积常数KW=1.0×10-12，则纯水中c(H＋)是1.0×10－6 mol·L－1；某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·L－1。某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－11mol·L－1。 要点02 溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性与pH (1)溶液的 pH常用氢离子浓度的对数的负值来表示，表示为 pH=-lg[H+]。 (2)溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系(25 ℃)： pH大小能反映出溶液中c(H+)大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。 (3)pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即0≤pH≤14。 2．pH的测量 (1)酸碱指示剂 酸碱指示剂是一些分子结构复杂的有机弱酸或弱碱，根据溶液显示的颜色可以初步判断出溶液的酸碱性。 常见的酸碱指示剂有甲基橙、甲基红、石蕊、酚酞等。 (2)pH试纸 ①广范pH 试纸：可以测定1～14范围内溶液的pH，可判别的差值约为1个pH单位。 ②精密pH试纸：可测定的pH范围较窄， 可以判别的差值约为0.2或0.3个pH单位。 (3)pH计：也称酸度计，能更准确地测量溶液的pH，可精确到0.01个pH单位。 易｜错｜点｜拨 测溶液pH时的注意事项 (1)不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则会将溶液稀释，可能导致所测定的pH不准确，使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液不受影响。 (2)有强氧化性和有颜色的物质，不能用pH试纸测定其pH，如新制氯水、NaClO、漂白粉溶液、双氧水、高锰酸钾溶液、氯化铁溶液、硫酸铜溶液等。 (3)pH试纸不能测c(H＋)>1 mol·L－1或c(OH－)>1 mol·L－1的溶液的pH。 3．有关pH的计算 (1)单一溶液的pH计算 ①c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃) c(H＋)＝nc mol·L－1；pH＝－lg nc ②c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃) c(OH－)＝nc mol·L－1；c(H＋)＝＝ mol·L－1；pH＝14＋lg nc。 (2)混合溶液pH的计算方法 ①强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) c混(H＋)＝，然后再求pH。 ②强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) 先计算c混(OH－)＝，再求c混(H＋)＝，最后求pH。 ③强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) a．恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。 b．酸过量： 先求c余(H＋)＝，再求pH。 c．碱过量： 先求c余(OH－)＝，再求c(H＋)＝，最后求pH。 易｜错｜点｜拨 (1)强酸溶液和强碱溶液混合后计算pH，必须先判断出混合后溶液的酸碱性，然后计算混合后的OH-或H＋浓度。 (2)根据酸的浓度计算酸溶液的pH时，不必考虑温度，而根据碱的浓度计算碱溶液的pH时，需要根据离子积计算c(H＋)，因此一定要注意溶液的温度，只有室温时，Kw＝1.0×10－14。 (3)一定pH的强碱与强碱混合后求pH。在计算过程中易出现直接用H＋浓度进行混合计算的错误。因为强碱溶液的混合是OH－混合，H＋是随OH－浓度改变而改变的，不能直接用于混合碱的计算，H＋浓度必须通过c(H＋)＝来求。 要点03 弱电解质的平衡 1．强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 相同点 都是电解质，在水溶液中都能电离、都能导电，电解质的强弱与溶解度无关 不同点 电离程度 完全电离 部分电离 电离过程 不可逆过程 可逆过程 表示方法 电离方程式用“===” 电离方程式用“” 电解质在溶液中的存在形式 水合离子 分子、水合离子 归｜纳｜总｜结 电离方程式的书写 (1)强电解质的电离方程式 强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。 (2)弱电解质的电离方程式 ①弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。 ②多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。 ③多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。 2．弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立： 当弱电解质溶于水，在水分子的作用下，弱电解质分子电离出离子，而电离产生的离子又可以重新结合成分子。弱电解质的电离过程是可逆的，这两种相反的趋势最终将达到电离平衡状态。 (2)特征 ①弱电解质的电离平衡是一种动态平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并没有停止。 ②弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率相等。 ③溶液中各分子和离子的浓度都保持不变。 ④外界条件发生变化，电离平衡发生移动。 3．影响电离平衡的因素 (1)内因：弱电解质本身的性质是决定因素。 (2)外部因素 ①温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡右移，电离程度增大。 ②浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡右移，但电离程度减小；加水稀释，电离平衡右移，电离程度增大。 ③同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可抑制弱电解质的电离，电离平衡左移，电离程度减小。 ④酸碱效应：加入强酸，抑制弱酸的电离，促进弱碱的电离；加入强碱，抑制弱碱的电离，促进弱酸的电离。 ⑤化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡右移，电离程度增大。 易｜错｜点｜拨 (1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。 (2)弱电解质的电离程度、溶液的导电能力与电离平衡的移动没有必然的关系。 (3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 (4)电离平衡也属于化学平衡，可用勒夏特列原理分析弱电解质的电离平衡。 (5)注意加水稀释和加入冰醋酸都会使平衡正向移动，但是电离度却是相反的。 4．电离平衡常数 (1)电离平衡常数表达式 弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。 (2)多元弱酸的分步电离 ①H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数。 ②一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 (3)电离平衡常数的意义 电离平衡常数的大小，反映了弱酸、弱碱的相对强弱。K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 (4)电离平衡常数的影响因素 ①电离平衡常数只与电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。 ②由于电离是吸热的，所以电离平衡常数随着温度的升高而增大。 5．电离度 (1)电离度（α）：指在一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，已电离的分子数占总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。 即：电离度α＝×100% (2)意义：电离度是弱电解质电离程度的标志，它不但与温度有关，还与溶液的浓度有关，溶液越稀，电离度越大。 要点04 酸碱中和滴定 1．酸碱中和滴定原理 (1)酸碱滴定原理 首先准确量取待测溶液的体积，然后用标准溶液进行滴定，当酸和碱恰好完全反应时达到化学计量点。选用合适的酸碱指示剂，根据指示剂颜色的变化判断中和反应的完成，并确定它为滴定终点。 (2)pH突跃范围与指示剂选择 以 0.100 0 mol· L—1 的氢氧化钠溶液滴定 20.00 mL 的 0.100 0 mol· L—1 盐酸为例。 ①起始点：滴定前，溶液的pH 取决于盐酸的浓度， pH为 1.0。 ②计量点：当滴加的氢氧化钠溶液与盐酸的物质的量恰好相同时，达到化学计量点，此时溶液的 pH 等于 7.0。 ③滴定突跃范围：当滴定到盐酸还有 0.02 mL（约半滴）未被中和时，溶液为酸性（ pH = 4.3）；当滴加的氢氧化钠溶液过量 0.02 mL 时，溶液为碱性（ pH = 9.7），溶液的 pH 发生了突变，该pH范围也就是滴定突跃范围。 ④滴定终点：根据滴定突跃范围来选择酸碱指示剂。这里选用酚酞做指示剂，当溶液从无色突变为浅红色时，达到滴定终点。 2．【实验探究】强酸和强碱的中和滴定 以氢氧化钠标准溶液滴定未知浓度的盐酸为例。 (1)滴定管的使用 ①滴定管是准确测量放出液体体积的仪器，常用规格为50 mL和25 mL， 分度值为0.1 mL，读数可估计到 0.01 mL。 一般用红色手柄滴定管装酸性溶液，用蓝色手柄滴定管装碱性溶液。 ②滴定管的准备： a．检漏：滴定管清洗干净后，注入少量水检查活塞是否漏液。 b．洗涤和润洗：将滴定管用蒸馏水洗涤后，再分次用少量氢氧化钠标准溶液润洗滴定管2～3次，每次润洗液均从下端活塞放出。 c．装液：注入氢氧化钠标准溶液。 d．赶气泡和调节液面：打开活塞放出少量液体，赶尽活塞下端管内气泡使其充满液体，再慢慢调节滴定管内液面在“0”刻度处或“0”以下位置。 ③滴定管的读数：滴定管上一般标有棕色刻度线，读数时正对刻度线，平视观察蓝线粗、细交界点所对的刻度即为准确读数。 (2)溶液的准备：用洗净并经润洗的移液管准确移取20.00 mL（或从另一滴定管内放出）未知浓度的盐酸于150 mL 锥形瓶中，滴加2滴酚酞试液。 (3)滴定的操作：滴定时，一手控制滴定管活塞，另一手用拇指、食指和中指捏住锥形瓶颈部轻轻摇动。 (4)滴定终点的判断 滴定时，要控制好速度，特别是接近终点时滴定速度应减慢。当加入最后半滴氢氧化钠溶液恰好使溶液由无色变成浅粉红色，充分摇动，若在30 s内颜色不褪，即为滴定终点。 (5)计算盐酸的浓度。 3．酸碱中和滴定误差分析 (1)误差分析的基本依据 中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等。 分析误差要根据计算式分析，根据c(待)＝，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于V(标)的大小。 (2)分析方法 将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。 标准溶液用量偏多，V(标)变大，待测溶液浓度c(待)偏高。 标准溶液用量偏少，V(标)变小，待测溶液浓度c(待)偏低。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有： 步骤 操作 V(标) c(待) 洗涤 酸式滴定管未用标准液润洗 偏大 偏大 碱式滴定管未用待测液润洗 偏小 偏小 锥形瓶用待测液润洗 偏大 偏大 锥形瓶洗净后还有蒸馏水 无影响 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 偏小 偏小 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失 偏大 偏大 振荡锥形瓶时部分液体溅出 偏小 偏小 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化 偏大 偏大 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯） 偏小 偏小 滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰） 偏大 偏大 易｜错｜点｜拨 (1)滴定管的“0”刻度位于上方，最大刻度位于滴定管下部，最大刻度下部没有刻度，因此实际盛装溶液的体积大于最大刻度所标注的体积。 (2)滴定管的最小刻度为0.1mL，精确度为0.01mL。 (3)锥形瓶只能用蒸馏水洗净，不可用待测液润洗。 (4)滴定管使用时的操作要依照查漏—水洗—润洗—装液—调节液面、赶气泡—读数的顺序进行。 (5)强酸与强碱相互滴定时，选甲基橙或酚酞都可以，但不能选石蕊试液(遇酸、碱颜色变化不明显)。一般原则是酸滴定碱，选甲基橙；碱滴定酸，选酚酞。 (6)在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗2～3次，其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积增大，待测液浓度偏大。 (7)在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，不能用待测液润洗。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积增大，消耗标准液的体积增大，使测定结果偏大。 (8)滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。 要点05 盐类水解的原理和规律 1．盐类水解的原理 (1)盐类水解的概念 由盐电离生成的离子与水电离生成的H+或OH—结合成弱电解质的反应，叫做盐类的水解反应，简称盐类水解。 (2)盐类水解的实质 在溶液中盐电离出来的弱碱的阳离子或弱酸的阴离子结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。 (3)盐类水解的特点 ①与酸碱中和反应互为可逆反应，是吸热反应。 ②一般情况下，盐类水解程度极其微弱。 ③符合化学平衡移动的原理。 2．盐类水解反应的离子方程式 (1)盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解反应的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”。如： CH3COOH：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。 NH4Cl：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 (2)多元弱酸根离子的水解分步进行，以第一步为主。如： Na2CO3：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 (3)有些金属离子也是分步水解的，但这类离子的水解反应一般比较复杂，通常以总反应表示。 如FeCl3：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 易｜错｜点｜拨 (1)盐的电离方程式和水解方程式的区别 要将盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式区别开来。 如HCO3-+H2OCO32-+H3O+是HCO3-的电离方程式，而HCO3-+H2OH2CO3+OH-是HCO3-水解的离子方程式。 (2)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 ①NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 ②Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。如泡沫灭火器原理：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 3．影响盐类水解的外界因素 (1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 (2)浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越大，水解程度越大。 (3)酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制弱碱离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制弱酸根离子水解。 4．盐类水解的规律 (1)有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。 (2)无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。 常见不水解的离子： ①强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO； ②强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。 (3)谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸阴离子。 (4)谁强显谁性——组成盐的酸根离子(碱的阳离子)是强酸根离子(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。 (5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解。 (6)同强显中性——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。 (7)越弱越水解——组成盐的酸根离子对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。 电离程度：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，水解程度：CH3COO－＜HCO＜CN－＜CO。 要点06 盐类水解的应用 1．利用盐类水解原理解释有关问题 (1)比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。 Na2CO3的水解方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-，NaHCO3的水解方程式为HCO3-+H2OH2CO3+OH-，由于Ka1(H2CO3)> Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性更强。 (2)实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是将Na2S固体溶解在NaOH溶液中。 (3)泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在内筒， NaHCO3溶液应放在外筒，因为Al3+水解呈酸性，会腐蚀铁。 (4)废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。 (5)铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显碱性，NH4+水解呈酸性，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。 2．盐类水解在生产、生活中的应用 (1)盐类作净水剂 铝盐、铁盐等盐类水解生成胶体，有较强的吸附性，常用作净水剂。 (2)某些活泼金属与强酸弱碱盐反应 Mg加入NH4Cl、CuCl2、FeCl3等溶液中产生氢气。 原理：以NH4Cl为例，NH4+水解产生H+，NH4++H2ONH3·H2O+H+，加入金属Mg，Mg+2H+=== Mg2++H2↑，c(H+)减小，使水解平衡正向移动，总反应式为：2NH4Cl+Mg=== 2NH3↑+MgCl2+H2↑。 (3)热碱水去油污 纯碱水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用，加热能促进CO32-的水解，溶液碱性增强，去污能力增强。 (4)盐溶液的配制和保存 配制、保存SnCl2或FeCl3等易水解的盐溶液时，加入少量盐酸，目的是抑制Sn2+或Fe3+的水解。 (5)制备Fe(OH)3胶体 向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并加热至沸腾，从而制备Fe(OH)3胶体，反应方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+。 (6)碱性溶液的贮存 碱性溶液会腐蚀磨口玻璃塞，不能使用玻璃塞，要使用橡皮塞。 如Na2CO3、Na2SiO3、KF等的溶液，水解呈较强的碱性，OH-与玻璃中的SiO2反应：SiO2+2OH-===SiO32-+H2O，使玻璃发生缓慢的腐蚀作用，磨口玻璃塞由于接触面积大，腐蚀速率较快。 (7)除杂 ①采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。例如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3+，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3+。 ②向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3。 Fe3+水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，MgO与H+反应，水解平衡正向移动，生成Fe(OH)3沉淀。 (8)判断溶液中离子能否共存 两种不同性质的离子在水溶液中，会发生双水解，使水解程度增大。 如Al3+、Fe3+等在水溶液中水解呈酸性，CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等离子在水溶液中呈碱性。两种离子发生互相促进水解，使水解程度显著增大，最终生成对应的弱碱和弱酸，因此不能大量共存。 用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液作泡沫灭火剂就是依据此原理。 归｜纳｜总｜结 加热蒸发盐溶液时所得固体的判断方法 (1)热稳定性好的盐的溶液，加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl溶液、Na2CO3溶液。 (2)阳离子能水解，但生成的酸不挥发，加热蒸干，析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3溶液。 (3)阳离子能水解，但水解后生成的酸（如HCl、HNO3）有挥发性，加热时，水解程度增大，酸挥发，析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物。如AlCl3溶液和FeCl3溶液加热时，水解程度增大，HCl挥发，分别生成Al(OH)3沉淀和Fe(OH)3沉淀，继续加热蒸干，Al(OH)3和Fe(OH)3受热分解，得到Al2O3和Fe2O3。 (4)盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐会分解，如NaHCO3、Ca(HCO3)2加热时会发生分解：2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O、Ca(HCO3)2CaCO3+CO2↑+H2O。 (5)具有较强还原性的盐，加热时被氧气氧化，生成气体物质，如Na2SO3被氧化成Na2SO4：2Na2SO3+O22Na2SO4。 要点07 溶液中的粒子浓度关系 1．溶液中的守恒关系 (1)电荷守恒规律 电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存在如下关系： c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－) (2)物料守恒规律 电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的。如Na2CO3溶液中CO能水解，故碳元素以CO、HCO、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系式为： c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3) (3)质子守恒规律 质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－得到的，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。 如在Na2CO3溶液中 因此质子守恒关系式为：c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H＋)。 一般质子守恒由电荷守恒、物料守恒整合得来。 2．溶液中的粒子浓度比较 (1)弱酸溶液中粒子浓度的大小比较 ①一元弱酸溶液 弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。 醋酸溶液：由于CH3COOH电离程度小，且H2O的电离程度更小，所以溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 ②多元弱酸溶液 多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。 碳酸溶液：碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子和CO2分子除外)是c(H2CO3)>c(H＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)。 (2)常见溶液中粒子浓度的守恒关系和离子浓度大小的比较 ①NH4Cl溶液 物料守恒：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O) 电荷守恒：c(Cl-)+ c(OH-)=c(NH4+)+c(H+) 质子守恒：c(H+)= c(NH3·H2O)+c(OH-) 离子浓度的大小关系：c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－) ②CH3COONa溶液 物料守恒：c(Na+)= c(CH3COO-)+c(CH3COOH) 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) 质子守恒：c(OH-)= c(H+)+c(CH3COOH) 离子浓度的大小关系：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋) ③Na2CO3溶液 物料守恒：c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)] 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-) 质子守恒：c(OH-)= c(HCO3-)+2c(H2CO3)+ c(H+) ④NaHCO3溶液： 物料守恒：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3) 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-) 质子守恒：c(OH-)= c(H2CO3)+ c(H+)- c(CO32-) ⑤等体积的0.1 mol·L－1氯化铵和0.1 mol·L－1氨水混合溶液 物料守恒：2c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O) 电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－) ⑥等体积的0.1 mol·L－1 CH3COONa和0.1 mol·L－1CH3COOH混合溶液 物料守恒：2c(Na+)＝c(CH3COO-)+c(CH3COOH) 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) 3．混合溶液中离子浓度大小的比较 (1)物质的量浓度相同的NaOH溶液、CH3COOH溶液等体积混合 离子浓度由大到小的顺序：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。 (2)物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合 混合后发生反应，溶质为NH3·H2O、NaCl； 离子浓度由大到小的顺序：c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)>c(NH)>c(H＋)。 (3)物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合 混合后不发生反应，溶液中的溶质为NH4Cl、NH3·H2O，溶液呈碱性； 离子浓度由大到小的顺序：c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。 要点08 沉淀溶解平衡原理 1．沉淀溶解平衡原理 (1)概念：在一定的温度下，当沉淀和溶解两个过程的速率相等时建立平衡，称为难溶电解质的沉淀溶解平衡。 (2)特征： ①态平衡：v溶解＝v沉淀≠0。 ②达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。 ③当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 2．影响沉淀溶解平衡的因素 (1)内因：难溶物质溶解程度的大小，主要取决于物质本身的性质。 (2)外因 影响沉淀溶解平衡的外部因素有温度、浓度、加入的电解质等。 ①温度：温度升高，多数沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 ②浓度：加水稀释，浓度减小，平衡向溶解的方向移动。 ③同离子效应：加入与难溶电解质构成微粒相同的物质，平衡向生成沉淀的方向移动。 ④化学反应：加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，平衡向溶解的方向移动。 3．溶度积常数 (1)对于一般的难溶电解质AmBn的沉淀溶解平衡：AmBn(s)  mAn+ + nBm- Ksp = [An+]m×[Bm-]n (2)意义：Ksp的大小反映了难溶电解质溶解能力的大小，也反映了难溶电解质生成沉淀的难易程度。对于同类型的难溶电解质（如AgCl、AgBr、AgI）而言，Ksp 越小，其在水中的溶解程度越小。 (3)影响因素：Ksp的大小不受离子浓度的影响，但随温度的改变而改变。 易｜错｜点｜拨 (1)溶度积Ksp仅与温度有关。 (2)溶度积与溶解度均可表示物质的溶解性。 (3)相同类型的电解质，溶度积越小，其溶解度越小。 (4)可以利用Ksp计算饱和溶液中某种离子的浓度。 (5)相同类型的难溶电解质，Ksp越大，在水中的溶解能力越强。如相同温度下，Ksp (FeS)= 1.59×10-19，Ksp (CuS)=1.267×10-36，则CuS比FeS更难溶。 (6) Ksp相差不大时，Ksp不能直接作为比较依据，如相同温度下，Ksp (AgCl)=1.8×10-10，Ksp [Mg(OH)2] = 5.6×10-12，虽然Mg(OH)2的Ksp 较小，但不能认为Mg(OH)2比AgCl更难溶。 (7)在进行有关计算时一定要注意难溶电解质的化学组成及溶液混合后体积变化引起的离子浓度变化。 要点09 沉淀溶解平衡的应用 1．溶度积规则 在一定的温度下，通过比较Ksp与难溶强电解质离子浓度幂的乘积Q的相对大小，可以判断沉淀的生成和溶解。 Q > Ksp，溶液中有沉淀析出，直至达到平衡状态。 Q = Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态。 Q < Ksp，溶液未达到饱和，无沉淀析出。 2．沉淀溶解平衡的应用 (1)沉淀的生成 ①调节pH法：如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7～8，离子方程式为：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。 ②沉淀剂法：如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为：Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋。 (2)沉淀的溶解 ①酸溶解法： 用离子方程式表示难溶于水的CaCO3可溶于盐酸CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。 ②盐溶液溶解法：用离子方程式表示Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液： Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。 ③氧化还原溶解法：如不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。 ④配位溶解法：如AgCl溶于氨水，离子方程式为 AgCl＋2NH3·H2O===Ag(NH3)2＋＋Cl－＋2H2O。 (3)沉淀的转化 ①实质：沉淀溶解平衡的移动(沉淀的溶解度差别越大，越容易转化)。 ②应用 a．锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为： CaSO4(s)＋COCaCO3(s)＋SO。 b．矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS转化为CuS，离子方程式为： ZnS(s)＋Cu2＋(aq) CuS(s)＋Zn2＋(aq)。 归｜纳｜总｜结 (1)沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。一般是溶解度小的沉淀会转化生成溶解度更小的沉淀。 (2)当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀；如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。 (3)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。 题型01 水的电离平衡及影响因素 【典例1】25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH＞0，下列叙述正确的是(　　) A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，Kw不变 C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．将水加热，Kw增大，c(H＋)不变 【答案】B 【解析】A项，加入稀氨水，NH3·H2O存在电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－，c(OH－)增大，使水的电离平衡逆向移动，错误；B项，加入NaHSO4，NaHSO4在水溶液中电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，c(H＋)增大，使水的电离平衡逆向移动，由于温度不变，Kw不变，正确；C项，CH3COOHCH3COO－＋H＋，使c(H＋)增大，使水的电离平衡逆向移动，错误；D项，升温，Kw增大，c(H＋)增大，错误。 方｜法｜点｜拨 (1)Kw及应用 ①Kw揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。 ②Kw只与温度有关。因为水的电离是吸热过程，所以温度升高，有利于水的电离，Kw增大，如100 ℃，Kw＝5.6×10－13。但是在室温下，可忽略温度的影响，Kw为1.0×10－14。 ③Kw不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液，且由水电离的c水(H＋)＝c水(OH－)。此时，水溶液中水的离子积常数不变。 (2)影响水的电离平衡的因素 ①在水中加入酸或碱，会抑制水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均减小，但仍然相等。在常温下，若由水电离出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。 ②水受热温度升高，促进水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均增大，但仍然呈中性。 ③在酸或碱的溶液中，Kw表达式中的c(H＋)、c(OH－)均为溶液中两种离子的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)、c(OH－)。如0.1 mol·L－1盐酸中，c(H＋)约为0.1 mol·L－1。 【变式1-1】如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(　　) A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw B．M区域内(不包括边界)任意点均有c(H＋)<c(OH－) C．图中T1<T2 D．XZ线上任意点的c(H＋)都相等 【答案】D 【解析】只要在水溶液中，都会有c(H＋)·c(OH－)＝Kw，故A项正确；XZ线的斜率是1，XZ线上的点均存在c(H＋)＝c(OH－)，在X、Z连线的上方M区域(不包括边界)，c(H＋)<c(OH－)，故B项正确；水的电离是吸热过程，升高温度，促进水的电离，则Kw逐渐增大，因Kw：Z点>X点，所以T1<T2，故C项正确；XZ线的斜率是1，XZ线上的点均存在c(H＋)＝c(OH－)，但每一点的c(H＋)不相等，故D项错误。 【变式1-2】(1)某温度下，纯水的c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，则此时纯水的c(OH－)为_____________。若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为__________，此时温度_______(填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。 (2)在不同温度下的水溶液中c(H＋)与c(OH－)的关系如图所示。请回答下列问题： ①曲线Ⅰ代表的温度下，水的离子积为________，曲线Ⅰ所代表的温度________(填“高于”“低于”或“等于”)曲线Ⅱ所代表的温度。你判断的依据是_______________________________________。 ②曲线Ⅰ所代表的温度下，0.01 mol·L－1的NaOH溶液的c(H＋)为________ mol·L－1。 【答案】(1)2×10－7 mol·L－1　8×10－11 mol·L－1　高于 (2)①1×10－12　高于　曲线Ⅱ所代表的水的离子积比曲线Ⅰ的小，由于水的电离过程是吸热过程，温度越高，离子积越大，故曲线Ⅱ代表的温度低 ②10－10 【解析】(1)纯水中的H＋的浓度一定等于OH－的浓度，因此某温度下，纯水的c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，则此时纯水的c(OH－)＝2×10－7 mol·L－1。该温度下的离子积常数是4×10－14，若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，则溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝8×10－11 mol·L－1。由于此时水的离子积常数大于10－14，水电离吸热，所以此时温度高于25 ℃。 题型02 溶液酸碱性的判断和pH的计算 【典例2】常温下，pH＝11的X、Y两种碱溶液各1 mL，分别稀释至100 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是(　　) A．X、Y两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等 B．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强 C．分别完全中和X、Y这两种碱溶液时，消耗同浓度盐酸的体积V(X)>V(Y) D．若9<a<11，则X、Y都是弱碱 【答案】D 【解析】因为pH＝11的X、Y两种碱溶液稀释100倍时，pH：Y>X，所以物质的量浓度：c(Y)>c(X)，稀释后碱性：Y>X，故A、B均错误；因为c(Y)>c(X)且V(Y)＝V(X)，故n(Y)>n(X)，所以消耗同浓度的盐酸时，Y消耗的多，C错误；若9<a<11，说明稀释100倍时，X、Y的pH均减小不到2个单位，故X、Y都是弱碱，D正确。 方｜法｜点｜拨 (1)强酸溶液和强碱溶液混合后计算pH，必须先判断出混合后溶液的酸碱性，然后计算混合后的OH-或H＋浓度。 (2)根据酸的浓度计算酸溶液的pH时，不必考虑温度，而根据碱的浓度计算碱溶液的pH时，需要根据离子积计算c(H＋)，因此一定要注意溶液的温度，只有室温时，Kw＝1.0×10－14。 (3)一定pH的强碱与强碱混合后求pH。在计算过程中易出现直接用H＋浓度进行混合计算的错误。因为强碱溶液的混合是OH－混合，H＋是随OH－浓度改变而改变的，不能直接用于混合碱的计算，H＋浓度必须通过c(H＋)＝来求。 (4)酸、碱溶液稀释后的pH变化规律 【变式2-1】常温下，将pH=8和pH=10的两种氢氧化钠溶液等体积混合，混合后溶液中c(H+)约为(　　) A．mol·L-1 B．(10-8+10-10) mol·L-1 C．(10-14-5×10-5) mol·L-1 D．2×10-10 mol·L-1 【答案】D 【解析】pH=8的溶液中c(OH-)=mol·L-1=10-6 mol·L-1，pH=10的溶液中c(OH-)=mol·L-1=10-4 mol·L-1，设混合前两种碱溶液的体积均为1 L，则等体积混合后，溶液中c(OH-)==mol·L-1，混合溶液中c(H+)=mol·L-1≈2×10-10 mol·L-1，故D正确。 【变式2-2】计算下列溶液的pH。 (1)某H2SO4溶液的浓度是0.005 mol·L－1； ①此溶液的pH＝________； ②用水稀释到原来体积的100倍，pH＝________。 (2)pH＝3的盐酸与pH＝5的盐酸等体积混合，pH＝________________。 (3)常温下pH＝10和pH＝13的两种NaOH溶液等体积混合，pH＝________。 (4)常温下pH＝12的NaOH和pH＝4的HCl等体积混合，pH＝________。 【答案】(1)①2　②4　(2)3.3　(3)12.7　(4)11.7 【解析】(1)①c(H＋)＝0.005 mol·L－1×2＝0.01 mol·L－1，pH＝－lg 10－2＝2。 ②c(H＋)＝0.01 mol·L－1÷100＝1×10－4 mol·L－1，pH＝－lg 10－4＝4。 (2)c(H＋)＝≈5×10－4 mol·L－1，pH＝－lg (5×10－4)＝4－lg 5≈3.3。 (3)因为溶液呈碱性，c(OH－)＝≈5×10－2 mol·L－1，故c(H＋)＝＝2×10－13 mol·L－1，pH＝－lg (2×10－13)＝13－lg 2≈12.7。 (4)NaOH中c(OH－)＝10－2 mol·L－1，HCl中c(H＋)＝10－4 mol·L－1。二者等体积混合，碱过量，反应后溶液呈碱性，c(OH－)＝≈5×10－3 mol·L－1，c(H＋)＝＝2×10－12 mol·L－1，pH＝－lg(2×10－12)＝12－lg 2≈11.7。 题型03 弱电解质的电离平衡 【典例3】已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，现向10 mL浓度为0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中(　　) A．水的电离程度始终增大 B．先增大再减小 C．c(CH3COOH)与c(CH3COO-)之和始终保持不变 D．当加入氨水的体积为10 mL时，c(NH)=c(CH3COO-)　 【答案】D 【解析】A项，醋酸显酸性，水的电离平衡受到抑制，在滴加NH3·H2O的过程中，酸性减弱，水的电离程度受到抑制的程度减小，电离程度增大，当CH3COOH反应完后，加入的NH3·H2O会抑制水的电离，电离程度又减小，故该选项错误；B项，在向醋酸中滴加氨水的过程中，碱性增强，酸性减弱，c(OH-)一直增大。由NH3·H2O NH+OH-可知，K=，则=，而K是常数，故一直减小，该选项错误；C项，n(CH3COOH)与 n(CH3COO-)之和保持不变，但溶液的体积是增大的，故c(CH3COOH)与c(CH3COO-)之和逐渐减小，该选项错误；D项，当加入氨水10 mL时，两者恰好完全反应生成CH3COONH4，由CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等可知，CH3COO-和NH的水解程度也相等，故c(H)=c(CH3COO-)，该选项正确。 方｜法｜点｜拨 影响电离平衡的因素 (1)温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡右移，电离程度增大。 (2)浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡右移，但电离程度减小；加水稀释，电离平衡右移，电离程度增大。 (3)同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡逆向移动。 (4)酸碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡逆向移动；加入NaOH，电离平衡正向移动。 (5)化学反应：当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向电离的方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的H+与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)减小，电离平衡正向移动。 【变式3-1】在室温下，0.1 mol·L-1 100 mL的醋酸溶液中，欲使其溶液中的c(H+)增大，但又要使醋酸电离程度减小，应采取的措施是(　　) A．加入少量CH3COONa固体 B．加入少量NaOH固体 C．提高温度 D．加入少量纯醋酸 【答案】D 【解析】CH3COOH的电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+，加入醋酸钠固体时，醋酸根离子浓度增大，抑制醋酸电离，c(H+)减小，故A错误；加入少量NaOH固体，OH-与H+反应生成H2O，促进醋酸电离，但溶液中的c(H+)减小，故B错误；升高温度促进醋酸电离，溶液中氢离子浓度增大，故C错误；加入少量纯醋酸，浓度越大，醋酸的电离程度越小，虽然醋酸的电离程度减小，但c(H+)增大，故D正确。 【变式3-2】下列事实不能证明HNO2是弱电解质的是(　　) ①滴入酚酞，NaNO2溶液显红色 ②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗 ③等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液中和碱时，HNO2中和碱的能力强 ④25 ℃时0.1 mol·L-1HNO2溶液的pH=2 ⑤HNO2与CaCO3反应放出CO2气体 ⑥25 ℃时0.1 mol·L-1的HNO2溶液稀释至1 000倍，pH>4 A．①⑤ B．②⑤ C．③⑥ D．③④ 【答案】B 【解析】①中NaNO2溶液使酚酞显红色，说明NO水解生成弱电解质(酸)HNO2；②不能根据溶液导电性强弱判断强、弱电解质；③等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液，HNO2中和碱能力强，说明HNO2部分电离；④说明HNO2不完全电离；⑤只能说明酸性：HNO2>H2CO3；⑥说明存在HNO2H++ NO。 题型04 电离平衡常数及应用 【典例4】高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。下表是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数： 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10 根据表中数据判断以下说法不正确的是(　　) A．在冰醋酸中，高氯酸的酸性最强 B．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区分这四种酸的强弱 C．在冰醋酸中1 mol/L的高氯酸的电离度约为0.4% D．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H++ 【答案】D 【解析】在冰醋酸中，HClO4的Ka最大，酸性最强，A正确；这四种酸在水中都完全电离，在冰醋酸中电离程度不同，因此用冰醋酸可以区分这四种酸的强弱，B正确；因为Ka==1.6×10-5，在冰醋酸中 1 mol/L 的高氯酸的c(H+)≈4×10-3 mol/L，所以高氯酸的电离度约为0.4%，C正确；在冰醋酸中硫酸的电离方程式应为H2SO4H++ HSO，D不正确。 方｜法｜点｜拨 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱 电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断电离平衡的移动方向 如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q<K，平衡向电离方向移动。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 【变式4-1】相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(　　) 酸 HX HY HZ 电离常数Ka 9×10-7 9×10-6 1×10-2 A．三种酸的酸性强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ+Y-===HY+Z-能够发生 C．相同温度下，0.1 mol/L的HX、HY、HZ溶液中，HZ溶液的c(HZ)最大 D．相同温度下，1 mol/L HX溶液的电离常数大于 0.1 mol/L HX 溶液的电离常数 【答案】B 【解析】表中电离常数大小关系为1×10-2>9×10-6>9×10-7，所以酸性排序为HZ>HY>HX，故A、C项错误。电离常数只与温度有关，与浓度无关，D项错误。 【变式4-2】在一定温度下，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋ (1)某温度时，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋) 与0.01 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋)的比值________(填“大于”“小于”或“等于”)10。 (2)已知：25 ℃时，该电离平衡的平衡常数为1.8×10－5。 ①求该温度时，a mol·L－1的醋酸溶液中c1(H＋)＝________mol·L－1 (用含a的代数式表示)。 [提示：此时电离度比较小，进行简化计算，平衡时c(CH3COOH)可用初始浓度代替，水电离出的c(H＋) 、c(OH－)忽略不计，下同] ②若该温度时向该溶液中加入一定量的CH3COONH4(假设溶液体积不变)，使溶液中c(CH3COO－)为b mol·L－1，则此时c2(H＋)＝________mol·L－1(用含a、b的代数式表示)。 ③c1(H＋)________(填“大于”“小于”或“等于”)c2(H＋)。 【答案】(1)小于　(2)① ②　③大于 【解析】(1)对于相同的弱电解质溶液，浓度越大，电离程度越小，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中电离程度比0.01 mol·L－1的醋酸溶液电离程度小，则二者c(H＋)之比小于10。 (2)醋酸的电离平衡常数K＝＝1.8×10－5，则c(H＋)＝1.8×10－5×a mol·L－1，c1(H＋)＝ mol·L－1。根据平衡常数表达式，将c(CH3COO－)代入，可求得c2(H＋)＝ mol·L－1。在醋酸溶液中加入醋酸铵会抑制醋酸的电离，使氢离子浓度减小。 题型05 强酸和弱酸的比较 【典例5】某温度下，等体积、c(H＋)相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H＋)随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说法正确的是(　　) A．曲线Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线 B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 C．取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗的NaOH的量相同 D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度 【答案】B 【解析】醋酸属于弱电解质，在稀释时会电离出H＋，故稀释相同倍数时醋酸溶液中c(H＋)的变化要比盐酸中c(H＋)的变化小一些，即曲线Ⅰ表示盐酸的变化曲线，曲线Ⅱ表示醋酸的变化曲线，A项错误；溶液的导电性与溶液中离子的浓度有关，离子浓度b>c，故导电性b>c，B项正确；a点、b点表示溶液稀释相同倍数，物质的量没有发生变化，都等于稀释前的物质的量，稀释前两溶液中c(H＋)相同，但CH3COOH为弱酸，则c(CH3COOH)>c(HCl)，故稀释前n(CH3COOH)>n(HCl)，即CH3COOH消耗NaOH多，C项错误；a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度，D项错误。 方｜法｜点｜拨 强酸与弱酸的比较 (1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 　比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 (2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 　比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 【变式5-1】相同体积、相同c(H＋)的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于产生氢气的体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是(　　) 【答案】C 【解析】相同体积、相同c(H＋)的一元强酸和一元弱酸，刚开始与锌粉反应的速率是相同的，随着反应进行，弱酸能继续电离出H＋，故其反应速率比强酸的大，排除B、D项；弱酸的物质的量浓度大于强酸的，所以弱酸与足量的锌粉反应生成氢气的量较多，排除A项。 【变式5-2】在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白： (1)a、b两支试管中生成气体的速率v(a)______ (填“大于”“小于”或“等于”，下同) v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是____________________________________。 (2)若a、b两支试管中分别加入c(H＋)相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)______(填“大于”“小于”或“等于”，下同)v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是______________________________________________________。 【答案】(1)大于　等于　反应开始时，盐酸中所含H＋的浓度较大，但二者最终能电离出的H＋的总物质的量相等　(2)等于　小于　开始时c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱电解质，最终电离出的H＋的总物质的量大 【解析】(1)物质的量浓度相同时，盐酸是强酸，醋酸是弱酸，盐酸电离出的c(H＋)远大于醋酸电离出的c(H＋)，醋酸产生H2的速率比盐酸小。反应完毕后，因为n(HCl)＝n(CH3COOH)，故最终产生H2的量相等。(2)c(H＋)相同时，反应开始时产生H2的速率相等。反应完毕后，因c(H＋)相同，醋酸浓度大，则n(HCl)<n(CH3COOH)，故最终醋酸产生的H2多。 题型06 酸碱中和滴定原理及仪器的使用 【典例6】利用下列实验装置及药品能完成相应实验的是(　　) 选项 A B C D 目的 测定某盐酸的浓度 测定某NaOH溶液的浓度 记录滴定终点读数：12.20 mL 排除滴定管内气泡 装置或操作 【答案】D 【解析】眼睛应注视锥形瓶中溶液颜色的变化，从而判断滴定终点，操作不合理，故A错误；由图中所给药品可知，缺少指示剂，不能确定滴定终点，不能完成实验，故B错误；滴定管的“0”刻度在上方，读数应为11.80 mL，故C错误；图中挤压橡胶管，挤压时尖嘴向上，气泡密度较小，轻轻挤压玻璃珠，使溶液从尖嘴流出，可将气泡赶出，操作合理，故D正确。 方｜法｜点｜拨 (1)中和滴定的依据是参加反应的H+与OH-的物质的量相等，已知标准液的物质的量浓度、标准液的体积、待测液的体积，从而求得待测液的浓度。 (2)酸碱中和滴定曲线和pH突变 ①由滴定曲线分析，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点pH发生突变。 ②在pH发生突变的范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色变化明显，有利于确定滴定终点。 (3)酸碱中和滴定曲线的分析方法 首先看横、纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱；再找滴定终点和中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(常温下pH＝7)的位置；最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。 【变式6-1】用1.0 mol·L－1的NaOH溶液中和某浓度的H2SO4溶液，其水溶液的pH和所用NaOH溶液的体积关系变化如图所示，则原H2SO4溶液的物质的量浓度和完全反应后溶液的大致体积是(　　) A．1.0 mol·L－1，20 mL B．0.5 mol·L－1，40 mL C．0.5 mol·L－1，80 mL D．1.0 mol·L－1，80 mL 【答案】C 【解析】滴定前稀H2SO4的pH＝0，c(H＋)＝1.0 mol·L－1，则c(H2SO4)＝0.5 mol·L－1，当pH＝7时V(NaOH)＝40 mL，通过计算原硫酸溶液的体积为40 mL。本题考查中和滴定曲线，关键是把握滴定终点，pH＝7恰好完全反应，即n(H＋)＝n(OH－)。 【变式6-2】室温下，向20.00 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸中滴加0.100 0 mol·L－1NaOH溶液，溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图。已知lg 5＝0.7。下列说法不正确的是(　　) A．NaOH与盐酸恰好完全反应时，pH＝7 B．选择变色范围在pH突变范围内的指示剂，可减小实验误差 C．选择甲基红指示反应终点，误差比甲基橙的大 D．V(NaOH)＝30.00 mL时，pH＝12.3 【答案】C 【解析】这是室温下用强碱滴定强酸，当NaOH与盐酸恰好完全反应时，溶液呈中性，即pH＝7，A项正确；指示剂的选择原则：变色要明显，灵敏，且指示剂的变色范围要尽可能在滴定过程中的pH突变范围内，可减小实验误差，故B项正确；由图像可知，甲基红的变色范围更接近反应终点，选择甲基红作指示剂误差比甲基橙要小，故C项错误；当V(NaOH)＝30.00 mL时，n(OH－)＝0.100 0 mol·L－1×0.03 L－0.100 0 mol·L－1×0.02 L＝0.001 mol，则c(OH－)＝0.001 mol/0.05 L＝0.02 mol·L－1，pH＝13－lg5＝12.3，故D项正确。 题型07 酸碱中和滴定实验及误差分析 【典例7】准确移取20.00 mL某待测HCl溶液于锥形瓶中，用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定，下列说法正确的是(　　) A．滴定管用蒸馏水洗涤后，装入NaOH溶液进行滴定 B．随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大 C．用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定 D．滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小 【答案】B 【解析】A项，滴定管用蒸馏水洗涤后，必须用待盛液润洗，故错误；B项，氢氧化钠中和盐酸，c(H+)减小，pH增大，故正确；C项，酚酞与酸显无色，因此开始时溶液无色，当变成红色，且半分钟内不变色，说明滴定到终点，故错误；D项，滴定到终点，尖嘴部分有悬滴，消耗的标准液的体积增大，测定结果偏大，故错误。 方｜法｜点｜拨 酸碱中和滴定实验误差分析常见问题 (1)仪器洗涤：在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗2～3次，其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积增大，由c(待)＝可知，待测液浓度偏大。 (2)在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，不能用待测液润洗。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积增大，消耗标准液的体积增大，使测定结果偏大。 (3)滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。 【变式7-1】有关酸碱滴定实验，下列说法正确的是(　　) A．滴定管和锥形瓶都需要使用蒸馏水和待装液润洗 B．滴定前，必须将滴定管中液体的液面调至0刻度 C．滴定至终点时，溶液一定呈中性 D．测定待测液的浓度，至少需要完成两组平行实验，取消耗标准液的平均值 【答案】D 【解析】A.滴定管需要润洗，但锥形瓶不能润洗，否则导致消耗标准液体积偏大，测定结果偏高，故A错误；B.滴定前，滴定管中液体的液面不一定非要调至0刻度，可调至0刻度以下，故B错误；C.滴定至终点时，溶液不一定呈中性，如NaOH滴定醋酸，滴定终点生成醋酸钠，溶液呈碱性，故C错误；D.测定待测液的浓度，为了减少滴定误差，至少需要完成两组平行实验，取消耗标准液的平均值，故D正确。 【变式7-2】某学生欲用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时，选择甲基橙作指示剂。请填写下列空白： (1)用标准盐酸滴定待测NaOH溶液时，左手握酸式滴定管的活塞，右手轻轻摇动锥形瓶，眼睛注视________________。直到因加入一滴盐酸后，溶液由____色变为____色，并__________________为止。 (2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是________(填字母序号)。 A．酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸 B．滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥 C．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 D．读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数 (3)若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如图所示，则起始读数为________mL，终点读数为________mL；所用盐酸溶液的体积为________mL。 【答案】(1)锥形瓶内溶液颜色的变化　 黄 橙 　 在半分钟内不变色　 (2)D　　 (3)0.00　26.10　 26.10　 【解析】分析酸碱中和滴定实验误差时，可把一切影响因素归结到标准液用量的大小上来判断。若标准液用量偏大，则测定结果偏高；标准液用量偏小，测定结果偏低；若不影响标准液用量，则对测定结果无影响。滴定管读数时，以凹液面的最低点为基准。 题型08 盐类水解的原理和规律 【例8】下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是(　　) A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡 B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－) C．在CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH－)≠c(H＋) D．水电离出的H＋和OH－与盐中弱离子结合，造成盐溶液呈酸碱性 【答案】C 【解析】盐溶液呈酸碱性的原因，就是破坏了水的电离平衡，使溶液中c(H＋)≠c(OH－)，故A对；溶液显酸性则一定有c(H＋)>c(OH－)，故B对；根据水的电离方程式：H2OH＋＋OH－，水在任何溶液中电离出的c(OH－)＝c(H＋)，但在CH3COONa溶液中，由于生成了弱电解质CH3COOH，使得c(OH－)>c(H＋)，故显碱性，所以C项说法错误；水电离出的H＋和OH－与盐中弱酸阴离子或弱碱阳离子结合生成弱电解质，正是造成盐溶液呈酸碱性的原因，所以D对。 方｜法｜点｜拨 (1)盐类水解的实质是盐电离出的离子(弱碱阳离子或者弱酸阴离子)跟水电离出来的OH-或H+结合生成弱碱或弱酸，从而破坏了水的电离平衡，导致溶液中c(OH-)和c(H+)不相等，则溶液表现一定的酸碱性。 (2)盐类水解对水的电离平衡的影响：弱碱阳离子或者弱酸阴离子在溶液中水解，因此水的电离程度增大，因此水电离出的c(H+)和c(OH-)增大。 (3)盐类水解的规律 在可溶性盐溶液中：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。 (4)酸式盐溶液酸碱性要看酸式酸根离子的电离和水解程度的相对大小： 只电离不水解(如NaHSO4等)的显酸性； 电离大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4等)的显酸性； 水解大于电离(如NaHCO3、NaHS等)的显碱性。 【变式8-1】NH4Cl溶于重水(D2O)后，产生的一水合氨和水合氢离子均表示正确的是(　　) A．NH2D·H2O和D3O＋ B．NH3·D2O和HD2O＋ C．NH3·HDO和D3O＋ D．NH2D·HDO和H2DO＋ 【答案】C 【解析】NH4Cl水解的实质是其电离出的NH与重水电离出的OD－结合生成一水合氨的过程。即NH4Cl===NH＋Cl－，D2OD＋＋OD－，NH＋OD－NH3·HDO，D＋再与D2O结合生成D3O＋，故C项正确。 【变式8-2】在室温下，下列五种溶液： ①0.1 mol·L－1 NH4Cl ②0.1 mol·L－1 CH3COONH4 ③0.1 mol·L－1 NH4HSO4 ④0.1 mol·L－1 NH3·H2O和0.1 mol·L－1 NH4Cl混合液 ⑤0.1 mol·L－1 NH3·H2O 请根据要求填写下列空白： (1)溶液①呈________性(填“酸”“碱”或“中”)，其原因是___________________________(用离子方程式表示)。 (2)比较溶液②、③中c(NH)的大小关系是②______③(填“>”“<”或“＝”)。 (3)在溶液④中，________离子的浓度为0.1 mol·L－1；NH3·H2O和________离子的物质的量浓度之和为 0.2 mol·L－1。 (4)室温下，测得溶液②的pH＝7，则说明CH3COO－的水解程度________(填“>”“<”或“＝”)NH的水解程度，CH3COO－与NH浓度的大小关系是c(CH3COO－)________c(NH)(填“>”“<”或“＝”)。 【答案】(1)酸　NH＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋ (2)＜　 (3)Cl－　NH　(4)＝　＝ 【解析】(1)NH4Cl溶液中存在NH的水解平衡：NH＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋，所以溶液呈酸性。 (2)溶液②、③中均存在NH＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋，而溶液②中阴离子也发生水解：CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋OH－，这样NH与CH3COO－相互促进水解，而溶液③中NH4HSO4电离出的H＋抑制了NH的水解，所以c(NH)大小关系为②<③。 (3)在溶液④中c(Cl－)＝0.1 mol·L－1，根据原子守恒知c(NH3·H2O)＋c(NH)＝0.1 mol·L－1＋0.1 mol·L－1＝0.2 mol·L－1。 (4)由于CH3COO－水解生成OH－，NH水解生成H＋，而溶液的pH＝7，说明CH3COO－与NH的水解程度相同，根据电荷守恒可知溶液中二者浓度也相同。 题型09 影响盐类水解的因素 【例9】常温下，浓度均为0.1 mol·L－1的三种溶液：①醋酸溶液　②醋酸钠溶液　③碳酸钠溶液。下列说法正确的是(　　) A．溶液中c(CH3COO－)：①＞② B．溶液的pH：②＜③＜① C．水的电离程度：①＞②＞③ D．①与②等体积混合溶液中：c(CH3COO－)＞c(CH3COOH) 【答案】D 【解析】醋酸是弱酸，存在电离平衡。而醋酸钠是强电解质，完全电离，A项错误；应该是①＜②；醋酸的酸性强于碳酸的酸性，所以碳酸钠的水解程度大于醋酸钠的水解程度，即pH大小顺序是①＜②＜③，B项错误；醋酸是酸，抑制水的电离，醋酸钠和碳酸钠水解，促进水的电离，C项错误；①与②等体积混合，溶液显酸性，即电离程度大于水解程度，所以c(CH3COO－)＞c(CH3COOH)，D项正确。 方｜法｜点｜拨 (1)盐的性质与盐类的水解 影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质，因此在研究盐类水解问题时，分析方法如下： ①判断盐溶液中存在的离子的种类，即是否存在弱的阳离子或弱酸根离子； ②根据离子的种类判断水解后溶液的酸碱性。 ③根据离子对应的弱电解质的平衡常数判断水解的程度大小，弱电解质的平衡常数越小，水解程度越大。 (2)影响盐类水解的外界因素 ①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 ②浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。 ③酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。 【变式9-1】常温下，稀释0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液，如图中的横坐标表示加水的量，则纵坐标可以表示的是(　　) A．NH水解的平衡常数 B．溶液的pH C．溶液中NH数 D．溶液中c(NH) 【答案】B 【解析】温度不变，NH水解的平衡常数不变，故A项不符合题意；NH4Cl水解呈酸性，加水稀释，水解程度增大，但酸性减弱，溶液的pH将增大，溶液中NH数将减少，c(NH)也减小，故B项符合题意，C、D项不符合题意。 【变式9-2】下列关于FeCl3水解的说法错误的是(　　) A．在FeCl3稀溶液中，水解达到平衡时，无论加FeCl3饱和溶液还是加水稀释，平衡均向右移动 B．浓度为5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者小于后者 C．其他条件相同时，同浓度的FeCl3溶液在50 ℃和20 ℃时发生水解，50 ℃时Fe3＋的水解程度比20 ℃时的小 D．为抑制Fe3＋的水解，更好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸 【答案】C 【解析】增大FeCl3的浓度，水解平衡向右移动，但Fe3＋水解程度减小，加水稀释，水解平衡向右移动，Fe3＋水解程度增大，A、B项正确；盐类水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大，C项错误；Fe3＋水解后溶液呈酸性，增大H＋的浓度可抑制Fe3＋的水解，D项正确。 题型10 盐类水解的应用 【例10】下列说法正确的是(　　) A．AlCl3溶液和NaAlO2溶液加热、蒸发、浓缩、结晶、灼烧，所得固体的成分相同 B．配制FeCl3溶液时，将FeCl3固体溶解在硫酸中，然后再用水稀释到所需的浓度 C．用加热的方法可除去KNO3溶液中混有的Fe3＋ D．泡沫灭火器中常使用的原料是碳酸钠和硫酸铝 【答案】C 【解析】AlCl3溶液和NaAlO2溶液的水解方程式分别为AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋3HCl，NaAlO2＋2H2OAl(OH)3＋NaOH，加热促进水解，由于盐酸是挥发性酸，因此前者最终产物为Al2O3，后者仍为NaAlO2，选项A错。选项B中很显然所配得的FeCl3溶液中混有杂质SO，选项B错。由于Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，升高温度可促进水解而产生沉淀，从而除去Fe3＋杂质，选项C正确。选项D中，为了加快产生CO2气体的速率，泡沫灭火器中常使用的原料是碳酸氢钠和硫酸铝，选项D错。 方｜法｜点｜拨 利用盐类水解原理解释有关问题 (1)比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。 Na2CO3的水解方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-，NaHCO3的水解方程式为HCO3-+H2OH2CO3+OH-，由于Ka1(H2CO3)> Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性更强。 (2)实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是将Na2S固体溶解在NaOH溶液中。 (3)泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在内筒， NaHCO3溶液应放在外筒，因为Al3+水解呈酸性，会腐蚀铁。 (4)废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。 (5)铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显碱性，NH4+水解呈酸性，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。 (6)工业上制取无水氯化镁时，将氯化镁溶液置于氯化氢气流中加热脱水，以防止氯化镁水解。 【变式10-1】下列说法不正确的是(　　) A．明矾能水解生成Al(OH)3胶体，可用作净水剂 B．水解反应NH＋H2ONH3·H2O＋H＋达到平衡后，升高温度平衡逆向移动 C．草木灰与铵态氮肥不宜混合使用 D．盐类水解反应的逆反应是中和反应 【答案】B 【解析】A.明矾中的铝离子水解生成氢氧化铝胶体，氢氧化铝胶体具有吸附性，能吸附水中的悬浮杂质，所以能净水，故A正确；B.升高温度促进盐的水解，水解反应NH＋H2ONH3·H2O＋H＋达到平衡后，升高温度平衡正向移动，故B错误；C.草木灰与铵态氮肥混合会发生双水解反应，使氨气逸出，土壤中铵根离子浓度降低，从而降低肥效，故C正确；D.盐类水解反应是盐与水反应生成酸和碱，酸与碱发生中和反应生成盐和水，所以盐类水解反应的逆反应是中和反应，故D正确。 【变式10-2】下列应用与盐类水解无关的是(　　) A．用铝盐和铁盐作净水剂 B．将SOCl2(遇水剧烈水解)和AlCl3·6H2O混合加热制取无水AlCl3 C．FeSO4饱和溶液制备FeSO4·7H2O晶体时，不能直接蒸干结晶获取 D．NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂 【答案】C 【解析】铝离子和铁离子均水解，分别生成氢氧化铝胶体和氢氧化铁胶体，因此用铝盐和铁盐作净水剂，与盐类水解有关，故A不选；氯化铝水解生成氢氧化铝和氯化氢，SOCl2水解生成HCl，抑制氯化铝水解，将SOCl2和AlCl3·6H2O混合加热制取无水AlCl3，与盐类水解有关，故B不选；亚铁离子不稳定，易被空气中的O2氧化生成铁离子，且FeSO4·7H2O受热易分解，所以不能直接蒸干FeSO4饱和溶液来制备FeSO4·7H2O，与盐类水解无关，故C选；NH4Cl与ZnCl2溶液水解均显酸性，可除去金属表面的锈，故D不选。 题型11 溶液中的粒子浓度比较 【例11】醋酸(CH3COOH)是一种常见的弱酸。下列叙述正确的是(　　) A．pH＝3的CH3COOH溶液中，c(H＋)＝c(CH3COO－) B．pH＝8的CH3COONa溶液中，c(CH3COO－)<c(Na＋) C．0.1 mol·L－1CH3COONa溶液中，c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋) D．0.1 mol·L－1CH3COONa溶液中，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) 【答案】B 【解析】除CH3COOH电离出的H＋外，水也会电离出少量H＋，A项错误；CH3COO－少部分水解，0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液中，c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)，C项错误；由电荷守恒可知，CH3COONa溶液中，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，D项错误。 方｜法｜点｜拨 (1)溶液中粒子浓度大小比较的方法和思路 ①确定溶液中溶质的成分和浓度大小。 ②分析溶液中存在的过程，包括：电离过程（完全电离和部分电离）、弱电解质离子的水解过程、水的电离。 ③找出溶液中存在的微粒。 ④分析电离、水解等过程进行的程度大小，比较粒子浓度大小。 (2)利用“三大守恒”规律判断溶液中粒子浓度关系 ①物料守恒：在溶液中，溶质以分子和离子的形式存在，溶质分子和离子的物质的量浓度之和等于该溶质的物质的量浓度。 ②电荷守恒：同一溶液中，溶液呈电中性，因此正电荷总数与负电荷总数相等。注意：电荷总数=离子浓度（或物质的量）×离子所带电荷数。 ③质子守恒：弱电解质离子在溶液中发生水解，弱电解质离子结合水电离出的H+或OH-，使溶液中的c(H+)≠c(OH-)。但在溶液中，水电离出的H+浓度和OH-浓度总是相等的。 质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。 【变式11-1】下列物质所配成的0.1 mol·L－1溶液中，离子浓度由大到小顺序排列正确的是(　　) A．NH4Cl：c(Cl－)＞c(H＋)＞c(NH)＞c(OH－) B．Na2CO3：c(Na＋)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H＋) C．NaHCO3：c(Na＋)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H＋) D．(NH4)2SO4：c(NH)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(OH－) 【答案】D 【解析】NH水解导致溶液呈酸性，所以c(H＋)＞c(OH－)，NH水解而氯离子不水解，所以c(Cl－)＞c(NH)，因此NH4Cl溶液中离子浓度的大小顺序是c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－)，故A错误；在Na2CO3溶液中，离子浓度的大小顺序是c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)＞c(H＋)，故B错误；在NaHCO3溶液中，HCO仅有少量电离，所以溶液中c(HCO)＞c(CO)，故C错误；在(NH4)2SO4溶液中，铵根离子部分水解，溶液显酸性，则c(H＋)＞c(OH－)，又因为水解程度微弱，所以c(NH)＞c(SO)，则溶液中离子浓度大小顺序是c(NH)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(OH－)，故D正确。 【变式11-2】已知某溶液中存在OH－、H＋、NH、Cl－四种离子，某同学推测其离子浓度大小顺序有如下四种关系： ①c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－) ②c(Cl－)＞c(NH)＞c(OH－)＞c(H＋) ③c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋) ④c(Cl－)＞c(H＋)＞c(NH)＞c(OH－) 填写下列空白： (1)若溶液中只溶解了一种溶质，则该溶质是_________，上述四种离子浓度的大小顺序为________(填序号)。 (2)若上述关系中③是正确的，则溶质为____________；若上述关系中④是正确的，则溶质为______________。 (3)若该溶液是由体积相等的稀盐酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，则混合前c(HCl)________(填“大于”“小于”或“等于”，下同)c(NH3·H2O)，混合前酸中c(H＋)和碱中c(OH－)的关系为c(H＋) _______c(OH－)。 【答案】(1)NH4Cl　① (2)NH4Cl和NH3·H2O　NH4Cl和HCl (3)小于　大于 【解析】(1)若溶液只有一种溶质，该溶质为NH4Cl，因NH水解，溶液呈酸性，离子浓度的大小关系为c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－)。 (2)因为c(OH－)＞c(H＋)、c(NH)＞c(Cl－)，所以溶液中除含有NH4Cl外，还必须含有NH3·H2O；若c(Cl－)＞c(H＋)＞c(NH)＞c(OH－)，则说明溶液中含有NH4Cl和HCl。 (3)NH4Cl水解，溶液呈酸性，若等体积的稀盐酸与氨水混合后呈中性，说明氨水过量，故c(HCl)＜c(NH3·H2O)，混合前盐酸中c(H＋)大于氨水中c(OH－)。 题型12 利用中和滴定曲线分析离子浓度的关系 【例12】25 ℃时，向20.00 mL的NaOH溶液中逐滴加入某浓度的CH3COOH溶液，滴定过程中，溶液的pH与滴入CH3COOH溶液的体积关系如图所示，点②时NaOH溶液恰好被中和。则下列说法错误的是(　　) A．CH3COOH溶液的浓度为0.1 mol·L－1 B．图中点①到点③所示溶液中，水的电离程度先增大后减小 C．点④所示溶液中存在：c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) D．滴定过程中会存在：c(Na＋)>c(CH3COO－)＝c(OH－)>c(H＋) 【答案】C 【解析】根据图像分析，滴定前NaOH溶液的pH＝13，则NaOH溶液的浓度为0.1 mol·L－1，点②时氢氧化钠恰好被中和，消耗醋酸溶液20 mL，则醋酸溶液的浓度为0.1 mol·L－1，故A正确；图中点①到点③所示溶液中，随着滴入醋酸溶液，水电离被抑制的程度减小，即水的电离程度增大，恰好反应后继续滴加醋酸，对水的电离起到抑制作用，即图中点①到点③所示溶液中水的电离程度先增大后减小，故B正确；点④所示溶液是等浓度的醋酸和醋酸钠混合溶液，根据物料守恒：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝2c(Na＋)，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，则c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)，C错误；滴定过程中，醋酸钠和氢氧化钠混合溶液中会有c(Na＋)>c(CH3COO－)＝c(OH－)>c(H＋)，D正确。 解｜题｜模｜板 抓“五点”破解中和滴定图像 室温下，向20 mL 0.1 mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液pH的变化如图所示： 起始点A：0.1 mol·L－1HA溶液的pH>1，故HA为弱酸。 半反应点B：溶质为NaA和HA，且=1，pH<7，故溶液中c(A-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。 中性点C：溶质为NaA和HA（稍过量），pH=7，故溶液中c(A-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-)。 反应终点D：溶质为NaA，pH>7，故溶液中c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)。 过量点E：溶质为NaA和NaOH，pH>7，故溶液中c(Na+)> c(OH-)>c(A-)>c(H+)。 利用中和滴定曲线分析离子浓度思路，三看： 一看谁滴定谁，二看坐标，三看特殊点(起点、恰好反应点和中性点)。 【变式12-1】常温下，HB的电离常数Ka＝1.0×10－6，向20 mL 0.01 mol·L－1 HB溶液中逐滴加入0.01 mol·L－1 NaOH溶液，溶液的pH与加入V(NaOH)之间的关系如图所示，下列说法正确的是(　　) A．a点对应溶液的pH约为4，且溶液中只存在HB的电离平衡 B．b点对应的溶液中存在：c(OH－)－c(H＋)＝c(B－) C．d点对应的溶液中存在：c(Na＋)>c(B－)>c(OH－)>c(H＋) D．a、b、c、d四点中c点溶液中水的电离程度最大 【答案】C 【解析】由图像可知，a点是0.01 mol·L－1的HB溶液，其中c(H＋)＝＝ mol·L－1＝1.0×10－4 mol·L－1，故溶液的pH＝4，但溶液中还存在水的电离平衡，A项错误；b点为HB和NaB的混合液，根据电荷守恒得c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(B－)，则c(OH－)－c(H＋)＝c(Na＋)－c(B－)，B项错误；d点为NaB溶液，溶液显碱性，则c(Na＋)＞c(B－)＞c(OH－)＞c(H＋)，C项正确；a、b、c、d四点溶液中的OH－均来源于水的电离，由于溶液的pH逐渐增大，c(OH－)增大，说明水的电离程度逐渐增大，故d点溶液中水的电离程度最大，D项错误。 【变式12-2】常温下，分别向10 mL 0.1 mol·L－1的NaOH溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1的一元酸HA和HB溶液，测得混合溶液的pH变化曲线如图所示，下列说法正确的是(　　) A．HA的酸性强于HB的酸性 B．V(酸)＝10 mL时，两溶液中c(B－)＝c(A－) C．a点时，c(A－)>c(Na＋)>c(OH－)>c(H＋) D．b、c点时，c(A－)＋c(HA)＝2c(Na＋)＝c(HB)＋c(B－) 【答案】D 【解析】A项，当V(酸)＝10 mL时，酸碱恰好完全反应得到等物质的量浓度的NaA溶液和NaB溶液，NaA溶液的pH(8.7)大于NaB溶液的pH(7.8)，根据盐类水解的规律“越弱越水解”可知，HA的酸性弱于HB的酸性，错误；B项，由上述分析可知，A－的水解能力大于B－的水解能力，两溶液中c(B－)>c(A－)，错误；C项，a点加入10 mL的HA溶液，得到NaA溶液的pH＝8.7，由于A－的水解使溶液呈碱性，溶液中离子浓度由大到小的顺序为c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)，错误；D项，b点加入20 mL的HA溶液得到等物质的量浓度的NaA和HA的混合液，由物料守恒可得c(A－)＋c(HA)＝2c(Na＋)，c点同理可得c(B－)＋c(HB)＝2c(Na＋)，b、c两点溶液中c(Na＋)相等，则c(A－)＋c(HA)＝2c(Na＋)＝c(B－)＋c(HB)，正确。 题型13 沉淀溶解平衡及影响因素 【例13】某同学为了验证难溶的氯化银在水中也存在沉淀溶解平衡，设计了如下实验方案。下列说法正确的是(　　) A．步骤①中应加入过量的AgNO3溶液 B．步骤①中应使NaCl溶液过量 C．步骤②中现象是无沉淀产生 D．步骤②中选用的AgNO3溶液的浓度应小于步骤① 【答案】A 【解析】为了验证难溶的氯化银在水中也存在沉淀溶解平衡，要证明在氯化钠溶液中加入过量的硝酸银溶液完全反应后的滤液中还存在氯离子，由图可知：步骤①中应加入过量的AgNO3溶液，使NaCl完全反应，B错误；步骤②中现象是产生了白色沉淀，这样才能证明滤液中存在氯离子，C错误；步骤②中选用的AgNO3溶液的浓度应大于步骤①，D错误。 方｜法｜点｜拨 (1)难溶电解质的电离仅仅是沉淀溶解平衡的后一个过程。 总过程 沉淀溶解平衡(可逆) 分过程 沉淀的溶解(可逆) 电解质的电离(可逆或不可逆) 表示形式 用电离方程式形式表示，须标明状态(s)、(aq)，一律用“”。注意与弱电解质的电离方程式区别开来。如Al(OH)3(s)Al3＋(aq)＋3OH－(aq)(沉淀溶解平衡)，Al(OH)3Al3＋＋3OH－(电离平衡) (2)影响沉淀溶解平衡的因素 ①内因：溶质本身的性质。绝对不溶的物质是没有的；同是微溶物质，溶解度差别也很大；易溶溶质只要是饱和溶液也存在沉淀溶解平衡。 ②外因：温度、浓度、相同离子等，其影响符合“勒夏特列原理”。 a．温度：一般来说，温度越高，固体物质的溶解度越大。极少数固体物质的溶解度随温度的升高而减小，如Ca(OH)2。 b．相同离子：加入与电解质电离的离子相同的可溶性盐，平衡向生成沉淀的方向移动，溶解度减小。 c．外加其他物质(与电解质电离的离子反应)，平衡向沉淀溶解的方向移动，溶解度增大。 (3)Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关。溶液中离子浓度的变化只能使溶解平衡移动，并不能改变溶度积。 (4)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶物，不能直接根据Ksp的大小来确定其溶解能力的大小，需通过计算转化为溶解度。 【变式13-1】一定温度下，在Ba(OH)2的悬浊液中，存在Ba(OH)2固体与其电离的离子间的溶解平衡关系：Ba(OH)2(s)Ba2＋(aq)＋2OH－(aq)，向此体系中再加入少量的BaO粉末，如果保持温度不变，则下列说法正确的是(　　) A．c(Ba2＋)增大　　　　 B．溶液中Ba2＋数目减少 C．溶液pH减小 D．溶液pH增大 【答案】B 【解析】Ba(OH)2(s)Ba2＋(aq)＋2OH－(aq)，加入少量的BaO粉末，BaO与H2O反应消耗了水，溶液中有部分沉淀析出，且溶液仍为饱和溶液，c(Ba2＋)、c(OH－)、pH均不变。 【变式13-2】下列有关沉淀溶解平衡的说法正确的是(　　) A．Ksp(AB2)小于Ksp(CD)，说明AB2的溶解度小于CD的溶解度 B．在氯化银的沉淀溶解平衡体系中，加入蒸馏水，氯化银的Ksp增大 C．可比较离子浓度幂之积与溶度积Ksp的相对大小来判断沉淀溶解平衡进行的方向 D．在碳酸钙的沉淀溶解平衡体系中，加入稀盐酸，平衡不移动 【答案】C 【解析】由于AB2与CD组成形式不同，因此不能根据Ksp大小来比较溶解度的大小，故A错误；Ksp只与温度有关，与浓度无关，故B错误；碳酸钙的沉淀溶解平衡为CaCO3(s)Ca2＋＋CO，加入稀盐酸，H＋能与CO反应，促进碳酸钙的沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，故D错误。 题型14 溶度积常数及其应用 【例14】常温下几种难溶电解质的溶度积如表所示： 物质名称 硫化亚铁 硫化铜 硫化锌 溶度积 6.3×10－18 6.3×10－36 1.6×10－24 向含有等物质的量浓度的FeCl2、CuSO4、ZnSO4混合溶液中滴加0.01 mol·L－1Na2S溶液时，Fe2＋、Cu2＋、Zn2＋沉淀的先后顺序为(　　) A．Fe2＋、Zn2＋、Cu2＋ B．Cu2＋、Zn2＋、Fe2＋ C．Zn2＋、Fe2＋、Cu2＋ D．Cu2＋、Fe2＋、Zn2＋ 【答案】B 【解析】生成硫化亚铁的最小c(Fe2＋)＝＝ mol·L－1＝6.3×10－16 mol·L－1；生成硫化铜沉淀需要的最小c(Cu2＋)＝＝ mol·L－1＝6.3×10－34 mol·L－1；生成硫化锌沉淀需要的最小c(Zn2＋)＝＝ mol·L－1＝1.6×10－22 mol·L－1。所以沉淀的先后顺序为Cu2＋、Zn2＋、Fe2＋。 方｜法｜点｜拨 1对于同类型物质如AgCl、AgBr、AgI等，可直接用溶度积比较难溶电解质的溶解能力，Ksp越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。 2对于不同类型的物质，Ksp不能直接作为比较依据，而应通过计算将Ksp转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度确定溶解能力的强弱。 3关于溶度积常数的计算 ①已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ mol·L－1。 ②已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。 ③计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)，Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝＝。 【变式14-1】硫酸锌是制造锌钡白和锌盐的主要原料，也可用作印染媒染剂，医药上用于催吐剂。已知25℃时，Ksp[Zn（OH）2]＝1.0×10－17，Ksp（Ag2SO4）＝1.2×10－5，则下列说法正确的是（　　） A．在水中加入少量ZnSO4固体时，水的电离平衡向正反应方向移动，Kw不变 B．在ZnSO4溶液中各离子的浓度关系为c（Zn2＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（SO） C．在0.5 L 0.10 mol·L－1的ZnSO4溶液中加入等体积的0.02 mol·L－1的AgNO3溶液，即可生成Ag2SO4沉淀 D．常温下，要除去0.20 mol·L－1ZnSO4溶液中的Zn2＋，至少要调节pH≥9 【答案】A 【解析】温度不变，水的离子积常数不变，A项正确；根据电荷守恒，在ZnSO4溶液中各离子的浓度关系为2c（Zn2＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋2c（SO），B项错误；在0.5 L 0.10 mol·L－1的ZnSO4溶液中加入等体积的0.02 mol·L－1的AgNO3溶液后，c（SO）＝0.05 mol·L－1，c（Ag＋）＝0.01 mol·L－1，Qc＝c2（Ag＋）·c（SO）＝5×10－6<Ksp（Ag2SO4），所以不会生成Ag2SO4沉淀，C项错误；要除去0.20 mol·L－1ZnSO4溶液中的Zn2＋，反应后残留在溶液中的Zn2＋浓度小于1.0×10－5mol·L－1时就认为Zn2＋沉淀完全，c2（OH－）≥≥（mol·L－1）2，c（OH－）≥1.0×10－6mol·L－1，则c（H＋）≤10－8mol·L－1，所以至少要调节pH≥8，D项错误。 【变式14-2】(1)取5 mL 0.002 mol·L－1BaCl2溶液与等体积的0.02 mol·L－1Na2SO4溶液相混合，通过计算判断有无沉淀产生？__________若有，计算Ba2＋是否沉淀完全？____________（已知该温度下BaSO4的Ksp＝1.1×10－10） (2)有关数据如表所示： 化合物 Zn（OH）2 Fe（OH）2 Fe（OH）3 Ksp近似值 10－17 10－17 10－39 用废电池的锌皮制备ZnSO4·7H2O的过程中，需除去锌皮中的少量杂质铁，其方法是加稀H2SO4和H2O2溶解，铁变为Fe3＋，加碱调节至pH为______时，铁刚好沉淀完全（离子浓度小于1×10－5mol·L－1时，即可认为该离子沉淀完全）；继续加碱至pH为______时，锌开始沉淀（假定Zn2＋浓度为0.1 mol·L－1）。 (3)向含有BaSO4固体的溶液中滴加Na2CO3溶液，当有BaCO3沉淀生成时溶液中＝________。[已知Ksp（BaCO3）＝2.6×10－9，Ksp（BaSO4）＝1.1×10－10] 【答案】(1)有　沉淀完全 （2）2.7　6　（3）24 【解析】（1）Qc＝c（Ba2＋）·c（SO）＝1×10－5>Ksp，故有沉淀生成。两种溶液混合之后，c（SO）变为9×10－3mol·L－1，根据Ksp＝c（Ba2＋）·c（SO），得c（Ba2＋）＝mol·L－1≈1.2×10－8mol·L－1<1×10－5mol·L－1，故可认为Ba2＋已经沉淀完全。 (2)计算Fe3＋沉淀完全时的pH，当溶液中c（Fe3＋）小于10－5mol·L－1时，视为Fe3＋沉淀完全，先利用Ksp[Fe（OH）3]求算c（OH－）＝≈10－11.3mol·L－1，再通过Kw求出c（H＋）＝10－2.7mol·L－1，pH≈2.7。计算Zn2＋开始产生沉淀时的pH，先利用Ksp[Zn（OH）2]求算c（OH－）＝＝10－8mol·L－1，再通过Kw求出c（H＋）＝10－6mol·L－1，pH＝6。 (3)沉淀转化的离子方程式：BaSO4（s）＋CO（aq）BaCO3（s）＋SO（aq），在同一个溶液中，c（Ba2＋）相同，依据溶度积的表达式，则有＝＝＝≈24。 题型15 沉淀溶解平衡曲线 【例15】某温度时，AgCl悬浊液中沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法错误的是( ) A．加入NaCl，可以使溶液由a点变到点c B．加入少量水，平衡不移动，Ag＋浓度不变 C．b点对应溶液中Q＞Ksp D．a、c点对应的Ksp相等 【答案】B 【解析】加入NaCl，氯离子浓度增大，而a到c点银离子浓度减小，氯离子浓度增大，A正确；加入少量水，促进溶解，仍为饱和溶液，则Cl－浓度不变，Ag＋浓度不变，但是平衡正向移动，B错误；b点对应溶液中Q＞Ksp，则有沉淀生成，C正确；温度不变，溶度积Ksp不变，则c点对应的Ksp等于a点对应的Ksp，D正确。 解｜题｜模｜板 难溶电解质(以BaSO4沉淀曲线为例说明)Q和Ksp间的关系有以下三种可能： 点的变化 a→c 曲线上变化，c(SO)增大，c(Ba2＋)减小 b→c 加入1×10－5 mol/L Na2SO4溶液，c(Ba2＋)变小，c(SO)不变(加水不行) d→c 加入少量BaCl2固体，c(Ba2＋)增大，c(SO)不变(无沉淀生成，忽略溶液的体积变化) c→a 曲线上变化，c(Ba2＋)，增大c(SO)减小 【变式15-1】在T ℃时，AgI在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知T ℃时AgBr的Ksp＝5×10－13。下列说法不正确的是( ) A．在T℃时，AgI的Ksp＝2.5×10－15 B．图中b点有碘化银晶体析出 C．向c点溶液中加入适量蒸馏水，可使溶液由c点到a点 D．在T ℃时，反应AgBr(s)＋I－(aq)AgI(s)＋Br－(aq)的平衡常数K＝200 【答案】C 【解析】T ℃时，题图中c点处c(I－)＝5×10－8 mol·L－1，c(Ag＋)＝5×10－8 mol·L－1，则Ksp(AgI)＝c(I－)×c(Ag＋)＝5×10－8×5×10－8＝2.5×10－15，故A正确；b点处c(Ag＋)＝5×10－8 mol·L－1，c(I－)>5×10－8 mol·L－1，则c(I－)×c(Ag＋)>Ksp(AgI)，所以会有AgI沉淀析出，故B正确；向c点溶液中加入适量蒸馏水，溶液体积增大，导致c(I－)<5×10－8 mol·L－1，不可能使溶液由c点到a点，故C错误；T ℃时，Ksp(AgI)＝c(I－)×c(Ag＋)＝2.5×10－15，Ksp(AgBr)＝5×10－13，反应AgBr(s)＋I－(aq)AgI(s)＋Br－(aq)的平衡常数K＝＝＝＝200，故D正确。 【变式15-2】常温下，Ag2S与CuS在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，下列说法正确的是 (　　) A．Ksp(Ag2S)＝10－29.2 B．向含CuS沉淀的悬浊液中加入Na2S饱和溶液，Ksp(CuS)减小 C．若Z点为Ag2S的分散系，v(沉淀)>v(溶解) D．CuS(s)＋2Ag＋(aq)Ag2S(s)＋Cu2＋(aq)平衡常数很大，反应趋于完全 【答案】D 【解析】Ksp(Ag2S)＝c2(Ag＋)·c(S2－)＝(10－20)2×10－9.2＝10－49.2，故A错误；Ksp(CuS)只受温度影响，故B错误；由图像可知，Z点的坐标在曲线上方，即Z点Ag2S的Qc＜Ksp(Ag2S)，则v(沉淀)＜v(溶解)，故C错误；根据方程式可知，K＝＝＝，根据X点和Y点可知，Ksp(CuS)远大于Ksp(Ag2S)，即该反应的平衡常数很大，反应趋于完全，故D正确。 题型16 沉淀溶解平衡原理的应用 【例16】(1)工业废水中常含有一定量的Cr2O和CrO，会对人类及生态系统产生很大损害，必须进行处理。Cr(OH)3在溶液中存在以下沉淀溶解平衡：Cr(OH)3(s)Cr3＋(aq)＋3OH－(aq)，常温下，Cr(OH)3的溶度积Ksp＝10－32，要使c(Cr3＋)降低为10－5 mol·L－1，溶液的pH应调至_______。 (2)向0.10 mol·L－1硫酸铜溶液中加入氢氧化钠稀溶液充分搅拌，有浅蓝色Cu(OH)2沉淀生成，当溶液的pH＝8时，c(Cu2＋)＝___________mol·L－1(已知Ksp[Cu(OH)2]＝2.2×10－20)。若在0.10 mol·L－1硫酸铜溶液中通入过量H2S气体，使Cu2＋完全沉淀为CuS，此时溶液中的H＋浓度为_______mol·L－1。 【答案】(1)5 (2) 2.2×10－8　0.20 【解析】(1)由于Ksp[Cr(OH)3]＝c(Cr3＋)·c3(OH－)＝10－32，则有c(OH－)＝＝ mol·L－1＝10－9 mol·L－1，c(H＋)＝＝ mol·L－1＝10－5 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg10－5＝5。 (2)pH＝8时c(OH－)＝10－6 mol·L－1，由Cu(OH)2的溶度积常数可知：Ksp＝2.2×10－20＝10－12×c(Cu2＋)，得c(Cu2＋)＝2.2×10－8 mol·L－1；使Cu2＋完全沉淀为CuS，已知c(Cu2＋)＝0.10 mol·L－1，根据反应关系式Cu2＋～2H＋可得，c(H＋)＝0.20 mol·L－1。 方｜法｜点｜拨 (1)沉淀生成时沉淀剂的选择原则 ①使生成沉淀的反应进行得越完全越好(被沉淀离子形成沉淀的Ksp尽可能地小，即沉淀溶解度越小越好)。 如除去废水中的Cu2＋，可以使Cu2＋转化成CuCO3、Cu(OH)2或CuS，依据三者溶解度的大小可知，选择沉淀剂(FeS)可以使废水中的Cu2＋转化成溶解度更小的CuS。 ②不能影响其他离子的存在，由沉淀剂引入溶液的杂质离子要便于除去或不引入新的杂质离子。 (2)沉淀溶解时的关键步骤是加入的试剂能与产生沉淀的离子发生反应，生成挥发性物质(气体)或弱电解质(弱酸、弱碱或水)，使平衡向沉淀溶解的方向移动，使沉淀溶解的常用方法主要有： 方法 实例 原理(反应方程式) 酸溶解 CaCO3可溶于盐酸 CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O 盐溶解 Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液 Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O 配位溶解 AgCl溶于氨水 AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O 氧化还原溶解 不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀硝酸 3Ag2S＋8HNO36AgNO3＋3S＋2NO↑＋4H2O (3)沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。一般是溶解度小的沉淀会转化生成溶解度更小的沉淀。 ①当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀；如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。 ②溶解度较小的沉淀在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀，如在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，也可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 【变式16-1】工业上用化学法除锅炉的水垢时，先向锅炉中注入饱和Na2CO3溶液浸泡，将水垢中的CaSO4转化为CaCO3，再用盐酸除去[已知：Ksp(CaCO3)＝4.96×10－9，Ksp(CaSO4)＝7.1×10－5]，下列说法错误的是(　　) A．升高温度，Na2CO3溶液的Kw和c(OH－)均会增大 B．沉淀转化的离子方程式为CO(aq)＋CaSO4(s)===CaCO3(s)＋SO(aq) C．该条件下，CaCO3溶解度约为1×10－3 g D．CaSO4和CaCO3共存的悬浊液中，＝1.43×104 【答案】C 【解析】升高温度，水的电离平衡正向移动，Kw增大，Na2CO3水解平衡正向移动，c(OH－)增大，故A项正确；沉淀由难溶物质转变为更难溶的物质，故B项正确；由c(CO)＝c(Ca2＋)＝＝7.0×10－5 mol·L－1，设溶液为1 L，则＝，解得S＝7.0×10－4 g，该条件下CaCO3的溶解度约为7.0×10－4 g，故C错误；CaSO4和CaCO3共存的悬浊液中，＝＝1.43×104，故D项正确。 【变式16-2】(1)已知：室温下，Ksp[Fe(OH)3]＝1×10－37.4，Ksp[Mn(OH)2]＝2×10－13。某溶液中c(Mn2＋)＝0.2mol/L，其中含有一定量的Fe3＋，欲使溶液中Fe3＋完全除去[c(Fe3＋)<10－5mol/L]，需控制溶液pH的范围是____________。 (2)向含有Ca2＋、Mg2＋的某MnSO4溶液(pH约为5)中加入NH4F溶液，让溶液中的Ca2＋、Mg2＋形成氟化物沉淀。若沉淀后上层清液中c(F－)＝0.05mol/L，则＝____________[Ksp(MgF2)＝5×10－11，Ksp(CaF2)＝5×10－9]。 (3)已知：Ksp(FeS)＝6.5×10－18，Ksp[Fe(OH)2]＝5.0×10－17；H2S电离常数分别为Ka1＝1.1×10－7、Ka2＝1.3×10－13。在弱酸性溶液中，反应FeS＋H＋Fe2＋＋HS－的平衡常数K的数值为____________。 【答案】(1)3.2～8.0　(2)100　(3)5×10－5 【解析】(1)根据Ksp[Mn(OH)2]＝2×10－13，c(Mn2＋)＝0.2mol/L，计算Mn2＋开始沉淀时溶液的pH：c(OH－)＝ mol/L＝10－6 mol/L，pOH＝6，pH＝8。根据Ksp[Fe(OH)3]＝1×10－37.4、完全沉淀时c(Fe3＋)<10－5mol/L，计算Fe3＋完全沉淀时溶液的pH：c(OH－)＝ mol/L＝10－10.8 mol/L，pOH＝10.8，pH＝3.2。所以“除铁”过程需控制溶液pH的范围是3.2～8.0。(2)＝＝＝100。(3)反应FeS＋H＋Fe2＋＋HS－的平衡常数K＝＝＝＝＝5×10－5。 期末基础通关练（测试时间：10分钟） 1．（25-26高二上·上海·月考）在一定温度下，冰醋酸稀释过程中溶液的导电能力变化如图所示，下列判断正确的是 A．冰醋酸不导电，所以冰醋酸不是电解质 B．A、B、C三点对应的溶液中，由大到小的顺序是 C．A、B、C三点对应的溶液中，电离程度最大的B D．若使B点对应的溶液中增大、增大，可行的方法是加热 【答案】D 【解析】A．根据电解质的定义：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物，加水后，冰醋酸溶于水时能电离出氢离子和醋酸根离子，从而导电，因此属于电解质，A错误； B．电解质溶液的导电性能由自由离子的浓度和离子的电荷决定：醋酸根离子和氢离子的浓度越大、醋酸溶液导电性越强，由图知，A、B、C三点对应的溶液中导电性排序为B>A>C，故氢离子浓度排序为B>A>C，B错误； C．稀释促进醋酸电离，所以加水量越大、的电离程度越大，则A、B、C三点对应的溶液中，醋酸电离程度最大的是C点，C错误； D．的电离是吸热过程，加热促进电离，电离程度增大，溶液中增大、增大，D正确; 故选D。 2．（25-26高二上·上海·期中）下列不能说明是弱酸的方法是 A．测得溶液的 B．测得溶液的 C．的溶液加水稀释100倍后 D．溶液恰好与溶液完全反应 【答案】D 【解析】A．测得0.1 mol/L CH3COOH溶液的pH>1，说明CH3COOH未完全电离，是弱酸，A不符合题意； B．测得0.1 mol/L  CH3COONa溶液的pH>7，说明CH3COO-水解，证明CH3COOH是弱酸，B不符合题意； C．pH=1的CH3COOH稀释100倍后pH<3，说明稀释时电离平衡正向移动，证明CH3COOH是弱酸，C不符合题意； D．等物质的量的CH3COOH与NaOH完全反应，仅说明两者物质的量相等，无法证明CH3COOH是否是弱酸，D符合题意； 故答案选D。 3．（25-26高二上·上海·期中）下列在指定水溶液中的各组离子，一定能够大量共存的是 A．无色溶液中： B．的溶液中： C．酸性溶液中： D．由水电离出的的溶液中： 【答案】C 【解析】A．Al3+与在溶液中发生双水解反应生成Al(OH)3沉淀和CO2气体，无法大量共存，A不符合题意； B．pH=1的溶液中含大量H+，在酸性条件下具有强氧化性，会与还原性离子发生氧化还原反应，无法大量共存，B不符合题意； C．酸性溶液中H+浓度高，、K+、Cl-、彼此间均不发生反应，能大量共存，C符合题意； D．由水电离出的c(H+)=1.0×10-13 mol/L的溶液可能为强酸性或强碱性；酸性条件下与H+反应生成CO2和H2O；碱性条件下与OH-结合成NH3·H2O，和OH-反应生成和H2O，均无法大量共存，D不符合题意； 故答案选C。 4．（25-26高二上·上海·期中）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】A．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； B．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； C．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； D．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。 5．（25-26高二上·上海嘉定·期中）测得某品牌电解质水的pH为6.25，所采用的试剂和仪器合理的是 A．甲基红 B．精密pH试纸 C．甲基橙 D．pH计 【答案】D 【解析】A．甲基红的变色范围是4.4~6.2，仅能通过颜色变化判断溶液的酸碱性范围，不能确定溶液具体的pH，A不符合题意； B．精密 pH 试纸虽能区分较小的 pH 区间，但测量精度通常为 0.1~0.2，无法得到如 6.25 这样精确到 0.01 的数值，B不符合题意； C．甲基橙的变色范围是3.1~4.4，不能确定溶液具体的pH，C不符合题意； D．pH 计是电子仪器，可精确测定溶液的 pH 值，精度可达 0.01，D符合题意； 故选D。 6．（25-26高二上·上海·阶段练习）已知100℃时，水的离子积常数。下列对于水的电离平衡移动说法正确的是 A．向水中加入硝酸，平衡正向移动 B．向水中加入醋酸钠，平衡逆向移动 C．向水中继续加水，平衡正向移动 D．对水进行降温，平衡逆向移动 【答案】D 【解析】A．向水中加入硝酸，氢离子浓度增大，平衡逆向移动，A错误；     B．向水中加入醋酸钠，醋酸根结合了氢离子，氢离子浓度减小，平衡正向移动，B错误； C．向水中继续加水，水的浓度视为常数，平衡不移动，C错误； D．水的电离为吸热反应，对水进行降温，平衡逆向移动，D正确； 故选D。 7．（25-26高二上·上海·期中）已知，部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HClO 电离平衡常数 (1)写出氢硫酸的电离方程式 。 (2)0.1 mol/L的①醋酸溶液②氢硫酸溶液③盐酸溶液，浓度由大到小的顺序为 。 A．②>③>①        B．③>②>①        C．③>①>② (3)下列物质不能与反应的是___________。(不定项) A． B．NaHCO3 C． D．NaHS (4)将通入溶液中，当溶液中时，溶液中 。 【答案】(1)、 (2)C (3)B (4) 【解析】(1)氢硫酸（H2S）为二元弱酸，在水溶液中分步电离，电离方程式为、； (2)电离常数越大，对应酸的酸性越强，根据表中数据，可知酸性强弱顺序为，而HCl为强酸，则①醋酸溶液②氢硫酸溶液③盐酸溶液的酸性：③＞①＞②，0.1 mol/L的3种溶液中，由大到小顺序为③＞①＞②，故选C； (3)已知酸性，根据“强酸制弱酸”原理，不能与NaClO反应的是NaHCO3，因为硫氢化钠具有还原性，能与具有氧化性的次氯酸钠发生氧化还原反应，所以D项不符合题意，故选B； (4)H2S的电离常数，将H2S通入NaOH溶液中，当溶液中时，。 期末综合拓展练（测试时间：15分钟） 1．（25-26高二上·上海·课后作业）在稀氨水中存在下列平衡：NH3 + H2O⇌NH3·H2O⇌+ OH- ，对于该平衡，下列叙述正确的是 A．加入少量NH4Cl固体，平衡逆向移动，溶液的c(OH-)减小 B．通入少量氨气，平衡正向移动，c (NH3·H2O) 减小 C．加入少量NaOH固体，并恢复至室温，平衡逆向移动，NH3·H2O的电离平衡常数减小 D．加水稀释，NH3·H2O的电离程度及c ( OH- ) 都增大 【答案】A 【解析】A．加入少量NH4Cl固体，浓度增大，平衡朝着消耗的方向即逆向移动，导致溶液中的c(OH-)减小，A正确； B．通入氨气促使平衡正向移动，c(NH3·H2O)增大，B错误； C．加入少量NaOH固体，c(OH-)增大，平衡逆移；由于平衡常数K仅与温度有关，溶液恢复至室温，则一水合氨的平衡常数K不变，C错误； D．加水稀释，更多的NH3·H2O发生电离，其电离平衡正向移动，电离程度增大，n(OH-)增大，但由于溶液的体积增大更多，c(OH-)减小，D错误； 故答案选A。 2．（25-26高二上·上海·月考）常温下，下列各组微粒在指定溶液中一定能大量共存的是 A．的溶液中：、、、 B．由水电离出的的溶液中：、、、 C．的溶液中：、、、 D．酸性溶液中：、、、 【答案】A 【解析】A．c(H⁺)=1.0×10-13 mol·L-1的溶液pH=13，呈强碱性。K⁺、I⁻、、均不与OH⁻反应，且彼此间不反应，能大量共存，A正确； B．由水电离出的c(H⁺)=1.0×10-13 mol·L-1的溶液可能为强酸性或强碱性；若为强碱性，会与OH⁻生成Fe(OH)3沉淀，无法共存，B错误； C．pH=7的中性溶液中，Cu2+与S2-会反应生成CuS沉淀，不能大量共存，C错误； D．酸性溶液中，具有强氧化性，具有还原性，两者可发生氧化还原反应，无法共存，D错误； 故选A。 3．（25-26高三上·北京房山·开学考试）常温下，用0.1000mol/LNaOH溶液分别滴定20.00mLbmol/L的盐酸和醋酸溶液，两个滴定过程中溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法不正确的是 A．曲线I表示滴定醋酸 B．a点浓度最大的离子是Na＋ C．V[NaOH(aq)]=20mL时，c(Cl-)>c(CH3COO-) D．用酚酞作指示剂，达到滴定终点时，溶液从无色刚好变为粉红色，且半分钟内不褪色 【答案】B 【解析】A．相同条件下等浓度的酸，弱酸的pH大，因此Ⅰ代表的是醋酸，A正确； B．a点溶质为等浓度的醋酸和醋酸钠，有电荷守恒：，此时溶液显酸性，则，B错误； C．V[NaOH(aq)]=20 mL时，溶质分别恰好为等浓度氯化钠和醋酸钠，盐酸是强酸、醋酸为弱酸，醋酸钠溶液中醋酸根离子发生水解，c(Cl−)＞c(CH3COO−)，C正确； D．用碱滴定酸的时候，终点时溶液显弱碱性（滴定强酸过量的半滴碱或者滴定弱酸时弱酸强碱盐都使终点显碱性），用酚酞作指示剂，达到滴定终点时，溶液从无色刚好变为粉红色，且半分钟内不变色，D正确； 故选B。 4．（25-26高三上·湖南·开学考试）碳酸锰常用作脱硫的催化剂及瓷釉、涂料和清漆的颜料。室温下，用含少量的溶液制备的过程如图所示。已知，下列说法正确的是 A．长期储存NaF溶液应密封于玻璃容器并置于阴凉通风处 B．“除镁”得到的上层清液中： C．“沉锰”的离子方程式为 D．“沉锰”后的滤液中： 【答案】C 【分析】含少量的溶液中加氟化钠溶液“除镁”，将转化为沉淀；过滤后，所得滤液中加入碳酸氢钠溶液“沉锰”，得到。 【解析】A．NaF为强碱弱酸盐，溶液中易水解生成HF和，水解产物能与玻璃中的反应，故不能用玻璃容器储存NaF溶液，A错误； B．“除镁”得到的上层清液中镁离子沉淀完全，则，因此，若加入的氟化钠溶液过量，则浓度大于，B错误； C．“沉锰”时锰离子和碳酸氢根离子反应生成碳酸锰沉淀和二氧化碳，离子方程式为，C正确； D．“沉锰”后的滤液中含，则电荷守恒式应为，D错误； 答案选C。 5．（24-25高二下·上海·期中）某温度下，和的电离常数分别为和，将和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其随加水体积的变化如图所示，下列叙述正确的是 A．曲线表示，曲线表示 B．酸的电离程度：；a点溶液中， C．点酸的总物质的量浓度小于点酸的总物质的量浓度 D．、两点的溶液分别与恰好中和，溶液中不相同 【答案】B 【分析】酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，根据电离平衡常数知，酸性：HNO2>CH3COOH，加水稀释相同倍数时，酸性越强，溶液的pH变化越大，曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液，曲线Ⅱ代表HNO2溶液。 【解析】A．由上述分析可知，曲线Ⅰ表示CH3COOH，曲线Ⅱ表示HNO2，故A错误； B．其他条件相同时，酸的浓度越小其电离程度越大，则酸的电离程度：c<d，a点溶液中两种酸的pH相同，溶液中c(H+)、c(OH-)对应相等，则c()=c(CH3COO-)=c(H+)-c(OH-)，故B正确； C．酸性：HNO2>CH3COOH，pH相同时c(CH3COOH)>c(HNO2)，则pH和体积均相同的两种酸溶液中n(CH3COOH)>n(HNO2)，稀释稀释相同倍数时仍然存在c(CH3COOH)>c(HNO2)，即b点酸的总物质的量浓度大于c点酸的总物质的量浓度，故C错误； D．c点和d点的两溶液中n(HNO2)相等，两溶液分别与NaOH恰好中和后溶液中n(Na+)相同，故D错误； 故答案为B。 【答案】(1)、 (2)C (3)B (4) 6．（25-26高二上·上海·期末）I.工业废水中常含有一定量氧化性较强的，利用滴定原理测定含量的方法如下： 步骤Ⅰ：量取30.00 mL废水于锥形瓶中，加入适量稀硫酸酸化。 步骤Ⅱ：加入过量的碘化钾溶液充分反应：+6I-+14H+=2Cr3++3I2+7H2O。 步骤Ⅲ：向锥形瓶中滴入几滴指示剂。用滴定管量取0.1000 mol·L-1 Na2S2O3溶液进行滴定，数据记录如表：(已知：I2+2Na2S2O3=2NaI+Na2S4O6) 滴定次数 Na2S2O3溶液起始读数/mL Na2S2O3溶液终点读数/mL 第一次 1.02 19.03 第二次 2.00 19.99 第三次 0.20 a (1)步骤Ⅰ量取30.00 mL废水选择的仪器是 。 (2)步骤Ⅲ中滴加的指示剂为 ；滴定达到终点时的实验现象是 。 (3)步骤Ⅲ中a的读数如图所示，则的含量为 g·L-1(写出计算过程) 。 (4)以下操作会造成废水中含量测定值偏高的是______(填字母)。 A．滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度 B．盛装待测液的锥形瓶用蒸馏水洗过，未用待测液润洗 C．滴定到终点读数时发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液 D．量取Na2S2O3溶液的滴定管用蒸馏水洗后未用标准液润洗 Ⅱ．雌黄()和雄黄()都是自然界中常见的砷化合物，早期曾用作绘画颜料，因都有抗病毒疗效而入药。可转化为用于治疗白血病的亚砷酸()。 (5)向1L 0.1 溶液中滴加NaOH溶液，溶液中、、、的分布分数(平衡时某微粒的浓度占微粒浓度之和的分数)与pH的关系如图所示。 ①溶液呈 (填“酸性”、“碱性”或“中性”)。 ②25℃时，的第一电离平衡常数的值为 。 ③人体血液的pH在7.35～7.45之间，用药后人体中含砷元素的主要微粒是 。 (6)下列说法正确的是 (填字母序号)。 a．M点对应的溶液中： b．N点对应的溶液中： c．在溶液中： d．时，溶液中： (7)将NaOH溶液滴入亚砷酸溶液中，当pH调至12.8时主要反应的离子方程式是 。 (8)工业含砷(Ⅲ)废水常用铁盐处理后排放，其原理是：铁盐混凝剂在溶液中生产胶粒，其表面带有正电荷，可吸附含砷化合物。经测定不同pH条件下铁盐对含砷(Ⅲ)化合物的去除率如图所示。pH在5～9之间时，随溶液pH增大，铁盐混凝剂对含砷(Ⅱ)化合物的吸附效果增强。结合上图和下图解释可能的原因： 。 【答案】(1)酸式滴定管 (2)淀粉溶液 滴入最后半滴Na2S2O3溶液，溶液刚好从蓝色变为无色，且30 s内不变色 (3)2.160 (4)CD (5)碱性 (6)b (7) (8)pH=5～9之间溶液中主要存在的微粒为和，由于胶粒表面带正电荷，可以吸附负电荷，含量随着溶液pH的增大而增多，含量多，吸附效果好，此外，pH升高有利于铁盐水解，促进的生成，的含量高，吸附效果增强 【分析】工业废水中含有，加入KI，利用的强氧化性将I-氧化为I2，用Na2S2O3滴定I2测量废水中的含量。 【详解】（1）根据信息，氧化性较强，量取废水应用酸式滴定管； （2）滴定碘单质应选用淀粉溶液作指示剂；滴定达到终点时，碘单质恰好被消耗，所以滴定达到终点时的现象是：滴入最后半滴Na2S2O3溶液，溶液刚好从蓝色变为无色，且30s内不变色； （3）根据图示，滴定管“0”刻度在上，且精确到0.01 mL，a值为18.20 mL，从表格数据可知，三次实验消耗溶液的体积依次为18.01 mL、17.99 mL、18.00 mL，三次实验消耗0.1000 mol/L硫代硫酸钠标准液的体积平均值为18.00 mL，根据+6I-+14H+=2Cr3++3I2+7H2O和I2+2Na2S2O3=2NaI+Na2S4O6，根据关系式~3I2~6Na2S2O3，故6n()=n(Na2S2O3)，故n()=0.1000 mol/L×18.00×10-3 L=3×10-4 mol，的含量为:=2.160g•L-1； （4）A．滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，造成读数偏小，导致待测液浓度偏低，A不符合题意； B．盛装待测液的锥形瓶用蒸馏水清洗后，未用待测液润洗，对标准液的体积无影响，对实验结果无影响，B不符合题意； C．滴定到终点读数时，发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液，造成所用标准液体积偏大，所测待测液浓度偏高，C符合题意； D．量取Na2S2O3溶液的滴定管用蒸馏水洗后未用标准液润洗，标准液的浓度偏小，造成标准液体积偏大，所测待测液浓度偏高，D符合题意； 故答案为CD； （5）向1 L 0.1 溶液中滴加NaOH溶液，溶液中逐渐减少，先增加后减少，也是先增加后减少，但变化比晚，一直增加，故M点为c()=c()，N点c()=c()，O点为c()=c()，P点为c()=c()。 ①NaH2AsO3溶液中既存在的水解平衡、又存在的电离平衡，溶液中含砷元素的微粒浓度最大的为，根据图象可知最大时溶液呈碱性； ②25℃时，由M点计算的第一电离平衡常数=； ③从图分析，pH在7.35～7.45之间含砷元素的主要微粒是； （6）a．向1L0.1mol/LH3AsO3溶液中加入NaOH溶液后溶液的体积大于1L，含砷元素微粒的总浓度应小于0.1mol/L，故，a错误； b．N点c()=c()，代入电荷守恒：可以得到选项的表达式，b正确； c．在溶液中存在多步水解，且第一步水解大于第二步，第二步大于第三步，故离子浓度关系为：，c错误； d．根据电荷守恒：，时，从图中可知几乎为0，所以，故，d错误； 故答案为b； （7）将NaOH溶液滴入亚砷酸溶液中，当pH调至12.8时主要以存在，故反应的离子方程式是； （8）铁盐混凝剂在溶液中生产胶粒，其表面带有正电荷，可吸附含砷化合物。在pH=5～9之间溶液中主要存在的微粒为和，由于胶粒表面带正电荷，可以吸附负电荷，含量随着溶液pH的增大而增多，含量多，吸附效果好，此外，pH升高有利于铁盐水解，促进的生成，的含量高，吸附效果增强。 1 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $ 第3章 水溶液中的离子反应和平衡（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 水的电离和溶液的酸碱性 水的电离及影响因素；水的离子积常数；溶液酸碱性的判断；pH的测量和计算。 弱电解质的电离平衡 弱电解质的电离平衡及影响因素；电离平衡常数及应用；有关电离平衡常数的计算；强酸和弱酸的比较。 酸碱中和和盐类水解 酸碱中和滴定原理；强酸和弱酸的中和滴定实验操作；中和滴定曲线及其应用；中和滴定误差分析；盐类水解的原理；盐类水解的规律；水解平衡的移动；盐类水解的应用；溶液中粒子浓度的比较。 难溶电解质的沉淀溶解平衡 沉淀溶解平衡原理；溶度积常数及有关计算；沉淀溶解平衡的移动；沉淀溶解平衡的应用。 要点01 水的电离平衡和离子积常数 1．水的电离 水是一种________的电解质，存在________的电离。 电离方程式：________________________________，简写为：________________________。 2．水的离子积常数KW (1)水的离子积常数表达式为KW= ________________。 ①常温时，Kw＝________________，不仅适用于纯水，还适用于稀的________________。 ②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是________的。 (2)KW及影响因素： a．水的电离是____________的可逆过程，故温度升高，KW________。 b．水的离子积常数只受________的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。 3．影响水的电离平衡的因素 (1)电离是吸热过程，故温度升高，会________水的电离，水的电离程度________，KW________，水仍呈______性。 (2)外加酸，c(H＋)增大，________水的电离，水的电离程度________，Kw________。 (3)外加碱，c(OH－)增大，________水的电离，水的电离程度________，Kw________。 (4)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡________移动，水的电离程度________。 (5)加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的________结合，水的电离平衡________移动，c(H+)________，溶液呈______性。 (6)加入弱酸根离子（如CO32-、HCO3-、CH3COO-等），弱酸根离子与水电离出的______结合，水的电离平衡________移动，c(OH-)________大，溶液呈______性。 易｜错｜点｜拨 (1)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 (2)Kw与温度的关系 若100℃时，水的离子积常数KW=1.0×10-12，则纯水中c(H＋)是1.0×10－6 mol·L－1；某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·L－1。某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－11mol·L－1。 要点02 溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性与pH (1)溶液的 pH常用氢离子浓度的对数的负值来表示，表示为 pH=________。 (2)溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系(25 ℃)： pH大小能反映出________________，即能表示溶液的酸碱性强弱。 (3)pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即_____≤pH≤_____。 2．pH的测量 (1)酸碱指示剂 酸碱指示剂是一些分子结构复杂的有机弱酸或弱碱，根据溶液显示的颜色可以初步判断出溶液的酸碱性。 常见的酸碱指示剂有甲基橙、甲基红、石蕊、酚酞等。 (2)pH试纸 ①广范pH 试纸：可以测定________范围内溶液的pH，可判别的差值约为______个pH单位。 ②精密pH试纸：可测定的pH范围较窄， 可以判别的差值约为0.2或0.3个pH单位。 (3)pH计：也称酸度计，能更准确地测量溶液的pH，可精确到________个pH单位。 易｜错｜点｜拨 测溶液pH时的注意事项 (1)不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则会将溶液稀释，可能导致所测定的pH不准确，使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液不受影响。 (2)有强氧化性和有颜色的物质，不能用pH试纸测定其pH，如新制氯水、NaClO、漂白粉溶液、双氧水、高锰酸钾溶液、氯化铁溶液、硫酸铜溶液等。 (3)pH试纸不能测c(H＋)>1 mol·L－1或c(OH－)>1 mol·L－1的溶液的pH。 3．有关pH的计算 (1)单一溶液的pH计算 ①c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃) c(H＋)＝________ mol·L－1；pH＝________ ②c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃) c(OH－)＝________ mol·L－1；c(H＋)＝________＝________ mol·L－1；pH＝________。 (2)混合溶液pH的计算方法 ①强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) c混(H＋)＝________________，然后再求pH。 ②强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) 先计算c混(OH－)＝________________，再求c混(H＋)＝________，最后求pH。 ③强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) a．恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝_______ (25 ℃)。 b．酸过量： 先求c余(H＋)＝________________________，再求pH。 c．碱过量： 先求c余(OH－)＝________________________，再求c(H＋)＝________，最后求pH。 易｜错｜点｜拨 (1)强酸溶液和强碱溶液混合后计算pH，必须先判断出混合后溶液的酸碱性，然后计算混合后的OH-或H＋浓度。 (2)根据酸的浓度计算酸溶液的pH时，不必考虑温度，而根据碱的浓度计算碱溶液的pH时，需要根据离子积计算c(H＋)，因此一定要注意溶液的温度，只有室温时，Kw＝1.0×10－14。 (3)一定pH的强碱与强碱混合后求pH。在计算过程中易出现直接用H＋浓度进行混合计算的错误。因为强碱溶液的混合是OH－混合，H＋是随OH－浓度改变而改变的，不能直接用于混合碱的计算，H＋浓度必须通过c(H＋)＝来求。 要点03 弱电解质的平衡 1．强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 相同点 都是电解质，在水溶液中都能________、都能导电，电解质的强弱与________无关 不同点 电离程度 ________电离 ________电离 电离过程 ________过程 ________过程 表示方法 电离方程式用“===” 电离方程式用“” 电解质在溶液中的存在形式 ________________ ________________ 归｜纳｜总｜结 电离方程式的书写 (1)强电解质的电离方程式 强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。 (2)弱电解质的电离方程式 ①弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。 ②多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。 ③多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。 2．弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立： 当弱电解质溶于水，在水分子的作用下，弱电解质分子电离出离子，而电离产生的离子又可以重新结合成分子。弱电解质的电离过程是________的，这两种相反的趋势最终将达到电离平衡状态。 (2)特征 ①弱电解质的电离平衡是一种________平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并___________。 ②弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率________。 ③溶液中各分子和离子的浓度都___________。 ④外界条件发生变化，电离平衡___________。 3．影响电离平衡的因素 (1)内因：弱电解质________________是决定因素。 (2)外部因素 ①温度：弱电解质的电离一般是________过程，升高温度，电离平衡________，电离程度________。 ②浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡________，但电离程度________；加水稀释，电离平衡________，电离程度________。 ③同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可________弱电解质的电离，电离平衡________，电离程度________。 ④酸碱效应：加入强酸，________弱酸的电离，________弱碱的电离；加入强碱，________弱碱的电离，________弱酸的电离。 ⑤化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡________，电离程度________。 易｜错｜点｜拨 (1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。 (2)弱电解质的电离程度、溶液的导电能力与电离平衡的移动没有必然的关系。 (3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 (4)电离平衡也属于化学平衡，可用勒夏特列原理分析弱电解质的电离平衡。 (5)注意加水稀释和加入冰醋酸都会使平衡正向移动，但是电离度却是相反的。 4．电离平衡常数 (1)电离平衡常数表达式 弱酸的电离平衡常数用________表示，弱碱的电离平衡常数用________表示。 (2)多元弱酸的分步电离 ①H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中________电离，每步电离都有相应的电离平衡常数。 ②一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1_____Ka2_____Ka3，所以多元弱酸的酸性主要由________电离决定。 (3)电离平衡常数的意义 电离平衡常数的大小，反映了弱酸、弱碱的相对强弱。K越大，表示弱电解质越易________，酸性或碱性________。 (4)电离平衡常数的影响因素 ①电离平衡常数只与电解质____________和________有关，与浓度________。 ②由于电离是________的，所以电离平衡常数随着温度的升高而________。 5．电离度 (1)电离度（α）：指在一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，已电离的分子数占总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。 即：电离度α＝________________×100% (2)意义：电离度是弱电解质电离程度的标志，它不但与________有关，还与溶液的________有关，溶液越稀，电离度________。 要点04 酸碱中和滴定 1．酸碱中和滴定原理 (1)酸碱滴定原理 首先准确量取待测溶液的体积，然后用___________进行滴定，当酸和碱恰好完全反应时达到化学计量点。选用合适的酸碱指示剂，根据指示剂________的变化判断中和反应的完成，并确定它为__________。 (2)pH突跃范围与指示剂选择 以 0.100 0 mol· L—1 的氢氧化钠溶液滴定 20.00 mL 的 0.100 0 mol· L—1 盐酸为例。 ①起始点：滴定前，溶液的pH 取决于盐酸的浓度， pH为 1.0。 ②计量点：当滴加的氢氧化钠溶液与盐酸的物质的量恰好相同时，达到化学________，此时溶液的 pH 等于 7.0。 ③滴定突跃范围：当滴定到盐酸还有 0.02 mL（约半滴）未被中和时，溶液为______性（ pH = 4.3）；当滴加的氢氧化钠溶液过量 0.02 mL 时，溶液为______性（ pH = 9.7），溶液的 pH 发生了突变，该pH范围也就是滴定突跃范围。 ④滴定终点：根据滴定突跃范围来选择酸碱________。这里选用酚酞做指示剂，当溶液从_____色突变为________色时，达到滴定终点。 2．【实验探究】强酸和强碱的中和滴定 以氢氧化钠标准溶液滴定未知浓度的盐酸为例。 (1)滴定管的使用 ①滴定管是准确测量放出液体体积的仪器，常用规格为________mL和________ mL， 分度值为________ mL，读数可估计到 ________mL。 一般用红色手柄滴定管装________溶液，用蓝色手柄滴定管装________溶液。 ②滴定管的准备： a．检漏：滴定管清洗干净后，注入少量水检查活塞是否________。 b．洗涤和润洗：将滴定管用蒸馏水洗涤后，再分次用少量氢氧化钠标准溶液润洗滴定管________次，每次润洗液均从下端活塞放出。 c．装液：注入氢氧化钠标准溶液。 d．赶气泡和调节液面：打开活塞放出少量液体，赶尽活塞下端管内气泡使其充满液体，再慢慢调节滴定管内液面在________________位置。 ③滴定管的读数：滴定管上一般标有棕色刻度线，读数时正对刻度线，________观察蓝线粗、细交界点所对的刻度即为准确读数。 (2)溶液的准备：用洗净并经________的移液管准确移取20.00 mL（或从另一滴定管内放出）未知浓度的盐酸于150 mL 锥形瓶中，滴加2滴酚酞试液。 (3)滴定的操作：滴定时，一手控制滴定管________，另一手用拇指、食指和中指捏住____________轻轻摇动。 (4)滴定终点的判断 滴定时，要控制好速度，特别是接近终点时滴定速度应________。当加入最后半滴氢氧化钠溶液恰好使溶液由______色变成________色，充分摇动，若在________内颜色不褪，即为滴定终点。 (5)计算盐酸的浓度。 3．酸碱中和滴定误差分析 (1)误差分析的基本依据 中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等。 分析误差要根据计算式分析，根据c(待)＝，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于________的大小。 (2)分析方法 将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。 标准溶液用量偏多，V(标)变大，待测溶液浓度c(待) ________。 标准溶液用量偏少，V(标)变小，待测溶液浓度c(待) ________。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有： 步骤 操作 V(标) c(待) 洗涤 酸式滴定管未用标准液润洗 碱式滴定管未用待测液润洗 锥形瓶用待测液润洗 锥形瓶洗净后还有蒸馏水 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失 振荡锥形瓶时部分液体溅出 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯） 滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰） 易｜错｜点｜拨 (1)滴定管的“0”刻度位于上方，最大刻度位于滴定管下部，最大刻度下部没有刻度，因此实际盛装溶液的体积大于最大刻度所标注的体积。 (2)滴定管的最小刻度为0.1mL，精确度为0.01mL。 (3)锥形瓶只能用蒸馏水洗净，不可用待测液润洗。 (4)滴定管使用时的操作要依照查漏—水洗—润洗—装液—调节液面、赶气泡—读数的顺序进行。 (5)强酸与强碱相互滴定时，选甲基橙或酚酞都可以，但不能选石蕊试液(遇酸、碱颜色变化不明显)。一般原则是酸滴定碱，选甲基橙；碱滴定酸，选酚酞。 (6)在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗2～3次，其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积增大，待测液浓度偏大。 (7)在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，不能用待测液润洗。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积增大，消耗标准液的体积增大，使测定结果偏大。 (8)滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。 要点05 盐类水解的原理和规律 1．盐类水解的原理 (1)盐类水解的概念 由盐电离生成的离子与水电离生成的_____或______结合成__________的反应，叫做盐类的水解反应，简称盐类水解。 (2)盐类水解的实质 在溶液中盐电离出来的________的阳离子或________的阴离子结合水电离出的__________生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，________了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。 (3)盐类水解的特点 ①与________________互为可逆反应，是________反应。 ②一般情况下，盐类水解程度__________。 ③符合化学平衡移动的原理。 2．盐类水解反应的离子方程式 (1)盐类水解程度一般________，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解反应的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”。如： CH3COOH：________________________________________。 NH4Cl：________________________________________。 (2)多元弱酸根离子的水解________进行，以________为主。如： Na2CO3：________________________________、________________________________。 (3)有些金属离子也是分步水解的，但这类离子的水解反应一般比较复杂，通常以总反应表示。 如FeCl3：________________________________。 易｜错｜点｜拨 (1)盐的电离方程式和水解方程式的区别 要将盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式区别开来。 如HCO3-+H2OCO32-+H3O+是HCO3-的电离方程式，而HCO3-+H2OH2CO3+OH-是HCO3-水解的离子方程式。 (2)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 ①NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 ②Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。如泡沫灭火器原理：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 3．影响盐类水解的外界因素 (1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度________。 (2)浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率_______，水解程度_______。 (3)酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制________离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制________离子水解。 4．盐类水解的规律 (1)有弱才水解——必须含有________或________碱的离子才能发生水解。 (2)无弱不水解——强酸强碱盐________水解。 常见不水解的离子： ①强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO； ②强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。 (3)谁弱谁水解——发生水解的是___________或___________。 (4)谁强显谁性——组成盐的酸根离子(碱的阳离子)是强酸根离子(强碱的阳离子)，则显_____(_____)性。 (5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度________，少数可以完全水解。 (6)同强显中性——①强酸强碱盐溶液显______性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液呈______性，如CH3COONH4溶液呈______性。 (7)越弱越水解——组成盐的酸根离子对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就________，此即“越弱越水解”规律。 电离程度：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，水解程度：CH3COO－____HCO____CN－____CO。 要点06 盐类水解的应用 1．利用盐类水解原理解释有关问题 (1)比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。 Na2CO3的水解方程式为_____________________，NaHCO3的水解方程式为________________________，由于Ka1(H2CO3) ______ Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度________HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性________。 (2)实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是________________________________。 (3)泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在________， NaHCO3溶液应放在________，因为Al3+水解呈________，会腐蚀铁。 (4)废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：________________________________。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。 (5)铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显________，NH4+水解呈________，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。 2．盐类水解在生产、生活中的应用 (1)盐类作净水剂 铝盐、铁盐等盐类水解生成________，有较强的________性，常用作净水剂。 (2)某些活泼金属与强酸弱碱盐反应 Mg加入NH4Cl、CuCl2、FeCl3等溶液中产生氢气。 原理：以NH4Cl为例，NH4+水解产生H+，NH4++H2ONH3·H2O+H+，加入金属Mg，Mg+2H+=== Mg2++H2↑，________减小，使水解平衡________移动，总反应式为：_____________________________。 (3)热碱水去油污 纯碱水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生________，起到去污的作用，加热能促进CO32-的水解，溶液碱性________，去污能力________。 (4)盐溶液的配制和保存 配制、保存SnCl2或FeCl3等易水解的盐溶液时，加入少量_______，目的是抑制Sn2+或Fe3+的水解。 (5)制备Fe(OH)3胶体 向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并加热至沸腾，从而制备Fe(OH)3胶体，反应方程式为________________ ________________________________。 (6)碱性溶液的贮存 碱性溶液会腐蚀磨口玻璃塞，不能使用玻璃塞，要使用________。 如Na2CO3、Na2SiO3、KF等的溶液，水解呈较强的碱性，OH-与玻璃中的SiO2反应：________________ ________________，使玻璃发生缓慢的腐蚀作用，磨口玻璃塞由于接触面积大，腐蚀速率较快。 (7)除杂 ①采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。例如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3+，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3+。 ②向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3。 Fe3+水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，MgO与______反应，水解平衡________移动，生成________。 (8)判断溶液中离子能否共存 两种不同性质的离子在水溶液中，会发生双水解，使水解程度增大。 如Al3+、Fe3+等在水溶液中水解呈________，CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等离子在水溶液中呈________。两种离子发生互相促进水解，使水解程度显著增大，最终生成对应的弱碱和弱酸，因此不能大量共存。 用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液作____________就是依据此原理。 归｜纳｜总｜结 加热蒸发盐溶液时所得固体的判断方法 (1)热稳定性好的盐的溶液，加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl溶液、Na2CO3溶液。 (2)阳离子能水解，但生成的酸不挥发，加热蒸干，析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3溶液。 (3)阳离子能水解，但水解后生成的酸（如HCl、HNO3）有挥发性，加热时，水解程度增大，酸挥发，析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物。如AlCl3溶液和FeCl3溶液加热时，水解程度增大，HCl挥发，分别生成Al(OH)3沉淀和Fe(OH)3沉淀，继续加热蒸干，Al(OH)3和Fe(OH)3受热分解，得到Al2O3和Fe2O3。 (4)盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐会分解，如NaHCO3、Ca(HCO3)2加热时会发生分解：2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O、Ca(HCO3)2CaCO3+CO2↑+H2O。 (5)具有较强还原性的盐，加热时被氧气氧化，生成气体物质，如Na2SO3被氧化成Na2SO4：2Na2SO3+O22Na2SO4。 要点07 溶液中的粒子浓度关系 1．溶液中的守恒关系 (1)电荷守恒规律 电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存在如下关系： ________________________________________________ (2)物料守恒规律 电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的。如Na2CO3溶液中CO能水解，故碳元素以CO、HCO、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系式为： ________________________________________________ (3)质子守恒规律 质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－得到的，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。 如在Na2CO3溶液中 因此质子守恒关系式为：________________________________________。 一般质子守恒由电荷守恒、物料守恒整合得来。 2．溶液中的粒子浓度比较 (1)弱酸溶液中粒子浓度的大小比较 ①一元弱酸溶液 弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。 醋酸溶液：由于CH3COOH电离程度小，且H2O的电离程度更小，所以溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是________________________________________。 ②多元弱酸溶液 多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。 碳酸溶液：碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子和CO2分子除外)是________________________________________________。 (2)常见溶液中粒子浓度的守恒关系和离子浓度大小的比较 ①NH4Cl溶液 物料守恒：________________________________ 电荷守恒：________________________________ 质子守恒：________________________________ 离子浓度的大小关系：________________________________ ②CH3COONa溶液 物料守恒：________________________________ 电荷守恒：________________________________ 质子守恒：________________________________ 离子浓度的大小关系：________________________________ ③Na2CO3溶液 物料守恒：________________________________ 电荷守恒：________________________________ 质子守恒：________________________________ ④NaHCO3溶液： 物料守恒：________________________________ 电荷守恒：________________________________ 质子守恒：________________________________ ⑤等体积的0.1 mol·L－1氯化铵和0.1 mol·L－1氨水混合溶液 物料守恒：________________________________ 电荷守恒：________________________________ ⑥等体积的0.1 mol·L－1 CH3COONa和0.1 mol·L－1CH3COOH混合溶液 物料守恒：________________________________ 电荷守恒：________________________________ 3．混合溶液中离子浓度大小的比较 (1)物质的量浓度相同的NaOH溶液、CH3COOH溶液等体积混合 离子浓度由大到小的顺序：________________________________。 (2)物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合 混合后发生反应，溶质为_________________； 离子浓度由大到小的顺序：________________________________。 (3)物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合 混合后不发生反应，溶液中的溶质为____________________，溶液呈______性； 离子浓度由大到小的顺序：________________________________。 要点08 沉淀溶解平衡原理 1．沉淀溶解平衡原理 (1)概念：在一定的温度下，当沉淀和溶解两个过程的速率________时建立平衡，称为难溶电解质的沉淀溶解平衡。 (2)特征： ①态平衡：v溶解______v沉淀≠0。 ②达到平衡时，溶液中离子的浓度________。 ③当改变外界条件时，溶解平衡将________，达到新的平衡。 2．影响沉淀溶解平衡的因素 (1)内因：难溶物质溶解程度的大小，主要取决于____________。 (2)外因 影响沉淀溶解平衡的外部因素有温度、浓度、加入的电解质等。 ①温度：温度升高，多数沉淀溶解平衡向________的方向移动。 ②浓度：加水稀释，浓度减小，平衡向________的方向移动。 ③同离子效应：加入与难溶电解质构成微粒相同的物质，平衡向________的方向移动。 ④化学反应：加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，平衡向________的方向移动。 3．溶度积常数 (1)对于一般的难溶电解质AmBn的沉淀溶解平衡：AmBn(s)  mAn+ + nBm- Ksp =________________ (2)意义：Ksp的大小反映了难溶电解质________能力的大小，也反映了难溶电解质生成沉淀的________程度。对于同类型的难溶电解质（如AgCl、AgBr、AgI）而言，Ksp 越小，其在水中的溶解程度________。 (3)影响因素：Ksp的大小不受离子浓度的影响，但随________的改变而改变。 易｜错｜点｜拨 (1)溶度积Ksp仅与温度有关。 (2)溶度积与溶解度均可表示物质的溶解性。 (3)相同类型的电解质，溶度积越小，其溶解度越小。 (4)可以利用Ksp计算饱和溶液中某种离子的浓度。 (5)相同类型的难溶电解质，Ksp越大，在水中的溶解能力越强。如相同温度下，Ksp (FeS)= 1.59×10-19，Ksp (CuS)=1.267×10-36，则CuS比FeS更难溶。 (6) Ksp相差不大时，Ksp不能直接作为比较依据，如相同温度下，Ksp (AgCl)=1.8×10-10，Ksp [Mg(OH)2] = 5.6×10-12，虽然Mg(OH)2的Ksp 较小，但不能认为Mg(OH)2比AgCl更难溶。 (7)在进行有关计算时一定要注意难溶电解质的化学组成及溶液混合后体积变化引起的离子浓度变化。 要点09 沉淀溶解平衡的应用 1. 溶度积规则 在一定的温度下，通过比较Ksp与难溶强电解质离子浓度幂的乘积Q的相对大小，可以判断沉淀的生成和溶解。 Q > Ksp，溶液中有沉淀析出，直至达到________状态。 Q = Ksp，沉淀与溶解处于________状态。 Q < Ksp，溶液未达到饱和，无沉淀析出。 2.沉淀溶解平衡的应用 (1)沉淀的生成 ①调节pH法：如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7～8，离子方程式为：________________________________________。 ②沉淀剂法：如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为：________________________________。 (2)沉淀的溶解 ①酸溶解法： 用离子方程式表示难溶于水的CaCO3可溶于盐酸________________________________________。 ②盐溶液溶解法：用离子方程式表示Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液： ________________________________________________。 ③氧化还原溶解法：如不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。 ④配位溶解法：如AgCl溶于氨水，离子方程式为 ________________________________________________。 (3)沉淀的转化 ①实质：沉淀溶解平衡的移动(沉淀的溶解度差别越大，越容易转化)。 ②应用 a．锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为： ________________________________________________。 b．矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS转化为CuS，离子方程式为： ________________________________________________。 归｜纳｜总｜结 (1)沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。一般是溶解度小的沉淀会转化生成溶解度更小的沉淀。 (2)当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀；如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。 (3)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。 题型01 水的电离平衡及影响因素 【典例1】25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH＞0，下列叙述正确的是(　　) A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，Kw不变 C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．将水加热，Kw增大，c(H＋)不变 方｜法｜点｜拨 (1)Kw及应用 ①Kw揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。 ②Kw只与温度有关。因为水的电离是吸热过程，所以温度升高，有利于水的电离，Kw增大，如100 ℃，Kw＝5.6×10－13。但是在室温下，可忽略温度的影响，Kw为1.0×10－14。 ③Kw不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液，且由水电离的c水(H＋)＝c水(OH－)。此时，水溶液中水的离子积常数不变。 (2)影响水的电离平衡的因素 ①在水中加入酸或碱，会抑制水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均减小，但仍然相等。在常温下，若由水电离出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。 ②水受热温度升高，促进水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均增大，但仍然呈中性。 ③在酸或碱的溶液中，Kw表达式中的c(H＋)、c(OH－)均为溶液中两种离子的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)、c(OH－)。如0.1 mol·L－1盐酸中，c(H＋)约为0.1 mol·L－1。 【变式1-1】如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(　　) A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw B．M区域内(不包括边界)任意点均有c(H＋)<c(OH－) C．图中T1<T2 D．XZ线上任意点的c(H＋)都相等 【变式1-2】(1)某温度下，纯水的c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，则此时纯水的c(OH－)为_____________。若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为__________，此时温度_______(填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。 (2)在不同温度下的水溶液中c(H＋)与c(OH－)的关系如图所示。请回答下列问题： ①曲线Ⅰ代表的温度下，水的离子积为________，曲线Ⅰ所代表的温度________(填“高于”“低于”或“等于”)曲线Ⅱ所代表的温度。你判断的依据是_______________________________________。 ②曲线Ⅰ所代表的温度下，0.01 mol·L－1的NaOH溶液的c(H＋)为________ mol·L－1。 题型02 溶液酸碱性的判断和pH的计算 【典例2】常温下，pH＝11的X、Y两种碱溶液各1 mL，分别稀释至100 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是(　　) A．X、Y两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等 B．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强 C．分别完全中和X、Y这两种碱溶液时，消耗同浓度盐酸的体积V(X)>V(Y) D．若9<a<11，则X、Y都是弱碱 方｜法｜点｜拨 (1)强酸溶液和强碱溶液混合后计算pH，必须先判断出混合后溶液的酸碱性，然后计算混合后的OH-或H＋浓度。 (2)根据酸的浓度计算酸溶液的pH时，不必考虑温度，而根据碱的浓度计算碱溶液的pH时，需要根据离子积计算c(H＋)，因此一定要注意溶液的温度，只有室温时，Kw＝1.0×10－14。 (3)一定pH的强碱与强碱混合后求pH。在计算过程中易出现直接用H＋浓度进行混合计算的错误。因为强碱溶液的混合是OH－混合，H＋是随OH－浓度改变而改变的，不能直接用于混合碱的计算，H＋浓度必须通过c(H＋)＝来求。 (4)酸、碱溶液稀释后的pH变化规律 【变式2-1】常温下，将pH=8和pH=10的两种氢氧化钠溶液等体积混合，混合后溶液中c(H+)约为(　　) A．mol·L-1 B．(10-8+10-10) mol·L-1 C．(10-14-5×10-5) mol·L-1 D．2×10-10 mol·L-1 【变式2-2】计算下列溶液的pH。 (1)某H2SO4溶液的浓度是0.005 mol·L－1； ①此溶液的pH＝________； ②用水稀释到原来体积的100倍，pH＝________。 (2)pH＝3的盐酸与pH＝5的盐酸等体积混合，pH＝________________。 (3)常温下pH＝10和pH＝13的两种NaOH溶液等体积混合，pH＝________。 (4)常温下pH＝12的NaOH和pH＝4的HCl等体积混合，pH＝________。 题型03 弱电解质的电离平衡 【典例3】已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，现向10 mL浓度为0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中(　　) A．水的电离程度始终增大 B．先增大再减小 C．c(CH3COOH)与c(CH3COO-)之和始终保持不变 D．当加入氨水的体积为10 mL时，c()=c(CH3COO-)　 方｜法｜点｜拨 影响电离平衡的因素 (1)温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡右移，电离程度增大。 (2)浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡右移，但电离程度减小；加水稀释，电离平衡右移，电离程度增大。 (3)同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡逆向移动。 (4)酸碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡逆向移动；加入NaOH，电离平衡正向移动。 (5)化学反应：当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向电离的方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的H+与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)减小，电离平衡正向移动。 【变式3-1】在室温下，0.1 mol·L-1 100 mL的醋酸溶液中，欲使其溶液中的c(H+)增大，但又要使醋酸电离程度减小，应采取的措施是(　　) A．加入少量CH3COONa固体 B．加入少量NaOH固体 C．提高温度 D．加入少量纯醋酸 【变式3-2】下列事实不能证明HNO2是弱电解质的是(　　) ①滴入酚酞，NaNO2溶液显红色 ②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗 ③等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液中和碱时，HNO2中和碱的能力强 ④25 ℃时0.1 mol·L-1HNO2溶液的pH=2 ⑤HNO2与CaCO3反应放出CO2气体 ⑥25 ℃时0.1 mol·L-1的HNO2溶液稀释至1 000倍，pH>4 A．①⑤ B．②⑤ C．③⑥ D．③④ 题型04 电离平衡常数及应用 【典例4】高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。下表是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数： 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10 根据表中数据判断以下说法不正确的是(　　) A．在冰醋酸中，高氯酸的酸性最强 B．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区分这四种酸的强弱 C．在冰醋酸中1 mol/L的高氯酸的电离度约为0.4% D．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H++ 方｜法｜点｜拨 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱 电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断电离平衡的移动方向 如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q<K，平衡向电离方向移动。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 【变式4-1】相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(　　) 酸 HX HY HZ 电离常数Ka 9×10-7 9×10-6 1×10-2 A．三种酸的酸性强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ+Y-===HY+Z-能够发生 C．相同温度下，0.1 mol/L的HX、HY、HZ溶液中，HZ溶液的c(HZ)最大 D．相同温度下，1 mol/L HX溶液的电离常数大于 0.1 mol/L HX 溶液的电离常数 【变式4-2】在一定温度下，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋ (1)某温度时，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋) 与0.01 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋)的比值________(填“大于”“小于”或“等于”)10。 (2)已知：25 ℃时，该电离平衡的平衡常数为1.8×10－5。 ①求该温度时，a mol·L－1的醋酸溶液中c1(H＋)＝________mol·L－1 (用含a的代数式表示)。 [提示：此时电离度比较小，进行简化计算，平衡时c(CH3COOH)可用初始浓度代替，水电离出的c(H＋) 、c(OH－)忽略不计，下同] ②若该温度时向该溶液中加入一定量的CH3COONH4(假设溶液体积不变)，使溶液中c(CH3COO－)为b mol·L－1，则此时c2(H＋)＝________mol·L－1(用含a、b的代数式表示)。 ③c1(H＋)________(填“大于”“小于”或“等于”)c2(H＋)。 题型05 强酸和弱酸的比较 【典例5】某温度下，等体积、c(H＋)相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H＋)随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说法正确的是(　　) A．曲线Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线 B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 C．取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗的NaOH的量相同 D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度 方｜法｜点｜拨 强酸与弱酸的比较 (1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 　比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 (2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 　比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 【变式5-1】相同体积、相同c(H＋)的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于产生氢气的体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是(　　) 【变式5-2】在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白： (1)a、b两支试管中生成气体的速率v(a)______ (填“大于”“小于”或“等于”，下同) v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是____________________________________。 (2)若a、b两支试管中分别加入c(H＋)相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)______(填“大于”“小于”或“等于”，下同)v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是______________________________________________________。 题型06 酸碱中和滴定原理及仪器的使用 【典例6】利用下列实验装置及药品能完成相应实验的是(　　) 选项 A B C D 目的 测定某盐酸的浓度 测定某NaOH溶液的浓度 记录滴定终点读数：12.20 mL 排除滴定管内气泡 装置或操作 方｜法｜点｜拨 (1)中和滴定的依据是参加反应的H+与OH-的物质的量相等，已知标准液的物质的量浓度、标准液的体积、待测液的体积，从而求得待测液的浓度。 (2)酸碱中和滴定曲线和pH突变 ①由滴定曲线分析，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点pH发生突变。 ②在pH发生突变的范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色变化明显，有利于确定滴定终点。 (3)酸碱中和滴定曲线的分析方法 首先看横、纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱；再找滴定终点和中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(常温下pH＝7)的位置；最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。 【变式6-1】用1.0 mol·L－1的NaOH溶液中和某浓度的H2SO4溶液，其水溶液的pH和所用NaOH溶液的体积关系变化如图所示，则原H2SO4溶液的物质的量浓度和完全反应后溶液的大致体积是(　　) A．1.0 mol·L－1，20 mL B．0.5 mol·L－1，40 mL C．0.5 mol·L－1，80 mL D．1.0 mol·L－1，80 mL 【变式6-2】室温下，向20.00 mL 0.100 0 mol·L－1盐酸中滴加0.100 0 mol·L－1NaOH溶液，溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图。已知lg 5＝0.7。下列说法不正确的是(　　) A．NaOH与盐酸恰好完全反应时，pH＝7 B．选择变色范围在pH突变范围内的指示剂，可减小实验误差 C．选择甲基红指示反应终点，误差比甲基橙的大 D．V(NaOH)＝30.00 mL时，pH＝12.3 题型07 酸碱中和滴定实验及误差分析 【典例7】准确移取20.00 mL某待测HCl溶液于锥形瓶中，用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定，下列说法正确的是(　　) A．滴定管用蒸馏水洗涤后，装入NaOH溶液进行滴定 B．随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大 C．用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定 D．滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小 方｜法｜点｜拨 酸碱中和滴定实验误差分析常见问题 (1)仪器洗涤：在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗2～3次，其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积增大，由c(待)＝可知，待测液浓度偏大。 (2)在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，不能用待测液润洗。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积增大，消耗标准液的体积增大，使测定结果偏大。 (3)滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。 【变式7-1】有关酸碱滴定实验，下列说法正确的是(　　) A．滴定管和锥形瓶都需要使用蒸馏水和待装液润洗 B．滴定前，必须将滴定管中液体的液面调至0刻度 C．滴定至终点时，溶液一定呈中性 D．测定待测液的浓度，至少需要完成两组平行实验，取消耗标准液的平均值 【变式7-2】某学生欲用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时，选择甲基橙作指示剂。请填写下列空白： (1)用标准盐酸滴定待测NaOH溶液时，左手握酸式滴定管的活塞，右手轻轻摇动锥形瓶，眼睛注视________________。直到因加入一滴盐酸后，溶液由____色变为____色，并__________________为止。 (2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是________(填字母序号)。 A．酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸 B．滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥 C．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 D．读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数 (3)若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如图所示，则起始读数为________mL，终点读数为________mL；所用盐酸溶液的体积为________mL。 题型08 盐类水解的原理和规律 【例8】下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是(　　) A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡 B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－) C．在CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH－)≠c(H＋) D．水电离出的H＋和OH－与盐中弱离子结合，造成盐溶液呈酸碱性 方｜法｜点｜拨 (1)盐类水解的实质是盐电离出的离子(弱碱阳离子或者弱酸阴离子)跟水电离出来的OH-或H+结合生成弱碱或弱酸，从而破坏了水的电离平衡，导致溶液中c(OH-)和c(H+)不相等，则溶液表现一定的酸碱性。 (2)盐类水解对水的电离平衡的影响：弱碱阳离子或者弱酸阴离子在溶液中水解，因此水的电离程度增大，因此水电离出的c(H+)和c(OH-)增大。 (3)盐类水解的规律 在可溶性盐溶液中：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。 (4)酸式盐溶液酸碱性要看酸式酸根离子的电离和水解程度的相对大小： 只电离不水解(如NaHSO4等)的显酸性； 电离大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4等)的显酸性； 水解大于电离(如NaHCO3、NaHS等)的显碱性。 【变式8-1】NH4Cl溶于重水(D2O)后，产生的一水合氨和水合氢离子均表示正确的是(　　) A．NH2D·H2O和D3O＋ B．NH3·D2O和HD2O＋ C．NH3·HDO和D3O＋ D．NH2D·HDO和H2DO＋ 【变式8-2】在室温下，下列五种溶液： ①0.1 mol·L－1 NH4Cl ②0.1 mol·L－1 CH3COONH4 ③0.1 mol·L－1 NH4HSO4 ④0.1 mol·L－1 NH3·H2O和0.1 mol·L－1 NH4Cl混合液 ⑤0.1 mol·L－1 NH3·H2O 请根据要求填写下列空白： (1)溶液①呈________性(填“酸”“碱”或“中”)，其原因是___________________________(用离子方程式表示)。 (2)比较溶液②、③中c(NH)的大小关系是②______③(填“>”“<”或“＝”)。 (3)在溶液④中，________离子的浓度为0.1 mol·L－1；NH3·H2O和________离子的物质的量浓度之和为 0.2 mol·L－1。 (4)室温下，测得溶液②的pH＝7，则说明CH3COO－的水解程度________(填“>”“<”或“＝”)NH的水解程度，CH3COO－与NH浓度的大小关系是c(CH3COO－)________c(NH)(填“>”“<”或“＝”)。 题型09 影响盐类水解的因素 【例9】常温下，浓度均为0.1 mol·L－1的三种溶液：①醋酸溶液　②醋酸钠溶液　③碳酸钠溶液。下列说法正确的是(　　) A．溶液中c(CH3COO－)：①＞② B．溶液的pH：②＜③＜① C．水的电离程度：①＞②＞③ D．①与②等体积混合溶液中：c(CH3COO－)＞c(CH3COOH) 方｜法｜点｜拨 (1)盐的性质与盐类的水解 影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质，因此在研究盐类水解问题时，分析方法如下： ①判断盐溶液中存在的离子的种类，即是否存在弱的阳离子或弱酸根离子； ②根据离子的种类判断水解后溶液的酸碱性。 ③根据离子对应的弱电解质的平衡常数判断水解的程度大小，弱电解质的平衡常数越小，水解程度越大。 (2)影响盐类水解的外界因素 ①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 ②浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。 ③酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。 【变式9-1】常温下，稀释0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液，如图中的横坐标表示加水的量，则纵坐标可以表示的是(　　) A．NH水解的平衡常数 B．溶液的pH C．溶液中NH数 D．溶液中c(NH) 【变式9-2】下列关于FeCl3水解的说法错误的是(　　) A．在FeCl3稀溶液中，水解达到平衡时，无论加FeCl3饱和溶液还是加水稀释，平衡均向右移动 B．浓度为5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者小于后者 C．其他条件相同时，同浓度的FeCl3溶液在50 ℃和20 ℃时发生水解，50 ℃时Fe3＋的水解程度比20 ℃时的小 D．为抑制Fe3＋的水解，更好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸 题型10 盐类水解的应用 【例10】下列说法正确的是(　　) A．AlCl3溶液和NaAlO2溶液加热、蒸发、浓缩、结晶、灼烧，所得固体的成分相同 B．配制FeCl3溶液时，将FeCl3固体溶解在硫酸中，然后再用水稀释到所需的浓度 C．用加热的方法可除去KNO3溶液中混有的Fe3＋ D．泡沫灭火器中常使用的原料是碳酸钠和硫酸铝 方｜法｜点｜拨 利用盐类水解原理解释有关问题 (1)比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。 Na2CO3的水解方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-，NaHCO3的水解方程式为HCO3-+H2OH2CO3+OH-，由于Ka1(H2CO3)> Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性更强。 (2)实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是将Na2S固体溶解在NaOH溶液中。 (3)泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在内筒， NaHCO3溶液应放在外筒，因为Al3+水解呈酸性，会腐蚀铁。 (4)废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。 (5)铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显碱性，NH4+水解呈酸性，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。 (6)工业上制取无水氯化镁时，将氯化镁溶液置于氯化氢气流中加热脱水，以防止氯化镁水解。 【变式10-1】下列说法不正确的是(　　) A．明矾能水解生成Al(OH)3胶体，可用作净水剂 B．水解反应NH＋H2ONH3·H2O＋H＋达到平衡后，升高温度平衡逆向移动 C．草木灰与铵态氮肥不宜混合使用 D．盐类水解反应的逆反应是中和反应 【变式10-2】下列应用与盐类水解无关的是(　　) A．用铝盐和铁盐作净水剂 B．将SOCl2(遇水剧烈水解)和AlCl3·6H2O混合加热制取无水AlCl3 C．FeSO4饱和溶液制备FeSO4·7H2O晶体时，不能直接蒸干结晶获取 D．NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂 题型11 溶液中的粒子浓度比较 【例11】醋酸(CH3COOH)是一种常见的弱酸。下列叙述正确的是(　　) A．pH＝3的CH3COOH溶液中，c(H＋)＝c(CH3COO－) B．pH＝8的CH3COONa溶液中，c(CH3COO－)<c(Na＋) C．0.1 mol·L－1CH3COONa溶液中，c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋) D．0.1 mol·L－1CH3COONa溶液中，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) 方｜法｜点｜拨 (1)溶液中粒子浓度大小比较的方法和思路 ①确定溶液中溶质的成分和浓度大小。 ②分析溶液中存在的过程，包括：电离过程（完全电离和部分电离）、弱电解质离子的水解过程、水的电离。 ③找出溶液中存在的微粒。 ④分析电离、水解等过程进行的程度大小，比较粒子浓度大小。 (2)利用“三大守恒”规律判断溶液中粒子浓度关系 ①物料守恒：在溶液中，溶质以分子和离子的形式存在，溶质分子和离子的物质的量浓度之和等于该溶质的物质的量浓度。 ②电荷守恒：同一溶液中，溶液呈电中性，因此正电荷总数与负电荷总数相等。注意：电荷总数=离子浓度（或物质的量）×离子所带电荷数。 ③质子守恒：弱电解质离子在溶液中发生水解，弱电解质离子结合水电离出的H+或OH-，使溶液中的c(H+)≠c(OH-)。但在溶液中，水电离出的H+浓度和OH-浓度总是相等的。 质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。 【变式11-1】下列物质所配成的0.1 mol·L－1溶液中，离子浓度由大到小顺序排列正确的是(　　) A．NH4Cl：c(Cl－)＞c(H＋)＞c(NH)＞c(OH－) B．Na2CO3：c(Na＋)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H＋) C．NaHCO3：c(Na＋)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H＋) D．(NH4)2SO4：c(NH)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(OH－) 【变式11-2】已知某溶液中存在OH－、H＋、NH、Cl－四种离子，某同学推测其离子浓度大小顺序有如下四种关系： ①c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－) ②c(Cl－)＞c(NH)＞c(OH－)＞c(H＋) ③c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋) ④c(Cl－)＞c(H＋)＞c(NH)＞c(OH－) 填写下列空白： (1)若溶液中只溶解了一种溶质，则该溶质是_________，上述四种离子浓度的大小顺序为________(填序号)。 (2)若上述关系中③是正确的，则溶质为____________；若上述关系中④是正确的，则溶质为______________。 (3)若该溶液是由体积相等的稀盐酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，则混合前c(HCl)________(填“大于”“小于”或“等于”，下同)c(NH3·H2O)，混合前酸中c(H＋)和碱中c(OH－)的关系为c(H＋) _______c(OH－)。 题型12 利用中和滴定曲线分析离子浓度的关系 【例12】25 ℃时，向20.00 mL的NaOH溶液中逐滴加入某浓度的CH3COOH溶液，滴定过程中，溶液的pH与滴入CH3COOH溶液的体积关系如图所示，点②时NaOH溶液恰好被中和。则下列说法错误的是(　　) A．CH3COOH溶液的浓度为0.1 mol·L－1 B．图中点①到点③所示溶液中，水的电离程度先增大后减小 C．点④所示溶液中存在：c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) D．滴定过程中会存在：c(Na＋)>c(CH3COO－)＝c(OH－)>c(H＋) 解｜题｜模｜板 抓“五点”破解中和滴定图像 室温下，向20 mL 0.1 mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液pH的变化如图所示： 起始点A：0.1 mol·L－1HA溶液的pH>1，故HA为弱酸。 半反应点B：溶质为NaA和HA，且=1，pH<7，故溶液中c(A-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。 中性点C：溶质为NaA和HA（稍过量），pH=7，故溶液中c(A-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-)。 反应终点D：溶质为NaA，pH>7，故溶液中c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)。 过量点E：溶质为NaA和NaOH，pH>7，故溶液中c(Na+)> c(OH-)>c(A-)>c(H+)。 利用中和滴定曲线分析离子浓度思路，三看： 一看谁滴定谁，二看坐标，三看特殊点(起点、恰好反应点和中性点)。 【变式12-1】常温下，HB的电离常数Ka＝1.0×10－6，向20 mL 0.01 mol·L－1 HB溶液中逐滴加入0.01 mol·L－1 NaOH溶液，溶液的pH与加入V(NaOH)之间的关系如图所示，下列说法正确的是(　　) A．a点对应溶液的pH约为4，且溶液中只存在HB的电离平衡 B．b点对应的溶液中存在：c(OH－)－c(H＋)＝c(B－) C．d点对应的溶液中存在：c(Na＋)>c(B－)>c(OH－)>c(H＋) D．a、b、c、d四点中c点溶液中水的电离程度最大 【变式12-2】常温下，分别向10 mL 0.1 mol·L－1的NaOH溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1的一元酸HA和HB溶液，测得混合溶液的pH变化曲线如图所示，下列说法正确的是(　　) A．HA的酸性强于HB的酸性 B．V(酸)＝10 mL时，两溶液中c(B－)＝c(A－) C．a点时，c(A－)>c(Na＋)>c(OH－)>c(H＋) D．b、c点时，c(A－)＋c(HA)＝2c(Na＋)＝c(HB)＋c(B－) 题型13 沉淀溶解平衡及影响因素 【例13】某同学为了验证难溶的氯化银在水中也存在沉淀溶解平衡，设计了如下实验方案。下列说法正确的是(　　) A．步骤①中应加入过量的AgNO3溶液 B．步骤①中应使NaCl溶液过量 C．步骤②中现象是无沉淀产生 D．步骤②中选用的AgNO3溶液的浓度应小于步骤① 方｜法｜点｜拨 (1)难溶电解质的电离仅仅是沉淀溶解平衡的后一个过程。 总过程 沉淀溶解平衡(可逆) 分过程 沉淀的溶解(可逆) 电解质的电离(可逆或不可逆) 表示形式 用电离方程式形式表示，须标明状态(s)、(aq)，一律用“”。注意与弱电解质的电离方程式区别开来。如Al(OH)3(s)Al3＋(aq)＋3OH－(aq)(沉淀溶解平衡)，Al(OH)3Al3＋＋3OH－(电离平衡) (2)影响沉淀溶解平衡的因素 ①内因：溶质本身的性质。绝对不溶的物质是没有的；同是微溶物质，溶解度差别也很大；易溶溶质只要是饱和溶液也存在沉淀溶解平衡。 ②外因：温度、浓度、相同离子等，其影响符合“勒夏特列原理”。 a．温度：一般来说，温度越高，固体物质的溶解度越大。极少数固体物质的溶解度随温度的升高而减小，如Ca(OH)2。 b．相同离子：加入与电解质电离的离子相同的可溶性盐，平衡向生成沉淀的方向移动，溶解度减小。 c．外加其他物质(与电解质电离的离子反应)，平衡向沉淀溶解的方向移动，溶解度增大。 (3)Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关。溶液中离子浓度的变化只能使溶解平衡移动，并不能改变溶度积。 (4)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶物，不能直接根据Ksp的大小来确定其溶解能力的大小，需通过计算转化为溶解度。 【变式13-1】一定温度下，在Ba(OH)2的悬浊液中，存在Ba(OH)2固体与其电离的离子间的溶解平衡关系：Ba(OH)2(s)Ba2＋(aq)＋2OH－(aq)，向此体系中再加入少量的BaO粉末，如果保持温度不变，则下列说法正确的是(　　) A．c(Ba2＋)增大　　　　 B．溶液中Ba2＋数目减少 C．溶液pH减小 D．溶液pH增大 【变式13-2】下列有关沉淀溶解平衡的说法正确的是(　　) A．Ksp(AB2)小于Ksp(CD)，说明AB2的溶解度小于CD的溶解度 B．在氯化银的沉淀溶解平衡体系中，加入蒸馏水，氯化银的Ksp增大 C．可比较离子浓度幂之积与溶度积Ksp的相对大小来判断沉淀溶解平衡进行的方向 D．在碳酸钙的沉淀溶解平衡体系中，加入稀盐酸，平衡不移动 题型14 溶度积常数及其应用 【例14】常温下几种难溶电解质的溶度积如表所示： 物质名称 硫化亚铁 硫化铜 硫化锌 溶度积 6.3×10－18 6.3×10－36 1.6×10－24 向含有等物质的量浓度的FeCl2、CuSO4、ZnSO4混合溶液中滴加0.01 mol·L－1Na2S溶液时，Fe2＋、Cu2＋、Zn2＋沉淀的先后顺序为(　　) A．Fe2＋、Zn2＋、Cu2＋ B．Cu2＋、Zn2＋、Fe2＋ C．Zn2＋、Fe2＋、Cu2＋ D．Cu2＋、Fe2＋、Zn2＋ 方｜法｜点｜拨 1对于同类型物质如AgCl、AgBr、AgI等，可直接用溶度积比较难溶电解质的溶解能力，Ksp越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。 2对于不同类型的物质，Ksp不能直接作为比较依据，而应通过计算将Ksp转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度确定溶解能力的强弱。 3关于溶度积常数的计算 ①已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ mol·L－1。 ②已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。 ③计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)，Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝＝。 【变式14-1】硫酸锌是制造锌钡白和锌盐的主要原料，也可用作印染媒染剂，医药上用于催吐剂。已知25℃时，Ksp[Zn（OH）2]＝1.0×10－17，Ksp（Ag2SO4）＝1.2×10－5，则下列说法正确的是（　　） A．在水中加入少量ZnSO4固体时，水的电离平衡向正反应方向移动，Kw不变 B．在ZnSO4溶液中各离子的浓度关系为c（Zn2＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（SO） C．在0.5 L 0.10 mol·L－1的ZnSO4溶液中加入等体积的0.02 mol·L－1的AgNO3溶液，即可生成Ag2SO4沉淀 D．常温下，要除去0.20 mol·L－1ZnSO4溶液中的Zn2＋，至少要调节pH≥9 【变式14-2】(1)取5 mL 0.002 mol·L－1BaCl2溶液与等体积的0.02 mol·L－1Na2SO4溶液相混合，通过计算判断有无沉淀产生？__________若有，计算Ba2＋是否沉淀完全？____________（已知该温度下BaSO4的Ksp＝1.1×10－10） (2)有关数据如表所示： 化合物 Zn（OH）2 Fe（OH）2 Fe（OH）3 Ksp近似值 10－17 10－17 10－39 用废电池的锌皮制备ZnSO4·7H2O的过程中，需除去锌皮中的少量杂质铁，其方法是加稀H2SO4和H2O2溶解，铁变为Fe3＋，加碱调节至pH为______时，铁刚好沉淀完全（离子浓度小于1×10－5mol·L－1时，即可认为该离子沉淀完全）；继续加碱至pH为______时，锌开始沉淀（假定Zn2＋浓度为0.1 mol·L－1）。 (3)向含有BaSO4固体的溶液中滴加Na2CO3溶液，当有BaCO3沉淀生成时溶液中＝________。[已知Ksp（BaCO3）＝2.6×10－9，Ksp（BaSO4）＝1.1×10－10] 题型15 沉淀溶解平衡曲线 【例15】某温度时，AgCl悬浊液中沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法错误的是( ) A．加入NaCl，可以使溶液由a点变到点c B．加入少量水，平衡不移动，Ag＋浓度不变 C．b点对应溶液中Q＞Ksp D．a、c点对应的Ksp相等 解｜题｜模｜板 难溶电解质(以BaSO4沉淀曲线为例说明)Q和Ksp间的关系有以下三种可能： 点的变化 a→c 曲线上变化，c(SO)增大，c(Ba2＋)减小 b→c 加入1×10－5 mol/L Na2SO4溶液，c(Ba2＋)变小，c(SO)不变(加水不行) d→c 加入少量BaCl2固体，c(Ba2＋)增大，c(SO)不变(无沉淀生成，忽略溶液的体积变化) c→a 曲线上变化，c(Ba2＋)，增大c(SO)减小 【变式15-1】在T ℃时，AgI在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知T ℃时AgBr的Ksp＝5×10－13。下列说法不正确的是( ) A．在T℃时，AgI的Ksp＝2.5×10－15 B．图中b点有碘化银晶体析出 C．向c点溶液中加入适量蒸馏水，可使溶液由c点到a点 D．在T ℃时，反应AgBr(s)＋I－(aq)AgI(s)＋Br－(aq)的平衡常数K＝200 【变式15-2】常温下，Ag2S与CuS在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，下列说法正确的是 (　　) A．Ksp(Ag2S)＝10－29.2 B．向含CuS沉淀的悬浊液中加入Na2S饱和溶液，Ksp(CuS)减小 C．若Z点为Ag2S的分散系，v(沉淀)>v(溶解) D．CuS(s)＋2Ag＋(aq)Ag2S(s)＋Cu2＋(aq)平衡常数很大，反应趋于完全 题型16 沉淀溶解平衡原理的应用 【例16】(1)工业废水中常含有一定量的Cr2O和CrO，会对人类及生态系统产生很大损害，必须进行处理。Cr(OH)3在溶液中存在以下沉淀溶解平衡：Cr(OH)3(s)Cr3＋(aq)＋3OH－(aq)，常温下，Cr(OH)3的溶度积Ksp＝10－32，要使c(Cr3＋)降低为10－5 mol·L－1，溶液的pH应调至_______。 (2)向0.10 mol·L－1硫酸铜溶液中加入氢氧化钠稀溶液充分搅拌，有浅蓝色Cu(OH)2沉淀生成，当溶液的pH＝8时，c(Cu2＋)＝___________mol·L－1(已知Ksp[Cu(OH)2]＝2.2×10－20)。若在0.10 mol·L－1硫酸铜溶液中通入过量H2S气体，使Cu2＋完全沉淀为CuS，此时溶液中的H＋浓度为_______mol·L－1。 方｜法｜点｜拨 (1)沉淀生成时沉淀剂的选择原则 ①使生成沉淀的反应进行得越完全越好(被沉淀离子形成沉淀的Ksp尽可能地小，即沉淀溶解度越小越好)。 如除去废水中的Cu2＋，可以使Cu2＋转化成CuCO3、Cu(OH)2或CuS，依据三者溶解度的大小可知，选择沉淀剂(FeS)可以使废水中的Cu2＋转化成溶解度更小的CuS。 ②不能影响其他离子的存在，由沉淀剂引入溶液的杂质离子要便于除去或不引入新的杂质离子。 (2)沉淀溶解时的关键步骤是加入的试剂能与产生沉淀的离子发生反应，生成挥发性物质(气体)或弱电解质(弱酸、弱碱或水)，使平衡向沉淀溶解的方向移动，使沉淀溶解的常用方法主要有： 方法 实例 原理(反应方程式) 酸溶解 CaCO3可溶于盐酸 CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O 盐溶解 Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液 Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O 配位溶解 AgCl溶于氨水 AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O 氧化还原溶解 不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀硝酸 3Ag2S＋8HNO36AgNO3＋3S＋2NO↑＋4H2O (3)沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。一般是溶解度小的沉淀会转化生成溶解度更小的沉淀。 ①当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀；如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。 ②溶解度较小的沉淀在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀，如在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，也可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 【变式16-1】工业上用化学法除锅炉的水垢时，先向锅炉中注入饱和Na2CO3溶液浸泡，将水垢中的CaSO4转化为CaCO3，再用盐酸除去[已知：Ksp(CaCO3)＝4.96×10－9，Ksp(CaSO4)＝7.1×10－5]，下列说法错误的是(　　) A．升高温度，Na2CO3溶液的Kw和c(OH－)均会增大 B．沉淀转化的离子方程式为CO(aq)＋CaSO4(s)===CaCO3(s)＋SO(aq) C．该条件下，CaCO3溶解度约为1×10－3 g D．CaSO4和CaCO3共存的悬浊液中，＝1.43×104 【变式16-2】(1)已知：室温下，Ksp[Fe(OH)3]＝1×10－37.4，Ksp[Mn(OH)2]＝2×10－13。某溶液中c(Mn2＋)＝0.2mol/L，其中含有一定量的Fe3＋，欲使溶液中Fe3＋完全除去[c(Fe3＋)<10－5mol/L]，需控制溶液pH的范围是____________。 (2)向含有Ca2＋、Mg2＋的某MnSO4溶液(pH约为5)中加入NH4F溶液，让溶液中的Ca2＋、Mg2＋形成氟化物沉淀。若沉淀后上层清液中c(F－)＝0.05mol/L，则＝____________[Ksp(MgF2)＝5×10－11，Ksp(CaF2)＝5×10－9]。 (3)已知：Ksp(FeS)＝6.5×10－18，Ksp[Fe(OH)2]＝5.0×10－17；H2S电离常数分别为Ka1＝1.1×10－7、Ka2＝1.3×10－13。在弱酸性溶液中，反应FeS＋H＋Fe2＋＋HS－的平衡常数K的数值为____________。 期末基础通关练（测试时间：10分钟） 1．（25-26高二上·上海·月考）在一定温度下，冰醋酸稀释过程中溶液的导电能力变化如图所示，下列判断正确的是 A．冰醋酸不导电，所以冰醋酸不是电解质 B．A、B、C三点对应的溶液中，由大到小的顺序是 C．A、B、C三点对应的溶液中，电离程度最大的B D．若使B点对应的溶液中增大、增大，可行的方法是加热 2．（25-26高二上·上海·期中）下列不能说明是弱酸的方法是 A．测得溶液的 B．测得溶液的 C．的溶液加水稀释100倍后 D．溶液恰好与溶液完全反应 3．（25-26高二上·上海·期中）下列在指定水溶液中的各组离子，一定能够大量共存的是 A．无色溶液中： B．的溶液中： C．酸性溶液中： D．由水电离出的的溶液中： 4．（25-26高二上·上海嘉定·期中）测得某品牌电解质水的pH为6.25，所采用的试剂和仪器合理的是 A．甲基红 B．精密pH试纸 C．甲基橙 D．pH计 5．（25-26高二上·上海·阶段练习）已知100℃时，水的离子积常数。下列对于水的电离平衡移动说法正确的是 A．向水中加入硝酸，平衡正向移动 B．向水中加入醋酸钠，平衡逆向移动 C．向水中继续加水，平衡正向移动 D．对水进行降温，平衡逆向移动 6．（25-26高二上·上海·期中）已知，部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HClO 电离平衡常数 (1)写出氢硫酸的电离方程式 。 (2)0.1 mol/L的①醋酸溶液②氢硫酸溶液③盐酸溶液，浓度由大到小的顺序为 。 A．②>③>①        B．③>②>①        C．③>①>② (3)下列物质不能与反应的是___________。(不定项) A． B．NaHCO3 C． D．NaHS (4)将通入溶液中，当溶液中时，溶液中 。 期末综合拓展练（测试时间：15分钟） 1．（25-26高二上·上海·课后作业）在稀氨水中存在下列平衡：NH3 + H2O⇌NH3·H2O⇌+ OH- ，对于该平衡，下列叙述正确的是 A．加入少量NH4Cl固体，平衡逆向移动，溶液的c(OH-)减小 B．通入少量氨气，平衡正向移动，c (NH3·H2O) 减小 C．加入少量NaOH固体，并恢复至室温，平衡逆向移动，NH3·H2O的电离平衡常数减小 D．加水稀释，NH3·H2O的电离程度及c ( OH- ) 都增大 2．（25-26高二上·上海·月考）常温下，下列各组微粒在指定溶液中一定能大量共存的是 A．的溶液中：、、、 B．由水电离出的的溶液中：、、、 C．的溶液中：、、、 D．酸性溶液中：、、、 3．（25-26高三上·北京房山·开学考试）常温下，用0.1000mol/LNaOH溶液分别滴定20.00mLbmol/L的盐酸和醋酸溶液，两个滴定过程中溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法不正确的是 A．曲线I表示滴定醋酸 B．a点浓度最大的离子是Na＋ C．V[NaOH(aq)]=20mL时，c(Cl-)>c(CH3COO-) D．用酚酞作指示剂，达到滴定终点时，溶液从无色刚好变为粉红色，且半分钟内不褪色 4．（25-26高三上·湖南·开学考试）碳酸锰常用作脱硫的催化剂及瓷釉、涂料和清漆的颜料。室温下，用含少量的溶液制备的过程如图所示。已知，下列说法正确的是 A．长期储存NaF溶液应密封于玻璃容器并置于阴凉通风处 B．“除镁”得到的上层清液中： C．“沉锰”的离子方程式为 D．“沉锰”后的滤液中： 5．（24-25高二下·上海·期中）某温度下，和的电离常数分别为和，将和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其随加水体积的变化如图所示，下列叙述正确的是 A．曲线表示，曲线表示 B．酸的电离程度：；a点溶液中， C．点酸的总物质的量浓度小于点酸的总物质的量浓度 D．、两点的溶液分别与恰好中和，溶液中不相同 6．（25-26高二上·上海·期末）I.工业废水中常含有一定量氧化性较强的，利用滴定原理测定含量的方法如下： 步骤Ⅰ：量取30.00 mL废水于锥形瓶中，加入适量稀硫酸酸化。 步骤Ⅱ：加入过量的碘化钾溶液充分反应：+6I-+14H+=2Cr3++3I2+7H2O。 步骤Ⅲ：向锥形瓶中滴入几滴指示剂。用滴定管量取0.1000 mol·L-1 Na2S2O3溶液进行滴定，数据记录如表：(已知：I2+2Na2S2O3=2NaI+Na2S4O6) 滴定次数 Na2S2O3溶液起始读数/mL Na2S2O3溶液终点读数/mL 第一次 1.02 19.03 第二次 2.00 19.99 第三次 0.20 a (1)步骤Ⅰ量取30.00 mL废水选择的仪器是 。 (2)步骤Ⅲ中滴加的指示剂为 ；滴定达到终点时的实验现象是 。 (3)步骤Ⅲ中a的读数如图所示，则的含量为 g·L-1(写出计算过程) 。 (4)以下操作会造成废水中含量测定值偏高的是______(填字母)。 A．滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度 B．盛装待测液的锥形瓶用蒸馏水洗过，未用待测液润洗 C．滴定到终点读数时发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液 D．量取Na2S2O3溶液的滴定管用蒸馏水洗后未用标准液润洗 Ⅱ．雌黄()和雄黄()都是自然界中常见的砷化合物，早期曾用作绘画颜料，因都有抗病毒疗效而入药。可转化为用于治疗白血病的亚砷酸()。 (5)向1L 0.1 溶液中滴加NaOH溶液，溶液中、、、的分布分数(平衡时某微粒的浓度占微粒浓度之和的分数)与pH的关系如图所示。 ①溶液呈 (填“酸性”、“碱性”或“中性”)。 ②25℃时，的第一电离平衡常数的值为 。 ③人体血液的pH在7.35～7.45之间，用药后人体中含砷元素的主要微粒是 。 (6)下列说法正确的是 (填字母序号)。 a．M点对应的溶液中： b．N点对应的溶液中： c．在溶液中： d．时，溶液中： (7)将NaOH溶液滴入亚砷酸溶液中，当pH调至12.8时主要反应的离子方程式是 。 (8)工业含砷(Ⅲ)废水常用铁盐处理后排放，其原理是：铁盐混凝剂在溶液中生产胶粒，其表面带有正电荷，可吸附含砷化合物。经测定不同pH条件下铁盐对含砷(Ⅲ)化合物的去除率如图所示。pH在5～9之间时，随溶液pH增大，铁盐混凝剂对含砷(Ⅱ)化合物的吸附效果增强。结合上图和下图解释可能的原因： 。 1 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $