专题03 物质在水溶液中的行为（寒假复习讲义）高二化学鲁科版

专题03 物质在水溶液中的行为 内容导航 考点聚焦：紧扣考试命题常考点，有的放矢 重点速记：知识点和关键点梳理，查漏补缺 难点强化：难点内容标注与讲解，能力提升 复习提升：基础巩固+提升专练，全面突破 1．掌握水的电离和水的离子积常数(Kw)、溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的计算。 2．理解弱电解质在水溶液中的电离平衡、电离常数的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关计算。 3．理解盐类水解的原理及一般规律，掌握影响盐类水解程度的主要因素。 4．能用盐类水解原理解释生产、生活中的水解现象。 5．掌握溶液中的守恒关系，并能用其判断盐溶液中粒子浓度的关系。 6．了解难溶电解质的沉淀溶解平衡，理解溶度积(Ksp)的含义，并能进行相关计算。 7．了解沉淀的生成、溶解与转化，并能应用化学平衡原理解释。 8．理解离子反应的概念、离子反应发生的条件，并能正确书写离子方程式、判断离子能否大量共存。 9．掌握与量有关的离子方程式的正确书写。 10．理解酸碱中和滴定的原理和滴定终点的判断方法，理解指示剂选择的方法。 11．掌握酸碱中和滴定的操作和数据处理误差分析的方法。 一、水的电离平衡 1．水的电离 （1）电离特点：微弱， 过程。 （2）电离方程式： （3）电离热效应： 过程 （4）水的离子积常数 ①表达式：KW＝ ②影响因素：只与 有关，与溶液的酸碱性无关 ③常用数据：25℃：Kw＝ ，100℃：Kw＝ 2．水的电离平衡移动 （1）温度：越 越电离 （2） 、 抑制水的电离 （3） 及能够和H+或OH－反应的微粒促进水的电离 影响因素 水的电离平衡移动 影响结果 方向 原因 KW c（H+） c（OH－） 温度 升温 水的电离过程吸热 降温 外加 酸碱 加酸 增大c（H+） 加碱 增大c（OH－） 外加 弱盐 弱酸盐 弱酸阴离子结合水电离的H+ 弱碱盐 弱碱阳离子结合水电离的OH－ 外加活泼金属 金属消耗水电离出的H+ 3．水的电离度：(H2O)＝×100%＝×100%＝ % （1）不同溶液中水的电离度之比等于 之比 （2）酸和碱 水的电离，酸碱性越强，(H2O)越 （3）弱盐 水的电离，酸碱性越强，(H2O)越 二、电解质在水溶液中的存在形态 1．强、弱电解质的概念 （1）强电解质：在稀的水溶液中 的电解质。 （2）弱电解质：溶于水时 的电解质。 2．常见强电解质 （1）强酸 ①无氧酸： 、 、 ②含氧酸： 、 、 4 （2）强碱 ①一元碱： 、 ②二元碱： 、 （3）大多数盐： 除外 （4）金属氧化物：如Na2O、Al2O3等（熔融态电离） 3．常见弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和 （1）电解质的强弱与溶解性无关。某些盐如BaSO4、CaCO3等，虽难溶于水却是强电解质；而如CH3COOH、NH3·H2O尽管易溶于水，却部分电离，是弱电解质。 （2）电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系。溶液导电能力的强弱由溶液中自由离子的浓度和离子所带电荷多少决定，很稀的强电解质溶液导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。 4．溶剂化作用 （1）概念： 与 子相互吸引的作用。 （2）电解液中的溶质微粒形态存在： 或 。 7．电离方程式：强电解质用“ ”，弱电解质用“ ”。 8．电离方程式的书写 （1）强酸的酸式盐：硫酸氢盐，如：NaHSO4 ①水溶液： ②熔融态： （2）弱酸的酸式盐：除了硫酸氢盐外的其他酸式盐 ①NaHCO3： ②KH2PO4： （3）多元弱酸分步电离，以第一步为主 ①H2CO3第一步电离： ②H2CO3第二步电离： （4）多元弱碱分步电离，一般一步到位 ①Fe(OH)3的正常电离： ②Fe(OH)3第一步电离： 三、溶液的酸碱性和pH 1．溶液的酸碱性依据：比较c平（H+）和c平（OH－）相对大小 c平（H+）与c平（OH－）的相对大小 c平（H+）的范围（25℃） 中性溶液 c平（OH－） c平（H+） c平（H+） 1.0×10－7mol·L－1 酸性溶液 c平（OH－） c平（H+） c平（H+） 1.0×10－7mol·L－1 碱性溶液 c平（OH－） c平（H+） c平（H+） 1.0×10－7mol·L－1 2．相对依据——pH的大小 判据 酸性 中性 碱性 25℃时溶液中pH pH＜7 pH＝7 pH＞7 任意温度下溶液中 pH＜ pH＝ pH＞ 3．25℃时，溶液酸碱性与c平（H+）、pH的关系 （1）图示 （2）关系：酸性越强，pH越 ；碱性越强，pH越 ①中性溶液：c平（H+） c平（OH－） 1.0×10－7mol·L－1，pH 7。 ②酸性溶液：c平（H+） c平（OH－），c平（H+） 1.0×10－7mol·L－1，pH 7。 ③碱性溶液：c平（H+） c平（OH－），c平（H+） 1.0×10－7mol·L－1，pH 7。 4．溶液酸碱性的测量方法 （1）酸碱指示剂法（只能粗略测定溶液的pH范围） 指示剂 变色范围（颜色与pH的关系） 石蕊 ＜5.0，红色 5.0～8.0，紫色 ＞8.0，蓝色 酚酞 ＜8.2，无色 8.2～10.0，粉红色 ＞10.0，红色 甲基橙 ＜3.1，红色 3.1～4.4，橙色 ＞4.4，黄色 （2）pH试纸法：取一小块pH试纸于干燥洁净的 或 上，用干燥洁净的 蘸取待测溶液 在试纸上，当试纸颜色变化稳定后与 对照，读出pH（整数）。 （3）pH计法：精确测量溶液的pH的方法。（读至小数点后2位） 5．酸碱反应恰好呈中性的含义 （1）中性的本质 ①c（H+）＝ ；②c（H+）＝ ；③pH pOH （2）氨水和盐酸反应： 和少量 的混合物 （3）醋酸和烧碱反应： 和少量 的混合物 7．溶液pH的计算公式 （1）pH＝ ，c（H+）＝ （2）pOH＝ ，c（OH－）＝ （3）pH+pOH＝pKw＝ （25℃）＝ （100℃） 8．单一溶液pH的计算 （1）强酸HnA（cmol·L－1）：c平（H+）＝n·c，pH＝－lg（n·c） （2）强碱B（OH）n（cmol·L－1）：c平（OH－）＝n·c，c平（H+）＝，pH＝－lg＝14+lg（nc） 9．稀的强酸、强碱混合溶液pH的计算 （1）强酸+强酸：c平（H+）混＝，pH＝－lgc平（H+）混 （2）强碱+强碱：c平（OH－）混＝，c平（H+）混＝，pH＝－lgc平（H+）混 （3）强酸+强碱 ①酸过量：c平（H+）混＝，pH＝－lgc平（H+）混 ②碱过量：c平（OH－）混＝，c平（H+）混＝，pH＝－lgc平（H+）混 10．酸碱溶液稀释时pH的变化规律 项目 类别 酸（pH＝a） 碱（pH＝b） 弱酸 强酸 弱碱 强碱 稀释10n倍 ＜a+n a+n ＞b－n b－n 无限稀释 pH趋向于7 （1）室温下，无论强酸还是弱酸，稀释后溶液的pH，始终不能大于或等于7。 （2）室温下，无论强碱还是弱碱，稀释后溶液的pH，始终不能小于或等于7。 （3）稀释相同的倍数时，强酸、强碱的pH变化大，而弱酸、弱碱的pH变化小。 四、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡状态 （1）建立过程 （2）电离平衡 ①建立条件：一定温度、浓度 ②平衡状态：离子化速率和分子化速率 的状态。 （3）特点：v（离子化） v（分子化） 0的动态平衡 2．电离平衡移动 （1）内因（主要原因）：电解质 决定的。 （2）外因 ①温度：升高温度，电离平衡 移动 ②浓度：增大电解质溶液浓度，电离平衡 移动，电离程度 ③稀释：加水稀释，电离平衡 移动，电离程度 ④同离子效应：加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡 移动 ⑤加反应的离子：加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡 移动 （3）实例：以CH3COOHCH3COO－+H+ΔH＞0为例： 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 通入HCl气体 NaOH固体 加水稀释 3．电离平衡常数：在一定条件下达到 时，弱电解质电离形成的各种 的浓度 与溶液中未电离的 的浓度之比。 表达式： （1）弱酸用Ka表示 ①醋酸电离：CH3COOHH++CH3COO－，Ka＝ ②碳酸第一步电离：H2CO3H++HCO3－ Ka1＝ ； ③碳酸第二步电离：HCO3－H++CO32－ Ka2＝ ，且Ka1 Ka2。 （2）弱碱用Kb表示 ①氨水电离：NH3·H2ONH4++OH－ Kb＝ 。 ②MOH电离：MOHM++OH－ Kb＝ 4．应用 （1）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 （2）K越大，表示弱电解质的电离程度 ，弱酸的酸性或弱碱的碱性相对 。 5．影响因素：只与 有关，由于电离过程是 过程，升温，K值 。 6．一元强酸与一元弱酸的比较 （1）相同体积和浓度的盐酸和醋酸的比较 ①本身属性 c（H+） pH 导电性 酸根离子的浓度 水的电离度 盐酸 醋酸 的大 的强 的大 的大 ②反应行为：与足量的其他物质X反应 反应速率 消耗物质X的量 生成相同的物质 反应结束所用的时间 的快 多 多 的长 （2）相同体积和pH的盐酸和醋酸的比较 ①本身属性 溶液浓度 pH 导电性 酸根离子的浓度 水的电离度 醋酸 盐酸 ②反应行为：与足量的其他物质X反应 开始 反应速率 过程中 反应速率 消耗物质 X的量 生成等量的某 产物所用的时间 反应结束 所用的时间 快 快 多 的长 的长 7．电离度 （1）概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时， 占原有溶质分子数的百分率。 （2）表达式：α＝ ＝ 。 8．计算电离度（α） （1）方法：“三段式”：假设酸的起始浓度为c，电离度为α： HA H+ + A－ 起始mol/L c 0 0 变化mol/L cα cα cα 平衡mol/L c－cα cα cα （2）忽略：一般认为c－cα≈c（电离常数很小） （3）将相关数据代入平衡常数表达式：Ka＝＝≈＝cα2 （4）常用公式 ①一元弱酸：c平（H+）＝cα＝c×＝ ②一元弱碱：c平（OH－）＝cα＝c×＝ 五、弱电离平衡常数的应用 1．比较弱酸的酸性强弱 （1）相同条件下，K值越大，电离程度越大，酸性越强。 （2）酸性越强，越容易电离；其相应的酸根离子结合H+越困难，碱性越弱。 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数 /（mol·L－1） 1.7×10－5 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11 4.7×10－8 ①酸性强弱顺序：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3－ ②结合H+的能力：CH3COO－＜HCO3－＜ClO－＜CO32－ 2．判断复分解反应能否进行 （1）适用范围：复分解反应（经验规律） ①基本规律：强酸制弱酸，强碱制弱碱 ②特殊情况：弱酸制强酸，弱碱制强碱 CuSO4+H2SCuS↓+H2SO4 NaI+H3PO4（浓）NaH2PO4+HI↑ 2HClO2HCl+O2↑ （2）通式：弱酸盐+强酸→强酸盐+弱酸 （3）必须同时满足：强酸制弱酸，强碱制弱碱，产物不能反应 （4）判断反应的产物 弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 电离常数 1.8×l0－5 3.0×l0－8 K1＝4.3×l0－7 K2＝5.6×l0－11 ①酸的酸性： ＞ ＞ ＞ ②盐的碱性： ＜ ＜ ＜ ③向NaClO溶液中通入少量CO2的反应：NaClO+CO2+H2O→ + （5）判断反应的产物 ①向NaX溶液中通入少量CO2：NaX+CO2+H2O＝HX+NaHCO3 ②向NaY溶液中通入少量CO2：2NaY+CO2+H2O＝2HY+Na2CO3 ③HX、HY、H2CO3的酸性强弱： ＞ ＞ 3．判断粒子浓度比值的变化 （1）适用范围：分子、分母等变大或变小 （2）常用方法：分子和分母同乘以某个相同的量，尽可能转化成含平衡常数的代数式 （3）应用举例：加水稀释弱酸HA溶液，c平（H+）、c平（A－）、c平（HA）减小，不容易判断变化趋势 ①变形：＝＝ ②判断：稀释时Ka（HA）不变，c平（H+）减小，则变大 六、盐的水解 1．盐类水解：在溶液中盐电离出的离子与水电离出的 结合生成 的反应。 2．实质 3．特点 4．盐类的水解规律及溶液酸碱性 （1）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。 （2）盐类水解的类型 盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 强酸强碱盐 NaCl、KNO3 无 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu（NO3）2 NH4+、Cu2+ 弱酸强碱盐 CH3COONa、Na2CO3 CH3COO－、CO32－ 弱酸弱碱盐 CH3COONH4、NH4HCO3 CH3COO－、NH4+、HCO3－ 谁强显谁性 5．水解方程式的书写 （1）水解的本质：复分解反应 ①弱阴离子结合水中的 ，形成 ，溶液呈 性 ②弱阳离子结合水中的 ，形成 ，溶液呈 性 ③NH4++D2O （2）多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主 ①CO32－第一步水解： ②CO32－第二步水解： （3）多元弱碱根离子分步水解，一般一步到位 ①Fe3+的正常水解： ②Fe3+第一步水解： 6．盐类水解的特征 （1）盐类的水解是 反应。 （2）水解后可溶性微粒数 。 （3）盐类水解程度一般都 ，为 反应。 7．影响因素 （1）内因：组成盐的弱酸根离子或弱碱阳离子越弱，水解程度越 （2）外因 ①温度：升高温度能够 水解 ②浓度：盐溶液的浓度越小，水解程度越 ③外加酸碱：水解显酸性的盐溶液，加碱会 水解，加酸会 水解，反之亦然 ④外加盐：加入与盐的水解性质相反的盐会 盐的水解 （3）以Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+ ΔH＞0为例 条件 平衡移动方向 n（H+） pH 水解程度 现象 升温 颜色 通HCl 颜色 加H2O 颜色 加FeCl3固体 颜色 加NaHCO3 生成 ，放出 8．弱盐的水解常数 （1）弱盐Na2A的水解常数：Kh1Kh2 ①一级水解：A2－+H2OHA－+OH－：Kh1＝ ②而级水解：HA－+H2OH2A+OH－：Kh2＝ ③一步水解：A2－+2H2OH2A+2OH－，Kh＝＝ （2）意义：在同温同浓度时，Kh越大，盐的水解程度越 9．实验探究盐类水解的应用 实验名称 实验用品 实验方案 现象及结论 药品 仪器 制备Fe（OH）3胶体 溶液、蒸馏水 胶头滴管、烧杯、 、三脚架、石棉网、 滴加FeCl3后继续煮沸至溶液呈透明的 ，用激光笔照射烧杯中液体，有一条光亮通路，说明生成液体为 除去略浑浊天然水中的悬浮颗粒物 略浑浊的天然水、 溶液 胶头滴管、烧杯 滴加Al2（SO4）3后产生 沉淀和少量 ，静置一段时间后，待完全沉淀后，浑浊天然水变 。说明Al3+水解产生的 吸附杂质，起到净水作用 清除厨房的油污 溶液、植物油 试管、胶头滴管、酒精灯 开始滴入植物油后，液体分成上下两层，加热后静置一段时间，溶液不再 。说明CO32－加热水解产生的 －促进了油脂的水解 七、沉淀溶解平衡 1．概念 （1）建立条件：在一定温度下，难溶性固体的水溶液中 （2）两种关系 ①速率关系：沉淀溶解成离子的速率 离子重新结合成沉淀的速率 ②量的关系：固体的质量和溶液中各离子的浓度 的状态 2．特征 3．溶度积常数（溶度积）：在一定温度下，沉淀达到溶解平衡后的 溶液 文字叙述：溶液中各离子 为常数 表示符号：用Ksp表示。 4．表达式 AmBn（s）mAn+（aq）+nBm－（aq）Ksp＝ 。 5．影响因素 （1）内因：难溶电解质的 （2）外因：只与 有关，与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。 6．溶度积常数和溶解度的关系 （1）反应：AmBn（s）mAn+（aq）+nBm－（aq） （2）表达式：Ksp（AmBn）＝ （3）溶度积常数和溶解度的关系x＝mol/L ①阴阳离子个数比相同：Ksp小，溶解度 ②阴阳离子个数比不同：Ksp小，溶解度 ③大小比较：将Ksp开 ，比较数量级即可 7．反应条件对沉淀溶解平衡的影响 （1）温度：升高温度，多数溶解平衡向 方向移动；少数溶解平衡向生成 方向移动，如Ca（OH）2的溶解平衡。 （2）浓度：加水稀释，溶解平衡向 方向移动。 （3）同离子：加入与难溶电解质构成中相同的离子，平衡向生成 方向移动。 （4）反应离子：加入可与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，溶解平衡向 方向移动。 8．沉淀溶解平衡的应用 1．溶度积规则（浓度商Q与Ksp的关系） （1）Q Ksp：溶液中的离子生成沉淀，直至平衡。 （2）Q Ksp：沉淀溶解与离子生成沉淀处于平衡状态。 （3）Q Ksp：若体系中有足量固体，则固体溶解，直至平衡。 2．沉淀的生成 （1）本质原因： （2）分步沉淀原理 ①实验前提：被沉淀的离子浓度必须 ②反应规律：混合液中 沉淀剂，优先生成溶解度 的沉淀 3．沉淀的转化 （1）实质： （2）沉淀转化的平衡常数 ①方程式：MX（s）+Y－（aq）MY（s）+X－（aq） ②表达式：K＝＝ （3）基本规律 ①一般来说，溶解度 →溶解度 ②沉淀的溶解度差别越 ，越容易转化 八、离子反应 1、离子反应 2、离子反应发生的条件 1．复分解型离子反应发生的条件 （1）生成沉淀（难溶性物质） ①Na2SO4溶液与Ba（OH）2溶液混合： ②向MgCO3悬浊液中加入NaOH溶液： 32－。 （2）生成弱电解质（难电离物质） ①NaOH与盐酸混合： 。 ②盐酸与CH3COONa混合： 。 （3）生成气体（挥发性物质） ①Na2CO3溶液与过量稀硫酸混合： 。 ②浓NH4NO3溶液中加入浓NaOH溶液： 。 2．氧化还原型离子反应 （1）普通反应：氧化性和还原性的离子相遇时，能发生氧化还原反应而使离子浓度降低 ①向FeCl2溶液中加入酸性KMnO4溶液： 。 ②向CuSO4溶液中加入锌片： 。 （2）原电池反应：Cu－Zn－CuSO4原电池 ①负极反应式： ②正极反应式： ③总反应式： （3）电解池反应：电解饱和食盐水。 ①阳极反应式： ②阴极反应式： ③总反应式： 3、离子方程式的书写及正误判断 1．化学式拆写要点 （1）易溶于水的强电解质均写成离子形式，包括强酸、强碱、大多数可溶性盐；其他均用化学式表示，如单质、氧化物、气体、弱电解质（弱酸、弱碱、水）、非电解质、难溶性盐。 （2）微溶物写法：微溶物作为反应物，若是溶液写离子符号，若是浊液写化学式；微溶物作为生成物，一般写化学式。 （3）酸式盐的写法：多元弱酸根离子不能拆开写；强酸酸式酸根离子拆开写。 （4）氨水写法：氨水作为反应物时写NH3·H2O；作为生成物时，若加热条件或浓度大时写成NH3↑+H2O，若无加热条件且浓度很稀，写成NH3·H2O。 2．离子方程式的正误判断 （1）一查是否符合客观事实。即反应能否发生，生成物是否符合事实。如Na与CuSO4溶液：2Na+Cu2+＝2Na++Cu（错误）；Fe与稀盐酸：2Fe+6H+＝2Fe3++3H2↑（错误）。 （2）二查化学式拆写是否正确。 （3）三查符号使用是否正确，要注意“”“”“↑”“↓”等符号的正确使用。如AlCl3溶于水中，Al3++3H2O＝Al（OH）3↓+3H+（错误）。 （4）四查是否遵循原子守恒、电荷守恒和得失电子守恒。如Fe3++CuFe2++Cu2+（错误）；Fe2++Cl2Fe3++Cl－（错误）。 （5）五查是否漏掉离子反应。如Ba（OH）2溶液与CuSO4溶液反应，Ba2++SO42－BaSO4↓（错误）。 （6）六查反应物或产物的配比是否正确。如稀硫酸与Ba（OH）2溶液的反应：H++SO42－+Ba2++OH－BaSO4↓+H2O（错误）。 （7）七查是否符合用量关系。即过量、少量、等物质的量、适量、任意量、逐滴加入引起的用量变化等对反应产物的影响。 （8）八查反应条件的影响。 ①有的反应与试剂的滴加顺序有关如Na2CO3溶液中逐滴加入稀盐酸，CO32－+H+HCO3－，HCO3－+H+H2O+CO2↑。稀盐酸中逐滴加入Na2CO3溶液，CO32－+2H+H2O+CO2↑。再如AlCl3溶液与NaOH溶液、Na［Al（OH）4］溶液与盐酸反应等。 ②浓度条件如硝酸与铜反应时，浓硝酸被还原为NO2、稀硝酸一般被还原为NO。 4、离子共存 1．离子能否大量共存的判断方法 （1）“一色”：即溶液颜色。若限定溶液无色，则Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4－等有色离子不能大量存在。 （2）“二性”：即溶液的酸性和碱性。 ①在强酸性溶液中，OH－和弱酸根离子（CO32－、SO32－、S2－、CH3COO－等）不能大量共存； ②在强碱性溶液中，H+、NH4+、Fe2+、Cu2+、Mg2+等均不能大量共存； ③酸式弱酸根离子（HCO3－、HSO3－、HS－等）在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。 （3）“三特殊”：指三种特殊情况。 ①［Al（OH）4］－与HCO3－不能大量共存； ②“NO3－+H+”和“ClO－”等强氧化剂，能与S2－、HS－、Fe2+、I－等发生氧化还原反应，不能大量共存； ③NH4+与CH3COO－、CO32－，Mg2+与HCO3－等组合中，水解相互促进程度很小，在溶液中可大量共存。 （4）“四反应”：指的是离子间通常进行的四种反应类型。 ①复分解型离子反应，如Ag+和Cl－、Cu2+和OH－等不能大量共存； ②氧化还原型离子反应，如Fe3+与I－，H+、NO3－与Fe2+等不能大量共存； ③水解相互促进型离子反应，如Fe3+、Al3+与CO32－、HCO3－等不能大量共存； ④络合型离子反应，如Fe3+与SCN－不能大量共存。 2．解离子共存题的两个“注意” （1）要特别注意隐含条件： ①由水电离的c（H+）＝1×10－14mol·L－1的溶液、水电离出来的H+和OH－浓度的乘积为1×10－28mol2·L－2的溶液、放入铝片能放出H2的溶液等，其隐含的条件是：该溶液既可能为酸性也可能为碱性。常温下pH＝7的溶液，可知溶液呈中性，则易水解的离子，如Fe3+等不能大量存在； ②使pH试纸变红的溶液呈酸性；使pH试纸变蓝的溶液呈碱性； ③在酸性溶液中，隐含的条件是一些离子的氧化性增强，能氧化一些还原性离子。例如Fe2+、I－与NO3－在碱性条件下可以大量共存，但在酸性条件下，NO3－的氧化能力大大增强，能把这些还原性离子氧化。 （2）要特别注意题干的限制条件，如“一定能”“可能”“一定不能”“无色”“碱性”“因发生氧化还原反应”“在含Fe2+和H+的溶液中”等。 九、酸碱中和滴定 1．滴定管的构造 仪器 构造 相同部分 不同部分 酸式 内径均匀，细长玻璃 管，标有规格和温度（20℃） 活塞 碱式 橡胶管（内有玻璃球） （1）特点：0刻度在 ，下端有一段 （2）用途： 量取 的液体物质 （3）碱式滴定管不能盛放的液体 ① 物质：盐酸、醋酸 ② 物质：KMnO4、硝酸、H2O2、次氯酸盐 ③ 物质：氯水、溴水等 ④ ：苯、四氯化碳、酒精、汽油等 2．滴定管的读数 （1）标准：视线、刻度线及凹液面的最低点 （2）方法：看 找 （3）读数：两次读数（滴定前体积V1、滴定后体积V2），计算差值 ①公式：V＝V2－V1 ②精度：0.01mL （4）俯视 ①滴定前俯视：溶液的体积偏 ②滴定后俯视：溶液的体积偏 （5）仰视 ①滴定前仰视：溶液的体积偏 ②滴定后仰视：溶液的体积偏 3．滴定管的使用方法 （1）检查仪器：在使用滴定管前，首先要检查活塞是否 。 （2）润洗仪器：从滴定管上口加入3～5mL所要盛装的酸溶液或碱溶液，倾斜着转动滴定管，使液体润湿全部滴定管内壁。然后，一手控制活塞（轻轻转动酸式滴定管的活塞或者轻轻挤压碱式滴定管中的玻璃球），将液体从滴定管下部放入预置的烧杯中。 （3）加入反应液：分别将酸溶液、碱溶液加到酸式滴定管、碱式滴定管中，使液面位于滴定管刻度“0”以上2～3 mL处，并将滴定管垂直固定在滴定管夹上。 （4）调节起始读数：在滴定管下放一个烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满反应液（如果滴定管内部有气泡，应快速放液以赶走气泡，并使液面处于“0”刻度或以下，准确记录读数。 （5）放出反应液：根据实验需要从滴定管中逐滴放出一定量的液体。 4．滴定实验原理 （1）概念：利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法。 ① ：已知浓度的酸（或碱） ② ：未知浓度的碱（或酸） （2）酸碱中和滴定的实质： ，即酸中的H+和碱中的OH－物质的量相等。 （3）酸碱中和滴定的关键 ①准确测定标准液和待测液的体积； ②选择合适的指示剂，准确判断滴定的终点。 5．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 （2）滴定 ①标准液：一般盛放在 中，其 为定值 ②待测液：一般盛放在 中，其 为定值 ③指示剂：盛放在 中，一般滴加1~2滴 ④标准液的滴定速度：先 后 ，最后 加 6．滴定终点的确定 （1）根据滴定曲线的突变范围 （2）指示剂颜色发生变化 （3）中和反应温度最高，如HCl滴定NaOH （4）导电性最强或最弱，如氨水滴定醋酸、硫酸滴定Ba（OH）2 7．指示剂的选择 （1）中和滴定时，不用 试液，因其颜色变化不明显 （2）根据酸碱恰好中和产物的酸碱性选择酸碱指示剂 ①若生成的盐显 ，用甲基橙（3.1～4.4）； ②若生成的盐显 ，用酚酞（8.2～10.0）； ③若生成的盐显中性两种指示剂都可以。 类型 滴定过程 指示剂 终点颜色变化 酸碱中和反应 强酸滴定强碱（或弱碱） 溶液由 色变为 色 强碱滴定强酸（或弱酸） 溶液由 色变为 色 氧化还原反应 Na2S2O3溶液滴定碘水 溶液由 色变为 色 酸性KMnO4溶液滴定H2O2溶液 溶液由 色变为 色 KI溶液滴定Fe3+ 溶液 色褪去 沉淀反应 AgNO3溶液滴定含Cl－的溶液 出现 色沉淀（Ag2CrO4） 8．滴定终点的标志 （1）反应顺序：标准液先与 反应，最后1滴标准液与 作用 （2）标准模板： 9．数据处理： （1）按上述操作重复 次，求出用去标准盐酸体积的 值 （2）根据c（NaOH）＝计算。 10、滴定误差分析及滴定计算 1．滴定误差分析 （1）确定滴定对象：是标准液滴定待测液还是待测液滴定标准液 （2）找出未知浓度c和滴定管内液体读数的关系 c待测＝ ①标准液滴定待测液：c标准和 为定值， 为变量，c待测与 成 比 ②待测液滴定标准液：c标准和 为定值， 为变量，c待测与 成比 （3）根据错误操作判断滴定误差 （4）常见误差分析（以标准酸溶液滴定未知浓度的碱为例，酚酞作指示剂） 步骤 操作 V标准 c待测 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 碱式滴定管未用待测溶液润洗 锥形瓶用待测溶液润洗 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 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，滴定终点时气泡消失 振荡锥形瓶时部分液体溅出 部分酸液滴出锥形瓶外 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化 读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯） 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰） 十、溶液中微粒浓度的关系 1．电荷守恒 （1）含义：阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等 （2）系数： （3）特点：只含离子，与物质的种类、比例、是否反应 ，只与 有关 （4）判断：先看 是否正确，再看 是否齐全 2．物料守恒 （1）含义 ①原始物质中某些微粒间存在特定的比例关系 ②溶液中所有含某元素或原子团的微粒的浓度之和等于某一特定的数值 （2）系数： （3）特点：一定没有 ，与比例有关，与是否反应无关 （4）判断：先看 是否正确，再看 是否齐全 3．质子守恒 （1）含义：水电离出的c（H+）和c（OH－） （2）表达式：c（OH－）+c（OH－）消耗－c（OH－）外来＝c（H+）+c（H+）消耗－c（H+）外来 （3）系数： （4）特点：一定有H+和OH－，还有 （5）混合液中质子守恒＝电荷守恒与物料守恒消不变或特定的离子 （6）判断：先根据变化量确定 是否正确，再看 是否正确 4．中性溶液中微粒浓度的比较 （1）方法 ①在恰好中和的基础上多（少）加一点酸（碱）性物质，不考虑水解和电离 ②正常的微粒浓度假设为1mol/L，额外多一点或少一点的微粒浓度假设为0.1mol/L （2）盐酸滴定氨水 ①溶液成分：NH4Cl（1mol/L）和NH3·H2O（0.1mol/L） ②浓度大小： （3）醋酸滴定烧碱 ①溶液成分：CH3COONa（1mol/L）和CH3COOH（0.1mol/L） ②浓度大小： （4）烧碱滴定氯化铵：NH4Cl和NH3·H2O（1∶1）显 性 ①溶液成分：NaCl（1mol/L）、NH3·H2O（1mol/L）和NH4Cl（1.1mol/L） ②浓度大小： ＞c( )＞ ＞c(H+) c(OH－) （5）盐酸滴定醋酸钠：CH3COONa+CH3COOH（1∶1）显 性 ①溶液成分：CH3COONa（1.1mol/L）、CH3COOH（1mol/L）和NaCl（1mol/L） ②浓度大小： （6）氯气通入烧碱 ①溶液成分：NaCl（1mol/L）、NaClO（0.9mol/L）和HClO（0.1mol/L） ②浓度大小： 一、促进盐类水解的应用 （1）热的纯碱液去油污效果好 （2）FeCl3、KAl（SO4）2·12H2O等可作净水剂 （3）除去MgCl2溶液中的Fe3+ （4）制备Fe（OH）3胶体 （5）某些活泼金属与强酸弱碱盐溶液混合 （6）泡沫灭火器原理 （7）普钙［Ca（H2PO4）2］、铵态氮肥不能与草木灰（K2CO3）混用 （8）NH4Cl用于金属除锈 二、抑制盐类水解的应用 （1）配制易水解的盐溶液：加相应的酸或碱防水解 （2）加热金属氯化物的结晶水合物制纯的无水物 （3）盛放Na2CO3溶液不能用带玻璃塞的试剂瓶 ①水解反应：CO32－+H2OHCO3－+OH－ ②腐蚀反应：SiO2+2NaOHNa2SiO3+H2O （4）盛放NaF溶液不能用玻璃试剂瓶 ①水解反应：F－+H2OHF+OH－ ②腐蚀反应：SiO2+4HFSiF4↑+2H2O 三、沉淀溶解平衡的实际应用 1．沉淀的溶解 （1）作“钡餐”用BaSO4而不用BaCO3。 （2）溶洞的形成 2．沉淀的生成 （1）误服可溶性钡盐可用5%的Na2SO4溶液洗胃 （2）石笋、钟乳石、石柱、珊瑚的形成 3．沉淀的转化 （1）用FeS除去工业废水的Hg2+ （2）水垢的形成 四、沉淀溶解平衡的计算 1．溶度积的计算 （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平（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0.1mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c平（Ag+）＝10amol·L－1。 （3）将两种溶液混合，求所得沉淀的Ksp，先求出混合后相关离子的浓度，再带入Ksp的表达式计算。 2．沉淀溶解平衡的计算 （1）将有关数据代入Ksp表达式计算 ①注意溶液体积是否变化，浓度为混合后离子的浓度 ②开始沉淀：一般认为该离子浓度不变 ③完全沉淀：一般认为该离子浓度≤10－5mol·L—1 （2）计算金属阳离子开始沉淀和完全沉淀的pH ①计算依据：Ksp［M（OH）n］＝c（Mn+）·c（OH－）n ②计算方法：先求pOH，再求pH （3）计算完全沉淀的离子的平衡浓度 ①根据方程式计算过量物质中剩余离子的浓度 ②根据Ksp表达式计算完全反应的离子的浓度 ③将0.018mol·L－1的AgNO3和0.020mol·L－1盐酸等体积混合 已知 Ksp（AgCl）＝1.8×10－10 计算 混合后溶液中c（Ag+）＝1.8×10－7mol·L－1 （4）An+和Bm－两种离子恰好完全沉淀（AmBn） ①溶液中的离子浓度满足化学式中的计量关系：＝ ②设沉淀的溶解度为x mol/L，则c（An+）＝mx mol/L，c（Bm－）＝nx mol/L ③根据Ksp＝（mx）m·（nx）n计算x 五、离子的检验 （1）常见阴离子的检验 离子 鉴定方法 产生现象 OH－ ①在试管中取少量试液滴加紫色石蕊（或无色酚酞）试液； ②用玻璃棒蘸取试液于红色石蕊试纸 ①紫色石蕊试液变蓝（或酚酞变红）； ②红色石蕊试纸变蓝 Cl－ 在试管中取少量试液，滴加AgNO3溶液，再加稀硝酸 生成白色沉淀，不溶于稀硝酸 Br－ 在试管中取少量试液，滴加AgNO3溶液，再加稀硝酸 生成浅黄色沉淀，不溶于稀硝酸 I－ 在试管中取少量试液，滴加AgNO3溶液，再加稀硝酸 生成黄色沉淀，不溶于稀硝酸 CO32－ 在试管中取少量试液，先加BaCl2产生白色沉淀，另取少量溶液于试管中加入稀盐酸或稀硝酸，将生成的气体通入澄清的石灰水 产生无色、无味的气体，此气体能使澄清的石灰水变浑浊 SO42－ 在试管中，取少量试液，滴加盐酸无明显现象，再加BaCl2 生成白色沉淀 SO32－ 在试管中，取少量试液，先加BaCl2产生白色沉淀，另取少量溶液加盐酸生成气体，把气体通入品红溶液 生成无色有刺激性气味的气体，品红溶液褪色 （2）常见阳离子的检验 离子 鉴定方法 产生现象 NH4+ 在试管中，取少量试液，加浓NaOH微热，用润湿的红色石蕊试纸靠近管口 有刺激性气味，使润湿的红色石蕊试纸变蓝 Al3+ ①在试管中取少量试液加适量NaOH溶液； ②加过量NaOH溶液 ①有白色絮状沉淀； ②上述沉淀消失 Fe3+ ①在试管中取少量试液，加KSCN溶液； ②在试管中取少量试液，加入NaOH溶液 ①溶液呈红色； ②产生红褐色沉淀 Fe2+ 在试管中取少量试液加入NaOH溶液 生成白色沉淀，迅速变为灰绿色，最后变为红褐色 六、电解质溶液图像分析 1．酸碱中和滴定曲线 以室温时用0.1mol·L－1NaOH溶液滴定20mL 0.1mol·L－1HA溶液为例 （1）起始点：HA的单一溶液 ①根据起点时的pH可以判断电解质的强弱 ②根据起点时的pH可以计算弱酸（碱）的电离常数 （2）半中和点：HA和NaA等量混合 ①酸性：HA的电离程度大于NaA的水解程度：c（A－）＞c（Na+）＞c（HA）＞c（H+）＞c（OH－） ②碱性：HA的电离程度小于NaA的水解程度：c（HA）＞c（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（H+） （3）中和点：原溶液中溶质恰好完全反应生成NaA ①特点：溶液的温度最高；水的电离度最大 ②溶液酸碱性：溶液显碱性 ③微粒浓度的大小：c（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（HA）＞c（H+） （4）中性点：判断酸或碱稍微过量 ①溶液成分：NaA和少量的HA ②微粒浓度的大小：c（Na+）＝c（A－）＞c（OH－）＝c（H+） （5）半过量点：NaA+NaOH（2∶1） ①溶液酸碱性：NaOH溶液过量，溶液显碱性 ②微粒浓度的大小：c（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（HA）＞c（H+） （6）倍过量点：NaA+NaOH（1∶1） ①溶液酸碱性：NaOH溶液过量，溶液显碱性 ②微粒浓度大小：c（Na+）＞c（OH－）＞c（A－）＞c（HA）＞c（H+） 2．分布系数图像 分布系数图像是酸碱中和滴定曲线的一种变式，常以pH、分布系数（δ）为横、纵坐标，结合滴定实验数据绘制出关系曲线，这里分布系数（δ）代表组分的平衡浓度占总浓度的比值。 一元弱酸（HA） 二元弱酸（H2A） δ0代表HA，δ1代表A－ δ0代表H2A，δ1代表HA－，δ2代表A2－ （1）电离常数的计算：找交点（微粒浓度相等点） ①pH＝4.76时，c（HA）＝c（A－），Ka（HA）＝＝c（H+）＝10－4.76 ②pH＝1.2时，c（H2A）＝c（HA－），Ka1（H2A）＝＝10－1.2 ③pH＝4.1时，c（HA－）＝c（A2－），Ka2（H2A）＝＝10－4.1 （2）水解常数的计算 ①A－的水解常数：Kh＝＝＝1×10－9.24 ②A2－的水解常数：Kh1＝＝＝1×10－9.9 ③HA－的水解常数：Kh2＝＝＝1×10－12.8 （3）NaHA溶液 ①溶液的酸碱性：溶液呈酸性（Ka2＞Kh2） ②微粒浓度大小：c（Na+）＞c（HA－）＞c（A－）＞c（A2－）＞c（H2A）＞c（H+）＞c（OH－） 3．离子浓度随离子浓度的变化曲线 （1）反应：AmBn（s）mAn+（aq）+nBm－（aq） （2）图像中的点 ①曲线上的任意点：表示平衡状态 ②曲线上方的点：表示过饱和状态 ③曲线下方的点：表示不饱和状态 ④恒温下，平衡只能沿着曲线移动 （3）溶液中离子浓度的变化 ①蒸发不饱和溶液时，电解质离子浓度都增大 ②蒸发饱和溶液时，电解质离子浓度都不变 ③稀释溶液时，电解质离子浓度都减小 （4）溶度积常数 ①只能用曲线上的某点上数据计算Ksp的值，要注意看清横坐标、纵坐标是c还是lg c（或－lg c）。 ②在同一曲线上的点，溶度积常数相同 ③当溶液中离子浓度≤10－5mol·L－1时，可认为该离子沉淀完全，可结合Ksp确定此时另一离子的浓度。 4．沉淀滴定曲线 （1）滴定终点：曲线上突变点（几乎垂直于横轴的线） ①此时，溶液中的离子浓度满足化学式中的计量关系 ②根据突变点对应的离子浓度，可以求出沉淀的Ksp （2）指示剂的选择 ①溶液指示：标准液先与待测液反应，最后1滴标准液与指示剂作用 ②沉淀指示：选择生成比主体沉淀溶解度大的沉淀的可溶性物质 基础巩固 1．某温度下，向c(H+)=1.0×10-6 mol·L-1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H+)=1.0×10-2 mol·L-1。下列对该溶液的叙述不正确的是(　　) A.该温度高于25 ℃ B.由水电离出来的H+的浓度为1.0×10-10 mol·L-1 C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离 D.取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH-)减小 2．已知溶剂分子结合H+的能力会影响酸给出H+的能力，某温度下部分酸在冰醋酸中的pKa如下表所示，下列说法错误的是(　　) 分子式 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 pKa=-lg Ka 4.87 7.24(一级) 8.9 9.4 A.HClO4在冰醋酸中的电离方程式：HClO4+CH3COOHCl+CH3COO B.在冰醋酸中酸性：HClO4>H2SO4>HCl>HNO3 C.结合H+的能力：H2O>CH3COOH D.相同温度下醋酸在液氨中的pKa大于其在水中的pKa 3．常温下，下列关于溶液稀释的说法正确的是(　　) A.pH=3的醋酸溶液稀释100倍，pH=5 B.pH=4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c(H+)=1×10-6 mol·L-1 C.将1 L 0.1 mol·L-1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L，pH=13 D.pH=8的NaOH溶液稀释100倍，其pH=6 4．pH=2的A、B两种酸溶液各1 mL，分别加水稀释到1 000 mL，其中pH与溶液体积V的关系如图所示，下列说法正确的是(　　) A.A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等 B.稀释后，A酸溶液中c(H+)比B酸溶液中c(H+)大 C.a=5时，A是强酸，B是弱酸 D.一定有关系：2<a<5 5．已知人体体液中存在如下平衡：CO2+H2OH2CO3H++HC，以维持体液pH的相对稳定。下列说法不合理的是(　　) A.当强酸性物质进入体液后，上述平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定 B.当强碱性物质进入体液后，上述平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定 C.若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小 D.进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小 6．在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g形状相同的镁条(过量)分别与2 mL 2 mol·L-1的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图。下列说法正确的是(　　) A.①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线 B.任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速率均大于醋酸与Mg反应的化学反应速率 C.反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等 D.1 mol·L-1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大 7．下列做法中，主要依据的不是盐类水解原理的是(　　) A.实验室配制FeCl3溶液时，往往在FeCl3溶液中加入少量的盐酸 B.游泳馆常用可溶性铜盐作游泳池水的消毒剂 C.用NaHCO3和Al2两种溶液可作泡沫灭火剂 D.用明矾作净水剂吸附水中的悬浮杂质 8．已知在常温下测得浓度均为0.1 mol·L-1的6种溶液的pH如表所示。下列反应不能成立的是(　　) 溶质 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3 pH 8.8 9.7 11.6 溶质 NaClO NaCN C6H5ONa(苯酚钠) pH 10.3 11.1 11.3 A.CO2+H2O+2NaClO===Na2CO3+2HClO B.CO2+H2O+NaClO===NaHCO3+HClO C.CO2+H2O+C6H5ONa===NaHCO3+C6H5OH D.CH3COOH+NaCN===CH3COONa+HCN 9．在一定条件下，Na2S溶液中存在水解平衡：S2-+H2OHS-+OH-。下列说法正确的是(　　) A.稀释溶液，水解平衡常数增大 B.加入CuSO4固体，HS-浓度减小 C.升高温度，减小 D.加入NaOH固体，溶液pH减小 10．室温下，将0.20 mol Na2CO3固体溶于水配成100 mL溶液，向溶液中加入下列物质，有关结论正确的是(　　) 选项 加入的物质 结论 A 100 mL 2 mol·L-1 H2SO4 反应结束后，c(Na+)=c(S) B 0.20 mol CaO 溶液中增大 C 200 mL H2O 由水电离出的c(H+)·c(OH-)不变 D 0.4 mol NaHSO4固体 反应完全后，溶液pH减小，c(Na+)不变 11．下列过程与水解反应无关的是(　　) A.热的纯碱溶液去除油脂 B.重油在高温、高压和催化剂作用下转化为小分子烃 C.蛋白质在酶的作用下转化为氨基酸 D.向沸水中滴入饱和FeCl3溶液制备Fe(OH)3胶体 12．牙釉质的主要成分为羟基磷灰石[Ca5(PO4)3OH]，在牙齿表面存在着如下平衡：Ca5(PO4)3OH(s)5Ca2+(aq)+3P(aq)+OH-(aq)　Ksp=6.8×10-37，已知Ca5(PO4)3F的Ksp=2.8×10-61。下列说法错误的是(　　) A.残留在牙齿上的糖会发酵产生H+，使羟基磷灰石沉淀溶解平衡右移，破坏牙釉质 B.按时刷牙可减少食物残留，从而减少有机酸的产生，防止腐蚀牙齿 C.用含NaOH的溶液漱口，可使平衡左移，保护牙齿 D.含氟牙膏使Ca5(PO4)3OH转化为更难溶的Ca5(PO4)3F，促进牙齿表面矿物质的沉积，修复牙釉质 13．为研究沉淀的生成及转化，某小组进行如图实验。下列关于该实验的分析不正确的是(　　) A.①浊液中存在平衡：AgSCN(s)Ag+(aq)+SCN-(aq) B.②中颜色变化说明上层清液中含有SCN- C.③中颜色变化说明有AgI生成 D.该实验可以证明AgI比AgSCN更难溶 14．已知Ksp(CaSO4)=5×10-5，Ksp(CaCO3)=3×10-9。下列说法正确的是(　　) A.0.5 mol·L-1 Na2CO3溶液中存在：c(OH-)=c(H+)+c(HC)+c(H2CO3) B.反应CaSO4+CCaCO3+S正向进行，需满足>×104 C.过滤后所得清液中一定存在：c(Ca2+)=且c(Ca2+)≤ D.滤渣中加入醋酸发生反应的离子方程式：CaCO3+2H+===Ca2++CO2↑+H2O 15．宏观辨识与微观探析是化学学科核心素养之一，下列离子方程式能完全表示相应事实的是(　　) A.向CuSO4溶液中滴加过量的氨水：Cu2++2NH3·H2O===Cu(OH)2↓+2N B.将还原性铁粉加入过量的稀硝酸中：3Fe+8H++2N===3Fe2++2NO↑+4H2O C.向Na[Al(OH)4]溶液中加入NaHCO3溶液：[Al(OH)4]-+HC===Al(OH)3↓+CO2↑+H2O D.模拟侯氏制碱法制备NaHCO3晶体：Na++NH3+CO2+H2O===NaHCO3↓+N 16．对于下列过程中发生的化学反应，相应离子方程式正确的是(　　) A.试管壁上的银镜用稀硝酸清洗：Ag+2H++===Ag++NO2↑+H2O B.工业废水中的Pb2+用FeS去除：Pb2++S2-===PbS↓ C.海水提溴过程中将溴吹入SO2吸收塔：Br2+SO2+2H2O===2Br-++4H+ D.用草酸标准溶液测定高锰酸钾溶液的浓度：2Mn+5C2+16H+===2Mn2++10CO2↑+8H2O 17．常温下，下列各组离子在指定溶液中能大量共存的是(　　) A.氨水中：K+、Na+、、 B.稀硫酸中：Na+、Ba2+、、 C.KMnO4溶液中：Fe2+、H+、Cl-、Br- D.Na[Al(OH)4]溶液：、Fe3+、Cl-、 18．对下列粒子组在溶液中能否大量共存的判断和分析均正确的是(　　) 选项 粒子组 判断和分析 A Na+、Al3+、Cl-、NH3·H2O 不能大量共存，因发生反应：Al3++4NH3·H2O===[Al(OH)4]-+4N B H+、K+、S2、S 不能大量共存，因发生反应：2H++S2===S↓+SO2↑+H2O C Na+、Fe3+、S、H2O2 能大量共存，粒子间不反应 D H+、Na+、Cl-、Mn 能大量共存，粒子间不反应 19．用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，下列操作正确的是(　　) A.酸式滴定管用蒸馏水洗净后，直接加入已知浓度的盐酸 B.锥形瓶用蒸馏水洗净，必须干燥后才能加入一定体积未知浓度的NaOH溶液 C.滴定前没有排出滴定管中的气泡 D.读数时视线与滴定管内液体凹液面最低处保持水平 20．NaOH标准溶液的配制和标定，需经过NaOH溶液配制、基准物质H2C2O4·2H2O的称量以及用NaOH溶液滴定等操作。下列有关说法正确的是(　　) A.图甲：转移NaOH溶液到250 mL容量瓶中 B.图乙：准确称得0.157 5 g H2C2O4·2H2O固体 C.用图丙所示操作排出碱式滴定管中的气泡 D.用图丁所示装置以NaOH待测液滴定H2C2O4溶液 21．常温下，一种解释乙酰水杨酸(用HA表示，Ka=1×10-3.0)药物在人体吸收模式如图。 假设离子不会穿过组织薄膜，而未电离的HA分子则可自由穿过该膜且达到平衡。下列说法正确的是(　　) A.血浆中c(HA)大于胃中c(HA) B.取胃中液体，加水稀释100倍后，pH=3.0 C.在血浆中，=1×104.4 D.在血浆和胃中，HA电离程度相同 22．H2C2O4是一种二元弱酸，H2C2O4溶液中各粒子浓度在其总浓度中所占比值叫其分布系数，常温下某浓度的H2C2O4溶液中各粒子分布系数随pH的变化如图所示，据此分析，下列说法不正确的是(　　) A.曲线a代表H2C2O4，曲线b代表C2 B.常温下0.1 mol·L-1的NaHC2O4溶液显酸性 C.常温下，H2C2O4的电离平衡常数Ka2=10-4.30 D.pH从1.30~4.30时，先增大后减小 23．相同温度下，有浓度均为0.10 mol·L-1、体积均为V0的MOH溶液和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，其pH随lg的变化如图所示，下列叙述错误的是(　　) A.MOH的碱性强于ROH的碱性 B.ROH的电离程度：b点大于a点 C.若两种溶液无限稀释，则它们的OH-浓度相等 D.当lg =2时，若两溶液同时升高温度，则增大 24．含SO2的烟气会形成酸雨，工业上常利用Na2SO3溶液作为吸收液脱除烟气中的SO2，随着SO2的吸收，吸收液的pH不断变化。下列粒子浓度关系一定正确的是(　　) A.Na2SO3溶液中存在：c(Na+)>c(S)>c(H2SO3)>c(HS) B.已知NaHSO3溶液pH<7，该溶液中：c(Na+)>c(HS)>c(H2SO3)>c(S) C.当吸收液呈酸性时：c(Na+)=c(S)+c(HS)+c(H2SO3) D.当吸收液呈中性时：c(Na+)=2c(S)+c(HS) 25．向AgCl浊液中滴加氨水后可得到澄清溶液，继续滴加浓硝酸后又有沉淀生成。经查资料得知：Ag++ 2NH3·H2O[Ag(NH3)2]++ 2H2O。下列分析不正确的是(　　) A.浊液中存在沉淀溶解平衡：AgCl (s)Ag+(aq)+Cl-(aq) B.实验可以证明NH3结合Ag+能力比Cl-强 C.实验表明实验室可用氨水洗涤银镜反应后的试管 D.由资料信息可推知：加浓硝酸后生成的沉淀为AgCl 26．在T ℃时，Ag2CrO4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.T ℃时，Ag2CrO4的Ksp数量级是10-9 B.T ℃时，Ag2CrO4(s)+2Cl-(aq)2AgCl(s)+Cr(aq)的平衡常数K=2.5×107[T ℃时Ksp(AgCl)=2×10-10] C.T ℃时，用0.01 mol·L-1 AgNO3溶液滴定20 mL 0.01 mol·L-1 KCl和0.01 mol·L-1 K2CrO4的混合液，Cr先沉淀 D.在Ag2CrO4饱和溶液中加入K2CrO4固体可使溶液由Y点到X点 提升专练 27．T ℃时，水的离子积常数Kw=10-13，该温度下，V1 mL pH=12的Ba(OH)2稀溶液与V2 mL pH=2的稀硫酸充分反应(混合后的体积变化忽略不计)，恢复到T ℃，测得混合溶液的pH=3，则V1∶V2的值为(　　) A.9∶101 B.99∶101 C.1∶100 D.1∶10 28．常温下，浓度均为c0、体积均为V0的MOH和ROH两种碱液分别加水稀释至体积为V，溶液pH随lg 的变化如图甲所示；当pH=b时，两曲线出现交叉点x，如图乙所示。下列叙述正确的是(　　) A.c0、V0均不能确定其数值大小 B.电离常数Kb(MOH)≈1.1×10-4 C.x点处两种溶液中水的电离程度相等 D.lg 相同时，将两种溶液同时升高相同的温度，则增大 29．生产和实验中广泛采用甲醛法测定饱和食盐水样品中的N含量。利用的反应原理为4N+6HCHO=== (CH2)6N4H+(一元酸)+3H++6H2O。实验步骤如下： ①甲醛中常含有微量甲酸，应先除去。取甲醛a mL于锥形瓶中，加入1~2滴指示剂，用浓度为b mol·L-1的NaOH溶液滴定，滴定管的初始读数为V1 mL，当锥形瓶内溶液呈微红色时，滴定管的读数为V2 mL。 ②向锥形瓶中加入饱和食盐水试样c mL，静置1分钟。 ③用上述滴定管中剩余的NaOH溶液继续滴定锥形瓶内溶液，至溶液呈微红色时，滴定管的读数为V3 mL。下列说法不正确的是(　　) A.步骤①中的指示剂可以选用酚酞溶液 B.步骤②中静置的目的是使N和HCHO完全反应 C.步骤②若不静置会导致测定结果偏高 D.饱和食盐水中的c(N)= mol·L-1 30．常温下，下列各离子浓度的大小比较不正确的是(　　) A.盐酸肼(N2H6Cl2)属于离子化合物，易溶于水，溶液呈酸性，其溶液中：c(Cl-)>c(N2)>c(H+)>c(OH-) B.物质的量浓度均为0.1 mol·L-1的三种溶液：①Na[Al(OH)4]、②CH3COONa、③NaHCO3，pH由大到小的顺序是①>③>② C.同浓度下列溶液中：①(NH4)2SO4、②NH4HCO3、③NH4Cl、④NH3·H2O，c(N)由大到小的顺序：①>③>②>④ D.常温时，将等体积的盐酸和氨水混合后，pH=7，则c(N)>c(Cl-) 31．室温下，通过矿物中PbSO4获得Pb(NO3)2的过程如图。 已知：Ksp(PbSO4)=1.6×10-8，Ksp(PbCO3)=7.4×10-14。下列说法正确的是(　　) A.Na2CO3溶液中：c(OH-)<c(H+)+c(HC)+2c(H2CO3) B.反应PbSO4(s)+C(aq)PbCO3(s)+S(aq)正向进行，需满足>×106 C.“脱硫”后上层清液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(S) D.PbCO3悬浊液加入HNO3 “溶解”过程中，溶液中C浓度逐渐减小 32．25 ℃下，AgCl、AgBr和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲线如下图所示。某实验小组以K2CrO4为指示剂，用AgNO3标准溶液分别滴定含Cl-水样、含Br-水样。 已知： ①Ag2CrO4为砖红色沉淀； ②相同条件下AgCl溶解度大于AgBr； ③25 ℃时，pKa1(H2CrO4)=0.7，pKa2(H2CrO4)=6.5。 下列说法错误的是(　　) A.曲线②为AgCl沉淀溶解平衡曲线 B.反应Ag2CrO4+H+2Ag+的平衡常数K=10-5.2 C.滴定Cl-时，理论上混合液中指示剂浓度不宜超过10-2.0 mol·L-1 D.滴定Br-达终点时，溶液中=10-0.5 / 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题03 物质在水溶液中的行为 内容导航 考点聚焦：紧扣考试命题常考点，有的放矢 重点速记：知识点和关键点梳理，查漏补缺 难点强化：难点内容标注与讲解，能力提升 复习提升：基础巩固+提升专练，全面突破 1．掌握水的电离和水的离子积常数(Kw)、溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的计算。 2．理解弱电解质在水溶液中的电离平衡、电离常数的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关计算。 3．理解盐类水解的原理及一般规律，掌握影响盐类水解程度的主要因素。 4．能用盐类水解原理解释生产、生活中的水解现象。 5．掌握溶液中的守恒关系，并能用其判断盐溶液中粒子浓度的关系。 6．了解难溶电解质的沉淀溶解平衡，理解溶度积(Ksp)的含义，并能进行相关计算。 7．了解沉淀的生成、溶解与转化，并能应用化学平衡原理解释。 8．理解离子反应的概念、离子反应发生的条件，并能正确书写离子方程式、判断离子能否大量共存。 9．掌握与量有关的离子方程式的正确书写。 10．理解酸碱中和滴定的原理和滴定终点的判断方法，理解指示剂选择的方法。 11．掌握酸碱中和滴定的操作和数据处理误差分析的方法。 一、水的电离平衡 1．水的电离 （1）电离特点：微弱，可逆过程。 （2）电离方程式：H2OH++OH－ （3）电离热效应：吸热过程 （4）水的离子积常数 ①表达式：KW＝c（H+）·c（OH－） ②影响因素：只与温度有关，与溶液的酸碱性无关 ③常用数据：25℃：Kw＝1.0×10－14，100℃：Kw＝1.0×10－12 2．水的电离平衡移动 （1）温度：越热越电离 （2）酸、碱抑制水的电离 （3）弱盐及能够和H+或OH－反应的微粒促进水的电离 影响因素 水的电离平衡移动 影响结果 方向 原因 KW c（H+） c（OH－） 温度 升温 右移 水的电离过程吸热 增大 增大 增大 降温 左移 减小 减小 减小 外加 酸碱 加酸 左移 增大c（H+） 不变 增大 减小 加碱 左移 增大c（OH－） 不变 减小 增大 外加 弱盐 弱酸盐 右移 弱酸阴离子结合水电离的H+ 不变 减小 增大 弱碱盐 右移 弱碱阳离子结合水电离的OH－ 不变 增大 减小 外加活泼金属 右移 金属消耗水电离出的H+ 不变 减小 增大 3．水的电离度：(H2O)＝×100%＝×100%＝1.8c(H+)水% （1）不同溶液中水的电离度之比等于c(H+)水之比 （2）酸和碱抑制水的电离，酸碱性越强，(H2O)越小 （3）弱盐促进水的电离，酸碱性越强，(H2O)越大 二、电解质在水溶液中的存在形态 1．强、弱电解质的概念 （1）强电解质：在稀的水溶液中完全电离的电解质。 （2）弱电解质：溶于水时部分电离的电解质。 2．常见强电解质 （1）强酸 ①无氧酸：HCl、HBr、HI②含氧酸：H2SO4、HNO3、HClO4 （2）强碱 ①一元碱：KOH、NaOH②二元碱：Ca（OH）2、Ba（OH）2 （3）大多数盐：Fe(SCN)3除外 （4）金属氧化物：如Na2O、Al2O3等（熔融态电离） 3．常见弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水 （1）电解质的强弱与溶解性无关。某些盐如BaSO4、CaCO3等，虽难溶于水却是强电解质；而如CH3COOH、NH3·H2O尽管易溶于水，却部分电离，是弱电解质。 （2）电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系。溶液导电能力的强弱由溶液中自由离子的浓度和离子所带电荷多少决定，很稀的强电解质溶液导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。 4．溶剂化作用 （1）概念：溶质分子或离子与溶剂分子相互吸引的作用。 （2）电解液中的溶质微粒形态存在：水合离子或水合分子。 7．电离方程式：强电解质用“”，弱电解质用“”。 8．电离方程式的书写 （1）强酸的酸式盐：硫酸氢盐，如：NaHSO4 ①水溶液：NaHSO4Na++H++SO42－ ②熔融态：NaHSO4Na++HSO4－ （2）弱酸的酸式盐：除了硫酸氢盐外的其他酸式盐 ①NaHCO3：NaHCO3Na++HCO3－ ②KH2PO4：KH2PO4K++H2PO4－ （3）多元弱酸分步电离，以第一步为主 ①H2CO3第一步电离：H2CO3H++HCO3－ ②H2CO3第二步电离：HCO3－H++CO32－ （4）多元弱碱分步电离，一般一步到位 ①Fe(OH)3的正常电离：Fe（OH）3Fe3++3OH－ ②Fe(OH)3第一步电离：Fe（OH）3［Fe（OH）2］++OH－ 三、溶液的酸碱性和pH 1．溶液的酸碱性依据：比较c平（H+）和c平（OH－）相对大小 c平（H+）与c平（OH－）的相对大小 c平（H+）的范围（25℃） 中性溶液 c平（OH－）＝c平（H+） c平（H+）＝1.0×10－7mol·L－1 酸性溶液 c平（OH－）＜c平（H+） c平（H+）＞1.0×10－7mol·L－1 碱性溶液 c平（OH－）＞c平（H+） c平（H+）＜1.0×10－7mol·L－1 2．相对依据——pH的大小 判据 酸性 中性 碱性 25℃时溶液中pH pH＜7 pH＝7 pH＞7 任意温度下溶液中 pH＜－lgc平（H+） pH＝－lgc平（H+） pH＞－lgc平（H+） 3．25℃时，溶液酸碱性与c平（H+）、pH的关系 （1）图示 （2）关系：酸性越强，pH越小；碱性越强，pH越大 ①中性溶液：c平（H+）＝c平（OH－）＝1.0×10－7mol·L－1，pH＝7。 ②酸性溶液：c平（H+）＞c平（OH－），c平（H+）＞1.0×10－7mol·L－1，pH＜7。 ③碱性溶液：c平（H+）＜c平（OH－），c平（H+）＜1.0×10－7mol·L－1，pH＞7。 4．溶液酸碱性的测量方法 （1）酸碱指示剂法（只能粗略测定溶液的pH范围） 指示剂 变色范围（颜色与pH的关系） 石蕊 ＜5.0，红色 5.0～8.0，紫色 ＞8.0，蓝色 酚酞 ＜8.2，无色 8.2～10.0，粉红色 ＞10.0，红色 甲基橙 ＜3.1，红色 3.1～4.4，橙色 ＞4.4，黄色 （2）pH试纸法：取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后与标准比色卡对照，读出pH（整数）。 （3）pH计法：精确测量溶液的pH的方法。（读至小数点后2位） 5．酸碱反应恰好呈中性的含义 （1）中性的本质 ①c（H+）＝c（OH－）；②c（H+）＝；③pH＝pOH （2）氨水和盐酸反应：NH4Cl和少量NH3·H2O的混合物 （3）醋酸和烧碱反应：CH3COONa和少量CH3COOH的混合物 7．溶液pH的计算公式 （1）pH＝－lgc（H+），c（H+）＝10－pH （2）pOH＝－lgc（OH－），c（OH－）＝10－pOH （3）pH+pOH＝pKw＝14（25℃）＝12（100℃） 8．单一溶液pH的计算 （1）强酸HnA（cmol·L－1）：c平（H+）＝n·c，pH＝－lg（n·c） （2）强碱B（OH）n（cmol·L－1）：c平（OH－）＝n·c，c平（H+）＝，pH＝－lg＝14+lg（nc） 9．稀的强酸、强碱混合溶液pH的计算 （1）强酸+强酸：c平（H+）混＝，pH＝－lgc平（H+）混 （2）强碱+强碱：c平（OH－）混＝，c平（H+）混＝，pH＝－lgc平（H+）混 （3）强酸+强碱 ①酸过量：c平（H+）混＝，pH＝－lgc平（H+）混 ②碱过量：c平（OH－）混＝，c平（H+）混＝，pH＝－lgc平（H+）混 10．酸碱溶液稀释时pH的变化规律 项目 类别 酸（pH＝a） 碱（pH＝b） 弱酸 强酸 弱碱 强碱 稀释10n倍 ＜a+n a+n ＞b－n b－n 无限稀释 pH趋向于7 （1）室温下，无论强酸还是弱酸，稀释后溶液的pH，始终不能大于或等于7。 （2）室温下，无论强碱还是弱碱，稀释后溶液的pH，始终不能小于或等于7。 （3）稀释相同的倍数时，强酸、强碱的pH变化大，而弱酸、弱碱的pH变化小。 四、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡状态 （1）建立过程 （2）电离平衡 ①建立条件：一定温度、浓度 ②平衡状态：离子化速率和分子化速率相等的状态。 （3）特点：v（离子化）＝v（分子化）≠0的动态平衡 2．电离平衡移动 （1）内因（主要原因）：电解质本身的性质决定的。 （2）外因 ①温度：升高温度，电离平衡正向移动 ②浓度：增大电解质溶液浓度，电离平衡正向移动，电离程度变小 ③稀释：加水稀释，电离平衡正向移动，电离程度变大 ④同离子效应：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 ⑤加反应的离子：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 （3）实例：以CH3COOHCH3COO－+H+ΔH＞0为例： 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 通入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 3．电离平衡常数：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比。 表达式： （1）弱酸用Ka表示 ①醋酸电离：CH3COOHH++CH3COO－，Ka＝ ②碳酸第一步电离：H2CO3H++HCO3－ Ka1＝； ③碳酸第二步电离：HCO3－H++CO32－ Ka2＝，且Ka1＞Ka2。 （2）弱碱用Kb表示 ①氨水电离：NH3·H2ONH4++OH－ Kb＝。 ②MOH电离：MOHM++OH－ Kb＝ 4．应用 （1）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 （2）K越大，表示弱电解质的电离程度越大，弱酸的酸性或弱碱的碱性相对越强。 5．影响因素：只与温度有关，由于电离过程是吸热过程，升温，K值增大。 6．一元强酸与一元弱酸的比较 （1）相同体积和浓度的盐酸和醋酸的比较 ①本身属性 c（H+） pH 导电性 酸根离子的浓度 水的电离度 盐酸醋酸 醋酸的大 盐酸的强 盐酸的大 醋酸的大 ②反应行为：与足量的其他物质X反应 反应速率 消耗物质X的量 生成相同的物质 反应结束所用的时间 盐酸的快 一样多 一样多 醋酸的长 （2）相同体积和pH的盐酸和醋酸的比较 ①本身属性 溶液浓度 pH 导电性 酸根离子的浓度 水的电离度 醋酸盐酸 相同 相同 相同 相同 ②反应行为：与足量的其他物质X反应 开始 反应速率 过程中 反应速率 消耗物质 X的量 生成等量的某 产物所用的时间 反应结束 所用的时间 一样快 醋酸快 醋酸多 盐酸的长 醋酸的长 7．电离度 （1）概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质分子数占原有溶质分子数的百分率。 （2）表达式：α＝×100%＝×100%。 8．计算电离度（α） （1）方法：“三段式”：假设酸的起始浓度为c，电离度为α： HA H+ + A－ 起始mol/L c 0 0 变化mol/L cα cα cα 平衡mol/L c－cα cα cα （2）忽略：一般认为c－cα≈c（电离常数很小） （3）将相关数据代入平衡常数表达式：Ka＝＝≈＝cα2 （4）常用公式 ①一元弱酸：c平（H+）＝cα＝c×＝ ②一元弱碱：c平（OH－）＝cα＝c×＝ 五、弱电离平衡常数的应用 1．比较弱酸的酸性强弱 （1）相同条件下，K值越大，电离程度越大，酸性越强。 （2）酸性越强，越容易电离；其相应的酸根离子结合H+越困难，碱性越弱。 化学式 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数 /（mol·L－1） 1.7×10－5 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11 4.7×10－8 ①酸性强弱顺序：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3－ ②结合H+的能力：CH3COO－＜HCO3－＜ClO－＜CO32－ 2．判断复分解反应能否进行 （1）适用范围：复分解反应（经验规律） ①基本规律：强酸制弱酸，强碱制弱碱 ②特殊情况：弱酸制强酸，弱碱制强碱 CuSO4+H2SCuS↓+H2SO4 NaI+H3PO4（浓）NaH2PO4+HI↑ 2HClO2HCl+O2↑ （2）通式：弱酸盐+强酸→强酸盐+弱酸 （3）必须同时满足：强酸制弱酸，强碱制弱碱，产物不能反应 （4）判断反应的产物 弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 电离常数 1.8×l0－5 3.0×l0－8 K1＝4.3×l0－7 K2＝5.6×l0－11 ①酸的酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3－ ②盐的碱性：CH3COO－＜HCO3－＜ClO－＜CO32－ ③向NaClO溶液中通入少量CO2的反应：NaClO+CO2+H2O→HClO+NaHCO3 （5）判断反应的产物 ①向NaX溶液中通入少量CO2：NaX+CO2+H2O＝HX+NaHCO3 ②向NaY溶液中通入少量CO2：2NaY+CO2+H2O＝2HY+Na2CO3 ③HX、HY、H2CO3的酸性强弱：H2CO3＞HX＞HY 3．判断粒子浓度比值的变化 （1）适用范围：分子、分母等变大或变小 （2）常用方法：分子和分母同乘以某个相同的量，尽可能转化成含平衡常数的代数式 （3）应用举例：加水稀释弱酸HA溶液，c平（H+）、c平（A－）、c平（HA）减小，不容易判断变化趋势 ①变形：＝＝ ②判断：稀释时Ka（HA）不变，c平（H+）减小，则变大 六、盐的水解 1．盐类水解：在溶液中盐电离出的离子与水电离出的H+或OH－结合生成弱电解质的反应。 2．实质 3．特点 4．盐类的水解规律及溶液酸碱性 （1）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。 （2）盐类水解的类型 盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 强酸强碱盐 NaCl、KNO3 否 无 中性 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu（NO3）2 是 NH4+、Cu2+ 酸性 弱酸强碱盐 CH3COONa、Na2CO3 是 CH3COO－、CO32－ 碱性 弱酸弱碱盐 CH3COONH4、NH4HCO3 是 CH3COO－、NH4+、HCO3－ 谁强显谁性 5．水解方程式的书写 （1）水解的本质：复分解反应 ①弱阴离子结合水中的H+，形成弱酸，溶液呈碱性 ②弱阳离子结合水中的OH－，形成弱碱，溶液呈酸性 ③NH4++D2ONH3•HDO+D+ （2）多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主 ①CO32－第一步水解：CO32－+H2OHCO3－+OH－ ②CO32－第二步水解：HCO3－+H2OH2CO3+OH－ （3）多元弱碱根离子分步水解，一般一步到位 ①Fe3+的正常水解：Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+ ②Fe3+第一步水解：Fe3++H2O［Fe（OH）］2++H+ 6．盐类水解的特征 （1）盐类的水解是吸热反应。 （2）水解后可溶性微粒数增多。 （3）盐类水解程度一般都很小，为可逆反应。 7．影响因素 （1）内因：组成盐的弱酸根离子或弱碱阳离子越弱，水解程度越大 （2）外因 ①温度：升高温度能够促进水解 ②浓度：盐溶液的浓度越小，水解程度越大 ③外加酸碱：水解显酸性的盐溶液，加碱会促进水解，加酸会抑制水解，反之亦然 ④外加盐：加入与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解 （3）以Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+ ΔH＞0为例 条件 平衡移动方向 n（H+） pH 水解程度 现象 升温 向右 增多 减小 增大 颜色变深 通HCl 向左 增多 减小 减小 颜色变浅 加H2O 向右 增多 增大 增大 颜色变浅 加FeCl3固体 向右 增多 减小 减小 颜色变深 加NaHCO3 向右 减小 增大 增大 生成红褐色沉淀，放出气体 8．弱盐的水解常数 （1）弱盐Na2A的水解常数：Kh1Kh2 ①一级水解：A2－+H2OHA－+OH－：Kh1＝ ②而级水解：HA－+H2OH2A+OH－：Kh2＝ ③一步水解：A2－+2H2OH2A+2OH－，Kh＝＝Kh1×Kh2 （2）意义：在同温同浓度时，Kh越大，盐的水解程度越大 9．实验探究盐类水解的应用 实验名称 实验用品 实验方案 现象及结论 药品 仪器 制备Fe（OH）3胶体 FeCl3溶液、蒸馏水 胶头滴管、烧杯、酒精灯、三脚架、石棉网、激光笔 滴加FeCl3后继续煮沸至溶液呈透明的红褐色，用激光笔照射烧杯中液体，有一条光亮通路，说明生成液体为Fe（OH）3胶体 除去略浑浊天然水中的悬浮颗粒物 略浑浊的天然水、Al2（SO4）3溶液 胶头滴管、烧杯 滴加Al2（SO4）3后产生白色沉淀和少量气泡，静置一段时间后，待完全沉淀后，浑浊天然水变澄清。说明Al3+水解产生的Al（OH）3胶体吸附杂质，起到净水作用 清除厨房的油污 Na2CO3溶液、植物油 试管、胶头滴管、酒精灯 开始滴入植物油后，液体分成上下两层，加热后静置一段时间，溶液不再分层。说明CO32－加热水解产生的OH－促进了油脂的水解 七、沉淀溶解平衡 1．概念 （1）建立条件：在一定温度下，难溶性固体的水溶液中 （2）两种关系 ①速率关系：沉淀溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率 ②量的关系：固体的质量和溶液中各离子的浓度保持不变的状态 2．特征 3．溶度积常数（溶度积）：在一定温度下，沉淀达到溶解平衡后的饱和溶液 文字叙述：溶液中各离子浓度幂之积为常数 表示符号：用Ksp表示。 4．表达式 AmBn（s）mAn+（aq）+nBm－（aq）Ksp＝cm平（An+）cn平（Bm－）。 5．影响因素 （1）内因：难溶电解质的性质 （2）外因：只与温度有关，与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。 6．溶度积常数和溶解度的关系 （1）反应：AmBn（s）mAn+（aq）+nBm－（aq） （2）表达式：Ksp（AmBn）＝cm（An+）×cn（Bm－） （3）溶度积常数和溶解度的关系x＝mol/L ①阴阳离子个数比相同：Ksp小，溶解度小 ②阴阳离子个数比不同：Ksp小，溶解度不一定小 ③大小比较：将Ksp开离子个数次方，比较数量级即可 7．反应条件对沉淀溶解平衡的影响 （1）温度：升高温度，多数溶解平衡向溶解方向移动；少数溶解平衡向生成沉淀方向移动，如Ca（OH）2的溶解平衡。 （2）浓度：加水稀释，溶解平衡向溶解方向移动。 （3）同离子：加入与难溶电解质构成中相同的离子，平衡向生成沉淀方向移动。 （4）反应离子：加入可与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，溶解平衡向溶解方向移动。 8．沉淀溶解平衡的应用 1．溶度积规则（浓度商Q与Ksp的关系） （1）Q＞Ksp：溶液中的离子生成沉淀，直至平衡。 （2）Q＝Ksp：沉淀溶解与离子生成沉淀处于平衡状态。 （3）Q＜Ksp：若体系中有足量固体，则固体溶解，直至平衡。 2．沉淀的生成 （1）本质原因：Q＞Ksp （2）分步沉淀原理 ①实验前提：被沉淀的离子浓度必须相同 ②反应规律：混合液中滴加沉淀剂，优先生成溶解度小的沉淀 3．沉淀的转化 （1）实质：沉淀溶解平衡的正向移动 （2）沉淀转化的平衡常数 ①方程式：MX（s）+Y－（aq）MY（s）+X－（aq） ②表达式：K＝＝ （3）基本规律 ①一般来说，溶解度大→溶解度小 ②沉淀的溶解度差别越大，越容易转化 八、离子反应 1、离子反应 2、离子反应发生的条件 1．复分解型离子反应发生的条件 （1）生成沉淀（难溶性物质） ①Na2SO4溶液与Ba（OH）2溶液混合：Ba2++SO42－BaSO4↓ ②向MgCO3悬浊液中加入NaOH溶液：MgCO3+2OH－Mg（OH）2+CO32－。 （2）生成弱电解质（难电离物质） ①NaOH与盐酸混合：H++OH－H2O。 ②盐酸与CH3COONa混合：H++CH3COO－CH3COOH。 （3）生成气体（挥发性物质） ①Na2CO3溶液与过量稀硫酸混合：CO32－+2H+H2O+CO2↑。 ②浓NH4NO3溶液中加入浓NaOH溶液：NH4++OH－NH3↑+H2O。 2．氧化还原型离子反应 （1）普通反应：氧化性和还原性的离子相遇时，能发生氧化还原反应而使离子浓度降低 ①向FeCl2溶液中加入酸性KMnO4溶液：5Fe2++MnO4－+8H+5Fe3++Mn2++4H2O。 ②向CuSO4溶液中加入锌片：Zn+Cu2+Zn2++Cu。 （2）原电池反应：Cu－Zn－CuSO4原电池 ①负极反应式：Zn－2e－Zn2+ ②正极反应式：Cu2++2e－Cu ③总反应式：Cu2++ZnZn2++Cu （3）电解池反应：电解饱和食盐水。 ①阳极反应式：2Cl－－2e－Cl2↑ ②阴极反应式：2H++2e－H2↑ ③总反应式：2Cl－+2H2O2OH－+H2↑+Cl2↑ 3、离子方程式的书写及正误判断 1．化学式拆写要点 （1）易溶于水的强电解质均写成离子形式，包括强酸、强碱、大多数可溶性盐；其他均用化学式表示，如单质、氧化物、气体、弱电解质（弱酸、弱碱、水）、非电解质、难溶性盐。 （2）微溶物写法：微溶物作为反应物，若是溶液写离子符号，若是浊液写化学式；微溶物作为生成物，一般写化学式。 （3）酸式盐的写法：多元弱酸根离子不能拆开写；强酸酸式酸根离子拆开写。 （4）氨水写法：氨水作为反应物时写NH3·H2O；作为生成物时，若加热条件或浓度大时写成NH3↑+H2O，若无加热条件且浓度很稀，写成NH3·H2O。 2．离子方程式的正误判断 （1）一查是否符合客观事实。即反应能否发生，生成物是否符合事实。如Na与CuSO4溶液：2Na+Cu2+＝2Na++Cu（错误）；Fe与稀盐酸：2Fe+6H+＝2Fe3++3H2↑（错误）。 （2）二查化学式拆写是否正确。 （3）三查符号使用是否正确，要注意“”“”“↑”“↓”等符号的正确使用。如AlCl3溶于水中，Al3++3H2O＝Al（OH）3↓+3H+（错误）。 （4）四查是否遵循原子守恒、电荷守恒和得失电子守恒。如Fe3++CuFe2++Cu2+（错误）；Fe2++Cl2Fe3++Cl－（错误）。 （5）五查是否漏掉离子反应。如Ba（OH）2溶液与CuSO4溶液反应，Ba2++SO42－BaSO4↓（错误）。 （6）六查反应物或产物的配比是否正确。如稀硫酸与Ba（OH）2溶液的反应：H++SO42－+Ba2++OH－BaSO4↓+H2O（错误）。 （7）七查是否符合用量关系。即过量、少量、等物质的量、适量、任意量、逐滴加入引起的用量变化等对反应产物的影响。 （8）八查反应条件的影响。 ①有的反应与试剂的滴加顺序有关如Na2CO3溶液中逐滴加入稀盐酸，CO32－+H+HCO3－，HCO3－+H+H2O+CO2↑。稀盐酸中逐滴加入Na2CO3溶液，CO32－+2H+H2O+CO2↑。再如AlCl3溶液与NaOH溶液、Na［Al（OH）4］溶液与盐酸反应等。 ②浓度条件如硝酸与铜反应时，浓硝酸被还原为NO2、稀硝酸一般被还原为NO。 4、离子共存 1．离子能否大量共存的判断方法 （1）“一色”：即溶液颜色。若限定溶液无色，则Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4－等有色离子不能大量存在。 （2）“二性”：即溶液的酸性和碱性。 ①在强酸性溶液中，OH－和弱酸根离子（CO32－、SO32－、S2－、CH3COO－等）不能大量共存； ②在强碱性溶液中，H+、NH4+、Fe2+、Cu2+、Mg2+等均不能大量共存； ③酸式弱酸根离子（HCO3－、HSO3－、HS－等）在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。 （3）“三特殊”：指三种特殊情况。 ①［Al（OH）4］－与HCO3－不能大量共存； ②“NO3－+H+”和“ClO－”等强氧化剂，能与S2－、HS－、Fe2+、I－等发生氧化还原反应，不能大量共存； ③NH4+与CH3COO－、CO32－，Mg2+与HCO3－等组合中，水解相互促进程度很小，在溶液中可大量共存。 （4）“四反应”：指的是离子间通常进行的四种反应类型。 ①复分解型离子反应，如Ag+和Cl－、Cu2+和OH－等不能大量共存； ②氧化还原型离子反应，如Fe3+与I－，H+、NO3－与Fe2+等不能大量共存； ③水解相互促进型离子反应，如Fe3+、Al3+与CO32－、HCO3－等不能大量共存； ④络合型离子反应，如Fe3+与SCN－不能大量共存。 2．解离子共存题的两个“注意” （1）要特别注意隐含条件： ①由水电离的c（H+）＝1×10－14mol·L－1的溶液、水电离出来的H+和OH－浓度的乘积为1×10－28mol2·L－2的溶液、放入铝片能放出H2的溶液等，其隐含的条件是：该溶液既可能为酸性也可能为碱性。常温下pH＝7的溶液，可知溶液呈中性，则易水解的离子，如Fe3+等不能大量存在； ②使pH试纸变红的溶液呈酸性；使pH试纸变蓝的溶液呈碱性； ③在酸性溶液中，隐含的条件是一些离子的氧化性增强，能氧化一些还原性离子。例如Fe2+、I－与NO3－在碱性条件下可以大量共存，但在酸性条件下，NO3－的氧化能力大大增强，能把这些还原性离子氧化。 （2）要特别注意题干的限制条件，如“一定能”“可能”“一定不能”“无色”“碱性”“因发生氧化还原反应”“在含Fe2+和H+的溶液中”等。 九、酸碱中和滴定 1．滴定管的构造 仪器 构造 相同部分 不同部分 酸式 内径均匀，细长玻璃 管，标有规格和温度（20℃） 活塞 碱式 橡胶管（内有玻璃球） （1）特点：0刻度在上端，下端有一段没有刻度线 （2）用途：精确量取一定体积的液体物质 （3）碱式滴定管不能盛放的液体 ①酸性物质：盐酸、醋酸 ②强氧化性物质：KMnO4、硝酸、H2O2、次氯酸盐 ③易加成物质：氯水、溴水等 ④有机溶剂：苯、四氯化碳、酒精、汽油等 2．滴定管的读数 （1）标准：视线、刻度线及凹液面的最低点相平 （2）方法：看凹液面找刻度线 （3）读数：两次读数（滴定前体积V1、滴定后体积V2），计算差值 ①公式：V＝V2－V1 ②精度：0.01mL （4）俯视 ①滴定前俯视：溶液的体积偏大 ②滴定后俯视：溶液的体积偏小 （5）仰视 ①滴定前仰视：溶液的体积偏小 ②滴定后仰视：溶液的体积偏大 3．滴定管的使用方法 （1）检查仪器：在使用滴定管前，首先要检查活塞是否漏水。 （2）润洗仪器：从滴定管上口加入3～5mL所要盛装的酸溶液或碱溶液，倾斜着转动滴定管，使液体润湿全部滴定管内壁。然后，一手控制活塞（轻轻转动酸式滴定管的活塞或者轻轻挤压碱式滴定管中的玻璃球），将液体从滴定管下部放入预置的烧杯中。 （3）加入反应液：分别将酸溶液、碱溶液加到酸式滴定管、碱式滴定管中，使液面位于滴定管刻度“0”以上2～3 mL处，并将滴定管垂直固定在滴定管夹上。 （4）调节起始读数：在滴定管下放一个烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满反应液（如果滴定管内部有气泡，应快速放液以赶走气泡，并使液面处于“0”刻度或以下，准确记录读数。 （5）放出反应液：根据实验需要从滴定管中逐滴放出一定量的液体。 4．滴定实验原理 （1）概念：利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法。 ①标准液：已知浓度的酸（或碱） ②待测液：未知浓度的碱（或酸） （2）酸碱中和滴定的实质：H++OH－H2O，即酸中的H+和碱中的OH－物质的量相等。 （3）酸碱中和滴定的关键 ①准确测定标准液和待测液的体积； ②选择合适的指示剂，准确判断滴定的终点。 5．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 （2）滴定 ①标准液：一般盛放在滴定管中，其浓度为定值 ②待测液：一般盛放在锥形瓶中，其体积为定值 ③指示剂：盛放在锥形瓶中，一般滴加1~2滴 ④标准液的滴定速度：先快后慢，最后滴加 6．滴定终点的确定 （1）根据滴定曲线的突变范围 （2）指示剂颜色发生变化 （3）中和反应温度最高，如HCl滴定NaOH （4）导电性最强或最弱，如氨水滴定醋酸、硫酸滴定Ba（OH）2 7．指示剂的选择 （1）中和滴定时，不用石蕊试液，因其颜色变化不明显 （2）根据酸碱恰好中和产物的酸碱性选择酸碱指示剂 ①若生成的盐显酸性，用甲基橙（3.1～4.4）； ②若生成的盐显碱性，用酚酞（8.2～10.0）； ③若生成的盐显中性两种指示剂都可以。 类型 滴定过程 指示剂 终点颜色变化 酸碱中和反应 强酸滴定强碱（或弱碱） 甲基橙 溶液由黄色变为橙色 强碱滴定强酸（或弱酸） 酚酞 溶液由无色变为浅红色 氧化还原反应 Na2S2O3溶液滴定碘水 淀粉溶液 溶液由蓝色变为无色 酸性KMnO4溶液滴定H2O2溶液 不需要 溶液由无色变为浅紫红色 KI溶液滴定Fe3+ KSCN溶液 溶液血红色褪去 沉淀反应 AgNO3溶液滴定含Cl－的溶液 K2CrO4溶液 出现砖红色沉淀（Ag2CrO4） 8．滴定终点的标志 （1）反应顺序：标准液先与待测液反应，最后1滴标准液与指示剂作用 （2）标准模板：滴加最后1滴××标准液，溶液恰好由××色变成××色，且半分钟内不恢复原色 9．数据处理： （1）按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值 （2）根据c（NaOH）＝计算。 10、滴定误差分析及滴定计算 1．滴定误差分析 （1）确定滴定对象：是标准液滴定待测液还是待测液滴定标准液 （2）找出未知浓度c和滴定管内液体读数的关系 c待测＝ ①标准液滴定待测液：c标准和V待测为定值，V标准为变量，c待测与V标准成正比 ②待测液滴定标准液：c标准和V标准为定值，V待测为变量，c待测与V待测成比 （3）根据错误操作判断滴定误差 （4）常见误差分析（以标准酸溶液滴定未知浓度的碱为例，酚酞作指示剂） 步骤 操作 V标准 c待测 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 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 变小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高 读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯） 变小 偏低 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰） 变大 偏高 十、溶液中微粒浓度的关系 1．电荷守恒 （1）含义：阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等 （2）系数：电荷数 （3）特点：只含离子，与物质的种类、比例、是否反应无关，只与离子的种类有关 （4）判断：先看系数是否正确，再看离子是否齐全 2．物料守恒 （1）含义 ①原始物质中某些微粒间存在特定的比例关系 ②溶液中所有含某元素或原子团的微粒的浓度之和等于某一特定的数值 （2）系数：按照比例确定 （3）特点：一定没有H+和OH－，与比例有关，与是否反应无关 （4）判断：先看比例是否正确，再看微粒是否齐全 3．质子守恒 （1）含义：水电离出的c（H+）和c（OH－）相等 （2）表达式：c（OH－）+c（OH－）消耗－c（OH－）外来＝c（H+）+c（H+）消耗－c（H+）外来 （3）系数：变化量 （4）特点：一定有H+和OH－，还有分子 （5）混合液中质子守恒＝电荷守恒与物料守恒消不变或特定的离子 （6）判断：先根据变化量确定系数是否正确，再看微粒方向是否正确 4．中性溶液中微粒浓度的比较 （1）方法 ①在恰好中和的基础上多（少）加一点酸（碱）性物质，不考虑水解和电离 ②正常的微粒浓度假设为1mol/L，额外多一点或少一点的微粒浓度假设为0.1mol/L （2）盐酸滴定氨水 ①溶液成分：NH4Cl（1mol/L）和NH3·H2O（0.1mol/L） ②浓度大小：c（Cl－）＝c（NH4+）＞c（NH3·H2O）＞c（OH－）＝c（H+） （3）醋酸滴定烧碱 ①溶液成分：CH3COONa（1mol/L）和CH3COOH（0.1mol/L） ②浓度大小：c(Na+)＝c(CH3COO－)＞c(CH3COOH)＞c(H+)＝c(OH－) （4）烧碱滴定氯化铵：NH4Cl和NH3·H2O（1∶1）显碱性 ①溶液成分：NaCl（1mol/L）、NH3·H2O（1mol/L）和NH4Cl（1.1mol/L） ②浓度大小：c（Cl－）＞c(NH4+)＞c(Na+)＝c（NH3·H2O）＞c(H+)＝c(OH－) （5）盐酸滴定醋酸钠：CH3COONa+CH3COOH（1∶1）显酸性 ①溶液成分：CH3COONa（1.1mol/L）、CH3COOH（1mol/L）和NaCl（1mol/L） ②浓度大小：c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(CH3COOH)＝c（Cl－）＞c(H+)＝c(OH－) （6）氯气通入烧碱 ①溶液成分：NaCl（1mol/L）、NaClO（0.9mol/L）和HClO（0.1mol/L） ②浓度大小：c(Na+)＞c（Cl－）＞c(ClO－)＞c(HClO)＞c(H+)＝c(OH－) 一、促进盐类水解的应用 （1）热的纯碱液去油污效果好 （2）FeCl3、KAl（SO4）2·12H2O等可作净水剂 （3）除去MgCl2溶液中的Fe3+ （4）制备Fe（OH）3胶体 （5）某些活泼金属与强酸弱碱盐溶液混合 （6）泡沫灭火器原理 （7）普钙［Ca（H2PO4）2］、铵态氮肥不能与草木灰（K2CO3）混用 （8）NH4Cl用于金属除锈 二、抑制盐类水解的应用 （1）配制易水解的盐溶液：加相应的酸或碱防水解 （2）加热金属氯化物的结晶水合物制纯的无水物 （3）盛放Na2CO3溶液不能用带玻璃塞的试剂瓶 ①水解反应：CO32－+H2OHCO3－+OH－ ②腐蚀反应：SiO2+2NaOHNa2SiO3+H2O （4）盛放NaF溶液不能用玻璃试剂瓶 ①水解反应：F－+H2OHF+OH－ ②腐蚀反应：SiO2+4HFSiF4↑+2H2O 三、沉淀溶解平衡的实际应用 1．沉淀的溶解 （1）作“钡餐”用BaSO4而不用BaCO3。 （2）溶洞的形成 2．沉淀的生成 （1）误服可溶性钡盐可用5%的Na2SO4溶液洗胃 （2）石笋、钟乳石、石柱、珊瑚的形成 3．沉淀的转化 （1）用FeS除去工业废水的Hg2+ （2）水垢的形成 四、沉淀溶解平衡的计算 1．溶度积的计算 （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平（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0.1mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c平（Ag+）＝10amol·L－1。 （3）将两种溶液混合，求所得沉淀的Ksp，先求出混合后相关离子的浓度，再带入Ksp的表达式计算。 2．沉淀溶解平衡的计算 （1）将有关数据代入Ksp表达式计算 ①注意溶液体积是否变化，浓度为混合后离子的浓度 ②开始沉淀：一般认为该离子浓度不变 ③完全沉淀：一般认为该离子浓度≤10－5mol·L—1 （2）计算金属阳离子开始沉淀和完全沉淀的pH ①计算依据：Ksp［M（OH）n］＝c（Mn+）·c（OH－）n ②计算方法：先求pOH，再求pH （3）计算完全沉淀的离子的平衡浓度 ①根据方程式计算过量物质中剩余离子的浓度 ②根据Ksp表达式计算完全反应的离子的浓度 ③将0.018mol·L－1的AgNO3和0.020mol·L－1盐酸等体积混合 已知 Ksp（AgCl）＝1.8×10－10 计算 混合后溶液中c（Ag+）＝1.8×10－7mol·L－1 （4）An+和Bm－两种离子恰好完全沉淀（AmBn） ①溶液中的离子浓度满足化学式中的计量关系：＝ ②设沉淀的溶解度为x mol/L，则c（An+）＝mx mol/L，c（Bm－）＝nx mol/L ③根据Ksp＝（mx）m·（nx）n计算x 五、离子的检验 （1）常见阴离子的检验 离子 鉴定方法 产生现象 OH－ ①在试管中取少量试液滴加紫色石蕊（或无色酚酞）试液； ②用玻璃棒蘸取试液于红色石蕊试纸 ①紫色石蕊试液变蓝（或酚酞变红）； ②红色石蕊试纸变蓝 Cl－ 在试管中取少量试液，滴加AgNO3溶液，再加稀硝酸 生成白色沉淀，不溶于稀硝酸 Br－ 在试管中取少量试液，滴加AgNO3溶液，再加稀硝酸 生成浅黄色沉淀，不溶于稀硝酸 I－ 在试管中取少量试液，滴加AgNO3溶液，再加稀硝酸 生成黄色沉淀，不溶于稀硝酸 CO32－ 在试管中取少量试液，先加BaCl2产生白色沉淀，另取少量溶液于试管中加入稀盐酸或稀硝酸，将生成的气体通入澄清的石灰水 产生无色、无味的气体，此气体能使澄清的石灰水变浑浊 SO42－ 在试管中，取少量试液，滴加盐酸无明显现象，再加BaCl2 生成白色沉淀 SO32－ 在试管中，取少量试液，先加BaCl2产生白色沉淀，另取少量溶液加盐酸生成气体，把气体通入品红溶液 生成无色有刺激性气味的气体，品红溶液褪色 （2）常见阳离子的检验 离子 鉴定方法 产生现象 NH4+ 在试管中，取少量试液，加浓NaOH微热，用润湿的红色石蕊试纸靠近管口 有刺激性气味，使润湿的红色石蕊试纸变蓝 Al3+ ①在试管中取少量试液加适量NaOH溶液； ②加过量NaOH溶液 ①有白色絮状沉淀； ②上述沉淀消失 Fe3+ ①在试管中取少量试液，加KSCN溶液； ②在试管中取少量试液，加入NaOH溶液 ①溶液呈红色； ②产生红褐色沉淀 Fe2+ 在试管中取少量试液加入NaOH溶液 生成白色沉淀，迅速变为灰绿色，最后变为红褐色 六、电解质溶液图像分析 1．酸碱中和滴定曲线 以室温时用0.1mol·L－1NaOH溶液滴定20mL 0.1mol·L－1HA溶液为例 （1）起始点：HA的单一溶液 ①根据起点时的pH可以判断电解质的强弱 ②根据起点时的pH可以计算弱酸（碱）的电离常数 （2）半中和点：HA和NaA等量混合 ①酸性：HA的电离程度大于NaA的水解程度：c（A－）＞c（Na+）＞c（HA）＞c（H+）＞c（OH－） ②碱性：HA的电离程度小于NaA的水解程度：c（HA）＞c（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（H+） （3）中和点：原溶液中溶质恰好完全反应生成NaA ①特点：溶液的温度最高；水的电离度最大 ②溶液酸碱性：溶液显碱性 ③微粒浓度的大小：c（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（HA）＞c（H+） （4）中性点：判断酸或碱稍微过量 ①溶液成分：NaA和少量的HA ②微粒浓度的大小：c（Na+）＝c（A－）＞c（OH－）＝c（H+） （5）半过量点：NaA+NaOH（2∶1） ①溶液酸碱性：NaOH溶液过量，溶液显碱性 ②微粒浓度的大小：c（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（HA）＞c（H+） （6）倍过量点：NaA+NaOH（1∶1） ①溶液酸碱性：NaOH溶液过量，溶液显碱性 ②微粒浓度大小：c（Na+）＞c（OH－）＞c（A－）＞c（HA）＞c（H+） 2．分布系数图像 分布系数图像是酸碱中和滴定曲线的一种变式，常以pH、分布系数（δ）为横、纵坐标，结合滴定实验数据绘制出关系曲线，这里分布系数（δ）代表组分的平衡浓度占总浓度的比值。 一元弱酸（HA） 二元弱酸（H2A） δ0代表HA，δ1代表A－ δ0代表H2A，δ1代表HA－，δ2代表A2－ （1）电离常数的计算：找交点（微粒浓度相等点） ①pH＝4.76时，c（HA）＝c（A－），Ka（HA）＝＝c（H+）＝10－4.76 ②pH＝1.2时，c（H2A）＝c（HA－），Ka1（H2A）＝＝10－1.2 ③pH＝4.1时，c（HA－）＝c（A2－），Ka2（H2A）＝＝10－4.1 （2）水解常数的计算 ①A－的水解常数：Kh＝＝＝1×10－9.24 ②A2－的水解常数：Kh1＝＝＝1×10－9.9 ③HA－的水解常数：Kh2＝＝＝1×10－12.8 （3）NaHA溶液 ①溶液的酸碱性：溶液呈酸性（Ka2＞Kh2） ②微粒浓度大小：c（Na+）＞c（HA－）＞c（A－）＞c（A2－）＞c（H2A）＞c（H+）＞c（OH－） 3．离子浓度随离子浓度的变化曲线 （1）反应：AmBn（s）mAn+（aq）+nBm－（aq） （2）图像中的点 ①曲线上的任意点：表示平衡状态 ②曲线上方的点：表示过饱和状态 ③曲线下方的点：表示不饱和状态 ④恒温下，平衡只能沿着曲线移动 （3）溶液中离子浓度的变化 ①蒸发不饱和溶液时，电解质离子浓度都增大 ②蒸发饱和溶液时，电解质离子浓度都不变 ③稀释溶液时，电解质离子浓度都减小 （4）溶度积常数 ①只能用曲线上的某点上数据计算Ksp的值，要注意看清横坐标、纵坐标是c还是lg c（或－lg c）。 ②在同一曲线上的点，溶度积常数相同 ③当溶液中离子浓度≤10－5mol·L－1时，可认为该离子沉淀完全，可结合Ksp确定此时另一离子的浓度。 4．沉淀滴定曲线 （1）滴定终点：曲线上突变点（几乎垂直于横轴的线） ①此时，溶液中的离子浓度满足化学式中的计量关系 ②根据突变点对应的离子浓度，可以求出沉淀的Ksp （2）指示剂的选择 ①溶液指示：标准液先与待测液反应，最后1滴标准液与指示剂作用 ②沉淀指示：选择生成比主体沉淀溶解度大的沉淀的可溶性物质 基础巩固 1．某温度下，向c(H+)=1.0×10-6 mol·L-1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H+)=1.0×10-2 mol·L-1。下列对该溶液的叙述不正确的是(　　) A.该温度高于25 ℃ B.由水电离出来的H+的浓度为1.0×10-10 mol·L-1 C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离 D.取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH-)减小 【答案】D 【解析】水的电离为吸热过程，该温度下蒸馏水中的c(H+)大于25 ℃时纯水中的c(H+)，A项正确；此温度下Kw=1.0×10-12，故该NaHSO4溶液中c(OH-)= mol·L-1=1.0×10-10 mol·L-1，由水电离出的c(H+)与溶液中的c(OH-)相等，B项正确；NaHSO4电离出的H+抑制了水的电离，C项正确；加水稀释时，溶液中c(H+)减小，而Kw不变，故c(OH-)增大，D项错误。 2．已知溶剂分子结合H+的能力会影响酸给出H+的能力，某温度下部分酸在冰醋酸中的pKa如下表所示，下列说法错误的是(　　) 分子式 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 pKa=-lg Ka 4.87 7.24(一级) 8.9 9.4 A.HClO4在冰醋酸中的电离方程式：HClO4+CH3COOHCl+CH3COO B.在冰醋酸中酸性：HClO4>H2SO4>HCl>HNO3 C.结合H+的能力：H2O>CH3COOH D.相同温度下醋酸在液氨中的pKa大于其在水中的pKa 【答案】D 【解析】由表格数据可知，高氯酸在冰醋酸中部分电离出高氯酸根离子和CH3COO，电离方程式为HClO4+CH3COOHCl+CH3COO，A正确；由表格数据可知，四种酸在冰醋酸中的电离常数的大小顺序为HClO4>H2SO4>HCl>HNO3，则在冰醋酸中酸性的大小顺序为HClO4>H2SO4>HCl>HNO3，B正确；由表格数据可知，在水中完全电离的四种强酸在冰醋酸中均不能完全电离，说明水分子结合氢离子的能力强于醋酸，C正确；相同温度下醋酸在液氨中的电离程度大于在水中的电离程度，所以在液氨中的pKa小于其在水中的pKa，D错误。 3．常温下，下列关于溶液稀释的说法正确的是(　　) A.pH=3的醋酸溶液稀释100倍，pH=5 B.pH=4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c(H+)=1×10-6 mol·L-1 C.将1 L 0.1 mol·L-1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L，pH=13 D.pH=8的NaOH溶液稀释100倍，其pH=6 【答案】C 【解析】A项，pH=3的醋酸溶液在稀释过程中电离平衡正向移动，稀释100倍时，3<pH<5；B项，pH=4的H2SO4溶液加水稀释100倍，则溶液的pH=6，由水电离产生的c(H+)=1×10-8 mol·L-1；C项，1 L 0.1 mol·L-1 Ba(OH)2溶液稀释到2 L时，c(OH-)= mol·L-1=0.1 mol·L-1，c(H+)=1×10-13 mol·L-1，pH=13；D项，NaOH溶液是强碱溶液，无论怎么稀释，都不为酸性，pH在常温下只能无限接近于7。 4．pH=2的A、B两种酸溶液各1 mL，分别加水稀释到1 000 mL，其中pH与溶液体积V的关系如图所示，下列说法正确的是(　　) A.A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等 B.稀释后，A酸溶液中c(H+)比B酸溶液中c(H+)大 C.a=5时，A是强酸，B是弱酸 D.一定有关系：2<a<5 【答案】C 【解析】由图像可以看出稀释过程中两种酸的pH的增大程度不同，说明两种酸的强弱不同，故pH=2的两种酸的浓度一定不同，A项错误；由图像知，稀释后A酸溶液的pH大于B酸溶液的pH，则A中c(H+)小于B中c(H+)，B项错误；a=5时，表明pH=2的A酸溶液稀释1 000倍，pH增加3，故A是强酸，pH=2的B酸溶液稀释1 000倍后，pH<5，说明B酸溶液中存在电离平衡，则B是弱酸，C项正确；若A、B都是弱酸，稀释1 000倍后，A、B两溶液pH均要增大，而增加的值均小于3，存在关系：2<a<5，若A是强酸，则a=5，D项错误。 5．已知人体体液中存在如下平衡：CO2+H2OH2CO3H++HC，以维持体液pH的相对稳定。下列说法不合理的是(　　) A.当强酸性物质进入体液后，上述平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定 B.当强碱性物质进入体液后，上述平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定 C.若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小 D.进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小 【答案】C 【解析】若静脉滴注大量生理盐水，则血液被稀释，平衡虽然正向移动，但根据勒夏特列原理，c(H+)减小，体液的pH增大。 6．在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g形状相同的镁条(过量)分别与2 mL 2 mol·L-1的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图。下列说法正确的是(　　) A.①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线 B.任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速率均大于醋酸与Mg反应的化学反应速率 C.反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等 D.1 mol·L-1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大 【答案】C 【解析】2 mL 2 mol·L-1的盐酸和醋酸，盐酸中c(H+)大，与镁条反应的速率快，相同时间内产生的氢气多，容器内压强大，反应先结束，故②代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线，故A错误；从图像可以看出，100 s后，醋酸与镁的反应速率更大，此时盐酸与镁已接近反应结束，c(H+)较小，反应速率较小，故B错误；由于盐酸和醋酸的浓度和体积均相同，则二者物质的量相同，故反应结束时，产生的氢气总量基本相等，用1 mol·L-1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液时，盐酸与醋酸消耗NaOH溶液的体积相等，故C正确、D错误。 7．下列做法中，主要依据的不是盐类水解原理的是(　　) A.实验室配制FeCl3溶液时，往往在FeCl3溶液中加入少量的盐酸 B.游泳馆常用可溶性铜盐作游泳池水的消毒剂 C.用NaHCO3和Al2两种溶液可作泡沫灭火剂 D.用明矾作净水剂吸附水中的悬浮杂质 【答案】B 【解析】实验室配制FeCl3溶液时，往往在FeCl3溶液中加入少量的盐酸，是为了抑制Fe3+ 水解，与盐类水解原理有关；游泳馆常用可溶性铜盐作游泳池水的消毒剂，是利用Cu2+使蛋白质变性， 与盐类水解原理无关；用NaHCO3和Al2两种溶液可作泡沫灭火剂，利用二者相互促进水解生成二氧化碳气体，可用于灭火， 与盐类水解原理有关；用明矾作净水剂吸附水中的悬浮杂质是因为明矾溶于水电离出的铝离子能水解形成氢氧化铝胶体而具有净水作用，与盐类水解原理有关。 8．已知在常温下测得浓度均为0.1 mol·L-1的6种溶液的pH如表所示。下列反应不能成立的是(　　) 溶质 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3 pH 8.8 9.7 11.6 溶质 NaClO NaCN C6H5ONa(苯酚钠) pH 10.3 11.1 11.3 A.CO2+H2O+2NaClO===Na2CO3+2HClO B.CO2+H2O+NaClO===NaHCO3+HClO C.CO2+H2O+C6H5ONa===NaHCO3+C6H5OH D.CH3COOH+NaCN===CH3COONa+HCN 【答案】A 【解析】根据盐类水解中越弱越水解的规律，可得酸性的强弱顺序是CH3COOH>H2CO3>HClO>HCN> C6H5OH>HC；再利用较强酸制较弱酸原理进行判断。HClO可与C发生反应生成HC，故CO2与NaClO溶液发生反应：CO2+H2O+NaClO===NaHCO3+HClO，A错误、B正确；酸性：H2CO3>C6H5OH> HC，CO2通入C6H5ONa溶液中发生反应生成NaHCO3和C6H5OH，C正确；酸性：CH3COOH>HCN，CH3COOH与CN-发生反应生成HCN，D正确。 9．在一定条件下，Na2S溶液中存在水解平衡：S2-+H2OHS-+OH-。下列说法正确的是(　　) A.稀释溶液，水解平衡常数增大 B.加入CuSO4固体，HS-浓度减小 C.升高温度，减小 D.加入NaOH固体，溶液pH减小 【答案】B 【解析】水解常数只与温度有关，A错误；加入CuSO4固体，发生反应：Cu2++S2-===CuS↓，使S2-水解平衡左移，HS-浓度减小，B正确；水解为吸热反应，升高温度平衡右移，因而增大，C错误；加入NaOH固体，溶液pH增大，D错误。 10．室温下，将0.20 mol Na2CO3固体溶于水配成100 mL溶液，向溶液中加入下列物质，有关结论正确的是(　　) 选项 加入的物质 结论 A 100 mL 2 mol·L-1 H2SO4 反应结束后，c(Na+)=c(S) B 0.20 mol CaO 溶液中增大 C 200 mL H2O 由水电离出的c(H+)·c(OH-)不变 D 0.4 mol NaHSO4固体 反应完全后，溶液pH减小，c(Na+)不变 【答案】B 【解析】n(H2SO4)=2 mol·L-1×0.1 L=0.2 mol，H2SO4和Na2CO3二者恰好反应生成强酸强碱盐Na2SO4，则c(Na+)=2c(S)，故A错误；CaO+H2O===Ca(OH)2、Ca(OH)2+Na2CO3===CaCO3↓+2NaOH，随着C的消耗，C+H2OHC+OH-平衡向左移动，c(HC)减小，反应生成OH-，则c(OH-)增大，导致溶液中 增大，故B正确；NaHSO4和Na2CO3反应的化学方程式为2NaHSO4+Na2CO3===2Na2SO4+ H2O+CO2↑，则溶液的pH减小，c(Na+)增大，故D错误。 11．下列过程与水解反应无关的是(　　) A.热的纯碱溶液去除油脂 B.重油在高温、高压和催化剂作用下转化为小分子烃 C.蛋白质在酶的作用下转化为氨基酸 D.向沸水中滴入饱和FeCl3溶液制备Fe(OH)3胶体 【答案】B 【解析】热的纯碱溶液因碳酸根离子水解显碱性，油脂在碱性条件下能水解生成易溶于水的高级脂肪酸盐和甘油，故可用热的纯碱溶液去除油脂，A不符合题意；重油在高温、高压和催化剂作用下发生裂化或裂解反应生成小分子烃，与水解反应无关，B符合题意；蛋白质在酶的作用下可以发生水解反应生成氨基酸，C不符合题意； Fe3+能发生水解反应生成 Fe(OH)3，加热能增大Fe3+ 的水解程度，D不符合题意。 12．牙釉质的主要成分为羟基磷灰石[Ca5(PO4)3OH]，在牙齿表面存在着如下平衡：Ca5(PO4)3OH(s)5Ca2+(aq)+3P(aq)+OH-(aq)　Ksp=6.8×10-37，已知Ca5(PO4)3F的Ksp=2.8×10-61。下列说法错误的是(　　) A.残留在牙齿上的糖会发酵产生H+，使羟基磷灰石沉淀溶解平衡右移，破坏牙釉质 B.按时刷牙可减少食物残留，从而减少有机酸的产生，防止腐蚀牙齿 C.用含NaOH的溶液漱口，可使平衡左移，保护牙齿 D.含氟牙膏使Ca5(PO4)3OH转化为更难溶的Ca5(PO4)3F，促进牙齿表面矿物质的沉积，修复牙釉质 【答案】C 【解析】残留在牙齿上的糖会发酵产生H+，消耗OH-，使羟基磷灰石沉淀溶解平衡右移，破坏牙釉质，A正确；NaOH碱性太强，具有强腐蚀性，不能用含NaOH的溶液漱口，C错误；Ca5(PO4)3OH的Ksp=6.8×10-37，Ca5(PO4)3F的Ksp=2.8×10-61，含氟牙膏使Ca5(PO4)3OH转化为更难溶的Ca5(PO4)3F，促进牙齿表面矿物质的沉积，修复牙釉质，D正确。 13．为研究沉淀的生成及转化，某小组进行如图实验。下列关于该实验的分析不正确的是(　　) A.①浊液中存在平衡：AgSCN(s)Ag+(aq)+SCN-(aq) B.②中颜色变化说明上层清液中含有SCN- C.③中颜色变化说明有AgI生成 D.该实验可以证明AgI比AgSCN更难溶 【答案】D 【解析】根据信息，白色沉淀是AgSCN，存在沉淀溶解平衡：AgSCN(s)Ag+(aq)+SCN-(aq)，上层清液中存在SCN-，A、B正确；在①中Ag+有剩余，可能是c(I-)·c(Ag+)>Ksp(AgI)，出现沉淀，D错误。 14．已知Ksp(CaSO4)=5×10-5，Ksp(CaCO3)=3×10-9。下列说法正确的是(　　) A.0.5 mol·L-1 Na2CO3溶液中存在：c(OH-)=c(H+)+c(HC)+c(H2CO3) B.反应CaSO4+CCaCO3+S正向进行，需满足>×104 C.过滤后所得清液中一定存在：c(Ca2+)=且c(Ca2+)≤ D.滤渣中加入醋酸发生反应的离子方程式：CaCO3+2H+===Ca2++CO2↑+H2O 【答案】C 【解析】0.5 mol·L-1 Na2CO3溶液中存在质子守恒：c(OH-)=c(H+)+c(HC)+2c(H2CO3)，A错误；该反应的平衡常数K=====×104，Q=<K时，反应正向进行，B错误；上层清液为碳酸钙的饱和溶液，所以清液中满足c(Ca2+)=，清液无CaSO4沉淀析出，则c(Ca2+)≤ ，C正确；醋酸为弱酸，不能拆成离子形式，D错误。 15．宏观辨识与微观探析是化学学科核心素养之一，下列离子方程式能完全表示相应事实的是(　　) A.向CuSO4溶液中滴加过量的氨水：Cu2++2NH3·H2O===Cu(OH)2↓+2N B.将还原性铁粉加入过量的稀硝酸中：3Fe+8H++2N===3Fe2++2NO↑+4H2O C.向Na[Al(OH)4]溶液中加入NaHCO3溶液：[Al(OH)4]-+HC===Al(OH)3↓+CO2↑+H2O D.模拟侯氏制碱法制备NaHCO3晶体：Na++NH3+CO2+H2O===NaHCO3↓+N 【答案】D 【解析】向硫酸铜溶液中滴加过量氨水会生成四氨合铜离子，离子方程式为Cu2++4NH3·H2O===[Cu(NH3)4]2++4H2O，故A错误；铁粉加入过量稀硝酸中，生成硝酸铁、一氧化氮和水，离子方程式：Fe+4H++N===Fe3++NO↑+2H2O，故B错误；向Na[Al(OH)4]溶液中加入NaHCO3溶液生成氢氧化铝沉淀、碳酸钠和水，离子方程式为[Al(OH)4]-+HC===Al(OH)3↓+C+H2O，故C错误。 16．对于下列过程中发生的化学反应，相应离子方程式正确的是(　　) A.试管壁上的银镜用稀硝酸清洗：Ag+2H++===Ag++NO2↑+H2O B.工业废水中的Pb2+用FeS去除：Pb2++S2-===PbS↓ C.海水提溴过程中将溴吹入SO2吸收塔：Br2+SO2+2H2O===2Br-++4H+ D.用草酸标准溶液测定高锰酸钾溶液的浓度：2Mn+5C2+16H+===2Mn2++10CO2↑+8H2O 【答案】C 【解析】银与稀硝酸反应生成硝酸银、一氧化氮和水，该反应的离子方程式为3Ag+4H++N===3Ag++NO↑+2H2O，A错误；FeS为难溶物，在离子方程式中不拆分，反应的离子方程式为Pb2++FeS===PbS+Fe2+，B错误；SO2具有还原性，海水提溴过程中将溴吹入SO2吸收塔时，Br2被还原为Br-，该反应的离子方程式为Br2+SO2+2H2O===2Br-+S+4H+，C正确；H2C2O4属于弱酸，在书写离子方程式时不能拆分，反应的离子方程式为+5H2C2O4+6H+===2Mn2++10CO2↑+8H2O，D错误。 17．常温下，下列各组离子在指定溶液中能大量共存的是(　　) A.氨水中：K+、Na+、、 B.稀硫酸中：Na+、Ba2+、、 C.KMnO4溶液中：Fe2+、H+、Cl-、Br- D.Na[Al(OH)4]溶液：、Fe3+、Cl-、 【答案】A 【解析】该组离子均与氨水不发生反应，能大量共存，故A正确；Ba2+与反应生成硫酸钡沉淀，与氢离子反应生成二氧化碳气体，该组离子不能在硫酸中大量共存，故B错误；KMnO4在酸性环境下具有强氧化性，能氧化Fe2+、Cl-、Br-，不能大量共存，故C错误；[Al(OH)4]-能与、Fe3+发生相互促进的水解反应不能大量共存，故D错误。 18．对下列粒子组在溶液中能否大量共存的判断和分析均正确的是(　　) 选项 粒子组 判断和分析 A Na+、Al3+、Cl-、NH3·H2O 不能大量共存，因发生反应：Al3++4NH3·H2O===[Al(OH)4]-+4N B H+、K+、S2、S 不能大量共存，因发生反应：2H++S2===S↓+SO2↑+H2O C Na+、Fe3+、S、H2O2 能大量共存，粒子间不反应 D H+、Na+、Cl-、Mn 能大量共存，粒子间不反应 【答案】B 【解析】Al3+和NH3·H2O反应生成Al(OH)3沉淀而不是[Al(OH)4]-，故A错误；Fe3+会催化H2O2分解，因此Fe3+与H2O2不能大量共存，故C错误；在酸性条件下Mn能将Cl-氧化为Cl2，不能大量共存，故D错误。 19．用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，下列操作正确的是(　　) A.酸式滴定管用蒸馏水洗净后，直接加入已知浓度的盐酸 B.锥形瓶用蒸馏水洗净，必须干燥后才能加入一定体积未知浓度的NaOH溶液 C.滴定前没有排出滴定管中的气泡 D.读数时视线与滴定管内液体凹液面最低处保持水平 【答案】D 【解析】B项，锥形瓶用蒸馏水洗净，不必干燥就可以加入一定体积未知浓度的NaOH溶液，瓶中残留的蒸馏水对测定结果无影响，错误；C项，在滴定之前必须排出滴定管中的气泡，然后记录读数，进行滴定，错误。 20．NaOH标准溶液的配制和标定，需经过NaOH溶液配制、基准物质H2C2O4·2H2O的称量以及用NaOH溶液滴定等操作。下列有关说法正确的是(　　) A.图甲：转移NaOH溶液到250 mL容量瓶中 B.图乙：准确称得0.157 5 g H2C2O4·2H2O固体 C.用图丙所示操作排出碱式滴定管中的气泡 D.用图丁所示装置以NaOH待测液滴定H2C2O4溶液 【答案】C 【解析】向容量瓶中转移溶液时需要用玻璃棒引流，故A错误；托盘天平的精确度为0.1 g，故B错误；NaOH溶液应装在碱式滴定管中，故D错误。 21．常温下，一种解释乙酰水杨酸(用HA表示，Ka=1×10-3.0)药物在人体吸收模式如图。 假设离子不会穿过组织薄膜，而未电离的HA分子则可自由穿过该膜且达到平衡。下列说法正确的是(　　) A.血浆中c(HA)大于胃中c(HA) B.取胃中液体，加水稀释100倍后，pH=3.0 C.在血浆中，=1×104.4 D.在血浆和胃中，HA电离程度相同 【答案】C 【解析】未电离的HA分子可自由穿过该膜且达到平衡，血浆中c(HA)等于胃中c(HA)，故A错误；HA是弱酸，取胃中液体，加水稀释100倍后，电离平衡正向移动，pH<3.0，故B错误；在血浆中，===1×104.4，故C正确；血浆和胃中的pH不同，HA电离程度不相同，故D错误。 22．H2C2O4是一种二元弱酸，H2C2O4溶液中各粒子浓度在其总浓度中所占比值叫其分布系数，常温下某浓度的H2C2O4溶液中各粒子分布系数随pH的变化如图所示，据此分析，下列说法不正确的是(　　) A.曲线a代表H2C2O4，曲线b代表C2 B.常温下0.1 mol·L-1的NaHC2O4溶液显酸性 C.常温下，H2C2O4的电离平衡常数Ka2=10-4.30 D.pH从1.30~4.30时，先增大后减小 【答案】D 【解析】根据图像可知当草酸氢根离子和草酸根离子浓度相等时，pH=4.30，所以Ka2==10-4.30，C正确；根据图像可知pH从1.30~4.30时，逐渐减小，D项错误。 23．相同温度下，有浓度均为0.10 mol·L-1、体积均为V0的MOH溶液和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，其pH随lg的变化如图所示，下列叙述错误的是(　　) A.MOH的碱性强于ROH的碱性 B.ROH的电离程度：b点大于a点 C.若两种溶液无限稀释，则它们的OH-浓度相等 D.当lg =2时，若两溶液同时升高温度，则增大 【答案】D 【解析】相同温度下，相同浓度的一元碱溶液，其pH越大则碱性越强，根据图像知，未加水稀释时，相同浓度条件下，MOH溶液的pH大于ROH溶液的pH，说明MOH的电离程度大于ROH，则MOH的碱性强于ROH的碱性，A项正确；由图像可以看出ROH为弱碱，弱电解质在稀释过程中其电离程度增大，b点溶液的体积大于a点，则ROH的电离程度：b点大于a点，B项正确；若两种溶液无限稀释，最终其溶液中OH-的浓度接近于纯水中OH-的浓度，所以它们的OH-浓度相等，C项正确；当lg =2时，由于ROH是弱电解质，升高温度能促进ROH的电离，所以溶液中c(R+)增大，而MOH是强碱，升高温度其电离程度不变，溶液中c(M+)不变，则减小，D项错误。 24．含SO2的烟气会形成酸雨，工业上常利用Na2SO3溶液作为吸收液脱除烟气中的SO2，随着SO2的吸收，吸收液的pH不断变化。下列粒子浓度关系一定正确的是(　　) A.Na2SO3溶液中存在：c(Na+)>c(S)>c(H2SO3)>c(HS) B.已知NaHSO3溶液pH<7，该溶液中：c(Na+)>c(HS)>c(H2SO3)>c(S) C.当吸收液呈酸性时：c(Na+)=c(S)+c(HS)+c(H2SO3) D.当吸收液呈中性时：c(Na+)=2c(S)+c(HS) 【答案】D 【解析】Na2SO3溶液呈碱性，溶液中粒子浓度关系为c(Na+)>c(S)>c(HS)>c(H2SO3)，A项错误；NaHSO3溶液pH<7，则该溶液中HS的电离程度大于水解程度，溶液中粒子浓度大小关系为c(Na+)> c(HS)>c(S)>c(H2SO3)，B项错误；当吸收液呈酸性时可以是NaHSO3溶液，溶液中存在元素守恒：c(Na+)=c(H2SO3)+c(S)+c(HS)，也可以是NaHSO3和亚硫酸钠的混合溶液，则选项中的关系式不再适用，C项错误；当吸收液呈中性时，c(H+)=c(OH-)，溶液中存在电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(S)+ c(HS)，故c(Na+)=2c(S)+c(HS)，D项正确。 25．向AgCl浊液中滴加氨水后可得到澄清溶液，继续滴加浓硝酸后又有沉淀生成。经查资料得知：Ag++ 2NH3·H2O[Ag(NH3)2]++ 2H2O。下列分析不正确的是(　　) A.浊液中存在沉淀溶解平衡：AgCl (s)Ag+(aq)+Cl-(aq) B.实验可以证明NH3结合Ag+能力比Cl-强 C.实验表明实验室可用氨水洗涤银镜反应后的试管 D.由资料信息可推知：加浓硝酸后生成的沉淀为AgCl 【答案】C 【解析】Ag+与氨分子结合生成二氨合银离子，导致银离子浓度减小，促使AgCl (s)Ag+(aq)+Cl-(aq)正向移动，说明NH3结合Ag+能力比Cl-强，B正确；银镜反应后的试管壁上是银单质，银离子能够与氨水反应，银单质不能，C错误；浓硝酸能够中和一水合氨，使Ag++2NH3·H2O[Ag(NH3)2]++2H2O逆向移动，银离子与溶液中的氯离子结合生成沉淀，所以加浓硝酸后生成的沉淀为AgCl，D正确。 26．在T ℃时，Ag2CrO4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.T ℃时，Ag2CrO4的Ksp数量级是10-9 B.T ℃时，Ag2CrO4(s)+2Cl-(aq)2AgCl(s)+Cr(aq)的平衡常数K=2.5×107[T ℃时Ksp(AgCl)=2×10-10] C.T ℃时，用0.01 mol·L-1 AgNO3溶液滴定20 mL 0.01 mol·L-1 KCl和0.01 mol·L-1 K2CrO4的混合液，Cr先沉淀 D.在Ag2CrO4饱和溶液中加入K2CrO4固体可使溶液由Y点到X点 【答案】B 【解析】Ksp(Ag2CrO4)=c2(Ag+)·c(Cr)=(10-3)2×10-6=10-12，A错误；在T ℃时，Ag2CrO4(s)+2Cl-(aq)2AgCl(s)+Cr(aq)的平衡常数K=====2.5×107，B正确；开始生成AgCl沉淀时所需c(Ag+)== mol·L-1=2×10-8 mol·L-1，开始生成Ag2CrO4沉淀时所需c(Ag+) ==mol·L-1=10-5 mol·L-1，故先析出氯化银沉淀，C错误；在Ag2CrO4饱和溶液中加入K2CrO4固体，可使沉淀溶解平衡逆向移动，则溶液中c(Cr)增大，c(Ag+)减小，不可能由Y点到X点，D错误。 提升专练 27．T ℃时，水的离子积常数Kw=10-13，该温度下，V1 mL pH=12的Ba(OH)2稀溶液与V2 mL pH=2的稀硫酸充分反应(混合后的体积变化忽略不计)，恢复到T ℃，测得混合溶液的pH=3，则V1∶V2的值为(　　) A.9∶101 B.99∶101 C.1∶100 D.1∶10 【答案】A 【解析】T ℃时，水的离子积常数Kw=10-13，该温度下，V1 mL pH=12的Ba(OH)2稀溶液中c(H+)=10-12 mol·L-1，则c(OH-)=10-1 mol·L-1；V2 mL pH=2的稀硫酸中c(H+)=10-2 mol·L-1，二者反应后恢复到T ℃，测得混合溶液的pH=3，c(H+)=10-3 mol·L-1，说明酸过量，则c(H+)= mol·L-1=10-3 mol·L-1，解得V1∶V2=9∶101。 28．常温下，浓度均为c0、体积均为V0的MOH和ROH两种碱液分别加水稀释至体积为V，溶液pH随lg 的变化如图甲所示；当pH=b时，两曲线出现交叉点x，如图乙所示。下列叙述正确的是(　　) A.c0、V0均不能确定其数值大小 B.电离常数Kb(MOH)≈1.1×10-4 C.x点处两种溶液中水的电离程度相等 D.lg 相同时，将两种溶液同时升高相同的温度，则增大 【答案】C 【解析】根据图知，ROH加水稀释10倍，溶液的pH减小1，说明ROH完全电离，为强电解质，则MOH为弱电解质。常温下浓度为c0的ROH溶液的pH=13，且ROH为强电解质，则c0=0.1 mol·L-1，A错误；lg =0时，MOH溶液的pH=12，c0=0.1 mol·L-1，电离常数Kb(MOH)==≈1.1×10-3，B错误；x点两种溶液的pH相等，所以二者抑制水的电离程度相等，C正确；升高温度促进MOH的电离，所以lg相同时，升高温度c(R+)不变，c(M+)增大，则减小，D错误。 29．生产和实验中广泛采用甲醛法测定饱和食盐水样品中的N含量。利用的反应原理为4N+6HCHO=== (CH2)6N4H+(一元酸)+3H++6H2O。实验步骤如下： ①甲醛中常含有微量甲酸，应先除去。取甲醛a mL于锥形瓶中，加入1~2滴指示剂，用浓度为b mol·L-1的NaOH溶液滴定，滴定管的初始读数为V1 mL，当锥形瓶内溶液呈微红色时，滴定管的读数为V2 mL。 ②向锥形瓶中加入饱和食盐水试样c mL，静置1分钟。 ③用上述滴定管中剩余的NaOH溶液继续滴定锥形瓶内溶液，至溶液呈微红色时，滴定管的读数为V3 mL。下列说法不正确的是(　　) A.步骤①中的指示剂可以选用酚酞溶液 B.步骤②中静置的目的是使N和HCHO完全反应 C.步骤②若不静置会导致测定结果偏高 D.饱和食盐水中的c(N)= mol·L-1 【答案】C 【解析】步骤①中用NaOH溶液滴定甲酸，滴定终点时生成甲酸钠，溶液呈碱性，所以指示剂可选用酚酞溶液，故A正确；步骤②若不静置，N没有完全反应，会导致消耗NaOH溶液体积偏小，测定结果偏低，故C错误；步骤③消耗NaOH溶液的体积为(V3-V2)mL，则饱和食盐水中的c(N)== mol·L-1，故D正确。 30．常温下，下列各离子浓度的大小比较不正确的是(　　) A.盐酸肼(N2H6Cl2)属于离子化合物，易溶于水，溶液呈酸性，其溶液中：c(Cl-)>c(N2)>c(H+)>c(OH-) B.物质的量浓度均为0.1 mol·L-1的三种溶液：①Na[Al(OH)4]、②CH3COONa、③NaHCO3，pH由大到小的顺序是①>③>② C.同浓度下列溶液中：①(NH4)2SO4、②NH4HCO3、③NH4Cl、④NH3·H2O，c(N)由大到小的顺序：①>③>②>④ D.常温时，将等体积的盐酸和氨水混合后，pH=7，则c(N)>c(Cl-) 【答案】D 【解析】酸根离子水解程度越大，该盐溶液pH越大，酸根离子水解程度：[Al(OH)4]->HC>CH3COO-，所以等浓度的三种溶液pH由大到小的顺序是①>③>②，B正确；等浓度的盐溶液中，铵根离子浓度与其系数成正比，当铵根离子系数相同时，酸根离子对应酸的酸性越弱，铵根离子水解程度越大，一水合氨是弱电解质，其电离程度很小，则c(N)由大到小的顺序是①>③>②>④，C正确；常温时，将等体积的盐酸和氨水混合后，pH=7，溶液呈中性，则c(OH-)=c(H+)，根据电荷守恒知c(N)=c(Cl-)，D不正确。 31．室温下，通过矿物中PbSO4获得Pb(NO3)2的过程如图。 已知：Ksp(PbSO4)=1.6×10-8，Ksp(PbCO3)=7.4×10-14。下列说法正确的是(　　) A.Na2CO3溶液中：c(OH-)<c(H+)+c(HC)+2c(H2CO3) B.反应PbSO4(s)+C(aq)PbCO3(s)+S(aq)正向进行，需满足>×106 C.“脱硫”后上层清液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(S) D.PbCO3悬浊液加入HNO3 “溶解”过程中，溶液中C浓度逐渐减小 【答案】D 【解析】由质子守恒得c(OH-)=c(H+)+c(HC)+2c(H2CO3)，故A错误；PbSO4(s)+C(aq)PbCO3(s)+S(aq)该反应的平衡常数K=====×106，当Q=<K=×106时，平衡正向移动，故B错误；“脱硫”后上层清液主要是Na2SO4溶液，还含有未反应完的Na2CO3溶液，守恒关系还应考虑含碳微粒，故C错误；PbCO3悬浊液加入HNO3“溶解”过程中，由于C会和H+反应生成CO2，所以溶液中C浓度逐渐减小，故D正确。 32．25 ℃下，AgCl、AgBr和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲线如下图所示。某实验小组以K2CrO4为指示剂，用AgNO3标准溶液分别滴定含Cl-水样、含Br-水样。 已知： ①Ag2CrO4为砖红色沉淀； ②相同条件下AgCl溶解度大于AgBr； ③25 ℃时，pKa1(H2CrO4)=0.7，pKa2(H2CrO4)=6.5。 下列说法错误的是(　　) A.曲线②为AgCl沉淀溶解平衡曲线 B.反应Ag2CrO4+H+2Ag+的平衡常数K=10-5.2 C.滴定Cl-时，理论上混合液中指示剂浓度不宜超过10-2.0 mol·L-1 D.滴定Br-达终点时，溶液中=10-0.5 【答案】D 【解析】由于AgCl和AgBr中阴、阳离子个数比均为1∶1，即两者图像平行，所以曲线①代表Ag2CrO4，由于相同条件下，AgCl溶解度大于AgBr，即Ksp(AgCl)>Ksp(AgBr)，所以曲线②代表AgCl，曲线③代表AgBr，A项正确；根据曲线①上的点(2.0，7.7)，可求得Ksp(Ag2CrO4)=c2(Ag+)·c()=(10-2)2×10-7.7=10-11.7，反应Ag2CrO4+H+2Ag++HCr的平衡常数K==== =10-5.2，B项正确；根据曲线②上的点(2.0，7.7)，可求得Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-)=10-2×10-7.7=10-9.7，当Cl-达到滴定终点时，c(Ag+)==1 mol·L-1，即c(Cr)== mol·L-1= 10-2.0mol·L-1，因此，指示剂的浓度不宜超过10-2.0 mol·L-1，C项正确；根据曲线③上的点(6.1，6.1)，可求得Ksp(AgBr)=c(Ag+)·c(Br-)=10-6.1×10-6.1=10-12.2，当Br-到达滴定终点时，c(Ag+)=c(Br-)==10-6.1 mol·L-1，即c()== mol·L-1=100.5 mol·L-1，==10-6.6，D错误。 / 学科网（北京）股份有限公司 $