第03讲 水溶液中的离子反应与平衡（寒假复习讲义）高二化学人教版

第03讲 水溶液中的离子反应与平衡 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．从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应。 2．认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。 3．了解水溶液中的离子反应与平衡在物质检测、化学反应规律研究、物质转化中的应用 4．认识水的电离，了解水的离子积常数。 5．认识溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。 6．了解溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的应用。 7．认识盐类水解的原理和影响盐类水解的主要因素 8．盐类水解的应用。 9．认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡，了解沉淀的生成、溶解与转化。 一、弱电解质的电离平衡 1.强电解质与弱电解质 2.与化合物类别的关系 强电解质主要是大部分__ __化合物及某些__ __化合物，弱电解质主要是某些__ __化合物。 3.电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离，多元弱碱分步电离一步书写”。 （1）强电解质：如H2SO4：__ __ （2）弱电解质 ①一元弱酸，如CH3COOH：__ __。 ②多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：__ __。 ③多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3： __ __。 （3）酸式盐 ①强酸的酸式盐 如NaHSO4在水溶液中：__ __；熔融时：NaHSO4===__ __。 ②弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3： __ __、__ __。 4.弱电解质判断的注意事项 （1）酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。 （2）弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4===NH＋CH3COO－。 5.电离平衡的建立 弱电解质的电离平衡是指在一定条件(__ __、__ __)下，弱电解质分子__ __的速率和__ __的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。 平衡建立过程的v－t图像如图所示。 （1）开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 （2）平衡建立过程中，v(电离)＞v(结合)。 （3）当v(电离)＝v(结合)时，电离达到平衡状态。 6.电离平衡的特征 电离平衡也是一种动态平衡，遵循“ 、 、 、 、 ”的特点。具体分析如下： 7.影响电离平衡的因素： 因素 对电离平衡的影响 内因 弱电解质本身的性质决定弱电解质电离程度的 外因 温度 由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动，升温， 电离，电离平衡向 移动 浓度 电解质溶液浓度越 ，电离程度越大 外加电解质 同离子效应 加入含弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动， 电离，电离程度 含有可与弱电解 质反应的离子 电解质电离程度 ，促进电离，电离平衡向右移动 8.电离常数 定义 在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度幂之积与溶液中未电离分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 表达式 对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常数Ka＝__ __。 对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常数Kb＝__ __。 对于多元弱酸，以H2CO3为例： H2CO3H＋＋HCO　Ka1＝ HCOH＋＋CO　Ka2＝ 特点 电离常数只与__ __有关，与电解质的浓度及酸、碱性无关，由于电离过程是__ __的，故温度升高时K__ __。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。 意义 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质__ __电离，所对应的酸性或碱性相对__ __。 9.（1）填写下表 弱电解质 电离方程式 电离常数 NH3·H2O __ __ Kb＝1.7×10－5 CH3COOH __ __ Ka＝1.7×10－5 HClO __ __ Ka＝4.7×10－8 （2）CH3COOH酸性__ __HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断的依据：__ __。 （3）磷酸是三元中强酸 A．磷酸的电离方程式是__ ， ， __。 B．电离平衡常数表达式是：Ka1＝__ __，Ka2＝__ __，Ka3＝__ __。 C．比较大小：Ka1__ __Ka2_ __Ka3。 10.电离平衡常数的4大应用 （1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 （2）判断盐溶液的酸性(或碱性)的强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。 （3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 （4）判断微粒浓度比值的变化。 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 11.有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例) （1）已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。 　　　　　　HX　　　　H＋　＋　X－ 起始： c(HX) 0 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－) 则：K＝＝ 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。 则K＝，代入数值求解即可。 （2）已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。 　　　　　HX　　　　H＋　＋　X－ 起始： c(HX) 　 　 　 　0 　 　 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) 　c(X－) 则K＝＝ 由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝，代入数值求解即可。 二、水的电离 1．水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或 。 2．水的离子积常数 Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 (1)室温下：Kw＝ 。 (2)影响因素：只与 有关，升高温度，Kw 。 (3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的 水溶液。 (4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。 3．影响水电离平衡的因素 (1)升高温度，水的电离程度 ，Kw 。 (2)加入酸或碱，水的电离程度 ，Kw 。 (3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度 ，Kw 。 4．填写外界条件对水电离平衡的具体影响 　　　体系变化 条件　　　 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na2CO3 NH4Cl 温度 升温 降温 其他：如加入Na 三、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中__ __和__ __的相对大小。 将“＞”“＝”或“＜”填在下表空格中： 溶液 c(H＋)、c(OH－)大小比较 常温/25 ℃ 数值 pH 中性溶液 c(H＋)__ __c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 __ __7 酸性溶液 c(H＋)__ __c(OH－) c(H＋)__ __1×10－7 mol·L－1 __ __7 碱性溶液 c(H＋)__ __c(OH－) c(H＋)__ __1×10－7 mol·L－1 __ __7 2．溶液的pH （1）定义式：pH＝__ __。 （2）广范pH的范围：0～14。 即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，不用pH表示溶液的酸碱性，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。 （3）测量： ①pH试纸法：把小片试纸放在__ __或__ __上，用洁净干燥的__ __，蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与__ __对比，即可确定溶液的pH。 ②pH计测量法。 3．溶液的酸碱性与pH的关系： 常温(25 ℃)下： 4．常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围 石蕊 pH＜5.0红色 5.0～8.0 色 pH＞8.0蓝色 甲基橙 pH＜3.1红色 3.1～4.4 色 pH＞4.4黄色 酚酞 pH＜8.0无色 8.2～10.0 色 pH＞10.0红色 5．pH的计算 （1）单一溶液pH的计算 ①强酸溶液，如HnA，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝__ _，pH＝－lgc(H＋)＝__ __。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝__ __。 （2）两强酸混合后溶液pH的计算 由c(H＋)混＝，先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。 （3）两强碱混合后pH的计算 由c(OH－)混＝，先求出混合后的c(OH－)混，再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH。 （4）强酸与强碱混合后pH的计算 强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，即H＋＋OH－===H2O，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况： ①若恰好中和，pH＝7。 ②若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH。 ③若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH。 （5）溶液稀释后求pH ①对于强酸溶液，每稀释10倍，pH__ __；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大__ __。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。 ②对于强碱溶液，每稀释10倍，pH__ __；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小__ __，无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。 四、酸碱中和滴定 1.实验原理 （1）用已知浓度的酸（碱）来测定未知浓度的碱（酸）的实验方法叫作酸碱中和滴定。 （2）对于强酸、强碱的中和，开始时由于被滴定的酸（碱）浓度较大，滴入少量的碱（酸）对其pH的影响不大。当滴定接近终点（pH＝7）时，很少量的碱（酸）就会引起溶液pH突变（如图所示）。 2.实验用品 （1）主要仪器和试剂 仪器 试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 　　 图1　　　　图2　　　　图3 （2）滴定管的使用 ①酸式滴定管下端为玻璃活塞，能耐酸和氧化剂的腐蚀，可用于盛装酸性或氧化性溶液，但不能盛装碱性溶液。 ②碱式滴定管下端为橡胶管和玻璃珠，橡胶易被酸性或氧化性溶液腐蚀，所以碱式滴定管一般盛装碱性溶液。 3.常用指示剂 指示剂 变色的pH范围 甲基橙 pH减小 3.1-4.4 pH增大 酚酞 pH减小 8.2-10.0 pH增大 甲基红 pH减小 4.4-6.2 pH增大 4.实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例） （1）滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。 ②锥形瓶：洗涤→装液→加指示剂。 （2）滴定 （3）终点判断、读数 当滴入　 　标准液，溶液变色，且　 　不恢复为原来的颜色 （4）数据处理 按上述操作重复　 　次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）＝ 　 计算。 五、盐类的水解 1.盐类水解的实质 盐电离出来的离子与水电离出来的　 　结合生成　 　，促进水的电离平衡右移。以CH3COONa、NH4Cl溶液为例： 2.盐类水解的特点 （1）可逆：盐的水解反应绝大多数是可逆反应。可看作酸碱中和反应的逆反应，即“盐＋水酸＋碱”。 （2）微弱：通常盐类水解的程度很小，一般无沉淀析出，无气体放出。 （3）吸热： 水解反应吸热。 3.盐类水解方程式的书写 （1）书写形式 一般情况下盐类水解的程度较小，不生成沉淀和气体，一般用“”连接反应物和生成物。产物不标“↓”或 “↑”。 （2）书写规律 ①多元弱酸的酸根离子分步水解，以第一步为主，应分步书写水解的离子方程式。如Na3PO4的水解分三步，第一步为　 　，第二步为　 　，第三步为 　。 ②多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。如AlCl3发生水解的离子方程式为　 　。 ③不能进行到底的相互促进的水解反应写“”，如CH3COO－＋H2O＋NCH3COOH＋NH3·H2O，常见的不能进行到底的相互促进的水解反应还有N与C的反应（铵态氮肥与草木灰混合施用会造成氮肥损失）等。 ④能进行到底的相互促进的水解反应书写时要用“”“↑”“↓”等，如Al3＋＋3HCAl（OH）3↓＋3CO2↑。 4盐类水解规律 难溶不 ，无弱不 ，越 越水解；都弱都 ，谁强显 ；同强显 ，都弱不一定。 六、盐类水解的影响因素 (1)内因——盐本身的性质。 形成盐的酸或碱越弱，其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解能力就越__ __，溶液的碱性或酸性就越__ __。如酸性：CH3COOH＞H2CO3，则同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液pH： pH(NaHCO3)__ __pH(CH3COONa)。 (2)外因 因素 水解平衡 水解程度 水解产生离 子的浓度 条件 变化 温度 升高 __ __ 增大 __ __ 浓度 增大 __ __ __ __ 增大 减小(即稀释) __ __ 增大 __ __ 外加酸 或碱 酸 促进弱酸阴离子水解 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小 促进弱碱阳离子水解 外加其 他能水 解的盐 水解结 果相同 抑制，水解程度减小 水解结 果相反 促进，水解程度增大(甚至彻底水解) 例如，不同条件对FeCl3水解平衡的影响见下表 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋(填写空格中内容) 条件 移动方向 H＋数 pH 现象 升高温度 __ __ __ __ __ __ __ __ 通HCl __ __ __ __ __ __ __ __ 加H2O __ __ __ __ __ __ __ __ 加NaHCO3 __ __ __ __ __ __ __ __ 七、水解常数 1.水解平衡常数 （1）水解平衡常数表达式：如C＋H2OHC ＋OH－ ，Kh1＝；HC＋H2OH2CO3＋OH－，Kh2＝。水解平衡常数越大说明水解能力越 。 （2）水解平衡常数与电离平衡常数的关系，。如C＋H2OHC ＋OH－，Kh1＝；HC＋H2OH2CO3＋OH－，Kh2＝ （3）水解平衡常数受 影响，一般温度越高，水解平衡常数越 。 八、盐类水解的应用 应用 举例 判断溶液 的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是__ __ 判断酸 性强弱 相同浓度NaX、NaY、NaZ三种盐溶液pH分别为8、9、10，则酸性__ __ 配制或贮 存易水解 的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量__ __防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量__ __；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用__ __塞；NaF、NH4F要用塑料瓶保存。 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子反应： __ __ 泡沫灭火 器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为__ __ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为 Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用：CO＋H2OHCO＋OH－__ __ 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂 物质提纯 除去MgCl2溶液中的氯化铁，可以加入MgO或Mg(OH)2反应掉部分H＋，促进铁离子的水解，使Fe3＋转化为氢氧化铁沉淀而除去 无机物 的制备 硫化铝、氮化镁在水溶液中强烈水解，只能通过单质间化合反应才能制得；用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为__TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·xH2O＋4HCl__ 离子的共存 Al3＋与HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－，Fe3＋与HCO、CO、AlO、SiO、ClO－，NH与SiO、AlO等因水解相互促进而不能大量共存 九、沉淀溶解平衡 1．物质在水中的溶解度 20 ℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系： 2．沉淀溶解平衡 （1）概念 在一定温度下，当沉淀和溶解的速率 时，形成 ，达到平衡状态，把这种平衡称为沉淀溶解平衡。 （2）建立 （3）沉淀溶解平衡方程式 Mg(OH)2(s)Mg2＋＋(aq)＋2OH－(aq) 沉淀、溶解之间这种动态平衡也决定了 与 的反应不能完全进行到底。一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于 mol·L－1时，化学上通常认为生成沉淀的反应进行完全了。 （4）沉淀溶解平衡状态的特征： 动态平衡：v溶解 v沉淀≠0。 达到平衡时，溶液中离子的浓度 。 当改变外界条件时，溶解平衡将 ，达到新的平衡。 十、沉淀溶解平衡的影响因素 （1）内因：难溶电解质本身的性质。 （2）外因：以AgCl（s）Ag＋（aq）＋Cl－（aq）　ΔH＞0为例。 外界条件 平衡移动方向 平衡后c（Ag＋） 平衡后c（Cl－） Ksp 升高温度 　　 　 　 　 　 　 　 加水稀释 　 　 　　 　 　 　 　 加入少量 AgNO3（s） 　 　 　 　 　 　 　 　 通入HCl 　　 　 　 　 　 　 　 通入H2S 　 　 　 　 　 　 　 　 十一、溶度积常数 （1）溶度积和离子积（或浓度商） 以MmAn（s）mMn＋（aq）＋nAm－（aq）为例： 溶度积 离子积（或浓度商） 概念 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Qc（或Q） 表达式 Ksp＝　 　（浓度都是平衡浓度） Qc＝　 　（浓度是任意浓度） 应用 判断一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Qc　 　Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出； ②Qc　 　Ksp：溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； ③Qc　 　Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 （2）Ksp的意义 注意　阴、阳离子个数比不相同时，Ksp大的难溶电解质的溶解度不一定大。 （3）Ksp的影响因素 Ksp只与难溶电解质的性质和[　 　有关，而与沉淀的量、离子浓度无关。 十二、沉淀溶解平衡的应用 沉 淀 的 生 成 （1）调节pH法。通过控制溶液的酸碱性，可以使某些金属阳离子转化为氢氧化物沉淀。工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，将含杂质的氯化铵溶于水，再加入　 　调节pH，可使Fe3＋生成 Fe（OH）3沉淀而除去，发生的反应为　 　（填离子方程式）。 （2）加沉淀剂法。加入适当沉淀剂，使某些金属阳离子转化为沉淀。以Na2S作沉淀剂处理工业废水中的金属离子Cu2＋、Hg2＋，发生的反应分别为　 　、　 　。 （3）氧化还原法。改变某离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来。例如将Fe2＋氧化为Fe3＋，从而生成更难溶的　 　沉淀而除去 沉 淀 的 溶 解 （1）酸、碱溶解法。如用盐酸溶解Cu（OH）2：　 　（填离子方程式）。 （2）盐溶解法。如用NH4Cl溶液溶解Mg（OH）2：Mg（OH）2（s）Mg2＋（aq）＋2OH－（aq），　 　（填离子方程式）。 （3）配位溶解法。加入某试剂与溶液中的某种离子形成稳定配合物，使该离子的浓度减小。如溶解AgCl可加入NH3·H2O：　 　（填离子方程式）。 （4）氧化还原溶解法。采用氧化性酸溶解金属硫化物（如CuS、HgS等）。如用稀HNO3溶解CuS： 　 　 沉 淀 的 转 化 一般来说，若难溶电解质类型相同，则Ksp较大的沉淀 　转化为Ksp较小的沉淀。沉淀的溶解能力差别越大，越容易转化。 （1）锅炉除水垢 除水垢[CaSO4（s）CaCO3（s）Ca2＋（aq）]反应为　 　、　 　。 （2）矿物转化 ZnS（闪锌矿的主要成分）遇CuSO4溶液转化为CuS（铜蓝的主要成分）的反应为　 　（填离子方程式） 1.以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例(CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0)，用平衡移动原理分析外界条件对CH3COOH电离平衡的影响。 改变条件 平衡移 动方向 c(CH3COOH) n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 电离 程度 导电 能力 电离平 衡常数 加水稀释 __右移__ __减小__ __增大__ __减小__ __减小__ __增大__ __减弱__ __不变__ 加少量 冰醋酸 __右移__ __增大__ __增大__ __增大__ __增大__ __减小__ __增强__ __不变__ 通入HCl 气体 __左移__ __增大__ __增大__ __增大__ __减小__ __减小__ __增强__ __不变__ 加NaOH 固体 __右移__ __减小__ __减小__ __减小__ __增大__ __增大__ __增强__ __不变__ 加 CH3COONa 固体 __左移__ __增大__ __减小__ __减小__ __增大__ __减小__ __增强__ __不变__ 加入镁粉 __右移__ __减小__ __减小__ __减小__ __增大__ __增大__ __增强__ __不变__ 升高温度 __右移__ __减小__ __增大__ __增大__ __增大__ __增大__ __增强__ __增大__ 2.中和滴定误差分析 （1）误差分析依据 当酸碱恰好中和时，有关系式：c待＝，c标、V待、γ均为已知量，所以c待的大小取决于V标的大小，V标偏大，则c待偏高；V标偏小，则c待偏低。 （2）常见的误差分析（以0.1 mol/L NaOH标准溶液滴定盐酸为例） 误差来源 c（HCl） 滴定管 中产生 的误差 滴定管用蒸馏水洗涤后，未用标准液润洗 偏高 滴定管未用待测液润洗 偏低 盛标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡 　偏高　 盛标准液的滴定管滴定前无气泡，滴定后有气泡 　偏低　 盛待测液的滴定管使用前有气泡，使用后无气泡 偏低 盛待测液的滴定管使用前无气泡，使用后有气泡 　偏高　 锥形瓶 中产生 的误差 锥形瓶用蒸馏水洗涤后又用待测液洗 　偏高　 锥形瓶未洗净，残留有与待测液中溶质反应的少量物质 　偏低　 锥形瓶洗净后瓶内残留有少量蒸馏水 无影响 读数 产生 的误差 用滴定管量取待测液 先俯视后仰视 　偏低　 先仰视后俯视 　偏高　 用滴定管量取标准液 先俯视后仰视 　偏高　 先仰视后俯视 　偏低　 配制 标准 液产 生的 误差 配制500 mL 0.1 mol/L NaOH溶液， 需要2.0 g NaOH NaOH已部分潮解 　偏高　 NaOH 中所含 杂质 杂质不与盐酸反应 　偏高　 所含杂质消耗1 mol HCl所需质量大于40 g（如Na2CO3、NaHCO3） 　偏高　 所含杂质消耗1　mol　HCl所需质量小于40　g（如Na2O） 　偏低　 3.溶液中粒子浓度的变化分析 Ⅰ.微粒浓度的大小比较认依据 (1)电离理论——弱电解质的电离是微弱的 ①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。 如氨水中：NH3·H2O、NH、OH－浓度的大小关系是__c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH)__。 ②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。 如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是__c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)__。 (2)水解理论——弱电解质离子的水解过程一般是微弱的 ①弱电解质离子的水解是微弱的(水解相互促进的除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。 如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是__c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)__。 ②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解。如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的浓度大小关系应是__c(CO)＞c(HCO)＞c(H2CO3)__。 Ⅱ.离子浓度大小比较 (1)考虑水解因素：如Na2CO3溶液。 CO＋H2OHCO＋OH－ HCO＋H2OH2CO3＋OH－ 所以c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)。 (2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c＞a＞b。 (3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，因NH3·H2O的电离＞NH的水解，故离子浓度顺序为c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 （4）溶液中粒子等量关系——三大守恒 ①电荷守恒 电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如Na2CO3与NaHCO3混合溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋__c(H＋)__＝c(HCO)＋c(OH－)＋__2c(CO)__；K2S溶液中：c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)。 ②物料守恒 电解质溶液中，由于某些离子能够水解，微粒种类增多，但原子个数总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故硫元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，则K2S溶液中有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋__2c(H2S)__。 a.如果我们把两个守恒进行相加减，可得到另一个守恒(质子守恒)，如把上述K2S溶液中的两个守恒相减可得：c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)＝c(OH－)。 b.电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的计量数2代表一个CO带2个单位负电荷，不可漏掉。 ③质子守恒 电解质溶液中，电离、水解等过程中得到的质子(H＋)数等于失去的质子(H＋)数。如NaHCO3溶液中： 即__c(H2CO3)＋c(H＋)===c(CO)＋c(OH－)__。 再如Na2S水溶液中的质子转移作用图示如下： 4.沉淀溶解平衡图像 （1）沉淀溶解平衡浓度图像模型 图像 分析 BaSO4的沉淀溶解平衡图像 （1）求Ksp或Ksp的数量级：A点，c（Ba2＋）＝c（S）＝10－5　mol·L－1，Ksp（BaSO4）＝　10－10　。 （2）曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，Qc　＝　Ksp。温度不变时，Ksp不变，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。曲线上方区域的点所示溶液均为　过饱和溶液　，Qc　＞　Ksp。曲线下方区域的点所示溶液均为　不饱和溶液　，Qc　＜　Ksp （2）沉淀溶解平衡对数图像模型 图像 分析 CaSO4与CaCO3的沉淀溶解平衡图像 注：pM＝pCa2＋＝－lg　c（Ca2＋），pR＝pS（或pC）＝－lg　c（S）[或－lg　c（C）] （1）曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态。根据曲线上O点或P点的坐标可求得对应难溶物的Ksp或Ksp的数量级，如O点，Ksp（CaSO4）＝　　10－5　；P点，Ksp（CaCO3）＝　10－8.6　。 （2）判断X点对应的溶液是否能形成沉淀或是否饱和：X点对应溶液为CaSO4的　不饱和　溶液、CaCO3的　过饱和　溶液 （3）沉淀滴定图像模型 图像 分析 用0.1 mol·L－1 Na2SO4溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1 BaCl2溶液的沉淀滴定图像 已知Ksp（BaSO4）＝1×10－10，Ksp（BaCO3）＝2.6×10－9 起始溶液中c（Ba2＋）＝0.1 mol·L－1，n＝－lg c（Ba2＋）＝　1　，b点时恰好完全反应，c（Ba2＋）＝　1×10－5　mol·L－1，m＝－lg c（Ba2＋）＝　5　，即m由　Ksp　决定，与起始BaCl2溶液的浓度无关 （1）若起始时c（BaCl2）＝0.2 mol·L－1，恰好完全反应时消耗Na2SO4溶液的体积变大，b点向　右　（填“左”或“右”）移动。 （2）若用同浓度的Na2CO3溶液替代Na2SO4溶液，由于Ksp（BaSO4）＜Ksp（BaCO3），恰好完全反应生成BaCO3时溶液中的c（Ba2＋）较大，pBa2＋较小，但消耗的Na2CO3溶液的体积仍为20 mL，所以b点竖直向　下　（填“上”或“下”）移动 基础巩固 1．25℃时，向10 mL 0.1 mol/L醋酸溶液中加入蒸馏水，将其稀释到1 L后，下列说法中正确的是 A．的电离常数增大 B．增大 C．增大 D．减小 2．下列反应属于物质发生电离的是 A． B． C． D． 3．时，在由水电离出的溶液中，一定能大量共存的离子组是 A． B． C． D． 4．水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：，下列叙述错误的是 A．向水中加入少量溶液，水的电离平衡逆向移动，增大 B．向水中加入少量固体，水的电离程度减小，增大 C．向水中加入少量，水的电离平衡逆向移动，溶液的增大 D．向水中加入少量固体，溶液呈中性，水的电离平衡不移动 5．用0.1000 mol/LHCl溶液滴定锥形瓶中未知浓度的NaOH溶液，下列说法不正确的是 A．滴定管使用前要检查活塞是否漏水 B．下端带有乳胶管和玻璃球的滴定管为碱式滴定管 C．用甲基橙做指示剂，滴定终点时溶液由黄色变为橙色且半分钟内不变色 D．量取NaOH溶液的滴定管用蒸馏水清洗后未用待测碱液润洗会使测定结果偏高 6．常温下，pH=5的稀硫酸，下列叙述正确的是 A．加水稀释该溶液，溶液中和的物质的量浓度之比始终为2：1 B．该溶液中水电离出的 C．该溶液与的溶液中水的电离程度相同 D．向该溶液中加入等体积为9的氨水充分反应后，溶液呈中性 7．下列事实与盐类水解的应用无关的是 A．用热纯碱溶液洗涤餐具表面油污 B．配制溶液要加入铁粉 C．可用CuO除去溶液中混有的杂质 D．向中加入大量的水，同时加热，可以制备纳米材料 8．常温下，下列说法不正确的是 A．0.01 mol·L-1的某一元酸溶液的pH可能≥2 B．pH=3的盐酸跟pH=11的烧碱等体积混合后，pH一定等于7 C．pH=2的HA溶液与0.01 mol·L-1的NaOH溶液等体积混合，不一定能恰好中和 D．相同条件下，体积相同、pH相同的盐酸和醋酸分别跟足量的锌反应，能生成等量的H2 9．下列有关AgCl沉淀溶解平衡的说法中，正确的是 A．升高温度，AgCl沉淀的溶解度增大 B．AgCl沉淀溶解达到平衡时，Ag+和Cl-浓度一定相等且保持不变 C．向AgCl饱和溶液中加水，AgCl的溶解度和Ksp均增大 D．向AgCl悬浊液中加入NaCl固体，AgCl的溶解度增大 10．常温下，的沉淀溶解曲线如图所示。已知：(的溶解度小于，代表或）。下列叙述正确的是 A．曲线Ⅰ代表 与 关系 B．常温下，的数量级为 C．M点对应的溶液可能是的过饱和溶液 D．的平衡常数 提升专练 11．向1 L 1 mol·L-1 H2SeO3溶液中逐滴加入1 L 2 mol·L-1 NaOH溶液，忽略反应过程中的温度变化。已知25℃时，亚硒酸(H2SeO3)的电离平衡常数：Ka1=2.7×10-3、Ka2=2.5×10-7，下列有关说法正确的是 A．反应过程中，一定增大 B．反应过程中，水的电离程度先增大后减小 C．常温下，NaHSeO3溶液呈酸性 D．Na2SeO3溶液中， 12．某温度下，向的一元弱酸HA溶液中逐滴加入等浓度的NaOH溶液，溶液随pH的变化关系如图所示。下列说法正确的是 A．M点：溶液呈碱性 B．Q点： C．水的电离程度：M点Q点 D．N点一定存在： 13．常温下，下列关于电解质溶液的说法正确的是 A．的溶液与的溶液等体积混合后，溶液呈碱性 B．向溶液中滴加少量稀盐酸，减小 C．溶液与氨水等体积混合()，则 D．向、的饱和溶液中加入少量，溶液中增大 14．常温下，等物质的量浓度的下列五种溶液：①CH3COOH  ②CH3COONH4  ③NaHSO4  ④NaHCO3  ⑤Ba(OH)2，溶液的pH值由大到小排列正确的是 A．⑤④②①③ B．⑤④②③① C．⑤④③②① D．②④⑤①③ 15．25℃时，有关物质电离常数/溶度积常数的数值如下表所示： 化学式 或 下列说法正确的是 A．等物质的量浓度的和溶液，pH值前者小于后者 B．少量通入NaClO溶液中，发生反应： C．同一溶液中，当时，则溶液为酸性 D．将过量固体投入溶液中后，溶液中 16．草酸钙是连接植物学、医学和化学的一个关键物质。它是植物的“盔甲”，也是人类最常见的肾结石的“元凶”。其核心特性是低溶解度。现将草酸钙固体溶于不同初始浓度的盐酸中，平衡时部分组分的关系如图。已知草酸，。下列说法正确的是 A．线Ⅱ代表与的关系 B．任意下均有 C．的平衡常数为 D．时，溶液的 17．完成下列问题。 (1)室温下，取一定量的冰醋酸(熔点为16.6℃)做导电性实验，测得其电导率随加入的水量变化如图所示(忽略温度影响)，回答： ①：a b。(填“>”“<”或“=”，下同) ②：a b。 ③醋酸的电离程度：a b。 ④醋酸的电离常数：a b。 (2)室温下，三种弱酸的电离常数如下： 酸 HF HClO 电离常数 ①浓度均为的HF和，较大的是 。 ②的溶液，水电离出来的氢离子浓度是 mol／L。 ③结合电离常数相关数据判断反应：进行的程度较大，其理由是 。 (3)已知HA为一元弱酸，常温下向溶液中，滴加溶液，溶液中HA、的物质的量分数随溶液pH变化的曲线如下图所示(忽略反应中的温度变化)，回答： ①HA的电离常数 。 ②溶液的 。 ③若加水稀释溶液，下列数值增大的是 (填序号)。 a．    b．    c．    d． 18．物质在水中可能存在电离平衡、盐的水解平衡和沉淀溶解平衡。根据题意回答以下问题。 (1)在海洋碳循环中，碳酸氢根与钙离子通过如图所示的途径发生反应从而实现固碳。写出钙化作用的离子方程： 。 (2)25℃时，溶液中、、三种粒子总浓度中所占分数随溶液pH的变化关系如图。 的 ；NaHA溶液的pH 7（填“>”“<”或“=”）。 (3)等浓度的①、②、③、④、⑤氨水五种溶液中：由大到小的顺序为 （填序号）。 (4)常温下，用0.1mol/L NaOH溶液滴定体积为20.00mL 0.1mol/L的HA溶液，滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的滴定曲线如下图。 ①本实验选用的指示剂是 （填“甲基橙”、“酚酞”或“石蕊”）。 ②实验测得a点溶液的pH=2.8，则由水电离出来的 mol/L。 ③下列说法正确的是 。 A．HA的电离平衡常数： B．b点溶液中： C．c点溶液中： D．溶液中水的电离程度：d>c>b>a (5)常温下，易与溶液中的形成沉淀。若溶液中的，，为避免有FeS沉淀生成，应控制溶液pH不大于 （已知：25℃时，的电离平衡常数，，FeS的）。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $ 第03讲 水溶液中的离子反应与平衡 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．从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应。 2．认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。 3．了解水溶液中的离子反应与平衡在物质检测、化学反应规律研究、物质转化中的应用 4．认识水的电离，了解水的离子积常数。 5．认识溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。 6．了解溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的应用。 7．认识盐类水解的原理和影响盐类水解的主要因素 8．盐类水解的应用。 9．认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡，了解沉淀的生成、溶解与转化。 一、弱电解质的电离平衡 1.强电解质与弱电解质 2.与化合物类别的关系 强电解质主要是大部分__离子__化合物及某些__共价__化合物，弱电解质主要是某些__共价__化合物。 3.电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离，多元弱碱分步电离一步书写”。 （1）强电解质：如H2SO4：__H2SO4===2H＋＋SO__ （2）弱电解质 ①一元弱酸，如CH3COOH：__CH3COOHCH3COO－＋H＋__。 ②多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：__H2CO3H＋＋HCO　HCOH＋＋CO__。 ③多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3： __Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－__。 （3）酸式盐 ①强酸的酸式盐 如NaHSO4在水溶液中：__NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO__；熔融时：NaHSO4===__Na＋＋HSO__。 ②弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3： __NaHCO3===Na＋＋HCO__、__HCOH＋＋CO__。 4.弱电解质判断的注意事项 （1）酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。 （2）弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4===NH＋CH3COO－。 5.电离平衡的建立 弱电解质的电离平衡是指在一定条件(__温度__、__浓度__)下，弱电解质分子__电离成离子__的速率和__离子结合成弱电解质分子__的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。 平衡建立过程的v－t图像如图所示。 （1）开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 （2）平衡建立过程中，v(电离)＞v(结合)。 （3）当v(电离)＝v(结合)时，电离达到平衡状态。 6.电离平衡的特征 电离平衡也是一种动态平衡，遵循“逆、动、等、定、变”的特点。具体分析如下： 7.影响电离平衡的因素： 因素 对电离平衡的影响 内因 弱电解质本身的性质决定弱电解质电离程度的大小 外因 温度 由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动，升温，促进电离，电离平衡向右移动 浓度 电解质溶液浓度越小，电离程度越大 外加电解质 同离子效应 加入含弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动，抑制电离，电离程度减小 含有可与弱电解 质反应的离子 电解质电离程度增大，促进电离，电离平衡向右移动 8.电离常数 定义 在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度幂之积与溶液中未电离分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 表达式 对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常数Ka＝____。 对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常数Kb＝____。 对于多元弱酸，以H2CO3为例： H2CO3H＋＋HCO　Ka1＝ HCOH＋＋CO　Ka2＝ 特点 电离常数只与__温度__有关，与电解质的浓度及酸、碱性无关，由于电离过程是__吸热__的，故温度升高时K__增大__。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。 意义 相同条件下，K值越大，表示该弱电解质__越易__电离，所对应的酸性或碱性相对__越强__。 9.（1）填写下表 弱电解质 电离方程式 电离常数 NH3·H2O __NH3·H2ONH＋OH－__ Kb＝1.7×10－5 CH3COOH __CH3COOHCH3COO－＋H＋__ Ka＝1.7×10－5 HClO __HClOH＋＋ClO－__ Ka＝4.7×10－8 （2）CH3COOH酸性__大于__HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断的依据：__相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强，K(CH3COOH)＞K(HClO)__。 （3）磷酸是三元中强酸 A．磷酸的电离方程式是__H3PO4H＋＋H2PO， H2POH＋＋HPO，HPOH＋＋PO__。 B．电离平衡常数表达式是：Ka1＝____，Ka2＝____，Ka3＝____。 C．比较大小：Ka1__＞__Ka2__＞__Ka3。 10.电离平衡常数的4大应用 （1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 （2）判断盐溶液的酸性(或碱性)的强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。 （3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。 （4）判断微粒浓度比值的变化。 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 11.有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例) （1）已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。 　　　　　　HX　　　　H＋　＋　X－ 起始： c(HX) 0 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－) 则：K＝＝ 由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。 则K＝，代入数值求解即可。 （2）已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。 　　　　　HX　　　　H＋　＋　X－ 起始： c(HX) 　 　 　 　0 　 　 0 平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) 　c(X－) 则K＝＝ 由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝，代入数值求解即可。 二、水的电离 1．水的电离 水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。 2．水的离子积常数 Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 (1)室温下：Kw＝1×10－14。 (2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。 (3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。 (4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。 3．影响水电离平衡的因素 (1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。 (2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。 (3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。 4．填写外界条件对水电离平衡的具体影响 　　　体系变化 条件　　　 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋) HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小 NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正 增大 增大 增大 增大 降温 逆 减小 减小 减小 减小 其他：如加入Na 正 不变 增大 增大 减小 三、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中__c(H＋)__和__c(OH－)__的相对大小。 将“＞”“＝”或“＜”填在下表空格中： 溶液 c(H＋)、c(OH－)大小比较 常温/25 ℃ 数值 pH 中性溶液 c(H＋)__＝__c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 __＝__7 酸性溶液 c(H＋)__＞__c(OH－) c(H＋)__＞__1×10－7 mol·L－1 __＜__7 碱性溶液 c(H＋)__＜__c(OH－) c(H＋)__＜__1×10－7 mol·L－1 __＞__7 2．溶液的pH （1）定义式：pH＝__－lg_c(H＋)__。 （2）广范pH的范围：0～14。 即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，不用pH表示溶液的酸碱性，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。 （3）测量： ①pH试纸法：把小片试纸放在__玻璃片__或__表面皿__上，用洁净干燥的__玻璃棒__，蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与__标准比色卡__对比，即可确定溶液的pH。 ②pH计测量法。 3．溶液的酸碱性与pH的关系： 常温(25 ℃)下： 4．常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围 石蕊 pH＜5.0红色 5.0～8.0紫色 pH＞8.0蓝色 甲基橙 pH＜3.1红色 3.1～4.4橙色 pH＞4.4黄色 酚酞 pH＜8.0无色 8.2～10.0浅红色 pH＞10.0红色 5．pH的计算 （1）单一溶液pH的计算 ①强酸溶液，如HnA，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝__nc_mol·L－1__，pH＝－lgc(H＋)＝__－lgnc__。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝__14＋lgnc__。 （2）两强酸混合后溶液pH的计算 由c(H＋)混＝，先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。 （3）两强碱混合后pH的计算 由c(OH－)混＝，先求出混合后的c(OH－)混，再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH。 （4）强酸与强碱混合后pH的计算 强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，即H＋＋OH－===H2O，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况： ①若恰好中和，pH＝7。 ②若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH。 ③若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH。 （5）溶液稀释后求pH ①对于强酸溶液，每稀释10倍，pH__增大1__；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大__不足1__。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。 ②对于强碱溶液，每稀释10倍，pH__减小1__；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小__不足1__，无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。 四、酸碱中和滴定 1.实验原理 （1）用已知浓度的酸（碱）来测定未知浓度的碱（酸）的实验方法叫作酸碱中和滴定。 （2）对于强酸、强碱的中和，开始时由于被滴定的酸（碱）浓度较大，滴入少量的碱（酸）对其pH的影响不大。当滴定接近终点（pH＝7）时，很少量的碱（酸）就会引起溶液pH突变（如图所示）。 2.实验用品 （1）主要仪器和试剂 仪器 试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 　　 图1　　　　图2　　　　图3 （2）滴定管的使用 ①酸式滴定管下端为玻璃活塞，能耐酸和氧化剂的腐蚀，可用于盛装酸性或氧化性溶液，但不能盛装碱性溶液。 ②碱式滴定管下端为橡胶管和玻璃珠，橡胶易被酸性或氧化性溶液腐蚀，所以碱式滴定管一般盛装碱性溶液。 3.常用指示剂 指示剂 变色的pH范围 甲基橙 pH减小 3.1-4.4 pH增大 红色 橙色 黄色 酚酞 pH减小 8.2-10.0 pH增大 无色 浅红色 红色 甲基红 pH减小 4.4-6.2 pH增大 红色 橙色 黄色 4.实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例） （1）滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。 ②锥形瓶：洗涤→装液→加指示剂。 （2）滴定 （3）终点判断、读数 当滴入　最后半滴　标准液，溶液变色，且　半分钟　不恢复为原来的颜色 （4）数据处理 按上述操作重复　2～3　次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）＝ 　计算。 五、盐类的水解 1.盐类水解的实质 盐电离出来的离子与水电离出来的　H＋或OH－　结合生成　弱电解质　，促进水的电离平衡右移。以CH3COONa、NH4Cl溶液为例： 2.盐类水解的特点 （1）可逆：盐的水解反应绝大多数是可逆反应。可看作酸碱中和反应的逆反应，即“盐＋水酸＋碱”。 （2）微弱：通常盐类水解的程度很小，一般无沉淀析出，无气体放出。 （3）吸热： 水解反应吸热。 3.盐类水解方程式的书写 （1）书写形式 一般情况下盐类水解的程度较小，不生成沉淀和气体，一般用“”连接反应物和生成物。产物不标“↓”或 “↑”。 （2）书写规律 ①多元弱酸的酸根离子分步水解，以第一步为主，应分步书写水解的离子方程式。如Na3PO4的水解分三步，第一步为　P＋H2OHP＋OH－　，第二步为　HP＋H2OH2P＋OH－ 　，第三步为H2P＋H2OH3PO4＋OH－　。 ②多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。如AlCl3发生水解的离子方程式为　Al3＋＋3H2OAl（OH）3＋3H＋　。 ③不能进行到底的相互促进的水解反应写“”，如CH3COO－＋H2O＋NCH3COOH＋NH3·H2O，常见的不能进行到底的相互促进的水解反应还有N与C的反应（铵态氮肥与草木灰混合施用会造成氮肥损失）等。 ④能进行到底的相互促进的水解反应书写时要用“”“↑”“↓”等，如Al3＋＋3HCAl（OH）3↓＋3CO2↑。 4盐类水解规律 难溶不水解，无弱不水解，越弱越水解；都弱都水解，谁强显谁性；同强显中性，都弱不一定。 六、盐类水解的影响因素 (1)内因——盐本身的性质。 形成盐的酸或碱越弱，其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解能力就越__大__，溶液的碱性或酸性就越__强__。如酸性：CH3COOH＞H2CO3，则同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液pH： pH(NaHCO3)__＞__pH(CH3COONa)。 (2)外因 因素 水解平衡 水解程度 水解产生离 子的浓度 条件 变化 温度 升高 __右移__ 增大 __增大__ 浓度 增大 __右移__ __减小__ 增大 减小(即稀释) __右移__ 增大 __减小__ 外加酸 或碱 酸 促进弱酸阴离子水解 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小 促进弱碱阳离子水解 外加其 他能水 解的盐 水解结 果相同 抑制，水解程度减小 水解结 果相反 促进，水解程度增大(甚至彻底水解) 例如，不同条件对FeCl3水解平衡的影响见下表 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋(填写空格中内容) 条件 移动方向 H＋数 pH 现象 升高温度 __向右__ __增多__ __降低__ __颜色变深__ 通HCl __向左__ __增多__ __降低__ __颜色变浅__ 加H2O __向右__ __增多__ __升高__ __颜色变浅__ 加NaHCO3 __向右__ __减小__ __升高__ __产生红褐色淀沉及无色气体__ 七、水解常数 1.水解平衡常数 （1）水解平衡常数表达式：如C＋H2OHC ＋OH－ ，Kh1＝；HC＋H2OH2CO3＋OH－，Kh2＝。水解平衡常数越大说明水解能力越强。 （2）水解平衡常数与电离平衡常数的关系，。如C＋H2OHC ＋OH－，Kh1＝；HC＋H2OH2CO3＋OH－，Kh2＝ （3）水解平衡常数受温度影响，一般温度越高，水解平衡常数越大。 八、盐类水解的应用 应用 举例 判断溶液 的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是__Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋__ 判断酸 性强弱 相同浓度NaX、NaY、NaZ三种盐溶液pH分别为8、9、10，则酸性__HX＞HY＞HZ__ 配制或贮 存易水解 的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量__稀硫酸__防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量__盐酸__；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用__磨口玻璃__塞；NaF、NH4F要用塑料瓶保存。 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子反应： __Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋__ 泡沫灭火 器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为__Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑__ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为 Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用：CO＋H2OHCO＋OH－__NH＋OH－===NH3↑＋H2O__ 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂 物质提纯 除去MgCl2溶液中的氯化铁，可以加入MgO或Mg(OH)2反应掉部分H＋，促进铁离子的水解，使Fe3＋转化为氢氧化铁沉淀而除去 无机物 的制备 硫化铝、氮化镁在水溶液中强烈水解，只能通过单质间化合反应才能制得；用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为__TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·xH2O＋4HCl__ 离子的共存 Al3＋与HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－，Fe3＋与HCO、CO、AlO、SiO、ClO－，NH与SiO、AlO等因水解相互促进而不能大量共存 九、沉淀溶解平衡 1．物质在水中的溶解度 20 ℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系： 2．沉淀溶解平衡 （1）概念 在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，形成饱和溶液，达到平衡状态，把这种平衡称为沉淀溶解平衡。 （2）建立 （3）沉淀溶解平衡方程式 Mg(OH)2(s)Mg2＋＋(aq)＋2OH－(aq) 沉淀、溶解之间这种动态平衡也决定了Mg2＋与OH－的反应不能完全进行到底。一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10－5mol·L－1时，化学上通常认为生成沉淀的反应进行完全了。 （4）沉淀溶解平衡状态的特征： 动态平衡：v溶解＝v沉淀≠0。 达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。 当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。 十、沉淀溶解平衡的影响因素 （1）内因：难溶电解质本身的性质。 （2）外因：以AgCl（s）Ag＋（aq）＋Cl－（aq）　ΔH＞0为例。 外界条件 平衡移动方向 平衡后c（Ag＋） 平衡后c（Cl－） Ksp 升高温度 　正向　 　增大　 　增大　 　增大　 加水稀释 　正向　 　不变　 　不变　 　不变　 加入少量 AgNO3（s） 　逆向　 　增大　 　减小　 　不变　 通入HCl 　逆向　 　减小　 　增大　 　不变　 通入H2S 　正向　 　减小　 　增大　 　不变　 十一、溶度积常数 （1）溶度积和离子积（或浓度商） 以MmAn（s）mMn＋（aq）＋nAm－（aq）为例： 溶度积 离子积（或浓度商） 概念 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Qc（或Q） 表达式 Ksp＝　cm（Mn＋）·cn（Am－）　（浓度都是平衡浓度） Qc＝　cm（Mn＋）·cn（Am－）　（浓度是任意浓度） 应用 判断一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Qc　＞　Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出； ②Qc　＝　Ksp：溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； ③Qc　＜　Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 （2）Ksp的意义 注意　阴、阳离子个数比不相同时，Ksp大的难溶电解质的溶解度不一定大。 （3）Ksp的影响因素 Ksp只与难溶电解质的性质和[　温度　有关，而与沉淀的量、离子浓度无关。 十二、沉淀溶解平衡的应用 沉 淀 的 生 成 （1）调节pH法。通过控制溶液的酸碱性，可以使某些金属阳离子转化为氢氧化物沉淀。工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，将含杂质的氯化铵溶于水，再加入　氨水　调节pH，可使Fe3＋生成 Fe（OH）3沉淀而除去，发生的反应为　Fe3＋＋3NH3·H2O Fe（OH）3↓＋3N　（填离子方程式）。 （2）加沉淀剂法。加入适当沉淀剂，使某些金属阳离子转化为沉淀。以Na2S作沉淀剂处理工业废水中的金属离子Cu2＋、Hg2＋，发生的反应分别为　Cu2＋＋S2－CuS↓　、　Hg2＋＋S2－ HgS↓　。 （3）氧化还原法。改变某离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来。例如将Fe2＋氧化为Fe3＋，从而生成更难溶的　Fe（OH）3　沉淀而除去 沉 淀 的 溶 解 （1）酸、碱溶解法。如用盐酸溶解Cu（OH）2：　Cu（OH）2＋2H＋ Cu2＋＋2H2O　（填离子方程式）。 （2）盐溶解法。如用NH4Cl溶液溶解Mg（OH）2：Mg（OH）2（s）Mg2＋（aq）＋2OH－（aq），　N＋OH－NH3·H2O　（填离子方程式）。 （3）配位溶解法。加入某试剂与溶液中的某种离子形成稳定配合物，使该离子的浓度减小。如溶解AgCl可加入NH3·H2O：　Ag＋＋2NH3·H2O[Ag（NH3）2]＋＋2H2O　（填离子方程式）。 （4）氧化还原溶解法。采用氧化性酸溶解金属硫化物（如CuS、HgS等）。如用稀HNO3溶解CuS：　3CuS＋8HNO3（稀）3Cu（NO3）2＋3S＋2NO↑＋4H2O　 沉 淀 的 转 化 一般来说，若难溶电解质类型相同，则Ksp较大的沉淀 易　转化为Ksp较小的沉淀。沉淀的溶解能力差别越大，越容易转化。 （1）锅炉除水垢 除水垢[CaSO4（s）CaCO3（s）Ca2＋（aq）]反应为　CaSO4（s）＋Na2CO3（aq） CaCO3（s）＋Na2SO4（aq）　、　CaCO3＋2HCl CaCl2＋CO2↑＋H2O　。 （2）矿物转化 ZnS（闪锌矿的主要成分）遇CuSO4溶液转化为CuS（铜蓝的主要成分）的反应为　ZnS（s）＋Cu2＋（aq） CuS（s）＋Zn2＋（aq）　（填离子方程式） 1.以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例(CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0)，用平衡移动原理分析外界条件对CH3COOH电离平衡的影响。 改变条件 平衡移 动方向 c(CH3COOH) n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 电离 程度 导电 能力 电离平 衡常数 加水稀释 __右移__ __减小__ __增大__ __减小__ __减小__ __增大__ __减弱__ __不变__ 加少量 冰醋酸 __右移__ __增大__ __增大__ __增大__ __增大__ __减小__ __增强__ __不变__ 通入HCl 气体 __左移__ __增大__ __增大__ __增大__ __减小__ __减小__ __增强__ __不变__ 加NaOH 固体 __右移__ __减小__ __减小__ __减小__ __增大__ __增大__ __增强__ __不变__ 加 CH3COONa 固体 __左移__ __增大__ __减小__ __减小__ __增大__ __减小__ __增强__ __不变__ 加入镁粉 __右移__ __减小__ __减小__ __减小__ __增大__ __增大__ __增强__ __不变__ 升高温度 __右移__ __减小__ __增大__ __增大__ __增大__ __增大__ __增强__ __增大__ 2.中和滴定误差分析 （1）误差分析依据 当酸碱恰好中和时，有关系式：c待＝，c标、V待、γ均为已知量，所以c待的大小取决于V标的大小，V标偏大，则c待偏高；V标偏小，则c待偏低。 （2）常见的误差分析（以0.1 mol/L NaOH标准溶液滴定盐酸为例） 误差来源 c（HCl） 滴定管 中产生 的误差 滴定管用蒸馏水洗涤后，未用标准液润洗 偏高 滴定管未用待测液润洗 偏低 盛标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡 　偏高　 盛标准液的滴定管滴定前无气泡，滴定后有气泡 　偏低　 盛待测液的滴定管使用前有气泡，使用后无气泡 偏低 盛待测液的滴定管使用前无气泡，使用后有气泡 　偏高　 锥形瓶 中产生 的误差 锥形瓶用蒸馏水洗涤后又用待测液洗 　偏高　 锥形瓶未洗净，残留有与待测液中溶质反应的少量物质 　偏低　 锥形瓶洗净后瓶内残留有少量蒸馏水 无影响 读数 产生 的误差 用滴定管量取待测液 先俯视后仰视 　偏低　 先仰视后俯视 　偏高　 用滴定管量取标准液 先俯视后仰视 　偏高　 先仰视后俯视 　偏低　 配制 标准 液产 生的 误差 配制500 mL 0.1 mol/L NaOH溶液， 需要2.0 g NaOH NaOH已部分潮解 　偏高　 NaOH 中所含 杂质 杂质不与盐酸反应 　偏高　 所含杂质消耗1 mol HCl所需质量大于40 g（如Na2CO3、NaHCO3） 　偏高　 所含杂质消耗1　mol　HCl所需质量小于40　g（如Na2O） 　偏低　 3.溶液中粒子浓度的变化分析 Ⅰ.微粒浓度的大小比较认依据 (1)电离理论——弱电解质的电离是微弱的 ①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。 如氨水中：NH3·H2O、NH、OH－浓度的大小关系是__c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH)__。 ②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。 如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是__c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)__。 (2)水解理论——弱电解质离子的水解过程一般是微弱的 ①弱电解质离子的水解是微弱的(水解相互促进的除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。 如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是__c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)__。 ②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解。如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的浓度大小关系应是__c(CO)＞c(HCO)＞c(H2CO3)__。 Ⅱ.离子浓度大小比较 (1)考虑水解因素：如Na2CO3溶液。 CO＋H2OHCO＋OH－ HCO＋H2OH2CO3＋OH－ 所以c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)。 (2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c＞a＞b。 (3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，因NH3·H2O的电离＞NH的水解，故离子浓度顺序为c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 （4）溶液中粒子等量关系——三大守恒 ①电荷守恒 电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如Na2CO3与NaHCO3混合溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋__c(H＋)__＝c(HCO)＋c(OH－)＋__2c(CO)__；K2S溶液中：c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)。 ②物料守恒 电解质溶液中，由于某些离子能够水解，微粒种类增多，但原子个数总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故硫元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，则K2S溶液中有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋__2c(H2S)__。 a.如果我们把两个守恒进行相加减，可得到另一个守恒(质子守恒)，如把上述K2S溶液中的两个守恒相减可得：c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)＝c(OH－)。 b.电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的计量数2代表一个CO带2个单位负电荷，不可漏掉。 ③质子守恒 电解质溶液中，电离、水解等过程中得到的质子(H＋)数等于失去的质子(H＋)数。如NaHCO3溶液中： 即__c(H2CO3)＋c(H＋)===c(CO)＋c(OH－)__。 再如Na2S水溶液中的质子转移作用图示如下： 4.沉淀溶解平衡图像 （1）沉淀溶解平衡浓度图像模型 图像 分析 BaSO4的沉淀溶解平衡图像 （1）求Ksp或Ksp的数量级：A点，c（Ba2＋）＝c（S）＝10－5　mol·L－1，Ksp（BaSO4）＝　10－10　。 （2）曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，Qc　＝　Ksp。温度不变时，Ksp不变，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。曲线上方区域的点所示溶液均为　过饱和溶液　，Qc　＞　Ksp。曲线下方区域的点所示溶液均为　不饱和溶液　，Qc　＜　Ksp （2）沉淀溶解平衡对数图像模型 图像 分析 CaSO4与CaCO3的沉淀溶解平衡图像 注：pM＝pCa2＋＝－lg　c（Ca2＋），pR＝pS（或pC）＝－lg　c（S）[或－lg　c（C）] （1）曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态。根据曲线上O点或P点的坐标可求得对应难溶物的Ksp或Ksp的数量级，如O点，Ksp（CaSO4）＝　　10－5　；P点，Ksp（CaCO3）＝　10－8.6　。 （2）判断X点对应的溶液是否能形成沉淀或是否饱和：X点对应溶液为CaSO4的　不饱和　溶液、CaCO3的　过饱和　溶液 （3）沉淀滴定图像模型 图像 分析 用0.1 mol·L－1 Na2SO4溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1 BaCl2溶液的沉淀滴定图像 已知Ksp（BaSO4）＝1×10－10，Ksp（BaCO3）＝2.6×10－9 起始溶液中c（Ba2＋）＝0.1 mol·L－1，n＝－lg c（Ba2＋）＝　1　，b点时恰好完全反应，c（Ba2＋）＝　1×10－5　mol·L－1，m＝－lg c（Ba2＋）＝　5　，即m由　Ksp　决定，与起始BaCl2溶液的浓度无关 （1）若起始时c（BaCl2）＝0.2 mol·L－1，恰好完全反应时消耗Na2SO4溶液的体积变大，b点向　右　（填“左”或“右”）移动。 （2）若用同浓度的Na2CO3溶液替代Na2SO4溶液，由于Ksp（BaSO4）＜Ksp（BaCO3），恰好完全反应生成BaCO3时溶液中的c（Ba2＋）较大，pBa2＋较小，但消耗的Na2CO3溶液的体积仍为20 mL，所以b点竖直向　下　（填“上”或“下”）移动 基础巩固 1．25℃时，向10 mL 0.1 mol/L醋酸溶液中加入蒸馏水，将其稀释到1 L后，下列说法中正确的是 A．的电离常数增大 B．增大 C．增大 D．减小 【答案】C 【分析】醋酸溶液加入蒸馏水稀释时，溶液中醋酸、醋酸根离子和氢离子浓度减小，温度不变，醋酸的电离常数和水的离子积常数不变。 【解析】A．由分析可知，醋酸溶液稀释时，温度不变，电离常数不变，A错误； B．由分析可知，醋酸溶液稀释时，溶液中醋酸浓度减小，B错误； C．由分析可知，醋酸溶液稀释时，溶液中氢离子浓度减小，水的离子积常数不变，则溶液中氢氧根离子浓度增大，C正确； D．由电离常数可知，溶液中：=，由分析可知，醋酸溶液稀释时，溶液中醋酸根离子浓度减小，电离常数不变，则溶液中和的值增大，D错误； 故选C。 2．下列反应属于物质发生电离的是 A． B． C． D． 【答案】D 【解析】A．该反应是的水解反应，不是电离，A错误； B．该反应是金属镁与水的置换反应，不是电离，B错误； C．该反应是与水的结合反应，属于水合过程，不是电离，C错误； D．该反应是在水溶液中电离出和，以形式存在，属于电离过程，D正确； 故答案选D。 3．时，在由水电离出的溶液中，一定能大量共存的离子组是 A． B． C． D． 【答案】C 【分析】时，在由水电离出的溶液中，可能为强酸性溶液，也可能为强碱性溶液； 【解析】A．在酸性条件下与H+反应生成CO2和H2O，在碱性条件下与氢氧根离子反应生成碳酸根离子，不能大量共存；S2-在酸性条件下与H+反应生成H2S，不能大量共存，A不符合题意； B． Fe3+在碱性条件下生成Fe(OH)3沉淀，不能在碱性溶液中大量共存，B不符合题意； C．在强酸性或强碱性条件下均不发生反应，能大量共存，C符合题意； D．Mg2+在碱性条件下生成Mg(OH)2沉淀，在碱性条件下与OH-反应生成NH3和H2O，不能在碱性溶液中大量共存；ClO-在酸性条件下生成弱酸HClO，不能大量共存，D不符合题意； 故选C。 4．水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：，下列叙述错误的是 A．向水中加入少量溶液，水的电离平衡逆向移动，增大 B．向水中加入少量固体，水的电离程度减小，增大 C．向水中加入少量，水的电离平衡逆向移动，溶液的增大 D．向水中加入少量固体，溶液呈中性，水的电离平衡不移动 【答案】C 【解析】A．NaOH提供OH-，使平衡逆向移动，c(OH-)增大，A正确； B．NaHSO4电离出H+，抑制水的电离，c(H+)增大，B正确； C．CH3COOH增加H+浓度，pH减小，而非增大，C错误； D．KCl不改变H+和OH-浓度，平衡不移动，D正确； 答案选C。 5．用0.1000 mol/LHCl溶液滴定锥形瓶中未知浓度的NaOH溶液，下列说法不正确的是 A．滴定管使用前要检查活塞是否漏水 B．下端带有乳胶管和玻璃球的滴定管为碱式滴定管 C．用甲基橙做指示剂，滴定终点时溶液由黄色变为橙色且半分钟内不变色 D．量取NaOH溶液的滴定管用蒸馏水清洗后未用待测碱液润洗会使测定结果偏高 【答案】D 【解析】A．滴定管使用前必须检查是否漏水，以确保测量准确性，A正确； B．碱式滴定管通过乳胶管和玻璃球控制流速，通常盛装碱性溶液，B正确； C．甲基橙的变色范围为pH 3.1（红色）至4.4（黄色），用HCl滴定NaOH时，终点pH突降至酸性，溶液由黄色变为橙色（过渡色），且半分钟内不恢复，C正确； D．未润洗碱式滴定管（量取NaOH溶液）会稀释NaOH溶液，导致实际量取的NaOH物质的量减少，所耗HCl溶液体积偏小，会使测定的NaOH溶液浓度偏低，D不正确； 故选D。 6．常温下，pH=5的稀硫酸，下列叙述正确的是 A．加水稀释该溶液，溶液中和的物质的量浓度之比始终为2：1 B．该溶液中水电离出的 C．该溶液与的溶液中水的电离程度相同 D．向该溶液中加入等体积为9的氨水充分反应后，溶液呈中性 【答案】B 【解析】A．硫酸为强酸，在稀溶液中视为完全电离，溶液中c(H+)来源于硫酸的电离和水的电离，而只来源于硫酸的电离，溶液中存在电荷守恒：c(H+)=2c()+c(OH-)，故溶液中c(H+):c()始终大于2:1，A错误； B．pH=5的稀硫酸中，H+主要来自硫酸，水的电离被抑制，此时水电离的H+浓度等于溶液中的OH-浓度，即10-9 mol/L，B正确； C．硫酸溶液中水的电离被抑制，水电离的H+浓度为10-9 mol/L，而NH4Cl溶液中水解促进水的电离，水电离的H+浓度为10-5 mol/L，两者水的电离程度不同，C错误； D．pH=5的硫酸中H+浓度为10-5 mol/L，pH=9的氨水中OH-浓度为10-5 mol/L，但氨水为弱碱，其浓度远高于10-5 mol/L，等体积混合后氨水过量，溶液呈碱性，D错误； 故答案为B。 7．下列事实与盐类水解的应用无关的是 A．用热纯碱溶液洗涤餐具表面油污 B．配制溶液要加入铁粉 C．可用CuO除去溶液中混有的杂质 D．向中加入大量的水，同时加热，可以制备纳米材料 【答案】B 【解析】A．纯碱（Na2CO3）水解使溶液呈碱性，加热促进水解，增强去污能力，与盐类水解有关，A不符合题意； B．配制FeSO4溶液时加入铁粉是为了防止Fe2+被氧化为Fe3+，属于抗氧化措施，与水解无关，B符合题意； C．CuO与FeCl3水解产生的H+反应，促进Fe3+水解生成Fe(OH)3沉淀，通过调节pH实现除杂，与水解有关，C不符合题意； D．TiCl4水解生成TiO2和HCl，加热促进水解以制备TiO2纳米材料，与水解有关，D不符合题意； 故答案选B。 8．常温下，下列说法不正确的是 A．0.01 mol·L-1的某一元酸溶液的pH可能≥2 B．pH=3的盐酸跟pH=11的烧碱等体积混合后，pH一定等于7 C．pH=2的HA溶液与0.01 mol·L-1的NaOH溶液等体积混合，不一定能恰好中和 D．相同条件下，体积相同、pH相同的盐酸和醋酸分别跟足量的锌反应，能生成等量的H2 【答案】D 【解析】A．对于一元酸，若为强酸，0.01 mol·L-1溶液的pH=2；若为弱酸，由于电离不完全，<0.01 mol·L-1，pH>2，因此pH可能≥2，A正确； B．盐酸（强酸）pH=3，=10-3mol·L-1；烧碱（NaOH，强碱）pH=11，=10-3 mol·L-1。等体积混合时，H+与OH-物质的量相等，恰好中和生成中性溶液，pH=7，B正确； C．pH=2的HA溶液=0.01 mol·L-1。若HA为强酸，浓度=0.01 mol·L-1，与0.01 mol·L-1NaOH等体积混合可恰好中和；若HA为弱酸，浓度>0.01 mol·L-1，等体积混合时酸过量，不能恰好中和。因此不一定能恰好中和，C正确； D．pH相同则相同，体积相同则初始H+物质的量相同。但盐酸（强酸）浓度=，醋酸（弱酸）浓度>。与足量锌反应时，酸的总物质的量决定H2产量：醋酸总酸量更大，能生成更多H2，故不能生成等量H2，D错误； 故答案选D。 9．下列有关AgCl沉淀溶解平衡的说法中，正确的是 A．升高温度，AgCl沉淀的溶解度增大 B．AgCl沉淀溶解达到平衡时，Ag+和Cl-浓度一定相等且保持不变 C．向AgCl饱和溶液中加水，AgCl的溶解度和Ksp均增大 D．向AgCl悬浊液中加入NaCl固体，AgCl的溶解度增大 【答案】A 【解析】A．AgCl的溶解过程是吸热过程，升高温度，溶解平衡正向移动，溶解度增大，说法正确，A符合题意； B．AgCl溶解达平衡时，，但二者浓度不一定相等，即若溶液中有其他含或的物质，浓度会不等，且“保持不变”需在外界条件稳定时成立，说法错误，B不符合题意； C．溶解度和均只与温度有关，向饱和溶液中加水，温度不变，故溶解度和均不变，说法错误，C不符合题意； D．向AgCl悬浊液中加入NaCl固体，增大，溶解平衡逆向移动，AgCl的溶解度减小，说法错误，D不符合题意； 故选A。 10．常温下，的沉淀溶解曲线如图所示。已知：(的溶解度小于，代表或）。下列叙述正确的是 A．曲线Ⅰ代表 与 关系 B．常温下，的数量级为 C．M点对应的溶液可能是的过饱和溶液 D．的平衡常数 【答案】D 【解析】A．CaF2的溶解度小于BaF2，则图像上取相同的横坐标，即c(F⁻)相同时， 应更小， 更大，所以曲线Ⅰ代表 与 关系，则曲线Ⅱ代表 与-lgc(F⁻)关系，A错误； B．取曲线Ⅱ中 b点数据可计算： 数量级为 B错误； C．M点对应的溶液中 即M点是 BaF2 的不饱和溶液，C错误； D．取曲线Ⅰa点数据计算： D正确； 故选D。 提升专练 11．向1 L 1 mol·L-1 H2SeO3溶液中逐滴加入1 L 2 mol·L-1 NaOH溶液，忽略反应过程中的温度变化。已知25℃时，亚硒酸(H2SeO3)的电离平衡常数：Ka1=2.7×10-3、Ka2=2.5×10-7，下列有关说法正确的是 A．反应过程中，一定增大 B．反应过程中，水的电离程度先增大后减小 C．常温下，NaHSeO3溶液呈酸性 D．Na2SeO3溶液中， 【答案】C 【解析】A．反应过程中，H2SeO3首先被中和生成，此时增大，但继续加入NaOH，会与NaOH进一步反应生成，此时减小，A错误； B．反应过程中，H2SeO3逐渐转化为，再转化为，水的电离程度逐步增大，因NaOH与H2SeO3刚好完全反应，无过量强碱抑制电离，所以水的电离程度始终增大，B错误； C．常温下，NaHSeO3溶液中，Ka2=2.5×10-7，Kh2==≈3.7×10-12＜2.5×10-7，电离程度大于水解程度，所以溶液中以电离为主，溶液呈酸性，C正确； D．Na2SeO3溶液中，依据物料守恒，，D错误； 故选C。 12．某温度下，向的一元弱酸HA溶液中逐滴加入等浓度的NaOH溶液，溶液随pH的变化关系如图所示。下列说法正确的是 A．M点：溶液呈碱性 B．Q点： C．水的电离程度：M点Q点 D．N点一定存在： 【答案】B 【解析】A．M点的，说明溶液中，因此溶液呈酸性，而非碱性，A错误； B．Q点的，说明溶液中；根据电荷守恒式，代入，可以直接推导出，B正确； C． M点溶液呈酸性，溶质为和，HA电离出的对水的电离抑制程度更大；Q点溶液呈中性，溶质仍为和，水的电离受到的抑制作用和促进作用抵消，因此水的电离程度是Q点大于M点，C错误； D．是物料守恒关系式，仅在加入的NaOH与初始HA的物质的量相等时（即滴定终点）成立。N点是碱性区域的一个任意点，不一定是滴定终点，故该等式不一定成立，D错误； 故答案选B。 13．常温下，下列关于电解质溶液的说法正确的是 A．的溶液与的溶液等体积混合后，溶液呈碱性 B．向溶液中滴加少量稀盐酸，减小 C．溶液与氨水等体积混合()，则 D．向、的饱和溶液中加入少量，溶液中增大 【答案】C 【解析】A．CH3COOH为弱酸，pH=3的CH3COOH溶液，c(CH3COOH)>10-3mol/L，pH=11的NaOH溶液，c(NaOH)=10-3mol/L，等体积混合后醋酸过量，溶液呈酸性，故A错误； B．向Na2CO3溶液中加少量稀盐酸，不变，c(H+)增大，所以增大，故B错误； C．0.1 mol/L NH4Cl与0.1 mol/L氨水等体积混合后，pH>7，说明氨水电离程度大于水解，所以c()>c(Cl-)，故C正确； D．AgCl和AgBr的饱和溶液中，，Ksp仅受温度影响，加入AgNO3后比值不变，故 D错误； 选C。 14．常温下，等物质的量浓度的下列五种溶液：①CH3COOH  ②CH3COONH4  ③NaHSO4  ④NaHCO3  ⑤Ba(OH)2，溶液的pH值由大到小排列正确的是 A．⑤④②①③ B．⑤④②③① C．⑤④③②① D．②④⑤①③ 【答案】A 【解析】①CH3COOH为弱酸，部分电离，溶液呈酸性，pH＜7；②CH3COONH4溶液中CH3COO-、的水解程度相近，该溶液近似中性，pH≈7；③NaHSO4 为强碱强酸酸式盐，溶液呈强酸性，pH＜7且小于①溶液；④NaHCO3 为强碱弱酸酸式盐，的水解程度大于电离程度，溶液呈碱性，pH＞7；⑤Ba(OH)2为强碱，溶液呈强碱性，pH＞7，且大于④溶液；所以这几种溶液的pH由大到小顺序是⑤④②①③，故答案为：A。 15．25℃时，有关物质电离常数/溶度积常数的数值如下表所示： 化学式 或 下列说法正确的是 A．等物质的量浓度的和溶液，pH值前者小于后者 B．少量通入NaClO溶液中，发生反应： C．同一溶液中，当时，则溶液为酸性 D．将过量固体投入溶液中后，溶液中 【答案】D 【解析】A．H2CO3的小于H2SO3的，酸的酸性越小，对应盐溶液的水解程度越大，故Na2CO3溶液的pH更高，A错误； B．由电离常数表格可知，酸性：H2CO3>HClO>，根据“强酸制弱酸”，少量通入NaClO溶液中，发生反应：，B错误； C．由电离常数表格可知，，当=时，pH=pKa2≈7.22，溶液呈弱碱性，C错误； D．在0.1 mol/L Na2CO3溶液中，可近似认为，BaCO3的Ksp=2.6×10-9，则c(Ba2+)==2.6×10-8 mol/L，计算正确，D正确； 故选D。 16．草酸钙是连接植物学、医学和化学的一个关键物质。它是植物的“盔甲”，也是人类最常见的肾结石的“元凶”。其核心特性是低溶解度。现将草酸钙固体溶于不同初始浓度的盐酸中，平衡时部分组分的关系如图。已知草酸，。下列说法正确的是 A．线Ⅱ代表与的关系 B．任意下均有 C．的平衡常数为 D．时，溶液的 【答案】D 【分析】依先后，定曲线：将草酸钙固体溶于盐酸的过程中，存在三个转化平衡，，，。随着的增大，以上三个平衡均正向移动，且由于是弱酸，当时，有，故曲线Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ分别代表、、。 【解析】A．通过上述分析，线Ⅲ代表与的关系，A错误； B．将草酸钙[Ca(C2O4)]固体溶于不同初始浓度的盐酸中，存在物料守恒：，B错误； C．时，，，，，，由图可知时，，则，的平衡常数，C错误； D．时，，而 ，则 pH=1.3，D正确； 故选D。 17．完成下列问题。 (1)室温下，取一定量的冰醋酸(熔点为16.6℃)做导电性实验，测得其电导率随加入的水量变化如图所示(忽略温度影响)，回答： ①：a b。(填“>”“<”或“=”，下同) ②：a b。 ③醋酸的电离程度：a b。 ④醋酸的电离常数：a b。 (2)室温下，三种弱酸的电离常数如下： 酸 HF HClO 电离常数 ①浓度均为的HF和，较大的是 。 ②的溶液，水电离出来的氢离子浓度是 mol／L。 ③结合电离常数相关数据判断反应：进行的程度较大，其理由是 。 (3)已知HA为一元弱酸，常温下向溶液中，滴加溶液，溶液中HA、的物质的量分数随溶液pH变化的曲线如下图所示(忽略反应中的温度变化)，回答： ①HA的电离常数 。 ②溶液的 。 ③若加水稀释溶液，下列数值增大的是 (填序号)。 a．    b．    c．    d． 【答案】(1) < < < = (2) 1×10-11 平衡常数K=，平衡常数大 (3) 10-9 5 ab 【解析】（1）①溶液的导电性与离子浓度、离子所带电荷数正相关，电导率越大，说明氢离子浓度越大，pH越小，所以：a<b。 ②a、b两点醋酸的物质的量相等，根据“越稀越电离”，b点醋酸的电离度大于a，所以：a<b。 ③根据“越稀越电离”，醋酸的电离程度：a<b。 ④电离常数只与温度有关，与浓度无关，所以醋酸的电离常数：a=b。 （2）①温度相同时，电离常数越大，酸性越强，pH越小，浓度均为的HF和，较大的是。 ②的溶液，c(H+)=1×10-3mol/L，c(OH-)=1×10-11mol/L，醋酸溶液中氢氧根离子全部来自水的电离，则水电离出来的氢离子浓度是1×10-11mol／L。 ③反应的离子方程式为 ，平衡常数K=，平衡常数大，所以进行的程度较大。 （3）①根据图像c(HA)=c()时pH=9，HA的电离常数。 ②设溶液中氢离子浓度为xmol/L，，所以5。 ③a．加水稀释溶液，c(H+)减小，则增大，故选a； b．加水稀释溶液，Ka=不变，c(H+)减小，则增大，故选b；    c．Kw=，加水稀释溶液，Kw不变，即不变，故不选c；   d．，温度不变Ka和Kw均不变，所以不变，故不选d； 选ab。 18．物质在水中可能存在电离平衡、盐的水解平衡和沉淀溶解平衡。根据题意回答以下问题。 (1)在海洋碳循环中，碳酸氢根与钙离子通过如图所示的途径发生反应从而实现固碳。写出钙化作用的离子方程： 。 (2)25℃时，溶液中、、三种粒子总浓度中所占分数随溶液pH的变化关系如图。 的 ；NaHA溶液的pH 7（填“>”“<”或“=”）。 (3)等浓度的①、②、③、④、⑤氨水五种溶液中：由大到小的顺序为 （填序号）。 (4)常温下，用0.1mol/L NaOH溶液滴定体积为20.00mL 0.1mol/L的HA溶液，滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的滴定曲线如下图。 ①本实验选用的指示剂是 （填“甲基橙”、“酚酞”或“石蕊”）。 ②实验测得a点溶液的pH=2.8，则由水电离出来的 mol/L。 ③下列说法正确的是 。 A．HA的电离平衡常数： B．b点溶液中： C．c点溶液中： D．溶液中水的电离程度：d>c>b>a (5)常温下，易与溶液中的形成沉淀。若溶液中的，，为避免有FeS沉淀生成，应控制溶液pH不大于 （已知：25℃时，的电离平衡常数，，FeS的）。 【答案】(1) (2) > (3)①>②>④>③>⑤。 (4) 酚酞 B (5)8 【解析】（1）由图可知，钙化作用的离子方程式为：。 （2）随着pH的增大，H2A浓度下降，HA-先增大后下降，A2-的浓度随着HA-浓度下降而增大，则左侧两条相交的线中下行的是H2A，上行的是HA-，右侧两条相交的线中上行的是A2-，下行的是HA-，25℃时，当c(HA-)=c(A2-)时， 的=c(H+)=10-13；c(HA-)=c(H2A)时， =c(H+)=10-7， =10-7＞Ka2，则NaHA溶液中，水解程度大于电离程度，pH＞7。 （3）等浓度的①、②、③、④、⑤氨水五种溶液中，⑤氨水是弱电解质溶液、铵根离子浓度最小；由电离出的铵离子数目可知，②、③、④小于①，同浓度的铵离子水解程度相同、但②中电离出的氢离子抑制铵离子水解，则②溶液中铵离子大于③、④，③中醋酸根和铵离子相互促进水解，则④溶液中的铵离子比③大，由大到小的顺序为①>②>④>③>⑤。 （4）①由图知，0.1mol/L的HA溶液pH=2.8，则HA是弱酸，恰好中和时生成NaA是强碱弱酸盐，水解呈碱性，故本实验选用的指示剂是酚酞。 ②酸抑制水的电离，则溶液中水电离出的OH−浓度等于溶液中水电离出的氢离子浓度，都代表了水的电离程度，实验测得a点溶液的pH=2.8，则由水电离出来的。 ③A．，HA的电离平衡常数：，A错误； B．b点溶液为等物质的量的HA与NaA的混合溶液，存在电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)，根据物料守恒，则：c(A-)+c(HA)=2 c(Na+)，二式合并可得，B正确； C．c点溶液NaOH与HA溶液恰好中和，为NaA的溶液，NaA是强碱弱酸盐，完全电离产生钠离子和A-离子，能微弱水解呈碱性，则，C错误； D．如图，a、b、c、d四点中，c点对应的溶液为NaA的溶液，d点氢氧化钠溶液过量，a、b点HA过量，酸或碱抑制水的电离，强碱弱酸盐促进水的电离，故水的电离程度最大的点是c点，D错误； 选B。 （5）常温下，易与溶液中的形成沉淀。若溶液中的，饱和FeS中c (S2-)=，，，mol/L，则为避免有FeS沉淀生成，应控制溶液pH不大于8。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $