专题3 水溶液中的离子反应（知识清单）化学苏教版选择性必修1

该高中化学知识清单系统梳理“水溶液中的离子反应”专题，涵盖弱电解质电离平衡、溶液酸碱性、盐类水解、沉淀溶解平衡四大单元，构建从基础概念辨析到平衡原理应用再到实验探究的递进式学习支架。 清单通过表格对比（如强弱电解质分类表）、实例分析（如电离平衡影响因素表格）和15个易错点辨析模块呈现知识体系，培养科学思维与科学探究能力。设计“酸碱中和滴定误差分析表”“沉淀转化实验步骤”等实用工具，标注三星重难点（如离子浓度比较），助力学生自主突破难点，教师可精准设计教学活动提升课堂效率。

专题3 水溶液中的离子反应 第一单元 弱电解质的电离平衡 一、强电解质和弱电解质 1．电解质和非电解质 电解质 非电解质 定义 在_______中或______________下能导电的_______ 在水溶液中和熔融状态下都不能导电的_______ 类别 酸、碱、盐、活泼金属氧化物和水等 多数有机化合物、非金属氧化物(水除外)和氨等 本质区别 在水溶液中或熔融状态下_______产生自由移动的离子 在水溶液中或熔融状态下_______产生自由移动的离子 相同点 均为_______ 2．强电解质和弱电解质 根据电解质在水溶液中的______________，可把电解质分为强电解质和弱电解质。 (1)强电解质是在水溶液中______________的电解质。常见的强电解质有_______、_______和大部分_______。 (2)弱电解质是在水溶液中______________的电解质。常见的弱电解质有_______、_______和_______。 (3)常见的强电解质 强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。 强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。 大部分盐，包括难溶性盐，如BaSO4、CaCO3等。 (4)常见的弱电解质 弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH(或其他有机酸)、HNO2、HCN、H2SiO3等。 弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。 (3)常见的非电解质 ①包括CO、NO、SiO2及CH4和其他烃类、乙醇和其他醇类、酯类、葡萄糖、蔗糖等。 ②本身在水溶液中不能电离，但与水反应生成电解质的，如CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5、NH3等。 3．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_______电离，其电离方程式用“===”表示。如： H2SO4：H2SO4=______________； Na2CO3：Na2CO3=______________； Ba(OH)2：Ba(OH)2=______________。 (2)弱电解质的电离方程式 ①弱电解质的电离过程是_______的，其电离方程式用“”表示。如： CH3COOH：CH3COOH______________； NH3·H2O：NH3·H2O______________。 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。 如H2CO3的电离方程式：H2CO3______________、HCO3-______________。 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。 如Fe(OH)3的电离方程式是：Fe(OH)3______________。 4．影响溶液导电性的因素 (1)电解质溶液的导电原理 电解质在溶液中电离成______________的阴、阳离子，在电源(电场)的作用下沿某一方向_______移动，形成电流。 (2)影响溶液导电性的因素 ①离子的浓度：离子的浓度越大，导电性越_______。 ②离子所带的电荷：离子所带的电荷越多，导电性越_______。 二、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的概念 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到______________时，弱电解质分子电离成离子与离子结合成弱电解质分子的_______相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生_______的状态。 2．电离平衡的特征 (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_____________________速率相等。 (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：弱电解质本身的_______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_______。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡_______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_______移动；加入NaOH，电离平衡_______移动。 ⑤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_______。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_______与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)_______，电离平衡_______移动。 (3)实例分析： 以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。 电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。 影响因素 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) pH 导电能力 升温(不考虑挥发) _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加冰醋酸 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加水稀释 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加CH3COONa固体 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 通HCl气体 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加NaOH固体 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加金属Zn _______ _______ _______ _______ _______ _______ 三、电离平衡常数和电离度 1．电离平衡常数的表示方法 (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。如： CH3COOH电离常数的表达式：Ka=_____________________； NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=______________。 (2)多元弱酸的分步电离 H2CO3、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，如： H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，所以Ka1＝______________，Ka2＝______________。 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，所以其酸性主要决定于第_______步电离。 2．电离平衡常数的意义 电离平衡常数越大，表示该弱电解质电离程度_______，弱酸的酸性_______，弱碱的碱性_______。 3．电离平衡常数的影响因素 电离平衡常数只与电解质本身的_______和_______有关，与浓度_______。 由于电离是_______的，所以电离平衡常数随着温度的升高而_______。 4．电离度 (1)弱电解质的电离度α可表示为：α＝_____________________×100% (2)电离度与电离平衡常数的关系 在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度_______，而电离度与初始浓度_______。 一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度_______；弱电解质溶液的浓度越小，电离度_______。 5．电离平衡常数的应用 (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)_______。 (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_______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_______。 6．电离平衡常数与电离度的有关计算 电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是_______浓度。 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2 α= 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。 四、水的电离平衡 1．水的电离 (1)水是一种_______的电解质。 (2)水的电离为_______过程，自身电离示意图如下： 电离方程式：H2O＋H2O______________；简写为：H2O_____________________。 2．水的离子积常数： (1)水的电离平衡常数表达式为K=______________。 纯水和稀溶液中c(H2O)视为常数，则c(H＋)·c(OH－)＝K·c(H2O)为新的常数，用Kw表示。 (2)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。 (3)KW及影响因素： a．25 ℃时：KW=______________。 b．水的电离是______________的可逆过程，故温度升高，KW_______。 c．水的离子积常数只受_______的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。 3．有关水的离子积常数的计算 (1)常温下，水的离子积常数Kw＝______________，则纯水中c(H＋)是______________mol·L－1。 若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－4 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为______________mol·L－1。 若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为______________mol·L－1。 (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。 若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为______________mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=______________mol·L－1。 若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为______________mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=______________mol·L－1。 4．影响水的电离平衡的因素 (1)温度：水的电离_______过程，温度升高，会_______水的电离，水的电离程度_______，KW_______。 (2)酸碱效应： ①外加酸，c(H＋)_______，_______水的电离，水的电离程度_______，Kw_______。 ③外加碱，c(OH－)_______，_______水的电离，水的电离程度_______，Kw_______。 (3)化学反应：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_______。 (4)弱酸根离子或弱碱离子： ①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。 ②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-)_______，溶液呈_______性。 (5)实例分析：在常温下，改变下列条件，分析条件的改变对水的电离平衡H2OH＋＋OH－的影响，填写下表： 改变条件 电离平衡 移动方向 溶液中 c(H＋) 溶液中 c(OH－) pH 溶液的 酸碱性 Kw 升高温度 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加入酸 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加入碱 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加入活泼金属(如Na) _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加入CH3COONa(s) _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加入NH4Cl(s) _______ _______ _______ _______ _______ _______ 第二单元 溶液的酸碱性 一、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性的判断标准是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小，其具体关系为： c(H＋)与c(OH－) 相对大小 c(H＋)的范围(25 ℃) 中性溶液 c(OH－)_______c(H＋) c(H＋)_______1.0×10－7 mol·L－1 酸性溶液 c(OH－)_______c(H＋) c(H＋)_______1.0×10－7 mol·L－1 碱性溶液 c(OH－)_______c(H＋) c(H＋)_______1.0×10－7 mol·L－1 2．溶液的pH (1)定义 pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝______________。 (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_______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_______≤pH≤_______。 3．溶液酸碱性的测定方法 (1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围： 指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 红色←5.0紫色8.0→蓝色 酚酞 无色←8.2粉红色10.0→红色 甲基橙 红色←3.1橙色4.4→黄色 (2)利用pH试纸测定，使用的正确操作为将pH试纸放在______________上，用______________或滴管蘸取少量溶液，滴在试纸的中央，然后迅速与______________对照。 (3)利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。 二、溶液pH的计算和酸碱溶液稀释后pH的变化规律 1．单一溶液的pH计算 (1)c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)，c(H＋)＝_______ mol·L－1；pH＝______________ (2)c 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。 3．酸、碱溶液稀释后的pH变化规律 (1)强酸或弱酸溶液的稀释问题 ①对于pH＝a的强酸溶液，每稀释10n倍，强酸的pH就增大_______个单位，即pH＝_______； ②对于pH＝a的弱酸溶液，由于稀释过程中，弱酸还会继续电离，故弱酸的pH范围是_______<pH<_______(其中a＋n<7)； ③酸溶液无限稀释，pH只能无限接近于_______，不能_______7。如图Ⅰ所示。 (2)强碱或弱碱溶液的稀释问题 ①对于pH＝b的强碱溶液，每稀释10n倍，强碱的pH减小_______个单位，即pH_______(其中b－n>7)； ②对于pH＝b的弱碱溶液，由于稀释过程中，弱碱还会继续电离，故弱碱的pH范围是_______<pH<_______(其中b－n>7)； ③碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于_______，不能_______7。如图Ⅱ所示。 4．一元酸的溶液稀释时pH的变化图像 (1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，醋酸的pH_______ 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水_______ (2)相同体积、相同pH的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，盐酸的pH_______ 加水稀释至相同的pH，醋酸加入的水_______ 三、酸碱中和滴定 1．酸碱中和滴定原理 (1)利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。 其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为______________，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为______________。 (2)酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－===H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是n(H＋)_______n(OH－)；若用参加反应的c(H＋)、c(OH－)来表示，其关系式为_____________________，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝______________；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝______________。由c(H＋)、c(OH－)可分别求出相应酸、碱的浓度。 2．主要仪器 (1) 酸碱中和滴定所用的主要仪器是______________和______________。 (2)滴定管 ①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。 酸式滴定管用于盛放_______性或_______性溶液，碱式滴定管用于盛放_______性溶液。 ②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由______________制成；若溶液中的物质见光易分解，可用_______色滴定管盛放。 ③滴定管的上都标有______________、______________、_______；滴定管的精确读数为______________。 3．滴定管的使用方法 (1)检查：使用前先检查滴定管活塞是否_______。 (2)润洗：在加入酸、碱液之前，应使用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁_______次。 (3)装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管0刻度线以上______________处。 (4)排气泡：酸式滴定管快速打开活塞冲走气泡，碱式滴定管将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃球，赶走气泡，使滴定管尖嘴部分______________。 (5)调液面：调整管中液面至“_______”或“_______”刻度以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在______________上。 (6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视_____________________的变化。滴定过程中，滴加速度______________，接近终点时，应逐渐_______滴加速度。 (7)终点的判断：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且______________不变色，即为滴定终点。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为______________。 4．中和滴定曲线和pH突变 (1)中和滴定曲线和pH突变 在酸、碱中和滴定过程中，在接近滴定终点时溶液的pH有一个突变过程，在此范围内，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，所以即使酚酞、甲基橙的变色不在恰好中和的pH＝7的点上，但体积差距很小，可以忽略不计。 (2)中和滴定终点的判断 判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其______________，常选用的指示剂是_______或______________，而不用石蕊试液的原因是石蕊试液颜色变化不明显。 (3)指示剂的选择 对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。 指示剂 酸色 中间色 碱色 变色的pH范围 甲基橙 _______ _______ _______ 3.1 ~ 4.4 甲基红 _______ _______ _______ 4.4 ~ 6.2 酚酞 _______ _______ _______ 8.2 ~ 10.0 (4)指示剂的选择和滴定终点的判断 ①指示剂的选择： 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______________；碱滴定酸，选_______。 ②滴定终点的判断(以NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸为例)： 若用酚酞作指示剂，当滴入最后半滴NaOH溶液时，溶液的颜色由_______色突变为_______色，且半分钟内不褪色，说明达到滴定终点。 若用甲基橙作指示剂，当滴入最后半滴NaOH溶液时，溶液的颜色由_______色变为_______色，且半分钟内不变为原色，说明达到滴定终点。 四、酸碱中和滴定实验及误差分析 1．测定未知浓度盐酸的物质的量浓度 (1)实验仪器和药品 仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶 药品：0.1000mol·L-1NaOH溶液，未知浓度的盐酸、酚酞、蒸馏水 (2)实验步骤 ①准备阶段： 滴定管：_______→_______→_______→_______→______________(赶气泡)→记读数 锥形瓶：_______→______________→______________→______________ ②滴定阶段： 滴定：左手控制______________，右手摇动______________，眼睛注视____________________________。 ③终点判断：溶液由_______色变为_______色，且____________________________，视为滴定终点。记录消耗标准液的体积。 ④计算结果：求出三次测定数值的______________，计算待测盐酸的物质的量浓度。若几次测定结果相差较大，应____________________________。 2．酸碱中和滴定误差分析 (1)酸碱中和滴定误差产生的原因 ①操作失误产生的误差 ②药品误差(变质或混有杂质) ③读数误差 (2)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。 (3)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) _______ _______ (4)读数误差可以用画图的形式来理解和记忆。如开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，如图Ⅰ；开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，如图Ⅱ。 第三单元 盐类的水解 一、盐类水解的原理 1．盐类水解的概念 在水溶液中盐电离产生的______________或______________跟水电离出来的_______或_______结合生成______________的反应。 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_______或_______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_______热反应。 (2)一般情况下，盐类水解程度______________。 (3)符合化学平衡移动的原理。 4．盐类水解的规律 (1)有弱才水解——必须含有______________或_______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_______，此即“越弱越水解”规律。 5．盐类水解反应离子方程式的书写 (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： NaClO：ClO－＋H2O_____________________。 (NH4)2SO4：NH＋H2O_____________________。 (2)多元弱酸根离子的水解_______进行，以第_______步为主。如： Na2CO3：CO＋H2O_____________________、HCO＋H2O_____________________。 (3)多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，要求一步写到底。如AlCl3：Al3＋＋3H2O______________。 (4)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－＋H2OCH3COOH＋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===_____________________。 二、盐的性质与盐的水解平衡常数 1．盐的性质 主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就_______(越弱越水解)。 填写下表： 序号 0.1mol·L-1盐溶液 水解的离子方程式 对应的弱酸 Ka ① NaClO ClO-+H2O______________ HClO 3.0×10-8 ② CH3COONa CH3COO-+H2O______________ CH3COOH 1.8×10-5 ③ NaNO2 NO2-+H2O______________ HNO2 4.6×10-4 以上3种盐的水解程度由大到小的顺序是①_______②_______③，溶液的pH大小顺序是①______②______③。 2．水解平衡常数Kh (1)水解平衡常数(Kh)表达式 水解反应A-+H2OHA+OH-的平衡常数表达式为：Kh =______________。 HA的电离平衡常数表达式为：Ka =______________。 Kh与Ka和KW的关系：Kh=_______。 (2)盐的水解程度与盐的相对应的弱酸或弱碱的强弱的关系： 根据Kh与Ka和KW的关系，一定温度下，Kh 与Ka 呈反比，即： 盐的相对应的弱酸或弱碱越弱，盐的水解程度_______；反之，盐的相对应的弱酸或弱碱越强，盐的水解程度_______。 (3)意义：Kh数值越大，水解程度_______。 (4)影响因素：Kh只受_______影响。温度升高，Kh_______。 3．盐的水解常数(Kh)的应用 (1)判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小) 由于Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液中离子水解程度_______，对应盐溶液碱性或酸性越_______(即越弱越水解)。 (2)判断酸式盐的酸碱性 ①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离，不水解，溶液呈_______性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 ②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡，电离平衡：HA－H＋＋A2－，水解平衡：HA－＋H2OH2A＋OH－，溶液的酸碱性取决于HA－的电离程度和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。 如：a.常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，则HCO的电离程度小于水解程度，即Ka2＜，所以NaHCO3溶液呈_______性。类似的离子还有HS－、HPO。 b．常温下，H2SO3的电离常数Ka1＝1.54×10－2，Ka2＝1.02×10－7，则HSO的电离程度大于水解程度，即Ka2＞，所以NaHSO3溶液呈_______性。类似的离子还有H2PO。 (3)判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性 混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。 ①当Ka(HX)>Kh(X－)时，HX的电离程度大于X－的水解程度，混合液呈_______性。 ②当Kh(X－)>Ka(HX)时，X－的水解程度大于HX的电离程度，混合液呈_______性。 2．二元弱酸对应盐的水解常数 H2CO3的电离常数分别为Ka1、Ka2，则 Na2CO3溶液：CO＋H2OHCO＋OH－ Na2CO3的水解常数：Kh＝＝＝。 NaHCO3溶液：HCO＋H2OH2CO3＋OH－ NaHCO3的水解常数：Kh＝＝＝。 三、外界因素对盐类水解的影响 1．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。 2．实例分析 以0.1mol·L-1FeCl3溶液为例，FeCl3溶液水解的离子方程式为Fe3++3H2O______________。请填写下表。 影响因素 溶液颜色 移动方向 c(H+) n(H+) 水解程度 加热 _______ _______ _______ _______ _______ 加入盐酸 _______ _______ _______ _______ _______ 加入NaOH _______ _______ _______ _______ _______ 加水 _______ _______ _______ _______ _______ 加入FeCl3 _______ _______ _______ _______ _______ 加入NH4Cl _______ _______ _______ _______ _______ 加入NaHCO3 _______ _______ _______ _______ _______ 四、盐类水解的应用 1．【实验探究】盐类水解的应用实验 【实验1】Al2(SO4)3饱和溶液与NaHCO3饱和溶液混合。 实验现象：剧烈反应，有______________生成，有大量_______产生。 实验原理：Al3+和HCO3-分别与水电离出的OH-和H+反应，两者相互促进使水解反应正向进行，使Al3+和HCO3-最终水解完全。离子方程式为：Al3++3HCO3-=_____________________。 【实验2】明矾净水原理 实验现象：带有悬浮颗粒的水变_______。 实验原理：明矾电离出的Al3+水解生成Al(OH)3胶体，离子方程式为：Al3++3H2O______________，Al(OH)3胶体能吸附水中微小的悬浮颗粒，使它们聚集在一起形成较大的颗粒沉降下来，从而除去水中悬浮的杂质。 加入少量NaHCO3，可以_______氢氧化铝胶体的生成，增强明矾的净水能力。 2．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-+H2O_____________________，NaHCO3的水解方程式为HCO3-+H2O_____________________，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，采取的措施是将Na2S固体溶解在_______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_______， 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：CO32-+H2O_____________________。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。 3．盐类水解原理在科学研究中的应用 应用 举例 判断溶液的酸碱性 如FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 配制或贮存易水解 的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解；贮存Na2CO3、Na2SiO3溶液时，不能用磨口玻璃塞，应用带有橡胶塞的试剂瓶 胶体的制取　 制取Fe(OH)3胶体的反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 制备某些无水盐 将某些挥发性酸对应的弱碱盐溶液直接蒸干时得不到无水盐。例如：加热AlCl3、FeCl3溶液，在加热过程中水解生成的HCl不断挥发，水解平衡不断向右移动，得到Al(OH)3、Fe(OH)3，继续加热，Al(OH)3、Fe(OH)3分解得到Al2O3、Fe2O3，所以要得到无水AlCl3、FeCl3，只有在HCl气流中加热对应溶液才能实现 物质的提纯 除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgO、镁粉、Mg(OH)2或MgCO3，从而降低溶液酸性使Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀，然后通过过滤除去 判断离子共存 Al3＋与AlO2-、CO32-、HCO3-、S2－、HS－等因相互促进水解而不能共存 4．盐类水解原理在工农业生产和生活中的应用 应用 举例 泡沫灭火器原理 主要成分为NaHCO3溶液与Al2(SO4)3溶液，发生的反应为Al3＋＋3HCO3-===Al(OH)3↓＋3CO2↑，灭火器内压强增大，CO2、Al(OH)3一起喷出覆盖在着火物质上使火焰熄灭 化肥的施用 铵态氮肥(溶液显酸性)与草木灰(溶液显碱性)不得混合施用 热的纯碱溶液清洗油污 CO32-＋H2OHCO3-＋OH－，加热，水解平衡右移，溶液碱性增强，去污能力增强 明矾净水 Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体具有吸附性，可作净水剂 除锈剂 NH4Cl、ZnCl2溶液因NH4+、Zn2＋水解而显酸性，金属表面的氧化膜可与H＋反应，因此均可作焊接时的除锈剂 5．电解质溶液中的三大守恒 (1)电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数_______。如在Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝____________________________。 (2)物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但某些关键性的原子总是_______的。 c(Na＋)＝____________________________ (3)质子守恒：指在电离或水解过程中，会发生质子(H＋)转移，但在质子转移过程中其数量______________。 方法一：可以由电荷守恒与元素质量守恒推导出来。 如Na2CO3中将电荷守恒和物料守恒中的金属阳离子消去得c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。 方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－，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。 实例分析：Na2CO3溶液中 即c(OH－)＝____________________________或c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H＋)。 6．溶液中粒子浓度比较方法 (1)不同溶液中同一离子浓度的大小比较 相同物质的量浓度的A．NH4Cl溶液，B．CH3COONH4溶液，C．NH4HSO4溶液，c中H＋对NH水解有_______作用，b中CH3COO－的水解对NH水解有_______作用，所以三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是______________。 (2)弱酸溶液中离子浓度的大小比较 ①CH3COOH溶液微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是___________________________________。 ②碳酸溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子和CO2分子除外)是___________________________。 (3)单一溶液中离子浓度大小的比较 ①NH4Cl溶液中离子浓度由大到小的顺序是__________________________________。 ②CH3COONa溶液中离子浓度由大到小的顺序是__________________________________。 (4)混合溶液中离子浓度大小的比较 ①物质的量浓度相同的CH3COOH溶液、CH3COONa溶液等体积混合 离子浓度由大到小的顺序是__________________________________。 ②物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合 离子浓度由大到小的顺序是__________________________________。 7．混合溶液中粒子浓度的关系判断 (1)浓度均为0.1 mol·L－1的NaHCO3和Na2CO3混合溶液 ①电荷守恒：__________________________________。 ②物料守恒：__________________________________。 ③离子浓度由大到小的顺序：______________________________________________。 (2)常温下，NaOH和CH3COOH等浓度按1∶2体积比混合后pH＜7 ①溶液中粒子浓度的大小关系：__________________________________ (水分子除外)。 ②电荷守恒：__________________________________。 ③物料守恒：__________________________________。 (3)①物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合，溶液中粒子(水分子除外)浓度由大到小的顺序为__________________________________。 ②0.1 mol·L－1 CH3COONa与0.1 mol·L－1盐酸等体积混合，溶液中粒子(水分子除外)浓度由大到小的顺序为____________________________________________________________________。 (4)25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4、④(NH4)2SO4、⑤(NH4)2Fe(SO4)2，c(NH)由大到小的顺序为______________。 (5)比较下列几组溶液中指定离子浓度的大小。 a．浓度均为0.1 mol·L－1的①H2S、②NaHS、③Na2S、④H2S和NaHS混合液，溶液pH从大到小的顺序是______________。 b．相同浓度的下列溶液中：①CH3COONH4、②CH3COONa、③CH3COOH，c(CH3COO－)由大到小的顺序是______________。 c．c(NH)相等的①(NH4)2SO4溶液、②NH4HSO4溶液、③(NH4)2CO3溶液、④NH4Cl溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序为______________。 第四单元 沉淀溶解平衡 一、沉淀溶解平衡原理 1．沉淀溶解平衡的建立 (1)【实验探究】PbI2的溶解实验 将少量PbI2固体加入盛有一定量水的烧杯中，用玻璃棒充分搅拌，静置。 取2mL上层清液中于试管中，滴加AgNO3溶液。 实验现象：试管中有_______色沉淀生成。 实验结论：PbI2的溶解度很小，但仍有极少量的_______。 PbI2溶于水的平衡方程式是PbI2(s)______________。 (2)沉淀溶解平衡的建立 在有AgCl沉淀生成的溶液中，同时存在溶解过程和沉淀过程。 AgCl的沉淀溶解平衡方程式：AgCl(s)_____________________。 2．沉淀溶解平衡的概念 在一定温度下，当沉淀溶解和生成的______________时，体系中形成了饱和溶液，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。 3．沉淀溶解平衡状态的特征： (1)动态平衡：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。 二、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_______。 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，平衡向生成_______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．实例分析：影响沉淀溶解平衡的因素 已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，在Mg(OH)2悬浊液中，请分析当改变下列条件时，对该溶解平衡的影响，填写下表： 条件改变 移动方向 c(Mg2＋) c(OH－) 溶解度 加水 _______移动 _______ _______ _______ 升温 _______移动 _______ _______ _______ 加MgCl2(s) _______移动 _______ _______ _______ 加盐酸 _______移动 _______ _______ _______ 加NaOH(s) _______移动 _______ _______ _______ 三、溶度积常数和溶度积规则 1．溶度积常数 (1)概念： 在一定温度下，难溶电解质达到沉淀溶解平衡后的溶液为_______溶液，其离子浓度______________，溶液中各离子浓度幂之积为常数，叫做溶度积常数(简称溶度积)，用_______表示。 (2)意义：溶度积(Ksp)反映了物质在水中的______________。 对同类型的难溶电解质(如AgCl、AgBr、AgI)而言，Ksp越小，难溶电解质在水中的______________。 (3)溶度积常数表达式 写出下列沉淀溶解平衡的溶度积常数的表达式 AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　 Ksp＝_____________________ Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)　Ksp＝_____________________ AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝_____________________ 2．溶度积规则 通过比较溶度积Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解： (1)Qc>Ksp，溶液_______，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 (2)Qc=Ksp，溶液_______，沉淀与溶解处于平衡状态。 (3)Qc<Ksp，溶液_______，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。 3．有关溶度积(Ksp)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＝＝。 三、沉淀溶解平衡原理的应用 1．沉淀的溶解 (1)根据溶度积规则，当Qc<Ksp时，沉淀溶解平衡就向溶解的方向进行。因此，使沉淀溶解的总原则就是设法使离子浓度减小，使之满足Qc<Ksp。 根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中的离子反应的物质，使平衡向_______的方向移动，就可以使沉淀溶解。如常用强酸溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等难溶电解质。 (2)沉淀溶解的应用 ①酸碱溶解法 对于可溶于酸的沉淀，加入酸将沉淀溶解。 例如：难溶于水的CaCO3沉淀可溶于盐酸中： CaCO3Ca2++CO32-，加入盐酸，H+与CO32-反应，CO32-+2H+=CO2↑+H2O，使沉淀溶解平衡正向移动。 类似可以用强酸溶解的难溶电解质还有BaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等。 ②盐溶解法 弱碱盐的溶液水解呈酸性，可以将一些难溶物用弱碱盐溶解： 例如：Mg(OH)2可溶于NH4Cl溶液： Mg(OH)2Mg2++2OH-，当加入NH4Cl溶液时，NH4++OH-NH3·H2O，使c(OH-)减小，使沉淀溶解平衡正向移动，直至沉淀完全溶解。 总反应式为：Mg(OH)2+2NH4Cl==____________________________。 2．沉淀的生成 (1)根据溶度积规则，当Qc_______Ksp时，沉淀溶解平衡就向生成沉淀的方向进行。因此，使沉淀生成的总原则就是增大离子浓度，使之满足Qc_______Ksp。 根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中相同的离子，使平衡向______________的方向移动，就可以生成沉淀。 (2)沉淀生成应用 ①调节pH法： 如除去氯化铵溶液中的氯化铁杂质的方法。 加入氨水，调节pH至3~4，Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：Fe3＋＋3NH3·H2O = Fe(OH)3↓＋3NH。 ②加沉淀剂法： 如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。 ①用H2S除去Cu2＋：H2S＋Cu2＋=== CuS↓＋2H＋。 ②用Na2S除去Hg2＋：Hg2＋＋S2－=== HgS↓。 3．沉淀的转化 (1)沉淀转化的实质是_____________________的移动。 (2)沉淀转化的条件：溶液中的离子浓度幂之积_______Ksp。 ①一般来说，______________的沉淀转化成______________的沉淀容易实现。两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越_______。 ②控制反应条件，也可使溶解能力相对较弱的物质转化为溶解能力相对_______的物质。 (3)沉淀转化的应用 ①物质的提纯——除去CuSO4溶液中混有的少量Fe3＋ 由于Fe(OH)3的溶解度比Cu(OH)2______________，调节溶液的pH至3～4时，Cu2＋留在溶液中， Fe3＋水解生成______________而析出，达到除去Fe3＋的目的。 ②铜蓝矿的形成过程 原生铜的硫化物CuSO4(溶液)CuS(铜蓝) 生成铜蓝的有关化学方程式： ZnS(s)＋CuSO4_____________________，PbS(s)＋CuSO4_____________________。 ③工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。 FeS除去Hg2＋的离子方程式为：FeS(s)＋Hg2＋(aq)_____________________ ④在分析化学中常用饱和Na2CO3溶液，将难溶强酸盐BaSO4转化为难溶弱酸盐BaCO3，然后用强酸溶解，使阳离子进入溶液。 BaSO4转化为BaCO3反应的离子方程式为：BaSO4(s)＋CO(aq)_____________________ ⑤硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，水垢的形成过程涉及到沉淀转化。 加热硬水时，Ca(HCO3)2、Mg(HCO3)2分别分解生成CaCO3、MgCO3。但MgCO3又水解生成更难溶的Mg(OH)2，MgCO3+H2O_____________________。故水垢的主要成分不是CaCO3、MgCO3，而是CaCO3、Mg(OH)2。 易错点01 弱电解质的判断方法 【错因辨析】 (1)区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。 (2)电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。难溶盐如BaSO4、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，是强电解质。易溶的如CH3COOH、NH3·H2O等在溶液中电离程度较小，是弱电解质。 (3)在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。 (4)CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，是因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故为非电解质。单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。 【对点训练】 1．下列事实中一定能证明CH3COOH是弱电解质的是( ) ①用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗 ②0.10.1mol·L-1CH3COOH溶液中c(H＋)＜0.1mol·L-1 ③往NaHCO3溶液中滴加CH3COOH溶液，产生大量气泡 ④20mL0.2mol·L-1CH3COOH溶液恰好与20mL0.2mol·L-1NaOH溶液完全反应 ⑤1mL c(H＋)=0.01mol·L-1的CH3COOH溶液稀释至1L，c(H＋)＞1.0×10-5mol·L-1 A．①② B．②③ C．②⑤ D．③④ 2．常温下，下列事实不能说明某一元酸HX是弱酸的是( ) A．0.1mol/LHX溶液pH为4 B．NaX和H2CO3反应，生成HX C．0.1mol/LHX溶液比0.1mol/L硝酸导电能力弱 D．10mL0.1mol·L-1NaOH溶液与10mL0.1mol·L-1HX溶液恰好中和 易错点02 电离方程式书写易错提醒 【错因辨析】 (1)易溶于水的强电解质，如强酸、可溶性强碱和可溶性盐在溶液中全部电离，如：H2SO4 ===2H++SO42-。 (2)难溶强电解质，虽然溶解度很小，但是溶于水的部分全部电离，如CaCO3===Ca2++CO32-。 (3)多元弱酸是分步电离的，主要进行第一步电离，第二步电离较第一步更微弱。 (4)强酸的酸式盐在熔融状态和溶液中的电离情况不同。 例如：NaHSO4(熔融)===Na++HSO4-，NaHSO4(溶液)===Na++H++SO42-。 (5)弱酸的酸式盐在水溶液中的电离强中有弱。 例如：NaHCO3===Na++HCO3- ，HCO3-H++CO32- 。 【对点训练】 1．下列电离方程式的书写正确的是(　　) A．熔融状态下的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO B．H2CO3的电离：H2CO32H＋＋CO C．Fe(OH)3的电离：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ D．水溶液中的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋HSO 2．下列电离方程式中，正确的是( ) A．Na2CO3＝2Na＋＋CO3- B．Ba(OH)2=Ba2++OH- C．NaClO=Na++Cl-+O2- D．Fe2(SO4)3=2Fe3++3SO42- 易错点03 判断溶液导电性的方法 【错因辨析】 (1)相同浓度的强电解质和弱电解质溶液，可溶性强电解质完全电离，离子浓度大，导电性强；可溶性弱电解质离程度小，离子浓度小，导电性弱； (2)难溶性电解质溶解度小，电离出的离子少，离子浓度小，导电性弱； (3)强电解质不一定比弱电解质的导电性强，如强电解质的稀溶液的导电性可能比弱电解质的浓溶液的导电性弱；难溶性强电解质的导电性较弱。 (4)溶液稀释时，溶液体积变大，离子浓度减小，导电性减弱。 【对点训练】 1．电导率可用于衡量电解质溶液导电能力的强弱。室温下，用0.100 mol·L－1氨水滴定10 mL浓度均为0.100 mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合物，滴定过程中溶液电导率曲线如图所示。下列说法正确的是( ) A．①溶液中c(H＋)为0.200 mol·L－1 B．溶液温度高低为①＞③＞② C．③点溶液有c(Cl－)＞c(CH3COO－) D．③点后因离子数目减少使电导率略减小 2．(2026·河北邯郸高二期中)一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的电导率变化如图所示，下列说法正确的是( ) A．冰醋酸加水稀释离子浓度减小 B．a、b、c三点溶液的pH：c<a<b C．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：a < b < c D．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏大 易错点04 外界条件对电离平衡影响的“不一定” 【错因辨析】 (1)加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。如稀酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，故c(OH－)增大。 (2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能“消除”，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。 (3)电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。 (4)电离平衡右移，电离程度也不一定增大，加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。 【对点训练】 1．(2026·江苏无锡高二阶段练习)下列说法不正确的是 A．测定0.1mol/L醋酸溶液的pH可证明醋酸是弱电解质 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H+)增大，Kw不变 C．常温下，将1mLpH=5的盐酸稀释至1L，c(H+)为1×10-8mol/L D．相同温度下，中和相同pH、相同体积的盐酸和醋酸溶液，消耗NaOH物质的量不同 2．把1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液用蒸馏水稀释到10 L，下列叙述正确的是(　　) A．c(CH3COOH)变为原来的 B．c(H＋)变为原来的 C.的比值增大 D．溶液的导电性增强 易错点05 电离平衡常数 【错因辨析】 (1)不同弱电解质电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。 (2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。 (3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。 (4)多元弱酸各级电离常数：Ka1≫Ka2≫Ka3，其酸性主要由第一步电离决定，Ka值越大，相应酸的酸性越强。 【对点训练】 1．已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表所示，则下列有关说法正确的是 化学式 CH3COOH HCN H2CO3 电离平衡常数 1.75×10－5 6.2×10－10 Ka1＝4.5×10－7；Ka2＝4.7×10－11 A．25 ℃时，在等浓度的CH3COOH溶液和HCN溶液中，前者的水的电离程度大 B．25 ℃时，等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(CH3COOH)＞pH(H2CO3)＞pH(HCN) C．结合H＋的能力：CN－＜CH3COO－ D．NaCN中通入少量CO2发生反应的化学方程式为NaCN＋CO2＋H2O＝HCN＋NaHCO3 2．已知部分弱酸的电离平衡常数如表所示： 弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3 电离平衡常数/25 ℃ Ka＝1.75×10－5 Ka＝4.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.4×10－2 Ka2＝6.0×10－8 下列离子方程式正确的是( ) A．少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－＝CO32－＋2HClO B．少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－＝CaSO3↓＋2HClO C．少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2＋H2O＋2CO32－＝SO32＋2HCO3－ D．相同浓度NaHCO3溶液与NaHSO3溶液等体积混合：H＋＋HCO3－＝CO2↑＋H2O 易错点06水的电离平衡曲线易错提醒 【错因辨析】 (1)同一曲线上任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。 (2)同一曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。 (3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定要改变温度。 【对点训练】 1．图为不同温度下水的电离平衡曲线，，下列说法正确的是( ) A．A点到B点：加入少量氨水可实现 B．A点到D点：加入少量冰醋酸可实现 C．KW的关系是：B＞C＞A＝D＝E D．T1时：pH=2的硫酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合，溶液呈中性 2．不同温度下，水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图所示。下列说法错误的是( ) A．T＞25℃ B．A点和B点溶液均呈中性 C．25℃时，加入NaHSO4固体，Kw增大 D．25℃时，通入HCl气体，可使溶液由A点变到D点 易错点07 水电离出的c(H+)和c(OH-)分析思路 【错因辨析】 Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中所有H＋、OH－的总物质的量浓度，但是一般情况下有： (1)酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋的浓度)。 (2)碱溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－的浓度)。 (3)外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。 ①升高温度、加入弱碱离子和弱酸离子，促进了水的电离，水的电离程度增大，水电离出的c(H+)和c(OH-)增大。 ②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。 (4)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。 (5)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。 【对点训练】 1．25 ℃时，某溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的乘积为1×10－18，则下列说法正确的是(　　) A．该溶液的pH一定为9 B．该溶液的pH可能为5 C．该溶液的pH可能为7 D．不会有这样的溶液 2．25 ℃时，在等体积的①0.5 mol·L－1的H2SO4溶液；②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液； ③1 mol·L－1的NaCl溶液；④纯水中由水电离出的H＋的物质的量之比是(　　) A．1∶10∶107∶107 B．107∶107∶1∶1 C．107∶106∶2∶2 D．107∶106∶(2×107)∶2 易错点08 测量溶液pH时的注意事项 【错因辨析】 (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。 (4)广泛pH试纸只能测出整数值(不精确)，该数不会出现小数。 【对点训练】 1．用pH试纸测定某无色溶液的pH时，规范的操作是( ) A．将pH试纸放入溶液中，观察其颜色变化，跟标准比色卡比较 B．将溶液倒在pH试纸上，跟标准比色卡比较 C．用干燥的洁净玻璃棒蘸取溶液，滴在pH试纸上，跟标准比色卡比较 D．在试管内放入少量溶液，把pH试纸放在管口，观察颜色，跟标准比色卡比较 2．下列关于酸碱指示剂或pH试纸的说法正确的是(    ) A．将一小块pH试纸放在洁净的表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照 B．不能使无色酚酞试液变色的溶液是酸性溶液 C．可以用紫色石蕊试液作为强酸滴定强碱的指示剂 D．用pH试纸测定某溶液的pH＝8.5，此溶液一定是某种碱的溶液 易错点09 溶液pH计算易错提醒 【错因辨析】 (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。 【对点训练】 1．某温度时水的离子积常数Kw＝10－13，在此温度下将同浓度的NaOH溶液与稀硫酸按体积之比3∶1混合，若所得混合液pH＝12，则原溶液的浓度为( ) A．0.40 mol·L－1 B．0.20 mol·L－1 C．0.04 mol·L－1 D．0.50 mol·L－1 2．某温度下，水的离子积常数Kw=10-12。该温度下，将pH=4的硫酸与pH=9的氢氧化钠溶液混合并保持恒温，当混合溶液的pH=7时，硫酸与氢氧化钠溶液的体积比约为( ) A．9：1 B．1：10 C．10：1 D．99：21 易错点10 溶液稀释后pH的变化规律 【错因辨析】 (1)酸碱溶液无限稀释 常温下，pH只能无限接近于7，酸溶液pH不可能大于7，碱溶液pH不可能小于7。 (2)对于pH＝a的强酸和弱酸溶液稀释 (3)对于pH＝b的强碱和弱碱溶液稀释 【对点训练】 1．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。下列说法不正确的是( ) A．曲线Ⅰ表示的是盐酸的变化曲线 B．溶液中水的电离程度：a点＞c点 C．溶液的导电性：a点＞c点 D．取等体积的a点、b点对应的溶液，与足量镁条充分反应生成的氢气的量：a点＞b点 2．已知：常温下，HCOOH的酸性强于CH3COOH。现将pH＝3、体积均为V0的两种酸溶液分别加水稀释至体积为V，pH随lg的变化如图所示。下列叙述正确的是( ) A．曲线Ⅰ表示CH3COOH溶液的变化曲线 B．溶液中水的电离程度：b＞c＞d C．HCOOH与NaOH反应的离子方程式为H＋＋OH－＝H2O D．a点两种酸溶液分别与NaOH恰好完全中和后，CH3COOH对应的溶液中n(Na＋)大 易错点11酸碱中和滴定实验操作 【错因辨析】 (1)酸式滴定管为玻璃活塞，可盛装酸性溶液和氧化性溶液(如酸性高锰酸钾溶液)，但不可盛装碱液，因为碱液会腐蚀玻璃活塞；碱式滴定管为橡皮管和玻璃珠，不能盛装酸性溶液和氧化性溶液。 (2)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。 (3)滴定管的最小刻度为0.1mL，精确度为0.01mL。 (4)锥形瓶只能用蒸馏水洗净，不可用待测液润洗。 (5)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。 【对点训练】 1．草酸(H2C2O4)是一种二元弱酸，草酸钠(Na2C2O4)可作为基准物质测定KMnO4溶液的浓度。测定的方法是准确称量一定质量的草酸钠固体，加水溶解后，加入硫酸酸化，用待测KMnO4溶液进行滴定。 关于KMnO4溶液测定实验，下列说法正确的是(　　) A．可使用图1装置进行滴定 B．锥形瓶须用酸化的草酸钠溶液润洗 C．题图2所示读数为18.8 mL D．滴定时，左手控制活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛观察滴定管液面示数 2．氧化还原滴定法是以氧化还原反应为基础的滴定实验。用稀硫酸酸化的0.0100mol/LKMnO4标准溶液滴定某未知浓度的H2C2O4溶液，下列说法错误的是(　　) A．该实验不需要另外加入指示剂 B．本实验不需要碱式滴定管 C．滴定终点时，溶液颜色由紫红色变为无色，并在半分钟内不变色 D．滴定过程中，加入H2C2O4标准溶液应先快后慢，便于观察溶液颜色变化 易错点12中和滴定误差分析常见问题 【错因辨析】 (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。试分析右图读数对滴定结果的影响。 ①如图Ⅰ，开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，滴定结果会偏小。 ②如图Ⅱ，开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，滴定结果会偏大。 【对点训练】 1．用标准NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，若测定结果偏低，则原因可能是(　　) A．用滴定管量取标准液时，先俯视后仰视 B．锥形瓶洗净后瓶内残留有少量蒸馏水 C．滴定到终点读数时，发现滴定管尖嘴处悬挂了一滴溶液 D．配制标准溶液的固体NaOH中混有Na2O杂质 2．测定产品中CaO2含量。高锰酸钾滴定法原理：在酸性条件下，CaO2与稀酸反应生成H2O2，用标准酸性KMnO4溶液滴定所生成的H2O2，以确定CaO2含量。 下列关于滴定分析的说法不正确的是(　　) A．滴定时应一直观察滴定管中溶液体积的变化 B．当滴入半滴酸性KMnO4溶液后，溶液颜色从无色刚好变为浅红色，且半分钟内不变色，表示已经到达滴定终点 C．滴定前滴定管尖嘴内有气泡，滴定后尖嘴内无气泡，则测定结果偏大 D．读取KMnO4溶液体积时，滴定前俯视读数，滴定后仰视读数，则测定结果偏大 易错点13 溶度积常数易错提醒 【错因辨析】 (1)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，Ksp小的溶解度不一定小。如Ksp(AgCl)>Ksp(Ag2CrO4)，但c(Ag＋)是Ag2CrO4>AgCl。 (2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。 (3)溶解度较小的沉淀，并不一定必须转化为溶解度更小的沉淀。在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀。例如，在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，只要Qc(BaCO3)>Ksp(BaCO3)就可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 (4)一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，但溶解度小的沉淀转化成溶解度稍大的沉淀在一定条件下也能实现。 【对点训练】 1．下表是三种难溶金属硫化物的溶度积常数(25 ℃)。 化学式 FeS CuS MnS 溶度积 6.3×10－18mol2·L－2 1.3×10－36mol2·L－2 2.5×10－13mol2·L－2 下列有关说法中正确的是(　　) A．25 ℃时，CuS的溶解度大于MnS的溶解度 B．25 ℃时，饱和CuS溶液中，Cu2＋的浓度为1.3×10－36 mol·L－1 C．因为H2SO4是强酸，所以反应CuSO4＋H2S=CuS↓＋H2SO4不能发生 D．除去某溶液中的Cu2＋，可以选用FeS作沉淀剂 2．(2026·天津新华中学高三模拟)已知2℃时，物质的溶度积常数为；；。下列说法错误的是( ) A．足量CuSO4溶解在1.0mol·L-1的溶液中H2S，Cu2+能达到的最大浓度为1．3×10-35mol·L-1 B．除去工业废水Fe2+中的Cu2+，可选用FeS作沉淀剂 C．在相同温度下，CuS的溶解度小于FeS的溶解度 D．在ZnS的饱和溶液中，加入少量ZnCl2固体，平衡向生成沉淀的方向移动 易错点14 溶液中粒子浓度大小比较的方法 【错因辨析】 (1)考虑水解因素：如Na2CO3溶液。 CO＋H2OHCO＋OH－ HCO＋H2OH2CO3＋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＋)。 【对点训练】 1．下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是(　　) A．pH=2的HA溶液与pH=12的MOH溶液任意比混合：c(H+)+c(M+)=c(OH-)+c(A-) B．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液：c(NaOH)＜c(CH3COONa)＜c(Na2CO3) C．等物质的量的CH3COOH和CH3COONa溶于水：c(CH3COO-)+c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH) D．0.1mol/L的NaHA溶液，其pH=4：c(HA-)＞c(H+)＞c(H2A)＞c(A2-) 2．下列有关溶液(室温下)的说法正确的是( ) A．Na2CO3和NaHCO3形成的混合溶液中：2c(Na+)=3[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)] B．0.10mol•L-1NaHSO3溶液中通入NH3至溶液pH=7：c(Na+)>c(NH4+)>c(SO32-) C．物质的量浓度相等的①(NH4)2SO4溶液、②NH4HCO3溶液、③NH4Cl溶液、④(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，c(NH4+)的大小关系：④>①>②>③ D．0.10mol•L-1CH3COONa溶液中通入HCl至溶液pH=7：c(Na+)>c(CH3COOH)>c(Cl-) 易错点15 沉淀溶解平衡及应用 【错因辨析】 (1)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，Ksp小的溶解度不一定小。如Ksp(AgCl)>Ksp(Ag2CrO4)，但c(Ag＋)是Ag2CrO4>AgCl。 (2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。 (3)溶解度较小的沉淀，并不一定必须转化为溶解度更小的沉淀。在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀。例如，在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，只要Qc(BaCO3)>Ksp(BaCO3)就可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 (4)一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，但溶解度小的沉淀转化成溶解度稍大的沉淀在一定条件下也能实现。 【对点训练】 1．(2026·江苏苏州高二期中)下列有关沉淀溶解平衡应用的说法不正确的是(　　) A．误食可溶性钡盐可尽快用5%的Na2CO3溶液洗胃 B．含氟牙膏能预防龋齿是因为发生了沉淀的转化反应 C．AgCl沉淀溶解达到平衡时，Ag+和Cl-浓度不一定相等 D．用Na2CO3溶液使锅炉水垢中的CaSO4转化成疏松、易溶于酸的CaCO3 2．牙齿表面存在如下平衡： Ca5(PO4)3OH(s)5Ca2＋(aq)＋3PO43－(aq)＋OH－(aq) Ksp＝6.8×10－37 Ca5(PO4)3F(s)的Ksp＝2.8×10－61 下列说法错误的是(　　) A．在牙膏中添加适量的磷酸盐，能起到保护牙齿的作用 B．口腔中的食物残渣能产生有机酸，容易导致龋齿，使Ksp增大 C．正常口腔的pH 接近中性，有利于牙齿健康 D．使用含氟牙膏，当Ca5(PO4)3OH(s)与Ca5(PO4)3F(s)共存时，≈2．4×1024 学科网(北京)股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题3 水溶液中的离子反应 第一单元 弱电解质的电离平衡 一、强电解质和弱电解质 1．电解质和非电解质 电解质 非电解质 定义 在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物 在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物 类别 酸、碱、盐、活泼金属氧化物和水等 多数有机化合物、非金属氧化物(水除外)和氨等 本质区别 在水溶液中或熔融状态下能产生自由移动的离子 在水溶液中或熔融状态下不能产生自由移动的离子 相同点 均为化合物 2．强电解质和弱电解质 根据电解质在水溶液中的电离程度，可把电解质分为强电解质和弱电解质。 (1)强电解质是在水溶液中完全电离的电解质。常见的强电解质有强酸、强碱和大部分盐。 (2)弱电解质是在水溶液中部分电离的电解质。常见的弱电解质有弱酸、弱碱和水。 (3)常见的强电解质 强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。 强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。 大部分盐，包括难溶性盐，如BaSO4、CaCO3等。 (4)常见的弱电解质 弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH(或其他有机酸)、HNO2、HCN、H2SiO3等。 弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。 (3)常见的非电解质 ①包括CO、NO、SiO2及CH4和其他烃类、乙醇和其他醇类、酯类、葡萄糖、蔗糖等。 ②本身在水溶液中不能电离，但与水反应生成电解质的，如CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5、NH3等。 3．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。如： H2SO4：H2SO4=2H++SO42-； Na2CO3：Na2CO3=2Na++CO32-； Ba(OH)2：Ba(OH)2=Ba2++2OH-。 (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。如： CH3COOH：CH3COOHCH3COO-+H+； NH3·H2O：NH3·H2ONH4++OH-。 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。 如H2CO3的电离方程式：H2CO3H++HCO3-、HCO3-H++CO32-。 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。 如Fe(OH)3的电离方程式是：Fe(OH)3Fe3++3OH-。 4．影响溶液导电性的因素 (1)电解质溶液的导电原理 电解质在溶液中电离成自由移动的阴、阳离子，在电源(电场)的作用下沿某一方向定向移动，形成电流。 (2)影响溶液导电性的因素 ①离子的浓度：离子的浓度越大，导电性越好。 ②离子所带的电荷：离子所带的电荷越多，导电性越好。 二、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的概念 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到最大限度时，弱电解质分子电离成离子与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不再发生变化的状态。 2．电离平衡的特征 (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。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。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。 (3)实例分析： 以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。 电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。 影响因素 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) pH 导电能力 升温(不考虑挥发) 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加冰醋酸 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加水稀释 正向 增大 减小 减小 增大 减弱 加CH3COONa固体 逆向 减小 减小 增大 增大 增强 通HCl气体 逆向 增大 增大 减小 减小 增强 加NaOH固体 正向 减小 减小 增大 增大 增强 加金属Zn 正向 减小 减小 增大 增大 增强 三、电离平衡常数和电离度 1．电离平衡常数的表示方法 (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。如： CH3COOH电离常数的表达式：Ka=； NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=。 (2)多元弱酸的分步电离 H2CO3、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，如： H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，所以Ka1＝，Ka2＝。 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，所以其酸性主要决定于第一步电离。 2．电离平衡常数的意义 电离平衡常数越大，表示该弱电解质电离程度越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。 3．电离平衡常数的影响因素 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。 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。 4．电离度 (1)弱电解质的电离度α可表示为：α＝×100% (2)电离度与电离平衡常数的关系 在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度无关，而电离度与初始浓度有关。 一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大。 5．电离平衡常数的应用 (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。 6．电离平衡常数与电离度的有关计算 电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是平衡浓度。 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2 α= 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。 四、水的电离平衡 1．水的电离 (1)水是一种极弱的电解质。 (2)水的电离为吸热过程，自身电离示意图如下： 电离方程式：H2O＋H2OH3O+＋OH-；简写为：H2OH＋＋OH－。 2．水的离子积常数： (1)水的电离平衡常数表达式为K= 。 纯水和稀溶液中c(H2O)视为常数，则c(H＋)·c(OH－)＝K·c(H2O)为新的常数，用Kw表示。 (2)水的离子积常数表达式为KW= c(H+)·c(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。 (3)KW及影响因素： a．25 ℃时：KW=1×10-14。 b．水的电离是中和反应的可逆过程，故温度升高，KW增大。 c．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．有关水的离子积常数的计算 (1)常温下，水的离子积常数Kw＝1.0×10－14，则纯水中c(H＋)是1.0×10－7mol·L－1。 若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－4 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·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。 (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。 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。 4．影响水的电离平衡的因素 (1)温度：水的电离吸热过程，温度升高，会促进水的电离，水的电离程度增大，KW增大。 (2)酸碱效应： ①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。 (3)化学反应：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。 (4)弱酸根离子或弱碱离子： ①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。 ②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。 (5)实例分析：在常温下，改变下列条件，分析条件的改变对水的电离平衡H2OH＋＋OH－的影响，填写下表： 改变条件 电离平衡 移动方向 溶液中 c(H＋) 溶液中 c(OH－) pH 溶液的 酸碱性 Kw 升高温度 正向 增大 增大 <7 中性 增大 加入酸 逆向 增大 减小 <7 酸性 不变 加入碱 逆向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入活泼金属(如Na) 正向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入CH3COONa(s) 正向 减小 增大 >7 碱性 不变 加入NH4Cl(s) 正向 增大 减小 <7 酸性 不变 第二单元 溶液的酸碱性 一、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性的判断标准是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小，其具体关系为： c(H＋)与c(OH－) 相对大小 c(H＋)的范围(25 ℃) 中性溶液 c(OH－)=c(H＋) c(H＋)=1.0×10－7 mol·L－1 酸性溶液 c(OH－)<c(H＋) c(H＋)>1.0×10－7 mol·L－1 碱性溶液 c(OH－)>c(H＋) c(H＋)<1.0×10－7 mol·L－1 2．溶液的pH (1)定义 pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝-lgc(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。 3．溶液酸碱性的测定方法 (1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围： 指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 红色←5.0紫色8.0→蓝色 酚酞 无色←8.2粉红色10.0→红色 甲基橙 红色←3.1橙色4.4→黄色 (2)利用pH试纸测定，使用的正确操作为将pH试纸放在玻璃片上，用玻璃棒或滴管蘸取少量溶液，滴在试纸的中央，然后迅速与标准比色卡对照。 (3)利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。 二、溶液pH的计算和酸碱溶液稀释后pH的变化规律 1．单一溶液的pH计算 (1)c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)，c(H＋)＝nc mol·L－1；pH＝－lg nc (2)c 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。 3．酸、碱溶液稀释后的pH变化规律 (1)强酸或弱酸溶液的稀释问题 ①对于pH＝a的强酸溶液，每稀释10n倍，强酸的pH就增大n个单位，即pH＝a＋n； ②对于pH＝a的弱酸溶液，由于稀释过程中，弱酸还会继续电离，故弱酸的pH范围是a<pH<a＋n(其中a＋n<7)； ③酸溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能大于7。如图Ⅰ所示。 (2)强碱或弱碱溶液的稀释问题 ①对于pH＝b的强碱溶液，每稀释10n倍，强碱的pH减小n个单位，即pH＝b－n(其中b－n>7)； ②对于pH＝b的弱碱溶液，由于稀释过程中，弱碱还会继续电离，故弱碱的pH范围是b－n<pH<b(其中b－n>7)； ③碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能小于7。如图Ⅱ所示。 4．一元酸的溶液稀释时pH的变化图像 (1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 (2)相同体积、相同pH的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释至相同的pH，醋酸加入的水多 三、酸碱中和滴定 1．酸碱中和滴定原理 (1)利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。 其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为标准液，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为待测液。 (2)酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－===H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是n(H＋)＝n(OH－)；若用参加反应的c(H＋)、c(OH－)来表示，其关系式为c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝。由c(H＋)、c(OH－)可分别求出相应酸、碱的浓度。 2．主要仪器 (1) 酸碱中和滴定所用的主要仪器是滴定管和锥形瓶。 (2)滴定管 ①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。 酸式滴定管用于盛放酸性或中性溶液，碱式滴定管用于盛放碱性溶液。 ②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由聚四氟乙烯制成；若溶液中的物质见光易分解，可用棕色滴定管盛放。 ③滴定管的上都标有规格大小、使用温度、刻度；滴定管的精确读数为0.01mL。 3．滴定管的使用方法 (1)检查：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。 (2)润洗：在加入酸、碱液之前，应使用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁2～3次。 (3)装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管0刻度线以上2～3mL处。 (4)排气泡：酸式滴定管快速打开活塞冲走气泡，碱式滴定管将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃球，赶走气泡，使滴定管尖嘴部分充满溶液。 (5)调液面：调整管中液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。 (6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。滴定过程中，滴加速度不宜过快，接近终点时，应逐渐减慢滴加速度。 (7)终点的判断：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，即为滴定终点。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为V1-V0。 4．中和滴定曲线和pH突变 (1)中和滴定曲线和pH突变 在酸、碱中和滴定过程中，在接近滴定终点时溶液的pH有一个突变过程，在此范围内，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，所以即使酚酞、甲基橙的变色不在恰好中和的pH＝7的点上，但体积差距很小，可以忽略不计。 (2)中和滴定终点的判断 判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其颜色的变化，常选用的指示剂是酚酞或甲基橙，而不用石蕊试液的原因是石蕊试液颜色变化不明显。 (3)指示剂的选择 对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。 指示剂 酸色 中间色 碱色 变色的pH范围 甲基橙 红 橙 黄 3.1 ~ 4.4 甲基红 红 橙 黄 4.4 ~ 6.2 酚酞 无色 粉红 红 8.2 ~ 10.0 (4)指示剂的选择和滴定终点的判断 ①指示剂的选择： 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。 ②滴定终点的判断(以NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸为例)： 若用酚酞作指示剂，当滴入最后半滴NaOH溶液时，溶液的颜色由无色突变为粉红色，且半分钟内不褪色，说明达到滴定终点。 若用甲基橙作指示剂，当滴入最后半滴NaOH溶液时，溶液的颜色由红色变为橙色，且半分钟内不变为原色，说明达到滴定终点。 四、酸碱中和滴定实验及误差分析 1．测定未知浓度盐酸的物质的量浓度 (1)实验仪器和药品 仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶 药品：0.1000mol·L-1NaOH溶液，未知浓度的盐酸、酚酞、蒸馏水 (2)实验步骤 ①准备阶段： 滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面(赶气泡)→记读数 锥形瓶：洗涤→注待测液→记读数→加指示剂 ②滴定阶段： 滴定：左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内颜色变化。 ③终点判断：溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点。记录消耗标准液的体积。 ④计算结果：求出三次测定数值的平均值，计算待测盐酸的物质的量浓度。若几次测定结果相差较大，应重新进行测定。 2．酸碱中和滴定误差分析 (1)酸碱中和滴定误差产生的原因 ①操作失误产生的误差 ②药品误差(变质或混有杂质) ③读数误差 (2)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。 (3)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 (4)读数误差可以用画图的形式来理解和记忆。如开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，如图Ⅰ；开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，如图Ⅱ。 第三单元 盐类的水解 一、盐类水解的原理 1．盐类水解的概念 在水溶液中盐电离产生的阳离子或阴离子跟水电离出来的OH-或H+结合生成弱电解质的反应。 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。 4．盐类水解的规律 (1)有弱才水解——必须含有弱酸根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。 5．盐类水解反应离子方程式的书写 (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： NaClO：ClO－＋H2OHClO＋OH－。 (NH4)2SO4：NH＋H2ONH3·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＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 (3)多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，要求一步写到底。如AlCl3：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。 (4)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－＋H2OCH3COOH＋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↑。 二、盐的性质与盐的水解平衡常数 1．盐的性质 主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。 填写下表： 序号 0.1mol·L-1盐溶液 水解的离子方程式 对应的弱酸 Ka ① NaClO ClO-+H2OHClO+OH- HClO 3.0×10-8 ② CH3COONa CH3COO-+H2OCH3COOH+ OH- CH3COOH 1.8×10-5 ③ NaNO2 NO2-+H2OHNO2+OH- HNO2 4.6×10-4 以上3种盐的水解程度由大到小的顺序是①>②>③，溶液的pH大小顺序是①>②>③。 2．水解平衡常数Kh (1)水解平衡常数(Kh)表达式 水解反应A-+H2OHA+OH-的平衡常数表达式为：Kh =。 HA的电离平衡常数表达式为：Ka =。 Kh与Ka和KW的关系：Kh=。 (2)盐的水解程度与盐的相对应的弱酸或弱碱的强弱的关系： 根据Kh与Ka和KW的关系，一定温度下，Kh 与Ka 呈反比，即： 盐的相对应的弱酸或弱碱越弱，盐的水解程度越大；反之，盐的相对应的弱酸或弱碱越强，盐的水解程度越小。 (3)意义：Kh数值越大，水解程度越大。 (4)影响因素：Kh只受温度影响。温度升高，Kh增大。 3．盐的水解常数(Kh)的应用 (1)判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小) 由于Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液中离子水解程度越大，对应盐溶液碱性或酸性越强(即越弱越水解)。 (2)判断酸式盐的酸碱性 ①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 ②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡，电离平衡：HA－H＋＋A2－，水解平衡：HA－＋H2OH2A＋OH－，溶液的酸碱性取决于HA－的电离程度和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。 如：a.常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，则HCO的电离程度小于水解程度，即Ka2＜，所以NaHCO3溶液呈碱性。类似的离子还有HS－、HPO。 b．常温下，H2SO3的电离常数Ka1＝1.54×10－2，Ka2＝1.02×10－7，则HSO的电离程度大于水解程度，即Ka2＞，所以NaHSO3溶液呈酸性。类似的离子还有H2PO。 (3)判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性 混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。 ①当Ka(HX)>Kh(X－)时，HX的电离程度大于X－的水解程度，混合液呈酸性。 ②当Kh(X－)>Ka(HX)时，X－的水解程度大于HX的电离程度，混合液呈碱性。 2．二元弱酸对应盐的水解常数 H2CO3的电离常数分别为Ka1、Ka2，则 Na2CO3溶液：CO＋H2OHCO＋OH－ Na2CO3的水解常数：Kh＝＝＝。 NaHCO3溶液：HCO＋H2OH2CO3＋OH－ NaHCO3的水解常数：Kh＝＝＝。 三、外界因素对盐类水解的影响 1．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。 2．实例分析 以0.1mol·L-1FeCl3溶液为例，FeCl3溶液水解的离子方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。请填写下表。 影响因素 溶液颜色 移动方向 c(H+) n(H+) 水解程度 加热 变深 正向 增大 增大 增大 加入盐酸 变浅 逆向 增大 增大 减小 加入NaOH 变深 正向 减小 减小 增大 加水 变浅 正向 减小 增大 增大 加入FeCl3 变深 正向 增大 增大 减小 加入NH4Cl 变浅 逆向 增大 增大 减小 加入NaHCO3 变深 正向 减小 减小 增大 四、盐类水解的应用 1．【实验探究】盐类水解的应用实验 【实验1】Al2(SO4)3饱和溶液与NaHCO3饱和溶液混合。 实验现象：剧烈反应，有白色沉淀生成，有大量气泡产生。 实验原理：Al3+和HCO3-分别与水电离出的OH-和H+反应，两者相互促进使水解反应正向进行，使Al3+和HCO3-最终水解完全。离子方程式为：Al3++3HCO3-= Al(OH)3↓+3CO2↑。 【实验2】明矾净水原理 实验现象：带有悬浮颗粒的水变澄清。 实验原理：明矾电离出的Al3+水解生成Al(OH)3胶体，离子方程式为：Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+，Al(OH)3胶体能吸附水中微小的悬浮颗粒，使它们聚集在一起形成较大的颗粒沉降下来，从而除去水中悬浮的杂质。 加入少量NaHCO3，可以促进氢氧化铝胶体的生成，增强明矾的净水能力。 2．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。 3．盐类水解原理在科学研究中的应用 应用 举例 判断溶液的酸碱性 如FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 配制或贮存易水解 的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解；贮存Na2CO3、Na2SiO3溶液时，不能用磨口玻璃塞，应用带有橡胶塞的试剂瓶 胶体的制取　 制取Fe(OH)3胶体的反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 制备某些无水盐 将某些挥发性酸对应的弱碱盐溶液直接蒸干时得不到无水盐。例如：加热AlCl3、FeCl3溶液，在加热过程中水解生成的HCl不断挥发，水解平衡不断向右移动，得到Al(OH)3、Fe(OH)3，继续加热，Al(OH)3、Fe(OH)3分解得到Al2O3、Fe2O3，所以要得到无水AlCl3、FeCl3，只有在HCl气流中加热对应溶液才能实现 物质的提纯 除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgO、镁粉、Mg(OH)2或MgCO3，从而降低溶液酸性使Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀，然后通过过滤除去 判断离子共存 Al3＋与AlO2-、CO32-、HCO3-、S2－、HS－等因相互促进水解而不能共存 4．盐类水解原理在工农业生产和生活中的应用 应用 举例 泡沫灭火器原理 主要成分为NaHCO3溶液与Al2(SO4)3溶液，发生的反应为Al3＋＋3HCO3-===Al(OH)3↓＋3CO2↑，灭火器内压强增大，CO2、Al(OH)3一起喷出覆盖在着火物质上使火焰熄灭 化肥的施用 铵态氮肥(溶液显酸性)与草木灰(溶液显碱性)不得混合施用 热的纯碱溶液清洗油污 CO32-＋H2OHCO3-＋OH－，加热，水解平衡右移，溶液碱性增强，去污能力增强 明矾净水 Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体具有吸附性，可作净水剂 除锈剂 NH4Cl、ZnCl2溶液因NH4+、Zn2＋水解而显酸性，金属表面的氧化膜可与H＋反应，因此均可作焊接时的除锈剂 5．电解质溶液中的三大守恒 (1)电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等。如在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：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。 c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)] (3)质子守恒：指在电离或水解过程中，会发生质子(H＋)转移，但在质子转移过程中其数量保持不变。 方法一：可以由电荷守恒与元素质量守恒推导出来。 如Na2CO3中将电荷守恒和物料守恒中的金属阳离子消去得c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。 方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－，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。 实例分析：Na2CO3溶液中 即c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H3O＋)或c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H＋)。 6．溶液中粒子浓度比较方法 (1)不同溶液中同一离子浓度的大小比较 相同物质的量浓度的A．NH4Cl溶液，B．CH3COONH4溶液，C．NH4HSO4溶液，c中H＋对NH水解有抑制作用，b中CH3COO－的水解对NH水解有促进作用，所以三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c>a>b。 (2)弱酸溶液中离子浓度的大小比较 ①CH3COOH溶液微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 ②碳酸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－)。 (3)单一溶液中离子浓度大小的比较 ①NH4Cl溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)。 ②CH3COONa溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CH3COO-)>c(OH－)>c(H＋)。 (4)混合溶液中离子浓度大小的比较 ①物质的量浓度相同的CH3COOH溶液、CH3COONa溶液等体积混合 离子浓度由大到小的顺序是c(CH3COO－) > c(Na＋)>c(H＋) >c(OH－)。 ②物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合 离子浓度由大到小的顺序是c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。 7．混合溶液中粒子浓度的关系判断 (1)浓度均为0.1 mol·L－1的NaHCO3和Na2CO3混合溶液 ①电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(CO)＋c(HCO)。 ②物料守恒：2c(Na＋)＝3c(CO)＋3c(HCO)＋3c(H2CO3)。 ③离子浓度由大到小的顺序：c(Na＋)＞c(HCO)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(H＋)。 (2)常温下，NaOH和CH3COOH等浓度按1∶2体积比混合后pH＜7 ①溶液中粒子浓度的大小关系：c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(CH3COOH)>c(H＋)>c(OH－) (水分子除外)。 ②电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)。 ③物料守恒：2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)。 (3)①物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合，溶液中粒子(水分子除外)浓度由大到小的顺序为c(Na＋)＝c(Cl－)>c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH)>c(H＋)。 ②0.1 mol·L－1 CH3COONa与0.1 mol·L－1盐酸等体积混合，溶液中粒子(水分子除外)浓度由大到小的顺序为c(Na＋)＝c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 (4)25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4、④(NH4)2SO4、⑤(NH4)2Fe(SO4)2，c(NH)由大到小的顺序为⑤>④>③>①>②。 (5)比较下列几组溶液中指定离子浓度的大小。 a．浓度均为0.1 mol·L－1的①H2S、②NaHS、③Na2S、④H2S和NaHS混合液，溶液pH从大到小的顺序是③>②>④>①。 b．相同浓度的下列溶液中：①CH3COONH4、②CH3COONa、③CH3COOH，c(CH3COO－)由大到小的顺序是②>①>③。 c．c(NH)相等的①(NH4)2SO4溶液、②NH4HSO4溶液、③(NH4)2CO3溶液、④NH4Cl溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序为④>②>③>①。 第四单元 沉淀溶解平衡 一、沉淀溶解平衡原理 1．沉淀溶解平衡的建立 (1)【实验探究】PbI2的溶解实验 将少量PbI2固体加入盛有一定量水的烧杯中，用玻璃棒充分搅拌，静置。 取2mL上层清液中于试管中，滴加AgNO3溶液。 实验现象：试管中有黄色沉淀生成。 实验结论：PbI2的溶解度很小，但仍有极少量的溶解。 PbI2溶于水的平衡方程式是PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)。 (2)沉淀溶解平衡的建立 在有AgCl沉淀生成的溶液中，同时存在溶解过程和沉淀过程。 AgCl的沉淀溶解平衡方程式：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。 2．沉淀溶解平衡的概念 在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，体系中形成了饱和溶液，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。 3．沉淀溶解平衡状态的特征： (1)动态平衡：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。 二、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．实例分析：影响沉淀溶解平衡的因素 已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，在Mg(OH)2悬浊液中，请分析当改变下列条件时，对该溶解平衡的影响，填写下表： 条件改变 移动方向 c(Mg2＋) c(OH－) 溶解度 加水 正向移动 不变 不变 不变 升温 正向移动 增大 增大 增大 加MgCl2(s) 逆向移动 增大 减小 减小 加盐酸 正向移动 增大 减小 增大 加NaOH(s) 逆向移动 减小 增大 减小 三、溶度积常数和溶度积规则 1．溶度积常数 (1)概念： 在一定温度下，难溶电解质达到沉淀溶解平衡后的溶液为饱和溶液，其离子浓度不再发生变化，溶液中各离子浓度幂之积为常数，叫做溶度积常数(简称溶度积)，用Ksp表示。 (2)意义：溶度积(Ksp)反映了物质在水中的溶解能力。 对同类型的难溶电解质(如AgCl、AgBr、AgI)而言，Ksp越小，难溶电解质在水中的溶解能力越小。 (3)溶度积常数表达式 写出下列沉淀溶解平衡的溶度积常数的表达式 AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　 Ksp＝c(Ag＋)·c(Cl－) Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)　Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－) AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－) 2．溶度积规则 通过比较溶度积Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解： (1)Qc>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 (2)Qc=Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 (3)Qc<Ksp，溶液不饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。 3．有关溶度积(Ksp)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＝＝。 三、沉淀溶解平衡原理的应用 1．沉淀的溶解 (1)根据溶度积规则，当Qc<Ksp时，沉淀溶解平衡就向溶解的方向进行。因此，使沉淀溶解的总原则就是设法使离子浓度减小，使之满足Qc<Ksp。 根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中的离子反应的物质，使平衡向溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。如常用强酸溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等难溶电解质。 (2)沉淀溶解的应用 ①酸碱溶解法 对于可溶于酸的沉淀，加入酸将沉淀溶解。 例如：难溶于水的CaCO3沉淀可溶于盐酸中： CaCO3Ca2++CO32-，加入盐酸，H+与CO32-反应，CO32-+2H+=CO2↑+H2O，使沉淀溶解平衡正向移动。 类似可以用强酸溶解的难溶电解质还有BaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等。 ②盐溶解法 弱碱盐的溶液水解呈酸性，可以将一些难溶物用弱碱盐溶解： 例如：Mg(OH)2可溶于NH4Cl溶液： Mg(OH)2Mg2++2OH-，当加入NH4Cl溶液时，NH4++OH-NH3·H2O，使c(OH-)减小，使沉淀溶解平衡正向移动，直至沉淀完全溶解。 总反应式为：Mg(OH)2+2NH4Cl===MgCl2+2NH3·H2O。 2．沉淀的生成 (1)根据溶度积规则，当Qc>Ksp时，沉淀溶解平衡就向生成沉淀的方向进行。因此，使沉淀生成的总原则就是增大离子浓度，使之满足Qc>Ksp。 根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中相同的离子，使平衡向生成沉淀的方向移动，就可以生成沉淀。 (2)沉淀生成应用 ①调节pH法： 如除去氯化铵溶液中的氯化铁杂质的方法。 加入氨水，调节pH至3~4，Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：Fe3＋＋3NH3·H2O = Fe(OH)3↓＋3NH。 ②加沉淀剂法： 如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。 ①用H2S除去Cu2＋：H2S＋Cu2＋=== CuS↓＋2H＋。 ②用Na2S除去Hg2＋：Hg2＋＋S2－=== HgS↓。 3．沉淀的转化 (1)沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。 (2)沉淀转化的条件：溶液中的离子浓度幂之积大于Ksp。 ①一般来说，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越容易。 ②控制反应条件，也可使溶解能力相对较弱的物质转化为溶解能力相对较强的物质。 (3)沉淀转化的应用 ①物质的提纯——除去CuSO4溶液中混有的少量Fe3＋ 由于Fe(OH)3的溶解度比Cu(OH)2小得多，调节溶液的pH至3～4时，Cu2＋留在溶液中， Fe3＋水解生成Fe(OH)3而析出，达到除去Fe3＋的目的。 ②铜蓝矿的形成过程 原生铜的硫化物CuSO4(溶液)CuS(铜蓝) 生成铜蓝的有关化学方程式： ZnS(s)＋CuSO4CuS(s)＋ZnSO4，PbS(s)＋CuSO4CuS(s)＋PbSO4。 ③工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。 FeS除去Hg2＋的离子方程式为：FeS(s)＋Hg2＋(aq)HgS(s)＋Fe2＋(aq) ④在分析化学中常用饱和Na2CO3溶液，将难溶强酸盐BaSO4转化为难溶弱酸盐BaCO3，然后用强酸溶解，使阳离子进入溶液。 BaSO4转化为BaCO3反应的离子方程式为：BaSO4(s)＋CO(aq)BaCO3(s)＋SO(aq) ⑤硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，水垢的形成过程涉及到沉淀转化。 加热硬水时，Ca(HCO3)2、Mg(HCO3)2分别分解生成CaCO3、MgCO3。但MgCO3又水解生成更难溶的Mg(OH)2，MgCO3+H2OMg(OH)2+CO2↑。故水垢的主要成分不是CaCO3、MgCO3，而是CaCO3、Mg(OH)2。 易错点01 弱电解质的判断方法 【错因辨析】 (1)区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。 (2)电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。难溶盐如BaSO4、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，是强电解质。易溶的如CH3COOH、NH3·H2O等在溶液中电离程度较小，是弱电解质。 (3)在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。 (4)CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，是因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故为非电解质。单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。 【对点训练】 1．下列事实中一定能证明CH3COOH是弱电解质的是( ) ①用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗 ②0.10.1mol·L-1CH3COOH溶液中c(H＋)＜0.1mol·L-1 ③往NaHCO3溶液中滴加CH3COOH溶液，产生大量气泡 ④20mL0.2mol·L-1CH3COOH溶液恰好与20mL0.2mol·L-1NaOH溶液完全反应 ⑤1mL c(H＋)=0.01mol·L-1的CH3COOH溶液稀释至1L，c(H＋)＞1.0×10-5mol·L-1 A．①② B．②③ C．②⑤ D．③④ 【答案】C 【解析】①中未指明浓度，也没有参照物，不能说明CH3COOH是弱电解质；②0.1mol·L-CH3COOH溶液中c(H＋)＜0.1mol·L-1，说明CH3COOH未完全电离，说明CH3COOH是弱电解质；③往NaHCO3溶液中滴加CH3COOH溶液，产生大量气泡，生成了CO2，说明酸性：CH3COOH>H2CO3，H2CO3是弱酸，不能说明CH3COOH是弱电解质；④20mL0.2mol·L-CH3COOH溶液恰好与20mL0.2mol·L-NaOH溶液完全反应，不能说明CH3COOH是弱电解质；⑤1mL c(H＋)=0.01mol·L-1的CH3COOH溶液稀释至1L，c(H＋)＞1.0×10-5mol·L-1，说明CH3COOH未完全电离，加水稀释促进了电离，能够说明CH3COOH是弱电解质；故选C。 2．常温下，下列事实不能说明某一元酸HX是弱酸的是( ) A．0.1mol/LHX溶液pH为4 B．NaX和H2CO3反应，生成HX C．0.1mol/LHX溶液比0.1mol/L硝酸导电能力弱 D．10mL0.1mol·L-1NaOH溶液与10mL0.1mol·L-1HX溶液恰好中和 【答案】D 【解析】A．0.1mol/LHX溶液的pH为4说明HX是弱酸，在溶液中部分电离出X—离子和氢离子，故A不符合题意；B．碳酸是二元弱酸，由强酸制弱酸的原理可知，NaX溶液能与碳酸溶液反应生成HX，说明HX为弱酸，故B不符合题意；C．等浓度的HX溶液的导电性弱于硝酸说明HX为弱酸，故C不符合题意；D．等体积等浓度的氢氧化钠溶液与HX溶液恰好中和说明HX为一元酸，但不能确定是否为弱酸，故D符合题意；故选D。 易错点02 电离方程式书写易错提醒 【错因辨析】 (1)易溶于水的强电解质，如强酸、可溶性强碱和可溶性盐在溶液中全部电离，如：H2SO4 ===2H++SO42-。 (2)难溶强电解质，虽然溶解度很小，但是溶于水的部分全部电离，如CaCO3===Ca2++CO32-。 (3)多元弱酸是分步电离的，主要进行第一步电离，第二步电离较第一步更微弱。 (4)强酸的酸式盐在熔融状态和溶液中的电离情况不同。 例如：NaHSO4(熔融)===Na++HSO4-，NaHSO4(溶液)===Na++H++SO42-。 (5)弱酸的酸式盐在水溶液中的电离强中有弱。 例如：NaHCO3===Na++HCO3- ，HCO3-H++CO32- 。 【对点训练】 1．下列电离方程式的书写正确的是(　　) A．熔融状态下的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO B．H2CO3的电离：H2CO32H＋＋CO C．Fe(OH)3的电离：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ D．水溶液中的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋HSO 【答案】C 【解析】熔融状态下NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋HSO，水溶液中NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，A、D错误；H2CO3作为二元弱酸，不能完全电离，且多元弱酸的电离分步进行，以第一步为主，B项错误；Fe(OH)3是多元弱碱，通常以一步电离表示，故C项正确。 2．下列电离方程式中，正确的是( ) A．Na2CO3＝2Na＋＋CO3- B．Ba(OH)2=Ba2++OH- C．NaClO=Na++Cl-+O2- D．Fe2(SO4)3=2Fe3++3SO42- 【答案】D 【解析】A项，碳酸钠属于盐，强电解质，完全电离成钠离子和碳酸根离子，Na2CO3＝2Na＋＋CO32-，A错误；B项，Ba(OH)2强碱，完全电离成钡离子和氢氧根离子，Ba(OH)2=Ba2++2OH-，B错误；C项，次氯酸钠属于盐，强电解质，完全电离成钠离子和次氯酸根离子，NaClO=Na++ClO，C错误；D项，硫酸铁属于盐，强电解质，完全电离成铁离子和硫酸根离子，D正确；故选D。 易错点03 判断溶液导电性的方法 【错因辨析】 (1)相同浓度的强电解质和弱电解质溶液，可溶性强电解质完全电离，离子浓度大，导电性强；可溶性弱电解质离程度小，离子浓度小，导电性弱； (2)难溶性电解质溶解度小，电离出的离子少，离子浓度小，导电性弱； (3)强电解质不一定比弱电解质的导电性强，如强电解质的稀溶液的导电性可能比弱电解质的浓溶液的导电性弱；难溶性强电解质的导电性较弱。 (4)溶液稀释时，溶液体积变大，离子浓度减小，导电性减弱。 【对点训练】 1．电导率可用于衡量电解质溶液导电能力的强弱。室温下，用0.100 mol·L－1氨水滴定10 mL浓度均为0.100 mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合物，滴定过程中溶液电导率曲线如图所示。下列说法正确的是( ) A．①溶液中c(H＋)为0.200 mol·L－1 B．溶液温度高低为①＞③＞② C．③点溶液有c(Cl－)＞c(CH3COO－) D．③点后因离子数目减少使电导率略减小 【答案】C 【解析】A项，醋酸为弱电解质，①点溶液c(H＋)＜0.200 mol·L－1，错误；B项，酸碱中和反应放热，①点溶液温度较低，错误；C项，③点时恰好完全反应生成等物质的量的氯化铵和醋酸铵，其中CH3COO－发生微弱水解，则③点溶液中：c(Cl－)＞c(CH3COO－)，正确；D项，③点后，溶液体积变大，溶液中离子浓度减小导致电导率减小，错误。 2．(2026·河北邯郸高二期中)一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的电导率变化如图所示，下列说法正确的是( ) A．冰醋酸加水稀释离子浓度减小 B．a、b、c三点溶液的pH：c<a<b C．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：a < b < c D．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏大 【答案】C 【解析】冰醋酸稀释过程的电离特点：冰醋酸是弱电解质，加水稀释时，先促进电离(离子浓度增大)，后稀释主导(离子浓度减小)，电导率反映离子浓度大小。A．冰醋酸稀释初期，电离程度增大的影响超过稀释，离子浓度先增大；后期稀释主导，离子浓度减小，A错误；B．电导率越大，离子浓度越大，H+浓度越大，pH 越小。由图可知电导率：a<c<b，则H+浓度a<c<b，a、b、c三点溶液的pH：b<c<a，B错误；C．弱电解质电离程度随稀释增大，加水体积a < b < c，电离程度a < b < c，C正确；D．根据a点在电导率上升段，电离起主导作用，湿润pH试纸相当于稀释，故促进电离使氢离子浓度增大，pH测量值比实际偏小，D错误；故选C。 易错点04 外界条件对电离平衡影响的“不一定” 【错因辨析】 (1)加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。如稀酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，故c(OH－)增大。 (2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能“消除”，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。 (3)电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。 (4)电离平衡右移，电离程度也不一定增大，加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。 【对点训练】 1．(2026·江苏无锡高二阶段练习)下列说法不正确的是 A．测定0.1mol/L醋酸溶液的pH可证明醋酸是弱电解质 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H+)增大，Kw不变 C．常温下，将1mLpH=5的盐酸稀释至1L，c(H+)为1×10-8mol/L D．相同温度下，中和相同pH、相同体积的盐酸和醋酸溶液，消耗NaOH物质的量不同 【答案】C 【解析】A．测定0.1mol•L-1醋酸溶液的pH，如果溶液的pH＞1，则说明醋酸部分电离，为弱电解质，A正确；B．NaHSO4在水溶液中电离出Na+、H+和硫酸根离子，故向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H+)增大，但水的离子积常数Kw只与温度有关，与溶液的酸碱性无关，温度不变，水的离子积常数不变，B正确；C．酸无论如何稀释都不能变为中性或碱性溶液，所以常温下，将1mLpH=5的盐酸稀释至1L，稀释1000倍，溶液接近中性，c(H+)小于1×10-7mol/L，C错误；D．相同温度下，pH相同的盐酸和醋酸，c(醋酸)＞c(盐酸)，pH、体积相同的醋酸和盐酸，n(醋酸)＞n(盐酸)，中和相同pH、相同体积的盐酸和醋酸溶液，消耗NaOH物质的量与酸的物质的量成正比，所以醋酸消耗的多，D正确；故选C。 2．把1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液用蒸馏水稀释到10 L，下列叙述正确的是(　　) A．c(CH3COOH)变为原来的 B．c(H＋)变为原来的 C.的比值增大 D．溶液的导电性增强 【答案】C 【解析】由于加水稀释，CH3COOH的电离程度增大，故而c(CH3COOH)应小于原来的，c(H＋)应大于原来的，＝，而n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)减小，故的比值增大。加水稀释后离子浓度减小，故导电性应减弱。故只有C项正确。 易错点05 电离平衡常数 【错因辨析】 (1)不同弱电解质电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。 (2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。 (3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。 (4)多元弱酸各级电离常数：Ka1≫Ka2≫Ka3，其酸性主要由第一步电离决定，Ka值越大，相应酸的酸性越强。 【对点训练】 1．已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表所示，则下列有关说法正确的是 化学式 CH3COOH HCN H2CO3 电离平衡常数 1.75×10－5 6.2×10－10 Ka1＝4.5×10－7；Ka2＝4.7×10－11 A．25 ℃时，在等浓度的CH3COOH溶液和HCN溶液中，前者的水的电离程度大 B．25 ℃时，等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(CH3COOH)＞pH(H2CO3)＞pH(HCN) C．结合H＋的能力：CN－＜CH3COO－ D．NaCN中通入少量CO2发生反应的化学方程式为NaCN＋CO2＋H2O＝HCN＋NaHCO3 【答案】D 【解析】A项，由表格中数据可知，CH3COOH酸性大于HCN，则等浓度的CH3COOH溶液和HCN溶液中，CH3COOH溶液中c(H＋)大，所以醋酸溶液中水的电离程度小，错误；B项，由表格中数据可知酸性：H2CO3＞CH3COOH＞HCN，等物质的量浓度时各溶液酸性越强溶液的pH越小，故等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(H2CO3)＞pH(CH3COOH)＞pH(HCN)，错误；C项，CH3COOH的电离常数大于HCN，酸性越强则其阴离子结合H＋能力越弱，则结合H＋的能力：CN－＞CH3COO－，错误；D项，酸性：H2CO3＞CH3COOH＞HCN＞HCO3－，故在NaCN溶液中通入少量CO2发生反应生成HCN和NaHCO3，其反应方程式为NaCN＋CO2＋H2O＝HCN＋NaHCO3，正确。 2．已知部分弱酸的电离平衡常数如表所示： 弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3 电离平衡常数/25 ℃ Ka＝1.75×10－5 Ka＝4.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝1.4×10－2 Ka2＝6.0×10－8 下列离子方程式正确的是( ) A．少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－＝CO32－＋2HClO B．少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－＝CaSO3↓＋2HClO C．少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2＋H2O＋2CO32－＝SO32＋2HCO3－ D．相同浓度NaHCO3溶液与NaHSO3溶液等体积混合：H＋＋HCO3－＝CO2↑＋H2O 【答案】C 【解析】A项，由表格中电离平衡常数数据可知，Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)，故CO2通入NaClO溶液中生成HCO3－，错误；B项，向次氯酸钙溶液中通入少量SO2发生氧化还原反应，次氯酸根离子有剩余，会生成次氯酸，离子方程式为Ca2＋＋3ClO－＋SO2＋H2O＝CaSO4↓＋Cl－＋2HClO，错误；C项Ka2(H2SO3)＞Ka2(H2CO3)，故少量SO2通入Na2CO3溶液中生成HCO3－，正确；D项，H2SO3为弱酸，故NaHSO3在水溶液中主要电离出HSO3－，而不是SO32－和H＋，错误。 易错点06水的电离平衡曲线易错提醒 【错因辨析】 (1)同一曲线上任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。 (2)同一曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。 (3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定要改变温度。 【对点训练】 1．图为不同温度下水的电离平衡曲线，，下列说法正确的是( ) A．A点到B点：加入少量氨水可实现 B．A点到D点：加入少量冰醋酸可实现 C．KW的关系是：B＞C＞A＝D＝E D．T1时：pH=2的硫酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合，溶液呈中性 【答案】B 【解析】水的电离是一个吸热过程，升高温度，水的电离程度增大，pH减小，pOH减小，则T1＞T2。A．A点到B点，溶液的温度降低，且溶液仍呈中性，而加入少量氨水，溶液呈碱性，A错误；B．A点时加入少量冰醋酸，溶液的酸性增强，pH减小，pOH增大，则可实现从A点到D点的转化，B正确；C．由分析可知，T1＞T2，温度越高，KW越大，温度相同时，KW相同，则KW的关系是：B＜C＜A＝D＝E，C错误；D．T1时，KW＞10-14，则pH=2的硫酸与pH=12(pOH＜2)的NaOH溶液等体积混合后，NaOH过量，溶液呈碱性，D错误；故选B。 2．不同温度下，水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图所示。下列说法错误的是( ) A．T＞25℃ B．A点和B点溶液均呈中性 C．25℃时，加入NaHSO4固体，Kw增大 D．25℃时，通入HCl气体，可使溶液由A点变到D点 【答案】C 【解析】水的电离为吸热反应，温度升高会促进水的电离，导致水电离产生c(H+)、c(OH-)增大。由图可知：在温度为T℃时，Kw=c(H+)·c(OH-)=10-6×10-6=10-12＞10-14，所以温度：T＞25℃，酸或碱会抑制水的电离，盐的水解会促进水的电离。A．由于在温度为T℃时，Kw=c(H+)·c(OH-)=10-6×10-6=10-12＞10-14，所以温度T＞25℃， A正确；B．A点和B点的c(H+)=c(OH-)，所以A点和B点溶液均呈中性，B正确；C．水的离子积常数Kw只与温度有关，与加入的物质无关，故25℃时，加入NaHSO4固体，Kw不变，C错误；D．25℃时，通入HCl气体，会增大溶液中氢离子浓度，溶液酸性增强，因此可使溶液由A点变到D点，D正确；故选项C。 易错点07 水电离出的c(H+)和c(OH-)分析思路 【错因辨析】 Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中所有H＋、OH－的总物质的量浓度，但是一般情况下有： (1)酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋的浓度)。 (2)碱溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－的浓度)。 (3)外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。 ①升高温度、加入弱碱离子和弱酸离子，促进了水的电离，水的电离程度增大，水电离出的c(H+)和c(OH-)增大。 ②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。 (4)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。 (5)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。 【对点训练】 1．25 ℃时，某溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的乘积为1×10－18，则下列说法正确的是(　　) A．该溶液的pH一定为9 B．该溶液的pH可能为5 C．该溶液的pH可能为7 D．不会有这样的溶液 【答案】B 【解析】该溶液中水提供的c水(OH－)＝c水(H＋)＝1×10－9 mol·L－1。显然远比纯水提供的c(H＋)和c(OH－)小得多，这说明水的电离受到了酸或碱的抑制。若为酸溶液，则酸提供的c(H＋)＝1×10－5 mol·L－1，pH＝5；若为碱溶液，则碱提供的c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1，pH＝9。 2．25 ℃时，在等体积的①0.5 mol·L－1的H2SO4溶液；②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液； ③1 mol·L－1的NaCl溶液；④纯水中由水电离出的H＋的物质的量之比是(　　) A．1∶10∶107∶107 B．107∶107∶1∶1 C．107∶106∶2∶2 D．107∶106∶(2×107)∶2 【答案】A 【解析】25 ℃时，0.5 mol·L－1的H2SO4溶液中c(H＋)＝1 mol·L－1，由水电离出的c水(H＋)＝10－14 mol·L－1；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1，由水电离出的c水(H＋)＝10－13 mol·L－1；NaCl溶液和纯水中由水电离出的c水(H＋)均为10－7 mol·L－1。则等体积的上述四种溶液中由水电离出的n(H＋)(即发生电离的水的物质的量)之比为10－14∶10－13∶10－7∶10－7＝1∶10∶107∶107。 易错点08 测量溶液pH时的注意事项 【错因辨析】 (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。 (4)广泛pH试纸只能测出整数值(不精确)，该数不会出现小数。 【对点训练】 1．用pH试纸测定某无色溶液的pH时，规范的操作是( ) A．将pH试纸放入溶液中，观察其颜色变化，跟标准比色卡比较 B．将溶液倒在pH试纸上，跟标准比色卡比较 C．用干燥的洁净玻璃棒蘸取溶液，滴在pH试纸上，跟标准比色卡比较 D．在试管内放入少量溶液，把pH试纸放在管口，观察颜色，跟标准比色卡比较 【答案】A 【解析】A项，pH试纸直接浸入待测液，会污染溶液，故A不选；B项，测定溶液pH的一般操作方法为：取一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用洁净的玻璃杯蘸取待测液滴于试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与标准比色卡比较，不能将溶液倒在试纸上，故B不选；C项，用玻璃棒蘸取待测液，滴在pH试纸上，跟标准比色卡比较，符合操作要求，故C选；D项，试纸放在试管口不与溶液接触，无法测溶液的pH，故D不选；故选C。 2．下列关于酸碱指示剂或pH试纸的说法正确的是(    ) A．将一小块pH试纸放在洁净的表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照 B．不能使无色酚酞试液变色的溶液是酸性溶液 C．可以用紫色石蕊试液作为强酸滴定强碱的指示剂 D．用pH试纸测定某溶液的pH＝8.5，此溶液一定是某种碱的溶液 【答案】A 【解析】A项，将一小块干燥的试纸放在表面皿上，用干燥的玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸中部，然后与标准比色卡对照，故A正确；B项，不能使无色酚酞试液变色的溶液是pH＜8.2，故可能是酸性溶液，也可能是中性或弱碱性溶液，故B错误；C项，石蕊变色不明显，一般不用作中和滴定指示剂，故C错误； D项，pH试纸只能精确到1，故不能测得溶液的pH为8.5，且溶液显碱性的溶液不一定是碱溶液，可能是强碱弱酸盐溶液，故D错误。故选A。 易错点09 溶液pH计算易错提醒 【错因辨析】 (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。 【对点训练】 1．某温度时水的离子积常数Kw＝10－13，在此温度下将同浓度的NaOH溶液与稀硫酸按体积之比3∶1混合，若所得混合液pH＝12，则原溶液的浓度为( ) A．0.40 mol·L－1 B．0.20 mol·L－1 C．0.04 mol·L－1 D．0.50 mol·L－1 【答案】A 【解析】某温度时水的离子积常数Kw＝10－13，设NaOH溶液与稀硫酸的浓度为c，体积分别为3V和V，则NaOH溶液中c(OH－)＝c，硫酸中c(H＋)＝2c，所得混合液pH＝12，即c(H＋)＝10－12 mol·L－1，c(OH－)＝＝ ＝0.1 mol·L－1，则碱过量，混合后c(OH－)＝＝0.1 mol·L－1，则c＝0.40 mol·L－1，故选A项。 2．某温度下，水的离子积常数Kw=10-12。该温度下，将pH=4的硫酸与pH=9的氢氧化钠溶液混合并保持恒温，当混合溶液的pH=7时，硫酸与氢氧化钠溶液的体积比约为( ) A．9：1 B．1：10 C．10：1 D．99：21 【答案】A 【解析】该温度下，水的离子积常数Kw=10-12，纯水的pH=-lg=6，pH=4的硫酸溶液中c(H+)=10-4mol/L，pH=9的氢氧化钠溶液中c(OH-)==mol/L=10-3mol/L，两溶液混合并保持恒温，混合溶液的pH=7＞6，溶液呈碱性，则混合溶液中c(OH-)==mol/L=10-5mol/L，设稀硫酸、氢氧化钠溶液的体积分别为xL、yL，则c(OH-)=mol/L=10-5mol/L，整理可得x：y=9：1，故选A。 易错点10 溶液稀释后pH的变化规律 【错因辨析】 (1)酸碱溶液无限稀释 常温下，pH只能无限接近于7，酸溶液pH不可能大于7，碱溶液pH不可能小于7。 (2)对于pH＝a的强酸和弱酸溶液稀释 (3)对于pH＝b的强碱和弱碱溶液稀释 【对点训练】 1．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。下列说法不正确的是( ) A．曲线Ⅰ表示的是盐酸的变化曲线 B．溶液中水的电离程度：a点＞c点 C．溶液的导电性：a点＞c点 D．取等体积的a点、b点对应的溶液，与足量镁条充分反应生成的氢气的量：a点＞b点 【答案】B 【解析】A项，加水稀释，弱酸溶液中c(H＋)减小的慢，强酸溶液中c(H＋)减小的快，故曲线Ⅰ表示的是盐酸的变化曲线，正确；B项，酸溶液中的c(H＋)越大，对水的电离抑制程度越大，溶液中c(H＋)：a点＞c点，故溶液中水的电离程度：a点＜c点，错误；C项，溶液导电性与离子浓度成正比，离子浓度：a点＞c点，则溶液导电性：a点＞c点，正确；D项，酸的物质的量：a点＞b点，故与足量镁条充分反应生成的H2的量：a点大于b点，正确。 2．已知：常温下，HCOOH的酸性强于CH3COOH。现将pH＝3、体积均为V0的两种酸溶液分别加水稀释至体积为V，pH随lg的变化如图所示。下列叙述正确的是( ) A．曲线Ⅰ表示CH3COOH溶液的变化曲线 B．溶液中水的电离程度：b＞c＞d C．HCOOH与NaOH反应的离子方程式为H＋＋OH－＝H2O D．a点两种酸溶液分别与NaOH恰好完全中和后，CH3COOH对应的溶液中n(Na＋)大 【答案】D 【解析】A项，相同pH的酸，加水稀释过程中，酸性强的HCOOH的pH变化大于CH3COOH，故曲线Ⅱ表示CH3COOH溶液的变化曲线，曲线Ⅰ表示HCOOH溶液的变化曲线，错误；B项，酸电离的H＋浓度越小，对水的电离的抑制作用就越弱，溶液中H＋浓度：b＞c＞d，故水的电离程度：b＜c＜d，错误；C项，HCOOH为弱酸，不能拆写成离子形式，错误；D项，CH3COOH的酸性弱于HCOOH，相同体积、相同pH的HCOOH和CH3COOH，CH3COOH的浓度大，完全中和时消耗的NaOH多，n(Na＋)大，正确。 易错点11酸碱中和滴定实验操作 【错因辨析】 (1)酸式滴定管为玻璃活塞，可盛装酸性溶液和氧化性溶液(如酸性高锰酸钾溶液)，但不可盛装碱液，因为碱液会腐蚀玻璃活塞；碱式滴定管为橡皮管和玻璃珠，不能盛装酸性溶液和氧化性溶液。 (2)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。 (3)滴定管的最小刻度为0.1mL，精确度为0.01mL。 (4)锥形瓶只能用蒸馏水洗净，不可用待测液润洗。 (5)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。 【对点训练】 1．草酸(H2C2O4)是一种二元弱酸，草酸钠(Na2C2O4)可作为基准物质测定KMnO4溶液的浓度。测定的方法是准确称量一定质量的草酸钠固体，加水溶解后，加入硫酸酸化，用待测KMnO4溶液进行滴定。 关于KMnO4溶液测定实验，下列说法正确的是(　　) A．可使用图1装置进行滴定 B．锥形瓶须用酸化的草酸钠溶液润洗 C．题图2所示读数为18.8 mL D．滴定时，左手控制活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛观察滴定管液面示数 【答案】A 【解析】A项，酸性高锰酸钾溶液放在酸式滴定管中，可用图1装置进行滴定，正确；B项，锥形瓶不用润洗，错误；C项，题图2所示读数为18.90 mL，错误；D项，滴定时，左手控制活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛观察锥形瓶中溶液颜色，错误。 2．氧化还原滴定法是以氧化还原反应为基础的滴定实验。用稀硫酸酸化的0.0100mol/LKMnO4标准溶液滴定某未知浓度的H2C2O4溶液，下列说法错误的是(　　) A．该实验不需要另外加入指示剂 B．本实验不需要碱式滴定管 C．滴定终点时，溶液颜色由紫红色变为无色，并在半分钟内不变色 D．滴定过程中，加入H2C2O4标准溶液应先快后慢，便于观察溶液颜色变化 【答案】C 【解析】A．高锰酸钾溶液本身为紫色，与草酸发生氧化还原反应被还原为锰离子，高锰酸钾溶液褪色，则该滴定实验不需要指示剂，故A正确；B．KMnO4标准溶液检验强氧化性，不能盛装于碱式滴定管中，应该盛装于酸式滴定管中，故B正确；C．当H2C2O4被消耗完毕时，再滴加半滴高锰酸钾溶液时溶液呈紫色，即终点时溶液由无色变为紫色，并且半分钟内不变色，故C错误；D．滴定起始阶段时H2C2O4溶液浓度相对较大，加入KMnO4标准溶液应该加快，但接近滴定终点时应该缓慢加入KMnO4标准溶液，便于观察溶液颜色变化，判断滴定终点，故D正确；故选C。 易错点12中和滴定误差分析常见问题 【错因辨析】 (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。试分析右图读数对滴定结果的影响。 ①如图Ⅰ，开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，滴定结果会偏小。 ②如图Ⅱ，开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，滴定结果会偏大。 【对点训练】 1．用标准NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，若测定结果偏低，则原因可能是(　　) A．用滴定管量取标准液时，先俯视后仰视 B．锥形瓶洗净后瓶内残留有少量蒸馏水 C．滴定到终点读数时，发现滴定管尖嘴处悬挂了一滴溶液 D．配制标准溶液的固体NaOH中混有Na2O杂质 【答案】D 【解析】根据c(酸)=判断不当操作对相关物理量的影响。A．仰视使读数偏大，俯视读数偏小，先仰视后俯视，量取的标准液体积偏大，则测定结果偏高，故A错误；B．锥形瓶洗净后瓶内残留有少量蒸馏水，盛装的是位置浓度的盐酸，操作正确，对测定结果不产生影响，故B错误；C．滴定到终点读数时，发现滴定管尖嘴处悬挂了一滴溶液，占了标准液体积但未参加反应，所以NaOH溶液体积偏大，使测定结果偏高，故C错误；D．配制标准溶液的固体NaOH中混有Na2O杂质，Na2O与水反应生成NaOH，使NaOH浓度增大，消耗的体积少，则使测定浓度偏小，故D正确；故选D。 2．测定产品中CaO2含量。高锰酸钾滴定法原理：在酸性条件下，CaO2与稀酸反应生成H2O2，用标准酸性KMnO4溶液滴定所生成的H2O2，以确定CaO2含量。 下列关于滴定分析的说法不正确的是(　　) A．滴定时应一直观察滴定管中溶液体积的变化 B．当滴入半滴酸性KMnO4溶液后，溶液颜色从无色刚好变为浅红色，且半分钟内不变色，表示已经到达滴定终点 C．滴定前滴定管尖嘴内有气泡，滴定后尖嘴内无气泡，则测定结果偏大 D．读取KMnO4溶液体积时，滴定前俯视读数，滴定后仰视读数，则测定结果偏大 【答案】A 【解析】A项，滴定时应观察锥形瓶中溶液颜色的变化，错误；B项，标准酸性KMnO4溶液滴定所生成的H2O2，H2O2被KMnO4氧化为O2，KMnO4被还原为无色Mn2＋，滴定终点时溶液由无色变为浅红色，正确；C项，在滴定前滴定管尖嘴内有气泡，滴定后尖嘴内无气泡，则滴定消耗标准酸性KMnO4溶液体积偏大，H2O2的质量偏大，因而会导致测定结果偏大，正确；D项，读取KMnO4溶液体积时，滴定前俯视读数，V1偏小，滴定后仰视读数，V2偏大，则消耗标准溶液体积(V2－V1)就会偏大，最终导致测定结果偏大，正确。 易错点13 溶度积常数易错提醒 【错因辨析】 (1)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，Ksp小的溶解度不一定小。如Ksp(AgCl)>Ksp(Ag2CrO4)，但c(Ag＋)是Ag2CrO4>AgCl。 (2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。 (3)溶解度较小的沉淀，并不一定必须转化为溶解度更小的沉淀。在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀。例如，在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，只要Qc(BaCO3)>Ksp(BaCO3)就可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 (4)一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，但溶解度小的沉淀转化成溶解度稍大的沉淀在一定条件下也能实现。 【对点训练】 1．下表是三种难溶金属硫化物的溶度积常数(25 ℃)。 化学式 FeS CuS MnS 溶度积 6.3×10－18mol2·L－2 1.3×10－36mol2·L－2 2.5×10－13mol2·L－2 下列有关说法中正确的是(　　) A．25 ℃时，CuS的溶解度大于MnS的溶解度 B．25 ℃时，饱和CuS溶液中，Cu2＋的浓度为1.3×10－36 mol·L－1 C．因为H2SO4是强酸，所以反应CuSO4＋H2S=CuS↓＋H2SO4不能发生 D．除去某溶液中的Cu2＋，可以选用FeS作沉淀剂 【答案】D 【解析】A．FeS、CuS、MnS都是同类型的难溶电解质，25 ℃时，CuS的Ksp远小于MnS的Ksp，说明CuS的溶解度小于MnS的溶解度，A项错误；B．25 ℃时，饱和CuS溶液中，＝＝≈，B项错误；C．因为CuS不溶于稀硫酸，所以反应可以发生，C项错误；D．因为溶解度CuS＜FeS，所以Cu2＋可与FeS反应生成更难溶的CuS，D项正确；故选D。 2．(2026·天津新华中学高三模拟)已知2℃时，物质的溶度积常数为；；。下列说法错误的是( ) A．足量CuSO4溶解在1.0mol·L-1的溶液中H2S，Cu2+能达到的最大浓度为1．3×10-35mol·L-1 B．除去工业废水Fe2+中的Cu2+，可选用FeS作沉淀剂 C．在相同温度下，CuS的溶解度小于FeS的溶解度 D．在ZnS的饱和溶液中，加入少量ZnCl2固体，平衡向生成沉淀的方向移动 【答案】A 【解析】A项，H2S是弱酸，0.1mol·L-1 的H2S溶液中S2-浓度远小于0.1mol·L-1 ，根据，实际Cu2+最大浓度大于1.3×10-35mol·L-1 ，A错误；B项，Ksp(CuS)＜Ksp(FeS)，FeS可转化为更难溶的CuS且不引入新杂质，可选用FeS作沉淀剂除去Fe2+中的Cu2+，B正确；C项，CuS和FeS均为AB型难溶物，相同温度下Ksp越小溶解度越小，故CuS的溶解度小于FeS的溶解度，C正确；D项，ZnS饱和溶液中存在溶解平衡ZnS(s)Zn2+ (aq)+ S2-(aq)，加入ZnCl2固体后c(Zn2+)增大，平衡逆向移动，即向生成沉淀的方向移动，D正确；故选A。 易错点14 溶液中粒子浓度大小比较的方法 【错因辨析】 (1)考虑水解因素：如Na2CO3溶液。 CO＋H2OHCO＋OH－ HCO＋H2OH2CO3＋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＋)。 【对点训练】 1．下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是(　　) A．pH=2的HA溶液与pH=12的MOH溶液任意比混合：c(H+)+c(M+)=c(OH-)+c(A-) B．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液：c(NaOH)＜c(CH3COONa)＜c(Na2CO3) C．等物质的量的CH3COOH和CH3COONa溶于水：c(CH3COO-)+c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH) D．0.1mol/L的NaHA溶液，其pH=4：c(HA-)＞c(H+)＞c(H2A)＞c(A2-) 【答案】A 【解析】A项，.任何电解质溶液中都侧重电荷守恒，根据电荷守恒得c(H+)+c(M+)=c(OH-)+c(A-)，A正确；B项，NaOH是强碱，pH相同时其浓度最小，钠盐中酸根离子水解程度越大，相同pH的钠盐浓度越小，碳酸根离子水解程度大于醋酸根离子，所以pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液的物质的量浓度：c(NaOH)＜c(Na2CO3)＜c(CH3COONa)，B错误；C项，任何电解质溶液中都存在电荷守恒和物料守恒，根据电荷守恒得c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，根据物料守恒得2c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)，所以得c(CH3COO-)+2c(OH-)=2c(H+)+c(CH3COOH)，C错误；D项，溶液呈酸性，说明HA-电离程度大于其水解程度，但其电离和水解程度都较小，H+由水和溶液中HA-电离产生，所以其离子浓度大小顺序是c(HA-)＞c(H+)＞c(A2-)＞c(H2A)，D错误；故选A。 2．下列有关溶液(室温下)的说法正确的是( ) A．Na2CO3和NaHCO3形成的混合溶液中：2c(Na+)=3[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)] B．0.10mol•L-1NaHSO3溶液中通入NH3至溶液pH=7：c(Na+)>c(NH4+)>c(SO32-) C．物质的量浓度相等的①(NH4)2SO4溶液、②NH4HCO3溶液、③NH4Cl溶液、④(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，c(NH4+)的大小关系：④>①>②>③ D．0.10mol•L-1CH3COONa溶液中通入HCl至溶液pH=7：c(Na+)>c(CH3COOH)>c(Cl-) 【答案】D 【解析】A项，等物质的量的Na2CO3和NaHCO3形成的混合溶液中存在物料守恒，即2n(Na)＝3n(C)，溶液中的物料守恒为：2c(Na＋)＝3[c(CO32-)＋c(HCO3-)＋c(H2CO3)]，Na2CO3和NaHCO3形成的混合溶液的量不知不能判断离子难度大小，故A错误；B项，液呈中性时，c(H＋)＝c(OH−)，根据电荷守恒可知：c(Na＋)＋c(NH4+)＝2c(SO32-)＋c(HSO3-)，因为溶液呈中性，根据元素守恒得c(Na＋)>c(SO32-)，NaHSO3溶液酸性较弱，则加入的氨水较少，所以c(SO32-)>c(NH4+)；所以溶液中c(H＋)、c(OH−)、c(SO32-)、c(Na＋)、c(NH4+)这五种离子浓度大小关系为：c(Na＋)>c(SO32-)>c(NH4+)>c(H＋)＝c(OH−)，故B错误；C项，物质的量浓度相同的下列溶液：①(NH4)2SO4 ②NH4HCO3 ③NH4Cl ④NH4Fe(SO4)2；先不考虑水解，则(NH4)2SO4 中含有两个NH4+，所以它们NH4+的浓度大于其它三种物质，②④二种物质中，④NH4Fe(SO4)2酸性最强，NH4+水解受到的抑制最大，即NH4+的量较多，溶液中c(NH4+)较大，①NH4Cl，NH4+水解，②NH4HCO3，碳酸氢根离子的水解对铵根离子起促进作用，即溶液中c(NH4+)④>③>②，按c(NH4+)由大到小的顺序排列为：①>④>③>②，故C错误；D项，0.1mol•L−1CH3COONa溶液中通入HCl至溶液pH＝7，溶液中存在电荷守恒为：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH−)＋c(Cl−)＋c(CH3COO−)，物料守恒为：c(Na＋)＝c(CH3COO−)＋c(CH3COOH)，得到c(CH3COOH)＝c(Cl−)，溶液中存在醋酸钠、氯化钠和醋酸，钠离子浓度一定大于氯离子浓度，故D正确；故选D。 易错点15 沉淀溶解平衡及应用 【错因辨析】 (1)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，Ksp小的溶解度不一定小。如Ksp(AgCl)>Ksp(Ag2CrO4)，但c(Ag＋)是Ag2CrO4>AgCl。 (2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。 (3)溶解度较小的沉淀，并不一定必须转化为溶解度更小的沉淀。在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀。例如，在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，只要Qc(BaCO3)>Ksp(BaCO3)就可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 (4)一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，但溶解度小的沉淀转化成溶解度稍大的沉淀在一定条件下也能实现。 【对点训练】 1．(2026·江苏苏州高二期中)下列有关沉淀溶解平衡应用的说法不正确的是(　　) A．误食可溶性钡盐可尽快用5%的Na2CO3溶液洗胃 B．含氟牙膏能预防龋齿是因为发生了沉淀的转化反应 C．AgCl沉淀溶解达到平衡时，Ag+和Cl-浓度不一定相等 D．用Na2CO3溶液使锅炉水垢中的CaSO4转化成疏松、易溶于酸的CaCO3 【答案】A 【解析】A．误食可溶性钡盐(如BaCl2)应使用硫酸盐(如Na2SO4)溶液洗胃，以形成难溶于酸的BaSO4沉淀；使用Na2CO3会生成BaCO3沉淀，但它在胃酸(酸性环境)中可能部分溶解，释放Ba2+，导致解毒效果不佳，A项错误；B．含氟牙膏中的氟离子(F-)可与牙齿中的羟基磷灰石[Ca3(PO4)3OH]发生沉淀转化，生成更难溶、更耐酸的氟磷灰石[Ca3(PO4)3F]，从而预防龋齿，B项正确；C．AgCl沉淀溶解平衡(AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl-(aq))时，离子浓度满足Ksp(AgCl)= c(Ag+)·c(Cl-)，但c(Ag+)和c(Cl-)不一定相等，其值取决于溶液中的离子来源和初始条件，C项正确；D．Na2CO3溶液中的CO32-可与CaSO4发生沉淀转化CaSO4(s)+CO32-(aq)CaCO3(s)+SO42-(aq)，因为，CaCO3更难溶且疏松、易溶于酸，便于去除水垢，D项正确；故选A。 2．牙齿表面存在如下平衡： Ca5(PO4)3OH(s)5Ca2＋(aq)＋3PO43－(aq)＋OH－(aq) Ksp＝6.8×10－37 Ca5(PO4)3F(s)的Ksp＝2.8×10－61 下列说法错误的是(　　) A．在牙膏中添加适量的磷酸盐，能起到保护牙齿的作用 B．口腔中的食物残渣能产生有机酸，容易导致龋齿，使Ksp增大 C．正常口腔的pH 接近中性，有利于牙齿健康 D．使用含氟牙膏，当Ca5(PO4)3OH(s)与Ca5(PO4)3F(s)共存时，≈2．4×1024 【答案】B 【解析】A项，在牙膏中添加适量的磷酸盐，使平衡逆向移动，Ca5(PO4)3OH(s)5Ca2＋(aq)＋3PO43－(aq)＋OH－(aq)，生成Ca5(PO4)3OH(s)覆盖在牙齿表面，能起到保护牙齿的作用，正确；B项，Ksp只与温度有关，与溶液的酸碱性无关，错误；C项，正常口腔的pH接近中性，防止Ca5(PO4)3OH(s)和Ca5(PO4)3F(s)溶解，有利于牙齿健康，正确；＝ ＝＝≈2．4×1024，正确。 学科网(北京)股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $