第3章 物质在水溶液中的行为（知识清单）高二化学鲁科版选择性必修1

该高中化学知识清单系统梳理“物质在水溶液中的行为”单元内容，涵盖水的电离平衡、电解质电离、盐类水解、沉淀溶解平衡及离子反应五大知识模块，构建了从“基础理论”到“定量计算”再到“实际应用”的阶梯式学习支架。 清单通过表格对比（如强/弱电解质差异）、口诀归纳（如“离子共存四要点”）及图像分析（如pH曲线、沉淀溶解平衡图像）呈现知识体系，培养学生科学思维与科学探究能力。设有“易错警示”专栏标注易混点，如“pH=7不一定为中性”，并附“盐类水解离子方程式书写步骤”等实用工具，助力学生自主复习，也为教师教学设计提供清晰框架。

第三章 物质在水溶液中的行为 第一节 水与水溶液 一、影响水电离平衡的因素 影响水的电离平衡的因素主要有温度、溶液的酸碱性等。外界条件对水的电离平衡的影响如下表： H2OH＋＋OH－　ΔH＞0 条件变化 移动方向 c平(H＋) c平(OH－) KW 对平衡 的影响 升高温度 向右移动 增大 增大 增大 促进 加酸 向左移动 增大 减小 不变 抑制 加碱 向左移动 减小 增大 不变 抑制 加活泼金属，如Na 向右移动 减小 增大 不变 ______ 2．水电离出的c平(H＋)和c平(OH－)的计算 (1)稀酸溶液中，c平(OH－)来源于水的电离，因此水电离的c平(H＋)水＝c平(OH－)＝。 (2)稀碱溶液中，c平(H＋)来源于水的电离，因此水电离的c平(OH－)水＝c平(H＋)＝。 3.水电离影响因素解疑 (1)能影响水的电离的酸和碱，不只有强酸、强碱，弱酸、弱碱也能抑制水的电离。 (2)水中加入酸(或碱)后，溶液中c平(H＋)或c平(OH－)虽然增大，但是c平(OH－)或c平(H＋)减小，KW仍不变。 (3)不管是纯水还是在酸、碱、盐溶液中，水电离产生的c平(H＋)和c平(OH－)始终相等。 二、电解质的分类与电离 1．强电解质与弱电解质比较 　　 类别 项目 强电解质 弱电解质 电离程度 完全电离 部分电离 化学键类型 离子键、共价键 共价键 电离过程 不可逆，用“===”表示 可逆，用“”表示 溶液中的存在形式 水合离子 分子、水合离子 相同点 都是化合物，在溶液中都能电离，都能导电，与溶解度无关 2．电离方程式的书写 (1)强电解质一步完全电离，一步写出，用“===”；弱电解质用“”。 (2)多元弱酸分步部分电离，分步写出，用“”； 如：H2SHS－＋H＋，HS－S2－＋H＋。 (3)多元弱碱分步部分电离，一步写出，用“”； 如：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 (4)强酸酸式盐一步完全电离，用“===”； 如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 (5)弱酸酸式盐分步电离，第一步完全电离出阳离子和弱酸酸根离子，用“===”，第二步弱酸酸根离子部分电离，用“”；如：NaHCO3===Na＋＋HCO， HCOCO＋H＋。 (6)规范书写离子符号，要配平，满足元素守恒和电荷守恒。 小结：强等号弱可逆，多元弱酸分步写，多元弱碱一步写，弱酸酸式盐，强中还有弱。 三、溶液的酸碱性 1.溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)浓度的关系 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。 ①c(H＋)>c(OH－)，溶液呈____________。 ②c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈____________。 ③c(H＋)<c(OH－)，溶液呈____________。 2.溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系 计算公式 pH＝－lgc(H＋) 意义 pH越大，溶液的碱性____________； pH越小，溶液的酸性____________ 溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为____________溶液； pH＝7，为____________溶液； pH＞7，为____________溶液 适用范围 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1 【易错警示】 (1)溶液酸碱性的根本依据是c平(H＋)与c平(OH－)的相对大小。pH＝7的溶液不一定是中性溶液，在室温下，pH＝7的溶液是中性溶液，在其他温度下不是中性溶液。 (2)纯水中c平(H＋)＝c平(OH－)，在水溶液中c平(H＋)和c平(OH－)不一定相等，但c平(H＋)·c平(OH－)一定等于KW。 (3)pH每增大1个单位，c平(H＋)减小到原来的，c平(OH－)增大为原来的10倍。 (4)一定温度下溶液中c平(H＋)·c平(OH－)为定值，若一种离子浓度增大(或减小)，另一种离子浓度定会减小(或增大)。 四、水溶液的pH 1.pH的定义公式：pH＝－lgc平(H＋)。pOH＝－lgc平(OH－)，25 ℃时同一溶液中pH＋pOH＝14。 2.室温下，水溶液的pH、c平(H＋)与酸碱度的关系： 25 ℃时： 3.溶液酸碱性的测定方法 (1)利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于____________洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒____________试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后____________与标准比色卡对照，读出pH。 ①广泛pH试纸：其pH范围是1～14(最常用)，可以识别的pH差约为1。 ②精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。 ③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。 (2)用pH计测量。 pH计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为0～14。 4.溶液酸碱性与pH的应用 (1)人体体液都有一定的pH。 (2)环保领域，酸性或碱性废水的处理常利用中和反应。 (3)农业生产中，各种农作物的生长对土壤的pH范围有一定的要求。 (4)酸碱中和滴定实验中，溶液pH的变化是判断滴定终点的依据。 五、溶液pH的计算 1.单一溶液pH的计算 (1)强酸溶液，pH＝－lgc(H＋)。 (2)强碱溶液，c(H＋)＝，pH＝－lg c(H＋)。 2.混合溶液pH的计算 (1)强酸溶液与强酸溶液混合 c混(H＋)＝，然后再求pH。 强酸溶液与强酸溶液等体积混合，若pH差值≥2，混合后pH＝pH小＋0.3。 (2)强碱溶液与强碱溶液混合 c混(OH－)＝，c(H＋)＝，再求pH。 强碱溶液与强碱溶液等体积混合，若pH差值≥2，混合后的pH＝pH大－0.3。 (3)强酸溶液与强碱溶液混合 ①常温下，若恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7； 酸过量：c混(H＋)＝，pH＝－lg c混(H＋)； 碱过量：c混(OH－)＝，c(H＋)＝，pH＝－lg c(H＋)。 ②常温下，酸、碱溶液等体积混合，且酸与碱溶液的pH之和为14时，若为强酸与强碱，则pH＝7；若为强酸与弱碱，则pH>7；若为弱酸与强碱，则pH<7。 第二节 弱电解质的电离盐类的水解 一、弱电解质的电离平衡 1.电离平衡状态 在电离初始，弱电解质分子____________成离子的速率随分子浓度的减小而逐渐____________；同时离子结合成分子的速率随着离子的浓度增大而逐渐____________，经过一段时间后，两者的速率____________，达到电离平衡状态。 2.电离平衡的特征 3.外界条件对电离平衡的影响 浓度 对于同一弱电解质，浓度越大，电离程度_______；浓度越小，电离程度越大，即对溶液加水稀释时，电离平衡向着_______的方向移动 温度 由于弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向着_______的方向移动 相同 离子 在弱电解质溶液中加入与弱电解质电离产生相同离子的强电解质，电离平衡将向电离的反方向移动 化学 反应 在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质，电离平衡将向电离的方向移动 4.电解质溶液的导电性 (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)影响电解质溶液导电能力的因素 电解质溶液的导电能力与溶液中离子浓度及离子所带电荷多少有关，离子浓度_______，离子所带电荷_______，导电能力越强。 二、电离平衡常数 1．电离平衡常数 (1)定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。 (2)表达式：一元弱酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝。 一元弱碱：NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝。 (3)意义：电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。 (4)电离平衡常数的特点 ①电离平衡常数只与_______有关，与浓度无关，且升高温度K值增大。 ②相同条件下，K值越大，表示该弱电解质_______电离，对应的酸性(或碱性)越强。 ③多元弱酸是分步电离，逐级减小且一般相差很大，Ka1≫Ka2，故溶液中的c平(H＋)主要由第一步电离程度决定。 ④多元弱碱的电离比较复杂，一般看作是一步电离。 2．电离度 (1)定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度，用α表示。 (2)表达式：α＝×100%。 (3)影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度_______；浓度越小，电离度_______。 3.电离平衡常数的应用 （1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数_______，酸性(或碱性)越强。 （2）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa。 （3）利用电离常数可近似计算出弱酸、弱碱溶液中c平(H＋)或c平(OH－)(忽略水的电离)。 三、盐溶液的酸碱性及原因 1.探究盐溶液的酸碱性 (1)实验室测定溶液pH的方法有①pH计测定；②pH试纸测定。 (2)选用合适的方法测定下列溶液的pH，并按形成盐的酸碱性强弱分类，完成下表。 盐溶液 pH 盐的类型 酸碱性 NaCl pH＝7 ______________ _______ KNO3 pH＝7 Na2CO3 pH>7 ______________ _______ CH3COONa pH>7 NH4Cl pH<7 ______________ _______ (NH4)2SO4 pH<7 2.理论分析：盐溶液呈酸碱性的原因 (1)分析强酸强碱盐溶液呈中性的原因(以NaCl为例) 溶液中的变化 H2OH++OH- NaCl===Na++Cl- 呈中性的原因 溶液中的微粒有：Na+、Cl-、H+、OH-、H2O，微粒之间均不能结合，水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H+)＝c(OH-) (2)分析强酸弱碱盐溶液呈酸性的原因(以NH4Cl为例) 溶液中的变化 简述变化过程 N与水电离出来的OH-结合，生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向右移动，当达到新的平衡时，溶液中c(H+)>c(OH-)，溶液呈酸性 总反应离子方程式 N+H2ONH3·H2O+H+ (3)分析强碱弱酸盐溶液呈碱性的原因(以CH3COONa为例) 溶液中的变化 简述变化过程 CH3COO-与水电离出来的H+结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向右移动，使溶液中c(H+)<c(OH-)，溶液呈碱性 总反应离子方程式 CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- 3.盐类的水解 (1)概念：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成_______的反应，叫做盐类的水解。 (2)实质 (3)盐类水解的四个特征 ①可逆：水解反应一般是_______反应，在一定条件下可达到平衡状态。 ②吸热：水解反应是中和反应的逆反应，是_______反应。 ③微弱：由于水解产物很少，无明显沉淀或气体生成，因而水解反应的程度一般很微弱，但也有特例。 ④多元弱酸盐_______水解，但以第一步为主。 4.盐类水解的规律——判断盐溶液酸碱性的方法 (1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸酸根离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。 (2)“谁强显谁性，同强显中性”——当盐中酸根阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，盐溶液呈酸性，反之呈碱性，当二者均为强酸、强碱离子对应的盐时，盐溶液呈中性。 (3)盐类水解的类型及溶液的酸碱性(25 ℃时) 盐的类型 水解的离子 溶液的酸碱性 强酸弱碱盐 弱碱阳离子 弱酸性，pH＜7 强碱弱酸盐 弱酸根阴离子 弱碱性，pH＞7 强酸强碱盐 不水解 中性，pH＝7 弱酸弱碱盐 弱酸根阴离子、弱碱阳离子 谁强显谁性 (4)应用举例 盐溶液 水解的离子 酸碱性 Na2SO4 _______ _______ Cu(NO3)2 _______ _______ NaClO _______ _______ NaHSO4 _______ _______ KAl(SO4)2 _______ _______ NaHCO3 _______ _______ 四、盐类水解离子方程式的书写 1.水解方程式的一般模式 阴(阳)离子+H2O弱酸(或弱碱)+OH-(或H+)。 2.盐类水解是可逆反应，是中和反应的_______，而中和反应是趋于完全的反应，所以盐的水解反应是微弱的，盐类水解的离子方程式一般不写“===”而写“”。 3.一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成_______和_______，也不发生分解，产物一般不标“↑”或“↓”。 4.多元弱酸酸根离子水解方程式应分步书写，水解是以_______为主，如CO水解方程式为 CO＋H2OHCO＋OH－(主)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(次)。 5.多元弱碱阳离子水解要_______写出，如Fe3＋水解方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 6.分类书写盐类水解离子方程式。 (1)一元弱酸(碱)盐的水解 ①NaClO：ClO-+H2OHClO+OH-； ②(NH4)2SO4：N+H2ONH3·H2O+H+。 (2)多元弱酸强碱盐(正盐) ①Na2CO3：C+H2OHC+OH-、HC+H2OH2CO3+OH-； ②Na2S：S2-+H2OHS-+OH-、HS-+H2OH2S+OH-。 (3)多元弱碱强酸盐 AlCl3：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+。 (4)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进 ①CH3COONH4：N+CH3COO-+H2OCH3COOH+NH3·H2O； ②Al2S3：Al2S3+6H2O===2Al(OH)3↓+3H2S↑。 五、盐类水解平衡的移动 1.内因：相同条件下，弱酸的酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性_______；弱碱的碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性_______。 2.外因 （1）温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解平衡_______移动，水解程度增大。 （2）浓度：加水稀释盐的溶液，水解平衡_______移动，水解程度增大。 （3）外加酸、碱：加酸可抑制_______离子的水解，加碱可抑制______________离子的水解。 （4）两种水解离子的相互影响：弱碱阳离子和弱酸酸根离子在同一溶液中，两种水解_______，使两种水解程度都增大，甚至反应完全。 六、盐类水解平衡的应用 1．盐类做净水剂 硫酸铝钾或硫酸铝中的Al3＋水解生成Al(OH)3胶体，反应的离子方程式为 Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体有较强的吸附能力，常用作_______。 2．热碱水清洗油污 纯碱在水中发生水解：CO＋H2OHCO＋OH－，加热促进水解平衡右移，溶液的_______增强，去污能力增强。 3．泡沫灭火器 (1)试剂：Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液。 (2)原理：Al3＋和HCO的水解_______，生成CO2气体和Al(OH)3沉淀，产生大量泡沫，隔绝可燃物和空气。反应的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 4．盐溶液的配制 配制、保存易水解的盐溶液时，加入相应的酸(或碱)_______水解。如配制SnCl2溶液时，加入适量盐酸抑制Sn2＋的水解，得到澄清的溶液。 5．胶体的制备 实验室制备Fe(OH)3胶体利用了Fe3＋水解生成Fe(OH)3胶体的反应及加热_______水解的原理，反应的离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋。 七、水解平衡移动的影响因素 以CH3COONa为例，在醋酸钠溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－　ΔH＞0 移动的方向 c平(CH3COO－) c平(CH3COOH) c平(OH－) c平(H＋) pH 水解程度 加热 右 减小 增大 增大 减小 增大 增大 加水 右 减小 减小 减小 增大 减小 增大 加CH3COOH 左 增大 增大 减小 增大 减小 减小 加CH3COONa 右 增大 增大 增大 减小 增大 减小 加NaOH 左 增大 减小 增大 减小 增大 减小 加HCl 右 减小 增大 减小 增大 减小 增大 八、盐类水解的应用 1．在科学研究中的应用 应用 实验 配制易水 解的盐溶液　 配制某些强酸弱碱盐时，需要加入相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制阳离子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液时，由于 Fe3＋、Sn2＋水解程度较大，通常先将它们溶于盐酸中，再加水稀释到所需的浓度 制备某些 胶体 利用水解原理制备胶体，如向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，产生红褐色胶体：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 保存碱性 溶液 Na2CO3、Na2S等溶液水解显碱性，因碱性溶液可与玻璃中的SiO2反应，所以保存时不能使用磨口玻璃塞，应用带橡胶塞的试剂瓶保存 制备某些 无水盐　 若将某些挥发性酸对应的盐，如AlCl3、FeCl3蒸干时，得不到无水盐，原因是在加热过程中，HCl不断挥发，水解平衡不断向右移动，得到Al(OH)3或Fe(OH)3，加热Al(OH)3、Fe(OH)3继续分解得到Al2O3、Fe2O3。所以上述晶体只有在HCl气流中加热才能得到 判断离子 是否共存 常见的因强烈水解而不能大量共存的离子：Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、[Al(OH)4]－；Fe3＋与HCO、CO、[Al(OH)4]－；NH与[Al(OH)4]－、SiO　 混合盐溶 液中的除 杂和提纯 ①采用加热法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中的某些金属离子，如除去KNO3溶液中的Fe3＋； ②除去酸性MgCl2溶液中的FeCl3，可加入MgO、Mg(OH)2或MgCO3促进FeCl3的水解，使FeCl3转化为Fe(OH)3沉淀而除去，可表示为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋，MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O 2.在工农业生产和生活中的应用 应用 实例 明矾或FeCl3可作净水剂 利用Al3＋、Fe3＋水解产生的胶体，其表面积大，能够吸附水中的悬浮物形成沉淀而起到净水的作用 用热的纯碱去污效果更好 CO＋H2OHCO＋OH－，水解反应为吸热反应，加热平衡右移，溶液的碱性增强，去污效果更好 泡沫灭火器的原理 泡沫灭火器中使用的是Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液，两者混合时，发生相互促进的水解反应，直至水解完全：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑，灭火器内压强增大，CO2、H2O、Al(OH)3一起喷出覆盖在着火物质上使火焰熄灭 用盐溶液除锈 用NH4Cl溶液可除去金属表面的氧化膜：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，氧化膜与H＋反应而溶解 九、盐溶液“蒸干”探究 1．盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质， 如Al2(SO4)3(aq)Al2(SO4)3(s)。 2．盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。 3．强碱弱酸盐，如Na2CO3溶液等，蒸干后可得到原物质。 4．阴、阳离子均易水解，其水解产物易挥发的盐蒸干后得不到任何物质，如NH4Cl、(NH4)2S等。 5．考虑盐受热时是否分解 Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4＋MnO2。 6．还原性盐在蒸干时会被O2氧化 例如，Na2SO3(aq)Na2SO4(s)；FeSO4(aq)Fe2(SO4)3(s)。 7．有时要从多方面考虑。例如，蒸干NaClO溶液时，既要考虑ClO－水解，又要考虑HClO分解，所以蒸干NaClO溶液所得固体为NaCl。 第三节 沉淀溶解平衡 一、沉淀溶解平衡及影响因素 1.25 ℃时，溶解性与溶解度的关系 【特别提醒】大多数电解质的溶解度随温度升高而_______，但也有例外，如Ca(OH)2，温度越高，溶解度_______。 2.沉淀溶解平衡(以AgCl为例分析) (1)沉淀溶解平衡建立 AgCl在溶液中存在下述两个过程：一方面，在水分子作用下，少量Ag+和Cl-脱离AgCl的表面进入水中，即_______过程；另一方面，溶液中的Ag+和Cl-受AgCl表面阴、阳离子的吸引，回到AgCl的表面析出，即_______过程。在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，达到_______，得到AgCl的饱和溶液。 (2)沉淀溶解平衡的概念 一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，即建立了动态平衡，叫做_______平衡。 (3)沉淀溶解平衡方程式 以AgCl沉淀溶解平衡为例：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)。 特别提醒　①要标明各微粒的状态；②要与AgCl电离方程式区分开，强电解质完全电离：AgCl===Ag++Cl-。 (4)沉淀完全的判断 化学上通常认为，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10-5 mol·L-1时，已沉淀完全。 二、溶度积常数 1.概念 难溶电解质的沉淀溶解平衡也存在平衡常数，称为溶度积常数，简称溶度积，符号为Ksp。 2.表达式 AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq) Ksp＝cm(An+)·cn(Bm-)。 如：Fe(OH)3(s)Fe3+(aq)+3OH-(aq) Ksp＝c(Fe3+)·c3(OH-)。 3.影响因素 溶度积Ksp只与难溶电解质的_______和_______有关。 4.Ksp的意义 反映了难溶电解质在水中的溶解能力。 5.应用 定量判断给定条件下有无沉淀生成。 离子积(Q)：对于AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)，任意时刻Q＝cm(An+)·cn(Bm-)。 (1)Q>Ksp，溶液过饱和，有_______析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 (2)Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于______________。 (3)Q<Ksp，溶液未饱和，无_______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。 三、有关溶度积(Ksp)的计算类型 1．计算难溶电解质溶液中离子浓度 (1)已知Ksp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Ksp、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。 2．计算反应的平衡常数，并判断沉淀转化的程度 依据沉淀的转化反应和Ksp，计算该反应的平衡常数，K值越大，转化反应越易进行，转化程度越大。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＝＝。 3．计算金属阳离子开始沉淀和沉淀完全的pH (1)常温下，a mol·L－1的MSO4溶液，调节溶液pH，使M2＋刚好开始产生M(OH)2沉淀时pH的计算方法。 Ksp＝c(M2＋)·c2(OH－)＝a·c2(OH－)，则c(OH－)＝，c(H＋)＝＝，pH＝－lg c(H＋)＝－lg ＝14＋lg 。 (2)常温下，向MSO4溶液中加碱调节溶液pH，使M2＋沉淀完全时溶液pH的计算方法(已知溶液中c(M2＋)≤1×10－5 mol·L－1时可视为M2＋沉淀完全)。 Ksp＝c(M2＋)·c2(OH－)＝10－5·c2(OH－)，则c(OH－)＝＝×102，c(H＋)＝＝＝，pH＝－lg c(H＋)＝－lg ＝16＋lg 10Ksp。 4．判断沉淀的生成或沉淀是否完全 (1)把离子浓度数据代入离子积表达式得Q，若Q>Ksp，则有沉淀生成。 (2)利用Ksp的数值计算某一离子浓度，若该离子浓度小于10－5 mol·L－1，则该离子沉淀完全。 5．沉淀先后的计算与判断 (1)若沉淀类型相同，则Ksp小的物质先沉淀。 (2)若沉淀类型不同，则需要根据Ksp计算出沉淀时所需离子浓度，所需离子浓度小的物质先沉淀。 四、沉淀的生成 1.沉淀生成的应用 应用领域 无机物的制备和_______、废水处理等 目的 利用生成沉淀_______物质或_______某些杂质离子 2.利用生成沉淀分离或除去某些离子的原则 (1)要使生成沉淀的反应能够发生。 (2)沉淀反应完成后，溶液中剩余离子的浓度能够尽量小。 3.沉淀生成的方法(以除去工业原料氯化铵中杂质氯化铁流程为例) 调pH步骤中发生反应的离子方程式：Fe3++3NH3·H2O===Fe(OH)3↓+3N 4.化学沉淀法废水处理工艺流程图 五、沉淀的溶解 1.沉淀溶解的原理 根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，使平衡向_______的方向移动，就可以使沉淀溶解。 2.沉淀的溶解 (1)沉淀溶解的必要条件是溶液中离子积(Q)小于溶度积(Ksp)因此，降低溶液中的离子浓度，使离子积小于其溶度积，就可使沉淀溶解，即Q＜Ksp。 (2)沉淀溶解的方法 ①加入试剂，使溶液中离子生成_______而溶解。如Mg(OH)2用盐酸溶液溶解。 ②加入氧化剂与溶液中的离子发生_______反应而溶解，如CuS用稀HNO3溶解。 ③加入试剂，与溶液中的离子结合生成_______而溶解，如AgCl用氨水溶解生成[Ag(NH3)2]＋。 六、沉淀的转化 1.沉淀转化的过程探究 (1)实验探究AgCl、AgI、Ag2S的转化 实验操作 实验现象 有白色沉淀析出 白色沉淀转化为黄色沉淀 黄色沉淀转化为黑色沉淀 化学方程式 NaCl+AgNO3===AgCl↓+NaNO3 AgCl+KIAgI+KCl 2AgI+Na2SAg2S+2NaI 2.沉淀转化的实质与条件 (1)沉淀的转化是指由一种_______转化为另一种_______的过程，其实质是沉淀溶解平衡的移动。 (2)条件：一般来说，溶解度小的沉淀转化为_______更小的沉淀容易实现，两者的溶解度相差越大，转化越容易。 (3)当两种沉淀的溶解度相差不太大时，也可通过提高转化试剂的浓度实现溶解度小的沉淀转化为溶解度较大的沉淀。 3.沉淀转化的规律 (1)一般来说，溶解度小的沉淀转化为_______更小的沉淀容易实现。两者的溶解度差别越大，转化越容易。 (2)当一种试剂能沉淀溶液中的几种离子时，生成沉淀所需要试剂离子浓度越小的越先沉淀。 (3)如果生成各种沉淀所需要试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。 4.沉淀先后顺序的判断 向溶液中加入沉淀剂，当有多种沉淀生成时，哪种沉淀的溶解度最小(当各种沉淀的Ksp 表达式相同时，Ksp 越小，沉淀的溶解度越小)，则最先生成该沉淀。 (1)向含等浓度Cl－、Br－、I－的混合液中加入AgNO3溶液，最先生成的沉淀是AgI。 (2)向含等浓度CO、OH－、S2－的混合液中加入CuSO4溶液，最先生成的沉淀是CuS。 (3)向Mg(HCO3)2溶液中加入适量NaOH溶液，生成的沉淀是Mg(OH)2而不是MgCO3，原因是Mg(OH)2的溶解度比MgCO3的小。 5.沉淀转化的应用 ①锅炉除水垢(含有CaSO4)：CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)。 ②矿物的转化：各种原生铜的硫化物经氧化、淋滤变成CuSO4溶液，向深部渗透，遇到深层闪锌矿(ZnS)和方铅矿(PbS)，便慢慢地转变为铜蓝(CuS)。 七、沉淀转化的应用 (1)锅炉除水垢(含有CaSO4)：CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)，反应为CaSO4(s)＋Na2CO3(aq)CaCO3(s)＋Na2SO4(aq)，CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。 (2)自然界中矿物的转化：原生铜的硫化物CuSO4溶液铜蓝(CuS)，反应为CuSO4＋ZnSCuS＋ZnSO4、CuSO4＋PbSCuS＋PbSO4。 (3)工业废水处理 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。 用FeS除去Hg2＋的离子方程式：FeS(s)＋Hg2＋(aq)HgS(s)＋Fe2＋(aq)。 (4)防治龋齿：食物、饮用水和牙膏中添加氟化物，氟离子会跟牙齿表面釉质层的主要成分——羟基磷灰石发生沉淀的转化生成氟磷灰石：Ca5(PO4)3OH(s)＋F－(aq)Ca5(PO4)3F(s)＋OH－(aq)，氟磷灰石的溶解度比羟基磷灰石的小，更能抵抗酸的侵蚀。 八、难溶电解质沉淀溶解平衡图像分析 1．沉淀溶解平衡Ksp曲线 (1)典型示例 (2)点的变化 ①a→c：曲线上变化，增大c(SO)； ②b→c：加入1×10－5 mol·L－1 Na2SO4溶液(加水不行)； ③d→c：加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化)； ④c→a：曲线上变化，增大c(Ba2＋)； ⑤曲线上方的点表示有沉淀生成；曲线下方的点表示不饱和溶液。 2.c(Mn＋)—pH图像 Fe(OH)3和Cu(OH)2的c—pH关系如图(温度一定)： 图中曲线为相应金属阳离子氢氧化物的沉淀溶解平衡曲线，可利用图像判断有关氢氧化物的Ksp的大小以及离子分离方法的选择。 3．pH(或pOH)—pC图 横坐标：将溶液中c(H＋)取负对数，即pH＝－lg c(H＋)，反映到图像中是c(H＋)越大，则pH越小，pOH则相反。 纵坐标：将溶液中某一微粒浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取负对数，即pC＝－lg c(A)，反映到图像中是c(A－)越大，则pC越小。 例如：常温下，几种难溶氢氧化物的饱和溶液中金属阳离子浓度的负对数与溶液pH的关系如图所示。 ①直线上的任意一点都达到沉淀溶解平衡；②由图像可得Fe3＋、Al3＋、Fe2＋、Mg2＋完全沉淀时的pH。 4．pC—pC图 一定温度下，纵、横坐标均为沉淀溶解平衡粒子浓度的负对数，如图。 已知：pM＝－lg c(M)(M：Mg2＋、Ca2＋、Mn2＋)，p(CO)＝－lg c(CO) ①横坐标数值越大，c(CO)越小；②纵坐标数值越大，c(M)越小；③曲线上方的点为不饱和溶液；④曲线上的点为饱和溶液；⑤曲线下方的点表示有沉淀生成；⑥曲线上任意一点，坐标数值越大，其对应的离子浓度越小。 第四节 离子反应 一、离子反应及其发生的条件 1．离子反应 （1）定义：离子反应是溶液中_______以及_______与_______之间发生的反应。 （2）离子反应的实质溶液中某种或某些离子_______。 【特别提醒】 (1)某些物质在熔融状态时也可以发生离子反应。 (2)离子反应的实质是溶液中某种或某些离子的浓度降低，并不是所有的离子浓度都降低。 2．复分解型离子反应发生的条件 (1)生成沉淀 ①Na2SO4溶液与Ba(OH)2溶液混合的离子反应：____________________________。 ②向MgCO3悬浊液中加入NaOH溶液的离子反应：____________________________。 (2)生成弱电解质 ①NaOH与盐酸混合的离子反应：____________________________。 ②盐酸与CH3COONa混合的离子反应：____________________________。 ③向稀NH4NO3溶液中加入NaOH溶液的离子反应：____________________________。 (3)生成气体(或挥发性物质) ①Na2CO3溶液与稀硫酸混合的离子反应：____________________________。 ②浓NH4NO3溶液中加入浓NaOH溶液的离子反应：____________________________。 3．氧化还原型离子反应 (1)非原电池、电解池的反应 在溶液中，具有氧化性和还原性的离子相遇时，二者能发生氧化还原反应而使离子浓度降低，例如： ①向FeCl2溶液中加入酸性KMnO4溶液，离子方程式为____________________________。 ②向CuSO4溶液中加入锌片，离子方程式为____________________________。 ③FeCl3溶液腐蚀印刷电路铜板，离子方程式为____________________________。 (2)原电池、电解池反应 ①原电池：Cu­Zn­H2SO4。 电极反应式：负极：Zn－2e－===Zn2＋，正极：2H＋＋2e－===H2↑，总反应离子方程式：____________________________。 ②电解池：电解饱和食盐水。 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑。 阴极：2H＋＋2e－===H2↑。 总反应离子方程式：____________________________。 【特别提醒】 (1)微溶物在产物中写成化学式，在反应物中若是澄清溶液写成离子形式，若是悬浊液写成化学式，不能拆。 (2)弱酸的酸式酸根不能拆写成H＋和弱酸酸根离子形式。 4．离子反应方向的判断 (1)ΔH－TΔS判据 室温时，____________________________的离子反应能正向自发进行。 (2)平衡常数判据 当反应物的浓度很小时，就可以满足_________的条件，因此正反应很容易进行。 二、离子反应的四种类型 1．复分解反应型 (1)生成_________或微溶物的离子反应。 (2)生成_________的离子反应 常见的与H＋结合的弱酸酸根离子有：F－、ClO－、S2－、HS－、SO、HSO、PO、HPO、H2PO、CO、HCO、CH3COO－、[Al(OH)4]－、SiO等； 常见的与OH－结合的_________有：NH、Mg2＋、Al3＋、Fe3＋、Zn2＋、Cu2＋等。 (3)生成_________或挥发性物质的离子反应 如H＋与CO、SO、S2－、HS－、HSO、HCO等；OH－与NH。 2．氧化还原反应型 (1)MnO(H＋)与Cl－、Br－、I－、S2－、HS－、SO、HSO、Fe2＋等。 (2)NO(H＋)与Br－、I－、S2－、HS－、SO、HSO、Fe2＋等。 (3)ClO－与Br－、I－、S2－、HS－、SO、HSO、Fe2＋等。 (4)Fe3＋与I－、S2－、HS－、SO、HSO等。 3．水解相互促进型 (1)Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、SiO、[Al(OH)4]－、ClO－等。 (2)Fe3＋与CO、HCO、SiO、[Al(OH)4]－、ClO－等。 (3)Mg2＋与S2－、HS－、[Al(OH)4]－、SiO等。 (4)NH与[Al(OH)4]－、ClO－、SiO等。 4．络合反应型 如Fe3＋与SCN－生成Fe(SCN)3；Ag＋与NH3·H2O生成[Ag(NH3)2]＋。 三、离子共存 1.离子共存的本质 几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。 2.判断离子能否大量共存的“四个要点” 判断多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来是一色、二性、三特殊、四反应。 (1)一色——溶液颜色 几种常见离子的颜色： 离子 Cu2＋ Fe3＋ Fe2＋ MnO Cr2O 溶液颜色 蓝色 棕黄色 浅绿色 紫红色 橙红色 (2)二性——溶液的酸碱性 ①在强酸性溶液中，OH-及_________(如CO、SO、S2-、CH3COO-等)不能大量存在。 ②在强碱性溶液中，H＋及_________(如NH、Al3＋、Fe3＋等)不能大量存在 (3)三特殊——三种特殊情况 ①AlO与HCO不能大量共存：AlO＋HCO＋H2O===Al(OH)3↓＋CO。 ②“NO＋H＋”组合具有强氧化性，能与S2-、Fe2＋、I-、SO等还原性的离子发生氧化还原反应而不能大量共存。 ③NH与CH3COO-、CO等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中仍能大量共存。 (4)四反应——四种反应类型 离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。 ①复分解反应：如Ba2＋与SO，NH与OH-，H＋与CH3COO-等。 ②氧化还原反应： 强氧化性离子 还原性离子 ClO-、MnO(H＋)、NO(H＋)、Fe3＋ Fe2＋(可与Fe3＋共存)、S2-、I-、SO、HS-、HSO ③相互促进的水解反应：如Al3＋与CO、HCO或AlO等。 ④络合反应：Fe3＋与SCN-因生成Fe(SCN)3而不能大量共存；Ag＋与NH3·H2O因生成[Ag(NH3)2]＋而不能大量共存；Cu2＋与NH3·H2O因生成 [Cu(NH3)4]2＋ 而不能大量共存。 四、离子方程式的书写与判断 1．离子方程式的书写要点：抓住一易、两等、三查 (1)一易：易溶的强电解质(强酸、强碱和大多数可溶性盐)以实际参加反应的离子符号表示；其他物质(非电解质、弱电解质、难溶物、气体、单质、氧化物等)用化学式表示。 (2)两等：离子方程式两边的原子个数、电荷总数均应相等。 (3)三查：检查各项是否都有公约数，是否漏写必要的反应条件，是否漏写离子反应。 2．离子方程式的正误判断 (1)看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应 如2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑就不符合客观事实。 (2)看“===”“”“↑”“↓”等是否正确 如用饱和FeCl3溶液制备胶体的离子方程式不能写为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋，应该写为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋。 (3)看表示各物质的化学式是否正确 如HCO不能写成CO＋H＋；HSO通常写成SO＋H＋，HCOO－不可写成COOH－等。 (4)看是否漏掉离子反应 如Ba(OH)2溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2＋与SO的反应，又要写 Cu2＋与OH－的反应。 (5)看是否遵循“两等” 即离子方程式两边的原子个数和电荷总数均应相等。氧化还原反应还应看转移的电子个数是否相等。如FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe2＋＋Cl2===Fe3＋＋2Cl－，而应写成2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－。 (6)看反应物或产物的配比是否正确 如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应不能写成： H＋＋OH－＋SO＋Ba2＋BaSO4↓＋H2O， 应写成：2H＋＋2OH－＋SO＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O。 (7)看是否符合题设条件要求 如“过量”“少量”“等物质的量”“适量”“任意量”以及滴加顺序等对反应的影响。如向FeBr2溶液中通入少量Cl2的离子方程式为2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－；往FeBr2溶液中通入过量Cl2的离子方程式为2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－； Na2CO3溶液中通入过量SO2的离子方程式为：CO＋2SO2＋H2O===CO2↑＋2HSO。 (8)对于微溶物的处理归纳为三种情况 ①在反应产物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示。如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液： 2Ag＋＋SO===Ag2SO4↓。 ②当反应物里有微溶物处于溶液状态(稀溶液)时，应写成离子的形式，如少量CO2气体通入澄清石灰水中： CO2＋Ca2＋＋2OH－===CaCO3↓＋H2O。 ③当反应物里有微溶物处于浊液或固态时，应写成化学式，如石灰乳中加入Na2CO3溶液： Ca(OH)2＋CO===CaCO3＋2OH－。 五、突破与量有关离子方程式的书写 类型一、反应连续型 1.指反应生成的离子因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关。 写出相应的离子方程式。 (1)CO2通入NaOH溶液中： 碱过量：CO2＋2OH-===CO＋H2O； 碱不足：CO2＋OH-===HCO。 (2)Na2CO3溶液与稀盐酸反应： 稀盐酸不足：CO＋H＋===HCO； 稀盐酸过量：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O。 (3)铝盐溶液与强碱溶液反应： 铝盐过量：Al3＋＋3OH-===Al(OH)3↓； 强碱过量：Al3＋＋4OH-===AlO＋2H2O。 (4)NaAlO2溶液与强酸溶液反应： NaAlO2过量：AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓； 强酸过量：AlO＋4H＋===Al3＋＋2H2O。 (5)CO2通入NaAlO2溶液中： NaAlO2过量：2AlO＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋CO； NaAlO2不足：AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO。 (6)Fe与稀HNO3溶液反应： Fe过量：3Fe＋2NO＋8H＋===3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O； 稀HNO3过量：Fe＋NO＋4H＋===Fe3＋＋NO↑＋2H2O。 类型二、反应先后型 2.一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应物的组成离子反应，但因反应顺序不同而跟用量有关，又称为反应竞争型。 写出相应的离子方程式。 (1)NH4HSO4溶液与NaOH溶液的反应： NaOH不足：H＋＋OH-===H2O； NaOH过量：NH＋H＋＋2OH-===NH3·H2O＋H2O。 (2)向含有H＋、Al3＋、NH的溶液中，逐滴加入NaOH溶液至过量，反应依次为： H＋＋OH-===H2O； Al3＋＋3OH-===Al(OH)3↓； NH＋OH-===NH3·H2O； Al(OH)3＋OH-===AlO＋2H2O。 (3)向含有OH-、CO、AlO的溶液中，逐滴加入稀盐酸至过量，反应依次为： OH-＋H＋===H2O； AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓； CO＋H＋===HCO、HCO＋H＋===CO2↑＋H2O； Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。 (4)向FeBr2溶液中通Cl2： Cl2少量：Cl2＋2Fe2＋===2Fe3＋＋2Cl-； Cl2过量：2Fe2＋＋4Br-＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl-。 类型三、组成配比型 3.当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)，因而跟用量有关。 写出相应的离子方程式。 (1)Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液反应： ①NaOH不足：Ca2＋＋HCO＋OH-===CaCO3↓＋H2O； ②NaOH过量：Ca2＋＋2HCO＋2OH-===CaCO3↓＋2H2O＋CO。 (2)NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液反应： ①NaHCO3不足：HCO＋OH-＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2O； ②NaHCO3过量：Ca2＋＋2OH-＋2HCO===CaCO3↓＋CO＋2H2O。 (3)Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液反应： ①n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)＝1∶1 Ba2＋＋OH-＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O，此时溶液呈碱性； ②n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)＝1∶2 Ba2＋＋2OH-＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O，此时溶液呈中性，若向该溶液中再加入Ba(OH)2溶液，反应为SO＋Ba2＋===BaSO4↓。 (4)NH4Al(SO4)2与Ba(OH)2溶液反应： ①n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]＝1∶1 3Ba2＋＋3SO＋2Al3＋＋6OH-===3BaSO4↓＋2Al(OH)3↓； ②n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]＝1∶2 NH＋Al3＋＋2SO＋2Ba2＋＋4OH-===NH3·H2O＋Al(OH)3↓＋2BaSO4↓。 【方法技巧】 书写酸式盐与碱反应离子方程式的思维方法 (1)根据相对量将少量物质定为“1 mol ”，若少量物质有两种或两种以上离子参加反应，则参加反应离子的物质的量之比与物质组成之比相符。 (2)依据少量物质中离子的物质的量，确定过量物质中实际参加反应的离子的物质的量。 (3)依据“先中和后沉淀”的思路正确书写离子方程式。 六、离子的检验与推断 1.物质检验与含量测定 (1)离子检验 利用Fe3＋与SCN－反应检验Fe3＋：Fe3＋＋3SCN－FeSCN3 利用I－与Ag＋反应检验I－：Ag＋＋I－===AgI (2)测定溶液中某些离子的浓度 ①_________：如溶液中SO的浓度，用Ba2＋将其转化为BaSO4沉淀，再称量__________________求得。 ②_________：强酸溶液中H＋的浓度可以用已知准确浓度的强碱溶液滴定的方法获得。 ③_________：如溶液中MnO的浓度可以用已知准确浓度的Fe2＋溶液滴定的方法来获得。 2.离子检验的类型 (1)生成沉淀； (2)生成气体； (3)显示特殊颜色。 3.离子检验方法 方法 离子 试剂 现象 注意 沉淀 法 Cl－、Br－、I－ AgNO3溶液和稀硝酸 AgCl(白色)、AgBr(淡黄色)、AgI(黄色) — SO 稀盐酸和BaCl2溶液 白色沉淀 先用稀盐酸酸化 Fe2＋ NaOH溶液 白色沉淀→灰绿色沉淀→红褐色沉淀 — Fe3＋ NaOH溶液 红褐色沉淀 — Al3＋ NaOH溶液 白色沉淀→溶解 — 气体 法 NH 浓NaOH溶液和湿润的红色石蕊试纸 产生有刺激性气味的气体，且气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝 要加热 CO 稀盐酸和澄清石灰水 澄清石灰水变浑浊 SO、HCO、 HSO有干扰 SO 稀硫酸和品红溶液 产生有刺激性气味的气体，且气体能使品红溶液褪色 — 显色 法 I－ 氯水(少量)，CCl4 下层为紫色 — Fe2＋ KSCN溶液和氯水 先是无变化，滴加氯水后变红色 先加KSCN溶液，无变化，再加氯水 Fe3＋ KSCN溶液 红色 — 焰色 实验 Na＋、K＋ Pt(Fe)丝和稀盐酸 火焰分别呈黄色、紫色 K＋要透过蓝色钴玻璃片观察焰色 4.离子推断的“四原则” 七、离子反应的应用 1．物质制备与纯化 (1)物质的制备：离子反应可以用于制备物质。 ①氯碱工业生产烧碱和氯气的离子方程式： 2Cl－＋2H2O2OH－＋Cl2↑＋H2↑。 ②实验室制取CO2的离子方程式： CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。 (2)物质的纯化 ①制高纯度的氯化钠：除去其中少量的SO、Mg2＋、Ca2＋，需要引入的试剂离子分别为Ba2＋、OH－、CO。 ②除去污水中的重金属离子：将其转化为_________而除去。 2．生活中常见的离子反应 (1)胃酸过多的治疗 ①服用“胃舒平”[主要成分是Al(OH)3]，离子反应为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。 ②服用小苏打片，离子方程式为HCO＋H＋===CO2↑＋H2O。 (2)硬水及其软化 ①硬水的含义：自然界里含Ca2＋、Mg2＋较多的水。 ②硬水的形成：水中的二氧化碳与岩石中的CaCO3和MgCO3发生反应生成可溶性碳酸氢盐而使Ca2＋、Mg2＋进入水中形成，离子方程式为CaCO3＋CO2＋H2O===Ca2＋＋2HCO，MgCO3＋CO2＋H2O===Mg2＋+2HCO。 ③硬水的软化方法 a．_________：加热可使HCO分解，生成的CO与Ca2＋、Mg2＋结合成沉淀，发生反应如下： Ca2＋＋2HCOCaCO3↓＋CO2↑＋H2O，Mg2＋＋2HCOMgCO3↓＋CO2↑＋H2O。 b．_________：在硬水中加入Na2CO3等沉淀剂也可以降低水中Ca2＋、 Mg2＋的浓度，发生反应如下：Ca2＋＋CO===CaCO3↓，Mg2＋＋CO===MgCO3↓。 八、酸碱中和滴定实验 1．反应原理 酸和碱反应的实质是H＋＋OH－===H2O。用已知浓度的盐酸(标准液)来滴定未知浓度的NaOH溶液(待测液)的计算公式为c待＝。 2．常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围的pH 石蕊 <5.0红色 5.0～8.0紫色 >8.0蓝色 甲基橙 <3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 <8.2无色 8.2～10.0粉红色 >10.0红色 3．实验用品 (1)仪器 酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管架(铁架台和蝴蝶夹)、_________。 ①酸式滴定管：可盛放酸性溶液、氧化性溶液，不能盛放碱性溶液，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开。 碱式滴定管：可盛放碱性溶液，不能盛放酸性溶液、氧化性溶液，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶。 ②滴定管的上端都标有规格大小、使用温度、0刻度；滴定管的精确度为_________ mL。 (2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 4．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) (1)滴定前的准备 ①滴定管：检漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。 ②锥形瓶：注碱液→记读数→加指示剂。 (2)滴定 (3)终点判断：等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且_________内不变原色，视为滴定终点并记录消耗标准液的体积。 5．数据处理 将上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。 九、中和滴定误差分析 1．分析依据 c待测·V待测＝c标准·V标准 c待测＝ c标准、V待测均为定值，误差均体现在V标准的大小上。 2．常见的误差分析 以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例： 步骤 操作 V标准 c待测 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用标准溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 变小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 偏低 滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 偏高 3.注意事项 在进行误差分析时，要特别注意弄懂俯视(视线偏高)及仰视(视线偏低)的含义，并会区分俯视、仰视对量筒、滴定管产生误差的不同(如图)。 十、酸碱中和反应过程中的图像分析 酸碱中和过程中的图像，纵坐标为pH，横坐标为酸或碱溶液的体积。 1．解题策略 (1)横、纵坐标：分清加入的是酸溶液还是碱溶液； (2)起点pH：结合题目信息得出酸(或碱)的强弱； (3)滴定终点或pH＝7的点：利用盐类水解、弱电解质电离平衡、水的电离等知识分析出对应的体积； (4)其他特殊点分析：滴定一半或滴定过量等点相关问题。 2．图像实例 以用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 HA溶液为例，其滴定曲线如图。 关键点 粒子浓度关系 起点(点①) 起点为HA的单一溶液，0.100 0 mol·L－1 HA的pH＞1，说明是弱酸，c(HA)＞c(H＋)＞c(A－)＞c(OH－) 反应—半点(点②) 两者反应生成等物质的量的HA和NaA混合液，此时溶液pH＜7，说明HA的电离程度大于A－的水解程度，c(A－)＞c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＞c(OH－) 中性点(点③) 此时溶液pH＝7，溶液呈中性，酸没有完全反应，c(A－)＝c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＝c(OH－) 恰好完全反应点(点④) 此时两者恰好完全反应生成NaA，为强碱弱酸盐，溶液呈碱性，c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋) 过量点(点⑤) 此时NaOH过量或者远远过量，溶液显碱性，可能出现c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)，也可能出现c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋) 易错点01 判断弱电解质的两种方法 【错因辨析】 1.弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH=1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后，1<pH<2。 2.弱电解质形成的盐能水解，如用玻璃棒蘸取一定浓度的CH3COONa溶液滴在pH试纸上，pH>7，说明CH3COONa为强碱弱酸盐，即CH3COOH为弱酸。 【对点训练】 1．下列物质前者属于强电解质，后者属于弱电解质的是 A．NH3·H2O   K2CO3 B．NH4Cl     HClO C．Ba(OH)2   CO2 D．CH3COOH  FeCl3 2．关于电解质的相关叙述，下列说法正确的是 A．弱酸、弱碱、难溶性的盐、水均为弱电解质 B．蔗糖、酒精在水溶液和熔融状态下均不能导电，所以它们均是非电解质 C．能导电的物质不一定是电解质，但电解质在熔融状态下均可以导电 D．NH3、CO2的水溶液均能导电，所以NH3、CO2均是电解质 易错点02 酸、碱混合后溶液酸碱的判断 【错因辨析】 1.等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。 2.室温下c酸(H+)=c碱(OH-)，即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。 3.室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合酸碱性分析(两强混合) ①若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH=7。 ②若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。 ③若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7。 【对点训练】 1．常温下，下列有关电解质溶液的说法不正确的是 A．的溶液呈酸性 B．的盐酸溶液与的氨水溶液等体积混合，溶液呈碱性 C．将溶液从常温加热至100℃，溶液的pH变小，溶液呈酸性 D．中和体积和物质的量浓度均相等的氨水、溶液，所需的物质的量相同 2．溶液混合后体积变化忽略不计，则下列叙述正确的是 A．95℃纯水的，说明加热可导致水呈酸性 B．室温下，的醋酸溶液，稀释10倍后 C．室温下，的醋酸溶液与的氢氧化钠溶液等体积混合后 D．将1L 的溶液加水稀释为2L， 易错点03 酸碱滴定中溶液pH曲线 【错因辨析】 1.强酸与强碱滴定过程中pH曲线 如以0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸的滴定曲线如下： 2.强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 3.滴定曲线分析步骤 首先看横、纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱；再次找滴定终点和pH=7的中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(pH=7)的位置；最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。但要注意中性点与恰好反应点的区别。 【对点训练】 1．常温下，向溶液中缓慢滴加溶液，溶液中pCu、pH与V(溶液)的关系如图所示。 下列叙述错误的是 A．m、n点所在曲线代表pCu与(溶液)的关系 B．时，溶液中 C．常温下 D．b、c、d点溶液中，水的电离程度最大的是b 2．已知某温度时CH3COOH的电离平衡常数为Ka．该温度下向20mL0.1mol·L-1CH3COOH溶液中逐滴加入0.1mol·L-1NaOH溶液，其pH变化曲线如图所示(忽略温度变化)。 下列说法中正确的是 A．X点表示的溶液中CH3COOH的Ka约为1×10-5mol·L-1 B．Y点表示的溶液中c(Na+)>c(CH3COO-) C．Z点表示CH3COOH与NaOH恰好反应完全 D．M点表示的溶液中大于Ka 易错点04 中和滴定曲线 【错因辨析】 1.巧抓“5点”，突破滴定曲线中粒子浓度关系 (1)抓反应的“起始”点：判断酸、碱的相对强弱。 (2)抓反应“一半”点：判断是什么溶质的等量混合。 (3)抓“恰好”反应点：生成的溶质是什么，判断溶液的酸碱性。 (4)抓溶液的“中性”点：生成什么溶质，哪种物质过量或不足。 (5)抓反应的“过量”点：溶液中的溶质是什么，判断哪种物质过量。 2.抓住滴定曲线中的5个关键点——模型构建 以室温时用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液为例。如图所示： 关键点 离子浓度关系 反应起始点(与pH轴的交点) 起始点为HA的单一溶液，0.1 mol·L-1 HA溶液pH>1说明HA是弱酸，c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-) 反应一半点(点①) 溶液中含等物质的量的NaA和HA，此时溶液pH<7，说明HA的电离程度大于A-的水解程度，c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-) 中性点(点②) 溶液pH=7，溶液呈中性，酸没有完全被中和，c(Na+)=c(A-)>c(HA)>c(H+)=c(OH-) 恰好完全反应点(点③) 此时二者恰好完全反应生成NaA，为强碱弱酸盐，溶液显碱性，c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>(H+) 过量点(点④) 此时，NaOH溶液过量，得到NaA与NaOH等物质的量的混合液，溶液显碱性，c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+) 【对点训练】 1．已知：，25℃时，的，。常温下，用溶液滴定溶液的滴定曲线如图所示(曲线上的数字为)。下列说法正确的是 A．a点所得溶液中： B．b点所得溶液中： C．c点所得溶液中： D．d点所得溶液中： 2．常温下，用溶液滴定溶液，所得滴定曲线如图，下列说法中正确的是 A．本实验宜选用甲基橙作指示剂 B．点①所示溶液中： C．点②所示的溶液中： D．点③所示溶液中： 易错点05 分布系数曲线 【错因辨析】 1.认识分布曲线 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以草酸H2C2O4为例) δ0为CH3COOH分布系数，δ1为CH3COO-分布系数 δ0为H2C2O4分布系数，δ1为HC2分布系数 随着pH增大，溶质分子浓度不断减小，离子浓度逐渐增大，酸根离子增多。根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式 同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH的微粒分布系数和酸的分布浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度。 2.读图解题要领 (1)读“曲线”——每条曲线所代表的粒子及变化趋势(以上图中H2C2O4为例)随pH增大，δ只减不增的为H2C2O4曲线，δ先增后减的为HC2曲线，δ只增不减的为C2曲线。 (2)“用交点”——交点是某两种粒子浓度相等的点，可计算电离常数K： ①图中①点：c(HC2)=c(H2C2O4)，其pH为pH1，(H2C2O4)=。 ②同理图中②点：c(HC2)=c(C2)，对应pH为pH2，。 ③图中③点，c(H2C2O4)=c(C2)，此时c(HC2)最大，其溶液pH为pH3，则pH3=。 推理过程如下： H2C2O4H++HC2，HC2，，由于交点③时，c(H2C2O4)=c(C2)，c2(H+)=，两边取负对数，即可得，pH3=。 【对点训练】 1．常温下，用的标准溶液滴定与(它们在水中的电离与NH3相似)的混合溶液，滴定曲线如图甲所示。四种含氮物种的分布分数随pH变化如图乙所示。已知：。下列说法正确的是 A．常温下， B．b点处满足： C．原混合溶液中， D．图乙中pH=10.6时，有、 2．常温下，取20.00 mL浓度均为的甲胺和吡啶()混合溶液，用标准溶液滴定，滴定曲线如图甲，4种含氮微粒的分布分数与pH关系如图乙[如：]。下列说法正确的是 A．吡啶的碱性强于甲胺 B．a点时，存在 C．b点时， D．甲胺电离平衡常数的数量级为 易错点06 对数图像 【错因辨析】 1.图像含义 将溶液中某一微粒的浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取常用对数，即lg c(A)或lg 得到的粒子浓度对数图像。 2.破解对数图像的数据 (1)运算法则：lg ab=lg a+lg b、lg =lg a-lg b、lg 1=0。 (2)运算突破点：如lg =0的点有c(A)=c(B)；lg c(D)=0的点有c(D)=1 mol·L-1。 3.破解对数图像的步骤 (1)识图像：观察横坐标、纵坐标的含义，看清每条曲线代表的粒子种类以及曲线的变化趋势，计算电离常数时应利用两种粒子浓度相等的点，如lg =0。 (2)找联系：根据图像中的坐标含义和曲线的交点，分析所给电解质的电离平衡常数或pH与纵、横坐标之间的联系。 (3)想原理：涉及电离平衡常数，写出平衡常数表达式，在识图像、想原理的基础上，将图像与原理结合起来思考。 (4)用公式：运用对数计算公式分析。 【对点训练】 1．25℃时，用NaOH溶液分别滴定HX、CuSO4、FeSO4三种溶液，pM[p表示负对数，M表示、c(Cu2+)、c (Fe2+)]随pH变化关系如图所示，已知Ksp[Cu(OH)2]<Ksp[Fe(OH)2]，一般认为当溶液中离子浓度c≤1×10-5mol·L-1时，该离子沉淀完全。下列说法错误的是 A．①表示滴定CuSO4溶液的变化关系 B．滴定HX溶液至a点时，溶液pH=8 C．滴定HX溶液至c(X-)=c(HX)时，溶液中：c(Na+)>c(X-)>c(OH-)>c(H+) D．如果完全除去工业废水中的Cu2+，需要调节溶液pH≥6.7 2．室温下，HR、Al(NO3)3、Ce(NO3)3三份溶液中分别加入等物质的量浓度的NaOH溶液，pM[p表示负对数，M表示、、]随溶液pH变化关系如图所示[已知相同条件下的溶解度：]。下列说法正确的是 A．直线①代表随溶液pH变化的关系 B．室温下，的数量级为 C． D．实验室利用NaOH标准溶液滴定HR溶液时，选用甲基橙作指示剂 易错点07 离子积曲线 【错因辨析】 1.阴、阳离子浓度单曲线 以BaSO4在不同条件下沉淀溶解平衡为例。 提取曲线信息： a→c 曲线上变化，增大c(S) b→c 加入1×10-5 mol·L-1 Na2SO4溶液(加水不行) d→c 加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化) c→a 曲线上变化，增大c(Ba2+) 曲线上方的点表示有沉淀生成；曲线下方的点表示不饱和溶液 2.阴、阳离子浓度-温度双曲线图 以BaSO4沉淀溶解平衡为例。 提取曲线信息： ①曲线上各点的意义：每条曲线上任一点都表示饱和溶液；曲线上方的任一点均表示过饱和溶液，此时有沉淀析出；曲线下方的任一点均表示不饱和溶液。 T1曲线：a、b点都表示饱和溶液，c点表示过饱和溶液。 T2曲线：a、b、c点都表示不饱和溶液。 ②计算Ksp：由a或b点可以计算出T1温度下的Ksp。 ③比较T1和T2大小：因BaSO4沉淀溶解平衡吸热，可知：T1<T2。 【对点训练】 1．如图中三条曲线表示不同温度下水的离子积常数，下列说法不正确的是 A．图中温度：T3>T2>T1 B．图中pH关系：pH(B)=pH(D)=pH(E) C．图中五点Kw间的关系：E>D>A=B=C D．三条曲线均代表纯水的电离情况 2．水的电离平衡如图两条曲线所示，曲线中的点都符合常数，下列说法错误的是 A．图中温度 B．图中五点的关系： C．点A、B、C均是纯水的电离情况 D．时，的硫酸溶液中，由水电离的浓度为 易错点08 对数曲线 【错因辨析】 1.正对数[lg c(M+)~lg c(R-)]曲线 提取曲线信息： ①曲线上各点的意义：每条曲线上任一点都表示饱和溶液，曲线上方的任一点均表示过饱和溶液(Q>Ksp)，此时有沉淀析出，曲线下方的任一点均表示不饱和溶液(Q<Ksp)。 ZnS曲线：a点表示饱和溶液，c点表示不饱和溶液[Q(ZnS)<Ksp(ZnS)]。 CuS曲线：b点表示饱和溶液，c点表示过饱和溶液[Q(CuS)>Ksp(CuS)]。 ②计算Ksp：由曲线上面给定数据可以计算CuS、ZnS的Ksp。 ③比较Ksp大小：Ksp(ZnS)>Ksp(CuS)。 2.负对数[-lg c(M+)~-lg c(R-)]曲线 提取曲线信息 (1)MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次减小。 (2)a点可表示MnCO3的饱和溶液，c(Mn2+)等于c(C)。 (3)b点可表示CaCO3的饱和溶液，且c(Ca2+)大于c(C)。 (4)c点可表示MgCO3的不饱和溶液，且c(Mg2+)小于c(C)。 【对点训练】 1．在化学分析中，常温下，以溶液为标准溶液滴定溶液中的，利用与反应生成砖红色沉淀指示滴定终点，沉淀溶解平衡曲线如图，下列说法正确的是 A．c点可表示的过饱和溶液 B．当溶液中恰好沉淀完全(浓度为)时，溶液中为mol/L C．常温下，反应的平衡常数 D． 2．25℃时，三种沉淀溶解平衡体系中相应离子浓度关系如图， X2+表示Cu2+、Mn2+、Zn2+。 下列说法正确的是 A．w点表示ZnS的不饱和溶液、MnS的过饱和溶液 B．MnS饱和溶液中，Mn2+的浓度为1.0×10−15mol·L−1 C．Ksp(MnS)> Ksp(ZnS)> Ksp(CuS) D．向MnS悬浊液中加入Na2S固体，MnS的沉淀溶解平衡逆向移动，Ksp(MnS)变小 易错点09 沉淀滴定曲线 【错因辨析】 1.沉淀滴定曲线的特点 沉淀溶解平衡滴定曲线，一般横坐标为滴加溶液的体积，纵坐标为随溶液体积增加，相应离子浓度的变化。突跃点表示恰好完全反应，曲线上的点都处于沉淀溶解平衡状态。利用突跃点对应的数据可计算对应沉淀的Ksp。 2.沉淀滴定曲线图像突破方法 第一步，识图像。认识图像横坐标、纵坐标表示什么，如表示离子浓度、pM等。 第二步，想原理。涉及的原理主要有溶度积表达式书写、影响沉淀溶解平衡的因素以及溶度积常数的影响因素。如浓度不会改变溶度积，溶度积只与温度有关，多数情况下，温度越高，溶度积越大。 第三步，找联系。将图像与溶度积原理联系起来，分析题目设置的问题，如求离子浓度、判断沉淀溶解平衡状态等。 【对点训练】 1．某温度下，的沉淀溶解平衡曲线如图，已知该温度下。 下列说法错误的是 A．向c点的悬浊液(足量)中加入少量水，保持不变 B．升高悬浊液(足量)温度，c点可移至b点 C．a点为的不饱和溶液，加入适量固体后，a点可移至c点 D．含有和的混合悬浊液中 2．常温下，Mg(OH)2和Cu(OH)2的沉淀溶解平衡曲线如图所示，下列说法错误的是 A．Ksp[Mg(OH)2]的数量级为10-11 B．Ksp[Mg(OH)2]>Ksp[CuOH)2] C．向d点的溶液中加入少量NaOH，溶液组成由d点移向c点 D．Cu(OH)2的分散系在a点时， 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 第三章 物质在水溶液中的行为 第一节 水与水溶液 一、影响水电离平衡的因素 影响水的电离平衡的因素主要有温度、溶液的酸碱性等。外界条件对水的电离平衡的影响如下表： H2OH＋＋OH－　ΔH＞0 条件变化 移动方向 c平(H＋) c平(OH－) KW 对平衡 的影响 升高温度 向右移动 增大 增大 增大 促进 加酸 向左移动 增大 减小 不变 抑制 加碱 向左移动 减小 增大 不变 抑制 加活泼金属，如Na 向右移动 减小 增大 不变 促进 2．水电离出的c平(H＋)和c平(OH－)的计算 (1)稀酸溶液中，c平(OH－)来源于水的电离，因此水电离的c平(H＋)水＝c平(OH－)＝。 (2)稀碱溶液中，c平(H＋)来源于水的电离，因此水电离的c平(OH－)水＝c平(H＋)＝。 3.水电离影响因素解疑 (1)能影响水的电离的酸和碱，不只有强酸、强碱，弱酸、弱碱也能抑制水的电离。 (2)水中加入酸(或碱)后，溶液中c平(H＋)或c平(OH－)虽然增大，但是c平(OH－)或c平(H＋)减小，KW仍不变。 (3)不管是纯水还是在酸、碱、盐溶液中，水电离产生的c平(H＋)和c平(OH－)始终相等。 二、电解质的分类与电离 1．强电解质与弱电解质比较 　　 类别 项目 强电解质 弱电解质 电离程度 完全电离 部分电离 化学键类型 离子键、共价键 共价键 电离过程 不可逆，用“===”表示 可逆，用“”表示 溶液中的存在形式 水合离子 分子、水合离子 相同点 都是化合物，在溶液中都能电离，都能导电，与溶解度无关 2．电离方程式的书写 (1)强电解质一步完全电离，一步写出，用“===”；弱电解质用“”。 (2)多元弱酸分步部分电离，分步写出，用“”； 如：H2SHS－＋H＋，HS－S2－＋H＋。 (3)多元弱碱分步部分电离，一步写出，用“”； 如：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 (4)强酸酸式盐一步完全电离，用“===”； 如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 (5)弱酸酸式盐分步电离，第一步完全电离出阳离子和弱酸酸根离子，用“===”，第二步弱酸酸根离子部分电离，用“”；如：NaHCO3===Na＋＋HCO， HCOCO＋H＋。 (6)规范书写离子符号，要配平，满足元素守恒和电荷守恒。 小结：强等号弱可逆，多元弱酸分步写，多元弱碱一步写，弱酸酸式盐，强中还有弱。 三、溶液的酸碱性 1.溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)浓度的关系 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。 ①c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性。 ②c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。 ③c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性。 2.溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系 计算公式 pH＝－lgc(H＋) 意义 pH越大，溶液的碱性越强； pH越小，溶液的酸性越强 溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为酸性溶液； pH＝7，为中性溶液； pH＞7，为碱性溶液 适用范围 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1 【易错警示】 (1)溶液酸碱性的根本依据是c平(H＋)与c平(OH－)的相对大小。pH＝7的溶液不一定是中性溶液，在室温下，pH＝7的溶液是中性溶液，在其他温度下不是中性溶液。 (2)纯水中c平(H＋)＝c平(OH－)，在水溶液中c平(H＋)和c平(OH－)不一定相等，但c平(H＋)·c平(OH－)一定等于KW。 (3)pH每增大1个单位，c平(H＋)减小到原来的，c平(OH－)增大为原来的10倍。 (4)一定温度下溶液中c平(H＋)·c平(OH－)为定值，若一种离子浓度增大(或减小)，另一种离子浓度定会减小(或增大)。 四、水溶液的pH 1.pH的定义公式：pH＝－lgc平(H＋)。pOH＝－lgc平(OH－)，25 ℃时同一溶液中pH＋pOH＝14。 2.室温下，水溶液的pH、c平(H＋)与酸碱度的关系： 25 ℃时： 3.溶液酸碱性的测定方法 (1)利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。 ①广泛pH试纸：其pH范围是1～14(最常用)，可以识别的pH差约为1。 ②精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。 ③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。 (2)用pH计测量。 pH计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为0～14。 4.溶液酸碱性与pH的应用 (1)人体体液都有一定的pH。 (2)环保领域，酸性或碱性废水的处理常利用中和反应。 (3)农业生产中，各种农作物的生长对土壤的pH范围有一定的要求。 (4)酸碱中和滴定实验中，溶液pH的变化是判断滴定终点的依据。 五、溶液pH的计算 1.单一溶液pH的计算 (1)强酸溶液，pH＝－lgc(H＋)。 (2)强碱溶液，c(H＋)＝，pH＝－lg c(H＋)。 2.混合溶液pH的计算 (1)强酸溶液与强酸溶液混合 c混(H＋)＝，然后再求pH。 强酸溶液与强酸溶液等体积混合，若pH差值≥2，混合后pH＝pH小＋0.3。 (2)强碱溶液与强碱溶液混合 c混(OH－)＝，c(H＋)＝，再求pH。 强碱溶液与强碱溶液等体积混合，若pH差值≥2，混合后的pH＝pH大－0.3。 (3)强酸溶液与强碱溶液混合 ①常温下，若恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7； 酸过量：c混(H＋)＝，pH＝－lg c混(H＋)； 碱过量：c混(OH－)＝，c(H＋)＝，pH＝－lg c(H＋)。 ②常温下，酸、碱溶液等体积混合，且酸与碱溶液的pH之和为14时，若为强酸与强碱，则pH＝7；若为强酸与弱碱，则pH>7；若为弱酸与强碱，则pH<7。 第二节 弱电解质的电离盐类的水解 一、弱电解质的电离平衡 1.电离平衡状态 在电离初始，弱电解质分子电离成离子的速率随分子浓度的减小而逐渐减小；同时离子结合成分子的速率随着离子的浓度增大而逐渐增大，经过一段时间后，两者的速率相等，达到电离平衡状态。 2.电离平衡的特征 3.外界条件对电离平衡的影响 浓度 对于同一弱电解质，浓度越大，电离程度越小；浓度越小，电离程度越大，即对溶液加水稀释时，电离平衡向着电离的方向移动 温度 由于弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向着电离的方向移动 相同 离子 在弱电解质溶液中加入与弱电解质电离产生相同离子的强电解质，电离平衡将向电离的反方向移动 化学 反应 在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质，电离平衡将向电离的方向移动 4.电解质溶液的导电性 (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)影响电解质溶液导电能力的因素 电解质溶液的导电能力与溶液中离子浓度及离子所带电荷多少有关，离子浓度越大，离子所带电荷越多，导电能力越强。 二、电离平衡常数 1．电离平衡常数 (1)定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。 (2)表达式：一元弱酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝。 一元弱碱：NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝。 (3)意义：电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。 (4)电离平衡常数的特点 ①电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关，且升高温度K值增大。 ②相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，对应的酸性(或碱性)越强。 ③多元弱酸是分步电离，逐级减小且一般相差很大，Ka1≫Ka2，故溶液中的c平(H＋)主要由第一步电离程度决定。 ④多元弱碱的电离比较复杂，一般看作是一步电离。 2．电离度 (1)定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度，用α表示。 (2)表达式：α＝×100%。 (3)影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。 3.电离平衡常数的应用 （1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 （2）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa。 （3）利用电离常数可近似计算出弱酸、弱碱溶液中c平(H＋)或c平(OH－)(忽略水的电离)。 三、盐溶液的酸碱性及原因 1.探究盐溶液的酸碱性 (1)实验室测定溶液pH的方法有①pH计测定；②pH试纸测定。 (2)选用合适的方法测定下列溶液的pH，并按形成盐的酸碱性强弱分类，完成下表。 盐溶液 pH 盐的类型 酸碱性 NaCl pH＝7 强酸强碱盐 中性 KNO3 pH＝7 Na2CO3 pH>7 强碱弱酸盐 碱性 CH3COONa pH>7 NH4Cl pH<7 强酸弱碱盐 酸性 (NH4)2SO4 pH<7 2.理论分析：盐溶液呈酸碱性的原因 (1)分析强酸强碱盐溶液呈中性的原因(以NaCl为例) 溶液中的变化 H2OH++OH- NaCl===Na++Cl- 呈中性的原因 溶液中的微粒有：Na+、Cl-、H+、OH-、H2O，微粒之间均不能结合，水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H+)＝c(OH-) (2)分析强酸弱碱盐溶液呈酸性的原因(以NH4Cl为例) 溶液中的变化 简述变化过程 N与水电离出来的OH-结合，生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向右移动，当达到新的平衡时，溶液中c(H+)>c(OH-)，溶液呈酸性 总反应离子方程式 N+H2ONH3·H2O+H+ (3)分析强碱弱酸盐溶液呈碱性的原因(以CH3COONa为例) 溶液中的变化 简述变化过程 CH3COO-与水电离出来的H+结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向右移动，使溶液中c(H+)<c(OH-)，溶液呈碱性 总反应离子方程式 CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- 3.盐类的水解 (1)概念：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 (2)实质 (3)盐类水解的四个特征 ①可逆：水解反应一般是可逆反应，在一定条件下可达到平衡状态。 ②吸热：水解反应是中和反应的逆反应，是吸热反应。 ③微弱：由于水解产物很少，无明显沉淀或气体生成，因而水解反应的程度一般很微弱，但也有特例。 ④多元弱酸盐分步水解，但以第一步为主。 4.盐类水解的规律——判断盐溶液酸碱性的方法 (1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸酸根离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。 (2)“谁强显谁性，同强显中性”——当盐中酸根阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，盐溶液呈酸性，反之呈碱性，当二者均为强酸、强碱离子对应的盐时，盐溶液呈中性。 (3)盐类水解的类型及溶液的酸碱性(25 ℃时) 盐的类型 水解的离子 溶液的酸碱性 强酸弱碱盐 弱碱阳离子 弱酸性，pH＜7 强碱弱酸盐 弱酸根阴离子 弱碱性，pH＞7 强酸强碱盐 不水解 中性，pH＝7 弱酸弱碱盐 弱酸根阴离子、弱碱阳离子 谁强显谁性 (4)应用举例 盐溶液 水解的离子 酸碱性 Na2SO4 无 中性 Cu(NO3)2 Cu2+ 酸性 NaClO ClO- 碱性 NaHSO4 无 酸性 KAl(SO4)2 Al3+ 酸性 NaHCO3 HC 碱性 四、盐类水解离子方程式的书写 1.水解方程式的一般模式 阴(阳)离子+H2O弱酸(或弱碱)+OH-(或H+)。 2.盐类水解是可逆反应，是中和反应的逆反应，而中和反应是趋于完全的反应，所以盐的水解反应是微弱的，盐类水解的离子方程式一般不写“===”而写“”。 3.一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，产物一般不标“↑”或“↓”。 4.多元弱酸酸根离子水解方程式应分步书写，水解是以第一步为主，如CO水解方程式为 CO＋H2OHCO＋OH－(主)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(次)。 5.多元弱碱阳离子水解要求一步写出，如Fe3＋水解方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 6.分类书写盐类水解离子方程式。 (1)一元弱酸(碱)盐的水解 ①NaClO：ClO-+H2OHClO+OH-； ②(NH4)2SO4：N+H2ONH3·H2O+H+。 (2)多元弱酸强碱盐(正盐) ①Na2CO3：C+H2OHC+OH-、HC+H2OH2CO3+OH-； ②Na2S：S2-+H2OHS-+OH-、HS-+H2OH2S+OH-。 (3)多元弱碱强酸盐 AlCl3：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+。 (4)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进 ①CH3COONH4：N+CH3COO-+H2OCH3COOH+NH3·H2O； ②Al2S3：Al2S3+6H2O===2Al(OH)3↓+3H2S↑。 五、盐类水解平衡的移动 1.内因：相同条件下，弱酸的酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱的碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。 2.外因 （1）温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解平衡向右移动，水解程度增大。 （2）浓度：加水稀释盐的溶液，水解平衡向右移动，水解程度增大。 （3）外加酸、碱：加酸可抑制弱碱阳离子的水解，加碱可抑制弱酸酸根离子的水解。 （4）两种水解离子的相互影响：弱碱阳离子和弱酸酸根离子在同一溶液中，两种水解相互促进，使两种水解程度都增大，甚至反应完全。 六、盐类水解平衡的应用 1．盐类做净水剂 硫酸铝钾或硫酸铝中的Al3＋水解生成Al(OH)3胶体，反应的离子方程式为 Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体有较强的吸附能力，常用作净水剂。 2．热碱水清洗油污 纯碱在水中发生水解：CO＋H2OHCO＋OH－，加热促进水解平衡右移，溶液的碱性增强，去污能力增强。 3．泡沫灭火器 (1)试剂：Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液。 (2)原理：Al3＋和HCO的水解相互促进，生成CO2气体和Al(OH)3沉淀，产生大量泡沫，隔绝可燃物和空气。反应的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 4．盐溶液的配制 配制、保存易水解的盐溶液时，加入相应的酸(或碱)抑制水解。如配制SnCl2溶液时，加入适量盐酸抑制Sn2＋的水解，得到澄清的溶液。 5．胶体的制备 实验室制备Fe(OH)3胶体利用了Fe3＋水解生成Fe(OH)3胶体的反应及加热促进水解的原理，反应的离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋。 七、水解平衡移动的影响因素 以CH3COONa为例，在醋酸钠溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－　ΔH＞0 移动的方向 c平(CH3COO－) c平(CH3COOH) c平(OH－) c平(H＋) pH 水解程度 加热 右 减小 增大 增大 减小 增大 增大 加水 右 减小 减小 减小 增大 减小 增大 加CH3COOH 左 增大 增大 减小 增大 减小 减小 加CH3COONa 右 增大 增大 增大 减小 增大 减小 加NaOH 左 增大 减小 增大 减小 增大 减小 加HCl 右 减小 增大 减小 增大 减小 增大 八、盐类水解的应用 1．在科学研究中的应用 应用 实验 配制易水 解的盐溶液　 配制某些强酸弱碱盐时，需要加入相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制阳离子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液时，由于 Fe3＋、Sn2＋水解程度较大，通常先将它们溶于盐酸中，再加水稀释到所需的浓度 制备某些 胶体 利用水解原理制备胶体，如向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，产生红褐色胶体：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 保存碱性 溶液 Na2CO3、Na2S等溶液水解显碱性，因碱性溶液可与玻璃中的SiO2反应，所以保存时不能使用磨口玻璃塞，应用带橡胶塞的试剂瓶保存 制备某些 无水盐　 若将某些挥发性酸对应的盐，如AlCl3、FeCl3蒸干时，得不到无水盐，原因是在加热过程中，HCl不断挥发，水解平衡不断向右移动，得到Al(OH)3或Fe(OH)3，加热Al(OH)3、Fe(OH)3继续分解得到Al2O3、Fe2O3。所以上述晶体只有在HCl气流中加热才能得到 判断离子 是否共存 常见的因强烈水解而不能大量共存的离子：Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、[Al(OH)4]－；Fe3＋与HCO、CO、[Al(OH)4]－；NH与[Al(OH)4]－、SiO　 混合盐溶 液中的除 杂和提纯 ①采用加热法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中的某些金属离子，如除去KNO3溶液中的Fe3＋； ②除去酸性MgCl2溶液中的FeCl3，可加入MgO、Mg(OH)2或MgCO3促进FeCl3的水解，使FeCl3转化为Fe(OH)3沉淀而除去，可表示为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋，MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O 2.在工农业生产和生活中的应用 应用 实例 明矾或FeCl3可作净水剂 利用Al3＋、Fe3＋水解产生的胶体，其表面积大，能够吸附水中的悬浮物形成沉淀而起到净水的作用 用热的纯碱去污效果更好 CO＋H2OHCO＋OH－，水解反应为吸热反应，加热平衡右移，溶液的碱性增强，去污效果更好 泡沫灭火器的原理 泡沫灭火器中使用的是Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液，两者混合时，发生相互促进的水解反应，直至水解完全：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑，灭火器内压强增大，CO2、H2O、Al(OH)3一起喷出覆盖在着火物质上使火焰熄灭 用盐溶液除锈 用NH4Cl溶液可除去金属表面的氧化膜：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，氧化膜与H＋反应而溶解 九、盐溶液“蒸干”探究 1．盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质， 如Al2(SO4)3(aq)Al2(SO4)3(s)。 2．盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。 3．强碱弱酸盐，如Na2CO3溶液等，蒸干后可得到原物质。 4．阴、阳离子均易水解，其水解产物易挥发的盐蒸干后得不到任何物质，如NH4Cl、(NH4)2S等。 5．考虑盐受热时是否分解 Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4＋MnO2。 6．还原性盐在蒸干时会被O2氧化 例如，Na2SO3(aq)Na2SO4(s)；FeSO4(aq)Fe2(SO4)3(s)。 7．有时要从多方面考虑。例如，蒸干NaClO溶液时，既要考虑ClO－水解，又要考虑HClO分解，所以蒸干NaClO溶液所得固体为NaCl。 第三节 沉淀溶解平衡 一、沉淀溶解平衡及影响因素 1.25 ℃时，溶解性与溶解度的关系 【特别提醒】大多数电解质的溶解度随温度升高而增大，但也有例外，如Ca(OH)2，温度越高，溶解度越小。 2.沉淀溶解平衡(以AgCl为例分析) (1)沉淀溶解平衡建立 AgCl在溶液中存在下述两个过程：一方面，在水分子作用下，少量Ag+和Cl-脱离AgCl的表面进入水中，即溶解过程；另一方面，溶液中的Ag+和Cl-受AgCl表面阴、阳离子的吸引，回到AgCl的表面析出，即沉淀过程。在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，达到平衡状态，得到AgCl的饱和溶液。 (2)沉淀溶解平衡的概念 一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。 (3)沉淀溶解平衡方程式 以AgCl沉淀溶解平衡为例：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)。 特别提醒　①要标明各微粒的状态；②要与AgCl电离方程式区分开，强电解质完全电离：AgCl===Ag++Cl-。 (4)沉淀完全的判断 化学上通常认为，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10-5 mol·L-1时，已沉淀完全。 二、溶度积常数 1.概念 难溶电解质的沉淀溶解平衡也存在平衡常数，称为溶度积常数，简称溶度积，符号为Ksp。 2.表达式 AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq) Ksp＝cm(An+)·cn(Bm-)。 如：Fe(OH)3(s)Fe3+(aq)+3OH-(aq) Ksp＝c(Fe3+)·c3(OH-)。 3.影响因素 溶度积Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关。 4.Ksp的意义 反映了难溶电解质在水中的溶解能力。 5.应用 定量判断给定条件下有无沉淀生成。 离子积(Q)：对于AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)，任意时刻Q＝cm(An+)·cn(Bm-)。 (1)Q>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 (2)Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 (3)Q<Ksp，溶液未饱和，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。 三、有关溶度积(Ksp)的计算类型 1．计算难溶电解质溶液中离子浓度 (1)已知Ksp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Ksp、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。 2．计算反应的平衡常数，并判断沉淀转化的程度 依据沉淀的转化反应和Ksp，计算该反应的平衡常数，K值越大，转化反应越易进行，转化程度越大。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＝＝。 3．计算金属阳离子开始沉淀和沉淀完全的pH (1)常温下，a mol·L－1的MSO4溶液，调节溶液pH，使M2＋刚好开始产生M(OH)2沉淀时pH的计算方法。 Ksp＝c(M2＋)·c2(OH－)＝a·c2(OH－)，则c(OH－)＝，c(H＋)＝＝，pH＝－lg c(H＋)＝－lg ＝14＋lg 。 (2)常温下，向MSO4溶液中加碱调节溶液pH，使M2＋沉淀完全时溶液pH的计算方法(已知溶液中c(M2＋)≤1×10－5 mol·L－1时可视为M2＋沉淀完全)。 Ksp＝c(M2＋)·c2(OH－)＝10－5·c2(OH－)，则c(OH－)＝＝×102，c(H＋)＝＝＝，pH＝－lg c(H＋)＝－lg ＝16＋lg 10Ksp。 4．判断沉淀的生成或沉淀是否完全 (1)把离子浓度数据代入离子积表达式得Q，若Q>Ksp，则有沉淀生成。 (2)利用Ksp的数值计算某一离子浓度，若该离子浓度小于10－5 mol·L－1，则该离子沉淀完全。 5．沉淀先后的计算与判断 (1)若沉淀类型相同，则Ksp小的物质先沉淀。 (2)若沉淀类型不同，则需要根据Ksp计算出沉淀时所需离子浓度，所需离子浓度小的物质先沉淀。 四、沉淀的生成 1.沉淀生成的应用 应用领域 无机物的制备和提纯、废水处理等 目的 利用生成沉淀分离物质或除去某些杂质离子 2.利用生成沉淀分离或除去某些离子的原则 (1)要使生成沉淀的反应能够发生。 (2)沉淀反应完成后，溶液中剩余离子的浓度能够尽量小。 3.沉淀生成的方法(以除去工业原料氯化铵中杂质氯化铁流程为例) 调pH步骤中发生反应的离子方程式：Fe3++3NH3·H2O===Fe(OH)3↓+3N 4.化学沉淀法废水处理工艺流程图 五、沉淀的溶解 1.沉淀溶解的原理 根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。 2.沉淀的溶解 (1)沉淀溶解的必要条件是溶液中离子积(Q)小于溶度积(Ksp)因此，降低溶液中的离子浓度，使离子积小于其溶度积，就可使沉淀溶解，即Q＜Ksp。 (2)沉淀溶解的方法 ①加入试剂，使溶液中离子生成弱电解质而溶解。如Mg(OH)2用盐酸溶液溶解。 ②加入氧化剂与溶液中的离子发生氧化还原反应而溶解，如CuS用稀HNO3溶解。 ③加入试剂，与溶液中的离子结合生成配合物而溶解，如AgCl用氨水溶解生成[Ag(NH3)2]＋。 六、沉淀的转化 1.沉淀转化的过程探究 (1)实验探究AgCl、AgI、Ag2S的转化 实验操作 实验现象 有白色沉淀析出 白色沉淀转化为黄色沉淀 黄色沉淀转化为黑色沉淀 化学方程式 NaCl+AgNO3===AgCl↓+NaNO3 AgCl+KIAgI+KCl 2AgI+Na2SAg2S+2NaI 2.沉淀转化的实质与条件 (1)沉淀的转化是指由一种难溶物转化为另一种难溶物的过程，其实质是沉淀溶解平衡的移动。 (2)条件：一般来说，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现，两者的溶解度相差越大，转化越容易。 (3)当两种沉淀的溶解度相差不太大时，也可通过提高转化试剂的浓度实现溶解度小的沉淀转化为溶解度较大的沉淀。 3.沉淀转化的规律 (1)一般来说，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现。两者的溶解度差别越大，转化越容易。 (2)当一种试剂能沉淀溶液中的几种离子时，生成沉淀所需要试剂离子浓度越小的越先沉淀。 (3)如果生成各种沉淀所需要试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。 4.沉淀先后顺序的判断 向溶液中加入沉淀剂，当有多种沉淀生成时，哪种沉淀的溶解度最小(当各种沉淀的Ksp 表达式相同时，Ksp 越小，沉淀的溶解度越小)，则最先生成该沉淀。 (1)向含等浓度Cl－、Br－、I－的混合液中加入AgNO3溶液，最先生成的沉淀是AgI。 (2)向含等浓度CO、OH－、S2－的混合液中加入CuSO4溶液，最先生成的沉淀是CuS。 (3)向Mg(HCO3)2溶液中加入适量NaOH溶液，生成的沉淀是Mg(OH)2而不是MgCO3，原因是Mg(OH)2的溶解度比MgCO3的小。 5.沉淀转化的应用 ①锅炉除水垢(含有CaSO4)：CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)。 ②矿物的转化：各种原生铜的硫化物经氧化、淋滤变成CuSO4溶液，向深部渗透，遇到深层闪锌矿(ZnS)和方铅矿(PbS)，便慢慢地转变为铜蓝(CuS)。 七、沉淀转化的应用 (1)锅炉除水垢(含有CaSO4)：CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)，反应为CaSO4(s)＋Na2CO3(aq)CaCO3(s)＋Na2SO4(aq)，CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。 (2)自然界中矿物的转化：原生铜的硫化物CuSO4溶液铜蓝(CuS)，反应为CuSO4＋ZnSCuS＋ZnSO4、CuSO4＋PbSCuS＋PbSO4。 (3)工业废水处理 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。 用FeS除去Hg2＋的离子方程式：FeS(s)＋Hg2＋(aq)HgS(s)＋Fe2＋(aq)。 (4)防治龋齿：食物、饮用水和牙膏中添加氟化物，氟离子会跟牙齿表面釉质层的主要成分——羟基磷灰石发生沉淀的转化生成氟磷灰石：Ca5(PO4)3OH(s)＋F－(aq)Ca5(PO4)3F(s)＋OH－(aq)，氟磷灰石的溶解度比羟基磷灰石的小，更能抵抗酸的侵蚀。 八、难溶电解质沉淀溶解平衡图像分析 1．沉淀溶解平衡Ksp曲线 (1)典型示例 (2)点的变化 ①a→c：曲线上变化，增大c(SO)； ②b→c：加入1×10－5 mol·L－1 Na2SO4溶液(加水不行)； ③d→c：加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化)； ④c→a：曲线上变化，增大c(Ba2＋)； ⑤曲线上方的点表示有沉淀生成；曲线下方的点表示不饱和溶液。 2.c(Mn＋)—pH图像 Fe(OH)3和Cu(OH)2的c—pH关系如图(温度一定)： 图中曲线为相应金属阳离子氢氧化物的沉淀溶解平衡曲线，可利用图像判断有关氢氧化物的Ksp的大小以及离子分离方法的选择。 3．pH(或pOH)—pC图 横坐标：将溶液中c(H＋)取负对数，即pH＝－lg c(H＋)，反映到图像中是c(H＋)越大，则pH越小，pOH则相反。 纵坐标：将溶液中某一微粒浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取负对数，即pC＝－lg c(A)，反映到图像中是c(A－)越大，则pC越小。 例如：常温下，几种难溶氢氧化物的饱和溶液中金属阳离子浓度的负对数与溶液pH的关系如图所示。 ①直线上的任意一点都达到沉淀溶解平衡；②由图像可得Fe3＋、Al3＋、Fe2＋、Mg2＋完全沉淀时的pH。 4．pC—pC图 一定温度下，纵、横坐标均为沉淀溶解平衡粒子浓度的负对数，如图。 已知：pM＝－lg c(M)(M：Mg2＋、Ca2＋、Mn2＋)，p(CO)＝－lg c(CO) ①横坐标数值越大，c(CO)越小；②纵坐标数值越大，c(M)越小；③曲线上方的点为不饱和溶液；④曲线上的点为饱和溶液；⑤曲线下方的点表示有沉淀生成；⑥曲线上任意一点，坐标数值越大，其对应的离子浓度越小。 第四节 离子反应 一、离子反应及其发生的条件 1．离子反应 （1）定义：离子反应是溶液中离子之间以及离子与原子或分子之间发生的反应。 （2）离子反应的实质溶液中某种或某些离子浓度降低。 【特别提醒】 (1)某些物质在熔融状态时也可以发生离子反应。 (2)离子反应的实质是溶液中某种或某些离子的浓度降低，并不是所有的离子浓度都降低。 2．复分解型离子反应发生的条件 (1)生成沉淀 ①Na2SO4溶液与Ba(OH)2溶液混合的离子反应：Ba2＋＋SO===BaSO4↓。 ②向MgCO3悬浊液中加入NaOH溶液的离子反应：MgCO3＋2OH－===Mg(OH)2＋CO。 (2)生成弱电解质 ①NaOH与盐酸混合的离子反应：H＋＋OH－===H2O。 ②盐酸与CH3COONa混合的离子反应：H＋＋CH3COO－===CH3COOH。 ③向稀NH4NO3溶液中加入NaOH溶液的离子反应：NH＋OH－===NH3·H2O。 (3)生成气体(或挥发性物质) ①Na2CO3溶液与稀硫酸混合的离子反应：CO＋2H＋===H2O＋CO2↑。 ②浓NH4NO3溶液中加入浓NaOH溶液的离子反应：NH＋OH－===NH3↑＋H2O。 3．氧化还原型离子反应 (1)非原电池、电解池的反应 在溶液中，具有氧化性和还原性的离子相遇时，二者能发生氧化还原反应而使离子浓度降低，例如： ①向FeCl2溶液中加入酸性KMnO4溶液，离子方程式为5Fe2＋＋MnO＋8H＋===5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O。 ②向CuSO4溶液中加入锌片，离子方程式为Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu。 ③FeCl3溶液腐蚀印刷电路铜板，离子方程式为2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋。 (2)原电池、电解池反应 ①原电池：Cu­Zn­H2SO4。 电极反应式：负极：Zn－2e－===Zn2＋，正极：2H＋＋2e－===H2↑，总反应离子方程式：Zn＋2H＋===Zn2＋＋H2↑。 ②电解池：电解饱和食盐水。 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑。 阴极：2H＋＋2e－===H2↑。 总反应离子方程式：2Cl－＋2H2O2OH－＋H2↑＋Cl2↑。 【特别提醒】 (1)微溶物在产物中写成化学式，在反应物中若是澄清溶液写成离子形式，若是悬浊液写成化学式，不能拆。 (2)弱酸的酸式酸根不能拆写成H＋和弱酸酸根离子形式。 4．离子反应方向的判断 (1)ΔH－TΔS判据 室温时，ΔH－TΔS<0的离子反应能正向自发进行。 (2)平衡常数判据 当反应物的浓度很小时，就可以满足Q<K的条件，因此正反应很容易进行。 二、离子反应的四种类型 1．复分解反应型 (1)生成难溶物或微溶物的离子反应。 (2)生成弱电解质的离子反应 常见的与H＋结合的弱酸酸根离子有：F－、ClO－、S2－、HS－、SO、HSO、PO、HPO、H2PO、CO、HCO、CH3COO－、[Al(OH)4]－、SiO等； 常见的与OH－结合的弱碱阳离子有：NH、Mg2＋、Al3＋、Fe3＋、Zn2＋、Cu2＋等。 (3)生成气体或挥发性物质的离子反应 如H＋与CO、SO、S2－、HS－、HSO、HCO等；OH－与NH。 2．氧化还原反应型 (1)MnO(H＋)与Cl－、Br－、I－、S2－、HS－、SO、HSO、Fe2＋等。 (2)NO(H＋)与Br－、I－、S2－、HS－、SO、HSO、Fe2＋等。 (3)ClO－与Br－、I－、S2－、HS－、SO、HSO、Fe2＋等。 (4)Fe3＋与I－、S2－、HS－、SO、HSO等。 3．水解相互促进型 (1)Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、SiO、[Al(OH)4]－、ClO－等。 (2)Fe3＋与CO、HCO、SiO、[Al(OH)4]－、ClO－等。 (3)Mg2＋与S2－、HS－、[Al(OH)4]－、SiO等。 (4)NH与[Al(OH)4]－、ClO－、SiO等。 4．络合反应型 如Fe3＋与SCN－生成Fe(SCN)3；Ag＋与NH3·H2O生成[Ag(NH3)2]＋。 三、离子共存 1.离子共存的本质 几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。 2.判断离子能否大量共存的“四个要点” 判断多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来是一色、二性、三特殊、四反应。 (1)一色——溶液颜色 几种常见离子的颜色： 离子 Cu2＋ Fe3＋ Fe2＋ MnO Cr2O 溶液颜色 蓝色 棕黄色 浅绿色 紫红色 橙红色 (2)二性——溶液的酸碱性 ①在强酸性溶液中，OH-及弱酸酸根离子(如CO、SO、S2-、CH3COO-等)不能大量存在。 ②在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子(如NH、Al3＋、Fe3＋等)不能大量存在 (3)三特殊——三种特殊情况 ①AlO与HCO不能大量共存：AlO＋HCO＋H2O===Al(OH)3↓＋CO。 ②“NO＋H＋”组合具有强氧化性，能与S2-、Fe2＋、I-、SO等还原性的离子发生氧化还原反应而不能大量共存。 ③NH与CH3COO-、CO等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中仍能大量共存。 (4)四反应——四种反应类型 离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。 ①复分解反应：如Ba2＋与SO，NH与OH-，H＋与CH3COO-等。 ②氧化还原反应： 强氧化性离子 还原性离子 ClO-、MnO(H＋)、NO(H＋)、Fe3＋ Fe2＋(可与Fe3＋共存)、S2-、I-、SO、HS-、HSO ③相互促进的水解反应：如Al3＋与CO、HCO或AlO等。 ④络合反应：Fe3＋与SCN-因生成Fe(SCN)3而不能大量共存；Ag＋与NH3·H2O因生成[Ag(NH3)2]＋而不能大量共存；Cu2＋与NH3·H2O因生成 [Cu(NH3)4]2＋ 而不能大量共存。 四、离子方程式的书写与判断 1．离子方程式的书写要点：抓住一易、两等、三查 (1)一易：易溶的强电解质(强酸、强碱和大多数可溶性盐)以实际参加反应的离子符号表示；其他物质(非电解质、弱电解质、难溶物、气体、单质、氧化物等)用化学式表示。 (2)两等：离子方程式两边的原子个数、电荷总数均应相等。 (3)三查：检查各项是否都有公约数，是否漏写必要的反应条件，是否漏写离子反应。 2．离子方程式的正误判断 (1)看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应 如2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑就不符合客观事实。 (2)看“===”“”“↑”“↓”等是否正确 如用饱和FeCl3溶液制备胶体的离子方程式不能写为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋，应该写为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋。 (3)看表示各物质的化学式是否正确 如HCO不能写成CO＋H＋；HSO通常写成SO＋H＋，HCOO－不可写成COOH－等。 (4)看是否漏掉离子反应 如Ba(OH)2溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2＋与SO的反应，又要写 Cu2＋与OH－的反应。 (5)看是否遵循“两等” 即离子方程式两边的原子个数和电荷总数均应相等。氧化还原反应还应看转移的电子个数是否相等。如FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe2＋＋Cl2===Fe3＋＋2Cl－，而应写成2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－。 (6)看反应物或产物的配比是否正确 如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应不能写成： H＋＋OH－＋SO＋Ba2＋BaSO4↓＋H2O， 应写成：2H＋＋2OH－＋SO＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O。 (7)看是否符合题设条件要求 如“过量”“少量”“等物质的量”“适量”“任意量”以及滴加顺序等对反应的影响。如向FeBr2溶液中通入少量Cl2的离子方程式为2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－；往FeBr2溶液中通入过量Cl2的离子方程式为2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－； Na2CO3溶液中通入过量SO2的离子方程式为：CO＋2SO2＋H2O===CO2↑＋2HSO。 (8)对于微溶物的处理归纳为三种情况 ①在反应产物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示。如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液： 2Ag＋＋SO===Ag2SO4↓。 ②当反应物里有微溶物处于溶液状态(稀溶液)时，应写成离子的形式，如少量CO2气体通入澄清石灰水中： CO2＋Ca2＋＋2OH－===CaCO3↓＋H2O。 ③当反应物里有微溶物处于浊液或固态时，应写成化学式，如石灰乳中加入Na2CO3溶液： Ca(OH)2＋CO===CaCO3＋2OH－。 五、突破与量有关离子方程式的书写 类型一、反应连续型 1.指反应生成的离子因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关。 写出相应的离子方程式。 (1)CO2通入NaOH溶液中： 碱过量：CO2＋2OH-===CO＋H2O； 碱不足：CO2＋OH-===HCO。 (2)Na2CO3溶液与稀盐酸反应： 稀盐酸不足：CO＋H＋===HCO； 稀盐酸过量：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O。 (3)铝盐溶液与强碱溶液反应： 铝盐过量：Al3＋＋3OH-===Al(OH)3↓； 强碱过量：Al3＋＋4OH-===AlO＋2H2O。 (4)NaAlO2溶液与强酸溶液反应： NaAlO2过量：AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓； 强酸过量：AlO＋4H＋===Al3＋＋2H2O。 (5)CO2通入NaAlO2溶液中： NaAlO2过量：2AlO＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋CO； NaAlO2不足：AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO。 (6)Fe与稀HNO3溶液反应： Fe过量：3Fe＋2NO＋8H＋===3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O； 稀HNO3过量：Fe＋NO＋4H＋===Fe3＋＋NO↑＋2H2O。 类型二、反应先后型 2.一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应物的组成离子反应，但因反应顺序不同而跟用量有关，又称为反应竞争型。 写出相应的离子方程式。 (1)NH4HSO4溶液与NaOH溶液的反应： NaOH不足：H＋＋OH-===H2O； NaOH过量：NH＋H＋＋2OH-===NH3·H2O＋H2O。 (2)向含有H＋、Al3＋、NH的溶液中，逐滴加入NaOH溶液至过量，反应依次为： H＋＋OH-===H2O； Al3＋＋3OH-===Al(OH)3↓； NH＋OH-===NH3·H2O； Al(OH)3＋OH-===AlO＋2H2O。 (3)向含有OH-、CO、AlO的溶液中，逐滴加入稀盐酸至过量，反应依次为： OH-＋H＋===H2O； AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓； CO＋H＋===HCO、HCO＋H＋===CO2↑＋H2O； Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。 (4)向FeBr2溶液中通Cl2： Cl2少量：Cl2＋2Fe2＋===2Fe3＋＋2Cl-； Cl2过量：2Fe2＋＋4Br-＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl-。 类型三、组成配比型 3.当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)，因而跟用量有关。 写出相应的离子方程式。 (1)Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液反应： ①NaOH不足：Ca2＋＋HCO＋OH-===CaCO3↓＋H2O； ②NaOH过量：Ca2＋＋2HCO＋2OH-===CaCO3↓＋2H2O＋CO。 (2)NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液反应： ①NaHCO3不足：HCO＋OH-＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2O； ②NaHCO3过量：Ca2＋＋2OH-＋2HCO===CaCO3↓＋CO＋2H2O。 (3)Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液反应： ①n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)＝1∶1 Ba2＋＋OH-＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O，此时溶液呈碱性； ②n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)＝1∶2 Ba2＋＋2OH-＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O，此时溶液呈中性，若向该溶液中再加入Ba(OH)2溶液，反应为SO＋Ba2＋===BaSO4↓。 (4)NH4Al(SO4)2与Ba(OH)2溶液反应： ①n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]＝1∶1 3Ba2＋＋3SO＋2Al3＋＋6OH-===3BaSO4↓＋2Al(OH)3↓； ②n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]＝1∶2 NH＋Al3＋＋2SO＋2Ba2＋＋4OH-===NH3·H2O＋Al(OH)3↓＋2BaSO4↓。 【方法技巧】 书写酸式盐与碱反应离子方程式的思维方法 (1)根据相对量将少量物质定为“1 mol ”，若少量物质有两种或两种以上离子参加反应，则参加反应离子的物质的量之比与物质组成之比相符。 (2)依据少量物质中离子的物质的量，确定过量物质中实际参加反应的离子的物质的量。 (3)依据“先中和后沉淀”的思路正确书写离子方程式。 六、离子的检验与推断 1.物质检验与含量测定 (1)离子检验 利用Fe3＋与SCN－反应检验Fe3＋：Fe3＋＋3SCN－FeSCN3 利用I－与Ag＋反应检验I－：Ag＋＋I－===AgI (2)测定溶液中某些离子的浓度 ①沉淀法：如溶液中SO的浓度，用Ba2＋将其转化为BaSO4沉淀，再称量沉淀的质量求得。 ②酸碱中和滴定法：强酸溶液中H＋的浓度可以用已知准确浓度的强碱溶液滴定的方法获得。 ③氧化还原滴定法：如溶液中MnO的浓度可以用已知准确浓度的Fe2＋溶液滴定的方法来获得。 2.离子检验的类型 (1)生成沉淀； (2)生成气体； (3)显示特殊颜色。 3.离子检验方法 方法 离子 试剂 现象 注意 沉淀 法 Cl－、Br－、I－ AgNO3溶液和稀硝酸 AgCl(白色)、AgBr(淡黄色)、AgI(黄色) — SO 稀盐酸和BaCl2溶液 白色沉淀 先用稀盐酸酸化 Fe2＋ NaOH溶液 白色沉淀→灰绿色沉淀→红褐色沉淀 — Fe3＋ NaOH溶液 红褐色沉淀 — Al3＋ NaOH溶液 白色沉淀→溶解 — 气体 法 NH 浓NaOH溶液和湿润的红色石蕊试纸 产生有刺激性气味的气体，且气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝 要加热 CO 稀盐酸和澄清石灰水 澄清石灰水变浑浊 SO、HCO、 HSO有干扰 SO 稀硫酸和品红溶液 产生有刺激性气味的气体，且气体能使品红溶液褪色 — 显色 法 I－ 氯水(少量)，CCl4 下层为紫色 — Fe2＋ KSCN溶液和氯水 先是无变化，滴加氯水后变红色 先加KSCN溶液，无变化，再加氯水 Fe3＋ KSCN溶液 红色 — 焰色 实验 Na＋、K＋ Pt(Fe)丝和稀盐酸 火焰分别呈黄色、紫色 K＋要透过蓝色钴玻璃片观察焰色 4.离子推断的“四原则” 七、离子反应的应用 1．物质制备与纯化 (1)物质的制备：离子反应可以用于制备物质。 ①氯碱工业生产烧碱和氯气的离子方程式： 2Cl－＋2H2O2OH－＋Cl2↑＋H2↑。 ②实验室制取CO2的离子方程式： CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。 (2)物质的纯化 ①制高纯度的氯化钠：除去其中少量的SO、Mg2＋、Ca2＋，需要引入的试剂离子分别为Ba2＋、OH－、CO。 ②除去污水中的重金属离子：将其转化为沉淀而除去。 2．生活中常见的离子反应 (1)胃酸过多的治疗 ①服用“胃舒平”[主要成分是Al(OH)3]，离子反应为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。 ②服用小苏打片，离子方程式为HCO＋H＋===CO2↑＋H2O。 (2)硬水及其软化 ①硬水的含义：自然界里含Ca2＋、Mg2＋较多的水。 ②硬水的形成：水中的二氧化碳与岩石中的CaCO3和MgCO3发生反应生成可溶性碳酸氢盐而使Ca2＋、Mg2＋进入水中形成，离子方程式为CaCO3＋CO2＋H2O===Ca2＋＋2HCO，MgCO3＋CO2＋H2O===Mg2＋+2HCO。 ③硬水的软化方法 a．加热法：加热可使HCO分解，生成的CO与Ca2＋、Mg2＋结合成沉淀，发生反应如下： Ca2＋＋2HCOCaCO3↓＋CO2↑＋H2O，Mg2＋＋2HCOMgCO3↓＋CO2↑＋H2O。 b．加沉淀剂法：在硬水中加入Na2CO3等沉淀剂也可以降低水中Ca2＋、 Mg2＋的浓度，发生反应如下：Ca2＋＋CO===CaCO3↓，Mg2＋＋CO===MgCO3↓。 八、酸碱中和滴定实验 1．反应原理 酸和碱反应的实质是H＋＋OH－===H2O。用已知浓度的盐酸(标准液)来滴定未知浓度的NaOH溶液(待测液)的计算公式为c待＝。 2．常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围的pH 石蕊 <5.0红色 5.0～8.0紫色 >8.0蓝色 甲基橙 <3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 <8.2无色 8.2～10.0粉红色 >10.0红色 3．实验用品 (1)仪器 酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管架(铁架台和蝴蝶夹)、锥形瓶。 ①酸式滴定管：可盛放酸性溶液、氧化性溶液，不能盛放碱性溶液，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开。 碱式滴定管：可盛放碱性溶液，不能盛放酸性溶液、氧化性溶液，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶。 ②滴定管的上端都标有规格大小、使用温度、0刻度；滴定管的精确度为0.01 mL。 (2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 4．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) (1)滴定前的准备 ①滴定管：检漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。 ②锥形瓶：注碱液→记读数→加指示剂。 (2)滴定 (3)终点判断：等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且半分钟内不变原色，视为滴定终点并记录消耗标准液的体积。 5．数据处理 将上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。 九、中和滴定误差分析 1．分析依据 c待测·V待测＝c标准·V标准 c待测＝ c标准、V待测均为定值，误差均体现在V标准的大小上。 2．常见的误差分析 以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例： 步骤 操作 V标准 c待测 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用标准溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 变小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 偏低 滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 偏高 3.注意事项 在进行误差分析时，要特别注意弄懂俯视(视线偏高)及仰视(视线偏低)的含义，并会区分俯视、仰视对量筒、滴定管产生误差的不同(如图)。 十、酸碱中和反应过程中的图像分析 酸碱中和过程中的图像，纵坐标为pH，横坐标为酸或碱溶液的体积。 1．解题策略 (1)横、纵坐标：分清加入的是酸溶液还是碱溶液； (2)起点pH：结合题目信息得出酸(或碱)的强弱； (3)滴定终点或pH＝7的点：利用盐类水解、弱电解质电离平衡、水的电离等知识分析出对应的体积； (4)其他特殊点分析：滴定一半或滴定过量等点相关问题。 2．图像实例 以用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 HA溶液为例，其滴定曲线如图。 关键点 粒子浓度关系 起点(点①) 起点为HA的单一溶液，0.100 0 mol·L－1 HA的pH＞1，说明是弱酸，c(HA)＞c(H＋)＞c(A－)＞c(OH－) 反应—半点(点②) 两者反应生成等物质的量的HA和NaA混合液，此时溶液pH＜7，说明HA的电离程度大于A－的水解程度，c(A－)＞c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＞c(OH－) 中性点(点③) 此时溶液pH＝7，溶液呈中性，酸没有完全反应，c(A－)＝c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＝c(OH－) 恰好完全反应点(点④) 此时两者恰好完全反应生成NaA，为强碱弱酸盐，溶液呈碱性，c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋) 过量点(点⑤) 此时NaOH过量或者远远过量，溶液显碱性，可能出现c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)，也可能出现c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋) 易错点01 判断弱电解质的两种方法 【错因辨析】 1.弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH=1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后，1<pH<2。 2.弱电解质形成的盐能水解，如用玻璃棒蘸取一定浓度的CH3COONa溶液滴在pH试纸上，pH>7，说明CH3COONa为强碱弱酸盐，即CH3COOH为弱酸。 【对点训练】 1．下列物质前者属于强电解质，后者属于弱电解质的是 A．NH3·H2O   K2CO3 B．NH4Cl     HClO C．Ba(OH)2   CO2 D．CH3COOH  FeCl3 【答案】B 【详解】A．是弱碱，属于弱电解质，是可溶性盐，属于强电解质，不符合前者为强电解质、后者为弱电解质的要求，A错误； B．是铵盐，属于强电解质，是弱酸，属于弱电解质，符合题意，B正确； C．是强碱，属于强电解质，是非金属氧化物，自身不能电离，属于非电解质，不属于弱电解质，C错误； D．是弱酸，属于弱电解质，是可溶性盐，属于强电解质，不符合前者为强电解质、后者为弱电解质的要求，D错误； 故选B。 2．关于电解质的相关叙述，下列说法正确的是 A．弱酸、弱碱、难溶性的盐、水均为弱电解质 B．蔗糖、酒精在水溶液和熔融状态下均不能导电，所以它们均是非电解质 C．能导电的物质不一定是电解质，但电解质在熔融状态下均可以导电 D．NH3、CO2的水溶液均能导电，所以NH3、CO2均是电解质 【答案】B 【详解】A．难溶性盐如等，虽然溶解度小，但溶解的部分完全电离，属于强电解质，弱电解质仅包含弱酸、弱碱、水，不包含所有难溶性盐，A错误； B．非电解质的定义是在水溶液和熔融状态下均不能导电的化合物，蔗糖、酒精符合该定义，属于非电解质，B正确； C．能导电的物质可能是金属单质等，不一定是电解质，但共价化合物类电解质如在熔融状态下以分子形式存在，不能电离出自由移动的离子，无法导电，C错误； D．、的水溶液导电，是因为二者与水反应生成的、电离出自由移动的离子，、本身不能电离，属于非电解质，D错误； 故选B。 易错点02 酸、碱混合后溶液酸碱的判断 【错因辨析】 1.等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。 2.室温下c酸(H+)=c碱(OH-)，即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。 3.室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合酸碱性分析(两强混合) ①若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH=7。 ②若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。 ③若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7。 【对点训练】 1．常温下，下列有关电解质溶液的说法不正确的是 A．的溶液呈酸性 B．的盐酸溶液与的氨水溶液等体积混合，溶液呈碱性 C．将溶液从常温加热至100℃，溶液的pH变小，溶液呈酸性 D．中和体积和物质的量浓度均相等的氨水、溶液，所需的物质的量相同 【答案】C 【详解】A．常温下，说明，溶液呈酸性，A正确； B．pH=3的盐酸浓度为10-3mol/L，pH=11的氨水是弱碱，实际浓度远大于10-3mol/L，等体积混合后氨水过量，溶液呈碱性，B正确； C．是强酸强碱盐，溶液中始终存在，呈中性。加热至，水的电离程度增大，增大，增大，减小，但仍为中性，C错误； D．体积和物质的量浓度相等的氨水、，二者物质的量相等，均为一元碱，中和时消耗的物质的量相等，D正确； 故选C。 2．溶液混合后体积变化忽略不计，则下列叙述正确的是 A．95℃纯水的，说明加热可导致水呈酸性 B．室温下，的醋酸溶液，稀释10倍后 C．室温下，的醋酸溶液与的氢氧化钠溶液等体积混合后 D．将1L 的溶液加水稀释为2L， 【答案】D 【详解】A．水的电离吸热，升温促进水的电离，增大，95℃纯水中，因此，但纯水始终满足，仍呈中性，A错误； B．醋酸是弱电解质，稀释时会促进醋酸电离，补充更多，因此的醋酸稀释10倍后，，B错误； C．的醋酸中，醋酸的实际浓度远大于，而的浓度就是，等体积混合后醋酸过量，溶液呈酸性，，C错误； D．稀释前，稀释到2L后；室温下，可得，因此，D正确； 故选D。 易错点03 酸碱滴定中溶液pH曲线 【错因辨析】 1.强酸与强碱滴定过程中pH曲线 如以0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸的滴定曲线如下： 2.强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 3.滴定曲线分析步骤 首先看横、纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱；再次找滴定终点和pH=7的中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(pH=7)的位置；最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。但要注意中性点与恰好反应点的区别。 【对点训练】 1．常温下，向溶液中缓慢滴加溶液，溶液中pCu、pH与V(溶液)的关系如图所示。 下列叙述错误的是 A．m、n点所在曲线代表pCu与(溶液)的关系 B．时，溶液中 C．常温下 D．b、c、d点溶液中，水的电离程度最大的是b 【答案】D 【分析】该过程发生反应为，加入溶液，减少，pCu增加，完全沉淀后保持不变，故m、n点所在曲线代表pCu的变化；溶液中因水解显弱酸性，溶液中因水解显弱碱性，完全沉淀后因浓度影响其水解平衡，因此反应过程中pH持续增加，故a、b、c、d点所在曲线代表pH的变化；n点位于曲线突跃中点，则此时和的物质的量比为1：1，因此可知初始溶液的浓度为；据此解答。 【详解】A．据分析，m、n点所在曲线代表pCu的变化，A正确； B．据分析，初始溶液的浓度为，即时，溶液中，，B正确； C．n点时，，则，C正确； D．c、d点溶液中，V越大，的浓度越大，水的电离程度越大，b点溶液中溶质是，不能促进水的电离，水的电离程度最小，D错误； 故选D。 2．已知某温度时CH3COOH的电离平衡常数为Ka．该温度下向20mL0.1mol·L-1CH3COOH溶液中逐滴加入0.1mol·L-1NaOH溶液，其pH变化曲线如图所示(忽略温度变化)。 下列说法中正确的是 A．X点表示的溶液中CH3COOH的Ka约为1×10-5mol·L-1 B．Y点表示的溶液中c(Na+)>c(CH3COO-) C．Z点表示CH3COOH与NaOH恰好反应完全 D．M点表示的溶液中大于Ka 【答案】A 【详解】A．X点为0.1 mol/L 溶液，pH=3即，醋酸电离程度极小，故，，代入得，A正确； B．Y点溶液pH<7，，根据电荷守恒，可得，B错误； C．若与恰好完全反应，生成强碱弱酸盐，溶液因水解显碱性pH>7，Z点pH=7为中性，说明过量，不是恰好完全反应，C错误； D．电离平衡常数仅与温度有关，题目忽略温度变化，故M点溶液中，平衡常数不变，D错误； 故选A。 易错点04 中和滴定曲线 【错因辨析】 1.巧抓“5点”，突破滴定曲线中粒子浓度关系 (1)抓反应的“起始”点：判断酸、碱的相对强弱。 (2)抓反应“一半”点：判断是什么溶质的等量混合。 (3)抓“恰好”反应点：生成的溶质是什么，判断溶液的酸碱性。 (4)抓溶液的“中性”点：生成什么溶质，哪种物质过量或不足。 (5)抓反应的“过量”点：溶液中的溶质是什么，判断哪种物质过量。 2.抓住滴定曲线中的5个关键点——模型构建 以室温时用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液为例。如图所示： 关键点 离子浓度关系 反应起始点(与pH轴的交点) 起始点为HA的单一溶液，0.1 mol·L-1 HA溶液pH>1说明HA是弱酸，c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-) 反应一半点(点①) 溶液中含等物质的量的NaA和HA，此时溶液pH<7，说明HA的电离程度大于A-的水解程度，c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-) 中性点(点②) 溶液pH=7，溶液呈中性，酸没有完全被中和，c(Na+)=c(A-)>c(HA)>c(H+)=c(OH-) 恰好完全反应点(点③) 此时二者恰好完全反应生成NaA，为强碱弱酸盐，溶液显碱性，c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>(H+) 过量点(点④) 此时，NaOH溶液过量，得到NaA与NaOH等物质的量的混合液，溶液显碱性，c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+) 【对点训练】 1．已知：，25℃时，的，。常温下，用溶液滴定溶液的滴定曲线如图所示(曲线上的数字为)。下列说法正确的是 A．a点所得溶液中： B．b点所得溶液中： C．c点所得溶液中： D．d点所得溶液中： 【答案】C 【详解】A．a点溶液中溶质为和，点所得溶液=1.85，根据，可得到，此时溶液总体积大于，根据硫元素守恒可知，，又因为，则，A错误； B．点所得溶液中，溶质是NaHSO3，根据电荷守恒：，物料守恒，，联合可得，B错误； C．c点溶液中溶质为和，根据电荷守恒，，c点所得溶液=7.19，，所以，溶液呈碱性，，则，C正确； D．点所得溶液中含有NaHSO3和Na2SO3，根据，溶液=8，则，所以，D错误； 故答案选C。 2．常温下，用溶液滴定溶液，所得滴定曲线如图，下列说法中正确的是 A．本实验宜选用甲基橙作指示剂 B．点①所示溶液中： C．点②所示的溶液中： D．点③所示溶液中： 【答案】B 【详解】A．NaOH滴定CH3COOH时，滴定终点生成CH3COONa，溶液显碱性，应选酚酞作指示剂，甲基橙变色范围为酸性，会产生较大误差，A错误； B．点①加入10mL NaOH，反应后溶质为等物质的量的CH3COOH和CH3COONa，溶液pH<7，说明CH3COOH的电离程度大于CH3COO⁻的水解程度，因此，B正确； C．点②pH=7，故，根据电荷守恒可得，但、的浓度远大于、，不存在四者浓度相等的关系，C错误； D．点③加入20mL NaOH，恰好完全反应生成CH3COONa，CH3COO⁻水解使溶液显碱性，水解程度微弱，因此离子浓度顺序为，D错误； 故选B。 易错点05 分布系数曲线 【错因辨析】 1.认识分布曲线 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以草酸H2C2O4为例) δ0为CH3COOH分布系数，δ1为CH3COO-分布系数 δ0为H2C2O4分布系数，δ1为HC2分布系数 随着pH增大，溶质分子浓度不断减小，离子浓度逐渐增大，酸根离子增多。根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式 同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH的微粒分布系数和酸的分布浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度。 2.读图解题要领 (1)读“曲线”——每条曲线所代表的粒子及变化趋势(以上图中H2C2O4为例)随pH增大，δ只减不增的为H2C2O4曲线，δ先增后减的为HC2曲线，δ只增不减的为C2曲线。 (2)“用交点”——交点是某两种粒子浓度相等的点，可计算电离常数K： ①图中①点：c(HC2)=c(H2C2O4)，其pH为pH1，(H2C2O4)=。 ②同理图中②点：c(HC2)=c(C2)，对应pH为pH2，。 ③图中③点，c(H2C2O4)=c(C2)，此时c(HC2)最大，其溶液pH为pH3，则pH3=。 推理过程如下： H2C2O4H++HC2，HC2，，由于交点③时，c(H2C2O4)=c(C2)，c2(H+)=，两边取负对数，即可得，pH3=。 【对点训练】 1．常温下，用的标准溶液滴定与(它们在水中的电离与NH3相似)的混合溶液，滴定曲线如图甲所示。四种含氮物种的分布分数随pH变化如图乙所示。已知：。下列说法正确的是 A．常温下， B．b点处满足： C．原混合溶液中， D．图乙中pH=10.6时，有、 【答案】B 【分析】 甲基是推电子基团，CH3NH2中N原子周围电子密度更大，碱性更强，用0.0500 mol•L-1 H2SO4标准溶液滴定10.00 mL NH2OH与CH3NH2的混合溶液时，先与CH3NH2反应，再与NH2OH反应，结合滴定过程中反应顺序可知，乙图中曲线对应粒子为，当 δ(NH2OH) = 0.5 时，pH = 6.0，此时 c(NH2OH) = c()，可得：，同理，当 δ(CH3NH2) = 0.5 时，pH = 10.6，此时 c(CH3NH2) = c()，可得：。 【详解】A．依据分析，，A错误； B．b点时，，根据电荷守恒： ，则，B正确； C．优先与碱性更强的反应，则第一个滴定突变点为的滴定终点，由a点可知，；第二个滴定突变点为的滴定终点，由c点可知，，C错误； D．依据分析，与浓度相等时溶液，D错误； 故答案选B。 2．常温下，取20.00 mL浓度均为的甲胺和吡啶()混合溶液，用标准溶液滴定，滴定曲线如图甲，4种含氮微粒的分布分数与pH关系如图乙[如：]。下列说法正确的是 A．吡啶的碱性强于甲胺 B．a点时，存在 C．b点时， D．甲胺电离平衡常数的数量级为 【答案】D 【详解】A．由图乙可知，曲线③和④的交点对应，曲线①和②的交点对应。根据时，碱与其共轭酸浓度相等，可知两种碱对应共轭酸的分别为10.6和5.2。共轭酸越大，对应碱的碱性越强，故甲胺的碱性强于吡啶，A错误； B．由图甲可知，a点为甲胺恰好完全反应，此时溶质为等量的和，根据质子守恒，，B错误； C．b点溶液呈酸性，故，C错误； D．甲胺的电离平衡：，电离平衡常数，图乙中，当时，，此时，则，所以，数量级为，D正确； 故选D。 易错点06 对数图像 【错因辨析】 1.图像含义 将溶液中某一微粒的浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取常用对数，即lg c(A)或lg 得到的粒子浓度对数图像。 2.破解对数图像的数据 (1)运算法则：lg ab=lg a+lg b、lg =lg a-lg b、lg 1=0。 (2)运算突破点：如lg =0的点有c(A)=c(B)；lg c(D)=0的点有c(D)=1 mol·L-1。 3.破解对数图像的步骤 (1)识图像：观察横坐标、纵坐标的含义，看清每条曲线代表的粒子种类以及曲线的变化趋势，计算电离常数时应利用两种粒子浓度相等的点，如lg =0。 (2)找联系：根据图像中的坐标含义和曲线的交点，分析所给电解质的电离平衡常数或pH与纵、横坐标之间的联系。 (3)想原理：涉及电离平衡常数，写出平衡常数表达式，在识图像、想原理的基础上，将图像与原理结合起来思考。 (4)用公式：运用对数计算公式分析。 【对点训练】 1．25℃时，用NaOH溶液分别滴定HX、CuSO4、FeSO4三种溶液，pM[p表示负对数，M表示、c(Cu2+)、c (Fe2+)]随pH变化关系如图所示，已知Ksp[Cu(OH)2]<Ksp[Fe(OH)2]，一般认为当溶液中离子浓度c≤1×10-5mol·L-1时，该离子沉淀完全。下列说法错误的是 A．①表示滴定CuSO4溶液的变化关系 B．滴定HX溶液至a点时，溶液pH=8 C．滴定HX溶液至c(X-)=c(HX)时，溶液中：c(Na+)>c(X-)>c(OH-)>c(H+) D．如果完全除去工业废水中的Cu2+，需要调节溶液pH≥6.7 【答案】C 【详解】A．由分析可知，曲线①表示滴定硫酸铜溶液的变化关系，A正确； B．由图可知，a点时，曲线②中与曲线③中相等，则，=，溶液pH为8，B正确； C．由图可知，曲线③表示氢氧化钠溶液滴定HX溶液的变化关系，当滴定HX溶液至时，溶液pH为5，溶液呈酸性，，C错误； D．由分析可知，曲线①表示滴定硫酸铜溶液的变化关系，氢氧化铜的溶度积为，当废水中铜离子完全沉淀时，氢氧根离子的浓度为= ，完全除去工业废水中的铜离子，需要调节溶液pH≥6.7，D正确； 故选C。 2．室温下，HR、Al(NO3)3、Ce(NO3)3三份溶液中分别加入等物质的量浓度的NaOH溶液，pM[p表示负对数，M表示、、]随溶液pH变化关系如图所示[已知相同条件下的溶解度：]。下列说法正确的是 A．直线①代表随溶液pH变化的关系 B．室温下，的数量级为 C． D．实验室利用NaOH标准溶液滴定HR溶液时，选用甲基橙作指示剂 【答案】C 【详解】A．由分析可知，直线①为随溶液pH变化的关系，A错误； B．根据直线①，pH=4.1时，，pM=0，即，故，B错误； C．依据直线③与横坐标的交点得。根据直线②，pM=0时pH=7.3，此时，则，，在X点，，则：，解得，即X点横坐标，纵坐标，即，故，C正确； D．滴定HR（弱酸）用NaOH标准液，终点呈碱性，应选酚酞（变色范围8.2-10.0），甲基橙变色范围为3.1-4.4，不合适，D错误；　 故选C。 易错点07 离子积曲线 【错因辨析】 1.阴、阳离子浓度单曲线 以BaSO4在不同条件下沉淀溶解平衡为例。 提取曲线信息： a→c 曲线上变化，增大c(S) b→c 加入1×10-5 mol·L-1 Na2SO4溶液(加水不行) d→c 加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化) c→a 曲线上变化，增大c(Ba2+) 曲线上方的点表示有沉淀生成；曲线下方的点表示不饱和溶液 2.阴、阳离子浓度-温度双曲线图 以BaSO4沉淀溶解平衡为例。 提取曲线信息： ①曲线上各点的意义：每条曲线上任一点都表示饱和溶液；曲线上方的任一点均表示过饱和溶液，此时有沉淀析出；曲线下方的任一点均表示不饱和溶液。 T1曲线：a、b点都表示饱和溶液，c点表示过饱和溶液。 T2曲线：a、b、c点都表示不饱和溶液。 ②计算Ksp：由a或b点可以计算出T1温度下的Ksp。 ③比较T1和T2大小：因BaSO4沉淀溶解平衡吸热，可知：T1<T2。 【对点训练】 1．如图中三条曲线表示不同温度下水的离子积常数，下列说法不正确的是 A．图中温度：T3>T2>T1 B．图中pH关系：pH(B)=pH(D)=pH(E) C．图中五点Kw间的关系：E>D>A=B=C D．三条曲线均代表纯水的电离情况 【答案】D 【详解】A．水的电离是吸热过程，温度越高水的离子积越大，由图可知、、对应的依次增大，故温度，A正确； B．，B、D、E三点均为，因此，B正确； C．仅与温度有关，温度越高越大，A、B、C所处温度相同，相等，且温度，故五点关系为，C正确； D．纯水中满足，仅曲线上位于虚线上的点代表纯水的电离，曲线上其余点为该温度下的酸、碱或盐溶液，并非纯水，D错误； 故选D。 2．水的电离平衡如图两条曲线所示，曲线中的点都符合常数，下列说法错误的是 A．图中温度 B．图中五点的关系： C．点A、B、C均是纯水的电离情况 D．时，的硫酸溶液中，由水电离的浓度为 【答案】C 【详解】A．水的电离为吸热过程，温度越高越大，对应，对应，故，A正确； B．仅与温度有关，温度越高越大，A、D、E均在的等温曲线上，相等，B在的等温曲线上最大，C点温度介于和之间，介于两者之间，故，B正确； C．A、B、C三点，仅说明溶液呈中性，不一定为纯水，也可以是强酸强碱盐的中性溶液，C错误； D．时，的硫酸溶液中，酸会抑制水的电离，水电离的，D正确； 故答案选C。 易错点08 对数曲线 【错因辨析】 1.正对数[lg c(M+)~lg c(R-)]曲线 提取曲线信息： ①曲线上各点的意义：每条曲线上任一点都表示饱和溶液，曲线上方的任一点均表示过饱和溶液(Q>Ksp)，此时有沉淀析出，曲线下方的任一点均表示不饱和溶液(Q<Ksp)。 ZnS曲线：a点表示饱和溶液，c点表示不饱和溶液[Q(ZnS)<Ksp(ZnS)]。 CuS曲线：b点表示饱和溶液，c点表示过饱和溶液[Q(CuS)>Ksp(CuS)]。 ②计算Ksp：由曲线上面给定数据可以计算CuS、ZnS的Ksp。 ③比较Ksp大小：Ksp(ZnS)>Ksp(CuS)。 2.负对数[-lg c(M+)~-lg c(R-)]曲线 提取曲线信息 (1)MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次减小。 (2)a点可表示MnCO3的饱和溶液，c(Mn2+)等于c(C)。 (3)b点可表示CaCO3的饱和溶液，且c(Ca2+)大于c(C)。 (4)c点可表示MgCO3的不饱和溶液，且c(Mg2+)小于c(C)。 【对点训练】 1．在化学分析中，常温下，以溶液为标准溶液滴定溶液中的，利用与反应生成砖红色沉淀指示滴定终点，沉淀溶解平衡曲线如图，下列说法正确的是 A．c点可表示的过饱和溶液 B．当溶液中恰好沉淀完全(浓度为)时，溶液中为mol/L C．常温下，反应的平衡常数 D． 【答案】D 【详解】A．由图可知，c点时，此时需要溶液才为的饱和溶液，而c点，未达到饱和状态，A错误； B．将数值代入计算得，B错误； C．反应的平衡常数，C错误； D．a点：，代入，得，；b点，代入，得，。，D正确； 故选D。 2．25℃时，三种沉淀溶解平衡体系中相应离子浓度关系如图， X2+表示Cu2+、Mn2+、Zn2+。 下列说法正确的是 A．w点表示ZnS的不饱和溶液、MnS的过饱和溶液 B．MnS饱和溶液中，Mn2+的浓度为1.0×10−15mol·L−1 C．Ksp(MnS)> Ksp(ZnS)> Ksp(CuS) D．向MnS悬浊液中加入Na2S固体，MnS的沉淀溶解平衡逆向移动，Ksp(MnS)变小 【答案】C 【详解】A．由分析可知，w点在ZnS曲线下方、MnS曲线上方，分别表示MnS的不饱和溶液、ZnS的过饱和溶液，A错误； B．由图可知，Ksp(MnS)=10-15，MnS饱和溶液中，因此c(Mn2+)=mol·L-1，B错误； C．由分析可知， Ksp(MnS)>Ksp(ZnS)>Ksp(CuS)，C正确； D．沉淀溶解平衡为，加入Na2S固体时c(S2-)增大，MnS的沉淀溶解平衡逆向移动，但Ksp(MnS) 只与温度有关，温度不变则Ksp(MnS)不变，D错误； 故选C。 易错点09 沉淀滴定曲线 【错因辨析】 1.沉淀滴定曲线的特点 沉淀溶解平衡滴定曲线，一般横坐标为滴加溶液的体积，纵坐标为随溶液体积增加，相应离子浓度的变化。突跃点表示恰好完全反应，曲线上的点都处于沉淀溶解平衡状态。利用突跃点对应的数据可计算对应沉淀的Ksp。 2.沉淀滴定曲线图像突破方法 第一步，识图像。认识图像横坐标、纵坐标表示什么，如表示离子浓度、pM等。 第二步，想原理。涉及的原理主要有溶度积表达式书写、影响沉淀溶解平衡的因素以及溶度积常数的影响因素。如浓度不会改变溶度积，溶度积只与温度有关，多数情况下，温度越高，溶度积越大。 第三步，找联系。将图像与溶度积原理联系起来，分析题目设置的问题，如求离子浓度、判断沉淀溶解平衡状态等。 【对点训练】 1．某温度下，的沉淀溶解平衡曲线如图，已知该温度下。 下列说法错误的是 A．向c点的悬浊液(足量)中加入少量水，保持不变 B．升高悬浊液(足量)温度，c点可移至b点 C．a点为的不饱和溶液，加入适量固体后，a点可移至c点 D．含有和的混合悬浊液中 【答案】B 【分析】由c点数据得。 【详解】A．c点为饱和溶液，温度不变时不变，加少量水后体系仍为饱和溶液，故保持不变，A正确； B．升高温度，溶解度增大，纯悬浊液中，二者浓度均会升高，而b点，且与c点相等，因此c点不可能移至b点，B错误； C．a点的离子积，为的不饱和溶液；加入固体，溶解使增大，当升高至时，恰好达到c点的饱和状态，C正确； D．已知，，混合悬浊液中，D正确； 故选B。 2．常温下，Mg(OH)2和Cu(OH)2的沉淀溶解平衡曲线如图所示，下列说法错误的是 A．Ksp[Mg(OH)2]的数量级为10-11 B．Ksp[Mg(OH)2]>Ksp[CuOH)2] C．向d点的溶液中加入少量NaOH，溶液组成由d点移向c点 D．Cu(OH)2的分散系在a点时， 【答案】C 【详解】A．由题图可知，当pH=9时，，则，数量级为，A正确； B．由b点可知，Ksp只与温度有关，故，B正确； C．向d点的溶液中加入少量NaOH溶液，c(OH-)增大，pH升高，则c(Mg2+)减小，-lg c(Mg2+)增大，溶液组成不可能由d点移向c点，C错误； D．当pH相同时，a点分散系中c(Cu2+)比沉淀溶解平衡时的浓度大，平衡向生成沉淀的方向移动，故沉淀速率较大，D正确； 故选C。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $