第三章 水溶液中的离子反应与平衡（复习课件）化学人教版选择性必修1

该高中化学课件系统梳理了水溶液中的离子反应与平衡单元核心内容，涵盖弱电解质电离平衡、水的电离和溶液pH、盐类水解、沉淀溶解平衡四大平衡，通过对比表格、守恒关系梳理及平衡常数计算等方式，构建起“概念-影响因素-应用”的知识网络，体现知识点间的内在逻辑。 其亮点在于采用“考点梳理-例题精析-变式巩固-综合演练”的分层复习策略，如通过弱电解质电离平衡中强弱电解质对比表格培养科学思维，结合中和滴定实验操作及误差分析提升科学探究与实践能力，帮助学生精准巩固知识，也为教师提供针对性复习教学支持。

人教版选择性必修1 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 单元复习 1 2 1 3 弱电解质的电离平衡 水的电离和溶液的pH 盐类的水解 4 沉淀溶解平衡 考点导览 2 掌握弱电解质电离平衡、水的电离、盐类水解、沉淀溶解平衡四大核心概念及其影响因素对平衡移动的影响 理解离子浓度大小比较的三大守恒关系（电荷/物料/质子守恒） 知道各平衡常数（Ka、Kb、Kw、Kh、Ksp）的含义及影响因素并能进行相关计算 掌握中和滴定原理和氧化还原滴定原理，熟记酸碱中和滴定的主要实验仪器及使用注意事项 了解各平衡在生产生活、化学实验、科学研究中的应用，掌握分析各平衡相关图像的方法 复习目标 单元脉络 弱电解质的电离平衡 01 5 弱电解质的电离平衡 一、电离平衡 1.强电解质与弱电解质   强电解质 弱电解质 电离程度 几乎完全电离 只有部分电离 电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡 溶液中的粒子种类 只有电离出的阴、阳离子， 不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子， 又有电解质分子 化合物类别 强酸：如H2SO4、HCl、HClO4 强碱：如Ba(OH)2、Ca(OH)2 绝大多数盐：如NaCl、BaSO4 弱酸：如H2CO3、CH3COOH 弱碱：如NH3·H2O、Cu(OH)2 水 电离方程式 H2SO4 = 2H＋＋SO42- NaHCO3 = Na＋＋HCO3- HA ⇌ H＋＋A－ BOH ⇌ B＋＋OH－ 相同点 在水溶液中均能电离出自由移动的阴、阳离子 考点梳理 弱电解质的电离平衡 1.CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，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。 2.单质、溶液既不是电解质，也不是非电解质。 3.电解质的强弱与其溶解性无关。某些难溶盐如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，属于强电解质。有少数盐尽管能溶于水，但其在水溶液中只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等。 4.电解质本身不一定能导电，如NaCl晶体；能导电的物质不一定是电解质，如石墨。非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质，如金刚石。 方法技巧 考点梳理 弱电解质的电离平衡 一、电离平衡 电离方程式的书写 1.强电解质与弱电解质 （1）强电解质：完全电离，用“ = ”连接。 （2）弱电解质：部分电离，用“ ⇌ ”连接。 ① 多元弱酸分布电离，且电离程度逐步减弱，以第一步电离为主。 ② 多元弱碱分布电离，但可按一步电离写出。 ③ 两性氢氧化物的电离。 如Al(OH)3的电离方程式为： （3）酸式盐 ① 强酸酸式盐完全电离，一步写出。如 NaHSO4＝Na+＋H+＋SO42-（水溶液） ② 多元弱酸酸式盐中，酸式酸根离子部分电离。 第一步完全电离，第二步弱酸酸根部分电离， 如： NaHCO3 ＝ Na+ ＋ HCO3- ； HCO3- ⇌ H+ + CO32- 考点梳理 弱电解质的电离平衡 一、电离平衡 2.电离平衡状态 概念 在一定条件(如温度、浓度)下，溶液中弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离达到平衡状态。 弱 等 动 定 变 弱电解质才有电离平衡 v(正）= v(逆） 动态平衡 各微粒浓度不变 条件改变 → 平衡移动 勒夏特列原理 特征 考点梳理 弱电解质的电离平衡 一、电离平衡 3.电离平衡的影响因素 因素 对电离平衡的影响 内因 弱电解质本身的性质决定弱电解质电离程度的大小 外因 温度 由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动 升温，促进电离，电离平衡向右移动 浓度 电解质溶液浓度越小，电离程度越大 外加 电解质 同离子效应 加入含弱电解质离子的强电解质， 电离平衡逆向移动，抑制电离，电离程度减小 含有可与弱电解 质反应的离子 反应消耗离子，使电解质电离程度增大， 促进电离，电离平衡向右移动 口诀：越热越电离，越稀越电离，同离子逆移，反应右移 考点梳理 弱电解质的电离平衡 一、电离平衡 3.电离平衡的影响因素 以0.1 mol/L CH3COOH溶液为例 条件改变 平衡移动 电离程度 n(H＋) c(H＋) 导电能力 加水 升温 加醋酸钠(s) 通HCl(g) 加NaOH(s) 正向 正向 逆向 逆向 正向 增大 增大 减小 减小 增大 增大 增大 减小 增大 减小 减小 增大 减小 增大 减小 减弱 增强 增强 增强 增强 (1) 稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如c(OH－)是增大 (2) 电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸 (3) 电离平衡右移，电离程度也不一定增大。如稀醋酸中加入冰醋酸 考点梳理 弱电解质的电离平衡 二、电离平衡常数 1.概念 弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、Kb表示。 2.表达式 类型 物质 平衡常数 弱酸 CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+ 弱碱 NH3·H2O ⇌ NH4+ + OH- 注意：多元弱酸的电离分布进行，各步的电离常数通常分别用Ka1、Ka2、Ka3等来表示。 考点梳理 弱电解质的电离平衡 如：H2CO3是二元弱酸，其电离方程式和电离常数分别为： ①H2CO3 ⇌ H+＋HCO3- ②HCO3- ⇌ H+＋CO32- Ka1≫Ka2，因此计算多元弱酸溶液的c(H+)时，通常只考虑第一步电离 方法技巧 ＝4.5×10-7 c(H+)·c(HCO3-) c(H2CO3) Ka1＝ ＝4.7×10-11 c(H+)·c(CO32-) c(HCO3-) Ka2＝ 考点梳理 弱电解质的电离平衡 二、电离平衡常数 电离常数表征了弱电解质的电离能力。一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。 相同条件下，K值越大表示越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强 3.意义 4.影响因素 首先由物质的性质决定，同一温度下不同弱电解质的电离常数一般不同 电离常数受温度的影响。通常电离过程吸热，对于同一弱电解质，温度越高，电离常数越大；温度越低，电离常数越小 5.电离度 意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。 考点梳理 弱电解质的电离平衡 二、电离平衡常数 6.电离平衡常数的计算（以弱酸HX为例） （1）已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数 弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX) 考点梳理 弱电解质的电离平衡 二、电离平衡常数 6.电离平衡常数的计算（以弱酸HX为例） （2）已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H+) 弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX) 考点梳理 弱电解质的电离平衡 三、电离平衡常数的应用 1.判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，同一条件下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强 名称 化学式 电离常数(K) 名称 化学式 电离常数(K) 醋酸 CH3COOH Ka=1.75×10-5 亚硝酸 HNO2 Ka=5.60×10-4 氢氰酸 HCN Ka=6.20×10-10 氢氟酸 HF Ka=6.30×10-4 次氯酸 HClO Ka=4.00×10-8  甲酸 HCOOH Ka=1.80×10-4 2.判断某些复分解反应能否发生，一般符合“较强酸制较弱酸”规律 2CH3COOH+Na2CO3 = 2CH3COONa + CO2↑+ H2O Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3) H2CO3 3.判断溶液中某些离子浓度的变化、酸式酸根离子的电离程度的相对大小 4.计算弱酸、弱碱溶液中的c(H+)、c(OH⁻) 考点梳理 弱电解质的电离平衡 四、一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较 1.相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 比较项目/酸 c(H＋) pH 中和碱的能力 与活泼金属 产生H2的量 开始与金属 反应的速率 一元强酸 一元弱酸 大 小 小 大 相同 相同 大 小 2.相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 比较项目/酸 c(H＋) c(酸) 中和碱的能力 与活泼金属 产生H2的量 开始与金属 反应的速率 一元强酸 一元弱酸 小 大 相同 相同 小 大 少 多 考点梳理 弱电解质的电离平衡 3.稀释问题——强弱稀释pH变化图像 （1）酸溶液的稀释问题 强酸：体积增大10n倍，pH增大n个单位，pH＝y＋n 弱酸：体积增大10n倍，pH增大不足n个单位，pH＜y＋n 无论怎样稀释，酸溶液的pH不可能大于7 （2）碱溶液稀释问题 强碱：体积增大10n倍，pH减小n个单位，pH＝x－n； 弱碱：体积增大10n倍，pH减小不足n个单位，pH＞x－n 无论怎样稀释，碱溶液的pH不可能小于7 NaOH 氨水 醋酸 盐酸 【若加水稀释相同倍数】pH大小；氨水＞NaOH溶液，盐酸＞醋酸 【若稀释后的pH仍然相等】加水量的多少：氨水＞NaOH溶液，醋酸＞盐酸 四、一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较 考点梳理 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 ②常温下， 0.1 mol∙L-1CH3COOH溶液的pH=2.87 ③等pH等体积的硫酸、醋酸溶液分别和足量锌反应，醋酸放出的氢气较多 ④20mL0.2mol·L-1醋酸溶液恰好与20mL 0.2mol·L-1 NaOH溶液完全反应 ⑤pH=1的CH3COOH溶液稀释至1000倍，pH<4 A．①②④⑤ B．②③⑤ C．①②③④⑤ D．①②⑤ 典例 1 B 例题精析 判断酸性强弱的方法 1.根据定义判断 (1)强酸在水溶液中全部电离，弱酸在水溶液中部分电离。 (2)相同温度下,相同浓度的强酸溶液的导电能力比弱酸溶液的导电能力强。 (3)pH相同的强酸和弱酸，弱酸的物质的量浓度远远大于强酸的物质的量浓度。 2.根据稀释过程中c(H+)变化判断 (1)相同pH、相同体积的强酸和弱酸，当加水稀释至原体积的相同倍数时，pH变化大的为强酸，pH变化小的为弱酸。 (2)稀释浓的弱酸溶液，一般是c(H+)先增大后减小；稀释浓的强酸溶液，c(H+)一直减小。 解题思维 例题精析 判断酸性强弱的方法 3.根据中和反应的差别判断 (1)中和相同体积、相同pH的强酸和弱酸，弱酸的耗碱量多于强酸。 (2)常温下pH=a的某酸与相同体积pH=14-a的强碱发生中和反应后，若溶液呈中性，该酸为强酸；若溶液呈酸性，则该酸为弱酸。 4.根据与其他物质发生化学反应的速率、生成气体的量等判断 (1)pH相同、体积相同的强酸和弱酸分别与足量活泼金属反应时，起始速率相同；反应过程中，弱酸反应较快，最终产生的氢气量多。 (2)同浓度、同体积的强酸和弱酸分别与足量较活泼的金属反应，强酸生成氢气的速率较大；弱酸产生氢气的速率较小。 5.根据酸根离子是否水解判断 强酸强碱盐不水解，溶液呈中性；弱酸强碱盐水解，溶液显碱性，且水解程度越大的对应的酸越弱。 解题思维 例题精析 硼酸，化学式H3BO3，为白色结晶性粉末，大量用于玻璃工业，也可用作防腐、消毒剂。硼酸在水中存在 的平衡。下列关于硼酸说法正确的是 A．H3BO3是一元弱酸 B．升高温度，该平衡逆向移动 C．滴加少量浓盐酸，该平衡正向移动 D．H3BO3和足量的NaOH溶液反应 典例 2 A 例题精析 c(H＋)相等的盐酸(甲)和醋酸(乙)，分别与锌反应，若最后锌已全部溶解且放出气体一样多，则下列说法正确的是(　　) A．反应开始时的速率：甲>乙 B．反应结束时的c(H＋)：甲＝乙 C．反应开始时的酸的物质的量浓度：甲＝乙 D．反应所需时间：甲>乙 变式 1 D 变式巩固 已知25 ℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下： HCOOH：Ka＝1.77×10－4，HCN：Ka＝4.9×10－10，H2CO3：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则以下反应不能自发进行的是(　 　) A．HCOOH＋NaCN = HCOONa＋HCN B．NaHCO3＋NaCN = Na2CO3＋HCN C．NaCN＋H2O＋CO2 = HCN＋NaHCO3 D．2HCOOH＋CO32- = 2HCOO－＋H2O＋CO2↑ 变式 2 C 变式巩固 水的电离和溶液的pH 02 26 水的电离和溶液的pH 一、水的电离 1.电离方程式 2H2O ⇌ H3O+ + OH- 简写：H2O ⇌ H+ + OH- 2.特点 弱 逆 等 吸 微弱电离：25℃时，在纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol・L-1 可逆过程 电离出的H+和OH-的浓度相等 吸热过程 3.水的离子积常数Kw (1) 表达式：KW＝c(H＋)·c(OH－) (2) 常温下：KW＝1×10－14 ，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol/L(pH＝7) (3) 影响因素：只与温度有关，升高温度，KW增大 (4) 适用范围：KW不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液 (5) 意义：KW揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，KW不变 考点梳理 水的电离和溶液的pH 水的离子积常数注意事项 改变c(H+)或c(OH-)，只能改变水的电离程度，不能改变KW；改变温度，KW和水的电离程度都改变 KW可由实验测得,也可通过理论计算求得 不同溶液中，c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中水电离出的c(H+)与c(OH-)总是相等的 对于稀电解质溶液，KW表达式中的c(H+)、c(OH-)均指整个稀溶液中H+、OH-的总物质的量浓度，而不是指由水电离出的H+、OH-的物质的量浓度 方法技巧 考点梳理 水的电离和溶液的pH 一、水的电离 4.水的电离平衡移动的影响因素 改变条件 移动方向 c(H＋)变化 c(OH－)变化 KW变化 c(H＋)与c(OH－) 酸/碱性 升高温度 正向 增大 增大 增大 c(H＋)＝c(OH－) 中性 降低温度 逆向 减小 减小 减小 c(H＋)＝c(OH－) 中性 加入酸 逆向 增大 减小 不变 c(H＋)＞c(OH－) 酸性 加入碱 逆向 减小 增大 不变 c(H＋)＜c(OH－) 碱性 加入活泼金属 正向 减小 增大 不变 c(H＋) ＜c(OH－) 碱性 加入NaHSO4 逆向 增大 减小 不变 c(H＋) ＞c(OH－) 酸性 加入NaCl 不变 不变 不变 不变 c(H＋) ＝c(OH－) 中性 加入NaHCO3 正向 减小 增大 不变 c(H＋) ＜c(OH－) 碱性 加入NH4Cl 正向 增大 减小 不变 c(H＋) ＞c(OH－) 酸性 考点梳理 水的电离和溶液的pH 二、溶液的酸碱性与pH计算 1.溶液的酸碱性 取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小 溶液 c(H＋)、c(OH－)大小比较 常温/25 ℃ 数值 pH 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol/L 等于7 酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) c(H＋)＞1×10－7 mol/L 小于7 碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－) c(H＋)＜1×10－7 mol/L 大于7 注意：任何情况下，均可根据溶液中c(H+)、c(OH-)的相对大小来判断溶液的酸碱性；只有在常温时才能利用c(H+)与1×10-7 mol·L-1的相对大小来判断溶液的酸碱性。 考点梳理 水的电离和溶液的pH 二、溶液的酸碱性与pH计算 2. 溶液的pH (1)定义式：pH＝－lg c(H＋) (2)测定方法：酸碱指示剂、pH试纸、pH计 酸碱指示剂 测定 指示剂 变色的pH范围 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浅红色 >10.0红色 pH试纸测定 测定方法 取小块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 试纸类型 广泛pH试纸（1） 精密pH试纸 (0.2-0.3) 专用pH试纸 pH计测量 也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH（0-14） 能够直接测量溶液的pH，读数可以精确到小数点后两位 ① pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则稀释待测液 ② 广泛pH试纸只能测出整数值1-14，不会出现小数 ③ pH试纸不能测定氯水的pH，因为氯水有漂白性 考点梳理 水的电离和溶液的pH 二、溶液的酸碱性与pH计算 2. 溶液的pH (3)pH的应用 ① 医疗保健：血液的pH是诊断疾病的一个重要参数，当体内的酸碱平衡失调时，利用药物控制pH是辅助治疗的重要手段之一 ② 日常生活：洗发时使用的护发素具有调节头发的pH使之达到适宜酸碱度的功能 ③ 环保领域：酸性或碱性废水的处理常常利用中和反应，在中和过程中可用pH自动测定仪进行检测和控制 ④ 科学实验和工业生产：溶液pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个重要因素 考点梳理 水的电离和溶液的pH 二、溶液的酸碱性与pH计算 3.溶液的pH的计算 (1)单一溶液pH的计算 ①强酸[HxA]：设溶液浓度为c mol/L c(H＋)＝xc mol/L pH＝－lgc(H＋)＝－lgxc c(H＋)＝ mol/L pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgyc ②强碱[B(OH)y]，设溶液浓度为c mol/L (2)同溶液混合后溶液pH的计算（忽略稀溶液体积变化） ①两强酸混合后溶液pH的计算 先求混合后的c(H＋)混 再根据pH＝－lgc(H＋)混求pH 考点梳理 水的电离和溶液的pH 二、溶液的酸碱性与pH计算 3.溶液的pH的计算 ②两强碱混合后pH的计算 求出混合后的c(OH－)混， 再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH (3)强酸与强碱混合后pH的计算（忽略稀溶液体积变化） 强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况： ① 若恰好中和，pH＝7 ② 若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH ③ 若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH 考点梳理 水的电离和溶液的pH 三、酸碱中和滴定 1. 实验原理 2. 实验仪器 利用中和反应，用已知浓度的酸/碱来测定未知浓度的碱/酸 在中和反应中，酸提供的H+与碱提供的OH-的物质的量相等，即mc酸·V酸=nc碱 酸式滴定管(A)、碱式滴定管(B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶 (1)滴定管的选择（精确度0.01mL） 试剂性质 滴定管 原因 酸性、氧化性 酸式滴定管 酸性和氧化性物质 易腐蚀橡胶 碱性 碱式滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃， 致使玻璃活塞无法打开 考点梳理 水的电离和溶液的pH 三、酸碱中和滴定 3.指示剂的选择 (2)滴定管的使用 查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录 (3)锥形瓶的使用 洗涤→注液→记体积→加指示剂 产物类型 选用的指示剂 滴定种类 滴定终点颜色变化 指示剂用量 强酸强碱盐 甲基橙 强酸滴定强碱 黄色→橙色 2~3滴 酚酞 红色→无色 强酸弱碱盐 甲基橙 强酸滴定弱碱 黄色→橙色 强碱弱酸盐 酚酞 强碱滴定弱酸 无色→粉红色 考点梳理 水的电离和溶液的pH 三、酸碱中和滴定 4.滴定操作 注意：   ①滴速:先快后慢，当接近滴定终点时，改为滴加半滴标准溶液(利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液)。 ②终点的判断:滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不变色，视为滴定终点。 考点梳理 水的电离和溶液的pH 三、酸碱中和滴定 5.滴定曲线的分析与应用 以0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸为例 恰好中和=酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性 突跃点变化范围不同:强碱与强酸(强酸与强碱)反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸(强酸与弱碱)反应的突跃点变化范围 1滴约0.04 mL 考点梳理 水的电离和溶液的pH 强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较 方法技巧 氢氧化钠溶液滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠溶液、氨水     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(强酸与强碱)反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸(强酸与弱碱)反应的突跃点变化范围 考点梳理 水的电离和溶液的pH 三、酸碱中和滴定 6.误差分析 (1)数据处理 为减少实验误差，重复实验2~3次，取消耗标准液体积的平均值，计算出待测液的物质的量浓度。 (2)分析依据 c待测＝ V待测 c标准·V标准 c待测·V待测＝c标准·V标准 c标准、V待测均为定值 误差均体现在V标准的大小上 V标偏大→c待偏大 V标偏小→c待偏小 (3)以标准强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液(酚酞作指示剂)为例分析误差 步骤 操作 V(标准) c(待测) 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 考点梳理 水的电离和溶液的pH 三、酸碱中和滴定 6.误差分析 步骤 操作 V(标准) c(待测) 洗涤 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时尖嘴处有气泡，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，停止滴定后仅加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高 读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 偏低 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 偏高 考点梳理 水的电离和溶液的pH 氧化还原滴定注意事项 (1)氧化还原滴定时，常见的用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7、I2等。 (2)指示剂的选择 用KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液或Fe2+溶液时，不需另加指示剂。用Na2S2O3溶液滴定含I2的溶液时，以淀粉溶液为指示剂。 (3)计算依据 依据化学方程式、离子方程式或关系式列比例式，或运用原子守恒、电荷守恒、得失电子守恒等列式进行计算。 方法技巧 考点梳理 某温度下，向c(H+)=1×10-6 mol/L的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液中c(H+)=1×10-3 mol/L。下列对该溶液的叙述不正确的是（ ） A．该温度高于25℃ B．由水电离出来的H+的浓度为1×10-11 mol/L C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离 D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH-)增大 典例 1 B 例题精析 水的电离平衡移动的影响因素： 1.抑制水的电离：① 外加酸或碱； ② 加入强酸的酸式盐(如NaHSO4)； ③ 通入酸性/碱性气体；④ 降温 2.促进水的电离：① 升温；② 加入活泼金属(如Na、K等)； ③ 加入强酸弱碱盐或强碱弱酸盐 解题思维 例题精析 室温时，取未知浓度的盐酸10.00mL，用0.1000mol/L NaOH溶液滴定，滴定实验如图。下列说法不正确的是（ ） A．图中操作有错误 B．滴定管装液前需要润洗 C．可用酚酞做指示剂 D．滴定时若锥形瓶中有液体溅出，测定结果偏高 典例 2 D 例题精析 关于常温下，有关下列4种溶液的叙述正确的是 A．①中加入少量的氯化铵固体，溶液的pH减小 B．分别取10mL上述溶液稀释至1000mL，四种溶液的pH：②＞①＞④＞③ C．②、③两种溶液等体积混合，所得溶液呈碱性 D．用④滴定①可选择酚酞试液作指示剂 变式 1 A 编号 ① ② ③ ④ 溶液 氨水 氢氧化钠溶液 醋酸溶液 盐酸 pH 11 11 3 3 变式巩固 H2S2O3是一种弱酸，实验室中欲用0.01 mol·L-1的Na2S2O3溶液(碱性)滴定I2溶液，发生的化学反应为I2+2Na2S2O3===2NaI+Na2S4O6。下列说法合理的是 A.该滴定可用甲基橙作指示剂 B.Na2S2O3是该反应的还原剂 C.该滴定可选用如图所示装置 D.该反应中每消耗2 mol Na2S2O3，电子转移数为4 mol 变式 2 B 变式巩固 盐类的水解 03 48 盐类的水解 一、盐类的水解 1. 水解的基本概念 （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）条件：盐溶液中有弱酸阴离子或弱碱阳离子 （3）实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡 弱酸的阴离子→结合H+ 弱碱的阳离子→结合OH- 水溶液中盐电离→ →破坏了水的电离平衡 →水的电离程度增大→可能导致溶液中c(H+)≠c(OH-)→溶液可能呈碱性或酸性性 （4）特点：可逆反应、吸热反应(酸碱中和反应的逆反应)、水解反应的程度很微弱 考点梳理 盐类的水解 一、盐类的水解 2. 水解的规律 盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液酸碱性 溶液的pH (25 ℃) 强酸强碱盐 NaCl、Na2SO4 否  无 ______ ______ 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 NH4+、Cu2＋ ______ ______ 弱酸强碱盐 CH3COONa、Na2CO3 是 CH3COO－、CO32- ______ ______ 弱酸弱碱盐 CH3COONH4 是 CH3COO－、NH4+ 中性 pH＝7 中性 酸性 碱性 pH＝7 pH<7 pH>7 强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性 如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SO42- 速记口诀：有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性 考点梳理 盐类的水解 一、盐类的水解 3.水解方程式的书写 由于酸碱中和反应程度很大，所以盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式时，一般用“⇌”连接，产物不标“↑”或“↓”，生成易分解的产物如NH3·H2O、H2CO3不写分解产物的形式 类型 水解程度 举例 溶液的酸碱性 一元弱酸阴离子 一步水解(微弱) CH3COO－＋H2O ⇌ CH3COOH＋OH－ 碱性 一元弱碱阳离子 NH4+＋H2O ⇌ NH3·H2O＋H＋ 酸性 多元弱酸阴离子 分步水解(微弱) CO32-＋H2O ⇌ HCO3－＋OH－ HCO3－＋H2O ⇌ H2CO3＋OH－ 碱性 多元弱碱阳离子 分步水解， 一步书写(微弱) Fe3＋＋3H2O ⇌ Fe(OH)3＋3H＋ Al3＋＋3H2O ⇌ Al(OH)3＋3H＋ 酸性 考点梳理 盐类的水解 弱酸弱碱盐的弱酸根和弱碱根都水解，即发生双水解。 部分双水解：能相互促进水解的离子组，但水解并不完全，书写时用“⇌” 完全双水解：能彻底水解的离子组，由于水解趋于完全，书写时要用“=”并且要标“↑”和“↓” 方法技巧 如：CH3COO– + NH4+ + H2O ⇌ CH3COOH + NH3·H2O 2Al3+ +3CO32- +3H2O＝2Al(OH)3↓+3CO2↑ 常见“完全双水解”的弱离子组合——Al3+ 与 CO32-、HCO3-、S2-、HS-、[Al(OH)4]-等；Fe3+与 CO32-、HCO3-等 考点梳理 盐类的水解 一、盐类的水解 4.溶液中的三大守恒 （1）电荷守恒 电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数 如：Na2CO3与NaHCO3混合溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3-)＋c(OH－)＋2c(CO32-) 电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO32-)的计量数2代表一个CO32-带2个单位负电荷，不可漏掉 （2）物料守恒（元素质量守恒） 在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即元素质量守恒。 如0.1 mol/L Na2CO3溶液中：CO32－能水解 第1步：列出原子比例关系(关键元素成比例，非氢非氧元素) 第2步：替换成溶液中存在的形态 Na C 2 1 = c(Na+)=2c(CO32-) +2c(HCO3-)+2c(H2CO3) 考点梳理 盐类的水解 一、盐类的水解 4.溶液中的三大守恒 （3）质子守恒 电解质在水溶液中发生电离、水解时，存在H+的转移，在转移时，失去H+的物质的量与得到H+的物质的量是相等的 如Na2S溶液中：质子守恒关系：c(OH-) = c(H+) +2c(H2S)+c(HS-) S2- H2O +2H+ H2S +H+ HS- +H+ H3O+ -H+ HO- 得H 失H c(OH-) = c(H+) +2c(H2S)+c(HS-) 如果我们把电荷和物料守恒进行相加减，可质子守恒 考点梳理 盐类的水解 二、盐类水解的影响因素 1.内因——盐本身的性质（越弱越水解） 形成盐的酸或碱越弱，其对应的离子水解能力就越大，溶液的碱性或酸性就越强 2.外因（越热越水解、越稀越水解） 因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度 条件 变化 温度 升高 右移 增大 增大 浓度 增大 右移 减小 增大 减小(即稀释) 右移 增大 减小 外加酸或碱 酸 促进弱酸阴离子水解，弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小，促进弱碱阳离子水解 外加其他 能水解的盐 水解结果相同 抑制，水解程度减小 水解结果相反 促进，水解程度增大(甚至彻底水解) 考点梳理 盐类的水解 三、水解平衡常数（Kh） 1.表达式 若MA为强碱弱酸盐： 如：醋酸钠溶液（CH3COO－＋H2O⇌ CH3COOH＋OH－） 2.意义及影响因素 (1)Kh表示水解反应趋势的大小，Kh越大，表示盐的水解程度越大 (2)水解平衡常数只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大 3.Kh与Ka、Kb的关系 Kw Ka Kh＝ 强碱 弱酸盐 Kw Kb Kh＝ 强酸 弱碱盐 Kw Ka2 Kh1＝ Na2CO3 考点梳理 盐类的水解 四、盐类水解的应用 应用 举例 加热促进水解 热的纯碱溶液去污力强 分析盐溶液的酸碱性， 并比较酸碱性的强弱 等物质的量浓度的Na2CO3、NaHCO3 溶液均显碱性， 且碱性：Na2CO3>NaHCO3 判断溶液中离子能否大量共存 Al3＋和HCO3-因发生相互促进的水解反应而不能大量共存 配制或贮存易水解的盐溶液 配制FeCl3溶液，要向FeCl3溶液中加入适量盐酸 胶体的制备，作净水剂 明矾溶于水生成胶状物氢氧化铝，能吸附水中悬浮的杂质，并形成沉淀使水澄清 化肥的使用 铵态氮肥不宜与草木灰混合使用 1.常考应用 考点梳理 盐类的水解 四、盐类水解的应用 应用 举例 泡沫灭火器的反应原理 Al3＋＋3HCO3- = Al(OH)3↓＋3CO2↑（双水解） 某些盐的分离除杂 为除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgO或MgCO3或Mg(OH)2，过滤后再加入适量的盐酸 盐溶液除锈 NH4Cl溶液除去金属表面的氧化物(NH水解溶液显酸性) 判断盐溶液的酸碱性 谁强显谁性，同强显中性 1.常考应用 考点梳理 盐类的水解 2.判断盐溶液蒸干时所得产物 四、盐类水解的应用 常见类型 溶液蒸干所得物质 金属阳离子易水解的挥发性强酸盐 蒸干时得氢氧化物和氧化物的混合物，灼烧时得氧化物， 如AlCl3溶液蒸干时得到Al(OH)3和Al2O3的混合物 金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐 蒸干得原溶质，如Al2(SO4)3溶液蒸干仍得Al2(SO4)3固体 酸根阴离子易水解 的强碱盐 蒸干得原溶质，如Na2CO3溶液蒸干得Na2CO3固体 阴、阳离子均易水解， 且水解产物均易挥发的盐 蒸干后得不到任何物质， 如(NH4)2S、(NH4)2CO3等蒸干后得不到任何物质 不稳定的化合物的水溶液 加热时在溶液中就能分解，得不到原物质， 如：Ca(HCO3)2溶液蒸干后得CaCO3 易被氧化的盐 蒸干后得不到原物质，蒸干后得其氧化产物， 如：FeSO4溶液蒸干后得Fe2(SO4)3 考点梳理 盐类的水解 3.溶液中微粒浓度大小的比较 四、盐类水解的应用 核心思路：理清物质在水中所发生的行为， 强电解质的完全电离、弱电解质的微弱电离、水的极微弱电离、弱离子的水解 （1）一元弱酸/弱碱溶液中离子浓度（例： CH3COOH） C(溶质分子) >> C(显性离子) > C(电离产物) >> C(隐性离子) （2）一元弱酸盐/一元弱碱盐溶液中离子浓度（例：CH3COONa） C(不水解的离子) > C(水解的离子) > C(显性离子) > C(水解产物)> C(隐性离子） （3）多元弱酸正盐溶液中离子浓度（例： Na2CO3 ） C(不水解的离子) > C(水解的离子) > C(显性离子) > C(一级水解产物) > C(二级水解产物)/ C(显性离子) （4）多元弱酸酸式盐溶液中离子浓度（例： NaHCO3 ） C(既不水解也不电离的离子) > C(既水解又电离的离子) > C(显性离子) > C(主反应产物)>C (隐性离子) >C(次反应产物) 考点梳理 25℃时，下列说法正确的是（ ） A．NaHA溶液呈酸性，可以推测H2A为强酸 B．可溶性正盐BA溶液呈中性，该盐一定为强酸强碱盐 C．将浓度为0.10mol/L的醋酸溶液稀释，电离平衡正向移动，c(H+)减小 D．pH=10.0的Na2CO3溶液中水电离出H+的物质的量为1.0 ×10-4 mol 典例 1 C 例题精析 配制FeCl3溶液时，将FeCl3固体溶解在较浓的盐酸中，再加水稀释。下列说法正确的是( ) A．FeCl3溶液显黄色， 没有 Fe(OH)3存在 B．稀释过程中 FeCl3水解程度增大，c(H⁺)增大 C．FeCl3溶液中存在 D．较浓氢氧化钠可有效抑制Fe³⁺水解 典例 2 C 例题精析 关于在0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液中，下列关系正确的是( ) A．c平(Na+)=2c平(CO32-) B．c平(OH-)=c平(H+)+c平(HCO3-)+c平(H2CO3) C．c平(HCO3-)>c平(H2CO3) D．c平(Na+)+c平(H+)=c平(CO32-)+c平(HCO3-)+c平(OH-) 变式 1 C 变式巩固 在蒸发皿中加热蒸干并灼烧下列物质的溶液,可以得到该固体物质的是(　　) A.MgCl2 B.Al2(SO4)3 C.Ca(HCO3)2 D.(NH4)2CO3 变式 2 B MgCl2溶液中存在水解平衡：MgCl2+2H2O ⇌ Mg(OH)2+2HCl，加热时因HCl挥发，使平衡右移，水解程度逐渐增大，生成Mg(OH)2沉淀，经灼烧后得到MgO； Ca(HCO3)2受热分解可得到CaCO3； 加热(NH4)2CO3溶液促进NH4+和CO32-水解，最后以NH3和CO2的形式挥发掉 解题思维 变式巩固 沉淀溶解平衡 04 65 沉淀溶解平衡 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 1.溶解平衡状态 在一定温度下，固体溶质在水中形成饱和溶液时，溶质溶解的速率=溶质结晶的速率 2．溶解平衡的建立 ① v(溶解) > v(沉淀)，固体溶解 ② v(溶解) ＝ v(沉淀)，溶解平衡 ③ v(溶解) < v(沉淀)，析出晶体 固体 溶液中溶质 溶解 沉淀 注意：① 沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡也同样遵循勒夏特列原理 ② 沉淀溶解达到平衡时，再加入该难溶物对平衡无影响 考点梳理 沉淀溶解平衡 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 3.影响因素 绝对不溶的物质是没有的；同是微溶物质，溶解度差别也很大；易溶溶质只要是饱和溶液也存在沉淀溶解平衡 (1)内因 —— 溶质本身的性质 (2)外因 ① 温度升高，多数沉淀溶解平衡向溶解的方向移动 ② 加水稀释，浓度减小，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动 ③ 加入与难溶电解质构成粒子相同的物质，沉淀溶解平衡向生成沉淀的方向移动 ④ 加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动 4.生成难溶电解质的离子反应的限度 25 ℃时，溶解性与溶解度的关系 通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5mol·L－1时，生成沉淀的反应进行完全 考点梳理 沉淀溶解平衡 二、溶度积常数 概念 难溶电解质的沉淀溶解平衡常数称为溶度积常数，简称溶度积，符号为Ksp 意义 Ksp的大小反映难溶电解质在水中的溶解能力。 在相同温度下，Ksp越大，溶解度越大。 表达式 AmBn(s)⇌ mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－) 影响因素 内因（物质本身的性质）+外因（仅与温度有关） 应用 定量判断给定条件下有无沉淀生成 Q：离子积对于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 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 考点梳理 沉淀溶解平衡 三、沉淀溶解平衡的应用 1.沉淀的生成 ①调节pH法：通过调节溶液的酸碱性，可以使某些金属阳离子转化为氢氧化物沉淀 如除去CuCl2溶液中的杂质FeCl3，可以向溶液中加入CuO，调节溶液的pH，使Fe3＋形成Fe(OH)3沉淀而除去（CuO＋2H＋ = Cu2＋＋H2O Fe3＋＋3H2O = Fe(OH)3↓＋3H＋ ） ②加沉淀剂法：加入适当沉淀剂，使某些金属阳离子转化为沉淀 如用H2S沉淀Hg2＋的离子方程式：Hg2＋＋H2S = HgS↓＋2H＋ ③ 同离子效应法：增大沉淀溶解平衡中某种离子的浓度，使平衡向生成沉淀的方向移动 ④ 氧化还原法：改变离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来。 （1）沉淀的生成条件：Q＞Ksp （2）沉淀的生成方法 考点梳理 沉淀溶解平衡 沉淀剂的选择 ① 原则：能除去溶液中指定的离子，但不影响其他离子的存在，并且不引入杂质离子或引入的杂质离子容易除去。 ② 溶液中沉淀物的溶解度越小，离子沉淀越完全。 ③ 注意沉淀剂的电离程度，如使Mg2+沉淀为Mg(OH)2时，NaOH作沉淀剂比用氨水的效果好。 方法技巧 考点梳理 沉淀溶解平衡 三、沉淀溶解平衡的应用 2.沉淀的溶解 ①酸（碱）溶解法：加入酸（碱），与沉淀溶解平衡体系中的相应离子反应，使平衡向沉淀溶解的方向移动。 如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为：CaCO3＋2H＋ = Ca2＋＋H2O＋CO2↑ 如Al2O3溶于NaOH溶液，离子方程式为：Al2O3＋2OH－ = 2AlO＋H2O ②盐溶液溶解法：加入盐溶液，与沉淀溶解平衡体系中的某种离子生成弱电解质，从而使平衡向沉淀溶解的方向移动。 如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为：Mg(OH)2＋2NH = Mg2＋＋2NH3·H2O （1）沉淀溶解的原理 当沉淀溶解平衡的离子发生反应浓度降低，平衡向溶解的方向移动，结果就是沉淀溶解 （2）沉淀溶解的方法 考点梳理 沉淀溶解平衡 三、沉淀溶解平衡的应用 2.沉淀的溶解 ③生成配合物法：加入某试剂，与沉淀溶解平衡体系中的某种离子形成稳定配合物，从而使平衡向沉淀溶解的方向移动。 如：在有固态AgCl存在的饱和溶液中，加入NH3 ·H2O溶液AgCl溶解，离子方程式为：AgCl + 2NH3·H2O = [Ag(NH3)2]+ + Cl- + 2H2O ④氧化还原溶解法：加入氧化剂或还原剂，与沉淀溶解平衡体系中的某种离子发生氧化还原反应，从而使平衡向沉淀溶解的方向移动。 如不溶于盐酸的Ag2S、CuS、HgS等硫化物，一定条件下可溶于硝酸中，离子方程式为：3Ag2S＋8H＋ ＋ 2NO3- = 6Ag＋＋3S＋2NO↑＋4H2O 考点梳理 沉淀溶解平衡 三、沉淀溶解平衡的应用 3.沉淀的转化 ①锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为CaSO4＋CO32-⇌CaCO3＋SO42- ②矿物转化：CuSO4溶液遇PbS转化为 CuS，离子方程式为Cu2＋＋PbS ⇌ CuS＋Pb2＋ (1)实质 沉淀溶解平衡的移动 (2)规律 (3)实例 ①一般说来，溶解度小的沉淀容易转化成溶解度更小的沉淀。沉淀的溶解度差别越大，越容易转化。 ②当一种试剂能沉淀溶液中的几种离子时，生成沉淀时所需试剂离子浓度越小越先沉淀。 ③如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能实现分步沉淀，从而达到提纯、分离的目的。 考点梳理 沉淀溶解平衡 四、沉淀溶解平衡图像分析 1.分析方法 第1步：明确图像中纵、横坐标的含义。纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。 第2步：理解图像中线上的点、线外点的含义。 (1)以氯化银为例，在其沉淀溶解平衡图像中，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Q=Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度都只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。 (2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Q>Ksp (3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Q<Ksp 考点梳理 沉淀溶解平衡 四、沉淀溶解平衡图像分析 1.分析方法 第三步：抓住Ksp的特点，结合选项分析判断。 (1)溶液在蒸发时，溶质离子浓度的变化有两种情况: ①原溶液不饱和时，离子浓度都增大 ②原溶液饱和时，离子浓度都不变。 (2)对于同一难溶电解质，溶度积常数只与温度有关，与溶液中溶质的离子浓度无关 (3)实现曲线上的点之间的转化需保持温度不变，改变相关微粒的浓度。 考点梳理 沉淀溶解平衡 四、沉淀溶解平衡图像分析 2.典型图像 (1)沉淀溶解平衡曲线分析[以BaSO4(s) ⇌Ba2+(aq)+SO42-(aq)为例] 分析图像可知: ①a→c:增大c(SO42-) ②b→c:加入1×10-5mol·L-1Na2SO4溶液(加水不可以) ③d→c:加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化) ④c→a:增大c(Ba2+) ⑤曲线上方的点表示过饱和溶液；曲线下方的点表示不饱和溶液 考点梳理 沉淀溶解平衡 四、沉淀溶解平衡图像分析 2.典型图像 (2)沉淀溶解平衡的对数图像(以MnCO3、CaCO3、MgCO3为例) 已知:pM=-lg c(M)(M:Mg2+、Ca2+、Mn2+),p(CO32-)=-lg c(CO32-)。由对数图像分析，可得以下信息: ①横坐标数值越大，c(CO32-)越小 ②纵坐标数值越大，c(M)越小 ③线上方的点为不饱和溶液 ④线上的点为饱和溶液 ⑤线下方的点表示过饱和溶液(有沉淀生成) 考点梳理 下列有关AgCl的沉淀溶解平衡说法正确的是(　　) A．AgCl沉淀生成和沉淀溶解达平衡后不再进行 B．AgCl难溶于水，溶液中没有Ag＋和Cl－ C．升高温度，AgCl沉淀的溶解度增大 D．向AgCl沉淀溶解平衡体系中加入NaCl固体，AgCl沉淀的溶解度不变 典例 1 C 例题精析 难溶盐 可溶于盐酸，常温下，用HCl气体调节： 浊液的pH，测得体系中-lgc(F-)或-lgc(Mg2+)随 的变化如图所示。下列说法正确的是( ) A．曲线N代表-lgc(F-)随 的变化趋势 B．Y点溶液中存在 c(HF)=c(Mg2+) C．氢氟酸的Ka=10-4.4 D．难溶盐 的溶度积Ksp=10-11.6 典例 2 B 例题精析 已知：Ksp(ZnS)＞Ksp(CuS)，在有白色固体ZnS存在的饱和溶液中滴加适量CuSO4溶液，产生的实验现象是(　　) A．固体逐渐溶解，最后消失 B．固体由白色变为黑色 C．固体颜色变化但质量不变 D．固体逐渐增多，但颜色不变 变式 1 B 变式巩固 下列说法正确的是(　 　) A．含有AgCl和AgI固体的悬浊液中c(Ag＋)>c(Cl－)＝c(I－) B．25 ℃时，Cu(OH)2在水中的溶解度大于在Cu(NO3)2溶液中的溶解度 C．在含有BaSO4沉淀的溶液中加入Na2SO4固体，c(Ba2＋)增大 D．25 ℃时，AgCl在同浓度的CaCl2和NaCl溶液中的溶解度相同 变式 2 B 变式巩固 综合演练 82 1. NA表示阿伏加德罗常数的值，下列说法正确的是( ) A．0.1L0.5mol/LCH3COOH溶液中含有的氢离子数为0.05NA B．25℃时，向1L0.5mol/L的CH3COONa溶液中加入CH3COOH溶液至混合溶液呈中性，则混合溶液中CH3COO-的数目为0.5NA C．1L0.1mol·L-1的NaHCO3溶液中HCO3-和CO32-离子数之和为0.1NA D．密闭容器中2molNO与1molO2充分反应，产物的分子数为2NA B 综合演练 2. 生活中处处有化学，下列有关说法不正确的是( ) A．明矾水解时产生具有吸附性的胶体粒子，可杀菌消毒 B．焊接时用NH4Cl溶液除锈与盐类水解有关 C．草木灰与铵态氮肥不能混合施用与盐类水解有关 D．生活中用电解食盐水的方法制取消毒液，与氧化还原有关 A 综合演练 3. 下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是(　　) A．相同浓度的两溶液中c(H＋)相同 B．100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠 C．c(H＋)＝10－3 mol·L－1的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5 mol·L－1 D．向两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小 B 综合演练 4. 常温下，将a L 0.1 mol·L-1的NaOH溶液与b L 0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液混合。下列有关混合溶液的说法一定不正确的是(　　) A.a<b时，c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-) B.a>b时，c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+) C.a=b时，c(CH3COOH)+c(H+)=c(OH-) D.无论a、b有何关系，均有c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-) B 综合演练 5. 在氨水中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH＋OH－。下列情况能引起电离平衡正向移动的有( )。 ①加NH4Cl固体　 ②加NaOH溶液　 ③通入HCl ④加CH3COOH溶液　 ⑤加水　 ⑥加压 a．①③⑤ b．①④⑥ c．③④⑤ d．①②④ C 综合演练 6. 下列有关实验说法正确的是( ) A．将氯化铁溶液放在蒸发皿中，蒸发结晶可得无水氯化铁 B．中和热测定时，应向内筒中少量多次缓慢加入NaOH溶液 C．在测溶液pH时，应先将玻璃棒润湿，再蘸取待测液 D．酸式滴定管排气泡的方法是将其旋塞打开，利用液流将气泡冲出 D 综合演练 7. 常温时，将初始体积均为V0L、浓度均为0.1mol/L的H3PO2 (一元弱酸)溶液和HBF4溶液，分别加水稀释至体积为VL，两溶液的pH变化曲线如图所示。下列说法不正确的是 A．曲线a代表H3PO2溶液 B．水的电离程度C>B>A C．降低温度，曲线a向上移动 D．向C、D点溶液中分别加入NaOH固体至溶液呈中性，消耗的NaOH质量C<D D 综合演练 8. 在常温下，向10 mL浓度均为0.1 mol·L-1的NaOH和Na2CO3混合溶液中滴加0.1 mol·L-1的盐酸，溶液pH随盐酸加入体积的变化如图所示。下列说法正确的是(　　) A.在a点的溶液中:c(Na+)>c(CO32-)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+) B.在b点的溶液中:2n(CO32- )+n(HCO3- )<0.001 mol C.在c点的溶液pH<7，是因为此时HCO3-的电离能力 大于其水解能力 D.若将0.1 mol·L-1的盐酸换成同浓度的醋酸溶液， 当滴至溶液的pH=7时：c(Na+)=c(CH3COO-) B 综合演练 感谢观看 更多练习见分层作业 人教版选择性必修1 91 $