专题03 水溶液中的离子反应与平衡（期中知识清单）高二化学上学期沪科版

专题03 水溶液中的离子反应与平衡 一、水的电离 1.水的电离 (1)水是一种极弱的电解质。 (2)水的电离方程式为 ，简写为 。 关键牢记 水的电离四个特点： （1）“难”——极难电离：在25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1 （2）“逆”——是可逆过程 （3）“等”——电离出的H＋和OH－浓度相等 （4）“吸”——是吸热过程 2.水的电离常数与离子积常数 (1)水的电离平衡常数K电离＝ 。 (2)水的离子积常数(KW) ①含义：因为水的浓度可看作常数，所以水中的 可看作常数，称为水的离子积常数，简称 ，用 表示。 ②表达式与数值：表达式KW＝ ，室温时，KW＝ 。 ③影响因素：KW只受温度影响，由于水的电离是 过程，温度升高，KW 。 关键牢记 (1)水的离子积常数KW＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。 (2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－存在，只是相对含量不同而已。 二、溶液的酸碱性与PH 1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中____和____的相对大小。 将“＞”“＝”或“＜”填在下表空格中： 溶液 c(H＋)、c(OH－)大小比较 常温/25 ℃ 数值 pH 中性溶液 c(H＋)____c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 ____7 酸性溶液 c(H＋)____c(OH－) c(H＋)____1×10－7 mol·L－1 ____7 碱性溶液 c(H＋)____c(OH－) c(H＋)____1×10－7 mol·L－1 ____7 2.溶液的PH (1)定义式：pH＝__ __。 (2)广范pH的范围：0～14。 即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，不用pH表示溶液的酸碱性，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。 (3)测量： ①pH试纸法：把小片试纸放在____或____上，用洁净干燥的____，蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与____对比，即可确定溶液的pH。 ②pH计测量法。 (4)溶液的酸碱性与pH的关系： 常温(25 ℃)下： 关键牢记 (1)pH试纸不能伸入试液中。 (2)pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能会产生误差。 (3)广泛pH试纸只能测出整数值(不精确)，该数不会出现小数。 (4)pH试纸不能测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。 3.常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围 石蕊 pH＜5.0红色 5.0～8.0紫色 pH＞8.0蓝色 甲基橙 pH＜3.1红色 3.1～4.4橙色 pH＞4.4黄色 酚酞 pH＜8.0无色 8.2～10.0浅红色 pH＞10.0红色 4.溶液PH的计算 (1)单一溶液pH的计算 ①强酸溶液，如HnA，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝____，pH＝－lgc(H＋)＝____。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝____。 (2)两强酸混合后溶液pH的计算 由c(H＋)混＝，先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。 (3)两强碱混合后pH的计算 由c(OH－)混＝，先求出混合后的c(OH－)混，再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH。 (4)强酸与强碱混合后pH的计算 强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，即H＋＋OH－===H2O，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况： ①若恰好中和，pH＝7。 ②若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH。 ③若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH。 (5)溶液稀释后求pH ①对于强酸溶液，每稀释10倍，pH____；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大____。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。 ②对于强碱溶液，每稀释10倍，pH____；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小____，无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。 关键牢记 (1)两种强酸等体积混合时，若二者pH之差≥2，则pH混＝pH小＋0.3；两种强碱等体积混合时，若二者pH之差≥2，则pH混＝pH大－0.3。 (2)计算混合溶液的pH时，一般忽视两溶液混合时体积的变化，即混合液的总体积等于两溶液的体积之和。 (3)对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液，虽然起始时溶液pH不同，但若稀释相同倍数，仍是强酸(或强碱)pH的变化幅度大。 三、强电解质与弱电解质 1.电解质和非电解质 化合物 2.强电解质与弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能 电离的电解质 在水溶液中只能 电离的电解质 在溶液中的存在形式 只有 既有 ，又有 实例 2 大部分盐(包括难溶性盐)； ② ，如HCl、H2SO4等； 3 ，如KOH、Ba(OH)2等 ① ，如CH3COOH、HClO等； ② ，如NH3·H2O等； ③水 3.电离方程式的书写(在水溶液中) 类型 电离特点 电离方程式 强电解质 强酸、强碱、大多数(正)盐 完全电离，用“===” H2SO4===2H＋＋SO Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－ CuSO4===Cu2＋＋SO 强酸的酸式盐 完全电离(“全拆”) NaHSO4=== 弱酸的酸式盐 酸根离子部分电离(“半拆”) NaHCO3=== HCO 弱电解质 一元弱酸、一元弱碱、水 部分电离 CH3COOHCH3COO－＋H＋ NH3·H2ONH＋OH－ H2OH＋＋OH－ 多元弱酸 分步电离，以第一步为主，分步书写 H2SO3 HSO 多元弱碱 分步电离(较复杂)，一步写出即可 Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－ 关键牢记 1CO2、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、溶液既不是电解质，也不是非电解质。 2电解质的强、弱与其溶解性无关。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。 四、弱电解质的电离平衡 1.弱电解质电离平衡的建立及特征 (1)开始时，v(电离) ，而v(结合)为 。 (2)平衡的建立过程中，v(电离) v(结合)。 (3)当v(电离) v(结合)时，电离过程达到平衡状态。 2.影响电离平衡的因素 (1)影响电离平衡的内因 影响电离平衡的内因是弱电解质本身的 ，其他条件相同时，电解质越弱越难电离。 (2)影响电离平衡的外因 以0.1 mol·L-1CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)⥫⥬ CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响。 改变条件 平衡移 动方向 n(H＋) c(H＋) 导电 能力 加水稀释 向右 加入少量冰醋酸 向右 通入HCl(g) 向左 加NaOH(s) 向右 加CH3COONa(s) 向左 升高温度 向右 关键牢记 (1)一般情况下，加水稀释时，弱电解质电离产生离子的浓度减小，并非溶液中所有离子的浓度都减小。如CH3COOH溶液加水稀释时，c(CH3COO－)、c(H＋)减小，但溶液中c(OH－)反而增大。 (2)电离平衡向右移动，电离程度不一定增大，如向CH3COOH溶液中加入冰醋酸，CH3COOH电离程度减小。 五、电离平衡常数和电离度 1.电离平衡常数的概念 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对于一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的 ，与溶液中 之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数。 2.电离平衡常数的表示方法 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数 例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝； NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝。 (2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数 多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如， H2CO3H＋＋HCO Ka1＝； HCOH＋＋CO Ka2＝。 多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 注意　一般多元弱碱为难溶碱，不用电离平衡常数，以后要学到难溶物的溶度积常数。 3.意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K越大，弱电解质的电离程度越 ，酸(或碱)性越 。 4.电离常数的影响因素 (1)内因：同一温度下，不同弱电解质的电离常数 ，说明电离常数首先由弱电解质的 所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与 有关，由于电离为 过程，所以电离平衡常数随温度 而增大。 5.电离常数的计算——三段式法 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始浓度/(mol·L－1)　　a　　　　 　　0　　　0 变化浓度/(mol·L－1)　　x　　　　　 　x　　　x 平衡浓度/(mol·L－1)　a－x　　　　 　　x　　　x 则Ka＝＝≈。 注意　由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度为(a－x) mol·L－1，一般近似为a mol·L－1。 6.电离度 α＝×100%或α＝×100% (1)意义：表示弱电解质的 ，同一弱电解质电离度 ，电离程度 。 (2)电离度的影响因素 影响因素→ 关键牢记 (1)电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数都是定值。 (2)弱电解质的电离常数只受温度变化的影响。升高温度，电离常数增大。 (3)利用电离常数可判断某些复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”的规律，如：已知Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HClO)＝4.0×10－8，则NaClO能与CH3COOH发生反应。 六、酸碱中和滴定 1.中和滴定原理 （1）概念：利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的 的实验方法。 （2）原理：n(H＋)＝n(OH－) 即：mc酸·V酸＝nc碱·V碱(m、n代表酸和碱的元数) （3）仪器 ①图1是 滴定管，具有玻璃活塞结构，用于盛装 性溶液，不能盛装 性溶液。 ②图2是 滴定管，具有由乳胶管、玻璃球组成的阀，用于盛装 性溶液，不能盛装 、 溶液。 4 滴定管的“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。读数可以精确到 mL。 5 铁架台、滴定管夹、 、烧杯 （4）实验关键 ①准确测定参加反应酸、碱的体积。 ②准确判断滴定终点。 2.实验操作(以用标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) （1）滴定前准备 ①检查：使用滴定管前，首先要检查是 。 ②润洗：滴定管加入酸、碱反应液之前，先用蒸馏水洗涤干净，然后分别用 润洗 遍。 ③装液：分别将酸、碱反应液加入酸式、碱式滴定管中，使液面位于“0”刻度以上 处。 ④调液：调节活塞或玻璃球，使滴定管尖嘴部分充满反应液，并使液面处于 或“0”刻度以下。 ⑤放液：从碱式滴定管中放出一定量的NaOH溶液于锥形瓶中，并滴2～3滴指示剂(甲基橙或酚酞)。 （2）滴定 ①左手握滴定管活塞，右手摇动锥形瓶。 ②眼睛注视锥形瓶内 。 ③终点判断：当滴入最后 标准液时，刚好使锥形瓶中的溶液 ，且在 不恢复为原来的颜色，即到滴定终点。读数并记录。 （4）实验数据的处理 重复滴定操作 次，取消耗标准液体积的平均值，根据c(NaOH)＝，计算出待测NaOH溶液的c(NaOH)。 关键牢记 (1)中和滴定实验中，滴定管必须润洗，锥形瓶不能润洗。 (2)强酸与强碱相互滴定时，既可选用甲基橙，也可选用酚酞作指示剂。 (3)石蕊颜色变化不明显，变色范围宽，一般不用作中和滴定的指示剂。 (4)强酸与弱碱相互滴定时，应选用甲基橙作指示剂。强碱与弱酸相互滴定时，应选用酚酞作指示剂。 (5)当滴入最后一滴标准液，指示剂发生颜色变化， 必须保证半分钟内不恢复原来的颜色，才是达到滴定终点。 2.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待测均为代入定值，误差均体现在 的大小。 （2）常见的误差分析 ①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 碱式滴定管未用标准溶液润洗 锥形瓶用待测溶液润洗 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 振荡锥形瓶时部分液体溅出 部分酸液滴出锥形瓶外 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化 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) ②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)。 下列图示读数对滴定结果的影响如下： a.如图Ⅰ，开始仰视读数，滴定完毕俯视读数，滴定结果会偏小。 b.如图Ⅱ，开始俯视读数，滴定完毕仰视读数，滴定结果会偏大。 七、盐类水解 1.盐类水解的定义 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。 2.盐类水解的实质 盐电离→促进 →c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈碱性或酸性 3.盐类水解的特点 （1）可逆→水解反应是 反应 （2）吸热→水解反应是酸碱中和反应的逆反应，为 反应 （3）微弱→水解程度一般很小 4.盐类水解的规律 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。 盐的 类型 实例 是否 水解 水解的 离子 溶液的 酸碱性 强酸强 碱盐 NaCl、 NaNO3 — 强酸弱 碱盐 NH4Cl、 Cu(NO3)2 、 强碱弱 酸盐 CH3COONa、 Na2CO3 CH3COO－、 5.水解反应的离子方程式的书写 (1)盐类水解的离子方程式一般用“ ”连接，且一般不标“↑”“↓”等状态符号。 (2)多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解。 例如，Na2CO3水解的离子方程式为。 (3)多元弱碱盐水解：一步写完。 例如，FeCl3水解的离子方程式为 。 (4)阴、阳离子相互促进水解：水解程度较大，水解相互促进进行到底时，书写时要用“===”“↑”“↓”等。 例如，NaHCO3与AlCl3在水溶液中反应的离子方程式为 。 6.影响盐类水解的主要因素 (1)内因：弱酸阴离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。 例如：酸性CH3COOH>H2CO3相同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小关系为 。 (2)外因 因素及其变化 水解 平衡 水解 程度 水解产生离 子的浓度 温度 升高 右移 浓度 增大(增加溶质) 右移 减小(即稀释) 右移 外加 酸碱 酸 弱碱阳离子水解程度 碱 弱酸阴离子水解程度 7.盐类水解的应用 (1)判断溶液的酸碱性 Na2CO3溶液呈碱性的原因：(用离子方程式表示)。 (2)判断盐溶液中粒子的种类及浓度的大小 如Na2CO3溶液中存在的粒子有Na＋、、、H2CO3、OH－、H＋、H2O，且c(Na＋)>2c()，c(OH－)>c(H＋)。 (3)判断离子能否共存 若阴、阳离子发生水解相互促进的反应，水解程度趋近于完全而不能大量共存。常见的水解相互促进的反应进行完全的有Al3+、Fe3+与、、[Al(OH)4]－等。 (4)配制、保存某些盐溶液 如配制FeCl3溶液时，为防止出现Fe(OH)3沉淀，常加几滴盐酸来抑制FeCl3的水解；在实验室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞，应用橡胶塞。 (5)判断盐溶液蒸干灼烧时所得的产物 如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后得到 ，灼烧后得到 ，CuSO4溶液蒸干后得到 。 (6)解释生活中的现象或事实 如明矾净水、热纯碱溶液除油污、草木灰不能与铵态氮肥混用、泡沫灭火器原理等。 (7)物质的提纯(水解除杂) 如MgCl2溶液中混有少量Fe3+杂质时，因Fe3+水解的程度比Mg2+的水解程度大，可加入Mg(OH)2或MgO等，导致Fe3+的水解平衡向右移动，生成Fe(OH)3沉淀而除去。 关键牢记 (1)常见的“弱”离子 弱碱阳离子：NH、Al3＋、Fe3＋、Cu2＋等； 弱酸酸根离子：CO、HCO、AlO、SO、S2－、HS－、ClO－、CH3COO－、F－等。 (2)酸式盐溶液酸碱性的判断 ①多元弱酸的酸式盐：因弱酸的酸式酸根离子既可以发生电离，又可以发生水解，故盐溶液的酸碱性取决于对应酸式酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小。如NaHCO3溶液中，HCO的水解程度大于电离程度，溶液显碱性；NaHSO3溶液中，HSO的电离程度大于水解程度，溶液显酸性。 ②强酸的酸式盐：强酸的酸式酸根离子在溶液中完全电离，故盐溶液显酸性。如NaHSO4溶液显酸性。 八、难溶电解质的溶解平衡 1.沉淀溶解平衡 (1)概念 在一定温度下，当沉淀和溶解的速率 时，形成 ，达到平衡状态，把这种平衡称为沉淀溶解平衡。 (2)沉淀溶解平衡的影响因素 ①内因：难溶电解质本身的性质，即难溶电解质的溶解能力。 ②外因：难溶电解质在水溶液中会建立动态平衡，改变温度和某离子浓度，会使沉淀溶解平衡发生移动。以AgCl为例：AgCl(s)⥫⥬Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH>0完成下表。 外界条件 移动方向 c(Ag＋) 升高温度 加水(固体有剩余) 加入少量AgNO3 加入Na2S 通入HCl 通入NH3 2.溶度积常数和离子积 (1)以AmBn(s)⥫⥬mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例： 溶度积 离子积 含义 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Q 表达式 Ksp(AmBn)＝ ，式中的浓度是平衡浓度 Q(AmBn)＝ ，式中的浓度是任意浓度 应用 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Q>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出 ②Q＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 ③Q<Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 (2)Ksp的影响因素 ①内因：溶度积与难溶电解质溶解能力的关系：阴、阳离子个数比相同的难溶电解质，溶度积越小，其溶解能力 ；不同类型的难溶电解质，应通过计算才能比较溶解能力。 ②外因：仅与 有关，与浓度、压强、催化剂等无关。 3.沉淀溶解平衡的应用 （1）沉淀的生成 方法 举例 原理(离子方程式) 调节 pH法 除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7～8 （2）沉淀的溶解 方法 举例 原理(离子方程式) 酸溶法 加入稀盐酸除去碳酸钙 配位 溶解法 用足量氨水溶解并除去AgCl （3）沉淀的转化 ①实质：沉淀溶解平衡的移动，沉淀的溶解度差别 ，越容易转化。 例如，AgNO3溶液AgCl(白色沉淀)AgBr(浅黄色沉淀)AgI(黄色沉淀)Ag2S(黑色沉淀)。 关键牢记 (1)AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)与AgCl===Ag＋＋Cl－所表示的意义不同。前者表示难溶电解质AgCl在水溶液中的沉淀溶解平衡表达式，后者表示强电解质AgCl在水溶液中的电离方程式。 (2)通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，沉淀达到完全。 (3)溶度积(Ksp)的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。 (4)注意离子积Q与溶度积Ksp的表达式相同，但意义不同，Q表达式中离子浓度可以是任意时刻的，所以其数值不定；但对于某一难溶电解质，Ksp表达式中离子浓度是指平衡时的浓度，在一定温度下，Ksp为定值。 一、水的电离及水的离子积常数 易错1：Kw揭示了任何溶液中均存在水的电离平衡，H＋与OH－共存，只是相对含量不同。 易错2：Kw＝c(H＋)·c(OH－)不仅适用于纯水(或其他中性溶液)，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。Kw不随溶液中c(H＋)和c(OH－)的改变而改变。 易错3：在Kw＝c(H＋)·c(OH－)表达式中，c(H＋)、c(OH－)均分别表示整个溶液中H＋、OH－的物质的量浓度。在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。 二、溶液的酸碱性与PH 易错1：常温下，比较pH与7的相对大小可用于判断溶液的酸碱性，但在不指明温度的情况下，pH＝7的溶液不一定呈中性。 易错2：pH＝－lg c(H＋)，这里的c(H＋)指溶液中的氢离子浓度，而非水电离产生的氢离子浓度。 易错3：溶液呈酸性或碱性的本质在于溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小，而不在于c(H＋)或c(OH－)的绝对大小。在一定温度下，c(H＋)与c(OH－)此增彼减，但Kw＝c(H＋)·c(OH－)始终不变。 易错4：在分析c(H＋)、pH与溶液的酸碱性的关系时，要注意溶液的温度是否为常温。 易错5：)溶液的pH范围通常是0～14，对于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液用pH表示其酸碱性比直接使用c(H＋)或c(OH－)表示要方便。当c(H＋)或c(OH－)大于1 mol·L－1时，则直接用c(H＋)或c(OH－)来表示溶液的酸碱性。 易错6：若溶液具有漂白性，则不能用酸碱指示剂测定溶液的酸碱性，也不能用pH试纸测定其pH。如不能用pH试纸测量氯水的pH。 三、弱电解质的电离平衡 易错1：弱电解质的电离是吸热的过程。 易错2：在弱电解质溶液中，弱电解质分子、离子在溶液中共存，完全不同于强电解质。 易错3：弱电解质在溶液中的电离都是微弱的，一般来说，电离的分子极少，绝大多数弱电解质以分子形式存在，如0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中，c(H＋)大约为1×10－3 mol·L－1。 易错4：弱电解质达到电离平衡后，加水稀释，电离程度增大，但电解质分子、电解质电离出的离子(包括H＋或OH－)的浓度减小。判断离子浓度比值变化时，只考虑物质的量的比值即可。 易错5：酸式盐：强酸的酸式盐完全电离，一步完成。 如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO(水溶液)，NaHSO4===Na＋＋HSO(熔融状态)。 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成。 如：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。 四、酸碱中和滴定 易错1：中和滴定实验中，滴定管必须润洗，锥形瓶不能润洗。 易错2：强酸与强碱相互滴定时，既可选用甲基橙，也可选用酚酞作指示剂。 易错3：石蕊颜色变化不明显，变色范围宽，一般不用作中和滴定的指示剂。 易错4：强酸与弱碱相互滴定时，应选用甲基橙作指示剂。强碱与弱酸相互滴定时，应选用酚酞作指示剂。 易错5：当滴入最后一滴标准液，指示剂发生颜色变化， 必须保证半分钟内不恢复原来的颜色，才是达到滴定终点。 五、盐类水解 易错1：误认为水解平衡向正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中，加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。 易错2：误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。如NaHSO3溶液显酸性。 易错3：误认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。 对于水解程度不大且水解产物不离开平衡体系的情况[如Al2(SO4)3]来说，溶液蒸干仍得原溶质。 易错4：误把电离方程式看成水解方程式，如HS－＋H2OS2－＋H3O＋，此方程式为HS－的电离方程式，不是HS－的水解方程式，因为其化简可写为HS－S2－＋H＋。HS－的水解方程式应为HS－＋H2OH2S＋OH－。 易错5：多元弱酸的酸式盐：因弱酸的酸式酸根离子既可以发生电离，又可以发生水解，故盐溶液的酸碱性取决于对应酸式酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小。如NaHCO3溶液中，HCO的水解程度大于电离程度，溶液显碱性；NaHSO3溶液中，HSO的电离程度大于水解程度，溶液显酸性。 易错6：书写盐类水解方程式常见错误 ①把“”误写为“===”。如Fe3＋＋3H2O===Fe(OH)3＋3H＋是错误的，正确的为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 ②水解产物量很小时，标上“↑”或“↓”。如Al3＋＋3H2OAl(OH)3↓＋3H＋是错误的，正确的为Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。 六、难溶电解质的溶解平衡 易错1：溶度积与溶解度都可用于表示物质的溶解能力，利用Ksp大小判断难溶电解质在溶液中溶解能力的大小时需注意： ①对于同类型的物质(难溶电解质化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同)，Ksp越小，则难溶电解质在水中的溶解能力就越弱。 ②对于不同类型的物质，Ksp不能直接用于判断溶解能力的强弱，而应通过计算将Ksp转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度，进而确定溶解能力的强弱。 易错2：要能除去溶液中的指定离子，又不能影响其他离子的存在，并且由沉淀剂引入溶液的杂质离子要便于除去，如沉淀KNO3溶液中的Ag＋，可用KCl作沉淀剂，而不能选用NaCl。 易错3：溶液中沉淀物的溶解度越小，离子沉淀越完全，如沉淀Ca2＋，可将Ca2＋转化为CaCO3、CaSO4，因CaSO4是微溶物，不如CaCO3的溶解度小，因此转化为CaCO3沉淀时Ca2＋除去得更完全。 易错4：要注意沉淀剂的电离程度，如使Mg2＋转化为Mg(OH)2沉淀时，用NaOH溶液作沉淀剂要比用氨水的效果好。 易错5：在计算难溶电解质溶液中离子平衡浓度时不要搞错计量数关系。如x mol·L－1铬酸银(Ag2CrO4)溶液中c(Ag＋)是2x mol·L－1而不是x mol·L－1。 易错6：类型不同的难溶电解质的溶度积大小不能直接反映出它们的溶液中离子浓度的大小，因为它们的溶度积表达式是不同的。Ksp与S的换算没有一个统一的公式，因电解质类型(阴、阳离子数目比)的不同而相异。 题型1：水的电离及影响因素 1．（25-26高二上·上海·期中）下列说法正确的是 A．任何温度下，纯水的值都等于7 B．时，纯水的，呈酸性 C．很小的溶液一定呈碱性 D．任何温度下，的溶液一定呈中性 2．（25-26高二上·上海·阶段检测）已知100℃时，水的离子积常数。下列对于水的电离平衡移动说法正确的是 A．向水中加入硝酸，平衡正向移动 B．向水中加入醋酸钠，平衡逆向移动 C．向水中继续加水，平衡正向移动 D．对水进行降温，平衡逆向移动 题型2：溶液酸碱性的判断 3．（24-25高二下·上海杨浦·期中）下列溶液一定呈中性的是 A．的溶液 B．的溶液 C．等物质的量的强酸和强碱反应得到的溶液 D．紫色石蕊试液不变色 4．（25-26高二上·上海·期中）室温下，下列有关测定溶液pH的叙述正确的是 A．使用广泛pH试纸可以测量氯水的pH值 B．使用pH计可以测得某NaOH溶液的pH为8.20 C．滴入几滴甲基橙试剂，溶液呈黄色，该溶液一定呈碱性 D．滴入几滴酚酞试剂，溶液不显色，该溶液一定呈酸性 题型3：溶液pH的计算 5．（24-25高二上·上海·期末）水是一种极弱的电解质，已知水的离子积随温度变化如下图。 温度/℃ 25 水的离子积 （1）℃时，水的离子积，则___________(填“>”“=”或“<”)25℃。 （2）25℃时，的硫酸溶液，其pH=___________，其中由水电离产生的___________。 （3）在℃温度下，某溶液的pH=7，则该溶液___________。 A．呈中性 B．呈碱性 C．呈酸性 D． 6．（24-25高二上·上海·期中）向20.00mL 0.1mol·L-1的NaHSO4溶液中加入 10.00mL 0.1mol·L-1的NaOH溶液，此时溶液的pH为___________(保留2位小数)。 题型4：弱电解质的判断与比较 7．（25-26高二上·上海·期末）已知：醋酸是一种弱酸，属于弱电解质，在水中不能完全电离。下列能说明醋酸是弱电解质的是 A．醋酸水溶液存在 B．盐酸和醋酸溶液，盐酸导电能力强 C．醋酸可以与碳酸钠反应制 D．醋酸溶液能使石蕊试液变红 8．（25-26高二上·上海·期中）能证明乙酸是弱电解质的方法是 A．与反应产生气泡 B．比相同浓度的盐酸大 C．导电性比盐酸弱 D．和粒反应，产生气泡很慢 题型5：电离平衡常数及其应用 9．（25-26高二上·上海·阶段检测）室温下 的氨水溶液在加水稀释过程中： (1)电离平衡常数___________。 A．变大       B．变小       C．不变 (2)___________。 A．变大      B．变小       C．不变 10．（24-25高二上·上海虹口·期中）常温下，部分酸的电离常数如下表所示： 编号 ① ② ③ ④ 化学式 (草酸) 电离常数 (1)四种酸的酸性从强到弱的顺序为___________(可用编号表示)；下列各离子中，结合能力最强的是___________。 A．    B．    C．    D． (2)判断下列反应可能发生的是___________。 A． B． C． D． (3)常温下向氨水中通入。当降至时，溶液中___________。 题型6：中和滴定的操作及图像分析 11．（25-26高二上·上海·阶段检测）室温下，向20.00 mL HA溶液中滴入溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数与所加溶液体积的关系如图所示： （1）HA溶液的pH=__________。(单选) A．11 B．7 C．3 D．1 （2）M点的原因：_______________________________。 12．（25-26高二上·上海·期中）室温下，用0.100 mol/L盐酸溶液滴定20.00 mL 0.100 mol/L的氨水溶液，滴定曲线如图所示。 （1）a点所示的溶液中各离子浓度由大到小的顺序依次为___________。 （2）c点所示的溶液中c()+c()=___________mol/L（忽略溶液体积的变化）。 题型7：盐类水解的应用 13．（25-26高二上·上海·阶段检测）室温下，对于pH=9的NaOH溶液和溶液，说法错误的是 A．溶液抑制了水的电离 B．溶液抑制了水的电离 C．溶液中存在分子 D．溶液中由水电离的 14．（25-26高二上·上海·期中）下列过程与盐类水解反应无关的是 A．热的纯碱溶液去除油污效果更好 B．小苏打与明矾作油条膨松剂的主要成分 C．石灰岩(喀斯特地貌)溶洞的形成 D．向沸水中滴入饱和溶液制备胶体 题型8：沉淀溶解平衡在生产、生活中的应用 15．（24-25高二上·上海·阶段检测）一定温度下，向含有AgCl(s)的饱和AgCl溶液中加水至固体恰好完全消失，下列叙述中正确的是 A．AgCl 的溶解度增大 B．AgCl的溶解度、Ksp均不变 C．溶液中[Cl-]变小 D．溶液中n(Cl-)不变 16．（24-25高二下·上海徐汇·期末）已知25℃时，，，已知的电离常数，。工业生产和化学实验中常用沉淀法，将转化为难溶物除去。 (1)通过调节溶液的pH值，可将转化而除去，如果某溶液中含有的，请计算开始沉淀时的___________。(结果保留1位小数) (2)以作为沉淀剂，将溶液中的转化为极难溶的CuS沉淀，是化学实验室中进行物质分离、除杂的常用方法，涉及的离子反应为___________；计算该反应的平衡常数___________。 题型9：混合溶液中粒子浓度关系 17．（25-26高二上·上海·期中）溶液和溶液均显碱性。 （1）运用平衡原理解释溶液显碱性的原因___________。 （2）关于溶液，下列说法错误的是___________。 A．同时存在电离平衡和水解平衡 B． C． D．加入固体，恢复到原温度，增大 （3）溶液和溶液中都含有，写出一个用浓度表示的溶液物料守恒的关系式___________。 18．（25-26高二上·上海·期中）盐酸肼是一种重要的化工原料，属于离子化合物，易溶于水，溶液呈酸性，水解原理与类似。 （1）写出盐酸肼第一步水解反应的离子方程式___________。 （2）盐酸肼水溶液中离子浓度的关系正确的___________。(不定项) A． B． C． D． 题型10：弱电解质电离平衡、沉淀溶解平衡图像分析 19．（24-25高二上·上海宝山·期中）在水中存在两种平衡： ①； ②。 在时，与的关系如图所示，表示或浓度的负对数(pc=-lgc)，求点坐标，并写出计算过程：___________。 20．（24-25高二上·上海·期中）工业上常用电解法将转化为草酸()。草酸是二元弱酸。向10mL溶液中加入NaOH溶液，含碳微粒的物质的量分数随溶液pH变化如图所示： （1）25℃时，碳酸电离平衡常数分别是；，写出少量草酸和过量碳酸钠反应的离子方程式：___________。 （2）已知25℃草酸钙的，碳酸钙的。回答下列问题：25℃时向20mL碳酸钙的饱和溶液中逐滴加入的草酸钾溶液20mL，(填“能”或“否”)___________产生草酸钙沉淀，试通过计算说明理由___________。 技巧1：理清溶液中H＋或OH－的来源 (1)常温下，中性溶液 c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1 (2)溶质为酸的溶液 ①来源 OH－全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)。 ②实例 如计算pH＝2的盐酸溶液中由水电离出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝(Kw/10－2) mol·L－1＝10－12 mol·L－1，即由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。 (3)溶质为碱的溶液 ①来源 H＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)。 ②实例 如计算pH＝12的NaOH溶液中由水电离出的c(OH－)，方法是知道溶液中的c(H＋)＝10－12 mol·L－1，即由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。 (4)水解呈酸性或碱性的盐溶液 ①pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，因为部分OH－与部分NH结合，溶液中c(OH－)＝10－9 mol·L－1。 ②pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol·L－1。 技巧2：混合溶液pH的计算思维模型 (1)两种强酸混合：直接求出c混(H＋)，再据此求pH，c混(H＋)＝。 (2)两种强碱混合：先求出c混(OH－)，再根据Kw求出c混(H＋)，最后求pH，c混(OH－)＝。 (3)强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度 ①若酸过量： c混(H＋)＝ ②若碱过量： c混(OH－)＝ 最后根据pH＝－lg c(H＋)，求pH。 技巧3：判断弱电解质的三个维度 (1)弱电解质的概念，即弱电解质不能完全电离，如0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液的pH>1。 (2)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；再如向0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中滴入1～2滴石蕊溶液，溶液变红色，向其中加入CH3COONa固体，若溶液红色变浅，说明CH3COOH⥫⥬CH3COO－＋H＋的平衡逆移，即CH3COOH为弱酸。 (3)弱电解质形成的盐能水解，如用玻璃棒醮取一定浓度的CH3COONa溶液滴在pH试纸上，pH>7，说明CH3COONa为弱酸盐，即CH3COOH为弱酸。 技巧4：滴定终点答题模板 当滴入最后半滴×××标准溶液后，溶液变成×××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。 解答此类题目注意三个关键点： (1)最后半滴：必须说明是滴入“最后半滴”溶液。 (2)颜色变化：必须说明滴入“最后半滴”溶液后溶液“颜色的变化”。 (3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不再恢复原来的颜色”。 技巧5：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。 技巧6：酸式盐水溶液酸碱性的判断 (1)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液一定显酸性，如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋。 (2)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 ①电离程度小于水解程度，溶液显碱性，如NaHCO3溶液中： ⥫⥬H＋＋(次要) ＋H2O⥫⥬H2CO3＋OH－(主要) 使c(OH－)＞c(H＋)，溶液显碱性。 同理NaHS溶液、Na2HPO4溶液显碱性。 ②电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如NaHSO3溶液中： ⥫⥬H＋＋(主要) ＋H2O⥫⥬H2SO3＋OH－(次要) 使c(H＋)＞c(OH－)，溶液显酸性。同理NaHC2O4、NaH2PO4溶液显酸性。 技巧7：判断盐溶液蒸干或灼烧时所得到的产物 (1)盐类水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)。 (2)盐类水解生成易挥发性酸时，蒸干并灼烧一般得到对应氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。 (3)考虑盐受热时是否分解。 原物质 蒸干灼烧后固体物质 Ca(HCO3)2 CaCO3或CaO NaHCO3 Na2CO3 KMnO4 K2MnO4和MnO2 NH4Cl 分解为NH3和HCl，无固体物质存在 (4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化，如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。 技巧8：沉淀溶解平衡图像题的解题策略 (1)沉淀溶解平衡曲线类似于溶解度曲线，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。 (2)从图像中找到数据，根据Ksp公式计算得出Ksp的值。 (3)比较溶液的Qc与Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出。 (4)涉及Qc的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合溶液的体积。 学科网（北京）股份有限公5 / 5 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题03 水溶液中的离子反应与平衡 一、水的电离 1.水的电离 (1)水是一种极弱的电解质。 (2)水的电离方程式为2H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－。 关键牢记 水的电离四个特点： （1）“难”——极难电离：在25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1 （2）“逆”——是可逆过程 （3）“等”——电离出的H＋和OH－浓度相等 （4）“吸”——是吸热过程 2.水的电离常数与离子积常数 (1)水的电离平衡常数K电离＝。 (2)水的离子积常数(KW) ①含义：因为水的浓度可看作常数，所以水中的c(H＋)·c(OH－)可看作常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用KW表示。 ②表达式与数值：表达式KW＝c(H＋)·c(OH－)，室温时，KW＝1.0×10－14。 ③影响因素：KW只受温度影响，由于水的电离是吸热过程，温度升高，KW增大。 关键牢记 (1)水的离子积常数KW＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。 (2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－存在，只是相对含量不同而已。 二、溶液的酸碱性与PH 1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中__c(H＋)__和__c(OH－)__的相对大小。 将“＞”“＝”或“＜”填在下表空格中： 溶液 c(H＋)、c(OH－)大小比较 常温/25 ℃ 数值 pH 中性溶液 c(H＋)__＝__c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 __＝__7 酸性溶液 c(H＋)__＞__c(OH－) c(H＋)__＞__1×10－7 mol·L－1 __＜__7 碱性溶液 c(H＋)__＜__c(OH－) c(H＋)__＜__1×10－7 mol·L－1 __＞__7 2.溶液的PH (1)定义式：pH＝__－lg_c(H＋)__。 (2)广范pH的范围：0～14。 即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，不用pH表示溶液的酸碱性，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。 (3)测量： ①pH试纸法：把小片试纸放在__玻璃片__或__表面皿__上，用洁净干燥的__玻璃棒__，蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与__标准比色卡__对比，即可确定溶液的pH。 ②pH计测量法。 (4)溶液的酸碱性与pH的关系： 常温(25 ℃)下： 关键牢记 (1)pH试纸不能伸入试液中。 (2)pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能会产生误差。 (3)广泛pH试纸只能测出整数值(不精确)，该数不会出现小数。 (4)pH试纸不能测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。 3.常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围 石蕊 pH＜5.0红色 5.0～8.0紫色 pH＞8.0蓝色 甲基橙 pH＜3.1红色 3.1～4.4橙色 pH＞4.4黄色 酚酞 pH＜8.0无色 8.2～10.0浅红色 pH＞10.0红色 4.溶液PH的计算 (1)单一溶液pH的计算 ①强酸溶液，如HnA，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝__nc_mol·L－1__，pH＝－lgc(H＋)＝__－lgnc__。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设溶液物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝__14＋lgnc__。 (2)两强酸混合后溶液pH的计算 由c(H＋)混＝，先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。 (3)两强碱混合后pH的计算 由c(OH－)混＝，先求出混合后的c(OH－)混，再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH。 (4)强酸与强碱混合后pH的计算 强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，即H＋＋OH－===H2O，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况： ①若恰好中和，pH＝7。 ②若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH。 ③若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH。 (5)溶液稀释后求pH ①对于强酸溶液，每稀释10倍，pH__增大1__；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大__不足1__。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。 ②对于强碱溶液，每稀释10倍，pH__减小1__；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小__不足1__，无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。 关键牢记 (1)两种强酸等体积混合时，若二者pH之差≥2，则pH混＝pH小＋0.3；两种强碱等体积混合时，若二者pH之差≥2，则pH混＝pH大－0.3。 (2)计算混合溶液的pH时，一般忽视两溶液混合时体积的变化，即混合液的总体积等于两溶液的体积之和。 (3)对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液，虽然起始时溶液pH不同，但若稀释相同倍数，仍是强酸(或强碱)pH的变化幅度大。 三、强电解质与弱电解质 1.电解质和非电解质 化合物 2.强电解质与弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能全部电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 在溶液中的存在形式 只有阴、阳离子 既有阴、阳离子，又有电解质分子 实例 ①大部分盐(包括难溶性盐)； ②强酸，如HCl、H2SO4等； ③强碱，如KOH、Ba(OH)2等 ①弱酸，如CH3COOH、HClO等； ②弱碱，如NH3·H2O等； ③水 3.电离方程式的书写(在水溶液中) 类型 电离特点 电离方程式 强电解质 强酸、强碱、大多数(正)盐 完全电离，用“===” H2SO4===2H＋＋SO Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－ CuSO4===Cu2＋＋SO 强酸的酸式盐 完全电离(“全拆”) NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO 弱酸的酸式盐 酸根离子部分电离(“半拆”) NaHCO3===Na＋＋HCO HCOH＋＋CO 弱电解质 一元弱酸、一元弱碱、水 部分电离 CH3COOHCH3COO－＋H＋ NH3·H2ONH＋OH－ H2OH＋＋OH－ 多元弱酸 分步电离，以第一步为主，分步书写 H2SO3H＋＋HSO HSOH＋＋SO 多元弱碱 分步电离(较复杂)，一步写出即可 Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－ 关键牢记 1CO2、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、溶液既不是电解质，也不是非电解质。 2电解质的强、弱与其溶解性无关。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。 四、弱电解质的电离平衡 1.弱电解质电离平衡的建立及特征 (1)开始时，v(电离) 最大，而v(结合)为 零。 (2)平衡的建立过程中，v(电离) 大于v(结合)。 (3)当v(电离) ＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。 2.影响电离平衡的因素 (1)影响电离平衡的内因 影响电离平衡的内因是弱电解质本身的 结构及性质，其他条件相同时，电解质越弱越难电离。 (2)影响电离平衡的外因 以0.1 mol·L-1CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)⥫⥬ CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响。 改变条件 平衡移 动方向 n(H＋) c(H＋) 导电 能力 加水稀释 向右 增大 减小 减弱 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 升高温度 向右 增大 增大 增强 关键牢记 (1)一般情况下，加水稀释时，弱电解质电离产生离子的浓度减小，并非溶液中所有离子的浓度都减小。如CH3COOH溶液加水稀释时，c(CH3COO－)、c(H＋)减小，但溶液中c(OH－)反而增大。 (2)电离平衡向右移动，电离程度不一定增大，如向CH3COOH溶液中加入冰醋酸，CH3COOH电离程度减小。 五、电离平衡常数和电离度 1.电离平衡常数的概念 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对于一元弱酸或一元弱碱来说，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是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数。 2.电离平衡常数的表示方法 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数 例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝； NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝。 (2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数 多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如， H2CO3H＋＋HCO Ka1＝； HCOH＋＋CO Ka2＝。 多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 注意　一般多元弱碱为难溶碱，不用电离平衡常数，以后要学到难溶物的溶度积常数。 3.意义 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。 4.电离常数的影响因素 (1)内因：同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由弱电解质的性质所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。 5.电离常数的计算——三段式法 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始浓度/(mol·L－1)　　a　　　　 　　0　　　0 变化浓度/(mol·L－1)　　x　　　　　 　x　　　x 平衡浓度/(mol·L－1)　a－x　　　　 　　x　　　x 则Ka＝＝≈。 注意　由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度为(a－x) mol·L－1，一般近似为a mol·L－1。 6.电离度 α＝×100%或α＝×100% (1)意义：表示弱电解质的电离程度，同一弱电解质电离度越大，电离程度越大。 (2)电离度的影响因素 影响因素→ 关键牢记 (1)电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数都是定值。 (2)弱电解质的电离常数只受温度变化的影响。升高温度，电离常数增大。 (3)利用电离常数可判断某些复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”的规律，如：已知Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HClO)＝4.0×10－8，则NaClO能与CH3COOH发生反应。 六、酸碱中和滴定 1.中和滴定原理 （1）概念：利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。 （2）原理：n(H＋)＝n(OH－) 即：mc酸·V酸＝nc碱·V碱(m、n代表酸和碱的元数) （3）仪器 ①图1是酸式滴定管，具有玻璃活塞结构，用于盛装性溶液，不能盛装性溶液。 ②图2是碱式滴定管，具有由乳胶管、玻璃球组成的阀，用于盛装性溶液，不能盛装酸性、氧化性溶液。 ③滴定管的“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。读数可以精确到0.01 mL。 ④铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯 （4）实验关键 ①准确测定参加反应酸、碱的体积。 ②准确判断滴定终点。 2.实验操作(以用标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) （1）滴定前准备 ①检查：使用滴定管前，首先要检查是否漏水。 ②润洗：滴定管加入酸、碱反应液之前，先用蒸馏水洗涤干净，然后分别用待装液润洗2～3遍。 ③装液：分别将酸、碱反应液加入酸式、碱式滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2～3_mL处。 ④调液：调节活塞或玻璃球，使滴定管尖嘴部分充满反应液，并使液面处于“0”刻度或“0”刻度以下。 ⑤放液：从碱式滴定管中放出一定量的NaOH溶液于锥形瓶中，并滴2～3滴指示剂(甲基橙或酚酞)。 （2）滴定 ①左手握滴定管活塞，右手摇动锥形瓶。 ②眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。 ③终点判断：当滴入最后半滴标准液时，刚好使锥形瓶中的溶液变色，且在半分钟内不恢复为原来的颜色，即到滴定终点。读数并记录。 （4）实验数据的处理 重复滴定操作2～3次，取消耗标准液体积的平均值，根据c(NaOH)＝，计算出待测NaOH溶液的c(NaOH)。 关键牢记 (1)中和滴定实验中，滴定管必须润洗，锥形瓶不能润洗。 (2)强酸与强碱相互滴定时，既可选用甲基橙，也可选用酚酞作指示剂。 (3)石蕊颜色变化不明显，变色范围宽，一般不用作中和滴定的指示剂。 (4)强酸与弱碱相互滴定时，应选用甲基橙作指示剂。强碱与弱酸相互滴定时，应选用酚酞作指示剂。 (5)当滴入最后一滴标准液，指示剂发生颜色变化， 必须保证半分钟内不恢复原来的颜色，才是达到滴定终点。 2.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待测均为代入定值，误差均体现在V标准的大小。 （2）常见的误差分析 ①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 ②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)。 下列图示读数对滴定结果的影响如下： a.如图Ⅰ，开始仰视读数，滴定完毕俯视读数，滴定结果会偏小。 b.如图Ⅱ，开始俯视读数，滴定完毕仰视读数，滴定结果会偏大。 七、盐类水解 1.盐类水解的定义 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。 2.盐类水解的实质 盐电离→促进水的电离→c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈碱性或酸性 3.盐类水解的特点 （1）可逆→水解反应是可逆反应 （2）吸热→水解反应是酸碱中和反应的逆反应，为吸热反应 （3）微弱→水解程度一般很小 4.盐类水解的规律 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。 盐的 类型 实例 是否 水解 水解的 离子 溶液的 酸碱性 强酸强 碱盐 NaCl、 NaNO3 否 — 中性 强酸弱 碱盐 NH4Cl、 Cu(NO3)2 是 、 Cu2+ 酸性 强碱弱 酸盐 CH3COONa、 Na2CO3 是 CH3COO－、 碱性 5.水解反应的离子方程式的书写 (1)盐类水解的离子方程式一般用“⥫⥬”连接，且一般不标“↑”“↓”等状态符号。 (2)多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解。 例如，Na2CO3水解的离子方程式为。 (3)多元弱碱盐水解：一步写完。 例如，FeCl3水解的离子方程式为Fe3+＋3H2O⥫⥬Fe(OH)3＋3H＋。 (4)阴、阳离子相互促进水解：水解程度较大，水解相互促进进行到底时，书写时要用“===”“↑”“↓”等。 例如，NaHCO3与AlCl3在水溶液中反应的离子方程式为Al3+＋===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 6.影响盐类水解的主要因素 (1)内因：弱酸阴离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。 例如：酸性CH3COOH>H2CO3相同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小关系为NaHCO3>CH3COONa。 (2)外因 因素及其变化 水解 平衡 水解 程度 水解产生离 子的浓度 温度 升高 右移 增大 增大 浓度 增大(增加溶质) 右移 减小 增大 减小(即稀释) 右移 增大 减小 外加 酸碱 酸 弱碱阳离子水解程度减小 碱 弱酸阴离子水解程度减小 7.盐类水解的应用 (1)判断溶液的酸碱性 Na2CO3溶液呈碱性的原因：＋H2O⥫⥬＋OH－(用离子方程式表示)。 (2)判断盐溶液中粒子的种类及浓度的大小 如Na2CO3溶液中存在的粒子有Na＋、、、H2CO3、OH－、H＋、H2O，且c(Na＋)>2c()，c(OH－)>c(H＋)。 (3)判断离子能否共存 若阴、阳离子发生水解相互促进的反应，水解程度趋近于完全而不能大量共存。常见的水解相互促进的反应进行完全的有Al3+、Fe3+与、、[Al(OH)4]－等。 (4)配制、保存某些盐溶液 如配制FeCl3溶液时，为防止出现Fe(OH)3沉淀，常加几滴盐酸来抑制FeCl3的水解；在实验室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞，应用橡胶塞。 (5)判断盐溶液蒸干灼烧时所得的产物 如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后得到Al(OH)3、Fe(OH)3，灼烧后得到Al2O3、Fe2O3，CuSO4溶液蒸干后得到CuSO4。 (6)解释生活中的现象或事实 如明矾净水、热纯碱溶液除油污、草木灰不能与铵态氮肥混用、泡沫灭火器原理等。 (7)物质的提纯(水解除杂) 如MgCl2溶液中混有少量Fe3+杂质时，因Fe3+水解的程度比Mg2+的水解程度大，可加入Mg(OH)2或MgO等，导致Fe3+的水解平衡向右移动，生成Fe(OH)3沉淀而除去。 关键牢记 (1)常见的“弱”离子 弱碱阳离子：NH、Al3＋、Fe3＋、Cu2＋等； 弱酸酸根离子：CO、HCO、AlO、SO、S2－、HS－、ClO－、CH3COO－、F－等。 (2)酸式盐溶液酸碱性的判断 ①多元弱酸的酸式盐：因弱酸的酸式酸根离子既可以发生电离，又可以发生水解，故盐溶液的酸碱性取决于对应酸式酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小。如NaHCO3溶液中，HCO的水解程度大于电离程度，溶液显碱性；NaHSO3溶液中，HSO的电离程度大于水解程度，溶液显酸性。 ②强酸的酸式盐：强酸的酸式酸根离子在溶液中完全电离，故盐溶液显酸性。如NaHSO4溶液显酸性。 八、难溶电解质的溶解平衡 1.沉淀溶解平衡 (1)概念 在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，形成饱和溶液，达到平衡状态，把这种平衡称为沉淀溶解平衡。 (2)沉淀溶解平衡的影响因素 ①内因：难溶电解质本身的性质，即难溶电解质的溶解能力。 ②外因：难溶电解质在水溶液中会建立动态平衡，改变温度和某离子浓度，会使沉淀溶解平衡发生移动。以AgCl为例：AgCl(s)⥫⥬Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH>0完成下表。 外界条件 移动方向 c(Ag＋) 升高温度 右移 增大 加水(固体有剩余) 右移 不变 加入少量AgNO3 左移 增大 加入Na2S 右移 减小 通入HCl 左移 减小 通入NH3 右移 减小 2.溶度积常数和离子积 (1)以AmBn(s)⥫⥬mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例： 溶度积 离子积 含义 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Q 表达式 Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度是平衡浓度 Q(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度是任意浓度 应用 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Q>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出 ②Q＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 ③Q<Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 (2)Ksp的影响因素 ①内因：溶度积与难溶电解质溶解能力的关系：阴、阳离子个数比相同的难溶电解质，溶度积越小，其溶解能力越小；不同类型的难溶电解质，应通过计算才能比较溶解能力。 ②外因：仅与温度有关，与浓度、压强、催化剂等无关。 3.沉淀溶解平衡的应用 （1）沉淀的生成 方法 举例 原理(离子方程式) 调节 pH法 除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7～8 Fe3+＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋ 加沉淀 剂法 通入H2S气体除去污水中的Cu2+ H2S＋Cu2+===CuS↓＋2H＋ （2）沉淀的溶解 方法 举例 原理(离子方程式) 酸溶法 加入稀盐酸除去碳酸钙 CaCO3＋2H＋===Ca2+＋H2O＋CO2↑ 配位 溶解法 用足量氨水溶解并除去AgCl AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O （3）沉淀的转化 ①实质：沉淀溶解平衡的移动，沉淀的溶解度差别越大，越容易转化。 例如，AgNO3溶液AgCl(白色沉淀)AgBr(浅黄色沉淀)AgI(黄色沉淀)Ag2S(黑色沉淀)。 关键牢记 (1)AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)与AgCl===Ag＋＋Cl－所表示的意义不同。前者表示难溶电解质AgCl在水溶液中的沉淀溶解平衡表达式，后者表示强电解质AgCl在水溶液中的电离方程式。 (2)通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，沉淀达到完全。 (3)溶度积(Ksp)的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。 (4)注意离子积Q与溶度积Ksp的表达式相同，但意义不同，Q表达式中离子浓度可以是任意时刻的，所以其数值不定；但对于某一难溶电解质，Ksp表达式中离子浓度是指平衡时的浓度，在一定温度下，Ksp为定值。 一、水的电离及水的离子积常数 易错1：Kw揭示了任何溶液中均存在水的电离平衡，H＋与OH－共存，只是相对含量不同。 易错2：Kw＝c(H＋)·c(OH－)不仅适用于纯水(或其他中性溶液)，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。Kw不随溶液中c(H＋)和c(OH－)的改变而改变。 易错3：在Kw＝c(H＋)·c(OH－)表达式中，c(H＋)、c(OH－)均分别表示整个溶液中H＋、OH－的物质的量浓度。在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。 二、溶液的酸碱性与PH 易错1：常温下，比较pH与7的相对大小可用于判断溶液的酸碱性，但在不指明温度的情况下，pH＝7的溶液不一定呈中性。 易错2：pH＝－lg c(H＋)，这里的c(H＋)指溶液中的氢离子浓度，而非水电离产生的氢离子浓度。 易错3：溶液呈酸性或碱性的本质在于溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小，而不在于c(H＋)或c(OH－)的绝对大小。在一定温度下，c(H＋)与c(OH－)此增彼减，但Kw＝c(H＋)·c(OH－)始终不变。 易错4：在分析c(H＋)、pH与溶液的酸碱性的关系时，要注意溶液的温度是否为常温。 易错5：)溶液的pH范围通常是0～14，对于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液用pH表示其酸碱性比直接使用c(H＋)或c(OH－)表示要方便。当c(H＋)或c(OH－)大于1 mol·L－1时，则直接用c(H＋)或c(OH－)来表示溶液的酸碱性。 易错6：若溶液具有漂白性，则不能用酸碱指示剂测定溶液的酸碱性，也不能用pH试纸测定其pH。如不能用pH试纸测量氯水的pH。 三、弱电解质的电离平衡 易错1：弱电解质的电离是吸热的过程。 易错2：在弱电解质溶液中，弱电解质分子、离子在溶液中共存，完全不同于强电解质。 易错3：弱电解质在溶液中的电离都是微弱的，一般来说，电离的分子极少，绝大多数弱电解质以分子形式存在，如0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中，c(H＋)大约为1×10－3 mol·L－1。 易错4：弱电解质达到电离平衡后，加水稀释，电离程度增大，但电解质分子、电解质电离出的离子(包括H＋或OH－)的浓度减小。判断离子浓度比值变化时，只考虑物质的量的比值即可。 易错5：酸式盐：强酸的酸式盐完全电离，一步完成。 如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO(水溶液)，NaHSO4===Na＋＋HSO(熔融状态)。 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成。 如：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。 四、酸碱中和滴定 易错1：中和滴定实验中，滴定管必须润洗，锥形瓶不能润洗。 易错2：强酸与强碱相互滴定时，既可选用甲基橙，也可选用酚酞作指示剂。 易错3：石蕊颜色变化不明显，变色范围宽，一般不用作中和滴定的指示剂。 易错4：强酸与弱碱相互滴定时，应选用甲基橙作指示剂。强碱与弱酸相互滴定时，应选用酚酞作指示剂。 易错5：当滴入最后一滴标准液，指示剂发生颜色变化， 必须保证半分钟内不恢复原来的颜色，才是达到滴定终点。 五、盐类水解 易错1：误认为水解平衡向正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中，加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。 易错2：误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。如NaHSO3溶液显酸性。 易错3：误认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。 对于水解程度不大且水解产物不离开平衡体系的情况[如Al2(SO4)3]来说，溶液蒸干仍得原溶质。 易错4：误把电离方程式看成水解方程式，如HS－＋H2OS2－＋H3O＋，此方程式为HS－的电离方程式，不是HS－的水解方程式，因为其化简可写为HS－S2－＋H＋。HS－的水解方程式应为HS－＋H2OH2S＋OH－。 易错5：多元弱酸的酸式盐：因弱酸的酸式酸根离子既可以发生电离，又可以发生水解，故盐溶液的酸碱性取决于对应酸式酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小。如NaHCO3溶液中，HCO的水解程度大于电离程度，溶液显碱性；NaHSO3溶液中，HSO的电离程度大于水解程度，溶液显酸性。 易错6：书写盐类水解方程式常见错误 ①把“”误写为“===”。如Fe3＋＋3H2O===Fe(OH)3＋3H＋是错误的，正确的为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 ②水解产物量很小时，标上“↑”或“↓”。如Al3＋＋3H2OAl(OH)3↓＋3H＋是错误的，正确的为Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。 六、难溶电解质的溶解平衡 易错1：溶度积与溶解度都可用于表示物质的溶解能力，利用Ksp大小判断难溶电解质在溶液中溶解能力的大小时需注意： ①对于同类型的物质(难溶电解质化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同)，Ksp越小，则难溶电解质在水中的溶解能力就越弱。 ②对于不同类型的物质，Ksp不能直接用于判断溶解能力的强弱，而应通过计算将Ksp转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度，进而确定溶解能力的强弱。 易错2：要能除去溶液中的指定离子，又不能影响其他离子的存在，并且由沉淀剂引入溶液的杂质离子要便于除去，如沉淀KNO3溶液中的Ag＋，可用KCl作沉淀剂，而不能选用NaCl。 易错3：溶液中沉淀物的溶解度越小，离子沉淀越完全，如沉淀Ca2＋，可将Ca2＋转化为CaCO3、CaSO4，因CaSO4是微溶物，不如CaCO3的溶解度小，因此转化为CaCO3沉淀时Ca2＋除去得更完全。 易错4：要注意沉淀剂的电离程度，如使Mg2＋转化为Mg(OH)2沉淀时，用NaOH溶液作沉淀剂要比用氨水的效果好。 易错5：在计算难溶电解质溶液中离子平衡浓度时不要搞错计量数关系。如x mol·L－1铬酸银(Ag2CrO4)溶液中c(Ag＋)是2x mol·L－1而不是x mol·L－1。 易错6：类型不同的难溶电解质的溶度积大小不能直接反映出它们的溶液中离子浓度的大小，因为它们的溶度积表达式是不同的。Ksp与S的换算没有一个统一的公式，因电解质类型(阴、阳离子数目比)的不同而相异。 题型1：水的电离及影响因素 1．（25-26高二上·上海·期中）下列说法正确的是 A．任何温度下，纯水的值都等于7 B．时，纯水的，呈酸性 C．很小的溶液一定呈碱性 D．任何温度下，的溶液一定呈中性 【答案】D 【解析】A．水的电离为吸热过程，温度升高增大，纯水中增大，减小，仅25℃时纯水的等于7，A错误； B．95℃时纯水的，但纯水中，仍呈中性，B错误； C．溶液的酸碱性由和的相对大小决定，很小的溶液，若则呈酸性，若二者相等则呈中性，不一定呈碱性，C错误； D．中性溶液的本质判定标准为，该标准不受温度影响，任何温度下满足该关系的溶液都呈中性，D正确； 故选D。 2．（25-26高二上·上海·阶段检测）已知100℃时，水的离子积常数。下列对于水的电离平衡移动说法正确的是 A．向水中加入硝酸，平衡正向移动 B．向水中加入醋酸钠，平衡逆向移动 C．向水中继续加水，平衡正向移动 D．对水进行降温，平衡逆向移动 【答案】D 【解析】A．向水中加入硝酸，氢离子浓度增大，平衡逆向移动，A错误；     B．向水中加入醋酸钠，醋酸根结合了氢离子，氢离子浓度减小，平衡正向移动，B错误； C．向水中继续加水，水的浓度视为常数，平衡不移动，C错误； D．水的电离为吸热反应，对水进行降温，平衡逆向移动，D正确； 故选D。 题型2：溶液酸碱性的判断 3．（24-25高二下·上海杨浦·期中）下列溶液一定呈中性的是 A．的溶液 B．的溶液 C．等物质的量的强酸和强碱反应得到的溶液 D．紫色石蕊试液不变色 【答案】B 【解析】A．pH=7的溶液不一定呈中性，如100℃时，水的离子积常数是10-12，溶液pH=6时呈中性，当pH=7时溶液呈碱性，故A错误； B．氢离子浓度与氢氧根离子浓度相等的溶液一定呈中性，故B正确； C．等物质的量的强酸和强碱反应得到的溶液不一定呈中性，如等物质的量的二元强酸硫酸与一元强碱氢氧化钠混合反应时，硫酸溶液过量，溶液呈酸性，故C错误； D．紫色石蕊试液不变色的溶液pH在5—8范围间，溶液可能为酸性，或中性，或碱性，故D错误； 故选B。 4．（25-26高二上·上海·期中）室温下，下列有关测定溶液pH的叙述正确的是 A．使用广泛pH试纸可以测量氯水的pH值 B．使用pH计可以测得某NaOH溶液的pH为8.20 C．滴入几滴甲基橙试剂，溶液呈黄色，该溶液一定呈碱性 D．滴入几滴酚酞试剂，溶液不显色，该溶液一定呈酸性 【答案】B 【解析】A．氯水中的HClO具有漂白性，会使广泛pH试纸褪色，无法用其准确测量氯水的pH，A错误； B．pH计可以直接测定溶液的pH并给出8.20这样的读数；浓度很低的NaOH溶液可以呈弱碱性，B正确； C．甲基橙的变色范围为pH约3.1～4.4，呈黄色只能说明溶液的pH高于其变色范围，溶液仍可能呈酸性，C错误； D．酚酞不显色时，溶液可能呈酸性、中性或弱碱性，不能据此断定溶液一定呈酸性，D错误； 故选B。 题型3：溶液pH的计算 5．（24-25高二上·上海·期末）水是一种极弱的电解质，已知水的离子积随温度变化如下图。 温度/℃ 25 水的离子积 （1）℃时，水的离子积，则___________(填“>”“=”或“<”)25℃。 （2）25℃时，的硫酸溶液，其pH=___________，其中由水电离产生的___________。 （3）在℃温度下，某溶液的pH=7，则该溶液___________。 A．呈中性 B．呈碱性 C．呈酸性 D． 【答案】（1）> （2） 4 （3）BD 【解析】（1）水的电离吸热，温度升高，水的离子积增大，25℃时，水的离子积，℃时，水的离子积，则>25℃； （2）25℃时，的硫酸溶液，溶液中，其pH=4，水的电离受到抑制，由水电离产生的； （3）℃温度下，水的离子积=，pH=6时溶液为中性，某溶液的pH=7，溶液呈碱性，溶液中，，； 故选BD。 6．（24-25高二上·上海·期中）向20.00mL 0.1mol·L-1的NaHSO4溶液中加入 10.00mL 0.1mol·L-1的NaOH溶液，此时溶液的pH为___________(保留2位小数)。 【答案】1.48 【解析】反应为氢离子和氢氧根离子生成水，反应后，pH=1.48。 题型4：弱电解质的判断与比较 7．（25-26高二上·上海·期末）已知：醋酸是一种弱酸，属于弱电解质，在水中不能完全电离。下列能说明醋酸是弱电解质的是 A．醋酸水溶液存在 B．盐酸和醋酸溶液，盐酸导电能力强 C．醋酸可以与碳酸钠反应制 D．醋酸溶液能使石蕊试液变红 【答案】A 【解析】A．醋酸水溶液中同时存在分子和、，说明醋酸未完全电离，存在电离平衡，可证明醋酸是弱电解质，A正确； B．溶液导电能力与离子浓度、离子所带电荷有关，题干未说明盐酸和醋酸的浓度、温度等条件，无法通过导电能力判断电离程度，不能证明醋酸是弱电解质，B错误； C．醋酸与碳酸钠反应制，仅能说明醋酸酸性强于碳酸，无法证明醋酸是否完全电离，不能说明醋酸是弱电解质，C错误； D．醋酸溶液能使石蕊试液变红，仅能说明醋酸电离出具有酸性，无法证明其电离程度，不能说明醋酸是弱电解质，D错误； 故选A。 8．（25-26高二上·上海·期中）能证明乙酸是弱电解质的方法是 A．与反应产生气泡 B．比相同浓度的盐酸大 C．导电性比盐酸弱 D．和粒反应，产生气泡很慢 【答案】B 【解析】A．乙酸与反应产生气泡，仅能说明乙酸酸性强于碳酸，无法证明其在水溶液中部分电离，A错误； B．盐酸是强电解质，相同浓度下完全电离，若乙酸的比同浓度盐酸大，说明乙酸电离出的浓度更低，即乙酸部分电离，可证明其为弱电解质，B正确； C．溶液导电性与离子浓度、离子所带电荷有关，未说明乙酸与盐酸浓度相同，无法通过导电性强弱判断乙酸是否部分电离，C错误； D．与反应的速率受浓度、温度、固体接触面积等多种因素影响，未控制变量，无法证明乙酸为弱电解质，D错误； 故选B。 题型5：电离平衡常数及其应用 9．（25-26高二上·上海·阶段检测）室温下 的氨水溶液在加水稀释过程中： (1)电离平衡常数___________。 A．变大       B．变小       C．不变 (2)___________。 A．变大      B．变小       C．不变 【答案】(1)C (2)A 【解析】（1）温度不变，电离平衡常数不变，故选C。 （2），加水稀释过程中，减小，不变，则变大，故选A。 10．（24-25高二上·上海虹口·期中）常温下，部分酸的电离常数如下表所示： 编号 ① ② ③ ④ 化学式 (草酸) 电离常数 (1)四种酸的酸性从强到弱的顺序为___________(可用编号表示)；下列各离子中，结合能力最强的是___________。 A．    B．    C．    D． (2)判断下列反应可能发生的是___________。 A． B． C． D． (3)常温下向氨水中通入。当降至时，溶液中___________。 【答案】(1) ②④①③ C (2)C (3)1 【解析】（1）①酸的电离常数越大，酸性越强。Ka值由大到小：Ka1(H2C2O4)=5×10−2 ，Ka1(H2SO3)=1.5×10−2 ，Ka(CH3COOH)=1.8×10−5 ，Ka1(H2CO3)=4.4×10−7 ，可得酸性：②＞④＞①＞③ 。 ②对应酸酸性越弱，其酸根离子结合H+能力越强。电离出氢离子的能力最弱，结合H+能力最强，答案选C 。 （2）A．H2C2O4酸性强于CH3COOH，该反应不符合强酸制弱酸原理，不能发生，A不可能； B．H2SO3酸性强于CH3COOH ，但酸性弱于CH3COOH ，反应应生成NaHSO3和CH3COOH ，该反应不能发生，B不可能； C．H2C2O4的两级电离常数均大于H2CO3 的Ka1，符合强酸制弱酸原理，该反应可以发生，C可能； D．H2C2O4酸性强于H2SO3、但H2SO3酸性强于，H2SO3能与Na2C2O4反应，生成物中不能同时存在H2SO3和Na2C2O4，D不可能； 答案选C。 （3）常温下，当c(OH−)=1.0×10−7mol⋅L−1时，c(H+)=1.0×10−7mol⋅L−1 ，则 。 题型6：中和滴定的操作及图像分析 11．（25-26高二上·上海·阶段检测）室温下，向20.00 mL HA溶液中滴入溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数与所加溶液体积的关系如图所示： （1）HA溶液的pH=__________。(单选) A．11 B．7 C．3 D．1 （2）M点的原因：_______________________________。 【答案】（1）C （2） 电离对水电离的抑制程度与水解对水电离的促进程度相同 【解析】（1）由图可知，未滴加溶液时，的溶液中，即由水电离出的氢离子浓度。在酸性溶液中，水电离出的等于溶液中的，故溶液中。根据常温下水的离子积常数，可得溶液中的氢离子浓度，因此该溶液的，故选C； （2）随着的加入，溶液中发生反应生成。N点时水电离程度最大，为恰好完全反应生成的点。M点位于N点左侧，此时溶液中的溶质为未反应完的和生成的。其中电离产生会抑制水的电离，而中的水解会促进水的电离。M点时，与纯水中的水电离程度相同，这说明此时电离对水电离的抑制程度与水解对水电离的促进程度恰好相同，两者作用相互抵消。 12．（25-26高二上·上海·期中）室温下，用0.100 mol/L盐酸溶液滴定20.00 mL 0.100 mol/L的氨水溶液，滴定曲线如图所示。 （1）a点所示的溶液中各离子浓度由大到小的顺序依次为___________。 （2）c点所示的溶液中c()+c()=___________mol/L（忽略溶液体积的变化）。 【答案】（1） （2）0.04 【解析】（1）a点加入盐酸体积为10.00 mL，则混合溶液中溶质为等物质的量的NH4Cl和NH3∙H2O，而溶液pH=9，显碱性，则，根据电荷守恒可知，，故各离子浓度由大到小的顺序依次为； （2）c点加入盐酸体积为30.00 mL，则混合溶液总体积为50.00 mL，根据物料守恒，，故c点溶液中。 题型7：盐类水解的应用 13．（25-26高二上·上海·阶段检测）室温下，对于pH=9的NaOH溶液和溶液，说法错误的是 A．溶液抑制了水的电离 B．溶液抑制了水的电离 C．溶液中存在分子 D．溶液中由水电离的 【答案】B 【解析】A．是强碱，电离出的使水的电离平衡逆向移动，抑制水的电离，A正确； B．是强碱弱酸盐，水解会结合水电离出的，促进水的电离，而非抑制，B错误； C．水解生成分子，因此溶液中存在分子，C正确； D．室温下，pH=9的溶液中c(H+)=1.010-9mol/L，溶液中全部由水电离产生，且水电离的，因此，D正确； 故选B。 14．（25-26高二上·上海·期中）下列过程与盐类水解反应无关的是 A．热的纯碱溶液去除油污效果更好 B．小苏打与明矾作油条膨松剂的主要成分 C．石灰岩(喀斯特地貌)溶洞的形成 D．向沸水中滴入饱和溶液制备胶体 【答案】C 【解析】A．加热纯碱溶液，促进碳酸根水解，溶液碱性增加，有利于油脂的水解，与盐类水解有关，A不符合题意； B．小苏打与明矾作油条膨松剂、泡沫灭火剂的主要成分与盐类水解反应有关，B不符合题意； C．石灰岩溶洞形成是CaCO3与CO2和水的反应生成Ca(HCO3)2，属于碳酸盐的溶解，与盐类水解无关，C符合题意； D．FeCl3水解生成Fe(OH)3胶体，加热促进水解，与盐类水解有关，D不符合题意； 故选C。 题型8：沉淀溶解平衡在生产、生活中的应用 15．（24-25高二上·上海·阶段检测）一定温度下，向含有AgCl(s)的饱和AgCl溶液中加水至固体恰好完全消失，下列叙述中正确的是 A．AgCl 的溶解度增大 B．AgCl的溶解度、Ksp均不变 C．溶液中[Cl-]变小 D．溶液中n(Cl-)不变 【答案】B 【解析】A．溶解度仅与温度、溶剂和溶质的性质有关，本题温度不变，因此AgCl的溶解度不变，A错误； B．溶解度和溶度积均为只与温度有关的物理量，温度不变则二者均不变，B正确； C．加水至固体恰好完全消失时，溶液仍为AgCl饱和溶液，温度不变则不变，故保持不变，C错误； D．加水过程中原有AgCl固体继续溶解，因此溶液中增大，D错误； 故答案为B。 16．（24-25高二下·上海徐汇·期末）已知25℃时，，，已知的电离常数，。工业生产和化学实验中常用沉淀法，将转化为难溶物除去。 (1)通过调节溶液的pH值，可将转化而除去，如果某溶液中含有的，请计算开始沉淀时的___________。(结果保留1位小数) (2)以作为沉淀剂，将溶液中的转化为极难溶的CuS沉淀，是化学实验室中进行物质分离、除杂的常用方法，涉及的离子反应为___________；计算该反应的平衡常数___________。 【答案】(1)4.7 (2) Cu2++H2S=CuS↓+2H+ 【解析】（1）开始沉淀时Cu2+浓度为0.1mol/L，则，。 （2）Cu2+与H2S反应生成CuS沉淀和H+，离子方程式为Cu2++H2S=CuS↓+2H+；计算该反应的平衡常数 题型9：混合溶液中粒子浓度关系 17．（25-26高二上·上海·期中）溶液和溶液均显碱性。 （1）运用平衡原理解释溶液显碱性的原因___________。 （2）关于溶液，下列说法错误的是___________。 A．同时存在电离平衡和水解平衡 B． C． D．加入固体，恢复到原温度，增大 （3）溶液和溶液中都含有，写出一个用浓度表示的溶液物料守恒的关系式___________。 【答案】（1）NaHCO3溶液中，存在的电离平衡和水解平衡，而水解程度大于电离程度，因此溶液显碱性 （2）C （3） 【解析】（1）NaHCO3溶液中，存在的电离平衡和的水解平衡，而的水解程度大于其电离程度，因此溶液中，溶液显碱性； （2）A．NaHCO3是弱酸的酸式盐，其溶液中同时存在的电离平衡和水解平衡，A正确； B．由于的水解程度较小，产生的浓度远小于的原始浓度，因此，B正确； C．的水解程度大于电离程度，则水解产生的浓度大于电离产生的浓度，即，C错误； D．加入NaOH固体，会中和溶液中的，使的电离平衡正向移动，生成更多的，故浓度增大，D正确； 故选C； （3）Na2CO3溶液中，，则物料守恒关系式为。 18．（25-26高二上·上海·期中）盐酸肼是一种重要的化工原料，属于离子化合物，易溶于水，溶液呈酸性，水解原理与类似。 （1）写出盐酸肼第一步水解反应的离子方程式___________。 （2）盐酸肼水溶液中离子浓度的关系正确的___________。(不定项) A． B． C． D． 【答案】（1） （2）AC 【解析】（1）盐酸肼（）的水解原理与NH4Cl类似，则盐酸肼第一步水解反应的离子方程式为； （2）A．1个中含有2个，则盐酸肼溶液中，而溶液呈酸性，即，则，A正确； B．根据水解平衡，且会进一步水解生成，故，B错误； C．溶液中存在电荷守恒，C正确； D．根据选项A可知，D错误； 故答案选AC。 题型10：弱电解质电离平衡、沉淀溶解平衡图像分析 19．（24-25高二上·上海宝山·期中）在水中存在两种平衡： ①； ②。 在时，与的关系如图所示，表示或浓度的负对数(pc=-lgc)，求点坐标，并写出计算过程：___________。 【答案】 【分析】由平衡可知，随着溶液的碱性增强，铝离子转化为氢氧化铝、氢氧化铝转化为四羟基合铝酸根，结合图像可知，曲线①代表与的关系、曲线②代表与的关系。 【解析】由（）可知，②，。，则，故，则，故a点坐标为。 20．（24-25高二上·上海·期中）工业上常用电解法将转化为草酸()。草酸是二元弱酸。向10mL溶液中加入NaOH溶液，含碳微粒的物质的量分数随溶液pH变化如图所示： （1）25℃时，碳酸电离平衡常数分别是；，写出少量草酸和过量碳酸钠反应的离子方程式：___________。 （2）已知25℃草酸钙的，碳酸钙的。回答下列问题：25℃时向20mL碳酸钙的饱和溶液中逐滴加入的草酸钾溶液20mL，(填“能”或“否”)___________产生草酸钙沉淀，试通过计算说明理由___________。 【答案】（1） （2） 否。，解得 加入的草酸钾溶液20mL，即等体积混合，离子浓度减小一半，混合后：，)则，所以不能产生。 【解析】（1）由图可知，向10mL0.1mol/L草酸溶液中加入0.1mol/LNaOH溶液，曲线Ⅰ代表的物质的物质的量分数不断下降，则Ⅰ表示H2C2O4，曲线Ⅱ代表的物质的物质的量分数先增大后减小，则曲线Ⅱ表示，曲线Ⅲ表示的物质的物质的量分数不断增大，曲线Ⅲ表示，Ⅰ、Ⅱ两曲线的交点草酸和的浓度相同，根据可得Ka1=c(H+)=10-1.2，同理Ⅱ、Ⅲ曲线的交点和浓度相同，Ka2=c(H+)=10-4.2草酸电离平衡常数分别是、，再根据碳酸的电离平衡常数可知，酸性强弱顺序为H2C2O4>>H2CO3>，少量草酸和过量碳酸钠反应的离子方程式为； （2），解得 碳酸钙的饱和溶液中，，加入的草酸钾溶液20mL，即等体积混合，离子浓度减小一半，混合后：，)则，所以不能产生； 技巧1：理清溶液中H＋或OH－的来源 (1)常温下，中性溶液 c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1 (2)溶质为酸的溶液 ①来源 OH－全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)。 ②实例 如计算pH＝2的盐酸溶液中由水电离出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝(Kw/10－2) mol·L－1＝10－12 mol·L－1，即由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。 (3)溶质为碱的溶液 ①来源 H＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)。 ②实例 如计算pH＝12的NaOH溶液中由水电离出的c(OH－)，方法是知道溶液中的c(H＋)＝10－12 mol·L－1，即由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。 (4)水解呈酸性或碱性的盐溶液 ①pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，因为部分OH－与部分NH结合，溶液中c(OH－)＝10－9 mol·L－1。 ②pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol·L－1。 技巧2：混合溶液pH的计算思维模型 (1)两种强酸混合：直接求出c混(H＋)，再据此求pH，c混(H＋)＝。 (2)两种强碱混合：先求出c混(OH－)，再根据Kw求出c混(H＋)，最后求pH，c混(OH－)＝。 (3)强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度 ①若酸过量： c混(H＋)＝ ②若碱过量： c混(OH－)＝ 最后根据pH＝－lg c(H＋)，求pH。 技巧3：判断弱电解质的三个维度 (1)弱电解质的概念，即弱电解质不能完全电离，如0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液的pH>1。 (2)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；再如向0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中滴入1～2滴石蕊溶液，溶液变红色，向其中加入CH3COONa固体，若溶液红色变浅，说明CH3COOH⥫⥬CH3COO－＋H＋的平衡逆移，即CH3COOH为弱酸。 (3)弱电解质形成的盐能水解，如用玻璃棒醮取一定浓度的CH3COONa溶液滴在pH试纸上，pH>7，说明CH3COONa为弱酸盐，即CH3COOH为弱酸。 技巧4：滴定终点答题模板 当滴入最后半滴×××标准溶液后，溶液变成×××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。 解答此类题目注意三个关键点： (1)最后半滴：必须说明是滴入“最后半滴”溶液。 (2)颜色变化：必须说明滴入“最后半滴”溶液后溶液“颜色的变化”。 (3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不再恢复原来的颜色”。 技巧5：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。 技巧6：酸式盐水溶液酸碱性的判断 (1)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液一定显酸性，如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋。 (2)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 ①电离程度小于水解程度，溶液显碱性，如NaHCO3溶液中： ⥫⥬H＋＋(次要) ＋H2O⥫⥬H2CO3＋OH－(主要) 使c(OH－)＞c(H＋)，溶液显碱性。 同理NaHS溶液、Na2HPO4溶液显碱性。 ②电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如NaHSO3溶液中： ⥫⥬H＋＋(主要) ＋H2O⥫⥬H2SO3＋OH－(次要) 使c(H＋)＞c(OH－)，溶液显酸性。同理NaHC2O4、NaH2PO4溶液显酸性。 技巧7：判断盐溶液蒸干或灼烧时所得到的产物 (1)盐类水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)。 (2)盐类水解生成易挥发性酸时，蒸干并灼烧一般得到对应氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。 (3)考虑盐受热时是否分解。 原物质 蒸干灼烧后固体物质 Ca(HCO3)2 CaCO3或CaO NaHCO3 Na2CO3 KMnO4 K2MnO4和MnO2 NH4Cl 分解为NH3和HCl，无固体物质存在 (4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化，如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。 技巧8：沉淀溶解平衡图像题的解题策略 (1)沉淀溶解平衡曲线类似于溶解度曲线，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。 (2)从图像中找到数据，根据Ksp公式计算得出Ksp的值。 (3)比较溶液的Qc与Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出。 (4)涉及Qc的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合溶液的体积。 学科网（北京）股份有限公5 / 5 学科网（北京）股份有限公司 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