1專題十一水溶液中的離子平衡考情解讀1.了解弱電解質(zhì)在水溶液中存在電離平衡。2.了解水的電離、離子積常數(shù)。3.了解溶液pH的定義，能進(jìn)行pH的簡(jiǎn)單計(jì)算。4.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應(yīng)用。5.了解難溶電解質(zhì)的溶解平衡。了解溶度積的含義，能用平衡移動(dòng)原理分析沉淀溶解、生成和轉(zhuǎn)化過(guò)程。水溶液中的離子平衡是化學(xué)平衡的延伸和應(yīng)用，也是高考中考點(diǎn)分布較多的內(nèi)容之一。其中沉淀溶解平衡是新課標(biāo)中新增的知識(shí)點(diǎn)，題型主要是選擇題和填空題，其考查主要內(nèi)容有：①電離平衡。②酸、堿混合溶液酸堿性的判斷及pH的簡(jiǎn)單計(jì)算。③鹽對(duì)水電離平衡的影響及鹽溶液蒸干(或灼燒)后產(chǎn)物的判斷。④電解質(zhì)溶液中離子濃度的大小比較。⑤沉淀的溶解平衡及沉淀的轉(zhuǎn)化。從高考命題的變化趨勢(shì)來(lái)看，溶液中離子濃度的大小比較及沉淀的溶解平衡和轉(zhuǎn)化是主流試題。此類題目考查的內(nèi)容既與鹽的水解有關(guān)，又與弱電解質(zhì)的電離平衡有關(guān)。題目不僅偏重考查粒子的濃度大小順序，而且還側(cè)重溶液中的各種守恒(電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒)關(guān)系的考查，從而使題目具有一定的綜合性、靈活性和技巧性。重點(diǎn)知識(shí)梳理知識(shí)點(diǎn)一、電解質(zhì)1.強(qiáng)、弱電解質(zhì)與物質(zhì)分類的關(guān)系2.強(qiáng)、弱電解質(zhì)與化學(xué)鍵的關(guān)系一般電解質(zhì)的鍵型不同，電離程度就不同，已知典型的離子化合物，如強(qiáng)堿(NaOH、KOH等)、大部分2鹽類(如NaCl、CaCl2)以及強(qiáng)極性共價(jià)化合物(如HCl、H2SO4)，在水分子作用下能夠全部電離，我們稱這種在水溶液中能夠完全電離的物質(zhì)為強(qiáng)電解質(zhì)。而含弱極性鍵的共價(jià)化合物如CH3COOH、NH3·H2O、H2O等，在水中僅部分電離，為弱電解質(zhì)。但是，僅從鍵型來(lái)區(qū)分強(qiáng)、弱電解質(zhì)是不全面的，即使強(qiáng)極性共價(jià)化合物也有屬于弱電解質(zhì)的情況，如HF。3.弱電解質(zhì)的判斷在中學(xué)化學(xué)電解質(zhì)溶液這一知識(shí)點(diǎn)的學(xué)習(xí)中，常常需要根據(jù)一些性質(zhì)對(duì)強(qiáng)弱電解質(zhì)進(jìn)行有關(guān)判斷和分析，屬于高考的熱點(diǎn)?，F(xiàn)以弱酸為例進(jìn)行分析，常見的判斷方法有：（1）測(cè)定已知物質(zhì)的量濃度的弱酸的pH。如已知酸HB，物質(zhì)的量濃度為0.01mol·L－1，若為強(qiáng)酸，則完全電離，c(H＋)＝0.01mol·L－1，pH＝2；若為弱酸，則部分電離，c(H＋)<0.01mol·L－1，pH>2。（2）取一定體積的酸HB溶液(設(shè)取1體積)，測(cè)定其pH，稀釋至體積擴(kuò)大100倍，再測(cè)定其pH。若pH增大2個(gè)單位，則為強(qiáng)酸；若pH增大小于2個(gè)單位，則為弱酸。（3）取酸HB對(duì)應(yīng)的鈉鹽溶液，測(cè)定其pH。若pH＝7，則為強(qiáng)酸；若pH>7，則為弱酸。（4）取體積和pH相同的酸HB溶液和鹽酸，分別加入足量的鋅粒，若HB產(chǎn)生H2的速率大且量多，說(shuō)明是弱酸。（5）分別取等體積等pH的酸HB和鹽酸進(jìn)行中和滴定，若達(dá)到終點(diǎn)時(shí)酸HB消耗的同濃度的NaOH溶液體積大，說(shuō)明HB為弱酸。（6）分別取相同物質(zhì)的量濃度的酸HB溶液和鹽酸，測(cè)其導(dǎo)電性，若酸HB溶液的導(dǎo)電能力弱，說(shuō)明HB為弱酸。（7）分別取相同pH的酸HB溶液和鹽酸，向其中加入NaCl晶體和NaB晶體，振蕩，待晶體溶解后，鹽酸的pH幾乎不變，若酸HB溶液的pH增大，說(shuō)明HB為弱酸。4．電離方程式的書寫(1)強(qiáng)電解質(zhì)：完全電離用“=?,如：HCl＝HClNaOH＝NaOHNaNO3＝NaNO3-。(2)弱電解質(zhì)：部分電離用“”，如：CH3COOHCH3COOHNH3·H2ONH2-＋OH－。(3)多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，以第一步電離為主。如：H2CO3HHCO3-(主要)；HCO3-H＋CO32-(次要)。(4)多元弱堿用一步電離表示，如：Cu(OH)2Cu22OH－。(5)強(qiáng)酸的酸式鹽在水溶液中完全電離，如NaHSO4=NaHSO42在熔融狀態(tài)下的電離為KHSO4=K++HSO4－。弱酸的酸式鹽既有完全電離，又有部分電離，如NaHCO3=NaHCO3HCO3－HCO32-。5．電離度3(1)定義：弱電解質(zhì)在水中達(dá)到電離平衡狀態(tài)時(shí)，已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原有電解質(zhì)分子總數(shù)(包括已電離和未電離)的百分率，稱為電離度。(2)表達(dá)式：電離度通常用α表示：α=×100%。(3)意義電離度實(shí)質(zhì)上是平衡轉(zhuǎn)化率的一種。電離度表示弱電解質(zhì)在水中的電離程度。溫度相同、濃度相同時(shí)，不同的弱電解質(zhì)的電離度是不同的，同一種電解質(zhì)在不同濃度的水溶液中，其電離度也是不同的，溶液越稀，電離度越大。知識(shí)點(diǎn)二、酸堿稀釋時(shí)pH的變化1．強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的稀釋在稀釋時(shí)，當(dāng)它們的濃度大于10－5mol·L－1時(shí)，不考慮水的電離；當(dāng)它們的濃度小于10－5mol·L－1時(shí)，應(yīng)考慮水的電離。例如：(1)pH=6的HCl溶液稀釋100倍，混合液pH≈7(不能大于7)；(2)pH=8的NaOH溶液稀釋100倍，混合液pH≈7(不能小于7)；(3)pH=3的HCl溶液稀釋100倍，混合液pH=5；(4)pH=10的NaOH溶液稀釋100倍，混合液pH=8。2．弱酸、弱堿的稀釋在稀釋過(guò)程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動(dòng)，不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH范圍。例如：(1)pH=3的CH3COOH溶液，稀釋100倍，稀釋后3<pH<5；(2)pH=10的NH3·H2O溶液，稀釋100倍，稀釋后8<pH<10；(3)pH=3的酸溶液，稀釋100倍，稀釋后3<pH≤5；(4)pH=10的堿溶液，稀釋100倍，稀釋后8≤pH<10。3．對(duì)于pH相同的強(qiáng)酸和弱酸(或強(qiáng)堿和弱堿)溶液稀釋相同的倍數(shù)，強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)溶液的pH變化幅度大。這是因?yàn)閺?qiáng)酸(或強(qiáng)堿)已完全電離，隨著加水稀釋，溶液中H＋(或OH－)數(shù)(除水電離的以外)不會(huì)增多，而弱酸(或弱堿)隨著加水稀釋，電離程度增大，H＋(或OH－)數(shù)會(huì)增多。4．對(duì)于物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸和弱酸(或強(qiáng)堿和弱堿)，稀釋相同的倍數(shù)，pH的變化幅度不同，強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)稀釋后pH變化幅度大。知識(shí)點(diǎn)三、關(guān)于pH值的計(jì)算1．單一溶液pH的計(jì)算強(qiáng)酸溶液(HnA)，其物質(zhì)的量濃度為cmol/L，則：c(H＋)＝ncmol/L，pHlgc(H＋)lgnc；強(qiáng)堿溶液[B(OH)n]，其物質(zhì)的量濃度為cmol/L，則c(OH－)＝ncmol/L，c(H＋)＝mol/L，pHlgc(H＋)＝14+lgnc。2．強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合液的pH計(jì)算(1)強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合求pH①非等體積混合c(H＋)＝c1(H＋)·H＋)·V2，然后再求pH。②等體積混合可近似計(jì)算pH＝pH小＋0.3(2)強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合求pH①非等體積混合V先計(jì)算：c(OH－)＝c1(OH－)·V1＋c2(OH－)·V再求c(H＋)＝c(－)，最后求pH。②等體積混合，可近似計(jì)算pH＝pH大－0.3。(3)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合①恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH＝7。②酸過(guò)量：先求c(H＋)余＝c(H＋)·)·V(堿)，再求pH。③堿過(guò)量：先求c(OH－)余＝c(OH－))·V(酸)，再求c(H＋)＝c(－)，然后求pH。知識(shí)點(diǎn)四、酸堿中和滴定的誤差分析c(標(biāo)準(zhǔn))·V(標(biāo)準(zhǔn))＝c(待測(cè))·V(待測(cè))，所以c(待測(cè))＝c標(biāo)·標(biāo)準(zhǔn)，因c(標(biāo)準(zhǔn))已確定，因此只要分析出不正確操作引起V(標(biāo)準(zhǔn))與V(待測(cè))的變化，即分析出結(jié)果。2．引起誤差的原因中和滴定實(shí)驗(yàn)中，產(chǎn)生誤差的途徑主要有操作不當(dāng)、讀數(shù)不準(zhǔn)等，分析誤差要根據(jù)計(jì)算式分析，c待測(cè)=c標(biāo)·標(biāo)準(zhǔn)，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定待測(cè)堿溶液時(shí)，c標(biāo)準(zhǔn)、V待測(cè)均為定值，c待測(cè)的大小取決于V標(biāo)準(zhǔn)的大小。下列為不正確操作導(dǎo)致的實(shí)驗(yàn)結(jié)果偏差：(1)儀器洗滌①酸式滴定管水洗后，未潤(rùn)洗(偏高)；②酸式滴定管水洗后，誤用待測(cè)液潤(rùn)洗(偏高)；③堿式滴定管水洗后，未潤(rùn)洗(偏低)；④錐形瓶水洗后，用待測(cè)液潤(rùn)洗(偏高)。(2)量器讀數(shù)①滴定前俯視酸式滴定管，滴定后平視(偏高)；②滴定前仰視酸式滴定管，滴定后俯視(偏低)如圖所示；③滴定完畢后，立即讀數(shù)，半分鐘后顏色又褪去(偏低)。(3)操作不當(dāng)①滴定前酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定結(jié)束后氣泡消失(偏高)；②滴定過(guò)程中，振蕩錐形瓶時(shí)，不小心將溶液濺出(偏低)；③滴定過(guò)程中，錐形瓶?jī)?nèi)加少量蒸餾水(無(wú)影響)。3．常見誤差分析以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：步驟操作V(標(biāo)準(zhǔn))c(待測(cè))洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗變大偏高堿式滴定管未用待測(cè)溶液潤(rùn)洗變小偏低錐形瓶用待測(cè)溶液潤(rùn)洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無(wú)影響取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時(shí)氣泡消失變大偏高振蕩錐形瓶時(shí)部分液體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)變小偏低滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)變大偏高6知識(shí)點(diǎn)五、鹽類水解離子方程式的書寫1.水和弱電解質(zhì)應(yīng)寫成分子式，不能寫成相應(yīng)的離子。2．水解反應(yīng)是可逆過(guò)程，因此要用“”符號(hào)，不能用“＝”。通常情況下，中和反應(yīng)是趨于完成的反應(yīng)，所以鹽的水解程度很小，產(chǎn)物的量很少，因此方程式中不標(biāo)“↑”“↓”符號(hào)，也不把易分解的生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)寫成其分解產(chǎn)物的形式。如NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl；離子方程式為NH4++H2O＝NH3·H2O。3．多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的，應(yīng)分步書寫，水解程度主要取決于第一步。如：CO32H2O—HCO3OH-;HCO3H2O—H2CO3＋OH－。4．多元弱堿的鹽也是分步水解的，由于中間過(guò)程復(fù)雜，中學(xué)階段仍寫成一步，如：Cu22H2OCu(OH)2＋2H+Al3＋3H2OAl(OH)3＋3H+(5)某些鹽溶液在混合時(shí)，一種鹽的陽(yáng)離子與另一種鹽的陰離子在一起都發(fā)生水解，使兩種鹽的離子水解趨于完全。此時(shí)，用“=??↑”“↓”(又叫雙水解反應(yīng))。如生成的H2CO3寫成CO2↑+H2O。如將Al2(SO4)3溶液與NaHCO3溶液混合，立即產(chǎn)生大量白色沉淀和大量氣體。這是由于Al2(SO4)3溶液顯酸性：Al3++3H2OAl(OH)3＋3H＋NaHCO3溶液顯堿性：HCO32H2OH2CO3＋OH二者混合后，發(fā)生反應(yīng)HOHH2O，使兩個(gè)水解反應(yīng)相互促進(jìn)，趨于完全，所以產(chǎn)生白色沉淀和氣體?？偡磻?yīng)為Al33HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑。配平雙水解反應(yīng)離子方程式可遵循離子的電荷守恒和質(zhì)量守恒配平。如：Al33AlO26H2O＝4Al(OH)3↓,2Fe33CO323H2O＝2Fe(OH)3↓+3CO2↑即：mMnnAnnmH2O＝mM(OH)n↓+nHmA常見的能發(fā)生相互促進(jìn)水解的離子有：Al3＋與CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2-;Fe3＋與CO32－、HCO3－、AlO2－NH4+與AlO2－、SiO32－等。雙水解反應(yīng)的規(guī)律可以用于：①判斷離子能否大量共存；②確定待鑒別的試劑；③比較物質(zhì)溶解性的大?。虎苓x擇要制備物質(zhì)的試劑種類；⑤確定肥料的復(fù)合方式?！咎貏e提醒】鹽類水解溶液中的守恒規(guī)則(1)電荷守恒電解質(zhì)溶液中所有陽(yáng)離子所帶的正電荷總數(shù)與所有陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)相等。如在Na2CO3溶液中存在著Na＋、CO－、H＋、OH－、HCO，它們存在如下關(guān)系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO－)＋c(HCO)＋c(OH－)。(2)物料守恒電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能水解或電離，離子種類增多，但某些關(guān)鍵性的原子總是守恒的。(3)質(zhì)子守恒在電離或水解過(guò)程中，會(huì)發(fā)生質(zhì)子(H＋)轉(zhuǎn)移，但在質(zhì)子轉(zhuǎn)移過(guò)程中其數(shù)量保持不變。以Na2CO3和NaHCO3溶液為例，可用以下圖示幫助理解質(zhì)子守恒：①Na2CO3溶液所以c(OH－)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)＋c(H3O＋)，即c(OH－)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)＋c(H＋)。②NaHCO3溶液c(OH－)＋c(CO－)＝c(H2CO3)＋c(H＋)。另外，將混合溶液中的電荷守恒式和物料守恒式相聯(lián)立，通過(guò)代數(shù)運(yùn)算消去其中某離子，即可推出該溶液中的質(zhì)子守恒。知識(shí)點(diǎn)六、鹽類水解的應(yīng)用1．實(shí)驗(yàn)室配制和儲(chǔ)存易水解的鹽溶液配制FeCl3溶液時(shí)加入一定量酸(鹽酸)，防止鐵離子水解；配制CuSO4溶液時(shí)加入少量硫酸，防止銅離子水解。2．某些活潑金屬與強(qiáng)酸弱堿鹽反應(yīng)Mg放入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中產(chǎn)生氫氣。3．制備Fe(OH)3膠體沸水中滴加FeCl3溶液，產(chǎn)生紅褐色膠體。Fe33H2OFe(OH)3(膠體)＋3H+4．明礬[KAl(SO4)2·12H2O]、三氯化鐵(FeCl3)等凈水Al33H2OAl(OH)3(膠體)＋3H+8Fe33H2OFe(OH)3(膠體)＋3H+原因：膠體吸附性強(qiáng)，可起凈水作用。5．蘇打(Na2CO3)洗滌去油污CO32H2O＝HCO3OH加熱，去油污能力增強(qiáng)。原因：加熱，促進(jìn)CO32－的水解，堿性增強(qiáng)，去油污能力增強(qiáng)。6．泡沫滅火器原理成分：NaHCO3、Al2(SO4)3NaHCO3水解：HCO3－H2O—H2CO3＋OH－堿性Al2(SO4)3水解：Al33H2OAl(OH)3＋3H＋酸性原理：當(dāng)兩鹽混合時(shí)，氫離子與氫氧根離子結(jié)合生成水，雙方相互促進(jìn)水解：3HCO3Al3Al(OH)3↓+3CO2↑7．施用化肥普鈣【Ca(H2PO4)2】、銨態(tài)氮肥不能與草木灰(K2CO3)混用原因：K2CO3水解顯堿性：CO32H2O—HCO3OH-3Ca(H2PO4)2＋12OH－＝Ca3(PO4)2↓+12H2O＋4PO43-NH4+＋OH－NH3↑+H2O降低肥效8．判斷鹽溶液的酸堿性或pH如相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：NaCl、KHSO4、NaH2PO4、Na2HPO4、CH3COOH，pH由大到小的順序?yàn)镹a3PO4＞Na2HPO4＞NaCl＞CH3COOH＞KHSO49．比較鹽溶液中離子濃度的大小如Na2CO3溶液中，各離子濃度大小的順序?yàn)閏(Na＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H＋)10．加熱蒸發(fā)鹽溶液析出固體不水解、不分解的鹽的溶液加熱蒸干時(shí)，析出鹽的晶體，如NaCl。能水解，但生成的酸不揮發(fā)，也能析出該鹽的晶體，如Al2(SO4)3。能水解，但水解后生成的酸有揮發(fā)性，則析出金屬氫氧化物，若蒸干后繼續(xù)加熱，則可分解為金屬氧化物，如AlCl3、FeCl3。若鹽在較低溫度下受熱能分解，則加熱蒸干其溶液時(shí)，鹽已分解，如Ca(HCO3)2。11．判斷鹽所對(duì)應(yīng)酸的相對(duì)強(qiáng)弱如已知物質(zhì)的量濃度相同的兩種鹽溶液NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，則酸HA和HB的酸性強(qiáng)弱為HB＞HA。12．判斷鹽溶液中離子種類多少(如Na3PO4溶液中存在哪些離子。)913．某些試劑的實(shí)驗(yàn)室貯存，如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能貯存于磨口玻璃瓶中。14．證明弱酸或弱堿的某些實(shí)驗(yàn)要考慮鹽的水解，如證明Cu(OH)2為弱堿時(shí)，可用CuCl2溶液能使藍(lán)色石蕊試紙變紅(顯酸性)證之。15．除雜：①采用加熱的方法來(lái)促進(jìn)溶液中某些鹽的水解，使之生成氫氧化物沉淀，以除去溶液中某些金屬離子。例如，不純的KNO3溶液中常含有雜質(zhì)Fe3＋，可用加熱的方法來(lái)除去KNO3溶液中所含的Fe3+。②向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3。16．如果溶液濃度較低，可以利用水解反應(yīng)來(lái)獲得納米材料(氫氧化物可變?yōu)檠趸?。如果水解程度很大，還可用于無(wú)機(jī)化合物的制備，如制TiO2：TiCl4＋(x＋2)H2O(過(guò)量)TiO2·xH2O↓+4HCl所得TiO2·xH2O經(jīng)焙燒得TiO2。17．判斷溶液中離子能否共存如Al3＋、Fe3＋與CO32－、HCO3－在溶液中不能大量共存，因?yàn)槟馨l(fā)生雙水解反應(yīng)?！咎貏e提醒】鹽類的水解、粒子濃度的大小比較1．填寫下列空白。(1)NH4Cl溶液水解離子方程式NH＋H2O—NH3·H2O＋H+電荷守恒式c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)物料守恒式c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O)質(zhì)子守恒式c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)粒子濃度大小關(guān)系c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－)(2)Na2CO3溶液水解離子方程式COH2O—HCO＋OH－、HCO＋H2O—H2CO3+OH-電荷守恒式c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO(CO－)物料守恒式c(Na＋)＝2c(H2CO3)＋2c(HCO)＋2c(CO－)質(zhì)子守恒式c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)粒子濃度大小關(guān)系c(Na＋)＞c(CO－)＞c(OH－)＞c(HCOc(H＋)(3)NaHCO3溶液水解離子方程式HCO＋H2O—H2CO3＋OH電離方程式HCO—HCO-電荷守恒式c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO(CO－)物料守恒式c(Na＋)＝c(H2CO3)＋c(HCOc(CO－)質(zhì)子守恒式c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO－)粒子濃度大小關(guān)系c(Na＋)＞c(HCOc(OH－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)＞c(CO－)(4)NaHSO3溶液水解離子方程式HSO＋H2O—H2SO3＋OH-電離方程式HSO—HSO-電荷守恒式c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HSO(SO－)物料守恒式c(Na＋)＝c(H2SO3)＋c(HSO)＋c(SO－)質(zhì)子守恒式c(H＋)＋c(H2SO3)＝c(OH－)＋c(SO－)粒子濃度大小關(guān)系c(Na＋)＞c(HSOc(H＋)＞c(SO－)＞c(OH－)＞c(H2SO3)(5)物質(zhì)的量之比為1∶1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液(呈酸性)水解離子方程式CH3COOH2O—CH3COOH＋OH-電離方程式CH3COOH—CH3COOH+電荷守恒式c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)物料守恒式2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)質(zhì)子守恒式c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)粒子濃度大小關(guān)系c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－)(6)物質(zhì)的量之比為1∶1的NH4Cl、NH3·H2O混合溶液(呈堿性)水解離子方程式NH＋H2O—NH3·H2O＋H+電離方程式NH3·H2O—NH＋OH-電荷守恒式c(NHc(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)物料守恒式c(NH3·H2O)＋c(NH)＝2c(Cl－)質(zhì)子守恒式c(NH)＋2c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋2c(OH－)粒子濃度大小關(guān)系c(NH)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋)【重要考點(diǎn)】聚焦酸堿中和滴定的?？键c(diǎn)1．“考”實(shí)驗(yàn)儀器酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵架臺(tái))、錐形瓶。其中?？嫉氖堑味ü埽缯_選擇滴定管(包括量程)，滴定管的檢漏、洗滌和潤(rùn)洗，滴定管的正確讀數(shù)方法等。2．“考”操作步驟(1)滴定前的準(zhǔn)備：查漏、洗滌、潤(rùn)洗、充液(趕氣泡)、調(diào)液面、讀數(shù)。(2)滴定：移液、滴加指示劑、滴定至終點(diǎn)、讀數(shù)。(3)計(jì)算。3．“考”指示劑的選擇(1)強(qiáng)酸強(qiáng)堿相互滴定，可選用甲基橙或酚酞。(2)若反應(yīng)生成的強(qiáng)酸弱堿鹽溶液呈酸性，則選用酸性變色范圍的指示劑(甲基橙)，若反應(yīng)生成強(qiáng)堿弱酸鹽，溶液呈堿性，則選用堿性變色范圍的指示劑(酚酞)。(3)石蕊試液因顏色變化不明顯，且變色范圍過(guò)寬，一般不作指示劑。(4)氧化還原滴定中，涉及到碘單質(zhì)的用淀粉作指示劑；用到KMnO4時(shí)，KMnO4本身作指示劑。4．“考”誤差分析寫出計(jì)算式，分析操作對(duì)V標(biāo)的影響，由計(jì)算式得出對(duì)最終測(cè)定結(jié)果的影響，切忌死記硬背結(jié)論。此外對(duì)讀數(shù)視線問(wèn)題要學(xué)會(huì)畫圖分析。5．“考”數(shù)據(jù)處理正確“取舍”數(shù)據(jù)，計(jì)算“平均”體積，根據(jù)反應(yīng)式確定標(biāo)準(zhǔn)液與待測(cè)液濃度和體積的關(guān)系，從而列出公式進(jìn)行計(jì)算。知識(shí)點(diǎn)七、酸、堿中和滴定的拓展應(yīng)用1．氧化還原滴定以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質(zhì)。(2)實(shí)例①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液。原理2MnO＋6H5H2C2O4===10CO2↑+2Mn28H2O指示劑酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑，當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏嗡嵝訩MnO4溶液后，溶液由無(wú)色變淺紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色，說(shuō)明到達(dá)滴定終點(diǎn)②Na2S2O3溶液滴定碘液。原理2Na2S2O3＋I(xiàn)2===Na2S4O6＋2NaI指示劑用淀粉作指示劑，當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏蜰a2S2O3溶液后，溶液的藍(lán)色褪去，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色，說(shuō)明到達(dá)滴定終點(diǎn)2.沉淀滴定(1)概念：沉淀滴定是利用沉淀反應(yīng)進(jìn)行滴定、測(cè)量分析的方法。生成沉淀的反應(yīng)很多，但符合條件的卻很少，實(shí)際上應(yīng)用最多的是銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應(yīng)來(lái)測(cè)定Cl－、Br－、I－濃度。(2)原理：沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑，滴定劑與被滴定物二者反應(yīng)的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應(yīng)的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑。如用AgNO3溶液測(cè)定溶液中Cl-的含量時(shí)常以CrO－為指示劑，這是因?yàn)锳gCl比Ag2CrO4更難溶的緣故?！咎貏e提醒】(1)在回答滴定終點(diǎn)的顏色變化時(shí)，要強(qiáng)調(diào)在半分鐘內(nèi)溶液顏色不褪去(或不恢復(fù)原色)。(2)在進(jìn)行相關(guān)計(jì)算時(shí)，要注意取出樣品溶液與原樣品所配制溶液量之間的關(guān)系。知識(shí)點(diǎn)八、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡1．掌握沉淀溶解平衡的3類應(yīng)用(1)沉淀的生成①加沉淀劑，如向AgNO3溶液中加入NaCl可生成沉淀；②調(diào)節(jié)pH，如向一定濃度的CuSO4和FeSO4的混合溶液中先加入H2O2氧化FeSO4，使Fe2＋轉(zhuǎn)化為Fe3再加入CuO或Cu(OH)2調(diào)節(jié)pH至約等于4，使得Fe3＋的水解平衡右移轉(zhuǎn)化為沉淀，而Cu2＋沒(méi)有沉淀從而達(dá)到除雜的目的。(2)沉淀的溶解①酸溶解法，如CaCO3溶于鹽酸；②鹽溶液溶解法，如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液；③氧化還原溶解法，如Ag2S溶于稀HNO3；④配位溶解法，如AgCl溶于氨水。(3)沉淀的轉(zhuǎn)化溶解能力相對(duì)較強(qiáng)的沉淀易向溶解能力相對(duì)較弱的沉淀轉(zhuǎn)化，如AgNO3 AgNO32．牢記Qc與Ksp大小比較的應(yīng)用Qc為濃度商(離子積)是指剛開始反應(yīng)(但未反應(yīng))時(shí)平衡體系各物質(zhì)濃度冪次方之積之比(對(duì)于溶液是指混合后但不反應(yīng)時(shí)的濃度)。Qc與Ksp的相對(duì)大小可反映出體系是否為平衡狀態(tài)(即沉淀是析出還是溶解)：(1)Qc>Ksp，過(guò)平衡狀態(tài)，反應(yīng)將逆向進(jìn)行，析出沉淀。(2)Qc＝Ksp，平衡狀態(tài)。(3)Qc<Ksp，未平衡狀態(tài)，反應(yīng)將正向進(jìn)行，沉淀溶解。高頻考點(diǎn)突攻高頻考點(diǎn)一弱電解質(zhì)的電離平衡例1．[2019新課標(biāo)Ⅲ]設(shè)NA為阿伏加德羅常數(shù)值。關(guān)于常溫下pH=2的H3PO4溶液，下列說(shuō)法正確的是A．每升溶液中的H+數(shù)目為0.02NAB．c(H+)=c(H2PO4)+2c(HPO)+3c(PO)+c(OH?)C．加水稀釋使電離度增大，溶液pH減小D．加入NaH2PO4固體，溶液酸性增強(qiáng)【舉一反三】【2017新課標(biāo)1卷】常溫下將NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示。下列敘述錯(cuò)誤的是A．Ka2（H2X）的數(shù)量級(jí)為10–6B．曲線N表示pH與lg的變化關(guān)系C．NaHX溶液中c(H+)>c(OH)D．當(dāng)混合溶液呈中性時(shí)，c(Na+)>c(HX)>c(X2)>c(OH)=c(H+)【舉一反三】(2017·全國(guó)卷Ⅰ)下列事實(shí)中，不能比較氫硫酸與亞硫酸的酸性強(qiáng)弱的是()A．氫硫酸不能與碳酸氫鈉溶液反應(yīng)，而亞硫酸可以B．氫硫酸的導(dǎo)電能力低于相同濃度的亞硫酸C．0.10mol·L－1的氫硫酸和亞硫酸的pH分別為4.5和2.1D．氫硫酸的還原性強(qiáng)于亞硫酸【易錯(cuò)提醒】1．電離平衡中的3個(gè)易錯(cuò)點(diǎn)(1)電離平衡向正向移動(dòng)，弱電解質(zhì)的電離程度不一定增大，如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向電離方向移動(dòng)，但醋酸的電離程度減小。(2)弱電解質(zhì)在加水稀釋的過(guò)程中，溶液中離子濃度不一定都減小，如氨水加水稀釋時(shí)，c(H＋)增大。(3)由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－13mol·L－1的溶液不一定呈堿性。2．利用電離常數(shù)(K)巧判溶液稀釋中有關(guān)粒子濃度比值大小弱電解質(zhì)(HA)加水稀釋時(shí)，溶液中的H＋、HA、A－的濃度均是降低的，但稀釋過(guò)程中溫度不變，電離常數(shù)(K)不變。因此解答弱電解質(zhì)溶液稀釋時(shí)粒子濃度比值的變化，可借助電離常數(shù)K來(lái)解答。如0.1mol·L－1的CH3COOH溶液是增大還是減小？因?yàn)榧铀♂寱r(shí)，溶液中c(CH3COOH)和c(CH3COO－)均是減小的，式中存在兩個(gè)“變量”，不易確定比值的變化情況，利用電離常數(shù)(K)將變形為＝·＝c(＋)，由兩個(gè)“變量”變成一個(gè)“變量”，加水稀釋時(shí)K不變，而c(H＋)減小，故比值增大。【變式探究】常溫下，將一定濃度的鹽酸和醋酸加水稀釋，溶液的導(dǎo)電能力隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說(shuō)法正確的是()A．兩溶液稀釋前的濃度相同B．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)溶液的pH由大到小順序?yàn)閍>b>cC．a(chǎn)點(diǎn)的Kw值比b點(diǎn)的Kw值大D．a(chǎn)點(diǎn)水電離的n(H＋)大于c點(diǎn)水電離的n(H＋)【變式探究】pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100mL，稀釋過(guò)程中pH與溶液體積的關(guān)系如圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則()A．x為弱酸，Vx<VyB．x為強(qiáng)酸，Vx>VyC．y為弱酸，Vx<VyD．y為強(qiáng)酸，Vx>Vy高頻考點(diǎn)二水的電離和溶液的酸堿性判斷例2．已知溫度T時(shí)水的離子積常數(shù)為Kw，該溫度下，將濃度為amol·L－1的一元酸HA與bmol·L－1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據(jù)是()B．混合溶液的pH＝7C．混合溶液中，c(H＋)＝mol·L－1D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)【變式探究】已知水的電離平衡曲線如圖所示，下列說(shuō)法正確的是()A．水的離子積常數(shù)關(guān)系為：Kw(B)＞Kw(A)＞Kw(C)＞Kw(D)B．向水中加入醋酸鈉固體，可從C點(diǎn)到D點(diǎn)C．B點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溫度下，pH＝4的硫酸與pH＝10的氫氧化鈉溶液等體積混合，溶液的pH＝7D．升高溫度可實(shí)現(xiàn)由C點(diǎn)到D點(diǎn)【變式探究】下列說(shuō)法正確的是()A．25℃時(shí)，在pH＝4的鹽酸和NH4Cl溶液中，由水電離出的H＋濃度相等B．25℃時(shí)，pH＝3和pH＝5的鹽酸等體積混合后，溶液的pH＝4C．25℃時(shí)，pH＝9和pH＝11的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH＝10D．25℃時(shí)，pH＝3.6的某橙汁中的c(H＋)是pH＝5.6的某西瓜汁中的c(H＋)的100倍【誤區(qū)警示】警惕溶液稀釋、混合的3個(gè)誤區(qū)誤區(qū)1.不能正確理解酸、堿的無(wú)限稀釋規(guī)律常溫下任何酸或堿溶液無(wú)限稀釋時(shí)，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。誤區(qū)2.不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律溶液稀釋前溶液pH加水稀釋到體積為原來(lái)n倍稀釋后溶液pH酸強(qiáng)酸弱酸a<pH<a＋n堿強(qiáng)堿pH＝bpH＝b－n弱堿b－n<pH<b誤區(qū)3.不能正確掌握混合溶液的定性規(guī)律pH＝n(n<7)的強(qiáng)酸和pH＝14－n的強(qiáng)堿溶液等體積混合，pH＝7；pH＝n(n<7)的醋酸和pH＝14－n的氫氧化鈉溶液等體積混合，混合溶液pH<7；pH＝n(n<7)的鹽酸和pH＝14－n的氨水溶液等體積混合，混合溶液pH>7。高頻考點(diǎn)三水的電離與溶液pH的判斷與計(jì)算體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是A．曲線Ⅰ代表HNO2溶液B．溶液中水的電離程度：c(HH保持不變（其中HA、A一分別代表相應(yīng)的酸和酸根離子）D．相同體積a點(diǎn)的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中n(Na+)相同【舉一反三】（2018年天津卷）LiH2PO4是制備電池的重要原料。室溫下，LiH2PO4溶液的pH隨c初始（H2PO4–）的變化如圖1所示，H3PO4溶液中H2PO4–的分布分?jǐn)?shù)δ隨pH的變化如圖2所示，[]下列有關(guān)LiH2PO4溶液的敘述正確的是A.溶液中存在3個(gè)平衡B.含P元素的粒子有H2PO4–、HPO42–、PO43–C.隨c初始（H2PO4–）增大，溶液的pH明顯變小D.用濃度大于1mol·L-1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，當(dāng)pH達(dá)到4.66時(shí)，H3PO4幾乎全部轉(zhuǎn)化為L(zhǎng)iH2PO4【變式探究】【2017新課標(biāo)2卷】改變0.1mol.L一1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA一、A2的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)δ(X)隨pH的變化如圖所示[已知δ(X)=c(H2A)+c)+c(A2)]。下列敘述錯(cuò)誤的是2A)2))【變式探究】一定溫度下，水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖。下列說(shuō)法正確的是()A．升高溫度，可能引起由c向b的變化B．該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.0×10－13C．該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化D．該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化【變式探究】下列說(shuō)法正確的是()A．25℃時(shí)，在pH＝4的鹽酸和NH4Cl溶液中，由水電離出的H＋濃度相等B．25℃時(shí)，pH＝3和pH＝5的鹽酸等體積混合后，溶液的pH＝4C．25℃時(shí)，pH＝9和pH＝11的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH＝10D．25℃時(shí)，pH＝3.6的某橙汁中的c(H＋)是pH＝5.6的某西瓜汁中的c(H＋)的100倍高頻考點(diǎn)四鹽類水解及其應(yīng)用例42018年北京卷）測(cè)定0.1mol·L-1Na2SO3溶液先升溫再降溫過(guò)程中的pH，數(shù)據(jù)如下。①②③④溫度/℃25304025pH9.669.529.379.25實(shí)驗(yàn)過(guò)程中，?、佗軙r(shí)刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對(duì)比實(shí)驗(yàn)，④產(chǎn)生白色沉淀多。下列說(shuō)法不正確的是A.Na2SO3溶液中存在水解平衡：+H2O+OH?B.④的pH與①不同，是由于濃度減小造成的C.①→③的過(guò)程中，溫度和濃度對(duì)水解平衡移動(dòng)方向的影響一致D.①與④的Kw值相等【變式探究】化學(xué)在日常生活和生產(chǎn)中有著重要的應(yīng)用。下列說(shuō)法不正確的是()A．明礬水解形成的Al(OH)3膠體能吸附水中懸浮物，可用于水的凈化B．某雨水樣品采集后放置一段時(shí)間，pH由4.68變?yōu)?.28，是因?yàn)槿芤褐械腟O－水解C．將飽和FeCl3溶液滴入沸水中可制備Fe(OH)3膠體，利用的是鹽類水解原理D．純堿溶液呈堿性的原因是COH2OHCO＋OH-【變式探究】在氯化鐵溶液中存在下列平衡：FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HClΔH>0(1)將飽和FeCl3溶液，滴入沸騰的蒸餾水中可得到一種紅褐色透明液體。向這種液體中加入稀H2SO4產(chǎn)生的現(xiàn)象為。(2)不斷加熱FeCl3溶液，蒸干其水分并灼燒得到的固體可能是。(3)在配制FeCl3溶液時(shí)，為防止產(chǎn)生渾濁，應(yīng)。(4)FeCl3凈水的原理是。FeCl3溶液腐蝕鋼鐵設(shè)備，除H＋作用外，另一主要原因是(用離子方程式表示)?！咎貏e提醒】1.鎖定3種情況，判斷溶液酸堿性(1)電離能力大于水解能力，如CH3COOH的電離程度大于CH3COO－的水解程度，所以等濃度的CH3COOH與CH3COONa溶液等體積混合后溶液顯酸性；同理NH3·H2O的電離程度大于NH的水解程度，等濃度的NH3·H2O和NH4Cl溶液等體積混合后溶液顯堿性。(2)水解能力大于電離能力，如HClO的電離程度小于ClO－水解程度，所以等濃度的HClO與NaClO溶液等體積混合后溶液顯堿性。(3)酸式鹽溶液的酸堿性主要取決于酸式酸根的電離能力和水解能力哪一個(gè)更強(qiáng)。如在NaHCO3溶液中，HCO的水解大于電離，故溶液顯堿性；而在NaHSO3溶液中，HSO的電離大于水解，故溶液顯酸性。2．警惕溶液中水解平衡的3個(gè)易錯(cuò)點(diǎn)(1)誤認(rèn)為水解平衡向正向移動(dòng)，離子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中，加入少量FeCl3固體，平衡向水解方向移動(dòng)，但Fe3＋的水解程度減小。(2)誤認(rèn)為弱酸強(qiáng)堿鹽都因水解而顯堿性。如NaHSO3溶液顯酸性。(3)誤認(rèn)為可水解的鹽溶液在蒸干后都得不到原溶質(zhì)。對(duì)于水解程度不大且水解產(chǎn)物不離開平衡體系的情況[如Al2(SO4)3]來(lái)說(shuō)，溶液蒸干仍得原溶質(zhì)。高頻考點(diǎn)五溶液中“粒子”濃度關(guān)系判斷例5．[2019江蘇]室溫下，反應(yīng)HCO+H2O—H2CO3+OH?的平衡常數(shù)K=2.2×10?8。將NH4HCO3溶液和氨水按一定比例混合，可用于浸取廢渣中的ZnO。若溶液混合引起的體積變化可忽略，室溫時(shí)下列指定溶液中微粒物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是A．0.2mol·L?1氨水：c(NH3·H2O)>c(NH)>c(OH?)>c(H+)B．0.2mol·L?1NH4HCO3溶液(pH>7)：c(NH)>c(HCO)>c(H2CO3)>c(NH3·H2O)C．0.2mol·L?1氨水和0.2mol·L?1NH4HCO3溶液等體積混合：c(NH)+c(NH3·H2O)=c(H2CO3)+c(HCO)+D．0.6mol·L?1氨水和0.2mol·L?1NH4HCO3溶液等體積混合：c(NH3·H2O)+c(CO-)+c(OH?)=0.3mol·L?1+c(H2CO3)+c(H+)【舉一反三】（2018年江蘇卷）H2C2O4為二元弱酸，Ka1(H2C2O4)=5.4×10?2，Ka2(H2C2O4)=5.4×10?5，設(shè)H2C2O4溶液中c(總)=c(H2C2O4)+c(HC2O4?)+c(C2O42?)。室溫下用NaOH溶液滴定25.00mL0.1000mol·L?1H2C2O4溶液至終點(diǎn)。滴定過(guò)程得到的下列溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系一定正確的是A.0.1000mol·L?1H2C2O4溶液：c(H+)=0.1000mol·L?1+c(C2O42?)+c(OH?)?c(H2C2O4)B.c(Na+)=c(總)的溶液：c(Na+)>c(H2C2O4)>c(C2O42?)>c(H+)C.pH=7的溶液：c(Na+)=0.1000mol·L?1+c(C2O42?)?c(H2C2O4)D.c(Na+)=2c(總)的溶液：c(OH?)?c(H+)=2c(H2C2O4)+c(HC2O4?)【變式探究】【2017江蘇卷】常溫下，Ka(HCOOH)=1.77×10?4，Ka(CH3COOH)=1.75×10?5，Kb(NH3·H2O)=1.76×10?5，下列說(shuō)法正確的是()A．濃度均為0.1mol·L?1的HCOONa和NH4Cl溶液中陽(yáng)離子的物質(zhì)的量濃度之和：前者大于后者B．用相同濃度的NaOH溶液分別滴定等體積pH均為3的HCOOH和CH3COOH溶液至終點(diǎn)，消耗NaOH溶液的體積相等C．0.2mol·L?1HCOOH與0.1mol·L?1NaOH等體積混合后的溶液中：c(HCOO?)+c(OH?)=c(HCOOH)+c(H+)D．0.2mol·L?1CH3COONa與0.1mol·L?1鹽酸等體積混合后的溶液中(pH<7)：c(CH3COO?)>c(Cl?)>c(CH3COOH)>c(H+)【變式探究】下列敘述中不正確的是()A．0.1mol·L－1NH4HS溶液中有：c(NH)<c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)B．25℃時(shí)，將amol·L－1的氨水與0.01mol·L－1的鹽酸等體積混合后，c(NH)＝c(Cl－)，則NH3·H2O的電離常數(shù)為C．等濃度的HCN和NaCN混合溶液中有：2c(Na＋)＝c(CN－)＋c(HCN)D．等pH的①(NH4)2SO4溶液②NH4HSO4溶液③NH4Cl溶液中，c(NH)的大小關(guān)系：①>③>②【變式探究】常溫條件下，將0.01mol·L－1Na2CO3溶液與0.01mol·L－1KHCO3溶液等體積混合。若忽略混合后體積的變化，則下列判斷正確的是()A．兩種溶液混合前，Na2CO3溶液中由水電離出的c(H＋)小于KHCO3溶液中由水電離出的c(H＋)B．混合后溶液中存在關(guān)系：c(CO－)＋c(HCO)＋c(H2CO3)＝0.02mol·L－1C．混合后溶液中存在關(guān)系：c(K＋)＋c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CO－)＋c(HCO)＋c(OH－)D．混合后溶液中存在關(guān)系：c(K＋)＋c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(CO－)＋c(OH－)高頻考點(diǎn)六“滴定法”的綜合考查例6．(2017·全國(guó)卷Ⅱ)水中的溶解氧是水生生物生存不可缺少的條件。某課外小組采用碘量法測(cè)定學(xué)校周邊河水中的溶解氧。實(shí)驗(yàn)步驟及測(cè)定原理如下：Ⅰ.取樣、氧的固定用溶解氧瓶采集水樣。記錄大氣壓及水體溫度。將水樣與Mn(OH)2堿性懸濁液(含有KI)混合，反應(yīng)生成MnO(OH)2，實(shí)現(xiàn)氧的固定。Ⅱ.酸化、滴定將固氧后的水樣酸化，MnO(OH)2被I－還原為Mn2＋在暗處?kù)o置5min，然后用標(biāo)準(zhǔn)Na2S2O3溶液滴定生成的I2(2S2OI2===2IS4O－)?；卮鹣铝袉?wèn)題：(1)取水樣時(shí)應(yīng)盡量避免擾動(dòng)水體表面，這樣操作的主要目的是。_____________________________________________________________________________________(2)“氧的固定”中發(fā)生反應(yīng)的化學(xué)方程式為。(3)Na2S2O3溶液不穩(wěn)定，使用前需標(biāo)定。配制該溶液時(shí)需要的玻璃儀器有燒杯、玻璃棒、試劑瓶和;蒸餾水必須經(jīng)過(guò)煮沸，冷卻后才能使用，其目的是殺菌、除及二氧化碳。________(4)取100.00mL水樣經(jīng)固氧、酸化后，用amol·L－1Na2S2O3溶液滴定，以淀粉溶液作指示劑，終點(diǎn)現(xiàn)象為；若消耗Na2S2O3溶液的體積為bmL，則水樣中溶解氧的含量為mg·L－1。(5)上述滴定完成時(shí)，若滴定管尖嘴處留有氣泡會(huì)導(dǎo)致測(cè)定結(jié)果偏(填“高”或“低”)?！咀兪教骄俊磕承〗M以CoCl2·6H2O、NH4Cl、H2O2、濃氨水為原料，在活性炭催化下，合成了橙黃色晶體X。為確定其組成，進(jìn)行如下實(shí)驗(yàn)。①氨的測(cè)定：精確稱取wgX，加適量水溶解，注入如圖所示的三頸瓶中，然后逐滴加入足量10%NaOH溶液，通入水蒸氣，將樣品液中的氨全部蒸出，用V1mLc1mol·L－1的鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液吸收。蒸氨結(jié)束后取下接收瓶，用c2mol·L－1NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定過(guò)剩的HCl，到終點(diǎn)時(shí)消耗V2mLNaOH溶液。②氯的測(cè)定：準(zhǔn)確稱取樣品X，配成溶液后用AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定，K2CrO4溶液為指示劑，至出現(xiàn)淡紅色沉淀不再消失為終點(diǎn)(Ag2CrO4為磚紅色)?；卮鹣铝袉?wèn)題：(1)裝置中安全管的作用原理是。(2)用NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定過(guò)剩的HCl時(shí)，應(yīng)使用式滴定管，可使用的指示劑為。(3)樣品中氨的質(zhì)量分?jǐn)?shù)表達(dá)式為。(4)測(cè)定氨前應(yīng)該對(duì)裝置進(jìn)行氣密性檢驗(yàn)，若氣密性不好測(cè)定結(jié)果將(填“偏高”或“偏低”)。(5)測(cè)定氯的過(guò)程中，使用棕色滴定管的原因是；滴定終點(diǎn)時(shí)，若溶液中c(Ag＋)＝2.0×10－5mol·L－1，c(CrO－)為mol·L－1。[已知：Ksp(Ag2CrO4)=1.12×10－12](6)經(jīng)測(cè)定，樣品X中鈷、氨和氯的物質(zhì)的量之比為1∶6∶3，鈷的化合價(jià)為。制備X的化學(xué)方程式為；X的制備過(guò)程中溫度不能過(guò)高的原因是?！咀兪教骄俊康味ǚㄊ且环N重要的定量分析方法，應(yīng)用范圍很廣。(1)利用酸堿滴定法可測(cè)定Ba2＋的含量，實(shí)驗(yàn)分兩步進(jìn)行。已知：2CrO2H＋===Cr2OH2O，Ba2CrO－===BaCrO4↓。步驟Ⅰ：移取xmL一定濃度的Na2CrO4溶液于錐形瓶中，加入酸堿指示劑，用bmol·L－1鹽酸標(biāo)準(zhǔn)液滴定至終點(diǎn)，測(cè)得滴加鹽酸體積為V0mL。步驟Ⅱ：移取ymLBaCl2溶液于錐形瓶中，加入xmL與步驟Ⅰ中相同濃度的Na2CrO4溶液，待Ba2+完全沉淀后，再加入酸堿指示劑，用bmol·L－1鹽酸標(biāo)準(zhǔn)液滴定至終點(diǎn)，測(cè)得滴加鹽酸的體積為V1mL。滴加鹽酸標(biāo)準(zhǔn)液時(shí)應(yīng)用酸式滴定管，“0”刻度位于滴定管的(填“上方”或“下方”)。BaCl2溶液的濃度為mol·L－1，若步驟Ⅱ中滴加鹽酸時(shí)有少量待測(cè)液濺出，Ba2＋的濃度測(cè)量值將(填“偏大”或“偏小”)。(2)某地市場(chǎng)上銷售的一種食用精制鹽包裝袋上有如下部分說(shuō)明：產(chǎn)品等級(jí)一級(jí)配料食鹽、碘酸鉀、抗結(jié)劑碘含量(以I計(jì))20～50mg·kg－1已知：IO＋5I6H＋===3I2＋3H2O，I2＋2S2O－===2IS4O－。某學(xué)生擬測(cè)定食用精制鹽的碘(KIO3)含量，其步驟為a．準(zhǔn)確稱取wg食鹽，加適量蒸餾水使其完全溶解；b．用稀硫酸酸化所得溶液，加入足量KI溶液，使KIO3與KI反應(yīng)完全；c．以淀粉為指示劑，逐滴加入物質(zhì)的量濃度為2.0×10－3mol·L－1的Na2S2O3溶液10.0mL，恰好反應(yīng)完全。①判斷c中恰好完全反應(yīng)所依據(jù)的現(xiàn)象是。②b中反應(yīng)所產(chǎn)生的I2的物質(zhì)的量是mol。③根據(jù)以上實(shí)驗(yàn)和包裝袋說(shuō)明，算得所測(cè)食用精制鹽的碘含量是(以含w的代數(shù)式表示)mg·kg－1。高頻考點(diǎn)七沉淀溶解平衡例7．[2019新課標(biāo)Ⅱ]絢麗多彩的無(wú)機(jī)顏料的應(yīng)用曾創(chuàng)造了古代繪畫和彩陶的輝煌。硫化鎘(CdS)是一種難溶于水的黃色顏料，其在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是A．圖中a和b分別為T1、T2溫度下CdS在水中的溶解度B．圖中各點(diǎn)對(duì)應(yīng)的Ksp的關(guān)系為：Ksp(m)=Ksp(n)<Ksp(p)<Ksp(q)C．向m點(diǎn)的溶液中加入少量Na2S固體，溶液組成由m沿mpn線向p方向移動(dòng)D．溫度降低時(shí)，q點(diǎn)的飽和溶液的組成由q沿qp線向p方向移動(dòng)【舉一反三】（2018年全國(guó)卷Ⅲ)用0.100mol·L-1AgNO3滴定50.0mL0.0500mol·L-1Cl-溶液的滴定曲線如圖所示。下列有關(guān)描述錯(cuò)誤的是A.根據(jù)曲線數(shù)據(jù)計(jì)算可知Ksp(AgCl)的數(shù)量級(jí)為10-10B.曲線上各點(diǎn)的溶液滿足關(guān)系式c(Ag+)·c(Cl-)=Ksp(AgCl)C.相同實(shí)驗(yàn)條件下，若改為0.0400mol·L-1Cl-，反應(yīng)終點(diǎn)c移到aD.相同實(shí)驗(yàn)條件下，若改為0.0500mol·L-1Br-，反應(yīng)終點(diǎn)c向b方向移動(dòng)【特別提醒】辨清沉淀溶解平衡的4個(gè)誤區(qū)(1)沉淀溶解平衡不是電離平衡。如BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO－(aq)是溶解平衡，因?yàn)锽aSO4是強(qiáng)電解質(zhì)，不存在電離平衡。(2)Ksp大，其溶解度不一定大。Ksp還與難溶物化學(xué)式中的各離子配比有關(guān)，只有同類型的難溶物的Ksp大小才可用于比較其溶解度大小。(3)Ksp只受溫度影響，溫度不變則Ksp不變，如Mg(OH)2在MgCl2溶液中的溶解度要小于在純水中的溶解度，而Ksp[Mg(OH)2]不變。(4)既可以實(shí)現(xiàn)Ksp大的向Ksp小的轉(zhuǎn)化，也可以實(shí)現(xiàn)Ksp小的轉(zhuǎn)化為Ksp大的。實(shí)際上當(dāng)兩種難溶電解質(zhì)的Ksp相差不是很大時(shí)，通過(guò)調(diào)節(jié)某種離子的濃度，可實(shí)現(xiàn)難溶電解質(zhì)由Ksp小的向Ksp大的轉(zhuǎn)化?！咀兪教骄俊俊?017新課標(biāo)3卷】在濕法煉鋅的電解循環(huán)溶液中，較高濃度的Cl-會(huì)腐蝕陽(yáng)極板而增大電解能耗?？上蛉芤褐型瑫r(shí)加入Cu和CuSO4，生成CuCl沉淀從而除去Cl-。根據(jù)溶液中平衡時(shí)相關(guān)離子濃度的關(guān)系圖，下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是A．KSP(CuCl)的數(shù)量級(jí)為10-7B．除Cl-反應(yīng)為Cu+Cu2++2Cl-=2CuClC．加入Cu越多，Cu+濃度越高，除Cl-效果越好D．2Cu+=Cu2++Cu平衡常數(shù)很大，反應(yīng)趨于完全【變式探究】已知Ksp(AgCl)＝1.56×10－10，Ksp(AgBr)＝7.7×10－13，Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12。某溶液中含有Cl－、Br－和CrO濃度均為0.010mol·L－1，向該溶液中逐滴加入0.010mol·L－1的AgNO3溶液時(shí)，三種陰離子產(chǎn)生沉淀的先后順序?yàn)?)A．Cl－、Br－、CrO－B．CrO－、Br－、Cl-C．Br－、Cl－、CrO－D．Br－、CrO－、Cl-【變式探究】溴酸銀(AgBrO3)溶解度隨溫度變化曲線如圖所示。下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是()A．溴酸銀的溶解是放熱過(guò)程B．溫度升高時(shí)溴酸銀溶解速度加快C．60℃時(shí)溴酸銀的Ksp約等于6×10－4D．若硝酸鉀中含有少量溴酸銀，可用重結(jié)晶方法提純真題感悟1．[2019新課標(biāo)Ⅰ]NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀（鄰苯二甲酸H2A的Ka1=1.1×10?3，Ka2=3.9×10?6）溶液，混合溶液的相對(duì)導(dǎo)電能力變化曲線如圖所示，其中b點(diǎn)為反應(yīng)終點(diǎn)。下列敘述錯(cuò)誤的是A．混合溶液的導(dǎo)電能力與離子濃度和種類有關(guān)B．Na+與A2?的導(dǎo)電能力之和大于HA?的C．b點(diǎn)的混合溶液pH=7D．c點(diǎn)的混合溶液中，c(Na+)>c(K+)>c(OH?)2．[2019新課標(biāo)Ⅱ]絢麗多彩的無(wú)機(jī)顏料的應(yīng)用曾創(chuàng)造了古代繪畫和彩陶的輝煌。硫化鎘(CdS)是一種難溶于水的黃色顏料，其在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是A．圖中a和b分別為T1、T2溫度下CdS在水中的溶解度B．圖中各點(diǎn)對(duì)應(yīng)的Ksp的關(guān)系為：Ksp(m)=Ksp(n)<Ksp(p)<Ksp(q)C．向m點(diǎn)的溶液中加入少量Na2S固體，溶液組成由m沿mpn線向p方向移動(dòng)D．溫度降低時(shí)，q點(diǎn)的飽和溶液的組成由q沿qp線向p方向移動(dòng)3．[2019新課標(biāo)Ⅲ]設(shè)NA為阿伏加德羅常數(shù)值。關(guān)于常溫下pH=2的H3PO4溶液，下列說(shuō)法正確的是A．每升溶液中的H+數(shù)目為0.02NAB．c(H+)=c(H2PO)+2c(HPO-)+3c(PO-)+c(OH?)C．加水稀釋使電離度增大，溶液pH減小D．加入NaH2PO4固體，溶液酸性增強(qiáng)4．[2019北京]實(shí)驗(yàn)測(cè)得0.5mol·L?1CH3COONa溶液、0.5mol·L?1CuSO4溶液以及H2O的pH隨溫度變化的曲線如圖所示。下列說(shuō)法正確的是A．隨溫度升高，純水中c(H+)>c(OH?)B．隨溫度升高，CH3COONa溶液的c(OH?)減小C．隨溫度升高，CuSO4溶液的pH變化是Kw改變與水解平衡移動(dòng)共同作用的結(jié)果D．隨溫度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低，是因?yàn)镃H3COO?、Cu2+水解平衡移動(dòng)方向不同積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是A．曲線Ⅰ代表HNO2溶液B．溶液中水的電離程度：c(HH保持不變（其中HA、A一分別代表相應(yīng)的酸和酸根離子）D．相同體積a點(diǎn)的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中n(Na+)相同6．[2019江蘇]室溫下，反應(yīng)HCO+H2O—H2CO3+OH?的平衡常數(shù)K=2.2×10?8。將NH4HCO3溶液和氨水按一定比例混合，可用于浸取廢渣中的ZnO。若溶液混合引起的體積變化可忽略，室溫時(shí)下列指定溶液中微粒物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是A．0.2mol·L?1氨水：c(NH3·H2O)>c(NH)>c(OH?)>c(H+)B．0.2mol·L?1NH4HCO3溶液(pH>7)：c(NH)>c(HCO)>c(H2CO3)>c(NH3·H2O)C．0.2mol·L?1氨水和0.2mol·L?1NH4HCO3溶液等體積混合：c(NH)+c(NH3·H2O)=c(H2CO3)+c(HCO)+D．0.6mol·L?1氨水和0.2mol·L?1NH4HCO3溶液等體積混合：c(NH3·H2O)+c(CO一)+c(OH?)=0.3mol·L?1+c(H2CO3)+c(H+)7．[2019浙江選考]室溫下，取20mL0.1mol·L?1某二元酸H2A，滴加0.1mol·L?1NaOH溶液。已知：H2A=H+＋HA?,HA??H+＋A2?。下列說(shuō)法不正確的是A．0.1mol·L?1H2A溶液中有c(H+)－c(OH?)－c(A2?)＝0.1mol·L?1B．當(dāng)?shù)渭又林行詴r(shí)，溶液中c(Na+)＝c(HA?)＋2c(A2?)，用去NaOH溶液的體積小于10mLC．當(dāng)用去NaOH溶液體積10mL時(shí)，溶液的pH＜7，此時(shí)溶液中有c(A2?)＝c(H+)－c(OH?)D．當(dāng)用去NaOH溶液體積20mL時(shí)，此時(shí)溶液中有c(Na+)＝2c(HA?)＋2c(A2?)1.（2018年全國(guó)卷Ⅲ)用0.100mol·L-1AgNO3滴定50.0mL0.0500mol·L-1Cl-溶液的滴定曲線如圖所示。下列有關(guān)描述錯(cuò)誤的是A.根據(jù)曲線數(shù)據(jù)計(jì)算可知Ksp(AgCl)的數(shù)量級(jí)為10-10B.曲線上各點(diǎn)的溶液滿足關(guān)系式c(Ag+)·c(Cl-)=Ksp(AgCl)C.相同實(shí)驗(yàn)條件下，若改為0.0400mol·L-1Cl-，反應(yīng)終點(diǎn)c移到aD.相同實(shí)驗(yàn)條件下，若改為0.0500mol·L-1Br-，反應(yīng)終點(diǎn)c向b方向移動(dòng)2.（2018年北京卷）測(cè)定0.1mol·L-1Na2SO3溶液先升溫再降溫過(guò)程中的pH，數(shù)據(jù)如下。①②③④溫度/℃25304025pH9.669.529.379.25實(shí)驗(yàn)過(guò)程中，?、佗軙r(shí)刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對(duì)比實(shí)驗(yàn)，④產(chǎn)生白色沉淀多。下列說(shuō)法不正確的是A.Na2SO3溶液中存在水解平衡：+H2O—+OH?B.④的pH與①不同，是由于濃度減小造成的C.①→③的過(guò)程中，溫度和濃度對(duì)水解平衡移動(dòng)方向的影響一致D.①與④的Kw值相等3.（2018年天津卷）由下列實(shí)驗(yàn)及現(xiàn)象推出的相應(yīng)結(jié)論正確的是實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象結(jié)論A．某溶液中滴加K3[Fe(CN)6]溶液產(chǎn)生藍(lán)色沉淀原溶液中有Fe2+，無(wú)Fe3+B．向C6H5ONa溶液中通入CO2溶液變渾濁酸性：H2CO3>C6H5OHC．向含有ZnS和Na2S的懸濁液中滴加CuSO4溶液生成黑色沉淀Ksp(CuS)<Ksp(ZnS)D.①某溶液中加入Ba(NO3)2溶液②再加足量鹽酸①產(chǎn)生白色沉淀②仍有白色沉淀原溶液中有SO42-A.AB.BC.CD.D4.（2018年天津卷）LiH2PO4是制備電池的重要原料。室溫下，LiH2PO4溶液的pH隨c初始（H2PO4–）的變化如圖1所示，H3PO4溶液中H2PO4–的分布分?jǐn)?shù)δ隨pH的變化如圖2所示，[]下列有關(guān)LiH2PO4溶液的敘述正確的是A.溶液中存在3個(gè)平衡B.含P元素的粒子有H2PO4–、HPO42–、PO43–C.隨c初始（H2PO4–）增大，溶液的pH明顯變小D.用濃度大于1mol·L-1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，當(dāng)pH達(dá)到4.66時(shí)，H3PO4幾乎全部轉(zhuǎn)化為L(zhǎng)iH2PO45.（2018年江蘇卷）根據(jù)下列圖示所得出的結(jié)論不正確的是A.圖甲是CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g)的平衡常數(shù)與反應(yīng)溫度的關(guān)系曲線，說(shuō)明該反應(yīng)的ΔH<0B.圖乙是室溫下H2O2催化分解放出氧氣的反應(yīng)中c(H2O2)隨反應(yīng)時(shí)間變化的曲線，說(shuō)明隨著反應(yīng)的進(jìn)行H2O2分解速率逐漸減小C.圖丙是室溫下用0.1000mol·L?1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L?1某一元酸HX的滴定曲線，說(shuō)明HX是一元強(qiáng)酸D.圖丁是室溫下用Na2SO4除去溶液中Ba2+達(dá)到沉淀溶解平衡時(shí)，溶液中c(Ba2+)與c(SO42?)的關(guān)系曲線，說(shuō)明溶液中c(SO42?)越大c(Ba2+)越小6.（2018年江蘇卷）H2C2O4為二元弱酸，Ka1(H2C2O4)=5.4×10?2，Ka2(H2C2O4)=5.4×10?5，設(shè)H2C2O4溶液中c(總)=c(H2C2O4)+c(HC2O4?)+c(C2O42?)。室溫下用NaOH溶液滴定25.00mL0.1000mol·L?1H2C2O4溶液至終點(diǎn)。滴定過(guò)程得到的下列溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系一定正確的是A.0.1000mol·L?1H2C2O4溶液：c(H+)=0.1000mol·L?1+c(C2O42?)+c(OH?)?c(H2C2O4)B.c(Na+)=c(總)的溶液：c(Na+)>c(H2C2O4)>c(C2O42?)>c(H+)C.pH=7的溶液：c(Na+)=0.1000mol·L?1+c(C2O42?)?c(H2C2O4)D.c(Na+)=2c(總)的溶液：c(OH?)?c(H+)=2c(H2C2O4)+c(HC2O4?)1．【2017新課標(biāo)1卷】常溫下將NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示。下列敘述錯(cuò)誤的是A．Ka2（H2X）的數(shù)量級(jí)為10–6B．曲線N表示pH與lg的變化關(guān)系2．【2017新課標(biāo)2卷】改變0.1mol.L一1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA一、A2一的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)δ(X)隨pH的變化如圖所示[已知δ(X)=c(H2A)+c一)+c(A2一)]。下列敘述錯(cuò)誤的是B．lg[K2(H2A)]=4.23．【2017新課標(biāo)3卷】在濕法煉鋅的電解循環(huán)溶液中，較高濃度的Cl會(huì)腐蝕陽(yáng)極板而增大電解能耗?？上蛉芤褐型瑫r(shí)加入Cu和CuSO4，生成CuCl沉淀從而除去Cl。根據(jù)溶液中平衡時(shí)相關(guān)離子濃度的關(guān)系圖，下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是A．KSP(CuCl)的數(shù)量級(jí)為107B．除Cl反應(yīng)為Cu+Cu2++2Cl=2CuClC．加入Cu越多，Cu+濃度越高，除Cl效果越好D．2Cu+=Cu2++Cu平衡常數(shù)很大，反應(yīng)趨于完全a(HCOOH)=1.77×10?4，Ka(CH3COOH)=1.75×10?5，Kb(NH3·H2O)=1.76×10?5，下列說(shuō)法正確的是A．濃度均為0.1mol·L?1的HCOONa和NH4Cl溶液中陽(yáng)離子的物質(zhì)的量濃度之和：前者大于后者B．用相同濃度的NaOH溶液分別滴定等體積pH均為3的HCOOH和CH3COOH溶液至終點(diǎn)，消耗NaOH溶液的體積相等C．0.2mol·L?1HCOOH與0.1mol·L?1NaOH等體積混合后的溶液中：c(HCOO?)+c(OH?)=c(HCOOH)+c(H+)D．0.2mol·L?1CH3COONa與0.1mol·L?1鹽酸等體積混合后的溶液中(pH<7)：c(CH3COO?)>c(Cl?)>c(CH3COOH)>c(H+)專題十一水溶液中的離子平衡考情解讀1.了解弱電解質(zhì)在水溶液中存在電離平衡。2.了解水的電離、離子積常數(shù)。3.了解溶液pH的定義，能進(jìn)行pH的簡(jiǎn)單計(jì)算。4.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應(yīng)用。5.了解難溶電解質(zhì)的溶解平衡。了解溶度積的含義，能用平衡移動(dòng)原理分析沉淀溶解、生成和轉(zhuǎn)化過(guò)程。水溶液中的離子平衡是化學(xué)平衡的延伸和應(yīng)用，也是高考中考點(diǎn)分布較多的內(nèi)容之一。其中沉淀溶解平衡是新課標(biāo)中新增的知識(shí)點(diǎn)，題型主要是選擇題和填空題，其考查主要內(nèi)容有：①電離平衡。②酸、堿混合溶液酸堿性的判斷及pH的簡(jiǎn)單計(jì)算。③鹽對(duì)水電離平衡的影響及鹽溶液蒸干(或灼燒)后產(chǎn)物的判斷。④電解質(zhì)溶液中離子濃度的大小比較。⑤沉淀的溶解平衡及沉淀的轉(zhuǎn)化。從高考命題的變化趨勢(shì)來(lái)看，溶液中離子濃度的大小比較及沉淀的溶解平衡和轉(zhuǎn)化是主流試題。此類題目考查的內(nèi)容既與鹽的水解有關(guān)，又與弱電解質(zhì)的電離平衡有關(guān)。題目不僅偏重考查粒子的濃度大小順序，而且還側(cè)重溶液中的各種守恒(電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒)關(guān)系的考查，從而使題目具有一定的綜合性、靈活性和技巧性。重點(diǎn)知識(shí)梳理知識(shí)點(diǎn)一、電解質(zhì)1.強(qiáng)、弱電解質(zhì)與物質(zhì)分類的關(guān)系2.強(qiáng)、弱電解質(zhì)與化學(xué)鍵的關(guān)系一般電解質(zhì)的鍵型不同，電離程度就不同，已知典型的離子化合物，如強(qiáng)堿(NaOH、KOH等)、大部分鹽類(如NaCl、CaCl2)以及強(qiáng)極性共價(jià)化合物(如HCl、H2SO4)，在水分子作用下能夠全部電離，我們稱這種在水溶液中能夠完全電離的物質(zhì)為強(qiáng)電解質(zhì)。而含弱極性鍵的共價(jià)化合物如CH3COOH、NH3·H2O、H2O等，在水中僅部分電離，為弱電解質(zhì)。但是，僅從鍵型來(lái)區(qū)分強(qiáng)、弱電解質(zhì)是不全面的，即使強(qiáng)極性共價(jià)化合物也有屬于弱電解質(zhì)的情況，如HF。3.弱電解質(zhì)的判斷在中學(xué)化學(xué)電解質(zhì)溶液這一知識(shí)點(diǎn)的學(xué)習(xí)中，常常需要根據(jù)一些性質(zhì)對(duì)強(qiáng)弱電解質(zhì)進(jìn)行有關(guān)判斷和分析，屬于高考的熱點(diǎn)?，F(xiàn)以弱酸為例進(jìn)行分析，常見的判斷方法有：（1）測(cè)定已知物質(zhì)的量濃度的弱酸的pH。如已知酸HB，物質(zhì)的量濃度為0.01mol·L－1，若為強(qiáng)酸，則完全電離，c(H＋)＝0.01mol·L－1，pH＝2；若為弱酸，則部分電離，c(H＋)<0.01mol·L－1，pH>2。（2）取一定體積的酸HB溶液(設(shè)取1體積)，測(cè)定其pH，稀釋至體積擴(kuò)大100倍，再測(cè)定其pH。若pH增大2個(gè)單位，則為強(qiáng)酸；若pH增大小于2個(gè)單位，則為弱酸。（3）取酸HB對(duì)應(yīng)的鈉鹽溶液，測(cè)定其pH。若pH＝7，則為強(qiáng)酸；若pH>7，則為弱酸。（4）取體積和pH相同的酸HB溶液和鹽酸，分別加入足量的鋅粒，若HB產(chǎn)生H2的速率大且量多，說(shuō)明是弱酸。（5）分別取等體積等pH的酸HB和鹽酸進(jìn)行中和滴定，若達(dá)到終點(diǎn)時(shí)酸HB消耗的同濃度的NaOH溶液體積大，說(shuō)明HB為弱酸。（6）分別取相同物質(zhì)的量濃度的酸HB溶液和鹽酸，測(cè)其導(dǎo)電性，若酸HB溶液的導(dǎo)電能力弱，說(shuō)明HB為弱酸。（7）分別取相同pH的酸HB溶液和鹽酸，向其中加入NaCl晶體和NaB晶體，振蕩，待晶體溶解后，鹽酸的pH幾乎不變，若酸HB溶液的pH增大，說(shuō)明HB為弱酸。4．電離方程式的書寫(1)強(qiáng)電解質(zhì)：完全電離用“=?,如：HCl＝HClNaOH＝NaOHNaNO3＝NaNO3-。(2)弱電解質(zhì)：部分電離用“”，如：CH3COOHCH3COOHNH3·H2ONH2-＋OH－。(3)多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，以第一步電離為主。如：H2CO3HHCO3-(主要)；HCO3-H＋CO32-(次要)。(4)多元弱堿用一步電離表示，如：Cu(OH)2Cu22OH－。(5)強(qiáng)酸的酸式鹽在水溶液中完全電離，如NaHSO4=NaHSO42在熔融狀態(tài)下的電離為KHSO4=K++HSO4－。弱酸的酸式鹽既有完全電離，又有部分電離，如NaHCO3=NaHCO3HCO3－HCO32-。5．電離度(1)定義：弱電解質(zhì)在水中達(dá)到電離平衡狀態(tài)時(shí)，已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原有電解質(zhì)分子總數(shù)(包括已電離和未電離)的百分率，稱為電離度。(2)表達(dá)式：電離度通常用α表示：α=×100%。(3)意義電離度實(shí)質(zhì)上是平衡轉(zhuǎn)化率的一種。電離度表示弱電解質(zhì)在水中的電離程度。溫度相同、濃度相同時(shí)，不同的弱電解質(zhì)的電離度是不同的，同一種電解質(zhì)在不同濃度的水溶液中，其電離度也是不同的，溶液越稀，電離度越大。知識(shí)點(diǎn)二、酸堿稀釋時(shí)pH的變化1．強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的稀釋在稀釋時(shí)，當(dāng)它們的濃度大于10－5mol·L－1時(shí)，不考慮水的電離；當(dāng)它們的濃度小于10－5mol·L－1時(shí)，應(yīng)考慮水的電離。例如：(1)pH=6的HCl溶液稀釋100倍，混合液pH≈7(不能大于7)；(2)pH=8的NaOH溶液稀釋100倍，混合液pH≈7(不能小于7)；(3)pH=3的HCl溶液稀釋100倍，混合液pH=5；(4)pH=10的NaOH溶液稀釋100倍，混合液pH=8。2．弱酸、弱堿的稀釋在稀釋過(guò)程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動(dòng)，不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH范圍。例如：(1)pH=3的CH3COOH溶液，稀釋100倍，稀釋后3<pH<5；(2)pH=10的NH3·H2O溶液，稀釋100倍，稀釋后8<pH<10；(3)pH=3的酸溶液，稀釋100倍，稀釋后3<pH≤5；(4)pH=10的堿溶液，稀釋100倍，稀釋后8≤pH<10。3．對(duì)于pH相同的強(qiáng)酸和弱酸(或強(qiáng)堿和弱堿)溶液稀釋相同的倍數(shù)，強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)溶液的pH變化幅度大。這是因?yàn)閺?qiáng)酸(或強(qiáng)堿)已完全電離，隨著加水稀釋，溶液中H＋(或OH－)數(shù)(除水電離的以外)不會(huì)增多，而弱酸(或弱堿)隨著加水稀釋，電離程度增大，H＋(或OH－)數(shù)會(huì)增多。4．對(duì)于物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸和弱酸(或強(qiáng)堿和弱堿)，稀釋相同的倍數(shù)，pH的變化幅度不同，強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)稀釋后pH變化幅度大。知識(shí)點(diǎn)三、關(guān)于pH值的計(jì)算1．單一溶液pH的計(jì)算強(qiáng)酸溶液(HnA)，其物質(zhì)的量濃度為cmol/L，則：c(H＋)＝ncmol/L，pHlgc(H＋)lgnc；強(qiáng)堿溶液[B(OH)n]，其物質(zhì)的量濃度為cmol/L，則c(OH－)＝ncmol/L，c(H＋)＝mol/L，pHlgc(H＋)＝14+lgnc。2．強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合液的pH計(jì)算(1)強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合求pH①非等體積混合c(H＋)＝c1(H＋)·H＋)·V2，然后再求pH。②等體積混合可近似計(jì)算pH＝pH小＋0.3(2)強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合求pH①非等體積混合V先計(jì)算：c(OH－)＝c1(OH－)