1/3專題03水溶液中的離子反應（期末復習講義）內容導航明·期末考情：把握考試趨勢方向，精準備考理·核心要點：系統(tǒng)歸納知識脈絡，構建體系破·重難題型：攻克典型疑難問題，突破瓶頸過·分層驗收：階梯式檢測與評估，穩(wěn)步提升考查重點命題角度弱電解質的電離平衡強電解質與弱電解質弱電解質的判斷外界條件對電離平衡的影響水的電離溫度對水的電離的影響KW的計算酸、堿、鹽對水的電離的影響溶液的酸堿性與pH溶液的酸堿性的判斷溶液pH的計算酸堿溶液混合的pH的計算酸堿中和滴定酸堿中和滴定的步驟指示劑選擇誤差分析氧化還原反應滴定等鹽類的水解鹽類水解原理鹽類水解與中和反應的關系鹽類水解的影響因素溫度、酸、堿、鹽對水解的影響不同鹽類水解程度的大小比較水解常數(shù)外界條件對水解常數(shù)的影響水解常數(shù)與電離常數(shù)、水的離子積的關系鹽類水解的應用判斷溶液的酸堿性判斷酸性強弱膠體的制備化學試劑的貯存溶液中粒子濃度的變化分析電荷守恒物料守恒質子守恒沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡的原理沉淀溶解平衡的特點沉淀溶解平衡的影響因素外界條件對沉淀溶解平衡的影響沉淀溶解平衡的移動方向溶度積常數(shù)溶度積常數(shù)的大小比較溶度積常數(shù)的計算沉淀溶解平衡的應用沉淀的生成沉淀的溶解沉淀的轉化沉淀溶解平衡圖像沉淀溶解平衡離子濃度與pH圖像沉淀滴定圖像要點01弱電解質的電離平衡1.強電解質與弱電解質2.與化合物類別的關系強電解質主要是大部分____化合物及某些____化合物，弱電解質主要是某些____化合物。3.電離方程式的書寫——“強等號，弱可逆，多元弱酸分步離，多元弱堿分步電離一步書寫”。（1）強電解質：如H2SO4：____（2）弱電解質①一元弱酸，如CH3COOH：____。②多元弱酸，分步電離，分步書寫且第一步電離程度遠遠大于第二步的電離程度，如H2CO3：____。③多元弱堿，分步電離，一步書寫。如Fe(OH)3：____。（3）酸式鹽①強酸的酸式鹽如NaHSO4在水溶液中：____；熔融時：NaHSO4=____。②弱酸的酸式鹽：“強中有弱”，如NaHCO3：____、____。4.弱電解質判斷的注意事項（1）酸堿的強弱和溶液酸堿性的強弱不是等同關系，前者看電離程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。強酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強。（2）弱酸、弱堿是弱電解質，但它們對應的鹽一般為強電解質，如醋酸銨：CH3COONH4=NHeq\o\al(＋,4)＋CH3COO－。5.電離平衡的建立弱電解質的電離平衡是指在一定條件(____、____)下，弱電解質分子____的速率和____的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都保持不變時的狀態(tài)。平衡建立過程的v－t圖像如圖所示。（1）開始時，v(電離)最大，而v(結合)為0。（2）平衡建立過程中，v(電離)＞v(結合)。（3）當v(電離)＝v(結合)時，電離達到平衡狀態(tài)。6.電離平衡的特征電離平衡也是一種動態(tài)平衡，遵循“、、、、”的特點。具體分析如下：7.影響電離平衡的因素：因素對電離平衡的影響內因弱電解質本身的性質決定弱電解質電離程度的外因溫度由于電離過程吸熱，溫度改變，平衡移動，升溫，電離，電離平衡向移動濃度電解質溶液濃度越小，電離程度越大外加電解質同離子效應加入含弱電解質離子的強電解質，電離平衡逆向移動，電離，電離程度含有可與弱電解質反應的離子電解質電離程度，促進電離，電離平衡向右移動8.下面以0.1mol·L－1CH3COOH溶液為例(CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH＞0)，用平衡移動原理分析外界條件對CH3COOH電離平衡的影響。改變條件平衡移動方向c(CH3COOH)n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)電離程度導電能力電離平衡常數(shù)加水稀釋________________________________加少量冰醋酸________________________________通入HCl氣體________________________________加NaOH固體________________________________加CH3COONa固體_______________________________加入鎂粉_______________________________升高溫度________________________________9.電離常數(shù)定義在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度冪之積與溶液中未電離分子的濃度的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)。用K(弱酸用Ka，弱堿用Kb)表示。表達式對于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常數(shù)Ka＝____。對于一元弱堿BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常數(shù)Kb＝____。對于多元弱酸，以H2CO3為例：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)Ka1＝eq\f(cH＋·cHCO\o\al(－,3),cH2CO3)HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)Ka2＝eq\f(cH＋·cCO\o\al(2－,3),cHCO\o\al(－,3))特點電離常數(shù)只與____有關，與電解質的濃度及酸、堿性無關，由于電離過程是____的，故溫度升高時K____。多元弱酸是分步電離的，各級電離常數(shù)的大小關系是K1?K2……，所以其酸性主要決定于第一步電離。意義相同條件下，K值越大，表示該弱電解質____電離，所對應的酸性或堿性相對____。10.（1）填寫下表弱電解質電離方程式電離常數(shù)NH3·H2O____Kb＝1.7×10－5CH3COOH____Ka＝1.7×10－5HClO____Ka＝4.7×10－8（2）CH3COOH酸性____HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判斷的依據(jù)：___。（3）磷酸是三元中強酸A．磷酸的電離方程式是__，，__。B．電離平衡常數(shù)表達式是：Ka1＝____，Ka2＝____，Ka3＝___。C．比較大小：Ka1____Ka2____Ka3。11.電離平衡常數(shù)的4大應用（1）判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。（2）判斷鹽溶液的酸性(或堿性)的強弱，電離平衡常數(shù)越大，對應的鹽水解程度越小，酸性(或堿性)越弱。（3）判斷復分解反應能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。（4）判斷微粒濃度比值的變化。弱電解質加水稀釋時，能促進弱電解質的電離，溶液中離子和分子的濃度會發(fā)生相應的變化，但電離常數(shù)不變，考題中經(jīng)常利用電離常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH·cH＋)＝eq\f(Ka,cH＋)，加水稀釋，c(H＋)減小，Ka值不變，則eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)增大。12.有關電離平衡常數(shù)的計算(以弱酸HX為例)（1）已知c(HX)和c(H＋)，求電離平衡常數(shù)。HXH＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(X－)則：K＝eq\f(cH＋·cX－,cHX－cH＋)＝eq\f(c2H＋,cHX－cH＋)由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。則K＝eq\f(c2H＋,cHX)，代入數(shù)值求解即可。（2）已知c(HX)和電離平衡常數(shù)，求c(H＋)。HXH＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(X－)則K＝eq\f(cH＋·cX－,cHX－cH＋)＝eq\f(c2H＋,cHX－cH＋)由于c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，則c(H＋)＝eq\r(K·cHX)，代入數(shù)值求解即可。歸｜納｜總｜結判斷弱電解質的三個思維角度角度一：弱電解質的定義，即弱電解質不能完全電離，如測0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。角度二：弱電解質溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動，如pH＝1的CH3COOH加水稀釋10倍后，1＜pH＜2。角度三：弱電解質形成的鹽類能水解，如判斷CH3COOH為弱酸可用下面兩個現(xiàn)象：(1)配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞溶液?，F(xiàn)象：溶液變?yōu)闇\紅色。(2)用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測其pH?，F(xiàn)象：pH>7。要點02水的電離1．水的電離水是極弱的電解質，水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或。2．水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(1)室溫下：Kw＝。(2)影響因素：只與有關，升高溫度，Kw。(3)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的水溶液。(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。3．影響水電離平衡的因素(1)升高溫度，水的電離程度，Kw。(2)加入酸或堿，水的電離程度，Kw。(3)加入可水解的鹽(如FeCl3、Na2CO3)，水的電離程度，Kw。4．填寫外界條件對水電離平衡的具體影響體系變化條件平衡移動方向Kw水的電離程度c(OH－)c(H＋)HCl逆不變減小減小增大NaOH逆不變減小增大減小可水解的鹽Na2CO3NH4Cl溫度升溫降溫其他：如加入Na歸｜納｜總｜結(1)水的離子積常數(shù)KW＝c(H＋)·c(OH－)，不僅適用于純水，也適用于一切酸、堿、鹽的稀溶液。(2)水的離子積常數(shù)說明在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－存在，只是相對含量不同而已。(3)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離產生的c(H＋)、c(OH－)總是相等的。在KW的表達式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中H＋、OH－總的物質的量濃度而不是單指由水電離出的c(H＋)、c(OH－)。(4)水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離平衡向電離方向移動，c(H＋)和c(OH－)都增大，故KW增大，但溶液仍呈中性；對于KW，若未注明溫度，一般認為在常溫下，即25℃。要點03溶液的酸堿性與pH1．溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中____和____的相對大小。將“＞”“＝”或“＜”填在下表空格中：溶液c(H＋)、c(OH－)大小比較常溫/25℃數(shù)值pH中性溶液c(H＋)____c(OH－)c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1____7酸性溶液c(H＋)____c(OH－)c(H＋)____1×10－7mol·L－1____7堿性溶液c(H＋)____c(OH－)c(H＋)____1×10－7mol·L－1____72．溶液的pH（1）定義式：pH＝____。（2）廣范pH的范圍：0～14。即只適用于c(H＋)≤1mol·L－1或c(OH－)≤1mol·L－1的電解質溶液，當c(H＋)或c(OH－)≥1mol·L－1時，不用pH表示溶液的酸堿性，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸堿性。（3）測量：①pH試紙法：把小片試紙放在____或____上，用潔凈干燥的____，蘸取待測液滴在干燥的pH試紙的中部，觀察變化穩(wěn)定后的顏色，與____對比，即可確定溶液的pH。②pH計測量法。3．溶液的酸堿性與pH的關系：常溫(25℃)下：4．常用酸堿指示劑及其變色范圍指示劑變色范圍石蕊pH＜5.0紅色5.0～8.0色pH＞8.0藍色甲基橙pH＜3.1紅色3.1～4.4色pH＞4.4黃色酚酞pH＜8.0無色8.2～10.0色pH＞10.0紅色5．pH的計算（1）單一溶液pH的計算①強酸溶液，如HnA，設溶液物質的量濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝____，pH＝－lgc(H＋)＝____。②強堿溶液，如B(OH)n，設溶液物質的量濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝____。（2）兩強酸混合后溶液pH的計算由c(H＋)混＝eq\f(cH＋1V1＋cH＋2V2,V1＋V2)，先求出混合后的c(H＋)混，再根據(jù)公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。（3）兩強堿混合后pH的計算由c(OH－)混＝eq\f(cOH－1V1＋cOH－2V2,V1＋V2)，先求出混合后的c(OH－)混，再通過KW求出c(H＋)混，最后求pH。（4）強酸與強堿混合后pH的計算強酸與強堿混合的實質是發(fā)生了中和反應，即H＋＋OH－=H2O，中和后常溫下溶液的pH有以下三種情況：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若堿剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通過KW求出c(H＋)，最后求pH。（5）溶液稀釋后求pH①對于強酸溶液，每稀釋10倍，pH____；對于弱酸溶液，每稀釋10倍，pH增大____。無論稀釋多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趨近于7。②對于強堿溶液，每稀釋10倍，pH____；對于弱堿溶液，每稀釋10倍，pH減小____，無論稀釋多少倍，堿溶液的pH不能等于或小于7，只能趨近于7。歸｜納｜總｜結(1)pH試紙不能伸入試液中。(2)pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能會產生誤差。(3)廣泛pH試紙只能測出整數(shù)值(不精確)，該數(shù)不會出現(xiàn)小數(shù)。(4)pH試紙不能測定氯水的pH，因為氯水呈酸性的同時呈現(xiàn)強氧化性(漂白性)。要點04酸堿中和滴定1.實驗原理（1）用已知濃度的酸（堿）來測定未知濃度的堿（酸）的實驗方法叫作酸堿中和滴定。（2）對于強酸、強堿的中和，開始時由于被滴定的酸（堿）濃度較大，滴入少量的堿（酸）對其pH的影響不大。當?shù)味ń咏K點（pH＝7）時，很少量的堿（酸）就會引起溶液pH突變（如圖所示）。2.實驗用品（1）主要儀器和試劑儀器酸式滴定管（如圖試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。圖1圖2圖3（2）滴定管的使用①酸式滴定管下端為玻璃活塞，能耐酸和氧化劑的腐蝕，可用于盛裝酸性或氧化性溶液，但不能盛裝堿性溶液。②堿式滴定管下端為橡膠管和玻璃珠，橡膠易被酸性或氧化性溶液腐蝕，所以堿式滴定管一般盛裝堿性溶液。3.常用指示劑指示劑變色的pH范圍甲基橙pH減小3.1-4.4pH增大

酚酞pH減小8.2-10.0pH增大

甲基紅pH減小4.4-6.2pH增大

4.實驗操作（以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例）（1）滴定前的準備①滴定管：查漏→洗滌→潤洗→裝液→排氣泡→調液面→記錄。②錐形瓶：洗滌→裝液→加指示劑。（2）滴定（3）終點判斷、讀數(shù)當?shù)稳霕藴室海芤鹤兩也换謴蜑樵瓉淼念伾?）數(shù)據(jù)處理按上述操作重復次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據(jù)c（NaOH）＝5.誤差分析（1）誤差分析依據(jù)當酸堿恰好中和時，有關系式：c待＝γc標·V標V待，c標、V待、γ均為已知量，所以c待的大小取決于V標的大小，V標偏大，則c待（2）常見的誤差分析（以0.1mol/LNaOH標準溶液滴定鹽酸為例）誤差來源c（HCl）滴定管中產生的誤差滴定管用蒸餾水洗滌后，未用標準液潤洗偏高滴定管未用待測液潤洗偏低盛標準液的滴定管滴定前有氣泡，滴定后無氣泡盛標準液的滴定管滴定前無氣泡，滴定后有氣泡盛待測液的滴定管使用前有氣泡，使用后無氣泡偏低盛待測液的滴定管使用前無氣泡，使用后有氣泡錐形瓶中產生的誤差錐形瓶用蒸餾水洗滌后又用待測液洗錐形瓶未洗凈，殘留有與待測液中溶質反應的少量物質錐形瓶洗凈后瓶內殘留有少量蒸餾水無影響讀數(shù)產生的誤差用滴定管量取待測液先俯視后仰視先仰視后俯視用滴定管量取標準液先俯視后仰視先仰視后俯視配制標準液產生的誤差配制500mL0.1mol/LNaOH溶液，需要2.0gNaOHNaOH已部分潮解NaOH中所含雜質雜質不與鹽酸反應所含雜質消耗1molHCl所需質量大于40g（如Na2CO3、NaHCO3）所含雜質消耗1molHCl所需質量小于40g（如Na2O）歸｜納｜總｜結（1）酸堿恰好中和時溶液不一定呈中性，最終溶液的酸堿性取決于生成的鹽的性質，強酸強堿鹽的溶液呈中性，強堿弱酸鹽的溶液呈堿性，強酸弱堿鹽的溶液呈酸性。（2）聚四氟乙烯滴定管既可以盛裝酸性溶液也可以盛裝堿性溶液，是因為其活塞材質為聚四氟乙烯，不怕酸堿腐蝕。（3）石蕊溶液作指示劑時，變色范圍較寬，且顏色變化不明顯，所以酸堿中和滴定時一般不選用石蕊為指示劑。（4）滴定管的使用①滴定管“0”刻度線在上方，尖嘴部分無刻度。②精確度：0.01mL。③洗滌：先用蒸餾水洗，再用待測液潤洗。④盛裝溶液時，其液面不一定要在“0”刻度。⑤趕氣泡：酸堿式滴定管中的液體在滴定前均要排出尖嘴中的氣泡。⑥由于滴定管的“0”刻度在滴定管的上方，滴定管下端是沒有刻度的，故容量為25mL的滴定管，若滴定過程中用去10.00mL的液體，則滴定管中剩余液體體積大于15mL。要點05鹽類的水解1.鹽類水解的實質鹽電離出來的離子與水電離出來的結合生成，促進水的電離平衡右移。以CH3COONa、NH4Cl溶液為例：2.鹽類水解的特點（1）可逆：鹽的水解反應絕大多數(shù)是可逆反應?？煽醋魉釅A中和反應的逆反應，即“鹽＋水水解中和酸＋（2）微弱：通常鹽類水解的程度很小，一般無沉淀析出，無氣體放出。（3）吸熱：水解反應吸熱。3.鹽類水解方程式的書寫（1）書寫形式一般情況下鹽類水解的程度較小，不生成沉淀和氣體，一般用“?”連接反應物和生成物。產物不標“↓”或“↑”。（2）書寫規(guī)律①多元弱酸的酸根離子分步水解，以第一步為主，應分步書寫水解的離子方程式。如Na3PO4的水解分三步，第一步為，第二步為，第三步為。②多元弱堿陽離子的水解方程式一步寫完。如AlCl3發(fā)生水解的離子方程式為。③不能進行到底的相互促進的水解反應寫“?”，如CH3COO－＋H2O＋NH4＋?CH3COOH＋NH3·H2O，常見的不能進行到底的相互促進的水解反應還有NH④能進行到底的相互促進的水解反應書寫時要用“”“↑”“↓”等，如Al3＋＋3HCO3－Al（OH）34鹽類水解規(guī)律難溶不，無弱不，越越水解；都弱都，誰強顯；同強顯，都弱不一定。歸｜納｜總｜結(1)“誰弱誰水解，越弱越水解”。如酸性：HCN＜CH3COOH，則相同條件下堿性：NaCN溶液＞CH3COONa溶液。(2)溫度越高，鹽的水解程度越大。(3)強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液顯酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。要點06鹽類水解的影響因素(1)內因——鹽本身的性質。形成鹽的酸或堿越弱，其對應的弱酸陰離子或弱堿陽離子的水解能力就越____，溶液的堿性或酸性就越____。如酸性：CH3COOH＞H2CO3，則同濃度的NaHCO3、CH3COONa溶液pH：pH(NaHCO3)____pH(CH3COONa)。(2)外因因素水解平衡水解程度水解產生離子的濃度條件變化溫度升高____增大____濃度增大________增大減小(即稀釋)____增大____外加酸或堿酸促進弱酸陰離子水解弱堿陽離子的水解程度減小堿弱酸根離子的水解程度減小促進弱堿陽離子水解外加其他能水解的鹽水解結果相同抑制，水解程度減小水解結果相反促進，水解程度增大(甚至徹底水解)例如，不同條件對FeCl3水解平衡的影響見下表Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋(填寫空格中內容)條件移動方向H＋數(shù)pH現(xiàn)象升高溫度________________通HCl________________加H2O________________加NaHCO3________________歸｜納｜總｜結稀溶液中，鹽的濃度越小，水解程度越大，但由于溶液體積的增大是主要的，故水解產生的H＋或OH－的濃度是減小的，則溶液酸性(或堿性)越弱。要點07水解常數(shù)1.水解平衡常數(shù)（1）水解平衡常數(shù)表達式：如CO32－＋H2O?HCO3－＋OH－，Kh1＝c（OH－）·c（HCO3－）c（CO3（2）水解平衡常數(shù)與電離平衡常數(shù)的關系，。如CO32－＋H2O?HCO3－＋OH－，Kh1＝KwKa2；HCO3－＋H2O?H（3）水解平衡常數(shù)受影響，一般溫度越高，水解平衡常數(shù)越。歸｜納｜總｜結(1)Kh只受溫度影響。它隨溫度的升高而增大。(2)Kh越大，表示水解程度越大。要點08鹽類水解的應用應用舉例判斷溶液的酸堿性FeCl3溶液顯酸性，原因是____判斷酸性強弱相同濃度NaX、NaY、NaZ三種鹽溶液pH分別為8、9、10，則酸性____配制或貯存易水解的鹽溶液配制CuSO4溶液時，加入少量____防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量____；貯存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用____塞；NaF、NH4F要用塑料瓶保存。膠體的制取制取Fe(OH)3膠體的離子反應：____泡沫滅火器原理成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，發(fā)生反應為____作凈水劑明礬可作凈水劑，原理為Al3＋＋3H2OAl(OH)3(膠體)＋3H＋化肥的使用銨態(tài)氮肥與草木灰不得混用：COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－____除銹劑NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接時的除銹劑物質提純除去MgCl2溶液中的氯化鐵，可以加入MgO或Mg(OH)2反應掉部分H＋，促進鐵離子的水解，使Fe3＋轉化為氫氧化鐵沉淀而除去無機物的制備硫化鋁、氮化鎂在水溶液中強烈水解，只能通過單質間化合反應才能制得；用TiCl4制備TiO2，其反應的化學方程式為____離子的共存Al3＋與HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)、SiOeq\o\al(2－,3)、HS－、S2－，F(xiàn)e3＋與HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)、SiOeq\o\al(2－,3)、ClO－，NHeq\o\al(＋,4)與SiOeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)等因水解相互促進而不能大量共存歸｜納｜總｜結鹽溶液蒸干的兩項注意(1)易揮發(fā)性強酸的弱堿鹽溶液蒸干得到氫氧化物，灼燒得到氧化物。(2)難揮發(fā)性強酸的弱堿鹽溶液蒸干仍得到原溶質。要點09溶液中粒子濃度的變化分析1.微粒濃度的大小比較認依據(jù)(1)電離理論——弱電解質的電離是微弱的①弱電解質的電離是微弱的，電離產生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離。如氨水中：NH3·H2O、NHeq\o\al(＋,4)、OH－濃度的大小關系是____。②多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一步電離(第一步電離程度遠大于第二步電離)。如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的濃度大小關系是____。(2)水解理論——弱電解質離子的水解過程一般是微弱的①弱電解質離子的水解是微弱的(水解相互促進的除外)，但由于水的電離，故水解后酸性溶液中c(H＋)或堿性溶液中c(OH－)總是大于水解產生的弱電解質的濃度。如NH4Cl溶液中：NHeq\o\al(＋,4)、Cl－、NH3·H2O、H＋的濃度大小關系是____。②多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的，其主要是第一步水解。如在Na2CO3溶液中：COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、H2CO3的濃度大小關系應是____。2.離子濃度大小比較(1)考慮水解因素：如Na2CO3溶液。COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－所以c(Na＋)＞c(COeq\o\al(2－,3))＞c(OH－)＞c(HCOeq\o\al(－,3))。(2)不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對它的影響。如相同濃度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三種溶液中c(NHeq\o\al(＋,4))由大到小的順序是c＞a＞b。(3)混合液中各離子濃度的比較要綜合分析水解因素、電離因素，如相同濃度的NH4Cl和氨水混合液中，因NH3·H2O的電離＞NHeq\o\al(＋,4)的水解，故離子濃度順序為c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。（4）溶液中粒子等量關系——三大守恒①電荷守恒電解質溶液中，無論存在多少種離子，溶液都呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。如Na2CO3與NaHCO3混合溶液中存在著Na＋、H＋、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、OH－，存在如下關系：c(Na＋)＋____＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)＋____；K2S溶液中：c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)。②物料守恒電解質溶液中，由于某些離子能夠水解，微粒種類增多，但原子個數(shù)總是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故硫元素以S2－、HS－、H2S三種形式存在，則K2S溶液中有如下守恒關系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋___。a.如果我們把兩個守恒進行相加減，可得到另一個守恒(質子守恒)，如把上述K2S溶液中的兩個守恒相減可得：c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)＝c(OH－)。b.電荷守恒式中不只是各離子濃度的簡單相加。如2c(COeq\o\al(2－,3))的計量數(shù)2代表一個COeq\o\al(2－,3)帶2個單位負電荷，不可漏掉。③質子守恒電解質溶液中，電離、水解等過程中得到的質子(H＋)數(shù)等于失去的質子(H＋)數(shù)。如NaHCO3溶液中：即____。再如Na2S水溶液中的質子轉移作用圖示如下：歸｜納｜總｜結1．比較時緊扣兩個微弱(1)弱電解質(弱酸、弱堿、水)的電離是微弱的，且水的電離能力遠遠小于弱酸和弱堿的電離能力。如在稀醋酸溶液中：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OOH－＋H＋，在溶液中微粒濃度由大到小的順序：c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。(2)弱酸根離子或弱堿陽離子的水解是微弱的，但水的電離程度遠遠小于鹽的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中：CH3COONa=CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，H2OH＋＋OH－，所以CH3COONa溶液中：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。2．酸式鹽與多元弱酸的強堿正鹽溶液酸堿性比較(1)酸式鹽溶液的酸堿性主要取決于酸式鹽中酸式酸根離子的電離能力和水解能力哪一個更強，如NaHCO3溶液中HCOeq\o\al(－,3)的水解能力大于其電離能力，故溶液顯堿性。(2)多元弱酸的強堿正鹽溶液：多元弱酸根離子水解以第一步為主。例如，Na2S溶液中：c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H＋)。3．質子守恒式可以由電荷守恒式和物料守恒式推導出來以KHS溶液為例，電荷守恒式為c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)①，物料守恒式為c(K＋)＝c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)②，由①－②得質子守恒式，消去沒有參與變化的K＋等。4．規(guī)避等量關系中的2個易失分點(1)電荷守恒式中不只是各離子濃度的簡單相加。如2c(COeq\o\al(2－,3))的化學計量數(shù)2代表一個COeq\o\al(2－,3)帶2個負電荷，不可漏掉。(2)物料守恒式中，離子濃度系數(shù)不能漏寫或顛倒。如Na2S溶液中的物料守恒式中，“2”表示c(Na＋)是溶液中各種硫元素存在形式的硫原子總濃度的2倍。要點10沉淀溶解平衡1．物質在水中的溶解度20℃時，電解質在水中的溶解度與溶解性存在如下關系：2．沉淀溶解平衡（1）概念在一定溫度下，當沉淀和溶解的速率時，形成，達到平衡狀態(tài)，把這種平衡稱為沉淀溶解平衡。（2）建立（3）沉淀溶解平衡方程式Mg(OH)2(s)Mg2＋＋(aq)＋2OH－(aq)沉淀、溶解之間這種動態(tài)平衡也決定了與的反應不能完全進行到底。一般情況下，當溶液中剩余離子的濃度小于mol·L－1時，化學上通常認為生成沉淀的反應進行完全了。（4）沉淀溶解平衡狀態(tài)的特征：動態(tài)平衡：v溶解v沉淀≠0。達到平衡時，溶液中離子的濃度。當改變外界條件時，溶解平衡將，達到新的平衡。歸｜納｜總｜結①難溶電解質達到沉淀溶解平衡時，不同離子溶解(或沉淀)的速率不一定相等，這與其化學計量數(shù)有關；②難溶電解質是固體，其濃度可視為常數(shù)，增加它的量對平衡無影響；③同類型物質的Ksp越小，溶解能力越小，不同類型的物質則不能直接比較；要點11沉淀溶解平衡的影響因素（1）內因：難溶電解質本身的性質。（2）外因：以AgCl（s）?Ag＋（aq）＋Cl－（aq）ΔH＞0為例。外界條件平衡移動方向平衡后c（Ag＋）平衡后c（Cl－）Ksp升高溫度加水稀釋加入少量AgNO3（s）通入HCl通入H2S歸｜納｜總｜結（1）溫度：溫度升高，多數(shù)溶解平衡向溶解的方向移動。（2）濃度：加水稀釋，濃度減小，平衡向溶解方向移動。（3）同離子效應：加入與難溶電解質構成微粒相同的物質，平衡向生成沉淀的方向移動。（4）化學反應：加入與難溶電解質溶解所得的離子反應的物質，平衡向溶解的方向移動。要點12溶度積常數(shù)（1）溶度積和離子積（或濃度商）以MmAn（s）?mMn＋（aq）＋nAm－（aq）為例：溶度積離子積（或濃度商）概念沉淀溶解平衡的平衡常數(shù)溶液中有關離子濃度冪的乘積符號KspQc（或Q）表達式Ksp＝（濃度都是平衡濃度）Qc＝（濃度是任意濃度）應用判斷一定條件下沉淀能否生成或溶解①QcKsp：溶液過飽和，有沉淀析出；②QcKsp：溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)；③QcKsp：溶液未飽和，無沉淀析出（2）Ksp的意義注意陰、陽離子個數(shù)比不相同時，Ksp大的難溶電解質的溶解度不一定大。（3）Ksp的影響因素Ksp只與難溶電解質的性質和[有關，而與沉淀的量、離子濃度無關。歸｜納｜總｜結(1)沉淀溶解平衡一般是吸熱的，溫度升高平衡右移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。(2)對于沉淀溶解平衡AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，對于相同類型的物質，Ksp的大小反映了難溶電解質在溶液中溶解能力的大小，也反映了該物質在溶液中沉淀的難易。要點13沉淀溶解平衡的應用沉淀的生成（1）調節(jié)pH法。通過控制溶液的酸堿性，可以使某些金屬陽離子轉化為氫氧化物沉淀。工業(yè)原料氯化銨中含雜質氯化鐵，將含雜質的氯化銨溶于水，再加入調節(jié)pH，可使Fe3＋生成Fe（OH）3沉淀而除去，發(fā)生的反應為（填離子方程式）。（2）加沉淀劑法。加入適當沉淀劑，使某些金屬陽離子轉化為沉淀。以Na2S作沉淀劑處理工業(yè)廢水中的金屬離子Cu2＋、Hg2＋，發(fā)生的反應分別為、。（3）氧化還原法。改變某離子的存在形式，促使其轉化為溶解度更小的難溶電解質，便于分離出來。例如將Fe2＋氧化為Fe3＋，從而生成更難溶的沉淀而除去沉淀的溶解（1）酸、堿溶解法。如用鹽酸溶解Cu（OH）2：（填離子方程式）。（2）鹽溶解法。如用NH4Cl溶液溶解Mg（OH）2：Mg（OH）2（s）?Mg2＋（aq）＋2OH－（aq），（填離子方程式）。（3）配位溶解法。加入某試劑與溶液中的某種離子形成穩(wěn)定配合物，使該離子的濃度減小。如溶解AgCl可加入NH3·H2O：（填離子方程式）。（4）氧化還原溶解法。采用氧化性酸溶解金屬硫化物（如CuS、HgS等）。如用稀HNO3溶解CuS：沉淀的轉化一般來說，若難溶電解質類型相同，則Ksp較大的沉淀轉化為Ksp較小的沉淀。沉淀的溶解能力差別越大，越容易轉化。（1）鍋爐除水垢除水垢[CaSO4（s）Na2CO3CaCO3（s）鹽酸Ca2＋（aq）]反應為（2）礦物轉化ZnS（閃鋅礦的主要成分）遇CuSO4溶液轉化為CuS（銅藍的主要成分）的反應為（填離子方程式）歸｜納｜總｜結(1)對于化學式中陰、陽離子個數(shù)比不同的難溶電解質，Ksp小的溶解度不一定小。如Ksp(AgCl)>Ksp(Ag2CrO4)，但c(Ag＋)是Ag2CrO4>AgCl。(2)不可能使要除去的離子全部通過沉淀除去。一般認為殘留在溶液中的離子濃度小于1.0×10－5mol·L－1時，沉淀已經(jīng)完全。(3)溶解度較小的沉淀，并不一定必須轉化為溶解度更小的沉淀。在一定條件下也可以轉化成溶解度較大的沉淀。例如，在BaSO4的飽和溶液中加入高濃度的Na2CO3溶液，只要Qc(BaCO3)>Ksp(BaCO3)就可以轉化成溶解度較大的BaCO3沉淀。(4)一般說來，溶解度小的沉淀轉化成溶解度更小的沉淀容易實現(xiàn)，但溶解度小的沉淀轉化成溶解度稍大的沉淀在一定條件下也能實現(xiàn)。要點14沉淀溶解平衡圖像1.沉淀溶解平衡濃度圖像模型圖像分析BaSO4的沉淀溶解平衡圖像（1）求Ksp或Ksp的數(shù)量級：A點，c（Ba2＋）＝c（SO42－）＝10－5mol·L－1，Ksp（BaSO4）＝（2）曲線上任意一點都達到了沉淀溶解平衡狀態(tài)，QcKsp。溫度不變時，Ksp不變，無論改變哪種離子的濃度，另一種離子的濃度只能在曲線上變化，不會出現(xiàn)在曲線以外。曲線上方區(qū)域的點所示溶液均為，QcKsp。曲線下方區(qū)域的點所示溶液均為，QcKsp2.沉淀溶解平衡對數(shù)圖像模型圖像分析CaSO4與CaCO3的沉淀溶解平衡圖像注：pM＝pCa2＋＝－lgc（Ca2＋），pR＝pSO42－（或pCO32－）＝－lgc（SO42－）[或（1）曲線上任意一點都達到了沉淀溶解平衡狀態(tài)。根據(jù)曲線上O點或P點的坐標可求得對應難溶物的Ksp或Ksp的數(shù)量級，如O點，Ksp（CaSO4）＝；P點，Ksp（CaCO3）＝。（2）判斷X點對應的溶液是否能形成沉淀或是否飽和：X點對應溶液為CaSO4的溶液、CaCO3的溶液3.沉淀滴定圖像模型圖像分析用0.1mol·L－1Na2SO4溶液滴定20mL0.1mol·L－1BaCl2溶液的沉淀滴定圖像已知Ksp（BaSO4）＝1×10－10，Ksp（BaCO3）＝2.6×10－9起始溶液中c（Ba2＋）＝0.1mol·L－1，n＝－lgc（Ba2＋）＝，b點時恰好完全反應，c（Ba2＋）＝mol·L－1，m＝－lgc（Ba2＋）＝，即m由決定，與起始BaCl2溶液的濃度無關（1）若起始時c（BaCl2）＝0.2mol·L－1，恰好完全反應時消耗Na2SO4溶液的體積變大，b點向（填“左”或“右”）移動。（2）若用同濃度的Na2CO3溶液替代Na2SO4溶液，由于Ksp（BaSO4）＜Ksp（BaCO3），恰好完全反應生成BaCO3時溶液中的c（Ba2＋）較大，pBa2＋較小，但消耗的Na2CO3溶液的體積仍為20mL，所以b點豎直向（填“上”或“下”）移動題型01判斷弱電解質及其相對強弱【典例1】下列說法中，不能說明HA是弱電解質的是A．相同條件下，用等濃度的HCl和HA溶液做導電實驗，后者燈泡暗B．常溫時，溶液的約為3C．與反應放出氣體D．的溶液加水稀釋100倍后溶液方｜法｜點｜撥判斷弱電解質相對強弱的方法判斷弱電解質相對強弱的方法——同一溫度下，比較同級的Ka【變式1-1】下列物質中，屬于弱電解質的是A．食鹽的主要成分NaCl B．某氮肥的主要成分C．次氯酸消毒液的有效成分HClO D．某白酒的主要成分【變式1-2】下列事實可證明是弱堿的是A．銨鹽受熱易分解B．室溫下，氨水溶液的pH約為11C．氨水可以使酚酞試液變紅D．氨水與溶液反應生成氫氧化亞鐵題型02弱電解質的電離平衡及其影響因素【典例2】在相同溫度下三種酸的一些數(shù)據(jù)如下表所示，下列判斷正確的是酸HXHXHXHYHZ濃度0.120.20.90.90.9電離度0.250.20.10.30.5已知：電離度A．表格中三種濃度的HX溶液中，從左至右水電離的逐漸減小B．酸性由強到弱的順序為HX、HY、HZC．在HZ和NaZ的混合溶液呈中性，則溶質濃度為D．向HY溶液中加入等濃度的HX溶液，HY電離平衡會逆向移動方｜法｜點｜撥弱電解質的電離平衡及其影響因素【變式2-1】25℃時不斷將水滴入冰醋酸中，下列圖像不合理的是A．B．C． D．【變式2-2】25℃，醋酸溶液中存在平衡。下列說法錯誤的是A．溶液中加少量冰醋酸，增大B．升高溫度，平衡正向移動，醋酸的電離常數(shù)增大C．溶液中加水稀釋，減小D．溶液中加入等體積的鹽酸，平衡逆向移動，減小題型03影響水的電離平衡因素的定性分析【典例3】下列物質屬于強電解質且在溶液中促進水的電離的是A． B． C． D．方｜法｜點｜撥改變水電離的方法（1）抑制水電離平衡的方法：①外加酸或堿；②加入強酸的酸式鹽固體(如NaHSO4)；③通入酸性氣體(如CO2、SO2)或堿性氣體(如NH3)；④降溫。（2）促進水電離平衡的方法：①升溫；②加入活潑金屬(如Na、K等)；③加入強酸弱堿鹽或強堿弱酸鹽?！咀兪?-1】某溫度下，蒸餾水中，保持溫度不變，通入HCl氣體使鹽酸濃度為。下列敘述錯誤的是A．該溫度高于B．該溶液中由水電離出來的的濃度為C．保持溫度不變，加入晶體，水的電離程度增大D．取該溶液加水稀釋100倍，溶液中的增大【變式3-2】室溫下，水的電離達到平衡，下列敘述正確的是A．氫氧兩種元素只能組成水B．水的電離方程式可表示為：C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移動，Kw變小D．向水中加入少量NaHSO4固體，平衡正向移動，水電離程度增大題型04溶液酸堿性的判斷【典例4】常溫下，下列關于電解質溶液的說法正確的是A．的溶液與的溶液等體積混合后，溶液呈堿性B．向溶液中滴加少量稀鹽酸，減小C．溶液與氨水等體積混合()，則D．向、的飽和溶液中加入少量，溶液中增大解｜題｜模｜板混合溶液酸堿性的判斷規(guī)律等濃度、等體積一元酸與一元堿混合的溶液。中和反應反應后所得溶液的酸堿性強酸與強堿中性強酸與弱堿酸性弱酸與強堿堿性常溫下，已知pH之和的酸和堿的溶液等體積混合。①兩強混合：a．若pH之和等于14，則混合后溶液顯中性，pH＝7。b．若pH之和大于14，則混合后溶液顯堿性，pH＞7。c．若pH之和小于14，則混合后溶液顯酸性，pH＜7。②一強一弱混合——“誰弱顯誰性”。pH之和等于14時，一元強酸和一元弱堿的溶液等體積混合呈堿性；一元強堿和一元弱酸的溶液等體積混合呈酸性。常溫下，強酸、強堿恰好完全中和，溶液體積與pH的關系：VaLpH＝a的鹽酸與VbLpH＝b的NaOH溶液混合，二者恰好完全反應，溶液呈中性。則10－a·Va＝10b－14Vb，eq\f(Va,Vb)＝eq\f(10b－14,10－a)＝10(a＋b)－14，a＋b＝14a＋b＞14a＋b＜14Va＝VbVa＞VbVa＜Vb【變式4-2】．下列說法錯誤的是A．pH約為6的純水呈中性B．若，則溶液一定呈堿性C．室溫下，將的溶液稀釋到，所得溶液的pH為5D．室溫下，若溶液的pH約為5，則HM為弱酸題型05溶液pH的計算【典例5】常溫下，等體積的下列溶液混合后pH一定大于7的是A．pH=3的鹽酸和pH=11的氨水B．pH=3的硝酸和pH=11的NaOH溶液C．pH=3的硫酸和pH=11的NaOH溶液D．pH=3的醋酸和pH=11的NaOH溶液解｜題｜模｜板溶液pH計算的思維導圖【變式5-1】在常溫下，將pH=3的鹽酸與pH=11的堿溶液等體積混合，發(fā)現(xiàn)所得溶液呈堿性，該堿可能是A．NaOH B．KOH C． D．Ba(OH)2【變式5-2】室溫下的四種溶液：①pH=2的溶液；②pH=2的HCl溶液；③pH=12的氨水；④pH=12的NaOH溶液。相同條件下，有關上述溶液的比較中，錯誤的是A．將①、②、④溶液分別稀釋10倍后由水電離的：①<②=④B．將②、③兩種溶液混合后，若pH=7，則消耗溶液的體積：②>③C．等體積的①、②、④溶液分別與足量鋁粉反應，生成的量：②最大D．將①溶液分成兩等份，向其中一份加水稀釋至pH=3，用④溶液將兩份完全中和，消耗④溶液的體積相同題型06酸堿中和滴定指示劑選擇及誤差分析【典例6】下列關于滴定實驗敘述正確的是A．裝標準液的滴定管滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失，所得待測液濃度偏大B．用標準溶液滴定未知濃度的溶液，可用甲基橙作指示劑C．使用量筒即可準確量取一定體積的待測液D．用標準液潤洗滴定管后，應將潤洗液從滴定管上口倒出方｜法｜點｜撥指示劑選擇的基本原則變色要靈敏，變色范圍要小，使變色范圍盡量與滴定終點溶液的酸堿性一致。(1)不能用石蕊作指示劑。(2)滴定終點為堿性時，用酚酞作指示劑，例如用NaOH溶液滴定醋酸。(3)滴定終點為酸性時，用甲基橙作指示劑，例如用鹽酸滴定氨水。(4)強酸滴定強堿一般用甲基橙，但用酚酞也可以。(5)并不是所有的滴定都必須使用指示劑，如用標準的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液時，KMnO4顏色褪去時即為滴定終點。【變式6-1】常溫下，用的NaOH溶液分別滴定的鹽酸和的醋酸，滴定曲線如圖所示。其中，橫坐標滴定分數(shù)表示滴加NaOH溶液與原酸溶液的體積比。下列說法正確的是A．虛線表示滴定醋酸的曲線B．段的離子方程式為C．根據(jù)滴定曲線可知：當時，溶液與醋酸混合液的D．兩個體系滴定終點的確定都可用甲基橙作指示劑【變式6-2】用的標準液滴定未知濃度的鹽酸溶液，下列說法正確的是A．使用鹽酸待測液滴定標準液也可求得鹽酸濃度B．實驗開始前，應先對錐形瓶進行洗滌、潤洗操作C．酸式滴定管玻璃活塞涂抹凡士林的位置為a、bD．不可用甲基橙溶液做指示劑題型07酸堿中和滴定的拓展應用【典例7】下列實驗操作及現(xiàn)象能得出相應結論的是選項實驗操作及現(xiàn)象結論A向盛有和的恒壓密閉容器中通入一定體積氦氣，最終氣體顏色變淺化學平衡向增多的方向移動B以為指示劑，用標準溶液滴定溶液中的，先出現(xiàn)白色沉淀，后出現(xiàn)磚紅色沉淀C用鹽酸標準液滴定待測NaOH溶液的中和滴定實驗，通常不選石蕊試液作指示劑石蕊指示劑變色范圍與滴定終點突變范圍不一致D取溶液，加入溶液，用萃取分液，下層呈現(xiàn)紫紅色，再向水層中滴入KSCN溶液，溶液變成紅色證明與發(fā)生的反應為可逆反應A．A B．B C．C D．D解｜題｜模｜板滴定終點的判斷答題模板當?shù)稳胱詈笠坏巍痢痢翗藴嗜芤汉螅芤鹤兂伞痢痢辽?，且半分鐘內不恢復原來的顏色。解答此類題目注意三個關鍵點：(1)最后一滴：必須說明是滴入“最后一滴”溶液。(2)顏色變化：必須說明滴入“最后一滴”溶液后溶液“顏色的變化”。(3)半分鐘：必須說明溶液顏色變化后“半分鐘內不再恢復原來的顏色”。【變式7-1】佛爾哈德法測定氯化鈉樣品中氯元素的含量(雜質不含氯元素)i．準確稱取試樣于燒杯中，加蒸餾水溶解后，定量轉入容量瓶中，稀釋至刻度，搖勻。ii．移取試樣溶液于錐形瓶中，加蒸餾水及一定濃度的，加入，溶液至過量后，加入硝基苯(密度大于水，且難溶于水)用橡膠塞塞住瓶口，劇烈震蕩30s。iii．打開橡膠塞，再加入指示劑，用溶液滴定至終點，記錄讀數(shù)。已知：、、。下列說法正確的是A．步驟ⅱ可以用代替進行酸化B．利用該實驗方法測定碘化鈉樣品中碘元素含量，在步驟ⅱ中不必加入硝基苯C．樣品中氯元素的質量分數(shù)為D．步驟ⅲ出現(xiàn)溶液由紅色變無色，且30s不變，即為滴定終點【變式7-2】測定(含硫酸鐵雜質)的純度。準確稱取樣品置于錐形瓶中，用蒸餾水完全溶解，加一定量硫酸，用標準溶液滴定至終點，平行滴定3次，記錄消耗標準溶液體積。下列說法正確的是A．滴定至終點瞬間的顏色變化為淺綠色轉變?yōu)闇\紫色，且半分鐘不變色B．硫酸的作用是酸化溶液，可用磷酸()代替C．3次實驗可連續(xù)使用三支相同規(guī)格的酸式滴定管進行D．3次實驗數(shù)據(jù)相差較大，應計算它們的平均值作為實驗結果題型08鹽類水解程度的比較【典例1】常溫下，下列溶液的是A． B．NaClO C． D．解｜題｜模｜板鹽類水解程度大小比較的規(guī)律1.組成鹽的弱堿陽離子水解使溶液顯酸性，組成鹽的弱酸根離子水解使溶液顯堿性。2.鹽對應的酸（或堿）越弱，水解程度越大，溶液堿性（或酸性）越強。3.相同條件下的水解程度：（1）正鹽＞相應的酸式鹽，如Na2CO3＞NaHCO3；（2）水解相互促進的鹽＞單獨水解的鹽＞水解相互抑制的鹽?！咀兪?-1】溶解度隨溫度變化的曲線如圖所示，關于各點對應的溶液，下列說法錯誤的是A．M點小于N點 B．M點pH大于N點pHC．P點 D．N點降溫過程中有2個平衡發(fā)生移動【變式1-2】常溫下濃度均為0.1mol/L的下列四種溶液的pH如下表：溶質NaHCO3pH8.811.610.311.19.7下列說法錯誤的是A．上述鹽溶液中的陰離子，結合質子能力最強的是B．酸性：C．將0.1mol/L、、、四種酸溶液分別稀釋100倍，pH變化最小的是溶液D．可發(fā)生反應題型09鹽類水解的影響因素【典例2】室溫時進行下列實驗，其中分析不正確的是A．的水解程度增大B．溶液的pH減小是水解平衡移動的結果C．可促進的水解D．時，混合液中A．A B．B C．C D．D方｜法｜點｜撥解決鹽類水解問題的方法鹽類的水解存在平衡，外界條件(如溫度、濃度、溶液的酸堿性等)的改變會引起平衡的移動。解答此類問題一般采用如下步驟：找出影響平衡的條件→判斷平衡移動的方向→分析平衡移動的結果及移動結果與所解答問題的聯(lián)系。認識鹽類水解的三個誤區(qū)誤區(qū)一：誤認為水解平衡向正向移動，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，但Fe3＋的水解程度減小。誤區(qū)二：誤認為弱酸強堿鹽都因水解而顯堿性。如NaHSO3溶液顯酸性。誤區(qū)三：誤認為可水解的鹽溶液在蒸干后都得不到原溶質。對于水解程度不大且水解產物不離開平衡體系的情況[如Al2(SO4)3]來說，溶液蒸干仍得原溶質。【變式2-1】以下實驗能證明鹽的水解過程是吸熱的是A．向氨水中加入氯化銨固體，溶液的pH變小 B．向醋酸鈉溶液中滴入2滴酚酞，加熱后紅色加深C．將硝酸銨晶體溶于水，水溫下降 D．向鹽酸中加入氫氧化鈉溶液，混合液溫度上升【變式2-2】某弱酸溶液中主要成分的分布分數(shù)隨的變化如圖所示，已知。下列說法錯誤的是A．該酸-B．溶液中：C．NaA的水解平衡常數(shù)D．某的緩沖溶液，題型10水解常數(shù)【典例3】下列有關化學用語或表述正確的是A．為共價化合物，其在水溶液中電離方程式為B．顯堿性的原因：C．的電離平衡常數(shù)為，則常溫下水解常數(shù)D．分解反應有效碰撞模型：方｜法｜點｜撥水解常數(shù)(Kh)與電離常數(shù)的定量關系(以CH3COONa為例)CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－Kh＝eq\f(c（CH3COOH）·c（OH－）,c（CH3COO－）)＝eq\f(c（CH3COOH）·c（OH－）·c（H＋）,c（CH3COO－）·c（H＋）)＝eq\f(c（OH－）·c（H＋）,\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）))＝eq\f(Kw,Ka)(Ka為CH3COOH的電離常數(shù))因而Ka(或Kb)與Kw的定量關系為Ka·Kh＝Kw(或Kb·Kh＝Kw)。如Na2CO3的水解常數(shù)Kh＝eq\f(Kw,Ka2)；NaHCO3的水解常數(shù)Kh＝eq\f(Kw,Ka1)。NH4Cl的水解常數(shù)Kh＝eq\f(Kw,Kb)(Kb為NH3·H2O的電離常數(shù))?！咀兪?-1】HCN主要應用于電鍍業(yè)、采礦業(yè)等。在25℃時，HCN溶液中HCN和分布分數(shù)[如]與溶液pH變化的關系如圖。下列表述正確的是A．曲線①表示的變化關系B．NaCN的水解平衡常數(shù)數(shù)量級為C．的HCN溶液中約為D．將等物質的量的HCN、NaCN溶于水所得溶液【變式3-2】化學應用體現(xiàn)在生活的方方面面，下列用法不合理的是A．用明礬凈水 B．用生石灰作抗氧化劑C．用食醋去除水垢 D．用小蘇打作發(fā)酵粉題型11鹽類水解的應用【典例4】下列說法正確的是A．天然硬水呈堿性的原因是其中含有較多的、等離子B．將溶液與溶液混合，由于兩者水解相互促進，生成白色沉淀C．實驗室配制溶液時常加適量的硫酸，來抑制的水解D．高鐵酸鈉凈水劑既能沉降水中的懸浮物，又能殺菌消毒解｜題｜模｜板六種鹽溶液蒸干后產物的判斷析出原來溶質eq\x(不易分解、氧化和水解的鹽)→eq\x(NaCl)eq\o(→,\s\up7(蒸干))eq\x(NaCl)eq\x(強堿與弱酸生成的正鹽)→eq\x(Na2CO3)eq\o(→,\s\up7(蒸干))eq\x(Na2CO3)eq\x(\a\al(難揮發(fā)性強酸與難溶性,弱堿生成的鹽))→eq\x(Al2SO43)eq\o(→,\s\up7(蒸干))eq\x(Al2SO43)析出弱堿——揮發(fā)性強酸與難溶性弱堿生成的鹽eq\x(AlCl3)eq\o(→,\s\up7(蒸干))eq\x(AlOH3)eq\o(→,\s\up7(灼燒))eq\x(Al2O3)eq\x(類似的還有FeCl3、AlNO33、CuCl2)析出結晶水合物——CuSO4和KAl(SO4)2型eq\x(CuSO4)eq\o(→,\s\up7(蒸干))eq\x(CuSO4·xH2O)eq\o(→,\s\up7(灼燒))eq\x(CuSO4)全部分解為氣體——水解產物為易分解的鹽eq\x(NH4HCO3)eq\o(→,\s\up7(蒸干))eq\x(NH3↑＋CO2↑＋H2O↑)eq\x(類似的有NH42CO3、NH42S、NH4Cl)分解析出新鹽——熱穩(wěn)定性差的鹽eq\x(CaHCO32)eq\o(→,\s\up7(蒸干))eq\x(CaCO3)eq\x(\a\al(注意MgHCO32，蒸干得到的MgCO3易水解，,最終得到MgOH2或MgO))析出氧化產物——易被空氣中氧氣氧化的鹽eq\x(Na2SO3)eq\o(→,\s\up7(蒸干))eq\x(Na2SO4)注意：FeCl2、Fe(NO3)2的特殊性：易被氧化為Fe3＋，再蒸干得到Fe(OH)3，灼燒后最終產物為Fe2O3【變式4-1】明礬是一種重要的化學試劑。下列說法正確的是A．明礬可以做凈水劑，也可以做消毒劑B．明礬水溶液顯酸性，故明礬屬于酸式鹽C．含明礬的藥物與碳酸氫鈉片同時服用可以增強藥效D．常溫下，0.1mol·明礬溶液中水電離出c(H+)大于【變式4-2】下列物質用途或操作正確且與鹽類水解有關的有幾項①用熱飽和硫酸銨溶液清洗鐵器表面的鐵銹②用TiCl4水溶液制備③用氯化鐵溶液和氨水制備氫氧化鐵膠體④實驗室通常使用熱的純堿溶液去除油污⑤在氯化氫氛圍中灼燒氯化鎂晶體制備無水氯化鎂⑥配制溶液時，將晶體溶于濃硝酸中并加蒸餾水稀釋至指定濃度⑦刻蝕印刷電路板用氯化鐵作腐蝕液⑧用泡沫滅火器滅火A．3 B．4 C．5 D．6題型12溶液中粒子濃度的變化分析【典例5】下列有關電解質溶液的說法正確的是A．向氫氧化鈉溶液中滴加稀醋酸至中性，B．常溫下，加水稀釋醋酸，所有離子濃度都減小C．將溶液從20℃升溫至30℃，溶液中增大D．常溫下，和的混合溶液，：方｜法｜點｜撥不同溶液中同一離子濃度的大小比較不同溶液中同一離子濃度的大小比較要選好參照物，分組比較各個擊破。如25℃時，相同物質的量濃度的下列溶液中：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4、④(NH4)2SO4、⑤(NH4)2Fe(SO4)2，c(NHeq\o\al(＋,4))由大到小的順序為⑤＞④＞③＞①＞②。分析流程為：分組eq\o(→,\s\up7(化學式中),\s\do5(NH\o\al(＋,4)的數(shù)目))④⑤中c(NHeq\o\al(＋,4))要大于①②③eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(①②③\o(→,\s\up7(選參照物),\s\do5(①NH4Cl))\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(②相當于在①的基礎上促進NH\o\al(＋,4),的水解，則cNH\o\al(＋,4)①＞②,③相當于在①的基礎上抑制NH\o\al(＋,4),的水解，則cNH\o\al(＋,4)③＞①)),④⑤\o(→,\s\up7(選參照物),\s\do5(④NH42SO4))⑤相當于在④的基礎上抑制NH\o\al(＋,4),的水解，則cNH\o\al(＋,4)⑤＞④))【變式5-1】常溫時，向某濃度的草酸溶液中逐滴加入一定濃度的NaOH溶液，所得溶液中三種微粒、、的物質的量分數(shù)()與pH的關系如圖所示。下列說法錯誤的是A．常溫下，電離常數(shù)B．在的溶液中：C．溶液中：D．溶液中離子濃度從大到小的順序：【變式5-2】工業(yè)上常用于金屬沉降，關于的溶液說法錯誤的是已知：物質電離平衡常數(shù)(25℃)A．B．C．D．題型13鹽類水解的圖像【典例6】在濃度均為的、、混合溶液中通入氣體，溶液中和(代表上述三種酸根離子)的分布系數(shù)與關系如圖所示。已知的分布系數(shù)。下列說法正確的是A．酸性強弱： B．HZ的電離常數(shù)C．水的電離程度： D．圖中交點處的【變式6-1】生活中一定濃度的Na2CO3溶液可用于去除油污，下圖是用數(shù)字實驗系統(tǒng)測定一定濃度的Na2CO3溶液的pH與溫度的關系，下列說法正確的是A．a點陰離子總數(shù)最多B．b點水的離子積最大C．c點溶液中的c(OH-)約為D．c點溶液Na2CO3的水解程度最大【變式6-2】常溫下，草酸鈉(Na2C2O4)溶液在不同pH體系中，lgc(X)與pH關系如圖所示(X代表H2C2O4，，)，已知H2C2O4為二元弱酸下列有關說法不正確的是A．①表示B．的的數(shù)量級約為，的數(shù)量級約為C．②③交點的溶液中：D．等濃度的NaHC2O4和Na2C2O4的混合溶液中：題型14沉淀溶解平衡的影響因素【典例1】在一定溫度下，Mg（OH）2固體在水溶液中達到平衡：，若使固體Mg（OH）2的量減少，而且不變，可采取的措施是A．加MgCl2 B．加H2O C．加NaOH D．加HCl【變式1-1】常溫下，Ksp(CaSO4)=9x10-6，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法正確的是A．常溫下CaSO4飽和溶液中，c(Ca2+)、c()對應于曲線上任意一點B．向d點溶液中加入適量CaCl2固體可以變到c點C．d點溶液通過蒸發(fā)可以變到c點D．b點將有沉淀生成，平衡后溶液中c()等于3×10-3mol/L【變式1-2】向含有固體的飽和溶液中加入少量的硫酸，下列說法正確的是A．減小 B．減小C．固體的質量減小 D．的溶度積減小題型15沉淀溶解平衡的實驗探究【典例2】某同學設計實驗探究影響沉淀溶解平衡的因素，有關實驗操作如下：ⅰ.取規(guī)格相同的兩支試管①和②，先向試管①中加入少量黃色固體，并插入電導率測試儀，然后分別加入等體積飽和溶液；ⅱ.向試管①和②中分別滴入1滴溶液，觀察沉淀變化情況，一段時間后向①中滴入少量蒸餾水，測得溶液電導率變化如圖2所示。下列說法錯誤的是A．滴加溶液①②中產生固體 B．b到c過程中①中固體質量減小C．c點時溶液中：①=② D．b點：方｜法｜點｜撥根據(jù)沉淀的先后順序判斷Ksp大小難溶物的類型相同時，用含等濃度的不同陽離子（或陰離子）的溶液滴定某溶液時，先沉淀者Ksp小。如：①向c（Cl－）＝c（Br－）的混合溶液中滴加少量AgNO3溶液，先出現(xiàn)淡黃色沉淀，則AgBr的Ksp比AgCl的小。②向c（Fe3＋）＝c（Al3＋）的混合溶液中滴加少量氨水，先出現(xiàn)紅褐色沉淀，則Fe（OH）3的Ksp比Al（OH）3的小。③向c（Zn2＋）＝c（Cu2＋）的混合溶液中滴加少量Na2S溶液，先出現(xiàn)黑色沉淀，則CuS的Ksp比ZnS的小?！咀兪?-1】25℃時，實驗小組探究沉淀溶解平衡的影響因素時，取兩份相同的飽和溶液(有固體剩余)，分別加入和，得出圖像(見圖)，若忽略水解，下列說法正確的是A．的數(shù)量級為B．b線表明飽和溶液中加入的是C．加入氯化鎂達平衡后D．實驗中pH變化的原因是發(fā)生了改變【變式2-2】某研究小組進行的沉淀溶解平衡的實驗探究。[查閱資料]25℃時，，。[制備試劑]向2支均盛有溶液的試管中分別加入2滴溶液，制得等量沉淀。(1)分別向兩支試管中加入不同試劑，請?zhí)顚懴卤碇械膶嶒灛F(xiàn)象。試管編號加入試劑實驗現(xiàn)象Ⅰ2滴溶液Ⅱ溶液白色沉淀溶解，得無色溶液(2)同學們猜想產生試管1中現(xiàn)象的主要原因有以下兩種。猜想1：結合電離出的，使的沉淀溶解平衡正向移動。猜想2：。(3)為驗證猜想，同學們取少量相同質量的氫氧化鎂固體盛放在兩支試管中，一支試管中加入醋酸銨溶液(pH=7)，另一支試管中加入和氨水混合液(pH=8)，兩支試管中氫氧化鎂均溶解。該實驗證明(2)中(填“猜想1”或“猜想2”)正確。題型16沉淀反應及其應用【典例3】下列相關說法正確的是A．AgCl沉淀溶解達到平衡時，和濃度一定相等且保持不變B．向AgCl飽和溶液[含有中，加少量的水稀釋，變大C．誤食可溶性鋇鹽可盡快用5%的溶液洗胃D．含氟牙膏能預防齲齒是因為發(fā)生了沉淀的轉化反應方｜法｜點｜撥用沉淀法除雜不可能將雜質離子全部通過沉淀除去，一般當殘留在溶液中的離子濃度小于1×10－5mol·L－1時，則認為沉淀已經(jīng)完全。利用生成沉淀分離或除去某種離子，首先要使生成沉淀的反應能夠發(fā)生，其次沉淀生成的反應進行的越完全越好。如除去溶液中的Mg2＋，用NaOH溶液比使用Na2CO3溶液好，原因是Mg(OH)2的溶解度比MgCO3的小。若一種沉淀劑可使溶液中多種離子產生沉淀時，則可以控制條件，使這些離子先后分別沉淀。①對同一類型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀效果越好。例如在Cl－、Br－、I－的混合溶液中，由于AgCl、AgBr、AgI的Ksp相差較大，可向混合溶液中逐漸滴加AgNO3溶液，可按AgI、AgBr、AgCl的順序先后沉淀。②對不同類型的沉淀，其沉淀先后順序要通過計算才能確定。溶解度較小的沉淀，在一定條件下也可以轉化成溶解度較大的沉淀。如在BaSO4的飽和溶液中加入高濃度的Na2CO3溶液，也可以轉化成溶解度較大的BaCO3沉淀。【變式3-1】下列實驗能達到目的的是選項實驗目的實驗方案設計與操作現(xiàn)象和結論A探究醋酸和次氯酸的酸性強弱用計分別測定等物質的量濃度的醋酸鈉溶液和次氯酸鈉溶液的pH若次氯酸鈉溶液的較大，則證明次氯酸的酸性較弱B探究、的催化效果的優(yōu)劣室溫時，將等體積、等物質的量濃度的、溶液分別加入等體積的30%的溶液中若滴加的試管中產生氣泡的速率快，則證明的催化效率優(yōu)于C探究相同溫度下與的大小取溶液于試管中，加入溶液，待不再產生白色沉淀后加入溶液若產生黃色沉淀，則證明的大于D探究淀粉水解程度取淀粉溶液，加入少量稀硫酸，加熱2~3min，冷卻后加入溶液至堿性，再滴加碘水若溶液未變藍色，則淀粉已經(jīng)完全水解A．A B．B C．C D．D【變式3-2】下列有關沉淀溶解平衡應用的說法錯誤的是A．施加適量石膏降低鹽堿地(含)土壤的堿性B．用碳酸鈉溶液使鍋爐中的水垢轉化成疏松、易溶于酸的碳酸鈣C．誤食可溶性鋇鹽可盡快用的溶液洗胃D．含氟牙膏能預防齲齒是因為發(fā)生了沉淀的轉化反應題型17應用Ksp計算金屬離子開始沉淀與沉淀完全時的pH【典例4】如圖為室溫下、和在水中達到沉淀溶解平衡時的關系圖{已知：；可認為M離子沉淀完全；}。下列敘述不正確的是A．由a點可求得的溶度積數(shù)量級為B．室溫下，時