1/3專(zhuān)題03水溶液中的離子反應(yīng)（期末復(fù)習(xí)講義）內(nèi)容導(dǎo)航明·期末考情：把握考試趨勢(shì)方向，精準(zhǔn)備考理·核心要點(diǎn)：系統(tǒng)歸納知識(shí)脈絡(luò)，構(gòu)建體系破·重難題型：攻克典型疑難問(wèn)題，突破瓶頸過(guò)·分層驗(yàn)收：階梯式檢測(cè)與評(píng)估，穩(wěn)步提升考查重點(diǎn)命題角度弱電解質(zhì)的電離平衡強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)弱電解質(zhì)的判斷外界條件對(duì)電離平衡的影響水的電離溫度對(duì)水的電離的影響KW的計(jì)算酸、堿、鹽對(duì)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(jì)算酸堿溶液混合的pH的計(jì)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(yīng)滴定等鹽類(lèi)的水解鹽類(lèi)水解原理鹽類(lèi)水解與中和反應(yīng)的關(guān)系鹽類(lèi)水解的影響因素溫度、酸、堿、鹽對(duì)水解的影響不同鹽類(lèi)水解程度的大小比較水解常數(shù)外界條件對(duì)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(guān)系鹽類(lèi)水解的應(yīng)用判斷溶液的酸堿性判斷酸性強(qiáng)弱膠體的制備化學(xué)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(zhì)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(diǎn)沉淀溶解平衡的影響因素外界條件對(duì)沉淀溶解平衡的影響沉淀溶解平衡的移動(dòng)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(jì)算沉淀溶解平衡的應(yīng)用沉淀的生成沉淀的溶解沉淀的轉(zhuǎn)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(diǎn)01弱電解質(zhì)的電離平衡1.強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)2.與化合物類(lèi)別的關(guān)系強(qiáng)電解質(zhì)主要是大部分__離子__化合物及某些__共價(jià)__化合物，弱電解質(zhì)主要是某些__共價(jià)__化合物。3.電離方程式的書(shū)寫(xiě)——“強(qiáng)等號(hào)，弱可逆，多元弱酸分步離，多元弱堿分步電離一步書(shū)寫(xiě)”。（1）強(qiáng)電解質(zhì)：如H2SO4：__H2SO4=2H＋＋SOeq\o\al(2－,4)__（2）弱電解質(zhì)①一元弱酸，如CH3COOH：__CH3COOHCH3COO－＋H＋__。②多元弱酸，分步電離，分步書(shū)寫(xiě)且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步的電離程度，如H2CO3：__H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)__。③多元弱堿，分步電離，一步書(shū)寫(xiě)。如Fe(OH)3：__Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－__。（3）酸式鹽①?gòu)?qiáng)酸的酸式鹽如NaHSO4在水溶液中：__NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)__；熔融時(shí)：NaHSO4=__Na＋＋HSOeq\o\al(－,4)__。②弱酸的酸式鹽：“強(qiáng)中有弱”，如NaHCO3：__NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)__、__HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)__。4.弱電解質(zhì)判斷的注意事項(xiàng)（1）酸堿的強(qiáng)弱和溶液酸堿性的強(qiáng)弱不是等同關(guān)系，前者看電離程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小。強(qiáng)酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強(qiáng)。（2）弱酸、弱堿是弱電解質(zhì)，但它們對(duì)應(yīng)的鹽一般為強(qiáng)電解質(zhì)，如醋酸銨：CH3COONH4=NHeq\o\al(＋,4)＋CH3COO－。5.電離平衡的建立弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件(__溫度__、__濃度__)下，弱電解質(zhì)分子__電離成離子__的速率和__離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子__的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都保持不變時(shí)的狀態(tài)。平衡建立過(guò)程的v－t圖像如圖所示。（1）開(kāi)始時(shí)，v(電離)最大，而v(結(jié)合)為0。（2）平衡建立過(guò)程中，v(電離)＞v(結(jié)合)。（3）當(dāng)v(電離)＝v(結(jié)合)時(shí)，電離達(dá)到平衡狀態(tài)。6.電離平衡的特征電離平衡也是一種動(dòng)態(tài)平衡，遵循“逆、動(dòng)、等、定、變”的特點(diǎn)。具體分析如下：7.影響電離平衡的因素：因素對(duì)電離平衡的影響內(nèi)因弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定弱電解質(zhì)電離程度的大小外因溫度由于電離過(guò)程吸熱，溫度改變，平衡移動(dòng)，升溫，促進(jìn)電離，電離平衡向右移動(dòng)濃度電解質(zhì)溶液濃度越小，電離程度越大外加電解質(zhì)同離子效應(yīng)加入含弱電解質(zhì)離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡逆向移動(dòng)，抑制電離，電離程度減小含有可與弱電解質(zhì)反應(yīng)的離子電解質(zhì)電離程度增大，促進(jìn)電離，電離平衡向右移動(dòng)8.下面以0.1mol·L－1CH3COOH溶液為例(CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH＞0)，用平衡移動(dòng)原理分析外界條件對(duì)CH3COOH電離平衡的影響。改變條件平衡移動(dòng)方向c(CH3COOH)n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)電離程度導(dǎo)電能力電離平衡常數(shù)加水稀釋__右移____減小____增大____減小____減小____增大____減弱____不變__加少量冰醋酸__右移____增大____增大____增大____增大____減小____增強(qiáng)____不變__通入HCl氣體__左移____增大____增大____增大____減小____減小____增強(qiáng)____不變__加NaOH固體__右移____減小____減小____減小____增大____增大____增強(qiáng)____不變__加CH3COONa固體__左移____增大____減小____減小____增大____減小____增強(qiáng)____不變__加入鎂粉__右移____減小____減小____減小____增大____增大____增強(qiáng)____不變__升高溫度__右移____減小____增大____增大____增大____增大____增強(qiáng)____增大__9.電離常數(shù)定義在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，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(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)電離常數(shù)。用K(弱酸用Ka，弱堿用Kb)表示。表達(dá)式對(duì)于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常數(shù)Ka＝__eq\f(cH＋·cA－,cHA)__。對(duì)于一元弱堿BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常數(shù)Kb＝__eq\f(cB＋·cOH－,cBOH)__。對(duì)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(diǎn)電離常數(shù)只與__溫度__有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度及酸、堿性無(wú)關(guān)，由于電離過(guò)程是__吸熱__的，故溫度升高時(shí)K__增大__。多元弱酸是分步電離的，各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)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(zhì)__越易__電離，所對(duì)應(yīng)的酸性或堿性相對(duì)__越強(qiáng)__。10.（1）填寫(xiě)下表弱電解質(zhì)電離方程式電離常數(shù)NH3·H2O__NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－__Kb＝1.7×10－5CH3COOH__CH3COOHCH3COO－＋H＋__Ka＝1.7×10－5HClO__HClOH＋＋ClO－__Ka＝4.7×10－8（2）CH3COOH酸性__大于__HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判斷的依據(jù)：__相同條件下，電離常數(shù)越大，電離程度越大，c(H＋)越大，酸性越強(qiáng)，K(CH3COOH)＞K(HClO)__。（3）磷酸是三元中強(qiáng)酸A．磷酸的電離方程式是__H3PO4H＋＋H2POeq\o\al(－,4)，H2POeq\o\al(－,4)H＋＋HPOeq\o\al(2－,4)，HPOeq\o\al(2－,4)H＋＋POeq\o\al(3－,4)__。B．電離平衡常數(shù)表達(dá)式是：Ka1＝__eq\f(cH＋·cH2PO\o\al(－,4),cH3PO4)__，Ka2＝__eq\f(cH＋·cHPO\o\al(2－,4),cH2PO\o\al(－,4))__，Ka3＝__eq\a\vs4\al(\f(cH＋·cPO\o\al(3－,4),cHPO\o\al(2－,4)))__。C．比較大?。篕a1__＞__Ka2__＞__Ka3。11.電離平衡常數(shù)的4大應(yīng)用（1）判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。（2）判斷鹽溶液的酸性(或堿性)的強(qiáng)弱，電離平衡常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，酸性(或堿性)越弱。（3）判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。（4）判斷微粒濃度比值的變化。弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí)，能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會(huì)發(fā)生相應(yīng)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(lái)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?zhuān)琫q\f(cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH·cH＋)＝eq\f(Ka,cH＋)，加水稀釋?zhuān)琧(H＋)減小，Ka值不變，則eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)增大。12.有關(guān)電離平衡常數(shù)的計(jì)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(jié)判斷弱電解質(zhì)的三個(gè)思維角度角度一：弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離，如測(cè)0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。角度二：弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動(dòng)，如pH＝1的CH3COOH加水稀釋10倍后，1＜pH＜2。角度三：弱電解質(zhì)形成的鹽類(lèi)能水解，如判斷CH3COOH為弱酸可用下面兩個(gè)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(cè)其pH?，F(xiàn)象：pH>7。要點(diǎn)02水的電離1．水的電離水是極弱的電解質(zhì)，水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。2．水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(1)室溫下：Kw＝1×10－14。(2)影響因素：只與溫度有關(guān)，升高溫度，Kw增大。(3)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)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，水的電離程度增大，Kw增大。(2)加入酸或堿，水的電離程度減小，Kw不變。(3)加入可水解的鹽(如FeCl3、Na2CO3)，水的電離程度增大，Kw不變。4．填寫(xiě)外界條件對(duì)水電離平衡的具體影響體系變化條件平衡移動(dòng)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Na2CO3正不變?cè)龃笤龃鬁p小NH4Cl正不變?cè)龃鬁p小增大溫度升溫正增大增大增大增大降溫逆減小減小減小減小其他：如加入Na正不變?cè)龃笤龃鬁p小歸｜納｜總｜結(jié)(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(shuō)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(duì)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(chǎn)生的c(H＋)、c(OH－)總是相等的。在KW的表達(dá)式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整個(gè)溶液中H＋、OH－總的物質(zhì)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(guò)程，升高溫度，水的電離平衡向電離方向移動(dòng)，c(H＋)和c(OH－)都增大，故KW增大，但溶液仍呈中性；對(duì)于KW，若未注明溫度，一般認(rèn)為在常溫下，即25℃。要點(diǎn)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__c(H＋)__和__c(OH－)__的相對(duì)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＝__－lg_c(H＋)__。（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(zhì)溶液，當(dāng)c(H＋)或c(OH－)≥1mol·L－1時(shí)，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(cè)量：①pH試紙法：把小片試紙放在__玻璃片__或__表面皿__上，用潔凈干燥的__玻璃棒__，蘸取待測(cè)液滴在干燥的pH試紙的中部，觀察變化穩(wěn)定后的顏色，與__標(biāo)準(zhǔn)比色卡__對(duì)比，即可確定溶液的pH。②pH計(jì)測(cè)量法。3．溶液的酸堿性與pH的關(guān)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紫色pH＞8.0藍(lán)色甲基橙pH＜3.1紅色3.1～4.4橙色pH＞4.4黃色酚酞pH＜8.0無(wú)色8.2～10.0淺紅色pH＞10.0紅色5．pH的計(jì)算（1）單一溶液pH的計(jì)算①?gòu)?qiáng)酸溶液，如HnA，設(shè)溶液物質(zhì)的量濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝__nc_mol·L－1__，pH＝－lgc(H＋)＝__－lgnc__。②強(qiáng)堿溶液，如B(OH)n，設(shè)溶液物質(zhì)的量濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝__14＋lgnc__。（2）兩強(qiáng)酸混合后溶液pH的計(jì)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(qiáng)堿混合后pH的計(jì)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(guò)KW求出c(H＋)混，最后求pH。（4）強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合后pH的計(jì)算強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合的實(shí)質(zhì)是發(fā)生了中和反應(yīng)，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(guò)KW求出c(H＋)，最后求pH。（5）溶液稀釋后求pH①對(duì)于強(qiáng)酸溶液，每稀釋10倍，pH__增大1__；對(duì)于弱酸溶液，每稀釋10倍，pH增大__不足1__。無(wú)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(duì)于強(qiáng)堿溶液，每稀釋10倍，pH__減小1__；對(duì)于弱堿溶液，每稀釋10倍，pH減小__不足1__，無(wú)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(jié)(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(rùn)濕，否則待測(cè)液因被稀釋可能會(huì)產(chǎn)生誤差。(3)廣泛pH試紙只能測(cè)出整數(shù)值(不精確)，該數(shù)不會(huì)出現(xiàn)小數(shù)。(4)pH試紙不能測(cè)定氯水的pH，因?yàn)槁人仕嵝缘耐瑫r(shí)呈現(xiàn)強(qiáng)氧化性(漂白性)。要點(diǎn)04酸堿中和滴定1.實(shí)驗(yàn)原理（1）用已知濃度的酸（堿）來(lái)測(cè)定未知濃度的堿（酸）的實(shí)驗(yàn)方法叫作酸堿中和滴定。（2）對(duì)于強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的中和，開(kāi)始時(shí)由于被滴定的酸（堿）濃度較大，滴入少量的堿（酸）對(duì)其pH的影響不大。當(dāng)?shù)味ń咏K點(diǎn)（pH＝7）時(shí)，很少量的堿（酸）就會(huì)引起溶液pH突變（如圖所示）。2.實(shí)驗(yàn)用品（1）主要儀器和試劑儀器酸式滴定管（如圖試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測(cè)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

紅色橙色黃色酚酞pH減小8.2-10.0pH增大

無(wú)色淺紅色紅色甲基紅pH減小4.4-6.2pH增大

紅色橙色黃色4.實(shí)驗(yàn)操作（以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液為例）（1）滴定前的準(zhǔn)備①滴定管：查漏→洗滌→潤(rùn)洗→裝液→排氣泡→調(diào)液面→記錄。②錐形瓶：洗滌→裝液→加指示劑。（2）滴定（3）終點(diǎn)判斷、讀數(shù)當(dāng)?shù)稳胱詈蟀氲螛?biāo)準(zhǔn)液，溶液變色，且半分鐘不恢復(fù)為原來(lái)的顏色（4）數(shù)據(jù)處理按上述操作重復(fù)2～3次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)c（NaOH）＝c（5.誤差分析（1）誤差分析依據(jù)當(dāng)酸堿恰好中和時(shí)，有關(guān)系式：c待＝γc標(biāo)·V標(biāo)V待，c標(biāo)、V待、γ均為已知量，所以c待的大小取決于V標(biāo)的大小，V標(biāo)偏大，則c待（2）常見(jiàn)的誤差分析（以0.1mol/LNaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定鹽酸為例）誤差來(lái)源c（HCl）滴定管中產(chǎn)生的誤差滴定管用蒸餾水洗滌后，未用標(biāo)準(zhǔn)液潤(rùn)洗偏高滴定管未用待測(cè)液潤(rùn)洗偏低盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管滴定前有氣泡，滴定后無(wú)氣泡偏高盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管滴定前無(wú)氣泡，滴定后有氣泡偏低盛待測(cè)液的滴定管使用前有氣泡，使用后無(wú)氣泡偏低盛待測(cè)液的滴定管使用前無(wú)氣泡，使用后有氣泡偏高錐形瓶中產(chǎn)生的誤差錐形瓶用蒸餾水洗滌后又用待測(cè)液洗偏高錐形瓶未洗凈，殘留有與待測(cè)液中溶質(zhì)反應(yīng)的少量物質(zhì)偏低錐形瓶洗凈后瓶?jī)?nèi)殘留有少量蒸餾水無(wú)影響讀數(shù)產(chǎn)生的誤差用滴定管量取待測(cè)液先俯視后仰視偏低先仰視后俯視偏高用滴定管量取標(biāo)準(zhǔn)液先俯視后仰視偏高先仰視后俯視偏低配制標(biāo)準(zhǔn)液產(chǎn)生的誤差配制500mL0.1mol/LNaOH溶液，需要2.0gNaOHNaOH已部分潮解偏高NaOH中所含雜質(zhì)雜質(zhì)不與鹽酸反應(yīng)偏高所含雜質(zhì)消耗1molHCl所需質(zhì)量大于40g（如Na2CO3、NaHCO3）偏高所含雜質(zhì)消耗1molHCl所需質(zhì)量小于40g（如Na2O）偏低歸｜納｜總｜結(jié)（1）酸堿恰好中和時(shí)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(zhì)，強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的溶液呈中性，強(qiáng)堿弱酸鹽的溶液呈堿性，強(qiáng)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?yàn)槠浠钊馁|(zhì)為聚四氟乙烯，不怕酸堿腐蝕。（3）石蕊溶液作指示劑時(shí)，變色范圍較寬，且顏色變化不明顯，所以酸堿中和滴定時(shí)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(wú)刻度。②精確度：0.01mL。③洗滌：先用蒸餾水洗，再用待測(cè)液潤(rùn)洗。④盛裝溶液時(shí)，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(méi)有刻度的，故容量為25mL的滴定管，若滴定過(guò)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(diǎn)05鹽類(lèi)的水解1.鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)鹽電離出來(lái)的離子與水電離出來(lái)的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)，促進(jìn)水的電離平衡右移。以CH3COONa、NH4Cl溶液為例：2.鹽類(lèi)水解的特點(diǎn)（1）可逆：鹽的水解反應(yīng)絕大多數(shù)是可逆反應(yīng)?？煽醋魉釅A中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，即“鹽＋水水解中和酸＋（2）微弱：通常鹽類(lèi)水解的程度很小，一般無(wú)沉淀析出，無(wú)氣體放出。（3）吸熱：水解反應(yīng)吸熱。3.鹽類(lèi)水解方程式的書(shū)寫(xiě)（1）書(shū)寫(xiě)形式一般情況下鹽類(lèi)水解的程度較小，不生成沉淀和氣體，一般用“?”連接反應(yīng)物和生成物。產(chǎn)物不標(biāo)“↓”或“↑”。（2）書(shū)寫(xiě)規(guī)律①多元弱酸的酸根離子分步水解，以第一步為主，應(yīng)分步書(shū)寫(xiě)水解的離子方程式。如Na3PO4的水解分三步，第一步為PO43－＋H2O?HPO42－＋OH－，第二步為HPO42－＋H2O?H2PO4－＋OH－，第三步為H2PO4－＋②多元弱堿陽(yáng)離子的水解方程式一步寫(xiě)完。如AlCl3發(fā)生水解的離子方程式為Al3＋＋3H2O?Al（OH）3＋3H＋。③不能進(jìn)行到底的相互促進(jìn)的水解反應(yīng)寫(xiě)“?”，如CH3COO－＋H2O＋NH4＋?CH3COOH＋NH3·H2O，常見(jiàn)的不能進(jìn)行到底的相互促進(jìn)的水解反應(yīng)還有NH④能進(jìn)行到底的相互促進(jìn)的水解反應(yīng)書(shū)寫(xiě)時(shí)要用“”“↑”“↓”等，如Al3＋＋3HCO3－Al（OH）34鹽類(lèi)水解規(guī)律難溶不水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；都弱都水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性；同強(qiáng)顯中性，都弱不一定。歸｜納｜總｜結(jié)(1)“誰(shuí)弱誰(shuí)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(qiáng)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(diǎn)06鹽類(lèi)水解的影響因素(1)內(nèi)因——鹽本身的性質(zhì)。形成鹽的酸或堿越弱，其對(duì)應(yīng)的弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子的水解能力就越__大__，溶液的堿性或酸性就越__強(qiáng)__。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(chǎn)生離子的濃度條件變化溫度升高_(dá)_右移__增大__增大__濃度增大__右移____減小__增大減小(即稀釋)__右移__增大__減小__外加酸或堿酸促進(jìn)弱酸陰離子水解弱堿陽(yáng)離子的水解程度減小堿弱酸根離子的水解程度減小促進(jìn)弱堿陽(yáng)離子水解外加其他能水解的鹽水解結(jié)果相同抑制，水解程度減小水解結(jié)果相反促進(jìn)，水解程度增大(甚至徹底水解)例如，不同條件對(duì)FeCl3水解平衡的影響見(jiàn)下表Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋(填寫(xiě)空格中內(nèi)容)條件移動(dòng)方向H＋數(shù)pH現(xiàn)象升高溫度__向右____增多____降低____顏色變深__通HCl__向左____增多____降低____顏色變淺__加H2O__向右____增多____升高_(dá)___顏色變淺__加NaHCO3__向右____減小____升高_(dá)___產(chǎn)生紅褐色淀沉及無(wú)色氣體__歸｜納｜總｜結(jié)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(chǎn)生的H＋或OH－的濃度是減小的，則溶液酸性(或堿性)越弱。要點(diǎn)07水解常數(shù)1.水解平衡常數(shù)（1）水解平衡常數(shù)表達(dá)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(guān)系，。如CO32－＋H2O?HCO3－＋OH－，Kh1＝KwKa2；HCO3－＋H2O?H（3）水解平衡常數(shù)受溫度影響，一般溫度越高，水解平衡常數(shù)越大。歸｜納｜總｜結(jié)(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(diǎn)08鹽類(lèi)水解的應(yīng)用應(yīng)用舉例判斷溶液的酸堿性FeCl3溶液顯酸性，原因是__Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋__判斷酸性強(qiáng)弱相同濃度NaX、NaY、NaZ三種鹽溶液pH分別為8、9、10，則酸性__HX＞HY＞HZ__配制或貯存易水解的鹽溶液配制CuSO4溶液時(shí)，加入少量__稀硫酸__防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量__鹽酸__；貯存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用__磨口玻璃__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(yīng)：__Fe3＋＋3H2Oeq\o(=,\s\up7(△))Fe(OH)3(膠體)＋3H＋__泡沫滅火器原理成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，發(fā)生反應(yīng)為_(kāi)_Al3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)=Al(OH)3↓＋3CO2↑__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－__NHeq\o\al(＋,4)＋OH－=NH3↑＋H2O__除銹劑NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接時(shí)的除銹劑物質(zhì)提純除去MgCl2溶液中的氯化鐵，可以加入MgO或Mg(OH)2反應(yīng)掉部分H＋，促進(jìn)鐵離子的水解，使Fe3＋轉(zhuǎn)化為氫氧化鐵沉淀而除去無(wú)機(jī)物的制備硫化鋁、氮化鎂在水溶液中強(qiáng)烈水解，只能通過(guò)單質(zhì)間化合反應(yīng)才能制得；用TiCl4制備TiO2，其反應(yīng)的化學(xué)方程式為_(kāi)_TiCl4＋(x＋2)H2O(過(guò)量)TiO2·xH2O＋4HCl__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(jìn)而不能大量共存歸｜納｜總｜結(jié)鹽溶液蒸干的兩項(xiàng)注意(1)易揮發(fā)性強(qiáng)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(qiáng)酸的弱堿鹽溶液蒸干仍得到原溶質(zhì)。要點(diǎn)09溶液中粒子濃度的變化分析1.微粒濃度的大小比較認(rèn)依據(jù)(1)電離理論——弱電解質(zhì)的電離是微弱的①弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時(shí)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(guān)系是__c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NHeq\o\al(＋,4))__。②多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，其主要是第一步電離(第一步電離程度遠(yuǎn)大于第二步電離)。如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的濃度大小關(guān)系是__c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)__。(2)水解理論——弱電解質(zhì)離子的水解過(guò)程一般是微弱的①弱電解質(zhì)離子的水解是微弱的(水解相互促進(jìn)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(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃度。如NH4Cl溶液中：NHeq\o\al(＋,4)、Cl－、NH3·H2O、H＋的濃度大小關(guān)系是__c(Cl－)＞c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)__。②多元弱酸酸根離子的水解是分步進(jìn)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(guān)系應(yīng)是__c(COeq\o\al(2－,3))＞c(HCOeq\o\al(－,3))＞c(H2CO3)__。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(duì)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?yàn)閏(NHeq\o\al(＋,4))＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。（4）溶液中粒子等量關(guān)系——三大守恒①電荷守恒電解質(zhì)溶液中，無(wú)論存在多少種離子，溶液都呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽(yáng)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(guān)系：c(Na＋)＋__c(H＋)__＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)＋__2c(COeq\o\al(2－,3))__；K2S溶液中：c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)。②物料守恒電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，微粒種類(lèi)增多，但原子個(gè)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(guān)系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋__2c(H2S)__。a.如果我們把兩個(gè)守恒進(jìn)行相加減，可得到另一個(gè)守恒(質(zhì)子守恒)，如把上述K2S溶液中的兩個(gè)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(jiǎn)單相加。如2c(COeq\o\al(2－,3))的計(jì)量數(shù)2代表一個(gè)COeq\o\al(2－,3)帶2個(gè)單位負(fù)電荷，不可漏掉。③質(zhì)子守恒電解質(zhì)溶液中，電離、水解等過(guò)程中得到的質(zhì)子(H＋)數(shù)等于失去的質(zhì)子(H＋)數(shù)。如NaHCO3溶液中：即__c(H2CO3)＋c(H＋)=c(COeq\o\al(2－,3))＋c(OH－)__。再如Na2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移作用圖示如下：歸｜納｜總｜結(jié)1．比較時(shí)緊扣兩個(gè)微弱(1)弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿、水)的電離是微弱的，且水的電離能力遠(yuǎn)遠(yuǎn)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(yáng)離子的水解是微弱的，但水的電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)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(qiáng)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(gè)更強(qiáng)，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(qiáng)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(zhì)子守恒式可以由電荷守恒式和物料守恒式推導(dǎo)出來(lái)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(zhì)子守恒式，消去沒(méi)有參與變化的K＋等。4．規(guī)避等量關(guān)系中的2個(gè)易失分點(diǎn)(1)電荷守恒式中不只是各離子濃度的簡(jiǎn)單相加。如2c(COeq\o\al(2－,3))的化學(xué)計(jì)量數(shù)2代表一個(gè)COeq\o\al(2－,3)帶2個(gè)負(fù)電荷，不可漏掉。(2)物料守恒式中，離子濃度系數(shù)不能漏寫(xiě)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(diǎn)10沉淀溶解平衡1．物質(zhì)在水中的溶解度20℃時(shí)，電解質(zhì)在水中的溶解度與溶解性存在如下關(guān)系：2．沉淀溶解平衡（1）概念在一定溫度下，當(dāng)沉淀和溶解的速率相等時(shí)，形成飽和溶液，達(dá)到平衡狀態(tài)，把這種平衡稱(chēng)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(dòng)態(tài)平衡也決定了Mg2＋與OH－的反應(yīng)不能完全進(jìn)行到底。一般情況下，當(dāng)溶液中剩余離子的濃度小于1×10－5mol·L－1時(shí)，化學(xué)上通常認(rèn)為生成沉淀的反應(yīng)進(jìn)行完全了。（4）沉淀溶解平衡狀態(tài)的特征：動(dòng)態(tài)平衡：v溶解＝v沉淀≠0。達(dá)到平衡時(shí)，溶液中離子的濃度保持不變。當(dāng)改變外界條件時(shí)，溶解平衡將發(fā)生移動(dòng)，達(dá)到新的平衡。歸｜納｜總｜結(jié)①難溶電解質(zhì)達(dá)到沉淀溶解平衡時(shí)，不同離子溶解(或沉淀)的速率不一定相等，這與其化學(xué)計(jì)量數(shù)有關(guān)；②難溶電解質(zhì)是固體，其濃度可視為常數(shù)，增加它的量對(duì)平衡無(wú)影響；③同類(lèi)型物質(zhì)的Ksp越小，溶解能力越小，不同類(lèi)型的物質(zhì)則不能直接比較；要點(diǎn)11沉淀溶解平衡的影響因素（1）內(nèi)因：難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)。（2）外因：以AgCl（s）?Ag＋（aq）＋Cl－（aq）ΔH＞0為例。外界條件平衡移動(dòng)方向平衡后c（Ag＋）平衡后c（Cl－）Ksp升高溫度正向增大增大增大加水稀釋正向不變不變不變加入少量AgNO3（s）逆向增大減小不變通入HCl逆向減小增大不變通入H2S正向減小增大不變歸｜納｜總｜結(jié)（1）溫度：溫度升高，多數(shù)溶解平衡向溶解的方向移動(dòng)。（2）濃度：加水稀釋?zhuān)瑵舛葴p小，平衡向溶解方向移動(dòng)。（3）同離子效應(yīng)：加入與難溶電解質(zhì)構(gòu)成微粒相同的物質(zhì)，平衡向生成沉淀的方向移動(dòng)。（4）化學(xué)反應(yīng)：加入與難溶電解質(zhì)溶解所得的離子反應(yīng)的物質(zhì)，平衡向溶解的方向移動(dòng)。要點(diǎn)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(guān)離子濃度冪的乘積符號(hào)KspQc（或Q）表達(dá)式Ksp＝cm（Mn＋）·cn（Am－）（濃度都是平衡濃度）Qc＝cm（Mn＋）·cn（Am－）（濃度是任意濃度）應(yīng)用判斷一定條件下沉淀能否生成或溶解①Q(mào)c＞Ksp：溶液過(guò)飽和，有沉淀析出；②Qc＝Ksp：溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)；③Qc＜Ksp：溶液未飽和，無(wú)沉淀析出（2）Ksp的意義注意陰、陽(yáng)離子個(gè)數(shù)比不相同時(shí)，Ksp大的難溶電解質(zhì)的溶解度不一定大。（3）Ksp的影響因素Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和[溫度有關(guān)，而與沉淀的量、離子濃度無(wú)關(guān)。歸｜納｜總｜結(jié)(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(duì)于沉淀溶解平衡AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，對(duì)于相同類(lèi)型的物質(zhì)，Ksp的大小反映了難溶電解質(zhì)在溶液中溶解能力的大小，也反映了該物質(zhì)在溶液中沉淀的難易。要點(diǎn)13沉淀溶解平衡的應(yīng)用沉淀的生成（1）調(diào)節(jié)pH法。通過(guò)控制溶液的酸堿性，可以使某些金屬陽(yáng)離子轉(zhuǎn)化為氫氧化物沉淀。工業(yè)原料氯化銨中含雜質(zhì)氯化鐵，將含雜質(zhì)的氯化銨溶于水，再加入氨水調(diào)節(jié)pH，可使Fe3＋生成Fe（OH）3沉淀而除去，發(fā)生的反應(yīng)為Fe3＋＋3NH3·H2OFe（OH）3↓＋3NH4（2）加沉淀劑法。加入適當(dāng)沉淀劑，使某些金屬陽(yáng)離子轉(zhuǎn)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(yīng)分別為Cu2＋＋S2－CuS↓、Hg2＋＋S2－HgS↓（3）氧化還原法。改變某離子的存在形式，促使其轉(zhuǎn)化為溶解度更小的難溶電解質(zhì)，便于分離出來(lái)。例如將Fe2＋氧化為Fe3＋，從而生成更難溶的Fe（OH）3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：Cu（OH）2＋2H＋Cu2＋＋2H2O（2）鹽溶解法。如用NH4Cl溶液溶解Mg（OH）2：Mg（OH）2（s）?Mg2＋（aq）＋2OH－（aq），NH4＋＋OH－?NH3·H2O（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：Ag＋＋2NH3·H2O[Ag（NH3）2]＋＋2H2O（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：3CuS＋8HNO3（稀）3Cu（NO3）2＋3S＋2NO↑＋4H2O沉淀的轉(zhuǎn)化一般來(lái)說(shuō)，若難溶電解質(zhì)類(lèi)型相同，則Ksp較大的沉淀易轉(zhuǎn)化為Ksp較小的沉淀。沉淀的溶解能力差別越大，越容易轉(zhuǎn)化。（1）鍋爐除水垢除水垢[CaSO4（s）Na2CO3CaCO3（s）鹽酸Ca2＋（aq）]反應(yīng)為CaSO4（s）＋Na2CO3（aq）?CaCO3（s）＋Na2SO4（aq）、CaCO3＋2HClCaCl2＋CO2↑（2）礦物轉(zhuǎn)化ZnS（閃鋅礦的主要成分）遇CuSO4溶液轉(zhuǎn)化為CuS（銅藍(lán)的主要成分）的反應(yīng)為ZnS（s）＋Cu2＋（aq）?CuS（s）＋Zn2＋（aq）（填離子方程式）歸｜納｜總｜結(jié)(1)對(duì)于化學(xué)式中陰、陽(yáng)離子個(gè)數(shù)比不同的難溶電解質(zhì)，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(guò)沉淀除去。一般認(rèn)為殘留在溶液中的離子濃度小于1.0×10－5mol·L－1時(shí)，沉淀已經(jīng)完全。(3)溶解度較小的沉淀，并不一定必須轉(zhuǎn)化為溶解度更小的沉淀。在一定條件下也可以轉(zhuǎn)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(zhuǎn)化成溶解度較大的BaCO3沉淀。(4)一般說(shuō)來(lái)，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀容易實(shí)現(xiàn)，但溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度稍大的沉淀在一定條件下也能實(shí)現(xiàn)。要點(diǎn)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(jí)：A點(diǎn)，c（Ba2＋）＝c（SO42－）＝10－5mol·L－1，Ksp（BaSO4）＝10－（2）曲線上任意一點(diǎn)都達(dá)到了沉淀溶解平衡狀態(tài)，Qc＝Ksp。溫度不變時(shí)，Ksp不變，無(wú)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(huì)出現(xiàn)在曲線以外。曲線上方區(qū)域的點(diǎn)所示溶液均為過(guò)飽和溶液，Qc＞Ksp。曲線下方區(qū)域的點(diǎn)所示溶液均為不飽和溶液，Qc＜Ksp2.沉淀溶解平衡對(duì)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(diǎn)都達(dá)到了沉淀溶解平衡狀態(tài)。根據(jù)曲線上O點(diǎn)或P點(diǎn)的坐標(biāo)可求得對(duì)應(yīng)難溶物的Ksp或Ksp的數(shù)量級(jí)，如O點(diǎn)，Ksp（CaSO4）＝10－5；P點(diǎn)，Ksp（CaCO3）＝10－8.6。（2）判斷X點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液是否能形成沉淀或是否飽和：X點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液為CaSO4的不飽和溶液、CaCO3的過(guò)飽和溶液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＋）＝1，b點(diǎn)時(shí)恰好完全反應(yīng)，c（Ba2＋）＝1×10－5mol·L－1，m＝－lgc（Ba2＋）＝5，即m由Ksp決定，與起始BaCl2溶液的濃度無(wú)關(guān)（1）若起始時(shí)c（BaCl2）＝0.2mol·L－1，恰好完全反應(yīng)時(shí)消耗Na2SO4溶液的體積變大，b點(diǎn)向右（填“左”或“右”）移動(dòng)。（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(yīng)生成BaCO3時(shí)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(diǎn)豎直向下（填“上”或“下”）移動(dòng)題型01判斷弱電解質(zhì)及其相對(duì)強(qiáng)弱【典例1】下列說(shuō)法中，不能說(shuō)明HA是弱電解質(zhì)的是A．相同條件下，用等濃度的HCl和HA溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，后者燈泡暗B．常溫時(shí)，溶液的約為3C．與反應(yīng)放出氣體D．的溶液加水稀釋100倍后溶液【答案】C【解析】A．弱電解質(zhì)的導(dǎo)電性弱于強(qiáng)電解質(zhì)。若HA溶液的導(dǎo)電性比同濃度的HCl差(燈泡暗)說(shuō)明HA未完全離解，HA解離度低，能證明HA是弱電解質(zhì)，A不符合題意；B．若HA是強(qiáng)酸，0.1mol/L溶液的pH應(yīng)為1(完全離解)。實(shí)際pH≈3，H?濃度遠(yuǎn)低于完全解離的理論值，說(shuō)明HA部分解離，屬于弱電解質(zhì)，B不符合題意；C．酸與碳酸鈉反應(yīng)生成CO2的條件是酸的酸性強(qiáng)于碳酸。強(qiáng)酸(如HCl)和部分弱酸(如醋酸)均能與Na2CO3反應(yīng)。HA與Na2CO3反應(yīng)生成CO2，僅說(shuō)明HA酸性強(qiáng)于碳酸，但無(wú)法區(qū)分HA是強(qiáng)酸還是弱酸（如HCl為強(qiáng)酸也能反應(yīng)），C符合題意；D．稀釋后pH變化小于強(qiáng)酸預(yù)期，強(qiáng)酸稀釋100倍后，pH增加2(如pH=2→pH=4)。若HA稀釋后pH<4，說(shuō)明其離解度隨稀釋增大(弱酸特性)，HA存在解離平衡，能證明HA是弱電解質(zhì)，D不符合題意；故選C。方｜法｜點(diǎn)｜撥判斷弱電解質(zhì)相對(duì)強(qiáng)弱的方法判斷弱電解質(zhì)相對(duì)強(qiáng)弱的方法——同一溫度下，比較同級(jí)的Ka（【變式1-1】下列物質(zhì)中，屬于弱電解質(zhì)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【答案】C【解析】A．NaCl在水溶液中完全電離，為強(qiáng)電解質(zhì)，故不選A；B．(NH4)2CO3在水溶液中完全電離，屬?gòu)?qiáng)電解質(zhì)，故不選B；C．HClO在水溶液中部分電離，屬弱電解質(zhì)，故選C；D．C2H5OH自身不能電離，屬非電解質(zhì)，故不選D。選C。【變式1-2】下列事實(shí)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(yīng)生成氫氧化亞鐵【答案】B【解析】A．銨鹽受熱易分解，說(shuō)明銨鹽不穩(wěn)定，但不能說(shuō)明一水合氨部分電離，不能證明一水合氨是弱堿，A錯(cuò)誤；B．常溫下0.1mol/L的氨水溶液pH約為11，則溶液中c(OH-)≈10-3mol/L，小于氨水濃度，說(shuō)明一水合氨部分電離，能證明一水合氨是弱堿，B正確；C．氨水可以使酚酞試液變紅色，說(shuō)明一水合氨電離出OH-而使溶液呈堿性，但不能說(shuō)明一水合氨部分電離，不能證明一水合氨是弱堿，C錯(cuò)誤；D．能和FeCl2溶液反應(yīng)生成Fe(OH)2沉淀，說(shuō)明一水合氨是堿，但不能說(shuō)明一水合氨部分電離，不能證明一水合氨是弱堿，D錯(cuò)誤；故答案選B。題型02弱電解質(zhì)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(qiáng)到弱的順序?yàn)镠X、HY、HZC．在HZ和NaZ的混合溶液呈中性，則溶質(zhì)濃度為D．向HY溶液中加入等濃度的HX溶液，HY電離平衡會(huì)逆向移動(dòng)【答案】A【解析】A．由表中HX的數(shù)據(jù)可知，HX的濃度越大，其電離度越小，但HX電離產(chǎn)生的就越大，水的電離就被抑制得越多，故水電離產(chǎn)生的就越小，A正確；B．酸性越強(qiáng)，意味著該弱酸的電離程度越大，由于電離程度可通過(guò)電離度表示，由表可知，相同濃度的三種酸，電離度由強(qiáng)到弱為HZ>HY>HX，故酸性由強(qiáng)到弱為HZ>HY>HX，B錯(cuò)誤；C．由表可知，HZ的電離度為0.5，故當(dāng)0.9mol/L的HZ完全電離后，其有0.45mol/L的HZ發(fā)生電離，由此可列三段式：，由此可計(jì)算HZ的電離常數(shù)為，Z-的水解常數(shù)Kh=遠(yuǎn)小于電離常數(shù)，當(dāng)HZ和NaZ的混合溶液呈中性時(shí)，溶質(zhì)濃度，C錯(cuò)誤；D．由表可知，在同等濃度下，HY的電離度比HX更高，故HY的酸性強(qiáng)于HX，在等濃度下，HY溶液中的比HX溶液中的更高，故在向HY溶液中加入等濃度的HX溶液時(shí)，的電離平衡會(huì)逆向移動(dòng)，從而消耗溶液中的，繼而導(dǎo)致的電離平衡正向移動(dòng)，D錯(cuò)誤；因此，答案選A。方｜法｜點(diǎn)｜撥弱電解質(zhì)的電離平衡及其影響因素【變式2-1】25℃時(shí)不斷將水滴入冰醋酸中，下列圖像不合理的是A．B．C． D．【答案】A【解析】A．冰醋酸中只有極少量醋酸分子電離，氫離子濃度低，pH較大；加水后，醋酸的電離平衡正向移動(dòng)，電離程度顯著增加，氫離子濃度增大，pH減??；但當(dāng)加水至某一濃度時(shí)，雖然電離平衡仍然正向移動(dòng)，但溶液中體積增大的原因超過(guò)了氫離子物質(zhì)的量增大的幅度，氫離子濃度會(huì)逐漸降低，pH緩慢增大，最終無(wú)限接近7，A錯(cuò)誤；B．根據(jù)弱電解質(zhì)的電離規(guī)律，“越稀越電離”，隨著水的加入，醋酸的濃度越小，電離程度增大，B正確；C．溶液的導(dǎo)電性和溶液中離子的濃度和帶電荷量有關(guān)，醋酸溶液中帶電荷量的粒子種類(lèi)不變，則主要考慮離子的濃度。一開(kāi)始，冰醋酸只有極少量醋酸分子電離，各離子濃度之和低，溶液導(dǎo)電性低，隨著水的加入，醋酸逐漸電離，電離程度顯著增大，各離子的濃度顯著增大，導(dǎo)電性增大；但當(dāng)加水至某一濃度時(shí)，雖然電離平衡仍然正向移動(dòng)，但溶液中體積增大的原因超過(guò)了氫離子物質(zhì)的量增大的幅度，離子濃度逐漸降低導(dǎo)電性開(kāi)始下降，C正確；D．電離平衡常數(shù)只和溫度有關(guān)，溫度不變，則Ka不變，D正確；故選A。【變式2-2】25℃，醋酸溶液中存在平衡。下列說(shuō)法錯(cuò)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(dòng)，醋酸的電離常數(shù)增大C．溶液中加水稀釋?zhuān)瑴p小D．溶液中加入等體積的鹽酸，平衡逆向移動(dòng)，減小【答案】D【解析】A．加入冰醋酸會(huì)增加反應(yīng)物濃度，促使平衡右移，但CH3COO?的濃度由電離程度和總濃度共同決定。雖然電離度可能降低，但總濃度增加導(dǎo)致CH3COO?的絕對(duì)濃度增大，A正確；B．電離是吸熱過(guò)程，升溫使平衡正向移動(dòng)，電離常數(shù)Ka隨溫度升高而增大，B正確；C．由醋酸電離常數(shù)可知溶液中，溶液中加水稀釋?zhuān)琧(H+)減小，醋酸電離常數(shù)不變，則減小，減小，C正確；D．加入等濃度鹽酸會(huì)顯著增加H+濃度，雖然平衡逆向移動(dòng)，但H+的總濃度由鹽酸主導(dǎo)，實(shí)際增大而非減小，D錯(cuò)誤；故選D。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(zhì)屬于強(qiáng)電解質(zhì)且在溶液中促進(jìn)水的電離的是A． B． C． D．【答案】B【解析】A．SO2溶于水生成H2SO3（弱酸），本身是非電解質(zhì)，不屬于強(qiáng)電解質(zhì)，A不符題意；B．NH4Cl是強(qiáng)電解質(zhì)，完全離解為和Cl-；水解生成H+，促進(jìn)水的電離，B符合題意；C．H3PO4是弱酸，屬于弱電解質(zhì)，不符合強(qiáng)電解質(zhì)條件，C不符題意；D．NaHSO4在水中完全離解為Na+、H+和，H+濃度升高抑制水的電離，D不符題意；故選B。方｜法｜點(diǎn)｜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(qiáng)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(jìn)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(qiáng)酸弱堿鹽或強(qiáng)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(cuò)誤的是A．該溫度高于B．該溶液中由水電離出來(lái)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【答案】C【解析】A．蒸餾水的c(H+)=1×10-6mol/L，說(shuō)明此時(shí)水的離子積=1×10-12，高于25℃時(shí)的=1×10-14，因此溫度高于25℃，A正確；B．溶液中總c(H+)=0.1mol/L（來(lái)自HCl完全電離），OH-濃度為==1×10-11mol/L。水電離的H+濃度等于OH-濃度，即1×10-11mol/L，B正確；C．加入NaHSO4晶體會(huì)解離出H+，進(jìn)一步抑制水的電離，水的電離程度應(yīng)減小，而非增大，C錯(cuò)誤；D．稀釋后c(H+)減小，但不變，c(OH-)=會(huì)增大，例如稀釋100倍，c(H+)≈0.001mol/L，c(OH-)==1×10?9mol/L，D正確；故答案選C?！咀兪?-2】室溫下，水的電離達(dá)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(dòng)，Kw變小D．向水中加入少量NaHSO4固體，平衡正向移動(dòng)，水電離程度增大【答案】B【解析】A．氫氧兩種元素不僅能組成水（），還能組成其他化合物，如過(guò)氧化氫（），A不符合題意；B．水的電離方程式可表示為：，B符合題意；C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移動(dòng)，但Kw只與溫度有關(guān)，C不符合題意；D．向水中加入少量NaHSO4固體，平衡逆向移動(dòng)，水電離程度受到抑制，D不符合題意；故選B。題型04溶液酸堿性的判斷【典例4】常溫下，下列關(guān)于電解質(zhì)溶液的說(shuō)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【答案】C【解析】A．CH3COOH為弱酸，pH=3的CH3COOH溶液，c(CH3COOH)>10-3mol/L，pH=11的NaOH溶液，c(NaOH)=10-3mol/L，等體積混合后醋酸過(guò)量，溶液呈酸性，故A錯(cuò)誤；B．向Na2CO3溶液中加少量稀鹽酸，不變，c(H+)增大，所以增大，故B錯(cuò)誤；C．0.1mol/LNH4Cl與0.1mol/L氨水等體積混合后，pH>7，說(shuō)明氨水電離程度大于水解，所以c()>c(Cl-)，故C正確；D．AgCl和AgBr的飽和溶液中，，Ksp僅受溫度影響，加入AgNO3后比值不變，故D錯(cuò)誤；選C。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(yīng)反應(yīng)后所得溶液的酸堿性強(qiáng)酸與強(qiáng)堿中性強(qiáng)酸與弱堿酸性弱酸與強(qiáng)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(qiáng)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(qiáng)一弱混合——“誰(shuí)弱顯誰(shuí)性”。pH之和等于14時(shí)，一元強(qiáng)酸和一元弱堿的溶液等體積混合呈堿性；一元強(qiáng)堿和一元弱酸的溶液等體積混合呈酸性。常溫下，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿恰好完全中和，溶液體積與pH的關(guān)系：VaLpH＝a的鹽酸與VbLpH＝b的NaOH溶液混合，二者恰好完全反應(yīng)，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4-1】下列溶液一定顯酸性的是A．能與Al反應(yīng)的溶液 B．的溶液C．的溶液 D．的溶液【答案】D【解析】A．能與Al反應(yīng)的溶液可能為酸性或強(qiáng)堿性（如NaOH溶液），因此無(wú)法確定溶液一定顯酸性，A不符合題意；B．pH<7的溶液在常溫下顯酸性，但高溫時(shí)中性溶液的pH可能小于7（如100℃純水pH≈6），B不符合題意；C．c(H+)=10-6mol/L的溶液在常溫下顯酸性，但高溫時(shí)若水的離子積增大（如100℃時(shí)Kw=10-12），此時(shí)c(H+)=c(OH-)=10-6mol/L，溶液顯中性，C不符合題意；D．c(H+)＞c(OH-)直接滿足酸性溶液的定義，與溫度無(wú)關(guān)，的溶液一定顯酸性，D符合題意；故選D?！咀兪?-2】．下列說(shuō)法錯(cuò)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【答案】C【解析】A．pH約為6的純水呈中性，因?yàn)榧兯谌魏螠囟认露紳M足c(H?)=c(OH?)，故呈中性，與pH值無(wú)關(guān)，A正確；B．若c平(H?)<c平(OH?)，則溶液一定呈堿性，因?yàn)檫@是判斷溶液堿性的基本條件，B正確；C．室溫下，pH=8的KOH溶液為堿性，c(OH?)=10-6mol/L，將的溶液稀釋到，水電離產(chǎn)生的氫氧根不能再忽略不計(jì)，則稀釋液的pH≈7.00，且略大于7，而非5，C錯(cuò)誤；D．室溫下，0.01mol·L-1HM溶液pH≈5，則c(H?)≈10-5mol/L，遠(yuǎn)小于0.01mol/L，說(shuō)明HM未完全電離，為弱酸，D正確；故選C。題型05溶液pH的計(jì)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【答案】A【解析】A．pH=3的鹽酸（強(qiáng)酸）中c(H+)=10-3mol/L，pH=11的氨水（弱堿）中c(OH-)=10-3mol/L，但氨水實(shí)際濃度遠(yuǎn)大于10-3mol/L，等體積混合后，氨水過(guò)量，溶液顯堿性，pH>7，A符合題意；B．pH=3的硝酸（強(qiáng)酸）中c(H+)=10-3mol/L，pH=11的NaOH（強(qiáng)堿）中c(OH-)=10-3mol/L，二者等體積混合后完全中和，pH=7，B不符合題意；C．pH=3的硫酸（二元強(qiáng)酸）中c(H+)=10-3mol/L，pH=11的NaOH中c(OH-)=10-3mol/L，二者等體積混合后完全中和，pH=7，C不符合題意；D．pH=3的醋酸（弱酸）中c(H+)=10-3mol/L，pH=11的NaOH中c(OH-)=10-3mol/L，但醋酸實(shí)際濃度遠(yuǎn)大于10-3mol/L，等體積混合后醋酸過(guò)量，溶液顯酸性，pH<7，D不符合題意；故答案選A。解｜題｜模｜板溶液pH計(jì)算的思維導(dǎo)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【答案】C【解析】pH之和為14的強(qiáng)酸強(qiáng)堿溶液等體積混合呈中性，現(xiàn)發(fā)現(xiàn)所得溶液呈堿性，則該堿為弱堿，C符合題意；故選C?！咀兪?-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(guān)上述溶液的比較中，錯(cuò)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(yīng)，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【答案】C【解析】A．稀釋后，①為弱酸，抑制水電離程度更大，水電離的最?。虎诤廷転閺?qiáng)酸、強(qiáng)堿，稀釋后水電離的均為，相等，A正確；B．氨水（③）濃度遠(yuǎn)高于HCl（②），中和至pH=7需較多體積的HCl中和氨水，故消耗HCl體積更大，B正確；C．①醋酸濃度高，與Al反應(yīng)生成最多；④NaOH與Al反應(yīng)生成量次之；②HCl生成最少，C錯(cuò)誤；D．稀釋醋酸時(shí)總物質(zhì)的量不變，中和兩份溶液所需NaOH量相同，D正確；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(guān)于滴定實(shí)驗(yàn)敘述正確的是A．裝標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失，所得待測(cè)液濃度偏大B．用標(biāo)準(zhǔn)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(zhǔn)確量取一定體積的待測(cè)液D．用標(biāo)準(zhǔn)液潤(rùn)洗滴定管后，應(yīng)將潤(rùn)洗液從滴定管上口倒出【答案】A【解析】A．裝標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失，導(dǎo)致標(biāo)準(zhǔn)液體積讀數(shù)偏大，計(jì)算待測(cè)液濃度時(shí)結(jié)果偏高，A正確；B．用滴定時(shí)，終點(diǎn)溶液呈堿性，甲基橙的變色范圍（3.1~4.4）不匹配，應(yīng)選酚酞，B錯(cuò)誤；C．量筒無(wú)法精確量取液體，需用移液管或滴定管，C錯(cuò)誤；D．潤(rùn)洗液應(yīng)從滴定管下口放出，確保尖嘴部分也被潤(rùn)洗，D錯(cuò)誤；故答案選A。方｜法｜點(diǎn)｜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(diǎn)溶液的酸堿性一致。(1)不能用石蕊作指示劑。(2)滴定終點(diǎn)為堿性時(shí)，用酚酞作指示劑，例如用NaOH溶液滴定醋酸。(3)滴定終點(diǎn)為酸性時(shí)，用甲基橙作指示劑，例如用鹽酸滴定氨水。(4)強(qiáng)酸滴定強(qiáng)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(biāo)準(zhǔn)的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液時(shí)，KMnO4顏色褪去時(shí)即為滴定終點(diǎn)?！咀兪?-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(biāo)滴定分?jǐn)?shù)表示滴加NaOH溶液與原酸溶液的體積比。下列說(shuō)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(dāng)時(shí)，溶液與醋酸混合液的D．兩個(gè)體系滴定終點(diǎn)的確定都可用甲基橙作指示劑【答案】C【分析】醋酸為弱酸，在溶液中部分電離，HCl為強(qiáng)酸，在溶液中完全電離，0.1000mol/L的兩種溶液，鹽酸的pH=1，所以實(shí)線表示滴定醋酸的曲線，虛線表示滴定鹽酸的曲線【解析】A．由分析可知，虛線表示鹽酸的曲線，A錯(cuò)誤；B．a(chǎn)b段為醋酸和氫氧化鈉的反應(yīng)，醋酸為弱酸，反應(yīng)為，B錯(cuò)誤；C．當(dāng)時(shí)，醋酸和氫氧化鈉恰好完全反應(yīng)生成醋酸鈉，醋酸鈉為強(qiáng)堿弱酸鹽，，C正確；D．恰好反應(yīng)時(shí)生成，此時(shí)溶液呈堿性，應(yīng)用酚酞作指示劑，D錯(cuò)誤；故答案選C。【變式6-2】用的標(biāo)準(zhǔn)液滴定未知濃度的鹽酸溶液，下列說(shuō)法正確的是A．使用鹽酸待測(cè)液滴定標(biāo)準(zhǔn)液也可求得鹽酸濃度B．實(shí)驗(yàn)開(kāi)始前，應(yīng)先對(duì)錐形瓶進(jìn)行洗滌、潤(rùn)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【答案】A【解析】A．滴定原理為酸堿中和反應(yīng)，只要已知一種溶液的濃度（NaOH為標(biāo)準(zhǔn)液，濃度已知），通過(guò)測(cè)量體積即可計(jì)算另一溶液濃度。用鹽酸待測(cè)液滴定NaOH標(biāo)準(zhǔn)液時(shí)，可根據(jù)c(HCl)V(HCl)=c(NaOH)V(NaOH)求得鹽酸濃度，A正確；B．錐形瓶用于盛放待測(cè)液，洗滌后若用待測(cè)液潤(rùn)洗，會(huì)導(dǎo)致待測(cè)液物質(zhì)的量增多，實(shí)驗(yàn)結(jié)果偏高，故錐形瓶只需洗滌，不可潤(rùn)洗，B錯(cuò)誤；C．酸式滴定管活塞涂抹凡士林應(yīng)在活塞的磨砂部分（與滴定管內(nèi)壁接觸處），目的是密封和潤(rùn)滑，應(yīng)涂抹在a、d處、不可涂抹在c、b（可能為活塞孔或非磨砂位置），否則易堵塞或密封不良，C錯(cuò)誤；D．NaOH滴定HCl為強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸，突躍范圍較大（pH4.3-9.7），甲基橙變色范圍（3.1-4.4）在突躍范圍內(nèi)，可用作指示劑（終點(diǎn)由紅變橙），D錯(cuò)誤；故選A。題型07酸堿中和滴定的拓展應(yīng)用【典例7】下列實(shí)驗(yàn)操作及現(xiàn)象能得出相應(yīng)結(jié)論的是選項(xiàng)實(shí)驗(yàn)操作及現(xiàn)象結(jié)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(xué)平衡向增多的方向移動(dòng)B以為指示劑，用標(biāo)準(zhǔn)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(biāo)準(zhǔn)液滴定待測(cè)NaOH溶液的中和滴定實(shí)驗(yàn)，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(diǎn)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(yīng)為可逆反應(yīng)A．A B．B C．C D．D【答案】D【解析】A．恒壓條件下通入氦氣，容器體積增大（相當(dāng)于減壓，平衡向氣體分子數(shù)增大的方向移動(dòng)），NO2和N2O4的濃度均降低（體系顏色變淺），即平衡向NO2增加的方向移動(dòng)，A錯(cuò)誤；B．不同類(lèi)型物質(zhì)，溶解度與Ksp的關(guān)系不同；不能通過(guò)直接比較沉淀的先后來(lái)判斷Ksp大小，B錯(cuò)誤；C．石蕊變色范圍為pH：5~8（跨度達(dá)3個(gè)單位），對(duì)應(yīng)氫離子濃度變化1000倍，無(wú)法精準(zhǔn)匹配滴定終點(diǎn)附近的pH突變，其變色過(guò)程為紅→紫→藍(lán)的漸變，人眼難以準(zhǔn)確判斷終點(diǎn)顏色，C錯(cuò)誤；D．反應(yīng)原理為：，依據(jù)題目信息，三價(jià)鐵少量，但反應(yīng)完成后，仍然檢測(cè)到三價(jià)鐵剩余，則證明該反應(yīng)為可逆反應(yīng)，D正確；故答案選D。解｜題｜模｜板滴定終點(diǎn)的判斷答題模板當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏巍痢痢翗?biāo)準(zhǔn)溶液后，溶液變成×××色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來(lái)的顏色。解答此類(lèi)題目注意三個(gè)關(guān)鍵點(diǎn)：(1)最后一滴：必須說(shuō)明是滴入“最后一滴”溶液。(2)顏色變化：必須說(shuō)明滴入“最后一滴”溶液后溶液“顏色的變化”。(3)半分鐘：必須說(shuō)明溶液顏色變化后“半分鐘內(nèi)不再恢復(fù)原來(lái)的顏色”?！咀兪?-1】佛爾哈德法測(cè)定氯化鈉樣品中氯元素的含量(雜質(zhì)不含氯元素)i．準(zhǔn)確稱(chēng)取試樣于燒杯中，加蒸餾水溶解后，定量轉(zhuǎn)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(guò)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(kāi)橡膠塞，再加入指示劑，用溶液滴定至終點(diǎn)，記錄讀數(shù)。已知：、、。下列說(shuō)法正確的是A．步驟ⅱ可以用代替進(jìn)行酸化B．利用該實(shí)驗(yàn)方法測(cè)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(zhì)量分?jǐn)?shù)為D．步驟ⅲ出現(xiàn)溶液由紅色變無(wú)色，且30s不變，即為滴定終點(diǎn)【答案】B【分析】佛爾哈德法測(cè)定氯化鈉樣品中氯元素的含量時(shí)，先用一定量但過(guò)量的將氯化鈉中的氯離子轉(zhuǎn)化為氯化銀沉淀，然后加入指示劑，用溶液滴定剩余的，從而計(jì)算出與氯化鈉反應(yīng)的的量，計(jì)算得出氯化鈉樣品中氯元素的含量?！窘馕觥緼．佛爾哈德法需在酸性條件下進(jìn)行，但H2SO4可能引入，與Ag+生成微溶的Ag2SO4沉淀，干擾測(cè)定，因此不可替代HNO3，A錯(cuò)誤；B．測(cè)定NaI時(shí)，AgI的Ksp極小，SCN-無(wú)法置換I-，無(wú)需硝基苯包裹沉淀，B正確；C．由分析知，樣品中氯元素的質(zhì)量分?jǐn)?shù)為，C錯(cuò)誤；D．終點(diǎn)應(yīng)為SCN-過(guò)量時(shí)與Fe3+生成紅色[Fe(SCN)]2+，即溶液由無(wú)色變?yōu)榧t色并保持30s不變，D錯(cuò)誤；故答案選B?！咀兪?-2】測(cè)定(含硫酸鐵雜質(zhì))的純度。準(zhǔn)確稱(chēng)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(biāo)準(zhǔn)溶液滴定至終點(diǎn)，平行滴定3次，記錄消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液體積。下列說(shuō)法正確的是A．滴定至終點(diǎn)瞬間的顏色變化為淺綠色轉(zhuǎn)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(shí)驗(yàn)可連續(xù)使用三支相同規(guī)格的酸式滴定管進(jìn)行D．3次實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)相差較大，應(yīng)計(jì)算它們的平均值作為實(shí)驗(yàn)結(jié)果【答案】B【解析】A．接近滴定終點(diǎn)時(shí)，鐵元素主要以鐵離子的顯示存在，溶液呈黃色，所以滴定至終點(diǎn)瞬間的顏色變化為黃色轉(zhuǎn)變?yōu)闇\紫色，且半分鐘不變色，A錯(cuò)誤；B．磷酸和硫酸都具有酸性且不與酸性高錳酸鉀溶液反應(yīng)，可用磷酸()代替硫酸，B正確；C．三次實(shí)驗(yàn)應(yīng)使用同一支酸式滴定管，只需每次重新裝液并潤(rùn)洗，為減小實(shí)驗(yàn)誤差，不能使用三支不同的滴定管，C錯(cuò)誤；D．若三次數(shù)據(jù)相差較大，說(shuō)明實(shí)驗(yàn)存在較大誤差，應(yīng)重新測(cè)定而非直接取平均值，D錯(cuò)誤；故選B。題型08鹽類(lèi)水解程度的比較【典例1】常溫下，下列溶液的是A． B．NaClO C． D．【答案】C【解析】A．為強(qiáng)堿弱酸鹽，水解溶液顯堿性，A錯(cuò)誤；

B．NaClO為強(qiáng)堿弱酸鹽，水解溶液顯堿性，B錯(cuò)誤；C．為強(qiáng)酸弱堿鹽，水解溶液顯酸性，C正確；D．為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，溶液為中性，D錯(cuò)誤；故選C。解｜題｜模｜板鹽類(lèi)水解程度大小比較的規(guī)律1.組成鹽的弱堿陽(yáng)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(duì)應(yīng)的酸（或堿）越弱，水解程度越大，溶液堿性（或酸性）越強(qiáng)。3.相同條件下的水解程度：（1）正鹽＞相應(yīng)的酸式鹽，如Na2CO3＞NaHCO3；（2）水解相互促進(jìn)的鹽＞單獨(dú)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(guān)于各點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液，下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是A．M點(diǎn)小于N點(diǎn) B．M點(diǎn)pH大于N點(diǎn)pHC．P點(diǎn) D．N點(diǎn)降溫過(guò)程中有2個(gè)平衡發(fā)生移動(dòng)【答案】D【解析】A．溫度升高，水的電離程度增大，則M點(diǎn)小于N點(diǎn)，故A正確；B．升高溫度促進(jìn)的水解（），且N點(diǎn)的濃度更大，水解生成氫離子濃度更大，N點(diǎn)酸性更強(qiáng)，pH更小，故M點(diǎn)pH大于N點(diǎn)pH，故B正確；C．P點(diǎn)為硫酸銨的不飽和溶液，由電荷守恒可知，故C正確；D．N點(diǎn)降溫過(guò)程中有水的電離平衡、銨根離子的水解平衡、硫酸銨的溶解平衡3個(gè)平衡發(fā)生移動(dòng)，故D錯(cuò)誤；故答案選D?！咀兪?-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(zhì)NaHCO3pH8.811.610.