第十章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡高考化學(xué)新高考適用目錄第1節(jié)弱電解質(zhì)的電離平衡

考點(diǎn)清單

即練即清第2節(jié)溶液的酸堿性酸堿中和滴定

考點(diǎn)清單

即練即清第3節(jié)鹽類的水解

考點(diǎn)清單

即練即清第4節(jié)沉淀溶解平衡

考點(diǎn)清單

即練即清考法突破19溶液中微粒濃度關(guān)系判斷

即練即清

即練即清微專題4

溶液中離子平衡圖像分析考情清單節(jié)考題示例考情分析1.弱電解質(zhì)的電離平衡(2024貴州T12)(2024新課標(biāo)T13)(2024江蘇T12)(2024海南T14)(2022全國(guó)乙T13)(2022廣東T17)(2022福建T5)(2021浙江6月T19)(2020北京T11)本章內(nèi)容為高考高頻考查內(nèi)容,主要考查中和滴定實(shí)驗(yàn)操作及應(yīng)用、鹽對(duì)水的電離程度影響的定性判斷或定量計(jì)算、溶液中粒子濃度大小比較、電離或水解或沉淀溶解平衡常數(shù)的有關(guān)計(jì)算等(常結(jié)合圖像進(jìn)行考查,對(duì)于圖像中縱、橫坐標(biāo)表示的意義要明確)。要熟練掌握溶液中的“三大守恒”,構(gòu)建常見題型的解題模型2.溶液的酸堿性酸堿中和滴定(2024湖南T13)(2024廣西T14)(2022湖北T12)(2022河北T9)3.鹽類的水解(2023北京T3)(2023重慶T11)(2023海南T14)(2023福建T10)(2022浙江6月T17)(2021廣東T8)4.沉淀溶解平衡(2024黑、吉、遼T15)(2024全國(guó)甲T13)(2024海南T15節(jié)選)(2024湖北T13)(2024浙江6月T15)(2024浙江1月T15)(2023全國(guó)乙T13)(2023新課標(biāo)T13)(2023遼寧T15)(2023北京T14)(2023全國(guó)甲T13)(2022福建T7)第1節(jié)弱電解質(zhì)的電離平衡一、弱電解質(zhì)的電離平衡1.強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)2.弱電解質(zhì)的電離平衡(1)建立與特征(2)外界條件對(duì)電離平衡的影響①:升高,電離平衡右移,電離程度增大。②濃度:稀釋溶液,電離平衡右移,電離程度增大;增大電解質(zhì)溶液的濃度,電離平衡右移,電離程度減小。③同離子效應(yīng):加入與弱電解質(zhì)具有某種相同離子的強(qiáng)電解質(zhì),電離平衡左移,電離程度

減小。④加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì),電離平衡右移,電離程度增大。以0.1mol·L-1的醋酸溶液[CH3COOH

H++CH3COO-(ΔH>0)]為例,改變條件后,有如下變化:條件變化平衡某著名企業(yè)方向CH3COOH電離程度c(H+)導(dǎo)電性升高向右增大增大增強(qiáng)加少量水向右增大減小減弱加少量冰醋酸向右減小增大增強(qiáng)加少量濃鹽酸向左減小增大增強(qiáng)加少量CH3COONa固體向左減小減小增強(qiáng)加少量NaOH固體向右增大減小增強(qiáng)注意電離平衡右移,電離程度不一定增大。如增大弱電解質(zhì)的濃度,電離平衡右移,但

電離程度減小。(3)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力取決于自由某著名企業(yè)離子的濃度和離子所帶電荷數(shù),自由某著名企業(yè)離

子的濃度越大、離子所帶電荷數(shù)越多,導(dǎo)電能力越強(qiáng)。注意

電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力與電解質(zhì)的強(qiáng)弱無(wú)必然關(guān)系,強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力

不一定強(qiáng),如BaSO4。二、電離平衡常數(shù)注意①多元弱酸分步電離,各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是

?

?

……故其酸性主要取決于第一步電離,計(jì)算多元弱酸溶液中的c(H+),也只考慮第一步電離。②電離

度:弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí),已電離的溶質(zhì)分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子數(shù)的

百分率。α=

×100%=

×100%。應(yīng)用舉例判斷弱酸酸性(或弱堿堿性)的相對(duì)強(qiáng)弱Ka(HF)>Ka(HClO),則同濃度溶液的酸性:HF>HClO判斷酸與鹽是否能發(fā)生反應(yīng)(強(qiáng)酸制弱酸)

(H2CO3)>Ka(HClO)>

(H2CO3),則可以發(fā)生反應(yīng)NaClO+CO2+H2O

NaHCO3+HClO判斷酸式酸根離子的電離和水解程度的相對(duì)大小25℃時(shí),H2CO3的

=4.5×10-7、

=4.7×10-11,HC

的水解常數(shù):Kh=

=

≈2.2×10-8>

,故HC

的水解程度大于其電離程度1.電離平衡常數(shù)的應(yīng)用判斷溶液中微粒濃度比值的變化稀釋氨水,判斷

的變化趨勢(shì),可根據(jù)Kb(NH3·H2O)的表達(dá)式將該比值轉(zhuǎn)化為

,稀釋過程中Kb(NH3·H2O)不變,c(N

)減小,故比值增大注意不能根據(jù)反應(yīng)CuSO4+H2S

CuS↓+H2SO4判斷H2S的酸性比H2SO4強(qiáng);不能根據(jù)反應(yīng)NaI+H3PO4(濃)

NaH2PO4+HI↑判斷H3PO4的酸性比HI強(qiáng)。2.電離平衡相關(guān)計(jì)算(以弱酸HA為例)計(jì)算類型計(jì)算過程①已知c始(HA)和c(H+),求Ka(HA)(學(xué)會(huì)近似)HA

H++A-起始

c始(HA)00平衡

c始(HA)-c(H+)

c(H+)

c(H+)則Ka(HA)=

=

≈

②已知c始(HA)和Ka(HA),求c(H+)由于Ka(HA)≈

,則c(H+)≈

三、一元強(qiáng)酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)稀釋圖像的比較(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸溶液

加水稀釋相同的倍數(shù),醋酸溶液的pH大加水稀釋到相同的pH,鹽酸中加入的水多相同體積、相同濃度的鹽酸與醋酸溶液的比較c(H+)pH導(dǎo)電性酸根離子的濃度水的電離度鹽酸?醋酸醋酸>鹽酸鹽酸>醋酸鹽酸>醋酸醋酸>鹽酸(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸溶液

加水稀釋相同的倍數(shù),鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH,醋酸溶液中加入的水多相同體積、相同pH的鹽酸與醋酸溶液的比較溶液濃度pH導(dǎo)電性酸根離子的濃度水的電離度醋酸?鹽酸相同相同相同相同四、判斷強(qiáng)酸、弱酸的方法方法結(jié)論①常,測(cè)0.01mol·L-1HA溶液的pHpH=2,HA為強(qiáng)酸;pH>2,HA為弱酸②常,測(cè)NaA溶液的pHpH=7,HA為強(qiáng)酸;pH>7,HA為弱酸③測(cè)相同pH的HA溶液和鹽酸稀釋相同倍數(shù)前后

的pH變化若HA溶液的pH變化比鹽酸的小,則HA為弱酸④測(cè)等體積、等pH的HA溶液和鹽酸分別中和

NaOH的物質(zhì)的量若HA溶液消耗NaOH的物質(zhì)的量比鹽酸的多,則

HA為弱酸⑤測(cè)等體積、等物質(zhì)的量濃度的HA溶液和鹽酸分

別與顆粒大小相同的鋅粒反應(yīng)的速率若HA溶液與鋅粒反應(yīng)的速率比鹽酸與鋅粒反應(yīng)的

速率慢,則HA為弱酸1.根據(jù)下列實(shí)驗(yàn)不能證明一元酸HR為弱酸的是

(

)A.室,NaR溶液的pH大于7B.加熱HR溶液時(shí),溶液的pH變小C.HR溶液中加入少量NaR固體,溶解后溶液的pH變大D.20℃時(shí),0.01mol·L-1HR溶液的pH=2.8即練即清B解析

室,NaR溶液的pH大于7,說(shuō)明R-能水解,故能證明HR為弱酸,A正確。加熱時(shí),水的電

離程度也會(huì)變大,故溶液的pH變小,不能證明HR為弱酸,B錯(cuò)誤。HR溶液中加入少量

NaR固體,溶解后溶液的pH變大,說(shuō)明HR溶液中存在電離平衡HR

H++R-,能證明HR為弱酸,C正確。20℃時(shí),0.01mol·L-1HR溶液的pH=2.8,說(shuō)明HR沒有完全電離,可證明

HR為弱酸,D正確。2.常,亞硝酸(HNO2)和連二次硝酸(H2N2O2)的電離常數(shù)數(shù)值如下表所示:化學(xué)式電離平衡常數(shù)HNO2Ka=5.0×10-4H2N2O2

=6.2×10-8,

=2.9×10-12下列說(shuō)法正確的是

(

)A.加水稀釋亞硝酸,亞硝酸的電離程度增大,c(H+)也增大B.常,NaNO2溶液中存在水解平衡,其Kh=2×10-10C.pH相等的NaNO2溶液和NaHN2O2溶液中:c(N

)>c(HN2

)D.0.1mol/LNa2N2O2溶液中離子濃度大小順序?yàn)閏(Na+)>c(N2

)>c(OH-)>c(H+)>c(HN2

)C解析

加水稀釋促進(jìn)HNO2電離,同時(shí)溶液體積也增大,c(H+)減小,A錯(cuò)誤;常,NaNO2溶液中

存在水解平衡,Kh=

=

=2×10-11,B錯(cuò)誤;HN2

的水解平衡常數(shù)Kh(HN2

)=

=

≈1.6×10-7,Kh(HN2

)>

,HN2

以水解為主,Kh(HN2

)>Kh(N

),則pH相等的兩溶液中c(N

)>c(HN2

),C正確;Na2N2O2水解,溶液呈堿性,即c(OH-)>c(H+),

=

,則

=

<1,則c(H+)<c(HN2

);水解是微弱的,故溶液中離子濃度大小為c(Na+)>c(N2

)>c(OH-)>c(HN2

)>c(H+),D錯(cuò)誤。3.部分弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)如下表:弱電解質(zhì)HCOOHH2CO3電離平衡常數(shù)(25℃)Ka=1.8×10-4Ka=4.9×10-10

=4.5×10-7

=4.7×10-11下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是

(

)A.結(jié)合H+的能力:C

->HC

>HCOO-B.-+H2O+CO2

2+C

C.中和等體積、等pH的HCOOH溶液和溶液消耗NaOH的量:前者小于后者D.25℃時(shí),反應(yīng)HCOOH-

+HCOO-的化學(xué)平衡常數(shù)約為3.67×105B解析

由電離平衡常數(shù)可知酸性強(qiáng)弱順序:HCOOH>H2CO3>>HC

。酸的酸性越強(qiáng),對(duì)應(yīng)酸根離子結(jié)合H+能力越弱,A正確;HC

酸性弱于,離子方程式應(yīng)-+CO2+H2O

+HC

,B錯(cuò)誤;酸性:HCOOH>,pH相等時(shí)的濃度大于HCOOH,C正確;化學(xué)平衡常數(shù)K=

=

=

=

≈3.67×105,D正確。第2節(jié)溶液的酸堿性酸堿中和滴定一、水的電離和溶液的酸堿性1.水的電離(1)水的電離平衡:H2O

H++OH-(2H2O

H3O++OH-)。(2)水的離子積:KW=c(H+)·c(OH-)。一定,KW為常數(shù),只與關(guān)。水的電離是

吸熱過程,高,KW越大。常,KW=1×10-14。注意

KW表達(dá)式中的c(H+)和c(OH-)不一定都是由水電離出來(lái)的,指的是溶液中的c(H+)

和c(OH-)。任何情況下,水電離出的c(H+)=c(OH-)。(3)影響水的電離平衡的因素有①:升高,促進(jìn)水的電離;②酸、堿:加酸或堿,抑

制水的電離;③能水解的鹽:促進(jìn)水的電離。2.溶液的酸堿性和pH(1)溶液的酸堿性

pHc(H+)/(mol·L-1)c(H+)與c(OH-)大小的比較酸性<7>10-7c(H+)>c(OH-)中性=7=10-7c(H+)=c(OH-)堿性>7<10-7c(H+)<c(OH-)適用常任何(2)計(jì)算溶液pH的一般思維模型(3)溶液pH測(cè)定所用試紙和pH計(jì)①pH試紙廣泛pH試紙:pH范圍是1~14(最常用)或0~10,可以識(shí)別的pH差約為1;精密pH試紙:pH范圍較窄,可識(shí)別0.2或0.3的pH差。②pH計(jì):pH計(jì)精確度高,可直接從儀器中讀數(shù)(讀至小數(shù)點(diǎn)后2位)。二、酸堿中和滴定1.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和滴定(學(xué)生必做實(shí)驗(yàn))實(shí)驗(yàn)用品酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、燒杯、錐形瓶、鐵架臺(tái)、洗瓶;0.1000mol/LHCl溶液、0.1000mol/L左右的NaOH溶液、酚酞溶液、蒸餾水實(shí)驗(yàn)原理①中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì):H++OH-

H2O;②酸堿恰好反應(yīng)時(shí):n(H+)酸=n(OH-)堿,即c(H+)酸·V酸=c(OH-)堿·V堿;③待測(cè)液濃度的計(jì)算:c(待)=

(以一元酸、堿為例)實(shí)驗(yàn)操作①檢漏:檢查滴定管是否漏水。②洗滌潤(rùn)洗:在加入酸、堿之前,潔凈的酸式滴定管和堿式滴定管要分別用所要盛裝的酸、堿潤(rùn)洗2~3次。③向潤(rùn)洗過的酸式滴定管中加入0.1000mol/LHCl溶液,趕氣泡、調(diào)節(jié)液面至“0”刻度后記錄準(zhǔn)確讀數(shù)。④向潤(rùn)洗過的堿式滴定管中加入待測(cè)濃度的NaOH溶液,趕氣泡、調(diào)節(jié)液面至“0”刻度后,用堿式滴定管向錐形瓶中滴入25.00mL待測(cè)溶液,再向其中滴入2滴酚酞溶液,這時(shí)溶液呈紅色。⑤把錐形瓶放在酸式滴定管的下方,瓶下墊一,小心地滴入酸。邊滴邊搖動(dòng)錐形瓶(接近終點(diǎn)時(shí),改為滴加半滴酸),直到因加入半滴酸后,溶液顏色從粉紅色剛好變?yōu)闊o(wú)色,且半分鐘內(nèi)不變色。記錄滴定管液面的讀數(shù)。⑥重復(fù)實(shí)驗(yàn)兩次。取三次測(cè)定體積的平均值,計(jì)算待測(cè)NaOH溶液中NaOH的物質(zhì)的量濃度。命題方向滴定管的結(jié)構(gòu)及使用、排氣泡的方法、中和滴定原理的應(yīng)用(滴定終點(diǎn)的判斷方法等)、誤差分析、指示劑選擇等注意①指示劑選擇:變色明顯,變色范圍越窄越好;指示劑的變色范圍在滴定突躍范圍

內(nèi),如強(qiáng)酸滴定弱堿選甲基橙,強(qiáng)堿滴定弱酸選酚酞,強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿選酚酞或甲基橙。②酸堿恰好完全反應(yīng)的點(diǎn)與滴定終點(diǎn)不相同。酸堿恰好完全反應(yīng)是指酸與堿恰好完

全反應(yīng),都不剩余,此時(shí)溶液可能為中性,也可能為酸性或堿性;而滴定終點(diǎn)是指指示劑

顏色恰好變化的點(diǎn),二者不相同。酸堿恰好完全反應(yīng)的點(diǎn)與滴定終點(diǎn)特別接近,在一般

實(shí)驗(yàn)研究中不會(huì)造成大的誤差。③酸式滴定管可以盛裝酸性溶液和強(qiáng)氧化性溶液,堿式滴定管一般盛裝堿性溶液,而使

用聚四氟乙烯活塞的滴定管則為酸堿通用滴定管。【答題模板】1.滴定管檢漏。酸式滴定管:先關(guān)閉活塞,裝水至“0”刻度線以上,直立約2min,若滴定

管口及活塞兩端不漏水,再將活塞轉(zhuǎn)180°,直立2min,滴定管口及活塞兩端仍不漏水,即

可以使用。注意若酸式滴定管漏水應(yīng)在活塞上涂抹凡士林,再試。堿式滴定管:裝水至“0”刻度線以上,直立約2min,若滴定管口不漏水,即可以使用;若

堿式滴定管漏水,應(yīng)更換膠管中的玻璃珠,再試。2.滴定管潤(rùn)洗。從滴定管上口加入3~5mL所要盛裝的酸溶液或堿溶液,傾斜著轉(zhuǎn)動(dòng)滴

定管,使液體潤(rùn)濕全部滴定管內(nèi)壁;然后,一手控制活塞(輕輕轉(zhuǎn)動(dòng)酸式滴定管的活塞或

者輕輕擠壓堿式滴定管中的玻璃球),將液體從滴定管下部放入預(yù)置的燒杯中。重復(fù)2~

3次。3.滴定管排氣泡。酸式滴定管:排出酸性滴定管中的氣泡時(shí),應(yīng)控制活塞使液體快速流

下。堿式滴定管:應(yīng)使尖嘴向上,輕輕擠壓膠管中的玻璃球。4.滴定操作。滴定時(shí),一般左手控制活塞,右手搖動(dòng)錐形瓶,兩眼注視錐形瓶?jī)?nèi)溶液顏色

的變化。注意滴加速度先快后慢→邊滴邊振蕩→注意錐形瓶中溶液顏色變化→判斷終點(diǎn)(半

分鐘不再變化)。滴定到臨近終點(diǎn)時(shí)加入半滴的操作:要慢慢轉(zhuǎn)動(dòng)酸式滴定管活塞或輕輕擠壓堿式滴定

管膠管中的玻璃球,使滴定管的尖嘴處懸掛一滴液體(不滴落),用錐形瓶?jī)?nèi)壁將其靠下

來(lái),并用蒸餾水將其沖入錐形瓶?jī)?nèi)。5.滴定管讀數(shù)。手拿滴定管上端無(wú)溶液處,使滴定管自然下垂,視線與凹液面最低處保

持水平,進(jìn)行讀數(shù)。注意在裝好標(biāo)準(zhǔn)溶液或放出標(biāo)準(zhǔn)溶液后,都必須等1~2分鐘,使溶液完全從內(nèi)壁上流

下后再讀數(shù)。2.誤差分析根據(jù)c(NaOH)=

可將所有誤差都?xì)w結(jié)到對(duì)V標(biāo)準(zhǔn)(HCl)的影響上。操作具體內(nèi)容V標(biāo)準(zhǔn)(HCl)c(NaOH)儀器洗滌酸式滴定管未用鹽酸潤(rùn)洗偏大偏高堿式滴定管未用NaOH溶液潤(rùn)洗偏小偏低錐形瓶用NaOH溶液潤(rùn)洗偏大偏高氣泡處理滴定前有氣泡,滴定后無(wú)氣泡偏大偏高滴定前無(wú)氣泡,滴定后有氣泡偏小偏低滴定鹽酸滴出瓶外偏大偏高振蕩時(shí)瓶?jī)?nèi)溶液濺出偏小偏低讀數(shù)前仰后平偏小偏低前平后仰偏大偏高前仰后俯偏小偏低其他滴定終點(diǎn)時(shí)滴定管尖嘴懸一滴溶液偏大偏高指示劑變色即停止滴定,半分鐘內(nèi)恢復(fù)原來(lái)的顏色偏小偏低3.滴定曲線(pH曲線)分析(1)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿滴定過程中的pH曲線NaOH溶液滴定等濃度、等體積的鹽酸、醋酸溶

液的滴定曲線鹽酸滴定等濃度、等體積的NaOH溶液、氨水的

滴定曲線

(2)強(qiáng)堿(酸)與強(qiáng)酸(堿)、弱酸(堿)的滴定曲線比較注意①滴定終點(diǎn)溶液不一定呈中性。②曲線起點(diǎn)不同:強(qiáng)堿滴定等濃度強(qiáng)酸、弱酸的曲線,強(qiáng)酸起點(diǎn)低;強(qiáng)酸滴定等濃度強(qiáng)

堿、弱堿的曲線,強(qiáng)堿起點(diǎn)高。③突變范圍不同:強(qiáng)堿與強(qiáng)酸反應(yīng)(強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng))的突變范圍大于強(qiáng)堿與弱酸反應(yīng)

(強(qiáng)酸與弱堿反應(yīng))的突變范圍。三、中和滴定遷移應(yīng)用(一)氧化還原滴定法1.原理: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),或者間

接滴定一些本身并沒有還原性或氧化性,但能與某些氧化劑或還原劑反應(yīng)的物質(zhì)。2.試劑:常見用于滴定的氧化劑有KMnO4、K2Cr2O7等;常見用于滴定的還原劑有亞鐵

鹽、草酸、硫代硫酸鈉(Na2S2O3)等。3.指示劑:氧化還原滴定的指示劑有三類。(1)氧化還原指示劑,如二苯胺磺酸鈉為滴定Fe2+的常用氧化還原指示劑,其還原型呈無(wú)

色,氧化型呈紫紅色。當(dāng)用氧化劑滴定Fe2+時(shí),二苯胺磺酸鈉由無(wú)色突變?yōu)樽霞t色時(shí),指

示滴定終點(diǎn)。(2)專屬指示劑,如淀粉溶液遇I2變藍(lán),常用作碘量法中的專屬指示劑。(3)自身指示劑,如用高錳酸鉀標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定草酸,滴定終點(diǎn)時(shí)溶液由無(wú)色變?yōu)闇\紅色,

不用另加指示劑。(二)沉淀滴定法1.原理:利用沉淀反應(yīng)進(jìn)行滴定,例如用Ag+滴定Cl-來(lái)測(cè)定溶液中Cl-的濃度。2.指示劑(1)沉淀指示劑:①指示劑本身能與滴定劑反應(yīng)形成沉淀。②滴定劑與被滴定物質(zhì)形成

沉淀的溶解度必須小于滴定劑與指示劑形成沉淀的溶解度。例如,用AgNO3溶液測(cè)定

溶液中Cl-的含量時(shí),常以Cr

為指示劑,這是因?yàn)锳gCl比Ag2CrO4更難溶,Ag+優(yōu)先與Cl-反應(yīng),當(dāng)出現(xiàn)Ag2CrO4磚紅色沉淀時(shí)達(dá)到滴定終點(diǎn)。(2)專屬指示劑:如用NH4溶液滴定Ag+時(shí)(生成Ag沉淀),可用Fe3+作為指示劑,當(dāng)

溶液變紅時(shí)達(dá)到滴定終點(diǎn)。(三)絡(luò)合滴定法1.絡(luò)合反應(yīng)廣泛應(yīng)用于分析化學(xué)中的分離和測(cè)定。以絡(luò)合反應(yīng)為基礎(chǔ)的滴定分析方法

稱為絡(luò)合滴定法,主要用于測(cè)定金屬離子的含量。2.在絡(luò)合反應(yīng)中,提供配位原子的物質(zhì)稱為配體,即絡(luò)合劑。絡(luò)合劑分為無(wú)機(jī)和有機(jī)兩

大類。如用AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液滴-的反應(yīng)為Ag++-

[Ag)2]-,在計(jì)量點(diǎn)過后,稍過量的Ag+與[Ag)2]-反應(yīng)生成白色的Ag[Ag)2]沉淀,指示滴定終點(diǎn)。也可用

標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定Ag+、Ni2+等。3.無(wú)機(jī)絡(luò)合劑的分子和離子大都只含有一個(gè)配位原子,它們與金屬離子的絡(luò)合是逐級(jí)

進(jìn)行的,這類絡(luò)合物的穩(wěn)定性多數(shù)不高,難以確定反應(yīng)計(jì)量關(guān)系和滴定終點(diǎn)。4.應(yīng)用最廣泛的有機(jī)絡(luò)合劑為乙二胺四乙酸,俗稱EDTA。

1.下列判斷正確的是

(

)A.50℃時(shí),某pH=7的水溶液呈堿性B.將1mL10-6mol·L-1鹽酸稀釋至1000mL,所得溶液pH為9C.pH=1的鹽酸和pH=13的氫氧化鈉溶液混合后呈中性D.已知NaHS溶液顯堿性,則KW<

·

即練即清A解析

KW隨著升高而增大,50℃時(shí),KW>10-14,則pH=7時(shí),溶液顯堿性,A正確;常,酸溶

液無(wú)限稀釋,溶液pH會(huì)無(wú)限接近7,不可能大于7,B錯(cuò)誤;溶液體積未知,無(wú)法計(jì)算,C錯(cuò)誤;

NaHS溶液顯堿性,說(shuō)明HS-的水解程度大于電離程度,即Kh>

,Kh=

,則

>

,即KW>

·

,D錯(cuò)誤。2.實(shí)驗(yàn)室用基準(zhǔn)Na2CO3配制標(biāo)準(zhǔn)溶液并標(biāo)定鹽酸濃度,應(yīng)選甲基橙為指示劑,并以鹽酸

滴定Na2CO3標(biāo)準(zhǔn)溶液。下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是

(

)A.可用量筒量取25.00mLNa2CO3標(biāo)準(zhǔn)溶液置于錐形瓶中B.應(yīng)選用配帶塑料塞的容量瓶配制Na2CO3標(biāo)準(zhǔn)溶液C.應(yīng)選用燒杯而非稱量紙稱量Na2CO3固體D.達(dá)到滴定終點(diǎn)時(shí)溶液顯橙色A解析

量筒的精確度不夠,應(yīng)用堿式滴定管量取25.00mLNa2CO3標(biāo)準(zhǔn)溶液置于錐形瓶中,A錯(cuò)

誤;Na2CO3溶液顯堿性,可選用配帶塑料塞的容量瓶來(lái)配制Na2CO3溶液,B正確;Na2CO3

有吸水性且有一定的腐蝕性,應(yīng)選用燒杯稱量Na2CO3固體,C正確;Na2CO3溶液顯堿性,當(dāng)

達(dá)到滴定終點(diǎn)時(shí),溶質(zhì)為NaCl、H2CO3,溶液呈弱酸性,故達(dá)到滴定終點(diǎn)時(shí)溶液由黃色變

為橙色,D正確。3.下列圖示與對(duì)應(yīng)的敘述相符的是

(

)DA.圖1表示相同pH=1的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋時(shí)pH的變化曲線,其中曲

線Ⅱ?yàn)辂}酸,且b點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性比a點(diǎn)強(qiáng)B.圖1中,中和等體積的兩種酸,消耗等濃度的NaOH溶液體積V(Ⅰ)>V(Ⅱ)C.圖2中純水僅升高,就可以從a點(diǎn)變到c點(diǎn)D.圖2中在b點(diǎn)對(duì)應(yīng),將pH=2的H2SO4與pH=10的NaOH溶液等體積混合后,溶液顯中性解析

相同pH的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋相同倍數(shù)時(shí),鹽酸的pH變化大,所以曲線Ⅰ代

表鹽酸;b點(diǎn)的pH大,則對(duì)應(yīng)的溶液中離子濃度低,導(dǎo)電性b點(diǎn)比a點(diǎn)弱,A錯(cuò)誤。鹽酸和醋

酸溶液的pH相同,則醋酸溶液的濃度大,中和等體積的兩種酸,消耗等濃度的NaOH溶液

體積V(Ⅰ)<V(Ⅱ),B錯(cuò)誤。圖2中純水僅升高,c(H+)、c(OH-)同等程度增大且相等,

不可能從a點(diǎn)變到c點(diǎn),C錯(cuò)誤。圖2中在b點(diǎn)對(duì)應(yīng),KW=10-12,pH=2的H2SO4溶液中,c

(H+)=10-2mol·L-1;pH=10的NaOH溶液中,c(OH-)=10-2mol·L-1,二者等體積混合后,恰好完

全反應(yīng),溶液呈中性,D正確。4.★★(2025屆安徽合肥一中第二次質(zhì)量檢測(cè),14)檸檬酸是常見的多元酸,其分子結(jié)構(gòu)為

(用H3R表示)。常,用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1H3R溶液的滴定曲線如圖所示。

已知常檬酸的電離常數(shù)

=1.0×10-3.1,

=1.0×10-4.8,

=1.0×10-6.4。下列敘述正確的是

(

)DA.a點(diǎn)溶液中,c(Na+)=c(H2R-)+2c(HR2-)+3c(R3-)B.b點(diǎn)溶液中,c(Na+)>c(HR2-)>c(H2R-)>c(R3-)C.常R3-的水解常數(shù)為1.0×10-10.9D.常Na2HR溶液加水稀釋過程中,

減小解析

常,用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1H3R溶液,則加入20

mLNaOH溶液時(shí)生成NaH2R,即a點(diǎn),根據(jù)元素守恒有c(Na+)=c(H3R)+c(H2R-)+c(HR2-)+c

(R3-),A錯(cuò)誤。當(dāng)加入40mLNaOH溶液時(shí),溶液中溶質(zhì)為Na2HR,HR2-既電離又水解,結(jié)合

題給電離常數(shù)可知其電離程度大于水解程度,則有c(Na+)>c(HR2-)>c(R3-)>c(H2R-),B錯(cuò)

誤。R3-的水解常數(shù)Kh=

=

=1.0×10-7.6,C錯(cuò)誤。根據(jù)B項(xiàng)分析可得,常,Na2HR溶液顯酸性,加水稀釋過程中c(H+)減小,而

=

,則

=

,

為定值,則隨著c(H+)減小,

減小,D正確。第3節(jié)鹽類的水解1.鹽類水解的相關(guān)概念鹽類水解是指在水溶液中,鹽電離產(chǎn)生的離子與水電離產(chǎn)生的H+或OH-結(jié)合生成弱電

解質(zhì)的反應(yīng)。水解反應(yīng)是可逆的,是微弱的,它是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng),是吸熱反應(yīng)。2.鹽類水解的規(guī)律(1)“有弱才水解,無(wú)弱不水解,越弱越水解;誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性,同強(qiáng)顯中性”。例如①酸性:

<CH3COOH,則相同條件下溶液堿性:N>CH3COONa;②NaCl為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,不

水解,溶液呈中性;NH4Cl為強(qiáng)酸弱堿鹽,溶液呈酸性;CH3COONa為強(qiáng)堿弱酸鹽,溶液呈堿性;CH3COOH的Ka與NH3·H2O的Kb近似相等,則CH3COONH4溶液接近中性;HCOOH的

Ka大于NH3·H2O的Kb,則HCOONH4溶液呈酸性。(2)正鹽的水解程度大于酸式鹽。例如同濃度時(shí)Na2CO3比NaHCO3的水解程度大,溶液

pH:Na2CO3>NaHCO3。(3)酸式鹽溶液酸堿性的判斷3.鹽類水解的影響因素(1)內(nèi)因:鹽本身的性質(zhì)。(2)外因因素及其變化水解平衡水解程度水解產(chǎn)物的濃度升溫右移增大增大濃度增大(加溶質(zhì))右移減小增大減小(加水稀釋)右移增大減小外加酸、堿加酸弱堿陽(yáng)離子水解程度減小加堿弱酸陰離子水解程度減小4.水解方程式的書寫(1)一般來(lái)說(shuō),鹽類水解的程度不大,應(yīng)該用“

”表示。鹽類水解一般不會(huì)產(chǎn)生沉淀和氣體,一般不用符號(hào)“↓”和“↑”。如:Cu2++2H2O

Cu(OH)2+2H+N

+H2O

NH3·H2O+H+(2)多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的,水解方程式分步書寫。如Na2CO3的水解反應(yīng):C

+H2O

HC

+OH-HC

+H2O

H2CO3+OH-(3)相互促進(jìn)的水解反應(yīng)①弱酸陰離子和弱堿陽(yáng)離子會(huì)相互促進(jìn)水解。若水解產(chǎn)物均為容反應(yīng)體系的

溶解度較小的物質(zhì)(如溶解度不大的氣體或沉淀),其相互促進(jìn)水解的程度非常大,可認(rèn)

為水解反應(yīng)完全進(jìn)行,應(yīng)用“

”“↑”“↓”表示,如Al3++3HC

Al(OH)3↓+3CO2↑。②若水解產(chǎn)物中有溶解度較大的物質(zhì)(無(wú)法脫離反應(yīng)體系),雖水解反應(yīng)能相互促進(jìn),但

水解程度還是較小,N

與CH3COO-可大量共存。注意Mn2+與HC

、[Al(OH)4]-與HC

的反應(yīng)不是相互促進(jìn)的水解反應(yīng),前者是HC

電離出的C

與Mn2+反應(yīng),后者是HC

電離出的H+與[Al(OH)4]-反應(yīng)。5.鹽的水解常數(shù)(以A-+H2O

HA+OH-為例)(1)表達(dá)式:Kh=

(2)Kh與KW、Ka的關(guān)系Kh=

=

注意①Na2CO3的第一步水解常數(shù)Kh=

,NaHCO3的水解常數(shù)Kh=

。②水解常數(shù)只受響。水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng),故Kh隨高而增大。Kh越大,水

解趨勢(shì)越大。③根據(jù)電離常數(shù)與水解常數(shù)的大小關(guān)系可判斷弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性。例如根

據(jù)Kh(HC

)>

(H2CO3)可知NaHCO3溶液呈堿性。應(yīng)用示例判斷溶液中離子能否大量共存Al3+、Fe3+與HC

、C

、Si

、[Al(OH)4]-等因相互促進(jìn)水解的程度較大而不能大量共存判斷物質(zhì)間能否反應(yīng)因N

水解使溶液顯酸性,將Mg加入NH4Cl溶液中會(huì)產(chǎn)生H2加熱濃縮某些鹽溶液時(shí),要考慮水解濃縮FeCl3、AlCl3溶液,蒸干得氫氧化物,灼燒得金屬氧化物保存某些鹽溶液時(shí),要考慮水解在FeCl3溶液中加少量鹽酸抑制Fe3+水解,保存Na2CO3等堿性鹽溶液不能用磨口玻璃塞,保存NH4F溶液不能用玻璃瓶6.鹽類水解的應(yīng)用生活、生產(chǎn)中的應(yīng)用利用水解原理可制備某些膠體,如實(shí)驗(yàn)室制備Fe(OH)3膠體:Fe3++3H2O

Fe(OH)3(膠體)+3H+泡沫滅火器工作原理:Al3++3HC

Al(OH)3↓+3CO2↑明礬作凈水劑:Al3++3H2O

Al(OH)3(膠體)+3H+除去MgCl2溶液中的Fe3+:在加熱攪拌條件下,加入足量MgO、MgCO3或Mg(OH)2銨態(tài)氮肥不能與草木灰(K2CO3)混用K2CO3水解溶液顯堿性:C

+H2O

HC

+OH-,與銨態(tài)氮肥混用,生成NH37.學(xué)生必做實(shí)驗(yàn)——鹽類水解的應(yīng)用實(shí)驗(yàn)用品:試管、試管夾、試管架、膠頭滴管、燒杯、藥匙、量筒、鐵架臺(tái)(帶鐵圈)、陶土網(wǎng)、酒精

燈、火柴。蒸餾水、FeCl3晶體、濃鹽酸、飽和Na2CO3溶液、飽和FeCl3溶液、1mol/LAl2(SO4)3溶液、泥土、植物

油實(shí)驗(yàn)操作實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象實(shí)驗(yàn)結(jié)論配制FeCl3溶液:向一支試管中加

入少量FeCl3晶體,然后加入5mL

蒸餾水,振蕩。再向試管中加入2

mL濃鹽酸,振蕩加蒸餾水后,FeCl3晶體溶解,溶液

呈黃色。加入濃鹽酸后溶液顏色

變淺Fe3++3H2O

Fe(OH)3+3H+說(shuō)明H+抑制Fe3+的水解向三支試管中分別加入5mL混有少量泥土的渾濁水,然后向其中的兩支試管中分別加入2mL飽和FeCl3溶液、2mL1mol/LAl2(SO4)3溶液,振蕩。把三支試管放在試管架上,靜置5min,進(jìn)行比較加入FeCl3和Al2(SO4)3溶液的試管中溶液稍顯清澈Al3+和Fe3+水解生成的Al(OH)3膠體和Fe(OH)3膠體起到了吸附作用實(shí)驗(yàn)操作實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象實(shí)驗(yàn)結(jié)論向一個(gè)燒杯中加入40mL蒸餾水,加熱至水沸騰,然后向沸水中逐滴加入5~6滴飽和FeCl3溶液。繼續(xù)煮沸至液體呈紅褐色,停止加熱,觀察制得的Fe(OH)3膠體得到紅褐色透明液體FeCl3的水解反應(yīng)是一個(gè)吸熱過程,加熱促進(jìn)FeCl3水解,生成紅褐色Fe(OH)3膠體向兩支試管中分別加入5mL飽

和Na2CO3溶液,然后各滴入2~3滴

植物油,振蕩。將其中一支試管

加熱煮沸一會(huì)兒,然后再振蕩。

把兩支試管中的液體倒掉,并用

水沖洗試管,比較哪支試管的內(nèi)

壁更干凈加入Na2CO3溶液并煮沸的試管內(nèi)

壁更干凈加熱促進(jìn)了Na2CO3的水解,堿性

增強(qiáng),植物油在堿性較強(qiáng)并加熱

的條件下,水解相對(duì)會(huì)更徹底注意①在制備Fe(OH)3膠體的實(shí)驗(yàn)中,飽和FeCl3溶液要酸化,使其pH為1,否則實(shí)驗(yàn)中

容沉淀。②在洗滌試管內(nèi)壁的植物油的實(shí)驗(yàn)中,植物油對(duì)飽和碳酸鈉溶液會(huì)起

到液封的作用,在加熱過程中,液體容騰而沖出。因此,加熱時(shí)務(wù)必注意安全,不

要振蕩試管,試管口不能對(duì)著自己和他人。1.(2024北京師范大學(xué)附中三模,3)下列過程與水解反應(yīng)無(wú)關(guān)的是

(

)A.用TiCl4和沸水制備TiO2·xH2OB.水垢用碳酸鈉溶液浸泡轉(zhuǎn)化將CaSO4轉(zhuǎn)化為CaCO3C.用調(diào)pH的方法除去硫酸銅中的Fe3+D.核苷酸在酶的作用下得到核苷和磷酸即練即清B解析

加熱促進(jìn)Ti4+水解,生成TiO2·xH2O;水垢用Na2CO3溶液浸泡,發(fā)生沉淀轉(zhuǎn)化:CaSO4(s)+C

(aq)

CaCO3(s)+S

(aq),不屬于水解;Fe3+水解:Fe3++3H2O

Fe(OH)3+3H+,調(diào)pH,使c(H+)減小,平衡正向某著名企業(yè),Fe3+轉(zhuǎn)化為Fe(OH)3沉淀除去;核苷酸在酶的作用下發(fā)生

水解反應(yīng)得到核苷和磷酸;故選B。2.實(shí)驗(yàn)測(cè)得0.10mol·L-1NaHCO3溶液的pH隨化如下圖。

下列說(shuō)法正確的是

(

)A.OM段隨高溶液的pH減小,原因是HC

水解被抑制B.O點(diǎn)溶液和P點(diǎn)溶液中c(OH-)相等C.將N點(diǎn)溶液恢復(fù)到25℃,pH可能大于8.62D.Q點(diǎn)、M點(diǎn)溶液中均有:c(C

)+c(HC

)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)C解析

水解過程吸熱,升高,HC

水解程度增大(提示:出現(xiàn)pH減小與高水的電離程度增大有關(guān)),A錯(cuò)誤;O點(diǎn)溶液和P點(diǎn)溶液中c(H+)相等,但同KW不同,即c(H+)·c(OH-)

的值不相等,故c(OH-)不相等,B錯(cuò)誤;高后,NaHCO3可能會(huì)部分分解,將N點(diǎn)溶液

恢復(fù)到25℃,C

的水解程度大于HC

,故pH可能大于8.62,C正確;Q點(diǎn)、M點(diǎn)溶液中均存在電荷守恒:2c(C

)+c(HC

)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),D錯(cuò)誤。3.在一定條件下,Na2CO3溶液中存在如下平衡:C

+H2O

HC

+OH-。下列說(shuō)法正確的是

(

)A.稀釋溶液,平衡正向某著名企業(yè),

增大B.向蒸餾水中加入Na2CO3固體,水的電離程度減小C.加入NaOH固體,平衡逆向某著名企業(yè),pH減小D.升高,

增大D解析

稀釋溶液平衡正向某著名企業(yè),水解常數(shù)Kh=

,變,Kh不變,A錯(cuò)誤。C

水解促進(jìn)水的電離,故向蒸餾水中加入Na2CO3固體,水的電離程度增大,B錯(cuò)誤。加入

NaOH固體,c(OH-)增大,平衡逆向某著名企業(yè),但由于c(OH-)增大,故pH增大,C錯(cuò)誤。升高,

平衡正向某著名企業(yè),c(HC

)增大,c(C

)減小,故

增大,D正確。第4節(jié)沉淀溶解平衡1.沉淀溶解平衡固體溶質(zhì)溶解的過程是一個(gè)可逆過程:固體溶質(zhì)

溶液中的離子

溶解平衡的特點(diǎn):逆、等、動(dòng)、定、變(適用平衡某著名企業(yè)原理)。2.沉淀溶解平衡的影響因素(1)內(nèi)因(決定因素):難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)。(2)外因①濃度:加水稀釋,平衡向沉淀溶解的方向某著名企業(yè)。②:絕大多數(shù)難溶鹽的溶解是吸熱過程,升高,平衡一般向沉淀溶解的方向移

動(dòng)。③同離子效應(yīng):增大難溶物對(duì)應(yīng)離子的濃度,平衡向生成沉淀的方向某著名企業(yè)。④發(fā)生反應(yīng):向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應(yīng)的物質(zhì),平衡向沉淀溶解的方

向某著名企業(yè)。注意

平衡向沉淀溶解方向某著名企業(yè)的前提是體系中存在固體,若無(wú)固體,則平衡不某著名企業(yè)。3.溶度積(1)溶度積常數(shù)(簡(jiǎn)稱溶度積):一定,難溶電解質(zhì)的飽和溶液中,各組分離子濃度冪的乘積為常數(shù),用Ksp表示。對(duì)于沉淀溶解平衡AmBn(s)

mAn+(aq)+nBm-(aq),Ksp=[c(An+)]m·[c(Bm-)]n。注意

(1)Ksp的大小只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和關(guān),與沉淀的量和溶液中離子的濃

度無(wú)關(guān)。(2)溶度積常數(shù)和溶解度的關(guān)系:①陰陽(yáng)離子個(gè)數(shù)比相同:Ksp小,溶解度小;②陰陽(yáng)離子個(gè)數(shù)比不同:Ksp小,溶解度不一定小,此時(shí)應(yīng)根據(jù)溶度積常數(shù)Ksp計(jì)算出離子

濃度。(2)某,難溶電解質(zhì)溶液在任意時(shí)刻下有關(guān)離子濃度冪的乘積為Q(離子積)。比較

Ksp與Q的相對(duì)大小,可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成或溶解。當(dāng)Q<Ksp時(shí),溶液不飽和,無(wú)沉淀析出;當(dāng)Q=Ksp時(shí),沉淀與溶解處于平衡狀態(tài);當(dāng)Q>Ksp時(shí),溶液過飽和,有沉淀析出。4.沉淀溶解平衡的應(yīng)用(1)沉淀的生成在溶液中,當(dāng)Q>Ksp時(shí),就會(huì)生成沉淀。利用生成沉淀可除去溶液中的雜質(zhì)離子,常用方

法有:方法示例加沉淀劑法用Na2S、H2S等作沉淀劑,使某些金屬離子(如Cu2+、Hg2+等)生成極難溶的硫化物沉淀(如CuS、HgS等)調(diào)節(jié)pH法除去CuCl2溶液中的FeCl3,可加入CuO、Cu(OH)2、Cu2(OH)2CO3等消耗H+,使平衡Fe3++3H2O

Fe(OH)3+3H+正向某著名企業(yè),生成Fe(OH)3沉淀注意

①不可能使要除去的離子全部通過沉淀除去。一般認(rèn)為殘留在溶液中的離子

濃度≤1×10-5mol·L-1時(shí)沉淀完全。②判斷兩種溶液混合時(shí)是否有沉淀生成,要注意混

合后溶液體積改變引起的濃度變化,利用混合后的離子濃度計(jì)算出Q,再與Ksp進(jìn)行比較。(2)沉淀的溶解當(dāng)Q<Ksp時(shí),沉淀就會(huì)溶解。常用方法有:方法示例酸、堿溶解法用鹽酸溶解BaCO3氧化還原法用硝酸溶解金屬硫化物(CuS、HgS等)生成配合物法用氨水溶解AgCl生成[Ag(NH3)2]+鹽溶解法用NH4Cl溶液溶解Mg(OH)2(3)沉淀的轉(zhuǎn)化:一般來(lái)說(shuō),若難溶電解質(zhì)類型相同,則Ksp較大的沉淀為Ksp較小的

沉淀;若類型不同,沉淀的溶解度差別越大,越容。注意

一種沉淀可以轉(zhuǎn)化為更難溶的沉淀,這是一般規(guī)律,并不意味著溶解度小的沉淀

不能轉(zhuǎn)化為溶解度大的沉淀,沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)是沉淀溶解平衡的某著名企業(yè)。如BaSO4比BaCO3更難溶解,但將BaSO4沉淀加入飽和的Na2CO3溶液中,只要c(Ba2+)·c(C

)>Ksp(BaCO3),BaSO4就可以緩慢轉(zhuǎn)化為BaCO3。(4)Ksp的應(yīng)用①根據(jù)沉淀的先后次序,比較Ksp的大小。如向濃度均為0.1mol·L-1(同濃度)的NaCl和

NaI(同類型)混合溶液中滴加少量AgNO3溶液(少量沉淀劑),先出現(xiàn)黃色成的

沉淀的Ksp更小),則Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)。②根據(jù)Ksp判斷沉淀某離子的pH范圍。如已知:Ksp[Al(OH)3]=1×10-33,Ksp[Fe(OH)3]=3×10-39,pH=7.1時(shí)Mn(OH)2開始沉淀。室,除去MnSO4溶液中的Fe3+、Al3+又不使Mn2+沉淀出來(lái),由Ksp[Al(OH)3]>Ksp[Fe(OH)3]可知,Al3+沉淀完全時(shí)Fe3+早已沉淀完全,當(dāng)Al3+恰好完全沉淀時(shí),c(Al3+)=10-5mol·L-1,Ksp[Al(OH)3]=c(Al3+)·c3(OH-)=1×10-33,此時(shí)c(OH-)≈10-9.3mol·L-1,c(H+)=KW/c(OH-)=10-4.7mol·L-1,即pH=4.7,故需調(diào)節(jié)溶液pH范圍為4.7≤pH<7.1。1.化工生產(chǎn)中常用MnS作沉淀劑除去工業(yè)廢水中的Cu2+:Cu2+(aq)+MnS(s)

CuS(s)+Mn2+(aq)。下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是

(

)A.MnS的Ksp比CuS的Ksp大B.該反應(yīng)達(dá)平衡時(shí)c(Mn2+)=c(Cu2+)C.向平衡體系中加入少量CuSO4固體后,c(Mn2+)變大D.該反應(yīng)的平衡常數(shù)K=

即練即清B解析

同類型物質(zhì)發(fā)生沉淀轉(zhuǎn)化時(shí),一般情況下轉(zhuǎn)化向著溶度積小的方向進(jìn)行,則Ksp(MnS)>

Ksp(CuS),A正確;該反應(yīng)達(dá)平衡時(shí)c(Mn2+)、c(Cu2+)保持不變,但不一定相等,B錯(cuò)誤;向平

衡體系中加入少量CuSO4固體后,c(Cu2+)增大,則平衡正向某著名企業(yè),c(Mn2+)變大,C正確;該反

應(yīng)的平衡常數(shù)K=

=

=

,D正確。2.已知25℃下列物質(zhì)的溶度積常數(shù)如下表所示。物質(zhì)FeSCuSZnSKsp6.3×10-181.3×10-361.6×10-24以下說(shuō)法正確的是

(

)A.25℃時(shí),飽和CuS溶液中Cu2+的濃度為

×10-18mol·L-1B.25℃時(shí),CuS的溶解度大于ZnS的溶解度C.因?yàn)镠2SO4是強(qiáng)酸,故反應(yīng)CuSO4+H2S

CuS↓+H2SO4不能發(fā)生D.向物質(zhì)的量濃度相同的FeCl2、ZnCl2的混合液中加入少量Na2S,只有FeS沉淀生成A解析

飽和CuS溶液中c(Cu2+)=c(S2-),且c(Cu2+)×c(S2-)=Ksp(CuS),則c(Cu2+)=

mol·L-1=

×10-18mol·L-1,A正確;CuS和ZnS的類型相同,根據(jù)題中所給Ksp數(shù)據(jù),可以得出CuS的溶解度小于ZnS,B錯(cuò)誤;CuS的Ksp很小,CuSO4可以與H2S電離出的S2-結(jié)合生成不溶于硫

酸的CuS沉淀,C錯(cuò)誤;ZnS的Ksp比FeS的小,則向物質(zhì)的量濃度相同的FeCl2、ZnCl2的混

合液中加入少量Na2S,ZnS先沉淀出來(lái),D錯(cuò)誤。3.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

(

)BA.圖中a和b分別為T1、T2CdS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方向某著名企業(yè)D.低時(shí),q點(diǎn)的飽和溶液的組成由q沿qp線向p方向某著名企業(yè)解析

CdS在水中達(dá)到沉淀溶解平衡時(shí)Cd2+、S2-濃度相等,可用Cd2+濃度表示CdS在水中的溶

解度,A正確;m、p、n三點(diǎn)為同一的CdS的沉淀溶解平衡狀態(tài),故三點(diǎn)的Ksp相等,

B錯(cuò)誤;向m點(diǎn)溶液中加入少量Na2S固體,S2-濃度增大,但Ksp不變,Cd2+濃度減小,則溶液組

成由m沿T1時(shí)的沉淀溶解平衡曲線向p方向某著名企業(yè),C正確;低,Ksp減小,q沿qp線向p

方向某著名企業(yè),D正確。4.(2024全國(guó)甲,13,6分)將0.10mmolAg2CrO4配制成1.0mL懸濁液,向其中滴加0.10mol·

L-1的NaCl溶液。lg[cM/(mol·L-1)](M代表Ag+、Cl-或Cr

)隨加入NaCl溶液體積(V)的變化關(guān)系如圖所示。下列敘述正確的是

(

)A.交點(diǎn)a處:c(Na+)=2c(Cl-)B.

=10-2.21C.V≤2.0mL時(shí)

不變D.y1=-7.82,y2=-lg34D解析

向Ag2CrO4懸濁液中滴加NaCl溶液,發(fā)生反應(yīng)Ag2CrO4(s)+2Cl-(aq)

2AgCl(s)+Cr

(aq),當(dāng)加入NaCl溶液的體積為0.10×10-3mol×2÷0.10mol·L-1=0.0020L=2.0mL時(shí),Ag2CrO4與NaCl恰好完全反應(yīng)。繼續(xù)滴加NaCl溶液,由于NaCl過量,c(Cl-)明顯增大,根據(jù)一

定條件下,Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-)為定值,c(Ag+)應(yīng)明顯減小,故上圖中曲線②對(duì)應(yīng)lg[

/(mol·L-1)],曲線③對(duì)應(yīng)lg[

/(mol·L-1)],則曲線①對(duì)應(yīng)lg[

/(mol·L-1)]。A項(xiàng),交點(diǎn)a處有c(Cl-)=c(Cr

),則溶液中n(Cl-)=n(Cr

)=0.10mmol,即此時(shí)過量的NaCl為0.10mmol,而0.10mmolAg2CrO4與NaCl反應(yīng)時(shí)消耗了0.20mmolNaCl,故溶液中n(Na

+)=0.10mmol+0.20mmol=0.30mmol,則n(Na+)=3n(Cl-),即c(Na+)=3c(Cl-),錯(cuò)誤。B項(xiàng),加入

1.0mLNaCl溶液時(shí),體系中同時(shí)存在AgCl(s)和Ag2CrO4(s),

=

=

=

=102.21,錯(cuò)誤。C項(xiàng),V≤2.0mL時(shí),體系中存在平衡Ag2CrO4(s)+2Cl-(aq)

2AgCl(s)+Cr

(aq),對(duì)應(yīng)的平衡常數(shù)K=

,可得

=K·c(Cl-),一定條件下,K為定值,隨著NaCl溶液加入,c(Cl-)逐漸增大,故

=K·c(Cl-)逐漸增大,錯(cuò)誤。D項(xiàng),Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-)=10-5.18×10-4.57=10-9.75,加入2.4mLNaCl溶液時(shí),體系中存在AgCl(s),Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-)=1

×10-1.93=10-9.75,解得y1=-7.82,c(Cr

)=

=

mol·L-1,故y2=lg

=-lg34,正確。考法突破19溶液中微粒濃度關(guān)系判斷1.溶液中微粒濃度大小比較的原則比較原則示例單一鹽溶液中微粒濃度的比較,需要考慮離子的水

解或電離①Na2CO3溶液中,C

+H2O

HC

+OH-HC

+H2O

H2CO3+OH-則c(Na+)>c(C

)>c(OH-)>c(HC

)>c(H2CO3)②NaHCO3溶液中,HC

水解程度大于電離程度,所以c(Na+)>c(HC

)>c(H2CO3)>c(C

)③NaHSO3溶液中,HS

水解程度小于電離程度,則c(Na+)>c(HS

)>c(S

)>c(H2SO3)不同鹽溶液中同一離子濃度的比較,要看溶液中其

他離子的影響相同濃度的NH4Cl(a)、CH3COONH4(b)、NH4HSO4

(c)三種溶液中,因Cl-對(duì)N

水解無(wú)影響、CH3COO-對(duì)N

水解起促進(jìn)作用、H+對(duì)N

水解起抑制作用,所以c(N

)由大到小的順序是c>a>b混合溶液中微粒濃度的比較,要綜合分析水解因素

和電離因素帶來(lái)的影響相同濃度的NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液中,因NH3·

H2O的電離程度大于N

的水解程度,故濃度順序?yàn)閏(N

)>c(Cl-)>c(NH3·H2O)>c(OH-)>c(H+)注意若兩份溶液混合時(shí)發(fā)生反應(yīng),需先確定混合后溶液的溶質(zhì)組成及相應(yīng)濃度,再分

析微粒濃度的大小關(guān)系。2.電解質(zhì)溶液中的“三大守恒”規(guī)律類型含義示例電荷守恒溶液中陽(yáng)離子所帶的正電荷總數(shù)

等于陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)NaHCO3溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(HC

)+2c(C

)+c(OH-)元素守恒(物料守恒)電解質(zhì)溶液中,某些離子發(fā)生電

離或水解,但離子所含的某種元

素在變化前后是守恒的0.1mol·L-1NaHCO3溶液中:c(Na+)

=c(HC

)+c(C

)+c(H2CO3)=0.1mol·L-1質(zhì)子守恒電解質(zhì)溶液中,分子或離子得到

質(zhì)子(H+)與失去質(zhì)子(H+)的物質(zhì)

的量相等Na2CO3溶液中:

c(HC

)+2c(H2CO3)+c(H+)=c(OH-)三者關(guān)系:質(zhì)子守恒式可通過電荷守恒式與元素守恒式聯(lián)立得到Na2CO3溶液中存在元素守恒:c

(Na+)=2c(C

)+2c(HC

)+2c(H2CO3),電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c

(HC

)+2c(C

)+c(OH-),兩式聯(lián)立消去c(Na+)可得c(HC

)+2c(H2CO3)+c(H+)=c(OH-),即質(zhì)子守恒

式方法技巧

微粒濃度大小比較的常用方法(1)定性比較法(2)定量比較法①守恒法如CH3COONa、CH3COOH混合溶液中存在電荷守恒:c(CH3COO-)+c(OH-)=

c(H+)+c(Na+),若該混合溶液呈堿性,有c(OH-)>c(H+),則有c(Na+)>c(CH3COO-)。②常數(shù)法已知常,Ka=

=1.8×10-5,若某CH3COONa、CH3COOH混合溶液的pH=6,將c(H+)=10-6mol·L-1代入Ka可得

=18,即c(CH3COO-)>c(CH3COOH)。3.解題模型即練即清典例1

(2021天津,10,3分)常,下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的敘述正確的是

(

)A.在0.1mol·L-1H3PO4溶液中,c(H3PO4)>c(H2P

)>c(HP

)>c(P

)B.在0.1mol·L-1Na2C2O4溶液中,c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC2

)+c(C2

)C.在0.1mol·L-1NaHCO3溶液中,c(H2CO3)+c(HC

)=0.1mol·L-1D.氨水和NH4Cl溶液混合,形成pH=9的溶液中,c(Cl-)>c(N

)>c(OH-)>c(H+)A解析

A項(xiàng),H3PO4為三元弱酸,分步電離且電離程度逐級(jí)減弱,正確;B項(xiàng),1個(gè)C2

帶2個(gè)單位負(fù)電荷,電荷守恒關(guān)系式中應(yīng)為2c(C2

),錯(cuò)誤;C項(xiàng),含碳微粒還有C

,元素守恒關(guān)系式應(yīng)為c(C

)+c(HC

)+c(H2CO3)=0.1mol·L-1,錯(cuò)誤;D項(xiàng),電荷守恒關(guān)系式為c(N

)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),因c(OH-)>c(H+),則c(N

)>c(Cl-),錯(cuò)誤。典例2

(2025屆重慶一中月考一,13)下列大小關(guān)系正確的是

(

)A.相同c(H+)且相同體積的①鹽酸、②硫酸、③醋酸中,分別加入足量鋅,相同條件下產(chǎn)

生的V(H2):③>①=②B.相同濃度的①氨水、②NaOH溶液、③Ba(OH)2溶液中,c(H+):②>①>③C.相同濃度的①(NH4)2S溶液、②Na2S溶液、③H2S溶液中,c(S2-):①>②>③D.相同pH的①NaClO溶液、②NaHCO3溶液、③CH3COONa溶液中,c(Na+):①>②>③A解析

CH3COOH是弱酸,不完全電離;HCl、H2SO4均為強(qiáng)酸,完全電離;當(dāng)c(H+)、體積相同時(shí),

CH3COOH電離出的n(H+)與鹽酸、H2SO4完全電離出的n(H+)相同,在與Zn反應(yīng)過程中,

CH3COOH電離平衡正向某著名企業(yè),繼續(xù)電離出H+,故生成的H2體積:③>①=②,A正確。NH3·

H2O為弱堿,不完全電離;NaOH、Ba(OH)2均為強(qiáng)堿,完全電離,且Ba(OH)2為二元強(qiáng)堿;相

同濃度時(shí),電離出的c(OH-):③>②>①,則相同c(H+):①>②>③,B錯(cuò)誤。(NH4)2S、

Na2S為強(qiáng)電解質(zhì),完全電離;H2S為弱電解質(zhì),不完全電離;S2-會(huì)水解,N

水解能促進(jìn)S2-水解,故c(S2-):②>①>③,C錯(cuò)誤。酸性:CH3COOH>H2CO3>HClO,則水解程度:ClO->HC

>CH3COO-,相同pH的溶液濃度:c(NaClO)<c(NaHCO3)<c(CH3COONa),即c(Na+):①<②<

③,D錯(cuò)誤。變式1

(變考查角度:混合溶液中的元素守恒關(guān)系)常,下列有關(guān)溶液的物質(zhì)的量濃

度關(guān)系正確的是

(

)A.物質(zhì)的量濃度相等的①NH4Cl溶液、②(NH4)2SO4溶液、③NH4Al(SO4)2溶液中,c(N

)由大到小的順序?yàn)棰邸ⅱ?、①B.0.1mol·L-1的Na2CO3溶液中:c(OH-)=c(H+)+c(HC

)+c(H2CO3)C.0.1mol·L-1CH3COOH溶液與0.05mol·L-1NaOH溶液等體積混合(pH<7):c(CH3COO-)>

c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)D.0.1mol·L-1Na2CO3溶液與0.05mol·L-1NaHCO3溶液等體積混合:5c(Na+)=3c(C

)+3c(HC

)+3c(H2CO3)C解析

A項(xiàng),等濃度的溶液中,化學(xué)式中N

個(gè)數(shù)越多,溶液中c(N

)越大,則②中c(N

)最大;化學(xué)式中N

個(gè)數(shù)相同時(shí),N

水解程度越大,溶液中c(N

)越小,Al3+水解產(chǎn)生H+,抑制N

水解,則c(N

)由大到小的順序?yàn)棰凇ⅱ?、?錯(cuò)誤。B項(xiàng),根據(jù)電荷守恒和元素守恒得c(OH-)=c(H+)+c(HC

)+2c(H2CO3),錯(cuò)誤。C項(xiàng),混合溶液中溶質(zhì)為等物質(zhì)的量濃度的CH3COOH、CH3COONa,混合溶液pH<7,溶液呈酸性,說(shuō)明CH3COOH電離程度大于CH3

COONa水解程度,且CH3COOH的電離程度較小,則c(CH3COO-)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c

(H+),正確。D項(xiàng),根據(jù)元素守恒,c(Na)∶c(C)=(0.1×2+0.05)∶(0.1+0.05)=5∶3,則有3c(Na

+)=5c(C

)+5c(HC

)+5c(H2CO3),錯(cuò)誤。變式2

(變考查形式:滴定曲線圖像分析)已知pKa=-lgKa,25℃時(shí),H2A的p

=1.85,p

=7.19。常,用0.1mol·L-1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L-1H2A溶液的滴定曲線如圖

所示。下列說(shuō)法不正確的是

(

)DA.a、b、c、d四點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液中水的電離程度a<b<c<dB.c點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液中各粒子濃度滿足3c(A2-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+)C.當(dāng)加入NaOH溶液的體積為20mL時(shí),溶液中c(A2-)>c(H2A)D.a點(diǎn)加入NaOH溶液的體積V0mL>10mL解析

H2A會(huì)抑制水的電離,隨著NaOH溶液的加入,H2A不斷被消耗,并依次轉(zhuǎn)化為能水解的

NaHA和Na2A,且Na2A的水解程度大于NaHA,鹽類水解促進(jìn)水的電離,故隨著NaOH溶

液的加入,水的電離程度不斷增大;d點(diǎn)時(shí)NaOH與H2A恰好完全反應(yīng)生成Na2A,此時(shí)水的

電離程度最大,A正確。c點(diǎn)時(shí)pH=7.19,已知

=

=10-7.19,將c(H+)=10-7.19mol·L-1代入

表達(dá)式可得c(HA-)=c(A2-),結(jié)合電荷守恒2c(A2-)+c(HA-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+),可得3c(A2-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+),B正確。當(dāng)加入NaOH溶液的體積為20mL時(shí),溶質(zhì)為

NaHA,HA-的水解平衡常數(shù)

=

=

=10-12.15<

,即HA-的水解程度小于電離程度,故c(A2-)>c(H2A),C正確。a點(diǎn)溶液中的溶質(zhì)為H2A和NaHA,此時(shí)pH=1.85,已知

=

=10-1.85,將c(H+)=10-1.85mol·L-1

表達(dá)式可得此時(shí)c(H2A)=c(HA-);若V0mL=10mL,溶質(zhì)為等物質(zhì)的量的H2A和NaHA,由于H2A的電離程度大于HA-的電離及水解程

度(

遠(yuǎn)大于

及

),此時(shí)溶液中c(H2A)<c(HA-),為使c(H2A)=c(HA-),a點(diǎn)加入NaOH溶液的體積應(yīng)小于10mL,D錯(cuò)誤。微專題4溶液中離子平衡圖像分析一、解題策略1.明確坐標(biāo)軸的意義先看清橫、縱坐標(biāo)所表示的量,進(jìn)而理解整個(gè)圖像的含義。2.把握曲線的變化趨勢(shì)曲線的變化趨勢(shì)代表了某物質(zhì)的某一參數(shù)的變化情況,通過分析曲線的變化趨勢(shì),判斷

參數(shù)變化的原因以及溶液中溶質(zhì)的變化情況。3.關(guān)注特殊點(diǎn)(1)起點(diǎn):定性或定量判斷酸、堿的相對(duì)強(qiáng)弱。(2)反應(yīng)一半點(diǎn)、中性點(diǎn)、恰好反應(yīng)點(diǎn):主要用來(lái)確定不同階段中各反應(yīng)物與生成物的

量的關(guān)系,進(jìn)而分析溶液中各粒子濃度的關(guān)系。(3)交點(diǎn):某條件下兩個(gè)值是相等的,交點(diǎn)處信息的應(yīng)用分析往往是解決問題的關(guān)鍵。二、常見圖像類型1.中和滴定圖像理解圖中的“關(guān)鍵點(diǎn)”對(duì)應(yīng)的溶質(zhì),是解題關(guān)鍵。如常,將0.1mol·L-1NaOH溶液滴

加到20mL0.1mol·L-1HA溶液中,溶液pH與NaOH溶液體積的關(guān)系圖:

2.沉淀溶解平衡圖像以一定BaSO4的沉淀溶解平衡體系為例:解題關(guān)鍵

①理解圖像中線上點(diǎn)、線外點(diǎn)的含義:曲線上任意一點(diǎn)都達(dá)到了沉淀溶解平衡狀態(tài),此

時(shí)Q=Ksp;曲線上方的點(diǎn)(b)Q>Ksp,會(huì)有沉淀析出;曲線下方的點(diǎn)(d)Q<Ksp,無(wú)沉淀析出。②Ksp只受響,在同一曲線上的點(diǎn),Ksp相同。注意縱、橫坐標(biāo)可能改為lgc(Ba2+)/-lgc(Ba2+)、lgc(S

)/-lgc(S

),曲線變?yōu)橹本€,注意直線上方和下方的點(diǎn)代表的意義可能發(fā)生變化。3.分布系數(shù)圖像分布曲線是指以pH為橫坐標(biāo),分布系數(shù)即各組分的平衡濃度占總濃度的分?jǐn)?shù)[以H2A為

例,δ(X)=

]為縱坐標(biāo)作出的關(guān)系曲線。

圖中需要注意的信息如下:(1)曲線代表的微粒①CH3COOH:①、②分別為CH3COOH、CH3COO-的分布系數(shù)隨pH的變化曲線。②H2C2O4:①、②、③分別為H2C2O4、HC2

、C2

的分布系數(shù)隨pH的變化曲線。③H3PO4:①、②、③、④分別為H3PO4、H2P

、HP

、P

的分布系數(shù)隨pH的變化曲線。(2)微粒的平衡濃度用總濃度乘以某pH下某微粒的分布系數(shù)數(shù)值,即可得該pH下該微粒的平衡濃度。(3)相鄰曲線交點(diǎn)計(jì)算電離常數(shù)Ka以H2C2O4為例,根據(jù)

=

,由圖可知,c(H2C2O4)=c(HC2

)時(shí)為①與②的交點(diǎn),pH=1.2,因此

=c(H+)=10-1.2,同理,根據(jù)②與③的交點(diǎn)pH可以得出

=

=c(H+)=10-4.2。(4)計(jì)算特定點(diǎn)的pH以H2C2O4為例,①與③的交點(diǎn)c(H2C2O4)=c(C2

),

×

=

×

=c2(H+),c(H+)=

=10-2.7mol·L-1,故該點(diǎn)溶液的pH=2.7。示

分布系數(shù)圖像的橫坐標(biāo)為pH,故需外加