专题3水溶液中的离子反应高二化学单元速记巧练（2019选择性必修1）（学生版）

专题3水溶液中的离子反应必背知识清单01强电解质和弱电解质1．电解质和非电解质（1）电解质：在水溶液中或熔融状态下能_______的_____________。电解质在水溶液或熔融状态下能产生___________的离子。（2）非电解质：在水溶液中和熔融状态下都_____________的_____________。2．强电解质和弱电解质根据电解质在水溶液中的_____________，可把电解质分为强电解质和弱电解质。①强电解质是在水溶液中_____________的电解质。常见的强电解质有_________、_______和_________。②弱电解质是在水溶液中_____________的电解质。常见的弱电解质有___________、___________。3．常见的强电解质和弱电解质、非电解质(1)常见的强电解质强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。大部分盐，包括难溶性盐，如BaSO4、CaCO3等。(2)常见的弱电解质弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH（或其他有机酸）、HNO2、HCN、H2SiO3等。弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。(3)常见的非电解质（1）包括CO、NO、SiO2及CH4和其他烃类、乙醇和其他醇类、酯类、葡萄糖、蔗糖等。（2）本身在水溶液中不能电离，但与水反应生成电解质的，如CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5、NH3等。【归纳小结】1．强电解质和弱电解质的比较强电解质弱电解质相同点都是电解质，在水溶液中都能电离，都能导电，电解质的强弱与溶解度无关不同点电离程度完全电离部分电离电离过程不可逆过程可逆过程表示方法电离方程式用“===”电离方程式用“”电解质在溶液中的存在形式水合离子分子、水合离子2．与离子化合物和共价化合物的关系（1）离子化合物在熔化状态下能完全电离，在水溶液也是完全电离的，因此离子化合物一定是强电解质。（2）共价化合物中有的是强电解质，如强酸；有的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水；有的是非电解质。3．判断电解质强弱的依据（1）区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。（2）电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。（3）在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。必背知识清单02弱电解质的电离平衡一、电离平衡1．电离平衡的概念在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到_____________时，弱电解质分子电离成离子与离子结合成弱电解质分子的_____________相等，溶液中各分子和离子的浓度________________的状态。2．电离平衡的特征（1）弱电解质的电离平衡是一种_____________平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并_____________。（2）_____________________速率和____________________速率相等。（3）溶液中各分子和离子的浓度都_____________。（4）外界条件发生变化，电离平衡_____________。3．电离平衡的可逆性弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。（1）弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程_______________，且v电离_____v结合≠0。（2）溶液中电解质分子和电解质离子________，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度_______。2．电解质溶液中的守恒问题（1）物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒（又称物料守恒），如：0.1mol·L1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO)=_____________mol·L1。（2）电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数_____负电荷总数。二、电离方程式1．强电解质的电离方程式强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如：H2SO4：_____________________；Na2CO3：_____________________；Ba(OH)2：_____________________。2．弱电解质的电离方程式（1）弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如：CH3COOH：_____________________；NH3·H2O：_____________________。（2）多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。如H2CO3的电离方程式：_____________________、_____________________。（3）多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。如Fe(OH)3的电离方程式是：_____________________。3．酸式盐的电离（1）强酸的酸式盐在熔融状态和溶液中的电离情况不同。例如：NaHSO4(熔融)===_____________________，NaHSO4(溶液)===_____________________。（2）弱酸的酸式盐在水溶液中的电离强中有弱。例如：NaHCO3===_____________________，_____________________。三、影响电离平衡的因素1．内因：弱电解质_____________________是决定因素。2．外部因素：(1)以0.1mol·L1的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。电离方程式为CH3COOHCH3COO+H+。影响因素平衡移动方向n(H+)c(H+)c(CH3COO)pH导电能力升温(不考虑挥发)加冰醋酸加水稀释加CH3COONa固体通HCl气体加NaOH固体加金属Zn(2)由于电离过程吸热，升温，电离平衡正向移动；降温，电离平衡逆向移动。(3)电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。3．勒夏特列原理适用于电离平衡（1）同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡________移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡_________移动。（2）酸或碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡________移动；加入NaOH，电离平衡_________移动。（3）化学反应：当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向________方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的_______与OH、Zn或CO32反应，c(H+)_________，电离平衡_______移动。四、电离平衡常数1．电离平衡常数的表示方法(1)电离平衡常数表达式：弱酸的电离平衡常数用______表示，弱碱的电离平衡常数用_______表示。如：CH3COOH电离常数的表达式：Ka=_____________；NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=_____________。(2)多元弱酸的分步电离H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)，HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)，所以Ka1＝_____________，Ka2＝_____________。一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1________Ka2_________Ka3，所以其酸性主要决定于________。2．电离平衡常数的意义电离平衡常数越大，表示该弱电解质电离程度__________，弱酸的酸性________，弱碱的碱性________。3．电离平衡常数的影响因素电离平衡常数只与电解质___________和_________有关，与浓度_______。由于电离是_____________的，所以电离平衡常数随着温度的升高而________。4．电离平衡常数的应用(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)________。(2)(3)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释，eq\f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))＝eq\f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH)·c(H＋))＝eq\f(Ka,c(H＋))，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则eq\f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))增大。五、电离度1．电离度的表示方法弱电解质的电离度α可表示为：α＝_____________________×100%2．电离度与电离平衡常数的关系在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度_________，而电离度与初始浓度_________。一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度_______；弱电解质溶液的浓度越小，电离度______。3．电离平衡常数与电离度的有关计算电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是__________浓度。对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式：以CH3COOHCH3COO+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为cmol·L1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。CH3COOHCH3COO+H+初始浓度(mol/L)c00转化浓度(mol/L)cαcαcα平衡浓度(mol/L)ccαcαcα其中：当酸或碱较弱时，ccα≈c则：Ka=eq\f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH))=eq\f(cα·cα,c)=cα2α=上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度_______；反之，初始浓度越小，电离度________。必背知识清单03水的电离平衡一、水的电离平衡1．水的电离（1）电离特点：水是一种________的电解质，存在________的电离。（2）电离方程式：_____________________，简写为：_____________________。2．水的离子积常数：（1）水的电离平衡常数表达式为K=_____________。（2）水的离子积常数表达式为KW=_____________。①常温时，Kw＝_____________，不仅适用于纯水，还适用于稀的_____________。②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是________的。（3）KW及影响因素：a．25℃时：KW=_____________。b．水的电离是_____________的可逆过程，故温度升高，KW__________。c．水的离子积常数只受_________的影响，与c(H+)、c(OH)的变化无关。二、水的离子积常数的应用1．有关水的离子积常数的计算（1）常温下，水的离子积常数Kw＝_____________，则纯水中c(H＋)是_____________mol·L－1。若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－4mol·L－1，则溶液中c(OH－)为_____________mol·L－1。若某碱溶液中，c(OH)＝1.0×10－1mol·L－1，则溶液中c(H+)为_____________mol·L－1。（2）不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是______的。若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－1mol·L－1，则溶液中c(OH－)为_____________mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH)=_____________mol·L－1。若某碱溶液中，c(OH)＝1.0×10－1mol·L－1，则溶液中c(H+)为_____________mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH)=_____________3mol·L－1。2．Kw与温度的关系常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于酸碱的稀溶液。温度升高，Kw_____________；若100℃时，水的离子积常数KW=1.0×1012，则纯水中c(H＋)是_____________mol·L－1；某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－2mol·L－1，则溶液中c(OH－)为_____________mol·L－1。某碱溶液中，c(OH)＝1.0×10－1mol·L－1，则溶液中c(H+)为_____________mol·L－1。三、外界条件对水的电离平衡的影响1．改变条件对水的电离平衡的影响在常温下，改变下列条件，分析条件的改变对水的电离平衡H2OH＋＋OH－的影响，填写下表：改变条件电离平衡移动方向溶液中c(H＋)溶液中c(OH－)pH溶液的酸碱性Kw升高温度加入酸加入碱加入活泼金属(如Na)加入CH3COONa(s)加入NH4Cl(s)2．水的电离平衡遵循化学平衡的一般规律（1）电离是吸热过程，故温度升高，会________水的电离，水的电离程度______，KW_________，水仍呈______性。（2）外加酸，c(H＋)增大，_____水的电离，水的电离程度_______，Kw_______。（2）外加碱，c(OH－)增大，______水的电离，水的电离程度_______，Kw_________。（3）加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡________移动，水的电离程度_______。（4）加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的________结合，水的电离平衡_________移动，c(H+)_______，溶液呈________性。（5）加入弱酸根离子（如CO32、HCO3、CH3COO等），弱酸根离子与水电离出的_______结合，水的电离平衡______移动，c(OH)________，溶液呈______性。必背知识清单04溶液的酸碱性一、溶液的酸碱性与pH1．溶液的酸碱性溶液的酸碱性的判断标准是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小，其具体关系为：c(H＋)与c(OH－)相对大小c(H＋)的范围(25℃)中性溶液c(OH－)_____c(H＋)c(H＋)_____1.0×10－7mol·L－1酸性溶液c(OH－)_____c(H＋)c(H＋)_____1.0×10－7mol·L－1碱性溶液c(OH－)_____c(H＋)c(H＋)_____1.0×10－7mol·L－12．溶液的pH(1)定义pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝_____________。(2)溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系(25℃)：pH大小能反映出_____________，即能表示溶液的酸碱性强弱。(3)pH的适用范围：1×10－14mol·L－1≤c(H＋)≤1mol·L－1，即______≤pH≤________。3．溶液酸碱性的测定方法（1）酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围：指示剂变色范围(颜色与pH的关系)石蕊红色紫色8.0→蓝色酚酞无色粉红色10.0→红色甲基橙红色橙色4.4→黄色（2）利用pH试纸测定，使用的正确操作为_______________________________________________________________________________________________________________。（3）利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。二、溶液酸碱性的判断方法1．根本依据用c(H＋)、c(OH－)的_____________来判断溶液酸碱性，则不受温度影响。c(H＋)>c(OH－)溶液呈_______性；c(H＋)＝c(OH－)溶液呈______性；c(H＋)<c(OH－)溶液呈______性。2．常用依据25℃时溶液的pH与酸碱性的关系pH>7，表示溶液呈______性，pH越大，溶液的碱性______，pH每增加1个单位，溶液的c(OH)增大到原来的_____倍。pH＝7，溶液呈____性。pH<7，表示溶液呈_____性，pH越小，溶液酸性_______，pH每减小1个单位，溶液的c(H+)增大到原来的_____倍。3．其他依据使用酸碱指示剂进行判断，要注意指示剂的变色范围。使甲基橙变红的溶液呈______性；使石蕊变红的溶液呈______性；使酚酞变红的溶液呈______性。三、溶液稀释和混合后pH的计算1．酸溶液稀释后的pH的计算(1)25℃时，pH＝2的盐酸，若加水稀释10倍，其pH为______；若加水稀释10n倍，其pH为________。(2)25℃时，若将pH＝5的盐酸加水稀释103倍，其pH_______________。(3)25℃时，pH＝2的醋酸(一元弱酸)溶液，加水稀释10倍，其pH大小范围应是________。2．碱溶液稀释后的pH的计算(1)25℃时，pH＝11的氢氧化钠溶液，若加水稀释10倍，其pH为__________；若加水稀释10n倍，其pH为_____________。(2)25℃时，pH＝11的氨水，若加水稀释10n倍，其pH大小范围应是_____________；若无限稀释时，其pH_____________。3．酸、碱溶液混合后pH的计算方法(1)强酸与强酸混合先计算：c(H＋)混＝eq\f(c1(H＋)·V1＋c2(H＋)·V2,V1＋V2)，然后再求pH。25℃时，pH＝2的盐酸与pH＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的c(H＋)为_____________，pH为_____________；若等体积混合后，溶液的pH为_____________。(2)强碱与强碱混合先计算：c(OH－)混＝eq\f(c1(OH－)·V1＋c2(OH－)·V2,V1＋V2)，再求c(H＋)混＝eq\f(Kw,c(OH－)混)，最后求pH。25℃时，将200mL5×10－3mol·L－1NaOH溶液与100mL2×10－2mol·L－1NaOH溶液混合后，溶液的c(OH－)为_____________，c(H＋)为_____________，pH为_____________。(3)强酸与强碱混合①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7。②若酸过量：先求c(H＋)余＝eq\f(c(H＋)·V酸－c(OH－)·V碱,V酸＋V碱)，再求pH。③若碱过量：先求c(OH－)余＝eq\f(c(OH－)·V碱－c(H＋)·V酸,V酸＋V碱)，再求c(H＋)＝eq\f(Kw,c(OH－)余)，然后求pH。25℃时，pH＝12的NaOH溶液与pH＝2的硫酸，若等体积混合后，溶液的pH为________；若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH为_______；若按11∶9的体积比混合后，溶液的pH为________。四、碱溶液稀释后的pH变化规律1．强酸或弱酸溶液的稀释问题（1）对于pH＝a的强酸溶液，每稀释10n倍，强酸的pH就增大______个单位，即pH＝_____________(其中a＋n<7)；（2）对于pH＝a的弱酸溶液，由于稀释过程中，弱酸还会继续电离，故弱酸的pH范围是________<pH<_________(其中a＋n<7)；（3）酸溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能大于7。如图Ⅰ所示。2．强碱或弱碱溶液的稀释问题（1）对于pH＝b的强碱溶液，每稀释10n倍，强碱的pH减小_______个单位，即pH＝_________(其中b－n>7)；（2）对于pH＝b的弱碱溶液，由于稀释过程中，弱碱还会继续电离，故弱碱的pH范围是________<pH<_________(其中b－n>7)；（3）碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能小于7。如图Ⅱ所示。必背知识清单05酸碱中和滴定一、酸碱中和滴定原理及主要仪器1．酸碱中和滴定原理(1)利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为___________，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为___________。(2)酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－=H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是______________________；若用参加反应的c(H＋)、c(OH－)来表示，其关系式为___________________，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝_____________；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝_____________。由c(H＋)、c(OH－)可分别求出相应酸、碱的浓度。2．主要仪器(1)酸碱中和滴定所用的主要仪器是_____________和_____________。(2)滴定管①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。酸式滴定管用于盛放________或________溶液，碱式滴定管用于盛放__________溶液。②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由__________制成；若溶液中的物质见光易分解，可用_______滴定管盛放。③滴定管的上都标有_____________、___________、___________；滴定管的精确读数为________。3．滴定管的使用方法(1)检查：使用前先检查滴定管活塞_____________。(2)润洗：在加入酸、碱液之前，应使用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁________次。(3)装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管_____________处。(4)排气泡：酸式滴定管快速打开活塞冲走气泡，碱式滴定管将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃球，赶走气泡，使滴定管尖嘴部分__________。(5)调液面：调整管中液面至____________________以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在_____________上。(6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视____________________的变化。滴定过程中，滴加速度_____________，接近终点时，应逐渐___________滴加速度。(7)终点的判断：最后一滴恰好使指示剂颜色发生_____________且_____________不变色，即为滴定终点。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为_____________。二、中和滴定曲线和pH突变1．中和滴定曲线的绘制取0.1000mol·L－1的盐酸溶液20.00mL，注入锥形瓶中，滴加2滴酚酞溶液，用0.1000mol·L－1的NaOH溶液滴定。(1)计算滴定过程中的pH变化，填写下表空格：V(NaOH)pH(2)根据上表数据绘制滴定曲线(3)由上述滴定曲线可知，滴定终点前后，溶液的pH变化规律是：_______________________。(4)达到终点的现象是_______________________。2．pH突变与指示剂选择(1)pH突变强酸和强碱完全反应时，pH=7。当NaOH溶液的体积从变为，pH从突跃到，因此只要选择突变范围在这一范围内的指示剂就不会造成很大误差。(2)中和滴定终点的判断判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是_______________________________________________________________，常选用的指示剂是________或_______，而不用石蕊试液的原因是_______________________。(3)指示剂的选择对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。指示剂酸色中间色碱色变色的pH范围甲基橙红橙黄_____________甲基红红橙黄酚酞无色粉红红_____________三、中和滴定实验1．滴定前的准备工作（1）滴定管：检漏→水洗→润洗→注液→赶气泡→调液面→初始读数。（2）锥形瓶：水洗→装待测液→加指示剂。2．【基础实验】测定未知浓度盐酸的物质的量浓度(1)实验仪器和药品仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶药品：0.1000mol·L1NaOH溶液，未知浓度的盐酸、酚酞、蒸馏水(2)实验步骤准备阶段：滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面（赶气泡）→记录锥形瓶：洗涤→注待测液→记读数→加指示剂滴定阶段：滴定：左手_____________，右手_____________，眼睛_______________________。终点判断：溶液由______色变为_______色，且_______________________，视为滴定终点。记录消耗标准液的体积。计算结果：求出三次测定数值的_____________，计算待测盐酸的物质的量浓度。若几次测定结果相差较大，应_____________。四、中和滴定误差分析1．酸碱中和滴定误差产生的原因（1）操作失误产生的误差（2）药品误差（变质或混有杂质）（3）读数误差2．误差分析的基本依据中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等。分析误差要根据计算式分析，根据c(待)＝eq\f(c(标)·V(标),V(待))，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于_____的大小。3．分析方法将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。标准溶液用量偏多，V(标)变大，待测溶液浓度c(待)________。标准溶液用量偏少，V(标)变小，待测溶液浓度c(待)________。以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：步骤操作V(标)c(待)洗涤酸式滴定管未用标准液润洗碱式滴定管未用待测液润洗锥形瓶用待测液润洗锥形瓶洗净后还有蒸馏水取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失振荡锥形瓶时部分液体溅出溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化读数滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）【归纳小结】中和滴定误差分析常见问题（1）仪器洗涤在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗2～3次，其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积增大，由c(待)＝eq\f(c(标)·V(标),V(待))可知，待测液浓度偏大。（2）在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，不能用待测液润洗。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积增大，消耗标准液的体积增大，使测定结果偏大。（3）滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。试分析右图读数对滴定结果的影响。①如图Ⅰ，开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，滴定结果会偏小。②如图Ⅱ，开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，滴定结果会偏大。必背知识清单06盐类的水解一、盐溶液的酸碱性1．盐溶液酸碱性的探究写出下列盐溶液的pH（25℃）、盐的类型和溶液的酸碱性：盐溶液盐的类型溶液pH酸碱性NaClCH3COONaNH4ClNa2CO3AlCl3实验结论：盐溶液的酸碱性与盐的组成类型有关，强酸强碱盐溶液呈_______，弱酸强碱盐溶液呈______，强酸弱碱盐溶液呈_______。2．盐溶液呈现酸碱性的原因（1）NaCl溶液呈中性的原因：NaCl溶于水后电离产生Na＋和Cl－，不能与水电离出的OH－、H＋结合成_____________的物质，水的电离平衡_____移动，c(H＋)_______c(OH－)，所以溶液呈中性。（2）NH4Cl溶液呈酸性的原因：NHeq\o\al(＋,4)与水电离的____结合生成了________的NH3·H2O；使溶液中的c(NHeq\o\al(＋,4))______，c(OH－)__________，c(H＋)________，c(H＋)_______c(OH－)，所以NH4Cl溶液呈酸性。离子方程式为：___________________________________________。（3）CH3COONa溶液呈碱性的原因：CH3COO－能与水中的H＋结合生成________的CH3COOH，从而使水的电离平衡向_______移动，使溶液的c(CH3COO－)______，c(H＋)_____，c(OH－)_______，c(H＋)_____c(OH－)，所以CH3COONa溶液呈碱性。离子方程式___________________________________________。二、盐类水解的原理1．盐类水解的概念在水溶液中盐电离产生的_____________或_____________跟水电离出来的______或_______结合生成_____________的反应。2．盐类水解的实质（1）在溶液中盐电离出来的__________的阳离子或________的阴离子结合水电离出的____________生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，______了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。（2）盐类水解对水的电离平衡的影响：弱碱阳离子或者弱酸阴离子在溶液中水解，因此水的电离程度_____________，因此水电离出的c(H+)和c(OH)_______。如25℃时，pH=4的NH4Cl溶液中，c(H+)=104mol·L1，则水电离出的c(H+)=c(OH)=_______mol·L1；pH=11的CH3COONa溶液中，c(OH)=103mol·L1，则水电离出的c(H+)=c(OH)=_______mol·L1。3．盐类水解的特点①可逆反应：盐类水解生成酸和碱，与_____________互为可逆反应，是______热反应。②程度微弱：通常情况下，盐水解的程度_______，但对溶液酸碱性的影响较大。一般情况下，盐类水解程度________。③动态平衡：盐类的水解平衡状态属于动态平衡，符合化学平衡移动的原理。【归纳小结】盐类水解的规律（1）在可溶性盐溶液中：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。（2）常见的弱碱离子：NHeq\o\al(＋,4)、Al3＋、Fe3＋、Cu2＋、Ag+、Zn2+等。常见的弱酸根离子：COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、AlOeq\o\al(－,2)、SOeq\o\al(2－,3)、S2－、HS－、SiOeq\o\al(2－,3)、ClO－、CH3COO－、F－等。（3）酸式盐溶液酸碱性要看酸式酸根离子的电离和水解程度的相对大小：只电离不水解(如NaHSO4等)的显酸性；电离大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4等)的显酸性；水解大于电离(如NaHCO3、NaHS等)的显碱性。三、盐类水解水解方程式的书写1．一般形式：盐类的水解一般程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般______“↑”或“↓”。盐类水解是_______反应，除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写“=”号，而写“_____”号。弱离子＋H2O弱电解质＋H＋(或OH－)2．方法要求：一判断：判断弱离子，书写化学式。二规范：写“”，不标“↑”、“↓”。三注意：多元弱酸根分步书写，多元弱碱阳离子一步完成。例如Na2CO3的水解：第一步：_________________________________。第二步：_________________________________。Fe3+的水解：_________________________________四、盐的性质与盐的水解平衡常数1．盐的性质主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就_____________(越弱越水解)。填写下表：序号0.1mol·L1盐溶液水解的离子方程式对应的弱酸Ka①NaClOHClO3.0×108②CH3COONaCH3COOH1.8×105③NaNO2HNO24.6×104以上3种盐的水解程度由大到小的顺序是______________，溶液的pH大小顺序是____________。2．水解平衡常数Kh（1）水解平衡常数（Kh）表达式水解反应A+H2OHA+OH的平衡常数表达式为：Kh=_____________。HA的电离平衡常数表达式为：Ka=_____________。Kh与Ka和KW的关系：Kh=_____________。（2）盐的水解程度与盐的相对应的弱酸或弱碱的强弱的关系：根据Kh与Ka和KW的关系，一定温度下，Kh与Ka呈反比，即：盐的相对应的弱酸或弱碱越弱，盐的水解程度_____________；反之，盐的相对应的弱酸或弱碱越强，盐的水解程度_____________。五、影响盐类水解的外界因素1．【实验探究】【实验1】在小烧杯中加入20mL0.1mol·L－1Fe(NO3)3溶液，用pH计测量该溶液的pH。实验现象：溶液的pH_____7。实验结论与解释：_______________________________________________________________________。【实验2】在另一只小烧杯中加入5mL0.1mol·L－1Fe(NO3)3溶液，加水稀释到50mL，用pH计测量该溶液的pH。实验现象：溶液的pH比稀释前______。实验结论与解释：稀释的过程中虽然FeCl3的水解平衡向正反应方向移动，但稀释对H＋浓度的变化占主要优势，所以pH比稀释前大。【实验3】在A、B、C三支试管中加入等体积0.1mol·L－1Fe(NO3)3溶液。将A试管在酒精灯火焰上加热到溶液沸腾，向B试管中加入3滴6mol·L－1HNO3溶液。观察A、B试管中溶液的颜色，并与C试管中溶液的颜色比较。用化学平衡移动的原理解释上述实验现象。实验现象：A与C比较颜色_______；B与C比较颜色________。实验结论与解释：加热时A中Fe(NO3)3的水解平衡向________方向移动，Fe3＋浓度_____，颜色______；向B中加H2SO4时，Fe(NO3)3的水解平衡向______方向移动，Fe3＋浓度______，颜色______。2．影响盐类水解的外界因素（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度_____________。（2）浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率_______，水解程度_____。（3）酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制________离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制_______离子水解。3．实例分析以0.1mol·L1FeCl3溶液为例，FeCl3溶液水解的离子方程式为__________________________。请填写下表。影响因素溶液颜色移动方向c(H+)n(H+)水解程度加热加入盐酸加入NaOH加水加入FeCl3加入NH4Cl加入NaHCO3六、盐类水解的应用1．【实验探究】盐类水解的应用实验【实验1】Al2(SO4)3饱和溶液与NaHCO3饱和溶液混合。实验现象：_______________________________________________________________。实验原理：Al3+和HCO3分别与水电离出的OH和H+反应，两者相互促进使水解反应正向进行，使Al3+和HCO3最终水解完全。离子方程式为：___________________________________________。【实验2】明矾净水原理实验现象：_____________________________________。实验原理：明矾电离出的Al3+水解生成Al(OH)3胶体，离子方程式为：_______________________，Al(OH)3胶体能吸附水中微小的悬浮颗粒，使它们聚集在一起形成较大的颗粒沉降下来，从而除去水中悬浮的杂质。加入少量NaHCO3，可以_______氢氧化铝胶体的生成，增强明矾的净水能力。2．利用盐类水解原理解释有关问题（1）比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。Na2CO3的水解方程式为_____________________，NaHCO3的水解方程式为_____________________，由于Ka1(H2CO3)_______Ka2(H2CO3)，因此CO32的水解程度______HCO3的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性_____。（2）实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2水解，采取的措施是_______________________。（3）泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在_____________，NaHCO3溶液应放在_____________，因为Al3+水解呈_______，会腐蚀铁。（4）废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：_________________________________。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。（5）铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显_______，NH4+水解呈______，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。（6）工业上制取无水氯化镁时，将氯化镁溶液置于_____________中加热脱水，以防止氯化镁水解。七、溶液中离子浓度的大小比较1．不同溶液中同一离子浓度的大小比较相同物质的量浓度的4Cl溶液，3COONH4溶液，4HSO4溶液，c中H＋对NHeq\o\al(＋,4)水解有______作用，b中CH3COO－的水解对NHeq\o\al(＋,4)水解有______作用，所以三种溶液中c(NHeq\o\al(＋,4))由大到小的顺序是_________。2．弱酸溶液中离子浓度的大小比较(1)CH3COOH溶液中存在的平衡有：CH3COOHH＋＋CH3COO－，H2OH＋＋OH－，溶液中微粒有____________________，由于CH3COOH电离程度小，且H2O的电离程度更小，所以溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是___________________________。(2)碳酸溶液中存在平衡有：CO2+H2OH2CO3，H2CO3HCOeq\o\al(－,3)＋H＋，HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)，H2OH＋＋OH－。碳酸溶液中存在的微粒有__________________________。碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子和CO2分子除外)是___________________________。3．单一溶液中离子浓度大小的比较(1)氯化铵溶液①NH4Cl溶液中的电离、水解过程。电离：NH4Cl=NHeq\o\al(＋,4)＋Cl－、H2OH＋＋OH－。水解：NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋。判断溶液中存在的离子有____________________________。②NH4Cl溶液中离子浓度由大到小的顺序是______________________________。(2)碳酸钠溶液①Na2CO3溶液中的电离、水解过程。电离：Na2CO3=2Na＋＋COeq\o\al(2－,3)、H2OH＋＋OH－。水解：COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－、HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。溶液中存在的离子有__________________________________。②溶液中离子浓度由大到小的顺序是__________________________________。(3)碳酸氢钠溶液①电离过程有NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)、H2OH＋＋OH－。水解过程有HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。溶液中存在的离子有________________________________。②溶液中离子浓度由大到小的顺序是___________________________。4．混合溶液中离子浓度大小的比较(1)物质的量浓度相同的NaOH溶液、CH3COOH溶液等体积混合反应的化学方程式：NaOH＋CH3COOH=CH3COONa＋H2O；溶液中存在的离子有__________________________；其浓度由大到小的顺序是_________________________________。(2)物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合反应的化学方程式：NH4Cl＋NaOH=NH3·H2O＋NaCl；溶液中存在的离子有____________________________；其浓度由大到小的顺序是____________________________。(3)物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合混合后不发生反应，溶液中的溶质为_____________，溶液呈________性；溶液中存在的离子有________________________；其浓度由大到小的顺序是_______________________。八、用三大守恒规律推断离子浓度关系1．三大守恒规律(1)电荷守恒规律电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如Na2CO3溶液中存在着Na＋、COeq\o\al(2－,3)、H＋、OH－、HCOeq\o\al(－,3)，它们存在如下关系：_______________________________________________________(2)物料守恒规律电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的。如Na2CO3溶液中COeq\o\al(2－,3)能水解，故碳元素以COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系式为：_______________________________________________________(3)质子守恒规律质子守恒是依据水的电离平衡：H2O_____________H＋＋OH－得到的，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。如在Na2CO3溶液中有关系式：________________________________________________________一般质子守恒由电荷守恒、物料守恒整合得来。2．常见溶液的守恒关系式（1）CH3COONa溶液：物料守恒：_________________________________电荷守恒：_________________________________质子守恒：_________________________________（2）NH4Cl溶液：物料守恒：_________________________________电荷守恒：_________________________________质子守恒：_________________________________（3）Na2CO3溶液：物料守恒：_________________________________电荷守恒：________________________________质子守恒：_________________________________（4）NaHCO3溶液：物料守恒：_________________________________电荷守恒：_________________________________质子守恒：_________________________________必背知识清单07沉淀溶解平衡原理一、固体的溶解1．固体的溶解度20℃时，溶解性与溶解度的关系溶解性易溶可溶微溶难溶溶解度>10g1～10g～1g<0.01g2．固体的溶解过程固体物质的溶解是可逆过程：固体溶质溶液中的溶质（1）v(溶解)_______v(结晶)固体溶解（2）v(溶解)_______v(结晶)溶解平衡（3）v(溶解)_______v(结晶)析出晶体二、沉淀溶解平衡原理1．沉淀溶解平衡的建立(1)【实验探究】PbI2的溶解实验将少量PbI2固体加入盛有一定量水的烧杯中，用玻璃棒充分搅拌，静置。取2mL上层清液中于试管中，滴加AgNO3溶液。实验现象：_________________________________。实验结论：PbI2的溶解度很小，但___________。PbI2溶于水的平衡方程式是_________________________________。(2)沉淀溶解平衡的建立在有AgCl沉淀生成的溶液中，同时存在溶解过程和沉淀过程。AgCl的沉淀溶解平衡方程式：_______________________________。2．沉淀溶解平衡的概念在一定温度下，当________________________________________时，体系中形成了饱和溶液，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。3．沉淀溶解平衡状态的特征：(1)动态平衡：v溶解______v沉淀≠0。(2)达到平衡时，溶液中离子的浓度_____________。(3)当改变外界条件时，溶解平衡将_____________，达到新的平衡。三、影响沉淀溶解平衡的因素1．内因难溶物质溶解程度的大小，主要取决于_____________。2．外因影响沉淀溶解平衡的外部因素有温度、浓度、加入的电解质等。已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，在Mg(OH)2悬浊液中，请分析当改变下列条件时，对该溶解平衡的影响，填写下表：条件改变移动方向c(Mg2＋)c(OH－)溶解度加水升温加MgCl2(s)加盐酸加NaOH(s)（1）温度：温度升高，多数溶解平衡向_________的方向移动。（2）浓度：加水稀释，浓度减小，平衡向_________方向移动。（3）同离子效应：加入与难溶电解质构成微粒相同的物质，平衡向_________的方向移动。（4）化学反应：加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，平衡向_________的方向移动。四、溶度积常数1．溶度积常数的概念在一定温度下，难溶电解质达到沉淀溶解平衡后的溶液为__________溶液，其离子浓度___________，溶液中各离子浓度幂之积为常数，叫做溶度积常数(简称溶度积)，用__________表示。2．溶度积常数的意义溶度积(Ksp)反映了物质在水中的_____________。对同类型的难溶电解质(如AgCl、AgBr、AgI)而言，Ksp越小，难溶电解质在水中的________。3．溶度积常数表达式写出下列沉淀溶解平衡的溶度积常数的表达式AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)Ksp＝_____________Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)Ksp＝_____________AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)Ksp＝_____________4．溶度积规则通过比较溶度积Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解：（1）Qc>Ksp，_____________。溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。（2）Qc=Ksp，_____________。溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。（3）Qc<Ksp，_____________。溶液不饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。必背知识清单08沉淀溶解平衡原理的应用一、沉淀的溶解、生成和转化1．沉淀的溶解根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中的离子反应的物质，使平衡向溶解方向移动，就可以使沉淀溶解。如常用强酸溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等难溶电解质。实例：BaCO3和BaSO4都难溶于水，在医学上常用BaSO4作钡餐透视，而不能用BaCO3的原因是什么？2．沉淀的生成根据沉淀溶解平衡原理，如果加入与溶液中相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，就可以生成沉淀。实例：可溶性钡盐(如BaCl2等)当作食盐食用，会造成钡中毒。中毒患者常用5.0%的Na2SO4溶液洗胃的原因是什么？3．沉淀的转化(1)【实验探究】沉淀的转化实验实验现象化学方程式实验1实验2实验3实验结论：_________________________________________________。(2)沉淀转化的实质就是__________________的移动，一般而言，溶解能力相对较强的物质容易转化为溶解能力较弱的物质。(3)两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越_____________。(4)沉淀转化的应用实例①锅炉形成的水垢中常含有CaSO4，除去方法是CaSO4(s)eq\o(――→,\s\up7(Na2CO3))CaCO3(s)eq\o(――→,\s\up7(盐酸))Ca2＋(aq)。化学方程为：_______________________________，_______________________________。②在分析化学中常用饱和Na2CO3溶液，将难溶强酸盐BaSO4转化为难溶弱酸盐BaCO3，然后用强酸溶解，使阳离子进入溶液。BaSO4转化为BaCO3反应的离子方程式为：_______________________________。③除去CuSO4溶液中的Fe3+，向溶液中加入________或________，调节pH至_______，Fe3+会全部转化为Fe(OH)3沉淀除去。二、沉淀溶解平衡的应用由于难溶电解质的沉淀溶解平衡是动态平衡，因此可以通过改变条件使平衡移动——溶液中的离子转化为沉淀或沉淀转化为溶液中的离子。1．沉淀的生成（1）调节pH法：如除去氯化铵溶液中的氯化铁杂质。方法：加入氨水，调节pH至3~4，Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：________________________________________。（2）加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。①用H2S除去Cu2＋：___________________________________。②用Na2S除去Hg2＋____________________________________。2．沉淀的溶解根据溶度积规则，当Qc<Ksp时，沉淀就向溶解的方向进行。因此，使沉淀溶解的总原则就是设法使离子浓度减小，使之满足Qc<Ksp。（1）酸碱溶解法对于可溶于酸的沉淀，加入酸将沉淀溶解。例如：难溶于水的CaCO3沉淀可溶于盐酸中：CaCO3Ca2++CO32，加入盐酸，H+与CO32反应，CO32+2H+=CO2↑+H2O，使沉淀溶解平衡正向移动。类似可以用强酸溶解的难溶电解质还有BaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等。（2）盐溶解法弱碱盐的溶液水解呈酸性，可以将一些难溶物用弱碱盐溶解：例如：Mg(OH)2可溶于NH4Cl溶液：Mg(OH)2Mg2++2OH，当加入NH4Cl溶液时，NH4++OHNH3·H2O，使c(OH)减小，使沉淀溶解平衡正向移动，直至沉淀完全溶解。总反应式为：________________________________________。3．沉淀转化在生产和科研中的实际应用从一种沉淀可以转化为另一种沉淀，沉淀转化的条件是新生成的沉淀的溶解度越小，转化就越容易；沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的定向移动。（1）工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。FeS除去Hg2＋的离子方程式为：_______________________________（2）在分析化学中常用饱和Na2CO3溶液，将难溶强酸盐BaSO4转化为难溶弱酸盐BaCO3，然后用强酸溶解，使阳离子进入溶液。BaSO4转化为BaCO3反应的离子方程式为：_______________________________（3）硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，水垢的形成过程涉及到沉淀转化。加热硬水时，Ca(HCO3)2、Mg(HCO3)2分别分解生成CaCO3、MgCO3。但MgCO3又水解生成更难溶的Mg(OH)2，MgCO3+H2Oeq\o(=,\s\up7(△))Mg(OH)2+CO2↑。故水垢的主要成分不是CaCO3、MgCO3，而是CaCO3、Mg(OH)2。（4）锅炉形成的水垢中常含有CaSO4，除去方法是CaSO4(s)eq\o(――→,\s\up7(Na2CO3))CaCO3(s)eq\o(――→,\s\up7(盐酸))Ca2＋(aq)：_______________________________，_______________________________【典例1】NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾(邻苯二甲酸H2A的Kal＝1.1×10－3，Ka2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示，其中b点为反应终点。下列叙述错误的是()A．混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关B．Na＋与A2－的导电能力之和大于HA－的C．b点的混合溶液pH＝7D．c点的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)【典例2】绚丽多彩的无机颜料的应用曾创造了古代绘画和彩陶的辉煌。硫化镉(CdS)是一种难溶于水的黄色颜料，其在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法错误的是()A．图中a和b分别为T1、T2温度下CdS在水中的溶解度B．图中各点对应的Ksp的关系为：Ksp(m)＝Ksp(n)<Ksp(p)<Ksp(q)C．向m点的溶液中加入少量Na2S固体，溶液组成由m沿mpn线向p方向移动D．温度降低时，q点的饱和溶液的组成由q沿qp线向p方向移动【典例3】25℃时，某混合溶液中c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1mol·L－1，lgc(CH3COOH)、lgc(CH3COO－)、lgc(H＋)和lgc(OH－)随pH变化的关系如下图所示。Ka为CH3COOH的电离常数，下列说法正确的是()A．O点时，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)B．N点时，pH＝lgKaC．该体系中，c(CH3COOH)