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第一节 弱电解质的电离平衡知识梳理【讨论与思考】请指出下列物质中哪些是电解质，哪些是非电解质，哪些既不是电解质也不是非电解质，哪些是强电解质，哪些是弱电解质（填序号），并说出你的判断依据。H2SO4 液氨 Ca(OH)2 石墨 NH3H2O H2O CH3COONH4 C2H5OH CaCO3 氨水 H3PO4 Na2O 电解质： 非电解质： 既不是电解质也不是非电解质： 强电解质： 弱电解质： 1电解质和非电解质电解质的概念： 常见物质类别： 。非电解质的概念: 常见物质类别： 。2强电解质和弱电解质强电解质的概念： 常见物质类别： 。弱电解质的概念： 常见物质类别： 。3弱电解质的电离平衡 概念：在一定条件下（如温度，浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率 时，电离过程就达到了 状态，这叫做电离平衡。 弱电解质电离平衡的特点：“动”： 。“等”： 。“定”： 。“变”： 。弱电解质电离平衡的影响因素：内因（主要因素）： 外因（次要因素）：浓度： 。温度： 。酸碱性： 。其它条件： 。电离平衡常数：一元弱酸：CH3COOHCH3COO-+H+ 电离平衡常数化是 函数， 不变K不变。K值越 ，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强；K值越，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；即 K值大小可判断弱电解质相对强弱。4. 弱电解质的电离平衡(1) 特征： 动：(电离)(结合)的动态平衡 定：条件一定，分子和离子浓度一定 变：条件改变，平衡破坏，发生移动(2) 影响因素（以CH3COOH CH3COO+ H+为例） 浓度：加水稀释促进电离，溶液中(H+)增大，c(H+)减小 温度：升温促进电离（因为电离过程是吸热的） 相关离子：例如加入无水CH3COONa能抑制电离，加入盐酸也抑制电离，加入碱能促进电离，仍然符合勒夏特列原理5.电离方程式的书写及弱电解质溶液中粒子浓度关系1电离方程式的书写：强电解质用“”，弱电解质用“” 多元弱酸分步电离，以第一步为主： 例如：NaCl=Na+Cl NH3H2ONH4+OH H3PO4 H+H2PO4(为主)(3) 酸式盐：强酸的酸式盐完全电离，一步写出，如NaHSO4Na+H+SO42一。弱酸的酸式盐强中有弱分步写出：如NaHCO3Na+ HCO3一；HCO3一CO32一+ H+2弱电解质溶液中粒子浓度关系：如在0.1mol/L的氢硫酸溶液中，根据H2S的分步电离，得各离子浓度大小关系：c(H+)c(HS)c(S2)c(OH)，根据阴阳离子的电荷守恒关系：c(H+)=2 c(S2)+ c(HS)+ c(OH)。根据物料守恒关系，得0.1mol/L=c(H2S)+ c(S2)+ c(HS)【例1】 .在0.1molL1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COOH+对于该平衡，下列叙述正确的是A加入水时，平衡向逆反应方向移动 B加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动C加入少量0.1molL1HCl溶液，溶液中c(H+)减小 D加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动【例2】下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是A CH3COOHB Cl2C NH4NO3D SO2【例3】 将0.5mol/LCH3OOH 溶液加水稀释，下列说法正确的是（）A溶液中c(H+)和c(OH)都减少 B溶液中c(H+)增大 C醋酸电离平衡向左移动 D溶液的pH增大解析：常温下，c(H+)c(OH)KW，加水稀释，c(H+)减少，c(OH) 增大，据电离平衡移动原理，醋酸的电离平衡向右移动。答案：D【例4】一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（）NaOH固体KNO3溶液水CH3COONa固体A B C D【例5】下列电离方程式正确的是（ ）ANaHSO4Na+H+SO42一 BNaHCO3Na+ HCO3一CH3PO43H+PO43 DHF+H2OF+H3O+【例6】 甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10 mol/L时，甲酸中的c(H+)约为乙酸中的c(H+)的3倍。现有两种浓度不等的甲酸溶液a和b，以及0.10mol/L的乙酸，经测定它们的pH从大到小依次为a、乙酸、b。由此可知(）Aa的浓度必小于乙酸的浓度 Ba的浓度必大于乙酸的浓度 Cb的浓度必小于乙酸的浓度 Db的浓度必大于乙酸的浓度解析：由同浓度的甲、乙两酸，甲酸中的c(H+)大于乙酸中的c(H+)，说明甲酸的酸性强于乙酸，由pH：a乙酸b知c(H+)：a乙酸b，a的浓度一定小于乙酸的浓度，b的浓度与乙酸的浓度关系不能确定。答案：A第二节 水的电离和溶液的酸碱性【高考目标定位】考纲导引考点梳理1. 了解水的电离、离子积常数2. 了解溶液pH的定义3. 了解测定溶液pH的方法。能进行pH的简单计算4. 能根据实验试题要求，分析或处理实验数据，得出合理结论。1. 水的电离2. 溶液的酸碱性与pH3. 酸碱中和滴定。【考纲知识梳理】一、水的电离1.水是一种极弱的电解质，只能微弱的电离，存在电离平衡。水的电离方程式：H2O + H2OH3O+ + OH简写为：H2OH+ + OH 2.纯水的有关数据：25时（1） CH+ = COH-=110-7mol/L（2）KW= CH+ COH-=110-7110-7=110-14。（3）PH=73. 水的离子积常数反映了一定温度下的水的H+ 浓度和OH- 浓度之间的关系。升高温度，水的电离平衡正向移动，KW增大.水的离子积是水电离平衡时的性质，它是一个温度函数，与溶质无关，它不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐稀溶液，即溶液中，25，CH+ COH-=110-14。注意：若不特别指明，温度都指室温25。在酸溶液中，CH+近似看成是酸电离出来的H+浓度，COH-则来自于水的电离，且COH-= 110-14/ CH+。在碱溶液中，COH-近似看成是碱电离出来的OH浓度，CH+则是来自于水的电离，且CH+=110-14/ COH- 。 温度能影响水的电离平衡，那么还有那些因素会影响水的电离平衡呢？二、溶液的pH（1）表示方法： pH= -lgCH+（2）25，纯水的pH为7，溶液显中性，pH7的溶液为碱性。注意：pH为7的溶液不一定为中性。100，KW=110-12，CH+ = COH-=110-6mol/L，此时pH为6，但溶液仍为中性。判断溶液酸碱性的依据是比较溶液中CH+、COH-的相对大小。三、酸碱中和滴定实验 1.试剂：HCl溶液（未知浓度）、0.1000mol/LNaOH溶液、酚酞溶液、蒸馏水。 2.仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、锥形瓶、洗瓶、铁架台、烧杯等。 3.实验操作过程：（1）滴定准备过程：滴定管的准备：检漏-润洗-注液-赶气泡-调零锥形瓶的准备：盛液-滴加23滴指示剂 （2）滴定 左手控制滴定管活塞，右手不断摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶色中溶液颜色的变化。 （3）终点的判断 所谓的终点是酸和碱恰好中和完全的那个时刻。溶液颜色刚好发生变化且在半分钟内不再退色。（4）读数读取滴定管内液面所在体积数时，应使滴定管与水平的实验台面保持垂直，并使视线与滴定管内液体的凹液面最低处水平相切。（5）数据记录 重复滴定一次。设计表格，将两次读取的数据记录在自己设计的表格中，求出两次滴定消耗NaOH体积的平均值，并利用平均值计算得出待测液HCl的浓度。【要点名师精解】一、 影响水的电离的因素以及水电离出的CH+或COH-的计算1. 影响水的电离的因素根据已有知识分析，当水中加入下列物质时，水的电离平衡如何变化？C(H+)、c(OH)将如何变化？条件C(H+)C(OH)电离平衡盐酸增大减小逆向移动NaOH减小增大逆向移动加热增大增大正向移动加CH3COONa减小增大正向移动加CuCl2增大减小正向移动加活泼金属减小增大正向移动加入酸或碱，抑制水的电离，KW不变；电离过程是一个吸热过程，升温能促进水的电离，KW增大。加入某些盐，促进水的电离，KW不变；其它因素：如加入活泼金属，消耗H+，水的电离程度增大。2. 水电离出的CH+或COH-的计算（1）酸性溶液：按CCH+pH （2）碱性溶液：按CCOH-CH+pH （3）强酸、强碱溶液的稀释后的溶液：对于酸溶液中的CH+，每稀释10n倍，pH增大n个单位，但增大后不超过7，酸仍为酸！ 对于碱溶液中的COH-，每稀释10 n倍，pH减少n个单位，但减少后不小于7，碱仍为碱！ pH值相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱），稀释相同的倍数，pH变化为强酸变化大，弱酸变化小。 极稀溶液中的pH值的计算，应考虑水的电离。 【例1】（2010天津卷，4）下列液体均处于25，有关叙述正确的是A某物质的溶液pH c(CH3COO)解析：某些强酸的酸式盐pH7，如NaHSO4，故A错；pH=4.5，c(H+)=10-4.5 molL-1，pH=6.5，其c(H+)=10-6.5 molL-1，故B正确；同浓度的CaCl2溶液的c(Cl-)是NaCl的两倍，它们对AgCl沉淀溶解平衡的抑制程度不同，故C错；混合溶液显酸性，则c(H+)c(OH-)，根据电荷守恒，c(CH3COO-)c(Na+)，故D错。答案：B命题立意：综合考查了电解质溶液中的有关知识，包括盐类的水解、溶液的pH与c(H+)的关系、沉淀溶解平衡的移动和溶液中离子浓度大小的比较。二、关于pH值的计算1.单一溶液（1）强酸溶液 按CCH+pH（2）强碱溶液 按CCOH-CH+= pH2.溶液稀释稀释定律： C1V1=C2V2=n（1）一定范围内稀释强酸溶液：按稀释定律求出稀释后溶液的CH+，再求稀释后溶液的pH。强碱溶液：按稀释定律先求出稀释后溶液的COH-，再利用KW求出CH+，再求pH。（2）无限稀释无限稀释时，溶液中水电离产生的CH+不能忽略，因此，无限稀释时，酸的pH无限接近7，但小于7；碱的pH无限接近7，但大于7。3.溶液混合好（忽略混合过程中体积的变化） （1）强酸与强酸混合若是等体积混合，且pH2，则 （注：lg2=0.3）。（2）强碱与强碱混合若是等体积混合，且pH2，则。（3）强酸和强碱混合，可能情况有三种：若强酸和强碱恰好中和， pH=7.若强酸过量，求出过量的CH+，再求pH值.若强碱过量，求出过量的COH-，再求出CH+后求pH值.特例：若强酸与强碱等体积混合若pH酸+pH碱=14，则完全中和pH=7.若pH酸+pH碱14，则碱过量pHpH碱0.3若pH酸+pH碱14，则酸过量pHpH酸+0.325，体积为V1的强酸与 体积为V2的强碱混合后，溶液呈中性，则混合前pH（酸）、pH（碱）的关系为：若酸与碱溶液的pH之和等于14，酸、碱中有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显谁性。这是因为酸和碱已电离的H+ 和OH- 恰好中和，谁弱谁的H+ 或OH- 有储备，中和后还能电离，显出酸、碱性来。例2 求下列溶液的pH：（1）某H2SO4溶液的浓度是0.005mol/L：求此溶液的pH；用水稀释到原来体积的100倍；再继续稀释至104倍（2）pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合（3）pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合（4）pH=12的NaOH和pH =4的HCl等体积混合解析（1） c（H+）=0.005mol/L2=0.01 mol/L ， pH=-lg10-2=2 c（H+）=0.01mol/L100=10-4 mol/L ， pH=-lg10-4=4 pH=7（强调酸稀释后不会变成碱！）（2）c（H+）=510-4, pH=-lg(510-4)=4-lg5=3.3(强调10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不计)（3）因为溶液呈碱性c（OH）=510-3c（H+）=210-12pH=-lg(210-12)=12-lg2=11.7（4）NaOH中c（OH）=10-2 mol/L,HCl中c（H+）=10-4 mol/L 二者等体积反应，碱过量，反应后溶液呈碱性。所以反应后c（OH）=510-3 c（H+）=210-12 pH=-lg(210-12)=12-lg2=11.7三、 酸碱中和滴定的误差分析1原理 依据原理c(标准)V(标准)c(待测)V(待测)，所以c(待测)，因c(标准)已确定，因此只要分析出不正确操作引起V(标准)与V(待测)的变化，即 分析出结果2常见误差 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(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(标准)c(待测)洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗变大偏高碱式滴定管未用待测溶液润洗变小偏低锥形瓶用待测溶液润洗变大偏高锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变无影响取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失变小偏低滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失变大偏高振荡锥形瓶时部分液体溅出变小偏低部分酸液滴出锥形瓶外变大偏高读数滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)变小偏低滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)变大偏高【提醒】(1)中和反应严格按照化学方程式中化学计量数之比进行，即当酸提供的H的物质的量与碱提供的OH的物质的量相等时，恰好中和(2)中和反应恰好进行完全得到的溶液，不一定显中性，有可能显酸性或碱性(3)滴定管、量筒读数法则：液面、眼睛在两边，刻度在中间，三点(见如图A、B、C)成一水平线【例3】用已知浓度的盐酸测定未知浓度的NaOH溶液的物质的量 浓度，待测液放在锥形瓶中中和滴定时下列操作会使 测定结果偏低的是(锥形瓶中溶液用滴定管量取) () A碱式滴定管未用待测碱液润洗 B酸式滴定管未用标准盐酸润洗 C滴定过程中滴定管内不慎有标准液体溅出 D滴定前俯视读数，滴定后读数正确解析：A项碱式滴定管未用待测碱液润洗，导致实际取用的碱少，则消耗的酸少，结果偏低；B项酸式滴定管未用标准盐酸润洗，会造成消耗的酸体积多，结果偏高；C项偏高；D项计算出消耗酸量将会偏多，结果偏高(滴定管的零刻度在上面)答案：A【感悟高考真题】1（2010全国卷1）下列叙述正确的是A在醋酸溶液的，将此溶液稀释1倍后，溶液的，则B在滴有酚酞溶液的氨水里，加入至溶液恰好无色，则此时溶液的C盐酸的，盐酸的D若1mL的盐酸与100mL溶液混合后，溶液的则溶液的【解析】A若是稀醋酸溶液稀释则C(H+)减小，pH增大，ba，故A错误；B酚酞的变色范围是pH= 8.010.0（无色红色），现在使红色褪去，pH不一定小于7，可能在78之间，故B错误；C常温下酸的pH不可能大于7，只能无限的接近7；D正确，直接代入计算可得是正确，也可用更一般的式子：设强酸pH=a，体积为V1；强碱的pH=b，体积为V2,则有10-aV1=10-(14-b)V2 ，现在V1/V2=10-2,又知a=1,所以b=11。【答案】D【命题意图】考查弱电解质的稀释，强酸的无限稀释，指示剂的变色范围，强酸与强碱的混合pH的计算等基本概念【点评】本题在第一轮复习至第三轮复习无时不在强调的基本问题考查就是第二册第三章的问题，这次居然没有考离子浓度大小比较，而考这些，很简单，大家都喜欢！3.（2010上海卷）下列溶液中微粒浓度关系一定正确的是A氨水与氯化铵的pH=7的混合溶液中：Cl-NH4+BpH=2的一元酸和pH=12的一元强碱等体积混合： OH-= H+C0.1 molL-1的硫酸铵溶液中：NH4+SO42-H+D0.1 molL-1的硫化钠溶液中：OH-=H+HS-+H2S答案：C解析：此题考查了溶液中的微粒浓度的大小比较。氨水和氯化铵混合溶液的pH=7时，溶液中H+=OH-，则Cl-=NH4+，A错；由于pH=2的酸的强弱未知，当其是强酸正确，当其是弱酸时，酸过量则溶液中H+OH-，B错；1mol.L-1的硫酸铵溶液中，铵根离子部分水解，根据物质的组成，可知：NH4+SO42-H+，C对；1mol.L-1的硫化钠溶液中，根据物料守恒，可知OH-=H+HS-+2H2S，D错。技巧点拨：在解答溶液中微粒浓度的大小比较类的题目时，核心是抓住守恒，其包括：电荷守恒、物料守恒和质子（氢离子）守恒。其中电荷守恒是指溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数；物料守恒是指原子个数守恒或质量守恒；质子守恒：是指在强碱弱酸盐或强酸弱碱盐溶液中，由水所电离的H与OH量相等。4.（2010江苏卷）常温下，用 0.1000 molLNaOH溶液滴定 20.00mL0.1000 molL溶液所得滴定曲线如右图。下列说法正确的是A点所示溶液中：B点所示溶液中：C点所示溶液中：D滴定过程中可能出现：【答案】D【解析】本题主要考查的是粒子浓度大小的比较。A项，处于点时，酸过量，根据电荷守恒，则有B项，在点时，pH=7。仍没有完全反应，酸过量，；C项。当时，两者完全反应，此时由于的水解，溶液呈碱性，但水解程度是微弱的，D项，在滴定过程中，当的量少时，不能完全中和醋酸，则有综上分析可知，本题选D项。5.（2009江苏卷）下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是A室温下，向0.01溶液中滴加溶液至中性：B0.1溶液：C溶液：D25时，、浓度均为0.1的混合溶液：【标准答案】AC【解析】B 项，NaHCO3溶液中，OH是由HCO3 水解和水的电离所出成的，但是这些都是微弱的。HCO3 的浓度永大于OH浓度，故错；D项，由电荷守恒有：C(CH3COO)+C(OH)=C(H)+C(Na) ,由物料守恒可得：2c(Na)= C(CH3COO)+ C(CH3COOH)，将两式中的C(Na) 消去，可得C(CH3COO)+2C(OH)=2C(H)+ C(CH3COOH)。所以C(CH3COO)+C(OH) C(H) C(CH3COOH)= C(H)C(OH)，因为pH=4.75，故C(H)C(OH)0，所以D项不等式应为” ，故错。【考点分析】混合溶液中离子浓度的关系，电荷守恒。等pH的溶液中物质的量浓度的大小关系电离和水解的相互关系酸式盐溶液中离子的浓度大小关系6.（2009上海卷）根据以下事实得出的判断一定正确的是w.w.w.k.s.5.u.c.o.mAHA的酸性比HB的强，则HA溶液 pH比HB溶液的小B和的电子层结构相同，则A原子的核电荷数比B原子的大CA盐的溶解度在同温下比B盐的大，则A盐溶液的溶质质量分数比B盐溶液的大DA原子失去的电子比B原子的多，则A单质的还原性比B单质的强答案：B【解析】A项中由于两种酸的浓度不知，无法比较pH大小，故错误。C项没有限定是饱和溶液，C项也错误。单质还原性强弱与失电子难易有关，与数目没有必然关系, 故D错误。7.（2009上海卷）对于常温下pH为1的硝酸溶液，下列叙述正确的是 A该溶液lmL稀释至100mL后，pH等于3 B向该溶液中加入等体积、pH为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和 C该溶液中硝酸电离出的与水电离出的之比值为。 D该溶液中水电离出的是pH为3的硝酸中水电离出的的100倍答案：AB【解析】硝酸为强电解质，完全电离，稀释100倍，pH增大2，A项正确。硝酸电离出的c(H+)为0.1 mol/l，与水电离出的c(H+)为1013 mol/l，二者之比应为1012，C项错。pH为3的硝酸中水电离出的c(H+)为10-11mol/l，故D项的比值应为1：100，D项错。8.（2009江苏卷） 用NA表示阿伏加德罗常数的值。下列叙述正确的是w.w.w.k.s.5.u.c.o.mA. 25时，PH=13的1.0L Ba（OH）2溶液中含有的数目为0.2NAB. 标准状况下，2.24L Cl2与过量稀NaOH溶液反应，转移的电子总数为0.2NAC. 室温下，21.0g乙烯和丁烯的混合气体中含有的碳原子数目为1.5NAD. 标准状况下，22.4L 甲醇中含有的氧原子数为1.0NA【标准答案】C【解析】A项，PH=13也就是意味着，则，所以，所以；B项，发生的化学反应方程式为（该反应为歧化反应），那么转移电子的数目应该为；C项，乙烯和丁烯的最简式都是，则，所以，；D项，标准状况下，甲醇为液态，那么甲醇的物质的量就不是，则所含有的氧原子个数也不为。【考点分析】以阿伏伽德罗常数为载体考察如下知识点考查22.4L/mol的正确使用；考查在氧化还原反应中得失电子数的计算；正确表示一定物质的量的某物质微粒所含某种微粒的个数；考查在标准状况下一定体积的气体分子所含的分子数和原子数。考点19 酸碱中和滴定知识梳理1.中和滴定的概念及原理(1)概念：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法。(2)实质：中和反应。(3)关键：准确测定 ；准确判断 。（答案：标准液和待测溶液的体积、反应的终点。）2中和滴定所用仪器酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等3试剂： 标准液、待测液、指示剂；指示剂的作用：通过指示剂的颜色变化来确定滴定终点。指示剂的选择：变色要灵敏、明显，一般强酸滴定强碱用甲基橙，强碱滴定强酸用酚酞。4中和滴定的操作（以标准盐酸滴定NaOH为例）、准备： 1）滴定管： 检验酸式滴定管是否漏水洗涤滴定管后要用标准液洗涤23次，并排除管尖嘴处的气泡注入标准液至“0”刻度上方23cm处将液面调节到“0”刻度（或“0”刻度以下某一刻度）2）锥形瓶：只用蒸馏水洗涤，不能用待测液润洗、滴定：用碱式滴定管取一定体积的待测液于锥形瓶中，滴入12滴指示剂用左手握活塞旋转开关，右手不断旋转振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色变化至橙色或粉红色出现，记下刻度。、计算：每个样品滴定23次，取平均值求出结果。、注意点： 滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇终点判断：当最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显的改变而且半分钟内不恢复原来的颜色，即为滴定终点。5中和滴定的误差分析原理：滴定待测液的浓度时，消耗标准溶液多，则结果偏高；消耗标准溶液少，则结果偏低。从计算式分析，当酸与碱恰好中和时，有关系式：c（标）V（标）n（标）=c（待）V（待）n（待）（c、V、n分别表示溶液物质的量浓度，溶液体积，酸或碱的元数）。故c（待）=，由于 c（标）、n（标）、V（待）、n（待）均为定值，所以c（待）的大小取决于V（标）的大小，V（标）大，则c（待）大，V（标）小，则c（待）小。6中和滴定过程中的pH变化和滴定终点的判断酸碱滴定过程中，溶液的pH发生了很大的变化。若用标准的强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液，则反应开始时溶液的pH很大，随着强酸的滴入，溶液的pH逐渐减小；当二者恰好中和时溶液的pH为7；当酸过量一滴时，溶液立即变为酸性。若用强碱滴定强酸则恰恰相反。根据滴定过程中的pH变化及酸碱指示剂在酸性或碱性溶液中的颜色变化，只要选择合适的指示剂，即可准确判断中和反应是否恰好进行。在实验室里选用的指示剂一般为酚酞，当用酸滴定碱时，恰好中和时颜色由红色刚好褪去；当用碱滴定酸时，恰好中和时颜色由无色变为浅红色。7中和滴定实验主要仪器的使用中和滴定中使用的滴定管分酸式和碱式两种，使用时不能混用。酸式滴定管还可用于盛其他酸性或具有强氧化性的物质，碱式滴定管还能用于盛装其他碱性物质。中和滴定中有关仪器的洗涤，滴定管在使用前经检查后要进行洗涤，须先用自来水洗（必要时用特殊试剂洗）再用蒸馏水洗，然后再用待盛液润洗23次。但锥形瓶用蒸馏水洗净后不能再用待盛液润洗，否则将会引起误差。要注意滴定管的刻度，0刻度在上，往下越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，也不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。附：中和滴定实验中的误差因素酸碱中和滴定实验中的误差因素主要来自以下6个方面。（一）仪器润洗不当1. 盛标准液的滴定管用蒸馏水洗涤后未用标准液润洗。分析：这时标准液的实际浓度变小了，所以会使其用量有所增加，导致c待测液（物质的量浓度）的测定值偏大。2. 盛待测液的滴定管或移液管用蒸馏水洗涤后未用待测液润洗。分析：这时实际所取待测液的总物质的量变少了，所以会使标准液的用量减少，导致c待测液的测定值偏少。3. 锥形瓶用蒸馏水洗涤后再用待测液润洗。分析：这时待测液的实际总量变多了，使标准液的用量增加，导致c待测液的测定值偏大。（二）读数方法有误1. 滴定前仰视，滴定后俯视。仰视时：观察液面低于实际液面。 俯视时：观察液面高于实际液面。所以滴前仰视V前液偏大，滴后俯视V后测偏小。这样V标准液（V标=V后测V前测）的值就偏小，导致c待测液偏小。2. 滴定前俯视，滴定后仰视 分析：同理推知V标准液偏大，c待测液偏大。（三）操作出现问题1. 盛标准液的滴定管漏液。 分析：这样会增加标准液的实际用量，致使c待测液的测定值偏大。2. 盛待测液的滴定管滴前尖嘴部分有气泡，终了无气泡（或前无气泡后有气泡）。分析：对于气泡的前有后无，会把V标准液的值读大，致使c待测液的值偏大。反之亦反。3. 振荡锥形瓶时，不小心将待测液溅出。分析：这样会使待测液的总量变少，从而标准液的用量也减少，致使c待测液的值偏小。4. 滴定过程中，将标准液滴到锥形瓶外。 分析：这样会增加标准液的用量，使c待测液的值偏大。5. 移液时，将移液管（无“吹”字）尖嘴处的残液吹入锥形瓶中。分析：这样会使待测液的总量变多，从而增加标准液的用量，致使c待测液的值偏大。6. 快速滴定后立即读数。分析：快速滴定会造成：当已达终点时，尚有一些标准液附着于滴定管内壁，而此时立即读数，势必造成标准液过量，而导致c待测液的值偏大。第三节 盐类的水解【高考目标定位】考纲导引考点梳理1. 了解盐类水解的原理。2. 了解影响盐类水解程度的主要因素。3. 了解盐类水解的应用。1. 盐类水解的原理。2. 水解方程式的书写。3. 盐类水解的影响因素。【考纲知识梳理】一、盐类水解的原理1.概念：水溶液中盐的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。2.实质：水解反应破坏了水的电离平衡；促进了水的电离，使溶液显示不同程度的酸、碱性。 3.条件：（1）盐必须溶于水中；（2）盐中必须有弱酸根离子或弱碱阳离子（有弱才水解）。4.特征：（1）水解属可逆反应，逆反应是中和反应，因此水解方程式要用可逆号“”。（2）通常水解很微弱，存在水解平衡。5.盐类水解规律 有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱双水解；谁强显谁性，同强显中性。盐的类型实例是否水解离子的水解溶液的酸碱性溶液的pH强酸强碱盐NaCl、KNO3BaCl2不水解中性pH=7强酸弱碱盐NH4Cl、CuSO4Fe(NO3)3水解NH4+、Cu2+Fe3+酸性pH7二、盐类水解的影响因素1.内因：盐本身的性质，组成盐的弱酸根对应的酸越弱（或组成盐的阳离子对应的碱越弱），水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。2.外因：受温度、浓度及外加酸碱的影响。（1）温度：盐的水解方向是吸热反应，升高温度可促进水解，水解平衡向右移动，使水解程度增大。（2）盐的浓度：将盐溶液加水稀释，水解平衡向右移动，使水解程度（水解度）增大；增大盐的浓度，水解平衡向右移动，但盐的水解程度（水解度）却变小。（3）外加溶液的酸碱度：盐溶液加酸(H+)可抑制阳离子的水解，促进阴离子水解；盐溶液加碱(OH-)可抑制阴离子的水解，促进阳离子水解。三、盐类水解的应用1. 酸式盐溶液酸碱性的判断2. 判断溶液中离子种类、浓度大小3. 判断离子是否共存4. 配制易水解的盐的溶液5. 金属与盐溶液反应6. 加热盐溶液7. 在生产、生活中的应用：如泡沐灭火器的反应原理、焊接时可用氯化锌、氯化铵溶液除锈、某些肥料不宜混合使用（如：草木灰、碳酸铵、重钙等）、明矾的净水作用。【要点名师精解】一、水解方程式的书写1.盐类的水解反应是中和反应的逆反应，中和反应的程度很大，水解反应的程度很小，故写盐类的水解反应方程式或离子方程式时，一般不写“”而写“”。2.一般盐类水解的程度很小，水解产物也少，通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写盐类水解的离子方程式时一般不标“”或“”，也不把生成物（如NH3H2O、H2CO3）写成其分解产物的形式。3.多元弱酸的盐中弱酸根离子分步水解，第一步比较容易发生，第二步比第一步难。水解时以第一步为主。多元弱酸的水解反应式应分步书写，而多元弱碱的水解反应不分步书写。4.某些盐溶液在混合时，由于一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子都能发生水解，水解后溶液的性质相反，它们在一起时就能相互促进对方的水解，使两种离子的水解趋于完全。称为双水解。如：铝盐和碳酸盐混合：2Al33CO323H2O2Al（OH）33CO2。双水解反应中如果有复分解反应的条件（沉淀、气体、水等生成），则反应比较完全。书写时一般用“”，标“”或“”。5.多元弱酸的酸式根离子既有水解倾向，又有电离倾向。以水解为主的，溶液显碱性，此时要写水解反应离子方程式；以电离为主的，溶液显酸性，此时要写电离过程的离子方程式。【例1】 下列各式中属于正确的水解反应离子方程式的是（ ）。（A） （B） （C） （D） 选题角度：本题主要考察盐类水解方程式的书写。思路分析：A是正确的；B不能一步水解，应该是多步水解方程式表示。C是电离方程式，不是水解方程式，D是醋酸与可溶性强碱发生中和反应的离子方程式。因此选A。 答案：A启示：水解方程式的正确书写是做好相关习题的保证。二、溶液中微粒浓度的大小比较1.理论依据（1）电离理论发生电离的微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度。（2）水解理论发生水解的微粒的浓度大于水解生成微粒的浓度2.电解质溶液中的守恒关系（1）电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)n(H+)n(HCO3-)2n(CO32-)n(OH-)推出：Na+H+HCO3-2CO32-OH-如Na2CO3溶液中：c(Na) c(H)2c(CO32)c(OH)c(HCO3)（2）物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(c)1：1，推出：c(Na+)c(HCO3-)c(CO32-)c(H2CO3)如HAc 溶液中：c(HAc)总c(HAc)c(Ac)；（3）水的电离守恒（也称质子守恒）：是指在强碱弱酸盐或强酸弱碱盐溶液中，由水所电离的H与OH量相等。如在0.1molL1的Na2S溶液中：c(OH)c(H)c(HS)2c(H2S)。（4）质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。3.解题指导（1）首先必须有正确的思路：（2）要掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒（电荷守恒、物料守恒及质子守恒）。对每一种思维基点的关键、如何切入、如何展开、如何防止漏洞的出现等均要通过平时的练习认真总结，形成技能。（3）要养成认真、细致、严谨的解题习惯，要在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：淘汰法、定量问题定性化、整体思维法等。【例2】用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中CH3COO-Na+，对该混合溶液的下列判断正确的是【 】A.H+OH- B.CH3COOHCH3COO-0.2 mol/LC.CH3COOHCH3COO- D.CH3COO-OH-0.2 mol/L解析： CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，CH3COOH的电离和CH3COONa的水解因素同时存在。已知CH3COO-Na+，根据电荷守恒CH3COO-OH-Na+H+，可得出OH-H+，说明混合溶液呈酸性，进一步推测出0.1mol/L的CH3C