专题03 水溶液中的离子反应（期末复习讲义）高二化学上学期苏教版（解析版）

1/3专题03水溶液中的离子反应（期末复习讲义）内容导航明·期末考情：把握考试趋势方向，精准备考理·核心要点：系统归纳知识脉络，构建体系破·重难题型：攻克典型疑难问题，突破瓶颈过·分层验收：阶梯式检测与评估，稳步提升考查重点命题角度弱电解质的电离平衡强电解质与弱电解质弱电解质的判断外界条件对电离平衡的影响水的电离温度对水的电离的影响KW的计算酸、碱、盐对水的电离的影响溶液的酸碱性与pH溶液的酸碱性的判断溶液pH的计算酸碱溶液混合的pH的计算酸碱中和滴定酸碱中和滴定的步骤指示剂选择误差分析氧化还原反应滴定等盐类的水解盐类水解原理盐类水解与中和反应的关系盐类水解的影响因素温度、酸、碱、盐对水解的影响不同盐类水解程度的大小比较水解常数外界条件对水解常数的影响水解常数与电离常数、水的离子积的关系盐类水解的应用判断溶液的酸碱性判断酸性强弱胶体的制备化学试剂的贮存溶液中粒子浓度的变化分析电荷守恒物料守恒质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点沉淀溶解平衡的影响因素外界条件对沉淀溶解平衡的影响沉淀溶解平衡的移动方向溶度积常数溶度积常数的大小比较溶度积常数的计算沉淀溶解平衡的应用沉淀的生成沉淀的溶解沉淀的转化沉淀溶解平衡图像沉淀溶解平衡离子浓度与pH图像沉淀滴定图像要点01弱电解质的电离平衡1.强电解质与弱电解质2.与化合物类别的关系强电解质主要是大部分__离子__化合物及某些__共价__化合物，弱电解质主要是某些__共价__化合物。3.电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离，多元弱碱分步电离一步书写”。（1）强电解质：如H2SO4：__H2SO4=2H＋＋SOeq\o\al(2－,4)__（2）弱电解质①一元弱酸，如CH3COOH：__CH3COOHCH3COO－＋H＋__。②多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：__H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)__。③多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3：__Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－__。（3）酸式盐①强酸的酸式盐如NaHSO4在水溶液中：__NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)__；熔融时：NaHSO4=__Na＋＋HSOeq\o\al(－,4)__。②弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3：__NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)__、__HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)__。4.弱电解质判断的注意事项（1）酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。（2）弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4=NHeq\o\al(＋,4)＋CH3COO－。5.电离平衡的建立弱电解质的电离平衡是指在一定条件(__温度__、__浓度__)下，弱电解质分子__电离成离子__的速率和__离子结合成弱电解质分子__的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。平衡建立过程的v－t图像如图所示。（1）开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。（2）平衡建立过程中，v(电离)＞v(结合)。（3）当v(电离)＝v(结合)时，电离达到平衡状态。6.电离平衡的特征电离平衡也是一种动态平衡，遵循“逆、动、等、定、变”的特点。具体分析如下：7.影响电离平衡的因素：因素对电离平衡的影响内因弱电解质本身的性质决定弱电解质电离程度的大小外因温度由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动，升温，促进电离，电离平衡向右移动浓度电解质溶液浓度越小，电离程度越大外加电解质同离子效应加入含弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动，抑制电离，电离程度减小含有可与弱电解质反应的离子电解质电离程度增大，促进电离，电离平衡向右移动8.下面以0.1mol·L－1CH3COOH溶液为例(CH3COOHCH3COO－＋H＋ΔH＞0)，用平衡移动原理分析外界条件对CH3COOH电离平衡的影响。改变条件平衡移动方向c(CH3COOH)n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)电离程度导电能力电离平衡常数加水稀释__右移____减小____增大____减小____减小____增大____减弱____不变__加少量冰醋酸__右移____增大____增大____增大____增大____减小____增强____不变__通入HCl气体__左移____增大____增大____增大____减小____减小____增强____不变__加NaOH固体__右移____减小____减小____减小____增大____增大____增强____不变__加CH3COONa固体__左移____增大____减小____减小____增大____减小____增强____不变__加入镁粉__右移____减小____减小____减小____增大____增大____增强____不变__升高温度__右移____减小____增大____增大____增大____增大____增强____增大__9.电离常数定义在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度幂之积与溶液中未电离分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。表达式对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常数Ka＝__eq\f(cH＋·cA－,cHA)__。对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常数Kb＝__eq\f(cB＋·cOH－,cBOH)__。对于多元弱酸，以H2CO3为例：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))特点电离常数只与__温度__有关，与电解质的浓度及酸、碱性无关，由于电离过程是__吸热__的，故温度升高时K__增大__。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。意义相同条件下，K值越大，表示该弱电解质__越易__电离，所对应的酸性或碱性相对__越强__。10.（1）填写下表弱电解质电离方程式电离常数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”)，判断的依据：__相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强，K(CH3COOH)＞K(HClO)__。（3）磷酸是三元中强酸A．磷酸的电离方程式是__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．电离平衡常数表达式是：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．比较大小：Ka1__＞__Ka2__＞__Ka3。11.电离平衡常数的4大应用（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)越强。（2）判断盐溶液的酸性(或碱性)的强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。（3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。（4）判断微粒浓度比值的变化。弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来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(cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH·cH＋)＝eq\f(Ka,cH＋)，加水稀释，c(H＋)减小，Ka值不变，则eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)增大。12.有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)（1）已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。HXH＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(X－)则：K＝eq\f(cH＋·cX－,cHX－cH＋)＝eq\f(c2H＋,cHX－cH＋)由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。则K＝eq\f(c2H＋,cHX)，代入数值求解即可。（2）已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。HXH＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(X－)则K＝eq\f(cH＋·cX－,cHX－cH＋)＝eq\f(c2H＋,cHX－cH＋)由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝eq\r(K·cHX)，代入数值求解即可。归｜纳｜总｜结判断弱电解质的三个思维角度角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1＜pH＜2。角度三：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。现象：溶液变为浅红色。(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH>7。要点02水的电离1．水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。2．水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)。(1)室温下：Kw＝1×10－14。(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。3．影响水电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。4．填写外界条件对水电离平衡的具体影响体系变化条件平衡移动方向Kw水的电离程度c(OH－)c(H＋)HCl逆不变减小减小增大NaOH逆不变减小增大减小可水解的盐Na2CO3正不变增大增大减小NH4Cl正不变增大减小增大温度升温正增大增大增大增大降温逆减小减小减小减小其他：如加入Na正不变增大增大减小归｜纳｜总｜结(1)水的离子积常数KW＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。(2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－存在，只是相对含量不同而已。(3)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。在KW的表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。(4)水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)和c(OH－)都增大，故KW增大，但溶液仍呈中性；对于KW，若未注明温度，一般认为在常温下，即25℃。要点03溶液的酸碱性与pH1．溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中__c(H＋)__和__c(OH－)__的相对大小。将“＞”“＝”或“＜”填在下表空格中：溶液c(H＋)、c(OH－)大小比较常温/25℃数值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碱性溶液c(H＋)__＜__c(OH－)c(H＋)__＜__1×10－7mol·L－1__＞__72．溶液的pH（1）定义式：pH＝__－lg_c(H＋)__。（2）广范pH的范围：0～14。即只适用于c(H＋)≤1mol·L－1或c(OH－)≤1mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1mol·L－1时，不用pH表示溶液的酸碱性，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。（3）测量：①pH试纸法：把小片试纸放在__玻璃片__或__表面皿__上，用洁净干燥的__玻璃棒__，蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与__标准比色卡__对比，即可确定溶液的pH。②pH计测量法。3．溶液的酸碱性与pH的关系：常温(25℃)下：4．常用酸碱指示剂及其变色范围指示剂变色范围石蕊pH＜5.0红色5.0～8.0紫色pH＞8.0蓝色甲基橙pH＜3.1红色3.1～4.4橙色pH＞4.4黄色酚酞pH＜8.0无色8.2～10.0浅红色pH＞10.0红色5．pH的计算（1）单一溶液pH的计算①强酸溶液，如HnA，设溶液物质的量浓度为cmol·L－1，c(H＋)＝__nc_mol·L－1__，pH＝－lgc(H＋)＝__－lgnc__。②强碱溶液，如B(OH)n，设溶液物质的量浓度为cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝__14＋lgnc__。（2）两强酸混合后溶液pH的计算由c(H＋)混＝eq\f(cH＋1V1＋cH＋2V2,V1＋V2)，先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。（3）两强碱混合后pH的计算由c(OH－)混＝eq\f(cOH－1V1＋cOH－2V2,V1＋V2)，先求出混合后的c(OH－)混，再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH。（4）强酸与强碱混合后pH的计算强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，即H＋＋OH－=H2O，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况：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若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH。（5）溶液稀释后求pH①对于强酸溶液，每稀释10倍，pH__增大1__；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大__不足1__。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。②对于强碱溶液，每稀释10倍，pH__减小1__；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小__不足1__，无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。归｜纳｜总｜结(1)pH试纸不能伸入试液中。(2)pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能会产生误差。(3)广泛pH试纸只能测出整数值(不精确)，该数不会出现小数。(4)pH试纸不能测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。要点04酸碱中和滴定1.实验原理（1）用已知浓度的酸（碱）来测定未知浓度的碱（酸）的实验方法叫作酸碱中和滴定。（2）对于强酸、强碱的中和，开始时由于被滴定的酸（碱）浓度较大，滴入少量的碱（酸）对其pH的影响不大。当滴定接近终点（pH＝7）时，很少量的碱（酸）就会引起溶液pH突变（如图所示）。2.实验用品（1）主要仪器和试剂仪器酸式滴定管（如图试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。图1图2图3（2）滴定管的使用①酸式滴定管下端为玻璃活塞，能耐酸和氧化剂的腐蚀，可用于盛装酸性或氧化性溶液，但不能盛装碱性溶液。②碱式滴定管下端为橡胶管和玻璃珠，橡胶易被酸性或氧化性溶液腐蚀，所以碱式滴定管一般盛装碱性溶液。3.常用指示剂指示剂变色的pH范围甲基橙pH减小3.1-4.4pH增大

红色橙色黄色酚酞pH减小8.2-10.0pH增大

无色浅红色红色甲基红pH减小4.4-6.2pH增大

红色橙色黄色4.实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）（1）滴定前的准备①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。②锥形瓶：洗涤→装液→加指示剂。（2）滴定（3）终点判断、读数当滴入最后半滴标准液，溶液变色，且半分钟不恢复为原来的颜色（4）数据处理按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）＝c（5.误差分析（1）误差分析依据当酸碱恰好中和时，有关系式：c待＝γc标·V标V待，c标、V待、γ均为已知量，所以c待的大小取决于V标的大小，V标偏大，则c待（2）常见的误差分析（以0.1mol/LNaOH标准溶液滴定盐酸为例）误差来源c（HCl）滴定管中产生的误差滴定管用蒸馏水洗涤后，未用标准液润洗偏高滴定管未用待测液润洗偏低盛标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡偏高盛标准液的滴定管滴定前无气泡，滴定后有气泡偏低盛待测液的滴定管使用前有气泡，使用后无气泡偏低盛待测液的滴定管使用前无气泡，使用后有气泡偏高锥形瓶中产生的误差锥形瓶用蒸馏水洗涤后又用待测液洗偏高锥形瓶未洗净，残留有与待测液中溶质反应的少量物质偏低锥形瓶洗净后瓶内残留有少量蒸馏水无影响读数产生的误差用滴定管量取待测液先俯视后仰视偏低先仰视后俯视偏高用滴定管量取标准液先俯视后仰视偏高先仰视后俯视偏低配制标准液产生的误差配制500mL0.1mol/LNaOH溶液，需要2.0gNaOHNaOH已部分潮解偏高NaOH中所含杂质杂质不与盐酸反应偏高所含杂质消耗1molHCl所需质量大于40g（如Na2CO3、NaHCO3）偏高所含杂质消耗1molHCl所需质量小于40g（如Na2O）偏低归｜纳｜总｜结（1）酸碱恰好中和时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性取决于生成的盐的性质，强酸强碱盐的溶液呈中性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。（2）聚四氟乙烯滴定管既可以盛装酸性溶液也可以盛装碱性溶液，是因为其活塞材质为聚四氟乙烯，不怕酸碱腐蚀。（3）石蕊溶液作指示剂时，变色范围较宽，且颜色变化不明显，所以酸碱中和滴定时一般不选用石蕊为指示剂。（4）滴定管的使用①滴定管“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。②精确度：0.01mL。③洗涤：先用蒸馏水洗，再用待测液润洗。④盛装溶液时，其液面不一定要在“0”刻度。⑤赶气泡：酸碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。⑥由于滴定管的“0”刻度在滴定管的上方，滴定管下端是没有刻度的，故容量为25mL的滴定管，若滴定过程中用去10.00mL的液体，则滴定管中剩余液体体积大于15mL。要点05盐类的水解1.盐类水解的实质盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质，促进水的电离平衡右移。以CH3COONa、NH4Cl溶液为例：2.盐类水解的特点（1）可逆：盐的水解反应绝大多数是可逆反应。可看作酸碱中和反应的逆反应，即“盐＋水水解中和酸＋（2）微弱：通常盐类水解的程度很小，一般无沉淀析出，无气体放出。（3）吸热：水解反应吸热。3.盐类水解方程式的书写（1）书写形式一般情况下盐类水解的程度较小，不生成沉淀和气体，一般用“⇌”连接反应物和生成物。产物不标“↓”或“↑”。（2）书写规律①多元弱酸的酸根离子分步水解，以第一步为主，应分步书写水解的离子方程式。如Na3PO4的水解分三步，第一步为PO43－＋H2O⇌HPO42－＋OH－，第二步为HPO42－＋H2O⇌H2PO4－＋OH－，第三步为H2PO4－＋②多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。如AlCl3发生水解的离子方程式为Al3＋＋3H2O⇌Al（OH）3＋3H＋。③不能进行到底的相互促进的水解反应写“⇌”，如CH3COO－＋H2O＋NH4＋⇌CH3COOH＋NH3·H2O，常见的不能进行到底的相互促进的水解反应还有NH④能进行到底的相互促进的水解反应书写时要用“”“↑”“↓”等，如Al3＋＋3HCO3－Al（OH）34盐类水解规律难溶不水解，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，都弱不一定。归｜纳｜总｜结(1)“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性：HCN＜CH3COOH，则相同条件下碱性：NaCN溶液＞CH3COONa溶液。(2)温度越高，盐的水解程度越大。(3)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。要点06盐类水解的影响因素(1)内因——盐本身的性质。形成盐的酸或碱越弱，其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解能力就越__大__，溶液的碱性或酸性就越__强__。如酸性：CH3COOH＞H2CO3，则同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液pH：pH(NaHCO3)__＞__pH(CH3COONa)。(2)外因因素水解平衡水解程度水解产生离子的浓度条件变化温度升高__右移__增大__增大__浓度增大__右移____减小__增大减小(即稀释)__右移__增大__减小__外加酸或碱酸促进弱酸阴离子水解弱碱阳离子的水解程度减小碱弱酸根离子的水解程度减小促进弱碱阳离子水解外加其他能水解的盐水解结果相同抑制，水解程度减小水解结果相反促进，水解程度增大(甚至彻底水解)例如，不同条件对FeCl3水解平衡的影响见下表Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋(填写空格中内容)条件移动方向H＋数pH现象升高温度__向右____增多____降低____颜色变深__通HCl__向左____增多____降低____颜色变浅__加H2O__向右____增多____升高____颜色变浅__加NaHCO3__向右____减小____升高____产生红褐色淀沉及无色气体__归｜纳｜总｜结稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，但由于溶液体积的增大是主要的，故水解产生的H＋或OH－的浓度是减小的，则溶液酸性(或碱性)越弱。要点07水解常数1.水解平衡常数（1）水解平衡常数表达式：如CO32－＋H2O⇌HCO3－＋OH－，Kh1＝c（OH－）·c（HCO3－）c（CO3（2）水解平衡常数与电离平衡常数的关系，。如CO32－＋H2O⇌HCO3－＋OH－，Kh1＝KwKa2；HCO3－＋H2O⇌H（3）水解平衡常数受温度影响，一般温度越高，水解平衡常数越大。归｜纳｜总｜结(1)Kh只受温度影响。它随温度的升高而增大。(2)Kh越大，表示水解程度越大。要点08盐类水解的应用应用举例判断溶液的酸碱性FeCl3溶液显酸性，原因是__Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋__判断酸性强弱相同浓度NaX、NaY、NaZ三种盐溶液pH分别为8、9、10，则酸性__HX＞HY＞HZ__配制或贮存易水解的盐溶液配制CuSO4溶液时，加入少量__稀硫酸__防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量__盐酸__；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用__磨口玻璃__塞；NaF、NH4F要用塑料瓶保存。胶体的制取制取Fe(OH)3胶体的离子反应：__Fe3＋＋3H2Oeq\o(=,\s\up7(△))Fe(OH)3(胶体)＋3H＋__泡沫灭火器原理成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为__Al3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)=Al(OH)3↓＋3CO2↑__作净水剂明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋化肥的使用铵态氮肥与草木灰不得混用：COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－__NHeq\o\al(＋,4)＋OH－=NH3↑＋H2O__除锈剂NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂物质提纯除去MgCl2溶液中的氯化铁，可以加入MgO或Mg(OH)2反应掉部分H＋，促进铁离子的水解，使Fe3＋转化为氢氧化铁沉淀而除去无机物的制备硫化铝、氮化镁在水溶液中强烈水解，只能通过单质间化合反应才能制得；用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为__TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·xH2O＋4HCl__离子的共存Al3＋与HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)、SiOeq\o\al(2－,3)、HS－、S2－，Fe3＋与HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)、SiOeq\o\al(2－,3)、ClO－，NHeq\o\al(＋,4)与SiOeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)等因水解相互促进而不能大量共存归｜纳｜总｜结盐溶液蒸干的两项注意(1)易挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干得到氢氧化物，灼烧得到氧化物。(2)难挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干仍得到原溶质。要点09溶液中粒子浓度的变化分析1.微粒浓度的大小比较认依据(1)电离理论——弱电解质的电离是微弱的①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。如氨水中：NH3·H2O、NHeq\o\al(＋,4)、OH－浓度的大小关系是__c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NHeq\o\al(＋,4))__。②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是__c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)__。(2)水解理论——弱电解质离子的水解过程一般是微弱的①弱电解质离子的水解是微弱的(水解相互促进的除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。如NH4Cl溶液中：NHeq\o\al(＋,4)、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是__c(Cl－)＞c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)__。②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，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的浓度大小关系应是__c(COeq\o\al(2－,3))＞c(HCOeq\o\al(－,3))＞c(H2CO3)__。2.离子浓度大小比较(1)考虑水解因素：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)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中c(NHeq\o\al(＋,4))由大到小的顺序是c＞a＞b。(3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，因NH3·H2O的电离＞NHeq\o\al(＋,4)的水解，故离子浓度顺序为c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。（4）溶液中粒子等量关系——三大守恒①电荷守恒电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，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与NaHCO3混合溶液中存在着Na＋、H＋、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、OH－，存在如下关系：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物料守恒电解质溶液中，由于某些离子能够水解，微粒种类增多，但原子个数总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故硫元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，则K2S溶液中有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋__2c(H2S)__。a.如果我们把两个守恒进行相加减，可得到另一个守恒(质子守恒)，如把上述K2S溶液中的两个守恒相减可得：c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)＝c(OH－)。b.电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(COeq\o\al(2－,3))的计量数2代表一个COeq\o\al(2－,3)带2个单位负电荷，不可漏掉。③质子守恒电解质溶液中，电离、水解等过程中得到的质子(H＋)数等于失去的质子(H＋)数。如NaHCO3溶液中：即__c(H2CO3)＋c(H＋)=c(COeq\o\al(2－,3))＋c(OH－)__。再如Na2S水溶液中的质子转移作用图示如下：归｜纳｜总｜结1．比较时紧扣两个微弱(1)弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OOH－＋H＋，在溶液中微粒浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。(2)弱酸根离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。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．酸式盐与多元弱酸的强碱正盐溶液酸碱性比较(1)酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐中酸式酸根离子的电离能力和水解能力哪一个更强，如NaHCO3溶液中HCOeq\o\al(－,3)的水解能力大于其电离能力，故溶液显碱性。(2)多元弱酸的强碱正盐溶液：多元弱酸根离子水解以第一步为主。例如，Na2S溶液中：c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H＋)。3．质子守恒式可以由电荷守恒式和物料守恒式推导出来以KHS溶液为例，电荷守恒式为c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)①，物料守恒式为c(K＋)＝c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)②，由①－②得质子守恒式，消去没有参与变化的K＋等。4．规避等量关系中的2个易失分点(1)电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(COeq\o\al(2－,3))的化学计量数2代表一个COeq\o\al(2－,3)带2个负电荷，不可漏掉。(2)物料守恒式中，离子浓度系数不能漏写或颠倒。如Na2S溶液中的物料守恒式中，“2”表示c(Na＋)是溶液中各种硫元素存在形式的硫原子总浓度的2倍。要点10沉淀溶解平衡1．物质在水中的溶解度20℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系：2．沉淀溶解平衡（1）概念在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，形成饱和溶液，达到平衡状态，把这种平衡称为沉淀溶解平衡。（2）建立（3）沉淀溶解平衡方程式Mg(OH)2(s)Mg2＋＋(aq)＋2OH－(aq)沉淀、溶解之间这种动态平衡也决定了Mg2＋与OH－的反应不能完全进行到底。一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10－5mol·L－1时，化学上通常认为生成沉淀的反应进行完全了。（4）沉淀溶解平衡状态的特征：动态平衡：v溶解＝v沉淀≠0。达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。归｜纳｜总｜结①难溶电解质达到沉淀溶解平衡时，不同离子溶解(或沉淀)的速率不一定相等，这与其化学计量数有关；②难溶电解质是固体，其浓度可视为常数，增加它的量对平衡无影响；③同类型物质的Ksp越小，溶解能力越小，不同类型的物质则不能直接比较；要点11沉淀溶解平衡的影响因素（1）内因：难溶电解质本身的性质。（2）外因：以AgCl（s）⇌Ag＋（aq）＋Cl－（aq）ΔH＞0为例。外界条件平衡移动方向平衡后c（Ag＋）平衡后c（Cl－）Ksp升高温度正向增大增大增大加水稀释正向不变不变不变加入少量AgNO3（s）逆向增大减小不变通入HCl逆向减小增大不变通入H2S正向减小增大不变归｜纳｜总｜结（1）温度：温度升高，多数溶解平衡向溶解的方向移动。（2）浓度：加水稀释，浓度减小，平衡向溶解方向移动。（3）同离子效应：加入与难溶电解质构成微粒相同的物质，平衡向生成沉淀的方向移动。（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，平衡向溶解的方向移动。要点12溶度积常数（1）溶度积和离子积（或浓度商）以MmAn（s）⇌mMn＋（aq）＋nAm－（aq）为例：溶度积离子积（或浓度商）概念沉淀溶解平衡的平衡常数溶液中有关离子浓度幂的乘积符号KspQc（或Q）表达式Ksp＝cm（Mn＋）·cn（Am－）（浓度都是平衡浓度）Qc＝cm（Mn＋）·cn（Am－）（浓度是任意浓度）应用判断一定条件下沉淀能否生成或溶解①Qc＞Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出；②Qc＝Ksp：溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；③Qc＜Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出（2）Ksp的意义注意阴、阳离子个数比不相同时，Ksp大的难溶电解质的溶解度不一定大。（3）Ksp的影响因素Ksp只与难溶电解质的性质和[温度有关，而与沉淀的量、离子浓度无关。归｜纳｜总｜结(1)沉淀溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。(2)对于沉淀溶解平衡AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，对于相同类型的物质，Ksp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。要点13沉淀溶解平衡的应用沉淀的生成（1）调节pH法。通过控制溶液的酸碱性，可以使某些金属阳离子转化为氢氧化物沉淀。工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，将含杂质的氯化铵溶于水，再加入氨水调节pH，可使Fe3＋生成Fe（OH）3沉淀而除去，发生的反应为Fe3＋＋3NH3·H2OFe（OH）3↓＋3NH4（2）加沉淀剂法。加入适当沉淀剂，使某些金属阳离子转化为沉淀。以Na2S作沉淀剂处理工业废水中的金属离子Cu2＋、Hg2＋，发生的反应分别为Cu2＋＋S2－CuS↓、Hg2＋＋S2－HgS↓（3）氧化还原法。改变某离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来。例如将Fe2＋氧化为Fe3＋，从而生成更难溶的Fe（OH）3沉淀而除去沉淀的溶解（1）酸、碱溶解法。如用盐酸溶解Cu（OH）2：Cu（OH）2＋2H＋Cu2＋＋2H2O（2）盐溶解法。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。加入某试剂与溶液中的某种离子形成稳定配合物，使该离子的浓度减小。如溶解AgCl可加入NH3·H2O：Ag＋＋2NH3·H2O[Ag（NH3）2]＋＋2H2O（4）氧化还原溶解法。采用氧化性酸溶解金属硫化物（如CuS、HgS等）。如用稀HNO3溶解CuS：3CuS＋8HNO3（稀）3Cu（NO3）2＋3S＋2NO↑＋4H2O沉淀的转化一般来说，若难溶电解质类型相同，则Ksp较大的沉淀易转化为Ksp较小的沉淀。沉淀的溶解能力差别越大，越容易转化。（1）锅炉除水垢除水垢[CaSO4（s）Na2CO3CaCO3（s）盐酸Ca2＋（aq）]反应为CaSO4（s）＋Na2CO3（aq）⇌CaCO3（s）＋Na2SO4（aq）、CaCO3＋2HClCaCl2＋CO2↑（2）矿物转化ZnS（闪锌矿的主要成分）遇CuSO4溶液转化为CuS（铜蓝的主要成分）的反应为ZnS（s）＋Cu2＋（aq）⇌CuS（s）＋Zn2＋（aq）（填离子方程式）归｜纳｜总｜结(1)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，Ksp小的溶解度不一定小。如Ksp(AgCl)>Ksp(Ag2CrO4)，但c(Ag＋)是Ag2CrO4>AgCl。(2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10－5mol·L－1时，沉淀已经完全。(3)溶解度较小的沉淀，并不一定必须转化为溶解度更小的沉淀。在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀。例如，在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，只要Qc(BaCO3)>Ksp(BaCO3)就可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。(4)一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，但溶解度小的沉淀转化成溶解度稍大的沉淀在一定条件下也能实现。要点14沉淀溶解平衡图像1.沉淀溶解平衡浓度图像模型图像分析BaSO4的沉淀溶解平衡图像（1）求Ksp或Ksp的数量级：A点，c（Ba2＋）＝c（SO42－）＝10－5mol·L－1，Ksp（BaSO4）＝10－（2）曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，Qc＝Ksp。温度不变时，Ksp不变，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。曲线上方区域的点所示溶液均为过饱和溶液，Qc＞Ksp。曲线下方区域的点所示溶液均为不饱和溶液，Qc＜Ksp2.沉淀溶解平衡对数图像模型图像分析CaSO4与CaCO3的沉淀溶解平衡图像注：pM＝pCa2＋＝－lgc（Ca2＋），pR＝pSO42－（或pCO32－）＝－lgc（SO42－）[或（1）曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态。根据曲线上O点或P点的坐标可求得对应难溶物的Ksp或Ksp的数量级，如O点，Ksp（CaSO4）＝10－5；P点，Ksp（CaCO3）＝10－8.6。（2）判断X点对应的溶液是否能形成沉淀或是否饱和：X点对应溶液为CaSO4的不饱和溶液、CaCO3的过饱和溶液3.沉淀滴定图像模型图像分析用0.1mol·L－1Na2SO4溶液滴定20mL0.1mol·L－1BaCl2溶液的沉淀滴定图像已知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点时恰好完全反应，c（Ba2＋）＝1×10－5mol·L－1，m＝－lgc（Ba2＋）＝5，即m由Ksp决定，与起始BaCl2溶液的浓度无关（1）若起始时c（BaCl2）＝0.2mol·L－1，恰好完全反应时消耗Na2SO4溶液的体积变大，b点向右（填“左”或“右”）移动。（2）若用同浓度的Na2CO3溶液替代Na2SO4溶液，由于Ksp（BaSO4）＜Ksp（BaCO3），恰好完全反应生成BaCO3时溶液中的c（Ba2＋）较大，pBa2＋较小，但消耗的Na2CO3溶液的体积仍为20mL，所以b点竖直向下（填“上”或“下”）移动题型01判断弱电解质及其相对强弱【典例1】下列说法中，不能说明HA是弱电解质的是A．相同条件下，用等浓度的HCl和HA溶液做导电实验，后者灯泡暗B．常温时，溶液的约为3C．与反应放出气体D．的溶液加水稀释100倍后溶液【答案】C【解析】A．弱电解质的导电性弱于强电解质。若HA溶液的导电性比同浓度的HCl差(灯泡暗)说明HA未完全离解，HA解离度低，能证明HA是弱电解质，A不符合题意；B．若HA是强酸，0.1mol/L溶液的pH应为1(完全离解)。实际pH≈3，H⁺浓度远低于完全解离的理论值，说明HA部分解离，属于弱电解质，B不符合题意；C．酸与碳酸钠反应生成CO2的条件是酸的酸性强于碳酸。强酸(如HCl)和部分弱酸(如醋酸)均能与Na2CO3反应。HA与Na2CO3反应生成CO2，仅说明HA酸性强于碳酸，但无法区分HA是强酸还是弱酸（如HCl为强酸也能反应），C符合题意；D．稀释后pH变化小于强酸预期，强酸稀释100倍后，pH增加2(如pH=2→pH=4)。若HA稀释后pH<4，说明其离解度随稀释增大(弱酸特性)，HA存在解离平衡，能证明HA是弱电解质，D不符合题意；故选C。方｜法｜点｜拨判断弱电解质相对强弱的方法判断弱电解质相对强弱的方法——同一温度下，比较同级的Ka（【变式1-1】下列物质中，属于弱电解质的是A．食盐的主要成分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在水溶液中完全电离，为强电解质，故不选A；B．(NH4)2CO3在水溶液中完全电离，属强电解质，故不选B；C．HClO在水溶液中部分电离，属弱电解质，故选C；D．C2H5OH自身不能电离，属非电解质，故不选D。选C。【变式1-2】下列事实可证明是弱碱的是A．铵盐受热易分解B．室温下，氨水溶液的pH约为11C．氨水可以使酚酞试液变红D．氨水与溶液反应生成氢氧化亚铁【答案】B【解析】A．铵盐受热易分解，说明铵盐不稳定，但不能说明一水合氨部分电离，不能证明一水合氨是弱碱，A错误；B．常温下0.1mol/L的氨水溶液pH约为11，则溶液中c(OH-)≈10-3mol/L，小于氨水浓度，说明一水合氨部分电离，能证明一水合氨是弱碱，B正确；C．氨水可以使酚酞试液变红色，说明一水合氨电离出OH-而使溶液呈碱性，但不能说明一水合氨部分电离，不能证明一水合氨是弱碱，C错误；D．能和FeCl2溶液反应生成Fe(OH)2沉淀，说明一水合氨是碱，但不能说明一水合氨部分电离，不能证明一水合氨是弱碱，D错误；故答案选B。题型02弱电解质的电离平衡及其影响因素【典例2】在相同温度下三种酸的一些数据如下表所示，下列判断正确的是酸HXHXHXHYHZ浓度0.120.20.90.90.9电离度0.250.20.10.30.5已知：电离度A．表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右水电离的逐渐减小B．酸性由强到弱的顺序为HX、HY、HZC．在HZ和NaZ的混合溶液呈中性，则溶质浓度为D．向HY溶液中加入等浓度的HX溶液，HY电离平衡会逆向移动【答案】A【解析】A．由表中HX的数据可知，HX的浓度越大，其电离度越小，但HX电离产生的就越大，水的电离就被抑制得越多，故水电离产生的就越小，A正确；B．酸性越强，意味着该弱酸的电离程度越大，由于电离程度可通过电离度表示，由表可知，相同浓度的三种酸，电离度由强到弱为HZ>HY>HX，故酸性由强到弱为HZ>HY>HX，B错误；C．由表可知，HZ的电离度为0.5，故当0.9mol/L的HZ完全电离后，其有0.45mol/L的HZ发生电离，由此可列三段式：，由此可计算HZ的电离常数为，Z-的水解常数Kh=远小于电离常数，当HZ和NaZ的混合溶液呈中性时，溶质浓度，C错误；D．由表可知，在同等浓度下，HY的电离度比HX更高，故HY的酸性强于HX，在等浓度下，HY溶液中的比HX溶液中的更高，故在向HY溶液中加入等浓度的HX溶液时，的电离平衡会逆向移动，从而消耗溶液中的，继而导致的电离平衡正向移动，D错误；因此，答案选A。方｜法｜点｜拨弱电解质的电离平衡及其影响因素【变式2-1】25℃时不断将水滴入冰醋酸中，下列图像不合理的是A．B．C． D．【答案】A【解析】A．冰醋酸中只有极少量醋酸分子电离，氢离子浓度低，pH较大；加水后，醋酸的电离平衡正向移动，电离程度显著增加，氢离子浓度增大，pH减小；但当加水至某一浓度时，虽然电离平衡仍然正向移动，但溶液中体积增大的原因超过了氢离子物质的量增大的幅度，氢离子浓度会逐渐降低，pH缓慢增大，最终无限接近7，A错误；B．根据弱电解质的电离规律，“越稀越电离”，随着水的加入，醋酸的浓度越小，电离程度增大，B正确；C．溶液的导电性和溶液中离子的浓度和带电荷量有关，醋酸溶液中带电荷量的粒子种类不变，则主要考虑离子的浓度。一开始，冰醋酸只有极少量醋酸分子电离，各离子浓度之和低，溶液导电性低，随着水的加入，醋酸逐渐电离，电离程度显著增大，各离子的浓度显著增大，导电性增大；但当加水至某一浓度时，虽然电离平衡仍然正向移动，但溶液中体积增大的原因超过了氢离子物质的量增大的幅度，离子浓度逐渐降低导电性开始下降，C正确；D．电离平衡常数只和温度有关，温度不变，则Ka不变，D正确；故选A。【变式2-2】25℃，醋酸溶液中存在平衡。下列说法错误的是A．溶液中加少量冰醋酸，增大B．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数增大C．溶液中加水稀释，减小D．溶液中加入等体积的盐酸，平衡逆向移动，减小【答案】D【解析】A．加入冰醋酸会增加反应物浓度，促使平衡右移，但CH3COO⁻的浓度由电离程度和总浓度共同决定。虽然电离度可能降低，但总浓度增加导致CH3COO⁻的绝对浓度增大，A正确；B．电离是吸热过程，升温使平衡正向移动，电离常数Ka随温度升高而增大，B正确；C．由醋酸电离常数可知溶液中，溶液中加水稀释，c(H+)减小，醋酸电离常数不变，则减小，减小，C正确；D．加入等浓度盐酸会显著增加H+浓度，虽然平衡逆向移动，但H+的总浓度由盐酸主导，实际增大而非减小，D错误；故选D。题型03影响水的电离平衡因素的定性分析【典例3】下列物质属于强电解质且在溶液中促进水的电离的是A． B． C． D．【答案】B【解析】A．SO2溶于水生成H2SO3（弱酸），本身是非电解质，不属于强电解质，A不符题意；B．NH4Cl是强电解质，完全离解为和Cl-；水解生成H+，促进水的电离，B符合题意；C．H3PO4是弱酸，属于弱电解质，不符合强电解质条件，C不符题意；D．NaHSO4在水中完全离解为Na+、H+和，H+浓度升高抑制水的电离，D不符题意；故选B。方｜法｜点｜拨改变水电离的方法（1）抑制水电离平衡的方法：①外加酸或碱；②加入强酸的酸式盐固体(如NaHSO4)；③通入酸性气体(如CO2、SO2)或碱性气体(如NH3)；④降温。（2）促进水电离平衡的方法：①升温；②加入活泼金属(如Na、K等)；③加入强酸弱碱盐或强碱弱酸盐。【变式3-1】某温度下，蒸馏水中，保持温度不变，通入HCl气体使盐酸浓度为。下列叙述错误的是A．该温度高于B．该溶液中由水电离出来的的浓度为C．保持温度不变，加入晶体，水的电离程度增大D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的增大【答案】C【解析】A．蒸馏水的c(H+)=1×10-6mol/L，说明此时水的离子积=1×10-12，高于25℃时的=1×10-14，因此温度高于25℃，A正确；B．溶液中总c(H+)=0.1mol/L（来自HCl完全电离），OH-浓度为==1×10-11mol/L。水电离的H+浓度等于OH-浓度，即1×10-11mol/L，B正确；C．加入NaHSO4晶体会解离出H+，进一步抑制水的电离，水的电离程度应减小，而非增大，C错误；D．稀释后c(H+)减小，但不变，c(OH-)=会增大，例如稀释100倍，c(H+)≈0.001mol/L，c(OH-)==1×10⁻9mol/L，D正确；故答案选C。【变式3-2】室温下，水的电离达到平衡，下列叙述正确的是A．氢氧两种元素只能组成水B．水的电离方程式可表示为：C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，Kw变小D．向水中加入少量NaHSO4固体，平衡正向移动，水电离程度增大【答案】B【解析】A．氢氧两种元素不仅能组成水（），还能组成其他化合物，如过氧化氢（），A不符合题意；B．水的电离方程式可表示为：，B符合题意；C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，但Kw只与温度有关，C不符合题意；D．向水中加入少量NaHSO4固体，平衡逆向移动，水电离程度受到抑制，D不符合题意；故选B。题型04溶液酸碱性的判断【典例4】常温下，下列关于电解质溶液的说法正确的是A．的溶液与的溶液等体积混合后，溶液呈碱性B．向溶液中滴加少量稀盐酸，减小C．溶液与氨水等体积混合()，则D．向、的饱和溶液中加入少量，溶液中增大【答案】C【解析】A．CH3COOH为弱酸，pH=3的CH3COOH溶液，c(CH3COOH)>10-3mol/L，pH=11的NaOH溶液，c(NaOH)=10-3mol/L，等体积混合后醋酸过量，溶液呈酸性，故A错误；B．向Na2CO3溶液中加少量稀盐酸，不变，c(H+)增大，所以增大，故B错误；C．0.1mol/LNH4Cl与0.1mol/L氨水等体积混合后，pH>7，说明氨水电离程度大于水解，所以c()>c(Cl-)，故C正确；D．AgCl和AgBr的饱和溶液中，，Ksp仅受温度影响，加入AgNO3后比值不变，故D错误；选C。解｜题｜模｜板混合溶液酸碱性的判断规律等浓度、等体积一元酸与一元碱混合的溶液。中和反应反应后所得溶液的酸碱性强酸与强碱中性强酸与弱碱酸性弱酸与强碱碱性常温下，已知pH之和的酸和碱的溶液等体积混合。①两强混合：a．若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。b．若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH＞7。c．若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH＜7。②一强一弱混合——“谁弱显谁性”。pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱的溶液等体积混合呈碱性；一元强碱和一元弱酸的溶液等体积混合呈酸性。常温下，强酸、强碱恰好完全中和，溶液体积与pH的关系：VaLpH＝a的盐酸与VbLpH＝b的NaOH溶液混合，二者恰好完全反应，溶液呈中性。则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【变式4-1】下列溶液一定显酸性的是A．能与Al反应的溶液 B．的溶液C．的溶液 D．的溶液【答案】D【解析】A．能与Al反应的溶液可能为酸性或强碱性（如NaOH溶液），因此无法确定溶液一定显酸性，A不符合题意；B．pH<7的溶液在常温下显酸性，但高温时中性溶液的pH可能小于7（如100℃纯水pH≈6），B不符合题意；C．c(H+)=10-6mol/L的溶液在常温下显酸性，但高温时若水的离子积增大（如100℃时Kw=10-12），此时c(H+)=c(OH-)=10-6mol/L，溶液显中性，C不符合题意；D．c(H+)＞c(OH-)直接满足酸性溶液的定义，与温度无关，的溶液一定显酸性，D符合题意；故选D。【变式4-2】．下列说法错误的是A．pH约为6的纯水呈中性B．若，则溶液一定呈碱性C．室温下，将的溶液稀释到，所得溶液的pH为5D．室温下，若溶液的pH约为5，则HM为弱酸【答案】C【解析】A．pH约为6的纯水呈中性，因为纯水在任何温度下都满足c(H⁺)=c(OH⁻)，故呈中性，与pH值无关，A正确；B．若c平(H⁺)<c平(OH⁻)，则溶液一定呈碱性，因为这是判断溶液碱性的基本条件，B正确；C．室温下，pH=8的KOH溶液为碱性，c(OH⁻)=10-6mol/L，将的溶液稀释到，水电离产生的氢氧根不能再忽略不计，则稀释液的pH≈7.00，且略大于7，而非5，C错误；D．室温下，0.01mol·L-1HM溶液pH≈5，则c(H⁺)≈10-5mol/L，远小于0.01mol/L，说明HM未完全电离，为弱酸，D正确；故选C。题型05溶液pH的计算【典例5】常温下，等体积的下列溶液混合后pH一定大于7的是A．pH=3的盐酸和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的盐酸（强酸）中c(H+)=10-3mol/L，pH=11的氨水（弱碱）中c(OH-)=10-3mol/L，但氨水实际浓度远大于10-3mol/L，等体积混合后，氨水过量，溶液显碱性，pH>7，A符合题意；B．pH=3的硝酸（强酸）中c(H+)=10-3mol/L，pH=11的NaOH（强碱）中c(OH-)=10-3mol/L，二者等体积混合后完全中和，pH=7，B不符合题意；C．pH=3的硫酸（二元强酸）中c(H+)=10-3mol/L，pH=11的NaOH中c(OH-)=10-3mol/L，二者等体积混合后完全中和，pH=7，C不符合题意；D．pH=3的醋酸（弱酸）中c(H+)=10-3mol/L，pH=11的NaOH中c(OH-)=10-3mol/L，但醋酸实际浓度远大于10-3mol/L，等体积混合后醋酸过量，溶液显酸性，pH<7，D不符合题意；故答案选A。解｜题｜模｜板溶液pH计算的思维导图【变式5-1】在常温下，将pH=3的盐酸与pH=11的碱溶液等体积混合，发现所得溶液呈碱性，该碱可能是A．NaOH B．KOH C． D．Ba(OH)2【答案】C【解析】pH之和为14的强酸强碱溶液等体积混合呈中性，现发现所得溶液呈碱性，则该碱为弱碱，C符合题意；故选C。【变式5-2】室温下的四种溶液：①pH=2的溶液；②pH=2的HCl溶液；③pH=12的氨水；④pH=12的NaOH溶液。相同条件下，有关上述溶液的比较中，错误的是A．将①、②、④溶液分别稀释10倍后由水电离的：①<②=④B．将②、③两种溶液混合后，若pH=7，则消耗溶液的体积：②>③C．等体积的①、②、④溶液分别与足量铝粉反应，生成的量：②最大D．将①溶液分成两等份，向其中一份加水稀释至pH=3，用④溶液将两份完全中和，消耗④溶液的体积相同【答案】C【解析】A．稀释后，①为弱酸，抑制水电离程度更大，水电离的最小；②和④为强酸、强碱，稀释后水电离的均为，相等，A正确；B．氨水（③）浓度远高于HCl（②），中和至pH=7需较多体积的HCl中和氨水，故消耗HCl体积更大，B正确；C．①醋酸浓度高，与Al反应生成最多；④NaOH与Al反应生成量次之；②HCl生成最少，C错误；D．稀释醋酸时总物质的量不变，中和两份溶液所需NaOH量相同，D正确；题型06酸碱中和滴定指示剂选择及误差分析【典例6】下列关于滴定实验叙述正确的是A．装标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后气泡消失，所得待测液浓度偏大B．用标准溶液滴定未知浓度的溶液，可用甲基橙作指示剂C．使用量筒即可准确量取一定体积的待测液D．用标准液润洗滴定管后，应将润洗液从滴定管上口倒出【答案】A【解析】A．装标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后气泡消失，导致标准液体积读数偏大，计算待测液浓度时结果偏高，A正确；B．用滴定时，终点溶液呈碱性，甲基橙的变色范围（3.1~4.4）不匹配，应选酚酞，B错误；C．量筒无法精确量取液体，需用移液管或滴定管，C错误；D．润洗液应从滴定管下口放出，确保尖嘴部分也被润洗，D错误；故答案选A。方｜法｜点｜拨指示剂选择的基本原则变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。(1)不能用石蕊作指示剂。(2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。(5)并不是所有的滴定都必须使用指示剂，如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色褪去时即为滴定终点。【变式6-1】常温下，用的NaOH溶液分别滴定的盐酸和的醋酸，滴定曲线如图所示。其中，横坐标滴定分数表示滴加NaOH溶液与原酸溶液的体积比。下列说法正确的是A．虚线表示滴定醋酸的曲线B．段的离子方程式为C．根据滴定曲线可知：当时，溶液与醋酸混合液的D．两个体系滴定终点的确定都可用甲基橙作指示剂【答案】C【分析】醋酸为弱酸，在溶液中部分电离，HCl为强酸，在溶液中完全电离，0.1000mol/L的两种溶液，盐酸的pH=1，所以实线表示滴定醋酸的曲线，虚线表示滴定盐酸的曲线【解析】A．由分析可知，虚线表示盐酸的曲线，A错误；B．ab段为醋酸和氢氧化钠的反应，醋酸为弱酸，反应为，B错误；C．当时，醋酸和氢氧化钠恰好完全反应生成醋酸钠，醋酸钠为强碱弱酸盐，，C正确；D．恰好反应时生成，此时溶液呈碱性，应用酚酞作指示剂，D错误；故答案选C。【变式6-2】用的标准液滴定未知浓度的盐酸溶液，下列说法正确的是A．使用盐酸待测液滴定标准液也可求得盐酸浓度B．实验开始前，应先对锥形瓶进行洗涤、润洗操作C．酸式滴定管玻璃活塞涂抹凡士林的位置为a、bD．不可用甲基橙溶液做指示剂【答案】A【解析】A．滴定原理为酸碱中和反应，只要已知一种溶液的浓度（NaOH为标准液，浓度已知），通过测量体积即可计算另一溶液浓度。用盐酸待测液滴定NaOH标准液时，可根据c(HCl)V(HCl)=c(NaOH)V(NaOH)求得盐酸浓度，A正确；B．锥形瓶用于盛放待测液，洗涤后若用待测液润洗，会导致待测液物质的量增多，实验结果偏高，故锥形瓶只需洗涤，不可润洗，B错误；C．酸式滴定管活塞涂抹凡士林应在活塞的磨砂部分（与滴定管内壁接触处），目的是密封和润滑，应涂抹在a、d处、不可涂抹在c、b（可能为活塞孔或非磨砂位置），否则易堵塞或密封不良，C错误；D．NaOH滴定HCl为强碱滴定强酸，突跃范围较大（pH4.3-9.7），甲基橙变色范围（3.1-4.4）在突跃范围内，可用作指示剂（终点由红变橙），D错误；故选A。题型07酸碱中和滴定的拓展应用【典例7】下列实验操作及现象能得出相应结论的是选项实验操作及现象结论A向盛有和的恒压密闭容器中通入一定体积氦气，最终气体颜色变浅化学平衡向增多的方向移动B以为指示剂，用标准溶液滴定溶液中的，先出现白色沉淀，后出现砖红色沉淀C用盐酸标准液滴定待测NaOH溶液的中和滴定实验，通常不选石蕊试液作指示剂石蕊指示剂变色范围与滴定终点突变范围不一致D取溶液，加入溶液，用萃取分液，下层呈现紫红色，再向水层中滴入KSCN溶液，溶液变成红色证明与发生的反应为可逆反应A．A B．B C．C D．D【答案】D【解析】A．恒压条件下通入氦气，容器体积增大（相当于减压，平衡向气体分子数增大的方向移动），NO2和N2O4的浓度均降低（体系颜色变浅），即平衡向NO2增加的方向移动，A错误；B．不同类型物质，溶解度与Ksp的关系不同；不能通过直接比较沉淀的先后来判断Ksp大小，B错误；C．石蕊变色范围为pH：5~8（跨度达3个单位），对应氢离子浓度变化1000倍，无法精准匹配滴定终点附近的pH突变，其变色过程为红→紫→蓝的渐变，人眼难以准确判断终点颜色，C错误；D．反应原理为：，依据题目信息，三价铁少量，但反应完成后，仍然检测到三价铁剩余，则证明该反应为可逆反应，D正确；故答案选D。解｜题｜模｜板滴定终点的判断答题模板当滴入最后一滴×××标准溶液后，溶液变成×××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。解答此类题目注意三个关键点：(1)最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。(2)颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液“颜色的变化”。(3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不再恢复原来的颜色”。【变式7-1】佛尔哈德法测定氯化钠样品中氯元素的含量(杂质不含氯元素)i．准确称取试样于烧杯中，加蒸馏水溶解后，定量转入容量瓶中，稀释至刻度，摇匀。ii．移取试样溶液于锥形瓶中，加蒸馏水及一定浓度的，加入，溶液至过量后，加入硝基苯(密度大于水，且难溶于水)用橡胶塞塞住瓶口，剧烈震荡30s。iii．打开橡胶塞，再加入指示剂，用溶液滴定至终点，记录读数。已知：、、。下列说法正确的是A．步骤ⅱ可以用代替进行酸化B．利用该实验方法测定碘化钠样品中碘元素含量，在步骤ⅱ中不必加入硝基苯C．样品中氯元素的质量分数为D．步骤ⅲ出现溶液由红色变无色，且30s不变，即为滴定终点【答案】B【分析】佛尔哈德法测定氯化钠样品中氯元素的含量时，先用一定量但过量的将氯化钠中的氯离子转化为氯化银沉淀，然后加入指示剂，用溶液滴定剩余的，从而计算出与氯化钠反应的的量，计算得出氯化钠样品中氯元素的含量。【解析】A．佛尔哈德法需在酸性条件下进行，但H2SO4可能引入，与Ag+生成微溶的Ag2SO4沉淀，干扰测定，因此不可替代HNO3，A错误；B．测定NaI时，AgI的Ksp极小，SCN-无法置换I-，无需硝基苯包裹沉淀，B正确；C．由分析知，样品中氯元素的质量分数为，C错误；D．终点应为SCN-过量时与Fe3+生成红色[Fe(SCN)]2+，即溶液由无色变为红色并保持30s不变，D错误；故答案选B。【变式7-2】测定(含硫酸铁杂质)的纯度。准确称取样品置于锥形瓶中，用蒸馏水完全溶解，加一定量硫酸，用标准溶液滴定至终点，平行滴定3次，记录消耗标准溶液体积。下列说法正确的是A．滴定至终点瞬间的颜色变化为浅绿色转变为浅紫色，且半分钟不变色B．硫酸的作用是酸化溶液，可用磷酸()代替C．3次实验可连续使用三支相同规格的酸式滴定管进行D．3次实验数据相差较大，应计算它们的平均值作为实验结果【答案】B【解析】A．接近滴定终点时，铁元素主要以铁离子的显示存在，溶液呈黄色，所以滴定至终点瞬间的颜色变化为黄色转变为浅紫色，且半分钟不变色，A错误；B．磷酸和硫酸都具有酸性且不与酸性高锰酸钾溶液反应，可用磷酸()代替硫酸，B正确；C．三次实验应使用同一支酸式滴定管，只需每次重新装液并润洗，为减小实验误差，不能使用三支不同的滴定管，C错误；D．若三次数据相差较大，说明实验存在较大误差，应重新测定而非直接取平均值，D错误；故选B。题型08盐类水解程度的比较【典例1】常温下，下列溶液的是A． B．NaClO C． D．【答案】C【解析】A．为强碱弱酸盐，水解溶液显碱性，A错误；

B．NaClO为强碱弱酸盐，水解溶液显碱性，B错误；C．为强酸弱碱盐，水解溶液显酸性，C正确；D．为强酸强碱盐，溶液为中性，D错误；故选C。解｜题｜模｜板盐类水解程度大小比较的规律1.组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性。2.盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，溶液碱性（或酸性）越强。3.相同条件下的水解程度：（1）正盐＞相应的酸式盐，如Na2CO3＞NaHCO3；（2）水解相互促进的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐。【变式1-1】溶解度随温度变化的曲线如图所示，关于各点对应的溶液，下列说法错误的是A．M点小于N点 B．M点pH大于N点pHC．P点 D．N点降温过程中有2个平衡发生移动【答案】D【解析】A．温度升高，水的电离程度增大，则M点小于N点，故A正确；B．升高温度促进的水解（），且N点的浓度更大，水解生成氢离子浓度更大，N点酸性更强，pH更小，故M点pH大于N点pH，故B正确；C．P点为硫酸铵的不饱和溶液，由电荷守恒可知，故C正确；D．N点降温过程中有水的电离平衡、铵根离子的水解平衡、硫酸铵的溶解平衡3个平衡发生移动，故D错误；故答案选D。【变式1-2】常温下浓度均为0.1mol/L的下列四种溶液的pH如下表：溶质NaHCO3pH8.811.610.