物质在水溶液中的行为（期末复习知识清单）-高二化学上学期鲁科版（原卷版）

专题03物质在水溶液中的行为

思维导图

水触舒0水的离子积常数

水的电离与水的套子积常数

-Q外界条件对水的电意平衡的具体影响

水和水溶液

弱喉礴谓行蹬喳素<广弱影电确群质鼾的幽电意舞平解除

弱电解质的电离电翻曲的概念

电都嫌被»姗4-电鼾幽秘式

电舒幽特点

盐类水解

物质在

水翻

中行为

r溶除隆湫态

沉有蟀蓟屿旗素J礴语嫡翔耨

溶竹城（鬻胸用

沉淀溶解平衡

沉通解平衡的应用

复分斛型离子反应发生的条件

r高于反应及其发生的条件

氧化J5腿离子痛

通子反应方向的判断

离子反应左加/“断（物费辎与含照

—碑定式融

-酸碱中和滴宕吴差分析

考点清单

考点01水的电离与水的离子积常数

1.水的电离和水的离子积常数

电离平衡一水是一种极弱的电解质

水电离

一HqnH'+OFT(水的电离是吸热过程)

的方程式

电

表达式一"H

离corpc(oin=।xio-

一nw»・L-2(25t?)一

水的离子影响—只是温度的函数，温度不变.

积常数因素一K.丕变.温度升高,K“增大

适应_&不仅适用于纯水,也适用

范困一于稀的电解质溶液

2.外界条件对水的电离平衡的具体影响

改变条件平衡移动方向Kw水的电离程度&OH)c(HD

HCI———

NaOH———

Na2cO3——

NaHSO.t..........——

加热—

考点02溶液的酸碱性与pH

1.溶液的酸碱性

(l)pH计算公式：pH=—lgc(H')<

(2)溶液呈酸碱性的本质：溶液的酸碱性取决于c(H')和c(OFF)的相对大小

溶液的酸碱性c(H')与c(OFT)比较常温下溶液pH

酸性溶液+

c(H)>c(OH")—

+

中性溶液c(H)=c(OH")—

碱性溶液+

c(H)<c(OH)—

2.pH的测定

⑴酸碱指示剂法

该法只能测其pH的大致范围，常见指示剂变色范围如下表:

指示剂变色范围的pH

石蕊V5.0红色5.0-8.0紫色>8.0蓝色

甲基橙<3.1红色3.1〜4.4橙色>4.4黄色

酚酰<8.2无色8.2〜10.0浅红色>10.0红色

(2)pH试纸法

用镜子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标

准比色卡对照。

(3)pH计测定

考点03弱电解质的电离平衡及影响因素

1.弱电解质的电离平衡概念

(1)电离平衡的建立

在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速到瞳时，电

离过程达到了平衡。

(2)电离平衡的建立与特征

「逆：可逆过程

u动・

战电离)-次电离)三孤结合)日0

平衡状态卜等」

戚石特征］定:各组分浓度保持恒定不变

’口。’L变：条件改变，平衡发生移动

2.影响电离平衡的因素

以0.1molL_1CH3coOH溶液为例，填写外界条件对CH3coOH(aq)=CH3coO(aq)+H+(aq)A//>0的

影峋。

改变条件平衡移动方向〃(H+)c(H+)导电能力

加水稀释————

加入少量冰醋酸—

通入HCl(g)————

力口NaOH(s)————

加CH3COONa(s)————

升高温度————

考点04电离平衡常数及应用

1.电离平衡的概念

在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电

离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K(弱酸用1，弱碱用心)

表示。

2.电离平衡的表达式

一元弱酸HA一元弱碱BOH

电离方程式HA—H'+ABOH=-B++OH

0(FC)_c(B+)c(OH-)

电离常数表达式

ALC(HA)Kb~c(BOH)

3.电离平衡的特点

(1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。

(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。

(3)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是。＞心＞心……，当心》Kg时，计算多元弱酸中的以仁)或比较

多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。

4.电离度

(1)概念

弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数(包括已目离的和未电

离的)的百分率。

(2)表示方法

己电离的溶质分子数…由弱电解质的某离子浓度…

“一原有溶质分子总数'I。%'也可表示为.一弱电解质的初始浓度

(3)影响因素

①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(。)越小。

②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(a)越大。

考点05盐类水解原理及规律

1.盐类水解的定义

在溶液中由盐电离产生的弱酸酸根离子或弱碱阳离子与水中的H+或OFT结合生成皿解质的过程。

使溶液中水的电离平衡向正反应方向移动，使溶液中c(H')和c(OH)发生变化，促进了水的电离。

2.盐类水解的特点

(1)可逆：盐类的水解是。

(2)吸热：盐类的水解可看作是_________反应的逆反应。

⑶微弱：盐类的水解程度很。

3.盐类水解的规律

有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。

盐的类型实例是否水解水解的离子溶液的酸碱性

强酸强碱盐NaCKNaNO3否中性

强酸弱碱盐是NH；、Cu2+酸性

NH4CkCU(NO3)2

强碱弱酸盐CHsCOONa^Na2cO3是CH3coO、CO*碱性

4.水解离子方程式的书写

(1)盐类水解的离子方程式一般用连接，且一般不标寸”“广等状态符号。

⑵多元弱酸盐：分步书写，以第一步为主。

。)多元弱碱盐：水解反应的离•子方程式一步完成。

(4)阴、阳离子相互促进的水解

①若水解程度不大，用“一”表示。

②相互促进的水解程度较大的，书写时用“一”“甘”广。

考点06盐类水解的影响因素及应用

1.影响盐类水解的因素

⑴内因：形成盐的弱酸或弱碱越药，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸

性越强。如水解程度：Na2cCh>Na2so3，Na2C03>NaHC03o

(2)外因：盐类水解平衡同电离平衡•样，当温度、浓度等条件改变时，会引起水解平衡的移现，从而影响

盐类水解的程度。其中浓度的影响通常包括：加水稀释、加入适量的酸或碱及能与酸或碱反应的盐等。

2.盐类水解在生产生活中的应用

(1)水解产物性质的应用

①纯碱溶液不能保存在玻璃塞的试剂瓶中的原因：溶液中碳酸杈离子水解：COr+HzO=HCO三+OH，

使溶液显碱性，会与玻璃中成分SiOi反应。

②明帆净水的原理：明帆溶液中的铝离了•水解：A13++3H2OIAI(OH)3(胶体)+3H+,A1(OH)3胶体能吸附

水巾的悬浮物，起到净水作用。

③ZnCL溶液可作焊接时的除锈剂的原因：ZM.水解使溶液显酸性，能溶解铁锈。

⑵促进盐类水解的应用举例

①热的纯碱溶液去油污效果好，原因是碳酸钠的水解为吸热反应，升高温度水解平衡向右移动，溶液的碱

性增强，去污效果增强。

②筱态氮肥与草木灰不得混用的理由：镂态氮肥中的NH；水解显酸性，草木灰中的cor水解显碱性，相互

促进，使氨气逸出降低肥效。

③加MgO除去MgCb溶液中的Fe'+杂质的原理:Fe3++3H2O=Fe(OH)3+3H、MgO+2H+=Mg2++H2O,

使Fe3‘水解平衡向右移动，从而转化为Fe(0H)3沉淀除去，且不引入新的杂质。

④泡沫灭火器反应原理:NaHCCh与A12(SO4)3饱和溶液发生相互促进的水解反应:A13++3HCO?=A1(OH)31

+3CO2to

（3）如制盐类水解的应用举例

①在配制FeCh、AICh>SnCb等溶液时为抑制水解•，常先将盐溶于少量浓盐酸中，再加蒸储水稀释到所需

浓度。

②用MgCl2-6H2O晶体得到纯的无水MgCb操作方法及理由是在干燥的HC1气流中加热MgCl2-6H2O,可以

得到无水MgCL，HCI气流能抑制MgCh的水解，旦带走MgCl2-6H2O因受热产生的水蒸气。

考点07沉淀溶解平衡及其影响因素

1.溶解平衡状态

（1）定义：在一定温度下的水溶液里，沉淀和离子生成相等，固体的量和溶液中各

离子浓度不再改变时的状态。

（2）表示方法：如Pbb的沉淀溶解平衡可表示为Pbb（s）—Pb2+（aq）+2r（aq）o

（3）特点：沉淀溶解平衡符合化学平衡的特点。

“动”——动态平衡。

“等”——离子生成沉淀速率和沉淀溶解速率相等。

“定”——沉淀的量及溶液中离子浓度.

“变”——条件改变，平衡。

2.沉淀溶解平衡的影响因素

影响因素平衡移动方向Ksp变化

温升高温度向______―移动，多数为溶解方向多数增大

度降低温度向______―移动，多数为沉淀方向多数减小

浓加水向____―__移动—

度加入相同离子向生成—______移动—

加入与体系中离子发生反应的离子向______―移动—

考点08溶度积及其应用

1.溶度积

（1）定义：沉淀溶解平衡的平衡常数叫溶度积常数或溶度积，通常用符号右来表示。

(2)表达式：当难溶强电解质A.〃B〃溶于水形成饱和溶液时.，建立沉淀溶解平衡：A,〃B”(s)一‘"A"'(aq)+

wBw-(aq),其溶度积的表达式为Kp=M(A”-)&(B〃厂)。

(3)影响因素：Kp只与难溶电解质的和有关，而与无关。

(4)意义：<p反映了难溶电解质在水中的°通常，对于相同类型的难溶电解质(如Ag。、AgBr

和Agl)，KSp越大，难溶电解质在水中的溶解程度就。

【特别提醒】(I)溶液中离子浓度的变化只能使平衡发生移动，并不改变溶度积。

(2)&p与溶解度(S)都可用来表示物质的溶解程度，但是Kp小的物质溶解度不一定也小。

2.溶度积(瓦卬)的应用

(1)利用Kp比较难溶电解质的溶解度的大小：相同温度下，同种类型的难溶电解质，Kp越大，溶解程度

就越高。

(2)利用<p判断沉淀的溶解与生成：定义难溶电解质溶液中有关离子浓度哥的乘积(浓度商)为。。通过比

较Kp和Q的相对大小,可以判断难溶电解质在给定条件下能否溶解。

Q与Ksp关系溶液性质有无沉淀析出

Q>Ksp——

Q=K'p—

QVKsp——

(3)由Kp计算溶液中某离子的浓度：K$p是难溶电解质在水溶液中达到饱和后各离子浓度的关系，在某难

溶电解质的溶液中，若己知其中一种离子的浓度，就可以根据apil算另一种离子的浓度。

(4)溶度积与沉淀溶解能力的关系

溶度积(Kp)反映了难溶电解质在水中的溶解能力。

对于阴、阳离子个数比相同的电解质，Kp的数值越大，难溶电解质在水中的溶解度越大。

对于阴、阳离子个数不同的电解质，(p小的电解质的溶解度不一定比Kp大的溶解度小，如

ArSp(Ag2CrO4)<^p(AgCl),但AgzCQ的溶解度大于AgCl的溶解度。因此，不能通过比较K、p数值的大小来

确定溶解度的大小。

考点09沉淀溶解平衡的应用

1.沉淀的生成

(1)沉淀生成的应用

在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用来达到分离或除去某些离子的目的。

(2)沉淀的方法

①调节pH法：如工业原料氯化钱中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH,使。［Fe(OHR>

3+

Kp［Fe(OH)3］可使Fe3+转变为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：Fe+3NH3H2O=Fe(OH)3I+3NH；。

②加沉淀剂法：如以Na?S、H2s等作沉淀剂，使某些金属离子，如CM+、Hg2+等生成极难溶的硫化物CuS、

HgS等沉淀，即离子积Q>K、p时，生成沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。

2++

a.通入H2s除去CM，的离子方程式：H2S+CU=CUSI+2Ho

b.加入Na2s除去Hg2+的离子方程式:Hg2*+S2-=HgSIo

2.沉淀的溶解

(1)沉淀溶解的原理

根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，QvK、p使平

衡向的方向移动，就可以使沉淀溶解。

(2)沉淀溶解的方法

①陵溶解法：用强酸溶解的难溶电解质有CaCO3、FeS、AI(OH)3>Ca(OH)2等。

如CaCO.a难溶于水，却易溶于盐酸，原因是：CaCCh在水中存在沉淀溶解平衡为CaCO*)^Ca2+(aq)+

C«-(aq),当加入盐酸后发生反应：CCr+2H+=H2O+C023c(COM)降低，溶液中与Ca?-的离

子积e(CaCO3)</Csp(CaCO3),沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。

②盐溶液溶解法；Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、NH4cl溶液中。溶于NH」C1溶液反应的离子方程式为

2+

Mg(OH)2+2NH；=Mg+2NH3H2OO

3.沉淀的转化

(1)实质：是的移动。

(2)特点

①通常，一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀。

②两种难溶物的差别越大，越容易转化。

(3)沉淀转化的应用

①锅炉除水垢。

Na2c03盐酸

2+

水垢［含CaSO4(s)l------->CaCO3(s)-------->Ca(aq)

②除去硫酸铜溶液中的铁离子。

CuS()4(aq)CU(OH)2或调节溶液pH=3〜4「Cu"

3+

(含Fe)Cu2(OH)g，L>Fe(OH)3I

③矿物转化：

CuS04溶液遇ZnS转化为CuS,离子方程式为

Cu："(aq)+ZnS=CuS(s)+Zn"(aq)。

【特别提醒】沉淀转化虽然是利用的沉淀溶解平衡的移动，但是因为沉淀能够完全转化，所以反应方程式

用“一”，不用“0”。

考点10离子反应及其发生的条件

1.离子反应

(1)定义：离子反应是溶液中以及与之间发生的反应。

(2)离子反应的实质溶液中某种或某些离子o

【特别提醒】

(1)某些物质在熔融状态时也可以发生离子反应。

(2)离子反应的实质是溶液中某种或某些离子的浓度降低，并不是所有的离子浓度都降低。

2.复分解型离子反应发生的条件

(1)生成沉淀

①NazSOj溶液与Ba(OH)2溶液混合的离子反应：。

②向MgCO3悬浊液中加入NaOH溶液的离子反应：。

(2)牛成弱电解质

①NaOH与盐酸混合的离子反应：。

②盐酸与CH<OONa混合的离子反应：o

③向稀NH4NO3溶液中加入NaOH溶液的离子反应：o

(3)生成气体(或挥发性物质)

①Na2c03溶液与稀硫酸混合的离子反应：o

②浓NMNCh溶液中加入浓NaOH溶液的离子反应：0

3.氧化还原型离子反应

(1)非原电池、电解池的反应

在溶液中，具有氧化性和还原性的离子相遇时：二者能发生氧化还原反应而使离子浓度降低，例如：

①向FeCL溶液中加入酸性KMnCh溶液，离子方程式为。

②向CuSCh溶液中加入锌片，离子方程式为o

⑤FeCh溶液腐蚀卬刷电路铜板，离子方程式为o

(2)原电池、电解池反应

①原电池：Cu-Zn-H2so4。

电极反应式：负极：Zn—2e-=Zn2*,正极：2H‘+2ei=H2T，总反应离子方程式:

②电解池：电解饱和食盐水。

-

阳极：2Cr-2e=Cl2to

阴极：2H,十2°一=比3

总反应离子方程式：。

【特别提醒】

⑴微溶物在产物中写成化学式，在反应物中若是澄清溶液写成离子形式，若是悬浊液写成化学式，不能拆。

⑵弱酸的酸式酸根不能拆写成H+和弱酸酸根离子形式。

4.离子反应方向的判断

(1让H-TAS判据

室温时，的离子反应能正向自发进行。

(2)平衡常数判据

当反应物的浓度很小时，就可以满足的条件，因此正反应很容易进行。

考点11离子的检验与推断

1.物质检验与含量测定

(1)离子检胎

3+3+

利用Fe3+与SCN反应检验Fe：Fe+3SCN-Fe(SCN)3

利用「与Ag-反应检验I-：Ag"+「^=AgI

(2)测定溶液中某些离子的浓度

①：如溶液中SOM的浓度，用Ba2+将其转化为BaSCh沉淀，再称量求得。

②___________________：强酸溶液中FC的浓度可以用己知准确浓度的强碱溶液滴定的方法获得。

③___________________：如溶液中MnO；的浓度可以用已知准确浓度的Fe2‘溶液滴定的方法来获得。

2.离子检验的类型

⑴生成沉淀；

(2)生成气体；

⑶显示特殊颜色。

3.离子检验方法

方法离子试剂现象注意

C「、B「、「AgNCh溶液和稀硝酸AgQ(白色)、AgBr(淡黄色)、Agl(黄色)——

soF稀盐酸和BaCL溶液白色沉淀先用稀盐酸酸化

沉淀

Fe2+NaOH溶液白色沉淀-灰绿色沉淀一红褐色沉淀——

法

Fe3+NaOH溶液红褐色沉淀——

Al3+NaOH溶液白色沉淀一溶解——

浓NaOH溶液和湿润产生有刺激性气味的气体，且气体能

NH；要加热

的红色石蕊试纸使湿润的红色石蕊试纸变蓝

气体sor>H83、

cor稀盐酸和澄清石灰水澄清石灰水变浑浊

法HSOI有干扰

产生有刺激性气味的气体，且气体能

sor稀硫酸和品红溶液——

使品红溶液褪色

下层为紫色——

氯水(少量)，CC14

显色先加KSCN溶液，

Fe2+KSCN溶液和氯水先是无变化，滴加氯水后变红色

法无变化，再加氯水

Fe3+KSCN溶液红色——

焰色IC要透过蓝色钻

Na+、K+Pt(Fe)丝和稀盐酸火焰分别呈黄色、紫色

实验玻璃片观察焰色

考点12酸碱中和滴定

1.原理

利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准HC1溶液滴定待

测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH尸臂;黑紫

2.实验操作与仪器的选择

(1)主要仪器

'①“o”刻度线在上方，

尖嘴部分无刻度

②读数可估读到0.01mL

③A是酸式滴定管，不能

盛放城性液体；

B是碱式滴定管，不能

盛放酸性和强氧化性

.液体

(2)滴定前准备

排气泡

滴定管:查漏T洗涤一润洗一装液T—＞记录。

调液面

锥形瓶：洗涤一装待测液一加指示剂。

(3)滴定操作

左手控制眼睛注视锥形瓶内

滴定管的活塞广溶液颜色的变化

学一手摇动锥形瓶

(4)滴定终点

滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，停止滴定，并记录标准溶液的体积。

(5)数据处理

按上述操作重复2〜3次，根据每次所用标准液的体积计算待测液的物质的量浓度，最后求出待测液的物质

的量浓度的平均值。

3.关键

(I)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。

⑵选取适当的指示剂，准确判断滴定终点。

熟记：常见酸碱指示剂的变色范围

指示剂变色范围和pH

5.()8.0

石蕊

红色紫色瑟色

3.14.4

甲基橙

组色橙色黄色

8.210.()

酚配

无色浅红色红色

4.误差分析

以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例:

步骤操作c怜潴

酸式滴定管未用标准溶液润洗——

碱式滴定管未用标准溶液润洗——

洗涤

锥形瓶用待测溶液润洗——

锥形瓶洗净后还留有蒸饱水——

取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失——

酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失——

振荡锥形瓶时部分液体溅出——

滴定

部分酸液滴出锥形瓶外——

溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴——

NaOH溶液无变化

滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）

读数---------------------------------------------

滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前的后仰）

易错清单

易错点01判断弱电解质的两种方法

I.弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH=l的CH3coOH溶液加水稀释10倍后，lvpH<2。

2.弱电解质形成的盐能水解，如用玻璃棒蘸取一定浓度的CHsCOONa溶液滴在pH试纸上，pH>7,说明

CHKOONa为强碱弱酸盐，即CH3COOH为弱酸。

易错点02加水稀释粒子浓度比值变化分析

1.同一溶液、浓度比等于物质的量比。如HF溶液：瑞=爵。（由浓度比较变成物质的量比较）

2.将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：瑞=黑器;=岛（由两变量转变

为一变量）

易错点03酸、碱混合后溶液酸碱的判断

1.等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性

2.室温下c献H+尸CH（OH）即pH之和等于14时，一强一弱等体枳混合一“谁弱谁过量，谁弱显谁性

3.室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合酸碱性分析（两强混合）

①若pH之和等于14,则混合后溶液显中性，pH=7。

②若pH之和大于14,则混合后溶液显碱性，pH>7。

③若pH之和小于14,则混合后溶液显酸性，pH<7o

易错点04酸碱滴定中溶液pH曲线

1.强酸与强碱滴定过程中pH曲线

如以0.1000mol-L-1NaOH溶液滴定20.00mLO.1000mol-L-1盐酸的滴定曲线如下：

①开始时加入的碱对pH

的影响较小

②当接近滴定终点时,很

少量(0.04mL,约一滴)

碱液引起的pH的突变.

导致指示剂的变色即反

应完全，滴定达到终点

③终点后，加入的减对pH

的影响较小

2.强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较

氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线

().0()10.0()20.0030.0()10.0020.0030.00

V(NaOH溶液)/mLV(HCI溶液)/mL

曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高

突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱

碱反应)

3.滴定曲线分析步骤

首先看横、纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强

弱；再次找滴定终点和pH=7的中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(pH=7)的位置；最后分析

其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。但要注意中性点与恰好反应点的区别。

易错点05中和滴定曲线

1.巧抓“5点”，突破滴定曲线中粒子浓度关系

(1)抓反应的“起始”点：判断酸、碱的相对强弱。

(2)都反应“一半”点：判断是什么溶质的等量混合。

(3)都“恰好”反应点：生成的溶质是什么，判断溶液的酸碱性。

(4)或溶液的“中性”点：生成什么溶质，哪种物质过量或不足。

(5)加反应的“过量”点：溶液中的溶质是什么，判断哪种物质过量。

2.抓住滴定曲线中的5个关键点一模型构建

以室温时用0.1mol-L-'NaOH溶液滴定20mLO.lmoIL-'HA溶液为例。如图所示:

关键点离子浓度关系

反应起始点(与pH轴的交起始点为HA的单一溶液，0.1mol-L-1HA溶液pH>i说明HA是弱酸，

点)c(HA)>c(H+)>c(A)>c(0H-)

溶液中含等物质的量的NaA和HA,此时溶液pH<7,说明HA的电离程度

反应一半点(点①)

大于A•的水解程度,c(A)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH)

溶液pH=7,溶液呈中性，酸没有完全被中和，

中性点(点②)

c<Na+)=c*(A-)>c(HA)>c(H-)=c(OH-)

此时二者恰好完全反应生成NaA,为强碱弱酸盐，溶液显碱性，

恰好完全反应点(点③)

c(Na+)>c(A)>c(OH')>c(HA)>(H+)

此时，NaOH溶液过量，得到NaA与NaOH等物质的量的混合液，溶液显

过量点(点④)

碱性,c(Na+)>c(OH)>c(A)>c(H+)

易错点6分布系数曲线

L认识分布曲线

一元弱酸(以CH3coOH为例)二元酸(以草酸H2c2。4为例)

)

।AIA--1

34567123456

PHPH

注：pK,为电离常数的负对4

闻为分布系数，为

CH3COOH81CH3COO也为H2c2O4分布系数，a为HC2。］分布系数、82为C20；一分

分布系数布系数

随着pH增大，溶质分子浓度不断减小，离子浓度逐渐增大，酸根离子增多。根据分布系数可以书写一定

pH时所发生反应的离子方程式

同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH的微粒分布系数和酸的分布浓度，就可以计算各成

分在该pH时的平衡浓度。

2.读图解题要领

⑴读“曲线”一每条曲线所代表的粒子及变化趋势(以上图中H2c2。4为例)随pH增大，8只减不增的为

H2c2。4曲线，3先增后减的为HC2O7曲线，6只增不减的为C24一曲线。

⑵“用交点”——交点是某两种粒子浓度相等的点，可计算电离常数K：

①图中①点：dHC2O7)-c(H2c2。4)，其pH为pH],Ka/H2c2O4)-华需鲁=10-PHi。

②同理图中②点：C(HC2OZ)=C(C2O/)，对应pH为pH2,(2=10”乜

③图中③点，c(H2c204)=c(C20t),此时c(HC200最大，其溶液pH为pH3，则P%二四嘿W

推理过程如下：

H2c2。4-H++HC20；,HC0]=H++CQ2-,K.•K.=«22V),由于交点③时，

221'2c2。4)