高中化學(xué)選修4第三章水溶液中的離子平衡知識(shí)點(diǎn)和題型總結(jié)

1、水溶液中的離子平穩(wěn)一、弱 電 解 質(zhì) 的電、弱電 解質(zhì) 1 學(xué)問(wèn) 要點(diǎn)1、定 義：電 解質(zhì)、非電 解質(zhì)混和物物質(zhì)純潔 物化合物電解質(zhì)強(qiáng)電 解質(zhì)：強(qiáng) 酸 、強(qiáng) 堿 、絕 大 多數(shù)金屬氧化物和 鹽；如HCl 、 NaOH 、 NaCl 、 BaSO 4弱電 解質(zhì)：弱酸、弱堿和水；如HClO 、 NH 3H 2O、 CuOH 2、H 2O . .以下 說(shuō) 法中正確選項(xiàng)（非電 解質(zhì)：大多數(shù)非金屬氧化物和有機(jī)物；如 SO3、 CO 2、 C 6H 12O 6、 CCl 4、 CH 2=CH 2. .）A 、能溶于水的 鹽,不溶于水的 鹽 是非電 解質(zhì)溶液中不存在溶 質(zhì) 分子；弱 電 解質(zhì) 溶液中必存在溶

2、 質(zhì) 分子；C 、在熔融狀 態(tài) 下能導(dǎo) 電的化合物肯定是離子化合物,也肯定是 強(qiáng)D 、 Na 2O 2 和 SO2 溶液于水后所得溶液均能 電,故兩者均是電 解質(zhì)2、電 解 質(zhì) 與非電 解質(zhì) 本質(zhì) 區(qū)分在肯定條件下（溶于水或熔化）能否 離（以能否 導(dǎo) 離 ）離子化合物或共價(jià)化合物 非 電 解質(zhì) 共價(jià)化合物離子化合物與共價(jià)化合物 別方法：熔融狀 態(tài) 下能否 導(dǎo)以下 說(shuō) 法中錯(cuò) 誤的是（）A、非 電 解質(zhì) 肯定是共價(jià)化合物；離子化合物肯定是；的水溶液肯定能 導(dǎo) 電；非電 解質(zhì) 的水溶液肯定不 導(dǎo)C、濃 度相同 時(shí) 的 水溶液的 導(dǎo) 電性肯定比弱電 解質(zhì)D、相同條件下,pH 相同的 鹽 酸和醋酸的

3、導(dǎo) 電性相同；與 弱電 質(zhì)的本質(zhì) 區(qū)分在水溶液中是否完全 離（或是否存在 電 離平穩(wěn)）留意： 電 解 質(zhì)、非 電 解質(zhì) 都 是化合物 SO2、 NH 3、 CO 2 等屬于非 電 解質(zhì)不 等于 易溶于水的化合物（如 BaSO 4 不溶于水,但溶于水的 BaSO 4 全部電 離,故 BaSO 4為 強(qiáng)電 解質(zhì)4、強(qiáng) 弱 電 解質(zhì) 通過(guò) 試驗(yàn) 進(jìn)行判定的方法 以 HAc 為 例 ：（ 1）溶液 導(dǎo)（ 2）測(cè) 0.01mol/LHAc 溶液的 pH2 ；（ 3）測(cè) NaAc 溶液的 pH值（ 4） 測(cè) pH= a 的 HAc 稀釋 100 倍后所得溶液 pHa +2 （ 5）將物 質(zhì) 的量濃 度相同

4、的 HAc 溶液和 NaOH 溶液等體 積 混合后溶液呈堿性（ 6）中和 10mLpH=1 的 HAc 溶液消耗 pH=13 的 NaOH 溶液的體 積 大于 10mL; （ 7）將 pH=1 的 HAc 溶液與 pH=13 的 NaOH 溶液等體 積 混合后溶液呈酸性（ 8）比 較 物質(zhì) 的量濃 度相同的 HAc 溶液與 鹽 酸分別 與同樣 的 鋅 粒反應(yīng) 產(chǎn)憤怒體的速率正確的方法是 和；最 難 以 實(shí) 現(xiàn)的是,說(shuō) 明 理由；（提示：實(shí) 驗(yàn)室能否配制 0.1mol/L 的HAc ？能否配制 pH=1 的 HAc ？ 為 什么？）5、強(qiáng) 酸 （ HA ）與弱酸（HB ）的區(qū) 別1溶液的物 質(zhì)

5、的量濃 度相同 時(shí) pH HA pH HB2pH 值 相同時(shí),溶液的 濃 C HA CHB3pH 相同 時(shí),加水稀 釋 同等倍數(shù)后,pH HA pH HB物質(zhì) 的量 濃 度相同的 鹽 酸、硫酸和醋酸溶液,pH 最小的是, pH 最大的是；體 積 相同時(shí) 分別 與同種 NaOH 溶液反應(yīng),消耗 NaOH 溶液的體 積 大小關(guān)系 為pH 相同的 鹽 酸、硫酸和醋酸溶液,物 的量濃 度最小的是,最大的是；體 積 相同 時(shí) 分別 與 同種 NaOH 溶液反應(yīng),消耗 NaOH 溶液的體 積 大小關(guān)系 為+為 乙 酸中 cH +的 3 倍,欲使兩溶液中 cH +相等, 就甲酸和乙酸都是弱酸,當(dāng)它 的 濃

6、度均 為 0.10mol/L 時(shí),甲酸中的 cH 將甲酸稀 釋 至原先的 3 倍（填“” 或 =“ ）” ；試 推 測(cè) 丙酸的酸性比乙酸 強(qiáng) 仍是弱；二、水的 電 離和溶液的酸堿性+ + OH- 水的離子 積 K W = H + OH - 1、水離平穩(wěn)：H 2O H + - -7 + - -14 25 時(shí) , H =OH =10 mol/L ; K W = H OH = 10 留意 ： K W 只與溫度有關(guān),溫度肯定,K W值 肯定K W 不僅 適 用于純 水 ,適用于任何溶液（酸、堿、鹽2、水 電 離特點(diǎn)： （ 1）可逆（ 2）吸 熱（ 3）極弱3、影響水 電 離平穩(wěn)的外界因素：酸、堿：抑制

7、水的電離（pH 之和為14 的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制）溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進(jìn)水的電離（pH 之和為 14 兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進(jìn)）試比較 pH=3 的 HAc 、 pH=4 的 NH 4Cl 、 pH=11 的 NaOH 、 pH=10Na 2CO 3 四種溶液中水的電離程度從大到小的次序是；4、溶液的酸堿性和 pH ：+ （ 1） pH= -lgH 留意：酸性溶液不肯定是酸溶液（可能是 溶液）； pH 7 溶液不肯定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對(duì)）；堿性溶液不肯定是堿溶液（可能是 溶液）；已知 100 時(shí),水的 K W=1 10 -

8、12 ,就該溫度下（ 1） NaCl 的水溶液中 H += ,pH = ,溶液呈 性；（ 2） 0.005mol/L 的稀硫酸的 pH= ； 0.01mol/L 的 NaOH 溶液的 pH= （ 2） pH 的測(cè)定方法：酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞是pH 試紙最簡(jiǎn)潔的方法；操作：將一小塊pH 試紙放在干凈的玻璃片上,用玻璃棒沾取未知液點(diǎn)試紙中部,然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較讀數(shù)即可；留意：事先不能用水潮濕PH 試紙；只能讀取整數(shù)值或范疇用 濕 潤(rùn) 的pH 試 紙 測(cè) 某 稀 溶 液 的pH , 所 測(cè) 結(jié) 果（ 填“ 偏 大 ” 、“ 偏 小 ” 、“ 不 變 ” 或 “ 不 能 確 定 ” ）, 理

9、 由；（ 3）常用酸堿指示劑及其變色范疇：指示劑 5 紅色變色范疇的PH 8 藍(lán)色石蕊5 8 紫色甲基橙 3.1 紅色3.1 4.4 橙色 4.4 黃色酚酞 8 無(wú)色8 10 淺紅 10 紅色試依據(jù)上述三種指示劑的變色范疇,回答以下問(wèn)題：強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿最好選用的指示劑為：,緣由是；強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸最好選用的指示劑為：,緣由是；中和滴定不用石蕊作指示劑的緣由是；三 、混合液的 pH 值運(yùn)算方法公式 混； OH-有+混：將兩種酸中的 H+離子數(shù)相加除以總體積,再求其它）1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求 H +混 = （ H+ 1V 1+H +2V2） /（ V 1+V2）H - 混：將兩種酸中的 OH -離

10、子數(shù)相加除以總體積,再求其它）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求 OH OH-混 （ OH - 1V 1+OH -2V 2） /（ V 1+V 2）留意 :不能直接運(yùn)算 H+ 混 + + OH- =H +或 OH-, H+有余,就用余下的 H+數(shù)除以溶液總體積求 H+ 3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù) H 2O 運(yùn)算余下的 H 余,就用余下的 OH-數(shù)除以溶液總體積求 OH - 混,再求其它）混,再求其它）留意 ：在加法運(yùn)算中,相差 100 倍以上（含 100 倍）的,小的可以忽視不計(jì)！將 pH=1 的 HCl 和 pH=10 的 NaOH 溶液等體積混合,所得溶液的 pH= ；將 pH=5 的 H 2

11、SO 4和 pH=12 的 NaOH 溶液等體積混合,所得溶液的 pH= ； 20mLpH=5 的鹽酸中加入 1 滴（ 0.05mL ） 0.004mol/LBaOH 2 溶液后 pH= ；四、稀釋過(guò)程溶液 pH 值的變化規(guī)律：n 倍時(shí), pH 稀 =pH 原+ n （但始終不能大于或等于 7） 1、強(qiáng)酸溶液：稀釋 10 n 倍時(shí), pH 稀 pH 原 +n （但始終不能大于或等于 7） 2、弱酸溶液：稀釋 10 n 倍時(shí), pH 稀=pH 原 n （但始終不能小于或等于 7） 3、強(qiáng)堿溶液：稀釋 10 n 倍時(shí), pH 稀 pH 原 n （但始終不能小于或等于 7） 4、弱堿溶液：稀釋 10

12、 5、不論任何溶液,稀釋時(shí) pH 均是向 7 靠近（即向中性靠近）；任何溶液無(wú)限稀釋后 pH 均為 7 6、稀釋時(shí),弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的 pH 變化得慢,強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快；pH=3 的 HCl 稀釋 100 倍后溶液的 pH 變?yōu)椋?pH=3 的 HAc 溶液稀釋 100 倍后 pH 為,如使其 pH 變?yōu)?5,應(yīng)稀釋的倍+ ：SO 42-= ； pH=10 的 NaOH 溶液稀釋 100 倍后數(shù)應(yīng)（填不等號(hào)）100； pH=5 的稀硫酸稀釋 1000 倍后溶液中 H 溶液的pH 變?yōu)椋?pH=10 的 NaAc 溶液稀釋10 倍后溶液的pH 為；五、“ 酸、堿恰好完全反應(yīng)” 與“ 自

13、由H+與 OH-恰好中和” 酸堿性判定方法1、酸、堿恰好反應(yīng)（現(xiàn)金+存款相等）：恰好生成鹽和水,看鹽的水解判定溶液酸堿性；（無(wú)水解,呈中性）2、自由 H +與 OH-恰好中和（現(xiàn)金相等）生成鹽和水,弱者大量剩余,弱者電離顯性；,即“14 規(guī)章： pH 之和為14 的兩溶液等體積混合,誰(shuí)弱顯誰(shuí)性,無(wú)弱顯中性；” ：性 , 原 因（無(wú)弱者,呈中性）1100mLpH=3 的 H 2SO 4 中 加入10mL0.01mol/L 氨水后溶液呈性,緣由是；pH=3 的HCl 與pH=11 的氨 水 等體 積 混合 后溶 液 呈是；（ 2）室溫時(shí),0.01mol/L 某一元弱酸只有1%發(fā)生了電離,就以下說(shuō)法

14、錯(cuò)誤選項(xiàng)A 、上述弱酸溶液的pH 4 B、 加入等體積0.01mol/LNaOH 溶液后,所得溶液的pH 7 C、加入等體積0.01mol/LNaOH 溶液后,所得溶液的pH 7 D、加入等體積pH=10 的 NaOH 溶液后,所得溶液的pH 7 六、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解規(guī)律：有弱才水解,無(wú)弱不水解,越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性,兩弱相促進(jìn),兩強(qiáng)不水解；多元弱酸根,濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸水解程度大,堿性更強(qiáng)；弱酸酸性強(qiáng)弱比較：如 :Na 2CO 3 NaHCO 3 A 、同主族元素最高價(jià)含氧酸的酸性遞減,無(wú)氧酸的酸性遞增（利用特別值進(jìn)行記憶；如酸性：HFH3PO4）B、

15、飽和一元脂肪酸的碳原子數(shù)越小,酸性越強(qiáng)（如 HCOOHCH 3COOH ）C、一些常見(jiàn)的酸的酸性：HClO 、 HAlO 2、苯酚為極弱酸；醋酸 碳酸；磷酸和 H 2SO3 為中強(qiáng)酸；HClO 4 為 最強(qiáng)含氧酸等；（ 1）以下物質(zhì)不水解的是；水解呈酸性的是；水解呈堿性的是 FeS NaI NaHSO 4 KF NH 4NO 3 C 1 7H 35COONa （ 2）濃度相同時(shí),以下溶液性質(zhì)的比較錯(cuò)誤選項(xiàng)（）酸性： H 2SH 2Se 堿性：Na 2SNaHS 堿性： HCOONaCH 3COONa 水的電離程度：NaAcNaAlO 2 溶液的 pH： NaHSO 3Na 2SO 4NaHCO

16、 3NaClO 2、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（ 2）程度小（ 3）吸熱以下說(shuō)法錯(cuò)誤選項(xiàng)：A 、 NaHCO 3 溶液中碳元素主要以 HCO 3-存在；B 、 Na2CO 3 溶液中滴加酚酞呈紅色,加熱紅色變深；C、 NH 4Cl 溶液呈酸性這一事實(shí)能說(shuō)明氨水為弱堿；D 、在稀醋酸中加醋酸鈉固體能促進(jìn)醋酸的電離；3、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱）濃度：濃度越小,水解程度越大（越稀越水解）酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H +促進(jìn)陰離子水解而抑制陽(yáng)離子水解；OH-促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解）CO 3 Na 2CO 3 溶液呈堿性原緣由用方程式表示為；能削減Na2CO

17、 3 溶液中2-濃度的措施可以是（）NH 4Cl 加少量NaHCO 3 固體加少量 NH 42CO 3 固體加熱加少量加水稀釋加少量NaOH 4、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO 4-（如 : HSO 3- 、 H2PO4-） 電離程度水解程度,顯酸性- - 2-）水解程度電離程度,顯堿性（如： HCO 3 、HS 、 HPO 4寫(xiě)出 NaH 2PO 4 溶液中全部的水解和電離方程式,并指示溶液中2- H3PO4、 HPO 4 與H 2PO 4-的大小關(guān)系；5、雙水解反應(yīng)：（ 1）構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)為雙水解反應(yīng)（即弱酸弱堿鹽）；雙水解反應(yīng)相互促進(jìn),水解程度較大,有的甚

18、至水解 完全；其促進(jìn)過(guò)程以 NH 4Ac 為例說(shuō)明如下：+ - + + - NH 4Ac = NH 4 + Ac NH 4 Ac + H 2O HAc + OH + H 2O NH 3H 2O + H 兩個(gè)水解反應(yīng)生成的 H+和 OH反應(yīng)生成水而使兩個(gè)水解反應(yīng)的生成物濃度均削減,平穩(wěn)均右移；3+、 Al 3+與 AlO -、 CO 2-HCO 3-、 S2-HS -、 SO32-HSO 3-；其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體； （ 2）常見(jiàn)的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe 2 3 雙水解完全的方程式寫(xiě)“=” 并標(biāo)“ ” ,其離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平穩(wěn),如：2Al 3+ + 3S2- + 6H 2O

19、 = 2AlOH 3 + 3H 2S 寫(xiě)出 Al 3+與 CO 32-、 HCO 3-在水溶液中反應(yīng)的離子方程式：,為；在足量Na2CO 3 溶液中加少量硫酸鋁溶液的離子方程式, 泡 沫 滅 火 器 中 使 用 硫 酸 鋁 與 小 蘇 打 而 不 用 純 堿 的 原 因是；能鑒別Na 2CO 3、 NaOH 、 NaCl 、 AgNO 3 和苯酚鈉五種溶液的一種試劑是6、鹽類水解的應(yīng)用：N、 P、 K 三元素不能變成 和 ）混施化肥（泡沫滅火劑（用硫酸鋁和小蘇打?yàn)樵?雙水解） FeCl 3 溶液止血?jiǎng)ㄑ獫{為膠體,電解質(zhì)溶液使膠體凝結(jié)）明礬凈水（Al 3+水解成氫氧化鋁膠體,膠體具有很大的表

20、面積,吸附水中懸浮物而聚沉） NH 4Cl 焊接金屬（氯化銨呈酸性,能溶解鐵銹） 判定溶液酸堿性（強(qiáng)者顯性）比較鹽溶液離子濃度的大小 判定離子共存（雙水解的離子產(chǎn)生沉淀和氣體的不能大量共存） 配制鹽溶液（加對(duì)應(yīng)的酸防止水解）七、電離、水解方程式的書(shū)寫(xiě)原就1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書(shū)寫(xiě)原就：分步書(shū)寫(xiě)+ + HS- ；HS- H+ + S2- 例： H 2S 的電離 H 2S H 2- HS- + OH- H 2O + HS- H 2S + OH- 例： Na2S 的水解：H2O+ S 留意： 不管是水解仍是電離,都打算于第一步,其次步一般相當(dāng)柔弱；2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離

21、（水解）書(shū)寫(xiě)原就：一步書(shū)寫(xiě)例： Al 3+ + 3H 2O AlOH 3 + 3H + 以下方程式中屬于電離方程式的是；屬于水解方程式的是A 、 HCO 3- +H 2O H 3O + + CO 32- B、 BaSO 4 = Ba2+ + SO 42-C、 AlO 2- + 2H 2O AlOH 3 + OH- D、 CaCO 3s Ca2+ + CO 32-八、溶液中微粒濃度的大小比較1、基本原就：抓住溶液中微粒濃度必需滿意的兩種守恒關(guān)系：電荷守恒（ 電荷數(shù)前移）: 任何溶液均顯電中性,各陽(yáng)離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和物料守恒 原子個(gè)數(shù)前移 :某原子

22、的總量 或總濃度 其以各種形式存在的全部微粒的量 或濃度 之和+個(gè)數(shù)前移 : ： 質(zhì)子守恒 得失 H 得質(zhì)子后形成的微粒濃度 得質(zhì)子數(shù) = 失質(zhì)子后形成的微粒濃度 失質(zhì)子數(shù)2、同濃度的弱酸和其弱酸鹽、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強(qiáng)弱規(guī)律：中?；瘜W(xué)常見(jiàn)的有三對(duì)等濃度的 HAc 與 NaAc 的混合溶液：弱酸的電離其對(duì)應(yīng)弱酸鹽的水解,溶液呈酸性 等濃度的 NH 3H2O 與 NH 4Cl 的混合液：弱堿的電離其對(duì)應(yīng)弱堿鹽的水解,溶液呈堿性等濃度的 HCN 與 NaCN 的混合溶液：弱酸的電離 其對(duì)應(yīng)弱酸鹽的水解,溶液呈堿性把握其處理方法（即抓主要沖突）例： 0.1mol/LCH 3COOH

23、和0.1mol/LCH 3COONa 溶液等體積混合后溶液呈酸性,就溶液呈酸性,CH 3COOH 的電離CH 3COONa 的水解,HAc0.1mol/L. （由于NaAc 的水解呈堿性被HAc 的電離呈酸性所掩蓋,故可當(dāng)作 “ 只HAc 電離, 而 NaAc 不水解”考慮, 即只考慮酸的電離；）九、酸堿中和滴定（見(jiàn)專題）十、溶解平穩(wěn)1、難溶電解質(zhì)的溶解平穩(wěn)的一些常見(jiàn)學(xué)問(wèn)（ 1）溶解度小于0.01g 的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)；生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)為完全反應(yīng),用“=” ；10-7mol/LOH -；（ 1）強(qiáng)酸弱堿鹽：如 AlCl 3,水電離產(chǎn)生的 OH +部分被陰離子結(jié)合生成了難電離的弱酸,故使

24、溶液中 OH- H + ；（ 2）強(qiáng)堿弱酸鹽：如 NaAc ,水電離產(chǎn)生的 H 4、酸式鹽中 NaHSO 4、 NaHSO 3、 NaH 2PO 4 中酸根離子以電離為主,故顯酸性而抑制水的電離,其余均以水解為主而促進(jìn)水的電離；已知某NaHSO 3 溶液的pH=4 ,就有關(guān)NaHSO 3 溶液的說(shuō)法中正確選項(xiàng)（）A 、 NaHSO 3 溶液中水的電離程度小于Na 2SO3 溶液,也小于Na 2SO 4 溶液- 2- B 、 HSO 3 H 2SO 3SO 3 C、該溶液中由水電離出的 H +為 1 10-4mol/L D 、加入少量 NaOH 使溶液的 pH 上升會(huì)使水的電離受抑制五、 Qc

25、與 K Q c為濃度商：是指剛開(kāi)頭反應(yīng)（但未反應(yīng)）時(shí)平穩(wěn)體系各物質(zhì)濃度冪次方之積之比（對(duì)于溶液是指混合后但不反應(yīng)時(shí)的濃度）K 為平穩(wěn)常數(shù)：是指可逆反應(yīng)達(dá)到平穩(wěn)時(shí)體系各物質(zhì)濃度冪次方之積之比；在化學(xué)平穩(wěn)、電離平穩(wěn)、水解平穩(wěn)、溶解平穩(wěn)四大平衡中分別有不同的名稱：化學(xué)平穩(wěn)常數(shù)K 、電離常數(shù)K a、水解常數(shù)Kh、溶度積K sp；2 溶液等體積混合,試通過(guò)運(yùn)算溶液中是否Q c與 K 的相對(duì)大小可反映出體系是否為平穩(wěn)狀態(tài)：（1）Q cK ,過(guò)平穩(wěn)狀態(tài),反應(yīng)將逆向進(jìn)行；（2）Q c=K ,平穩(wěn)狀態(tài)；（3）Q cK ,未平穩(wěn)狀態(tài),反應(yīng)將正向進(jìn)行已知 25 時(shí)CaSO4 的 Ksp=9.1 10 -6 ,如將0

26、.02mol/L 的 Na2SO4 溶液與0.004mol/LCaCl 有沉淀析出六、解題方法1、溶液導(dǎo)電才能的變化【例 1】把 0.05mol NaOH 固體分別加入到 100mL 以下液體中,溶液的導(dǎo)電才能變化最小的是1 硫酸 B 0.6 mol L 1 鹽酸 A 0.05 mol L 1 的醋酸；D 0.5 mol L C 0.5 mol L 1KCl 溶液方法：寫(xiě)將化學(xué)程式改為離子方程式的第一步,比較反應(yīng)前后溶液中離子數(shù)的變化關(guān)鍵：不需考慮弱電解質(zhì)的電離及離子的水解；留意加入物質(zhì)是否過(guò)量+ 2、水電離出的 H 濃度為已知條件的離子共存判定+） =1 10-14mol/L 的溶液中,肯定

27、可以大量共存的離子組是【例 2】在由水電離產(chǎn)生的 c（ H +,Al 3+,Br-,SO 42- BNa +,Mg 2+,Cl-,NO 3- CK +,Ba2+,Cl-,NO 3- DK +,Na +,SO 32-,SO 42- ANH 4+ -14 方法：“ 由水電離產(chǎn)生的 c（ H ）=110 mol/L 的溶液” 即溶液的 pH 可能為 14 也可能為 0；也即“ 以下各組離子既能大量存在于酸性+濃度大于 10-7mol/L ,就溶液肯定呈酸性,溶質(zhì)中肯定有強(qiáng)酸 溶液中也能大量存在于堿性溶液之中的是”；留意： 如由水電離產(chǎn)生的 H 弱堿鹽；+） =1 10-5mol/L 的溶液,其溶質(zhì)可

28、能是【例 3】由水電離產(chǎn)生的 c（ H A 、 NaHSO 4 B、 AlCl 3 C、 H 2SO4 D 、NaH 2PO 4 3、 14 規(guī)章的運(yùn)用【例 4】將 pH=3 的鹽酸溶液和 pH=11 的氨水等體積混合后,溶液中離子濃度關(guān)系正確選項(xiàng)：+ - - + - - A NH 4 Cl H OH B NH 4 Cl OH H C Cl OH - NH 4+ H - D Cl - NH 4+ OH- H 解析：利用“pH 之和為 14 的酸堿等體積混合后,誰(shuí)弱誰(shuí)過(guò)量顯誰(shuí)性；” 規(guī)律,判定反應(yīng)后溶液為 NH 4Cl 和 NH 3 H 2O 的混合溶液且呈堿性,而溶液呈堿性,就以氨水的電離為主

29、,應(yīng)選 B 【例 5】在常溫下 10mLpH=10 的 KOH 溶液中,加入 pH=4 的一元酸 HA 溶液至 pH 剛好等于 7（設(shè)反應(yīng)前后體積不變）,就對(duì)反應(yīng)后溶液的表達(dá)正確選項(xiàng)A、 A - = K + B 、 H + = OH -K +V 鹽酸=V 醋酸 （或 V 硫酸 =2V 鹽酸 =2V 醋酸 ）；H 2SO 4, HAc ； V 醋 酸V 鹽酸 =V 硫酸 ； ,弱二、水的電離和溶液的酸堿性3、 NH 4Cl=Na 2CO 3 HAc=NaOH 4、（1）強(qiáng)酸弱堿鹽；強(qiáng)堿弱酸鹽；10 HAc 為弱酸,隨溶液的的稀釋而電離程度增加,故難以配制；-6mol/L , 6,中； 2, 10

30、 （ 2）不能確定；酸性溶液偏大,中性溶液不變,堿性溶液偏小（ 3）酚酞；變色明顯,酚酞褪色時(shí)pH 最接近7；甲基橙,甲基橙由橙變黃時(shí),pH 最接近7；變色范疇廣且變色不明顯三、混合溶液pH 運(yùn)算公式3、 1.3； 11.7 ； 9 四、6、 5； 35 之間； ； 20:1 ； 8； 810 五、2、（1）酸；恰好反應(yīng)生成NH 42SO 4, NH 4+水解呈堿性（將題中pH=2 改為 pH=3 ）；堿；氨水過(guò)量,電離產(chǎn)生的OH-使溶液呈堿性；（ 2） B 六、1、（1）；（ 2） 2、 D 3、 CO 3 2- + H 2O HCO 3- + OH - ；PO 3- +H +； H - +

31、H 2O H 3PO4+OH - + +OH - ； H - HPO 2- +H +； HPO 2- 4、 H 2O H 2PO 4 4 2PO 4 4 4 H2PO4- HPO 42- H 3PO4 + 3CO 2Al 3+多；用純堿有可能不產(chǎn)生CO 2 或 產(chǎn)氣量很少； 3+ 2- 3+ - 5、 2Al + 3CO 3 + 3HCO 3+ 3H 2O = 2AlOH 3 + 3CO2 ； Al 3+ + 3CO 32- + 3H 2O =AlOH 3 + 3HCO 3-；產(chǎn)生同樣多的= AlOH 3CO 2,用純堿消耗的Al 七、2、 AB； C 十、5（ 1） K sp=Ag + 2S

32、2- （ 2）（ 3）加足量 MgCl 2 溶液,充分?jǐn)嚢?過(guò)濾,洗滌即得純 MgOH 22 方法、歸納和技巧一、AC 二、（ 1）自由電子導(dǎo)電；自由陰陽(yáng)離子導(dǎo)電；（ 2） NaHSO 4； HAc 三、四、A五、-5 K s p,有沉淀析出7C 8A 9BD Q c = 2 10 六、1B 2C 3B 4B 5AC 6C 3 綜合訓(xùn)練1C 2B 3C 4B 5D 6A 7AB 8B 9B 10D 11C 12A 13D 14B 15C 16D 31A 17BD 18B 19D 20B 21A 22D 23B 24C 25C 26B 27C 28D 29C 30A 32BC 33AD 34A

33、35B 36A 37B 38B 39A 1 10-14,可逆+ 、 OH-； 10-7mol/L , 1 10-14,水的離子積,40、 H 41、；42、 C BA 43、不正確,可能由于稀釋而產(chǎn)生誤差；不肯定,如是中性溶液,就不產(chǎn)生誤差,否就產(chǎn)生誤差44、（1） BiCl 3 + H 2O BiOCl + 2HCl ； （ 2）不同意；（ 3）將 BiCl 3 溶于鹽酸中；（ 4）增大溶液中c（Cl 3 的水解-）能抑制BiCl 45、酸；堿46、 CO 32- + H 2O HCO 3- + OH - ； CaSO 4s Ca2+ + SO 42- ,Ca2+ + CO 32- = Ca

34、CO 3- -3 47、 1 10 -、 Na+；Cl-, NO 3-；（ 2） OH-、 HCO 3 -、 NO 3-、 Ag + 48、（1） OH 49、乙；乙能較好地克服試驗(yàn)誤差 + = Cu2+ + H 2O ； Fe + 2H +=Fe2+ + H 2 ；50、（1） CuO + 2H 2+ + （ 2） FeOH 3 OH -,另一方面CuO 消耗 H+； 3+ （ 3）藍(lán)色變綠色；（ 4）一方面2Fe +2H +H 2O2=2Fe +2H 2O 消耗了2+ + CO 32-,加入HCl ： 2H+ +CO 32- = H 2O + CO 2 使cCO 32-削減,從而使51、

35、BaCO 3s Ba 2+ + SO 42-,加入HCl 并不能使平穩(wěn)移動(dòng)而溶解；強(qiáng)酸制取弱酸；BaCO 3 的溶解平穩(wěn)向溶解方向移動(dòng)而溶解；而B(niǎo)aSO 4s Ba 52、測(cè)稀醋酸溶液的 +；pH 為 a；向稀醋酸中加入CH 3COONa 固體；再次測(cè)量溶液的pHa ,就說(shuō)明存在CH 3COOH CH 3COO + H 水溶液中的電離平穩(wěn)一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)1、概念 電解質(zhì)：非電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物 在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物電解質(zhì)和非電解質(zhì)均指化合物,單質(zhì)和混合物既不屬于電解質(zhì)也不屬于非電解質(zhì)；電解質(zhì)必需是自身能直接電離出自由移動(dòng)的離子的化合物；對(duì)于電解質(zhì)

36、來(lái)說(shuō),只須滿意一個(gè)條件即可,而對(duì)非電解質(zhì)就必需同時(shí)滿意兩個(gè)條件；例如： H 2SO 4、 NaHCO 3、 NH 4Cl、 Na 2O 、 Na2O2、 Al 2O 3強(qiáng)電解質(zhì)：溶于水或熔融狀態(tài)下幾乎完全電離的電解質(zhì) 弱電解質(zhì)：溶于水或熔融狀態(tài)下只有部分電離的電解質(zhì)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化學(xué)鍵有關(guān),但不由化學(xué)鍵類型打算；強(qiáng)電解質(zhì)含有離子鍵或強(qiáng)極性鍵,但含有強(qiáng)極性鍵的不肯定都是強(qiáng)電解質(zhì),如 H 2O、 HF 等都是弱電解質(zhì)；電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶解度無(wú)關(guān)；如 BaSO 4、 CaCO 3 等 電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電才能沒(méi)有必定聯(lián)系；2、判定（ 1）物質(zhì)類別判定：強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、多數(shù)鹽、部分金屬氧化物弱

37、電解質(zhì)：弱酸、弱堿、少數(shù)鹽和水非電解質(zhì)：非金屬氧化物、氫化物（酸除外）、多數(shù)有機(jī)物單質(zhì)和混合物（不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)） （ 2）性質(zhì)判定：熔融導(dǎo)電：強(qiáng)電解質(zhì)（離子化合物）均不導(dǎo)電：非電解質(zhì)（必需是化合物） （ 3）試驗(yàn)判定：測(cè)肯定濃度溶液pH 測(cè)對(duì)應(yīng)鹽溶液pH 肯定pH 溶液稀釋測(cè)pH 變化同等條件下測(cè)導(dǎo)電性3、電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性和導(dǎo)電才能導(dǎo) 電 性 強(qiáng)離子濃度溶液濃度電離程度 離 子 所 帶 電電解質(zhì)不肯定導(dǎo)電如 NaCl 晶體、無(wú)水醋酸,導(dǎo)電物質(zhì)不肯定是電解質(zhì)如石墨 ,非電解質(zhì)不導(dǎo)電,但不導(dǎo)電的物質(zhì)不肯定是非電解質(zhì)；強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性不肯定比弱電解質(zhì)強(qiáng)；飽和強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性不肯定比弱

38、電解質(zhì)強(qiáng)；例 1： 上海高考題 以下物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電,但屬于非電解質(zhì)的是（）；A CH 3COOH B Cl 2 C NH 4HCO 3 D SO 2例 2：（1）有以下物質(zhì)：硫酸固體 KCl 氨食鹽水 CO 2 Cl 2 CaCO 3 Na 2O銅絲氯化氫氣體 11 氨水 12 濃硫酸 13 鹽酸14 碘化氫 15 硫酸鋇；其中屬于電解質(zhì)的是；屬于非電解質(zhì)的是；屬于強(qiáng)電解質(zhì)的是；屬于弱電解質(zhì)的是；例 3： 全國(guó)高考題 甲酸的以下性質(zhì)中,可以證明它是弱電解質(zhì)的是（）；+ =10-2mol/L B 甲酸以任意比與水互溶A 1mol/L 甲酸溶液的 cHC 10mL 1mol/L 甲酸恰好與10

39、mL 1mol/L NaOH 溶液完全反應(yīng)D在相同條件下,甲酸溶液的導(dǎo)電性比一元強(qiáng)酸溶液的弱二、弱電解質(zhì)的電離平穩(wěn)1、定義和特點(diǎn)電離平穩(wěn)的含義在肯定條件 如溫度、濃度 下,弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成分子的速率相等,溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態(tài)叫電離平穩(wěn)狀態(tài)；任何弱電解質(zhì)在水溶液中都存在電離平穩(wěn),達(dá)到平穩(wěn)時(shí),弱電解質(zhì)具有該條件下的最大電離程度；電離平穩(wěn)的特點(diǎn)逆：弱電解質(zhì)的電離過(guò)程是可逆的,存在電離平穩(wěn)；等：弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等；動(dòng)：弱電解質(zhì)電離成離子和離子結(jié)合成分子的速率相等,不等于零,是動(dòng)態(tài)平穩(wěn)；定：弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平穩(wěn)時(shí),溶液里

40、離子的濃度、分子的濃度都不再轉(zhuǎn)變；變：外界條件轉(zhuǎn)變時(shí),平穩(wěn)被破壞,電離平穩(wěn)發(fā)生移動(dòng)；2、影響電離平穩(wěn)的因素濃度：越稀越電離- +,加水稀釋, 平穩(wěn)向右移動(dòng),電離程度變大,但 cCH 3COOH 、cH +、cCH 3COO- 在醋酸的電離平穩(wěn) CH 3COOH CH 3COO +H + 、 cCH 3COO -增大,但電離程度變小 變小,加入少量冰醋酸,平穩(wěn)向右移動(dòng),cCH 3COOH 、cH 溫度：T 越高,電離程度越大同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí),使電離平穩(wěn)向逆反應(yīng)方向移動(dòng)；化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí),可使平穩(wěn)向電離方向移動(dòng)；- +為例,各種因素

41、對(duì)平穩(wěn)的影響可歸納為下表： 以電離平穩(wěn)CH 3COOH CH 3COO 電離程度（）；+H 平穩(wěn)移動(dòng)方cH + nH + cAc - cOH- cH +/ 導(dǎo)電才能向cHAc 加水稀釋向右減小增多減小增多增多減弱增大加冰醋酸向右增大增多增多減小減小增強(qiáng)減小上升溫度向右增大增多增多增多增多增強(qiáng)增大加 NaOHs 向右減小削減增多增多增多增強(qiáng)增大加 H 2SO 4濃 向左增大增多削減削減增多增強(qiáng)減小加醋酸銨s 向左減小削減增多增多減小增強(qiáng)減小加金屬M(fèi)g 向右減小削減增多增多增多增強(qiáng)增大加 CaCO 3s 向右減小削減增多增多增多增強(qiáng)增大-+H +的電離平穩(wěn)中,要使電離平穩(wěn)右移,且氫離子濃度增大,應(yīng)

42、實(shí)行的措施是例 1：（南昌測(cè)試題） 在 CH 3COOH CH 3COO A 加 NaOHs B 加濃鹽酸C加水D 加熱例 2： 全國(guó)高考題用水稀釋0.1mol/L 氨水時(shí),溶液中隨著水量的增加而減小的是（）；A cOH-/cNH -/cNH 3H 2O B cNH 3H 2O/cOH - C cOH- D nOH- 3、電離方程式的書(shū)寫(xiě)強(qiáng)電解質(zhì)用= ,弱電解質(zhì)用H 2CO 3 H +HCO 3-, HCO 3- H +CO 3 2-,以第一步電離為主；多元弱酸分步電離,多元弱堿一步到位；弱酸的酸式鹽完全電離成陽(yáng)離子和酸根陰離子,但酸根是部分電離；NaHCO 3=Na +HCO 3-, HCO

43、 3 - H +CO 32-V 變化的曲線如圖所示；請(qǐng)強(qiáng)酸的酸式鹽如NaHSO 4 完 全電離,但在熔融狀態(tài)和水溶液里的電離是不相同的；熔融狀態(tài)時(shí)：NaHSO 4=Na + ,溶于水時(shí)：NaHSO 4=Na + + 2+SO 4 +H +HSO 4 例 3：在肯定溫度下,無(wú)水醋酸加水稀釋的過(guò)程中,溶液的導(dǎo)電才能I 隨加入水的體積回答：（ 1） “O” 點(diǎn)導(dǎo)電才能為 0 的理由是 _；+由小到大的次序?yàn)?_ ；（ 2） a、 b、 c 三點(diǎn)處,溶液的 cH （ 3） a、 b、 c 三點(diǎn)處,電離程度最大的是 _ ；（ 4）如要使c 點(diǎn)溶液中cAc-增大,溶液cH +減小,可實(shí)行的措施是：,；三、

44、水的電離及溶液的pH1、水的電離電離平穩(wěn)和電離程度：水是極弱的電解質(zhì),能柔弱電離+ -,通常簡(jiǎn)寫(xiě)為 H2O H +OH-； H0 25時(shí),純水中 cH+=cOH -=1 10-7mol/L H2O+H 2O H 3O +OH 影響水的電離平穩(wěn)的因素溫度：溫度越高電離程度越大+和 cOH-同時(shí)增大,K +和 cOH-始終保持相等,仍顯中性；W 增大,但 cH cH 純水由 25升到 100, cH + 和 cOH-從 1 10-7mol/L 增大到 110-6mol/LpH 變?yōu)?6；酸、堿：向純水中加酸、堿平穩(wěn)向左移動(dòng),水的電離程度變小,但 K W 不變； 加入易水解的鹽由于鹽的離子結(jié)合+或

45、OH-而促進(jìn)水的電離,使水的電離程度增大；溫度不變時(shí),K H W 不變；練習(xí)：影響水的電離平穩(wěn)的因素可歸納如下：條件變化平穩(wěn)移H 2O +OH- H 溶液的離 子積電離cH +與 cOH- 動(dòng)方向程度酸堿性K W的相對(duì)大小加熱向右增大cH + - 中性增大=cOH 降溫向左減小cH+=cOH - 中性減小加酸向左減小cH + - 酸性不變cOH 加堿向左減小cH +cOH - 堿性不變加能結(jié)合向右增大cH + - 堿性不變+的物質(zhì)cOH - 酸性不變水的離子積在肯定溫度時(shí),cH + - K W 就不變； K K W=cH 與 cOH 的乘積是一個(gè)常數(shù),稱為水的離子積常數(shù),簡(jiǎn)稱水的離子積；+ c

46、OH-, 25 時(shí), K W=1 10-14無(wú)單位 ； W 只受溫度影響,水的電離吸熱過(guò)程,溫度上升,水的電離程度增大,K W 增大；-14, 100時(shí) 25時(shí) K W=110 KW 約為 1 10-12；水的離子積不僅適用于純水,也適用于其他稀溶液；不論是純水仍是稀酸、堿、鹽溶液,只要溫度不變,水電離的離子濃度運(yùn)算例 1： 在 25 C 時(shí),濃度為1 10-5mol/L 的 NaOH 溶液中,由水電離產(chǎn)生的COH -是多少？酸： COH 溶液 = COH 水堿： CH + 水鹽：酸性CH +溶液= CH + 水堿性COH 水溶液 = CH + 溶液 = COH 例 2： 西安測(cè)試題在 25

47、時(shí),某溶液中,由水電離出的cH +=1 10-12mol/L ,就該溶液的pH 可能是（）；A 12 B 7 C 6 D 2 C（ H +） =1 10-12 mol/l ,就以下確定能共存的離子組是例 3：常溫某無(wú)色溶液中,由水的電離產(chǎn)生的2+ A 、 Cu - NO 3 2- SO 4 3+ Fe Mg 2+ - B 、 Cl D 、Cl- 2- S + Na K + NH 4+ K + Na+ NO 3- SO 42- 2- C、 SO3 cH + 比值是：例 4： 在 25 C 時(shí), pH=5 的 HCl 和 NH 4Cl 溶液中,水電離出的2、溶液的酸堿性 + - 溶液的酸堿性取決于

48、溶液中的 cH 與 cOH 的相對(duì)大??；在常溫下,中性溶液：cH+=cOH -=1 10-7mol/L ；酸性溶液：cH+cOH -, cH +1 10-7mol/L ；堿性溶液：cH+cOH -, cH +1 10-7mol/L （ pH1 10 mol L cOH , pH7 ,酸性越強(qiáng),cH +cOH -, pH7 ,堿性越強(qiáng),pH 越??；pH 越大；摸索： 1、 甲溶液的pH 是乙溶液的2 倍,就兩者的cH +是什么關(guān)系？2、 pH7 的溶液是否肯定成酸性？（留意：pH=0 的溶液+ cH =1mol/L ；） pH 的適用范疇+的大小范疇為：1.0 10-14mol L-1cH +1

49、mol L-1；即 pH 范疇通常是0 14 ； cH 當(dāng) cH+ 1mol -1L或 cOH - 1mol -1L時(shí),用物質(zhì)的量濃度直接表示更便利；溶液 pH 的測(cè)定方法酸堿指示劑法：只能測(cè)出 pH 的范疇,一般不能精確測(cè)定 pH ；指示劑 甲基橙 石蕊 酚酞變色范疇 pH 3.1 4.4 5.0 8.0 8.2 10.0 溶液顏色 紅 橙黃 紅 紫 藍(lán) 無(wú)色 淺紅 紅 pH 試紙法：粗略測(cè)定溶液的 pH；pH 試紙的使用方法：取一小塊 pH 試紙放在玻璃片 或表面皿 上,用干凈的玻璃棒蘸取待測(cè)液滴在試紙的中部,立即 30s 內(nèi) 與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比色對(duì)比,確定溶液的 pH；測(cè)定溶液 pH 時(shí),

50、pH 試劑不能用蒸餾水潤(rùn)濕 否就相當(dāng)于將溶液稀釋,使非中性溶液的 pH 測(cè)定產(chǎn)生誤差 ； 不能將 pH 試紙伸入待測(cè)試液中,以免污染試劑；標(biāo)準(zhǔn)比色卡的顏色 按 pH 從小到大依次是：紅 酸性 ,藍(lán) 堿性 ； pH 計(jì)法： 精確測(cè)定溶液 pH ；4、有關(guān) pH 的運(yùn)算基本原就：一看常溫,二看強(qiáng)弱（無(wú)強(qiáng)無(wú)弱,無(wú)法判定）,三看濃度（pH or c ）+,堿性先算 cOH 酸性先算 cH 單一溶液的 pH 運(yùn)算由強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度求 pH 已知 pH 求強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度例 5：同濃度同體積的 HCl 、 H2SO4、 HAc 中 cH +、中和 NaOH 量及與 Zn 反應(yīng)快慢和 H 2 產(chǎn)量比較？同 pH 同

51、體積的 HCl 、 H 2SO4、HAc 中 cH +、中和 NaOH 量及與 Zn 反應(yīng)快慢和 H 2 產(chǎn)量比較？加水稀釋運(yùn)算n 倍,就 pH=a+n ；弱酸 pH=a ,加水稀釋 10n 倍,就 pHb-n ；強(qiáng)堿 pH=b ,加水稀釋 10 酸、堿溶液無(wú)限稀釋時(shí),pH 只能約等于或接近于 7,酸的 pH 不能大于 7,堿的 pH 不能小于 7；對(duì)于濃度（或 pH）相同的強(qiáng)酸和弱酸,稀釋相同倍數(shù),強(qiáng)酸的 pH 變化幅度 大 ；例 6： PH=2 的兩種一元酸 HX, HY 各 1ml, 分別加水稀釋至 100ml ,其 PH 值分別變?yōu)?a,b, 且 ab,就以下說(shuō)法不正確選項(xiàng)A 酸的相對(duì)

52、強(qiáng)弱是：HXHY B相同溫度,相同濃度的 NaX , NaY 溶液,其 PH 值前者大；C與足量鋅粉反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的體積在相同條件下 HY 比 HX 多；D如 a=4,就為 HX 強(qiáng)酸, HY 為弱酸；酸堿混合運(yùn)算兩種強(qiáng)酸混合cH + 混=cH V 1 1 cH 2 V 2 堿V 堿| V 2 V 1 兩種強(qiáng)堿混合cOH- 混 = cOH V 1 1 cOH V 2 2 V 2 V 1 酸堿混合,一者過(guò)量時(shí) | 酸V 酸V 酸cOH V 堿+ pH,再得出；cOH- 混 或 cH + - 混或 cH + 混=cH 如酸過(guò)量,就求出 cH 如堿適量,就先求 cOH- ,再由 K W 得出 cH +

53、 ,進(jìn)而求得 pH ,或由 cOH- 得出 pOH 再得 pH ；例 7： 把 pH=13 的 NaOH 溶液與 pH=2 的硫酸溶液混合后,所得溶液的 pH=11 ,就 NaOH 溶液和硫酸溶液的體積之比為？例 8： 25時(shí),將某強(qiáng)酸和某強(qiáng)堿溶液按 1 10 的體積比混合后溶液恰好中性,就混合前此強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的 pH 之和是A.12 B.13 C.14 D.15 四、鹽的水解1、鹽的分類按組成分：正鹽、酸式鹽和堿式鹽；如 Na 2SO 4、 NaCl 、弱酸弱堿鹽如 NH 4HCO 3、強(qiáng)酸弱堿鹽 如 NH 4Cl、強(qiáng)堿弱酸鹽按生成鹽的酸和堿的強(qiáng)弱分：強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽如 CH 3COONa ；按

54、溶解性分：易溶性鹽 如 Na2CO 3、微溶性鹽如 CaSO 4和難溶性鹽如 BaSO 4；2、鹽類水解的定義和實(shí)質(zhì)定義：鹽電離出的一種或多種離子跟水電離出的+或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng),叫做鹽類的水解；并建立電離平穩(wěn),H 實(shí)質(zhì)：鹽電離出的離子弱堿陽(yáng)離子或弱酸根陰離子跟水電離出的OH-或 H +結(jié)合生成弱電解質(zhì)弱堿或弱酸從而促進(jìn)水的電離；鹽類水解的特點(diǎn)：可逆的,其逆反應(yīng)是中和反應(yīng)；柔弱的；動(dòng)態(tài)的,水解達(dá)到平穩(wěn)時(shí)v 水解 =v 中和 0；吸熱的,因中和反應(yīng)是放熱反應(yīng),故其逆反應(yīng)是吸熱反應(yīng)；3、鹽類水解的規(guī)律有弱才水解：含有弱酸根陰離子或弱堿陽(yáng)離子的鹽才發(fā)生水解；無(wú)弱不水解：不含有弱酸根陰離

55、子或弱堿陽(yáng)離子的鹽即強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解；誰(shuí)弱誰(shuí)水解：發(fā)生水解的是弱酸根陰離子和弱堿陽(yáng)離子；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性：弱酸弱堿鹽看水解生成的酸和堿的強(qiáng)弱；越弱越水解：弱酸根陰離子所對(duì)應(yīng)的酸越弱,就越簡(jiǎn)潔水解,水解程度越大；如酸性 HAHBHC ,就相同濃度的 NaA 、 NaB 、 NaC 溶液的堿性逐步增強(qiáng),pH 逐步增大；CO 3 2-和 HCO 3-所對(duì)應(yīng)的弱酸分別是 HCO 3- 和 H2CO 3, HCO 3-比 H 2CO3 的電離程度小得多,相同濃度時(shí) Na 2CO 3 溶液的 pH 比 NaHCO 3 的大；都弱雙水解：當(dāng)溶液中同時(shí)存在弱酸根陰離子和弱堿陽(yáng)離子時(shí),離子水解所生成的 OH-和 H

56、+相互結(jié)合生成水而使其水解相互促進(jìn),稱為“ 雙水解”；+與 S2-、 HCO -、 CO 2-、 CH -等雖然相互促進(jìn),水解程度仍舊很小,離子間能大量共存； NH 43COO 3 3 完全雙水解離子間不能大量共存；3+與 S2、 HS 、 AlO 2、CO 32 、 HCO 3Al 3+與 AlO 、 CO 2 、 HCO Fe 2 3 3 +與 AlO 2、 SiO 3 2NH 4 如： 2Al 3+3S2-+6H 2O=2AlOH 3+3H 2SAl 3+3HCO 3-=AlOH 3 +3CO 2 泡 沫滅火器原理 特別情形下的反應(yīng)2+、 S FeCl 3 和 Na 2S 溶液發(fā)生氧化仍

57、原反應(yīng) 生成 Fe 生成更難溶物Na 2S 和 CuSO 4 溶液發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)Na 2S+CuSO 4=CuS +Na 2SO4 FeCl 3 和 KSCN 溶液發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)FeCl 3+3KSCN=FeSCN 3+3KCl 4、影響鹽類水解的因素主要因素：是鹽本身的性質(zhì) 對(duì)應(yīng)的酸堿越弱,水解程度就越大 ；外界條件：（ 1）溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng),因此上升溫度,水解程度增大；（ 2）濃度： 稀釋鹽溶液,可以促進(jìn)水解,鹽的濃度越小,水解程度越大；（ 3）外加酸堿鹽：外加酸堿能促進(jìn)或抑制鹽的水解；下面分析不同條件對(duì) FeCl 3 水解平穩(wěn)的影響情形：3+ + Fe +3H 2O FeOH 3+

58、3H 正反應(yīng)為吸熱反應(yīng) +數(shù) pH Fe3+水解程度 現(xiàn)象條件 移動(dòng)方向 H 上升溫度 向右 增加 降低 增大 顏色變深 黃紅褐 加 H 2O 向右 增加 上升 增大 顏色變淺通 HCl 向左 增加 降低 減小 顏色變淺加 NaOH 溶液 向右 減小 上升 增大 產(chǎn)生紅褐色沉淀產(chǎn)生紅褐色沉淀、無(wú)加 CaCO 3 固體 向右 削減 上升 增大色氣體產(chǎn)生紅褐色沉淀、無(wú)加 NaHCO 3 溶液 向右 削減 上升 增大色氣體5、鹽類水解離子方程式的書(shū)寫(xiě)一般水解程度很小,用可逆符號(hào),不標(biāo)“ 或” “ ,” 不寫(xiě)分解產(chǎn)物形式 如 H 2CO 3 等 ；+H + NH 4 - 2O NH 3 H 2O+H

59、- + HCO 3 +H 2O - H 2CO 3+OH NH 4 +CH 3COO +H 2O NH 3 H 2O+CH 3COOH 多元弱酸根分步水解,弱堿陽(yáng)離子一步到位；能進(jìn)行完全的雙水解反應(yīng)寫(xiě)總的離子方程式,用 3+ +3CO 3-+3H 2O=2AlOH “ =” 且標(biāo)注 “ 和” “ ；”3+3CO 2 2Al 留意區(qū)分酸式鹽的陰離子的電離和水解 HS -+H 2O H 3O+S2-即 HS- HS-+H 2O H 2S+OH -6、離子濃度比較守恒關(guān)系電荷守恒：電解質(zhì)溶液中全部陽(yáng)離子所帶有的正電荷數(shù)與全部的陰離子所帶的負(fù)電荷數(shù)相等；+ c H + c HCO 3 - 2c CO

60、32- cOH- 如 NaHCO 3 溶液中：c Na 2 cOH Na 2CO 3 溶液中：cNa cH 2cCO 3 cHCO 3 物料守恒：離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會(huì)轉(zhuǎn)變的；-+cCH 3COOH=0.2mol/L 如, 0.1mol/L CH 3COONa 和 0.1mol/L CH 3COOH 混合溶液,cCH 3COO 2- - + - 2- + Na 2S 溶液中,cS +cHS +cH 2S= 1/2cNa ；在 NaHS 溶液中,cHS +cS +cH 2S=cNa ； 與 OH 量相等； 水的電離守恒（也稱質(zhì)子守恒）：是指溶液中,由水所電離的 H 如： 0.