2020年高考化學(xué)復(fù)習(xí)專題講座課件：第八講水溶液中的離子平衡(共170張PPT)

主講：董嘯GZHXMSWKT中國(guó)西安2020年1月2020年高考化學(xué)復(fù)習(xí)專題講座追蹤熱點(diǎn)突破難點(diǎn)高效備考第八講水溶液中的離子平衡水溶液中的離子平衡一直是高考的重要考點(diǎn)。這類試題綜合性強(qiáng)，靈活性大，知識(shí)面廣，考查形式多樣。因此，做好這部分內(nèi)容的復(fù)習(xí)工作，就顯得非常重要。

今天，就由我來(lái)帶領(lǐng)大家一起復(fù)習(xí)這部分內(nèi)容，學(xué)會(huì)必備知識(shí)和關(guān)鍵能力，掌握解題技巧！【引言】（1）試題特點(diǎn)①?gòu)V：本考點(diǎn)涉及的知識(shí)范圍比較廣。②散：內(nèi)容分散，知識(shí)密度小。③綜：綜合性強(qiáng)，可以將多個(gè)知識(shí)點(diǎn)聯(lián)系，知識(shí)跨度大。④活：考查非常靈活，考查形式多樣。水溶液中的離子平衡（2）高考熱點(diǎn)①電解質(zhì)溶液的離子濃度變化的判斷；②電離方程式、水解方程式的書寫，溶液酸堿性；③混合溶液離子濃度大小排序；④pH簡(jiǎn)單計(jì)算；⑤溶度積常數(shù)的簡(jiǎn)單計(jì)算；⑥酸堿中和滴定的分析、比較、判斷和計(jì)算；⑦鹽類水解的規(guī)律及應(yīng)用；⑧一元強(qiáng)堿與二元弱酸反應(yīng)；⑨電解質(zhì)溶液中的三個(gè)守恒。水溶液中的離子平衡【第一部分】電解質(zhì)溶液中的離子平衡1.弱電解質(zhì)的電離平衡：

在一定條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子離解成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡的狀態(tài)叫做電離平衡。規(guī)律：越熱越電離，越稀越電離，酸和堿可抑制或促進(jìn)電離。2.電離方程式：a.強(qiáng)電解質(zhì)：MgCl2=Mg2++2Cl-b.弱電解質(zhì)：CH3COOH?H++CH3COO-

H2S?H++HS-HS-

?H++S2-c.強(qiáng)中有弱：NaHCO3=Na++HCO3-HCO3-?H++CO32-

當(dāng)弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，電解質(zhì)電離出的離子濃度的冪之積與其濃度之比，就是電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)。CH3COOH?H++CH3COO-

KaNH3?H2O?NH4++OH-

Kb3.電離平衡常數(shù)：(1)碳酸電離方程式：(2)電離平衡常數(shù)表達(dá)式：Ka1

Ka2

(3)比較大小：>影響因素：溫度不變，電離平衡常數(shù)不變；溫度升高，電離平衡常數(shù)一般增大。電離常數(shù)的意義：K值越大，電解質(zhì)越易電離，電解質(zhì)越強(qiáng)；K值越小，電解質(zhì)越難電離，電解質(zhì)越弱。3.電離平衡常數(shù)：①定義：當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中已經(jīng)電離的電解質(zhì)的分子數(shù)占電解質(zhì)原來(lái)的總分子數(shù)的百分?jǐn)?shù)，叫做電離度。符號(hào)：α。②影響因素：溫度越高電離度越大，濃度越大電離度越小。說(shuō)明：電離度可以理解為電離的百分率。③意義：在相同條件下，電離度越大，電解質(zhì)越強(qiáng)；電離度越小，電解質(zhì)越弱。4.電離度:①定義：溶液中的c(H＋)和c(OH-)之比的對(duì)數(shù)叫做酸度。符號(hào)：AG。②計(jì)算式：AG=lg[c(H+)/c(OH-)]③意義：酸度可用于判斷溶液的酸堿性：AG＞0，顯酸性；AG=0，顯中性；AG＜0，顯堿性。5.酸度:（1）相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸比較：①H+

濃度：鹽酸大于醋酸。②溶液pH：鹽酸小于醋酸。③導(dǎo)電能力：鹽酸的導(dǎo)電能力強(qiáng)。等體積稀釋后還是鹽酸的導(dǎo)電能力強(qiáng)。6.一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較：（2）相同pH、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較：①H+

濃度：鹽酸等于醋酸。②物質(zhì)的量濃度：鹽酸小于醋酸。③導(dǎo)電能力：導(dǎo)電能力相同，等體積稀釋后鹽酸的導(dǎo)電能力弱。6.一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較：判斷某酸屬于弱酸的三個(gè)角度角度一：弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離，如測(cè)0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。角度二：弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動(dòng)，如pH＝1的CH3COOH加水稀釋10倍1<pH<2。角度三：弱電解質(zhì)形成的鹽類能水解，如判斷CH3COOH為弱酸可用下面兩個(gè)現(xiàn)象：(1)配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞試液?，F(xiàn)象：溶液變?yōu)闇\紅色。(2)用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測(cè)其pH。現(xiàn)象：pH>7。【鏈接高考】1．(2011-福建理綜-10)常溫下0.1mol·L－1醋酸溶液的pH＝a，下列能使溶液pH＝(a＋1)的措施是(

)A．將溶液稀釋到原體積的10倍B．加入適量的醋酸鈉固體C．加入等體積0.2mol·L－1鹽酸D．提高溶液的溫度解析：A.醋酸是弱酸，稀釋10倍同時(shí)也促進(jìn)了其電離，溶液的pH<(a＋1)，A錯(cuò)誤；B.向醋酸溶液中加入適量的醋酸鈉固體，可以使電離平衡逆移，可以使pH增大1，B正確；C.加入鹽酸后溶液的pH減小，pH<a，C錯(cuò)誤；D.升高溫度促進(jìn)醋酸的電離，溶液的pH減小，pH<a，D錯(cuò)誤。B【鏈接高考】2．(2013-福建卷)室溫下，對(duì)于0.10mol·L－1的氨水，下列判斷正確的是(

)A．與AlCl3溶液發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為Al3＋＋3OH－=Al(OH)3↓B．加水稀釋后，溶液中c(NH4+)·c(OH－)變大C．用HNO3溶液完全中和后，溶液不顯中性

D．其溶液的pH＝13解析：A.由于氨水屬于弱堿，所以氨水與氯化鋁反應(yīng)的離子方程式應(yīng)為：Al3＋＋3NH3·H2O==Al(OH)3↓＋3NH4+

，A錯(cuò)誤；B.氨水中存在電離平衡NH3·H2O?NH4+＋OH－，加水稀釋，促進(jìn)氨水的電離，氨水的電離平衡正向移動(dòng)，但銨根離子濃度和氫氧根離子濃度都減小，故二者的乘積減小，B錯(cuò)誤；C.用硝酸完全中和氨水，生成硝酸銨，溶液應(yīng)呈酸性，C正確；D.氨水屬于弱堿，不完全電離，所以0.10mol·L－1的氨水pH應(yīng)小于13，D錯(cuò)誤。C【第二部分】水的電離和溶液的pH1.水的離子積常數(shù)：H2O?H++OH－；△H＞025℃時(shí)，c(H+)＝c(OH-)＝1×10-7mol·L-1；當(dāng)溫度為25℃時(shí)，KW＝c(H+)×c(OH-)＝1×10-14。說(shuō)明：①當(dāng)溫度升高時(shí)，KW增大。②水的離子積常數(shù)不僅適用于水中，也適用于電解質(zhì)的水溶液。2.溶液的酸堿性①定義：水溶液中氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)叫做溶液的pH。pH＝－lgc(H＋)pH＝14＋lgc(OH-)②pH與酸堿性的關(guān)系（常溫）：中性溶液：c(H＋)=c(OH-)，C(H+)=10-7，pH=7。酸性溶液：c(H＋)>c(OH-)，C(H+)>10-7，pH<7。堿性溶液：c(H＋)<c(OH-)，C(H+)<10-7，pH>7。①溶液呈現(xiàn)酸、堿性的實(shí)質(zhì)是c(H＋)與c(OH－)的相對(duì)大小，不能只看pH。pH＝6的溶液可能顯酸性，也可能顯中性，應(yīng)注意溫度。②25℃時(shí)，pH＝10的溶液是堿性溶液，不一定為堿溶液，pH＝5時(shí)溶液也不一定為酸溶液，還可能為能水解的鹽溶液。③溶液稀釋時(shí)，不是所有離子的濃度都減小，有些離子的濃度可能增大。若為酸溶液，則稀釋時(shí)H+濃度減小，OH－濃度增大；若為堿溶液，則稀釋時(shí)OH－濃度減小，H+濃度增大。【特別說(shuō)明】（1）單一溶液的pH計(jì)算：先求出溶液的H+濃度或OH-濃度，再代入公式計(jì)算。pH＝－lgc(H＋)pH＝14＋lgc(OH-)（常溫）①?gòu)?qiáng)酸（HnA）溶液：若濃度為amol·L-，c(H+)=ncmol·L-，pH=-lgna②強(qiáng)堿（B(OH)n）溶液：若B(OH)n濃度為bmol·L-，c(OH-)=nbmol·L-，pH＝14＋lgc(OH-)=14+lgnb3.溶液的pH計(jì)算方法：（2）溶液稀釋后的pH計(jì)算:①?gòu)?qiáng)酸溶液：先求出稀釋后溶液的H+濃度，再代入公式計(jì)算。②強(qiáng)堿溶液：方法一：先求出稀釋后溶液的OH-濃度，再利用水的離子積常數(shù)計(jì)算出H+濃度，最后利用公式pH＝－lgc(H＋),計(jì)算pH。方法二：先求出溶液稀釋后的OH-濃度，再直接利用公式pH=14+lgc(OH-)

計(jì)算pH。【說(shuō)明】①酸稀釋后溶液的pH增大，堿稀釋后溶液的pH減小。②強(qiáng)酸和強(qiáng)堿等體積稀釋時(shí)：

pH酸=pH酸+0.3；pH堿=pH堿-0.3.3.溶液的pH計(jì)算方法：（3）溶液混合后的pH計(jì)算:①兩強(qiáng)酸混合：直接求出c(H＋)混，再據(jù)此求pH。②兩強(qiáng)堿混合：方法一：先求出c(OH－)混，再據(jù)Kw求出c(H＋)混，最后利用pH＝－lgc(H＋)計(jì)算出pH。方法二：先求出c(OH－)混，直接利用pH＝14＋lgc(OH-)計(jì)算出pH。3.溶液的pH計(jì)算方法：③強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合：強(qiáng)酸和強(qiáng)堿溶液混合，先判斷哪種物質(zhì)過(guò)量，判斷混合后溶液的酸堿性，再計(jì)算溶液的c(H+)或c(OH-)，最后計(jì)算溶液的pH。（3）溶液混合后的pH計(jì)算:

pH＝－lgc(H＋)

pH＝14＋lgc(OH-)3.溶液的pH計(jì)算方法：【鏈接高考】1.(2007-全國(guó)卷I)室溫時(shí)，下列混合溶液的pH一定小于7的是()A.pH=3的鹽酸和pH=11的氨水等體積混合B.pH=3的鹽酸和pH=11的氫氧化鋇溶液等體積混合C.pH=3的醋酸和pH=11的氫氧化鋇溶液等體積混合D.pH=3的硫酸和pH=11的氨水等體積混合解析：A.pH=3的鹽酸和pH=11的氨水等體積混合，由于氨水是弱堿，反應(yīng)后氨水剩余，所以pH大于7，A錯(cuò)誤；B.pH=3的鹽酸和pH=11的氫氧化鋇溶液等體積混合，pH等于7，B錯(cuò)誤；C.pH=3的醋酸和pH=11的氫氧化鋇溶液等體積混合，由于醋酸是弱酸，反應(yīng)后醋酸剩余，所以pH小于7，C正確；D.pH=3的硫酸和pH=11的氨水等體積混合，由于氨水是弱堿，反應(yīng)后氨水剩余，pH大于7，D錯(cuò)誤。C【鏈接高考】2．(2013-全國(guó)卷)下圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系，下列判斷錯(cuò)誤的是(

)A．兩條曲線間任意點(diǎn)均有c(H＋)×c(OH－)＝KwB．M區(qū)域內(nèi)任意點(diǎn)均有c(H＋)＜c(OH－)C．圖中T1＜T2D．XZ線上任意點(diǎn)均有pH＝7解析：根據(jù)水的電離、水的離子積的影響因素以及pH的計(jì)算逐一分析各選項(xiàng)。圖中T1時(shí)，Kw＝1.0×10－14，圖中T2時(shí)，Kw＝1.0×10－13。A．水電離出的c(H＋)與c(OH－)的乘積為一常數(shù)，在兩條曲線間任意點(diǎn)均有c(H＋)×c(OH－)＝Kw，A正確；B.由圖看出，在直線XZ上c(H＋)=c(OH－)，在直線XZ左側(cè)的M區(qū)域內(nèi)任意點(diǎn)均有c(H＋)<c(OH－)，B正確；C.因?yàn)樗碾婋x過(guò)程是吸熱的，溫度越高，水的離子積Kw越大，T2時(shí)的Kw大于T1時(shí)的Kw，所以T1＜T2，C正確；【鏈接高考】2．(2013-全國(guó)卷)下圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系，下列判斷錯(cuò)誤的是(

)A．兩條曲線間任意點(diǎn)均有c(H＋)×c(OH－)＝KwB．M區(qū)域內(nèi)任意點(diǎn)均有c(H＋)＜c(OH－)C．圖中T1＜T2D．XZ線上任意點(diǎn)均有pH＝7解析：根據(jù)水的電離、水的離子積的影響因素以及pH的計(jì)算逐一分析各選項(xiàng)。圖中T1時(shí)，Kw＝1.0×10－14，圖中T2時(shí)，Kw＝1.0×10－13。D.直線XZ上c(H＋)=c(OH－)，只有X點(diǎn)pH＝7，XZ線上其它點(diǎn)的pH不等于7，D錯(cuò)誤。D【第三部分】酸堿中和滴定1.定義：利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來(lái)測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的實(shí)驗(yàn)方法叫做酸堿中和滴定。2.原理：測(cè)出恰好完全反應(yīng)的酸和堿的體積，根據(jù)化學(xué)方程式中的酸和堿的物質(zhì)的量之比，通過(guò)計(jì)算得出未知溶液的濃度。C(酸)×V(酸)=c(堿)×V(堿)(一元酸堿)

②滴定終點(diǎn)的判斷答題模板：當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏巍痢翗?biāo)準(zhǔn)溶液后，溶液由××色變成××色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來(lái)的顏色。

③指示劑的選擇：要求指示劑顏色變化明顯，且滴定終點(diǎn)在指示劑變色范圍。①實(shí)驗(yàn)操作：3.誤差分析：（1）分析依據(jù)：（2）分析方法：以待測(cè)液加入錐形瓶為準(zhǔn)分析

分析時(shí)，只看實(shí)驗(yàn)操作對(duì)V標(biāo)的影響：如果實(shí)驗(yàn)操作使V標(biāo)增大，則所測(cè)待測(cè)液的濃度偏大，反之則偏小。

分析原因：實(shí)際中，實(shí)驗(yàn)操作可能引起c標(biāo)、V標(biāo)、V待的變化導(dǎo)致誤差，但在計(jì)算時(shí)，c標(biāo)和V待是固定值、不變量，只有V標(biāo)隨不同實(shí)驗(yàn)操作而發(fā)生變化，產(chǎn)生誤差，即V標(biāo)是一個(gè)變量，因而只要分析實(shí)驗(yàn)操作對(duì)V標(biāo)的影響即可。(a表示酸與堿反應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)比)（1）定義：以標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積為橫坐標(biāo)，以溶液pH值為縱坐標(biāo)，將酸堿中和滴定過(guò)程中pH隨著標(biāo)準(zhǔn)溶液體積變化繪制的一條曲線，叫做酸堿中和滴定曲線。（2）分析方法：①看橫縱坐標(biāo)。搞清楚是酸加入堿中，還是堿加入酸中。②分析起點(diǎn)。起點(diǎn)可以看出酸性或堿性的強(qiáng)弱，在判斷滴定終點(diǎn)時(shí)至關(guān)重要。③明確滴定終點(diǎn)。滴定終點(diǎn)是n(酸)=n(堿)（一元酸堿），判斷出滴定終點(diǎn)的酸堿性，再確定pH=7的中性點(diǎn)的位置。④分析特殊點(diǎn)。分析特殊點(diǎn)時(shí)，先明確加入的酸和堿的相對(duì)量的多少，判斷溶液的成分，然后通過(guò)分析解決問(wèn)題。4.酸堿中和滴定曲線【鏈接高考】1.(2013-山東卷)某溫度下，向一定體積0.1mol·L－1的醋酸溶液中逐滴加入等濃度的NaOH溶液，溶液中pOH(pOH＝－lg[OH－])與pH的變化關(guān)系如圖所示，則(

)A．M點(diǎn)所示溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)于Q點(diǎn)B．N點(diǎn)所示溶液中c(CH3COO－)＞c(Na＋)C．M點(diǎn)和N點(diǎn)所示溶液中水的電離程度相同D．Q點(diǎn)消耗NaOH溶液的體積等于醋酸溶液的體積解析：結(jié)合圖像可知，M點(diǎn)是CH3COOH和CH3COONa混合溶液，呈酸性，c(OH－)＜c(H＋)，c(CH3COO－)＞c(Na＋)；滴定終點(diǎn)顯堿性，所以在Q點(diǎn)之后。Q點(diǎn)pH＝pOH＝a，則有c(H＋)＝c(OH－)，此時(shí)溶液呈中性，c(CH3COO－)＝c(Na＋)；N點(diǎn)是溶液呈堿性，c(OH－)＞c(H＋)，c(CH3COO－)＜c(Na＋).A．M點(diǎn)溶液中含有CH3COOH和CH3COONa，在滴加NaOH溶液的過(guò)程中，溶液中離子濃度變大，則M點(diǎn)溶液的導(dǎo)電能力比Q點(diǎn)弱，A錯(cuò)誤?！炬溄痈呖肌?.(2013-山東卷)某溫度下，向一定體積0.1mol·L－1的醋酸溶液中逐滴加入等濃度的NaOH溶液，溶液中pOH(pOH＝－lg[OH－])與pH的變化關(guān)系如圖所示，則(

)A．M點(diǎn)所示溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)于Q點(diǎn)B．N點(diǎn)所示溶液中c(CH3COO－)＞c(Na＋)C．M點(diǎn)和N點(diǎn)所示溶液中水的電離程度相同D．Q點(diǎn)消耗NaOH溶液的體積等于醋酸溶液的體積解析：結(jié)合圖像可知，M點(diǎn)是CH3COOH和CH3COONa混合溶液，呈酸性，c(OH－)＜c(H＋)，c(CH3COO－)＞c(Na＋)；滴定終點(diǎn)顯堿性，所以在Q點(diǎn)之后。Q點(diǎn)pH＝pOH＝a，則有c(H＋)＝c(OH－)，此時(shí)溶液呈中性，c(CH3COO－)＝c(Na＋)；N點(diǎn)是溶液呈堿性，c(OH－)＞c(H＋)，c(CH3COO－)＜c(Na＋).B．N點(diǎn)溶液呈堿性，c(OH－)＞c(H＋)，c(CH3COO－)＜c(Na＋)，B錯(cuò)誤?！炬溄痈呖肌?.(2013-山東卷)某溫度下，向一定體積0.1mol·L－1的醋酸溶液中逐滴加入等濃度的NaOH溶液，溶液中pOH(pOH＝－lg[OH－])與pH的變化關(guān)系如圖所示，則(

)A．M點(diǎn)所示溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)于Q點(diǎn)B．N點(diǎn)所示溶液中c(CH3COO－)＞c(Na＋)C．M點(diǎn)和N點(diǎn)所示溶液中水的電離程度相同D．Q點(diǎn)消耗NaOH溶液的體積等于醋酸溶液的體積解析：結(jié)合圖像可知，M點(diǎn)是CH3COOH和CH3COONa混合溶液，呈酸性，c(OH－)＜c(H＋)，c(CH3COO－)＞c(Na＋)；滴定終點(diǎn)顯堿性，所以在Q點(diǎn)之后。Q點(diǎn)pH＝pOH＝a，則有c(H＋)＝c(OH－)，此時(shí)溶液呈中性，c(CH3COO－)＝c(Na＋)；N點(diǎn)是溶液呈堿性，c(OH－)＞c(H＋)，c(CH3COO－)＜c(Na＋).C．M點(diǎn)pOH＝b，N點(diǎn)pH＝b，M點(diǎn)，說(shuō)明M點(diǎn)c(OH－)與N點(diǎn)c(H＋)相等，M點(diǎn)c(OH－)來(lái)自水中，N點(diǎn)c(H＋)來(lái)自水中，因此M點(diǎn)和N點(diǎn)水的電離程度相同，C正確?！炬溄痈呖肌?.(2013-山東卷)某溫度下，向一定體積0.1mol·L－1的醋酸溶液中逐滴加入等濃度的NaOH溶液，溶液中pOH(pOH＝－lg[OH－])與pH的變化關(guān)系如圖所示，則(

)A．M點(diǎn)所示溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)于Q點(diǎn)B．N點(diǎn)所示溶液中c(CH3COO－)＞c(Na＋)C．M點(diǎn)和N點(diǎn)所示溶液中水的電離程度相同D．Q點(diǎn)消耗NaOH溶液的體積等于醋酸溶液的體積解析：結(jié)合圖像可知，M點(diǎn)是CH3COOH和CH3COONa混合溶液，呈酸性，c(OH－)＜c(H＋)，c(CH3COO－)＞c(Na＋)；滴定終點(diǎn)顯堿性，所以在Q點(diǎn)之后。Q點(diǎn)pH＝pOH＝a，則有c(H＋)＝c(OH－)，此時(shí)溶液呈中性，c(CH3COO－)＝c(Na＋)；N點(diǎn)是溶液呈堿性，c(OH－)＞c(H＋)，c(CH3COO－)＜c(Na＋).D．若消耗NaOH溶液與醋酸溶液的體積相等，二者恰好反應(yīng)生成CH3COONa，溶液顯堿性，而Q點(diǎn)溶液呈中性，顯然消耗NaOH溶液的體積小于醋酸溶液的體積，D錯(cuò)誤。C【鏈接高考】2．(2013·高考四川卷)室溫下，將一元酸HA的溶液和KOH溶液等體積混合(忽略體積變化)，實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)如下表：實(shí)驗(yàn)編號(hào)

起始濃度/(mol·L－1)反應(yīng)后溶液的pHc(HA)c(KOH)①0.10.19②x0.27下列判斷不正確的是(

)A.實(shí)驗(yàn)①反應(yīng)后的溶液中：c(K＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)B.實(shí)驗(yàn)①反應(yīng)后的溶液中：c(OH－)＝c(K＋)－c(A－)＝Kw/(1×10-9)mol/LC.實(shí)驗(yàn)②反應(yīng)后的溶液中：c(A－)＋c(HA)>0.1mol/LD.實(shí)驗(yàn)②反應(yīng)后的溶液中：c(K＋)＝c(A－)>c(OH－)＝c(H＋)解析：實(shí)驗(yàn)①中一元酸堿等量恰好完全反應(yīng)，生成鹽KA，KA溶液的pH為9，說(shuō)明該鹽發(fā)生水解反應(yīng)，應(yīng)為強(qiáng)堿弱酸鹽，HA為弱酸；實(shí)驗(yàn)②中溶液pH＝7時(shí)，溶液呈中性，說(shuō)明酸HA稍過(guò)量，因而x＞0.2mol/L。A.實(shí)驗(yàn)①反應(yīng)后的溶液為KA為強(qiáng)堿弱酸鹽溶液，由于A－的水解使得溶液顯堿性，則有c(K＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)，故A正確?！炬溄痈呖肌?．(2013·高考四川卷)室溫下，將一元酸HA的溶液和KOH溶液等體積混合(忽略體積變化)，實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)如下表：實(shí)驗(yàn)編號(hào)

起始濃度/(mol·L－1)反應(yīng)后溶液的pHc(HA)c(KOH)①0.10.19②x0.27下列判斷不正確的是(

)A.實(shí)驗(yàn)①反應(yīng)后的溶液中：c(K＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)B.實(shí)驗(yàn)①反應(yīng)后的溶液中：c(OH－)＝c(K＋)－c(A－)＝Kw/(1×10-9)mol/LC.實(shí)驗(yàn)②反應(yīng)后的溶液中：c(A－)＋c(HA)>0.1mol/LD.實(shí)驗(yàn)②反應(yīng)后的溶液中：c(K＋)＝c(A－)>c(OH－)＝c(H＋)解析：實(shí)驗(yàn)①中一元酸堿等量恰好完全反應(yīng)，生成鹽KA，KA溶液的pH為9，說(shuō)明該鹽發(fā)生水解反應(yīng)，應(yīng)為強(qiáng)堿弱酸鹽，HA為弱酸；實(shí)驗(yàn)②中溶液pH＝7時(shí)，溶液呈中性，說(shuō)明酸HA稍過(guò)量，因而x＞0.2mol/L。B.在實(shí)驗(yàn)①反應(yīng)后的溶液為KA溶液，根據(jù)電荷守恒可知：c(OH－)＝c(K＋)＋c(H＋)－c(A－)，B錯(cuò)誤?！炬溄痈呖肌?．(2013·高考四川卷)室溫下，將一元酸HA的溶液和KOH溶液等體積混合(忽略體積變化)，實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)如下表：實(shí)驗(yàn)編號(hào)

起始濃度/(mol·L－1)反應(yīng)后溶液的pHc(HA)c(KOH)①0.10.19②x0.27下列判斷不正確的是(

)A.實(shí)驗(yàn)①反應(yīng)后的溶液中：c(K＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)B.實(shí)驗(yàn)①反應(yīng)后的溶液中：c(OH－)＝c(K＋)－c(A－)＝Kw/(1×10-9)mol/LC.實(shí)驗(yàn)②反應(yīng)后的溶液中：c(A－)＋c(HA)>0.1mol/LD.實(shí)驗(yàn)②反應(yīng)后的溶液中：c(K＋)＝c(A－)>c(OH－)＝c(H＋)解析：實(shí)驗(yàn)①中一元酸堿等量恰好完全反應(yīng)，生成鹽KA，KA溶液的pH為9，說(shuō)明該鹽發(fā)生水解反應(yīng)，應(yīng)為強(qiáng)堿弱酸鹽，HA為弱酸；實(shí)驗(yàn)②中溶液pH＝7時(shí)，溶液呈中性，說(shuō)明酸HA稍過(guò)量，因而x＞0.2mol/L。C.實(shí)驗(yàn)②中，弱酸HA與KOH溶液等體積混合，所得溶液的pH＝7，x＞0.2mol/L，根據(jù)物料守恒，等體積混合后：c(A－)＋c(HA)＞0.1mol/L，C正確?！炬溄痈呖肌?．(2013·高考四川卷)室溫下，將一元酸HA的溶液和KOH溶液等體積混合(忽略體積變化)，實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)如下表：實(shí)驗(yàn)編號(hào)

起始濃度/(mol·L－1)反應(yīng)后溶液的pHc(HA)c(KOH)①0.10.19②x0.27下列判斷不正確的是(

)A.實(shí)驗(yàn)①反應(yīng)后的溶液中：c(K＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)B.實(shí)驗(yàn)①反應(yīng)后的溶液中：c(OH－)＝c(K＋)－c(A－)＝Kw/(1×10-9)mol/LC.實(shí)驗(yàn)②反應(yīng)后的溶液中：c(A－)＋c(HA)>0.1mol/LD.實(shí)驗(yàn)②反應(yīng)后的溶液中：c(K＋)＝c(A－)>c(OH－)＝c(H＋)解析：實(shí)驗(yàn)①中一元酸堿等量恰好完全反應(yīng)，生成鹽KA，KA溶液的pH為9，說(shuō)明該鹽發(fā)生水解反應(yīng)，應(yīng)為強(qiáng)堿弱酸鹽，HA為弱酸；實(shí)驗(yàn)②中溶液pH＝7時(shí)，溶液呈中性，說(shuō)明酸HA稍過(guò)量，因而x＞0.2mol/L。D.根據(jù)實(shí)驗(yàn)②反應(yīng)后溶液的pH＝7可知溶液呈中性，根據(jù)電荷守恒可知：c(K＋)＝c(A－)>c(OH－)＝c(H＋)，D正確。B【鏈接高考】3.(2016-1-12).298K時(shí)，在20.0mL0.10mol氨水中滴入0.10mol的鹽酸，溶液的pH與所加鹽酸的體積關(guān)系如圖所示。已知0.10mol氨水的電離度為1.32%，下列有關(guān)敘述正確的是（）A．該滴定過(guò)程應(yīng)該選擇酚酞作為指示劑B．M點(diǎn)對(duì)應(yīng)的鹽酸體積為20.0mLC．M點(diǎn)處的溶液中c(NH4＋)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－)D．N點(diǎn)處的溶液中pH<12解析：A.該滴定終點(diǎn)，溶液顯酸性，選擇酚酞（變色范圍8-10）作為指示劑，滴定終點(diǎn)不在指示劑變色范圍內(nèi)，誤差較大，因而不合適，A錯(cuò)誤。B.若鹽酸體積為20.0mL時(shí)，恰好完全反應(yīng)生成NH4Cl，溶液應(yīng)該顯酸性，但是M點(diǎn)顯中性，所以M點(diǎn)的鹽酸體積小于20.0mL，B錯(cuò)誤。C.M點(diǎn)處的溶液中,c(H＋)＝c(OH－)，根據(jù)電荷守恒c(NH4＋)＝c(Cl－)，但是，c(NH4＋)＝c(Cl－)≠c(H＋)＝c(OH－)，C錯(cuò)誤。D.由于氨水是弱堿，根據(jù)電離度計(jì)算可知，c(OH-)=1.32×10-3mol/L，所以N點(diǎn)處的溶液pH<12，故D正確。D【第四部分】鹽的水解①定義：鹽電離出來(lái)某種離子跟水電離出來(lái)的H＋或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)叫做鹽類的水解。②水解實(shí)質(zhì)：鹽電離出的離子使水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)，導(dǎo)致溶液中的H＋和OH-不相等，從而使溶液呈酸性或堿性。

③水解規(guī)律：有弱才水解，都弱都水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性；越弱越水解，越熱越水解，越稀越水解。1.鹽的水解④重要的水解反應(yīng)方程式：氯化銨：NH4+＋H2O?NH3·H2O＋H＋醋酸鈉：CH3COO－＋H2O?CH3COOH＋OH－碳酸鈉：CO32-＋H2O?HCO3－

＋OH－HCO3－

＋H2O?H2CO3＋OH－AlCl3溶液：Al3＋＋3H2O?Al(OH)3＋3H＋FeCl3溶液：Fe3＋＋3H2O?Fe(OH)3＋3H＋1.鹽的水解⑤水解平衡常數(shù)：醋酸鈉：CH3COO－＋H2O?CH3COOH＋OH－Kh=c(CH3COOH)?c(OH－)/c(CH3COO－)

Kh=Kw/Ka氯化銨：NH4+＋H2O?NH3·H2O＋H＋Kh=c(NH3·H2O)?c(H＋)/c(NH4+)

Kh=Kw/Kb碳酸鈉：

CO32-＋H2O?HCO3－

＋OH－Kh=Kw/Ka2HCO3－

＋H2O?H2CO3＋OH－Kh=Kw/Ka11.鹽的水解⑤水解平衡常數(shù)：【特別說(shuō)明】

常溫時(shí)，等濃度的HA與NaA溶液等體積混合，溶液顯酸性還是堿性，取決于HA電離程度與NaA水解程度的相對(duì)大小。

若Ka>10-7，則HA電離程度大于NaA水解程度，溶液顯酸性；

若Ka<10-7，則HA電離程度小于NaA水解程度，溶液顯堿性。1.鹽的水解

⑥雙水解：

如果溶液中的陰離子和陽(yáng)離子同時(shí)水解，相互促進(jìn)，因而水解的程度較大。例如：NaHCO3與AlCl3混合溶液：Al3＋＋3HCO3－=Al(OH)3↓＋3CO2↑NaAlO2與AlCl3混合溶液：Al3＋＋3AlO2－＋6H2O=4Al(OH)3↓常見(jiàn)的能發(fā)生雙水解反應(yīng)的離子有：Fe3+和Al3+分別與HCO3－、CO32-、AlO2－、S2－、HS－。1.鹽的水解2.

鈉的酸式鹽溶液的酸堿性的判斷方法：

鈉的酸式鹽的水溶液顯什么性質(zhì)，這要看該鹽的組成微粒的性質(zhì)。（1）強(qiáng)酸的酸式鹽：

如果是強(qiáng)酸的酸式鹽，只電離，不水解，一定顯酸性。例如，NaHSO4。2.

鈉的酸式鹽溶液的酸堿性的判斷方法

（2）弱酸的酸式鹽：NaHA

如果是弱酸的酸式鹽，酸式酸根離子在水溶液中既可以電離又可以水解。判斷方法為：①利用水解和電離的趨勢(shì)比較：定性判斷如果電離趨勢(shì)占優(yōu)勢(shì)，即電離大于水解，則顯酸性，例如NaHSO3等；如果水解趨勢(shì)占優(yōu)勢(shì)，即水解大于電離，則顯堿性，例如NaHCO3等。2.

鈉的酸式鹽溶液的酸堿性的判斷方法

（2）弱酸的酸式鹽：NaHA

如果是弱酸的酸式鹽，酸式酸根離子在水溶液中既可以電離又可以水解。②利用c(H2A)和c(A2-)相對(duì)大小比較：定量判斷若c(H2A)等于c(A2-)，水解等于電離，則顯中性；若c(H2A)小于c(A2-)，電離大于水解，則顯酸性；若c(H2A)大于c(A2-)，水解大于電離，則顯堿性。2.

鈉的酸式鹽溶液的酸堿性的判斷方法

（2）弱酸的酸式鹽：NaHA

如果是弱酸的酸式鹽，酸式酸根離子在水溶液中既可以電離又可以水解。③利用Kh和Ka2比較：定量判斷若Kh等于Ka2，電離等于水解，則顯中性；若Kh小于Ka2，電離大于水解，則顯酸性；若Kh大于Ka2，水解大于電離，則顯堿性。2.鈉的酸式鹽溶液的酸堿性的判斷方法

（2）弱酸的酸式鹽：NaHA

如果是弱酸的酸式鹽，酸式酸根離子在水溶液中既可以電離又可以水解。④利用Kw與Ka1和Ka2大?。憾颗袛嗳鬕a1×Ka2=Kw，電離等于水解，則顯中性。若Ka1×Ka2>Kw，電離大于水解，則顯酸性。若Ka1×Ka2<Kw，電離小于水解，則顯堿性。3.溶液中c(H+)和由水電離出的c(H+)的區(qū)別：

由水電離出的c(H+)和由水電離出的c(OH-)始終是相等的，但溶液中的c(H+)和c(OH-)卻不一定相等。

常溫時(shí)，酸和堿抑制水的電離，所以酸和堿溶液中的由水電離出的c(H+)和c(OH-)均小于1×10-7；

常溫時(shí)，可以水解的鹽促進(jìn)水的電離，因而這種鹽溶液中由水電離出的c(H+)和c(OH-)

大于1×10-7。3.溶液中c(H+)和由水電離出的c(H+)的區(qū)別：①常溫時(shí)，由水電離出的c(H+)和c(OH-)等于1×10-10的溶液，pH=4或10；②pH=4的溶液中，由水電離出的c(H+)和c(OH-)等于1×10-10或1×10-4；③常溫時(shí)，pH=4的酸溶液中由水電離出的c(H+)和c(OH-)等于1×10-10，不等于1×10-4；④常溫時(shí)，pH=4的鹽溶液中由水電離出的c(H+)和c(OH-)等于1×10-4，不等于1×10-10。1.(2007-北京卷)有①Na2CO3溶液、②CH3COONa溶液、③NaOH溶液各25mL，物質(zhì)的量濃度均為0.1mol/L，下列說(shuō)法正確的是()A.三種溶液pH的大小順序是③＞②＞①B.若將三種溶液稀釋相同倍數(shù)，pH變化最大的是②C.若分別加入25mL0.1mol/L鹽酸后，pH最大的是①D.若三種溶液的pH均為9，則物質(zhì)的量濃度的大小順序是③＞①＞②解析：A.NaOH是強(qiáng)堿，堿性最強(qiáng)，Na2CO3和CH3COONa屬于強(qiáng)堿弱酸鹽，根據(jù)水解規(guī)律，越弱越水解，Na2CO3溶液的堿性較強(qiáng)，因而三種溶液pH的大小順序是③＞①＞②，A錯(cuò)誤。B.因?yàn)镹aOH不水解，Na2CO3和CH3COONa溶液水解，若將三種溶液稀釋相同倍數(shù)，促進(jìn)Na2CO3和CH3COONa溶液水解，所以pH變化最大的是③，B錯(cuò)誤?！炬溄痈呖肌?.(2007-北京卷)有①Na2CO3溶液、②CH3COONa溶液、③NaOH溶液各25mL，物質(zhì)的量濃度均為0.1mol/L，下列說(shuō)法正確的是()A.三種溶液pH的大小順序是③＞②＞①B.若將三種溶液稀釋相同倍數(shù)，pH變化最大的是②C.若分別加入25mL0.1mol/L鹽酸后，pH最大的是①D.若三種溶液的pH均為9，則物質(zhì)的量濃度的大小順序是③＞①＞②解析：C.若分別加入25mL0.1mol/L鹽酸后，三種溶液均發(fā)生反應(yīng)，其中①Na2CO3變?yōu)镹aHCO3，顯堿性；②CH3COONa變?yōu)镃H3COOH和NaCl，顯酸性；③NaOH變?yōu)镹aCl，顯中性，所以pH最大的是①，C正確。D.若相同濃度，NaOH溶液堿性最強(qiáng)，CH3COONa溶液堿性最弱，若三種溶液的pH均為9，則物質(zhì)的量濃度的大小順序是②＞①＞③，D錯(cuò)誤。C【鏈接高考】【鏈接高考】2．(2019-北京-12).實(shí)驗(yàn)測(cè)得0.5mol·L?1CH3COONa溶液、0.5mol·L?1CuSO4溶液以及H2O的pH隨溫度變化的曲線如圖所示。下列說(shuō)法正確的是（）A.隨溫度升高，純水中c(H+)>c(OH?)B.隨溫度升高，CH3COONa溶液的c(OH?)減小C.隨溫度升高，CuSO4溶液的pH變化是Kw改變與水解平衡移動(dòng)共同作用的結(jié)果D.隨溫度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低，是因?yàn)镃H3COO?、Cu2+水解平衡移動(dòng)方向不同【解析】水的電離和鹽類水解為吸熱過(guò)程，升高溫度，促進(jìn)水的電離和鹽類水解。圖中升高溫度三條曲線的pH降低是氫離子濃度增大的表現(xiàn)。A.水的電離為吸熱過(guò)程，升高溫度，水的電離平衡正移，水中c(H+)和c(OH-)均增大，pH減小，但c(H+)=c(OH-)，故A錯(cuò)誤。B.升高溫度，促進(jìn)CH3COONa的水解，所以c(OH-)增大，故B錯(cuò)誤。圖中pH降低，c(H+)增大，由于溫度升高，Kw增大，所以也c(OH-)。2．(2019-北京-12).實(shí)驗(yàn)測(cè)得0.5mol·L?1CH3COONa溶液、0.5mol·L?1CuSO4溶液以及H2O的pH隨溫度變化的曲線如圖所示。下列說(shuō)法正確的是（）A.隨溫度升高，純水中c(H+)>c(OH?)B.隨溫度升高，CH3COONa溶液的c(OH?)減小C.隨溫度升高，CuSO4溶液的pH變化是Kw改變與水解平衡移動(dòng)共同作用的結(jié)果D.隨溫度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低，是因?yàn)镃H3COO?、Cu2+水解平衡移動(dòng)方向不同【解析】水的電離和鹽類水解為吸熱過(guò)程，升高溫度，促進(jìn)水的電離和鹽類水解。圖中升高溫度三條曲線的pH降低是氫離子濃度增大的表現(xiàn)。C.升高溫度，促進(jìn)水的電離，Kw增大，c(H+)增大；升高溫度，促進(jìn)銅離子水解，c(H+)增大，所以pH發(fā)生變化是兩者共同作用的結(jié)果，故C正確；D.鹽類水解為吸熱過(guò)程，升高溫度促進(jìn)鹽類水解，CH3COO?、Cu2+水解平衡移動(dòng)方向相同，故D錯(cuò)誤?！炬溄痈呖肌緾【第五部分】溶液中的三個(gè)守恒（1）電荷守恒：

實(shí)質(zhì)：電解質(zhì)溶液中，陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)一定等于陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)。書寫方法：確定陰陽(yáng)離子，看準(zhǔn)離子電荷，保證電荷相等。NH4Cl溶液：c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)中性溶液：c(NH4+)＝c(Cl-)酸性溶液：c(NH4+)＜c(Cl-)堿性溶液：c(NH4+)>c(Cl-)

c(NH4+)＜c(Cl-)+c(OH-)c(H+)＜c(Cl-)+c(OH-)c(NH4+)—c(Cl-)=c(OH-)—c(H+)【變式應(yīng)用】【溶液中的三個(gè)守恒】（1）電荷守恒：

實(shí)質(zhì)：電解質(zhì)溶液中，陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)一定等于陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)。書寫方法：確定陰陽(yáng)離子，看準(zhǔn)離子電荷，保證電荷相等。

CH3COONa溶液：c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-)【變式應(yīng)用】中性溶液：c(Na+)=c(CH3COO-)酸性溶液：c(Na+)＜c(CH3COO-)堿性溶液：c(Na+)＞c(CH3COO-)c(H+)+c(Na+)＞c(OH-)c(Na+)—c(CH3COO-)=c(OH-)—c(H+)【溶液中的三個(gè)守恒】（1）電荷守恒：

實(shí)質(zhì)：電解質(zhì)溶液中，陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)一定等于陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)。書寫方法：確定陰陽(yáng)離子，看準(zhǔn)離子電荷，保證電荷相等。Na2CO3溶液：

c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)NaHCO3溶液：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)【變式應(yīng)用】中性溶液：c(Na+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)；酸性溶液：c(Na+)＜c(HCO3-)+2c(CO32-)堿性溶液：c(Na+)＞c(HCO3-)+2c(CO32-)c(Na+)+c(H+)＞c(HCO3-)+c(OH-)+c(CO32-)c(Na+)＜c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)【溶液中的三個(gè)守恒】【活學(xué)活用】1.以下說(shuō)法正確的是（）A.在NH4Cl溶液中c(NH4+)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH-)B.若c(NH4+)＝c(Cl-)，則鹽酸和氨水的混合溶液呈中性。C.若c(NH4+)

＜

c(Cl-)，則鹽酸和氨水的混合溶液呈堿性。D.若c(NH4+)

＞c(Cl-)，則鹽酸和氨水的混合溶液呈酸性。解析：A.在NH4Cl溶液中，若c(NH4+)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH-)，不符合電荷守恒，A錯(cuò)誤。

B.若c(NH4+)＝c(Cl-)，則鹽酸和氨水的混合溶液呈中性，B正確。C.若c(NH4+)＜c(Cl-)，則鹽酸和氨水的混合溶液呈酸性，C錯(cuò)誤。D.若c(NH4+)＞c(Cl-)，則鹽酸和氨水的混合溶液呈堿性，D錯(cuò)誤。B2.2019-3-11．設(shè)NA為阿伏加德羅常數(shù)值。關(guān)于常溫下pH=2的H3PO4溶液，下列說(shuō)法正確的是（）A．每升溶液中的H+數(shù)目為0.02NAB．c(H+)=c(H2PO4-)+2c(HPO42-)+3c(PO43-)+c(OH?)C．加水稀釋使電離度增大，溶液pH減小D．加入NaH2PO4固體，溶液酸性增強(qiáng)

【解析】A.常溫下pH＝2，則溶液中氫離子濃度是0.01mol/L，因此每升溶液中H＋數(shù)目為0.01NA，A錯(cuò)誤；B.分析可知，該等式符合電荷守恒，B正確；C.加水稀釋促進(jìn)電離，電離度增大，但氫離子濃度減小，pH增大，C錯(cuò)誤；D.加入NaH2PO4固體，H2PO4－濃度增大，抑制磷酸的電離，溶液的酸性減弱，D錯(cuò)誤。B【活學(xué)活用】實(shí)質(zhì)：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，導(dǎo)致微粒種類增多，但水解前后原子總是守恒的。具體做法：利用不發(fā)生變化的離子濃度表示發(fā)生變化的離子濃度。NH4Cl溶液：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)CH3COONa溶液：c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)Na2CO3溶液：c(Na+)/2=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)或c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]NaHCO3溶液：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)（2）物料守恒：【溶液中的三個(gè)守恒】（3）質(zhì)子守恒：

在鹽溶液中，由水電離出的氫離子濃度總是等于由水電離出的氫氧根離子濃度，據(jù)此，可以寫出質(zhì)子守恒。①對(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽來(lái)說(shuō)，水解顯酸性，溶液中的氫離子濃度等于水解剩余氫氧根離子和消耗氫氧根離子濃度之和。NH4Cl溶液：c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)【溶液中的三個(gè)守恒】（3）質(zhì)子守恒：

在鹽溶液中，由水電離出的氫離子濃度總是等于由水電離出的氫氧根離子濃度，據(jù)此，可以寫出質(zhì)子守恒。②對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽來(lái)說(shuō)，水解顯堿性，溶液中的氫氧根離子濃度等于水解剩余氫離子和消耗氫離子濃度之和。CH3COONa溶液：

c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)；Na2CO3溶液：

c(OH-)=c(HCO3－)+c(H+)＋2c(H2CO3)NaHCO3溶液：

c(OH-)=c(H2CO3)+c(H+)－c(CO32-)【溶液中的三個(gè)守恒】（3）質(zhì)子守恒：

在鹽溶液中，由水電離出的氫離子濃度總是等于由水電離出的氫氧根離子濃度，據(jù)此，可以寫出質(zhì)子守恒。

【學(xué)法指導(dǎo)】

①由于質(zhì)子守恒比較復(fù)雜，在書寫時(shí)，先寫出電荷守恒和物料守恒，然后由電荷守恒和物料守恒推出質(zhì)子守恒。②若題目中出現(xiàn)復(fù)雜的離子關(guān)系式，可以先寫出電荷守恒和物料守恒，然后通過(guò)推導(dǎo)進(jìn)行判斷?！救芤褐械娜齻€(gè)守恒】①電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)②物料守恒：c(Na+)×2/3=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)③質(zhì)子守恒：由①和②可以推出：2c(OH-)=c(HCO3-)+3c(H2CO3)+2c(H+)－c(CO32-)【活學(xué)活用】1.Na2CO3和NaHCO3混合溶液中的三個(gè)守恒Na2CO3和NaHCO3按1∶1混合溶液【溶液中的三個(gè)守恒】【活學(xué)活用】①電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)②物料守恒：c(Na+)×3/5=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)③質(zhì)子守恒：由①和②可以推出：3c(OH-)=2c(HCO3-)+5c(H2CO3)+3c(H+)－c(CO32-)1.Na2CO3和NaHCO3混合溶液中的三個(gè)守恒Na2CO3和NaHCO3按2

∶1混合溶液【溶液中的三個(gè)守恒】①電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)②物料守恒：c(Na+)×3/4=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)③質(zhì)子守恒：由①和②可以推出：3c(OH-)=c(HCO3-)+4c(H2CO3)+3c(H+)－2c(CO32-)【活學(xué)活用】1.Na2CO3和NaHCO3混合溶液中的三個(gè)守恒Na2CO3和NaHCO3按1∶2混合溶液【溶液中的三個(gè)守恒】（1）NH4HCO3溶液中的三個(gè)守恒：電荷守恒：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)物料守恒：c(NH4+)+c(NH3·H2O)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)質(zhì)子守恒：c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)+c(CO32-)-c(H2CO3)電荷守恒：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)物料守恒：c(NH4+)+c(NH3·H2O)=2×[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]質(zhì)子守恒：c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)-c(HCO3-)-2c(H2CO3)（2）(NH4)2CO3溶液中的三個(gè)守恒：2.NH4HCO3和(NH4)2CO3溶液中的三個(gè)守恒：【活學(xué)活用】【溶液中的三個(gè)守恒】【鏈接高考】1.（2012-安徽-12）氫氟酸是一種弱酸，可用來(lái)刻蝕玻璃。已知25℃時(shí)：①HF(aq)＋OH－(aq)＝F－(aq)＋H2O(l)△H＝－67.7kJ·mol－1②H＋(aq)＋OH－(aq)＝H2O(l)△H＝－57.3kJ·mol－1在20mL0.1mol·L－1的氫氟酸中加入VmL0.1mol·L－1的NaOH溶液。下列有關(guān)說(shuō)法正確的是A.氫氟酸的電離方程式及熱效應(yīng)可表示為

HF(aq)?F－(aq)＋H＋(aq)△H＝＋10.4kJ·mol－1

B.當(dāng)V＝20時(shí)，溶液中:c(OH－)＝c(HF)＋c(H＋)C.當(dāng)V＝20時(shí)，溶液中:c(F－)＜c(Na＋)＝0.1mol·L－1D.當(dāng)V＞0時(shí)，溶液中一定存在:c(Na＋)＞c(F－)＞c(OH－)＞c(H＋)解析：A.根據(jù)蓋斯定律，氫氟酸的電離方程式及熱效應(yīng)式可由①-②得出，表示為：HF(aq)?F－(aq)＋H＋(aq)△H＝－10.4kJ/mol，故A錯(cuò)誤。B.當(dāng)V＝20時(shí)，兩者恰好反應(yīng)得NaF溶液中，存在質(zhì)子守恒:

c(OH－)＝c(HF)＋c(H＋)，故B正確?！炬溄痈呖肌?.（2012-安徽-12）氫氟酸是一種弱酸，可用來(lái)刻蝕玻璃。已知25℃時(shí)：①HF(aq)＋OH－(aq)＝F－(aq)＋H2O(l)△H＝－67.7kJ·mol－1②H＋(aq)＋OH－(aq)＝H2O(l)△H＝－57.3kJ·mol－1在20mL0.1mol·L－1的氫氟酸中加入VmL0.1mol·L－1的NaOH溶液。下列有關(guān)說(shuō)法正確的是A.氫氟酸的電離方程式及熱效應(yīng)可表示為

HF(aq)?F－(aq)＋H＋(aq)△H＝＋10.4kJ·mol－1

B.當(dāng)V＝20時(shí)，溶液中:c(OH－)＝c(HF)＋c(H＋)C.當(dāng)V＝20時(shí)，溶液中:c(F－)＜c(Na＋)＝0.1mol·L－1D.當(dāng)V＞0時(shí)，溶液中一定存在:c(Na＋)＞c(F－)＞c(OH－)＞c(H＋)B解析：C.當(dāng)V＝20時(shí)，得到的NaF溶液由于體積加倍，濃度為0.05mol·L－1，F(xiàn)－發(fā)生水解反應(yīng)，所以關(guān)系式為：

c(F－)＜c(Na＋)＝0.05mol·L－1，C錯(cuò)誤。D.當(dāng)V＞0時(shí)，溶液中可能為酸性，也可能顯堿性，還可能顯中性，所以：

c(Na＋)＞c(F－)＞c(OH－)＞c(H＋)不一定正確，D錯(cuò)誤。【鏈接高考】2.（2012-全國(guó)卷-11）.已知溫度T℃時(shí)水的離子積常數(shù)為KW，該溫度下，將濃度為amol·L-1的一元酸HA與bmol·L-1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據(jù)是（）A．a(chǎn)＝bB．混合溶液的pH＝7C．混合溶液中，c(H＋)＝

KW1/2mol·L－1D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)解析：判斷溶液呈中性的依據(jù)是c(H＋)＝c(OH－)。A.若a＝b，酸堿恰好完全反應(yīng)生成正鹽和水，由于酸堿強(qiáng)弱未知，不能確定溶液的酸堿性，A錯(cuò)誤；B.溫度不一定為25℃，故混合溶液的pH＝7時(shí)，溶液不一定呈中性，B錯(cuò)誤；C.混合溶液中，存在c(H＋)·c(OH－)＝Kw，因?yàn)閏(H＋)＝KW1/2mol·L－1，則c(OH－)＝KW1/2mol·L－1，c(H＋)＝c(OH－)，故溶液呈中性，C正確；【鏈接高考】2.（2012-全國(guó)卷-11）.已知溫度T℃時(shí)水的離子積常數(shù)為KW，該溫度下，將濃度為amol·L-1的一元酸HA與bmol·L-1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據(jù)是（）A．a(chǎn)＝bB．混合溶液的pH＝7C．混合溶液中，c(H＋)＝

KW1/2mol·L－1D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)解析：判斷溶液呈中性的依據(jù)是c(H＋)＝c(OH－)。D.酸性、堿性和中性溶液中均存在電荷守恒：

c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，因而據(jù)此無(wú)法判斷溶液的酸堿性，D錯(cuò)誤。C【鏈接高考】3．(2013-廣東卷)50℃時(shí)，下列各溶液中，離子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是(

)A．pH＝4的醋酸中：c(H＋)＝4.0mol·L－1B．飽和小蘇打溶液中：c(Na＋)＝c(HCO3－)C．飽和食鹽水中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)D．pH＝12的純堿溶液中：c(OH－)＝1.0×10－2mol·L－1解析：A.pH＝4的醋酸中c(H＋)＝10－4mol·L－1，A錯(cuò)誤；B.在飽和小蘇打溶液中，由于HCO3－發(fā)生水解和電離，濃度將會(huì)減小，c(Na＋)＞c(HCO3－)，B錯(cuò)誤；C.根據(jù)電荷守恒，飽和食鹽水中有：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，C正確；D.由于50℃時(shí)水的電離程度增大，水的離子積大于1.0×10－14，pH＝12的純堿溶液中c(H＋)＝10－12mol·L－1，則c(OH－)＞10－2mol·L－1，D錯(cuò)誤。C【第六部分】溶液中的三個(gè)守恒比較離子濃度時(shí)，若為單一溶質(zhì)溶液，直接分析離子的水解和電離情況；若為兩種溶液混合，應(yīng)先考慮溶質(zhì)之間的相互反應(yīng)，然后再分析反應(yīng)后溶液中的離子。

對(duì)于既存在電離平衡，又存在水解平衡的溶液，應(yīng)首先考慮電離和水解的相對(duì)大小，然后再分析離子濃度的大小順序。例如：NaHCO3溶液、NaHSO3溶液、CH3COOH和CH3COONa的混合溶液、NH3·H2O和NH4Cl的混合溶液?！倦x子濃度大小排序】①0.1mol/LNH4Cl溶液：c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)0.1mol/LHCl和0.1mol/LNH3·H2O溶液等體積混合：c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)②0.1mol/LHCl和0.2mol/LNH3·H2O溶液等體積混合：c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)pH=2鹽酸和pH=12氨水等體積混合：c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)③0.2mol/LHCl和0.1mol/LNH3·H2O溶液等體積混合：c(Cl-)>c(H+)>c(NH4+)>c(OH-)【離子濃度大小排序】④0.1mol/LCH3COONa溶液：c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)0.1mol/LNaOH和0.1mol/LCH3COOH溶液等體積混合：c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)；⑤0.1mol/LNaOH和0.2mol/LCH3COOH溶液等體積混合：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)；pH=12NaOH和pH=2醋酸溶液等體積混合：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)⑥0.2mol/LNaOH和0.1mol/LCH3COOH溶液等體積混合：c(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-)>c(H+)【離子濃度大小排序】⑦0.1mol/LNaHCO3溶液：c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)⑧0.1mol/LNa2CO3溶液：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)⑨0.1mol/LNaHR溶液：既有電離平衡又有水解平衡顯酸性：c(Na+)>c(HR-)>c(H+)>c(OH-)>c(R2-)顯堿性：c(Na+)>c(HR-)>c(OH-)>c(H+)>c(R2-)例如：NaHCO3、NaHSO3【離子濃度大小排序】【鏈接高考】1.(2007-四川卷)在25℃時(shí)，將pH=11的NaOH溶液與pH=3的CH3COOH溶液等體積混合后，下列關(guān)系式中正確的是()A.c(Na＋)=c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)B.c(H＋)=c(CH3COO－)＋c(OH－)C.c(Na