2025年高二化學(xué)寒假銜接講練 (人教版)寒假復(fù)習(xí)-第3講 水溶液中的離子反應(yīng)與平衡（教師版）

第3講水溶液中的離子反應(yīng)與平衡考點(diǎn)聚焦：復(fù)習(xí)要點(diǎn)+知識(shí)網(wǎng)絡(luò)，有的放矢重點(diǎn)專攻：知識(shí)點(diǎn)和關(guān)鍵點(diǎn)梳理，查漏補(bǔ)缺難點(diǎn)強(qiáng)化：難點(diǎn)內(nèi)容標(biāo)注與講解，能力提升提升專練：真題感知+提升專練，全面突破考點(diǎn)1強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1．電解質(zhì)和非電解質(zhì)(1)概念電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下均以分子形式存在，不能導(dǎo)電的化合物。(2)電解質(zhì)在水溶液或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的實(shí)質(zhì)是電解質(zhì)本身發(fā)生了電離。【特別提醒】判斷電解質(zhì)和非電解質(zhì)的方法(1)不是電解質(zhì)的物質(zhì)不一定是非電解質(zhì)，如：單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。(2)電解質(zhì)不一定導(dǎo)電，導(dǎo)電是有條件的，電解質(zhì)只有在水溶液里或熔融狀態(tài)下電離產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子才能導(dǎo)電，其他條件下不導(dǎo)電。如：CaCO3固態(tài)時(shí)不導(dǎo)電。(3)能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)。Fe、Cu等金屬在熔融狀態(tài)下也能導(dǎo)電，但它們是單質(zhì)，既不屬于電解質(zhì)，也不屬于非電解質(zhì)。稀鹽酸能導(dǎo)電，但稀鹽酸不是電解質(zhì)，因?yàn)橄←}酸是混合物。CO2、SO2、NH3的水溶液能導(dǎo)電，但CO2、SO2、NH3不是電解質(zhì)，H2CO3、H2SO3、NH3·H2O是電解質(zhì)。(4)電解質(zhì)不一定易溶于水(如：硫酸鋇等)，易溶于水的化合物不一定是電解質(zhì)(如：酒精等)。(5)電解質(zhì)溶于水能導(dǎo)電，但熔融狀態(tài)下不一定能導(dǎo)電(如：氯化氫等)。2．強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念在水溶液中能全部電離的電解質(zhì)在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)電解質(zhì)在溶液中的存在形式只有陰、陽離子既有陰、陽離子，又有電解質(zhì)分子化合物類型離子化合物、部分共價(jià)化合物共價(jià)化合物實(shí)例①大部分鹽(包括難溶性鹽)；②強(qiáng)酸，如HCl、H2SO4等；③強(qiáng)堿，如KOH、Ba(OH)2等①弱酸，如CH3COOH、HClO等；②弱堿，如NH3·H2O等；③水【特別提醒】1CO2、SO2、NH3等物質(zhì)溶于水能導(dǎo)電，是因?yàn)槿苡谒笊蒆2CO3、H2SO3、NH3·H2O等電解質(zhì)導(dǎo)電，不是其本身電離出離子，故應(yīng)為非電解質(zhì)。單質(zhì)、溶液既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。2電解質(zhì)的強(qiáng)、弱與其溶解性無關(guān)。難溶的鹽如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全電離，是強(qiáng)電解質(zhì)。易溶的如CH3COOH、NH3·H2O等在溶液中電離程度較小，是弱電解質(zhì)。(3)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電性沒有必然聯(lián)系溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱由溶液中自由離子的濃度和離子所帶電荷多少?zèng)Q定，很稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性很弱，濃度較大的弱電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性可能較強(qiáng)，弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定弱?？键c(diǎn)2弱電解質(zhì)的電離平衡1．電離方程式的書寫(1)強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，在寫電離方程式時(shí)，用“=”。(2)弱電解質(zhì)部分電離，在寫電離方程式時(shí)，用“”。①一元弱酸、弱堿一步電離。如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋，NH3·H2O：NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－。②多元弱酸分步電離，必須分步寫出，不可合并(其中以第一步電離為主)。如H2CO3：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)(主)，HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)(次)。③多元弱堿分步電離(較復(fù)雜)，在中學(xué)階段要求一步寫出。如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。2．電離平衡狀態(tài)(1)概念：在一定條件(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)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化，電離過程就達(dá)到了電離平衡狀態(tài)。(2)電離平衡的特征①弱：研究對(duì)象是弱電解質(zhì)。②等：弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等。=3\*GB3③動(dòng)：電離平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡，如1molCH3COOH分子電離同時(shí)有1molCH3COOH分子形成。④定：條件不變，溶液中各分子、離子的濃度不變，溶液里既有離子又有分子。⑤變：條件改變時(shí)，電離平衡發(fā)生移動(dòng)，各粒子的濃度要發(fā)生改變。3．電離平衡的影響因素(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)，通常電解質(zhì)越弱，電離程度越小。(2)外因①濃度：電解質(zhì)溶液的濃度越小，它的電離程度就越大(越稀越電離)；濃度越大，電離程度越小。②溫度：弱電解質(zhì)的電離一般是吸熱過程，升高溫度使電離平衡向電離的方向移動(dòng)，電離程度增大。③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)，電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng)，電離程度減小。④化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的離子時(shí)，電離平衡向電離的方向移動(dòng)。4．實(shí)例分析分析改變下列條件對(duì)醋酸電離平衡的影響，填寫下表：條件改變平衡移動(dòng)方向c(H＋)n(H＋)電離程度導(dǎo)電能力升高溫度向右移動(dòng)增大增大增大增強(qiáng)加H2O向右移動(dòng)減小增大增大減弱通HCl向左移動(dòng)增大增大減小增強(qiáng)加少量NaOH(s)向右移動(dòng)減小減小增大增強(qiáng)加少量CH3COONa(s)向左移動(dòng)減小減小減小增強(qiáng)加少量CH3COOH向右移動(dòng)增大增大減小增強(qiáng)【特別提醒】(1)電離吸熱，升高溫度，電離平衡一定正向移動(dòng)，電離程度增大。(2)弱電解質(zhì)的電離程度、溶液的導(dǎo)電性與電離平衡的移動(dòng)沒有必然的關(guān)系。(3)弱電解質(zhì)溶液加水稀釋時(shí)，要注意離子濃度與離子物質(zhì)的量的變化。如0.1mol·L－1CH3COOH加水稀釋，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均減小，但稀釋促進(jìn)電離，所以n(CH3COOH)減小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。考點(diǎn)3電離平衡常數(shù)1．電離平衡常數(shù)的表示方法(1)一元弱酸、一元弱堿的電離平衡常數(shù)例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋Ka＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)；NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－Kb＝eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)。(2)多元弱酸、多元弱堿的電離平衡常數(shù)多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用Ka1、Ka2等來分別表示。例如，H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)Ka1＝eq\f(cHCO\o\al(－,3)·cH＋,cH2CO3)；HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)Ka2＝eq\f(cH＋·cCO\o\al(2－,3),cHCO\o\al(－,3))。多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較：Ka1?Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。2．意義表示弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸(或堿)性越強(qiáng)。3．電離常數(shù)的影響因素(1)內(nèi)因：同一溫度下，不同的弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，說明電離常數(shù)首先由物質(zhì)的本性所決定。(2)外因：對(duì)于同一弱電解質(zhì)，電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，由于電離為吸熱過程，所以電離平衡常數(shù)隨溫度升高而增大?！咎貏e提醒】(1)弱電解質(zhì)的電離都是微弱的。一般來說已電離的分子是極少數(shù)的，絕大多數(shù)以分子形式存在。(2)弱電解質(zhì)電離平衡后，加水稀釋，電離程度增大，但電解質(zhì)分子、電解質(zhì)電離出的離子(包括H＋或OH－)濃度減小。判斷離子濃度比值變化時(shí)，只考慮物質(zhì)的量的比值即可。(3)多元弱酸分步電離，第一步電離出相對(duì)較多的H＋，對(duì)第二步電離起到抑制作用，第二步電離程度大大減弱。故K1遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于K2?？键c(diǎn)4水的電離平衡1．水的電離(1)水是一種極弱的電解質(zhì)。(2)水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－，簡寫為H2OH＋＋OH－。(3)水的電離是吸熱過程。2．水的離子積常數(shù)(1)Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw增大。(2)常溫時(shí)，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14，不僅適用于純水，還適用于酸、堿的稀溶液。(3)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離出的c(H＋)與c(OH－)總是相等的。3．水的電離平衡的影響因素(1)溫度升高，會(huì)促進(jìn)水的電離，c(H＋)、c(OH－)都增大，水仍呈中性。(2)外加酸(或堿)，水中c(H＋)[或c(OH－)]增大，會(huì)抑制水的電離，水的電離程度減小，Kw不變。(3)加入了活潑金屬，可與水電離產(chǎn)生的H＋直接發(fā)生置換反應(yīng)，產(chǎn)生H2，使水的電離平衡向右移動(dòng)。4．分析下列條件的改變對(duì)水的電離平衡H2OH＋＋OH－ΔH>0的影響改變條件平衡移動(dòng)方向c(H＋)c(OH－)水的電離程度Kw升高溫度右移增大增大增大增大加入HCl(g)左移增大減小減小不變加入NaOH(s)左移減小增大減小不變加入活潑金屬(如Na)右移減小增大增大不變加入NaHSO4(s)左移增大減小減小不變【特別提醒】(1)在水中加入酸或堿，會(huì)抑制水的電離，水電離出的c(H＋)、c(OH－)均減小，但仍然相等。(2)水受熱溫度升高，促進(jìn)水的電離，水電離出的c(H＋)、c(OH－)均增大，但仍然呈中性。(3)在酸或堿的溶液中，Kw表達(dá)式中的c(H＋)、c(OH－)均為溶液中兩種離子的總濃度，不一定是水電離出的c(H＋)、c(OH－)。如0.1mol·L－1鹽酸中，c(H＋)約為0.1mol·L－1?？键c(diǎn)5溶液的酸堿性與pH1．溶液的酸堿性與氫離子、氫氧根離子濃度的關(guān)系溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相對(duì)大小。溶液的酸堿性eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(酸性溶液：cH＋>cOH－,中性溶液：cH＋＝cOH－,堿性溶液：cH＋<cOH－))2．溶液的pH與c(H＋)及酸堿性的關(guān)系計(jì)算公式pH＝－lgc(H＋)意義pH越大，溶液的堿性越強(qiáng)；pH越小，溶液的酸性越強(qiáng)溶液酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)pH＜7，為酸性溶液；pH＝7，為中性溶液；pH＞7，為堿性溶液適用范圍1×10－14mol·L－1＜c(H＋)＜1mol·L－1【特別提醒】(1)酸溶液一定呈酸性，堿溶液一定呈堿性。(2)酸性溶液不一定是酸。例如，NH4Cl、NaHSO4等鹽溶液呈酸性；堿性溶液不一定是堿，如Na2CO3、NaHCO3等鹽溶液呈堿性。(3)分析c(H＋)、c(OH－)與溶液酸堿性的關(guān)系時(shí)，要注意溶液的溫度是否在常溫下，如pH＝7的溶液不一定是中性。(4)測溶液pH時(shí)的三注意①不能用濕潤的玻璃棒蘸取待測液，也不能將pH試紙先用水潤濕，否則會(huì)將溶液稀釋，可能導(dǎo)致所測定的pH不準(zhǔn)確，使酸性溶液的pH變大，堿性溶液的pH變小，但中性溶液不受影響。②若某溶液具有漂白性，則不能用酸堿指示劑測定該溶液的酸堿性，也不能用pH試紙測定其pH。③pH試紙不能測c(H＋)>1mol·L－1或c(OH－)>1mol·L－1的溶液的pH。考點(diǎn)6酸堿中和滴定1．酸堿中和滴定原理利用已知濃度的酸(或堿)去滴定一定體積未知濃度的堿(或酸)，通過測定反應(yīng)完全時(shí)消耗已知濃度的酸(或堿)的體積，從而推算出未知濃度的堿(或酸)的濃度的方法。其中已知濃度的酸(或堿)溶液常稱為標(biāo)準(zhǔn)液，未知濃度的堿(或酸)溶液常稱為待測液。2．主要儀器(1)酸堿中和滴定所用的主要儀器是滴定管和錐形瓶。(2)滴定管①滴定管分為酸式滴定管和堿式滴定管。酸式滴定管用于盛放酸性或中性溶液，堿式滴定管用于盛放堿性溶液。②既能盛放酸性溶液又能盛放堿性溶液的滴定管，活塞由聚四氟乙烯制成；若溶液中的物質(zhì)見光易分解，可用棕色滴定管盛放。③滴定管的上都標(biāo)有規(guī)格大小、使用溫度、刻度；滴定管的精確讀數(shù)為0.01mL。3．滴定管的使用方法(1)檢查：使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。(2)潤洗：在加入酸、堿液之前，應(yīng)使用待裝的酸、堿溶液分別潤洗滴定管內(nèi)壁2～3次。(3)裝液：注入待裝的酸、堿溶液至滴定管0刻度線以上2～3mL處。(4)排氣泡：酸式滴定管快速打開活塞沖走氣泡，堿式滴定管將橡膠管向上彎曲，擠壓玻璃球，趕走氣泡，使滴定管尖嘴部分充滿溶液。(5)調(diào)液面：調(diào)整管中液面至“0”或“0”刻度以下，記錄讀數(shù)V0。滴定管的讀數(shù)時(shí)，視線、刻度線、凹液面在同一水平線上。(6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動(dòng)錐形瓶，兩眼注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化。滴定過程中，滴加速度不宜過快，接近終點(diǎn)時(shí)，應(yīng)逐漸減慢滴加速度。(7)終點(diǎn)的判斷：最后一滴恰好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改變且半分鐘內(nèi)不變色，即為滴定終點(diǎn)。滴加完畢記錄讀數(shù)V1，消耗溶液的體積為V1-V0。4．pH突變與指示劑選擇(1)pH突變強(qiáng)酸和強(qiáng)堿完全反應(yīng)時(shí)，pH=7。當(dāng)NaOH溶液的體積從19.98mL變?yōu)?0.02mL，pH從4.3突躍到9.7，因此只要選擇突變范圍在這一范圍內(nèi)的指示劑就不會(huì)造成很大誤差。(2)中和滴定終點(diǎn)的判斷判斷滴定終點(diǎn)(中和反應(yīng)恰好反應(yīng)完全的時(shí)刻)的方法是在待測液中加2～3滴指示劑，觀察滴定過程中其顏色的變化，常選用的指示劑是酚酞或甲基橙，而不用石蕊試液的原因是石蕊試液顏色變化不明顯。(3)指示劑的選擇對(duì)于不同的酸堿中和反應(yīng)，指示劑的選擇可依據(jù)中和滴定曲線來確定。指示劑酸色中間色堿色變色的pH范圍甲基橙紅橙黃3.1~4.4甲基紅紅橙黃4.4~6.2酚酞無色粉紅紅8.2~10.05．酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)——測定未知濃度鹽酸的物質(zhì)的量濃度(1)實(shí)驗(yàn)儀器和藥品儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺(tái)、錐形瓶藥品：0.1000mol·L-1NaOH溶液，未知濃度的鹽酸、酚酞、蒸餾水(2)實(shí)驗(yàn)步驟①準(zhǔn)備階段：滴定管：查漏→洗滌→潤洗→裝液→調(diào)液面（趕氣泡）→記錄錐形瓶：洗滌→注待測液→記讀數(shù)→加指示劑②滴定階段：滴定：左手控制滴定管活塞，右手搖動(dòng)錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內(nèi)顏色變化。終點(diǎn)判斷：溶液由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色，視為滴定終點(diǎn)。記錄消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積。計(jì)算結(jié)果：求出三次測定數(shù)值的平均值，計(jì)算待測鹽酸的物質(zhì)的量濃度。若幾次測定結(jié)果相差較大，應(yīng)重新進(jìn)行測定。【特別提醒】酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)注意事項(xiàng)(1)選用精確度為0.01mL的滴定管來量取液體。(2)酸式滴定管盛放酸性試劑或者強(qiáng)氧化性試劑(如高錳酸鉀溶液)；堿式滴定管盛放堿性試劑。(3)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿相互滴定時(shí)，既可選用甲基橙，也可選用酚酞作指示劑。(4)石蕊顏色變化不明顯，變色范圍寬，一般不用作中和滴定的指示劑。(5)強(qiáng)酸與弱堿相互滴定時(shí)，應(yīng)選用甲基橙。強(qiáng)堿與弱酸相互滴定時(shí)，應(yīng)選用酚酞。(6)當(dāng)?shù)稳胱詈蟀氲螛?biāo)準(zhǔn)液，指示劑發(fā)生顏色變化，必須保證半分鐘內(nèi)不變色，才是滴定的終點(diǎn)。(7)滴定管要用待裝液潤洗，滴定管不潤洗相當(dāng)于對(duì)所盛裝溶液的稀釋。錐形瓶不需潤洗，潤洗后使所盛裝溶液的物質(zhì)的量增大。(8)滴定管盛裝標(biāo)準(zhǔn)溶液時(shí)，其液面不一定要在“0”刻度。只要在“0”刻度或“0”刻度以下某刻度即可，但一定要記錄下滴定前液面的讀數(shù)。滴定管的精確度為0.01mL?？键c(diǎn)7鹽類的水解1．鹽類的水解(1)概念：在水溶液中鹽電離產(chǎn)生的陽離子或陰離子跟水電離出來的OH-或H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。(2)鹽類水解的實(shí)質(zhì)：鹽電離出的離子(弱堿陽離子或者弱酸陰離子)跟水電離出來的OH-或H+結(jié)合生成弱堿或弱酸，從而破壞了水的電離平衡，促進(jìn)了水的電離，使溶液顯示不同的酸性、堿性或中性。(3)鹽類水解對(duì)水的電離平衡的影響：弱堿陽離子或者弱酸陰離子在溶液中水解，因此水的電離程度增大，因此水電離出的c(H+)和c(OH-)增大。如25℃時(shí)，pH=4的NH4Cl溶液中，c(H+)=10-4mol·L-1，則水電離出的c(H+)=c(OH-)=10-4mol·L-1；pH=11的CH3COONa溶液中，c(OH-)=10-3mol·L-1，則水電離出的c(H+)=c(OH-)=10-3mol·L-1。2．鹽類水解的特點(diǎn)(1)可逆反應(yīng)：鹽類水解生成酸和堿，所以鹽類的水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。(2)吸熱反應(yīng)：鹽的水解是吸熱過程，溫度升高，鹽的水解程度增大。(3)程度微弱：通常情況下，鹽水解的程度極其微弱，但對(duì)溶液酸堿性的影響較大。(4)動(dòng)態(tài)平衡：鹽類的水解平衡狀態(tài)屬于動(dòng)態(tài)平衡。3．鹽類水解方程式的書寫鹽類的水解一般程度很小，水解產(chǎn)物也很少，通常不生成沉淀或氣體，書寫水解方程式時(shí)，一般不用“↑”或“↓”。鹽類水解是可逆反應(yīng)，除發(fā)生強(qiáng)烈雙水解的鹽外，一般離子方程式中不寫“=”號(hào)，而寫“”號(hào)?！咎貏e提醒】書寫鹽類水解方程式常見的錯(cuò)誤(1)誤把電離方程式看成水解方程式，如HS－＋H2OS2－＋H3O＋，此方程式為HS－的電離方程式，不是HS－的水解方程式，因?yàn)槠浠喛蓪憺镠S－S2－＋H＋。HS－的水解方程式應(yīng)為HS－＋H2OH2S＋OH－。(2)書寫鹽類水解方程式常見錯(cuò)誤有①把“”誤寫為“=”。如Fe3＋＋3H2O=Fe(OH)3＋3H＋是錯(cuò)誤的，正確的為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。②水解產(chǎn)物量很小時(shí)，標(biāo)上“↑”或“↓”。如Al3＋＋3H2OAl(OH)3↓＋3H＋是錯(cuò)誤的，正確的為Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋?？键c(diǎn)8影響鹽類水解的因素1．鹽的性質(zhì)主要因素是鹽本身的性質(zhì)，組成鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸越弱或陽離子對(duì)應(yīng)的堿越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。2．影響鹽類水解的外界因素(1)溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，水解程度增大。(2)濃度：鹽溶液的濃度越小，電解質(zhì)離子相互碰撞結(jié)合成電解質(zhì)分子的幾率越大，水解程度越大。(3)酸堿性：向鹽溶液中加入H＋，可抑制弱堿離子水解；向鹽溶液中加入OH－，能抑制弱酸根離子水解。3．以FeCl3水解為例[Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋]，外界條件對(duì)水解平衡的影響。條件移動(dòng)方向H＋數(shù)pH現(xiàn)象升溫向右增多減小顏色變深通入HCl(g)向左增多減小顏色變淺加H2O向右增多增大顏色變淺加NaHCO3向右減小增大生成紅褐色沉淀，放出氣體考點(diǎn)9鹽類水解的應(yīng)用1．在化學(xué)實(shí)驗(yàn)中的應(yīng)用應(yīng)用舉例判斷溶液的酸堿性FeCl3溶液顯酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋判斷酸性強(qiáng)弱相同濃度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分別為8、9、10，則酸性：HX>HY>HZ配制或貯存易水解的鹽溶液配制CuSO4溶液時(shí)，加入少量H2SO4，抑制Cu2＋水解；貯存Na2CO3溶液不能用磨口玻璃塞膠體的制取制取Fe(OH)3膠體的離子方程式：Fe3＋＋3H2Oeq\o(=,\s\up7(△))Fe(OH)3(膠體)＋3H＋制備無水鹽將揮發(fā)性酸的弱堿鹽如AlCl3、FeCl3溶液蒸干時(shí)，在通HCl的氣流中加熱蒸干判斷離子是否共存Al3＋與COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、S2－、HS－、AlOeq\o\al(－,2)；Fe3＋與HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)；NHeq\o\al(＋,4)與AlOeq\o\al(－,2)、SiOeq\o\al(2－,3)因相互促進(jìn)水解程度強(qiáng)烈而不能大量共存判斷中和反應(yīng)至中性的試劑用量如NH3·H2O與HCl反應(yīng)至中性，NH3·H2O過量，CH3COOH與NaOH反應(yīng)至中性時(shí)CH3COOH過量制備無機(jī)化合物如用TiCl4制備TiO2，其反應(yīng)的化學(xué)方程式為TiCl4＋(x＋2)H2O=TiO2·xH2O↓＋4HCl，加入大量的水，同時(shí)加熱，促使水解趨于完全，所得TiO2·xH2O經(jīng)焙燒得到TiO22．在生產(chǎn)生活中的應(yīng)用泡沫滅火器原理泡沫滅火器中的成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，發(fā)生的反應(yīng)為Al3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)=Al(OH)3↓＋3CO2↑作凈水劑明礬可作凈水劑，原理為Al3＋＋3H2OAl(OH)3(膠體)＋3H＋化肥的使用銨態(tài)氮肥與草木灰不得混合施用除銹劑NH4Cl溶液與ZnCl2溶液可作焊接時(shí)的除銹劑，原理為NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋、Zn2＋＋2H2OZn(OH)2＋2H＋熱純堿去污能力強(qiáng)加熱，促進(jìn)Na2CO3的水解，使c(OH－)增大，去污能力增強(qiáng)【特別提醒】鹽溶液蒸干時(shí)所得產(chǎn)物的判斷(1)鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干后一般得原物質(zhì)，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)。(2)鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干灼燒后一般得到對(duì)應(yīng)的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼燒得Al2O3。(3)考慮鹽受熱時(shí)是否分解。原物質(zhì)蒸干灼燒后固體物質(zhì)Ca(HCO3)2CaCO3或CaONaHCO3Na2CO3KMnO4K2MnO4和MnO2NH4Cl分解為NH3和HCl，無固體物質(zhì)存在(4)還原性鹽在蒸干時(shí)會(huì)被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)?？键c(diǎn)10水解常數(shù)及其應(yīng)用1．鹽的水解常數(shù)以CH3COONa為例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－Kh＝eq\f(cCH3COOH·cOH－,cCH3COO－)，只與溫度有關(guān)。2．與對(duì)應(yīng)弱酸電離常數(shù)的關(guān)系Ka＝eq\f(cH＋·cCH3COO－,cCH3COOH)所以，Kh·Ka＝Kw或Kh＝eq\f(Kw,Ka)。由此可看出，弱酸或弱堿的電離常數(shù)越小，其生成的鹽水解程度就越大。3．二元弱酸對(duì)應(yīng)鹽的水解常數(shù)二元弱酸H2CO3的電離常數(shù)為Ka1、Ka2，則Na2CO3的水解常數(shù)Kh為eq\f(Kw,Ka2)，NaHCO3的水解常數(shù)為eq\f(Kw,Ka1)?？键c(diǎn)11沉淀溶解平衡1．難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡在一定溫度下，當(dāng)沉淀和溶解的速率相等時(shí)，形成電解質(zhì)的飽和溶液，達(dá)到平衡狀態(tài)，人們把這種平衡稱為沉淀溶解平衡。2．難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡的影響因素(1)內(nèi)因(決定因素)：難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)。(2)外因：溫度、濃度等條件的影響符合勒夏特列原理。①溫度：絕大多數(shù)難溶鹽的溶解是吸熱過程，升高溫度，平衡向溶解的方向移動(dòng)。②濃度：加水稀釋，平衡向溶解的方向移動(dòng)。③離子效應(yīng)：向平衡體系中加入難溶物相應(yīng)的離子，平衡逆向移動(dòng)④其他：向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶或更難電離或氣體的離子時(shí)，平衡向溶解的方向移動(dòng)。(3)實(shí)例分析已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，請(qǐng)分析當(dāng)改變下列條件時(shí)，對(duì)該沉淀溶解平衡的影響，填寫下表(濃度變化均指平衡后和原平衡比較)：條件改變移動(dòng)方向c(Mg2＋)c(OH－)加少量水正向移動(dòng)不變不變升溫正向移動(dòng)增大增大加MgCl2(s)逆向移動(dòng)增大減小加鹽酸正向移動(dòng)增大減小加NaOH(s)逆向移動(dòng)減小增大大多數(shù)電解質(zhì)溶解度隨溫度的升高而增大，但也有例外，如Ca(OH)2，溫度越高，溶解度越小。3．溶度積常數(shù)(1)概念：在一定溫度下，難溶電解質(zhì)達(dá)到沉淀溶解平衡后的溶液為飽和溶液，其離子濃度不再發(fā)生變化，溶液中各離子濃度冪之積為常數(shù)，叫做溶度積常數(shù)(簡稱溶度積)，用Ksp表示。(2)表達(dá)式AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。如Fe(OH)3的Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)。(3)意義Ksp的大小反映難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力。(1)相同類型的難溶電解質(zhì)，溶度積小的電解質(zhì)，其溶解能力小。(2)不同類型的難溶電解質(zhì)，溶度積小的電解質(zhì)，其溶解能力不一定比溶度積大的溶解能力小。(4)應(yīng)用——溶度積規(guī)則通過比較溶度積與溶液的離子積Q，可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成或溶解：①Q(mào)>Ksp，溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達(dá)到新的平衡。②Q＝Ksp，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。③Q<Ksp，溶液未飽和，無沉淀析出，若加入過量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶液飽和。(5)影響因素：溶度積Ksp值的大小只與難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)和溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)?！咎貏e提醒】(1)沉淀溶解達(dá)到平衡時(shí)，再加入該難溶物對(duì)平衡無影響。(2)溶解平衡右移，溶解度不一定增大。如加水使溶解平衡右移，溶解度不變。(3)絕大多數(shù)的難溶電解質(zhì)的溶解過程是吸熱的，少數(shù)為放熱反應(yīng)，如氫氧化鈣等。4Ksp只與難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)和溫度有關(guān)，而與沉淀的量和溶液中的離子濃度無關(guān)。5對(duì)于同類型物質(zhì)如AgCl、AgBr、AgI等，可直接用溶度積比較難溶電解質(zhì)的溶解能力，Ksp越大，難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越強(qiáng)。6對(duì)于不同類型的物質(zhì)，Ksp不能直接作為比較依據(jù)，而應(yīng)通過計(jì)算將Ksp轉(zhuǎn)化為飽和溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度確定溶解能力的強(qiáng)弱?？键c(diǎn)12沉淀溶解平衡原理的應(yīng)用1．沉淀的生成(1)沉淀生成的原理根據(jù)沉淀溶解平衡原理，如果加入與溶液中相同的離子，使平衡向沉淀方向移動(dòng)，就可以生成沉淀。(2)沉淀的方法①調(diào)節(jié)pH法：如工業(yè)原料氯化銨中含雜質(zhì)氯化鐵，使其溶解于水，再加入氨水調(diào)節(jié)pH，使Q[Fe(OH)3]＞Ksp[Fe(OH)3]，可使Fe3＋轉(zhuǎn)變?yōu)镕e(OH)3沉淀而除去。反應(yīng)如下：Fe3＋＋3NH3·H2O=Fe(OH)3↓＋3NHeq\o\al(＋,4)。②加沉淀劑法：如以Na2S、H2S等作沉淀劑，使某些金屬離子，如Cu2＋、Hg2＋等生成極難溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，即離子積Q＞Ksp時(shí)，生成沉淀。③同離子效應(yīng)法：增大沉淀溶解平衡體系中某種離子的濃度，使平衡向生成沉淀的方向移動(dòng)，如向AgCl的飽和溶液中加入飽和食鹽水可繼續(xù)生成AgCl沉淀。④氧化還原法：改變離子的存在形式，促使其轉(zhuǎn)化為溶解度更小的難溶電解質(zhì)，便于分離出來，例如通過氧化還原反應(yīng)將Fe2＋氧化為Fe3＋，從而生成更難溶的Fe(OH)3沉淀。2．沉淀的溶解(1)沉淀溶解的原理根據(jù)平衡移動(dòng)原理，對(duì)于在水中難溶的電解質(zhì)，如果能設(shè)法不斷地移去平衡體系中的相應(yīng)離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動(dòng)，就可以使沉淀溶解。(2)沉淀溶解的方法①酸溶解法：用強(qiáng)酸溶解的難溶電解質(zhì)有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。如CaCO3難溶于水，卻易溶于鹽酸，原因是：CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡為CaCO3(s)Ca2＋(aq)＋COeq\o\al(2－,3)(aq)，當(dāng)加入鹽酸后發(fā)生反應(yīng)：COeq\o\al(2－,3)＋2H＋=H2O＋CO2↑，c(COeq\o\al(2－,3))降低，溶液中COeq\o\al(2－,3)與Ca2＋的離子積Q(CaCO3)＜Ksp(CaCO3)，沉淀溶解平衡向溶解的方向移動(dòng)。②鹽溶液溶解法：Mg(OH)2難溶于水，能溶于鹽酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反應(yīng)的離子方程式為Mg(OH)2＋2NHeq\o\al(＋,4)=Mg2＋＋2NH3·H2O。(3)氧化還原法：有些金屬硫化物(如CuS、HgS等)不溶于非氧化性酸，只能溶于氧化性酸，則可通過減小c(S2－)來達(dá)到使沉淀溶解的目的。3．沉淀的轉(zhuǎn)化(1)沉淀的轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)沉淀的轉(zhuǎn)化是指由一種難溶物轉(zhuǎn)化為另一種難溶物的過程，其實(shí)質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動(dòng)。(2)沉淀的轉(zhuǎn)化的條件兩種沉淀的溶解度不同。一般溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化為溶解度更小的沉淀容易實(shí)現(xiàn)，兩者的溶解度差別越大，轉(zhuǎn)化越容易。(3)沉淀轉(zhuǎn)化的應(yīng)用①鍋爐除水垢(含有CaSO4)CaSO4(s)eq\o(→,\s\up7(Na2CO3溶液))CaCO3(s)eq\o(→,\s\up7(加酸如鹽酸))Ca2＋(aq)，反應(yīng)的化學(xué)方程式為CaSO4＋Na2CO3=CaCO3＋Na2SO4，CaCO3＋2HCl=CaCl2＋H2O＋CO2↑。②自然界中礦物的轉(zhuǎn)化原生銅的硫化物eq\o(→,\s\up7(氧化、淋濾))CuSO4溶液eq\o(→,\s\up7(滲透、遇閃鋅礦ZnS和方鉛礦PbS))銅藍(lán)(CuS)，反應(yīng)的化學(xué)方程式為CuSO4＋ZnS=CuS＋ZnSO4，CuSO4＋PbSCuS＋PbSO4。③工業(yè)廢水處理工業(yè)廢水處理過程中，重金屬離子可利用沉淀轉(zhuǎn)化原理用FeS等難溶物轉(zhuǎn)化為HgS、Ag2S、PbS等沉淀。用FeS除去Hg2＋的離子方程式：FeS(s)＋Hg2＋(aq)HgS(s)＋Fe2＋(aq)。④水垢的形成硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，形成的原因(用化學(xué)方程式表示)：Mg(HCO3)2eq\o(=,\s\up7(△))MgCO3↓＋H2O＋CO2↑，Ca(HCO3)2eq\o(=,\s\up7(△))CaCO3↓＋H2O＋CO2↑，MgCO3＋H2Oeq\o(=,\s\up7(△))Mg(OH)2＋CO2↑。說明Mg(OH)2比MgCO3難溶?！咎貏e提醒】(1)一般來說，當(dāng)溶液中有多種可以沉淀的離子且生成相同類型的沉淀時(shí)，越難溶(Ksp越小)的越先沉淀。(2)當(dāng)離子濃度小于1×10－5mol·L－1時(shí)，認(rèn)為已完全沉淀。(3)溶解度較小的沉淀，并不一定必須轉(zhuǎn)化為溶解度更小的沉淀。在一定條件下也可以轉(zhuǎn)化成溶解度較大的沉淀。例如，在BaSO4的飽和溶液中加入高濃度的Na2CO3溶液，只要Q(BaCO3)>Ksp(BaCO3)就可以轉(zhuǎn)化成溶解度較大的BaCO3沉淀。(4)對(duì)于化學(xué)式結(jié)構(gòu)相似，且含相同離子(陽離子或陰離子)的難溶電解質(zhì)(如AgCl、AgBr、AgI)，在含有Cl－、Br－、I－的溶液中滴入AgNO3溶液，誤認(rèn)為一定先析出AgI沉淀，最后析出AgCl沉淀。這種理解忽視了溶液中Cl－、Br－、I－的濃度大小。強(qiáng)化點(diǎn)一電離平衡常數(shù)的計(jì)算及應(yīng)用1．有關(guān)電離平衡常數(shù)的計(jì)算(以弱酸HX為例)HXH＋＋X－起始：c(HX)0 0平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(X－)則：K＝eq\f(c（H＋）·c（X－）,c（HX）－c（H＋）)＝eq\f(c2（H＋）,c（HX）－c（H＋）)(1)已知c(HX)和c(H＋)，求電離平衡常數(shù)：由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。則K＝eq\f(c2（H＋）,c（HX）)，代入數(shù)值求解即可。(2)已知c(HX)和電離平衡常數(shù)，求c(H＋)：由于c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。則：c(H＋)＝eq\r(K·c（HX）)，代入數(shù)值求解即可。2．電離平衡常數(shù)的應(yīng)用(1)根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，相同條件下，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。(2)根據(jù)電離常數(shù)可以判斷鹽與酸(或堿)反應(yīng)是否發(fā)生，相同條件下相對(duì)強(qiáng)的酸(或堿)制相對(duì)弱的酸(或堿)。(3)根據(jù)濃度商Q與電離平衡常數(shù)K的相對(duì)大小判斷電離平衡的移動(dòng)方向。(4)根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH·cH＋)＝eq\f(Ka,cH＋)，加水稀釋時(shí)，c(H＋)減小，Ka值不變，則eq\f(cCH3COO－,cCH3COOH)增大?！镜淅?】(1)25℃時(shí)，amol·L－1CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－bmol·L－1，用含a和b的代數(shù)式表示CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝________________。(2)已知25℃時(shí)，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。在該溫度下將20mL0.1mol·L－1CH3COOH溶液和20mL0.1mol·L－1HSCN溶液分別與20mL0.1mol·L－1NaHCO3溶液混合，實(shí)驗(yàn)測得產(chǎn)生氣體的體積(V)隨時(shí)間(t)變化的示意圖如圖，反應(yīng)初始階段，兩種溶液產(chǎn)生CO2氣體的速率存在明顯差異的原因是__________________________________________。(3)下表是幾種弱酸常溫下的電離常數(shù)：CH3COOHH2CO3H2SH3PO4Ka＝1.75×10－5Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－11Ka1＝1.1×10－7Ka2＝1.3×10－13Ka1＝6.9×10－3Ka2＝6.2×10－8Ka3＝4.8×10－13①CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四種酸的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開______________。②多元弱酸的第二步電離程度遠(yuǎn)小于第一步電離的主要原因是______________________________(從電離平衡角度考慮)。③同濃度的CH3COO－、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、S2－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開_________________?！敬鸢浮?1)eq\f(10－2b,a－10－b)(2)Ka(CH3COOH)<Ka(HSCN)，在相同溫度、相同物質(zhì)的量濃度和體積的兩溶液中，HSCN溶液的c(H＋)大于CH3COOH溶液的c(H＋)，故HSCN與NaHCO3反應(yīng)速率快(3)①H3PO4>CH3COOH>H2CO3>H2S②第一步電離產(chǎn)生的氫離子對(duì)第二步電離起抑制作用③S2－>COeq\o\al(2－,3)>HCOeq\o\al(－,3)>CH3COO－【解析】(1)Ka＝eq\f(cH＋·cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq\f(c2H＋,a－cH＋)＝eq\f(10－2b,a－10－b)。(3)①根據(jù)第一步電離常數(shù)可知，四種酸的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)镠3PO4>CH3COOH>H2CO3>H2S。③酸越弱，其對(duì)應(yīng)酸根離子結(jié)合H＋的能力越強(qiáng)，故結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)镾2－>COeq\o\al(2－,3)>HCOeq\o\al(－,3)>CH3COO－。強(qiáng)化點(diǎn)二強(qiáng)酸與弱酸的比較1．相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項(xiàng)目酸c(H＋)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應(yīng)時(shí)的起始反應(yīng)速率一元強(qiáng)酸大強(qiáng)相同相同大一元弱酸小弱小2．相同體積、相同c(H＋)的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項(xiàng)目酸c(H＋)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應(yīng)時(shí)的起始反應(yīng)速率一元強(qiáng)酸相同相同小少相同一元弱酸大多【典例2】在a、b兩支試管中分別裝入形態(tài)相同、質(zhì)量相等的一顆鋅粒(鋅足量)，然后向兩支試管中分別加入相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的稀鹽酸和稀醋酸。填寫下列空白：(1)a、b兩支試管中的現(xiàn)象：相同點(diǎn)是_________________________________________________，不同點(diǎn)是__________________________，原因是______________________________________。(2)a、b兩支試管中生成氣體的體積開始時(shí)是V(a)____(填“大于”“小于”或“等于”，下同)V(b)，反應(yīng)完畢后生成氣體的總體積是V(a)____V(b)，原因是____________________________________________。(3)若a、b兩支試管中分別加入c(H＋)相同、體積相同的稀鹽酸和稀醋酸，則a、b兩支試管中開始生成氣體的速率v(a)________v(b)，反應(yīng)完畢后生成氣體的總體積是V(a)________V(b)。原因是_______________________________________________________?！敬鸢浮?1)都產(chǎn)生無色氣泡，Zn粒逐漸溶解a中反應(yīng)速率較大鹽酸是強(qiáng)酸，醋酸是弱酸，鹽酸中c(H＋)大(2)大于等于反應(yīng)開始時(shí)，鹽酸中所含H＋的濃度較大，但二者最終能電離出的H＋的總物質(zhì)的量相等(3)等于小于開始時(shí)c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱電解質(zhì)，最終電離出的H＋的總物質(zhì)的量大【解析】(2)鋅粒與酸反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是Zn與酸電離出的H＋發(fā)生置換反應(yīng)產(chǎn)生H2，c(H＋)越大，產(chǎn)生H2的速率越大。而在分析產(chǎn)生H2的體積時(shí)，要注意醋酸的電離平衡的移動(dòng)。反應(yīng)開始時(shí)，醋酸產(chǎn)生H2的速率比鹽酸小，因Zn與酸反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是Zn與酸電離出的H＋反應(yīng)，鹽酸是強(qiáng)酸，醋酸是弱酸，在起始物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，鹽酸電離出的c(H＋)遠(yuǎn)大于醋酸電離出的c(H＋)。反應(yīng)完畢后，兩者產(chǎn)生H2的體積是相等的。因醋酸存在電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，Zn與H＋發(fā)生反應(yīng)，c(H＋)減小，使醋酸的電離平衡向電離方向移動(dòng)，繼續(xù)發(fā)生H＋與Zn的反應(yīng)，足量的Zn可使醋酸中的H＋全部電離出來與Zn反應(yīng)生成H2，又因?yàn)閚(HCl)＝n(CH3COOH)，因而最終產(chǎn)生H2的量相等。強(qiáng)化點(diǎn)三Kw的應(yīng)用1．水的電離平衡曲線(1)曲線上的任意點(diǎn)(如a，b，c)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，溫度相同。(2)曲線外的任意點(diǎn)(如d)與曲線上任意點(diǎn)的Kw不同，溫度不同。(3)實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變酸堿性；實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)與曲線外點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化一定改變溫度。2．溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算方法Kw表達(dá)式中c(H＋)、c(OH－)均表示整個(gè)溶液中總物質(zhì)的量濃度，但是一般情況下有：(1)酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水電離出的H＋的濃度)。(2)堿溶液中Kw＝c水(H＋)·c堿(OH－)(忽略水電離出的OH－的濃度)。(3)外界條件改變，水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)；但由水電離出的c(H＋)與水電離出的c(OH－)一定相等。(4)室溫下，由水電離出的c(H＋)＝1×10－13mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈堿性?！镜淅?】如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系，下列判斷正確的是()A．各點(diǎn)的溫度高低順序：Z>Y>XB．M區(qū)域內(nèi)任意點(diǎn)都是堿溶于水所得的溶液C．常溫下，向純水中加入少量金屬Na，可使X點(diǎn)溶液變?yōu)閅點(diǎn)D．XZ線上的任意點(diǎn)一定表示的是純水【答案】C【解析】A項(xiàng)，由圖可知，兩條曲線是反比例曲線，曲線上的橫縱坐標(biāo)c(H＋)·c(OH－)為一定值，所以X和Y點(diǎn)的溫度相同，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，由圖看出M區(qū)域內(nèi)c(H＋)<c(OH－)，溶液呈堿性，但不一定是堿溶液，也可能是Na2CO3等溶于水所得的堿性溶液，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，常溫下，向純水中加入少量金屬Na，消耗水電離出的H＋，促進(jìn)了水的電離，使水中的c(OH－)>c(H＋)，可使X點(diǎn)溶液變?yōu)閅點(diǎn)，正確；D項(xiàng)，pH＝－lgc(H＋)，XZ線上任意點(diǎn)的c(H＋)＝c(OH－)，且從X到Z，H＋和OH－在同等程度升高，所以此時(shí)肯定是中性溶液，但不一定是純水，也可能是NaCl等鹽溶于水所得的中性溶液，錯(cuò)誤。【解題技巧】正確理解水的電離平衡曲線(1)曲線上的任意點(diǎn)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，溫度相同。(2)曲線外的任意點(diǎn)與曲線上任意點(diǎn)的Kw不同，溫度不同。(3)實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，可通過改變酸堿性實(shí)現(xiàn)；實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)與曲線外點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化必須改變溫度。強(qiáng)化點(diǎn)四pH的計(jì)算1．單一溶液pH的計(jì)算(1)cmol·L－1HnA強(qiáng)酸溶液的pH(25℃)①c(H＋)＝ncmol·L－1；②pH＝－lgnc(2)cmol·L－1B(OH)n強(qiáng)堿溶液的pH(25℃)①c(OH－)＝ncmol·L－1；②c(H＋)＝eq\f(Kw,cOH－)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1；③pH＝14＋lgnc。2．混合溶液pH的計(jì)算方法(1)強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合(稀溶液體積變化忽略)c混(H＋)＝eq\f(c1H＋·V1＋c2H＋·V2,V1＋V2)，然后再求pH。(2)強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合(稀溶液體積變化忽略)先計(jì)算c混(OH－)＝eq\f(c1OH－·V1＋c2OH－·V2,V1＋V2)，再求c混(H＋)＝eq\f(Kw,c混OH－)，最后求pH。(3)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合(稀溶液體積變化忽略)①恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH＝7(25℃)。②酸過量：先求c余(H＋)＝eq\f(cH＋·V酸－cOH－·V堿,V酸＋V堿)，再求pH。③堿過量：先求c余(OH－)＝eq\f(cOH－·V堿－cH＋·V酸,V酸＋V堿)，再求c(H＋)＝eq\f(Kw,c余OH－)，最后求pH?！镜淅?】計(jì)算填空：(1)常溫下，0.2mol·L－1NaHSO4和0.1mol·L－1BaCl2溶液按等體積混合后，則溶液的pH等于________。(2)常溫下，用pH＝4和pH＝11的強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合，使pH＝10，則兩溶液的體積比為________。【答案】(1)1(2)9∶2【解析】欲求混合后溶液的pH，應(yīng)先判斷混合后溶液的酸堿性。若呈堿性，應(yīng)先求溶液中c(OH－)，再求c(H＋)，而后計(jì)算pH；若呈酸性，可直接求出混合后c(H＋)，再計(jì)算pH。由題意可得：(1)NaHSO4為強(qiáng)電解質(zhì)c(H＋)＝eq\f(0.2×1,1＋1)mol·L－1＝0.1mol·L－1pH＝－lgc(H＋)＝1。(2)混合后溶液呈堿性，則10－4mol·L－1＝eq\f(1×10－3mol·L－1V堿－1×10－4mol·L－1V酸,V堿＋V酸)整理可得：2×10－4mol·L－1V(酸)＝9×10－4mol·L－1V(堿)。所以eq\f(V酸,V堿)＝eq\f(9,2)?！窘忸}技巧】(1)強(qiáng)酸溶液和強(qiáng)堿溶液混合后計(jì)算pH，必須先判斷出混合后溶液的酸堿性，然后計(jì)算混合后的OH－或H＋濃度。(2)根據(jù)酸的濃度計(jì)算酸溶液的pH時(shí)，不必考慮溫度，而根據(jù)堿的濃度計(jì)算堿溶液的pH時(shí)，需要根據(jù)離子積計(jì)算c(H＋)，因此一定要注意溶液的溫度，只有室溫時(shí)，Kw＝1.0×10－14。(3)一定pH的強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合后求pH。在計(jì)算過程中易出現(xiàn)直接用H＋濃度進(jìn)行混合計(jì)算的錯(cuò)誤。因?yàn)閺?qiáng)堿溶液的混合是OH－混合，H＋是隨OH－濃度改變而改變的，不能直接用于混合堿的計(jì)算，H＋濃度必須通過c(H＋)＝eq\f(Kw,c(OH－))來求。強(qiáng)化點(diǎn)五溶液稀釋后的pH變化規(guī)律1．酸堿溶液無限稀釋常溫下，pH只能無限接近于7，酸溶液pH不可能大于7，堿溶液pH不可能小于7。2．對(duì)于pH＝a的強(qiáng)酸和弱酸溶液稀釋常溫下，每稀釋到原溶液體積的10n倍，強(qiáng)酸的pH就增大n個(gè)單位，即pH＝a＋n(a＋n<7)，弱酸的pH范圍是：a<pH<a＋n(a＋n<7)，可用如圖表示。3．對(duì)于pH＝b的強(qiáng)堿和弱堿溶液稀釋常溫下，每稀釋到原溶液體積的10n倍，強(qiáng)堿的pH減小n個(gè)單位，即pH＝b－n(b－n>7)，弱堿的pH范圍是：b－n(b－n>7)<pH<b，可用如圖表示。4．對(duì)于物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸和弱酸稀釋到原溶液體積的相同倍數(shù)強(qiáng)酸pH變化程度比弱酸大(強(qiáng)堿和弱堿類似)。弱酸、弱堿在稀釋過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動(dòng)，不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH范圍。c相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化如圖所示?！镜淅?】常溫下，關(guān)于溶液的稀釋下列說法正確的是()A．pH＝3的醋酸溶液稀釋100倍，pH＝5B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝1×10－6mol·L－1C．將1L0.1mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀釋為2L，pH＝13D．pH＝8的NaOH溶液稀釋100倍，其pH＝6【答案】C【解析】A項(xiàng)，pH＝3的醋酸溶液在稀釋過程中電離平衡正向移動(dòng)，稀釋100倍時(shí)，3<pH<5；B項(xiàng)，pH＝4的H2SO4溶液稀釋100倍時(shí)，溶液中的c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，溶液中的c水(OH－)＝eq\f(1×10－14,1×10－6)mol·L－1＝1×10－8mol·L－1，c水(H＋)＝c水(OH－)＝1×10－8mol·L－1；C項(xiàng)，1L0.1mol·L－1Ba(OH)2溶液稀釋到2L時(shí)，c(OH－)＝eq\f(0.2,2)mol·L－1＝0.1mol·L－1，c(H＋)＝1×10－13mol·L－1，pH＝13；D項(xiàng)，NaOH是強(qiáng)堿溶液，無論怎么稀釋，pH在常溫下不可能成為6，只能無限接近于7?！窘忸}技巧】酸、堿稀釋與ΔpH(pH變化量)的關(guān)系(1)ΔpH相同，強(qiáng)酸或強(qiáng)堿稀釋的倍數(shù)小于弱酸或弱堿的稀釋倍數(shù)。(2)稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸或強(qiáng)堿的ΔpH大于弱酸或弱堿的ΔpH。強(qiáng)化點(diǎn)六酸堿中和滴定1．酸堿中和滴定(1)原理：酸和堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是H＋＋OH－=H2O。用已知濃度的鹽酸(標(biāo)準(zhǔn)液)來滴定未知濃度的NaOH溶液(待測液)的計(jì)算公式為c待＝eq\f(c標(biāo)·V標(biāo),V待)。(2)準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)：最后半滴恰好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改變且半分鐘內(nèi)不變色，即為滴定終點(diǎn)。(3)滴定操作要點(diǎn)：左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動(dòng)錐形瓶，兩眼注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化。(4)滴定曲線以滴加酸(或堿)的量為橫坐標(biāo)，以溶液的pH為縱坐標(biāo)繪出一條溶液的pH隨酸(或堿)的滴加量而變化的曲線。如圖所示為用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1HCl溶液過程中的pH變化曲線。由曲線可以看出，在酸、堿中和滴定過程中，溶液的pH在接近滴定終點(diǎn)時(shí)有一個(gè)突變過程，在此范圍內(nèi)，滴加很少的酸(或堿)，溶液的pH就有很大的變化，能使指示劑的顏色發(fā)生明顯變化，有利于確定滴定終點(diǎn)。2．酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)的三個(gè)關(guān)鍵(1)準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的酸堿溶液的體積用滴定管測定酸堿溶液的體積，不能用量筒，因?yàn)榱客仓荒艽致粤咳∫后w體積，精確度為0.1mL，而滴定管的精確度為0.01mL。(2)指示劑的選擇強(qiáng)酸與強(qiáng)堿相互滴定時(shí)，選甲基橙或酚酞都可以，但不能選石蕊溶液(遇酸、堿顏色變化不明顯)。(3)滴定終點(diǎn)的判斷(以NaOH溶液滴定未知濃度的鹽酸為例)。①若用酚酞作指示劑，當(dāng)?shù)稳胱詈蟀氲蜰aOH溶液時(shí)，溶液的顏色由無色突變?yōu)榉蹨\紅色，且半分鐘內(nèi)不變色，說明達(dá)到滴定終點(diǎn)。②若用甲基橙作指示劑，當(dāng)?shù)稳胱詈蟀氲蜰aOH溶液時(shí)，溶液的顏色由紅色變?yōu)辄S色，且半分鐘內(nèi)不變?yōu)樵?，說明達(dá)到滴定終點(diǎn)?！镜淅?】現(xiàn)用鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液來測定NaOH溶液的濃度。滴定時(shí)有下列操作：①向溶液中加入1～2滴指示劑。②取20.00mL標(biāo)準(zhǔn)溶液放入錐形瓶中。③用氫氧化鈉溶液滴定至終點(diǎn)。④重復(fù)以上操作。⑤配制250mL鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液。⑥根據(jù)實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)計(jì)算氫氧化鈉的物質(zhì)的量濃度。(1)以上各步中，正確的操作順序是____________(填序號(hào))，上述②中使用的儀器除錐形瓶外，還需要________________，使用________作指示劑。(2)如何判斷滴定終點(diǎn)？________________________。(3)滴定并記錄V(NaOH)的初、終讀數(shù)。數(shù)據(jù)記錄如下表：滴定次數(shù)1234V(標(biāo)準(zhǔn)溶液)/mL20.0020.0020.0020.00V(NaOH)/mL(初讀數(shù))0.100.300.000.20V(NaOH)/mL(終讀數(shù))20.0820.3020.8020.22V(NaOH)/mL(消耗)19.9820.0020.8020.02某同學(xué)在處理數(shù)據(jù)過程中計(jì)算得到平均消耗NaOH溶液的體積為V(NaOH)＝eq\f(19.98＋20.00＋20.80＋20.02,4)mL＝20.20mL。他的計(jì)算合理嗎？________。理由是____________________________________________________________。【答案】(1)⑤②①③④⑥酸式滴定管酚酞(2)當(dāng)?shù)稳胱詈蟀氲蜰aOH溶液，溶液由無色變成粉紅色，且半分鐘內(nèi)不變色，則達(dá)到滴定終點(diǎn)(3)不合理第3組數(shù)據(jù)明顯偏大，不應(yīng)采用【解析】(1)在用未知濃度的堿滴定已知濃度的酸的操作中，正確的操作順序是配制250mL鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液；取20.00mL標(biāo)準(zhǔn)溶液放入錐形瓶中；向溶液中加入1～2滴指示劑；用氫氧化鈉溶液滴定至終點(diǎn)；重復(fù)以上操作；根據(jù)實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)計(jì)算氫氧化鈉的物質(zhì)的量濃度，故順序是⑤②①③④⑥。上述②取20.00mL標(biāo)準(zhǔn)溶液放入錐形瓶中使用的儀器除錐形瓶外，還需要酸式滴定管；為了使滴定結(jié)果準(zhǔn)確，使用的指示劑的顏色宜由淺到深，故使用酚酞，可以減少滴定誤差。(3)他的計(jì)算不合理，原因是第3組數(shù)據(jù)明顯偏大，偏離真實(shí)值，誤差太大，不應(yīng)采用。強(qiáng)化點(diǎn)七酸堿中和滴定誤差分析1．分析依據(jù)c待測·V待測＝c標(biāo)準(zhǔn)·V標(biāo)準(zhǔn)c待測＝eq\f(c標(biāo)準(zhǔn)·V標(biāo)準(zhǔn),V待測)c標(biāo)準(zhǔn)、V待測均為定值，誤差均體現(xiàn)在V標(biāo)準(zhǔn)的大小上。2．常見的誤差分析以用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測氫氧化鈉溶液為例：步驟操作V標(biāo)準(zhǔn)c待測洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時(shí)氣泡消失變大偏高振蕩錐形瓶時(shí)部分液體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高溶液顏色較淺時(shí)滴入酸液過快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液無變化變大偏高讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)變小偏低滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)變大偏高3．量器的讀數(shù)方法(1)平視讀數(shù)(如圖a)實(shí)驗(yàn)室中用量筒、移液管或滴定管量取一定體積的液體，讀取液體體積時(shí)，視線應(yīng)與凹液面最低點(diǎn)保持水平，視線與刻度的交點(diǎn)即為讀數(shù)(即凹液面定視線，視線定讀數(shù))。(2)俯視和仰視(如圖b和圖c)俯視和仰視的誤差，要結(jié)合具體儀器進(jìn)行分析，不同量器的刻度順序不同，如量筒刻度從下到上逐漸增大，滴定管刻度從下到上逐漸減小。①如圖b，當(dāng)用量筒測量液體的體積時(shí)，由于俯視視線向下傾斜，尋找切點(diǎn)的位置在凹液面的上側(cè)，讀數(shù)高于正確的刻度線位置，即讀數(shù)偏大。②如圖c，當(dāng)用滴定管測量液體的體積時(shí)，由于仰視視線向上傾斜，尋找切點(diǎn)的位置在液面的下側(cè)，因滴定管刻度順序與量筒不同，仰視讀數(shù)偏大?！镜淅?】用標(biāo)準(zhǔn)NaOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，若測定結(jié)果偏低，其原因可能是()A．配制標(biāo)準(zhǔn)溶液的固體NaOH中混有KOH雜質(zhì)B．滴定到終點(diǎn)讀數(shù)時(shí)，仰視滴定管的刻度，其他操作正確C．盛裝未知液的錐形瓶用蒸餾水洗過后再用未知液潤洗D．滴定過程中搖動(dòng)錐形瓶動(dòng)作過大致使少量溶液濺出【答案】D【解析】A項(xiàng)由于KOH摩爾質(zhì)量大于NaOH，將會(huì)使配制的標(biāo)準(zhǔn)堿液的c(OH－)偏小，滴定時(shí)耗用的V(OH－)偏大，導(dǎo)致結(jié)果偏高，錯(cuò)誤；B項(xiàng)滴定終點(diǎn)時(shí)仰視讀數(shù)，將使讀取堿液的體積偏大，測定結(jié)果偏高，錯(cuò)誤；C項(xiàng)用未知液潤洗錐形瓶將使測定結(jié)果偏高，錯(cuò)誤；D項(xiàng)滴定過程中搖動(dòng)錐形瓶動(dòng)作過大致使少量待測溶液濺出，消耗標(biāo)準(zhǔn)液將減少，測定結(jié)果偏低，正確。強(qiáng)化點(diǎn)八影響鹽類水解的因素及鹽類的水解規(guī)律1．鹽類水解的特征(1)鹽類的水解是吸熱反應(yīng)。(2)加水稀釋能促進(jìn)鹽類的水解。2．影響因素因素對(duì)鹽類水解程度的影響內(nèi)因生成鹽的酸或堿越弱,水解程度越大外因溫度升高溫度能夠促進(jìn)水解濃度鹽溶液的濃度越小，水解程度越大外加酸堿水解顯酸性的鹽溶液，加堿會(huì)促進(jìn)水解，加酸會(huì)抑制水解，反之亦然外加鹽加入與鹽的水解性質(zhì)相反的鹽會(huì)促進(jìn)鹽的水解3．鹽類的水解規(guī)律(1)有弱才水解——必須含有弱酸或弱堿的離子才能發(fā)生水解。(2)無弱不水解——強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不發(fā)生水解。(3)誰弱誰水解——發(fā)生水解的是弱堿陽離子或弱酸根陰離子。(4)誰強(qiáng)顯誰性——組成鹽的酸根陰離子(堿性陽離子)是強(qiáng)酸根(強(qiáng)堿的陽離子)，則顯酸(堿)性。(5)都弱都水解——弱酸弱堿鹽因陰、陽離子都能發(fā)生水解且兩水解過程可相互促進(jìn)，所以水解程度較大，少數(shù)可以完全水解，稱為雙水解反應(yīng)。(6)越弱越水解——組成鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或陽離子對(duì)應(yīng)的堿的堿性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”規(guī)律?！镜淅?】室溫下，將0.05molNa2CO3固體溶于水配成100mL溶液，向溶液中加入下列物質(zhì)，有關(guān)結(jié)論正確的是()加入的物質(zhì)結(jié)論A50mL1mol·L－1H2SO4反應(yīng)結(jié)束后，c(Na＋)＝c(SOeq\o\al(\s\up1(2—),\s\do1(4)))B0.05molCaO溶液中eq\f(c（OH－）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)增大C50mLH2O由水電離出的c(H＋)·c(OH－)不變D0.1molNaHSO4固體反應(yīng)完全后，溶液pH減小，c(Na＋)不變【答案】B【解析】室溫下，將0.05molNa2CO3固體溶于水配成100mL溶液，溶液中存在COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))＋H2OHCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋OH－，溶液呈堿性；加入50mL1mol·L－1H2SO4，H2SO4與Na2CO3恰好反應(yīng)，則反應(yīng)后的溶液溶質(zhì)為Na2SO4，故根據(jù)物料守恒，反應(yīng)結(jié)束后c(Na＋)＝2c(SOeq\o\al(\s\up1(2—),\s\do1(4)))，A項(xiàng)錯(cuò)誤；向溶液中加入0.05molCaO，則CaO＋H2O=Ca(OH)2，c(OH－)增大，且Ca2＋＋COeq\o\al(\s\up1(2—),\s\do1(3))=CaCO3↓，使COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))＋H2O?HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋OH－平衡左移，c(HCOeq\o\al(\s\up1(—),\s\do1(3)))減小，故eq\f(c（OH－）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)增大，B項(xiàng)正確；加入50mL水，溶液體積變大，COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))＋H2OHCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋OH－平衡右移，但c(OH－)減小，即由水電離的c(OH－)減小，在Na2CO3溶液中由水電離出的H＋、OH－相等，故由水電離出的c(H＋)·c(OH－)減小，C項(xiàng)錯(cuò)誤；原Na2CO3溶液呈堿性，加入0.1molNaHSO4固體，NaHSO4為強(qiáng)酸酸式鹽，電離出的H＋與COeq\o\al(\s\up1(2—),\s\do1(3))完全反應(yīng)，反應(yīng)后溶液為Na2SO4溶液，溶液呈中性，故溶液pH減小，引入了Na＋，故c(Na＋)增大，D項(xiàng)錯(cuò)誤?！窘忸}技巧】(1)能發(fā)生水解相互促進(jìn)反應(yīng)的離子不能大量共存，反應(yīng)進(jìn)行完全，產(chǎn)生沉淀或氣體，如2Al3＋＋3S2－＋6H2O=2Al(OH)3↓＋3H2S↑，F(xiàn)e3＋＋3HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))=Fe(OH)3↓＋3CO2↑。(2)相同溫度下，Ka(HA)>Ka(HB)，即HA的酸性比HB強(qiáng)，那么相同濃度的NaA、NaB溶液中B－的水解程度比A－大：c(A－)>c(B－)，c(HA)<c(HB)，NaA溶液的c(OH－)小，堿性弱。(3)多元弱酸的電離常數(shù)Ka1?Ka2?Ka3，由此可以推知弱酸的正鹽的堿性比酸式鹽強(qiáng)，以Na2CO3和NaHCO3為例：COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))＋H2OHCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋OH－，HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋H2OH2CO3＋OH－，COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))和HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))對(duì)應(yīng)的弱酸分別是HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))和H2CO3，HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))的電離程度比H2CO3小得多，所以COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))的水解程度比HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))大得多，相同濃度時(shí)Na2CO3溶液的堿性強(qiáng)，pH大。(4)多元弱酸的酸式酸根離子既有水解傾向又有電離傾向，其鹽溶液的酸堿性取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對(duì)大小。①若水解程度大于電離程度，溶液顯堿性。如NaHCO3、NaHS。②若水解程度小于電離程度，溶液顯酸性。如NaHSO3。(5)多元強(qiáng)酸的酸式鹽中，酸式酸根離子只電離不水解，溶液顯酸性。如NaHSO4Na＋＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))＋H＋。強(qiáng)化點(diǎn)九溶液中的守恒關(guān)系1．電荷守恒電解質(zhì)溶液中陽離子所帶的電荷總數(shù)與陰離子所帶的電荷總數(shù)相等，即電荷守恒，溶液呈電中性。(1)解題方法①分析溶液中所有的陰、陽離子。②陰、陽離子濃度乘以自身所帶的電荷數(shù)建立等式。(2)舉例如：Na2CO3溶液中①Na＋、H＋、COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、OH－。②1×c(Na＋)＋1×c(H＋)＝2×c(COeq\o\al(2－,3))＋1×c(HCOeq\o\al(－,3))＋1×c(OH－)?；喌茫篶(Na＋)＋c(H＋)＝2c(COeq\o\al(2－,3))＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)。2．元素質(zhì)量守恒在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解或電離，離子的存在形式發(fā)生了變化。就該離子所含的某種元素來說，其質(zhì)量在變化前后是守恒的，即元素質(zhì)量守恒。(1)解題方法①分析溶質(zhì)中的特定元素的原子或原子團(tuán)間的定量關(guān)系(特定元素除H、O元素外)。②找出特定元素在水溶液中的所有存在形式。(2)舉例如：Na2CO3溶液中①eq\f(nNa＋,nCO\o\al(2－,3))＝eq\f(2,1)，即n(Na＋)＝2n(COeq\o\al(2－,3))，COeq\o\al(2－,3)在水中部分會(huì)水解成HCOeq\o\al(－,3)、H2CO3，共三種含碳元素的存在形式。②c(Na＋)＝2[c(COeq\o\al(2－,3))＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(H2CO3)]。3．質(zhì)子守恒方法一：可以由電荷守恒與元素質(zhì)量守恒推導(dǎo)出來。如Na2CO3中將電荷守恒和元素質(zhì)量守恒中的金屬陽離子消去得c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(H2CO3)。方法二：質(zhì)子守恒是依據(jù)水的電離平衡：H2OH＋＋OH－，水電離產(chǎn)生的H＋和OH－的物質(zhì)的量總是相等的，無論在溶液中由水電離出的H＋和OH－以什么形式存在。如：Na2CO3溶液中即c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(H3O＋)或c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(H＋)?！镜淅?】在10mL0.1mol·L－1NaOH溶液中加入同體積、同濃度的CH3COOH溶液，反應(yīng)后溶液中各微粒的濃度關(guān)系錯(cuò)誤的是()A．c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－)B．c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)C．c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)D．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)【答案】A【解析】在10mL0.1mol·L－1NaOH溶液中加入同體積同濃度的CH3COOH溶液，發(fā)生反應(yīng)生成醋酸鈉和水，醋酸根離子水解顯堿性，溶液中離子濃度大小為c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)；溶液中元素質(zhì)量守恒：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)；溶液中電荷守恒為c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)；故選A?！窘忸}技巧】1分析電解質(zhì)的電離和水解情況，找全溶液中的離子和分子。2分清題目考查的哪種守恒關(guān)系，可以是單一守恒關(guān)系式，也可以是它們的變形關(guān)系式，也可以是兩種守恒關(guān)系式導(dǎo)出的新的守恒式。3注意選擇題常涉及的易錯(cuò)點(diǎn)：①守恒關(guān)系式中多寫或漏寫離子或分子；②守恒關(guān)系式濃度前的化學(xué)計(jì)量數(shù)設(shè)錯(cuò)；③在混合后忽視溶液體積變化上設(shè)錯(cuò)。強(qiáng)化點(diǎn)十溶液中粒子濃度比較1．弱酸溶液中粒子濃度大小比較(1)HClO溶液中存在的電離平衡有：HClOH＋＋ClO－、H2OH＋＋OH－，溶液中的微粒有H2O、HClO、H＋、OH－、ClO－，由于HClO電離程度小，且H2O的電離程度更小，所以溶液中微粒濃度由大到小的順序(H2O除外)是c(HClO)>c(H＋)>c(ClO－)>c(OH－)。(2)碳酸的電離方程式是H2CO3HCOeq\o\al(－,3)＋H＋、HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。碳酸溶液中存在的微粒有H2O、H2CO3、H＋、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、OH－。碳酸是弱酸，第一步電離很微弱，第二步電離更微弱。推測其溶液中粒子濃度由大到小的順序(水分子除外)是c(H2CO3)>c(H＋)>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(COeq\o\al(2－,3))>c(OH－)。2．不同溶液中同一離子濃度比較要考慮溶液中其他離子對(duì)該離子的影響，如：在相同濃度的下列溶液中①NH4Cl，②CH3COONH4，③NH4HSO4，④(NH4)2SO4，⑤(NH4)2CO3，c(NHeq\o\al(＋,4))由大到小的順序：④>⑤>③>①>②。3．單一溶液中離子濃度大小的比較(1)氯化銨溶液①先分析NH4Cl溶液中的電離、水解過程：電離：NH4Cl=NHeq\o\al(＋,4)＋Cl－、H2OH＋＋OH－。水解：NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋。判斷溶液中存在的離子有NHeq\o\al(＋,4)、Cl－、H＋、OH－。②再根據(jù)其電離和水解程度的相對(duì)大小，比較確定氯化銨溶液中離子濃度由大到小的順序是c(Cl－)>c(NHeq\o\al(＋,4))>c(H＋)>c(OH－)。(2)碳酸鈉溶液①先分析Na2CO3溶液中的電離、水解過程：電離：Na2CO3=2Na＋＋COeq\o\al(2－,3)、H2OH＋＋OH－。水解：COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－、HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。溶液中存在的離子有Na＋、COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、OH－、H＋。②溶液中離子濃度由大到小的順序是c(Na＋)>c(COeq\o\al(2－,3))>c(OH－)>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(H＋)。(3)碳酸氫鈉溶液①分析NaHCO3溶液中的電離、水解過程：電離：NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)、H2OH＋＋OH－。水解：HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。溶液中存在的離子有Na＋、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、H＋、OH－。②由于HCOeq\o\al(－,3)的電離常數(shù)(K)<水解常數(shù)(Kh)HCOeq\o\al(－,3)的電離程度小于HCOeq\o\al(－,3)的水解程度，所以溶液中離子濃度由大到小的順序是c(Na＋)>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(OH－)>c(H＋)>c(COeq\o\al(2－,3))。4．混合溶液中不同離子濃度大小比較根據(jù)電離常數(shù)(Ka、Kb)、水解常數(shù)(Kh)的相對(duì)大小綜合分析(1)分子的電離常數(shù)(K)大于對(duì)應(yīng)離子的水解常數(shù)(Kh)在0.1mol·L－1NH4Cl和0.1mol·L－1的氨水混合溶液中：由于NH3·H2O的電離程度大于NHeq\o\al(＋,4)的水解程度，導(dǎo)致溶液呈堿性。溶液中各離子濃度的大小順序?yàn)閏(NHeq\o\al(＋,4))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。(2)分子的電離常數(shù)(K)小于對(duì)應(yīng)離子的水解常數(shù)(Kh)在0.1mol·L－1的HCN和0.1mol·L－1的NaCN混合溶液中：由于HCN的電離程度小于CN－的水解程度，導(dǎo)致溶液呈堿性。溶液中各離子濃度的大小順序?yàn)閏(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)，且c(HCN)>c(Na＋)＝0.1mol·L－1?！镜淅?0】25℃時(shí)，按下表配制兩份溶液。一元弱酸溶液加入的NaOH溶液混合后所得溶液HA10.0mL0.20mol·L－15.0mL0.20mol·L－1溶液ⅠpH＝5.0HB10.0mL0.20mol·L－15.0mL0.20mol·L－1溶液ⅡpH＝4.0下列說法錯(cuò)誤的是()A．溶液Ⅰ中，c(A－)>c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)B．Ⅰ和Ⅱ的pH相差1.0，說明eq\f(KaHA,KaHB)＝10C．混合Ⅰ和Ⅱ：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(B－)＋c(OH－)D．混合Ⅰ和Ⅱ