高考化学（苏教版）一轮复习《专题七溶液中的离子反应》课件

专题七溶液中的离子反应［考纲展示］1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。3.了解电离平衡常数。第一单元弱电解质的电离平衡[主干知识]一、强电解质和弱电解质1．现有下列物质：①冰醋酸②CH3COONH4

③氨水④NaHCO3

⑤氯水⑥NaHSO4

⑦CaCO3

⑧Cu(1)上述物质中属于强电解质的有

，属于弱电解质的有：

。(2)写出①、②、④、⑥的电离方程式：

，

，

，

。②④⑥⑦①2．强电解质和弱电解质都属于

，二者的本质区别是

，强电解质主要包括大多数盐以及

，弱电解质主要包括水及

。在水溶液中的电离程度的大小强酸和强碱弱酸和弱碱化合物二、弱电解质的电离1．电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当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时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示：2．电离平衡的特征3．影响电离平衡的外在条件(1)温度温度升高，电离平衡

移动，电离程度

。(2)浓度稀释溶液，电离平衡

移动，电离程度

。(3)同离子效应加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡

移动，电离程度

。(4)加入能反应的物质电离平衡

移动，电离程度

。正向增大正向增大逆向减小正向增大4．电离平衡的影响因素及平衡常数NH3·H2O在水溶液中的电离方程式为：对该电离平衡改变条件如下：①升高温度②加水稀释③加少量NaOH(s)

④通少量HCl(g)

⑤加入NH4Cl(s)，其中：(1)使电离平衡右移的有

；(2)使c(OH－)增大的有

；(3)使电离常数改变的有

。①②④①③①强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强吗？提示：不一定。导电能力的强弱与溶液中离子浓度的大小有关，离子浓度大的，导电性强，若强电解质溶液中离子浓度很小，而弱电解质溶液中离子浓度大，则弱电解质溶液导电能力强。 [自我诊断]2．弱电解质溶液中既有分子又有离子，强电解质溶液中只有离子。(×)3．pH＝4的CH3COOH溶液加水稀释，所有离子浓度均降低。(×)4．若0.2mol/LCH3COOH溶液中c(H＋)＝amol/L，0.1mol/LCH3COOH溶液中c(H＋)＝bmol/L，则2b>a>b。(√)5．醋酸溶于水并达到电离平衡后，加水稀释，则溶液中的c(CH3COOH)、c(H＋)、c(OH－)均减小。(×)6．25℃时，0.1mol/L的CH3COOH溶液pH＝3，则该溶液中水电离出的c(H＋)＝10－11mol/L。(√)A．加入NaOH(s)

B．加入盐酸C．加蒸馏水

D．升高温度解析：加入NaOH(s)、蒸馏水、升高温度均能使平衡右移，但加入NaOH(s)、蒸馏水时c(H＋)减小，升高温度时c(H＋)增大。答案：D弱电解质的电离平衡1．影响电离平衡的因素(1)内因弱电解质本身的性质，如相同条件下CH3COOH电离程度大于H2CO3。(2)外因电离平衡属于化学平衡，受外界条件如温度、浓度等因素的影响，其规律遵循勒夏特列原理。2.有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)(1)已知物质的量浓度为c的弱酸HX溶液中c(H＋)，求电离平衡常数[特别提醒]分析溶液稀释时离子浓度变化时的误区(1)溶液稀释时，并不是溶液中所有离子的浓度都减小，稀释碱溶液时，c(OH－)减小，c(H＋)增大。稀释酸溶液时，c(H＋)减小，c(OH－)增大。(2)稀释氨水时，虽然电离程度增大，n(OH－)增大，但由于溶液体积增大得倍数更多，导致c(OH－)反而减小，导电能力下降。[典例1]下列有关电解质及其溶液的叙述正确的是(

)A．向0.10mol/L的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液中c(OH－)减小B．两种醋酸溶液的物质的量浓度分别为c1和c2，pH分别为a和a＋1，则c1＝10c2C．向0.1mol/L的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中

c(OH－)/c(NH3·H2O)增大D．pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的醋酸溶液等体积混合后，滴入石蕊试液呈红色答案：D1．(2014年泰安检测)用水稀释0.1mol/L的醋酸溶液，下列说法正确的是(

)A．醋酸的电离程度逐渐增大，溶液的pH减小B．KW逐渐减小C．水的电离程度增大解析：稀释醋酸溶液，醋酸电离程度增大，c(H＋)减小，pH增大，A不正确；因温度不变，故KW不变，B不正确；醋酸溶液稀释c(CH3COO－)减小，c(OH－)增大，故c(CH3COO－)/c(OH－)减小，D不正确；稀释后酸电离的c(H＋)减小，对水电离的抑制作用减弱，故水的电离程度增大，C正确。答案：C强酸与弱酸(或强碱与弱碱)的比较2．20mL氢氧化钠溶液和20mL氨水都能跟10mL0.1mol·L－1盐酸恰好完全反应，则氢氧化钠和氨水的(

)A．c(OH－)相等B．电离程度相同C．溶质的物质的量浓度相等D．溶液中n(OH－)相等解析：由题意可知NaOH与氨水提供的OH－数目相同，即两溶液中溶质的浓度相同；由于NaOH完全电离，NH3·H2O部分电离，故NaOH溶液中c(OH－)比氨水中c(OH－)大。答案：C强酸与弱酸(或强碱与弱碱)由于电离程度的不同，在很多方面表现出不同的性质。[特别提醒]

(1)证明某酸是弱酸的途径很多，关键是能证明不完全电离，存在电离平衡。(2)酸碱中和是从化学反应的角度来说的，如1molCH3COOH中和1molNaOH，不是从反应后溶液的酸碱性角度来说的。[典例2]现有等pH或等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液，分别加入足量镁，产生H2的体积(同温同压下测定)的变化图示如下：其中正确的是(

)A．①③

B．②④C．①②③④ D．都不对[解析]

①③的错误是显而易见的，因为随着反应进行，V(H2)只可能增大而不可能减小。②图粗看起来是对的，但要注意等pH的醋酸和盐酸溶液，醋酸的物质的量浓度要比盐酸大得多，与足量的镁反应时，不仅产生的氢气的体积更大，反应更快，而且反应的时间更长，不可能比盐酸更早结束反应。④图看起来好像也对，但要注意到一个细节，在物质的量浓度相同的情况下，醋酸中c(H＋)在反应完成之前都比盐酸中的小，因此其反应速率应该比盐酸中的反应速率小，即取相同的时间点，盐酸所对应的V(H2)应比醋酸的大，因此④图也是错的。[答案]

D2．向1LpH＝2的盐酸和醋酸溶液中，分别投入0.65g锌粒，则下图中比较符合客观实事的是(

)解析：反应开始时两者c(H＋)相等，由于醋酸是弱酸，随着反应的进行，醋酸不断电离，c(H＋)变化小，产生H2的速率醋酸比盐酸快，A、B、D不正确。由题n(HCl)＝0.01mol，n(Zn)＝0.01mol，在盐酸中Zn过量，醋酸的量大于盐酸，醋酸生成H2多，C正确。答案：C1．在相同浓度、相同温度下，与强电解质做导电性对比实验。2．在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢，如将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中，速率前者比后者快。3．浓度与pH的关系，如0.01mol·L－1的醋酸溶液pH>2，说明醋酸是弱酸。4．测对应盐的酸碱性，如CH3COONa溶液呈碱性，则证明醋酸是弱酸。5．稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。如将pH＝2的酸溶液稀释1000倍，若pH<5，则证明酸为弱酸；若pH＝5，则证明酸为强酸。判断电解质强弱的方法的实验探究6．采用实验证明存在电离平衡，如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONH4晶体，颜色变浅。7．利用较强酸(碱)制备较弱酸(碱)判断电解质强弱。如将CO2通入苯酚钠溶液中，出现浑浊。说明碳酸酸性大于苯酚。8．同pH的强酸和弱酸，分别加该酸的钠盐固体，溶液的pH增大的是弱酸，pH几乎不变的是强酸。9．pH相同、体积相同的强酸和弱酸与碱反应时消耗碱多的为弱酸。10．利用元素周期律进行判断。如非金属性Cl>S>P>Si，则酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3(最高价氧化物对应水化合物)；金属性Na>Mg>Al，则碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。【典例】某探究学习小组的甲、乙、丙三名同学分别设计了如下实验方案探究某酸HA是否为弱电解质。甲：①称取一定质量的HA配制0.1mol·L－1的溶液100mL；②25℃时，用pH试纸测出该溶液的pH为pH1，由此判断HA是弱电解质。乙：①分别配制pH＝1的HA溶液、盐酸各100mL；②各取相同体积的上述pH＝1的溶液分别装入两支试管，同时加入纯度相同的过量锌粒，观察现象，即可得出结论。丙：①分别配制pH＝1的HA溶液、盐酸各100mL；②分别取这两种溶液各10mL，加水稀释至100mL；③25℃时，用pH试纸分别测出稀释后的HA溶液、盐酸的pH分别为pH2、pH3，即可得出结论。(1)在甲方案的第①步中，必须用到的标有刻度的仪器是________。(2)甲方案中，判断HA是弱电解质的依据是________。乙方案中，能说明HA是弱电解质的选项是________。A．开始时刻，装盐酸的试管放出H2的速率快B．开始时刻，两支试管中产生气体速率一样快C．反应过程中，装HA溶液的试管中放出H2的速率快D．反应结束后，装HCl溶液的试管中放出H2的质量少E．装HA溶液的试管中较装盐酸的试管中的反应先停止(3)丙方案中，能说明HA是弱电解质的依据是pH2________pH3(填“>”“<”或“＝”)。(4)请你评价：甲、乙、丙三个方案中难以实现或不妥的是________(填“甲、乙、丙”)，其难以实现或不妥之处是________________、________________。(5)请你再提出一个合理而比较容易进行的方案(药品可任取)，作简明扼要表述。_______________________________________________

________________________________________________。[解析]

本实验的目的为证明HA为弱酸，根据定义只需证明HA部分电离或存在电离平衡即可。[答案]

(1)100mL容量瓶(2)pH1>1

CD

(3)<

(4)乙，丙配制pH＝1的HA溶液难实现锌粒难以做到表面积相同(5)配制NaA溶液，测pH>7，证明HA为弱酸

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1.了解水的电离、离子积常数。2.了解溶液pH的定义。3.了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。4.能根据实验试题要求分析或处理实验数据，得出合理结论。[主干知识]一、水的电离2．外界条件对水的电离平衡的影响结论：(1)加入

或

，抑制水的电离。(2)加热、加入

，加入

的盐促进水的电离。(3)水的离子积常数仅与

有关。酸碱活泼金属水解温度3．25℃时电解质溶液中水的电离(1)0.1mol/L的HCl溶液中，水电离的H＋浓度为

mol/L(2)0.1mol/L的NaOH溶液中，水电离的H＋浓度为

mol/L(3)pH＝3的FeCl3溶液中水电离的H＋浓度为

mol/L。加水稀释CH3COOH溶液时，CH3COOH的电离平衡向右移动，此时水的电离平衡是否移动？提示：稀释CH3COOH溶液时，c(H＋)减小，c(OH－)增大，OH－是H2O电离的，故此时水的电离平衡也向右移动。1×10－131×10－1310－3二、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

和

的相对大小。(1)c(H＋)

c(OH－)(填“>”“<”或“＝”，下同)，溶液呈酸性；(2)c(H＋)

c(OH－)，溶液呈中性；(3)c(H＋)

c(OH－)，溶液呈碱性。2．pH(1)定义式：pH＝

。(2)适用范围：0～14，即一般用pH值表示c(H＋)或c(OH－)小于

mol/L的稀溶液。c(H＋)c(OH－)>＝<－lgc(H＋)13．溶液的酸碱性跟pH的关系室温下：4．测定溶液pH的方法(1)用pH试纸测定，撕下一小片pH试纸放在

上，用

蘸取待测液点在pH试纸上，试纸变色后，与

对比即可确定溶液的pH。(2)用pH计测定：可精确测量溶液的pH。(3)注意：a.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。b．用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。某溶液的pH＝7，该溶液是否一定呈中性？提示：因温度不确定，pH＝7的溶液不一定呈中性。表面皿玻璃棒标准比色卡三、酸碱中和滴定1．原理利用中和反应，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。2．常用酸碱指示剂及其变色范围3.实验用品(1)仪器：

(如图A)、

(如图B)、滴定管夹、铁架台、

。酸式滴定管碱式滴定管锥形瓶(2)试剂：标准液、待测液、

、蒸馏水。(3)滴定管的使用a．酸性、氧化性的试剂一般用

滴定管，因为

___

。b．碱性的试剂一般用

滴定管，因为

___

。指示剂酸式酸和氧化性物质易腐蚀橡胶碱式碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开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：

→洗涤→

→装液→排气泡→调液面→记录。②锥形瓶：注碱液→记读数→加指示剂。(2)滴定(3)终点判断等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且

___

，视为滴定终点并记录消耗标准液的体积。验漏润洗在半分钟内不恢复原来的颜色[点拨]

(1)锥形瓶一定不要润洗。(2)既可以用标准液滴定待测液也可以用待测液去滴定标准液。[自我诊断]1．99℃纯水的pH＝6，呈酸性。(×)2．任何水溶液中，水电离产生的H＋与OH－相等。(√)3．1LpH＝12的Ba(OH)2溶液中，OH－的物质的量为0.02mol。(×)4．盛放待测液的锥形瓶一定要润洗，否则产生实验误差。(×)5．用pH试纸测得某新制氯水的pH值为4。(×)6．能使pH试纸变红的溶液一定呈酸性。(×)1．向蒸馏水中滴入少量盐酸后，下列说法中错误的是(

)A．c(H＋)·c(OH－)乘积不变B．c(H＋)增加C．c(OH－)降低D．水电离出的c(H＋)增加影响水电离平衡的因素及水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算答案：D1．外界条件对水电离的影响2．水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算(25℃时)(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol/L。(2)溶质为酸的溶液H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水电离。如计算pH＝2的盐酸中水电离出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)＝1.0×10－12mol/L，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－12mol/L。(3)溶质为碱的溶液OH－来源于碱电离和水电离，而H＋只来源于水电离。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝1.0×10－12mol/L，即水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)＝1.0×10－12mol/L。[特别提醒](1)注意区分溶液组成和性质的关系：酸性溶液不一定是酸溶液，碱性溶液不一定是碱溶液。(2)温度相同、pH相同的溶液对水的电离程度影响并不一定相同。如pH＝3的盐酸和NH4Cl溶液，前者抑制水的电离，后者反而促进水的电离；pH＝10的NaOH溶液和CH3COONa溶液，前者抑制水的电离，后者反而促进水的电离。(3)常温时，由水电离产生的c(H＋)<10－7mol/L的溶液，因水的电离受到抑制，可能是酸性溶液也可能是碱性溶液。[典例1]

(2013年高考大纲全国卷)下图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(

)A．两条曲线间任意点均有c(H＋)×c(OH－)＝KwB．M区域内任意点均有c(H＋)<c(OH－)C．图中T1<T2D．XZ线上任意点均有pH＝7[解析]

水的离子积常数表达式为Kw＝c(H＋)·c(OH－)，适用于水及稀的水溶液，A项正确；观察题中图示，XZ线表示溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)，M区域溶液呈碱性，c(OH－)>c(H＋)，B项正确；H2O(l)

H＋(aq)＋OH－(aq)

ΔH>0，升高温度平衡正向移动，图中Z点Kw＝10－6.5×10－6.5＝10－13大于X点的Kw＝10－7×10－7＝10－14，所以T2>T1，C项正确；XZ线上任意点表示溶液呈中性，由于各点温度不同，故pH不同，D项错误。[答案]

D1．(双选)在25℃时，某溶液中由水电离出的c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，则该溶液的pH可能是(

)A．12

B．7

C．6

D．2答案：AD溶液pH的计算2．常温下，将0.1mol/L氢氧化钠溶液与0.06mol/L硫酸溶液等体积混合，该混合溶液的pH等于(

)A．1.7

B．2.0C．12.0 D．12.4答案：B1．总体原则(1)若溶液为酸性，先求c(H＋)，再求pH；2．类型及方法(室温下)(1)酸、碱溶液pH的计算①强酸溶液，如HnA，设浓度为cmol/L，c(H＋)＝ncmol/L，

pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为cmol/L，(2)酸、碱混合溶液pH的计算①两强酸混合c(H+)⇒pH3．酸、碱加水稀释[典例2]常温下，将pH＝13的NaOH溶液与pH＝3的盐酸按体积比为1∶9混合，则混合后溶液的pH约为(

)A．2

B．6

C．12

D．13[答案]

C2．(2014年青岛模拟)将pH＝1的盐酸平均分成两份，一份加入适量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液，pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为(

)A．9

B．10C．11 D．12答案：C酸、碱等体积混合规律3．(双选)常温下用pH为3的某酸溶液分别与pH都为11的氨水，氢氧化钠溶液等体积混合得到a、b两种溶液，关于这两种溶液酸碱性的描述正确的是(

)A．b不可能显碱性

B．a可能显酸性或碱性C．a不可能显酸性

D．b可能显碱性或酸性解析：pH都为11的氨水、氢氧化钠溶液，其浓度分别大于10－3mol/L和等于10－3mol/L，由于pH为3的某酸溶液，其强弱未知，因此与pH为11的氨水反应时，都有可能过量；而与pH为11的氢氧化钠溶液反应时酸可能过量或二者恰好反应。答案：AB1．强酸(pH＝a)与强碱(pH＝b)等体积混合①若a＋b＝14，溶液呈中性，25℃时，pH＝7。②若a＋b＞14，溶液呈碱性，25℃时pH＞7。③若a＋b＜14，溶液呈酸性，25℃时pH＜7。2．未标明强弱的酸、碱等体积混合把pH＝2与pH＝12的溶液等体积混合后，其pH不一定等于7。若二者为强酸、强碱，则pH＝7；若为弱酸、强碱，则弱酸有余，pH<7；若为强酸、弱碱，则弱碱有余，pH>7。即pH之和为14的一强一弱等体积相混显弱者性，原因是已电离的c(H＋)与c(OH－)相等，恰好完全中和，但弱者未完全电离，混合后弱者继续电离而显弱者的酸碱性，即弱者浓度大，弱者过量。物质的量浓度相同的一元酸与一元碱等体积相混合时显强者性，原因是物质的量相等的一元酸与一元碱混合时，恰好完全中和生成盐，若盐水解则显强的性质。谁弱谁水解，谁强显谁性。[典例3]

(双选)对于常温下pH为1的硝酸溶液，下列叙述正确的是(

)A．该溶液1mL稀释至100mL后，pH等于3B．向该溶液中加入等体积、pH为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和C．该溶液中硝酸电离出的c(H＋)与水电离出的c(H＋)之比值为10－12D．该溶液中水电离出的c(H＋)是pH为3的硝酸中水电离出的

c(H＋)的100倍[答案]

AB3．1体积pH＝2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH等于(

)A．9.0

B．9.5C．10.5 D．11.0答案：C【典例】(2012年高考浙江卷节选)已知：I2＋2S2O===S4O＋2I－某学习小组用“间接碘量法”测定含有CuCl2·2H2O晶体的试样(不含能与I－发生反应的氧化性杂质)的纯度，过程如下：取0.36g试样溶于水，加入过量KI固体，充分反应，生成白色沉淀。用0.1000mol·L－1Na2S2O3标准溶液滴定，到达滴定终点时，消耗Na2S2O3标准溶液20.00mL。①可选用________作滴定指示剂，滴定终点的现象是______________________________。②CuCl2溶液与KI反应的离子方程式为_______________________

________________________________。③该试样中CuCl2·2H2O的质量百分数为_____________________。滴定终点的判断

[抽样评析]

[规范答案]

①淀粉溶液蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色②2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2

③95%[答题要领]

当滴入最后一滴××标准溶液，溶液变成×××色，且半分钟内颜色不恢复原来颜色。说明：解答此类题目注意3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颜色”。本小节结束请按ESC键返回［考纲展示］1.了解盐类水解的原理。2.了解影响盐类水解程度的主要因素。3.了解盐类水解的应用。第三单元盐类的水解[主干知识]一、盐类水解原理1．定义在溶液中盐电离出来的离子跟水电离出的H＋或OH－结合生成

的反应。2．实质弱电解质3．特点(1)可逆：水解反应是

反应。(2)吸热：水解反应是

反应的逆反应，是吸热反应。(3)微弱：水解反应程度很微弱存在水解平衡。4．规律有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。如：有下列八种物质的溶液：①NaCl

②NH4Cl

③Na2CO3

④CH3COONa

⑤CH3COOH

⑥NaHCO3

⑦Cu(NO3)2

⑧CH3COONH4(1)溶液呈酸性的有：

(填序号，后同)，呈碱性的有：

，呈中性的有：

。(2)等浓度的④、⑥两种溶液的pH

大(填“前者”或“后者”)。(3)等浓度的④⑤⑧三种溶液中CH3COO－浓度最小的是

。可逆酸碱中和②⑤⑦③④⑥①⑧⑤后者5．水解方程式的书写二、盐类水解的影响因素及应用1．内因形成盐的酸或碱越弱，就越易发生水解。2．外因FeCl3水解的离子方程式是Fe3＋＋3H2O

Fe(OH)3＋3H＋，当改变下列条件时，将对FeCl3水解平衡的影响填入下表：3.盐类水解的应用(1)除油污用热纯碱溶液清洗油污的原因：

___

_____________。(2)配制盐溶液配制FeCl3溶液时，为抑制Fe3＋水解，应向其中加入少量的

。(3)制备胶体：如制Fe(OH)3胶体的离子方程式为：

。升温促进纯碱的水解，使溶液中c(OH－)增大盐酸(1)等浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液，谁的碱性强，为什么？(2)FeCl3溶液加水稀释时是否所有离子的浓度都减小？[自我诊断]1．pH相同的盐酸和氯化铵溶液中由水电离出的c(H＋)相同。(×)2．加热蒸干MgCl2溶液，可得到MgCl2晶体。(×)3．等浓度的Na2CO3溶液比CH3COONa溶液碱性强。(√)4．酸式盐溶液一定呈酸性。(×)5．AlCl3溶液蒸干得AlCl3固体。(×)6．Na2CO3溶液不能用带玻璃塞的试剂瓶盛放。(√)1．(双选)下列盐能发生水解反应的是(

)A．BaSO4

B．CH3COONH4C．CaCl2 D．Na2SO3盐类水解的规律及盐溶液的酸碱性答案：BD1．盐类水解的规律(1)“阳显阳，阴显阴”。即阳离子水解生成阳离子(H＋)，溶液显酸性；阴离子(酸根)水解生成阴离子(OH－)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。如等浓度的NaX、NaY、NaZ三种盐溶液，pH依次增大，则酸性HX>HY>HZ。(等浓度时酸溶液pH值大的对应盐溶液的pH值也大)2．酸式盐溶液的酸碱性(1)强酸的酸式盐(2)弱酸的酸式盐弱酸的酸式酸根既能电离，又能水解，因此溶液的酸碱性取决于酸式酸根电离程度和水解程度的相对大小。①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等。②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。3．同浓度的酸(或碱)和对应盐溶液的酸碱性(1)同浓度的CH3COOH和CH3COONa混合液中CH3COONa的存在抑制CH3COOH的电离，CH3COOH亦抑制CH3COONa的水解，但CH3COOH的电离能力大于CH3COO－的水解能力，溶液呈酸性。[特别提醒]并不是所有酸的电离能力都大于对应盐的水解能力。下列两组溶液中两种溶质的浓度相同，但是盐的水解能力大于对应酸的电离能力，溶液均呈碱性。(1)HClO和NaClO；(2)HCN和NaCN。[典例1]

(2014年太原调研)相同温度时，有关①100mL0.1mol/LNaHCO3、②100mL0.1mol/LNa2CO3两种溶液的叙述不正确的是(

)[答案]

C1．已知：HCN是一种弱酸。相同物质的量浓度的NaCN溶液和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH较大，则对同温度、同体积、同浓度的HCN溶液和HClO溶液说法正确的是(

)A．酸的强弱：HCN>HClOB．pH：HClO>HCNC．与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO>HCND．酸根离子浓度：c(CN－)<c(ClO－)解析：等物质的量浓度时，NaCN溶液的pH较大，说明CN－水解程度大，根据“越弱越水解”的规律知，HClO的酸性较强，故A、B两项错误，D正确；同体积、同浓度时n(HCN)＝n(HClO)，消耗n(NaOH)相同，C项错误。答案：D盐类水解的应用2．生活中焊接钢铁时，下列溶液常用作除锈剂的是(

)A．盐酸

B．NH4Cl溶液C．CuSO4溶液

D．纯碱溶液解析：盐酸腐蚀性强，一般不常用；NH4Cl溶液酸性较弱，能溶解铁锈(Fe2O3)；CuSO4溶液显酸性能除去铁锈，但能与Fe反应置换出铜附着在铁表面不利于焊接；Na2CO3溶液显碱性，不能除锈。答案：B[特别提醒](1)泡沫灭火器中NaHCO3放于铁桶中，而Al2(SO4)3放于塑料桶中，是因为Al2(SO4)3水解显酸性，能与铁反应。(2)因Fe3＋在酸性较强的环境中比Al3＋、Mg2＋、Cu2＋更易发生水解，故一般可采用调节pH的方法生成Fe(OH)3沉淀除去，如加入CuO、Cu(OH)2等皆可，但不能加会引入杂质离子的物质。[典例2]下列有关问题与盐的水解有关的是(

)①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂②用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂③草木灰与铵态氮肥不能混合施用④实验室盛放碳酸钠溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞⑤加热蒸干CuCl2溶液得到Cu(OH)2固体⑥在含有Fe2＋的FeCl3溶液中，要除去Fe2＋，往往可先通入氧化剂Cl2，再调节溶液的pHA．仅①②③

B．仅②③④⑤C．仅①④⑤⑥ D．①②③④⑤⑥[答案]

D2．下列说法正确的是(

)A．AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液加热、蒸发、浓缩、结晶、灼烧，所得固体的成分相同B．配制FeCl3溶液时，将FeCl3固体溶解在硫酸中，然后再用水稀释到所需的浓度C．用加热的方法可除去NaCl溶液中混有的FeCl3D．泡沫灭火器中常使用的原料是碳酸钠和硫酸铝答案：C溶液中离子浓度大小的比较策略3．主要题型(1)多元弱酸的正盐溶液：多元弱酸根离子分步水解且一步比一步更难水解。如K2S溶液：c(K＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H＋)。(2)不同溶液中同一离子浓度的大小比较要考虑溶液中其他离子对其的影响。【典例】(1)将位于同一周期的主族元素A、B的氯化物AClx、BCly配成等物质的量浓度的溶液，测得AClx溶液的pH小于BCly溶液的pH，试判断A、B两种元素原子半径的大小关系r(A)________r(B)(填“>”“<”或“＝”)。(2)常温下pH＝2的某酸HnC与pH＝12的某碱D(OH)m等体积混合后，溶液的pH＝4。①反应后生成的正盐的化学式为____________________________。②该盐中的________一定水解，水解的离子方程式为______________________________________________。(3)下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是________。A．pH＝2的HA溶液与pH＝12的MOH溶液任意比混合：c(H＋)＋c(M＋)＝c(A－)B．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液：c(NaOH)<c(CH3COONa)<c(Na2CO3)C．物质的量浓度相等的CH3COOH溶液和CH3COONa溶液等体积混合：c(CH3COO－)＋2c(OH－)＝2c(H＋)＋c(CH3COOH)D．0.1mol/L的NaHA溶液，其pH＝4：c(HA－)>c(H＋)>c(H2A)>

c(A2－)(4)广义的水解观认为：无论是盐的水解还是非盐的水解，其原理是水解的物质和水分别离解成两部分，然后两两重新结合成新的物质。根据以上信息，下列物质如果水解其产物不正确的是________。A．CaO2的水解产物是Ca(OH)2和H2O2B．PCl3的水解产物是HClO和PH3C．CaC2的水解产物之一是C2H2D．Mg3N2的水解产物是Mg(OH)2和NH3[解析]

(1)由题意：水解能力Ax＋>By＋，因越弱越水解，故碱性A(OH)x<B(OH)y，同一周期从左至右，原子半径逐渐减小，最高价氧化物对应水化合物的碱性逐渐减弱，可知原子半径r(A)<r(B)。(2)二者等体积混合后pH＝4，说明酸的浓度大，酸过量，故HnC是弱酸，Cn－一定水解，且分步水解。(3)选项A根据电荷守恒知此关系式不正确；选项B中pH相等，溶液中的c(OH－)相等，根据酸性越弱，其对应盐溶液中酸根离子的水解程度越大，所以溶液中c(Na2CO3)<c(CH3COONa)，故B错；选项C中根据电荷守恒得：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)……①，由于c(CH3COOH)＝c(CH3COONa)，且它们等体积混合，由原子守恒得：2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)……②，将①×2－②得：c(CH3COO－)＋2c(OH－)＝2c(H＋)＋c(CH3COOH)，故C对；选项D中NaHA溶液的pH＝4，溶液呈酸性，即c(H＋)>c(OH－)，同时也可以判断HA－以电离为主，所以离子浓度的大小顺序是：c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(H2A)，故D错。(4)水解原理：水解的物质和水分子分别离解的两部分重新结合成新的物质，结合方式是正价部分与负价部分相互结合。PCl3的水解产物应是HCl和H3PO3。本小节结束请按ESC键返回［考纲展示］1.了解难溶电解质的溶解平衡。2.了解难溶电解质的沉淀转化的本质。第四单元难溶电解质的溶解平衡一、难溶电解质的溶解平衡1．溶解平衡2．溶解平衡的特征[主干知识]3．溶度积常数(Ksp)t

℃时熟石灰[Ca(OH)2]在水中的溶解度为0.74g(由于溶液较稀可近似认为1L溶液为1000g)(2)该温度下Ca(OH)2的溶度积：Ksp[Ca(OH)2]＝

(填公式)＝

(填数值)。(3)升高温度时Ca(OH)2的溶解度S：

(填“增大”“减小”或“不变”)；溶度积Ksp：

。(4)加水稀释时溶解度S

，Ksp

。c(Ca2＋)·[c(OH－)]20.004减小不变不变减小将Ca(OH)2溶于一定浓度的CaCl2溶液中，此时Ca(OH)2的溶解度(S)和溶度积(Ksp)是否发生变化？提示：溶解度(S)会减小，但Ksp不变，因Ksp只受温度的影响。二、沉淀溶解平衡反应的应用1．沉淀的生成(1)调节pH法3．沉淀的转化(1)实质：

的移动。(2)特征①一般说来，溶解度小的沉淀转化为溶解度

的沉淀容易实现。②沉淀的溶解度差别

，越容易转化。沉淀溶解平衡更小越大[自我诊断]1．向一定体积的AgNO3溶液中加入过量浓NaCl溶液后，溶液

Ag＋浓度也不为零。(√)2．溶度积越大的物质其溶解度越大。(×)3．一定温度下，向Ca(OH)2悬浊液中加入适量蒸馏水，Ca(OH)2的溶解平衡右移，Ksp增大。(×)4．一定温度下，向饱和石灰水中加入少量生石灰后，溶液中

Ca2＋数目减少，pH不变。(√)5．将AgBr放入饱和食盐水中，也会生成AgCl。(√)6．AgNO3溶液中滴加NaCl溶液，产生白色沉淀，再滴加NaI溶液，沉淀变为黄色。(√)A．CaCl2溶液

B．KNO3溶液C．NH4Cl溶液

D．NaCl溶液影响沉淀溶解平衡的因素答案：A1．影响沉淀溶解平衡的因素(1)内因难溶电解质本身的性质，也是主要因素。(2)外因2.物质的溶解度和溶度积溶度积(Ksp)反映难溶电解质在水中的溶解能力，对同类型的电解质而言，Ksp数值越大，电解质在水中溶解度越大；Ksp数值越小，难溶电解质的溶解度也越小。[特别提醒](1)沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡移动分析时也同样遵循勒夏特列原理。(2)溶度积大的难溶电解质的溶解度不一定大，只有组成相似的难溶电解质才有可比性。(3)复分解反应总是向着某些离子浓度减小的方向进行，若生成难溶电解质，则向着生成溶度积较小的难溶电解质的方向进行。[典例1]某温度时，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是(

)A．加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点B．通过蒸发可以使溶液由d点变到c点C．d点无BaSO4沉淀生成D．a点对应的Ksp大于c点对应的Ksp度都在曲线以下，说明此时溶度积小于Ksp，溶液中BaSO4未达到饱和，无BaSO4沉淀生成，故C项正确；由于Ksp只与温度有关，与溶液中的离子浓度大小无关，在a点和c点的Ksp相同，故D项错。[答案]

C答案：D沉淀溶解平衡的应用2．下列事实不能用沉淀溶解平衡原理解释的是(

)A．误食可溶性钡盐，用硫酸钠溶液洗胃B．除去硫酸铜溶液中的铁离子，可加Cu(OH)2，调节pHC．在AgI的沉淀体系中加硫化钠溶液，出现黑色沉淀D．在配制FeCl3溶液时，滴加少量盐酸解析：A、B两项为沉淀的生成；C项为沉淀的转化；D项为抑制Fe3＋的水解。答案：D1．沉淀的生成(1)条件：离子浓度积(任意条件下的离子浓度带入溶度积表达式求得的结果)大于溶度积(Ksp)。(2)应用①分离离子：同一类型的难溶电解质，如AgCl、AgBr、AgI，溶度积小的物质先析出，溶度积大的物质后析出。②控制溶液的pH来分离物质，如除去CuCl2中的FeCl3就可向溶液中加入CuO或Cu(OH)2等物质，将Fe3＋转化为Fe(OH)3而除去。2．沉淀的溶解当溶液中溶度积小于Ksp时，沉淀可以溶解，其常用的方法有：(1)酸碱溶解法：加入酸或碱与溶解平衡体系中的相应离子反应，降低离子浓度，使平衡向溶解的方向移动，如CaCO3可溶于盐酸。(2)盐溶解法：加入盐溶液，与沉淀溶解平衡体系中某种离子反应生成弱电解质，从而减小离子浓度使沉淀溶解，如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液。(3)氧化还原溶解法(4)配位溶解法如AgCl溶于氨水，离子方程式为：AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。3．沉淀转化(1)沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。一般是溶解度小的沉淀会转化生成溶解度更小的沉淀。(2)溶解度较小的沉淀在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀，如在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，也可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。[特别提醒](1)利用生成沉淀分离或除去某种离子，首先要使生成沉淀的反应能够发生；其次希望沉淀生成的反应进行得越完全越好。如果除去溶液中的Mg2＋，应使用NaOH而不是Na2CO3，因Mg(OH)2比MgCO3更难溶。(2)不可能使要除去的离