第三章 水溶液中的离子反应与平衡（知识清单）高二化学同步备课系列（人教版2019选择性必修1）

第第页第03章第03章水溶液中的离子反应与平衡【一、【一、电离平衡】考点过关考点过关一、强电解质和弱电解质1.电解质和非电解质电解质:在水溶液中或熔融状态下能导电的。

非电解质:在水溶液中和熔融状态下均以分子形式存在,因而不能导电的。

2.强电解质和弱电解质(1)强电解质在水溶液中或熔融状态下能够电离的电解质。如、、、活泼金属氧化物等。

(2)弱电解质在水溶液中电离的电解质。如、、等。

3.电离方程式的书写(1)强电解质完全电离,在写电离方程式时,用“”。

(2)弱电解质部分电离,在写电离方程式时,用“”。

①一元弱酸、弱碱一步电离。如CH3COOH;

NH3·H2O。

②多元弱酸分步电离,必须写出,不可合并(其中以第一步电离为主)。

如H2CO3H++HCO3-(主),HCO3-H++C③多元弱碱分步电离(较复杂),在中学阶段要求一步写出。如Fe(OH)3。

二、弱电解质的电离平衡1.电离平衡状态(1)概念:在一定条件(如温度、浓度)下,弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的相等,溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化,电离过程就达到了。

(2)建立过程(3)电离平衡的特征2.电离平衡的影响因素因素影响结果温度升高温度,电离平衡移动

浓度加水稀释,电离平衡移动

外加物质加入与弱电解质电离出的离子相同的离子,电离平衡移动(同离子效应)

加入能与弱电解质电离出的离子反应的离子,电离平衡移动

三、电离平衡常数1.概念在一定条件下,当弱电解质的电离达到平衡时,对一元弱酸或一元弱碱来说,溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积,与溶液中未电离分子的浓度之比是一个,这个常数叫作电离平衡常数,简称,用表示(通常用Ka、Kb分别表示、的电离平衡常数)。

2.电离平衡常数的表示方法(1)一元弱酸、弱碱物质电离方程式电离平衡常数表达式CH3COOH

NH3·H2O

(2)多元弱酸多元弱酸:多元弱酸的电离是分步进行的,各步都有平衡常数,通常用Ka1、Ka2来表示,如H2CO3:H2CO3H++HCO3-Ka1=HCO3-H++CO32−K3.意义表示弱电解质的电离能力。一定温度下,K值越大,弱电解质的电离程度。

4.电离常数的影响因素(1)内因:同一温度下,不同的弱电解质的电离常数不同,说明电离常数首先由物质的所决定。

(2)外因:对于同一弱电解质,电离平衡常数只与有关,由于电离为吸热过程,因此电离平衡常数随温度升高而。

5.电离常数的计算——三段式法例:25℃时,amol·L-1的CH3COOH溶液:CH3COOHCH3COO-+H+起始浓度/(mol·L-1) a 0 0变化浓度/(mol·L-1) x x x平衡浓度/(mol·L-1) a-x x x则Ka=c(H+)·6.电离平衡常数的应用(1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱,相同条件下,电离平衡常数,酸性(或碱性)。

(2)根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。(3)判断复分解反应能否发生,一般符合“强酸制弱酸”规律,如25℃时,Ka(HCOOH)=1.77×10-4,Ka(HCN)=4.9×10-10,故HCOOH+NaCNHCN+HCOONa能发生。(4)根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如0.1mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释,c(CH3COO-)c(CH3COOH)=c(CH7.电离度(1)定义:弱电解质在水中的电离达到平衡状态时,已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率,称为电离度,用α表示。(2)表达式:α=已电离的溶质分子数原有溶质分子总数(3)影响因素:弱电解质的电离度与溶液的浓度有关,一般而言,浓度越大,电离度越小;浓度越小,电离度越大。【答案】一、1.化合物化合物2.(1)完全强酸强碱绝大多数盐(2)只能部分弱酸弱碱水3.(1)(2)①CH3COO-+H+NH4++OH③Fe3++3OH-二、1.(1)速率电离平衡状态(3)弱电解质相等不变2.正向正向逆向正向三、1.常数电离常数K弱酸弱碱2.(1)CH3COOHCH3COO-+H+Ka=c(H+)·c(CH3COO-)c(CH3COOH)NH3(2)c(H+3.越大4.(1)性质(2)温度增大6.(1)越大越强核心归纳强电解质和弱电解质的比较强电解质弱电解质概念在水溶液中或熔融状态下能完全电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质电离程度几乎完全电离只有部分电离电离过程不可逆过程,无电离平衡可逆过程,存在电离平衡溶液中的粒子种类只有电离出的阴、阳离子,不存在电解质分子(水分子除外)既有电离出的阴、阳离子,又有电解质分子化合物类别绝大多数盐:如NaCl、BaSO4等;强酸:如H2SO4、HCl、HClO4等;强碱:如Ba(OH)2、Ca(OH)2等;活泼金属氧化物:如Na2O、MgO等弱酸:如H2CO3、CH3COOH等;弱碱:如NH3·H2O、Cu(OH)2等;水电离方程式H2SO42H++SO4NaHCO3Na++HCO3HAH++A-BOHB++OH-典型例题例1.下列能证明醋酸是弱酸的事实是（）A．将等体积等浓度的醋酸溶液与氢氧化钡溶液混合后溶液呈碱性B．室温下，醋酸溶液C．向其中加入溶液有气泡产生D．食醋有刺激性气味【答案】B【详解】A．等体积等浓度的醋酸溶液与氢氧化钡溶液混合反应得到醋酸钡和氢氧化钡的混合溶液，氢氧化钡电离出的氢氧根离子使溶液呈碱性，则混合后溶液呈碱性不能说明醋酸是弱酸，故A不符合题意；B．室温下0,1mol/L醋酸溶液的pH为3说明醋酸在溶液中部分电离出醋酸根离子和氢离子，证明醋酸是弱酸，故B正确；C．醋酸溶液能与碳酸钠溶液反应生成二氧化碳气体，说明醋酸的酸性强于碳酸，但不能证明醋酸是弱酸，故C不符合题意；D．食醋有刺激性气味说明醋酸具有挥发性，但不能证明醋酸是弱酸，故D不符合题意；故选B。例2.下列有关电解质、强电解质、弱电解质的分类正确的是（）选项ABCD电解质CuCO2NaClNaOH非电解质SO2乙醇葡萄糖NH3强电解质HClBa(OH)2HClO4BaSO4弱电解质CH3COOHH2OCu(OH)2氨水A．A B．B C．C D．D【答案】C【详解】A．铜是单质，既不是电解质，也不是非电解质，故A错误；B．CO2是非电解质，故B错误；C．各物质归类正确，故C正确；D．氨水是混合物，既不是电解质，也不是非电解质，故D错误；答案选C。核心归纳外界条件对电离平衡的影响电离平衡的移动符合勒夏特列原理,离子浓度相当于生成物的平衡浓度,分子浓度相当于反应物的平衡浓度,外界条件对其影响可归纳为以下几点:1.浓度。对于同一弱电解质,浓度越大,电离平衡越向右移动,但是电离程度减小;浓度越小,电离程度越大,即溶液加水稀释时,电离平衡向着电离的方向移动,即“越稀越电离”。2.温度。由于弱电解质的电离过程一般是吸热的,因此升高温度,电离平衡向着电离的方向移动。3.同离子效应。在弱电解质溶液中加入同弱电解质电离产生相同离子的强电解质时,电离平衡将逆向移动。4.化学反应。在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质,电离平衡将向电离的方向移动。如甲酸的稀溶液中存在平衡:HCOOHH++HCOO-ΔH>0改变条件电离平衡移动方向H+数目c(H+)导电能力加水稀释正向增多减小减弱升温(不考虑分解)正向增多增大增强加入少量NaOH(s)正向减少减小增强加入少量NaHCO3(s)正向减少减小增强加盐酸逆向增多增大增强加铁粉正向减少减小增强典型例题例1.常温下，对于某醋酸溶液，采用下列措施：①微弱升温；②加入少量冰醋酸；③加入稀食盐溶液；④加入稀氢氧化钠溶液；⑤加入锌片；⑥加入蒸馏水，其中能使该稀醋酸溶液的pH增大的是（）A．①② B．①④⑥ C．②③⑤ D．③④⑤⑥【答案】D【详解】①醋酸的电离是吸热过程，微弱升温，电离程度变大，氢离子浓度增大，pH减小；②加入少量冰醋酸，虽然醋酸的电离程度减小，但氢离子浓度增大，pH减小；③加入稀食盐溶液，没有反应但是使得溶液浓度减小，氢离子浓度减小，pH增大；④加入氢氧化钠溶液，氢氧化钠电离的氢氧根离子和氢离子反应生成水，能促进醋酸的电离，氢离子浓度减小，pH变大；⑤加入锌片和氢离子反应，氢离子浓度减小，pH变大；⑥加水促进醋酸电离，但氢离子浓度减小，氢离子浓度减小，pH变大；故选D。例2.铝电解厂烟气净化的一种简单流程如图，下列说法错误的是（）A．常温下，的溶液的为1B．由上述流程可知，酸性：C．在水中的电离方程式为D．电解熔融的制单质时，为了降低的熔点，常加入【答案】A【分析】烟气中含有HF，HF和过量碳酸钠反应生成NaF和NaHCO3，NaF和Na[Al(OH)4]反应生成NaAlF6，过滤得到冰晶石。【详解】A．常温下，HF是弱酸，则的溶液的大于1，故A错误；B．由上述流程可知，HF与过量碳酸钠反应生成NaF和NaHCO3，则酸性：，故B正确；C．是强电解质，在水中的电离方程式为，故C正确；D．电解熔融的制单质时熔点很高，为了降低的熔点，常加入，故D错误。综上所述，答案为A。核心归纳1.电离平衡常数的理解(1)电离常数表达式中各粒子的浓度为平衡时溶液中存在的粒子浓度。(2)电离常数只随温度变化而变化,与浓度无关。(3)电离常数的大小反映弱电解质的电离程度。K值越大,弱电解质越易电离,其对应弱酸的酸性(弱碱的碱性)越强;反之,弱电解质越难电离,其对应弱酸的酸性(弱碱的碱性)越弱。即根据K值的大小可判断弱电解质的相对强弱。(4)多元弱酸是分步电离的,一级电离程度最大,一般有K1≫K2≫K3。2.电离平衡常数及其计算(1)利用相同条件下不同弱酸的K值大小,可比较酸的相对强弱,K值越大,酸性越强。(2)多元弱酸只比较第一级电离常数。(3)电离平衡常数只与温度有关,因为弱电解质的电离是吸热过程,升高温度,电离平衡常数一定增大。(4)有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)。①已知c(HX)和c(H+),求电离平衡常数:HXH++X-起始(mol·L-1):c(HX)00平衡(mol·L-1):c(HX)-c(H+)c(H+)c(H+)则K=c2(H+)c(HX)-c(H+)。由于弱酸只有极少一部分电离,c(H+)的数值很小,可做近似处理:②已知c(HX)和电离平衡常数,求c(H+):HXH++X-起始(mol·L-1):c(HX)00平衡(mol·L-1):c(HX)-c(H+)c(H+)c(H+)则K=c2(H+)c(HX)-c(H+)。由于K值很小,c(H+)的数值很小,可做近似处理:c(HX)-典型例题例1.已知时，几种弱酸的电离平衡常数如下：，则以下反应不能自发进行的是（）A．B．C．D．【答案】B【分析】本题考查离子方程式正误的判断，由强酸制备弱酸。由电离平衡常数可知，酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>。【详解】A．HCOOH酸性强于HCN，所以该反应能发生，故A不符合；B．酸性弱于HCN，所以该反应不能发生，故B符合；C．酸性H2CO3>HCN>，NaCN和二氧化碳和水反应生成HCN和NaHCO3，故C不符合；D．HCOOH酸性强于H2CO3，所以该反应能发生，故D不符合。故选B。例2.常温下三种弱酸的电离常数如表所示：弱酸HFHCN电离常数下列说法错误的是（）A．HCN的电离常数表达式为B．酸性强弱：C．与结合的能力：D．等pH的三种弱酸溶液的物质的量浓度：【答案】C【详解】A．平衡常数等于生成物浓度系数次方之积与反应物浓度系数次方之积的比；HCN的电离常数表达式为，A正确；B．由K值可知，酸性强弱：，B正确；C．酸性越弱，对应酸根离子结合氢离子能力越大，故与结合的能力：，C错误；D．酸性越弱，电离出氢离子能力越弱，故等pH的三种弱酸溶液的物质的量浓度：，D正确；故选C。【二、【二、水的电离和溶液的pH】】考点过关考点过关一、水的电离1.水的电离水是一种极弱的电解质,能发生微弱的电离,其电离过程示意图如下:(1)水是一种极弱的电解质。(2)水的电离方程式为H2O+H2OH3O++OH-,简写为。

(3)水的电离是过程。

2.水的离子积二、溶液的酸碱性与pH1.溶液酸碱性的判断标准c(H+)与的相对大小。

2.溶液酸碱性与溶液中c(H+)和c(OH-)的关系c(H+)和c(OH-)的关系溶液酸碱性酸碱性的强弱c(H+)c(OH-)

溶液呈中性-c(H+)c(OH-)

溶液呈酸性c(H+)越大,酸性越

c(H+)c(OH-)

溶液呈碱性c(OH-)越大,碱性越

3.溶液酸碱性的表示方法(1)物质的量浓度:当溶液中c(H+)或c(OH-)时,直接用c(H+)或c(OH-)表示。

(2)pH:当溶液中c(H+)或c(OH-)时,使用pH表示。

4.溶液的pH与c(H+)及酸碱性的关系计算公式pH=

意义pH越大,溶液的碱性越;

pH越小,溶液的酸性越

溶液酸碱性与c(H+)、pH的关系(常温下)酸性溶液:c(H+)c(OH-),c(H+)1×10-7mol·L-1,pH<7;

中性溶液:c(H+)c(OH-),c(H+)1×10-7mol·L-1,pH=7;

碱性溶液:c(H+)c(OH-),c(H+)1×10-7mol·L-1,pH>7

适用范围1×10-14mol·L-1<c(H+)<1mol·L-1;0<pH<14三、溶液酸碱性的测定1.利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的上,用干燥洁净的蘸取试液点在试纸上,当试纸颜色变化稳定后迅速与对照,读出pH。

(1)广泛pH试纸:其pH范围是(最常用),可以识别的pH差约为1。

(2)精密pH试纸:可判别0.2或0.3的pH差值。(3)专用pH试纸:用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。2.用pH计测量。pH计也叫酸度计,该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为。

【答案】一、1.(2)H2OH++OH-(3)吸热2.c(H+)·c(OH-)增大1×10-14纯水电解质溶液二、1.c(OH-)2.=>强<强3.(1)>1mol·L-1(2)≤1mol·L-14.-lgc(H+)强强>>==<<三、1.玻璃片或表面皿玻璃棒标准比色卡(1)1~142.0~14核心归纳1.影响水电离平衡的因素影响因素水的电离平衡移动:H2OH++OH-影响结果方向原因Kwc(H+)变化c(OH-)变化c(H+)与c(OH-)的关系外加酸碱加酸左移c(H+)增大不变增大减小c(H+)>c(OH-)加碱左移c(OH-)增大不变减小增大c(H+)<c(OH-)外加活泼金属,如K、Na、Ca右移金属消耗水电离出的H+不变减小增大c(H+)<c(OH-)2.水的离子积常数(1)影响因素Kw随温度的变化而变化,温度升高,Kw增大;温度降低,Kw减小。(2)适用范围Kw不仅适用于纯水,还适用于酸、碱、盐的稀溶液,任何溶液中的氢离子浓度和氢氧根离子浓度不一定相等,但水电离的氢离子浓度和氢氧根离子浓度相等。只要溶液温度不变,水溶液中水的离子积常数就不变。(3)表达式的应用Kw表达式中,c(H+)、c(OH-)均表示整个溶液中相应离子总物质的量浓度。但是一般情况下有:酸溶液中Kw=c酸(H+)·c水(OH-)(忽略水电离出的H+浓度)。碱溶液中Kw=c水(H+)·c碱(OH-)(忽略水电离出的OH-浓度)。典型例题例1.室温下的溶液中，由水电离出的约为（）A． B．C． D．【答案】D【详解】常温下pH=12的NaOH溶液中，氢氧根离子抑制了水的电离，则氢氧化钠溶液中的氢离子是水的电离的，水电离的氢氧根离子与氢离子浓度相等，故水电离出来的==，故选D。例2.在指定的条件下，一定能大量共存的离子组是（）A．无色溶液：、、、B．碱性条件：、、、C．水电离出的的溶液：、、、D．制作印刷电路板的腐蚀液：、、、【答案】B【详解】A．有颜色，不能在无色溶液中大量存在，且氢离子与碳酸根离子也不能大量共存，A不选；B．碱性条件下，、、、不发生反应，不能大量共存，B选；C．水电离出的的溶液可能呈酸性也可能呈碱性，不能在碱性条件下大量存在，C不选；D．印刷电路板的腐蚀液中含有Fe2+，、会和Fe2+发生氧化还原反应，不能大量共存，D不选；故选B。核心归纳1.单一溶液溶液类型相关计算强酸(HnA)设HnA的浓度为cmol·L-1,则c(H+)=ncmol·L-1,pH=-lgc(H+)=-lgnc强碱[B(OH)n]溶液设B(OH)n的浓度为cmol·L-1,则c(OH-)=ncmol·L-1,c(H+)=Kwc(OH-)=1.0×10-142.混合溶液溶液类型相关计算(混合后溶液体积变化忽略不计)两种强酸混合强酸:c1(H+)强酸:两种强碱混合强碱:c1(OH-=c1(OH-)强酸强碱混合恰好完全反应pH=7(25℃)c(H+)=c(OH-)酸过量c(H+)=c1碱过量c(OH-)=c2(OH-)V2典型例题例1.刚刚结束的池州马拉松赛道被称为“最美赛道”。在马拉松比赛中设置了很多补水点，在跑步过程中适量补充弱碱水更符合人的机理特征。下列溶液呈碱性说法正确的是（）A．碱性溶液中不含有H+B．碱性溶液中pH一定大于7C．碱性溶液中OH-浓度一定大于H+浓度D．补给点所提供的碱性饮料溶质中含有NaOH【答案】C【分析】中性：，酸性，碱性，据此分析；【详解】A．碱性溶液中含有H+和OH-，且OH-浓度一定大于H+，A错误；B．温度升高，水的电离程度增加，pH小于7的也可能是碱性溶液，B错误；C．碱性溶液中OH-浓度一定大于H+浓度，C正确；D．NaOH是一元强碱，不可做食用品，D错误；故选C。例2.已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为amol/L的一元酸HA与bmol/L的一元碱BOH等体积混合，可判断溶液呈中性的依据是（）A．a=b B．混合溶液中，c(H+)+c(B+)=c(OH﹣)+c(A﹣)C．混合溶液中，c(H+)= D．混合溶液的pH=7【答案】C【详解】A．一元酸和一元碱的相对强度不知，因此无法判定得到的盐溶液的酸碱性，A错误；B．任何溶液都是电中性的，所以溶液中存在电荷守恒，根据电荷守恒可以得到c(H+)+c(B+)=c(OH﹣)+c(A﹣)，但是无法判断酸碱性或中性，B错误；C．，因为，所以，即溶液显中性，C正确；D．溶液的温度不知道，不能根据pH=7判断溶液的酸碱性，D错误；故选C。核心归纳1.对于强酸溶液(pH=a),每稀释10n倍,pH增大n个单位,即pH=a+n(a+n<7)。2.对于强碱溶液(pH=b),每稀释10n倍,pH减小n个单位,即pH=b-n(b-n>7)。3.对于弱酸溶液(pH=a),每稀释10n倍,pH的范围是a<pH<a+n(对于pH相同的强酸与弱酸溶液,稀释相同倍数,强酸pH变化的程度大)。4.对于弱碱溶液(pH=b),每稀释10n倍,pH的范围是b-n<pH<b(对于pH相同的强碱与弱碱溶液,稀释相同倍数,强碱pH变化的程度大)。5.酸、碱无限稀释,pH无限接近于7,但酸不能大于7,碱不能小于7。用图像表示如下:典型例题例1.常温下，下列说法正确的是（）A．将的HCl溶液稀释1000倍后pH变为8B．将的NaOH溶液稀释1000倍后pH变为6C．将的HCl溶液加热蒸发，体积变为原来的，pH变为3D．将的醋酸溶液稀释100倍后，【答案】D【详解】A．将pH为5的盐酸溶液稀释1000倍后，溶液中氢离子浓度为10—7mol/L+10—8mol/L=1.1×10—7mol/L，则溶液的pH小于7，故A错误；B．将pH为8的氢氧化钠溶液稀释1000倍后，溶液中氢氧根离子浓度为10—7mol/L+10—9mol/L=1.01×10—7mol/L，则溶液的pH大于7，故B错误；C．盐酸溶液为恒沸液，加热蒸发时氯化氢和水以相同比例挥发，所以无法用热蒸发的方法将pH为2的盐酸溶液变为pH为3的盐酸溶液，故C错误；D．醋酸在溶液中存在电离平衡，加水稀释时，电离平衡右移，溶液中氢离子浓度的变化倍数小于稀释倍数，则醋酸溶液稀释100倍后溶液的pH小于5，故D正确；故选D。四、酸碱中和滴定操作原理1.概念依据中和反应,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的(或)的方法。

2.原理在中和反应中,酸提供的H+与碱提供的OH-之间的相等。即c(H+)·V酸=c(OH-)·V碱,以标准盐酸滴定待测的NaOH溶液,待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)=c(HCl)·3.主要仪器使用(1)仪器(图A)、(图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。

(2)试剂:标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。(3)滴定管①构造:“0”刻度线在上方,尖嘴部分无刻度。②精确度:读数可精确到mL。

③洗涤:先用蒸馏水洗涤,再用润洗。

④排泡:酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。⑤使用注意事项试剂性质滴定管原因酸性、氧化性滴定管

氧化性物质易腐蚀橡胶管碱性滴定管

碱性物质易腐蚀玻璃,致使玻璃活塞无法打开五、中和滴定操作及数据处理1.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:查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。②锥形瓶:注碱液→记读数→加酚酞指示剂。(2)滴定(3)终点判断滴入最后半滴标准液,溶液由粉红色变为无色,且在半分钟内不恢复原来的颜色,视为滴定终点并记录标准液的体积。2.常见酸碱指示剂的变色范围指示剂变色范围(颜色与pH的关系)石蕊<5.0色

5.0~8.0色

>8.0色

酚酞<8.2色

8.2~10.0色

>10.0色

甲基橙<3.1色

3.1~4.4色

>4.4色

六、实验数据的处理及滴定曲线1.实验数据的处理重复滴定操作2~3次,取消耗标准溶液体积的平均值,根据c(NaOH)=c(HCl)·2.中和滴定曲线(1)以滴加酸(或碱)的量为横坐标,以溶液的pH为纵坐标绘出一条溶液的pH随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线。(2)用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1HCl溶液过程中的pH变化曲线如图所示。(3)由曲线可以看出,在酸碱中和滴定过程中,溶液的pH在接近滴定终点时有一个突变过程,在此范围内,滴加很少的酸(或碱),溶液的pH就有很大的变化,能使指示剂的颜色发生明显变化,有利于确定滴定终点。七、中和滴定误差分析酸碱中和滴定的误差分析关键是根据c待=c标·V标V待进行分析,计算中V待与c标均为确定值,只有V标影响着c待的计算结果,故在误差分析时应最终归结为对V标的影响:V标增大,实验结果【答案】四、1.碱酸2.物质的量3.(1)酸式滴定管碱式滴定管(3)②0.01③待装液⑤酸式碱式五、2.红紫蓝无浅红红红橙黄七、偏高偏低核心归纳1.滴定前的准备工作滴定(用NaOH溶液滴定盐酸):从酸式滴定管中放出一定体积的盐酸于洗净的锥形瓶中,滴加2滴酚酞溶液,用标准氢氧化钠溶液开始滴定。左手:控制乳胶管内玻璃珠,逐滴加入标准液,先快后慢。右手:摇动锥形瓶。眼睛:注视锥形瓶内溶液颜色变化,到终点后,记录下读数。2.滴定终点判断答题模板典型例题例1.化学是一门以实验为基础的学科。下列实验说法不正确的是（）A．图①装置可用于强酸与强碱的稀溶液中和热测定B．图②装置可用于排出盛装溶液滴定管尖嘴内的气泡C．图③装置可用于溶液直接蒸干制取无水固体D．图④装置盐桥中阴离子向溶液中迁移【答案】C【详解】A．图①装置的保温措施、测温仪器和搅拌装置均已具备，可用于中和热的测定，A错误/不符合题意；B．碱式滴定管中排气泡的方法：将胶管弯曲使玻璃尖嘴斜向上，用两指捏住胶管，轻轻挤压玻璃珠，使溶液从尖嘴流出，从而使溶液充满尖嘴，排出气泡，B不符合题意；C．由于FeCl3会发生水解生成氢氧化铁和易挥发的HCl，故应该在HCl气流中加热蒸干FeCl3溶液制备FeCl3固体，C符合题意；D．由图可知，锌铜原电池中，锌电极为原电池的负极，铜为正极，盐桥中阴离子向ZnSO4溶液中迁移，D不符合题意；故选C。例2.下列对几种具体的滴定分析(待测液置于锥形瓶内)中所用指示剂及滴定终点时的溶液颜色的判断错误的是（）选项ABCD实验酸性KMnO4标准液滴定Na2SO3溶液标准KSCN溶液滴定AgNO3溶液标准FeCl3溶液滴定KI溶液标准氢氧化钠溶液滴定盐酸溶液指示剂KMnO4Fe(NO3)3淀粉酚酞终点颜色浅红色红色蓝色浅红色A．A B．B C．C D．D【答案】C【详解】A．用酸性KMnO4标准液滴定Na2SO3溶液，Na2SO3还原酸性KMnO4标准溶液使其褪色，若Na2SO3反应完全后，再加入KMnO4酸性标准溶液，溶液则变为浅红色，A正确；B．用标准KSCN溶液滴定AgNO3溶液，当AgNO3溶液完全反应后，再加入KSCN溶液与指示剂Fe(NO3)3溶液反应，溶液变为红色，B正确；C．标准FeCl3溶液滴定KI溶液生成碘单质，遇淀粉变蓝，由于只要加入FeCl3溶液就会生成碘单质，溶液变蓝，后续颜色不变，因此无法判断滴定终点，C错误；D．用NaOH标准溶液滴定盐酸可用酚酞作指示剂，当到达滴定终点时，溶液由无色变为浅红色，D正确；答案选C。核心归纳1.误差分析依据(一元酸、碱的中和滴定)中和滴定实验中,产生误差的原因主要有操作不当,读数不准等,依据原理c(标准)·V(标准)=c(待测)·V(待测),所以c(待测)=c(标准)·V(标准)V(待测),c(标准)与V(待测)已确定,因此只要分析出不正确的操作引起V(标准)的变化,即可分析出结果。V(标准)变大,则c2.常见的误差分析以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例,常见的因操作不正确而引起的误差有:步骤操作V(标准)c(待测)洗涤酸式滴定管未用标准酸溶液润洗变大偏高碱式滴定管未用待测溶液润洗变小偏低锥形瓶用待测溶液润洗变大偏高锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变无影响取液取碱液的滴定管开始有气泡,读数时气泡消失变小偏低滴定酸式滴定管滴定前有气泡,达到滴定终点时气泡消失变大偏高振荡锥形瓶时部分液体溅出变小偏低部分酸液滴在锥形瓶外变大偏高读数酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后俯视读数(或前仰后俯)变小偏低酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后仰视读数(或前俯后仰)变大偏高典型例题例1.实验室用标准盐酸测定某NaOH溶液的浓度，用甲基橙作指示剂，下列操作中可能使测定结果偏低的是（）A．取NaOH溶液时俯视读数B．滴定结束后，滴定管尖嘴处有一悬挂液滴C．锥形瓶内溶液颜色变化由黄色变橙色，立即记下滴定管液面所在刻度D．盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2～3次【答案】C【详解】A．用碱式滴定管量取NaOH溶液时俯视读数，会使氢氧化钠溶液的体积偏大，造成消耗盐酸的体积偏大，测定结果偏高，A不符合题意；B．滴定结束后，滴定管尖嘴处有一悬挂液滴，会使消耗的盐酸的体积偏大，测定结果偏高，B不符合题意；C．锥形瓶内溶液颜色变化由黄色变橙色，立即记下滴定管液面所在刻度，可能会导致滴定终点的误判，使消耗盐酸的体积偏小，测定结果偏低，C符合题意；D．盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2～3次，会使NaOH溶液的体积偏大，导致消耗盐酸的体积偏大，测定结果偏高，D不符合题意；故选C。例2.水果中维生素（摩尔质量为）的含量可用化学实验方法测定。酸性条件下，向含维生素的淀粉溶液中加入溶液，当溶液刚刚加入时，会与迅速发生氧化还原反应生成；然后生成的会与维生素发生反应（二者以物质的量之比反应），被迅速消耗；当溶液中的维生素全部反应后，与继续反应生成的会使淀粉变蓝色。实验步骤如下：（1）称取水果样品，切碎研磨，取其汁配成溶液待用；（2）取该溶液于锥形瓶中，向其中加入适量盐酸和过量淀粉溶液；（3）向滴定管中装入标准溶液，记录滴定管读数为；（4）用滴定管向锥形瓶中逐滴加入标准溶液至终点，记录滴定管读数为。依据上述实验原理及实验步骤，下列叙述不正确的是（）A．配制标准溶液，定容时俯视，测定结果将偏高B．滴定前，滴定管用蒸馏水洗净后装入标准溶液C．滴定前，锥形瓶用待测样品溶液润洗，测定结果将偏高D．读数时，应把滴定管固定在铁架台的蝴蝶夹中使其竖直【答案】C【详解】A．配制cmol⋅L−1KIO3标准溶液时，定容时俯视，俯视读数比实际大，则实际值在刻度线以下，水少，测定结果将偏低，故A项错误；B．滴定前，酸式滴定管用蒸馏水洗净后，为防止附着在滴定管壁上残留的水稀释溶液，导致实验误差，在装液体前，应用标准溶液润洗滴定管，故B项错误；C．锥形瓶用待装液润洗，导致待测液的物质的量偏大，滴定过程中消耗的标准液体积偏大，测定结果偏高，故C项正确；D．读数时，用两手指拿住滴定管的上端，使其与地面垂直，故D项错误；故本题选C。【三、【三、盐类的水解】】考点过关考点过关一、盐溶液的酸碱性1.盐溶液酸碱性的实验探究盐溶液的酸碱性生成该盐对应的反应物盐的类型酸碱CH3COONa

CH3COOHNaOH

Na2CO3H2CO3NaOHKFHFKOHNH4Cl

HClNH3·H2O

Al2(SO4)3H2SO4Al(OH)3NaCl

HClNaOH

KNO3HNO3KOHBa(NO3)2HNO3Ba(OH)22.盐溶液呈酸碱性的原因分析(1)强酸强碱盐(以NaCl为例)溶液中存在的离子H2OH++OH-,NaClNa++Cl-离子间能否相互作用生成弱电解质否c(H+)和c(OH-)的相对大小c(H+)=c(OH-),呈性,无弱电解质生成

理论解释水的电离平衡不发生移动,溶液中c(H+)c(OH-)

(2)强酸弱碱盐(以NH4Cl为例)溶液中存在的离子离子间能否相互作用生成弱电解质

c(H+)和c(OH-)的相对大小c(H+)c(OH-),呈性

理论解释NH4+和OH-结合生成弱电解质NH3·H2O,使水的电离平衡向电离方向移动,使溶液中c(H+)c(OH总反应的离子方程式

(3)强碱弱酸盐(以CH3COONa为例)溶液中存在的离子离子间能否相互作用生成弱电解质

c(H+)和c(OH-)的相对大小c(H+)c(OH-),呈性

理论解释CH3COO-和H+结合生成弱电解质CH3COOH,使水的电离平衡向电离方向移动,使溶液中c(H+)c(OH-)

总反应的离子方程式

二、盐类的水解1.概念:在水溶液中,盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成的反应,叫作盐类的水解。

2.实质:生成弱酸或弱碱,使水的被破坏而建立起新的平衡。

3.盐类水解的特点【答案】一、1.碱性强碱弱酸盐酸性强酸弱碱盐中性强酸强碱盐2.(1)中=(2)能>酸>NH4++H2ONH3·H2O+H+<CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-二、1.弱电解质2.电离平衡核心归纳1.盐类水解的规律(室温下pH)(1)有弱才水解,无弱不水解盐中有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能水解;若没有,则是强酸强碱盐,不发生水解反应。(2)越弱越水解弱酸阴离子(或弱碱阳离子)所对应的酸(或所对应的碱)越弱,就越容易水解。(3)都弱都水解弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解,且相互促进。(4)谁强显谁性当盐中的弱酸阴离子对应的酸比弱碱阳离子对应的碱更容易电离时,水解后盐溶液显酸性;反之,就显碱性。2.水解离子方程式的书写方法(1)一般盐类水解程度很小,水解产物很少,通常不生成沉淀和气体,也不发生分解,因此盐类水解的离子方程式中不标“↓”或“↑”(彻底水解除外),也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式。(2)盐类的水解是可逆反应,是中和反应的逆反应,而中和反应是趋于完全的反应,所以盐的水解很微弱,其离子方程式一般不写“”而写“”。(3)多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的,以第一步水解为主,书写水解方程式时应分步写;多元弱碱的阳离子水解复杂,可一步写出。如Na2CO3的水解:第一步:CO32−+H2OHCO3-第二步:HCO3-+H2OH2CO3+OH-Fe3+的水解:Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。(4)若阴、阳离子的水解相互促进,由于水解完全,书写时要用“”“↑”“↓”等。例如,硫化钠和氯化铝混合溶液反应的离子方程式为2Al3++3S2-+6H2O2Al(OH)3↓+3H2S↑。常见的发生完全双水解的离子对有Al3+与HCO3-、CO32−、HS-、S2-、AlO2-等,Fe3+与HC典型例题一、单选题例1.关于纯碱和小苏打的下列说法中，不正确的是（）A．室温下，二者饱和溶液的pH差约为4，主要是由于它们的溶解度差异B．利用二者热稳定性差异，可从它们的固体混合物中除去C．两种物质的溶液中，所含微粒的种类相同D．可用NaOH溶液使转化为【答案】A【详解】A．室温下Na2CO3和NaHCO3饱和溶液pH相差较大的主要原因是：的水解程度远大于，与溶解度无关，A错误；B．受热易分解，可转化为，而热稳定性较强，利用二者热稳定性差异，可从它们的固体混合物中除去NaHCO3，B正确；C．和的溶液中均存在H2O、H2CO3、、、H+、OH-、Na+，所含微粒的种类相同，C正确；D．加入NaOH溶液中会发生反应：NaOH+=+H2O，可用NaOH溶液使转化为，D正确；故选A。例2.为配制与比为的溶液，可在溶液中加入适量的（）①

②

③

④A．①② B．③④ C．①③ D．①④【答案】C【分析】硝酸铵是强酸弱碱盐，由于水解，导致溶液中＜，溶液呈酸性，为了配制与的浓度比为1∶1的溶液，需增加铵根离子浓度或减少溶液中硝酸根的浓度。【详解】①加入适量的，溶液中浓度增大，故①符合题意；②加入适量的，溶液中硝酸根离子浓度增大，故②不符合题意；③加入适量，由于氨水电离产生铵根离子，故③符合题意；④加入适量原物质，铵根水解，导致溶液中＜，故④不符合题意；故选C。核心归纳盐溶液酸碱性的判断1.弱酸弱碱盐的阴、阳离子都水解,其溶液的酸碱性取决于弱酸阴离子和弱碱阳离子水解程度的相对强弱。当K酸=K碱时,溶液显中性,如CH3COONH4;当K酸>K碱时,溶液显酸性,如HCOONH4;当K酸<K碱时,溶液显碱性,如NH4CN。2.强酸的酸式盐只电离,不水解,溶液呈酸性。如NaHSO4在水溶液中:NaHSO4Na++H++SO42−3.弱酸的酸式盐溶液的酸碱性,取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。(1)若电离程度小于水解程度,溶液呈碱性。如NaHCO3溶液中:HCO3-H++CO32−(次要),HCO3-+H2OH2CO(2)若电离程度大于水解程度,溶液呈酸性。如NaHSO3溶液中:HSO3-H++SO32−(主要),HSO3-+H2OH2SO4.相同条件下的水解程度:正盐>相应酸式盐,如CO32−>HCO3-;相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐,如NH4+的水解:(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)5.书写离子方程式时“”和“”的应用要慎重。NH4+水解的离子方程式为NH4++H2ONH3·H2O+H+,而盐酸与氨水混合后反应的离子方程式为NH3·H2O+H+NH4++H典型例题例1.在“天宫课堂”中，王亚平老师用醋酸钠过饱和溶液做了一个“点水成冰”的趣味实验。下列对溶液的说法不正确的是（）A．呈碱性 B．存在四种离子C．存在 D．【答案】D【详解】A.水解：，使溶液呈碱性，A项正确；B.溶液中存在、、、四种离子，B项正确；C.水解会生成，C项正确，D.CH3COONa电离生成的CH3COO-与Na+一样多，由于CH3COO-发生水解，所以c(Na+)>c(CH3COO−)，D项错误；故选D。例2.阿伏加德罗提出阿伏加德罗定律为人类科学研究提供了重要的理论基础，在现实生活中我们常常利用物质的量来为难以用实际数字描述的数量做了定量解释，下列说法正确的是（）A．1.5mol的液态冰醋酸中含s−pσ键0个B．常温常压下，1mol含有的C．将0.1mol醋酸钠溶于稀醋酸中使溶液呈中性，溶液中数目小于D．1L1mol∙L−1NaCl溶液含有个电子【答案】A【详解】A．CH3COOH中C、O经过杂化后与H形成σ键，因此1.5mol的液态冰醋酸中含s−pσ键数目为0，故A正确；B．常温常压下，1mol含有的，故B错误；C．将0.1mol醋酸钠溶于稀醋酸中使溶液呈中性，根据电荷守恒得到钠离子数目等于醋酸根离子数目即溶液中数目等于，故C错误；D．1L1mol∙L−1NaCl溶液NaCl物质的量为1mol，NaCl含有个电子，但溶液中还有水，水中含有电子，故D错误。综上所述，答案为A。三、盐类水解的影响因素1.内因形成盐的酸或碱越弱,其盐就越易。如水解程度:Na2CO3Na2SO3,Na2CO3NaHCO3。

2.外因因素水解平衡水解程度水解产生离子的浓度温度升高

浓度增大

减小(稀释)

外加酸碱酸弱碱阳离子水解程度

碱弱酸阴离子水解程度

外加其他盐水解形式相同的盐相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3)水解形式相反的盐相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3]四、盐类水解的应用1.热的纯碱溶液去油污效果更好纯碱(Na2CO3)水解呈碱性,加热能促进水解,溶液的碱性增强,去污效果增强。水解的离子方程式为。

2.配制可水解的盐溶液某些强酸弱碱盐在配制溶液时因水解而变浑浊,需加相应的酸来抑制水解,如在配制FeCl3溶液时常将FeCl3晶体溶于较浓的中再加水稀释至所需浓度来抑制FeCl3水解。

3.明矾(铝盐)、铁盐用作净水剂明矾、铁盐溶于水电离产生的Al3+、Fe3+水解,生成的Al(OH)3胶体、Fe(OH)3胶体可以使水中细小的悬浮颗粒聚集成较大颗粒而沉降,从而除去水中的悬浮物,起到净水作用。Al3+水解的离子方程式为。

4.工业上利用水解原理制备无机化合物用TiCl4制备TiO2:。在制备时加入大量的水,同时加热,促使水解趋于完全,所得TiO2·xH2O经焙烧得到TiO2。类似的方法也可用于制备SnO、SnO2和Sn2O3等。

【答案】三、1.水解>>2.右移增大增大右移减小增大右移增大减小减小减小四、1.CO32−+H2OHCO3-3.Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+4.TiCl4+(x+2)H2OTiO2·xH2O↓+4HCl核心归纳1.盐类水解的影响因素(1)内因——盐的性质相同条件下,弱酸的酸性越弱,其酸根离子形成的盐越易水解,盐溶液的碱性越强;弱碱的碱性越弱,其阳离子形成的盐越易水解,盐溶液的酸性越强。(2)外因①温度:由于盐类水解是吸热过程,升温可使水解平衡向右移动,水解程度增大。②浓度:稀释盐溶液可使水解平衡向右移动,水解程度增大;若增大盐的浓度,水解平衡向右移动,但水解程度减小。③外加酸碱:加酸可抑制弱碱阳离子水解,加碱能抑制弱酸根离子水解。④两种水解离子的相互影响。弱碱阳离子和弱酸阴离子在同一溶液中,两种水解相互促进,使二者水解程度都增大,甚至反应完全。2.盐类水解的平衡常数(1)水解平衡常数的概念在一定温度下,能水解的盐在水溶液中达到水解平衡时,生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数,该常数就叫水解平衡常数。(2)水解平衡常数(Kh)与电离常数Kw的定量关系①弱酸强碱盐,如CH3COONa溶液:CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-Kh=c=c=c(OH②强酸弱碱盐,如NH4Cl溶液:NH4++H2ONH3·H2O+HKh=c=c=c(H其中Kh为水解平衡常数,Ka(Kb)为弱酸(弱碱)的电离平衡常数,Kw为水的离子积常数。因而Ka(或Kh)与Kw的定量关系为:a.Ka·Kh=Kw或Kb·Kh=Kw。b.CO32−的一级水解平衡常数Kh1=KwKa2;二级的水解平衡常数(3)水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受温度的影响,因水解过程是吸热过程,故它随温度的升高而增大。典型例题例1.通过查阅资料获得温度为时有以下数据：是盐的水解平衡常数，在溶液中存在，则。有关上述常数的说法正确的是（）A．通过比较上述常数，可得溶液显碱性B．所有弱电解质的电离常数和难溶电解质的都随温度的升高而增大C．常温下，在水中的大于在饱和溶液中的D．一定温度下，在溶液中，【答案】D【详解】A．根据谁强显谁性可知，可得溶液水解显酸性，A错误；B．升高温度平衡向吸热方向移动，如果化学平衡正反应是放热反应，则升高温度化学平衡常数减小，B错误；C．电离平衡常数只与温度有关，温度相同电离平衡常数相同，C错误；D．一定温度下，在溶液中水解常数为，则，D正确；故选D。例2.对于溶液，正确的是（）A．稀释溶液，水解常数增大B．忽略溶液体积变化和空气影响，升高温度，增大C．D．【答案】B【详解】A．稀释溶液，水解常数不变，水解常数只和温度有关，故A错误；B．升高温度，促进水解正向移动，增大，故B正确；C．根据电荷守恒可知，，故C错误；D．根据物料守恒可知，，故D错误；答案选B。例3.苯甲酸钠(NaA)是一种常见的食品防离剂。已知苯甲酸(HA)的Ka=10－4.2，常温时，下列关于0.1ml·L－1某甲酸钠水溶液的说法不正确的是（）A．NaA溶液呈碱性 B．溶液中存在；c(HA)+c(H+)=c(OH－)C．微粒浓度大小：c(Na+)>c(A－)>c(OH－)>c(HA) D．加水稀释时，溶液中不变【答案】D【详解】A．某甲酸钠为强碱弱酸盐，在溶液中发生水解反应使溶液呈碱性，故A正确；B．某甲酸钠溶液中存在质子守恒关系c(HA)+c(H+)=c(OH－)，故B正确；C．某甲酸钠为强碱弱酸盐，在溶液中发生水解反应使溶液呈碱性，则溶液中微粒浓度大小顺序为c(Na+)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)，故C正确；D．由水解常数公式可知，溶液中=，加水稀释时，氢氧根离子浓度减小，水解常数不变，则和的值减小，故D错误；故选D。核心归纳1.盐类水解的应用应用原理解释热的纯碱溶液去污能力强加热促进了盐的水解,氢氧根离子浓度增大泡沫灭火器灭火Al3+与HCO3-发生相互促进的水解反应,生成了CO2和Al(OH)明矾净水铝离子水解生成的氢氧化铝胶体可用来净水物质提纯如除去氯化铜溶液中的氯化铁,可以加入氧化铜或氢氧化铜反应掉部分H+,促进铁离子的水解,使Fe3+转化为氢氧化铁沉淀而除去配制易水解的盐溶液配制FeCl3、FeCl2、SnCl2、AlCl3等溶液时,常将它们溶于较浓的盐酸中,然后再加水稀释;目的是抑制铁离子、亚铁离子、锡离子、铝离子的水解草木灰不能与铵态氮肥混合施用铵根离子与碳酸根离子水解相互促进,生成的氨气逸出而降低了氮肥肥效硫化铝、氮化镁的制备硫化铝、氮化镁在水溶液中剧烈水解,只能通过单质间化合反应才能制得比较盐溶液中离子浓度的大小如Na2CO3溶液中:c(Na+)>c(CO32−)>c(OH-)>c(HCO3-)>判断弱电解质的相对强弱如等物质的量浓度的醋酸钠溶液、碳酸氢钠溶液,后者碱性强于前者,则碳酸的酸性弱于醋酸证明某些电解质是弱酸或弱碱如CH3COONa溶液能使酚酞试液变红,则该溶液显碱性,说明CH3COOH是弱酸判断盐溶液蒸干灼烧后的产物如FeCl3溶液蒸干灼烧后的产物为Fe2O3盐溶液除锈如氯化铵溶液可除去金属表面的氧化物,因为NH42.盐溶液蒸干固体产物的判断(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时,蒸干后一般得原物质,如Al2(SO4)3(aq)Al2(SO4)3(s)。(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时,蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物,如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。(3)强碱弱酸盐,如Na2CO3溶液等,蒸干后可得到原物质。(4)阴、阳离子均易水解,其水解产物易挥发的盐蒸干后得不到任何固体物质,如NH4Cl、(NH4)2S等。(5)考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4固体受热易分解,因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2CaCO3(CaO);NaHCO3Na2CO3;KMnO4K2MnO4+MnO2。(6)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。例如,Na2SO3(aq)Na2SO4(s);FeSO4(aq)Fe2(SO4)3(s)。(7)有时要从多方面考虑。例如,蒸干NaClO溶液时,既要考虑ClO-水解,又要考虑HClO分解,所以蒸干NaClO溶液所得固体为NaCl。典型例题例1.盐类水解在工农业生产和日常生活中有着广泛的应用，有关应用或说法与盐类水解无关的是（）A．溶液可用于除铁锈B．用饱和溶液制备胶体C．用稀硫酸除去铜器表面的铜绿D．长期使用硫酸铵化肥的土壤，易变酸性，可施用适量的熟石灰【答案】C【详解】A．氯化铵属于强酸弱碱盐，铵根离子水解导致其溶液呈酸性，酸和锈反应生成盐和水，可以用氯化铵溶液除铁锈，与盐类水解有关，故A不选；B．用饱和溶液制备胶体，利用了溶液水解生成，加热促进水解，进而得到胶体，与水解有关，故B不选；C．用稀硫酸除去铜器表面的铜绿Cu2（OH）2CO3，稀硫酸和铜绿反应生成硫酸铜、二氧化碳和水，与水解无关，故C选；D．长期使用硫酸铵化肥的土壤，易变酸性，和铵根离子水解有关，熟石灰显碱性，且价格便宜，常用来改良酸性土壤，故D不选；答案选C。例2.在生产、生活和科学研究中，人们常用Na2CO3溶液清洗油污，下列说法错误的是（）A．热的纯碱溶液可以增强去污效果B．Na2CO3溶液可使紫色石蕊试液变红C．Na2CO3溶液一定不能与AlCl3溶液大量共存D．Na2CO3溶液中一定存在c(Na+)>2c()+2c()+c(H2CO3)【答案】B【详解】A．纯碱去油污的原理是油脂在碱性条件下水解，从而达到去污目的。水解反应是吸热反应，纯碱(碳酸钠)属于强碱弱酸盐，升温可促进其水解，纯碱溶液碱性增强，去污能力增强，A正确；B．Na2CO3溶液显弱碱性，可使紫色石蕊试液变蓝，B错误；C．Na2CO3与AlCl3会发生双水解反应生成Al(OH)3沉淀和CO2气体，不能大量共存，C正确；D．根据物料守恒可得：c(Na+)=2c()+2c()+2c(H2CO3)，所以Na2CO3溶液中一定存在：c(Na+)>2c()+2c()+c(H2CO3)，D正确；故选B。例3.把预先设计好的图案置于覆铜板上用蜡覆盖，然后将其放到FeCl3溶液中，可以制作出我们所需要的图案。下列叙述正确的是（）A．配制FeCl3溶液时应加入少许铁粉防止其氧化变质B．发生反应的离子方程式为C．氯化铁溶液在空气中蒸发，可制得FeCl3固体D．加入KSCN溶液可检验反应后的溶液中是否含有Fe2+【答案】B【详解】A．配制FeCl3溶液时，‌应加入少量的稀盐酸以防止其水解，‌而不是加入铁粉来防止其氧化变质，A错误；B．发生反应的离子方程式为2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+，B正确；C．氯化铁溶液中存在水解平衡，在蒸发过程中，‌随着温度的升高，‌不仅溶剂被蒸发，‌还促进了FeCl3的水解，‌最终得到的固体是Fe(OH)3的分解产物Fe2O3，C错误；D．加入KSCN溶液可检验反应后的溶液中是否含有Fe3+，D错误；故选B。核心归纳1.离子浓度大小比较中的“三个守恒”规律(1)元素质量守恒在电解质溶液中,由于某些离子发生水解或电离,离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说,其质量在变化前后是守恒的,即元素质量守恒。例如,NaHCO3溶于水后,溶液中Na+与HCO3-的原始浓度之间的关系为c(Na+)=c(HCO3-)。由于HCO3-发生电离与水解,则有c(Na+)=c(HCO3-)+c(C(2)电荷守恒指电解质溶液中,阳离子所带电荷总数与阴离子所带电荷总数相等,即溶液呈电中性。例如,NaHCO3溶液中有Na+、H+、HCO3-、CO32−、OH-,存在如下关系:c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH(3)质子守恒指得到的质子(H+)数等于失去的质子(H+)数,如Na2S溶液中:即c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)。2.溶液中离子浓度大小的比较(1)单一溶液①对于多元弱酸溶液,应根据多步电离进行分析。例如,在H3PO4溶液中:c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42−)>②对于多元弱酸的正盐溶液,根据弱酸根离子的分步水解分析。例如,0.1mol·L-1Na2CO3溶液中电离过程有Na2CO32Na++CO32−,H2OOH-+H+;水解过程有CO32−+H2OHCO3-+OH-,HCO3-+H2OH2CO3+OH-。故溶液中存在的离子有Na+、CO32−、OH-、HCO3-、H+,因此溶液中各离子浓度的大小顺序为c(Na+)>c(CO32−)>c(OH③多元弱酸的酸式盐溶液要考虑酸式酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小,如HCO3-以水解为主,0.1mol·L-1NaHCO3溶液中:c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32−);而HSO3-以电离为主,0.1mol·L-1NaHSO3溶液中:c(Na+)>c(HSO3-)>c(H④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该离子的影响。如在0.10mol·L-1的①NH4HSO4、②NH4Cl、③CH3COONH4、④(NH4)2SO4溶液中,c(NH4(2)混合溶液中各离子浓度的大小比较,根据电离程度、水解程度的相对大小进行分析。①分子的电离程度大于相应离子的水解程度例如,等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合溶液中:c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+);等物质的量浓度的CH3COONa与CH3COOH混合溶液中:c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH②分子的电离程度小于相应离子的水解程度例如,在0.1mol·L-1的NaCN和0.1mol·L-1的HCN混合溶液中,各离子浓度的大小顺序为c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)。典型例题例1.常温下，某同学向某浓度的溶液中滴加少量溶液，滴加过程中产生白色沉淀，且有少量气体放出。下列说法正确的是（）A．溶液呈碱性的原因是的水解程度大于其电离程度B．溶液中存在C．加入溶液促进了的水解D．反应的离子方程式是【答案】A【详解】A．NaHCO3既能电离又能水解，水解显碱性，电离显酸性，NaHCO3溶液呈碱性的原因是的水解程度大于电离程度，故A正确；B．溶液中存在电荷守恒：，B错误；C．加入溶液促进了的电离，C错误；D．根据现象推知反应的离子方程式为：，D错误；故选A。例2.在生产、生活和科学研究中，人们常用Na2CO3溶液清洗油污，下列说法错误的是（）A．热的纯碱溶液可以增强去污效果B．Na2CO3溶液可使紫色石蕊试液变红C．Na2CO3溶液一定不能与AlCl3溶液大量共存D．Na2CO3溶液中一定存在c(Na+)>2c()+2c()+c(H2CO3)【答案】B【详解】A．纯碱去油污的原理是油脂在碱性条件下水解，从而达到去污目的。水解反应是吸热反应，纯碱(碳酸钠)属于强碱弱酸盐，升温可促进其水解，纯碱溶液碱性增强，去污能力增强，A正确；B．Na2CO3溶液显弱碱性，可使紫色石蕊试液变蓝，B错误；C．Na2CO3与AlCl3会发生双水解反应生成Al(OH)3沉淀和CO2气体，不能大量共存，C正确；D．根据物料守恒可得：c(Na+)=2c()+2c()+2c(H2CO3)，所以Na2CO3溶液中一定存在：c(Na+)>2c()+2c()+c(H2CO3)，D正确；故选B。【四、【四、沉淀溶解平衡】】考点过关考点过关一、难溶电解质的沉淀溶解平衡1.25℃时,溶解性与溶解度的关系溶解性易溶可溶微溶难溶溶解度>g

1~10g0.01~1g<g

2.难溶电解质的沉淀溶解平衡(1)沉淀溶解平衡的建立(2)沉淀溶解平衡的概念在一定温度下,当与的速率相等时,形成电解质的溶液,达到平衡状态,这种状态称为沉淀溶解平衡。

(3)沉淀溶解平衡方程式沉淀溶解平衡方程式各物质要标明聚集状态。以AgCl沉淀溶解平衡为例:AgCl(s)。

(4)沉淀溶解平衡的特征(5)沉淀反应完全的标志沉淀、溶解之间这种动态平衡的存在,决定了Ag+与Cl-的反应不能进行完全。一般情况下,当溶液中剩余离子的浓度小于时,化学上通常认为生成沉淀的反应进行完全了。

3.难溶电解质沉淀溶解平衡的影响因素(1)内因(决定因素):难溶电解质本身的。

(2)外因:温度、浓度等条件的影响符合原理。

(3)实例分析已知沉淀溶解平衡:Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-条件改变移动方向c(Mg2+)c(OH-)加少量水正向移动

升温正向移动

加MgCl2(s)逆向移动

加盐酸正向移动

加NaOH(s)逆向移动

二、溶度积常数1.概念难溶电解质的沉淀溶解平衡常数称为溶度积常数,简称,符号为,Ksp的大小反映难溶电解质在水中的能力。

2.表达式AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq),Ksp=。

如:Fe(OH)3(s)Fe3+(aq)+3OH-(aq),Ksp=。

3.影响因素溶度积Ksp值的大小只与难溶电解质本身的性质和有关。

4.意义溶度积(Ksp)反映了难溶电解质在水中的溶解能力。对于阴、阳离子个数之比相同的难溶电解质,Ksp越大,电解质在水中的溶解能力越强。5.应用定量判断给定条件下有无沉淀生成。离子积(符号为Q):对于AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)任意时刻Q=cm(An+)·cn(Bm-)。(1)Q>Ksp,溶液过饱和,有析出,直至溶液饱和,达到新的平衡。

(2)Q=Ksp,溶液饱和,沉淀与溶解处于状态。

(3)Q<Ksp,溶液未饱和,无析出,若加入过量难溶电解质,难溶电解质溶解直至溶液饱和。

【答案】一、1.100.012.(2)沉淀溶解饱和(3)Ag+(aq)+Cl-(aq)(5)1×10-5mol·L-13.(1)性质(2)勒夏特列(3)不变不变增大增大增大减小增大减小减小增大二、1.溶度积Ksp溶解2.cm(An+)·cn(Bm-)c(Fe3+)·c3(OH-)3.温度5.(1)沉淀(2)平衡(3)沉淀核心归纳外界条件改变对溶解平衡的影响1.温度升高,多数沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。2.加水稀释,浓度减小,沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。3.加入与难溶电解质构成微粒相同的物质,沉淀溶解平衡向生成沉淀的方向移动。4.加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质,沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。典型例题例1.下列有关AgCl的沉淀－溶解平衡的说法中，正确的是（）A．AgCl沉淀生成和沉淀溶解不断进行，且c(Cl－)一定等于c(Ag+)B．AgCl难溶于水，溶液中没有Ag+和Cl－C．升高温度，AgCl沉淀的溶解度增大D．在有AgCl沉淀生成的溶液中加入NaCl固体，AgCl沉淀溶解的量不变【答案】C【详解】A．沉淀溶解平衡是动态平衡，沉淀生成和沉淀溶解不断进行，但c(Cl－)不一定等于c(Ag+)，例如向硝酸银溶液中加入过量氯化钠生成氯化银沉淀时，溶液中c(Cl－)大于c(Ag+)，故A错误；B．AgCl在水中存在沉淀溶解平衡，溶液中有极少量的Ag＋和Cl－，故B错误；C．AgCl溶解是一个吸热过程，升高温度，AgCl沉淀的溶解度增大，故C正确；D．向含AgCl沉淀的溶液中加入NaCl固体，增大了Cl－的浓度，会使AgCl的溶解平衡向左移动，减少了AgCl的溶解量，故D错误；故选C。例2.常温时，草酸的电离常数，，CaC2O4的。下列有关说法正确的是（）A．草酸钙是弱电解质B．NaHC2O4在水溶液中的电离方程式：C．常温时，0.01mol/L草酸溶液中D．CaC2O4浊液中存在平衡：【答案】D【详解】A．草酸钙属于盐，是强电解质，故A错误；B．草酸属于二元弱酸，NaHC2O4在水溶液中的电离方程式：，故B错误；C．常温时，0.01mol/L草酸溶液中氢离子浓度小于0.01mol/L，因此，故C错误；D．CaC2O4的，CaC2O4难溶物存在溶解平衡，其CaC2O4浊液中存在平衡：，故D正确。综上所述，答案为D。例3.25℃时，在含有大量PbI2的饱和溶液中存在着平衡：PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)，加入KI溶液，下列说法正确的是（）A．溶液中Pb2＋和I－浓度都增大 B．溶度积常数Ksp增大C．沉淀溶解平衡向左移动 D．溶液中Pb2＋浓度增大【答案】C【详解】A.加入KI溶液，c（I－）增大，沉淀溶解平衡逆移，c（Pb2+）减小，故A错误；B.溶度积常数Ksp只与温度有关，故B错误；C.加入KI溶液，c（I－）增大，沉淀溶解平衡左移，故C正确；D.加入KI溶液，c（I－）增大，沉淀溶解平衡逆移，c（Pb2+）减小，故D错误；答案：C核心归纳溶度积常数的应用(1)利用Ksp判断沉淀的溶解与生成定义:难溶电解质溶液中有关离子浓度幂的乘积(离子积)为Q。通过比较Ksp和Q的相对大小,可以判断难溶电解质在给定条件下能否溶解。Q>Ksp,溶液过饱和,有沉淀析出,直至溶液饱和,达到新的平衡。Q=Ksp,溶液饱和,沉淀与溶解处于平衡状态。Q<Ksp,溶液未饱和,无沉淀析出,若加入过量难溶电解质,难溶电解质溶解直到溶液饱和。(2)利用Ksp计算难溶物质的溶解度一定温度下,若已知难溶物质的Ksp,可以根据Ksp表达式换算为该物质的物质的量浓度。由于溶液极稀,密度可视为水的密度,进一步计算出100g溶液中溶解的难溶物的质量,即溶解度。典型例题例1.不同温度(T1和T2)时，硫酸钡在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，已知硫酸钡在水中溶解时吸收热量。下列说法错误的是（）A．T1＜T2B．加入BaCl2固体，可使溶液由a点变到c点C．c点时，在T1温度下有固体析出 D．图中c点对应的是T2时硫酸钡的不饱和溶液【答案】B【详解】A．因为硫酸钡在水中溶解时吸收热量，所以升高温度，BaSO4的溶解度增大，饱和溶液中钡离子和硫酸根离子浓度增大，所以T1＜T2，A正确；B．BaSO4在水中存在溶解平衡，加入BaCl2固体，可增大溶液中的c(Ba2+)，溶解平衡逆向移动，c()减小，不能使溶液由a点变到c点，B错误；C．在T1温度下，c点溶液中，BaSO4的Q＞Ksp，有固体析出，C正确；D．图中c点时，BaSO4溶液中Q＜Ksp，则对应的溶液是T2时硫酸钡的不饱和溶液，D正确；故选B。例2.已知：常温下、，向硫酸钡的悬浊液中加入饱和碳酸钠溶液，充分搅拌后静置、分层，装置如图所示。下列说法正确的是（）A．下层难溶的固体中含有碳酸钡 B．下层难溶的固体中只含有硫酸钡C．下层难溶的固体中只含有碳酸钡 D．上层溶液中【答案】A【详解】A．根据常温下、，，向硫酸钡的悬浊液中加入饱和碳酸钠溶液，充分搅拌后静置、分层，由于两者Ksp相差较小，Ksp更小的会向Ksp小的转变，因此下层难溶的固体中含有碳酸钡，故A正确；B．根据难溶物相互转化的方程式得到下层难溶的固体中含有硫酸钡和碳酸钡，故B错误；C．根据前面B选项分析下层难溶的固体中含有硫酸钡和碳酸钡，故C错误；D．当两者达到平衡时，上层溶液中，则，故D错误。综上所述，答案为A。三、沉淀的生成1.沉淀生成的应用在无机物的制备和提纯、废水处理等领域,常利用生成沉淀来达到或除去某些离子的目的。

2.沉淀生成的方法(1)调节pH法:如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁,使其溶解于水,再加入氨水调节pH至7~8,使Q[Fe(OH)3]>Ksp[Fe(OH)3],可使Fe3+转变为沉淀而除去。离子方程式为。

(2)加沉淀剂法:如以Na2S、H2S等作沉淀剂,使某些金属离子,如Cu2+、Hg2+等生成极难溶的硫化物、等沉淀,即离子积QKsp时,生成沉淀,也是分离、除去杂质常用的方法。

①通入H2S除去Cu2+的离子方程式:

。

②加入Na2S除去Hg2+的离子方程式:

。

四、沉淀的溶解1.沉淀溶解的原理根据平衡移动原理,对于在水中难溶的电解质,如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子,使平衡向的方向移动,就可以使沉淀溶解。

2.沉淀溶解常用的方法(1)酸溶解法:如CaCO3溶于盐酸,Al(OH)3、Cu(OH)2溶于等。

(2)盐溶解法:如Mg(OH)2可溶于溶液中。

(3)生成配合物法:如AgCl可溶于。

(4)氧化还原法:如CuS、HgS等可溶于中。

五、沉淀的转化1.沉淀转化的实质与条件(1)实质:沉淀的转化是指由一种难溶物转化为另一种的过程,其实质是的移动。

(2)条件:两种沉淀的溶解度不同,溶解度小的沉淀可以转化为更小的沉淀,两者溶解度相差越大转化越。

2.沉淀转化的应用(1)锅炉除垢。如将CaSO4转化为CaCO3,离子方程式为。

(2)矿物转化。如用饱和Na2CO3溶液处理重晶石(BaSO4)制备可溶性钡盐的离子方程式为。

(3)工业废水处理。工业废水处理过程中,重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。用FeS除去Hg2+的离子方程式:。

【答案】三、1.分离2.(1)Fe(OH)3Fe3++3NH3·H