高考必考化学水溶液中的离子平衡题型总结 26页

高考必考水溶液中的离子平衡要点和答案解析 ‎§1 知识要点 一、弱电解质的电离 ‎ ‎1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质 ‎ 物质 单质 化合物 电解质 非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……‎ 强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4‎ 弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……‎ 混和物 纯净物 ‎ 下列说法中正确的是（ BC ）‎ ‎ A、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；‎ ‎ B、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子；‎ ‎ C、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；‎ ‎ D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。‎ ‎2、电解质与非电解质本质区别：‎ 在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）‎ 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电 ‎ 下列说法中错误的是（ B ）‎ A、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；‎ B、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；‎ C、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；‎ D、相同条件下，pH相同的盐酸和醋酸的导电性相同。‎ ‎3、强电解质与弱电质的本质区别：‎ 在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）‎ ‎ 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ‎ ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）‎ ‎4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc为例)：‎ ‎（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc溶液的pH>2；‎ ‎（3）测NaAc溶液的pH值； （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pH”或“=”）；试推测丙酸的酸性比乙酸强还是弱 。‎ 二、水的电离和溶液的酸碱性 ‎1、水离平衡：H2OH+ + OH- 水的离子积：KW = [H+]·[OH-] ‎ ‎25℃‎时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 10-14‎ 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 ‎ KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）‎ ‎2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 ‎3、影响水电离平衡的外界因素： ‎ ‎①酸、碱 ：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）‎ ‎ ②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）‎ ‎③易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）‎ ‎ 试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是 。‎ ‎4、溶液的酸碱性和pH：‎ ‎ （1）pH= -lg[H+] ‎ 注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；‎ ‎②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；‎ ‎ ③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 溶液）。‎ 已知‎100℃‎时，水的KW=1×10-12，则该温度下 ‎（1）NaCl的水溶液中[H+]= ，pH = ，溶液呈 性。‎ ‎（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH= ‎ ‎（2）pH的测定方法：‎ 酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞 pH试纸 ——最简单的方法。 操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。‎ ‎ 注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围 ‎ 用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果 （填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是 。‎ ‎（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：‎ 指示剂 变色范围的PH 石蕊 ‎＜5红色 ‎5～8紫色 ‎＞8蓝色 甲基橙 ‎＜3.1红色 ‎3.1～4.4橙色 ‎＞4.4黄色 酚酞 ‎＜8无色 ‎8～10浅红 ‎＞10红色 试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：①强酸滴定强碱最好选用的指示剂为：‎ ‎ ，原因是 ；②强碱滴定强酸最好选用的指示剂为： ，原因是 ‎ ‎ ；③中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是 。‎ 三 、混合液的pH值计算方法公式 ‎1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它）‎ ‎[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）‎ ‎2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子数相加除以总体积，再求其它）‎ ‎[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混)‎ ‎3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）‎ ‎ 注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！‎ ‎ 将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的盐酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。‎ 四、稀释过程溶液pH值的变化规律：‎ ‎1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于7）‎ ‎2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n （但始终不能大于或等于7）‎ ‎3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n （但始终不能小于或等于7）‎ ‎4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n （但始终不能小于或等于7）‎ ‎5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7‎ ‎6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。‎ ‎ pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为 ；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH为 ，若使其pH变为5，应稀释的倍数应 （填不等号）100；pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中[H+] ：[SO42-]= ； pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为 ；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为 。‎ 五、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法 ‎1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）：‎ 恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性）‎ ‎2、自由H+与OH-恰好中和（现金相等），即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”：‎ 生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。（无弱者，呈中性）‎ ‎(1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈 性，原因是 ‎ ‎ ；pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈 性，原因是 。‎ ‎（2）室温时，0.01mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是 B A、上述弱酸溶液的pH＝4 ‎ B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7‎ C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7‎ D、加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH＜7‎ 六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）‎ ‎1、盐类水解规律：‎ ‎ ①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。‎ ‎②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)‎ ‎③弱酸酸性强弱比较：‎ A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HFH3PO4）‎ B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH3COOH）‎ C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。‎ ‎（1）下列物质不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈碱性的是 ‎ ‎ ①FeS ②NaI ③NaHSO4 ④KF ⑤NH4NO3 ⑥C17H35COONa ‎（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（ 1 3 ）‎ ‎ ①酸性：H2S>H2Se ②碱性：Na2S>NaHS ③碱性：HCOONa>CH3COONa ‎ ④水的电离程度：NaAc0.1mol/L.‎ ‎ （因为NaAc的水解呈碱性被HAc的电离呈酸性所掩盖，故可当作“只HAc电离，而NaAc不水解”考虑，即只考虑酸的电离。）‎ 九、酸碱中和滴定（见专题）‎ 十、溶解平衡 ‎ 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 ‎ （1）溶解度小于‎0.01g的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。‎ ‎ （2）反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5‎ mol/L，故均用“=”。‎ ‎ （3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。‎ ‎ （4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4‎ ‎ （5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。‎ ‎ （6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。‎ ‎2、溶解平衡方程式的书写 ‎ 注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+ + S2-‎ ‎3、沉淀生成的三种主要方式 ‎ （1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。‎ ‎ （2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：常加入难溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M2+‎ 溶液中易水解的阳离子。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。‎ ‎ （3）氧化还原沉淀法：加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去（较少见）‎ ‎4、沉淀的溶解：‎ ‎ 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，∵对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。‎ ‎5、沉淀的转化：‎ ‎ 溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。‎ ‎ （1）对于Ag2S(s) 2Ag+ + S2-，其Ksp的表达式为 。‎ ‎ （2）下列说法中不正确的是 4 ‎ ‎ ①用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小；‎ ‎②一般地，物质的溶解度随温度的升高而增加，故物质的溶解大多是吸热的；‎ ‎③对于Al(OH)3(s) Al(OH)3 Al3+ + 3OH-，前者为溶解平衡，后者为电离平衡；‎ ‎④除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀比用CO32-好，说明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大；‎ ‎⑤沉淀反应中常加过量的沉淀剂，其目的是使沉淀更完全。‎ ‎ （3）如何除去Mg(OH)2中混有的Ca(OH)2? ‎ ‎ 。‎ ‎ ‎ ‎§2 方法、归纳和技巧 一、酸的酸性强弱与溶液的酸性强弱的联系与区别 酸的酸性强弱是指酸电离出H+的难易（越易电离出H+，酸的酸性越强）；溶液酸性的强弱是指溶液中[H+]的相对大小（H+浓度越大，溶液的酸性越强）。‎ 溶液的酸性可能是由酸电离产生的H+而引起的，也可能是由强酸弱碱盐水解而引起的。‎ 下列说法中错误的是 A C ‎ A、强酸溶液的导电性一定比弱酸的强； ‎ B、酸越难以电离出质子，其对应的酸根离子就越易水解；‎ C、溶液的酸性越强，则溶液中的[H+]越大，水的电离程度就越小；‎ D、在水中完全电离的酸一定是强酸，但强酸的水溶液的酸性不一定强。‎ 二、溶液的导电性与电解质强弱的联系与区别 溶液的导电性仅与溶液中的离子浓度及离子所带电荷数的多少相关。电荷数相同时，离子浓度越大，导电性越强；离子浓度相同时，离子所带电荷数越多，溶液导电性越强；电解质溶液导电的同时一定发生电解！‎ 电解质的强弱是指电解质在水中的电离程度。电解质越强，在水中就越完全电离，反之就越难电离。相同条件下，强电解质溶液的导电性比弱电解质的强（即导电性对比实验）。‎ ‎（1）常见的三种导电方式为 、 和电子空穴导电。‎ ‎（2）浓度相同的HCl、HAc、NaHSO4三种酸并联入同一电路中，导电性最强的是 ，最弱的是 。‎ 三、电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性 ‎ 1、加水均能促进三大平衡； ‎ ‎2、加热均能促时三大平衡（溶解平衡个别例外）‎ ‎ 3、三大平衡均为水溶液中的平衡，故都不受压强的影响.‎ ‎ 4、均遵循勒夏特列原理。‎ ‎ 对于AgCl(s) Ag+ + Cl-，平衡后欲使溶液中的[Cl-]增大，可采取的措施是( 135 )‎ ‎ ①加氨水 ②加水 ③加NaCl(s) ④加AgCl(s) ⑤加NaBr(s) ⑥加热 四、酸碱盐对水的电离的影响 ‎ 1、水中加酸：酸电离出的H+使平衡H2O H+ + OH-逆移，溶液中[H+]主要是酸电离产生的，只有极小部分由水电离产生（可忽略）；[OH-]全由水电离产生。‎ ‎ 2、水中加碱：碱电离出的OH-使平衡H2O H+ + OH-逆移，溶液中[OH-]主要是碱电离产生的，只有极小部分由水电离产生（可忽略）；[H+]全由水电离产生。‎ ‎ 3、正盐溶液中的[H+]、[OH-]均由水电离产生：‎ ‎ （1）强酸弱碱盐：如AlCl3，水电离产生的OH-部分被阳离子结合生成了难电离的弱碱，故使溶液中[H+]>[OH-]。‎ ‎ （2）强碱弱酸盐：如NaAc，水电离产生的H+部分被阴离子结合生成了难电离的弱酸，故使 溶液中[OH-] > [H+]。‎ ‎ 4、酸式盐中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根离子以电离为主，故显酸性而抑制水的电离，其余均以水解为主而促进水的电离。‎ ‎ 已知某NaHSO3溶液的pH=4，则有关NaHSO3溶液的说法中正确的是（ AB ）‎ ‎ A、NaHSO3溶液中水的电离程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液 ‎ B、[HSO3-]>[H2SO3]>[SO32-]‎ ‎ C、该溶液中由水电离出的[H+]为1×10-4mol/L ‎ D、加入少量NaOH使溶液的pH升高会使水的电离受抑制 五、Qc与K ‎ Qc为浓度商：是指刚开始反应（但未反应）时平衡体系各物质浓度幂次方之积之比（对于溶液是指混合后但不反应时的浓度）‎ ‎ K为平衡常数：是指可逆反应达到平衡时体系各物质浓度幂次方之积之比。在化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分别有不同的名称：化学平衡常数(K)、电离常数(Ka)、水解常数(Kh)、溶度积(Ksp)。‎ Qc与K的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：‎ （1） Qc>K，过平衡状态，反应将逆向进行；‎ （2） Qc=K，平衡状态；‎ （3） QcV盐酸=V醋酸（或V硫酸=2V盐酸=2V醋酸）。‎ ‎ H2SO4，HAc；V醋酸>V盐酸=V硫酸。 >，弱 二、水的电离和溶液的酸碱性 ‎3、NH4Cl=Na2CO3 >HAc=NaOH ‎4、（1）①强酸弱碱盐；③强碱弱酸盐。10-6mol/L，6，中；2，10‎ ‎ （2）不能确定；酸性溶液偏大，中性溶液不变，碱性溶液偏小 ‎ （3）酚酞；变色明显，酚酞褪色时pH最接近7；甲基橙，甲基橙由橙变黄时，pH最接近7；变色范围广且变色不明显 三、混合溶液pH计算公式 ‎3、1.3；11.7；9‎ 四、‎ ‎6、5；3~5之间；>；20:1；8；8~10‎ 五、‎ ‎2、（1）酸；恰好反应生成(NH4)2SO4，NH4+水解呈碱性（将题中pH=2改为pH=3）。碱；氨水过量，电离产生的OH-使溶液呈碱性。 （2）B 六、‎ ‎1、（1）①②③；⑤；④⑥ （2）①③‎ ‎2、D ‎3、CO32- + H2O HCO3- + OH- ；①④⑤‎ ‎4、H2O H+ +OH- ；H2PO4- HPO42- +H+；HPO42- PO43- +H+；H2PO4- +H2O H3PO4+OH-‎ ‎ [H2PO4-] > [HPO42-] > [H3PO4]‎ ‎5、2Al3+ + 3CO32- + 3H2O == 2Al(OH)3↓+ 3CO2↑；Al3+ + 3HCO3- == Al(OH)3↓+ 3CO2↑‎ ‎ Al3+ + 3CO32- + 3H2O ==Al(OH)3↓+ 3HCO3-；产生同样多的CO2，用纯碱消耗的Al3+多；用纯碱有可能不产生CO2或产气量很少。‎ 七、‎ ‎2、AB；C 十、‎ ‎5（1）Ksp=[Ag+]2·[S2-] （2）④ ‎ ‎ （3）加足量MgCl2溶液，充分搅拌，过滤，洗涤即得纯Mg(OH)2‎ ‎§2 方法、归纳和技巧 一、 AC 二、 ‎（1）自由电子导电；自由阴阳离子导电；（2）NaHSO4；HAc 一、 ‎①③⑤⑥‎ 二、 A 三、 Qc = 2×10-5 > Ksp，∴有沉淀析出 四、 ‎1B ‎2C 3B 4B ‎5AC ‎6C ‎7C ‎8A 9BD ‎§3 综合训练 ‎1C‎ 2B ‎3C 4B 5D ‎6A 7AB 8B 9B 10D ‎11C ‎12A 13D 14B ‎15C 16D ‎ ‎17BD 18B 19D 20B ‎21A 22D 23B ‎24C ‎25C 26B ‎27C 28D ‎29C ‎30A ‎‎31A ‎32BC 33AD ‎34A 35B ‎36A 37B 38B ‎‎39A ‎40、H+、OH-；10-7mol/L，1×10-14，水的离子积，1×10-14，可逆 ‎41、①④⑧⑨⑩；②③⑥；⑤‎ ‎42、C >B>A ‎43、不正确，可能由于稀释而产生误差；不一定，若是中性溶液，则不产生误差，否则产生误差 ‎44、（1）BiCl3 + H2O BiOCl + 2HCl； （2）不同意； （3）将BiCl3溶于盐酸中； ‎ ‎（4）增大溶液中c（Cl-）能抑制BiCl3 的水解 ‎45、酸；碱 ‎46、CO32- + H2O HCO3- + OH- ；CaSO4(s) Ca2+ + SO42- ，Ca2+ + CO32- = CaCO3↓‎ ‎47、1×10-3‎ ‎48、（1）OH-、Na+； Cl-，NO3-； （2）OH-、HCO3-、NO3-、Ag+‎ ‎49、乙；乙能较好地克服实验误差 ‎50、（1）CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O；Fe + 2H+=Fe2+ + H2↑； （2）Fe(OH)3‎ ‎ （3）蓝色变绿色； （4）一方面2Fe2++2H++H2O2=2Fe3++2H2O消耗了OH-，另一方面CuO消耗H+。‎ ‎51、BaCO3(s) Ba2+ + CO32-，加入HCl：2H+ +CO32- = H2O + CO2↑使 c(CO32-)减少，从而使 BaCO3的溶解平衡向溶解方向移动而溶解；而BaSO4(s) Ba2+ + SO42-，加入HCl并不能使平衡移动而溶解。强酸制取弱酸。‎ ‎52、①测稀醋酸溶液的pH为a；②向稀醋酸中加入CH3COONa固体；③再次测量溶液的pH>a，则说明存在CH3COOH CH3COO- + H+。‎ 水溶液中的电离平衡 一、电解质和非电解质 ‎1、概念 ‎⑴电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物 ‎①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。‎ ‎②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。‎ ‎③对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。‎ 例如：H2SO4、NaHCO3、NH4Cl、Na2O、Na2O2、Al2O3‎ ‎⑵强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质 弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质 ‎①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H2O、HF等都是弱电解质。 ②电解质的强弱与溶解度无关。如BaSO4、CaCO3等 ‎③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。‎ ‎2、判断 ‎（1）物质类别判断：‎ ‎ 强电解质：强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物 弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水 ‎ 非电解质：非金属氧化物、氢化物（酸除外）、多数有机物 单质和混合物（不是电解质也不是非电解质）‎ ‎（2）性质判断：‎ ‎ 熔融导电：强电解质（离子化合物） 均不导电：非电解质（必须是化合物）‎ ‎（3）实验判断：‎ ‎ ①测一定浓度溶液pH ②测对应盐溶液pH ③一定pH溶液稀释测pH变化 ④同等条件下测导电性 导电性强弱 离子浓度 离子所带电荷 溶液浓度 电离程度 ‎3、电解质溶液的导电性和导电能力 ‎ ‎ ‎ ‎ ‎⑴电解质不一定导电(如NaCl晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质(如石墨)，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。‎ ‎⑵强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。‎ 例1：(上海高考题)下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ ）。‎ ‎ A．CH3COOH B．Cl‎2 ‎ C．NH4HCO3 D．SO2‎ 例2：（1）有下列物质：①硫酸②固体KCl ③氨④食盐水⑤CO2⑥Cl2⑦CaCO3⑧Na2O⑨铜丝⑩氯化氢气体11氨水12浓硫酸13盐酸14碘化氢15硫酸钡。其中属于电解质的是 ；属于非电解质的是 ；属于强电解质的是 ；属于弱电解质的是 。‎ 例3：(全国高考题)甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（ ）。‎ A．1mol/L甲酸溶液的c(H+)=10-2mol/L B．甲酸以任意比与水互溶 C．10mL 1mol/L甲酸恰好与10mL 1mol/L NaOH溶液完全反应 D．在相同条件下，甲酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱 二、弱电解质的电离平衡 ‎1、定义和特征 ‎⑴电离平衡的含义 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分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态。 任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。‎ ‎⑵电离平衡的特征 ‎①逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。‎ ‎②等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。‎ ‎③动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。‎ ‎④定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。‎ ‎⑤变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。‎ ‎2、影响电离平衡的因素 ‎⑴浓度：越稀越电离 在醋酸的电离平衡 CH3COOH CH3COO-+H+， 加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小 ，加入少量冰醋酸，平衡向右移动， c(CH3COOH)、‎ c(H+)、c(CH3COO-)增大，但电离程度变小 ‎⑵温度：T越高，电离程度越大 ‎⑶同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。‎ ‎⑷化学反应 ：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。‎ 以电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：‎ 平衡移动方向 c(H+)‎ n(H+)‎ c(Ac-)‎ c(OH-‎)‎ c(H+)/ c(HAc)‎ 导电能力 电离程度 加水稀释 向右 减小 增多 减小 增多 增多 减弱 增大 加冰醋酸 向右 增大 增多 增多 减小 减小 增强 减小 升高温度 向右 增大 增多 增多 增多 增多 增强 增大 加NaOH(s)‎ 向右 减小 减少 增多 增多 增多 增强 增大 加H2SO4(浓)‎ 向左 增大 增多 减少 减少 增多 增强 减小 加醋酸铵(s)‎ 向左 减小 减少 增多 增多 减小 增强 减小 加金属Mg 向右 减小 减少 增多 增多 增多 增强 增大 加CaCO3(s)‎ 向右 减小 减少 增多 增多 增多 增强 增大 例1：（南昌测试题）在CH3COOH CH3COO-+H+的电离平衡中，要使电离平衡右移，且氢离子浓度增大，应采取的措施是（ ）。‎ A．加NaOH(s) B．加浓盐酸 C．加水 D．加热 例2：(全国高考题)用水稀释0.1mol/L氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（ ）。‎ A．c(OH-)/c(NH3·H2O) B．c(NH3·H2O)/c(OH-) C．c(OH-) D．n(OH-)‎ ‎3、电离方程式的书写 ‎⑴强电解质用=，弱电解质用 ‎⑵多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。H2CO3 H++HCO3-，HCO3- H++CO32-，以第一步电离为主。‎ ‎⑶弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。‎ ‎ NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3- H++CO32-‎ ‎⑷强酸的酸式盐如NaHSO4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。‎ ‎ 熔融状态时：NaHSO4=Na++HSO4—， 溶于水时：NaHSO4=Na++H++SO42—‎ 例3：在一定温度下，无水醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力I随加入水的体积V变化的曲线如图所示。请回答：‎ ‎ （1）“O”点导电能力为0的理由是_________________。‎ ‎ （2）a、b、c三点处，溶液的c(H+)由小到大的顺序为___________。‎ ‎（3）a、b、c三点处，电离程度最大的是____________。‎ ‎（4）若要使c点溶液中c(Ac-)增大，溶液c(H+)减小，可采取的措施是：‎ ‎ ① ，② ，③ 。‎ 三、水的电离及溶液的pH ‎1、水的电离 ‎⑴电离平衡和电离程度： 水是极弱的电解质，能微弱电离 H2O+H2O H3O++OH-，通常简写为H2O H++OH-；ΔH>0 ‎25℃‎时，纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L ‎ ‎⑵影响水的电离平衡的因素 ‎①温度：温度越高电离程度越大 c(H+)和c(OH-)同时增大，KW增大，但c(H+)和c(OH-)始终保持相等，仍显中性。‎ 纯水由‎25℃‎升到‎100℃‎，c(H+)和c(OH-)从1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/L(pH变为6)。‎ ‎②酸、碱：向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但KW不变。‎ ‎③加入易水解的盐 由于盐的离子结合H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，KW不变。‎ 练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：‎ H2O H++‎OH-‎ 变化 条件 平衡移 动方向 电离 程度 c(H+)与c(OH-)的相对大小 溶液的 酸碱性 离子积 KW 加热 向右 增大 c(H+)=c(OH-‎)‎ 中性 增大 降温 向左 减小 c(H+)=c(OH-‎)‎ 中性 减小 加酸 向左 减小 c(H+)>c(OH-‎)‎ 酸性 不变 加碱 向左 减小 c(H+)c(OH-‎)‎ 酸性 不变 ‎⑶水的离子积 在一定温度时，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。‎ KW=c(H+)·c(OH-)，‎25℃‎时，KW=1×10-14(无单位)。‎ ‎①KW只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，KW增大。‎ ‎25℃‎时KW=1×10-14，‎100℃‎时KW约为1×10-12。‎ ‎②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，KW就不变。‎ ‎⑷水电离的离子浓度计算 例1：在‎25°C时，浓度为1×10-5mol/L的NaOH溶液中，由水电离产生的C(OH-)是多少？‎ 酸：C(OH—) 溶液= C(OH—)水 碱：C(H+)溶液= C(H+)水 盐：酸性 C(H+)溶液= C(H+)水 碱性 C(OH—) 溶液= C(OH—)水 例2：(西安测试题)在‎25℃‎时，某溶液中，由水电离出的c(H+)=1×10-12mol/L，则该溶液的pH可能是（ ）。‎ A．12 B．‎7 ‎ C．6 D．2‎ 例3：常温某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1×10-12 mol/l，则下列肯定能共存的离子组是 A、Cu2+ NO3- SO42- Fe3+ B、Cl- S2- Na+ K+‎ C、SO32- NH4+ K+ Mg2+ D、Cl- Na+ NO3- SO42-‎ 例4：在‎25°C时，pH=5的HCl和NH4Cl溶液中，水电离出的c(H+)比值是： ‎ ‎2、溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小。‎ 在常温下，中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L；‎ 酸性溶液：c(H+)>c(OH-), c(H+)>1×10-7mol/L；‎ 碱性溶液：c(H+)1×10-7mol/L （pH<7）的溶液是否一定成酸性？‎ ‎3、溶液的pH ‎⑴表示方法 pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pH pOH=-lgc(OH-) c(OH-)=10-pOH 常温下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。‎ ‎⑵溶液的酸碱性与pH的关系(常温时)‎ ‎①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×107mol·L-1，pH=7。‎ ‎②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH<7，酸性越强，pH越小。‎ ‎③碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH>7，碱性越强，pH越大。‎ 思考：1、甲溶液的pH是乙溶液的2倍，则两者的c(H+)是什么关系？‎ ‎2、pH<7的溶液是否一定成酸性？（注意：pH=0的溶液c(H+)=1mol/L。）‎ ‎⑶pH的适用范围 c(H+)的大小范围为：1.0×10-14mol·L-1b-n。‎ ‎ ⑤酸、碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能大于7，碱的pH不能小于7。‎ ‎⑥对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。‎ 例6：PH=2的两种一元酸HX，HY各1ml,分别加水稀释至100ml，其PH值分别变为a,b,且a>b,则下列说法不正确的是 A．酸的相对强弱是：HX>HY B．相同温度，相同浓度的NaX，NaY溶液，其PH值前者大。‎ C．与足量锌粉反应产生氢气的体积在相同条件下HY比HX多。‎ D．若a=4，则为HX强酸，HY为弱酸。‎ ‎⑶酸碱混合计算 ‎ ①两种强酸混合 c(H+)混=‎ ‎ ‎ ‎②两种强碱混合c(OH-)混=‎ ‎ ③酸碱混合，一者过量时 ‎ c(OH-)混或c(H+)混=‎ ‎ 若酸过量，则求出c(H+)，再得出pH；‎ 若碱适量，则先求c(OH-)，再由KW得出c(H+)，进而求得pH，或由c(OH-)得出pOH再得pH。‎ 例7：把pH=13的NaOH溶液与pH=2的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH=11，则NaOH溶液和硫酸溶液的体积之比为？‎ 例8：‎25℃‎时，将某强酸和某强碱溶液按1∶10的体积比混合后溶液恰好中性，则混合前此强酸与强碱溶液的pH之和是 ‎ A.12 B‎.13 C.14 D.15‎ 四、盐的水解 ‎1、盐的分类 ‎⑴按组成分：正盐、酸式盐和碱式盐。‎ ‎⑵按生成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐(如Na2SO4、NaCl)、弱酸弱碱盐(如NH4HCO3)、强酸弱碱盐(如NH4Cl)、强碱弱酸盐(如CH3COONa)。‎ ‎⑶按溶解性分：易溶性盐(如Na2CO3)、微溶性盐(如CaSO4)和难溶性盐(如BaSO4)。‎ ‎2、盐类水解的定义和实质 ‎⑴定义：盐电离出的一种或多种离子跟水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。‎ ‎⑵实质：盐电离出的离子(弱碱阳离子或弱酸根阴离子)跟水电离出的OH-或H+‎ 结合生成弱电解质(弱碱或弱酸)并建立电离平衡，从而促进水的电离。‎ ‎⑶盐类水解的特点：①可逆的，其逆反应是中和反应； ②微弱的； ③动态的，水解达到平衡时v(水解)=v(中和)≠0；④吸热的，因中和反应是放热反应，故其逆反应是吸热反应。‎ ‎3、盐类水解的规律 ‎⑴有弱才水解：含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐才发生水解。‎ ‎⑵无弱不水解：不含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐即强酸强碱盐不水解。‎ ‎⑶谁弱谁水解：发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子。‎ ‎⑷谁强显谁性：弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。‎ ‎⑸越弱越水解：弱酸根阴离子所对应的酸越弱，则越容易水解，水解程度越大。‎ 若酸性HA>HB>HC，则相同浓度的NaA、NaB、NaC溶液的碱性逐渐增强，pH逐渐增大。‎ CO32-和HCO3-所对应的弱酸分别是HCO3- 和H2CO3，HCO3-比H2CO3的电离程度小得多，‎ 相同浓度时Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。‎ ‎⑹都弱双水解：当溶液中同时存在弱酸根阴离子和弱碱阳离子时，离子水解所生成的OH-和H+相互结合生成水而使其水解相互促进，称为“双水解”。 ‎ ‎①NH4+与S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等虽然相互促进，水解程度仍然很小，离子间能大量共存。‎ ‎②彻底双水解离子间不能大量共存。‎ Al3+与S2—、HS—、AlO2—、CO32—、HCO3—‎ Fe3+与AlO2—、CO32—、HCO3—‎ NH4+与AlO2—、SiO32—‎ 如：2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑ Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑(泡沫灭火器原理)‎ ‎③特殊情况下的反应 FeCl3和Na2S溶液发生氧化还原反应(生成Fe2+、S)‎ Na2S和CuSO4溶液发生复分解反应(Na2S+CuSO4=CuS↓+Na2SO4) 生成更难溶物 FeCl3和KSCN溶液发生络合反应[FeCl3+3KSCN=Fe(SCN)3+3KCl]‎ ‎4、影响盐类水解的因素 主要因素：是盐本身的性质(对应的酸碱越弱，水解程度就越大)。‎ 外界条件：（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。（2）浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。（3）外加酸碱盐：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。‎ 下面分析不同条件对FeCl3水解平衡的影响情况：‎ Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+(正反应为吸热反应)‎ 条件 移动方向 H+数 pH Fe3+水解程度 现象 升高温度 向右 增加 降低 增大 颜色变深(黄→红褐)‎ 加H2O 向右 增加 升高 增大 颜色变浅 通HCl 向左 增加 降低 减小 颜色变浅 加NaOH溶液 向右 减小 升高 增大 产生红褐色沉淀 加CaCO3‎ 向右 减少 升高 增大 固体 产生红褐色沉淀、无色气体 加NaHCO3溶液 向右 减少 升高 增大 产生红褐色沉淀、无色气体 ‎5、盐类水解离子方程式的书写 ‎⑴一般水解程度很小，用可逆符号，不标“↓”或“↑”，不写分解产物形式(如H2CO3等)。‎ NH4++H2O NH3·H2O+H+‎ HCO3-+H2O H2CO3+OH-‎ NH4++CH3COO-+H2O NH3·H2O+CH3COOH ‎⑵多元弱酸根分步水解，弱碱阳离子一步到位。‎ ‎⑶能进行完全的双水解反应写总的离子方程式，用“=”且标注“↓”和“↑”。‎ ‎2Al3++3CO3-+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑‎ 注意区别酸式盐的阴离子的电离和水解 HS-+H2O H3O++S2-即HS- HS-+H2O H2S+OH-‎ ‎6、离子浓度比较 ‎ ⑴守恒关系 ‎①电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。‎ 如NaHCO3溶液中：c (Na+)＋c (H+)＝c (HCO3-)＋‎2c (CO32-)＋c(OH-)‎ Na2CO3溶液中：c(Na＋) ＋c(H＋)＝‎2c(CO32－)＋c(OH－)＋c(HCO3－)‎ ‎②物料守恒：离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。‎ 如，0.1mol/L CH3COONa和0.1mol/L CH3COOH混合溶液， c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.2mol/L Na2S溶液中，c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)= 1/‎2c(Na+)；在NaHS溶液中，c(HS-)+c(S2-)+c(H2S)=c(Na+)。‎ ‎③水的电离守恒（也称质子守恒）：是指溶液中，由水所电离的H＋与OH－量相等。‎ 如：0.1mol·L－1的Na2S溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋‎2c(H2S)‎ 例1：(四川高考题)‎25℃‎时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH=7时，下列关系正确的是（ ）。‎ A．c(NH4+)=c(SO42-) B．c(NH4+)>c(SO42-) C．c(NH4+) H2O的离子；b.浓度大小决定于水解程度；c.OH－和H+决定于酸碱性 练：0.1mol/L的Na2CO3中微粒浓度大小关系？0.1mol/L的(NH4)2SO4中微粒浓度大小关系？‎ ‎③弱酸酸式盐溶液 ‎［例题］0.1mol/L的NaHSO3微粒中浓度大小关系 电离＞水解，则电离产生离子＞水解产生的离子 ‎［练习］0.1mol/L的NaHCO3中微粒浓度大小关系 电离＜水解，则电离产生离子＜水解产生的离子 例2：已知某温度下0.1mol·L－1的NaHB(强电解质)溶液中c(H＋)＞ c(OH－)，则下列有关说法或关系式一定正确的是（ ) ‎ ‎①HB－的水解程度小于HB－的电离程度； ②c(Na+)=0.1mol·L－1 ≥ c(B2－)；‎ ‎③溶液的pH=1； ④ c(Na+)= c(HB－)+‎2 c(B2－)+ c(OH－)、 ‎ A、①② B、②③ C、②④ D、①②③‎ 例3：已知某酸的酸式盐NaHY的水溶液的pH=8，则下列说法中正确的是（ )‎ A、在Na2Y、NaHY、H2Y的溶液中，阴离子的种类不同 B、NaHY的溶液中，离子浓度大小顺序为：c(Na+)＞ c(Y－)＞ c(HY－)＞ c(OH－)＞ c(H＋) ‎ C、HY－的水解离子方程式为：HY－+H2OY－+H3O+‎ D、相同物质的量浓度的Na2Y和NaHY溶液，前者的pH大于后者 ‎⑶两种溶液混合 ‎①分析反应，判断过量，确定溶质。‎ ‎②“两个微弱”：弱酸(碱)溶液中分子是主要的，盐溶液中盐电离产生的离子是主要的。‎ ‎③主要离子和少量的离子分别结合溶质物质的量、电离水解程度和溶液的酸碱性分析。‎ 例4：用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH与CH3COONa配成‎1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-)大于c(Na+),对该混合溶液下列判断正确的是( )‎ A、c(H+)＞c(OH-) B、c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2 mol·L-1‎ C、c(CH3COOH)＞c(CH3COO-) D、c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1 mol·L-1‎ 例5：CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成稀溶液，pH值为4.7，下列说法错误的( )‎ A、CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用 ‎ B、CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解 C、CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用 ‎ D、CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离 例6：等体积等浓度的醋酸与NaOH溶液相混合,所得溶液中离子浓度由大到小的顺序是( )‎ A、c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+) B、c(Na+)＝c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)‎ C、c(Na+)＞c(OH-)＞c(Ac-)＞c(H+) D、c(Na+)＞c(OH-)＞c(H+)＞c(Ac-)‎ 如果一定量的醋酸和氢氧化钠混合后，溶液的pH=7，则各离子浓度的关系为（ ）‎ A、c(Na+)＞c(Ac-) B、c(Na+)＝c(Ac-) C、c(Na+)H3PO4>HF>HAc >H2CO3 >H2S >HClO > HCN>HCO3—>HS—‎ ‎③弱酸酸式盐溶液 当电离程度大于水解程度时，溶液成酸性，如HSO3—、、H2PO4—（一般只此两种）‎ ‎ 当水解程度大于电离程度时，溶液成碱性，如HCO3—、HPO32—、HS—等 ‎④同pH溶液浓度比较：相同条件下，测得：①NaHCO3②CH3COONa③NaClO④Na2CO3四种盐溶液pH相同，那么它们的物质的量浓度由大到小顺序为 。‎ ‎⑵盐溶液蒸干所得到的固体 ‎△‎ ‎①将挥发性酸对应的盐(AlCl3、FeBr3、Fe(NO3)3等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。‎ AlCl3溶液中，AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl 2Al(OH)3 Al2O3+ 3H2O ‎②如果水解生成的酸难挥发，则可以得到原固体，如Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3等。‎ ‎③强碱弱酸盐的溶液蒸干可以得到原固体，如K2CO3、Na2CO3等 ‎④不稳定的盐的溶液：发生分解，如Ba(HCO3)2溶液蒸干得到BaCO3。‎ ‎⑤具有强还原性盐的溶液：发生氧化反应，如2Na2SO3+O2=2Na2SO4。‎ ‎△‎ ‎⑥由易水解变质的盐的结晶水合物得到无水物，应在抑制其水解的氛围中加热脱水。 ‎ ‎△‎ MgCl2·6H2O加热：MgCl2·6H2O Mg(OH)Cl+HCl↑+5H2O MgCl2·6H2O MgO+2HCl↑+5H2O)‎ 在干燥的HCl气流中加热便能得到无水MgCl2。‎ ‎⑶配制盐溶液，需考虑抑制盐的水解。‎ 如配制FeCl3、SnCl2等溶液，可滴入几滴盐酸或直接将固体溶解在盐酸中再稀释到所需浓度。‎ ‎⑷试剂的贮存要考虑盐的水解。‎ 如Na2CO3、NaHCO3溶液不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。‎ ‎⑸化肥的合理使用，有时要考虑盐类水解。‎ ‎①铵态氮肥与草木灰不能混合使用 ②过磷酸钙不能与草木灰混合使用 ‎⑹Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中，产生H2。‎ ‎⑺某些盐的分离除杂要考虑盐类的水解。‎ 如为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下加入氧化镁 ‎⑻判断离子共存时要考虑盐的水解。‎ Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等，Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-等。无法在溶液中制取Al2S3，只能由单质直接反应制取。‎ ‎⑼分析溶液中粒子的种数要考虑盐的水解。‎ ‎⑽工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识。‎ ‎①泡沫灭火器产生泡沫是利用了Al2(SO4)3和NaHCO3相混合发生双水解反应：Al3++3HCO=Al(OH)3↓+3CO2↑。‎ ‎②日常生活中用热碱液洗涤油污物品比冷碱液效果好。‎ ‎③水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不会生成MgCO3，是因为MgCO3微溶于水，受热时水解生成更难溶的Mg(OH)2。‎ ‎④用盐(铁盐、铝盐等)作净水剂时需考虑盐类的水解。‎ ‎（一）典型例题 ‎【例2】室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离生成的c(OH－)为（ ）‎ A.1.0‎‎×10－7 mol·Ｌ－1 B.1.0×10－6 mol·Ｌ－‎1 C.1.0×10－2 mol·Ｌ－1 D.1.0×10－12‎ ‎ mol·Ｌ－1‎ ‎【分析】本题以水的离子积为知识依托，考查学生对不同条件下水电离程度的认识，同时考查了思维的严密性。错解分析：pH=12的溶液，可能是碱溶液，也可能是盐溶液。忽略了强碱弱酸盐的水解，就会漏选D。‎ 解题思路：先分析pH=12的溶液中c(H＋)、c(OH－)的大小。由c(H＋)=10－pH得：c(H＋)=1.0×10－12 mol·L－‎1 c(OH－)=1.0×10－2 mol·L－1， 再考虑溶液中的溶质：可能是碱，也可能是强碱弱酸盐。最后进行讨论：(1)若溶质为碱，则溶液中的H＋都是水电离生成的：c水(OH－)=c水(H＋)=1.0×10－12 mol·Ｌ－1(2)若溶质为强碱弱酸盐，则溶液中的OH－都是水电离生成的：c水(OH－)=1.0×10－2 mol·Ｌ－1。【答案】CD ‎ ‎【例3】室温下，把1mL0.1mol/L的H2SO4加水稀释成‎2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H+，其浓度接近于（ ）‎ ‎ A. 1×10-4 mol/L B. 1×10-8 mol/L C. 1×10-11 mol/L D. 1×10-10 mol/L ‎【分析】温度不变时，水溶液中氢离子的浓度和氢氧根离子的浓度乘积是一个常数。在酸溶液中氢氧根离子完全由水电离产生，而氢离子则由酸和水共同电离产生。当酸的浓度不是极小的情况下，由酸电离产生的氢离子总是远大于由水电离产生的(常常忽略水电离的部分)，而水电离产生的氢离子和氢氧根离子始终一样多。所以，酸溶液中的水电离的氢离子的求算通常采用求算氢氧根离子。 稀释后c(H+)=（1×10‎-3L×0.1mol/L）/‎2L = 1×10-4mol/L c(OH-) = 1×10-14/1×10-4 = 1×10-10 mol/L【答案】D ‎ ‎【例4】将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c (SO42－）：c (H+)约为（ ）‎ A、1：1　　　B、1：‎2　‎　　C、1：10　　　D、10：1‎ ‎【分析】根据定量计算，稀释后c(H+)=2×10-8mol·L-1，c(SO42-)=10-8 mol·L-1，有同学受到思维定势，很快得到答案为B。其实，题中设置了酸性溶液稀释后，氢离子浓度的最小值不小于1×10-7mol·L-1。所以，此题稀释后氢离子浓度只能近似为1×10-7mol·L-1。 【答案】C ‎ ‎【例6】将体积均为10 mL、pH均为3的盐酸和醋酸，加入水稀释至a mL和b mL，测得稀释后溶液的pH均为5，则稀释后溶液的体积（ ）‎ A.a=b=100 mL B.a=b=1000 mL C.a＜b D.a＞b ‎【分析】盐酸是强电解质，完全电离。在加水稀释过程中盐酸电离出的H+离子的物质的量不会增加。溶液中c(H+)与溶液体积成反比，故加水稀释时，c(H+)会随着水的加入而变小。醋酸是弱电解质，发生部分电离。在加水稀释过程中未电离的醋酸分子发生电离，从而使溶液中H+离子的物质的量增加，而c(H+)与溶液体积同样成反比，这就使得此溶液中c(H+)受到n(H+)的增加和溶液体积V增加的双重影响。很明显，若将盐酸和醋酸同等程度的稀释到体积都为a，则盐酸的c(H+)比醋酸的c(H+)小。若要稀释到两溶液的c(H+)相等，则醋酸应该继续稀释，则有b＞a。 【答案】C ‎ ‎【例7】99mL0.1mol/L的盐酸和101mL0.05mol/L氢氧化钡溶液混合后，溶液的c(H+)为（ ）（不考虑混合时的体积变化）。‎ ‎ A. 0.5‎×（10-8+10-10）mol/L B. （10-8+10-10）mol/L C.（1×‎10-14-5‎×10-5）mol/L D. 1×10-11 mol/L ‎【分析】把101mL的Ba(OH)2分差成99mL和2mL，其中99mLBa(OH)2溶液和99mL盐酸溶液恰好完全反应，这样就相当于将2mL0.05mol/L的Ba(OH)2加水稀释至200mL，先求溶液中的[OH-]，然后再化成[H+]，故应选D。[答案]D ‎【例8】将pH=8的NaOH溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH 值最接近于（ ）。‎ ‎ A. 8.3‎ B. 8. C. 9 D. 9.7‎ ‎[解析]同种溶质的酸或碱溶液混合后溶液的pH值约为大的pH减去0.3（两溶液的pH值必须相差2以上）。[答案]D ‎【例9】室温下xL pH=a的盐酸溶液和yL pH=b的电离度为α的氨水恰好完全中和，则x/y的值为（ ）‎ ‎ A.1 B. 10-14-a-b /α C. ‎10a+b-14/α D‎.10a-b/α ‎【分析】c(HCl)=c(H+)=10-amol·L-1，盐酸的物质的量=10-a×x mol·L-1，c(NH3·H2O)·α=c(OH-)=10b-14 mol·L-1，NH3·H2O物质的量为10b-14÷α×y mol·L-1。根据题意：10-a·x=10b-14÷α×y，得x/y=‎10a+b-14/α。【答案】C ‎【例10】若在室温下pH=a的氨水与pH=b的盐酸等体积混合，恰好完全反应，则该氨水的电离度可表示为（ ）‎ ‎ A‎.10a+b-12 % B. ‎10a+b-14 % C. 1012-a-b % D. 1014-a-b %‎ ‎【分析】设氨水和盐酸各取‎1L。氨水电离出的c(OH-)=10-14÷10-a mol·L-1=‎10a-14mol·L-1, 即氨水电离出的OH-的物质的量为‎10a-14mol，而NH3·H2O的物质的量=盐酸的物质的量=10-bmol·L-1×‎1L=10-bmol；所以氨水的电离度为‎10a+b-12 %。【答案】A ‎【例11】用0.01mol/LH2SO4滴定0.01mol/LNaOH溶液，中和后加水至100mL。若滴定时终点判断有误差：①多加了1滴H2SO4；②少加了1滴H2SO4(设1滴为0.05mL)。则①和②c(H+)之比为（ ）‎ A. 10 B. ‎50 C. 5×103 D. 104‎ ‎【分析】多加1滴H2SO4，则酸过量，相当于将这1滴硫酸由0.05mL稀释至100mL。少加1滴H2SO4，相当NaOH溶液过量2滴，即将这部分NaOH溶液稀释至100mL。现计算如下: ①多加1滴硫酸时，c(H+)==10-5(mol/L)，‎ ‎②少加1滴硫酸时，c(OH-)=10-5(mol/L)，c(H+)==10-9(mol/L)，故二者比值为104。【答案】D ‎ ‎【例12】有①、②、③三瓶体积相等，浓度都是1mol·L-1的盐酸溶液，将①加热蒸发至体积一半；向②中加入少量的CH3COONa固体（加入后仍显酸性）；③不作任何改变，以酚酞作指示剂，用NaOH溶液滴定上述三种溶液，所耗NaOH溶液的体积为（ ）‎ A. ①=②>③ B. ③>②>① C. ③=②>① D. ①=②=③‎ ‎【分析】本题着重考查酸碱中和、溶液的酸碱性判断及抽象思维能力。对①加热蒸发，由于HCl的挥发性比水大，故蒸发后溶质可以认为没有，消耗的NaOH溶液的体积最少。在②中加入CH3COONa固体，发生反应：HCl+CH3COONa==CH3COOH+NaCl，当以酚酞作指示剂时，HCl、CH3COOH被NaOH中和：HCl+NaOH==NaCl+H2O，CH3COOH+NaOH==CH3COONa+H2O，此过程中被中和的H+物质的量与③相同。若改用甲基橙作指示剂，因为甲基橙的变色范围（pH）为3.1~4.4，此时，部分CH3COOH不能被NaOH完全中和，三种溶液所消耗的NaOH溶液体积为③>②>①。【答案】C ‎ ‎【例13】以标准的盐酸溶液滴定未知的氢氧化钠为例，判断以下操作所引起的误差（填“偏大”、“偏小”或“无影响”）‎ ⑴读数：滴定前俯视或滴定后仰视； （ ）‎ ⑵未用标准液润洗滴定管； （ ）‎ ⑶用待测液润洗锥形瓶； （ ）‎ ⑷滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定后尖嘴气泡消失； （ ）‎ ⑸不小心将标准液滴在锥形瓶的外面； （ ）‎ ⑹指示剂用量过多。 （ ）‎ ‎【分析】本题主要考查学生的实验操作规范及误差分析能力。（1）滴定前俯视或滴定后仰视会导致标准液读数偏大，造成滴定结果偏高。（1）未用标准液润洗滴定管，会使标准液浓度降低，造成滴定结果偏高。（3）用待测液润洗锥形瓶，会使标准液用去更多，造成滴定结果偏高。（4）气泡不排除，结束后往往气泡会消失，所用标准液读数增大，造成测定结果偏高。（5）不小心将标准液滴在锥形瓶的外面，导致标准液读数偏大，造成滴定结果偏高。（6）指示剂本身就是一种弱电解质，指示剂用量过多会导致标准液耗去偏多，造成测定结果偏高 基础练习 一、选择题 ‎1．下列溶液肯定是酸性的是（ ） ‎ ‎ A 含H+的溶液 B 加酚酞显无色的溶液 C pH<7的溶液 D [OH-]<[H+]的溶液 ‎2．将pH试纸用蒸馏水湿润后，去测定某溶液的pH，该溶液的pH将会 A.偏高 B.偏低 C.不变 D.上述三种情况均有可能 ‎3．pH相同的氨水、氢氧化钠和氢氧化钡溶液，分别用蒸馏水稀释到原来的X倍、Y倍、Z倍，稀释后三种溶液的pH同，则X、Y、Z的关系是 A.X＝Y＝Z B.X＞Y＝Z C.X＜Y＝Z D.X＝Y＜Z ‎4．pH＝2的溶液，其H＋浓度为0.01mol/L，下列四种情况的溶液：①‎25℃‎的溶液、②‎100℃‎的溶液、③强酸溶液、④弱酸溶液，与上述符合的有 A.①③ B.①②③④ C.③④ D.①③④‎ ‎5．有甲、乙两种溶液，甲溶液的pH是乙溶液的两倍，则甲溶液中[H＋]与乙溶液中[H＋]的关系 A.2︰1 B.100︰‎1 C.1︰100 D.无法确定 ‎6．有两瓶pH值都等于2的酸溶液，一瓶是强酸，另一瓶是弱酸，可用来鉴别它们的一组试剂是 A.石蕊试液和水 B.pH试纸和水 C.酚酞试液和水 D.酚酞试液和苛性钠溶液 ‎7．一元碱A与0.01mol/L的一元强酸等体积混合后所得溶液的pH为7。以下说法中正确的是（ ） ‎ ‎①若A为强碱，其溶液的物质的量浓度等于0.01mol/L ‎②若A为弱碱，其溶液的物质的量浓度大于0.01mol/L ‎③反应前，A溶液中c(OH)-一定是0.01mol/L ‎④反应后，混合溶液中阴离子的浓度大于阳离子的浓度 A．①②　　　B．①③　　 C．①②③　 　D．①②③④‎ ‎8．下列叙述正确的是（ ） ‎ ‎ A pH=3和pH=4的盐酸各10mL混合，所得溶液的pH=3.5‎ ‎ B 溶液中[H+]越大，pH值也越大，溶液的酸性就越强 ‎ C 液氯虽然不导电，但溶解于水后导电情况良好，因此，液氯也是强电解质 ‎ D 当温度不变时，在纯水中加入强碱溶液不会影响水的离子积常数 ‎9．在室温下，某溶液中由水电离出的H＋浓度为1.0×10－13 mol·L－1，则此溶液中一定不可能大量存在的离子组是( )‎ A.Fe3＋、NO3-、Cl－、Na＋ B.Ca2＋、HCO3-、Cl－、K＋‎ C.NH4+、Fe2＋、SO42-、NO3- D.Cl－、SO42-、K＋、Na＋‎ ‎10．为更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度(AG)的概念，AG=lg，则下列叙述正确的是( ) ‎ A.中性溶液的AG=0 ‎ B.酸性溶液AG＜0‎ C.常温下0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液的AG=12‎ D.常温下0.1 mol·L－1盐酸溶液的AG=12‎ 水的电离和溶液的酸碱性参考答案 ‎1．D 2.D 3.B 4.B 5.D 6.BD 7．A 8．D ‎9．BC c水(H＋)=1.0×10－13 mol·L－1，则该溶液可能是强碱性溶液，也可能是强酸性溶液，总之，水的电离被抑制。因而“一定不可能大量存在”是指酸性和碱性条件下都不能大量存在。评注：若去掉题干中的“不可”，则选D。若去掉题干中的“一定不”，则选AD。‎ ‎10．AD ‎ ‎‎2014-6-16‎