第三章 水溶液中的離子平衡重點(diǎn)

1、 水溶液中的離子平衡復(fù)習(xí)重難點(diǎn)專題突破 學(xué)習(xí)目標(biāo)定位1.正確理解弱電解質(zhì)的電離平衡及其平衡常數(shù)。2.掌握溶液酸堿性規(guī)律與pH的計(jì)算。3.掌握鹽類水解的規(guī)律及其應(yīng)用。4.會(huì)比較溶液中粒子濃度的大小。一弱電解質(zhì)的電離平衡與電離常數(shù)1、強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較與判斷(1) 一元強(qiáng)酸和一元弱酸的比較濃度均為0.01 mol·L1的強(qiáng)酸HA與弱酸HBpH均為2的強(qiáng)酸HA與弱酸HBpH或物質(zhì)的量濃度2pHHApHHB0.01 mol·L1c(HA)c(HB)開始與金屬反應(yīng)的速率HAHBHAHB體積相同時(shí)與過量的堿反應(yīng)時(shí)消耗堿的量HAHBHAHB體積相同時(shí)與過量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量HAHBH

2、AHBc(A)與c(B)的大小c(A)c(B)c(A)c(B)分別加入固體NaA、NaB后pH變化HA：不變HB：變大HA：不變HB：變大加水稀釋10倍后3pHHApHHB3pHHApHHB2溶液的導(dǎo)電性HA>HBHAHB水的電離程度HA<HBHAHB(2) 判斷弱電解質(zhì)的三個(gè)角度角度一弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離，如測(cè)得0.1 mol·L1的CH3COOH溶液的pH1。角度二弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動(dòng)，如pH1的CH3COOH加水稀釋10倍1pH2。角度三弱電解質(zhì)形成的鹽類能水解，如判斷CH3COOH為弱酸可用下面兩個(gè)現(xiàn)象：(1)配制某濃度

3、的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞溶液?，F(xiàn)象：溶液變?yōu)闇\紅色。(2)用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測(cè)其pH?，F(xiàn)象：pH7。【例1】下列事實(shí)不能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是()滴入酚酞，NaNO2溶液顯紅色用HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗等pH、等體積的鹽酸和HNO2溶液中和堿時(shí)，HNO2的中和堿能力強(qiáng)0.1 mol·L1HNO2溶液的pH2HNO2與CaCO3反應(yīng)放出CO2氣體c(H)0.1 mol·L1的HNO2溶液稀釋至1 000倍，pH4A B C D【跟蹤訓(xùn)練】1.對(duì)室溫下100 mL pH2的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施，有關(guān)敘述正確的是()

4、A加水稀釋至溶液體積為200 mL，醋酸溶液的pH變?yōu)?B溫度都升高20 后，兩溶液的pH不再相等C加水稀釋至溶液體積為200 mL后，兩種溶液中c(OH)都減小D加足量的鋅充分反應(yīng)后，兩溶液中產(chǎn)生的氫氣體積可用如圖表示2、弱電解質(zhì)的電離平衡電離平衡也是一種動(dòng)態(tài)平衡，當(dāng)溶液的溫度、濃度改變時(shí)，電離平衡都會(huì)發(fā)生移動(dòng)，符合勒夏特列原理，其規(guī)律是(1)濃度：濃度越大，電離程度越小。在稀釋溶液時(shí)，電離平衡向右移動(dòng)，而離子濃度一般會(huì)減小。(2)溫度：溫度越高，電離程度越大。因電離是吸熱過程，升溫時(shí)平衡向右移動(dòng)。(3)同離子效應(yīng)：如向醋酸溶液中加入醋酸鈉晶體，增大了CH3COO的濃度，平衡左移，電離程度減

5、小；加入稀鹽酸，平衡也會(huì)左移。(4)能反應(yīng)的物質(zhì)：如向醋酸溶液中加入鋅或NaOH溶液，平衡右移，電離程度增大。3、電離常數(shù)(電離平衡常數(shù))以CH3COOH為例，K，K的大小可以衡量弱電解質(zhì)電離的難易，K只與溫度有關(guān)。對(duì)多元弱酸(以H3PO4為例)而言，它們的電離是分步進(jìn)行的，電離常數(shù)分別為K1、K2、K3，它們的關(guān)系是K1K2K3，因此多元弱酸的強(qiáng)弱主要由K1的大小決定。關(guān)于電離常數(shù)的定性分析(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。(3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“

6、強(qiáng)酸制弱酸”或“強(qiáng)堿制弱堿”規(guī)律。(4)判斷微粒濃度比值的變化?！纠?】下表是幾種常見弱酸的電離方程式及電離平衡常數(shù)(25 )。酸電離方程式電離平衡常數(shù)KCH3COOHCH3COOHCH3COOH1.76×105H2CO3H2CO3HHCO HCOHCOK14.31×107K25.61×1011H3PO4H3PO4HH2POH2POHHPO42HPOHPOK17.52×103K26.23×108K32.20×1013下列說法正確的是()A.溫度升高，K減小B.向0.1 mol·L1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c(H)

7、/c(CH3COOH)將減小C.等物質(zhì)的量濃度的各溶液pH關(guān)系為pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)>pH(Na3PO4)D.PO、HPO和H2PO在溶液中能大量共存【跟蹤訓(xùn)練】2.相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離常數(shù)，下列判斷正確的是()酸HXHYHZ電離常數(shù)K9×1079×1061×102A三種酸的強(qiáng)弱關(guān)系：HXHYHZB反應(yīng)HZY=HYZ能夠發(fā)生C相同溫度下，0.1 mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大D相同溫度下，1 mol/L HX溶液的電離常數(shù)大于0.1 mol/L HX3.25 時(shí)，部分物質(zhì)的電離常數(shù)如表所示：

8、化學(xué)式CH3COOHH2CO3HClO電離常數(shù)1.7×105K14.3×107 K25.6×10113.0×108請(qǐng)回答下列問題：(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開。(2)同濃度的CH3COO、HCO、CO、ClO結(jié)合H的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)開。(3)物質(zhì)的量濃度均為0.1 mol·L1的下列四種物質(zhì)的溶液：a.Na2CO3，b.NaClO，c.CH3COONa，d.NaHCO3，pH由大到小的順序是_(填編號(hào))。(4)常溫下0.1 mol·L1的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，下列表達(dá)式的數(shù)據(jù)一定

9、變小的是_(填序號(hào))。Ac(H)Bc(H)/c(CH3COOH)Cc(H)·c(OH)Dc(OH)/c(H)E. 若該溶液升高溫度，上述5種表達(dá)式的數(shù)據(jù)增大的是_。(5)體積為10 mL pH2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1 000 mL，稀釋過程中pH變化如圖所示，則HX的電離常數(shù)_(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的電離常數(shù)；4、電離平衡的移動(dòng)與電離平衡常數(shù)K、離子濃度的關(guān)系實(shí)例CH3COOHCH3COOHH>0NH3·H2ONHOHH>0改變條件平衡移動(dòng)方向電離平衡常數(shù)c(H)c(OH)平衡移動(dòng)方向電離平衡常數(shù)c(OH)c(H)加水稀釋向右不變

10、減小增大向右不變減小增大加HCl向左不變?cè)龃鬁p小向右不變減小增大加NaOH向右不變減小增大向左不變?cè)龃鬁p小加CH3COONH4向左不變減小增大向左不變減小增大升高溫度向右變大增大向右變大增大【例3】在0.1 mol·L1CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COOH，對(duì)于該平衡體系下列敘述正確的是()A.加入水時(shí)，平衡逆向移動(dòng)B.加入少量NaOH固體，平衡正向移動(dòng)C.加入少量0.1 mol·L1鹽酸，溶液中c(H)減小D.加入少量CH3COONa固體，平衡正向移動(dòng)【跟蹤訓(xùn)練】4、下列關(guān)于一定溫度、一定濃度的氨水的說法正確的是()ANH3·H2O

11、的電離達(dá)到平衡的標(biāo)志是溶液呈電中性 B. 是個(gè)常數(shù)C氨水促進(jìn)了水的電離 Dc(NH)c(H)c(NH3·H2O)c(OH)5、一定溫度下，向0.1 mol·L1CH3COOH溶液中加少量水，下列有關(guān)說法錯(cuò)誤的是()A溶液中所有離子的濃度都減小 BCH3COOH的電離程度變大C水的電離程度變大 D溶液的pH增大6、將濃度為 0.1 mol/L HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是()Ac(H) BKa(HF) C. D. 二、水的電離平衡水的電離方程式：H2OH2OH3OOH，可簡(jiǎn)寫為H2OHOH。關(guān)于純水的幾個(gè)重要數(shù)據(jù)：1、水的電離平衡的影響因素(1)溫度：溫度升

12、高，促進(jìn)水的電離，Kw增大；溫度降低，抑制水的電離，Kw減小。(2)酸、堿：抑制水的電離。(3)能水解的鹽：促進(jìn)水的電離。體系變化條件平衡移動(dòng)方向Kw水的電離程度c(OH)c(H)酸逆不變減小減小增大堿逆不變減小增大減小可水解的鹽Na2CO3正不變?cè)龃笤龃鬁p小NH4Cl正不變?cè)龃鬁p小增大溫度升溫正增大增大增大增大降溫逆減小減小減小減小【例1】25 時(shí)，水的電離達(dá)到平衡：H2OHOH，下列敘述正確的是()A將純水加熱到95 時(shí)，Kw變大，pH不變，水仍呈中性B向純水中加入稀氨水，平衡逆向移動(dòng)，c(OH)增大，Kw變小C向純水中加入少量碳酸鈉固體，c(H)減小，Kw不變，影響水的電離平衡D向純水中

13、加入醋酸鈉或鹽酸，均可抑制水的電離，Kw不變【跟蹤訓(xùn)練】1.常溫下，某溶液中由水電離的c(H)1×1013 mol/L，該溶液可能是()二氧化硫水溶液氯化銨水溶液硝酸鈉水溶液氫氧化鈉水溶液A B C D2.向純水中加入少量下列物質(zhì)或改變下列條件，能促進(jìn)水的電離，并能使溶液中c(OH)c(H)的操作是()稀硫酸金屬鈉氨氣FeCl3固體NaClO固體將水加熱煮沸A B C D2、水電離出的c(H) 和c(OH)的計(jì)算任何水溶液中水電離產(chǎn)生的c(H)和c(OH)總是相等的。(1)中性溶液中：c(OH)c(H)107 mol/L(2)酸的溶液OH全部來自水的電離實(shí)例：pH2的鹽酸溶液中c(H

14、)102mol/L，則c(OH)Kw/1021012 (mol/L)，即水電離出的c(H)c(OH)1012 mol/L。(3)堿的溶液H全部來自水的電離實(shí)例：pH12的NaOH溶液中c(OH)102mol/L，則c(H)Kw/1021012 (mol/L)，即水電離出的c(OH)c(H)1012 mol/L。(4)水解呈酸性的鹽溶液H全部來自水的電離實(shí)例：pH5的NH4Cl溶液中，由水電離的c(H)105 mol/L，因部分OH與部分NH結(jié)合使c(OH)109 mol/L。(5)水解呈堿性的鹽溶液OH全部來自水的電離實(shí)例：pH12的Na2CO3溶液中，由水電離出的c(OH)102 mol/L

15、。因部分H與部分CO結(jié)合使c(H)1012 mol/L。【例2】室溫下，在pH11的某溶液中，由水電離出的c(OH)為()1.0×107 mol/L1.0×106 mol/L1.0×103 mol/L1.0×1011 mol/LA B C或 D或【跟蹤訓(xùn)練】3.25 時(shí)，在等體積的pH0的 H2SO4溶液、0.05 mol/L的Ba(OH)2溶液、pH10的Na2S溶液、pH5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是()A1101010109 B155×1095×108 C1201010109 D1101041094.高考載

16、體(2013·上海卷T18改編)部分弱酸的電離常數(shù)如下表：弱酸HCOOHHCNH2CO3電離常數(shù)(25 )K1.77×104K4.9×1010K14.3×107K25.6×1011 (1)依據(jù)表格中三種酸的電離常數(shù)，判斷三種酸酸性強(qiáng)弱的順序?yàn)開。(2)向NaCN溶液中通入CO2氣體能否制得HCN？若能寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式？_ 。(3)同濃度的HCOO、HCO、CO、CN結(jié)合H的能力由強(qiáng)到弱的順序是_。(4)升高0.1 mol/L HCOOH溶液的溫度，HCOOH的電離程度如何變化？_。加水稀釋，如何變化？_。(5)pH4的HCOOH和NH4Cl

17、溶液中，水的電離程度相同嗎？_。(6)試用兩種最常用的方法判斷常溫下HCOOH是一種弱酸？_。三溶液酸堿性規(guī)律與pH計(jì)算方法1.溶液的酸堿性規(guī)律溶液的酸堿性取決于溶液中c(H)和c(OH)的相對(duì)大?。喝芤侯悇ec(H)與c(OH)的關(guān)系室溫(25 )數(shù)值pH中性溶液c(H)c(OH)c(H)c(OH)107 mol·L17酸性溶液c(H)> c(OH)c(H)>107 mol·L1<7堿性溶液c(H)< c(OH)c(H)<107 mol·L1>7特別提示常溫下，溶液酸堿性判定規(guī)律(1)pH相同的酸(或堿)，酸(或堿)越弱，其物質(zhì)

18、的量濃度越大。(2)pH相同的強(qiáng)酸和弱酸溶液，加水稀釋相同的倍數(shù)時(shí)，強(qiáng)酸溶液的pH變化大。【例1】等濃度的下列稀溶液：乙酸、苯酚、碳酸、乙醇，它們的pH由小到大排列正確的是()A. B.C. D.2.pH的計(jì)算方法(1)基本方法思路先判斷溶液的酸堿性，再計(jì)算其pH：若溶液為酸性，先求c(H)，再求pH。若溶液為堿性，先求c(OH)，再由c(H)求出c(H)，最后求pH。(2)稀釋后溶液的pH估算強(qiáng)酸pHa，加水稀釋10n倍，則pHan。弱酸pHa，加水稀釋10n倍，則a<pH<an。強(qiáng)堿pHb，加水稀釋10n倍，則pHbn。弱堿pHb，加水稀釋10n倍，則bn<pH<b

19、。酸、堿溶液被無限稀釋后，pH只能接近于7。酸不能大于7，堿不能小于7。(3)強(qiáng)(弱)酸與弱(強(qiáng))堿混合后溶液的pH判斷規(guī)律以上兩種混合，若為強(qiáng)酸與強(qiáng)堿，則都呈中性。【例2】室溫時(shí)，下列混合溶液的pH一定小于7的是()A.pH3的鹽酸和pH11的氨水等體積混合B.pH3的鹽酸和pH11的氫氧化鋇溶液等體積混合C.pH3的醋酸和pH11的氫氧化鋇溶液等體積混合D.pH3的硫酸和pH11的氨水等體積混合【跟蹤訓(xùn)練】1.求強(qiáng)酸溶液的PH例1：求1×10-3mol/LHCl溶液的PH 例2：求1×10-3mol/LH2SO4溶液的PH 2.求強(qiáng)堿溶液的PH例1：求0.1mol/LN

20、aOH溶液的PH 例2：求0.1mol/LBa(OH)2溶液的PH 3.求混合溶液的PH(1)求強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合溶液的PH例1：10mL0.1mol/LHCl與20mL0.2mol/LHCl混合，求該混合溶液的PH值。 例2：將PH=1和PH=3的鹽酸溶液等體積混合，求該混合溶液的PH值。(2)求強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合溶液的PH例1：10mL0.1mol/LNaOH與20mL0.2mol/L Ba(OH)2混合，求該混合溶液的PH值。 例2：將PH=11和PH=13的NaOH溶液等體積混合，求該混合溶液的PH值。 (3)求強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合溶液的PH例1：10mL0.1mol/LHCl與10mL0.2mol

21、/LNaOH混合，求該混合溶液的PH值。例2：將PH=6的HCl和PH=10的NaOH溶液等體積混合，求該混合溶液的PH值。4.強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的稀釋及過度稀釋的PH計(jì)算例1.在10mL10-4mol/LHCl溶液中加水至100mL時(shí)，溶液的PH值是_；若加水至105mL時(shí)，溶液的PH值_ _例2.在10mLPH=10的NaOH溶液中加水至1000mL時(shí)，溶液的PH值是_；若加水至106mL時(shí)，溶液的PH值_ (4)酸堿中和滴定過程中的pH變化在中和反應(yīng)中，溶液pH發(fā)生很大的變化，在滴定過程中會(huì)因pH突變而使指示劑發(fā)生顏色變化(滴定曲線如圖)。通過溶液的顏色變化判斷反應(yīng)終點(diǎn)，測(cè)出消耗酸(或堿)溶液的

22、體積，根據(jù)化學(xué)方程式酸與堿物質(zhì)的量之比求出未知溶液濃度。對(duì)于一元酸堿，則有：c酸·V酸c堿·V堿。四三角度解讀鹽類水解基本規(guī)律1.鹽溶液的酸堿性規(guī)律鹽的類別溶液的酸堿性原因強(qiáng)酸弱堿鹽呈酸性，pH<7弱堿陽離子與H2O電離出的OH結(jié)合，使c(H)>c(OH)水解實(shí)質(zhì)：鹽電離出的陰離子、陽離子與H2O電離出的H或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)強(qiáng)堿弱酸鹽呈堿性，pH>7弱酸根陰離子與H2O電離出的H結(jié)合，使c(OH)>c(H)強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽呈中性，pH7，H2O的電離平衡不被破壞，不水解弱酸的酸式鹽若電離程度>水解程度，c(H)>c(OH)，呈酸性，如NaH

23、SO3、NaHC2O4若電離程度<水解程度，c(H)<c(OH)，呈堿性，如NaHCO3、NaHS2.鹽類水解的規(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，

24、此即“越弱越水解”規(guī)律。特別提示(1)能發(fā)生完全雙水解反應(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2Al33S26H2O=2Al(OH)33H2S，F(xiàn)e33HCO=Fe(OH)33CO2。(2)相同溫度下，Ka(HA)>Ka(HB)，即HA的酸性比HB強(qiáng)，那么相同濃度時(shí)B的水解程度比A大。相同濃度的NaA、NaB溶液中：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)Ka1Ka2Ka3，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：COH2OHCOOH，HCOH2OH2CO3OH，C

25、O和HCO對(duì)應(yīng)的弱酸分別是HCO和H2CO3，HCO的電離程度比H2CO3小得多，所以CO的水解程度比HCO大得多，相同濃度時(shí)Na2CO3溶液的堿性強(qiáng)，pH大。【例1】相同物質(zhì)的量濃度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH較大，則下列關(guān)于同溫、同體積、同濃度的HCN和HClO的說法中正確的是()A.酸的強(qiáng)弱：HCN>HClOB.pH：HClO>HCNC.與NaOH恰好完全反應(yīng)時(shí)，消耗NaOH的物質(zhì)的量：HClO>HCND.酸根離子濃度：c(CN)<c(ClO)3.水解離子方程式的書寫方法規(guī)律類型要求示例一價(jià)陰、陽離子用“”，不標(biāo)“”、“”CH3COOH2OCH3

26、COOHOHNHH2ONH3·H2OH高價(jià)陽離子同上，不分步書寫Al33H2OAl(OH)33H高價(jià)陰離子分步書寫或只寫第一步COH2OHCOOHHCOH2OH2CO3OH弱酸的銨鹽共同水解，但仍用“”，不標(biāo)“”、“”NHHCOH2ONH3·H2OH2CO3完全的雙水解反應(yīng)完全水解，用“=”，標(biāo)“”、“”Al33AlO6H2O=4Al(OH)3特別提示(1)鹽類水解的規(guī)律是“陰生陰、陽生陽”陰離子水解生成陰離子(OH)，陽離子水解生成陽離子(H)。(2)酸式鹽離子的電離與水解：HRH2OR2H3O(電離，電離出H)HRH2OH2ROH(水解，產(chǎn)生OH)【例2】根據(jù)水解反應(yīng)離

27、子方程式的書寫原則及其注意的問題，判斷下列選項(xiàng)正確的是()A.FeCl33H2O=Fe(OH)33HClB.Al2S36H2O2Al(OH)33H2SC.S22H2OH2S2OHD.HCOH2OH2CO3OH四溶液中粒子(離子、分子)濃度大小比較的“二三四”規(guī)則1.明確兩個(gè)“微弱”(1)弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的離子的濃度小于弱電解質(zhì)分子的濃度。如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H)>c(A)>c(OH)。(2)單一的弱酸根陰離子和弱堿陽離子的水解是微弱的，水解生成的粒子的濃度小于鹽電離產(chǎn)生的離子的濃度。如弱酸鹽NaA溶液中c(Na)>c(A)>c(OH)&

28、gt;c(HA)>c(H)。特別提示多元弱酸要考慮分步電離(Ka1>Ka2>Ka3)，多元弱酸的正鹽要依據(jù)分步水解分析離子濃度，如Na2CO3溶液中，c(Na)>c(CO)>c(OH)>c(HCO)>c(H)。2.熟知三個(gè)守恒(1)電荷守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，無論存在多少種離子，溶液都呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。如NaHCO3溶液中存在著Na、H、HCO、CO、OH，必存在如下關(guān)系：c(Na)c(H)c(HCO)c(OH)2c(CO)。(2)物料守恒規(guī)律(原子守恒)：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但

29、元素總是守恒的。如K2S溶液中S2、HS都能水解，故S元素以S2、HS、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：c(K)2c(S2)2c(HS)2c(H2S)。(3)質(zhì)子守恒規(guī)律：質(zhì)子即H.特別提示(1)一元酸HA、一元堿BOH的混合溶液中只含有H、A、B、OH4種離子，不可能出現(xiàn)兩種陽(陰)離子濃度同時(shí)大于兩種陰(陽)離子濃度的情況。如c(B)>c(A)>c(H)>c(OH)等肯定錯(cuò)誤。(2)將物料守恒式代入電荷守恒式中，即可得出質(zhì)子守恒式。3.掌握四個(gè)步驟溶液中粒子濃度大小比較方法的四個(gè)步驟：(1)判斷反應(yīng)產(chǎn)物：判斷兩種溶液混合時(shí)生成了什么物質(zhì)，是否有物質(zhì)過量，再確定

30、反應(yīng)后溶液的組成。(2)寫出反應(yīng)后溶液中存在的平衡：根據(jù)溶液的組成，寫出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、電離平衡)，尤其要注意不要漏寫在任何水溶液中均存在的水的電離平衡。這一步的主要目的是分析溶液中存在的各種粒子及比較直接地看出某些粒子濃度間的關(guān)系，在具體應(yīng)用時(shí)要注意防止遺漏。(3)列出溶液中存在的等式：根據(jù)反應(yīng)后溶液中存在的溶質(zhì)的守恒原理，列出兩個(gè)重要的等式，即電荷守恒式和物料守恒式，據(jù)此可列出溶液中陰、陽離子間的數(shù)學(xué)關(guān)系式。(4)比大?。焊鶕?jù)溶液中存在的平衡和題給條件，結(jié)合平衡的有關(guān)知識(shí)，分析哪些平衡進(jìn)行的程度相對(duì)大一些，哪些平衡進(jìn)行的程度相對(duì)小一些，再依此比較溶液中各粒子濃度的大小。這一

31、步是溶液中粒子濃度大小比較最重要的一步，關(guān)鍵是要把握好電離平衡和水解平衡兩大理論，樹立“主次”意識(shí)?！纠?】常溫下，將a L 0.1 mol·L1的NaOH溶液與 b L 0.1 mol·L1的CH3COOH溶液混合。下列有關(guān)混合溶液的說法一定不正確是()A.a<b時(shí)，c(CH3COO)>c(Na)>c(H)>c(OH)B.a>b時(shí)，c(CH3COO)>c(Na)>c(OH)>c(H)C.ab時(shí)，c(CH3COOH)c(H)c(OH)D.無論a、b有何關(guān)系，均有c(H)c(Na)c(CH3COO)c(OH)【例4】常溫下，下列

32、有關(guān)各溶液的敘述正確的是()A.pH>7的溶液中不可能存在醋酸分子B.20 mL 0.1 mol·L1的醋酸鈉溶液與10 mL 0.1 mol·L1的鹽酸混合后溶液顯酸性：c(CH3COO)>c(Cl)>c(H)>c(CH3COOH)C.0.1 mol·L1醋酸的pHa,0.01 mol·L1的醋酸的pHb，則a1>b【鞏固練習(xí)】弱電解質(zhì)的電離和鹽類的水解練習(xí)題1、下列關(guān)于電解質(zhì)的電離平衡狀態(tài)的敘述中，正確的是（ ）A.弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡狀態(tài)后，電離就停止了B.弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡狀態(tài)后，分子的消耗速率和離子的生成速率

33、相等C.弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡狀態(tài)后，分子和離子的濃度相等D.弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡狀態(tài)后，外界條件改變，電離平衡可能要發(fā)生移動(dòng)2、將0.1 mol/L醋酸溶液加水稀釋，下列說法正確的是（ ）A.溶液中H和OH都減小 B.溶液中H增大C.醋酸電離平衡向左移動(dòng) D.溶液的pH增大3、下列水解反應(yīng)的化學(xué)方程式錯(cuò)誤的是（ ）A.Fe3H2OFe(OH)33H B.HSO3H2OH2SO3OHC.C6H5COOH2OC6H5COOHOH D.Al3 HCO3Al(OH)33CO24、醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHHCH3COO下列敘述不正確的是（ ）A. CH3COOH溶液中離子濃度的關(guān)系滿足

34、：c(H)c(OH)c(CH3COO)B.0.1 mol/L的CH3COOH溶液加水稀釋，溶液中c(OH)減小C.CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，平衡逆向移動(dòng)D.常溫下，pH的CH3COOH溶液與pH12的NaOH溶液等體積混合后溶液pH<5、加熱蒸干下列各物質(zhì)的溶液，能得到該物質(zhì)晶體的是（ ）A.Na2CO3 B.FeCl3 C.Al(NO3)3 D.Ca(HCO3)26、為了除去MgCl酸性溶液中的Fe，可在加熱攪拌的條件下加入一種試劑，過濾后再加入適量的鹽酸，這種試劑是（ ）A.NH3H2O B.NaOH C.Na2CO3 D.MgCO37、下列操作能使水的電離平

35、衡發(fā)生移動(dòng)，而且溶液呈酸性的是（ ）A.加入小蘇打B.滴加稀硫酸 C.加入FeCl36H2O晶體 D.加入NaOH固體8、Na2CO3溶液存在著化學(xué)平衡：Na2CO3H2ONaHCO3NaOH加熱蒸干溶液，得到的固體是（ ）A.Na2CO3 B.NaHCO3和NaOHC.NaOH D.Na2CO3和NaOH9、物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液：Na2CO3，NaHCO3，H2CO3，(NH4)2CO3，NH4HCO3，CO3由小到大排列的順序是（ ）A.<<<< B.<<<< C.<<<< D.<<<<

36、10、將0.1 mol下列物質(zhì)置于1 L水中充分?jǐn)嚢韬?，溶液中陰離子數(shù)最多的是（ ）A.KCl B.Mg(OH)2 C.Na2CO3 D.MgSO411、在某無色透明的酸性溶液中能夠大量共存的離子組是（ ）A.K、Na、MnO4、NO3 B.NH4、Mg、K、SO4C.Al、Ba、HCO3、NO3 D.Ba、K、CH3COO、Cl12、室溫下，0.5 molL相同體積的下列種溶液：KCl，F(xiàn)eCl，HF，Na2CO3，其中所含陽離子數(shù)由多到少的順序是（ ）A.>> B.>>> C.>>> D.>>>13、欲使0.1 molL的N

37、aHCO3溶液中c(H)、c(CO3)、c(HCO3)都減小，其方法是A.通入CO2氣體 B.加入NaOH固體C.通入HCl氣體D.加入飽和石灰水溶液14、下列離子方程式中書寫正確的是（ ）A.NaOH溶液中通入過量H2S氣體：H2S2 OHSH2OB.FeCl3水解：FeCl33 H2OFe(OH)33 HC.NaHCO3溶液和醋酸反應(yīng)：HCO3CH3COOHCH3COOH2OCO2D氨水中加入明礬溶液：3OHAl3Al(OH)315、下列敘述正確的是（ ）A.將稀氨水逐滴加入稀硫酸中，當(dāng)溶液pH時(shí)，c(SO4)>c(NH4)B.兩種醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度分別為c1和c2，pH分別為a

38、和a1，則c110c2C.pH11的NaOH溶液與pH3的醋酸溶液等體積混合，滴入石蕊溶液呈紅色D.向0.1 mol/L的氨水中加入少量硫酸銨固體，則溶液中c(OH)/c(NH3H2O)增大16、鹽酸、醋酸和碳酸氫鈉是生活中常見的物質(zhì)。下列表述正確的是（ ）A.在NaHCO3溶液中加入與其等物質(zhì)的量的NaOH，溶液中的陰離子只有CO3和OHB.NaHCO3溶液中：c(H)c(H2CO3)c(OH)C.10 mL 0.10 molLCH3COOH溶液加入等物質(zhì)的量的NaOH后，溶液中離子的濃度由大到小的順序是：c(Na) > c(CH3COO) > c(OH) > c(H)D.

39、中和體積與pH都相同的HCl溶液和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物質(zhì)的量相同17、下列溶液中有關(guān)物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是（ ）A.pH2的HA溶液與pH12的MOH溶液任意比混合： c(H)c(M) c(OH)c(A)B.pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三種溶液：c(NaOH)<c(CH3COONa)<c(Na2CO3)C.物質(zhì)的量濃度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等體積混合：c(CH3COO)2c(OH)2c(H)c(CH3COOH)D.0.1 molL的NaHA溶液，其pH4：c(HA)>c(H)>c(H2A)>c(A2)18

40、、將pH3的鹽酸溶液和pH11的氨水等體積混合后，溶液中離子濃度的關(guān)系正確的是（ ）A.NH4>Cl>H>OH B.NH4>Cl>OH>HC.Cl>NH4>H>OH D.Cl>NH4>OH>H19、物質(zhì)的量濃度相同的下列各溶液，由水電離出的H由大到小的順序是()NaHSO4NaHCO3Na2CO3Na2SO4A B C D20、一種pH3的酸性溶液和一種pH11的堿溶液等體積混合后測(cè)得溶液的pH5.6，其原因可能是（ ）A.濃的強(qiáng)酸和稀的弱堿溶液反應(yīng)B.濃的弱酸和稀的強(qiáng)溶液反應(yīng)C.等濃度的強(qiáng)酸和弱堿溶液反應(yīng)D.生成了一種強(qiáng)酸弱堿鹽21、濃度均為0.1 molL的甲酸和NaOH溶液等體積混合后，下列關(guān)系正確的是（ ）A.Na>HCOO>OH>H B.HCOO > Na>OH>HC.NaHCOOOHH D.NaHCOO>OH>H22、NaHCO3溶液中，存在多種分子和離子，下列關(guān)系式中不正確的是（ ）A.NaCO3HCO3H2CO3 B.Na> HCO3> OH>CO3C.OHHCO3H2H2CO3 D.OHHCO32CO3HNa23、明礬溶于水所得溶液中離子濃度關(guān)系正確的是（ ）A.SO4KAl>H>OH B.S