專題3水溶液中的離子反應高二化學單元速記巧練（2019選擇性必修1）（學生版）

專題3水溶液中的離子反應必背知識清單01強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1．電解質(zhì)和非電解質(zhì)（1）電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能_______的_____________。電解質(zhì)在水溶液或熔融狀態(tài)下能產(chǎn)生___________的離子。（2）非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下都_____________的_____________。2．強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)根據(jù)電解質(zhì)在水溶液中的_____________，可把電解質(zhì)分為強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。①強電解質(zhì)是在水溶液中_____________的電解質(zhì)。常見的強電解質(zhì)有_________、_______和_________。②弱電解質(zhì)是在水溶液中_____________的電解質(zhì)。常見的弱電解質(zhì)有___________、___________。3．常見的強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)、非電解質(zhì)(1)常見的強電解質(zhì)強酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。強堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。大部分鹽，包括難溶性鹽，如BaSO4、CaCO3等。(2)常見的弱電解質(zhì)弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH（或其他有機酸）、HNO2、HCN、H2SiO3等。弱堿：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。(3)常見的非電解質(zhì)（1）包括CO、NO、SiO2及CH4和其他烴類、乙醇和其他醇類、酯類、葡萄糖、蔗糖等。（2）本身在水溶液中不能電離，但與水反應生成電解質(zhì)的，如CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5、NH3等?！練w納小結】1．強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較強電解質(zhì)弱電解質(zhì)相同點都是電解質(zhì)，在水溶液中都能電離，都能導電，電解質(zhì)的強弱與溶解度無關不同點電離程度完全電離部分電離電離過程不可逆過程可逆過程表示方法電離方程式用“===”電離方程式用“”電解質(zhì)在溶液中的存在形式水合離子分子、水合離子2．與離子化合物和共價化合物的關系（1）離子化合物在熔化狀態(tài)下能完全電離，在水溶液也是完全電離的，因此離子化合物一定是強電解質(zhì)。（2）共價化合物中有的是強電解質(zhì)，如強酸；有的是弱電解質(zhì)，如弱酸、弱堿和水；有的是非電解質(zhì)。3．判斷電解質(zhì)強弱的依據(jù)（1）區(qū)分電解質(zhì)強弱的惟一依據(jù)是電解質(zhì)在水溶液中能否完全電離，即電離程度。（2）電解質(zhì)的強弱與物質(zhì)的溶解性無關。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全電離就是強電解質(zhì)，所以不能根據(jù)溶液導電性強弱直接判斷。（3）在強、弱電解質(zhì)的判斷中還要特別注意這兩個概念研究的范疇——化合物，溶液、單質(zhì)即使導電也不是電解質(zhì)。必背知識清單02弱電解質(zhì)的電離平衡一、電離平衡1．電離平衡的概念在一定溫度下，當弱電解質(zhì)在水溶液中的電離程度達到_____________時，弱電解質(zhì)分子電離成離子與離子結合成弱電解質(zhì)分子的_____________相等，溶液中各分子和離子的濃度________________的狀態(tài)。2．電離平衡的特征（1）弱電解質(zhì)的電離平衡是一種_____________平衡，達到平衡時，分子電離成離子和離子結合成分子的過程并_____________。（2）_____________________速率和____________________速率相等。（3）溶液中各分子和離子的濃度都_____________。（4）外界條件發(fā)生變化，電離平衡_____________。3．電離平衡的可逆性弱電解質(zhì)在水溶液中的電離都是可逆過程。（1）弱電解質(zhì)處于電離平衡狀態(tài)時，電解質(zhì)分子電離成離子和離子結合成電解質(zhì)分子的過程_______________，且v電離_____v結合≠0。（2）溶液中電解質(zhì)分子和電解質(zhì)離子________，且溶液中電解質(zhì)分子和電解質(zhì)離子的濃度_______。2．電解質(zhì)溶液中的守恒問題（1）物料守恒：電解質(zhì)溶液中，電解質(zhì)的濃度符合原子守恒（又稱物料守恒），如：0.1mol·L1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO)=_____________mol·L1。（2）電荷守恒：電解質(zhì)溶液符合電荷守恒，即正電荷總數(shù)_____負電荷總數(shù)。二、電離方程式1．強電解質(zhì)的電離方程式強電解質(zhì)的在水中完全電離，其電離方程式用“===”表示。如：H2SO4：_____________________；Na2CO3：_____________________；Ba(OH)2：_____________________。2．弱電解質(zhì)的電離方程式（1）弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的，其電離方程式用“”表示。如：CH3COOH：_____________________；NH3·H2O：_____________________。（2）多元弱酸是分步電離的，電離程度逐步減弱，可分步書寫電離方程式。如H2CO3的電離方程式：_____________________、_____________________。（3）多元弱堿的電離也是分步進行的，但是一般按一步電離的形式書寫。如Fe(OH)3的電離方程式是：_____________________。3．酸式鹽的電離（1）強酸的酸式鹽在熔融狀態(tài)和溶液中的電離情況不同。例如：NaHSO4(熔融)===_____________________，NaHSO4(溶液)===_____________________。（2）弱酸的酸式鹽在水溶液中的電離強中有弱。例如：NaHCO3===_____________________，_____________________。三、影響電離平衡的因素1．內(nèi)因：弱電解質(zhì)_____________________是決定因素。2．外部因素：(1)以0.1mol·L1的CH3COOH溶液為例，分析影響電離平衡的因素及平衡移動結果。電離方程式為CH3COOHCH3COO+H+。影響因素平衡移動方向n(H+)c(H+)c(CH3COO)pH導電能力升溫(不考慮揮發(fā))加冰醋酸加水稀釋加CH3COONa固體通HCl氣體加NaOH固體加金屬Zn(2)由于電離過程吸熱，升溫，電離平衡正向移動；降溫，電離平衡逆向移動。(3)電解質(zhì)溶液的濃度越小，它的電離程度就越大。3．勒夏特列原理適用于電離平衡（1）同離子效應：加入含有弱電解質(zhì)離子的強電解質(zhì)，電離平衡________移動。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，電離平衡_________移動。（2）酸或堿效應：加入濃度較大的酸或堿，電離平衡發(fā)生移動。例如向CH3COOH溶液中加入鹽酸，電離平衡________移動；加入NaOH，電離平衡_________移動。（3）化學反應：當加入的物質(zhì)能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的某種離子反應時，會使電離平衡向________方向移動。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金屬Zn或Na2CO3溶液，醋酸電離出的_______與OH、Zn或CO32反應，c(H+)_________，電離平衡_______移動。四、電離平衡常數(shù)1．電離平衡常數(shù)的表示方法(1)電離平衡常數(shù)表達式：弱酸的電離平衡常數(shù)用______表示，弱堿的電離平衡常數(shù)用_______表示。如：CH3COOH電離常數(shù)的表達式：Ka=_____________；NH3·H2O電離常數(shù)的表達式：Kb=_____________。(2)多元弱酸的分步電離H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步電離，每步電離都有相應的電離平衡常數(shù)，如：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)，HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)，所以Ka1＝_____________，Ka2＝_____________。一般情況下多步電離時電離平衡常數(shù)相差較大。各級電離平衡常數(shù)的大小關系是Ka1________Ka2_________Ka3，所以其酸性主要決定于________。2．電離平衡常數(shù)的意義電離平衡常數(shù)越大，表示該弱電解質(zhì)電離程度__________，弱酸的酸性________，弱堿的堿性________。3．電離平衡常數(shù)的影響因素電離平衡常數(shù)只與電解質(zhì)___________和_________有關，與濃度_______。由于電離是_____________的，所以電離平衡常數(shù)隨著溫度的升高而________。4．電離平衡常數(shù)的應用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)________。(2)(3)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(c(CH3COO－),c(CH3COOH))＝eq\f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH)·c(H＋))＝eq\f(Ka,c(H＋))，加水稀釋時，c(H＋)減小，Ka值不變，則eq\f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))增大。五、電離度1．電離度的表示方法弱電解質(zhì)的電離度α可表示為：α＝_____________________×100%2．電離度與電離平衡常數(shù)的關系在一定溫度下，弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)與弱電解質(zhì)溶液的初始濃度_________，而電離度與初始濃度_________。一般而言，弱電解質(zhì)溶液的濃度越大，電離度_______；弱電解質(zhì)溶液的濃度越小，電離度______。3．電離平衡常數(shù)與電離度的有關計算電離平衡常數(shù)中，電解質(zhì)分子和電解質(zhì)離子的濃度都是__________濃度。對電離平衡常數(shù)和電離度的計算時，一般采用三段式：以CH3COOHCH3COO+H+為例，設CH3COOH的初始濃度為cmol·L1，電離平衡常數(shù)為Ka，電離度為α。CH3COOHCH3COO+H+初始濃度(mol/L)c00轉化濃度(mol/L)cαcαcα平衡濃度(mol/L)ccαcαcα其中：當酸或堿較弱時，ccα≈c則：Ka=eq\f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH))=eq\f(cα·cα,c)=cα2α=上式說明，弱電解質(zhì)的電離度α與初始濃度有關，初始濃度越大，電離度_______；反之，初始濃度越小，電離度________。必背知識清單03水的電離平衡一、水的電離平衡1．水的電離（1）電離特點：水是一種________的電解質(zhì)，存在________的電離。（2）電離方程式：_____________________，簡寫為：_____________________。2．水的離子積常數(shù)：（1）水的電離平衡常數(shù)表達式為K=_____________。（2）水的離子積常數(shù)表達式為KW=_____________。①常溫時，Kw＝_____________，不僅適用于純水，還適用于稀的_____________。②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________的。（3）KW及影響因素：a．25℃時：KW=_____________。b．水的電離是_____________的可逆過程，故溫度升高，KW__________。c．水的離子積常數(shù)只受_________的影響，與c(H+)、c(OH)的變化無關。二、水的離子積常數(shù)的應用1．有關水的離子積常數(shù)的計算（1）常溫下，水的離子積常數(shù)Kw＝_____________，則純水中c(H＋)是_____________mol·L－1。若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－4mol·L－1，則溶液中c(OH－)為_____________mol·L－1。若某堿溶液中，c(OH)＝1.0×10－1mol·L－1，則溶液中c(H+)為_____________mol·L－1。（2）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______的。若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－1mol·L－1，則溶液中c(OH－)為_____________mol·L－1，此時水電離出的c(H+)=c(OH)=_____________mol·L－1。若某堿溶液中，c(OH)＝1.0×10－1mol·L－1，則溶液中c(H+)為_____________mol·L－1，此時水電離出的c(H+)=c(OH)=_____________3mol·L－1。2．Kw與溫度的關系常溫時，Kw＝1.0×10－14，不僅適用于純水，還適用于酸堿的稀溶液。溫度升高，Kw_____________；若100℃時，水的離子積常數(shù)KW=1.0×1012，則純水中c(H＋)是_____________mol·L－1；某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－2mol·L－1，則溶液中c(OH－)為_____________mol·L－1。某堿溶液中，c(OH)＝1.0×10－1mol·L－1，則溶液中c(H+)為_____________mol·L－1。三、外界條件對水的電離平衡的影響1．改變條件對水的電離平衡的影響在常溫下，改變下列條件，分析條件的改變對水的電離平衡H2OH＋＋OH－的影響，填寫下表：改變條件電離平衡移動方向溶液中c(H＋)溶液中c(OH－)pH溶液的酸堿性Kw升高溫度加入酸加入堿加入活潑金屬(如Na)加入CH3COONa(s)加入NH4Cl(s)2．水的電離平衡遵循化學平衡的一般規(guī)律（1）電離是吸熱過程，故溫度升高，會________水的電離，水的電離程度______，KW_________，水仍呈______性。（2）外加酸，c(H＋)增大，_____水的電離，水的電離程度_______，Kw_______。（2）外加堿，c(OH－)增大，______水的電離，水的電離程度_______，Kw_________。（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，產(chǎn)生H2，使水的電離平衡________移動，水的電離程度_______。（4）加入弱堿離子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱堿離子與水電離出的________結合，水的電離平衡_________移動，c(H+)_______，溶液呈________性。（5）加入弱酸根離子（如CO32、HCO3、CH3COO等），弱酸根離子與水電離出的_______結合，水的電離平衡______移動，c(OH)________，溶液呈______性。必背知識清單04溶液的酸堿性一、溶液的酸堿性與pH1．溶液的酸堿性溶液的酸堿性的判斷標準是溶液中c(H＋)與c(OH－)的相對大小，其具體關系為：c(H＋)與c(OH－)相對大小c(H＋)的范圍(25℃)中性溶液c(OH－)_____c(H＋)c(H＋)_____1.0×10－7mol·L－1酸性溶液c(OH－)_____c(H＋)c(H＋)_____1.0×10－7mol·L－1堿性溶液c(OH－)_____c(H＋)c(H＋)_____1.0×10－7mol·L－12．溶液的pH(1)定義pH是c(H＋)的負對數(shù)，其表達式是pH＝_____________。(2)溶液的pH、c(H＋)及酸堿性的關系(25℃)：pH大小能反映出_____________，即能表示溶液的酸堿性強弱。(3)pH的適用范圍：1×10－14mol·L－1≤c(H＋)≤1mol·L－1，即______≤pH≤________。3．溶液酸堿性的測定方法（1）酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)。常見酸堿指示劑的變色范圍：指示劑變色范圍(顏色與pH的關系)石蕊紅色紫色8.0→藍色酚酞無色粉紅色10.0→紅色甲基橙紅色橙色4.4→黃色（2）利用pH試紙測定，使用的正確操作為_______________________________________________________________________________________________________________。（3）利用pH計測定，儀器pH計可精確測定試液的pH(讀至小數(shù)點后2位)。二、溶液酸堿性的判斷方法1．根本依據(jù)用c(H＋)、c(OH－)的_____________來判斷溶液酸堿性，則不受溫度影響。c(H＋)>c(OH－)溶液呈_______性；c(H＋)＝c(OH－)溶液呈______性；c(H＋)<c(OH－)溶液呈______性。2．常用依據(jù)25℃時溶液的pH與酸堿性的關系pH>7，表示溶液呈______性，pH越大，溶液的堿性______，pH每增加1個單位，溶液的c(OH)增大到原來的_____倍。pH＝7，溶液呈____性。pH<7，表示溶液呈_____性，pH越小，溶液酸性_______，pH每減小1個單位，溶液的c(H+)增大到原來的_____倍。3．其他依據(jù)使用酸堿指示劑進行判斷，要注意指示劑的變色范圍。使甲基橙變紅的溶液呈______性；使石蕊變紅的溶液呈______性；使酚酞變紅的溶液呈______性。三、溶液稀釋和混合后pH的計算1．酸溶液稀釋后的pH的計算(1)25℃時，pH＝2的鹽酸，若加水稀釋10倍，其pH為______；若加水稀釋10n倍，其pH為________。(2)25℃時，若將pH＝5的鹽酸加水稀釋103倍，其pH_______________。(3)25℃時，pH＝2的醋酸(一元弱酸)溶液，加水稀釋10倍，其pH大小范圍應是________。2．堿溶液稀釋后的pH的計算(1)25℃時，pH＝11的氫氧化鈉溶液，若加水稀釋10倍，其pH為__________；若加水稀釋10n倍，其pH為_____________。(2)25℃時，pH＝11的氨水，若加水稀釋10n倍，其pH大小范圍應是_____________；若無限稀釋時，其pH_____________。3．酸、堿溶液混合后pH的計算方法(1)強酸與強酸混合先計算：c(H＋)混＝eq\f(c1(H＋)·V1＋c2(H＋)·V2,V1＋V2)，然后再求pH。25℃時，pH＝2的鹽酸與pH＝4的鹽酸，若按1∶10的體積比混合后，溶液的c(H＋)為_____________，pH為_____________；若等體積混合后，溶液的pH為_____________。(2)強堿與強堿混合先計算：c(OH－)混＝eq\f(c1(OH－)·V1＋c2(OH－)·V2,V1＋V2)，再求c(H＋)混＝eq\f(Kw,c(OH－)混)，最后求pH。25℃時，將200mL5×10－3mol·L－1NaOH溶液與100mL2×10－2mol·L－1NaOH溶液混合后，溶液的c(OH－)為_____________，c(H＋)為_____________，pH為_____________。(3)強酸與強堿混合①恰好完全反應，溶液呈中性，pH＝7。②若酸過量：先求c(H＋)余＝eq\f(c(H＋)·V酸－c(OH－)·V堿,V酸＋V堿)，再求pH。③若堿過量：先求c(OH－)余＝eq\f(c(OH－)·V堿－c(H＋)·V酸,V酸＋V堿)，再求c(H＋)＝eq\f(Kw,c(OH－)余)，然后求pH。25℃時，pH＝12的NaOH溶液與pH＝2的硫酸，若等體積混合后，溶液的pH為________；若按9∶11的體積比混合后，溶液的pH為_______；若按11∶9的體積比混合后，溶液的pH為________。四、堿溶液稀釋后的pH變化規(guī)律1．強酸或弱酸溶液的稀釋問題（1）對于pH＝a的強酸溶液，每稀釋10n倍，強酸的pH就增大______個單位，即pH＝_____________(其中a＋n<7)；（2）對于pH＝a的弱酸溶液，由于稀釋過程中，弱酸還會繼續(xù)電離，故弱酸的pH范圍是________<pH<_________(其中a＋n<7)；（3）酸溶液無限稀釋，pH只能無限接近于7，不能大于7。如圖Ⅰ所示。2．強堿或弱堿溶液的稀釋問題（1）對于pH＝b的強堿溶液，每稀釋10n倍，強堿的pH減小_______個單位，即pH＝_________(其中b－n>7)；（2）對于pH＝b的弱堿溶液，由于稀釋過程中，弱堿還會繼續(xù)電離，故弱堿的pH范圍是________<pH<_________(其中b－n>7)；（3）堿溶液無限稀釋，pH只能無限接近于7，不能小于7。如圖Ⅱ所示。必背知識清單05酸堿中和滴定一、酸堿中和滴定原理及主要儀器1．酸堿中和滴定原理(1)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)，通過測定反應完全時消耗已知濃度的酸(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___________，未知濃度的堿(或酸)溶液常稱為___________。(2)酸堿中和反應的實質(zhì)可用離子方程式H＋＋OH－=H2O來表示，在中和反應中，H＋、OH－之間的物質(zhì)的量關系是______________________；若用參加反應的c(H＋)、c(OH－)來表示，其關系式為___________________，由此可計算c(H＋)，其表達式是c(H＋)＝_____________；也可計算c(OH－)，其表達式是c(OH－)＝_____________。由c(H＋)、c(OH－)可分別求出相應酸、堿的濃度。2．主要儀器(1)酸堿中和滴定所用的主要儀器是_____________和_____________。(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________或________溶液，堿式滴定管用于盛放__________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__________制成；若溶液中的物質(zhì)見光易分解，可用_______滴定管盛放。③滴定管的上都標有_____________、___________、___________；滴定管的精確讀數(shù)為________。3．滴定管的使用方法(1)檢查：使用前先檢查滴定管活塞_____________。(2)潤洗：在加入酸、堿液之前，應使用待裝的酸、堿溶液分別潤洗滴定管內(nèi)壁________次。(3)裝液：注入待裝的酸、堿溶液至滴定管_____________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__________。(5)調(diào)液面：調(diào)整管中液面至____________________以下，記錄讀數(shù)V0。滴定管的讀數(shù)時，視線、刻度線、凹液面在_____________上。(6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動錐形瓶，兩眼注視____________________的變化。滴定過程中，滴加速度_____________，接近終點時，應逐漸___________滴加速度。(7)終點的判斷：最后一滴恰好使指示劑顏色發(fā)生_____________且_____________不變色，即為滴定終點。滴加完畢記錄讀數(shù)V1，消耗溶液的體積為_____________。二、中和滴定曲線和pH突變1．中和滴定曲線的繪制取0.1000mol·L－1的鹽酸溶液20.00mL，注入錐形瓶中，滴加2滴酚酞溶液，用0.1000mol·L－1的NaOH溶液滴定。(1)計算滴定過程中的pH變化，填寫下表空格：V(NaOH)pH(2)根據(jù)上表數(shù)據(jù)繪制滴定曲線(3)由上述滴定曲線可知，滴定終點前后，溶液的pH變化規(guī)律是：_______________________。(4)達到終點的現(xiàn)象是_______________________。2．pH突變與指示劑選擇(1)pH突變強酸和強堿完全反應時，pH=7。當NaOH溶液的體積從變?yōu)?，pH從突躍到，因此只要選擇突變范圍在這一范圍內(nèi)的指示劑就不會造成很大誤差。(2)中和滴定終點的判斷判斷滴定終點(中和反應恰好反應完全的時刻)的方法是_______________________________________________________________，常選用的指示劑是________或_______，而不用石蕊試液的原因是_______________________。(3)指示劑的選擇對于不同的酸堿中和反應，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_____________甲基紅紅橙黃酚酞無色粉紅紅_____________三、中和滴定實驗1．滴定前的準備工作（1）滴定管：檢漏→水洗→潤洗→注液→趕氣泡→調(diào)液面→初始讀數(shù)。（2）錐形瓶：水洗→裝待測液→加指示劑。2．【基礎實驗】測定未知濃度鹽酸的物質(zhì)的量濃度(1)實驗儀器和藥品儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶藥品：0.1000mol·L1NaOH溶液，未知濃度的鹽酸、酚酞、蒸餾水(2)實驗步驟準備階段：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)→加指示劑滴定階段：滴定：左手_____________，右手_____________，眼睛_______________________。終點判斷：溶液由______色變?yōu)開______色，且_______________________，視為滴定終點。記錄消耗標準液的體積。計算結果：求出三次測定數(shù)值的_____________，計算待測鹽酸的物質(zhì)的量濃度。若幾次測定結果相差較大，應_____________。四、中和滴定誤差分析1．酸堿中和滴定誤差產(chǎn)生的原因（1）操作失誤產(chǎn)生的誤差（2）藥品誤差（變質(zhì)或混有雜質(zhì)）（3）讀數(shù)誤差2．誤差分析的基本依據(jù)中和滴定實驗中，產(chǎn)生誤差的途徑主要有操作不當、讀數(shù)不準等。分析誤差要根據(jù)計算式分析，根據(jù)c(待)＝eq\f(c(標)·V(標),V(待))，c(標)、V(待)均為定值，c(待)的大小取決于_____的大小。3．分析方法將所有變化量先歸結為標準溶液用量V(標)變化，然后根據(jù)公式進行判斷。標準溶液用量偏多，V(標)變大，待測溶液濃度c(待)________。標準溶液用量偏少，V(標)變小，待測溶液濃度c(待)________。以標準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：步驟操作V(標)c(待)洗滌酸式滴定管未用標準液潤洗堿式滴定管未用待測液潤洗錐形瓶用待測液潤洗錐形瓶洗凈后還有蒸餾水取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定到終點時氣泡消失振蕩錐形瓶時部分液體濺出溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后反加一滴溶液顏色無變化讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)（或前仰后俯）滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)（或前俯后仰）【歸納小結】中和滴定誤差分析常見問題（1）儀器洗滌在酸堿中和滴定前的準備工作中，滴定管用蒸餾水洗凈后，還要用標準液潤洗2～3次，其原因是標準液的濃度已知，若滴定管未用標準液潤洗，滴定管內(nèi)壁附著的水會使標準液實際濃度減小，消耗標準液體積增大，由c(待)＝eq\f(c(標)·V(標),V(待))可知，待測液濃度偏大。（2）在滴定前，錐形瓶用蒸餾水洗凈后，不能用待測液潤洗。因為若用待測液潤洗錐形瓶，會使量取的待測液的實際體積增大，消耗標準液的體積增大，使測定結果偏大。（3）滴定管正確的讀數(shù)方法是視線、刻度線、凹液面在同一水平線上。試分析右圖讀數(shù)對滴定結果的影響。①如圖Ⅰ，開始讀數(shù)仰視，滴定完畢讀數(shù)俯視，滴定結果會偏小。②如圖Ⅱ，開始讀數(shù)俯視，滴定完畢讀數(shù)仰視，滴定結果會偏大。必背知識清單06鹽類的水解一、鹽溶液的酸堿性1．鹽溶液酸堿性的探究寫出下列鹽溶液的pH（25℃）、鹽的類型和溶液的酸堿性：鹽溶液鹽的類型溶液pH酸堿性NaClCH3COONaNH4ClNa2CO3AlCl3實驗結論：鹽溶液的酸堿性與鹽的組成類型有關，強酸強堿鹽溶液呈_______，弱酸強堿鹽溶液呈______，強酸弱堿鹽溶液呈_______。2．鹽溶液呈現(xiàn)酸堿性的原因（1）NaCl溶液呈中性的原因：NaCl溶于水后電離產(chǎn)生Na＋和Cl－，不能與水電離出的OH－、H＋結合成_____________的物質(zhì)，水的電離平衡_____移動，c(H＋)_______c(OH－)，所以溶液呈中性。（2）NH4Cl溶液呈酸性的原因：NHeq\o\al(＋,4)與水電離的____結合生成了________的NH3·H2O；使溶液中的c(NHeq\o\al(＋,4))______，c(OH－)__________，c(H＋)________，c(H＋)_______c(OH－)，所以NH4Cl溶液呈酸性。離子方程式為：___________________________________________。（3）CH3COONa溶液呈堿性的原因：CH3COO－能與水中的H＋結合生成________的CH3COOH，從而使水的電離平衡向_______移動，使溶液的c(CH3COO－)______，c(H＋)_____，c(OH－)_______，c(H＋)_____c(OH－)，所以CH3COONa溶液呈堿性。離子方程式___________________________________________。二、鹽類水解的原理1．鹽類水解的概念在水溶液中鹽電離產(chǎn)生的_____________或_____________跟水電離出來的______或_______結合生成_____________的反應。2．鹽類水解的實質(zhì)（1）在溶液中鹽電離出來的__________的陽離子或________的陰離子結合水電離出的____________生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，______了水的電離，使溶液顯示不同的酸性、堿性或中性。（2）鹽類水解對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_____________，因此水電離出的c(H+)和c(OH)_______。如25℃時，pH=4的NH4Cl溶液中，c(H+)=104mol·L1，則水電離出的c(H+)=c(OH)=_______mol·L1；pH=11的CH3COONa溶液中，c(OH)=103mol·L1，則水電離出的c(H+)=c(OH)=_______mol·L1。3．鹽類水解的特點①可逆反應：鹽類水解生成酸和堿，與_____________互為可逆反應，是______熱反應。②程度微弱：通常情況下，鹽水解的程度_______，但對溶液酸堿性的影響較大。一般情況下，鹽類水解程度________。③動態(tài)平衡：鹽類的水解平衡狀態(tài)屬于動態(tài)平衡，符合化學平衡移動的原理?！練w納小結】鹽類水解的規(guī)律（1）在可溶性鹽溶液中：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，誰強顯誰性，同強顯中性。（2）常見的弱堿離子：NHeq\o\al(＋,4)、Al3＋、Fe3＋、Cu2＋、Ag+、Zn2+等。常見的弱酸根離子：COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、AlOeq\o\al(－,2)、SOeq\o\al(2－,3)、S2－、HS－、SiOeq\o\al(2－,3)、ClO－、CH3COO－、F－等。（3）酸式鹽溶液酸堿性要看酸式酸根離子的電離和水解程度的相對大小：只電離不水解(如NaHSO4等)的顯酸性；電離大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4等)的顯酸性；水解大于電離(如NaHCO3、NaHS等)的顯堿性。三、鹽類水解水解方程式的書寫1．一般形式：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，一般______“↑”或“↓”。鹽類水解是_______反應，除發(fā)生強烈雙水解的鹽外，一般離子方程式中不寫“=”號，而寫“_____”號。弱離子＋H2O弱電解質(zhì)＋H＋(或OH－)2．方法要求：一判斷：判斷弱離子，書寫化學式。二規(guī)范：寫“”，不標“↑”、“↓”。三注意：多元弱酸根分步書寫，多元弱堿陽離子一步完成。例如Na2CO3的水解：第一步：_________________________________。第二步：_________________________________。Fe3+的水解：_________________________________四、鹽的性質(zhì)與鹽的水解平衡常數(shù)1．鹽的性質(zhì)主要因素是鹽本身的性質(zhì)，組成鹽的酸根對應的酸越弱或陽離子對應的堿越弱，水解程度就_____________(越弱越水解)。填寫下表：序號0.1mol·L1鹽溶液水解的離子方程式對應的弱酸Ka①NaClOHClO3.0×108②CH3COONaCH3COOH1.8×105③NaNO2HNO24.6×104以上3種鹽的水解程度由大到小的順序是______________，溶液的pH大小順序是____________。2．水解平衡常數(shù)Kh（1）水解平衡常數(shù)（Kh）表達式水解反應A+H2OHA+OH的平衡常數(shù)表達式為：Kh=_____________。HA的電離平衡常數(shù)表達式為：Ka=_____________。Kh與Ka和KW的關系：Kh=_____________。（2）鹽的水解程度與鹽的相對應的弱酸或弱堿的強弱的關系：根據(jù)Kh與Ka和KW的關系，一定溫度下，Kh與Ka呈反比，即：鹽的相對應的弱酸或弱堿越弱，鹽的水解程度_____________；反之，鹽的相對應的弱酸或弱堿越強，鹽的水解程度_____________。五、影響鹽類水解的外界因素1．【實驗探究】【實驗1】在小燒杯中加入20mL0.1mol·L－1Fe(NO3)3溶液，用pH計測量該溶液的pH。實驗現(xiàn)象：溶液的pH_____7。實驗結論與解釋：_______________________________________________________________________?！緦嶒?】在另一只小燒杯中加入5mL0.1mol·L－1Fe(NO3)3溶液，加水稀釋到50mL，用pH計測量該溶液的pH。實驗現(xiàn)象：溶液的pH比稀釋前______。實驗結論與解釋：稀釋的過程中雖然FeCl3的水解平衡向正反應方向移動，但稀釋對H＋濃度的變化占主要優(yōu)勢，所以pH比稀釋前大。【實驗3】在A、B、C三支試管中加入等體積0.1mol·L－1Fe(NO3)3溶液。將A試管在酒精燈火焰上加熱到溶液沸騰，向B試管中加入3滴6mol·L－1HNO3溶液。觀察A、B試管中溶液的顏色，并與C試管中溶液的顏色比較。用化學平衡移動的原理解釋上述實驗現(xiàn)象。實驗現(xiàn)象：A與C比較顏色_______；B與C比較顏色________。實驗結論與解釋：加熱時A中Fe(NO3)3的水解平衡向________方向移動，F(xiàn)e3＋濃度_____，顏色______；向B中加H2SO4時，F(xiàn)e(NO3)3的水解平衡向______方向移動，F(xiàn)e3＋濃度______，顏色______。2．影響鹽類水解的外界因素（1）溫度：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度，水解程度_____________。（2）濃度：鹽溶液的濃度越小，電解質(zhì)離子相互碰撞結合成電解質(zhì)分子的幾率_______，水解程度_____。（3）酸堿性：向鹽溶液中加入H＋，可抑制________離子水解；向鹽溶液中加入OH－，能抑制_______離子水解。3．實例分析以0.1mol·L1FeCl3溶液為例，F(xiàn)eCl3溶液水解的離子方程式為__________________________。請?zhí)顚懴卤怼Ｓ绊懸蛩厝芤侯伾苿臃较騝(H+)n(H+)水解程度加熱加入鹽酸加入NaOH加水加入FeCl3加入NH4Cl加入NaHCO3六、鹽類水解的應用1．【實驗探究】鹽類水解的應用實驗【實驗1】Al2(SO4)3飽和溶液與NaHCO3飽和溶液混合。實驗現(xiàn)象：_______________________________________________________________。實驗原理：Al3+和HCO3分別與水電離出的OH和H+反應，兩者相互促進使水解反應正向進行，使Al3+和HCO3最終水解完全。離子方程式為：___________________________________________。【實驗2】明礬凈水原理實驗現(xiàn)象：_____________________________________。實驗原理：明礬電離出的Al3+水解生成Al(OH)3膠體，離子方程式為：_______________________，Al(OH)3膠體能吸附水中微小的懸浮顆粒，使它們聚集在一起形成較大的顆粒沉降下來，從而除去水中懸浮的雜質(zhì)。加入少量NaHCO3，可以_______氫氧化鋁膠體的生成，增強明礬的凈水能力。2．利用鹽類水解原理解釋有關問題（1）比較相同物質(zhì)的量濃度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的堿性強弱。Na2CO3的水解方程式為_____________________，NaHCO3的水解方程式為_____________________，由于Ka1(H2CO3)_______Ka2(H2CO3)，因此CO32的水解程度______HCO3的水解程度，因此Na2CO3溶液的堿性_____。（2）實驗室配制Na2S溶液時，需要抑制S2水解，采取的措施是_______________________。（3）泡沫滅火器的外筒是鐵皮做的，內(nèi)筒為塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液應放在_____________，NaHCO3溶液應放在_____________，因為Al3+水解呈_______，會腐蝕鐵。（4）廢舊鋼鐵在焊接前，先用飽和Na2CO3溶液處理焊點，原理是Na2CO3水解的離子方程式為：_________________________________。在堿性條件下，油脂發(fā)生水解，起到去污的作用。（5）銨態(tài)氮肥不宜與含碳酸鉀的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解顯_______，NH4+水解呈______，兩者發(fā)生反應，導致銨態(tài)氮肥肥效減弱。（6）工業(yè)上制取無水氯化鎂時，將氯化鎂溶液置于_____________中加熱脫水，以防止氯化鎂水解。七、溶液中離子濃度的大小比較1．不同溶液中同一離子濃度的大小比較相同物質(zhì)的量濃度的4Cl溶液，3COONH4溶液，4HSO4溶液，c中H＋對NHeq\o\al(＋,4)水解有______作用，b中CH3COO－的水解對NHeq\o\al(＋,4)水解有______作用，所以三種溶液中c(NHeq\o\al(＋,4))由大到小的順序是_________。2．弱酸溶液中離子濃度的大小比較(1)CH3COOH溶液中存在的平衡有：CH3COOHH＋＋CH3COO－，H2OH＋＋OH－，溶液中微粒有____________________，由于CH3COOH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___________________________。(2)碳酸溶液中存在平衡有：CO2+H2OH2CO3，H2CO3HCOeq\o\al(－,3)＋H＋，HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)，H2OH＋＋OH－。碳酸溶液中存在的微粒有__________________________。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(水分子和CO2分子除外)是___________________________。3．單一溶液中離子濃度大小的比較(1)氯化銨溶液①NH4Cl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____________________________。②NH4Cl溶液中離子濃度由大到小的順序是______________________________。(2)碳酸鈉溶液①Na2CO3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__________________________________。②溶液中離子濃度由大到小的順序是__________________________________。(3)碳酸氫鈉溶液①電離過程有NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)、H2OH＋＋OH－。水解過程有HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。溶液中存在的離子有________________________________。②溶液中離子濃度由大到小的順序是___________________________。4．混合溶液中離子濃度大小的比較(1)物質(zhì)的量濃度相同的NaOH溶液、CH3COOH溶液等體積混合反應的化學方程式：NaOH＋CH3COOH=CH3COONa＋H2O；溶液中存在的離子有__________________________；其濃度由大到小的順序是_________________________________。(2)物質(zhì)的量濃度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等體積混合反應的化學方程式：NH4Cl＋NaOH=NH3·H2O＋NaCl；溶液中存在的離子有____________________________；其濃度由大到小的順序是____________________________。(3)物質(zhì)的量濃度相同的NH4Cl溶液、氨水等體積混合混合后不發(fā)生反應，溶液中的溶質(zhì)為_____________，溶液呈________性；溶液中存在的離子有________________________；其濃度由大到小的順序是_______________________。八、用三大守恒規(guī)律推斷離子濃度關系1．三大守恒規(guī)律(1)電荷守恒規(guī)律電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。如Na2CO3溶液中存在著Na＋、COeq\o\al(2－,3)、H＋、OH－、HCOeq\o\al(－,3)，它們存在如下關系：_______________________________________________________(2)物料守恒規(guī)律電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能水解或電離，離子種類增多，但原子總數(shù)是守恒的。如Na2CO3溶液中COeq\o\al(2－,3)能水解，故碳元素以COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、H2CO3三種形式存在，它們之間的守恒關系式為：_______________________________________________________(3)質(zhì)子守恒規(guī)律質(zhì)子守恒是依據(jù)水的電離平衡：H2O_____________H＋＋OH－得到的，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。如在Na2CO3溶液中有關系式：________________________________________________________一般質(zhì)子守恒由電荷守恒、物料守恒整合得來。2．常見溶液的守恒關系式（1）CH3COONa溶液：物料守恒：_________________________________電荷守恒：_________________________________質(zhì)子守恒：_________________________________（2）NH4Cl溶液：物料守恒：_________________________________電荷守恒：_________________________________質(zhì)子守恒：_________________________________（3）Na2CO3溶液：物料守恒：_________________________________電荷守恒：________________________________質(zhì)子守恒：_________________________________（4）NaHCO3溶液：物料守恒：_________________________________電荷守恒：_________________________________質(zhì)子守恒：_________________________________必背知識清單07沉淀溶解平衡原理一、固體的溶解1．固體的溶解度20℃時，溶解性與溶解度的關系溶解性易溶可溶微溶難溶溶解度>10g1～10g～1g<0.01g2．固體的溶解過程固體物質(zhì)的溶解是可逆過程：固體溶質(zhì)溶液中的溶質(zhì)（1）v(溶解)_______v(結晶)固體溶解（2）v(溶解)_______v(結晶)溶解平衡（3）v(溶解)_______v(結晶)析出晶體二、沉淀溶解平衡原理1．沉淀溶解平衡的建立(1)【實驗探究】PbI2的溶解實驗將少量PbI2固體加入盛有一定量水的燒杯中，用玻璃棒充分攪拌，靜置。取2mL上層清液中于試管中，滴加AgNO3溶液。實驗現(xiàn)象：_________________________________。實驗結論：PbI2的溶解度很小，但___________。PbI2溶于水的平衡方程式是_________________________________。(2)沉淀溶解平衡的建立在有AgCl沉淀生成的溶液中，同時存在溶解過程和沉淀過程。AgCl的沉淀溶解平衡方程式：_______________________________。2．沉淀溶解平衡的概念在一定溫度下，當________________________________________時，體系中形成了飽和溶液，即建立了動態(tài)平衡，叫做沉淀溶解平衡。3．沉淀溶解平衡狀態(tài)的特征：(1)動態(tài)平衡：v溶解______v沉淀≠0。(2)達到平衡時，溶液中離子的濃度_____________。(3)當改變外界條件時，溶解平衡將_____________，達到新的平衡。三、影響沉淀溶解平衡的因素1．內(nèi)因難溶物質(zhì)溶解程度的大小，主要取決于_____________。2．外因影響沉淀溶解平衡的外部因素有溫度、濃度、加入的電解質(zhì)等。已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，在Mg(OH)2懸濁液中，請分析當改變下列條件時，對該溶解平衡的影響，填寫下表：條件改變移動方向c(Mg2＋)c(OH－)溶解度加水升溫加MgCl2(s)加鹽酸加NaOH(s)（1）溫度：溫度升高，多數(shù)溶解平衡向_________的方向移動。（2）濃度：加水稀釋，濃度減小，平衡向_________方向移動。（3）同離子效應：加入與難溶電解質(zhì)構成微粒相同的物質(zhì)，平衡向_________的方向移動。（4）化學反應：加入與難溶電解質(zhì)溶解所得的離子反應的物質(zhì)，平衡向_________的方向移動。四、溶度積常數(shù)1．溶度積常數(shù)的概念在一定溫度下，難溶電解質(zhì)達到沉淀溶解平衡后的溶液為__________溶液，其離子濃度___________，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__________表示。2．溶度積常數(shù)的意義溶度積(Ksp)反映了物質(zhì)在水中的_____________。對同類型的難溶電解質(zhì)(如AgCl、AgBr、AgI)而言，Ksp越小，難溶電解質(zhì)在水中的________。3．溶度積常數(shù)表達式寫出下列沉淀溶解平衡的溶度積常數(shù)的表達式AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)Ksp＝_____________Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)Ksp＝_____________AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)Ksp＝_____________4．溶度積規(guī)則通過比較溶度積Ksp與溶液中有關離子濃度冪的乘積Qc的相對大小，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：（1）Qc>Ksp，_____________。溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達到新的平衡。（2）Qc=Ksp，_____________。溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。（3）Qc<Ksp，_____________。溶液不飽和，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。必背知識清單08沉淀溶解平衡原理的應用一、沉淀的溶解、生成和轉化1．沉淀的溶解根據(jù)沉淀溶解平衡原理，如果加入與溶液中的離子反應的物質(zhì)，使平衡向溶解方向移動，就可以使沉淀溶解。如常用強酸溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等難溶電解質(zhì)。實例：BaCO3和BaSO4都難溶于水，在醫(yī)學上常用BaSO4作鋇餐透視，而不能用BaCO3的原因是什么？2．沉淀的生成根據(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，就可以生成沉淀。實例：可溶性鋇鹽(如BaCl2等)當作食鹽食用，會造成鋇中毒。中毒患者常用5.0%的Na2SO4溶液洗胃的原因是什么？3．沉淀的轉化(1)【實驗探究】沉淀的轉化實驗實驗現(xiàn)象化學方程式實驗1實驗2實驗3實驗結論：_________________________________________________。(2)沉淀轉化的實質(zhì)就是__________________的移動，一般而言，溶解能力相對較強的物質(zhì)容易轉化為溶解能力較弱的物質(zhì)。(3)兩種沉淀的溶解度差別越大，沉淀轉化越_____________。(4)沉淀轉化的應用實例①鍋爐形成的水垢中常含有CaSO4，除去方法是CaSO4(s)eq\o(――→,\s\up7(Na2CO3))CaCO3(s)eq\o(――→,\s\up7(鹽酸))Ca2＋(aq)?；瘜W方程為：_______________________________，_______________________________。②在分析化學中常用飽和Na2CO3溶液，將難溶強酸鹽BaSO4轉化為難溶弱酸鹽BaCO3，然后用強酸溶解，使陽離子進入溶液。BaSO4轉化為BaCO3反應的離子方程式為：_______________________________。③除去CuSO4溶液中的Fe3+，向溶液中加入________或________，調(diào)節(jié)pH至_______，F(xiàn)e3+會全部轉化為Fe(OH)3沉淀除去。二、沉淀溶解平衡的應用由于難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡是動態(tài)平衡，因此可以通過改變條件使平衡移動——溶液中的離子轉化為沉淀或沉淀轉化為溶液中的離子。1．沉淀的生成（1）調(diào)節(jié)pH法：如除去氯化銨溶液中的氯化鐵雜質(zhì)。方法：加入氨水，調(diào)節(jié)pH至3~4，F(xiàn)e3＋轉化為Fe(OH)3沉淀而除去。反應如下：________________________________________。（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，也是分離、除去雜質(zhì)常用的方法。①用H2S除去Cu2＋：___________________________________。②用Na2S除去Hg2＋____________________________________。2．沉淀的溶解根據(jù)溶度積規(guī)則，當Qc<Ksp時，沉淀就向溶解的方向進行。因此，使沉淀溶解的總原則就是設法使離子濃度減小，使之滿足Qc<Ksp。（1）酸堿溶解法對于可溶于酸的沉淀，加入酸將沉淀溶解。例如：難溶于水的CaCO3沉淀可溶于鹽酸中：CaCO3Ca2++CO32，加入鹽酸，H+與CO32反應，CO32+2H+=CO2↑+H2O，使沉淀溶解平衡正向移動。類似可以用強酸溶解的難溶電解質(zhì)還有BaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等。（2）鹽溶解法弱堿鹽的溶液水解呈酸性，可以將一些難溶物用弱堿鹽溶解：例如：Mg(OH)2可溶于NH4Cl溶液：Mg(OH)2Mg2++2OH，當加入NH4Cl溶液時，NH4++OHNH3·H2O，使c(OH)減小，使沉淀溶解平衡正向移動，直至沉淀完全溶解?？偡磻綖椋篲_______________________________________。3．沉淀轉化在生產(chǎn)和科研中的實際應用從一種沉淀可以轉化為另一種沉淀，沉淀轉化的條件是新生成的沉淀的溶解度越小，轉化就越容易；沉淀轉化的實質(zhì)是沉淀溶解平衡的定向移動。（1）工業(yè)廢水處理過程中，重金屬離子可利用沉淀轉化原理用FeS等難溶物轉化為HgS、Ag2S、PbS等沉淀。FeS除去Hg2＋的離子方程式為：_______________________________（2）在分析化學中常用飽和Na2CO3溶液，將難溶強酸鹽BaSO4轉化為難溶弱酸鹽BaCO3，然后用強酸溶解，使陽離子進入溶液。BaSO4轉化為BaCO3反應的離子方程式為：_______________________________（3）硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，水垢的形成過程涉及到沉淀轉化。加熱硬水時，Ca(HCO3)2、Mg(HCO3)2分別分解生成CaCO3、MgCO3。但MgCO3又水解生成更難溶的Mg(OH)2，MgCO3+H2Oeq\o(=,\s\up7(△))Mg(OH)2+CO2↑。故水垢的主要成分不是CaCO3、MgCO3，而是CaCO3、Mg(OH)2。（4）鍋爐形成的水垢中常含有CaSO4，除去方法是CaSO4(s)eq\o(――→,\s\up7(Na2CO3))CaCO3(s)eq\o(――→,\s\up7(鹽酸))Ca2＋(aq)：_______________________________，_______________________________【典例1】NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰苯二甲酸H2A的Kal＝1.1×10－3，Ka2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相對導電能力變化曲線如圖所示，其中b點為反應終點。下列敘述錯誤的是()A．混合溶液的導電能力與離子濃度和種類有關B．Na＋與A2－的導電能力之和大于HA－的C．b點的混合溶液pH＝7D．c點的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)【典例2】絢麗多彩的無機顏料的應用曾創(chuàng)造了古代繪畫和彩陶的輝煌。硫化鎘(CdS)是一種難溶于水的黃色顏料，其在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法錯誤的是()A．圖中a和b分別為T1、T2溫度下CdS在水中的溶解度B．圖中各點對應的Ksp的關系為：Ksp(m)＝Ksp(n)<Ksp(p)<Ksp(q)C．向m點的溶液中加入少量Na2S固體，溶液組成由m沿mpn線向p方向移動D．溫度降低時，q點的飽和溶液的組成由q沿qp線向p方向移動【典例3】25℃時，某混合溶液中c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1mol·L－1，lgc(CH3COOH)、lgc(CH3COO－)、lgc(H＋)和lgc(OH－)隨pH變化的關系如下圖所示。Ka為CH3COOH的電離常數(shù)，下列說法正確的是()A．O點時，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)B．N點時，pH＝lgKaC．該體系中，c(CH3COOH)