高中化學(xué)選修4第三章水溶液中的離子平衡知識點(diǎn)和題型總結(jié)

高中化學(xué)選修4第三章水溶液中的離子平衡知識點(diǎn)和題型總結(jié)水溶液中的離子平衡?1知識要點(diǎn)一、弱電解質(zhì)的電離1、定義:電解質(zhì)、非電解質(zhì);強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)混和物強(qiáng)電解質(zhì):強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)金屬氧化物和鹽。如HCl、NaOH、BaSO4弱電解質(zhì):弱酸、弱堿和水。如HClO、NH3?H2O、Cu(OH)2、NaCl、H2O??SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??下列說法中正確的是()A、能溶于水的鹽是強(qiáng)電解質(zhì)，不溶于水的鹽是非電解質(zhì);B、強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子;弱電解質(zhì)溶液中必存在溶質(zhì)分子;C、在熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物一定是離子化合物，也一定是強(qiáng)電解質(zhì);D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能導(dǎo)電，故兩者均是電解質(zhì)。2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別:在一定條件下(溶于水或熔化)能否電離(以能否導(dǎo)電來證明是否電離)非電解質(zhì)——共價(jià)化合物電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物離子化合物與共價(jià)化合物鑒別方法:熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電下列說法中錯(cuò)誤的是()A、非電解質(zhì)一定是共價(jià)化合物;離子化合物一定是強(qiáng)電解質(zhì);B、強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液一定能導(dǎo)電;非電解質(zhì)的水溶液一定不導(dǎo)電;C、濃度相同時(shí)，強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液的導(dǎo)電性一定比弱電解質(zhì)強(qiáng);D、相同條件下，pH相同的鹽酸和醋酸的導(dǎo)電性相同。3、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別:在水溶液中是否完全電離(或是否存在電離平衡)注意:?電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物?SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)?強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì))4、強(qiáng)弱電解質(zhì)通過實(shí)驗(yàn)進(jìn)行判定的方法(以HAc為例):(1)溶液導(dǎo)電性對比實(shí)驗(yàn);(2)測0.01mol/LHAc溶液的pH>2;(3)測NaAc溶液的pH值;(4)測pH=a的HAc稀釋100倍后所得溶液pH<a+2(5)將物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈堿性(6)中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積大于10mL;(7)將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性(8)比較物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體的速率最佳的方法是和;最難以實(shí)現(xiàn)的是，說明理由(提示:實(shí)驗(yàn)室能否配制0.1mol/L的HAc,能否配制pH=1的HAc,為什么,)5、強(qiáng)酸(HA)與弱酸(HB)的區(qū)別:(1)溶液的物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，pH(HA),pH(HB)(2)pH值相同時(shí)，溶液的濃度CHA,CHB(3)pH相同時(shí)，加水稀釋同等倍數(shù)后，pHHA,pHHB物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是，pH最大的是;體積相同時(shí)分別與同種NaOH溶液反應(yīng)，消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為。pH相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，物質(zhì)的量濃度最小的是，最大的是;體積相同時(shí)分別與同種NaOH溶液反應(yīng)，消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為。甲酸和乙酸都是弱酸，當(dāng)它們的濃度均為0.10mol/L時(shí)，甲酸中的c(H+)為乙酸中c(H+)的3倍，欲使兩溶液中c(H+)相等，則需將甲酸稀釋至原來的3倍(填“<”、“>”或“=”);試推測丙酸的酸性比乙酸強(qiáng)還是弱。二、水的電離和溶液的酸堿性1、水離平衡:H2OH++OH-水的離子積:KW=[H+]?[OH-]25?時(shí),[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]?[OH-]=10-14注意:KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽))可逆(2)吸熱(3)極弱2、水電離特點(diǎn):(13、影響水電離平衡的外界因素:?酸、堿:抑制水的電離(pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制)?溫度:促進(jìn)水的電離(水的電離是吸熱的)?易水解的鹽:促進(jìn)水的電離(pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進(jìn))試比較pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四種溶液中水的電離程度從大到小的順序是。4、溶液的酸堿性和pH:(1)pH=-lg[H]注意:?酸性溶液不一定是酸溶液(可能是溶液);?pH,7溶液不一定是酸性溶液(只有溫度為常溫才對);?堿性溶液不一定是堿溶液(可能是。-12已知100?時(shí)，水的KW=1×10，則該溫度下(1)NaCl的水溶液中[H+，(2)0.005mol/L的稀硫酸的pH=;0.01mol/L的NaOH溶液的pH=(2)pH的測定方法:酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞pH試紙——最簡單的方法。操作:將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液點(diǎn)試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較讀數(shù)即可。注意:?事先不能用水濕潤PH試紙;?只能讀取整數(shù)值或范圍用濕潤的pH試紙測某稀溶液的pH，所測結(jié)果(填“偏大”、“偏小”、“不變”或“不能確定”)，理由是。(3?強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸最好選用的指示劑為:，原因是;。三、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合:(先求[H+]混:將兩種酸中的H+離子數(shù)相加除以總體積，再求其它)[H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合:(先求[OH-]混:將兩種酸中的OH-離子數(shù)相加除以總體積，再求其它)[OH-]混,([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)(注意:不能直接計(jì)算[H+]混)-，?H+3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合:(先據(jù)H++OH-==H2O計(jì)算余下的H+或OH有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)注意:在加法運(yùn)算中，相差100倍以上(含100倍)的，小的可以忽略不計(jì)～將pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH=;20mLpH=5的鹽酸中加入1滴(0.05mL)0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH=。四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律:1、強(qiáng)酸溶液:稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+n(但始終不能大于或等于7)2、弱酸溶液:稀釋10n倍時(shí)，pH稀,pH原+n(但始終不能大于或等于7)3、強(qiáng)堿溶液:稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原,n(但始終不能小于或等于7)4、弱堿溶液:稀釋10n倍時(shí)，pH稀,pH原,n(但始終不能小于或等于7)5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋后pH均為76、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。pH=3的HCl稀釋100倍后溶液的pH變?yōu)閜H=3的HAc溶液稀釋100倍后pH為pH變?yōu)?，應(yīng)稀釋的倍數(shù)應(yīng)(填不等號)100;pH=5的稀硫酸稀釋1000倍后溶液中[H+]:[SO42-;pH=10的NaOH溶液稀釋100倍后溶液的pH變?yōu)?pH=10的NaAc溶液稀釋10倍后溶液的pH為。五、“酸、堿恰好完全反應(yīng)”與“自由H+與OH-恰好中和”酸堿性判斷方法1、酸、堿恰好反應(yīng)(現(xiàn)金+存款相等):恰好生成鹽和水，看鹽的水解判斷溶液酸堿性。(無水解，呈中性)+-2、自由H與OH恰好中和(現(xiàn)金相等)，即“14規(guī)則:pH之和為14的兩溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性?！?生成鹽和水，弱者大量剩余，弱者電離顯性。(無弱者，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與pH=11的氨水等體積混合后溶液呈，原因是。(2)室溫時(shí)，0.01mol/L某一元弱酸只有1%發(fā)生了電離，則下列說法錯(cuò)誤的是A、上述弱酸溶液的pH,4B、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH,7C、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH,7D、加入等體積pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH,7六、鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)1、鹽類水解規(guī)律:?有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解;誰強(qiáng)顯誰性，兩弱相促進(jìn)，兩強(qiáng)不水解。?多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:Na2CO3,NaHCO3)?弱酸酸性強(qiáng)弱比較:A、同主族元素最高價(jià)含氧酸的酸性遞減，無氧酸的酸性遞增(利用特殊值進(jìn)行記憶。如酸性:HF<HCl;HNO3>H3PO4)B、飽和一元脂肪酸的碳原子數(shù)越小，酸性越強(qiáng)(如HCOOH>CH3COOH)C、一些常見的酸的酸性:HClO、HAlO2、苯酚為極弱酸;醋酸>碳酸;磷酸和H2SO3為中強(qiáng)酸;HClO4為最強(qiáng)含氧酸等。(1)下列物質(zhì)不水解的是;水解呈酸性的是;水解呈堿性的是?FeS?NaI?NaHSO4?KF?NH4NO3?C17H35COONa(2)濃度相同時(shí)，下列溶液性質(zhì)的比較錯(cuò)誤的是()?酸性:H2S>H2Se?堿性:Na2S>NaHS?堿性:HCOONa>CH3COONa?水的電離程度:NaAc<NaAlO2?溶液的pH:NaHSO3<Na2SO4<NaHCO3<NaClO2、鹽類水解的特點(diǎn):(1)可逆(2)程度小(3)吸熱下列說法錯(cuò)誤的是:A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在;B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈紅色，加熱紅色變深;C、NH4Cl溶液呈酸性這一事實(shí)能說明氨水為弱堿;D、在稀醋酸中加醋酸鈉固體能促進(jìn)醋酸的電離。3、影響鹽類水解的外界因素:?溫度:溫度越高水解程度越大(水解吸熱)?濃度:濃度越小，水解程度越大(越稀越水解)?酸堿:促進(jìn)或抑制鹽的水解(H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽離子水解;OH-促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解)Na2CO3溶液呈堿性原原因用方程式表示為;能減少Na2CO3溶液中CO32-濃度的措施可以是()?加熱?加少量NaHCO3固體?加少量(NH4)2CO3固體?加少量NH4Cl?加水稀釋?加少量NaOH4、酸式鹽溶液的酸堿性:?只電離不水解:如HSO4-?電離程度,水解程度，顯酸性(如:HSO3-、H2PO4-)?水解程度,電離程度，顯堿性(如:HCO3-、HS-、HPO42-)寫出NaH2PO4溶液中所有的水解和電離方程式[H3PO4]、[HPO42-]與[H2PO4-]的大小關(guān)系5、雙水解反應(yīng):(1)構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)為雙水解反應(yīng)(即弱酸弱堿鹽)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。其促進(jìn)過程以NH4Ac為例解釋如下:—NH4Ac==NH4++Ac-NH4++H2ONH3?H2O+H+Ac+H2OHAc+OH-—兩個(gè)水解反應(yīng)生成的H+和OH反應(yīng)生成水而使兩個(gè)水解反應(yīng)的生成物濃度均減少，平衡均右移。(2)常見的雙水解反應(yīng)完全的為:Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的方程式寫“==”并標(biāo)“??”，其離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如:2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3?+3H2S?寫出Al3+與CO32-、HCO3-在水溶液中反應(yīng)的離子方程式:，在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸鋁溶液的離子方程式為，泡沫滅火器中使用硫酸鋁與小蘇打而不用純堿的原因是;能鑒別Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚鈉五種溶液的一種試劑是。6、鹽類水解的應(yīng)用:?混施化肥(N、P、K三元素不能變成?和?)?泡沫滅火劑(用硫酸鋁和小蘇打?yàn)樵希p水解)?FeCl3溶液止血?jiǎng)?血漿為膠體，電解質(zhì)溶液使膠體凝聚)?明礬凈水(Al3+水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉)?NH4Cl焊接金屬(氯化銨呈酸性，能溶解鐵銹)?判斷溶液酸堿性(強(qiáng)者顯性)?比較鹽溶液離子濃度的大小?判斷離子共存(雙水解的離子產(chǎn)生沉淀和氣體的不能大量共存)?配制鹽溶液(加對應(yīng)的酸防止水解)七、電離、水解方程式的書寫原則1、多元弱酸(多元弱酸鹽)的電離(水解)的書寫原則:分步書寫例:H2S的電離H2S+-;HS-H+例:Na2S的水解:H2O+S2-OH-H2O+HS-H2-注意:不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。2、多元弱堿(多元弱堿鹽)的電離(水解)書寫原則:一步書寫Al3++3H2O3+3H+下列方程式中屬于電離方程式的例:是;屬于水解方程式的是A、HCO3-+H2OH3O++CO32-B、BaSO4==Ba2++SO42-C、AlO2-+2H2OAl(OH)3+OH-D、CaCO3(s)Ca2++CO32-八、溶液中微粒濃度的大小比較1、基本原則:抓住溶液中微粒濃度必須滿足的兩種守恒關(guān)系:?電荷守恒(電荷數(shù)前移):任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和,各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和?物料守恒(原子個(gè)數(shù)前移):某原子的總量(或總濃度),其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和?質(zhì)子守恒(得失H+個(gè)數(shù)前移)::?得質(zhì)子后形成的微粒濃度?得質(zhì)子數(shù)==?失質(zhì)子后形成的微粒濃度?失質(zhì)子數(shù)2、同濃度的弱酸和其弱酸鹽、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強(qiáng)弱規(guī)律:?中常化學(xué)常見的有三對等濃度的HAc與NaAc的混合溶液:弱酸的電離,其對應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈酸性等濃度的NH3?H2O與NH4Cl的混合液:弱堿的電離,其對應(yīng)弱堿鹽的水解，溶液呈堿性等濃度的HCN與NaCN的混合溶液:弱酸的電離<其對應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈堿性?掌握其處理方法(即抓主要矛盾)例:0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等體積混合后溶液呈酸性，則?溶液呈酸性，?CH3COOH的電離,CH3COONa的水解，?[HAc]<0.1mol/L，[Ac-]>0.1mol/L.九、酸堿中和滴定(見專題)十、溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識(1)溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。-5+(2)反應(yīng)后離子濃度降至1×10mol/L以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。如酸堿中和時(shí)[H]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=”。(3)難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。(4)掌握三種微溶物質(zhì):CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。(6)溶解平衡存在的前提是:必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“”。如:Ag2S(s)2Ag++S2-3、沉淀生成的三種主要方式(1)加沉淀劑法:Ksp越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全;沉淀劑過量能使沉淀更完全。(2)調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子:常加入難溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M2+溶液中易水解的陽離子。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。(3)氧化還原沉淀法:加氧化劑或還原劑將要除去的離子變成沉淀而除去(較少見)4、沉淀的溶解:沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。常采用的方法有:?加水;?加熱;?減少生成物(離子)的濃度。使沉淀溶解的方法一般為減少生成物的濃度，?對于難溶物加水和加熱對其溶解度的影響并不大。5、沉淀的轉(zhuǎn)化:溶液中的沉淀反應(yīng)總是向著離子濃度減少的方向進(jìn)行，簡而言之，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。+2-(1)對于Ag2S(s)2Ag+S，其Ksp的表達(dá)式為。(2)下列說法中不正確的是?用稀HCl洗滌AgCl沉淀比用水洗滌損耗AgCl小;?一般地，物質(zhì)的溶解度隨溫度的升高而增加，故物質(zhì)的溶解大多是吸熱的;?對于Al(OH)3(s)Al(OH)3Al3++3OH-，前者為溶解平衡，后者為電離平衡;?除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀比用CO32-好，說明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大;?沉淀反應(yīng)中常加過量的沉淀劑，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、歸納和技巧一、酸的酸性強(qiáng)弱與溶液的酸性強(qiáng)弱的聯(lián)系與區(qū)別酸的酸性強(qiáng)弱是指酸電離出H的難易(越易電離出H，酸的酸性越強(qiáng));溶液酸性的強(qiáng)弱是指溶液中[H]的相對大小(H濃度越大，溶液的酸性越強(qiáng))。溶液的酸性可能是由酸電離產(chǎn)生的H+而引起的，也可能是由強(qiáng)酸弱堿鹽水解而引起的。下列說法中錯(cuò)誤的是A、強(qiáng)酸溶液的導(dǎo)電性一定比弱酸的強(qiáng);B、酸越難以電離出質(zhì)子，其對應(yīng)的酸根離子就越易水解;C、溶液的酸性越強(qiáng)，則溶液中的[H+]越大，水的電離程度就越小;D、在水中完全電離的酸一定是強(qiáng)酸，但強(qiáng)酸的水溶液的酸性不一定強(qiáng)。二、溶液的導(dǎo)電性與電解質(zhì)強(qiáng)弱的聯(lián)系與區(qū)別溶液的導(dǎo)電性僅與溶液中的離子濃度及離子所帶電荷數(shù)的多少相關(guān)。電荷數(shù)相同時(shí)，離子濃度越大，導(dǎo)電性越強(qiáng);離子濃度相同時(shí)，離子所帶電荷數(shù)越多，溶液導(dǎo)電性越強(qiáng);電解質(zhì)溶液導(dǎo)電的同時(shí)一定發(fā)生電解～電解質(zhì)的強(qiáng)弱是指電解質(zhì)在水中的電離程度。電解質(zhì)越強(qiáng)，在水中就越完全電離，反之就越難電離。相同條件下，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性比弱電解質(zhì)的強(qiáng)(即導(dǎo)電性對比實(shí)驗(yàn))。、和電(1)常見的三種導(dǎo)電方式為子空穴導(dǎo)電。(2)濃度相同的HCl、HAc、NaHSO4三種酸并聯(lián)入同一電路中，導(dǎo)電性最強(qiáng)的是，最弱的是。三、電離平衡、水解平衡、溶解平衡的共性1、加水均能促進(jìn)三大平衡;2、加熱均能促時(shí)三大平衡(溶解平衡個(gè)別例外)3、三大平衡均為水溶液中的平衡，故都不受壓強(qiáng)的影響.4、均遵循勒夏特列原理。對于AgCl(s)Ag++Cl-，平衡后欲使溶液中的[Cl-]增大，可采取的措施是()加水?加NaCl(s)?加AgCl(s)?加NaBr(s)?加熱?加氨水?四、酸堿鹽對水的電離的影響1、水中加酸:酸電離出的H+使平衡H2OH++OH-逆移，溶液中[H+]主要是酸電離產(chǎn)生的，只有極小部分由水電離產(chǎn)生(可忽略);[OH-]全由水電離產(chǎn)生。2、水中加堿:堿電離出的OH-使平衡H2OH++OH-逆移，溶液中[OH-]主要是堿電離產(chǎn)生的，只有極小部分由水電離產(chǎn)生(可忽略);[H+]全由水電離產(chǎn)生。3、正鹽溶液中的[H+]、[OH-]均由水電離產(chǎn)生:(1)強(qiáng)酸弱堿鹽:如AlCl3，水電離產(chǎn)生的OH-部分被陽離子結(jié)合生成了難電離的弱堿，故使溶液中[H+]>[OH-]。(2)強(qiáng)堿弱酸鹽:如NaAc，水電離產(chǎn)生的H+部分被陰離子結(jié)合生成了難電離的弱酸，故使溶液中[OH-]>[H+]。4、酸式鹽中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根離子以電離為主，故顯酸性而抑制水的電離，其余均以水解為主而促進(jìn)水的電離。已知某NaHSO3溶液的pH=4，則有關(guān)NaHSO3溶液的說法中正確的是()A、NaHSO3溶液中水的電離程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液B、[HSO3-]>[H2SO3]>[SO32-]C、該溶液中由水電離出的[H+]為1×10-4mol/LD、加入少量NaOH使溶液的pH升高會(huì)使水的電離受抑制五、Qc與KQc為濃度商:是指剛開始反應(yīng)(但未反應(yīng))時(shí)平衡體系各物質(zhì)濃度冪次方之積之比(對于溶液是指混合后但不反應(yīng)時(shí)的濃度)K為平衡常數(shù):是指可逆反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)體系各物質(zhì)濃度冪次方之積之比。在化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分別有不同的名稱:化學(xué)平衡常數(shù)(K)、電離常數(shù)(Ka)、水解常數(shù)(Kh)、溶度積(Ksp)。Qc與K的相對大小可反映出體系是否為平衡狀態(tài):(1)Qc>K，過平衡狀態(tài)，反應(yīng)將逆向進(jìn)行;(2)Qc=K，平衡狀態(tài);(3)Qc<K，未平衡狀態(tài)，反應(yīng)將正向進(jìn)行已知25?時(shí)CaSO4的Ksp=9.1×10-6，若將0.02mol/L的Na2SO4溶液與0.004mol/LCaCl2溶液等體積混合，試通過計(jì)算溶液中是否有沉淀析出六、解題方法1、溶液導(dǎo)電能力的變化【例1】把0.05molNaOH固體分別加入到100mL下列液體中，溶液的導(dǎo)電能力變化最小的是——A(0.05mol?L1硫酸B(0.6mol?L1鹽酸——C(0.5mol?L1的醋酸;D(0.5mol?L1KCl溶液方法:寫將化學(xué)程式改為離子方程式的第一步，比較反應(yīng)前后溶液中離子數(shù)的變化關(guān)鍵:不需考慮弱電解質(zhì)的電離及離子的水解;注意加入物質(zhì)是否過量2、水電離出的[H+]濃度為已知條件的離子共存判斷【例2】在由水電離產(chǎn)生的c(H+)=1×10-14mol/L的溶液中，一定可以大量共存的離子組是A)NH4+,Al3+,Br-,SO42-B)Na+,Mg2+,Cl-,NO3-C)K+,Ba2+,Cl-,NO3-D)K+,Na+,SO32-,SO42-H+)=1×10-14mol/L的溶液”即溶液的pH可能為方法:”由水電離產(chǎn)生的c(14也可能為0;也即“下列各組離子既能大量存在于酸性溶液中也能大量存在于堿性溶液之中的是”。注意:若由水電離產(chǎn)生的H+濃度大于10-7mol/L，則溶液一定呈酸性，溶質(zhì)中一定有強(qiáng)酸弱堿鹽?！纠?】由水電離產(chǎn)生的c(H+)=1×10-5mol/L的溶液，其溶質(zhì)可能是A、NaHSO4B、AlCl3C、H2SO4D、NaH2PO43、14規(guī)則的運(yùn)用【例4】將pH=3的鹽酸溶液和pH=11的氨水等體積混合后，溶液中離子濃度關(guān)系正確的是:，，A([NH4+],[Cl-],[H],[OH-]B([NH4+],[Cl-],[OH-],[H]，，C([Cl-],[NH4+],[H],[OH-]D([Cl-],[NH4+],[OH-],[H]解析:利用“pH之和為14的酸堿等體積混合后，誰弱誰過量顯誰性。”規(guī)律，判斷反應(yīng)后溶液為NH4Cl和NH3?H2O的混合溶液且呈堿性，而溶液呈堿性，則以氨水的電離為主，故選B【例5】在常溫下10mLpH=10的KOH溶液中，加入pH=4的一元酸HA溶液至pH剛好等于7(設(shè)反應(yīng)前后體積不變)，則對反應(yīng)后溶液的敘述正確的是A、[A-]=[K+]B、[H+]=[OH-]<[K+]<[A-]C、V總?20mLD、V總?20mL解析:分HA為強(qiáng)酸和弱酸兩種情況，再結(jié)合14規(guī)則:假如酸為弱酸，則加入10mL弱酸后溶液呈酸性，而已知溶液呈中性，故加入的弱酸體積小于10mL。4、溶液混合后離子濃度大小的比較【例6】將0.1mol/LNaOH和0.1mol/LNH4Cl溶液等體積混合后，離子濃度大小正確的順序是:，，，，A([Na],[Cl-],[OH-],[H]B([Cl-],[Na],[OH-],[H]，，，，C([Na]=[Cl-],[OH-],[H]D([Na]=[Cl-],[H],[OH-]解析:?NaOH+NH4Cl=NaCl+NH3〃H2O，故先不考慮水解和電離(含水的電離)，分別列出反應(yīng)前后各微粒的物質(zhì)的量，若反應(yīng)后有兩種或幾種微粒的量相等，則要考慮離子的水解和電離。【例7】將100ml、0.1mol/L的BaCl2溶液中加入到100ml、0.2mol/L的H2SO4溶液中，則溶液中存在的離子濃度的關(guān)系的是:A([H+],[Cl-],[Ba2+],[SO42-]B([Cl-],[H+],[SO42-],[Ba2+]C([H+],[Cl-],[SO42-],[Ba2+]D([Cl-],[H+],[Ba2+],[SO42-]5、量變而量濃度不變【例8】一定溫度下，向足量的石灰乳中加少量生石灰時(shí)，下列有關(guān)說法錯(cuò)誤的是()A、溶液中Ca2+數(shù)不變B、溶液的pH不變C、溶液的密度不變D、溶液中[Ca2+]不變解析:題目已說明溫度不變，故不需考慮熱效應(yīng)。CaO+H2O=Ca(OH)2(s)，使溶液中水減少而析出Ca(OH)2，但溶液依然為飽和溶液～本題就相當(dāng)于從飽和石灰水中移去部分飽和溶液，各組分的量變小了，但濃度等度并不變?！纠?】一定溫度下，向足量Na2CO3飽和溶液中加入1.06g無水碳酸鈉，析出Na2CO3?10H2O晶體，下列有關(guān)說法正確的是A、析出晶體質(zhì)量2.86g;B、溶液的pH不變C、溶液中Na+數(shù)增加D、溶液質(zhì)量減少?3綜合訓(xùn)練1、下列關(guān)于強(qiáng)、弱電解質(zhì)的敘述中正確的是()A、強(qiáng)電解質(zhì)都是離子化合物，弱電解質(zhì)都是共價(jià)化合物B、強(qiáng)電解質(zhì)都是可溶性化合物，弱電解質(zhì)都是難溶性化合物C、強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液中無溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)的水溶液中有溶質(zhì)分子D、強(qiáng)電解質(zhì)的導(dǎo)電能力強(qiáng)，弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力弱2、下列離子方程式中，正確的是()A、CH3COOH=CH3COO-+H+B、NaOH=Na++OH-C、KClO3K++ClO3-D、BaSO4=Ba2++S2-+4O2-3、氨水有下列平衡:NH3?H2ONH4++OH-當(dāng)其它條件不變時(shí)，改變下列條件，平衡向左移動(dòng)，且c(NH4+)增大的是()A、加NaOHB、加鹽酸C、加NH4ClD、加同濃度氨水4、水是一種極弱電解質(zhì)，在室溫下平均每n個(gè)水分子中只有一個(gè)水分子發(fā)生電離，則n值為()A、1×10-14B、55.6×107C、107D、55.65、在100?，100mL蒸餾水中c(OH-)=1×10-6mol?L-1，當(dāng)改變下列條件之一時(shí)，c(OH-)仍然等于1×10-6mol?L-1的是()A、溫度降低到25?B、加入10-6molNaOH固體，保持100?C、加入10-6molNaCl固體。溫度降低到25?D、蒸發(fā)掉50mL水，保持100?6、在0.01mol?L-1的H2SO4溶液中由水電離出的c(OH-)是()A、5×10-13mol?L-1B、0.01mol?L-1C、1×10-7mol?L-1D、1×10-2mol?L-17、pH為4.5的鹽酸1mL稀釋為約1L，稀釋前后溶液中指示劑的顏色變化是()A、稀釋前后酚酞均為無色B、石蕊由紅色變?yōu)樽仙獵、甲基橙由紅色變?yōu)辄S色D、甲基橙由黃色變?yōu)槌壬?、60mL0.5mol?L-1NaOH溶液和40mL0.4mol?L-1的H2SO4相混合后，溶)液的pH約為(A、0.5B、1.7C、2D、13.29、在鹽類的水解過程中，下列敘述正確的是()B、水的電離平衡被破壞A、鹽的電離平衡被破壞C、沒有發(fā)生中和反應(yīng)D、溶液的pH一定變大10、物質(zhì)的量濃度相同、體積也相同的一元酸和一元堿相互中和時(shí)，溶液()A、顯酸性B、顯堿性C、顯中性D、酸堿性無法確定11、為了配置CH3COO-與Na+離子物質(zhì)的量濃度值比為1:1的溶液，可向溶液中加入()A、適量的鹽酸B、適量的NaOH固體C、適量的KOH固體D、適量的NaCl固體12、下列反應(yīng)中，屬于水解反應(yīng)且使溶液顯酸性的是()A、NH4+H2ONH3?H2O+HB、HCO3+H2OCO3+H3OC、S2-+H2OHS-+OH-D、NH3+H2ONH4++OH-13、實(shí)驗(yàn)室在配制硫酸鐵溶液時(shí)，先把硫酸鐵晶體溶解在稀硫酸中，再加水稀釋到所需的濃度，這樣操作的目的是()A、提高硫酸鐵的溶解度B、防止硫酸鐵分解C、降低溶液的pHD、抑制硫酸鐵水解14、實(shí)驗(yàn)室有下列試劑:?NaOH溶液?水玻璃?Na2S溶液?NH4Cl溶液?濃H2SO4，其中必須用帶橡膠塞的試劑瓶保存的是()A、???B、???C、???D、???15、將0.1mol下列物質(zhì)置于1L水中充分?jǐn)嚢韬?，溶液中陰離子數(shù)最多的是()A、KClB、Mg(OH)2C、Na2CO3D、MgSO416、物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，含微粒種類最多的是()A、CaCl2B、CH3COONaC、NH3D、K2S17、下列物質(zhì)的稀溶液中，溶質(zhì)的陰、陽離子的個(gè)數(shù)比為1:2的是()A、(NH4)2SO4B、NaHSO4C、K2SD、Na2SO418、為了配置NH4+的濃度與Cl-的濃度比為1:1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入()?適量的HCl?適量的NaCl?適量的氨水?適量的NaOHA、??B、?C、??D、?19、25?時(shí)，在濃度為1mol?L-1的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶液中，測得其c(NH4+)分別為a、b、c(單位為mol/L)。下列判斷正確的是()A、a=b=cB、a,b,cC、a,c,bD、c,a,b20、c(NH4+)相同的下列溶液?NH4Cl?(NH4)2SO4?NH4HSO4?NH4HCO3，其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是()A、????B、????C、????D、????21、下列儀器使用前不需檢驗(yàn)是否漏水的有()A、移液管B、分液漏斗C、滴定管D、容量瓶22、酸堿恰好完全中和時(shí)，它們一定相等的是()B、物質(zhì)的量C、物質(zhì)的量濃度D、H+和OH-的物質(zhì)A、質(zhì)量的量23、用酸滴定堿時(shí)，滴定前讀酸式滴定管讀數(shù)時(shí)，仰視讀數(shù)，滴定結(jié)束時(shí)讀數(shù)正確，這樣會(huì)使測得的堿溶液的濃度()A、偏高B、偏低C、不受影響D、不能確定24、下列實(shí)驗(yàn)中，直接采用沾有水滴的儀器，對實(shí)驗(yàn)結(jié)果沒有影響的是()A、氨的噴泉實(shí)驗(yàn):燒瓶B、實(shí)驗(yàn)室制取氧氣:試管C、中和滴定:錐形瓶D、中和滴定:滴定管25、用0.1mol?L-1NaOH溶液滴定100mL0.1mol?L-1鹽酸時(shí)，如果滴定誤差在?0.1%以)A、6.9~7.1B、3.3~10.7C、4.3~9.7D、6~826、下列物質(zhì)的水溶液中，存在電離平衡的是()A、Ca(OH)2B、CH3COOHC、BaSO4D、CH3COONa27、已知HClO是比H2CO3還弱的酸，反應(yīng):Cl2+H2OHCl+HClO，達(dá)到平衡后要使HClO的濃度增大，可加入()A、H2SB、HClC、CaCO3D、NaOH(固體)28、下列敘述不正確的是()A、純水也是一種電解質(zhì)B、無論是酸性、中性還是堿性稀溶液，只要溫度恒定，c(H+)×c(OH-)是一個(gè)常數(shù)C、一定溫度下，0.1mol?L-1的磷酸溶液中H+主要來自于酸的第一步電離D、強(qiáng)堿溶液中不存在H+29、體積相同、pH相同的鹽酸和醋酸溶液，再用氫氧化鈉溶液中和時(shí)，兩者消耗氫氧化鈉的物質(zhì)的量是()A、相同B、鹽酸多C、醋酸多D、無法比較30、等體積的下列溶液中，陰離子的總濃度最大的是()A、0.2mol?L-1K2SB、0.1mol?L-1Ba(OH)2C、0.2mol?L-1NaClD、0.2mol?L-1(NH4)2SO431、能正確表示下列反應(yīng)的離子方程式是()A、用碳酸鈉溶液吸收少量的二氧化硫:2CO32-+SO2+H2O=2HCO3-+SO32-B、金屬鋁溶于鹽酸中:Al+2H+=2Al3++H2?C、硫化鈉溶于水中:S2-+H2O=H2S?+OH-D、碳酸鎂溶于硝酸中:CO32-+2H+=CO2?+H2O32、在相同溫度時(shí)100mL0.01mol/L的醋酸溶液與10mL0.1mol/L的醋酸溶液相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是???????????????????????????()A.中和時(shí)所需NaOH的量B.電離程度C.H+的物質(zhì)的量D.CH3COOH的物質(zhì)的量33、在醋酸的下列性質(zhì)中,可以證明它是弱電解質(zhì)的是?????????????()A.1mol/L的醋酸溶液中[H+]約為10-3mol/LB.醋酸能與水以任意比互溶C.10mL1mol/L的醋酸恰好與10mL1mol/LNaOH溶液完全反應(yīng)D.在相同條件下,醋酸的導(dǎo)電性比強(qiáng)酸溶液弱34、下列敘述中正確的是?????????“????????????????()A.固體氯化鈉不導(dǎo)電,但氯化鈉是電解質(zhì)B.氯化鈉溶液能導(dǎo)電,氯化鈉溶液是電解質(zhì)C.氧化鈉的水溶液導(dǎo)電,所以氧化鈉是電解質(zhì)D.碳酸鈣難溶于水,碳酸鈣不是電解質(zhì)35、HClO比H2CO3還弱的酸,為了提高氯水中HClO的濃度,可加入????????()A.HClB.CaCO3(S)C.H2OD.NaOH36、下列電離方程式中正確的是????????????????????????()A.NaHS溶于水:NaHS==Na++HS-HS-+H2OH3O+2-B.(NH4)2SO4溶于水:(NH4)2SO4++SO42-C.磷酸溶于水中:H3PO4==3H++PO43-D.Al(OH)3的電離:Al(OH)3=Al3++3OH-37、某溫度下,有兩瓶不同濃度的氨水,甲瓶的濃度為0.1mol/L,乙瓶的濃度為1mol/L,則甲瓶溶液中[OH-]與乙瓶之比為?????????????????????????()A.=1/10B.大于1/10C小于1/10D.無法確定38、可以判定某酸是強(qiáng)電解質(zhì)的現(xiàn)象是?????????????????????()A.該酸加熱至沸騰也不分解B.該酸可以溶解氫氧化銅C.該酸可跟石灰石反應(yīng),放出CO2D.該酸濃度為0.01mol/L時(shí)PH為239、已知AG=lg[c(H+)/c(OH-)]，常溫下，在AG=-10的溶液中能大量存在的離子組是:A)Cl-,AlO2-,SO32-,Na+B)NO3-,Ac-,Na+,NH4+C)Cl-,NO3-,Mg2+,K+D)SO42-,HCO3-,Cl-,K+40、純水能微弱地電離出。在25?時(shí)，水電離出的H+和OH-濃度為，其離子濃度的乘積為，該乘積叫做。在25?時(shí)，其數(shù)值為，水的電離過程是一個(gè)過程。41、下列10種物質(zhì)中:?NaOH溶液?H2SO4?硫酸銅晶體?Cu?CH3COOH?NaOH固體?蔗糖?石灰水?水銀?氨水能導(dǎo)電的有;屬于強(qiáng)電解質(zhì)的有;屬于弱電解質(zhì)的有。，42、有A、B、C三種溶液，其中A的pH=5，B中c(H+)=1×10-4mol?L-1C中c(OH-)=1×10-11mol?L-1，則三種溶液的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)?3、有一學(xué)生在實(shí)驗(yàn)室測某溶液的pH，實(shí)驗(yàn)時(shí)，他先用蒸餾水潤濕pH試紙，然后用純凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進(jìn)行檢測。該學(xué)生的操作方法(填“正確”或“不正確”)，理由是“一定”或“不一定”)會(huì)產(chǎn)生誤差，理由是。44、BiCl3水解生成BiOCl。(1)寫出BiCl3水解反應(yīng)方程式:。(2)有人把BiCl3叫次氯酸鉍，你是否同意此名稱。iCl3溶液。(3)如何配置B(4)把適量固體BiCl3置于濃NaCl溶液中可得澄清溶液，請說出可能的原因。45、完全中和某一元強(qiáng)酸，需一定量的NaOH。如改用與NaOH等質(zhì)量的Ba(OH)2，反應(yīng)后溶液顯性;如改用與NaOH等物質(zhì)的量的Ba(OH)2，反應(yīng)后溶液顯性。46、鹽堿地(含較多NaCl、Na2CO3)不利于作物生長。產(chǎn)生堿性的原因是(用離子方程式表示)，施加適量石膏可降低鹽堿地的堿性，表示其反應(yīng)原理的離子方程式是。47、已知AnBm的離子積=c(Am+)n?c(Bn-)m，式中的c(Am+)n和c(Bn-)m表示平衡時(shí)離子的物質(zhì)的量濃度。在某溫度下，Ca(OH)2的溶解度為0.74g，其飽和溶液密度為1g?mL-1，則該溫度下，其離子積為。48、在某無色溶液里，只含有下列8種離子中的某幾種:Na+、H+、Ag、Mg2+、Cl-、OH-、HCO3-、NO3-。已知該溶液能跟金屬鋁反應(yīng)，且放出的氣體只有氫氣。試回答:(1)若溶液和鋁反應(yīng)后有AlO2-生成，則其中一定含有大量的離子，還可能含有大量的離子。3+(2)若溶液和鋁反應(yīng)有Al生成，則原溶液中一定不含有大量的離子。49、甲、乙兩位同學(xué)分別做中和滴定的試驗(yàn)，甲同學(xué)認(rèn)真地做了一次實(shí)驗(yàn)，就取得了實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)。乙同學(xué)認(rèn)真地做了兩次實(shí)驗(yàn)，取兩次數(shù)據(jù)的平均值作為試驗(yàn)的測定數(shù)據(jù)。你認(rèn)為哪一位同學(xué)的方法合理，請簡述理由。.50、閱讀下列材料:已知Cu2+和Fe2+在pH為4~5的環(huán)境中不水解，而此種情況下，F(xiàn)e3+幾乎全部水解，雙氧水(H2O2)是強(qiáng)氧化劑，在酸性條件下，它的還原產(chǎn)物為水。用粗氧化銅(含少量鐵)制純CuCl2溶液的過程如下:取?50mL稀鹽酸，加入一定量粗氧化銅，加熱、攪拌，充分反應(yīng)后過濾，經(jīng)測定溶液pH約為2;?向?yàn)V液中加入雙氧水?dāng)嚢??向?yàn)V液中加入過量的純氧化銅，微熱、充分?jǐn)嚢?，?jīng)測定溶液的pH約為5;?過濾;?濃縮溶液。思考:(1)操作?中的離子方程式(2)操作?中過濾后濾渣的成分是(3)濃縮過程中溶液顏色的變化(4)操作中pH升高的原因是發(fā)生了反應(yīng)51.為什么BaCO3沉淀可溶于鹽酸中,而BaSO4卻不溶于鹽酸中?(由方程式和平衡體系被破壞來說明,并配以文字說明)__________________________________.據(jù)上述判斷,可以得出鹽與酸反應(yīng)規(guī)律之一是:______________________________.52、試用簡單的實(shí)驗(yàn)證明,在醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO-+H+的電離平衡(寫出簡單操作現(xiàn)象及實(shí)驗(yàn)?zāi)苷f明的問題)參考答案?1知識要點(diǎn)一、弱電解質(zhì)的電離1、BC2B4(3)(4);(6)(7);HAc為弱酸，pH=1的HAc難以配制。能;否，HAc為弱酸，隨溶液的的稀釋而電離程度增加，故難以配制。5、H2SO4，HAc，V硫酸>V鹽酸=V醋酸(或V硫酸=2V鹽酸=2V醋酸)。gt;V鹽酸=V硫酸。>，弱H2SO4，HAc;V醋酸&二、水的電離和溶液的酸堿性3、NH4Cl=Na2CO3>HAc=NaOH4、(1)?強(qiáng)酸弱堿鹽;?強(qiáng)堿弱酸鹽。10-6mol/L，6，中;2，10(2)不能確定;酸性溶液偏大，中性溶液不變，堿性溶液偏小(3)酚酞;變色明顯，酚酞褪色時(shí)pH最接近7;甲基橙，甲基橙由橙變黃時(shí)，pH最接近7;變色范圍廣且變色不明顯三、混合溶液pH計(jì)算公式3、1.3;11.7;9四、6、5;3~5之間;>;20:1;8;8~10五、2、(1)酸;恰好反應(yīng)生成(NH4)2SO4，NH4+水解呈堿性(將題中pH=2改為pH=3)。堿;氨水過量，電離產(chǎn)生的OH-使溶液呈堿性。(2)B六、1、(1)???;?;??(2)??2、D3、CO32-+H2OHCO3-+OH-;???4、H2OH++OH-;H2PO4-HPO42-+H+;HPO42-PO43-+H+;H2PO4-+H2OH3PO4+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-;產(chǎn)生同樣多的CO2，用純堿消耗的Al3+多;用純堿有可能不產(chǎn)生CO2或產(chǎn)氣量很少。七、2、AB;C十、5(1)Ksp=[Ag+]2?[S2-](2)?(3)加足量MgCl2溶液，充分?jǐn)嚢瑁^濾，洗滌即得純Mg(OH)2?2方法、歸納和技巧一、AC二、(1)自由電子導(dǎo)電;自由陰陽離子導(dǎo)電;(2)NaHSO4;HAc三、????四、A五、Qc=2×10-5>Ksp，?有沉淀析出六、1B2C3B4B5AC6C7C8A9BD?3綜合訓(xùn)練1C2B3C4B5D6A7AB8B9B10D11C12A13D14B15C16D17BD18B19D20B21A22D23B24C25C26B27C28D29C30A31A32BC33AD34A35B36A37B38B39A40、H+、OH-;10-7mol/L，1×10-14，水的離子積，1×10-14，可逆???;?41、?????;42、C>B>A43、不正確，可能由于稀釋而產(chǎn)生誤差;不一定，若是中性溶液，則不產(chǎn)生誤差，否則產(chǎn)生誤差44、(1)BiCl3+H2OBiOCl+2HCl;(2)不同意;(3)將BiCl3溶于鹽酸中;(4)增大溶液中c(Cl-)能抑制BiCl3的水解45、酸;堿46、CO32-+H2OHCO3-+OH-;CaSO4(s)Ca2++SO42-，Ca2++CO32-=CaCO3?47、1×10-348、(1)OH-、Na+;Cl-，NO3-;(2)OH-、HCO3-、NO3-、Ag+49、乙;乙能較好地克服實(shí)驗(yàn)誤差50、(1)CuO+2H+=Cu2++H2O;Fe+2H+=Fe2++H2?;(2)Fe(OH)3(3)藍(lán)色變綠色;(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-)減少，從而使BaCO3的溶解平衡向溶解方向移動(dòng)而溶解;而BaSO4(s)Ba2++SO42-，加入HCl并不能使平衡移動(dòng)而溶解。強(qiáng)酸制取弱酸。52、?測稀醋酸溶液的pH為a;?向稀醋酸中加入CH3COONa固體;?再次測量溶液的pH>a，則說明存在CH3COOHCH3COO-+H+。水溶液中的電離平衡一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)1、概念?電解質(zhì):在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物非電解質(zhì):在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物?電解質(zhì)和非電解質(zhì)均指化合物，單質(zhì)和混合物既不屬于電解質(zhì)也不屬于非電解質(zhì)。?電解質(zhì)必須是自身能直接電離出自由移動(dòng)的離子的化合物。?對于電解質(zhì)來說，只須滿足一個(gè)條件即可，而對非電解質(zhì)則必須同時(shí)滿足兩個(gè)條件。例如:H2SO4、NaHCO3、NH4Cl、Na2O、Na2O2、Al2O3?強(qiáng)電解質(zhì):溶于水或熔融狀態(tài)下幾乎完全電離的電解質(zhì)弱電解質(zhì):溶于水或熔融狀態(tài)下只有部分電離的電解質(zhì)?電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化學(xué)鍵有關(guān)，但不由化學(xué)鍵類型決定。強(qiáng)電解質(zhì)含有離子鍵或強(qiáng)極性鍵，但含有強(qiáng)極性鍵的不一定都是強(qiáng)電解質(zhì)，如H2O、HF等都是弱電解質(zhì)。?電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶解度無關(guān)。如BaSO4、CaCO3等?電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電能力沒有必然聯(lián)系。2、判斷(1)物質(zhì)類別判斷:強(qiáng)電解質(zhì):強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、多數(shù)鹽、部分金屬氧化物弱電解質(zhì):弱酸、弱堿、少數(shù)鹽和水非電解質(zhì):非金屬氧化物、氫化物(酸除外)、多數(shù)有機(jī)物單質(zhì)和混合物(不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì))(2)性質(zhì)判斷:熔融導(dǎo)電:強(qiáng)電解質(zhì)(離子化合物)均不導(dǎo)電:非電解質(zhì)(必須是化合物)(3)實(shí)驗(yàn)判斷:?測一定濃度溶液pH?測對應(yīng)鹽溶液pH?一定pH溶液稀釋測pH變化?同等條件下測導(dǎo)電性3、電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性和導(dǎo)電能力溶液濃度電離程度導(dǎo)電性強(qiáng)離子所帶電?電解質(zhì)不一定導(dǎo)電(如NaCl晶體、無水醋酸)，導(dǎo)電物質(zhì)不一定是電解質(zhì)(如石墨)，非電解質(zhì)不導(dǎo)電，但不導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是非電解質(zhì)。?強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性不一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)。飽和強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性不一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)。例1:(上海高考題)下列物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，但屬于非電解質(zhì)的是()。A(CH3COOHB(Cl2C(NH4HCO3D(SO2例2:(1)有下列物質(zhì):?硫酸?固體KCl?氨?食鹽水?CO2?Cl2?CaCO3?Na2O?銅絲?氯化氫氣體11氨水12濃硫酸13鹽酸14碘化氫15硫酸鋇。其中屬于電解質(zhì)的是;屬于非電解質(zhì)的是;屬于強(qiáng)電解質(zhì)的是;屬于弱電解質(zhì)的是。例3:(全國高考題)甲酸的下列性質(zhì)中，可以證明它是弱電解質(zhì)的是()。A(1mol/L甲酸溶液的c(H+)=10-2mol/LB(甲酸以任意比與水互溶C(10mL1mol/L甲酸恰好與10mL1mol/LNaOH溶液完全反應(yīng)D(在相同條件下，甲酸溶液的導(dǎo)電性比一元強(qiáng)酸溶液的弱二、弱電解質(zhì)的電離平衡1、定義和特征?電離平衡的含義在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態(tài)叫電離平衡狀態(tài)。任何弱電解質(zhì)在水溶液中都存在電離平衡，達(dá)到平衡時(shí)，弱電解質(zhì)具有該條件下的最大電離程度。?電離平衡的特征?逆:弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的，存在電離平衡。?等:弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等。?動(dòng):弱電解質(zhì)電離成離子和離子結(jié)合成分子的速率相等，不等于零，是動(dòng)態(tài)平衡。?定:弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液里離子的濃度、分子的濃度都不再改變。?變:外界條件改變時(shí)，平衡被破壞，電離平衡發(fā)生移動(dòng)。2、影響電離平衡的因素?濃度:越稀越電離在醋酸的電離平衡CH3CH3COO-+H+?溫度:T越高，電離程度越大?同離子效應(yīng):加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，使電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。?化學(xué)反應(yīng):加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，可使平衡向電離方向移動(dòng)。，加水稀釋，平衡向右移動(dòng)，電離程度變大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)變小，加入少量冰醋酸，平衡向右移動(dòng)，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大，但電離程度變小3A(加NaOH(s)B(加濃鹽酸C(加水D(加熱例2:(全國高考題)用水稀釋0.1mol/L氨水時(shí)，溶液中隨著水量的增加而減小的是()。A(c(OH-)/c(NH3?H2O)B(c(NH3?H2O)/c(OH-)C(c(OH-)D(n(OH-)3、電離方程式的書寫?強(qiáng)電解質(zhì)用=，弱電解質(zhì)用H2CO3H++HCO3-，HCO3-H++CO32-，以第一步電離為主。?弱酸的酸式鹽完全電離成陽離子和酸根陰離子，但酸根是部分電離。NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3-H++CO32-?強(qiáng)酸的酸式鹽如NaHSO4完全電離，但在熔融狀態(tài)和水溶液里的電離是不相同的。熔融狀態(tài)時(shí):NaHSO4=Na++HSO4—，溶于水時(shí):NaHSO4=Na++H++SO42—例3:在一定溫度下，無水醋酸加水稀釋的過程中，溶液的導(dǎo)電能力I隨加入水的體積V變化的曲線如圖回答:(1)“O”點(diǎn)導(dǎo)電能力為0的理由是_________________。(2)a、b、c三點(diǎn)處，溶液的c(H+)由小到大的順序?yàn)開__________。(3)a、b、c三點(diǎn)處，電離程度最大的是____________。(4)若要使c點(diǎn)溶液中c(Ac-)增大，溶液c(H+)減小，可采取的措施是:三、水的電離及溶液的pH1、水的電離?電離平衡和電離程度:水是極弱的電解質(zhì)，能微弱電離H2O+H2H3O++OH-，通常簡寫為H2OH++OH-;ΔH>025?時(shí)，純水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L?影響水的電離平衡的因素?溫度:溫度越高電離程度越大c(H+)和c(OH-)同時(shí)增大，KW增大，但c(H+)和c(OH-)始終保持相等，仍顯中性。純水由25?升到100?，c(H+)和c(OH-)從1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/L(pH變?yōu)?)。?酸、堿:向純水中加酸、堿平衡向左移動(dòng)，水的電離程度變小，但KW不變。?加入易水解的鹽由于鹽的離子結(jié)合H+或OH-而促進(jìn)水的電離，使水的電離程度增大。溫度不變時(shí)，KW不變。所示。請?jiān)谝欢囟葧r(shí)，c(H+)與c(OH-)的乘積是一個(gè)常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。KW=c(H+)?c(OH-)，25?時(shí)，KW=1×10-14(無單位)。?KW只受溫度影響，水的電離吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大，KW增大。25?時(shí)KW=1×10-14，100?時(shí)KW約為1×10-12。?水的離子積不僅適用于純水，也適用于其他稀溶液。不論是純水還是稀酸、堿、鹽溶液，只要溫度不變，KW就不變。?水電離的離子濃度計(jì)算例1:在25?C時(shí)，濃度為1×10-5mol/L的NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的C(OH-)是多少,酸:C(OH)溶液=C(OH)水堿:C(H+)溶液=C(H+)水鹽:酸性C(H+)溶液=C(H+)水堿性C(OH)溶液=C(OH)水例2:(西安測試題)在25?時(shí)，某溶液中，由水電離出的c(H+)=1×10-12mol/L，則該溶液的pH可能是()。A(12B(7C(6D(2+-12例3:常溫某無色溶液中，由水的電離產(chǎn)生的C(H)=1×10mol/l，則下列肯定能共存的離子組是2+-2-3+-A、CuNO3SO4FeB、ClS2-Na+K+C、SO32-NH4+K+Mg2+D、Cl-Na+NO3-SO42-+例4:在25?C時(shí)，pH=5的HCl和NH4Cl溶液中，水電離出的((((c(H)比值是:————2、溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中的c(H+)與c(OH-)的相對大小。在常溫下，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;堿性溶液:c(H+)<c(OH-)，c(H+)<1×10-7-mol/L。思考:c(H+)>1×10-7mol/L(pH<7)的溶液是否一定成酸性,3、溶液的pH?表示方法pH=-lgc(H+)c(H+)=10-pHpOH=-lgc(OH-)c(OH-)=10-pOH常溫下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)?c(OH-)=14。?溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫時(shí))?中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol?L-1，pH=7。?酸性溶液:c(H+)>1×10-7mol?L-1>c(OH-),pH<7，酸性越強(qiáng)，pH越小。?堿性溶液:c(H+)<1×10-7mol?L-1>c(OH-),pH>7，堿性越強(qiáng)，pH越大。思考:1、甲溶液的pH是乙溶液的2倍，則兩者的c(H+)是什么關(guān)系,:pH=0的溶液c(H+)=1mol/L。)2、pH<7的溶液是否一定成酸性,(注意?pH的適用范圍c(H+)的大小范圍為:1.0×10-14mol?L-1<c(H+)<1mol?L-1。即pH范圍通常是0,14。當(dāng)c(H+)?1mol?L-1或c(OH-)?1mol?L-1時(shí)，用物質(zhì)的量濃度直接表示更方便。?溶液pH的測定方法?酸堿指示劑法:?pH試紙法:pH試紙的使用方法:取一小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿)上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測液滴在試紙的中部，隨即(30s內(nèi))與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比色對照，確定溶液的pH。測定溶液pH時(shí)，pH試劑不能用蒸餾水潤濕(否則相當(dāng)于將溶液稀釋，使非中性溶液的pH測定產(chǎn)生誤差);不能將pH試紙伸入待測試液中，以免污染試劑。標(biāo)準(zhǔn)比色卡的顏色按pH從小到大依次是:紅(酸性)，藍(lán)(堿性)。?pH計(jì)法:精確測定溶液pH。4、有關(guān)pH的計(jì)算基本原則:一看常溫，二看強(qiáng)弱(無強(qiáng)無弱，無法判斷)，三看濃度(pHorc)酸性先算c(H+)，堿性先算c(OH—)?單一溶液的pH計(jì)算?由強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度求pH?已知pH求強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度例5:同濃度同體積的HCl、H2SO4、HAc中c(H+)、中和NaOH量及與Zn反應(yīng)快慢和H2產(chǎn)量比較,同pH同體積的HCl、H2SO4、HAc中c(H+)、中和NaOH量及與Zn反應(yīng)快慢和H2產(chǎn)量比較,?加水稀釋計(jì)算?強(qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n。?弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH<a+n。?強(qiáng)堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=b-n。?弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH>b-n。?酸、堿溶液無限稀釋時(shí)，pH只能約等于或接近于7，酸的pH不能大于7，堿的pH不能小于7。?對于濃度(或pH)相同的強(qiáng)酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸的pH變化幅度大。例6:PH=2的兩種一元酸HX，HY各1ml,分別加水稀釋至100ml，其PH值分別變?yōu)閍,b,且a>b,則下列說法不正確的是A(酸的相對強(qiáng)弱是:HX>HYB(相同溫度，相同濃度的NaX，NaY溶液，其PH值前者大。C(與足量鋅粉反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的體積在相同條件下HY比HX多。D(若a=4，則為HX強(qiáng)酸，HY為弱酸。?酸堿混合計(jì)算?兩種強(qiáng)酸混合c(H)混=?兩種強(qiáng)堿混合c(OH)混=?酸堿混合，一者過量時(shí)c(OH)混或c(H)混=-+-若酸過量，則求出c(H+)，再得出pH;酸V酸堿V堿|V酸堿若堿適量，則先求c(OH-)，再由KW得出c(H+)，進(jìn)而求得pH，或由c(OH-)得出pOH再得pH。例7:把pH=13的NaOH溶液與pH=2的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH=11，則NaOH溶液和硫酸溶液的體積之比為,例8:25?時(shí)，將某強(qiáng)酸和某強(qiáng)堿溶液按1?10的體積比混合后溶液恰好中性，則混合前此強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的pH之和是A.12B.13C.14D.15四、鹽的水解1、鹽的分類?按組成分:正鹽、酸式鹽和堿式鹽。?按生成鹽的酸和堿的強(qiáng)弱分:強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽(如Na2SO4、NaCl)、弱酸弱堿鹽(如NH4HCO3)、強(qiáng)酸弱堿鹽(如NH4Cl)、強(qiáng)堿弱酸鹽(如CH3COONa)。?按溶解性分:易溶性鹽(如Na2CO3)、微溶性鹽(如CaSO4)和難溶性鹽(如BaSO4)。2、鹽類水解的定義和實(shí)質(zhì)?定義:鹽電離出的一種或多種離子跟水電離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。?實(shí)質(zhì):鹽電離出的離子(弱堿陽離子或弱酸根陰離子)跟水電離出的OH-或H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)(弱堿或弱酸)并建立電離平衡，從而促進(jìn)水的電離。?鹽類水解的特點(diǎn):?可逆的，其逆反應(yīng)是中和反應(yīng);?微弱的;?動(dòng)態(tài)的，水解達(dá)到平衡時(shí)v(水解)=v(中和)?0;?吸熱的，因中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，故其逆反應(yīng)是吸熱反應(yīng)。3、鹽類水解的規(guī)律?有弱才水解:含有弱酸根陰離子或弱堿陽離子的鹽才發(fā)生水解。?無弱不水解:不含有弱酸根陰離子或弱堿陽離子的鹽即強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解。?誰弱誰水解:發(fā)生水解的是弱酸根陰離子和弱堿陽離子。?誰強(qiáng)顯誰性:弱酸弱堿鹽看水解生成的酸和堿的強(qiáng)弱。?越弱越水解:弱酸根陰離子所對應(yīng)的酸越弱，則越容易水解，水解程度越大。若酸性HA>HB>HC，則相同濃度的NaA、NaB、NaC溶液的堿性逐漸增強(qiáng)，pH逐漸增大。2-CO3和HCO3-所對應(yīng)的弱酸分別是HCO3-和H2CO3，HCO3-比H2CO3的電離程度小得多，相同濃度時(shí)Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。?都弱雙水解:當(dāng)溶液中同時(shí)存在弱酸根陰離子和弱堿陽離子時(shí)，離子水解所生成的OH-和H+相互結(jié)合生成水而使其水解相互促進(jìn)，稱為“雙水解”。?NH4+與S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等雖然相互促進(jìn)，水解程度仍然很小，離子間能大量共存。?徹底雙水解離子間不能大量共存。Al與S、HS、AlO2、CO3、HCO3———Fe3+與AlO2、CO32、HCO3——NH4+與AlO2、SiO32如:2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3?+3H2S?Al3++3HCO3-=Al(OH)3?+3CO2?(泡沫滅火器原理)?特殊情況下的反應(yīng)FeCl3和Na2S溶液發(fā)生氧化還原反應(yīng)(生成Fe2+、S)Na2S和CuSO4溶液發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)(Na2S+CuSO4=CuS?+Na2SO4)生成更難溶物FeCl3和KSCN溶液發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)[FeCl3+3KSCN=Fe(SCN)3+3KCl]4、影響鹽類水解的因素主要因素:是鹽本身的性質(zhì)(對應(yīng)的酸堿越弱，水解程度就越大)。外界條件:(1)溫度:鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，水解程度增大。(2)濃度:稀釋鹽溶液，可以促進(jìn)水解，鹽的濃—————度越小，水解程度越大。(3)外加酸堿鹽:外加酸堿能促進(jìn)或抑制鹽的水解。下面分析不同條件對FeCl3水解平衡的影響情況:5?一般水解程度很小，用可逆符號，不標(biāo)“?”或“?”，不寫分解產(chǎn)物形式(如H2CO3等)。NH4++H2NH3?H2O+H+HCO3-+H2H2CO3+OH-NH4++CH3COO-+H2NH3?H2O+CH3COOH?多元弱酸根分步水解，弱堿陽離子一步到位。?能進(jìn)行完全的雙水解反應(yīng)寫總的離子方程式，用“=”且標(biāo)注“?”和“?”。2Al3++3CO3-+3H2O=2Al(OH)3?+3CO2?注意區(qū)別酸式鹽的陰離子的電離和水解HS-+H2H3O++S2-即HS-HS-+H2H2S+OH-6、離子濃度比較?守恒關(guān)系?電荷守恒:電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負(fù)電荷數(shù)相等。如NaHCO3溶液中:c(Na+)，c(H+),c(HCO3-)，2c(CO32-)，c(OH-)Na，，,,,2CO3溶液中:c(Na)，c(H),2c(CO32)，c(OH)，c(HCO3)?物料守恒:離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會(huì)改變的。如，0.1mol/LCH3COONa和0.1mol/LCH3COOH混合溶液，c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.2mol/LNa2S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+)。?水的電離守恒(也稱質(zhì)子守恒):是指溶液中，由水所電離的H，與OH,量相等。如:0.1mol?L,1的Na,，,2S溶液中:c(OH),c(H)，c(HS)，2c(H2S)例1:(四川高考題)25?時(shí)，將稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，當(dāng)溶液的pH=7時(shí)，下列關(guān)系正確的是()。A(c(NH4+)=c(SO42-)B(c(NH4+)>c(SO42-)C(c(NH4+)<c(SO42-)D(c(OH-)+c(SO42-)=c(H+)+c(NH4+)?單一溶質(zhì)溶液?酸或堿0.1mol/LH2S溶液中，各離子濃度大小關(guān)系,?正鹽0.1mol/L的CH3COONa微粒中濃度大小關(guān)系,方法:a.鹽的粒子>H的離子;b.濃度大小決定于水解程度;c.OH,2O和H+決定于酸堿性練:0.1mol/L的Na2CO3中微粒濃度大小關(guān)系,0.1mol/L的(NH4)2SO4中微粒濃度大小關(guān)系,?弱酸酸式鹽溶液,例題,0.1mol/L的NaHSO3微粒中濃度大小關(guān)系電離,水解，則電離產(chǎn)生離子,水解產(chǎn)生的離子,練習(xí),0.1mol/L的NaHCO3中微粒濃度大小關(guān)系電離,水解，則電離產(chǎn)生離子,水解產(chǎn)生的離子例2:已知某溫度下0.1mol?L,1的NaHB(強(qiáng)電解質(zhì))溶液中c(H，),c(OH,)，則下列有關(guān)說法或關(guān)系式一定正確的是(?HB,的水解程度小于HB,的電離程度;?c(Na+)=0.1mol?L,1?c(B2,);),,,?溶液的pH=1;?c(Na)=c(HB)+2c(B)+c(OH)、A、??B、??C、??D、???例3:已知某酸的酸式鹽NaHY的水溶液的pH=8，則下列說法中正確的是()A、在Na2Y、NaHY、H2Y的溶液中，陰離子的種類不同,,,，B、NaHY的溶液中，離子濃度大小順序?yàn)?c(Na+),c(Y),c(HY),c(OH),c(H),,,C、HY的水解離子方程式為:HY+H2OY+H3O+D、相同物質(zhì)的量濃度的Na2Y和NaHY溶液，前者的pH大于后者?兩種溶液混合?分析反應(yīng)，判斷過量，確定溶質(zhì)。?“兩個(gè)微弱”:弱酸(堿)溶液中分子是主要的，鹽溶液中鹽電離產(chǎn)生的離子是主要的。?主要離子和少量的離子分別結(jié)合溶質(zhì)物質(zhì)的量、電離水解程度和溶液的酸堿性分析。例4:用物質(zhì)的量都是0.1mol的CH3COOH與CH3COONa配成1L混合溶液，已知其中c(CH3COO-)大于c(Na+),對該混合溶液下列判斷正確的是()A、c(H+),c(OH-)B、c(CH3COOH)，c(CH3COO-),0.2mol?L-1C、c(CH3COOH),c(CH3COO-)D、c(CH3COO-)，c(OH-),0.1mol?L-1例5:CH3COOH與CH3COONa等物質(zhì)的量混合配制成稀溶液，pH值為4.7，下列說法錯(cuò)誤的()A、CH3COOH的電離作用大于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的電離作用D、CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的電離例6:等體積等濃度的醋酸與NaOH溶液相混合,所得溶液中離子濃度由大到小的順序是()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氫氧化鈉混合后，溶液的pH=7，則各離子濃度的關(guān)系為()A、c(Na+),c(Ac-)B、c(Na+),c(Ac-)C、c(Na+)<c(Ac-)D、c(OH-),c(H+)例7:將0.2mol?L-1CH3COOK與0.1mol?L-1鹽酸等體積混合后，溶液的pH,7，則溶液中下列微粒的物質(zhì)的量濃度的關(guān)系正確的是()A、c(CH3COO-),c(Cl-),c(H+),c(CH3COOH)B、c(CH3COO-),c(Cl-),c(CH3COOH),c(H+)C、c(CH3COO-),c(Cl-),c(H+),c(CH3COOH)D、c(CH3COO-),c(Cl-),c(CH3COOH),c(H+)例8:將pH=2的鹽酸與pH=12的氨水等體積混合，在所得的混合溶液中，下列關(guān)系式正確的是()A、c(Cl-),c(NH4+),c(OH-),c(H+)B、c(NH4+),c(Cl-),c(OH-),c(H+)C、c(Cl-),c(NH4+),c(H+),c(OH-)D、c(NH4+),c(Cl-),c(H+),c(OH-)?不同溶液中同一離子的比較例9:物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液?(NH4)2CO3?(NH4)2SO4?NH4HCO3?NH4HSO4?NH4Cl?NH3?H2O?CH3COONH4;按c(NH4+)由小