高考化學(xué)（蘇教版）一輪復(fù)習(xí)《專題七溶液中的離子反應(yīng)》課件

專題七溶液中的離子反應(yīng)［考綱展示］1.了解電解質(zhì)的概念，了解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。3.了解電離平衡常數(shù)。第一單元弱電解質(zhì)的電離平衡[主干知識]一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1．現(xiàn)有下列物質(zhì)：①冰醋酸②CH3COONH4

③氨水④NaHCO3

⑤氯水⑥NaHSO4

⑦CaCO3

⑧Cu(1)上述物質(zhì)中屬于強(qiáng)電解質(zhì)的有

，屬于弱電解質(zhì)的有：

。(2)寫出①、②、④、⑥的電離方程式：

，

，

，

。②④⑥⑦①2．強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)都屬于

，二者的本質(zhì)區(qū)別是

，強(qiáng)電解質(zhì)主要包括大多數(shù)鹽以及

，弱電解質(zhì)主要包括水及

。在水溶液中的電離程度的大小強(qiáng)酸和強(qiáng)堿弱酸和弱堿化合物二、弱電解質(zhì)的電離1．電離平衡的建立在一定條件(如溫度、濃度等)下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時，電離過程就達(dá)到平衡。平衡建立過程如圖所示：2．電離平衡的特征3．影響電離平衡的外在條件(1)溫度溫度升高，電離平衡

移動，電離程度

。(2)濃度稀釋溶液，電離平衡

移動，電離程度

。(3)同離子效應(yīng)加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡

移動，電離程度

。(4)加入能反應(yīng)的物質(zhì)電離平衡

移動，電離程度

。正向增大正向增大逆向減小正向增大4．電離平衡的影響因素及平衡常數(shù)NH3·H2O在水溶液中的電離方程式為：對該電離平衡改變條件如下：①升高溫度②加水稀釋③加少量NaOH(s)

④通少量HCl(g)

⑤加入NH4Cl(s)，其中：(1)使電離平衡右移的有

；(2)使c(OH－)增大的有

；(3)使電離常數(shù)改變的有

。①②④①③①強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)嗎？提示：不一定。導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱與溶液中離子濃度的大小有關(guān)，離子濃度大的，導(dǎo)電性強(qiáng)，若強(qiáng)電解質(zhì)溶液中離子濃度很小，而弱電解質(zhì)溶液中離子濃度大，則弱電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力強(qiáng)。 [自我診斷]2．弱電解質(zhì)溶液中既有分子又有離子，強(qiáng)電解質(zhì)溶液中只有離子。(×)3．pH＝4的CH3COOH溶液加水稀釋，所有離子濃度均降低。(×)4．若0.2mol/LCH3COOH溶液中c(H＋)＝amol/L，0.1mol/LCH3COOH溶液中c(H＋)＝bmol/L，則2b>a>b。(√)5．醋酸溶于水并達(dá)到電離平衡后，加水稀釋，則溶液中的c(CH3COOH)、c(H＋)、c(OH－)均減小。(×)6．25℃時，0.1mol/L的CH3COOH溶液pH＝3，則該溶液中水電離出的c(H＋)＝10－11mol/L。(√)A．加入NaOH(s)

B．加入鹽酸C．加蒸餾水

D．升高溫度解析：加入NaOH(s)、蒸餾水、升高溫度均能使平衡右移，但加入NaOH(s)、蒸餾水時c(H＋)減小，升高溫度時c(H＋)增大。答案：D弱電解質(zhì)的電離平衡1．影響電離平衡的因素(1)內(nèi)因弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，如相同條件下CH3COOH電離程度大于H2CO3。(2)外因電離平衡屬于化學(xué)平衡，受外界條件如溫度、濃度等因素的影響，其規(guī)律遵循勒夏特列原理。2.有關(guān)電離平衡常數(shù)的計(jì)算(以弱酸HX為例)(1)已知物質(zhì)的量濃度為c的弱酸HX溶液中c(H＋)，求電離平衡常數(shù)[特別提醒]分析溶液稀釋時離子濃度變化時的誤區(qū)(1)溶液稀釋時，并不是溶液中所有離子的濃度都減小，稀釋堿溶液時，c(OH－)減小，c(H＋)增大。稀釋酸溶液時，c(H＋)減小，c(OH－)增大。(2)稀釋氨水時，雖然電離程度增大，n(OH－)增大，但由于溶液體積增大得倍數(shù)更多，導(dǎo)致c(OH－)反而減小，導(dǎo)電能力下降。[典例1]下列有關(guān)電解質(zhì)及其溶液的敘述正確的是(

)A．向0.10mol/L的CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液中c(OH－)減小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和a＋1，則c1＝10c2C．向0.1mol/L的氨水中加入少量硫酸銨固體，則溶液中

c(OH－)/c(NH3·H2O)增大D．pH＝11的NaOH溶液與pH＝3的醋酸溶液等體積混合后，滴入石蕊試液呈紅色答案：D1．(2014年泰安檢測)用水稀釋0.1mol/L的醋酸溶液，下列說法正確的是(

)A．醋酸的電離程度逐漸增大，溶液的pH減小B．KW逐漸減小C．水的電離程度增大解析：稀釋醋酸溶液，醋酸電離程度增大，c(H＋)減小，pH增大，A不正確；因溫度不變，故KW不變，B不正確；醋酸溶液稀釋c(CH3COO－)減小，c(OH－)增大，故c(CH3COO－)/c(OH－)減小，D不正確；稀釋后酸電離的c(H＋)減小，對水電離的抑制作用減弱，故水的電離程度增大，C正確。答案：C強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)的比較2．20mL氫氧化鈉溶液和20mL氨水都能跟10mL0.1mol·L－1鹽酸恰好完全反應(yīng)，則氫氧化鈉和氨水的(

)A．c(OH－)相等B．電離程度相同C．溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度相等D．溶液中n(OH－)相等解析：由題意可知NaOH與氨水提供的OH－數(shù)目相同，即兩溶液中溶質(zhì)的濃度相同；由于NaOH完全電離，NH3·H2O部分電離，故NaOH溶液中c(OH－)比氨水中c(OH－)大。答案：C強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)由于電離程度的不同，在很多方面表現(xiàn)出不同的性質(zhì)。[特別提醒]

(1)證明某酸是弱酸的途徑很多，關(guān)鍵是能證明不完全電離，存在電離平衡。(2)酸堿中和是從化學(xué)反應(yīng)的角度來說的，如1molCH3COOH中和1molNaOH，不是從反應(yīng)后溶液的酸堿性角度來說的。[典例2]現(xiàn)有等pH或等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液，分別加入足量鎂，產(chǎn)生H2的體積(同溫同壓下測定)的變化圖示如下：其中正確的是(

)A．①③

B．②④C．①②③④ D．都不對[解析]

①③的錯誤是顯而易見的，因?yàn)殡S著反應(yīng)進(jìn)行，V(H2)只可能增大而不可能減小。②圖粗看起來是對的，但要注意等pH的醋酸和鹽酸溶液，醋酸的物質(zhì)的量濃度要比鹽酸大得多，與足量的鎂反應(yīng)時，不僅產(chǎn)生的氫氣的體積更大，反應(yīng)更快，而且反應(yīng)的時間更長，不可能比鹽酸更早結(jié)束反應(yīng)。④圖看起來好像也對，但要注意到一個細(xì)節(jié)，在物質(zhì)的量濃度相同的情況下，醋酸中c(H＋)在反應(yīng)完成之前都比鹽酸中的小，因此其反應(yīng)速率應(yīng)該比鹽酸中的反應(yīng)速率小，即取相同的時間點(diǎn)，鹽酸所對應(yīng)的V(H2)應(yīng)比醋酸的大，因此④圖也是錯的。[答案]

D2．向1LpH＝2的鹽酸和醋酸溶液中，分別投入0.65g鋅粒，則下圖中比較符合客觀實(shí)事的是(

)解析：反應(yīng)開始時兩者c(H＋)相等，由于醋酸是弱酸，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，醋酸不斷電離，c(H＋)變化小，產(chǎn)生H2的速率醋酸比鹽酸快，A、B、D不正確。由題n(HCl)＝0.01mol，n(Zn)＝0.01mol，在鹽酸中Zn過量，醋酸的量大于鹽酸，醋酸生成H2多，C正確。答案：C1．在相同濃度、相同溫度下，與強(qiáng)電解質(zhì)做導(dǎo)電性對比實(shí)驗(yàn)。2．在相同濃度、相同溫度下，比較反應(yīng)速率的快慢，如將鋅粒投入到等濃度的鹽酸和醋酸中，速率前者比后者快。3．濃度與pH的關(guān)系，如0.01mol·L－1的醋酸溶液pH>2，說明醋酸是弱酸。4．測對應(yīng)鹽的酸堿性，如CH3COONa溶液呈堿性，則證明醋酸是弱酸。5．稀釋前后的pH與稀釋倍數(shù)的變化關(guān)系。如將pH＝2的酸溶液稀釋1000倍，若pH<5，則證明酸為弱酸；若pH＝5，則證明酸為強(qiáng)酸。判斷電解質(zhì)強(qiáng)弱的方法的實(shí)驗(yàn)探究6．采用實(shí)驗(yàn)證明存在電離平衡，如醋酸溶液中滴入石蕊試液變紅，再加CH3COONH4晶體，顏色變淺。7．利用較強(qiáng)酸(堿)制備較弱酸(堿)判斷電解質(zhì)強(qiáng)弱。如將CO2通入苯酚鈉溶液中，出現(xiàn)渾濁。說明碳酸酸性大于苯酚。8．同pH的強(qiáng)酸和弱酸，分別加該酸的鈉鹽固體，溶液的pH增大的是弱酸，pH幾乎不變的是強(qiáng)酸。9．pH相同、體積相同的強(qiáng)酸和弱酸與堿反應(yīng)時消耗堿多的為弱酸。10．利用元素周期律進(jìn)行判斷。如非金屬性Cl>S>P>Si，則酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3(最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化合物)；金屬性Na>Mg>Al，則堿性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3?！镜淅磕程骄繉W(xué)習(xí)小組的甲、乙、丙三名同學(xué)分別設(shè)計(jì)了如下實(shí)驗(yàn)方案探究某酸HA是否為弱電解質(zhì)。甲：①稱取一定質(zhì)量的HA配制0.1mol·L－1的溶液100mL；②25℃時，用pH試紙測出該溶液的pH為pH1，由此判斷HA是弱電解質(zhì)。乙：①分別配制pH＝1的HA溶液、鹽酸各100mL；②各取相同體積的上述pH＝1的溶液分別裝入兩支試管，同時加入純度相同的過量鋅粒，觀察現(xiàn)象，即可得出結(jié)論。丙：①分別配制pH＝1的HA溶液、鹽酸各100mL；②分別取這兩種溶液各10mL，加水稀釋至100mL；③25℃時，用pH試紙分別測出稀釋后的HA溶液、鹽酸的pH分別為pH2、pH3，即可得出結(jié)論。(1)在甲方案的第①步中，必須用到的標(biāo)有刻度的儀器是________。(2)甲方案中，判斷HA是弱電解質(zhì)的依據(jù)是________。乙方案中，能說明HA是弱電解質(zhì)的選項(xiàng)是________。A．開始時刻，裝鹽酸的試管放出H2的速率快B．開始時刻，兩支試管中產(chǎn)生氣體速率一樣快C．反應(yīng)過程中，裝HA溶液的試管中放出H2的速率快D．反應(yīng)結(jié)束后，裝HCl溶液的試管中放出H2的質(zhì)量少E．裝HA溶液的試管中較裝鹽酸的試管中的反應(yīng)先停止(3)丙方案中，能說明HA是弱電解質(zhì)的依據(jù)是pH2________pH3(填“>”“<”或“＝”)。(4)請你評價(jià)：甲、乙、丙三個方案中難以實(shí)現(xiàn)或不妥的是________(填“甲、乙、丙”)，其難以實(shí)現(xiàn)或不妥之處是________________、________________。(5)請你再提出一個合理而比較容易進(jìn)行的方案(藥品可任取)，作簡明扼要表述。_______________________________________________

________________________________________________。[解析]

本實(shí)驗(yàn)的目的為證明HA為弱酸，根據(jù)定義只需證明HA部分電離或存在電離平衡即可。[答案]

(1)100mL容量瓶(2)pH1>1

CD

(3)<

(4)乙，丙配制pH＝1的HA溶液難實(shí)現(xiàn)鋅粒難以做到表面積相同(5)配制NaA溶液，測pH>7，證明HA為弱酸

本小節(jié)結(jié)束請按ESC鍵返回第二單元水的電離和溶液的酸堿性［考綱展示］

1.了解水的電離、離子積常數(shù)。2.了解溶液pH的定義。3.了解測定溶液pH的方法，能進(jìn)行pH的簡單計(jì)算。4.能根據(jù)實(shí)驗(yàn)試題要求分析或處理實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)，得出合理結(jié)論。[主干知識]一、水的電離2．外界條件對水的電離平衡的影響結(jié)論：(1)加入

或

，抑制水的電離。(2)加熱、加入

，加入

的鹽促進(jìn)水的電離。(3)水的離子積常數(shù)僅與

有關(guān)。酸堿活潑金屬水解溫度3．25℃時電解質(zhì)溶液中水的電離(1)0.1mol/L的HCl溶液中，水電離的H＋濃度為

mol/L(2)0.1mol/L的NaOH溶液中，水電離的H＋濃度為

mol/L(3)pH＝3的FeCl3溶液中水電離的H＋濃度為

mol/L。加水稀釋CH3COOH溶液時，CH3COOH的電離平衡向右移動，此時水的電離平衡是否移動？提示：稀釋CH3COOH溶液時，c(H＋)減小，c(OH－)增大，OH－是H2O電離的，故此時水的電離平衡也向右移動。1×10－131×10－1310－3二、溶液的酸堿性與pH1．溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中

和

的相對大小。(1)c(H＋)

c(OH－)(填“>”“<”或“＝”，下同)，溶液呈酸性；(2)c(H＋)

c(OH－)，溶液呈中性；(3)c(H＋)

c(OH－)，溶液呈堿性。2．pH(1)定義式：pH＝

。(2)適用范圍：0～14，即一般用pH值表示c(H＋)或c(OH－)小于

mol/L的稀溶液。c(H＋)c(OH－)>＝<－lgc(H＋)13．溶液的酸堿性跟pH的關(guān)系室溫下：4．測定溶液pH的方法(1)用pH試紙測定，撕下一小片pH試紙放在

上，用

蘸取待測液點(diǎn)在pH試紙上，試紙變色后，與

對比即可確定溶液的pH。(2)用pH計(jì)測定：可精確測量溶液的pH。(3)注意：a.pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能會產(chǎn)生誤差。b．用廣泛pH試紙讀出的pH只能是整數(shù)。某溶液的pH＝7，該溶液是否一定呈中性？提示：因溫度不確定，pH＝7的溶液不一定呈中性。表面皿玻璃棒標(biāo)準(zhǔn)比色卡三、酸堿中和滴定1．原理利用中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實(shí)驗(yàn)方法。2．常用酸堿指示劑及其變色范圍3.實(shí)驗(yàn)用品(1)儀器：

(如圖A)、

(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、

。酸式滴定管堿式滴定管錐形瓶(2)試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、

、蒸餾水。(3)滴定管的使用a．酸性、氧化性的試劑一般用

滴定管，因?yàn)?/p>

___

。b．堿性的試劑一般用

滴定管，因?yàn)?/p>

___

。指示劑酸式酸和氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠堿式堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無法打開4．實(shí)驗(yàn)操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定前的準(zhǔn)備①滴定管：

→洗滌→

→裝液→排氣泡→調(diào)液面→記錄。②錐形瓶：注堿液→記讀數(shù)→加指示劑。(2)滴定(3)終點(diǎn)判斷等到滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且

___

，視為滴定終點(diǎn)并記錄消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積。驗(yàn)漏潤洗在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色[點(diǎn)撥]

(1)錐形瓶一定不要潤洗。(2)既可以用標(biāo)準(zhǔn)液滴定待測液也可以用待測液去滴定標(biāo)準(zhǔn)液。[自我診斷]1．99℃純水的pH＝6，呈酸性。(×)2．任何水溶液中，水電離產(chǎn)生的H＋與OH－相等。(√)3．1LpH＝12的Ba(OH)2溶液中，OH－的物質(zhì)的量為0.02mol。(×)4．盛放待測液的錐形瓶一定要潤洗，否則產(chǎn)生實(shí)驗(yàn)誤差。(×)5．用pH試紙測得某新制氯水的pH值為4。(×)6．能使pH試紙變紅的溶液一定呈酸性。(×)1．向蒸餾水中滴入少量鹽酸后，下列說法中錯誤的是(

)A．c(H＋)·c(OH－)乘積不變B．c(H＋)增加C．c(OH－)降低D．水電離出的c(H＋)增加影響水電離平衡的因素及水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算答案：D1．外界條件對水電離的影響2．水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算(25℃時)(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol/L。(2)溶質(zhì)為酸的溶液H＋來源于酸電離和水電離，而OH－只來源于水電離。如計(jì)算pH＝2的鹽酸中水電離出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)＝1.0×10－12mol/L，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－12mol/L。(3)溶質(zhì)為堿的溶液OH－來源于堿電離和水電離，而H＋只來源于水電離。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝1.0×10－12mol/L，即水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)＝1.0×10－12mol/L。[特別提醒](1)注意區(qū)分溶液組成和性質(zhì)的關(guān)系：酸性溶液不一定是酸溶液，堿性溶液不一定是堿溶液。(2)溫度相同、pH相同的溶液對水的電離程度影響并不一定相同。如pH＝3的鹽酸和NH4Cl溶液，前者抑制水的電離，后者反而促進(jìn)水的電離；pH＝10的NaOH溶液和CH3COONa溶液，前者抑制水的電離，后者反而促進(jìn)水的電離。(3)常溫時，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)<10－7mol/L的溶液，因水的電離受到抑制，可能是酸性溶液也可能是堿性溶液。[典例1]

(2013年高考大綱全國卷)下圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系，下列判斷錯誤的是(

)A．兩條曲線間任意點(diǎn)均有c(H＋)×c(OH－)＝KwB．M區(qū)域內(nèi)任意點(diǎn)均有c(H＋)<c(OH－)C．圖中T1<T2D．XZ線上任意點(diǎn)均有pH＝7[解析]

水的離子積常數(shù)表達(dá)式為Kw＝c(H＋)·c(OH－)，適用于水及稀的水溶液，A項(xiàng)正確；觀察題中圖示，XZ線表示溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)，M區(qū)域溶液呈堿性，c(OH－)>c(H＋)，B項(xiàng)正確；H2O(l)

H＋(aq)＋OH－(aq)

ΔH>0，升高溫度平衡正向移動，圖中Z點(diǎn)Kw＝10－6.5×10－6.5＝10－13大于X點(diǎn)的Kw＝10－7×10－7＝10－14，所以T2>T1，C項(xiàng)正確；XZ線上任意點(diǎn)表示溶液呈中性，由于各點(diǎn)溫度不同，故pH不同，D項(xiàng)錯誤。[答案]

D1．(雙選)在25℃時，某溶液中由水電離出的c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，則該溶液的pH可能是(

)A．12

B．7

C．6

D．2答案：AD溶液pH的計(jì)算2．常溫下，將0.1mol/L氫氧化鈉溶液與0.06mol/L硫酸溶液等體積混合，該混合溶液的pH等于(

)A．1.7

B．2.0C．12.0 D．12.4答案：B1．總體原則(1)若溶液為酸性，先求c(H＋)，再求pH；2．類型及方法(室溫下)(1)酸、堿溶液pH的計(jì)算①強(qiáng)酸溶液，如HnA，設(shè)濃度為cmol/L，c(H＋)＝ncmol/L，

pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。②強(qiáng)堿溶液，如B(OH)n，設(shè)濃度為cmol/L，(2)酸、堿混合溶液pH的計(jì)算①兩強(qiáng)酸混合c(H+)?pH3．酸、堿加水稀釋[典例2]常溫下，將pH＝13的NaOH溶液與pH＝3的鹽酸按體積比為1∶9混合，則混合后溶液的pH約為(

)A．2

B．6

C．12

D．13[答案]

C2．(2014年青島模擬)將pH＝1的鹽酸平均分成兩份，一份加入適量水，另一份加入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的適量NaOH溶液，pH都升高了1，則加入的水與NaOH溶液的體積比為(

)A．9

B．10C．11 D．12答案：C酸、堿等體積混合規(guī)律3．(雙選)常溫下用pH為3的某酸溶液分別與pH都為11的氨水，氫氧化鈉溶液等體積混合得到a、b兩種溶液，關(guān)于這兩種溶液酸堿性的描述正確的是(

)A．b不可能顯堿性

B．a(chǎn)可能顯酸性或堿性C．a(chǎn)不可能顯酸性

D．b可能顯堿性或酸性解析：pH都為11的氨水、氫氧化鈉溶液，其濃度分別大于10－3mol/L和等于10－3mol/L，由于pH為3的某酸溶液，其強(qiáng)弱未知，因此與pH為11的氨水反應(yīng)時，都有可能過量；而與pH為11的氫氧化鈉溶液反應(yīng)時酸可能過量或二者恰好反應(yīng)。答案：AB1．強(qiáng)酸(pH＝a)與強(qiáng)堿(pH＝b)等體積混合①若a＋b＝14，溶液呈中性，25℃時，pH＝7。②若a＋b＞14，溶液呈堿性，25℃時pH＞7。③若a＋b＜14，溶液呈酸性，25℃時pH＜7。2．未標(biāo)明強(qiáng)弱的酸、堿等體積混合把pH＝2與pH＝12的溶液等體積混合后，其pH不一定等于7。若二者為強(qiáng)酸、強(qiáng)堿，則pH＝7；若為弱酸、強(qiáng)堿，則弱酸有余，pH<7；若為強(qiáng)酸、弱堿，則弱堿有余，pH>7。即pH之和為14的一強(qiáng)一弱等體積相混顯弱者性，原因是已電離的c(H＋)與c(OH－)相等，恰好完全中和，但弱者未完全電離，混合后弱者繼續(xù)電離而顯弱者的酸堿性，即弱者濃度大，弱者過量。物質(zhì)的量濃度相同的一元酸與一元堿等體積相混合時顯強(qiáng)者性，原因是物質(zhì)的量相等的一元酸與一元堿混合時，恰好完全中和生成鹽，若鹽水解則顯強(qiáng)的性質(zhì)。誰弱誰水解，誰強(qiáng)顯誰性。[典例3]

(雙選)對于常溫下pH為1的硝酸溶液，下列敘述正確的是(

)A．該溶液1mL稀釋至100mL后，pH等于3B．向該溶液中加入等體積、pH為13的氫氧化鋇溶液恰好完全中和C．該溶液中硝酸電離出的c(H＋)與水電離出的c(H＋)之比值為10－12D．該溶液中水電離出的c(H＋)是pH為3的硝酸中水電離出的

c(H＋)的100倍[答案]

AB3．1體積pH＝2.5的鹽酸與10體積某一元強(qiáng)堿溶液恰好完全反應(yīng)，則該堿溶液的pH等于(

)A．9.0

B．9.5C．10.5 D．11.0答案：C【典例】(2012年高考浙江卷節(jié)選)已知：I2＋2S2O===S4O＋2I－某學(xué)習(xí)小組用“間接碘量法”測定含有CuCl2·2H2O晶體的試樣(不含能與I－發(fā)生反應(yīng)的氧化性雜質(zhì))的純度，過程如下：取0.36g試樣溶于水，加入過量KI固體，充分反應(yīng)，生成白色沉淀。用0.1000mol·L－1Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定，到達(dá)滴定終點(diǎn)時，消耗Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液20.00mL。①可選用________作滴定指示劑，滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是______________________________。②CuCl2溶液與KI反應(yīng)的離子方程式為_______________________

________________________________。③該試樣中CuCl2·2H2O的質(zhì)量百分?jǐn)?shù)為_____________________。滴定終點(diǎn)的判斷

[抽樣評析]

[規(guī)范答案]

①淀粉溶液藍(lán)色褪去，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色②2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I(xiàn)2

③95%[答題要領(lǐng)]

當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏巍痢翗?biāo)準(zhǔn)溶液，溶液變成×××色，且半分鐘內(nèi)顏色不恢復(fù)原來顏色。說明：解答此類題目注意3個關(guān)鍵點(diǎn)：(1)最后一滴：必須說明是滴入“最后一滴”溶液。(2)顏色變化：必須說明滴入“最后一滴”溶液后溶液“顏色的變化”。(3)半分鐘：必須說明溶液顏色變化后“半分鐘內(nèi)不再恢復(fù)原來顏色”。本小節(jié)結(jié)束請按ESC鍵返回［考綱展示］1.了解鹽類水解的原理。2.了解影響鹽類水解程度的主要因素。3.了解鹽類水解的應(yīng)用。第三單元鹽類的水解[主干知識]一、鹽類水解原理1．定義在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出的H＋或OH－結(jié)合生成

的反應(yīng)。2．實(shí)質(zhì)弱電解質(zhì)3．特點(diǎn)(1)可逆：水解反應(yīng)是

反應(yīng)。(2)吸熱：水解反應(yīng)是

反應(yīng)的逆反應(yīng)，是吸熱反應(yīng)。(3)微弱：水解反應(yīng)程度很微弱存在水解平衡。4．規(guī)律有弱才水解，越弱越水解，誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性。如：有下列八種物質(zhì)的溶液：①NaCl

②NH4Cl

③Na2CO3

④CH3COONa

⑤CH3COOH

⑥NaHCO3

⑦Cu(NO3)2

⑧CH3COONH4(1)溶液呈酸性的有：

(填序號，后同)，呈堿性的有：

，呈中性的有：

。(2)等濃度的④、⑥兩種溶液的pH

大(填“前者”或“后者”)。(3)等濃度的④⑤⑧三種溶液中CH3COO－濃度最小的是

?？赡嫠釅A中和②⑤⑦③④⑥①⑧⑤后者5．水解方程式的書寫二、鹽類水解的影響因素及應(yīng)用1．內(nèi)因形成鹽的酸或堿越弱，就越易發(fā)生水解。2．外因FeCl3水解的離子方程式是Fe3＋＋3H2O

Fe(OH)3＋3H＋，當(dāng)改變下列條件時，將對FeCl3水解平衡的影響填入下表：3.鹽類水解的應(yīng)用(1)除油污用熱純堿溶液清洗油污的原因：

___

_____________。(2)配制鹽溶液配制FeCl3溶液時，為抑制Fe3＋水解，應(yīng)向其中加入少量的

。(3)制備膠體：如制Fe(OH)3膠體的離子方程式為：

。升溫促進(jìn)純堿的水解，使溶液中c(OH－)增大鹽酸(1)等濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液，誰的堿性強(qiáng)，為什么？(2)FeCl3溶液加水稀釋時是否所有離子的濃度都減?。縖自我診斷]1．pH相同的鹽酸和氯化銨溶液中由水電離出的c(H＋)相同。(×)2．加熱蒸干MgCl2溶液，可得到MgCl2晶體。(×)3．等濃度的Na2CO3溶液比CH3COONa溶液堿性強(qiáng)。(√)4．酸式鹽溶液一定呈酸性。(×)5．AlCl3溶液蒸干得AlCl3固體。(×)6．Na2CO3溶液不能用帶玻璃塞的試劑瓶盛放。(√)1．(雙選)下列鹽能發(fā)生水解反應(yīng)的是(

)A．BaSO4

B．CH3COONH4C．CaCl2 D．Na2SO3鹽類水解的規(guī)律及鹽溶液的酸堿性答案：BD1．鹽類水解的規(guī)律(1)“陽顯陽，陰顯陰”。即陽離子水解生成陽離子(H＋)，溶液顯酸性；陰離子(酸根)水解生成陰離子(OH－)溶液顯堿性。(2)鹽對應(yīng)的酸(或堿)越弱，水解程度越大，溶液堿性(或酸性)越強(qiáng)。如等濃度的NaX、NaY、NaZ三種鹽溶液，pH依次增大，則酸性HX>HY>HZ。(等濃度時酸溶液pH值大的對應(yīng)鹽溶液的pH值也大)2．酸式鹽溶液的酸堿性(1)強(qiáng)酸的酸式鹽(2)弱酸的酸式鹽弱酸的酸式酸根既能電離，又能水解，因此溶液的酸堿性取決于酸式酸根電離程度和水解程度的相對大小。①若水解程度大于電離程度，則溶液顯堿性，如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等。②若電離程度大于水解程度，則溶液顯酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。3．同濃度的酸(或堿)和對應(yīng)鹽溶液的酸堿性(1)同濃度的CH3COOH和CH3COONa混合液中CH3COONa的存在抑制CH3COOH的電離，CH3COOH亦抑制CH3COONa的水解，但CH3COOH的電離能力大于CH3COO－的水解能力，溶液呈酸性。[特別提醒]并不是所有酸的電離能力都大于對應(yīng)鹽的水解能力。下列兩組溶液中兩種溶質(zhì)的濃度相同，但是鹽的水解能力大于對應(yīng)酸的電離能力，溶液均呈堿性。(1)HClO和NaClO；(2)HCN和NaCN。[典例1]

(2014年太原調(diào)研)相同溫度時，有關(guān)①100mL0.1mol/LNaHCO3、②100mL0.1mol/LNa2CO3兩種溶液的敘述不正確的是(

)[答案]

C1．已知：HCN是一種弱酸。相同物質(zhì)的量濃度的NaCN溶液和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH較大，則對同溫度、同體積、同濃度的HCN溶液和HClO溶液說法正確的是(

)A．酸的強(qiáng)弱：HCN>HClOB．pH：HClO>HCNC．與NaOH恰好完全反應(yīng)時，消耗NaOH的物質(zhì)的量：HClO>HCND．酸根離子濃度：c(CN－)<c(ClO－)解析：等物質(zhì)的量濃度時，NaCN溶液的pH較大，說明CN－水解程度大，根據(jù)“越弱越水解”的規(guī)律知，HClO的酸性較強(qiáng)，故A、B兩項(xiàng)錯誤，D正確；同體積、同濃度時n(HCN)＝n(HClO)，消耗n(NaOH)相同，C項(xiàng)錯誤。答案：D鹽類水解的應(yīng)用2．生活中焊接鋼鐵時，下列溶液常用作除銹劑的是(

)A．鹽酸

B．NH4Cl溶液C．CuSO4溶液

D．純堿溶液解析：鹽酸腐蝕性強(qiáng)，一般不常用；NH4Cl溶液酸性較弱，能溶解鐵銹(Fe2O3)；CuSO4溶液顯酸性能除去鐵銹，但能與Fe反應(yīng)置換出銅附著在鐵表面不利于焊接；Na2CO3溶液顯堿性，不能除銹。答案：B[特別提醒](1)泡沫滅火器中NaHCO3放于鐵桶中，而Al2(SO4)3放于塑料桶中，是因?yàn)锳l2(SO4)3水解顯酸性，能與鐵反應(yīng)。(2)因Fe3＋在酸性較強(qiáng)的環(huán)境中比Al3＋、Mg2＋、Cu2＋更易發(fā)生水解，故一般可采用調(diào)節(jié)pH的方法生成Fe(OH)3沉淀除去，如加入CuO、Cu(OH)2等皆可，但不能加會引入雜質(zhì)離子的物質(zhì)。[典例2]下列有關(guān)問題與鹽的水解有關(guān)的是(

)①NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接金屬中的除銹劑②用NaHCO3與Al2(SO4)3兩種溶液可作泡沫滅火劑③草木灰與銨態(tài)氮肥不能混合施用④實(shí)驗(yàn)室盛放碳酸鈉溶液的試劑瓶不能用磨口玻璃塞⑤加熱蒸干CuCl2溶液得到Cu(OH)2固體⑥在含有Fe2＋的FeCl3溶液中，要除去Fe2＋，往往可先通入氧化劑Cl2，再調(diào)節(jié)溶液的pHA．僅①②③

B．僅②③④⑤C．僅①④⑤⑥ D．①②③④⑤⑥[答案]

D2．下列說法正確的是(

)A．AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液加熱、蒸發(fā)、濃縮、結(jié)晶、灼燒，所得固體的成分相同B．配制FeCl3溶液時，將FeCl3固體溶解在硫酸中，然后再用水稀釋到所需的濃度C．用加熱的方法可除去NaCl溶液中混有的FeCl3D．泡沫滅火器中常使用的原料是碳酸鈉和硫酸鋁答案：C溶液中離子濃度大小的比較策略3．主要題型(1)多元弱酸的正鹽溶液：多元弱酸根離子分步水解且一步比一步更難水解。如K2S溶液：c(K＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H＋)。(2)不同溶液中同一離子濃度的大小比較要考慮溶液中其他離子對其的影響。【典例】(1)將位于同一周期的主族元素A、B的氯化物AClx、BCly配成等物質(zhì)的量濃度的溶液，測得AClx溶液的pH小于BCly溶液的pH，試判斷A、B兩種元素原子半徑的大小關(guān)系r(A)________r(B)(填“>”“<”或“＝”)。(2)常溫下pH＝2的某酸HnC與pH＝12的某堿D(OH)m等體積混合后，溶液的pH＝4。①反應(yīng)后生成的正鹽的化學(xué)式為____________________________。②該鹽中的________一定水解，水解的離子方程式為______________________________________________。(3)下列溶液中有關(guān)物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是________。A．pH＝2的HA溶液與pH＝12的MOH溶液任意比混合：c(H＋)＋c(M＋)＝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溶液和CH3COONa溶液等體積混合：c(CH3COO－)＋2c(OH－)＝2c(H＋)＋c(CH3COOH)D．0.1mol/L的NaHA溶液，其pH＝4：c(HA－)>c(H＋)>c(H2A)>

c(A2－)(4)廣義的水解觀認(rèn)為：無論是鹽的水解還是非鹽的水解，其原理是水解的物質(zhì)和水分別離解成兩部分，然后兩兩重新結(jié)合成新的物質(zhì)。根據(jù)以上信息，下列物質(zhì)如果水解其產(chǎn)物不正確的是________。A．CaO2的水解產(chǎn)物是Ca(OH)2和H2O2B．PCl3的水解產(chǎn)物是HClO和PH3C．CaC2的水解產(chǎn)物之一是C2H2D．Mg3N2的水解產(chǎn)物是Mg(OH)2和NH3[解析]

(1)由題意：水解能力Ax＋>By＋，因越弱越水解，故堿性A(OH)x<B(OH)y，同一周期從左至右，原子半徑逐漸減小，最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化合物的堿性逐漸減弱，可知原子半徑r(A)<r(B)。(2)二者等體積混合后pH＝4，說明酸的濃度大，酸過量，故HnC是弱酸，Cn－一定水解，且分步水解。(3)選項(xiàng)A根據(jù)電荷守恒知此關(guān)系式不正確；選項(xiàng)B中pH相等，溶液中的c(OH－)相等，根據(jù)酸性越弱，其對應(yīng)鹽溶液中酸根離子的水解程度越大，所以溶液中c(Na2CO3)<c(CH3COONa)，故B錯；選項(xiàng)C中根據(jù)電荷守恒得：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)……①，由于c(CH3COOH)＝c(CH3COONa)，且它們等體積混合，由原子守恒得：2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)……②，將①×2－②得：c(CH3COO－)＋2c(OH－)＝2c(H＋)＋c(CH3COOH)，故C對；選項(xiàng)D中NaHA溶液的pH＝4，溶液呈酸性，即c(H＋)>c(OH－)，同時也可以判斷HA－以電離為主，所以離子濃度的大小順序是：c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(H2A)，故D錯。(4)水解原理：水解的物質(zhì)和水分子分別離解的兩部分重新結(jié)合成新的物質(zhì)，結(jié)合方式是正價(jià)部分與負(fù)價(jià)部分相互結(jié)合。PCl3的水解產(chǎn)物應(yīng)是HCl和H3PO3。本小節(jié)結(jié)束請按ESC鍵返回［考綱展示］1.了解難溶電解質(zhì)的溶解平衡。2.了解難溶電解質(zhì)的沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)。第四單元難溶電解質(zhì)的溶解平衡一、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1．溶解平衡2．溶解平衡的特征[主干知識]3．溶度積常數(shù)(Ksp)t

℃時熟石灰[Ca(OH)2]在水中的溶解度為0.74g(由于溶液較稀可近似認(rèn)為1L溶液為1000g)(2)該溫度下Ca(OH)2的溶度積：Ksp[Ca(OH)2]＝

(填公式)＝

(填數(shù)值)。(3)升高溫度時Ca(OH)2的溶解度S：

(填“增大”“減小”或“不變”)；溶度積Ksp：

。(4)加水稀釋時溶解度S

，Ksp

。c(Ca2＋)·[c(OH－)]20.004減小不變不變減小將Ca(OH)2溶于一定濃度的CaCl2溶液中，此時Ca(OH)2的溶解度(S)和溶度積(Ksp)是否發(fā)生變化？提示：溶解度(S)會減小，但Ksp不變，因Ksp只受溫度的影響。二、沉淀溶解平衡反應(yīng)的應(yīng)用1．沉淀的生成(1)調(diào)節(jié)pH法3．沉淀的轉(zhuǎn)化(1)實(shí)質(zhì)：

的移動。(2)特征①一般說來，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化為溶解度

的沉淀容易實(shí)現(xiàn)。②沉淀的溶解度差別

，越容易轉(zhuǎn)化。沉淀溶解平衡更小越大[自我診斷]1．向一定體積的AgNO3溶液中加入過量濃NaCl溶液后，溶液

Ag＋濃度也不為零。(√)2．溶度積越大的物質(zhì)其溶解度越大。(×)3．一定溫度下，向Ca(OH)2懸濁液中加入適量蒸餾水，Ca(OH)2的溶解平衡右移，Ksp增大。(×)4．一定溫度下，向飽和石灰水中加入少量生石灰后，溶液中

Ca2＋數(shù)目減少，pH不變。(√)5．將AgBr放入飽和食鹽水中，也會生成AgCl。(√)6．AgNO3溶液中滴加NaCl溶液，產(chǎn)生白色沉淀，再滴加NaI溶液，沉淀變?yōu)辄S色。(√)A．CaCl2溶液

B．KNO3溶液C．NH4Cl溶液

D．NaCl溶液影響沉淀溶解平衡的因素答案：A1．影響沉淀溶解平衡的因素(1)內(nèi)因難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)，也是主要因素。(2)外因2.物質(zhì)的溶解度和溶度積溶度積(Ksp)反映難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力，對同類型的電解質(zhì)而言，Ksp數(shù)值越大，電解質(zhì)在水中溶解度越大；Ksp數(shù)值越小，難溶電解質(zhì)的溶解度也越小。[特別提醒](1)沉淀溶解平衡是化學(xué)平衡的一種，沉淀溶解平衡移動分析時也同樣遵循勒夏特列原理。(2)溶度積大的難溶電解質(zhì)的溶解度不一定大，只有組成相似的難溶電解質(zhì)才有可比性。(3)復(fù)分解反應(yīng)總是向著某些離子濃度減小的方向進(jìn)行，若生成難溶電解質(zhì)，則向著生成溶度積較小的難溶電解質(zhì)的方向進(jìn)行。[典例1]某溫度時，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法正確的是(

)A．加入Na2SO4可以使溶液由a點(diǎn)變到b點(diǎn)B．通過蒸發(fā)可以使溶液由d點(diǎn)變到c點(diǎn)C．d點(diǎn)無BaSO4沉淀生成D．a(chǎn)點(diǎn)對應(yīng)的Ksp大于c點(diǎn)對應(yīng)的Ksp度都在曲線以下，說明此時溶度積小于Ksp，溶液中BaSO4未達(dá)到飽和，無BaSO4沉淀生成，故C項(xiàng)正確；由于Ksp只與溫度有關(guān)，與溶液中的離子濃度大小無關(guān)，在a點(diǎn)和c點(diǎn)的Ksp相同，故D項(xiàng)錯。[答案]

C答案：D沉淀溶解平衡的應(yīng)用2．下列事實(shí)不能用沉淀溶解平衡原理解釋的是(

)A．誤食可溶性鋇鹽，用硫酸鈉溶液洗胃B．除去硫酸銅溶液中的鐵離子，可加Cu(OH)2，調(diào)節(jié)pHC．在AgI的沉淀體系中加硫化鈉溶液，出現(xiàn)黑色沉淀D．在配制FeCl3溶液時，滴加少量鹽酸解析：A、B兩項(xiàng)為沉淀的生成；C項(xiàng)為沉淀的轉(zhuǎn)化；D項(xiàng)為抑制Fe3＋的水解。答案：D1．沉淀的生成(1)條件：離子濃度積(任意條件下的離子濃度帶入溶度積表達(dá)式求得的結(jié)果)大于溶度積(Ksp)。(2)應(yīng)用①分離離子：同一類型的難溶電解質(zhì)，如AgCl、AgBr、AgI，溶度積小的物質(zhì)先析出，溶度積大的物質(zhì)后析出。②控制溶液的pH來分離物質(zhì)，如除去CuCl2中的FeCl3就可向溶液中加入CuO或Cu(OH)2等物質(zhì)，將Fe3＋轉(zhuǎn)化為Fe(OH)3而除去。2．沉淀的溶解當(dāng)溶液中溶度積小于Ksp時，沉淀可以溶解，其常用的方法有：(1)酸堿溶解法：加入酸或堿與溶解平衡體系中的相應(yīng)離子反應(yīng)，降低離子濃度，使平衡向溶解的方向移動，如CaCO3可溶于鹽酸。(2)鹽溶解法：加入鹽溶液，與沉淀溶解平衡體系中某種離子反應(yīng)生成弱電解質(zhì)，從而減小離子濃度使沉淀溶解，如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液。(3)氧化還原溶解法(4)配位溶解法如AgCl溶于氨水，離子方程式為：AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。3．沉淀轉(zhuǎn)化(1)沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動。一般是溶解度小的沉淀會轉(zhuǎn)化生成溶解度更小的沉淀。(2)溶解度較小的沉淀在一定條件下也可以轉(zhuǎn)化成溶解度較大的沉淀，如在BaSO4的飽和溶液中加入高濃度的Na2CO3溶液，也可以轉(zhuǎn)化成溶解度較大的BaCO3沉淀。[特別提醒](1)利用生成沉淀分離或除去某種離子，首先要使生成沉淀的反應(yīng)能夠發(fā)生；其次希望沉淀生成的反應(yīng)進(jìn)行得越完全越好。如果除去溶液中的Mg2＋，應(yīng)使用NaOH而不是Na2CO3，因Mg(OH)2比MgCO3更難溶。(2)不可能使要除去的離