第三章 水溶液中的離子反應(yīng)與平衡（知識清單）高二化學同步備課系列（人教版2019選擇性必修1）

第第頁第03章第03章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡【一、【一、電離平衡】考點過關(guān)考點過關(guān)一、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1.電解質(zhì)和非電解質(zhì)電解質(zhì):在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導電的。

非電解質(zhì):在水溶液中和熔融狀態(tài)下均以分子形式存在,因而不能導電的。

2.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)(1)強電解質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠電離的電解質(zhì)。如、、、活潑金屬氧化物等。

(2)弱電解質(zhì)在水溶液中電離的電解質(zhì)。如、、等。

3.電離方程式的書寫(1)強電解質(zhì)完全電離,在寫電離方程式時,用“”。

(2)弱電解質(zhì)部分電離,在寫電離方程式時,用“”。

①一元弱酸、弱堿一步電離。如CH3COOH;

NH3·H2O。

②多元弱酸分步電離,必須寫出,不可合并(其中以第一步電離為主)。

如H2CO3H++HCO3-(主),HCO3-H++C③多元弱堿分步電離(較復雜),在中學階段要求一步寫出。如Fe(OH)3。

二、弱電解質(zhì)的電離平衡1.電離平衡狀態(tài)(1)概念: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)合成弱電解質(zhì)分子的相等,溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化,電離過程就達到了。

(2)建立過程(3)電離平衡的特征2.電離平衡的影響因素因素影響結(jié)果溫度升高溫度,電離平衡移動

濃度加水稀釋,電離平衡移動

外加物質(zhì)加入與弱電解質(zhì)電離出的離子相同的離子,電離平衡移動(同離子效應(yīng))

加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的離子,電離平衡移動

三、電離平衡常數(shù)1.概念在一定條件下,當弱電解質(zhì)的電離達到平衡時,對一元弱酸或一元弱堿來說,溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積,與溶液中未電離分子的濃度之比是一個,這個常數(shù)叫作電離平衡常數(shù),簡稱,用表示(通常用Ka、Kb分別表示、的電離平衡常數(shù))。

2.電離平衡常數(shù)的表示方法(1)一元弱酸、弱堿物質(zhì)電離方程式電離平衡常數(shù)表達式CH3COOH

NH3·H2O

(2)多元弱酸多元弱酸:多元弱酸的電離是分步進行的,各步都有平衡常數(shù),通常用Ka1、Ka2來表示,如H2CO3:H2CO3H++HCO3-Ka1=HCO3-H++CO32?K3.意義表示弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下,K值越大,弱電解質(zhì)的電離程度。

4.電離常數(shù)的影響因素(1)內(nèi)因:同一溫度下,不同的弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同,說明電離常數(shù)首先由物質(zhì)的所決定。

(2)外因:對于同一弱電解質(zhì),電離平衡常數(shù)只與有關(guān),由于電離為吸熱過程,因此電離平衡常數(shù)隨溫度升高而。

5.電離常數(shù)的計算——三段式法例:25℃時,amol·L-1的CH3COOH溶液:CH3COOHCH3COO-+H+起始濃度/(mol·L-1) a 0 0變化濃度/(mol·L-1) x x x平衡濃度/(mol·L-1) a-x x x則Ka=c(H+)·6.電離平衡常數(shù)的應(yīng)用(1)根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱,相同條件下,電離平衡常數(shù),酸性(或堿性)。

(2)根據(jù)濃度商Q與電離平衡常數(shù)K的相對大小判斷電離平衡的移動方向。(3)判斷復分解反應(yīng)能否發(fā)生,一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律,如25℃時,Ka(HCOOH)=1.77×10-4,Ka(HCN)=4.9×10-10,故HCOOH+NaCNHCN+HCOONa能發(fā)生。(4)根據(jù)電離平衡常數(shù)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,c(CH3COO-)c(CH3COOH)=c(CH7.電離度(1)定義:弱電解質(zhì)在水中的電離達到平衡狀態(tài)時,已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)的百分率,稱為電離度,用α表示。(2)表達式:α=已電離的溶質(zhì)分子數(shù)原有溶質(zhì)分子總數(shù)(3)影響因素:弱電解質(zhì)的電離度與溶液的濃度有關(guān),一般而言,濃度越大,電離度越小;濃度越小,電離度越大?！敬鸢浮恳?、1.化合物化合物2.(1)完全強酸強堿絕大多數(shù)鹽(2)只能部分弱酸弱堿水3.(1)(2)①CH3COO-+H+NH4++OH③Fe3++3OH-二、1.(1)速率電離平衡狀態(tài)(3)弱電解質(zhì)相等不變2.正向正向逆向正向三、1.常數(shù)電離常數(shù)K弱酸弱堿2.(1)CH3COOHCH3COO-+H+Ka=c(H+)·c(CH3COO-)c(CH3COOH)NH3(2)c(H+3.越大4.(1)性質(zhì)(2)溫度增大6.(1)越大越強核心歸納強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較強電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念在水溶液中或熔融狀態(tài)下能完全電離的電解質(zhì)在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)電離程度幾乎完全電離只有部分電離電離過程不可逆過程,無電離平衡可逆過程,存在電離平衡溶液中的粒子種類只有電離出的陰、陽離子,不存在電解質(zhì)分子(水分子除外)既有電離出的陰、陽離子,又有電解質(zhì)分子化合物類別絕大多數(shù)鹽:如NaCl、BaSO4等;強酸:如H2SO4、HCl、HClO4等;強堿:如Ba(OH)2、Ca(OH)2等;活潑金屬氧化物:如Na2O、MgO等弱酸:如H2CO3、CH3COOH等;弱堿:如NH3·H2O、Cu(OH)2等;水電離方程式H2SO42H++SO4NaHCO3Na++HCO3HAH++A-BOHB++OH-典型例題例1.下列能證明醋酸是弱酸的事實是（）A．將等體積等濃度的醋酸溶液與氫氧化鋇溶液混合后溶液呈堿性B．室溫下，醋酸溶液C．向其中加入溶液有氣泡產(chǎn)生D．食醋有刺激性氣味【答案】B【詳解】A．等體積等濃度的醋酸溶液與氫氧化鋇溶液混合反應(yīng)得到醋酸鋇和氫氧化鋇的混合溶液，氫氧化鋇電離出的氫氧根離子使溶液呈堿性，則混合后溶液呈堿性不能說明醋酸是弱酸，故A不符合題意；B．室溫下0,1mol/L醋酸溶液的pH為3說明醋酸在溶液中部分電離出醋酸根離子和氫離子，證明醋酸是弱酸，故B正確；C．醋酸溶液能與碳酸鈉溶液反應(yīng)生成二氧化碳氣體，說明醋酸的酸性強于碳酸，但不能證明醋酸是弱酸，故C不符合題意；D．食醋有刺激性氣味說明醋酸具有揮發(fā)性，但不能證明醋酸是弱酸，故D不符合題意；故選B。例2.下列有關(guān)電解質(zhì)、強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的分類正確的是（）選項ABCD電解質(zhì)CuCO2NaClNaOH非電解質(zhì)SO2乙醇葡萄糖NH3強電解質(zhì)HClBa(OH)2HClO4BaSO4弱電解質(zhì)CH3COOHH2OCu(OH)2氨水A．A B．B C．C D．D【答案】C【詳解】A．銅是單質(zhì)，既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)，故A錯誤；B．CO2是非電解質(zhì)，故B錯誤；C．各物質(zhì)歸類正確，故C正確；D．氨水是混合物，既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)，故D錯誤；答案選C。核心歸納外界條件對電離平衡的影響電離平衡的移動符合勒夏特列原理,離子濃度相當于生成物的平衡濃度,分子濃度相當于反應(yīng)物的平衡濃度,外界條件對其影響可歸納為以下幾點:1.濃度。對于同一弱電解質(zhì),濃度越大,電離平衡越向右移動,但是電離程度減小;濃度越小,電離程度越大,即溶液加水稀釋時,電離平衡向著電離的方向移動,即“越稀越電離”。2.溫度。由于弱電解質(zhì)的電離過程一般是吸熱的,因此升高溫度,電離平衡向著電離的方向移動。3.同離子效應(yīng)。在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生相同離子的強電解質(zhì)時,電離平衡將逆向移動。4.化學反應(yīng)。在弱電解質(zhì)溶液中加入能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì),電離平衡將向電離的方向移動。如甲酸的稀溶液中存在平衡:HCOOHH++HCOO-ΔH>0改變條件電離平衡移動方向H+數(shù)目c(H+)導電能力加水稀釋正向增多減小減弱升溫(不考慮分解)正向增多增大增強加入少量NaOH(s)正向減少減小增強加入少量NaHCO3(s)正向減少減小增強加鹽酸逆向增多增大增強加鐵粉正向減少減小增強典型例題例1.常溫下，對于某醋酸溶液，采用下列措施：①微弱升溫；②加入少量冰醋酸；③加入稀食鹽溶液；④加入稀氫氧化鈉溶液；⑤加入鋅片；⑥加入蒸餾水，其中能使該稀醋酸溶液的pH增大的是（）A．①② B．①④⑥ C．②③⑤ D．③④⑤⑥【答案】D【詳解】①醋酸的電離是吸熱過程，微弱升溫，電離程度變大，氫離子濃度增大，pH減??；②加入少量冰醋酸，雖然醋酸的電離程度減小，但氫離子濃度增大，pH減??；③加入稀食鹽溶液，沒有反應(yīng)但是使得溶液濃度減小，氫離子濃度減小，pH增大；④加入氫氧化鈉溶液，氫氧化鈉電離的氫氧根離子和氫離子反應(yīng)生成水，能促進醋酸的電離，氫離子濃度減小，pH變大；⑤加入鋅片和氫離子反應(yīng)，氫離子濃度減小，pH變大；⑥加水促進醋酸電離，但氫離子濃度減小，氫離子濃度減小，pH變大；故選D。例2.鋁電解廠煙氣凈化的一種簡單流程如圖，下列說法錯誤的是（）A．常溫下，的溶液的為1B．由上述流程可知，酸性：C．在水中的電離方程式為D．電解熔融的制單質(zhì)時，為了降低的熔點，常加入【答案】A【分析】煙氣中含有HF，HF和過量碳酸鈉反應(yīng)生成NaF和NaHCO3，NaF和Na[Al(OH)4]反應(yīng)生成NaAlF6，過濾得到冰晶石。【詳解】A．常溫下，HF是弱酸，則的溶液的大于1，故A錯誤；B．由上述流程可知，HF與過量碳酸鈉反應(yīng)生成NaF和NaHCO3，則酸性：，故B正確；C．是強電解質(zhì)，在水中的電離方程式為，故C正確；D．電解熔融的制單質(zhì)時熔點很高，為了降低的熔點，常加入，故D錯誤。綜上所述，答案為A。核心歸納1.電離平衡常數(shù)的理解(1)電離常數(shù)表達式中各粒子的濃度為平衡時溶液中存在的粒子濃度。(2)電離常數(shù)只隨溫度變化而變化,與濃度無關(guān)。(3)電離常數(shù)的大小反映弱電解質(zhì)的電離程度。K值越大,弱電解質(zhì)越易電離,其對應(yīng)弱酸的酸性(弱堿的堿性)越強;反之,弱電解質(zhì)越難電離,其對應(yīng)弱酸的酸性(弱堿的堿性)越弱。即根據(jù)K值的大小可判斷弱電解質(zhì)的相對強弱。(4)多元弱酸是分步電離的,一級電離程度最大,一般有K1?K2?K3。2.電離平衡常數(shù)及其計算(1)利用相同條件下不同弱酸的K值大小,可比較酸的相對強弱,K值越大,酸性越強。(2)多元弱酸只比較第一級電離常數(shù)。(3)電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),因為弱電解質(zhì)的電離是吸熱過程,升高溫度,電離平衡常數(shù)一定增大。(4)有關(guān)電離平衡常數(shù)的計算(以弱酸HX為例)。①已知c(HX)和c(H+),求電離平衡常數(shù):HXH++X-起始(mol·L-1):c(HX)00平衡(mol·L-1):c(HX)-c(H+)c(H+)c(H+)則K=c2(H+)c(HX)-c(H+)。由于弱酸只有極少一部分電離,c(H+)的數(shù)值很小,可做近似處理:②已知c(HX)和電離平衡常數(shù),求c(H+):HXH++X-起始(mol·L-1):c(HX)00平衡(mol·L-1):c(HX)-c(H+)c(H+)c(H+)則K=c2(H+)c(HX)-c(H+)。由于K值很小,c(H+)的數(shù)值很小,可做近似處理:c(HX)-典型例題例1.已知時，幾種弱酸的電離平衡常數(shù)如下：，則以下反應(yīng)不能自發(fā)進行的是（）A．B．C．D．【答案】B【分析】本題考查離子方程式正誤的判斷，由強酸制備弱酸。由電離平衡常數(shù)可知，酸性：HCOOH>H2CO3>HCN>。【詳解】A．HCOOH酸性強于HCN，所以該反應(yīng)能發(fā)生，故A不符合；B．酸性弱于HCN，所以該反應(yīng)不能發(fā)生，故B符合；C．酸性H2CO3>HCN>，NaCN和二氧化碳和水反應(yīng)生成HCN和NaHCO3，故C不符合；D．HCOOH酸性強于H2CO3，所以該反應(yīng)能發(fā)生，故D不符合。故選B。例2.常溫下三種弱酸的電離常數(shù)如表所示：弱酸HFHCN電離常數(shù)下列說法錯誤的是（）A．HCN的電離常數(shù)表達式為B．酸性強弱：C．與結(jié)合的能力：D．等pH的三種弱酸溶液的物質(zhì)的量濃度：【答案】C【詳解】A．平衡常數(shù)等于生成物濃度系數(shù)次方之積與反應(yīng)物濃度系數(shù)次方之積的比；HCN的電離常數(shù)表達式為，A正確；B．由K值可知，酸性強弱：，B正確；C．酸性越弱，對應(yīng)酸根離子結(jié)合氫離子能力越大，故與結(jié)合的能力：，C錯誤；D．酸性越弱，電離出氫離子能力越弱，故等pH的三種弱酸溶液的物質(zhì)的量濃度：，D正確；故選C?！径?、【二、水的電離和溶液的pH】】考點過關(guān)考點過關(guān)一、水的電離1.水的電離水是一種極弱的電解質(zhì),能發(fā)生微弱的電離,其電離過程示意圖如下:(1)水是一種極弱的電解質(zhì)。(2)水的電離方程式為H2O+H2OH3O++OH-,簡寫為。

(3)水的電離是過程。

2.水的離子積二、溶液的酸堿性與pH1.溶液酸堿性的判斷標準c(H+)與的相對大小。

2.溶液酸堿性與溶液中c(H+)和c(OH-)的關(guān)系c(H+)和c(OH-)的關(guān)系溶液酸堿性酸堿性的強弱c(H+)c(OH-)

溶液呈中性-c(H+)c(OH-)

溶液呈酸性c(H+)越大,酸性越

c(H+)c(OH-)

溶液呈堿性c(OH-)越大,堿性越

3.溶液酸堿性的表示方法(1)物質(zhì)的量濃度:當溶液中c(H+)或c(OH-)時,直接用c(H+)或c(OH-)表示。

(2)pH:當溶液中c(H+)或c(OH-)時,使用pH表示。

4.溶液的pH與c(H+)及酸堿性的關(guān)系計算公式pH=

意義pH越大,溶液的堿性越;

pH越小,溶液的酸性越

溶液酸堿性與c(H+)、pH的關(guān)系(常溫下)酸性溶液:c(H+)c(OH-),c(H+)1×10-7mol·L-1,pH<7;

中性溶液:c(H+)c(OH-),c(H+)1×10-7mol·L-1,pH=7;

堿性溶液:c(H+)c(OH-),c(H+)1×10-7mol·L-1,pH>7

適用范圍1×10-14mol·L-1<c(H+)<1mol·L-1;0<pH<14三、溶液酸堿性的測定1.利用pH試紙測定。使用pH試紙的正確操作為取一小塊pH試紙于干燥潔凈的上,用干燥潔凈的蘸取試液點在試紙上,當試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與對照,讀出pH。

(1)廣泛pH試紙:其pH范圍是(最常用),可以識別的pH差約為1。

(2)精密pH試紙:可判別0.2或0.3的pH差值。(3)專用pH試紙:用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。2.用pH計測量。pH計也叫酸度計,該儀器可精密測量溶液的pH。其量程為。

【答案】一、1.(2)H2OH++OH-(3)吸熱2.c(H+)·c(OH-)增大1×10-14純水電解質(zhì)溶液二、1.c(OH-)2.=>強<強3.(1)>1mol·L-1(2)≤1mol·L-14.-lgc(H+)強強>>==<<三、1.玻璃片或表面皿玻璃棒標準比色卡(1)1~142.0~14核心歸納1.影響水電離平衡的因素影響因素水的電離平衡移動:H2OH++OH-影響結(jié)果方向原因Kwc(H+)變化c(OH-)變化c(H+)與c(OH-)的關(guān)系外加酸堿加酸左移c(H+)增大不變增大減小c(H+)>c(OH-)加堿左移c(OH-)增大不變減小增大c(H+)<c(OH-)外加活潑金屬,如K、Na、Ca右移金屬消耗水電離出的H+不變減小增大c(H+)<c(OH-)2.水的離子積常數(shù)(1)影響因素Kw隨溫度的變化而變化,溫度升高,Kw增大;溫度降低,Kw減小。(2)適用范圍Kw不僅適用于純水,還適用于酸、堿、鹽的稀溶液,任何溶液中的氫離子濃度和氫氧根離子濃度不一定相等,但水電離的氫離子濃度和氫氧根離子濃度相等。只要溶液溫度不變,水溶液中水的離子積常數(shù)就不變。(3)表達式的應(yīng)用Kw表達式中,c(H+)、c(OH-)均表示整個溶液中相應(yīng)離子總物質(zhì)的量濃度。但是一般情況下有:酸溶液中Kw=c酸(H+)·c水(OH-)(忽略水電離出的H+濃度)。堿溶液中Kw=c水(H+)·c堿(OH-)(忽略水電離出的OH-濃度)。典型例題例1.室溫下的溶液中，由水電離出的約為（）A． B．C． D．【答案】D【詳解】常溫下pH=12的NaOH溶液中，氫氧根離子抑制了水的電離，則氫氧化鈉溶液中的氫離子是水的電離的，水電離的氫氧根離子與氫離子濃度相等，故水電離出來的==，故選D。例2.在指定的條件下，一定能大量共存的離子組是（）A．無色溶液：、、、B．堿性條件：、、、C．水電離出的的溶液：、、、D．制作印刷電路板的腐蝕液：、、、【答案】B【詳解】A．有顏色，不能在無色溶液中大量存在，且氫離子與碳酸根離子也不能大量共存，A不選；B．堿性條件下，、、、不發(fā)生反應(yīng)，不能大量共存，B選；C．水電離出的的溶液可能呈酸性也可能呈堿性，不能在堿性條件下大量存在，C不選；D．印刷電路板的腐蝕液中含有Fe2+，、會和Fe2+發(fā)生氧化還原反應(yīng)，不能大量共存，D不選；故選B。核心歸納1.單一溶液溶液類型相關(guān)計算強酸(HnA)設(shè)HnA的濃度為cmol·L-1,則c(H+)=ncmol·L-1,pH=-lgc(H+)=-lgnc強堿[B(OH)n]溶液設(shè)B(OH)n的濃度為cmol·L-1,則c(OH-)=ncmol·L-1,c(H+)=Kwc(OH-)=1.0×10-142.混合溶液溶液類型相關(guān)計算(混合后溶液體積變化忽略不計)兩種強酸混合強酸:c1(H+)強酸:兩種強堿混合強堿:c1(OH-=c1(OH-)強酸強堿混合恰好完全反應(yīng)pH=7(25℃)c(H+)=c(OH-)酸過量c(H+)=c1堿過量c(OH-)=c2(OH-)V2典型例題例1.剛剛結(jié)束的池州馬拉松賽道被稱為“最美賽道”。在馬拉松比賽中設(shè)置了很多補水點，在跑步過程中適量補充弱堿水更符合人的機理特征。下列溶液呈堿性說法正確的是（）A．堿性溶液中不含有H+B．堿性溶液中pH一定大于7C．堿性溶液中OH-濃度一定大于H+濃度D．補給點所提供的堿性飲料溶質(zhì)中含有NaOH【答案】C【分析】中性：，酸性，堿性，據(jù)此分析；【詳解】A．堿性溶液中含有H+和OH-，且OH-濃度一定大于H+，A錯誤；B．溫度升高，水的電離程度增加，pH小于7的也可能是堿性溶液，B錯誤；C．堿性溶液中OH-濃度一定大于H+濃度，C正確；D．NaOH是一元強堿，不可做食用品，D錯誤；故選C。例2.已知溫度T時水的離子積常數(shù)為Kw，該溫度下，將濃度為amol/L的一元酸HA與bmol/L的一元堿BOH等體積混合，可判斷溶液呈中性的依據(jù)是（）A．a(chǎn)=b B．混合溶液中，c(H+)+c(B+)=c(OH﹣)+c(A﹣)C．混合溶液中，c(H+)= D．混合溶液的pH=7【答案】C【詳解】A．一元酸和一元堿的相對強度不知，因此無法判定得到的鹽溶液的酸堿性，A錯誤；B．任何溶液都是電中性的，所以溶液中存在電荷守恒，根據(jù)電荷守恒可以得到c(H+)+c(B+)=c(OH﹣)+c(A﹣)，但是無法判斷酸堿性或中性，B錯誤；C．，因為，所以，即溶液顯中性，C正確；D．溶液的溫度不知道，不能根據(jù)pH=7判斷溶液的酸堿性，D錯誤；故選C。核心歸納1.對于強酸溶液(pH=a),每稀釋10n倍,pH增大n個單位,即pH=a+n(a+n<7)。2.對于強堿溶液(pH=b),每稀釋10n倍,pH減小n個單位,即pH=b-n(b-n>7)。3.對于弱酸溶液(pH=a),每稀釋10n倍,pH的范圍是a<pH<a+n(對于pH相同的強酸與弱酸溶液,稀釋相同倍數(shù),強酸pH變化的程度大)。4.對于弱堿溶液(pH=b),每稀釋10n倍,pH的范圍是b-n<pH<b(對于pH相同的強堿與弱堿溶液,稀釋相同倍數(shù),強堿pH變化的程度大)。5.酸、堿無限稀釋,pH無限接近于7,但酸不能大于7,堿不能小于7。用圖像表示如下:典型例題例1.常溫下，下列說法正確的是（）A．將的HCl溶液稀釋1000倍后pH變?yōu)?B．將的NaOH溶液稀釋1000倍后pH變?yōu)?C．將的HCl溶液加熱蒸發(fā)，體積變?yōu)樵瓉淼?，pH變?yōu)?D．將的醋酸溶液稀釋100倍后，【答案】D【詳解】A．將pH為5的鹽酸溶液稀釋1000倍后，溶液中氫離子濃度為10—7mol/L+10—8mol/L=1.1×10—7mol/L，則溶液的pH小于7，故A錯誤；B．將pH為8的氫氧化鈉溶液稀釋1000倍后，溶液中氫氧根離子濃度為10—7mol/L+10—9mol/L=1.01×10—7mol/L，則溶液的pH大于7，故B錯誤；C．鹽酸溶液為恒沸液，加熱蒸發(fā)時氯化氫和水以相同比例揮發(fā)，所以無法用熱蒸發(fā)的方法將pH為2的鹽酸溶液變?yōu)閜H為3的鹽酸溶液，故C錯誤；D．醋酸在溶液中存在電離平衡，加水稀釋時，電離平衡右移，溶液中氫離子濃度的變化倍數(shù)小于稀釋倍數(shù)，則醋酸溶液稀釋100倍后溶液的pH小于5，故D正確；故選D。四、酸堿中和滴定操作原理1.概念依據(jù)中和反應(yīng),用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的(或)的方法。

2.原理在中和反應(yīng)中,酸提供的H+與堿提供的OH-之間的相等。即c(H+)·V酸=c(OH-)·V堿,以標準鹽酸滴定待測的NaOH溶液,待測的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH)=c(HCl)·3.主要儀器使用(1)儀器(圖A)、(圖B)、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。

(2)試劑:標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。(3)滴定管①構(gòu)造:“0”刻度線在上方,尖嘴部分無刻度。②精確度:讀數(shù)可精確到mL。

③洗滌:先用蒸餾水洗滌,再用潤洗。

④排泡:酸、堿式滴定管中的液體在滴定前均要排出尖嘴中的氣泡。⑤使用注意事項試劑性質(zhì)滴定管原因酸性、氧化性滴定管

氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠管堿性滴定管

堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃,致使玻璃活塞無法打開五、中和滴定操作及數(shù)據(jù)處理1.實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定前的準備①滴定管:查漏→洗滌→潤洗→裝液→調(diào)液面→記錄。②錐形瓶:注堿液→記讀數(shù)→加酚酞指示劑。(2)滴定(3)終點判斷滴入最后半滴標準液,溶液由粉紅色變?yōu)闊o色,且在半分鐘內(nèi)不恢復原來的顏色,視為滴定終點并記錄標準液的體積。2.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(guān)系)石蕊<5.0色

5.0~8.0色

>8.0色

酚酞<8.2色

8.2~10.0色

>10.0色

甲基橙<3.1色

3.1~4.4色

>4.4色

六、實驗數(shù)據(jù)的處理及滴定曲線1.實驗數(shù)據(jù)的處理重復滴定操作2~3次,取消耗標準溶液體積的平均值,根據(jù)c(NaOH)=c(HCl)·2.中和滴定曲線(1)以滴加酸(或堿)的量為橫坐標,以溶液的pH為縱坐標繪出一條溶液的pH隨酸(或堿)的滴加量而變化的曲線。(2)用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1HCl溶液過程中的pH變化曲線如圖所示。(3)由曲線可以看出,在酸堿中和滴定過程中,溶液的pH在接近滴定終點時有一個突變過程,在此范圍內(nèi),滴加很少的酸(或堿),溶液的pH就有很大的變化,能使指示劑的顏色發(fā)生明顯變化,有利于確定滴定終點。七、中和滴定誤差分析酸堿中和滴定的誤差分析關(guān)鍵是根據(jù)c待=c標·V標V待進行分析,計算中V待與c標均為確定值,只有V標影響著c待的計算結(jié)果,故在誤差分析時應(yīng)最終歸結(jié)為對V標的影響:V標增大,實驗結(jié)果【答案】四、1.堿酸2.物質(zhì)的量3.(1)酸式滴定管堿式滴定管(3)②0.01③待裝液⑤酸式堿式五、2.紅紫藍無淺紅紅紅橙黃七、偏高偏低核心歸納1.滴定前的準備工作滴定(用NaOH溶液滴定鹽酸):從酸式滴定管中放出一定體積的鹽酸于洗凈的錐形瓶中,滴加2滴酚酞溶液,用標準氫氧化鈉溶液開始滴定。左手:控制乳膠管內(nèi)玻璃珠,逐滴加入標準液,先快后慢。右手:搖動錐形瓶。眼睛:注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化,到終點后,記錄下讀數(shù)。2.滴定終點判斷答題模板典型例題例1.化學是一門以實驗為基礎(chǔ)的學科。下列實驗說法不正確的是（）A．圖①裝置可用于強酸與強堿的稀溶液中和熱測定B．圖②裝置可用于排出盛裝溶液滴定管尖嘴內(nèi)的氣泡C．圖③裝置可用于溶液直接蒸干制取無水固體D．圖④裝置鹽橋中陰離子向溶液中遷移【答案】C【詳解】A．圖①裝置的保溫措施、測溫儀器和攪拌裝置均已具備，可用于中和熱的測定，A錯誤/不符合題意；B．堿式滴定管中排氣泡的方法：將膠管彎曲使玻璃尖嘴斜向上，用兩指捏住膠管，輕輕擠壓玻璃珠，使溶液從尖嘴流出，從而使溶液充滿尖嘴，排出氣泡，B不符合題意；C．由于FeCl3會發(fā)生水解生成氫氧化鐵和易揮發(fā)的HCl，故應(yīng)該在HCl氣流中加熱蒸干FeCl3溶液制備FeCl3固體，C符合題意；D．由圖可知，鋅銅原電池中，鋅電極為原電池的負極，銅為正極，鹽橋中陰離子向ZnSO4溶液中遷移，D不符合題意；故選C。例2.下列對幾種具體的滴定分析(待測液置于錐形瓶內(nèi))中所用指示劑及滴定終點時的溶液顏色的判斷錯誤的是（）選項ABCD實驗酸性KMnO4標準液滴定Na2SO3溶液標準KSCN溶液滴定AgNO3溶液標準FeCl3溶液滴定KI溶液標準氫氧化鈉溶液滴定鹽酸溶液指示劑KMnO4Fe(NO3)3淀粉酚酞終點顏色淺紅色紅色藍色淺紅色A．A B．B C．C D．D【答案】C【詳解】A．用酸性KMnO4標準液滴定Na2SO3溶液，Na2SO3還原酸性KMnO4標準溶液使其褪色，若Na2SO3反應(yīng)完全后，再加入KMnO4酸性標準溶液，溶液則變?yōu)闇\紅色，A正確；B．用標準KSCN溶液滴定AgNO3溶液，當AgNO3溶液完全反應(yīng)后，再加入KSCN溶液與指示劑Fe(NO3)3溶液反應(yīng)，溶液變?yōu)榧t色，B正確；C．標準FeCl3溶液滴定KI溶液生成碘單質(zhì)，遇淀粉變藍，由于只要加入FeCl3溶液就會生成碘單質(zhì)，溶液變藍，后續(xù)顏色不變，因此無法判斷滴定終點，C錯誤；D．用NaOH標準溶液滴定鹽酸可用酚酞作指示劑，當?shù)竭_滴定終點時，溶液由無色變?yōu)闇\紅色，D正確；答案選C。核心歸納1.誤差分析依據(jù)(一元酸、堿的中和滴定)中和滴定實驗中,產(chǎn)生誤差的原因主要有操作不當,讀數(shù)不準等,依據(jù)原理c(標準)·V(標準)=c(待測)·V(待測),所以c(待測)=c(標準)·V(標準)V(待測),c(標準)與V(待測)已確定,因此只要分析出不正確的操作引起V(標準)的變化,即可分析出結(jié)果。V(標準)變大,則c2.常見的誤差分析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(標準)c(待測)洗滌酸式滴定管未用標準酸溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用待測溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液取堿液的滴定管開始有氣泡,讀數(shù)時氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡,達到滴定終點時氣泡消失變大偏高振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴在錐形瓶外變大偏高讀數(shù)酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確,滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)變小偏低酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確,滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)變大偏高典型例題例1.實驗室用標準鹽酸測定某NaOH溶液的濃度，用甲基橙作指示劑，下列操作中可能使測定結(jié)果偏低的是（）A．取NaOH溶液時俯視讀數(shù)B．滴定結(jié)束后，滴定管尖嘴處有一懸掛液滴C．錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化由黃色變橙色，立即記下滴定管液面所在刻度D．盛NaOH溶液的錐形瓶滴定前用NaOH溶液潤洗2～3次【答案】C【詳解】A．用堿式滴定管量取NaOH溶液時俯視讀數(shù)，會使氫氧化鈉溶液的體積偏大，造成消耗鹽酸的體積偏大，測定結(jié)果偏高，A不符合題意；B．滴定結(jié)束后，滴定管尖嘴處有一懸掛液滴，會使消耗的鹽酸的體積偏大，測定結(jié)果偏高，B不符合題意；C．錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化由黃色變橙色，立即記下滴定管液面所在刻度，可能會導致滴定終點的誤判，使消耗鹽酸的體積偏小，測定結(jié)果偏低，C符合題意；D．盛NaOH溶液的錐形瓶滴定前用NaOH溶液潤洗2～3次，會使NaOH溶液的體積偏大，導致消耗鹽酸的體積偏大，測定結(jié)果偏高，D不符合題意；故選C。例2.水果中維生素（摩爾質(zhì)量為）的含量可用化學實驗方法測定。酸性條件下，向含維生素的淀粉溶液中加入溶液，當溶液剛剛加入時，會與迅速發(fā)生氧化還原反應(yīng)生成；然后生成的會與維生素發(fā)生反應(yīng)（二者以物質(zhì)的量之比反應(yīng)），被迅速消耗；當溶液中的維生素全部反應(yīng)后，與繼續(xù)反應(yīng)生成的會使淀粉變藍色。實驗步驟如下：（1）稱取水果樣品，切碎研磨，取其汁配成溶液待用；（2）取該溶液于錐形瓶中，向其中加入適量鹽酸和過量淀粉溶液；（3）向滴定管中裝入標準溶液，記錄滴定管讀數(shù)為；（4）用滴定管向錐形瓶中逐滴加入標準溶液至終點，記錄滴定管讀數(shù)為。依據(jù)上述實驗原理及實驗步驟，下列敘述不正確的是（）A．配制標準溶液，定容時俯視，測定結(jié)果將偏高B．滴定前，滴定管用蒸餾水洗凈后裝入標準溶液C．滴定前，錐形瓶用待測樣品溶液潤洗，測定結(jié)果將偏高D．讀數(shù)時，應(yīng)把滴定管固定在鐵架臺的蝴蝶夾中使其豎直【答案】C【詳解】A．配制cmol?L?1KIO3標準溶液時，定容時俯視，俯視讀數(shù)比實際大，則實際值在刻度線以下，水少，測定結(jié)果將偏低，故A項錯誤；B．滴定前，酸式滴定管用蒸餾水洗凈后，為防止附著在滴定管壁上殘留的水稀釋溶液，導致實驗誤差，在裝液體前，應(yīng)用標準溶液潤洗滴定管，故B項錯誤；C．錐形瓶用待裝液潤洗，導致待測液的物質(zhì)的量偏大，滴定過程中消耗的標準液體積偏大，測定結(jié)果偏高，故C項正確；D．讀數(shù)時，用兩手指拿住滴定管的上端，使其與地面垂直，故D項錯誤；故本題選C。【三、【三、鹽類的水解】】考點過關(guān)考點過關(guān)一、鹽溶液的酸堿性1.鹽溶液酸堿性的實驗探究鹽溶液的酸堿性生成該鹽對應(yīng)的反應(yīng)物鹽的類型酸堿CH3COONa

CH3COOHNaOH

Na2CO3H2CO3NaOHKFHFKOHNH4Cl

HClNH3·H2O

Al2(SO4)3H2SO4Al(OH)3NaCl

HClNaOH

KNO3HNO3KOHBa(NO3)2HNO3Ba(OH)22.鹽溶液呈酸堿性的原因分析(1)強酸強堿鹽(以NaCl為例)溶液中存在的離子H2OH++OH-,NaClNa++Cl-離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì)否c(H+)和c(OH-)的相對大小c(H+)=c(OH-),呈性,無弱電解質(zhì)生成

理論解釋水的電離平衡不發(fā)生移動,溶液中c(H+)c(OH-)

(2)強酸弱堿鹽(以NH4Cl為例)溶液中存在的離子離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì)

c(H+)和c(OH-)的相對大小c(H+)c(OH-),呈性

理論解釋NH4+和OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)NH3·H2O,使水的電離平衡向電離方向移動,使溶液中c(H+)c(OH總反應(yīng)的離子方程式

(3)強堿弱酸鹽(以CH3COONa為例)溶液中存在的離子離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì)

c(H+)和c(OH-)的相對大小c(H+)c(OH-),呈性

理論解釋CH3COO-和H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)CH3COOH,使水的電離平衡向電離方向移動,使溶液中c(H+)c(OH-)

總反應(yīng)的離子方程式

二、鹽類的水解1.概念:在水溶液中,鹽電離出來的離子與水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成的反應(yīng),叫作鹽類的水解。

2.實質(zhì):生成弱酸或弱堿,使水的被破壞而建立起新的平衡。

3.鹽類水解的特點【答案】一、1.堿性強堿弱酸鹽酸性強酸弱堿鹽中性強酸強堿鹽2.(1)中=(2)能>酸>NH4++H2ONH3·H2O+H+<CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-二、1.弱電解質(zhì)2.電離平衡核心歸納1.鹽類水解的規(guī)律(室溫下pH)(1)有弱才水解,無弱不水解鹽中有弱酸的陰離子或弱堿的陽離子才能水解;若沒有,則是強酸強堿鹽,不發(fā)生水解反應(yīng)。(2)越弱越水解弱酸陰離子(或弱堿陽離子)所對應(yīng)的酸(或所對應(yīng)的堿)越弱,就越容易水解。(3)都弱都水解弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽離子都發(fā)生水解,且相互促進。(4)誰強顯誰性當鹽中的弱酸陰離子對應(yīng)的酸比弱堿陽離子對應(yīng)的堿更容易電離時,水解后鹽溶液顯酸性;反之,就顯堿性。2.水解離子方程式的書寫方法(1)一般鹽類水解程度很小,水解產(chǎn)物很少,通常不生成沉淀和氣體,也不發(fā)生分解,因此鹽類水解的離子方程式中不標“↓”或“↑”(徹底水解除外),也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)寫成其分解產(chǎn)物的形式。(2)鹽類的水解是可逆反應(yīng),是中和反應(yīng)的逆反應(yīng),而中和反應(yīng)是趨于完全的反應(yīng),所以鹽的水解很微弱,其離子方程式一般不寫“”而寫“”。(3)多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的,以第一步水解為主,書寫水解方程式時應(yīng)分步寫;多元弱堿的陽離子水解復雜,可一步寫出。如Na2CO3的水解:第一步:CO32?+H2OHCO3-第二步:HCO3-+H2OH2CO3+OH-Fe3+的水解:Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。(4)若陰、陽離子的水解相互促進,由于水解完全,書寫時要用“”“↑”“↓”等。例如,硫化鈉和氯化鋁混合溶液反應(yīng)的離子方程式為2Al3++3S2-+6H2O2Al(OH)3↓+3H2S↑。常見的發(fā)生完全雙水解的離子對有Al3+與HCO3-、CO32?、HS-、S2-、AlO2-等,Fe3+與HC典型例題一、單選題例1.關(guān)于純堿和小蘇打的下列說法中，不正確的是（）A．室溫下，二者飽和溶液的pH差約為4，主要是由于它們的溶解度差異B．利用二者熱穩(wěn)定性差異，可從它們的固體混合物中除去C．兩種物質(zhì)的溶液中，所含微粒的種類相同D．可用NaOH溶液使轉(zhuǎn)化為【答案】A【詳解】A．室溫下Na2CO3和NaHCO3飽和溶液pH相差較大的主要原因是：的水解程度遠大于，與溶解度無關(guān)，A錯誤；B．受熱易分解，可轉(zhuǎn)化為，而熱穩(wěn)定性較強，利用二者熱穩(wěn)定性差異，可從它們的固體混合物中除去NaHCO3，B正確；C．和的溶液中均存在H2O、H2CO3、、、H+、OH-、Na+，所含微粒的種類相同，C正確；D．加入NaOH溶液中會發(fā)生反應(yīng)：NaOH+=+H2O，可用NaOH溶液使轉(zhuǎn)化為，D正確；故選A。例2.為配制與比為的溶液，可在溶液中加入適量的（）①

②

③

④A．①② B．③④ C．①③ D．①④【答案】C【分析】硝酸銨是強酸弱堿鹽，由于水解，導致溶液中＜，溶液呈酸性，為了配制與的濃度比為1∶1的溶液，需增加銨根離子濃度或減少溶液中硝酸根的濃度?！驹斀狻竣偌尤脒m量的，溶液中濃度增大，故①符合題意；②加入適量的，溶液中硝酸根離子濃度增大，故②不符合題意；③加入適量，由于氨水電離產(chǎn)生銨根離子，故③符合題意；④加入適量原物質(zhì)，銨根水解，導致溶液中＜，故④不符合題意；故選C。核心歸納鹽溶液酸堿性的判斷1.弱酸弱堿鹽的陰、陽離子都水解,其溶液的酸堿性取決于弱酸陰離子和弱堿陽離子水解程度的相對強弱。當K酸=K堿時,溶液顯中性,如CH3COONH4;當K酸>K堿時,溶液顯酸性,如HCOONH4;當K酸<K堿時,溶液顯堿性,如NH4CN。2.強酸的酸式鹽只電離,不水解,溶液呈酸性。如NaHSO4在水溶液中:NaHSO4Na++H++SO42?3.弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性,取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。(1)若電離程度小于水解程度,溶液呈堿性。如NaHCO3溶液中:HCO3-H++CO32?(次要),HCO3-+H2OH2CO(2)若電離程度大于水解程度,溶液呈酸性。如NaHSO3溶液中:HSO3-H++SO32?(主要),HSO3-+H2OH2SO4.相同條件下的水解程度:正鹽>相應(yīng)酸式鹽,如CO32?>HCO3-;相互促進水解的鹽>單獨水解的鹽>水解相互抑制的鹽,如NH4+的水解:(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)5.書寫離子方程式時“”和“”的應(yīng)用要慎重。NH4+水解的離子方程式為NH4++H2ONH3·H2O+H+,而鹽酸與氨水混合后反應(yīng)的離子方程式為NH3·H2O+H+NH4++H典型例題例1.在“天宮課堂”中，王亞平老師用醋酸鈉過飽和溶液做了一個“點水成冰”的趣味實驗。下列對溶液的說法不正確的是（）A．呈堿性 B．存在四種離子C．存在 D．【答案】D【詳解】A.水解：，使溶液呈堿性，A項正確；B.溶液中存在、、、四種離子，B項正確；C.水解會生成，C項正確，D.CH3COONa電離生成的CH3COO-與Na+一樣多，由于CH3COO-發(fā)生水解，所以c(Na+)>c(CH3COO?)，D項錯誤；故選D。例2.阿伏加德羅提出阿伏加德羅定律為人類科學研究提供了重要的理論基礎(chǔ)，在現(xiàn)實生活中我們常常利用物質(zhì)的量來為難以用實際數(shù)字描述的數(shù)量做了定量解釋，下列說法正確的是（）A．1.5mol的液態(tài)冰醋酸中含s?pσ鍵0個B．常溫常壓下，1mol含有的C．將0.1mol醋酸鈉溶于稀醋酸中使溶液呈中性，溶液中數(shù)目小于D．1L1mol?L?1NaCl溶液含有個電子【答案】A【詳解】A．CH3COOH中C、O經(jīng)過雜化后與H形成σ鍵，因此1.5mol的液態(tài)冰醋酸中含s?pσ鍵數(shù)目為0，故A正確；B．常溫常壓下，1mol含有的，故B錯誤；C．將0.1mol醋酸鈉溶于稀醋酸中使溶液呈中性，根據(jù)電荷守恒得到鈉離子數(shù)目等于醋酸根離子數(shù)目即溶液中數(shù)目等于，故C錯誤；D．1L1mol?L?1NaCl溶液NaCl物質(zhì)的量為1mol，NaCl含有個電子，但溶液中還有水，水中含有電子，故D錯誤。綜上所述，答案為A。三、鹽類水解的影響因素1.內(nèi)因形成鹽的酸或堿越弱,其鹽就越易。如水解程度:Na2CO3Na2SO3,Na2CO3NaHCO3。

2.外因因素水解平衡水解程度水解產(chǎn)生離子的濃度溫度升高

濃度增大

減小(稀釋)

外加酸堿酸弱堿陽離子水解程度

堿弱酸陰離子水解程度

外加其他鹽水解形式相同的鹽相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3)水解形式相反的鹽相互促進[如Al2(SO4)3中加NaHCO3]四、鹽類水解的應(yīng)用1.熱的純堿溶液去油污效果更好純堿(Na2CO3)水解呈堿性,加熱能促進水解,溶液的堿性增強,去污效果增強。水解的離子方程式為。

2.配制可水解的鹽溶液某些強酸弱堿鹽在配制溶液時因水解而變渾濁,需加相應(yīng)的酸來抑制水解,如在配制FeCl3溶液時常將FeCl3晶體溶于較濃的中再加水稀釋至所需濃度來抑制FeCl3水解。

3.明礬(鋁鹽)、鐵鹽用作凈水劑明礬、鐵鹽溶于水電離產(chǎn)生的Al3+、Fe3+水解,生成的Al(OH)3膠體、Fe(OH)3膠體可以使水中細小的懸浮顆粒聚集成較大顆粒而沉降,從而除去水中的懸浮物,起到凈水作用。Al3+水解的離子方程式為。

4.工業(yè)上利用水解原理制備無機化合物用TiCl4制備TiO2:。在制備時加入大量的水,同時加熱,促使水解趨于完全,所得TiO2·xH2O經(jīng)焙燒得到TiO2。類似的方法也可用于制備SnO、SnO2和Sn2O3等。

【答案】三、1.水解>>2.右移增大增大右移減小增大右移增大減小減小減小四、1.CO32?+H2OHCO3-3.Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+4.TiCl4+(x+2)H2OTiO2·xH2O↓+4HCl核心歸納1.鹽類水解的影響因素(1)內(nèi)因——鹽的性質(zhì)相同條件下,弱酸的酸性越弱,其酸根離子形成的鹽越易水解,鹽溶液的堿性越強;弱堿的堿性越弱,其陽離子形成的鹽越易水解,鹽溶液的酸性越強。(2)外因①溫度:由于鹽類水解是吸熱過程,升溫可使水解平衡向右移動,水解程度增大。②濃度:稀釋鹽溶液可使水解平衡向右移動,水解程度增大;若增大鹽的濃度,水解平衡向右移動,但水解程度減小。③外加酸堿:加酸可抑制弱堿陽離子水解,加堿能抑制弱酸根離子水解。④兩種水解離子的相互影響。弱堿陽離子和弱酸陰離子在同一溶液中,兩種水解相互促進,使二者水解程度都增大,甚至反應(yīng)完全。2.鹽類水解的平衡常數(shù)(1)水解平衡常數(shù)的概念在一定溫度下,能水解的鹽在水溶液中達到水解平衡時,生成的弱酸(或弱堿)濃度和氫氧根離子(或氫離子)濃度之積與溶液中未水解的弱酸根陰離子(或弱堿的陽離子)濃度之比是一個常數(shù),該常數(shù)就叫水解平衡常數(shù)。(2)水解平衡常數(shù)(Kh)與電離常數(shù)Kw的定量關(guān)系①弱酸強堿鹽,如CH3COONa溶液:CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-Kh=c=c=c(OH②強酸弱堿鹽,如NH4Cl溶液:NH4++H2ONH3·H2O+HKh=c=c=c(H其中Kh為水解平衡常數(shù),Ka(Kb)為弱酸(弱堿)的電離平衡常數(shù),Kw為水的離子積常數(shù)。因而Ka(或Kh)與Kw的定量關(guān)系為:a.Ka·Kh=Kw或Kb·Kh=Kw。b.CO32?的一級水解平衡常數(shù)Kh1=KwKa2;二級的水解平衡常數(shù)(3)水解平衡常數(shù)是描述能水解的鹽水解平衡的主要參數(shù)。它只受溫度的影響,因水解過程是吸熱過程,故它隨溫度的升高而增大。典型例題例1.通過查閱資料獲得溫度為時有以下數(shù)據(jù)：是鹽的水解平衡常數(shù)，在溶液中存在，則。有關(guān)上述常數(shù)的說法正確的是（）A．通過比較上述常數(shù)，可得溶液顯堿性B．所有弱電解質(zhì)的電離常數(shù)和難溶電解質(zhì)的都隨溫度的升高而增大C．常溫下，在水中的大于在飽和溶液中的D．一定溫度下，在溶液中，【答案】D【詳解】A．根據(jù)誰強顯誰性可知，可得溶液水解顯酸性，A錯誤；B．升高溫度平衡向吸熱方向移動，如果化學平衡正反應(yīng)是放熱反應(yīng)，則升高溫度化學平衡常數(shù)減小，B錯誤；C．電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度相同電離平衡常數(shù)相同，C錯誤；D．一定溫度下，在溶液中水解常數(shù)為，則，D正確；故選D。例2.對于溶液，正確的是（）A．稀釋溶液，水解常數(shù)增大B．忽略溶液體積變化和空氣影響，升高溫度，增大C．D．【答案】B【詳解】A．稀釋溶液，水解常數(shù)不變，水解常數(shù)只和溫度有關(guān)，故A錯誤；B．升高溫度，促進水解正向移動，增大，故B正確；C．根據(jù)電荷守恒可知，，故C錯誤；D．根據(jù)物料守恒可知，，故D錯誤；答案選B。例3.苯甲酸鈉(NaA)是一種常見的食品防離劑。已知苯甲酸(HA)的Ka=10－4.2，常溫時，下列關(guān)于0.1ml·L－1某甲酸鈉水溶液的說法不正確的是（）A．NaA溶液呈堿性 B．溶液中存在；c(HA)+c(H+)=c(OH－)C．微粒濃度大小：c(Na+)>c(A－)>c(OH－)>c(HA) D．加水稀釋時，溶液中不變【答案】D【詳解】A．某甲酸鈉為強堿弱酸鹽，在溶液中發(fā)生水解反應(yīng)使溶液呈堿性，故A正確；B．某甲酸鈉溶液中存在質(zhì)子守恒關(guān)系c(HA)+c(H+)=c(OH－)，故B正確；C．某甲酸鈉為強堿弱酸鹽，在溶液中發(fā)生水解反應(yīng)使溶液呈堿性，則溶液中微粒濃度大小順序為c(Na+)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)，故C正確；D．由水解常數(shù)公式可知，溶液中=，加水稀釋時，氫氧根離子濃度減小，水解常數(shù)不變，則和的值減小，故D錯誤；故選D。核心歸納1.鹽類水解的應(yīng)用應(yīng)用原理解釋熱的純堿溶液去污能力強加熱促進了鹽的水解,氫氧根離子濃度增大泡沫滅火器滅火Al3+與HCO3-發(fā)生相互促進的水解反應(yīng),生成了CO2和Al(OH)明礬凈水鋁離子水解生成的氫氧化鋁膠體可用來凈水物質(zhì)提純?nèi)绯ヂ然~溶液中的氯化鐵,可以加入氧化銅或氫氧化銅反應(yīng)掉部分H+,促進鐵離子的水解,使Fe3+轉(zhuǎn)化為氫氧化鐵沉淀而除去配制易水解的鹽溶液配制FeCl3、FeCl2、SnCl2、AlCl3等溶液時,常將它們?nèi)苡谳^濃的鹽酸中,然后再加水稀釋;目的是抑制鐵離子、亞鐵離子、錫離子、鋁離子的水解草木灰不能與銨態(tài)氮肥混合施用銨根離子與碳酸根離子水解相互促進,生成的氨氣逸出而降低了氮肥肥效硫化鋁、氮化鎂的制備硫化鋁、氮化鎂在水溶液中劇烈水解,只能通過單質(zhì)間化合反應(yīng)才能制得比較鹽溶液中離子濃度的大小如Na2CO3溶液中:c(Na+)>c(CO32?)>c(OH-)>c(HCO3-)>判斷弱電解質(zhì)的相對強弱如等物質(zhì)的量濃度的醋酸鈉溶液、碳酸氫鈉溶液,后者堿性強于前者,則碳酸的酸性弱于醋酸證明某些電解質(zhì)是弱酸或弱堿如CH3COONa溶液能使酚酞試液變紅,則該溶液顯堿性,說明CH3COOH是弱酸判斷鹽溶液蒸干灼燒后的產(chǎn)物如FeCl3溶液蒸干灼燒后的產(chǎn)物為Fe2O3鹽溶液除銹如氯化銨溶液可除去金屬表面的氧化物,因為NH42.鹽溶液蒸干固體產(chǎn)物的判斷(1)鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時,蒸干后一般得原物質(zhì),如Al2(SO4)3(aq)Al2(SO4)3(s)。(2)鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時,蒸干灼燒后一般得到對應(yīng)的氧化物,如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。(3)強堿弱酸鹽,如Na2CO3溶液等,蒸干后可得到原物質(zhì)。(4)陰、陽離子均易水解,其水解產(chǎn)物易揮發(fā)的鹽蒸干后得不到任何固體物質(zhì),如NH4Cl、(NH4)2S等。(5)考慮鹽受熱時是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4固體受熱易分解,因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO3)2CaCO3(CaO);NaHCO3Na2CO3;KMnO4K2MnO4+MnO2。(6)還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。例如,Na2SO3(aq)Na2SO4(s);FeSO4(aq)Fe2(SO4)3(s)。(7)有時要從多方面考慮。例如,蒸干NaClO溶液時,既要考慮ClO-水解,又要考慮HClO分解,所以蒸干NaClO溶液所得固體為NaCl。典型例題例1.鹽類水解在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和日常生活中有著廣泛的應(yīng)用，有關(guān)應(yīng)用或說法與鹽類水解無關(guān)的是（）A．溶液可用于除鐵銹B．用飽和溶液制備膠體C．用稀硫酸除去銅器表面的銅綠D．長期使用硫酸銨化肥的土壤，易變酸性，可施用適量的熟石灰【答案】C【詳解】A．氯化銨屬于強酸弱堿鹽，銨根離子水解導致其溶液呈酸性，酸和銹反應(yīng)生成鹽和水，可以用氯化銨溶液除鐵銹，與鹽類水解有關(guān)，故A不選；B．用飽和溶液制備膠體，利用了溶液水解生成，加熱促進水解，進而得到膠體，與水解有關(guān)，故B不選；C．用稀硫酸除去銅器表面的銅綠Cu2（OH）2CO3，稀硫酸和銅綠反應(yīng)生成硫酸銅、二氧化碳和水，與水解無關(guān)，故C選；D．長期使用硫酸銨化肥的土壤，易變酸性，和銨根離子水解有關(guān)，熟石灰顯堿性，且價格便宜，常用來改良酸性土壤，故D不選；答案選C。例2.在生產(chǎn)、生活和科學研究中，人們常用Na2CO3溶液清洗油污，下列說法錯誤的是（）A．熱的純堿溶液可以增強去污效果B．Na2CO3溶液可使紫色石蕊試液變紅C．Na2CO3溶液一定不能與AlCl3溶液大量共存D．Na2CO3溶液中一定存在c(Na+)>2c()+2c()+c(H2CO3)【答案】B【詳解】A．純堿去油污的原理是油脂在堿性條件下水解，從而達到去污目的。水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，純堿(碳酸鈉)屬于強堿弱酸鹽，升溫可促進其水解，純堿溶液堿性增強，去污能力增強，A正確；B．Na2CO3溶液顯弱堿性，可使紫色石蕊試液變藍，B錯誤；C．Na2CO3與AlCl3會發(fā)生雙水解反應(yīng)生成Al(OH)3沉淀和CO2氣體，不能大量共存，C正確；D．根據(jù)物料守恒可得：c(Na+)=2c()+2c()+2c(H2CO3)，所以Na2CO3溶液中一定存在：c(Na+)>2c()+2c()+c(H2CO3)，D正確；故選B。例3.把預先設(shè)計好的圖案置于覆銅板上用蠟覆蓋，然后將其放到FeCl3溶液中，可以制作出我們所需要的圖案。下列敘述正確的是（）A．配制FeCl3溶液時應(yīng)加入少許鐵粉防止其氧化變質(zhì)B．發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為C．氯化鐵溶液在空氣中蒸發(fā)，可制得FeCl3固體D．加入KSCN溶液可檢驗反應(yīng)后的溶液中是否含有Fe2+【答案】B【詳解】A．配制FeCl3溶液時，?應(yīng)加入少量的稀鹽酸以防止其水解，?而不是加入鐵粉來防止其氧化變質(zhì)，A錯誤；B．發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+，B正確；C．氯化鐵溶液中存在水解平衡，在蒸發(fā)過程中，?隨著溫度的升高，?不僅溶劑被蒸發(fā)，?還促進了FeCl3的水解，?最終得到的固體是Fe(OH)3的分解產(chǎn)物Fe2O3，C錯誤；D．加入KSCN溶液可檢驗反應(yīng)后的溶液中是否含有Fe3+，D錯誤；故選B。核心歸納1.離子濃度大小比較中的“三個守恒”規(guī)律(1)元素質(zhì)量守恒在電解質(zhì)溶液中,由于某些離子發(fā)生水解或電離,離子的存在形式發(fā)生了變化。就該離子所含的某種元素來說,其質(zhì)量在變化前后是守恒的,即元素質(zhì)量守恒。例如,NaHCO3溶于水后,溶液中Na+與HCO3-的原始濃度之間的關(guān)系為c(Na+)=c(HCO3-)。由于HCO3-發(fā)生電離與水解,則有c(Na+)=c(HCO3-)+c(C(2)電荷守恒指電解質(zhì)溶液中,陽離子所帶電荷總數(shù)與陰離子所帶電荷總數(shù)相等,即溶液呈電中性。例如,NaHCO3溶液中有Na+、H+、HCO3-、CO32?、OH-,存在如下關(guān)系:c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH(3)質(zhì)子守恒指得到的質(zhì)子(H+)數(shù)等于失去的質(zhì)子(H+)數(shù),如Na2S溶液中:即c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)。2.溶液中離子濃度大小的比較(1)單一溶液①對于多元弱酸溶液,應(yīng)根據(jù)多步電離進行分析。例如,在H3PO4溶液中:c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42?)>②對于多元弱酸的正鹽溶液,根據(jù)弱酸根離子的分步水解分析。例如,0.1mol·L-1Na2CO3溶液中電離過程有Na2CO32Na++CO32?,H2OOH-+H+;水解過程有CO32?+H2OHCO3-+OH-,HCO3-+H2OH2CO3+OH-。故溶液中存在的離子有Na+、CO32?、OH-、HCO3-、H+,因此溶液中各離子濃度的大小順序為c(Na+)>c(CO32?)>c(OH③多元弱酸的酸式鹽溶液要考慮酸式酸根離子的電離程度與水解程度的相對大小,如HCO3-以水解為主,0.1mol·L-1NaHCO3溶液中:c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32?);而HSO3-以電離為主,0.1mol·L-1NaHSO3溶液中:c(Na+)>c(HSO3-)>c(H④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該離子的影響。如在0.10mol·L-1的①NH4HSO4、②NH4Cl、③CH3COONH4、④(NH4)2SO4溶液中,c(NH4(2)混合溶液中各離子濃度的大小比較,根據(jù)電離程度、水解程度的相對大小進行分析。①分子的電離程度大于相應(yīng)離子的水解程度例如,等物質(zhì)的量濃度的NH4Cl與NH3·H2O混合溶液中:c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+);等物質(zhì)的量濃度的CH3COONa與CH3COOH混合溶液中:c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH②分子的電離程度小于相應(yīng)離子的水解程度例如,在0.1mol·L-1的NaCN和0.1mol·L-1的HCN混合溶液中,各離子濃度的大小順序為c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)。典型例題例1.常溫下，某同學向某濃度的溶液中滴加少量溶液，滴加過程中產(chǎn)生白色沉淀，且有少量氣體放出。下列說法正確的是（）A．溶液呈堿性的原因是的水解程度大于其電離程度B．溶液中存在C．加入溶液促進了的水解D．反應(yīng)的離子方程式是【答案】A【詳解】A．NaHCO3既能電離又能水解，水解顯堿性，電離顯酸性，NaHCO3溶液呈堿性的原因是的水解程度大于電離程度，故A正確；B．溶液中存在電荷守恒：，B錯誤；C．加入溶液促進了的電離，C錯誤；D．根據(jù)現(xiàn)象推知反應(yīng)的離子方程式為：，D錯誤；故選A。例2.在生產(chǎn)、生活和科學研究中，人們常用Na2CO3溶液清洗油污，下列說法錯誤的是（）A．熱的純堿溶液可以增強去污效果B．Na2CO3溶液可使紫色石蕊試液變紅C．Na2CO3溶液一定不能與AlCl3溶液大量共存D．Na2CO3溶液中一定存在c(Na+)>2c()+2c()+c(H2CO3)【答案】B【詳解】A．純堿去油污的原理是油脂在堿性條件下水解，從而達到去污目的。水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，純堿(碳酸鈉)屬于強堿弱酸鹽，升溫可促進其水解，純堿溶液堿性增強，去污能力增強，A正確；B．Na2CO3溶液顯弱堿性，可使紫色石蕊試液變藍，B錯誤；C．Na2CO3與AlCl3會發(fā)生雙水解反應(yīng)生成Al(OH)3沉淀和CO2氣體，不能大量共存，C正確；D．根據(jù)物料守恒可得：c(Na+)=2c()+2c()+2c(H2CO3)，所以Na2CO3溶液中一定存在：c(Na+)>2c()+2c()+c(H2CO3)，D正確；故選B。【四、【四、沉淀溶解平衡】】考點過關(guān)考點過關(guān)一、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡1.25℃時,溶解性與溶解度的關(guān)系溶解性易溶可溶微溶難溶溶解度>g

1~10g0.01~1g<g

2.難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡(1)沉淀溶解平衡的建立(2)沉淀溶解平衡的概念在一定溫度下,當與的速率相等時,形成電解質(zhì)的溶液,達到平衡狀態(tài),這種狀態(tài)稱為沉淀溶解平衡。

(3)沉淀溶解平衡方程式沉淀溶解平衡方程式各物質(zhì)要標明聚集狀態(tài)。以AgCl沉淀溶解平衡為例:AgCl(s)。

(4)沉淀溶解平衡的特征(5)沉淀反應(yīng)完全的標志沉淀、溶解之間這種動態(tài)平衡的存在,決定了Ag+與Cl-的反應(yīng)不能進行完全。一般情況下,當溶液中剩余離子的濃度小于時,化學上通常認為生成沉淀的反應(yīng)進行完全了。

3.難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡的影響因素(1)內(nèi)因(決定因素):難溶電解質(zhì)本身的。

(2)外因:溫度、濃度等條件的影響符合原理。

(3)實例分析已知沉淀溶解平衡:Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-條件改變移動方向c(Mg2+)c(OH-)加少量水正向移動

升溫正向移動

加MgCl2(s)逆向移動

加鹽酸正向移動

加NaOH(s)逆向移動

二、溶度積常數(shù)1.概念難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡常數(shù)稱為溶度積常數(shù),簡稱,符號為,Ksp的大小反映難溶電解質(zhì)在水中的能力。

2.表達式AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq),Ksp=。

如:Fe(OH)3(s)Fe3+(aq)+3OH-(aq),Ksp=。

3.影響因素溶度積Ksp值的大小只與難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)和有關(guān)。

4.意義溶度積(Ksp)反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力。對于陰、陽離子個數(shù)之比相同的難溶電解質(zhì),Ksp越大,電解質(zhì)在水中的溶解能力越強。5.應(yīng)用定量判斷給定條件下有無沉淀生成。離子積(符號為Q):對于AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)任意時刻Q=cm(An+)·cn(Bm-)。(1)Q>Ksp,溶液過飽和,有析出,直至溶液飽和,達到新的平衡。

(2)Q=Ksp,溶液飽和,沉淀與溶解處于狀態(tài)。

(3)Q<Ksp,溶液未飽和,無析出,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。

【答案】一、1.100.012.(2)沉淀溶解飽和(3)Ag+(aq)+Cl-(aq)(5)1×10-5mol·L-13.(1)性質(zhì)(2)勒夏特列(3)不變不變增大增大增大減小增大減小減小增大二、1.溶度積Ksp溶解2.cm(An+)·cn(Bm-)c(Fe3+)·c3(OH-)3.溫度5.(1)沉淀(2)平衡(3)沉淀核心歸納外界條件改變對溶解平衡的影響1.溫度升高,多數(shù)沉淀溶解平衡向溶解的方向移動。2.加水稀釋,濃度減小,沉淀溶解平衡向溶解的方向移動。3.加入與難溶電解質(zhì)構(gòu)成微粒相同的物質(zhì),沉淀溶解平衡向生成沉淀的方向移動。4.加入與難溶電解質(zhì)溶解所得的離子反應(yīng)的物質(zhì),沉淀溶解平衡向溶解的方向移動。典型例題例1.下列有關(guān)AgCl的沉淀－溶解平衡的說法中，正確的是（）A．AgCl沉淀生成和沉淀溶解不斷進行，且c(Cl－)一定等于c(Ag+)B．AgCl難溶于水，溶液中沒有Ag+和Cl－C．升高溫度，AgCl沉淀的溶解度增大D．在有AgCl沉淀生成的溶液中加入NaCl固體，AgCl沉淀溶解的量不變【答案】C【詳解】A．沉淀溶解平衡是動態(tài)平衡，沉淀生成和沉淀溶解不斷進行，但c(Cl－)不一定等于c(Ag+)，例如向硝酸銀溶液中加入過量氯化鈉生成氯化銀沉淀時，溶液中c(Cl－)大于c(Ag+)，故A錯誤；B．AgCl在水中存在沉淀溶解平衡，溶液中有極少量的Ag＋和Cl－，故B錯誤；C．AgCl溶解是一個吸熱過程，升高溫度，AgCl沉淀的溶解度增大，故C正確；D．向含AgCl沉淀的溶液中加入NaCl固體，增大了Cl－的濃度，會使AgCl的溶解平衡向左移動，減少了AgCl的溶解量，故D錯誤；故選C。例2.常溫時，草酸的電離常數(shù)，，CaC2O4的。下列有關(guān)說法正確的是（）A．草酸鈣是弱電解質(zhì)B．NaHC2O4在水溶液中的電離方程式：C．常溫時，0.01mol/L草酸溶液中D．CaC2O4濁液中存在平衡：【答案】D【詳解】A．草酸鈣屬于鹽，是強電解質(zhì)，故A錯誤；B．草酸屬于二元弱酸，NaHC2O4在水溶液中的電離方程式：，故B錯誤；C．常溫時，0.01mol/L草酸溶液中氫離子濃度小于0.01mol/L，因此，故C錯誤；D．CaC2O4的，CaC2O4難溶物存在溶解平衡，其CaC2O4濁液中存在平衡：，故D正確。綜上所述，答案為D。例3.25℃時，在含有大量PbI2的飽和溶液中存在著平衡：PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)，加入KI溶液，下列說法正確的是（）A．溶液中Pb2＋和I－濃度都增大 B．溶度積常數(shù)Ksp增大C．沉淀溶解平衡向左移動 D．溶液中Pb2＋濃度增大【答案】C【詳解】A.加入KI溶液，c（I－）增大，沉淀溶解平衡逆移，c（Pb2+）減小，故A錯誤；B.溶度積常數(shù)Ksp只與溫度有關(guān)，故B錯誤；C.加入KI溶液，c（I－）增大，沉淀溶解平衡左移，故C正確；D.加入KI溶液，c（I－）增大，沉淀溶解平衡逆移，c（Pb2+）減小，故D錯誤；答案：C核心歸納溶度積常數(shù)的應(yīng)用(1)利用Ksp判斷沉淀的溶解與生成定義:難溶電解質(zhì)溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積(離子積)為Q。通過比較Ksp和Q的相對大小,可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下能否溶解。Q>Ksp,溶液過飽和,有沉淀析出,直至溶液飽和,達到新的平衡。Q=Ksp,溶液飽和,沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。Q<Ksp,溶液未飽和,無沉淀析出,若加入過量難溶電解質(zhì),難溶電解質(zhì)溶解直到溶液飽和。(2)利用Ksp計算難溶物質(zhì)的溶解度一定溫度下,若已知難溶物質(zhì)的Ksp,可以根據(jù)Ksp表達式換算為該物質(zhì)的物質(zhì)的量濃度。由于溶液極稀,密度可視為水的密度,進一步計算出100g溶液中溶解的難溶物的質(zhì)量,即溶解度。典型例題例1.不同溫度(T1和T2)時，硫酸鋇在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示，已知硫酸鋇在水中溶解時吸收熱量。下列說法錯誤的是（）A．T1＜T2B．加入BaCl2固體，可使溶液由a點變到c點C．c點時，在T1溫度下有固體析出 D．圖中c點對應(yīng)的是T2時硫酸鋇的不飽和溶液【答案】B【詳解】A．因為硫酸鋇在水中溶解時吸收熱量，所以升高溫度，BaSO4的溶解度增大，飽和溶液中鋇離子和硫酸根離子濃度增大，所以T1＜T2，A正確；B．BaSO4在水中存在溶解平衡，加入BaCl2固體，可增大溶液中的c(Ba2+)，溶解平衡逆向移動，c()減小，不能使溶液由a點變到c點，B錯誤；C．在T1溫度下，c點溶液中，BaSO4的Q＞Ksp，有固體析出，C正確；D．圖中c點時，BaSO4溶液中Q＜Ksp，則對應(yīng)的溶液是T2時硫酸鋇的不飽和溶液，D正確；故選B。例2.已知：常溫下、，向硫酸鋇的懸濁液中加入飽和碳酸鈉溶液，充分攪拌后靜置、分層，裝置如圖所示。下列說法正確的是（）A．下層難溶的固體中含有碳酸鋇 B．下層難溶的固體中只含有硫酸鋇C．下層難溶的固體中只含有碳酸鋇 D．上層溶液中【答案】A【詳解】A．根據(jù)常溫下、，，向硫酸鋇的懸濁液中加入飽和碳酸鈉溶液，充分攪拌后靜置、分層，由于兩者Ksp相差較小，Ksp更小的會向Ksp小的轉(zhuǎn)變，因此下層難溶的固體中含有碳酸鋇，故A正確；B．根據(jù)難溶物相互轉(zhuǎn)化的方程式得到下層難溶的固體中含有硫酸鋇和碳酸鋇，故B錯誤；C．根據(jù)前面B選項分析下層難溶的固體中含有硫酸鋇和碳酸鋇，故C錯誤；D．當兩者達到平衡時，上層溶液中，則，故D錯誤。綜上所述，答案為A。三、沉淀的生成1.沉淀生成的應(yīng)用在無機物的制備和提純、廢水處理等領(lǐng)域,常利用生成沉淀來達到或除去某些離子的目的。

2.沉淀生成的方法(1)調(diào)節(jié)pH法:如工業(yè)原料氯化銨中含雜質(zhì)氯化鐵,使其溶解于水,再加入氨水調(diào)節(jié)pH至7~8,使Q[Fe(OH)3]>Ksp[Fe(OH)3],可使Fe3+轉(zhuǎn)變?yōu)槌恋矶?。離子方程式為。

(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、等沉淀,即離子積QKsp時,生成沉淀,也是分離、除去雜質(zhì)常用的方法。

①通入H2S除去Cu2+的離子方程式:

。

②加入Na2S除去Hg2+的離子方程式:

。

四、沉淀的溶解1.沉淀溶解的原理根據(jù)平衡移動原理,對于在水中難溶的電解質(zhì),如果能設(shè)法不斷地移去平衡體系中的相應(yīng)離子,使平衡向的方向移動,就可以使沉淀溶解。

2.沉淀溶解常用的方法(1)酸溶解法:如CaCO3溶于鹽酸,Al(OH)3、Cu(OH)2溶于等。

(2)鹽溶解法:如Mg(OH)2可溶于溶液中。

(3)生成配合物法:如AgCl可溶于。

(4)氧化還原法:如CuS、HgS等可溶于中。

五、沉淀的轉(zhuǎn)化1.沉淀轉(zhuǎn)化的實質(zhì)與條件(1)實質(zhì):沉淀的轉(zhuǎn)化是指由一種難溶物轉(zhuǎn)化為另一種的過程,其實質(zhì)是的移動。

(2)條件:兩種沉淀的溶解度不同,溶解度小的沉淀可以轉(zhuǎn)化為更小的沉淀,兩者溶解度相差越大轉(zhuǎn)化越。

2.沉淀轉(zhuǎn)化的應(yīng)用(1)鍋爐除垢。如將CaSO4轉(zhuǎn)化為CaCO3,離子方程式為。

(2)礦物轉(zhuǎn)化。如用飽和Na2CO3溶液處理重晶石(BaSO4)制備可溶性鋇鹽的離子方程式為。

(3)工業(yè)廢水處理。工業(yè)廢水處理過程中,重金屬離子可利用沉淀轉(zhuǎn)化原理用FeS等難溶物轉(zhuǎn)化為HgS、Ag2S、PbS等沉淀。用FeS除去Hg2+的離子方程式:。

【答案】三、1.分離2.(1)Fe(OH)3Fe3++3NH3·H