第三章 水溶液中的離子反應(yīng)與平衡（考點串講）-2024-2025學(xué)年高二化學(xué)上學(xué)期期中考點大串講（人教版2019選擇性必修1）

水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第三章考點串講目錄CONTENTS01020304水的電離和溶液的pH電離平衡鹽類的水解沉淀溶解平衡思

維

導(dǎo)

圖電離平衡水的電離和溶液的pH強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)弱電解質(zhì)的電離平衡水的電離溶液的酸堿性與pH電離平衡常數(shù)鹽類的水解沉淀溶解平衡酸堿中和滴定鹽類的水解沉淀溶解平衡溶度積常數(shù)鹽的水解常數(shù)與影響鹽類水解的因素鹽類水解的應(yīng)用沉淀溶解平衡的應(yīng)用第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡電離平衡1考

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理一、強弱電解質(zhì)的比較考點01電離平衡強電解質(zhì)弱電解質(zhì)相同點在水溶液中都能電離，與溶解度無關(guān)不同點

電離程度完全電離部分電離溶質(zhì)粒子存在形式

離子只有電離出的陰陽離子既有電離出的陰陽離子分子無電解質(zhì)分子又有電解質(zhì)分子表示方法用“＝”表示KCl＝K＋＋Cl－用“

”表示NH3·H2ONH4＋＋OH—結(jié)構(gòu)特點離子化合物及具有強極性鍵的共價化合物某些具有弱極性鍵的共價化合物化合物類型絕大多數(shù)鹽：NaCl、KNO3、AgCl強酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2弱酸：HClO、HNO2弱堿：NH3·H2OCu(OH)2水：H2O少數(shù)鹽：HgCl2、PbAc2考

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理思維誤區(qū)考點01化學(xué)反應(yīng)速率CO2、SO2、NH3等物質(zhì)溶于水能導(dǎo)電，因為溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等電解質(zhì)導(dǎo)電，不是其本身電離出離子，故為非電解質(zhì)。單質(zhì)、溶液既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)電解質(zhì)的強弱與其溶解性無關(guān)。某些難溶鹽如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全電離，屬于強電解質(zhì)。有少數(shù)鹽盡管能溶于水，但其在水溶液中只有部分電離，屬于弱電解質(zhì)，如(CH3COO)2Pb等電解質(zhì)本身不一定能導(dǎo)電，如NaCl晶體；能導(dǎo)電的物質(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)，如金剛石考

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理二、弱電解質(zhì)的電離平衡考點01電離平衡1.電離平衡的建立與特征考

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理二、弱電解質(zhì)的電離平衡考點01電離平衡1.電離平衡的建立與特征——研究對象為弱電解質(zhì)——電離平衡與化學(xué)平衡一樣是動態(tài)平衡——達到平衡時，溶液中離子濃度和分子濃變濃度度都保持不變——弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等弱等動定變——條件改變改變，電離平衡發(fā)生發(fā)生移動，各粒子的濃度都要發(fā)生改變考

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理二、弱電解質(zhì)的電離平衡考點01電離平衡2.影響電離平衡的因素電離平衡的移動符合勒夏特列原理。濃度溶液越稀，離子結(jié)合成分子機會越小，越有利于電離溫度電解質(zhì)電離要斷鍵，即電離是吸熱的，故升溫促進電離同離子效應(yīng)即加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，則能抑制電離化學(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，則能促進電離考

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理三、電離平衡常數(shù)及應(yīng)用考點01電離平衡1.概念弱電解質(zhì)的電離達到平衡時，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常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù),簡稱電離常數(shù)。弱酸、弱堿的電離常數(shù)通常分別用Ka、Kb表示。2.表達式HAA?+H+c(A?)·c(H+)c(HA)Ka＝一元弱酸(HA)的電離的平衡常數(shù)一元弱堿(BOH)的電離的平衡常數(shù)Kb＝c(B+)·c(OH?)c(BOH)HBOH?+B+考

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理三、電離平衡常數(shù)及應(yīng)用考點01電離平衡3.特點（1）電離平衡常數(shù)與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)，升高溫度，K增大。（2）電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的相對強弱，K越大，表示弱電解質(zhì)越易電離，酸性或堿性越強。（3）多元弱酸的各步電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2?K3……，故其酸性取決于第一步的電離?？?/p>

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理三、電離平衡常數(shù)及應(yīng)用考點01電離平衡4.應(yīng)用應(yīng)用一：判斷弱酸(弱堿)的相對強弱，同一條件下，電離常數(shù)越大，酸性(堿性)越強名稱化學(xué)式電離常數(shù)(K)名稱化學(xué)式電離常數(shù)(K)醋酸CH3COOHKa=1.75×10-5亞硝酸HNO2Ka=5.60×10-4氫氰酸HCNKa=6.20×10-10氫氟酸HFKa=6.30×10-4次氯酸HClOKa=4.00×10-8

甲酸HCOOHKa=1.80×10-4應(yīng)用二：判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律2CH3COOH+Na2CO3

2CH3COONa+CO2↑+H2OKa(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)H2CO3考

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理三、電離平衡常數(shù)及應(yīng)用考點01電離平衡4.應(yīng)用應(yīng)用三：判斷溶液中的某些離子濃度的變化0.1mol/LHNO2Ka=5.6×10-40.1mol/LHCOOHKa=1.8×10-40.1mol/LCH3COOHKa=1.75×10-50.1mol/LHCNKa=6.2×10-10應(yīng)用四：計算弱酸、弱堿溶液中的H+、OH-的濃度c(H+)＝cKa弱酸溶液中c(OH-)＝cKb弱堿溶液中考

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理思維方法考點01電離平衡強酸與弱酸的比較1．相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項目酸c(H＋)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應(yīng)時的起始反應(yīng)速率一元強酸大強相同相同大一元弱酸小弱小2．相同體積、相同c(H＋)的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項目酸c(H＋)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應(yīng)時的起始反應(yīng)速率一元強酸相同相同小少相同一元弱酸大多典

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講考點01電離平衡【典例01-1】下列事實一定能說明HF是弱酸的是A．用HF溶液做導(dǎo)電性實驗，燈泡很暗B．1mol/L的HF水溶液能使紫色石蕊試液變紅C．常溫下0.1mol/L的HF溶液的pH為2.3D．HF能與Na2CO3溶液反應(yīng)，產(chǎn)生CO2氣體C典

例

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講考點01電離平衡【典例01-2】一定溫度下，將一質(zhì)量的冰醋酸加水稀釋的過程中，溶液的導(dǎo)電能力變化如圖所示，下列說法中正確的是A．a(chǎn)，b，c三點醋酸的電離程度：c<a<bB．pH大?。篵<cC．用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH，測量結(jié)果偏小D．a(chǎn)，b，c三點溶液用lmol/L的氫氧化鈉溶液中和，消耗氫氧化鈉溶液的體積：c<a<bB典

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講考點01電離平衡【典例01-3】C舉

一

反

三考點01電離平衡【演練01】根據(jù)表中信息，判斷下列說法不正確的是A．酸性由強到弱：CH3COOH>H2CO3>H2SB．CH3COOH能與Na2CO3反應(yīng)生成CO2C．H2S能與NaHCO3反應(yīng)生成CO2D．往Na2S溶液中通入足量CO2能生成H2SC酸電離常數(shù)(常溫下)CH3COOHKa=1.8×10－5H2CO3Ka1=4.5×10－7，Ka2=4.7×10－11H2SKa1=1.3×10－7，Ka2=1.1×10－11舉

一

反

三考點01電離平衡【演練02】A水的電離和溶液的pH2考

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理一、水的電離考點02水的電離和溶液的pH2H2OH3O++OH-H2OH++OH-電離方程式四個特點弱逆等吸微弱電離：25℃時，在純水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol?L-1可逆過程電離出的H+和OH-的濃度相等吸熱過程考

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理二、水的離子積常數(shù)考點02水的電離和溶液的pH考

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理二、水的離子積常數(shù)考點02水的電離和溶液的pH曲線外的任意點(如d)與曲線上任意點的Kw_____，溫度______。曲線上的任意點(如a，b，c)的Kw都_______，即c(H＋)·c(OH－)______，溫度______。Kw的應(yīng)用應(yīng)用一：水的電離平衡曲線的理解與識別實現(xiàn)曲線上點之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變_________；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉(zhuǎn)化一定改變________。相同相同相同不同不同酸堿性溫度考

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理二、水的離子積常數(shù)考點02水的電離和溶液的pHKw表達式中c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中總物質(zhì)的量濃度，但是一般情況下有：Kw的應(yīng)用應(yīng)用二：溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算方法Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水電離出的H＋的濃度)Kw＝c水(H＋)·c堿(OH－)(忽略水電離出的OH－的濃度)酸溶液中堿溶液中外界條件改變，水的電離平衡發(fā)生移動；但由水電離出的c(H＋)與水電離出的c(OH－)一定相等25℃時，由水電離出的c(H＋)＝1×10－13mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈堿性考

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理思維方法考點02水的電離和溶液的pHKW可由實驗測得,也可通過理論計算求得不同溶液中，c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中水電離出的c(H+)與c(OH-)總是相等的改變c(H+)或c(OH-)，只能改變水的電離程度，不能改變KW；改變溫度，KW和水的電離程度都改變對于稀電解質(zhì)溶液，KW表達式中的c(H+)、c(OH-)均指整個稀溶液中H+、OH-的總物質(zhì)的量濃度，而不是指由水電離出的H+、OH-的物質(zhì)的量濃度考

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理思維方法考點02水的電離和溶液的pH改變條件平衡移動方向Kw水的電離程度c(OH－)c(H＋)HCl逆不變減小減小增大NaOH逆不變減小增大減小Na2CO3正不變增大增大減小NH4Cl正不變增大減小增大NaHSO4逆不變減小減小增大加熱正增大增大增大增大外界條件對水電離平衡的影響考

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理三、溶液的酸堿性與pH考點02水的電離和溶液的pH溶液的酸堿性與溶液中c(H+)、c(OH-)的關(guān)系溶液的酸堿性c(H+)與c(OH-)比較常溫下c(H+)大小pH酸性溶液c(H+)>c(OH-)c(H+)>1.0×10-7mol·L-1<7中性溶液c(H+)=c(OH-)c(H+)=1.0×10-7mol·L-1=7堿性溶液c(H+)<c(OH-)c(H+)<1.0×10-7mol·L-1>7任何情況下，均可根據(jù)溶液中c(H+)、c(OH-)的相對大小來判斷溶液的酸堿性；只有在常溫時才能利用c(H+)與1×10-7mol·L-1的相對大小來判斷溶液的酸堿性?？?/p>

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理四、溶液的pH考點02水的電離和溶液的pH1.計算公式:pH=-lgc(H+)2.溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)意義pH越大，溶液的堿性越強；pH越小，溶液的酸性越強溶液酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)pH＜7，為酸性溶液；pH＝7，為中性溶液；pH＞7，為堿性溶液適用范圍1×10－14mol·L－1＜c(H＋)＜1mol·L－1考

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理四、溶液的pH考點02水的電離和溶液的pH3.溶液pH的測定方法pH試紙測定操作使用pH試紙的正確操作為取一小塊pH試紙于干燥潔凈的玻璃片或表面皿上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上，當(dāng)試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標準比色卡對照，讀出pH類別廣泛pH試紙：其pH范圍是1～14(最常用)，可以識別的pH差約為1精密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差值專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙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0～14考

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理四、溶液的pH考點02水的電離和溶液的pH4.酸堿稀釋時pH變化的規(guī)律稀釋前pH稀釋100倍后pH無限稀釋HCl2pH＝4pH接近7，小于7CH3COOH2pH＜4NaOH12pH＝10pH接近7，大于7NH3·H2O12pH＞10考

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理四、溶液的pH考點02水的電離和溶液的pH5.溶液pH的計算類型一：單一溶液pH的計算(25℃)cmol·L－1HnA強酸溶液的pHc(H＋)＝ncmol·L－1pH＝－lgnc(忽略水電離出的H＋的濃度)cmol·L－1B(OH)n強堿溶液的pH(忽略水電離出的OH－的濃度)c(H＋)＝KWc(OH-)c(OH－)＝ncmol·L－1＝10-14

ncpH＝14＋lgnc考

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理四、溶液的pH考點02水的電離和溶液的pH5.溶液pH的計算類型二：混合溶液pH的計算方法強酸與強酸混合c混(H＋)＝c1(H＋)·V1＋c2(H＋)·V2V1＋V2然后再求pH強堿與強堿混合c混(OH-)＝c1(OH-)·V1＋c2(OH-)·V2V1＋V2然后再求pHKWc(OH-)c混(H＋)＝(稀溶液體積變化忽略)考

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理四、溶液的pH考點02水的電離和溶液的pH5.溶液pH的計算類型二：混合溶液pH的計算方法(稀溶液體積變化忽略)強酸與強酸混合①恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH＝7(25℃)②酸過量③堿過量c余(H＋)＝c(H＋)·V酸－c(OH-)·V堿V酸＋V堿c余(OH-)＝c(OH-)·V堿－c(H＋)·V酸V酸＋V堿KWc余(OH-)c(H＋)＝考

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理五、酸堿中和滴定考點02水的電離和溶液的pH1.概念和原理(1)概念:依據(jù)中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的方法。(2)原理:在中和反應(yīng)中，酸提供的H+與堿提供的OH-的物質(zhì)的量相等，即mc酸·V酸=nc堿·V堿(m、n分別代表酸和堿的元數(shù))2.主要儀器及使用方法(1)儀器:滴定管、鐵架臺、滴定管夾、錐形瓶、燒杯(2)使用方法①滴定管:查漏→洗滌→潤洗→裝液→排氣泡→調(diào)液面→記錄。②錐形瓶:注液→記體積→加指示劑?？?/p>

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理五、酸堿中和滴定考點02水的電離和溶液的pH3.指示劑的選擇酸堿中和滴定時，通常選用變色明顯、變色的pH范圍與終點pH接近的酸堿指示劑確定滴定終點。滴定種類選用的指示劑滴定終點顏色變化指示劑用量強酸滴定強堿甲基橙黃色→橙色2~3滴酚酞紅色→無色強酸滴定弱堿甲基橙黃色→橙色強堿滴定強酸酚酞無色→粉紅色強堿滴定弱酸酚酞無色→粉紅色注意：強酸滴弱堿用甲基橙,強堿滴弱酸用酚酞,強酸滴強堿或強堿滴強酸二者皆可，但不能選用石蕊(石蕊遇酸、堿變色不明顯)。考

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理五、酸堿中和滴定考點02水的電離和溶液的pH4.滴定操作注意：

①滴速:先快后慢，當(dāng)接近滴定終點時，改為滴加半滴標準溶液(利用錐形瓶內(nèi)壁承接尖嘴處懸掛的半滴溶液)。②終點的判斷:滴入最后半滴標準液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不變色，視為滴定終點?？?/p>

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理五、酸堿中和滴定考點02水的電離和溶液的pH為減少實驗誤差，重復(fù)實驗2~3次，取消耗標準液體積的平均值，計算出待測液的物質(zhì)的量濃度。5.數(shù)據(jù)處理(1)分析依據(jù)：6.誤差分析c待測·V待測＝c標準·V標準c待測＝V待測c標準·V標準c標準、V待測均為定值誤差均體現(xiàn)在V標準的大小上V標偏大→c待偏大V標偏小→c待偏小考

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理五、酸堿中和滴定考點02水的電離和溶液的pH(2)以標準強酸溶液滴定未知濃度的強堿溶液(酚酞作指示劑)為例分析誤差步驟操作V(標準)c(待測)洗滌酸式滴定管未用標準溶液潤洗偏大偏高堿式滴定管未用待測溶液潤洗偏小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗偏大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液放出堿液的滴定管開始有氣泡,放出液體后氣泡消失偏小偏低考

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理五、酸堿中和滴定考點02水的電離和溶液的pH滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失偏大偏高振蕩錐形瓶時部分液體濺出偏小偏低部分酸液滴到錐形瓶外偏大偏高溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后加一滴NaOH溶液無變化偏大偏高讀數(shù)酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視液面讀數(shù)偏小偏低酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視液面讀數(shù)偏大偏高考

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理五、酸堿中和滴定考點02水的電離和溶液的pH7.滴定曲線(1)強酸與強堿滴定過程中pH曲線變化(以0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1鹽酸為例)恰好中和=酸堿恰好完全反應(yīng)≠滴定終點≠溶液呈中性突躍點變化范圍不同:強堿與強酸(強酸與強堿)反應(yīng)的突躍點變化范圍大于強堿與弱酸(強酸與弱

堿)反應(yīng)的突躍點變化范圍考

點

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理五、酸堿中和滴定考點02水的電離和溶液的pH氫氧化鈉溶液滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉溶液、氨水的滴定曲線

曲線起點不同:強堿滴定強酸、弱酸的曲線，強酸起點低；強酸滴定強堿、弱堿的曲線，強堿起點高突躍點變化范圍不同:強堿與強酸(強酸與強堿)反應(yīng)的突躍點變化范圍大于強堿與弱酸(強酸與弱

堿)反應(yīng)的突躍點變化范圍(2)強酸(堿)滴定弱堿(酸)pH曲線比較典

例

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講考點02水的電離和溶液的pH【典例02-1】下列說法中錯誤的是A．25℃時，向純水中加入稀氨水，水的電離平衡逆向移動，c(OH-)增大，Kw不變B．將純水加熱到95℃時，Kw變大，pH不變，水仍呈中性C．常溫下，pH=3的醋酸溶液和pH=11的氫氧化鋇溶液等體積混合后溶液的pH<7D．常溫下，pH為5的醋酸和pH為9的NaOH兩種溶液中，由水電離的c(H+)之比為1：1B典

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講考點02水的電離和溶液的pH【典例02-2】常溫下，關(guān)于pH=11的氨水溶液，下列說法不正確的是A．溶液中B．加水稀釋100倍后，溶液的pH=9C．與等體積pH=3的H2SO4溶液充分混合后，溶液呈堿性D．此溶液中由水電離出的H+和OH-濃度均為B典

例

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講考點02水的電離和溶液的pH【典例02-3】下列有關(guān)儀器的使用方法或?qū)嶒灢僮鞑徽_的是A．測定中和反應(yīng)的反應(yīng)熱時，將堿緩慢倒入酸中，所測反應(yīng)后體系的溫度值偏小B．讀數(shù)時應(yīng)將滴定管從架上取下，單手捏住管上端無刻度處，使滴定管保持自然垂直C．酸堿滴定實驗中，用待測溶液潤洗錐形瓶以減小實驗誤差D．滴定前滴定管內(nèi)無氣泡，終點讀數(shù)時有氣泡，所測標準液體積偏小C舉

一

反

三考點02水的電離和溶液的pH【演練01】25℃時，水的離子積常數(shù)

。下列說法正確的是A．0.005mol·L-1H2SO4溶液的pH=2，抑制了水的電離B．向純水中加入NaOH固體，

，促進了水的電離C．0.005mol·L-1H2SO4溶液與0.01mol·L-1NaOH溶液等體積混合，pH=11D．將100mLpH=5的H2SO4溶液稀釋1000倍，pH=8A舉

一

反

三考點02水的電離和溶液的pH【演練02】常溫下，將pH=2的兩種酸溶液HA、HB和pH=12的MOH溶液各1mL，分別加水稀釋到1000mL，其pH變化與溶液體積的關(guān)系如圖所示。下列說法錯誤的是A．HA的酸性強于HB，且HA是強酸B．若b＋c=14，則MOH是弱堿C．若c=9，則稀釋后三種溶液中水的電離程度：MOH>HA>HBD．若c>9，稀釋前MOH和HA混合，溶液顯堿性C舉

一

反

三考點02水的電離和溶液的pH【演練03】用標準的鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液，下列操作不會引起實驗誤差的是A．用酚酞作指示劑滴至溶液由紅色剛變無色時，立即停止滴定B．用蒸餾水洗凈錐形瓶后，再用NaOH溶液潤洗，最后加入NaOH溶液進行滴定C．用蒸餾水洗凈酸式滴定管后，直接裝入標準鹽酸，調(diào)節(jié)液面至0刻度后，進行滴定D．用堿式滴定管取20.00mLNaOH溶液放入錐形瓶中，加入酚酞，加入適量蒸餾水稀釋后進行滴定D鹽類的水解3考

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理一、鹽類的水解及其規(guī)律考點03鹽類的水解1．鹽類水解的概念在水溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出來的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。2．鹽類水解的實質(zhì)鹽電離→→破壞了水的電離平衡→水的電離程度增大→溶液呈堿性、酸性或中性。3．鹽類水解的規(guī)律：考

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理思維方法考點03鹽類的水解（1）“有弱才水解，無弱不水解”——鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽離子才水解，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”——弱酸陰離子對應(yīng)的酸越弱，水解程度越大；弱堿陽離子對應(yīng)的堿越弱，其水解程度越大。如：碳酸的酸性大于次氯酸，則相同濃度的NaHCO3溶液的水解程度小于NaClO溶液。（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(dāng)鹽中的陰離子對應(yīng)的酸比陽離子對應(yīng)的堿更容易電離時，水解后鹽溶液呈酸性，反之，呈堿性，即強酸弱堿鹽顯酸性，強堿弱酸鹽顯堿性。如：碳酸的電離常數(shù)Ka1小于NH3·H2O的電離常數(shù)Kb，故NH4HCO3溶液顯堿性。（5）“同強顯中性”——①強酸強堿鹽溶液顯中性；②鹽中的陽離子對應(yīng)的堿的電離常數(shù)Kb與鹽中的陰離子對應(yīng)的酸的電離常數(shù)Ka相等時，鹽溶液顯中性。如Kb(NH3·H2O)＝Ka(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液顯中性?？?/p>

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理二、鹽類水解的影響因素考點03鹽類的水解1．內(nèi)因：酸或堿越弱，其對應(yīng)的弱酸根離子或弱堿陽離子的水解程度越大，溶液的堿性或酸性越強。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右移增大增大濃度增大右移減小增大減小(即稀釋)右移增大減小外加酸、堿酸弱堿陽離子的水解程度減小堿弱酸根離子的水解程度減小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]考

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理三、鹽的水解常數(shù)考點03鹽類的水解1．概念在一定溫度下，能水解的鹽(強堿弱酸鹽、強酸弱堿鹽或弱酸弱堿鹽)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)濃度次冪之積與溶液中未水解的弱酸根陰離子(或弱堿陽離子)濃度之比是一個常數(shù)，該常數(shù)叫作水解常數(shù)。c(A-)c(HA)?c(OH-)Kh=2．表達式3．意義Kh表示水解反應(yīng)趨勢的大小，Kh越大，水解趨勢越大4．Kh與Ka、Kb的關(guān)系KwKaKh＝強堿弱酸鹽KwKbKh＝強酸弱堿鹽考

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理四、鹽類水解的應(yīng)用考點03鹽類的水解鹽類水解應(yīng)用?？键c應(yīng)用舉例加熱促進水解熱的純堿溶液去污力強分析鹽溶液的酸堿性，并比較酸堿性的強弱等物質(zhì)的量濃度的Na2CO3、NaHCO3

溶液均顯堿性，且堿性：Na2CO3>NaHCO3判斷溶液中離子能否大量共存Al3＋和HCO3(－)因發(fā)生相互促進的水解反應(yīng)而不能大量共存配制或貯存易水解的鹽溶液配制FeCl3溶液，要向FeCl3溶液中加入適量鹽酸膠體的制備，作凈水劑明礬溶于水生成膠狀物氫氧化鋁，能吸附水中懸浮的雜質(zhì)，并形成沉淀使水澄清化肥的使用銨態(tài)氮肥不宜與草木灰混合使用考

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理四、鹽類水解的應(yīng)用考點03鹽類的水解考

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理五、溶液中粒子濃度的變化分析考點03鹽類的水解具體內(nèi)容參見專題06鹽類的水解（考點清單）典

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講考點03鹽類的水解【典例03-1】下列事實與鹽類水解無關(guān)的是A．實驗室制氫氣時加入CuSO4可加快反應(yīng)速率B．實驗室通常使用熱的純堿溶液去除油污C．CH3COONa溶液中c(Na+)>c(CH3COO-)D．實驗室配制FeCl3溶液時加入少量稀鹽酸A典

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講考點03鹽類的水解【典例03-2】室溫下，下列溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是A．Na2S溶液：c(Na+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H2S)B．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na+)+2c(Ca2+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+c(Cl-)C．pH=5的NaHSO3溶液：c(Na+)>c(H2SO3)>c(SO32-)>c(H+)>c(OH-)D．Na2C2O4溶液：c(OH-)=c(H+)+c(HC2O4-)+c(H2C2O4)B典

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精

講考點03鹽類的水解【典例03-3】疊氮酸(HN3)是一種弱酸。常溫下，向20mL0.1mol·L-1的HN3溶液中逐滴加入0.1mol·L-1NaOH溶液。測得滴定過程電溶液的pH隨V(NaOH)變化如圖所示，下列說法正確的是A．點①溶液中：c(HN3)+c(H+)>c(N3-)+c(OH-)B．點②溶液中：c(Na+)=c(N3-)+c(HN3)C．常溫下，Ka(HN3)的數(shù)量級為10-4D．點③溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(HN3)D舉

一

反

三考點03鹽類的水解【演練01】合理利用某些鹽能水解的性質(zhì)，可以解決許多生產(chǎn)、生活中的問題。下列敘述的事實與鹽水解的性質(zhì)無關(guān)的是A．配制FeSO4溶液時，加入一定量Fe粉B．沸水中加入飽和的氯化鐵溶液制備Fe(OH)3膠體C．長期施用銨態(tài)氮肥會使土壤酸化D．熱堿水清洗廚房里的油污A舉

一

反

三考點03鹽類的水解【演練02】常溫下，用0.010mol?L?1NaOH溶液滴定0.010mol?L?1的二元酸H2A溶液，H2A、HA?、A2?的物質(zhì)的量分數(shù)δ(X)隨pH變化如圖所示：下列說法錯誤的是A．pH=8時有c(HA?)>c(H2A)=c(A2?)>c(H+)B．H2A的第一步電離平衡常數(shù)Ka1=1×10?6C．HA﹣的水解常數(shù)Kh=1×10?10D．將0.020mol?L?1Na2A溶液和0.010mol?L?1HCl溶液等體積混合，所得溶液的pH約為10C沉淀溶解平衡4考

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理一、沉淀溶解平衡的建立考點04沉淀溶解平衡考

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理二、沉淀溶解平衡的影響因素考點04沉淀溶解平衡內(nèi)因難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)，即難溶電解質(zhì)的溶解能力外因

溫度升溫，大多數(shù)溶解平衡向溶解方向移動，但Ca(OH)2升溫向生成沉淀方向移動濃度加水稀釋，平衡溶解方向移動相同離子加入與難溶電解質(zhì)含有相同離子的物質(zhì)，平衡向生成沉淀的方向移動反應(yīng)離子加入能消耗難溶電解質(zhì)中所含離子的物質(zhì)，平衡向溶解方向移動考

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理三、溶度積常數(shù)考點04沉淀溶解平衡概念難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡常數(shù)稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積，符號為Ksp意義Ksp的大小反映難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力表達式AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。如：Mg(OH)2(s)Mg2＋＋(aq)＋2OH－(aq)Ksp＝c(Mg2＋)·c2(OH－)影響因素（1）內(nèi)因：物質(zhì)本身的性質(zhì)。（2）外因：僅與溫度有關(guān)，與濃度、壓強、催化劑等無關(guān)。應(yīng)用定量判斷給定條件下有無沉淀生成。Q：離子積對于AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)任意時刻Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)。①Q(mào)＞Ksp，溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達到新的平衡。②Q＝Ksp，溶液飽和，沉淀與溶解處于衡狀態(tài)。③Q＜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)溶解直至溶液飽和?？?/p>

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理四、沉淀溶解平衡的應(yīng)用考點04沉淀溶解平衡1．沉淀的生成方法舉例解釋調(diào)節(jié)pH法除去CuCl2溶液中的FeCl3，可向溶液中加入CuO[或Cu(OH)2或CuCO3或Cu2(OH)2CO3]CuO與H＋反應(yīng)，促進Fe3＋水解生成Fe(OH)3沉淀

除去NH4Cl溶液中的FeCl3雜質(zhì)，可加入氨水調(diào)節(jié)pH至4左右Fe3＋與NH3·H2O反應(yīng)生成Fe(OH)3沉淀沉淀劑法以H2S、Na2S等沉淀污水中的Hg2＋、Cu2＋等重金屬離子H2S、Na2S與Cu2＋、Hg2＋反應(yīng)生成沉淀考

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理四、沉淀溶解平衡的應(yīng)用考點04沉淀溶解平衡2．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Q＜Ksp，平衡向沉淀溶解的方向移動，就可以使沉淀溶解。（2）沉淀溶解的方法酸溶解法用強酸溶解的難溶電解質(zhì)有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。如CaCO3難溶于水，卻易溶于鹽酸，原因是：CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡為CaCO3(s)Ca2＋(aq)＋CO32－aq)，當(dāng)加入鹽酸后發(fā)生反應(yīng)：CO32－＋2H＋＝H2O＋CO2↑，c(CO32－)降低，溶液中CO32－與Ca2＋的離子積Q(CaCO3)＜Ksp(CaCO3)，沉淀溶解平衡向溶解方向移動。鹽溶液溶解法Mg(OH)2難溶于水，能溶于鹽酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反應(yīng)的離子方程式為Mg(OH)2＋2NH4＋＝Mg2＋＋2NH3·H2O?？?/p>

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理四、沉淀溶解平衡的應(yīng)用考點04沉淀溶解平衡3．沉淀的轉(zhuǎn)化實質(zhì)沉淀的轉(zhuǎn)化是指由一種難溶物轉(zhuǎn)化為另一種難溶物的過程，其實質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動條件兩種沉淀的溶解度不同，溶解度小的沉淀可以轉(zhuǎn)化為溶解度更小的沉淀，兩者溶解度相差越大轉(zhuǎn)化越容易。應(yīng)用鍋爐除水垢(含有CaSO4)CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)，反應(yīng)為CaSO4＋Na2CO3＝CaCO3＋Na2SO4，CaCO3＋2HCl＝CaCl2＋H2O＋CO2↑自然界中礦物的轉(zhuǎn)化原生銅的硫化物CuSO4溶液

銅藍(CuS)，反應(yīng)為CuSO4＋ZnS＝CuS＋ZnSO4，CuSO4＋PbS＝CuS＋PbSO4工業(yè)廢水處理FeS(s)＋Hg2＋(aq)＝HgS(s)＋Fe2＋(aq)考

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理思維方法考點04沉淀溶解平衡1.沉淀先后順序的判斷向溶液中加入沉淀劑，當(dāng)有多種沉淀生成時，哪種沉淀的溶解度最小(當(dāng)各種沉淀的Ksp表達式相同時，Ksp越小，沉淀的溶解度越小)，則最先生成該沉淀。（1）向含等濃度Cl－、Br－、I－的混合液中加入AgNO3溶液，最先生成的沉淀是AgI。（2）向含等濃度CO32－、OH－、S2－的混合液中加入