第2课时 盐类的水解
(1)含有弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐会发生水解，对应弱酸的Ka或弱碱的Kb越小，离子水解的程度越大。
(2)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
(3)水解平衡受温度、浓度、外加酸或碱等外界条件的影响，遵循平衡移动原理。
[自学教材·填要点]
1．定义
在溶液中，由盐电离出来的离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
2．实质
盐的离子结合水电离出来的H＋或OH－生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，使溶液中[H＋]和[OH－]不再相等，而使溶液呈现不同的酸碱性。
3．特征
(1)一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡，通常叫做水解平衡。
(2)盐类水解反应是中和反应的逆反应：盐＋水酸＋碱，中和反应是放热的，盐类水解是吸热的。
(3)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
4．表示方法
(1)用化学方程式表示：盐＋水??酸＋碱。
如NH4Cl的水解：NH4Cl＋H2O??NH3·H2O＋HCl。
(2)用离子方程式表示：
盐的离子＋水??酸(或碱)＋OH－(或H＋)。
如NH4Cl的水解：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋。
(3)多元弱酸酸根离子的水解应分步书写：
如Na2CO3的水解：CO＋H2O??HCO＋OH－，HCO＋H2O??H2CO3＋OH－，多元弱碱阳离子的水解实际是分步进行的，习惯只写一步，如Fe3＋的水解：Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋。
[师生互动·解疑难]
(1)含有弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐会发生水解。
(2)盐的水解促进了水的电离。
(3)不水解的盐不一定呈中性，例如NaHSO4在水中电离产生H＋：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，溶液呈酸性。
(4)大多数水解反应进行的程度都很小，因此生成的弱电解质浓度很小，难溶物不会形成沉淀，气体不足以逸出。
(5)强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性；强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性。
1．有关盐类水解的说法不正确的是( )
A．盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡
B．盐类的水解是酸碱中和反应的逆反应
C．盐类水解的结果使溶液不一定呈中性
D．Na2CO3溶液中，[Na＋]是[CO]的2倍
解析：Na2CO3溶液中CO发生水解，[Na＋]是[CO]的2倍多。
答案：D
[自学教材·填要点]
1．内因
盐的本性。相同条件下，弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2．外因
(1)温度：由于盐类水解是吸热过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。
(2)浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大；若增大盐的浓度，水解平衡向右移动，但水解程度减小。
(3)外加酸碱：H＋可抑制弱碱阳离子水解，OH－能抑制弱酸阴离子水解。
[师生互动·解疑难]
(1)盐类水解的规律：有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
(2)盐类水解平衡和化学平衡、电离平衡一样，具备平衡的特征，如v正＝v逆等，若改变条件，水解平衡就会发生移动，遵循勒·夏特列原理。
(3)弱酸阴离子和弱碱阳离子的水解相互促进，水解彻底的用“===”，写“↓”、“↑”符号，水解不彻底的仍用“??”，不写“↓”、“↑”。如Al3＋与HCO相互促进时水解较完全，其水解的离子方程式为：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑；而NH与CH3COO－虽相互促进水解但仍可大量共存，其水解离子方程式为NH＋CH3COO－＋H2O??NH3·H2O＋CH3COOH。
2．[双选题]Na2CO3溶液在稀释过程中，溶液中下列哪些量逐渐增大( )
A．c(H＋) B．c(OH－)
C．pH D．c(HCO)/c(CO)
解析：Na2CO3溶液中CO发生水解反应：
CO＋H2O??HCO＋OH－，加水稀释，平衡向正反应方向移动，但c(OH－)减小，则pH减小，因KW不变，故c(H＋)增大；又因为＝，所以该比值增大，选A、D。
答案：AD
[自学教材·填要点]
1．用盐作净水剂
铝盐、铁盐等部分盐类水解生成胶体，有较强的吸附性，常用作净水剂。如明矾净水原理用离子方程式表示为：Al3＋＋3H2O??Al(OH)3(胶体)＋3H＋。
2．热碱水去油污
纯碱水解的离子方程式为：CO＋H2O??HCO＋OH－，加热时促进CO的水解，溶液碱性增强，去污能力增强。
3．盐溶液的配制和盐的制备
(1)配制SnCl2溶液时，为防止Sn2＋水解生成Sn(OH)Cl，向其中加入适量盐酸。
(2)Al2S3的制备只能用铝粉与硫粉加热制取，Al2S3在溶液中不存在，因溶液中Al3＋与S2－发生相互促进的水解：Al2S3＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑。
4．泡沫灭火器原理
泡沫灭火器中的Al2(SO4)3和NaHCO3发生水解相互促进的反应，反应的离子方程式为3HCO＋Al3＋===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
[师生互动·解疑难]
盐类水解原理的应用还体现在以下几个方面：
(1)判断盐溶液的酸碱性。
(2)比较溶液中离子浓度的大小及判断离子能否大量共存。
(3)判断盐所对应酸的相对强弱。
(4)判断加热蒸干盐溶液的产物。
(5)金属与某些盐溶液反应产生H2。
(6)利用盐的水解可以除去杂质。
3．下列事实不属于盐类水解应用的是( )
A．明矾、氯化铁晶体常用于净水
B．实验室通常使用热的纯碱溶液去除油污
C．实验室配制FeCl3溶液时加入少量稀盐酸
D．实验室制氢气时加入CuSO4可加快反应速率
解析：制氢气时加入CuSO4能形成原电池，从而加快反应速率，与盐类水解无关。
答案：D
[例1] 由一价离子组成的四种盐：AC、BD、AD、BC的1 mol·L－1的溶液，在室温下前两种溶液的pH＝7，第三种溶液pH＞7，最后一种溶液pH＜7，则( )
A B C D
碱性 AOH＞BOH AOH＜BOH AOH＞BOH AOH＜BOH
酸性 HC＞HD HC＞HD HC＜HD HC＜HD
[解析] 正盐水解后对溶液酸碱性的影响可以归纳为“有弱就水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性”，这里的“弱”是指盐中的弱碱阳离子或盐中的弱酸根离子。“越弱”是指对应的碱或酸的电离程度。该题我们可以首先进行如下归类：
综上可知，电离程度：HC＝AOH＞HD＝BOH，即酸性：HC＞HD，碱性AOH＞BOH。
[答案] A
(1)弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于阴、阳离子水解得到的弱酸、弱碱的电离程度的相对大小，谁的电离程度大显谁的性质，电离程度相同时显中性，如CH3COONH4。
(2)酸式盐溶液酸碱性的判断：
①强酸的酸式盐只电离不水解，溶液呈酸性。如NaHSO4溶液：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
②多元弱酸的酸式酸根离子既有水解倾向又有电离倾向，其盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小，若水解程度大于电离程度，溶液呈碱性，如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4的溶液呈碱性；若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4的溶液呈酸性。
1．物质的量浓度相同的三种正盐NaX、NaY、NaZ的水溶液，其pH分别为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是( )
A．HX＞HZ＞HY B．HX＞HY＞HZ
C．HZ＞HY＞HX D．HY＞HZ＞HX
解析：三种盐的阳离子都是Na＋，当物质的量浓度相同时，溶液的pH分别为8、9、10，碱性逐渐增强，也就是X－、Y－、Z－的水解程度依次增大．因为越容易水解的弱酸根对应的酸的酸性越弱，因此三种酸的酸性由强到弱的顺序为HX>HY>HZ。
答案：B
[例2] 在一定条件下，Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO＋H2O??HCO＋OH－。下列说法正确的是( )
A．稀释溶液，水解平衡常数增大
B．通入CO2，平衡向正反应方向移动
C．升高温度，减小
D．加入NaOH固体，溶液pH减小
[解析] 平衡常数仅与温度有关，故稀释时是不变的，A项错；CO2通入水中，相当于生成H2CO3，可以与OH－反应，而促进平衡正向移动，B项正确；升温，促进水解 ，平衡正向移动，故表达式的结果是增大的，C项错；加入NaOH，碱性肯定增强，pH增大，D项错。
[答案] B
外界条件改变会引起水解平衡的移动，例如NH4Cl的水解平衡：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋
[NH] [NH3·H2O] [H＋] [OH－] pH 水解程度
加热 降低 升高 升高 降低 降低 升高
加水 降低 降低 降低 升高 升高 升高
加NH3 升高 升高 降低 升高 升高 降低
加NH4Cl 升高 升高 升高 降低 降低 降低
加HCl 升高 降低 升高 降低 降低 降低
加NaOH 降低 升高 降低 升高 升高 升高
2．[双选题]某溶液中FeCl3水解反应已达平衡：FeCl3＋3H2O??Fe(OH)3＋3HCl，若要使FeCl3的水解程度增大，应采取的方法是( )
A．加入CH3COONa B．加入AgNO3
C．加FeCl3固体 D．加热
解析：加入CH3COONa，因CH3COO－水解呈碱性，促进Fe3＋的水解；加入硝酸银不能使氯化铁的水解平衡移动，因为从离子反应(反应实质)看，氯离子没有参与水解平衡；加入氯化铁固体，可以使水解平衡向右移动，但FeCl3增多，水解的百分率降低。
答案：AD
[例3] [双选题]已知Fe(OH)3在pH为4～5时，就可以沉淀完全，若要除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可以加入一种试剂，充分搅拌作用后过滤，就可得到纯净的MgCl2溶液，这种试剂是( )
A．NH3·H2O B．NaOH
C．Mg(OH)2 D．MgCO3
[解析] 该题要求除去溶液中的Fe3＋，现分析溶液中的主要离子组成为：Mg2＋、Cl－、H＋、Fe3＋，首先应考虑除杂质后，不能引入新杂质。Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，当加入MgCO3、Mg(OH)2后，有MgCO3＋2H＋===Mg2＋＋H2O＋CO2↑和Mg(OH)2＋2H＋===Mg2＋＋2H2O反应发生，这样便破坏了Fe3＋的水解平衡，使之向着生成Fe(OH)3的方向移动，生成的Fe(OH)3在加热、搅拌条件下发生凝聚，最终可将Fe3＋除去。
[答案] CD
盐类水解的两类重要应用
(1)除杂：金属离子混合物的分离常常采用改变pH的方法，pH的改变常采用加入其他物质，但所加物质不能引入新的杂质。
(2)蒸干产物的判断：水解产物中若有挥发性的物质，蒸干时挥发，可使水解进行到底，水解产物中有受热分解的物质，灼烧时会分解。若水解产物中没有易挥发物质，水解程度比较小，蒸干时得到原溶质。
3．下列溶液蒸干后得到的固体仍是原溶质的是( )
A．K2CO3溶液
B．Na2SO3溶液
C．Mg(HCO3)2溶液
D．MgCl2溶液
解析：Na2SO3易被氧化，溶液蒸干后得到的固体是Na2SO4，Mg(HCO3)2受热易分解，Mg(HCO3)2溶液蒸干后得到的固体是MgCO3；MgCl2溶液蒸干时水解彻底，得到Mg(OH)2固体。
答案：A
[随堂基础巩固]
1．能使水的电离平衡右移，且水溶液显酸性的微粒是( )
A．Al3＋ B．OH－
C．H＋ D．HCO
解析：水的电离平衡右移，说明该微粒促进了水的电离，若水溶液显酸性，应使水电离出的H＋在溶液中多于OH－，即该微粒结合OH－。
答案：A
2．为了配制NH的浓度与Cl－的浓度比为1∶1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入：①适量的HCl ②适量的NaCl ③适量的氨水 ④适量的NaOH( )
A．①② B．③
C．③④ D．④
解析：在NH4Cl溶液中：NH4Cl===NH＋Cl－，由于NH水解：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，使[NH]略小于[Cl－]，要使二者浓度比为1∶1，即使[NH]增大。加入HCl，[H＋]增大，水解平衡向左移动，[NH]增大，但[Cl－]也增大；加入NaCl，对NH的水解无影响；加入氨水，[NH]增大；加入NaOH，促进NH的水解，[NH]减小。
答案：B
3．把三氯化铁溶液蒸干灼烧，最后得到的固体产物是( )
A．无水三氯化铁 B．氢氧化铁
C．氧化亚铁 D．三氧化二铁
解析：在FeCl3溶液中存在水解平衡FeCl3＋3H2O??Fe(OH)3＋3HCl，在不断加热的条件下，水解平衡右移，当水分减少时HCl不断挥发，进一步导致水解平衡右移，当蒸干时，可得到Fe(OH)3，再灼烧又使Fe(OH)3分解：2Fe(OH)3Fe2O3＋3H2O，最后得Fe2O3。
答案：D
4．表示0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中有关微粒浓度(mol·L－1)的关系式，正确的是( )
A．[Na＋]＞[HCO]＞[CO]＞[H＋]＞[OH－]
B．[Na＋]＋[H＋]＝[HCO]＋[CO]＋[OH－]
C．[Na＋]＋[H＋]＝[HCO]＋2[CO]＋[OH－]
D．[Na＋]＝[HCO]＋2[CO]＋[H2CO3]
解析：NaHCO3溶液显碱性，A错误；由电荷守恒知B错误，C正确；由物料守恒知[Na＋]＝[HCO]＋[CO]＋[H2CO3]，D错误。
答案：C
5．试用离子方程式和简要文字表述以下事实：
(1)盛纯碱溶液的试剂瓶用玻璃塞，时间长了不易打开：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)普通泡沫灭火器内的玻璃筒里盛硫酸铝溶液，铁筒中盛碳酸氢钠溶液，使用时，只要将灭火器倒持，就能迅速产生大量泡沫并喷出。其化学反应的原理是_________________
___________________________________________________________________________，
不能把硫酸铝溶液盛在铁筒中的原因是_______________________________________
_____________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________。
不用溶解度较大的碳酸钠代替碳酸氢钠的原____________________________________
_____________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________。
(3)实验室配制的CuSO4溶液，常常出现浑浊的原因是_________________________(填离子方程式)，可采取在配制时加入少量__________防止浑浊。
(4)某同学想把AlCl3(aq)和Na2S(aq)混合制取Al2S3，但最后得到一种白色絮状沉淀，而且混合液中有臭鸡蛋气味的气体放出。试解释造成此结果的原因，写出反应的离子方程式，并指出制取硫化铝的正确方法。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)玻璃的主要成分是SiO2，而Na2CO3水解生成NaOH，NaOH与SiO2反应生成黏稠的Na2SiO3。
(2)Al2(SO4)3水解显酸性，NaHCO3水解显碱性。
(3)考虑Cu2＋的水解。
(4)考虑Al3＋与S2－的互相促进水解。
答案：(1)CO＋H2O??HCO＋OH－， SiO2＋2OH－===SiO＋H2O。Na2CO3水解生成的NaOH与玻璃的主要成分SiO2反应生成黏稠的Na2SiO3，会把瓶塞与瓶口粘在一起
(2)Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 因Al3＋发生水解：Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋，Al2(SO4)3溶液呈酸性使铁筒发生析氢腐蚀 若Na2CO3代替NaHCO3，则Al2(SO4)3＋3Na2CO3＋3H2O===3Na2SO4＋2Al(OH)3↓＋3CO2↑，消耗同样多的Al2(SO4)3溶液，用Na2CO3溶液产生的CO2气体量少且生成速率慢
(3)Cu2＋＋2H2O??Cu(OH)2＋2H＋ H2SO4溶液
(4)因为S2－和Al3＋水解相互促进，使反应较彻底：2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑，因生成的H2S逸出，闻到了臭鸡蛋气味，用硫粉与铝粉的混合物在干态时共热制Al2S3，反应方程式为：
2Al＋3SAl2S3
[课时跟踪训练]
(时间45分钟 满分60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．(2012·杭州检测)下列过程或现象与盐类水解无关的是( )
A．纯碱溶液去油污
B．加热稀醋酸溶液其pH稍有减小
C．NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接中的除锈剂
D．浓的硫化钠溶液有臭味
解析：Na2CO3水解显碱性，可以去油污；NH4Cl与ZnCl2水解都显酸性，可除锈；硫化钠水解的最终产物是H2S，所以浓硫化钠溶液中会有少量H2S，有臭味；加热稀醋酸溶液其pH稍有减小与醋酸的电离有关。
答案：B
2．(2010·广东高考)HA为酸性略强于醋酸的一元弱酸。在0.1 mol·L－1 NaA溶液中，离子浓度关系正确的是( )
A．c(Na＋)＞c(A－)＞c(H＋)＞c(OH－)
B．c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)
C．c(Na＋)＋c(OH－)＝c(A－)＋c(H＋)
D．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)
解析：本题考查离子浓度的大小比较，意在考查考生对溶液中离子水解平衡的理解和分析能力。HA为一元弱酸，则NaA为强碱弱酸盐，溶液由于A－的水解显碱性，离子浓度大小为：c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)，A项错误，B项错误；根据溶液中电荷守恒，则c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，C项错误，D项正确。
答案：D
3．[双选题]常温下某溶液中，水电离出的[OH－]＝10－4mol·L－1，该溶液中的溶质可能是( )
A．碳酸氢钠 B．醋酸钠
C．氢氧化钠 D．硫酸氢钠
解析：溶液中水电离出的[OH－]比纯水中水电离出的[OH－]大，所以溶质能促进水的电离，且溶液呈碱性。
答案：AB
4．下列离子方程式正确的是( )
A．硫化钠水解：S2－＋2H2O??H2S↑＋2OH－
B．硫氢化钠水解：HS－＋H2O??H3O＋＋S2－
C．制Fe(OH)3胶体：Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3↓＋3H＋
D．硫酸铝溶液跟四羟基合铝酸钠溶液反应：Al3＋＋3[Al(OH)4]－===4Al(OH)3↓
解析：S2－分步水解：S2－＋H2O??HS－＋OH－、HS－＋H2O??H2S＋OH－；NaHS水解：HS－＋H2O??H2S＋OH－，题中所给是HS－的电离；制备Fe(OH)3胶体应加热且不能用沉淀符号：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋。
答案：D
5．(2011·全国高考)室温时将浓度和体积分别为c1、V1的NaOH溶液和c2、V2的CH3COOH溶液相混合，下列关于该混合溶液的叙述错误的是( )
A．若pH>7，则一定是c1V1＝c2V2
B．在任何情况下都是c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
C．当pH＝7时，若V1＝V2，则一定是c1>c2
D．若V1＝V2、c1＝c2，则c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)
解析：混合后溶液pH>7，说明溶液显碱性，有两种情况 ：①若NaOH与CH3COOH等体积，等浓度混合，生成CH3COONa，CH3COONa水解使溶液显碱性；②若c1V1>c2V2，NaOH过量，混合溶液显碱性，A错误；两种溶液混合，在任何情况下的溶液都呈电中性，即c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，B正确；当pH＝7时，若V1＝V2，则CH3COOH浓度应稍大于NaOH浓度，即c1>c2，C正确；若V1＝V2，c1＝c2，根据物料守恒得c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)，D正确。
答案：A
6．相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则下列关于同温、同体积、同浓度的HCN和HClO的说法中正确的是( )
A．酸的强弱：HCN>HClO
B．pH：HClO>HCN
C．与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO>HCN
D．酸根离子浓度：[CN－]<[ClO－]
解析：相同物质的量浓度的NaCN和NaClO溶液，NaCN溶液的pH较大，说明CN－水解程度大，HCN酸性比HClO弱；酸性越强，[H＋]越大，pH越小；所以同温度下同浓度的HCN和HClO，HClO的pH小，溶液中[ClO－]大；二者物质的量相同，与NaOH恰好完全反应时消耗NaOH一样多。
答案：D
7．[双选题]下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是( )
A．pH＝2的HA溶液与pH＝12的MOH溶液以任意比混合：[H＋]＋[M＋]＝[OH－]＋[A－]
B．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液：
c(NaOH)C．物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合：[CH3COO－]＋2[OH－]＝2[H＋]＋[CH3COOH]
D．0.1 mol·L－1的NaHA溶液，其pH＝4：
[HA－]>[H＋]>[H2A]>[A2－]
解析：任何溶液都是电中性的，所以A正确；因酸性CH3COOH＞H2CO3，所以等物质的量浓度的Na2CO3、CH3COONa溶液其碱性应是Na2CO3＞CH3COONa，pH相同的两溶液其物质的量浓度应是CH3COONa＞Na2CO3，B不正确；由电荷守恒得[CH3COO－]＋[OH－]＝[H＋]＋[Na＋]，等物质的量浓度的两溶液混合后由物料守恒得2[Na＋]＝[CH3COO－]＋[CH3COOH]，二者联立，即得C项，正确；NaHA溶液pH＝4，说明HA－电离程度大于水解程度，其离子浓度大小关系为[HA－]＞[H＋]＞[A2－]＞[H2A]，D不正确。
答案：AC
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)
8．(10分)(1)相同温度下，等浓度的CH3COONa和Na2CO3溶液，________溶液的碱性强。
(2)升高温度，使盐类的水解平衡向________移动，即升高温度________盐类的水解(填“促进”或“抑制”)。
(3)盐溶液的浓度越小，盐就越________水解，即加水________盐类的水解(填“促进”或“抑制”)。
(4)向CH3COONa溶液中加入NaOH溶液，则平衡向________移动，即加酸能________强酸弱碱盐的水解，加碱能________强碱弱酸盐的水解(填“促进”或“抑制”)。
(5)向NH4Cl溶液中加入CH3COONH4晶体，水解平衡向________移动。
解析：由于CH3COOH的酸性比H2CO3强，CH3COO－的水解程度小，所以Na2CO3溶液的碱性强；水解反应为吸热反应，升高温度，平衡向正反应方向移动，促进其水解；稀释，水解平衡向右移动，促进盐的水解；加入NaOH，[OH－]增大，水解平衡向左移动，水解受到抑制；加入CH3COONH4，[NH]浓度增大，NH4Cl的水解平衡向右移动。
答案：(1)Na2CO3 (2)正反应方向 促进 (3)容易 促进 (4)逆反应方向 抑制 抑制 (5)正反应方向
9．(9分)已知0.01 mol·L－1的NaHSO3溶液中有关微粒浓度的大小顺序为[Na＋]＞[HSO]＞[SO]＞[H2SO3]，0.01 mol·L－1的NaHCO3溶液中[Na＋]＞[HCO]＞[H2CO3]＞[CO]
(1)NaHSO3溶液中[H＋]________[OH－](填“＞”、“＝”或“＜”)，简述理由________________________________________________________________________。
(2)NaHCO3溶液中[H＋]________[OH－](填“＞”、“＝”或“＜”)，简述理由________________________________________________________________________。
(3)向NH4HSO3溶液中逐滴加入几滴含有酚酞的NaOH溶液，可观察到的现象是______________________________________________________________________________。
该反应的离子方程式为_____________________________________________________。
解析：在NaHSO3溶液中存在HSO的水解平衡和电离平衡：HSO＋H2O??H2SO3＋OH－、HSO??H＋＋SO，由于溶液中[SO]＞[H2SO3]，所以HSO的电离程度大于水解程度，即[H＋]＞[OH－]。在NaHCO3溶液中存在HCO的电离平衡和水解平衡：HCO??H＋＋CO、HCO＋H2O??H2CO3＋OH－，由于溶液中[H2CO3]＞[CO]，所以HCO的水解程度大于电离程度，即[OH－]＞[H＋]，NH4HSO3溶液显酸性，滴入NaOH发生反应：HSO＋NH＋2OH－===SO＋H2O＋NH3·H2O，酚酞退色。
答案：(1)＞ 由于[SO]大于[H2SO3]，说明HSO的电离程度大于水解程度
(2)＜ 由于[H2CO3]＞[CO]，说明HCO的电离程度小于水解程度
(3)红色消失 HSO＋NH＋2OH－===SO＋H2O＋NH3·H2O
10．(9分)硫酸是强酸，中学阶段将硫酸在水溶液中看作完全电离。但事实上，硫酸在水中的第一步电离是完全的，第二步电离并不完全，其电离情况为：H2SO4===H＋＋HSO，HSO??H＋＋SO
请回答下列有关问题：
(1)H2SO4溶液与BaCl2溶液反应的离子方程式为____________________________。
(2)在0.10 mol·L－1的Na2SO4溶液中，下列离子浓度关系正确的是________(填编号)
A．c(Na＋)＝c(SO)＋c(HSO)＋c(H2SO4)
B．c(OH－)＝c(HSO)＋c(H＋)
C．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HSO)＋
2c(SO)
D．c(Na＋)＝2c(SO)＋2c(HSO)
(3)写出NaHSO4溶液中溶质电离常数(Ka)的表达式______________________。
解析：硫酸溶液中有H＋、HSO以及少量SO和OH－，加入BaCl2溶液：Ba2＋＋SO===BaSO4↓，使HSO的电离平衡右移；在Na2SO4溶液中有SO的水解平衡：SO＋H2O??HSO＋OH－，存在电荷守恒、物料守恒和质子守恒三大关系，B、C、D正确；在NaHSO4溶液中存在两种电离：NaHSO4===Na＋＋HSO，HSO??H＋＋SO
前者完全电离，后者不完全电离，电离平衡常数为Ka＝。
答案：(1)HSO＋Ba2＋===BaSO4↓＋H＋
(2)BCD (3)Ka＝
11．(11分)已知某无色透明的溶液中所含的离子是NH、Cl－等四种离子。请回答下列问题：
(1)该溶液所含的离子中除上述两种外，还应有________两种离子(填离子符号)。
(2)该溶液所含的上述四种离子的浓度大小之间的关系是否只有一种可能？________(填“是”或“否”)。
(3)请你用离子浓度符号[例：[NH]和“＞”、“＝”符号]，将这四种离子的浓度按从大到小的顺序把它们之间的大小关系的各种可能都表示出来(有多少种，写多少种，一种填一行，空格可以不填满，也可自己增加)，并将其对应的溶液中的溶质的化学式也填在空格中。
离子浓度从大到小的顺序 溶质(化学式)
解析：(3)可以从把氨水滴入盐酸的过程来分析：
①刚滴入氨水时，则有：
[Cl－]＞[H＋]＞[NH]＞[OH－]
②滴入合适量时，则有[H＋]＝[NH]
即[Cl－]＞[H＋]＝[NH]＞[OH－]
③继续滴入则[NH]＞[H＋]
即[Cl－]＞[NH]＞[H＋]＞[OH－]
④当氨水与盐酸恰好完全反应此时溶质只有NH4Cl。
[Cl－]＞[NH]＞[H＋]＞[OH－]
⑤当溶液呈中性时，溶质为NH3·H2O和NH4Cl
有：[Cl－]＝[NH]＞[H＋]＝[OH－]
⑥再滴入氨水时，溶液呈碱性。
则有[NH]＞[Cl－]＞[OH－]＞[H＋]
⑦氨水的量合适时，会有[Cl－]＝[OH－]
即[NH]＞[Cl－]＝[OH－]＞[H＋]
⑧继续滴入氨水，则[OH－]＞[Cl－]
此时离子浓度顺序为：[NH]＞[OH－]＞[Cl－]＞[H＋]。
答案：(1)H＋、OH－ (2)否
(3)
离子浓度从大到小的顺序 溶质(化学式)
[Cl－]＞[H＋]＞[NH]＞[OH－] NH4Cl、HCl
[Cl－]＞[NH]＞[H＋]＞[OH－] NH4Cl、HCl
[Cl－]＞[NH]＝[H＋]＞[OH－] NH4Cl、HCl
[Cl－]＞[NH]＞[H＋]＞[OH－] NH4Cl
[NH]＝[Cl－]＞[H＋]＝[OH－] NH4Cl、NH3·H2O
[NH]＞[Cl－]＞[OH－]＞[H＋] NH4Cl、NH3·H2O
[NH]＞[Cl－]＝[OH－]＞[H＋] NH4Cl、NH3·H2O
[NH]＞[OH－]＞[Cl－]＞[H＋] NH4Cl、NH3·H2O第3节沉淀溶解平衡
(1)沉淀溶解平衡属于化学平衡。
(2)溶度积常数Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关。
(3)利用沉淀溶解平衡的移动可以实现沉淀的溶解、生成与转化。
[自学教材·填要点]
1．沉淀溶解平衡
(1)概念：
在一定条件下，难溶电解质溶于水形成饱和溶液，沉淀溶解的速率与离子沉淀的速率相等的平衡状态。
(2)表示方法：
如PbI2的沉淀溶解平衡可表示为PbI2(s)??Pb2＋(aq)＋2I－(aq)。
2．溶度积
(1)溶度积是指沉淀溶解平衡的平衡常数，符号为Ksp。
(2)表示方法：对MmAn(s)??mMn＋(aq)＋nAm－(aq)来说，Ksp＝[Mn＋]m[Am－]n。
(3)意义：Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力，当化学式所表示的组成中阴离子与阳离子个数比相同时，Ksp数值越大的难溶电解质在水中的溶解能力越强。
(4)影响因素：Ksp只与难溶电解质本身和温度有关，与沉淀量无关。
[师生互动·解疑难]
(1)对于阴、阳离子个数比相同的难溶电解质，它们的溶解能力可以直接用Ksp的大小来比较，Ksp越小，其物质的溶解度就越小；
(2)而对于阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，它们的溶解能力就不能直接用Ksp的大小来比较，因为Ksp越小，其物质的溶解度不一定就越小。
1．(1)难溶电解质AB2的饱和溶液中，[A2＋]＝x mol·L－1，[B－]＝y mol·L－1，则Ksp(AB2)为( )
A.xy B．xy
C．xy2 D．4xy2
答案：C
(2)下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是( )
A．反应开始时，溶液中各离子浓度相等
B．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速率相等
C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且保持不变
D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，将促进溶解
答案：B
[自学教材·填要点]
对于难溶电解质AmBn(s)??mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，其浓度商Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)，通过比较Q和Ksp的相对大小，可以判断沉淀的溶解与生成：
(1)Q＞Ksp时，溶液过饱和，有沉淀析出，直至Q＝Ksp，达到新的沉淀溶解平衡。
(2)Q＝Ksp时，溶液饱和，沉淀溶解与生成处于平衡状态。
(3)Q＜Ksp时，溶液未饱和，若加入过量难溶电解质，则会沉淀溶解，直至溶液饱和。
[师生互动·解疑难]
(1)欲使某物质析出沉淀，必须使其浓度商大于溶度积，即Q＞Ksp，常用的方法有：
①调节溶液的pH法：使杂质离子转化为氢氧化物沉淀。②加沉淀剂法：如除去溶液中的Cu2＋、Hg2＋，可加入Na2S、H2S等作沉淀剂。
(2)加入适当的试剂，当Q＜Ksp，就会使沉淀溶解，常用的方法有：①酸碱溶解法：加入酸或碱与溶解平衡体系中的相应离子反应，降低离子浓度，使平衡向溶解方向移动，本法适用于溶解氢氧化物，弱酸或弱碱盐等难溶物质。②氧化还原溶解法：加入氧化剂或还原剂，通过发生氧化还原反应使难溶物的离子浓度降低，使平衡向溶解方向移动，本法适用于具有明显氧化性或还原性的难溶物质。
2．在20 mL 0.002 5 mol·L－1 AgNO3溶液中，加入5 mL 0.01 mol·L－1 K2CrO4溶液，是否有Ag2CrO4沉淀析出？(已知Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12 mol3·L－3)
答案：Ag2CrO4沉淀在溶液中存在沉淀溶解平衡：
Ag2CrO4(s)??2Ag＋(aq)＋CrO(aq)
混合溶液相关离子的浓度为：
[Ag＋]＝
＝0.002 0 mol·L－1，
[CrO]＝
＝0.002 0 mol·L－1。
则Q＝c2(Ag＋)·c(CrO)＝(0.0020 mol·L－1)3＝8×10－9 mol3·L－3＞Ksp(Ag2CrO4)
因此混合后有Ag2CrO4沉淀析出。
[自学教材·填要点]
1．实质
实质是沉淀溶解平衡的移动。
2．特点
(1)一般地，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀。
(2)两种难溶物溶解度差别越大，越容易转化。
3．沉淀转化的应用
(1)除去废水中的Cu2＋、Hg2＋、Pb2＋等，常用FeS等难溶物作沉淀剂，其中除去Cu2＋的离子方程式为FeS(s)＋Cu2＋(aq)===CuS(s)＋Fe2＋(aq)。
(2)硬水中的Mg(HCO3)2煮沸时分解为MgCO3，继续煮沸过程中，MgCO3转化为Mg(OH)2。
[师生互动·解疑难]
(1)物质溶解是绝对的，不溶是相对的。一般这样界定物质的溶解性：
(2)沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动，是在含有沉淀的溶液中，加入适当试剂，与某一离子结合成更难溶的物质。
(3)利用沉淀转化原理还可以将某些用酸或其他方法不易除去的沉淀转化为用酸或其他方法易除去的沉淀，如可用Na2CO3把锅炉水垢中的CaSO4转化为CaCO3再用酸除去。
3．[双选题]已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10 mol2·L－2，Ksp(AgI)＝1.0×10－16 mol2·L－2，下列关于不溶物之间转化的说法中错误的是( )
A．AgCl不溶于水，不能转化为AgI
B．两种不溶物的Ksp相差越大，Ksp大的不溶物就越容易转化为Ksp小的不溶物
C．AgI比AgCl更难溶于水，所以AgCl可以转化为AgI
D．常温下，AgCl若要在NaI溶液中开始转化为AgI，则NaI的浓度必须不低于×10－11 mol·L－1
解析：对阴、阳离子个数比不同的物质，其溶解能力不能用Ksp来比较，Ksp小的物质其溶解度不一定小。
答案：AB
[例1] 某温度下，Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH，金属阳离子浓度的变化如图所示。据图分析，下列判断错误的是( )
A．Ksp[Fe(OH)3]＜
Ksp[Cu(OH)2]
B．加适量NH4Cl固体可使溶液由a点变到b点
C．c、d两点代表的溶液中c(H＋)与c(OH－)乘积相等
D．Fe(OH)3、Cu(OH)2分别在b、c两点代表的溶液中达到饱和
[解析] b、c两点时金属阳离子浓度相等，即c(Fe3＋)＝c(Cu2＋)，则Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)＝c(Fe3＋)·()3，Ksp[Cu(OH)2]＝c(Cu2＋)·c2(OH－)＝c(Cu2＋)·()2，故Ksp[Fe(OH)3]＜Ksp[Cu(OH)2]，A对；NH4Cl溶于水后，由于NH水解使溶液显酸性，而a到b点碱性增强，B错；KW只与温度有关，C对；曲线上的点都表示沉淀溶解平衡状态，都为饱和溶液，D对。
[答案] B
(1)溶度积Ksp是化学平衡常数的延伸和拓展，因此要从化学平衡常数的角度去理解Ksp的含义和应用。
(2)溶度积常数受温度影响，温度不变，Ksp不变。
(3)沉淀溶解平衡遵循平衡移动原理。
1．已知：25℃时，Ksp[Mg(OH)2]＝5.61×10－12 mol3·L－3，Ksp[MgF2]＝7.42×10－11 mol3·L－3。下列说法正确的是( )
A．25℃时，饱和Mg(OH)2溶液与饱和MgF2溶液相比，前者的[Mg2＋]大
B．25℃时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入少量的NH4Cl固体，[Mg2＋]增大
C．25℃时，Mg(OH)2固体在20 mL 0.01 mol·L－1氨水中的Ksp比在20 mL 0.01 mol·L－1NH4Cl溶液中的Ksp小
D．25℃时，在Mg(OH)2悬浊液中加入NaF固体后，Mg(OH)2不可能转化为MgF2
解析：饱和Mg(OH)2溶液中[Mg2＋]＝，饱和MgF2溶液中[Mg2＋]＝，前者小于后者，A错误；向Mg(OH)2悬浊液中加NH4Cl固体会降低[OH－]，因此[Mg2＋]增大，B正确；Ksp的大小只与温度有关，C错；向Mg(OH)2悬浊液中加NaF固体，只要[Mg2＋][F－]2＞7.42×10－11mol3·L－3，也可转化为MgF2沉淀，D错误。
答案：B
[例2] Cu(OH)2??Cu2＋＋2OH－，Ksp＝[Cu2＋]·[OH－]2＝2×10－20。当溶液中各种离子的浓度的幂的乘积大于溶度积时，则产生沉淀，反之固体溶解。
(1)某CuSO4溶液里[Cu2＋]＝0.02 mol·L－1，如果生成Cu(OH)2沉淀，应调整溶液的pH，使之________。
(2)要使0.2 mol·L－1 CuSO4溶液中Cu2＋沉淀较为完全(使Cu2＋浓度降至原来的千分之一)，则应向溶液里加入NaOH溶液，使溶液的pH等于________。
[解析] (1)由题意知：当[Cu2＋]·[OH－]2＝2×10－20时，开始出现沉淀，则[OH－]＝＝＝10－9(mol·L－1)，[H＋]＝＝＝10－5(mol·L－1)，pH＝5。因此要生成Cu(OH)2沉淀应调节溶液的pH，使其大于5。
(2)若使[Cu2＋]降为，即2×10－4mol·L－1，则[OH－]＝＝10－8(mol·L－1)，[H＋]＝＝＝10－6(mol·L－1)，则溶液的pH＝6。
[答案] (1)＞5 (2)6
(1)沉淀的溶解、生成或转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。
(2)根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。
2．将氯化银加到溴化钠溶液中，白色不溶物变为淡黄色，把此淡黄色不溶物加到碘化钾溶液中，淡黄色不溶物变为黄色不溶物。此实验方案是为了验证( )
A．活动性：Cl－>Br－>I－
B．还原性：I－>Br－>Cl－
C．稳定性：AgCl>AgBr>AgI
D．Ksp：AgCl>AgBr>AgI
解析：淡黄色不溶物为AgBr，黄色不溶物为AgI, Ksp大的不溶物易转化为Ksp小的不溶物。
答案：D
[随堂基础巩固]
1．下列关于AgCl沉淀溶解平衡的说法正确的是( )
A．Ag＋与Cl－结合成AgCl的速率与AgCl溶解的速率相等
B．AgCl难溶于水，溶液中没有Ag＋和Cl－
C．升高温度，AgCl沉淀的溶解度减小
D．向AgCl沉淀中加入NaCl固体，AgCl沉淀的溶解度不变
解析：难溶是相对的，AgCl虽然难溶于水，但溶液中仍存在Ag＋和Cl－；升高温度，AgCl的溶解度增大；向AgCl沉淀中加入NaCl固体，由于增大了Cl－浓度，溶解平衡逆向移动，AgCl的溶解度减小。
答案：A
2．(2010·海南高考)已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgI)＝1.5×10－16，Ksp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12，则下列难溶盐的饱和溶液中，Ag＋浓度大小顺序正确的是( )
A．AgCl＞AgI＞Ag2CrO4
B．AgCl＞Ag2CrO4＞AgI
C．Ag2CrO4＞AgCl＞AgI
D．Ag2CrO4＞AgI＞AgCl
解析：利用难溶物Ksp表达式，转换为c(Ag＋)表达式c(Ag＋)(AgCl)＝mol·L－1，
c(Ag＋)(AgI)＝ mol·L－1，
c(Ag＋)(Ag2CrO4)＝ mol·L－1，
即Ag＋浓度：Ag2CrO4＞AgCl＞AgI。
答案：C
3．要使工业废水中的重金属Pb2＋沉淀，可用硫酸盐、碳酸盐、硫化物等作沉淀剂，已知Pb2＋与这些离子形成的化合物的溶解度如下：
化合物 PbSO4 PbCO3 PbS
溶解度/g 1.03×10－4 1.81×10－7 1.84×10－14
由上述数据可知，选用的沉淀剂最好是( )
A．硫化物 B．硫酸盐
C．碳酸盐 D．以上沉淀剂均可
解析：产生沉淀的溶解度越小，沉淀反应进行的越完全。
答案：A
4．某温度时，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是( )
提示：BaSO4(s)??Ba2＋(aq)＋SO(aq)的平衡常数Ksp＝[Ba2＋][SO]，称为溶度积常数。
A．加入Na2SO4可以使溶液由a点到b点
B．通过蒸发可以使溶液由d点变到c点
C．d点无BaSO4沉淀生成
D．a点对应的Ksp大于c点对应的Ksp
解析：A项加入Na2SO4会使Ba2＋的浓度减小；B项，蒸发时，Ba2＋与SO的浓度变化是一致的；D项，温度不变，Ksp不变；在d点，Q＜Ksp，无沉淀生成，C正确。
答案：C
5．在有固态Mg(OH)2存在的饱和溶液中，存在着如下平衡：Mg(OH)2(s)??Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)。向该饱和溶液中加入固体CH3COONa、NH4Cl时，固体Mg(OH)2的质量有什么变化？
解析：加入固体CH3COONa使Mg(OH)2固体的质量增加。理由是CH3COONa在溶液中水解：CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－，增大了c(OH－)，使Mg(OH)2的溶解平衡向着生成Mg(OH)2的方向移动。加入NH4Cl使Mg(OH)2固体的质量减小。理由是NH4Cl在溶液中电离出NH，NH与OH－发生反应：NH＋OH－??NH3·H2O，减小了c(OH－)，使Mg(OH)2的溶解平衡向着生成Mg2＋和OH－的方向移动。
答案：加入CH3COONa固体，固体Mg(OH)2质量增加；加入NH4Cl固体时，Mg(OH)2质量减小
[课时跟踪训练]
(时间45分钟 满分60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．Ca3(PO4)2的溶度积表达式是( )
A．Ksp＝[Ca2＋][PO]
B．Ksp＝[Ca][(PO)2]
C．Ksp＝[Ca2＋]3[PO]2
D．Ksp＝3[Ca2＋]2·2[PO]
解析：Ca3(PO4)2在水溶液中的沉淀溶解平衡为：Ca3(PO4)2(s)??3Ca2＋(aq)＋2PO(aq)溶度积表达式为：Ksp＝[Ca2＋]3[PO]2。
答案：C
2．下列关于沉淀溶解平衡的说法中不正确的是( )
A．难溶电解质在水中存在沉淀溶解平衡，且是一种动态平衡
B．Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关
C．Ksp反映了物质在水中的溶解能力，可直接根据Ksp的数值大小比较电解质在水中的溶解能力大小
D．可通过Q和Ksp的相对大小，来判断沉淀溶解平衡的移动方向
解析：在一定温度下，Ksp为一常数，Ksp数值大小的比较只能是同种类型物质(即组成的阴、阳离子个数比相同)之间比较来确定溶解能力的大小，C项是错误的。
答案：C
3．下列化学原理的应用，主要是利用沉淀溶解平衡原理的是( )
①热纯碱溶液洗涤油污的能力强 ②误将钡盐[BaCl2、Ba(NO3)2]当作食盐食用后，常用0.5%的Na2SO4溶液解毒 ③溶洞的形成 ④碳酸钡不能作“钡餐”而硫酸钡则能 ⑤泡沫灭火器灭火的原理
A．②③④ B．①②③
C．③④⑤ D．全部
解析：①、⑤与离子的水解有关，与沉淀溶解平衡无关。
答案：A
4．下列说法正确的是( )
A．在一定温度下的AgCl水溶液中，Ag＋和Cl－浓度的乘积是一个常数
B．AgCl的Ksp＝1.8×10－10 mol2·L－2，在任何含AgCl固体的溶液中，[Ag＋]＝[Cl－]，且Ag＋和Cl－浓度的乘积等于1.8×10－10mol2·L－2
C．温度一定时，在AgCl饱和溶液中，Ag＋和Cl－浓度的乘积是一个常数
D．向饱和AgCl溶液中加入盐酸，Ksp变大
解析：AgCl的溶度积Ksp是饱和溶液中[Ag＋]与[Cl－]的乘积，只受温度影响，C正确，D错误；在含有AgCl固体的溶液中[Ag＋]、[Cl－]不一定只来源于AgCl的溶解，二者不一定相等，B错误；A中不一定是饱和溶液，A错误。
答案：C
5．一定温度下，在氢氧化钡的悬浊液中，存在氢氧化钡固体与其电离的离子间的溶解平衡关系：Ba(OH)2(s)??Ba2＋(aq)＋2OH－(aq)。向此悬浊液中加入少量的氧化钡粉末，下列叙述正确的是( )
A．溶液中钡离子数目减小
B．溶液中钡离子浓度减小
C．溶液中氢氧根离子浓度增大
D．pH减小
解析：原溶液已饱和，加入的BaO粉末与水反应生成的Ba(OH)2不会再溶解，但由于消耗了水，使得平衡逆向移动，Ba2＋与OH－的数目减少，但浓度不变，pH也不变。
答案：A
6．已知25℃时，电离度α(HF)＝3.6×10－4，溶度积常数Ksp(CaF2)＝1.46×10－12，现向1 L 0.2 mol·L－1HF溶液中加入1 L 0.2 mol·L－1CaCl2溶液，则下列说法中，正确的是( )
A．25℃时，0.1 mol·L－1HF溶液中pH＝1
B．Ksp(CaF2)随温度和浓度的变化而变化
C．该体系中Ksp(CaF2)＝
D．该体系中有CaF2沉淀产生
解析：因α(HF)＝3.6×10－4，HF为弱酸，则0.1 mol·L－1HF溶液中pH＞1，Ksp只受温度影响；C项将α(HF)＝3.6×10－4和Ksp(CaF2)＝1.46×10－12代入可知Ksp(CaF2)≠；混合后：c(HF)＝0.1 mol·L－1，[H＋]＝c(F－)＝c·α＝0.1 mol·L－1×3.6×10－4＝3.6×10－5mol·L－1，c(Ca2＋)＝0.1 mol·L－1，Q＝c(Ca2＋)·c2(F－)＝0.1×1.3×10－9＝1.3×10－10＞Ksp，故有CaF2沉淀产生。
答案：D
7．已知在pH为4～5的环境中，Cu2＋、Fe2＋几乎不水解，而Fe3＋几乎完全水解，工业上制CuCl2是将浓盐酸用蒸气加热到80℃左右，再慢慢加入粗氧化铜(含少量杂质FeO)，充分搅拌使之溶解，欲除去溶液中的杂质离子，下述方法中可行的是( )
A．加入纯Cu将Fe2＋还原为Fe
B．向溶液中通入H2S使Fe2＋沉淀
C．向溶液中通入Cl2，再通入NH3，调节pH为4～5
D．向溶液中通入Cl2，再加入纯净的CuO粉末调节pH
解析：除去Cu2＋溶液中的Fe2＋，需先转化为Fe3＋，再用CuO调节pH：CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O，将Fe3＋转化为沉淀，从而避免引入杂质离子。
答案：D
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)
8．(10分)观察下列实验，分析发生的反应，得出结论。
①现象_____________________________________________________________；
化学方程式_________________________________________________________。
②现象_____________________________________________________________；
化学方程式_________________________________________________________。
③现象_____________________________________________________________；
化学方程式_________________________________________________________。
结论：_____________________________________________________________。
解析：因为AgCl、AgI、Ag2S的溶解度依次降低，因此可实现沉淀的转化。
答案：①生成白色沉淀
NaCl＋AgNO3===AgCl↓＋NaNO3
②白色沉淀转化为黄色沉淀
AgCl(s)＋KI(aq)===AgI(s)＋KCl(aq)
③黄色沉淀转化为黑色沉淀
2AgI(s)＋NaS(aq)===Ag2S(s)＋2NaI(aq)
沉淀反应向着更难溶物质生成的方向进行
9．(10分)某学习小组欲探究CaSO4沉淀转化为CaCO3沉淀，从而将其除去的可能性，查得如下资料：(25℃)
难溶电解质 CaCO3 CaSO4
Ksp(mol2·L－2) 2.8×10－9 9.1×10－6
实验步骤如下：
①往100 mL 0.1 mol·L－1的CaCl2溶液中加入100 mL 0.1 mol·L－1的Na2SO4溶液，立即有白色沉淀生成。
②向上述悬浊液中加入固体Na2CO3 3 g，搅拌，静置，沉淀后弃去上层清液。
③再加入蒸馏水搅拌，静置，沉淀后再弃去上层清液。
④_______________________________________________________________________。
(1)由题中信息Ksp越大，表示电解质的溶解度越________(填“大”或“小”)。
(2)写出第②步发生反应的化学方程式：________________________________。
(3)设计第③步的目的是_____________________________________________________。
(4)请补充第④步操作及发生的现象：________________________________________
_______________________________________________________________________。
(5)请写出该转化在实际生活、生产中的一个应用：_____________________________
________________________________________________________________________。
解析：CaCO3和CaSO4阴、阳离子个数比相同，由Ksp大小可知其溶解度大小，在硫酸钙的悬浊液中存在着：CaSO4(s)??Ca2＋(aq)＋SO(aq)，而加入Na2CO3后，溶液中CO浓度较大，而CaCO3的Ksp较小，故CO与Ca2＋结合生成沉淀，即CO＋Ca2＋===CaCO3↓，既然是探究性实验，必须验证所推测结果的正确性，故设计了③④步操作，即验证所得固体是否为碳酸钙。然后联系生活实际除去锅炉水垢，即可解答(5)小题。
答案：(1)大
(2)Na2CO3(aq)＋CaSO4(s)===Na2SO4(aq)＋CaCO3(s)
(3)洗去沉淀中附着的SO
(4)向沉淀中加入足量的盐酸，沉淀完全溶解，有气泡冒出
(5)将锅炉水垢中的CaSO4转化为CaCO3，易于除去
10．(9分)重晶石(主要成分为BaSO4)是制备钡的化合物的重要原料，由重晶石制备BaCl2的大致流程如图。
请回答下列问题。
(1)由重晶石转化为BaCO3时，试剂a应用________，该步转化能够实现的原因是______________________________。
(2)操作①所对应的具体操作是__________________________。
(3)由BaCO3转化为BaCl2的过程中，加入的试剂b是________，操作②是______________________。
解析：(1)BaSO4＋Na2CO3(饱和)??BaCO3＋Na2SO4，若要使BaCO3沉淀，应使溶液中c(Ba2＋)·c(CO)>Ksp(BaCO3)。虽然BaSO4溶液中c(Ba2＋)很小，但可通过增大c(CO)来达到目的，所以选用的是饱和Na2CO3溶液。
(2)多次重复移走上层清液
(3)BaCO3＋2HCl===BaCl2＋CO2↑＋H2O，所以试剂b为HCl溶液，从BaCl2溶液中获得BaCl2固体可采用蒸发浓缩、降温结晶、过滤的操作。
答案：(1)饱和Na2CO3溶液 c(Ba2＋)·c(CO)>Ksp(BaCO3)
(2)多次重复移走上层清液
(3)HCl溶液 蒸发浓缩、降温结晶、过滤
11.(10分)金属氢氧化物在酸中溶解度不同，因此可以利用这一性质，控制溶液的pH，达到分离金属离子的目的。难溶金属的氢氧化物在不同pH下的溶解度(S/mol·L－1)如图。
(1)pH＝3时溶液中铜元素的主要存在形式是________________(写化学式)。
(2)若要除去CuCl2溶液中的少量Fe3＋，应该控制溶液的pH为________。
A．<1 B．4左右 C．>6
(3)已知一些难溶物的溶度积常数如下表。
物质 FeS MnS CuS PbS HgS ZnS
Ksp 6.3×10－18 2.5×10－13 1.3×10－36 3.4×10－28 6.4×10－53 1.6×10－24
某工业废水中含有Cu2＋、Pb2＋、Hb2＋，最适宜向此工业废水中加入过量的________除去它们。(填序号)
A．NaOH B．FeS C．Na2S
解析：(1)由图可知，在pH＝3时，不会发现Cu(OH)2沉淀
(2)要除去Fe3＋的同时必须保证Cu2＋不能沉淀，因此pH应保持在4左右
(3)要使三种离子生成沉淀，最好选择难溶于水的FeS，使它们转化为更难溶解的金属硫化物沉淀，同时又不引入其他离子
答案：(1)Cu2＋ (2)B (3)B第1节水溶液
第1课时 水的电离及电解质在水溶液中的存在形态
(1)水的电离方程式：H2O??H＋＋OH－。
(2)25 ℃时KW＝[H＋]·[OH－]＝1.0×10－14 mol2·L－2。
(3)强电解质溶于水时完全电离，以离子形式存在，弱电解质溶于水时部分电离，在水溶液中主要以分子形式存在。
[自学教材·填要点]
1．水的电离
(1)电离特点：微弱，可逆过程。
(2)电离方程式：H2O??H＋＋OH－。
2．水的离子积常数
(1)水的电离平衡常数表达式为K＝。
(2)水的离子积常数表达式为KW＝[H＋]·[OH－]。
(3)KW的影响因素：
①25 ℃时，KW＝1.0×10－14_mol2·L－2。
②水的电离是吸热的可逆过程，故温度升高，KW增大。
③水的离子积常数只受温度的影响，与[H＋]、[OH－]的变化无关。
[师生互动·解疑难]
(1)水的离子积是水达到电离平衡时具有的性质，不仅适用于纯水，也适用于其他物质的稀水溶液，如酸、碱、盐溶液中都有KW＝[H＋]·[OH－]，在常温时KW＝1.0×10－14 mol2·L－2。
(2)KW＝[H＋][OH－]的表达式中[H＋]、[OH－]指的是溶液中总的[H＋]和[OH－]，包括水电离的和溶质电离的，在计算中如果酸、碱浓度大，水电离出来的[H＋]水或[OH－]水可忽略不计。
(3)任何水溶液中均存在水的电离平衡，即任何水溶液中均存在着H＋和OH－，且由水电离出的H＋和OH－浓度相等。
1．25 ℃时，0.01 mol·L－1的NaOH溶液中，由水电离产生的OH－的浓度是________。
解析：KW＝[H＋][OH－]，[OH－]水＝[H＋]＝＝＝10－12 mol·L－1
答案：10－12 mol·L－1
[自学教材·填要点]
1．强、弱电解质
(1)在稀的水溶液中完全电离的电解质是强电解质，包括强酸、强碱和大多数盐；在水溶液中不完全电离的电解质是弱电解质，其溶液中存在着电离平衡。如弱酸、弱碱和水。
(2)强电解质在水溶液中全部以离子形式存在，弱电解质在水溶液中主要以分子形式存在。
2．电解质电离方程式的书写
(1)强电解质，用符号“===”，如氯化氢、氯化钠的电离方程式分别为：HCl===H＋＋Cl－，NaCl===Na＋＋Cl－。
(2)弱电解质，用符号“??”，如醋酸、一水合氨的电离方程式分别为：CH3COOH??CH3COO－＋H＋、
NH3·H2O??NH＋OH－。
3．溶剂化作用
溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用叫做溶剂化作用。电解质溶于水后形成的离子或分子实际是以水合离子或水合分子的形态存在。
[师生互动·解疑难]
(1)强弱电解质的根本区别是在水溶液中是否完全电离，与化合物的溶解性无必然的联系。
(2)强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液的导电性强。溶液的导电性与溶液中离子浓度及离子所带电荷数有关。
(3)单质和混合物既不是电解质，也不是非电解质。
2．下列电离方程式不正确的是( )
A．Ba(OH)2??Ba2＋＋2OH－
B．NH3·H2O??NH＋OH－
C．CH3COOH??CH3COO－＋H＋
D．BaSO4===Ba2＋＋SO
解析：Ba(OH)2是强电解质，完全电离，用“===”。
答案：A
[例1] 25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O??H＋＋OH－； ΔH>0，下列叙述正确的是( )
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，[OH－]降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，[H＋]增大，KW不变
C．向水中加入少量固体NaOH，平衡正向移动，[H＋]降低
D．将水加热，KW减小
[解析] 加入氨水后溶液呈碱性，[OH－]增大，A错；硫酸氢钠在水溶液中完全电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，[H＋]增大，KW只与温度有关，温度不变，KW不变，B正确；水溶液中加入碱后会抑制水的电离，平衡逆向移动，C错；升温水的电离平衡正向移动，KW增大，D错。
[答案] B
在水溶液中均存在H＋和OH－，且由水电离的[H＋]和[OH－]始终相等，因此计算稀酸、碱溶液中水电离的[H＋]或[OH－]的方法如下：
(1)稀酸溶液中，[OH－]只来源于水的电离，因此水电离的[H＋]水＝[OH－]＝。
(2)稀碱溶液中，[H＋]只来源于水的电离，因此水电离的[OH－]水＝[H＋]＝。
1．在常温下，纯水中存在电离平衡H2O??H＋＋OH－，如要使水的电离程度增大，并使c(H＋)增大，应加入的物质是( )
A．NaHSO4 B．KAl(SO4)2
C．NaHCO3 D．CH3COONa
解析：NaHCO3溶液，CH3COONa溶液呈碱性，溶液中c(H＋)减小，不符合题意；NaHSO4电离出的H＋抑制了水的电离；KAl(SO4)2电离的Al3＋水解，能促进水的电离，使溶液中c(H＋)增大。
答案：B
[例2] 关于强、弱电解质的叙述错误的是( )
A．强电解质在溶液中完全电离成阴、阳离子
B．在溶液中，导电能力强的电解质是强电解质
C．对同一弱电解质来说，当溶液的温度和浓度不同时，其导电能力也不同
D．纯净的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电
[解析] 强电解质在水溶液中可以完全电离成自由移动的阴、阳离子，而溶液的导电能力取决于溶液中自由移动的离子的浓度，二者之间无必然的联系；属于强电解质的离子化合物在液态时可以电离，可以导电，而属于强电解质的共价化合物在液态时不电离，不能导电。
[答案] B
(1)电解质的强弱是由物质的内部结构决定的，强、弱电解质的本质区别是在水溶液中能否完全电离。
(2)电解质在熔融状态下电离时，只能断裂离子键，如NaHSO4；在水溶液中电离时，既能断裂离子键，也能断裂共价键。
(3)多元弱酸的酸式盐为离子化合物，属于强电解质，在水溶液中首先完全电离为金属阳离子和酸式酸根离子，弱酸的酸式酸根离子只能微弱电离，故其电离出H＋和酸根离子时用“??”表示。
(4)多元弱酸分步电离，主要进行第一步电离，第二步电离较第一步更微弱，如H2CO3??H＋＋HCO(主)，HCO??H＋＋CO(次)；多元弱碱分步电离，但书写电离方程式时一步写出，如Fe(OH)3??Fe3＋＋3OH－。
(5)两性氢氧化物按两种方式电离，如：
Al(OH)3??Al3＋＋3OH－，
Al(OH)3＋H2O??[Al(OH)4]－＋H＋。
2．下列电解质在水溶液中的电离方程式书写正确的是( )
A．NaHSO4===Na＋＋HSO
B．KHCO3===K＋＋HCO
C．Na2O===2Na＋＋O2－
D．BaSO4??Ba2＋＋SO
解析：硫酸为二元强酸，NaHSO4在水溶液中应完全电离为Na＋、H＋和SO；KHCO3为弱酸的酸式盐溶于水完全电离为K＋和HCO，HCO只能微弱的电离为H＋和CO，在溶液中主要以HCO形式存在；Na2O溶于水与水反应生成NaOH，而不能电离生成Na＋和O2－；BaSO4为离子化合物，属于强电解质，应用“===”表示。
答案：B
[随堂基础巩固]
1．在约100 ℃的温度下，NaCl稀溶液中[H＋]为1×10－6mol·L－1，下列说法正确的是( )
A．该溶液中[H＋]≠[OH－]
B．Na＋、Cl－促进了水的电离
C．该NaCl溶液中KW＝1.0×10－14 mol2·L－2
D．在100 ℃时水的电离平衡常数较大
解析：在NaCl溶液中存在水的电离平衡：H2O??H＋＋OH－，升温，平衡向右移动，平衡常数增大，[H＋]、[OH－]变大，但[H＋]＝[OH－]，KW＝[H＋]·[OH－]＝1.0×10－6 mol·L－1×1.0×10－6 mol·L－1＝1.0×10－12 mol2·L－2。
答案：D
2．下列措施能使KW增大的是( )
A．温度不变向水中加入NaOH溶液
B．温度不变向水中加入稀H2SO4
C．温度不变向水中加入NaCl固体
D．加热升温
解析：KW只受温度影响，升高温度，水的电离平衡正向移动，KW增大。
答案：D
3．强电解质与弱电解质的本质区别在于
A．离子数目的多少
B．物质的量浓度相同时，溶液的导电能力强弱
C．在水溶液中是否完全电离
D．电离方程式的写法不同
解析：判断强弱电解质就是看其在水溶液中是否完全电离。
答案：C
4．下列电离方程式书写正确的是( )
A．Al2(SO4)3??2Al3＋＋3SO
B．HF??H＋＋F－
C．H2SO4===2H＋＋S6＋＋4O2－
D．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO
解析：Al2(SO4)3是强电解质，书写时用“===”连接；SO是一个整体，不能拆开；NaHCO3中的HCO不能拆开。
答案：B
5．某温度下，纯水中的[H＋]＝2×10－7 mol·L－1，则此时溶液的[OH－]为________ mol·L－1；若温度不变，滴入稀硫酸，使[H＋]＝5×10－6 mol·L－1，则[OH－]＝______________mol·L－1，由水电离出的[H＋]水＝________mol·L－1。
解析：任何温度下水电离出的[H＋]水＝[OH－]水，故[OH－]为2×10－7 mol·L－1，此时水的离子积KW＝[H＋]·[OH－]＝4×10－14 mol2·L－2，滴入硫酸使[H＋]＝5×10－6 mol·L－1时：[OH－]＝＝＝8×10－9 mol·L－1，水电离的[H＋]水与[OH－]相等，即[H＋]水＝8×10－9 mol·L－1。
答案：2×10－7 8×10－9 8×10－9
[课时跟踪训练]
(时间45分钟 满分60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．一定温度下，测得纯水中[OH－]＝2.5×10－7mol·L－1，则[H＋]为( )
A．2.5×10－7 mol·L－1 B．1.0×10－7 mol·L－1
C. mol·L－1 D．无法确定[H＋]
解析：不论在什么情况下纯水中一定存在[H＋]＝[OH－]。
答案：A
2．水的电离过程为H2O??H＋＋OH－，在不同温度下，其离子积分别为：KW(25℃)＝1.0×10－14 mol2·L－2，KW(35℃)＝2.1×10－14 mol2·L－2，则下列叙述正确的是( )
A．[H＋]随着温度的升高而降低
B．在35℃时，[H＋]＞[OH－]
C．水的电离程度α(25℃)＞α(35℃)
D．[OH－]随温度升高而增大
解析：35℃时的KW大于25℃时的KW，说明温度升高，水的电离平衡向右移动，[H＋]、[OH－]都增大，但是仍相等。
答案：D
3．[双选题]下列电解质在溶液中存在电解质分子的是( )
A．Ba(OH)2 B．CH3COOH
C．Na2SO4 D．NH3·H2O
解析：弱电解质在水溶液中不完全电离，主要以分子形式存在。
答案：BD
4．常温下，0.1 mol·L－1的NaOH溶液中由水电离出的OH－的物质的量浓度为( )
A．0.1 mol·L－1 B．1×10－13 mol·L－1
C．1.0×10－7 mol·L－1 D．无法确定
解析：NaOH为强碱，在水溶液中完全电离为Na＋和OH－，水电离出的OH－很少，可以忽略不计，所以0.1 mol·L－1的NaOH溶液中[OH－]＝0.1 mol·L－1，[OH－]H2O＝[H＋]＝＝＝1.0×10－13 mol·L－1。
答案：B
5．向纯水中加入少量NaHSO4，在温度不变时，溶液中( )
A．[H＋]/[OH－]增大
B．[H＋]减小
C．水中[H＋]与[OH－]的乘积增大
D．[OH－]增大
解析：NaHSO4在水中发生电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，[H＋]增大，使水的电离平衡向左移动，[OH－]减小增大，但温度不变，KW不变，即[H＋]与[OH－]的乘积不变。
答案：A
6．下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是( )
A．因水的离子积常数的表达式是KW＝[H＋][OH－]，所以KW随着H＋和OH－浓度的变化而变化
B．水的离子积常数KW与水的电离平衡常数K是同一个物理量
C．水的离子积常数仅仅是温度的函数，随着温度的变化而变化
D．水的离子积常数KW与水的电离平衡常数是两个没有任何关系的物理量
解析：水的离子积常数仅仅是温度的函数，只随温度的变化而变化，与溶液中OH－和H＋的浓度无关；水的离子积常数KW和水的电离平衡常数K的关系为KW＝K[H2O]。
答案：C
7．[双选题]下列叙述正确的是( )
A．碳酸钙难溶于水，得到的水溶液不导电，且碳酸钙在高温时分解，不存在熔融状态导电的性质，故碳酸钙是非电解质
B．SO3溶于水后得到的溶液导电，所以SO3是电解质
C．BaSO4在水中溶解度很小，但被溶解的部分能全部电离，所以BaSO4是强电解质
D．H3PO4晶体在熔融状态下不导电，但溶于水后其水溶液能导电，故H3PO4是电解质
解析：能电离(溶于水或熔融)的化合物是电解质，SO3溶于水与水反应生成H2SO4，H2SO4电离使溶液导电，因此SO3是非电解质；CaCO3、BaSO4在水中溶解度很小，但溶解的部分能完全电离，是强电解质，H3PO4溶于水能电离，是电解质。
答案：CD
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)
8．(9分)下列物质中：(1)能导电的是________；(2)属于电解质的是________；(3)属于非电解质的是________；(4)属于强电解质的是________；(5)属于弱电解质的是________。
A．NaOH溶液 B．Cu C．液态HCl
D．液态CH3COOH E．蔗糖溶液 F．液氨
G．氨水 H．CuSO4晶体 I．石墨
J．无水乙醇
解析：(1)离子化合物在水溶液里、熔融状态下能导电，共价化合物中的电解质在水溶液里能导电，金属单质和部分非金属单质能导电。第(2)～(5)根据电解质、非电解质、强电解质、弱电解质的概念进行判断。
答案：(1)A、B、G、I (2)C、D、H (3)F、J (4)C、H (5)D
9．(10分)浓度为0.1 mol·L－1的盐酸、硫酸、醋酸三种溶液，试回答：
(1)三种溶液中[H＋]依次为a mol·L－1，b mol·L－1，c mol·L－1，其大小顺序为__________________。
(2)等体积的以上三种酸分别与过量的NaOH溶液反应，生成的盐的物质的量依次为n1 mol，n2 mol，n3 mol，它们的大小关系为________。
(3)中和一定量NaOH溶液生成正盐时，需上述三种酸的体积依次是V1 L、V2 L、V3 L，其大小关系为____________。
(4)与锌反应时产生氢(气)的速率分别为v1、v2、v3，其大小关系为____________。
解析：(1)这三种酸中盐酸与硫酸为强酸，完全电离，故盐酸中[H＋]＝0.1 mol·L－1，硫酸中[H＋]＝0.2 mol·L－1，而醋酸是弱酸，存在电离平衡，部分电离，[H＋]＜0.1 mol·L－1。
(2)等体积的三种酸，其物质的量相等，所以其生成的盐的物质的量也相等。
(3)生成正盐是指与这些酸中的H＋完全反应，由于硫酸是二元酸，另外两种都是一元酸，所以在等体积的前提下，硫酸中的H＋的物质的量是另外两种酸的两倍，因此中和一定量的NaOH所需硫酸的体积是另外两种酸体积的一半。
(4)[H＋]越大，产生H2速率越快，由(1)知v2＞v1＞v3。
答案：(1)a＝＞c(或b＞a＞c)
(2)n1＝n2＝n3
(3)V1＝2V2＝V3(或V1＝V3＞V2)
(4)v2＞v1＞v3
10．(10分)在水的电离平衡中，[H＋]和[OH－]的关系如图所示：
(1)A点水的离子积为1×10－14 mol2·L－2，B点水的离子积为________mol2·L－2。造成水的离子积变化的原因是_______________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)100℃时，若向溶液中滴加盐酸，能否使体系处于B点位置？为什么？
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)100℃时，若盐酸中[H＋]＝5×10－4 mol·L－1，则由水电离产生的[H＋]是________。
解析：(1)KW＝[H＋]·[OH－]＝10－6 mol·L－1×10－6 mol·L－1＝10－12(mol·L－1)2。由于水的电离是吸热过程，升温，KW增大，水的电离平衡正向移动。
(2)若加盐酸，使[H＋]＞[OH－]，但KW不变。
(3)盐酸中[H＋]主要考虑HCl的电离，溶液中
[OH－]＝＝＝
2×10－9 mol·L－1，[H＋]水＝[OH－]＝2×10－9 mol·L－1。
答案：(1)1×10－12 水的电离是吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，即离子积增大
(2)否，盐酸中[H＋]≠[OH－]，所以不在B点
(3)2×10－9 mol·L－1
11．(10分)小英在家做溶液导电性实验，家中备有食盐、纯碱、食醋、白酒、糖，其他的器材均取材于日常生活用品或废弃物。试回答：
(1)小英做实验可能用到的器材是_____________________________________________。
(2)小英可以得出的结论是__________________________________________________。
(3)假设设计成如图所示的实验装置，实验中用到的各种用品用量都比较多，可以观察到的现象：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
思考：①通过上述实验现象，能否对上述物质进行电解质或非电解质的分类？能否进行强、弱电解质的分类？________________________________________________________
________________________________________________________________________
②若所用食盐水的浓度为0.1 mol·L－1，则可通过实验证明氯离子浓度________0.1 mol·L－1，可说明食盐是强电解质。(选填“>”、“<”或“＝”)
③进一步查阅资料得知：一般来说_____________________________________________
是强电解质，________是弱电解质。根据以上结论推测：如果在上述实验中往食醋中加入等浓度等体积的氨水，则现象为：___________________________________________
________________________________________________________________________。
④若小英在实验室做本实验，需使各溶液浓度相同，除以上用品外，还要用到的玻璃仪器有________________________________________________________________________。
解析：问题：(1)想办法组成闭合回路。
(2)食盐、纯碱的水溶液和食醋溶液能导电，白酒、糖溶于水都不能导电，故NaCl、Na2CO3、CH3COOH是电解质，C2H5OH和蔗糖是非电解质。各种物质浓度不确定，无法进行强弱电解质的分类。
(3)各种用量足够时，①、②、③离子浓度较大，灯泡均亮，但③中离子浓度较①、②小，所以③相对较暗。而④、⑤中只有水电离产生的H＋和OH－，浓度极小，灯泡不亮。
思考：①②由电解质和非电解质概念和强、弱电解质分类标准得出结论。
③CH3COOH为弱电解质，与NH3·H2O反应生成强电解质CH3COONH4，导电性增强。
(4)实际为配制一定物质的量浓度溶液所需的玻璃仪器。
答案：(1)小灯泡、干电池、导线、碳棒、玻璃杯等
(2)NaCl、Na2CO3、CH3COOH是电解质，C2H5OH和蔗糖是非电解质
(3)灯泡①②③均亮起，③较暗，④⑤不亮
思考：①能进行电解质或非电解质的分类，不能进行强、弱电解质的分类
②＝
③强酸、强碱、大多数的盐 弱酸、弱碱、水 灯泡③变亮，但仍比①②亮度差
(4)容量瓶、玻璃棒、胶头滴管第2课时 溶液的酸碱性与pH
(1)在水溶液中：
[H＋]＝[OH－]溶液呈中性，
[H＋]>[OH－]溶液呈酸性，
[H＋]<[OH－]溶液呈碱性。
(2)[H＋]越大，酸性越强，[OH－]越大，碱性越强。
(3)溶液的pH＝－lg[H＋]。利用pH判断溶液酸碱性时要注意温度。
[自学教材·填要点]
1．判断标准
任何水溶液中都既有H＋也有OH－，溶液的酸碱性与它们的数值无关，由它们浓度的相对大小决定。
2．溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系
(1)[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性。
(2)[H＋]＞[OH－]，溶液呈酸性，且[H＋]越大，酸性越强。
(3)[H＋]＜[OH－]，溶液呈碱性，且[OH－]越大， 碱性越强。
3．常温时溶液的酸碱性的判断
(1)[H＋]＝1.0×10－7 mol·L－1，溶液呈中性。
(2)[H＋]＞1.0×10－7 mol·L－1，溶液呈酸性。
(3)[H＋]＜1.0×10－7 mol·L－1，溶液呈碱性。
[师生互动·解疑难]
(1)呈酸性的溶液中[H＋]＞[OH－]，但不一定是酸溶液，只有当溶质电离出的阳离子全部是H＋时才是酸溶液。
(2)一定温度下的溶液中KW＝[H＋]·[OH－]是一定值，当[H＋]增大时，[OH－]减小，反之亦然，此增彼减。
(3)应用[H＋]与1.0×10－7 mol·L－1的大小关系判断溶液的酸碱性，只有在常温下才能使用。
1．某温度时水的离子积为1×10－12 mol2·L－2，若该温度下某溶液中[H＋]＝1×10－7 mol·L－1，则该溶液( )
A．呈碱性 B．呈酸性
C．呈中性 D．[OH－]＝10[H＋]
解析：溶液中[OH－]＝＝1×10－5mol·L－1，[OH－]＞[H＋]。
答案：A
[自学教材·填要点]
1．pH的定义
pH＝－lg[H＋]。
2．pH与[H＋]及溶液酸碱性的关系图
室温下
(1)中性溶液：[H＋]＝[OH－]＝1.0×10－7 mol·L－1，
pH＝7；
(2)酸性溶液：[H＋]＞[OH－]，[H＋]＞1.0×10－7 mol·L－1，pH＜7，酸性越强，pH越小。
(3)碱性溶液：[H＋]＜[OH－]，[H＋]＜1.0×10－7mol·L－1，pH＞7，碱性越强，pH越大。
[师生互动·解疑难]
(1)pH＝7的溶液不一定是中性溶液，在常温下，pH＝7的溶液是中性溶液，在其他温度下不是中性溶液。
(2)pH每增1个单位，[H＋]减小到原来的，[OH－]增大10倍。
(3)可用pH试纸粗略测定溶液的pH，利用酸度计可精确测定溶液的pH。
2．下列说法中一定正确的是( )
A．pH＝7，溶液呈中性
B．pH<7，溶液呈酸性
C．pH＝6，溶液中[OH－]＝1.0×10－8 mol·L－1
D．pH＝6，溶液中[H＋]＝1×10－6 mol·L－1
解析：利用pH判断酸碱性时要注意温度；pH＝6，[H＋]＝1×10－6 mol·L－1，而要求[OH－]需要知道该温度下的KW。
答案：D
[例1] 下列说法正确的是( )
A．pH＝7的溶液一定显中性
B．常温下由水电离的[OH－]为1×10－8 mol·L－1的溶液一定呈酸性
C．[H＋]<[OH－]的溶液一定显碱性
D．[OH－]＝1×10－6 mol·L－1的溶液一定呈碱性
[解析] 溶液的酸碱性决定于[H＋]与[OH－]的相对大小，利用pH或[H＋]判断时应注意温度。常温下由水电离的[OH－]为1×10－8 mol·L－1，可能溶液中[OH－]＝1×10－8 mol·L－1，[H＋]＝1×10－6 mol·L－1，溶液呈酸性，也可能溶液中[H＋]＝1×10－8 mol·L－1，[OH－]＝1×10－6 mol·L－1，溶液呈碱性。
[答案] C
(1)由水电离出的[OH－]H2O和溶液中[OH－]溶液是不同的。碱溶液中OH－几乎全部来源于碱的电离，H＋则全部来源于水的电离；酸溶液中H＋几乎全部来源于酸的电离，而OH－则全部来源于水的电离；正盐溶液中的H＋、OH－全部来源于水的电离。
(2)常温下，[H＋]水＝[OH－]水＜1.0×10－7mol·L－1时，说明一定是往水中加入了酸或碱或NaHSO4等，溶液可能显酸性，也可能显碱性。
(3)应用[H＋]或pH判断溶液的酸碱性时应注意温度，不同温度下，KW不同，其标准不同。
下列溶液一定呈中性的是( )
A．pH＝7的溶液
B．[H＋]＝[OH－]的溶液
C．由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液
D．非电解质溶于水得到的溶液
解析：当pH＝7时，只说明[H＋]＝10－7 mol·L－1，当温度升高时，中性溶液中的[H＋]>10－7 mol·L－1，即pH<7，故A错误。等物质的量的强酸与强碱，由于它们所含的H＋和OH－的物质的量未知，因此无法判断它们混合后溶液的酸碱性。若n(H＋)>n(OH－)，H＋过量，溶液呈酸性，若n(OH－)>n(H＋)，OH－过量，溶液呈碱性，只有当n(H＋)＝n(OH－)时，H＋与OH－恰好完全反应，溶液才呈中性，故C错误。非电解质只是它本身不能直接电离产生离子，当它溶于水时可能与水反应生成能电离的物质，使溶液呈酸性或碱性，如SO2溶于水生成H2SO3，溶液呈酸性，NH3溶于水生成NH3·H2O，溶液呈碱性，故D错误。
答案：B
[例2] 将pH为3和pH为5的盐酸等体积相混合，所得溶液的pH为( )
A．3.7 B．3.3
C．4.7 D．5.3
[解析] 假设溶液的体积各为1 L，
则[H＋]＝＝5.05×10－4 mol－1，
pH＝－lg[H＋]＝3.3。
[答案] B
(1)根据pH的计算公式pH＝－lg[H＋]，溶液的pH计算的核心是正确确定溶液中[H＋]的大小：
①酸性溶液中[H＋]的计算：
[H＋]＝＝，其中包括水电离出的H＋，在计算时若相差很大可忽略，但若相差不大时，不能忽略。
②碱性溶液：先确定[OH－]，再由[H＋]＝计算，求[OH－]时同酸性溶液中[H＋]的计算。也可以先由pOH＝－lg[OH－]求pOH，再由pH＝14－pOH计算pH。
(2)当溶液浓度比较小时，混合溶液的体积可认为是各溶液体积之和。
(3)若两强酸溶液的pH之差≥2，且等体积混合，则pH混＝pH混前较小＋0.3；若两强碱溶液的pH之差≥2，且等体积混合，则pH混＝pH混前较大－0.3
(4)无限稀释时，水电离的[H＋]或[OH－]不能忽略，pH接近7。
(1)若将盐酸改为硫酸溶液，结果如何？
(2)把题目改为pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH
溶液等体积混合，溶液的pH如何？
提示：(1)pH相同，盐酸与硫酸中[H＋]相同，计算结果相同。
(2)先求混合溶液中的[OH－]，
[OH－]＝
＝5.05×10－5 mol·L－1，
[H＋]＝KW/[OH－]≈2×10－10 mol·L－1，pH＝9.7。
答案：(1)B (2)9.7
[随堂基础巩固]
1．在100℃时，水的离子积为1×10－12 mol2·L－2，此时[H＋]＝1×10－6 mol·L－1，pH＝6，则纯水在该温度显( )
A．酸性 B．碱性
C．中性 D．无法确定
解析：任何情况下，纯水均显中性。
答案：C
2．下列说法正确的是( )
A．强碱的水溶液中不存在H＋
B．pH＝0的溶液是酸性最强的溶液
C．在温度不变时，水溶液中[H＋]和[OH－]不能同时增大
D．某温度下，纯水中[H＋]＝2×10－7mol·L－1，其呈酸性
解析：任何物质的水溶液中都存在H2O的电离平衡，既有H＋也有OH－；pH＝0的溶液[H＋]＝1 mol·L－1，不是最强的酸性溶液；温度不变，KW不变，[H＋]和[OH－]不能同时增大；纯水中[H＋]＝[OH－]，呈中性。
答案：C
3．室温下，把2.5 mL 1.0 mol·L－1的盐酸和0.5 mL 0.5 mol·L－1的Ba(OH)2溶液混合充分反应后稀释到2 L，所得溶液的pH等于( )
A．0 B．3
C．11 D．14
解析：二者混合发生反应：2HCl＋Ba(OH)2===BaCl2＋2H2O，则盐酸过量，混合溶液中c(H＋)＝(2.5 mL×10－3L·mL－1×1.0 mol·L－1－0.5 mL×10－3L·mL－1×0.5 mol·L－1×2)/2 L＝1×10－3mol·L－1，pH＝3。
答案：B
4．已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，某温度下纯水的pH＝6，向水中加入NaHSO4固体使溶液的pH＝2，则下列说法错误的是( )
A．该温度高于25℃
B．水电离出来的[H＋]＝1×10－10 mol·L－1
C．[H＋]＝[OH－]＋[SO]
D．该温度下加入等体积pH＝12的NaOH溶液可使反应后的溶液恰好呈中性
解析：pH＝6的水中[H＋]＝10－6 mol·L－1，KW＝10－12 mol2·L－2，故该温度高于25℃；该温度下加入NaHSO4后[H＋]＝1×10－2 mol·L－1，溶液中[OH－]＝＝1×10－10 mol·L－1，故水电离出的[H＋]＝[OH－]＝1×10－10 mol·L－1；溶液中H＋来源于水和NaHSO4，水电离出的H＋与OH－相等，NaHSO4电离出的H＋与SO相等。所以[H＋]＝[SO]＋[OH－]；完全中和该溶液，需等体积的NaOH溶液中[OH－]＝1×10－2mol·L－1，[H＋]＝＝＝1×10－10 mol·L－1，即该温度下NaOH溶液的pH＝10。
答案：D
5．某温度下纯水的pH＝6，则pH＝7的溶液呈________(填“酸性”、“中性”或“碱性”)；该温度下0.1 mol·L－1的盐酸溶液的pH＝_____________，0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液的pH＝____________。
解析：纯水中的[H＋]＝[OH－]，pH＝6，[H＋]＝[OH－]＝1×10－6mol·L－1，KW＝1×10－12 mol2·L－2，pH＝7的溶液中[H＋]＝1×10－7mol·L－1，[OH－]＝＝1×10－5mol·L－1，[OH－]＞[H＋]，溶液呈碱性.0.1 mol·L－1的盐酸中[H＋]＝0.1 mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝1；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中[OH－]＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，[H＋]＝＝1×10－11 mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝11。
答案：碱性 1 11
[课时跟踪训练]
(时间45分钟 满分60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．溶液的酸碱性取决于( )
A．溶液pH的大小
B．溶液中[H＋]与[OH－]的相对大小
C．溶液中[H＋]
D．酸与碱是否恰好完全反应
解析：溶液的酸碱性取决于[H＋]与[OH－]的相对大小，当[H＋]＞[OH－]，溶液显酸性，当[H＋]＝[OH－]时，溶液显中性，当[H＋]＜[OH－]时，溶液显碱性。
答案：B
2．能表示人体喝水时，胃液pH变化的图像是( )
解析：胃液的主要成分是盐酸，pH小于7，喝水时[H＋]减小，pH变大，但不可能等于或大于7。
答案：A
3．[双选题]在25℃时，某稀溶液中由水电离产生的H＋浓度为1×10－13 mol·L－1，下列有关该溶液的叙述，正确的是( )
A．该溶液可能呈酸性
B．该溶液一定呈碱性
C．该溶液的pH一定是1
D．该溶液的pH可能为13
解析：由水电离产生的[H＋]＝1×10－13mol·L－1，水的电离受到抑制，溶液可能显酸性，也可能显碱性，显碱性时，溶液中H＋完全由水电离，pH＝13，同理可知溶液显酸性时pH＝1。
答案：AD
4．常温下等体积混合0.1 mol·L－1的盐酸和0.06 mol·L－1的Ba(OH)2溶液后，溶液的pH等于( )
A．2.0 B．12.3
C．1.7 D．12.0
解析：混合后溶液呈碱性。应先计算c(OH－)＝＝0.01 (mol·L－1)，然后求c(H＋)＝＝＝10－12 (mol·L－1)，pH＝12.0。
答案：D
5．下列说法正确的是( )
A．pH＜7的溶液一定是酸性溶液
B．常温时，pH＝5的溶液和pH＝3的溶液相比，前者[OH－]是后者的100倍
C．95℃时，水的pH＝6，此时0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液pH＝13
D．改变外界条件使溶液中[H＋]增大，则其pH增大
解析：溶液呈酸碱性的本质为[H＋]和[OH－]的相对大小， pH＜7的溶液中[H＋]不一定大于[OH－]；pH＝5，[OH－]＝1×10－9mol·L－1，pH＝3，[OH－]＝1×10－11 mol·L－1，前者[OH－]是后者的100倍；95℃时，由水的pH＝6知KW＝1×10－12 mol2·L－2，则0.05 mol·L－1的Ba(OH)2，溶液中[H＋]＝＝1×10－11mol·L－1，pH＝11；改变外界条件，[H＋]增大，pH减小。
答案：B
6．在约100℃的温度下，NaCl稀溶液中，[H＋]为1×10－6mol·L－1。下列说法中正确的是( )
①该NaCl溶液显酸性 ②该NaCl溶液显中性 ③该NaCl溶液中KW＝1×10－14 mol2·L－2 ④该NaCl溶液中KW＝1×10－12 mol2·L－2 ⑤该NaCl溶液pH＝7
A．①③ B．②④
C．①④ D．②⑤
解析：在NaCl溶液中，Na＋、Cl－对平衡H2O??H＋＋OH－无影响。溶液中[H＋]＝[OH－]＝1×10－6 mol·L－1，溶液呈中性，KW＝[H＋][OH－]＝1×10－6 mol·L－1×1×10－6 mol·L－1＝1×10－12 mol2·L－2，
pH＝6。
答案：B
7．[双选题]对于常温下pH为1的硝酸溶液，下列叙述正确的是( )
A．该溶液1 mL稀释至100 mL后，pH等于3
B．向该溶液中加入等体积、pH为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和
C．该溶液中硝酸电离出的[H＋]与水电离出的[H＋]之比为10－12
D．该溶液中水电离出的[H＋]是pH为3的硝酸中水电离出的[H＋]的100倍
解析：硝酸为强电解质，完全电离，稀释100倍，pH增大2，A项正确。该溶液中硝酸电离出的[H＋]为0.1 mol·L－1，水电离出的[H＋]为10－13 mol·L－1，二者之比应为1012，C项错。pH为3的硝酸中水电离出的[H＋]为10－11 mol·L－1，故D项的比值应为1∶100，D项错。
答案：AB
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)
8．(9分)有100 mL pH＝12的NaOH溶液，欲使它的pH降为11。
(1)如果加入蒸馏水，应加入________mL。
(2)如果加入pH＝10的NaOH溶液，应加入________mL。
(3)如果加入0.008 mol·L－1的盐酸，应加入________mL。
解析：pH＝12的NaOH溶液中[OH－]＝10－2 mol·L－1，当pH＝11时，[OH－]＝10－3 mol·L－1
(1)若加入水，溶液体积应为1000 mL，则加入水的体积为900 mL。
(2)设需加NaOH溶液的体积为x，
＝10－3 mol·L－1，x＝1 L＝1000 mL。
(3)设需加盐酸的体积为y
＝10－3 mol·L－1，y＝0.1 L＝100 mL。
答案：(1)900 (2)1000 (3)100
9．(8分)水的电离平衡曲线如图所示。
(1)若以A点表示25℃时水在电离平衡时的离子浓度，此时水的离子积为__________；当温度上升到100℃时，水的电离平衡到达B点，此时水的离子积为____________。
(2)100℃时，将pH＝8的Ba(OH)2溶液与pH＝5的稀盐酸混合，并保持100℃恒温，欲使混合溶液的pH＝7，则Ba(OH)2溶液与盐酸的体积比为__________。
解析：(1)由图可知25℃时纯水中[H＋] ＝[OH－]＝1.0×10－7 mol·L－1，水的离子积为1.0×10－14 mol2·L－2；100℃时纯水中[H＋]＝[OH－]＝1.0×10－6 mol·L－1，水的离子积为1.0×10－12 mol2·L－2。
(2)100℃时pH＝7，溶液呈碱性，Ba(OH)2过量。设Ba(OH)2溶液和盐酸的体积分别为V1、V2，则有：
＝
解得＝。
答案：(1)1.0×10－14 mol2·L－2 1.0×10－12 mol2·L－2 (2)2∶9
10．(10分)25℃时，若体积为Va、pH＝a的某一元强酸溶液与体积为Vb、pH＝b的某一元强碱溶液混合，恰好中和，且已知Va＜Vb和a＝0.5 b，请填写下列空白：
(1)a值可否等于3(填“可”或“否”)__________，______________________________
______________________________________________________________________________。
(2)a值可否等于5(填“可”或“否”)__________，其理由是____________________
________________________________________________________________________。
(3)a值的取值范围是____________________________________________________。
解析：强酸强碱恰好中和，则有n(H＋)＝n(OH－)，即10－a·Va＝10b－14·Vb，＝10a＋b－14。
(1)若a＝3，则b＝6，这与一元碱相矛盾。
(2)若a＝5，[H＋]＝10－5 mol·L－1则b＝10, [OH－]＝10－4 mol·L－1，
Va×10－5 mol·L－1＝Vb×10－4 mol·L－1，即Va＞Vb，这与Va＜Vb矛盾。
(3)由于Va＜Vb，所以a＋b－14＜0，且a＝0.5 b，则3a＜14，a＜，又因为b＞7，所以a＞，因此a的取值范围是＜a＜。
答案：(1)否 若a＝3，则b＝6，溶液显酸性，不符合题意
(2)否 若a＝5，[H＋]＝10－5 mol·L－1，则b＝10，[OH－]＝10－4 mol·L－1，依题意Va·10－5 mol·L－1＝Vb·10－4 mol·L－1，则＝10，不符合题意Va＜Vb。
(3)＜a＜
11．(12分)在某温度下，重水(D2O)的离子积常数为1×10－12mol2·L－2，若用与pH一样的定义来规定pD，则pD＝－lg[D＋]，则在该温度下：
(1)纯重水的pD＝__________。
(2)溶有0.01 mol的NaOD的D2O溶液1 L，其pD＝__________。
(3)100 mL 0.1 mol·L－1的D2SO4的D2O溶液与100 mL 0.4 mol·L－1的KOD的D2O溶液混合后pD＝____________。
解析：(1)在重水中D2O??D＋＋OD－，所以[D＋][OD－]＝1×10－12 mol2·L－2，[D＋]＝1×10－6mol·L－1，pD＝6；(2)[OD－]＝0.01 mol·L－1，则[D＋]＝＝1×10－10 mol·L－1，pD＝10；(3)二者混合后碱过量，溶液呈碱性。[OD－]＝＝0.1 mol·L－1，所以[D＋]＝＝1×10－11mol·L－1，pD＝11。
答案：(1)6 (2)10 (3)11第2节弱电解质的电离__盐类的水解
第1课时 弱电解质的电离平衡
(1)弱电解质在水溶液中存在电离平衡，电离常数受温度影响。
(2)弱电解质电离程度的大小主要由电解质本身的性质决定，同时受外界条件温度、浓度等影响。
(3)根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质的相对强弱。
[自学教材·填要点]
1．概念
在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比。
2．影响因素
电离常数服从化学平衡常数的一般规律，它只与温度有关，由于电离过程是吸热过程，升温，K值增大。
3．应用
电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱：K越大，表示弱电解质的电离程度越大，弱酸的酸性或弱碱的碱性相对越强。
4．表达式
(1)弱酸在水中的电离常数通常用Ka表示。例如：
CH3COOH??H＋＋CH3COO－，
Ka＝。
多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，通常用Ka1、Ka2……来表示，Ka1 Ka2，即以第一步电离为主。
(2)弱碱在水中的电离常数通常用Kb表示，例如：
NH3·H2O??NH＋OH－，
Kb＝。
[师生互动·解疑难]
电离常数是化学平衡常数的一种，具有化学平衡常数的特点和规律，利用电离常数可以计算离子浓度，也可以比较酸或碱的强弱，在一定温度下，同种类型的酸或碱可根据电离常数比较其酸性或碱性的强弱。如Ka(CH3COOH)＝1.75 ×10－5 mol·L－1>Ka(HCN)＝6.2×10－10 mol·L－1，所以酸性：CH3COOH>HCN。
1．下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是( )
A．因为电离过程是吸热过程，所以温度越高，同一弱电解质的电离平衡常数越小
B．弱电解质的电离平衡常数是由各微粒的平衡浓度表达的，所以弱电解质的电离平衡常数只与浓度有关
C．对于不同的弱酸，电离平衡常数越大，酸性一定越强，可以通过电离平衡常数的大小判断弱酸的相对强弱
D．弱电解质的电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度大小的一种方法
解析：电离常数与温度有关，在一定温度下，可以通过电离常数大小判断弱酸(或弱碱)的相对强弱。
答案：D
1.内因
弱电解质本身的性质是决定性因素。
2．外因
(1)温度：升高温度，电离平衡向右移动，平衡常数增大；降低温度，电离平衡向左移动，平衡常数减小。
(2)浓度：改变平衡体系中某一离子的浓度，平衡向能够减弱这种改变的方向移动，平衡常数不变。浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动。
(3)外加物质：加入具有相同离子的物质，如醋酸溶液中加CH3COONa晶体或盐酸，平衡向左移动，电离程度减小。加入能反应的离子，如醋酸溶液中加入NaOH，平衡向右移动。
(4)加水稀释：加水稀释弱电解质溶液时，电离平衡右移，离子的物质的量增大，溶液的体积也增大，由于溶液体积增大是主要的，所以离子浓度一般会减小。
2．0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋，加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起( )
A．溶液的pH增大
B．CH3COOH电离程度变大
C．溶液的导电能力减弱
D．溶液中[OH－]减少
解析：CH3COOH溶液中存在CH3COOH??CH3COO－＋H＋。当加入水时，溶液中CH3COOH、CH3COO－、H＋的浓度都减小。因为KW＝[H＋]·[OH－]，所以[OH－]变大。因为溶液变稀，所以CH3COOH电离程度变大。当加入CH3COONa晶体时，发生CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，使得溶液中[CH3COO－]变大，平衡CH3COOH??CH3COO－＋H＋左移，CH3COOH电离程度小，[H＋]减小。
答案： A
[例1] (2011·山东高考)室温下向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是( )
A．溶液中导电粒子的数目减少
B．溶液中不变
C．醋酸的电离程度增大，c(H＋)亦增大
D．再加入10 mL pH＝11的NaOH溶液，混合液pH＝7
[解析] 在醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋，加水稀释，平衡右移，n(CH3COO－)、n(H＋)增大，但c(CH3COO－)、c(H＋)均减小，A、C错误；醋酸的电离常数K＝，水的离子积KW＝c(OH－)·c(H＋)，温度不变，上述两常数均不变，由K÷KW可知B正确；醋酸为弱酸，pH＝3的醋酸的浓度远远大于pH＝11的NaOH溶液的浓度，二者等体积混合，溶液呈酸性。
[答案] B
(1)外界条件对电离平衡影响遵循化学平衡移动原理，以0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液为例，分析如下：
影响因素 平衡移动方向 n(H＋) [H＋] [CH3COO－] Ka pH 导电能力
升温(不考虑挥发) 右 增大 增大 增大 增大 减小 增强
加冰醋酸 右 增大 增大 增大 不变 减小 增强
加入其他物质 CH3COONa固体 左 减小 减小 增大 不变 增大 增强
通HCl气体 左 增大 增大 减小 不变 减小 增强
NaOH 右 减小 减小 增大 不变 增大 增强
加水稀释 右 增大 减小 减小 不变 增大 减弱
(2)对弱电解质加水稀释后电离平衡的移动方向可利用浓度商进行判断。Ka＝，稀释一倍后，Q＝＝K，即Q＜K，平衡向电离的方向移动。
要促进CH3COOH的电离并使pH增
大，可采取哪些措施？
提示：要促进CH3COOH电离即平衡向右移动，pH增大，即[H＋]减小，因此采取的措施应是[H＋]减小引起的平衡右移。
答案：①加水稀释 ②加入Na2CO3固体 ③加入NaOH ④加入Zn等活泼金属
[例2] 下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是( )
A．相同浓度的两溶液中[H＋]相同
B．100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C．pH＝3的两溶液稀释100倍，pH都为5
D．两溶液中分别加入少量对应的钠盐，[H＋]均明显减少
[解析] 因为盐酸是强酸，完全电离：HCl===H＋＋Cl－，醋酸是弱酸，部分电离：CH3COOH??CH3COO－＋H＋，相同浓度的两溶液中，盐酸中[H＋]远大于醋酸中[H＋]。100 mL 0.1 mol·L－1的盐酸和醋酸都能中和0.01 mol的NaOH，B正确。pH＝3的盐酸稀释100倍后pH＝5，而pH＝3的CH3COOH稀释100倍，3＜pH＜5，因为加水又促进了CH3COOH的电离。盐酸中加入少量NaCl，[H＋]不变，而CH3COOH中加入少量CH3COONa后，[CH3COO－]增大，CH3COOH的电离平衡向左移动，[H＋]减小，pH增大。
[答案] B
判断强酸、弱酸的方法
(1)同浓度同元数的两种酸中，[H＋]大的为强酸或较强酸。
(2)同pH的两种酸与Zn或Mg反应时，一段时间后，生成H2的速率减小较快的为强酸或较强酸。
(3)pH相同的两种酸，当体积相同时，中和碱的量较多的为弱酸或较弱酸。
(4)加水稀释相同倍数，pH变化大的为强酸或较强酸。
(5)同浓度的两种一元酸，导电能力强的为强酸或较强酸。
用pH均为2的盐酸和醋酸溶液，分别中和等体积、等物质的量浓度的氢氧化钠溶液，当氢氧化钠恰好被完全中和时，消耗盐酸和醋酸溶液的体积分别为V1和V2，则V1和V2的关系正确的是( )
A．V1＝V2 B．V1C．V1>V2 D．V1≤V2
解析：NaOH的物质的量相同，因pH＝2的醋酸的浓度要大于pH＝2的盐酸的浓度，因此醋酸溶液消耗的体积要少。
答案：C
[随堂基础巩固]
1．在下列的各种叙述中，正确的是( )
A．任何酸都有电离平衡常数
B．任何条件下，酸的电离平衡常数都不变
C．多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1＜Ka2＜Ka3
D．Kw并不是水的电离平衡常数
解析：只有弱酸存在电离平衡，有电离平衡常数；电离平衡常数受温度影响，温度升高，电离常数增大；多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，Ka1≥Ka2≥Ka3；KW＝[H＋]·[OH－]＝Ka·[H2O]。
答案：D
2．恒温下，用水稀释0.1 mol·L－1氨水时，溶液中随着水量的增加而减少的是( )
A. B.
C．[H＋]和[OH－]的乘积 D．OH－物质的量
解析：在氨水中存在电离平衡NH3·H2O??NH＋OH－，加水稀释，电离平衡向右移动，n(NH3·H2O)减小，n(OH－)增大，[H＋]和[OH－]的乘积不变。
答案：B
3．下列实验事实不能证明醋酸是弱电解质的是( )
A．相同pH的醋酸溶液和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，产生H2的起始速率相等
B．常温下，测得0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＝4
C．常温下，将pH＝1的醋酸溶液稀释1 000倍，测得pH<4
D．在相同条件下，醋酸溶液的导电性比盐酸的弱
解析：A项pH相同，说明两溶液中的[H＋]相同，与同样的锌反应时产生H2的开始速率相同，无法证明醋酸是否已完全电离。B项若为强酸，常温下 0.1 mol·L－1的一元酸，pH＝1，而醋酸的pH＝4，证明醋酸未完全电离，是弱电解质。C项若为强酸，常温下 pH＝1的一元酸稀释1 000倍后，溶液的 pH＝4，而 pH＝1的醋酸稀释1 000倍后 pH<4，证明醋酸在稀释过程中可以继续电离，溶液中存在着电离平衡。D项相同条件下，CH3COOH溶液的导电性比盐酸弱，证明其溶液中离子浓度小，即醋酸未完全电离。
答案：A
4．某碱BOH在水中的电离过程为BOH??B＋＋OH－，在不同温度下其电离常数为Kb(20℃)＝2.3×10－15mol·L－1，Kb(30℃)＝3.3×10－14mol·L－1，则下列叙述正确的是( )
A．[OH－]随温度的升高而降低
B．在30℃时，[OH－]＝[B＋]
C．BOH的电离程度α(20℃)＞α(30℃)
D．电离常数只与温度有关
解析：电离常数表达式为Kb＝，温度升高，电离常数增大，电离程度增大，[OH－]增大；在溶液中除BOH电离的OH－外还有水电离出的OH－，故[OH－]＞[B＋]。
答案：D
5．已知HClO是比H2CO3还弱的酸，氯水中存在下列平衡：Cl2＋H2O??HCl＋HClO；HClO??H＋＋ClO－，达到平衡后：
(1)要使HClO的浓度增大，可加入下列物质中的(填代号)__________。
A．SO2 B．Na2CO3
C．HCl D．NaOH
(2)由此说明在实验室里可用排饱和食盐水法收集Cl2的理由是______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________。
解析：A、D都能直接和HClO反应使其浓度降低，C项中HCl浓度增大，使平衡逆向移动，HClO浓度降低；B项中Na2CO3只与HCl反应，不与HClO反应，使平衡向右移动，HClO浓度增大。饱和食盐水中的[Cl－]很大，使上述平衡向左移动，降低Cl2在饱和食盐水中的溶解度。
答案：(1)B (2)氯水中存在下列平衡：Cl2＋H2O??H＋＋Cl－＋HClO，在饱和食盐水中[Cl－]很大，平衡向左移动，使Cl2的溶解度降低
[课时跟踪训练]
(时间45分钟 满分60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是( )
A．该溶液的pH＝4
B．升高温度，溶液的pH增大
C．此酸的电离平衡常数约为1×10－7
D．由HA电离出的[H＋]约为水电离出的[H＋]的106倍
解析：HA有0.1%发生电离，则[A－]＝[H＋]＝0.1 mol·L－1×0.1%＝1×10－4mol·L－1，pH＝4；升高温度，电离平衡右移，[H＋]增大，pH减小；其电离平衡常数Ka＝＝
≈1×10－7mol·L－1；室温时，KW＝1×10－14mol2·L－2，则[OH－]＝[H＋]水＝＝1×10－10mol·L－1，HA电离的[H＋]约为水电离出的[H＋]的106倍。
答案：B
2．已知下面三个数据：①7.2×10－4，②2.6×10－4，③4.9×10－10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这三种酸可发生如下反应：
NaCN＋HNO2===NaNO2＋HCN
NaCN＋HF===NaF＋HCN
NaNO2＋HF===NaF＋HNO2
由此可判断下列叙述中正确的是( )
A．HF的电离常数是①
B．HNO2的电离常数是①
C．HCN的电离常数是②
D．HNO2的电离常数是③
解析：由反应可知，酸性HF＞HNO2＞HCN，酸性越强，其电离常数越大。
答案：A
3．[双选题]用水稀释0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液，其中随水的量增加而增大的是( )
A．[H＋] B.
C．[CH3COO－] D．[OH－]
解析：CH3COOH中存在电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋，加水稀释，电离平衡向右移动，n[H＋]增大，n(CH3COOH)减小，[H＋]减小，所以[OH－]增大，＝Ka
而＝，稀释时[CH3COO－]减小，Ka不变，所以增大。
答案：BD
4．(2010·全国理综Ⅱ)相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是( )
解析：pH相同的一元中强酸的物质的量浓度大于一元强酸的物质的量浓度，所以加入足量锌粉最终产生氢气的量，一元中强酸多，反应过程中，未电离的中强酸分子继续电离，使得溶液中H＋浓度比强酸大，反应速率中强酸大于强酸。
答案：C
5．(2011·武汉高二检测)在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述正确的是( )
A．加入水时，平衡向逆反应方向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
C．加入少量0.5 mol·L－1 HCl溶液，溶液中c(H＋)不变
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
解析：加水稀释，平衡正向移动，A错；加入NaOH固体，OH－与H＋反应，H＋浓度减小，平衡右移，B对；加入盐酸，c(H＋)增大，平衡左移，C错；加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，平衡左移，D错。
答案：B
6.pH＝2的A、B两种一元酸溶液各1 mL，分别加水稀释到1 000 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，则下列说法不正确的是( )
A．稀释后A酸溶液的导电性比B酸溶液强
B．A、B两酸溶液的物质的量浓度一定不相等
C．a＝5时，A是强酸，B是弱酸
D．若A、B都是弱酸，则5＞a＞2
解析：A项中都是一元酸，稀释1 000倍后pHA＞pHB，B中[H＋]大，B酸导电性强；B项中由于稀释同倍数，二者pH变化的倍数不同，故在pH相同时二者的物质的量浓度一定不相等；C项，a＝5时，A酸稀释1 000倍，pH增大3个单位，A是强酸，B稀释1 000倍，pH变化小于3个单位，说明B中存在电离平衡，是弱酸。
答案：A
7．甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10 mol·L－1时，甲酸中的c(H＋)约为乙酸中c(H＋)的3倍。现有两种浓度不等的甲酸溶液a和b，以及0.10 mol·L－1的乙酸，经测定它们的pH从大到小依次为a、乙酸、b。由此可知( )
A．a的浓度必小于乙酸的浓度
B．a的浓度必大于乙酸的浓度
C．b的浓度必小于乙酸的浓度
D．b的浓度必大于乙酸的浓度
解析：由于c(HCOOH)＝c(CH3COOH)＝0.10 mol·L－1时，甲酸中的c(H＋)等于乙酸中c(H＋)的3倍，故甲酸的酸性强于乙酸的酸性。又因pH(a)>pH(CH3COOH)>pH(b)，即溶液a的c(H＋)<0.10 mol·L－1CH3COOH的c(H＋)<溶液b的c(H＋)，所以a的浓度小于乙酸的浓度，但无法确定乙酸与b的浓度的相对大小(因HCOOH酸性>CH3COOH酸性)。
答案：A
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)
8．(9分)在a、b两支试管中，分别装入形态相同、质量相等的一颗锌粒，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸，填写下列空白：
(1)a、b两支试管中的现象：相同点是________，不同点是________，原因是________________________________________________________________________。
(2)a、b两支试管中生成气体的体积开始时是V(a)________V(b)(填“大于”“小于”或“等于”，下同)；反应完毕生成气体的总体积是V(a)________V(b)，原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：锌粒与酸反应的实质是Zn与酸电离出的H＋发生置换反应产生H2，c(H＋)越大，产生H2的速率越快。HCl是强电解质，醋酸是弱电解质，在起始的物质的量浓度相同时，HCl电离出的H＋远大于醋酸电离出的H＋；由于n(HCl)＝n(CH3COOH)，所以盐酸和醋酸与Zn反应产生H2的体积相等。
答案：(1)都产生无色气泡 a中反应速率较快 盐酸是强酸、醋酸是弱酸，开始时盐酸溶液中c(H＋)大
(2)大于 等于 开始反应时，盐酸溶液中H＋浓度较大，但H＋的总的物质的量相等
9．(8分)Al(OH)3是一种两性氢氧化物，在Al(OH)3中存在着酸式电离和碱式电离：
[Al(OH)4]－＋H＋Al(OH)3??Al3＋＋3OH－
酸式电离碱式电离
试根据平衡移动原理解释下列有关问题：
(1)向Al(OH)3沉淀中加入盐酸，沉淀溶解，其原因是__________________________
________________________________________________________________________，
有关的离子方程式是____________________________。
(2)向Al(OH)3沉淀中加入NaOH溶液，沉淀溶解，其原因是________________________，
有关的离子方程式是__________________________。
解析：(1)加入盐酸，H＋与OH－反应生成水，使[OH－]减小，平衡向碱式电离方向移动，Al(OH)3溶解，生成Al3＋。
(2)加入NaOH，OH－与H＋反应生成水，使[H＋]减小，Al(OH)3向酸式电离方向移动，Al(OH)3溶解，生成[Al(OH)4]－。
答案：(1)当加入盐酸后，H＋中和OH－，使得平衡向碱式电离方向移动 Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
(2)当加入NaOH溶液后，OH－中和H＋，使得Al(OH)3电离平衡向酸式电离方向移动
Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－
10．(10分)一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力如图所示。请回答：(冰醋酸为纯醋酸)
(1)“O”点为什么不导电_________________________________________________；
(2)a、b、c三点[H＋]由大到小的顺序是__________；
(3)a、b、c三点中醋酸的电离程度最大的是________点；
(4)若使c点溶液中的[CH3COO－]提高，在如下措施中可选择________(填标号)。
A．加热 B．加很稀的NaOH溶液 C．加固体KOH D．加水 E．加固体CH3COONa F．加Zn粉
解析：冰醋酸为共价化合物，在纯液态时不电离，因此“O”点不导电；随着水的加入，醋酸开始电离，Ob段醋酸溶液中离子浓度增大，导电能力增强，随着水量的增加，离子浓度降低，导电能力减弱；降低[H＋]使平衡向右移动，或加入CH3COO－均可使CH3COO－浓度增大。
答案：(1)冰醋酸不电离，无自由移动的离子
(2)b＞a＞c (3)c (4)ACEF
11．(12分)下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)
酸 电离方程式 电离平衡常数Ka
CH3COOH CH3COOH??CH3COO－＋H＋ 1.76×10－5
H2CO3 H2CO3??H＋＋HCOHCO??H＋＋CO Ka1＝4.31×10－7Ka2＝5.61×10－11
H3PO4 H3PO4??H＋＋H2PO H2PO??H＋＋HPOHPO??H＋＋PO Ka1＝7.1×10－3Ka2＝6.3×10－8Ka3＝4.2×10－13
回答下列问题：
(1)温度升高时，__________(填“促进”或“抑制”)弱酸的电离，Ka值________(填“增大”、“减小”或“不变”)
(2)在温度相同时，各弱酸的Ka值不同，那么Ka值的大小与酸性的相对强弱的关系是_______________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________。
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，则它们的酸性强弱顺序是___________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________。
(4)25℃时，若醋酸的起始浓度为0.010 mol·L－1，则平衡时溶液的pH是____________。
解析：(1)电离是一个吸热过程，温度升高，平衡正向移动，Ka值增大。
(2)电离平衡常数表示的是弱电解质的电离程度，K值越大，表示电离程度越大，对于弱酸来说，Ka值越大，酸性越强。
(3)根据表中提供的电离平衡常数值，酸性由强到弱的顺序为：H3PO4＞CH3COOH＞H2CO3＞H2PO＞HCO＞HPO。
(4) CH3COOH??CH3COO－＋H＋
起始浓度/mol·L－1 0.010 0 0
转化浓度/mol·L－1 x x x
平衡浓度/mol·L－1 0.010－x x x
＝1.76×10－5，x＝4.10×10－4mol·L－1，
pH＝－lg[H＋]＝－lgx＝4－lg4.10。
答案：(1)促进 增大 (2)Ka值越大，酸性越强
(3)H3PO4＞CH3COOH＞H2CO3＞H2PO＞HCO＞HPO (4)4－lg4.10第4节离子反应
第1课时 离子反应发生的条件
(1)有沉淀或气体或弱电解质生成的离子反应能够发生。
(2)离子反应的实质是某种或某些离子浓度的减小。
(3)在溶液中，还原性最强的离子首先被氧化；氧化性最强的离子首先被还原。
(1)定义：溶液中离子之间，以及离子与原子或分子之间发生的反应。
(2)实质：溶液中某种或某些离子浓度减小。
(3)表示方法：常用离子方程式来表示。
(4)离子反应的主要类型有复分解反应、氧化还原反应、盐类水解反应等。
1．下列反应中不属于离子反应的是( )
A．2H2＋O2点燃,2H2O
B．NaOH＋HCl===NaCl＋H2O
C．Fe＋CuSO4===Cu＋FeSO4
D．Cl2＋Na2SO3＋H2O===2HCl＋Na2SO4
解析：A中反应不在溶液中进行，无离子参加或生成。
答案：A
[自学教材·填要点]
1．复分解型离子反应发生的条件
(1)生成沉淀：
①Na2SO4溶液与Ba(OH)2溶液混合的离子反应：Ba2＋＋SO===BaSO4↓。
②MgCO3悬浊液中加入NaOH溶液的反应：
MgCO3＋2OH－===Mg(OH)2＋CO。
(2)生成弱电解质：
①NaOH与盐酸混合：H＋＋OH－===H2O。
②盐酸与CH3COONa混合：
H＋＋CH3COO－===CH3COOH。
③向NH4NO3稀溶液中加入NaOH溶液：
NH＋OH－===NH3·H2O。
(3)生成气体：
①Na2CO3溶液与稀硫酸混合：
CO＋2H＋===H2O＋CO2↑。
②浓NH4NO3溶液中加入浓NaOH溶液：
NH＋OH－===NH3↑＋H2O。
2．氧化还原型离子反应
(1)非原电池、电解池的反应：
在溶液中，具有氧化性和还原性的离子相遇时，二者能发生氧化还原反应而使离子浓度减小，例如：
①向FeCl2溶液中加入酸性KMnO4溶液，离子方程式为：5Fe2＋＋MnO＋8H＋===5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O
②向CuSO4溶液中加入锌片，离子方程式为：
Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu。
③FeCl3溶液腐蚀印刷电路铜板，离子方程式为：
2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋。
(2)原电池、电解池反应：
①原电池：Cu Zn H2SO4。
电极反应式：负极：Zn－2e－===Zn2＋，
正极：2H＋＋2e－===H2↑，
总反应：Zn＋2H＋===Zn2＋＋H2↑。
②电解池：电解饱和食盐水。
阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑，
阴极：2H＋＋2e－===H2↑，
总反应：2Cl－＋2H2O2OH－＋H2↑＋Cl2↑。
[师生互动·解疑难]
(1)生成沉淀或气体的反应现象明显，常用于离子的检验。
(2)复分解反应CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4也可以发生，是由于CuS是一种溶解度极小的、且不溶于H2SO4的物质。
(3)若溶液中存在多种还原性离子并且浓度相同，向其中加入氧化剂时，还原性最强的离子首先被氧化。同样，多种氧化性离子共存并且浓度相同时，向其中加入强还原剂，氧化性最强的离子首先被还原。
(4)盐类的水解反应(复分解反应的一种)也是离子反应，主要有单一弱离子的水解反应和水解相互促进的反应。
2．下列叙述中正确的是( )
A．凡是离子化合物在离子方程式中都要以离子来表示
B．离子互换反应总是向着溶液中反应物中某些离子浓度减小的方向进行
C．酸碱中和反应的实质是H＋和OH－结合生成水，故酸碱中和反应的离子方程式都是H＋＋OH－===H2O
D．复分解反应必须具备离子反应发生的三个条件才能进行
解析：复分解反应只要具备离子反应发生的三个条件之一即可。
答案：B
[例1] (2011·广东高考)能在水溶液中大量共存的一组离子是( )
A．H＋、I－、NO、SiO
B．Ag＋、Fe3＋、Cl－、SO
C．K＋、SO、Cu2＋、NO
D．NH、OH－、Cl－、HCO
[解析] H＋与SiO反应生成硅酸沉淀，H＋、NO与I－发生氧化还原反应，Ag＋与Cl－、SO反应生成沉淀，OH－与NH、HCO能反应，因此A、B、D中离子不能在水溶液中大量共存。
[答案] C
(1)几种离子在同一溶液中大量共存，就是指离子间不发生任何反应。
(2)离子之间结合生成沉淀、气体、弱电解质，或发生氧化还原反应、相互促进的水解反应、络合反应，使溶液中某种或某些离子浓度降低，离子反应就会发生，离子不能大量共存。
(3)溶液若无色，有色离子不能大量共存，常见的有色离子有Fe3＋(棕黄色)、Cu2＋(蓝色)、MnO(紫红色)、Fe2＋(浅绿色)等。
(4)弱酸的酸式根离子在酸性溶液中不能存在，在碱性溶液中也不能存在。
[例2] (2011·江苏高考)下列表示对应化学反应的离子方程式正确的是( )
A．FeCl3溶液与Cu的反应：Cu＋Fe3＋===Cu2＋＋Fe2＋
B．NO2与水的反应：3NO2＋H2O===2NO＋NO＋2H＋
C．醋酸溶液与水垢中的CaCO3反应：CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑
D．向Na[Al(OH)4]溶液中通入过量CO2：
2[Al(OH)4]－＋CO2===2Al(OH)3↓＋CO＋H2O
[解析] A中电荷不守恒，C中醋酸是弱电解质，应写化学式，D中通入过量CO2时应生成HCO。
[答案] B
(1)离子方程式的书写要点：
①离子方程式要符合客观事实，要注意“过量”、“少量”、“等物质的量”、“适量”、“任意量”以及滴加顺序对离子方程式的影响。
②抓住两易、两等、两查。a.两易：易溶、易电离的物质(可溶性的强电解质包括强酸、强碱、大多数可溶性盐)以实际参加反应的离子符号表示；非电解质、弱电解质、难溶物、气体、单质、氧化物等用化学式表示。b.两等：离子方程式两边的原子个数、电荷总数均应相等。c.两查：检查各项是否都有公约数，是否漏写必要的反应条件。
(2)离子方程式的书写要点也是正误判断的依据。
(2010·全国高考，有改动)能正确表示下列反应的离子方程式是( )
A．将铜屑加入Fe3＋溶液中：2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋
B．将磁性氧化铁溶于盐酸：
Fe3O4＋8H＋===3Fe3＋＋4H2O
C．将氯化亚铁溶液和稀硝酸混合：
Fe2＋＋4H＋＋NO===Fe3＋＋2H2O＋NO↑
D．将铁粉加入稀硫酸中：2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑
[解析] B中Fe3O4与盐酸反应还会产生Fe2＋，且电荷不守恒，C中反应得失电子数不相等，电荷不守恒；D中铁粉加入稀H2SO4中应产生Fe2＋。
[答案] A
[随堂基础巩固]
1．NaHCO3与NaHSO4的溶液混合后，实际参加反应的离子是( )
A．H＋和CO B．HCO和HSO
C．Na＋、HCO和H＋ D．HCO和H＋
解析：NaHCO3与NaHSO4反应实质是HCO与H＋反应生成H2O和CO2。
答案：D
2．下列反应的离子方程式正确的是( )
A．碳酸钙与醋酸
CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑
B．氯气和氯化亚铁反应
Cl2＋2Fe2＋===2Cl－＋2Fe3＋
C．盐酸与碳酸氢钠反应
2H＋＋CO===H2O＋CO2↑
D．硫酸铜溶液与氢氧化钡反应
Ba2＋＋SO===BaSO4↓
解析：A中醋酸为弱酸，应以化学式的形式表示；B正确；C中NaHCO3应拆为Na＋和HCO；D中Cu2＋与OH－之间也能反应生成Cu(OH)2沉淀。
答案：B
3．在下列溶液中，各组离子一定能够大量共存的是( )
A．使酚酞试液变红的溶液：Na＋、Cl－、SO、Fe3＋
B．使紫色石蕊试液变红的溶液：Fe2＋、Mg2＋、NO、Cl－
C．[H＋]＝10－12mol·L－1的溶液：K＋、Ba2＋、Cl－、Br－
D．碳酸氢钠溶液：K＋、SO、Cl－、H＋
解析：A项溶液呈碱性，Fe3＋不能大量存在；B项溶液呈酸性，NO与Fe2＋不能大量共存；D项HCO与H＋不能大量共存。C中在酸性条件和碱性条件下均能大量共存。
答案：C
4．下列各组试剂在溶液中反应，当两种试剂的量发生改变时，不能用同一离子方程式表示的是( )
A．氯化镁、氢氧化钠 B．硫酸钠、氢氧化钡
C．氯化铝、氨水 D．溴化亚铁、氯水
解析：Cl2与Br－、Fe2＋均可反应，因此Cl2的用量不同，发生反应的离子方程式也不同。
答案：D
5．下列反应不能发生的是( )
A．CaCO3＋2CH3COOH===(CH3COO)2Ca＋H2O＋CO2↑
B．SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O
C．AgNO3＋HCl===AgCl↓＋HNO3
D．2HCl＋Cu===CuCl2＋H2↑
解析：Cu在金属活动性顺序表中位于H之后，因此不能与H＋反应生成H2。
答案：D
6．某溶液中含有HCO、SO、CO、CH3COO－等4种阴离子，向其中加入足量的Na2O2固体后，假设溶液体积无变化，溶液中离子浓度基本保持不变的是( )
A．CO B．HCO
C．CH3COO－ D．SO
解析：Na2O2具有氧化性，能氧化SO，使其浓度减小；Na2O2溶于水与水反应生成NaOH，OH－与HCO反应生成CO和H2O，因此HCO浓度减小，CO浓度增大。
答案：C
[课时跟踪训练]
(时间45分钟 满分60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．对于离子反应，下列说法正确的是( )
A．参加离子反应的一定都是电解质
B．任何一种离子的浓度在离子反应中一定变小
C．自由离子之间的反应不能在固态物质中进行
D．没有沉淀、气体、水生成的反应就不是离子反应
解析：离子反应是指离子和离子、离子和原子或分子之间的反应，其中有电解质，也可能有非电解质或其他物质，故A错；离子反应可生成沉淀、气体、弱电解质等，使溶液中某种或某些离子浓度降低，但不一定都降低，B错；固态物质中一定无自由离子存在，C正确；没有沉淀、气体、水生成的反应也可能是离子反应，例如有弱酸(CH3COOH)生成的反应，D错误。
答案：C
2.[双选题]下列离子方程式正确的是( )
A．H2SO4与Ba(OH)2溶液反应：
Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O
B．CuSO4溶液吸收H2S气体：
Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋
C．AlCl3溶液中加入过量的浓氨水：
Al3＋＋4NH3·H2O===[Al(OH)4]－＋4NH
D．等体积、等物质的量浓度的Ba(OH)2稀溶液与NH4HCO3稀溶液混合：Ba2＋＋2OH－＋NH＋HCO===BaCO3↓＋NH3·H2O＋H2O
解析：H2SO4与Ba(OH)2反应的离子方程式应为：Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O，物质配比不正确；AlCl3溶液中加入过量氨水，生成Al(OH)3沉淀。
答案：BD
3．常温下，下列各组离子在指定溶液中能大量共存的是( )
A．pH＝1的溶液中：Fe2＋、NO、SO、Na＋
B．由水电离的c(H＋)＝1×10－14 mol·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCO
C．c(H＋)/c(OH－)＝1012的溶液中：NH、Al3＋、NO、Cl－
D．c(Fe3＋)＝0.1 mol·L－1的溶液中：K＋、ClO－、SO、SCN－
解析：A项，酸性条件下，Fe2＋会被NO氧化，故不可以大量存在；B项，水电离受到抑制，溶液可能是酸的溶液，也可能是碱的溶液，两种条件下HCO均不可以大量共存；C项，c(H＋)/c(OH－)＝1012的溶液呈酸性，题中离子可以大量共存；D项，Fe3＋与SCN－形成配合物，不可以大量共存。
答案：C
4．下列反应中，可用离子方程式H＋＋OH－===H2O表示的是( )
A．NH4Cl＋NaOH△,NaCl＋NH3↑＋H2O
B．Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O
C．NaOH＋NaHCO3===Na2CO3＋H2O
D．NaOH＋HNO3===NaNO3＋H2O
解析：A中离子方程式应为NH＋OH－△,NH3↑＋H2O，B中Mg(OH)2不溶于水，应写成化学式：Mg(OH)2＋2H＋===Mg2＋＋2H2O；C中NaHCO3应写为HCO：OH－＋HCO===CO＋H2O。
答案：D
5．在下列各溶液中，离子一定能大量共存的是( )
A．强碱性溶液中：K＋、Al3＋、Cl－、SO
B．含有0.1 mol·L－1 Fe3＋的溶液中：K＋、Mg2＋、I－、NO
C．含有0.1 mol·L－1 Ca2＋的溶液中：Na＋、K＋、CO、Cl－
D．室温下，pH＝1的溶液中：Na＋、Fe3＋、NO、SO
解析：A项中碱性条件下Al3＋不能大量存在；B项中Fe3＋与I－不共存；C项中Ca2＋与CO反应生成CaCO3沉淀。
答案：D
6．将0.5 mol Cl2通入到含0.5 mol FeBr2的溶液中，所发生反应的离子方程式为( )
A．Cl2＋2Fe2＋===2Fe3＋＋2Cl－
B．Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－
C．3Cl2＋2Fe2＋＋4Br－===2Fe3＋＋Br2＋6Cl－
D．2Cl2＋2Fe2＋＋2Br－===2Fe3＋＋Br2＋4Cl－
解析：由题意知，Cl2与FeBr2的物质的量之比为1∶1，其中Cl2首先氧化Fe2＋，然后氧化Br－，但溶液中的Br－不能全部被氧化。
答案：D
7．[双选题]下列离子方程式的书写中，正确的是( )
A．过量的NaHSO4与Ba(OH)2溶液反应：Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O
B．碳酸氢铵溶液中加入过量氢氧化钠溶液：HCO＋OH－===CO＋H2O
C．用铜作电极电解硫酸铜溶液：2Cu2＋＋2H2O4H＋＋2Cu＋O2↑
D．硫化钠溶于水中：S2－＋H2O??HS－＋OH－
解析：A项过量的NaHSO4能使Ba(OH)2中的Ba2＋和OH－全部反应，正确；B项过量的NaOH不仅与HCO反应，还能与NH反应，B不正确；C项用Cu作电极电解CuSO4溶液时，阳极是铜失电子，C不正确；D项Na2S溶于水，S2－很微弱水解，即：S2－＋H2O??HS－＋OH－，D正确。
答案：AD
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)
8．(9分)某河道两旁有甲、乙两厂，它们排放的工业废水中，共含K＋、Ag＋、Fe3＋、Cl－、OH－、NO六种离子。
(1)甲厂的废水明显呈碱性，故甲厂废水中所含的三种离子是________________。
(2)乙厂废水中含有另外三种离子．如果加入一定量________(填“活性炭”、“硫酸亚铁”或“铁粉”)可以回收其中的金属________(填写金属元素符号)。
(3)另一种设想是将甲厂和乙厂的废水按适当的比例混合，可以使废水中的______________(填写离子符号)转化为沉淀，经过滤后的废水主要含________________________________________________________________________
(填化学式)，可以用来浇灌农田。
解析：(1)据离子共存原则知甲厂废水中含有：OH－、Cl－、K＋，乙厂中含有Fe3＋、Ag＋、NO。
(2)据题意，在工厂排出的废水中加入的物质应能使Ag＋或Fe3＋中的一种变为金属单质，加入铁粉是可行的，因为Fe可与Ag＋发生置换反应而生成单质银，这样就起到回收银的作用。
(3)当甲乙两厂废水按适当比例混合时，Fe3＋可与OH－发生反应生成沉淀，Ag＋可与Cl－反应生成沉淀，假设它们都恰好全部转化为沉淀，则过滤后的废水主要含KNO3。
答案：(1)K＋、OH－、Cl－
(2)铁粉 Ag
(3)Ag＋、Fe3＋、Cl－、OH－ KNO3
9．(9分)在硝酸铅[Pb(NO3)2]的稀溶液中滴入几滴稀硫酸，生成白色PbSO4沉淀，再滴入数滴饱和醋酸钠溶液，微热并不断搅动，沉淀慢慢溶解，以上发生的都是复分解反应，写出反应过程的离子方程式______________________，____________________________。
试推测第二步离子反应发生的原因是________________________。
解析：Pb(NO3)2溶液中有Pb2＋，加入H2SO4后，Pb2＋与SO结合生成PbSO4沉淀，再滴入CH3COONa溶液，沉淀慢慢溶解，说明Pb(CH3COO)2溶于水，反应能发生，说明Pb(CH3COO)2是弱电解质。
答案：Pb2＋＋SO===PbSO4↓
PbSO4＋2CH3COO－===Pb(CH3COO)2＋SO
Pb(CH3COO)2是弱电解质
10．(12分)某课外小组对一些金属单质和化合物的性质进行研究。
(1)下表是“铝与氯化铜溶液反应”实验报告的一部分：
实验步骤 实验现象
将打磨过的铝片(过量)放入一定浓度的CuCl2溶液中 产生气泡，析出疏松的红色固体，溶液逐渐变为无色
反应结束后分离出溶液备用
红色固体用蒸馏水洗涤后，置于潮湿空气中 一段时间后固体由红色变为绿色[视其主要成分为Cu2(OH)2CO3]
按反应类型写出实验中发生反应的化学方程式各一个(是离子反应的只写离子方程式)
置换反应：________________________________________________________________；
化合反应：________________________________________________________________。
(2)用石墨作电极，电解上述实验分离出的溶液，两极产生气泡。持续电解，在阴极附近的溶液中还可观察到的现象是___________________________________________________。
解释此现象的离子方程式是_________________________________________________。
(3)工业上可用铝与软锰矿(主要成分为MnO2)反应来冶炼金属锰。
①用铝与软锰矿冶炼锰的原理是(用化学方程式表示)
________________________________________________________________________。
②MnO2在H2O2分解反应中作催化剂。若将适量MnO2加入酸化后的H2O2溶液中，MnO2溶解产生Mn2＋，该反应的离子方程式是_____________________________________________。
解析：CuCl2溶液中由于Cu2＋水解呈酸性，Al与H＋、Cu2＋发生置换反应，置换生成的铜置于潮湿的空气中，与空气中CO2、O2、H2O反应：2Cu＋CO2＋O2＋H2O===Cu2(OH)2CO3，用石墨作电极，电解AlCl3溶液，电极反应式阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑，阴极：2H＋＋2e－===H2↑，破坏了H2O的电离平衡，使溶液呈碱性，Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓。Al与MnO2发生铝热反应，4Al＋3MnO22Al2O3＋3Mn。在酸性条件下MnO2具有氧化性，把H2O2氧化成O2，MnO2变成Mn2＋。MnO2＋H2O2＋2H＋===Mn2＋＋2H2O＋O2↑
答案：(1)2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑(或2Al＋3Cu2＋===2Al3＋＋3Cu)
2Cu＋O2＋H2O＋CO2===Cu2(OH)2CO3
(2)有白色沉淀生成，后沉淀逐渐溶解至消失
Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓，
Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－
(3)①3MnO2＋4Al3Mn＋2Al2O3
②MnO2＋H2O2＋2H＋===Mn2＋＋O2↑＋2H2O
11．(9分)某溶液中可能含有H＋、Na＋、NH、Mg2＋、Fe3＋、Al3＋、SO等离子，当向该溶液中加入某浓度的NaOH溶液时，发现生成沉淀的物质的量随NaOH溶液的体积变化如图所示，由此可知，该溶液中肯定含有的阳离子是________，且各离子的物质的量之比为________；肯定不含的阳离子是__________。
解析：由图可知：开始加NaOH溶液到两个单位时才出现沉淀，说明含H＋。沉淀达到最大值时继续加NaOH溶液，沉淀的量有一段不变，说明存在NH。继续加NaOH溶液到过量沉淀完全消失，说明含Al3＋，无Mg2＋和Fe3＋。是否含有Na＋无法确定，由于溶液呈电中性，必有SO。
H＋＋OH－===H2O Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓
2 2 1 3 1
NH＋OH－===NH3·H2O
3 3
Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－
1 1
答案：H＋、Al3＋、NH 2∶1∶3 Mg2＋、Fe3＋第2课时 离子反应的应用
(1)利用离子反应可以检验物质，进行物质含量的测定，制备和纯化物质。
(2)中和滴定法和氧化还原滴定法可测定离子的浓度。
(3)中和滴定的关键是准确测量体积和准确判断滴定终点。
1.离子的检验
可利用离子的特征反应来检验一些常见离子。
待检离子 I－ Fe3＋
试剂 AgNO3溶液、稀硝酸(Cl2、淀粉) KSCN溶液
现象 生成不溶于稀硝酸的黄色沉淀(或生成蓝色溶液) 生成血红色溶液
反应原理 Ag＋＋I－===AgI(或Cl2＋2I－===I2＋2Cl－) Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3
2．测定溶液中离子的浓度
常用的方法有：沉淀法、酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法。
1．在表中，欲用一种试剂Z来检验盐溶液中的离子X。在同时有离子Y存在时，此检验可以判断的是( )
试剂Z 离子X 离子Y
① NH3·H2O Al3＋ Mg2＋
② AgNO3 Cl－ CO
③ Na2SO4 Ba2＋ Mg2＋
④ Ba(NO3)2 SO Cl－
A.①② B．③④
C．①④ D．②③
解析：Mg2＋、Al3＋与NH3·H2O反应和Cl－、CO与Ag＋反应的现象相同，都生成白色沉淀，会干扰Al3＋、Cl－的检验。
答案：B
1.物质的制备
(1)氯碱工业：2Cl－＋2H2OCl2↑＋H2↑＋2OH－；
(2)实验室制取CO2：CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。
2．物质的纯化
(1)制高纯度的氯化钠：除去其中少量的Ca2＋、Mg2＋、SO，需要加入的试剂离子分别为：OH－、Ba2＋、CO、H＋。
(2)除去污水中的重金属离子：用沉淀剂将其转化为沉淀而除去，达到净水的目的。
3．物质的纯化原则
(1)要尽量除净杂质离子，一般要加入足量的试剂。
(2)在除去杂质的同时，不能引入新的杂质。
2．分别用一种试剂将下列物质中混入的少量杂质除去(括号内为混入的杂质)：
物质 需加入的试剂 有关离子方程式
HCl(H2SO4)
ZnSO4(CuSO4)
NaCl(Na2CO3)
答案：BaCl2溶液 SO＋Ba2＋===BaSO4↓
锌片 Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu
盐酸 CO＋2H＋===H2O＋CO2↑。
1.胃酸过多的治疗
(1)服用小苏打片：离子方程式为HCO＋H＋===H2O＋CO2↑。由于小苏打在治疗胃酸过多的时候产生CO2气体，如果病人同时患有胃溃疡，容易造成胃穿孔。
(2)服用胃舒平：离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。
2．硬水的形成及软化
(1)硬水：
①含义：含有Ca2＋、Mg2＋较多的水；
②暂时硬水：含有Ca(HCO3)2、Mg(HCO3)2较多的水。
(2)形成(暂时硬水)：
离子方程式为CaCO3＋CO2＋H2O===Ca2＋＋2HCO；MgCO3＋CO2＋H2O===Mg2＋＋2HCO。
(3)软化方法：
①加热法软化暂时硬水：
Ca2＋＋2HCO===CaCO3↓＋CO2↑＋H2O；
Mg2＋＋2HCO===MgCO3↓＋CO2↑＋H2O。
②加沉淀剂法：在硬水中加入Na2CO3等沉淀剂的离子方程式为：
Ca2＋＋CO===CaCO3↓；Mg2＋＋CO===MgCO3↓。
3．下列各反应都是生活中常见的离子反应，其离子方程式书写正确的是( )
A．向沸水中滴加FeCl3溶液制备Fe(OH)3胶体：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋
B．用小苏打治疗胃酸过多：HCO＋H＋===H2O＋CO2↑
C．实验室用浓盐酸与MnO2反应制Cl2：MnO2＋2H＋＋2Cl－Cl2↑＋Mn2＋＋H2O
D．用FeCl3溶液腐蚀印刷电路板：
Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋
解析：A中Fe(OH)3不是沉淀；C、D中电荷不守恒。
答案：B
1.实验原理
在中和反应中虽然表面上没有明显现象，但pH发生很大变化，在滴定过程中会发生pH突变而使指示剂颜色发生变化，通过溶液颜色来判定终点，主要用于测定酸或碱的浓度。
计算公式c(待)＝。
2．滴定实验所用的仪器
主要仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
滴定管及其使用：
(1)滴定管的优点是易于控制所滴加液体的流量、读数比较精确，精确到小数点后两位，如24.00 mL、23.38 mL，最后一位是估读值。
(2)中和滴定中使用的滴定管分酸式和碱式两种，使用时不能混用。酸式滴定管可用于盛酸性或具有强氧化性的物质，碱式滴定管用于盛装碱性物质。
(3)中和滴定中有关仪器的洗涤：滴定管在使用前经检查不漏水后再进行洗涤，须先用自来水洗(必要时用特殊试剂洗)，再用蒸馏水洗，然后再用待盛液润洗2～3次，但锥形瓶用蒸馏水洗净后不能再用待盛液润洗，否则会引起误差。
(4)要注意滴定管的刻度，“0”刻度在上，往下越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，一次滴定不得使用两滴定管酸(或碱)，也不得中途向滴定管中添加试剂。
3.试剂
标准液、待测液、酸碱指示剂。
4.实验操作(以标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例)
(1)滴定前的准备：
①查漏：检查滴定管的活塞是否灵活、滴定管是否漏水。
②洗涤：酸式、碱式滴定管、锥形瓶依次用洗液、自来水、蒸馏水洗涤干净。
③润洗：用待盛溶液将酸式、碱式滴定管润洗2～3次，以保证装入溶液时不改变溶液的浓度。
④装液：溶液装入酸式、碱式滴定管中，所装溶液至“0”刻度上方2 cm～3 cm处。
⑤排气：调节活塞(或挤压玻璃球)，赶走气泡使滴定管尖嘴部分充满溶液。
⑥调液面：使液面处于“0”刻度或“0”刻度以下某一刻度处。
⑦读数：读数时视线应与溶液凹液面最低处相平，记录刻度。
(2)滴定：
①用碱式滴定管(或移液管)取一定体积的待测液于锥形瓶中，并滴入2～3滴酚酞试剂，把锥形瓶放在酸式滴定管下面。
②用左手控制活塞，右手不断旋转振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化及滴定流速，当溶液变至无色且半分钟内不再恢复红色，记下刻度。
5．数据处理
按上述操作重复2～3次，求出标准盐酸体积的平均值，计算待测液浓度。
6．误差分析
依据c(待)＝，将操作引起的误差转化成“相当于标准液体积的变化”进行分析。
产生误差的操作 滴定结果
仪器洗涤产生的误差 锥形瓶用蒸馏水洗后又用待测液洗 偏高
滴定管用蒸馏水洗后未用标准液润洗 偏高
滴定管未用待测液润洗 偏低
读数带来的误差 用滴定管量取待测液，先俯视后仰视 偏低
用滴定管量取待测液，先仰视后俯视 偏高
用标准液滴定前后，先俯视后仰视 偏高
用标准液滴定前后，先仰视后俯视 偏低
操作不当产生的误差 盛标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡 偏高
盛待测液的滴定管量取前有气泡，量取后无气泡 偏低
滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出 偏低
滴定结束滴定管尖端挂一滴液体未滴入 偏高
4．用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，如右图甲、乙，从下表中选出正确选项( )
锥形瓶中溶液 滴定管中溶液 选用指示剂 选用滴定管
A 碱 酸 石蕊 甲
B 酸 碱 酚酞 甲
C 碱 酸 甲基橙 甲
D 酸 碱 酚酞 乙
解析：酸碱中和滴定中一般不选用石蕊溶液作指示剂，A项不正确；酸式滴定管不能盛放碱液，B项不正确。而C、D两项不管是滴定管的使用还是指示剂的选用都正确。
答案：CD
[例1] (2011·天津高考)向四支试管中分别加入少量不同的无色溶液进行如下操作，结论正确的是
操作 现象 结论
A 滴加BaCl2溶液 生成白色沉淀 原溶液中有SO
B 滴加氯水和CCl4，震荡、静置 下层溶液显紫色 原溶液中有I－
C 用洁净铂丝蘸取溶液进行焰色反应 火焰呈黄色 原溶液中有Na＋，无K＋
D 滴加稀NaOH溶液，将湿润红色石蕊试纸置于试管口 试纸不变蓝 原溶液中无NH
[解析] 能与BaCl2溶液反应生成白色沉淀的离子还可能是SO或Ag＋；钾元素的焰色需通过蓝色的钴玻璃观察，火焰呈黄色不能判断没有K＋；在稀溶液中NH与OH－反应生成NH3·H2O，不能得到NH3，因此不能判断没有NH。
[答案] B
(1)对离子进行检验时需排除干扰物的影响，如用Ba2＋检验SO，应排除CO、SO等的干扰。
(2)反应要有明显的外部特征，如溶液颜色的改变、沉淀的生成或溶解、气体的产生等。
(3)物质检验的一般步骤为：各取少许―→溶解―→加入试剂―→必要的操作―→描述现象―→得出结论。
对于某些离子的检验及结论一定正确的是( )
A．加入稀盐酸产生无色气体，将气体通入澄清石灰水中，溶液变浑浊，一定有CO
B．加入氯化钡溶液有白色沉淀产生，再加盐酸，沉淀不消失，一定有SO
C．加入氢氧化钠溶液并加热，产生的气体能使湿润红色石蕊试纸变蓝，一定有NH
D．加入碳酸钠溶液产生白色沉淀，再加盐酸白色沉淀消失，一定有Ba2＋
解析：A项中有可能是SO、HCO、HSO，B项中可能是Ag＋，C项中加OH－能产生使湿润红色石蕊试纸变蓝的气体，一定含有NH，D项中Ca2＋也有此现象。
答案：C
[例2] 阅读下列实验内容，根据题目要求回答问题。
某学生为测定未知浓度的硫酸溶液，实验如下：用1.00 mL待测硫酸配制100 mL稀硫酸溶液；以0.14 mol·L－1的NaOH溶液滴定上述稀硫酸25.00 mL，滴定终止时消耗NaOH溶液15.00 mL。
(1)该学生用标准0.14 mol·L－1NaOH溶液滴定硫酸的实验操作如下：
A．用酸式滴定管取稀硫酸25.00 mL，注入锥形瓶中，加入指示剂
B．用待测液润洗酸式滴定管
C．用蒸馏水洗干净滴定管
D．取下碱式滴定管用标准的NaOH溶液润洗后，将标准液注入碱式滴定管“0”刻度以下2 cm～3 cm处，再把碱式滴定管固定好，调节液面至刻度“0”或“0”刻度以下
E．检查滴定管是否漏水
F．另取锥形瓶，再重复操作一次
G．把锥形瓶放在滴定管下面，瓶下垫一张白纸，边滴边摇动锥形瓶直至滴定终点，记下滴定管液面所在刻度
①滴定操作的正确顺序是____________________________________________(用序号填写)；
②该滴定操作中应选用的指示剂是__________；
③在G操作中如何确定终点？_________________________________________。
(2)碱式滴定管用蒸馏水润洗后，未用标准液润洗导致滴定结果________(填“偏小”、“偏大”或“无影响”)。
(3)配制100 mL准确浓度的稀硫酸溶液，必须使用的主要容器是____________。
(4)如有1 mol·L－1和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，应用________mol·L－1的NaOH溶液，原因是________________________________________________________________________。
(5)用标准NaOH溶液滴定时，应将标准NaOH溶液注入__________(选填“甲”或“乙”)中。
(6)观察碱式滴定管读数时，若滴定前仰视，滴定后俯视，则结果会导致测得的稀硫酸溶液浓度测定值________(填“偏大”、“偏小”或“无影响”)。
[解析] (1)中和滴定的步骤为检查→洗涤→润洗→加液→滴定，故顺序为ECDBAGF；指示剂可以使用酚酞；达到滴定终点时，滴入最后一滴，溶液由无色变为浅红色(或粉红色)，且半分钟不退去。(2)若滴定管没有用标准溶液润洗，相当于溶液被稀释，消耗的标准溶液体积就大，从而使测定结果偏大。(3)配制100 mL的溶液应选用100 mL的容量瓶。(4)进行滴定时，所用标准溶液浓度越稀，误差就越小，故选用0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液。(5)氢氧化钠溶液应注入碱式滴定管乙中。(6)当读数时，开始仰视，会使读数偏大，后来俯视，会使读数偏小，计算出的体积会偏小，从而使测定结果偏小。
[答案] (1)①ECDBAGF ②酚酞 ③滴入最后一滴，溶液无色变为浅红色(或粉红色)，且半分钟不退去
(2)偏大 (3)100 mL容量瓶 (4)0.1 溶液浓度越稀，误差就越小 (5)乙 (6)偏小
(1)当强酸滴定弱碱时， 指示剂用甲基橙；当强碱滴定弱酸时，指示剂用酚酞；当强酸、强碱相互滴定时，指示剂既可以用酚酞，也可以用甲基橙。
(2)滴定过程中锥形瓶不能碰滴定管的下端。
(3)整个滴定过程中，左手旋塞，右手摇瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化，要做到边滴边振荡，边观察颜色变化。
(4)滴定结束时，振荡后半分钟内溶液不恢复原色，即为滴定终点。
(1)在滴定时能否选用石蕊
作指示剂？为什么？还可以选用
什么指示剂？
(2)在往锥形瓶中量取待测液时，
为何不选用量筒？
提示：(1)指示剂应变色灵敏(即变色范围窄)且易观察。石蕊变色范围较大且变色为红、紫、蓝不易观察，故石蕊不用作酸碱滴定的指示剂。还可选用甲基橙。
(2)酸碱中和滴定实验是精确的定量实验，
量筒是一个粗量器(可估读到0.1 mL)不能在中和滴定实验中量取液体，应选用滴定管或移液管(精确到0.1 mL，可估读到0.01 mL)。
[随堂基础巩固]
1．下列根据实验事实得出的结论，正确的是( )
A．试液颜色无变化溶液变为血红色，证明试液中含有Fe2＋
B．试液产生黄色沉淀，证明试液中含有I－
C．试液溶液呈蓝色，证明试液一定是碱溶液
D．混合气体通过澄清石灰水,石灰水变浑浊，证明混合气体中一定含有二氧化碳
解析：加入AgNO3溶液产生的黄色沉淀不一定是AgI，不溶于稀硝酸的黄色沉淀才是AgI；石蕊试液变蓝说明溶液呈碱性，但不一定是碱溶液；能使澄清石灰水变浑浊的气体除CO2外，还有SO2。
答案：A
2．用标准盐酸溶液滴定待测浓度的碱溶液时，下列操作中会引起碱溶液浓度的测定值偏大的是( )
A．锥形瓶里溶液在滴定过程中溅出
B．滴定管装液后尖嘴部位有气泡，滴定后气泡消失
C．指示剂变色15 s后又恢复为原来的颜色便停止滴定
D．锥形瓶用蒸馏水冲洗后未用待测液润洗
解析：根据c(待测)＝判断，A项中，V(待测)的实际量减少，导致V(标准)减少，测定值偏小，B项气泡被计算在V(标准)中，导致V(标准)增大，测定值偏大，C项未到滴定终点，偏小，D项，不影响测定结果。
答案：B
3．在有乙离子存在的情况下，欲用试剂丙来检验溶液中是否含有甲离子，在实验过程中不允许加热、过滤等操作，下表所加试剂丙能够对甲离子进行成功检验的是( )
选项 试剂丙 甲离子 乙离子
A. HNO3、BaCl2 SO CO
B. AgNO3 Cl－ I－
C. KSCN Fe2＋ Fe3＋
D. NH3·H2O Al3＋ Mg2＋
解析：用试剂丙来检验甲中的离子时，关键看溶液中存在的乙离子是否会对甲离子形式干扰。用AgNO3检验Cl－时，若溶液中含有I－，I－会与Ag＋作用生成黄色AgI沉淀，干扰Cl－的检验；只用KSCN无法检验Fe2＋，且Fe3＋形成干扰。用BaCl2和HNO3来检验SO时，尽管CO与BaCl2反应生成BaCO3沉淀，但BaCO3溶于HNO3，不会对SO的检验形成干扰。用NH3·H2O来检验Al3＋使其生成Al(OH)3白色沉淀，若溶液中有Mg2＋，则Mg2＋与过量氨水作用生成白色沉淀，也会形成干扰。
答案：A
4．有一瓶无色溶液，可能含有K＋、Al3＋、Mg2＋、NH、Cl－、SO、HCO、MnO中的几种。为确定其成分，做如下实验：①取部分溶液，加入适量Na2O2固体，产生无色无味的气体和白色沉淀，再加入足量的NaOH溶液后白色沉淀部分溶解；②另取部分溶液，加入HNO3酸化的Ba(NO3)2溶液，有白色沉淀产生。下列推断正确的是( )
A．肯定有Al3＋、Mg2＋、NH、Cl－
B．肯定有Al3＋、Mg2＋、HCO
C．肯定有K＋、HCO、MnO
D．肯定有Al3＋、Mg2＋、SO
解析：由无色溶液排除MnO(紫红色)，由加入Na2O2产生白色沉淀，再加入足量的NaOH溶液有沉淀部分溶解，则肯定有Mg2＋和Al3＋，不能有HCO，它与Al3＋不共存；产生无色无味气体则无NH；加入Ba(NO3)2有白色沉淀，必有SO。所以Al3＋、Mg2＋、SO肯定存在，NH、HCO、MnO肯定不存在，K＋、Cl－无法确定。
答案：D
5．准确移取25.00 mL某未知浓度的盐酸溶液于一洁净锥形瓶中，然后用0.20 mol/L NaOH溶液滴定(指示剂为酚酞)。滴定结果如下：
NaOH溶液起始读数 NaOH溶液终点读数
第一次 0.10 mL 18.60 mL
第二次 0.20 mL 18.50 mL
(1)根据以上数据可计算出盐酸的物质的量浓度为________mol/L(精确到0.01)。
(2)锥形瓶用蒸馏水洗涤后，水未倒尽，则滴定时用去NaOH标准溶液的体积________(填“偏大”、“偏小”或“无影响”)。
(3)滴定时边滴边摇动锥形瓶，眼睛应观察________。
A．滴定管内液面的变化
B．锥形瓶内溶液颜色的变化
(4)达到滴定终点的标志是______________________________。
(5)若操作有误，则导致待测盐酸溶液浓度偏低的错误操作是________(填序号)。
A．滴定管用蒸馏水洗后未用标准碱液润洗，直接装入标准碱液
B．滴定前滴定管尖端有气泡，滴定后气泡消失
C．滴定管读数时，滴定前仰视滴定后俯视
D．待测液中指示剂酚酞(为有机弱酸)加得太多
(6)如果准确移取25.00 mL 0.20 mol/L NaOH溶液于锥形瓶中，滴入酚酞指示剂，然后用未知浓度的盐酸(装在酸式滴定管中)滴定，________(填“是”或“否”)也可测定出盐酸的物质的量浓度。
解析：(1)V1＝18.50 mL， V2＝18.30 mL，V＝＝18.40 mL，
c(HCl)＝ mol·L－1＝0.15 mol·L－1。
(2)锥形瓶中有水对结果无影响。
(3)滴定时，眼睛应观察锥形瓶内溶液颜色的变化。
(4)当滴入最后一滴液体时出现红色且半分钟内不退色，可证明达到滴定终点。
(5)A、B均会使消耗的标准液的体积增多，浓度偏高，C则偏低。
(6)强酸与强碱滴定时，既可以已知滴未知，也可以未知滴已知。
答案：(1)0.15 (2)无影响 (3)B (4)最后一滴溶液滴入时出现红色且半分钟内不退色 (5)C (6)是
[课时跟踪训练]
(时间45分钟 满分60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．下列各组溶液，不用其他试剂，就可以将它们区别开的是( )
A．盐酸、氢氧化钾、硫酸钾、碳酸钾
B．硝酸钠、盐酸、氯化铵、氢氧化钾
C．氯化钡、氯化钙、硫酸钾、硝酸钾
D．氢氧化钾、碳酸钾、硫酸铝、硫酸氢钾
解析：A中KOH与K2SO4没法区别，B中各溶液均无法区别，C中只能区别出K2SO4，D中两两混合，既能产生沉淀也能产生气体的为K2CO3；与之产生沉淀的是Al2(SO4)3，产生气体的是KHSO4；剩余一种为KOH。
答案：D
2．有一支50 mL的碱式滴定管，其中盛有0.1 mol·L－1的NaOH溶液，液面恰好在15 mL刻度处，若将滴定管内的碱液全部放完，恰好中和锥形瓶内35 mL盐酸，则此盐酸的物质的量浓度为( )
A．＞0.1 mol·L－1 B．＜0.1 mol·L－1
C．0.1 mol·L－1 D．不能确定
解析：滴定管的零刻度在上方，以上到下刻度依次增大，且在滴定管的下方有一段未标刻度，所以液面恰好在15 mL刻度时，盛有液体的体积大于35 mL，故盐酸的物质的量浓度要大于NaOH溶液的浓度。
答案：A
3．[双选题]下列各步制取物质的方法，最终无法达到目的的是( )
A．AlAl2O3Al(NO3)3Al(NO3)3晶体
B．CuCuOCuSO4溶液CuSO4·5H2O
C．FeCl2,FeCl3Fe(OH)3Fe2O3
D．FeSO4溶液H2S,FeSFeS
解析：因硝酸易挥发，将Al(NO3)3蒸干得到Al(OH)3，得不到Al(NO3)3晶体；FeSO4与H2S不能反应．
答案：AD
4．用过量的H2SO4、NaOH、NH3·H2O、NaCl溶液，按图所示步骤分开五种离子，则溶液①②③④是( )
A．①NaCl ②NaOH ③NH3·H2O ④H2SO4
B．①H2SO4 ②NaOH ③NH3·H2O ④NaCl
C．①H2SO4 ②NH3·H2O ③NaOH ④NaCl
D．①NaCl ②NH3·H2O ③NaOH ④H2SO4
解析：加入①时，只产生一种沉淀，故①一定是NaCl，沉淀为AgCl；在滤液中加入②后，生成两种沉淀，②是NH3·H2O或NaOH，而生成的沉淀有一种在③中溶解，故②为NH3·H2O，③为NaOH，则④为H2SO4。
答案：D
5．[双选题]用标准NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，选用酚酞为指示剂，造成测定结果偏高的原因可能是( )
A．滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，其他操作均正确
B．盛装待测液的锥形瓶用蒸馏水洗过，未用待测液润洗
C．滴定到终点读数时发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液
D．未用标准液润洗碱式滴定管
解析：由计算公式c(HCl)＝分析，造成结果偏高的原因是V(NaOH)偏大。
答案：CD
6．提纯含有少量硝酸钡杂质的硝酸钾溶液，可以采用的方法是( )
A．加入过量的碳酸钠溶液、过滤、除去沉淀，溶液中补加适量的硝酸
B．加入过量的硫酸钾溶液、过滤、除去沉淀，溶液中补加适量的硝酸
C．加入过量的硫酸钠溶液、过滤、除去沉淀，溶液中补加适量的硝酸
D．加入过量的碳酸钾溶液、过滤、除去沉淀，溶液中补加适量的硝酸
解析：除去KNO3溶液中的Ba(NO3)2，实质是除Ba2＋，加入CO与Ba2＋结合为BaCO3沉淀除去，过量的CO加HNO3除去。A、C中会引入Na＋离子杂质，B中会引入SO杂质离子。
答案：D
7．某溶液可能含有Na＋、Ag＋、Al3＋、[Al(OH)4]－、S2－、CO、SO、NO等离子中的数种。向此溶液中加入稀盐酸，有浅黄色沉淀和气体出现，此溶液的焰色为黄色。根据以上实验现象，下列结论中不正确的是( )
A．此溶液中一定有S2－、SO、Na＋
B．此溶液中可能有[Al(OH)4]－、CO
C．此溶液中一定没有Ag＋、Al3＋
D．此溶液中可能有NO
解析：加入稀盐酸产生浅黄色沉淀，说明生成硫，溶液中生成硫的反应可能有二种：一是S2－、SO在酸性条件下生成，二是S2－被HNO3氧化生成，所以溶液中一定存在S2－，SO、NO存在一种或二种，Al3＋、Ag＋不存在，[Al(OH)4]－能与盐酸反应生成Al(OH)3沉淀，盐酸过量，Al(OH)3能溶解，所以[Al(OH)4]－可能存在；产生的气体可能是H2S或SO2或CO2，所以溶液中可能有CO。溶液焰色反应呈黄色，则一定存在Na＋。
答案：A
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)
8．(8分)氯碱工业中，是以食盐水为原料，通过电解产生烧碱、氢气、氯气并以此生产一系列其他产品，但工业粗盐中含有Ca2＋、Mg2＋、SO，会影响产品的质量，需除去这些离子。
(1)除去Mg2＋应加入________溶液，除去Ca2＋应加入稍过量的________溶液，除去SO应加稍过量的________溶液。
(2)为有效除去Ca2＋、Mg2＋、SO，加入溶液的合理顺序为________。
A．先除Mg2＋，再除Ca2＋，后除SO，调pH
B．先除SO，再除Mg2＋，后除Ca2＋，调pH
C．先除Mg2＋，再除SO，后除Ca2＋，调pH
解析：为了不引入新的杂质离子，除去Mg2＋用NaOH溶液，除去Ca2＋用Na2CO3溶液，除去SO用BaCl2溶液，且Na2CO3溶液应在BaCl2溶液之后加入，目的是除去过量的Ba2＋。
答案：(1)NaOH Na2CO3 BaCl2 (2)BC
9．(9分)(2010·全国卷Ⅰ)有A、B、C、D、E和F六瓶无色溶液，它们都是中学化学中常用的无机试剂。纯E为无色油状液体；B、C、D和F是盐溶液，且它们的阴离子均不同。现进行如下实验：
①A有刺激性气味，用蘸有浓盐酸的玻璃棒接近A时产生白色烟雾；
②将A分别加入其他五种溶液中，只有D、F中有沉淀生成；继续加入过量A时，D中沉淀无变化，F中沉淀完全溶解；
③将B分别加入C、D、E、F中，C、D、F中产生沉淀，E中有无色、无味气体逸出；
④将C分别加入D、E、F中，均有沉淀生成，再加入稀HNO3，沉淀均不溶。
根据上述实验信息 ，请回答下列问题：
(1)能确定的溶液是(写出溶液标号与相应溶质的化学式)：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
(2)不能确定的溶液，写出其标号、溶质可能的化学式及进一步鉴别的方法：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：本题主要考查物质的推断，意在考查考生的逻辑推理能力。由A有刺激性气味，且与浓盐酸靠近有白雾，说明A为浓氨水。而F能溶于过量的氨水，说明其为AgNO3溶液。纯E为油状液体，故E为硫酸溶液。由C与E(H2SO4)和F(AgNO3)要产生不溶于硝酸的沉淀故其为BaCl2或BaBr2等。B与H2SO4反应生成无色无味的气体，说明其含CO，但阳离子不能确定。故可以确定的是：A为浓氨水，F为AgNO3溶液，E为H2SO4。
答案：(1)A：NH3，E：H2SO4，F：AgNO3，C：BaCl2
(若C作为不能确定的溶液，进一步鉴别的方法合理，同样给分)
(2)B Na2CO3或K2CO3 用铂丝蘸取少量B，在氧化焰中灼烧，若焰色呈黄色则B为Na2CO3溶液；若透过蓝色钴玻璃观察焰色呈紫色，则B为K2CO3溶液
D Al2(SO4)3或MgSO4 取少量D，向其中滴加NaOH溶液有沉淀生成，继续加过量NaOH溶液，若沉淀溶解，则D为Al2(SO4)3溶液，若沉淀不溶，则D为MgSO4溶液
10．(10分)某同学设计如下实验方案，以分离KCl和BaCl2两种固体混合物：
试回答下列问题：
(1)B物质的化学式为________。
(2)该方案的明显失误是因某一步设计不当而使分离产物不纯，该步正确的方案应是______________________________________________________________________________。
(3)若要测定原混合物中BaCl2的质量分数，除了要准确称量混合物的质量外，至少还要获得的数据是____________________的质量。
解析：(1)据已设计的分离路线知，加入过量K2CO3溶液使BaCl2中的Ba2＋完全转化成BaCO3沉淀．将沉淀洗涤后与盐酸反应，经蒸发干燥得到固体B为BaCl2。
(2)加入过量K2CO3溶液后所得的滤液中有KCl和K2CO3，因此步骤⑥之前应先在滤液中加入过量盐酸，使K2CO3转化为KCl后，再蒸发、结晶。
(3)固体B(BaCl2)中的所有钡离子全部来源于原混合物，因此只要测得固体B或沉淀A′的质量，据“钡量”守恒可确定BaCl2的质量分数。
答案：(1)BaCl2 (2)步骤⑥应先在滤液中加过量盐酸，然后再蒸发、结晶得固体C (3)沉淀A′或固体B
11．(12分)实验室常利用甲醛法测定(NH4)2SO4样品中氮的质量分数，其反应原理为：
4NH＋6HCHO===3H＋＋6H2O＋(CH2)6N4H＋
[滴定时，1 mol(CH2)6N4H＋与1 mol H＋相当]，然后用NaOH标准溶液滴定反应生成的酸。某兴趣小组用甲醛法进行了如下实验：
步骤Ⅰ 称取样品1.500 g。
步骤Ⅱ 将样品溶解后，完全转移到250 mL 容量瓶中，定容，充分摇匀。
步骤Ⅲ 移取25.00 mL样品溶液于250 mL锥形瓶中，加入10 mL 20%的中性甲醛溶液，摇匀、静置5 min后，加入1～2滴酚酞试液，用NaOH标准溶液滴定至终点。按上述操作方法再重复2次。
(1)根据步骤Ⅲ填空：
①碱式滴定管用蒸馏水洗涤后，直接加入NaOH标准溶液进行滴定，则测得样品中氮的质量分数__________(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。
②锥形瓶用蒸馏水洗涤后，水未倒尽，则滴定时用去NaOH标准溶液的体积________(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。
③滴定时边滴边摇动锥形瓶，眼睛应观察________。
A．滴定管内液面的变化
B．锥形瓶内溶液颜色的变化
④滴定达到终点时，酚酞指示剂由________色变成________色。
(2)滴定结果如下表所示：
滴定次数 待测溶液的体积/mL 标准溶液的体积/mL
滴定前刻度 滴定后刻度
1 25.00 1.02 21.03
2 25.00 2.00 21.99
3 25.00 0.20 20.20
若NaOH标准溶液的浓度为0.101 0 mol·L－1，则该样品中氮的质量分数为__________________。
解析：滴定过程中，应在边滴边摇动锥形瓶的同时，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。当溶液颜色由无色变为粉红色并且半分钟内不退去时表明已达到滴定终点；由4NH＋6HCHO===3H＋＋6H2O＋(CH2)6N4H＋，H＋＋OH－===H2O及题给信息知：NH～OH－，即c(NH)·V(NH)＝c(NaOH)·V(NaOH)；碱式滴定管不润洗就加入标准液，使c(NaOH)降低，消耗NaOH溶液的体积增大，n(NH)增大，结果偏高。锥形瓶中有无水对结果没有影响。三次实验平均消耗NaOH溶液的体积为：
＝20.00 mL
则25.00 mL待测液中含n(NH)＝2.02×10－3 mol，
样品中含氮的质量分数为：
×100%＝18.85%。
答案：(1)①偏高 ②无影响 ③B ④无 粉红(或浅红)
(2)18.85%
