第3章 物质在水溶液中的行为
第1节 水溶液
第1课时 水的电离 电解质在水溶液中的存在形态
[目标要求] 1.理解水的电离过程以及水的离子积常数的含义，并能应用水的离子积常数进行相关计算。2.知道强、弱电解质的区别，理解弱电解质电离平衡的含义。3.能够书写常见弱电解质的电离方程式。
一、水的电离和KW
1．水的电离
(1)电离特点：微弱，________过程。
(2)电离方程式：__________________________________________________________。
2．水的离子积常数
(1)水的电离平衡常数表达式为
________________________________________________________________________。
(2)水的离子积常数表达式为
________________________________________________________________________。
(3)KW及影响因素
①25℃时：KW＝__________________。
②水的电离是________的可逆过程，故温度升高，KW________。
③水的离子积常数只受________的影响，与[H＋]、[OH－]的变化无关。
二、电解质在水溶液中的存在形态
1．强电解质和弱电解质
强电解质
弱电解质
定义
在稀的水溶液中________的电解质
在水溶液中________的电解质
化合物类型
强酸、强碱、大多数盐
弱酸、弱碱、水
电离程度
完全
不完全(部分)
电离过程
不可逆
可逆
电离方程式
HCl：____________ NaCl：____________
CH3COOH：__________
2.溶剂化作用
________________与________相互吸引的作用。电解质溶于水后形成的离子或分子实际以“____________”或“____________”的形态存在。
知识点一 水的电离
1．在某温度时，测得纯水中的[H＋]＝2.0×10－7 mol·L－1，则[OH－]为( )
A．2.0×10－7 mol·L－1
B．0.1×10－7 mol·L－1
C．1.0×10－14/2.0×10－7 mol·L－1
D．无法确定
2．在相同温度下，0.01 mol·L－1 NaOH溶液和0.01 mol·L－1的盐酸相比，下列说法正确的是( )
A．由水电离出的[H＋]相等
B．由水电离出的[H＋]都是1.0×10－12 mol·L－1
C．由水电离出的[OH－]都是0.01 mol·L－1
D．两者都促进了水的电离
知识点二 强电解质、弱电解质
3．关于强、弱电解质的有关叙述错误的是( )
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，其导电能力也不相同
D．纯净的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电
4．下列叙述正确的是( )
A．NaCl溶液在电流的作用下电离成Na＋和Cl－
B．溶于水后能电离出氢离子的化合物都是酸
C．二氧化碳溶于水能部分电离，故二氧化碳属于弱电解质
D．硫酸钡难溶于水，但硫酸钡属于强电解质
知识点三 电离方程式的书写
5．下列电离方程式书写错误的是( )
A．NH3·H2ONH＋OH－
B．Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－
C．H2SO4===2H＋＋SO
D．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO
6．下列不属于电离方程式的是( )
A．2H2OH3O＋＋OH－
B．H2OH＋＋OH－
C．CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋
D．CH3COOH＋NaOH===CH3COONa＋H2O
练基础落实
1．下列电离方程式中，不正确的是( )
A．Ba(OH)2Ba2＋＋2OH－
B．NH3·H2ONH＋OH－
C．CH3COOHCH3COO－＋H＋
D．AgCl===Ag＋＋Cl－
2．水的电离过程为H2OH＋＋OH－，在不同温度下其平衡常数分别为：K(25℃)＝1.0×10－14 mol2·L－2，K(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．水的电离是吸热的
3．下列叙述中，不正确的是( )
A．在水溶液里和熔融状态下均不导电的化合物，叫做非电解质
B．电解质、非电解质都指化合物而言，单质不在此范畴
C．在水中导电的物质一定是电解质
D．水是极弱的电解质
4．下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是( )
A．因为水的离子积常数的表达式是KW＝[H＋][OH－]，所以KW随溶液中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K是两个没有任何关系的物理量
练方法技巧
5．常温下，下列四种溶液：①1 mol·L－1的盐酸 ②0.1 mol·L－1的盐酸 ③0.01 mol·L－1的NaOH溶液 ④0.001 mol·L－1的NaOH溶液。四种溶液中，由水电离生成的[H＋]之比为( )
A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11
C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶1
6．把0.05 mol NaOH固体分别加入到100 mL下列液体中，溶液的导电能力变化最小的是( )
A．自来水
B．0.5 mol·L－1盐酸
C．0.5 mol·L－1 CH3COOH溶液
D．0.5 mol·L－1 KCl溶液
题号
1
2
3
4
5
6
答案
练综合拓展
7．现有如下各化合物：①酒精，②氯化铵，③氢氧化钡，④氨水，⑤蔗糖，⑥高氯酸，⑦氢硫酸，⑧硫酸氢钾，⑨磷酸，⑩硫酸。
请用物质的序号填写下列空白：
(1)属于电解质的有
________________________________________________________________________。
(2)属于强电解质的有
________________________________________________________________________。
(3)属于弱电解质的有
________________________________________________________________________。
8．写出下列物质在水溶液中的电离方程式：
(1)次氯酸 (2)硫酸氢钾 (3)氢氧化铁 (4)碳酸氢钠
基础落实
一、1.(1)可逆 (2)H2OH＋＋OH－
2．(1)K＝ (2)KW＝[H＋][OH－]
(3)①1.0×10－14 mol2·L－2
②吸热 增大 ③温度
二、1.完全电离 部分电离 HCl===H＋＋Cl－ NaCl===Na＋＋Cl－ CH3COOH??CH3COO－＋H＋
2．溶质分子或离子 溶剂 水合离子 水合分子
对点训练
1．A [根据水的电离方程式H2OH＋＋OH－可知，无论在何种条件下的纯水中，水电离出的[H＋]＝[OH－]，故[H＋]＝[OH－]＝2.0×10－7 mol·L－1，故答案为A。]
2．A [若该温度下水的离子积常数为KW(这里没有说是25℃)，则在0.01 mol·L－1的NaOH溶液中，由水电离的[H＋]＝＝ mol·L－1。
在0.01 mol·L－1的HCl溶液中，由水电离出的[H＋]＝[OH－]水电离＝ mol·L－1。]
3．B [判断强、弱电解质就是看电解质在水溶液中是否完全电离。B导电能力强，只能说明溶液中离子浓度大，并不能说明溶质是完全电离的；D是正确的，因为有些强电解质是共价化合物，在液态时没有自由移动的离子，所以不导电。]
4．D [NaCl溶于水(或熔化)即电离产生Na＋和Cl－，在电流的作用下Na＋和Cl－定向移动，所以NaCl溶液能导电，可见电解质的电离不需要在电流作用下完成，故A不正确；溶于水能电离出氢离子的化合物除酸外，还有酸式盐，故B不正确；CO2溶于水与水反应生成碳酸，碳酸部分电离，而不是CO2本身电离，因此碳酸是弱电解质，CO2是非电解质，故C不正确；BaSO4虽难溶于水，但溶解的部分完全电离，且BaSO4在熔化状态下能完全电离，故BaSO4是强电解质，因此D正确。]
5．D [NH3·H2O属于弱电解质，其电离方程式为NH3·H2ONH＋OH－。酸式盐电离出的酸式酸根中“HSO”可写成“H＋＋SO”的形式，因为“HSO”属于酸式强酸根，但HCO、HS－、HSO、HPO等属于酸式弱酸根，不能再分开写了，D正确的电离方程式为：NaHCO3===Na＋＋HCO。]
6．D [电解质溶于水后形成的离子并不是单独存在的，而是与水分子相互吸引、相互结合，以水合离子的形态存在的，所以选项A、C分别是水和醋酸的电离方程式；B选项为水的电离方程式的简写。]
课时作业
1．A [(1)Ba(OH)2和AgCl都是强电解质，书写时要用符号“===”，表示强电解质在溶于水时完全电离。
(2)NH3·H2O和CH3COOH都是弱电解质，书写时要用符号“”，表示弱电解质溶于水时部分电离。]
2．D
3．C [这是考查有关电解质、非电解质、强电解质、弱电解质等概念的题目。谈电解质可以从水溶液里或熔融状态下是否导电的化合物想起。]
4．C [水的离子积常数KW＝K·[H2O]，一定温度下K和[H2O]都是不变的常数，所以KW仅仅是温度的函数，水的离子积常数的表达式是KW＝[H＋][OH－]，但是只要温度一定，KW就是不变的常数，溶液中[H＋]变大，[OH－]则变小，反之亦然。]
5．A [(1)在盐酸中，溶液中的OH－全部是由水电离得到的，则由水电离产生的[H＋]等于溶液中的[OH－]：
①中[H＋]水电离＝[OH－]＝1×10－14 mol·L－1，②中[H＋]水电离＝[OH－]＝1×10－13 mol·L－1。
(2)在NaOH溶液中，溶液中的H＋全部是由水电离得到的，则由水电离产生的[H＋]等于溶液中的[H＋]：
③中[H＋]＝1×10－12 mol·L－1，④中[H＋]＝1×10－11 mol·L－1。
因此，四种溶液中水电离出的[H＋]之比为10－14∶10－13∶10－12∶10－11＝1∶10∶100∶
1 000。]
6．B [溶液混合后导电能力变化的大小，关键看混合后溶液中自由移动离子的浓度的变化。由于自来水几乎不导电，加入0.05 mol NaOH后，导电性突然增大；醋酸是弱电解质，加入0.05 mol NaOH后，生成强电解质CH3COONa，导电性明显增强；0.5 mol·L－1的KCl中加入0.05 mol NaOH固体后，离子浓度增大，导电能力增强；只有0.5 mol·L－1 100 mL的盐酸，与0.05 mol NaOH反应生成强电解质NaCl 0.05 mol，不影响导电性。]
7．(1)②③⑥⑧⑨⑩ (2)②③⑥⑧⑩ (3)⑨
8．(1)HClOH＋＋ClO－
(2)KHSO4===K＋＋H＋＋SO
(3)Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－
(4)NaHCO3===Na＋＋HCO
解析 次氯酸是弱酸，其在水溶液中不能完全电离，存在电离平衡：HClOH＋＋ClO－；硫酸氢钾是强电解质，在溶液中完全电离，并且由于硫酸是二元强酸，所以：KHSO4===K＋＋H＋＋SO；氢氧化铁是弱碱，其在溶液中不能完全电离，存在电离平衡：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－；碳酸氢钠是强电解质，其在溶液中完全电离：NaHCO3===Na＋＋HCO。
第1节 水溶液
第1课时 水的电离、溶液的酸碱性
[学习目标定位] 熟悉水的电离，会正确书写水的电离方程式，会分析外界因素对水的电离平衡的影响，能正确书写水的离子积常数表达式，知道溶液酸碱性与pH的关系。
1．化学反应平衡：对于2HI(g)??H2(g)＋I2(g) ΔH>0在一定条件下反应达到平衡，平衡常数的表达式为K＝[H2]·[I2]/[HI]2。分析下列条件的改变对此反应平衡的移动及平衡常数的影响：
(1)升高温度，平衡向右移动，平衡常数K增大。
(2)通入氢气，平衡向左移动，平衡常数K不变。
(3)增大压强，平衡不移动，平衡常数K不变。
2．化合物按照其在水溶液或熔融状态下能否导电，可分为电解质和非电解质。判断下列结论的正误：
(1)电解质和非电解质都是化合物(√)
(2)电解质溶于水后电离产生自由移动的离子而导电(√)
(3)酸、碱、盐、氧化物都是电解质(×)
(4)电解质不一定能导电，能导电的物质不一定是电解质(√)
探究点一 水的电离
1．水是一种极弱的电解质，能够微弱的电离产生H＋和OH－，其过程是可逆过程。请你据此写出水的电离方程式H2O??H＋＋OH－，当水电离产生H＋和OH－的速率与H＋和OH－结合成水分子的速率相等时，水的电离达到了平衡状态。
(1)水的电离平衡常数表达式是K电离＝。
(2)请你根据水的电离平衡常数表达式，推导并写出水的离子积常数的表达式Kw＝[H＋][OH－]。
(3)常温下，水的离子积常数Kw＝1.0×10－14 mol2·L－2，则纯水中[H＋]是1.0×10－7_mol·L－1；若某酸溶液中[H＋]＝1.0×10－4 mol·L－1，则溶液中[OH－]为1.0×10－10_mol·L－1。
2．分析下列条件的改变对水的电离平衡H2O??H＋＋OH－的影响，并填写下表：
改变条件
电离平衡
溶液中[H＋]
溶液中[OH－]
pH
溶液的酸碱性
Kw
升高温度
右移
增大
增大
减小
中性
增大
加入酸
左移
增大
减小
减小
酸性
不变
加入碱
左移
减小
增大
增大
碱性
不变
加入钠
右移
减小
增大
增大
碱性
不变
[归纳总结]
1．水的离子积常数Kw＝[H＋][OH－]
(1)Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。
(2)常温时，Kw＝1.0×10－14 mol2·L－2，不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液。
(3)不同溶液中，[H＋]、[OH－]可能不同，但任何溶液中由水电离出的[H＋]与[OH－]总是相等的。
2．外界条件对水的电离平衡的影响
(1)因水的电离是吸热过程，故温度升高，会促进水的电离，[H＋]、[OH－]都增大，水仍呈中性。
(2)外加酸(或碱)，水中[H＋]或[OH－]增大，会抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。
[活学活用]
1．下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是( )
A．因为水的离子积常数的表达式是Kw＝[H＋][OH－]，所以Kw随溶液中[H＋]和[OH－]的变化而变化
B．水的离子积Kw与水的电离平衡常数K电离是同一个物理量
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K电离是两个没有任何关系的物理量
答案 C
解析 水的离子积常数Kw＝K电离[H2O]。一定温度下K电离和[H2O]都是不变的常数，所以Kw仅仅是温度的函数。水的离子积常数的表达式是Kw＝[H＋][OH－]，但是只要温度一定，Kw就是不变的常数。溶液中H＋的浓度变大，OH－的浓度就变小，反之亦然。
探究点二 电解质在水溶液中的存在形态
分别试验等体积等浓度的盐酸、醋酸溶液与等量镁条的反应，并测定两种酸溶液的pH。填写下表：
1 mol·L－1 HCl
1 mol·L－1 CH3COOH
实验操作
与镁反应
现象
产生无色气泡且较快
产生无色气泡且较慢
结论
Mg与盐酸反应速率大，表明盐酸中[H＋]较大
溶液的pH
数值
不相同(填“相同”或“不相同”)
结论
相同物质的量浓度的盐酸和醋酸中[H＋]不相同(填“相同”或“不相同”)
实验总结论
不同的电解质在溶液中电离程度不同，HCl比CH3COOH电离程度大
[归纳总结]
强电解质与弱电解质
(1)分类依据
根据电解质在水溶液中是否全部电离，可把电解质分为强电解质和弱电解质。
(2)强电解质：在稀的水溶液中完全电离的电解质。强电解质在水溶液中全部以离子的形态存在。常见的强电解质有强酸、强碱和大多数的盐。
(3)弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质。弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡，溶液中存在弱电解质的分子及其电离产生的离子。常见的弱电解质有弱酸、弱碱和水。
[活学活用]
2．下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是( )
A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物
B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物
C．强电解质熔化时都完全电离，弱电解质在水溶液中部分电离
D．强电解质不一定能导电，弱电解质溶液的导电能力不一定比强电解质弱
答案 D
解析 判断强、弱电解质的根本依据是看电解质在水中是否完全电离，与其溶解度、浓度大小及水溶液导电能力的强弱无关。强极性的共价化合物如HCl也是强电解质，A错误；强、弱电解质与溶解性无关，B错误；溶于水或熔化时完全电离的电解质是强电解质，C错误；电解质导电是有条件的，溶液的导电性与溶液中离子所带的电荷浓度有关，D正确。
探究点三 溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性是由溶液中[H＋]与[OH－]的相对大小决定的。请填写下表：
[H＋]与[OH－] 相对大小
[H＋]的范围(25 ℃)
中性溶液
[OH－]＝[H＋]
[H＋]＝1.0×10－7 mol·L－1
酸性溶液
[OH－]<[H＋]
[H＋]>1.0×10－7 mol·L－1
碱性溶液
[OH－]>[H＋]
[H＋]<1.0×10－7 mol·L－1
2.溶液的pH
(1)定义：pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝－lg[H＋]。
(2)pH与溶液酸碱性的关系
(3)pH的取值范围为0～14，即只适用于[H＋]≤1 mol·L－1或[OH－]≤1 mol·L－1的电解质溶液，当[H＋]或[OH－]≥1 mol·L－1时，直接用[H＋]或[OH－]表示溶液的酸碱性。
3．溶液酸碱性的测定方法
(1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。
指示剂
变色范围(颜色与pH的关系)
石蕊
<5.0红色
5.0～8.0紫色
>8.0蓝色
酚酞
<8.2无色
8.2～10.0粉红色
>10.0红色
甲基橙
<3.1红色
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
(2)利用pH试纸测定，使用的正确操作为用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。
(3)利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。
[归纳总结]
溶液酸碱性的判断
(1)在25 ℃的溶液中：
pH<7 溶液呈酸性，pH越小，[H＋]越大，溶液的酸性越强。
pH＝7 溶液呈中性，[H＋]＝[OH－]＝1.0×10－7 mol·L－1。
pH>7 溶液呈碱性，pH越大，[OH－]越大，溶液的碱性越强。
(2)在任意温度下的溶液中：
[H＋]>[OH－] 溶液呈酸性
[H＋]＝[OH－] 溶液呈中性
[H＋]<[OH－] 溶液呈碱性
用[H＋]、[OH－]的相对大小来判断溶液酸碱性，则不受温度影响。
[活学活用]
3．下列关于溶液的酸碱性，说法正确的是( )
A．pH＝7的溶液呈中性
B．中性溶液中一定有[H＋]＝1.0×10－7 mol·L－1
C．[OH－]＝[H＋]的溶液呈中性
D．在100 ℃时，纯水的pH<7，因此显酸性
答案 C
解析 A项中运用pH判断溶液的酸碱性时，用到了水的离子积常数，它与温度有关，但A项未给出温度，所以错误；在中性溶液中[H＋]和[OH－]一定相等，但并不一定[OH－]＝[H＋]＝1.0×10－7 mol·L－1，所以B项错，C项正确；100 ℃的纯水中，虽然pH<7，但[H＋]＝[OH－]，还是中性，所以D错误。
1．下列说法正确的是( )
A．水的电离方程式：H2O===H＋＋OH－
B．升高温度，水的电离程度增大
C．在NaOH溶液中没有H＋
D．在HCl溶液中没有OH－
答案 B
解析 水是弱电解质，只有少部分电离，应用“??”表示，故A错；水的电离是吸热的，所以升高温度，电离程度增大，B正确；在NaOH溶液中[OH－]>[H＋]，在HCl溶液中[OH－]<[H＋]，在酸、碱溶液中都存在H＋和OH－，所以C、D项错误。
2．下列溶液一定显酸性的是( )
A．溶液中[OH－]>[H＋]
B．滴加紫色石蕊试液后变红色的溶液
C．溶液中[H＋]＝10－6 mol·L－1
D．pH<7的溶液
答案 B
解析 判断溶液酸碱性的关键是看[H＋]和[OH－]的相对大小，若[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性；而pH<7或[H＋]>10－7 mol·L－1，仅适用于常温时，若温度不确
定，就不能用来判断溶液的酸碱性；而B项中溶液可使紫色石蕊试液变红，则该溶液为酸性。
3．某温度下纯水中[H＋]＝2×10－7 mol·L－1，则此时[OH－]＝____________；该温度下向纯水中加盐酸使[H＋]＝5×10－6 mol·L－1，则此时[OH－]＝______________。
答案 2×10－7 mol·L－1 8×10－9 mol·L－1
解析 纯水中[H＋]＝[OH－]，则[OH－]＝2×10－7 mol·L－1；由于该温度下[H＋]＝[OH－]＝2×10－7 mol·L－1，则Kw＝4×10－14 mol2·L－2，那么加入盐酸后，[OH－]＝ mol·L－1＝8×10－9 mol·L－1。
4．现有如下各化合物：①酒精 ②氯化铵 ③氢氧化钡 ④氨水 ⑤H2SO4 ⑥铜 ⑦H3PO4 ⑧二氧化碳
请用物质序号填空：
(1)属于电解质的有______________。
(2)属于非电解质的有______________。
(3)属于强电解质的有__________。
(4)属于弱电解质的有__________。
答案 (1)②③⑤⑦ (2)①⑧ (3)②③⑤ (4)⑦
[基础过关]
一、水的离子积的应用
1．如果25 ℃时，Kw＝1.0×10－14 mol2·L－2，某温度下Kw＝1.0×10－12 mol2·L－2。这说明( )
A．某温度下的电离常数较大
B．前者的[H＋]较后者大
C．水的电离过程是一个放热过程
D．Kw和K电离无直接关系
答案 A
解析 由Kw导出过程可知，Kw和K电离是有直接关系的两个量Kw＝K电离[H2O]。
2．水的电离过程为H2O??H＋＋OH－，在25 ℃时，水的离子积Kw(25 ℃)＝1×10－14 mol2·L－2；在35 ℃时，水的离子积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．35 ℃时，[H＋]<[OH－]
C．35 ℃时的水比25 ℃时的水电离程度小
D．水的电离是吸热的
答案 D
解析 由题中条件可以看出，温度升高时，Kw增大；25 ℃时，[H＋]＝[OH－]＝1×10－7 mol·L－1；35 ℃时，[H＋]＝[OH－]＝1.45×10－7 mol·L－1；温度升高，[H＋]和[OH－]都增大，且始终相等，水的电离程度也增大，因温度升高平衡向正反应方向移动，故水的电离为吸热反应。
3．25 ℃时，在0.01 mol·L－1的硫酸溶液中，水电离出的H＋浓度是( )
A．5×10－13 mol·L－1 B．0.02 mol·L－1
C．1×10－7 mol·L－1 D．1×10－12 mol·L－1
答案 A
解析 H2SO4电离出的[H＋]＝0.02 mol·L－1，由25 ℃时Kw＝1×10－14 mol2·L－2可知[OH－]＝5×10－13 mol·L－1，OH－是由水电离产生的，则水电离产生的[H＋]＝[OH－]＝5×10－13 mol·L－1。
二、水的电离平衡移动
4．能影响水的电离平衡，并使溶液中的[H＋]>[OH－]的操作是( )
A．向水中投入一小块金属钠
B．将水加热煮沸
C．向水中通入二氧化碳气体
D．向水中加食盐晶体
答案 C
解析 钠和水反应生成氢气促进水的电离，使溶液中的[H＋]<[OH－]；将水加热，水的电离程度变大，但[H＋]＝[OH－]；向水中加食盐晶体对水的电离无影响；向水中通入二氧化碳气体生成碳酸，溶液中[H＋]>[OH－]。
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
答案 A
解析 水存在电离平衡：H2O??H＋＋OH－，加入NaHSO4，[H＋]增大，[OH－]减小，[H＋]·[OH－]不变，[H＋]/[OH－]增大。
三、强电解质和弱电解质的判断
6．下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是( )
A．熔融时不导电
B．水溶液的导电能力很差
C．不是离子化合物，而是极性共价化合物
D．溶液中已电离的离子和未电离的分子共存
答案 D
解析 判断强、弱电解质的关键，是判断该电解质在水溶液中能否完全电离，是否存在电离平衡。
7．下列说法正确的是( )
A．HR溶液的导电性较弱，HR属于弱酸
B．某化合物溶于水能导电，则该化合物为电解质
C．根据电解质在其水溶液中能否完全电离，将电解质分为强电解质和弱电解质
D．食盐是电解质，食盐的水溶液也是电解质
答案 C
解析 溶液的导电性决定于该溶液中自由移动离子的浓度，故A项错；化合物溶于水能导电，不能确定该化合物是电解质，该化合物也可能是非电解质，如SO2，故B项错；食盐和食盐水都是混合物，故食盐和食盐水都不是电解质。
四、溶液酸碱性的判断
8．下列说法正确的是( )
A．强酸的水溶液中不存在OH－
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＋]＝2×10－7 mol·L－1，其呈酸性
答案 C
解析 在酸性或碱性水溶液中均存在H＋和OH－，所以A错；pH＝0的溶液中[H＋]＝1.0 mol·L－1，并不是酸性最强的溶液，只是[H＋]>1.0 mol·L－1的溶液用pH表示酸性强弱不再方便，故B错；在温度一定时，[H＋][OH－]＝Kw是一个定值，故二者不能同时增大，故C对；纯水中，[H＋]＝[OH－]，呈中性，所以D错误。
9．在25 ℃时，某稀溶液中由水电离产生的H＋浓度为1.0×10－13 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不可能为13
答案 A
解析 由水电离产生的[H＋]＝1.0×10－13 mol·L－1，则由水电离产生的[OH－]＝1.0×10－13 mol·L－1。所以该溶液可能显酸性，也可能显碱性，显酸性时pH＝1，显碱性时pH＝13，故A正确。
10．25 ℃的下列溶液中，碱性最强的是( )
A．pH＝11的溶液
B．[OH－]＝0.12 mol·L－1
C．1 L含有4 g NaOH的溶液
D．[H＋]＝1×10－10 mol·L－1的溶液
答案 B
解析 常温下，可以根据pH或[H＋]比较溶液的酸碱性，同样也可以根据[OH－]的大小来比较。在此为了计算方便，可以求出A、C、D三个选项中溶液的[OH－]，依次为1×10－3mol·L－1、0.1 mol·L－1、1×10－4mol·L－1，然后再与B相比，就会发现B溶液中的[OH－]最大，碱性最强。
[能力提升]
11．有一学生在实验室测某溶液的pH。实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。
(1)该学生的操作是__________(填“正确的”或“不正确的”)，其理由是________________________________________________________________________。
(2)如不正确，请分析是否一定有误差。
答：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)若用此法分别测定[H＋]相等的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是__________，原因是________________________________________________________________________。
答案 (1)不正确的 若溶液不显中性，则H＋或OH－被稀释，测出的不是溶液中H＋或OH－对应的pH
(2)不一定有误差，当溶液为中性时则不产生误差
(3)盐酸 因为在稀释过程中醋酸继续电离产生H＋，使得溶液中[H＋]较盐酸溶液中的[H＋]大，误差较小
解析 用蒸馏水对pH试纸润湿后，再蘸取溶液测定溶液的pH，相当于是测量了原溶液稀释后的pH，若溶液是酸性溶液，pH增大，对于弱酸溶液(如醋酸溶液)来说，其pH变化相对较小；若是碱性溶液，其pH减小；若是中性溶液，溶液的pH不变。
12．(1)某温度(t ℃)时，水的Kw＝1×10－12 mol2·L－2，则该温度(填“>”、“<”或“＝”)______25 ℃，其理由是_________________________________。
(2)该温度下，[H＋]＝1×10－7 mol·L－1的溶液呈______(填“酸性”、“碱性”或“中性”)；若该溶液中只存在NaOH溶质，则由H2O电离出来的[OH－]＝________mol·L－1。
答案 (1)> 升温促进水电离，Kw增大
(2)碱性 1×10－7
解析 (1)升高温度，Kw增大，现Kw＝1×10－12 mol2·L－2>1×10－14 mol2·L－2，因此温度大于25 ℃。
(2)该温度下该溶液中[OH－]＝ mol·L－1＝1×10－5 mol·L－1，因为[OH－]>[H＋]，所以溶液呈碱性；NaOH溶液中由水电离出来的[OH－]等于溶液中的[H＋]，即为1×10－7 mol·L－1。
13．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____________________。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＋]是多少？
答案 (1)1×10－12 mol2·L－2 水的电离要吸热，温度升高，水的电离程度增大，即离子积增大
(2)否，在盐酸中[H＋]≠[OH－]，所以不可能处于B点。
(3)2×10－9 mol·L－1
14．已知室温时，0.1 mol·L－1的某一元酸HA在水中有 0.1% 发生电离，回答下列各问题：
(1)该溶液的pH＝________。
(2)HA的电离平衡常数K＝________。
(3)升高温度时，K将________(填“增大”、“减小”或“不变”)，pH将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(4)由HA电离出的[H＋]约为水电离出的[H＋]的______倍。
答案 (1)4 (2)1×10－7 mol·L－1 (3)增大 减小
(4)106
解析 (1)HA电离出的[H＋]＝(0.1×0.1%) mol·L－1＝1×10－4 mol·L－1，pH＝－lg(1×10－4)＝4；
(2)电离平衡常数K＝ mol·L－1＝1×10－7 mol·L－1；
(3)因HA??H＋＋A－，电离过程是吸热的，所以升高温度，[H＋]、[A－]均增大，则K增大，而pH减小；
(4)[H＋]HA＝1×10－4 mol·L－1，[H＋]水＝[OH－]＝ mol·L－1＝1×10－10 mol·L－1，所以[H＋]HA∶[H＋]水＝(1×10－4 mol·L－1)∶(1×10－10 mol·L－1)＝106。
[拓展探究]
15．中学化学实验中，淡黄色的pH试纸常用于测定溶液的酸碱性。在25 ℃时，若溶液的pH＝7，试纸不变色；若pH<7，试纸变红色；若pH>7，试纸变蓝色。而要精确测定溶液的pH，需用pH计。pH计主要通过测定溶液中H＋浓度来测定溶液的pH。
(1)已知水中存在如下平衡：
H2O＋H2O??H3O＋＋OH－ ΔH>0
现欲使平衡向右移动，且所得溶液呈酸性，选择的方法是________(填字母)。
A．向水中加入NaHSO4
B．向水中加入Cu(NO3)2
C．加热水至100 ℃(其中[H＋]＝1×10－6 mol·L－1)
D．在水中加入(NH4)2SO4
(2)现欲测定100 ℃沸水的pH及酸碱性，若用pH试纸测定，则试纸显__________色，溶液呈__________(填“酸”、“碱”或“中”)性；若用pH计测定，则pH________7(填“>”、“<”或“＝”)，溶液呈________(填“酸”、“碱”或“中”)性。
答案 (1)BD (2)淡黄 中 < 中
解析 (1)A加入NaHSO4后，[H＋]增大，水电离平衡逆向移动；B中加入Cu(NO3)2，溶液消耗OH－，水的电离平衡正向移动，溶液呈酸性；C中平衡正向移动，但溶液依然为中性；D中加入(NH4)2SO4，消耗OH－，平衡正向移动且呈酸性。(2)沸水仍呈中性，故用pH试纸测定应呈本来颜色；若用pH计测定，应小于7。
课件23张PPT。高中化学精品课件 ? 选修 化学反应原理第3章 物质在水溶液中的行为第1节 水溶液第1课时 水的电离、溶液的酸碱性水的电离
溶液的酸碱性本节知识目录学习目标定位熟悉水的电离，会正确书写水的电离方程式，会分析外界因素对水的电离平衡的影
响，能正确书写水的离子积常数表达式，知道溶液酸碱性与pH的关系。学习重难点：影响电离平衡因素因素水的离子积常数。知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新K＝[H2]·[I2]/[HI]2向右 增大 向左 不变 不 不变 2. 平衡常数的大小反映了化学反应进行的程度。K值越大，表示反应进行得越完全，反应物转化率大；K值越小，表示反应进行得越不完全，反应物转化率小。知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新熔融 水溶液导电 √ × √ √ 学习探究基础自学落实·重点互动探究H2O＋H2O? H3O＋＋OH－H2O??H＋＋OH－Kw＝[H＋]·[OH－]1.0×10－7mol·L－11.0×10－10mol·L－1在25 ℃时 55.6 mol 纯水中只有1×10－7 mol H2O电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，因此[H2O]可视为常数，K电离也为一常数。所以K电离 [H2O]必然也为常数，用Kw表示,
即Kw= K电离 [H2O ]学习探究基础自学落实·重点互动探究右移 左移 左移 右移 增大 减小 增大 减小 增大 增大 增大 减小 减小 减小 增大 增大 中性 酸性 碱性 碱性 增大 不变 不变 不变 水的电离平衡是电离平衡的一种，电离平衡又遵循勒·夏特列原理，所以按照
勒·夏特列原理分析。学习探究基础自学落实·重点互动探究(3)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动。1．水的离子积常数Kw＝[H＋] [OH－](1)Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。(2)常温时，Kw＝1.0×10－14 mol2·L-2，不仅适用于纯水，还适用于酸碱的稀溶液。(3)不同溶液中，[H＋]、[OH－]可能不同，但任何溶液中由水电离出的[H＋]与[OH－]总是相等的。2．外界条件对水的电离平衡的影响(1)因水的电离是吸热过程，故温度升高，会促进水的电离，[H＋]、[OH－]都增大，水仍呈中性。(2)外加酸(或碱)，水中[H＋]或[OH－]增大，会抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。学习探究基础自学落实·重点互动探究二者关系是：
Kw＝K电离 [H2O]C 学习探究基础自学落实·重点互动探究视频导学产生气泡且较快 产生气泡且较慢 Mg与盐酸反应速率大，表明盐酸中[H＋]较大不相同 相同物质的量浓度的盐酸和醋酸中[H＋]不相同不同的电解质在溶液中电离程度不同，
HCl比CH3COOH电离程度大。 分别试验等体积、等浓度的盐酸、醋酸溶液与等量镁条
的反应，并测定两种酸溶液的pH。填写下表：学习探究基础自学落实·重点互动探究(1)分类依据：根据电解质在水溶液中是否全部电离，可把电解质分为强电解质
和弱电解质。强电解质与弱电解质：(3)弱电解质：是在水溶液中只有部分电离的电解质。(2)强电解质：是在水溶液中能够全部电离的电解质。常见的强电解质有强酸、强碱和盐。常见的弱电解质有弱酸、弱碱和水。学习探究基础自学落实·重点互动探究I判断强、弱电解质的根本依据是看电解质在水中是否完全电离，与其溶解度、浓度大小及水溶液导电能力的强弱无关。强极性的共价化合物如HCl为强电解质如：BaSO4难溶但是强电解质有些强电解质熔化时不能电离，如H2SO4等，电解质导电是有条件的，溶液的导电性与溶液中离子所带的电荷浓度有关 D 学习探究基础自学落实·重点互动探究＝ ＝ < > > < 任意条件下学习探究基础自学落实·重点互动探究定义：pH是c(H+)的负对数，其表达式是pH=-lg［H+］。(2)pH与溶液酸碱性的关系：(1)定义：2. 溶液的pH(3)pH的取值范围为0～14，即只适用于[H＋]≤1 mol·L－1或[OH－]≤1 mol·L－1的电解质溶液，当[H＋]或[OH－]≥1 mol·L－1时，直接用[H＋]或[OH－]表示溶液的酸碱性。学习探究基础自学落实·重点互动探究3.溶液酸碱性的测定方法(1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围：(2)利用pH试纸测定： 使用的正确操作为用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。(3)利用pH计测定： 仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。学习探究基础自学落实·重点互动探究用[H＋]、[OH－]的相对大小来判断溶液酸碱性，则不受温度影响。溶液酸碱性的判断(1)在25 ℃的溶液中：pH<7溶液呈酸性，pH越小，[H＋]越大，溶液的酸性越强。pH＝7溶液呈中性，[H＋]＝[OH－]＝1.0×10－7 mol·L－1。溶液呈碱性，pH越大，[OH－]越大，溶液的碱性越强。(2)在任意温度下的溶液中：[H＋]>[OH－][H＋]＝[OH－] [H＋]<[OH－] pH>7 溶液呈酸性溶液呈中性溶液呈碱性学习探究基础自学落实·重点互动探究利用pH值和[H+]判断酸碱性时要考虑温度，只有在25℃时,pH=7和[H+]=1×10-7mol·L-1的溶液呈中性。C 学习探究基础自学落实·重点互动探究自我检测12检测学习效果·体验成功快乐34弱电解质电离要用可逆号任何溶液都有水，有水就电离生成H+和OH-B 自我检测检测学习效果·体验成功快乐1234B 应为小于石蕊的变红色，则该溶液为酸性与温度有关，在大于100 ℃时则不一定自我检测检测学习效果·体验成功快乐12348×10－9 mol·L－12×10－7 mol·L－1 自我检测检测学习效果·体验成功快乐1234⑦②③⑤⑦①⑧②③⑤本讲内容结束
请完成课时作业
第2课时 溶液的酸碱性与pH值
[目标要求] 1.了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。2.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。
一、溶液酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系
溶液酸碱性
[OH－]与[H＋]的关系
酸碱的强弱
溶液呈中性
[H＋]__[OH－]
溶液呈酸性
[H＋]__[OH－]
[H＋]越大，酸性越__
溶液呈碱性
[H＋]__[OH－]
[OH－]越大，碱性越__
二、溶液的pH值
1．pH的表达式：pH＝________。
2．pH的物理意义：pH可以表示溶液的酸碱性及其强弱。室温下，pH____，溶液呈中性；pH____，溶液呈碱性；pH____，溶液呈酸性。
3．pH的测定方法
(1)粗略测定：酸碱指示剂，pH试纸。
(2)精确测定：________。
知识点一 溶液的酸碱性
1．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
2．下列溶液一定显酸性的是( )
A．溶液中[OH－]>[H＋]
B．滴加紫色石蕊试液后变红色的溶液
C．溶液中[H＋]＝10－6 mol·L－1
D．pH<7的溶液
3．下列说法正确的是( )
A．pH<7的溶液不一定是酸溶液
B．常温下，pH＝5的溶液和pH＝3的溶液相比，前者[OH－]不一定是后者的100倍
C．室温下，每1×107个水分子中只有一个水分子发生电离
D．在1 mol·L－1的氨水中，改变外界条件使[NH]增大，则溶液的pH一定增大
知识点二 pH值
4．90℃时水的离子积KW＝3.8×10－13 mol2·L－2，该温度时纯水的pH是( )
A．等于7 B．小于7 C．大于7 D．无法确定
5．常温下，某溶液中由水电离产生的[H＋]＝1×10－11 mol·L－1，则该溶液的pH可能是( )
A．4 B．7 C．8 D．11
6．在常温下，将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH最接近于( )
A．8.3 B．8.7 C．9 D．9.7
练基础落实
1．25℃的下列溶液中，碱性最强的是( )
A．pH＝11的溶液
B．[OH－]＝0.12 mol·L－1
C．1 L中含有4 g NaOH的溶液
D．[H＋]＝1×10－10 mol·L－1的溶液
2．将pH为3和pH为5的稀盐酸等体积混合，所得溶液的pH为( )
A．3.7 B．3.3 C．4.7 D．5.3
3．下列说法正确的是( )
A．HCl溶液中无OH－
B．NaOH溶液中无H＋
C．KCl溶液中既无H＋也无OH－
D．常温下，任何物质的水溶液中都有H＋和OH－，且KW＝1×10－14 mol2·L－2
练方法技巧
4．在某温度时，水的离子积为1.0×10－12 mol2·L－2，若该温度下某溶液中[H＋]为1.0×10－7 mol·L－1，则该溶液( )
A．呈碱性 B．呈酸性 C．呈中性 D．[OH－]＝1 000[H＋]
5．在一定体积pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的KHSO4溶液。当溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH＝11。若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与KHSO4溶液的体积之和，则Ba(OH)2溶液与KHSO4溶液的体积比是( )
A．1∶9 B．1∶1 C．1∶2 D．1∶4
题号
1
2
3
4
5
答案
练综合拓展
6．在重水D2O中存在电离：D2OD＋＋OD－，因此，对D2O可以采用同pH一样的定义来规定pD，即pD＝－lg[D＋]。已知在某温度下，D2O达电离平衡时，[D＋][OD－]＝1.6×10－15 mol2·L－2，则纯净的D2O在此温度下的pD________7(填“>”、“<”或“＝”)。此温度下，若用0.01 mol DCl溶于D2O配成1 L溶液，pD________；若用0.01 mol NaOD溶于D2O配成1 L溶液时，pD________12(填“>”、“<”或“＝”)。
7．水的电离平衡曲线如图所示：
A点表示25℃时水在电离平衡时的离子浓度，当温度上升到100℃时，水的电离平衡到达B点。
(1)25℃时水的离子积为________________，100℃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______。
8．下图为10 mL一定物质的量浓度的HCl溶液用一定物质的量浓度的NaOH溶液滴定的图示。请根据图示计算：
(1)氢氧化钠溶液物质的量浓度是多少？
(2)A点时溶液的pH是多少？
基础落实
一、＝ > 强 < 强
二、1.－lg[H＋]
2．＝7 >7 <7
3．(2)pH计
对点训练
1．B [溶液呈中性的根本标志是[H＋]＝[OH－]。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也错误；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，使溶液显酸性或碱性，如SO2溶于水生成H2SO3，溶液显酸性，NH3溶于水生成NH3·H2O，溶液显碱性。]
2．B [判断溶液酸碱性的关键是看[H＋]和[OH－]相对大小，若[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性；而pH<7或[H＋]<10－7 mol·L－1，仅适用于常温时，若温度不确定，就不能用来判断溶液的酸碱性。而B项中可使紫色石蕊试液变红，则该溶液为酸性。]
3．A [A.当[H＋]>[OH－]时溶液才呈酸性，故A正确；B.pH＝5，[OH－]＝1×10－9 mol·L－1，pH＝3，[OH－]＝1×10－11 mol·L－1，前者[OH－]是后者的100倍，故B错；C.室温时，每升水有1×10－7 mol 水分子发生电离，即＝55.6 mol水分子中只有1×10－7 mol水分子电离，1×107个水分子中只有个水分子电离，故C错；D.氨水中存在NH3·H2ONH＋OH－平衡，当加NH4Cl晶体时，[NH]增大，平衡向左移动，[OH－]减小，pH减小，故D错。]
4．B [25℃时，在纯水中[H＋]＝[OH－]＝10－7 mol·L－1，pH为7，KW＝[H＋][OH－]＝1×10－14 mol2·L－2。当温度升高时，纯水的电离度增大，[H＋]＝[OH－]>10－7 mol·L－1，pH<7，答案应选B。]
5．D [由题意知由水电离产生的[H＋]＝1×10－11 mol·L－1<1×10－7 mol·L－1，抑制了水的电离，可能是酸，也可能是碱，若是酸，[H＋]＝1×10－3 mol·L－1，pH＝3，若是碱，[OH－]＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11。]
6．D [本题考查有关混合溶液pH的计算。有关稀溶液混合，总体积近似等于两种溶液体积之和。强碱溶液混合，应按[OH－]计算：[OH－]混＝(1×10－6 mol·L－1＋1×10－4 mol·L－1)/2＝5.05×10－5 mol·L－1，[H＋]混＝KW/[OH－]≈2×10－10 mol·L－1，pH＝9.7。]
课时作业
1．B [常温下，可以根据pH或[H＋]比较溶液的酸碱性，也同样可以根据[OH－]的大小来比较。在此为了计算方便，可以求出A、C、D三个选项中溶液的[OH－]，依次为1×10－3mol·L－1、0.1 mol·L－1、1×10－4mol·L－1，然后再与B相比，就会发现B中溶液的[OH－]最大，碱性最强。]
2．B [酸溶液混合后，H＋的物质的量等于原来两酸溶液H＋的物质的量之和，从而求出[H＋]及溶液的pH。
[H＋]＝
＝5.05×10－4 mol·L－1，pH＝－lg(5.05×10－4)＝3.3。]
3．D [无论是酸、碱还是盐类，无论是电解质还是非电解质，只要在水溶液中，都存在H2OH＋＋OH－动态平衡，由勒·夏特列原理知，HCl、NaOH、KCl溶液中都存在一定量的H＋和OH－，故A、B、C都不正确。25℃时，在任何物质的水溶液中都有：KW＝[H＋][OH－]＝1×10－14 mol2·L－2。因为水的电离是吸热反应，改变温度，电离平衡必将发生移动，[H＋]、[OH－]都将改变，所以KW也将改变，只有在常温下KW＝1×10－14 mol2·L－2。]
4．A [解题的关键是熟悉溶液酸碱性的判断方法及其本质原理。在一定温度下，KW为常数。根据KW可进行[H＋]和[OH－]的互相换算。已知[H＋]和[OH－]，若[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性；若[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性；若[H＋]<[OH－]，溶液呈碱性。此题中[H＋]＝1.0×10－7 mol·L－1，则[OH－]＝ mol·L－1＝1.0×10－5 mol·L－1，可见[H＋]<[OH－]且[OH－]＝100[H＋]。]
5．D [本题通过Ba(OH)2与KHSO4的反应综合考查了pH的计算和有关物质的量浓度的计算，侧重考查学生的计算能力。设Ba(OH)2和KHSO4的体积分别为V1和V2，设KHSO4的物质的量浓度为c，根据题意得方程组
将②中c代入①整理得V1∶V2＝1∶4，故选D。]
6．> 2 >
解析 本题综合了有关水的离子积、溶液的pH等知识，考查知识迁移与信息处理能力。解题关键是对pD定义和D2O离子积常数的理解。
由D2O的KW＝1.6×10－15 mol2·L－2，得pKW＝15－lg1.6，故纯D2O中，pD＝pKW＝－lg1.6>7。
用0.01 mol DCl溶于D2O配成1 L溶液，在形成的DCl溶液中[D＋]＝0.01 mol·L－1
故pD＝－lg[D＋]＝－lg 0.01＝2。
用0.01 mol NaOD溶于D2O配成1L溶液，在形成的NaOD中，[OD－]＝0.01 mol·L－1，pOD＝2，pD＝pKW－pOD＝15－lg1.6－2＝13－lg1.6>12。
7．(1)1.0×10－14 mol2·L－2 1.0×10－12 mol2·L－2
(2)2∶9
解析 (1)由图可知：25℃时纯水中[H＋]＝[OH－]＝1.0×10－7 mol·L－1，此时水的离子积为1.0×10－14 mol2·L－2；100℃时，纯水中[H＋]＝[OH－]＝1.0×10－6 mol·L－1，此时水的离子积为1.0×10－12 mol2·L－2。
(2)100℃时，pH＝7，溶液呈碱性，则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＝。
8．(1)0.05 mol·L－1 (2)2
解析 (1)根据题给图象可以看出，在氢氧化钠的体积为0时，盐酸溶液的pH＝1，故可求出盐酸溶液的物质的量浓度为0.1 mol·L－1；再根据pH＝7时，用去氢氧化钠溶液的体积为20 mL，此时盐酸与氢氧化钠恰好完全反应，则有0.01 L×0.1 mol·L－1＝0.02 L×[NaOH]，即[NaOH]＝0.05 mol·L－1。
(2)A点时，显然盐酸是过量的，则加入的氢氧化钠与盐酸反应后剩余的盐酸为0.01 L×0.1 mol·L－1－0.015 L×0.05 mol·L－1＝0.000 25 mol，此时，溶液的总体积为0.01 L＋0.015 L＝0.025 L，所以A点时溶液中的H＋浓度为[H＋]＝＝1×10－2 mol·L－1，所以pH＝2。
第2课时 溶液pH的计算
[学习目标定位] 1.学会pH的简单计算。2.知道溶液稀释时pH的变化规律，会计算各类混合溶液的pH。
根据pH＝－lg[H＋]计算溶液pH的关键是先判断溶液的酸碱性，然后再确定溶液的[H＋]。
(1)若为强酸溶液：可由强酸的浓度直接求[H＋]，再计算其pH。如：
①常温下，1.0×10－4 mol·L－1盐酸溶液的pH为4；
②常温下，5.0×10－3 mol·L－1硫酸溶液的pH为2。
(2)若为强碱溶液：先确定溶液中的[OH－]，由Kw求出[H＋]，再计算其pH。如：
①常温下，将0.4 g NaOH固体溶于水得到1 L溶液，该溶液的pH为12；
②常温下，b mol·L－1强碱B(OH)n溶液的pH为14＋lg(nb)。
探究点一 酸、碱溶液混合后pH计算方法
1．室温下pH＝2的盐酸与pH＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的[H＋]为1.0×10－3_mol·L－1，pH为3；若等体积混合后，溶液的pH为2.3。
2．室温下将200 mL 5×10－3 mol·L－1 NaOH溶液与100 mL 2×10－2 mol·L－1 NaOH溶液混合后，溶液的[OH－]为1.0×10－2_mol·L－1，[H＋]为1.0×10－12_mol·L－1，pH为12。
3．室温下pH＝12的NaOH溶液与pH＝2的硫酸，若等体积混合后，溶液的pH为7；若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH为3；若按11∶9的体积比混合后，溶液的pH为11。
[归纳总结]
溶液pH的计算方法
1．强酸、强碱溶液的pH计算方法
先求出强酸、强碱溶液中的[H＋]，强酸直接由酸的浓度求出，强碱先由碱的浓度求出[OH－]，再根据水的离子积换算出[H＋]，然后用公式pH＝－lg[H＋]求出pH。
2．酸、碱溶液混合后pH计算方法
(1)强酸与强酸混合
[H＋]混＝，然后再求pH。
(2)强碱与强碱混合
先计算：[OH－]混＝
再求[H＋]混＝，最后求pH。
(3)强酸与强碱混合
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7。
②酸过量：
先求[H＋]余＝，再求pH。
③碱过量：
先求[OH－]余＝，
再求[H＋]＝，然后求pH。
[活学活用]
1．常温下，将0.1 mol·L－1HCl溶液和0.06 mol·L－1的Ba(OH)2溶液等体积混合后，则该溶液的pH是( )
A．1.7 B．12.3 C．12 D．1
答案 C
解析 这是强酸和强碱的混合，要先判断混合液的酸碱性。
酸中 [H＋]＝0.1 mol·l－1
碱中 [OH－]＝0.12 mol·l－1
等体积混合碱过量
[OH－]＝＝0.01 mol·l－1
[H＋]＝＝1×10－12 mol·l－1
pH＝－lg[H＋]＝12。
2．常温下，pH＝13的强碱溶液与pH＝2的强酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，则强碱与强酸的体积比是( )
A．11∶1 B．9∶1 C．1∶11 D．1∶9
答案 D
解析 可设碱与酸的体积分别为V碱和V酸，由题意可知，混合后碱过量，可列等式：＝10－(14－11)，解之可得V碱∶V酸＝1∶9。
探究点二 酸、碱溶液稀释后的pH变化规律
1．计算下列酸溶液稀释后的pH
(1)pH＝2的盐酸，若加水稀释10倍，其pH为3；若加水稀释10n倍，其pH为2＋n(其中2＋n<7)。
(2)若将pH＝5的盐酸加水稀释103倍，其pH接近于7。
(3)pH＝2的醋酸(一元弱酸)溶液，加水稀释10倍，其pH大小范围应是2
2．计算下列碱溶液稀释后的pH
(1)pH＝11的氢氧化钠溶液，若加水稀释10倍，其pH为10；若加水稀释10n倍，其pH为11－n(其中11－n>7)。
(2)pH＝11的氨水，若加水稀释10n倍，其pH大小范围应是(11－n)[归纳总结]
(1)对于pH＝a的强酸和弱酸溶液，每稀释10n倍，强酸的pH就增大n个单位，即pH＝a＋n(其中a＋n<7)；由于稀释过程中，弱酸还会继续电离，故弱酸的pH范围是a(2)对于pH＝b的强碱和弱碱溶液，每稀释10n倍，强碱的pH减小n个单位，即pH＝b－n(其中b－n>7)；由于稀释过程中，弱碱还会继续电离，故弱碱的pH范围是b－n7)；碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能小于7。如图Ⅱ所示。
[活学活用]
3．常温下，关于溶液的稀释下列说法正确的是( )
A．pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，pH＝5
B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的[H＋]＝1×10－6 mol·L－1
C．将1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L，pH＝13
D．pH＝8的NaOH溶液稀释100倍，其pH＝6
答案 C
解析 A项，pH＝3的醋酸溶液在稀释过程中电离平衡正向移动，稀释100倍时，31．溶液pH计算
碱按碱、酸按酸，同强混合在中间，
异强混合看过量，无限稀释7为限。
2．pH差值≥2的两种强酸等体积混合后，pH混＝pH小＋0.3
pH差值≥2的两种强碱等体积混合后，pH混＝pH大－0.3
1．将100 mL 0.001 mol·L－1的盐酸和50 mL pH＝3的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH为(设混合后溶液体积的变化忽略不计)( )
A．4.5 B．2.7 C．3.3 D．3
答案 D
解析 两种酸混合后，溶液中的[H＋]＝
＝0.001 mol·L－1，所以溶液的pH＝－lg[H＋]
＝－lg0.001＝3。
2．现有常温时pH＝1的某强酸溶液10 mL，下列操作能使溶液的pH变成2的是( )
A．加水稀释成100 mL
B．加入10 mL的水进行稀释
C．加入10 mL 0.01 mol·L－1的NaOH溶液
D．加入10 mL 0.01 mol·L－1的HCl溶液
答案 A
解析 A加水稀释为原溶液体积的10倍，强酸的pH正好增大1个单位。
3．室温下，下列溶液等体积混合后，所得溶液的pH一定大于7的是( )
A．0.1 mol·L－1的盐酸和0.1 mol·L－1的氢氧化钠溶液
B．0.1 mol·L－1的盐酸和0.05 mol·L－1的氢氧化钡溶液
C．pH＝4的醋酸溶液和pH＝10的氢氧化钠溶液
D．pH＝4的盐酸和pH＝10的氨水
答案 D
解析 本题考查了酸碱反应后溶液pH的计算及判断。HCl为一元强酸，NaOH为一元强碱，Ba(OH)2为二元强碱，故等体积等物质的量浓度的HCl与NaOH恰好中和，pH＝7，与Ba(OH)2反应时，[H＋]＝[OH－]＝2[Ba(OH)2]，pH＝7，故A、B错误；pH＝4的醋酸溶液中电离出的[H＋]＝1×10－4 mol·L－1，pH＝10的NaOH溶液电离出的[OH－]＝1×10－4 mol·L－1，因此仅CH3COOH电离出的H＋恰好与NaOH中和，此外溶液中还含有大量的CH3COOH分子，故pH<7，同理，D项中氨水过量，溶液显碱性，pH>7，故C错误，D正确。
4．下列叙述正确的是( )
A．100 ℃纯水的pH＝6，所以水在100 ℃时呈酸性
B．pH＝3的盐酸溶液，稀释至10倍后pH>4
C．0.2 mol·L－1的醋酸，与等体积水混合后pH＝1
D．pH＝3的盐酸溶液与pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH＝7
答案 D
解析 A选项中因为是纯水，不管其pH为多少都呈中性；B选项中盐酸是强酸，所以每稀释10倍pH增大1，故pH＝4；C选项中将0.2 mol·L－1的醋酸，与等体积水混合后，溶液的浓度变为0.1 mol·L－1，但由于醋酸是弱酸，所以pH大于1；D选项中盐酸与氢氧化钠恰好完全反应，所以呈中性。
5.在某温度下的水溶液中，[H＋]＝10x mol·L－1，[OH－]＝10y mol·L－1，x与y的关系如图所示。
(1)该温度下，水的离子积为____________。
(2)该温度下，0.01 mol·L－1 NaOH溶液的pH为________。
答案 (1)10－15 mol2·L－2 (2)13
解析 (1)由图可知：该温度下，水的离子积Kw＝[H＋][OH－]＝10x·10y mol2·L－2＝10x＋y mol2·L－2＝10－15 mol2·L－2。
(2)该温度下，0.01 mol·L－1 NaOH溶液中[OH－]＝0.01 mol·L－1，则[H＋]＝10－13 mol·L－1，因此溶液pH＝13。
[基础过关]
一、溶液pH的计算
1．温度为25 ℃时，将0.23 g钠投入到100 g水中充分反应，假设反应后溶液体积为100 mL，则该溶液的pH为( )
A．1 B．13
C．12 D．10
答案 B
解析 n(Na)＝＝0.01 mol，由2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑可得n(NaOH)＝0.01 mol，则[OH－]＝＝0.1 mol·L－1，[H＋]＝＝ mol·L－1＝1.0×10－13 mol·L－1，故pH＝13。
2．pH＝2和pH＝4的两种稀硫酸，等体积混合后，下列结论正确的是(设混合后溶液体积的变化忽略不计)( )
A．[H＋]＝1×10－3 mol·L－1
B．[OH－]＝2×10－12 mol·L－1
C．pH＝2.3
D．pH＝3
答案 C
解析 强酸等体积混合，利用近似计算：pH＝2＋0.3＝2.3，[H＋]＝1×10－2.3 mol·L－1。
3．已知在100 ℃的温度下(本题涉及的溶液其温度均为100 ℃)，水的离子积Kw＝1.0×10－12 mol2·L－2。下列说法中正确的是( )
A．0.05 mol·L－1的H2SO4溶液，pH＝1
B．0.001 mol·L－1的NaOH溶液，pH＝11
C．0.005 mol·L－1的H2SO4溶液与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为6，溶液显酸性
D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝11的NaOH溶液50 mL
答案 A
解析 0.05 mol·L－1的H2SO4溶液中[H＋]＝0.10 mol·L－1，pH＝1。
4．常温下，将pH＝1的硫酸溶液平均分成两等份，一份加入适量水，另一份加入与该硫酸溶液物质的量浓度相同的氢氧化钠溶液，两者pH都升高了1。则加入水和加入NaOH溶液的体积比约为( )
A．11∶1 B．10∶1 C．6∶1 D．5∶1
答案 C
解析 设所取每份硫酸的体积为V1，使硫酸由pH＝1变为pH＝2，所加水的体积为9V1，又设所加NaOH溶液的体积为V2，则有[H＋]＝ mol·L－1＝0.01 mol·L－1，解得V2＝V1，即V水∶VNaOH＝6∶1。
5．室温时，将x mL pH＝a的稀NaOH溶液与y mL pH＝b的稀盐酸充分反应。下列关于反应后溶液pH的判断，正确的是( )
A．若x＝y，且a＋b＝14，则pH>7
B．若10x＝y，且a＋b＝13，则pH＝7
C．若ax＝by，且a＋b＝13，则pH＝7
D．若x＝10y，且a＋b＝14，则pH>7
答案 D
解析 由题意得：n(NaOH)＝x×10a－14×10－3 mol，n(HCl)＝y×10－b×10－3 mol，则＝×10a＋b－14
当x＝y，且a＋b＝14时，＝1，所以pH＝7，A错；当10x＝y，a＋b＝13时，＝，所以pH<7，B错；当ax＝by，a＋b＝13时，＝，所以pH<7，C错；当x＝10y，且a＋b＝14时，＝10，所以pH>7，D正确。
二、溶液稀释后pH的变化规律
6．将10 mL pH＝1的CH3COOH溶液加水稀释至100 mL后，溶液的pH为( )
A．2 B．2C．1答案 C
解析 弱酸、弱碱在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体的数值，只能确定其pH的范围。
7．在25 ℃的条件下，将体积都为10 mL，pH都等于3的醋酸和盐酸，加水稀释到a mL和 b mL，测得稀释后溶液的pH均为5，则稀释时加入水的体积为( )
A．a＝b＝1000 mL B．a＝b>1000 mL
C．ab
答案 D
解析 在溶液中，盐酸电离是不可逆的，而CH3COOH的电离是可逆的，存在电离平衡，若a＝b，稀释后的CH3COOH溶液pH<5，若使CH3COOH溶液pH＝5，就必须继续加水稀释，即a>b。
8．pH相等的盐酸溶液和醋酸溶液都稀释相同的倍数后，pH的大小关系是( )
A．盐酸>醋酸 B．醋酸>盐酸
C．盐酸＝醋酸 D．无法判断
答案 A
解析 醋酸溶液中存在电离平衡，加水稀释时，平衡向右移动，产生更多H＋，使[H＋]降低的程度小于盐酸。
9．有关pH计算结果一定正确的是( )
①强酸pH＝a，加水稀释到10n倍，则pH＝a＋n
②弱酸pH＝a，加水稀释到10n倍，则pH③强碱pH＝b，加水稀释到10n倍，则pH＝b－n
④弱碱pH＝b，加水稀释到10n倍，则pH>b－n(b－n>7)
A．①② B．②③
C．③④ D．②④
答案 D
解析 本题考查溶液稀释后的pH计算。强酸、强碱稀释时，其稀释的离子分别为H＋、OH－，故酸的稀释pH与碱的稀释pH在计算上不同。
若为强酸时，pH＝a，[H＋]＝10－a mol·L－1，加水稀释到10n倍，稀释后[H＋]＝10－(a＋n) mol·L－1，则pH＝n＋a，但这时稀释程度不大，当(a＋n)接近7时，应考虑水的电离，此时(a＋n)<7，故①不完全正确。
若为强碱时，pH＝b，则[H＋]＝10－b mol·L－1，即[OH－]＝10－14＋b，加水稀释到10n倍后，[OH－]＝10－14＋b－n，换算成[H＋]＝10n－b，即pH＝b－n。同理，稀释到很稀时，应考虑水的电离，此时(b－n)>7，故③不完全正确。弱酸与弱碱稀释时除考虑稀释因素外，还要考虑稀释对弱酸与弱碱电离的促进。
三、强酸与弱酸(或强碱与弱碱)的比较与判断
10．pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如右图所示。分别滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则( )
A．x为弱酸，VxVy
C．y为弱酸，VxVy
答案 C
解析 由图知：将一元酸x和y分别稀释10倍，pH的变化量ΔpHx＝1，ΔpHy<1，所以x为强酸，而y为弱酸。pH＝2时弱酸y的浓度大，滴加NaOH至pH＝7时需NaOH溶液的体积则y要比x大。
11．pH＝3的两种一元酸HX和HY溶液，分别取50 mL加入足量的镁粉，充分反应后，收集到H2的体积分别为V(HX)和V(HY)，若V(HX)>V(HY)，则下列说法正确的是( )
A．HX可能是强酸
B．HY一定是强酸
C．HX的酸性强于HY的酸性
D．反应开始时二者生成H2的速率相等
答案 D
解析 本题考查了强、弱酸的判断及溶液酸性大小的比较。据题意，Mg粉足量，酸不足，应根据酸的物质的量来计算H2的体积，由V(HX)>V(HY)知pH相等时，HX的物质的量浓度比HY的大，即HX是酸性比HY弱的弱酸，但无法判断HY是强酸还是弱酸，故A、B、C错误；D项反应开始时的速率取决于[H＋]，因为开始时[H＋]相等，故D项正确。
12．室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是( )
A．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合
B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合
C．pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合
D．pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合
答案 C
解析 A项，由于氨水是弱碱，部分电离，其浓度远大于10－3 mol·L－1，故盐酸与氨水混合后，氨水过量，反应后溶液显碱性，同理，D项反应后的溶液也显碱性；B项，盐酸电离出的氢离子与氢氧化钡电离出的氢氧根离子的物质的量相等，它们恰好完全反应，反应后溶液显中性；C项，醋酸是弱酸，部分电离，其浓度远大于10－3 mol·L－1，与氢氧化钡反应后，醋酸过量，反应后溶液显酸性，即pH小于7，故该项正确。
[能力提升]
13．为更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度(AG)的概念，AG＝lg，则下列叙述正确的是( )
A．中性溶液的AG＝1
B．酸性溶液的AG＜0
C．常温下0.1 mol·L－1 NaOH溶液的AG＝12
D．常温下0.1 mol·L－1盐酸溶液的AG＝12
答案 D
解析 中性溶液中＝1，AG＝0；酸性溶液中，＞1，AG＞0；常温下0.1 mol·L－1 氢氧化钠溶液中，＝10－12，AG＝－12；常温下0.1 mol·L－1 盐酸溶液中，＝1012，AG＝12。
14．室温下，有pH＝12的NaOH溶液100 mL，要使它的pH降为11。(假设溶液混合体积等于稀释前两液体体积之和)
(1)若加入蒸馏水，应加________mL。
(2)若加入pH为10的NaOH溶液，应加________mL。
(3)若加入0.01 mol·L－1的盐酸，应加________mL。
答案 (1)900 (2)1 000 (3)81.8
解析 本题考查了溶液稀释的三种方法：加水稀释；加入更稀的溶液稀释；加入能消耗溶质的溶液稀释。
(1)加水稀释pH＝12的NaOH溶液至pH＝11，应使体积增大至原来的10倍，所以需加水900 mL。
(2)设需pH＝10的NaOH溶液体积为V，那么：
＝
1×10－3 mol·L－1，V＝1 L＝1 000 mL。
(3)设需0.01 mol·L－1的盐酸体积为V，那么：＝10－3 mol·L－1，V＝81.8 mL。
15．某温度(t ℃)时，水的离子积为Kw＝1×10－13 mol2·L－2。若将此温度下pH＝11的苛性钠溶液a L与pH＝1的稀硫酸b L混合(设混合后溶液体积的微小变化忽略不计)，试通过计算填写以下不同情况时两种溶液的体积比。
(1)若所得混合溶液为中性，则a∶b＝
________________________________________________________________________；
此溶液中各种离子的浓度由大到小的排列顺序是
________________________________________________________________________。
(2)若所得混合溶液的pH＝2，则a∶b＝
________________________________________________________________________。
此溶液中各种离子的浓度由大到小的排列顺序是
________________________________________________________________________。
答案 (1)10∶1 [Na＋]>[SO]>[H＋]＝[OH－]
(2)9∶2 [H＋]>[SO]>[Na＋]>[OH－]
解析 (1)若混合后溶液为中性，则＝＝，溶液中溶质恰为Na2SO4，所以[Na＋]>[SO]>[H＋]＝[OH－]。
(2)混合液的pH＝2，则[H＋]＝0.01 mol·L－1，硫酸过量。[H＋]＝，即＝0.01，解之得a∶b＝9∶2，[Na＋]＝ mol·L－1，[SO]＝ mol·L－1，所以[H＋]>[SO]>[Na＋]>[OH－]。
16．在25 ℃时，有pH为x的盐酸和pH为y的NaOH溶液，取Vx L该盐酸同该NaOH溶液中和，需Vy L NaOH溶液。问：
(1)若x＋y＝14，＝_______________________________________________(填数值)；
(2)若x＋y＝13，＝____________________________________________(填数值)；
(3)若x＋y>14，＝_____________________________________________(表达式)，
且Vx________Vy(填“>”、“<”或“＝”)(题中x≤6，y≥8)。
答案 (1)1 (2) (3)10x＋y－14 >
解析 pH＝x的HCl，[H＋]＝10－x mol·L－1，pH＝y的NaOH溶液，[OH－]＝10y－14 mol·L－1，则Vx·10－x＝Vy·10y－14，＝10x＋y－14。
(1)x＋y＝14，＝1；
(2)x＋y＝13，＝10－1＝；
(3)x＋y>14，＝10x＋y－14>1，Vx>Vy。
[拓展探究]
17．25 ℃时，若体积为Va、pH＝a的某一元强酸与体积为Vb、pH＝b的某一元强碱混合，恰好中和，且已知Va(1)a值可否等于3(填“可”或“否”)__________，其理由是
________________________________________________________________________。
(2)a值可否等于5(填“可”或“否”)__________，其理由是
________________________________________________________________________。
(3)a的取值范围是
________________________________________________________________________。
答案 (1)否 若a＝3，则b＝6，碱性溶液pH＝b>7，与题意不符，故a≠3
(2)否 若a＝5，[H＋]a＝10－5 mol·L－1，则b＝10，[OH－]b＝10－4 mol·L－1，＝>1，而已知Va(3)解析 (3)＝＝＝＝10(a＋b－14)<1，所以a＋b－14<0，而a＝0.5b，即3a<14，a<。又pH碱＝b＝2a>7，a>。所以，课件18张PPT。高中化学精品课件 ? 选修 化学反应原理第2课时 溶液pH的计算第3章 物质在水溶液中的行为第1节 水溶液溶液pH的计算 本节知识目录学习目标定位1.学会pH的简单计算。
2.了解溶液稀释时pH的变化规律，会计算各类混合溶液的pH。学习重难点：pH的简单计算。知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新1.pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝－lg[H＋]。2.溶液酸碱性的判断[H＋]>[OH－] [H＋]＝[OH－] [H＋]<[OH－] 溶液呈酸性溶液呈中性溶液呈碱性4 2 12 14＋lg(nb) 学习探究基础自学落实·重点互动探究1.0×10－3 mol·L－13 1.0×10－2 mol·L－11.0×10－12 mol·L－112 7 3 11 Kw=[H+][OH-] (1)酸性溶液，先求[H+]，再求pH。方法:(2)碱性溶液，先求[OH -]，再求[H+]，最后求pH。公式：pH=－lg[H+]学习探究基础自学落实·重点互动探究溶液pH的计算方法：1．强酸、强碱溶液的pH计算方法酸性溶液，先求[H+]，再求pH。碱性溶液，先求[OH -]，再求[H+]，最后求pH。2．酸、碱溶液混合后pH计算方法(1)强酸与强酸混合(2)强碱与强碱混合(3)强酸与强碱混合求[H+]求pH值求[OH-]求[H+]求pH值pH=－lg[H+]Kw=[H+][OH-] ①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7②酸过量： ③碱过量： 求[H+]求pH值求[OH-]求[H+]求pH值学习探究基础自学落实·重点互动探究这是强酸和强碱的混合，要先判断混合液的酸碱性。 [H＋]＝0.1 mol·L－1 酸中 [OH－]＝0.12 mol·L－1 碱中等体积混合碱过量 C 学习探究I基础自学落实·重点互动探究D 设碱与酸的体积分别为V碱和V酸解之可得V碱∶V酸＝1∶9。学习探究基础自学落实·重点互动探究3 2＋n(其中2+n<7) 接近于7 2 多少倍，酸还是酸，碱还是碱；其浓度越来越接近于水。对于弱酸或弱碱的稀释可促进其电离，继续电离出H+或OH- ，故浓度变化要小。学习探究基础自学落实·重点互动探究(1)对于 pH＝a 的强酸和弱酸溶液，每稀释 10n 倍，强酸的 pH 就
单位，即 pH＝ ；由于稀释过程中，弱酸还会继续电离，故弱酸的pH范围是___________________________；酸溶液无限稀释，pH 只能无限接近于7，不能 7。如图Ⅰ所示。(2)对于 pH＝b 的强碱和弱碱溶液，每稀释 10n 倍，强碱的 pH __________单位，即pH＝ ；由于稀释过程中，
弱碱还会继续电离，故弱碱的pH范围是 ；碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能 7。如图Ⅱ所示。增大n个a＋n(其中a＋n<7) a7) b－n7)小于 学习探究基础自学落实·重点互动探究弱酸pH变化小于2，故3[OH－]＝1×10－8 mol·L－1NaOH是碱溶液，无论怎么稀释，pH在常温下不可能为6，只能无限接近于7
C 学习探究基础自学落实·重点互动探究pH差值≥2的两种强碱等体积混合后，pH混＝pH大－0.31．溶液pH计算碱按碱、酸按酸，同强混合在中间，
异强混合看过量，无限稀释 7 为限。2．pH差值≥2的两种强酸等体积混合后，pH混＝pH小＋0.3自我检测12检测学习效果·体验成功快乐345D 自我检测检测学习效果·体验成功快乐12345A 加水稀释为原溶液体积的10倍，强酸的pH正好增大1个单位。
自我检测检测学习效果·体验成功快乐12345D c(H＋)＝c(OH－)pH＝7 由pH=4可知[H+]=10-4mol·L-1
由pH=10可知[OH-]=10-4mol·L-1电离出的H＋恰好与OH-中和 醋酸是弱酸,可继续电离使溶液呈酸性，pH<7 ；氨水是弱碱，可继续电离使溶液呈碱性，pH>7 。自我检测检测学习效果·体验成功快乐12345纯水，不管其 pH 为多少都是呈中性 盐酸是强酸，所以每稀释 10 倍 pH 增大 1，故 pH＝40.2 mol·L－1 的醋酸，与等体积水混合后，溶液的浓度变为 0.1 mol·L－1，但由于醋酸是弱酸，所以 pH 大于 1D 自我检测检测学习效果·体验成功快乐12345 1.0×10－15 13 该温度下，水的离子积 Kw＝[H＋] [OH－]＝(1.0×10x)·(1.0×10y) mol2·
L-2＝1.0×10x＋y mol2·L-2＝1.0×10－15 mol2·L-2。x＋y=15mol2·L-2本讲内容结束
请完成课时作业
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
[目标要求] 1.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。2.知道电离平衡常数的含义，能说明温度、浓度、外加物质对电离平衡的影响。3.通过介绍与电离平衡相关的应用知识，体会化学知识在人类生产、生活中的应用。
一、电离平衡常数
1．在一定条件下达到________________时，弱电解质电离形成的各种________的浓度的____________与溶液中未电离的________的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称____________。电离常数服从化学平衡常数的一般规律，它受__________影响，在稀溶液中与溶液的________无关。电离常数表征了弱电解质的____________，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____________。
2．弱酸在水中的电离常数通常用Ka表示。
例如：CH3COOHH＋＋CH3COO－
Ka＝________________________
在一定温度下，当弱酸的浓度相同时，弱酸的电离常数越大，达到电离平衡时电离出的H＋越多，酸性越____；反之，酸性越____。例如，氢氟酸、醋酸、氢氰酸(HCN)在室温下的电离常数分别为：Ka(HF)＝6.8×10－4 mol·L－1，Ka(CH3COOH)＝1.7×10－5 mol·L－1，Ka(HCN)＝6.2×10－10 mol·L－1，Ka的数值表明，这三种酸的酸性由强到弱的顺序是：
________________________________________________________________________。
3．多元弱酸的电离是________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。多元弱酸的各级电离常数逐级________且一般相差10倍以上，所以其水溶液中的H＋主要是由________电离产生的。
对于弱碱来说，也有类似弱酸的规律。弱碱在水中的电离常数通常用________表示。例如：NH3·H2ONH＋OH－
Kb＝________________________
二、影响电离平衡的因素
1．与其他平衡相同，弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小主要是由电解质________________决定的，同时受到外界条件的影响。电离过程的热效应________，在温度变化不大的情况下，一般不考虑温度变化对电离平衡的影响。
2．在一定温度下，浓度的变化会影响电离平衡。对于同一弱电解质来说，溶液越____，离子相互碰撞结合成分子的机会越____，弱电解质的电离程度就越____。因此，稀释溶液会促使弱电解质的电离平衡向________的方向移动。
3．如果加入含有弱电解质离子的强电解质，会使弱电解质的电离平衡向______________的方向移动。例如，向CH3COOH溶液中加入少量醋酸钠固体，由于溶液中CH3COO－的浓度________，使醋酸的电离平衡向____________的方向移动。
4．无论电离平衡如何移动，只要温度不变，弱电解质的____________就不变。
小结：改变条件，对0.1 mol·L－1CH3COOH溶液存在的电离平衡的移动结果：
知识点一 电离平衡常数
1．下表是常温下某些一元弱酸的电离常数：
弱酸
HCN
HF
CH3COOH
HNO2
电离常数
6.2×10－10
6.8×10－4
1.7×10－5
6.4×10－6
则0.1 mol·L－1的下列溶液中，pH最小的是( )
A．HCN B．HF C．CH3COOH D．HNO2
2．已知25℃时，氨水的K＝1.77×10－5 mol·L－1，计算0.1 mol·L－1氨水溶液中的[OH－]和pH。
知识点二 影响电离平衡的因素
3．将0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，下列说法中，正确的是( )
A．溶液中[H＋]和[OH－]都减小
B．溶液中[H＋]增大
C．醋酸电离平衡向左移动
D．溶液的pH增大
4．对室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述中，正确的是( )
A．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大
B．使温度升高20℃后，两溶液pH均不变
C．加水稀释2倍后，两溶液的pH同等程度减小
D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多
5．在0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋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0.1 mol·L－1HCl溶液，溶液中[H＋]减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
6．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋。要使[H＋]/[CH3COOH]值增大，可采取措施( )
A．加少量烧碱溶液 B．降低温度
C．加少量冰醋酸 D．加水
练基础落实
1．在100 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液中，欲使醋酸的电离程度增大，H＋浓度减小，可采用的方法是( )
A．加热
B．加入100 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液
C．加入少量的0.5 mol·L－1的硫酸
D．加入少量的1 mol·L－1的NaOH溶液
2．下列对氨水溶液中存在的电离平衡NH3·H2ONH＋OH－叙述正确的是( )
A．加水后，溶液中n(OH－)增大
B．加入少量浓盐酸，溶液中[OH－]增大
C．加入少量浓NaOH溶液，电离平衡正向移动
D．加入少量NH4Cl固体，溶液中[NH]减少
3．一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的( )
①NaOH(固体) ②H2O ③HCl ④CH3COONa(固体)
A．②④ B．①④ C．②③ D．①③
4．在CH3COOH溶液中滴入稀氨水，溶液的导电能力发生变化，其电流强度(I)随氨水的加入体积(V)的变化曲线(如图)是( )
5．已知下面三个数据：7.2×10－4 mol·L－1、4.6×10－4 mol·L－1、4.9×10－10 mol·L－1分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：
①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，
②NaCN＋HF===HCN＋NaF，
③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。
由此可判断下列叙述中，不正确的是( )
A．HF的电离平衡常数为7.2×10－4
B．HNO2的电离平衡常数为4.9×10－10
C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D．HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小
练方法技巧
6．将1 mol冰醋酸加入到一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项中，表征已达到电离平衡状态的是( )
A．醋酸的浓度达到1 mol·L－1
B．[H＋]的浓度达到0.5 mol·L－1
C．[CH3COOH]、[CH3COO－]、[H＋]均为0.5 mol·L－1
D．醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等
7．20℃时，H2S的饱和溶液1 L，浓度约0.1 mol·L－1，其电离方程式为：第一步：H2SH＋＋HS－；第二步：HS－H＋＋S2－，若使溶液中H＋、S2－浓度同时减小，可采取的措施是( )
①加入适量NaOH固体 ②加入适量水 ③通入适量SO2 ④加入适量CuSO4固体
A．①④ B．②④ C．②③ D．①③
8．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
题号
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
练综合拓展
9．如图是在一定温度下，向不同电解质溶液中加入新物质时溶液的导电性能发生变化，其电流强度(I)随新物质加入量(m)的变化曲线，以下四个导电性实验，其中与A图变化趋势一致的是__________，与B图变化趋势一致的是__________，与C图变化趋势一致的是________。
①氢氧化钡溶液中滴入硫酸溶液至过量；
②醋酸溶液中滴入氨水至过量；
③澄清石灰水中通入CO2至过量；
④氯化铵溶液中逐渐加入适量氢氧化钠固体。
10．将6 g CH3COOH溶于水制得1 L溶液，此溶液的物质的量浓度为________________，经测定溶液中[CH3COO－]为1.4×10－3 mol·L－1，此温度下醋酸的电离常数：Ka＝______________，温度升高Ka将________(填“变大”、“变小”或“不变”)。
11．双氧水(H2O2)和水都是极弱电解质，但H2O2比H2O更显酸性。
(1)若把H2O2看成是二元弱酸，请写出在水中的电离方程式：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
（2）鉴于H2O2显弱酸性，它能同强碱作用形成正盐，在一定条件下也可形成酸式盐。请写出H2O2与Ba(OH)2作用形成盐的化学方程式：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)水电离生成H3O＋和OH－叫作水的自偶电离。同水一样，H2O2也有极微弱的自偶电离，其自偶电离的方程式为_______________________________________________________。
基础落实
一、1.电离平衡 离子 乘积 分子 电离常数 温度 浓度 电离能力 相对强弱
2. 强 弱 HF>CH3COOH>HCN
3．分步 减小 第一步 Kb
二、1.本身的性质 较小
2．稀 少 大 电离
3．生成醋酸分子 增大 生成醋酸分子
4．电离常数
对点训练
1．B [电离平衡常数越大，电离程度越大，同浓度时，电离产生的[H＋]越大，pH越小。]
2．0.1 mol·L－1氨水中的[OH－]和pH分别为1.33×10－3 mol·L－1、11.12。
解析 由NH3·H2ONH＋OH－，设溶液中的[OH－]＝x，则[NH3·H2O]＝0.1 mol·L－1－x。
代入电离常数表达式得K＝＝1.77×10－5 mol·L－1。
因为K<10－4 mol·L－1，则0.1－x≈0.1，解得：[OH－]＝x＝1.33×10－3 mol·L－1，[H＋]＝＝ mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝11.12。
3．D [醋酸为弱电解质，在CH3COOH溶液中加水稀释，电离平衡将向右移动，n(H＋)增大，但由于稀释溶液体积的增大占主导，[H＋]不仅没有增大，反而减小。在一定温度下，KW＝[H＋][OH－]为常数，故[OH－]应增大。]
4．A
5．B [A加入水时，[CH3COOH]、[CH3COO－]、[H＋]减小，平衡向其增大的方向(也就是正方向)移动；B加入NaOH与H＋反应，[H＋]变小，平衡向正方向移动；C加入HCl时[H＋]变大，平衡向其减小的方向(也就是逆方向)移动，但最终[H＋]比未加HCl前还是要大；D加入CH3COONa，[CH3COO－]增大，平衡向逆方向移动。]
6．D [A项加少量烧碱溶液，将减小溶液中氢离子浓度，虽然平衡右移，但醋酸浓度降低的程度小于溶液中氢离子浓度降低程度；C项加少量冰醋酸平衡右移，但比值减小；降低温度，平衡左移，氢离子浓度减小，醋酸浓度增大，B错误；加水，氢离子浓度和醋酸浓度都降低，若平衡不移动，则比值不变，但事实上平衡右移，故D正确。]
课时作业
1．D [A项，加热促进电离，H＋浓度增大；B项，H＋浓度不变；C项，加H2SO4抑制电离，但H＋浓度增大；D项，加入NaOH，OH－与H＋反应，平衡向右移动，H＋浓度减小。]
2．A [A项，加水使NH3·H2O电离平衡右移，n(OH－)增大；B项，加入少量浓盐酸使[OH－]减小；C项，加入浓NaOH溶液，电离平衡向左移动；D项，加NH4Cl固体，[NH]增大。]
3．A [由题意可知，要使反应速率减小，而不改变H2的量，则要求[H＋]减小，而n(H＋)不变，可采取的措施是：加水或加CH3COONa。]
4．A [向CH3COOH溶液中滴加稀氨水，发生如下反应：CH3COOH＋NH3·H2O===CH3COONH4＋H2O，由弱电解质变为强电解质，导电能力增强。随着NH3·H2O量的增加，当与CH3COOH恰好完全反应时，导电性最强，然后稀氨水对CH3COONH4稀释，导电性减弱。]
5．B [相同温度下的弱电解质的电离平衡常数是比较弱电解质相对强弱的依据之一。
该题中涉及三个反应，由这三个化学反应方程式可以得出：HF、HNO2、HCN的酸性依次减弱。酸性越强，电离常数越大，据此可以将三个K值与酸对应起来。以上三个反应中，第①个反应说明HNO2>HCN，第③个反应说明HF>HNO2，只根据这两个反应即可作出比较。]
6．D [电离平衡状态与化学平衡状态的界定类似，达到平衡状态的判断依据一是可逆过程的正、逆反应速率相等，二是各种微粒的浓度都保持定值不发生变化，至于这个定值是多少则由具体情况来判断，但它们不一定相等，也不一定满足化学方程式中各微粒化学式前的系数比。]
7．C [若使[H＋]、[S2－]同时减小，可采取的措施是：改变条件使平衡左移或者发生化学反应消耗掉H＋和S2－，而①、④中的物质只能使H＋或S2－浓度减小，故答案为②③。]
8．A [强、弱电解质的本质区别是看能否完全电离；若完全电离则为强电解质；若部分电离则为弱电解质。]
选项
内容指向·联系分析
结论
A
pH相同，说明两溶液中的[H＋]相同，与同样的锌反应时产生H2的起始速率相同，无法证明醋酸是否已完全电离
不能证明
B
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
能证明
C
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，溶液中存在着醋酸分子，醋酸未完全电离
能证明
D
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
能证明
9.② ①③ ④
解析 ②CH3COOH＋NH3·H2O===CH3COONH4＋H2O，由于生成了强电解质CH3COONH4，所以导电性先增强，继续加氨水对溶液进行稀释，导电性会减弱。①③涉及的反应：Ba(OH)2＋H2SO4===BaSO4↓＋2H2O，Ca(OH)2＋CO2===CaCO3↓＋H2O，CaCO3＋H2O＋CO2===Ca(HCO3)2，①导电性又增大是因为加入过量的H2SO4，而③是沉淀又和CO2作用生成了强电解质Ca(HCO3)2。④的过程导电性变化不大，因为NH4Cl和生成的NaCl浓度变化不大。
10．0.1 mol·L－1 1.99×10－5 变大
解析 [CH3COOH]＝＝0.1 mol·L－1
因为 CH3COOH ?CH3COO－＋H＋
0.1 0 0
0.1－1.4×10－3 1.4×10－3 1.4×10－3
所以Ka＝
＝ mol·L－1
＝1.99×10－5 mol·L－1
11．(1)H2O2H＋＋HO、HOH＋＋O
(2)H2O2＋Ba(OH)2===BaO2＋2H2O或2H2O2＋Ba(OH)2===Ba(HO2)2＋2H2O
(3)H2O2＋H2O2H3O＋HO
解析 H2O2看成是二元弱酸，电离方程式分步写，即H2O2H＋＋HO，HOH＋＋O。H2O2＋Ba(OH)2===BaO2＋2H2O或2H2O2＋Ba(OH)2===Ba(HO2)2＋2H2O。根据H2O＋H2OH3O＋＋OH－的自偶电离知H2O2自偶电离的方程式为H2O2＋H2O2H3O＋HO。
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
[学习目标定位] 1.会描述弱电解质的电离平衡，能正确书写弱电解质的电离方程式，会分析电离平衡的移动。2.知道电离平衡常数的意义。
1．将下列(Ⅰ)中的物质与(Ⅱ)、(Ⅲ)中的物质类型用短线连接起来。
2．写出下列电解质的电离方程式：
(1)Al2(SO4)3：Al2(SO4)3===2Al3＋＋3SO；
(2)NaOH：NaOH===Na＋＋OH－；
(3)H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO；
(4)CH3COOH：CH3COOH??CH3COO－＋H＋；
(5)H2O：H2O??H＋＋OH－。
3．(1)水的离子积常数表达式是Kw＝[H＋][OH－]。
(2)将纯水加热至较高温度，水的离子积变化是增大，pH变化是减小。
(3)室温下，某溶液中由水电离产生的[H＋]＝10－12 mol·L－1，则由水电离产生的[OH－]是10－12_mol·L－1，该溶液的pH可能是2或12。
探究点一 弱电解质的电离平衡
1．弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。醋酸是一种常见的弱电解质，它的电离方程式是CH3COOH??H＋＋CH3COO－，在醋酸溶液中含有的溶质粒子有H＋、CH3COO－、CH3COOH。
2．图是醋酸溶于水时，电离过程中，醋酸分子电离成离子的速率、离子重新结合成醋酸分子的速率随时间的变化曲线。请回答下列问题：
(1)va表示醋酸分子电离成离子的速率；
vb表示离子结合成醋酸分子的速率。
(2)在时间由t0到t1过程中，va的变化是不断减小，vb的变化是不断增大。
(3)当时间达t1后，va与vb的关系是va＝vb≠0，此时醋酸达到电离平衡状态。
3．(1)分析醋酸电离过程中，溶液中各粒子浓度的变化，填写下表：
粒子浓度
[H＋]
[CH3COO－]
[CH3COOH]
醋酸初溶于水
接近于0
接近于0
最大
达到电离平衡前
增大
增大
减小
达到电离平衡时
不变
不变
不变
(2)若将等体积、等浓度的CH3COONa溶液、盐酸混合，其过程中[H＋]变化是混合初最大，然后减小，达平衡时不变；[CH3COO－]变化是混合初最大，然后减小，达平衡时不变；[CH3COOH]变化是混合初接近于0，然后增大，达平衡时不变。
4．分析下列条件的改变对醋酸电离平衡CH3COOH??CH3COO－＋H＋的影响，并填写下表：
条件改变
平衡移动方向
[H＋]
[CH3COO－]
升高温度
向右移动
增大
增大
加H2O
向右移动
减小
减小
加盐酸
向左移动
增大
减小
加少量NaOH固体
向右移动
减小
增大
加少量CH3COONa固体
向左移动
减小
增大
[归纳总结]
1．电离平衡状态
在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了电离平衡状态。
2．电离平衡的特征
(1)弱电解质的电离平衡是一种动态平衡，平衡时其电离过程并没有停止，只是溶液中各分子和离子的浓度都保持不变。
(2)外界条件发生变化，电离平衡随之发生变化。
3．影响电离平衡的因素
(1)温度：由于电离过程吸热，升温，电离平衡向正反应方向移动；降温，电离平衡向逆反应方向移动。
(2)浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。
(3)其他因素：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa会抑制CH3COOH的电离。
4．弱电解质的电离方程式的书写
(1)弱电解质的电离方程式的书写用“??”表示。
如NH3·H2O的电离方程式是NH3·H2O??NH＋OH－。
(2)多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。如H2CO3的电离方程式是H2CO3??H＋＋HCO，HCO??H＋＋CO。
(3)多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。如Fe(OH)3的电离方程式是Fe(OH)3??Fe3＋＋3OH－。
[活学活用]
1．下列说法正确的是( )
A．根据溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态
B．根据溶液中CH3COO－和H＋的物质的量浓度相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态
C．当NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中NH3·H2O、NH和OH－的浓度相等
D．H2CO3是分步电离的，电离程度依次减弱
答案 D
解析 该题考查了电离平衡的判断及其特点。溶液中除电解质电离出的离子外，还存在电解质分子，能证明该电解质是弱电解质，但不能说明达到平衡状态，A错误；根据CH3COOH??CH3COO－＋H＋知即使CH3COOH未达平衡状态，CH3COO－和H＋的浓度也相等，B错误；NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中各粒子的浓度不变，而不是相等，NH3·H2O的电离程度是很小的，绝大多数以NH3·H2O的形式存在，C错误；H2CO3是二元弱酸，分步电离且电离程度依次减小，D正确。
2．在0.1 mol·L－1CH3COOH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0.1 mol·L－1HCl溶液，溶液中[H＋]减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
答案 B
解析 A项加入水促进弱电解质的电离；B项加入NaOH固体，与H＋反应，H＋的浓度变小，平衡向正反应方向移动；C项加入HCl时H＋的浓度变大，平衡向其减小的方向(也就是逆反应方向)移动，但最终[H＋]比未加HCl前还是要大；D项加入CH3COONa固体，CH3COO－的浓度增大，平衡向逆反应方向移动。
探究点二 电离平衡常数
1．电离平衡与化学平衡类似，请你根据化学平衡常数的表达式，推断写出弱电解质AB??A＋＋B－的电离平衡常数(简称电离常数)的表达式K＝。
2．一元弱酸的电离常数用Ka表示，一元弱碱的电离常数用Kb表示。CH3COOH的电离常数的表达式是Ka＝，NH3·H2O的电离常数的表达式是Kb＝。
3．根据电离常数的表达式分析判断，电离常数K值越大，表示该弱电解质越容易电离，所对应的弱酸的酸性相对较强(或弱碱的碱性相对较强)。
[归纳总结]
(1)电离平衡常数是指一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，弱电解质电离生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(为一常数)，简称电离常数，用K表示。电离常数与浓度无关，只与温度有关。由于电离是吸热的，所以电离平衡常数随着温度的升高而增大。
(2)电离常数的意义：根据电离常数的大小，可以判断弱电解质的相对强弱，K值越大，离子浓度越大，即表示该电解质越强。所以从Ka或Kb的大小，可以判断弱酸和弱碱的强弱。
(3)多元弱酸分步电离，每一步电离都有各自的电离平衡常数。各级电离常数的大小关系是Ka1_?Ka2?Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。
[活学活用]
3．下列说法正确的是( )
A．电离平衡常数受溶液浓度的影响
B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱
C．电离常数大的酸溶液中[H＋]一定比电离常数小的酸溶液中的[H＋]大
D．H2CO3的电离常数表达式：K＝
答案 B
解析 电离平衡常数是温度的函数，与溶液浓度无关，所以A项错误；电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱，故B项正确；酸中[H＋]既跟酸的电离常数有关，还跟酸的浓度有关，所以C项错误；D项中碳酸是分步电离的，第一步电离常数表达式为K1＝，第二步电离常数表达式为K2＝，故D项错误。
4．在25 ℃时，相同浓度的HF、CH3COOH和HCN(氢氰酸)溶液，它们的电离平衡常数分别是7.2×10－4 mol·L－1、1.8×10－5 mol·L－1、4.9×10－10 mol·L－1，其中，氢离子的浓度最大的是__________，未电离的溶质分子浓度最大的是__________。
答案 HF HCN
解析 一定温度下，当溶液的浓度一定时，[H＋]随电离常数的增大而增大。题中K(HF)>K(CH3COOH)>K(HCN)，故HF溶液中的氢离子浓度最大，余下的未电离的HF分子最少，而HCN溶液中未电离的HCN分子浓度最大。
1．下列电离方程式中，正确的是( )
A．H2S??2H＋＋S2－
B．NaHCO3??Na＋＋H＋＋CO
C．NaCl===Na＋＋Cl－
D．CH3COOH===CH3COO－＋H＋
答案 C
解析 H2S是二元弱酸，分步电离，电离方程式应分步写出，A项错误；NaHCO3为弱酸酸式盐，其中HCO不能拆分为离子形式，只能写成NaHCO3===Na＋＋HCO，B项错误；CH3COOH为弱酸，部分电离，其电离方程式中“===”应改为“??”，D项错误。
2．下列有关弱电解质电离平衡的叙述正确的是( )
A．达到电离平衡时，分子浓度和离子浓度相等
B．达到电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡
C．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就可能发生移动
D．电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等
答案 C
3．一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的( )
①NaOH(固体) ②H2O
③HCl ④CH3COONa(固体)
A．①② B．②③ C．③④ D．②④
答案 D
解析 由题意可知，要使反应速率减小，而不改变生成H2的量，则要求[H＋]减小，而n(H＋)不变，可采取的措施是加水或加CH3COONa固体。
4．下表是常温下某些一元弱酸的电离常数：
弱酸
HCN
HF
CH3COOH
HNO2
电离常数
(mol·L－1)
6.2×10－10
6.8×10－4
1.75×10－5
6.4×10－6
则0.1 mol·L－1的下列溶液中，pH最小的是( )
A．HCN B．HF
C．CH3COOH D．HNO2
答案 B
解析 电离平衡常数越大，电离程度越大，同浓度时，电离产生的[H＋]越大，pH越小。
5．分析下列条件的改变对电离平衡NH3·H2O??NH＋OH－的影响。填写下表：
条件改变
平衡移动方向
[OH－]
[NH]
升温
加H2O
加盐酸
加入少量NaOH固体
加入少量NH4Cl固体
答案
条件改变
平衡移动方向
[OH－]
[NH]
升温
正向移动
增大
增大
加H2O
正向移动
减小
减小
加盐酸
正向移动
减小
增大
加入少量NaOH固体
逆向移动
增大
减小
加入少量NH4Cl固体
逆向移动
减小
增大
[基础过关]
一、电离平衡状态的判断
1．将1 mol冰醋酸加入到一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项中，表明已达到电离平衡状态的是( )
A．醋酸的浓度达到1 mol·L－1
B．H＋的浓度达到0.5 mol·L－1
C．醋酸分子的浓度、醋酸根离子的浓度、H＋的浓度均为0.5 mol·L－1
D．醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成醋酸分子的速率相等
答案 D
解析 在未电离时CH3COOH的浓度为1 mol·L－1，当醋酸分子、H＋、CH3COO－的浓度不再变化时(但此时三者的浓度不一定是0.5 mol·L－1)，醋酸的电离达到平衡状态，故A、B、C均错。依据平衡状态的标志即电离速率与离子结合成分子的速率相等，可知D项正确。
2．在醋酸溶液中，CH3COOH的电离达到平衡状态的标志是( )
A．溶液显电中性
B．溶液中无醋酸分子
C．氢离子浓度恒定不变
D．溶液中CH3COOH和CH3COO－共存
答案 C
解析 CH3COOH溶液中阴、阳离子所带正、负电荷总数相同，使溶液呈电中性，与其是否达到电离平衡状态无关，故A项错误；CH3COOH是弱电解质，不完全电离，因此溶液中一定有CH3COOH和CH3COO－，但不一定表示达到电离平衡，故B项和D项错误；[H＋]恒定不变，说明CH3COOH达到电离平衡，故C项正确。
二、外界条件改变对电离平衡的影响
3．将0.1 mol·L－1醋酸溶液加水稀释，下列说法中正确的是( )
A．溶液中[H＋]和[OH－]都减小
B．溶液中[H＋]增大
C．醋酸电离平衡向左移动
D．溶液的pH增大
答案 D
解析 加水稀释时，醋酸的电离程度增大，n(H＋)增加，但溶液稀释导致溶液体积增加的倍数远远超过n(H＋)增加的倍数，故[H＋]变小。由于Kw＝[H＋][OH－]，Kw不变，故[OH－]不断变大，pH不断增大。
4．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa晶体时，会引起( )
A．溶液的pH增大 B．溶液中的[H＋]增大
C．溶液的导电能力减弱 D．溶液中的[OH－]减小
答案 A
解析 CH3COOH??CH3COO－＋H＋，当加入CH3COONa晶体时，溶液中[CH3COO－]增大，平衡向左移动，[H＋]减小，pH增大，[OH－]增大，但溶液中离子浓度增大，导电性增强，故选A。
5．在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，随着溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是( )
A. B.
C. D．[OH－]
答案 A
解析 一水合氨是弱电解质，加水稀释，一水合氨的电离平衡右移，n(OH－)和n(NH)增大，但[OH－]和[NH]减小。A、B、C各项中，分子、分母同乘溶液体积，浓度之比等于物质的量之比。
三、选取措施使电离平衡定向移动
6．欲使醋酸溶液中的CH3COO－浓度增大，电离平衡向右移动，且不放出气体，可向醋酸溶液中加入少量固体( )
A．NaOH B．NaHCO3 C．CH3COOK D．Mg
答案 A
解析 A项由于加入NaOH会减少H＋的物质的量，使平衡向右移动，A选项正确；B项由于加入NaHCO3会降低H＋的物质的量浓度，使平衡右移，但产生了CO2，B选项错误；C项由于加入CH3COOK会增加CH3COO－的物质的量浓度，但电离平衡向左移动，C选项错误；D项由于加入Mg会降低H＋的物质的量浓度，使平衡右移，但产生了H2，D选项错误。
7．在醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋，要使电离平衡右移且[H＋]增大，应采取的措施是( )
A．加入NaOH(s) B．加入盐酸
C．加蒸馏水 D．升高温度
答案 D
解析 加入NaOH(s)、蒸馏水、升高温度均能使平衡右移，但加入NaOH、蒸馏水时[H＋]减小，升高温度时[H＋]增大。
8．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋，要使溶液中[H＋]/[CH3COOH]值增大，可以采取的措施是( )
①加少量烧碱固体 ②升高温度 ③加少量冰醋酸 ④加水
A．①② B．②③ C．③④ D．②④
答案 D
解析 ①中，加少量NaOH时，H＋与OH－结合生成难电离的H2O，使[H＋]/[CH3COOH]值减小。②中，CH3COOH的电离是吸热的，升温，[H＋]增大，[CH3COOH]减小，故[H＋]/[CH3COOH]值增大。③中，加入CH3COOH时，[CH3COOH]增大量大于[H＋]增大量，致使[H＋]/[CH3COOH]值减小。④中，加水稀释电离平衡右移，[CH3COOH]在减小的基础上减小，而[H＋]在减小的基础上增大，故[H＋]/[CH3COOH]增大。
四、电离平衡常数的应用
9．已知25 ℃时，醋酸溶液中各微粒存在下述关系：K＝＝1.75×10－5 mol·L－1
下列有关说法可能成立的是( )
A．25 ℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝8×10－5 mol·L－1
B．25 ℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝2×10－4 mol·L－1
C．标准状况下，醋酸溶液中K＝1.75×10－5 mol·L－1
D．升高到一定温度，K＝7.2×10－5 mol·L－1
答案 D
解析 醋酸溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋，在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，弱电解质电离出的离子的浓度之积跟溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离常数。由此可知题中K为醋酸电离常数的表达式，由于电离常数不随浓度变化而变化，只随温度变化而变化，所以排除A、B两项。且醋酸的电离是吸热的，所以升高温度，K增大，降低温度，K减小。标准状况下(0 ℃)，温度低于25 ℃，则K小于1.75×10－5 mol·L－1，所以C项错误。
10．已知下面三个数据：7.2×10－4 mol·L－1、4.6×10－4 mol·L－1、4.9×10－10 mol·L－1分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2 NaCN＋HF===HCN＋NaF NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。
由此可判断下列叙述中不正确的是( )
A．K(HF)＝7.2×10－4 mol·L－1
B．K(HNO2)＝4.9×10－10 mol·L－1
C．根据两个反应即可得出一元弱酸的酸性强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D．K(HCN)答案 B
解析 相同温度下的弱电解质的电离常数是比较弱电解质相对强弱的依据之一；根据第一、第三个反应可知三种一元弱酸的酸性强弱顺序为HF>HNO2>HCN。由此可判断K(HF)>K(HNO2)>K(HCN)，其对应数据依次为K(HF)＝7.2×10－4 mol·L－1，K(HNO2)＝4.6×10－4 mol·L－1，K(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1。
[能力提升]
11．25 ℃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CH3COOH，平衡逆向移动，[H＋]降低
D．将水加热，Kw增大，pH不变
答案 B
解析 本题考查外界条件对水的电离平衡的影响。解答时要先分析清楚水的电离平衡的移动方向，然后再讨论[H＋]、[OH－]或Kw的变化。向水中加入稀氨水，[OH－]增大，平衡逆向移动，[H＋]减小，A项不正确；向水中加入少量固体NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，[H＋]增大，但Kw不变，B项正确；向水中加入少量CH3COOH后，使水的电离平衡逆向移动，[OH－]减小，[H＋]增大，C项不正确；将水加热，水的电离平衡正向移动，[H＋]、[OH－]均增大，Kw增大，pH减小，但仍呈中性，D项不正确。
12．已知HClO是比H2CO3还弱的酸，氯水中存在下列平衡：
Cl2＋H2O??H＋＋Cl－＋HClO、HClO??H＋＋ClO－，达到平衡后：
(1)要使HClO的浓度增大，可加入下列哪种物质(填代号)______。
A．SO2 B．NaHCO3 C．HCl D．NaOH
(2)由此说明在实验室里可用排饱和食盐水收集Cl2的理由是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)B
(2)由于氯水中存在下列平衡：Cl2＋H2O??H＋＋Cl－＋HClO，饱和食盐水中，[Cl－]很大，平衡左移
解析 A、D直接与HClO反应，使[HClO]减小，C中加HCl，使[H＋]增大，平衡向左移动，[HClO]减小。在饱和食盐水中，[Cl－]很大，使平衡Cl2＋H2O??H＋＋Cl－＋HClO左移，从而降低了Cl2在水中的溶解度。
13.一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力曲线如右图所示，请回答。
(1)“O”点为什么不导电：
__________________________________________________。
(2)a、b、c三点的氢离子浓度由小到大的顺序为
________________________________________________________________________。
(3)a、b、c三点中，醋酸的电离程度最大的一点是
________________________________________________________________________。
(4)若使c点溶液中的[CH3COO－]提高，在如下措施中，可选择________(填序号，下同)。
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粒
(5)在稀释过程中，随着醋酸浓度的降低，下列始终保持增大趋势的量是________。
A．[H＋] B．H＋个数
C．CH3COOH分子数 D.
答案 (1)因为冰醋酸未电离，无自由移动的离子
(2)c解析 (1)因为冰醋酸未电离，无自由移动的离子。
(2)从图像可知a、b、c三点导电能力强弱顺序为b>a>c，说明溶液中H＋浓度大小顺序为b>a>c。
(3)因为在一定温度下，溶液越稀电离程度越大，因此c点的电离程度最大。
(4)在醋酸溶液中存在下列平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋ ΔH>0。由此可知加热以及加固体KOH、加Zn粒均可使平衡正向移动，且[CH3COO－]增大。加入很稀的NaOH溶液、加水虽也可使平衡正向移动，但因溶液冲稀，所以[CH3COO－]减小。加入固体CH3COONa，平衡逆向移动，但因加入了较多的CH3COO－，故使其浓度增大，因此答案为A、C、E、F。
(5)在稀释过程中，CH3COOH的电离程度增大，因而H＋个数肯定增多，CH3COOH分子数不断减少，＝，所以不断增大，因而选B、D。
14．根据NH3·H2O的电离方程式，结合变化量填写下表：
H2O
NH4Cl(s)
NaOH(s)
HCl(g)
(1)Kb
(2)n(OH－)
(3)[OH－]
(4)[NH]
(5)平衡移动方向
答案 (1)不变 不变 不变 不变 (2)增大 减小 增大 减小 (3)减小 减小 增大 减小 (4)减小 增大 减小 增大 (5)正向 逆向 逆向 正向
[拓展探究]
15．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K(mol·L－1)
CH3COOH
CH3COOH??CH3COO－＋H＋
1.75×10－5
H2CO3
H2CO3??H＋＋HCO
HCO??H＋＋CO
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
H2S
H2S??H＋＋HS－
HS－??H＋＋S2－
K1＝1.3×10－7
K2＝7.1×10－15
H3PO4
H3PO4??H＋＋H2PO
H2PO??H＋＋HPO
HPO??H＋＋PO
K1＝7.1×10－3
K2＝6.3×10－8
K3＝4.20×10－13
回答下列问题：
(1)当温度升高时，K值________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(2)在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？________________________________________________________________________。
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，其中酸性最强的是____________，最弱的是____________。
(4)多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离平衡常数，对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着一定的规律，此规律是____________，产生此规律的原因是________________________________________________________________________。
答案 (1)增大 (2)K值越大，电离出的氢离子浓度越大，所以酸性越强 (3)H3PO4 HS－ (4)K1?K2?K3 上一级电离产生的H＋对下一级电离起抑制作用
解析 (1)弱电解质的电离过程为吸热过程，所以升高温度，电离平衡向右移动，[H＋]、[A－]增大，[HA]减小，所以K值增大；(2)K值越大，电离出的氢离子浓度越大，酸性越强；(3)比较这几种粒子的电离常数可知，H3PO4酸性最强，HS－酸性最弱；(4)由于上一级电离对下一级电离有抑制作用，使得上一级电离常数远大于下一级的电离常数。
课件25张PPT。高中化学精品课件 ? 选修 化学反应原理第1课时 弱电解质的电离平衡第3章 物质在水溶液中的行为第2节 弱电解质的电离 盐类的水解弱电解质的电离平衡 本节知识目录学习目标定位1.会描述弱电解质的电离平衡，能正确书写弱电解质的电离方程式，会分析
电离平衡的移动。
2.知道电离平衡常数的意义。学习重难点：电解平衡的影响因素和电离平衡常数。知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新1． 将下列(Ⅰ)中的物质与(Ⅱ)、(Ⅲ)中的物质类型用短线连接起来。
单质和混合物既不是电解质也不是非电解质知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新Kw＝[H＋][OH－]增大 减小 10－12 mol·L－12或12 学习探究基础自学落实·重点互动探究CH3COOH??H＋＋CH3COO－H＋、CH3COO－、CH3COOH2. 右图是醋酸溶于水时，电离过程中，醋酸分子电离成离子的速率、
离子重新结合成醋酸分子的速率随时间的变化曲线。请回答下列问题：
(1)va表示 的速率；
vb表示 的速率。
(2)在时间由t0到t1过程中，va的变化是 ，vb的变化是 。
(3)当时间达t1后，va与vb的关系是 ，此时醋酸达到 状态。醋酸分子电离成离子 离子结合成醋酸分子 不断减小 不断增大 va＝vb≠0电离平衡 学习探究基础自学落实·重点互动探究接近于0 接近于0 最大 减小 最大 最大 不变 不变 不变 然后减小，达平衡时不变 混合初最大，混合初最大，然后减小，混合初接近于0，然后增大，达平衡时不变 达平衡时不变学习探究基础自学落实·重点互动探究向右移动 向左移动 向右移动 向右移动 向左移动 增大 减小 增大 减小 减小 增大 减小 减小 增大 增大 勒·夏特列原理不但适用于化学平衡，也适用于其他平衡如：电离平衡、水解平衡、沉淀的溶解平衡等。学习探究基础自学落实·重点互动探究1．电离平衡状态2．电离平衡的特征率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了电离平衡状态。在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子电离成离子的速(1)弱电解质的电离平衡是一种动态平衡，平衡时其电离过程并没有
停止，只是溶液中各分子和离子的浓度都保持不变。(2)外界条件发生变化，电离平衡随之发生变化。学习探究基础自学落实·重点互动探究加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动；加入能与弱电解质离子反应的物质时，电离平衡向正反应方向移动。由于电离过程吸热，升温，电离平衡向正反应方向移动；降温，电离平衡向逆反应方向移动。(1)温度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。(2)浓度：(3)其他因素：3． 影响电离平衡的因素学习探究基础自学落实·重点互动探究４．弱电解质的电离方程式的书写学习探究基础自学落实·重点互动探究判断电离达平衡的标志是：
一、V电离=V结合。
二、可变量达不变。
相等并不能证明达平衡，平衡也不一定相等。D 学习探究基础自学落实·重点互动探究加入HCl时 H＋的浓度变大,平衡向其减小的方向(也就是逆反应方向)移动，但最终 H+的浓度比未加 HCl 前还是要大加入 CH3COONa 固体，CH3COO- 的浓度增大，平衡向逆反应方向移动加入水促进弱电解质的电离加入NaOH固体, 与H＋反应，H＋的浓度变小，平衡向正反应方向移动
B 如CH3COOH的电离常数的表达式是
NH3·H2O的电离常数的表达式是学习探究基础自学落实·重点互动探究1．电离平衡与化学平衡类似，根据化学平衡常数的表达
式，则弱电解质AB A＋＋B－的电离平衡常数(简
称电离常数)的表达式为 2. 一元弱酸的电离常数用 Ka 表示，一元弱碱的电离常数
用 Kb 表示。对于一般的可逆反应，mA(g)＋nB(g)??pC(g)＋qD(g)，当在一定温度下达到平衡时，化学平衡常数为[ ]学习探究基础自学落实·重点互动探究3． 根据电离常数的表达式分析判断，电离常数 K 值越大，表示该弱电解质
越容易电离，所对应的弱酸的酸性相对较强(或弱碱的碱性相对较强)。学习探究基础自学落实·重点互动探究(3)多元弱酸分步电离，每一步电离都有各自的电离平衡常数。各级电离常数的大小关系是Ka1?Ka2?Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。(1)电离常数的定义：指一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比(为一常数)，简称电离常数，用K表示。电离常数与浓度无关，只与温度有关。由于电离是吸热的，所以电离平衡常数随着温度的升高而增大。(2)电离常数的意义：根据电离常数大小，可以判断弱电解质的相对强弱，K值越大，离子浓度越大，即表示该电解质越强。所以从Ka或Kb的大小，可以判断弱酸或弱碱的相对强弱。学习探究基础自学落实·重点互动探究电离平衡常数是温度的函数，与溶液浓度无关 酸中c(H＋)既跟酸的电离常数有关，还跟酸的浓度有关 B 学习探究基础自学落实·重点互动探究一定温度下，当溶液的浓度一定时，[H＋]随电离常数的增大而增大。题中K(HF)>
K(CH3COOH)>K(HCN)，故氢离子浓度HF溶液最大，余下的未电离的HF分子最少，而HCN溶液中未电离的HCN分子浓度最大。 HCN HF学习探究基础自学落实·重点互动探究自我检测12检测学习效果·体验成功快乐34二元弱酸，分步电离，分步写出 其中 不能拆分为离子形式 弱电解质的电离要用可逆号C 5自我检测检测学习效果·体验成功快乐1234C5自我检测检测学习效果·体验成功快乐1234由题意可知，要使反应速率减小，而不改变H2的量，则要求[H＋]减小，而n(H＋)不变，可采取的措施是加水或加CH3COONa固体。D 5自我检测检测学习效果·体验成功快乐1234B 电离平衡常数越大，电离程度越大，同浓度时，电离产生的[H＋]越大，pH越小。5自我检测检测学习效果·体验成功快乐12345本讲内容结束
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第2课时 盐类的水解
[目标要求] 1.了解盐类水解的原理。2.了解影响盐类水解的主要因素。3.通过介绍与水解平衡相关的知识，认识水溶液在化学中的重要作用。
一、盐溶液的酸碱性
1．盐的分类(按生成盐的酸、碱的强弱划分)
盐
2．盐溶液的酸碱性探究
盐溶液
pH
酸碱性
盐类型
NaCl
Na2SO4
NH4Cl
(NH4)2SO4
Na2CO3
NaHCO3
CH3COONa
3.盐溶液呈现不同酸碱性的原因
(1)NH4Cl溶液
理论解释
____和____结合生成弱电解质______，使水的电离平衡向____的方向移动
平衡时酸碱性
使溶液中[H＋]____[OH－]，溶液呈____
总离子方程式
(2)CH3COONa溶液
理论解释
__________和____结合生成弱电解质______，使水的电离平衡向____方向移动
平衡时酸碱性
使溶液中[H＋]____[OH－]，溶液呈____
总的离子方程式
(3)NaCl溶液
H2OH＋＋OH－
NaCl===Cl－＋Na＋
解释：溶液中不生成__________，水的电离平衡未受影响，溶液中[H＋]____[OH－]，呈________。
二、盐类的水解
1．概念
在溶液中，由________________跟水电离出来的__________结合生成__________的反应。
2．特征
(1)一般是________反应，在一定条件下达到化学平衡。
(2)盐类水解反应是中和反应的逆反应，盐类水解是____热反应。
3．影响因素
因素
对盐类水解程度的影响
内因
组成盐的酸或碱越弱，水解程度越____
外因
温度
升高温度能够____水解
浓度
盐溶液浓度越小，水解程度越____
外加
酸碱
水解显酸性的盐溶液，加碱会____水解，加酸会____水解，
反之亦然
外加盐
加入与盐的水解性质相反的盐会____盐的水解
知识点一 盐类的水解和盐溶液的酸碱性
1．下列有关盐类水解的说法不正确的是( )
A．盐类水解过程破坏了纯水的电离平衡
B．盐类水解反应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．Na2S溶液中[Na＋]是[S2－]的2倍
2．相同物质的量浓度的NaCN(HCN是一种弱酸)和NaClO(HClO是一种弱酸)相比，NaCN溶液的pH较大，则关于同温同体积同浓度的HCN和HClO的说法中，正确的是( )
A．电离程度：HCN>HClO
B．溶液pH：HClO>HCN
C．与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO>HCN
D．酸根离子的浓度：[CN－]<[ClO－]
3．下列水解离子方程式中，正确的是( )
A．Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋
B．Br－＋H2OHBr＋OH－
C．CO＋2H2OH2CO3＋2OH－
D．NH＋2H2ONH3·H2O＋H3O＋
4．0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH最接近于( )
A．5.6 B．7.0 C．8.4 D．13.0
5．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
知识点二 影响盐类水解的因素
6．向浓度为0.1 mol·L－1的K2CO3溶液中，分别加入下列物质，能使[CO]增大的是( )
①H2O ②CO2 ③K2S ④KOH
A．①② B．①④ C．②③ D．③④
7．在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋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，平衡朝正反应方向移动
C．升高温度，减小
D．加入NaOH固体，溶液pH减小
练基础落实
1．下列离子方程式正确的是( )
A．碳酸的电离：H2CO32H＋＋CO
B．将金属钠加入水中：2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑
C．硫化钠水解：S2－＋2H2OH2S↑＋2OH－
D．向氯化铝溶液中加入过量的烧碱溶液：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓
2．在25℃时，在浓度为1 mol·L－1的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶液中，测得其[NH]分别为a、b、c(单位为mol·L－1)。下列判断正确的是( )
A．a＝b＝c B．a＞b＞c C．a＞c＞b D．c＞a＞b
3．下列说法正确的是( )
A．HCO在水溶液中只电离，不水解
B．硝酸钠溶液水解之后呈中性
C．可溶性的铝盐都能发生水解反应
D．可溶性的钾盐都不发生水解反应
4．为了使Na2S溶液中[Na＋]/[S2－]的比值变小，可采取的措施是( )
①加入适量盐酸 ②加入适量NaOH(s) ③加入适量KOH(s) ④加入适量KHS(s)
⑤加水 ⑥通H2S(g) ⑦加热
A．②③④ B．①②⑤⑥⑦ C．②③ D．③④
5．要求设计实验证明某种盐的水解是吸热的，有四位学生分别作出如下回答，其中正确的是( )
A．丁学生：在醋酸钠溶液中滴入酚酞试液，加热后若红色加深，说明盐类水解是吸热的
B．甲学生：将硝酸铵晶体溶于水，若水温下降，说明硝酸铵水解是吸热的
C．乙学生：在盐酸中加入同温度的氨水，若混和液温度下降，说明盐类水解是吸热的
D．丙学生：在醋酸钠溶液中加入醋酸钠晶体，若溶液温度下降，说明盐类水解是吸热的
练方法技巧
6．下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是( )
A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡
B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中[H＋]>[OH－]
C．在CH3COONa溶液中，由水电离的[OH－]≠[H＋]
D．水电离出的H＋和OH－与盐中弱离子结合，造成盐溶液呈酸碱性
7．欲使CH3COONa稀溶液中[CH3COO－]/[Na＋]比值增大，可在溶液中(恒温)加入少量下列物质中的①固体NaOH ②固体KOH ③固体CH3COONa ④固体NaHSO4( )
A．①或④ B．②或③ C．①或② D．③或④
题号
1
2
3
4
5
6
7
答案
练综合拓展
8．浓度为0.1 mol·L－1的8种溶液：
①HNO3 ②H2SO4 ③HCOOH ④Ba(OH)2 ⑤NaOH
⑥CH3COONa ⑦KCl ⑧NH4Cl溶液pH由小到大的顺序是____________________(填写编号)。
9．(1)室温下pH＝9的NaOH溶液和pH＝9的CH3COONa溶液，设由水电离产生的OH－的物质的量浓度分别为A和B，则A和B的关系为
________________________________________________________________________。
(2)在纯碱溶液中滴入酚酞，溶液变红色，若在该溶液中再滴入过量的BaCl2溶液，所观察到的现象是______________________________________，其原因是
______________________________________________________________________。
对于盐AmBn的溶液：①若为强酸弱碱盐，其水解的离子方程式是____________________________；②若为弱酸强碱盐，其水解的离子方程式是
________________________________________________________________________。
基础落实
一、1.NaCl、KNO3 NH4Cl、Al2(SO4)3 弱酸强碱盐 弱酸弱碱盐
2.
盐溶液
pH
酸碱性
盐类型
NaCl
＝7
中性
强酸强碱盐
Na2SO4
＝7
中性
NH4Cl
<7
酸性
强酸弱碱盐
(NH4)2SO4
<7
酸性
Na2CO3
>7
碱性
弱酸强碱盐
NaHCO3
>7
碱性
CH3COONa
>7
碱性
3.(1)
理论解释
NH和OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离的方向移动
平衡时酸碱性
使溶液中[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性
总离子方程式
NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
(2)
理论解释
CH3COO－和H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向电离方向移动
平衡时酸碱性
使溶液中[H＋]<[OH－]，溶液呈碱性
总的离子方程式
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
(3)弱电解质 ＝ 中性
二、1.盐电离出来的离子 H＋或OH－ 弱电解质
2．(1)可逆 (2)吸
3．大 促进 大 促进 抑制 促进
对点训练
1．D [本题是对盐类水解的原理和实质的考查。由于盐电离出的离子与水电离出的H＋或OH－结合，从而促进了水的电离，使溶液不一定呈中性；盐类水解与酸碱中和反应互为逆反应；D项中，Na2S溶液中若无S2－水解，则[Na＋]＝2[S2－]成立，由于S2－水解，故[Na＋]>2[S2－]，因此应选D。]
2．D [CN－和ClO－水解均显碱性。同浓度的上述离子，水解的程度越大，碱性越强，溶液的pH越大，对应的酸越弱。]
3．D [解题关键是会判断哪些是弱离子，并注意多元弱酸是分步电离的，其酸根的离子是分步水解的。Br－是强酸的酸根离子，不能水解，B项错误；CO是多元弱酸的酸根离子，水解时应分步进行，不能一步完成，C项错误。]
4．C [NaHCO3水溶液显碱性，可排除A、B项，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液碱性小于同浓度的NaOH溶液，即其pH<13，故选C项。]
5．A [根据盐的水解规律可知：
弱离子越弱，水解程度越大，该题我们可进行归类分析：
综上可知，电离程度：HC＝AOH＞HD＝BOH，即酸性：HC＞HD，碱性AOH＞BOH，答案为A。]
6．D [首先考虑能否与CO发生反应，若不反应，再考虑水解平衡的移动情况。CO水解反应的离子方程式为CO＋H2O??HCO＋OH－，稀溶液加水后各种主要离子的浓度都要减小；CO2能够与OH－反应生成HCO，反应向正反应方向移动，CO的浓度减小；S2－水解也显碱性，能够抑制CO的水解，CO的浓度增大；KOH电离出的OH－能够抑制CO的水解，CO的浓度增大。]
7．B [A项水解平衡常数只与温度有关，稀释溶液温度未改变，所以水解平衡常数不变；C项升高温度，由于盐类水解是吸热反应，水解平衡向右移动，所以应增大；D项加入NaOH固体，使溶液中OH－浓度明显增大，所以溶液pH增大；B项通入的CO2与OH－反应，使平衡向正反应方向移动，符合题意。]
课时作业
1．B [A项为H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO；C项为多元弱酸强碱盐水解的离子方程式，应分步书写：S2－＋H2OHS－＋OH－，HS－＋H2OH2S＋OH－；D项由于加入过量烧碱，应生成Na[Al(OH)4]，Al3＋＋4OH－===[Al(OH)4]－。]
2．D [三种溶液中均存在水解平衡：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，对于(NH4)2CO3，因CO＋H2OHCO＋OH－，使上述平衡向右移动；对于(NH4)2Fe(SO4)2，Fe2＋＋2H2OFe(OH)2＋2H＋，[H＋]增大，抑制NH的水解。]
3．C [HCO在水溶液中既可水解，又可电离；NaNO3为强酸强碱盐，不水解；Al3＋为弱碱阳离子，一定能发生水解；钾盐中K＋不水解，但阴离子可能水解，如K2CO3。]
4．D [欲使溶液中[Na＋]/[S2－]的比值变小，即使[S2－]增大，从S2－＋H2OHS－＋OH－的平衡角度分析，增加[OH－]或[HS－]可抑制S2－水解，使平衡向左移动，但不能加入Na＋，显然③④可以，②不可以；加入盐酸：2H＋＋S2－===H2S↑，使比值变大；⑤⑦促进Na2S水解，使比值变大；通入H2S后，发生如下反应：H2S＋S2－===2HS－，使比值变大。]
5．A [晶体溶解过程伴有热效应，无法判断温度降低是由什么原因引起的，故无法证明盐类水解是吸热反应，B、C、D不正确；A项，给滴有酚酞的醋酸钠溶液加热，红色加深，说明溶液碱性增强，即升高温度促进盐类的水解，可证明盐类水解为吸热反应。]
6．C [盐溶液呈酸碱性的原因，就是破坏了水的电离平衡，使溶液中[H＋]≠[OH－]，故A对；溶液显酸性则一定有[H＋]>[OH－]，故B对；根据水的电离方程式：H2OH＋＋OH－，水在任何溶液中电离出的[OH－]＝[H＋]，但在CH3COONa溶液中，由于生成了弱电解质CH3COOH，使得溶液中[OH－]>[H＋]，故显碱性，所以C项说法错误；水电离出的H＋和OH－与盐中弱酸阴离子或弱碱阳离子结合生成弱电解质，正是造成盐溶液呈酸碱性的原因，所以D对。]
7．B [①加入少量NaOH固体，[Na＋]增大，[CH3COO－]也增大，但[CH3COO－]增大的倍数不如[Na＋]增大的倍数大，因此[CH3COO－]/[Na＋]比值减小；②加入KOH固体，[OH－]增大，使CH3COONa水解平衡逆向移动，[CH3COO－]增大，所以[CH3COO－]/[Na＋]比值增大；③加入固体CH3COONa，则相当于CH3COONa稀溶液变为浓溶液，而根据“稀释促进水解”可知在浓溶液中，[CH3COO－]/[Na＋]将变大；④加入NaHSO4固体显然促进了水解，使[CH3COO－]变小，[Na＋]变大，则[CH3COO－]/[Na＋]比值变小。]
8．②①③⑧⑦⑥⑤④
解析 相同的物质的量浓度的各种电解质溶液的pH大小比较有以下一般规律：
(1)同物质的量浓度的酸及水解呈酸性的盐溶液，其pH的关系一般是：二元强酸<一元强酸<弱酸<水解呈酸性的盐溶液。
(2)同物质的量浓度的碱及水解呈碱性的盐溶液，其pH的关系一般是：二元强碱>一元强碱>弱碱>水解呈碱性的盐溶液。
(3)强酸弱碱盐，碱越弱，水溶液酸性越强；弱酸强碱盐，酸越弱，溶液碱性越强。
(4)同物质的量浓度的多元弱酸及其盐水溶液的pH关系是：以H3PO4为例：H3PO49．(1)A∶B＝10－4∶1
(2)产生白色沉淀，且红色褪去 在纯碱溶液中CO水解：CO＋H2OHCO＋OH－，加入BaCl2后Ba2＋＋CO===BaCO3↓(白色)，由于CO的浓度减小，水解平衡左移，OH－浓度减小，酚酞褪色
(3)①An＋＋nH2OA(OH)n＋nH＋
②Bm－＋H2OHB(m－1)－＋OH－
解析 (1)在pH＝9的NaOH溶液中，[H＋]水＝10－9 mol·L－1，其H＋全部是水电离产生的，因为[H＋]水＝[OH－]水，即A＝10－9 mol·L－1。在CH3COONa溶液中，由于CH3COO－结合了水中的H＋，水的电离平衡向正反应方向移动，[OH－]增大；在pH＝9的CH3COONa溶液中，[OH－]＝1×10－5 mol·L－1，其OH－全部是水电离产生的，即B＝10－5 mol·L－1，所以，A∶B＝10－9 mol·L－1∶10－5 mol·L－1＝10－4∶1。(3)正确地表示An＋、Bm－符号及Bm－水解产物HB(m－1)－至关重要。
第2课时 盐类水解的实质与规律
[学习目标定位] 1.通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系，并进一步探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因，总结其规律。2.熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。
1．水的电离与溶液的酸碱性
(1)水的电离方程式是H2O??H＋＋OH－，若在水中加入酸或碱，水的电离平衡移动方向是向逆反应方向移动，理由是增大了水中[H＋]或[OH－]。
(2)溶液呈酸碱性的根本原因是[H＋]≠[OH－]，溶液呈中性是因为[H＋]＝[OH－]，呈酸性是[H＋]>[OH－]，呈碱性是[H＋]<[OH－]。
2．(1)写出下列中和反应的化学方程式：
①盐酸与NaOH溶液：HCl＋NaOH===NaCl＋H2O；
②盐酸与氨水：HCl＋NH3·H2O===NH4Cl＋H2O；
③醋酸与NaOH溶液：CH3COOH＋NaOH===CH3COONa＋H2O；
④醋酸与氨水：CH3COOH＋NH3·H2O===CH3COONH4＋H2O。
(2)上述反应物中，属于强电解质的是HCl、NaOH，属于弱电解质的是CH3COOH、NH3·H2O。
(3)若按酸、碱强弱不同，上述反应生成的四种盐可分为四种不同的类型，分别为NaCl强酸强碱盐，NH4Cl强酸弱碱盐，CH3COONa弱酸强碱盐，CH3COONH4弱酸弱碱盐。
探究点一 盐类水解
1．常温下，酸溶液的pH<7，碱溶液的pH>7。通过实验测定下列 0.1 mol·L－1盐溶液的pH，填写下表。
盐溶液
盐的类型
溶液pH
酸碱性
NaCl
强酸强碱盐
pH＝7
中性
CH3COONa
弱酸强碱盐
pH>7
碱性
NH4Cl
强酸弱碱盐
pH<7
酸性
实验结论：盐溶液的酸碱性与盐的组成类型有关，强酸强碱盐溶液呈中性，弱酸强碱盐溶液呈碱性，强酸弱碱盐溶液呈酸性。
2．CH3COONa水溶液呈碱性的原因分析
(1)溶液中都存在水的电离平衡：H2O??OH－＋H＋，CH3COONa溶于水后完全电离：CH3COONa===Na＋＋CH3COO－，溶液中的离子可能结合生成的新弱电解质分子是CH3COOH。
(2)因为CH3COO－能与水电离生成的H＋结合生成难电离的醋酸分子，从而使水的电离平衡向电离的方向移动，溶液中有关离子的浓度变化是[CH3COO－]减小，[H＋]减小，[OH－]增大，[H＋]小于[OH－]，所以CH3COONa溶液呈碱性。
(3)化学方程式是CH3COONa＋H2O??CH3COOH＋NaOH，离子方程式是CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－。
3．请根据上述方法思路，分析NH4Cl溶液呈酸性的原因
(1)NH4Cl溶液中存在的电离(写出电离方程式)：H2O??H＋＋OH－，NH4Cl===Cl－＋NH。溶液中的离子可能结合生成的新弱电解质分子是NH3·H2O。
(2)水的电离平衡移动方向是电离的方向，其原因是NH与水电离生成的OH－结合生成了难电离的NH3·H2O；水的电离平衡移动的结果是溶液中[NH]减小，[OH－]减小，[H＋]增大，[H＋]>[OH－]，所以NH4Cl溶液呈酸性。
(3)化学方程式是NH4Cl＋H2O??NH3·H2O＋HCl，离子方程式是NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋。
4．试分析NaCl溶液呈中性的原因：NaCl溶于水后电离产生Na＋和Cl－，不能与水电离出的OH－、H＋结合成难电离的物质，水的电离平衡不发生移动，[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性。
[归纳总结]
1．盐类水解的实质
在溶液中盐电离出来的离子(弱碱的阳离子或弱酸的阴离子)结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。
2．盐类水解的规律
在可溶性盐溶液中：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性。
常见的弱离子：
弱碱阳离子：NH、Al3＋、Fe3＋、Cu2＋等。
弱酸根离子：CO、HCO、[Al(OH)4]－、SO、S2－、HS－、SiO、ClO－、CH3COO－、F－等。
3．盐类水解的特点
(1)是酸碱中和反应的逆过程，是吸热反应。
(2)一般情况下，盐类水解程度极其微弱。
(3)符合化学平衡移动的原理。
[活学活用]
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过程
C．盐类水解的结果使溶液不一定呈中性
D．Na2CO3水解的实质是Na＋与H2O电离出的OH－结合生成了NaOH
答案 D
解析 Na2CO3水解的实质是CO与H2O电离出的H＋结合生成HCO和H2CO3，使溶液中[H＋]<[OH－]。
2．在水中加入下列物质，可使水的电离平衡正向移动，且所得溶液呈酸性的是( )
A．NaCl B．H2SO4 C．Na2CO3 D．NH4Cl
答案 D
解析 A项，NaCl对水的电离平衡无影响，溶液呈中性；B项，H2SO4抑制水电离，且溶液呈酸性；C项，Na2CO3水解促进水电离，溶液呈碱性；D项，NH4Cl水解促进水电离，溶液呈酸性。
探究点二 盐类水解离子方程式的书写
1．有下列五种盐溶液：①NaClO、②(NH4)2SO4、③Na2CO3、④AlCl3、⑤KNO3。回答下列问题：
(1)不能破坏水的电离平衡的是⑤，溶液呈酸性的是②④，溶液呈碱性的是①③。
(2)根据盐类水解的实质(弱离子＋H2O)及水解反应的特点(可逆反应、程度微弱)，写出下列盐类水解的离子方程式：
①NaClO：ClO－＋H2O??HClO＋OH－；
②(NH4)2SO4：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋；
③Na2CO3：CO＋H2O??HCO＋OH－、HCO＋H2O??H2CO3＋OH－；
④AlCl3：Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋。
2．判断下列盐类水解离子方程式的正误
(1)FeCl3溶液：Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3↓＋3H＋(×)
(2)NaHS溶液：HS－＋H2O??H2S＋OH－(√)
(3)K2CO3溶液：CO＋2H2O??H2CO3＋2OH－(×)
(4)NH4NO3溶液：NH＋H2O===NH3·H2O＋H＋(×)
(5)NaHCO3溶液：HCO＋H2O??CO2↑＋H2O(×)
[归纳总结]
书写盐类水解离子方程式的方法思路
(1)一般形式：弱离子＋H2O??弱电解质＋H＋(或OH－)
(2)方法要求：
一判断：判断弱离子，书写化学式。
二规范：写“??”，不标“↑”、“↓”。
三注意：多元弱酸根水解离子方程式分步书写，多元弱碱阳离子水解方程式一步完成。
[活学活用]
3．下列离子方程式中，属于水解反应的是( )
A．HCOOH＋H2O??HCOO－＋H3O＋
B．CO2＋H2O??HCO＋H＋
C．CO＋H2O??HCO＋OH－
D．HS－＋H2O??S2－＋H3O＋
答案 C
解析 A项为HCOOH的电离；B项为CO2与H2O反应生成H2CO3，然后H2CO3电离产生H＋和HCO；D项是HS－的电离。
4．化学方程式是化学用语中重要的部分，它包括电离方程式、化学反应方程式、水解方程式等，准确、规范书写各种方程式是学好化学的保证。请按要求写出下列方程式。
(1)NaHCO3在水中的电离方程式：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)实验室制取NH3的化学反应方程式：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)用离子方程式表示Al2(SO4)3溶液显酸性的原因：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)NaHCO3===Na＋＋HCO、HCO??H＋＋CO
(2)Ca(OH)2＋2NH4ClCaCl2＋2H2O＋2NH3↑
(3)Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋
解析 (1)NaHCO3的电离方程式，注意HCO是不完全电离；(2)实验室是用Ca(OH)2和NH4Cl混合加热来制备NH3的；(3)Al2(SO4)3溶液显酸性是因为Al3＋水解。
1．下列关于酸性溶液的叙述中正确的是( )
A．可能是盐的水溶液
B．一定是酸的水溶液
C．溶液中[H＋]<[OH－]
D．不含有OH－的溶液
答案 A
解析 强酸弱碱盐的水溶液呈酸性，如NH4Cl溶液、AlCl3溶液等。
2．下列各式中的水解反应离子方程式书写正确的是( )
A．NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋
B．S2－＋2H2O??H2S＋2OH－
C．CH3COOH＋H2O??CH3COO－＋H3O＋
D．CH3COOH＋OH－===CH3COO－＋H2O
答案 A
解析 B项，应用分步水解方程式表示或只写第一步；C是电离方程式，不是水解方程式；D是醋酸与可溶性强碱发生中和反应的离子方程式。
3．下列物质的水溶液由于水解而呈碱性的是( )
A．NaHSO4 B．Na2SO4
C．NaHCO3 D．NH3
答案 C
解析 本题考查水解的实质及规律。A项，NaHSO4是强酸的酸式盐，不发生水解；B项，Na2SO4是强酸强碱盐，不水解；C项，NaHCO3是弱酸的酸式盐，水解使溶液呈碱性；D项，NH3是非电解质，溶于水后生成弱碱。
4．(1)向浓NH4Cl溶液中加入CaCO3粉末，发现碳酸钙逐渐溶解，同时还观察到有气泡产生，生成气体的成分是
________________________________________________________________________。
用离子方程式表示产生上述现象的原因：_____________________________________。
(2)在浓NH4Cl溶液中加入一种单质，也会产生类似上述现象的反应，这种单质是__________(填序号)。
A．碳 B．铜 C．镁 D．硫
答案 (1)CO2和NH3 2NH＋CaCO3===Ca2＋＋CO2↑＋2NH3↑＋H2O
(2)C
解析 NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋
(1)加入CaCO3粉末时，CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O，使NH水解平衡正向移动，[NH3·H2O]增大，分解产生NH3，总反应的离子方程式为2NH＋CaCO3===Ca2＋＋CO2↑＋2NH3↑＋H2O。
(2)C、Cu、S均不能与NH水解产生的H＋反应，但Mg能与H＋反应生成H2。
[基础过关]
一、盐类水解的概念
1．在盐类水解的过程中，下列说法正确的是( )
A．盐的电离平衡被破坏
B．水的电离程度一定会增大
C．溶液的pH一定会增大
D．[H＋]与[OH－]的乘积一定会增大
答案 B
解析 大多数的盐为强电解质，在水中完全电离，A项错误；盐类水解促进水的电离，B项正确；强酸弱碱盐水解溶液呈酸性，pH减小，C项错误；一定温度下的稀溶液中，[H＋]与[OH－]乘积是一个常数，D项错误。
2．下列说法正确的是( )
A．盐溶液都是中性的
B．盐溶液的酸碱性与盐的类型无关
C．NaHCO3溶液显酸性
D．Na2CO3溶液显碱性，是因为溶液中[OH－]>[H＋]
答案 D
解析 B项，盐溶液的酸碱性与盐的类型有关，如Na2CO3溶液呈碱性，NH4Cl溶液呈酸性。
3．下列物质的水溶液中，除了水分子外，不存在其他分子的是( )
A．HCl B．NH4NO3 C．Na2S D．HClO
答案 A
解析 A项HCl完全电离；B项NH水解，NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，有NH3·H2O分子；C项S2－水解，产生H2S分子；D项HClO是弱电解质，不完全电离，有HClO分子。
4．下列各物质的溶液显酸性的是( )
A．NaHCO3 B．(NH4)2SO4
C．NaCl D．CH3COOK
答案 B
解析 (NH4)2SO4为强酸弱碱盐，其溶液显酸性。
5．下列操作会促进H2O的电离，且使溶液pH>7的是( )
A．将纯水加热到90 ℃
B．向水中加少量NaOH溶液
C．向水中加少量Na2CO3溶液
D．向水中加少量FeCl3溶液
答案 C
解析 将纯水加热到90 ℃，水的电离程度增大，[H＋]＝[OH－]>10－7 mol·L－1，pH<7，A错；向水中加少量NaOH溶液，水中[OH－]增大，pH>7，但水的电离平衡向逆方向移动，即水的电离受到抑制，B错；向水中加少量Na2CO3溶液，CO与H＋结合，水中[H＋]减小，水的电离平衡向正方向移动，[OH－]增大，[OH－]>[H＋]，pH>7，C对；向水中加少量FeCl3溶液，Fe3＋与OH－结合为弱电解质Fe(OH)3，水中[OH－]减小，水的电离平衡向正方向移动，[H＋]增大，[H＋]>[OH－]，pH<7，D错。
6．实验室有下列试剂，其中必须用带橡皮塞的试剂瓶保存的是( )
①NaOH溶液 ②水玻璃 ③Na2S溶液 ④Na2CO3溶液
⑤NH4Cl溶液 ⑥澄清石灰水 ⑦浓HNO3 ⑧浓H2SO4
A．①⑥ B．①②③④⑥
C．①②③⑥⑦⑧ D．⑤⑦⑧
答案 B
解析 碱及水解呈碱性的盐，因OH－可与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶与玻璃瓶塞粘连，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶保存，必须用带橡胶塞的试剂瓶保存。酸性及强氧化性物质不能用带橡胶塞的试剂瓶保存。
二、盐类水解离子方程式的书写
7．下列物质在常温下发生水解时，对应的离子方程式正确的是( )
①Na2CO3：CO＋2H2O??H2O＋CO2↑＋2OH－
②NH4Cl：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋
③CuSO4：Cu2＋＋2H2O??Cu(OH)2＋2H＋
④NaF：F－＋H2O===HF＋OH－
A．①④ B．②③ C．①③ D．②④
答案 B
解析 ①应为CO＋H2O??HCO＋OH－，HCO＋H2O??H2CO3＋OH－(只写第一步也可)；④应为F－＋H2O??HF＋OH－。
8．在一定条件下发生下列反应，其中属于盐类水解反应的是( )
A．NH＋2H2O??NH3·H2O＋H3O＋
B．HCO＋H2O??H3O＋＋CO
C．HS－＋H＋??H2S
D．Cl2＋H2O??H＋＋Cl－＋HClO
答案 A
解析 判断离子反应是否是水解反应或电离反应，可以将反应物和生成物中(一般含H3O＋)分别去掉一个水分子，看反应能否成立。其中B是电离，D是氯气溶于水后存在的平衡。
9．下列各项中的离子方程式，书写正确的是( )
A．AlCl3水解：Al3＋＋3H2O===Al(OH)3＋3H＋
B．NaHCO3电离：NaHCO3??Na＋＋HCO
C．固体Ca(OH)2与NH4Cl共热：NH＋OH－===NH3＋H2O
D．过量的CO2气体通入饱和石灰水中：CO2＋OH－===HCO
答案 D
解析 本题主要考查电离方程式及水解方程式的书写。A项，Al3＋的水解是可逆的；B项，NaHCO3的第一步电离是不可逆的；C项，固体间的反应不能写离子方程式。故选D。
三、盐类水解规律的综合应用
10．下列各组溶液混合后，溶液显碱性的是( )
A．10 mL 0.1 mol·L－1 NH3·H2O与10 mL 0.1 mol·L－1 HCl
B．10 mL 0.1 mol·L－1 K2S与10 mL 0.1 mol·L－1 K2SO4
C．10 mL 0.1 mol·L－1 KOH与10 mL 0.1 mol·L－1 KHCO3，再加入10 mL 0.1 mol·L－1 BaCl2
D．10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH与5 mL 0.1 mol·L－1 H2SO4
答案 B
解析 A项恰好完全反应，生成的NH4Cl水解显酸性；B项K2S水解显碱性；C项恰好完全反应生成BaCO3沉淀、KCl和H2O，显中性；D项恰好中和显中性。
11．等物质的量浓度的下列五种溶液：①CH3COOH
②(NH4)2CO3 ③NaHSO4 ④NaHCO3
⑤Ba(OH)2，溶液中水的电离程度由大到小排列正确的是( )
A．⑤③①④② B．⑤③①②④
C．②④③①⑤ D．②④①③⑤
答案 D
解析 向水中加酸、加碱，抑制水的电离，[H＋]或[OH－]抑制程度相同，浓度越大，抑制程度越大；加入弱离子，促进水的电离，浓度越大，促进程度越大。
12．有四种物质的量浓度相等且都由一价阳离子A＋和B＋及一价阴离子X－和Y－组成的盐溶液。据测定常温下AX和BY溶液的pH＝7，AY溶液的pH>7，BX溶液的pH<7，由此判断不水解的盐是( )
A．BX B．AX C．AY D．BY
答案 B
解析 AY溶液的pH>7，说明AY为强碱弱酸盐，BX溶液的pH<7，说明BX为强酸弱碱盐，由AX的pH＝7，则AX为强酸强碱盐，不能发生水解，B对。
[能力提升]
13．(1)某二元酸(化学式用H2A表示)在水中的电离方程式是H2A===H＋＋HA－ HA－??H＋＋A2－
试完成下列问题：
Na2A溶液显________(填“酸性”、“中性”或“碱性”)。理由是________________________________________________________________________
(用离子方程式表示)。
(2)常温下，pH＝5的NH4Cl溶液与pH＝5的HCl溶液中由水电离出的[H＋]分别是____________、____________。
答案 (1)碱性 A2－＋H2O??HA－＋OH－
(2)10－5 mol·L－1 10－9 mol·L－1
解析 (1)根据题意可知H2A第一步完全电离，第二步部分电离，所以HA－不水解，A2－水解。所以Na2A溶液显碱性，A2－＋H2O??HA－＋OH－。
(2)NH水解促进水的电离，溶液中的H＋即来源于水的电离，此时水电离出的[H＋]为10－5 mol·L－1，在HCl溶液中，OH－来源于水的电离，此时，水电离出的[H＋]为 mol·L－1＝10－9 mol·L－1。
14．室温下，pH＝2的某酸HnA(A为酸根)与pH＝12的某碱B(OH)m等体积混合，混合液的pH变为8。
(1)写出生成的正盐的分子式：__________。
(2)该盐中存在着一种能水解的离子，该离子的水解方程式为
________________________________________________________________________。
(3)简述该混合液呈碱性的原因：
________________________________________________________________________。
答案 (1)BnAm(或BA)
(2)Bm＋＋mH2O??B(OH)m＋mH＋
(3)酸与碱等体积反应，碱过量，则最后混合液中溶质是正盐BnAm与碱B(OH)m的混合物，因此呈碱性
解析 pH＝2的酸HnA中[H＋]与pH＝12的碱B(OH)m中[OH－]相等，等体积混合后溶液pH＝8，表明B(OH)m为弱碱，物质的量浓度相对较大，反应后碱过量，生成正盐BnAm或BA，其中弱碱阳离子Bm＋能发生水解反应：Bm＋＋mH2O??B(OH)m＋mH＋。
15．常温下，如果取0.1 mol·L－1 HA溶液与0.1 mol·L－1NaOH溶液等体积混合(忽略混合后溶液体积的变化)，测得混合溶液的pH＝8，试回答下列问题：
(1)混合溶液的pH＝8的原因(用离子方程式表示)：______________________________。
(2)混合溶液中由水电离出的[H＋]____(填“>”、“<”或“＝”)0.1 mol·L－1 NaOH溶液中由水电离出的[H＋]。
(3)已知NH4A溶液为中性，又知HA溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出，试推断(NH4)2CO3溶液的pH________7(填“>”、“<”或“＝”)。
答案 (1)A－＋H2O??HA＋OH－ (2)> (3)>
解析 (1)NaA溶液的pH＝8，表明HA为弱酸，NaA能发生水解，离子方程式为A－＋H2O??HA＋OH－。
(2)NaA水解促进水的电离，NaOH能抑制水的电离，因此NaA溶液中由水电离出来的[H＋]大于NaOH溶液中由水电离出来的[H＋]。
(3)根据NH4A溶液呈中性，而HA酸性比H2CO3强，推断NH3·H2O的电离程度大于H2CO3的电离程度，因此(NH4)2CO3水解使溶液呈碱性，pH>7。
[拓展探究]
16．某实验小组拟定用pH试纸验证醋酸是弱酸。甲、乙两同学的方案分别是
甲：①准确配制0.1 mol·L－1的醋酸钠溶液100 mL；
②用pH试纸测出该溶液的pH，即可证明醋酸是弱酸。
乙：①量取一定量的冰醋酸准确配制pH＝1的醋酸溶液100 mL；
②取醋酸溶液1 mL，加水稀释为10 mL；
③用pH试纸测出②中溶液的pH，即可证明醋酸是弱酸。
(1)两个方案的第①步中，都要用到的定量仪器是________，简要说明pH试纸的使用方法：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)甲方案中，说明醋酸是弱酸的理由是测得醋酸钠溶液的pH______7(选填“<”、“>”或“＝”，下同)，乙方案中，说明醋酸是弱酸的理由是测得醋酸溶液的pH______2。
(3)请你评价乙方案的不妥之处：
________________________________________________________________________。
答案 (1)100 mL容量瓶 把小块干燥的pH试纸放在表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液点在试纸中部，试纸变色后，与标准比色卡比较来确定溶液的pH
(2)> <
(3)难以配制pH＝1的醋酸溶液，稀释之后用pH试纸测量不易读出准确数值
解析 (1)准确配制溶液要用到容量瓶。
(2)CH3COONa溶液pH大于7说明CH3COO－水解，即证明CH3COOH是弱电解质。强酸每稀释10倍，pH应增大1个单位，若为强酸，稀释后pH应为2，如果小于2说明存在电离平衡，证明是弱酸。
课件23张PPT。高中化学精品课件 ? 选修 化学反应原理 第2课时 盐类水解的实质与规律第3章 物质在水溶液中的行为第2节 弱电解质的电离 盐类的水解盐类水解的实质与规律 本节知识目录学习目标定位1. 通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系，进一步探究盐溶液呈现不同
酸碱性的原因，总结其规律。
2. 熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。学习重难点：盐类水解的实质及规律。知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新1．水的电离与溶液的酸碱性H2O??H＋＋OH－逆反应方向 增大了水中[H＋]或[OH－][H＋]≠[OH－][H＋]＝[OH－][H＋]>[OH－][H＋]<[OH－](3)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动。外界条件对水的电离平衡的影响(1)因水的电离是吸热过程，故温度升高，会促进水的电离，[H＋]、[OH－]都增大，水仍呈中性。(2)外加酸或碱，水中[H＋]或[OH－]增大，会抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新HCl＋NaOH===NaCl＋H2OHCl＋NH3·H2O===NH4Cl＋H2OCH3COOH＋NaOH===CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O===CH3COONH4＋H2OHCl、NaOH CH3COOH、NH3·H2O弱酸弱碱盐强酸强碱盐强酸弱碱盐弱酸强碱盐学习探究基础自学落实·重点互动探究1．通过实验测定下列 0.1 mol·L－1 盐溶液的 pH，填写下表。强酸强碱盐 弱酸强碱盐 强酸弱碱盐 pH＝7 pH>7 pH<7 中性 碱性 酸性 中性 碱性 酸性 学习探究基础自学落实·重点互动探究溶液中都存在水的电离平衡： ，CH3COONa溶于水后完全电离：_______________
______________，溶液中的CH3COO－能与水中的
H＋结合生成 的醋酸分子，从而使水
的电离平衡向 移动，溶液中有关
离子的浓度变化是 [CH3COO－] ，
[H＋] ，[OH－] ，[H＋] [OH－]，所以 CH3COONa 溶液呈碱性。化学方程式是
，离子方程式是 。2．CH3COONa水溶液呈碱性的原因CH3COONa===CH3COO-+Na+H2O H +＋ OH-H2O? OH－＋H＋CH3COONa===Na＋＋CH3COO－难电离 电离的方向 减小 减小 增大 小于 CH3COONa＋H2O?CH3COOH＋NaOHCH3COO－＋H2O? CH3COOH＋OH－使[H＋]减小，使水的电离平衡正向移动，溶液中[OH-] > [H＋] 。学习探究基础自学落实·重点互动探究H2O?H＋＋OH－NH4Cl===Cl－＋NH4H＋NH4NH3·H2O电离的方向 NH4与水电离的OH－结合生成了难电离的NH3·H2O[NH4]减小，[OH－]减小，[H＋]增大> 酸性 NH4Cl＋H2O??NH3·H2O＋HCl＋H2O??NH3·H2O＋H＋NH4Cl=== NH4＋ Cl-NH4与水电离的OH－结合形成弱电解质 NH3·H2O ，使[OH－]减小，使水的电离平衡正向移动，溶液中[H＋]>[OH－]。+++＋＋+学习探究基础自学落实·重点互动探究NaCl溶于水后电离产生Na＋和Cl－，不能与水电离出的OH－、H＋结合成难电离的物质，水的电离平衡不发生移动，[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性。4．NaCl溶液呈中性的原因：学习探究基础自学落实·重点互动探究有弱才水解，无弱不水解，
都弱都水解，谁强显谁性。1．盐类水解的实质在溶液中盐电离出来的离子(弱碱的阳离子或弱酸的阴离子)结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液
显示不同的酸性、碱性或中性。2．盐类水解的规律常见的弱离子3．盐类水解的特点吸热反应、程度微弱、可逆反应。学习探究基础自学落实·重点互动探究D Na2CO3水解的实质是CO3与H2O电离出的H＋结合生成HCO3-和H2CO3，使溶液中[H＋]<[OH－]。2-学习探究基础自学落实·重点互动探究D 对水的电离平衡无影响，溶液呈中性 H＋抑制水电离，且溶液呈酸性Na2CO3水解促进水电离，溶液呈碱性NH4Cl水解促进水电离，溶液呈酸性学习探究基础自学落实·重点互动探究⑤ ②④ ①③ ClO－＋H2O??HClO＋OH－NH4＋H2O??NH3·H2O＋H＋CO3＋H2O??HCO3＋OH－、HCO3＋H2O??H2CO3＋OH－Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋+2---学习探究基础自学落实·重点互动探究× √ × × × 水解微弱不标“↑”、“↓” 多元弱酸根分步书写，多元弱碱阳离子一步完成。 水解是可逆的要用可逆号水解微弱不标“↑”、“↓” 学习探究基础自学落实·重点互动探究多元弱酸根分步书写，多元弱碱阳离子一步完成。书写盐类水解离子方程式的方法思路(1)一般形式：(2)方法要求一判断：判断弱离子，书写化学式。二规范：写“??”，不标“↑”、“↓”。三注意：学习探究基础自学落实·重点互动探究是HCOOH的电离 是HS-的电离 C 应为H2CO3学习探究基础自学落实·重点互动探究学习探究基础自学落实·重点互动探究
自我检测12检测学习效果·体验成功快乐34A 可以是强酸弱碱盐任何水溶液都含有H+和OH-自我检测检测学习效果·体验成功快乐1234A 多元弱酸分步水解，水解方程式分步表示或只写第一步 为CH3COOH的电离 是醋酸与可溶性强碱发生中和反应的离子方程式 自我检测检测学习效果·体验成功快乐1234C 无弱不水解NH3是非电解质，溶于水后生成弱碱 在NaHCO3溶液中:
既有HCO3 H++CO3,又有HCO3 +H2O H2CO3 OH-
电离使溶液呈酸性，水解使溶液呈碱性，由于水解大于电离,故溶液呈碱性。-2-+-自我检测检测学习效果·体验成功快乐1234C CO2和NH3本讲内容结束
请完成课时作业
第3课时 盐类水解的应用
[目标要求] 1.了解盐类水解在生产生活中的应用。2.通过了解盐类水解的应用，进一步体会化学对社会发展的作用。
盐类水解的应用(用离子方程式表示)
泡沫灭火器的灭火原理：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
2．热碱去油污效果好：
________________________________________________________________________；
3．明矾净水：
________________________________________________________________________；
4．铵态氮肥不能与草木灰混合施用：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
5．制备Fe(OH)3胶体：
________________________________________________________________________；
6．较活泼金属溶于强酸弱碱盐溶液中，会放出气体，如镁与NH4Cl溶液反应：________________________________________________________________________；
7．盐溶液的配制及贮存，如配制FeCl3、CuSO4等溶液时，需在溶液中分别加入少量的盐酸、硫酸。
知识点一 促进盐类水解
1．人们把NaHCO3作为发酵粉使用时，往往加入少量的明矾，这样做的目的是( )
A．明矾能起催化剂作用
B．碳酸氢钾比碳酸氢钠更易分解
C．明矾受热分解放出气体
D．铝盐在水中能起到酸的作用
2．为除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可以在加热搅拌的条件下加入一种试剂，过滤后再加入适量盐酸，这种试剂是( )
A．NH3·H2O B．NaOH C．Na2CO3 D．MgCO3
3．普通泡沫灭火器的铁筒里装着一只小玻璃筒，玻璃筒内盛装硫酸铝溶液，铁筒里盛装碳酸氢钠饱和溶液。使用时，倒置灭水器，两种药液相混合就会喷出含二氧化碳的白色泡沫。
(1)产生此现象的化学方程式是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
不能把硫酸铝溶液装在铁筒里的主要原因是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
一般不用碳酸钠代替碳酸氢钠，是因为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
知识点二 抑制盐的水解
4．在配制溶液时，为防止溶液浑浊，需加入某一溶液，下列各组溶液配制时所加溶液(括号内为溶质)正确的是( )
A．Fe2(SO4)3(HCl) B．Na2CO3(NaOH)
C．AlCl3(H2SO4) D．CH3COONa(CH3COOH)
5．向三份0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO－浓度的变化依次为( )
A．减小、增大、减小 B．增大、减小、减小
C．减小、增大、增大 D．增大、减小、增大
练基础落实
1．实验室有下列试剂，其中必须用带橡胶塞的试剂瓶保存的是( )
①NaOH溶液 ②水玻璃 ③Na2S溶液 ④Na2CO3溶液
⑤NH4Cl溶液 ⑥澄清石灰水 ⑦浓HNO3 ⑧浓H2SO4
A．①⑥ B．①②③④⑥
C．①②③⑥⑦⑧ D．⑤⑦⑧
2．在pH＝1的溶液中可以大量共存的离子组是( )
A．K＋、Na＋、SO、S2－
B．NH、Mg2＋、SO、Cl－
C．Na＋、K＋、HCO、Cl－
D．K＋、Na＋、[Al(OH)4]－、NO
3．为了同时对某农作物施用分别含有N、P、K三种元素的化肥，对于给定的化肥中，最适合的组合是( )
①K2CO3 ②KCl ③Ca(H2PO4)2 ④(NH4)2SO4 ⑤氨水
A．①③④ B．②③④ C．①③⑤ D．②③⑤
4．在蒸发皿中加热并灼烧(<900℃)下列物质的溶液，可以得到该物质固体的是( )
A．氯化铝 B．碳酸氢钠 C．硫酸镁 D．高锰酸钾
练方法技巧
5．下面的问题中，与盐类水解有关的是( )
①为保存FeCl3溶液，要在溶液中加入少量盐酸；
②实验室盛放Na2CO3、Na2SiO3等溶液的试剂瓶应用橡胶塞；
③在NH4Cl或AlCl3溶液中加入镁条会产生气泡；
④长期使用硫酸铵，土壤酸性增强。
A．只有①④ B．只有②③ C．只有③④ D．全部
6．在Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋的平衡体系中，要使平衡向水解的方向移动，且使溶液的pH增大，应采取的措施是( )
A．加热 B．通入HCl气体
C．加入适量的NaOH溶液 D．加固体AlCl3
题号
1
2
3
4
5
6
答案
练综合拓展
7．在氯化铁溶液中存在下列平衡：
FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl ΔH＞0
(1)加热FeCl3溶液，溶液的颜色会不断加深，可得到一种红褐色透明液体。向这种液体中加入MgCl2溶液，产生的现象为
________________________________________________________________________。
(2)在配制FeCl3溶液时，为防止浑浊，应加入
________________________________________________________________________。
(3)向FeCl3溶液中加入少量浓苯酚钠溶液，预计可能看到的现象是
________________________________________________________________________。
8．(1)碳酸钾溶液蒸干得到的固体物质是
________________________________________________________________________，
原因是_________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)KAl(SO4)2溶液蒸干得到的固体物质是
________________________________________________________________________，
原因是__________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)碳酸氢钡溶液蒸干得到的固体物质是
________________________________________________________________________，
原因是_________________________________________________________________。
(4)亚硫酸钠溶液蒸干得到的固体物质是
________________________________________________________________________，
原因是__________________________________________________________________。
(5)氯化铝溶液蒸干得到的固体物质是
________________________________________________________________________，
原因是________________________________________________________________。
(6)盐酸与硫酸各1 mol·L－1的混合酸10 mL，加热浓缩至1 mL，最后的溶液为______________，原因是______________________________________________________
________________________________________________________________________。
9．工业上制取纯净的CuCl2·2H2O的主要过程是：①将粗氧化铜(含少量Fe)溶解于稀盐酸中，加热、过滤，调节滤液的pH为3；②对①所得滤液按下列步骤进行操作：
已知Cu2＋、Fe2＋在pH为4～5时不水解，而Fe3＋却几乎完全水解而沉淀。请回答下列问题：
(1)X是什么物质？____________，其反应的离子方程式是
________________________________________________________________________。
(2)Y物质应具备的条件是
________________________________________________________________________，
生产中Y可选：______________。
（3）溶液乙在蒸发结晶时应注意：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
基础落实
1．Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合，Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
2．CO＋H2OHCO＋OH－
3．Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋
4．CO＋H2OHCO＋OH－、NH＋OH－===NH3↑＋H2O
5．Fe3＋＋3H2O(沸水)Fe(OH)3(胶体)＋3H＋
6．Mg＋2NH===Mg2＋＋2NH3↑＋H2↑
对点训练
1．D
2．D [欲除去酸性溶液中的Fe3＋，通常采用的方法是调整溶液的pH，促进Fe3＋水解，使之生成Fe(OH)3沉淀后除去，而现在除去MgCl2溶液中的Fe3＋，不能混入新杂质，因此加入试剂不能带入新的杂质离子，另外若过量必须易分离，考虑到上述要求，应选用MgCO3。]
3．(1)Al2(SO4)3＋6NaHCO3===3Na2SO4＋2Al(OH)3↓＋6CO2↑ (2)因Al3＋发生水解：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋，溶液呈酸性会腐蚀铁筒 (3)与等物质的量的Al2(SO4)3反应Na2CO3产生CO2的量较少，且生成CO2的速率慢
解析 硫酸铝溶液和碳酸氢钠溶液相遇会发生双水解反应产生CO2气体和氢氧化铝泡沫达到灭火的目的，其原理是：Al2(SO4)3＋6NaHCO3===3Na2SO4＋2Al(OH)3↓＋6CO2↑。若把硫酸铝溶液放在铁筒中，因Al3＋发生水解：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋，溶液呈酸性会腐蚀铁筒。如果用Na2CO3代替NaHCO3，则发生的双水解反应是：Al2(SO4)3＋3Na2CO3＋3H2O===3Na2SO4＋2Al(OH)3↓＋3CO2↑，可见，与等物质的量的Al2(SO4)3反应时Na2CO3产生CO2的量较少，且生成CO2的速率慢。
4．B [配制溶液时，要加入抑制相关离子水解的酸或碱且不能引入杂质。]
5．A [醋酸钠溶液存在水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，水存在电离平衡：H2OOH－＋H＋，可知：加入少量NH4NO3，由于NH4NO3电离生成的铵根离子和水电离的氢氧根离子结合生成一水合氨，使氢氧根离子浓度降低，破坏了CH3COO－的水解平衡，使平衡正向移动，CH3COO－浓度减小；加入少量Na2SO3，由于Na2SO3电离生成的亚硫酸根离子和水电离的氢离子结合生成亚硫酸，氢离子浓度减小，使水的电离平衡正向移动，氢氧根离子浓度增大，从而导致CH3COO－的水解平衡逆向移动，CH3COO－浓度增大；加入少量FeCl3，由于＋3价铁离子水解生成氢氧化铁和H＋，使氢氧根离子浓度减小，从而导致CH3COO－的水解平衡正向移动，CH3COO－浓度减小。]
课时作业
1．B [碱及水解呈碱性的盐，因OH－与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶瓶颈与瓶塞粘结，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡胶塞的试剂瓶保存；酸性及强氧化性的物质不能用带橡胶塞的试剂瓶盛放。答案为B。]
2．B 3.B
4．C [此题考查了几种物质的溶液和固体的热稳定性。AlCl3极易水解，其溶液加热蒸干灼烧时，先后出现一系列过程：AlCl3的水解反应：AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋3HCl，在加热时正向移动，HCl又挥发，故蒸干后得Al(OH)3；再灼烧分解为Al2O3。NaHCO3固体和KMnO4固体加热都分解，只有MgSO4最稳定。]
5．D [题中涉及的四个问题都与盐类的水解有关系。具体解释依次如下：①保存FeCl3溶液，在溶液中加入少量盐酸，可以抑制FeCl3发生水解反应生成Fe(OH)3沉淀。②Na2CO3、Na2SiO3可以发生水解使溶液显碱性，从而能腐蚀玻璃，故实验室盛放Na2CO3、Na2SiO3等溶液的试剂瓶应用橡胶塞，不能用玻璃塞，避免瓶塞和瓶口粘连在一起。③NH4Cl、AlCl3发生水解，溶液呈酸性，镁可以置换溶液中的氢，放出H2，从而产生气泡。④硫酸铵水解呈酸性，长期使用此化肥，土壤酸性将增强。]
6．C [盐类的水解存在一个平衡状态，当条件发生变化时，平衡可能发生移动，状态发生改变。A、C、D都可促使水解平衡正向移动，B抑制水解反应的进行。改变条件后，溶液的pH增大的是C，溶液的pH减小的是A、B、D。综上所述，符合题意的答案为C。]
7．(1)有红褐色沉淀 (2)少许稀盐酸 (3)产生红褐色沉淀，溶液变为紫色
解析 (1)加热FeCl3溶液，得到Fe(OH)3胶体，加入MgCl2使胶体凝聚而得到红褐色沉淀。
(2)为防止FeCl3水解，应加入少许稀盐酸抑制FeCl3水解。
(3)因Fe3＋＋3O－＋3H2O===Fe(OH)3↓＋3OH，所以得到红褐色沉淀，同时OH与FeCl3发生显色反应，溶液变为紫色。
8．(1)K2CO3 尽管加热过程促进水解，但生成的KHCO3和KOH反应后又生成K2CO3
(2)KAl(SO4)2·12H2O 尽管Al3＋水解，但由于H2SO4为难挥发性酸，最后仍然为结晶水合物
(3)BaCO3 Ba(HCO3)2BaCO3＋CO2↑＋H2O
(4)Na2SO4 2Na2SO3＋O2===2Na2SO4
(5)Al(OH)3 加热使HCl挥发，促进水解进行到底
(6)H2SO4溶液 HCl挥发只剩余H2SO4
9．(1)Cl2 Cl2＋2Fe2＋===2Fe3＋＋2Cl－ (2)调节溶液酸性，使pH为4～5，且不引进新杂质 CuO或Cu(OH)2或CuCO3或Cu2(OH)2CO3
(3)通入HCl气体(或加入盐酸)，并不断搅拌且不能蒸干
解析 由于Fe3＋在pH＝4～5时即可沉淀完全，所以题中利用这种性质把Fe2＋转化为Fe3＋，再转化为Fe(OH)3过滤除去，由于Cu2＋在pH＝4～5时，不水解，此时所得溶液为CuCl2溶液，加热蒸干时会促进CuCl2的水解，因此要在HCl气流中进行。
第3课时 影响盐类水解平衡的因素和盐类水解的应用
[学习目标定位] 会分析外界条件对盐类水解平衡的影响，知道盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。
1．水中存在电离平衡：H2O??H＋＋OH－。若在水中分别加入下列各物质：①NaOH(s) ②NH4Cl(s) ③Na2CO3(s)
④CH3COOH(l) ⑤Na(s) ⑥K2SO4(s)，试回答下列问题：
(1)能使水的电离平衡向左移动的是①④，不发生移动的是⑥。
(2)溶液呈酸性的是②④，溶液呈碱性的是①③⑤。
(3)能促进水的电离，且溶液pH>7的是③⑤；能抑制水的电离，且溶液呈酸性的是④。
(4)写出③、⑤中反应的离子方程式：
③CO＋H2O??HCO＋OH－、HCO＋H2O??H2CO3＋OH－；
⑤2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑。
2．写出下列盐类水解的离子方程式，并指出其溶液的酸碱性。
(1)硫酸铝溶液：Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋(显酸性)。
(2)硝酸铵溶液：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋(显酸性)。
(3)硫化钠溶液：S2－＋H2O??HS－＋OH－、HS－＋H2O??H2S＋OH－(显碱性)。
(4)碳酸氢钠溶液：HCO＋H2O??H2CO3＋OH－(显碱性)。
探究点一 影响盐类水解平衡的因素
1．盐类水解是可逆反应，在一定条件下达到水解平衡状态(简称水解平衡)时，盐水解的程度大小主要由盐的本质属性所决定。生成盐的弱酸酸性越弱，其盐中弱酸根离子的水解程度越大；生成盐的弱碱碱性越弱，其盐中弱碱阳离子的水解程度越大，通常称为“越弱越水解”。
2．实验探究外界因素对FeCl3水解平衡Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋的影响。
(1)FeCl3溶液浓度改变对水解平衡的影响
①取一支试管加入1 mL棕黄色的FeCl3溶液，再加入少量的FeCl3(s)，振荡，观察到的现象是溶液颜色加深。
②取一支试管加入1 mL FeCl3溶液，再加入5 mL蒸馏水，观察到的现象是溶液的颜色变浅。
③实验结论是[Fe3＋]增大，水解平衡正向移动。
(2)改变溶液酸碱性对水解平衡的影响
①取一支试管加入1 mL FeCl3溶液，再加入2滴盐酸，观察到的现象是溶液颜色变浅。
②取一支试管加入1 mL FeCl3溶液，再加入少量的NaHCO3(s)，振荡，观察到的现象是产生红褐色沉淀，放出气体。
③实验结论是[H＋]增大，水解平衡逆向移动，减小[H＋]，可促进水解。
(3)改变温度对水解平衡的影响
①取一支试管加入1 mL FeCl3溶液，放在酒精灯上加热，观察到的现象是溶液逐渐变为红褐色(加深)。
②实验结论是温度升高，水解平衡正向移动。
[归纳总结]
影响盐类水解平衡的因素
1．主要因素是盐本身的结构和性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。
2．外界因素
(1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
(2)浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。
(3)酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。
[活学活用]
1．向三份0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO－的浓度变化依次为( )
A．减小、增大、减小 B．增大、减小、减小
C．减小、增大、增大 D．增大、减小、增大
答案 A
解析 CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－，加入NH4NO3，NH水解：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，H＋和OH－反应，使平衡右移，CH3COO－浓度减小，促进水解；加入Na2SO3，SO＋H2O??HSO＋OH－，水解产生OH－，使平衡左移，CH3COO－浓度增大，抑制水解的进行；加入FeCl3固体，Fe3＋水解：Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，影响同NH，使CH3COO－浓度减小，促进水解。
2．为使Na2S溶液中的值减小，可加入的物质是( )
①盐酸 ②适量的NaOH溶液 ③适量的KOH溶液 ④适量的KHS溶液
A．①② B．②③ C．③④ D．①④
答案 C
解析 在Na2S溶液中存在S2－＋H2O??HS－＋OH－。①中加入盐酸，H＋中和OH－，水解平衡右移，[S2－]减小，的值增大；②中加入适量的NaOH溶液，[OH－]增大，平衡左移，[S2－]增大，但[Na＋]增大得更多，故的值增大；③中加入适量的KOH溶液，[OH－]增大，平衡左移，[S2－]增大，而[Na＋]不变，故的值减小；④中加入适量的KHS溶液，[HS－]增大，平衡左移，[S2－]增大而[Na＋]不变，故的值减小。
探究点二 盐类水解反应的应用
1．在工农业生产和日常生活中的应用
(1)热的纯碱液去油污效果更好
纯碱(Na2CO3)水解呈碱性，加热能促进水解，溶液的碱性增强，热的纯碱溶液去污效果增强。有关的离子方程式是CO＋H2O??HCO＋OH－、HCO＋H2O??H2CO3＋OH－。
(2)明矾(铝盐)用作净水剂
明矾溶于水电离产生的Al3＋水解，生成Al(OH)3胶体表面积大，吸附水中悬浮的杂质而使水变澄清。有关的离子方程式是Al3＋＋3H2O??Al(OH)3(胶体)＋3H＋。
(3)泡沫灭火剂
泡沫灭火器内所盛装药品分别是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液，在使用时将两者混合，铝离子的水解会促进碳酸氢根离子的水解，从而使水解完全产生CO2和Al(OH)3沉淀。其水解的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
(4)铵态氮肥不能与草木灰混合使用
因为NH在水溶液中能发生水解生成H＋，CO在水溶液中水解产生OH－，当二者同时存在时，则二者水解产生的H＋和OH－能发生中和反应，使水解程度都增大，铵盐水解产生的NH3·H2O易挥发而降低了肥效。
(5)在工业生产中广泛应用
①焊接工业上用氯化铵作为金属的除锈剂，是因为NH4Cl水解溶液呈酸性，从而与金属表面的锈发生反应而除去。
②工业制备某些无水盐时，不能用蒸发结晶的方法，如由MgCl2·6H2O制无水MgCl2要在HCl气流中加热，否则：MgCl2·6H2OMg(OH)2＋2HCl↑＋4H2O。
③工业上利用水解制备纳米材料等。如用TiCl4制备TiO2：TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)??TiO2·xH2O↓＋4HCl。制备时加入大量的水，同时加热，促进水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得TiO2。
2．在化学实验中的应用
(1)某些强酸弱碱盐在配制溶液时因水解而浑浊，需加相应的酸来抑制水解，如在配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸来抑制FeCl3水解。
(2)某些弱酸强碱盐水解呈碱性，用玻璃试剂瓶贮存时，不能用玻璃塞，如Na2CO3溶液、NaF溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中。
(3)判断加热浓缩某些盐溶液得到的产物，如加热浓缩FeCl3溶液，FeCl3水解生成Fe(OH)3和HCl，由于盐酸易挥发，使水解平衡向右移动，蒸干后得到的物质为Fe(OH)3。
(4)制备胶体：将饱和FeCl3溶液滴入沸水中因水解而得到红褐色Fe(OH)3胶体。
(5)判断酸碱中和反应至pH＝7时酸或碱的相对用量，如用物质的量浓度相同的氨水与盐酸反应至pH＝7时是氨水过量。
(6)判断溶液中离子能否大量共存，如Al3＋与HCO等因水解互相促进不能大量共存。
[归纳总结]
用盐类水解原理分析解答实际应用问题的方法思路
(1)认真审题，找出题目给定的盐类物质，确定能水解的离子；
(2)写水解平衡方程式，分析题给条件对水解的影响及结果；
(3)联系题目要求，写出合理答案。
[活学活用]
3．将下列固体物质溶于水，再将其溶液加热，蒸发结晶、再灼烧，得到化学组成与原固体物质相同的是( )
①胆矾 ②氯化铝 ③硫酸铝 ④氯化铜
A．③ B．①④ C．①②③④ D．全部
答案 A
解析 胆矾CuSO4·5H2O溶于水得CuSO4溶液，因硫酸难挥发，蒸发结晶再灼烧得CuSO4；AlCl3、CuCl2发生水解，AlCl3＋3H2O??Al(OH)3＋3HCl、CuCl2＋2H2O??Cu(OH)2＋2HCl，加热时HCl不断挥发，平衡右移，不断生成Al(OH)3、Cu(OH)2沉淀，灼烧得Al2O3、CuO；Al2(SO4)3＋6H2O??2Al(OH)3＋3H2SO4，硫酸难挥发，最终仍得Al2(SO4)3。
4．下列关于盐类水解的应用中，说法正确的是( )
A．加热蒸干Na2CO3溶液，最后可以得到NaOH和Na2CO3的混合固体
B．除去MgCl2中的Fe3＋，可以加入NaOH固体
C．明矾净水的反应：Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋
D．加热蒸干KCl溶液，最后得到KOH固体(不考虑CO2的反应)
答案 C
解析 A项，加热蒸发Na2CO3溶液，得不到NaOH。虽然加热促进CO水解，但生成的NaHCO3又与NaOH反应生成了Na2CO3；B项，引入了新杂质Na＋，且Mg(OH)2不溶，应用MgO或MgCO3固体；D项，KCl不水解，不可能得到KOH固体。
?1?影响盐类水解的因素
越弱越水解，越热越水解，越稀越水解，加酸、碱抑制或促进水解。
?2?盐溶液蒸干灼烧后产物的判断方法
加热盐溶液，需分析盐溶液水解生成的酸。①如果是易挥发性酸，如AlCl3、FeCl3等溶液，最终得到的是金属氧化物。②如果是难挥发性酸，如MgSO4、Fe2?SO4?3等溶液，最终得到的是它们的溶质固体。
1．下列溶液能与镁反应生成氢气的是( )
A．氯化铵溶液 B．氢氧化钠溶液
C．碳酸钾溶液 D．饱和石灰水
答案 A
解析 NH4Cl溶液呈酸性，能与Mg反应生成H2。
2．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．铁在潮湿的环境下生锈
C．加热氯化铁溶液颜色变深 D．浓硫化钠溶液有臭味
答案 B
解析 铁在潮湿的环境中生锈是因为钢铁发生原电池反应被腐蚀；D项中，浓硫化钠溶液有臭味，是因为S2－＋H2O??HS－＋OH－、HS－＋H2O??H2S＋OH－，H2S有臭味，与水解有关。
3．下列根据反应原理设计的应用中不正确的是( )
A．CO＋H2O??HCO＋OH－ 热的纯碱溶液清洗油污
B．Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋ 明矾净水
C．TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)??TiO2·xH2O↓＋4HCl 用TiCl4制备TiO2
D．SnCl2＋H2O===Sn(OH)Cl↓＋HCl 配制氯化亚锡溶液时加入氢氧化钠
答案 D
解析 A项，加热平衡右移，碱性增强，有利于除油污；D项，根据平衡移动的原理可知，向溶液中加入NaOH，平衡向SnCl2水解的方向移动，所以D错。
4．下列关于盐类水解的说法错误的是( )
A．在纯水中加入能水解的盐一定促进水的电离
B．同温时，等浓度的NaHCO3和Na2CO3溶液，NaHCO3溶液的pH大
C．在NH4Cl溶液中加入稀HNO3能抑制NH水解
D．加热CH3COONa溶液，溶液中的值将减小
答案 B
解析 盐类水解促进水的电离，A对；NH水解使溶液显酸性，加入HNO3抑制NH水解，C对；加热
CH3COONa溶液，CH3COO－水解程度增大，[CH3COO－]减小，[Na＋]不变，则的值变小，D对。
5．下列离子组一定不能够大量共存的是( )
A．K＋、Na＋、CO、NO B．NH、HCO、NO、Na＋
C．Al3＋、HCO、NO、Cl－ D．SiO、Na＋、K＋、NO
答案 C
解析 A项，四种离子相互之间不能反应，能大量共存；B项，NH与HCO虽然能水解相互促进，但不彻底，所以能大量共存；D项，SiO水解，但水解程度很弱，所以能大量共存；C项，由于Al3＋、HCO相互促进水解且生成沉淀和气体，不能大量共存。
6．向纯碱溶液中滴入酚酞溶液
(1)观察到的现象是
________________________________________________________________________，
原因是________________________________________________________________________
(用离子方程式表示)。
(2)若微热溶液，观察到的现象是
________________________________________________________________________，
原因是________________________________________________________________________。
(3)若向溶液中加入少量氯化铁溶液，观察到的现象是
________________________________________________________________________，
原因是________________________________________________________________________。
答案 (1)溶液变红 CO＋H2O??OH－＋HCO
(2)红色加深 加热，CO水解程度变大，溶液碱性增强
(3)红色变浅，有红褐色沉淀生成，有气体生成(气泡冒出) Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓，减小了[OH－]，促进了CO的水解，CO＋H2O??HCO＋OH－，HCO＋H2O??H2CO3＋OH－，H2CO3??H2O＋CO2↑
解析 Na2CO3溶液显碱性，遇酚酞变红。加热，水解程度变大，碱性更强，红色加深。加入FeCl3，Fe3＋与OH－结合生成Fe(OH)3(红褐色沉淀)，促进CO水解，同时会有CO2气体产生。
[基础过关]
一、盐类水解的应用
1．下列做法中用到物质氧化性的是( )
A．明矾净化水 B．纯碱除去油污
C．臭氧消毒餐具 D．食醋清洗水垢
答案 C
解析 O3消毒是利用其强氧化性。A项中是利用Al3＋水解生成Al(OH)3胶体的吸附性；B项中是利用Na2CO3水解显碱性使油污水解，以上水解都不是氧化还原反应；D项是利用CH3COOH的酸性。
2．下列说法正确的是( )
A．将AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液分别加热、蒸干、灼烧，所得固体成分相同
B．配制一定浓度的FeSO4溶液时，将FeSO4固体溶于稀盐酸中，然后稀释至所需浓度
C．用加热的方法可以除去KCl溶液中的Fe3＋
D．洗涤油污常用热的碳酸钠溶液
答案 D
解析 A项，氯化铝溶液蒸干、灼烧后得到氧化铝，而硫酸铝溶液蒸干、灼烧后得到的仍是硫酸铝；B项，所加酸应是稀硫酸，不能引入新杂质；C项，加热法不能除去Fe3＋。
3．在蒸发皿中加热、蒸干并灼烧(低于400 ℃)下列物质的溶液，可以得到原物质的是( )
A．氯化铝 B．碳酸氢钠
C．硫酸铁 D．高锰酸钾
答案 C
解析 AlCl3发生水解反应：AlCl3＋3H2O??Al(OH)3＋3HCl，生成的HCl挥发而使水解平衡向右移动，致使生成Al(OH)3沉淀，灼烧得Al2O3；NaHCO3、KMnO4受热后分别分解得到Na2CO3、K2MnO4和MnO2，只有Fe2(SO4)3蒸干后得到原物质。
4．下列哪组离子能在水溶液中大量共存( )
A．K＋、CO、HS－、S2－、Al3＋、[Al(OH)4]－
B．MnO、Na＋、SO、K＋、Cl－
C．SO、Ag＋、SO、S2－、[Al(OH)4]－、K＋
D．Fe2＋、Cl－、H＋、NO
答案 B
解析 A中有能发生双水解反应的离子，C中有能形成沉淀的离子，D中的Fe2＋、H＋、NO可发生氧化还原反应。
5．同时对农作物施用含N、P、K的三种化肥，给定下列化肥：①K2CO3、②KCl、③Ca(H2PO4)2、④(NH4)2SO4、⑤NH3·H2O，其中最合理的组合方式是( )
A．①③④ B．②③④ C．①③⑤ D．②③⑤
答案 B
解析 Ca(H2PO4)2是其中唯一含磷的肥料，肯定要用，由于Ca(H2PO4)2是酸式盐，其水溶液呈酸性，不宜与碱性肥料NH3·H2O及水解呈碱性的K2CO3混合施用，只能与中性肥料KCl和酸性肥料(NH4)2SO4混合施用。
二、外界条件对水解平衡的影响
6．向未知溶液中再溶入CH3COONa晶体，测得[Na＋]与[CH3COO－]几乎相等，则原来的溶液可能是( )
A．HCl溶液 B．NaOH溶液
C．KCl溶液 D．KOH溶液
答案 D
解析 CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－应加入碱，抑制其水解。
7．下列关于FeCl3水解的说法错误的是( )
A．水解达到平衡时(不饱和)，加氯化铁溶液达饱和，溶液的酸性会增强
B．浓度为5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者比后者小
C．有50 ℃和20 ℃的同浓度的两种FeCl3稀溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者比后者小
D．为抑制Fe3＋的水解，较好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸
答案 C
解析 A项，FeCl3＋3H2O??Fe(OH)3＋3HCl，加入FeCl3，平衡右移，酸性增强，A对；B项，在其他条件相同时，浓度越大，水解程度越小，B对；C项，在其他条件相同时，温度越高，水解程度越大，C错；D项，因FeCl3水解显酸性，加入盐酸可抑制其水解。
8．在CH3COONa溶液中，加入下列物质使水解平衡向左移动，并且pH变大的是( )
A．加入适量纯CH3COOH
B．加入少量NaCl固体
C．加入少量NaOH固体
D．加水稀释
答案 C
解析 在CH3COONa溶液里，存在CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－。A项，加入适量纯CH3COOH，上述平衡左移，但[OH－]减小，pH变小，故A项不符合题意；B项，加入少量NaCl固体，平衡不移动，故B项不符合题意；C项，加入少量NaOH固体，即增大了[OH－]，平衡左移，pH变大，故C项符合题意；D项，加水稀释，平衡右移，pH变小，故D项不符合题意。
9．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，上述可逆反应平衡常数不变
B．通入CO2，溶液pH增大
C．加入NaOH固体，平衡向正反应方向移动
D．升高温度，不变
答案 A
解析 本题考查外界条件对盐类水解平衡的影响及平衡常数的影响因素。对一确定的反应，平衡常数的大小只与温度有关，故A正确；通入CO2时，CO2与CO反应，使水解平衡逆向移动，pH减小，故B不对；加入NaOH固体，平衡逆向移动，故C不对；因为水解反应是吸热反应，故升温时平衡正向移动，HCO的浓度增大，CO的浓度减小，故D不对。
10．为了使CH3COONa溶液中Na＋的浓度与CH3COO－的浓度比为1∶1，可在CH3COONa溶液中加入( )
①适量的盐酸 ②适量的NaCl ③适量的醋酸 ④适量的CH3COONa
A．①② B．③ C．③④ D．④
答案 B
解析 在CH3COONa溶液中，由于CH3COO－的水解：CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－，使CH3COO－浓度比Na＋浓度要小。②不成立，它加入了Na＋，使它们的差距拉大；①使平衡向右移动了，使它们的差距变得更大；④中加入了CH3COONa，使CH3COO－的浓度增大，但Na＋浓度也随着增大；只有③加入醋酸，使平衡左移，另外其本身也可以电离出CH3COO－，使溶液中的CH3COO－的浓度增大。
[能力提升]
11．已知K2HPO4溶液呈碱性，即HPO结合H＋的能力大于其电离产生H＋的能力。溶液中存在如下平衡：HPO＋H2O??PO＋H3O＋。下列操作能使该溶液中[H3O＋]增大的是( )
A．加水 B．加热
C．加消石灰 D．加K2HPO4固体
答案 A
解析 本题考查外界条件对电离平衡的影响。K2HPO4溶液中存在如下平衡：①HPO＋H2O??H3O＋＋PO，②HPO＋H2O??OH－＋H2PO，③H2O??H＋＋OH－。由题意知溶液呈碱性，以水解平衡②为主。加水，平衡②向右移动，n(OH－)增大，但[OH－]减小，故[H3O＋]增大，则A对；加热，②向右移动，[OH－]增大，故[H3O＋]减小，B错；加Ca(OH)2，OH－与H3O＋反应生成H2O，[H3O＋]减小，C错；加K2HPO4固体，②向右移动，[OH－]增大，故[H3O＋]减小，D错。
12．现有25 ℃时0.1 mol·L－1的氨水，请回答下列问题：
(1)若向氨水中加入少量硫酸铵固体，此时溶液中________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(2)若向氨水中加入稀硫酸，使其恰好中和，写出反应的离子方程式：__________________；所得溶液的pH________7(填“>”、“<”或“＝”)，用离子方程式表示其原因：________________________________________________________________________。
(3)若向氨水中加入稀硫酸至溶液的pH＝7，此时[NH]＝a mol·L－1，则[SO]为________。
答案 (1)减小 (2)NH3·H2O＋H＋===NH＋H2O < NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋
(3)a/2 mol·L－1
解析 (1)加入NH会抑制NH3·H2O的电离，使[NH3·H2O]变大，[OH－]变小。
(2)NH水解显酸性。
(3)根据电荷守恒[NH]＋[H＋]＝2[SO]＋[OH－]，[H＋]＝[OH－]，得[NH]＝2[SO]。
13．(1)为了提高生活用水的质量，自来水厂常用Cl2和FeSO4·7H2O 对水进行消毒、净化，以改进水质。简述原因并写出有关反应的离子方程式。
(2)试用离子方程式和简要文字表述以下事实：
①改进碱性土壤用石膏。
②盛NH4F试剂要用塑料瓶而不能用玻璃瓶。
③铵态氮肥不能与草木灰混用。
答案 (1)Cl2与Fe2＋反应生成Fe3＋，Fe3＋水解生成的Fe(OH)3胶体吸附水中悬浮杂质一起沉积到水底，达到净化水的目的；同时过量的Cl2与H2O反应生成HClO，可杀灭水中的病菌。离子方程式：2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－，Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3(胶体)＋3H＋，Cl2＋H2O??H＋＋Cl－＋HClO。
(2)①土壤显碱性是因为CO＋H2O??HCO＋OH－，加入石膏，其中的Ca2＋与CO结合生成难溶性CaCO3而消除产生碱性的根源：Ca2＋＋CO===CaCO3↓。
②NH4F遇水发生一定程度的双水解，生成的氢氟酸腐蚀玻璃：F－＋H2O??HF＋OH－，NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，H＋＋OH－===H2O。
③草木灰的主要成分K2CO3水解显碱性，促进铵态氮肥中的NH的水解，生成NH3·H2O：CO＋H2O??HCO＋OH－，NH＋OH－??NH3·H2O，NH3易挥发而降低了N的含量。
14．10 ℃时加热NaHCO3饱和溶液，测得该溶液的pH随温度的升高发生如下变化：
温度(℃)
10
20
30
加热煮沸后冷却到50 ℃
pH
8.3
8.4
8.5
8.8
甲同学认为，该溶液pH升高的原因是随温度的升高HCO的水解程度增大，故碱性增强，该反应的离子方程式为________________________________________________。
乙同学认为，溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解，生成了Na2CO3，并推断Na2CO3的水解程度________(填“大于”或“小于”)NaHCO3，该分解反应的化学方程式为________________________________________________________________________。
丙同学认为甲、乙的判断都不充分。丙认为：
(1)只要在加热煮沸的溶液中加入足量的BaCl2溶液，若产生沉淀，则乙判断正确。为什么？能不能选用Ba(OH)2溶液？_____________________________________________。
(2)将加热后的溶液冷却到10 ℃，若溶液的pH______(填“高于”、“低于”或“等于”)8.3，则__________(填“甲”或“乙”)判断正确。
答案 HCO＋H2O??H2CO3＋OH－ 大于
2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O
(1)若原因是HCO水解程度增大，则溶液中几乎没有CO，所以可用BaCl2溶液检验溶液中是否含有CO来推知乙的观点是否正确，但不能选用Ba(OH)2溶液，因为Ba2＋＋OH－＋HCO===BaCO3↓＋H2O，若用Ba(OH)2溶液检验，无论哪种观点都会有沉淀产生
(2)等于 甲(或高于 乙)
解析 (1)HCO的水解方程式：HCO＋H2O??H2CO3＋OH－。
(2)加热煮沸后，HCO分解成CO，加入BaCl2溶液则生成沉淀。不能选用Ba(OH)2溶液，因为它含有OH－，能与HCO反应生成CO。
[拓展探究]
15．已知H2O2、KMnO4、NaClO、K2Cr2O7均具有强氧化性。将溶液中的Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋沉淀为氢氧化物，需溶液的pH分别为6.4、9.6、3.7。现有含FeCl2杂质的氯化铜晶体(CuCl2·2H2O)，为制取纯净的CuCl2·2H2O，首先将其制成水溶液，然后按图示步骤进行提纯：
请回答下列问题：
(1)本实验最适合的氧化剂X是________(填序号)。
A．K2Cr2O7 B．NaClO C．H2O2 D．KMnO4
(2)物质Y是________。
(3)本实验用加碱沉淀法能不能达到目的？______，原因是
________________________________________________________________________。
(4)除去Fe3＋的有关离子方程式是
________________________________________________________________________。
(5)加氧化剂的目的是
________________________________________________________________________。
(6)最后能不能直接蒸发结晶得到CuCl2·2H2O晶体？________，应如何操作？
________________________________________________________________________。
答案 (1)C
(2)CuO[或Cu(OH)2或CuCO3或Cu2(OH)2CO3]
(3)不能 因加碱的同时也会使Cu2＋生成Cu(OH)2沉淀
(4)Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O[或Cu(OH)2＋2H＋===Cu2＋＋2H2O等]
(5)将Fe2＋氧化为Fe3＋，便于生成沉淀而与Cu2＋分离
(6)不能 应在HCl气流中加热蒸发
解析 (1)能把Fe2＋氧化为Fe3＋，同时又不能引入新的杂质，符合要求的只有H2O2。
(2)当CuCl2溶液中混有Fe3＋时，可以利用Fe3＋的水解：Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，加入CuO、Cu(OH)2、CuCO3或Cu2(OH)2CO3与溶液中的H＋作用，从而使水解平衡右移，使Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀而除去。
(3)若用加碱法使Fe3＋沉淀，同时也必将Cu2＋沉淀。
(6)为了抑制CuCl2水解，应在HCl气流中加热蒸发。
课件25张PPT。高中化学精品课件 ? 选修 化学反应原理第3课时 影响盐类水解平衡的因素和盐类水解的应用第3章 物质在水溶液中的行为第2节 弱电解质的电离 盐类的水解影响盐类水解的因素和盐类水解的应用 本节知识目录学习目标定位会分析外界条件对盐类水解平衡的影响，了解盐类水解在生产生活、化学实验、科
学研究中的应用。学习重难点：影响盐类水解的因素。知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新①④ ⑥ ②④ ①③⑤ ③⑤ ④ 知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋NH4+＋H2O??NH3·H2O＋H＋S2－＋H2O?HS－＋OH－、HS－＋H2O?H2S＋OH－HCO3-＋H2O??H2CO3＋OH－显酸性 显酸性 显碱性 显碱性 盐类水解的规律有弱才水解，无弱不水解，
都弱都水解，谁强显谁性。学习探究基础自学落实·重点互动探究思考：比较 0.1 mol·L-1 NaF 与 0.1 mol·L-1 CH3COONa pH 值的大小。酸性：HFpH 值大。越大 越大 学习探究基础自学落实·重点互动探究视频导学棕黄色 溶液颜色加深 溶液的颜色变浅 [Fe3＋]增大，水解平衡正向移动学习探究基础自学落实·重点互动探究溶液颜色变浅 产生红褐色沉淀，放出气体 [H＋]增大，水解平衡逆向移动，减小[H＋]，可促进水解溶液逐渐变为红褐色(加深)温度升高，水解平衡正向移动 学习探究基础自学落实·重点互动探究向盐溶液中加入H＋，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。1．主要因素是盐本身的结构和性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对
应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。2．外界因素(1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。(2)浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。(3)酸碱性：影响盐类水解平衡的因素学习探究I基础自学落实·重点互动探究CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－在溶液中存在的电离平衡为加入NH4NO3，NH4水解：NH4＋H2O??NH3·H2O＋H＋，H＋和OH－反应，使平衡
右移，CH3COO－浓度减小，促进水解;加入Na2SO3,SO3＋H2O? HSO3＋OH－,水解产生OH－，使平衡左移，CH3COO－浓度增大，抑制水解的进行;加入FeCl3固体，Fe3＋水解：Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋,使CH3COO－浓度减小，促进水解。A ++2--学习探究基础自学落实·重点互动探究C 在Na2S溶液中存在S2－＋H2O??HS－＋OH－学习探究基础自学落实·重点互动探究1．在工农业生产和日常生活中的应用(2)明矾(铝盐)用作净水剂(1)热的纯碱液去油污效果更好明矾溶于水电离产生的Al3＋水解，生成Al(OH)3胶体表面积大，吸附水中悬浮的杂质而使水变澄清。有关的离子方程式是Al3＋＋3H2O??Al(OH)3(胶体)＋3H＋。(3)泡沫灭火剂学习探究基础自学落实·重点互动探究(4)铵态氮肥不能与草木灰混合使用(5)在工业生产中广泛应用学习探究基础自学落实·重点互动探究2．在化学实验中的应用(1)某些强酸弱碱盐在配制溶液时因水解而浑浊，需加相应的酸来抑制水解，如在配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸来抑制FeCl3水解。(2)某些弱酸强碱盐水解呈碱性，用玻璃试剂瓶贮存时，不能用玻璃塞，如Na2CO3溶液、NaF溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中。(3)判断加热浓缩某些盐溶液的产物，如加热浓缩FeCl3溶液，FeCl3水解生成Fe(OH)3和HCl，由于盐酸易挥发，使水解平衡向右移动，蒸干后得到的物质为Fe(OH)3。(4)制备胶体：将饱和FeCl3溶液滴入沸水中因水解而得到红褐色Fe(OH)3胶体。(5)判断酸碱中和反应至pH＝7时酸或碱的相对用量，如用物质的量浓度相同的氨水与盐酸反应至pH＝7时是氨水过量。(6)判断溶液中离子能否大量共存，如Al3＋与HCO3等因水解互相促进不能大量共存。-学习探究基础自学落实·重点互动探究(3)联系题目要求，写出合理答案。用盐类水解原理分析解答实际应用问题的方法思路(1)认真审题，找出题目给定的盐类物质，确定能水解的离子；(2)写水解平衡方程式，分析题给条件对水解的影响及结果；学习探究基础自学落实·重点互动探究胆矾CuSO4·5H2O溶于水得CuSO4溶液，因硫酸难挥发、蒸发结晶再灼烧得CuSO4；AlCl3、CuCl2发生水解，AlCl3＋3H2O??Al(OH)3＋3HCl、CuCl2＋2H2O??Cu(OH)2＋2HCl，加热时HCl不断挥发，平衡右移，不断生成Al(OH)3、Cu(OH)2沉淀，灼烧得Al2O3、CuOAl2(SO4)3＋6H2O??2Al(OH)3＋3H2SO4，硫酸难挥发，最终仍得Al2(SO4)3。 A 学习探究基础自学落实·重点互动探究IMg2＋和Fe3＋均可与OH－反应生成沉淀，且引入了新杂质Na＋KCl不水解，不可能得到KOH固体C 学习探究基础自学落实·重点互动探究加热盐溶液，需分析盐溶液水解生成的酸。如果是易挥发性酸，如AlCl3、FeCl3等溶液，最终得到的是金属氧化物。如果是难挥发性酸，如MgSO4、Fe2(SO4)3等溶液，最终得到它们的溶质固体。1．影响盐类水解的因素越弱越水解，越热越水解，
越稀越水解，加酸、碱抑制或促进水解。2．盐溶液蒸干后灼烧产物的判断方法自我检测12检测学习效果·体验成功快乐3456NH4Cl溶液呈酸性，能与Mg反应生成H2 A 自我检测检测学习效果·体验成功快乐B 123456钢铁在潮湿的环境中生锈是因为钢铁发生原电池反应被腐蚀浓硫化钠溶液有臭味，是因为
S2－＋H2O??HS－＋OH－、
HS－＋H2O??H2S＋OH－，H2S有臭味，与水解有关。
自我检测检测学习效果·体验成功快乐D 123456加热平衡右移，碱性增强，有利于除油污根据平衡移动的原理可知，向溶液中加入NaOH，平衡向SnCl2水解的方向移动自我检测检测学习效果·体验成功快乐B 123456盐类水解促进水的电离 同温下，等浓度的Na2CO3中CO32-水解程度大于HCO3，所以Na2CO3溶液的碱性大NH4水解使溶液显酸性，加入HNO3抑制NH4水解， -++自我检测检测学习效果·体验成功快乐 C 123456相互促进水解且生成沉淀和气体，不能大量共存自我检测检测学习效果·体验成功快乐123456CO3＋H2O??OH－＋HCO3溶液变红 加热，CO3 水解程度变大，溶液碱性增强红色变浅，有红褐色沉淀生成，红色加深有气体生成(或气泡冒出) 解析 Na2CO3溶液显碱性，遇酚酞变红。加热，水解程度变大，碱性更强，红色加深。加入FeCl3，Fe3＋与OH－结合生成Fe(OH)3(红褐色沉淀)，促进CO3 水解，同时会有CO2气体产生。2--2-2-本讲内容结束
请完成课时作业
第4课时 离子浓度大小的比较
[目标要求] 1.能熟练判断与盐类水解有关的离子浓度大小。2.会判定溶液中离子共存。
离子浓度大小的比较规律
1．多元弱酸溶液
根据多步电离分析。例如：在H2CO3的溶液中，________>________?________。
2．多元弱酸的正盐溶液
根据弱酸根的分步水解分析。例如：Na2CO3溶液中，____>______>______>______。
3．多元弱酸的酸式盐溶液
要考虑酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小。如HCO以水解为主，NaHCO3溶液中[Na＋]>[HCO]>[OH－]>[H＋]；而HSO以电离为主，NaHSO3溶液中[Na＋]>[HSO]>[H＋]>[OH－]。
4．不同溶液中同一离子浓度的比较
要考虑溶液中其他离子对其影响的因素。例如：在相同物质的量浓度的下列溶液中：a.NH4Cl b．CH3COONH4 c．NH4HSO4，[NH]由大到小的顺序是____>____>____。
5．混合溶液中各离子浓度的大小比较
根据电离程度、水解程度的相对大小分析。
(1)分子的电离大于相应离子的水解
例如：等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合溶液，______>______>______>_____。
(2)分子的电离小于相应离子的水解
例如：在0.1 mol·L－1的NaCN和0.1 mol·L－1的HCN溶液的混合液中，各离子浓度的大小顺序为[Na＋]>[CN－]>[OH－]>[H＋]。
6．利用守恒规律
知识点一 溶液中离子浓度的比较
1．下列浓度关系正确的是( )
A．氯水中：[Cl2]＝2{[ClO－]＋[Cl－]＋[HClO]}
B. 氯水中：[Cl－]>[H＋]>[OH－]>[ClO－]
C．等体积等浓度的氢氧化钠与醋酸混合：[Na＋]＝[CH3COO－]
D．Na2CO3溶液中：[Na＋]>[CO]>[OH－]>[HCO]>[H＋]
2．等物质的量浓度、等体积的氢氧化钠溶液和醋酸溶液完全反应后，溶液中有关离子浓度之间不存在的关系是( )
A．[H＋][OH－]＝KW
B．[Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[H＋]
C．[Na＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]
D．[Na＋]＋[H＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]
3．已知0.1 mol·L－1的二元酸H2A溶液的pH＝4，则下列说法中正确的是( )
A．在Na2A、NaHA两溶液中，离子种类不相同
B．在溶质物质的量相等的Na2A、NaHA两溶液中，阴离子总数相等
C．在NaHA溶液中一定有[Na＋]＋[H＋]＝[HA－]＋[OH－]＋2[A2－]
D．在Na2A溶液中一定有[Na＋]>[A2－]>[H＋]>[OH－]
知识点二 离子共存
4．向某无色溶液中加入铁粉能产生大量H2，则该溶液中可能含有的能大量共存的离子组是( )
A．Na＋、Ca2＋、Cl－、NO
B．Fe3＋、K＋、Cl－、HCO
C．Cu2＋、Na＋、Cl－、SO
D．K＋、Na＋、Cl－、SO
5．下列离子组中因水解相互促进而不能大量共存的离子组是( )
A．H2PO、Na＋、Cl－、OH－
B．Al3＋、Na＋、HCO、SO
C．H＋、Fe2＋、NO、SO
D．S2－、Na＋、Cl－、H＋
6．下列各组离子中，在溶液里能大量共存，且溶液为无色透明的是( )
A．NH、NO、Al3＋、Cl－
B．Na＋、SiO、NO、Fe3＋
C．Na＋、MnO、K＋、SO
D．Na＋、HCO、SO、Al3＋
练基础落实
1．下列各组离子在溶液中能大量共存的是( )
A．Ca2＋、HCO、Cl－、K＋
B．Al3＋、[Al(OH)4]－、HCO、Na＋
C．Fe2＋、H＋、SO、S2－
D．Fe3＋、SCN－、Na＋、CO
2．0.02 mol·L－1的HCN溶液与0.02 mol·L－1 NaCN溶液等体积混合，已知混合溶液中[CN－]<[Na＋]，则下列关系中，正确的是( )
A．[Na＋]>[CN－]>[H＋]>[OH－]
B．[HCN]＋[CN－]＝0.04 mol·L－1
C．[Na＋]＋[H＋]＝[CN－]＋[OH－]
D．[CN－]>[HCN]
3．下列各溶液中，粒子的物质的量浓度关系正确的是( )
A．0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液：[OH－]＝[H＋]＋[HCO]＋2[H2CO3]
B．0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液：[NH]＝[Cl－]
C．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到酸性的混合溶液：
[Na＋]>[CH3COO－]>[H＋]>[OH－]
D．向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸得到pH＝5的混合溶液：
[Na＋]＝[NO]＋[Cl－]
4．在0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液中，下列关系正确的是( )
A．[Na＋]＞[HCO]＞[H＋]＞[OH－]
B．[Na＋]＝[HCO]＞[OH－]＞[H＋]
C．[Na＋]＋[H＋]＝[HCO]＋[OH－]＋2[CO]
D．[Na＋]＋[H＋]＝[HCO]＋[OH－]＋[CO]
5．在25℃时，将pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的CH3COOH溶液等体积混合后，下列关系式中正确的是( )
A．[Na＋]＝[CH3COO－]＋[CH3COOH]
B．[H＋]＝c(CH3COO－)＋[OH－]
C．[Na＋]＞[CH3COO－]＞[OH－]＞[H＋]
D．[CH3COO－]＞[Na＋]＞[H＋]＞[OH－]
练方法技巧
6．把0.02 mol·L－1 CH3COOH溶液和0.01 mol·L－1 NaOH溶液以等体积混合，溶液呈酸性，混合溶液中粒子浓度关系正确的是( )
A．[CH3COO－]＞[Na＋]
B．[CH3COOH]＞[CH3COO－]
C．2[H＋]＝[CH3COO－]－[CH3COOH]
D．[CH3COOH]＋[CH3COO－]＝0.02 mol·L－1
7．下列各种情况下一定能大量共存的离子组为( )
A．pH＝7的溶液中：Fe3＋、Cl－、Na＋、NO
B．水电离出的[H＋]＝1×10－3 mol·L－1的水溶液中：Na＋、CO、Cl－、K＋
C．pH＝1的水溶液中：NH、Cl－、Mg2＋、SO
D．Al3＋、HCO、I－、Ca2＋
题号
1
2
3
4
5
6
7
答案
8.物质的量浓度相同的①氨水、②氯化铵、③碳酸氢铵、④硫酸氢铵、⑤硫酸铵5种溶液中[NH]的大小顺序是____________________，溶液pH的大小顺序是________________________________________________________________________。
练综合拓展
9．已知在0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中有关微粒浓度由大到小的顺序为[Na＋]>[HSO]>[SO]>[H2SO3]。
(1)该溶液中[H＋]________[OH－](填“>”、“<”或“＝”)，简述理由：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)现向NH4HSO3溶液中，逐滴加入少量含有酚酞的NaOH溶液，可观察到的现象是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
写出该反应的离子方程式
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
10．常温下，某水溶液M中存在的离子有Na＋、A－、H＋、OH－。根据题意回答下列问题：
(1)若溶液M由0.1 mol·L－1的HA溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合而得，则溶液M的pH不可能________7(填“大于”、“小于”或“等于”)。
(2)若溶液M的pH>7，则[Na＋]________[A－](填“>”、“<”或“＝”)。
(3)常温下，若溶液M由pH＝3的HA溶液V1 mL与pH＝11的NaOH溶液V2 mL混合反应而得，则下列说法中正确的是________(填字母)。
A．若溶液M呈中性，则溶液M中[H＋]＋[OH－]＝2×10－7 mol·L－1
B．若V1＝V2，则溶液M的pH一定等于7
C．若溶液M呈酸性，则V1一定大于V2
D．若溶液M呈碱性，则V1一定小于V2
基础落实
1．[H＋] [HCO] [CO]
2．[Na＋] [CO] [OH－] [HCO]
4．c a b
5．(1)[NH] [Cl－] [OH－] [H＋]
6．[Na＋] [HCO] [CO] [H2CO3] [Na＋] [H＋] [HCO] [OH－] 2[CO]
对点训练
1．D [A项，氯水中只有部分Cl2与水作用，生成HCl和HClO，Cl2的浓度与其他粒子浓度的关系无法确定，A错误；B项应为：[H＋]>[Cl－]>[ClO－]>[OH－]；C项，氢氧化钠与醋酸恰好完全中和，生成的醋酸钠水解呈碱性，[OH－]>[H＋]，根据电荷守恒，[Na＋]>[CH3COO－]。]
2．C [等物质的量浓度、等体积的氢氧化钠溶液和醋酸溶液完全反应后，所得到的溶液的溶质为CH3COONa。部分CH3COONa发生水解生成CH3COOH，溶液显碱性。因此，溶液中的[Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[H＋]。又因为溶液为电中性，带电粒子的浓度关系有[Na＋]＋[H＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]，C项表述的关系明显不成立。另外，只要在水溶液中，KW都等于溶液中H＋、OH－浓度的乘积。该题答案为C。]
3．C [在Na2A、NaHA两溶液中，都含Na＋、A2－、HA－、OH－、H＋，离子种类相同，所以A不对；B项在溶质物质的量相等的Na2A、NaHA两溶液中，A2－和HA－总数相等，但由于水解反应A2－＋H2OHA－＋OH－发生，1 mol A2－水解得到2 mol阴离子，所以造成Na2A、NaHA两溶液中，阴离子总数不相等，所以B不对；C项根据电荷守恒即可列出，关系式正确；D项Na2A溶液显碱性，所以离子浓度大小顺序为：[Na＋]>[A2－]>[OH－]>[H＋]，故D不正确。]
4．D [向无色溶液中加入铁粉能产生大量的H2，说明该溶液为强酸性溶液。此时，若A项中的NO大量共存，则H＋和NO形成的HNO3可以被铁还原成NOx，无H2放出；B项中的两种离子Fe3＋、HCO可发生双水解反应而不能在溶液中大量共存且Fe3＋的溶液为棕黄色的溶液；C项中含Cu2＋的溶液为蓝色。综上所述，答案为D。]
5．B [由题意所知，本题是要找出因为水解而不能大量共存的选项。A选项中H2PO与OH－不能大量共存，但其原因是H2PO＋OH－===HPO＋H2O，此反应为中和反应，不符合题意；B选项HCO水解显碱性生成的OH－与Al3＋生成难溶于水的Al(OH)3，从而进一步促进了水解使反应趋于完全，符合题意；C选项Fe2＋与NO在酸性条件下发生氧化还原反应，而不能大量共存，但是与题意不符；D选项S2－与H＋生成弱电解质H2S而无法大量共存，不符合题意。]
6．A
课时作业
1．A [B组中Al3＋与[Al(OH)4]－或HCO能发生双水解反应而不能大量共存；C组中Fe2＋与S2－生成FeS沉淀而不能大量共存；D组中Fe3＋与SCN－因发生络合反应而不能大量共存，另外Fe3＋与CO能发生双水解反应也不能共存。]
2．C [根据电荷守恒定律有：[Na＋]＋[H＋]＝[CN－]＋[OH－]，因为[Na＋]>[CN－]，所以[H＋]<[OH－]，则有[Na＋]>[CN－]>[OH－]>[H＋]。
根据CN－物料守恒有[HCN]＋[CN－]＝0.02 mol·L－1。
因为[H＋]<[OH－]，故溶液显碱性，NaCN的水解程度大于HCN的电离程度，故[CN－]<[HCN]。]
3．A [在0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中，存在如下平衡：CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－，H2OH＋＋OH－，根据电荷守恒有：[H＋]＋[Na＋]＝[OH－]＋[HCO]＋2[CO]；根据物料守恒有：[Na＋]＝2[HCO]＋2[CO]＋2[H2CO3]，综合上述两式可得：[OH－]＝[H＋]＋[HCO]＋2[H2CO3]。在0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液中，NH发生水解，故[NH]<[Cl－]。醋酸钠和醋酸的酸性混合溶液中，存在关系[H＋]>[OH－]，根据电荷守恒有[Na＋]＋[H＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]，则[CH3COO－]>[Na＋]，因此溶液中的离子浓度关系为[CH3COO－]>[Na＋]>[H＋]>[OH－]。硝酸钠与稀盐酸混合得到pH＝5的溶液，硝酸钠不发生水解，忽略水的电离，根据电荷守恒则有[Na＋]＝[NO]。]
4．C [在NaHCO3溶液中存在平衡HCOH＋＋CO，HCO＋H2OH2CO3＋OH－，H2OH＋＋OH－，由于HCO的水解程度大于电离程度，故溶液中[H＋]＜[OH－]，[Na＋]＞[HCO]；由电荷守恒知C项正确，D项不正确。]
5．D [pH＝11的NaOH溶液中[NaOH]＝[OH－]＝10－3 mol·L－1，而pH＝3的CH3COOH溶液中[H＋]＝10－3 mol·L－1，[CH3COOH]远远大于10－3 mol·L－1。两者等体积混合后，形成CH3COOH与CH3COONa混合液，且[CH3COOH]远大于[CH3COONa]，溶液呈酸性，电荷恒等关系为[Na＋]＋[H＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]，离子浓度大小顺序为[CH3COO－]>[Na＋]>[H＋]>[OH－]。]
6．A [溶液混合后，二者反应，但CH3COOH过量，故为CH3COONa和CH3COOH的混合体系。CH3COOH和CH3COO－相互抑制，但以CH3COOH电离为主，溶液显酸性，即[H＋]＞[OH－]，由电荷守恒[Na＋]＋[H＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]，则有[CH3COO－]＞[Na＋]，CH3COOH电离程度大于CH3COO－水解程度，B不正确；对于C项：由于存在[H＋]＋[Na＋]＝[OH－]＋[CH3COO－]的电荷守恒①和2[Na＋]＝[CH3COO－]＋[CH3COOH]的物料守恒②，联立①②两式可得：2[H＋]＝[CH3COO－]－[CH3COOH]＋2[OH－]，所以C错；D项看似是物料守恒，但溶液的体积是原来的2倍，则[CH3COOH]＋[CH3COO－]＝0.01 mol·L－1，D错误。]
7．C [A中由于Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，所以有Fe3＋大量存在的溶液一定为酸性；B中因为由水电离出的[H＋]＝1×10－3 mol·L－1，此时溶液可能显酸性，CO在酸性溶液中不能大量共存；C中因NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，Mg2＋＋2H2OMg(OH)2＋2H＋均使溶液呈酸性，C符合题意；D中发生Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑的双水解反应。本题考查离子共存，看清楚题干中的条件。]
8．⑤＞④＞②＞③＞①
①＞③＞②＞⑤＞④
解析 本题可分3种情况讨论：(1)氨水电离产生NH、OH－；(2)NH水解产生H＋及剩余NH；(3)NH水解受到影响，促进或抑制。在分析时要注意两点：氨水电离程度不是很大，NH水解程度也不是很大。另外，NH4HSO4溶液，H＋抑制NH水解，而NH4HCO3中，HCO比氨水更弱，HCO水解呈碱性，会促进NH水解，但影响不是很大，(NH4)2SO4溶液中，NH的浓度最大。所以，NH的浓度由大到小顺序为(NH4)2SO4、NH4HSO4、NH4Cl、NH4HCO3、NH3·H2O，其中pH可根据NH水解程度及电离的情况得出pH由大到小的顺序是NH3·H2O、NH4HCO3、NH4Cl、(NH4)2SO4、NH4HSO4。
9．(1)> 由已知条件HSOH＋＋SO，HSO＋H2OH2SO3＋OH－，知HSO电离程度大于水解程度，故[H＋]>[OH－]
(2)红色逐渐变浅直至变为无色
HSO＋OH－===SO＋H2O
解析 由溶液中离子浓度大小可判断NaHSO3溶液显酸性(电离大于水解)，则[H＋]＞[OH－]。当加入少量含有酚酞的NaOH溶液后，OH－＋HSO===SO＋H2O，则红色逐渐变浅，甚至褪去。
10．(1)小于 (2)> (3)A、D
解析 (1)据题意知，HA与NaOH恰好完全反应，若HA为强酸，则溶液M的pH＝7；若HA为弱酸，则溶液M的pH>7，故无pH<7的情况。
(2)根据电荷守恒知[H＋]＋[Na＋]＝[OH－]＋[A－]，若pH>7，即[H＋]<[OH－]，则[Na＋]>[A－]。
(3)A项，若M呈中性，即[H＋]＝[OH－]，因t＝25℃，则[H＋]＋[OH－]＝1×10－7 mol·L－1＋1×10－7 mol·L－1＝2×10－7 mol·L－1，A正确；B项，若V1＝V2时，如果HA为强酸，则二者恰好反应，pH＝7，如果HA为弱酸，则HA过量，溶液显酸性，pH<7，B错误；结合B项分析知C错误，同样结合B项分析知若M呈碱性，必然为NaOH过量，即V1一定小于V2。
第4课时 盐类水解在化学实验中的典型应用
[学习目标定位] 1.根据电解质的电离、弱离子的水解，会判断溶液中微粒种类。2.会比较离子浓度大小。3.根据盐的水解会判断相应酸(或碱)的强弱。
1．根据盐类水解规律，回答下列问题：
(1)实验室配制FeCl3溶液时，常加入少量的盐酸是为了防止Fe3＋水解；配制FeCl2溶液时，常加入少量的铁屑是为了防止Fe2＋被氧化。
(2)将Al2(SO4)3溶液加热蒸干，得到的固体物质是Al2(SO4)3；若将AlCl3溶液加热蒸干、灼烧，得到的固体物质是Al2O3。
(3)物质的量浓度相同的醋酸溶液和NaOH溶液等体积混合后，溶液呈碱性；pH＝3的醋酸溶液和pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，溶液呈酸性。
2．(1)碳酸的电离方程式是H2CO3??HCO＋H＋，HCO??H＋＋CO。
(2)碳酸溶液中存在的粒子有H2CO3、H＋、HCO、CO、OH－、H2O。
(3)碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序是[H2CO3]>[H＋]>[HCO]>[CO]>[OH－]。
3．(1)氨气通入水中反应的化学方程式是NH3＋H2O??NH3·H2O。
(2)氨水中存在的电离平衡有NH3·H2O??NH＋OH－、H2O??H＋＋OH－。
(3)氨水中含有的粒子有NH3、NH3·H2O、NH、OH－、H＋、H2O。
探究点一 溶液中离子浓度的大小比较
1．单一溶液中离子浓度大小的比较
(1)氯化铵溶液
①先分析NH4Cl溶液中的电离、水解过程。
电离：NH4Cl===NH＋Cl－、H2O??H＋＋OH－。
水解：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋。
判断溶液中存在的离子有NH、Cl－、H＋、OH－。
②再根据其电离和水解程度的相对大小，比较并确定氯化铵溶液中离子浓度由大到小的顺序是[Cl－]>[NH]>[H＋]>[OH－]。
(2)碳酸钠溶液
①电离过程有Na2CO3===2Na＋＋CO、H2O??H＋＋OH－。
水解过程有CO＋H2O??HCO＋OH－、HCO＋H2O??H2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有Na＋、CO、HCO、OH－、H＋。
②溶液中离子浓度由大到小的顺序是[Na＋]>[CO]>[OH－]>[HCO]>[H＋]。
(3)碳酸氢钠溶液
①电离过程有NaHCO3===Na＋＋HCO、HCO??H＋＋CO、H2O??H＋＋OH－。
水解过程有HCO＋H2O??H2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有Na＋、HCO、CO、H＋、OH－。
②溶液中离子浓度由大到小的顺序是[Na＋]>[HCO]>[OH－]>[H＋]>[CO]。
2．混合溶液中离子浓度大小的比较
(1)物质的量浓度相同的NaOH溶液、CH3COOH溶液等体积混合
反应的化学方程式：NaOH＋CH3COOH===CH3COONa＋H2O；溶液中存在的离子有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－；其浓度由大到小的顺序是[Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[H＋]。
(2)物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合
反应的化学方程式：NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaCl；溶液中存在的离子有Na＋、Cl－、NH、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是[Na＋]＝[Cl－]>[OH－]>[NH]>[H＋]。
(3)物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合
混合后不发生反应，溶液中的溶质为NH4Cl、NH3·H2O，溶液呈碱性；溶液中存在的离子有NH、Cl－、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是[NH]>[Cl－]>[OH－]>[H＋]。
[归纳总结]
1．溶液中离子浓度大小比较的方法思路
(1)先确定溶液中的溶质成分及各自物质的量浓度大小。
(2)写出电离方程式、水解方程式，找出溶液中存在的离子。
(3)依据电离和水解程度的相对大小，比较离子浓度大小顺序。
2．特别注意的问题
(1)多元弱酸的正盐溶液(如Na2CO3溶液)，要分清主次关系。即盐完全电离，多元弱酸根的第一步水解大于第二步水解，第二步水解大于水的电离。
(2)多元弱酸的酸式盐溶液，要注意考虑酸式根水解程度和电离程度的相对大小。若酸式根的电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；若水解程度大于电离程度，溶液呈碱性。
(3)当两种溶液混合或两种物质发生反应时，要根据反应原理准确地判断溶质的成分，然后判断离子种类，再根据规律比较其大小。
[活学活用]
1．常温下，将pH＝4的盐酸与pH＝10的氨水等体积混合
(1)混合后溶液中的溶质是________，呈________性。
(2)溶液中离子浓度由大到小的顺序是_________________________________。
答案 (1)NH4Cl、NH3·H2O 碱
(2)[NH]>[Cl－]>[OH－]>[H＋]
解析 (1)混合后发生反应HCl＋NH3·H2O===NH4Cl＋H2O，弱碱氨水中[NH3·H2O]>[OH－]＝10－4 mol·L－1，反应后，氨水过量，溶质为NH4Cl和NH3·H2O，溶液呈碱性。
(2)NH4Cl===NH＋Cl－
NH3·H2O??NH＋OH－
NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋
NH3·H2O的电离程度远大于NH的水解程度。
溶液中离子浓度由大到小的顺序是[NH]>[Cl－]>[OH－]>[H＋]。
2．在0.1 mol·L－1 K2S溶液中，下列关系正确的是________。
①[K＋]>[S2－]>[OH－]>[HS－]>[H＋]
②[K＋]＝0.2 mol·L－1
③[S2－]＝0.1 mol·L－1
④[K＋]＋[H＋]＝2[S2－]＋[OH－]＋[HS－]
⑤[S2－]＋[HS－]＋[H2S]＝0.1 mol·L－1
⑥[OH－]＝[H＋]＋[HS－]＋2[H2S]
答案 ①②④⑤⑥
解析 K2S溶液中的电离和水解过程
K2S===2K＋＋S2－
S2－＋H2O??HS－＋OH－
HS－＋H2O??H2S＋OH－
S2－的水解程度远大于HS－的水解程度，溶液中离子浓度由大到小的顺序是[K＋]>[S2－]>[OH－]>[HS－]>[H＋]，①正确；因为K＋不水解，[K＋]＝0.2 mol·L－1，S2－发生水解[S2－]<0.1 mol·L－1，故②正确，③不正确；K2S溶液呈电中性，溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等(电荷守恒)，④正确；根据硫元素守恒(物料守恒)可判断⑤正确；K2S溶液中的H＋及HS－、H2S中所结合的氢元素均来源于水的电离，应与OH－等量(质子守恒)，⑥正确。
探究点二 一元酸相对强弱的判断
下列实验事实能够说明一元酸HA的酸性比HB强的是①③⑤。
①同质量同形状的锌片分别与同浓度、同体积的HA、HB反应，产生氢气的速率前者大于后者。
②物质的量浓度相同的HA、HB溶液，前者的pH大于后者。
③pH相同的HA、HB溶液加水稀释相同倍数，前者pH变化大于后者。
④中和等体积、pH相同的HA、HB溶液，所需相同浓度NaOH溶液的体积前者大于后者。
⑤物质的量浓度相同的NaA、NaB盐溶液的pH，前者等于7，后者大于7。
[归纳总结]
(1)弱酸电离程度越小，溶液中[H＋]越小，酸性越弱。
(2)弱酸强碱盐水解程度越大，溶液pH越大，相应弱酸的酸性越弱。
[活学活用]
3．100 ℃有pH分别为7、9、10的三种相同物质的量浓度的盐溶液NaX、NaY、NaZ，以下说法中不正确的是( )
A．在三种酸HX、HY、HZ中以HX酸性最强
B．HX、HY、HZ三者中有一种为强酸
C．在X－、Y－、Z－三者中，以Z－最易发生水解
D．中和1 mol HY酸后溶液为中性，需要的NaOH稍小于 1 mol
答案 B
4．温度相同 、浓度均为0.2 mol·L－1的下列溶液：
①(NH4)2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、⑤Na2CO3、⑥CH3COONa，它们的pH由小到大的排列顺序是( )
A．③①④②⑥⑤ B．①③⑥④②⑤
C．③②①⑥④⑤ D．⑤⑥②④①③
答案 A
解析 先比较①③④，它们都呈酸性。NH4HSO4因电离出H＋而呈强酸性，pH最小；①④因NH水解而呈弱酸性，①中[NH]是④的2倍，①中水解产生的[H＋]大于④中水解产生的[H＋]，pH：①<④。再比较⑤和⑥，均水解呈碱性，由于酸性CH3COOH>H2CO3，所以碱性Na2CO3>CH3COONa，pH：⑤>⑥。②呈中性。故pH由小到大的顺序为③①④②⑥⑤。
1．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．[Na＋]>[A－]>[H＋]>[OH－]
B．[Na＋]>[OH－]>[A－]>[H＋]
C．[Na＋]＋[OH－]＝[A－]＋[H＋]
D．[Na＋]＋[H＋]＝[A－]＋[OH－]
答案 D
解析 因A－＋H2O??HA＋OH－，所以[Na＋]>[A－]>[OH－]，水解后溶液呈碱性，则[OH－]>[H＋]；根据电荷守恒可知[Na＋]＋[H＋]＝[A－]＋[OH－]。
2．T ℃时，某浓度氯化铵溶液的pH＝4，下列说法中一定正确的是( )
A．由水电离出的氢离子浓度为10－10 mol·L－1
B．溶液中[H＋][OH－]＝1.0×10－14 mol2·L－2
C．溶液中[Cl－]>[NH]>[H＋]>[OH－]
D．溶液中[NH3·H2O]＋[NH]＝[Cl－]＋[OH－]
答案 C
解析 NH水解促进了H2O的电离，溶液中的[H＋]即为H2O电离的[H＋]，A错；在25 ℃时，水的离子积为1.0×10－14 mol2·L－2，B错；NH水解生成H＋，故[Cl－]>[NH]>[H＋]>[OH－]，C正确；由物料守恒可知[Cl－]＝[NH]＋[NH3·H2O]，D错。
3．MOH强碱溶液和等体积、等浓度的HA弱酸溶液混合后，溶液中有关离子的浓度应满足的关系是( )
A．[M＋]>[OH－]>[A－]>[H＋]
B．[M＋]>[A－]>[H＋]>[OH－]
C．[M＋]>[A－]>[OH－]>[H＋]
D．[M＋]>[H＋]>[A－]>[OH－]
答案 C
解析 MOH强碱与HA弱酸等物质的量混合，二者恰好完全反应生成MA，A－水解，A－＋H2O??HA＋OH－，其水溶液呈碱性，有[M＋]>[A－]>[OH－]>[H＋]，故选C。
4．在25 ℃时，pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的CH3COOH溶液等体积混合后，下列关系式中正确的是( )
A．[Na＋]＝[CH3COO－]＋[CH3COOH]
B．[H＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]
C．[Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[H＋]
D．[CH3COO－]>[Na＋]>[H＋]>[OH－]
答案 D
解析 pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的CH3COOH溶液等体积混合，则醋酸过量，溶液中的离子浓度大小关系应为[CH3COO－]>[Na＋]>[H＋]>[OH－]。
5．在标准状况下，将22.4 L的CO2气体通入到含1 mol NaOH的溶液中，溶质为________，离子种类有__________，其浓度大小顺序为______________。
答案 NaHCO3 Na＋、HCO、OH－、CO、H＋ [Na＋]>[HCO]>[OH－]>[H＋]>[CO]
解析 CO2和NaOH发生反应CO2＋NaOH===NaHCO3，所以其溶质为NaHCO3，在NaHCO3溶液中离子种类有Na＋、HCO、OH－、CO、H＋，大小顺序为[Na＋]>[HCO]>[OH－]>[H＋]>[CO]。
[基础过关]
一、单一溶液中离子浓度大小比较
1．物质的量浓度都为0.1 mol·L－1的CH3COOH与NaOH溶液等体积混合后，下列关系式不正确的是( )
A．[Na＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[CH3COO－]
B．[Na＋]>[CH3COO－]>[H＋]>[OH－]
C．[OH－]＝[H＋]＋[CH3COOH]
D．[CH3COOH]＋[CH3COO－]＝[Na＋]
答案 B
解析 浓度均为0.1 mol·L－1 的CH3COOH溶液与NaOH溶液等体积混合，完全反应生成CH3COONa溶液。根据电荷守恒，A正确，B错误；根据物料守恒，D正确；把A项和D项相加，即得C项。
2．下列表示0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中有关微粒浓度(mol·L－1)的关系式中，不正确的是( )
A．[Na＋]>[HCO]>[CO]>[H＋]>[OH－]
B．[HCO]＋[CO]＋[H2CO3]＝0.1 mol·L－1
C．[Na＋]＋[H＋]＝[HCO]＋2[CO]＋[OH－]
D．[Na＋]＝[HCO]＋[CO]＋[H2CO3]
答案 A
解析 在NaHCO3溶液中，除了H2O的电离外，还存在下列电离：
NaHCO3===Na＋＋HCO(完全电离)
HCO??H＋＋CO(微弱电离)
另外还存在水解反应：HCO＋H2O??H2CO3＋OH－。HCO的水解程度也不大，但比HCO的电离程度大，故NaHCO3溶液显碱性。在NaHCO3溶液中，碳原子的存在形式有HCO、CO、H2CO3，其中以HCO为主。由电荷守恒知C项正确；由物料守恒知B、D项正确；由于溶液呈碱性，且HCO与H2O都能电离出H＋，故A项应为[Na＋]>[HCO]>[OH－]>[H＋]>[CO]，即A项错误。
3．在0.1 mol·L－1的Na2CO3溶液中，下列关系正确的是( )
A．[Na＋]＝2[CO]
B．[OH－]＝2[H＋]
C．[HCO]>[H2CO3]
D．[Na＋]<[CO]＋[HCO]
答案 C
解析 本题考查盐溶液中离子浓度大小的比较。在Na2CO3溶液中存在如下水解反应：CO＋H2O??HCO＋OH－，HCO＋H2O??H2CO3＋OH－，且第一级水解程度远大于第二级，故A、B错误，D中应为[Na＋]＝2{[CO]＋[HCO]＋[H2CO3]}。
二、混合溶液中粒子浓度大小比较
4．已知乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱，在物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正确的是( )
A．[OH－]>[HA]>[HB]>[H＋]
B．[OH－]>[A－]>[B－]>[H＋]
C．[OH－]>[B－]>[A－]>[H＋]
D．[OH－]>[HB]>[HA]>[H＋]
答案 A
解析 在NaA和NaB的混合液中存在A－和B－的水解平衡：A－＋H2O??HA＋OH－、B－＋H2O??HB＋OH－，同时由于HA比HB酸性弱，因此A－的水解程度大于B－的水解程度，故[HA]>[HB]、[B－]>[A－]>[OH－]，因此只有A项正确。
5．把0.02 mol·L－1 CH3COOH溶液和 0.01 mol·L－1 NaOH溶液以等体积混合，混合溶液中粒子浓度关系正确的是( )
A．[CH3COO－]>[Na＋]
B．[CH3COOH]>[CH3COO－]
C．2[H＋]＝[CH3COO－]－[CH3COOH]
D．[CH3COOH]＋[CH3COO－]＝0.02 mol·L－1
答案 A
解析 溶液混合后，二者反应，但CH3COOH过量，故为CH3COONa和CH3COOH的混合溶液。CH3COOH和CH3COO－相互抑制，但以CH3COOH电离为主，溶液显酸性，即[H＋]>[OH－]，由电荷守恒[Na＋]＋[H＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]，则有[CH3COO－]>[Na＋]，CH3COOH电离程度大于CH3COO－水解程度，B不正确；对于C项：由于存在[H＋]＋[Na＋]＝[OH－]＋[CH3COO－]的电荷守恒①和2[Na＋]＝[CH3COO－]＋[CH3COOH]的物料守恒②，联立①②两式可得：2[H＋]＝[CH3COO－]－[CH3COOH]＋2[OH－]，所以C错；D项看似是物料守恒，但溶液的体积是原来的2倍，则[CH3COOH]＋[CH3COO－]＝0.01 mol·L－1，D错误。
6．25 ℃时，将一定浓度的盐酸和一定浓度的氨水按2∶1的体积比混合，若混合溶液中[NH]＝[Cl－]，则溶液的pH( )
A．大于7 B．小于7
C．等于7 D．无法确定
答案 C
解析 由电荷守恒可得：[NH]＋[H＋]＝[Cl－]＋[OH－]，因[NH]＝[Cl－]，所以[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性，pH＝7。
三、不同溶液中同一离子浓度大小的比较
7．相同温度下，相同物质的量浓度的下列溶质：①CH3COONa、②NH4Cl、③Na2SO4、④NaHSO4、⑤NH3·H2O，按pH由大到小顺序排列正确的是( )
A．⑤①③②④ B．④②③①⑤
C．①⑤③②④ D．①⑤③④②
答案 A
解析 先确定酸、碱、盐物质类别，再根据盐的组成类型判断其酸碱性。注意氨水的电离程度大于CH3COONa的水解程度。
8．在25 ℃时，NH浓度相等的NH4Cl、CH3COONH4、NH4HSO4的溶液中，其对应溶液中溶质的物质的量浓度分别为a、b、c(单位为mol·L－1)，下列判断正确的是( )
A．a＝b＝c B．a＝c>b
C．b>a>c D．c>a>b
答案 C
解析 NH4Cl溶液中NH正常水解，CH3COONH4中的NH与CH3COO－相互促进水解；NH4HSO4中H＋抑制NH水解。所以当NH浓度相等时，所需溶液浓度顺序为[CH3COONH4]>[NH4Cl]>[NH4HSO4]。
[能力提升]
9．在0.5 mol·L－1的NaHSO3溶液中滴入石蕊试液，溶液变红。试回答下列问题：
(1)该溶液中HSO的电离程度________(填“大于”、“小于”或“等于”)HSO的水解程度。
(2)溶液中Na＋、HSO、H＋、OH－、SO等离子的浓度由大到小的顺序为________________________________________________________________________。
(3)在Na2SO3溶液中滴入酚酞试液，溶液变红。若在该溶液中再滴入过量的BaCl2溶液，所观察到的现象是
________________________________________________________________________。
其原因是(以离子方程式及简要文字说明)________________________________。
答案 (1)大于
(2)[Na＋]>[HSO]>[H＋]>[SO]>[OH－]
(3)产生白色沉淀，且红色褪去
在Na2SO3溶液中，SO水解：SO＋H2O??HSO＋OH－、HSO＋H2O??H2SO3＋OH－，加入BaCl2后，Ba2＋＋SO===BaSO3↓(白色)，由于[SO]减小，SO水解平衡左移，[OH－]减小，红色褪去
解析 在NaHSO3溶液中存在平衡：
H2O??H＋＋OH－
HSO＋H2O??H2SO3＋OH－
HSO??SO＋H＋，滴入石蕊，溶液变红，说明溶液呈酸性，从而说明HSO的电离程度大于水解程度，所以溶液中离子浓度大小为[Na＋]>[HSO]>[H＋]>[SO]>[OH－]；在Na2SO3溶液中存在平衡：
H2O??H＋＋OH－
SO＋H2O??HSO＋OH－
HSO＋H2O??H2SO3＋OH－
当加入过量的BaCl2溶液时，Ba2＋＋SO===BaSO3↓(白色)，由于[SO]减小，SO水解平衡左移，[OH－]减小，酚酞褪色。
10．已知某溶液中存在OH－、H＋、NH、Cl－四种离子，某同学推测其离子浓度大小顺序有如下四种关系：
①[Cl－]>[NH]>[H＋]>[OH－]
②[Cl－]>[NH]>[OH－]>[H＋]
③[NH]>[Cl－]>[OH－]>[H＋]
④[Cl－]>[H＋]>[NH]>[OH－]
填写下列空白：
(1)若溶液中只溶解了一种溶质，则该溶质是________，上述四种离子浓度的大小顺序为________(填序号)。
(2)若上述关系中③是正确的，则溶液中的溶质为__________；若上述关系中④是正确的，则溶液中的溶质为__________。
(3)若该溶液是由体积相等的稀盐酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，则混合前[HCl]______[NH3·H2O](填“大于”、“小于”或“等于”，下同)，混合前酸中[H＋]和碱中[OH－]的关系为[H＋]______[OH－]。
答案 (1)NH4Cl ①
(2)NH4Cl和NH3·H2O NH4Cl和HCl
(3)小于 大于
解析 (1)若溶液只有一种溶质，该溶质为NH4Cl，因NH水解溶液呈酸性，离子浓度的大小关系为[Cl－]>[NH]>[H＋]>[OH－]。
(2)因为[OH－]>[H＋]、[NH]>[Cl－]，所以溶液中除含有NH4Cl外，还必须含有NH3·H2O。若[Cl－]>[H＋]>[NH]>[OH－]，则说明溶液中含有NH4Cl和HCl。
(3)NH4Cl水解溶液呈酸性，若等体积的稀盐酸与氨水混合后呈中性，说明氨水过量，故[HCl]<[NH3·H2O]，混合前盐酸中[H＋]大于弱碱氨水中[OH－]。
11．将0.2 mol·L－1 HA溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，测得混合溶液中[Na＋]>[A－]，则(用“>”、“<”或“＝”填写下列空白)：
(1)混合溶液中[A－]______[HA]。
(2)混合溶液中[HA]＋[A－]______0.1 mol·L－1。
(3)混合溶液中，由水电离出的[OH－]______0.2 mol·L－1 HA溶液中由水电离出的[H＋]。
(4)25 ℃时，如果取0.2 mol·L－1 HA溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，测得混合溶液的pH<7，则HA的电离程度______NaA的水解程度。
答案 (1)< (2)＝ (3)> (4)>
解析 (1)将0.2 mol·L－1 HA溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合时，溶质为等物质的量的HA和NaA，由于[Na＋]>[A－]，说明A－的水解能力大于HA的电离能力，使得[HA]>[A－]。
(2)通过物料守恒及等体积混合后浓度减半可知，[HA]＋[A－]＝0.1 mol·L－1。
(3)混合溶液中由于NaA的存在，促进水的电离，而0.2 mol·L－1 HA溶液中水的电离受到抑制，因此前者由水电离产生的[OH－]大于后者由水电离产生的[H＋]。
(4)如果取0.2 mol·L－1 HA溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，溶质为等浓度的HA和NaA，混合溶液的pH<7，溶液呈酸性，说明HA的电离程度大于NaA的水解程度。
[拓展探究]
12．现有室温下浓度均为1×10－3 mol·L－1的几种溶液：①盐酸、②硫酸、③醋酸、④氯化铵、⑤氨水、⑥NaOH溶液。回答下列问题：
(1)上述6种溶液中，水电离出的[H＋]最大的是________，最小的是__________。
(2)将③、⑥混合后，若溶液呈中性，则消耗两溶液的体积为③____⑥(填“>”、“<”或“＝”)，溶液中的离子浓度由大到小的顺序为____________。
(3)将等体积的①、⑤混合，则溶液的pH______7(填“>”、“<”或“＝”)，用离子方程式说明其原因：_______________________________________________________。
(4)向相同体积的①、②、③溶液中分别加入相同的且足量的锌粒，反应的初始速率由快到慢的顺序为____________，最终产生H2总量的关系为__________。
(5)向相同体积的①、③溶液中分别加入相同浓度、相同体积的CH3COONa溶液，充分混合后，混合液的pH大小关系为①______③(填“>”、“<”或“＝”，下同)。
(6)若将等体积的⑤、⑥溶液加热至相同温度后，溶液的pH大小关系为⑤______⑥。
答案 (1)④ ② (2)> [Na＋]＝[CH3COO－]>[H＋]＝[OH－]
(3)< NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋
(4)②①③ ②>①＝③ (5)< (6)<
解析 (1)酸和碱会抑制水的电离，[H＋]或[OH－]越大，水的电离程度越小。能水解的盐可促进水的电离，故④中水的电离程度最大，②中水的电离程度最小。
(2)若③和⑥等体积反应，则恰好生成CH3COONa，水解呈碱性，现反应后呈中性，则醋酸过量。由于溶液中[H＋]＝[OH－]，根据电荷守恒得[Na＋]＝[CH3COO－]，由此可得溶液中离子浓度的大小关系。
(3)等体积的①、⑤混合，恰好完全反应生成NH4Cl，NH水解呈酸性。
(4)由于起始时[H＋]2>[H＋]1>[H＋]3，[H＋]越大，反应速率越快。由于酸提供的H＋总量n(H＋)2>n(H＋)1＝n(H＋)3，由此可知产生H2的总量关系为②>①＝③。
(6)虽然加热能促使氨水的电离，但仍不可能完全电离，而且由于温度升高，NH3会挥发，因此溶液的pH：⑤<⑥。
课件23张PPT。高中化学精品课件 ? 选修 化学反应原理第4课时 盐类水解在化学实验中的典型应用第3章 物质在水溶液中的行为第2节 弱电解质的电离 盐类的水解盐类水解在化学实验中的典型应用 本节知识目录学习目标定位1.根据电解质的电离、弱离子的水解，会判断溶液中微粒种类。
2.会比较离子浓度大小。
3.根据盐类的水解会判断相应酸(或碱)的强弱。学习重难点：离子浓度的大小比较。知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新防止Fe3＋水解防止Fe2＋被氧化Al2(SO4)3Al2O3碱 酸 知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新3．(1)氨气通入水中反应的化学方程式是 。
(2)氨水中存在的电离平衡有 、 。
(3)氨水中含有的粒子有 。学习探究基础自学落实·重点互动探究1．单一溶液中离子浓度大小的比较①先分析NH4Cl溶液中的电离、水解过程。(1)氯化铵溶液判断溶液中存在的离子有NH4、Cl－、H＋、OH－。②再根据其电离和水解程度的相对大小，比较确定氯化铵溶液中离子浓度由大到小的顺序是[Cl－]>[NH4]>c(H＋]>[OH－]。NH4Cl 是强电解质，完全电离，H2O 只有极少量电离，故 NH4 和 Cl－ 一定大于 H＋和 OH－，NH4 水解，Cl-不水解,
故Cl->NH4NH4水解呈酸性，
故 H+>OH-。++++++学习探究基础自学落实·重点互动探究(2)碳酸钠溶液①电离、水解过程有 ：c(Na＋）>c(CO32-)c(HCO3-）>c(OH-)学习探究基础自学落实·重点互动探究(3)碳酸氢钠溶液①电离、水解过程有 ：水解>电离c（OH- ） >c(H+)c（H+）>c(CO3 )2-学习探究基础自学落实·重点互动探究2.混合溶液中离子浓度大小的比较(1)物质的量浓度相同的NaOH溶液、CH3COOH溶液等体积混合反应的化学方程式： NaOH＋CH3COOH===CH3COONa＋H2O溶液中存在的离子有：Na＋、CH3COO－、H＋、OH－其浓度由大到小的顺序是： [Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[H＋](2)物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合反应的化学方程式： 溶液中存在的离子有：其浓度由大到小的顺序是 NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaClNa＋、Cl－、NH4+、OH－、H＋[Na＋]＝[Cl－]>[OH－]>[NH4]>[H＋](3)物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合混合后不发生反应，溶液中的溶质为NH4Cl、NH3·H2O溶液呈碱性 NH4、Cl－、OH－、H＋溶液中存在的离子有：其浓度由大到小的顺序是 [NH4]>[Cl－]>[OH－]>[H＋]两溶液混合，能反应的要先反应，后找到溶液中的离子，再比较其离子浓度的大小。+++学习探究(3)当两种溶液混合或两种物质发生反应时，要根据反应原理准确地判断溶质的成分，然后判断离子种类，再根据规律比较其大小。1．溶液中离子浓度大小比较的方法思路(1)先确定溶液中的溶质成分及各自物质的量浓度大小；(2)写出电离方程式、水解方程式，找出溶液中存在的离子；(3)依据电离和水解程度的相对大小，比较离子浓度大小。2．特别注意的问题(1)多元弱酸的正盐溶液(如Na2CO3溶液)，要分清主次关系。即盐完全电离，多元弱酸根的第一步水解大于第二步水解，第二步水解大于水的电离。(2)多元弱酸的酸式盐溶液，要注意考虑酸式根水解程度和电离程度的相对大小。若酸式根的电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；若水解程度大于电离程度，溶液呈碱性。基础自学落实·重点互动探究学习探究I基础自学落实·重点互动探究混合后发生反应HCl＋NH3·H2O==
NH4Cl＋H2O，弱碱氨水中[NH3·H2O]>[OH－]＝10－4 mol·L－1，反应后，氨水过量，溶质为NH4Cl和NH3·H2O，溶液呈碱性。NH4Cl、NH3·H2O 碱溶液中电离、水解过程有 ：学习探究基础自学落实·重点互动探究①②④⑤⑥ S2-水解浓度变小电荷守恒物料守恒质子守恒S2－的水解程度远大于HS－的水解程度，溶液中离子浓度由大到小的顺序是[K＋]>[S2－]>
[OH－]>[HS－]>[H＋]K＋不水解 学习探究基础自学落实·重点互动探究①③⑤ pH大[H+]小，HA的电离程度小，酸性弱强酸稀释pH值的变化大与NaOH反应所消耗的酸的量与酸的强弱无关决定于浓度越弱越水解学习探究基础自学落实·重点互动探究(2)弱酸强碱盐水解程度越大，溶液pH越大，相应弱酸的酸性越弱。(1)弱酸电离程度越小，溶液中[H＋]越小，酸性越弱。一元酸相对强弱的判断方法：学习探究基础自学落实·重点互动探究B X-不水解，HX为强酸根据越弱越水解，水解程度Y－HZ。学习探究I基础自学落实·重点互动探究显强酸性不水解溶液呈中性①④因NH4+水解而呈弱酸性，①中[NH4]是④的2倍，①中水解产生的[H＋]大于④中水解产生的[H＋]，
pH：①<④⑤和⑥均水解呈碱性，由于酸性CH3COOH>H2CO3，所以碱性Na2CO3>CH3COONa，pH：⑤>⑥A +学习探究基础自学落实·重点互动探究
自我检测12检测学习效果·体验成功快乐345在NaA溶液中有：
A－＋H2O??HA＋OH－，所以[Na＋]>[A－]>[OH－]，水解后溶液呈碱性，则[OH－]>[H＋]；根据电荷守恒可知[Na＋]＋[H＋]＝[A－]＋[OH－]。D 自我检测检测学习效果·体验成功快乐C12345NH4+水解促进了H2O的电离，溶液中的[H＋]即为H2O电离的[H＋]25 ℃时，水的离子积为1×10－14
mol2·L-2由物料守恒可知[Cl－]＝[NH4+]＋[NH3·H2O]自我检测检测学习效果·体验成功快乐C 12345自我检测检测学习效果·体验成功快乐12345 D 自我检测检测学习效果·体验成功快乐12345NaHCO3本讲内容结束
请完成课时作业第3节 沉淀溶解平衡
第1课时 难溶电解质的溶解平衡
[目标要求] 1.学会用平衡移动原理分析生成沉淀的离子反应进行的方向及反应进行的程度。2.了解溶度积和浓度商的关系，并由此学会判断反应进行的方向。
一、Ag＋和Cl－的反应真能进行到底吗？
1．生成沉淀的离子反应之所以能够发生的原因
生成沉淀的离子反应之所以能够发生，在于__________________________________
________。尽管生成物的溶解度很小，但____________。
2．溶解平衡的建立
以AgCl溶解为例：
从固体溶解平衡的角度，AgCl在溶液中存在下述两个过程：一方面，在水分子作用下， ______________________；另一方面，溶液中的Ag＋和Cl－受AgCl表面正、负离
子的吸引，________________________________________________________________。
溶解平衡：在一定温度下，当__________________________________时，即得到AgCl的____________，如AgCl沉淀体系中的溶解平衡可表示为____________________________。由于沉淀、溶解之间的这种________平衡的存在，决定了Ag＋和Cl－的反应________进行到底。
3．生成难溶电解质的离子反应的限度
不同电解质在水中的溶解度差别很大，例如AgCl和AgNO3；但难溶电解质与易溶电解质之间并无严格的界限，习惯上将溶解度小于________ g的电解质称为难溶电解质。对于常量的化学反应来说，0.01 g是很小的，因此一般情况下，相当量的离子互相反应生成难溶电解质，可以认为反应完全了。
化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于________ mol·L－1时，沉淀就达完全。
二、溶度积
1．表达式
对于下列沉淀溶解平衡：
MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)
Ksp＝________________________________。
2．意义
Ksp表示难溶电解质在溶液中的____________。
3．规则
通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——浓度商Qc的相对大小，可以判断在给定条件下沉淀能否生成或溶解：
Qc>Ksp，溶液____________，有沉淀析出；
Qc＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；
Qc知识点一 沉淀的溶解平衡
1．对“AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)”的理解正确的是( )
①说明AgCl没有完全电离，AgCl是弱电解质
②说明溶解的AgCl已完全电离，是强电解质
③说明Cl－与Ag＋的反应不能完全进行到底
④说明Cl－与Ag＋的反应可以完全进行到底
A．③④ B．③ C．①③ D．②④
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
3．现向含AgBr的饱和溶液中：
(1)加入固体AgNO3，则[Ag＋]________(填“变大”、“变小”或“不变”，下同)；
(2)加入更多的AgBr固体，则[Ag＋]________；
(3)加入AgCl固体，则[Br－]________，[Ag＋]________；
(4)加入Na2S固体，则[Br－]________，[Ag＋]________。
知识点二 溶度积
4．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－1 NH4Cl溶液中的Ksp小
D．25℃时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入NaF溶液后， Mg(OH)2不可能转化为MgF2
5．在100 mL 0.01 mol·L－1 KCl溶液中，加入1 mL 0.01 mol·L－1 AgNO3溶液，下列说法正确的是(AgCl的Ksp＝1.8×10－10 mol2·L－2)( )
A．有AgCl沉淀析出 B．无AgCl沉淀
C．无法确定 D．有沉淀但不是AgCl
6．对于难溶盐MX，其饱和溶液中M＋和X－的物质的量浓度之间的关系类似于[H＋]·[OH－]＝KW，存在等式[M＋]·[X－]＝Ksp。一定温度下，将足量的AgCl分别加入下列物质中，AgCl的溶解度由大到小的排列顺序是( )
①20 mL 0.01 mol·L－1 KCl；
②30 mL 0.02 mol·L－1 CaCl2溶液；
③40 mL 0.03 mol·L－1 HCl溶液；
④10 mL蒸馏水；
⑤50 mL 0.05 mol·L－1 AgNO3溶液
A．①>②>③>④>⑤ B．④>①>③>②>⑤
C．⑤>④>②>①>③ D．④>③>⑤>②>①
练基础落实
1．CaCO3在下列哪种液体中，溶解度最大( )
A．H2O B．Na2CO3溶液
C．CaCl2溶液 D．乙醇
2．下列说法正确的是( )
A．溶度积就是溶解平衡时难溶电解质在溶液中的各离子浓度的乘积
B．溶度积常数是不受任何条件影响的常数，简称溶度积
C．可用浓度商Qc判断沉淀溶解平衡进行的方向
D．所有物质的溶度积都是随温度的升高而增大的
3．下列属于微溶物质的是( )
A．AgCl B．BaCl2 C．CaSO4 D．Ag2S
4．下列有关AgCl沉淀的溶解平衡说法正确的是( )
A．AgCl沉淀生成和沉淀溶解达平衡后不再进行
B．AgCl难溶于水，溶液中没有Ag＋和Cl－
C．升高温度，AgCl沉淀的溶解度增大
D．向AgCl沉淀中加入NaCl固体，AgCl沉淀的溶解度不变
5.已知Ag2SO4的Ksp为2.0×10－5 mol3·L－3，将适量Ag2SO4固体溶于100 mL水中至刚好饱和，该过程中Ag＋和SO浓度随时间变化关系如图所示[饱和Ag2SO4溶液中[Ag＋]＝0.034 mol·L－1]。若t1时刻在上述体系中加入100 mL 0.020 mol·L－1 Na2SO4溶液，下列示意图中，能正确表示t1时刻后Ag＋和SO浓度随时间变化关系的是( )
练方法技巧
6．AgCl和Ag2CrO4的溶度积分别为1.8×10－10 mol2·L－2和2.0×10－12 mol3·L－3，若用难溶盐在溶液中的浓度来表示其溶解度，则下面的叙述中正确的是( )
A．AgCl和Ag2CrO4的溶解度相等
B．AgCl的溶解度大于Ag2CrO4的溶解度
C．两者类型不同，不能由Ksp的大小直接判断溶解能力的大小
D．都是难溶盐，溶解度无意义
7．下列说法正确的是( )
A．在一定温度下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＋与Cl－浓度的乘积等于1.8×10－10 mol2·L－2
C．温度一定时，当溶液中Ag＋和Cl－浓度的乘积等于Ksp值时，此溶液为AgCl的饱和溶液
D．向饱和AgCl水溶液中加入盐酸，Ksp值变大
题号
1
2
3
4
5
6
7
答案
8.Mg(OH)2难溶于水，但它溶解的部分全部电离。室温下时，饱和Mg(OH)2溶液的pH＝11，若不考虑KW的变化，则该温度下Mg(OH)2的溶解度是多少？(溶液密度为1.0 g·cm－3)
练综合拓展
9．与[H＋]·[OH－]＝KW类似，FeS饱和溶液中存在：FeS(s)Fe2＋(aq)＋S2－(aq)，[Fe2＋]·[S2－]＝Ksp。常温下Ksp＝8.1×10－17 mol2·L－2。
(1)理论上FeS的溶解度为________________，而事实上其溶解度远大于这个数值，其原因可能是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)又知FeS饱和溶液中[H＋]与[S2－]之间存在以下限量关系：[H＋]2·[S2－]＝1.0×10－22 mol3·L－3，为了使溶液中[Fe2＋]达到1 mol·L－1，现将适量FeS投入其饱和溶液中，应调节溶液中的[H＋]为________________________________________________________________。
10．已知：某温度时，Ksp(AgCl)＝1.8×10－10 mol2·L－2，Ksp(Ag2CrO4)＝1.1×10－12 mol3·L－3。
试求：
(1)此温度下AgCl饱和溶液和Ag2CrO4饱和溶液的物质的量浓度，并比较两者的大小。
(2)此温度下，在0.010 mol·L－1的AgNO3溶液中，AgCl与Ag2CrO4分别能达到的最大物质的量浓度，并比较两者的大小。
基础落实
一、1.生成物的溶解度小 不会等于0
2．少量Ag＋和Cl－脱离AgCl的表面溶于水中 回到AgCl的表面析出——沉淀 沉淀溶解和生成的速率相等 饱和溶液 AgCl(s)Cl－(aq)＋Ag＋(aq) 动态 不能
3．0.01 1×10－5
二、1.[Mn＋]m·[Am－]n
2．溶解能力
3．过饱和
对点训练
1．B [关于沉淀平衡的表达式，其完整的书写形式为
AgCl(s)AgCl(aq)===Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，故对于难溶物质来说，是先溶解，再电离。]
2．B
3．(1)变大 (2)不变 (3)变小 变大 (4)变大 变小
解析 本题考查了难溶电解质溶解平衡的影响因素。
(1)向AgBr饱和溶液中加入AgNO3，溶解平衡逆向移动，但[Ag＋]增大；
(2)加入AgBr固体，对溶解平衡无影响，[Ag＋]不变。
(3)因AgCl溶解度大于AgBr，加入AgCl固体时，[Ag＋]增大，溶解平衡向左移动，[Br－]变小。
(4)因Ag2S溶解度小于AgBr，加入Na2S固体时，生成Ag2S，溶解平衡向右移动，[Br－]增大，但[Ag＋]减小。
4．B [Mg(OH)2与MgF2均为AB2型难溶电解质，故Ksp越小，其溶解度越小，前者[Mg2＋]小，A错误；因为NH＋OH－===NH3·H2O，所以加入NH4Cl后促进Mg(OH)2的溶解平衡向右移动，[Mg2＋]增大，B正确；Ksp只受温度的影响，25℃时，Mg(OH)2的溶度积Ksp为常数，C错误；加入NaF溶液后，若Qc＝[Mg2＋]·[F－]2>Ksp(MgF2)，则会产生MgF2沉淀，D错误。]
5．A [[Ag＋]＝ mol·L－1＝9.9×10－5 mol·L－1，[Cl－]＝ mol·L－1＝9.9×10－3 mol·L－1，所以Q c＝[Ag＋]·[Cl－]＝9.8×10－7 mol2·L－2>1.8×10－10 mol2·L－2＝Ksp，故有AgCl沉淀析出。]
6．B [AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，由于[Ag＋]·[Cl－]＝Ksp，溶液中[Cl－]或[Ag＋]越大，越能抑制AgCl的溶解，AgCl的溶解度就越小。AgCl的溶解度大小只与溶液中Ag＋或Cl－的浓度有关，而与溶液的体积无关。①[Cl－]＝0.01 mol·L－1；②[Cl－]＝0.04 mol·L－1；③[Cl－]＝0.03 mol·L－1；④[Cl－]＝0 mol·L－1；⑤[Ag＋]＝0.05 mol·L－1。Ag＋或Cl－浓度由小到大的排列顺序：④<①<③<②<⑤，故AgCl的溶解度由大到小的排列顺序：④>①>③>②>⑤。]
课时作业
1．A [在B、C选项的溶液中，分别含有CO、Ca2＋，会抑制CaCO3的溶解，而CaCO3在乙醇中是不溶的。]
2．C [溶度积不是溶解平衡时难溶电解质在溶液中的各离子浓度的简单乘积，还与平衡式中化学计量数的幂指数有关，溶度积受温度的影响，不受离子浓度的影响。]
3．C [BaCl2易溶，AgCl、Ag2S属难溶物。]
4．C [难溶物达到溶解平衡时沉淀的生成和溶解都不停止，但溶解速率和生成速率相等；没有绝对不溶的物质；温度越高，一般物质的溶解度越大；向AgCl沉淀中加入NaCl固体，使溶解平衡左移，AgCl的溶解度减小。]
5．B [已知Ag2SO4的Ksp＝2.0×10－5 mol3·L－3＝[Ag＋]2·[SO]，则饱和溶液中[SO]＝＝ mol·L－1＝0.017 mol·L－1，当加入100 mL 0.020 mol·L－1 Na2SO4溶液时，[SO]＝＝0.018 5 mol·L－1，[Ag＋]＝0.017 mol·L－1(此时Q c6．C [AgCl和Ag2CrO4阴、阳离子比类型不同，不能直接利用Ksp来比较二者溶解能力的大小，所以只有C对；其余三项叙述均错误。比较溶解度大小，若用溶度积必须是同类型，否则不能比较。]
7．C [在AgCl的饱和溶液中，Ag＋和Cl－浓度的乘积是一个常数，故A项叙述错误；只有在饱和AgCl溶液中[Ag＋]·[Cl－]才等于1.8×10－10，故B项叙述错误；当Qc＝Ksp，则溶液为饱和溶液，故C项叙述正确；在饱和AgCl溶液中加入盐酸只会使溶解平衡发生移动，不会影响Ksp，故D项叙述错误。]
8．0.002 9 g
解析 根据Mg(OH)2(s)??Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，[OH－]＝10－3 mol·L－1，则1 L Mg(OH)2溶液中，溶解的n[Mg(OH)2]＝1 L××10－3 mol·L－1＝5×10－4 mol，其质量为58 g·mol－1×5×10－4 mol＝0.029 g，再根据＝可求出S＝0.002 9 g。
凡是此类题都是设溶液的体积为1 L，根据1 L溶液中溶解溶质的质量，计算溶解度。
9．(1)7.92×10－8g FeS在水中存在下列平衡：FeS(s)Fe2＋(aq)＋S2－(aq)，而Fe2＋、S2－均可以发生水解：
Fe2＋＋2H2OFe(OH)2＋2H＋、S2－＋H2OHS－＋OH－，使上述平衡中的[Fe2＋]、[S2－]降低，平衡向右移动，造成更多的FeS溶解 (2)1.11×10－3 mol·L－1
解析 (1)由FeS(s)??Fe2＋(aq)＋S2－(aq)
[Fe2＋]＝＝ mol·L－1＝9×10－9 mol·L－1
即1 L水中可溶解9×10－9 mol的FeS
由100∶S＝1 000∶(9×10－9×88) g
所以S＝7.92×10－8 g
(2)[Fe2＋]＝1 mol·L－1，则[S2－]＝＝ mol·L－1＝8.1×10－17 mol·L－1。又[H＋]2·[S2－]＝1.0×10－22 mol3·L－3，所以[H＋]＝ mol·L－1＝ mol·L－1＝1.11×10－3 mol·L－1。
10．(1)AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)
[AgCl]＝＝ mol·L－1
＝1.3×10－5 mol·L－1
Ag2CrO4(s)2Ag＋(aq)＋CrO(aq)
2x x
(2x)2·x＝Ksp
[Ag2CrO4]＝＝ mol·L－1＝6.5×10－5 mol·L－1
所以[AgCl]<[Ag2CrO4]
(2)在0.010 mol·L－1 AgNO3溶液中，
[Ag＋]＝0.010 mol·L－1
AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)
溶解平衡时：0.010＋x x
(0.010＋x)·x＝1.8×10－10
因为x很小，0.010＋x≈0.010
x＝1.8×10－8 mol·L－1
[AgCl]＝1.8×10－8 mol·L－1
Ag2CrO4(s)2Ag＋(aq)＋CrO(aq)
溶解平衡时： 0.010＋2x x
(0.010＋2x)2·x＝1.1×10－12
因为x很小，0.010＋2x≈0.010
x＝1.1×10－8 mol·L－1
所以[Ag2CrO4]＝1.1×10－8 mol·L－1
所以[AgCl]>[Ag2CrO4]
第3节 沉淀溶解平衡
第1课时 沉淀溶解平衡与溶度积
[学习目标定位] 1.知道沉淀溶解平衡的概念及其影响因素。2.明确溶度积和浓度商的关系，并由此学会判断反应进行的方向。
1．不同的固体物质在水中的溶解度不同，有的很大，有的很小，但无论大小，都有一定的溶解度。
(1)在20 ℃时，物质的溶解度与溶解性的关系如下：
(2)下列物质，属于易溶物质的是①②③，属于微溶物质的是④⑤⑥，属于难溶物质的是⑦⑧⑨。
①NaCl、②NaOH、③H2SO4、④MgCO3、⑤CaSO4、
⑥Ca(OH)2、⑦CaCO3、⑧BaSO4、⑨Mg(OH)2
2．固体物质的溶解是可逆过程
固体溶质溶液中的溶质
①v溶解>v沉淀 固体溶解
②v溶解＝v沉淀 溶解平衡
③v溶解3．在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。
如AgCl溶于水有AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。
沉淀溶解平衡状态的特征：
①动态平衡v溶解＝v沉淀≠0。
②达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。
③当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。
探究点一 沉淀溶解平衡及其影响因素
1．在装有少量难溶的PbI2黄色固体的试管中，加入约3 mL蒸馏水，充分振荡后静置。
(1)若在上层清液中滴加浓的KI溶液，观察到的现象是上层清液中出现黄色沉淀。
(2)由上述实验得出的结论是原上层清液中含有Pb2＋，PbI2在水中存在溶解平衡。
(3)PbI2溶于水的平衡方程式是PbI2(s)??Pb2＋(aq)＋2I－(aq)。
2．难溶物质溶解程度的大小，主要取决于物质本身的性质。但改变外界条件(如浓度、温度等)，沉淀溶解平衡会发生移动。已知溶解平衡：Mg(OH)2(s)??Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，请分析当改变下列条件时，对该溶解平衡的影响，填写下表：
条件改变
移动方向
[Mg2＋]
[OH－]
加水
正向移动
减小
减小
升温
正向移动
增大
增大
加MgCl2(s)
逆向移动
增大
减小
加盐酸
正向移动
增大
减小
加NaOH(s)
逆向移动
减小
增大
[归纳总结]
外界条件改变对溶解平衡的影响
(1)温度升高，多数溶解平衡向溶解的方向移动。
(2)加水稀释，浓度减小，溶解平衡向溶解方向移动。
(3)加入与难溶电解质构成微粒相同的物质，溶解平衡向生成沉淀的方向移动。
(4)加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，溶解平衡向溶解的方向移动。
[活学活用]
1．把氢氧化钙放入蒸馏水中，一段时间后达到如下平衡：Ca(OH)2(s)??Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)，加入以下溶液，可使Ca(OH)2减少的是( )
A．Na2S溶液 B．AlCl3溶液
C．NaOH溶液 D．CaCl2溶液
答案 B
解析 Na2S水解显碱性，增大了溶液中OH－的浓度；NaOH会提供大量OH－；CaCl2会增大Ca2＋的浓度，所以A、C、D选项都会使溶解平衡向左移动，而AlCl3中的Al3＋可与OH－发生反应生成Al(OH)3沉淀，使平衡向右移动，促进Ca(OH)2的溶解。
2．将AgCl分别投入下列溶液中：
①40 mL 0.03 mol·L－1的HCl溶液
②50 mL 0.03 mol·L－1的AgNO3溶液
③30 mL 0.02 mol·L－1的CaCl2溶液
④10 mL蒸馏水
AgCl的溶解度由大到小的顺序是________。
答案 ④>①＝②>③
解析 在水中AgCl存在溶解平衡(注：第一个方程式是双向箭头)AgCl(s)??AgCl(aq)===Ag＋(aq)＋Cl－(aq)
(注：s表示未溶解的固体，aq表示已被溶解但未电离的AgCl)
当溶液中存在Ag＋或者Cl－时，溶解平衡逆向移动，AgCl的溶解度减小。溶液中Ag＋或Cl－的浓度越大，逆向移动的程度越大，溶解度就越小。
以中性的水为参照，溶解度④>①＝②>③。
探究点二 溶度积常数
1．在一定温度下，沉淀达溶解平衡后的溶液为饱和溶液，其离子浓度不再发生变化，溶液中各离子浓度幂之积为常数，叫做溶度积常数(简称溶度积)，用Ksp表示。
2．写出下列沉淀溶解平衡的溶度积常数的表达式
(1)AgCl(s)??Ag＋(aq)＋Cl－(aq)
Ksp＝[Ag＋][Cl－]；
(2)Fe(OH)3(s)??Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)
Ksp＝[Fe3＋][OH－]3；
(3)AmBn(s)??mAn＋(aq)＋nBm－(aq)
Ksp＝[An＋]m[Bm－]n。
[归纳总结]
常见难溶电解质的溶度积与溶解度(25 ℃)
难溶物
Ksp
溶解度/g
AgCl
1.8×10－10 mol2·L－2
1.5×10－4
AgBr
5.4×10－13 mol2·L－2
8.4×10－6
AgI
8.3×10－17 mol2·L－2
2.1×10－7
BaSO4
1.1×10－10 mol2·L－2
2.4×10－3
Fe(OH)3
2.6×10－39 mol4·L－4
3.0×10－9
CaCO3
5.0×10－9 mol2·L－2
7.1×10－4
3.通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——浓度商Q的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解：
(1)Q>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。
(2)Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
(3)Q[归纳总结]
1．溶度积的意义
(1)溶度积Ksp仅与温度有关(难溶电解质一定时)。
(2)溶度积与溶解度均可表示物质的溶解性。
(3)相同类型的物质，溶度积越小，其溶解度越小。
2．根据溶度积能计算出饱和溶液中离子浓度，计算出溶解的溶质的浓度。由溶液体积可计算Ksp与S换算式，S的单位必须用物质的量浓度(mol·L－1或mol·dm－3)。
[活学活用]
3．下列叙述中，正确的是( )
A．溶度积大的化合物溶解度肯定大
B．向含有AgCl固体的溶液中加入适量的水使AgCl溶解又达到平衡时，AgCl的溶度积不变，其溶解度也不变
C．将难溶电解质放入纯水中，溶解达到平衡时，电解质离子的浓度的乘积就是该物质的溶度积
D．AgCl水溶液的导电性很弱，所以AgCl为弱电解质
答案 B
解析 当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp数值越大，溶解能力越强，A项错误；B项，溶液中离子浓度变化，能引起平衡移动，但并不改变溶度积，故正确；溶度积是难溶强电解质饱和溶液中离子浓度的系数次方之积，C项错误；AgCl在水溶液中完全电离，是强电解质，D项错误。
4．在BaSO4饱和溶液中加入少量的BaCl2溶液产生BaSO4沉淀，若以Ksp表示BaSO4的溶度积常数，则平衡后溶液中( )
A．[Ba2＋]＝[SO]＝(Ksp)
B．[Ba2＋][SO]>Ksp，[Ba2＋]＝[SO]
C．[Ba2＋][SO]＝Ksp，[Ba2＋]>[SO]
D．[Ba2＋][SO]≠Ksp，[Ba2＋]<[SO]
答案 C
解析 在BaSO4饱和溶液中加入少量的BaCl2溶液，平衡BaSO4(s)??Ba2＋(aq)＋SO(aq)左移，则此时[Ba2＋]>[SO]；由于温度未发生改变，所以溶液中Ksp＝[Ba2＋][SO]不变。
1．下列对“难溶”的理解正确的是( )
A．在水中难溶的物质，在其他溶剂中也是难溶的
B．难溶就是绝对不溶
C．难溶就是溶解度相对较小，没有绝对不溶于水的电解质
D．如果向某溶液中加入足量另一种试剂时，生成了难溶性的电解质，则说明原溶液中的相应离子已沉淀完全
答案 C
解析 难溶是指物质在水中的溶解度小于0.01 g。
2．下列有关AgCl沉淀的溶解平衡状态的说法中，正确的是( )
A．AgCl沉淀的生成和溶解不断进行，但速率相等
B．AgCl难溶于水，溶液中没有Ag＋和Cl－
C．升高温度，AgCl的溶解度不变
D．向AgCl沉淀的溶解平衡体系中加入NaCl固体，AgCl的溶解度不变
答案 A
解析 AgCl固体在溶液中存在溶解平衡，所以溶液中有Ag＋和Cl－，B错；升高温度，AgCl溶解度增大，C错；向平衡体系中加入NaCl固体，增大了[Cl－]，溶解平衡左移，AgCl溶解度减小，D错。
3．把足量熟石灰放入蒸馏水中，一段时间后达到平衡：Ca(OH)2(s)??Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)，下列叙述正确的是( )
A．给溶液加热，溶液的pH升高
B．恒温下向溶液中加入CaO，溶液的pH升高
C．向溶液中加入Na2CO3溶液，Ca(OH)2固体增多
D．向溶液中加入少量的NaOH固体，Ca(OH)2固体增多
答案 D
解析 A项，加热时Ca(OH)2溶解度减小，平衡逆向移动，[OH－]减小，pH减小；B项，CaO＋H2O===Ca(OH)2，由于保持恒温，Ca(OH)2溶解度不变，[OH－]不变，因此pH不变；C项，CO＋Ca2＋===CaCO3↓，使平衡正向移动，Ca(OH)2固体减少；D项，加入NaOH固体时，[OH－]增大，平衡逆向移动，因此Ca(OH)2固体增多。
4．下列说法中，正确的是( )
A．两种难溶盐电解质，其中Ksp小的溶解度一定小
B．溶液中存在两种可以与同一沉淀剂生成沉淀的离子，则Ksp小的一定先生成沉淀
C．难溶盐电解质的Ksp与温度有关
D．同离子效应使难溶盐电解质的溶解度变小，也使Ksp变小
答案 C
解析 Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关。
5．已知在室温时，PbI2的溶度积(Ksp)为7.1×10－9 mol3·L－3，计算室温下PbI2饱和溶液中Pb2＋和I－的浓度。
答案 1.2×10－3 mol·L－1 2.4×10－3 mol·L－1
解析 根据溶度积的概念可知：Ksp(PbI2)＝[Pb＋][I－]2，
由反应知[Pb2＋]∶[I－]＝1∶2，据此可计算[Pb2＋]、[I－]。
解：PbI2(s)??Pb2＋(aq)＋2I－(aq)
浓度关系：[I－]＝2[Pb2＋]
Ksp＝[Pb2＋][I－]2＝4[Pb2＋]3＝7.1×10－9 mol3·L－3
[Pb2＋]＝ ＝≈1.2×10－3 mol·L－1
[I－]＝2[Pb2＋]＝2×1.2×10－3 mol·L－1≈2.4×10－3mol·L－1。
[基础过关]
一、物质的溶解性
1．下列属于微溶物质的是( )
A．AgCl B．BaCl2 C．CaSO4 D．Ag2S
答案 C
解析 AgCl、Ag2S是难溶物，BaCl2是可溶物。
2．下列物质的溶解度随温度升高而减小的是( )
①KNO3 ②Ca(OH)2
③BaSO4 ④CO2
A．①② B．②④ C．①③ D．①④
答案 B
解析 Ca(OH)2的溶解度比较特殊，随温度的升高而减小，其他绝大多数物质随温度升高，溶解度增大(气体除外)。
二、沉淀溶解平衡及其影响因素
3．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，沉淀的生成和溶解的速率相等
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，如果再加入难溶的该沉淀物，将促进溶解
答案 B
解析 反应开始时，各离子的浓度没有必然的关系，A项不正确；沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度保持不变，但不一定相等，C项不正确；沉淀溶解达到平衡后，再加入难溶的该沉淀物，平衡不会移动，D项错。
4．在AgCl饱和溶液中尚有AgCl固体存在，当向溶液中加入0.1 mol·L－1的盐酸时，下列说法正确的是( )
A．AgCl沉淀溶解平衡正向移动
B．AgCl溶解度增大
C．溶液中[Ag＋]增大
D．溶液中[Cl－]增大
答案 D
5．在一定温度下，Mg(OH)2固体在水溶液中达到下列平衡：Mg(OH)2(s)??Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，若使固体Mg(OH)2的量减少，而[Mg2＋]不变，可采取的措施是( )
A．加MgCl2 B．加H2O
C．加NaOH D．加HCl
答案 B
6．硫酸锶(SrSO4)在水中的沉淀溶解平衡曲线如下，下列说法正确的是( )
A．温度一定时，Ksp(SrSO4)随[SO]的增大而减小
B．三个不同温度中，313 K时Ksp(SrSO4)最大
C．283 K时，图中a点对应的溶液是饱和溶液
D．283 K下的SrSO4饱和溶液升温到363 K后变为不饱和溶液
答案 B
解析 温度一定时，Ksp(SrSO4)不变，A错误；由题中沉淀溶解平衡曲线可看出，313 K时，[Sr2＋]、[SO]最大，Ksp最大，B正确；283 K时，a点[Sr2＋]小于平衡时[Sr2＋]，故未达到饱和，沉淀继续溶解，C不正确；从283 K升温到363 K要析出固体，依然为饱和溶液。
三、溶度积常数
7．下列有关溶度积常数Ksp的说法正确的是( )
A．常温下，向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的Ksp减小
B．溶度积常数Ksp只受温度影响，温度升高Ksp减小
C．溶度积常数Ksp只受温度影响，温度升高Ksp增大
D．常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的Ksp不变
答案 D
解析 温度不变，溶度积常数不变，故A项不正确；大多数的难溶物温度升高，Ksp增大，但也有少数物质相反，故B、C均不正确。
8．在CaCO3饱和溶液中，加入Na2CO3固体，达到平衡时( )
A．[Ca2＋]＝[CO]
B．[Ca2＋]＝[CO]＝
C．[Ca2＋]≠[CO]，[Ca2＋][CO]＝Ksp(CaCO3)
D．[Ca2＋]≠[CO]，[Ca2＋][CO]≠Ksp(CaCO3)
答案 C
解析 溶液中[Ca2＋]<[CO]，A、B均不正确，C项正确；D项，温度不变，则Ksp(CaCO3)不变。
9．已知：Ksp(AgCl)＝1.8×10－10 mol2·L－2，Ksp(AgI)＝1.5×10－16 mol2·L－2，Ksp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12 mol3·L－3，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
答案 C
解析 AgCl和AgI的结构相似，由Ksp可知AgCl饱和溶液中的[Ag＋]大于AgI饱和溶液中的[Ag＋]；AgCl饱和溶液中的[Ag＋]2＝Ksp＝1.8×10－10 mol2·L－2，Ag2CrO4(s)??2Ag＋(aq)＋CrO(aq)的Ksp＝[Ag＋]2[CrO]＝[Ag＋]3＝2.0×10－12 mol3·L－3，可得Ag2CrO4饱和溶液中的[Ag＋]大于AgCl饱和溶液中的[Ag＋]。
[能力提升]
10．在t ℃时，AgBr在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。又知t ℃时AgCl的Ksp＝4×10－10 mol2·L－2，下列说法不正确的是( )
A．在t ℃时，AgBr的Ksp为4.9×10－13 mol2·L－2
B．在AgBr饱和溶液中加入NaBr固体，可使溶液由c点到b点
C．图中a点对应的是AgBr的不饱和溶液
D．在t ℃时，AgCl(s)＋Br－(aq)??AgBr(s)＋Cl－(aq)的平衡常数K≈816
答案 B
解析 根据图中c点的[Ag＋]和[Br－]可得该温度下AgBr的Ksp为4.9×10－13 mol2·L－2，A正确；在AgBr饱和溶液中加入NaBr固体后，[Br－]增大，溶解平衡逆向移动，[Ag＋]减小，故B错；在a点时Q11．已知在Ca3(PO4)2的饱和溶液中存在平衡：
Ca3(PO4)2(s)??3Ca2＋(aq)＋2PO(aq)
(1)溶度积Ksp＝_____________________________________________________；
(2)若一定温度下，饱和溶液中[Ca2＋]＝2.0×10－6 mol·L－1，[PO]＝1.58×10－6 mol·L－1，则Ksp＝________。
答案 (1)Ksp＝[Ca2＋]3[PO]2
(2)2.0×10－29 mol5·L－5
解析 Ksp＝[Ca2＋]3[PO]2
＝(2.0×10－6 mol·L－1)3×(1.58×10－6 mol·L－1)2
＝2.0×10－29 mol5·L－5。
[拓展探究]
12．从铝土矿(主要成分是Al2O3，含SiO2、Fe2O3、MgO等杂质)中提取氧化铝的两种工艺流程如下：
请回答下列问题：
(1)流程甲加入盐酸后生成Al3＋的化学方程式为
________________________________________________________________________。
(2)流程乙加入烧碱后生成SiO的离子方程式为
________________________________________________________________________。
(3)验证滤液B中含Fe3＋，可取少量滤液并加入________(填试剂名称)。
(4)滤液E、K中溶质的主要成分是__________(填化学式)，写出该溶液的一种用途________________________________________________________________________。
(5)已知298 K时，Mg(OH)2的溶度积常数Ksp＝5.6×10－12 mol3·L－3，取适量的滤液B，加入一定量的烧碱达到沉淀溶解平衡，测得pH＝13.00，则此温度下残留在溶液中的[Mg2＋]＝__________。
答案 (1)Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O
(2)SiO2＋2OH－===SiO＋H2O
(3)硫氰化钾(或苯酚溶液等合理答案均可)
(4)NaHCO3 制纯碱(或作发酵粉等合理答案均可)
(5)5.6×10－10 mol·L－1
解析 (1)Al2O3溶于盐酸生成AlCl3和水，化学方程式为Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O
(2)SiO2与NaOH溶液反应的离子方程式为SiO2＋2OH－===SiO＋H2O
(3)Fe3＋的鉴定有多种方法，KSCN溶液、苯酚溶液、NaOH溶液等都可与之产生明显现象，若使用NaOH溶液，则NaOH溶液要过量。
(4)由于通入的是过量CO2，因此滤液E和K中的主要成分是NaHCO3，其用途广泛，工业上可用于制纯碱，也可用作食品添加剂。
(5)298 K，Mg(OH)2的溶度积常数Ksp＝5.6×10－12 mol3·L－3，即溶液中[Mg2＋][OH－]2＝5.6×10－12 mol3·L－3。pH＝13的溶液中，[OH－]＝0.1 mol·L－1，则此时[Mg2＋]＝ mol·L－1＝5.6×10－10 mol·L－1。
课件22张PPT。高中化学精品课件 ? 选修 化学反应原理第3节 沉淀溶解平衡第1课时 沉淀溶解平衡与溶度积第3章 物质在水溶液中的行为沉淀溶解平衡与溶度积 本节知识目录学习目标定位1.知道沉淀溶解平衡的概念及其影响因素。
2.明确溶度积和浓度商的关系，并由此学会判断反应进行的方向。学习重难点：溶度积和离子积的关系。知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新2．固体物质的溶解是可逆过程(2)v溶解＝v沉淀 (1)v溶解>v沉淀 (3)v溶解 即建立了动态平衡，叫做沉淀 。 沉淀溶解和生成的速率相等溶解平衡如AgCl溶于水有 (1)动态平衡v溶解＝v沉淀≠0。沉淀溶解平衡状态的特征：(3)当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。(2)达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。视频导学学习探究基础自学落实·重点互动探究PbI2(s)??Pb2＋(aq)＋2I－(aq)。1．在装有少量难溶的 PbI2 黄色固体的试管中，
加入约 3 mL 蒸馏水，充分振荡后静置。(1)若在上层清液中滴加浓的KI溶液，观察到的现象是 。上层清液中出现黄色沉淀(2)由上述实验得出的结论是:________________
______________________________ 。有Pb2＋，PbI2在水中存在溶解平衡原上层清液中含(3)PbI2溶于水的平衡方程式是
2. 溶液中残留的离子浓度小于
1×10-5 mol·L-1,沉淀达完全。3. 溶解平衡的特点
等、定、动、变1. “不溶”是相对的，溶解是绝对的。学习探究基础自学落实·重点互动探究正向移动 正向移动 正向移动 逆向移动 逆向移动 减小 增大 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 减小 视频导学学习探究基础自学落实·重点互动探究(4)加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，溶解平衡向溶解的方向移动。外界条件改变对溶解平衡的影响(1)温度升高，多数溶解平衡向溶解的方向移动。(2)加水稀释，浓度减小，溶解平衡向溶解方向移动。(3)加入与难溶电解质构成微粒相同的物质，溶解平衡向生成沉淀的方向移动。学习探究I基础自学落实·重点互动探究水解呈碱性增加[OH-]和[Ca2+]使溶解平衡向左移动 Al3＋可与OH－发生反应生成Al(OH)3沉淀，使平衡向右移动，促进Ca(OH)2的溶解B 学习探究I基础自学落实·重点互动探究在水中AgCl存在溶解平衡:
AgCl(s)??AgCl(aq)===Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。当溶液中存在Ag＋或Cl－时，溶解平衡逆向移动，AgCl的溶解度减小。溶液中Ag＋或Cl－的浓度越大，逆向移动的程度越大，溶解度就越小。以中性的水为参照，溶解度④>①＝②>③。④>①＝②>③学习探究基础自学落实·重点互动探究饱和 不再发生变化 溶度积常数 溶度积 Ksp常见难溶电解质的溶度积与溶解度（ 25 °C）学习探究基础自学落实·重点互动探究(3)Q 断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解： (1)Q>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。(2)Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。学习探究基础自学落实·重点互动探究(1)溶度积的意义(2)根据溶度积能计算出饱和溶液中离子浓度，由溶液体积可计算出溶解的溶质的物质的量，Ksp与S换算时，S的单位必须用物质的量浓度(mol·L－1或mol·dm－3)。①溶度积Ksp值的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。
②Ksp大小反映难溶电解质的溶解能力，Ksp越小说明难溶物越难溶解。
③相同类型的物质，溶度积越小，其溶解度越小。学习探究基础自学落实·重点互动探究化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp数值越大，溶解能力越强 溶度积是难溶强电解质饱和溶液中离子浓度的系数次方之积 AgCl在水溶液中完全电离，是强电解质B 学习探究I基础自学落实·重点互动探究C 学习探究基础自学落实·重点互动探究自我检测12检测学习效果·体验成功快乐34C 难溶是指物质在水中的溶解度小于0.01 g。 5自我检测检测学习效果·体验成功快乐A AgCl固体在溶液中存在溶解平衡，所以溶液中有Ag＋和Cl－升高温度，AgCl溶解度增大 向平衡体系中加入NaCl固体，增大了[Cl－]，溶解平衡左移，AgCl溶解度减小12345自我检测检测学习效果·体验成功快乐D 加热时Ca(OH)2溶解度减小，平衡逆向移动，[OH－]减小，pH减小CaO＋H2O===Ca(OH)2，由于保持恒温，Ca(OH)2溶解度不变，[OH－]不变，因此pH不变CO3＋Ca2＋===CaCO3↓，使平衡正向移动，Ca(OH)2固体减少加入NaOH固体时，c(OH－)增大
平衡逆向移动，因此Ca(OH)2固体增多123452-自我检测检测学习效果·体验成功快乐C Ksp只与难溶电解质的性质
和温度有关。12345自我检测检测学习效果·体验成功快乐12345本讲内容结束
请完成课时作业
第2课时 沉淀反应的应用
[目标要求] 1.了解沉淀反应的应用。2.知道沉淀转化的本质。
一、沉淀的生成
1．沉淀生成的应用
在涉及______________、______________的生产、科研、________________等领域中，常利用______________来达到分离或除去某些离子的目的。
2．沉淀的方法
(1)调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，可使Fe3＋转变为________沉淀而除去。反应如下：
________________________________________________________________________。
(2)加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。反应如下：
Cu2＋＋S2－===________，
Cu2＋＋H2S===______________，
Hg2＋＋S2－===________，
Hg2＋＋H2S===________________。
二、沉淀的溶解
1．Mg(OH)2溶解性
Mg(OH)2____溶于水；____溶于盐酸，反应的离子方程式为
________________________________________________________________________；
溶于NH4Cl溶液，反应的离子方程式为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
2．沉淀溶解的原理
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____________，使平衡向____________的方向移动，就可以使沉淀溶解。
3．溶解沉淀的试剂类型
(1)主要类型：用________溶解。例如，溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等难溶电解质。
(2)用某些盐溶液溶解。例如：Mg(OH)2沉淀可溶于NH4Cl溶液，化学方程式为________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
三、沉淀的转化
1．实验探究
(1)Ag＋的沉淀物的转化
实验步骤
实验现象
有白色沉淀生成
白色沉淀变为黄色
黄色沉淀变为黑色
化学方程式
AgNO3＋NaCl===AgCl↓＋NaNO3
AgCl＋KI===AgI＋KCl
2AgI＋Na2S===Ag2S＋2NaI
实验结论
________的沉淀可以转化成__________的沉淀
(2)Mg(OH)2与Fe(OH)3的转化
实验步骤
实验现象
产生白色沉淀
产生红褐色沉淀
化学方程式
MgCl2＋2NaOH===Mg(OH)2↓＋2NaCl
3Mg(OH)2＋2FeCl3===2Fe(OH)3＋3MgCl2
实验结论
Fe(OH)3比Mg(OH)2__________
2.沉淀转化的方法
对于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀，可以先将其转化为__________或其他方法能溶解的沉淀。
3．沉淀转化的实质
沉淀转化的实质就是______________________。一般说来，______________的沉淀转化成______________的沉淀容易实现。
两种沉淀的溶解度差别________，沉淀转化越容易。
4．沉淀转化的应用
沉淀的转化在科研和生产中具有重要的应用价值。
(1)锅炉除水垢
水垢[CaSO4(s)CaCO3Ca2＋(aq)]
其反应方程式是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)对一些自然现象的解释
在自然界也发生着溶解度小的矿物转化为溶解度更小的矿物的现象。例如，各种原生铜的硫化物经氧化、淋滤作用后可变成CuSO4溶液，并向深部渗透，遇到深层的闪锌矿(ZnS)和方铅矿(PbS)时，便慢慢地使之转变为铜蓝(CuS)。
其反应如下：
CuSO4＋ZnS===_______________________________________________________，
CuSO4＋PbS===______________________________________________________。
知识点一 沉淀的生成
1．要使工业废水中的重金属Pb2＋离子沉淀，可用硫酸盐、碳酸盐、硫化物等作沉淀剂，已知Pb2＋离子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，选用的沉淀剂最好为( )
A．硫化物 B．硫酸盐 C．碳酸盐 D．以上沉淀剂均可
2．为除去MgCl2溶液中的FeCl3，可在加热搅拌的条件下加入的一种试剂是( )
A．NaOH B．Na2CO3 C．氨水 D．MgO
知识点二 沉淀的溶解
3．当氢氧化镁固体在水中达到溶解平衡Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)时，为使Mg(OH)2固体的量减少，须加入少量的( )
A．MgCl2 B．NaOH C．MgSO4 D．NaHSO4
4．下列关于沉淀的叙述不正确的是( )
A．生产、科研中常利用生成沉淀来达到分离或除杂的目的
B．沉淀的溶解只能通过酸碱中和反应来实现
C．沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动
D．一般来说，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现
知识点三 沉淀转化
5．向5 mL NaCl溶液中滴入一滴AgNO3溶液，出现白色沉淀，继续滴加一滴KI溶液并振荡，沉淀变为黄色，再滴入一滴Na2S溶液并振荡，沉淀又变成黑色，根据上述变化过程，分析此三种沉淀物的溶解度关系为( )
A．AgCl＝AgI＝Ag2S B．AgClC．AgCl>AgI>Ag2S D．AgI>AgCl>Ag2S
6．已知如下物质的溶度积常数：FeS：Ksp＝6.3×10－18；CuS：Ksp＝6.3×10－36 mol2·L－2。下列说法正确的是( )
A．同温度下，CuS的溶解度大于FeS的溶解度
B．同温度下，向饱和FeS溶液中加入少量Na2S固体后，Ksp(FeS)变小
C．向含有等物质的量的FeCl2和CuCl2的混合溶液中逐滴加入Na2S溶液，最先出现的沉淀是FeS
D．除去工业废水中的Cu2＋，可以选用FeS作沉淀剂
练基础落实
1．在BaSO4饱和溶液中加入少量BaCl2溶液时产生沉淀，若以Ksp表示BaSO4的溶度积常数，则平衡后溶液中( )
A．[Ba2＋]＝[SO]＝(Ksp)
B．[Ba2＋]·[SO]＝Ksp，[Ba2＋]>[SO]
C．[Ba2＋]·[SO]>Ksp，[Ba2＋]＝[SO]
D．[Ba2＋]·[SO]≠Ksp，[Ba2＋]<[SO]
2．为了除去MgCl2的酸性溶液中的Fe3＋，可在加热条件下加入一种试剂，过滤后再加入一定量的盐酸，这种试剂是( )
A．NH3·H2O B．NaOH C．Na2CO3 D．MgCO3
3．自然界地表层原生铜的硫化物经氧化、淋滤作用后变成CuSO4溶液，向地下深层渗透，遇到难溶的ZnS或PbS，慢慢转变为铜蓝(CuS)。下列分析正确的是( )
A．CuS的溶解度大于PbS的溶解度
B．原生铜的硫化物具有还原性，而铜蓝没有还原性
C．CuSO4与ZnS反应的离子方程式是Cu2＋＋S2－===CuS↓
D．整个过程涉及的反应类型有氧化还原反应和复分解反应
练方法技巧
4．难溶电解质在水溶液中存在着电离平衡。在常温下，溶液里各离子浓度以它们化学计量数为方次的乘积是一个常数，叫溶度积常数(Ksp)。例如：Cu(OH)2(s)Cu2＋(aq)＋2OH－，Ksp＝[Cu2＋]·[OH－]2＝2×10－20 mol3·L－3。当溶液中各离子浓度方次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，如要生成Cu(OH)2沉淀，应调整溶液的pH，使之大于________。
(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pH为________。
5.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]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[H＋]与[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
题号
1
2
3
5
答案
练综合拓展
6．已知难溶电解质在水溶液中存在溶解平衡：
MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)
Ksp＝[Mn＋]m·[Am－]n，称为溶度积。
某学习小组欲探究CaSO4沉淀转化为CaCO3沉淀的可能性，查得如下资料：(25℃)
难溶电
解质
CaCO3
CaSO4
MgCO3
Mg(OH)2
Ksp
2.8×10－9
mol－2·L－2
9.1×10－6
mol－2·L－2
6.8×10－6
mol－2·L－2
1.8×10－12
mol－3·L－3
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)由题中信息知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：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
7．已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10 mol－2·L－2，Ksp(Ag2CrO4)＝1.9×10－12 mol3·L－3，现在向0.001 mol·L－1 K2CrO4和0.01 mol·L－1 KCl混合液中滴加0.01 mol·L－1 AgNO3溶液，通过计算回答：
(1)Cl－、CrO谁先沉淀？
(2)刚出现Ag2CrO4沉淀时，溶液中Cl－浓度是多少？(设混合溶液在反应中体积不变)
基础落实
一、1.无机制备 提纯工艺 废水处理 生成沉淀
2．(1)Fe(OH)3 Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH
(2)CuS↓ CuS↓＋2H＋ HgS↓ HgS↓＋2H＋
二、1.难 能 Mg(OH)2＋2H＋===Mg2＋＋2H2O 能 Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O
2．相应离子 沉淀溶解
3．(1)强酸 (2)Mg(OH)2＋2NH4Cl===MgCl2＋2NH3·H2O
三、1.(1)实验结论：溶解度小 溶解度更小
(2)溶解度小
2．另一种用酸
3．沉淀溶解平衡的移动 溶解度小 溶解度更小 越大
4．(1)CaSO4＋Na2CO3CaCO3＋Na2SO4，CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑
(2)CuS＋ZnSO4 CuS＋PbSO4
对点训练
1．A [PbS的溶解度最小，沉淀最彻底，故选A。]
2．D [要除FeCl3实际上是除去Fe3＋，由于pH≥3.7时，Fe3＋完全生成Fe(OH)3，而pH≥11.1时，Mg2＋完全生成Mg(OH)2，所以应加碱性物质调节pH使Fe3＋形成Fe(OH)3；又由于除杂不能引进新的杂质，所以选择MgO。]
3．D [若使Mg(OH)2固体的量减小，应使Mg(OH)2的溶解平衡右移，应减小[Mg2＋]或[OH－]。答案为D。]
4．B [酸碱中和反应是实现沉淀溶解的方法之一，沉淀的溶解也可以通过其他途径实现。]
5．C [沉淀溶解平衡总是向更难溶的方向转化，由转化现象可知三种沉淀物的溶解度关系为AgCl>AgI>Ag2S。]
6．D [A项由于FeS的Ksp大，且FeS与CuS的Ksp表达式是相同类型的，因此FeS的溶解度比CuS大；D项向含有Cu2＋的工业废水中加入FeS，FeS会转化为更难溶的CuS，可以用FeS作沉淀剂；B项Ksp不随浓度变化而变化，它只与温度有关；C项先达到CuS的Ksp，先出现CuS沉淀。]
课时作业
1．B
2．D [由于溶液中存在的离子有Mg2＋、Cl－、Fe3＋三种，加入A、B、C项中的试剂后虽然均可除去Fe3＋，但同时引入新的杂质离子NH、Na＋，这不符合物质提纯的要求，故不能用。MgCO3虽然与Fe3＋不能直接反应，但因为Fe3＋能水解产生H＋：Fe3＋＋3H2O??3H＋＋Fe(OH)3，因此会发生下面的反应：MgCO3＋2H＋===Mg2＋＋H2O＋CO2↑，这样就破坏了前面的水解平衡，使之向生成Fe(OH)3的方向移动，生成的Fe(OH)3在加热条件下发生凝聚而沉淀下来，从而将Fe3＋除去。]
3．D [因CuS、PbS的化学式相似且PbS能转化为CuS，说明CuS的溶解度小于PbS的溶解度，故A错；原生铜的硫化物为Cu2S，根据价态规律可知Cu2S、CuS都有还原性，故B错；ZnS属于难溶物，在离子方程式中不能写成离子形式，故C错；故只有D正确。]
4．(1)5 (2)6
解析 (1)根据信息，当[Cu2＋][OH－]2＝2×10－20 mol3·L－3时开始出现沉淀，则[OH－]＝＝ mol·L－1＝10－9 mol·L－1，[H＋]＝10－5 mol·L－1，pH＝5，所以要生成Cu(OH)2沉淀，应调整pH≥5。
(2)要使Cu2＋浓度降至 mol·L－1＝2×10－4 mol·L－1，[OH－]＝ mol·L－1＝10－8 mol·L－1，[H＋]＝10－6 mol·L－1，此时溶液的pH＝6。
5．B [b、c两点金属阳离子的浓度相等，设都为x，[OH－]c＝10－9.6 mol·L－1，[OH－]b＝10－12.7 mol·L－1，则Ksp[Fe(OH)3]＝x·(10－12.7)3 mol4·L－4，Ksp[Cu(OH)2]＝x·(10－9.6)2 mol3·L－3，故Ksp[Fe(OH)3]Ksp，沉淀要析出，故D正确。]
6．(1)大
(2)Na2CO3＋CaSO4===Na2SO4＋CaCO3↓
(3)洗去沉淀中附着的SO
(4)向沉淀中加入足量的盐酸，沉淀完全溶解并放出无色无味气体
解析 本题考查的知识点为教材新增加的内容，题目在设计方式上为探究性实验，既注重基础知识，基本技能的考查，又注重了探究能力的考查。由Ksp表达式不难看出其与溶解度的关系，在硫酸钙的悬浊液中存在着：CaSO4(aq)===SO(aq)＋Ca2＋(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。
7．(1)Cl－先沉淀 (2)4.13×10－6 mol·L－1
解析 由Ksp(AgCl)＝[Ag＋]·[Cl－]得[Ag＋]＝＝ mol·L－1＝1.8×10－8 mol·L－1。
由Ksp(Ag2CrO4)＝[Ag＋]2·[CrO]，得[Ag＋]＝＝mol·L－1＝4.36×10－5mol·L－1，生成AgCl沉淀需[Ag＋]＝1.8×10－8 mol·L－1＜生成Ag2CrO4沉淀时所需[Ag＋]，故Cl－先沉淀。刚开始生成Ag2CrO4沉淀时，[Cl－]＝＝mol·L－1＝4.13×10－6 mol·L－1。
第2课时 沉淀溶解平衡的应用
[学习目标定位] 1.能用平衡移动原理分析理解沉淀的溶解与生成、沉淀转化的实质。2.学会用沉淀溶解平衡的移动解决生产、生活中的实际问题。
1．判断下列结论的正误
(1)难溶电解质的Ksp数值越大，在水中的溶解能力越强(×)
(2)Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀量无关(√)
(3)改变溶液中的离子浓度，会使沉淀溶解平衡移动，但Ksp不变(√)
(4)当浓度商Q等于溶度积Ksp时，沉淀处于平衡状态，溶液为饱和溶液(√)
(5)BaSO4溶液的导电性很弱，所以BaSO4为弱电解质(×)
(6)沉淀溶解平衡PbI2(s)??Pb2＋(aq)＋2I－(aq)的Ksp＝[Pb2＋]＋[I－]2(×)
2．25℃时，AgCl的溶解度是0.001 92 g·L－1，求它的溶度积。
答案 Ksp＝1.80×10－10 mol2·L－2
解析 溶度积与溶解度都是体现溶质溶解能力的物理量，二者可以相互转化，计算过程中灵活运用二者的概念即可。
AgCl的相对分子质量为143.5，AgCl饱和溶液物质的量浓度为0.001 92 g·L－1/143.5 g·mol－1＝1.34×10－5 mol·L－1
根据AgCl在溶液中的溶解平衡：
AgCl(s)??Ag＋(aq)＋Cl－(aq)
溶液中应有[Ag＋]＝[Cl－]＝1.34×10－5 mol·L－1
所以AgCl的Ksp＝[Ag＋][Cl－]＝(1.34×10－5 mol·L－1)2＝1.80×10－10 mol2·L－2。
探究点一 沉淀的溶解与生成
1．根据沉淀溶解平衡及溶度积规则，分析回答下列问题：
(1)BaCO3和BaSO4都难溶于水，在医学上常用BaSO4作钡餐透视，而不能用BaCO3的原因是什么？
答案 原因是BaCO3能溶于胃酸(主要成分为盐酸)，反应原理为
BaCO3(s)??Ba2＋(aq)＋CO(aq)
CO＋2H＋===CO2↑＋H2O
可见，胃酸消耗CO，使溶液中[CO]降低，则Q(2)可溶性钡盐(如BaCl2等)当作食盐食用，会造成钡中毒。中毒患者常用5.0%的Na2SO4溶液洗胃的原因是什么？
答案 中毒后服用Na2SO4溶液(5.0%)洗胃，此时Q>Ksp(BaSO4)，故SO与Ba2＋结合生成BaSO4沉淀，可缓解Ba2＋对人体的毒害。
2．沉淀生成的应用主要涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域，常利用生成沉淀达到分离或除去某些离子的目的。常用的方法有
(1)调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，可使Fe3＋转变为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。
(2)加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。
写出下列反应的离子方程式：
①用H2S除去Cu2＋：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。
②用Na2S除去Hg2＋：Hg2＋＋S2－===HgS↓。
[归纳总结]
1．沉淀的生成和溶解这两个方向相反的过程相互转化的条件是离子浓度，控制离子浓度，可以使反应向我们需要的方向转化。
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。如常用强酸溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等难溶电解质。
[活学活用]
1．为除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入的一种试剂是( )
A．NH3·H2O B．NaOH
C．Na2CO3 D．MgCO3
答案 D
解析 Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，调节pH，可使Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀后除去。在①不引入新杂质，②Mg2＋不沉淀的条件下，选用MgCO3，过量的MgCO3可一起过滤除去。也可选用MgO、Mg(OH)2等试剂。
2．AgCl的Ksp＝1.80×10－10 mol2·L－2，将0.001 mol·L－1NaCl和0.001 mol·L－1AgNO3溶液等体积混合，是否有AgCl沉淀生成？
答案 有AgCl沉淀生成
解析 这是根据Ksp和溶液中离子的浓度商Q比较大小来判断沉淀溶解平衡进行的方向。Ksp>Q，不产生沉淀。Ksp＝Q，沉淀溶解处于平衡状态。Ksp两溶液等体积混合后，Ag＋和Cl－浓度都减小到原浓度的1/2。
[Ag＋]＝[Cl－]＝1/2×0.001 mol·L－1＝0.000 5 mol·L－1
在混合溶液中，则[Ag＋][Cl－]＝(0.000 5)2 mol2·L－2＝2.5×10－7 mol2·L－2
因为[Ag＋][Cl－]>Ksp，所以有AgCl沉淀生成。
探究点二 沉淀的转化
1．按下列要求完成实验
(1)在一支试管中加入2 mL 0.1 mol·L－1的ZnSO4溶液，再滴加1 mol·L－1的Na2S溶液可观察到的现象是有白色沉淀生成。
(2)静置后倾去上层清液，并用蒸馏水洗涤沉淀2～3次，然后向白色沉淀中滴加适量的0.1 mol·L－1的CuSO4溶液，振荡试管。观察到的现象是白色沉淀变为黑色沉淀。
(3)上述实验中发生反应的离子方程是
①Zn2＋＋S2－===ZnS ↓。
②ZnS(s)＋Cu2＋===CuS(s)＋Zn2＋。
(4)试用沉淀溶解平衡的原理分析解释(2)中实验现象的变化。
答案 第一次生成的白色沉淀为ZnS，在水中建立了沉淀溶解平衡：ZnS(s)??Zn2＋(aq)＋S2－(aq)，Ksp＝1.6×10－24 mol2·L－2。此时Q＝Ksp。加入CuSO4溶液后，Cu2＋、S2－的浓度商Q大于Ksp(CuS)。[Ksp(CuS)＝1.3×10－36 mol2·L－2]；故Cu2＋、S2－结合生成CuS沉淀，即ZnS白色沉淀转化为溶度积更小的CuS黑色沉淀。
2．沉淀转化在生活中的应用
(1)工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。写出用FeS除去Hg2＋的离子方程式。
答案 FeS(s)＋Hg2＋(aq)===HgS(s)＋Fe2＋(aq)
(2)硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，它们是怎样形成的？
答案 水垢的形成过程涉及到沉淀转化，加热硬水时，Ca(HCO3)2、Mg(HCO3)2分别分解生成CaCO3、MgCO3沉淀。但MgCO3又与CO水解生成的OH－结合为更难溶的Mg(OH)2，故水垢的主要成分不是CaCO3、MgCO3，而是CaCO3、Mg(OH)2。
(3)锅炉形成的水垢中常含有CaSO4，除去方法是CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)，写出有关反应的化学方程式。
答案 CaSO4＋Na2CO3===CaCO3↓＋Na2SO4
CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑
[归纳总结]
(1)沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。
(2)一般而言，Ksp较大的难溶电解质能转化为Ksp更小的难溶电解质，如AgClAgIAg2S，CaSO4转化为CaCO3，ZnS转化为CuS等。
(3)两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越容易。
[活学活用]
3．试利用平衡移动原理解释下列事实：
(1)FeS不溶于水，但能溶于稀盐酸中________________。
(2)分别用等体积的蒸馏水和0.010 mol·L－1硫酸洗涤BaSO4沉淀，用水洗涤造成BaSO4的损失量大于用稀硫酸洗涤造成的损失量____________________________。
答案 (1)FeS(s)??Fe2＋(aq)＋S2－(aq)，加入稀盐酸后，S2－＋2H＋===H2S↑，破坏了FeS的溶解平衡，使上述平衡向正方向移动，故FeS溶解
(2)BaSO4(s)??Ba2＋(aq)＋SO(aq)，用水洗涤使BaSO4的溶解平衡向正反应方向移动，造成BaSO4的损失；而用H2SO4洗涤，H2SO4===2H＋＋SO，SO的存在抑制了BaSO4的溶解，故BaSO4的损失量少
解析 根据勒·夏特列原理，如使平衡向溶解的方向移动，则促进溶解，反之固体量增加。
4．牙齿表面由一层硬的组成成分为Ca5(PO4)3OH的物质保护着，它在唾液中存在下列平衡：
Ca5(PO4)3OH(固)5Ca2＋＋3PO4＋OH－进食后，细菌和酶作用于食物，产生有机酸，这时牙齿就会受到腐蚀，其原因是__________________________________________。
已知Ca5(PO4)3F(固)的溶解度比上面的矿化产物更小，质地更坚硬。请用离子方程式表示，当牙膏中配有氟化物添加剂后能防止龋齿的原因：______________________________。
根据以上原理，请你提出一种其他促进矿化的方法：___________________________
________________________________________________________________________。
答案 H＋＋OH－===H2O，使平衡向右移动，破坏釉质
5Ca2＋＋3PO＋F－===Ca5(PO4)3F↓
加Ca2＋(或加PO等)
解析 人体牙齿表面主要的无机成分是羟基磷灰石[Ca5(PO4)3(OH)]，是一种难溶的磷酸钙类沉积物。在口腔中，牙齿表面的羟基磷灰石存在着这样的沉淀溶解平衡：
Ca5(PO4)3OH(s)5Ca2＋＋3PO＋OH－
口腔中残留的食物在酶的作用下，会分解产生有机酸——乳酸。乳酸是酸性物质，能与OH－反应，使羟基磷灰石的沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，从而导致龋齿的发生。但如果饮用水或者牙膏中含有F－，F－能与牙齿表面Ca2＋和PO反应生成更难溶的氟磷灰石[Ca5(PO4)3F]，沉积在牙齿表面。氟磷灰石比羟基磷灰石更能抵抗酸的侵蚀，并能抑制口腔细菌产生酸。因而能有效保护我们的牙齿，降低龋齿的发生率。这是通过添加F－使难溶的羟基磷灰石转化为更难溶的氟磷灰石，实质就是发生了沉淀的转化。
1．除去NaCl中的FeCl3需加入的试剂是( )
A．NaOH B．石灰水
C．铜片 D．氨水
答案 A
解析 在除去FeCl3时，不能引入新的杂质离子。
2．已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10 mol2·L－2，Ksp(AgI)＝1.0×10－16 mol2·L－2。下列说法错误的是( )
A．AgCl不溶于水，不能转化为AgI
B．在含有浓度均为0.001 mol·L－1的Cl－、I－的溶液中缓慢加入AgNO3稀溶液，首先析出AgI沉淀
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
答案 A
解析 组成结构相似的物质，溶度积越小，其溶解度越小，越易先形成沉淀，B项正确；溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，所以A错、C对；饱和AgCl溶液中[Ag＋]＝×10－5 mol·L－1。要使AgI形成沉淀，则[Ag＋][I－]≥1.0×10－16 mol2·L－2。则[I－]≥ mol·L－1＝×10－11 mol·L－1，D正确。
3．自然界地表层原生铜的硫化物经氧化、淋滤作用后变成CuSO4溶液，向地下深层渗透，遇到难溶的ZnS或PbS，慢慢转变为铜蓝(CuS)。下列分析正确的是( )
A．CuS的溶解度大于PbS的溶解度
B．原生铜的硫化物具有还原性，而铜蓝没有还原性
C．CuSO4与ZnS反应的离子方程式是Cu2＋＋S2－===CuS↓
D．整个过程涉及的反应类型有氧化还原反应和复分解反应
答案 D
解析 CuSO4与PbS反应可以生成CuS，所以CuS的溶解度小于PbS的，A错误；硫化物中硫的化合价为－2，均
具有还原性，B错误；ZnS难溶于水，不能写成离子形式，C错误；铜的硫化物首先被氧化成CuSO4，然后硫酸铜与ZnS、PbS发生复分解反应生成更难溶的CuS，D正确。
4．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，选用的沉淀剂最好为( )
A．硫化物 B．硫酸盐
C．碳酸盐 D．以上沉淀剂均可
答案 A
解析 要将Pb2＋沉淀，就要形成溶解度更小的物质，由表中数据可知，PbS的溶解度最小，故沉淀剂最好为硫化物。
5．某溶液中含0.10 mol·L－1Cd2＋和0.10 mol·L－1Zn2＋。为使Cd2＋形成CdS沉淀而与Zn2＋分离，S2－离子的浓度应控制在什么范围？[已知Ksp(CdS)＝3.6×10－29 mol2·L－2，Ksp(ZnS)＝1.2×10－23 mol2·L－2]
答案 [S2－]在3.6×10－28～1.2×10－22 mol·L－1之间可以使CdS沉淀而Zn2＋留在溶液中。
解析 沉淀Cd2＋时所需S2－的最低浓度：
[S2－]＝＝
＝3.6×10－28 mol·L－1
不使ZnS沉淀，S2－的最高浓度：
[S2－]＝＝
＝1.2×10－22 mol·L－1。
[基础过关]
一、沉淀溶解平衡的应用
1．工业废水中常含有不同类型的污染物，可采用不同的方法处理。以下处理措施和方法都正确的是( )
选项
污染物
处理措施
方法类别
A
废酸
加生石灰中和
物理法
B
Cu2＋等重金属离子
加硫酸盐沉降
化学法
C
含苯废水
用活性炭吸附
物理法
D
含纯碱的废水
加石灰水反应
化学法
答案 D
解析 废酸与碱中和属于化学法，A项错；Cu2＋不能用SO沉降，B项错；活性炭无法吸附苯，C项错；Na2CO3 ＋ Ca(OH)2===CaCO3↓＋ 2NaOH，是复分解法，属于化学法，D项正确。
2．25 ℃时，已知下列三种金属硫化物的溶度积常数(Ksp)分别为Ksp(FeS)＝6.3×10－18 mol2·L－2；Ksp(CuS)＝1.3×10－36 mol2·L－2；Ksp(ZnS)＝1.6×10－24 mol2·L－2。下列关于常温时的有关叙述正确的是( )
A．硫化锌、硫化铜、硫化亚铁的溶解度依次增大
B．将足量的ZnSO4晶体加入到0.1 mol·L－1的Na2S溶液中，Zn2＋的浓度最大只能达到1.6×10－23 mol·L－1
C．除去工业废水中含有的Cu2＋，可采用FeS固体作为沉淀剂
D．向饱和的FeS溶液中加入FeSO4固体后，混合液中[Fe2＋]变大、[S2－]变小，但Ksp(FeS)变大
答案 C
解析 化学式所表示的组成中阴、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，由Ksp可知，常温下，CuS的溶解度最小，故A错；将足量的ZnSO4晶体加入到0.1 mol·L－1的Na2S溶液中，S2－的浓度将减至非常小，而Zn2＋的浓度远远大于1.6×10－23 mol·L－1；因CuS比FeS更难溶，FeS沉淀可转化为CuS沉淀；温度不变，Ksp(FeS)不变。
3．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，Mg(OH)2的悬浊液加入少量的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的悬浊液中加入NaF溶液后，Mg(OH)2不可能转化成为MgF2
答案 B
解析 A项，Mg(OH)2的溶度积小，故其电离的Mg2＋浓度要小一些，错；B项，NH可以结合Mg(OH)2电离出的OH－，从而促使Mg(OH)2的电离平衡正向移动，[Mg2＋]增大，正确；C项，Ksp仅与温度有关，故错；D项，二者Ksp接近，使用浓NaF溶液可以使Mg(OH)2转化成为MgF2，故D错。
4．已知几种难溶电解质的溶度积常数Ksp(25 ℃)见下表：
难溶电解质
AgCl
AgBr
AgI
Ag2SO4
Ag2CrO4
Ksp
1.8×10－10 mol2·L－2
5.4×10－13 mol2·L－2
8.5×10－17 mol2·L－2
1.4×10－5 mol3·L－3
1.12×10－12 mol3·L－3
下列叙述不正确的是( )
A．由溶度积常数可判断在相同条件下一些物质的溶解性大小
B．将等体积的4×10－3 mol·L－1的AgNO3溶液和4×10－3 mol·L－1的 K2CrO4溶液混合，有Ag2CrO4沉淀产生
C．向AgCl的悬浊液中滴加饱和NaBr溶液可以得到黄色AgBr悬浊液
D．向100 mL 0.1 mol·L－1的Na2SO4溶液中加入1 mL 0.1 mol·L－1的AgNO3溶液，有白色沉淀生成
答案 D
解析 D项，混合溶液中[Ag＋]＝0.1 mol·L－1×≈0.001 mol·L－1，[Ag＋]2[SO]＝0.0012×0.1 mol3·L－3＝1×10－7 mol3·L－3<1.4×10－5 mol3·L－3，故不会产生沉淀。
二、分步沉淀
5．在Cl－和CrO离子浓度都是0.100 mol·L－1的混合溶液中逐滴加入AgNO3溶液(忽略体积改变)时，问AgCl和Ag2CrO4哪一种先沉淀？当Ag2CrO4开始沉淀时，溶液中Cl－离子浓度是多少？
已知：Ksp(AgCl)＝1.56×10－10 mol2·L－2，Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12 mol3·L－3。
答案 AgCl先沉淀；当Ag2CrO4开始沉淀时，溶液中Cl－离子浓度是1.64×10－5 mol·L－1
解析 已知，Ksp(AgCl)＝1.56×10－10 mol2·L－2 Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12 mol3·L－3
AgCl开始沉淀所需[Ag＋]为
[Ag＋]＝＝ mol·L－1
＝1.56×10－9 mol·L－1
Ag2CrO4开始沉淀所需[Ag＋]为
[Ag＋]＝ ＝ mol·L－1
＝9.5×10－6 mol·L－1
因此，AgCl先沉淀。
当Ag2CrO4开始沉淀时：[Ag＋]＝9.5×10－6 mol·L－1
此时，[Cl－]＝＝ mol·L－1
＝1.64×10－5 mol·L－1。
6．一溶液中含有Fe3＋和Fe2＋，它们的浓度都是0.050 mol·L－1。如果要求Fe3＋沉淀完全而Fe2＋不生成沉淀Fe(OH)2，需控制pH在何范围？
已知：Ksp[Fe(OH)3]＝1.1×10－36 mol4·L－4
Ksp[Fe(OH)2]＝1.64×10－14 mol3·L－3
(提示：当某离子浓度小于10－5 mol·L－1时可以认为该离子沉淀完全)
答案 溶液的pH控制在3.7～7.8之间。
解析 Fe3＋沉淀完全时，[Fe3＋]为1×10－5 mol·L－1，则Fe3＋沉淀完全时所需的[OH－]为
[OH－]＝{Ksp[Fe(OH)3]/[Fe3＋]}1/3
＝(1.1×10－36/1×10－5)1/3 mol·L－1
＝4.8×10－11 mol·L－1
pH＝14－pOH＝14－10.3＝3.7
Fe2＋开始沉淀时所需[OH－]为
[OH－]＝{Ksp[Fe(OH)2]/[Fe2＋]}1/2
＝(1.64×10－14/0.050)1/2 mol·L－1
＝5.7×10－7 mol·L－1
pH＝14－pOH＝14－6.2＝7.8
因此，溶液的pH控制在3.7～7.8之间，可使Fe3＋沉淀完全而Fe2＋不沉淀。
[能力提升]
7．二氧化锰是制造锌锰干电池的基本材料。工业上以软锰矿为原料，利用硫酸亚铁制备高纯二氧化锰的流程如下：
某软锰矿的主要成分为MnO2，还含Si(16.27%)、Fe(5.86%)、Al(3.42%)、Zn(2.68%)和Cu(0.86%)等元素的化合物。部分阳离子以氢氧化物或硫化物的形式完全沉淀时溶液的pH见下表，回答下列问题：
沉淀物
Al(OH)3
Fe(OH)3
Fe(OH)2
Mn(OH)2
Cu(OH)2
pH
5.2
3.2
9.7
10.4
6.7
沉淀物
Zn(OH)2
CuS
ZnS
MnS
FeS
pH
8.0
≥－0.42
≥2.5
≥7
≥7
(1)硫酸亚铁在酸性条件下将MnO2还原为MnSO4，酸浸时发生的主要反应的化学方程式为________________________________________________________________________。
(2)滤渣A的主要成分为____________。
(3)加入MnS的目的是除去____________杂质。
(4)碱性锌锰干电池中，MnO2参与的电极反应方程式为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(5)从废旧碱性锌锰干电池中可以回收利用的物质有______________________(写出两种)。
答案 (1)MnO2＋2FeSO4＋2H2SO4===MnSO4＋Fe2(SO4)3＋2H2O
(2)Fe(OH)3、Al(OH)3
(3)Cu2＋、Zn2＋
(4)MnO2＋2H2O＋2e－===Mn(OH)2＋2OH－
(5)锌、二氧化锰
解析 (1)根据FeSO4在反应条件下将MnO2还原为MnSO4，Fe2＋被氧化为Fe3＋，其反应方程式为2FeSO4＋MnO2＋2H2SO4===MnSO4＋Fe2(SO4)3＋2H2O。
(2)根据反应后滤液(Mn2＋、Fe3＋、Al3＋、Cu2＋、Zn2＋、Fe2＋)加氨水调pH至5.4，结合题表可知滤渣A的主要成分为Fe(OH)3和Al(OH)3。
(3)根据题表可知加入MnS是为了生成溶解度更小的CuS、ZnS而除去Cu2＋、Zn2＋。
(4)碱性锌锰干电池中Zn作负极，则MnO2作正极得电子。其电极反应式应为MnO2＋2H2O＋2e－===Mn(OH)2＋2OH－。
(5)从碱性锌锰干电池的原料可知，其废旧电池可回收利用的物质为锌和MnO2。
8．某小型化工厂生产皓矾(ZnSO4·7H2O)的工艺流程如下图所示：
已知：开始生成氢氧化物沉淀到沉淀完全的pH范围分别为Fe(OH)3：2.7～3.7；Fe(OH)2：7.6～9.6；Zn(OH)2：5.7～8.0。
试回答下列问题：
(1)加入的试剂①应是________，其目的是
________________________________________________________________________。
(2)加入的试剂②，供选择使用的有：氨水、NaClO溶液、20% H2O2溶液、浓硫酸、浓硝酸等，应选用________，其理由是
________________________________________________________________________。
(3)加入的试剂③是________，目的是
________________________________________________________________________。
答案 (1)Zn 将Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋等杂质离子除去
(2)20% H2O2溶液 H2O2作氧化剂，可将Fe2＋氧化为Fe3＋，且不引入其他杂质 (3)ZnO或Zn(OH)2(答案合理即可) 调节溶液的pH，使Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀
解析 向溶液中加入Zn，发生反应：Cu2＋＋Zn===Zn2＋＋Cu、2Fe3＋＋Zn===2Fe2＋＋Zn2＋，然后把Fe2＋氧化成Fe3＋，在选择氧化剂时，应使用H2O2，因为H2O2的还原产物为H2O，不引入杂质，然后通过调节溶液的pH值，使Fe3＋水解生成Fe(OH)3沉淀而除去。
9．已知在25 ℃的水溶液中，AgX、AgY、AgZ均难溶于水，但存在溶解平衡。当达到平衡时，溶液中离子浓度的乘积是一个常数(此常数用Ksp表示，Ksp和水的Kw相似)。
如：AgX(s)??Ag＋(aq)＋X－(aq)
Ksp(AgX)＝[Ag＋][X－]＝1.8×10－10 mol2·L－2
AgY(s)??Ag＋(aq)＋Y－(aq)
Ksp(AgY)＝[Ag＋][Y－]＝1.0×10－12 mol2·L－2
AgZ(s)??Ag＋(aq)＋Z－(aq)
Ksp(AgZ)＝[Ag＋][Z－]＝8.7×10－17 mol2·L－2
(1)根据以上信息，判断AgX、AgY、AgZ三者的溶解度(用已被溶解的溶质的物质的量/1 L溶液表示)S(AgX)、S(AgY)、S(AgZ)的大小顺序为
________________________________________________________________________。
(2)若向AgY的饱和溶液中加入少量的AgX固体，则[Y－]__________________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(3)在25 ℃时，若取0.188 g的AgY(相对分子质量188)固体放入100 mL水中(忽略溶液体积的变化)，则溶液中Y－的物质的量浓度为__________。
(4)由上述Ksp判断，在上述(3)的体系中，能否实现AgY向AgZ的转化，并简述理由：________________________________________________________________________。
答案 (1)S(AgX)>S(AgY)>S(AgZ) (2)减小
(3)1.0×10－6 mol·L－1 (4)能，因为Ksp(AgY)＝1.0×10－12 mol2·L－2>Ksp(AgZ)＝8.7×10－17 mol2·L－2
解析 (2)由于AgY比AgX更难溶，则向AgY的饱和溶液中加入AgX固体，发生沉淀的转化，AgX(s)＋Y－(aq)===AgY(s)＋X－(aq)，则[Y－]减小。
(3)25 ℃时，AgY的Ksp＝1.0×10－12 mol2·L－2，即溶液达到饱和时，[Ag＋]＝[Y－]＝1.0×10－6 mol·L－1，而将0.188 g AgY溶于100 mL水中，形成的为饱和溶液(溶质还有未溶解的)，则[Y－]＝1.0×10－6 mol·L－1。
(4)由于Ksp(AgZ)[拓展探究]
10．工业废水中常含有一定量的Cr2O和CrO，它们会对人类及生态系统产生很大危害，必须进行处理。还原沉淀法是常用的一种方法，其过程如下：
CrOCr2OCr3＋Cr(OH)3↓
(1)转化过程中存在平衡：2CrO＋2H＋??Cr2O＋H2O。能说明该反应达平衡状态的是________(填字母序号)。
a．Cr2O和CrO的浓度相同
b．2v(Cr2O)＝v(CrO)
c．溶液的pH保持不变
(2)若1 L废水转化后所得溶液中含铬元素的质量为28.6 g，CrO有 转化为Cr2O(已知铬的相对原子质量为52)。
①转化后所得溶液中[Cr2O]＝__________。
②已知：常温时该反应的平衡常数K＝1014 mol－3·L3。上述转化后所得溶液的pH＝________。
(3)若在还原过程中还原1 mol Cr2O，需要________mol的FeSO4·7H2O。
(4)沉淀过程中生成的Cr(OH)3在溶液中存在以下沉淀溶解平衡：Cr(OH)3(s)??Cr3＋(aq)＋3OH－(aq)，常温下，Cr(OH)3的溶度积Ksp＝10－32 mol4·L－4，要使[Cr3＋]降至10－5 mol·L－1，溶液的pH应调至________。
答案 (1)c (2)①0.25 mol·L－1 ②6 (3)6 (4)5
解析 (1)溶液的pH不变，说明[H＋]不变，表明反应已达平衡，c正确。
(2)[CrO]＋2[Cr2O]＝0.55 mol·L－1，
＝，解得：[CrO]＝0.05 mol·L－1，[Cr2O]＝0.25 mol·L－1，K＝＝1014 mol－3·L3，解得：[H＋]＝10－6 mol·L－1，pH＝6。
(3)Cr2O中Cr的化合价是＋6，所以1 mol Cr2O被还原转移6 mol电子；1 mol Fe2＋被氧化生成Fe3＋，转移 1 mol电子，因此根据得失电子守恒可知需要FeSO4·7H2O的物质的量为6 mol。
(4)由溶度积常数的表达式Ksp＝[Cr3＋][OH－]3＝10－32 mol4·L－4可知，当[Cr3＋]＝10－5 mol·L－1时，[OH－]＝10－9 mol·L－1，所以pH＝5。
课件22张PPT。高中化学精品课件 ? 选修 化学反应原理第2课时 沉淀溶解平衡的应用第3节 沉淀溶解平衡第3章 物质在水溶液中的行为沉淀溶解平衡的应用本节知识目录学习目标定位1.能用平衡移动原理分析理解沉淀的溶解与生成、沉淀转化的实质。
2.学会用沉淀溶解平衡的移动解决生产、生活中的实际问题。学习重难点：沉淀的溶解与生成、沉淀转化的实质。知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新× × √ √ √ × 知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新2．25 ℃时，AgCl的溶解度是0.001 92 g·L－1，求它的溶度积。解析 AgCl的相对分子质量为143.5，AgCl饱和溶液物质的量浓度为
0.001 92 g·L－1/143.5 g·mol－1≈1.34×10－5 mol·L－1根据AgCl在溶液中的溶解平衡：AgCl(s)??Ag＋(aq)＋Cl－(aq)所以AgCl的Ksp＝[Ag＋][Cl－]＝(1.34×10－5 mol·L-1)2＝1.80×10－10 mol2·L-2。溶液中应有[Ag＋]＝[Cl－]＝1.34×10－5 mol·L－1学习探究基础自学落实·重点互动探究(1)BaCO3和BaSO4都难溶于水，在医学上常用BaSO4作钡餐透视，而不能用BaCO3的原因是什么？1．根据沉淀溶解平衡，分析回答下列问题：(2)可溶性钡盐(如BaCl2等)当作食盐食用，会造成钡中毒。中毒患者常用5.0%的Na2SO4溶液洗胃的原因是什么？学习探究基础自学落实·重点互动探究生成沉淀 Fe(OH)3Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH4。视频导学硫化物CuS、HgSH2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋Hg2＋＋S2－===HgS↓+学习探究基础自学落实·重点互动探究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。如常用强酸溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等难溶电
解质。1.沉淀的生成和溶解这两个方向相反的过程相互转化的条件是离子浓度，
控制离子浓度，可以使反应向我们需要的方向转化。学习探究基础自学落实·重点互动探究D 学习探究I基础自学落实·重点互动探究2．AgCl的Ksp＝1.80×10－10，将0.001 mol·L－1NaCl
和0.001 mol·L－1 AgNO3溶液等体积混合，是否有
AgCl沉淀生成？在混合溶液中，则Q=c(Ag＋)·c(Cl－)＝(0.000 5)2
＝ 2.5×10－7。答案 两溶液等体积混合后， Ag＋和Cl－ 浓度都减小到原来的 1/2
c(Ag＋)＝c(Cl－)＝1/2×0.001 mol·L－1
＝0.000 5 mol·L－1因为c(Ag＋)·c(Cl－)>Ksp，所以有 AgCl 沉淀生成。学习探究基础自学落实·重点互动探究答案 第一次生成的白色沉淀为ZnS，在水中建立了沉淀溶解平衡：ZnS(s)??Zn2＋(aq)＋S2－(aq)，Ksp＝1.6×10－24 mol2·L－2。此时Q＝Ksp。加入CuSO4溶液后，Cu2＋、S2－的浓度商Q大于Ksp(CuS)。[Ksp(CuS)＝1.3×10－36 mol2·L－2]；故Cu2＋、S2－结合生成CuS沉淀，即ZnS白色沉淀转化为溶度积更小的CuS黑色沉淀。有白色沉淀生成 白色沉淀变为黑色沉淀 Zn2＋＋S2－===ZnS ↓ZnS(s)＋Cu2＋===CuS(s)＋Zn2＋学习探究基础自学落实·重点互动探究(1)工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。写出用FeS除去Hg2＋的离子方程式。答案 FeS(s)＋Hg2＋(aq)===HgS(s)＋Fe2＋(aq)(2)硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，它们是怎样形成的？答案 CaSO4＋Na2CO3===CaCO3↓＋Na2SO4;CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑2．沉淀转化在生活中的应用学习探究基础自学落实·重点互动探究学习探究基础自学落实·重点互动探究3. 试利用平衡移动原理解释下列事实：
(1)FeS不溶于水，但能溶于稀盐酸中_______________________________________
______________________________________________________________________。
(2)分别用等体积的蒸馏水和0.010 mol·L－1硫酸洗涤BaSO4沉淀，用水洗涤造成
BaSO4的损失量大于用稀硫酸洗涤造成的损失量______________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________。S2－＋2H＋===H2S↑，破坏了FeS的溶解平衡，使上述平衡向正方向移动，故FeS溶解用水洗涤使BaSO4 的溶解平衡向正反应方向移动，造成BaSO4的损失；而用H2SO4洗涤，H2SO4===2H＋＋SO4 ，SO4 的存在抑制了BaSO4的溶解，故BaSO4的损失量少FeS(s)?? Fe2＋(aq)＋S2－(aq)，加入稀盐酸后，BaSO4(s)??Ba2＋(aq)＋SO4 (aq)，解析 根据勒·夏特列原理，如使平衡向溶解的方向移动，则促进溶解，反之固体量增加。2-2-2-学习探究基础自学落实·重点互动探究H＋＋OH－===H2O，使平衡向右移动，破坏釉质3-4+OH-学习探究基础自学落实·重点互动探究自我检测12检测学习效果·体验成功快乐345A 在除去FeCl3时，调节pH值但不能引入新的杂质。自我检测检测学习效果·体验成功快乐12345组成结构相似的物质，溶度积越小，其溶解度越小，越易先形成沉淀溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现 A 自我检测检测学习效果·体验成功快乐D 12345CuSO4与PbS反应可以生成CuS，所以CuS的溶解度小于PbS的硫化物中硫的化合价为
－2，均具有还原性ZnS难溶于水，不能写成离子形式铜的硫化物首先被氧化成CuSO4，然后硫酸铜与ZnS、PbS发生复分解反应生成更难溶的CuS自我检测检测学习效果·体验成功快乐A 12345要将Pb2＋沉淀，就要形成溶解度更小的物质，由表中数据可知，PbS的溶解度最小，故沉淀剂最好为硫化物。自我检测检测学习效果·体验成功快乐12345本讲内容结束
请完成课时作业第4节 离子反应
第1课时 离子反应发生的条件
[目标要求] 1.了解离子反应的概念和离子反应进行的实质。2.了解离子反应发生的条件，知道如何判断离子反应的方向。3.能正确书写离子方程式。
一、离子反应及其发生条件
1．概念
溶液中________之间，以及离子与原子或分子之间发生的反应称为离子反应。如果离子之间结合能结合生成________、____________或________(挥发性物质)，或者发生____________反应，本质是使溶液中某种或某些离子浓度________，就会发生离子反应。
2．离子反应主要包括以下两类
(1)以离子互换形式发生的复分解反应。如酸、碱、盐、氧化物之间的复分解反应等。
(2)有离子参加的氧化还原反应。如溶液中的置换反应等。
二、分类讲解
1．生成沉淀
(1)生成沉淀
由于生成沉淀的反应迅速且现象明显，因此常用于______________。如：可根据有无不溶于稀硝酸的氯化银白色沉淀生成，来检验溶液中有无________或________存在；根据有无不溶于稀盐酸的硫酸钡白色沉淀生成，来检验溶液中有无__________或__________存在。
(2)沉淀的转化
沉淀的转化是由一种__________在水中溶解生成的离子与其他离子反应生成另外一种更难溶电解质，使相应的离子浓度________，促进原沉淀继续溶解而转化为新沉淀的过程。如MgCO3与NaOH溶液反应的离子方程式为：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
再如AgCl与NaI溶液反应的离子方程式为：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
2．生成弱电解质
(1)生成弱电解质
弱电解质包括弱酸、弱碱、水及极少部分盐。如①NaOH＋HCl反应的离子方程式为：________________________________________________________________________，
②CH3COONa与盐酸反应的离子方程式为：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________，
③NH4Cl与NaOH溶液反应的离子方程式为：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
后两个反应就是利用________________、________________的反应原理。
(2)弱电解质转化为更弱的电解质
CaCO3＋2CH3COOH===________________________，此反应之所以能够进行是因为H2CO3(CO2＋H2O)比CH3COOH酸性____，即酸性CH3COOH____H2CO3。
3．生成气体
Na2CO3溶液与足量盐酸反应的离子方程式为：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
NH4Cl溶液与NaOH的稀、浓溶液反应的离子方程式为：
________________________________________________________________________；
________________________________________________________________________。
4．发生氧化还原反应
(1)非原电池、电解池的反应
在溶液中，具有________性和________性的离子相遇时，二者能发生氧化还原反应而使离子浓度降低，如
5Fe2＋＋MnO＋8H＋===________________________________________；
Zn＋2H＋===___________________________________________________；
Zn＋Cu2＋===_____________________________________________________；
Cl2＋2Br－===_______________________________________________________；
2Fe3＋＋Cu===______________________________________________________；
2Fe2＋＋Cl2===______________________________________________________；
4H＋＋MnO2＋2Cl－_____________________________________________________。
(2)原电池、电解池的反应
①原电池
如Zn—Cu—CuSO4原电池的电池反应的离子方程式为：
________________________________________________________________________。
②电解、电镀池
如电解饱和食盐水反应的离子方程式为：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)离子反应顺序
如果溶液中存在多种还原性离子并且浓度相同，向其中加入强氧化剂时，还原性____的离子首先被氧化。例如，向同浓度NaBr与NaI的混合溶液中通入氯气，通常是______首先被氧化。同样，多种氧化性离子共存并且浓度相同时，有可能是氧化性____的离子首先被还原。
三、离子反应的方向
1．焓变与熵变判据
在温度、压强一定时，利用ΔH—TΔS判断离子反应能否自发进行。
2．平衡常数判据
平衡常数K反映了反应趋势的大小，因而可根据平衡常数来判断一个离子反应能否自发进行。
知识点一 离子反应
1．下列反应属于离子反应的是( )
A．H2和O2反应生成水
B．锌片投入稀硫酸中
C．KMnO4加热分解制取O2
D．NH3遇氯化氢气体生成白烟(NH4Cl小颗粒)
2．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的红色石蕊试纸变蓝，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＋
知识点二 离子方程式
3．下列反应的离子方程式正确的是( )
A．氢氧化钠溶液中通入少量二氧化硫：SO2＋OH－===HSO
B．碳酸氢钠溶液与足量氢氧化钡溶液混合：HCO＋Ba2＋＋OH－===BaCO3↓＋H2O
C．盐酸滴入氨水中：H＋＋OH－===H2O
D．碳酸钙溶解于稀硝酸中：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O
4．下列离子方程式正确的是( )
A．用食醋除去水壶内的水垢：CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O
B．用惰性电极电解饱和氯化镁溶液：
2Cl－＋2H2O2OH－＋H2↑＋Cl2↑
C．少量Cl2通入FeBr2溶液中：2Br－＋Cl2===2Cl－＋Br2
D．过量NaHSO4溶液加入到Ba(OH)2溶液中：
2H＋＋SO＋Ba2＋＋2OH－===2H2O＋BaSO4↓
知识点三 离子共存
5．下列离子组中，因发生氧化还原反应而不能大量共存的是( )
A．Fe3＋、NH、CH3COO－、Cl－
B．Ba2＋、Na＋、SO、Cl－
C．H＋、NO、SO、Na＋
D．HCO、OH－、Cl－、Ca2＋
6．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＋]＝10－12 mol·L－1的溶液：K＋、Ba2＋、Cl－、Br－
D．碳酸氢钠溶液：K＋、SO、Cl－、H＋
练基础落实
1．NaHCO3和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＋
2．能正确表示下列反应的离子方程式的是( )
A．醋酸钠的水解反应CH3COO－＋H3O＋===CH3COOH＋H2O
B．碳酸氢钙与少量的NaOH溶液反应Ca2＋＋2HCO＋2OH－===CaCO3↓＋2H2O＋CO
C．向AgCl悬浊液中滴加NaI溶液AgCl(s)＋I－(aq)===AgI(s)＋Cl－(aq)
D．稀硝酸与过量的铁屑反应Fe＋4H＋＋NO===Fe3＋＋NO↑＋2H2O
3．对某酸性溶液(可能含有Br－，SO，H2SO3，NH)分别进行如下实验：
①加热时放出的气体可以使品红溶液褪色；
②加碱调至碱性后，加热时放出的气体可以使润湿的红色石蕊试纸变蓝；
③加入氯水时，溶液略显黄色，再加入BaCl2溶液，产生的白色沉淀不溶于稀硝酸。
对于下列物质不能确认其在原溶液中是否存在的是( )
A．Br－ B．SO C．H2SO3 D．NH
4．某溶液可能含有Na＋、Ag＋、Al3＋、S2－、CO、SO、NO等离子中的数种。向此溶液中加入稀盐酸，有浅黄色沉淀和无色无味气体出现，此溶液的焰色为黄色。根据以上实验现象，下列结论中正确的是( )
A．此溶液中一定有S2－、SO、Na＋
B．此溶液中一定有S2－、Na＋、NO
C．此溶液中一定无Ag＋、Al3＋、NO
D．此溶液中一定有S2－、Na＋，至少有SO或NO中的一种
练方法技巧
5．下列离子方程式书写正确的是( )
A．石灰乳与Na2CO3溶液混合：Ca2＋＋CO===CaCO3↓
B．NH4HSO3溶液与足量的NaOH溶液混合加热：
NH＋HSO＋2OH－NH3↑＋SO＋2H2O
C．酸性条件下KIO3溶液与KI溶液反应生成I2：IO＋5I－＋3H2O===3I2＋6OH－
D．AgNO3溶液中加入过量氨水：Ag＋＋NH3·H2O===AgOH↓＋NH
6．关于某无色透明溶液，下列说法正确的是( )
A．若向其中加入铝粉能产生氢气，则NH、NO、SO、MnO一定不可能共存于溶液
B．若溶液中含有大量Al3＋，则溶液中还可能含有Mg2＋、SO、HCO
C．若溶液中水电离产生的[H＋]＝1×10－13 mol·L－1，则S2－、，SO、NH、K＋可能存在于溶液中
D．若溶液能使pH试纸变红，则溶液中I－、Mg2＋、NO、Cl－可能存在
题号
1
2
3
4
5
6
答案
练综合拓展
7．向NaHSO4中逐滴滴入Ba(OH)2溶液，写出满足下列条件的离子方程式：
(1)滴到恰好使溶液呈中性：
________________________________________________________________________
______________。
(2)滴到恰好使溶液中的SO沉淀完全：
________________________________________________________________________
______________。
8．写出下列反应的离子方程式：
(1)CO2气体溶于足量NaOH溶液。
(2)NaHCO3溶液与盐酸反应。
(3)少量NaOH溶液滴入Ca(HCO3)2溶液中。
(4)足量NaOH溶液滴入Ca(HCO3)2溶液中。
基础落实
一、1.离子 沉淀 弱电解质 气体 氧化还原 减小
二、1.(1)离子的检验 Cl－ Ag＋ SO Ba2＋
(2)难溶电解质 降低 MgCO3＋2OH－===Mg(OH)2＋CO AgCl＋I－===AgI＋Cl－
2．(1)H＋＋OH－===H2O CH3COO－＋H＋===CH3COOH NH＋OH－===NH3·H2O 强酸制取弱酸 强碱制取弱碱
(2)(CH3COO)2Ca＋CO2↑＋H2O 弱 >
3．2H＋＋CO===CO2↑＋H2O NH＋OH－(稀)===NH3·H2O NH＋OH－(浓)===NH3↑＋H2O
4．(1)氧化 还原 5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O Zn2＋＋H2↑ Zn2＋＋Cu 2Cl－＋Br2 2Fe2＋＋Cu2＋ 2Fe3＋＋2Cl－ Cl2↑＋Mn2＋＋2H2O
(2)①Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu
②2Cl－＋2H2OCl2↑＋H2↑＋2OH－
(3)强 I－ 强
对点训练
1．B 2.C
3．B [本题考查了离子方程式的判定。A选项因SO2少量，生成Na2SO3，反应式为SO2＋2OH－===SO＋H2O；B项正确；C项中氨水是弱碱，难电离，不能拆开，反应式为H＋＋NH3·H2O===NH＋H2O；D项中CaCO3难溶物质不能拆开，其反应式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。]
4．D [A项醋酸为弱酸，不能拆开；B项Mg2＋与生成的OH－生成Mg(OH)2沉淀；C项，Fe2＋的还原性比Br－强，当Cl2不足时，先氧化Fe2＋。]
5．C [A项中的Fe3＋和CH3COO－因发生较彻底的双水解而不能大量共存，但发生的不是氧化还原反应；B项中的Ba2＋和SO发生复分解反应而生成BaSO4沉淀；C项中NO在有H＋存在的情况下具有强氧化性，SO具有强还原性，因发生氧化还原反应而不能大量共存；D项中OH－结合HCO电离出的H＋反应生成CO和H2O，CO又会与Ca2＋生成沉淀，但发生的都不是氧化还原反应。]
6．C [A项中Fe3＋和OH－不大量共存；B项中NO、Fe2＋、H＋三者不同时大量共存(氧化还原)；D项中HCO与H＋不大量共存。]
课时作业
1．D
2．C [A项表示的是CH3COO－与H＋的反应；B项，由于NaOH不足，离子方程式应为Ca2＋＋HCO＋OH－===CaCO3↓＋H2O；D项中由于Fe过量，过量的Fe会与Fe3＋反应，生成Fe2＋，离子方程式应为3Fe＋8H＋＋2NO===3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O。]
3．B [根据实验①推知溶液中含有H2SO3；根据②推知溶液中含有NH；根据③又可推知其中含有Br－。实验③中虽然再加入BaCl2后生成不溶于稀HNO3的BaSO4，但SO可以由H2SO3被Cl2氧化而来，并不能证明原溶液中是否含有SO。]
4．B
5．B [A项：石灰乳中Ca(OH)2主要以固体形式存在，在离子方程式中应写成Ca(OH)2的形式，该项正确的离子方程式应为：Ca(OH)2＋CO===CaCO3↓＋2OH－；C项：题干所给的离子方程式不符合事实，正确的离子方程式应为：IO＋5I－＋6H＋===3I2＋3H2O；D项：AgNO3溶液中加入过量氨水时，AgOH会溶解，正确的离子方程式为Ag＋＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋2H2O。]
6．A [A项：加入铝粉的溶液产生H2，则溶液可能为碱性或酸性，在碱性条件下，NH＋OH－===NH3·H2O不能共存，酸性条件下，由于NO的存在，加入铝粉后不可能产生H2，且MnO为紫色，A项正确；B项Al3＋与HCO发生水解相互促进反应Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑不能共存；C项水电离产生的[H＋]＝1×10－13 mol·L－1，水的电离受到抑制，可能含有大量的H＋或OH－。若含H＋，2S2－＋SO＋6H＋===3S↓＋3H2O，不能共存，若含OH－，NH＋OH－===NH3·H2O，不能共存，C项错误；D项溶液呈酸性，在有NO存在的条件下，I－被氧化而不能共存。]
7．(1)2H＋＋SO＋2OH－＋Ba2＋===2H2O＋BaSO4↓
(2)H＋＋SO＋OH－＋Ba2＋===H2O＋BaSO4↓
解析 本题是向NaHSO4中逐滴滴入Ba(OH)2溶液，NaHSO4是基准物质，H＋与SO物质的量之比为1∶1。
(1)假设溶液中存在1个H＋和1个SO，要使溶液呈中性，需要加入1个OH－和H＋中和，而要加入1个OH－的同时必定会引入个Ba2＋，只能沉淀掉个SO，原溶液中还剩余个SO，写出离子方程式：H＋＋SO＋OH－＋Ba2＋===H2O＋BaSO4↓，然后将方程式两侧系数同乘以2调整为2H＋＋SO＋2OH－＋Ba2＋===2H2O＋BaSO4↓。
(2)类似地，要使溶液中的SO恰好沉淀完全，需要加入1个Ba2＋和SO反应，而加入1个Ba2＋的同时必定会引入2个OH－，原溶液中只有1个H＋，所以只有1个OH－与之反应，另一个剩余在溶液中使溶液呈碱性，写出离子方程式：H＋＋SO＋OH－＋Ba2＋===H2O＋BaSO4↓。
8．(1)CO2＋2OH－===CO＋H2O
(2)HCO＋H＋===H2O＋CO2↑
(3)Ca2＋＋HCO＋OH－===CaCO3↓＋H2O
(4)Ca2＋＋2HCO＋2OH－===CaCO3↓＋CO＋2H2O
解析 (1)NaOH的电离方程式为NaOH===Na＋＋OH－，CO2气体溶于足量NaOH溶液，反应实质为CO2与OH－的反应，所以离子方程式为CO2＋2OH－===CO＋H2O。
(2)NaHCO3在溶液中电离生成HCO，与盐酸反应实质为HCO＋H＋===H2O＋CO2↑。
(3)Ca(HCO3)2和NaOH在水中存在形式分别是Ca2＋、HCO和Na＋、OH－，发生反应的离子是HCO、OH－、Ca2＋。当NaOH不足时，OH－全部反应，1 mol OH－需要1 mol HCO与之反应，生成的CO需要1 mol Ca2＋与之反应，所以离子方程式为Ca2＋＋HCO＋OH－===CaCO3↓＋H2O。
(4)当NaOH过量时，Ca2＋和HCO肯定全部反应，Ca(HCO3)2电离出的Ca2＋和HCO物质的量之比是1∶2，所以反应时也按1∶2反应，需要几个OH－就写几个，离子方程式为Ca2＋＋2HCO＋2OH－===CaCO3↓＋CO＋2H2O。
第4节 离子反应
第1课时 离子反应发生的条件
[学习目标定位] 1.知道离子反应的实质和离子反应发生的条件。2.会判断离子反应能否发生，会书写离子方程式。3.熟知离子反应的应用。
1．溶液中离子之间，以及离子与原子或分子之间发生的反应称为离子反应，其实质是溶液中某种或某些离子浓度降低。
2．离子方程式是指用实际参加反应的离子符号表示反应的式子。离子方程式不仅可表示某一个化学反应，还可表示某一类化学反应，揭示了这类化学反应的本质。
3．写出下列反应的离子方程式：
(1)硫酸和NaOH溶液反应：H＋＋OH－===H2O。
(2)硫酸钠溶液和氯化钡溶液混合：SO＋Ba2＋===BaSO4↓。
(3)石灰乳和碳酸钠溶液混合：
Ca(OH)2＋CO===CaCO3↓＋2OH－。
(4)盐酸和锌粒反应：Zn＋2H＋===Zn2＋＋H2↑。
(5)碘化钾溶液与溴水反应：2I－＋Br2===I2＋2Br－。
(6)醋酸钠溶液与盐酸混合：CH3COO－＋H＋===CH3COOH。
4．下列物质混合后不能发生离子反应的是________(填字母序号)。
A．硫酸铜溶液与氢硫酸
B．氯化铁溶液与氢硫酸
C．稀硫酸溶液与氯化钠溶液
D．铜粉投入氯化铁溶液中
E．二氧化硫通入氯水中
答案 C
解析 依据离子反应发生的条件：生成沉淀、生成弱电解质、生成气体、发生氧化还原反应来判断离子反应的发生，C选项中不符合离子反应发生的条件。
探究点一 离子反应发生的条件
1．生成沉淀
(1)生成沉淀：由可溶性电解质之间发生反应生成沉淀：如Ba(OH)2溶液与Na2SO4溶液混合时，其离子方程式为Ba2＋＋SO===BaSO4↓。
(2)沉淀的转化：由一种难溶电解质溶解生成的离子与其他离子反应生成另一种更难溶电解质，使相应离子浓度降低，促进原沉淀继续溶解并转化为新的沉淀。如MgCO3与NaOH溶液反应可生成Mg(OH)2沉淀，其离子方程式为MgCO3＋2OH－===Mg(OH)2＋CO。
2．生成弱电解质
(1)生成水：如KOH溶液与HNO3溶液反应，离子方程式为OH－＋H＋===H2O。
(2)生成其他弱电解质
①强酸生成弱酸：如H2SO4与CH3COONa溶液反应的离子方程式为CH3COO－＋H＋===CH3COOH。
②强碱生成弱碱：如NH4Cl溶液与NaOH溶液反应的离子方程式为NH＋OH－===NH3·H2O。
③水解反应：如CH3COONa水解的离子方程式为CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－。
3．生成气体
Na2CO3溶液与足量盐酸反应，离子方程式为
CO＋2H＋===H2O＋CO2↑。
浓NH4Cl溶液与浓NaOH溶液共热时的离子方程式为NH＋OH－NH3↑＋H2O。
4．发生氧化还原反应
(1)非电化学原理的氧化还原反应
向CuSO4溶液中加入锌片：Cu2＋＋Zn===Zn2＋＋Cu，FeCl3溶液腐蚀印刷电路铜板：2Fe3＋＋Cu===Cu2＋＋2Fe2＋。
(2)原电池反应
如铜锌原电池的电极反应和电池反应可表示为
负极反应式：Zn－2e－===Zn2＋，
正极反应式：Cu2＋＋2e－===Cu，
电池反应：Zn＋Cu2＋===Cu＋Zn2＋。
(3)电解池反应
如氯碱工业中电解饱和食盐水的反应为
阳极反应式：2Cl－－2e－===Cl2↑，
阴极反应式：2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－，
电解反应：2Cl－＋2H2OH2↑＋2OH－＋Cl2↑。
思考 实验室制取氨气，其反应原理是离子反应吗？若是，能用离子方程式表示吗？
答案 实验室制氨气的原理是2NH4Cl＋Ca(OH)2△,CaCl2＋2NH3↑＋2H2O。它是离子反应，但由于反应不是在水溶液中进行的，因此不能用离子方程式表示。
[归纳总结]
(1)常见的与H＋结合的弱酸根离子有：F－、ClO－、S2－、HS－、SO、HSO、PO、HPO、H2PO、CO、HCO、CH3COO－、HCOO－等。
(2)常见的与OH－结合的弱碱阳离子有：NH、Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Mg2＋、Al3＋等。
(3)生成气体的离子反应大多与生成弱电解质的离子反应实质相同，有些氧化还原反应也能生成气体。
(4)如果溶液中存在多种还原性离子且离子浓度较为接近时，加入的强氧化剂首先氧化还原性强的离子，如向同浓度的NaBr、NaI、FeCl2混合溶液中通入Cl2，Cl2先氧化I－，再氧化Fe2＋，最后氧化Br－。
[活学活用]
1．下列反应的离子方程式正确的是( )
A．氢氧化钠溶液中通入少量二氧化硫：
SO2＋OH－===HSO
B．碳酸氢钠溶液与足量氢氧化钡溶液混合：
HCO＋Ba2＋＋OH－===BaCO3↓＋H2O
C．盐酸滴入氨水中：H＋＋OH－===H2O
D．碳酸钙溶解于稀硝酸中：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O
答案 B
解析 本题考查了离子方程式的判定。A选项因SO2少量，生成Na2SO3，反应式为SO2＋2OH－===SO＋H2O；B项正确；C项中氨水是弱碱，难电离，不能拆开，反应式为H＋＋NH3·H2O===NH＋H2O；D项中CaCO3为难溶物质，不能拆开，其反应式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。
2．下列离子组中，因发生氧化还原反应而不能大量共存的是( )
A．Fe3＋、NH、CH3COO－、Cl－
B．Ba2＋、Na＋、SO、Cl－
C．H＋、NO、SO、Na＋
D．HCO、OH－、Cl－、Ca2＋
答案 C
解析 选项A中的Fe3＋和CH3COO－因为发生较彻底的水解而不能大量共存；B选项因Ba2＋和SO产生沉淀而不能大量共存；C选项中NO在有H＋存在的情况下具有强氧化性，SO具有强还原性，因发生氧化还原反应而不能大量共存；D选项中OH－与HCO反应生成CO和H2O，CO又会与Ca2＋生成沉淀。
探究点二 离子反应的应用
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。
检验离子
I－
Fe3＋
试剂
AgNO3溶液，稀HNO3
KSCN溶液
现象
有不溶于稀HNO3的黄色沉淀
生成血红色溶液
离子反应
I－＋Ag＋===AgI↓
Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3
2.测定溶液中离子的浓度
(1)沉淀法：如溶液中的SO，用Ba2＋将其转化为BaSO4沉淀，然后称量沉淀的质量就可求得SO的物质的量及其浓度。
(2)酸碱中和滴定：强酸中的H＋浓度可以用已知准确物质的量浓度的强碱溶液滴定的方法求得。
(3)氧化还原滴定法：如溶液中MnO的浓度可用已知准确浓度的Fe2＋溶液滴定求得。
3．物质的制备与纯化
(1)氯碱工业生产烧碱和氯气：2Cl－＋2H2O2OH－＋H2↑＋Cl2↑。
(2)实验室制取CO2发生的离子反应：CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。
(3)制高纯度的氯化钠：除去其中少量的SO、Mg2＋、Ca2＋，需要的试剂及加入的正确顺序是NaOH溶液、BaCl2溶液、Na2CO3溶液、盐酸。
(4)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。
4．硬水的形成及软化
(1)含义：含有Ca2＋、Mg2＋较多的水。
(2)形成(暂时硬水)：离子方程式为MgCO3＋CO2＋H2O===Mg2＋＋2HCO；CaCO3＋CO2＋H2O===Ca2＋＋2HCO。
(3)软化方法
①加热法：Ca2＋＋2HCOCaCO3↓＋CO2↑＋H2O；Mg2＋＋2HCOMgCO3↓＋CO2↑＋H2O。
②加沉淀剂法：在硬水中加入Na2CO3等沉淀剂，离子方程式为Ca2＋＋CO===CaCO3↓；Mg2＋＋CO===MgCO3↓。
[归纳总结]
(1)常见阴离子的检验
离子
①Cl－②Br－③I－
CO
SO
SO
使用的试剂
AgNO3溶液、稀硝酸
盐酸、澄清石灰水
BaCl2溶液、稀盐酸
BaCl2溶液、盐酸
反应现象
产生沉淀①白色
②浅黄色
③黄色
加入盐酸，放出无色无味的气体，将气体通入澄清石灰水中，石灰水变浑浊
先加过量盐酸酸化，无明显现象，再加入BaCl2溶液，生成白色沉淀
加入BaCl2溶液，产生白色沉淀，该沉淀可溶于稀盐酸，放出无色、有刺激性气味的气体
(2)常见阳离子的检验
离子
NH
Al3＋
Fe3＋
Fe2＋
使用的试剂
①浓NaOH、浓盐酸
②红色石蕊试纸
NaOH溶液
①NaOH溶液
②KSCN溶液
①NaOH溶液
②氯水和KSCN溶液
反应现象
①加热，有刺激性气味的气体产生，该气体遇HCl气体产生白烟
②使湿润的红色石蕊试纸变蓝
加适量的NaOH溶液，生成白色絮状沉淀，加过量的NaOH溶液，沉淀溶解
①生成红褐色沉淀
②溶液变成血红色
①先生成白色絮状沉淀，沉淀迅速变为灰绿色，最终变成红褐色
②先加少量KSCN溶液，无明显现象，再加入新制的氯水，溶液立即变为血红色(Fe2＋与SCN－作用不产生血红色溶液，用来区别Fe2＋和Fe3＋)
[活学活用]
3．下列方法可以治疗胃酸过多：
(1)服用小苏打片，离子方程式为H＋＋HCO===CO2↑＋H2O。
思考 胃溃疡患者通常不服用小苏打片，为什么？
答案 由于小苏打中和胃酸会生成气体，容易造成胃穿孔。
(2)服用胃舒平[主要成分为Al(OH)3]，离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。
4．有一瓶澄清的溶液，其中可能含有NH、K＋、Mg2＋、Ba2＋、Al3＋、Fe3＋、SO、CO、NO和I－。取该溶液进行以下实验：
(1)用pH试纸检验，表明溶液呈强酸性；
(2)取部分溶液，加入少量CCl4及数滴新制的氯水，经振荡后，CCl4呈紫红色；
(3)另取部分溶液，逐滴加入稀NaOH溶液，使溶液从酸性逐渐转变为碱性，在滴加过程中，溶液中均无沉淀生成；
(4)取部分上述碱性溶液加热，加Na2CO3溶液，有白色沉淀生成；
(5)将(3)得到的碱性溶液加热，有气体放出，该气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。
根据上述实验事实确定： 在该溶液中肯定存在的离子是______________，肯定不存在的离子是______________，还不能确定是否存在的离子是________。如何检验不能确定的离子是否存在？________________________________________________________________________。
答案 NH、Ba2＋、I－ Fe3＋、Mg2＋、Al3＋、SO、CO、NO K＋ 做焰色反应，透过蓝色钴玻璃观察火焰呈紫色，则有K＋，否则无K＋
解析 从(1)知无CO。因为2H＋＋CO===H2O＋CO2↑。
从(2)知有I－，而无Fe3＋、NO。因为2I－＋2Fe3＋===2Fe2＋＋I2,6I－＋8H＋＋2NO===3I2＋2NO↑＋4H2O。
从(3)知无Mg2＋、Al3＋。因为Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓。
从(4)知有Ba2＋，无SO。因Ba2＋＋SO===BaSO4↓。
从(5)知有NH。因NH＋OH－NH3↑＋H2O。
1．下列反应属于离子反应的是( )
A．高锰酸钾受热分解生成氧气
B．在空气中点燃镁条
C．FeCl3溶液和NaOH溶液反应
D．氢气还原氧化铜
答案 C
解析 离子反应是有离子参加的反应，只有在水溶液或熔化状态下才能书写离子方程式。
2．某溶液中有Ca2＋、NH、Mg2＋、Fe2＋和Al3＋五种离子，若向其中加入过量的氢氧化钠溶液微热并搅拌，再加入过量盐酸，溶液中的阳离子基本不减少的是( )
A．NH、Ca2＋ B．Mg2＋、Al3＋、Ca2＋
C．Fe2＋、Mg2＋ D．Al3＋、NH
答案 B
解析 由NH＋OH－NH3↑＋H2O，NH减少；Fe2＋最终变成Fe3＋，Mg2＋Mg(OH)2Mg2＋；Al3＋Al(OH)3[Al(OH)4]－Al3＋。
3．下列反应的离子方程式正确的是( )
A．向Ba(OH)2溶液中滴加稀盐酸：2H＋＋2Cl－＋Ba2＋＋2OH－===2H2O＋BaCl2
B．往FeCl3溶液中加入Fe粉：2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋
C．往澄清石灰水中通入过量二氧化碳：Ca2＋＋2OH－＋CO2===CaCO3↓＋H2O
D．往FeCl3溶液中加入Cu粉：Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋
答案 B
解析 A选项中的BaCl2为易溶于水的强电解质，应写成离子的形式，故错误；C选项中的二氧化碳是过量的，应生成可溶性的Ca(HCO3)2，故错误；D选项中的反应电荷不守恒，故错误。
4．在pH＝13的无色溶液中，可以大量共存的一组离子是( )
A．NH、NO、K＋、SO
B．CO、NO、HCO、Na＋
C．Na＋、ClO－、[Al(OH)4]－、NO
D．CrO、K＋、Na＋、SO
答案 C
解析 pH＝13，溶液中的[OH－]＝0.1 mol·L－1，选项A中NH与OH－不能共存；选项B中HCO与OH－不能共存；选项D中CrO为黄色。
5．能将分别含有Cu2＋、Fe3＋、Al3＋、Mg2＋、NH、Na＋、Fe2＋的七种硫酸盐溶液一次鉴别开来的是( )
A．NaOH溶液 B．KSCN溶液
C．NaHCO3溶液 D．NH3·H2O溶液
答案 A
解析 加入NaOH溶液后分别会看到蓝色沉淀、红褐色沉淀、先有白色沉淀后溶解、白色沉淀、气体(加热)、无明显现象、先有白色沉淀后迅速变为灰绿色并最终变成红褐色。NH3·H2O不能区分Al3＋和Mg2＋以及NH和Na＋。
[基础过关]
一、离子反应发生的条件
1．下列叙述正确的是( )
A．凡是离子化合物在离子方程式中都要以离子来表示
B．离子反应总是向着溶液中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．复分解反应必须同时具备离子反应发生的三个条件
答案 B
2．NaHCO3和NaHSO4两种溶液混合后，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＋
答案 D
3．下列各组离子一定能大量共存的是( )
A．在含有大量[Al(OH)4]－的溶液中：NH、Na＋、Cl－、H＋
B．在强碱溶液中：Na＋、K＋、CO、NO
C．常温下在pH＝12的溶液中：NH、Na＋、SO、Cl－
D．在[H＋]＝0.1 mol·L－1的溶液中：K＋、I－、Cl－、NO
答案 B
解析 选项A中，[Al(OH)4]－与H＋、NH都不能大量共存；选项C中pH＝12，则溶液呈碱性且[OH－]＝0.01 mol·L－1，NH与OH－不能大量共存；选项D中溶液呈酸性，NO在酸性溶液中具有强氧化性，与具有还原性的I－不能共存。
4．在pH＝1的含有Mg2＋、Fe2＋、Al3＋三种阳离子的溶液中，可能存在的阴离子是( )
①Cl－ ②NO ③SO ④S2－
A．①② B．②③ C．③④ D．①③
答案 D
二、离子的检验
5．某无色溶液加入硝酸钡溶液后有白色沉淀，再加稀盐酸沉淀不消失，则该溶液中( )
A．一定含有SO B．一定含有Ag＋
C．至少含有SO或SO D．一定含有Ag＋、SO
答案 C
解析 如果有SO―→BaSO3↓BaSO4↓。
6．有关溶液中所含离子的检验，下列判断正确的是( )
A．加入AgNO3溶液生成的白色沉淀不溶于稀盐酸，则原溶液中一定有Cl－存在
B．加入氨水时生成白色沉淀，当氨水过量时白色沉淀消失，则原溶液中一定有Al3＋存在
C．加入NaOH溶液并加热，有能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体生成，则原溶液中一定有NH存在
D．加入盐酸有能使澄清石灰水变浑浊的气体生成，则原溶液中一定有大量的CO存在
答案 C
解析 A项中不能排除SO、SO等；B项加氨水生成的白色沉淀若为Al(OH)3，则它不溶于过量的氨水，不正确；D项该溶液中可能有SO、HCO。
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
答案 A
三、离子方程式的书写与判断
8．在如图所示点滴板上有四个溶液间反应的小实验，其对应反应的离子方程式书写正确的是( )
A．a反应：Fe2＋＋2H＋＋H2O2===Fe3＋＋2H2O
B．b反应：HCO＋OH－===CO＋H2O
C．c反应：H＋＋OH－===H2O
D．d反应：Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH
答案 D
解析 A选项电荷不守恒；B选项因NaOH过量，则还应存在NH与OH－的离子反应；C选项中CH3COOH是弱酸，应写成化学式。
9．下列离子方程式正确的是( )
A．向盐酸中滴加氨水：H＋＋OH－===H2O
B．Fe(OH)3溶于氢碘酸：Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O
C．铜溶于稀硝酸：3Cu＋8H＋＋2NO===3Cu2＋＋2NO↑＋4H2O
D．向Na2S2O3溶液中通入足量氯气：S2O＋2Cl2＋3H2O===2SO＋4Cl－＋6H＋
答案 C
解析 NH3·H2O是弱电解质，应写化学式，A错误；B中Fe3＋能氧化I－，B错误；Cl2可将SO氧化为SO，D错误。
10．欲除去下列物质中的杂质(括号中物质为杂质)，将选用的物质填在横线上，并写出相应的离子方程式。
(1)HNO3(HCl)____________________________________________________________。
(2)CaCl2(HCl)____________________________________________________________。
(3)NaOH[Ca(OH)2]________________________________________________________。
答案 (1)适量AgNO3溶液、Cl－＋Ag＋===AgCl↓
(2)CaCO3、CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O
(3)适量Na2CO3溶液、CO＋Ca2＋===CaCO3↓
[能力提升]
11．离子反应是中学化学中重要的反应类型。回答下列问题：
(1)在发生离子反应的反应物或生成物中，一定存在有________(填序号)
①单质 ②氧化物 ③电解质 ④盐 ⑤化合物
(2)可用图示的方法表示不同反应类型之间的关系。如分解反应和氧化还原反应可表示为下图。请在下面的方框中画出离子反应、置换反应和氧化还原反应三者之间的关系。
(3)离子方程式是重要的化学用语。下列是有关离子方程式的一些错误观点，请在下列表格中用相应的“离子方程式”否定这些观点。
①所有的离子方程式均可以表示一类反应
②酸碱中和反应均可表示为H＋＋OH－===H2O
③离子方程式中凡是难溶性酸、碱、盐均要用“↓”
(4)试列举出三种不同类别的物质(酸、碱、盐)之间的反应，它们对应的离子方程式都可用“Ba2＋＋SO===BaSO4↓” 来表示，请写出有关反应的化学方程式(3个)：
①________________________________________________________________________；
②________________________________________________________________________；
③________________________________________________________________________。
答案 (1)③⑤
(2)
(3)①2CH3COOH＋CaCO3===2CH3COO－＋Ca2＋＋H2O＋CO2↑
②CH3COOH＋OH－===CH3COO－＋H2O
③AgCl＋Br－===AgBr＋Cl－
(4)①BaCl2＋H2SO4===BaSO4↓＋2HCl
②Ba(OH)2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaOH
③NaHSO4＋BaCl2===BaSO4↓＋HCl＋NaCl
解析 离子反应中一定有离子参与或生成，因此一定有电解质(化合物)参与反应或生成。置换反应一定是氧化还原反应，二者有一部分可用离子方程式表示，如Zn＋CuSO4===Cu＋ZnSO4，有的则只能用化学方程式表示，如CuO＋H2Cu＋H2O。
12．四只试剂瓶中分别盛装有NaNO3溶液、Na2CO3溶液、Na2SO4溶液和NaCl溶液，就如何检验这四种溶液分别解答下列各题。
取四种溶液各1 mL分别置于四支试管中，做下列实验。
(1)在四支试管中分别滴入________，出现__________现象的是______________，离子方程式是________________________________________________________________________。
(2)在剩余三支试管中分别滴入________，出现__________现象的是____________，离子方程式是________________________________________________________________________。
(3)在剩余两支试管中分别滴入__________，出现________现象的是____________，离子方程式是________________________________________________________________________。
三次实验中都没有明显现象的是________________________________________________________________________。
答案 (1)稀HNO3 气泡(或有气体产生) Na2CO3溶液 CO＋2H＋===H2O＋CO2↑
(2)Ba(NO3)2溶液 白色沉淀 Na2SO4溶液
Ba2＋＋SO===BaSO4↓
(3)AgNO3溶液 白色沉淀 NaCl溶液 Ag＋＋Cl－===AgCl↓ NaNO3溶液
解析 在四支试管中分别滴入稀HNO3，有气体产生的原溶液是Na2CO3溶液，其离子方程式是CO＋2H＋===H2O＋CO2↑。在剩余三支试管中分别滴入Ba(NO3)2溶液，产生白色沉淀的原溶液是Na2SO4溶液。在剩余两支试管中分别滴入AgNO3溶液，产生白色沉淀的原溶液是NaCl溶液。三次实验中都没有明显现象的是NaNO3溶液。
13．某钠盐溶液可能含有阴离子NO、CO、SO、SO、Cl－、Br－、I－。为鉴定这些离子，分别取少量溶液进行以下实验：
①测得混合液呈碱性；
②加HCl后，生成无色无味气体，该气体能使澄清石灰水变浑浊；
③加CCl4后，滴加少量氯水，振荡后，CCl4层未变色；
④加BaCl2溶液产生白色沉淀，分离，在沉淀中加入足量盐酸，沉淀不能完全溶解；
⑤加HNO3酸化后，再加过量AgNO3溶液，溶液中析出白色沉淀。
(1)分析上述5个实验，写出每一实验鉴定离子的结论与理由。
实验①________________________________________________________________________；
实验②________________________________________________________________________；
实验③________________________________________________________________________；
实验④________________________________________________________________________；
实验⑤________________________________________________________________________。
(2)上述5个实验不能确定是否存在的离子是________________________________________________________________________。
答案 (1)①CO和SO可能存在，因它们水解显碱性
②CO肯定存在，因产生的气体是CO2；SO不存在，因为没有刺激性气味的气体产生
③Br－、I－不存在，滴入氯水CCl4层未变色
④SO存在，因BaSO4不溶于盐酸
⑤Cl－存在，因与Ag＋形成白色沉淀
(2)NO
解析 (1)①测得混合液呈碱性，则一定至少含有SO和CO中的一种，因为它们水解显碱性。
②加入HCl后，生成无色无味能使澄清石灰水变浑浊的气体，则一定有CO，而无SO，若有SO，则会产生有刺激性气味的SO2气体。
③加入CCl4并滴加氯水，CCl4层未变色，说明一定无I－和Br－，若有Br－和I－，氯水会将它们氧化生成Br2和I2。
④加入BaCl2能产生不溶于稀盐酸的白色沉淀，则一定有SO。
⑤加入HNO3酸化后，再加入过量的AgNO3产生了白色沉淀，则一定有Cl－，产生了AgCl沉淀。
(2)不能确定的只有NO。
14．某无色透明溶液可能含有下列离子：K＋、Al3＋、Fe3＋、Ba2＋、NO、SO、HCO、Cl－，取该溶液进行如下实验：
①用蓝色石蕊试纸检测该溶液，试纸显红色；
②取溶液少许，加入铜片和稀硫酸共热，产生无色气体，该气体遇空气立即变为红棕色；
③取溶液少许，加入氨水有白色沉淀生成，继续加入过量氨水，沉淀不消失；
④取溶液少许，滴入氯化钡溶液产生白色沉淀；
⑤取实验④后的澄清溶液，滴入硝酸银溶液产生白色沉淀，再加入过量的稀硝酸，沉淀不消失。
请回答下列问题：
(1)在实验①中，如图所示的操作中正确的是________(填序号)。
(2)根据上述实验判断原溶液中肯定存在的离子是________，肯定不存在的离子是________。
(3)写出与②③两个实验有关的离子方程式：
②________________________________________________________________________。
③________________________________________________________________________。
答案 (1)B
(2)Al3＋、NO、SO Fe3＋、Ba2＋、HCO
(3)②3Cu＋8H＋＋2NO===3Cu2＋＋2NO↑＋4H2O、2NO＋O2===2NO2
③Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH
[拓展探究]
15．某溶液中含有Ba2＋、Cu2＋、Ag＋、Mg2＋四种金属阳离子，现欲将这四种阳离子逐一沉淀下来。某学生设计了如下四种方案。所选试剂及顺序如下：
甲方案：Na2SO4溶液、稀盐酸、H2S、NaOH溶液
乙方案：稀盐酸、Na2SO4溶液、H2S、NaOH溶液
丙方案：NaCl溶液、Na2SO4溶液、NaOH溶液、Na2S溶液
丁方案：Na2S溶液、Na2SO4溶液、NaCl溶液、NaOH溶液
试回答：
(1)你认为可行的方案是________方案，反应的离子方程式有________________________________________________________________________。
(2)方案______不可行的原因是________________________________________________________________________。
方案______不可行的原因是________________________________________________________________________。
方案______不可行的原因是________________________________________________________________________。
答案 (1)乙 Ag＋＋Cl－===AgCl↓，Ba2＋＋SO===BaSO4↓，Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋、Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓
(2)甲 加Na2SO4后，当Ba2＋沉淀的同时因有大量SO存在，故Ag＋也同Ba2＋一块沉淀下来
丙 加NaCl、Na2SO4使Ag＋、Ba2＋逐一沉淀下来后，再加NaOH溶液会使Cu2＋、Mg2＋同时沉淀下来
丁 加入Na2S后不但同时产生Ag2S、CuS沉淀，且S2－水解还会产生Mg(OH)2沉淀
课件28张PPT。高中化学精品课件 ? 选修 化学反应原理第1课时 离子反应发生的条件第4节 离子反应第3章 物质在水溶液中的行为离子反应发生的条件本节知识目录学习目标定位1.知道离子反应的实质和离子反应发生的条件。
2.会判断离子反应能否发生，会书写离子方程式。
3.熟知离子反应的应用。学习重难点：离子反应的应用。知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新2． 离子方程式是指用实际参加反应的 符号表示反应的式子。离子方程式
不仅可表示某一个化学反应，还可表示某一类化学反应，揭示了这类化学反
应的本质。1． 溶液中 之间，以及 与 之间发生的反应称为离子反应，其
实质是溶液中某种或某些离子 。离子离子原子或分子浓度降低离子知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新C 学习探究基础自学落实·重点互动探究1. 生成沉淀(1)生成沉淀：由可溶性电解质之间发生反应生成沉淀：如Ba(OH)2溶液与Na2SO4溶液混合时，其离子方程式为Ba2＋＋SO42-=BaSO4↓(2)沉淀的转化：由一种难溶电解质溶解生成的离子与其他离子反应生成另一种更难溶电解质，使相应离子浓度降低，促进原沉淀继续溶解并转化为新的沉淀。如MgCO3与NaOH溶液反应可生成Mg(OH)2沉淀，其离子方程式为MgCO3＋2OH－===Mg(OH)2＋CO3。2-学习探究基础自学落实·重点互动探究如CH3COONa水解的离子方程式为CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－。2． 生成弱电解质如KOH溶液与HNO3溶液反应，离子方程式为OH－＋H＋===H2O。(1)生成水：(2)生成其他弱电解质①强酸生成弱酸：如H2SO4与CH3COONa溶液反应的离子方程式为CH3COO－＋H＋===CH3COOH。②强碱生成弱碱：如NH4Cl溶液与NaOH溶液反应的离子方程式为NH4+＋OH－===NH3·H2O。③水解反应：学习探究基础自学落实·重点互动探究3． 生成气体Na2CO3溶液与足量盐酸反应，离子方程式为 CO3＋2H＋===H2O＋CO2↑。(1)非电化学原理的氧化还原反应4． 发生氧化还原反应向CuSO4溶液中加入锌片：Cu2＋＋Zn===Zn2＋＋Cu，
FeCl3溶液腐蚀印刷电路铜板：2Fe3＋＋Cu===Cu2＋＋2Fe2＋。如铜锌原电池的电极反应和电池反应可表示为
负极反应式：Zn－2e－===Zn2＋，
正极反应式：Cu2＋＋2e－===Cu，
电池反应：Zn＋Cu2＋===Cu＋Zn2＋。(2)原电池反应2-学习探究基础自学落实·重点互动探究如氯碱工业中电解饱和食盐水的反应为
阳极反应式：2Cl－－2e－===Cl2↑，
阴极反应式：2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－，(3)电解池反应学习探究基础自学落实·重点互动探究学习探究基础自学落实·重点互动探究B 学习探究基础自学落实·重点互动探究发生较彻底的水解而不能大量共存 产生沉淀而不能大量共存SO3 具有强还原性，因发生氧化还原反应而不能大量共存NO3在有H＋存在的情况下具有强氧化性，OH－与HCO3-反应生成CO3 和H2O，CO3 又会与Ca2＋生成沉淀。2--2-2-学习探究基础自学落实·重点互动探究视频导学可利用离子的特征反应来检验一些常见离子。1． 离子的检验:视频导学AgNO3溶液，稀HNO3KSCN溶液有不溶于稀HNO3的黄色沉淀生成血红色溶液I－＋Ag＋===AgI↓Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3学习探究基础自学落实·重点互动探究2. 测定溶液中离子的浓度(1)沉淀法：强酸中的H＋浓度可以用已知准确物质的量浓度的强碱溶液滴定的方法求得。如溶液中MnO4的浓度可用已知准确浓度的Fe2＋溶液滴定求得。(2)酸碱中和滴定：(3)氧化还原滴定法：-学习探究基础自学落实·重点互动探究3. 物质的制备与纯化(1)氯碱工业生产烧碱和氯气： (2)实验室制取CO2发生的离子反应： (3)制高纯度的氯化钠： (4)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。 学习探究基础自学落实·重点互动探究4． 硬水的形成及软化学习探究基础自学落实·重点互动探究(1)常见阴离子的检验
使用的试剂 反应现象 学习探究基础自学落实·重点互动探究(2)常见阳离子的检验
学习探究基础自学落实·重点互动探究答案 离子方程式为H＋＋HCO3===CO2↑＋H2O。 由于小苏打中和胃酸会生成气体，容易造成胃穿孔。3． 下列方法可以治疗胃酸过多：(1)服用小苏打片,但胃溃疡患者通常不服用小苏打片，为什么？(2)服用胃舒平[主要成分为Al(OH)3]其原理是什么？答案 离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。-学习探究基础自学落实·重点互动探究K＋ 做焰色反应,透过蓝色钴玻璃观察火焰呈紫色,则有K＋，否则无K＋有I－，而无Fe3＋、NO3-。因为2I－＋2Fe3＋==2Fe2＋＋I2, 6I－＋8H＋＋2NO3-==3I2＋2NO↑＋4H2O。无Mg2＋、Al3＋。因为Mg2＋＋2OH－===
Mg(OH)2↓，Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓。学习探究基础自学落实·重点互动探究
自我检测12检测学习效果·体验成功快乐345C 离子反应是有离子参加的反应，只有在水溶液或熔化状态下才能书写离子方程式。自我检测检测学习效果·体验成功快乐12345B 自我检测检测学习效果·体验成功快乐B 12345易溶于水的强电解质，应写成离子的形式 应生成可溶性的Ca(HCO3)2电荷不守恒自我检测检测学习效果·体验成功快乐C 12345自我检测检测学习效果·体验成功快乐12345A 本讲内容结束
请完成课时作业
第2课时 离子反应的应用
[目标要求] 1.了解常见阴离子和阳离子的检验方法。2.理解利用酸碱中和滴定法滴定强酸、强碱溶液浓度的原理和方法。3.通过离子反应在生产生活中的广泛应用，使学生体会化学在人类生产、生活中的作用和贡献。
一、物质检验与含量测定
1．离子的检验
可利用离子的____________来检验一些常见离子。
检验离子
I－
Fe3＋
试剂
AgNO3溶液，稀HNO3
KSCN溶液
现象
离子反应
2.测定溶液中离子的浓度
(1)沉淀法：如溶液中的SO，用________将其转化为____________，然后______________就可求得SO的物质的量及其浓度。
(2)酸碱中和滴定法：强酸中的H＋浓度可以用已知准确物质的量浓度的____________滴定的方法求得。
(3)氧化还原滴定法：如溶液中MnO的浓度可用已知准确浓度的____________滴定求得。
二、物质制备与纯化
1．物质的制备
(1)氯碱工业生产烧碱和氯气的离子方程式：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)实验室制取CO2发生的离子反应：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
2．物质的纯化
(1)制高纯度的氯化钠：除去其中少量的SO、Mg2＋、Ca2＋，需要引入的试剂离子分别为：________________________________________________________________________。
(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。
三、生活中常见的离子反应
1．胃酸过多的治疗
(1)服用小苏打片
离子方程式为：__________________________________________________________。
(2)服用胃舒平
离子方程式为：___________________________________________________________。
2．硬水的形成及软化
(1)含义：含有________________较多的水。
(2)形成(暂时硬水)
离子方程式为：__________________________________________________________；
________________________________________________________________________。
(3)软化方法
①加热法：_______________________________________________________________，
________________________________________________________________________。
②加沉淀剂法：在硬水中加入________等沉淀剂，离子方程式为：
________________________________________________________________________；
________________________________________________________________________。
知识点一 物质的检验与含量测定
1．下列各组溶液中，用括号内的试剂及物质间相互反应不能鉴别的一组是( )
A．Ba(OH)2 KSCN NaCl Mg(NO3)2 (FeCl3溶液)
B．NaNO3 NaHCO3 (NH4)2SO3 Na2SiO3 (H2SO4溶液)
C．NH4Br K2CO3 NaI CaCl2 (AgNO3溶液)
D．(NH4)3PO4 NaBr CuSO4 AlCl3 (KOH溶液)
2．有一瓶澄清的溶液，其中可能含有NH、K＋、Mg2＋、Ba2＋、Al3＋、Fe3＋、SO、CO、NO和I－。取该溶液进行以下实验：
(1)用pH试纸检验，表明溶液呈强酸性；
(2)取部分溶液，加入少量CCl4及数滴新制的氯水，经振荡后，CCl4呈紫红色；
(3)另取部分溶液，逐滴加入稀NaOH溶液，使溶液从酸性逐渐转变为碱性，在滴加过程中，溶液中均无沉淀生成；
(4)取部分上述碱性溶液加热，加Na2CO3溶液，有白色沉淀生成；
(5)将(3)得到的碱性溶液加热，有气体放出，该气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。
根据上述实验事实确定： 在该溶液中肯定存在的离子是______________，肯定不存在的离子是________________________________________________________________________
______________，还不能确定是否存在的离子是________。如何检验不能确定的离子是否存在？________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
知识点二 物质的制备与纯化
3．要提纯下列物质(括号内物质为杂质)，实验操作最合理的是( )
A．Cl2(SO2)：通入盛有品红溶液的洗气瓶
B．己烷(己烯)：加入足量的溴水，充分振荡，静置分层后分离
C．硫酸铁溶液(硫酸亚铁)：通入足量氯气，充分反应后加热，使多余氯气逸出
D．Mg(OH)2[Ca(OH)2]：放入水中调成浆状后，加入足量MgCl2溶液，充分搅拌，过滤，沉淀用蒸馏水洗涤
4．某厂的酸性工业废水中含有一定量的Fe3＋、Cu2＋、Au3＋等离子。有人设计了图中的工艺流程，利用常用的酸、碱和工业生产中的废铁屑，从废水中回收金，并生产一定量的铁红和氧化铜。
填写下面空白：
(1)图中标号处需加入的相应物质分别是
①____________、②____________、③____________、
④____________、⑤____________。
(2)写出①处发生反应的离子方程式
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
写出③处发生反应的化学方程式
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)铁红的化学式为________；分别写出铁红和氧化铜在工业上的一种主要用途：
铁红___________________________________________________________________；
氧化铜_________________________________________________________________。
练基础落实
1．在一支25 mL的酸式滴定管中盛入0.1 mol·L－1 HCl溶液，其液面恰好在5 mL的刻度处，若把滴定管中的溶液全部放入烧杯中，然后以0.1 mol·L－1 NaOH溶液进行中和，则所需NaOH溶液的体积( )
A．大于20 mL B．小于20 mL C．等于20 mL D．等于5 mL
2．下列错误操作中，能造成中和滴定结果偏低的是( )
A．未用标准液润洗滴定管
B．盛标准液的滴定管尖嘴部分有气泡未排除就开始滴定
C．往锥形瓶中加待测液时，锥形瓶先用待测液润洗
D．振荡时锥形瓶中液滴飞溅出来
3．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
4．某含有Na＋的澄清溶液中可能还存在NH、Fe2＋、I－、Br－、CO、SO六种离子中的几种。将该溶液进行如下实验：①滴加足量的新制氯水，有气泡生成，溶液变黄色；②向“①”中所得溶液中加入BaCl2溶液，无沉淀生成；③向“①”中所得溶液中加入淀粉溶液，不显蓝色。依据上述实验事实推断该溶液( )
A．一定呈碱性
B．一定不存在I－、SO、Fe2＋
C．可能存在NH、CO
D．一定存在Fe2＋、Br－、CO
练方法技巧
5．今有一混合物的水溶液，只可能含有以下离子中的若干种：K＋、NH、Cl－、Mg2＋、Ba2＋、CO、SO，现取三份100 mL溶液进行如下实验：
(1)第一份加入AgNO3溶液有沉淀产生。
(2)第二份加足量NaOH溶液加热后，收集到气体0.04 mol。
(3)第三份加足量BaCl2溶液后，得干燥沉淀6.27 g，经足量盐酸洗涤、干燥后，沉淀质量为2.33 g。
根据上述实验，以下推测正确的是( )
A．K＋不一定存在
B．100 mL溶液中含0.01 mol CO
C．Cl－可能存在
D．Ba2＋一定不存在，Mg2＋可能存在
题号
1
2
3
4
5
答案
6.有一固体混合物，可能由碳酸钠、硫酸钠、硫酸铜、氯化钙、氯化钠等物质组成。为鉴别它们，做了如下实验：
(1)将固体混合物溶于水，搅拌后得无色溶液；
(2)在此溶液中滴入氯化钡溶液有白色沉淀生成；
(3)过滤，然后在此白色沉淀中加入足量稀硝酸，沉淀最后全部消失。
由此推断，固体混合物中肯定有________；肯定没有__________________________；可能会有__________。如果要进一步确定可能有的物质是否存在，可采用的检验方法是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
练综合拓展
7．实验室需要纯净的NaCl溶液，但现有的NaCl晶体中混有少量Na2SO4和(NH4)2CO3。请设计实验除去杂质，并回答下列问题：
(1)除去(NH4)2CO3是直接加热好，还是加强碱后再进行加热好？
你选择的是______________，其理由是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
判断(NH4)2CO3已除尽的方法是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)除去SO的方法是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
判断SO已除尽的方法是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
8．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
滴定前刻度/mL
滴定后刻度/mL
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________。
基础落实
一、1.特征反应 有不溶于稀HNO3的黄色沉淀 生成红色溶液 I－＋Ag＋===AgI Fe3＋＋SCN－===[Fe(SCN)]2＋
2．(1)Ba2＋ BaSO4沉淀 称量沉淀质量
(2)强碱溶液
(3)Fe2＋溶液
二、1.(1)2Cl－＋2H2O2OH－＋Cl2↑＋H2↑
(2)CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O
2．(1)Ba2＋、OH－、CO
三、1.(1)H＋＋HCO===CO2↑＋H2O
(2)Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
2．(1)Ca2＋、Mg2＋
(2)MgCO3＋CO2＋H2O===Mg2＋＋2HCO CaCO3＋CO2＋H2O===Ca2＋＋2HCO
(3)①Ca2＋＋2HCOCaCO3↓＋CO2↑＋H2O Mg2＋＋2HCOMgCO3↓＋CO2↑＋H2O
②Na2CO3 Ca2＋＋CO===CaCO3↓ Mg2＋＋CO===MgCO3↓
对点训练
1．C [A中可先利用FeCl3鉴别出Ba(OH)2[产生红褐色Fe(OH)3沉淀]和KSCN(产生血红色溶液)，然后再利用Ba(OH)2鉴别出Mg(NO3)2(产生白色沉淀)，最后一种为NaCl，故能鉴别；B中将H2SO4分别加入四种溶液中，产生无色无味气体的为NaHCO3，产生白色沉淀的为Na2SiO3，产生刺激性气味气体的为(NH4)2SO3，余下的为NaNO3，故能鉴别；D中将KOH分别逐滴加入四种溶液中，产生蓝色沉淀的为CuSO4，先产生白色沉淀又溶解的为AlCl3，加热有刺激性气味的气体产生的为(NH4)3PO4，故能鉴别。故选C。]
2．NH、Ba2＋、I－ Fe3＋、Mg2＋、Al3＋、SO、CO、NO K＋ 做焰色反应，透过蓝色钴玻璃观察火焰呈紫色，则有K＋，否则无K＋
解析 从(1)知无CO。因为2H＋＋CO===H2O＋CO2↑。
从(2)知有I－，而无Fe3＋、NO。因为2I－＋2Fe3＋===2Fe2＋＋I2,6I－＋8H＋＋2NO===3I2＋2NO↑＋4H2O。
从(3)知无Mg2＋、Al3＋。因为Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓。
从(4)知有Ba2＋，无SO。因Ba2＋＋SO===BaSO4↓。
从(5)知有NH。因NH＋OH－NH3↑＋H2O。
3．D [选项A中的Cl2和SO2均能使品红溶液褪色，故不能用品红溶液除去Cl2中的SO2；选项B中虽然己烯可与溴水反应，但生成物仍溶解在己烷中，无法达到除杂的目的；选项C中通入Cl2，尽管可以将Fe2＋氧化成Fe3＋，但同时又往溶液中引入FeCl3杂质；往调成的浆状物中加入MgCl2溶液，利用Ca(OH)2的溶解平衡：Ca(OH)2(s)Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)，反应Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓的发生使上述平衡向正反应方向移动，能将Ca(OH)2完全转化为Mg(OH)2而除去Ca(OH)2。]
4．(1)①铁屑 ②稀硫酸(盐酸) ③稀硝酸 ④氢氧化钠 ⑤氢氧化钠
(2)Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑，2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋，Cu2＋＋Fe===Cu＋Fe2＋，2Au3＋＋3Fe===2Au＋3Fe2＋ 3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
(3)Fe2O3 用作红色涂料 用作制造铜盐的原料
解析 (1)本实验的目的是用废铁屑、常用的酸和碱，从废水中回收金，并生产一定量的铁红和氧化铜。而废水中含有Fe3＋、Cu2＋、Au3＋，因此首先加入废铁屑将Cu和Au都置换出来。Cu和Au的分离可以利用Cu与稀硝酸能反应而Au不能，将其分离，Cu2＋和Fe2＋分别加入碱使其转化为沉淀，灼烧分别生成它们的氧化物。
(2)由于废水显酸性，又含有Cu2＋、Au3＋、Fe3＋，因此加入铁屑发生反应的离子方程式为：
Fe＋2H＋===H2↑＋Fe2＋；
Fe＋Cu2＋===Cu＋Fe2＋；
3Fe＋2Au3＋===2Au＋3Fe2＋；
2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋。
(3)铁红的化学式为Fe2O3，铁红常用作红色颜料，氧化铜常用作制造铜盐的原料。
课时作业
1．A [滴定管的刻度从上到下，25 mL刻度以下还有没刻度的一部分，若把到5 mL刻度位置的液体全部放出，其液体体积大于(25－5) mL。]
2．D [A项未用标准液润洗滴定管，会使标准液浓度降低，造成滴定结果偏高；B项气泡不排除，结束后往往气泡会消失，造成所用标准液体积增大，使测定结果偏高；C项往锥形瓶中加待测液时，锥形瓶先用待测液润洗，会使待测液的体积变大；D项振荡时液滴飞溅出来，溶质减少，所以浓度会偏低。故选D。]
3．D [对各组溶液，分别采用两两混合法进行鉴别。D组中，Al2(SO4)3遇K2CO3产生白色沉淀并放出气体，Al2(SO4)3与KOH滴加顺序不同现象也不同，Al2(SO4)3与KHSO4不反应。]
4．B [据①知溶液中存在CO，则一定不存在Fe2＋；据②知不存在SO；据③知不存在I－，因此答案选B。]
5．C [由第三组实验推知n(BaSO4)＝＝0.01 mol，即溶液中含0.01 mol的SO，再由加入足量盐酸后沉淀由6.27 g减至2.33 g知其溶液中含有CO，且n(CO)＝＝0.02 mol ；根据实验(2)可知原溶液中含有NH且n(NH)＝0.04 mol，又因溶液中含有CO，则Mg2＋不存在，由于含有SO，则Ba2＋不存在，这样溶液中的阳离子就可能为NH和K＋。根据电荷守恒，阴离子所带电荷总数为0.01 mol×2＋0.02 mol×2＝0.06 mol，大于NH所带的正电荷(0.04 mol×1＝0.04 mol)，故K＋一定存在。由于CO和SO都能与Ag＋形成沉淀，所以这三组实验不能证明一定有Cl－，其仅是可能存在。]
6．(1)碳酸钠 硫酸钠、硫酸铜、氯化钙 氯化钠 加入硝酸酸化的AgNO3溶液，若有白色沉淀生成，则含有NaCl，否则不含
解析 由已知条件(1)推出肯定不含蓝色Cu2＋，Na2CO3和CaCl2只含其中一种；由条件(2)推出Na2CO3和Na2SO4至少含有一种；由条件(3)推出只含Na2CO3而无Na2SO4，结合(1)的结论可得无CaCl2。
若要确定是否含有NaCl，应检验Cl－的存在，取少量原溶液于试管中，加入硝酸酸化的AgNO3溶液，若有白色沉淀生成，则含有NaCl，否则不含。
7．(1)直接加热好 因加热操作简单、节省试剂，且不引入新的杂质 将残留物溶于水后加盐酸，看是否有气泡产生
(2)先加入过量BaCl2溶液，再加入过量Na2CO3溶液，过滤后向滤液中加入盐酸 取加入BaCl2后的上层清液，再滴入少量BaCl2，看是否有白色沉淀生成
解析 选取合适的试剂将杂质离子转化为气体、沉淀或易于分离的物质，但被提纯物质不能受到破坏，并且最终不能引入新杂质，这是除杂题目的基本要求。
(1)比较NaCl和(NH4)2CO3的性质差异，结合除杂的基本原则可知，加热使(NH4)2CO3分解，生成NH3、CO2和H2O(g)的方法好。
判断(NH4)2CO3是否除尽，可加入盐酸看是否有气泡冒出。
(2)除去SO，可先使用过量的BaCl2溶液，然后再用Na2CO3溶液除去过量的BaCl2，最后用盐酸除去溶液中的Na2CO3。
8. (1)①偏高 ②无影响 ③B ④无 粉红(或浅红) (2)18.85%
解析 (1)①碱式滴定管洗净后未用标准液润洗直接加入NaOH标准液，相当于使标准液变稀，使测定结果偏高；②锥形瓶洗涤后水未倒尽，对消耗标准液的体积无影响；③滴定时眼睛应注视锥形瓶内溶液的颜色变化；④酚酞遇酸性物质显无色，遇碱性物质显粉红色(或红色)，故终点时应由无色变粉红色。
(2)根据题给信息可以推断n(N)＝n(NH)＝n(NaOH)，根据三次滴定所用NaOH溶液的体积平均应为20.00 mL，所以n(N)＝0.101 0 mol·L－1×20.00×10－3 L＝0.002 02 mol，样品中氮的质量分数为×100%＝18.85%。
第2课时 酸碱中和滴定
[学习目标定位] 1.知道酸碱中和滴定的原理，熟记酸碱中和滴定实验所用的主要仪器的名称及用途。2.学会酸碱中和滴定实验操作、计算方法和误差分析。
1．将pH＝12的NaOH溶液分别与下列等体积的酸溶液混合，判断其酸碱性，计算pH，填写下表：
酸溶液
混合溶液的酸碱性
pH
pH＝2的盐酸
中性
7
0.015 mol·L－1的硫酸
酸性
2
0.004 mol·L－1的硫酸
碱性
11
2．判断下列酸碱溶液混合后的pH
(1)pH＝3的盐酸与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH等于7(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)。
(2)pH＝3的盐酸与pH＝11的氨水溶液等体积混合后，溶液的pH大于7。
(3)pH＝3的醋酸与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH小于7。
探究点一 酸碱中和滴定
1．中和滴定的原理
(1)酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－===H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是n(H＋)＝n(OH－)；若用参加反应的[H＋]、[OH－]来表示，其关系式为c(H＋)V(H＋)＝c(OH－)V(OH－)，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝。由c(H＋)、c(OH－)的计算式可分别求出相应酸、碱的浓度。
(2)用0.103 2 mol·L－1的盐酸溶液，中和25.00 mL未知浓度的NaOH溶液，中和完成后用去盐酸27.84 mL，请你根据上述关系式计算NaOH溶液的物质的量浓度是0.114_9_mol·L－1。
(3)根据以上原理分析，归纳总结中和滴定的概念是利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称
为标准液，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为待测液。
(4)中和滴定的关键是准确判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)，其方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其颜色的变化，常选用的指示剂是酚酞或甲基橙，不用石蕊试液的原因是石蕊试液颜色变化不明显，不利于滴定终点的判断。
2．主要仪器及使用
(1)酸碱中和滴定所用的主要仪器是锥形瓶和滴定管。滴定管分为两种，如右图所示：
①酸式滴定管：包括玻璃活塞、长玻璃管，可盛放酸性溶液、强氧化性溶液，不能盛放碱性溶液及氢氟酸。
碱式滴定管：包括长玻璃管、橡皮管、玻璃球，可盛放碱性溶液。
②滴定管的上端都标有规格大小、使用温度、0刻度；图中滴定管全部盛满溶液至0刻度时，溶液的体积大于50.00 mL(填“大于”、“小于”或“等于”)；滴定管的精确度为0.01_mL。
(2)滴定管的使用方法
①检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。
②润洗仪器：在加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗2～3次。
③加入溶液：分别将反应液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管刻度0刻度线以上2～3_mL处。
④调节起始读数：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满溶液，然后调节滴定管液面使其处于某一刻度，准确读取数值并记录。
3．实验操作步骤
酸碱中和滴定的实验步骤可以提炼为6个关键字：
(1)洗(洗涤)：洗涤仪器并进行检漏。
(2)取(取液)：向酸(碱)式滴定管中注入标准液，向锥形瓶中注入待测液，加入2～3滴指示剂。
(3)滴(滴定)：在锥形瓶下垫一张白纸，向锥形瓶中先快后慢地加入标准液(后面逐滴加入)，至指示剂发生明显的颜色变化(如由红色褪为无色或红色变为橙色、无色变为粉红色等)且半分钟内不变时，停止滴定。
(4)读(读数)：平视滴定管中凹液面最低点，读取溶液体积。
(5)记(记录)：记录滴定前和滴定终点时滴定管中标准液的刻度，重复滴定2～3次将数据记入表中。
(6)算(计算)：以(V终－V始)为消耗的标准液的体积，取2～3次实验结果的平均值，依据c待＝(一元酸碱)计算待测液的物质的量浓度。
[归纳总结]
酸碱中和滴定
(1)原理：酸和碱反应的实质是H＋＋OH－===H2O。用已知浓度的盐酸(标准液)来滴定未知浓度的NaOH溶液(待测液)的计算公式为c(待)＝。
(2)准确判断滴定终点：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，即为滴定终点。
(3)滴定操作要点：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
[活学活用]
1．现用物质的量浓度为a mol·L－1的标准NaOH溶液去滴定V mL某浓度的盐酸溶液，请填写下列空白：
(1)碱式滴定管用蒸馏水洗净后，接下来应该进行的操作是________________________________________________________________________。
(2)用标准NaOH溶液滴定时，应将标准NaOH溶液注入__________(填“甲”或“乙”)中。
(3)上图(右)是碱式滴定管中液面在滴定前后的读数，c(HCl)＝________mol·L－1。
答案 (1)用标准NaOH溶液润洗 (2)乙
(3)
解析 (1)碱式滴定管水洗后应用标准NaOH溶液润洗2～3次，每次润洗液都要从尖嘴处排出。(2)NaOH为强碱，应将NaOH溶液注入碱式滴定管中，故选乙。(3)滴定过程中消耗NaOH溶液的体积为(V2－V1) mL，因此c(HCl)＝ mol·L－1。
2．取20.00 mL待测稀盐酸溶液放入锥形瓶中，并滴加2～3滴酚酞作指示剂，用自己配制的标准NaOH溶液进行滴定。重复上述滴定操作2～3次，记录数据如下：
实验编号
NaOH溶液的浓度(mol·L－1)
滴定完成时，滴入NaOH溶液的体积(mL)
待测盐酸溶液的体积(mL)
1
0.10
22.70
20.00
2
0.10
22.72
20.00
3
0.10
22.71
20.00
(1)排除碱式滴定管中气泡的方法应采用操作________(填图编号)，轻轻挤压玻璃球使尖嘴部分充满碱液。
(2)滴定达到终点的标志是________________。
(3)根据上述数据，可计算出该盐酸的浓度约为__________(保留两位小数)。
答案 (1)丙 (2)溶液由无色变为浅红色(或粉红色)，且半分钟内不褪色 (3)0.11 mol·L－1
解析 (3)NaOH＝ mL＝22.71 mL
c(HCl)＝
＝＝0.11 mol·L－1
探究点二 酸碱中和滴定误差分析
1．在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗2～3次，你认为其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积增大，由c待＝可知，计算所得待测液浓度偏大。
2．在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，是否要用待测液润洗？为什么？
答案 不需要。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积增大，消耗标准液的体积增大，使测定结果偏大。
3．滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面最低点在同一水平线上。试分析下列图示读数对滴定结果的影响。
(1)如图Ⅰ，开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，滴定结果会偏小。
(2)如图Ⅱ，开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，滴定结果会偏大。
[归纳总结]
中和滴定实验中，产生误差的原因主要有操作不当、读数不准等，分析误差要根据计算式分析，c待测＝，c标准、V待测均为定值，c待测的大小取决于V标准的大小。
[活学活用]
3．下列实验操作不会引起误差的是( )
A．酸碱中和滴定时，用待测液润洗锥形瓶
B．酸碱中和滴定时，用冲洗干净的滴定管直接盛装标准溶液
C．用NaOH标准溶液测定未知浓度的盐酸时，选用酚酞作指示剂，实验时不小心多加了几滴
D．用标准盐酸测定未知浓度的NaOH溶液，实验结束时，酸式滴定管尖嘴部分有气泡，开始实验时无气泡
答案 C
解析 A锥形瓶一定不要用待测液润洗，否则会使待测液的量偏大，消耗标准液的体积偏大，从而使所测浓度偏大；B冲洗干净的滴定管无论是盛装标准溶液，还是待测溶液，都必须用待装溶液润洗2～3次，否则会使标准溶液或待测溶液的实际浓度比原溶液的小，影响结果；C在滴定过程中，指示剂略多加了几滴，一般不影响实验结果，因为指示剂不会改变反应过程中酸和碱的物质的量；D中实验开始时酸式滴定管中无气泡，实验结束时有气泡，会导致所读取的V(HCl)偏小，依据V(HCl)c(HCl)＝V(NaOH)c(NaOH)得所测的c(NaOH)偏小。
酸式碱式莫混用，读数视线要水平；
充满尖嘴不留气，液面不要高于零；
适量滴加指示剂，初始读数要记清；
左手慢慢旋活塞，右手旋摇锥形瓶；
两眼紧盯待测液，颜色突变立即停；
记下刻度来计算，中和滴定操作完。
1．酸碱恰好完全中和时( )
A．酸与碱的物质的量一定相等
B．溶液呈现中性
C．酸与碱的物质的量浓度相等
D．酸所能提供的H＋与碱所能提供的OH－的物质的量相等
答案 D
解析 根据酸碱中和反应的实质可知酸碱恰好完全中和时，酸所能提供的H＋与碱所能提供的OH－的物质的量相等。
2．用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，参考下图，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
乙
B
酸
碱
酚酞
甲
C
碱
酸
甲基橙
甲
D
酸
碱
石蕊
甲
答案 C
解析 此题考察中和滴定的一部分操作和滴定管结构，甲为酸式滴定管，乙为碱式滴定管；若锥形瓶装入一定体积NaOH溶液(标准液)，则选用甲，滴定管内装H2SO4溶液。若锥形瓶中装入一定体积H2SO4溶液(待测液)，则选用乙，滴定管内装NaOH溶液。
3．下列有关滴定操作的顺序正确的是( )
①用标准溶液润洗滴定管 ②往滴定管内注入标准溶液
③检查滴定管是否漏水 ④滴定 ⑤洗涤
A．⑤①②③④ B．③⑤①②④
C．⑤②③①④ D．②①③⑤④
答案 B
4．现用0.10 mol·L－1 HCl溶液滴定10 mL 0.05 mol·L－1 NaOH溶液，若酸式滴定管未润洗，达到终点时所用盐酸的体积应是( )
A．10 mL B．5 mL
C．大于5 mL D．小于5 mL
答案 C
解析 用0.10 mol·L－1 HCl溶液滴定10 mL 0.05 mol·L－1 NaOH溶液正好需5 mL HCl溶液。现盐酸被稀释，其浓度小于0.10 mol·L－1，故中和NaOH溶液所需体积大于5 mL。
5．某学生用0.100 mol·L－1的KOH标准溶液滴定未知浓度的盐酸，其操作可分解为如下几步：
A．移取20.00 mL待测盐酸溶液注入洁净的锥形瓶，并加入2～3滴酚酞；
B．用标准溶液润洗滴定管2～3次；
C．把盛有标准溶液的碱式滴定管固定好，调节滴定管使尖嘴处充满溶液；
D．取标准KOH溶液注入碱式滴定管至0刻度以上 2～3 cm；
E．调节液面至0或0以下刻度，记下读数；
F．把锥形瓶放在滴定管的下面，用标准KOH溶液滴定至终点并记下滴定管液面的刻度。
就此实验完成填空：
(1)正确操作步骤的顺序是(用序号字母填写)
________________________________________________________________________。
(2)上述B步骤操作的目的是
________________________________________________________________________。
(3)上述A步骤操作之前，若先用待测溶液润洗锥形瓶，则滴定结果________(填“偏高”、“偏低”或“不变”)。
(4)判断到达滴定终点的实验现象是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)BDCEAF (2)洗去附在滴定管壁上的水，防止因将标准溶液稀释而带来误差
(3)偏高 (4)溶液由无色变为浅红色且半分钟内不褪色
解析 (2)无论是盛放标准液还是待测液的滴定管均应润洗，因为滴定管的内壁上附着的蒸馏水会将放入的溶液稀释而引起测定误差。(3)A步骤操作之前，先用待测液润洗锥形瓶，会使待测液的体积大于20.00 mL，消耗标准液增多，则测定结果偏高。(4)由于用酚酞作指示剂，故当溶液由无色变为浅红色且半分钟内不褪色时即达到了滴定终点。
[基础过关]
一、滴定管的使用
1．准确量取25.00 mL酸性高锰酸钾溶液，可选用的仪器是( )
A．500 mL量筒 B．10 mL量筒
C．50 mL酸式滴定管 D．50 mL碱式滴定管
答案 C
解析 准确量取25.00 mL液体，要用滴定管，而酸性高锰酸钾溶液具有强氧化性，可用酸式滴定管。
2．有一支50 mL酸式滴定管，其中盛有溶液，液面恰好在10.00 mL刻度处，把滴定管中的溶液全部流下排出，盛接在量筒中，量筒内溶液的体积是( )
A．大于40.0 mL B．40.0 mL
C．小于10.0 mL D．10.0 mL
答案 A
解析 滴定管的“0”刻度在上，满刻度在下(量筒无“0”刻度，满刻度在上)，满刻度以下还有一段空间没有刻度，因此，将装到 10.00 mL 刻度处的溶液全部放出，除由10.00 mL刻度处到 50.00 mL 刻度处之间有40.00 mL溶液外，还有满刻度以下的溶液也一并放出，其总量超过40.00 mL。因量筒的精确度为0.1 mL，所以量筒内溶液体积大于40.0 mL。
3．某学生用碱式滴定管量取0.1 mol·L－1的NaOH溶液，开始时仰视液面读数为1.00 mL，取出部分溶液后，俯视液面，读数为11.00 mL，该同学在操作中实际取出的液体体积为( )
A．大于10.00 mL
B．小于10.00 mL
C．等于10.00 mL
D．等于11.00 mL
答案 A
解析 滴定管的“0”刻度在上，量取NaOH溶液，开始时仰视液面使读数偏大，取出部分溶液后，俯视液面使读数偏小，滴定前后刻度差为10.00 mL，但实际取出的液体体积偏大。
二、中和滴定操作
4．下面是一段关于酸碱中和滴定实验操作的叙述：①取一锥形瓶，用待测NaOH溶液润洗两次 ②在锥形瓶中加入25 mL待测NaOH溶液 ③加入几滴石蕊试液作指示剂 ④取一支酸式滴定管，洗涤干净 ⑤直接往酸式滴定管中注入标准酸溶液，进行滴定 ⑥左手旋转滴定管的玻璃活塞，右手不停摇动锥形瓶 ⑦两眼注视着滴定管内盐酸溶液液面下降，直至滴定终点。文中所述操作有错误的序号为( )
A．④⑥⑦ B．①⑤⑥⑦
C．③⑤⑦ D．①③⑤⑦
答案 D
解析 锥形瓶不用待测液润洗，①错；③石蕊变色不明显，不易观察颜色，在酸碱中和滴定时不用石蕊试液作指示剂，③错；滴定管使用前要润洗，⑤错；滴定过程中眼睛观察锥形瓶中溶液颜色变化，⑦错。
5．用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，下列操作中正确的是( )
A．酸式滴定管用蒸馏水洗净后，直接加入已知浓度的盐酸
B．锥形瓶用蒸馏水洗净后，用NaOH溶液润洗后再加入待测液
C．滴定时，没有逐出滴定管下口的气泡
D．读数时，视线与滴定管内液体的凹液面最低处保持水平
答案 D
6．两人用同一瓶盐酸滴定同一瓶NaOH溶液。甲将锥形瓶用NaOH待测液润洗后，使用水洗过的碱式滴定管取碱液于锥形瓶中；乙则用甲用过的滴定管取碱液于刚用蒸馏水洗过且存有蒸馏水的锥形瓶中，其他操作及读数均正确，你的判断是( )
A．甲操作有错 B．乙操作有错
C．甲测定数值一定比乙小 D．乙实际测得值较不准确
答案 A
解析 锥形瓶不应用碱液润洗。甲用过的滴定管对乙来说已润洗过。
7．以酚酞试液作指示剂，对某新制NaOH溶液进行中和滴定实验，数据记录如下表：
待测液
消耗标准盐酸(0.01 mol·L－1) 的体积
①
20 mL NaOH溶液
V1 mL
②
20 mL NaOH溶液＋10 mL H2O
V2 mL
③
敞口隔夜放置的20 mL NaOH溶液
V3 mL
则该新制的NaOH溶液的浓度c(mol·L－1)计算合理的是( )
A．c＝0.01×(V1＋V2＋V3)/(3×20)
B．c＝0.01×(V1＋V2)/(2×20)
C．c＝0.01×(V1＋V3)/(2×20)
D．c＝0.01×V1/20
答案 B
解析 ②20 mL NaOH溶液中加入10 mL H2O，其溶质物质的量不变，只要仍用20 mL来进行计算，仍可得正确值。③敞口隔夜放置的NaOH溶液已发生反应生成部分Na2CO3，用酚酞作指示剂，消耗盐酸的量将发生改变。
三、中和滴定误差分析
8．用标准的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，下列操作不会引起实验误差的是( )
A．用蒸馏水洗净酸式滴定管后，即装入标准盐酸进行滴定
B．用蒸馏水洗净锥形瓶后，再用NaOH溶液润洗，后装入NaOH溶液进行滴定
C．用碱式滴定管取10.00 mL NaOH溶液放入用蒸馏水洗净的锥形瓶中，再加入适量蒸馏水，最后用标准盐酸进行滴定
D．用酚酞作指示剂滴至红色刚变无色时即停止加盐酸
答案 C
9．用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，选用酚酞作指示剂，下列操作会导致测定结果偏低的是( )
A．酸式滴定管未润洗就装标准液滴定
B．锥形瓶未用待测液润洗
C．读取标准液读数时，滴前仰视，滴定到终点后俯视
D．滴定前酸式滴定管尖嘴处有气泡未排除，滴定后气泡消失
答案 C
解析 A项，标准液被管壁附着的水稀释，使标准液用量偏大，测定结果偏高；B项，不影响锥形瓶内NaOH溶质的量，标准液用量不变，测定结果不受影响；C项，滴前仰视，读数偏大；滴定终点俯视，读数偏小，因此标准液用量少了，测定结果偏低；D项，滴定后，原先气泡占据的体积充满标准液，使标准液用量偏多，测定结果偏高。
10．用已知浓度的NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，由于碱式滴定管起始读数时仰视，使计算出的盐酸浓度与实际浓度比较( )
A．偏高 B．准确
C．偏低 D．可能偏高或偏低
答案 C
解析 仰视滴定管读开始刻度使V(NaOH)＝V2－V1中的V1偏大，V(NaOH)偏低，c(HCl)＝，所以c(HCl)偏低。
[能力提升]
11．如下图是常见仪器的部分结构。
(1)写出仪器名称A________，B________，C________，D________。
(2)使用前需检查是否漏水的仪器有________(填字母)。
答案 (1)量筒 容量瓶 滴定管 温度计 (2)BC
解析 第(1)题是对常见仪器的认识，从刻度及形状判断常见仪器的名称。A没有0刻度，刻度自下而上由小到大，为量筒。B中只有一个刻度，上部有塞子，为容量瓶。C刻度自上而下由小到大，为滴定管。D中0刻度在中间，有负值，为温度计。第(2)题是在第(1)题判断的基础上考查对容量瓶和滴定管使用前查漏的问题。
12．某学生欲用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时，选择甲基橙作指示剂。请填写下列空白：
(1)用标准盐酸滴定待测NaOH溶液时，左手握酸式滴定管的活塞，右手轻轻摇动锥形瓶，眼睛注视________________________________________________________________________
____________。直到因加入一滴盐酸后，溶液由黄色变为橙色，并________________________为止。
(2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是________(填字母序号)。
A．酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸
B．滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥
C．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失
D．读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数
(3)若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如图所示，则起始读数为________mL，终点读数为________mL；所用盐酸溶液的体积为________mL。
答案 (1)锥形瓶内溶液颜色的变化 在半分钟内不褪色
(2)D (3)0.00 26.10 26.10
解析 分析酸碱中和滴定实验误差时，可把一切影响因素归结到标准液用量的大小上来判断。若标准液用量偏大，则测定结果偏高；标准液用量偏小，测定结果偏低；若不影响标准液用量，则对测定结果无影响。滴定管读数时，以凹液面的最低点为基准。
13．如图为10 mL一定物质的量浓度的盐酸，用一定浓度的NaOH溶液
滴定的图示。
(1)盐酸的浓度为____________。
(2)NaOH溶液的浓度为____________。
(3)当滴加NaOH溶液至26 mL时，溶液的pH为
________________________________________________________________________。
(4)从图中pH变化曲线可知：中和滴定的速度只能是__________，过量一滴引起的pH变化________。
答案 (1)0.09 mol·L－1 (2)0.03 mol·L－1
(3)2＋lg3 (4)先快后慢，不能成线流 很大
解析 设它们的浓度分别为c(HCl)、c(NaOH)
pH＝7时：10 mL×c(HCl)＝30 mL×c(NaOH)
pH＝2时：
c(H＋)＝＝0.01 mol·L－1
解得：c(HCl)＝0.09 mol·L－1
c(NaOH)＝0.03 mol·L－1
当滴加NaOH溶液至26 mL时：[H＋]＝＝×10－2 mol·L－1
pH＝－lg[H＋]＝－lg(×10－2)＝2＋lg3。
14．在标准状况下充满HCl的烧瓶做完喷泉实验后得到稀盐酸，用标准碳酸钠溶液滴定这种盐酸测定它的准确浓度，请你回答下列问题：
(1)用标准Na2CO3溶液滴定这种盐酸时，Na2CO3溶液应装在________式滴定管中，若用甲基橙作指示剂，达到滴定终点时，溶液从________色变为__________色。
(2)现配制三种浓度的标准Na2CO3溶液，你认为最合适的是下列第______种(填序号)。
①2.500 mol·L－1 ②0.25 mol·L－1
③0.025 mol·L－1
(3)若采用上述合适浓度的标准Na2CO3溶液滴定，用c(Na2CO3)表示，滴定时实验数据列表如下：
实验编号
待测盐酸体积(mL)
滴入Na2CO3溶液体积(mL)
1
20.00
18.80
2
20.00
16.95
3
20.00
17.05
求这种待测稀盐酸的物质的量浓度(用数据和符号列式即可)：c(HCl)＝______________。
答案 (1)碱 红 橙 (2)③ (3)1.7c(Na2CO3)
解析 (1)Na2CO3溶液呈碱性，应装在碱式滴定管中；甲基橙遇盐酸显红色，滴加Na2CO3溶液至滴定终点时，溶液由红色变橙色。
(2)充满HCl的烧瓶做完喷泉实验后，所得盐酸的物质的量浓度为c(HCl)＝≈0.045 mol·L－1，为减小实验误差应用浓度与之接近的Na2CO3溶液进行滴定，故选③。
(3)实验1中Na2CO3溶液的体积偏大，应删除，因此实验2和实验3所用Na2CO3溶液体积的平均值为＝17.00 mL，用甲基橙作指示剂时，Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋CO2↑＋H2O，因此c(HCl)＝＝1.7c(Na2CO3)。
[拓展探究]
15．乙二酸俗名草酸，下面是化学学习小组的同学对草酸晶体(H2C2O4·xH2O)进行的探究性学习的过程，请你参与并协助他们完成相关学习任务。
该组同学的研究课题是：探究测定草酸晶体(H2C2O4·xH2O)中的x值。通过查阅资料和网络查寻得，草酸易溶于水，其水溶液可以用酸性KMnO4溶液进行滴定：
2MnO＋5H2C2O4＋6H＋===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O
学习小组的同学设计了滴定的方法测定x值。
①称取1.260 g纯草酸晶体，将其制成100.00 mL水溶液为待测液。
②取25.00 mL待测液放入锥形瓶中，再加入适量的稀H2SO4。
③用浓度为0.100 0 mol·L－1的酸性KMnO4标准溶液进行滴定，达到终点时消耗10.00 mL。
(1)滴定时，将酸性KMnO4标准液装在如图中的________(填“甲”或“乙”)滴定管中。
(2)本实验滴定达到终点的标志可以是
________________________________________________________________________。
(3)通过上述数据，求得x＝________。
讨论：①若滴定终点时俯视滴定管刻度，则由此测得的x值会________(填“偏大”、“偏小”或“不变”，下同)。
②若滴定时所用的酸性KMnO4溶液因久置而导致浓度变小，则由此测得的x值会________。
答案 (1)甲 (2)当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液时，溶液由无色变为紫色，且半分钟内不褪色，即达滴定终点
(3)2 ①偏大 ②偏小
解析 (1)因为酸性KMnO4溶液具有强氧化性，会腐蚀橡胶管，故应用酸式滴定管盛装。
(2)可利用酸性KMnO4溶液自身的颜色作为指示剂判断滴定终点，当达到滴定终点时，再滴加酸性KMnO4溶液时，溶液将由无色变为紫色。
(3)由题给化学方程式及数据可知，1.260 g纯草酸晶体中含H2C2O4的物质的量为0.100 0 mol·L－1×10.00 mL×10－3 L·mL－1××＝0.010 0 mol，则1.260 g H2C2O4·xH2O中含H2O的物质的量为＝0.020 0 mol，则x＝2。若滴定终点时俯视滴定管读数，则所得消耗酸性KMnO4溶液的体积偏小，由此所得n(H2C2O4)偏小，则n(H2O)偏大，x偏大；同理，若酸性KMnO4溶液变质，则消耗其体积偏大，所得x值偏小。
课件22张PPT。高中化学精品课件 ? 选修 化学反应原理第2课时 酸碱中和滴定第4节 离子反应第3章 物质在水溶液中的行为酸碱中和滴定 本节知识目录学习目标定位1.了解酸碱中和滴定的原理，熟记酸碱中和滴定的主要仪器的名称及用途。
2.掌握酸碱中和滴定的实验操作、计算方法和误差分析。学习重难点：酸碱中和滴定的原理。知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新中性 酸性 碱性 7 2 11 强酸与强酸混合求[H+]求pH值pH=－lg[H+]知识回顾温故追本溯源·推陈方可知新等于 大于 小于 酸与碱等体积混合 当酸与碱pH之和为14(即pH酸＋pH碱＝14)时③若为弱酸与强碱，则pH<7。②若为强酸与弱碱，则pH>7；①若为强酸与强碱，则pH＝7；学习探究基础自学落实·重点互动探究1．中和滴定的原理学习探究基础自学落实·重点互动探究酸碱中和滴定所用的主要仪器是锥形瓶和滴定管。2．主要仪器及使用(1)滴定管分为两种：包括玻璃活塞、长玻璃管，可盛放酸性溶液、强氧化性溶液，
不能盛放碱性溶液及氢氟酸。包括长玻璃管、橡皮管、玻璃球，可盛放碱性溶液。
滴定管的上端都标有规格大小、使用温度、0 刻度；滴定管的精确读数为 0.01mL。①酸式滴定管：②碱式滴定管：学习探究基础自学落实·重点互动探究(2)滴定管的使用方法在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满溶液，然后调节滴定管液面使其处于某一刻度，准确读取数值并记录。①检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。②润洗仪器：在加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗 2～3 遍。③加入溶液：分别将反应液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管0刻度线以上2～3 mL 处。④调节起始读数：学习探究基础自学落实·重点互动探究3．实验操作步骤(5)记(记录)：记录滴定前和滴定终点时滴定管中标
准液的刻度，重复滴定2～3次将数据记入表中。(1)洗(洗涤)：洗涤仪器并进行检漏。(2)取(取液)：向酸(碱)式滴定管中注入标准液，向锥形瓶中注入待测液，加入2～3滴指示剂。(3)滴(滴定)：在锥形瓶下垫一张白纸，向锥形瓶中先快后慢地加入标准液(后面逐滴加入)，至指示剂发生明显的颜色变化(如由红色褪为无色或红色变为橙色、无色变为粉红色等)且半分钟内不变时，停止滴定。(4)读(读数)：平视滴定管中凹液面最低点，读取溶液体积。酸碱中和滴定的实验步骤可以提炼为6个关键字：视频导学洗 取滴读记算 学习探究基础自学落实·重点互动探究酸碱中和滴定(1)原理： 左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。(2)准确判断滴定终点：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，即为滴定终点。(3)滴定操作要点：学习探究I基础自学落实·重点互动探究用标准NaOH溶液润洗 乙 学习探究基础自学落实·重点互动探究丙 溶液由无色变为浅红色(或粉0.11 mol·L－1红色)，且半分钟内不褪色 学习探究基础自学落实·重点互动探究用待测液润洗锥形瓶,会使量取的待测液的实际体积增大,消耗标准液的体积增大,使测定结果偏大不需要。因为若视线、刻度线、凹液面最低点在同一水平线上 偏小 偏大 学习探究基础自学落实·重点互动探究误差判断的方法：学习探究基础自学落实·重点互动探究锥形瓶一定不要用待测液润洗，否则会使待测液的量偏大，消耗标准液的体积偏大，从而使所测浓度偏大冲洗干净的滴定管无论是盛装标准溶液，还是待测溶液，都必须用待装溶液润洗2～3次，否则会使标准溶液或待测溶液比原来溶液的浓度偏小 实验开始时酸式滴定管中无气泡，实验结束时有气泡，会导致所读取的c(HCl)偏小，依据c(HCl)·c(HCl)＝c(NaOH)·c(NaOH)得所测的c(NaOH)偏小C 学习探究基础自学落实·重点互动探究酸式碱式莫混用，读数视线要水平；
充满尖嘴不留气，液面不要高于零；
适量滴加指示剂，初始读数要记清；
左手慢慢旋活塞，右手旋摇锥形瓶；
两眼紧盯待测液，颜色突变立即停；
记下刻度来计算，中和滴定操作完。自我检测12检测学习效果·体验成功快乐34D 根据 H＋ ＋ OH－===H2On(H+)n(OH-)=5自我检测检测学习效果·体验成功快乐1234此题考察中和滴定的一部分操作和滴定管结构，甲为酸式滴定管，乙为碱式滴定管；若锥形瓶装入一定体积NaOH溶液(标准液)，则选用甲，滴定管内装H2SO4溶液。若锥形瓶中装入一定体积H2SO4溶液(待测液)，则选用乙，滴定管内装NaOH溶液。C 5自我检测检测学习效果·体验成功快乐1234B 5自我检测检测学习效果·体验成功快乐1234用0.10 mol·L－1 HCl溶液滴定10 mL 0.05 mol·L－1 NaOH溶液正好需5 mL HCl溶液。现盐酸被稀释，其浓度小于0.10 mol·L－1，故中和NaOH所需体积大于5 mL。C 5自我检测检测学习效果·体验成功快乐1234溶液由无色变为浅红色且半分钟内不褪色BDCEAF洗去附在滴定管壁上的水，防止因将标准溶液稀释而带来误差偏高5本讲内容结束
请完成课时作业本章重难点专题突破
1 强、弱电解质的概念及其判断方法技巧
1．强电解质和弱电解质的比较
强电解质
弱电解质
概念
在稀的水溶液中完全电离的电解质
在水溶液中部分电离的电解质
电离程度
几乎完全电离
只有部分电离
电离过程
不可逆过程，无电离平衡
可逆过程，存在电离平衡
溶液中的粒子种类
只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子
既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子
化合物类别
绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等；强酸：如H2SO4、HCl、HClO4等；强碱：如Ba(OH)2、Ca(OH)2等
弱酸：如H2CO3、CH3COOH等；弱碱：如NH3·H2O、Cu(OH)2等；水
电离方程式
H2SO4===2H＋＋SO
NaHCO3===Na＋＋HCO
HA??H＋＋A－
BOH??B＋＋OH－
[特别提示] (1)强电解质的溶液的导电能力不一定强；难溶性盐如果能完全电离，也是强电解质(如BaSO4、CaCO3等)。
(2)弱电解质的电离用可逆符号“??”，多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，电离方程式需分步书写，如：H2CO3??H＋＋HCO(主)、HCO??H＋＋CO(写成H2CO3===H＋＋HCO或H2CO3??2H＋＋CO都是错误的！)
【典例1】 下列叙述中，能说明该物质是弱电解质的是( )
A．熔化时不导电
B．不是离子化合物，而是共价化合物
C．水溶液的导电能力很差
D．溶液中溶质分子和电离出的离子共存
答案 D
解析 A选项，熔融状态下能否导电是区分离子化合物和共价化合物的条件，而不是区分强、弱电解质的条件；B选项，有许多共价化合物(如HCl、H2SO4等)是强电解质；C选项，水溶液的导电能力不仅与电解质的强弱有关，还与溶液中离子的浓度有关；D选项，弱电解质的电离是可逆的，溶液中溶质分子和电离出的离子共存，则说明该物质是弱电解质。
2．弱电解质的判断方法技巧
要判断某电解质是弱电解质，关键在于一个“弱”字，即证明它只是部分电离或其溶液中存在电离平衡。以一元弱酸HA为例，证明它是弱电解质的常用方法有
方法
依据(实验设计或现象)
结论
(1)酸溶液的pH
①0.1 mol·L－1的HA溶液pH＞1(室温下)；②将pH＝2的HA溶液稀释100倍，稀释后2＜pH ＜4；③向HA溶液中滴加2滴石蕊试液，溶液呈红色，再加入少量NaA晶体，红色变浅
HA是一元弱酸，是弱电解质。其中(5)、(6)项还能证明HA的酸性比H2CO3弱
(2)盐溶液的pH
NaA溶液的pH＞7(室温下)
(3)溶液的导电性
0.1 mol·L－1的HCl和HA溶液，前者的导电能力明显更强
(4)与金属反应的速率
相同浓度的HCl与HA溶液，与相同(形状、颗粒大小)的金属或碳酸盐反应，前者的反应速率快
(5)其钠盐能与弱酸反应生成HA
CO2通入NaA溶液中有HA生成
(6)不与碳酸氢钠溶液反应
HA溶液不与NaHCO3溶液反应
【典例2】 用食用白醋(醋酸浓度约1 mol·L－1)进行下列实验，能证明醋酸为弱电解质的是( )
A．白醋中滴入石蕊试液呈红色
B．白醋加入豆浆中有沉淀产生
C．蛋壳浸泡在白醋中有气体放出
D．pH试纸显示白醋的pH为2～3
答案 D
解析 弱电解质不完全电离，存在电离平衡，在溶液中主要以分子形式存在。若醋酸为强电解质，浓度为1 mol·L－1时，pH＝0，现在pH为2～3，证明醋酸未完全电离，醋酸为弱电解质。
2 溶液酸碱性规律与pH计算方法
1．溶液的酸碱性规律
溶液的酸碱性取决于溶液中[H＋]和[OH－]的相对大小：
溶液类别
[H＋]与[OH－] 的关系
室温(25 ℃)
数值
pH
中性溶液
[H＋]＝[OH－]
[H＋]＝[OH－]＝10－7 mol·L－1
＝7
酸性溶液
[H＋]> [OH－]
[H＋]> 10－7 mol·L－1
<7
碱性溶液
[H＋]< [OH－]
[H＋]< 10－7 mol·L－1
>7
[特别提示] 常温下，溶液酸碱性判断规律
(1)pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量浓度越大。
(2)pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数时，强酸溶液的pH变化大。
【典例3】 等浓度的下列稀溶液：①乙酸、②苯酚、③碳酸、④乙醇，它们的pH由小到大排列正确的是( )
A．④②③① B．③①②④
C．①②③④ D．①③②④
答案 D
解析 乙酸、碳酸和苯酚的酸性依次降低，故pH依次增大。乙醇属于非电解质，pH最大。
2．pH的计算方法
(1)基本方法思路
先判断溶液的酸碱性，再计算其pH；
①若溶液为酸性，先求[H＋]，再求pH。
②若溶液为碱性，先求[OH－]，再由[H＋]＝求[H＋]，最后求pH。
(2)稀释后溶液的pH估算
①强酸pH＝a，加水稀释10n倍，则pH＝a＋n。
②弱酸pH＝a，加水稀释10n倍，则a③强碱pH＝b，加水稀释10n倍，则pH＝b－n。
④弱碱pH＝b，加水稀释10n倍，则b－n⑤酸、碱溶液被无限稀释后，pH只能接近于7，酸不能大于7，碱不能小于7。
(3)强(弱)酸与弱(强)碱混合后溶液的pH判断规律
①
②
③以上两种混合方式，若为强酸与强碱，则都呈中性。
【典例4】 室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是( )
A．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合
B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合
C．pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合
D．pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合
答案 C
解析 A、D项中氨水过量，溶液呈碱性；B项中恰好中和，呈中性；C项中醋酸过量，呈酸性。
(4)酸碱中和滴定过程中的pH变化
在中和反应中，溶液pH发生很大的变化，在滴定过程中会因pH突变而使
指示剂发生颜色变化(滴定曲线如图。)
通过溶液的颜色变化判断反应终点，测出消耗酸(或碱)溶液的体积，根据化学方程式中酸与碱物质的量之比求出未知溶液的浓度。对于一元酸碱，则有：c(H＋)V(H＋)＝c(OH－)V(OH－)。
3 弱电解质的电离平衡与电离常数
1．弱电解质的电离平衡
电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒·夏特列原理，其规律是
①浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。
②温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。
③同离子效应。如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。
④能反应的物质。如向醋酸溶液中加入锌粒或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
2．电离常数(电离平衡常数)
以CH3COOH为例，Ka＝，K的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K只与温度有关。对多元弱酸(以H3PO4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为Ka1、Ka2、Ka3，它们的关系是Ka1?Ka2?Ka3，因此多元弱酸电离程度的强弱主要由Ka1的大小决定。
【典例5】 下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数(25 ℃)。
酸
电离方程式
电离平衡常数K
CH3COOH
CH3COOH??CH3COO－＋H＋
1.76×10－5 mol·L－1
H2CO3
H2CO3??H＋＋HCO
HCO??H＋＋CO
K1＝4.31×10－7 mol·L－1
K2＝5.61×10－11mol·L－1
H3PO4
H3PO4??H＋＋H2PO
H2PO??H＋＋HPO2－4
HPO??H＋＋PO
K1＝7.52×10－3mol·L－1
K2＝6.23×10－8 mol·L－1
K3＝2.20×10－13 mol·L－1
下列说法正确的是( )
A．温度升高，K减小
B．向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，[H＋]/[CH3COOH]将减小
C．等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)>pH(Na3PO4)
D．PO、HPO和H2PO在溶液中能大量共存
答案 B
解析 选项A，一般情况下，电解质的电离是一个吸热过程，因此温度升高电离程度增大，K增大；选项B，在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，电离平衡向右移动，溶液中[CH3COO－]增大，K不变，[H＋]/[CH3COOH]＝K/[CH3COO－]，因此[H＋]/[CH3COOH]将减小；选项C，由于HPO的电离常数pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)；选项D，根据H3PO4的三级电离常数可知能发生如下反应H2PO＋PO===2HPO，因此PO、HPO和H2PO在溶液中不能大量共存。
3．电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系
实例
CH3COOH??CH3COO－＋H＋ ΔH>0
NH3·H2O??NH＋OH－ ΔH>0
改变条件
平衡移动方向
电离平衡常数
[H＋]
[OH－]
平衡移动方向
电离平衡常数
[OH－]
[H＋]
(1)加水稀释
向右
不变
减小
增大
向右
不变
减小
增大
(2)加HCl
向左
不变
增大
减小
向右
不变
减小
增大
(3)加NaOH
向右
不变
减小
增大
向左
不变
增大
减小
(4)加CH3COONH4
向左
不变
减小
增大
向左
不变
减小
增大
(5)升高温度
向右
变大
增大
向右
变大
增大
【典例6】 在0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋，对于该平衡体系下列叙述正确的是( )
A．加入水时，平衡逆向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡正向移动
C．加入少量0.1 mol·L－1盐酸，溶液中[H＋]减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡正向移动
答案 B
解析 根据勒·夏特列原理，改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变。A选项中加入水时，[CH3COO－]和[H＋]均减小，平衡向其浓度增大的方向(也就是正方向)移动；B选项加入的少量NaOH与H＋反应，[H＋]变小，平衡正向移动；C选项中加入盐酸时[H＋]变大，平衡向其减小的方向(也就是逆方向)移动，但最终[H＋]比未加盐酸前还要大；D选项加入CH3COONa固体，[CH3COO－]增大，导致平衡逆向移动。
4 “三角度”解读盐类水解基本规律
1．盐溶液的酸碱性规律
盐的类别
溶液的酸碱性
原因
强酸弱碱盐
呈酸性，pH<7
弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结合，使[H＋]>[OH－]
水解实质：盐电离出的离子与H2O电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质
强碱弱酸盐
呈碱性，pH>7
弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋结合，使[OH－]>[H＋]
强酸强碱盐
呈中性，pH＝7，H2O的电离平衡不被破坏，不水解
弱酸的酸式盐
若电离程度>水解程度，[H＋]>[OH－]，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4
若电离程度<水解程度，[H＋]<[OH－]，呈碱性，如NaHCO3、NaHS
2.盐类水解的规律
(1)有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。
(2)无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。
(3)谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸根阴离子。
(4)谁强显谁性——组成盐的酸根阴离子(碱性阳离子)是强酸根(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。
(5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解，称为双水解反应。
(6)越弱越水解——组成盐的酸根对应的酸(即水解生成的酸)的酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。
[特别提示] (1)能发生完全双水解反应的离子不能大量共存，反应进行完全，产生沉淀或气体，如2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑，Fe3＋＋3HCO===Fe(OH)3↓＋3CO2↑。
(2)相同温度下，Ka(HA)>Ka(HB)，即HA的酸性比HB强，那么相同浓度时B－的水解程度比A－大。相同浓度的NaA、NaB溶液中：[A－]>[B－]，[HA]<[HB]，NaA溶液的[OH－]小，碱性弱。
(3)多元弱酸的电离常数Ka1?Ka2?Ka3，由此可以推知弱酸的正盐的碱性比酸式盐强，以Na2CO3和NaHCO3为例：CO＋H2O??HCO＋OH－，HCO＋H2O??H2CO3＋OH－，CO和HCO对应的弱酸分别是HCO和H2CO3，HCO的电离程度比H2CO3小得多，所以CO的水解程度比HCO大得多，相同浓度时Na2CO3溶液的碱性强，pH大。
【典例7】 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－]
答案 D
解析 在相同浓度条件下，酸越弱，对应盐溶液的碱性越强，即pH较大。由pH：NaCN>NaClO，可以确定酸性：HCNHClO，由于是同体积、同浓度的HCN和HClO与NaOH恰好反应，故消耗NaOH的量相同，所以A、B、C均错误；由酸性越强电离程度越大，故[CN－]<[ClO－]，D正确。
3．水解离子方程式的书写方法规律
类型
要求
示例
一价阴、阳离子
用“??”，不标“↓”、“↑”
CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－
NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋
高价阳离子
同上，不分步书写
Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋
高价
阴离子
分步书写或
只写第一步
CO＋H2O??HCO＋OH－
HCO＋H2O??H2CO3＋OH－
弱酸的铵盐
共同水解，但仍用
“??”，不标“↓”、“↑”
NH＋HCO＋H2O??NH3·H2O＋H2CO3
完全的双
水解反应
完全水解，用
“===”，标“↓”、“↑”
Al3＋＋3[Al(OH)4]－===4Al(OH)3↓
[特别提示] (1)盐类水解的规律是“阴生阴、阳生阳”——阴离子水解生成阴离子(OH－)，阳离子水解生成阳离子(H＋)。
(2)酸式盐离子的电离与水解：
HR－＋H2O??R2－＋H3O＋(电离，电离出H＋)
HR－＋H2O??H2R＋OH－(水解，产生OH－)
【典例8】 试根据水解反应离子方程式的书写原则及其注意的问题，判断下列选项正确的是( )
A．FeCl3＋3H2O===Fe(OH)3↓＋3HCl
B．Al2S3＋6H2O??2Al(OH)3＋3H2S
C．S2－＋2H2O??H2S＋2OH－
D．HCO＋H2O??H2CO3＋OH－
答案 D
解析 A中FeCl3水解的产物Fe(OH)3很少，不应标“↓”符号，且水解程度较小，不应用“===”，而应用“??”，故A选项错误；B项中Al2S3中的Al3＋和S2－发生强烈的双水解，生成Al(OH)3沉淀和H2S气体，应用“↓”及“↑”标出，且反应彻底，应用“===”，而不应用“??”，故B选项错误；C项中多元弱酸根S2－的水解是分步进行的，一般第二步水解程度很小，往往可以忽略，更不能将这两步合并为S2－＋2H2O??H2S＋2OH－，故C选项错误；D中由于HCO水解程度较小，应用“??”，故正确。
5 溶液中粒子(离子、分子)浓度大小比较的“二三四”规则
1．明确两个“微弱”
(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。如弱酸HA溶液中[HA]>[H＋]>[A－]>[OH－]。
(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。如弱酸盐NaA溶液中[Na＋]>[A－]>[OH－]>[HA]>[H＋]。
[特别提示] 多元弱酸要考虑分步电离(Ka1?Ka2?Ka3)，多元弱酸的正盐要依据分步水解分析离子浓度，如Na2CO3溶液中，[Na＋]>[CO]>[OH－]>[HCO]>[H＋]。
2．熟知“三个”守恒
(1)电荷守恒规律：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，必存在如下关系：[Na＋]＋[H＋]＝[HCO]＋[OH－]＋2[CO]。
(2)物料守恒规律(原子守恒)：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：[K＋]＝2[S2－]＋2[HS－]＋2[H2S]。
(3)质子守恒规律：质子即H＋，酸碱反应的本质是质子转移，能失去质子的酸失去的质子数和能得到质子的碱得到的质子数相等。
如NaHCO3溶液中，
，
所以[H2CO3]＋[H3O＋]＝[CO]＋[OH－]，即[H2CO3]＋[H＋]＝[CO]＋[OH－]。
[特别提示] (1)一元酸HA，碱BOH的混合溶液中只含有H＋、A－、B＋、OH－4种离子，不可能出现两种阳(阴)离子浓度同时大于两种阴(阳)离子浓度的情况。如[B＋]>[A－]>[H＋]>[OH－]等肯定错误。(2)将物料守恒式代入电荷守恒式中，即可得出质子守恒式。
3．掌握“四个”步骤
溶液中粒子浓度大小比较方法的四个步骤：
(1)判断反应产物：判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。
(2)写出反应后溶液中存在的平衡：根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)，尤其要注意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。这一步的主要目的是分析溶液中存在的各种粒子及比较直观地看出某些粒子浓度间的关系，在具体应用时要注意防止遗漏。
(3)列出溶液中存在的等式：根据反应后溶液中存在的溶质的守恒原理，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中阴、阳离子间的数学关系式。
(4)比大小：根据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关知识，分析哪些平衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进行的程度相对小一些，再依此比较溶液中各粒子浓度的大小。这一步是溶液中粒子浓度大小比较最重要的一步，关键是要把握好电离平衡和水解平衡两大理论，树立“主次”意识。
【典例9】 常温下，将a L 0.1 mol·L－1的NaOH溶液与b L 0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液混合。下列有关混合溶液的说法一定不正确是( )
A．a[Na＋]>[H＋]>[OH－]
B．a>b时，[CH3COO－]>[Na＋]>[OH－]>[H＋]
C．a＝b时，[CH3COOH]＋[H＋]＝[OH－]
D．无论a、b有何关系，均有[H＋]＋[Na＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]
答案 B
解析 由电荷守恒得[H＋]＋[Na＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]，故D正确；若b>a，醋酸过量，溶液为CH3COONa与CH3COOH的混合溶液，当溶液呈酸性时A正确；若a＝b，反应后的溶液为CH3COONa溶液，由于CH3COO－水解而显碱性，根据质子守恒可知，C正确；若a>b，说明碱过量，溶液为CH3COONa与NaOH的混合溶液，存在[Na＋]>[CH3COO－]，B错误。
[理解感悟] 酸碱混合后，如CH3COOH与NaOH溶液混合，溶液中会出现四种离子，有H＋、OH－、CH3COO－、Na＋，可按以下几种情况考虑溶液的酸碱性和离子浓度的关系：
(1)当溶液是单一的盐(CH3COONa)溶液并呈碱性时的情形：
守恒关系：(物料守恒)[CH3COO－]＋[CH3COOH]＝[Na＋]；(质子守恒)[OH－]＝[CH3COOH]＋[H＋]；(电荷守恒)[CH3COO－]＋[OH－]＝[Na＋]＋[H＋]。
大小关系：[Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[H＋]。
(2)当溶液呈中性，溶质是CH3COONa和CH3COOH的混合情形，相当于CH3COONa没水解。
守恒关系：(物料守恒)[CH3COO－]＝[Na＋]；(质子守恒)[OH－]＝[H＋]；(电荷守恒)[CH3COO－]＋[OH－]＝[Na＋]＋[H＋]。
大小关系：[Na＋]＝[CH3COO－]>[OH－]＝[H＋]。
(3)当溶液呈酸性，溶质是CH3COONa和CH3COOH的混合情形，相当于CH3COONa和CH3COOH的混合溶液呈中性的基础上又加入了醋酸。
大小关系：[CH3COO－]>[Na＋]>[H＋]>[OH－]。
(4)强碱弱酸盐碱过量，溶质是CH3COONa和NaOH的混合情形。
大小关系：[Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[H＋]或[Na＋]>[CH3COO－]＝[OH－]>[H＋]或[Na＋]>[OH－]>[CH3COO－]>[H＋]。
【典例10】 常温下，下列有关各溶液的叙述正确的是( )
A．pH>7的溶液中不可能存在醋酸分子
B．20 mL 0.1 mol·L－1的醋酸钠溶液与10 mL 0.1 mol·L－1的盐酸混合后溶液显酸性：[CH3COO－]>[Cl－]>[H＋]>[CH3COOH]
C．0.1 mol·L－1醋酸的pH＝a,0.01 mol·L－1的醋酸的pH＝b，则a＋1>b
D．已知酸性HF>CH3COOH，pH相等的NaF与CH3COOK溶液中：[Na＋]－[F－]<[K＋]－[CH3COO－]
答案 C
解析 醋酸钠溶液显碱性，pH>7，其中存在醋酸分子，选项A不正确；选项B中两者发生反应后溶液中的溶质为等浓度的醋酸、氯化钠和醋酸钠，醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解程度，溶液显酸性，正确的关系为[CH3COO－]>[Cl－]>[CH3COOH]>[H＋]，B错；对于弱电解质溶液，溶液越稀越容易电离，0.01 mol·L－1醋酸的电离程度大于0.1 mol·L－1醋酸的电离程度，因此选项C正确；根据电荷守恒，在NaF溶液中[Na＋]－[F－]＝[OH－]－[H＋]，在CH3COOK溶液中[K＋]－[CH3COO－]＝[OH－]－[H＋]，由于两溶液的pH相等，因此有[Na＋]－[F－]＝[K＋]－[CH3COO－]，D错。
6 难溶电解质的溶解平衡及其三个应用
1．难溶电解质的溶解平衡与溶度积
(1)难溶电解质在水中会建立如下平衡：MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)。因此，难溶电解质的溶解度虽然很小，但不可能为零(完全不溶解)，溶液中的离子结合成难溶电解质时，也不可能完全进行到底。勒·夏特列原理同样适用于溶解平衡。
(2)下列沉淀溶解平衡：MmAn(s)??mMn＋(aq)＋nAm－(aq)，固体纯物质不列入平衡常数，其溶度积为Ksp
＝[Mn＋]m[Am－]n，AgCl的Ksp＝[Ag＋][Cl－]。对于相同类型的物质，Ksp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。与平衡常数一样，Ksp与温度有关。不过温度改变不大时，Ksp变化也不大，常温下的计算可不考虑温度的影响。
(3)通过比较溶度积Ksp与溶液中有关离子的浓度商Q的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下能否生成沉淀或溶解。如AgCl溶液的Q＝c(Ag＋)·c(Cl－)，该计算式中的离子浓度不一定是平衡浓度，而Ksp计算式中的离子浓度一定是平衡浓度。
①若Q>Ksp，则溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。
②若Q＝Ksp，则溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
③若Q【典例11】 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]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[H＋]与[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
答案 B
解析 A项，分析图像中b、c两点，[Fe3＋]和[Cu2＋]相等，对应的pH分别为1.3、4.4，即前者[OH－]小，根据Ksp的计算公式可得Ksp[Fe(OH)3]2．沉淀溶解平衡的应用
难溶电解质的溶解平衡也是动态平衡，可以利用其逆反应使溶液中的离子转化为沉淀，化学上通常认为溶液中的剩余离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时就沉淀完全。
(1)沉淀的溶解
根据溶度积规则，使沉淀溶解的必要条件是Q①使相关离子生成弱电解质：如要使ZnS溶解，可以加盐酸，H＋和ZnS中溶解生成的S2－相结合形成弱电解质HS－和H2S，于是ZnS溶解。只要盐酸的量能满足需要，ZnS就能不断溶解。
②使相关离子被氧化：如CuS在盐酸中不能溶解，但在HNO3中可以溶解。原因是S2－被氧化，使得CuS(s)??Cu2＋(aq)＋S2－(aq)平衡右移，CuS溶解。反应的离
子方程式为3CuS＋2NO＋8H＋===3Cu2＋＋2NO↑＋3S↓＋4H2O。
(2)分步沉淀
若一种沉淀剂可使溶液中多种离子沉淀时，则可以控制条件，使这些离子先后分别沉淀，这种现象称为分步沉淀。
①同一类型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀越完全，如AgCl、AgBr、AgI。
②不同类型的沉淀，其沉淀的先后顺序要通过计算才能确定，如AgCl和Ag2CrO4。
(3)沉淀的转化
由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程，若难溶电解质类型相同，则Ksp较大的沉淀易于转化为Ksp较小的沉淀。但要注意的是通过改变外界条件，利用勒·夏特列原理也可以使溶解度小的沉淀转化成溶解度大的沉淀。
①易溶物向难溶物转化：如向BaCO3沉淀中加入Na2CrO4溶液，将会发现白色的BaCO3沉淀逐渐转化成黄色的BaCrO4沉淀。
②难溶物向易溶物转化：如BaSO4沉淀转化为BaCO3沉淀的反应为BaSO4(s)＋CO(aq)??BaCO3(s)＋SO(aq)，K＝＝＝≈，虽然平衡常数小，转化不彻底，但只要[CO]比[SO]大47倍以上，经多次转化，即能将BaSO4转化为BaCO3。
【典例12】 常温下，已知Cu(OH)2(s)??Cu2＋(aq)＋2OH－(aq)的Ksp＝2×10－20 mol3·L－3。
(1)某CuSO4溶液中[Cu2＋]＝0.02 mol·L－1，如果生成Cu(OH)2沉淀，应调整溶液的pH使之大于________。
(2)要使0.2 mol·L－1 CuSO4溶液中的Cu2＋沉淀完全(使Cu2＋浓度降低至原来的千分之一)，则应向溶液中加入NaOH溶液，使溶液的pH为________。
答案 (1)5 (2)6
解析 (1)当[Cu2＋][OH－]2＝2×10－20 mol3·L－3时开始出现沉淀，则[OH－]＝ mol·L－1＝1×10－9mol·L－1，[H＋]＝1×10－5 mol·L－1，pH＝5，所以要生成Cu(OH)2沉淀，应调整溶液的pH>5。
(2)使Cu2＋的浓度降至0.2 mol·L－1/1 000＝2×10－4 mol·L－1，[OH－]＝ mol·L－1＝1×10－8 mol·L－1，[H＋]＝1×10－6 mol·L－1，此时溶液的pH＝6。
本章复习课
练基础落实
1．下列事实能说明醋酸是弱电解质的是( )
①醋酸与水以任意比例互溶 ②醋酸溶液能导电 ③醋酸溶液中存在醋酸分子 ④0.1 mol·L－1醋酸的pH比盐酸pH大 ⑤在漂白剂溶液中滴加醋酸能增强漂白效果 ⑥0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＝2 ⑦大小相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和醋酸反应，醋酸产生氢气速率慢 ⑧CH3COOK溶液能使酚酞试液变红色
A．②④⑥⑧ B．③④⑥⑦ C．④⑤⑥⑧ D．③⑥⑦⑧
2．某种一元强碱MOH溶液加入一种一元酸HA反应后，溶液呈中性，下列判断一定正确的是( )
A．加入的酸过量
B．生成的盐不水解
C．酸和碱等物质的量混合
D．反应后溶液中[A－]＝[M＋]
3．下列叙述正确的是( )
A．溶度积大的化合物溶解度肯定大
B．向含有AgCl固体的溶液中加入适量的水使AgCl溶解又达到平衡时，AgCl的溶度积不变，其溶解度也不变
C．将难溶电解质放入纯水中，溶解达到平衡时，电解质离子的浓度的乘积就是该物质的溶度积
D．AgCl水溶液的导电性很弱，所以AgCl为弱电解质
4．下列叙述正确的是( )
A．95℃纯水的pH<7，说明加热可导致水呈酸性
B．pH＝3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH＝4
C．0.2 mol·L－1的盐酸与等体积水混合后pH＝1
D．pH＝3的醋酸溶液与pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH＝7
5．下列各组离子一定能大量共存的是( )
A．在含有大量[Al(OH)4]－的溶液中：NH、Na＋、Cl－、H＋
B．在强碱溶液中：Na＋、K＋、CO、NO
C．在pH＝12的溶液中：NH、Na＋、SO、Cl－
D．在[H＋]＝0.1 mol·L－1的溶液中：K＋、I－、Cl－、NO
6．某酸性溶液中只有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－四种离子。则下列描述正确的是( )
A．该溶液由pH＝3的CH3COOH与pH＝11的NaOH溶液等体积混合而成
B．该溶液由等物质的量浓度、等体积的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成
C．加入适量NaOH，溶液中离子浓度为[CH3COO－]>[Na＋]>[OH－]>[H＋]
D．加入适量氨水，[CH3COO－]一定大于[Na＋]、[NH]之和
练方法技巧
7．pH＝5的氯化镁溶液中含有杂质氯化铁，为除去该杂质，可加入的试剂是( )
①MgO ②MgCO3 ③NaOH ④Na2CO3
A．①② B．②③ C．③④ D．①③
8．盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是( )
A．在NaHCO3溶液中加入与其等物质的量的NaOH，溶液中的阴离子只有CO和OH－
B．NaHCO3溶液中：[H＋]＋[H2CO3]＝[OH－]
C．10 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液加入等物质的量的NaOH后，溶液中离子的浓度由大到小的顺序是：[Na＋]>[CH3COO－]>[OH－]>[H＋]
D．中和体积与pH都相同的HCl溶液和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物质的量相同
题号
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
9.某二元酸(化学式用H2A表示)在水溶液中的电离方程式是H2A===H＋＋HA－；HA－
H＋＋A2－。
回答下列问题：
(1)Na2A溶液显________(填“酸性”、“中性”或“碱性”)，理由是(用离子方程式表示)________________________________________________________________________。
(2)若0.1 mol·L－1 NaHA溶液的pH＝2，则0.1 mol·L－1 H2A溶液中氢离子的物质的量浓度可能__________0.11 mol·L－1(填“＞”、“＝”或“＜”)，理由是
________________________________________________________________________
__________________。
(3)0.1 mol·L－1 NaHA的溶液中各种离子浓度由大到小的顺序是
________________________________________________________________________。
练综合拓展
10．一定温度下有：a.盐酸 b．硫酸 c．醋酸三种酸。
(1)当其物质的量浓度相同时，[H＋]由大到小的顺序是______________。
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH能力的顺序是____________。
(3)当其[H＋]相同时，物质的量浓度由大到小的顺序为______________。
(4)当其[H＋]相同、体积相同时，分别加入足量锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序为_________________________________________________________________。
(5)当[H＋]相同、体积相同时，同时加入锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时的反应速率________，反应所需时间__________。
(6)将[H＋]相同的三种酸均稀释10倍后，[H＋]由大到小的顺序是______________。
11．温度t℃时，某NaOH稀溶液中[H＋]＝10－a mol·L－1，[OH－]＝10－b mol·L－1，已知a＋b＝12，请回答下列问题：
(1)该温度下水的离子积常数KW＝
________________________________________________________________________。
(2)该NaOH溶液中NaOH的物质的量浓度为
________________________________________________________________________，
该NaOH溶液中由水电离出的[OH－]为__________。
(3)给该NaOH溶液加热，pH________(填“变大”、“变小”或“不变”)。
12．工业上制备BaCl2的工艺流程图如下：
某研究小组在实验室用重晶石(主要成分为BaSO4)对工业过程进行模拟实验。查表得：
BaSO4(s)＋4C(s)4CO(g)＋BaS(s)
ΔH1＝571.2 kJ·mol－1 ①
BaSO4(s)＋2C(s)2CO2(g)＋BaS(s)
ΔH2＝226.2 kJ·mol－1 ②
(1)气体用过量NaOH溶液吸收，得到硫化钠。Na2S水解的离子方程式为________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)向BaCl2溶液中加入AgNO3和KBr，当两种沉淀共存时，＝__________________。
[Ksp(AgBr)＝5.4×10－13 mol2·L－2，Ksp(AgCl)＝2.0×10－10 mol2·L－2]
(3)反应：C(s)＋CO2(g)2CO(g)的ΔH＝________kJ·mol－1。
(4)实际生产中必须加入过量的炭，同时还要通入空气，其目的是
________________________________________________________________________，
________________________________________________________________________。
网络构建
KW＝[H＋][OH－] > ＝ < 全部 部分 温度 浓度 温度
课时作业
1．D [证明醋酸是弱电解质的关键要证明醋酸是部分电离。醋酸与水以任意比例混溶，只能说明其溶解性，不能说明部分电离；醋酸溶液能导电，说明醋酸分子能电离，可能是全部电离，也可能是部分电离；醋酸溶液中存在醋酸分子，说明它部分电离成离子；比较同元酸的电离情况，必须比较同物质的量浓度的酸，盐酸浓度不定，所以不能说明醋酸是弱酸；2CH3COOH＋Ca(ClO)2===2HClO＋(CH3COO)2Ca，只能说明醋酸比次氯酸的酸性强，不能证明醋酸是弱酸；若醋酸是强酸，完全电离，则0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＝1，若醋酸是弱酸，部分分电离出H＋，即[H＋]<0.1 mol·L－1，溶液的pH>1，依题意，能说明醋酸是弱酸；锌与酸反应快慢由H＋浓度、接触面和温度等决定，浓度相同，接触面相同，温度相同，醋酸放出H2慢些，说明醋酸溶液中H＋浓度小于同浓度的盐酸中H＋浓度，即醋酸部分电离；CH3COOK溶液使酚酞试液变红，说明该溶液呈碱性，即阴离子发生了水解：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，强碱弱酸盐溶液呈碱性，所以能证明醋酸是弱酸。]
2．D [一元强碱MOH与一元酸HA的反应为MOH＋HA===MA＋H2O，反应后溶液中存在的离子有M＋、H＋、A－、OH－，因溶液呈中性，则[H＋]＝[OH－]，又因为任何电解质溶液不显电性，则[A－]＝[M＋]，所以选项D是正确的；由于HA是强酸还是弱酸没有说明，因此A、B、C的说法不一定正确。]
3．B [利用溶度积比较溶解度时，还必须进行换算，不能直接说溶度积大的化合物溶解度就大，故A错；溶度积和溶解度是温度的函数，故在AgCl固体中加入水，沉淀溶解平衡发生移动，但溶度积和溶解度均不变，故B对；难溶电解质溶解达到平衡时，电解质离子浓度幂的乘积就是该物质的溶度积，故C错；电解质的强弱是以电离程度划分的，不是以溶液导电性区分的，故D错。]
4．C [95℃的水尽管pH<7，但因其电离出的[H＋]＝[OH－]，故呈中性，A错；醋酸为弱酸，pH＝3的醋酸稀释10倍时，促进其电离，故35．B [选项A中，[Al(OH)4]－与H＋、NH都不能大量共存；选项C中pH＝12，则[OH－]＝0.01 mol·L－1，NH与OH－不能大量共存；选项D中溶液呈酸性，NO在酸性溶液中具有强氧化性，与具有还原性的I－不能大量共存。]
6．A [pH＝3的CH3COOH和pH＝11的NaOH等体积混合，生成CH3COONa的同时，CH3COOH有大量剩余，因为CH3COOH为弱酸，其浓度大于10－3 mol·L－1，因此A正确；B中恰好反应生成CH3COONa，由于CH3COO－水解而使溶液呈碱性，B不正确；C中电荷不守恒，两种阴离子的浓度不可能都大于两种阳离子的浓度，C不正确；D中加入氨水，若溶液恰好呈中性，[CH3COO－]＝[NH]＋[Na＋]，若氨水过量，则[Na＋]＋[NH]>[CH3COO－]，因此D不正确。]
7．A [本题考查盐类水解在除杂质方面的应用。氯化铁为强酸弱碱盐，水解显酸性，它的溶液可以与碱、碱性氧化物和某些盐反应，生成Fe(OH)3沉淀。除杂质的基本原则是不引入新的杂质，故③、④排除，Fe3＋在溶液中存在水解平衡：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，加入MgO或MgCO3发生如下反应：
MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O
或MgCO3＋2H＋===Mg2＋＋CO2↑＋H2O
使[H＋]降低，水解平衡Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋向右移动，生成了Fe(OH)3沉淀，过滤即可。这样既除去了Fe3＋，又不引入新杂质，故①、②正确。]
8．C [等物质的量的NaHCO3和NaOH恰好反应生成Na2CO3，Na2CO3溶液中存在CO的水解平衡、H2O的电离平衡：CO＋H2OHCO＋OH－，H2OH＋＋OH－，因此A不正确；电荷守恒：[Na＋]＋[H＋]＝[HCO]＋[OH－]＋2[CO]，物料守恒：[Na＋]＝[HCO]＋[H2CO3]＋[CO]，因此B不正确；C中CH3COOH和NaOH恰好反应生成CH3COONa和H2O，由于CH3COO－的水解，溶液呈碱性，因此C正确；由于CH3COOH为弱酸，不能完全电离，pH相同的HCl溶液和CH3COOH溶液，CH3COOH的浓度大于HCl的浓度，故中和相同体积、相同pH的HCl溶液与CH3COOH溶液，CH3COOH消耗的NaOH多，故D错误。]
9．(1)碱性 A2－＋H2OHA－＋OH－
(2)＜ H2A第一步电离出的H＋，对HA－的电离起到抑制作用，使HA－更难电离出H＋
(3)[Na＋]＞[HA－]＞[H＋]＞[A2－]＞[OH－]
解析 (1)由题目所给信息HA－H＋＋A2－可知，HA－具有弱酸性，Na2A能发生水解反应A2－＋H2OHA－＋OH－，其溶液呈碱性。
(2)由题意可知0.1 mol·L－1NaHA溶液中，[H＋]＝0.01 mol·L－1，即0.1 mol·L－1HA－电离产生的[H＋]＝0.01 mol·L－1。0.1 mol·L－1H2A电离产生的[H＋]、[HA－]各为0.1 mol·L－1，因产生的H＋抑制了HA－的电离，使溶液中H＋浓度小于0.11 mol·L－1。
(3)0.1 mol·L－1NaHA溶液中：NaHA===Na＋＋HA－，HA－H＋＋A2－，H2OH＋＋OH－。由题意可知：[Na＋]＝0.1 mol·L－1，HA－部分电离其浓度小于0.1 mol·L－1；[H＋]＝0.01 mol·L－1，[A2－]＜0.01 mol·L－1。所以溶液中各种离子浓度大小顺序为[Na＋]＞[HA－]＞[H＋]＞[A2－]＞[OH－]。
10．(1)b>a>c (2)b>a＝c (3)c>a>b
(4)c>a＝b (5)a＝b＝c a＝b>c (6)c>a＝b
解析 盐酸是一元强酸，硫酸是二元强酸，醋酸是一元弱酸。当其物质的量浓度相同时，硫酸的[H＋]最大，醋酸的[H＋]最小。同体积、同物质的量浓度的三种酸，硫酸消耗的NaOH最多。当其[H＋]相同、体积相同时，醋酸的物质的量最多，与锌反应产生的氢气最多。
11．(1)10－12 mol2·L－2
(2)10－b mol·L－1 10－a mol·L－1
(3)变小
解析 (1)KW＝[H＋][OH－]＝10－a mol·L－1·10－b mol·L－1＝10－(a＋b) mol2·L－2＝10－12 mol2·L－2
(2)[NaOH]＝[OH－]＝10－b mol·L－1；该溶液中[H＋]＝10－a mol·L－1，NaOH溶液中的H＋全是水电离的，[H＋]水电离＝[OH－]水电离＝10－a mol·L－1。
(3)温度升高时，KW变大，而[H＋]＝，所以[H＋]变大，pH变小。
12．(1)S2－＋H2O??HS－＋OH－；HS－＋H2O??H2S＋OH－ (2)2.7×10－3 (3)172.5 (4)使BaSO4得到充分的还原(或提高BaS的产量)，①②为吸热反应，炭和氧气反应放热维持反应所需高温
解析 (1)Na2S的水溶液因水解而显碱性，其水解的离子方程式为：S2－＋H2O??HS＋OH－，HS－＋H2O??H2S＋OH－(可不写)。
(2)由Ksp(AgBr)＝[Ag＋][Br－]＝5.4×10－13 mol2·L－2，Ksp(AgCl)＝[Ag＋][Cl－]＝2.0×10－10 mol2·L－2可知，当两种沉淀共存时，[Ag＋]相同，因此＝＝＝2.7×10－3。
(3)ΔH＝＝
＝172.5 kJ·mol－1。
(4)上述两反应都具有一定的可逆性，增加碳的量可使BaSO4被充分还原，提高BaS的产量；反应①和②为吸热反应，通入空气可与炭反应提供反应所需的高温环境。
章末检测卷
(时间100分钟 满分100分)
一、选择题(本题包括16小题，每小题3分，共48分；每小题只有一个选项符合题意)
1．下列说法正确的是( )
A．强电解质溶液一定比弱电解质溶液的导电性强
B．强电解质的稀溶液中不存在溶质分子
C．强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物
D．不同的弱电解质只要物质的量的浓度相同，电离程度也相同
2．下列各组离子在给定条件下能大量共存的是( )
A．在pH＝1的溶液中：NH、K＋、ClO－、Cl－
B．有SO存在的溶液中：Na＋、Mg2＋、Ca2＋、I－
C．有NO存在的强酸性溶液中：NH、Ba2＋、Fe2＋、Br－
D．在[H＋]＝1.0×10－13 mol·L－1的溶液中：Na＋、S2－、[Al(OH)4]－、SO
3．醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是( )
A．CH3COOH溶液中离子浓度的关系满足：[H＋]＝[OH－]＋[CH3COO－]
B．0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中[OH－]增大
C．CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，平衡逆向移动
D．常温下，pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH<7
4．在常温下，pH＝9的NaOH溶液和CH3COONa溶液中，假设由水电离产生的OH－浓度分别为a和b，则a与b的关系为( )
A．a>b B．a＝10－4b C．b＝10－4a D．a＝b
5．对于某些离子的检验及结论一定正确的是( )
A．加入硝酸银溶液产生白色沉淀，则一定有Cl－
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．通入氯气，然后加入硫氰化钾溶液，溶液变为红色，一定含有Fe2＋
6．下列离子方程式书写正确的是( )
A．向FeCl2溶液中通入Cl2：Fe2＋＋Cl2===Fe3＋＋2Cl－
B．澄清石灰水与少量的小苏打溶液混合：Ca2＋＋OH－＋HCO===CaCO3↓＋H2O
C．FeS固体放入稀硝酸溶液中：FeS＋2H＋===Fe2＋＋H2S↑
D．AlCl3溶液中加过量氨水：Al3＋＋4OH－===[Al(OH)4]－
7．下列叙述正确的是( )
A．将稀氨水逐滴加入稀硫酸中，当溶液pH＝7时，[SO]＞[NH]
B．两种醋酸溶液的物质的量浓度分别为c1和c2，pH分别为a和a＋1，则c1＝10c2
C．pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的醋酸溶液等体积混合，滴入石蕊溶液呈红色
D．向0.1 mol·L－1的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中增大
8．根据下表提供的数据，判断在等浓度的NaClO、NaHCO3混合溶液中，各种离子浓度关系正确的是( )
化学式
电离常数
HClO
K＝3×10－8 mol·L－1
H2CO3
K1＝4.3×10－7 mol·L－1
K2＝5.6×10－11 mol·L－1
A.[HCO]>[ClO－]>[OH－]
B．[ClO－]>[HCO]>[H＋]
C．[HClO]＋[ClO－]＝[HCO]＋[H2CO3]
D．[Na＋]＋[H＋]＝[HCO]＋[ClO－]＋[OH－]
9．常温下，某溶液中由水电离的[H＋]＝1×10－13 mol·L－1，该溶液可能是( )
①三氧化硫水溶液 ②氯化铵水溶液 ③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液
A．①④ B．①② C．②③ D．③④
10．对于难溶盐MX，其饱和溶液中M＋和X－的物质的量浓度之间的关系类似于[H＋][OH－]＝KW，存在着[M＋]·[X－]＝Ksp的关系。一定温度下，将足量AgCl固体分别放入下列物质中，AgCl溶解度由大到小的排列顺序为( )
①20 mL 0.01 mol·L－1 KCl溶液 ②30 mL 0.02 mol·L－1 CaCl2溶液 ③40 mL 0.03 mol·L－1 HCl溶液 ④10 mL蒸馏水 ⑤50 mL 0.05 mol·L－1 AgNO3
A．①>②>③>④>⑤ B．④>①>③>②>⑤
C．⑤>④>②>①>③ D．④>③>⑤>②>①
11．pH＝3的一元弱酸HR溶液与V L pH＝11的NaOH溶液混合后，混合溶液的pH＝7，下列判断正确的是( )
A．混合溶液体积≤2V L
B．[R－]＋[OH－]＝[Na＋]＋[H＋]
C．溶液中[Na＋]>[R－]>[H＋]＝[OH－]
D．[R－]＋[HR]＝[Na＋]
12．物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大的顺序排列的是( )
A．Na2CO3 NaHCO3 NaCl NH4Cl
B．Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl NaCl
C．(NH4)2SO4 NH4Cl NaNO3 Na2S
D．NH4Cl (NH4)2SO4 Na2S NaNO3
13．已知HF、CH3COOH均为弱酸，酸性强弱顺序为HF>CH3COOH，下列说法正确的是( )
A．浓度均为0.1 mol·L－1的NaF、CH3COONa溶液相比较，CH3COONa溶液碱性较强
B．0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，加水稀释过程中，所有离子浓度均减小
C．NaF溶液中只含有Na＋、F－、H＋、OH－、H2O五种微粒
D．NaF溶液中加入少量NaOH固体，溶液中c(F－)变小
14.MOH和ROH两种一元碱的溶液分别加水稀释10n倍时，pH变化与n的关系如图所示。下列叙述中正确的是
( )
A．MOH和ROH都是强碱
B．稀释前，[ROH]＝10[MOH]
C．常温下pH之和为14的醋酸和ROH溶液等体积混合，所得溶液呈碱性
D．在x点，[M＋]＝[R＋]
15．某酸式盐NaHY的水溶液中有[OH－]>[H＋]，下列叙述正确的是( )
A．H2Y的电离方程式：H2Y2H＋＋Y2－
B．HY－的水解方程式：HY－＋H2OH3O＋＋Y2－
C．该酸式盐溶液中离子浓度关系：[Na＋]>[HY－]>[OH－]>[H＋]
D．该酸式盐溶液中离子浓度关系：[Na＋]>[Y2－]>[HY－]>[OH－]>[H＋]
16．电离常数(Ka或Kb)、溶度积常数(Ksp)是判断物质性质的重要常数，下列关于这些常数的计算或运用正确的是( )
A．某亚硫酸溶液pH＝4.3，若忽略二级电离，则其一级电离平衡常数K1＝1.0×10－8.60 mol2·L－2
B．Ka(HCN)C．Ksp(AgI)D．Ksp(AgCl)题 号
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
答 案
二、非选择题(本题包括6小题，共52分)
17．(6分)25℃时，将0.01 mol CH3COONa和0.002 mol HCl溶于水，形成1 L溶液。
(1)该溶液中共含有______种不同的微粒(包括分子和离子)。
(2)在这些微粒中，________和________两种微粒的物质的量之和等于0.01 mol。
(3)________和________两种微粒的物质的量之和比H＋的物质的量多0.008 mol。
18．(8分)某烧碱样品含少量不与酸作用的杂质，为了测定其纯度，进行以下滴定操作：
A．在250 mL的容量瓶中定容配成250 mL烧碱溶液
B．用移液管移取25 mL烧碱溶液于锥形瓶中并滴几滴甲基橙指示剂
C．在天平上准确称取烧碱样品W g，在烧杯中用蒸馏水溶解
D．将物质的量浓度为c的标准硫酸溶液装入酸式滴定管，调节液面，记下开始读数为V1
E．在锥形瓶下垫一张白纸，滴定至终点，记下读数V2
回答下列各问题：
（1）正确操作步骤的顺序是______→______→______→D→______(均用字母填写)。
(2)滴定管的读数应注意
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
（3）E中在锥形瓶下垫一张白纸的作用是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
D步骤中液面应调节到
________________________________________________________________________
__________，尖嘴部分应__________________________________________________。
滴定终点时锥形瓶内溶液的pH约为_____________________________________，
终点时颜色变化是_______________________________________________________。
(6)若酸式滴定管不用标准硫酸润洗，在其他操作均正确的前提下，会对测定结果(指烧碱的纯度)有何影响？______(填“偏高”、“偏低”或“不变”)。
(7)该烧碱样品纯度的计算式为____________________________________________。
19．(6分)将0.2 mol·L－1 HA溶液与0.2 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，测得混合溶液中[Na＋]>[A－]，则(用“>”、“<”或“＝”填写下列空白)：
(1)混合溶液中[HA]________[A－]；
(2)混合溶液中[HA]＋[A－]________0.1 mol·L－1；
(3)混合溶液中由水电离出的[OH－]______0.2 mol·L－1 HA溶液中由水电离出的[H＋]；
(4)25℃时，如果取0.2 mol·L－1 HA溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，测得混合溶液的pH<7，则HA的电离程度________NaA的水解程度。
20．(8分)一种澄清透明的溶液中，可能含有下列离子：K＋、Fe3＋、Ba2＋、Al3＋、NH、Cl－、NO、HCO、SO。现做以下实验：
(1)将溶液滴在蓝色石蕊试纸上，试纸呈红色；
(2)取少量溶液，加入用稀HNO3酸化的BaCl2溶液，产生白色沉淀；
(3)将(2)中的沉淀过滤，向滤液中加入AgNO3溶液，产生白色沉淀；
(4)另取溶液，逐滴加入NaOH溶液至过量，只看到有红褐色沉淀生成，且沉淀质量不减少。
由此可以推断：
溶液中肯定存在的离子有_________________________________________________；
溶液中肯定不存在的离子有________________________________________________；
溶液中不能确定是否存在的离子有_________________________________________。
21．(12分)物质在水溶液中可能存在电离平衡、盐的水解平衡或沉淀溶解平衡，它们都可看作化学平衡的一种。请根据所学化学知识回答下列问题：
(1)A为0.1 mol·L－1的(NH4)2SO4溶液，在该溶液中离子浓度由大到小的顺序为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)B为0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液，NaHCO3在该溶液中存在的平衡有(用离子方程式表
示)________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)C为0.1 mol·L－1的(NH4)2Fe(SO4)2溶液，与同浓度的(NH4)2SO4溶液相比较____________(填溶质的化学式)溶液中NH的浓度更大，其原因是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)D为含有足量AgCl固体的饱和溶液，AgCl在溶液中存在如下平衡：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)
在25℃时，AgCl的Ksp＝1.8×10－10 mol2·L－2。现将足量AgCl分别放入下列液体中：①100 mL蒸馏水
②100 mL 0.3 mol·L－1AgNO3溶液 ③100 mL 0.1 mol·L－1 MgCl2溶液充分搅拌后冷却到相同温度，Ag＋浓度由大到小的顺序为____________(填序号)，此时溶液②中Cl－物质的量浓度为______________。
22．(12分)已知25℃时，Ksp[Mg(OH)2]＝1×10－11 mol3·L－3，如向100 mL 0.1 mol·L－1 MgCl2溶液中加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液使Mg2＋沉淀，当溶液中[Mg2＋]降到1×10－5 mol·L－1时可以认为Mg2＋已沉淀完全，问至少需将溶液的pH调节到多少可使Mg2＋沉淀完全？消耗NaOH的最小体积为多少？
1．B [强电解质不一定都是离子化合物如HCl，其导电能力不一定比弱电解质溶液强。而弱电解质不一定都是共价化合物，如Mg(OH)2。不同弱电解质，电离程度不同。]
2．D [A项中ClO－与H＋不能大量共存；B项中SO与Ca2＋不能大量共存；C项中NO、H＋、Fe2＋相互结合会发生氧化还原反应而不能大量共存；D项中无离子反应，可以大量共存。]
3．B [CH3COOH溶液中存在电离平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－，由电荷守恒可知[H＋]＝[OH－]＋[CH3COO－]；加水稀释时平衡正向移动，但稀释是主要的改变，大于平衡的移动，因此[H＋]减小，由KW＝[OH－][H＋]，则[OH－]增大；加入CH3COONa固体平衡逆向移动；D中pH＝2的CH3COOH溶液和pH＝12的NaOH溶液等体积混合n(CH3COOH)>n(NaOH)，则混合液中酸过量(因为CH3COOH为弱酸)，pH<7。]
4．B
5．C [A项中不能排除CO、SO等；B项不能排除Ag＋；C项正确；D项不能排除Fe3＋。]
6．B [本题主要从离子方程式的书写规则来检查。A项中电荷不守恒；C项中未考虑硝酸的氧化性；D项氨水为弱电解质，不能写成离子形式，且Al(OH)3不溶于弱碱，因此该离子反应不能发生。]
7．C [A中当pH＝7时[NH]>[SO]，错误；B项中因为醋酸是弱电解质，pH相差1时浓度相差值大于10倍，错误；C项中醋酸是弱酸，pH相当等体积相混，谁弱谁剩余，显酸性，故滴入石蕊溶液呈红色，正确；D项中氨水中加入(NH4)2SO4固体抑制NH3·H2O的电离，故减小。]
8．A [由电离常数可知H2CO3的一级电离要大于HClO的电离，故ClO－的水解程度大于HCO的水解程度，故[HCO]>[ClO－]>[OH－]，A正确；D中的电荷守恒中缺少CO，应为：[Na＋]＋[H＋]===[HCO]＋[ClO－]＋[OH－]＋2[CO]。]
9．A [水电离的[H＋]＝1×10－13 mol·L－1，说明水电离受到抑制，溶液可能为强酸性溶液也可能为强碱性溶液，三氧化硫溶液和氢氧化钠溶液符合，氯化铵水解促进水的电离，硝酸钠水溶液为中性溶液，不符合。]
10．B [难溶并不是绝对不溶，其溶解性的大小受条件的影响，温度、浓度、同离子效应等都会影响难溶电解质的溶解平衡。AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，由于[Ag＋][Cl－]＝Ksp，离子浓度越大，越能抑制AgCl的溶解，AgCl的溶解度就越小。注意AgCl的溶解度大小只与溶液中Ag＋或Cl－的浓度有关，而与溶液体积大小无关。①中[Cl－]＝0.01 mol·L－1，②中[Cl－]＝0.04 mol·L－1，③中[Cl－]＝0.03 mol·L－1，④中[Cl－]＝0 mol·L－1，⑤中[Ag＋]＝0.05 mol·L－1。Ag＋或Cl－浓度由小到大的排列顺序为④<①<③<②<⑤，AgCl溶解度由大到小的排列顺序为④>①>③>②>⑤。]
11．B
12．C [(NH4)2SO4、NH4Cl溶液因NH水解而呈酸性，(NH4)2SO4中的NH浓度大于NH4Cl溶液中的NH浓度，其水解产生的[H＋]应较大，故前者pH小；NaNO3为强酸与强碱生成的盐溶液，呈中性(pH＝7)；在Na2S溶液中，因S2－水解使溶液呈碱性(pH>7)。本题考查盐溶液显酸碱性的实质，关键把握水解的离子。]
13．A
14．D [由图中两种碱稀释后pH的变化可知，MOH为弱碱，ROH为强碱，故C项应为酸过量，呈酸性；由于碱的碱性不同，二者的浓度不为10倍关系；x点时两种碱溶液中[OH－]相同，由电荷守恒可推知[M＋]＝[R＋]。]
15．C [H2Y是弱酸，分步电离，所以A项一步电离是错误的；依题意，它的酸式钠盐溶液呈碱性，说明HY－以水解为主，HY－＋H2OH2Y＋OH－，B项不正确；溶液中存在：NaHY===Na＋＋HY－，HY－＋H2OH2Y＋OH－，[Na＋]>[HY－]>[OH－]>[H2Y]>[H＋]，C项正确；D项，根据HY－水解程度大于电离程度，离子浓度大小有：[Na＋]>[HY－]>[H2Y]>[Y2－]。本题关键是NaHY水溶液呈碱性，即NaHY的水解程度大于电离程度。]
16．C [A项缺少亚硫酸的浓度，无法计算其一级电离常数；B项说明醋酸易电离，醋酸的酸性强；C项根据沉淀转化的本质，AgCl会转化为溶解度更小的AgI；D项数据只能说明AgOH和AgCl在水中的溶解度大小，而AgOH易溶于稀硝酸。]
17．(1)7 (2)CH3COOH CH3COO－
(3)CH3COO－ OH－
18．(1)C A B E
(2)滴定管要直立，装液或放液后需等1～2 min后才能读数，读数时不能俯视或仰视，视线应与凹液面最低点保持水平，读数应准确至0.1 mL，估读至0.01 mL
(3)便于准确判断滴定终点时溶液颜色的变化情况
(4)零刻度或零稍下的某一刻度 充满液体，无气泡
(5)4.4 由黄色变为橙色
(6)偏高
(7)%(注意：V的单位为 mL)
19．(1)< (2)＝ (3)> (4)>
解析 (1)混合后恰生成NaA，由于[Na＋]>[A－]，根据电荷守恒得[H＋]<[OH－]，溶液呈碱性，A－水解程度弱，[HA]<[A－]。
(2)由物料守恒，[HA]＋[A－]＝[Na＋]＝0.1 mol·L－1。
(3)混合溶液中A－的水解促进了水的电离，故前者大。
(4)HA剩余，溶液呈酸性，故前者程度大。
20．SO、Fe3＋ Ba2＋、Al3＋、HCO K＋、NH、Cl－、NO
解析 整个题目全用文字叙述，没有任何数据，只能根据题意进行分析推理得出答案。
①首先考虑离子间的共存：SO与Ba2＋，HCO与Al3＋、Fe3＋不能大量共存。
②由(1)知该溶液为酸性溶液，溶液中一定没有HCO；
③由(2)知，溶液中一定有SO，从而否定Ba2＋的存在；
④在(3)中加入AgNO3溶液后生成沉淀，由于(2)溶液中加入Cl－，无法判断原溶液中是否有Cl－；
⑤由(4)知，产生的棕色沉淀是Fe(OH)3，溶液中肯定有Fe3＋；由于加入过量碱后沉淀量没有减少，说明没有Al3＋。
21．(1)[NH]>[SO]>[H＋]>[OH－]
(2)HCOH＋＋CO；HCO＋H2OH2CO3＋OH－；H2OH＋＋OH－
(3)(NH4)2Fe(SO4)2 Fe2＋水解显酸性，对NH的水解有抑制作用
(4)②>①>③ 6×10－10 mol·L－1
解析 (1)NH水解显酸性且水解程度小，所以有：
[NH]>[SO]>[H＋]>[OH－]。
(2)NaHCO3溶液中存在三个平衡体系：
①HCO的电离平衡：HCOH＋＋CO；②HCO的水解平衡：HCO＋H2OH2CO3＋OH－；③H2O的电离平衡：H2OH＋＋OH－。
(3)(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，Fe2＋水解产生的H＋对NH的水解起抑制作用，NH水解程度小，与同浓度的(NH4)2SO4溶液相比，前者NH的浓度更大。
(4)①与③相比，③溶液中的Cl－使AgCl的溶解平衡逆向移动，[Ag＋]最小，②中溶液中的Ag＋虽然使AgCl的溶解平衡逆向移动，但溶液中Ag＋的浓度要比①、③中Ag＋的浓度大的多，所以②中Ag＋浓度最大。②中[Cl－]＝＝ mol·L－1＝6×10－10 mol·L－1。
22．11 203.03 mL
解析 沉淀完全时Ksp＝[Mg2＋][OH－]2＝1×10－11 mol3·L－3，此时[Mg2＋]＝1×10－5 mol·L－1。因此，1×10－5 mol·L－1×[OH－]2＝1×10－11 mol3·L－3，[OH－]＝10－3 mol·L－1，pH＝11。MgCl2＋2NaOH===Mg(OH)2↓＋2NaCl，加入的NaOH除与Mg2＋反应使Mg2＋沉淀完全外，还要使溶液中的[OH－]＝10－3 mol·L－1。设需NaOH溶液的体积为x，则有：
0．1 L×0.1 mol·L－1×2＋(0.1 L＋x)×10－3 mol·L－1＝0.1 mol·L－1·x，解得x＝203.03 mL。
