高一化學選修4電離平衡

1、高一化學選修4第三章電離平衡一、考綱要求1了解電解質的概念。了解強電解質和弱電解質的概念。2了糖電解質在水溶液中的電離，以及電解質溶液的導電性。3了解弱電解質在水溶液中的電離平衡。4了解水的電離，離子積常數(shù)。5. 了解溶液pH的定義。了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算。6. 了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應用。7. 了解離子反應的概念、離子反應發(fā)生的條件。了解常見離子的檢驗方法。8. 了解難溶電解質的沉淀溶解平衡及沉淀轉化的本質。二、高考命題規(guī)律近幾年該部分內容在高考題中考查的知識有：電解質溶液為高考熱點之一,題型主要是選擇題。 1.主要考查弱電解質的電離

2、平衡移動2.主要考查溶液的pH與c(H+)的關系3.主要考查考察了電離平衡常數(shù)與溶解平衡常數(shù)既溶度積的計算和分析4.主要考查考查常見離子的共存5.主要考查水解與電離平衡、物料守恒和電荷守恒、離子濃度大小比較。（是考試熱點內容）6.主要考查外界條件對鹽類水解及電離平衡的影響。三、知識清單(一)、強電解質和弱電解質 強電解質： 電解質 電離程度 弱電解質：注意：化合物不是電解質即為非電解質易溶性化合物不一定就是強電解質，難溶性化合物不一定就是弱電解質（例如：CH3COOH易溶，但它為弱電解質；BaSO4難溶，但它溶解那部分是完全電離的，所以BaSO4等仍為強電解質。）溶液的導電性與電解質強弱沒有必

3、然的關系。(二)、弱電解質的電離平衡 電離平衡：在一定溫度下，當弱電解質在水溶液中電離達到最大程度時，弱電解質分子電離成離子的速率與離子 的速率相等，溶液中各分子和離子的 都不在發(fā)生變化，達到了 狀態(tài)。 電離平衡的特征：與化學平衡相似 電離方程式的書寫：強電解質電離用“=”，弱電解質電離用“”注意：多元弱酸分步電離，多元弱堿一步電離(中學階段) 弱電解質電離平衡的移動（1）弱電解質的電離平衡符合 原理（2）影響弱電解質電離平衡的因素有： 內因：弱電解質的本性外因： 溫度： ； 濃度： ； 同離子反應：加入與弱電解質具有相同離子的強電解質： 加入能反應的物質： 5、電離平衡常數(shù)（1）概念：在一定

4、條件下，弱電解質的電離達到平衡時，溶液中 的系數(shù)次方之積跟溶液中 是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示。（酸的電離平衡常數(shù)也可用Ka表示，堿的電離平衡常數(shù)也可用Kb表示）注：濃度指平衡濃度。（2）電離平衡常數(shù)的意義：K值越大，說明電離程度 ，酸堿也就 ；K值越小，說明電離程度 ，離子結合成分子就越容易，酸堿就 。（3）影響K的外界條件：對于同一電解質的稀溶液來說，K只隨 的變化而變化，一般溫度 ，K值 。若不指明溫度，一般指25。(三)、水的電離1.離子方程式： ，或 。2水的離子積常數(shù) kw= C(H)·C(OH ) 常溫下： kw= 3影響Kw大小的因素是：

5、 注意：任何物質的水溶液中，在常溫時，KW= ，KW與溶液的酸堿性無關，只與： 有關。計算題記牢公式c(OH)·c(H+)=Kw計算時看是否是常溫，不是常溫要看該溫度下的Kw值(四)、溶液酸堿性：在25時， 中性溶液：c（H+） c（OH） c（H+） 酸性溶液：c（H+） c（OH） c（H+） 堿性溶液：c（H+） c（OH） c（H+） (五)、溶液的pH值1溶液的pH值（1）定義pH = （2）pH適用范圍 。 注：水中加酸或堿均抑制水的電離，但由水電離出的c（H+）與c（OH）總是相等。任何電解質溶液中，H+與OH總是共存，但不能大量共存。溶液的酸、堿性主要在于c（H+）與

6、c（OH）的相對大小。c（H+）與c（OH）此增彼減，且溫度不變Kw = c（H+）·c（OH）不變。（3）溶液PH的測定方法： （4）關于pH值的計算類型及計算方法1強酸或強堿溶液的PH值 2酸堿混合(一般稀溶液密度相近，體積可簡單加和) 酸性à求C（H+）àpH一定要先判斷溶液酸堿性堿性à先求C（OH-）à再根據(jù)Kw求C（H+）àpH（1）酸I+酸II ：C（H+） = (2)堿I+堿II ：C（OH-） = （3）酸I+堿II： 完全中和：C（H+） = C（OH-） = 1mol/L酸過量： C（H+）= 堿過量：C（OH-）

7、 = 3溶液的稀釋【小結】1 溶液酸堿性pH計算經(jīng)驗規(guī)律（1）兩強酸等體積混合 混合后的pH=小的+0.3(2)兩強堿等體積混合 混合后的pH=大的0.3(3)當按所給反應物質的量之比計算時，酸堿不論強弱，誰大誰過剩，溶液呈誰性。（4）酸堿等體積混合pH = 2 某酸與pH = 12 某堿混合pH難定pH = 4 某酸與pH = 10 NaOH混合 pH7pH = 4 H2SO4與pH = 10 某堿混合pH70.01mol/L pH = 2 一元酸與0.01mol/L pH = 12一元堿混合pH = 7(5) pH 減小一個單位，C(H+)擴大為原來的10倍。 PH增大2個單位，C(H+)

8、減為原來的1/100（6）稀釋規(guī)律：分別加水稀釋m倍時，溶液的物質的量的濃度均變?yōu)樵瓉淼?1/m , 強酸中c（H+）變?yōu)樵瓉淼?/m ,但弱酸中c（H+）比原來的1/m大，故稀釋后弱酸酸性強于強酸。2關于pH相同的酸（含強酸和弱酸）（1）溶液中c（H+）相等 （填“相等”或“不等”）。（2）溶液中溶質的物質的量的濃度：強酸 < 弱酸（填“>”或“<”）。（3）耗堿規(guī)律：pH和溶液體積均相同的HCl、H2SO4、CH3COOH與堿完全反應時，消耗堿物質的量最多的是 CH3COOH 。(六)、酸堿中和滴定的原理【酸堿中和滴定的概念】1、實質： 2、概念：利用 反應，用已知濃度的

9、 （或 ）來測定未知濃度的 （或 ）的實驗方法，叫“中和滴定”?！局泻偷味ú僮鳌?、儀器： 酸式滴定管可盛裝 _堿式滴定管不能盛裝_ 2、試劑：標準濃度的溶液，待測濃度的溶液，指示劑。3、滴定前準備（1）檢查： （2）玻璃儀器洗滌： 水洗 用標準液潤洗裝標準液的滴定管 用待測液潤洗裝待測液的滴定管（3）向用標準液潤洗過的滴定管中裝入標準液。調整液面到0刻度或0刻度以下（注意O刻度在上方），排除滴定管尖嘴部分氣泡，記下刻度讀數(shù)。（4）往錐形瓶中加入一定體積(一般為20.00mL)的待測液注：錐形瓶只能用蒸餾水洗 ，一定不能用待測液潤洗，否則結果會偏高，錐形瓶取液時要用滴定管（或用相應體積規(guī)格的移

10、液管），不能用量筒。（5）向錐形瓶中加入2-3滴指示劑。注：指示劑用量不能過多，因指示劑本身也具有弱酸性或弱堿性，會使滴定中耗標準液量增大或減小，造成滴定誤差。4、滴定操作用 操作滴定管， 搖動錐形瓶，眼睛注意 ，到最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生改變，且 不再變化為止，記下刻度讀數(shù)。再重復上述操作一次或兩次。（定量分析的基本要求）5、數(shù)據(jù)的處理取兩次操作或叁次操作所耗實際試液體積的平均值進行計算。（如果有偏差太大的要舍去）注：用滴定管的精確度為0.01mL，故無論用滴定管取待測液或用標準液滴定達終點計數(shù)時，待測液和標準液體積都必須精確到小數(shù)點后第二位數(shù)。6、中和滴定誤差分析造成滴定誤差的關鍵因素

11、是： 標準液濃度是否準確 待測液體積 滴定時耗標準液的體積。因此，滴定時引起誤差的錯誤操作常有以下幾點：1、錐形瓶水洗后，又用待測液潤洗，測定結果是 。2、不能用量筒取待測液，因量筒為粗略量具，分度值為最大量度的1/50，精度低，要用移液管取液。3、滴定管水洗后未用標準液潤洗就直接裝入標準液，測定結果是 。4、滴定前滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后氣泡消失，測定結果 。5、滴定過程中，標準液滴到錐形瓶外，或盛標準液滴定管漏液，測定結果是 。6、盛待測液滴定管水洗后，未用待測液潤就取液入錐形瓶，測定結果 。7、滴定前仰視，滴定后俯視，測定結果 。8、待測液濺到錐形瓶外或在瓶壁內上方附著，測定結果 。

12、9、標準液滴入錐形瓶后未搖勻，出現(xiàn)局部變色或剛變色未等待半分鐘觀察變色是否穩(wěn)定就停止滴定，測定結果 。(七)、 鹽類的水解【鹽類的水解】:在 中 電離出來的離子跟水所電離出來的 或 結合生成 的反應。注：多元弱酸根離子分步水解,以第一步為主（除SiO32-外），都要分步寫.要求:能夠判斷是否是水解反應,要能夠書寫水解的化學方程式和離子方程式【鹽類的水解規(guī)律】：（水解規(guī)律）（無弱不水解）有弱才水解，都弱雙水解，越弱越水解（都強顯中性）誰強顯誰性。注：有弱還要看溶不溶，不溶也不一定不水解。（如MgCO3也水解，但是FeS不水解。）中和反應一般是完全進行的，所以有弱電解質參與的中和反應的逆反應，其水

13、解反應程度很小，用可逆符號。誰強顯誰性，都強不水解顯中性，都弱看水解的相對強弱。多元弱酸的酸式酸根看電離與水解的相對強弱。（HSO3和H2PO4，電離程度>水解程度，所以NaHSO3和Na H2PO4的水溶液呈酸性，其他弱酸的酸式鹽一般水溶液呈堿性）【影響鹽類水解的因素】（1）內因：鹽的性質 （2）外因：濃度：增大鹽的濃度，水解平衡向 移動，但水解程度 。溶液的酸堿性：對于水解呈酸性的溶液加酸 水解，加堿 水解。對于水解呈堿性的溶液加酸 水解，加堿 水解。溫度：溫度越高，水解程度 。因鹽類水解是中和反應的 ，中和反應均為放熱反應，水解反應一定 。同種元素陽離子的化合價價高者解程度更大，如

14、Fe3+>Fe2+【水解平衡中的兩個守衡關系】：以醋酸鈉溶液為例說明：（填>,< ,=）CH3COONa + H2OCH3COOH + NaOH； CH3COO + H2O CH3COOH + OH溶液呈電中性，所以溶液中n（正電荷）= n（負電荷）即：n（Na+） n（H+） = n（CH3COO）+ n（OH）（兩邊同時除以體積）即：電荷守恒：c（Na+）c（H+） c（CH3COO）+ c（OH）CH3COONa固體中，n(Na+) = n(CH3COO)但在CH3COONa溶液中，因為CH3COO)水解，所以 n(Na+) > n(CH3COO)即 c(Na+)

15、 > c(CH3COO)；根據(jù)CH3COONa固體中，n(Na+) = n(CH3COO)所以該溶液中n(Na+) = n(CH3COO) + n（CH3COOH），（兩邊同時除以體積）即：物料守恒：c（CH3COOH）+ c（CH3COO）c（Na+）【鹽類水解的應用】：（1）判斷溶液的酸堿性：水解呈堿性的溶液，保存時試劑瓶要用橡膠塞。根據(jù)鹽溶液的酸堿性，可以證明酸、堿的強弱。酸：選其強堿鹽溶液，若該鹽溶液呈中性，說明該酸是 ；若呈堿性說明該酸是 。堿：選其強堿鹽溶液，若該鹽溶液呈中性，說明該堿是 ；若呈酸性說明該堿是 。根據(jù)同濃度（相同）強堿（不同）弱酸鹽溶液的堿性強弱，可以比較弱酸

16、的相對強弱。 弱酸越弱，說明對應的弱酸根離子水解程度越 。幾種同濃度（相同）強堿（不同）弱酸鹽溶液堿性越強，對應酸的酸的酸性越 。某些活潑金屬與強酸弱堿鹽反應。（如：Mg放入NH4Cl、FeCl3溶液中產(chǎn)生氫氣。）判斷溶液中微粒種類：先看溶劑分子和溶劑電離產(chǎn)生的微粒，再看溶質電離產(chǎn)生的微粒，最后看溶劑和溶液相互作用產(chǎn)生的微粒；（2）解釋一些化學現(xiàn)象明礬、三氯化鐵凈水。(水解的離子反應方程式)明礬凈水 三氯化鐵凈水 原因：膠體粒子的表面積 ，吸附能力 ， 而起凈水作用。（3）鹽類水解平衡的移動配制鹽溶液。配制FeCl3溶液要加入 ，配制Na2SiO3溶液加入 ，目的： 熱的純堿溶液清洗油污效果較

17、好，原因： 制備Fe(OH)3膠體的操作：為什么用沸水？ 。加熱時間能不能太長 采用加熱的方法來促進溶液中某些鹽的水解，使之生成氫氧化物沉淀，以除去溶液中某些金屬離子。判斷鹽溶液加熱蒸干的產(chǎn)物：例：將Na2CO3溶液加熱蒸干后得到 將FeCl3溶液加熱蒸干后得到 ，蒸干后再灼燒得到 將Fe2（SO4) 3溶液加熱蒸干后得到 制備納米材料。例如，用TiCl4制備TiO2，制備時加入大量的水,同時加熱,促進水解趨于完全.所得沉淀經(jīng)焙燒得TiO2（4）雙水解問題（弱酸弱堿鹽及強酸弱堿鹽和強堿弱酸同時溶于水）判斷離子共存問題： 發(fā)生水解且相互促進反應的離子不能大量共存，如Fe3+、Al3+分別與CO3

18、2、HCO3、AlO2，Al3+與S2等。生活實例：泡沫滅火器原理、施用化肥：普鈣、氨態(tài)氮肥不能與草木灰混用。（5） 分析鹽溶液中離子濃度大小1、首先要判斷溶液的性質（有些判斷要通過計算來完成）2、掌握解此類題的三個思維基點：比較離子濃度的大小通常要考慮到電離、水解和守恒等量關系通常要用到三個守恒關系式（有時是三個守恒式相加或相減而得到）3、分清他們的主要地位和次要地位： (八)、沉淀溶解平衡【沉淀溶解平衡概念】（1）定義：在一定條件下， 溶于水，當 的速率和 的速率相等時，形成溶質的飽和溶液，達到平衡狀態(tài)，這種平衡稱為沉淀溶解平衡。（2）特征：（與化學平衡相似）（3）生成難溶電解質的離子反應

19、的限度 化學上通常認為殘留在溶液中的離子濃度小于 ，沉淀就達完全。（4）影響沉淀溶解平衡的因素（1）內因：電解質的本性（2）外因：遵循 原理濃度：加水，平衡向 方向移動。溫度：絕大數(shù)難溶鹽的溶解是吸熱過程，升高溫度，多數(shù)平衡向 方向移動。少數(shù)平衡向生成沉淀的方向移動，如Ca(OH)2的溶解平衡。同離子效應：向平衡體系中加入相同的離子，使平衡向 的方向移動。【溶度積】 1、概念：在一定 下，難溶 MmAn溶于水形成 溶液時，溶質的離子與該固態(tài)物質之間建立動態(tài)平衡，這時的離子濃度 是一個常數(shù)，叫作溶度積常數(shù)，簡稱溶度積。符號為KSP 2、表達式 MmNn(s)mMn+(aq)nNm(aq)Ksp

20、c（Mn+）m·c（Nm）n3、意義：溶度積Ksp反映了物質在水中的溶解能力。溶度積和溶解度都可以表示物質的溶解能力，所以它們之間可以互相換算。知道溶解度可以求出溶度積，也可以由溶度積求溶解度。4、影響Ksp的因素：溫度絕大數(shù)難溶鹽的溶解是吸熱過程，升高溫度，向 移動。Ksp 。少數(shù)鹽的溶解是放熱過程，升高溫度，向生成 移動，Ksp 。如Ca(OH)2。5、判斷規(guī)則 通過比較溶度積與溶液中有關離子濃度冪的乘積(離子積)Qc的相對大小,可以判斷難溶電解質在給定條件下沉淀能否生成或溶解。Qc > Ksp時： 溶液過飽和，平衡向生成沉淀的方向移動有沉淀生成 Qc = Ksp時： 溶液

21、飽和，處于平衡狀態(tài)Qc < Ksp時： 溶液不飽和，平衡向沉淀溶解的方向移動沉淀溶解四、重難點突破：電解質溶液問題分析中常用經(jīng)驗規(guī)則1、酸堿混合恰好反應，誰強顯誰性（水解）。2、pH之和等于14或C(H+)與C(OH)相等的一強一弱等體積混合，誰弱水過量顯誰性。如pH=3的HCl與pH=11的氨水等體積混合后，離子濃度關系為：C(NH4+)>C(Cl)>C(OH)>C(H+)。3、一強一弱混合呈中性，弱者應稍過量。如在10mL0.1mol/LNaOH溶液中加入0.1mol/LCH3COOH溶液，當V(CH3COOH)=10mL時溶液呈堿性，要使溶液呈中性，V(CH3CO

22、OH)應稍大于10mL。4、同種弱電解質溶液，越稀電離程度越大，但溶液的C(H+)或C(OH)反而減?。馊芤合♂尶赡茉龃螅?。5、鹽類水解規(guī)律：越弱越水解，越稀越水解。鹽水解對應的酸或堿越弱，這種鹽的水解程度越大，堿（酸）性越強。如等濃度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液，pH順序為：Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa。同種鹽溶液越稀，水解程度越大，但酸堿性減弱。如0.1mol/L的NH4Cl與(NH4) 2SO4溶液，水解程度：NH4Cl >(NH4) 2SO4，C(H+)：(NH4) 2SO4> NH4Cl。6.強弱電解質的區(qū)別：相同pH稀

23、釋相同倍數(shù)，弱電解質的pH變化小。等濃度比較,弱電解質的酸或堿性弱；等pH比較，兩者的酸堿性相同，但弱電解質的濃度大。7離子濃度比較思路：【必備相關知識】:電離平衡理論和水解平衡理論1.電離理論： 弱電解質的電離是微弱的，電離消耗的電解質及產(chǎn)生的微粒都是少量的，同時注意考慮水的電離的存在；例如NH3·H2O溶液中微粒濃度大小關系。 多元弱酸的電離是分步的，主要以第一步電離為主；例如H2S溶液中微粒濃度大小關系。2.水解理論： 弱酸的陰離子和弱堿的陽離子因水解而損耗；如NaHCO3溶液中有c(Na+)c(HCO3-)。 弱酸的陰離子和弱堿的陽離子的水解是微量的（雙水解除外），因此水解生

24、成的弱電解質及產(chǎn)生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的電離平衡和鹽類水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或堿性溶液中的c(OH-)）總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質的濃度；例如（NH4）2SO4溶液中微粒濃度關系。 一般來說“誰弱誰水解，誰強顯誰性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)c(OH-)，水解呈堿性的溶液中c(OH-)c(H+)； 多元弱酸的酸根離子的水解是分步進行的，主要以第一步水解為主。例如Na2CO3溶液中微粒濃度關系。電荷守恒和物料守恒1電荷守恒：如NaHCO3溶液中 n(Na+)n(H+)n(HCO3-)2n(CO32-)n(OH-)2物料守恒：由于電離或水解因素，有

25、些離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(C)1：1，推出：c(Na+)c(HCO3-)c(CO32-)c(H2CO3)3導出式質子守恒：如碳酸鈉溶液中由電荷守恒和物料守恒將Na+離子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。五、考向熱點突破及例題分析：考點一：弱電解質的電離平衡特點：（1）動態(tài)平衡，電離方程式用“”（2）條件改變，平衡被打破。例題1（2010全國卷）下列敘述正確的是A在醋酸溶液的，將此溶液稀釋1倍后，溶液的，則B在滴有酚酞溶液的氨水里，加入至溶液恰好無色，則此

26、時溶液的C鹽酸的，鹽酸的D若1mL的鹽酸與100mL溶液混合后，溶液的則溶液的【解析】A若是稀醋酸溶液稀釋則C(H+)減小，pH增大，ba，故A錯誤；B酚酞的變色范圍是pH= 8.010.0（無色紅色），現(xiàn)在使紅色褪去，pH不一定小于7，可能在78之間，故B錯誤；C常溫下酸的pH不可能大于7，只能無限的接近7；D正確，直接代入計算可得是正確，也可用更一般的式子：設強酸pH=a，體積為V1；強堿的pH=b，體積為V2,則有10-aV1=10-(14-b)V2，現(xiàn)在V1/V2=10-2,又知a=1,所以b=11【答案】D考點二：水的電離和溶液的pH：向水中加入酸或堿會抑制水的電離，而且C(H+)、

27、C(OH-)的濃度越大，對水的電離的抑制作用越強；向水中加入能消耗C(H+)、C(OH-)的物質（如能水解的鹽），會促進水的電離，而且生成的鹽的弱酸、弱堿越弱，對水的電離的促進作用越強；由于電離吸熱，所以，升溫能促進水電離。但只要溫度不變，水溶液（稀溶液）中的C(H+)·C(OH-)就不變，溫度升高會使C(H+)·C(OH-)增大。例題2. （2011山東高考）室溫下向10mL pH=3的醋酸溶液中加入水稀釋后，下列說法正確的是A.溶液中導電粒子的數(shù)目減少B.溶液中不變C.醋酸的電離程度增大，c(H)亦增大D.再加入10mlpH=11的NaOH溶液，混合液pH=7解析：醋酸

28、屬于弱酸，加水稀釋有利于醋酸的電離，所以醋酸的電離程度增大，同時溶液中導電粒子的數(shù)目會增大，由于溶液體積變化更大，所以溶液的酸性會降低，即c(H)、c(CH3COO)、c(CH3COOH)均會降低，因此選項A、C均不正確；由水的離子積常數(shù)知，所以其中表示醋酸的電離平衡常數(shù)，由于水的離子積常數(shù)和醋酸的電離平衡常數(shù)均只與溫度有關，所以選項B正確；pH=3的醋酸說明醋酸的濃度大于0.001mol/L，pH=11的NaOH溶液說明氫氧化鈉的濃度等于0.001mol/L，因為在稀釋過程中醋酸的物質的量是不變的，因此加入等體積的pH=11的NaOH溶液時，醋酸會過量，因此溶液顯酸性，D不正確。答案：B考點

29、三：鹽類水解及溶液中離子濃度大小比較：注意水解和電離平衡的相對強弱，及兩個守恒關系。例題3（2011江蘇高考）下列有關電解質溶液中微粒的物質的量濃度關系正確的是A.在0.1 mol·L1NaHCO3溶液中：c(Na)c(HCO3)c(CO32)c(H2CO3)B.在0.1 mol·L1Na2CO3溶液中：c(OH)c(H)c(HCO3)2c(H2CO3)C.向0.2 mol·L1NaHCO3溶液中加入等體積0.1 mol·L1NaOH溶液：c(CO32) c(HCO3) c(OH)c(H)D.常溫下，CH3COONa和CH3COOH混合溶液pH7, c(

30、Na)0.1 mol·L1：c(Na)c(CH3COO)c(CH3COOH)c(H)c(OH)解析：本題屬于基本概念與理論的考查，落點在水解與電離平衡、物料守恒和電荷守恒、離子濃度大小比較。A.在0.1 mol·L1NaHCO3溶液中，HCO3在溶液中存在水解與電離兩個過程，而溶液呈堿性，說明水解過程大于電離過程，c(H2CO3)c(CO32)B.c(OH)c(H)c(HCO3)2c(H2CO3)中把c(H)移項到等式另一邊，即是質子守恒關系式。C.向0.2 mol·L1NaHCO3溶液中加入等體積0.1 mol·L1NaOH溶液后，相當于0.05 mo

31、l·L1的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的混合液，由于Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度，因此正確的關系是：c(HCO3)c(CO32) c(OH)c(H)。D.常溫下，CH3COONa和CH3COOH混合溶液，包括CH3COO水解和CH3COOH電離兩個過程，既然pH7, 根據(jù)電荷守恒式，不難得出c(Na)c(CH3COO) 0.1 mol· L1，c(H)c(OH-)1×107 mol·L1。水解是有限的，c(CH3COOH)c(CH3COO)。答案：B考點四：難溶電解質的沉淀溶解平衡：欲沉淀某種離子時，盡量選擇讓該離子形成的沉淀溶

32、解度足夠小的試劑，同時盡量增大與該離子形成沉淀的離子濃度，已使該離子沉淀更完全。例題4（2011浙江高考）海水中含有豐富的鎂資源。某同學設計了從模擬海水中制備MgO的實驗方案：模擬海水中的離子濃度(mol/L)NaMg2Ca2Cl0.4390.0500.0110.5600.001注：溶液中某種離子的濃度小于1.0×105 mol/L，可認為該離子不存在；實驗過程中，假設溶液體積不變。已知：Ksp(CaCO3)4.96×109；Ksp(MgCO3)6.82×106；KspCa(OH)24.68×106；KspMg(OH)25.61×1012。下列

33、說法正確的是A沉淀物X為CaCO3B濾液M中存在Mg2，不存在Ca2C濾液N中存在Mg2、Ca2D步驟中若改為加入4.2 g NaOH固體，沉淀物Y為Ca(OH)2和Mg(OH)2的混合物解析：步驟發(fā)生Ca2OHCaCO3H2O；步驟：KspMg(OH)2c(Mg2)×(103)25.6×1012，c(Mg2)5.6×106。QCa(OH)2c(Ca2)×(103)2108Ksp，無Ca(OH)2析出。A正確。生成0001 mol CaCO3。B錯誤。剩余c(Ca2)0.001 mol/L。C錯誤。c(Mg2)5.6×106105，無剩余，D錯

34、誤。生成0.05 mol Mg(OH)2，余0.005 mol OH，QCa(OH)20.01×0.00522.5×107Ksp，無Ca(OH)2析出。答案：A考點五：電解質溶液的綜合考察：注意本節(jié)的重點知識的綜合運用：例題5.（2010浙江卷）已知：25時弱電解質電離平衡數(shù)：Ka（CH3COOH），Ka（HSCN）0.13；難溶電解質的溶度積常數(shù)：Kap（CaF2）25時，mol·L-1氫氟酸水溶液中，調節(jié)溶液pH（忽略體積變化），得到c（HF）、c（F-）與溶液pH的變化關系，如下圖所示：請根據(jù)以下信息回答下旬問題： 圖2（1）25時，將20mL 0.10 m

35、ol·L-1 CH3COOH溶液和20mL 0.10 mol·L-1HSCN溶液分別與20mL 0.10 mol·L-1NaHCO3溶液混合，實驗測得產(chǎn)生的氣體體積（V）隨時間（t）變化的示意圖為圖2所示：反應初始階段，兩種溶液產(chǎn)生CO2氣體的速率存在明顯差異的原因是 ，反應結束后所得兩溶液中，c（CH3COO-） c（SCN-）（填“”、“”或“”）（2）25時，HF電離平衡常數(shù)的數(shù)值Ka ，列式并說明得出該常數(shù)的理由 。（3） mol·L-1HF溶液與 mol·L-1 CaCl2溶液等體積混合，調節(jié)混合液pH為4.0（忽略調節(jié)混合液體積的變

36、化），通過列式計算說明是否有沉淀產(chǎn)生。解析：信息分析：HSCN比CH3COOH易電離，CaF2難溶。F-PH=6,PH=0時以HF存在。F-與HF總量不變。問題引導分析（解題分析與答案）：（1）相同的起始條件，只能是因為兩種酸的電離度不同導致溶液中起始反應時H+濃度不同引起反應速率的不同。反應結束后，溶質為CH3COONa和NaSCN,因CH3COOH酸性弱于HSCN，故CH3COONa水解程度大，c（CH3COO-）c（SCN-）。 （2）HF電離平衡常數(shù)Ka= 【c（H+）* c（F-）】/ c（HF）,其中c（H+）、 c（F-）、 c（HF）都是電離達到平衡時的濃度，選擇中間段圖像求解

37、。根據(jù)圖像：PH=4時，c（H+）=10-4， c（F-）=1.6×10-3、 c（HF）=4.0×10-4。Ka=0.4×10-3。（3）PH=4.0，則c（H+）=10-4,此時：根據(jù)HF電離，產(chǎn)生的c（F-）=1.6×10-3，而溶液中的c（Ca2+）=2.0×10-4。c2（F-）×c（Ca2+）=5.12×10-10，5.12×10-10大于Kap（CaF2），此時有少量沉淀產(chǎn)生。答案：（1）兩種酸的電離度不同導致溶液中起始反應時H+濃度不同引起反應速率的不同、（2）Ka=0.4×10-3 HF

38、電離平衡常數(shù)Ka= 【c（H+）* c（F-）】/ c（HF）,其中c（H+）、 c（F-）、 c（HF）都是電離達到平衡時的濃度，選擇中間段圖像求解。（3）PH=4.0，則c（H+）=10-4,此時：根據(jù)HF電離，產(chǎn)生的c（F-）=1.6×10-3，而溶液中的c（Ca2+）=2.0×10-4。c2（F-）×c（Ca2+）=5.12×10-10，5.12×10-10大于Kap（CaF2），此時有少量沉淀產(chǎn)生。六、分級訓練題A組（基礎訓練題組）1用0.01mol·L1 NaOH 溶液完全中和pH=3的下列溶液各100mL。需NaOH溶液

39、體積最大的是 A鹽酸B硫酸 C高氯酸 D醋酸2用0.1mol·L1 NaOH 溶液完全中和物質的量濃度相等的下列溶液各100mL。需NaOH溶液體積 A中和鹽酸的最大B中和硝酸的最大 C中和醋酸的最大 D一樣大325時，pH=2的HCl溶液中，由水電離出的c(H)濃度是 A1×107mol·L1 B1×1012mol·L1. C1×102mol·L1 D1×1014mol·L1.4在25時，某稀溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H)=10-13mol/L。有關該溶液的敘述正確的是 A 該溶液一定呈酸性 B 該溶液一

40、定呈堿性C 該溶液的pH值可能為1 D 該溶液的pH值可能為135pH=13的強堿溶液與pH=2的強酸溶液混合，所得溶液的pH=11，則強堿與強酸的體積比是A111 B91 C111 D19.6相同溫度下，100mL 0.01mol/L的HF與10mL 0.1mol/L的HF相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是 A中和時所需NaOH的量 Bc (H+) C電離程度 Dc (OH)7.下列敘述正確的是 A向0.1 mol/L醋酸溶液中加入少量醋酸鈉溶液，溶液的pH增大B向0.1 mol/L醋酸溶液中加入少量NaOH溶液，溶液中c(Ac)增大C向0.1 mol/L醋酸溶液中不斷加水，溶液中c(H)增大

41、D向0.1 mol/L醋酸溶液中滴入少量濃鹽酸，溶液的導電性減弱8.100時，Kw1.0×1012，若100某溶液中的c（H）1.0×107mol/L，則該溶液 A呈中性 B呈堿性 C呈酸性 Dc(OH)/ c(H)1009.在水電離出的c(H+)1014mol/L的溶液中，一定能大量共存的 AK、Na、HCO3、Cl BK、Br、AlO2、ClCSO42、Na、NO3、Cl DSO42、NH4、Al3、Cl10某溶液中含有HCO3、SO32、CO32、CH3COO等四種陰離子。向其中加入足量的Na2O2粉末后，溶液中離子的濃度基本保持不變的是（不考慮溶液在反應前后的體積變

42、化）ASO32 BCH3COO CCO32 DHCO311將pH=1的鹽酸平均分成2份，l份加適量水，另1份加入與該鹽酸物質的量濃度相同的適量NaOH溶液后，pH都升高了1，則加入的水與NaOH溶液的體積比為A9 B10 C11 D1212 對室溫下pH相同、體積相同的氨水和氫氧化鈉溶液分別采取下列措施，有關敘述正確的是A加入適量的氯化銨晶體后，兩溶液的pH均堿小B溫度下降10oC，兩溶液的pH均不變C分別加水稀釋10倍，兩溶液的pH仍相等D用鹽酸中和，消耗的鹽酸體積相同13 25時，向V ml PH=a的鹽酸中滴加PH=b的NaOH溶液10V ml，反應后的溶液中c(Cl)=nc(Na)，則

43、此時a+b的值為A12 B13 C14 D1514 pH=2的兩種一元酸HX和HY的溶液分別取50mL，加入過量的鎂粉，充分反應后，收集H2的體積在相同狀況下分別為V1和V2，若V1>V2，下列說法正確的是AHX一定是弱酸 BNaX水溶液的堿性弱于NaY水溶液的堿性CHX一定是強酸 D反應開始時二者生成H2的速率相同導電能力加水體積Oabc15.一定溫度下，將一定質量的冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導電能力變化如右圖所示，下列說法正確的是Aa、b、c三點溶液的pH：cabBa、b、c三點醋酸的電離程度：abcC用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH，測量結果偏小Da、b、c三點溶液用1mol/

44、L氫氧化鈉溶液中和，消耗氫氧化鈉溶液體積：cab16.將一元酸HA的溶液與一元堿BOH的溶液等體積混合，若所得溶液顯酸性，下列有關判斷正確的是A若混合前酸、堿pH之和等于14，則HA肯定是弱酸B若混合前酸、堿物質的量濃度相同，則HA肯定是弱酸C溶液中水的電離程度：混合溶液純水BOH溶液D混合溶液中離子濃度一定滿足：c(B)c(A)c(H)c(OH)17.甲酸和乙酸都是弱酸，當他們的濃度均為0.10mol·L1時，甲酸中的c（H+）約為乙酸中c（H+）的3倍?，F(xiàn)有甲酸溶液a和乙酸溶液b，經(jīng)測定他們的pH：pHa = pHb。由此可知Ac (甲酸)= 3c (乙酸) Bc (甲酸)=1/

45、3 c (乙酸)C兩溶液中水電離出的c（OH）相同D等體積的a、b溶液用NaOH溶液中和時，消耗NaOH的物質的量ab18. MOH和ROH兩種一元堿的溶液 分別加水稀釋時，pH變化如右圖所示。下列敘述中不正確的是AROH是一種強堿 B在x點，MOH完全電離C在x點，C(M+)=C(R+) D稀釋前，C(ROH)=10C(MOH)19.一支25mL滴定管，內盛溶液液面在15.00mL刻度處，當將滴定管內液體全部排出時，所得液體的體積是A、10.00mL B、15.00mL C、小于10.00mL D、大于10.00mL20實驗室用標準鹽酸溶液測定某NaOH溶液的濃度，用甲基橙作指示劑，下列操作

46、中可能使測定結果偏低的是A酸式滴定管在裝酸液前未用標準鹽酸溶液潤洗23次B開始實驗時酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，在滴定過程中氣泡消失C錐形瓶內溶液顏色變化由黃色變橙色，立即記下滴定管液面所在刻度D盛NaOH溶液的錐形瓶滴定前用NaOH溶液潤洗23次21 下列說法正確的是 A.在一定溫度下AgCl水溶液中，c(Ag+)和c(Cl-)的乘積是一個常數(shù)；B.AgCl的Ksp = 1.8×10-10 mol2·L-2，在任何含AgCl固體的溶液中，c(Ag+) = c(Cl-)且Ag+與Cl-濃度的乘積等于1.8×10-10 mol2·L-2；C.溫度一定時，當溶

47、液中c(Ag+)和c(Cl-)的乘積等于Ksp值時，此溶液為AgCl的飽和溶液；D向飽和AgCl水溶液中加入鹽酸，Ksp值變大。B組（各區(qū)模擬訓練題組）1.（和平區(qū)20102011摸底）在0.1 mol/L CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COOH，對于該平衡，下列敘述正確的是( )。A加入水時，平衡向逆反應方向移動B加入少量NaOH固體，平衡向正反應方向移動C加入少量0.1 mol/L HCl溶液，溶液中c(H)增大，平衡向正反應方向移動D加入少量CH3COONa固體，平衡向正反應方向移動2.（和平區(qū)20102011摸底）下列說法正確的是( )。A難溶電解質的溶度積

48、越小，溶解度越大B可以通過沉淀反應使雜質離子完全沉淀C難溶電解質的溶解達到平衡后就靜止不動了D一定濃度的NH4Cl溶液可以溶解Mg(OH)23.（和平區(qū)20092010期末）0.1mol·L1NaHSO4和0.2 mol·L1Na2S溶液等體積混合后，溶液能使pH試紙變藍，則離子濃度關系正確的是（ ）。 A c(S2)c(SO42) c(HS)c( OH) c(H) B2c(SO42) c(S2)c(HS) c(H2S)Cc(Na+)c(H)c(SO42)c(S2)c(HS)c( OH)D c(H) 2c(HS) 5c(H2S) c(S2) c(SO42) c( OH)4（

49、河北區(qū)20102011二模）下列粒子物質的量濃度關系不正確的是 A5mL 0.1mol/L AgNO3溶液和1mL 0.1mol/L AlCl3溶液混合后的溶液中：c(NO3-)c(Ag+)c(Al3+)c(Cl-)B常溫下物質的量濃度相同的NH4Cl和NH3·H2O混合溶液pH7。則在pH=7的NH4Cl和NH3·H2O混合溶液中：c(NH4+)c(NH3·H2O)CNa2CO3溶液中：c（OH-）=c（H+）+c（HCO3-）+2c（H2CO3）D氫硫酸的K1、K2均比碳酸的小，則NaHS溶液中：c(Na+)c(HS-)c(H+)c(OH-)5.（紅橋區(qū)20092010一模）已知25 時，AgI 飽和溶液中c(Ag+) 為1.22 ×10-8 mol/L,AgCl的飽和溶液中c(Ag+)為1.25 ×10-5 mol/L。若在10 mL 含有KCl和KI各為0.01 mol/L的溶液中，加入V mL 0.01 mol/L的AgNO3溶液 充分反應，下列說法正確的是A25時，AgI的溶解度大于AgClB向KCl和KI的溶液中加入0.01 mo