第8章 物質(zhì)在水溶液中的行為

目錄第8章物質(zhì)在水溶液中的行為第1講

弱電解質(zhì)的電離第2講

水溶液與pH的計算

酸堿中和滴定第3講

鹽類的水解第4講

沉淀溶解平衡第8章物質(zhì)在水溶液中的行為考綱定標(biāo)1.了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2.了解電解質(zhì)在水溶液中的電離，以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。3.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。熱點定位1.與物質(zhì)的分類相結(jié)合考查強弱電解質(zhì)的判斷。2.依據(jù)化學(xué)平衡理論分析弱電解質(zhì)電離平衡的影響因素及相關(guān)“量”的變化。3.結(jié)合圖像考查電離平衡以及溶液導(dǎo)電性的變化。強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)

[基礎(chǔ)全掃描]1．強、弱電解質(zhì)的概念強電解質(zhì)：在水溶液中能夠

的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液中

的電解質(zhì)。2．與物質(zhì)類別的關(guān)系(1)強電解質(zhì)主要包括：

、

、

。(2)弱電解質(zhì)主要包括：

、

、

。完全電離部分電離強酸強堿絕大多數(shù)鹽弱酸弱堿水3．電離方程式的書寫===HCO-3[認(rèn)知無盲區(qū)](1)強、弱電解質(zhì)都是化合物。(2)常見“四大強酸”、“四大強堿”絕大多數(shù)鹽屬于強電解質(zhì)：①“四大強酸”：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4；②“四大強堿”：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2。(3)電解質(zhì)的強弱與溶解性的大小、導(dǎo)電能力的強弱以及化合物的類別沒有直接關(guān)系。[練習(xí)點點清]1．現(xiàn)有下列物質(zhì)：①硝酸②冰醋酸③氨水④Cu(OH)2

⑤NaHCO3(s)

⑥Al

⑦氯水⑧CaCO3(1)上述物質(zhì)中屬于強電解質(zhì)的有________，屬于弱電解質(zhì)的有________。(2)上述物質(zhì)中能導(dǎo)電的有__________。(3)寫出②、④、⑤的電離方程式：______________________________________________，______________________________________________，_______________________________________________。弱電解質(zhì)的電離平衡[基礎(chǔ)全掃描]1．電離平衡的建立在一定條件(如溫度、濃度等)下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時，電離過程就達(dá)到平衡。平衡建立過程如圖所示。2．電離平衡的特征3．影響電離平衡的外部條件(1)溫度：溫度升高，電離平衡

移動，電離程度

。

(2)濃度：稀釋溶液，電離平衡

移動，電離程度

。

(3)同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，電離平衡

移動，電離程度

。

(4)加入能反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡

移動，電離程度

。向右增大增大向左向右減小向右增大4．電離常數(shù)(2)特點：①電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，升溫，K值

。②多元弱酸的各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是

，故其酸性取決于第一步。

(3)意義：增大K1?K2?K3…[認(rèn)知無盲區(qū)]

(1)弱電解質(zhì)的電離平衡屬于化學(xué)平衡，也是一種動態(tài)平衡，其移動規(guī)律遵循勒夏特列原理。(2)電離平衡向右移動，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，離子濃度也不一定增大。(3)電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與分子或離子的濃度大小、電離平衡的移動方向無關(guān)。[練習(xí)點點清]2．一定溫度下，用水稀釋0.1mol/L的一元弱酸HA，隨稀釋進(jìn)行，下列數(shù)值一定增大的是(KW表示水的離子積，Ka表示HA的電離常數(shù)) (

)答案：B①加NH4Cl固體②加NaOH溶液③加HCl④加CH3COOH溶液

⑤加水

⑥加壓A．①③⑤

B．①④⑥C．③④⑤

D．①②④答案：C1．牢記強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的3種類別：強電解質(zhì)：強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽。弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、水。2．理解電離平衡狀態(tài)的2個特征：①v(電離)＝v(結(jié)合)≠0。②分子、離子的濃度保持不變。3．理解影響電離平衡的3個因素：溫度、濃度、相關(guān)離子。

5．熟記影響K值大小的唯一外部因素：溫度。[考點一強弱電解質(zhì)的判斷方法]1．0.1mol/L的鹽酸和0.1mol/L的醋酸溶液中，c(H＋)相同嗎？與相同條件下的Zn反應(yīng)其速率相同嗎？答案：不同(前者大)不同(前者快)2．等體積同濃度的鹽酸和醋酸溶液，誰的導(dǎo)電性更強？答案：鹽酸3．對pH均為2的鹽酸和醋酸溶液分別進(jìn)行稀釋100倍，哪種溶液的pH變化較大？答案：鹽酸4．CH3COONa溶液顯堿性，能否說明CH3COOH是弱電解質(zhì)？其依據(jù)是什么？答案：能CH3COO－水解生成弱電解質(zhì)CH3COOH，使溶液呈堿性[考點師說]判斷強弱電解質(zhì)，一般從是否完全電離，是否存在電離平衡，是否發(fā)生水解三個角度分析，其具體如下：1．從是否完全電離的角度判斷在溶液中強電解質(zhì)完全電離，弱電解質(zhì)部分電離。據(jù)此可以判斷HA是強酸還是弱酸的方法有：方法結(jié)論測定一定濃度的HA溶液的pH若測得0.1mol/L的HA溶液的pH＝1，則HA為強酸；若pH＞1，則HA為弱酸跟同濃度的鹽酸比較導(dǎo)電性導(dǎo)電性和鹽酸相同時為強酸，比鹽酸弱時為弱酸跟同濃度的鹽酸比較和鋅反應(yīng)的快慢反應(yīng)快慢相同時為強酸，比鹽酸慢時為弱酸2．從是否存在電離平衡的角度判斷強電解質(zhì)不存在電離平衡，弱電解質(zhì)存在電離平衡，在一定條件下電離平衡會發(fā)生移動。據(jù)此可以判斷HA是強酸還是弱酸的方法有：(1)從一定pH的HA溶液稀釋前后pH的變化判斷：如將pH＝3的HA溶液稀釋100倍后，再測其pH，若pH＝5，則為強酸，若pH＜5，則為弱酸。(2)從升高溫度后pH的變化判斷若升高溫度，溶液的pH明顯減小，則是弱酸。因為弱酸存在電離平衡，升高溫度時，電離度增大，c(H＋)增大。而強酸不存在電離平衡，升高溫度時，只有水的電離程度增大，pH變化幅度小。(3)從等體積等pH的HA溶液與鹽酸溶液分別與過量的鋅反應(yīng)生成H2的量判斷：用排水法收集H2，若兩種溶液生成H2的量相等，則HA為強酸；若HA溶液與鋅反應(yīng)生成H2的量多，則HA為弱酸。3．從酸根離子是否能發(fā)生水解的角度判斷強酸根離子不水解，弱酸根離子易發(fā)生水解。據(jù)此可以判斷HA是強酸還是弱酸：可直接測定NaA溶液的pH：若pH＝7，則HA是強酸；若pH＞7則HA是弱酸。[例1]

(2012·浙江高考)下列說法正確的是(

)A．常溫下，將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH＝4B．為確定某酸H2A是強酸還是弱酸，可測NaHA溶液的pH。若pH>7，則H2A是弱酸；若pH<7，則H2A是強酸C．用0.2000mol/LNaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定HCl與CH3COOH的混合溶液(混合液中兩種酸的濃度均為0.1mol/L)，至中性時，溶液中的酸未被完全中和D．相同溫度下，將足量氯化銀固體分別放入相同體積的①蒸餾水、②0.1mol/L鹽酸、③0.1mol/L氯化鎂溶液、④0.1mol/L硝酸銀溶液中，Ag＋濃度：①>④＝②>③[解析]醋酸為弱酸，稀釋時會促進(jìn)電離，稀釋10倍后溶液的pH小于4而大于3，A項錯誤；NaHA的水溶液呈堿性，說明HA－在溶液中水解，即H2A是弱酸，但若NaHA的水溶液呈酸性，可能是HA－的電離程度比HA－的水解程度大，而不能說明H2A能完全電離，也就不能說明H2A為強酸，B項錯誤；強酸與強堿溶液正好完全中和時，所得溶液的pH＝7，而強堿與弱酸正好完全中和時，溶液的pH>7，若所得溶液的pH＝7，說明堿不足，C項正確；Ag＋濃度最大的是④，其次是①，最小是③，D項錯誤。[答案]

C[演練沖關(guān)]1．醋酸是電解質(zhì)，下列事實能說明醋酸是弱電解質(zhì)的組合是 (

)①醋酸與水能以任意比互溶②醋酸溶液能導(dǎo)電③醋酸溶液中存在醋酸分子④0.1mol/L醋酸溶液的pH比0.1mol/L鹽酸的pH大⑤醋酸能和碳酸鈣反應(yīng)放出CO2

⑥0.1mol/L醋酸鈉溶液pH＝8.9

⑦大小相同的鋅粒與相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液反應(yīng)，開始醋酸產(chǎn)生H2速率慢A．②⑥⑦

B．③④⑤⑥C．③④⑥⑦D．①②解析：醋酸溶液中存在CH3COOH分子，說明醋酸部分電離，存在電離平衡，是弱電解質(zhì)，③正確。0.1mol/L醋酸溶液的pH比0.1mol/L鹽酸大，說明醋酸溶液中c(H＋)小于鹽酸，是弱電解質(zhì)，④正確。0.1mol/LCH3COONa溶液pH＝8.9，說明CH3COO－發(fā)生了水解，CH3COOH是弱電解質(zhì)，⑥正確。相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液與Zn反應(yīng)，醋酸反應(yīng)慢，說明其中c(H＋)小，是弱電解質(zhì)，⑦正確。答案:C

2.(2010·重慶高考)pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100mL，

稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)

系如圖所示。分別滴加NaOH

溶液(c＝0.1mol/L)至pH＝7，

消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則(

)A．x為弱酸，Vx<VyB．x為強酸，Vx>VyC．y為弱酸，Vx<VyD．y為強酸，Vx>Vy解析：由圖像可知x稀釋10倍，pH變化1個單位(從pH＝2變化為pH＝3)，故x為強酸，而y稀釋10倍，pH變化小于1個單位，故y為弱酸，排除選項A、D；pH都為2的x、y，前者濃度為0.01mol/L，而后者大于0.01mol/L，故中和至溶液為中性時，后者消耗堿的體積大，故選項C正確。答案：C

[考點二外界因素對電離平衡的影響][動態(tài)課件演示更形象，見配套光盤](1)平衡向右移動的有哪些？(2)c(OH－)增大的有哪些？(3)電離程度增大的有哪些？(4)K不變的有哪些？答案：(1)①②⑤

(2)③⑤

(3)①②⑤

(4)①②③④超鏈接[考點師說]用化學(xué)平衡理論分析處理電解質(zhì)的電離平衡問題時，應(yīng)該深刻地理解勒夏特列原理：平衡向“削弱”這種改變的方向移動，移動結(jié)果不能“抵消”或“超越”這種改變。改變條件平衡移動方向n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)c(CH3COOH)電離程度(α)Ka加水稀釋向右增大減小減小減小增大不變改變條件平衡移動方向n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)c(CH3COOH)電離程度(α)Ka加入少量冰醋酸向右增大增大增大增大減小不變通入HCl(g)向左增大增大減小增大減小不變加入NaOH(s)向右減小減小增大減小增大不變加入CH3COONa(s)向左減小減小增大增大減小不變升高溫度向右增大增大增大減小增大增大[例2]

(2011·山東高考)室溫下向10mLpH＝3的醋酸溶液中加水稀釋后，下列說法正確的是 (

)[答案]

B3．(2012·山東高考節(jié)選)NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25℃時，將amolNH4NO3溶于水，溶液顯酸性，原因是__________________________________(用離子方程式表示)。向該溶液滴加bL氨水后溶液呈中性，則滴加氨水的過程中水的電離平衡將________(填“正向”“不”或“逆向”)移動，所滴加氨水的濃度為________mol·L－1。(NH3·H2O的電離平衡常數(shù)取Kb＝2×10－5mol·L－1)[演練沖關(guān)]①加少量燒堿；②升高溫度；③加少量冰醋酸；④加水A．①②B．③④C．②③④

D．①④答案：B電離常數(shù)的計算與應(yīng)用1．電離常數(shù)的計算以弱酸HX為例：[典例印證]

(2011·新課標(biāo)全國卷)將濃度為

0.1mol/LHF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是 (

)[答案]

D1．已知室溫時，0.1mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是 (

)A．該溶液的pH＝4B．升高溫度，溶液的pH增大C．此酸的電離平衡常數(shù)約為1×10－7D．由HA電離出的c(H＋)約為水電離出的c(H＋)的106倍[專題集訓(xùn)]答案：B

2．(2010·浙江高考改編題)已知：①25℃時，弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)：Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13；②25℃時，2.0×10－3mol/L氫氟酸水溶液中，調(diào)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(guān)系，如圖所示：請根據(jù)以上信息回答下列問題：(1)25℃時，將20mL0.10mol/LCH3COOH溶液和20mL0.10mol/LHSCN溶液分別與20mL0.10mol/LNaHCO3溶液混合，實驗測得產(chǎn)生的氣體體積(V)隨時間(t)變化的示意圖如圖所示。反應(yīng)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(yīng)結(jié)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≈________，列式并說明得出該平衡常數(shù)的理由_________________________________________________________________。1．甲酸的下列性質(zhì)中，可以證明它是弱電解質(zhì)的是 (

) A．1mol·L－1甲酸溶液的c(H＋)＝0.01mol·L－1 B．甲酸能與水以任何比例互溶 C．10mL1mol·L－1甲酸恰好與10mL1mol·L－1

NaOH溶液完全反應(yīng) D．甲酸溶液的導(dǎo)電性比鹽酸的弱[隨堂基礎(chǔ)落實]答案：A

2．下列關(guān)于電離平衡常數(shù)(K)的說法正確的是(

) A．電離平衡常數(shù)(K)越小，表示弱電解質(zhì)電離能力 越弱 B．電離平衡常數(shù)(K)與溫度無關(guān) C．不同濃度的同一弱電解質(zhì)，其電離平衡常數(shù)(K)

不同 D．多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關(guān)系為：

K1<K2<K3解析：電離平衡常數(shù)是表示弱電解質(zhì)電離能力強弱的一個物理量，其值越小，表示弱電解質(zhì)的電離能力越弱，A正確；B項，電離平衡常數(shù)K只與溫度有關(guān)，故B、C錯誤；D項，多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關(guān)系為：K1＞K2＞K3，故D錯誤。答案：A

答案：C

(1)若三種酸的物質(zhì)的量濃度相等。a．三種溶液中的c(H＋)大小關(guān)系為_________。b．取等體積上述三種溶液，分別用同濃度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液體積大小關(guān)系為______。c．若取等質(zhì)量Zn分別跟這三種溶液反應(yīng)，使Zn恰好完全反應(yīng)時，消耗三種酸的體積大小關(guān)系為_________。(2)若三種酸溶液中的[H＋]相等。a．三種酸的物質(zhì)的量濃度大小關(guān)系為____________。b．取等體積上述三種溶液，分別用同濃度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液體積大小關(guān)系為____。c．若取等質(zhì)量Zn分別跟這三種溶液反應(yīng)，使Zn恰好完全反應(yīng)時，消耗三種酸的體積大小關(guān)系為______。課下綜合檢測見“課時跟蹤檢測（二十四）”答案：(1)③>①>②

③>①＝②

①＝②>③(2)②>①>③

②>①＝③

①＝③>②考綱定標(biāo)1.了解水的電離、離子積

常數(shù)2.了解溶液pH的定義。3.了解測定溶液pH的方

法，能進(jìn)行pH的簡單

計算。4.能根據(jù)實驗試題要求分

析或處理實驗數(shù)據(jù)，得

出合理結(jié)論。熱點定位1.與水的離子積常數(shù)、pH的計算以及鹽類的水解相聯(lián)系考查c(H＋)、

c(OH－)和溶液酸堿性的關(guān)系。2.利用酸堿中和滴定原理，結(jié)合氧化還原反應(yīng)設(shè)計實驗，考查滴定管等儀器的使用，操作過程中的誤差分析以及相關(guān)計算等。3.綜合應(yīng)用水的電離、溶液pH、酸堿中和滴定等原理解決具體問題。水的電離[基礎(chǔ)全掃描]H2O＋H2O(2)室溫下純水中c(H＋)＝c(OH－)＝

，pH＝

。10－7mol·L－17(3)室溫下純水的離子積KW＝c(H＋)·c(OH－)＝

。KW只與溫度有關(guān)，溫度升高，KW增大。10－14(4)水的電離平衡的影響因素：①溫度：溫度升高，

水的電離；溫度降低，

水的電離。

②酸、堿：

水的電離。

③能水解的鹽：

水的電離。促進(jìn)抑制抑制促進(jìn)[認(rèn)知無盲區(qū)]

(1)任何情況下水電離產(chǎn)生的[H＋]和[OH－]總是相等的。(2)水的離子積常數(shù)適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液。即KW＝[H＋][OH－]中的[H＋]、[OH－]分別是溶液中平衡時H＋、OH－的總濃度。(3)水的電離平衡也是一種動態(tài)平衡。[練習(xí)點點清]A．將水加熱到90℃，pH不變B．向水中加入CH3COONa固體，pH變小C．向水中加入稀氨水，KW變大D．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，KW不變解析：選項A，H2O的電離是吸熱過程，加熱能促進(jìn)H2O的電離，純水中c(H＋)增大，pH減小。選項B，CH3COO－水解促進(jìn)H2O的電離，溶液中c(OH－)增大，pH增大。KW與溫度有關(guān)，與溶液的酸堿性無關(guān)，加入少量稀氨水或NaHSO4后溶液的KW均不變。答案：D

2．下列粒子對水的電離平衡不產(chǎn)生影響的是(

)答案：B

溶液的酸堿性與pH[基礎(chǔ)全掃描]1．溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中[H＋]和[OH－]的相對大小。(1)[H＋]

[OH－]

，溶液呈酸性；(2)[H＋]

[OH－]

，溶液呈中性；(3)[H＋]

[OH－]

，溶液呈堿性。＞＝＜2．pH(1)定義式：pH＝

。(2)溶液的酸堿性跟pH的關(guān)系：室溫下：－lg[H＋](3)適用范圍：0～14(4)pH試紙的使用：把小片試紙放在

上，用

蘸取待測液點在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與________________即可確定溶液的pH。表面皿玻璃棒標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比[認(rèn)知無盲區(qū)](1)在溫度不確定的情況下，pH＝7的溶液不一定顯中性。(2)計算溶液的pH時，要特別注意溶液的溫度。如100℃時0.01mol/L鹽酸的pH＝2，而0.01mol/L的NaOH溶液的pH＝10。(3)pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能會產(chǎn)生誤差。廣泛pH試紙只能測出整數(shù)值。[練習(xí)點點清]答案：A

[基礎(chǔ)全掃描]

1．實驗原理

利用中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的濃度的實驗方法。2．常用酸堿指示劑及其變色范圍酸堿中和滴定指示劑變色范圍的pH石蕊＜5.0紅色5.0～8.0紫色＞8.0藍(lán)色甲基橙＜3.1紅色3.1～4.4橙色＞4.4黃色酚酞＜8.2無色8.2～10.0粉紅色＞10.0紅色3．實驗用品(1)儀器：

滴定管(如圖A)、

滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架臺、

。酸式堿式錐形瓶(2)試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑、蒸餾水。(3)滴定管的使用：①酸性、氧化性的試劑一般用

滴定管，因為酸性和氧化性物質(zhì)

。②堿性的試劑一般用

滴定管，因為堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞

。

4．實驗操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定前的準(zhǔn)備：①滴定管：

→洗滌→

→裝液→調(diào)液面→記錄。②錐形瓶：注堿液→記讀數(shù)→加指示劑。酸式易腐蝕橡膠堿式查漏潤洗無法打開(2)滴定：(3)終點判斷：等到滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，溶液由紅色變?yōu)闊o色，且

，視為滴定終點并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原來的顏色(4)操作步驟：①儀器的洗滌：滴定管(或移液管)：自來水→蒸餾水→

。錐形瓶：自來水→蒸餾水(禁止用所裝溶液洗滌)。②裝液調(diào)整液面：裝液，使液面一般高于“

”刻度，驅(qū)除玻璃尖嘴處的氣泡。③讀數(shù)：調(diào)整液面在“0”刻度或“0”刻度以下，讀出初讀數(shù)，記為“X.XXmL”，滴定終點，讀出末讀數(shù)，記為“YY.YYmL”，實際消耗滴定劑的體積為“(YY.YY－X.XX)mL”

。所裝溶液潤洗0[認(rèn)知無盲區(qū)](1)酸堿中和反應(yīng)后得到的溶液不一定呈中性，可能呈酸性、中性或堿性。(2)滴定管讀數(shù)應(yīng)記錄到小數(shù)點后兩位。(3)數(shù)據(jù)處理時，重復(fù)操作二至三次取平均值進(jìn)行計算的目的是為了減小實驗誤差；若某個實驗數(shù)值與其他數(shù)據(jù)相差較大，這一數(shù)據(jù)稱為異常值，一般將其舍棄。[練習(xí)點點清]3．用已知濃度的NaOH溶液測定某H2SO4溶液的濃度，參考圖示從下表中選出正確選項 (

)錐形瓶中溶液滴定管中溶液選用指示劑選用滴定管A堿酸石蕊乙B酸堿酚酞甲C堿酸石蕊甲D酸堿酚酞乙解析：酸式滴定管不能盛放堿溶液，而堿式滴定管不能盛放酸溶液，指示劑應(yīng)選擇顏色變化明顯的酚酞或甲基橙，不能選用石蕊。另外還要注意在酸堿中和滴定中，無論是標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定待測溶液，還是待測溶液滴定標(biāo)準(zhǔn)溶液，只要操作正確，都能達(dá)到目的。答案：D

5．中和c(H＋)相同、體積相同的H2SO4、HCl和CH3COOH溶液，耗用同一濃度的NaOH溶液的體積分別為V1、V2和V3，則V1、V2和V3的關(guān)系正確的是 (

) A．V1>V2＝V3 B．V3>V2＝V1 C．V1>V2>V3 D．V1＝V2＝V3答案：B————————————————————————————————1．正確書寫1個表達(dá)式：水的離子積常數(shù)：KW＝[H＋][OH－]。2．牢記影響KW大小的唯一的外部因素：溫度。3．牢記溶液酸堿性與c(H＋)、c(OH－)之間的3個關(guān)系：①[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性；②[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性；③[H＋]<[OH－]，溶液呈堿性。4．牢記pH計算的口訣：酸按酸(H＋)，堿按堿(OH－)；同強相混直接算；異強相混看過量；無限稀釋“7”為限。[考點一水電離產(chǎn)生的c(H＋)或c(OH－)的計算][動態(tài)課件演示更形象，見配套光盤]

25℃時，有下列七種溶液，你能分別計算出各種溶液中水電離產(chǎn)生的c(H＋)嗎？(1)0.1mol/LNaCl溶液(2)0.1mol/LHCl溶液(3)0.1mol/LNaOH溶液(4)pH＝3的CH3COOH溶液(5)pH＝10的氨水(6)pH＝5的NH4Cl溶液(7)pH＝10的Na2CO3溶液答案：(1)10－7mol/L

(2)10－13mol/L

(3)10－13mol/L(4)10－11mol/L

(5)10－10mol/L

(6)10－5mol/L(7)10－4mol/L超鏈接[考點師說]計算水電離產(chǎn)生的c(H＋)或c(OH－)，要注意溶質(zhì)對水電離的促進(jìn)或抑制，并明確c(H＋)或c(OH－)的來源。1．中性溶液

c(OH－)＝c(H＋)＝10－7mol/L。2．溶質(zhì)為酸的溶液(1)來源：OH－全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝c(OH－)。(2)實例：如計算pH＝2的鹽酸溶液中水電離出的c(H＋)，方法是先求出溶液的c(OH－)＝KW/10－2＝10－12(mol/L)，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol/L。3．溶質(zhì)為堿的溶液(1)來源：H＋全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)。(2)實例：如計算pH＝12的NaOH溶液中水電離出的c(OH－)，方法是先求出溶液的c(H＋)＝10－12(mol/L)，即水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol/L。4．水解呈酸性或堿性的鹽溶液(1)pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部來自水的電離，則水電離的c(H＋)＝10－5mol/L，c(OH－)＝10－9mol/L，是因為部分OH－與部分NH結(jié)合；(2)pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部來自水的電離，由水電離出的c(OH－)＝10－2mol/L。[例1]

(2011·四川高考)25°C時，在等體積的①pH＝0的

H2SO4溶液、②0.05mol/L的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是 (

)A．1∶10∶1010∶109

B．1∶5∶5×109∶5×108C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109[解析]本題考查酸、堿、鹽對水電離的影響及Kw與溶液中c(H＋)、c(OH－)之間的換算。①pH＝0的

H2SO4溶液中c(H＋)＝1mol/L，c(OH－)＝10－14mol/L，H2SO4溶液抑制H2O的電離，則由H2O電離出的c(H＋)＝10－14mol/L；②0.05mol/L的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.1mol/L，c(H＋)＝10－13mol/L，Ba(OH)2溶液抑制H2O的電離，則由H2O電離出的c(H＋)＝10－13mol/L；③pH＝10的Na2S溶液促進(jìn)H2O的電離，由H2O電離出的c(H＋)＝10－4mol/L；④pH＝5的NH4NO3溶液促進(jìn)H2O的電離，由H2O電離出的c(H＋)＝10－5mol/L。4種溶液中電離的H2O的物質(zhì)的量等于H2O電離產(chǎn)生的H＋的物質(zhì)的量，其比為10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109。[答案]

A1．在一定條件下，相同pH的硫酸和硫酸鐵溶液中水電離出來的c(H＋)分別是1.0×10－amol·L－1和1.0×10－b

mol·L－1，在此溫度下，則下列說法正確的是(

)A．a(chǎn)<bB．a(chǎn)＝bC．水的離子積為1.0×10－(7＋a)D．水的離子積為1.0×10－(b＋a)[演練沖關(guān)]解析：加酸抑制水的電離，加易水解的鹽促進(jìn)水的電離，則a>b，A和B選項錯誤；由題意可知，兩種溶液的pH＝b，即硫酸溶液中c(H＋)是1.0×10－bmol·L－1，而水電離產(chǎn)生的c(H＋)等于水電離產(chǎn)生的c(OH－)，所以硫酸溶液中c(OH－)是1.0×10－amol·L－1，KW＝1.0×10－(b＋a)，D選項正確。答案：D

2．室溫下，在pH＝11的某溶液中，由水電離出的c(OH－)為 (

)①1.0×10－7mol/L②1.0×10－6mol/L③1.0×10－3mol/L④1.0×10－11mol/LA．③B．④C．①或③D．③或④解析：該溶液中c(OH－)＝10－3mol/L，c(H＋)＝10－11mol/L，若是堿溶液，則H＋是H2O電離的，水電離的OH－與H＋濃度均為10－11mol/L；若是鹽溶液(如Na2CO3)，則OH－是H2O電離的，即水電離的c(OH－)＝10－3mol/L。答案：D

[考點二溶液pH的計算] [動態(tài)課件演示更形象，見配套光盤]25℃時有如下兩種溶液：①0.01mol/L的鹽酸；②0.01mol/L的NaOH溶液。則：(1)①的pH為多少？(2)②的pH為多少？(3)3mL①與2mL②混合后溶液的pH為多少？(4)2mL①與3mL②混合后溶液的pH為多少？(5)若將①溶液稀釋106倍后，溶液的pH為多少？答案：(1)2

(2)12

(3)3－lg2

(4)11＋lg2(5)無限接近于7超鏈接[考點師說]解答有關(guān)pH的計算時，首先要注意溫度，明確是25℃還是非25℃，然后判斷溶液的酸堿性，再根據(jù)“酸按酸”，“堿按堿”的原則進(jìn)行計算。

1．總體原則(1)若溶液為酸性，先求c(H＋)，再求pH；2．分別剖析(室溫時)(1)強酸溶液：如濃度為cmol/L的HnA溶液，c(H＋)＝ncmol/L，所以pH＝－lgnc。(2)強堿溶液：(3)酸堿混合溶液pH的計算：①兩強酸溶液混合：②兩強堿溶液混合：③強酸、強堿溶液混合：(4)酸堿溶液稀釋時pH的變化：酸(pH＝a)堿(pH＝b)弱酸強酸弱堿強堿稀釋10n倍<a＋na＋n>b－nb－n無限稀釋pH趨向于7[例2]

已知在100℃的溫度下，水的離子積KW＝1×10－12，本題涉及的溶液其溫度均為100℃。下列說法中正確的是 (

)A．0.005mol/L的H2SO4溶液，pH＝2B．0.001mol/L的NaOH溶液，pH＝11C．0.005mol/L的H2SO4溶液與0.01mol/L的NaOH溶液等體積混合，混合溶液的pH為6，溶液顯酸性D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50mL，需要pH＝9的NaOH溶液100mL[答案]

A[演練沖關(guān)]3．(2010·海南高考)常溫下，將0.1mol/L氫氧化鈉溶液與0.06mol/L硫酸溶液等體積混合，該混合溶液的pH等于 (

)A．1.7 B．2.0C．12.0 D．12.4答案：B4．(2012·東城區(qū)質(zhì)檢)在T℃時，某NaOH稀溶液中c(H＋)＝10－amol/L，c(OH－)＝10－bmol/L，已知a＋b＝12。向該溶液中逐滴加入pH＝c的鹽酸(T℃)，測得混合溶液的部分pH如下表所示：序號NaOH溶液的體積/mL鹽酸的體積/mL溶液的pH①20.000.008②20.0020.006假設(shè)溶液混合前后的體積變化忽略不計，則c為(

)A．3

B．4C．5D．6答案：B

[考點三酸堿中和滴定的誤差分析][動態(tài)課件演示更形象，見配套光盤]在用0.1mol?L－1的標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定20mL未知濃度的NaOH溶液的實驗中，出現(xiàn)了如下操作，你能判斷出下列操作對c(NaOH)所造成的影響嗎？(1)酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤洗。(2)錐形瓶用NaOH溶液潤洗。(3)取堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失。(4)振蕩錐形瓶時，部分堿液濺出。(5)酸式滴定管滴定前仰視讀數(shù)，滴定后俯視讀數(shù)。

答案：(1)偏高(2)偏高(3)偏低(4)偏低(5)偏低超鏈接[考點師說]進(jìn)行中和滴定的誤差分析時，都要依據(jù)公式c(待測)＝c(標(biāo)準(zhǔn))·V(標(biāo)準(zhǔn))/V(待測)來判斷。c(標(biāo)準(zhǔn))和V(待測)在誤差分析時是定值，因此只需分析各種原因使得所耗標(biāo)準(zhǔn)液體積V(標(biāo)準(zhǔn))變大或變小，V(標(biāo)準(zhǔn))變大，則c(待測)偏高，V(標(biāo)準(zhǔn))變小，則c(待測)偏低。具體如下：以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞做指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：偏高變大酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)偏低變小酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)讀數(shù)偏高變大部分酸液滴在錐形瓶外偏低變小振蕩錐形瓶時部分液體濺出偏高變大酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失滴定偏低變小取堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失取液無影響不變錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水偏高變大錐形瓶用待測溶液潤洗偏低變小堿式滴定管未用待測溶液潤洗偏高變大酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)酸溶液潤洗洗滌c待測V標(biāo)準(zhǔn)操作步驟A．試樣中加入酚酞做指示劑，用標(biāo)準(zhǔn)酸液進(jìn)行滴定B．滴定管用蒸餾水洗滌后，直接注入標(biāo)準(zhǔn)酸液進(jìn)行滴定C．錐形瓶用蒸餾水洗滌后，直接加入待測溶液進(jìn)行滴定D．滴定管用蒸餾水洗滌后，直接注入待測液，取20.00mL

進(jìn)行滴定[答案]

B[演練沖關(guān)]5．回答下面有關(guān)標(biāo)準(zhǔn)氫氧化鈉溶液滴定待測鹽酸的問題： (1)有下列錯誤操作： a．堿式滴定管用蒸餾水洗凈后，未經(jīng)標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗就注入標(biāo)準(zhǔn)氫氧化鈉溶液； b．用酸式滴定管取用待測酸液前，尖嘴部分有氣泡，取用過程中氣泡消失； c．滴定前，讀堿液體積時視線低于堿式滴定管中的液面，滴定后讀堿液體積時，視線高于堿式滴定管中的液面；d．錐形瓶用待測酸液潤洗兩次。①哪些操作會使鹽酸濃度的測定值偏低？________。②哪些操作會使鹽酸濃度的測定值偏高？________。(2)如果用甲基橙代替酚酞做指示劑，此時所得鹽酸濃度的測定值比用酚酞做指示劑測出的稍大還是稍?。縚_______。解析：(1)a中堿式滴定管若不用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗會使消耗的標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積增大，從而使所測鹽酸濃度偏高；b中用酸式滴定管取用待測液時，尖嘴有氣泡使鹽酸的實際體積偏低，造成所測溶液濃度偏低；c中滴定前仰視會使讀數(shù)偏大，滴定后俯視會使讀數(shù)偏小，故最終所得NaOH溶液體積減小，所測溶液濃度偏低；d中鹽酸的量增多，消耗的NaOH多，使所測鹽酸濃度偏高。(2)甲基橙的變色范圍為3.1～4.4，酚酞的變色范圍為8.2～10.0，所以用甲基橙代替酚酞，會使所得鹽酸濃度稍小。答案：(1)①b、c②a、d

(2)稍小酸堿中和滴定原理在沉淀滴定、氧化還原滴定中的應(yīng)用中和滴定實驗是中學(xué)化學(xué)中重要定量實驗之一，有關(guān)中和滴定的實驗操作、指示劑的選擇和誤差分析是高考試題的“?？汀薄ｋS著新課程改革的推進(jìn)，與滴定實驗相關(guān)的沉淀滴定和氧化還原滴定也在高考試題中頻頻出現(xiàn)，需引起考生的重視。

一、沉淀滴定法1．概念沉淀滴定法是利用沉淀反應(yīng)進(jìn)行定量分析的方法。生成沉淀的反應(yīng)很多，但符合定量分析條件的卻很少，實際上應(yīng)用最多的是銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應(yīng)來測定Cl－、Br－、I－的濃度。

2．原理沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑，滴定劑與被滴定物反應(yīng)的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應(yīng)的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑。如用AgNO3溶液滴定溶液中的Cl－的含量時常以CrO

為指示劑，這是因為AgCl比Ag2CrO4更難溶的緣故。[例1]

(2012·全國高考卷)氯化鉀樣品中含有少量碳酸鉀、硫酸鉀和不溶于水的雜質(zhì)。為了提純氯化鉀，先將樣品溶于適量水中，充分?jǐn)嚢韬筮^濾，再將濾液按下圖所示步驟進(jìn)行操作?；卮鹣铝袉栴}：(1)起始濾液的pH________7(填“大小”、“小于”或“等于”)，其原因是____________________________；(2)試劑Ⅰ的化學(xué)式為________，①中發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為_____________________________________；(3)試劑Ⅱ的化學(xué)式為________，②中加入試劑Ⅱ的目的是___________________________________________；(4)試劑Ⅲ的名稱是________，③中發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為____________________________________；(5)某同學(xué)稱取提純的產(chǎn)品0.7759g，溶解后定容在100mL容量瓶中，每次取25.00mL溶液，用0.1000mol·L－1的硝酸銀標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定，三次滴定消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液的平均體積為25.62mL，該產(chǎn)品的純度為_____________(列式并計算結(jié)果)。

二、氧化還原滴定以氧化還原反應(yīng)為基礎(chǔ)的容量分析方法。它以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質(zhì)；或者間接滴定一些本身并沒有氧化性或還原性，但能與某些氧化劑或還原劑起反應(yīng)的物質(zhì)。氧化滴定劑有高錳酸鉀、重鉻酸鉀、碘等；還原滴定劑有亞鐵鹽、抗壞血酸(即維生素C)等。[例2]

草酸合鐵酸鉀晶體Kx[Fe(C2O4)y]·3H2O可用于攝影和藍(lán)色印刷。實驗室制備草酸合鐵酸鉀晶體的實驗流程如下：

(1)若用鐵和稀硫酸制備FeSO4·7H2O，常保持______過量，理由是____。(2)上述流程中，“沉淀”一步所得FeC2O4·2H2O沉淀需用水洗滌。檢驗沉淀是否洗滌干凈的方法是_____。(3)測定草酸合鐵酸鉀產(chǎn)品中Fe3＋含量和C2O含量的實驗步驟如下：步驟1：準(zhǔn)確稱取所制草酸合鐵酸鉀晶體ag(約1.5g)，配成250mL待測液。步驟2：用移液管移取25.00mL待測液于錐形瓶中，加入6mol·L－1

HCl10mL，加熱至70～80℃，趁熱用SnCl2—TiCl3聯(lián)合還原法將Fe3＋全部還原為Fe2＋。[專題集訓(xùn)]實驗數(shù)據(jù)實驗序號FeSO4溶液體積讀數(shù)(mL)滴定前滴定后第一次0.1016.20第二次0.3015.31第三次0.2015.190．01667mol/L×0.025L－1/6×15.00×10－3L×0.1000mol/L＝1.668×10－4mol。根據(jù)得失電子守恒得關(guān)系式2K2Cr2O7～3O2進(jìn)一步推出，廢水中化學(xué)耗氧量m(O2)＝(1.668×10－4mol×1.5×32g/mol×103mg/g)÷0.1000L＝80.06mg/L。答案：(1)1

6

14H＋

2

6

7

(2)80.06mg/L1．下列溶液一定呈中性的是 (

) A．[H＋]＝[OH－]＝10－6

mol·L－1的溶液 B．pH＝7的溶液 C．使石蕊試液呈紫色的溶液 D．酸與堿恰好完全反應(yīng)生成正鹽的溶液[隨堂基礎(chǔ)落實]

答案：A2．下列說法正確的是 (

)A．(2012·臨沂模擬)1LpH＝12的Ba(OH)2溶液中，OH－的物質(zhì)的量為0.02molB．(2012·重慶高考)鹽酸中滴加氨水至中性，溶液中溶質(zhì)為氯化銨C．(2010·山東高考)酸堿滴定時，若加入待測液前用待測液潤洗錐形瓶，將導(dǎo)致測定結(jié)果偏高D．(2010·天津高考)右圖表示25℃時，

用0.1mol·L－1鹽酸滴定20mL0.1

mol·L－1

NaOH溶液，溶液的pH隨加入酸體積的變化解析：1LpH＝12的Ba(OH)2溶液中，OH－的物質(zhì)的量應(yīng)為0.01mol，A不正確；鹽酸與氨水恰好反應(yīng)時，溶質(zhì)為氯化銨，此時溶液呈酸性，B不正確；用待測液潤洗錐形瓶，則消耗的標(biāo)準(zhǔn)液會偏多，導(dǎo)致結(jié)果偏高，C正確；酸堿中和在接近終點時，pH會發(fā)生突變，曲線的斜率會很大，D不正確。答案：C

3．取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2體積比相混合，所得溶液的pH等于12，則原溶液的濃度為(

)A．0.01mol/L

B．0.017mol/LC．0.05mol/L D．0.50mol/L答案：C

4．下列各溶液中，pH最大的是 (

)A．pH＝9的氨水稀釋1000倍B．pH＝9的燒堿溶液稀釋1000倍C．pH＝5的鹽酸稀釋1000倍D．pH＝5的氯化銨溶液稀釋1000倍解析：C、D兩項無論怎么變化pH也不會超過7；pH相同的強堿和弱堿，當(dāng)稀釋相同倍數(shù)時，強堿的pH變化大些，弱堿的pH變化要小些，所以A項符合題意。答案：A

課下綜合檢測見“課時跟蹤檢測（二十五）”解析：A項不能用堿式滴定管量取白醋，應(yīng)用酸式滴定管，錯誤；B項應(yīng)先在燒杯中溶解固體，不能直接在容量瓶中溶解，錯誤；C項強堿滴定弱酸，用酚酞做指示劑，顏色變化符合滴定終點判斷，正確；D項滴定時眼睛應(yīng)注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化，錯誤。答案：C

考綱定標(biāo)1.了解鹽類水解的原理。2.了解影響鹽類水解程度的主要因素。3.了解鹽類水解的應(yīng)用。熱點定位1.鹽類水解方程式與電解質(zhì)電離方程式相結(jié)合，考查水解、電離的區(qū)別。2.以鹽類水解在化工生產(chǎn)、日常生活中的應(yīng)用為背景考查水解平衡的影響因素及鹽溶液的酸堿性判斷。3.結(jié)合圖像、圖表等考查溶液中微粒濃度的大小比較。鹽類水解的原理[基礎(chǔ)全掃描]1．實質(zhì)H＋水的電離平衡OH－增大2．特點3．水解的規(guī)律有弱才水解，越弱越水解；誰強顯誰性，同強顯中性。鹽的類型實例是否水解水解的離子溶液的酸堿性溶液的pH強酸強堿鹽NaCl、KNO3否____________中性pH＝7酸性pH＜7CH3COO－堿性pH＞74．水解方程式的書寫[認(rèn)知無盲區(qū)](1)離子能夠發(fā)生水解的鹽溶液并不一定顯酸性或堿性，也可能顯中性，如CH3COONH4溶液。(2)相同條件下水解程度越大的離子生成的電解質(zhì)越弱，這種離子結(jié)合H＋或OH－能力越強。[練習(xí)點點清]答案：B

[基礎(chǔ)全掃描]鹽類水解的影響因素及應(yīng)用NaHCO3＞CH3COONa越弱

(2)外因：因素水解平衡水解程度水解產(chǎn)生離子的濃度溫度升高_(dá)_______________濃度增大_________________減小(即稀釋)_________________外加酸堿酸弱酸根離子的水解程度

，弱堿陽離子的水解程度______堿弱酸根離子的水解程度

，弱堿陽離子的水解程度_____右移增大增大右移減小增大右移增大減小增大減小增大減小2．重要應(yīng)用＋3H＋Fe3＋＋[認(rèn)知無盲區(qū)](1)水解生成的弱酸(堿)的K越小，鹽的水解程度越大，其溶液的堿(酸)性就越強。(2)水解平衡右移，鹽的離子的水解程度不一定增大，如增大水解離子的濃度；溶液的酸、堿性也不一定增強，如加水稀釋。(3)強堿弱酸鹽的水溶液不一定顯堿性，如NaHSO3溶液顯酸性，因HSO的水解小于HSO的電離。-3-3[練習(xí)點點清]1．掌握鹽類水解的概念：在鹽溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產(chǎn)生的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2．牢記鹽類水解的3個特點：①可逆反應(yīng)；②吸熱反應(yīng)(中和反應(yīng)的逆反應(yīng))；③水解程度一般很微弱。3．熟記鹽類水解的4條規(guī)律：有弱才水解，越弱越水解；誰強顯誰性，同強顯中性。[考點一鹽類水解的應(yīng)用][動態(tài)課件演示更形象，見配套光盤]1．貯存FeCl3溶液時，常常需要注意什么問題？答案：加入少量鹽酸，抑制Fe3＋水解2．FeCl3溶液中離子濃度的大小關(guān)系如何？答案：c(Cl－)＞c(Fe3＋)＞c(H＋)＞c(OH－)超鏈接3．若CuCl2溶液中含有FeCl3雜質(zhì)，應(yīng)采取什么措施除去Fe3＋？答案：加入CuO或Cu(OH)2，消耗H＋，促進(jìn)Fe3＋水解生成Fe(OH)3沉淀而除去。4．向FeCl3溶液中加入適量NaHCO3溶液，會有什么現(xiàn)象？你能用離子方程式解釋其原理嗎？[考點師說]1．判斷溶液的酸堿性Na2CO3溶液呈堿性的原因是：2．配制或貯存易水解的鹽溶液如配制FeCl3溶液時，先將它溶解在較濃的鹽酸中，再加水至指定濃度；配制CuSO4溶液時，加入少量的H2SO4，以抑制Cu2＋水解。

3．判斷鹽溶液蒸干灼燒時所得的產(chǎn)物如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后得到Al(OH)3、Fe(OH)3，灼燒得到Al2O3、Fe2O3，CuSO4溶液蒸干后得CuSO4固體，NaHCO3溶液低溫蒸干后可得NaHCO3固體。6．離子濃度大小的比較如碳酸氫鈉溶液中離子濃度大小順序為：c(Na＋)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H＋)7．物質(zhì)的提純(水解除雜)如MgCl2溶液中混有少量Fe3＋雜質(zhì)時，因Fe3＋水解的程度比Mg2＋的水解程度大，可加入MgO或Mg(OH)2等，導(dǎo)致水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去。[例1]

下列有關(guān)問題與鹽的水解有關(guān)的是 (

)①NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接金屬中的除銹劑②用NaHCO3與Al2(SO4)3兩種溶液可作泡沫滅火劑③草木灰與銨態(tài)氮肥不能混合施用④實驗室盛放碳酸鈉溶液的試劑瓶不能用磨口玻璃塞⑤加熱蒸干CuCl2溶液得到Cu(OH)2固體A．僅①②③

B．僅②③④⑤C．僅①④⑤ D．①②③④⑤[答案]

D[演練沖關(guān)]解析：配制SnCl2溶液時應(yīng)加入稀鹽酸抑制SnCl2水解，加入NaOH會促進(jìn)SnCl2的水解，而發(fā)生變質(zhì)。答案：D

2．下列過程或現(xiàn)象與鹽類水解無關(guān)的是 (

)A．純堿溶液去油污B．鐵在潮濕的環(huán)境下生銹C．加熱氯化鐵溶液顏色變深D．濃硫化鈉溶液有臭味答案：B

[考點二溶液中粒子濃度大小的比較][動態(tài)課件演示更形象，見配套光盤]已知：H2A是一種二元弱酸，現(xiàn)有0.1mol/L的K2A溶液。1．你能排列出H2A溶液和K2A溶液中的所有離子濃度的大小順序嗎？答案：c(H＋)＞c(HA－)＞c(A2－)＞c(OH－)

c(K＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(HA－)＞c(H＋)2．請寫出H2A溶液中的電荷守恒式和K2A溶液中的物料守恒式。答案：c(H＋)＝c(HA－)＋2c(A2－)＋c(OH－)

c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)＝0.1mol/L超鏈接3．向K2A溶液中加入同體積同濃度的鹽酸溶液。①寫出有關(guān)A元素的物料守恒式。②所得混合溶液呈酸性還是呈堿性取決于什么因素？答案：①c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)＝0.05mol/L

②HA－電離程度和水解程度的大小[考點師說]1．分析依據(jù)2．離子濃度的定量關(guān)系(3)質(zhì)子守恒：在電解質(zhì)溶液中，由于電離、水解等過程的發(fā)生，往往存在質(zhì)子(H＋)的得失，但得到的質(zhì)子數(shù)等于失去的質(zhì)子數(shù)。如NaHCO3溶液中：3．主要類型[例2]

(2012·四川高考)常溫下，下列溶液中的微粒濃度關(guān)系正確的是 (

)[答案]

D[演練沖關(guān)]3．(2011·廣東高考)對于

0.1mol·L－1Na2SO3溶液，正確的是 (

)答案：D

4.(2012·江蘇高考，有改動)25℃時，

有c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)

＝0.1mol·L－1的一組醋酸、醋酸

鈉混合溶液，溶液中c(CH3COOH)、

c(CH3COO－)與pH的關(guān)系如圖所示。下列有關(guān)溶液

中離子濃度關(guān)系的敘述正確的是 (

)A．pH＝5.5的溶液中：c(CH3COOH)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－)B．W點所表示的溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COOH)＋c(OH－)C．pH＝3.5的溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＋c(CH3COOH)＝0.1mol·L－1D．向W點所表示的1.0L溶液中通入0.05molHCl氣體(溶液體積變化可忽略)：c(H＋)＝c(CH3COOH)＋c(OH－)解析：溶液的pH越小，c(CH3COOH)濃度越大，結(jié)合圖像知虛線代表醋酸濃度，實線代表醋酸根離子濃度，當(dāng)pH＝5.5時，c(CH3COOH)＜c(CH3COO－)，A錯；B項，W點時，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)，根據(jù)電荷守恒有：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，將c(CH3COO－)換成c(CH3COOH)，正確；C項，根據(jù)電荷守恒有：答案：B

c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，則c(CH3COO－)＝c(Na＋)＋c(H＋)－c(OH－)，又c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1mol·L－1，即c(CH3COOH)＋c(Na＋)＋c(H＋)－c(OH－)＝0.1mol·L－1，C錯誤；D項，由圖可知，1.0L溶液中含CH3COOH0.05mol，CH3COO－

0.05mol，向溶液中通入0.05molHCl氣體，發(fā)生反應(yīng)CH3COO－＋H＋===CH3COOH。此時溶液中c(CH3COOH)遠(yuǎn)大于c(H＋)，故D錯誤。1．(2011·重慶高考)對滴有酚酞試液的下列溶液，操作后顏色變深的是 (

)A．明礬溶液加熱B．CH3COONa溶液加熱