高中化學(xué)選修4水溶液中離子平衡講義

1、高中化學(xué)選修4水溶液中的離子平衡講義第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離“微弱”弱電解質(zhì)的電離平衡的建立：在一定條件下，弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程達(dá)到平衡狀態(tài)。影響電離平衡的因素：（1）內(nèi)因：電解質(zhì)本身性質(zhì) （2）溫度 濃度 相同離子的影響【例題】在0.1mol/L CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COO+H+，對于該平衡，下列敘述正確的是A 溫度升高，平衡向逆反應(yīng)方向移動B 加入少量NaOH固體，平衡向正反應(yīng)方向移動C 加入少量0.1mol/L HCl溶液，溶液中c(H+)減小D 加入少量醋酸鈉固體，CH3COOH的電離程度增大電離平衡常數(shù)只與

2、溫度有關(guān)的常數(shù)在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積跟溶液中分子濃度的比值是一個常數(shù)。酸用Ka表示，堿用Kb表示。以CH3COOHCH3COO+H+為例，Ka=_【例題】（雙選）已知在0.1mol/L CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COO+H+，要使溶液中c(H+)/c(CH3COOH)增大，可以采取的措施是A 加入少量燒堿溶液 B升高溫度C加入少量冰醋酸 D加水多元弱酸的電離常數(shù)：多元弱酸分布電離，每步各有電離常數(shù)，通常用Ka1、Ka2、Ka3表示。例如H3PO4是三元中強酸Ka1=_ Ka2=_ Ka3=_多元弱酸的酸性以第

3、一步電離為主，K1K2K3電離常數(shù)的意義及影響因素（1） 意義K越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸性或堿性越強。（2） 影響因素不同電解質(zhì)在相同溫度下K值不同只受溫度影響（弱電解質(zhì)的電離過程熱效應(yīng)較小，通常在室溫下，可以忽略電離過程熱效應(yīng)對電離常數(shù)的影響）【例題】已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2×104、4.6×104、4.9×1010分別是三種酸的電離平衡常數(shù)，若已知這些酸可發(fā)生如下反應(yīng)：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2NaCN+HF=HCN+NaFNaNO2+HF=HNO2+NaF由此可判斷下列敘述中不正確的是A HF的電解平衡常數(shù)為7.2×104B H

4、NO2的電離平衡常數(shù)為4.9×1010C 根據(jù)和兩個反應(yīng)即可知三種酸的相對強弱D HNO2的電離平衡常數(shù)比HCN大，比HF小【變式1】已知25，醋酸溶液中存在如下關(guān)系：c(H+)·c(CH3COO)/c(CH3COOH)=1.75×105（1） 當(dāng)向該溶液中加入一定量鹽酸時，上式中的數(shù)值是否發(fā)生變化？為什么？（2） 若醋酸的起始濃度0.01mol/L，平衡時c(H+)是多少？【變式2】在常溫下，c mol/L的醋酸溶液中出c(H+)=a mol/L，試用a、c表示該溫度下醋酸的電離常數(shù)Ka_【變式3】已知室溫下，0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1發(fā)生電離，

5、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c(H+) 的106倍完成下表（以醋酸的電離平衡）條件條件變化平衡移動方向c(H+)n(H+)CH3COOH的電離程度Ka濃度加水稀釋加冰醋酸溫度升溫電解質(zhì)加NaOH加鹽酸加醋酸鈉化學(xué)反應(yīng)加Mg相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較 酸 c(H+)pH中和堿的能力開始與Zn反應(yīng)的速率與足量Zn反應(yīng)所需時間與足量Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2的量與足量Zn反應(yīng)過程中的反應(yīng)速率一元強酸一元弱酸相同pH、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較 酸 c(H+)溶液

6、中物質(zhì)的量濃度中和堿的能力開始與Zn反應(yīng)的速率與足量Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2的量與足量Zn反應(yīng)過程中的反應(yīng)速率一元強酸一元弱酸弱電解質(zhì)的判斷依據(jù)存在電離平衡以一元弱酸HA為例，證明它是弱電解質(zhì)的方法 方法 依據(jù)（實驗設(shè)計或現(xiàn)象）測定酸溶液的pH鹽溶液的pH對比相同濃度一元強酸溶液的導(dǎo)電性分別與相同濃度一元強酸和金屬Mg反應(yīng)【例題】下列事實能夠說明HNO2是弱電解質(zhì)的是_HNO2溶液紅存在HNO2分子用HNO2溶液做導(dǎo)電實驗，燈光很暗HNO2溶液不與Na2SO4反應(yīng)0.1mol/L HNO2溶液中，pH為2.1相同濃度時，HNO2溶液的導(dǎo)電能力比HCl溶液的導(dǎo)電能力弱【課堂練習(xí)】1 將濃度為0.1mol

7、/L HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終不斷增大的是A c(H+) BKa(HF) Cc(F)/c(H+) Dc(H+)/c(HF)2 甲酸（HCOOH）是一種一元弱酸，下列性質(zhì)可以證明它是弱電解質(zhì)的是A 常溫下，1mol/L 甲酸溶液中的pH為2B甲酸能與碳酸鈉反應(yīng)放出二氧化碳C1mol/L的甲酸溶液10mL恰好與10mL1mol/L的NaOH溶液完全反應(yīng)D在相同條件下，甲酸溶液的導(dǎo)電性比鹽酸弱3 對于弱酸，在一定溫度下達(dá)到電離平衡時，各微粒的濃度存在一種定量關(guān)系若25時下表是幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)（25）酸電離方程式電離平衡常數(shù)KHClO HClOH+ClO- 3.0×10-

8、8 CH3COOHCH3COOHCH3COOH-+H+1.76×10-5H2CO3H2CO3H+HCO3-HCO3-H+HCO32-K1=4.31×10-7K2=5.61×10-11H2SH2SH+HS-HS-H+S2-K1=9.1×10-8K2=1.1×10-12H3PO4H3PO4H+H2PO4-H2PO4-H+HPO42-HPO42-H+PO43-K1=7.52×10-3K2=6.23×10-8K3=2.20×10-13回答下列各題：（1） K只與溫度有關(guān)，當(dāng)溫度升高時，K值_（填“增大”、“減小”或“不變”

9、）（2）在溫度相同時，各弱酸的K值不同，那么K值的大小與酸性的相對強弱有何關(guān)系？_（3）若把CH3COOH、H2CO3、HCO3-、H2S、HS-、H3PO4、H2PO4-、HPO42-都看作是酸，其中酸性最強的是_，最弱的是_（4）多元弱酸是分步電離的，每一步都有相應(yīng)的電離平衡常數(shù)，對于同一種多元弱酸的K1、K2、K3之間存在著數(shù)量上的規(guī)律是K1：K2：K31：10-5：10-10，產(chǎn)生此規(guī)律的原因是：_（5） 根據(jù)以上碳酸和次氯酸的電離常數(shù)，寫出下列條件下所發(fā)生反應(yīng)的離子方程式：將少量的氯氣通到過量的碳酸鈉溶液中_在過量的氯水中滴入少量的碳酸鈉溶液_第2節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性水的離子積

10、Kw：一定溫度下，當(dāng)水的電離達(dá)到平衡時，電離產(chǎn)生的H+與OH濃度的乘積是一個常數(shù)。Kw=c(H+)·c(OH)室溫下，Kw=1.0×1014 100時，Kw=1.0×1012 【知識點需知】Kw是一個只與溫度有關(guān)的常數(shù)Kw不僅適用于純水，也適用于酸堿鹽等溶液Kw=c(H+)·c(OH)式中，c(H+)·c(OH)均指溶液中的H+與OH濃度；水電離出的c(H+)與c(OH)相等【例題】將純水加熱到較高溫度，水的離子積_，pH_，顯_性【變式】某溫度下，純水的c(H+)=2×107mol/L，則此時c(OH)=_，Kw=_，溫度不變，向水

11、中滴加鹽酸，使c(H+)=2×103mol/L，則c(OH)=_?！咀兪?】水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法不正確的是 A圖中五點KW間的關(guān)系：BCA=D=EB若從A點到D點，可采用：保持溫度不變, 在水中加入少量的酸C若處在B點時，將pH=2的硫酸與pH=10的KOH溶液等體積混合后，溶液顯中性D若從A點到C點，可采用：在水中加入適量的NH4NO3 固體的變化影響水的電離平衡因素（1） 溫度 _（2） 酸、堿 _（3） 外加試劑的影響 _【例題】25時，水的電離達(dá)到平衡：H2OH+OH下列敘述中正確的是A 向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH)降低B 向水中加入少量固體硫酸氫

12、鈉，c(H+)增大，Kw不變C 向水中加入少量固體醋酸鈉，平衡逆向移動，c(H+)降低D 將水加熱，Kw增大，pH不變【變式】25 時，在等體積的pH0的H2SO4溶液，0.05 mol·L1的Ba(OH)2溶液，pH10的Na2S溶液，pH5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是A1101010109 B155×1095×108C1201010109 D110104109【變式1】25時，某溶液中，由水電離出的c(H+)=1×10-12mol·L-1，則該溶液的c(H+)可能是A1×10-12 mol·

13、;L-1  B1×10-7 mol·L-1 C1×10-6 mol·L-1 D1×10-2 mol·L-1【變式2】常溫下，下列各組離子在指定溶液中一定能大量共存的是A1 mol/L的NaClO溶液中：Fe2+、K+、I、ClB加入鋁片能放出氫氣的溶液中：K+、Ba2+、Cl、NH4+C由水電離出c(OH)=1×1012mol/L的溶液中：NH4+、HCO3、Na+、ClDc(H+)/c(OH)=1×1014的溶液中：K+、Na+、Cl、SiO32【變式3】常溫下，

14、下列各組離子在指定溶液中一定能大量共存的是A使酚酞變紅色的溶液中：Na+、Al3+、SO42、ClBKw/c(H+)=1×1012mol/L的溶液中：NH4+、Ca2+、Cl、NO3C加入鋁片能放出氫氣的溶液中：Fe2+、K+、NO3、SO42D由水電離出c(H+)=1×1012mol/L的溶液中：K+、Na+、AlO2、CO32【變式4】pH=2的醋酸；pH=2的鹽酸；pH=12的氨水；pH=12的NaOH溶液。相同條件下，有關(guān)上述溶液的比較中不正確的是A 水電離的c(H+)：=B 若將溶液混合后，pH=7，則消耗溶液的體積：C 等體積的溶液分別與足量鋁粉反應(yīng)，生成H2的

15、量：最大D 向溶液中加水100mL后，溶液的pH：【變式5】KMnO4是一種重要的氧化劑（1） 在酸性條件下KMnO4的氧化性會增強。用來酸化KMnO4溶液的最佳試劑是_A 硝酸 B鹽酸 C硫酸將氧化C2O42的離子方程式補充完整_MnO4 + _C2O42 + _ _Mn2+ +_CO2+_ _（2） 某同學(xué)為測定KMnO4溶液的濃度，進(jìn)行如下實驗：用配制號的0.04mol/L的Na2C2O4溶液來滴定某KMnO4溶液的濃度。每次量取25.00mL的Na2C2O4溶液，滴定三次分別消耗KMnO4溶液的體積是20.00mL、19.80mL、20.20mL，則KMnO4溶液的濃度為_溶液的酸堿性

16、與c(H+)、c(OH)的關(guān)系溶液是酸性還是堿性，決定的根本因素是c(H+)與c(OH)大小關(guān)系_【例題】下列溶液一定顯酸性的是A 溶液中c(OH)c(H+) B滴加石蕊變紅C溶液中c(H+)=106 DpH7的溶液【變式1】已知溫度T時水的離子積常數(shù)Kw，該溫度下，將濃度為a mol/L的一元弱酸HA與b mol/L的一元弱堿BOH等體積混合，可判斷該溶液顯中性的依據(jù)是A a=b B混合溶液pH=7C溶液中c2(H+)=Kw D混合溶液中，c(H+)+c(B+)=c(OH)+c(A)【變式2】室溫時，下列混合溶液一定顯酸性的是A pH=3的鹽酸與pH=11的氨水等體積混合B pH=3的鹽酸與

17、pH=11的氫氧化鋇等體積混合C pH=3的醋酸與pH=11的氫氧化鋇等體積混合D pH=3的硫酸與pH=11的氨水等體積混合溶液pH的計算單一溶液的pH計算（室溫下）強酸與強酸混合后的 pH計算 若兩種強酸溶液pH之差2，且以等體積混合，pH大的酸可視為純水， pH混=pH小+lg2=pH小+0.3強堿與強堿混合后的pH計算 若兩種強堿溶液pH之差2，且以等體積混合，pH小的堿可視為純水， pH混=pH大lg2=pH大0.3強酸溶液與強堿溶液混合后pH計算 堿過量，用c(OH)算 酸過量，用c(H+)算強酸（強堿）、強堿（弱堿）加水稀釋后的pH計算 無限稀釋pH只能很接近7；弱酸和弱堿稀釋，

18、只能確定范圍?！揪毩?xí)】1在常溫下，將pH=8的NaOH溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH大約為_2 等體積混合0.1mol/L的鹽酸和0.06mol/L的Ba(OH)2溶液后，溶液pH等于_3 室溫下，將x mL pH=a的NaOH溶液與y mL pH=b的稀鹽酸混合。下列關(guān)于反應(yīng)后溶液pH的判斷正確的是A 若x=y，且a+b=14，則pH7B 若10x=y，且a+b=13，則pH=7C 若x=10y，且a+b=13，則pH7D 若x=10y，且a+b=14，則pH74 pH=13的強堿與pH=2的強酸混合，溶液pH=11，則強堿與強酸的體積比為_5 對于常溫下pH為1的硝

19、酸溶液，下列敘述正確的是A 該溶液1mL稀釋100mL后，pH等于3B 向該溶液中加入等體積、pH=13的氫氧化鈉溶液恰好完全中和C 該溶液中硝酸電離出的c(H+)與水電離出的c(H+)之比為1012D 該溶液中水電離出的c(H+)是pH=3的硝酸中水電離出的c(H+)的100倍6將pH=5的H2SO4溶液稀釋1000倍后，溶液中SO42濃度與H+濃度的比值約為_酸堿中和滴定實驗定義：利用已知濃度的酸（堿）來測定未知濃度的堿（酸）的濃度的實驗原理：借助酸堿指示劑通過溶液的顏色變化判斷反應(yīng)終點，測出酸（堿）溶液的體積，根據(jù)c標(biāo)·V標(biāo)讀=c測V已知 求出c測中和滴定實驗儀器：錐形瓶、滴定

20、管夾、鐵架臺酸式滴定管（玻璃活塞），只能量取酸性溶液；堿性滴定管（橡膠），只能量取堿性溶液。滴定管的讀書必須要精確要_ mL。使用前必須_。上面同容量瓶一定標(biāo)注有規(guī)格和溫度，且零刻度在_。除用蒸餾水潤洗外，必須用_，以減小誤差。 指示劑的選?。簭娝岬味◤妷A的中和滴定，滴定終點時，pH變化范圍很大，可用酚酞也可以用甲基橙；強酸滴定弱堿，選用_；強堿滴定弱酸，選用_。指示劑 甲基橙 石蕊 酚酞變色范圍pH 3.14.4 5.08.0 8.210溶液顏色 紅、橙、黃 紅、紫、黃 無色、淺紅、紅滴定過程中的常考點滴定過程中，左手旋轉(zhuǎn)活塞，右邊不斷振蕩錐形瓶，眼睛注視著_滴定達(dá)到終點的標(biāo)志是：_以標(biāo)準(zhǔn)鹽

21、酸滴定未知濃度的NaOH溶液（酚酞作指示劑）為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：（注意是誰滴定誰）步驟 操作 c待測洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗 偏高堿式滴定管未用待測液潤洗錐形瓶用待測液潤洗錐形瓶洗凈后還有蒸餾水取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失振蕩錐形瓶滴出錐形瓶外部分酸液滴出錐形瓶外溶液顏色較淺時滴入酸過快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液無變化讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)【例題】用已知濃度的鹽酸測定未知濃度的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度，待測液放在錐形瓶中。中和滴定時，下列操作會使測定結(jié)果

22、偏低的是A 堿式滴定管未用待測堿液潤洗B 酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗C 滴定過程中滴定管內(nèi)不慎有標(biāo)準(zhǔn)液體飛濺出D 滴定前俯視讀數(shù)，滴定后讀數(shù)正確【變式】已知：I2+2S2O32=S4O62+2I 相關(guān)物質(zhì)的溶度積常數(shù)見下表：物質(zhì)Cu(OH)2Fe(OH)3CuClCuIKsp2.2×10-202.6×10-391.7×10-71.3×10-12（1）某酸性CuCl2溶液中含有少量的FeCl3，為得到純凈的CuCl22H2O晶體，加入_，調(diào)至pH=4，使溶液中的Fe3+轉(zhuǎn)化為Fe(OH)3沉淀，此時溶液中的c(Fe3+)=_。過濾后，將所得濾液低溫蒸發(fā)、濃縮

23、結(jié)晶，可得到CuCl22H2O晶體（2）在空氣中直接加熱CuCl22H2O晶體得不到純的無水CuCl2，原因是_（用化學(xué)方程式表示）。由CuCl22H2O晶體得到純的無水CuCl2的合理方法是_（3）某學(xué)習(xí)小組用“間接碘量法”測定含有CuCl22H2O晶體的試樣（不含能與I-發(fā)生反應(yīng)的氧化性質(zhì)雜質(zhì)）的純度，過程如下：取0.36g試樣溶于水，加入過量KI固體，充分反應(yīng)，生成白色沉淀用0.1000mol/L Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定，到達(dá)滴定終點時，消耗Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液20.00mL可選用_作滴定指示劑，滴定終點的現(xiàn)象是_CuCl2溶液與KI反應(yīng)的離子方程式為_該試樣中CuCl2

24、2H2O的質(zhì)量百分?jǐn)?shù)為_第3節(jié) 鹽類的水解鹽類的水解定義：在水溶液中鹽電離產(chǎn)生的離子與水電離產(chǎn)生的H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。鹽+水酸+堿 H0鹽類水解離子方程式寫法：多元弱酸分布電離，多元弱酸根分別水解，一步只得一個H+ 多元弱堿一步電離，多元弱堿或一元弱堿，一步水解 二者均用可逆符號連接，程度“微弱”鹽類的水解常數(shù)Kh只與溫度有關(guān)【例題】常溫下，0.10mol/L的NH4Cl溶液pH=5，則求一水合氨的電離常數(shù)Kb一、有弱才水解，無弱不水解【例題】有下列鹽溶液：KNO3 CuSO4 K2CO3 FeCl3 K2SO4 NaClO NH4Cl顯酸性的是_，顯堿性的是_，顯中性的是_鹽類

25、的水解的實質(zhì)：【例題】NH4Cl溶于重水（D2O）后，產(chǎn)生的一水合氨是_，水合氫離子是_【變式1】某物質(zhì)的化學(xué)式為NH5，常溫下是固態(tài)，能與水劇烈發(fā)生反應(yīng)放出兩種氣體。NH5中各原子均具有稀有氣體的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。下列對NH5和NH5與水的反應(yīng)描述正確的是_ ANH5為共價化合物BNH5與重水（D2O）反應(yīng)，產(chǎn)物是NH3·H2O和D2CNH5與水的反應(yīng)，NH5是還原劑DNH5與NH3溶于水后溶液均顯堿性，且溶質(zhì)成分完全相同【變式2】已知：95時，Kw=1.0×1012，在該溫度下，測得0.1mol·L1Na2A溶液pH=6，則下列說法正確的是 AH2A在水溶液中的電離方

26、程式為：H2AH+HA，HAH+A2 B(NH4)2A溶液中存在離子濃度關(guān)系：c(NH4+)>c(A2)>c(H+)>c(OH) C0.0lmol·L-l的H2A溶液pH=2 D等體積等濃度的鹽酸與H2A溶液分別與5.6g Zn反應(yīng)，H2A溶液產(chǎn)生的H2多2、 越弱越水解酸的第一步電離遠(yuǎn)大于第二步電離，Ka1Ka2，Ka越小，對應(yīng)的酸根水解能力越強。對于二元弱酸，以H2CO3為例，HCO3是Ka1對應(yīng)的酸根，CO32是Ka2對應(yīng)的酸根。【例題】物質(zhì)的量濃度相同的三種正鹽NaX、NaY、NaZ的水溶液，其pH分別為8、9、10，則HX、HY、HZ的酸性由強到弱的順序是

27、_【變式】下列事實能夠說明亞硫酸的酸性強于碳酸的是A飽和亞硫酸溶液的pH小于飽和碳酸溶液的pHB亞硫酸能使酸性高錳酸鉀溶液褪色，而碳酸不能C同溫下，等濃度的亞硫酸氫鈉和碳酸氫鈉溶液，碳酸氫鈉溶液的堿性強D將過量二氧化硫氣體通入碳酸氫鈉溶液中，逸出的氣體能使澄清石灰水變渾濁【變式1】根據(jù)HClO的Ka=3.0×l08，H2CO3的Ka1= 4.3×l07，Ka2=5.6×l011，可推測相同狀況下，等濃度的NaClO與Na2CO3溶液中，pH前者小于后者，說明理由；Na2CO3與HClO會反應(yīng)嗎？影響鹽類水解的因素溫度濃度加入酸、堿等電解質(zhì)以醋酸鈉溶液水解平衡，完成

28、下表條件變化c(CH3COO)c(CH3COOH)c(OH) c(H+) pH水解程度升高溫度加水加醋酸加醋酸鈉加鹽酸加NaOH溶液【例題】在一定給條件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32+H2OHCO3+OH 下列說法正確的是A 稀釋溶液，水解平衡常數(shù)增大B 通入CO2，平衡正向移動C 升高溫度，c(HCO3)/c(CO32)減小D 加入NaOH固體，溶液的pH減小【變式】對滴有酚酞溶液的下列溶液，操作后顏色變深的是A明礬溶液加熱BCH3COONa溶液加熱C氨水中加入少量NH4Cl固體D小蘇打溶液中加入少量NaCl固體【綜合練習(xí)】依據(jù)題目要求回答下列問題。常溫下，濃度均為0.1 mol

29、·L-1的下列六種溶液的pH如表所示溶質(zhì)CH3COONaNaHCO3Na2CO3NaClONaCNC6H5ONapH8.89.711.610.311.111.3上述鹽溶液中的陰離子結(jié)合H+能力最強的是_。 根據(jù)表中數(shù)據(jù),濃度均為0.01 mol·L-1的下列五種物質(zhì)的溶液中,酸性最強的是_(填字母編號，下同)；將各溶液分別稀釋100倍，pH變化最小的是_AHCN   BHClO   CC6H5OH   DCH3COOH   EH2CO3根據(jù)上表數(shù)據(jù)，請你判斷下列反應(yīng)不能成立的是_。AC

30、H3COOH+Na2CO3=NaHCO3+CH3COONaBCH3COOH+NaCN=CH3COONa+HCNCCO2+H2O+NaClO=NaHCO3+HClODCO2+H2O+2C6H5ONa=Na2CO3+2C6H5OH鹽類水解的應(yīng)用含Al3+、Fe3+等離子的物質(zhì)能夠凈水某些活潑金屬能夠與強酸弱堿鹽反應(yīng)，產(chǎn)生氫氣利用鹽類的水解可以除去雜質(zhì)【?？键c】如除去MgCl2酸性溶液中的FeCl3，可以加入_和_、_促進(jìn)FeCl3的水解，轉(zhuǎn)為成Fe(OH)3沉淀除去。Fe3+在中性環(huán)境下，已經(jīng)Fe(OH)3沉淀，F(xiàn)e3+沉淀(2.7，3.2鹽溶液蒸干所得固體（產(chǎn)物）的判斷1 水解 蒸干Al2(SO

31、4)3、Fe2(SO4)3溶液得到Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3固體 蒸干AlCl3、FeCl3得到Al(OH)3、Fe(OH)3固體2 分解 若鹽的熱穩(wěn)定性差，加熱蒸干過程中得到是其分解產(chǎn)物。 例如：Ba(HCO3)2溶液蒸干得到BaCO33 氧化 若鹽的還原性較強，加熱蒸干過程中可能被氧氣氧化。Na2SO3溶液蒸干得到Na2SO4，F(xiàn)eSO4溶液蒸干得到Fe2(SO4)3和Fe(OH)3的混合物 Fe與SO42的量是1：1，生成后SO42量不足，因此Fe部分以Fe(OH)3沉淀4 蒸干k2CO3溶液得到K2CO3固體【例題】將下列物質(zhì)的溶液在蒸發(fā)皿中加熱蒸干并灼燒，可以得到該物質(zhì)的

32、固體的是AAlCl3 BNaHCO3 CMgSO4 DKMnO45 雙水解 a完全雙水解：用“=”“”“”且易分解的生成物寫成其分解物形式（NH3與CO2）；例如泡沫滅火器，Al2(SO4)3與NaHCO3。雙水解離子反應(yīng)的配平電荷守恒 原子守恒常考的能發(fā)生完全相互促進(jìn)水解的離子有：Al3+與HCO3、CO32、S2、HS、AlO2Fe3+與CO32、HCO3、AlO2 NH4+與AlO2、SiO32 b一般雙水解：水解雖然相互促進(jìn)，水解程度有所增大，依然很微弱，用“”不打“”“”，離子在溶液里依然能夠大量共存。例如：NH4+與CH3COO弱酸的酸式鹽在水中既電離又水解（假設(shè)為NaHA）HAA

33、2+H+ 電離顯酸性HA+H2OOH+H2A 水解顯堿性弱酸的酸式鹽顯酸性還是堿性，比較電離程度和水解程度的相對大小。必記得弱酸的酸式鹽顯酸性的是：_（以上三種酸根離子對應(yīng)的酸都是中強酸；且以上三種鹽是抑制水的電離）嘗試推：酸電離平衡常數(shù)為Ka；酸根水解常數(shù)為Kh；水的離子積為Kw；則三者關(guān)系為Ka·Kh=Kw【經(jīng)典例題】磷酸為三元弱酸，在常溫下，K1=7.5×103、K2=6.2×108、K3=2.2×1013。通過簡要計算，說明NaH2PO4溶液顯酸性。_正鹽溶液與酸或堿溶液中水的電離能水解的鹽促進(jìn)水的電離，酸或堿抑制水的電離計算溶液中水電離出的c(

34、H+)或c(OH)的操作步驟：把握好水電離出的c(H+)與c(OH)相等能水解的鹽促進(jìn)水的電離，酸或堿抑制水的電離；在常溫下與107對比常溫下溶液中c(H+)·c(OH)=1014，來計算【例題】在常溫下：pH=4的鹽酸和pH=10的NaOH溶液中，水電離出c(H+)與c(OH)均為_pH=4的NH4Cl溶液中水電離出的c(H+)與c(OH)均為_pH=10的CH3COONa溶液中水電離出的c(H+)與c(OH)均為_【變式1】在常溫下，pH=9的NaOH溶液和CH3COONa溶液中，設(shè)由水電離出的OH濃度分別為M和N，則M和N的關(guān)系為_【綜合練習(xí)】水是極弱的電解質(zhì)，改變溫度或加入某

35、些電解質(zhì)會影響水的電離。請回答下列問題：（1）純水在100 時，pH6，該溫度下0.1 mol·L1的NaOH溶液中，溶液的pH 。（2）25 時，向水中加入少量碳酸鈉固體，得到pH為11的溶液，其水解的離子方程式為 ，由水電離出的c(OH) mol·L1。20100300500HClHXpHV/mL（3）體積均為100 mL、pH均為2的鹽酸與一元酸HX，加水稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如右圖所示，則HX是 （填“強酸”或“弱酸”），理由是 。（4）電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度強弱的物理量。已知：化學(xué)式電離常數(shù)(25 )HCNK4.9×1010CH3CO

36、OHK1.8×105H2CO3K14.3×107、K25.6×101125 時，等濃度的NaCN溶液、Na2CO3溶液和CH3COONa溶液，溶液的pH由大到小的順序為 （填化學(xué)式）。25 時，在0.5 mol/L 的醋酸溶液中由醋酸電離出的c(H)約是由水電離出的c(H)的 倍。鹽類水解中的三大守恒不要忽略水的電離一、電荷守恒 注意：區(qū)別電荷濃度和離子濃度 找出所有的陰離子和陽離子二、物料守恒 特征元素或原子團原子守恒三、質(zhì)子守恒 水溶液中得失H+的物質(zhì)的量相等；會用框圖法巧寫?！咀鲱}操作技巧】題目告訴“中性”，就是寫電荷守恒框圖法寫質(zhì)子守恒只適用于單一溶液，當(dāng)

37、混合溶液，題目給出一個關(guān)系式，既不是電荷守恒，也不是物料守恒時，先寫出電荷守恒，再寫出物料，二者相加減得到關(guān)系式?！揪毩?xí)】將0.1mol·L-1的NaHS和0.1mol·L-1 Na2S溶液等體積混合，所得溶液中有 證明：c(S2-)+2c(OH)=2c(H+)+c(HS)+3c(H2S)離子濃度的大小比較規(guī)律對于單一溶液緊抓“弱”，數(shù)量級大的離子濃度較大 同一數(shù)量級的，不水解的離子大于水解的離子 注意不要忽略溶液中_的電離比較等濃度等體積NH4Cl和NH4OH組成的混合溶液，一般來說顯堿性，那么以氨水的電離為主，則把NH4+當(dāng)作不水解；若比較等濃度等體積CH3COOH和C

38、H3COONa組成的混合溶液，一般來說顯酸性，則把CH3COO當(dāng)作不水解來比較。若溶液混合后，能反應(yīng)，寫出反應(yīng)生成物，先比較數(shù)量級，再根據(jù)溶液的酸堿性來比較，電離程度和水解程度的相對大小，同樣的緊抓“弱”?！菊n堂練習(xí)】1對于0.1mol/L NaHCO3溶液，下列敘述正確的是Ac(OH)c(H+)+2c(H2CO3) Bc(Na+)c(HCO3)c(H2CO3)c(CO32) Cc(Na+)2c(HCO3)+c(H2CO3)+c(CO32) Dc(Na+)+c(H+)c(CO32)+c(OH)+(HCO3) 2下列關(guān)于0.10 mol·L1NaHCO3溶液的說法，正確的是A溶質(zhì)的電離

39、方程式為NaHCO3=Na+ + H+ + CO32B25時，加水稀釋后，n(H+)與n(OH)的乘積變大C離子濃度關(guān)系：c(Na+) + c(H+)c(OH) + c(HCO3) + c(CO32)D溫度升高，c(HCO3)增大 3常溫下，0.1 mol·L1的NaHB溶液中c(H+)c(OH)，下列關(guān)系中一定正確的是Ac(Na+)+ c(H+)= c(HB)+ 2c(B2) Bc(H+)·c(OH)= 10-14 Cc(Na+)c(B2)+ c(HB) D溶液的pH=14下列各種溶液中，微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是A. 1.0 mol/L的Na2CO3溶液：c(OH)

40、c(HCO3)+c(H2CO3)+c(H+) B. 1.0 mol/L的NH4Cl溶液：c(NH4+)c(Cl) C. 向醋酸鈉溶液中加入適量醋酸，得到的酸性混合溶液： c(Na+)c(CH3COO)c(H+)c(OH) D. 向硝酸鈉溶液中滴加稀鹽酸得到的PH=5的混合溶液：c(Na+)c(NO3) 5對于0.1mol/L的Na2SO3溶液，正確的是A. 升高溫度，溶液pH降低 B. c(Na+)2c(SO32)+c(HSO3)+c(H2SO3) C. c(Na+)+c(H+)2c(SO32)+2c(HSO3)+c(OH) D. 加入少量NaOH固體，c(SO32)與c(Na+)均增大 6室

41、溫下向10 mL 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(dǎo)電粒子的數(shù)目減少 B溶液中c(CH3COO)/c(CH3COOH)·c(OH)不變 C醋酸的電離程度增大，c(H+)也增大 D再加入10mL pH=11的NaOH溶液，混合液pH=7 7某化學(xué)研究性學(xué)習(xí)小組對電解質(zhì)溶液作如下的歸納總結(jié)（均在常溫下）。其中正確的是 pH3的強酸溶液1 mL，加水稀釋至100 mL后，溶液pH降低2個單位 1 L 0.50 mol·L1 NH4Cl 溶液與2 L 0.25 mol·L1 NH4Cl 溶液含NH4+ 物質(zhì)的量前者大pH8.3的NaHCO3溶液：

42、c(Na+)c(HCO3)c(CO32)c(H2CO3)pH4、濃度均為0.1 mol·L1 的CH3COOH、CH3COONa混合溶液中： c(CH3COO)c(CH3COOH)2×(1041010) mol/LA B C D8根據(jù)下列操作及現(xiàn)象，所得結(jié)論正確的是序號操作及現(xiàn)象結(jié)論A溴乙烷與NaOH乙醇溶液共熱產(chǎn)生的氣體通入KMnO4酸性溶液中，溶液褪色產(chǎn)生的氣體為乙烯B將0.1 mol·L-1氨水稀釋成0.01 mol·L-1，測得pH由11.1變成 10.6稀釋后NH3·H2O的電離程度減小C常溫下，測得飽和Na2CO3溶液的pH大于飽和

43、NaHCO3溶液常溫下水解程度：CO32- >HCO3 -D向25 mL冷水和沸水中分別滴入5滴FeCl3飽和溶液，前者為黃色，后者為紅褐色溫度升高，F(xiàn)e3+的水解程度增大9常溫下，向10 mL 0.1 mol/L的HR溶液中逐滴滴人0.l mol/L的NH3·H2O溶液，所得溶液pH及導(dǎo)電性變化如圖。下列分析不正確的是 Aab點導(dǎo)電能力增強說明HR為弱酸 Bb點溶液pH =7說明NH4R沒有水解 Cc點溶液存在c( NH4+)>c(R)、c(OH)>c(H+) Dbe任意點溶液均有c(H+)×c(OH-)= Kw =l. 0×l0-1410常溫

44、下，物質(zhì)的量濃度均為0.1 mol/L的Na2CO3溶液 CH3COONa溶液 NaOH溶液各25 mL，下列說法正確的是A3種溶液PH的大小順序是 B若將3種溶液稀釋相同倍數(shù)，PH變化最大的是 C若分別加入25 mL 0.1 mol/L 鹽酸后，PH最大的是 D若升高溫度，則的PH減小 11常溫下pH=1的乙酸溶液和pH=13的NaOH溶液，下列敘述中正確的是A. 乙酸溶液中水的電離程度比NaOH溶液中的小B乙酸溶液中c(CH3COOH)大于NaOH溶液中c(Na+)C若兩溶液混合后pH=7，則有c(Na+)= c(CH3COOH) + c(CH3COO)D分別稀釋10倍，兩溶液的pH之和大

45、于1412下列溶液中有關(guān)物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是A0.1mol·L-1的NaHA溶液，其pH=4：c(HA)c(H+)c(H2A)c(A2)BpH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三種溶液： c(NaOH)c(CH3COONa)c(Na2CO3)CNaHCO3溶液中：c (H+)c (H2CO3)c(OH)D25時，pH=4.75、濃度均為0.1 mol·L-1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液：c(CH3COO) + c(OH) c(CH3COOH) + c(H+)13下列敘述正確的是A溶液均為0.1 mol/L的CH3COOH和CH3COONa溶液等

46、體積混合所得的溶液中： c(CH3COOH)+c(CH3COO)0.2 mol/L B0.1 mol/L NaHCO3溶液中：c(Na+)c(HCO3)+c(H2CO3)+2c(CO32) C0.2 mol/L HCl溶液與等體積0.1mol/L NaOH溶液混合后，溶液的PH=1 D0.1mol/L氨水中滴入0.1mol/L鹽酸至溶液呈中性時，混合溶液中：c(NH4+)c(Cl) 14常溫下，取0.2 mol/L HX溶液與0.2 mol/L NaOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積的變化），測得混合溶液的PH=8，則下列說法正確的是Ac(Na+)c(X)9.9×10-7 mol

47、/L Bc(Na+) = c(X) +c(HX)0.2 mol/LCc(OH)c(HX)=c(H+)1×10-6 mol/L D混合溶液中由水電離出的c(OH)10-8 mol/L 15（多選）下列溶液中有關(guān)微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是A物質(zhì)的量濃度相等的 NH4HSO4溶液 NH4HCO3溶液 NH4Cl溶液中，pH的大小關(guān)系：>>B常溫下，將CH3COONa溶液和稀鹽酸混合至溶液pH7： c(Na)>c(CH3COO)>c(Cl)c(CH3COOH)>c(H)c(OH)C常溫下，pH6的NaHSO3溶液中：c(SO)c(H2SO3)9.9×107 mol·L1D物質(zhì)的量濃度之比為12的NaClO、NaHCO3混合溶液中： c(HClO)c(ClO)2c(HCO)2c(H2CO3)2c(CO)16下列推斷或表述正確的是A分別將體積各為1L的1mol/L的NaCl溶液和1mol/L的NaF溶液加水稀釋至100L，兩溶液離子總數(shù)相等 B將PH=a的醋酸溶液稀釋100倍，稀釋液PH=b，則b=a+2 C0.2mol/L的鹽酸與0.05mol/L的Ba(OH)2溶液等體積混合，混合液PH=1 D向1L 0.3mol/L的NaOH溶液緩緩?fù)ㄈ隒O2氣體，至溶液質(zhì)量增加8.8g，則溶液中： 2c(Na+)=3c(