2019-2020年高三化學(xué)一輪復(fù)習(xí)第8章水溶液中的離子平衡教案

1、2019-2020年高三化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第8章 水溶液中的離子平衡教案復(fù)習(xí)目標(biāo)：1、鞏固對(duì)電解質(zhì)、強(qiáng)弱電解質(zhì)概念的理解。2、了解弱電解質(zhì)電離平衡的建立及移動(dòng)的影響因素。3、能對(duì)溶液的導(dǎo)電能力判斷及對(duì)強(qiáng)弱酸堿進(jìn)行比較?；A(chǔ)知識(shí)：一、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的區(qū)別（一）電解質(zhì)和非電解質(zhì)電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。非電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下不能導(dǎo)電的化合物?！咀⒁狻? .電解質(zhì)和非電解質(zhì)的范疇都是化合物，所以單質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。2 .化合物為電解質(zhì)，其本質(zhì)是自身能電離出離子，有些物質(zhì)溶于水時(shí)所得溶液也能導(dǎo) 電，但這些物質(zhì)自身不電離，而是生成了一些電解質(zhì)，則這些物質(zhì)不屬于電

2、解質(zhì)。如： SO、SO、CO、NO等。3 .常見(jiàn)電解質(zhì)的范圍：酸、堿、鹽、離子型氧化物。4 .溶劑化作用：電解質(zhì)溶于水后形成的離子或分子并不是單獨(dú)存在的，而是與水分子 相互吸引、相互結(jié)合，以“水合離子”或“水合分子”的形態(tài)存在，這種溶質(zhì)分子或離子與溶劑相互吸引的作用叫做溶劑作用。（二）強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)：在溶液中能夠全部電離的電解質(zhì)。則強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在電離平衡。弱電解質(zhì)：在溶液中只是部分電離的電解質(zhì)。則弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡。【注意】1 .強(qiáng)、弱電解質(zhì)的范圍：強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、水2 .強(qiáng)、弱電解質(zhì)與溶解性的關(guān)系：電解質(zhì)的強(qiáng)弱取決于電解質(zhì)在水溶

3、液中是否完全電離，與溶解度的大小無(wú)關(guān)。一些難溶的電解質(zhì)，但溶解的部分能全部電離，則仍屬?gòu)?qiáng)電解質(zhì)。如：BaSO、BaC（3）o3 .強(qiáng)、弱電解質(zhì)與溶液導(dǎo)電性的關(guān)系：溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)弱與溶液中的離子濃度大小有關(guān)。強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定強(qiáng)，如很稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液，其離子濃度很小，導(dǎo)電性很弱。而弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定弱，如較濃的弱電解質(zhì)溶液，其電離出的離子濃度可以較大，導(dǎo)電性可以較強(qiáng)。4 .強(qiáng)、弱電解質(zhì)與物質(zhì)結(jié)構(gòu)的關(guān)系：強(qiáng)電解質(zhì)一般為離子化合物和一些含強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物，弱電解質(zhì)一般為含弱極性鍵的化合物。5 .強(qiáng)、弱電解質(zhì)在熔融態(tài)的導(dǎo)電性:離子型的強(qiáng)電解質(zhì)由離子構(gòu)成，在熔融態(tài)時(shí)產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子

4、，可以導(dǎo)電。而共價(jià)型的強(qiáng)電解質(zhì)以及弱電解質(zhì)由分子構(gòu)成，熔融態(tài)時(shí)仍以分子 形式存在，所以不導(dǎo)電。二、弱電解質(zhì)的電離平衡1、弱電解質(zhì)的電離平衡指在一定條件下(溫度、濃度) ，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(shí)的狀態(tài)。弱電解質(zhì)的電離平衡的特點(diǎn)是：(1)動(dòng)態(tài)平衡：電離方程式中用“千m"，如：CH3COO4 CH3COOH+。(2)條件改變：平衡被打破。如在CHCOOH勺石蕊溶液中(呈紅色)加入固體CHCOONH 即增大了 c(CH3CO。，平衡左移，c( H+)變小，使紅色變淺。(3)弱電解質(zhì)在離子反應(yīng)中電離平衡發(fā)生移動(dòng)。將等質(zhì)量的鋅粉分別投入10mL0.1mol/L鹽酸

5、和10mL0.1mol/L醋酸中，實(shí)驗(yàn)結(jié)果：鹽酸的反應(yīng)速率比醋酸快。若鋅足量，則 產(chǎn)生氫氣的體積相等。因?yàn)楫?dāng)濃度和體積相同時(shí)，鹽酸是強(qiáng)酸，c (H+)大，所以反應(yīng)速率快，但二者可電離出來(lái)的 H+的物質(zhì)的量相等，僅僅是后者隨著反應(yīng)的進(jìn)行，醋酸的電離平衡不斷發(fā)生移動(dòng)。(4)從導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)可知，弱電解質(zhì)少部分電離，大部分以分子形式存在，決定了它在離 子方程式書(shū)寫(xiě)中保留分子形式。如醋酸和燒堿溶液中和反應(yīng)的離子方程式應(yīng)寫(xiě)成： CHCOOH+OH CH3COO +H2Q(5)導(dǎo)電性強(qiáng)弱與電解質(zhì)強(qiáng)弱的關(guān)系：電解質(zhì)的強(qiáng)弱由物質(zhì)內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定，電解質(zhì)的強(qiáng)弱在一般情況下影響著溶液導(dǎo)電性的強(qiáng)弱。導(dǎo)電性強(qiáng)弱是由溶液離子濃度

6、大小決定的。如果某強(qiáng)電解質(zhì)溶液濃度很小，那么它的導(dǎo)電性可以很弱， 而某弱電解質(zhì)雖然電離程度很小，但如果濃度較大時(shí)，該溶液的導(dǎo)電能力也可以較強(qiáng)。因此，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強(qiáng)，弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力也不一定弱。2、電離平衡常數(shù)電離平衡Ka或(1)概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中電離所產(chǎn)生的各種離 子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做 常數(shù)，用K表小(酸用Ka表不，堿用Kb表不)。+ +c(A+) c(B -)(2)表示方法：AB=A+B- K= c/g-C(AB)(3) K的意義：K值越大，表示該電解質(zhì)較易電離，所對(duì)應(yīng)的弱酸弱堿較強(qiáng)。從Kb的大小

7、，可以判斷弱酸和弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱，例如弱酸的相對(duì)強(qiáng)弱：H2SO(Kai=1.5 X 10-2) > HPQ (Kai=7.5 X 10-3) >HF (&=7.2 X 10-4) > HNO (Kai=4.6 X 10-4) >HCOOHKa=1.8 X 10-4) > CH3COOHKa=1.8X10-5) >H2CO ( Ka1=4.3 X 10-7) > H2s， 一- -8、(Ka1=9.1 X 10 )(4)影響K值大小的因素：K值不隨濃度而變化，但隨 溫度而變化。(5)多元弱酸的電離。多元弱酸是分步電離的，且越向后的電離越困難，其電離

8、出來(lái)的離子濃度也越小，酸性主要由第一步電離決定。如HPO的電離：第一步電離：HsPO-H+H2P(-K4第二步電離：H2PO4H+HP(4- (較難)K2第三步電離：HPO2- =H+PC3-(困難) &44顯然：K>K2>K3。3-PQ等離子，其離子濃度的大小關(guān)系為: 3、電離度弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí),由WPO電離出來(lái)的離子有 H+、H2P(4、HP(4+-2-3-c(H)>c(H2PQ )>c(HPO 4 )>c(PO 4 )。已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)的a 表木:百分率，稱(chēng)為電離度。常用x 100%二已電離的溶質(zhì)分子數(shù)“=原有

9、溶質(zhì)分子總數(shù)強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)的比較等物質(zhì)的量濃度的鹽酸(a)與醋酸(b)等pH的鹽酸(a)與醋酸(b)pH或物質(zhì)的量濃度pH： a<b物質(zhì)的量濃度：a<b溶液導(dǎo)電性a>ba=b水的電離程度a<ba=bc(Cl -)與 c(CH3CO。大小c(Cl -)>c(CH3CO。c(Cl -)=c(CH 3COO等體積溶液中和 NaOH的量a=ba<b分別加該酸的鈉鹽固體后 pHa: /、變 b: 變大a: /、變 b: 變大開(kāi)始時(shí)與金屬反應(yīng)的速率a>b相同等體積溶液與過(guò)量活潑金屬產(chǎn)生H2的量相同a<bR特別提醒1判斷一種酸是強(qiáng)酸還是弱酸時(shí)， 實(shí)

10、質(zhì)是看它在水溶液中的電離程度， 完全電離 即為強(qiáng)酸， 不完全電離即為弱酸。設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證時(shí)注意等物質(zhì)的量濃度和等 pH的兩種 酸的性質(zhì)差異。例1R方法歸納1判斷強(qiáng)、弱電解質(zhì)的方法規(guī)律實(shí)驗(yàn)設(shè)計(jì)思路：以證明某酸(HA)是弱酸為例實(shí)驗(yàn)方法結(jié)論(1)測(cè) 0.01 mol/L HA 的 pHpH=2, HA為強(qiáng)酸pH>2, HA為弱酸(2)室溫下測(cè)NaA溶液的pHpH=7, HA為強(qiáng)酸pH>7, HA為弱酸(3)相同條件下，測(cè)相同濃度的HA和HCl(強(qiáng)酸)溶液的導(dǎo)電性若導(dǎo)電性相同，HA為強(qiáng)酸；若HA導(dǎo)電性比HCl 弱，HA為弱酸(4)測(cè)定同pH的HA與HCl稀釋相同倍數(shù)前 后的pH變化若 Ap

11、H(HA)=A pH(HCl) , HA為強(qiáng)酸；A pH(HA)<A pH(HCl) , HA為弱酸(5)測(cè)定等體積、等 pH的HA和鹽酸分別與足量鋅反J立產(chǎn)生 H2的快慢及H2的量若反應(yīng)過(guò)程中 HA產(chǎn)生H2較快且最終產(chǎn)生 H較 多，則HA為弱酸(6)測(cè)定等體積、等 pH的HA和鹽酸中和堿的量若耗堿量相同，HA為強(qiáng)酸；若HA耗堿量大， 則HA為弱酸4、影響電離平衡的因素1)內(nèi)因弱電解質(zhì)本身，如常溫下K(HF)>K(CH3COOHJ2.外因以 CHCOOHCHCOaH*為例(1)溫度弱電解質(zhì)的電離過(guò)程一般是吸熱的，升高溫度，電離平衡向右移動(dòng)，CHCOOHfe離程度增大，c(H+)、c

12、(CH3CO。增大。(2)濃度加水稀釋CHCOOH液，電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大。n(CH3COO、n(H+)增大，但 c(CH3CO。、c(H+)減小。(3)同離子效應(yīng)在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。例如 0.1 mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡CHCOOH3 CRCOOHL加入少量CHCOONai體或HCl,由于增大了 c(CH3COQ或c(H+),使CH3COOH電離平衡向逆反應(yīng)方向 移動(dòng)。前者使c(H+)減小，后者使c(H+)增大。(4)化學(xué)反應(yīng)在弱電解質(zhì)溶液中加入能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，可使電離 平衡向電離的方

13、向移動(dòng)。例如，在CHCOO皤液中加入NaOH或Na2CO溶液，由于OH+HbHaQ C- +2H+= H2O+COT,使c(H+)減小，平衡向著電離的方向移動(dòng)。R點(diǎn)撥1稀釋弱電解質(zhì)溶液時(shí)， 平衡移動(dòng)的方向易誤判為逆向移動(dòng)，把溶液中離子濃度的減小誤認(rèn)為是電離平衡逆向移動(dòng)造成的，實(shí)際上稀釋才是造成溶液中離子濃度減小的主要因素。例2 例題精講：【例1】 醋酸是一種常見(jiàn)的一元弱酸，為了證明醋酸是弱電解質(zhì)，某同學(xué)開(kāi)展了題為“醋 酸是弱電解質(zhì)的實(shí)驗(yàn)探究”的探究活動(dòng)。該同學(xué)設(shè)計(jì)了如下方案，其中錯(cuò)誤的是 ()A.先配制一定量的 0.10 mol/L CH 3COOH#液，然后測(cè)溶液的 pH,若pH大于1,則可

14、 證明醋酸為弱電解質(zhì)B.先配制一定量 0.01 mol/L 和0.10 mol/L 的CHCOOH分別用pH計(jì)測(cè)它們的pH,若兩者的pH相差小于1個(gè)單位，則可證明醋酸是弱電解質(zhì)C.取等體積、等pH的CH3COOH勺溶液和鹽酸分別與足量鋅反應(yīng)，測(cè)得反應(yīng)過(guò)程中醋酸 產(chǎn)生H2較慢且最終產(chǎn)生 H2較多，則醋酸為弱酸D.配制一定量的CHCOON籀液，測(cè)其pH,若常溫下pH大于7,則可證明醋酸是弱電 解質(zhì)R解析1若是一元強(qiáng)酸,則 0.1 mol/L的酸溶液的pH=1, 0.01 mol/L的酸溶液的pH=2,該 酸的鈉鹽溶液的 pH=7。那么 0.1 mol/L 的 CH3COO解液的 pH>1、0

15、.1 mol/L CHCOOK 0.01 mol/L CH 3COO解液的A pH<1、CH3COON溶液呈堿性土可說(shuō)明 CH3COOH弱酸。R答案1 C【例2】根據(jù)電離平衡的影響因素填寫(xiě)以下表格：實(shí)例NH - H 2O = NH+ +OH- 4加入物質(zhì)或措施平衡移動(dòng)力向電離程度 c(OH)+C(NH4 )導(dǎo)電能力H2OHClNaOHCHCOOINH加熱第八章水溶液中的離子平衡第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性復(fù)習(xí)目標(biāo)：1、掌握水的電離過(guò)程以及離子積常數(shù)的定義。2、了解PH的定義，測(cè)定方法及簡(jiǎn)單計(jì)算。3、掌握酸堿中和滴定的基本方法和誤差分析?；A(chǔ)知識(shí)：一、水的電離及離子積常數(shù)1、水的電離平衡：

16、水是極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生自電離:H2Q+HaQ三H3O+H(2簡(jiǎn)寫(xiě)為H2O B H+OH (正反應(yīng)為吸熱反應(yīng))其電離平衡常數(shù)：_c(H+)c(OH )Ka = c(H2O)2、水的離子積常數(shù)：Kw= c(H+)c(OH )250C時(shí)Kw =1.0X10-14 mol2 - L-2 ,水的離子積與 溫度有關(guān)，溫度升高 Kw增大。如 1000c 時(shí) Kw =1.0X10-12 mol2 - L-2 .3、無(wú)論是純水還是酸、堿，鹽等電解質(zhì)的稀溶液，水的離子積為該溫度下的K恤二、影響水的電離平衡的因素(1)酸和堿：酸或堿的加入都會(huì)電離出H+或OH,均使水的電離逆向移動(dòng)，從而抑制水的電離。(2)溫度：由

17、于水的電離吸熱，若升高溫度，將促進(jìn)水的電離，H +與OH同時(shí)同等程度的增加，pH變小，但H +與OH始終相等，故仍呈中性。(3)能水解的鹽：不管水解后溶液呈什么性，均促進(jìn)水的電離，使水的電離程度增大。(4)其它因素：如向水中加入活潑金屬， 由于活潑金屬與水電離出來(lái)的H+直接作用，使H+減少，因而促進(jìn)了水的電離平衡正向移動(dòng)。HOHf+OHAH>0條件變化移動(dòng)力向c(H+) c(OH)KW升高溫度TT加酸加堿T加強(qiáng)酸弱堿鹽加強(qiáng)堿弱酸鹽R特別提醒1溶液中的c(H+)和水電離出來(lái)的c(H+)是不同的：常溫下水電離出的c(H+)=1 X10-7 mol/L ,若某溶液中水電離出的c(H+)<

18、1 X10-7 mol/L ,則可判斷出該溶液中加入酸或堿抑制了水的電離；若某溶液中水電離出的c(H+)>1 X10-7 mol/L ,則可判斷出該溶液中加入可以水解的鹽或活潑金屬促進(jìn)了水的電離。常溫下溶液中的c(H+)>1 X10-7 mol/L ,說(shuō)明該溶液是酸溶液或水解顯酸性的鹽溶液；c(H+)<1 X 10-7 mol/L ,說(shuō)明是堿溶液或水解顯堿性的鹽溶液。例1三、溶液的酸堿性和 pH的關(guān)系1、pH 的計(jì)算：pH=-lgc(H +)2、酸堿性和pH的關(guān)系：在室溫下，中性溶液：c(H+尸 c(OH ) =1.0 X 107 mol L-1 , pH =7酸性溶液：c(

19、H+)>c(OH) , c(H+) >1.0 X107 mol L-1, pH <7堿性溶液：c(H+)vc(OH ), c(H+) <1.0 X107 mol ， pH >73、pH的測(cè)定方法：(1)酸堿指示劑：粗略地測(cè)溶液pH范圍常用指示劑的變色范圍：石蕊試液的變色范圍是pH=5.0-8.0 ;酚酬:試液的變色范圍是8.2 10.0 ;甲基橙試液的變色范圍是3.1(紅)-4.4(黃)；(2) pH試紙：精略地測(cè)定溶液酸堿性強(qiáng)弱pH試紙使用方法：方法：把小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿)上，用蘸有待測(cè)液的玻璃棒點(diǎn)在試紙 的中央，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較來(lái)確定

20、溶液的pH。注意：pH試紙使用前不能用蒸儲(chǔ)水潤(rùn)濕，否則將可能產(chǎn)生誤差?！舅伎肌咳鐚H試紙先潤(rùn)濕，再測(cè)量，對(duì)pH值的影響。(3) pH計(jì)：精確地測(cè)定溶液酸堿性強(qiáng)弱4.溶液pH計(jì)算：1)總體原則(1)若溶液為酸T先求c(H+),再求pH;(2)若溶液為堿T先求c(OH-),再由c(H +)= KW 求c(H+),最后求pH。c(OH )2)類(lèi)型及方法(室溫下)(1)酸、堿溶液pH的計(jì)算強(qiáng)酸溶液， 如 HA,設(shè)濃度為 c mol/L , c(H +)=nc mol/L , pH=-lgc(H +)=-lg(nc)。強(qiáng)堿溶液，如 B(OH)n,設(shè)濃度為 c mol/L , c(OH-)=nc mol

21、/L , c(H+)=" mol/L , ncpH=-lgc(H +)=14+lg(nc)。(2)酸、堿混合pH計(jì)算兩強(qiáng)酸混合、匕(H j ' V - c 2 V 2兩強(qiáng)堿混合混（OH尸ci V1+ c 2 V 2V1+V2強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合（酸過(guò)量：c混（H+尸-者過(guò)量)c(H+) - V 酸-c(OH -) V堿堿過(guò)量：c混（OH尸W+Wc(OH') - V 堿-c(H +) V酸Vh+W【例2、3】酸、堿稀釋時(shí)pH的變化酸堿弱酸強(qiáng)酸弱堿強(qiáng)堿稀釋10n倍<pH+npH+n>pH-npH-n無(wú)限稀釋pH趨向于7試劑：酸、堿、指示劑、蒸儲(chǔ)水。Tft I ,四、

22、酸堿中和滴定1.概念利用中和反應(yīng)，用已知濃度的酸 （或堿）來(lái)測(cè)定未知濃度的堿（或酸）的實(shí)驗(yàn)方法。2.實(shí)驗(yàn)用品儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺(tái)、燒 杯等3.實(shí)驗(yàn)操作（以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè) NaOH夜）（1）滴定前的準(zhǔn)備滴定管中:錐形瓶中:a.查漏，b.洗滌，c.潤(rùn)洗，d.裝液，e.排氣，f.調(diào)液面, a.注入堿液，b.記讀數(shù)，c.加指示劑。g.記錄。（2）滴定（3）數(shù)據(jù)處理4、誤差分析1)原理（以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè) NaOH§液為例）="" V b準(zhǔn)確量取的待測(cè)液的體積；c a標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度。V B故有：cb正比于VAo2）誤差分析（1）標(biāo)準(zhǔn)液配制引起的誤

23、差稱(chēng)取5.2克氫氧化鈉配制標(biāo)準(zhǔn)液時(shí)，物碼倒置。（偏高）配制標(biāo)準(zhǔn)液時(shí)，燒杯及玻璃棒未洗滌。配制標(biāo)準(zhǔn)液時(shí)，定容俯視。配制標(biāo)準(zhǔn)液時(shí)，定容仰視。配制標(biāo)準(zhǔn)NaOH商定鹽酸時(shí),（偏（Wj ）偏低）偏（Wj ）NaOH中如混有碳酸鈉。（偏高）配制標(biāo)準(zhǔn)NaOH商定鹽酸時(shí)，NaOH中如混有碳酸氫鈉。(偏高)配制標(biāo)準(zhǔn)NaOH商定鹽酸時(shí)，NaOH中如?!有KOH ( 偏高)滴定管水洗后，未用標(biāo)準(zhǔn)液洗滌。(偏高)(2)標(biāo)準(zhǔn)液操作引起的誤差滴定前讀數(shù)仰視，滴定后讀數(shù)俯視。(偏低)滴定結(jié)束，滴定管尖嘴處有一滴未滴下。(偏高)滴定前有氣泡未趕出，后來(lái)消失。( 偏高)(3)待測(cè)液操作引起的誤差錐形瓶水洗后，用待測(cè)液潤(rùn)洗過(guò)再裝

24、待測(cè)液。(偏高)錐形瓶有少量水，直接放入待測(cè)液。(無(wú)影響)搖動(dòng)錐形瓶時(shí)，濺出部分溶液。( 偏低)R特別提醒1(1)中和反應(yīng)嚴(yán)格按照化學(xué)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之比進(jìn)行，即當(dāng)酸提供的H+的物質(zhì)的量與堿提供的 OH的物質(zhì)的量相等時(shí)，恰好中和。(2)中和反應(yīng)恰好進(jìn)行得到的溶液，不一定顯中性，有可能顯酸性或堿性?！纠?】 例題精講：【例 1】室溫下，在 pH=11的某溶液中，由水電離的 c(OH)為 () 1.0 X10-7 mol/L 1.0 X10 -6 mol/L 1.0 X10 -3 mol/L 1.0 X 10 -11mol/LA. B. C.或 D.或R解析1 pH=11即c(OH-)=10-3

25、 mol/L是堿性溶液，堿性溶液有兩種情況：一是堿溶液，一是 強(qiáng)堿弱酸鹽的溶液。解此題要注意一個(gè)關(guān)鍵問(wèn)題，由水電離出的c(H+)始終等于由水電離出10-14的c(OH-)。若為堿溶液，由水電離出的c(OH-)=c(H +)=石石=10-11 mol/L ;若為強(qiáng)堿弱酸鹽的溶液，由水電離出的 c(OH-)=10-3 mol/L 。R方法歸納1水電離出的c(H+)或c(OH)的計(jì)算(25 C時(shí))(1)中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1.0 X10-7 mol/L 。(2)溶質(zhì)為酸的溶液H來(lái)源于酸的電離和水的電離，而OH只來(lái)源于水。如計(jì)算pH=2的鹽酸中水電離出的c(H+)：方法是先求出溶液中的

26、c(OH)=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OH-來(lái)源于堿的電離和水的電離，而H+只來(lái)源于水。如 pH=12的NaOH溶液中，c(H+)=10-12 mol/L ,即水電離產(chǎn)生的 c(OH-尸c(H +)=10 -12 mol/L 。(4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液H(和OH均由水電離產(chǎn)生。如pH=2的NHCl溶液中由水電離出的c(H+)=10-2 mol/Lc(OH)=10-12 mol/L是因?yàn)椴糠?OH與部分NH+結(jié)合了;pH=12的NaCO溶液中由水電離出的 c(OH-)=10-2 mol/L c(H+)=10-12

27、 mol/L是因?yàn)椴?分H+與部分C4-結(jié)合了 。例2 (2010全國(guó)卷1)下列敘述正確的是A.在醋酸溶液的pH=a,將此溶液稀釋1倍后，溶液的pH=b,則a>bB.在滴有酚酗溶液的 氨水里，加入 NHCl至溶液恰好無(wú)色，則此時(shí)溶液的 pH<7C. 1.0 x 10-3mol/L 鹽酸的 pH=3.0, 1.0 x 10-8mol/L 鹽酸的 pH=8.0D.若1mLpH=1的鹽酸與100mLNaOH溶液混合后，溶液的pH=7則NaOH溶液的pH=11 R解析1 A若是稀醋酸溶液稀釋則C(r)減小，pH增大，b>a,故A錯(cuò)誤；.B酚配的變色范圍是pH= 8.010.0 (無(wú)色

28、一紅色)，現(xiàn)在使紅色褪去，pH不一定小于7,可能在78之間， 故B錯(cuò)誤；C常溫下酸的pH不可能大于7,只能無(wú)限的接近 7; D正確，直接代入計(jì)算可得 是正確，也可用更一般的式子：設(shè)強(qiáng)酸pH=a,體積為 V;強(qiáng)堿的pH=b,體積為 V 則有10-aV1=10-(14-b) *一 J =10a+b-14,現(xiàn)在占=10-2,又知 a=1,所以 b=11V2VR答案1 D【命題意圖】考查弱電解質(zhì)的稀釋?zhuān)瑥?qiáng)酸的無(wú)限稀釋?zhuān)甘緞┑淖兩秶瑥?qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合pH的計(jì)算等基本概念【例3】 室溫時(shí)，將x mL pH=a的稀NaOHl與y mL pH=b的稀鹽酸充分反應(yīng)。下列關(guān) 于反應(yīng)后溶液pH的判斷，正確的是(

29、)A.若 x=y,且 a+b=14,則 pH>7 B. 若 10x=y,且 a+b=13,則 pH=7C.若 ax=by,且 a+b=13,則 pH=7 D. 若 x=10y,且 a+b=14,則 pH>7R解析1本題主要考查有關(guān)pH的簡(jiǎn)單計(jì)算。由題意知：n(NaOH)=x - 10 a-14 10-3 mol , n(HCl)=y 10-b 10-3 mol , x10a-14 T0-3x a+b14所以 n(NaOH)： n(HCl)= y . 10人.10-3 = y *10 -。若 x=y,且 a+b=14,則 n(NaOH)=n(HCl),二者恰好完全反應(yīng)，pH=7;若

30、10x=y 且 a+b=13, 則堿不足，pH<7;若 ax=by 且 a+b=13 則 n(NaOH)： n(HCl) = " 白 <1 ,堿不足，故 pH<7;a io若 x=10y 且 a+b=14,貝U n(NaOH)： n(HCl)=10>1 , NaOH±量,pH>7。R答案1 DR規(guī)律總結(jié)1(1)求算pH的基本思路：判斷混合液酸性、中性或堿性一計(jì)算c(H+)或c(OH-) 一求出pH(2)求溶液pH的方法，可總結(jié)口訣如下：酸按酸(H+),堿按堿(OH);同強(qiáng)相混直接算；異強(qiáng)相混看過(guò)量；無(wú)限稀釋“ 7”為限。【例4】一定物質(zhì)的量濃度

31、溶液的配制和酸堿中和滴定是中學(xué)化學(xué)中兩個(gè)典型的定量實(shí)驗(yàn)。某研究性學(xué)習(xí)小組在實(shí)驗(yàn)室中配制1 mol/L的稀硫酸標(biāo)準(zhǔn)溶液，然后用其滴定某未知濃度的NaOH§ 液。下列有關(guān)說(shuō)法中正確的是 _L填字母序號(hào)）。A .實(shí)驗(yàn)中所用到的滴定管、容量瓶，在使用前均需要檢漏B .如果實(shí)驗(yàn)中需用 60 mL的稀硫酸標(biāo)準(zhǔn)溶液，配制時(shí)應(yīng)選用100 mL容量瓶C .容量瓶中含有少量蒸儲(chǔ)水，會(huì)導(dǎo)致所配標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度偏小D .酸式滴定管用蒸儲(chǔ)水洗滌后，即裝入標(biāo)準(zhǔn)濃度的稀硫酸，則測(cè)得的NaOH的濃度將偏大E .配制溶液時(shí)，若在最后一次讀數(shù)時(shí)俯視讀數(shù)，則導(dǎo)致實(shí)驗(yàn)結(jié)果偏大F .中和滴定時(shí)，若在最后一次讀數(shù)時(shí)俯視讀數(shù)，則導(dǎo)

32、致實(shí)驗(yàn)結(jié)果偏大R解析1 A項(xiàng)，滴定管、容量瓶都為帶塞容器，使用前檢漏，正確； B項(xiàng)，實(shí)驗(yàn)室無(wú) 60 mL 容量瓶，選才I容積比 60 mL大而與之更接近的容量瓶配制，B正確；C項(xiàng)，容量瓶?jī)?nèi)有少量水對(duì)所配標(biāo)準(zhǔn)液濃度無(wú)影響；D項(xiàng)，酸式滴定管不用標(biāo)準(zhǔn)液潤(rùn)洗使所測(cè)NaOHB度偏大，正確；E項(xiàng)，配制溶液時(shí)，最后一次讀數(shù)時(shí)俯視，所配溶液濃度偏高，導(dǎo)致實(shí)驗(yàn)結(jié)果偏小；F項(xiàng)，導(dǎo)致實(shí)驗(yàn)結(jié)果偏小。R答案1 ABD第八章水溶液中的離子平衡第三節(jié)鹽類(lèi)的水解復(fù)習(xí)目標(biāo)：1、了解鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)，能夠解釋鹽類(lèi)水解的過(guò)程。2、能夠判斷水解后溶液的酸堿性和書(shū)寫(xiě)水解方程式，總結(jié)、歸納出鹽類(lèi)水解的基本規(guī) 律。3、能夠比較出溶液中離子濃

33、度大小。基礎(chǔ)知識(shí)：一、鹽類(lèi)水解1、鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)： 在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來(lái)的H+或OH生成弱電解質(zhì)，從而破壞水的電離平衡， 使溶液顯示出不同程度的酸性、堿性或中性。鹽的水解可看作酸堿中和反應(yīng)的逆過(guò)程，為吸熱反應(yīng)。2、鹽類(lèi)水解規(guī)律(1)強(qiáng)弱規(guī)律：“有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性。 ” (2)大小規(guī)律：“水解程度小，式中可逆號(hào)，水解產(chǎn)物少，狀態(tài)不標(biāo)號(hào)。 ”多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的，且以第一步為主。如：0(2 + H2O = HCO3-+OH HCO 3 + H 2。= H2CO + OH-(3)酸式鹽規(guī)律：強(qiáng)酸酸式鹽溶液呈強(qiáng)酸性。如NaHSQ NHHSO強(qiáng)堿弱酸酸式

34、鹽溶液顯何性，必須比較其陰離子的電離程度和水解程度。電離程度水解程度，則溶液顯酸性。如NaHPQ、NaHSO電離程度水解程度，則溶液顯堿性。如NaHCQ NaHS3、大多數(shù)鹽類(lèi)水解程度較低，但其過(guò)程促進(jìn)了水的電離。鹽類(lèi)水解的程度主要決定于鹽的本T組成鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸(或陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿)越弱，水解程度就越大，其鹽溶液的堿性(或酸性)越強(qiáng)。升高溫度、水解程度增大；在溫度不變的條件下，稀釋溶液，水解程度增大，另外，加 酸或加堿抑制水解。4、水解反應(yīng)可用化學(xué)方程式或離子方程式表示，書(shū)寫(xiě)時(shí)應(yīng)注意。(1) 一般用可逆號(hào)“="，只有互相促進(jìn)的完全水解 (即有沉淀或氣體產(chǎn)生的互促水解) 才用。(2)

35、多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的，可用多步水解方程式表示。(3) 一般不寫(xiě)“ J ”和“ T ”，水解程度大的例外。5、判斷鹽溶液中各種離子濃度的大小關(guān)系，要從鹽的組成、水的電離、鹽是否水解等方面綜合考慮，并注意守恒法的應(yīng)用(電荷守恒和元素守恒)，對(duì)于弱酸(堿)及其強(qiáng)堿(酸)鹽的混合物，一般說(shuō)來(lái)優(yōu)先考慮鹽對(duì)弱酸(堿)電離平衡的影響，忽略鹽的水解。如NHCl與NH水的混合物，一般只考慮氨水的電離而忽略俊離子的水解。例1二、影響鹽類(lèi)水解的因素1、內(nèi)因酸或堿越弱，其對(duì)應(yīng)的弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子的水解程度越大，溶液的堿性或酸性越強(qiáng)。2、外因因素水解平衡水解程度水解廣生離子的濃度溫度升高濃度增大減小外加酸堿

36、酸弱酸根離子的水解程度T ,弱堿陽(yáng)離子的水解程度J堿弱酸根離子的水解程度J ,弱堿陽(yáng)離子的水解程度T三、鹽類(lèi)水解的應(yīng)用(1)配制某些鹽溶液時(shí)要考慮鹽的水解：如配制FeCl3、SnCl2、N*SiO3等鹽溶液時(shí)應(yīng)分別將其溶解在相應(yīng)的酸或堿溶液中。(2)制備某些 鹽時(shí)要考慮水解：AI2S3、MgS MgN2等物質(zhì)極易與水作用，它們?cè)谌芤褐胁?能穩(wěn)定存在，所以制取這些物質(zhì)時(shí)，不能用復(fù)分解反應(yīng)的方法在溶液中制取，而只能用干法制備。(3 )制備氫氧化鐵膠體時(shí)要考慮水解。利用加熱促進(jìn)水解來(lái)制得膠體。 FeCl3+3H2O=Fe(OHM 膠體)+3HCl(4)某些試劑的實(shí)驗(yàn)室貯存，如N&CO溶液、N

37、aPQ溶液、NaSiO3溶液等不能貯存于磨砂口玻璃瓶中。NaF溶液不能保存在玻璃試劑瓶中。(5)證明弱酸或弱堿的某些實(shí)驗(yàn)要考慮鹽的水解，如證明Cu(OH)2為弱堿時(shí)，可用 CuCl2溶液能使藍(lán)色石蕊試紙變紅(顯酸性)證之。(6)采用加熱的方法來(lái)促進(jìn)溶液中某些鹽的水解，使生成氫氧化物沉淀，以除去溶液中某些金屬離子。如不純的 KNO中常含有雜質(zhì) Fe3+ ,可用加熱的方法來(lái)除去 KNO溶液中所含的 L 3 +Fe 。(7)向MgCb、FeCl3的混合溶液中加入 MgO MgCO除去FeCL。(8)某些活潑金屬與強(qiáng)酸弱堿溶液反應(yīng)，要考慮水解：如Mg Al、Zn等活潑金屬與NHCl、CuSO、AlCl

38、 3 等溶液反應(yīng)。3Mg+2AlCl3 +6H2O=3MgQ+2Al(OH) 3 J +3H2T(9)判斷中和滴定終點(diǎn)時(shí)溶液酸堿性，選擇指示齊J以及當(dāng) pH=7時(shí)酸或堿過(guò)量的判斷等問(wèn)題時(shí)，應(yīng)考慮到鹽的水解。如 CHCOOHf NaOHW子反應(yīng)時(shí)pH>7,若二者反應(yīng)后溶液 pH=7,則 CHCOOHi 量。指示劑選擇的總原則是，所選擇指示劑的變色范圍應(yīng)該與滴定后所得鹽溶液的pH值范圍相一致。即強(qiáng)酸與弱堿互滴時(shí)應(yīng)選擇甲基橙；弱酸與強(qiáng)堿互滴時(shí)應(yīng)選擇酚儆。(10)判斷酸堿中和至pH=7時(shí)，酸堿的用量(如用氨水與鹽酸反應(yīng)至pH=7時(shí)是氨水過(guò)量)。(11)測(cè)定鹽溶液pH時(shí)，試紙不能濕潤(rùn)，若中性溶液，

39、測(cè)得pH不變?nèi)詾?,若強(qiáng)酸弱堿鹽溶液，測(cè)得pH比實(shí)際偏大，若強(qiáng)堿弱酸鹽溶液，測(cè)得 pH比實(shí)際偏小，(12)加熱蒸發(fā)和濃縮鹽溶液時(shí)，對(duì)最后殘留物的判斷應(yīng)考慮鹽類(lèi)的水解。加熱濃縮不水解的鹽溶液時(shí)一般得原物質(zhì)；加熱濃縮NmCO型的鹽溶液一般得原物質(zhì)；加熱濃縮FeCl3型的鹽溶液.最后彳#到Fe(OH)3,灼燒得FezQ ;力口熱蒸干(NHk) 2CO或NHHCO 型的鹽溶液時(shí)，得不到固體；加熱蒸干Ca(HCO) 2型的鹽溶液時(shí)，最后得相應(yīng)的正鹽；加熱Mg(HCQ2、MgCO溶液最后得到 Mg(OH)固體；加熱 N&SO型鹽溶液，最后被空氣氧化為 NaSO。(13)凈水劑的選擇：如 Al 3+

40、 , FeCl3等均可作凈水劑，應(yīng)從水解的角度解釋。(14)小蘇打片可治療胃酸過(guò)多。(15)某些顯酸性的鹽溶液和某些顯堿性的鹽溶液反應(yīng)如A12(SO4)3溶液與NaHCM液反應(yīng)會(huì)產(chǎn)生大量 CO泡沫滅火器。如：Al 3+ + 3HCO-= A l ( OH) 3 J + 3CQ T(16)某些化肥是否能混施(如草木灰不宜與錢(qián)態(tài)氮肥及過(guò)磷酸鈣混合使用)。(17)解釋某些生活現(xiàn)象時(shí)應(yīng)考慮鹽的水解，如炸油條用明磯、純堿；ZnC» NHCl作焊藥；熱的純堿溶液比冷的純堿溶液去污能力強(qiáng)。例題精講：【例1】物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大順序排列的是()A. Ns2CO NaHCO

41、 NaCl NHClB. Ns2CO NaHCO NHCl NaClC. (NH4)2SO NHCl NaNO NaSD. NHCl (NH4) 2SO NaS NaNO【導(dǎo)航】酸、堿的溶液分別呈酸性和堿性，而鹽的溶液性質(zhì)要根據(jù)電離和水解具體分析。解 答原則是先分開(kāi)酸性、堿性和中性區(qū)域。R解析1 A B兩項(xiàng)溶液種類(lèi)相同，NHCl水溶液呈酸性，NaCl溶液呈中性，N%CO、NaHCO 水溶液都顯堿性，但因?yàn)?NaHCO勺水解是NaCO的第二步水解，水解程度變小，N&CO的堿性大于NaHCO勺堿性，其排歹U順序?yàn)椋篘HCl , NaCl, NaHCO N&CO,故A、B均錯(cuò)誤；C、

42、D溶液種類(lèi)相同，其 pH由小到大的順序?yàn)椋?NHk)2SQ, NHCl , NaNO, NaS,故C項(xiàng)正確，D 錯(cuò)誤。R答案1 C【例2】下列有關(guān)問(wèn)題，與鹽的水解有關(guān)的是()NHCl與ZnCl 2溶液可作焊接金屬中的除銹劑用NaHC0tl Al2(SO4)3兩種溶液可作泡沫滅火劑草木灰與錢(qián)態(tài)氮肥不能混合施用實(shí)驗(yàn)室盛放 NaCO溶液的試劑瓶不能用磨口玻璃塞加熱蒸干AlCl 3溶液得到Al(OH)3固體A .B. C .D.R解析1本題考查鹽類(lèi)水解的應(yīng)用與解釋。中 NHCl與ZnCl2溶液水解均顯酸性，可以除去金屬表面的銹；HCO-與A13+兩種離子水解相互促進(jìn)，產(chǎn)生二氧化碳，可作滅火劑； 3草木

43、灰主要成分為碳酸鉀，水解顯堿性，而錢(qián)態(tài)氮肥水解顯酸性，因而不能混合施用； 碳酸鈉溶液水解顯堿性，而磨口玻璃塞中的二氧化硅會(huì)與堿反應(yīng)生成硅酸鈉將瓶塞與瓶口黏合 而打不開(kāi)，因此實(shí)驗(yàn)室盛放碳酸鈉的試劑瓶應(yīng)用橡膠塞； AlCl3溶液中存在水解平衡：AlCl 3+3H2Oe Al(OH) 3+3HC1,加熱時(shí)，HCl揮發(fā)使平衡不斷右移， 最終得到Al(OH)3固體(如 果灼燒，會(huì)得到 A12O3固體)。R答案1 D電解質(zhì)溶液中粒子濃度大小比較電解質(zhì)溶液中粒子濃度大小比較歷來(lái)是高考中考查化學(xué)基本理論知識(shí)方面的重點(diǎn)和熱 點(diǎn)題型。這類(lèi)試題考查的知識(shí)點(diǎn)多，靈活性、綜合性強(qiáng)，有較好的區(qū)分度，能有效地測(cè)試出 考生對(duì)

44、弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽類(lèi)水解、電解質(zhì)之間的反應(yīng)等基本概念、基本理論的掌握情況及對(duì)這些知識(shí)的綜合應(yīng)用能力。這類(lèi)題型在今后的高考化學(xué)試卷中將會(huì)進(jìn)一步體現(xiàn)。為了讓同學(xué)們能夠系統(tǒng)的理解掌握這一重要考點(diǎn)，筆者對(duì)此進(jìn)行較為全面的分析歸納，以求對(duì)同學(xué)們起到一定的指導(dǎo)作用。一、知識(shí)要點(diǎn)回顧1.兩大理論(1)電離理論一般來(lái)說(shuō)，弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿等)的電離是微弱的，電離消耗及電離產(chǎn)生的微粒都 是微小的，同時(shí)還要考慮水的電離。如氨水溶液中，既存在NH-H2。的部分電離，還存在水的微弱電離。故其溶液中微粒濃度大小為：C(NH3 H2O)>C(OH) >C(NH4+) >e(H+)。多元弱酸的電離多

45、元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，一級(jí)電離總是遠(yuǎn)大于二級(jí)、三級(jí)電離，故多元弱酸的電離中主要考慮第一級(jí)電離。如在H2s水溶液中，H2s的電離是分步的，且第一步電離H2SH+HS是主要的，故微粒濃度大小為：C(H2S) >c(H+) >c(HS-) >c(S2)。(2)水解理論弱離子的單水解是微弱的。由于水的電離，故水解后酸性溶液中c(H+)或堿性溶液中C(OH)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)溶液的濃度。如NHCl溶液中，微粒濃度大小為：c(Cl -)>c(NH4+) >c(H+) >C(NH3 H2O)。多元弱酸根離子的水解是分步進(jìn)行的，其第一步水解是主要的。如Na2CO

46、溶液中微粒濃度大小為：C(CO2-) > c(HCO-) > c(H2CO)。對(duì)同濃度CO2-和HCO, CO2-比HCO水解程度要大。對(duì)于其它弱酸性鹽也是相同情況， 即同濃度的正鹽溶液水解程度比相應(yīng)酸式鹽水解程度大。(3)電離與水解理論綜合考慮多元弱酸的酸式鹽溶液、同濃度的一元弱酸(弱堿)與其對(duì)應(yīng)的鹽溶液的電離與水解是 同時(shí)存在的，誰(shuí)占優(yōu)勢(shì)，取決其電離與水解程度的相對(duì)大小(一般由題示信息給出)。對(duì)多元弱酸的酸式鹽溶液來(lái)說(shuō)，在NaHSQ NaHP。等溶液中，由于 HSG-、H2PO-離子的電離程度大于其水解程度，故c(H+)>c(OH),溶液呈酸性。在 NaHCO NaHS等

47、溶液中，由于HCO、HS離子的水解程度大于其電離程度，故c(OH)>c(H+),溶液呈堿性。對(duì)同濃度的醋酸和醋酸鈉的混合液，CHCOOHI離程度大于CHCOO勺水解程度，c(CH3CO。> c(CH3COOH)溶液呈酸性。與之類(lèi)似，同濃度的氨水和氯化俊的混合液，NH3 H 2O的電離大于NH+水解，溶液呈堿性。2.三大定量關(guān)系(1)電荷守恒在任何電解質(zhì)溶液中， 陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)總是等于陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)，即溶液呈電中性。如在 NaCO溶液中存在如下守恒關(guān)系式：+-2-c(Na )+ c(H )=c(OH)+ c(HCq )+2 c(CO3 )。(2)物料守恒在電解質(zhì)溶液中，由

48、于有些離子能發(fā)生電離或水解，離子會(huì)發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但這些離子或分子中所含某種特定元素原子的總數(shù)是始終不變的，是符合原子守恒的。如在K2s溶液中存在如下守恒關(guān)系式：c(K+)=2c(H2S)+2c(HS-)+2c(S2-)。(3)質(zhì)子守恒由水電離出的c(H+)、c(OH)始終是相等的，溶液中水電離出的H+、OH雖跟其它離子結(jié)合，但其總量仍是相等的。如在K2s溶液中存在如下守恒關(guān)系式：c(OH)= c(H+)+ c(HS-)+2c(H2S)。實(shí)際上，質(zhì)子守恒可由“電荷守恒”與“物料守恒”聯(lián)合推出。二.解題策略分析對(duì)于比較復(fù)雜的電解質(zhì) 溶液中粒子濃度大小比較，由于其涉及的知識(shí)面廣，綜合

49、性強(qiáng)，不少學(xué)生看到題目后感覺(jué)束手無(wú)策。筆者建議采用如下思維過(guò)程進(jìn)行處理，應(yīng)有利于理清解題思路。1 .判反應(yīng)判斷兩種溶液混合時(shí)，是否發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，這一步主要目的是搞清楚溶液的真實(shí)組成。如果兩種溶液混合后，有反應(yīng)發(fā)生，那就要根據(jù)題給的條件判斷怎么反應(yīng)、反應(yīng)后生成了什么物質(zhì)，是否有物質(zhì)過(guò)量，再確定反應(yīng)后溶液的組成如何。2 .寫(xiě)平衡根據(jù)溶液的組成，寫(xiě)出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、電離平衡)，尤其要注意不要漏寫(xiě)在任何水溶液中均存在的水的電離平衡。這一步的主要目的是分析溶液中存在的各種粒子及比較直接的看出某些粒子濃度間的關(guān)系，在具體應(yīng)用時(shí)主要是要防止遺漏。如對(duì) NaHCOB液，要注意 HCO既能發(fā)生水

50、解還能發(fā)生電離。3 .列等式根據(jù)溶液中的守恒原理， 列出兩個(gè)重要的等式， 即電荷守恒式和物料守恒式，據(jù)此可列出溶液中陰陽(yáng)離子濃度間的數(shù)學(xué)關(guān)系式。4 .分主次根據(jù)溶液中存在的平衡和題給條件，結(jié)合平衡的有關(guān)規(guī)律，分析哪些平衡進(jìn)行的程度相對(duì)大一些，哪些平衡進(jìn)行的程度相對(duì)小一些，再依此比較出溶液各粒子濃度的大小。這一步是溶液中粒子濃度大小比較最重要的一步，關(guān)鍵是要把握好上述電離平衡和水解平衡兩大理論，樹(shù)立“主次”意識(shí)。三.題型歸納分類(lèi)通常我們把電解質(zhì)溶液歸納分類(lèi)如下：酸或堿的溶液 考慮電離單一溶液.J電解質(zhì)溶液 【混合溶液L鹽溶液一一考慮水解不反應(yīng)一一同時(shí)考慮電離和水解qL不過(guò)量生成鹽考慮水解反應(yīng)-1

51、生成酸或堿 考慮電離一過(guò)量根據(jù)過(guò)量程度考慮電離或水解根據(jù)上述電解質(zhì)溶液分類(lèi)對(duì)有關(guān)電解質(zhì)溶液中粒子濃度大小比較題型進(jìn)行對(duì)應(yīng)歸類(lèi)如 下：1 .單一溶液中粒子濃度大小比較(1)僅含一種弱電解質(zhì)的溶液中粒子濃度大小比較【例1】(05年上海化學(xué)卷，第 14題)疊氮酸(HN)與醋酸酸性相似，下列敘述中錯(cuò)誤的 是()A. HN3水溶液中微粒濃度大小順序?yàn)椋篶(HM) >C(H+) >C(Ns-) >C(OH)B. HN3與NH作用生成的疊氮酸錢(qián)是共價(jià)化合物C. NaN水溶液中離子濃度大小順序?yàn)椋篶(Na+) >c(Ns-) >c(OH)>c(H+)D. N3-與CO含相等

52、電子數(shù)R解析1從題給信息知，疊氮酸(HN)為弱酸，疊氮酸溶液中存在：HNH+M和H2O H+ OH 兩個(gè)電離平衡，故A說(shuō)法正確；NH3與弱酸生成的鹽均為離子化合物， B說(shuō)法錯(cuò)誤；NaN為弱 酸強(qiáng)堿鹽，水解呈堿性， C說(shuō)法正確；N；與CO均含22個(gè)電子，D說(shuō)法正確。故本題應(yīng)選 Bo (2)可水解鹽溶液中粒子濃度大小比較【例2】(01年全國(guó)春召題，第18題)在0.1 mol/L N&CO溶液中，下列關(guān)系正確的是()A. c(Na+) = 2 c(CQ2 ) B . c(OH ) = 2 c(H+)+2C. c(HCO ) >c(H2CO) D . c(Na)vc(CO3 )+c(HC

53、O )R解析1 NaCO為強(qiáng)堿弱酸鹽，鹽在水中完全電離，由于CO入水解，故c(Na+) >2c(CQ"),._. -2. 、, A錯(cuò)誤；又因?yàn)镃O水解以第一步為主，故有 c(HCQ ) >c(H2CO), C正確；依據(jù)物料守恒 有 c(Na+)=2 c(CO32-)+c(HCO-)+ c(H2CO),故 c(Na+) >c(CQ2-)+c(HCQ-) , D錯(cuò)誤；因由水電 離出的H+和OH的物質(zhì)的量相等，可得 C(OH )= C(H+)+ C(HCO-)+2c(H2CO),故C(OH) W2 C(H+) , B錯(cuò)誤。故本題應(yīng)選 Co(3)強(qiáng)堿弱酸酸式鹽溶液中粒子濃度

54、大小比較【例3】(04年江蘇化學(xué)卷，第17題)草酸是二元弱酸，草酸氫鉀溶液呈酸性。 在0.1mol L -1 KHCO4溶液中，下列關(guān)系正確的是()A. c(K+)+ c(H+尸 c(HC2O-)+ c(OH)+ c(C2O2-)B. c(HC2O-)+c(C2O2-)=0.1 mol - L -1C. c(C2Q2-)> c(H2GQ)D. c(K+尸 c(HzGQ)+ c(HGQ-)+ c(C2O42-)R解析 1 KHCC4溶液中存在：KH(2O4= K+ HCQ-,HCC4H+ GQ2-, HCO4 +H2OHC2Q+ OH ,H2OH+ OH等反應(yīng)。根據(jù)電荷守恒有：c(K+)+

55、c(H+)=c(OH)+c(HC2O-)+2c(C2O2-),故 A說(shuō)法錯(cuò)誤；由物料守恒有 c(K+)= c(H2(2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)=0.1 mol - L -1 , B說(shuō)法錯(cuò)誤，D說(shuō) 法正確。因溶液呈酸性，說(shuō)明HGO-的電離程度大于水解程度，故c(C2O42-)>c(H 2c2O4) , C也正確。故本題應(yīng)選 C D。R技巧點(diǎn)評(píng)1對(duì)于單一溶液來(lái)說(shuō)， 若是弱酸或弱堿，只需抓住弱電解質(zhì)的電離平衡；若是正鹽，只需抓住弱離子的水解平衡；若是多元弱酸的酸式鹽，其酸式根離子既存在水解，又存在電離，應(yīng)注意根據(jù)題中提示弄清是電離程度大于水解程度，還是水解程度大于電離程度， 再結(jié)合離子方程式和守恒原理進(jìn)行分析比較，確定粒子濃度關(guān)系。2、兩種溶液混合后粒子濃度大小比較(1)兩種溶液混合后不反應(yīng)粒子濃度大小比較【例4】在物質(zhì)的量濃度均為 0.01mol/L的CHC