第12講3.3酸堿中和與鹽類水解寒假班高二化學(xué)教材知識點(diǎn)精講練（滬科版2020）

第十二講酸堿中和與鹽類水解知識梳理考點(diǎn)一、酸堿中和滴定1.酸堿中和滴定的概念和原理定義：用已知濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的實(shí)驗(yàn)方法叫酸堿中和滴定。原理：酸堿中和滴定是以中和反應(yīng)為基礎(chǔ)的，反應(yīng)實(shí)質(zhì)是H++OH=H2O，酸提供的H+與堿提供的OH的物質(zhì)的量相等。如果用A代表酸，B代表堿，c(B)，對于一元酸和一元堿之間的反應(yīng)，則有c(B)=酸堿中和滴定的操作要點(diǎn)中和滴定的儀器和試劑(1)儀器滴定管、錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾、燒杯(2)試劑標(biāo)準(zhǔn)液、待測液指示劑(甲基橙、酚酞)作用：酸堿指示劑顏色的變化確定終點(diǎn)選擇：變色要靈敏、明顯（終點(diǎn)與變色范圍一致）準(zhǔn)備過程(1)滴定管①檢驗(yàn)滴定管是否漏水。②洗滌滴定管后要用標(biāo)準(zhǔn)液（或待測液）潤洗2～3次，并排除尖嘴處氣泡。③用漏斗注入溶液至“0”刻度上方2～3cm處。④調(diào)整液面至“0”刻度或“0”刻度以下某一刻度，記下讀數(shù)。(2)錐形瓶：只用蒸餾水洗滌，不能用待測液潤洗。滴定操作（以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定NaOH溶液為例）：①用滴定管取一定體積待測NaOH溶液于錐形瓶中，滴入2～3滴指示劑。②滴定時(shí)，一手控制滴定管活塞，另一手用拇指、食指和中指捏住錐形瓶頸部輕輕搖動。滴定終點(diǎn)的判斷：滴定時(shí)，要控制好速度，特別是接近重點(diǎn)時(shí)滴定速度應(yīng)減慢。當(dāng)加入最后半滴氫氧化鈉溶液恰好使溶液由無色變成淺粉紅色，充分搖動，若在30s內(nèi)顏色不褪，即為滴定重點(diǎn)。滴定管的構(gòu)造以及讀數(shù)準(zhǔn)確度0.01mL；指示劑的選擇要注意滴定完成后生成鹽的酸堿性；滴定速度，先快后慢，接近滴定終點(diǎn)時(shí)，應(yīng)一滴一搖動；振蕩半分鐘溶液顏色不發(fā)生變化，達(dá)到滴定終點(diǎn)；讀數(shù)時(shí)，視線與液面的凹處刻度在同一水平線上。3.酸堿指示劑酸堿指示劑的變色范圍(pH值)：甲基橙<3.13.1～4.4>4.4紅橙黃酚酞<58～10>10無色淺紅紅石蕊<85～8>8紅紫藍(lán)指示劑的選擇：選擇指示劑時(shí)，應(yīng)選擇變色范圍與滴定時(shí)pH值突躍范圍相吻合的指示劑。(1)強(qiáng)酸強(qiáng)堿相互滴定，可選用甲基橙或酚酞。(2)若反應(yīng)生成強(qiáng)酸弱堿鹽溶液呈酸性，則選用酸性變色范圍的指示劑（甲基橙）；若反應(yīng)生成強(qiáng)堿弱酸鹽，溶液呈堿性，則選用堿性變色范圍的指示劑（酚酞）。(3)石蕊試液因顏色變化不明顯，且變色范圍較寬，一般不宜用作滴定指示劑。4.酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析的依據(jù)=（n表示酸與堿反應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比）實(shí)際操作中可能會引起、的變化，但在計(jì)算時(shí)，和都作為已知量計(jì)算，是不交量，只有滴定管中所消耗的標(biāo)準(zhǔn)體積隨不同操作而變化，即是一個(gè)變量。從上式可知，是隨的變化而變化的，只要使增大的操作所得的待測液濃度都偏大，反之則偏小。產(chǎn)生誤差的來源操作不當(dāng)：①滴定管的洗滌正確方法是：先水洗后潤洗。a．滴定管用水洗后來用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗就直接注入標(biāo)準(zhǔn)液（實(shí)際消耗偏大，結(jié)果偏大）b．滴定管用水洗后未用待測液潤洗就直接注入錐形瓶（實(shí)際滴定的減小，消耗減小，結(jié)果偏小）②錐形瓶的洗滌正確方法是：用水洗。a．錐形瓶用水洗后用待測液潤洗（實(shí)際滴定的增大，消耗增大，結(jié)果偏大）b．錐形瓶用水洗后沒有干燥（無影響）c．滴定前向錐形瓶中加入蒸餾水（無影響）③滴定管尖嘴部分留有氣泡正確方法是：移液或滴定前排盡滴定管尖嘴部分的氣泡。a．滴定前盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管尖嘴有氣泡，滴定后消失（實(shí)際消耗的多一個(gè)氣泡體積，結(jié)果偏大）b．盛待測液的滴定管尖嘴有氣泡，移至錐形瓶后消失（錐形瓶中少一個(gè)氣泡體積，實(shí)際消耗的減少，結(jié)果偏?。茏x數(shù)不規(guī)范正確的讀數(shù)方法是：滴定后等1～2min待滴定管內(nèi)壁附著液體自然流下再讀數(shù)，視線與液體凹液面保持水平。俯視讀數(shù)，結(jié)果偏?。鲆曌x數(shù)，結(jié)果偏大。a．滴定前仰視，滴定后俯視(=滴定后讀數(shù)一滴定前讀數(shù)，讀數(shù)偏小，結(jié)果偏小。但實(shí)際放出的液體體積偏大）b．滴定完畢立即讀數(shù)（讀數(shù)偏小，結(jié)果偏小）終點(diǎn)判斷不當(dāng)：終點(diǎn)判斷是中和滴定的關(guān)鍵。以指示劑的變色，且半分鐘不褪色為標(biāo)準(zhǔn)①過早地估計(jì)終點(diǎn)（未完全中和，偏小，結(jié)果偏?。谟肏CI滴定NaOH，以甲基橙作指示劑，溶液由黃→橙→紅作為終點(diǎn)（HCl過量，讀數(shù)偏大，結(jié)果大）標(biāo)準(zhǔn)液配制不當(dāng)：標(biāo)準(zhǔn)液的配制或存放不當(dāng)，會因在滴定中消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積改變而造成實(shí)驗(yàn)誤差。此類問題采用極端假設(shè)法幫助分析。(五)酸堿滴定的計(jì)算酸堿中和反應(yīng)時(shí)，酸與堿的物質(zhì)的量的關(guān)系：鹽酸和氫氧化鈉完全反應(yīng)時(shí)，n(HCl):n(NaOH)=1:1硫酸和氫氧化鈉完全反應(yīng)時(shí)，n(H2SO4):n(NaOH)=1:2例如，用已知濃度的鹽酸溶液滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液：HCl+NaOH=NaCI+H2OV(HCl)·(HCl)=V(NaOH)·(NaOH)(NaOH)V(HCl)是滴定消耗的鹽酸溶液的體積，V(NaOH)是放入錐形瓶內(nèi)未知濃度氫氧化鈉溶液的體積，(HCl)是鹽酸溶液的準(zhǔn)確濃度。1．食醋是日常飲食中的一種重要的調(diào)味劑，其主要成分是乙酸(CH3COOH)。(1)用0.1mol·L1NaOH溶液分別滴定20.00mL濃度均為0.1mol·L1的鹽酸和醋酸溶液，得到溶液pH隨加入NaOH溶液體積而變化的兩條滴定曲線。①滴定醋酸的曲線是(填“I”或“Ⅱ”)。②滴定開始前，三種溶液中由水電離出的c(H+)最大的是。③V1和V2的關(guān)系：V1V2(“>”、“=”或“<”)。④M點(diǎn)對應(yīng)的溶液中各離子的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是。(2)國家標(biāo)準(zhǔn)規(guī)定釀造食醋中醋酸含量標(biāo)準(zhǔn)為3.5~5.0g/100mL。將食用白醋稀釋至原濃度的十分之一得待測白醋溶液。用0.10mol·L1標(biāo)準(zhǔn)NaOH溶液滴定某品牌白醋樣品的數(shù)據(jù)如下。滴定次數(shù)123V(樣品)/mL20.0020.0020.00V消耗(NaOH)/mL15.0015.0414.96①用酚酞做指示劑，滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象是。②按表中數(shù)據(jù)處理，轉(zhuǎn)換為原市售白醋中醋酸的含量為g/100mL(保留兩位有效數(shù)字)，可知該白醋符合國家標(biāo)準(zhǔn)。③若測定結(jié)果偏高，其原因可能是(填字母序號)。A．滴定過程中振搖時(shí)錐形瓶中有液滴濺出B．堿式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)NaOH溶液潤洗就直接注入標(biāo)準(zhǔn)NaOH溶液C．堿式滴定管的尖嘴在滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失【答案】(1)ICH3COOH<c(CH3COO)>c(Na+)>c(H+)>c(OH)(2)當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏蜰aOH溶液時(shí)，溶液由無色變淺紅色且半分鐘內(nèi)不褪色4.5BC【解析】（1）①濃度相同的鹽酸和醋酸，鹽酸為強(qiáng)酸，電離氫離子多，pH小，則Ⅰ為醋酸、Ⅱ?yàn)辂}酸；故答案為：Ⅰ；②鹽酸、NaOH均為強(qiáng)電解質(zhì)，對水的抑制程度大，故當(dāng)濃度相同時(shí)，醋酸為弱酸對水的抑制程度小，水的電離程度大，電離的氫離子濃度大；故答案為：CH3COOH；③同濃度的NaOH、鹽酸，體積相同時(shí)，生成物成中性；當(dāng)NaOH、醋酸濃度體積相同時(shí)，生成物為CH3COONa，溶液呈現(xiàn)堿性，故溶液顯中性時(shí)，醋酸過量，NaOH的體積小于20.00mL；故答案為：＜；④M點(diǎn)的混合物為CH3COONa、CH3COOH，且物質(zhì)的量之比為1：1，故離子濃度為c(故答案為：c(（2）①用0.10mol·L1標(biāo)準(zhǔn)NaOH溶液滴定某品牌白醋，酚酞做指示劑，當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏蜰aOH溶液時(shí)，溶液由無色變淺紅色且半分鐘內(nèi)不褪色達(dá)到滴定終點(diǎn)；故答案為：當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏蜰aOH溶液時(shí)，溶液由無色變淺紅色且半分鐘內(nèi)不褪色；②V(NaOH)=(15.00+15.04+14.96)mL3=15.00mL，故答案為：4.5；③A．滴定過程中，錐形瓶的待測液濺出，則溶質(zhì)成分偏小，測定結(jié)果偏低，A不符合題意；B．如果沒有潤洗，則標(biāo)準(zhǔn)液濃度偏低，標(biāo)準(zhǔn)液體積偏高，測定結(jié)果偏高，B符合題意；C．堿式滴定管的尖嘴在滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失，則標(biāo)準(zhǔn)液體積偏高，測定結(jié)果偏高，C符合題意；故答案為：BC。2．如圖是用0.1000molLNaOHA．滴定過程中溶液pH：a＞bB．用NaOH溶液滴定鹽酸時(shí)可以選擇紫色石蕊溶液作指示劑C．當(dāng)酚酞變色時(shí)，說明鹽酸與NaOH溶液恰好完全反應(yīng)生成NaClD．該未知濃度鹽酸溶液的濃度為0.1000【答案】D【解析】A．由圖像可知，溶液的pH值：a＜b，故A錯(cuò)誤；B．指示劑為紫色石蕊時(shí)溶液的顏色變化不明顯，故B錯(cuò)誤；C．指示劑為酚酞，溶液變色范圍為8.2～10，溶液呈堿性，NaOH過量，并不是恰好完全反應(yīng)，故C錯(cuò)誤；D．加入NaOH溶液20.00mL時(shí)，酸堿恰好中和，由c（酸）×V（酸）=c（堿）×V（堿）可知，鹽酸的物質(zhì)的量濃度為0.1000mol?L1，故D正確。故選D?？键c(diǎn)二、鹽類水解1、概念理解：定義：在溶液中，鹽電離出的離子跟水所電離出來的H+或OH生成弱電解質(zhì)的過程叫做鹽類的水解。條件：鹽必須溶于水，鹽必須能電離出弱酸根離子或弱堿正離子。本質(zhì)：鹽電離弱酸的負(fù)離子?結(jié)合H+弱堿的正離子?結(jié)合Oc(H＋)≠c(OH－)溶液呈堿性、酸性或中性。水解與中和反應(yīng)的關(guān)系：鹽+水?酸＋堿2、鹽類水解方程式的書寫：書寫鹽類水解方程式時(shí)要注意：（1）一般鹽類水解的程度很小，用可逆號“?”表示。（2）鹽類水解一般不會產(chǎn)生沉淀和氣體，所以不用符號“↓”和“↑”表示水解產(chǎn)物。（3）多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的，水解離子方程式要分步表示；而多元弱堿正離子的水解簡化成一步完成。寫出下列物質(zhì)水溶液的水解方程式：Na2CO3：CO32+H2O?HCO3+OH；HCO3+H2O?H2CO3+OHFe2(SO4)3：Fe3++3H2O?Fe(OH)3+3H+Mg2F：Mg2++2H2O?Mg(OH)2+2H+；F+H2O?HF+OHCu(NO3)2：Cu2++2H2O?Cu(OH)2+3H+BaBr2：不水解。3、水解規(guī)律：難溶不水解，有弱才水解，誰弱誰水解，都弱都水解；（是否水解）水解是微弱的，越弱越水解；越熱越水解，越稀越水解；（水解的程度）誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性，弱弱具體定。（溶液的酸堿性）【解釋】（1）強(qiáng)酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液顯酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。（2）“誰弱誰水解，越弱越水解”如酸性：HCN<CH3COOH，則相同濃度和溫度下二者的堿性：NaCN>CH3COONa。（3）誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性，弱弱具體定如：NH4CNCH3CO2NH4NH4F堿性中性酸性取決于弱酸弱堿的相對強(qiáng)弱（4）弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。①若只有電離而無水解，則呈酸性（如NaHSO4）②若既有電離又有水解，取決于兩者相對大?。弘婋x程度＞水解程度，呈酸性；電離程度＜水解程度，呈堿性。如NaHCO3溶液中：HCOeq\o\al(－,3)?H＋＋COeq\o\al(2－,3)(次要)，HCOeq\o\al(－,3)＋H2O?H2CO3＋OH－(主要)。如NaHSO3溶液中：HSOeq\o\al(－,3)?H＋＋SOeq\o\al(2－,3)(主要)，HSOeq\o\al(－,3)＋H2O?H2SO3＋OH－(次要)。③常見酸式鹽溶液的酸堿性：堿性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4、NaHC2O4（5）雙水解：定義：弱酸弱堿鹽電離的兩種離子都能發(fā)生水解反應(yīng)，二者水解生成的H+和OH相互反應(yīng)，互相促進(jìn)直至完全的水解反應(yīng)。例如：FeCl3與Na2CO3發(fā)生雙水解生成Fe(OH)3與CO2氣體；Al2S3發(fā)生雙水解生成Al(OH)3與H2S氣體。注意：CO32與NH4+可以相互促進(jìn)水解，但二者的水解的程度不夠大（尤其是銨根，水解程度較小），不會徹底水解。常見的能發(fā)生雙水解的離子有：Al3+與S2?、CO32、HCO3、ClO等，F(xiàn)e3+與CO32、HCO3、SiO32、ClO等，NH4+與SiO32、ClO等。雙水解的離子方程式書寫：雙水解由于相互促進(jìn)水解程度較大，雙水解方程式書寫時(shí)要用“”、“↑”、“↓”等。Fe3+與CO32：2Fe3++3CO32+3H2O=2Fe(OH)3↓+3CO2↑3．MOH強(qiáng)堿溶液和等體積、等濃度的HA弱酸溶液混合后，溶液中有關(guān)離子的濃度應(yīng)滿足的關(guān)系是A．c(M＋)>c(OH)>c(A)>c(H＋) B．c(M＋)>c(A)>c(H＋)>c(OH)C．c(M＋)>c(A)>c(OH)>c(H＋) D．c(M＋)>c(H＋)>c(A)>c(OH)【答案】C【分析】MOH強(qiáng)堿溶液和等體積、等濃度的HA弱酸溶液混合后，恰好反應(yīng)為MA，為強(qiáng)堿弱酸鹽，水解顯堿性，以此來解答。【解析】MOH強(qiáng)堿溶液和等體積、等濃度的HA弱酸溶液混合后，恰好反應(yīng)為MA，為強(qiáng)堿弱酸鹽，A水解，則c(M＋)>c(A)，水解顯堿性，則c(OH)>c(H＋)，溶液中顯性離子大于隱性離子，則濃度關(guān)系為c(M＋)>c(A)>c(OH)>c(H＋)，故選C。4．在25℃時(shí)，對10.0mL濃度均為0.1A．加入少量CH3COONa固體，溶液中B．加入10.0mL相同濃度的NaOH溶液，所得溶液C．加入15.0mLNaOH溶液，若所得溶液pH<7D．加入20.0mL相同濃度的NaOH溶液，若忽略混合時(shí)的體積變化，此時(shí)溶液中：【答案】C【解析】A．向鹽酸和醋酸的混合溶液中加入少量CH3COONa固體，則cCH3COO?變大，平衡逆向移動，B．加入10.0mL相同濃度的NaOH溶液，溶液中為氯化鈉和醋酸混合物，顯酸性，所得溶液pHC．加入15.0mLNaOH溶液，若所得溶液pH<7，說明溶液顯酸性，即酸有剩余，酸對水的電離抑制，故水電離的D．加入20.0mL相同濃度的NaOH溶液，根據(jù)物料守恒c故選C。5．實(shí)驗(yàn)室模擬侯氏制堿碳酸化制NaHCO3的過程，將CO2通入飽和氨鹽水(溶質(zhì)為NH3、NaCl下列說法正確的是A．0min，溶液中B．0～60min，發(fā)生反應(yīng)：C．水的電離程度：0D．0～100min，nNa+【答案】C【解析】A．0min，為飽和氨鹽水(溶質(zhì)為NH3、NaCl)，溶液中存在cNaB．0～60min，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，60min時(shí)pH=10.3，生成的少量白色固體為NaHCO3，由圖2可知，溶液中COC．0min，為飽和氨鹽水(溶質(zhì)為NH3、NaCl)，一水合氨抑制水的電離；60minD．0～100min，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，產(chǎn)生碳酸氫鈉晶體，故溶液中nNa+答案選C。6．下列溶液因鹽的水解而呈酸性的是A．檸檬水 B．潔則靈 C．NaHSO4溶液 D．NH【答案】D【解析】A．檸檬水含有檸檬酸，電離呈酸性，故A不符合題意；B．潔則靈的主要成分是鹽酸，電離呈酸性，故B不符合題意；C．NaHSO4直接電離出H+D．NH4Cl溶液中故答案選D。7．25℃時(shí)，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①NaCl溶液

②NaHSO4溶液

③BaOH2溶液

A．④>③>②>① B．②>③>①>④ C．④>①>②>③ D．③>①>②>④【答案】C【解析】①NaCl溶液為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，呈中性，水的電離程度與純水相同；②NaHSO4溶液中氫離子能完全電離，抑制水的電離；③BaOH2溶液為二元強(qiáng)堿溶液，抑制水的電離，相同物質(zhì)的量濃度時(shí)比NaHSO4溶液中水的電離程度更??；④NH4Cl溶液為強(qiáng)酸弱堿鹽，銨根離子水解促進(jìn)水的電離，故水的電離程度按由大到小順序排列順序?yàn)椋孩?gt;8．下列過程或用途與鹽類水解無關(guān)的是A．純堿溶液去油污B．飽和FeCl3溶液滴入沸水中可制得氫氧化鐵膠體C．鋅與稀硫酸反應(yīng)，加入少量硫酸銅反應(yīng)速率加快D．可溶性的鋁鹽作凈水劑【答案】C【解析】A．純堿溶液中碳酸根水解使溶液顯堿性，油污可以在堿性條件下水解，A不符合題意；B．飽和FeCl3溶液滴入沸水中，鐵離子水解可制得氫氧化鐵膠體，B不符合題意；C．鋅與稀硫酸反應(yīng)，加入少量硫酸銅后構(gòu)成鋅、銅、稀硫酸原電池，反應(yīng)速率加快，C符合題意；D．可溶性的鋁鹽溶于水后，鋁離子水解生成氫氧化鋁膠體可作凈水劑，D不符合題意；故選C。考點(diǎn)三、水解平衡的移動1、影響水解平衡的因素：內(nèi)因：鹽的本性.外因：濃度、濕度、溶液堿性的變化（1）溫度不變，濃度越小，水解程度越大。（2）濃度不變，溫度越高，水解程度越大。（3）改變?nèi)芤旱膒H值，可抑制或促進(jìn)水解。2、比較外因?qū)}水解的影響：以NH4Cl在水中的水解為例：（水解方程式：NH4++H2O?NH3·H2O+H+）條件平衡移動方向c(NH4+)n(NH4+)c(NH3·H2O)n(NH3·H2O)c(H+)n(H+)水解程度加熱向右減小減小增大增大增大增大增大加水向右減小減小減小增大減小增大增大通入氨氣向左增大增大增大增大減小減小減小加少量NH4Cl向右增大增大增大增大增大增大減小通入HCl向左增大增大減小減小增大增大減小加少量NaOH向右減小減小增大增大減小減小增大加少量Na2CO3向右減小減小增大增大減小減小增大加少量FeCl3向左增大增大減小減小增大增大減小水解的應(yīng)用水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水FeCl3、KAl(SO4)2·12H2O等可作凈水劑Fe3+、Al3+水解產(chǎn)生少量膠狀的Fe(OH)3、Al(OH)3，結(jié)構(gòu)疏松、表面積大、吸附能力強(qiáng)，故它們能吸附水中懸浮的小顆粒而沉降，從而起到凈水的作用。2、去油污用熱堿水冼油污物品加熱能促進(jìn)純堿Na2CO3水解，產(chǎn)生的[OH—]較大，而油污中的油脂在堿性較強(qiáng)的條件下，水解受到促進(jìn)，故熱的比不冷的效果好.3、藥品的保存①配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液時(shí)為抑制水解，常先將鹽溶于少量相應(yīng)的酸中，再加蒸餾水稀釋到所需濃度②Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能貯存磨口玻璃塞的試劑瓶中因Na2SiO3、Na2CO3水解呈堿性，產(chǎn)生較多OH—；NH4F水解產(chǎn)生HF，OH—、HF均能腐蝕玻璃4、制備無水鹽由MgCl2·6H2O制無水MgCl2在HCl氣流中加熱MgCl2·6H2O受熱水解生成堿式氯化鎂或者氫氧化鎂而不是生成氯化鎂5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合NaHCO3和Al2(SO4)3混合可發(fā)生雙水解反應(yīng)：2HCO3—+Al3+Al(OH3)↓+3CO2↑6.化肥的使用銨態(tài)氮肥草木灰2NH4++CO32—2NH3↑+CO2↑+H2O損失氮的肥效Ca2++2H2PO4—+2CO32—CaHPO4↓+2HCO3—+HPO42—難溶物，不能被值物吸收7.判斷加熱濃縮至鹽干溶液能否得到同溶質(zhì)固體例1．AlCl3+3H2OAl(OH)3+HClQ①升溫，平衡右移加熱至干②升溫，促成HCl揮發(fā)，使水解完全加熱至干AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl↑↓灼燒Al2O3例2．Al2(SO4)3+6H2O2Al(OH)3+3H2SO4（吸熱）①升溫，平衡右移②H2SO4難揮發(fā)，隨c(H2SO4)增大，將抑制水解綜合①②結(jié)果，最后得到Al2SO4從例1例2可小結(jié)出，加熱濃縮或蒸干鹽溶液，是否得到同溶質(zhì)固體，由對應(yīng)酸的揮發(fā)性而定.結(jié)論：①弱堿易揮發(fā)性酸鹽氫氧化物固體（除銨鹽）弱堿難揮發(fā)性酸鹽同溶質(zhì)固體4.溶液中的三種守恒：以Na2S和NaHS溶液為例：電荷守恒：Na2S水溶液：[Na+]+[H+]=2[S2]+[HS]+[OH]NaHS水溶液：[Na+]+[H+]=2[S2]+[HS]+[OH]意義：溶液呈電中性，因此正負(fù)離子所帶正負(fù)電荷總數(shù)相等。寫法：將溶液中所有正離子濃度相加，等于溶液中所有負(fù)離子濃度相加，其中每個(gè)離子濃度前的系數(shù)等于其所帶電荷電量的絕對值。特點(diǎn)：電荷守恒式只與溶液中離子種類相關(guān)，與濃度無關(guān)。6．物料守恒：Na2S水溶液：[Na+]=2([S2]+[HS]+[H2S])NaHS水溶液：[Na+]=[S2]+[HS]+[H2S]意義：加入的物質(zhì)中各種原子進(jìn)入溶液后只是存在形態(tài)發(fā)生的改變，但數(shù)目守恒。寫法：觀察加入的物質(zhì)中非H、O元素的原子比例，將溶液中某原子的所有存在微粒濃度相加表示該原子的總濃度，再根據(jù)原加入物質(zhì)中原子數(shù)目之比配平系數(shù)。特點(diǎn)：不能以H、O原子書寫物料守恒，因?yàn)樗杏写罅康腍、O原子。7.質(zhì)子守恒：Na2S水溶液：[OH]=[HS]+2[H2S]+[H+]NaHS水溶液：[OH]+[S2]=[H2S]+[H+]意義：溶液中各微粒得質(zhì)子（即H+）總數(shù)等于失去的質(zhì)子總數(shù)。寫法：①將電荷守恒與物料守恒聯(lián)立，約去[Na+]即可得到質(zhì)子守恒式。②將溶液中得到質(zhì)子后形成的微粒濃度乘以得到質(zhì)子的數(shù)目再相加，相當(dāng)于于得質(zhì)子總數(shù)；所有失去質(zhì)子后得到的微粒濃度乘以失去的質(zhì)子數(shù)再相加，相當(dāng)于失去的質(zhì)子總數(shù)；二者相等即可。物理意義寫法：(Na2S為例)得到的質(zhì)子總數(shù)=n(HS)+2n(H2S)+n(H+)，失去的質(zhì)子數(shù)=n(OH)，二者相等。再除以溶液體積即可得到質(zhì)子守恒式8.溶液中離子的濃度大小比較：弱酸溶液：0.1mol/L的HAc溶液中離子濃度由大到小的排列順序是：[HAc]>[H+]>[Ac]>[OH]0.1mol/L的H2S溶液中離子濃度由大到小的排列順序是：[H2S]>[H+]>[HS]>[OH]>[S2]（說明：H2S的二級電離常數(shù)太小，導(dǎo)致[OH]>[S2]，如果是碳酸，則是[CO32]>[OH]）一元弱酸的正鹽溶液：0.1mol/L的CH3COONa溶液中離子濃度由大到小的排列順序是：[Na+]>[Ac]>[OH]>[H+]二元弱酸的正鹽溶液：0.1mol/L的Na2CO3溶液中離子濃度由大到小的排列順序是：[Na+]>[CO32－]>[OH－]>[HCO3－]（>[H2CO3]）>[H+]（一步水解后產(chǎn)生等量OH和HCO3－，但后者還要水解，濃度會減小，故[OH－]>[HCO3－]，溶液堿性，[H+]最?。P(guān)于碳酸與氫離子濃度大小比較可以由進(jìn)行討論，常溫下k1數(shù)量級是107，而[HCO3]接近[OH]，一般大于這個(gè)值，因此整個(gè)分?jǐn)?shù)小于1，故[H2CO3]）>[H+]）（4）二元弱酸的酸式鹽溶液：0.1mol/L的NaHCO3溶液中離子濃度由大到小的排列順序是：[Na+]>[HCO3－]>[OH－]（>[H2CO3]）>[H+]>[CO32－]（水解大于電離，故水解產(chǎn)物（H2CO3、OH）濃度大于電離產(chǎn)物（CO32－、H+）濃度，水也電離，故[H+]>[CO32－]）0.1mol/L的NaHSO3溶液中離子濃度由大到小的排列順序是：[Na+]>[HSO3－]>[H+]>[SO32－]>[OH－]（>[H2SO3]）（電離大于水解，因此電離產(chǎn)物（SO32－與H+）濃度大于水解產(chǎn)物（OH）濃度，水電離導(dǎo)致，[H2SO3]最?。?）常見的混合溶液情況分析：①混合后若反應(yīng)，則先弄清反應(yīng)后溶液中的溶質(zhì)以及各溶質(zhì)濃度，計(jì)算濃度時(shí)不要忘記體積的稀釋效果；②混合溶液中物料守恒可能等式的一邊以具體的濃度出現(xiàn)，要能看出來。③混合溶液質(zhì)子守恒一般由其他兩個(gè)式子聯(lián)立得到，直接由概念上理解推導(dǎo)較難。④常見的等濃度酸/堿與對應(yīng)的鹽混合其酸堿性最好能記住。如：等濃度HAc與NaAc混合，電離大于水解，呈酸性；等濃度NH3·H2O與NH4Cl混合，電離大于水解，呈堿性；等濃度HCN與NaCN混合，水解大于電離，呈堿性。（6）0.1mol/L的NH4Cl和0.1mol/L的氨水混合溶液：溶質(zhì)：不反應(yīng)，溶質(zhì)是NH4Cl與NH3·H2O（都是0.05mol/L）電荷守恒式：[NH4+]+[H+]=[OH]+[Cl]物料守恒式：[NH4+]+[NH3·H2O]=2[Cl]（或[NH4+]+[NH3·H2O]=0.1mol/L）質(zhì)子守恒式：[NH4+]+2[H+]=[NH3·H2O]+2[OH]離子濃度比較：[NH4+]>[Cl]（>[NH3·H2O]）>[OH]>[H+]（若不考慮水解和弱電離，則[NH4+]=[NH3·H2O]=[Cl]，實(shí)際上電離大于水解，因此[NH4+]>[NH3·H2O]，而[Cl]不變，故介于二者之間；以下兩種類似）（7）0.1mol/L的HAc和0.1mol/L的NaAc混合溶液：溶質(zhì)：不反應(yīng)，溶質(zhì)是HAc與NaAc（都是0.05mol/L）電荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac]+[OH]物料守恒式：[Ac]+[HAc]=2[Na+]（或[Ac]+[HAc]=0.1mol/L）質(zhì)子守恒式：[HAc]+2[H+]=[Ac]+2[OH]離子濃度比較：[Ac]>[Na+]（>[HAc]）>[H+]>[OH]（8）0.1mol/L的HCl和0.2mol/L的NaAc混合溶液：溶質(zhì)：反應(yīng)，最終溶質(zhì)是HAc、NaAc與NaCl（都是0.05mol/L）電荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac]+[Cl]+[OH]物料守恒式：[Ac]+[HAc]=[Na+]=2[Cl]（或[Ac]+[HAc]=0.1mol/L）質(zhì)子守恒式：[HAc]+2[H+]=[Ac]+2[OH]離子濃度比較：[Na+]>[Ac]>[Cl]（>[HAc]）>[H+]>[OH]9．某濃度Na2CO3溶液的pH隨溫度的變化如下圖所示，下列判斷不正確的是A．a(chǎn)點(diǎn)→b點(diǎn)→c點(diǎn)，Na2CO3的水解程度逐漸增大B．b點(diǎn)開始隨溫度升高碳酸鈉溶液pH逐漸降低，因此碳酸根水解是放熱過程C．100℃時(shí)，純水的pH=6，c點(diǎn)溶液中c(OH)約為100.3mol·L1D．溶液在b點(diǎn)時(shí)電荷守恒式：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32?)+c(HCO3?【答案】B【解析】A．a(chǎn)點(diǎn)→b點(diǎn)→c點(diǎn)，升溫促進(jìn)鹽類水解，Na2CO3的水解程度逐漸增大，A正確；B．由圖可知pH隨溫度升高而減小，則c(H+)增大，而水解是吸熱反應(yīng)，則隨溫度升高水解程度增大，C．100℃時(shí)，純水的pH=6，Kw=c(H+)·c(OH-)=10?6D．Na2CO3溶液在圖上任一點(diǎn)都符合電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-