高三化學(xué)一輪復(fù)習(xí)+微專題 水溶液中的離子平衡++講義

PAGE高考復(fù)習(xí)微專題《水溶液中的離子平衡》第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離1、電解質(zhì)和非電解質(zhì)；強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)：電解質(zhì)：______________________________________________________非電解質(zhì)：____________________________________________________注意：（1）不管電解質(zhì)還是非電解質(zhì)都必須是________，______和________都既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)；（2）滿足在中或下能導(dǎo)電，二者符合其一就可；（3）導(dǎo)電的離子必須來自于__________________；（4）具體說，____________________________________________屬于電解質(zhì)。強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)：強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念化合物類型電離程度溶液中粒子同溫同濃度下的導(dǎo)電性實(shí)例歸納電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電是由于溶液中含有____________________。溶液導(dǎo)電性的強(qiáng)弱與_______________________________有關(guān)，而與、沒有直接關(guān)系?！纠?】判斷下列說法是否正確：（1）熔化狀態(tài)下，能導(dǎo)電的物質(zhì)一定是電解質(zhì)。（）（2）熔化狀態(tài)下，不能導(dǎo)電的化合物一定不是電解質(zhì)（）（3）溶于水能導(dǎo)電的物質(zhì)一定是電解質(zhì)（）（4）導(dǎo)電物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，但電解質(zhì)一定導(dǎo)電。（）（5）非電解質(zhì)一定不導(dǎo)電，因此不導(dǎo)電的物質(zhì)一定是非電解質(zhì)。（）【例2】下列物質(zhì)中①Cu②NaCl固體③NaOH固體④K2SO4溶液⑤濃硫酸⑥蔗糖⑦H2O⑧CO2。是電解質(zhì)，是非電解質(zhì)，既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)?！纠?】在相同條件下，下列溶液中導(dǎo)電性最強(qiáng)的是（）A.1L0.1mol/L醋酸B.0.1L0.1mol/L硫酸C.0.5L0.1mol/L鹽酸D.2L0.1mol/L亞硫酸【例4】（2017全國）改變0.1mol/L二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA-、A2-的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)δ(X)隨pH的變化如圖所示[已知]。下列敘述錯(cuò)誤的是A．pH=1.2時(shí)，c(H2A)=c(HA-)B．lg[K2(H2A)]=-4.2C．pH=2.7時(shí)，c(HA-)>c(H2A)=(A2-)D．pH=4.2時(shí)，c(HA-)=c(A2-)=(H+)2、弱電解質(zhì)的電離平衡：（1）在一定條件下，弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率時(shí)的狀態(tài)為弱電解質(zhì)的電離平衡狀態(tài)。（2）電離平衡的特征動(dòng)：；定：條件一定，分子和離子的濃度；變：條件改變，平衡破壞，發(fā)生。電離平衡的移動(dòng)判斷應(yīng)運(yùn)用原理：溫度的影響：因電離是的，所以有利于電離；濃度的影響：溶液越越有利于電離，因溶液越，離子碰撞的越少；同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，能電離。3．電離常數(shù)（1）與化學(xué)平衡常數(shù)相似，在弱電解質(zhì)溶液中也存在著電離平衡常數(shù)，叫做電離常數(shù)。其大小只與有關(guān)。電離常數(shù)能用來計(jì)算弱酸溶液中的及比較。例如，醋酸，碳酸和硼酸298K時(shí)的電離常數(shù)分別是1.75×10－5，4.4×10－7(第一步電離)和5.8×10－10，由此可知，醋酸，碳酸和硼酸的酸性大小順序?yàn)椋?。?）一元弱酸和弱堿的電離平衡常數(shù)的表示方法如：CH3COOHCH3COO—+H+Ka=NH3·H2ONH4++OH—Kb=（3）多元弱酸（堿）分步電離，酸（堿）性主要由第一步電離決定。分步電離，每步可逆如H3PO4的電離：H3PO4H++H2PO4-K1=7.5×10－3H2PO4-H++HPO42-K2=6.2×10－8HPO42-H++PO43-K3=2.2×10－13（4）弱堿電離方程式的書寫（多元弱堿一步寫完）：如：NH3·H2OFe(OH)3（5）可溶性酸式鹽電離方程式的書寫：金屬陽離子全部電離且不可逆，酸式酸根除HSO4-外全部分步電離，每步可逆如：NaHSO4=完全電離；HSO3－分步電離【例1】在HNO2溶液中存在如下平衡：HNO2H++NO2－，向該溶液中加入少量的下列物質(zhì)后，能使電離平衡向右移動(dòng)的是A.NaOH溶液B.硫酸溶液C.NaNO2溶液D.NaHSO4溶液【例2】在含有酚酞的0.1mol·L－1氨水中加入少量的NH4Cl晶體，則溶液顏色（）A.變藍(lán)色 B.變深C.變淺 D.不變【例3】已達(dá)到電離平衡的0.1mol·L-1的氨水中，為了增大氨水的電離程度，同時(shí)使溶液的PH值升高，應(yīng)采取的措施是（）A.加一定量的水B.微熱，適當(dāng)升高溶液溫度C.加入少量1mol·L-1NaOH溶液D.通入少量氨氣【例4】（09年海南化學(xué)·6）已知室溫時(shí)，0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1％發(fā)生電離，下列敘述錯(cuò)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電離的c(H+)約為水電離出c(H+)的106倍第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離（第2課時(shí)）1、強(qiáng)酸（弱堿），弱酸（強(qiáng)堿）加水稀釋后的pH變化規(guī)律：（常溫下）（1）強(qiáng)（弱）酸，PH=a，加水稀釋，則pH(增大、減小)；a7（<、＞）（2）強(qiáng)（弱）堿，PH=b，加水稀釋，則pH(增大、減小)；b7（<、＞）（3）酸堿無限稀釋，pH只能接近于7，酸不可能，堿不可能。注意：無限稀釋的標(biāo)準(zhǔn)為。例1.已知：在100℃時(shí)，水的離子積Kw=1×10-12，下列說法正確的是（）A.0.05mol/LH2SO4溶液的pH=1B.0.001mol/LNaOH溶液的pH=11C.0.005mol/LH2SO4溶液與0.01mol/LNaOH溶液等體積混合，混合溶液的pH為5，溶液顯堿性D.完全中和50mLpH=3的H2SO4溶液，需要50mLpH=11的NaOH溶液例2.下列敘述正確的是（）A.稀醋酸加水稀釋，醋酸電離程度增大，溶液的pH增大B.pH均為5的鹽酸和醋酸，分別加水稀釋至原溶液體積的1000倍，所得溶液的pH均等于8C.鹽酸中滴加氨水至中性，溶液中的溶質(zhì)只有NH4ClD.室溫時(shí)pH=3的硫酸和pH=11的氨水等體積混合后，溶液的pH小于7例3.25℃時(shí)，將pH=1的HCl溶液分為兩等份，向其中一份中加水，另一份中加等濃度的NaOH溶液，實(shí)驗(yàn)后測得兩溶液pH均升高1，則加入的水與NaOH溶液的體積比為（）A.EQ\f(110,9)B.EQ\f(9,110)C.EQ\f(11,9)D.EQ\f(9,11)例4.100℃時(shí)，pH=a的H2SO4與pH=b的NaOH恰好中和，二者體積比為。例5．（09山東理綜）某溫度下，相同pH值的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，平衡pH值隨溶液體積變化的曲線如右圖所示。據(jù)圖判斷正確的是（）A.Ⅱ?yàn)辂}酸稀釋時(shí)pH值變化曲線B.b點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性比c點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)C.a點(diǎn)Kw的數(shù)值比c點(diǎn)Kw的數(shù)值大D.b點(diǎn)酸的總濃度大于a點(diǎn)酸的總濃度2、酸、堿的強(qiáng)弱比較及判斷：溶液的酸堿性：酸性溶液：c（H＋）c（OH—），pH＜7（常溫）中性溶液：c（H＋）c（OH—），pH=7（常溫）堿性溶液：c（H＋）c（OH—）。pH＞7（常溫）溶液pH的測定方法有I、比較相同條件下的電離程度的大小，通過弱酸（或弱堿）濃度與其電離出的H+（或OH-）濃度的關(guān)系：（1）相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較見下表：比較項(xiàng)目酸C(H+)pH中和堿的能力與活潑金屬產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率一元強(qiáng)酸一元弱酸（2）相同pH、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較見下表：比較項(xiàng)目酸C(H+)pH中和堿的能力與活潑金屬產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率一元強(qiáng)酸一元弱酸II、通過對(duì)應(yīng)鹽的酸堿性強(qiáng)弱進(jìn)行比較：強(qiáng)堿弱酸鹽溶液的堿性越，其相應(yīng)弱酸的酸性就越；強(qiáng)酸弱堿鹽溶液的酸性越，其相應(yīng)弱堿的堿性就越。III.通過“以強(qiáng)制弱”的規(guī)律比較酸、堿性。【例1】對(duì)室溫下pH相同、體積相同醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施，敘述正確的是（）A.加適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大B.使溫度都升高20oC，兩溶液的pH均不變C.加水稀釋兩倍后，兩溶液的pH均減小D.加足量的鋅充分反應(yīng)后，兩溶液中產(chǎn)生的氫氣一樣多【例2】下列事實(shí)可證明氨水是弱堿的是（）A.氨水能跟氯化亞鐵溶液反應(yīng)生成氫氧化亞鐵B.銨鹽受熱易分解C.0.1mol·L－1氨水可以使酚酞試液變紅D.0.1mol·L－1氯化銨溶液的pH約為5【例3】（2013·山東理綜·13）某溫度下，向一定體積0.1mol/L醋酸溶液中逐滴加入等濃度的NaOH溶液，溶液中pOH(pOH=-lg[OH-])與pH的變化關(guān)系如圖所示，則（）A．M點(diǎn)所示溶液導(dǎo)電能力強(qiáng)于Q點(diǎn)B．N點(diǎn)所示溶液中c(CH3COO-)﹥c(Na+)C．M點(diǎn)和N點(diǎn)所示溶液中水的電離程度相同D．Q點(diǎn)消耗NaOH溶液的體積等于醋酸溶液的體積第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性（第1課時(shí)）1、水的電離及其特點(diǎn)：水是一種極弱的電解質(zhì)，其電離方程式為或。水的離子積：（1）水的離子積可以表達(dá)為Kw＝；25℃時(shí)，無論是純水還是任何稀溶液中，都有c（H＋）·c（OH—）＝，即Kw＝。只不過純水中c（H＋）＝c（OH—）＝，而其他溶液中就不一定存在這個(gè)關(guān)系。（2）水的離子積的特點(diǎn)①KW只與有關(guān)，而與無關(guān)。②KW不僅適用于水，還適用于任何酸、堿、鹽的。③由于，任何溶液中都同時(shí)存在著H＋和OH—，只是相對(duì)含量不同而已。（3）影響水的電離平衡的因素①酸、堿：在純水中加入酸或堿，均使水的電離平衡向方向移動(dòng)，此時(shí)若溫度不變，則Kw。②溫度：若升溫，由于水電離是過程，將使水的電離平衡向移動(dòng)，c（H＋）、c（OH—）同時(shí)，pH值變，但由于，此時(shí)的純水仍顯中性。③易水解的鹽：在純水中加入能水解的鹽，不管水解后溶液顯什么性，均使水的電離平衡向移動(dòng)，此時(shí)若溫度不變，則KW?！纠?】向純水中加入少量的KHSO4固體（溫度不變），則溶液的（）A、pH值升高B、c(H＋)和c(OH－)的乘積增大C、酸性增強(qiáng)D、OH-離子濃度增大【例2】常溫下，下列各組離子在指定溶液中能大量共存的是（）A．無色透明的溶液中：Fe3+、NH4+、I-、CO32-B．0.1mol·L-1KNO3溶液中：Na+、Fe2+、Cl-、SO42-C．使甲基橙變紅的溶液中：Na+、Mg2+、SO32-、AlO2-D．水電離產(chǎn)生的c(H+)=10-13mol·L-1的溶液中：K+、Ca2+、NO3-、HCO3-2、溶液的pH與酸堿性：（1）酸性溶液：c（H＋）c（OH—），中性溶液：c（H＋）c（OH—），堿性溶液：c（H＋）c（OH—）。純水、稀溶液中的c（H＋）與c（OH—）的乘積總是，且在常溫下Kw＝。pH是用來表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱，其表達(dá)式為pH＝。常溫下：中性溶液：pH=，酸性溶液：pH＜，堿性溶液：pH＞。pH越小，越強(qiáng)，pH越大，越強(qiáng)。溶液pH的測定方法有、、。pH試紙的使用方法：_______________________________________________________常見酸堿指示劑及其變色范圍：指示劑指示劑的變色范圍及顏色甲基橙石蕊酚酞【例4】下列有關(guān)pH變化的判斷中，正確的是（）A.隨著溫度的升高，碳酸鈉溶液的pH減小B.隨著溫度的升高，純水的pH增大C.新制氯水經(jīng)光照一段時(shí)間后，pH減小D.氫氧化鈉溶液久置于空氣中，pH增大【例5】有一學(xué)生在實(shí)驗(yàn)室測某溶液pH。實(shí)驗(yàn)時(shí)，他先用蒸餾水潤濕pH試紙，然后用潔凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進(jìn)行檢測。（1）該學(xué)生的操作是（填“正確的”或“錯(cuò)誤的”），理由是。（2）如不正確，分析是否一定有誤差。。3、由水電離的H+、OH-濃度和水溶液中H+、OH-濃度的關(guān)系：（1）酸溶液中：溶液中c（H＋）約等于酸電離出來的c（H＋），水電離出來的c（H＋）等于c（OH—）；（2）堿溶液中：溶液中c（OH—）約等于堿電離出來的c（OH—），此c（H＋）就是水電離出的c（H＋）且等于溶液中水電離出來的c（OH—）。（3）在水解呈酸性鹽溶液中，溶液中c（H＋）等于水電離出來的c（H＋）；在水解呈堿性鹽溶液中，溶液中c（OH—）等于水電離出來的c（OH—）。第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性（第2課時(shí)）1、實(shí)驗(yàn)測定酸堿反應(yīng)曲線：原理：在酸堿反應(yīng)過程中，溶液的會(huì)發(fā)生變化，對(duì)于強(qiáng)酸強(qiáng)堿的反應(yīng)，開始時(shí)由于被中和的酸或堿濃度較，加入少量的堿或酸對(duì)其pH的影響。當(dāng)反應(yīng)接近反應(yīng)終點(diǎn)（pH≈7）時(shí)，很少量（一滴，約0.04mL）的堿或酸就會(huì)引起溶液。含義：酸堿反應(yīng)曲線是以酸堿混合過程中滴加為橫坐標(biāo)，以為縱坐標(biāo)繪出一條溶液pH隨而變化的曲線。它描述了酸堿混合過程中溶液pH的變化情況，其中附近的pH突變情況，對(duì)于定量測定堿或酸的濃度實(shí)驗(yàn)中如何選擇合適的具有重要意義。儀器：（1）、、、、等。（2）滴定管構(gòu)造如圖讀數(shù)時(shí)應(yīng)估讀到mL；規(guī)格有mL和mL等。藥品：、、。準(zhǔn)備過程：檢查是否漏液用潤洗裝標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管，用潤洗量待測液的滴定管裝標(biāo)準(zhǔn)液并調(diào)整液面至刻度“”或略下（記錄），同時(shí)排取一定體積的于錐形瓶中，并滴加。滴定操作：控制活塞或小玻璃球，搖動(dòng)錐形瓶，眼睛注視的變化。注意：（1）滴速先后，當(dāng)近終點(diǎn)時(shí)應(yīng)。（2）終點(diǎn)判定：最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改變，且，說明達(dá)到了滴定終點(diǎn)。（3）讀數(shù)：讀數(shù)時(shí)視線與相平。讀數(shù)應(yīng)精確到小數(shù)點(diǎn)后面位。誤差分析（填“偏大、偏小、無影響”）：用已知濃度的鹽酸滴定末知濃度的氫氧化鈉。產(chǎn)生誤差的常見因素c堿的誤差儀器洗滌酸式滴定管水洗后未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗移液管水洗后未用待測液潤洗錐形瓶水洗后用待測液潤洗量器讀數(shù)滴定前俯視酸式滴定管，滴定后平視滴定前仰視酸式滴定管，滴定后俯視操作不當(dāng)?shù)味ㄇ八崾降味ü芗庾觳糠钟袣馀?，滴定結(jié)束后氣泡消失滴定結(jié)束，滴定管尖端掛一滴液體未滴下滴定過程中，振蕩錐形瓶時(shí)，不小心將溶液濺出用甲基橙作指示劑，滴至橙色，半分鐘內(nèi)又還原成黃色，不處理就計(jì)算例1.測定產(chǎn)品中NaI含量的實(shí)驗(yàn)步驟如下：a.稱取4.000g樣品并溶解，在250mL容量瓶中定容；b.量取25mL待測液于錐形瓶中，然后加入足量的FeCl3溶液，充分反應(yīng)后，再加入A溶液作指示劑；c.用0.1000mol/L的Na2S2O3溶液滴定至終點(diǎn)(發(fā)生反應(yīng)方程式為：2Na2S2O3+I2=Na2S4O6+2NaI)，重復(fù)測定3次，所得的相關(guān)數(shù)據(jù)如表所示：測定序號(hào)待測體積/mL盛裝標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定管的起點(diǎn)讀數(shù)/mL盛裝標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定管的終點(diǎn)讀數(shù)/mL125.000.0624.04225.000.0224.02325.000.1224.14①在滴定過程中，Na2S2O3溶液應(yīng)放在(填儀器)中；加入的A物質(zhì)為(填名稱)。②滴定終點(diǎn)觀察到的現(xiàn)象為。③該樣品中NaI的含量為。④若用上述方法測得NaI的含量偏低(忽略測定過程中的誤差)，則可能的原因是。例2.現(xiàn)取0.4gCu2S和CuS的混合物在酸性溶液中用40mL0.150mol·L

-1KMnO4溶液處理，發(fā)生反應(yīng)如下：8MnO4-+5Cu2S+44H+=10Cu2++5SO2+8Mn2++22H2O，

6MnO4-+5CuS+28H+=5Cu2++5SO2+6Mn2++14H2O，

反應(yīng)后煮沸溶液，趕盡SO2，剩余的KMnO4用0.2mol·L

-1(NH4)2Fe(SO4)2溶液來滴定，完全反應(yīng)消耗(NH4)2Fe(SO4)2溶液VmL。已知：MnO4-+Fe2++H+→Mn2++Fe3++H2O(未配平)

①滴定終點(diǎn)的現(xiàn)象為。

②若V=35，則混合物中CuS的質(zhì)量分?jǐn)?shù)為________。第三節(jié)鹽類水解（第1課時(shí)）1、鹽類水解的概念及實(shí)質(zhì)：鹽類水解：在溶液中電離出來的離子跟水電離出來的或結(jié)合生成的反應(yīng)。鹽類水解的實(shí)質(zhì)：鹽電離出來的某一種或多種離子跟水電離出來的或生成，從而破壞，使溶液顯示出不同程度的或。鹽類水解實(shí)質(zhì)上是的逆反應(yīng)，所以鹽類水解是反應(yīng)，且進(jìn)行的程度一般較?！纠?】NH4Cl溶于重水后，產(chǎn)生的一水合氨和水合氫離子均正確的是（）A.NH2DH2O和D3O+B.NH3D2O和HD2O+C.NH3HDO和D3O+D.NH2DHDO和H2DO+2、鹽類水解的規(guī)律和類型：水解常數(shù)：（1）水解常數(shù)的表達(dá)式為Kh＝。（2）水解常數(shù)的特點(diǎn)Kh只與有關(guān)，而與無關(guān)。水解規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性。水解類型：（1）弱酸弱堿鹽水解：酸強(qiáng)于堿顯性，如(NH4)2SO3；堿強(qiáng)于酸顯性，如NH4CN；酸堿相當(dāng)顯性，如CH3COONH4。（2）弱酸酸式鹽水解，取決于酸式離子的電離程度和水解程度的相對(duì)大小。①若電離程度大于水解程度，溶液呈如HSO3－、H2PO4—②若電離程度小于水解程度，溶液呈如HCO3—、HS—、HPO4—（3）完全雙水解特例：Al3+、Fe3+與AlO2－、HCO3－、CO32－、S2－、HS－其離子方程式為：、；、；、；、；、?！纠?】物質(zhì)的量濃度相同的三種鹽NaX、NaY和NaZ的溶液，其pH依次為8、9、10，則HX、HY、HZ的酸性由強(qiáng)到弱的順序是（）A.HX、HZ、HYB.HZ、HY、HXC.HX、HY、HZD.HY、HZ、HX【例3】濃度都是1mol·L-1的四種鹽溶液AX、BX、AY、BY的稀溶液，其中A、B為陽離子，X、Y為陰離子。已知AX、BY的溶液pH＝7，AY的溶液PH<7，則下列物質(zhì)可能是強(qiáng)電解質(zhì)的是（）A.HXB.HYC.AOHD.BOH【例4】（09年全國理綜Ⅱ·10）現(xiàn)有等濃度的下列溶液：①醋酸，②苯酚，③苯酚鈉，④碳酸，⑤碳酸鈉，⑥碳酸氫鈉。按溶液pH由小到大排列正確的是（）A．④①②⑤⑥③B．④①②⑥⑤③C．①④②⑥③⑤ D．①④②③⑥⑤【例5】（09年重慶理綜·10）物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液，pH由大到小排列正確的是（）A．Ba(OH)2、Na2SO3、FeCl3、KClB．Na2SiO3、Na2SO3、KNO3、NH4ClC．NH3·H2O、H3PO4、Na2SO4、H2SO4D．NaHCO3、C6H5COOH、C2H5OH、HCl【例6】等濃度的下列溶液中，NH4+的濃度由大到小的順序?yàn)椋?。①CH3COONH4②(NH4)2CO3③NH4Cl④(NH4)2SO4⑤(NH4)2Fe(SO4)23、鹽類水解方程式的書寫（1）鹽類水解是可逆反應(yīng)，反應(yīng)方程式中一般要寫“?”號(hào)。（2）鹽類水解的程度很小，通常不生成沉淀或氣體，故在書寫水解方程式時(shí)一般不標(biāo)“↑”或“↓”。（3）多元弱酸根陰離子水解方程式應(yīng)分步寫，而多元弱堿陽離子水解方程式應(yīng)一步寫到底：如Al3++3H2O?Al(OH)3+3H+（4）發(fā)生徹底的雙水解反應(yīng)時(shí)，生成物種出現(xiàn)的不溶于水的沉淀或氣體物質(zhì)要標(biāo)“↑”或“↓”，中間用“＝”連接，如2Al3++3S2－+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑（5）配平要注意到質(zhì)量守恒和電荷守恒。【例7】下列各式中屬于正確的水解反應(yīng)的離子方程式的是（）A.NH4++H2O?NH3·H2O+H+B.S2－+2H2O?H2S+2OH－C.CH3COOH+H2O?CH3COO－+H3O+D.CH3COOH+OH－=CH3COO－+H2O【例8】已知常溫下部分弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)如下表：(1)常溫下，pH相同的三種溶液①NaF溶液；②NaClO溶液；③Na2CO3溶液其物質(zhì)的量溶度由大到小的順序是(填序號(hào))。(2)25℃時(shí)，pH=4的NH4Cl溶液中各離子濃度的大小關(guān)系為。(3)0.1mol/L的NaClO溶液和0.1mol/L的NaHCO3溶液中，c(ClO-)c(HCO3-)（填“>，<或=”），可使上述兩種溶液pH相等的方法是(填代號(hào))。a.向NaClO溶液中加適量的水b.向NaClO溶液中加適量的NaOHc.向NaHCO3溶液中加適量的水d.向NaHCO3溶液中加適量的NaOH(4)向NaClO溶液中通入少量的CO2，所發(fā)生的離子方程式為。(5)常溫下，0.1mol/L的氨水和0.1mol/L的NH4Cl溶液等體積混合，通過計(jì)算判斷混合溶液的酸堿性：4、影響鹽類水解的因素：主要因素是鹽本身的性質(zhì)。另外還受外在因素影響：（1）溫度：鹽的水解反應(yīng)是反應(yīng)，升高溫度水解程度。（與電離相似）（2）濃度：強(qiáng)酸弱堿鹽、強(qiáng)堿弱酸鹽的濃度越，水解程度越，加水稀釋該鹽，可以水解（與電離相似）。（3）外加酸堿：增減溶液PH可以或鹽的水解。鹽類水解后，溶液會(huì)呈不同的酸、堿性，因此控制溶液的酸、堿性，可以促進(jìn)或抑制鹽的水解，故在鹽溶液中加入酸或堿都能影響鹽的水解?！纠?】某溶液中FeCl3的水解反應(yīng)已達(dá)平衡.FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl若要使FeCl3的水解程度增大，應(yīng)采取的方法是（）A．加入NaHCO3 B．加入AgNO3 C．加FeCl3固體D．降溫【例8】為了配制NH4+與Cl-的濃度比為1:1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入（）①適量的鹽酸②適量的氯化鈉③適量的氨水④適量的氫氧化鈉A.①②B.③C.③④D.④【例9】下列溶液蒸干灼燒后可得到其溶質(zhì)本身是（）A.FeCl3溶液B.Al2(SO4)3溶液C.NH4NO3溶液D.NaHCO3溶液【例10】（09年福建理綜·10）在一定條件下，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，平衡朝正反應(yīng)方向移動(dòng)C．升高溫度，減小 D．加入NaOH固體，溶液pH減小第三節(jié)鹽類水解（第2課時(shí)）1、鹽類水解的應(yīng)用：（1）泡沫滅火器的工作原理：泡沫滅火器中有兩個(gè)隔離容器，一個(gè)盛飽和的硫酸鋁溶液，另一個(gè)盛飽和的碳酸氫鈉溶液，使用時(shí)倒轉(zhuǎn)滅火器，立即有大量氣體泡沫噴出，用離子方程式表示其工作原理：。（2）制取Fe(OH)3膠體：簡述實(shí)驗(yàn)操作___________________________________________________________________________寫出反應(yīng)的離子方程式：。（3）農(nóng)業(yè)上氨態(tài)氮肥不能與草木灰混合施用，試解釋其中的原因：__________________________________________________________________________（4）明礬凈水：將明礬溶于水，能吸附水里懸浮的雜質(zhì)，并形成沉淀使水澄清，用反應(yīng)式解釋原因：。（5）配制易水解的鹽時(shí)，需考慮減少鹽的水解。如配制FeCl3溶液時(shí)采用的條件有利于準(zhǔn)確配制。（6）熱的純堿液去油污效果好：（7）將少量的石灰乳加入到濃NH4Cl溶液中，沉淀會(huì)溶解，解釋原因：_________________________________________________________________________。（8）將少量鎂條放在NH4Cl溶液里，現(xiàn)象是___________________________，原因是【例1】為了除去氯化鎂酸性溶液中的Fe3+離子，可在加熱攪拌下加入一種試劑，過濾后再加入適量鹽酸。這種試劑是（）A.氯化鎂B.氫氧化鈉C.碳酸鈉D.碳酸鎂【例2】（09年北京理綜·26）以富含硫酸亞鐵的工業(yè)廢液為原料生產(chǎn)氧化鐵的工藝如下（部分操作和條件略）：Ⅰ．從廢液中提純并結(jié)晶出FeSO4·7H2O。Ⅱ．將FeSO4·7H2O配制成溶液。Ⅲ．FeSO4溶液與稍過量的NH4HCO3溶液混合，得到含F(xiàn)eC03的濁液。Ⅳ．將濁液過濾，用90℃熱水洗滌沉淀，干燥后得到FeC03固體。ⅴ．煅燒FeCO3，得到Fe2O3固體。已知：NH4HCO3在熱水中分解。（1）Ⅰ中，加足量的鐵屑除去廢液中的Fe3+，該反應(yīng)的離子方程式是。（2）Ⅱ中，需加一定量硫酸。運(yùn)用化學(xué)平衡原理簡述硫酸的作用。（3）Ⅲ中，生成FeCO3的離子方程式是。若FeCO3濁液長時(shí)間暴露在空氣中，會(huì)有部分固體表面變?yōu)榧t褐色，該變化的化學(xué)方程式是。（4）IV中，通過檢驗(yàn)SO42-來判斷沉淀是否洗滌干凈。檢驗(yàn)SO42的操作是。2、電解質(zhì)溶液中的離子之間存在著三種定量關(guān)系：【方法】離子濃度大小比較：抓住一個(gè)原理、兩類平衡、三種守恒進(jìn)行分析，包括化學(xué)平衡移動(dòng)原理，電離平衡和水解平衡，電荷守恒、物料守恒和質(zhì)子守恒。其中：電荷守恒：指溶液中陽離子所帶正電荷總數(shù)等于陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)，溶液電中性；物料守恒：指某一組分的原始濃度應(yīng)該等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和；質(zhì)子守恒：指溶液中由水電離出來的H＋和OH－總是相等的。（弱本的酸式鹽不寫）（質(zhì)子守恒可由電荷守恒和物料守恒聯(lián)立推導(dǎo)出來。）(1)單一溶質(zhì)弱酸強(qiáng)堿鹽：CH3COONaNa2CO3電荷守恒：；電荷守恒：；物料守恒：；物料守恒：；質(zhì)子守恒：，質(zhì)子守恒：；離子順序：。離子順序：。強(qiáng)酸弱堿鹽：酸式鹽：NH4ClNaHCO3電荷守恒：；電荷守恒：；物料守恒：；物料守恒：。質(zhì)子守恒：，離子順序：。(2)混合溶質(zhì)NH4Cl+NH3·H2OCH3COONa+CH3COOH電荷守恒：；電荷守恒：；物料守恒：；物料守恒：；離子順序：。離子順序：。【例3】常溫下，把氨水滴加到鹽酸中，當(dāng)c(NH4+)=c(Cl-)時(shí)，混合液的pH為（）A．>7B．<7C．=7D．無法判斷【例4】判斷下列鹽溶液中離子種類及各離子濃度大小的順序：0.1mol/LCH3COONa溶液中：。0.1mol/LNH4Cl溶液中。【例5】0.1摩/升NaOH和0.1摩/升NH4Cl溶液等體積混和后,離子濃度大小順序正確的（）A.c(Na＋)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H+) B.c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)>c(H+)C.c(Na＋)＝c(Cl－)>c(H+)>c(OH－) D.c(Cl－)>c(Na＋)>c(OH－)>c(H+)【例6】等體積等濃度的MOH強(qiáng)堿溶液和HA弱酸溶液混和后，混和液中有關(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(OH－)+c(A－)【例7】（08全國Ⅰ卷）已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物質(zhì)的量濃度均為0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正確的是（）A．c(OH)>c(HA)>c(HB)>c(H+) B.c(OH－)>c(A－)>c(B－)>c(H+)C．c(OH－)>c(B－)>c(A－)>c(H+) D．c(OH－)>c(HB)>c(HA)>c(H+)【例8】（08上海卷）某酸性溶液中只有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－四種離子。則下列描述正確的是（）A．該溶液由pH＝3的CH3COOH與pH＝11的NaOH溶液等體積混合而成B．該溶液由等物質(zhì)的量濃度、等體積的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成C．加入適量的NaOH，溶液中離子濃度為c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)D．加入適量氨水，c(CH3COO－)一定大于c(Na＋)、c(NH4＋)之和【例9】（2017江蘇）常溫下，Ka(HCOOH)=1.77×10?4，Ka(CH3COOH)=1.75×10?5，Kb(NH3·H2O)=1.75×10?5，下列說法正確的是A．濃度均為0.1mol·L?1的HCOONa和NH4Cl溶液中陽離子的物質(zhì)的量濃度之和：前者小于后者B．用相同濃度的NaOH溶液分別滴定等體積pH均為3的HCOOH和CH3COOH溶液至終點(diǎn)，消耗NaOH溶液的體積相等C．0.2mol·L?1HCOOH與0.1mol·L?1NaOH等體積混合后的溶液中：c(HCOO?)+c(OH?)=c(HCOOH)+c(H+)D．0.2mol·L?1CH3COONa與0.1mol·L?1鹽酸等體積混合后的溶液中(pH<7)：c(CH3COO?)>c(Cl?)>c(CH3COOH)>c(H+)第四節(jié)沉淀溶解平衡（第1課時(shí)）1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡（1）平衡的建立：AgCl在溶液中存在兩個(gè)過程，一方面，在水分子作用下，少量脫離AgCl表面溶入水中；另一方面，溶液中的受AgCl表面正負(fù)離子的，回到AgCl的表面析出。一定溫度下，AgCl飽和溶液建立下列動(dòng)態(tài)平衡的反應(yīng)式：。沉淀、溶解之間由于動(dòng)態(tài)平衡的存在，決定了反應(yīng)不能完全進(jìn)行到底，但化學(xué)上通常認(rèn)為殘留在溶液中的離子濃度小于時(shí)，沉淀就達(dá)完全。（2）平衡的特征及影響因素：溶解平衡也是動(dòng)態(tài)平衡，平衡移動(dòng)原理同樣適用于該平衡體系，其影響因素主要有：①升高溫度，可使平衡向的方向移動(dòng)（但要注意：的溶解度隨溫度的升高而減?。?；②同離子效應(yīng)：增加體系中離子濃度，平衡向的方向移動(dòng)，反之，則向的方向移動(dòng)。（3）溶度積的概念及表達(dá)式：在一定溫度下，在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，各離子濃度冪的乘積為一常數(shù)，稱為，簡稱，用符號(hào)表示。對(duì)于反應(yīng)AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)，在一定溫度下，則Ksp=?！揪毩?xí)】寫出下列難溶電解質(zhì)的溶度積表達(dá)式AgCl溶解平