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1．電離平衡中的三個(gè)易錯(cuò)點(diǎn)
(1)電離平衡向正向移動(dòng)，弱電解質(zhì)的電離程度不一定增大，如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向電離方向移動(dòng)，但醋酸的電離程度減小。
(2)弱電解質(zhì)在加水稀釋的過(guò)程中，溶液中所有離子濃度不一定都減小，如氨水加水稀釋時(shí)，c(H＋)增大。
(3)由水電離出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1的溶液不一定呈堿性。
2．圖像法理解一強(qiáng)一弱的稀釋規(guī)律
(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸


加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大
加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多
(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸


加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大
加水稀釋相同的pH，醋酸加入的水多
3．水的電離和溶液的酸堿性
(1)水的電離：任何條件下，水電離出的c(H＋)＝c(OH－)；常溫下，離子積常數(shù)KW＝1.0×10－14。酸、堿抑制水的電離，能水解的正鹽、活潑金屬(如Na)則促進(jìn)水的電離。
(2)溶液的酸堿性：溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小。
溶液的酸堿性
c(H＋)與c(OH－)的大小
酸性溶液
c(H＋)>c(OH－)
中性溶液
c(H＋)＝c(OH－)
堿性溶液
c(H＋)7(或pHc(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)
c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)
（2）Na2CO3與NaHCO3

Na2CO3溶液中
NaHCO3溶液中
物料守恒
c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]
c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)
電荷守恒
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)
質(zhì)子守恒
c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)
c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO)
大小關(guān)系
c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)
c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)
c(Na＋)>c(HCO)>c(H2CO3)>c(CO)
6．沉淀溶解平衡的三類應(yīng)用
(1)沉淀的生成:①加沉淀劑，如向AgNO3溶液中加入NaCl可生成沉淀；②調(diào)節(jié)pH，如向一定濃度的CuSO4和FeSO4的混合溶液中先加入H2O2氧化FeSO4，使Fe2＋轉(zhuǎn)化為Fe3＋，再加入CuO或Cu(OH)2調(diào)節(jié)pH至約等于4，使得Fe3＋的水解平衡右移轉(zhuǎn)化為沉淀，而Cu2＋沒(méi)有沉淀從而達(dá)到除雜的目的。
(2)沉淀的溶解:①酸溶解法，如CaCO3溶于鹽酸；②鹽溶液溶解法，如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液；③氧化還原溶解法，如Ag2S溶于稀HNO3；④配位溶解法，如AgCl溶于氨水。
(3)沉淀的轉(zhuǎn)化:溶解能力相對(duì)較強(qiáng)的沉淀易向溶解能力相對(duì)較弱的沉淀轉(zhuǎn)化，如



考向一 鹽類水解反應(yīng)離子方程式

典例1 下列物質(zhì)在常溫下發(fā)生水解時(shí)，對(duì)應(yīng)的離子方程式正確的是( )
①
②
③
④
A．①④ B．②③ C．①③ D．②④
鹽類水解方程式的書寫
1．一般情況下鹽類水解的程度較小，應(yīng)用“”連接反應(yīng)物和生成物。水解生成的難溶性或揮發(fā)性物質(zhì)不加“↓”或“↑”符號(hào)。如Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+，HS?+H2OH2S+OH?。
2．多元弱酸陰離子分步水解，應(yīng)分步書寫水解的離子方程式。因?yàn)榈谝徊剿獬潭容^大，一般只寫第一步水解的方程式。如Na2CO3的水解分兩步，第一步為+H2O+OH?，第二步為+H2OH2CO3+OH?。多元弱堿陽(yáng)離子的水解方程式不要求分步書寫。如AlCl3的水解方程式為Al3++3H2OAl(OH)3+3H+。
3．發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)時(shí)，由于能水解徹底，用“”連接反應(yīng)物和生成物，水解生成的難溶性或揮發(fā)性物質(zhì)要寫 “↓”或“↑”符號(hào)。如FeCl3與NaHCO3溶液混合發(fā)生水解的離子方程式為Fe3++3Fe(OH)3↓+3CO2↑。
4．鹽類水解的離子方程式可用通式表示為R?+H2OHR+OH?，Rm?+H2OHR(m?1)?+OH?(分步水解)；R++H2OROH+H+，Rn++nH2OR(OH)n+nH+（“一步到位”）。
注意：（1）一般情況下鹽類水解程度較小，是可逆反應(yīng)，因此用可逆號(hào)“”表示水解程度。當(dāng)水解趨于完全時(shí)，才用“”。
（2）水解反應(yīng)生成的揮發(fā)性物質(zhì)及難溶物不用“↑”和“↓”表示。
（3）多元弱酸根離子分步水解，要分步書寫，以第一步為主；多元弱堿陽(yáng)離子的分步水解，習(xí)慣上一步書寫完成。

考向二 鹽類水解的實(shí)質(zhì)與影響因素

典例2 下列物質(zhì)因水解使其水溶液呈酸性的是( )
A．KNO3 B．NaHSO4 C．NH4Cl D．Na2CO3
酸式鹽溶液酸堿性的判定原則
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++。NaHSO4溶液性質(zhì)上相當(dāng)于一元強(qiáng)酸。
2．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(duì)大小。
（1）若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。如NaHSO3溶液中：H++ (主要)；+H2OH2SO3+OH?(次要)。中學(xué)階段與此類似的還有NaH2PO4等。
（2）若電離程度小于水解程度，溶液呈堿性。如NaHCO3溶液中：+H2OH2CO3+OH?(主要)；H++ (次要)。中學(xué)階段與此類似的還有NaHS、Na2HPO4等。
3．相同條件下(溫度、濃度相同)的水解程度：正鹽>相應(yīng)酸式鹽，如>。
考向三 Kh、Ka(Kb)、KW的關(guān)系及應(yīng)用

典例3 已知某溫度下，，，，。物質(zhì)的量濃度均為的下列溶液，pH由大到小的順序是( )
A．
B．
C．
D．
利用平衡常數(shù)的性質(zhì)判斷微粒濃度變化
1．水解平衡常數(shù)(Kh)、Ka、Kb只受溫度的影響，溫度升高，平衡常數(shù)增大；反之減小。
2．Kh與Ka或Kb、KW的定量關(guān)系為Ka·Kh=KW或 Kb·Kh=KW。
3．判斷某些離子濃度的比較或乘積隨溫度、濃度等外界條件改變而變化的趨勢(shì)時(shí)，可以根據(jù)表達(dá)式的形式轉(zhuǎn)化為(Kh)、Ka、Kb或它們與KW的關(guān)系，再結(jié)合平衡常數(shù)的性質(zhì)來(lái)判斷微粒濃度變化。
考向四 鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用

典例4 下列有關(guān)鹽類水解的事實(shí)或應(yīng)用、解釋的說(shuō)法不正確的是
選項(xiàng)
事實(shí)或應(yīng)用
解釋
A
用熱的純堿溶液去除油污
純堿與油污直接發(fā)生反應(yīng)，生成易溶于水的物質(zhì)
B
泡沫滅火器滅火
Al2(SO4)3與NaHCO3溶液反應(yīng)產(chǎn)生CO2氣體
C
施肥時(shí)，草木灰(主要成分K2CO3)與NH4Cl不能混合使用
K2CO3與NH4Cl反應(yīng)生成NH3，降低肥效
D
明礬[KAl(SO4)2·12H2O]作凈水劑
明礬溶于水生成Al(OH)3膠體
鹽溶液蒸干灼燒時(shí)所得產(chǎn)物的幾種判斷類型
（1）弱金屬陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干后一般得原物質(zhì)，如CuSO4(aq)CuSO4(s)；鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干灼燒后一般得對(duì)應(yīng)的氧化物，如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。
（2）酸根陰離子易水解的強(qiáng)堿鹽，如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物質(zhì)。
（3）考慮鹽受熱時(shí)是否分解
Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO3)2CaCO3(CaO)；NaHCO3Na2CO3；KMnO4K2MnO4+MnO2；NH4ClNH3↑+HCl↑。
（4）還原性鹽在蒸干時(shí)會(huì)被O2氧化
例如，Na2SO3(aq)Na2SO4(s)。

考向五 與鹽類水解相關(guān)的離子共存

典例5 室溫下，下列各組離子在指定溶液中可以大量共存的是（ ）
A．的溶液：、、、
B．無(wú)色溶液：、、、
C．的水溶液：、、、
D．的溶液：、、、
考向六 同一種溶液中的粒子濃度比較

典例6 25 ℃時(shí)，0.10 mol·L－1 HA(Ka＝10－9.89)溶液，調(diào)節(jié)溶液pH后，保持c(HA)＋c(A－)＝0.10 mol·L－1。下列關(guān)系正確的是
A．pH＝2.00時(shí)，c(HA)>c(H＋)>c(OH－)>c(A－)
B．pH＝7.00時(shí)，c(HA)＝c(A－)>c(H＋)＝c(OH－)
C．pH＝9.89時(shí)，c(HA)＝c(A－)>c(OH－)>c(H＋)
D．pH＝14.00時(shí)，c(OH－)>c(H＋)>c(A－)>c(HA)
單一溶液中粒子濃度比較原則
（1）酸式鹽溶液的酸堿性和各離子的濃度大小取決于酸式鹽中酸式酸根離子的電離能力和水解能力的相對(duì)大小，如NaHCO3溶液中的水解能力大于其電離能力，故溶液顯堿性，同時(shí)c(H2CO3)>c()；NaHSO3溶液中的電離能力大于其水解能力，溶液顯酸性，有 c(H2SO3)c(S2?)>c(OH?)>c(HS?)>c(H+)。
（3）對(duì)于單一的弱酸、弱堿溶液或其鹽溶液
①要考慮弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿)的電離是微弱的，且水的電離能力遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱酸和弱堿的電離能力。如在稀醋酸溶液中：CH3COOHCH3COO?+H+，H2OOH?+H+，在溶液中微粒濃度由大到小的順序：c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO?)>c(OH?)。
②弱酸根陰離子或弱堿陽(yáng)離子的水解是微弱的，但水的電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于鹽的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中，CH3COONaCH3COO?+Na+，CH3COO?+H2OCH3COOH+OH?，H2OH++OH?，所以CH3COONa溶液中：c(Na+)>c(CH3COO?)>c(OH?)>c(CH3COOH)>c(H+)。

考向七 混合溶液中粒子濃度的比較

典例7 已知：室溫下0.2 mol·L－1的氨氣與0.1 mol·L－1的鹽酸等體積混合后溶液呈堿性(假設(shè)混合后溶液總體積不變)，則混合溶液中下列關(guān)系不正確的是
A．c(NH)>c(OH－)>c(Cl－)>c(H＋)
B．c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)
C．c(NH)＋c(NH3·H2O)＝0.1 mol·L－1
D．c(NH)＋2c(H＋)＝2c(OH－)＋c(NH3·H2O)
混合溶液中粒子濃度的比較原則
（1）溶液混合但不發(fā)生反應(yīng)的類型。要同時(shí)考慮電離和水解，以及離子間的相互影響，可用極限觀點(diǎn)思考，以“強(qiáng)勢(shì)”反應(yīng)為主，可不考慮“弱勢(shì)”反應(yīng)。如等濃度等體積的碳酸鈉和碳酸氫鈉混合后由于的水解大于的水解和電離，所以c(Na+)>c()>c()>c(OH?)>c(H+)。
（2）弱酸及對(duì)應(yīng)鹽(或弱堿及對(duì)應(yīng)鹽)等濃度、等體積混合。各離子的濃度大小取決于酸(堿)的電離程度和相應(yīng)鹽的水解程度的相對(duì)大小。
①電離強(qiáng)于水解型。如CH3COOH溶液和CH3COONa溶液等體積、等物質(zhì)的量濃度混合，分析時(shí)可只考慮CH3COOH的電離，不考慮CH3COONa的水解，粒子濃度大小順序?yàn)閏(CH3COO?)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH?)。
②水解強(qiáng)于電離型。如HCN溶液和NaCN溶液等體積、等物質(zhì)的量濃度混合，粒子濃度大小順序?yàn)?c(HCN)>c(Na+)>c(CN?)>c(OH?)>c(H+)。
（3）溶液混合發(fā)生反應(yīng)但有一種過(guò)量的類型。根據(jù)過(guò)量程度及產(chǎn)物情況，要同時(shí)考慮電離和水解，不過(guò)這類問(wèn)題大多轉(zhuǎn)化為上述（2）中的問(wèn)題。如10 mL 0.1 mol·L?1的HCl溶液與10 mL 0.2 mol·L?1的CH3COONa溶液充分混合后，相當(dāng)于等濃度的NaCl、CH3COONa與CH3COOH的混合液。

考向八 與圖像有關(guān)的粒子濃度關(guān)系

典例8 亞砷酸（）是三元弱酸，可以用于治療白血病，水溶液中含砷物質(zhì)的分布分?jǐn)?shù)（平衡時(shí)某粒子的濃度占各粒子濃度之和的分?jǐn)?shù)）與pH的關(guān)系如圖所示，下列說(shuō)法正確的是（ ）

A．的電離方程式為
B．第一步電離的電離常數(shù)
C．溶液的pH約為9.2
D．時(shí)，溶液中

考向九 沉淀溶解平衡及其影響因素

典例9 將足量BaCO3固體分別加入：①30 mL水；②10 mL 0.2 mol·L－1Na2CO3溶液；③50 mL 0.01 mol·L－1 BaCl2溶液；④100 mL 0.01 mol·L－1鹽酸中溶解至溶液飽和。請(qǐng)確定各溶液中c（Ba2＋）由大到小的順序?yàn)?br /> A．①②③④　　　　　 B．③④①②
C．④③①② D．②①④③
沉淀溶解平衡及其影響因素的理解
（1）沉淀溶解平衡是化學(xué)平衡的一種，沉淀溶解平衡的移動(dòng)也同樣遵循勒夏特列原理。
（2）沉淀溶解達(dá)到平衡時(shí)，再加入該難溶物對(duì)平衡無(wú)影響。
（3）難溶電解質(zhì)的溶解過(guò)程有的是吸熱過(guò)程，有的是放熱過(guò)程。
（4）由于沉淀的生成取決于Qc與Ksp的相對(duì)大小，而溶解度與相對(duì)分子質(zhì)量有關(guān)，有可能溶解度大的轉(zhuǎn)化為溶解度小的。
（5）用沉淀法除雜不可能將雜質(zhì)離子全部通過(guò)沉淀除去。一般認(rèn)為殘留在溶液中的離子濃度小于1× 10?5 mol·L?1時(shí)，沉淀已經(jīng)完全。
考向十 沉淀溶解平衡的應(yīng)用

典例10 往鍋爐注入Na2CO3溶液浸泡，將水垢中的CaSO4轉(zhuǎn)化為CaCO3，再用鹽酸去除，下列敘述中正確的是
A．溫度升高，Na2CO3溶液的Kw和c(H＋)均會(huì)增大
B．CaSO4能轉(zhuǎn)化為CaCO3，說(shuō)明Ksp(CaCO3)>Ksp(CaSO4)
C．CaCO3溶解于鹽酸而CaSO4不溶，是因?yàn)榱蛩崴嵝詮?qiáng)于鹽酸
D．沉淀轉(zhuǎn)化的離子方程式為CO(aq)＋CaSO4(s)CaCO3(s)＋SO(aq)
考向十一 溶度積常數(shù)的應(yīng)用及計(jì)算

典例11 常溫下，Ksp（AgCl）＝1.8×10－10，Ksp（AgI）＝1.0×10－16。將等體積的AgCl和AgI的飽和溶液的清液混合，再向其中加入一定量的AgNO3固體，下列說(shuō)法正確的是
A．兩溶液混合，AgCl和AgI都沉淀
B．若AgNO3足量，AgCl和AgI都可沉淀，但以AgCl為主
C．向AgI清液加入AgNO3，c（Ag＋）增大，Ksp（AgI）也增大
D．若取0.143 5 g AgCl固體放入100 mL水中（忽略體積變化），c（Cl－）為0.01 mol·L
溶度積Ksp的計(jì)算類型
（1）已知溶度積求溶液中的某種離子的濃度，如Ksp=a的飽和AgCl溶液中c(Ag+)= mol·L?1。
（2）已知溶度積、溶液中某離子的濃度，求溶液中的另一種離子的濃度，如某溫度下AgCl的Ksp=a，在 0.1 mol·L?1 的NaCl溶液中加入過(guò)量的AgCl固體，達(dá)到平衡后c(Ag+)=10a mol·L?1。
（3）計(jì)算反應(yīng)的平衡常數(shù)，如對(duì)于反應(yīng)Cu2+(aq)+MnS(s)CuS(s)+Mn2+(aq)，Ksp(MnS)=c(Mn2+)·c(S2?)，Ksp(CuS)=c(Cu2+)·c(S2?)，而平衡常數(shù)K==。
考向十二 沉淀溶解平衡曲線

典例12 T℃時(shí)，三種鹽的沉淀溶解平衡曲線如圖所示，已知 pM 為陽(yáng)離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)，pR 為陰離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)，下列說(shuō)法正確的是 ( )

A．Y 點(diǎn)：c(Ca2+)＞c(SO)，Z點(diǎn)：c(CO)＞c(Mn2+)
B．溶度積：Ksp(MnCO3)＞Ksp(CaCO3)＞Ksp(CaSO4)
C．X點(diǎn)對(duì)應(yīng)的CaCO3溶液為不飽和溶液，可以繼續(xù)溶解CaCO3
D．T℃時(shí)，CaSO4(s)+CO(aq)CaCO3(s)+SO(aq)的平衡常數(shù) K 的數(shù)量級(jí)為 103




一、單選題
1．已知：H2A為二元弱酸，常溫下0.1 mol·L-1 NaHA溶液pHc(A2-)>c(H2A)
C．溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)=c(A2-)＋c(HA-)＋c(OH-)
D．溶液中加入少量NaOH溶液發(fā)生反應(yīng)：H＋＋OH-=H2O
2．常溫下，用 0.1mol·L-1KOH 溶液滴定 10mL 0.1mol·L-1HA 溶液的滴定曲線如圖所示。下列說(shuō)法不正確的是

A．a(chǎn) 點(diǎn) pH 約為 3，由此可以判斷 HA 是弱酸
B．b→c 過(guò)程中，c(A-)不斷增大
C．c 點(diǎn) V(KOH)＜10ml
D．d 點(diǎn)混合液中離子濃度大小關(guān)系為：c(K+)＞ c(OH-)＞ c(A-)＞c(H+)
3．甲胺(CH3NH2)是一種應(yīng)用廣泛的一元弱堿。常溫下，向20.00 mL0. 10 mol?L-1的甲胺溶液中滴加V mL 0.10 mol·L-1鹽酸，混合溶液的pH與的關(guān)系曲線如圖所示。

下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是
A．該滴定過(guò)程可選用甲基橙作指示劑
B．常溫下，甲胺的電離常數(shù)為Kb，則pKb=-lgKb=3.4
C．c點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液可能存在關(guān)系：2c(H+)+c(CH3NH)=c(CH3NH2)+2c(OH-)+c(Cl-)
D．b點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液中加入鹽酸的體積為20.00 mL
4．下列溶液液中，微粒的物質(zhì)的量濃度表述正確的是
A．0.1mol·L-1的(NH4)2SO4溶液中：c()>c()>c(H＋)>c(OH-)
B．0.1mol·L-1的NaHCO3溶液中：c(Na＋)=c()＋c(H2CO3)＋2c()
C．0.1mol·L-1氨水中：c(OH-)=c()
D．在25℃100mLNH4Cl溶液中：c(Cl-)=c()＋c(NH3·H2O)
5．下列說(shuō)法不正確的是( )
A．常溫下，在溶液中加入少量晶體，能使的電離度減小，溶液的增大
B．常溫下，將相同的鹽酸和醋酸，均升溫10℃，溶液不相同
C．將氯氣溶于水，所得氯水中
D．氨水中，
6．下列溶液中有關(guān)物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是( )
A．0.1mol/L 的NaHA溶液，其pH=4：c(HA-)>c(H+)>c(H2A)>C(A2-)
B．0.1mol/L NaHCO3溶液與0.1mol/L NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(Na+)>c()>c(OH-)>c()
C．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三種溶液：c(NaOH)”、“”、“”、“

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