知識(shí)梳理1.鹽類的水解
2.鹽水解離子方程式的書(shū)寫(xiě)(1)一般要求。一般鹽類水 解程度很小?水解產(chǎn)物的量很少?氣體、沉淀不標(biāo)“↑”或“↓”,易分解產(chǎn)物(如NH3·H2O等)不寫(xiě)其分解產(chǎn)物的形式如NH4Cl的水解的離子方程式為　 。
(2)三種類型的鹽水解離子方程式的書(shū)寫(xiě)。①多元弱酸鹽水解:分步進(jìn)行,以第一步為主,一般只寫(xiě)第一步水解方程式。如Na2CO3水解的離子方程式為　 。?②多元弱堿鹽水解:水解離子方程式一步寫(xiě)完。如FeCl3水解的離子方程式為 　 。?③陰、陽(yáng)離子相互促進(jìn)的水解:水解基本完全的反應(yīng),書(shū)寫(xiě)時(shí)要用“==”且標(biāo)“↑”“↓”等。如Na2S溶液與AlCl3溶液混合,反應(yīng)的離子方程式為　 。?
2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑
微點(diǎn)撥 可借助鹽類水解反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)(即我們平時(shí)說(shuō)的水解常數(shù))分析水解平衡移動(dòng)方向。水解平衡常數(shù)只受溫度的影響,它隨溫度的升高而增大,它與電離常數(shù)Ka(或Kb)及水的離子積KW的定量關(guān)系為Ka·Kh=KW(或Kb·Kh=KW)。
自我診斷1.判斷正誤,正確的打“√”,錯(cuò)誤的打“×”。(1)酸式鹽溶液一定呈酸性。(　　)(2)能水解的鹽溶液一定呈酸性或堿性,不可能呈中性。(　　)
(4)向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固體,C 水解程度減小,pH減小。(　　)(5)常溫下,pH=11的CH3COONa溶液和pH=3的CH3COOH溶液中,水的電離程度相同。(　　)
答案 (1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×
2.按要求書(shū)寫(xiě)離子方程式:(1)NaHS溶液呈堿性的原因　　　　　　　　　　　　　　　　　　。?(2)實(shí)驗(yàn)室制備Fe(OH)3膠體　　　　　　　　　　　　　　　　　　。?(3)NH4Cl溶于D2O中　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。?(4)將NaHCO3溶液與AlCl3溶液混合　　　　　　　　　　　　　　。?(5)對(duì)于易溶于水的正鹽MnRm溶液,若pH>7,其原因是　　　　　　　　　　　。?若pHc(OH-)
D.反應(yīng)2H2R- H3R+HR2-在該溫度下的平衡常數(shù)K=10x-y
故其數(shù)量級(jí)為10-4,A錯(cuò)誤;b點(diǎn)時(shí),c(NaH2R)=c(Na2HR),根據(jù)物料守恒可得2c(Na+)=3[c(R3-)+c(HR2-)+c(H2R-)+c(H3R)],B錯(cuò)誤;根據(jù)圖示,隨著pH的增大,氫離子濃度會(huì)減小,平衡向右移動(dòng),所以H3R含量會(huì)減少。pH=6時(shí),c(R3-)=c(HR2-),溶液顯示酸性,c(H+)>c(OH-),鹽電離產(chǎn)生的離子濃度大于弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的離子濃度,即c(HR2-)>c(H+),
歸納總結(jié) 鹽的水解常數(shù)與電離常數(shù)關(guān)系
對(duì)點(diǎn)演練2(2020河南洛陽(yáng)第三次統(tǒng)一考試)25 ℃時(shí),向NaHCO3溶液中滴入鹽酸,混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示。下列敘述正確的是(　　)
深度指津 1.鹽類水解程度大小比較的規(guī)律(1)組成鹽的弱堿陽(yáng)離子水解使溶液顯酸性,組成鹽的弱酸根離子水解使溶液顯堿性。(2)鹽對(duì)應(yīng)的酸(或堿)越弱,水解程度越大,溶液堿性(或酸性)越強(qiáng)。(3)多元弱酸的酸根離子比相應(yīng)的酸式酸根離子的水解程度大得多。如相
2.弱酸酸式鹽溶液酸堿性的判斷方法弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性,取決于酸式酸根離子電離程度和水解程度的相對(duì)大小。
知識(shí)梳理1.【必做實(shí)驗(yàn)】【實(shí)驗(yàn)?zāi)康摹?1)加深對(duì)鹽類水解原理的認(rèn)識(shí)。(2)了解鹽類水解的廣泛應(yīng)用,體會(huì)化學(xué)的價(jià)值?！緦?shí)驗(yàn)用品】試管、試管夾、試管架、膠頭滴管、燒杯、藥匙、量筒、鐵架臺(tái)(帶鐵圈)、石棉網(wǎng)(或陶土網(wǎng))、酒精燈、火柴。蒸餾水、FeCl3晶體、濃鹽酸、飽和Na2CO3溶液、飽和FeCl3溶液、1 ml·L-1 Al2(SO4)3溶液、泥土、植物油。
【問(wèn)題和討論】(1)根據(jù)實(shí)驗(yàn)結(jié)果,說(shuō)明實(shí)驗(yàn)室中應(yīng)該如何配制FeCl3溶液。(2)寫(xiě)出實(shí)驗(yàn)過(guò)程中有關(guān)化學(xué)反應(yīng)的離子方程式。
提示 將FeCl3晶體溶于少量的濃鹽酸,再加蒸餾水稀釋得到所需要的濃度。
(3)舉出其他鹽類水解應(yīng)用的例子,并與同學(xué)討論。
提示 氯化銨溶液顯酸性、醋酸鈉溶液顯堿性、草木灰溶液顯堿性。
2.影響鹽類水解平衡的因素(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)離子的水解能力就越強(qiáng),溶液的堿性或酸性就越強(qiáng)。
例如:以FeCl3水解[Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+]為例,填寫(xiě)外界條件對(duì)水解平衡的影響。
微點(diǎn)撥 (1)稀溶液中,鹽的濃度越小,水解程度越大,但由于溶液體積的增大是主要的,故水解產(chǎn)生的H+或OH-的濃度是減小的,則溶液酸性(或堿性)越弱。(2)向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸,醋酸并不會(huì)與CH3COONa溶液水解產(chǎn)生的OH-反應(yīng),使平衡向水解方向移動(dòng),原因是體系中c(CH3COOH)增大是主要因素,會(huì)使CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-平衡左移。
帶磨口玻璃塞的試劑瓶
微點(diǎn)撥 配制FeSO4溶液既要加入鐵粉防止Fe2+被氧化,又要加入稀硫酸防止Fe2+的水解。
答案 (1)√　(2)×　(3)√　(4)√　(5)×
2.把AlCl3溶液蒸干灼燒,最后得到的主要固體是什么?為什么?(用化學(xué)方程式表示并配以必要的文字說(shuō)明)。
提示 最后得到的固體是Al2O3。在AlCl3溶液中存在著水解平衡:AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl,加熱時(shí)水解平衡右移,HCl的濃度增大,蒸干時(shí)HCl揮發(fā),使平衡進(jìn)一步向右移動(dòng)得到Al(OH)3,在灼燒時(shí)發(fā)生反應(yīng)2Al(OH)3 Al2O3+3H2O,因此最后得到的固體是Al2O3。
考向1　實(shí)驗(yàn)探究影響鹽類水解的因素【典例1】 (2020北京化學(xué),14)某同學(xué)進(jìn)行如下實(shí)驗(yàn):
下列說(shuō)法不正確的是(　　)A.根據(jù)Ⅰ中試紙變藍(lán),說(shuō)明NH4Cl發(fā)生了分解反應(yīng)B.根據(jù)Ⅰ中試紙顏色變化,說(shuō)明氨氣比氯化氫氣體擴(kuò)散速率快C.Ⅰ中試紙變成紅色,是由于NH4Cl水解造成的D.根據(jù)試管中部有白色固體附著,說(shuō)明不宜用加熱NH4Cl的方法制備NH3
答案 C　解析 實(shí)驗(yàn)Ⅰ中對(duì)NH4Cl固體試管加熱,濕潤(rùn)的pH試紙黃色→藍(lán)色(pH≈10)→黃色→紅色(pH≈2),說(shuō)明加熱過(guò)程中生成了氨氣,氨氣遇水形成一水合氨,一水合氨為弱堿,使試紙變藍(lán),同時(shí)產(chǎn)生了氯化氫氣體,氯化氫極易溶于水形成鹽酸,中和了一水合氨恢復(fù)到黃色,最后變?yōu)榧t色,并不是由于NH4Cl水解造成的。該過(guò)程可證明氯化銨受熱發(fā)生分解生成氨氣和氯化氫氣體,試紙先變藍(lán)后變紅,說(shuō)明氨氣擴(kuò)散的速度比氯化氫快;試管中部有白色固體附著,說(shuō)明氯化銨分解產(chǎn)生的氨氣和氯化氫在擴(kuò)散過(guò)程中又化合生成氯化銨,故不宜用加熱NH4Cl的方法制備NH3,綜上所述A、B、D正確,C錯(cuò)誤。
對(duì)點(diǎn)演練1已知:[FeCl4(H2O)2]-為黃色,溶液中可以存在可逆反應(yīng):Fe3++4Cl-+2H2O [FeCl4(H2O)2]-,下列實(shí)驗(yàn)所得結(jié)論不正確的是(　　)
注:加熱為微熱,忽略體積變化。
A.實(shí)驗(yàn)①中,Fe2(SO4)3溶液加熱后顏色變深原因是加熱促進(jìn)Fe3+水解產(chǎn)生Fe(OH)3B.實(shí)驗(yàn)②中,酸化對(duì)Fe3+水解的影響程度大于溫度的影響C.實(shí)驗(yàn)③中,加熱,可逆反應(yīng):Fe3++4Cl-+2H2O [FeCl4(H2O)2]-正向移動(dòng)D.實(shí)驗(yàn)④,可證明升高溫度,顏色變深一定是因?yàn)镕e3+水解平衡正向移動(dòng)
答案 D　解析 加熱促進(jìn)水解,鐵離子水解生成氫氧化鐵,則實(shí)驗(yàn)①中,Fe2(SO4)3溶液加熱后顏色變深原因是加熱促進(jìn)Fe3+水解產(chǎn)生Fe(OH)3,故A項(xiàng)正確;由Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+可知,酸化后加熱溶液顏色無(wú)明顯變化,氫離子抑制水解,則實(shí)驗(yàn)②中酸化對(duì)Fe3+水解的影響程度大于溫度的影響,故B項(xiàng)正確;加入NaCl后,溶液立即變?yōu)辄S色,發(fā)生Fe3++4Cl-+2H2O [FeCl4(H2O)2]-,[FeCl4(H2O)2]-為黃色,加熱時(shí)平衡正向移動(dòng),溶液顏色變深,故C項(xiàng)正確;實(shí)驗(yàn)④中存在Fe3++4Cl-+2H2O [FeCl4(H2O)2]-,升高溫度平衡正向移動(dòng),溶液顏色變深,不能證明對(duì)Fe3+水解平衡的影響,故D項(xiàng)錯(cuò)誤。
考向2　鹽類水解平衡移動(dòng)分析【典例2】 (2020年7月浙江卷,17)下列說(shuō)法不正確的是(　　)A.2.0×10-7 ml ·L-1的鹽酸中c(H+)=2.0×10-7 ml ·L-1B.將KCl溶液從常溫加熱至80 ℃,溶液的pH變小但仍保持中性C.常溫下,NaCN溶液呈堿性,說(shuō)明HCN是弱電解質(zhì)D.常溫下,pH為3的醋酸溶液中加入醋酸鈉固體,溶液pH增大
答案 A　解析 鹽酸的濃度為2.0×10-7 ml·L-1,完全電離,接近中性,溶劑水電離出的氫離子濃度的數(shù)量級(jí)與溶質(zhì)HCl電離的氫離子濃度相差不大,則計(jì)算氫離子濃度時(shí),不能忽略水中的氫離子濃度,其數(shù)值應(yīng)大于2.0×10-7 ml·L-1,A錯(cuò)誤;KCl溶液為中性溶液,常溫下pH=7,加熱到80 ℃時(shí),水的離子積KW增大,對(duì)應(yīng)溶液的氫離子濃度隨溫度升高會(huì)增大,pH會(huì)減小,但溶液溶質(zhì)仍為KCl,則仍呈中性,B正確;NaCN溶液顯堿性,說(shuō)明該溶質(zhì)為弱酸強(qiáng)堿鹽,即CN-對(duì)應(yīng)的酸HCN為弱電解質(zhì),C正確;醋酸在溶液中會(huì)發(fā)生電離平衡:CH3COOH CH3COO-+H+,向溶液中加入醋酸鈉固體,根據(jù)同離子效應(yīng)可知,該平衡會(huì)向生成弱電解質(zhì)的方向(逆向)移動(dòng),使溶液中的氫離子濃度減小,pH增大,D正確。
對(duì)點(diǎn)演練2(2019北京理綜,12)實(shí)驗(yàn)測(cè)得0.5 ml·L-1 CH3COONa溶液、0.5 ml·L-1 CuSO4溶液以及H2O的pH隨溫度變化的曲線如圖所示。下列說(shuō)法正確的是(　　)A.隨溫度升高,純水中c(H+)>c(OH-)B.隨溫度升高,CH3COONa溶液的c(OH-)減小C.隨溫度升高,CuSO4溶液的pH變化是KW改變與水解平衡移動(dòng)共同作用的結(jié)果D.隨水溫升高,CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低,是因?yàn)镃H3COO-、Cu2+水解平衡移動(dòng)方向不同
答案 C　解析 隨溫度升高,KW增大,但純水中的c(H+)仍然等于c(OH-),A錯(cuò)誤;隨溫度升高,CH3COONa水解平衡和水的電離平衡均會(huì)正向移動(dòng),c(OH-)增大,圖中pH略有減小,應(yīng)是水的電離平衡正向移動(dòng)所致,B錯(cuò)誤;隨溫度升高,CuSO4水解程度增大,c(H+)增大,pH減小,而且升溫也會(huì)導(dǎo)致水的電離平衡正向移動(dòng),KW增大,C正確;D項(xiàng),隨水溫升高,CH3COO-、Cu2+水解平衡均正向移動(dòng),D錯(cuò)誤。
考向3　鹽類水解的應(yīng)用【典例3】 (2020北京海淀區(qū)二模,節(jié)選)維持pH的穩(wěn)定對(duì)生命體的生理活動(dòng)、化學(xué)電源的高效工作等具有重要意義。常溫下,在不同試劑中加入酸或堿后體系pH的變化如表所示。
(1)a=　　　　　(忽略通入HCl氣體前后體系的體積變化)。?(2)結(jié)合化學(xué)用語(yǔ)解釋試劑ⅱ顯酸性的原因:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。?(3)試劑ⅱ中微粒濃度關(guān)系正確的有　　　(填序號(hào))。?a.c(CH3COOH)>c(Na+)>c(CH3COO-)b.2c(H+)=c(CH3COO-)-c(CH3COOH)+2c(OH-)c.c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.2 ml·L-1
答案 (1)2(2)醋酸的電離平衡CH3COOH CH3COO-+H+和醋酸根的水解平衡CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-,相同條件下,醋酸的電離平衡的限度大于醋酸根的水解平衡限度,當(dāng)CH3COOH與CH3COO-的初始濃度相等時(shí),溶液中c(H+)>c(OH-)　(3)bc　(4)bc
(2)醋酸的電離大于醋酸鈉的水解,所以顯酸性,試劑ⅱ中同時(shí)存在醋酸的電離平衡CH3COOH CH3COO-+H+和醋酸根的水解平衡CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-,相同條件下,醋酸的電離平衡的限度大于醋酸根的水解平衡限度,當(dāng)CH3COOH與CH3COO-的初始濃度相等時(shí),溶液中c(H+)>c(OH-)。
(3)0.10 ml CH3COOH+0.10 ml CH3COONa配制成1 L的溶液,因?yàn)殡婋x大于水解,該溶液中微粒濃度關(guān)系:c(CH3COO-)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-),a錯(cuò)誤;由電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)和物料守恒2c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)推出2c(H+)=c(CH3COO-)-c(CH3COOH)+2c(OH-),b正確;由物料守恒可知c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.2 ml·L-1,c正確。(4)緩沖溶液要有結(jié)合H+和OH-生成弱電解質(zhì)的離子,a.HCl-NaCl,無(wú)法緩沖氫離子,a錯(cuò)誤;Na2CO3-NaHCO3,碳酸根緩沖氫離子,碳酸氫根緩沖氫氧根離子,b正確;NH3·H2O-NH4Cl,一水合氨緩沖氫離子,銨根緩沖氫氧根離子,c正確;KOH-KCl,無(wú)法緩沖氫氧根離子,d錯(cuò)誤。
對(duì)點(diǎn)演練3下列有關(guān)問(wèn)題與鹽的水解有關(guān)的是(　　)①NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接金屬時(shí)的除銹劑?、贜aHCO3與Al2(SO4)3兩種溶液可作泡沫滅火劑③草木灰與銨態(tài)氮肥不能混合使用?、軐?shí)驗(yàn)室中盛放Na2CO3溶液的試劑瓶不能用磨口玻璃塞　⑤加熱蒸干CuCl2溶液得到Cu(OH)2固體?、抟eCl3溶液中混有的Fe2+,可先通入氧化劑Cl2,再調(diào)節(jié)溶液的pHA.①②③B.②③④C.①④⑤D.①②③④⑤
解析 ①NH4Cl和ZnCl2均為強(qiáng)酸弱堿鹽,溶液中N 與Zn2+均發(fā)生水解反應(yīng),使溶液顯酸性,可以除去金屬表面的銹;②HC 與Al3+發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng),產(chǎn)生CO2,可作滅火劑;③草木灰的主要成分為K2CO3,水解顯堿性,而銨態(tài)氮肥水解顯酸性,因而二者不能混合使用;④Na2CO3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Na2SiO3,將瓶塞與瓶口黏合在一起,因此實(shí)驗(yàn)室盛放Na2CO3溶液的試劑瓶應(yīng)用橡膠塞;⑤CuCl2溶液中存在水解平衡CuCl2+2H2O Cu(OH)2+2HCl,加熱時(shí),HCl揮發(fā)使平衡不斷右移,最終得到Cu(OH)2固體;⑥Cl2能將Fe2+氧化成Fe3+,且沒(méi)有引入雜質(zhì),與鹽的水解無(wú)關(guān)。
深度指津 1.從定性、定量?jī)蓚€(gè)角度理解影響鹽類水解的因素(1)鹽類水解易受溫度、濃度、溶液的酸堿性等因素的影響,以氯化鐵水解為例,當(dāng)改變條件如升溫、通入HCl氣體、加水、加鐵粉、加碳酸氫鈉等時(shí),應(yīng)從平衡移動(dòng)方向、pH的變化、水解程度、現(xiàn)象等方面去歸納總結(jié),加以分析掌握。(2)稀釋溶液過(guò)程中,鹽的濃度減小,水解程度增大,但由于溶液中鹽的離子濃度是減小的,故水解引起溶液的酸性(或堿性)減弱。(3)水解平衡常數(shù)(Kh)只受溫度的影響,它與電離平衡常數(shù)(K)、水的離子積(KW)的定量關(guān)系為K·Kh=KW。
2.鹽溶液蒸干時(shí)所得產(chǎn)物的判斷(1)水解生成難揮發(fā)性酸或強(qiáng)堿的鹽溶液,蒸干后一般得原物質(zhì),如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)、Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。(2)鹽水解生成易揮發(fā)性酸時(shí),蒸干、灼燒后一般得到對(duì)應(yīng)的氧化物,如AlCl3溶液蒸干得Al(OH)3,灼燒得Al2O3。(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)2→CaCO3(CaO);NaHCO3→Na2CO3;KMnO4→K2MnO4和MnO2;NH4Cl→NH3↑+HCl↑。為了防止分解,往往采用加熱濃縮、冷卻結(jié)晶的方法從溶液中析出溶質(zhì)。
(4)還原性鹽溶液在蒸干過(guò)程中會(huì)被O2氧化。如Na2SO3溶液蒸干得Na2SO4。(5)弱酸的銨鹽溶液蒸干、灼燒后無(wú)固體剩余。如NH4HCO3、(NH4)2CO3等。
1.水解的特點(diǎn):(1)可逆反應(yīng);(2)吸熱反應(yīng)(中和反應(yīng)的逆反應(yīng));(3)水解程度一般很微弱。2.水解的規(guī)律:有弱才水解,越弱越水解,誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性,同強(qiáng)顯中性。3.影響鹽類水解的外部因素:溫度,濃度,外加酸、堿。
4.離子濃度大小的比較(1)判斷離子:電離過(guò)程、水解反應(yīng)。(2)明確“微弱”:電離是微弱的,一般水解也是微弱的。(3)利用守恒:原子守恒(物料守恒)、電荷守恒、質(zhì)子守恒(電荷守恒與原子守恒的推導(dǎo))。
電解質(zhì)溶液相關(guān)圖像的解讀素養(yǎng)解讀常以酸堿中和反應(yīng)和電離平衡、沉淀溶解平衡建立過(guò)程中離子濃度變化曲線、pH變化曲線等為設(shè)計(jì)背景,主要命題點(diǎn)有了解電解質(zhì)電離方程式的書(shū)寫(xiě)、水電離程度的比較、離子濃度的關(guān)系、離子濃度大小的比較、電離常數(shù)的計(jì)算、pH的計(jì)算和溶度積的計(jì)算等,側(cè)重考查考生分析問(wèn)題的能力。
案例探究電解質(zhì)溶液知識(shí)的綜合應(yīng)用是高考必考的熱點(diǎn)之一,以圖像問(wèn)題分析考查電解質(zhì)溶液的題目頻頻出現(xiàn)?？疾橹R(shí)主要涉及:電離平衡和水解平衡、酸堿混合液pH的變化,溶液中微粒濃度的大小比較、溶液的導(dǎo)電性變化、水的離子積、水的電離程度變化等。側(cè)重考查考生數(shù)形結(jié)合、提煉關(guān)鍵信息等綜合分析能力、數(shù)據(jù)處理與計(jì)算能力、知識(shí)的遷移應(yīng)用能力?？疾轭愋陀幸韵?種:①反應(yīng)過(guò)程中離子的濃度隨某物質(zhì)的增加而變化的圖像。②反應(yīng)過(guò)程中產(chǎn)生沉淀的質(zhì)量或物質(zhì)的量隨某物質(zhì)的增加而變化的圖像。③反應(yīng)過(guò)程中產(chǎn)生氣體的質(zhì)量或物質(zhì)的量隨某物質(zhì)的增加而變化的圖像。
【典例1】 常溫下,將NaOH溶液分別滴加到兩種一元弱酸HA和HB的溶液中,兩種混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示。下列敘述正確的是(　　)
A.Ka(HA)的數(shù)量級(jí)為10-5B.當(dāng)NaOH溶液與HB混合至中性時(shí):c(B-)c(B-)>c(OH-)>c(H+)
解析 Ka(HA)= ,當(dāng)c(A-)=c(HA)時(shí),Ka(HA)=c(H+),則Ka(HA)在10-3.0~10-3.5之間,Ka(HA)的數(shù)量級(jí)為10-4,A項(xiàng)錯(cuò)誤;根據(jù)圖像可知,當(dāng)溶液中c(B-)=c(HB)時(shí)溶液呈酸性,要使溶液呈中性,則溶液中應(yīng)是c(B-)>c(HB),B項(xiàng)錯(cuò)誤;根據(jù)圖像可知,當(dāng)溶液中酸分子的濃度等于酸電離產(chǎn)生的陰離子濃度時(shí),溶液的pH大小關(guān)系為HAc(B-);由于溶液中c(B-)=c(HB)時(shí),溶液呈酸性,又根據(jù)選項(xiàng)C分析可知酸性:HA>HB,可見(jiàn)等濃度的HB和NaA的混合溶液顯酸性,c(H+)>c(OH-),故該溶液中離子濃度大小關(guān)系為c(Na+)>c(A-)>c(B-)>c(H+)>c(OH-),D項(xiàng)錯(cuò)誤。
【典例2】 室溫下,用0.1 ml·L-1的NaOH溶液分別滴定20 mL 0.1 ml·L-1的HA和HB溶液,溶液pH隨加入NaOH溶液的體積變化曲線如圖所示,下列判斷錯(cuò)誤的是(　　)A.水的電離度:c點(diǎn)溶液>純水>b點(diǎn)溶液B.電離常數(shù):Ka(HA)c(Na+)>c(HB)>c(H+)>c(OH-)
解析c點(diǎn)為完全中和生成的鹽溶液,根據(jù)起始pH可知,兩種酸均為弱酸,且HA的酸性更弱,故c點(diǎn)為強(qiáng)堿弱酸鹽溶液,水解促進(jìn)水的電離,b點(diǎn)不完全中和,酸過(guò)量,酸的電離抑制水的電離,水的電離程度減小,故水的電離度:c點(diǎn)溶液>純水>b點(diǎn)溶液,選項(xiàng)A正確;由圖中曲線可知,HA的酸性更弱,則電離常數(shù):Ka(HA)c(Na+)>c(HB)>c(H+)>c(OH-),選項(xiàng)D正確。答案C
【典例3】 25 ℃時(shí),用Na2S、(NH4)2S等沉淀Cu2+、Zn2+兩種金屬離子(M2+),所需S2-最低濃度的對(duì)數(shù)值lgc(S2-)與lgc(M2+)關(guān)系如下圖所示。下列說(shuō)法不正確的是(　　)
A.Na2S溶液中:c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=2c(Na+)B.25 ℃時(shí),Ksp(CuS)約為1×10-35C.向100 mL濃度均為1×10-5 ml·L-1 Zn2+、Cu2+的混合溶液中逐滴加入1×10-4 ml·L-1的Na2S溶液,Cu2+先沉淀D.(NH4)2S溶液中:c(N )+c(H+)=c(OH-)+2c(S2-)+c(HS-)
解析硫化鈉溶液中的物料守恒為2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)=c(Na+),A項(xiàng)錯(cuò)誤;在25 ℃時(shí)CuS飽和溶液中存在沉淀溶解平衡CuS(s) Cu2+(aq)+S2-(aq),Ksp(CuS)=c(Cu2+)×c(S2-)=10-25×10-10=10-35,B項(xiàng)正確;依據(jù)圖像可知,CuS的Ksp較小,對(duì)于化合物構(gòu)型相同的物質(zhì)來(lái)說(shuō),Ksp越小,形成沉淀需要的離子濃度越小,故CuS更難溶,首先出現(xiàn)的沉淀是CuS,即Cu2+先沉淀,C項(xiàng)正確;對(duì)于(NH4)2S溶液,根據(jù)電荷守恒可得c(N )+c(H+)=c(OH-)+2c(S2-)+c(HS-),D項(xiàng)正確。答案A
【典例4】 H3AsO4水溶液中含砷的各微粒的分布分?jǐn)?shù)(平衡時(shí)某微粒的濃度占各微粒濃度之和的分?jǐn)?shù))與pH的關(guān)系如下圖所示(已知pKa=-lgKa),下列說(shuō)法正確的是(　　)
A.H3AsO4溶液pKa2為溶液顯堿性C.常溫下,m點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液中由水電離出的OH-濃度為10-11.5 ml·L-1D.n點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液中,離子濃度關(guān)系為c(HAs )=c(H2As )>c(OH-)=c(H+)
方法規(guī)律一、一強(qiáng)一弱溶液稀釋的圖像1.相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸
2.相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸
3.pH與稀釋倍數(shù)的線性關(guān)系
二、KW和Ksp曲線1.曲線型
2.直線型(pM-pR曲線)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)
①直線AB上的點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液中:c(M2+)=c(R2-);②溶度積:CaSO4>CaCO3>MnCO3;③X點(diǎn)對(duì)于CaSO4來(lái)說(shuō)要析出沉淀,對(duì)于CaCO3來(lái)說(shuō)是不飽和溶液,能繼續(xù)溶解CaCO3;④Y點(diǎn):c(S )>c(Ca2+),二者濃度的乘積等于10-5;Z點(diǎn):c(C )

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