考點1 強電解質和弱電解質
1．電解質和非電解質
(1)概念
電解質：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。
非電解質：在水溶液中和熔融狀態(tài)下均以分子形式存在，不能導電的化合物。
(2)電解質在水溶液或熔融狀態(tài)下能導電的實質是電解質本身發(fā)生了電離。
【特別提醒】判斷電解質和非電解質的方法
(1)不是電解質的物質不一定是非電解質，如：單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。
(2)電解質不一定導電，導電是有條件的，電解質只有在水溶液里或熔融狀態(tài)下電離產(chǎn)生自由移動的離子才能導電，其他條件下不導電。如：CaCO3固態(tài)時不導電。
(3)能導電的物質不一定是電解質。
Fe、Cu等金屬在熔融狀態(tài)下也能導電，但它們是單質，既不屬于電解質，也不屬于非電解質。
稀鹽酸能導電，但稀鹽酸不是電解質，因為稀鹽酸是混合物。
CO2、SO2、NH3的水溶液能導電，但CO2、SO2、NH3不是電解質，H2CO3、H2SO3、NH3·H2O是電解質。
(4)電解質不一定易溶于水(如：硫酸鋇等)，易溶于水的化合物不一定是電解質 (如：酒精等)。
(5)電解質溶于水能導電，但熔融狀態(tài)下不一定能導電 (如：氯化氫等)。
2．強電解質和弱電解質
【特別提醒】
?1?CO2、SO2、NH3等物質溶于水能導電，是因為溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等電解質導電，不是其本身電離出離子，故應為非電解質。單質、溶液既不是電解質，也不是非電解質。
?2?電解質的強、弱與其溶解性無關。難溶的鹽如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全電離，是強電解質。易溶的如CH3COOH、NH3·H2O等在溶液中電離程度較小，是弱電解質。
(3)電解質的強弱與溶液的導電性沒有必然聯(lián)系
溶液導電能力的強弱由溶液中自由離子的濃度和離子所帶電荷多少決定，很稀的強電解質溶液導電性很弱，濃度較大的弱電解質溶液導電性可能較強，弱電解質溶液的導電能力不一定弱。
考點2 弱電解質的電離平衡
1．電離方程式的書寫
(1)強電解質
完全電離，在寫電離方程式時，用“===”。
(2)弱電解質
部分電離，在寫電離方程式時，用“”。
①一元弱酸、弱堿一步電離。
如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋，NH3·H2O：NH3·H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH－。
②多元弱酸分步電離，必須分步寫出，不可合并(其中以第一步電離為主)。
如H2CO3：H2CO3H＋＋HCOeq \\al(－,3)(主)，HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)(次)。
③多元弱堿分步電離 (較復雜)，在中學階段要求一步寫出。
如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
2．電離平衡狀態(tài)
(1)概念：在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質分子電離成離子的速率與離子結合成弱電解質分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化，電離過程就達到了電離平衡狀態(tài)。
(2)電離平衡的特征
①弱：研究對象是弱電解質。
②等：弱電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合成弱電解質分子的速率相等。
= 3 \* GB3 ③動：電離平衡是一種動態(tài)平衡，如1ml CH3COOH分子電離同時有1ml CH3COOH分子形成。
④定：條件不變，溶液中各分子、離子的濃度不變，溶液里既有離子又有分子。
⑤變：條件改變時，電離平衡發(fā)生移動，各粒子的濃度要發(fā)生改變。
3．電離平衡的影響因素
(1)內因：電解質本身的性質，通常電解質越弱，電離程度越小。
(2)外因
①濃度：電解質溶液的濃度越小，它的電離程度就越大(越稀越電離)；濃度越大，電離程度越小。
②溫度：弱電解質的電離一般是吸熱過程，升高溫度使電離平衡向電離的方向移動，電離程度增大。
③同離子效應：加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，電離平衡向結合成弱電解質分子的方向移動，電離程度減小。
④化學反應：加入能與弱電解質電離出的離子發(fā)生反應的離子時，電離平衡向電離的方向移動。
4．實例分析
分析改變下列條件對醋酸電離平衡的影響，填寫下表：
【特別提醒】
(1)電離吸熱，升高溫度，電離平衡一定正向移動，電離程度增大。
(2)弱電解質的電離程度、溶液的導電性與電離平衡的移動沒有必然的關系。
(3)弱電解質溶液加水稀釋時，要注意離子濃度與離子物質的量的變化。
如0.1 ml·L－1 CH3COOH加水稀釋，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均減小，但稀釋促進電離，所以n(CH3COOH)減小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。
考點3 電離平衡常數(shù)
1．電離平衡常數(shù)的表示方法
(1)一元弱酸、一元弱堿的電離平衡常數(shù)
例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝eq \f(c?CH3COO－?·c?H＋?,c?CH3COOH?)；
NH3·H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH－ Kb＝eq \f(c?NH\\al(＋,4)?·c?OH－?,c?NH3·H2O?)。
(2)多元弱酸、多元弱堿的電離平衡常數(shù)
多元弱酸的電離是分步進行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用Ka1、Ka2等來分別表示。例如，
H2CO3H＋＋HCOeq \\al(－,3) Ka1＝eq \f(c?HCO\\al(－,3)?·c?H＋?,c?H2CO3?)；
HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3) Ka2＝eq \f(c?H＋?·c?CO\\al(2－,3)?,c?HCO\\al(－,3)?)。
多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較：Ka1?Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。
2．意義
表示弱電解質的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質的電離程度越大，酸(或堿)性越強。
3．電離常數(shù)的影響因素
(1)內因：同一溫度下，不同的弱電解質的電離常數(shù)不同，說明電離常數(shù)首先由物質的本性所決定。
(2)外因：
對于同一弱電解質，電離平衡常數(shù)只與溫度有關，由于電離為吸熱過程，所以電離平衡常數(shù)隨溫度升高而增大。
【特別提醒】
(1)弱電解質的電離都是微弱的。一般來說已電離的分子是極少數(shù)的，絕大多數(shù)以分子形式存在。
(2)弱電解質電離平衡后，加水稀釋，電離程度增大，但電解質分子、電解質電離出的離子(包括H＋或OH－)濃度減小。判斷離子濃度比值變化時，只考慮物質的量的比值即可。
(3)多元弱酸分步電離，第一步電離出相對較多的H＋，對第二步電離起到抑制作用，第二步電離程度大大減弱。故K1遠遠大于K2。
考點4 水的電離平衡
1．水的電離
(1)水是一種極弱的電解質。
(2)水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－，簡寫為H2OH＋＋OH－。
(3)水的電離是吸熱過程。
2．水的離子積常數(shù)
(1)Kw只與溫度有關，溫度升高，Kw增大。
(2)常溫時，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14，不僅適用于純水，還適用于酸、堿的稀溶液。
(3)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離出的c(H＋)與c(OH－)總是相等的。
3．水的電離平衡的影響因素
(1)溫度升高，會促進水的電離，c(H＋)、c(OH－)都增大，水仍呈中性。
(2)外加酸(或堿)，水中c(H＋)[或c(OH－)]增大，會抑制水的電離，水的電離程度減小，Kw不變。
(3)加入了活潑金屬，可與水電離產(chǎn)生的H＋直接發(fā)生置換反應，產(chǎn)生H2，使水的電離平衡向右移動。
4．分析下列條件的改變對水的電離平衡H2OH＋＋OH－ ΔH>0的影響
【特別提醒】
(1)在水中加入酸或堿，會抑制水的電離，水電離出的c(H＋)、c(OH－)均減小，但仍然相等。
(2)水受熱溫度升高，促進水的電離，水電離出的c(H＋)、c(OH－)均增大，但仍然呈中性。
(3)在酸或堿的溶液中，Kw表達式中的c(H＋)、c(OH－)均為溶液中兩種離子的總濃度，不一定是水電離出的c(H＋)、c(OH－)。如0.1 ml·L－1鹽酸中，c(H＋)約為0.1 ml·L－1。
考點5 溶液的酸堿性與pH
1．溶液的酸堿性與氫離子、氫氧根離子濃度的關系
溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相對大小。
溶液的酸堿性eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(酸性溶液：c?H＋?>c?OH－ ?,中性溶液：c?H＋?＝c?OH－?,堿性溶液：c?H＋?1 ml·L－1或c(OH－)>1 ml·L－1的溶液的pH。
考點6 酸堿中和滴定
1．酸堿中和滴定原理
利用已知濃度的酸(或堿)去滴定一定體積未知濃度的堿(或酸)，通過測定反應完全時消耗已知濃度的酸(或堿)的體積，從而推算出未知濃度的堿(或酸)的濃度的方法。
其中已知濃度的酸(或堿)溶液常稱為標準液，未知濃度的堿(或酸)溶液常稱為待測液。
2．主要儀器
(1)酸堿中和滴定所用的主要儀器是滴定管和錐形瓶。
(2)滴定管
①滴定管分為酸式滴定管和堿式滴定管。
酸式滴定管用于盛放酸性或中性溶液，堿式滴定管用于盛放堿性溶液。
②既能盛放酸性溶液又能盛放堿性溶液的滴定管，活塞由聚四氟乙烯制成；若溶液中的物質見光易分解，可用棕色滴定管盛放。
③滴定管的上都標有規(guī)格大小、使用溫度、刻度；滴定管的精確讀數(shù)為0.01mL。
3．滴定管的使用方法
(1)檢查：使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。
(2)潤洗：在加入酸、堿液之前，應使用待裝的酸、堿溶液分別潤洗滴定管內壁2～3次。
(3)裝液：注入待裝的酸、堿溶液至滴定管0刻度線以上2～3mL處。
(4)排氣泡：酸式滴定管快速打開活塞沖走氣泡，堿式滴定管將橡膠管向上彎曲，擠壓玻璃球，趕走氣泡，使滴定管尖嘴部分充滿溶液。
(5)調液面：調整管中液面至“0”或“0”刻度以下，記錄讀數(shù)V0。滴定管的讀數(shù)時，視線、刻度線、凹液面在同一水平線上。
(6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動錐形瓶，兩眼注視錐形瓶內溶液顏色的變化。滴定過程中，滴加速度不宜過快，接近終點時，應逐漸減慢滴加速度。
(7)終點的判斷：最后一滴恰好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改變且半分鐘內不變色，即為滴定終點。滴加完畢記錄讀數(shù)V1，消耗溶液的體積為V1-V0。
4．pH突變與指示劑選擇
(1)pH突變
強酸和強堿完全反應時，pH=7。當NaOH溶液的體積從19.98mL變?yōu)?0.02mL，pH從4.3突躍到9.7，因此只要選擇突變范圍在這一范圍內的指示劑就不會造成很大誤差。
(2)中和滴定終點的判斷
判斷滴定終點(中和反應恰好反應完全的時刻)的方法是在待測液中加2～3滴指示劑，觀察滴定過程中其顏色的變化，常選用的指示劑是酚酞或甲基橙，而不用石蕊試液的原因是石蕊試液顏色變化不明顯。
(3)指示劑的選擇
對于不同的酸堿中和反應，指示劑的選擇可依據(jù)中和滴定曲線來確定。
5．酸堿中和滴定實驗——測定未知濃度鹽酸的物質的量濃度
(1)實驗儀器和藥品
儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶
藥品：0.1000ml·L-1NaOH溶液，未知濃度的鹽酸、酚酞、蒸餾水
(2)實驗步驟
①準備階段：
滴定管：查漏→洗滌→潤洗→裝液→調液面（趕氣泡）→記錄
錐形瓶：洗滌→注待測液→記讀數(shù)→加指示劑
②滴定階段：
滴定：左手控制滴定管活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內顏色變化。
終點判斷：溶液由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內不恢復原來的顏色，視為滴定終點。記錄消耗標準液的體積。
計算結果：求出三次測定數(shù)值的平均值，計算待測鹽酸的物質的量濃度。若幾次測定結果相差較大，應重新進行測定。
【特別提醒】酸堿中和滴定實驗注意事項
(1)選用精確度為0.01 mL的滴定管來量取液體。
(2)酸式滴定管盛放酸性試劑或者強氧化性試劑(如高錳酸鉀溶液)；堿式滴定管盛放堿性試劑。
(3)強酸與強堿相互滴定時，既可選用甲基橙，也可選用酚酞作指示劑。
(4)石蕊顏色變化不明顯，變色范圍寬，一般不用作中和滴定的指示劑。
(5)強酸與弱堿相互滴定時，應選用甲基橙。強堿與弱酸相互滴定時，應選用酚酞。
(6)當?shù)稳胱詈蟀氲螛藴室?，指示劑發(fā)生顏色變化，必須保證半分鐘內不變色，才是滴定的終點。
(7)滴定管要用待裝液潤洗，滴定管不潤洗相當于對所盛裝溶液的稀釋。錐形瓶不需潤洗，潤洗后使所盛裝溶液的物質的量增大。
(8)滴定管盛裝標準溶液時，其液面不一定要在“0”刻度。只要在“0”刻度或“0”刻度以下某刻度即可，但一定要記錄下滴定前液面的讀數(shù)。滴定管的精確度為 0.01 mL。
考點7 鹽類的水解
1．鹽類的水解
(1)概念：在水溶液中鹽電離產(chǎn)生的陽離子或陰離子跟水電離出來的OH-或H+結合生成弱電解質的反應。
(2)鹽類水解的實質：鹽電離出的離子(弱堿陽離子或者弱酸陰離子)跟水電離出來的OH-或H+結合生成弱堿或弱酸，從而破壞了水的電離平衡，促進了水的電離，使溶液顯示不同的酸性、堿性或中性。
(3)鹽類水解對水的電離平衡的影響：
弱堿陽離子或者弱酸陰離子在溶液中水解，因此水的電離程度增大，因此水電離出的c(H+)和c(OH-)增大。
如25℃時，pH=4的NH4Cl溶液中，c(H+)=10-4ml·L-1，則水電離出的c(H+)=c(OH-)=10-4ml·L-1；pH=11的CH3COONa溶液中，c(OH-)=10-3 ml·L-1，則水電離出的c(H+)=c(OH-)= 10-3ml·L-1。
2．鹽類水解的特點
(1)可逆反應：鹽類水解生成酸和堿，所以鹽類的水解反應是酸堿中和反應的逆反應。
(2)吸熱反應：鹽的水解是吸熱過程，溫度升高，鹽的水解程度增大。
(3)程度微弱：通常情況下，鹽水解的程度極其微弱，但對溶液酸堿性的影響較大。
(4)動態(tài)平衡：鹽類的水解平衡狀態(tài)屬于動態(tài)平衡。
3．鹽類水解方程式的書寫
鹽類的水解一般程度很小，水解產(chǎn)物也很少，通常不生成沉淀或氣體，書寫水解方程式時，一般不用“↑”或“↓”。鹽類水解是可逆反應，除發(fā)生強烈雙水解的鹽外，一般離子方程式中不寫“=”號，而寫“”號。
【特別提醒】書寫鹽類水解方程式常見的錯誤
(1)誤把電離方程式看成水解方程式，如HS－＋H2OS2－＋H3O＋，此方程式為HS－的電離方程式，不是HS－的水解方程式，因為其化簡可寫為HS－S2－＋H＋。HS－的水解方程式應為HS－＋H2OH2S＋OH－。
(2)書寫鹽類水解方程式常見錯誤有①把“”誤寫為“===”。如Fe3＋＋3H2O===Fe(OH)3＋3H＋是錯誤的，正確的為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
②水解產(chǎn)物量很小時，標上“↑”或“↓”。如Al3＋＋3H2OAl(OH)3↓＋3H＋是錯誤的，正確的為Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。
考點8 影響鹽類水解的因素
1．鹽的性質
主要因素是鹽本身的性質，組成鹽的酸根對應的酸越弱或陽離子對應的堿越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。
2．影響鹽類水解的外界因素
(1)溫度：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度，水解程度增大。
(2)濃度：鹽溶液的濃度越小，電解質離子相互碰撞結合成電解質分子的幾率越大，水解程度越大。
(3)酸堿性：向鹽溶液中加入H＋，可抑制弱堿離子水解；向鹽溶液中加入OH－，能抑制弱酸根離子水解。
3．以FeCl3水解為例[Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋]，外界條件對水解平衡的影響。
考點9 鹽類水解的應用
1．在化學實驗中的應用
2．在生產(chǎn)生活中的應用
【特別提醒】鹽溶液蒸干時所得產(chǎn)物的判斷
(1)鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時，蒸干后一般得原物質，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)。
(2)鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時，蒸干灼燒后一般得到對應的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼燒得Al2O3。
(3)考慮鹽受熱時是否分解。
(4)還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
考點10 水解常數(shù)及其應用
1．鹽的水解常數(shù)
以CH3COONa為例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝eq \f(c?CH3COOH?·c?OH－?,c?CH3COO－?)，只與溫度有關。
2．與對應弱酸電離常數(shù)的關系
Ka＝eq \f(c?H＋?·c?CH3COO－?,c?CH3COOH?)
所以，Kh·Ka＝Kw或Kh＝eq \f(Kw,Ka)。
由此可看出，弱酸或弱堿的電離常數(shù)越小，其生成的鹽水解程度就越大。
3．二元弱酸對應鹽的水解常數(shù)
二元弱酸H2CO3的電離常數(shù)為Ka1、Ka2，則Na2CO3的水解常數(shù)Kh為eq \f(Kw,Ka2)，NaHCO3的水解常數(shù)為eq \f(Kw,Ka1)。
考點11 沉淀溶解平衡
1．難溶電解質的沉淀溶解平衡
在一定溫度下，當沉淀和溶解的速率相等時，形成電解質的飽和溶液，達到平衡狀態(tài)，人們把這種平衡稱為沉淀溶解平衡。
2．難溶電解質沉淀溶解平衡的影響因素
(1)內因(決定因素)：難溶電解質本身的性質。
(2)外因：溫度、濃度等條件的影響符合勒夏特列原理。
①溫度：絕大多數(shù)難溶鹽的溶解是吸熱過程，升高溫度，平衡向溶解的方向移動。
②濃度：加水稀釋，平衡向溶解的方向移動。
③離子效應：向平衡體系中加入難溶物相應的離子，平衡逆向移動
④其他：向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應生成更難溶或更難電離或氣體的離子時，平衡向溶解的方向移動。
(3)實例分析
已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，請分析當改變下列條件時，對該沉淀溶解平衡的影響，填寫下表(濃度變化均指平衡后和原平衡比較)：
大多數(shù)電解質溶解度隨溫度的升高而增大，但也有例外，如Ca(OH)2，溫度越高，溶解度越小。
3．溶度積常數(shù)
(1)概念：
在一定溫度下，難溶電解質達到沉淀溶解平衡后的溶液為飽和溶液，其離子濃度不再發(fā)生變化，溶液中各離子濃度冪之積為常數(shù)，叫做溶度積常數(shù)(簡稱溶度積)，用Ksp表示。
(2)表達式
AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。
如Fe(OH)3的Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)。
(3)意義
Ksp的大小反映難溶電解質在水中的溶解能力。
(1)相同類型的難溶電解質，溶度積小的電解質，其溶解能力小。
(2)不同類型的難溶電解質，溶度積小的電解質，其溶解能力不一定比溶度積大的溶解能力小。
(4)應用——溶度積規(guī)則
通過比較溶度積與溶液的離子積Q，可以判斷難溶電解質在給定條件下沉淀能否生成或溶解：
①Q(mào)>Ksp，溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達到新的平衡。
②Q＝Ksp，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。
③QKsp(BaCO3)就可以轉化成溶解度較大的BaCO3沉淀。
(4)對于化學式結構相似，且含相同離子(陽離子或陰離子)的難溶電解質(如AgCl、AgBr、AgI)，在含有Cl－、Br－、I－的溶液中滴入AgNO3溶液，誤認為一定先析出AgI沉淀，最后析出AgCl沉淀。這種理解忽視了溶液中Cl－、Br－、I－的濃度大小。
強化點一 電離平衡常數(shù)的計算及應用
1．有關電離平衡常數(shù)的計算 (以弱酸HX為例)
HX H＋ ＋ X－
起始： c(HX) 0 0
平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
則：K＝ eq \f(c（H＋）·c（X－）,c（HX）－c（H＋）) ＝ eq \f(c2（H＋）,c（HX）－c（H＋）)
(1)已知c(HX)和c(H＋)，求電離平衡常數(shù)：
由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－
c(H＋)≈c(HX)。則K＝ eq \f(c2（H＋）,c（HX）) ，代入數(shù)值求解即可。
(2)已知c(HX)和電離平衡常數(shù)，求c(H＋)：
由于c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。
則：c(H＋)＝ eq \r(K·c（HX）) ，代入數(shù)值求解即可。
2．電離平衡常數(shù)的應用
(1)根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，相同條件下，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。
(2)根據(jù)電離常數(shù)可以判斷鹽與酸(或堿)反應是否發(fā)生，相同條件下相對強的酸(或堿)制相對弱的酸(或堿)。
(3)根據(jù)濃度商Q與電離平衡常數(shù)K的相對大小判斷電離平衡的移動方向。
(4)根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。
如0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液加水稀釋，eq \f(c?CH3COO－?,c?CH3COOH?)＝eq \f(c?CH3COO－?·c?H＋?,c?CH3COOH?·c?H＋?)＝eq \f(Ka,c?H＋?)，加水稀釋時，c(H＋)減小，Ka值不變，則eq \f(c?CH3COO－?,c?CH3COOH?)增大。
【典例1】(1)25 ℃時，a ml·L－1 CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－b ml·L－1，用含a和b的代數(shù)式表示CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝________________。
(2)已知25 ℃時，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。在該溫度下將20 mL 0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 ml·L－1 HSCN溶液分別與20 mL 0.1 ml·L－1 NaHCO3溶液混合，實驗測得產(chǎn)生氣體的體積(V)隨時間(t)變化的示意圖如圖，反應初始階段，兩種溶液產(chǎn)生CO2氣體的速率存在明顯差異的原因是__________________________________________。
(3)下表是幾種弱酸常溫下的電離常數(shù)：
①CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四種酸的酸性由強到弱的順序為_______________。
②多元弱酸的第二步電離程度遠小于第一步電離的主要原因是______________________________(從電離平衡角度考慮)。
③同濃度的CH3COO－、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、S2－結合H＋的能力由強到弱的順序為__________________。
【答案】(1)eq \f(10－2b,a－10－b)
(2)Ka(CH3COOH)CH3COOH>H2CO3>H2S
②第一步電離產(chǎn)生的氫離子對第二步電離起抑制作用
③S2－>COeq \\al(2－,3)>HCOeq \\al(－,3)>CH3COO－
【解析】(1)Ka＝eq \f(c?H＋?·c?CH3COO－?,c?CH3COOH?)＝eq \f(c2?H＋?,a－c?H＋?)＝eq \f(10－2b,a－10－b)。
(3)①根據(jù)第一步電離常數(shù)可知，四種酸的酸性由強到弱的順序為H3PO4>CH3COOH> H2CO3>H2S。③酸越弱，其對應酸根離子結合H＋的能力越強，故結合H＋的能力由強到弱的順序為S2－>COeq \\al(2－,3)>HCOeq \\al(－,3)> CH3COO－。
強化點二 強酸與弱酸的比較
1．相同體積、相同物質的量濃度的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
2．相同體積、相同c(H＋)的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較
【典例2】在a、b兩支試管中分別裝入形態(tài)相同、質量相等的一顆鋅粒(鋅足量)，然后向兩支試管中分別加入相同物質的量濃度、相同體積的稀鹽酸和稀醋酸。填寫下列空白：
(1)a、b兩支試管中的現(xiàn)象：相同點是_________________________________________________，不同點是__________________________，原因是______________________________________。
(2)a、b兩支試管中生成氣體的體積開始時是V(a)____(填“大于”“小于”或“等于”，下同)V(b)，反應完畢后生成氣體的總體積是V(a)____V(b)，原因是____________________________________________。
(3)若a、b兩支試管中分別加入c(H＋)相同、體積相同的稀鹽酸和稀醋酸，則a、b兩支試管中開始生成氣體的速率v(a)________v(b)，反應完畢后生成氣體的總體積是V(a)________V(b)。原因是___________ ____________________________________________。
【答案】(1)都產(chǎn)生無色氣泡，Zn粒逐漸溶解 a中反應速率較大 鹽酸是強酸，醋酸是弱酸，鹽酸中c(H＋)大
(2)大于 等于 反應開始時，鹽酸中所含H＋的濃度較大，但二者最終能電離出的H＋的總物質的量相等
(3)等于 小于 開始時c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱電解質，最終電離出的H＋的總物質的量大
【解析】(2)鋅粒與酸反應的實質是Zn與酸電離出的H＋發(fā)生置換反應產(chǎn)生H2，c(H＋)越大，產(chǎn)生H2的速率越大。而在分析產(chǎn)生H2的體積時，要注意醋酸的電離平衡的移動。反應開始時，醋酸產(chǎn)生H2的速率比鹽酸小，因Zn與酸反應的實質是Zn與酸電離出的H＋反應，鹽酸是強酸，醋酸是弱酸，在起始物質的量濃度相同時，鹽酸電離出的c(H＋)遠大于醋酸電離出的
c(H＋)。反應完畢后，兩者產(chǎn)生H2的體積是相等的。因醋酸存在電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，Zn與H＋發(fā)生反應，c(H＋)減小，使醋酸的電離平衡向電離方向移動，繼續(xù)發(fā)生H＋與Zn的反應，足量的Zn可使醋酸中的H＋全部電離出來與Zn反應生成H2，又因為n(HCl)＝n(CH3COOH)，因而最終產(chǎn)生H2的量相等。
強化點三 Kw的應用
1．水的電離平衡曲線
(1)曲線上的任意點(如a，b，c)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，溫度相同。
(2)曲線外的任意點(如d)與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同。
(3)實現(xiàn)曲線上點之間的轉化需保持溫度不變，改變酸堿性；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉化一定改變溫度。
2．溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算方法
Kw表達式中c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中總物質的量濃度，但是一般情況下有：
(1)酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水電離出的H＋的濃度)。
(2)堿溶液中Kw＝c水(H＋)·c堿(OH－)(忽略水電離出的OH－的濃度)。
(3)外界條件改變，水的電離平衡發(fā)生移動；但由水電離出的c(H＋)與水電離出的c(OH－)一定相等。
(4)室溫下，由水電離出的c(H＋)＝1×10－13 ml·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈堿性。
【典例3】如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關系，下列判斷正確的是( )
A．各點的溫度高低順序：Z>Y>X
B．M區(qū)域內任意點都是堿溶于水所得的溶液
C．常溫下，向純水中加入少量金屬Na，可使X點溶液變?yōu)閅點
D．XZ線上的任意點一定表示的是純水
【答案】C
【解析】A項，由圖可知，兩條曲線是反比例曲線，曲線上的橫縱坐標c(H＋)·c(OH－)為一定值，所以X和Y點的溫度相同，錯誤；B項，由圖看出M區(qū)域內c(H＋)c(H＋)，可使X點溶液變?yōu)閅點，正確；D項，pH＝－lgc(H＋)，XZ線上任意點的c(H＋)＝c(OH－)，且從X到Z，H＋和OH－在同等程度升高，所以此時肯定是中性溶液，但不一定是純水，也可能是NaCl等鹽溶于水所得的中性溶液，錯誤。
【解題技巧】正確理解水的電離平衡曲線
(1)曲線上的任意點的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，溫度相同。
(2)曲線外的任意點與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同。
(3)實現(xiàn)曲線上點之間的轉化需保持溫度不變，可通過改變酸堿性實現(xiàn)；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉化必須改變溫度。
強化點四 pH的計算
1．單一溶液pH的計算
(1)c ml·L－1 HnA強酸溶液的pH (25 ℃)
①c(H＋)＝nc ml·L－1；
②pH＝－lg nc
(2)c ml·L－1 B(OH)n強堿溶液的pH (25 ℃)
①c(OH－)＝nc ml·L－1；
②c(H＋)＝eq \f(Kw,c?OH－?)＝eq \f(10－14,nc) ml·L－1；
③pH＝14＋lg nc。
2．混合溶液pH的計算方法
(1)強酸與強酸混合(稀溶液體積變化忽略)
c混(H＋)＝eq \f(c1?H＋?·V1＋c2?H＋?·V2,V1＋V2)，然后再求pH。
(2)強堿與強堿混合(稀溶液體積變化忽略)
先計算c混(OH－)＝eq \f(c1?OH－?·V1＋c2?OH－?·V2,V1＋V2)，
再求c混(H＋)＝eq \f(Kw,c混?OH－?)，最后求pH。
(3)強酸與強堿混合(稀溶液體積變化忽略)
①恰好完全反應，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。
②酸過量：
先求c余(H＋)＝eq \f(c?H＋?·V?酸?－c?OH－?·V?堿?,V?酸?＋V?堿?)，再求pH。
③堿過量：
先求c余(OH－)＝eq \f(c?OH－?·V?堿?－c?H＋?·V?酸?,V?酸?＋V?堿?)，再求c(H＋)＝eq \f(Kw,c余?OH－?)，最后求pH。
【典例4】計算填空：
(1)常溫下，0.2 ml·L－1 NaHSO4和0.1 ml·L－1 BaCl2溶液按等體積混合后，則溶液的pH等于________。
(2)常溫下，用pH＝4和pH＝11的強酸和強堿混合，使pH＝10，則兩溶液的體積比為________。
【答案】(1)1 (2)9∶2
【解析】欲求混合后溶液的pH，應先判斷混合后溶液的酸堿性。若呈堿性，應先求溶液中c(OH－)，再求c(H＋)，而后計算pH；若呈酸性，可直接求出混合后c(H＋)，再計算pH。由題意可得：
(1)NaHSO4為強電解質
c(H＋)＝eq \f(0.2×1,1＋1)ml·L－1＝0.1 ml·L－1
pH＝－lgc(H＋)＝1。
(2)混合后溶液呈堿性，則
10－4 ml·L－1＝eq \f(1×10－3 ml·L－1V?堿?－1×10－4ml·L－1V?酸?,V?堿?＋V?酸?)
整理可得：2×10－4ml·L－1V(酸)＝9×10－4ml·L－1V(堿)。
所以eq \f(V?酸?,V?堿?)＝eq \f(9,2)。
【解題技巧】
(1)強酸溶液和強堿溶液混合后計算pH，必須先判斷出混合后溶液的酸堿性，然后計算混合后的OH－或H＋濃度。
(2)根據(jù)酸的濃度計算酸溶液的pH時，不必考慮溫度，而根據(jù)堿的濃度計算堿溶液的pH時，需要根據(jù)離子積計算c(H＋)，因此一定要注意溶液的溫度，只有室溫時，Kw＝1.0×10－14。
(3)一定pH的強堿與強堿混合后求pH。在計算過程中易出現(xiàn)直接用H＋濃度進行混合計算的錯誤。因為強堿溶液的混合是OH－混合，H＋是隨OH－濃度改變而改變的，不能直接用于混合堿的計算，H＋濃度必須通過c(H＋)＝ eq \f(Kw,c(OH－)) 來求。
強化點五 溶液稀釋后的pH變化規(guī)律
1．酸堿溶液無限稀釋
常溫下，pH只能無限接近于7，酸溶液pH不可能大于7，堿溶液pH不可能小于7。
2．對于pH＝a的強酸和弱酸溶液稀釋
常溫下，每稀釋到原溶液體積的10n倍，強酸的pH就增大n個單位，即pH＝a＋n(a＋nc(HCOeq \\al(－,3))>c(COeq \\al(2－,3))>c(OH－)。
2．不同溶液中同一離子濃度比較
要考慮溶液中其他離子對該離子的影響，如：在相同濃度的下列溶液中①NH4Cl，②CH3COONH4，③NH4HSO4，④(NH4)2SO4，⑤(NH4)2CO3，c(NHeq \\al(＋,4))由大到小的順序：④>⑤>③>①>②。
3．單一溶液中離子濃度大小的比較
(1)氯化銨溶液
①先分析NH4Cl溶液中的電離、水解過程：
電離：NH4Cl===NHeq \\al(＋,4)＋Cl－、H2OH＋＋OH－。
水解：NHeq \\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋。
判斷溶液中存在的離子有NHeq \\al(＋,4)、Cl－、H＋、OH－。
②再根據(jù)其電離和水解程度的相對大小，比較確定氯化銨溶液中離子濃度由大到小的順序是c(Cl－)>c(NHeq \\al(＋,4))>c(H＋)>c(OH－)。
(2)碳酸鈉溶液
①先分析Na2CO3溶液中的電離、水解過程：
電離：Na2CO3===2Na＋＋COeq \\al(2－,3)、H2OH＋＋OH－。
水解：COeq \\al(2－,3)＋H2OHCOeq \\al(－,3)＋OH－、HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。
溶液中存在的離子有Na＋、COeq \\al(2－,3)、HCOeq \\al(－,3)、OH－、H＋。
②溶液中離子濃度由大到小的順序是c(Na＋)>c(COeq \\al(2－,3))>c(OH－)>c(HCOeq \\al(－,3))>c(H＋)。
(3)碳酸氫鈉溶液
①分析NaHCO3溶液中的電離、水解過程：
電離：NaHCO3===Na＋＋HCOeq \\al(－,3)、HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)、H2OH＋＋OH－。
水解：HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。
溶液中存在的離子有Na＋、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、H＋、OH－。
②由于HCOeq \\al(－,3)的電離常數(shù)(K)c(HCOeq \\al(－,3))>c(OH－)>c(H＋)>c(COeq \\al(2－,3))。
4．混合溶液中不同離子濃度大小比較
根據(jù)電離常數(shù)(Ka、Kb)、水解常數(shù)(Kh)的相對大小綜合分析
(1)分子的電離常數(shù)(K)大于對應離子的水解常數(shù)(Kh)
在0.1 ml·L－1 NH4Cl和0.1 ml·L－1的氨水混合溶液中：由于NH3·H2O的電離程度大于NHeq \\al(＋,4)的水解程度，導致溶液呈堿性。溶液中各離子濃度的大小順序為c(NHeq \\al(＋,4))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
(2)分子的電離常數(shù)(K)小于對應離子的水解常數(shù)(Kh)
在0.1 ml·L－1的HCN和0.1 ml·L－1的NaCN混合溶液中：由于HCN的電離程度小于CN－的水解程度，導致溶液呈堿性。溶液中各離子濃度的大小順序為c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>
c(H＋)，且c(HCN)>c(Na＋)＝0.1 ml·L－1。
【典例10】25 ℃時，按下表配制兩份溶液。
下列說法錯誤的是( )
A．溶液Ⅰ中，c(A－)>c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
B．Ⅰ和Ⅱ的pH相差1.0，說明eq \f(Ka?HA?,Ka?HB?)＝10
C．混合Ⅰ和Ⅱ：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(B－)＋c(OH－)
D．混合Ⅰ和Ⅱ：c(HA)＞c(HB)
【答案】B
【解析】A項，根據(jù)電荷守恒，Ⅰ中c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，由于pH＝5.0，溶液顯酸性，c(H＋)＞c(OH－)，因此，c(A－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，正確；B項，由于溶液Ⅰ、Ⅱ的pH分別為5.0和4.0，所以Ka(HA)＜Ka(HB)，eq \f(Ka?HA?,Ka?HB?)＜1，錯誤；C項，由電荷守恒可知，Ⅰ和Ⅱ的混合溶液中，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(B－)＋c(OH－)，正確；D項，由B的分析可知，Ka(HA)＜Ka(HB)，則Ⅰ、Ⅱ混合后必有c(HA)＞c(HB)，正確。
【解題技巧】判斷混合溶液中離子濃度大小的一般思路
(1)判斷生成物，確定溶液組成。
(2)明確溶液中存在的所有平衡(電離平衡，水解平衡)。
(3)根據(jù)題給信息，確定程度大小(是電離為主還是水解為主)。
(4)比較離子大小，在比較中，要充分運用電荷守恒、元素質量守恒關系。
強化點十一 有關溶度積(Ksp)的計算
(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＋)＝ eq \r(a) ml·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 ml·L－1的NaCl溶液中加入過量的AgCl固體，達到平衡后c(Ag＋)＝10a ml·L－1。
(3)計算反應的平衡常數(shù)，如對于反應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＝ eq \f(c（Mn2＋）,c（Cu2＋）) ＝ eq \f(Ksp（MnS）,Ksp（CuS）) 。
【典例11】根據(jù)題目提供的溶度積數(shù)據(jù)進行計算并回答下列問題：
(1)在Ca(NO3)2溶液中加入(NH4)2CO3溶液后過濾，若測得濾液中c(COeq \\al(2－,3))＝10－3 ml·L－1，則Ca2＋是否沉淀完全？________(填“是”或“否”)。[已知c(Ca2＋)≤10－5 ml·L－1時可視為沉淀完全；Ksp(CaCO3)＝4.96×10－9]
(2)25 ℃時，Mg(OH)2飽和溶液________(填“能”或“不能”)使石蕊溶液變藍色。(已知Ksp[Mg(OH)2]＝4.0×10－12，lg 5＝0.7)
(3)在Cl－和CrOeq \\al(2－,4)濃度都是0.100 ml·L－1的混合溶液中逐滴加入AgNO3溶液(忽略體積改變)時，AgCl和Ag2CrO4中________先沉淀，當Ag2CrO4開始沉淀時，溶液中c(Cl－)＝________ ml·L－1。[Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12]
【答案】(1)是 (2)能 (3)AgCl 1.9×10－5
【解析】(1)根據(jù)Ksp(CaCO3)＝c(Ca2＋)·c(COeq \\al(2－,3))＝4.96×10－9，得c(Ca2＋)＝eq \f(4.96×10－9,10－3) ml·L－1＝4.96×10－6 ml·L－1＜10－5 ml·L－1，可視為沉淀完全。
(2)設Mg(OH)2飽和溶液中Mg2＋的物質的量濃度為x，則4x3＝4.0×10－12，x＝1.0×10－4 ml·L－1，c(OH－)＝2.0×10－4 ml·L－1，c(H＋)＝eq \f(1.0×10－14,2.0×10－4) ml·L－1＝5×10－11 ml·L－1，pH＝－ lg (5×10－11)＝11－lg 5＝10.3。所以能使石蕊溶液變藍色。
(3)AgCl開始沉淀所需c(Ag＋)＝eq \f(Ksp?AgCl?,c?Cl－?)＝eq \f(1.8×10－10,0.100) ml·L－1＝1.8×10－9 ml·L－1，Ag2CrO4開始沉淀所需c(Ag＋)＝eq \r(\f(Ksp?Ag2CrO4?,c?CrO\\al(2－,4)?))＝eq \r(\f(9.0×10－12,0.100)) ml·L－1≈9.5×10－6 ml·L－1，因此，AgCl先沉淀。當Ag2CrO4開始沉淀時：c(Ag＋)＝9.5×10－6 ml·L－1，此時，c(Cl－)＝eq \f(Ksp?AgCl?,c?Ag＋?)＝eq \f(1.8×10－10,9.5×10－6) ml·L－1≈1.9×10－5 ml·L－1。
強化點十二 難溶電解質沉淀溶解平衡圖像分析
1．曲線型圖像
第一步：明確圖像中縱、橫坐標的含義：縱、橫坐標通常是難溶物溶解后電離出的離子濃度。
第二步：理解圖像中線上點、線外點的含義
(1)以氯化銀為例，在該沉淀溶解平衡圖像上，曲線上任意一點都達到了沉淀溶解平衡狀態(tài)，此時Q＝Ksp。在溫度不變時，無論改變哪種離子的濃度，另一種離子的濃度只能在曲線上變化，不會出現(xiàn)在曲線以外。
(2)曲線上方區(qū)域的點均為過飽和溶液，此時Q＞Ksp。
(3)曲線下方區(qū)域的點均為不飽和溶液，此時Q＜Ksp 。
2．對數(shù)型圖像
解題時要理解pH、pOH、pC的含義，以及圖像橫坐標、縱坐標代表的含義，通過曲線的變化趨勢，找到圖像與已學化學知識間的聯(lián)系。
(1)pH(或pOH)—pC圖
橫坐標：將溶液中c(H＋)取負對數(shù)，即pH＝－lg c(H＋)，反映到圖像中是c(H＋)越大，則pH越小，pOH則相反。
縱坐標：將溶液中某一微粒濃度[如c(A)]或某些微粒濃度的比值取負對數(shù)，即pC＝－lg c(A)，反映到圖像中是c(A－)越大，則pC越小。
例如：常溫下，幾種難溶氫氧化物的飽和溶液中金屬離子濃度的負對數(shù)與溶液的pH關系如圖所示。
①直線上的任意一點都達到溶解平衡，②由圖像可得Fe3＋、Al3＋、Fe2＋、Mg2＋完全沉淀的pH分別為4、4.8、8.3、11.2。
(2)pC—pC圖
縱橫坐標均為一定溫度下，溶解平衡粒子濃度的負對數(shù)。
例如：已知p(Ba2＋)＝－lg c(Ba2＋)，p(酸根離子)＝－lgc(酸根離子)，酸根離子為SOeq \\al(2－,4)或COeq \\al(2－,3)。某溫度下BaSO4、BaCO3的沉淀溶解關系如圖所示，
①直線上的任意一點都達到溶解平衡，②p(Ba2＋)＝a時，即c(Ba2＋)＝10－a ml·L－1時，p(SOeq \\al(2－,4))>p(COeq \\al(2－,3))，從而可知Ksp(BaSO4)Ksp(AgI)]
①由于：Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)，b線為AgNO3溶液中逐滴加入0.1 ml·L－1的NaCl溶液時，溶液的pAg隨著加入NaCl溶液的體積(單位：mL)變化的圖像。a線則為相同實驗條件下，把0.1 ml·L－1的NaCl換成0.1 ml·L－1 NaI的滴定圖像。
②同理滴加NaI滴定終點的pAg值大于6。
【典例12】一定溫度下，三種碳酸鹽MCO3(M：Mg2＋、Ca2＋、Mn2＋)的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。已知： pM＝－lg c(M)，p(COeq \\al(2－,3))＝－lg c(COeq \\al(2－,3))。下列說法正確的是( )
A．MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次增大
B．a(chǎn)點可表示MnCO3的飽和溶液，且c(Mn2＋)＝c(COeq \\al(2－,3))
C．b點可表示CaCO3的飽和溶液，且c(Ca2＋)c(COeq \\al(2－,3))
【答案】B
【解析】pM相等時，圖線中p(COeq \\al(2－,3))數(shù)值越大，實際濃度越小，因此，MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次減小，A項錯誤；a點pM＝p(COeq \\al(2－,3))，c(Mn2＋)＝c(COeq \\al(2－,3))，可表示MnCO3的飽和溶液，B項正確；b點在線上，可表示CaCO3的飽和溶液，pMc(COeq \\al(2－,3))，C項錯誤；c點表示MgCO3的不飽和溶液，pM>p(COeq \\al(2－,3))，所以c(Mg2＋)Ka(HB)。
【解析】A．Ka(HA)>Ka(HB)，故酸性：HA>HB，又等pH、等體積的HA、HB兩種弱酸，故HA的濃度小于HB的濃度，故，A符合題意；
B．a(chǎn)點為HA與NaA的混合溶液，pH=4溶液為酸和鹽的混合溶液，pH=4，抑制水的電離，溶液中由水電離出的約為10-10ml/L，b點為HB與NaB的混合溶液，pH=5，抑制水的電離，溶液中由水電離出的約為10-9ml/L，故a點水的電離程度小于b點水的電離程度，B不符合題意；
C．根據(jù)分析可得，HA的電離常數(shù)是10-4，C不符合題意；
D．pH=7時，,當pH=7時，則c(B-)=100c(HB)，D不符合題意；
故答案選A。
6．（2024·浙江麗水）下列關于鹽類水解應用的描述中不正確的是
A．實驗室盛放Na2S溶液的試劑瓶不用玻璃塞
B．草木灰和銨態(tài)氮肥混合施用可增強肥效
C．制備MgCl2、AlCl3固體均不能采用將其溶液直接蒸干的方法
D．含較多Na2CO3的鹽堿地可以通過施加適量石膏降低土壤的堿性
【答案】B
【解析】A．Na2S是強堿弱酸鹽，水解使溶液顯堿性，在堿性環(huán)境中，玻璃的成分SiO2能夠與堿反應產(chǎn)生可溶性硅酸鹽，該物質有粘性，會將試劑瓶與玻璃塞粘在一起，因此實驗室盛放Na2S溶液的試劑瓶不用玻璃塞，A正確；
B．草木灰主要成分是K2CO3，該物質是強堿弱酸鹽，水解使溶液顯堿性，若草木灰與銨態(tài)氮肥混合施用，會反應產(chǎn)生氨氣逸出，導致肥效降低，因此二者不能混合使用，B錯誤；
C．MgCl2、AlCl3都是強堿弱酸鹽，水解產(chǎn)生難溶性金屬氫氧化物和HCl，HCl易揮發(fā)，因此若要制備MgCl2、AlCl3固體，應該在HCl的氣氛中加熱相應的鹽溶液，而不能采用將其溶液直接蒸干，否則HCl揮發(fā)逸出，導致最終制取得到的物質是Mg(OH)2、Al(OH)3，C正確；
D．Na2CO3是強堿弱酸鹽，水解使溶液顯堿性，若向含有較多Na2CO3的鹽堿地加入適量石膏，Na2CO3與CaSO4反應產(chǎn)生CaCO3沉淀和Na2SO4，CaCO3難溶于水，Na2SO4溶液顯中性，使溶液堿性減弱，因而可降低土壤的堿性，D正確；
故合理選項是B。
7．（2024·湖北荊門）T℃時，在20.00 mL 的一元酸HR溶液中滴入 NaOH溶液，溶液pH與NaOH溶液體積的關系如圖所示。下列說法錯誤的是
A．T℃時，HR電離常數(shù)
B．M點所示溶液中
C．N點所示溶液中：
D．P點與Q點所示溶液中水的電離程度：Q>P
【答案】D
【解析】A．P點溶液的pH=3，則c(H+)=1×10-3ml/L，c(R-)≈c(H+)，c(HR)≈0.1ml/L，則T℃時HR電離平衡常數(shù)Ka==1.0×10-5，，A正確；
B．M點溶液的pH=7，則溶液呈中性，此時c(H+)= c(OH-)，根據(jù)電荷守恒，B正確；
C．N點HR可能恰好完全反應溶質為NaR，也可能氫氧化鈉稍微過量溶質為NaR和NaOH混合溶液，呈現(xiàn)堿性，但無論何種情況，，C正確；
D．P點是HR溶液呈酸性，Q點NaOH溶液呈堿性，對水的電離都抑制，P點pH=3，c(H+)=1×10-3ml/L，Q點pH=12，c(OH-)=1×10-2ml/L，所示溶液中水的電離程度：QAgBr
【答案】C
【解析】A．加入AgNO3固體，銀離子濃度增大，氯離子濃度減小，可以使溶液由c點變到a點，故A項正確；
B．AgCl電離方程式為，NaCl溶液中氯離子濃度較大，用NaCl溶液替代蒸餾水洗滌AgCl沉淀，可使AgCl的溶解平衡逆向移動，從而減少沉淀損失，故B項正確；
C．b點在曲線的上方，銀離子和氯離子濃度的乘積大于Ksp(AgCl)，所以b對應溶液中有沉淀生成，故C項錯誤；
D． Ksp越大，相應離子濃度就越大，溶解度越大，Ksp(AgCl)=1.8×10-10，Ksp(AgBr)=4.9×10-13，Ksp(AgCl)＞Ksp(AgBr)，溶解度：AgCl>AgBr，故D項正確；
故本題選C。
11．（2024·福建期末）甲酸(HCOOH)又名蟻酸，是一種常見的弱酸，常溫下甲酸的電離平衡常數(shù)Ka=1×10-4.25℃時向20mL1ml·L-1HCOOH溶液中不斷滴入1ml·L-1NaOH溶液，溶液pH隨VNaOH(ml)變化如圖。
(1)計算圖中e點的pH約為 。
(2)a點溶液中c(HCOO-)、c(HCOOH)與c(Na+)由大到小的順序為 。
(3)b點溶液中n(Na+)：n(HCOOH)= (填具體數(shù)值)。
(4)c點溶液顯堿性的原因(用離子反應方程式表示) 。
(5)d點溶液物料守恒關系式為c(HCOO-)+c(HCOOH)= c(Na+)= ml·L-1(填具體數(shù)值)。
(6)滴定過程中水的電離程度將_____。
A．逐漸增大B．逐漸減小C．先減小后增大D．先增大后減小
【答案】(1)2
(2)c(HCOO-)>c(Na+)>c(HCOOH)
(3)1000或103
(4)HCOO-+H2OHCOOH+OH-
(5) 2/3 0.4
(6)D
【分析】根據(jù)滴定過程，a點溶液中為等濃度的HCOOH和HCOONa混合溶液，溶液pH＜7，甲酸電離程度大于甲酸根離子水解程度，b點溶液pH=7，溶液顯中性，c點恰好完全反應，得到HCOONa的溶液，溶液顯堿性，d點溶液中為NaOH和HCOONa，且n(HCOONa)：n(NaOH)=2：1；
【解析】（1）e點為20mL1ml?L-1HCOOH溶液，常溫下甲酸的電離平衡常數(shù)Ka===1×10-4，c(H+)≈c(HCOO-)，得到c(H+)≈10-2ml/L，pH=-lg10-2=2；
（2）a點溶液中為等濃度的HCOOH和HCOONa混合溶液，溶液pH＜7，甲酸電離程度大于甲酸根離子水解程度，c(HCOO-)、c(HCOOH)與c(Na+)由大到小的順序為：c(HCOO-)>c(Na+)>c(HCOOH)；
（3）常溫下，b點溶液pH=7，溶液中c(H+)=c(OH-)，溶液中存在電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCOO-)，得到c(Na+)=c(HCOO-)，==103，故=103，n(Na+)：n(HCOOH)=103；
（4）c點恰好完全反應，得到HCOONa的溶液，溶液中HCOO-離子水解，溶液顯堿性，反應的離子方程式為：HCOO-+H2O?HCOOH+OH-；
（5）d點溶液中為NaOH和HCOONa，且n(HCOONa)：n(NaOH)=2：1，得到c(HCOO-)+c(HCOOH)=c(Na+)==0.4ml/L；
（6）滴定過程中甲酸和氫氧化鈉反應生成了強電解質甲酸鈉，水的電離程度將增大，恰好完全反應后繼續(xù)加入NaOH，會抑制水的電離，水的電離程度減小，故答案為：D。
提升專練
1．下列不能證明是弱電解質的是
A．25℃時，溶液的pH大于7
B．用溶液做導電性實驗，燈泡很暗
C．1 溶液中
D．pH=2的溶液稀釋100倍后，pH約為3
【答案】B
【解析】A．25℃時，亞硝酸鈉溶液的pH大于7，說明亞硝酸鈉為強堿弱酸鹽，所以能說明亞硝酸為弱酸，故A項不符合題意；
B．溶液的導電性與離子濃度成正比，用HNO2溶液做導電實驗，燈泡很暗，只能說明溶液中離子濃度很小，不能說明亞硝酸的電離程度，所以不能證明亞硝酸為弱電解質，故B項符合題意；
C．0.1ml?L-1HNO2溶液的，說明亞硝酸不完全電離，溶液中存在電離平衡：，所以亞硝酸為弱電解質，故C項不符合題意；
D．常溫下pH=2的HNO2溶液稀釋至100倍，pH約為3，說明亞硝酸中存在電離平衡：，則亞硝酸為弱電解質，故D項不符合題意；
故本題選B。
2．已知25℃時，生活中常見的醋酸、次氯酸、碳酸和亞硫酸的電離平衡常數(shù)如下表所示：
下列說法正確的是。
A．酸性強弱：
B．加水稀釋亞硫酸溶液，溶液中所有離子濃度均減小
C．漂白液生效的原理：
D．將足量醋酸滴入溶液中，發(fā)生反應的離子方程式：
【答案】C
【解析】A．根據(jù)電離平衡常數(shù)大小，酸性由強到弱排序，酸性強弱：，A錯誤；
B．稀釋將促進電離，氫氧根離子濃度增加，B錯誤；
C．利用強酸制弱酸，漂白液生效的原理：，C正確；
D．利用強酸制弱酸，，將足量醋酸滴入溶液中，發(fā)生反應的離子方程式：，D錯誤；
故選C。
3．水的電離過程為，不同溫度下水的離子積常數(shù)為：，，則下列敘述正確的是
A．水的電離是吸熱的
B．在時，純水中
C．水的電離程度
D．純水中隨著溫度的升高而降低
【答案】A
【解析】A．升高溫度，水的離子積常數(shù)增大，說明水的電離程度增大，則水的電離過程是吸熱的，A正確；
B．升高溫度促進水電離，但任何溫度下，水都呈中性，水中都存在c(H+)=c(OH-)，故B錯誤；
C．水的電離與溫度有關，由于水的電離吸熱，故升高溫度促進水的電離，則水的電離程度25℃＜35℃，故C錯誤；
D．升高溫度，水的離子積常數(shù)增大，說明水的電離程度增大，則溶液中c(H+)隨溫度的升高而增大，故A錯誤；
本題選A。
4．下列有關說法不正確的是
A．的醋酸溶液與的鹽酸等體積混合，混合液的
B．，的溶液，水電離出的
C．任何溫度下，都可利用和濃度的相對大小來判斷溶液的酸堿性
D．，用試紙測得某氯水的為5
【答案】D
【解析】A． 的醋酸溶液與的鹽酸等體積混合，混合后氫離子濃度不變，故pH還是為3，A正確；
B．的溶液，，，溶液中的氫離子是水電離出來的，水電離出來的氫離子濃度等于水電離出來的氫氧根離子的濃度，故水電離出的，B正確；
C．任何溫度下，只要，溶液呈酸性；只要，溶液呈堿性；只要，溶液呈中性，C正確；
D．氯水具有漂白性，無法用pH試紙測得氯水的pH，D錯誤；
故選D。
5．下圖是利用滴定管進行實驗，對于滴定實驗過程，下列說法錯誤的是
A．滴定管潤洗后，潤洗液應從滴定管下口流出
B．用0.1000ml·L-1NaOH溶液滴定20.00mLHA溶液過程中，若使用酚酞作指示劑，會產(chǎn)生系統(tǒng)誤差，測得HA溶液濃度會偏大
C．除去堿式滴定管膠管內氣泡時，將尖嘴垂直向下，擠壓膠管內玻璃球
D．該滴定管可以盛裝酸性高錳酸鉀溶液
【答案】C
【解析】A．滴定管潤洗后，潤洗液應從下口自然流出，下口也需潤洗，A正確；
B．酚酞的變色范圍是8.2~10.0，溶液pH＞10時，呈紅色，用0.1000ml·L-1NaOH溶液滴定20.00mLHA溶液，滴加NaOH溶液體積會偏多，導致測得HA溶液濃度會偏大，B正確；
C．除去堿式滴定管膠管內的氣泡時，應將尖嘴略向上傾斜，擠壓膠管內玻璃球，有利于氣泡逸出，不能將尖嘴垂直向下，C錯誤；
D．酸性滴定管可以盛裝高錳酸鉀溶液，D正確；
故選C。
6．時，水的電離達到平衡：，下列序數(shù)不正確的是
A．將水加熱，增大，減小
B．在蒸餾水中滴加濃不變，增大
C．向水中加入少量硫酸氫鈉固體，增大
D．向水中滴入少量溶液，平衡逆向移動，降低
【答案】B
【解析】A．水的電離是吸熱反應，將水加熱，增大，電離平衡正向移動，c(H+)增大，減小，A正確；
B．在蒸餾水中滴加濃，濃硫酸稀釋放熱使得Kw增大，增大，B錯誤；
C．向水中加入少量硫酸氫鈉固體，硫酸氫鈉是強酸的酸式鹽，完全電離產(chǎn)生氫離子，溶液由水的中性轉化為酸性，增大，C正確；
D．向水中滴入少量溶液，由“同離子效應”可推知平衡逆向移動，降低，D正確；
故選B。
7．常溫下，將一定濃度的NaOH溶液和氨水加水稀釋，溶液的導電能力隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法正確的是
A．兩溶液稀釋前的濃度相同
B．曲線I是氫氧化鈉溶液，曲線II是氨水
C．a(chǎn)、b、c三點溶液的pH由大到小的順序為a>b>c
D．a(chǎn)點水電離出的氫離子濃度小于b點水電離出的氫離子濃度
【答案】D
【解析】A．稀釋之前，兩種溶液導電能力相等，說明離子濃度相等，由于一水合氨為弱電解質，不能完全電離，則氨水濃度大于NaOH濃度，故A錯誤；
B．開始時兩種溶液中離子濃度相同，加水稀釋促進一水合氨的電離，所以氨水中離子濃度大于NaOH，則稀釋后導電能力強的為氨水，所以曲線Ⅱ表示的是NaOH溶液的導電性與溶液體積的變化關系，故B錯誤；
C．導電能力越大，說明離子濃度越大，堿性越強，pH越大，則a、b、c三點溶液的pH大小順序為c>a>b，故C錯誤；
D．a(chǎn)點離子濃度大于b點離子濃度，a點對水的電離抑制程度越大，則a點水電離出的氫離子濃度小于b點水電離出的氫離子濃度，故D正確；
故選D。
8．下列關于鹽類水解原理的應用描述正確的是
A．將固體直接溶于水即可制得溶液
B．實驗室盛放溶液的試劑瓶不能用磨口玻璃塞
C．和兩種溶液混合可得到沉淀
D．實驗室中，直接在蒸發(fā)皿中加熱蒸干溶液即可制得無水
【答案】B
【解析】A．溶解時會水解，應將晶體溶于濃鹽酸再加水稀釋到所需濃度，A錯誤；
B．溶液呈堿性，能與玻璃中的二氧化硅反應生成粘連性很強的硅酸鈉，不利于打開，所以在實驗室用帶有橡膠塞的試劑瓶盛放等堿性溶液，不使用磨口玻璃塞，B正確；
C．發(fā)生雙水解反應生成氫氧化鋁沉淀和硫化氫氣體，所以不能通過溶液中的反應制取，C錯誤；
D．加熱蒸干氯化鐵溶液會促進鐵離子水解而且生成易揮發(fā)的氯化氫，最終徹底水解得到氫氧化鐵固體，D錯誤；
故選B。
9．常溫下，向20mL0.01ml?L-1CH3COOH溶液中逐滴加入0.01ml?L-1KOH溶液，其pH變化曲線如圖所示。下列說法不正確的
A．①點時，
B．②點時，
C．③點時，
D．④點時，
【答案】B
【分析】①點為0.01ml?L-1CH3COOH溶液，②點為等物質的量濃度的CH3COOH、CH3COOK混合溶液，③點為少量CH3COOH、大量CH3COOK混合溶液呈中性，④點為CH3COOK溶液。
【解析】A．①點為0.01ml?L-1CH3COOH溶液，醋酸為弱電解質，少量發(fā)生電離，溶液中的氫離子來自醋酸和水的電離，故，故A正確；
B．②點為等物質的量濃度的CH3COOH、CH3COOK，混合溶液呈酸性，CH3COOH電離程度大于CH3COOK 的水解程度，所以，故B錯誤；
C．③點為少量CH3COOH、大量CH3COOK混合溶液呈中性，，根據(jù)電荷守恒，溶液中，③點滿足，故C正確；
D．④點為CH3COOK溶液，CH3COO－水解溶液呈堿性，且水解的是少數(shù)，所以，故D正確；
故答案為：B。
10．常溫下，將NaOH溶液滴加到H2A溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。下列敘述錯誤的是
A．曲線M表示pH與的關系
B．
C．圖中b點對應溶液中：c(Na+)c(H2A)>c(A2-)
【答案】D
【解析】A．縱坐標為0時，曲線M對應的pH值小于曲線N，說明H2A以第一步電離為主，則曲線M表示pH與的關系，故A正確；
B．，a點時，，則 ，則 ，同理，b點時，=0，，則，故B正確；
C．b點對應溶液中，，則，根據(jù)電荷守恒可知，，此時，則，而，即c(Na+)c(A2-)>c(H2A)，故D錯誤；
答案D。
11．鍋爐水垢中含有的常用溶液浸泡一段時間，放出浸泡液，再用稀鹽酸處理。下列說法錯誤的是[已知，]
A．放出的浸泡液中存在
B．將稀鹽酸換成同濃度稀硫酸達不到除水垢的目的
C．使用溶液浸泡的過程中，浸泡液pH下降
D．轉化為的過程中，
【答案】D
【分析】鍋爐水垢中含有的常用溶液浸泡一段時間，發(fā)生反應。
【解析】A．放出的浸泡液是CaCO3的飽和溶液，其中存在，A正確；
B．將稀鹽酸換成同濃度稀硫酸，則又會生成CaSO4，達不到除水垢的目的，B正確；
C．使用溶液浸泡的過程中生成CaCO3和Na2SO4，浸泡液堿性降低，pH下降，C正確；
D．轉化為的過程中，溶液中和均達到飽和，有，D錯誤；
故選D。
12．已知：(i)；
(ii)CuI為白色沉淀，CuOH為橙色沉淀，。
現(xiàn)進行如下實驗：
①將溶液與KI溶液等體積混合，充分反應后過濾，測得濾液；
②向濾液中滴加1滴稀NaOH溶液，出現(xiàn)白色沉淀；
③繼續(xù)滴加NaOH溶液，數(shù)滴后又出現(xiàn)藍色沉淀。
對該實驗的解釋不正確的是
A．①充分反應后可觀察到白色沉淀和棕黃色溶液
B．②中未生成藍色沉淀，說明
C．③中出現(xiàn)藍色沉淀時，反應(i)中的平衡可能逆向移動
D．無論②還是③，隨著NaOH溶液的加入，始終降低
【答案】B
【解析】A．將溶液與KI溶液等體積混合要發(fā)生題干中的信息反應，故得到CuI白色沉淀和棕黃色溶液，故A正確；
B．②中出現(xiàn)藍色沉淀，說明I2反應得到I-后，繼續(xù)生成CuI白色沉淀，但是c(OH-)與c(I-)大小未知，兩個沉淀是不同類型的沉淀，故無法比較和的大小關系，故B錯誤；
C．繼續(xù)滴加NaOH溶液，數(shù)滴后又出現(xiàn)藍色沉淀，即Cu2+與OH-反應，導致Cu2+濃度減小，上述平衡逆向移動，故C正確；
D．②中加入NaOH溶液，I2與NaOH反應導致平衡正移，根據(jù)勒夏特列原理，c(I2)仍然降低；③中隨著NaOH溶液的加入，平衡逆向移動，c(I2)降低，故D正確；
故選B。
13．某小組同學設計如下實驗探究沉淀的生成與轉化。下列有關說法不正確的是
A．步驟①產(chǎn)生的濁液中存在平衡：
B．步驟②中溶液先變渾濁的反應：
C．步驟③中濁液顏色變化說明有生成
D．該實驗可證明沉淀可以轉化為沉淀
【答案】D
【解析】A．反應①中沉淀是Ag2CrO4，存在溶解平衡：，故A正確；
B．反應①中存在溶解體系，即①的上層清液中存在Ag＋，加入NH3·H2O，先發(fā)生，繼續(xù)滴加NH3·H2O，發(fā)生AgOH+2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]OH+2H2O，因此溶液顯變渾濁，再變澄清，故B正確；
C．濁液中加入NaCl，有白色沉淀產(chǎn)生，該沉淀為AgCl，故C正確；
D．根據(jù)實驗，加入AgNO3是過量的，加入NaCl會有AgCl沉淀產(chǎn)生，因此本實驗不能證明沉淀可以轉化為AgCl沉淀，故D錯誤；
故選D。
14．常溫下，用溶液分別滴定濃度均為0.01ml/L的KCl、溶液，所得的沉淀溶解平衡圖象如圖所示（不考慮的水解）。下列敘述不正確的是
A．的數(shù)量級等于
B．a(chǎn)點時
C．的平衡常數(shù)為
D．向濃度相同的KCl、混合溶液中滴入溶液時，先生成AgCl沉淀
【答案】B
【解析】A．由點（-2.46,4）可知，，數(shù)量級等于，A正確；
B．a(chǎn)點在氯化銀曲線之上，由圖坐標可知，，B錯誤；
C．由點（-5.75,4）可知，，的平衡常數(shù)為，C正確；
D．0.01 ml?L?1的KCl、溶液，向的混合液中滴入溶液時，沉淀Cl－需要的，沉淀需要的，生成氯化銀所需的硝酸銀濃度小，因此先生成AgCl沉淀，D正確；
故選B。
15．常溫下，將0.025mlBaSO4粉末置于盛有蒸餾水的燒杯中形成1L懸濁液，然后向燒杯中加入Na2CO3固體(忽略溶液體積的變化)并充分攪拌，加入Na2CO3固體的過程中，溶液中幾種離子的濃度變化曲線如圖所示，下列說法中不正確的是
A．曲線MP表示的變化
B．BaSO4固體恰好完全溶解時，溶液中離子濃度關系為
C．BaSO4的Ksp為1×10-10
D．若要使反應正向進行，需滿足
【答案】B
【解析】A．加入碳酸鈉使硫酸鋇轉化為碳酸鋇，那么溶液中的的濃度會逐漸增大，所以曲線MP表示的是，A項正確；
B．BaSO4固體恰好完全溶解時，即恰好全部轉化為BaCO3時，硫酸根離子濃度最大，溶液中離子濃度大小關系為c()>c()> c(Ba2+)>c(OH-)，B項錯誤；
C．通過分析可知，Ksp(BaSO4)=10-10，C項正確；
D．該反應的平衡常數(shù)表達式為：，當濃度熵Q”“ (4)V1=V2乙；
（4）Ba(OH)2、NaOH均為強堿，pH相同時，兩溶液中c(OH-)相同，向等體積的兩種溶液滴加等濃度的鹽酸，兩種堿消耗鹽酸的量相等，即V1=V2，NH3H2O為弱堿，相同pH時，c(NaOH)V2，綜上所述，三者大小關系是V1=V2H2CO3>HSO>HClO>HCO；
A．SO具有還原性，HClO具有強氧化性，兩者因發(fā)生氧化還原反應，不能大量共存，故A符合題意；
B．根據(jù)電離H+能力強弱順序，ClO-、HCO不發(fā)生反應，可以大量共存，故B不符合題意；
C．根據(jù)電離H+能力強弱順序，HClO、HCO不發(fā)生反應，可以大量共存，故C不符合題意；
D．根據(jù)電離H+能力強弱順序，HSO>HCO，因此HSO與CO反應生成HCO和SO，不能大量共存，故D不符合題意；
故選AD。
17．某小組研究在水中以及硝酸中的溶解問題，做了如下調查和分析：(已知：25℃時，，)
(1)25℃時，的溶液中各含硫微粒的分布分數(shù)隨pH變化如圖所示(分布分數(shù)是指平衡時某物種的濃度占各物種濃度之和的分數(shù))，下列說法正確的是___________。
A．曲線a代表的分布分數(shù)與pH的關系
B．稀硫酸溶液中，存在的含硫微粒有、和
C．的
D．當時，含硫微粒中濃度最高的是
(2)25℃時，飽和溶液中， 。(忽略的水解)
(3)25℃時，向硝酸溶液中加入足量，并保持溶液的，充分溶解至飽和。
①書寫的平衡常數(shù)表達式 。
②溶液中 。
【答案】(1)AC
(2)
(3) (或10)
【解析】（1）A．的溶液中隨著pH的增大，OH-濃度增大，濃度減小，濃度增大，則曲線a代表的分布分數(shù)與pH的關系，曲線b代表的分布分數(shù)與pH的關系，A正確；
B．由圖可知，的溶液中含硫微粒有和，不含，B錯誤；
C．由圖可知，pH=2時，c()=c()，則的，C正確；
D．由A可知，曲線a代表的分布分數(shù)與pH的關系，曲線b代表的分布分數(shù)與pH的關系，當時，含硫微粒中濃度最高的是，D錯誤；
故選AC。
（2）25℃時，飽和溶液中存在平衡：，。
（3）①書寫的平衡常數(shù)表達式；
25℃時，向硝酸溶液中加入足量，并保持溶液的，c(H+)=0.1ml/L，溶液中=10。 考點聚焦：復習要點+知識網(wǎng)絡，有的放矢
重點專攻：知識點和關鍵點梳理，查漏補缺
難點強化：難點內容標注與 講解，能力提升
提升專練：真題感知+提升專練，全面突破
強電解質
弱電解質
概念
在水溶液中能全部電離的電解質
在水溶液中只能部分電離的電解質
電解質在溶液中的存在形式
只有陰、陽離子
既有陰、陽離子，又有電解質分子
化合物類型
離子化合物、部分共價化合物
共價化合物
實例
①大部分鹽(包括難溶性鹽)；
②強酸，如HCl、H2SO4等；
③強堿，如KOH、Ba(OH)2等
①弱酸，如CH3COOH、HClO等；
②弱堿，如NH3·H2O等；
③水
條件改變
平衡移動方向
c(H＋)
n(H＋)
電離程度
導電能力
升高溫度
向右移動
增大
增大
增大
增強
加H2O
向右移動
減小
增大
增大
減弱
通HCl
向左移動
增大
增大
減小
增強
加少量NaOH(s)
向右移動
減小
減小
增大
增強
加少量CH3COONa (s)
向左移動
減小
減小
減小
增強
加少量CH3COOH
向右移動
增大
增大
減小
增強
改變條件
平衡移動方向
c(H＋)
c(OH－)
水的電離程度
Kw
升高溫度
右移
增大
增大
增大
增大
加入HCl(g)
左移
增大
減小
減小
不變
加入NaOH(s)
左移
減小
增大
減小
不變
加入活潑金屬(如Na)
右移
減小
增大
增大
不變
加入NaHSO4(s)
左移
增大
減小
減小
不變
計算公式
pH＝－lg c(H＋)
意義
pH越大，溶液的堿性越強；
pH越小，溶液的酸性越強
溶液酸堿性與pH的關系(常溫下)
pH＜7，為酸性溶液；
pH＝7，為中性溶液；
pH＞7，為堿性溶液
適用范圍
1×10－14 ml·L－1＜c(H＋)＜1 ml·L－1
指示劑
酸色
中間色
堿色
變色的pH范圍
甲基橙
紅
橙
黃
3.1 ~ 4.4
甲基紅
紅
橙
黃
4.4 ~ 6.2
酚酞
無色
粉紅
紅
8.2 ~ 10.0
條件
移動方向
H＋數(shù)
pH
現(xiàn)象
升溫
向右
增多
減小
顏色變深
通入HCl(g)
向左
增多
減小
顏色變淺
加H2O
向右
增多
增大
顏色變淺
加NaHCO3
向右
減小
增大
生成紅褐色沉淀，放出氣體
應用
舉例
判斷溶液的酸堿性
FeCl3溶液顯酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
判斷酸性強弱
相同濃度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分別為8、9、10，則酸性：HX>HY>HZ
配制或貯存易水解的鹽溶液
配制CuSO4溶液時，加入少量H2SO4，抑制Cu2＋水解；貯存Na2CO3溶液不能用磨口玻璃塞
膠體的制取
制取Fe(OH)3膠體的離子方程式：Fe3＋＋3H2Oeq \(=====,\s\up7(△))Fe(OH)3(膠體)＋3H＋
制備無水鹽
將揮發(fā)性酸的弱堿鹽如AlCl3、FeCl3溶液蒸干時，在通HCl的氣流中加熱蒸干
判斷離子是否共存
Al3＋與COeq \\al(2－,3)、HCOeq \\al(－,3)、S2－、HS－、AlOeq \\al(－,2)；Fe3＋與HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、AlOeq \\al(－,2)；NHeq \\al(＋,4)與AlOeq \\al(－,2)、SiOeq \\al(2－,3)因相互促進水解程度強烈而不能大量共存
判斷中和反應至中性的試劑用量
如NH3·H2O與HCl反應至中性，NH3·H2O過量，CH3COOH與NaOH反應至中性時CH3COOH過量
制備無機化合物
如用TiCl4制備TiO2，其反應的化學方程式為TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl，加入大量的水，同時加熱，促使水解趨于完全，所得TiO2·xH2O經(jīng)焙燒得到TiO2
泡沫滅火器原理
泡沫滅火器中的成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，發(fā)生的反應為Al3＋＋3HCOeq \\al(－,3)===Al(OH)3↓＋3CO2↑
作凈水劑
明礬可作凈水劑，原理為Al3＋＋3H2OAl(OH)3(膠體)＋3H＋
化肥的使用
銨態(tài)氮肥與草木灰不得混合施用
除銹劑
NH4Cl溶液與ZnCl2溶液可作焊接時的除銹劑，原理為NHeq \\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋、Zn2＋＋2H2OZn(OH)2＋2H＋
熱純堿去污能力強
加熱，促進Na2CO3的水解，使c(OH－)增大，去污能力增強
原物質
蒸干灼燒后固體物質
Ca(HCO3)2
CaCO3或CaO
NaHCO3
Na2CO3
KMnO4
K2MnO4和MnO2
NH4Cl
分解為NH3和HCl，無固體物質存在
條件改變
移動方向
c(Mg2＋)
c(OH－)
加少量水
正向移動
不變
不變
升溫
正向移動
增大
增大
加MgCl2(s)
逆向移動
增大
減小
加鹽酸
正向移動
增大
減小
加NaOH(s)
逆向移動
減小
增大
CH3COOH
H2CO3
H2S
H3PO4
Ka＝1.75×10－5
Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
Ka1＝1.1×10－7
Ka2＝1.3×10－13
Ka1＝6.9×10－3
Ka2＝6.2×10－8
Ka3＝4.8×10－13
比較項目
酸
c(H＋)
酸性
中和堿的能力
與足量活潑金屬反應產(chǎn)生H2的總量
與同一金屬反應時的起始反應速率
一元強酸
大
強
相同
相同
大
一元弱酸
小
弱
小
比較項目
酸
c(H＋)
酸性
中和堿的能力
與足量活潑金屬反應產(chǎn)生H2的總量
與同一金屬反應時的起始反應速率
一元強酸
相同
相同
小
少
相同
一元弱酸
大
多
滴定次數(shù)
1
2
3
4
V(標準溶液)/mL
20.00
20.00
20.00
20.00
V(NaOH)/mL(初讀數(shù))
0.10
0.30
0.00
0.20
V(NaOH)/mL(終讀數(shù))
20.08
20.30
20.80
20.22
V(NaOH)/mL(消耗)
19.98
20.00
20.80
20.02
步驟
操作
V標準
c待測
洗滌
酸式滴定管未用標準溶液潤洗
變大
偏高
堿式滴定管未用標準溶液潤洗
變小
偏低
錐形瓶用待測溶液潤洗
變大
偏高
錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水
不變
無影響
取液
放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失
變小
偏低
滴定
酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失
變大
偏高
振蕩錐形瓶時部分液體濺出
變小
偏低
部分酸液滴出錐形瓶外
變大
偏高
溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液無變化
變大
偏高
讀數(shù)
滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)
變小
偏低
滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)
變大
偏高
因素
對鹽類水解程度的影響
內因
生成鹽的酸或堿越弱,水解程度越大
外
因
溫度
升高溫度能夠促進水解
濃度
鹽溶液的濃度越小，水解程度越大
外加酸堿
水解顯酸性的鹽溶液，加堿會促進水解，加酸會抑制水解，反之亦然
外加鹽
加入與鹽的水解性質相反的鹽會促進鹽的水解
加入的物質
結論
A
50 mL 1 ml·L－1 H2SO4
反應結束后，c(Na＋)＝c(SO eq \\al(\s\up1(2—),\s\d1(4)) )
B
0.05 ml CaO
溶液中 eq \f(c（OH－）,c（HCO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(3)) ）) 增大
C
50 mL H2O
由水電離出的c(H＋)·c(OH－)不變
D
0.1 ml NaHSO4 固體
反應完全后，溶液pH減小，c(Na＋)不變
一元弱酸溶液
加入的NaOH溶液
混合后所得溶液
HA 10.0 mL 0.20 ml·L－1
5.0 mL 0.20 ml·L－1
溶液ⅠpH＝5.0
HB 10.0 mL 0.20 ml·L－1
5.0 mL 0.20 ml·L－1
溶液ⅡpH＝4.0
電解質
物質
醋酸
次氯酸
碳酸
亞硫酸
電離平衡常數(shù)
弱電解質
H2SO3
H2CO3
HClO
NH3·H2O
電離平衡常數(shù)

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