(人教版)2025年高二化学寒假衔接讲练 ①寒假复习-第3讲 水溶液中的离子反应与平衡（2份，原卷版+教师版）

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考点1 强电解质和弱电解质
1．电解质和非电解质
(1)概念
电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。
非电解质：在水溶液中和熔融状态下均以分子形式存在，不能导电的化合物。
(2)电解质在水溶液或熔融状态下能导电的实质是电解质本身发生了电离。
【特别提醒】判断电解质和非电解质的方法
(1)不是电解质的物质不一定是非电解质，如：单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
(2)电解质不一定导电，导电是有条件的，电解质只有在水溶液里或熔融状态下电离产生自由移动的离子才能导电，其他条件下不导电。如：CaCO3固态时不导电。
(3)能导电的物质不一定是电解质。
Fe、Cu等金属在熔融状态下也能导电，但它们是单质，既不属于电解质，也不属于非电解质。
稀盐酸能导电，但稀盐酸不是电解质，因为稀盐酸是混合物。
CO2、SO2、NH3的水溶液能导电，但CO2、SO2、NH3不是电解质，H2CO3、H2SO3、NH3·H2O是电解质。
(4)电解质不一定易溶于水(如：硫酸钡等)，易溶于水的化合物不一定是电解质 (如：酒精等)。
(5)电解质溶于水能导电，但熔融状态下不一定能导电 (如：氯化氢等)。
2．强电解质和弱电解质
【特别提醒】
1CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，是因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故应为非电解质。单质、溶液既不是电解质，也不是非电解质。
2电解质的强、弱与其溶解性无关。难溶的盐如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，是强电解质。易溶的如CH3COOH、NH3·H2O等在溶液中电离程度较小，是弱电解质。
(3)电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系
溶液导电能力的强弱由溶液中自由离子的浓度和离子所带电荷多少决定，很稀的强电解质溶液导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。
考点2 弱电解质的电离平衡
1．电离方程式的书写
(1)强电解质
完全电离，在写电离方程式时，用“===”。
(2)弱电解质
部分电离，在写电离方程式时，用“”。
①一元弱酸、弱碱一步电离。
如CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋，NH3·H2O：NH3·H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH－。
②多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并(其中以第一步电离为主)。
如H2CO3：H2CO3H＋＋HCOeq \\al(－,3)(主)，HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)(次)。
③多元弱碱分步电离 (较复杂)，在中学阶段要求一步写出。
如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
2．电离平衡状态
(1)概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程就达到了电离平衡状态。
(2)电离平衡的特征
①弱：研究对象是弱电解质。
②等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。
= 3 \* GB3 ③动：电离平衡是一种动态平衡，如1ml CH3COOH分子电离同时有1ml CH3COOH分子形成。
④定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子。
⑤变：条件改变时，电离平衡发生移动，各粒子的浓度要发生改变。
3．电离平衡的影响因素
(1)内因：电解质本身的性质，通常电解质越弱，电离程度越小。
(2)外因
①浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大(越稀越电离)；浓度越大，电离程度越小。
②温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度减小。
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离的方向移动。
4．实例分析
分析改变下列条件对醋酸电离平衡的影响，填写下表：
【特别提醒】
(1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。
(2)弱电解质的电离程度、溶液的导电性与电离平衡的移动没有必然的关系。
(3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。
如0.1 ml·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。
考点3 电离平衡常数
1．电离平衡常数的表示方法
(1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数
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、多元弱碱的电离平衡常数
多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。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))。
多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
2．意义
表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。
3．电离常数的影响因素
(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本性所决定。
(2)外因：
对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。
【特别提醒】
(1)弱电解质的电离都是微弱的。一般来说已电离的分子是极少数的，绝大多数以分子形式存在。
(2)弱电解质电离平衡后，加水稀释，电离程度增大，但电解质分子、电解质电离出的离子(包括H＋或OH－)浓度减小。判断离子浓度比值变化时，只考虑物质的量的比值即可。
(3)多元弱酸分步电离，第一步电离出相对较多的H＋，对第二步电离起到抑制作用，第二步电离程度大大减弱。故K1远远大于K2。
考点4 水的电离平衡
1．水的电离
(1)水是一种极弱的电解质。
(2)水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－。
(3)水的电离是吸热过程。
2．水的离子积常数
(1)Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。
(2)常温时，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液。
(3)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。
3．水的电离平衡的影响因素
(1)温度升高，会促进水的电离，c(H＋)、c(OH－)都增大，水仍呈中性。
(2)外加酸(或碱)，水中c(H＋)[或c(OH－)]增大，会抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。
(3)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动。
4．分析下列条件的改变对水的电离平衡H2OH＋＋OH－ ΔH>0的影响
【特别提醒】
(1)在水中加入酸或碱，会抑制水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均减小，但仍然相等。
(2)水受热温度升高，促进水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均增大，但仍然呈中性。
(3)在酸或碱的溶液中，Kw表达式中的c(H＋)、c(OH－)均为溶液中两种离子的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)、c(OH－)。如0.1 ml·L－1盐酸中，c(H＋)约为0.1 ml·L－1。
考点5 溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性与氢离子、氢氧根离子浓度的关系
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。
溶液的酸碱性eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(酸性溶液：cH＋>cOH－ ,中性溶液：cH＋＝cOH－,碱性溶液：cH＋1 ml·L－1或c(OH－)>1 ml·L－1的溶液的pH。
考点6 酸碱中和滴定
1．酸碱中和滴定原理
利用已知浓度的酸(或碱)去滴定一定体积未知浓度的碱(或酸)，通过测定反应完全时消耗已知浓度的酸(或碱)的体积，从而推算出未知浓度的碱(或酸)的浓度的方法。
其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为标准液，未知浓度的碱(或酸)溶液常称为待测液。
2．主要仪器
(1)酸碱中和滴定所用的主要仪器是滴定管和锥形瓶。
(2)滴定管
①滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管。
酸式滴定管用于盛放酸性或中性溶液，碱式滴定管用于盛放碱性溶液。
②既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，活塞由聚四氟乙烯制成；若溶液中的物质见光易分解，可用棕色滴定管盛放。
③滴定管的上都标有规格大小、使用温度、刻度；滴定管的精确读数为0.01mL。
3．滴定管的使用方法
(1)检查：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。
(2)润洗：在加入酸、碱液之前，应使用待装的酸、碱溶液分别润洗滴定管内壁2～3次。
(3)装液：注入待装的酸、碱溶液至滴定管0刻度线以上2～3mL处。
(4)排气泡：酸式滴定管快速打开活塞冲走气泡，碱式滴定管将橡胶管向上弯曲，挤压玻璃球，赶走气泡，使滴定管尖嘴部分充满溶液。
(5)调液面：调整管中液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数V0。滴定管的读数时，视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。
(6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。滴定过程中，滴加速度不宜过快，接近终点时，应逐渐减慢滴加速度。
(7)终点的判断：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，即为滴定终点。滴加完毕记录读数V1，消耗溶液的体积为V1-V0。
4．pH突变与指示剂选择
(1)pH突变
强酸和强碱完全反应时，pH=7。当NaOH溶液的体积从19.98mL变为20.02mL，pH从4.3突跃到9.7，因此只要选择突变范围在这一范围内的指示剂就不会造成很大误差。
(2)中和滴定终点的判断
判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻)的方法是在待测液中加2～3滴指示剂，观察滴定过程中其颜色的变化，常选用的指示剂是酚酞或甲基橙，而不用石蕊试液的原因是石蕊试液颜色变化不明显。
(3)指示剂的选择
对于不同的酸碱中和反应，指示剂的选择可依据中和滴定曲线来确定。
5．酸碱中和滴定实验——测定未知浓度盐酸的物质的量浓度
(1)实验仪器和药品
仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶
药品：0.1000ml·L-1NaOH溶液，未知浓度的盐酸、酚酞、蒸馏水
(2)实验步骤
①准备阶段：
滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面（赶气泡）→记录
锥形瓶：洗涤→注待测液→记读数→加指示剂
②滴定阶段：
滴定：左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内颜色变化。
终点判断：溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点。记录消耗标准液的体积。
计算结果：求出三次测定数值的平均值，计算待测盐酸的物质的量浓度。若几次测定结果相差较大，应重新进行测定。
【特别提醒】酸碱中和滴定实验注意事项
(1)选用精确度为0.01 mL的滴定管来量取液体。
(2)酸式滴定管盛放酸性试剂或者强氧化性试剂(如高锰酸钾溶液)；碱式滴定管盛放碱性试剂。
(3)强酸与强碱相互滴定时，既可选用甲基橙，也可选用酚酞作指示剂。
(4)石蕊颜色变化不明显，变色范围宽，一般不用作中和滴定的指示剂。
(5)强酸与弱碱相互滴定时，应选用甲基橙。强碱与弱酸相互滴定时，应选用酚酞。
(6)当滴入最后半滴标准液，指示剂发生颜色变化，必须保证半分钟内不变色，才是滴定的终点。
(7)滴定管要用待装液润洗，滴定管不润洗相当于对所盛装溶液的稀释。锥形瓶不需润洗，润洗后使所盛装溶液的物质的量增大。
(8)滴定管盛装标准溶液时，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，但一定要记录下滴定前液面的读数。滴定管的精确度为 0.01 mL。
考点7 盐类的水解
1．盐类的水解
(1)概念：在水溶液中盐电离产生的阳离子或阴离子跟水电离出来的OH-或H+结合生成弱电解质的反应。
(2)盐类水解的实质：盐电离出的离子(弱碱阳离子或者弱酸阴离子)跟水电离出来的OH-或H+结合生成弱碱或弱酸，从而破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。
(3)盐类水解对水的电离平衡的影响：
弱碱阳离子或者弱酸阴离子在溶液中水解，因此水的电离程度增大，因此水电离出的c(H+)和c(OH-)增大。
如25℃时，pH=4的NH4Cl溶液中，c(H+)=10-4ml·L-1，则水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-4ml·L-1；pH=11的CH3COONa溶液中，c(OH-)=10-3 ml·L-1，则水电离出的c(H+)=c(OH-)= 10-3ml·L-1。
2．盐类水解的特点
(1)可逆反应：盐类水解生成酸和碱，所以盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
(2)吸热反应：盐的水解是吸热过程，温度升高，盐的水解程度增大。
(3)程度微弱：通常情况下，盐水解的程度极其微弱，但对溶液酸碱性的影响较大。
(4)动态平衡：盐类的水解平衡状态属于动态平衡。
3．盐类水解方程式的书写
盐类的水解一般程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不用“↑”或“↓”。盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解的盐外，一般离子方程式中不写“=”号，而写“”号。
【特别提醒】书写盐类水解方程式常见的错误
(1)误把电离方程式看成水解方程式，如HS－＋H2OS2－＋H3O＋，此方程式为HS－的电离方程式，不是HS－的水解方程式，因为其化简可写为HS－S2－＋H＋。HS－的水解方程式应为HS－＋H2OH2S＋OH－。
(2)书写盐类水解方程式常见错误有①把“”误写为“===”。如Fe3＋＋3H2O===Fe(OH)3＋3H＋是错误的，正确的为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
②水解产物量很小时，标上“↑”或“↓”。如Al3＋＋3H2OAl(OH)3↓＋3H＋是错误的，正确的为Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。
考点8 影响盐类水解的因素
1．盐的性质
主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。
2．影响盐类水解的外界因素
(1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
(2)浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越大，水解程度越大。
(3)酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制弱碱离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制弱酸根离子水解。
3．以FeCl3水解为例[Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋]，外界条件对水解平衡的影响。
考点9 盐类水解的应用
1．在化学实验中的应用
2．在生产生活中的应用
【特别提醒】盐溶液蒸干时所得产物的判断
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)。
(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。
(3)考虑盐受热时是否分解。
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
考点10 水解常数及其应用
1．盐的水解常数
以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝eq \f(cCH3COOH·cOH－,cCH3COO－)，只与温度有关。
2．与对应弱酸电离常数的关系
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，弱酸或弱碱的电离常数越小，其生成的盐水解程度就越大。
3．二元弱酸对应盐的水解常数
二元弱酸H2CO3的电离常数为Ka1、Ka2，则Na2CO3的水解常数Kh为eq \f(Kw,Ka2)，NaHCO3的水解常数为eq \f(Kw,Ka1)。
考点11 沉淀溶解平衡
1．难溶电解质的沉淀溶解平衡
在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平衡状态，人们把这种平衡称为沉淀溶解平衡。
2．难溶电解质沉淀溶解平衡的影响因素
(1)内因(决定因素)：难溶电解质本身的性质。
(2)外因：温度、浓度等条件的影响符合勒夏特列原理。
①温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解的方向移动。
②浓度：加水稀释，平衡向溶解的方向移动。
③离子效应：向平衡体系中加入难溶物相应的离子，平衡逆向移动
④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向溶解的方向移动。
(3)实例分析
已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，请分析当改变下列条件时，对该沉淀溶解平衡的影响，填写下表(浓度变化均指平衡后和原平衡比较)：
大多数电解质溶解度随温度的升高而增大，但也有例外，如Ca(OH)2，温度越高，溶解度越小。
3．溶度积常数
(1)概念：
在一定温度下，难溶电解质达到沉淀溶解平衡后的溶液为饱和溶液，其离子浓度不再发生变化，溶液中各离子浓度幂之积为常数，叫做溶度积常数(简称溶度积)，用Ksp表示。
(2)表达式
AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq) Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。
如Fe(OH)3的Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)。
(3)意义
Ksp的大小反映难溶电解质在水中的溶解能力。
(1)相同类型的难溶电解质，溶度积小的电解质，其溶解能力小。
(2)不同类型的难溶电解质，溶度积小的电解质，其溶解能力不一定比溶度积大的溶解能力小。
(4)应用——溶度积规则
通过比较溶度积与溶液的离子积Q，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解：
①Q>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。
②Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
③QKsp(BaCO3)就可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。
(4)对于化学式结构相似，且含相同离子(阳离子或阴离子)的难溶电解质(如AgCl、AgBr、AgI)，在含有Cl－、Br－、I－的溶液中滴入AgNO3溶液，误认为一定先析出AgI沉淀，最后析出AgCl沉淀。这种理解忽视了溶液中Cl－、Br－、I－的浓度大小。
强化点一 电离平衡常数的计算及应用
1．有关电离平衡常数的计算 (以弱酸HX为例)
HX H＋ ＋ X－
起始： c(HX) 0 0
平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
则：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＋)，求电离平衡常数：
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－
c(H＋)≈c(HX)。则K＝ eq \f(c2（H＋）,c（HX）) ，代入数值求解即可。
(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)：
由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。
则：c(H＋)＝ eq \r(K·c（HX）) ，代入数值求解即可。
2．电离平衡常数的应用
(1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。
(2)根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，相同条件下相对强的酸(或碱)制相对弱的酸(或碱)。
(3)根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。
(4)根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，eq \f(cCH3COO－,cCH3COOH)＝eq \f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH·cH＋)＝eq \f(Ka,cH＋)，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则eq \f(cCH3COO－,cCH3COOH)增大。
【典例1】(1)25 ℃时，a ml·L－1 CH3COOH溶液中c(H＋)＝10－b ml·L－1，用含a和b的代数式表示CH3COOH的电离常数Ka＝________________。
(2)已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。在该温度下将20 mL 0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 ml·L－1 HSCN溶液分别与20 mL 0.1 ml·L－1 NaHCO3溶液混合，实验测得产生气体的体积(V)随时间(t)变化的示意图如图，反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是__________________________________________。
(3)下表是几种弱酸常温下的电离常数：
①CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四种酸的酸性由强到弱的顺序为_______________。
②多元弱酸的第二步电离程度远小于第一步电离的主要原因是______________________________(从电离平衡角度考虑)。
③同浓度的CH3COO－、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、S2－结合H＋的能力由强到弱的顺序为__________________。
【答案】(1)eq \f(10－2b,a－10－b)
(2)Ka(CH3COOH)CH3COOH>H2CO3>H2S
②第一步电离产生的氢离子对第二步电离起抑制作用
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根据第一步电离常数可知，四种酸的酸性由强到弱的顺序为H3PO4>CH3COOH> H2CO3>H2S。③酸越弱，其对应酸根离子结合H＋的能力越强，故结合H＋的能力由强到弱的顺序为S2－>COeq \\al(2－,3)>HCOeq \\al(－,3)> CH3COO－。
强化点二 强酸与弱酸的比较
1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
【典例2】在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的一颗锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白：
(1)a、b两支试管中的现象：相同点是_________________________________________________，不同点是__________________________，原因是______________________________________。
(2)a、b两支试管中生成气体的体积开始时是V(a)____(填“大于”“小于”或“等于”，下同)V(b)，反应完毕后生成气体的总体积是V(a)____V(b)，原因是____________________________________________。
(3)若a、b两支试管中分别加入c(H＋)相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)________v(b)，反应完毕后生成气体的总体积是V(a)________V(b)。原因是___________ ____________________________________________。
【答案】(1)都产生无色气泡，Zn粒逐渐溶解 a中反应速率较大 盐酸是强酸，醋酸是弱酸，盐酸中c(H＋)大
(2)大于 等于 反应开始时，盐酸中所含H＋的浓度较大，但二者最终能电离出的H＋的总物质的量相等
(3)等于 小于 开始时c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱电解质，最终电离出的H＋的总物质的量大
【解析】(2)锌粒与酸反应的实质是Zn与酸电离出的H＋发生置换反应产生H2，c(H＋)越大，产生H2的速率越大。而在分析产生H2的体积时，要注意醋酸的电离平衡的移动。反应开始时，醋酸产生H2的速率比盐酸小，因Zn与酸反应的实质是Zn与酸电离出的H＋反应，盐酸是强酸，醋酸是弱酸，在起始物质的量浓度相同时，盐酸电离出的c(H＋)远大于醋酸电离出的
c(H＋)。反应完毕后，两者产生H2的体积是相等的。因醋酸存在电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，Zn与H＋发生反应，c(H＋)减小，使醋酸的电离平衡向电离方向移动，继续发生H＋与Zn的反应，足量的Zn可使醋酸中的H＋全部电离出来与Zn反应生成H2，又因为n(HCl)＝n(CH3COOH)，因而最终产生H2的量相等。
强化点三 Kw的应用
1．水的电离平衡曲线
(1)曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。
(2)曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。
2．溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算方法
Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下有：
(1)酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水电离出的H＋的浓度)。
(2)碱溶液中Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－)(忽略水电离出的OH－的浓度)。
(3)外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。
(4)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 ml·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性。
【典例3】如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断正确的是( )
A．各点的温度高低顺序：Z>Y>X
B．M区域内任意点都是碱溶于水所得的溶液
C．常温下，向纯水中加入少量金属Na，可使X点溶液变为Y点
D．XZ线上的任意点一定表示的是纯水
【答案】C
【解析】A项，由图可知，两条曲线是反比例曲线，曲线上的横纵坐标c(H＋)·c(OH－)为一定值，所以X和Y点的温度相同，错误；B项，由图看出M区域内c(H＋)c(H＋)，可使X点溶液变为Y点，正确；D项，pH＝－lgc(H＋)，XZ线上任意点的c(H＋)＝c(OH－)，且从X到Z，H＋和OH－在同等程度升高，所以此时肯定是中性溶液，但不一定是纯水，也可能是NaCl等盐溶于水所得的中性溶液，错误。
【解题技巧】正确理解水的电离平衡曲线
(1)曲线上的任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。
(2)曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，可通过改变酸碱性实现；实现曲线上点与曲线外点之间的转化必须改变温度。
强化点四 pH的计算
1．单一溶液pH的计算
(1)c ml·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)
①c(H＋)＝nc ml·L－1；
②pH＝－lg nc
(2)c ml·L－1 B(OH)n强碱溶液的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的计算方法
(1)强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略)
c混(H＋)＝eq \f(c1H＋·V1＋c2H＋·V2,V1＋V2)，然后再求pH。
(2)强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
先计算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)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。
②酸过量：
先求c余(H＋)＝eq \f(cH＋·V酸－cOH－·V碱,V酸＋V碱)，再求pH。
③碱过量：
先求c余(OH－)＝eq \f(cOH－·V碱－cH＋·V酸,V酸＋V碱)，再求c(H＋)＝eq \f(Kw,c余OH－)，最后求pH。
【典例4】计算填空：
(1)常温下，0.2 ml·L－1 NaHSO4和0.1 ml·L－1 BaCl2溶液按等体积混合后，则溶液的pH等于________。
(2)常温下，用pH＝4和pH＝11的强酸和强碱混合，使pH＝10，则两溶液的体积比为________。
【答案】(1)1 (2)9∶2
【解析】欲求混合后溶液的pH，应先判断混合后溶液的酸碱性。若呈碱性，应先求溶液中c(OH－)，再求c(H＋)，而后计算pH；若呈酸性，可直接求出混合后c(H＋)，再计算pH。由题意可得：
(1)NaHSO4为强电解质
c(H＋)＝eq \f(0.2×1,1＋1)ml·L－1＝0.1 ml·L－1
pH＝－lgc(H＋)＝1。
(2)混合后溶液呈碱性，则
10－4 ml·L－1＝eq \f(1×10－3 ml·L－1V碱－1×10－4ml·L－1V酸,V碱＋V酸)
整理可得：2×10－4ml·L－1V(酸)＝9×10－4ml·L－1V(碱)。
所以eq \f(V酸,V碱)＝eq \f(9,2)。
【解题技巧】
(1)强酸溶液和强碱溶液混合后计算pH，必须先判断出混合后溶液的酸碱性，然后计算混合后的OH－或H＋浓度。
(2)根据酸的浓度计算酸溶液的pH时，不必考虑温度，而根据碱的浓度计算碱溶液的pH时，需要根据离子积计算c(H＋)，因此一定要注意溶液的温度，只有室温时，Kw＝1.0×10－14。
(3)一定pH的强碱与强碱混合后求pH。在计算过程中易出现直接用H＋浓度进行混合计算的错误。因为强碱溶液的混合是OH－混合，H＋是随OH－浓度改变而改变的，不能直接用于混合碱的计算，H＋浓度必须通过c(H＋)＝ eq \f(Kw,c(OH－)) 来求。
强化点五 溶液稀释后的pH变化规律
1．酸碱溶液无限稀释
常温下，pH只能无限接近于7，酸溶液pH不可能大于7，碱溶液pH不可能小于7。
2．对于pH＝a的强酸和弱酸溶液稀释
常温下，每稀释到原溶液体积的10n倍，强酸的pH就增大n个单位，即pH＝a＋n(a＋nc(HCOeq \\al(－,3))>c(COeq \\al(2－,3))>c(OH－)。
2．不同溶液中同一离子浓度比较
要考虑溶液中其他离子对该离子的影响，如：在相同浓度的下列溶液中①NH4Cl，②CH3COONH4，③NH4HSO4，④(NH4)2SO4，⑤(NH4)2CO3，c(NHeq \\al(＋,4))由大到小的顺序：④>⑤>③>①>②。
3．单一溶液中离子浓度大小的比较
(1)氯化铵溶液
①先分析NH4Cl溶液中的电离、水解过程：
电离：NH4Cl===NHeq \\al(＋,4)＋Cl－、H2OH＋＋OH－。
水解：NHeq \\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋。
判断溶液中存在的离子有NHeq \\al(＋,4)、Cl－、H＋、OH－。
②再根据其电离和水解程度的相对大小，比较确定氯化铵溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Cl－)>c(NHeq \\al(＋,4))>c(H＋)>c(OH－)。
(2)碳酸钠溶液
①先分析Na2CO3溶液中的电离、水解过程：
电离：Na2CO3===2Na＋＋COeq \\al(2－,3)、H2OH＋＋OH－。
水解：COeq \\al(2－,3)＋H2OHCOeq \\al(－,3)＋OH－、HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有Na＋、COeq \\al(2－,3)、HCOeq \\al(－,3)、OH－、H＋。
②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(COeq \\al(2－,3))>c(OH－)>c(HCOeq \\al(－,3))>c(H＋)。
(3)碳酸氢钠溶液
①分析NaHCO3溶液中的电离、水解过程：
电离：NaHCO3===Na＋＋HCOeq \\al(－,3)、HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)、H2OH＋＋OH－。
水解：HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。
溶液中存在的离子有Na＋、HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、H＋、OH－。
②由于HCOeq \\al(－,3)的电离常数(K)c(HCOeq \\al(－,3))>c(OH－)>c(H＋)>c(COeq \\al(2－,3))。
4．混合溶液中不同离子浓度大小比较
根据电离常数(Ka、Kb)、水解常数(Kh)的相对大小综合分析
(1)分子的电离常数(K)大于对应离子的水解常数(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的电离程度大于NHeq \\al(＋,4)的水解程度，导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为c(NHeq \\al(＋,4))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
(2)分子的电离常数(K)小于对应离子的水解常数(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的电离程度小于CN－的水解程度，导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>
c(H＋)，且c(HCN)>c(Na＋)＝0.1 ml·L－1。
【典例10】25 ℃时，按下表配制两份溶液。
下列说法错误的是( )
A．溶液Ⅰ中，c(A－)>c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
B．Ⅰ和Ⅱ的pH相差1.0，说明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项，根据电荷守恒，Ⅰ中c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，由于pH＝5.0，溶液显酸性，c(H＋)＞c(OH－)，因此，c(A－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，正确；B项，由于溶液Ⅰ、Ⅱ的pH分别为5.0和4.0，所以Ka(HA)＜Ka(HB)，eq \f(KaHA,KaHB)＜1，错误；C项，由电荷守恒可知，Ⅰ和Ⅱ的混合溶液中，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(B－)＋c(OH－)，正确；D项，由B的分析可知，Ka(HA)＜Ka(HB)，则Ⅰ、Ⅱ混合后必有c(HA)＞c(HB)，正确。
【解题技巧】判断混合溶液中离子浓度大小的一般思路
(1)判断生成物，确定溶液组成。
(2)明确溶液中存在的所有平衡(电离平衡，水解平衡)。
(3)根据题给信息，确定程度大小(是电离为主还是水解为主)。
(4)比较离子大小，在比较中，要充分运用电荷守恒、元素质量守恒关系。
强化点十一 有关溶度积(Ksp)的计算
(1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ eq \r(a) ml·L－1。
(2)已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 ml·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a ml·L－1。
(3)计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋(aq)＋MnS(s)CuS(s)＋Mn2＋(aq)
Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝ eq \f(c（Mn2＋）,c（Cu2＋）) ＝ eq \f(Ksp（MnS）,Ksp（CuS）) 。
【典例11】根据题目提供的溶度积数据进行计算并回答下列问题：
(1)在Ca(NO3)2溶液中加入(NH4)2CO3溶液后过滤，若测得滤液中c(COeq \\al(2－,3))＝10－3 ml·L－1，则Ca2＋是否沉淀完全？________(填“是”或“否”)。[已知c(Ca2＋)≤10－5 ml·L－1时可视为沉淀完全；Ksp(CaCO3)＝4.96×10－9]
(2)25 ℃时，Mg(OH)2饱和溶液________(填“能”或“不能”)使石蕊溶液变蓝色。(已知Ksp[Mg(OH)2]＝4.0×10－12，lg 5＝0.7)
(3)在Cl－和CrOeq \\al(2－,4)浓度都是0.100 ml·L－1的混合溶液中逐滴加入AgNO3溶液(忽略体积改变)时，AgCl和Ag2CrO4中________先沉淀，当Ag2CrO4开始沉淀时，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)根据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，可视为沉淀完全。
(2)设Mg(OH)2饱和溶液中Mg2＋的物质的量浓度为x，则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。所以能使石蕊溶液变蓝色。
(3)AgCl开始沉淀所需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开始沉淀所需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。当Ag2CrO4开始沉淀时：c(Ag＋)＝9.5×10－6 ml·L－1，此时，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。
强化点十二 难溶电解质沉淀溶解平衡图像分析
1．曲线型图像
第一步：明确图像中纵、横坐标的含义：纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。
第二步：理解图像中线上点、线外点的含义
(1)以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Q＝Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。
(2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Q＞Ksp。
(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Q＜Ksp 。
2．对数型图像
解题时要理解pH、pOH、pC的含义，以及图像横坐标、纵坐标代表的含义，通过曲线的变化趋势，找到图像与已学化学知识间的联系。
(1)pH(或pOH)—pC图
横坐标：将溶液中c(H＋)取负对数，即pH＝－lg c(H＋)，反映到图像中是c(H＋)越大，则pH越小，pOH则相反。
纵坐标：将溶液中某一微粒浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取负对数，即pC＝－lg c(A)，反映到图像中是c(A－)越大，则pC越小。
例如：常温下，几种难溶氢氧化物的饱和溶液中金属离子浓度的负对数与溶液的pH关系如图所示。
①直线上的任意一点都达到溶解平衡，②由图像可得Fe3＋、Al3＋、Fe2＋、Mg2＋完全沉淀的pH分别为4、4.8、8.3、11.2。
(2)pC—pC图
纵横坐标均为一定温度下，溶解平衡粒子浓度的负对数。
例如：已知p(Ba2＋)＝－lg c(Ba2＋)，p(酸根离子)＝－lgc(酸根离子)，酸根离子为SOeq \\al(2－,4)或COeq \\al(2－,3)。某温度下BaSO4、BaCO3的沉淀溶解关系如图所示，
①直线上的任意一点都达到溶解平衡，②p(Ba2＋)＝a时，即c(Ba2＋)＝10－a ml·L－1时，p(SOeq \\al(2－,4))>p(COeq \\al(2－,3))，从而可知Ksp(BaSO4)Ksp(AgI)]
①由于：Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)，b线为AgNO3溶液中逐滴加入0.1 ml·L－1的NaCl溶液时，溶液的pAg随着加入NaCl溶液的体积(单位：mL)变化的图像。a线则为相同实验条件下，把0.1 ml·L－1的NaCl换成0.1 ml·L－1 NaI的滴定图像。
②同理滴加NaI滴定终点的pAg值大于6。
【典例12】一定温度下，三种碳酸盐MCO3(M：Mg2＋、Ca2＋、Mn2＋)的沉淀溶解平衡曲线如图所示。已知： pM＝－lg c(M)，p(COeq \\al(2－,3))＝－lg c(COeq \\al(2－,3))。下列说法正确的是( )
A．MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次增大
B．a点可表示MnCO3的饱和溶液，且c(Mn2＋)＝c(COeq \\al(2－,3))
C．b点可表示CaCO3的饱和溶液，且c(Ca2＋)c(COeq \\al(2－,3))
【答案】B
【解析】pM相等时，图线中p(COeq \\al(2－,3))数值越大，实际浓度越小，因此，MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次减小，A项错误；a点pM＝p(COeq \\al(2－,3))，c(Mn2＋)＝c(COeq \\al(2－,3))，可表示MnCO3的饱和溶液，B项正确；b点在线上，可表示CaCO3的饱和溶液，pMc(COeq \\al(2－,3))，C项错误；c点表示MgCO3的不饱和溶液，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、等体积的HA、HB两种弱酸，故HA的浓度小于HB的浓度，故，A符合题意；
B．a点为HA与NaA的混合溶液，pH=4溶液为酸和盐的混合溶液，pH=4，抑制水的电离，溶液中由水电离出的约为10-10ml/L，b点为HB与NaB的混合溶液，pH=5，抑制水的电离，溶液中由水电离出的约为10-9ml/L，故a点水的电离程度小于b点水的电离程度，B不符合题意；
C．根据分析可得，HA的电离常数是10-4，C不符合题意；
D．pH=7时，,当pH=7时，则c(B-)=100c(HB)，D不符合题意；
故答案选A。
6．（2024·浙江丽水）下列关于盐类水解应用的描述中不正确的是
A．实验室盛放Na2S溶液的试剂瓶不用玻璃塞
B．草木灰和铵态氮肥混合施用可增强肥效
C．制备MgCl2、AlCl3固体均不能采用将其溶液直接蒸干的方法
D．含较多Na2CO3的盐碱地可以通过施加适量石膏降低土壤的碱性
【答案】B
【解析】A．Na2S是强碱弱酸盐，水解使溶液显碱性，在碱性环境中，玻璃的成分SiO2能够与碱反应产生可溶性硅酸盐，该物质有粘性，会将试剂瓶与玻璃塞粘在一起，因此实验室盛放Na2S溶液的试剂瓶不用玻璃塞，A正确；
B．草木灰主要成分是K2CO3，该物质是强碱弱酸盐，水解使溶液显碱性，若草木灰与铵态氮肥混合施用，会反应产生氨气逸出，导致肥效降低，因此二者不能混合使用，B错误；
C．MgCl2、AlCl3都是强碱弱酸盐，水解产生难溶性金属氢氧化物和HCl，HCl易挥发，因此若要制备MgCl2、AlCl3固体，应该在HCl的气氛中加热相应的盐溶液，而不能采用将其溶液直接蒸干，否则HCl挥发逸出，导致最终制取得到的物质是Mg(OH)2、Al(OH)3，C正确；
D．Na2CO3是强碱弱酸盐，水解使溶液显碱性，若向含有较多Na2CO3的盐碱地加入适量石膏，Na2CO3与CaSO4反应产生CaCO3沉淀和Na2SO4，CaCO3难溶于水，Na2SO4溶液显中性，使溶液碱性减弱，因而可降低土壤的碱性，D正确；
故合理选项是B。
7．（2024·湖北荆门）T℃时，在20.00 mL 的一元酸HR溶液中滴入 NaOH溶液，溶液pH与NaOH溶液体积的关系如图所示。下列说法错误的是
A．T℃时，HR电离常数
B．M点所示溶液中
C．N点所示溶液中：
D．P点与Q点所示溶液中水的电离程度：Q>P
【答案】D
【解析】A．P点溶液的pH=3，则c(H+)=1×10-3ml/L，c(R-)≈c(H+)，c(HR)≈0.1ml/L，则T℃时HR电离平衡常数Ka==1.0×10-5，，A正确；
B．M点溶液的pH=7，则溶液呈中性，此时c(H+)= c(OH-)，根据电荷守恒，B正确；
C．N点HR可能恰好完全反应溶质为NaR，也可能氢氧化钠稍微过量溶质为NaR和NaOH混合溶液，呈现碱性，但无论何种情况，，C正确；
D．P点是HR溶液呈酸性，Q点NaOH溶液呈碱性，对水的电离都抑制，P点pH=3，c(H+)=1×10-3ml/L，Q点pH=12，c(OH-)=1×10-2ml/L，所示溶液中水的电离程度：QAgBr
【答案】C
【解析】A．加入AgNO3固体，银离子浓度增大，氯离子浓度减小，可以使溶液由c点变到a点，故A项正确；
B．AgCl电离方程式为，NaCl溶液中氯离子浓度较大，用NaCl溶液替代蒸馏水洗涤AgCl沉淀，可使AgCl的溶解平衡逆向移动，从而减少沉淀损失，故B项正确；
C．b点在曲线的上方，银离子和氯离子浓度的乘积大于Ksp(AgCl)，所以b对应溶液中有沉淀生成，故C项错误；
D． Ksp越大，相应离子浓度就越大，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项正确；
故本题选C。
11．（2024·福建期末）甲酸(HCOOH)又名蚁酸，是一种常见的弱酸，常温下甲酸的电离平衡常数Ka=1×10-4.25℃时向20mL1ml·L-1HCOOH溶液中不断滴入1ml·L-1NaOH溶液，溶液pH随VNaOH(ml)变化如图。
(1)计算图中e点的pH约为 。
(2)a点溶液中c(HCOO-)、c(HCOOH)与c(Na+)由大到小的顺序为 。
(3)b点溶液中n(Na+)：n(HCOOH)= (填具体数值)。
(4)c点溶液显碱性的原因(用离子反应方程式表示) 。
(5)d点溶液物料守恒关系式为c(HCOO-)+c(HCOOH)= c(Na+)= ml·L-1(填具体数值)。
(6)滴定过程中水的电离程度将_____。
A．逐渐增大B．逐渐减小C．先减小后增大D．先增大后减小
【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】根据滴定过程，a点溶液中为等浓度的HCOOH和HCOONa混合溶液，溶液pH＜7，甲酸电离程度大于甲酸根离子水解程度，b点溶液pH=7，溶液显中性，c点恰好完全反应，得到HCOONa的溶液，溶液显碱性，d点溶液中为NaOH和HCOONa，且n(HCOONa)：n(NaOH)=2：1；
【解析】（1）e点为20mL1ml•L-1HCOOH溶液，常温下甲酸的电离平衡常数Ka===1×10-4，c(H+)≈c(HCOO-)，得到c(H+)≈10-2ml/L，pH=-lg10-2=2；
（2）a点溶液中为等浓度的HCOOH和HCOONa混合溶液，溶液pH＜7，甲酸电离程度大于甲酸根离子水解程度，c(HCOO-)、c(HCOOH)与c(Na+)由大到小的顺序为：c(HCOO-)>c(Na+)>c(HCOOH)；
（3）常温下，b点溶液pH=7，溶液中c(H+)=c(OH-)，溶液中存在电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCOO-)，得到c(Na+)=c(HCOO-)，==103，故=103，n(Na+)：n(HCOOH)=103；
（4）c点恰好完全反应，得到HCOONa的溶液，溶液中HCOO-离子水解，溶液显碱性，反应的离子方程式为：HCOO-+H2O⇌HCOOH+OH-；
（5）d点溶液中为NaOH和HCOONa，且n(HCOONa)：n(NaOH)=2：1，得到c(HCOO-)+c(HCOOH)=c(Na+)==0.4ml/L；
（6）滴定过程中甲酸和氢氧化钠反应生成了强电解质甲酸钠，水的电离程度将增大，恰好完全反应后继续加入NaOH，会抑制水的电离，水的电离程度减小，故答案为：D。
提升专练
1．下列不能证明是弱电解质的是
A．25℃时，溶液的pH大于7
B．用溶液做导电性实验，灯泡很暗
C．1 溶液中
D．pH=2的溶液稀释100倍后，pH约为3
【答案】B
【解析】A．25℃时，亚硝酸钠溶液的pH大于7，说明亚硝酸钠为强碱弱酸盐，所以能说明亚硝酸为弱酸，故A项不符合题意；
B．溶液的导电性与离子浓度成正比，用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗，只能说明溶液中离子浓度很小，不能说明亚硝酸的电离程度，所以不能证明亚硝酸为弱电解质，故B项符合题意；
C．0.1ml•L-1HNO2溶液的，说明亚硝酸不完全电离，溶液中存在电离平衡：，所以亚硝酸为弱电解质，故C项不符合题意；
D．常温下pH=2的HNO2溶液稀释至100倍，pH约为3，说明亚硝酸中存在电离平衡：，则亚硝酸为弱电解质，故D项不符合题意；
故本题选B。
2．已知25℃时，生活中常见的醋酸、次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如下表所示：
下列说法正确的是。
A．酸性强弱：
B．加水稀释亚硫酸溶液，溶液中所有离子浓度均减小
C．漂白液生效的原理：
D．将足量醋酸滴入溶液中，发生反应的离子方程式：
【答案】C
【解析】A．根据电离平衡常数大小，酸性由强到弱排序，酸性强弱：，A错误；
B．稀释将促进电离，氢氧根离子浓度增加，B错误；
C．利用强酸制弱酸，漂白液生效的原理：，C正确；
D．利用强酸制弱酸，，将足量醋酸滴入溶液中，发生反应的离子方程式：，D错误；
故选C。
3．水的电离过程为，不同温度下水的离子积常数为：，，则下列叙述正确的是
A．水的电离是吸热的
B．在时，纯水中
C．水的电离程度
D．纯水中随着温度的升高而降低
【答案】A
【解析】A．升高温度，水的离子积常数增大，说明水的电离程度增大，则水的电离过程是吸热的，A正确；
B．升高温度促进水电离，但任何温度下，水都呈中性，水中都存在c(H+)=c(OH-)，故B错误；
C．水的电离与温度有关，由于水的电离吸热，故升高温度促进水的电离，则水的电离程度25℃＜35℃，故C错误；
D．升高温度，水的离子积常数增大，说明水的电离程度增大，则溶液中c(H+)随温度的升高而增大，故A错误；
本题选A。
4．下列有关说法不正确的是
A．的醋酸溶液与的盐酸等体积混合，混合液的
B．，的溶液，水电离出的
C．任何温度下，都可利用和浓度的相对大小来判断溶液的酸碱性
D．，用试纸测得某氯水的为5
【答案】D
【解析】A． 的醋酸溶液与的盐酸等体积混合，混合后氢离子浓度不变，故pH还是为3，A正确；
B．的溶液，，，溶液中的氢离子是水电离出来的，水电离出来的氢离子浓度等于水电离出来的氢氧根离子的浓度，故水电离出的，B正确；
C．任何温度下，只要，溶液呈酸性；只要，溶液呈碱性；只要，溶液呈中性，C正确；
D．氯水具有漂白性，无法用pH试纸测得氯水的pH，D错误；
故选D。
5．下图是利用滴定管进行实验，对于滴定实验过程，下列说法错误的是
A．滴定管润洗后，润洗液应从滴定管下口流出
B．用0.1000ml·L-1NaOH溶液滴定20.00mLHA溶液过程中，若使用酚酞作指示剂，会产生系统误差，测得HA溶液浓度会偏大
C．除去碱式滴定管胶管内气泡时，将尖嘴垂直向下，挤压胶管内玻璃球
D．该滴定管可以盛装酸性高锰酸钾溶液
【答案】C
【解析】A．滴定管润洗后，润洗液应从下口自然流出，下口也需润洗，A正确；
B．酚酞的变色范围是8.2~10.0，溶液pH＞10时，呈红色，用0.1000ml·L-1NaOH溶液滴定20.00mLHA溶液，滴加NaOH溶液体积会偏多，导致测得HA溶液浓度会偏大，B正确；
C．除去碱式滴定管胶管内的气泡时，应将尖嘴略向上倾斜，挤压胶管内玻璃球，有利于气泡逸出，不能将尖嘴垂直向下，C错误；
D．酸性滴定管可以盛装高锰酸钾溶液，D正确；
故选C。
6．时，水的电离达到平衡：，下列序数不正确的是
A．将水加热，增大，减小
B．在蒸馏水中滴加浓不变，增大
C．向水中加入少量硫酸氢钠固体，增大
D．向水中滴入少量溶液，平衡逆向移动，降低
【答案】B
【解析】A．水的电离是吸热反应，将水加热，增大，电离平衡正向移动，c(H+)增大，减小，A正确；
B．在蒸馏水中滴加浓，浓硫酸稀释放热使得Kw增大，增大，B错误；
C．向水中加入少量硫酸氢钠固体，硫酸氢钠是强酸的酸式盐，完全电离产生氢离子，溶液由水的中性转化为酸性，增大，C正确；
D．向水中滴入少量溶液，由“同离子效应”可推知平衡逆向移动，降低，D正确；
故选B。
7．常温下，将一定浓度的NaOH溶液和氨水加水稀释，溶液的导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是
A．两溶液稀释前的浓度相同
B．曲线I是氢氧化钠溶液，曲线II是氨水
C．a、b、c三点溶液的pH由大到小的顺序为a>b>c
D．a点水电离出的氢离子浓度小于b点水电离出的氢离子浓度
【答案】D
【解析】A．稀释之前，两种溶液导电能力相等，说明离子浓度相等，由于一水合氨为弱电解质，不能完全电离，则氨水浓度大于NaOH浓度，故A错误；
B．开始时两种溶液中离子浓度相同，加水稀释促进一水合氨的电离，所以氨水中离子浓度大于NaOH，则稀释后导电能力强的为氨水，所以曲线Ⅱ表示的是NaOH溶液的导电性与溶液体积的变化关系，故B错误；
C．导电能力越大，说明离子浓度越大，碱性越强，pH越大，则a、b、c三点溶液的pH大小顺序为c>a>b，故C错误；
D．a点离子浓度大于b点离子浓度，a点对水的电离抑制程度越大，则a点水电离出的氢离子浓度小于b点水电离出的氢离子浓度，故D正确；
故选D。
8．下列关于盐类水解原理的应用描述正确的是
A．将固体直接溶于水即可制得溶液
B．实验室盛放溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞
C．和两种溶液混合可得到沉淀
D．实验室中，直接在蒸发皿中加热蒸干溶液即可制得无水
【答案】B
【解析】A．溶解时会水解，应将晶体溶于浓盐酸再加水稀释到所需浓度，A错误；
B．溶液呈碱性，能与玻璃中的二氧化硅反应生成粘连性很强的硅酸钠，不利于打开，所以在实验室用带有橡胶塞的试剂瓶盛放等碱性溶液，不使用磨口玻璃塞，B正确；
C．发生双水解反应生成氢氧化铝沉淀和硫化氢气体，所以不能通过溶液中的反应制取，C错误；
D．加热蒸干氯化铁溶液会促进铁离子水解而且生成易挥发的氯化氢，最终彻底水解得到氢氧化铁固体，D错误；
故选B。
9．常温下，向20mL0.01ml•L-1CH3COOH溶液中逐滴加入0.01ml•L-1KOH溶液，其pH变化曲线如图所示。下列说法不正确的
A．①点时，
B．②点时，
C．③点时，
D．④点时，
【答案】B
【分析】①点为0.01ml•L-1CH3COOH溶液，②点为等物质的量浓度的CH3COOH、CH3COOK混合溶液，③点为少量CH3COOH、大量CH3COOK混合溶液呈中性，④点为CH3COOK溶液。
【解析】A．①点为0.01ml•L-1CH3COOH溶液，醋酸为弱电解质，少量发生电离，溶液中的氢离子来自醋酸和水的电离，故，故A正确；
B．②点为等物质的量浓度的CH3COOH、CH3COOK，混合溶液呈酸性，CH3COOH电离程度大于CH3COOK 的水解程度，所以，故B错误；
C．③点为少量CH3COOH、大量CH3COOK混合溶液呈中性，，根据电荷守恒，溶液中，③点满足，故C正确；
D．④点为CH3COOK溶液，CH3COO－水解溶液呈碱性，且水解的是少数，所以，故D正确；
故答案为：B。
10．常温下，将NaOH溶液滴加到H2A溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是
A．曲线M表示pH与的关系
B．
C．图中b点对应溶液中：c(Na+)c(H2A)>c(A2-)
【答案】D
【解析】A．纵坐标为0时，曲线M对应的pH值小于曲线N，说明H2A以第一步电离为主，则曲线M表示pH与的关系，故A正确；
B．，a点时，，则 ，则 ，同理，b点时，=0，，则，故B正确；
C．b点对应溶液中，，则，根据电荷守恒可知，，此时，则，而，即c(Na+)c(A2-)>c(H2A)，故D错误；
答案D。
11．锅炉水垢中含有的常用溶液浸泡一段时间，放出浸泡液，再用稀盐酸处理。下列说法错误的是[已知，]
A．放出的浸泡液中存在
B．将稀盐酸换成同浓度稀硫酸达不到除水垢的目的
C．使用溶液浸泡的过程中，浸泡液pH下降
D．转化为的过程中，
【答案】D
【分析】锅炉水垢中含有的常用溶液浸泡一段时间，发生反应。
【解析】A．放出的浸泡液是CaCO3的饱和溶液，其中存在，A正确；
B．将稀盐酸换成同浓度稀硫酸，则又会生成CaSO4，达不到除水垢的目的，B正确；
C．使用溶液浸泡的过程中生成CaCO3和Na2SO4，浸泡液碱性降低，pH下降，C正确；
D．转化为的过程中，溶液中和均达到饱和，有，D错误；
故选D。
12．已知：(i)；
(ii)CuI为白色沉淀，CuOH为橙色沉淀，。
现进行如下实验：
①将溶液与KI溶液等体积混合，充分反应后过滤，测得滤液；
②向滤液中滴加1滴稀NaOH溶液，出现白色沉淀；
③继续滴加NaOH溶液，数滴后又出现蓝色沉淀。
对该实验的解释不正确的是
A．①充分反应后可观察到白色沉淀和棕黄色溶液
B．②中未生成蓝色沉淀，说明
C．③中出现蓝色沉淀时，反应(i)中的平衡可能逆向移动
D．无论②还是③，随着NaOH溶液的加入，始终降低
【答案】B
【解析】A．将溶液与KI溶液等体积混合要发生题干中的信息反应，故得到CuI白色沉淀和棕黄色溶液，故A正确；
B．②中出现蓝色沉淀，说明I2反应得到I-后，继续生成CuI白色沉淀，但是c(OH-)与c(I-)大小未知，两个沉淀是不同类型的沉淀，故无法比较和的大小关系，故B错误；
C．继续滴加NaOH溶液，数滴后又出现蓝色沉淀，即Cu2+与OH-反应，导致Cu2+浓度减小，上述平衡逆向移动，故C正确；
D．②中加入NaOH溶液，I2与NaOH反应导致平衡正移，根据勒夏特列原理，c(I2)仍然降低；③中随着NaOH溶液的加入，平衡逆向移动，c(I2)降低，故D正确；
故选B。
13．某小组同学设计如下实验探究沉淀的生成与转化。下列有关说法不正确的是
A．步骤①产生的浊液中存在平衡：
B．步骤②中溶液先变浑浊的反应：
C．步骤③中浊液颜色变化说明有生成
D．该实验可证明沉淀可以转化为沉淀
【答案】D
【解析】A．反应①中沉淀是Ag2CrO4，存在溶解平衡：，故A正确；
B．反应①中存在溶解体系，即①的上层清液中存在Ag＋，加入NH3·H2O，先发生，继续滴加NH3·H2O，发生AgOH+2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]OH+2H2O，因此溶液显变浑浊，再变澄清，故B正确；
C．浊液中加入NaCl，有白色沉淀产生，该沉淀为AgCl，故C正确；
D．根据实验，加入AgNO3是过量的，加入NaCl会有AgCl沉淀产生，因此本实验不能证明沉淀可以转化为AgCl沉淀，故D错误；
故选D。
14．常温下，用溶液分别滴定浓度均为0.01ml/L的KCl、溶液，所得的沉淀溶解平衡图象如图所示（不考虑的水解）。下列叙述不正确的是
A．的数量级等于
B．a点时
C．的平衡常数为
D．向浓度相同的KCl、混合溶液中滴入溶液时，先生成AgCl沉淀
【答案】B
【解析】A．由点（-2.46,4）可知，，数量级等于，A正确；
B．a点在氯化银曲线之上，由图坐标可知，，B错误；
C．由点（-5.75,4）可知，，的平衡常数为，C正确；
D．0.01 ml∙L−1的KCl、溶液，向的混合液中滴入溶液时，沉淀Cl－需要的，沉淀需要的，生成氯化银所需的硝酸银浓度小，因此先生成AgCl沉淀，D正确；
故选B。
15．常温下，将0.025mlBaSO4粉末置于盛有蒸馏水的烧杯中形成1L悬浊液，然后向烧杯中加入Na2CO3固体(忽略溶液体积的变化)并充分搅拌，加入Na2CO3固体的过程中，溶液中几种离子的浓度变化曲线如图所示，下列说法中不正确的是
A．曲线MP表示的变化
B．BaSO4固体恰好完全溶解时，溶液中离子浓度关系为
C．BaSO4的Ksp为1×10-10
D．若要使反应正向进行，需满足
【答案】B
【解析】A．加入碳酸钠使硫酸钡转化为碳酸钡，那么溶液中的的浓度会逐渐增大，所以曲线MP表示的是，A项正确；
B．BaSO4固体恰好完全溶解时，即恰好全部转化为BaCO3时，硫酸根离子浓度最大，溶液中离子浓度大小关系为c()>c()> c(Ba2+)>c(OH-)，B项错误；
C．通过分析可知，Ksp(BaSO4)=10-10，C项正确；
D．该反应的平衡常数表达式为：，当浓度熵Q”“ (4)V1=V2乙；
（4）Ba(OH)2、NaOH均为强碱，pH相同时，两溶液中c(OH-)相同，向等体积的两种溶液滴加等浓度的盐酸，两种碱消耗盐酸的量相等，即V1=V2，NH3H2O为弱碱，相同pH时，c(NaOH)V2，综上所述，三者大小关系是V1=V2H2CO3>HSO>HClO>HCO；
A．SO具有还原性，HClO具有强氧化性，两者因发生氧化还原反应，不能大量共存，故A符合题意；
B．根据电离H+能力强弱顺序，ClO-、HCO不发生反应，可以大量共存，故B不符合题意；
C．根据电离H+能力强弱顺序，HClO、HCO不发生反应，可以大量共存，故C不符合题意；
D．根据电离H+能力强弱顺序，HSO>HCO，因此HSO与CO反应生成HCO和SO，不能大量共存，故D不符合题意；
故选AD。
17．某小组研究在水中以及硝酸中的溶解问题，做了如下调查和分析：(已知：25℃时，，)
(1)25℃时，的溶液中各含硫微粒的分布分数随pH变化如图所示(分布分数是指平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)，下列说法正确的是___________。
A．曲线a代表的分布分数与pH的关系
B．稀硫酸溶液中，存在的含硫微粒有、和
C．的
D．当时，含硫微粒中浓度最高的是
(2)25℃时，饱和溶液中， 。(忽略的水解)
(3)25℃时，向硝酸溶液中加入足量，并保持溶液的，充分溶解至饱和。
①书写的平衡常数表达式 。
②溶液中 。
【答案】(1)AC
(2)
(3) (或10)
【解析】（1）A．的溶液中随着pH的增大，OH-浓度增大，浓度减小，浓度增大，则曲线a代表的分布分数与pH的关系，曲线b代表的分布分数与pH的关系，A正确；
B．由图可知，的溶液中含硫微粒有和，不含，B错误；
C．由图可知，pH=2时，c()=c()，则的，C正确；
D．由A可知，曲线a代表的分布分数与pH的关系，曲线b代表的分布分数与pH的关系，当时，含硫微粒中浓度最高的是，D错误；
故选AC。
（2）25℃时，饱和溶液中存在平衡：，。
（3）①书写的平衡常数表达式；
25℃时，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。 考点聚焦：复习要点+知识网络，有的放矢
重点专攻：知识点和关键点梳理，查漏补缺
难点强化：难点内容标注与 讲解，能力提升
提升专练：真题感知+提升专练，全面突破
强电解质
弱电解质
概念
在水溶液中能全部电离的电解质
在水溶液中只能部分电离的电解质
电解质在溶液中的存在形式
只有阴、阳离子
既有阴、阳离子，又有电解质分子
化合物类型
离子化合物、部分共价化合物
共价化合物
实例
①大部分盐(包括难溶性盐)；
②强酸，如HCl、H2SO4等；
③强碱，如KOH、Ba(OH)2等
①弱酸，如CH3COOH、HClO等；
②弱碱，如NH3·H2O等；
③水
条件改变
平衡移动方向
c(H＋)
n(H＋)
电离程度
导电能力
升高温度
向右移动
增大
增大
增大
增强
加H2O
向右移动
减小
增大
增大
减弱
通HCl
向左移动
增大
增大
减小
增强
加少量NaOH(s)
向右移动
减小
减小
增大
增强
加少量CH3COONa (s)
向左移动
减小
减小
减小
增强
加少量CH3COOH
向右移动
增大
增大
减小
增强
改变条件
平衡移动方向
c(H＋)
c(OH－)
水的电离程度
Kw
升高温度
右移
增大
增大
增大
增大
加入HCl(g)
左移
增大
减小
减小
不变
加入NaOH(s)
左移
减小
增大
减小
不变
加入活泼金属(如Na)
右移
减小
增大
增大
不变
加入NaHSO4(s)
左移
增大
减小
减小
不变
计算公式
pH＝－lg c(H＋)
意义
pH越大，溶液的碱性越强；
pH越小，溶液的酸性越强
溶液酸碱性与pH的关系(常温下)
pH＜7，为酸性溶液；
pH＝7，为中性溶液；
pH＞7，为碱性溶液
适用范围
1×10－14 ml·L－1＜c(H＋)＜1 ml·L－1
指示剂
酸色
中间色
碱色
变色的pH范围
甲基橙
红
橙
黄
3.1 ~ 4.4
甲基红
红
橙
黄
4.4 ~ 6.2
酚酞
无色
粉红
红
8.2 ~ 10.0
条件
移动方向
H＋数
pH
现象
升温
向右
增多
减小
颜色变深
通入HCl(g)
向左
增多
减小
颜色变浅
加H2O
向右
增多
增大
颜色变浅
加NaHCO3
向右
减小
增大
生成红褐色沉淀，放出气体
应用
举例
判断溶液的酸碱性
FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
判断酸性强弱
相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ
配制或贮存易水解的盐溶液
配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，抑制Cu2＋水解；贮存Na2CO3溶液不能用磨口玻璃塞
胶体的制取
制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：Fe3＋＋3H2Oeq \(=====,\s\up7(△))Fe(OH)3(胶体)＋3H＋
制备无水盐
将挥发性酸的弱碱盐如AlCl3、FeCl3溶液蒸干时，在通HCl的气流中加热蒸干
判断离子是否共存
Al3＋与COeq \\al(2－,3)、HCOeq \\al(－,3)、S2－、HS－、AlOeq \\al(－,2)；Fe3＋与HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、AlOeq \\al(－,2)；NHeq \\al(＋,4)与AlOeq \\al(－,2)、SiOeq \\al(2－,3)因相互促进水解程度强烈而不能大量共存
判断中和反应至中性的试剂用量
如NH3·H2O与HCl反应至中性，NH3·H2O过量，CH3COOH与NaOH反应至中性时CH3COOH过量
制备无机化合物
如用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl，加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得到TiO2
泡沫灭火器原理
泡沫灭火器中的成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生的反应为Al3＋＋3HCOeq \\al(－,3)===Al(OH)3↓＋3CO2↑
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混合施用
除锈剂
NH4Cl溶液与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂，原理为NHeq \\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋、Zn2＋＋2H2OZn(OH)2＋2H＋
热纯碱去污能力强
加热，促进Na2CO3的水解，使c(OH－)增大，去污能力增强
原物质
蒸干灼烧后固体物质
Ca(HCO3)2
CaCO3或CaO
NaHCO3
Na2CO3
KMnO4
K2MnO4和MnO2
NH4Cl
分解为NH3和HCl，无固体物质存在
条件改变
移动方向
c(Mg2＋)
c(OH－)
加少量水
正向移动
不变
不变
升温
正向移动
增大
增大
加MgCl2(s)
逆向移动
增大
减小
加盐酸
正向移动
增大
减小
加NaOH(s)
逆向移动
减小
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
比较项目
酸
c(H＋)
酸性
中和碱的能力
与足量活泼金属反应产生H2的总量
与同一金属反应时的起始反应速率
一元强酸
大
强
相同
相同
大
一元弱酸
小
弱
小
比较项目
酸
c(H＋)
酸性
中和碱的能力
与足量活泼金属反应产生H2的总量
与同一金属反应时的起始反应速率
一元强酸
相同
相同
小
少
相同
一元弱酸
大
多
滴定次数
1
2
3
4
V(标准溶液)/mL
20.00
20.00
20.00
20.00
V(NaOH)/mL(初读数)
0.10
0.30
0.00
0.20
V(NaOH)/mL(终读数)
20.08
20.30
20.80
20.22
V(NaOH)/mL(消耗)
19.98
20.00
20.80
20.02
步骤
操作
V标准
c待测
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
变大
偏高
碱式滴定管未用标准溶液润洗
变小
偏低
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
变小
偏低
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
变大
偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出
变小
偏低
部分酸液滴出锥形瓶外
变大
偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化
变大
偏高
读数
滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)
变小
偏低
滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)
变大
偏高
因素
对盐类水解程度的影响
内因
生成盐的酸或碱越弱,水解程度越大
外
因
温度
升高温度能够促进水解
浓度
盐溶液的浓度越小，水解程度越大
外加酸碱
水解显酸性的盐溶液，加碱会促进水解，加酸会抑制水解，反之亦然
外加盐
加入与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解
加入的物质
结论
A
50 mL 1 ml·L－1 H2SO4
反应结束后，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
由水电离出的c(H＋)·c(OH－)不变
D
0.1 ml NaHSO4 固体
反应完全后，溶液pH减小，c(Na＋)不变
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
电解质
物质
醋酸
次氯酸
碳酸
亚硫酸
电离平衡常数
弱电解质
H2SO3
H2CO3
HClO
NH3·H2O
电离平衡常数