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第23讲　弱电解质的电离平衡
【课标要求】　1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。3.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数(Ka、Kb)进行相关计算。
考点1　弱电解质的电离平衡
1．弱电解质：包括弱酸、弱碱、极少数盐(如醋酸铅)、两性氢氧化物、水等。
2．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
(2)电离平衡的特征(也适用于勒夏特列原理)
①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)>v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
3．影响电离平衡的因素
(1)内因：由弱电解质本身的性质决定，电解质越弱，其电离程度越小。
(2)外因：
①浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。
②温度：温度越高，电离程度越大。
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。
以0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH?CH3COO－＋H＋　ΔH>0的影响。
实例(稀溶液)
CH3COOH?H＋＋CH3COO－　ΔH＞0
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
Ka
(稀溶液)
CH3COOH?H＋＋CH3COO－　ΔH＞0
加水稀释
→
增大
减小
减弱
不变
加入少量
冰醋酸
→
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
←
增大
增大
增强
不变
加NaOH(s)
→
减小
减小
增强
不变
加入镁粉
→
减小
减小
增强
不变
升高温度
→
增大
增大
增强
增大
加
CH3COONa(s)
←
减小
减小
增强
不变
　(1)强电解质的溶液一定比弱电解质的溶液导电性强。(　　)
(2)强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物。(　　)
(3)稀醋酸加水稀释，醋酸电离程度增大，溶液的pH减小。(　　)
(4)常温下，向pH＝2的醋酸溶液中加入醋酸铵固体，可抑制醋酸的电离。(　　)
(5)常温下由0.1
mol·L－1一元碱BOH溶液的pH＝10，可推知BOH溶液存在BOH===B＋＋OH－。(　　)
(6)稀释弱电解质溶液时，所有粒子浓度都一定会减小。(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)×　(6)×
1．25℃时，稀释0.1
mol·L－1的CH3COOH溶液，溶液中所有离子浓度都降低吗？请阐述判断的理由__________________________________________。
答案：不是，c(CH3COO－)、c(H＋)降低，水的电离被抑制程度降低，则c(OH－)增大[或温度不变，Kw不变，c(H＋)降低，c(OH－)必然增大]
2．请画出冰醋酸稀释时，溶液的导电能力随加水量的变化图。
答案：
题组一　改变条件，平衡移动，判结果变化
1．(双选)在25
℃时，用蒸馏水稀释1
mol·L－1的醋酸溶液至0.01
mol·L－1，随溶液的稀释，下列始终保持增大趋势的是(　　)
A．c(H＋)·c(CH3COOH)　　　　
B．
C．
D．
解析：稀释过程中c(H＋)、c(CH3COOH)都减小，则c(H＋)·c(CH3COOH)也减小，故A项错误；在同一溶液中＝，稀释过程中n(CH3COOH)减小、n(H＋)增大，其比值一定增大，故B项正确；温度不变，稀释过程中Kw不变，c(H＋)减小，则一定增大，故C项正确；在同一溶液中＝，稀释过程中n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)减小，比值一定减小，故D项错误。
答案：BC
2．25
℃时不断将水滴入0.1
mol·L－1的氨水中，下列图像变化合理的是(　　)
解析：稀释时氢氧根离子浓度下降，pH下降，趋近于7，但不可能小于7，故A项错误；随着水的滴入，电离度始终增大，故B项错误；随着水的滴入，离子浓度下降，导电能力下降，故C项正确；温度不变，Kb不变，故D项错误。
答案：C
3．H2S水溶液中存在电离平衡H2S?H＋＋HS－和HS－?H＋＋S2－。若向H2S溶液中(　　)
A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
解析：向H2S溶液中加水，平衡向右移动，但溶液体积增大，溶液中H＋浓度减小，A项错误；通入SO2，可发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，SO2过量时，SO2与水反应生成的H2SO3酸性比氢硫酸酸性强，因此溶液pH减小，B项错误；滴加新制氯水，发生反应：H2S＋Cl2===2HCl＋S↓，H2S浓度减小，平衡向左移动，反应生成的盐酸为强酸，溶液酸性增强，pH减小，C项正确；加入少量CuSO4，发生反应：Cu2＋＋S2－===CuS↓，溶液中S2－浓度减小，H＋浓度增大，D项错误。
答案：C
题组二　平衡移动，结果变化，判采取措施
4．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2O?NH＋OH－，若要使平衡逆向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是(　　)
①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热
⑥加入少量MgSO4固体
A．①②③⑤　　　　　　　　
B．③⑥
C．③
D．③⑤
解析：若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡向左移动，c(OH－)减小，①不符合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向右移动，②不符合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡向左移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向右移动，且c(OH－)减小，④不符合题意；电离属吸热过程，加热平衡向右移动，c(OH－)增大，⑤不符合题意；加入少量MgSO4固体，发生反应Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)减小，⑥不符合题意。
答案：C
5．已知0.1
mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH?CH3COO－＋H＋，要使溶液中的值增大，可以采取的措施是(　　)
①加少量烧碱溶液　②升高温度　③加少量冰醋酸
④加水
A．①②
B．①③
C．②④
D．③④
解析：本题中提供的四种措施都会使醋酸的电离平衡正向移动，但①③会使的值减小。
答案：C
题组三　电离平衡与溶液导电能力
6．向溶液中加入新物质时，其导电性(I)符合图示变化趋势的实验操作是(　　)
A．乙酸溶液中通入氨气至过量
B．澄清的石灰水中通入CO2至过量
C.亚硫酸中通入氯气至过量
D．氨水中通入氯化氢气体
答案：B
7.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。如图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是(　　)
解析：HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O，先与HCl反应，生成同样为强电解质的NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液稀释，所以电导率下降。当HCl被中和完后，继续与CH3COOH弱电解质反应，生成CH3COONH4，为强电解质，所以电导率增大。HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，因为溶液被稀释，有下降趋势。
答案：D
[归纳总结]
影响电解质溶液的导电能力的主要因素
电解质溶液的导电能力主要取决于离子的浓度、离子在电场中的运动速率以及离子所带的电荷数目。
(1)相同条件下溶液的离子浓度越大，其导电能力越强。
(2)相同离子浓度时，离子所带的电荷数越多，溶液的导电能力越强。
(3)温度越高，溶液的导电能力越强。
考点2　电离平衡常数、电离度
1．电离平衡常数
(1)表达式
①填写下表
一元弱酸(HA)
一元弱碱(BOH)
电离方程式
HA?A－＋H＋
BOH?B＋＋OH－
电离常数表达式
Ka＝
Kb＝
②碳酸是二元弱酸
a．电离方程式是H2CO3?H＋＋HCO，HCO?H＋＋CO。
b．电离平衡常数表达式：
Ka1＝
eq
\f(c（H＋）·c（HCO）,c（H2CO3）)
，Ka2＝
eq
\f(c（H＋）·c（CO）,c（HCO）)
。
c．比较大小：
Ka1?Ka
2。
(2)影响因素
2．电离度
(1)概念
在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数的分数。
(2)表示方法
α＝×100%
也可表示为α＝×100%
(3)影响因素
①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。
②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。
　(1)电离平衡右移，电离常数一定增大。(　　)
(2)H2CO3的电离平衡常数表达式：Ka＝
eq
\f(c2（H＋）·c（CO）,c（H2CO3）)
。(　　)
(3)在相同的温度下，电离常数可以表示弱电解质的相对强弱。(　　)
(4)在相同的温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同。(　　)
(5)对于0.1
mol·L－1的氨水，加水稀释后，溶液中c(NH)·c(OH－)变小。(　　)
(6)室温下，向10
mL
pH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，溶液中不变。(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)√　(6)√
1．同一温度下，H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，有人认为Ka1、Ka2差别很大的主要原因是第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用造成的。你认为这种观点对吗？试从影响平衡常数因素的角度阐明你的观点。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案：这种观点不正确，电离常数与温度有关，与溶液的H＋浓度无关
2．部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
HCOOH
H2S
H2CO3
HClO
电离平衡常数/25
℃
K＝1.77×10－4
K1＝1.3×10－7K2＝7.1×10－15
K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－11
3.0×10－8
按要求书写离子方程式：
(1)将少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________。
(2)将少量CO2气体通入NaClO溶液中
____________________________________________________________________
___________________________________________________________________。
(3)将少量CO2气体通入到Na2S溶液中
____________________________________________________________________
___________________________________________________________________。
答案：(1)2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑
(2)ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO
(3)CO2＋H2O＋S2－===HS－＋HCO
题组一　应用电离常数判断酸性强弱
1．已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸化学式
HX
HY
H2CO3
电离平衡常数
7.8×10－9
3.7×10－15
K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－11
下列推断正确的是(　　)
A．HX、HY两种弱酸的酸性：HX>HY
B．相同条件下溶液的碱性：NaX>Na2CO3>NaY>NaHCO3
C．结合H＋的能力：CO>Y－>X－>HCO
D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱
解析：根据电离平衡常数可知酸性：H2CO3>HX>HCO>HY，则结合H＋的能力：Y－>CO>X－>HCO，故A正确、C、D错误；酸越弱，其对应的盐的水解能力越强，故相同条件下溶液的碱性：NaY＞Na2CO3>NaX>NaHCO3，故B错误。
答案：A
2．已知下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25
℃)，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2　NaCN＋HF===HCN＋NaF　NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中不正确的是(　　)
A．K(HF)＝7.2×10－4
B．K(HNO2)＝4.9×10－10
C．根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D．K(HCN)<
K(HNO2)<
K(HF)
解析：相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，结合强酸制取弱酸分析可知，亚硝酸的酸性大于氢氰酸而小于氢氟酸，所以亚硝酸的电离平衡常数为4.6×10－4，故B错误。
答案：B
题组二　应用电离常数判断粒子浓度比值的变化
3．常温下，将0.1
mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。
(1)________；
(2)________；
(3)________；
(4)________。
解析：(1)将①式变为
＝；
(2)此式为Ka；
(3)将③式变为＝Ka/c(H＋)；
(4)将④式变为
＝。
答案：(1)变小　(2)不变　(3)变大　(4)不变
题组三　利用电离常数与Qc的关系，判断平衡移
动方向
4．试用平衡移动原理、Qc分别解释弱电解质溶液加水稀释时平衡移动的方向(以CH3COOH电离平衡为例)。
_____________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案：①稀释弱电解质溶液时，溶液总浓度减小，电离平衡将向着增大溶液总浓度的正向移动。
②稀释一倍时，Qc＝＝Ka，此时Qc＜Ka，故电离平衡向正向移动
题组四　电离度及其应用
5．下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离度与浓度关系的是(　　)
解析：根据甲、乙的电离平衡常数知，这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度CH3COOH答案：B
6．已知25
℃时几种物质的电离度(溶液浓度均为0.1
mol·L－1)如下表(已知硫酸的第一步电离是完全的)：
(1)25
℃时，0.1
mol·L－1的上述几种溶液中c(H＋)由大到小的顺序是________________________(填序号，下同)。
(2)25
℃时，c(H＋)相同的上述溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序是________________________________________________________________________。
(3)25
℃时，0.1
mol·L－1
H2SO4溶液中的HSO的电离度小于0.1
mol·L－1
NaHSO4溶液中HSO的电离度的原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案：(1)①>④>②>③　(2)③>②>④>①
(3)0.1
mol·L－1的H2SO4溶液中，H2SO4第一步电离产生的H＋抑制了第二步的电离
　电离常数的求法及其相关计算
授课提示：对应学生用书第166页
一、电离常数的求法
1．电离常数表达式法
[典例1]　碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5
mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3?HCO＋H＋的平衡常数K1＝________。(已知：10－5.60＝2.5×10－6)
[解析]　H2CO3?H＋＋HCO
K1＝
eq
\f(c（H＋）·c（HCO）,c（H2CO3）)
＝≈4.2×10－7。
[答案]　4.2×10－7
2．特殊点法
[典例2]　改变0.1
mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)＝]。lg[K2(H2A)]＝________。
[策略技巧]　在微粒浓度或物质的量或含量等随pH或时间等变化的图像中，两种微粒的交叉点往往是计算平衡常数的首选点。交叉点时两种微粒浓度相等，平衡常数公式中该两种微粒数值抵消，简化了计算。
[解析]　可由图中pH＝4.2的交叉点进行计算，此时c(HA－)＝c(A2－)，则K2(H2A)＝＝c(H＋)＝10－4.2，所以，lg
[K2(H2A)]＝－4.2。
[答案]　－4.2
3．利用图像中有确定坐标值的点计算
[典例3]　常温下将NaOH溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。Ka2(H2X)＝________。
lg或lg
[策略技巧]　在微粒浓度或物质的量或含量等随pH或时间等变化的图像中，若某点(如起点、交叉点等)有确定的坐标值，可以用该点数据来计算相关平衡常数。
[解析]　题中Kal＝，Ka2＝，由于Ka1＞Ka2，所以lgKa1＞lgKa2，即是lg＞lg，当pH相同时，lg＞lg，对照图中任意等pH点可得，M线表示lg、N线表示lg。计算Ka2可选M线上(0，5.4)、(－0.4，5.0)、(－0.8，4.6)等有确定坐标值的点计算，如(0，5.4)点，lgKa2(H2X)＝lg＝lg＋lgc(H＋)＝0－5.4＝－5.4，Ka2(H2X)＝10－5.4。
[答案]　10－5.4
4．守恒法
[典例4]　25℃时，将a
mol
NH4NO3溶于水，向该溶液滴加b
L氨水后溶液呈中性，则所滴加氨水的浓度为________mol/L(NH3·H2O的电离平衡常数取Kb＝2×10－5
mol/L)。
[策略技巧]　对于电离平衡或水解平衡常数，若不方便建立平衡三段式计算，可先根据溶液中的电荷守恒、物料守恒等关系找出各微粒的浓度，再代入平衡常数的定义式中计算。
[解析]　依题意溶液呈中性c(H＋)＝c(OH－)＝10－7
mol/L，由电荷守恒c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(NO)，得c(NH)＝c(NO)＝
mol/L(设混合后溶液为V
L，所滴加氨水的浓度为c
mol/L)；由加入的总氮元素(除硝酸根)的物料守恒c(NH3·H2O)＋c(NH)＝，则此时溶液中c(NH3·H2O)＝－＝
mol/L；将上述浓度代入Kb＝
eq
\f(c（NH）·c（OH－）,c（NH3·H2O）)
＝＝2×10－5，得c＝。
[答案]　
5．类“盖斯定律”法
[典例5]　联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，联氨第一步电离反应的平衡常数值为________(已知：N2H4＋H＋?N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。
[策略技巧]　已知多个相关反应的平衡常数，可用“盖斯定律”法将多个方程式相加或相减，得到目标方程式，对应方程式的K是相乘或相除的关系，若目标方程式系数是已知方程式的n倍，则目标方程式K是已知方程式K的n次方。
[解析]　由①N2H4＋H＋?N2H，K＝8.7×107，②H2O?H＋＋OH－，Kw＝1.0×10－14，①②两方程式相加得，③N2H4＋H2O?N2H＋OH－，方法类似利用盖斯定律计算反应热，反应③即是联氨第一步电离反应的平衡常数K′＝K×Kw＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7。
[答案]　8.7×10－7
二、利用电离常数计算c(H＋)
[典例6]　已知室温时，0.1
mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离。求：
(1)溶液的pH＝________；
(2)室温时，Ka(HA)＝________。
[策略技巧]　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)。
[解析]　(1)c(H＋)＝c(HA)已电离＝0.1
mol·L－1×0.1%＝1×10－4
mol·L－1，pH＝4。
(2)设HA电离出的c(H＋)＝x
mol·L－1，忽略水电离出的H＋，根据：
　　　　　　　　　HA
?
H＋
＋
A－
c0/(mol·L－1)　　　0.1　
0　
　0
c变/(mol·L－1)
x
x
x
c平/(mol·L－1)
0.1－x
x
x
Ka(HA)＝＝＝1×10－7。
[答案]　(1)4　(2)1×10－7
考点3　一元强酸(碱)与一元弱酸(碱)的比较
1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
　　比较项目酸
c(H＋)
pH
中和碱的能力
与足量Zn反应产生H2的量
开始与金属反应的速率
一元强酸
大
小
相同
相同
大
一元弱酸
小
大
小
2.相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
比较项目酸
c(H＋)
c(酸)
中和碱的能力
与足量Zn反应产生H2的量
开始与金属反应的速率
一元强酸
相同
小
小
少
相同
一元弱酸
大
大
多
说明：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。
3．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
(2)相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多
题组一　强酸与弱酸的多角度比较
1．按要求画出下列图像：
Ⅰ.相同体积，相同浓度的①盐酸、②醋酸。
(1)加入足量的Zn，画出H2体积的变化图像
(2)加水稀释，画出pH的变化图像
Ⅱ.相同体积，相同pH的①盐酸、②醋酸。
(1)加入足量的Zn，画出H2体积的变化图像：
(2)加水稀释，画出pH的变化图像：
答案：
2．在一定温度下，有a.盐酸　b．硫酸　c．醋酸三种酸：
(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________(用字母表示，下同)。
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是________。
(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是________。
(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是________。
(5)当三者c(H＋)相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为________，反应所需时间的长短关系是________。
(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是_______________________________________________________________。
(7)将c(H＋)相同体积相同的三种酸，分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH＝7，则消耗NaOH溶液的体积由大到小的顺序是________。
答案：(1)b>a>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b　(4)c>a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b>c　(6)c>a＝b　(7)c>a＝b
题组二　一强一弱的图像比较
3．pH＝2的两种一元酸X和Y，体积均为100
mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如下图所示。分别滴加NaOH溶液(c＝0.1
mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为VX、VY，则(　　)
A．X为弱酸，VX＜VY　　　
B．X为强酸，VX＞VY
C．Y为弱酸，VX＜VY
D．Y为强酸，VX＞VY
解析：分析图像可知，X、Y两酸的溶液稀释10倍，X
pH增大1，则X为强酸，Y的pH增大的范围小于1，则Y为弱酸，c(Y)＞c(X)，体积相同的pH＝2的X、Y两酸的溶液被NaOH溶液滴定至pH＝7，则Y消耗NaOH溶液的体积多。
答案：C
题组三　弱电解质的判断方法
4．为了证明醋酸是弱电解质，甲、乙、丙、丁四人分别选用下列试剂进行实验：0.1
mol·L－1醋酸溶液、0.1
mol·L－1盐酸、pH＝3的盐酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶体、NaCl晶体、CH3COONH4晶体、蒸馏水、锌粒、pH试纸、酚酞、NaOH溶液等。
(1)甲取出10
mL
0.1
mol·L－1的醋酸溶液，用pH试纸测出其pH＝a，确定醋酸是弱电解质，则a应该满足的关系是________，理由是_______________________
__________________________________________________________。
(2)乙分别取pH＝3的醋酸和盐酸各1
mL，分别用蒸馏水稀释到100
mL，然后用pH试纸分别测定两溶液的pH，则可认定醋酸是弱电解质，判断的依据是____________________________________________________________________
___________________________________________________________________。
(3)丙分别取pH＝3的盐酸和醋酸各10
mL，然后加入质量相同的锌粒，醋酸放出H2的速率快，则认定醋酸是弱电解质，你认为这一方法正确吗？________，请说明理由：
___________________________________________________。
(4)丁用CH3COONa晶体、NaCl晶体、蒸馏水和酚酞做实验，也论证了醋酸是弱酸的事实，该同学的实验操作和现象是________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案：(1)a>1　因醋酸是弱酸，不能完全电离
(2)盐酸的pH＝5，醋酸的pH<5
(3)正确　由于醋酸是弱酸，随着反应的进行，醋酸不断电离，c(H＋)变化小，产生H2的速率醋酸比盐酸快
(4)将CH3COONa晶体、NaCl晶体分别溶于适量水配成溶液，再分别滴入酚酞溶液，CH3COONa溶液变浅红色，NaCl溶液不变色
[归纳提升]
判断弱电解质的三个思维角度
1．弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1
mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。
2．弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，13．弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。现象：溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH>7。
1．(2019·高考全国卷Ⅲ)设NA为阿伏加德罗常数值。关于常温下pH＝2的H3PO4溶液，下列说法正确的是(　　)
A．每升溶液中的H＋数目为0.02NA
B．c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)
C.加水稀释使电离度增大，溶液pH减小
D．加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强
解析：磷酸是中强酸，存在电离平衡。常温下pH＝2的H3PO4溶液中，c(H＋)＝0.01
mol/L，每升溶液中的H＋数目为0.01NA，A错；由电荷守恒知，c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)，B对；加水稀释使电离平衡右移，电离度增大，但是溶液中的离子浓度减小，溶液中的H＋浓度减小，故溶液pH增大，C错；加入NaH2PO4固体，抑制了磷酸的第一步电离，溶液酸性减弱，D错。
答案：B
2．(2019·高考天津卷)某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4和1.7×10－5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是(　　)
A．曲线Ⅰ代表HNO2溶液
B．溶液中水的电离程度：b点>c点
C．从c点到d点，溶液中保持不变(其中HA、A－分别代表相应的酸和酸根离子)
D．相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同
解析：由Ka(HNO2)>Ka(CH3COOH)可知，酸性HNO2>CH3COOH。pH相同的两种酸稀释相同倍数时，酸性强的酸pH变化大，所以曲线Ⅱ为HNO2，A错；b、c两点处，b点酸性强，对水的电离抑制程度大，所以水的电离程度：c点>b点，B错；从c点到d点，＝＝，Kw和Ka是两个常数，只要温度不变，比值也不变，C对；a点pH相同，则CH3COOH的浓度大，恰好中和时消耗的NaOH多，所以溶液中n(Na＋)多，D错。
答案：C
3．(2015·高考全国卷Ⅰ)浓度均为0.10
mol·L－1、体积均为V
0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示。下列叙述错误的是(　　)
A．MOH的碱性强于ROH的碱性
B．ROH的电离程度：b点大于a点
C．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH－)相等
D．当lg＝2时，若两溶液同时升高温度，则增大
解析：根据题图信息可判断MOH是强碱，而ROH为弱碱，A项正确；ROH是弱碱，加水稀释时，电离程度增大，B项正确；若两溶液无限稀释，pH最终无限接近于7，它们的c(OH－)相等，C项正确；当lg＝2时，两溶液同时升温，由于ROH是弱碱，c(R＋)增大，c(M＋)不变，则减小，D项错误。
答案：D
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19
-第24讲　水的电离和溶液的酸碱性
【课标要求】　1.了解水的电离、离子积常数。2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
考点1　水的电离
1．水的电离
水是极弱的电解质，水的电离方程式为
H2O＋H2O?H3O＋＋OH－或
H2O?H＋＋OH－。
2．水的离子积常数
(1)表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
(2)室温下：Kw＝1×10－14。
(3)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。
(4)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
3．影响水电离平衡的因素
填写外界条件对水电离平衡的具体影响
　　
体系变化条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c(OH－)
c(H＋)
HCl
逆
不变
减小
减小
增大
NaOH
逆
不变
减小
增大
减小
可水解的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
其他：如加入Na
正
不变
增大
增大
减小
　(1)水的电离平衡移动符合勒夏特列原理。(　　)
(2)100
℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6
mol·L－1，此时水呈酸性。(　　)
(3)室温下，0.1
mol·L－1的盐酸与0.1
mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等。(　　)
(4)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c(H＋)和c(OH－)相等。(　　)
(5)某温度下，纯水中c(H＋)＝2.0×10－7
mol·L－1，则此时c(OH－)＝5×10－8
mol·L－1。(　　)
答案：(1)√　(2)×　(3)√　(4)√　(5)×
　甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c(H＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。你认为哪种说法正确？并说明原因。水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)是增大还是减小？
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
___________________________________________________________________。
答案：甲正确，温度不变，Kw是常数，加入H2SO4，c(H＋)增大，c(H＋)·c(OH－)>Kw，平衡左移。
c(H＋)·c(OH－)不变，因为Kw仅与温度有关，温度不变，则Kw不变，与外加酸、碱、盐无关
题组一　影响水电离平衡的因素及结果判断
1．25
℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl　②NaOH　③H2SO4　④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是(　　)
A．④>③>②>①　　　　
B．②>③>①>④
C．④>①>②>③
D．③>②>①>④
解析：②③分别为碱、酸，抑制水的电离；④中NH水解促进水的电离；①NaCl不影响水的电离。
答案：C
2．(双选)一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图所示，下列说法正确的是(　　)
A．升高温度，可能引起由c向b的变化
B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－14
C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化
D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
解析：升高温度时，水的电离平衡右移，c(H＋)和c(OH－)均增大，Kw随之增大，而c和b对应的Kw相等，A项不正确；由图中数据可计算出该温度下，水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14，B项正确；加入FeCl3后，由于Fe3＋水解促进了水的电离，使c(H＋)增大，c(OH－)减小，但Kw不变，可引起由b向a的变化，C项正确；该温度下，稀释溶液，Kw不变，而c和d对应的Kw不相等，D项错误。
答案：BC
3．如图表示不同温度下的水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(　　)
A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw
B．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)
C．图中T1＜T2
D．XZ线上任意点均有pH＝7
解析：水的离子积常数表达式为Kw＝c(H＋)·c(OH－)，适用于水及较稀的水溶液，A项正确；观察题中图示，XZ线表示溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)，M区域溶液呈碱性，c(OH－)>c(H＋)，B项正确；H2O(l)?H＋(aq)＋OH－(aq)　ΔH>0，升高温度平衡正向移动，图中Z点Kw＝1×10－6.5×1×10－6.5＝1×10－13大于X点的Kw＝1×10－7×1×10－7＝1×10－14，所以T2>T1，C项正确；XZ线上任意点表示溶液呈中性，由于各点温度不同，故pH不同，D项错误。
答案：D
[归纳提升]
水电离平衡移动的判断
(1)促进水的电离
(2)抑制水的电离
题组二　水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算
4．常温下，计算下列溶液中由水电离出的c(H＋)或c(OH－)。
(1)pH＝2的盐酸：c(H＋)水＝________。
(2)pH＝11的NaOH溶液：c(OH－)水＝________。
(3)pH＝2的FeCl3溶液：c(H＋)水＝________。
(4)pH＝11的Na2CO3溶液：c(OH－)水＝________。
解析：(1)pH＝2，c(H＋)＝1×10－2
mol·L－1，c(H＋)水＝c(OH－)水＝
mol·L－1＝1×10－12
mol·L－1。
(2)pH＝11，c(H＋)＝1×10－11
mol·L－1，c(H＋)水＝c(H＋)＝1×10－11
mol·L－1；又c(OH－)水＝c(H＋)水，故c(OH－)水＝1×10－11
mol·L－1。
(3)pH＝2，c(H＋)＝1×10－2
mol·L－1，在FeCl3溶液中c(H＋)水＝c(H＋)＝1×10－2
mol·L－1。
(4)pH＝11，c(H＋)＝1×10－11
mol·L－1，c(OH－)＝1×10－3
mol·L－1，在Na2CO3溶液中c(OH－)水＝c(OH－)＝1×10－3
mol·L－1。
答案：(1)1×10－12
mol·L－1
(2)1×10－11
mol·L－1
(3)1×10－2
mol·L－1
(4)1×10－3
mol·L－1
5．某温度下[Kw＝1×10－12
(mol·L－1)2]，计算下列溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)。
(1)蒸馏水中c(H＋)水＝________。
(2)0.1
mol·L－1
NaOH溶液中c(OH－)水＝________。
(3)pH＝11
Na2CO3溶液中c(OH－)水＝________。
解析：(1)c(H＋)水＝
＝1×10－6
mol·L－1。
(2)c(OH－)＝0.1
mol·L－1，c(H＋)＝
mol·L－1＝1×10－11
mol·L－1，c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(H＋)＝1×10－11
mol·L－1。
(3)pH＝11，c(H＋)＝1×10－11
mol·L－1，c(OH－)＝
mol·L－1＝0.1
mol·L－1。
答案：(1)1×10－6
mol·L－1　(2)1×10－11
mol·L－1
(3)0.1
mol·L－1
[归纳提升]
理清溶液中H＋或OH－的来源
(1)中性溶液中：H＋或OH－均全部来自水的电离。
(2)酸或NaHSO4溶液中：OH－全部来自水的电离，H＋来自水的电离和溶质的电离；c(OH－)＝c(OH－)水＝c(H＋)水。
(3)碱的溶液中：H＋全部来自水的电离，OH－来自水的电离和碱的电离；c(H＋)＝c(H＋)水＝c(OH－)水。
(4)水解呈酸性的盐溶液中：H＋全部来自水的电离。
(5)水解呈碱性的盐溶液中：OH－全部来自水的电离。
题组三　酸碱中和反应过程中水的电离程度分析
6．常温下，向20
mL
0.1
mol·L－1氨水中滴加盐酸，溶液中由水电离出的c(H＋)随加入盐酸体积的变化如图所示。则下列说法正确的是(　　)
A．b、d两点为恰好完全反应点
B．c点溶液中，c(NH)＝c(Cl－)
C．a、b之间的任意一点：c(Cl－)>c(NH)，c(H＋)>c(OH－)
D．常温下，0.1
mol·L－1氨水的电离常数K约为1×10－5
解析：向氨水中逐滴加入盐酸，水的电离程度由小逐渐变大，后又逐渐减小；b点表示过量氨水的电离与NH的水解程度相互“抵消”；c点NH的水解程度达到最大，也是恰好反应点；再继续加入盐酸，盐酸过量抑制水的电离，A项错误；c点溶质是NH4Cl，因NH水解，故c(NH)mol·L－1－0.001
mol·L－1≈0.1
mol·L－1，则氨水的电离常数K＝
eq
\f(c（NH）·c（OH－）,c（NH3·H2O）)
≈＝1×10－5，D项正确。
答案：D
7．常温下，向20.00
mL
0.1
mol·L－1HA溶液中滴入0.1
mol·L－1
NaOH溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[－lg
c水(H＋)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示。下列说法中不正确的是(　　)
A.常温下，Ka(HA)约为10－5
B．M、P两点溶液对应的pH＝7
C．b＝20.00
D．M点后溶液中均存在c(Na＋)＞c(A－)
解析：0.1
mol·L－1
HA溶液中，－lg
c水(H＋)
＝11，c水(H＋)＝c水(OH－)＝10－11mol·L－1，根据常温下水的离子积求出溶液中c(H＋)＝＝10－3mol·L－1，HA?H＋＋A－，c(H＋)＝c(A－)＝10－3mol·L－1，Ka(HA)＝＝＝10－5，A项正确；N点水电离出的H＋浓度最大，说明HA与NaOH恰好完全反应生成NaA，P点溶质为NaOH和NaA，溶液显碱性，即P点pH不等于7，B项错误；当加入b
mL
NaOH溶液时水的电离程度达到最大，即溶质为NaA，说明HA和NaOH恰好完全反应，b＝20.00，C项正确；M点溶液pH＝7，根据溶液呈电中性，存在c(Na＋)＝c(A－)，M点后，c(Na＋)>c(A－)，D项正确。
答案：B
考点2　溶液的酸碱性与pH
一、溶液的酸碱性与pH
1．定义：pH＝－lg_c(H＋)，广范pH的范围为0～14。
[提醒]　当溶液中c(H＋)或c(OH－)大于1
mol·L－1时，不用pH表示溶液的酸碱性。
2．pH与溶液酸碱性的关系(25
℃时)(填“＞”“＝”或“＜”)
(1)酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)，常温下，pH＜7。
(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。
(3)碱性溶液：c(H＋)＜c(OH－)，常温下，pH＞7。
3．pH的测定
(1)pH试纸方法：取一小片试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色稳定后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
(2)pH计测量法。
二、溶液pH的计算
1．单一溶液pH的计算
(1)强酸溶液：如HnA，设浓度为c
mol·L－1，c(H＋)＝nc
mol·L－1，pH＝－lg
c(H＋)＝－lg_nc。
(2)强碱溶液(25
℃)：如B(OH)n，设浓度为c
mol·L－1，c(H＋)＝mol·L－1，pH＝－lg
c(H＋)＝14＋lg_nc。
2．两强酸混合后溶液pH的计算
由c(H＋)混＝，先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。
3．两强碱混合后pH的计算
由c(OH－)混＝，先求出混合后的c(OH－)混，再通过Kw求出c(H＋)混，最后求pH。
4．强酸与强碱混合后pH的计算
强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，即H＋＋OH－===H2O，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况：
(1)若恰好中和，pH＝7(25
℃时)。
(2)若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH。
(3)若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过Kw求出c(H＋)，最后求pH。
5．溶液稀释后求pH
(1)对于强酸溶液，每稀释10倍，pH增大1；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大不足1。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。
(2)对于强碱溶液，每稀释10倍，pH减小1；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小不足1。无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。
　(1)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性。(　　)
(2)某溶液的c(H＋)>10－7
mol·L－1，则该溶液呈酸性。(　　)
(3)某溶液的pH＝7，该溶液一定显中性。(　　)
(4)100
℃时Kw＝1.0×10－12，0.01
mol·L－1盐酸的pH＝2，0.01
mol·L－1的NaOH溶液的pH＝10。(　　)
(5)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低。(　　)
(6)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4。(　　)
(7)用pH计测得某溶液的pH为7.45。(　　)
(8)一定温度下，pH＝a的氨水，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1。(　　)
答案：(1)√　(2)×　(3)×　(4)√　(5)×　(6)×　(7)√　(8)×
　用广范pH试纸测溶液的pH时应注意什么问题？记录数据时又要注意什么？是否可用广范pH试纸测定氯水的pH?
_____________________________________________________________________
_____________________________________________________________________
___________________________________________________________________。
答案：pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差；用pH试纸读出的pH只能是整数；不能用pH试纸测定氯水的pH，因为氯水呈现强氧化性(漂白性)
题组一　有关溶液pH的计算
1．常温下，求下列溶液的pH(已知lg
2＝0.3)，写出计算过程。
(1)0.1
mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)。
(2)0.1
mol·L－1
NH3·H2O溶液(NH3·H2O的电离度为α＝1%，电离度＝×100%)。
(3)将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合。
(4)将pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合。
_____________________________________________________________________
_____________________________________________________________________
_____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
答案：(1)设CH3COOH溶液中c(H＋)为x
mol·L－1，
　　　　　　　
CH3COOH
?
H＋
＋
CH3COO－
起始/(mol·L－1)
0.1
0
0
平衡/(mol·L－1)
0.1－x
x
x
＝1.8×10－5
mol·L－1，
x≈1.3×10－3
mol·L－1，pH＝3－lg
1.3≈2.9。
(2)c(OH－)＝0.1
mol·L－1×1%＝1×10－3
mol·L－1
c(H＋)＝1×10－11
mol·L－1，pH＝11。
(3)pH＝8的NaOH溶液中c(OH－)＝10－6mol·L－1，pH＝10的NaOH溶液中c(OH－)＝10－4mol·L－1等体积混合后，c(OH－)＝mol·L－1≈5×10－5mol·L－1，c(H＋)＝2×10－10mol·L－1。pH＝－lg(2×10－10)＝10－lg
2＝9.7。
(4)设盐酸的体积为11
L，则NaOH溶液的体积为9
L，pH＝5的盐酸中c(H＋)＝10－5mol·L－1，pH＝9的NaOH溶液中c(OH－)＝10－5mol·L－1，二者混合后H＋过量，其浓度c(H＋)＝mol·L－1＝1×10－6mol·L－1，pH＝6。
2．(1)已知T
℃，Kw＝1×10－13，则T
℃________(填“>”“<”或“＝”)25
℃。在T
℃时，将pH＝11的NaOH溶液a
L与pH＝1的硫酸b
L混合(忽略混合后溶液体积的变化)，若所得混合溶液的pH＝10，则a∶b＝________。
(2)25
℃时，有pH＝x的盐酸和pH＝y的氢氧化钠溶液(x≤6，y≥8)，取a
L该盐酸与b
L该氢氧化钠溶液反应，恰好完全中和，求：
①若x＋y＝14，则＝________(填数值)；
②若x＋y＝13，则＝________(填数值)；
③若x＋y>14，则＝________(填表达式)。
④该盐酸与该氢氧化钠溶液完全中和，两溶液的pH(x、y)的关系式为________(填表达式)。
解析：(1)水的离子积常数随温度升高而增大，故T
℃>25
℃；T
℃下，pH＝11的氢氧化钠溶液，c(OH－)为0.01
mol·L－1；pH＝1的硫酸溶液c(H＋)＝0.1
mol·L－1，混合后所得溶液的pH＝10，则有＝10－3，a∶b＝101∶9。
(2)由题知a×10－x＝b×10－14＋y；＝10－14＋x＋y，①x＋y＝14，则＝1；②x＋y＝13，则＝0.1；③x＋y>14，则＝10x＋y－14；④盐酸与该氢氧化钠溶液完全中和，两溶液的pH(x、y)的关系式为x＋y＝14＋lg
。
答案：(1)>　101∶9
(2)①1　②0.1　③10x＋y－14　④x＋y＝14＋lg
题组二　pH概念的拓展应用
3．某温度下，向一定体积0.1
mol·L－1的氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，溶液中pOH
[pOH＝－lg
c(OH－)]与pH的变化关系如图所示。下列说法不正确的是(　　)
A．M点和N点溶液中H2O的电离程度相同
B．Q点溶液中，c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)
C．M点溶液的导电性小于Q点溶液的导电性
D．N点溶液加水稀释，
eq
\f(c（NH）,c（NH3·H2O）)
变小
解析：由于M点碱过量，N点酸过量，M点溶液中氢氧根离子浓度与N点溶液中氢离子浓度相同，对水的电离抑制能力相同，故两点水的电离程度相同，A正确；Q点时pH＝pOH，说明溶液呈中性，根据电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，则c(NH)＝c(Cl－)，B错误；M点溶液中主要溶质为一水合氨，为弱电解质，在溶液中部分电离，溶液中离子浓度较小，Q点溶液中溶质主要为氯化铵，为强电解质，溶液中离子浓度较大，故M点溶液的导电能力小于Q点，C正确；N点溶液加水稀释，Kb＝
eq
\f(c（NH）·c（OH－）,c（NH3·H2O）)
，温度不变，Kb不变，加水稀释氢离子浓度减小，c(OH－)增大，所以
eq
\f(c（NH）,
c（NH3·H2O）)
变小，故D正确。
答案：B
4．若用AG表示溶液的酸度，AG的定义为AG＝lg
。室温下实验室中用0.01
mol·L－1的氢氧化钠溶液滴定20.00
mL
0.01
mol·L－1醋酸，滴定过程如图所示，下列叙述正确的是(　　)
A．室温下，醋酸的电离常数约为10－5
B．A点时加入氢氧化钠溶液的体积为20.00
mL
C．若B点为40
mL，所得溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
D．从A到B，水的电离程度逐渐变大
答案：A
题组三　酸碱混合pH规律与应用
5．在某温度时，测得0.01
mol·L－1的NaOH溶液的pH＝11。
(1)该温度下水的离子积常数Kw＝________。
(2)在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液Va
L与pH＝b的硫酸Vb
L混合。
①若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则
Va∶Vb＝________。
②若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则
Va∶Vb＝________。
解析：(1)由题意知，溶液中c(H＋)＝10－11
mol·L－1，c(OH－)＝0.01
mol·L－1，故Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－13。
(2)①根据中和反应：H＋＋OH－===H2O。
c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱
10－2·Vb＝10－13/10－12·Va
＝＝1∶10。
②根据中和反应H＋＋OH－===H2O
c(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va
10－b·Vb＝10－13/10－a·Va
＝＝1013－(a＋b)＝10，即Va∶Vb＝10∶1。
答案：(1)1×10－13　(2)①1∶10　②10∶1
考点3　酸碱中和滴定
1．实验原理
(1)原理：用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。
(2)实验关键
①准确测定标准溶液的体积。
②准确判断滴定终点。
(3)常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂
变色范围的pH
石蕊
<5.0红色
5.0～8.0紫色
>8.0蓝色
甲基橙
<3.1红色
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
<8.2无色
8.2～10.0浅红色
>10.0红色
2.实验用品
(1)仪器
图(A)是酸式滴定管，图(B)是碱式滴定管，滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管。
①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。
②精确度：读数可估计到0.01
mL。
③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。
④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。
3．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
(1)滴定前的准备
①滴定管：查漏→蒸馏水洗涤→用待装液润洗→装液→排泡→调液面→记录。
②锥形瓶：蒸馏水洗涤→装液→加指示剂。
(2)滴定
(3)终点判断：当滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点，并记录标准液的体积。
4．数据处理
按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。但要注意某个数值与其他数据相差较大时，应该舍去。
　(1)KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装。(　　)
(2)用碱式滴定管准确量取20.00
mL的NaOH溶液。(　　)
(3)将液面在0
mL处的25
mL的酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25
mL。(　　)
(4)中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入2～3
mL。(　　)
(5)中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待装液润洗。(　　)
(6)滴定终点就是酸碱恰好中和的点。(　　)
(7)滴定管盛标准溶液时，调液面一定要调到“0”刻度。(　　)
(8)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁。(　　)
答案：(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×　(7)×　(8)√
　滴定终点的判断
(1)用a
mol·L－1的HCl滴定未知浓度的NaOH溶液，用酚酞做指示剂，达到滴定终点的现象是____________________________________________________________________
___________________________________________________________________。
若用甲基橙做指示剂，滴定终点现象是____________________________________________________________________
___________________________________________________________________。
(2)用标准碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，应选用________做指示剂，达到滴定终点的现象是_____________________________。
(3)用标准酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以测定水中SO2的含量，是否需要选用指示剂_______________________(填“是”或“否”)，达到滴定终点的现象是__________________________________________________。
答案：(1)滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色，且半分钟内不恢复红色　当滴入最后一滴标准液，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不恢复黄色
(2)淀粉溶液　当滴入最后一滴标准液，溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色
(3)否　当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液，溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色
题组一　中和滴定仪器及指示剂的选择
1．用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，参考如图所示仪器从下表中选出正确选项(　　)
答案：D
2．实验室现有3种酸碱指示剂，其pH变色范围如下：甲基橙：3.1～4.4　石蕊：5.0～8.0　酚酞：8.2～10.0
用0.100
0
mol·L－1NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，反应恰好完全时，下列叙述正确的是(　　)
A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞做指示剂
B．溶液呈中性，只能选用石蕊做指示剂
C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞做指示剂
D．溶液呈碱性，只能选用酚酞做指示剂
解析：NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好反应生成CH3COONa时，CH3COO－水解显碱性，而酚酞的变色范围为8.2～10.0，比较接近。
答案：D
[归纳提升]
指示剂选择的基本原则
变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
1．不能用石蕊做指示剂。
2．滴定终点为碱性时，用酚酞做指示剂。
3．滴定终点为酸性时，用甲基橙做指示剂，例如用盐酸滴定氨水。
4．强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
题组二　滴定数据的处理和误差分析
3．某学生用0.200
0
mol·L－1的标准NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，其操作步骤如下：
①用蒸馏水洗涤碱式滴定管，并立即注入NaOH溶液至“0”刻度线以上；
②固定好滴定管并使滴定管尖嘴充满液体；
③调节液面至“0”或“0”刻度线以下某一刻度，并记下读数；
④移取20.00
mL待测液注入洁净的锥形瓶中，并加入2滴酚酞溶液；
⑤用标准液滴定至终点，记下滴定管液面读数。
请回答：
(1)以上步骤有错误的是________(填序号)，该错误操作会导致测定结果________(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。
(2)根据下列数据：请计算待测盐酸溶液的浓度为________
mol/L。
滴定次数
待测溶液体积(mL)
标准NaOH溶液读数记录(mL)
滴定前读数
滴定后读数
第一次
20.00
0.40
20.40
第二次
20.00
4.00
24.00
第三次
20.00
2.00
24.10
答案：(1)①　偏大　(2)0.200
0
4．用标准盐酸溶液滴定未知浓度的NaOH溶液(酚酞作指示剂)，用“偏高”“偏低”或“无影响”填空。
(1)酸式滴定管未用标准溶液润洗。________。
(2)锥形瓶用待测溶液润洗。________。
(3)锥形瓶洗净后还留有蒸馏水。________。
(4)放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失。________。
(5)酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失。________。
(6)部分酸液滴出锥形瓶外。________。
(7)酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)。________。
(8)酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)。________。
答案：(1)偏高　(2)偏高　(3)无影响　(4)偏低　(5)偏高　(6)偏高　(7)偏低　(8)偏高
　滴定曲线(pH曲线)分析
1．图示强酸与强碱滴定过程中pH曲线
(以0.100
0
mol·L－1
NaOH溶液滴定20.00
mL
0.100
0
mol·L－1盐酸为例)
2．强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较
氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线
盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线
曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高
突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)
[提醒]　恰好中和＝酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性。
[考能突破练]
1．若向20
mL稀氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，则下列变化趋势正确的是(　　)
解析：由于稀氨水显碱性，首先排除选项A和C；两者恰好反应时溶液显酸性，排除选项D。
答案：B
2．常温下，用0.10
mol·L－1
NaOH溶液分别滴定20.00
mL
0.10
mol·L－1
HCl溶液和20.00
mL
0.10
mol·L－1
CH3COOH溶液，得到两条滴定曲线，如图所示，则下列说法正确的是(　　)
A．图2是滴定盐酸的曲线
B．a与b的关系是aC．E点对应离子浓度由大到小的顺序可能为c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)
D．这两次滴定都可以用甲基橙作为指示剂
答案：C
3．如图曲线a和b是盐酸与NaOH的相互滴定的滴定曲线，下列叙述正确的是(　　)
A．盐酸的物质的量浓度为1
mol·L－1
B．P点时反应恰好完全，溶液呈中性
C．曲线a是盐酸滴定NaOH的滴定曲线
D．酚酞不能用作本实验的指示剂
解析：根据曲线a知，滴定前盐酸的pH＝1，c(HCl)＝0.1
mol·L－1，A错误；P点表示盐酸与NaOH恰好完全中和，溶液呈中性，B正确；曲线a是NaOH溶液滴定盐酸的曲线，曲线b是盐酸滴定NaOH溶液的曲线，C错误；强酸与强碱相互滴定，可以用酚酞作指示剂，D错误。
答案：B
　滴定实验的类型与计算技巧
1．酸碱中和滴定
[典例1]　海水中溶解无机碳占海水总碳的95%以上，其准确测量是研究海洋碳循环的基础，测量溶解无机碳，可采用如下方法：
(1)气提、吸收CO2，用N2从酸化后的海水中吹出CO2并用碱液吸收(装置示意图如下)。
(2)滴定。将吸收液洗后的无机碳转化为NaHCO3，再用x
mol/L
HCl溶液滴定，消耗y
mL
HCl溶液，海水中溶解无机碳的浓度＝________
mol/L。
[解析]　第一步：根据题中信息，确定滴定反应
NaHCO3　＋　HCl===NaCl＋CO2↑＋H2O
1
　1
N
　x
mol/L×y×10－3
L
第二步：抓关键元素守恒，构建各物质关系式
碳元素守恒：NaHCO3的碳原子源自CO2，确认n(CO2)＝n(HCO)
该滴定过程物质转化的关系式为CO2～HCO～HCl
解得n(CO2)＝n(HCl)＝xy×10－3
mol
第三步：运用相关概念、原理解答问题
由n(CO2)＝xy×10－3
mol
得c(CO2)＝xy/z
mol/L
[答案]　(2)xy/z
2．氧化还原滴定
[典例2]　水中溶氧量(DO)是衡量水体自净能力的一个指标，通常用每升水中溶解氧分子的质量表示，单位mg/L，我国《地表水环境质量标准》规定，生活饮用水源的DO不能低于5
mg/L。某化学小组同学设计了下列装置(夹持装置略)，测定某河水的DO。
Ⅰ.测定原理
碱性体积下，O2将Mn2＋氧化为MnO(OH)2：①2Mn2＋＋O2＋4OH－===2MnO(OH)2↓；酸性条件下，MnO(OH)2将I－氧化为I2：②MnO(OH)2＋I－＋H＋―→Mn2＋＋I2＋H2O(未配平)；用Na2S2O3标准溶液滴定生成的I2：③2S2O＋I2===S4O＋2I－。
Ⅱ.测定步骤
a．安装装置，检验气密性，充N2排尽空气后，停止充N2。
b．向烧瓶中加入200
mL水样。
c．向烧瓶中依次迅速加入1
mL
MnSO4无氧溶液(过量)、2
mL碱性KI无氧溶液(过量)，开启搅拌器，至反应①完全。
d．搅拌并向烧瓶中加入2
mL硫酸无氧溶液至反应②完全，溶液为中性或弱酸性。
e．从烧瓶中取出40.00
mL溶液，以淀粉作指示剂，用0.010
00
mol/L
Na2S2O3溶液进行滴定，记录数据。
f．……
g．处理数据(忽略氧气从水样中的溢出量和加入试剂后水样体积的变化)。
回答下列问题：
步骤e中达到滴定终点的标志为____________。若某次滴定消耗Na2S2O3溶液4.50
mL，水样的DO＝________
mg/L(保留一位小数)。作为饮用水源，此次测得DO是否达标________(填“是”或“否”)。
[解析]　第一步：确定滴定反应
　2S2O　　
　＋　　　　I2===S4O＋2I－
2
1
0．010
00
mol/L×4.50×10－3
L
n
第二步：由反应①②③各物质的配比，构建各物质关系式
①2Mn2＋＋O2＋4OH－===2MnO(OH)2↓
②MnO(OH)2＋2I－＋4H＋===Mn2＋＋I2＋3H2O
③2S2O＋I2===S4O＋2I－
该滴定过程转化的关系式为O2～2MnO(OH)2～2I2～4S2O
n(O2)＝×n
(S2O)＝×0.010
00
mol/L×4.50×10－3
L＝1.125×10－5
mol
第三步：运用相关概念、原理解答问题
该河水的DO＝×1.125×10－5
mol×32
g/mol＝9.0×10－3
g/L＝9.0
mg/L>5.0
mg/L
[答案]　溶液蓝色褪去(且半分钟内不变色)　9.0　是
3．电势滴定
[典例3]　某学习小组按如下实验流程探究海带中碘含量的测定。
取0.010
0
mol·L－1的AgNO3标准溶液装入滴定管，取100.00
mL海带浸取原液至滴定池，用电势滴定法测定碘含量。测得的电动势(E)反映溶液中c(I－)的变化，部分数据如下表：
V(AgNO3)/mL
15.00
19.00
19.80
19.98
20.00
20.02
21.00
23.00
25.00
E/mV
－225
－200
－150
－100
50.0
175
275
300
325
请回答：
(1)根据表中数据绘制滴定曲线：
(2)该次滴定终点时用去AgNO3溶液的体积为________
mL，计算得海带中碘的百分含量为________%。
[解析]　第一步：确定滴定反应
Ag＋　　　＋　　　I－　===　AgI
1
1
0．010
0
mol/L×20×10－3
L
n
第二步：构建关系式
该滴定过程转化的关系式为Ag＋～I－
n(I－)＝0.010
0
mol/L×20×10－3
L×500/100＝1×10－3
mol
第三步：运用相关概念、原理解答问题
×100%＝0.635%
[答案]　(1)如图
(2)20.00　0.635%
4．配位(络合)滴定
[典例4]　无水MgBr2可用作催化剂。实验室采用镁屑与液溴为原料制备无水MgBr2。为测定产品的纯度，可用EDTA(简写为Y4－)标准溶液滴定，反应的离子方程式：Mg2＋＋Y4－===MgY2－。
测定时，先称取0.250
0
g无水MgBr2产品，溶解后，用0.050
0
mol·L－1的EDTA标准溶液滴定至终点，消耗EDTA标准溶液26.50
mL，则测得无水MgBr2产品的纯度是________(以质量分数表示)。
[解析]　第一步：确定滴定反应
Mg2＋　　＋　　Y4－　===　MgY2－
　
1
　1
　
n　　0.050
0
mol/L×26.50×10－3
L
第二步：构建关系式
该滴定过程转化的关系式为MgBr2～Mg2＋～Y4－
n(MgBr2)＝0.050
0
mol/L×26.5×10－3
L＝1.325×10－3
mol
第三步：运用相关概念、原理解答问题
×100%≈97.5%
[答案]　97.5%
5．沉淀滴定
[典例5]　已知AgCl、Ag2CrO4(砖红色)的Ksp分别为2×10－10和1.12×10－12。分析化学中，测定含氯的中性溶液中Cl－的含量，以K2CrO4作指示剂，用AgNO3溶液滴定。滴定过程中首先析出沉淀________，达到滴定终点的实验现象为__________________________，滴定终点时，溶液中的CrO浓度为________
mol·L－1时合适。
[解析]　第一步：依题意Ag＋与Cl－、CrO都生成沉淀，利用溶度积计算比较两者所需Ag＋，Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝2×10－10，因c(Ag＋)＝c(Cl－)解得c(Ag＋)＝1.4×10－5
mol/L；Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)·c(CrO)＝c2(Ag＋)·[c(Ag＋)/2]＝1.12×10－12，解得c(Ag＋)＝1.3×10－4
mol/L。
确定滴定反应　Ag＋(aq)＋Cl－(aq)?AgCl(s)
指示剂反应　2Ag＋(aq)＋CrO(aq)?
第二步：构建关系式
因沉淀顺序，遵循溶解度最小原则，Ag＋与Cl－、CrO都能生成沉淀时，生成AgCl沉淀所需c(Ag＋)小，先沉淀。达到终点，滴定反应完全，指示剂反应刚开始。
计算指示剂c(CrO)，采用逆向思维，求c(CrO)需c(Ag＋)，要求c(Ag＋)又需知c(Cl－)，滴定终点，c(Cl－)小于1×10－5
mol/L才叫完全沉淀。
第三步：运用相关概念、原理解答问题
滴定终点时：c(Ag＋)＝＝
mol/L＝2×10－5
mol/L，将c(Ag＋)代入Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)·c(CrO)＝1.12×10－12，解得c(CrO)＝2.8×10－3
mol/L。
[答案]　AgCl　滴最后一滴AgNO3溶液时，有砖红色沉淀现象出现则达到终点　2.8×10－3
6．返滴定
[典例6]　盐基度B是衡量絮凝剂絮凝效果的重要指标，定义式为B＝(n为物质的量)。为测量样品的B值，取样品m
g，准确加入过量盐酸，充分反应，再加入煮沸后冷却的蒸馏水，以酚酞为指示剂，用c
mol·L－1的标准NaOH溶液进行中和滴定(部分操作略去，已排除铁离子干扰)。到终点时消耗NaOH溶液V
mL。按照上述步骤做空白对照试验，消耗NaOH溶液V0
mL，已知该样品中Fe的质量分数w，则B的表达式：________________________________________________________________________。
[解析]　第一步：确定滴定反应
与样品(絮凝剂)反应后余盐酸与NaOH溶液的反应。
H＋　＋　OH－　===　H2O
1
　1
n　　c
mol/L×V×10－3
L
第二步：构建关系式
盐酸的总量(空白实验)＝c
mol/L×V0×10－3
L
盐酸量(滴定)＝c
mol/L×V×10－3
L
盐酸的总量(空白实验)＝与样品(絮凝剂)中OH－反应＋盐酸量(滴定)
第三步：运用相关概念、原理解答问题
B＝＝
＝。
[答案]　
授课提示：对应学生用书第176页
1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)(2018·高考全国卷Ⅲ)用标准HCl溶液滴定NaHCO3溶液来测定其浓度，选择酚酞为指示剂。(　　)
(2)(2016·高考海南卷)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁。(　　)
(3)(2015·高考广东卷)用稀NaOH滴定盐酸，用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定。(　　)
(4)(2015·高考江苏卷)中和滴定时，滴定管用所盛装的反应液润洗2～3次。(　　)
答案：(1)×　(2)√　(3)×　(4)√
2．(2018·高考全国卷Ⅰ)Na2S2O5可用作食品的抗氧化剂。在测定某葡萄酒中Na2S2O5残留量时，取50.00
mL葡萄酒样品，用0.010
00
mol·L－1的碘标准液滴定至终点，消耗10.00
mL。滴定反应的离子方程式为_______________________，该样品中Na2S2O5的残留量为________g·L－1(以SO2计)。
解析：根据电子、电荷及质量守恒，可写出反应的离子方程式为S2O＋2I2＋3H2O===2SO＋4I－＋6H＋，n(S2O)＝×n(I2)＝×0.010
00
mol·L－1×10.00×10－3L＝5×10－5mol，该样品中S2O的残留量(以SO2计)为5×10－5mol×2×64
g·mol－1×＝0.128
g·L－1。
答案：S2O＋2I2＋3H2O===2SO＋4I－＋6H＋　0.128
3．(2019·高考全国卷Ⅱ)成品中S2－的含量可以用“碘量法”测得。称取m
g样品，置于碘量瓶中，移取25.00
mL
0.100
0
mol·L－1的I2－KI溶液于其中，并加入乙酸溶液，密闭，置暗处反应5
min，有单质硫析出。以淀粉为指示剂，过量的I2用0.100
0
mol·L－1
Na2S2O3溶液滴定，反应式为I2＋2S2O===2I－＋S4O。测定时消耗Na2S2O3溶液体积V
mL。终点颜色变化为________________________，样品中S2－的含量为________________(写出表达式)。
解析：淀粉溶液遇到I2溶液变蓝，当Na2S2O3将I2消耗完后，溶液由浅蓝色变至无色，即滴定终点时，溶液会由浅蓝色变至无色。设Na2S2O3消耗的I2的物质的量为n1。
由化学方程式可得：
I2　　＋　　　
2S2O　===　2I－＋S4O
1
mol　　　　　　2
mol
n1　
　0.100
0
mol·L－1×V×10－3
L
则n1＝V×
0.100
0×10－3
mol
设样品中S2－的含量为w，则由反应
I2＋S2－　　　　
　===　　　　　2I－＋S↓可得：
I2　　　　　　　　　　～　　　S2－
1
mol　　　　　
32
g
25．00×10－3
L×0.100
0
mol·L－1
－V×0.100
0×10－3
mol　
m
g×w
由此可得：w＝×100%。
答案：浅蓝色至无色且半分钟内不恢复蓝色
×100%
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-
23
-第25讲　盐类水解
【课标要求】　1.了解盐类水解的原理。2.了解影响水解程度的主要因素。3.了解盐类水解的应用。
考点1　盐类水解及其规律
授课提示：对应学生用书第177页
1．实质
盐电离―→―→生成弱电解质―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→c(H＋)≠c(OH－)―→溶液呈碱性、酸性或中性。
2．特点
3．规律
有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
盐的类型
实例
是否水解
水解的离子
溶液的酸碱性
强酸强碱盐
NaCl、KNO3
否
中性
强酸弱碱性
NH4Cl、Cu(NO3)2
是
NH、Cu2＋
酸性
弱酸强碱盐
CH3COONa、NaHCO3
是
CH3COO－、HCO碱性
4.表示方法——盐类水解离子方程式
(1)一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“?”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。
(3)多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成。
　(1)溶液呈中性的盐一定是强酸、强碱生成的盐。(　　)
(2)盐溶液的酸碱性主要决定于形成盐的酸和碱的相对强弱。(　　)
(3)某盐的溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应。(　　)
(4)已知酸性：HF>CH3COOH，所以等浓度的CH3COONa的碱性强于NaF。(　　)
(5)NaHCO3溶液中HCO能电离出H＋，因此NaHCO3溶液显酸性。(　　)
(6)可溶性铝盐都能发生水解反应。(　　)
(7)常温下，pH＝11的CH3COONa溶液和pH＝3的CH3COOH溶液，水的电离程度相同。(　　)
答案：(1)×　(2)√　(3)×　(4)√　(5)×　(6)√　(7)×
　为探究纯碱溶液呈碱性是由CO引起的，请你设计一个简单的实验方案：_____________________________________________________________________
_____________________________________________________________________
____________________________________________________________________。
答案：向纯碱溶液中滴入酚酞溶液，溶液显红色；若再向该溶液中滴入过量氯化钙溶液，产生白色沉淀，且溶液的红色褪去。则可以说明纯碱溶液呈碱性是由CO引起的
题组一　盐类水解反应离子方程式的书写
1．(1)NH4Cl溶于D2O中
_____________________________________________________。
(2)对于易溶于水的正盐MnRm溶液，若pH>7，其原因是________________________________________________________________________；(用离子方程式说明，下同)；
若pH<7，其原因是_______________________________________________。
答案：(1)NH＋D2O?NH3·HDO＋D＋
(2)Rn－＋H2O?HR(n－1)－＋OH－
Mm＋＋mH2O?M(OH)m＋mH＋
2．(1)实验室制备Fe(OH)3胶体
_____________________________________________________________________
__________________________________________________________________。
(2)NaHS溶液呈碱性的原因
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________。
(3)将NaHCO3溶液与AlCl3溶液混合
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案：(1)Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
(2)HS－＋H2O?H2S＋OH－
(3)Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
题组二　盐类水解的实质与规律
3．相同温度、相同浓度下的八种溶液，其pH由小到大的顺序如图所示，图中①②③④⑤代表的物质可能分别为(　　)
A．NH4Cl(NH4)2SO4　CH3COONa　NaHCO3　NaOH
B．(NH4)2SO4　NH4Cl　CH3COONa　NaHCO3　NaOH
C．(NH4)2SO4　NH4Cl　NaOH　CH3COONa　NaHCO3
D．CH3COOH　NH4Cl　(NH4)2SO4　NaHCO3　NaOH
解析：酸性从大到小的顺序为电离呈酸性>水解呈酸性>中性>水解呈碱性>电离呈碱性。
答案：B
4．相同温度下，浓度均为0.1
mol·L－1的Na2CO3和NaHCO3溶液中。
(1)存在的平衡种数：Na2CO3溶液为________，NaHCO3溶液为________。
(2)两溶液的pH：Na2CO3溶液________(填“>”“<”或“＝”，下同)NaHCO3溶液。
(3)Na2CO3溶液中c(CO)________c(HCO)。
(4)NaHCO3溶液中c(CO)________c(H2CO3)。
(5)将二者混合，混合液中c(CO)________c(HCO)。
答案：(1)3　3　(2)>　(3)>　(4)<　(5)<
5．有一种酸式盐AHB，它的水溶液呈弱碱性。据此判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)H2B为二元弱酸。(　　)
(2)AOH为一元强碱。(　　)
(3)相同温度下，相同物质的量浓度的AOH溶液和H2B溶液，前者的电离程度大于后者的电离程度。(　　)
(4)HB－的电离程度大于HB－的水解程度。(　　)
(5)该盐溶液的电离方程式一般写成：AHB?A＋＋HB－，HB－?H＋＋B2－。(　　)
答案：(1)√　(2)×　(3)√　(4)×　(5)×
[归纳提升]
弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
(1)若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。如NaHCO3溶液中：HCO?H＋＋CO(次要)，HCO＋H2O?H2CO3＋OH－(主要)。
(2)若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如NaHSO3溶液中：HSO?H＋＋SO(主要)，HSO＋H2O?H2SO3＋OH－(次要)。
考点2　盐类水解的影响因素及应用
1．影响盐类水解平衡的因素
(1)内因：形成盐的酸或碱越弱，其盐就越易水解。如相同条件下，水解程度：Na2CO3>Na2SO3，Na2CO3>NaHCO3。
(2)外因
(3)以NH＋H2O?NH3·H2O＋H＋为例，填写下表。
平衡移动
c(H＋)
c(NH)
升高温度
向右
增大
减小
加水稀释
向右
减小
减小
通入少量HCl
向左
增大
增大
加入少量NaOH固体
向右
减小
减小
加入固体NH4Cl
向右
增大
增大
[提醒]　①水解平衡右移，水解程度不一定增大。②水解程度增大，水解产生的离子浓度不一定增大。
2．盐类水解的应用
(1)判断溶液的酸碱性。举例：FeCl3溶液显酸性，原因是
Fe3＋＋3H2O?Fe(OH)3＋3H＋。
(2)判断酸性强弱。举例：物质的量相同的NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性：HX＞HY＞HZ。
(3)配制或贮存易水解的盐溶液。举例：配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量盐酸，防止Fe3＋水解；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞。
(4)胶体的制备。举例：制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋。
(5)泡沫灭火器原理。举例：成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
(6)做净水剂。举例：明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O?Al(OH)3(胶体)＋3H＋。
(7)化肥的使用。举例：铵态氮肥与草木灰不得混用。
　(1)稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，其溶液酸性(或碱性)也越强。(　　)
(2)加热0.1
mol·L－1
Na2S溶液，S2－的水解程度和溶液的pH均增大。(　　)
(3)氯化铵溶液加水稀释时，
eq
\f(c（NH）,
c（Cl－）)
的值减小。(　　)
(4)AlO与HCO的水解相互促进而不能大量共存。(　　)
(5)制备AlCl3、FeCl3、CuCl2均不能采用将溶液直接蒸干的方法。(　　)
(6)在CH3COONa溶液中加入适量CH3COOH，可使c(Na＋)＝c(CH3COO－)。(　　)
(7)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同。(　　)
答案：(1)×　(2)√　(3)√　(4)×　(5)√　(6)√　(7)×
1．有人认为，向CH3COONa溶液中，加入少量冰醋酸，会与CH3COONa溶液水解产生的OH－反应，使平衡向水解方向移动，这种说法对吗？为什么？
____________________________________________________________________
_____________________________________________________________________
___________________________________________________________________。
答案：不对。由Qc＝知，增大c(CH3COOH)时，Qc＞Kh，水解平衡逆向移动，故增大c(CH3COOH)，抑制CH3COO－的水解
2．25
℃时，pH均为5的H2SO4溶液和NH4Cl溶液。回答下列问题：
(1)H2SO4和NH4Cl两溶液中，由水电离出的c(H＋)分别为________
mol·L－1、________
mol·L－1。
(2)各取5
mL上述溶液，分别加水稀释至50
mL，H2SO4溶液的pH为________，NH4Cl溶液的pH为________。
(3)各取5
mL上述溶液，分别加热到90
℃，pH较小的是________溶液，原因是_____________________________________________________________________
_____________________________________________________________________
____________________________________________________________________。
答案：(1)1×10－9　1×10－5　(2)6　5＜pH＜6
(3)NH4Cl　升高温度，NH的水解平衡正向移动，H＋的浓度增大，故pH较小的是NH4Cl溶液
题组一　盐类水解平衡的移动
1．如图所示三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01
mol·L－1
CH3COONa溶液，并分别放置在盛有水的烧杯中，然后向烧杯①中加入生石灰，向烧杯③中加入NH4NO3晶体，烧杯②中不加任何物质。
①加入生石灰　②室温　③加入NH4NO3晶体
(1)实验过程中发现烧瓶①中溶液红色变深，烧瓶③中溶液红色变浅，则下列叙述正确的是______(填字母)。
a．水解反应为放热反应
b．水解反应为吸热反应
c．NH4NO3溶于水时放出热量
d．NH4NO3溶于水时吸收热量
(2)向三份0.1
mol·L－1CH3COONa溶液中加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl2固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO－浓度的变化依次为__________、__________、________。
答案：(1)bd　(2)减小　增大　减小
2．分别用一个离子方程式表示下列过程：
(1)Al2S3在水中不存在
_________________________________________________________。
(2)FeCl3溶液与Na2CO3溶液混合
__________________________________________________________________。
(3)NH4Cl溶液与水玻璃混合
_________________________________________________________________。
(4)NH4Cl溶液与NaAlO2溶液混合
___________________________________________________________________。
答案：(1)2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑
(2)2Fe3＋＋3CO＋3H2O===2Fe(OH)3↓＋3CO2↑
(3)2NH＋SiO＋2H2O===2NH3·H2O＋H2SiO3↓
(4)NH＋AlO＋2H2O===NH3·H2O＋Al(OH)3↓
[归纳提升]
相互促进且能进行到底的双水解反应
(1)离子组合(“√”表示能发生该类反应)：
CO
HCO
ClO－
S2－
HS－
AlO
SiO
Al3＋
√
√
√
√
√
√
√
Fe3＋
√
√
√
×
×
√
√
NH
×
×
×
×
×
√
√
(2)离子方程式书写模式(以Al3＋与CO为例)：
第一步：写出发生反应的离子及各自的最终水解产物，用“——”连接，并注明“↓”“↑”等。Al3＋＋CO——Al(OH)3↓＋CO2↑。
第二步：根据电荷守恒配平。
2Al3＋＋3CO——2Al(OH)3↓＋3CO2↑。
第三步：根据H确定H2O的位置，并根据原子个数守恒配平离子方程式，配平后将“——”改为“===”。2Al3＋＋3CO＋3H2O===2Al(OH)3↓＋3CO2↑。
题组二　和盐类水解有关的图像分析
3．(双选)298
K时，将0.1
mol·L－1的两种钠盐NaX、NaY溶液加水稀释，溶液的pH与稀释倍数的对数lg
的关系如图所示。下列说法不正确的是(　　)
A．酸性：HYB．298
K时，＝
C．lg
＝2时，c(HX)＋c(X－)＝c(HY)＋c(Y－)
D．相同浓度时，NaX和NaY两溶液中离子总浓度相等
解析：由图像可知，同浓度的NaX和NaY溶液的pH，NaX更大，说明X－在水溶液中的水解能力强于Y－，则酸性：HY>HX，故A项错误；由图像可知，同浓度的NaX和NaY溶液的pH相差1，可知＝1/100，故B项正确；根据物料守恒可知，lg
＝2时，c(HX)＋c(X－)＝c(HY)＋c(Y－)＝c(Na＋)，故C项正确；根据物料守恒，其水溶液中离子总浓度为2c(Na＋)＋2c(H＋)，相同浓度时，X－水解程度大，c(H＋)小，故NaX溶液中离子总浓度比NaY中小，故D项错误。
答案：AD
4．已知NaCN溶液中CN－水解常数Kh＝≈[c0(NaCN)是NaCN溶液的起始浓度]。25
℃时，向c0的NaCN溶液中不断加水稀释，NaCN溶液浓度的对数值lg
c0与2pOH[pOH＝－lg
c(OH－)]的关系如图。
下列说法不正确的是(　　)
A．其他条件不变，降低温度，可使b点变到a点
B．相同温度时，c点对应溶液中的pH大于a点
C．由图可知，25
℃时，Kh(CN－)≈10－4.7
D．向1
L
lg
c0＝0的NaCN溶液中通入0.5
mol
HCl气体，所得溶液中c(CN－)解析：降低温度，CN－水解平衡向左移动，溶液中OH－浓度减小，2pOH增大，不能使曲线上的b点变到a点，故A项错误；根据pOH＝－lg
c(OH－)，c点的2pOH小于a点的2pOH，则c点对应溶液中的c(OH－)大于a点的，因此c点对应溶液的pH大于a点，故B项正确；根据a点坐标(－1，5.7)，即lg
c0＝－1，2pOH＝5.7，即c0＝0.1
mol·L－1，c(OH－)＝10－2.85
mol·L－1，则Kh(CN－)≈＝＝10－4.7，故C项正确；lg
c0＝0的NaCN溶液中NaCN的浓度为1
mol·L－1，1
L
lg
c0＝0的NaCN溶液含有1
mol
NaCN，通入0.5
mol
HCl气体，NaCN＋HCl===HCN＋NaCl，反应后溶液中含有等浓度的NaCN、HCN和NaCl，Kh(CN－)＝10－4.7，Ka(HCN)＝＝10－9.3，NaCN的水解程度大于HCN的电离程度，则c(CN－)答案：A
题组三　盐类水解综合应用
5．下列指定溶液中一定能大量共存的离子组是(　　)
A．pH＝1的溶液中：NH、Na＋、Fe3＋、SO
B．含有大量AlO的溶液中：Na＋、K＋、HCO、NO
C.中性溶液中：K＋、Al3＋、Cl－、SO
D．Na2S溶液中：SO、K＋、Cu2＋、Cl－
解析：酸性条件下，H＋抑制NH、Fe3＋的水解，A能大量共存；AlO＋HCO＋H2O===Al(OH)3↓＋CO，B不能大量共存；Al3＋水解呈酸性，因而在中性溶液中不存在，C不能大量共存；Cu2＋＋S2－===CuS↓，D不能大量共存。
答案：A
6．下表是Fe2＋、Fe3＋、Zn2＋被OH－完全沉淀时溶液的pH。某硫酸锌酸性溶液中含有少量Fe2＋、Fe3＋杂质，为制得纯净的ZnSO4，应加入的试剂是(　　)
金属离子
Fe2＋
Fe3＋
Zn2＋
完全沉淀时的pH
7.7
4.5
6.5
A.H2O2、ZnO　　　　　　
B．氨水
C．KMnO4、ZnCO3
D．NaOH溶液
答案：A
7．(1)
K2CO3的水溶液蒸干得到的固体物质是________________，原因是_________________________________________________________________
_____________________________________________________________。
(2)把AlCl3溶液蒸干并灼烧，最后得到的主要固体是什么？为什么？(用化学方程式表示并配以必要的文字说明)_____________
______________________________________________。
(3)KAl(SO4)2溶液蒸干得到的固体物质是________，原因是_____________________________________________________________________
____________________________________________________________________。
(4)
FeCl2溶液蒸干并灼烧得到的固体物质是________，原因是________________________________________________________________
___________________________________________________________________。
(5)将0.5
mol·L－1的NaClO溶液加热蒸干并灼烧最后所得的固体是____________，原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(6)Mg可溶解在NH4Cl溶液中，其原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(7)在Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色，若在该溶液中滴入过量的BaCl2溶液，现象是________________________，请结合离子方程式，运用平衡原理进行解释：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(8)MgO可除去MgCl2溶液中的Fe3＋，其原理是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案：(1)K2CO3　尽管加热过程促进水解，但生成的KHCO3和KOH反应后又生成K2CO3
(2)Al2O3；在AlCl3溶液中存在着如下平衡：AlCl3＋3H2O?Al(OH)3＋3HCl，加热时水解平衡右移，HCl浓度增大，蒸干时HCl挥发，使平衡进一步向右移动得到Al(OH)3，在灼烧时发生反应2Al(OH)3Al2O3＋3H2O，因此最后得到的固体是Al2O3
(3)
KAl(SO4)2·12H2O　尽管Al3＋水解，但由于H2SO4为难挥发性酸，最后仍然为结晶水合物。注意温度过高，会脱去结晶水
(4)Fe2O3　Fe2＋水解生成Fe(OH)2和HCl，在加热蒸干过程中HCl挥发，Fe(OH)2逐渐被氧化生成Fe(OH)3，Fe(OH)3灼烧分解生成Fe2O3
(5)NaCl　NaClO水解的化学方程式为NaClO＋H2O?NaOH＋HClO，2HClO2HCl＋O2↑，HCl＋NaOH===NaCl＋H2O，故最终得到NaCl
(6)在NH4Cl溶液中存在NH＋H2O?NH3·H2O＋H＋，加入Mg粉，Mg与H＋反应放出H2，使溶液中c(H＋)降低，水解平衡向右移动，使Mg粉不断溶解
(7)产生白色沉淀，且红色褪去　在Na2SO3溶液中，SO水解：SO＋H2O?HSO＋OH－，加入BaCl2后，Ba2＋＋SO===BaSO3↓(白色)，由于c(SO)减小，SO水解平衡左移，c(OH－)减小，红色褪去
(8)Fe3＋＋H2O?Fe(OH)3＋3H＋，加入MgO，MgO和H＋反应，使c(H＋)减小，平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去Fe3＋
[归纳提升]
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。
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
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
(5)弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。
　Kh与Ka(或Kb)、Kw的关系及其应用
授课提示：对应学生用书第181页
1．强碱弱酸盐
如CH3COONa溶液：CH3COO－＋H2O?CH3COOH＋OH－
Kh＝
＝
＝＝
2．强酸弱碱盐
如NH4Cl溶液：NH＋H2O?NH3·H2O＋H＋
Kh＝
eq
\f(c（NH3·H2O）·c（H＋）,c（NH）)
＝
eq
\f(c（NH3·H2O）·c（H＋）·c（OH－）,c（NH）·c（OH－）)
＝
eq
\f(c（H＋）·c（OH－）,\f(c（NH）·c（OH－）,c（NH3·H2O）))
＝
其中：Kh为水解平衡常数、Ka(Kb)为弱酸(或弱碱)的电离平衡常数、Kw为水的离子积常数。
3．多元弱酸盐
如Na2CO3溶液：CO＋H2O?HCO＋OH－
Kh＝
eq
\f(c（HCO）·c（OH－）,c（CO）)
＝
eq
\f(c（OH－）·c（H＋）,\f(c（CO）·c（H＋）,c（HCO）))
＝
如NaHCO3溶液：HCO＋H2O?H2CO3＋OH－
Kh＝
eq
\f(c（H2CO3）·c（OH－）,c（HCO）)
＝
eq
\f(c（OH－）·c（H＋）,\f(c（HCO）·c（H＋）,c（H2CO3）))
＝
小结：Kh与Ka(或Kb)、Kw的关系
(1)Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw
(2)Na2CO3溶液Kh＝
(3)NaHCO3溶液Kh＝
[考能突破练]
1．已知25
℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5，该温度下1
mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝________mol·L－1。(已知≈2.36)
解析：Kh＝
eq
\f(c（H＋）·c（NH3·H2O）,c（NH）)
＝
c(H＋)≈c(NH3·H2O)，而c(NH)≈1
mol·L－1。
所以c(H＋)＝＝
mol·L－1≈
2．36×10－5mol·L－1。
答案：2.36×10－5
2．已知某温度时，Na2CO3溶液的水解常数Kh＝2×10－4
mol·L－1，则当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1时，试求该溶液的pH＝________。
解析：Kh＝
eq
\f(c（HCO）·c（OH－）,c（CO）)
＝2×10－4，又c(HCO)∶c(CO)＝2∶1，则c(OH－)＝10－4
mol·L－1，结合Kw＝1.0×10－14，可得c(H＋)＝10－10
mol·L－1。
答案：10
3．25
℃时，H2SO3?HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2
mol·L－1，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝________mol·L－1，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中
eq
\f(c（H2SO3）,c（HSO）)
将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
解析：Ka＝
eq
\f(c（H＋）·c（HSO）,c（H2SO3）)
Kh＝
eq
\f(c（OH－）·c（H2SO3）,c（HSO）)
＝
eq
\f(\f(Kw,c（H＋）)·c（H2SO3）,c（HSO）)
＝
eq
\f(Kw·c（H2SO3）,c（H＋）·c（HSO）)
＝
＝1×10－12
mol·L－1。
HSO＋H2O?H2SO3＋OH－，当加少量I2时，发生
I2＋HSO＋H2O===2I－＋3H＋＋SO，导致水解平衡左移，c(H2SO3)稍减小，c(OH－)减小，所以
eq
\f(c（H2SO3）,c（HSO）)
＝增大。
答案：1×10－12　增大
4．常温下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收过程中水的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动。试计算溶液中
eq
\f(c（SO）,c（HSO）)
＝________。(常温下H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8)
解析：NaOH电离出的OH－抑制水的电离平衡，Na2SO3电离出的SO水解促进水的电离平衡。
SO＋H2O?HSO＋OH－
Kh＝
eq
\f(c（HSO）·c（OH－）,c（SO）)
＝＝所以
eq
\f(c（SO）,c（HSO）)
＝＝60。
答案：向右　60
5．磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是
Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13，解答下列问题：
(1)常温下同浓度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的顺序____________(填序号)。
(2)常温下，NaH2PO4的水溶液pH________(填“>”“<”或“＝”)7。
(3)常温下，Na2HPO4的水溶液呈________(填“酸”“碱”或“中”)性，用Ka与Kh的相对大小，说明判断理由：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：(2)NaH2PO4的水解常数Kh＝
eq
\f(c（H3PO4）·c（OH－）,c（H2PO）)
＝＝≈1.4×10－12，Ka2>Kh，即H2PO的电离程度大于其水解程度，因而pH<7。
答案：(1)③<②<①　(2)<　(3)碱　Na2HPO4的水解常数Kh＝
eq
\f(c（H2PO）·c（OH－）,c（HPO）)
＝＝≈1.61×10－7，Kh>Ka3，即HPO的水解程度大于其电离程度，因而Na2HPO4溶液显碱性
6．已知常温下CN－的水解常数Kh＝1.61×10－5。
(1)常温下，含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性，c(CN－)________(填“>”“<”或“＝”)c(HCN)。该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)常温下，若将c
mol·L－1盐酸与0.62
mol·L－1
KCN溶液等体积混合后恰好得到中性溶液，则c＝________(小数点后保留4位数字)。
解析：(1)Kh(CN－)＝1.61×10－5，由此可求出Ka(HCN)≈6.2×10－10，故CN－的水解能力强于HCN的电离能力，由于NaCN与HCN的物质的量相等，故水解产生的c(OH－)大于电离生成的c(H＋)，混合溶液显碱性，且c(CN－)mol·L－1，由CN－＋H2O?HCN＋OH－得Kh＝＝＝1.61×10－5，解得c≈0.616
2
mol·L－1。
答案：(1)碱　<　c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)
(2)0.616
2
mol·L－1
授课提示：对应学生用书第182页
1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)(2018·高考天津卷)LiH2PO4溶液中含P元素的粒子有H2PO、HPO和PO。(　　)
(2)(2018·高考全国卷Ⅱ)碳酸钠可用于去除餐具的油污。(　　)
(3)(2018·高考全国卷Ⅱ)100
mL
1
mol·L－1
FeCl3溶液中所含Fe3＋的数目为0.1NA。(　　)
(4)(2017·高考江苏卷)0.2
mol·L－1
CH3COONa与0.1
mol·L－1盐酸等体积混合后的溶液中(pH＜7)：c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。(　　)
答案：(1)×　(2)√　(3)×　(4)√
2．(2019·高考全国卷Ⅰ)NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾(邻苯二甲酸H2A的Ka1＝1.1×10－3，Ka2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示，其中b点为反应终点。下列叙述错误的是(　　)
A．混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关
B．Na＋与A2－的导电能力之和大于HA－的
C．b点的混合溶液pH＝7
D．c点的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)
解析：溶液导电能力的强弱与溶液中自由移动的离子浓度和种类有关，A对；由图像知，a点到b点，HA－转化为A2－，b点导电能力相对于a点增强，可判断Na＋和A2－的导电能力之和大于HA－的，B对；b点为反应终点，发生的反应为2KHA＋2NaOH===Na2A＋K2A＋2H2O。因为H2A为弱酸，所以Na2A、K2A溶液显碱性，pH＞7，C错；c点为Na2A、K2A和NaOH的混合溶液，故c(Na＋)＞c(K＋)＞c(OH－)，D对。
答案：C
3．(2018·高考北京卷)测定0.1
mol·L－1
Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
时刻
①
②
③
④
温度/℃
25
30
40
25
pH
9.66
9.52
9.37
9.25
实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。
下列说法不正确的是(　　)
A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO＋H2O?HSO＋OH－
B．④的pH与①不同，是由于SO浓度减小造成的
C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致
D．①与④的Kw值相等
解析：①→③过程中Na2SO3不断转化为Na2SO4，SO浓度逐渐减小，使水解平衡向逆反应方向移动，而升高温度使水解平衡向正反应方向移动，故C不正确。
答案：C
4．(2016·高考全国卷Ⅲ)下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　)
A．向0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
B．将CH3COONa溶液从20
℃升温至30
℃，溶液中增大
C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中
eq
\f(c（NH）,c（Cl－）)
>1
D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变
解析：CH3COOH?CH3COO－＋H＋，
Ka＝，
则＝，加水稀释，Ka不变，c(CH3COO－)减小，故比值变大，A错误；CH3COONa溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2O?CH3COOH＋OH－，Kh＝，升高温度，水解平衡正向移动，Kh增大，则＝减小，B错误；溶液呈中性，则c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒可知，c(Cl－)＝c(NH)，C错误；向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，沉淀溶解平衡逆向移动，由于＝＝，Ksp仅与温度有关，故不变，D正确。
答案：D
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16
-第26讲　难溶电解质的溶解平衡
【课标要求】　1.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。2.理解溶度积的含义，能进行相关的计算。
考点1　沉淀溶解平衡及其应用
1．沉淀溶解平衡
(1)溶解平衡的建立：
固体溶质溶液中的溶质
(2)特征：
2．影响沉淀溶解平衡的因素：
(1)内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
(2)外因：
①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动；
②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动；
③同离子效应：向平衡体系中加入难溶物溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动；
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，平衡向沉淀溶解的方向移动。
(3)以AgCl(s)?Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH＞0为例，填写外因对溶解平衡的影响
外界条件
移动方向
平衡后c(Ag＋)
平衡后c(Cl－)
Ksp
升高温度
正向
增大
增大
增大
加水稀释
正向
不变
不变
不变
加入少量AgNO3
逆向
增大
减小
不变
通入HCl
逆向
减小
增大
不变
通入H2S
正向
减小
增大
不变
3.沉淀溶解平衡的应用
(1)沉淀的生成：
①调节pH法：
如除去CuCl2溶液中的杂质FeCl3，可以向溶液中加入CuO，调节溶液的pH，使Fe3＋形成Fe(OH)3沉淀而除去。离子方程式为Fe3＋＋3H2O?Fe(OH)3＋3H＋，CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O。
②沉淀剂法：
如用H2S沉淀Hg2＋的离子方程式为
Hg2＋＋H2S===HgS↓＋2H＋。
(2)沉淀的溶解：
①酸溶解法：如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为
CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。
②盐溶解法：如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。
(3)沉淀的转化：
①实质：沉淀溶解平衡的移动。
②应用：锅炉除垢、矿物转化等。
　(1)沉淀达到溶解平衡时，溶液中溶质离子浓度一定相等，且保持不变。(　　)
(2)升高温度，沉淀溶解平衡一定正向移动。(　　)
(3)室温下，AgCl在水中的溶解度小于在食盐水中的溶解度。(　　)
(4)为减少洗涤过程中固体的损耗，最好选用稀H2SO4代替H2O来洗涤BaSO4沉淀。(　　)
(5)Ksp大的容易向Ksp小的转化，但Ksp小的不能向Ksp大的转化。(　　)
(6)难溶电解质达到沉淀溶解平衡时，增加难溶电解质的量，平衡向溶解方向移动。(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)×　(6)×
　试用平衡移动原理解释下列事实。
(1)BaCO3不溶于水，为什么不能做钡餐？
_______________________________________________________________________________________________________________________________________。
(2)分别用等体积的蒸馏水和0.01
mol·L－1的盐酸洗涤AgCl沉淀，用水洗涤造成的AgCl的损失大于用稀盐酸洗涤的损失量。
________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案：(1)BaCO3(s)?Ba2＋(aq)＋CO(aq)，HCl===H＋＋Cl－，盐酸电离的H＋与BaCO3溶解产生的CO结合生成CO2和H2O，破坏了BaCO3的溶解平衡，c(Ba2＋)增大，引起人体中毒
(2)用水洗涤AgCl，AgCl(s)?Ag＋(aq)＋Cl－(aq)平衡右移，AgCl的质量减少，用盐酸洗涤AgCl，稀释的同时HCl电离产生的Cl－会使平衡左移，AgCl减少的质量要小些
题组一　沉淀溶解平衡的移动
1．25
℃时，在含有大量PbI2的饱和溶液中存在平衡：PbI2(s)?Pb2＋(aq)＋2I－(aq)，向该饱和溶液中加入KI浓溶液，下列说法正确的是(　　)
A．溶液中Pb2＋和I－的浓度都增大
B．PbI2的溶度积常数Ksp增大
C．沉淀溶解平衡向右移动
D．溶液中Pb2＋的浓度减小
解析：含有大量PbI2的饱和溶液中存在着平衡PbI2(s)?Pb2＋(aq)＋2I－(aq)，加入KI浓溶液，c(I－)增大，沉淀溶解平衡逆向移动，c(Pb2＋)减小，故A错误；溶度积常数Ksp只与温度有关，改变c(I－)时Ksp不变，故B错误；含有大量PbI2的饱和溶液中存在着平衡PbI2(s)?Pb2＋(aq)＋2I－(aq)，加入KI浓溶液，c(I－)增大，沉淀溶解平衡左移，故C错误；加入KI浓溶液，c(I－)增大，沉淀溶解平衡逆向移动，c(Pb2＋)减小，故D正确。
答案：D
2．某兴趣小组进行下列实验：
①将0.1
mol·L－1
MgCl2溶液和0.5
mol·L－1
NaOH溶液等体积混合得到浊液
②取少量①中浊液，滴加0.1
mol·L－1
FeCl3溶液，出现红褐色沉淀
③将①中浊液过滤，取少量白色沉淀，滴加0.1
mol·L－1
FeCl3溶液，白色沉淀变为红褐色沉淀
④另取少量白色沉淀，滴加饱和NH4Cl溶液，沉淀溶解
下列说法中不正确的是(　　)
A．将①中所得浊液过滤，所得滤液中含少量Mg2＋
B．①中浊液中存在沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)?Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)
C．实验②和③均能说明Fe(OH)3比Mg(OH)2难溶
D．NH4Cl溶液中的NH可能是④中沉淀溶解的原因
解析：MgCl2溶液与NaOH溶液等体积混合得到Mg(OH)2悬浊液，剩余NaOH，但仍存在沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)?Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)。实验②中是因为剩余的NaOH和氯化铁之间反应生成Fe(OH)3，不能比较Fe(OH)3和Mg(OH)2的溶解能力，故C错误。
答案：C
题组二　沉淀溶解平衡的应用
3．要使工业废水中的Pb2＋沉淀，可用硫酸盐、碳酸盐、硫化物等做沉淀剂，已知Pb2＋与这些离子形成的化合物的溶解度如下：
化合物
PbSO4
PbCO3
PbS
溶解度/g
1.03×10－4
1.81×10－7
1.84×10－14
由上述数据可知，沉淀剂最好选用(　　)
A．硫化物　　　　　　　　
B．硫酸盐
C．碳酸盐
D．以上沉淀剂均可
答案：A
4．肾结石和胆结石都属于“结石症”，其成分并非“CaCO3”，而是CaC2O4、Ca3(PO4)2以及尿酸(HUr，一种微溶于水的有机物)。难溶性钙盐存在溶解平衡，而尿酸同时存在两种平衡：①溶解平衡：HUr(s)?HUr(aq)；②电离平衡：HUr?Ur－＋H＋。
下列说法中不正确的是(　　)
A．体内Ca2＋浓度越高，结石的发病率越高
B．尿液pH升高，有利于尿酸的溶解
C．大量饮水可稀释尿液，防止结石形成，或延缓结石增长速度
D．肾(或胆)结石患者应多吃含草酸盐高的食物，如菠菜等
答案：D
题组三　溶解度曲线的理解与应用
5．溴酸银(AgBrO3)溶解度随温度变化曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)
A.溴酸银的溶解是一个熵增、焓减过程
B．对应温度下，X点的分散系中，v(溶解)>v(沉淀)
C．Y点的分散系中，c(Ag＋)·c(BrO)>6.25×10－4
D．60
℃时溴酸银饱和溶液中c(BrO)＝0.025
mol/L
答案：C
6．已知四种盐的溶解度(S)曲线如图所示，下列说法不正确的是(　　)
A．将NaCl溶液蒸干可得NaCl固体
B．将MgCl2溶液蒸干可得MgCl2固体
C.Mg(ClO3)2中混有少量NaCl杂质，可用重结晶法提纯
D．可用MgCl2和NaClO3制备Mg(ClO3)2
答案：B
[归纳提升]
1．利用溶解度受温度影响分离、提纯物质
(1)溶解度受温度影响较小的物质(如NaCl)采取蒸发结晶的方法：如NaCl溶液中含有KNO3，应采取蒸发结晶，趁热过滤的方法。
(2)溶解度受温度影响较大的物质(或带有结晶水)采取蒸发浓缩、冷却结晶的方法：如Mg(ClO3)2溶液中含有NaCl，应采取加热浓缩、冷却结晶、过滤的方法。
2．利用溶解度不同可以制备物质
如侯氏制碱法：NH3＋NaCl＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl；
如MgCl2＋2NaClO3===2NaCl↓＋Mg(ClO3)2。
考点2　溶度积常数及其应用
1．溶度积和离子积
以AmBn(s)?mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例：
溶度积
离子积
概念
沉淀溶解的平衡常数
溶液中有关离子浓度幂的乘积
符号
Ksp
Qc
表达式
Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度都是平衡浓度
Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度是任意浓度
应用,判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解
①Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出
②Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态
③Qc2.影响Ksp的因素
(1)内因：难溶物质本身的性质，这是决定因素。
(2)外因
①浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。
②温度：绝大多数难溶物的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大。
③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物质或更难电离物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。
　(1)Ksp(AB2)小于Ksp(CD)，则AB2的溶解度小于CD的溶解度。(　　)
(2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10－5
mol·L－1时，已经完全沉淀。(　　)
(3)在一定条件下，溶解度较小的沉淀也可以转化成溶解度较大的沉淀。(　　)
(4)常温下，向BaCO3的饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的Ksp减小。(　　)
(5)溶度积常数Ksp只受温度影响，温度升高，Ksp增大。(　　)
(6)常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的Ksp不变。(　　)
答案：(1)×　(2)√　(3)√　(4)×　(5)×　(6)√
　不同温度下(T1、T2)，CaCO3在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，回答下列问题(注：CaCO3均未完全溶解)
(1)T1________(填“>”“<”或“＝”)T2。
(2)保持T1不变，怎样使A点变成B点？
_____________________________________________________________________
___________________________________________________________________。
(3)在B点，若温度从T1升到T2，则B点变到________(填“C”“D”或“E”)点。
答案：(1)<
(2)保持T1不变，向悬浊液中加入Na2CO3固体　(3)D
题组一　沉淀溶解平衡曲线
1．(双选)常温下，Ksp(BaSO4)＝1×10－10，Ksp(BaCO3)＝1×10－9。向20
mL
0.1
mol·L－1BaCl2溶液中滴入0.1
mol·L－1的Na2SO4溶液，溶液中pBa2＋[pBa2＋＝－lg
c(Ba2＋)]与Na2SO4溶液体积的关系如图所示。下列叙述错误的是(　　)
A．图像中，n＝1，m＝5
B．若起始时c(BaCl2)＝0.2
mol·L－1，m不变，b点向左移动
C．若用同浓度的Na2CO3溶液替代Na2SO4溶液，可使b点向c点移动
D．V0时，向溶液中滴加Na2CO3溶液，产生BaCO3沉淀的条件是
eq
\f(c（CO）,c（SO）)
>10
解析：n点时，图像中pBa2＋＝－lg
c(Ba2＋)＝－lg
0.1＝1，因此n＝1，b点时，恰好完全反应，c(Ba2＋)＝＝＝1×10－5
mol/L，pBa2＋＝－lg
c(Ba2＋)＝－lg(1×10－5)＝5，因此m＝5，故A正确；若起始时c(BaCl2)＝0.2
mol·L－1，m不变，则加入的Na2SO4溶液体积增大，因此应该b点向右移动，故B错误；BaCO3的溶度积大于BaSO4的溶度积，恰好完全反应生成碳酸钡时，钡离子浓度大，pBa2＋值小，而用等浓度的Na2CO3溶液替代Na2SO4溶液，消耗的碳酸钠溶液体积相同，因此b点应竖直向下迁移，故C错误；V0时，向溶液中滴加Na2CO3溶液，
eq
\f(c（CO）,c（SO）)
＝
eq
\f(c（Ba2＋）×c（CO）,c（Ba2＋）×c（SO）)
＝＝＝10，因此产生BaCO3沉淀的条件是
eq
\f(c（CO）,c（SO）)
>10，故D正确。
答案：BC
2．某温度时，CuS、MnS在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法错误的是(　　)
A．a点对应的Ksp大于b点对应的Ksp
B．向CuSO4溶液中加入MnS发生如下反应：Cu2＋(aq)＋MnS(s)?CuS(s)＋Mn2＋(aq)
C.在含有CuS和MnS固体的溶液中c(Cu2＋)∶
c(Mn2＋)＝(2×10－23)∶1
D．该温度下，Ksp(CuS)小于Ksp(MnS)
解析：因为a点和b点都在CuS的沉淀溶解平衡曲线上，Ksp是定值，A错误；因为Ksp(CuS)答案：A
3．一定温度下，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(CO)＝－lg
c(CO)。下列说法正确的是(　　)
A．a点可表示CaCO3的饱和溶液，且c(Ca2＋)B．b点可表示MgCO3的不饱和溶液，且c(Mg2＋)>c(CO)
C．c点可表示MnCO3的饱和溶液，且c(Mn2＋)＝c(CO)
D．MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次增大
解析：由pM＝－lg
c(M)可知(类比于pH)，当pM越大时，c(M2＋)越小，p(CO)越大时，c(CO)越小，图中沉淀溶解平衡曲线与虚线的交点是溶液中p(M)＝p(CO)。a点可表示CaCO3的饱和溶液，p(Ca2＋)c(CO)，A错误；b点p(Mg2＋)大于饱和溶液中的p(Mg2＋)，即c(Mg2＋)没有达到饱和溶液中的c(Mg2＋)，即b点可表示MgCO3的不饱和溶液，由p(Mg2＋)>p(CO)可知c(Mg2＋)答案：C
题组二　Ksp的计算
4．已知：Cu(OH)2(s)?Cu2＋(aq)＋2OH－(aq)，Ksp＝2×10－20。
(1)某CuSO4溶液里c(Cu2＋)＝0.02
mol·L－1，如要生成Cu(OH)2沉淀，应调整溶液的pH大于________。
(2)要使0.2
mol·L－1
CuSO4溶液中的Cu2＋沉淀较为完全(即Cu2＋浓度降低至原来的千分之一)，则应向溶液里加入NaOH溶液，使溶液pH等于________。
解析：(1)依题意，当c(Cu2＋)·c2(OH－)＝2×10－20时开始出现沉淀，则c(OH－)＝
＝
mol·L－1＝1×10－9
mol·L－1，由c(H＋)＝＝＝1×10－5
mol·L－1，得pH＝5。
(2)由于要生成Cu(OH)2沉淀，应调整pH≥5，要使c(Cu2＋)降至＝2×10－4
mol·L－1，则c(OH－)＝
＝
mol·L－1＝1×10－8
mol·L－1，此时溶液的pH＝6。
答案：(1)5　(2)6
5．(1)Na2SO3溶液与CaCl2溶液混合会生成难溶的CaSO3(Ksp＝3.1×10－7)，现将等体积的CaCl2溶液与Na2SO3溶液混合，若混合前Na2SO3溶液的浓度为2×10－3
mol·L－1，则生成沉淀所需CaCl2溶液的最小浓度为________。
(2)已知25
℃时Ksp[Fe(OH3)]＝4.0×10－38，此温度下若在实验室中配制5
mol·L－1
100
mL
FeCl3溶液，为使配制过程中不出现浑浊现象，则至少需要加入________mL
2
mol·L－1的盐酸(忽略加入盐酸体积)。
解析：(1)根据CaSO3的Ksp＝3.1×10－7，生成沉淀所需CaCl2溶液的最小浓度为×2
mol·L－1＝6.2×10－4
mol·L－1。(2)若不出现浑浊现象，则c(Fe3＋)·c3(OH－)≤Ksp，代入有关数据后可求出c(OH－)≤2×10－13
mol·L－1，c(H＋)≥5×10－2
mol·L－1，故至少要加入2.5
mL相应的盐酸。
答案：(1)6.2×10－4
mol·L－1　(2)2.5
　用Ka(或Kb)、Kw、Kh推导Ksp及Ksp的应用
授课提示：对应学生用书第186页
一、用Ka(或Kb)、Kw、Kh推导Ksp
[典例1]　常温下，测得某纯CaSO3与水形成的浊液pH为9，已知Ka1(H2SO3)＝1.8×10－2，Ka2(H2SO3)＝6.0×10－9，忽略SO的第二步水解，则Ksp(CaSO3)＝________。
[解析]　CaSO3悬浊液中：CaSO3(s)?Ca2＋(aq)＋SO(aq)
其中SO水解：SO＋H2O?HSO＋OH－
Kh＝
eq
\f(c（HSO）·c（OH－）,c（SO）)
＝
＝＝×10－5
由于c(HSO)≈c(OH－)
所以c(SO)＝
eq
\f(c（HSO）·c（OH－）,Kh)
＝
mol·L－1＝6×10－5
mol·L－1
又由于c(Ca2＋)≈c(SO)
所以Ksp(CaSO3)＝c(Ca2＋)·c(SO)＝(6×10－5)2＝3.6×10－9
[答案]　3.6×10－9
二、Ksp的应用
1．推导沉淀转化反应的化学平衡常数
[典例2]　浸渣经处理可得Ce(BF4)3，加入KCl溶液发生如下反应：Ce(BF4)3(s)＋3K＋(aq)?3KBF4(s)＋Ce3＋(aq)。若一定温度时，Ce(BF4)3、KBF4的Ksp分别为a、b，则该反应的平衡常数K＝________(用a、b表示)。
[解析]　Ce(BF4)3(s)＋3K＋(aq)?3KBF3(s)＋Ce3＋(aq)的平衡常数K＝＝
eq
\f(c（Ce3＋）·c
3（BF）,
c
3（K＋）·c
3（BF）)
＝
eq
\f(Ksp[Ce（BF4）3],K（KBF4）)
＝。
[答案]　
2．计算沉淀存在时溶液的pH
[典例3]　在某温度下，Ksp(FeS)＝6.25×10－18，FeS饱和溶液中c(H＋)与c(S2－)之间存在关系：c2(H＋)·c(S2－)＝1.0×10－22，为了使溶液里c(Fe2＋)达到1
mol·L－1，现将适量FeS投入其饱和溶液中，应调节溶液pH约为________。
[解析]　根据Ksp(FeS)得：c(S2－)＝mol·L－1＝6.25×10－18mol·L－1，根据c2(H＋)·c(S2－)＝1.0×10－22得：c(H＋)＝
mol·L－1＝4×10－3mol·L－1，pH＝2.4。
[答案]　2.4
[考能突破练]
1．已知常温下，FeS、CuS和Cu2S的溶度积分别为Ksp(FeS)＝6.3×10－18，Ksp(CuS)＝6.3×10－36，Ksp(Cu2S)＝2.5×10－48。下列有关说法错误的是(　　)
A．在饱和FeS和CuS的混合溶液中＝1.0×1018
B.向FeS悬浊液中滴加浓CuCl2溶液，发生反应的离子方程式为FeS(s)＋Cu2＋(aq)?CuS(s)＋Fe2＋(aq)
C.测得某矿物浸出液中c(Fe2＋)＝1.26×10－16
mol/L，加入Na2S出现沉淀时，Na2S的浓度大于0.05
mol/L
D.可以用Ksp(CuS)与Ksp(Cu2S)的大小直接比较CuS与Cu2S的溶解能力
解析：同一溶液中，硫离子浓度相同，溶液中同时存在两种关系，c(Fe2＋)·c(S2－)＝Ksp(FeS)，c(Cu2＋)·c(S2－)＝Ksp(CuS)，故＝＝1.0×1018，A项不符合题意；溶度积较大的沉淀可转化为溶度积较小的沉淀，B项不符合题意；Ksp(FeS)＝c(Fe2＋)·c(S2－)＝6.3×10－18，计算得c(S2－)＝＝0.05
mol/L，故溶液中出现沉淀时，Na2S的浓度大于0.05
mol/L，C项不符合题意；CuS与Cu2S的阴阳离子个数比不相同，故不能直接用溶度积的大小来比较CuS与Cu2S的溶解能力，D项符合题意。
答案：D
2．已知：常温下Ksp(AgCl)＝2×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝1.12×10－12，Ag2CrO4为砖红色。
当Cl－恰好沉淀完全即溶液中残余c(Cl－)＝1.0×10－5
mol·L－1，则此时溶液中的c(CrO)为________
mol·L－1。
解析：c(Ag＋)＝mol·L－1＝2.0×10－5mol·L－1，则此时溶液中的c(CrO)＝＝mol·L－1＝2.8×10－3mol·L－1。
答案：2.8×10－3
3．已知：Ksp[Al(OH)3]＝1×10－33，Ksp[Fe(OH)3]＝3×10－39，pH＝7.1时Mn(OH)2开始沉淀。室温下，除去MnSO4溶液中的Fe3＋、Al3＋(使其浓度均小于1×10－6
mol·L－1)，需调节溶液pH范围为________。
解析：使Al3＋完全除去时c(OH－)＝
＝
＝1×10－9(mol·L－1)，此时溶液pH＝5，使Fe3＋完全除去时c(OH－)＝
＝
≈1.4×10－11(mol·L－1)，此时溶液pH≈3.1；而pH＝7.1时Mn(OH)2开始沉淀，所以调节溶液的pH范围为5.0答案：5.04．某溶液含0.02
mol/L
Mn2＋、0.1
mol/L
H2S，当溶液pH＝________时，Mn2＋开始沉淀[已知：Ksp(MnS)＝2.8×10－13，c(S2－)为1.4×10－11
mol·L－1时，pH＝5]。
解析：由于Ksp(MnS)＝2.8×10－13，c(Mn2＋)＝0.020
mol·L－1，则开始形成沉淀时需要的：c(S2－)＝Ksp(MnS)/c(Mn2＋)＝(2.8×10－13÷0.020)mol·L－1＝1.4×10－11mol·L－1，根据已知中c(S2－)与溶液的pH关系可知，此时溶液pH＝5。
答案：5
1．(2019·高考全国卷Ⅱ)绚丽多彩的无机颜料的应用曾创造了古代绘画和彩陶的辉煌。硫化镉(CdS)是一种难溶于水的黄色颜料，其在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法错误的是(　　)
A．图中a和b分别为T1、T2温度下CdS在水中的溶解度
B．图中各点对应的Ksp的关系为：Ksp(m)＝Ksp(n)＜Ksp(p)＜Ksp(q)
C．向m点的溶液中加入少量Na2S固体，溶液组成由m沿mpn线向p方向移动
D．温度降低时，q点的饱和溶液的组成由q沿qp线向p方向移动
解析：难溶物质的溶解度可以用物质的量浓度表示，即图中a、b分别表示T1、T2温度下，1
L
CdS饱和溶液里含a
mol、b
mol
CdS，A对；Ksp在一定温度下是一个常数，所以Ksp(m)＝Ksp(n)＝Ksp(p)答案：B
2．(2018·高考全国卷Ⅲ)用0.100
mol·L－1AgNO3滴定50.0
mL
0.050
0
mol·L－1Cl－溶液的滴定曲线如图所示。下列有关描述错误的是(　　)
A．根据曲线数据计算可知Ksp(AgCl)的数量级为10－10
B．曲线上各点的溶液满足关系式c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp(AgCl)
C．相同实验条件下，若改为0.040
0
mol·L－1Cl－，反应终点c移到a
D．相同实验条件下，若改为0.050
0
mol·L－1
Br－，反应终点c向b方向移动
解析：由题图可知，当AgNO3溶液的体积为50.0
mL时，溶液中的c(Cl－)略小于10－8mol·L－1，此时混合溶液中c(Ag＋)＝(0.100
mol·L－1×50.0
mL×10－3L·mL－1－0.050
0
mol·L－1×50.0
mL×10－3L·mL－1)/(100
mL×10－3L·mL－1)＝2.5×10－2mol·L－1，故Ksp＝c(Ag＋)·c(Cl－)≈2.5×10－2×10－8＝2.5×10－10，A正确；因反应过程中有沉淀生成，溶液中必然存在平衡AgCl(s)?Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，故曲线上的各点均满足c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp(AgCl)，B正确；C项，根据Ag＋＋Cl－===AgCl↓可知，达到滴定终点时，消耗AgNO3溶液的体积为(0.040
0
mol·L－1×50.0
mL×10－3L·mL－1)/(0.100
mol·L－1)＝20.0
mL，C错误；相同实验条件下，沉淀相同量的Cl－和Br－消耗的AgNO3的量相同，由于Ksp(AgBr)＜Ksp(AgCl)，当滴加相等量的Ag＋时，溶液中c(Br－)＜c(Cl－)，故反应终点c向b方向移动，D正确。
答案：C
3．(2017·高考全国卷Ⅲ)在湿法炼锌的电解循环溶液中，较高浓度的Cl－会腐蚀阳极板而增大电解能耗。可向溶液中同时加入Cu和CuSO4，生成CuCl沉淀从而除去Cl－。根据溶液中平衡时相关离子浓度的关系图，下列说法错误的是(　　)
A．Ksp(CuCl)的数量级为10－7
B．除Cl－反应为Cu＋Cu2＋＋2Cl－===2CuCl
C．加入Cu越多，Cu＋浓度越高，除Cl－效果越好
D．2Cu＋?Cu2＋＋Cu平衡常数很大，反应趋于完全
解析：Ksp(CuCl)＝c(Cu＋)·c(Cl－)，Ksp(CuCl)仅与温度有关，为方便计算，取横坐标为1时，即c(Cl－)＝0.1
mol·L－1，对应的c(Cu＋)约为10－6
mol·L－1，所以Ksp(CuCl)的数量级约为0.1×10－6＝10－7，A正确；Cu2＋和Cu发生归中反应生成Cu＋，Cu＋与Cl－结合生成CuCl沉淀，B正确；在反应Cu＋Cu2＋＋2Cl－===2CuCl中，因为Cu为固体，增加Cu的质量不能使反应速率和限度发生改变，C错误；在反应2Cu＋?Cu2＋＋Cu中，其平衡常数K＝，取题给图像中的c(Cu＋)＝c(Cu2＋)＝10－6
mol·L－1代入K的表达式，可得K值等于106，则该反应趋于完全，D正确。
答案：C
4．(2020·高考全国卷Ⅲ节选)某油脂厂废弃的油脂加氢镍催化剂主要含金属Ni、Al、Fe及其氧化物，还有少量其他不溶性物质。采用如下工艺流程回收其中的镍制备硫酸镍晶体(NiSO4·7H2O)：
溶液中金属离子开始沉淀和完全沉淀的pH如下表所示：
金属离子
Ni2＋
Al3＋
Fe3＋
Fe2＋
开始沉淀时(c＝0.01
mol·L－1)的pH
7.2
3.7
2.2
7.5
沉淀完全时(c＝1.0×10－5
mol·L－1)的pH
8.7
4.7
3.2
9.0
利用上述表格数据，计算Ni(OH)2的Ksp＝__________(列出计算式)。如果“转化”后的溶液中Ni2＋浓度为1.0
mol·L－1，则“调pH”应控制的pH范围是________。
解析：根据溶度积的表达式得Ksp[Ni(OH)2]＝c(Ni2＋)×c2(OH－)＝0.01×(107.2－14)2[或10－5×(108.7－14)2]。根据Ksp[Ni(OH)2]＝c(Ni2＋)×c2(OH－)表达式计算，当溶液中c(Ni2＋)＝1.0
mol·L－1时，c(OH－)＝＝＝10－7.8，c(H＋)＝＝＝10－6.2，pH＝－lg
c(H＋)＝－lg
10－6.2＝6.2。所以当pH＝6.2时，Ni2＋开始产生沉淀，根据流程图可知，调pH的目的是让Fe3＋沉淀完全，所以需要调节pH大于3.2，综合分析，应控制pH的范围为3.2～6.2。
答案：0.01×(107.2－14)2[或10－5×(108.7－14)2]
3．2～6.2
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