《化學(xué) 專題3 溶液中的離子反應(yīng) 微型專題4 蘇教版選修4》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《化學(xué) 專題3 溶液中的離子反應(yīng) 微型專題4 蘇教版選修4（69頁(yè)珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

1、微型專題4溶液中的離子反應(yīng)專題3溶液中的離子反應(yīng)學(xué)習(xí)目標(biāo)定位1.正確理解弱電解質(zhì)的電離平衡及其平衡常數(shù)。2.掌握鹽類水解的規(guī)律及其應(yīng)用。3.會(huì)比較溶液中粒子濃度的大小。4.會(huì)分析沉淀溶解平衡及其應(yīng)用。一、弱電解質(zhì)及其電離平衡 1.弱電解質(zhì)的證明弱電解質(zhì)的證明例例1下列事實(shí)一定能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是常溫下NaNO2溶液的pH大于7用HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗HNO2和NaCl不能發(fā)生反應(yīng)0.1 molL1 HNO2溶液的pH2.1NaNO2和H3PO4反應(yīng)，生成HNO20.1 molL1 HNO2溶液稀釋至100倍，pH約為3.9A. B.C. D.全部答案解析中未指明濃度，也沒有參

2、照物，不能說明問題。HNO2無論是強(qiáng)酸還是弱酸都不與NaCl反應(yīng)。中說明c(H)c(HNO2)，說明HNO2部分電離，存在電離平衡，是弱電解質(zhì)。中的H3PO4為中強(qiáng)酸，而被中強(qiáng)酸制備的酸必定酸性更弱，弱酸即為弱電解質(zhì)。中HNO2溶液被稀釋，c(H)變化與c(HNO2)變化不同步，證明存在電離平衡移動(dòng)，即為弱電解質(zhì)。規(guī)律方法證明HA為弱電解質(zhì)的基本思路有兩種：一種是直接根據(jù)酸或其對(duì)應(yīng)鹽的性質(zhì)進(jìn)行實(shí)驗(yàn)設(shè)計(jì)，二是選擇一種已知的強(qiáng)酸進(jìn)行對(duì)照性實(shí)驗(yàn)設(shè)計(jì)。2.酸、堿溶液稀釋酸、堿溶液稀釋pH的變化規(guī)律的變化規(guī)律例例2pH11的X、Y兩種堿溶液各10 mL，分別稀釋至1 000 mL，其pH與溶液體積(V)

3、的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是答案A.X、Y兩種堿的物質(zhì)的量濃度一定相等B.稀釋后，X溶液堿性比Y溶液堿性強(qiáng)C.若9aV(Y)易錯(cuò)辨析(1)弱酸、弱堿在稀釋過程中既有濃度的變化，又有電離平衡的移動(dòng)，不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH的范圍。(2)酸、堿無限稀釋，pH無限接近于7，但不能超過7。3.強(qiáng)、弱電解質(zhì)的對(duì)比強(qiáng)、弱電解質(zhì)的對(duì)比例例3(2017南京調(diào)研)已知：25 時(shí)某些弱酸的電離平衡常數(shù)(如表)。右面圖像表示常溫下，稀釋CH3COOH、HClO兩種酸的稀溶液時(shí)，溶液pH隨加水量的變化。CH3COOHHClOH2CO3Ka1.8105Ka3.0108Ka14.3107 Ka25.61011

4、下列說法正確的是A.相同濃度CH3COONa和NaClO的混合液中，各離子濃度的大小關(guān)系是 c(Na)c(ClO)c(CH3COO)c(OH)c(H)B.向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式為2ClOCO2 H2O=2HClOC.圖像中a、c兩點(diǎn)處的溶液中 相等(HR代表CH3COOH或HClO)D.圖像中a點(diǎn)酸的總濃度大于b點(diǎn)酸的總濃度答案解析CH3COOH的酸性強(qiáng)于HClO，pH相同時(shí)，HClO的濃度大于CH3COOH的濃度，D項(xiàng)錯(cuò)誤。 易錯(cuò)辨析強(qiáng)弱電解質(zhì)比較時(shí)，易錯(cuò)的是不知道用離子濃度還是物質(zhì)的量進(jìn)行比較，比較快慢時(shí)比的是溶液中存在的離子濃度的大小；比較多少時(shí)比的是溶質(zhì)物質(zhì)的量

5、的大小。4.酸、堿、鹽溶液中酸、堿、鹽溶液中c(H)或或c(OH)的計(jì)算與比較的計(jì)算與比較例例425 時(shí)，在等體積的pH0的H2SO4溶液、0.05 molL1的Ba(OH)2溶液、pH10的Na2S溶液、pH5的NH4NO3溶液中，由水電離出的c(H)之比是A.1101010109B.15(5109)(5108)C.1201010109D.110104109答案解析解析解析25 時(shí)，pH0的H2SO4溶液中由水電離出的c(H)1014molL1；0.05 molL1的Ba(OH)2溶液中c(OH)0.05 molL120.1 molL1，根據(jù)Kwc(H)c(OH)1.01014，則由水電離出

6、的c(H)1013 molL1；pH10的Na2S溶液中由水電離出的c(H)104 molL1；pH5的NH4NO3溶液中由水電離出的c(H)105 molL1，故等體積上述溶液中由水電離的c(H)之比為101410131041051101010109，即選項(xiàng)A正確。 規(guī)律方法酸堿抑制水的電離，酸中的OH、堿中的H全部來自水的電離；鹽類的水解促進(jìn)水的電離，若鹽溶液顯酸性，H全部來自水的電離；若鹽溶液呈堿性，OH全部來自水的電離。5.滴定原理的遷移與應(yīng)用滴定原理的遷移與應(yīng)用例例5用沉淀滴定法快速測(cè)定NaI等碘化物溶液中c(I)，實(shí)驗(yàn)過程包括準(zhǔn)備標(biāo)準(zhǔn)溶液和滴定待測(cè)溶液。.準(zhǔn)備標(biāo)準(zhǔn)溶液a.準(zhǔn)確稱取A

7、gNO3基準(zhǔn)物4.246 8 g(0.025 0 mol)后，配制成250 mL標(biāo)準(zhǔn)溶液，放在棕色試劑瓶中避光保存，備用。b.配制并標(biāo)定100 mL 0.100 0 molL1 NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液，備用。.滴定的主要步驟a.取待測(cè)NaI溶液25.00 mL于錐形瓶中。b.加入25.00 mL 0.100 0 molL1 AgNO3溶液(過量)，使I完全轉(zhuǎn)化為AgI沉淀。c.加入NH4Fe(SO4)2溶液作指示劑。d.用0.100 0 molL1 NH4SCN溶液滴定過量的Ag，使其恰好完全轉(zhuǎn)化為AgSCN沉淀后，體系出現(xiàn)淡紅色，停止滴定。e.重復(fù)上述操作兩次。三次測(cè)定數(shù)據(jù)如下表：實(shí)驗(yàn)序號(hào)12

8、3消耗NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液體積/mL10.2410.029.98f.數(shù)據(jù)處理?；卮鹣铝袉栴}：(1)將稱得的AgNO3配制成標(biāo)準(zhǔn)溶液，所使用的儀器除燒杯和玻璃棒外還有_。解析解析配制AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液，所使用的儀器除燒杯和玻璃棒外還有250 mL(棕色)容量瓶、膠頭滴管。答案解析250 mL(棕色)容量瓶、膠頭滴管 (2)AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液放在棕色試劑瓶中避光保存的原因是_。解析解析因AgNO3見光易分解，所以AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液應(yīng)放在棕色細(xì)口試劑瓶中并避光保存。答案解析避免AgNO3見光分解(3)滴定應(yīng)在pH0.5的條件下進(jìn)行，其原因是_。解析解析NH4Fe(SO4)2為強(qiáng)酸弱堿鹽，且Fe3的水

9、解程度很大，為防止因Fe3的水解而影響滴定終點(diǎn)的判斷(或抑制Fe3的水解)，所以滴定應(yīng)在pH0.5的條件下進(jìn)行。答案解析防止因Fe3的水解而影響滴定終點(diǎn)的判斷(或抑制Fe3的水解) (4)b和c兩步操作是否可以顛倒_，說明理由_。解析解析因Fe3能與I發(fā)生氧化還原反應(yīng)，而使指示劑耗盡，無法判斷滴定終點(diǎn)，所以b和c兩步操作不能顛倒。答案解析否(或不能)若顛倒，F(xiàn)e3與I反應(yīng)，而使指示劑耗盡，無法判斷滴定終點(diǎn) (5)所消耗的NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液平均體積為_ mL，測(cè)得c(I)_ molL1。解析解析由三次測(cè)定數(shù)據(jù)可知，第1組數(shù)據(jù)誤差較大，應(yīng)舍去，所以消耗的NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液的平均體積為 10.0

10、0 mL，測(cè)得c(I)n(AgNO3)n(NH4SCN)/VNaI(aq)(25.00103 L0.100 0 molL110.00103 L0.100 0 molL1)/(25.00103 L)0.060 0 molL1。答案解析10.000.060 0(6)在滴定管中裝入NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液的前一步，應(yīng)進(jìn)行的操作為_。解析解析 在滴定管中裝入NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液的前一步：用NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗滴定管23次。答案解析用NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗滴定管23次(7)判斷下列操作對(duì)c(I)測(cè)定結(jié)果的影響(填“偏高”“偏低”或“無影響”)若在配制AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液時(shí)，燒杯中的溶液有少量濺出，則測(cè)定

11、結(jié)果_。解析解析若在配制AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液時(shí)，燒杯中的溶液有少量濺出，造成溶質(zhì)減少，則使配制AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度偏低，則使消耗的n(NH4SCN)偏小，由c(I)n(AgNO3)n(NH4SCN)/VNaI(aq)可推斷，c(I)測(cè)定結(jié)果將偏高。答案解析偏高若在滴定終點(diǎn)讀取滴定管刻度時(shí)，俯視標(biāo)準(zhǔn)液液面，則測(cè)定結(jié)果_。解析解析若在滴定終點(diǎn)讀取滴定管刻度時(shí)，俯視標(biāo)準(zhǔn)液液面，使讀取的NH4SCN標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積偏低，由c(I)n(AgNO3)n(NH4SCN)/VNaI(aq)可推斷，c(I)測(cè)定結(jié)果將偏高。 答案解析偏高教師用書獨(dú)具相關(guān)鏈接相關(guān)鏈接1.三角度證明電解質(zhì)的強(qiáng)弱三角度證明電解質(zhì)的強(qiáng)弱

12、角度一：是否存在電離平衡(1)同溫度、同濃度的強(qiáng)酸溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)于弱酸溶液的導(dǎo)電性。(2)pH相同的強(qiáng)酸和弱酸，弱酸的物質(zhì)的量濃度大于強(qiáng)酸的物質(zhì)的量濃度，酸體積相等時(shí)，與足量的活潑金屬反應(yīng)，產(chǎn)生H2多的是弱酸。(3)相同pH、相同體積的強(qiáng)酸和弱酸，當(dāng)加水稀釋相同倍數(shù)時(shí)，pH變化大的為強(qiáng)酸，pH變化小的為弱酸。(4)稀釋濃的弱酸溶液，一般是c(H)先增大后減??；稀釋濃的強(qiáng)酸溶液，c(H)一直減小。(5)相同pH、相同體積的強(qiáng)酸和弱酸分別與等物質(zhì)的量n(H)電離n(OH)電離的同元強(qiáng)堿發(fā)生中和反應(yīng)后，若溶液呈中性，該酸為強(qiáng)酸；若溶液呈酸性，則該酸為弱酸。(6)中和相同體積、相同pH的強(qiáng)酸和弱酸，弱

13、酸的耗堿量多于強(qiáng)酸。角度二：是否存在水解平衡(1)測(cè)定相應(yīng)強(qiáng)堿鹽的酸堿性，強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解，溶液呈中性，弱酸強(qiáng)堿鹽溶液水解顯堿性，且水解程度越大的酸根對(duì)應(yīng)的酸越弱。(2)相同濃度、相同體積的強(qiáng)酸和弱酸分別與等物質(zhì)的量的同元強(qiáng)堿發(fā)生中和反應(yīng)后，若溶液呈中性，該酸為強(qiáng)酸；若溶液呈堿性，則該酸為弱酸。角度三：復(fù)分解反應(yīng)強(qiáng)酸制備弱酸根據(jù)復(fù)分解反應(yīng)發(fā)生的條件可知，強(qiáng)酸可以和弱酸的鹽反應(yīng)生成弱酸和強(qiáng)酸的鹽，或弱酸和更弱酸的鹽反應(yīng)生成更弱的酸。如鹽酸能與石灰石反應(yīng)生成二氧化碳，由此可判斷酸性：鹽酸碳酸。2.強(qiáng)、弱酸強(qiáng)、弱酸(堿堿)稀釋時(shí)稀釋時(shí)pH的變化規(guī)律的變化規(guī)律(1)對(duì)于pH相同的強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱

14、堿)溶液稀釋相同的倍數(shù)，強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)溶液的pH變化幅度大。這是因?yàn)閺?qiáng)酸(或強(qiáng)堿)已完全電離，隨著水的加入，溶液中H(或OH)數(shù)目不會(huì)增多(不考慮水的電離)，濃度改變大，而弱酸(或弱堿)隨著水的加入，電離程度增大，H(或OH)數(shù)目會(huì)增多，濃度改變小。(2)對(duì)于物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸與弱酸(或強(qiáng)堿與弱堿)，稀釋相同的倍數(shù)，pH的變化幅度不同，強(qiáng)酸(或強(qiáng)堿)稀釋后pH變化幅度大。3.強(qiáng)、弱電解質(zhì)的比較強(qiáng)、弱電解質(zhì)的比較(1)相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較(見下表)： c(H)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應(yīng)時(shí)的起始反應(yīng)速率一元

15、強(qiáng)酸大強(qiáng)相同相同大一元弱酸小弱小(2)相同體積、相同c(H)的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較(見下表)： c(H) 酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應(yīng)時(shí)的起始反應(yīng)速率一元強(qiáng)酸小少相同一元弱酸大多相同相同4.計(jì)算、比較溶液中計(jì)算、比較溶液中c(H)或或c(OH)的兩原則的兩原則(1)溶液中水電離產(chǎn)生的c(H)c(OH)。(2)按照“促進(jìn)以大，抑制以小”的原則計(jì)算酸、堿、鹽溶液中水電離的c(H)或c(OH)若在酸或堿溶液中，就選擇溶液中c(H)、c(OH)數(shù)值較小的，若在可水解的鹽溶液中，就選擇溶液中c(H)、c(OH)數(shù)值較大的。5.氧化還原滴定過程中指示劑的選擇及計(jì)算依據(jù)

16、氧化還原滴定過程中指示劑的選擇及計(jì)算依據(jù)(1)指示劑的選擇用KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液或Fe2溶液時(shí)，不需另加指示劑。用Na2S2O3溶液滴定含I2的溶液時(shí)，以淀粉為指示劑。(2)計(jì)算依據(jù)化學(xué)方程式或離子方程式或關(guān)系式列比例式，或運(yùn)用原子守恒、電荷守恒、得失電子守恒等列式進(jìn)行計(jì)算。二、鹽類水解平衡1.鹽類水解規(guī)律的應(yīng)用鹽類水解規(guī)律的應(yīng)用例例6(雙選)(2017泰州中學(xué)月考)下列說法正確的是A.一定溫度下，反應(yīng)MgCl2(l)=Mg(l)Cl2(g)的H0，S0B.常溫下，NH4Cl 溶液加水稀釋 增大C.電解飽和食鹽水產(chǎn)生了11.2 L H2，則反應(yīng)中轉(zhuǎn)移的電子數(shù)為6.02 1023D

17、.在NaCl 和KI 均為0.1 mo1L1的混合溶液中滴加AgNO3 溶液，則先產(chǎn)生 黃色沉淀答案解析解析解析MgCl2(l)=Mg(l)Cl2(g)該反應(yīng)為吸熱、熵值增大的反應(yīng)，即MgCl2(l)=Mg(l)Cl2(g)的H0，S0，A項(xiàng)正確；未注明是否為標(biāo)準(zhǔn)狀況，無法計(jì)算11.2 L H2的物質(zhì)的量，C項(xiàng)錯(cuò)誤；碘化銀的溶解度小于氯化銀，因此在NaCl 和KI均為0.1 molL1的混合溶液中滴加AgNO3 溶液，則先產(chǎn)生溶解度小的碘化銀黃色沉淀，D項(xiàng)正確。2.溶液中離子濃度的關(guān)系溶液中離子濃度的關(guān)系例例7(雙選)(2017南京、鹽城第一次模擬)已知：25 時(shí)H2C2O4 的pKa11.2

18、2，pKa24.19，CH3COOH的pKa4.76 (電離常數(shù)K的負(fù)對(duì)數(shù)lg KpK)。下列說法正確的是答案解析規(guī)律方法分析酸堿混合溶液中離子濃度關(guān)系時(shí)，要注意以下幾個(gè)步驟：(1)混合后溶液中的溶質(zhì)有哪些？各溶質(zhì)的物質(zhì)的量關(guān)系是什么？(2)混合后溶液是酸性還是堿性？是電離導(dǎo)致的還是水解導(dǎo)致的？(3)溶液中的守恒關(guān)系電荷守恒和物料守恒。(4)酸或堿與可水解的鹽的混合溶液，要近似處理：如果電解質(zhì)的電離決定溶液的酸堿性，可認(rèn)為鹽不水解；反之，酸或堿不電離。A.分別加入鹽酸10 mL時(shí)：c(X)c(M)c(Y) c(Cl)B.分別加入鹽酸15 mL時(shí)：c(Cl)c(X)c(MOH)c(YOH)C.分

19、別加入鹽酸至pH7時(shí)：c(X)c(M)c(Y)D.將分別加入鹽酸20 mL后的三種溶液混合：c(H)c(Y)c(OH)c(X) c(MOH) 3.酸堿滴定曲線的綜合考查酸堿滴定曲線的綜合考查例例8(雙選)(2017蘇北三市二模)常溫下用0.100 0 molL1的鹽酸分別逐滴加入到20.00 mL 0.100 0 molL1的三種一元堿MOH、XOH、YOH溶液中，溶液的pH隨加入鹽酸體積的變化如圖所示。下列說法正確的是答案解析解析解析0.100 0 molL1的XOH對(duì)應(yīng)的pH13，則XOH為強(qiáng)堿，MOH的堿性比YOH強(qiáng)，反應(yīng)后Y的水解程度最大，故反應(yīng)：c(X)c(M)c(Y)，反應(yīng)后n(Y

20、Cl)n(YOH)11，n(Cl)n(Y)n(YOH)2，由圖知，在加入10 mL鹽酸時(shí)，溶液的pH7，即YOH的電離大于Y的水解，所以有n(Y)n(Cl)n(YOH)，A項(xiàng)正確；n(X)0.020.100 0 mol0.002 mol，n(Cl)0.0150.100 0 mol0.001 5 mol，X不水解，則n(X)n(Cl)，Y水解程度比M大，故生成的YOH比MOH多，B項(xiàng)錯(cuò)誤； XOH與HCl等量混合后，pH7，MOH和YOH與HCl反應(yīng)后，生成的MCl和YCl水解顯酸性，若pH7，則加入的HCl少一些，水解程度大的Y中，加入的HCl要更小，由電荷守恒：c(X)c(H)c(OH)c(

21、Cl)，pH7，則c(X)c(Cl)1，另c(M)c(Cl)2，c(Y)c(Cl)3，所以c(X)c(M)c(Y)，C項(xiàng)錯(cuò)誤；反應(yīng)后溶液中n(YCl)n(MCl)n(YCl)111，電荷守恒：c(X)c(Y)c(M)c(H)c(OH)c(Cl)，物料守恒：c(X)c(M)c(MOH)c(Y)c(YOH)c(Cl)，物料守恒：c(X)c(Y)c(YOH)，用，可得c(H)c(Y)c(OH)c(X)c(MOH)，D項(xiàng)正確。誤區(qū)警示酸堿中和滴定時(shí)，滴定終點(diǎn)、中和點(diǎn)、中性點(diǎn)不一定重合。中和點(diǎn)是指酸和堿恰好完全反應(yīng)，溶液可能呈中性，也可能呈酸性或堿性，取決于所生成鹽的類型；滴定終點(diǎn)是指指示劑恰好變色的點(diǎn)

22、，二者不完全相同。中性點(diǎn)是指溶液呈中性，酸和堿不一定完全反應(yīng)。教師用書獨(dú)具相關(guān)鏈接相關(guān)鏈接1.鹽類水解的規(guī)律鹽類水解的規(guī)律(1)有弱才水解必須含有弱酸或弱堿的離子才能發(fā)生水解。(2)無弱不水解強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不發(fā)生水解。(3)誰弱誰水解發(fā)生水解的是弱堿陽(yáng)離子或弱酸根陰離子。(4)誰強(qiáng)顯誰性組成鹽的酸根陰離子(堿性陽(yáng)離子)是強(qiáng)酸根(強(qiáng)堿的陽(yáng)離子)，則顯酸(堿)性。(5)都弱都水解弱酸弱堿鹽因陰、陽(yáng)離子都能發(fā)生水解且兩水解過程可相互促進(jìn)，所以水解程度較大，少數(shù)可以完全水解，稱為雙水解反應(yīng)。(6)越弱越水解組成鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿的堿性越弱)，水解程度就越大，此即“

23、越弱越水解”規(guī)律。2.溶液中粒子濃度大小比較方法的四個(gè)步驟溶液中粒子濃度大小比較方法的四個(gè)步驟(1)判斷反應(yīng)產(chǎn)物：判斷兩種溶液混合時(shí)生成了什么物質(zhì)，是否有物質(zhì)過量，再確定反應(yīng)后溶液的組成。(2)寫出反應(yīng)后溶液中存在的平衡：根據(jù)溶液的組成，寫出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、電離平衡)，尤其要注意不要漏寫在任何水溶液中均存在的水的電離平衡。這一步的主要目的是分析溶液中存在的各種粒子及比較直接地看出某些粒子濃度間的關(guān)系，在具體應(yīng)用時(shí)要注意防止遺漏。(3)列出溶液中存在的等式：根據(jù)反應(yīng)后溶液中存在的溶質(zhì)的守恒原理，列出三個(gè)重要的等式，即電荷守恒式、物料守恒式、質(zhì)子守恒式，據(jù)此可列出溶液中陰、陽(yáng)離子間

24、的數(shù)學(xué)關(guān)系式。(4)比大?。焊鶕?jù)溶液中存在的平衡和題給條件，結(jié)合平衡的有關(guān)知識(shí)，分析哪些平衡進(jìn)行的程度相對(duì)大一些，哪些平衡進(jìn)行的程度相對(duì)小一些，再依此比較溶液中各粒子濃度的大小。這一步是溶液中粒子濃度大小比較最重要的一步，關(guān)鍵是要把握好電離平衡和水解平衡兩大理論，樹立“主次”意識(shí)。3.滴定曲線解題方法滴定曲線解題方法(1)注意縱橫坐標(biāo)含義：一般橫坐標(biāo)為滴加酸堿溶液的體積。(2)注意起點(diǎn)時(shí)的pH：可以通過起點(diǎn)時(shí)的pH判斷溶液的濃度。(3)注意“滴定終點(diǎn)”“恰好中和”“呈中性”的不同。滴定終點(diǎn)：指示劑變色時(shí)即“達(dá)到了滴定的終點(diǎn)”，通常與理論終點(diǎn)存在著一定的誤差(允許誤差)，而指示劑變色點(diǎn)都不是pH

25、7的情況。恰好中和：指酸和堿恰好完全反應(yīng)生成鹽和水的時(shí)刻，此時(shí)的溶液不一定呈中性。呈中性：溶液中的氫離子濃度等于氫氧根離子濃度(常溫下pH7)。三、溶解平衡1.沉淀的生成、溶解及轉(zhuǎn)化沉淀的生成、溶解及轉(zhuǎn)化例例9已知常溫下：Ksp(AgCl)1.81010，Ksp(Ag2CrO4)1.91012，下列敘述正確的是A.AgCl在飽和NaCl溶液中的Ksp比在純水中的Ksp小B.已知Ksp(AgBr)Ksp(AgCl)即可生成AgCl；誤區(qū)警示(1)一般情況下溶解度較小的沉淀易轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀，但是適當(dāng)?shù)臈l件下也可反過來轉(zhuǎn)化。(2)當(dāng)一種試劑能沉淀溶液中的幾種離子時(shí)，生成沉淀所需試劑離子濃度越

26、小的越先沉淀，但是一定要進(jìn)行計(jì)算后再判斷，尤其是組成不同的難溶物質(zhì)不能僅憑Ksp的相對(duì)大小判斷沉淀的先后。2.溶解平衡曲線的綜合溶解平衡曲線的綜合考查考查例例10在t 時(shí)，Ag2CrO4(橘紅色)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。又知AgCl的Ksp1.81010。下列說法不正確的是A.t 時(shí)，Ag2CrO4的Ksp為1108B.飽和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4不能使溶 液由Y點(diǎn)變?yōu)閄點(diǎn)C.t 時(shí)，Y點(diǎn)和Z點(diǎn)時(shí)Ag2CrO4的Ksp相等D.t 時(shí)，將0.01 molL1 AgNO3溶液滴入20 mL 0.01 molL1 KCl和0.01 molL1 K2CrO4的混合溶液中，Cl

27、先沉淀 答案解析Y點(diǎn)、Z點(diǎn)溶液的溫度相同，則Ksp相同，C項(xiàng)正確；方法指導(dǎo)(1)溶度積曲線上的點(diǎn)表示該條件下達(dá)到溶解與沉淀平衡狀態(tài)。(2)在曲線下方的點(diǎn)表示該溫度下未達(dá)到平衡。(3)在曲線上方的點(diǎn)表示過飽和狀態(tài)。教師用書獨(dú)具相關(guān)鏈接相關(guān)鏈接1.沉淀溶解、生成及轉(zhuǎn)化的判斷及措施沉淀溶解、生成及轉(zhuǎn)化的判斷及措施沉淀的溶解、生成及轉(zhuǎn)化本質(zhì)上是沉淀溶解平衡的移動(dòng)，可借助相關(guān)物質(zhì)的Qc與Ksp的相對(duì)大小判斷，然后改變適當(dāng)?shù)臈l件來完成。(1)沉淀的生成當(dāng)QcKsp時(shí)，沉淀溶解平衡向左移動(dòng)，會(huì)生成沉淀。常用方法：調(diào)節(jié)溶液的pH，加入合適沉淀劑。(2)沉淀的溶解當(dāng)QcKsp時(shí)，沉淀溶解平衡向右移動(dòng)，沉淀會(huì)溶解

28、。常用方法：酸、堿溶解法，鹽溶法，配位溶解法，氧化還原溶解法。(3)沉淀轉(zhuǎn)化的一般原則溶解度較小的沉淀易轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀。若滿足QcKsp溶解度小的物質(zhì)也可以轉(zhuǎn)化為溶解度較大的物質(zhì)。當(dāng)一種試劑能沉淀溶液中的幾種離子時(shí)，生成沉淀所需試劑離子濃度越小的越先沉淀。如果生成各種沉淀所需試劑離子的濃度相差較大，就能分步沉淀，從而達(dá)到分離離子的目的。2.溶解平衡圖像的類型及解題策略溶解平衡圖像的類型及解題策略(1)常見溶解平衡圖像的類型c(Mn)、c(An)型圖像：如果橫、縱坐標(biāo)分別是陰、陽(yáng)離子的濃度，溶解平衡曲線應(yīng)是雙曲線的一支。以BaSO4沉淀溶解平衡曲線為例，c(Ba2)與 關(guān)系如圖：圖中曲線

29、上的任意一點(diǎn)均為達(dá)到溶解平衡的平衡點(diǎn)，可利用曲線上點(diǎn)(例如a、c點(diǎn))的坐標(biāo)來計(jì)算Ksp(BaSO4)；b點(diǎn)溶液過飽和，c(Ba2) Ksp(BaSO4)，有沉淀生成；d點(diǎn)為不飽和溶液，c(Ba2) Ksp(BaSO4)，無沉淀生成，加入BaSO4可繼續(xù)溶解。 SpH或c(Mn)pH圖像：如果圖像反映的是難溶氫氧化物的溶解度或金屬陽(yáng)離子濃度與pH的關(guān)系，則平衡曲線應(yīng)是一條體現(xiàn)S或c隨著pH的增大而減小的曲線。以Fe(OH)3和Cu(OH)2為例，cpH關(guān)系如圖：圖中曲線為相應(yīng)金屬離子氫氧化物的沉淀溶解平衡曲線，可利用圖像判斷有關(guān)氫氧化物的Ksp的大小以及離子分離方法的選擇。離子濃度(或離子濃度對(duì)

30、數(shù))溶液體積圖：一般橫坐標(biāo)為滴加溶液的體積，縱坐標(biāo)為隨溶液體積增加，相應(yīng)離子濃度的變化，例如用0.1 molL1 AgNO3溶液滴定20.00 mL含有Cl、Br、I且濃度均為0.1 molL1的混合溶液，繪得滴定曲線如圖：圖中曲線的起始部分，滴入c(Ag)不足，c(X)變化較小，在恰好反應(yīng)時(shí)出現(xiàn)突躍、突躍后的三條曲線為相應(yīng)AgX的沉淀溶解平衡曲線，若已知a、b、c所代表的鹵素離子的曲線，則可比較相應(yīng)AgX的Ksp大小或利用Ksp的大小分析a、b、c分別代表哪種鹵素離子的曲線。難溶電解質(zhì)溶液中離子濃度都很小，為研究方便，常取離子濃度的對(duì)數(shù)或負(fù)對(duì)數(shù)。如果橫、縱坐標(biāo)是離子濃度的對(duì)數(shù)或負(fù)對(duì)數(shù)，則二者

31、的關(guān)系應(yīng)是一條直線。例如在一定溫度下，三種碳酸鹽MCO3(M：Mg2、Ca2、Mn2)的沉淀溶解平衡曲線如下圖所示：圖中曲線為相應(yīng)碳酸鹽的沉淀溶解平衡曲線，因此可對(duì)比不同碳酸鹽Ksp的大小，對(duì)比線外點(diǎn)對(duì)不同碳酸鹽來說是過飽和溶液還是不飽和溶液，以及判斷相應(yīng)金屬離子與碳酸根離子濃度的大小。 (2)溶解平衡圖像的解題策略沉淀溶解平衡曲線圖像題同其他類型圖像解答方法一樣，也是一看(看橫坐標(biāo)的意義、線的走勢(shì)以及關(guān)鍵點(diǎn)等)，二想(想有關(guān)計(jì)算公式、規(guī)律等)，三判斷(依據(jù)公式進(jìn)行計(jì)算，作出相應(yīng)判斷)，具體解題方法和技巧有：沉淀溶解平衡曲線類似于溶解度曲線，曲線上任意一點(diǎn)都表示飽和溶液，曲線上方或下方的任一點(diǎn)

32、則表示過飽和溶液或不飽和溶液。從圖像中找到數(shù)據(jù)，根據(jù)公式計(jì)算Ksp的值。比較溶液中Qc與Ksp大小，判斷溶液中有無沉淀析出。涉及Qc的計(jì)算時(shí)，所代入的濃度一定是混合溶液中的離子濃度，因此計(jì)算離子濃度時(shí)，所代入的溶液體積也必須是混合溶液的體積，即Qc是任意狀態(tài)下離子濃度冪的乘積，其值是不固定的。1.有關(guān)平衡常數(shù)的綜合考查有關(guān)平衡常數(shù)的綜合考查例例11(2017海安高級(jí)中學(xué)1月月考)已知常溫下CH3COOH和NH3H2O的電離平衡常數(shù)分別為Ka、Kb。若在常溫下向0.1 molL1的醋酸溶液中逐滴加入相同濃度的氨水直至完全過量，則下列說法正確的是A.加入氨水的過程中，溶液的導(dǎo)電性一直不斷增強(qiáng)B.C

33、H3COONH4在水溶液中的水解平衡常數(shù)KhKw/(KaKb)C.若KaKb，當(dāng)加入等體積的氨水時(shí)，溶液基本呈中性D.該等式在滴加過程中始終成立c(CH3COO)c(CH3COOH) c(NH3H2O)四、溶液中三種離子平衡的綜合 答案解析解析解析CH3COOH和NH3H2O都是弱電解質(zhì)，加入氨水的過程中生成強(qiáng)電解質(zhì)醋酸銨，氨水過量后，氨水稀釋醋酸銨溶液，導(dǎo)電性降低，所以溶液的導(dǎo)電性先增強(qiáng)再降低，A項(xiàng)錯(cuò)誤；誤區(qū)警示Ka、Kw、Ksp只是溫度的函數(shù)，只與相關(guān)物質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，溶液中有關(guān)離子濃度的改變只能使平衡移動(dòng)，但不改變Ka、Kw、Ksp的值。解析解析步驟中發(fā)生的反應(yīng)為硫酸銨和氧化鎂反應(yīng)生

34、成氨氣、硫酸鎂和水。2.鹽類水解平衡與沉淀溶解平衡的綜合應(yīng)用鹽類水解平衡與沉淀溶解平衡的綜合應(yīng)用例例12硫酸鎂在醫(yī)療上具有鎮(zhèn)靜、抗痙攣等功效。以菱鎂礦(主要成分是MgCO3)為主要原料制備硫酸鎂的方法如下：答案解析(1)步驟中發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為_。2NH3H2O解析解析步驟中將硫酸鎂溶液蒸發(fā)、結(jié)晶時(shí)，為了抑制鎂離子的水解，調(diào)節(jié)pH為弱酸性，使鎂離子的水解平衡逆向移動(dòng)，得到純凈的硫酸鎂晶體。(2)步驟中調(diào)節(jié)pH6.06.5的目的是_。答案解析抑制Mg2水解，以便得到較純的產(chǎn)品解析解析MgSO47H2O在加熱條件下容易失去結(jié)晶水，無法得到純凈的MgSO47H2O，所以從硫酸鎂溶液中獲得MgSO

35、47H2O的方法為蒸發(fā)濃縮、冷卻結(jié)晶。(3)步驟的操作為_。答案解析蒸發(fā)濃縮、冷卻結(jié)晶(4)已知酸堿指示劑百里酚藍(lán)變色的pH范圍如表所示：答案解析pH9.6顏色黃色綠色藍(lán)色25 時(shí)，向Mg(OH)2的飽和溶液中滴加2滴百里酚藍(lán)指示劑，溶液所呈現(xiàn)的顏色為_(25 時(shí) ，KspMg(OH)25.61012)。藍(lán)色解析解析25 時(shí)，Mg(OH)2的溶度積Ksp5.61012，根據(jù)反應(yīng)Mg(OH)2(s)Mg22OH可得：c(Mg2)c2(OH)5.61012，設(shè)c(OH)2c(Mg2)x，則0.5xx25.61012，解得：x2.24104 molL1，方法規(guī)律電離平衡、水解平衡、溶解平衡的共性電離

36、平衡、水解平衡、溶解平衡的共性(1)加水均能促進(jìn)三大平衡。(2)加熱均能促進(jìn)三大平衡(溶解平衡個(gè)別例外)。(3)三大平衡均為水溶液中的平衡，故都不受壓強(qiáng)的影響。(4)均遵循勒夏特列原理。教師用書獨(dú)具相關(guān)鏈接相關(guān)鏈接溶液中三大平衡的分析與比較溶液中三大平衡的分析與比較 電離平衡水解平衡沉淀溶解平衡舉例 PbI2(s)Pb2(aq)2I(aq)平衡表達(dá)式 Kspc(Pb2)c2(I)影響平衡常數(shù)的因素內(nèi)因：電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱外因：溫度，溫度越高，電離程度越大，平衡常數(shù)越大鹽的水解程度隨溫度的升高而增大，Kb隨溫度的升高而增大內(nèi)因：難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力外因：Ksp與溫度有關(guān)濃度對(duì)平衡的影響電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡同化學(xué)平衡一樣都為動(dòng)態(tài)平衡，平衡的移動(dòng)符合平衡移動(dòng)原理(勒夏特列原理)，濃度對(duì)平衡常數(shù)沒有影響。加水均能促進(jìn)三大平衡正向移動(dòng)；加入與電解質(zhì)溶液中相同的微粒，都能使平衡移動(dòng)；三大平衡都不受壓強(qiáng)的影響。