专题3 水溶液中的离子反应——【期末复习】高二化学上学期单元复习知识点梳理（苏教版2019选择性必修1）

专题3 水溶液中的离子反应 考点1 强电解质和弱电解质 1．电解质和非电解质 （1）电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。 电解质在水溶液或熔融状态下能产生自由移动的离子。 （2）非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。 2．强电解质和弱电解质 （1）【实验探究1】盐酸和醋酸的电离实验。 实验结论：两种酸的浓度相等时，盐酸的电离程度大于醋酸。 【实验探究2】氢氧化钠溶液和氨水的电离实验。 （2）概念 根据电解质在水溶液中的电离程度，可把电解质分为强电解质和弱电解质。 ①强电解质是在水溶液中完全电离的电解质。常见的强电解质有强酸、强碱和大部分盐。 ②弱电解质是在水溶液中部分电离的电解质。常见的弱电解质有弱酸、弱碱。 考点2 对强电解质和弱电解质的认识 1．常见的强电解质和弱电解质、非电解质 (1)常见的强电解质 强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。 强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。 大部分盐，包括难溶性盐，如BaSO4、CaCO3等。 (2)常见的弱电解质 弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH（或其他有机酸）、HNO2、HCN、H2SiO3等。 弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。 (3)常见的非电解质 （1）包括CO、NO、SiO2及CH4和其他烃类、乙醇和其他醇类、酯类、葡萄糖、蔗糖等。 （2）本身在水溶液中不能电离，但与水反应生成电解质的，如CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5、NH3等。 2．强电解质和弱电解质的比较 3．与离子化合物和共价化合物的关系 （1）离子化合物在熔化状态下能完全电离，在水溶液也是完全电离的，因此离子化合物一定是强电解质。 （2）共价化合物中有的是强电解质，如强酸；有的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水；有的是非电解质。 4．判断电解质强弱的依据 （1）区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。 （2）电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。 （3）在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。 考点3 电离方程式的书写 1．强电解质的电离方程式 强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如： H2SO4：H2SO4=2H++SO42-； Na2CO3：Na2CO3=2Na++CO32-； Ba(OH)2：Ba(OH)2=Ba2++2OH-。 2．弱电解质的电离方程式 （1）弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如： CH3COOH：CH3COOHCH3COO-+H+； NH3·H2O：NH3·H2ONH4++OH-。 （2）多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。 如H2CO3的电离方程式：H2CO3H++HCO3-、HCO3-H++CO32-。 （3）多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。 如Fe(OH)3的电离方程式是：Fe(OH)3Fe3++3OH-。 3．酸式盐的电离 （1）强酸的酸式盐在熔融状态和溶液中的电离情况不同。 例如：NaHSO4(熔融)===Na++HSO4-，NaHSO4(溶液)===Na++H++SO42-。 （2）弱酸的酸式盐在水溶液中的电离强中有弱。 例如：NaHCO3===Na++HCO3- ，HCO3-H++CO32- 。 考点4 电离平衡 1．电离平衡的概念 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到最大限度时，弱电解质分子电离成离子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的状态。 2．电离平衡的特征 （1）弱电解质的电离平衡是一种动态平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并没有停止。 （2）弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率相等。 （3）溶液中各分子和离子的浓度都保持不变。 （4）外界条件发生变化，电离平衡发生移动。 3．电离平衡的可逆性 弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。 （1）弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且v电离=v结合≠0。 （2）溶液中电解质分子和电解质离子同时存在，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度保持不变。 2．电解质溶液中的守恒问题 （1）物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒（又称物料守恒），如：0.1mol·L-1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1。 （2）电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数=负电荷总数。 考点5 影响电离平衡的因素 1．内因： 弱电解质本身的性质是决定因素。 2．外部因素： (1)以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。 电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。 (2)由于电离过程吸热，升温，电离平衡正向移动；降温，电离平衡逆向移动。 (3)电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。 3．勒夏特列原理适用于电离平衡 （1）同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡逆向移动。 （2）酸或碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡逆向移动；加入NaOH，电离平衡正向移动。 （3）化学反应：当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向电离的方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的H+与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)减小，电离平衡正向移动。 考点6 电离平衡常数 1．电离平衡常数的表示方法 (1)电离平衡常数表达式： 弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。如： CH3COOH电离常数的表达式：Ka=eq \f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH))； NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=eq \f(c(NH4＋)·c(OH-),c(NH3·H2O))。 (2)多元弱酸的分步电离 H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如： H2CO3H＋＋HCOeq \o\al(－,3)，HCOeq \o\al(－,3)H＋＋COeq \o\al(2－,3)，所以Ka1＝eq \f(c(H＋)·c(HCO\o\al(－,3)),c(H2CO3))，Ka2＝eq \f(c(H＋)·c(CO\o\al(2－,3)),c(HCO\o\al(－,3)))。 一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。 2．电离平衡常数的意义 电离平衡常数越大，表示该弱电解质电离程度越大，弱酸的酸性越强，弱碱的碱性越强。 3．电离平衡常数的影响因素 电离平衡常数只与电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。 由于电离是吸热的，所以电离平衡常数随着温度的升高而增大。 4．电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝eq \f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH))；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝eq \f(\f(1,2)c(CH3COO－)×\f(1,2)c(H＋),\f(1,2)c(CH3COOH))＝eq \f(1,2)K，Qc(OH－)　溶液呈酸性； c(H＋)＝c(OH－)　溶液呈中性； c(H＋)7，表示溶液呈碱性，pH越大，溶液的碱性越强，pH每增加1个单位，溶液的c(OH-)增大到原来的10倍。 pH＝7，溶液呈中性。 pH<7，表示溶液呈酸性，pH越小，溶液酸性越强，pH每减小1个单位，溶液的c(H+)增大到原来的10倍。 3．其他依据 使用酸碱指示剂进行判断，要注意指示剂的变色范围。 使甲基橙变红的溶液呈酸性； 使石蕊变红的溶液呈酸性； 使酚酞变红的溶液呈碱性。 考点13 溶液稀释和混合后pH的计算方法 1．酸溶液稀释后的pH的计算 (1)25℃时，pH＝2的盐酸，若加水稀释10倍，其pH为3；若加水稀释10n倍，其pH为2＋n。 (2)25℃时，若将pH＝5的盐酸加水稀释103倍，其pH接近并小于7。 (3)25℃时，pH＝2的醋酸(一元弱酸)溶液，加水稀释10倍，其pH大小范围应是27)； （2）对于pH＝b的弱碱溶液，由于稀释过程中，弱碱还会继续电离，故弱碱的pH范围是b－n7)； （3）碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能小于7。如图Ⅱ所示。 考点15 酸碱中和滴定原理及主要仪器 1．酸碱中和滴定原理 (1)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)酸碱中和反应的实质可用离子方程式H＋＋OH－===H2O来表示，在中和反应中，H＋、OH－之间的物质的量关系是n(H＋)＝n(OH－)；若用参加反应的c(H＋)、c(OH－)来表示，其关系式为c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱，由此可计算c(H＋)，其表达式是c(H＋)＝eq \f(c(OH－)·V碱,V酸)；也可计算c(OH－)，其表达式是c(OH－)＝eq \f(c(H＋)·V酸,V碱)。由c(H＋)、c(OH－)可分别求出相应酸、碱的浓度。 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。 考点16 中和滴定曲线和pH突变 1．中和滴定曲线的绘制 取0.100 0 mol·L－1的盐酸溶液20.00 mL，注入锥形瓶中，滴加2滴酚酞溶液，用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定。 (1)计算滴定过程中的pH变化，填写下表空格： (2)根据上表数据绘制滴定曲线 (3)由上述滴定曲线可知，滴定终点前后，溶液的pH变化规律是：终点前后，pH产生突跃现象。 (4)达到终点的现象是溶液由无色变为红色。 2．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。 考点17 强酸与强碱的中和滴定 1．滴定前的准备工作 （1）滴定管：检漏→水洗→润洗→注液→赶气泡→调液面→初始读数。 （2）锥形瓶：水洗→装待测液→加指示剂。 2．【基础实验】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：0.1000mol·L-1NaOH溶液，未知浓度的盐酸、酚酞、蒸馏水 (2)实验步骤 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 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。 考点18 酸碱中和滴定误差分析 1．酸碱中和滴定误差产生的原因 （1）操作失误产生的误差 （2）药品误差（变质或混有杂质） （3）读数误差 2．误差分析的基本依据 中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等。 分析误差要根据计算式分析，根据c(待)＝eq \f(c(标)·V(标),V(待))，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于V(标)的大小。 3．分析方法 将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。 标准溶液用量偏多，V(标)变大，待测溶液浓度c(待)偏高。 标准溶液用量偏少，V(标)变小，待测溶液浓度c(待)偏低。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有： 4．中和滴定误差分析常见问题 （1）仪器洗涤 在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗2～3次，其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积增大，由c(待)＝eq \f(c(标)·V(标),V(待))可知，待测液浓度偏大。 （2）在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，不能用待测液润洗。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积增大，消耗标准液的体积增大，使测定结果偏大。 （3）滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。试分析右图读数对滴定结果的影响。 ①如图Ⅰ，开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，滴定结果会偏小。 ②如图Ⅱ，开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，滴定结果会偏大。 考点19 盐溶液的酸碱性 1．盐溶液酸碱性的探究 写出下列盐溶液的pH（25℃）、盐的类型和溶液的酸碱性： 实验结论：盐溶液的酸碱性与盐的组成类型有关，强酸强碱盐溶液呈中性，弱酸强碱盐溶液呈碱性，强酸弱碱盐溶液呈酸性。 2．盐溶液呈现酸碱性的原因 （1）NaCl溶液呈中性的原因： NaCl溶于水后电离产生Na＋和Cl－，不能与水电离出的OH－、H＋结合成难电离的物质，水的电离平衡不发生移动，c(H＋)＝c(OH－)，所以溶液呈中性。 （2）NH4Cl溶液呈酸性的原因： NHeq \o\al(＋,4)与水电离的OH－结合生成了难电离的NH3·H2O；使溶液中的c(NHeq \o\al(＋,4))减小，c(OH－)减小，c(H＋)增大，c(H＋)>c(OH－)，所以NH4Cl溶液呈酸性。 离子方程式为：NHeq \o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋。 （3）CH3COONa溶液呈碱性的原因： CH3COO－能与水中的H＋结合生成难电离的CH3COOH，从而使水的电离平衡向电离的方向移动，使溶液的c(CH3COO－)减小，c(H＋)减小，c(OH－)增大，c(H＋)②>③，溶液的pH大小顺序是①>②>③。 2．水解平衡常数Kh （1）水解平衡常数（Kh）表达式 水解反应A-+H2OHA+OH-的平衡常数表达式为：Kh =eq \f(c(HA)·c(OH-),c(A-))。 HA的电离平衡常数表达式为：Ka =eq \f(c(A-)·c(H+),c(HA))。 Kh与Ka和KW的关系：Kh=eq \f(KW,Ka)。 （2）盐的水解程度与盐的相对应的弱酸或弱碱的强弱的关系： 根据Kh与Ka和KW的关系，一定温度下，Kh 与Ka 呈反比，即： 盐的相对应的弱酸或弱碱越弱，盐的水解程度越大；反之，盐的相对应的弱酸或弱碱越强，盐的水解程度越小。 考点23 影响盐类水解的外界因素 1．【实验探究】 【实验1】在小烧杯中加入20 mL 0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，用pH计测量该溶液的pH。 实验现象：溶液的pH＜7。 实验结论与解释：Fe3+发生水解，使溶液呈酸性：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。 【实验2】在另一只小烧杯中加入5 mL 0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，加水稀释到50 mL，用pH计测量该溶液的pH。 实验现象：溶液的pH比稀释前大。 实验结论与解释：稀释的过程中虽然FeCl3的水解平衡向正反应方向移动，但稀释对H＋浓度的变化占主要优势，所以pH比稀释前大。 【实验3】在A、B、C三支试管中加入等体积0.1 mol·L－1Fe(NO3)3溶液。将A试管在酒精灯火焰上加热到溶液沸腾，向B试管中加入3滴6 mol·L－1 HNO3溶液。观察A、B试管中溶液的颜色，并与C试管中溶液的颜色比较。用化学平衡移动的原理解释上述实验现象。 实验现象：A与C比较颜色变浅；B与C比较颜色变深。 实验结论与解释：加热时A中Fe(NO3)3的水解平衡向正反应方向移动，Fe3＋浓度减小，颜色变浅；向B中加H2SO4时，Fe(NO3)3的水解平衡向逆反应方向移动，Fe3＋浓度增大，颜色加深。 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．实例分析 以0.1mol·L-1FeCl3溶液为例，FeCl3溶液水解的离子方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。请填写下表。 考点24 盐类水解的应用 1．【实验探究】盐类水解的应用实验 【实验1】Al2(SO4)3饱和溶液与NaHCO3饱和溶液混合。 实验现象：剧烈反应，有白色沉淀生成，有大量气泡产生。 实验原理：Al3+和HCO3-分别与水电离出的OH-和H+反应，两者相互促进使水解反应正向进行，使Al3+和HCO3-最终水解完全。离子方程式为：Al3++3HCO3-= Al(OH)3↓+3CO2↑。 【实验2】明矾净水原理 实验现象：带有悬浮颗粒的水变澄清。 实验原理：明矾电离出的Al3+水解生成Al(OH)3胶体，离子方程式为：Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+，Al(OH)3胶体能吸附水中微小的悬浮颗粒，使它们聚集在一起形成较大的颗粒沉降下来，从而除去水中悬浮的杂质。 加入少量NaHCO3，可以促进氢氧化铝胶体的生成，增强明矾的净水能力。 2．利用盐类水解原理解释有关问题 （1）比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。 Na2CO3的水解方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-，NaHCO3的水解方程式为HCO3-+H2OH2CO3+OH-，由于Ka1(H2CO3)> Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性更强。 （2）实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是将Na2S固体溶解在NaOH溶液中。 （3）泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在内筒， NaHCO3溶液应放在外筒，因为Al3+水解呈酸性，会腐蚀铁。 （4）废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。 （5）铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显碱性，NH4+水解呈酸性，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。 （6）工业上制取无水氯化镁时，将氯化镁溶液置于氯化氢气流中加热脱水，以防止氯化镁水解。 考点25 溶液中离子浓度的大小比较 1．不同溶液中同一离子浓度的大小比较 相同物质的量浓度的a.NH4Cl溶液，b.CH3COONH4溶液，c.NH4HSO4溶液，c中H＋对NHeq \o\al(＋,4)水解有抑制作用，b中CH3COO－的水解对NHeq \o\al(＋,4)水解有促进作用，所以三种溶液中c(NHeq \o\al(＋,4))由大到小的顺序是c>a>b。 2．弱酸溶液中离子浓度的大小比较 (1)CH3COOH溶液中存在的平衡有：CH3COOHH＋＋CH3COO－，H2OH＋＋OH－，溶液中微粒有H2O、CH3COOH、H＋、OH－、CH3COO－，由于CH3COOH电离程度小，且H2O的电离程度更小，所以溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 (2)碳酸溶液中存在平衡有：CO2+H2OH2CO3，H2CO3HCOeq \o\al(－,3)＋H＋，HCOeq \o\al(－,3)H＋＋COeq \o\al(2－,3)，H2OH＋＋OH－。碳酸溶液中存在的微粒有H2O、CO2、H2CO3、H＋、HCOeq \o\al(－,3)、COeq \o\al(2－,3)、OH－。 碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子和CO2分子除外)是c(H2CO3)>c(H＋)>c(HCOeq \o\al(－,3))>c(COeq \o\al(2－,3))>c(OH－)。 3．单一溶液中离子浓度大小的比较 (1)氯化铵溶液 ①NH4Cl溶液中的电离、水解过程。 电离：NH4Cl===NHeq \o\al(＋,4)＋Cl－、H2OH＋＋OH－。 水解：NHeq \o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋。 判断溶液中存在的离子有NHeq \o\al(＋,4)、Cl－、H＋、OH－。 ②NH4Cl溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Cl－)>c(NHeq \o\al(＋,4))>c(H＋)>c(OH－)。 (2)碳酸钠溶液 ①Na2CO3溶液中的电离、水解过程。 电离：Na2CO3===2Na＋＋COeq \o\al(2－,3)、H2OH＋＋OH－。 水解：COeq \o\al(2－,3)＋H2OHCOeq \o\al(－,3)＋OH－、HCOeq \o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。 溶液中存在的离子有Na＋、COeq \o\al(2－,3)、HCOeq \o\al(－,3)、OH－、H＋。 ②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(COeq \o\al(2－,3))>c(OH－)>c(HCOeq \o\al(－,3))>c(H＋)。 (3)碳酸氢钠溶液 ①电离过程有NaHCO3===Na＋＋HCOeq \o\al(－,3)、HCOeq \o\al(－,3)H＋＋COeq \o\al(2－,3)、H2OH＋＋OH－。 水解过程有HCOeq \o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－。 溶液中存在的离子有Na＋、HCOeq \o\al(－,3)、COeq \o\al(2－,3)、H＋、OH－。 ②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(HCOeq \o\al(－,3))>c(OH－)>c(H＋)>c(COeq \o\al(2－,3))。 4．混合溶液中离子浓度大小的比较 (1)物质的量浓度相同的NaOH溶液、CH3COOH溶液等体积混合 反应的化学方程式：NaOH＋CH3COOH===CH3COONa＋H2O； 溶液中存在的离子有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－； 其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。 (2)物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合 反应的化学方程式：NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaCl； 溶液中存在的离子有Na＋、Cl－、NHeq \o\al(＋,4)、OH－、H＋； 其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)>c(NHeq \o\al(＋,4))>c(H＋)。 (3)物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合 混合后不发生反应，溶液中的溶质为NH4Cl、NH3·H2O，溶液呈碱性； 溶液中存在的离子有NHeq \o\al(＋,4)、Cl－、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是c(NHeq \o\al(＋,4))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。 考点26 用三大守恒规律推断离子浓度关系 1．三大守恒规律 (1)电荷守恒规律 电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如Na2CO3溶液中存在着Na＋、COeq \o\al(2－,3)、H＋、OH－、HCOeq \o\al(－,3)，它们存在如下关系： c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(COeq \o\al(2－,3))＋c(HCOeq \o\al(－,3))＋c(OH－) (2)物料守恒规律 电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的。如Na2CO3溶液中COeq \o\al(2－,3)能水解，故碳元素以COeq \o\al(2－,3)、HCOeq \o\al(－,3)、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系式为： eq \f(1,2)c(Na＋)＝c(COeq \o\al(2－,3))＋c(HCOeq \o\al(－,3))＋c(H2CO3) (3)质子守恒规律 质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－得到的，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。如在Na2CO3溶液中有关系式： c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCOeq \o\al(－,3))＋2c(H2CO3) 一般质子守恒由电荷守恒、物料守恒整合得来。 2．常见溶液的守恒关系式 （1）CH3COONa溶液： 物料守恒：c(Na+)= c(CH3COO-)+c(CH3COOH) 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) 质子守恒：c(OH-)= c(H+)+c(CH3COOH) （2）NH4Cl溶液： 物料守恒：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O) 电荷守恒：c(Cl-)+ c(OH-)=c(NH4+)+c(H+) 质子守恒：c(H+)= c(NH3·H2O)+c(OH-) （3）Na2CO3溶液： 物料守恒：c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)] 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-) 质子守恒：c(OH-)= c(HCO3-)+2c(H2CO3)+ c(H+) （4）NaHCO3溶液： 物料守恒：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3) 电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-) 质子守恒：c(OH-)= c(H2CO3)+ c(H+)- c(CO32-) 考点27 固体的溶解 1．固体的溶解度 20 ℃时，溶解性与溶解度的关系 2．固体的溶解过程 固体物质的溶解是可逆过程：固体溶质溶液中的溶质 （1）v(溶解)>v(结晶)　 固体溶解 （2）v(溶解)＝v(结晶)　溶解平衡 （3）v(溶解)Ksp，生成沉淀。溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 （2）Qc=Ksp，沉淀溶解平衡。溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 （3）Qc7碱性不变加入活泼金属(如Na)正向减小增大>7碱性不变加入CH3COONa(s)正向减小增大>7碱性不变加入NH4Cl(s)正向增大减小<7酸性不变c(H＋)与c(OH－) 相对大小c(H＋)的范围(25 ℃)中性溶液c(OH－)=c(H＋)c(H＋)=1.0×10－7 mol·L－1酸性溶液c(OH－)1.0×10－7 mol·L－1碱性溶液c(OH－)>c(H＋)c(H＋)<1.0×10－7 mol·L－1指示剂变色范围(颜色与pH的关系)石蕊红色←5.0紫色8.0→蓝色酚酞无色←8.2粉红色10.0→红色甲基橙红色←3.1橙色4.4→黄色V(NaOH) 0.0018.0019.8019.9619.9820.0020.0220.0420.2022.0040.00pH1.002.283.304.004.307.009.7010.0010.7011.7012.52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步骤操作V(标)c(待)洗涤酸式滴定管未用标准液润洗偏大偏大碱式滴定管未用待测液润洗偏小偏小锥形瓶用待测液润洗偏大偏大锥形瓶洗净后还有蒸馏水无影响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偏小偏小滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失偏大偏大振荡锥形瓶时部分液体溅出偏小偏小溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化偏大偏大读数滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）偏小偏小滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）偏大偏大盐溶液盐的类型溶液pH酸碱性NaCl强酸强碱盐pH＝7中性CH3COONa弱酸强碱盐pH>7碱性NH4Cl强酸弱碱盐pH<7酸性Na2CO3弱酸强碱盐pH＞7碱性AlCl3强酸弱碱盐pH＜7酸性序号0.1mol·L-1盐溶液水解的离子方程式对应的弱酸Ka①NaClOClO-+H2OHClO+OH-HClO3.0×10-8②CH3COONaCH3COO-+H2OCH3COOH+ OH-CH3COOH1.8×10-5③NaNO2NO2-+H2OHNO2+OH-HNO24.6×10-4影响因素溶液颜色移动方向c(H+)n(H+)水解程度加热变深正向增大增大增大加入盐酸变浅逆向增大增大减小加入NaOH变深正向减小减小增大加水变浅正向减小增大增大加入FeCl3变深正向增大增大减小加入NH4Cl变浅逆向增大增大减小加入NaHCO3变深正向减小减小增大溶解性易溶可溶微溶难溶溶解度>10 g1～10 g0.01～1 g<0.01 g条件改变移动方向c(Mg2＋)c(OH－)溶解度加水正向移动不变不变不变升温正向移动增大增大增大加MgCl2(s)逆向移动增大减小减小加盐酸正向移动增大减小增大加NaOH(s)逆向移动减小增大减小实验现象化学方程式实验1有白色沉淀生成Ag++Cl-=AgCl↓实验2白色沉淀转化黄色沉淀AgCl+I-AgI+Cl-实验3黄色沉淀转化为黑色沉淀2AgI+S2-Ag2S+2I-