黄浦恒高教育寒假一对一化学补习班Word文档格式.docx
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碱性溶液
c（H＋）<
>
4．pH使用中的几个误区
（1）pH＝7的溶液不一定呈中性。
只有在常温下pH＝7的溶液才呈中性，当在100℃时，水的离子积常数为1×
10－12，此时pH＝6的溶液为中性溶液，pH>
6时为碱性溶液，pH<
6时为酸性溶液。
（2）使用pH试纸测溶液pH时，若先用蒸馏水润湿，测量结果不一定偏小。
若先用蒸馏水润湿，相当于将待测液稀释了，若待测液为碱性溶液，则所测结果偏小；
若待测液为酸性溶液，则所测结果偏大；
若待测液为中性溶液，则所测结果没有误差。
（3）不能正确理解酸、碱的无限稀释规律
常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。
（4）不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
溶液
稀释前溶液pH
加水稀释到体积为原来的10n倍
稀释后溶液pH
酸
强酸
pH＝a
pH＝a＋n
弱酸
a＜pH＜a＋n
碱
强碱
pH＝b
pH＝b－n
弱碱
b－n＜pH＜b
5．溶液中的c（H＋）和水电离出来的c（H＋）的区别
（1）室温下水电离出的c（H＋）＝1×
L－1，若某溶液中水电离出的c（H＋）<
L－1，则可判断该溶液呈酸性或碱性；
若某溶液中水电离出的c（H＋）>
L－1，则可判断出该溶液中存在能水解的盐，从而促进了水的电离。
（2）室温下，溶液中的c（H＋）>
L－1，说明该溶液是酸性溶液或水解呈酸性的盐溶液；
溶液中的c（H＋）<
L－1，说明该溶液是碱性溶液或水解呈碱性的盐溶液。
6．pH和等于14的酸碱混合问题的判断与计算
pH和等于14的意义：
酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子的浓度。
（1）已知酸、碱溶液的pH之和为14，则等体积混合时：
pH＝7
pH>
pH<
（2）已知酸、碱溶液的pH之和为14，若混合后溶液的pH为7，则溶液呈中性。
―→V酸∶V碱＝1∶1
―→V酸∶V碱>
1∶1
―→V酸∶V碱<
（3）强酸、强碱等体积混合后溶液酸、碱性的判断：
【高考真题回顾】
1.（2014·
上海化学·
21）．室温下，甲、乙两烧杯均盛有5mlpH＝3的某一元酸溶液，向乙烧杯中加水稀释至pH＝4，关于甲、乙两烧杯中溶液的描述正确的是
A．溶液的体积：
10V甲≤V乙B．水电离出的OH－浓度：
10c（OH－）甲≤c（OH－）乙
C．若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：
甲≤乙
D．若分别与5mlpH＝11的NaOH溶液反应，所得溶液的pH：
2.（2013·
）5.374℃、22.1Mpa以上的超临界水具有很强的溶解有机物的能力，并含有较多的H+和OH-，由此可知超临界水
A.显中性，pH等于7B.表现出非极性溶剂的特性
C.显酸性，pH小于7D.表现出极性溶剂的特性
3.（2011·
）19．常温下用pH为3的某酸溶液分别与pH都为11的氨水、氢氧化钠溶液等体积混合得到a、b两种溶液，关于这两种溶液酸碱性的描述正确的是
A．b不可能显碱性B．a可能显酸性或碱性C．a不可能显酸性D．b可能显碱性或酸性
4.（2010·
）21．甲、乙两烧杯中分别装有相同体积、相同pH的氨水和NaOH溶液，各加入10mL0.1mol·
L-1AlCl3溶液，两烧杯中都有沉淀生成。
下列判断正确的是
A．甲中沉淀一定比乙中的多B．甲中沉淀可能比乙中的多
C．甲中沉淀一定比乙中的少D．甲中和乙中的沉淀可能一样多
【题组建模】
题组一 走出溶液稀释与混合的误区
1．正误判断，正确的划“√”，错误的划“×
”
（1）常温下pH为2的盐酸与等体积pH＝12的氨水混合后所得溶液呈酸性（）
（2）常温下pH为2的盐酸由H2O电离出的c（H＋）＝1.0×
10－12mol·
L－1（）
（3）同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后，溶液的pH＝7（）
（4）常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，溶液的pH＝4（）
（5）100℃时，将pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合，溶液呈中性（）
2．（2012·
新课标全国卷，11）已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为amol·
L－1的一元酸HA与bmol·
L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是（ ）
A．a＝bB．混合溶液的pH＝7
C．混合溶液中，c（H＋）＝
mol·
L－1D．混合溶液中，c（H＋）＋c（B＋）＝c（OH－）＋c（A－）
题组二 一强一弱比较的图像分析
3．相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积（V）随时间（t）变化的示意图正确的是（ ）
4．pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100mL，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＝0.1mol·
L－1）至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则（ ）
A．x为弱酸，Vx<
VyB．x为强酸，Vx>
Vy
C．y为弱酸，Vx<
VyD．y为强酸，Vx>
方法技巧：
图像法理解一强一弱的稀释规律
（1）相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
①加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大。
②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
①加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大。
②加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多。
考点二 溶液中的“三大平衡”
电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。
这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
1电离平衡与水解平衡的比较
电离平衡（如CH3COOH溶液）
水解平衡（如CH3COONa溶液）
研究
对象
弱电解质（包括水的电离、多元弱酸的酸式盐）
盐溶液（包括强酸弱碱形成的盐、弱酸强碱形成的盐、弱酸弱碱形成的盐）
实质
弱电解质的电离
盐促进水的电离
升高温度
促进电离，离子浓度增大，K增大
促进水解，K增大
加水稀释
促进电离，离子浓度（除OH－外）减小，K不变
促进水解，离子浓度（除H＋外）减小，
K不变
加入相应离子
加入CH3COONa固体或盐酸，抑制电离，K不变
加入CH3COOH或NaOH，抑制水解，
加入反应离子
加入NaOH，促进电离，K不变
加入盐酸，促进水解，K不变
1．抓住“四因素”突破弱电解质的电离平衡
弱电解质的电离是可逆过程，在分析外界条件对电离平衡的影响时，要灵活运用勒夏特列原理，结合实例进行具体分析。
一般考虑以下几个方面的影响：
（1）溶液加水稀释：
弱电解质溶液的浓度越小，电离程度越大；
但在弱酸溶液中c（H＋）减小，弱碱溶液中c（OH－）减小。
弱电解质溶液加水稀释过程中，判断某些微粒浓度的关系式是否发生变化时，首先要考虑该关系式是否是电离常数、离子积常数、水解常数以及它们的变形。
误认为弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中离子浓度都减小，如氨水加水稀释时，c（H＋）浓度增大。
（2）加热：
电离是吸热的，加热使电离平衡向右移动，溶液中弱电解质分子数减小，溶液中离子浓度增大。
（3）同离子效应：
当向弱电解质溶液中加入的物质含有与弱电解质相同的离子时，由于同种离子的相互影响，使电离平衡向左移动，弱电解质的电离程度减小。
（4）加入能反应的物质：
当向弱电解质溶液中加入的物质能和弱电解质电离出的离子反应时，电离平衡向右移动，参加反应的离子浓度减小，其他的离子浓度增大。
2．“用规律”、“抓类型”突破盐类水解问题
（1）规律：
难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解；
谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；
谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定；
越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。
（2）类型：
①强碱弱酸盐，阴离子水解，其水溶液呈碱性，
如醋酸钠水解的离子方程式为CH3COO－＋H2O
CH3COOH＋OH－；
多元弱酸酸根分步水解，
如碳酸钠水解的离子方程式为CO
＋H2O
HCO
＋OH－、HCO
H2CO3＋OH－。
②强酸弱碱盐，阳离子水解，其水溶液呈酸性，如氯化铵、氯化铝水解的离子方程式分别为
NH
H＋＋NH3·
H2O、Al3＋＋3H2O
Al（OH）3＋3H＋。
③NaCl等强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。
④弱酸弱碱盐双水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。
当Ka＝Kb时，溶液显中性，如CH3COONH4；
当Ka>
Kb时，溶液显酸性，如HCOONH4；
当Ka<
Kb时，溶液显碱性，如NH4HCO3。
⑤弱酸酸式盐水溶液酸碱性，取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。
a.若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。
b.若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性，如NaHCO3、Na2HPO4等。
（3）.盐类水解（如F-+H2O
HF+OH-）实质上可看成是两个电离平衡移动的综合结果：
①水的电离平衡向正方向移动（H2O
H++OH-），
②另一种弱电解质的电离平衡向逆方向移动（HF
F-+H+）。
也可以看成是中和反应的逆反应，升高温度会促进水解。
通常弱酸根或弱碱的阳离子的水解程度都很小，如0.1mol/LNaAc溶液中Ac-离子的水解百分率不足1%。
③同一溶液中有多种离子水解时，若水解显同性，则相互抑制，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度小，如0.1mol/LNa2CO3和0.1mol/LNaAc混合溶液中CO32-、Ac-的水解程度都要比0.1mol/LNa2CO3溶液，0.1mol/LNaAc溶液中CO32-、Ac-的水解程度小；
若水解显不同性，则相互促进，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度大，如0.1mol/LNH4Cl和0.1mol/LNaAc混合溶液中NH4+、Ac-的水解程度都要比0.1mol/LNH4Cl溶液，0.1mol/LNaAc溶液中NH4+、Ac-的水解程度大。
④由于加热可促进盐类水解，错误地认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。
对于水解程度不是很大，水解产物不能脱离平衡体系的情况[如Al2（SO4）3、Na2CO3]来说，溶液蒸干仍得原溶质。
（4）．电离平衡与水解平衡的共存
①弱酸的酸式盐溶液，如：
NaHSO3、NaH2PO4、NaHS、NaHCO3、Na2HPO4溶液的酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小。
②弱酸（碱）及弱酸（碱）对应盐的混合溶液，如；
HAC与NaAc的混合溶液，NH3H2O与NH4Cl的混合溶液，一般等浓度时，弱酸（碱）的电离要比对应盐的水解强。
3．“三法”突破沉淀溶解平衡
（1）沉淀能否生成或溶解的判断方法
通过比较溶度积与非平衡状态下溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀生成或溶解的情况：
Qc>
Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出；
Qc＝Ksp，溶液饱和，沉淀的生成与溶解处于平衡状态；
Qc<
Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出。
（2）沉淀的转化方法
沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动，非氧化还原类离子反应都是向离子浓度减小的方向移动，从溶解角度说，一般是易溶物质转化成微溶物质，微溶物质转化为难溶物质。
有些金属硫化物（如CuS、HgS等）溶度积特别小，在饱和溶液中这些金属硫化物不能溶于非氧化性强酸，只能溶于氧化性酸，c（S2－）减小，可达到沉淀溶解的目的。
（3）溶度积（Ksp）与溶解能力的关系的突破方法
溶度积（Ksp）反映了电解质在水中的溶解能力，对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp的数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强；
但对于阴阳离子个数比不同的电解质，不能直接比较Ksp数值的大小。
（4）沉淀溶解平衡的应用实例
应用
举例
沉淀的
生成
①调节pH：
如CuCl2溶液中含杂质FeCl3，可调节pH至4左右，使Fe3＋转化为Fe（OH）3沉淀而除去
②加沉淀剂法：
如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS，是分离、除去杂质常用的方法
溶解
①酸溶法，如向CaCO3（s）
Ca2＋（aq）＋CO
（aq）平衡体系中加强酸（HCl），CO
与H＋反应生成CO2和H2O，减小了c（CO
），平衡右移，CaCO3溶解。
②盐溶法，如向Mg（OH）2（s）
Mg2＋（aq）＋2OH－（aq）平衡体系中加NH4Cl（s），NH
与OH－反应生成NH3·
H2O，减小了c（OH－），平衡右移，Mg（OH）2溶解。
③氧化法，如向CuS（s）
Cu2＋（aq）＋S2－（aq）平衡体系中加浓硝酸，S2－被浓硝酸氧化，使c（S2－）减小，平衡右移，CuS溶解。
④配合法，如向AgOH（s）
Ag＋（aq）＋OH－（aq）平衡体系中加入浓氨水，因Ag＋＋2NH3
[Ag（NH3）2]＋而使c（Ag＋）减小，平衡右移，沉淀溶解。
转化
①由难溶的沉淀转化为更难溶的沉淀是比较容易实现的一种转化，如在AgCl悬浊液中，加入KI溶液后，沉淀变黄，再加入Na2S溶液，沉淀变黑
②由难溶的沉淀转化为更易溶的沉淀是比较难以实现的一种转化，转化的前提是“两种沉淀的溶解度相差不是很大”。
如虽然Ksp（BaSO4）<
Ksp（BaCO3），但两者相差不大，只要用饱和Na2CO3溶液浸泡，BaSO4就可能转化为BaCO3
11）．向饱和澄清石灰水中加入少量CaC2，充分反应后恢复到原来的温度，所得溶液中
A．c（Ca2＋）、c（OH－）均增大B．c（Ca2＋）、c（OH－）均保持不变
C．c（Ca2＋）、c（OH－）均减小D．c（OH－）增大、c（H＋）减小
11）.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值增大
C.滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH值减小
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
3.（2010·
14．下列判断正确的是
A．测定硫酸铜晶体中结晶水含量时，灼烧至固体发黑，测定值小于理论值
B．相同条件下，2mol氢原子所具有的能量小于1mol氢分子所具有的能量
C．0.1mol·
L-1的碳酸钠溶液的pH大于0.1mol·
L-1的醋酸钠溶液的pH
D．1L1mol·
L-1的碳酸钠溶液吸收SO2的量大于1Lmol·
L-1硫化钠溶液吸收SO2的量
题组一 影响弱电解质电离平衡因素的多角度分析
1．（2013·
安徽理综，13）已知NaHSO3溶液显酸性，溶液中存在以下平衡：
HSO
H2SO3＋OH－①HSO
H＋＋SO
②
向0.1mol·
L－1的NaHSO3溶液中分别加入以下物质，下列有关说法正确的是（ ）
A．加入少量金属Na，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c（HSO
）增大
B．加入少量Na2SO3固体，则c（H＋）＋c（Na＋）＝c（HSO
）＋c（OH－）＋
c（SO
）
C．加入少量NaOH溶液，
、
的值均增大
D．加入氨水至中性，则2c（Na＋）＝c（SO
）＞c（H＋）＝c（OH－）
2．下列条件变化会使H2O的电离平衡向电离方向移动，且pH＜7的是（ ）
A．将纯水加热到100℃B．向水中加少量HCl
C．向水中加入少量NaOHD．向水中加少量Na2CO3
规律探究：
酸、碱、盐对水的电离的影响：
酸和碱抑制水的电离，强酸弱碱盐和强碱弱酸盐促进水的电离，强酸弱碱盐和碱溶液中由水电离的c（H＋）或c（OH－）取决于溶液中的c（H＋），强碱弱酸盐和酸溶液中由水电离出的c（H＋）或c（OH－）取决于溶液中的c（OH－），但应关注酸式盐的特殊性，如硫酸氢钠完全电离，会抑制水的电离，碳酸氢钠以水解为主，呈碱性，促进水的电离。
题组二 多角度攻克盐类水解问题
3．正误判断，正确的划“√”，错误的划“×
（1）为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH。
若pH＞7，则H2A是弱酸；
若pH＜7，则H2A是强酸（）
（2）25℃时，amol·
L－1一元酸HA与bmol·
L－1NaOH等体积混合后，pH为7，则c（A－）≤c（Na＋）（）
（3）NaHSO4溶液、KF溶液、KAl（SO4）2溶液、NaI溶液中，前三个都对水的电离平衡产生影响，且都促进水的电离（）
（4）盐酸中滴加氨水至中性，溶液中的溶质为NH4Cl（）
（5）向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和气体生成（）
（6）25℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸＜VNaOH（）
（7）NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同（）
4．某学生在0.1mol·
L－1NaHCO3溶液中滴加酚酞溶液1滴，整个溶液几乎没有什么变化，但溶液加热后，显明显淡红色，加热较长时间后冷却，红色不褪去。
该学生为了了解该过程的原因，进行了下列探究过程：
[实验探究]
实验1：
加热NaHCO3溶液，测得溶液pH变化如下表
温度（℃）
10
20
30
50
70
80
100
8.3
8.4
8.5
8.9
9.4
9.6
10.1
实验2：
10℃时，在烧杯中加入0.1mol·
L－1NaHCO3溶液200mL，测得该溶液pH＝8.3，加热到100℃，测得pH＝10.2，恢复到10℃，pH＝9.8。
实验3：
加热0.1mol·
L－1NaHCO3溶液，将产生的气体通入澄清石灰水，溶液变浑浊。
实验4：
①配制0.1mol·
L－1NaHCO3溶液和0.1mol·
L－1Na2CO3溶液各200mL,10℃时，分别测得NaHCO3溶液pH＝8.3，Na2CO3溶液pH＝11.5。
②加热蒸发0.1mol·
L－1NaHCO3溶液200mL，至溶液体积100mL，停止加热，加水至200mL，冷却至原温度，测得溶液pH＝9.8。
③将0.1mol·
L－1NaHCO3溶液200mL敞口放置三天，再加水至200mL，测得溶液pH＝10.1。
请根据上述实验回答下列问题：
（1）用离子方程式表示0.1mol·
L－1NaHCO3溶液中存在的平衡（除水电离平衡外）______________________、_________________________。
这两个平衡以__________________为主，理由是_____________________。
（2）实验3得到的结论是__________________________________________________。
（3）结合实验2、3分析，加热0.1mol·
L－1NaHCO3溶液，pH增大的原因可能是__________________、__________________、__________________。
（4）实验4①得到的结论是___________________________________________________。
（5）实验4②“加水至200mL”的目的是______________________________________。
实验4③可以得到的结论是_________________________________________________。
（6）要确定NaHCO3溶液加热后pH增大的主要原因还需要解决的问题是___________________________。
规律探究
（1）盐类水解易受温度、浓度、溶液的酸碱性等因素的影响，以氯化铁水解为例，当改变条件如升温、通入HCl气体、加水、加铁粉、加碳酸氢钠等时，学生应从移动方向、pH的变化、水解程度、现象等方面去归纳总结，加以分析掌握。
（2）多元弱酸的酸式盐问题。
酸式盐一般既存在水解，又存在电离。
如果酸式盐的电离程度大于其水解程度，溶液显酸性，如NaHSO3溶液；
如果酸式盐的水解程度大于其电离程度，则溶液显碱性，如NaHCO3溶液。
题组三 正确理解外界因素对难溶电解质溶解平衡的影响
5．正误判断，正确的划“√”，错误的划“×
（1）相同温度下，将足量氯化银固体分别放入相同体积的①蒸馏水 ②0.1mol·
L－1盐酸 ③0.1mol·
L－1氯化镁溶液 ④0.1mol·
L－1硝酸银溶液中，Ag＋浓度：
①＞④＝②＞③（）
（2）AgCl沉淀易转化为AgI沉淀且K（AgX）＝c（Ag＋）·
c（X－），故K（AgI）＜K（AgCl）（）
6．（2013·
北京理综，10）实验：
①0.1mol·
L－1AgNO3溶液和0.1mol·
L－1NaCl溶液等体积混合得到浊液a，过滤得到滤液b和白色沉淀c；
②向滤液b中滴加0.1mol·
L－1KI溶液，出现浑浊；
③向沉淀c中滴加0.1mol·
L－1KI溶液，沉淀变为黄色。
下列分析不正确的是（ ）
A．浊液a中存在沉淀溶解平衡：
AgCl（s）
Ag＋（aq）＋Cl－（aq）B．滤液b中不含有Ag＋
C．③中颜色变化说明AgCl转化为AgID．实验可以证明AgI比AgCl更难溶
反思归纳：
（1）沉淀溶解平衡与化学平衡、电离
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