二、典例探究
例1.室温下向10mLpH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是（ ）
A．溶液中导电粒子的数目减少
B.溶液中
不变
C．醋酸的电离程度增大，c（H＋）亦增大
D．再加入10mLpH＝11的NaOH溶液，混合液pH＝7
【解析】 B 醋酸属于弱酸，加水稀释有利于醋酸的电离，所以醋酸的电离程度增大，同时溶液中导电粒子的数目会增多，由于溶液体积变化更大，所以溶液的酸性会降低，即c（H＋）、c（CH3COO－）、c（CH3COOH）均会降低，因此选项A、C均不正确；由水的离子积常数Kw＝c（H＋）·c（OH－）知c（OH－）＝
，所以
＝
＝
，其中Ka表示醋酸的电离平衡常数，由于水的离子积常数和醋酸的电离平衡常数均只与温度有关，所以选项B正确；pH＝3的醋酸溶液中CH3COOH浓度大于0.001mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中NaOH的浓度等于0.001mol·L－1，因为在稀释过程中醋酸的物质的量是不变的，因此加入等体积的pH＝11的NaOH溶液时，醋酸会过量，因此溶液显酸性，所以选项D不正确。
例2.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＞Vy
【解析】 C 由图像可知x稀释10倍，pH变化1个单位（从pH＝2变为pH＝3），故x为强酸；而y稀释10倍，pH变化小于1个单位，故y为弱酸，故A、D错误；pH都为2的x和y，前者物质的量浓度为0.01mol·L－1，而后者大于0.01mol·L－1，故滴加NaOH溶液中和至溶液为中性时，后者消耗碱的体积大，故C正确，B错误。
三、方法总结
判断电解质强弱的方法
1．在相同浓度、温度下，与强电解质做导电性对比实验。
如同条件下，测相同浓度的HA和HCl溶液的导电性，若相同，HA为强酸；若HA比HCl弱，HA为弱酸。
2．在相同浓度、温度下，比较反应速率的快慢。
如将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中，反应速率前者比后者快。
3．比较浓度与pH的关系。
如0.1mol·L－1CH3COOH，其pH>1，则可证明CH3COO
H是弱电解质。
4．测定对应盐的酸碱性。
如CH3COONa溶液呈碱性，则证明醋酸是弱酸。
5．比较稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。
如将pH＝2的酸溶液稀释1000倍，若pH为4，则证明酸为弱酸；若pH为5，则证明酸为强酸。
6．采用实验证明存在电离平衡。
如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONH4，颜色变浅。
四、特别提醒
克服定势思维。
防止出现平衡向右移动，则左边物质所有的量均减小，右边物质的量均增加的定势思维。
因为引起平衡移动的因素不确定，如加水稀释可使平衡右移，反应物的量减小；加入溶质也使平衡右移，反应物的量增大。
各个物理量的定义不同，如加水稀释使平衡右移，生成物的物质的量增大，但生成物的物质的量浓度却减小。
考点二、水的电离及溶液酸碱性
一、知识梳理
1.水的离子积常数
（1）25℃时，水的离子积Kw＝c（H＋）·c（OH－）＝1×10－14，Kw称为水的离子积常数，简称水的离子积。
（2）水的电离过程是吸热过程，温度升高，Kw增大，温度降低，Kw减小。
2.外界条件对水的电离平衡的影响
H2O
H＋＋OH－ ΔH>0
条件变化
升高温度
加酸
加碱
加强酸弱碱盐
加强碱弱酸盐
移动方向
→
←
←
→
→
c（H＋）
↑
↑
↓
↑
↓
c（OH－）
↑
↓
↑
↓
↑
Kw
↑
－
－
－
－
3.pH计算
（1）水电离
出的c（H+）或c（OH－）的计算（25℃）
①中性溶液：
c（H+）=c（OH－）=1.0×10－7mol/L
②溶质为酸（碱）的溶液：
H+（OH－）来源于酸（碱）的电离和水的电离，而OH－（H+）只来源于水的电离。
如pH=2的盐酸中水电离出的c（H+）:
先求出溶液中的c（OH－）=10－12mol/L，即水电离出的c（H+）水=c（OH－）=10－12mol/L.
③正盐水解呈酸性或碱性的盐溶液
H+和OH－均由水电离产生。
如pH=2的NH4Cl溶液中由水电离出的c（H+）=10－2mol/L[c（OH－）=10－12mol/L是因为部分OH－与部分NH4+结合了]
（2）溶液pH的计算类型及方法（常温下）
①酸、碱溶液pH计算
强酸溶液，如HnA，设浓度为cmol/L，c（H+）=ncmol/L,pH=－lgc（H+）=－lg（nc）。
强碱溶液，如B（OH）n，设浓度为cmol/L，c（OH－）=ncmol/L,则c（H+）=10－14/ncmol/L，故pH=－lgc（H+）=14+lg（nc）
②酸、碱混合pH的计算
两强酸混合：
c混（H+）=c1（H+）V1+c2（H+）V2
V1+V2
两强碱混合：
c混（OH－）=c1（OH－）V1+c2（OH－）V2
V1+V2
强酸、强碱混合
酸过量：
c混（H+）=c酸（H+）V酸－c碱（OH－）V碱
V酸+V碱
碱过量c混（OH－）=c碱（OH－）V碱－c酸（H+）V酸
V酸+V碱
4、酸碱中和滴定（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）
（1）滴定前的准备
滴定管：
查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
锥形瓶：
注碱液→记读数→
加指示剂。
（2）滴定
左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化，滴定至终点时，记录标准液的体积。
（3）终点判断
滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且半分钟不恢复，视为滴定终点。
（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。
2．误差分析
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱（酚酞作指示剂）为例，因操作不正确而引起的误差有：
步骤
操作
V标准
c待测
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
变大
偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
偏低
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液
放出碱液的滴定管开始时尖嘴处有气泡，放出液体后气泡消失
变小
偏低
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
变大
偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出
变小
偏低
部分酸液滴出锥形瓶外
变大
偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化
变大
偏高
读数
滴定前读数正确，滴定后俯视读数
变小
偏低
滴定前读数正确，滴定后仰视读数
变大
偏高
二、典例探究
例3.水中加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是（ ）
A．NaHSO4溶液B．KF溶液
C．KAl（SO4）2溶液D．NaI溶液
答案：
D
解析：
A项电离出H＋，抑制水的电离；B项F－水解促进水的电离；C项Al3＋水解促进水的电离；D项Na＋、I－均不水解，对水的电离无影响。
例4.25℃时，用浓度为0.1000mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00mL浓度均为0.1000mol·L－1的三种酸HX、HY、HZ，滴定曲线如图所示，下列说法正确的是（ ）
A．在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序：
HZB．根据滴定曲线，可得Ka（HY）＝10－5
C．将上述HX、HY溶液等体积混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反应时：
c（X－）>c（Y－）>c（OH－）>c（H＋）
D．HY与HZ混合，达到平衡时：
c（H＋）＝
＋c（Z－）＋c（OH－）
解析：
B由图像知酸性HZ＞HY＞HX，同条件下三种酸导电能力HZ＞HY＞HX，A错误；从滴定曲线知Ka（HY）＝
＝
＝10－5，B正确；由于酸性HY＞HX，NaX水解程度大于NaY，故c（Y－）＞c（X－），溶液呈碱性，即c（OH－）＞c（H＋），正确顺序：
c（Y－）＞c（X－）＞c（OH－）＞c（H＋），C错误；根据质子守恒c（H＋）＝c（Y－）＋c（Z－）＋c（OH－），D错误。
三、特别提醒
“滴定终点”、“恰好中和”、“呈中性（或pH＝7）”的不同。
（1）滴定终点：
指示剂变色时即“达到了滴定的终点”，通常与理论终点存在着一定的误差（允许误差），而指示剂变色点都不是pH＝7的情况。
（2）恰好中和：
指酸和碱恰好完全反应生成盐和水的时刻，此时的溶液不一定呈中性。
（3）呈中性：
溶液中的氢离子浓度等于氢氧根离子浓度（常温下pH＝7）。
考点三、盐类的水解
一、知识梳理
1．盐类水解的规律
（1）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，强弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。
（2）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（3）弱酸酸式盐水溶液的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。
①若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。
②若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性，如NaHCO3、Na2HPO4等。
2．影响盐类水解的因素
外界条件对反应Fe3＋＋3H2O
Fe（OH）3＋3H＋（正反应为吸热反应）的影响如下：
条件
移动方向
H＋数
pH
Fe3＋水解程度
现象
升高温度
向右
增加
降低
增大
颜色变深
（黄→红褐）
通HCl
向左
增加
降低
减小
颜色变浅
加H2O
向右
增加
升高
增大
颜色变浅
加镁粉
向右
减小
升高
增大
红褐色沉淀，无色气体
加NaHCO3
向右
减小
升高
增大
红褐色沉淀，无色气体
3.盐类水解的应用
应用
举例
判断溶液的酸碱性
FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2O
Fe（OH）3＋3H＋
离子浓度大小比较
NH4Cl溶液中，c（Cl－）>c（NH
）>c（H＋）>c（OH－）
判断酸性强弱
NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性HX>HY>HZ
贮存易水解盐溶液
配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解
判断盐溶液蒸干产物
AlCl3溶液蒸干灼烧时的产物为Al2O3
胶体的制取
制取Fe（OH）3胶体的离子反应：
Fe3＋＋3H2O
Fe（OH）3（胶体）＋3H＋
离子共存的判断
Al3＋与AlO
、CO
、HCO
、S2－、HS－等因相互促进水解而不共存
泡沫灭火器原理
成分为NaHCO3与Al2（SO4）3，发生反应为
Al3＋＋3HCO
===Al（OH）3↓＋3CO2↑
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O
Al（OH）3（胶体）＋3H＋
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用
二、典例探究
例5.下列说法错误的是（ ）
A．下列离子在溶液中能大量共存：
Al3＋、Na＋、S2－、NO
B．为保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量盐酸
C．实验室盛放Na2CO3、Na2SiO3等溶液的试剂瓶应用橡皮塞，而不能用玻璃塞
D．NaX、NaY、NaZ的溶液，其pH依次增大，则HX、HY、HZ的酸性依次减弱
【解析】 A A项中S2－与Al3＋水解相互促进，最终生成硫化氢和氢氧化铝，因此不能大量共存，所以错误；B项中为了防止氯化铁水解，要在溶液中加入少量盐酸，所以正确；C项中Na2CO3、Na2SiO3等溶液水解呈碱性，能与玻璃中的二氧化硅反应生成硅酸，使玻璃塞粘在玻璃瓶上，所以正确；D项中pH依次增大说明水解程度增大，进一步说明所对应氢化物酸性减弱，所以正确。
3、、特别提醒
一般盐类水解程度很小，水解产物很少，不标“↑”或“↓”，不把产物（如NH3·H2O、H2CO3）写成其分解产物的形式。
考点四、溶液中微粒浓度的大小比较
一、知识梳理
1、微粒浓度大小比较的理论依据和守恒关系
（1）两个理论依据
①弱电解质电离理论：
电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度。
如，H2CO3溶液中：
c（H2CO3）>c（HCO
）≫c（CO
）（多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离）。
②水解理论：
水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。
如，Na2CO3溶液中：
c（CO
）>c（HCO
）≫c（H2CO3）（多元弱酸根离子的以第一步为主）。
（2）三个守恒关系
①电荷守恒：
电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。
如，NaHCO3溶液中：
c（Na＋）＋c（H＋）===c（HCO
）＋2c（CO
）＋c（OH－）。
②物料守恒：
物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。
如，0.1mol·L－1NaHCO3溶液：
c（Na＋）＝c（HCO
）＋c（CO
）＋c（H2CO3）＝0.1mol·L－1。
③质子守恒：
由水电离出的c（H＋）等于由水电离出的c（OH－），在碱性盐溶液中OH－守恒，在酸性盐溶液中H
＋守恒。
如，Na2CO3溶液中c（OH－）＝c（H＋）＋c（HCO
）＋2c（H2CO3）。
2、四种情况分析
①多元弱酸溶液
根据多步电离分析，如：
在H3PO3溶液中，c（H＋）>c（H2PO
）>c（HPO
）>c（PO
）。
②多元弱酸的正盐溶液
根据弱酸根的分步水解分析，如：
Na2CO3溶液中：
c（Na＋）>c（CO
）>c（OH－）>c（HCO
）。
③不同溶液中同一离子浓度的比较
要看溶液中其他离子对其产生的影响。
例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：
①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，c（NH
）由大到小的顺序是③>①>②。
④混合溶液中各离子浓度的比较
要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。
例如，在0.1mol·L－1的NH4Cl和0.1mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为c（NH
）>c（Cl－）>c（OH－）>c（H＋）。
在该溶液中，NH3·H2O的电离与NH
的水解互相抑制，但NH3·H2O的电离程度大于NH
的水解程度，溶液呈碱性，c（OH－）>c（H＋），同时c（NH
）>c（Cl－）。
二、典例探究
例6.下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度的关系正确的是（ ）
A．向0.1mol·L－1NH4Cl溶液中通入一定量氨气：
c（Cl－）>c（NH
）>c（
OH－）>c（H＋）
B．将醋酸钠、盐酸两溶液混合后，溶液呈中性，则混合后的溶液中：
c（Na＋）C．已知Ka（HF）＝7.2×10－4，Ka（HCN）＝4.9×10－10，等体积等浓度的NaF、NaCN溶液中，前者离子总数小于后者
D．浓度均为0.1mol·L－1的三种溶液中：
①（NH4）2CO3、②（NH4）2SO4、③（NH4）2Fe（SO4）2，c（NH
）的大小顺序为：
③>②>①
答案：
D
解析：
向0.1mol·L－1NH4Cl溶液中通入一定量氨气，溶液可能为碱性、中性或酸性，由于无法判断溶液酸碱性，则无法判断溶液中离子浓度大小，故A错误；将醋酸钠、盐酸两溶液混合后，溶液呈中性，则：
c（OH－）＝c（H＋），根据电荷守恒c（OH－）＋c（CH3COO－）＋c（Cl－）＝c（Na＋）＋c（H＋）可得：
c（CH3COO－）＋c（Cl－）＝c（Na＋），则c（Na＋）＞c（Cl－），故B错误；Ka越小，对应盐的水解程度越大，其离子总数就越小，
则等体积等浓度的NaF、NaCN溶液中，前者离子总数大于后者，故C错误；①相互促进水解，②中只有铵根离子水解，③中亚铁离子水解生成的氢离子抑制铵根离子水解，则c（NH
）的大小顺序为：
③＞②＞①，故D正确。
三、方法总结
比较溶液中粒子浓度大小的步骤
1．判反应
判断两种溶液混合时，是否发生化学反应，这一步主要目的是搞清楚溶液的真实组成。
2．写平衡
根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡（水解平衡、电离平衡），尤其要注意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。
3．列等式
根据溶液中的守恒原理，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中离子浓度间的数学关系式。
4．分主次
根据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关规律，分析哪些平衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进行的程度相对小一些，再依次比较出溶液中各粒子浓度的大小。
考点五、沉淀溶解平衡
一、知识梳理
1、难溶电解质的溶解平衡
在一定重要条件下，当沉淀与溶解的速度相等时，便达到固体难溶电解质与溶液中离子间的平衡状态。
例如：
BaSO4（s）
Ba2+（
aq）+SO42-（aq）
2、溶度积：
在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之乘积为一常数，称为溶度积常数，简称溶度积。
用符号Ksp表示。
对于AmBn型电解质来说，溶度积的公式是：
Ksp=[An+]m[Bm+]n
1溶度积与溶解度的关系
溶度积和溶解度都可以表示物质的溶解能力，溶度积的大小与溶解度有关，它反映了物质的溶解能力。
2溶度积规则，可以判断溶液中沉淀的生成和溶解。
3离子积Qc与溶度积Ksp的区别与联系
某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Qc
当Qc＜Ksp时，为不饱和溶液；
当Qc=Ksp时，为饱和溶液；
当Qc＞Ksp时，为过饱和溶液。
3．沉淀溶解平衡的应用
（1）沉淀的生成
在工业生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。
常见的方法有：
①调节溶液的pH法：
使杂质离子转化为氢氧化物沉淀。
如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7～8，离子方程式为Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe（OH）3↓＋3NH
。
②加沉淀剂法：
加入沉淀剂使杂质离子转化为沉淀除去。
如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋；
（2）沉淀的溶解
根据平衡移动，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。
方法有：
①酸碱溶解法：
加入酸或碱与溶解平衡体系中的相应离子反应，降低离子浓度，使平衡向溶解的方向移动，如CaCO3可溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。
②盐溶解法：
加入盐溶液，与沉淀溶解平衡体系中某种离子生成弱电解质，从而减小离子浓度使沉淀溶解，如Mg（OH）2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为：
Mg（OH）2＋2NH
===Mg2＋＋2NH3·H2O。
③配位溶解法：
加入适当的配合剂，与沉淀溶解平衡体系中某种离子生成稳定的配合物，从而减小离子浓度使沉淀溶解，如AgCl溶于氨水，离子方程式为：
AgCl＋2NH3·H2O===[Ag（NH3）2]＋＋Cl－＋2H2O。
二、典例探究
例7.某温度下，Fe（OH）3（s）、Cu（OH）2（s）分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH，金属阳离子浓度的变化如图所示。
据图分析，下列判断错误的是（ ）
A．Ksp[Fe（OH）3]B．加适量NH4Cl固体可使溶液由a点变到b点
C．c、d两点代表的溶液中c（H＋）与c（OH－）乘积相等
D．Fe（OH）3、Cu（OH）2分别在b、c两点代表的溶液中达到饱和
答案：
B
解析：
b、c两点金属阳离子的浓度相等，都
设为x，c（OH－）c＝
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